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第一节 反应热的计算
一、盖斯定律
（一）内容：一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是相同的。这就是
盖斯定律。
（二）内涵：在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途
径无关。
（三）对盖斯定律的理解
1、从反应途径的角度：反应热指的是反应物和生成物的总的“能量差”。它是一个由状态决定的
量，与反应的具体过程无关。就像从同一起点登山至山顶，不管选哪一条路
走，历经不同的途径和不同的方式，但山的高度是不变的。
2、从能量守恒的角度：对于任意一个反应，无论该反应从什么途径发生，从反应开始到反应结束，
能量既不增加，也不减少，只是从一种形式转化成另一种形式
（四）应用：对于有些反应进行得很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产物不纯（有副
反应发生）这些类
反应，可应用盖斯定律间接的把它们的反应热计算出来
二、反应热的计算
（一）利用热量求反应热
（二）利用燃烧热求反应热
（三）利用热化学方程式和盖斯定律求反应热
（四）利用化学键的键能求反应热：ΔH=反应物的键能之和-生成物的键能之和
三、反应热大小比较
（一）如果热化学方程式中化学计量数加倍，ΔH也要加倍，再通过吸放热反应类型比较ΔH大小
放热 放热
（二）同一反应中反应物或生成物状态不同时，要考虑A(g) A(l) A(s)；或者从物质
吸热 吸热
三种状态自身所具有的能量比较：E(g)>E(l)>E(s),可知反应热大小也不相同
（三）对于晶体类型不同，产物相同的反应，其反应热也不同。例如：C(石墨, s)+O(g)=CO(g)
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ΔH=—akJ/mol ①,
C(金刚石, s)+O(g)=CO(g) ΔH=—bkJ/mol ②,由①②推出 C(石墨, s)=C(金刚石, s) ΔH=(b—
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a)kJ/mol，又因为石墨的所具有的能量<金刚石所具有的能量，所以 ΔH>0，即b—a>0，所以b>a注：在比较反应热大小时，要注意比较的是放出热量的大小还是ΔH的大小，当反应为放热反应时，
二者的比较结果正好相反
（四）根据反应进行的程度比较反应热的大小
1、其他条件相同时，燃烧越充分，放出热量越多，ΔH越小
2、对于可逆反应，由于反应物不可能完全转化为生成物，所以实际放出（或吸收）的热量小于相
应的热化学方程式中的ΔH的绝对值
（五）中和反应中反应热的大小
1、浓硫酸和氢氧化钠固体反应生成1mol水时，放出的热量一定大于57.3kJ（浓硫酸稀释和氢氧化
钠固体溶解时都会放出热量）
2、醋酸和氢氧化钠溶液反应生成1mol水时，放出的热量一定小于57.3kJ（醋酸电离会吸热）
3、稀硫酸和氢氧化钡溶液反应生成1mol水时，放出的热量一定大于57.3kJ（SO 2-和Ba2+反应生成
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的BaSO 沉淀会放热）
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四、中和反应反应热的测定
(1)中和反应反应热可以用实验的方法测得。先将反应器置于绝热容器中,
然后在反应器内将酸、碱稀溶液混合,发生中和反应,放出的热传入水(稀
溶液)中,测量出水(稀溶液)的温度变化,根据水的质量、比热容等可求出
反应放出的热量。
(2)实验仪器装置——量热计
3.实验测量数据
(1)初始温度(t ℃)
1
用一量筒量取 50 mL 0.50 mol ·L-1盐酸,倒入简易量热计中,测量并记录
其温度;用另一量筒量取 50 mL 0.50 mol ·L-1 NaOH 溶液,测量并记录其
温度,取两温度平均值为t ℃。
1(2)终止温度(t ℃)
2
把量筒中的 NaOH 溶液 迅速倒入盛有盐酸的简易量热计中,立即盖上盖板,
用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液,并准确读取混合溶液的最高温度,记录终
止温度为
t ℃。
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(3)重复实验操作三次,记录每次的实验数据,取其平均值作为计算依据。
4.实验数据处理
盐酸、氢氧化钠溶液为稀溶液,其密度近似地认为都是 1 g·cm-3,反应后
溶液的比热容c=4.18 J·g-1·℃-1,忽略量热计的比热容。该实验中盐酸和
NaOH溶液反应放出的热量是 0.418(t -t )kJ,中和热ΔH= 。
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[学有所思] 如何利用盖斯定律计算反应热?
提示:(1)首先要明确所求反应的始态和终态,各物质化学计量数;判断该反
应是吸热还是放热。
(2)不同途径对应的最终结果应一样。
(3)叠加各反应式时,有的反应要逆向写,ΔH>0 或 ΔH<0 也要作相应改变,
有的反应式要扩大或减小倍数,ΔH也要相应扩大或减小相同倍数。
(4)不要忽视弱电解质的电离、水解反应吸热,浓硫酸的稀释、氢氧化钠固
体的溶解放热,都对反应热有影响。
