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(共81张PPT)
第29讲　反应热的测定与计算
1.了解中和反应反应热测定的原理及操作。
2.掌握盖斯定律的内容及应用，能运用盖斯定律进行有关反应热的 计算。
考点·全面突破
考点一　中和反应反应热的测定
　中和反应反应热及其测定
（1）中和反应反应热
在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成1 mol H2O时所放出的 热量。
（3）测定装置
（4）实验操作
①绝热装置组装→②量取一定体积酸、碱稀溶液→③测反应前酸、碱 液温度→④混合酸、碱液测反应时最高温度→⑤重复3次实验→⑥求 平均温度差（t终－t始）→⑦计算中和反应反应热ΔH。
【注意】　（1）使用同一支温度计分别测量酸、碱及混合液的最高 温度，测完一种溶液后须用水冲洗干净并用滤纸擦干再测量另一种溶 液的温度。
（2）在25 ℃和101 kPa下，强酸、强碱稀溶液发生中和反应反应热 为57.3 kJ·mol－1。若使用弱酸或弱碱，会使测得的中和反应反应热数 值偏低，原因是弱酸、弱碱的电离会吸热。
（3）实验中为了测定精准设计：搅拌器用玻璃材质；内外筒隔热； 稀的强酸与强碱溶液（比热、密度近似于水，无其他热效应）反应。
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√
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一、中和反应反应热的测定
1. 某化学实验小组用简易量热计（装置如图）测量中和反应的反应 热，实验采用50 mL 0.5 mol·L－1盐酸与50 mL 0.55 mol·L－1 NaOH溶 液反应。下列说法错误的是（　　）
A. 采用稍过量的NaOH溶液是为了保证盐酸完全被中和
B. 仪器a的作用是搅拌，减小测量误差
C. NaOH溶液应迅速一次性倒入装有盐酸的内筒中
D. 反应前测完盐酸温度的温度计应立即插入NaOH溶液中测量温度
√
解析：NaOH溶液若分多次倒入则热量损失大，C正确；反应前测完盐酸温度的温度计应洗净、擦干后再插入NaOH溶液中测量温度，D错误。
二、中和反应反应热测定实验的误差分析
2. 下列有关中和热的说法正确的是（　　）
A. 1 mol硫酸与1 mol Ba（OH）2完全中和所放出的热量为中和热
B. 在测定中和热时，使用稀醋酸代替稀盐酸，所测中和热数值偏大
C. 在测定中和热时，用铜质搅拌器代替环形玻璃搅拌器，对测定结 果无影响
D. 在测定中和热时，分多次将NaOH溶液加入盐酸中，所测中和热 数值偏小
√
解析：中和热是指稀的强酸和强碱反应生成1 mol液态水放出的热量，A错误；稀醋酸是弱酸，放出的热量更少，则数值偏小，B错误；金属导热，用铜质搅拌器代替玻璃搅拌器，会导致热量散失，C错误；分多次将NaOH溶液加入盐酸中，会导致在反应过程中部分热量散失，故所测中和热数值偏小，D正确。
3. 测定中和反应反应热的实验中，下列做法会导致所测中和热偏小 的是（　　）
A. 用KOH溶液代替NaOH溶液
B. 用NaOH固体代替NaOH溶液
C. 反应物盐酸过量
D. 分多次缓慢加入NaOH溶液
解析：分多次缓慢加入NaOH溶液会增加热损失，使测定的放热量偏小，D符合题意。
√
考点二　盖斯定律　反应热的计算与比较
1. 盖斯定律
（1）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。即在一定条件下，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。
（2）意义：可间接计算某些反应的反应热。
（3）应用
转化关系 反应热之间的关系
ΔH1＝
ΔH1＝
ΔH＝
aΔH2　
－ΔH2　
ΔH1＋ΔH2　
2. 反应热的大小比较
（1）根据反应物的量的大小关系比较焓变的大小
反应②中H2的量更多，因此放热更多，故ΔH1 ΔH2。
＞　
（2）根据反应进行的程度大小比较焓变的大小
反应④中，C完全燃烧，放热更多，故ΔH3 ΔH4。
＞　
（3）根据反应物或生成物的状态比较焓变的大小
方法一：图像法，画出上述两反应能量随反应过程的变化曲线。
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。
＜　
＜　
（4）根据特殊反应的焓变情况比较焓变的大小
一、利用盖斯定律计算ΔH
1. 油气开采、石油化工、煤化工等行业废气普遍含有的硫化氢，需 要回收处理并加以利用。已知：
ΔH1＝－1 036 kJ·mol－1
ΔH2＝＋94 kJ·mol－1
ΔH3＝－484 kJ·mol－1
＋170
ΔH＝－351 kJ·mol－1　
【题后归纳】
利用盖斯定律计算反应热的“四步骤”
二、反应热的大小比较
3. 已知几种离子反应的热化学方程式如下：
下列有关判断正确的是（　　）
A. ΔH2＞0，ΔH3＜0 B. ΔH2＜ΔH4
C. ΔH4＜ΔH1＋ΔH2 D. ΔH1＞ΔH3
√
解析：反应②生成BaSO4沉淀，为放热反应，ΔH2＜0，反应③为 NH3·H2O与强酸发生的中和反应，为放热反应，ΔH3＜0，A错误；反 应④除了生成沉淀放热，还发生中和反应放热，放出的热量大于反应 ②，即ΔH4＜ΔH2，B错误；根据盖斯定律可知ΔH4＝2ΔH1＋ΔH2，已 知ΔH1＜0，ΔH2＜0，故ΔH4＜ΔH1＋ΔH2，C正确；反应③可表示 NH3·H2O与强酸发生的中和反应，NH3·H2O为弱碱，电离需吸收能 量，故ΔH3＞ΔH1，D错误。
A. ΔH1＞ΔH2＞ΔH3
B. ΔH2＞ΔH3＞2ΔH1
C. ΔH2＞2ΔH1＞ΔH3
D. ΔH3＞ΔH2＞ΔH1
√
解析：对于反应a、b，升高温度平衡都向右移动，故二者均为吸热反应，ΔHa＞0、ΔHb＞0。由盖斯定律知反应a＝反应②－反应③， ΔHa＝ΔH2－ΔH3＞0，推知ΔH2＞ΔH3；反应b＝反应③－2×反应①，故ΔHb＝ΔH3－2ΔH1＞0，推知ΔH3＞2ΔH1。
【题后归纳】
比较反应热大小的两个“注意点”
注意点1：物质的气、液、固三态的变化与反应热的关系如图。
其中ΔH3＝ΔH1＋ΔH2
注意点2：在比较反应热（ΔH）的大小时，应注意符号。对于放 热反应，放出的热量越多，ΔH反而越小。
真题·体验品悟
1. （2026·浙江1月选考18题节选）某小组想用CO制取CO2，反应 如下：
ΔH3＝ kJ·mol－1。
－283
2. （2025·湖南高考18题节选）在温和条件下，将CO转化为C4烃类具 有重要意义。采用电化学—化学串联催化策略可将CO高选择性合成 C4H10，该流程示意图如下：
在反应器中，发生如下反应：
ΔH2＝－230.7 kJ·mol－1
A. 高温自发 B. 低温自发
C. 高温、低温均自发 D. 高温、低温均不自发
－126　
B　
解析：根据盖斯定律，目标反应＝反应ⅱ－反应ⅰ，则ΔH＝ΔH2－ΔH1 ＝－230.7 kJ·mol－1－（－104.7 kJ·mol－1）＝－126 kJ·mol－1。该反 应为气体分子数减小的放热反应，ΔH＜0，ΔS＜0，根据ΔH－TΔS＜ 0时反应能自发进行，故该反应在低温时能自发进行，B项正确。
3. （2025·湖北高考19题节选）CaH2（s）粉末可在较低温度下还原 Fe2O3（s）。
已知一定温度下：
ΔH1＝m kJ·mol－1
ΔH2＝n kJ·mol－1

4. （2025·陕晋青宁高考17题节选）MgCO3/MgO循环在CO2捕获及转 化等方面具有重要应用。科研人员设计了利用MgCO3与H2反应生成 CH4的路线，主要反应如下：
ΔH1＝＋101 kJ·mol－1
解析：根据盖斯定律，目标反应＝反应Ⅰ＋反应Ⅱ，则ΔH4＝ΔH1＋ ΔH2＝＋101 kJ·mol－1－166 kJ·mol－1＝－65 kJ·mol－1。
－65　
5. （2025·甘肃高考17题节选）乙炔加氢是除去乙烯中少量乙炔杂 质，得到高纯度乙烯的重要方法。该过程包括以下两个主要反应：
ΔH1＝－175 kJ·mol－1（25 ℃，101 kPa）
ΔH2＝－312 kJ·mol－1（25 ℃，101 kPa）
解析：根据盖斯定律可知，目标反应＝反应2－反应1，故ΔH＝ΔH2－ ΔH1＝－137 kJ·mol－1。
－137　
课时跟踪检测
一、选择题（本题包括8个小题，每小题只有一个选项符合题意）
1. （2025·浙江名校协作体联考）已知1 mol下列物质分解为气态原子 消耗能量与热化学方程式信息如下表：
物质 NO CO N2
能量/
（kJ·mol－1） 632 1 076 946
热化学方程式
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A. －1 606 kJ·mol－1 B. 1 606 kJ·mol－1
C. 803 kJ·mol－1 D. －803 kJ·mol－1
解析：1 mol物质分解为气态原子消耗的能量即该物质的键能，设CO2的碳氧双键键能为x，由ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能＝（2×632 kJ·mol－1＋2×1 076 kJ·mol－1）－（946 kJ·mol－1＋2×2x）＝－742 kJ·mol－1，解得x＝803 kJ·mol－1。
则CO2的碳氧双键键能为（　　）
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2. 依据图示关系，下列说法不正确的是（　　）
A. 石墨燃烧是放热反应
B. 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，前者放热多
D. 化学反应的ΔH，只与反应体系的始态和终态有关，与反应途径无关
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3. 将TiO2转化为TiCl4是工业冶炼金属钛的主要反应之一。
A. ＋80.5 kJ·mol－1 B. ＋30.0 kJ·mol－1
C. －30.0 kJ·mol－1 D. －80.5 kJ·mol－1
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4. （2025·浙江温州模拟）研究人员提出利用含硫物质的热化学循环 实现太阳能的转化与存储，其原理如图所示。
已知：①1 mol液态H2SO4完全分解生成三种气体时吸收热量275.5 kJ；②64 g固态硫完全燃烧放出热量为592 kJ。下列叙述错误的是 （　　）
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A. 上述循环至少涉及四种能量转化方式
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5. HCl（g）溶于大量水的过程放热，循环关系如图所示，下列说法 不正确的是（　　）
A. ΔH5＜0，ΔH6＜0
B. 若将循环图中Cl元素改成Br元素，相应的ΔH2（Cl）＞ΔH2（Br）
C. ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＞0
D. ΔH3－ΔH4＞0
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A. 1 mol NH2COONH4（l）的能量低于1 mol CO（NH2）2（s）的能量
C. 升高温度，反应①的逆反应速率变化值小于反应②的逆反应速率 变化值
D. 为防止反应过程中有NH2COONH4（l）大量累积，应选择合适的 催化剂改变反应②的焓变
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C项，反应②的逆反应活化能大，升高温度，反应②的逆反应速率变化值大，正确；D项，催化剂不能改变反应的焓变，只能改变反应的活化能，错误。
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7. 环戊二烯 是重要的有机化工原料，广泛用于农药、橡胶、塑 料等的生产。根据能量循环图和表格中的键能，判断下列说法正确的 是（　　）
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共价键 键能/（kJ·mol－1）
H—H 436
H—I 299
I—I 151
A. ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝0
B. ΔH1＜ΔH3
C. （g）转化为 （g）的过程中，有C—H的断裂和形成
D. 在相同条件下，生成2 mol HCl（g）的ΔH'2＜ΔH2
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解析：A项，根据盖斯定律，ΔH3＝ΔH1＋ΔH2，则ΔH1＋ΔH2－ΔH3＝0，错误；B项，根据ΔH＝反应物的键能之和－生成物的键能之和，则ΔH3－ΔH1＝ΔH2＝E（I—I）＋E（H—H）－2E（H—I）＝ 151 kJ·mol－1＋436 kJ·mol－1－2×299 kJ·mol－1＝－11 kJ·mol－1＜0， 则ΔH3＜ΔH1，错误；C项， （g）转化为 （g）的过程中，有 C—H的断裂，没有C—H的形成，错误；D项，Cl的原子半径小于I， Cl的得电子能力比I强，形成的化学键的键能比I的大，放出的热量更 多，ΔH'2＜0，放出的热量越多，焓变越小，在相同条件下，生成
2 mol HCl（g）的ΔH'2＜ΔH2，正确。
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8. “千畦细浪舞晴空”，氮肥保障了现代农业的丰收。为探究 （NH4）2SO4的离子键强弱，设计如图所示的循环过程，可得
ΔH4/（kJ·mol－1）为（　　 ）
A. ＋533 B. ＋686
C. ＋838 D. ＋1 143
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二、非选择题（本题包括2个小题）
9. 肼（N2H4）是一种良好的火箭推进剂，其与适当的氧化剂（如过 氧化氢、氧气等）配合，可组成比冲最高的可贮存液体推进剂。
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（1）液态肼和液态过氧化氢混合反应时，即产生大量氮气和水蒸 气，并放出大量热。若每生成1 mol N2，放出642 kJ的热量，则该反 应的热化学方程式为 ，
消耗16 g液态肼放出的热量为 。
ΔH＝－642 kJ·mol－1　321 kJ　
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ΔH＝－544 kJ·mol－1，键能数据如表：
化学键 N—N N—H O==O O—H
键能/（kJ·mol－1） 193 391 497 463
946 kJ·mol－1　
632 kJ·mol－1 　
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kJ·mol－1　　
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10. 氯及其化合物在生产、生活中应用广泛。
－415.5 　
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（2）几种含氯离子的相对能量如表所示：
离子 Cl－（aq） ClO－（aq）
相对能量/ （kJ·mol－1） 0 60 101
离子
相对能量/ （kJ·mol－1） 63 38
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①在上述五种离子中，最不稳定的离子是 （填离子符号）。
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kJ·mol－1　
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（3）以HCl为原料，用O2氧化制取Cl2，可提高效益，减少污染，反 应如下：
4HCl（g）＋O2（g） 2Cl2（g）＋2H2O（g）　
ΔH＝－115.4 kJ·mol－1。
上述反应在同一反应器中，通过控制合适条件，分两步循环进行，可 使HCl转化率接近100％。其基本原理如图所示：
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＋2Cl2（g）ΔH＝＋125.4 kJ·mol－1　
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