文档文本内容
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专题01 化学反应的热效应
目录
01 知识脑图·学科框架速建
02 考点精析·知识能力全解
【知能解读01】反应热 焓变
【知能解读02】热化学方程式
【知能解读03】盖斯定律及其应用
03 攻坚指南·高频考点突破
【重难点突破01】反应热的计算
【重难点突破02】反应热大小的比较规律
04 避坑锦囊·易混易错诊疗
【易混易错01】化学反应的热效应的易混易错点
【易混易错02】热化学方程式书写注意事项
05 通法提炼·高频思维拆解
【方法技巧01】做到“五看”，快速判断热化学方程式的正误
【方法技巧02】利用盖斯定律书写热化学方程式的一般步骤
1
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01 反应热 焓变
1.反应热、焓变
（1）反应热：在等温条件下，化学反应体系向环境
或从环境
的热量，称为化学反应的热效应，
简称反应热。
（2）焓变：在
条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变。对于一个化学反应，生成物的总
焓与反应物的总焓之差称为焓变，用
表示，单位常用kJ/mol（或kJ·mol－1）。
（3）放热反应的ΔH 为负值，吸热反应的ΔH 为正值。
2.吸热反应和放热反应
放热反应
吸热反应
概念
释放热量的化学反应
吸收热量的化学反应
形成
反应物的内能
（填“＞”或“＜”，
下同）生成物的内能
反应物的内能
生成物的内能
2
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原因
与化学键
的关系
生成物成键时释放的总能量
反应物断
键时吸收的总能量
生成物成键时释放的总能量
反应物断
键时吸收的总能量
图示
图示
E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能；
①放热反应（ΔH＜0）：E1＜E2
②吸热反应（ΔH＞0）：E1＞E2
常见反应
（1）所有的燃烧反应；
（2）酸碱中和反应；
（3）金属与酸或水的反应；
（4）原电池反应；
（5）大多数化合反应；
（6）用电石制乙炔的反应；
（7）铝热反应
（1）大多数分解反应；
（2）大多数以H2、CO、C 为还原剂的氧化
还原反应；
（3）Ba（OH）2·8H2O 与NH4Cl 的反应；
（4）盐的水解；
（5）碳酸氢钠与盐酸的反应
注意 内能是体系内物质所含各种微观粒子的能量总和。内能的大小除了与物质的种类、数量及聚集状态
有关外，还与体系的温度、压强有关。
3.ΔH 的计算公式
化学反应ΔH 计算{
Δ H ＝生成物的内能－反应物的内能
Δ H ＝反应物的总键能－生成物的总键能
Δ H ＝正反应的活化能－逆反应的活化能
4.燃烧热
反应热类型
燃烧热
能量变化
放热；ΔH＜0
标准
l
纯物质
反应热
的含义
101 kPa 时，1 mol 纯物质
燃烧生成
时放出的热量；不同的可燃物，
其燃烧热一般不同
表示方法
燃烧热为a kJ·mol－1，其对应反应的ΔH＝－a kJ·mol－1
注意 由于燃烧反应均是放热反应，用文字表述燃烧热时可不带“－”，但用ΔH 表示燃烧热时，必须带
“－”。如某物质的燃烧热是Q kJ·mol－1或ΔH＝－Q kJ·mol－1。
5.中和反应反应热的测定
3
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装置
试剂
50 mL 0.50 mol·L－1盐酸与50 mL 0.55 mol·L－1NaOH 溶液
中和反应反
应热的计算
反应后生成的溶液的比热容c 近似为4.18 J·（g·℃）－1，两溶液的质量均近似为50 g
放出热量
Q＝Δt×m×c
反应热
ΔH＝－（m 酸＋m 碱）×c×（t 终－t始酸＋t始碱
2
）
【跟踪训练】
1.易错辨析。
（1）物质发生化学变化都伴有能量的变化。（ ）
（2）放热反应中，生成物的总能量高于反应物的总能量。（ ）
（3）放热反应不需要加热就能发生，吸热反应不加热就不能发生。（ ）
（4）同温同压下，反应H2（g）＋Cl2（g）
2HCl（g）在光照和点燃条件下的ΔH 不同。
（ ）
（5）物质的物理变化过程中，也会有能量变化，但不属于吸热反应和放热反应。（ ）
（6）在测定中和反应反应热的实验中，应把NaOH 溶液分多次倒入。（ ）
（7）对于同一反应来说，中和反应的反应热的测定结果与所用酸、碱溶液的用量有关。（ ）
2.根据如图数据计算反应1
2N2（g）＋3
2H2（g）
NH3（g）的ΔH＝
kJ·mol－1。
3. 在一定温度下，利用催化剂将NH3分解为N2和H2。相关化学键的键能数据如下：
化学键
H—H
N—H
键能E/（kJ·mol－1）
946
436.0
390.8
反应2NH3（g）⇌N2（g）＋3H2（g） ΔH＝
kJ·mol－1。
4.某反应的反应过程与能量关系如图所示：
4
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（1）该反应的ΔH
（填“＞”或“＜”）0。
（2）过程 为有催化剂条件的反应。
（3）写出E1的含义 。
5.写出下列燃烧元素对应的稳定产物及状态
（1）C→ ；
（2）H→ ；
（3）S→ ；
（4）N→ 。
6.已知：电解液态水制备1 mol O2（g），电解反应的ΔH＝＋572 kJ·mol－1。由此计算H2（g）的燃烧热
（焓）ΔH＝
kJ·mol－1。
7.关于中和反应反应热的测定实验，请回答下列问题：
（1）反应试剂若使用浓酸、浓碱溶液，浓酸或浓碱溶液稀释时 （填“吸收”或“放出”）大量的热，
使所测中和反应反应热数值的绝对值 （填“偏大”或“偏小”）。
（2）反应试剂若使用弱酸、弱碱溶液，弱酸或弱碱电离时 （填“吸热”或“放热”），使所测中和
反应反应热数值的绝对值 （填“偏大”或“偏小”）。
（3）若中和反应生成沉淀，沉淀的生成会 （填“吸热”或“放热”），使所测中和反应反应热数值
的绝对值 （填“偏大”或“偏小”）。
02 热化学方程式
1.定义
表明
的化学方程式，叫作热化学方程式。
如H2（g）＋1
2O2（g）
H2O（g） ΔH＝－241.8 kJ·mol－1表示的意义：在25 ℃、101
kPa 下，
。
2.“五步”书写热化学方程式
步骤1 写方程式——写出配平的化学方程式；
步骤2 标状态——用“s”“l”“g”“aq”标明物质的聚集状态；
步骤3 标条件——标明反应的温度和压强（101 kPa、25 ℃时可不标注）；
步骤4 标ΔH——在方程式后写出ΔH；
步骤5 标数值——根据化学计量数计算并写出ΔH 的数值及单位。
【跟踪训练】
1.易错辨析。
5
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（1）CH4（g）＋2O2（g）
CO2（g）＋2H2O（l） ΔH＝－890.3 kJ。（ ）
（2）NaOH（aq）＋HCl（aq）
NaCl（aq）＋H2O ΔH＝＋57.3 kJ·mol－1。（ ）
（3）S（s）＋O2（g）
SO2（g） ΔH＝＋296.8 kJ·mol－1。（ ）
（4）已知：298 K 、101 kPa 下，A（g）＋3B（g）⇌2C（g） ΔH＝－92.4 kJ·mol－1。将1.5 mol B（g）
和过量的A（g）在此条件下充分反应，放出热量46.2 kJ。（ ）
2.请写出298 K、101 kPa 时，下列反应的热化学方程式。
（1）一定量N2（g）与一定量H2（g）反应生成2 mol NH3（g），放出92.4 kJ 热量。
（2）N2（g）与O2（g）反应生成0.5 mol NO（g），吸收34 kJ 热量。
03 盖斯定律及其应用
1．盖斯定律
（1）定义：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 。即反应热只与
反应体系的 和 有关，而与 无关。如：
途径一：A→B
途径二：A→C→B
则ΔH1、ΔH2、ΔH 的关系为ΔH＝ 。
（2）本质：在指定状态下，各物质的焓都是确定的，等压且没有除体积功之外的其他功产生时，从反应
物变成产物，无论经过哪些步骤，它们焓的差值都是不变的。
2．“盖斯定律”型反应热(焓变)的运算规则
热化学方程式
方程式系
数关系
焓变之间的关系
反应Ⅰ：aA(g)===B(g) ΔH1
反应Ⅱ：B(g)===aA(g) ΔH2
Ⅰ＝－Ⅱ
ΔH1＝－ΔH2
反应Ⅰ：aA(g)===B(g) ΔH1
反应Ⅱ：A(g)===B(g) ΔH2
Ⅰ＝a×Ⅱ
ΔH1＝a×ΔH2
/
ΔH＝ΔH1＋ΔH2
或ΔH＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5
6
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3．盖斯定律的应用
应用盖斯定律计算反应热并比较大小。
若一个化学反应的化学方程式可由另外几个反应的化学方程式相加减而得到，则该反应的焓变即为这几个
反应的焓变的代数和。
4．反应热大小的比较
（1）根据反应物量的大小关系比较反应焓变大小
①H2（g）＋1
2O2（g）
H2O（g） ΔH1
②2H2（g）＋O2（g）
2H2O（g） ΔH2
反应②中H2的量更多，因此放热更多，｜ΔH1｜
｜ΔH2｜，但ΔH1＜0，ΔH2＜0，故ΔH1
ΔH2。
（2）根据反应进行程度的大小比较反应焓变大小
③C（s）＋1
2O2（g）
CO（g） ΔH3
④C（s）＋O2（g）
CO2（g） ΔH4
反应④，C 完全燃烧，放热更多，｜ΔH3｜
｜ΔH4｜，但ΔH3＜0，ΔH4＜0，故ΔH3
ΔH4。
（3）根据反应物或生成物的状态比较反应焓变大小
⑤S（g）＋O2（g）
SO2（g） ΔH5
⑥S（s）＋O2（g）
SO2（g） ΔH6
方法一：图像法
由图像可知：｜ΔH5｜
｜ΔH6｜，但ΔH5＜0，ΔH6＜0，故ΔH5
ΔH6。
方法二：通过盖斯定律构造新的热化学方程式
由⑤－⑥可得S（g）
S（s） ΔH＝ ＜0，故ΔH5
ΔH6。
（4）根据特殊反应的焓变情况比较反应焓变大小
⑦2Al（s）＋3
2O2（g）
Al2O3（s） ΔH7
7
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⑧2Fe（s）＋3
2O2（g）
Fe2O3（s） ΔH8
由⑦－⑧可得2Al（s）＋Fe2O3（s）
2Fe（s）＋Al2O3（s） ΔH＝ 。已知
铝热反应为放热反应，故ΔH＜0，ΔH7
ΔH8。
【跟踪训练】
1.易错辨析。
（1）一个反应一步完成或分几步完成，二者相比，经过的步骤越多，放出的热量越多。（ ）
（2）由H2（g）＋1
2O2（g）
H2O（g） ΔH＝－a kJ·mol－1可知，1 g H2（g）完全燃
烧生成H2O（g）放出的热量为a kJ。（ ）
（3）已知：A（g）＋B（g）
C（g） ΔH1，A（g）＋B（g）
C
（l） ΔH2，则ΔH1＞ΔH2。（ ）
2.如图是通过热化学循环在较低温度下由水或硫化氢分解制备氢气的反应系统原理。
通过计算，可知系统（Ⅰ）和系统（Ⅱ）制氢的热化学方程式分别为
、
，制得等量H2所需能量较少的是
。
3.依据图示关系，请回答：
（1）1 mol C（石墨，s）和1 mol CO 分别在足量O2中燃烧，全部转化为CO2，
（填“前者”或“后
者”）放热多。
（2）写出1 mol C（石墨，s）与CO2（g）反应生成CO（g）的热化学方程式：
。
4.室温下，将1 mol CuSO4·5H2O 溶于水会使溶液温度降低，热效应为ΔH1，将1 mol CuSO4（s）溶于水会
使溶液温度升高，热效应为ΔH2 ；CuSO4·5H2O 受热分解的热化学方程式为CuSO4·5H2O （s ）
CuSO4（s）＋5H2O（l） ΔH3。
（1）ΔH1
0，ΔH2
0（填“＞”或“＜”）。
（2）ΔH3＝
（用ΔH1和ΔH2表示）。
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01 反应热的计算
1．主要依据
热化学方程式、键能、盖斯定律及燃烧热、中和热、反应物和生成物的总能量等。
2．主要方法
①根据热化学方程式计算
反应热与反应物和生成物各物质的物质的量成正比。
②根据反应物和生成物的总能量计算
ΔH＝__E 生成物－
E 反应物__。
③依据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算
ΔH＝__E 反应物的化学键断裂吸收的能量－
E 生成物的化学键形成释放的能量__
④根据盖斯定律计算
化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。即如果一个反
应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
应用盖斯定律常用以下两种方法。
a．热化学方程式相加或相减，如由
C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1；
C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH2；
可得2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g) ΔH＝2(ΔH1－ΔH2)
b．合理设计反应途径，如
，
则ΔH＝ΔH1＋ΔH2。
⑤根据物质燃烧热数值计算
Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH|
⑥根据比热公式进行计算
Q＝c·m·ΔT
【跟踪训练】
1.已知：
C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g) ΔH＝a kJ·mol－1
2C(s)＋O2(g)===2CO(g) ΔH＝－220 kJ·mol－1
H—H、O===O 和O—H 键的键能分别为436 kJ·mol－1、496 kJ·mol－1和462 kJ·mol－1，则a 为( )
A．－332
B．－118
C．＋350
D．＋130
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2.CO2是一种廉价的碳资源，其综合利用具有重要意义。CO2与CH4经催化重整，可制得合成气：
CH4(g)＋CO2(g)2CO(g)＋2H2(g)
已知上述反应中相关的化学键键能数据如下：
化学键
C—H
C==O
H—H
C
O(CO)
键能/(kJ·mol－1)
413
745
436
1 075
填写下列空白：
该反应的ΔH＝__ __。分别在V L 恒温密闭容器A(恒容)、B(恒压，容积可变)中，加入CH4和
CO2各1 mol 的混合气体。两容器中反应达平衡后放出或吸收的热量较多的是__ __(填“A”或“B”)。
02 反应热大小的比较规律
（1）吸热反应的ΔH 比放热反应的ΔH 大(前者大于0，后者小于0)
（2）等量的可燃物完全燃烧所放出的热量比不完全燃烧所放出的热量多
例：C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＜0 C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH2＜0；ΔH1为完全燃烧放出的热量多，又
ΔH1和ΔH2均为负值，所以ΔH1＜ΔH2
（3）产物相同时，A(g)燃烧放出的热量比等量的A(s)燃烧放出的热量多
例：S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1＜0
S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2＜0 则ΔH1＜ΔH2
（4）反应物相同时，生成C(l)所放出的热量比生成等量的C(g)放出的热量多
例：A(g)＋B(g)===C(l) ΔH1＜0
A(g)＋B(g)===C(g) ΔH2＜0 则ΔH1＜ΔH2
（5）对于可逆反应，因反应不能进行完全，实际反应过程中放出或吸收的热量要小于理论值
例：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) ΔH＝－197 kJ·mol－1，向密闭容器中通入2 mol SO2和1 mol O2反应达平衡
后，放出的热量小于197 kJ
（6）对于同一反应，化学计量数大的，对应放出(吸收)的热量多
例：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH1＜0
H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH2＜0 则ΔH1＜ΔH2
（7）生成等量的水时，强酸和强碱的稀溶液反应比弱酸和强碱或强酸和弱碱或弱酸和弱碱的稀溶液反应
放出的热量多
（8）离子电荷相同时，半径越小，断裂离子键时吸收的能量越多
（9）若比较的是ΔH 的大小，则看的是ΔH 的整体数值，包括正负号进行比较 ；若题中所说的是放出(吸
收)的热量大小比较，则比较的是ΔH 的绝对值大小
【跟踪训练】
1．试比较下列各组ΔH 的大小。
(1)同一反应，生成物状态不同时
A(g)＋B(g)===C(g) ΔH1<0
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A(g)＋B(g)===C(l) ΔH2<0
则ΔH1________(填“>”“<”或“＝”，下同)ΔH2。
(2)同一反应，反应物状态不同时
S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1<0
S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2<0
则ΔH1________ΔH2。
(3)两个有联系的不同反应相比
C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1<0
C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH2<0
则ΔH1________ΔH2。
2．根据以下热化学方程式，ΔH1和ΔH2的大小比较错误的是( )
A．2H2S(g)＋3O2(g)===2SO2(g)＋2H2O(l) ΔH1
2H2S(g)＋O2(g)===2S(s)＋2H2O(l) ΔH2
则有ΔH1＞ΔH2
B．Br2(g)＋H2(g)===2HBr(g) ΔH1
Br2(l)＋H2(g)===2HBr(g) ΔH2，则有ΔH1＜ΔH2
C．4Al(s)＋3O2(g)===2Al2O3(s) ΔH1
4Fe(s)＋3O2(g)===2Fe2O3(s) ΔH2
则有ΔH1＜ΔH2
D．Cl2(g)＋H2(g)===2HCl(g) ΔH1
Br2(g)＋H2(g)===2HBr(g) ΔH2，则有ΔH1＜ΔH2
01 化学反应的热效应的易混易错点
1．规避两个易失分点
(1)旧化学键的断裂和新化学键的形成是同时进行的，缺少任何一个过程都不是化学变化。
(2)常见物质中的化学键数目
物质
CO2
(C===O)
CH4
(C—H)
P4
(P—P)
SiO2
(Si—O)
石墨
金刚石
S8
(S—S)
Si
键数
2
4
6
4
1.5
2
8
2
(3)根据化学键断裂和形成过程中的能量变化计算反应热时，需注意断键和成键的总数，必须是断键时吸收
的总能量和成键时放出的总能量。
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2．ΔH 与反应的“可逆性”
可逆反应的ΔH 表示反应完全时的热量变化，与反应是否可逆无关，如N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH＝－
92.4 kJ·mol－1，表示在298 K 时，1 mol N2(g)和3 mol H2(g)完全反应生成2 mol NH3(g)时放出92.4 kJ 的热量。
但实际上1 mol N2(g)和3 mol H2(g)充分反应，不可能生成2 mol NH3(g)，故实际反应放出的热量小于92.4
kJ。
3．中和热测定注意事项
(1)碎泡沫塑料(或纸条)及硬纸板(或泡沫塑料板)的作用是保温、隔热，减少实验过程中热量的损失。
(2)为保证酸、碱完全中和，常采用碱稍稍过量。
(3)实验时用环形玻璃搅拌棒搅拌溶液的方法是上下搅动，不能用铜丝搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒的理由是
铜传热快，热量损失大。
(4)中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时的热效应。
(5)取多次实验t1、t2的平均值代入公式计算，而不是结果的平均值，计算时应注意单位的统一。
4．中和热、燃烧热的注意点
(1)中和热、燃烧热的焓变均为负值。
(2)当用热化学方程式表示中和热时，生成H2O 的物质的量必须是1 mol，当用热化学方程式表示燃烧热时，
可燃物的物质的量必须为1 mol。
5．化学反应的热效应的易混易错点
(1)化学反应的本质是旧化学键断裂和新化学键形成，任何化学反应都具有热效应。
(2)不能根据反应条件判断反应是放热还是吸热，需要加热才能进行的反应不一定是吸热反应，不需要加热
就能进行的反应也不一定是放热反应。
(3)有能量变化的过程不一定是放热反应或吸热反应，如水结成冰放热但不属于放热反应。浓H2SO4、
NaOH 固体溶于水放热、NH4NO3溶于水吸热，因为不是化学反应，其放出或吸收的热量不是反应热。
(4)物质三态变化时，能量的变化形式为固态
液态
气态。
【跟踪训练】
1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”
(1)放热反应不需要加热就能反应，吸热反应不加热就不能反应( )
(2)物质发生化学变化都伴有能量的变化( )
(3)吸热反应在任何条件下都不能发生( )
(4)水蒸气变为液态水时放出的能量就是该变化的反应热( )
(5)同温同压下，反应H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH 不同( )
(6)可逆反应的ΔH 表示完全反应时的热量变化，与反应是否可逆无关( )
2．反应 A＋B―→C(ΔH＜0)分两步进行：①A＋B―→X (ΔH ＞0)，②X―→C(ΔH＜0)。试在下列坐标图
中画出总反应过程中能量变化示意图。
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3．以50 mL 0.50 mol·L－1盐酸与50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH 反应为例，填写下表。(填“偏小”或“偏大”)
引起误差的实验操作
t 终－t 始
|ΔH|
保温措施不好
搅拌不充分
所用酸、碱浓度过大
用同浓度的氨水代替NaOH 溶液
用同浓度的醋酸代替盐酸
用50 mL 0.50 mol·L－1 NaOH 溶液
02 热化学方程式书写注意事项
(1)注明反应条件：反应热与测定条件(温度、压强等)有关。绝大多数反应是在25 ℃、101 kPa 下进行的，
可不注明。
(2)注明物质状态：常用s、l、g、aq 分别表示固体、液体、气体、溶液。
(3)注意符号单位：ΔH 应包括“＋”或“－”、数字和单位(kJ·mol－1)。
(4)注意守恒关系：①原子守恒和得失电子守恒；②能量守恒。(ΔH 与化学计量数相对应)
(5)区别于普通方程式：一般不注“↑”、“↓”以及“点燃”、“加热”等。
(6)注意热化学方程式的化学计量数
热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，可以是整数，也可以是分数。
且化学计量数必须与ΔH 相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH 也要加倍。
(7)同素异形体转化的热化学方程式除了注明状态外，还要注明名称。
【跟踪训练】
1．25 ℃、101 kPa 下，碳、氢气、甲烷和葡萄糖的燃烧热依次是ΔH=-393.5 kJ·mol-1、ΔH=-285.8
kJ·mol-1、ΔH=-890.3 kJ·mol-1、ΔH=-2 800 kJ·mol-1，则下列热化学方程式正确的是
A．C(s)＋
O2(g)=CO(g) ΔH=-393.5 kJ·mol-1
B．2H2(g)＋O2(g)=2H2O(g) ΔH=-571.6 kJ·mol-1
C．CH4(g)＋2O2(g)=CO2(g)＋2H2O(g) ΔH=-890.3 kJ·mol-1
D．
C6H12O6(s)＋3O2(g)=3CO2(g)＋3H2O(l) ΔH=-1 400 kJ·mol-1
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2．下列热化学方程式正确的是
A．甲烷的标准燃烧热为
，则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为：
B．
下，将
和
置于密闭容器中充分反应生成
，放热
，其
热化学方程式为：
C．已知在
下，
燃烧生成水蒸气放出
热量，其热化学方程式为：
D．
时，强酸与强碱的稀溶液发生中和反应的中和热为
，硫酸溶液与氢氧化钡
溶液反应的热化学方程式为：
3．下列有关热化学方程式的书写或判断错误的是
A．已知同温同压下：
；
，则
B．据上图可知：
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C．已知
的燃烧热(又称标准燃烧热、摩尔燃烧焓)
，则101kPa 下
D．一定条件下，将
和
置于密闭容器中充分反应生成
，放热19.3kJ，其热化学方
程式为
01 做到“五看”，快速判断热化学方程式的正误
(1)看热化学方程式是否配平。
(2)看各物质的聚集状态是否正确。
(3)看ΔH 的“＋”、“－”符号是否正确。
(4)看反应热的单位是否为kJ·mol－1。
(5)看反应热的数值与化学计量数是否对应。
【跟踪训练】
1．下列关于热化学方程式说法正确的是
A．若
的燃烧热为
，则
B．若
，
，则
C．若
，则
D．若
混合反应后，放出热量
，则
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2．下列热化学方程式中，正确的是
A．甲烷燃烧热为
，则表示甲烷燃烧的热化学方程式为：
B．稀硫酸和澄清石灰水混合，其热化学方程式为：
C．
燃烧热为
，则液态水分解的热化学方程式为：
D．500℃、30MPa 下，将0.5mol
和1.5mol
置于密闭的容器中充分反应生成
，放热
19.3kJ，其热化学方程式为：
3．标准状态下，下列物质气态时的相对能量如下表：
物质(
)
能量
249
218
39
10
0
0
已知：
中氧氧单键的键能为
。下列说法正确的是
A．
的键能为
B．表中的
C．
D．
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02 利用盖斯定律书写热化学方程式的一般步骤
—先确定待求的方程式
↓
—
↓
—
↓
—
↓
—计算并写出待求的热化学方程式
↓
—检查得出的热化学方程式是否正确
【跟踪训练】
1．依据事实，写出下列反应的热化学方程式。
(1)已知2.0 g 燃料肼(N2H4)气体完全燃烧生成N2和水蒸气时，放出33.4 kJ 的热量，则表示肼燃烧的热化学
方程式为__________________________________________________________。
(2)CuCl(s)与O2反应生成CuCl2(s)和一种黑色固体。在25 ℃、101 kPa 下，已知该反应每消耗1 mol CuCl(s)
放热44.4 kJ，该反应的热化学方程式是______________________________。
2．分析图像书写热化学方程式。
(1)图甲表示的是NO2和CO 反应生成CO2和NO 过程中能量变化示意图，请写出NO2和CO 反应的热化学
方程式：__________________________________________________________。
(2)图乙表示氧族元素中的氧、硫、硒、碲在生成1 mol 气态氢化物时的焓变数据，根据焓变数据可确定
a、b、c、d 分别代表哪种元素，试写出硒化氢在热力学标准状态下，发生分解反应的热化学方程式：
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____________________________________________________________。
(3)图丙表示一定条件下，在水溶液中1 mol Cl－、ClO(x＝1，2，3，4)的能量相对大小，
①D 是____________________(填离子符号)。
②反应B―→A＋C 的热化学方程式为______________________________________(用离子符号表示)。
4．按要求书写热化学方程式。
(1)298 K 时，1 g H2燃烧生成H2O(g)放热121 kJ，1 mol H2O(l)蒸发吸热44 kJ，表示H2摩尔燃烧焓的热化
学方程式为_______________________________________。
(2)已知25 ℃，100 kPa 时：1 mol 葡萄糖[C6H12O6(s)]完全燃烧生成CO2(g)和H2O(l)，放出2 804 kJ 热量。
则25 ℃时，CO2(g) 与H2O(l) 经光合作用生成葡萄糖[C6H12O6(s)] 和O2(g) 的热化学方程式为
______________________________________________________。
(3)合成氨反应常使用铁触媒提高反应速率。如图为有、无铁触媒时，反应的能量变化示意图。写出该反应
的热化学方程式：_________________________________。
从能量角度分析，铁触媒的作用是_______________________________________________。
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