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大单元五　化学反应与能量变化
第17讲　反应热　盖斯定律
高考导向
构建体系
能力自测 1. 判断正误(正确的画“√”，错误的画“×”)。(1) (2021·江苏卷)黑火药爆炸反应为2KNO3＋S＋3C===K2S＋N2↑＋3CO2↑，其爆炸时吸收热量(×)(2) 一定条件下，石墨转化为金刚石要吸收能量，则金刚石比石墨稳定(×)(3) (2022·江苏卷)如图1所示的“吸收”“转化”过程中，溶液的温度下降(×)(4) 如图2所示，ΔH1＞ΔH2(√) 图1　 图2　 图3(5) (2024·江苏卷)SO2与O2反应中，催化剂V2O5能减小该反应的焓变(×)(6) (2020·江苏卷)SiCl4(g)＋2H2(g)Si(s)＋4HCl(g)，用E表示键能，该反应ΔH＝4E(Si—Cl)＋2E(H—H)－4E(H—Cl)(×)(7) (2022·江苏卷)甲烷(燃烧热数值为890.3 kJ/mol)的燃烧：CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝＋890.3 kJ/mol(×)2. (2022·广东卷)Cr2O3催化丙烷脱氢过程中，部分反应历程如上图3所示，X(g)→Y(g)过程的焓变为E1－E2＋ΔH＋E3－E4(列式表示)。【解析】 由图可知，X(g)→Y(g)过程分为3个阶段，第一步反应的焓变ΔH1＝E1－E2，第二步反应的焓变ΔH2＝ΔH，第三步反应的焓变ΔH3＝E3－E4，根据盖斯定律计算总反应的焓变为E1－E2＋ΔH＋E3－E4。
考点1　反应热　ΔH(焓变)
知 识 梳 理
反应热、焓变
1. 反应热：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热(苏教版定义：在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，吸收或释放的热)。
2. 焓变：等压条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变(苏教版定义：在恒压的条件下，化学反应过程中吸收或释放的热)。
3. 常见的放热反应和吸热反应
(1) 放热反应
① 所有的燃烧反应：
如CH4＋2O2CO2＋2H2O
② 中和反应：
如NaOH＋HCl===NaCl＋H2O
③ 金属与酸反应：
如Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑
④ 铝热反应：
如2Al＋Fe2O3Al2O3＋2Fe
⑤ 碱性氧化物与水反应：
如CaO＋H2O===Ca(OH)2
⑥ 大多数化合反应：
如N2＋3H22NH3
(2) 吸热反应
① 制水煤气：
C＋H2O(g)CO＋H2
② 高炉炼铁中还原气CO的制备：
C＋CO22CO
③ Ba(OH)2·8H2O＋2NH4Cl===BaCl2＋2NH3↑＋10H2O
④ 盐类水解：
如NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋
⑤ 大多数分解反应：
如CaCO3CaO＋CO2↑
4. 放热、吸热的理论分析
(1) 从能量图的角度分析
① 放热反应
人教版　 苏教版
② 吸热反应
人教版 　　苏教版
(2) 从化学键的角度分析
化学键断裂和形成的能量变化是化学反应中能量变化的主要原因。
热化学方程式
1. 概念：表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式(苏教版定义：能够表示反应热的化学方程式)。
2. 意义：例如H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)　ΔH＝－184.6 kJ/mol，表明了1 mol气态H2和1 mol气态Cl2反应生成2 mol气态HCl时，放出184.6 kJ的热量。
3. 书写步骤：
(1) 写化学方程式。
(2) 标各物质的状态。
(3) 标ΔH。
[特别注意]
①需要注明反应时的温度和压强，但一般用25 ℃和101 kPa时的数据，因此可不特别注明；
② 注明物质的聚集状态：常用s、l、g、aq分别表示固态、液态、气态、溶液；
③ 各物质化学式前面的化学计量数表示物质的量，可以是整数，也可以是分数，化学计量数与ΔH数值相对应，ΔH应包括“＋”或“－”、数值和单位(kJ/mol)；
④ 一般不要求写反应条件，不用标“↑”和“↓”，生成符不用“―→”，而用“===”或“??”；
⑤ 如果是可逆反应，那么正反应和逆反应ΔH的数值相等，符号相反。
如CO(g)＋H2O(g)??CO2(g)＋H2(g)
ΔH＝－41.2 kJ/mol，
则CO2(g)＋H2(g)??CO(g)＋H2O(g)
ΔH＝＋41.2 kJ/mol。
4. 热化学方程式中的热效应都是指物质按化学方程式完全反应时的热效应。如可逆反应：N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ/mol，表示每消耗1 mol N2(g)和3 mol H2(g)完全转化为2 mol NH3(g)放出92.4 kJ热量。
燃烧热
1. 定义：101 kPa，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量(苏教版定义：在101 kPa下，1 mol物质完全燃烧的反应热叫作该物质的标准燃烧热)。
2. 指定产物：一般是指稳定产物，即碳元素变为CO2(g)，氢元素变为H2O(l)，硫元素变为SO2(g)，氮元素变为N2(g)等。如N2H4(l)完全燃烧生成的指定产物为H2O(l)和N2(g)。
中和反应反应热的测定
1. 装置
简易量热计示意图 量热计
人教版 苏教版
2. 注意事项
(1) 简易量热计的保温隔热的效果一定要好。
(2) 反应物浓度宜小，不宜大。
(3) 强碱的稀溶液要稍过量，以确保强酸的稀溶液完全反应。
(4) 反应物混合均匀后，测定混合液的最高温度。
(5) 实验操作动作要迅速，以尽量减少热量损失。
(6) 为减小误差，要使用同一支温度计分别先后测量酸、碱及混合液的温度；测量时，温度计的水银球要完全浸入溶液中，且稳定一段时间后再读数；每测定一种溶液后，均要用蒸馏水将温度计冲洗干净，用滤纸擦干备用。
3. 实验结论
在25 ℃和101 kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol H2O(l)时放出57.3 kJ热量。
① 用弱酸代替强酸(或用弱碱代替强碱)，因为电离是吸热的过程，所以测得的热量会减少(填“增多”或“减少”，下同)。
② 因浓硫酸稀释放热、NaOH固体溶解放热，当用它们作反应物时测得的热量会增多。
③ 稀硫酸和Ba(OH)2反应生成1 mol H2O(l)时所释放的热量比57.3 kJ多，原因：除了中和反应放热外，Ba2＋和SO结合成BaSO4沉淀也会放热。
标准摩尔生成焓
标准状态下，由稳定的单质生成1 mol该物质的焓变，叫作标准摩尔生成焓。
如CO(g) 标准摩尔生成焓为a kJ/mol，
则C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH＝a kJ/mol；
H2O(g)标准摩尔生成焓为b kJ/mol，
则H2(g)＋O2(g)===H2O(g) ΔH＝b kJ/mol。
根据键能计算反应的焓变
1. 计算方法：ΔH＝∑E(反应物的键能)－∑E(生成物的键能)
2. 1 mol常见物质中含有的σ键的物质的量
常见物质 金刚石 硅 SiO2 P4 S8
化学键 C—C Si—Si Si—O P—P S—S
n(σ键)/mol 2 2 4 6 8
3. 举例，已知：
化学键 Si—H Si—Cl H—H H—Cl Si—Si
键能/(kJ/mol) 318 360 436 431 176
工业上高纯硅可通过反应：SiHCl3(g)＋H2(g)Si(s)＋3HCl(g)制取，该反应的ΔH＝3E(Si—Cl)＋E(Si—H)＋E(H—H)－2E(Si—Si)－3E(H—Cl)＝(3×360＋318＋436－2×176－3×431)kJ/mol＝＋189 kJ/mol。
典 题 悟 法
放热反应与吸热反应
例1　下列属于氧化还原反应且热量变化与图像一致的是(D)
A. 碳酸钙受热分解
B. 钠和H2O反应
C. NH4Cl晶体和氢氧化钡晶体的反应
D. CO2和C反应
【解析】 CaCO3受热分解不涉及元素化合价的变化，是非氧化还原反应，A错误；Na和H2O反应生成NaOH和H2，Na、H元素的化合价发生改变，属于氧化还原反应，但反应放热，B错误；NH4Cl晶体和Ba(OH)2晶体的反应不涉及元素化合价的变化，是非氧化还原反应，C错误。
利用能量图求反应热
例2　(1) 根据图1，写出该可逆反应的热化学方程式：CO(g)＋H2O(g)??CO2(g)＋H2(g)　ΔH＝－41 kJ/mol。
图1　 图2
(2) 根据图2，写出N2(g)和H2(g)反应生成NH3(l)的热化学方程式：N2(g)＋3H2(g)?? 2NH3(l)　ΔH＝－2(c＋b－a)kJ/mol。
【解析】 (2) 由图可知，mol N2(g)＋ mol H2(g)比1 mol NH3(l)能量高(c＋b－a)kJ，该反应放热，ΔH为负值，故N2(g)＋3H2(g)??2NH3(l)　ΔH＝－2(c＋b－a) kJ/mol。
键能、燃烧热以及中和反应反应热的相关判断
例3　用E表示键能，判断正误(正确的画“√”，错误的画“×”)。
(1) (2025·南京考前模拟)反应N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g)的ΔH＝E(N—N)＋3E(H—H)－6E(N—H)(×)
(2) (2025·苏北七市考前模拟)已知反应：4NH3(g)＋6NO(g)===5N2(g)＋6H2O(g)　ΔH<0，则反应物所含键能总和大于生成物所含键能总和(×)
(3) (2025·如皋适应性模拟)H2S的燃烧热数值为586 kJ/mol，H2S燃烧的热化学方程式为2H2S(g)＋3O2(g)===2SO2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－1 172 kJ/mol(×)
(4) (2025·徐州2月调研)乙硼烷(B2H6)标准燃烧热数值为2 165 kJ/mol，则乙硼烷的燃烧：B2H6(g)＋3O2(g)===B2O3(s)＋3H2O(g)　ΔH＝－2 165 kJ/mol(×)
(5) (2025·徐州2月调研)测定盐酸与氢氧化钠反应的焓变，保温效果不好会使所测ΔH偏大(√)
【解析】 (1) ΔH＝反应物键能总和－生成物键能总和，ΔH＝E(N≡N)＋3E(H—H)－6E(N—H)，错误。(2) ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和<0，故反应物的键能总和小于生成物的键能总和，错误。(3) 根据H2S的燃烧热数值，H2S燃烧的热化学方程式为2H2S(g)＋3O2(g)===2SO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－1 172 kJ/mol，错误。(4) 表示燃烧热的热化学方程式中水应为液态， 错误。(5) 测定盐酸与氢氧化钠反应的焓变，保温效果不好，热量损失多，焓变为负值，会使所测ΔH偏大，正确。
考点2　盖斯定律
知 识 梳 理
盖斯定律含义
一个化学反应，不管是一步完成的，还是分几步完成的，其反应热是相同的(苏教版定义：一个化学反应，不论是一步完成，还是分几步完成，其总的热效应是完全相等的)。
盖斯定律意义
利用盖斯定律可以间接计算某些反应的反应热。现有如下关系图，则ΔH1＝ΔH2＋ΔH3。
比较ΔH大小的方法
1. 放热反应和吸热反应的比较：因为ΔH带“＋”和“－”，所以吸热反应的反应热大于放热反应的反应热。如：
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH1<0，
2H2O(g)===2H2(g)＋O2(g)　ΔH2>0。
则ΔH2>ΔH1。
2. 同一反应中，反应物(或生成物)不同状态：常用的比较方法有：①运用盖斯定律直接计算，有时还需结合物质的状态来比较ΔH的大小；②利用能量图来进行比较。如：
a. 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH1<0，
b. 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH2<0。
方法一：a－b，可得2H2O(l)===2H2O(g)　ΔH＝ΔH1－ΔH2>0，即可知ΔH1>ΔH2。
方法二：由能量图可直接看出|ΔH|的相对大小，若是放热反应，|ΔH|越大，ΔH越小；若是吸热反应，|ΔH|越大，ΔH越大。
3. 两个有联系的不同反应的比较：常利用已知的知识进行比较。如：
a. C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＜0，
b. C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH2＜0。
反应a为C的完全燃烧，反应b为C的不完全燃烧，则ΔH1＜ΔH2。
典 题 悟 法
利用盖斯定律求解反应热
例4　(1) (2025·南京、盐城一模)H2S、CH4热解重整制H2过程中的主要反应如下：
Ⅰ. 2H2S(g)??2H2(g)＋S2(g) ΔH1＝＋170 kJ/mol
Ⅱ. 2H2S(g)＋CH4(g)??CS2(g)＋4H2(g) ΔH2＝＋234 kJ/mol
则 反应CH4(g)＋S2(g)??CS2(g)＋2H2(g)的ΔH＝＋64 kJ/mol。
(2)(2021·江苏卷)CH4与CO2重整的主要反应的热化学方程式为如下：
反应Ⅰ.CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g) ΔH1＝＋246.5 kJ/mol
反应Ⅱ.H2(g)＋CO2(g)===CO(g)＋H2O(g) ΔH2＝＋41.2 kJ/mol
反应Ⅲ.2CO(g)===CO2(g)＋C(s)ΔH3＝－172.5 kJ/mol
在CH4与CO2重整体系中通入适量H2O(g)，可减少C(s)的生成，反应3CH4(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)===4CO(g)＋8H2(g)的ΔH4＝＋657.1 kJ/mol。
【解析】 (1) 根据盖斯定律，将反应Ⅱ－反应Ⅰ可得目标热化学方程式，故ΔH＝(＋234－170) kJ/mol＝＋64 kJ/mol。(2) 根据盖斯定律，将反应Ⅰ×3－Ⅱ×2可得目标热化学方程式，则ΔH4＝ΔH1×3－ΔH2×2＝＋657.1 kJ/mol。
利用途径图求反应热
例5　(2024·广东卷)已知反应a为NO(aq)＋NH(aq)===N2(g)＋2H2O(l)　ΔH，发生如下反应途径：
则反应a的ΔH＝ΔH1－ΔH2－ΔH3＋ΔH4。
【解析】 由题可列式：Ⅰ. NaNO2(s)＋NH4Cl(s)===N2(g)＋NaCl(s)＋2H2O(l)　ΔH1；Ⅱ. NaNO2(s)===Na＋(aq)＋NO(aq)　ΔH2；Ⅲ. NH4Cl(s)===Cl－(aq)＋NH(aq)　ΔH3；Ⅳ. NaCl(s) ===Na＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH4；根据盖斯定律，目标反应式可由Ⅰ－Ⅱ－Ⅲ＋Ⅳ得到，故反应ΔH＝ΔH1－ΔH2－ΔH3＋ΔH4。
利用燃烧热求反应热
例6　(2025·海安高级中学)已知H2和CH4的燃烧热分别是－285.8 kJ/mol，－890.3 kJ/mol，H2O(l)===H2O(g)　ΔH＝＋44 kJ/mol。则CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－164.9 kJ/mol。
【解析】 由H2和CH4的燃烧热可得反应Ⅰ. H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ/mol；反应Ⅱ. CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－890.3 kJ/mol，设反应Ⅲ为H2O(l) ===H2O(g)　ΔH＝＋44 kJ/mol，根据盖斯定律，由反应Ⅰ×4－反应Ⅱ＋反应Ⅲ×2得目标反应，故ΔH＝4×(－285.8 kJ/mol)－(－890.3 kJ/mol)＋2×44 kJ/mol＝－164.9 kJ/mol。
利用标准摩尔生成焓求反应热
例7　已知CO(g)、CO2(g)、H2O(g)的标准摩尔生成焓分别为a kJ/mol、b kJ/mol、c kJ/mol，则水煤气变换反应CO(g)＋H2O(g)??CO2(g)＋H2(g)的焓变ΔH＝b－a－c kJ/mol。
【解析】 根据题意可得反应①C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH1＝a kJ/mol，反应②C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝b kJ/mol，反应③H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH3＝c kJ/mol，根据盖斯定律，将反应②－①－③得到目标反应，则ΔH＝ΔH2－ΔH1－ΔH3＝(b－a－c)kJ/mol。
利用盖斯定律比较反应热的大小
例8　在同温同压下，下列各组热化学方程式中ΔH1＞ΔH2的是(C)
A. 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)ΔH1；
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH2
B. N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g) ΔH1；
CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g) ΔH2
C. C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH1；
C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2
D. H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) ΔH1；
H2(g)＋Cl2(g)===HCl(g) ΔH2
【解析】 物质的燃烧是放热反应，焓变是负值，液态水变为气态水的过程需要吸热热量，故ΔH1＜ΔH2，A错误；合成氨反应是放热反应，ΔH1是负值，而碳酸钙分解是吸热反应，ΔH2是正值，所以ΔH1＜ΔH2，B错误；相同质量的碳单质完全燃烧生成CO2时放出的热量要多于不完全燃烧生成CO时放出的热量，反应的焓变是负值，故ΔH1＞ΔH2，C正确；化学方程式的系数加倍，焓变数值加倍，该化合反应是放热反应，所以焓变值是负值，ΔH1＝2ΔH2，ΔH1＜ΔH2，D错误。
利用反应历程中活化能求反应热
例9　以NH3和CO2为原料合成化肥——尿素[CO(NH2)2]，两步反应的能量变化如图所示：
(1) 写出合成CO(NH2)2(s)的热化学方程式：
2NH3(g)＋CO2(g)===CO(NH2)2(s)＋H2O(g)　ΔH＝－(E4＋E2－E1－E3)kJ/mol。
(2) 已知第二步反应决定了生产尿素的快慢，可推测E1”“<”或“＝”)。
【解析】 (1) 由图可知，反应物的总能量高于生成物的总能量，故ΔH为负值。(2) 活化能大的反应决定了反应速率的快慢，已知第二步反应决定了生产尿素的快慢，则可推测活化能：E1反应热的计算方法
计算依据 计算方法
反应物的总能量和生成物的总能量 ΔH＝∑E(生成物的能量)－∑E(反应物的能量)
化学键的键能 ΔH＝∑(反应物的键能)－∑(生成物的键能)
反应历程正、逆反应的活化能 ΔH＝E(正反应的活化能)－E(逆反应的活化能)
燃烧热 可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×其燃烧热数值
热化学方程式 热化学方程式与数学上的方程式相似，可以左右颠倒，同时改变正、负号，各项的系数(包括ΔH的数值)可以同时扩大或缩小相同的倍数
盖斯定律 可以将两个或若干个热化学方程式进行代数运算(包括ΔH运算)，得到一个新的热化学方程式
1. 已知室温下，将CuSO4·5H2O(s)溶于水会使溶液温度降低，将CuSO4(s)溶于水会使溶液温度升高。下列能量转化关系的判断不正确的是(B)
A. ΔH1＞0 B. ΔH2<ΔH3
C. ΔH3<ΔH1 D. ΔH2＝ΔH1＋ΔH3
【解析】 CuSO4·5H2O(s)受热分解反应为吸热反应，则有ΔH1＞0，A正确；CuSO4·5H2O(s)溶于水，溶液温度降低，故ΔH2＞0，CuSO4(s)溶于水，溶液温度升高，故ΔH3＜0，则ΔH2＞ΔH3，B错误；ΔH1＞0，ΔH3＜0，故ΔH3＜ΔH1，C正确；根据盖斯定律可知：ΔH2＝ΔH1＋ΔH3，D正确。
2. (2025·苏锡常镇一模)CO2加氢制CH3OH过程中的主要反应如下：
① CO2(g)＋3H2(g)===CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH1＝－49.1 kJ/mol
② CO2(g)＋H2(g)===CO(g)＋H2O(g) ΔH2＝＋41.2 kJ/mol
则反应CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g) ΔH＝－90.3 kJ/mol
3. (2025·南京、盐城期末)已知：N2(g)＋O2(g)===2NO(g)　ΔH1＝＋180 kJ/mol；CO的标准燃烧热ΔH2＝－283 kJ/mol。
则反应2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g)的ΔH＝－746 kJ/mol。
【解析】 根据CO的标准燃烧热可得热化学方程式：2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)　ΔH2＝－566 kJ/mol，根据盖斯定律，ΔH＝ΔH2－ΔH1＝－746 kJ/mol。
4. (2025·苏北七市考前模拟)用碘甲烷(CH3I)热裂解制取低碳烯烃的反应如下：
反应Ⅰ. 2CH3I(g)===C2H4(g)＋2HI(g) ΔH1＝＋102.8 kJ/mol
反应Ⅱ. 3C2H4(g)===2C3H6(g) ΔH2＝－110 kJ/mol
反应Ⅲ. 2C2H4(g)===C4H8(g) ΔH3＝－283 kJ/mol
则反应4C3H6(g)===3C4H8(g) ΔH＝－629 kJ/mol。
【解析】 根据盖斯定律：将反应Ⅲ×3－反应Ⅱ×2可得目标反应，故，ΔH＝ΔH3×3－ΔH2×2＝－629 kJ/mol。
第17讲　反应热　盖斯定律
1. (2025·江苏各地模拟)下列说法正确的是(D)
A. 使用催化剂，可降低反应的焓变
B. 反应CH4(g)＋H2O(g)??CO(g)＋3H2(g)的ΔH＝＋161.1 kJ/mol, 则该反应的反应物总键能小于生成物总键能
C. 相同条件下，理论上燃料通过化学链燃烧比在空气中直接燃烧放出的热量更多
D. 反应的ΔH＝反应中断裂旧化学键的键能之和－反应中形成新化学键的键能之和
【解析】 使用催化剂不改变反应物和生成物的能量，故反应的焓变不变，A错误；该反应的ΔH＞0，是吸热反应，故该反应的反应物总键能大于生成物总键能，B错误；根据盖斯定律，一个化学反应不管一步反应还是几步完成，在相同条件下，理论上燃料通过化学链燃烧和在空气中直接燃烧放出的热量相等，C错误。
2. (2025·江苏各地模拟)下列说法正确的是(C)
A. N2H4的燃烧热数值为622 kJ/mol，肼燃烧的热化学方程式：N2H4(l)＋O2(g)===N2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－622 kJ/mol
B. 已知锂在氧气中燃烧与Mg相似，其燃烧热数值为299 kJ/mol。锂燃烧的热化学方程式：2Li(s)＋O2(g)===Li2O2(s)　ΔH＝＋299 kJ/mol
C. 反应2H2S(g)＋3O2(g)===2SO2(g)＋2H2O(g)　ΔH<0，说明反应物的键能总和小于生成物的键能总和
D. 已知H2的标准燃烧热数值为285.8 kJ/mol，其燃烧的热化学方程式可以表示为2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH＝－571.6 kJ/mol
【解析】 表示燃烧热的热化学方程式中的产物水应该为液态，A错误；根据锂的燃烧热数值，热化学方程式应表示为Li(s)＋O2(g)===Li2O(s)　ΔH＝－299 kJ/mol，B错误；该反应的ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和<0，则反应物的键能总和小于生成物的键能总和，C正确；根据H2的标准燃烧热数值，则表示该热化学方程式应为2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571.6 kJ/mol，D错误。
3. 合成氨反应为N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ/mol。下列有关合成氨反应的说法正确的是(C)
A. 反应的ΔS＞0
B. 用E表示键能，该反应的ΔH＝E(N—N)＋3E(H—H)－6E(N—H)
C. 反应中每消耗1 mol H2，转移电子的数目约为2×6.02×1023
D. 反应在高温、高压、催化剂条件下进行，可提高H2的平衡转化率
【解析】 合成氨反应是气体分子数减小的反应，ΔS＜0，A错误；ΔH＝反应物的键能之和－生成物的键能之和＝E(N≡N)＋3E(H—H)－6E(N—H)(E表示键能)，B错误；由关系式：N2～3H2～6e－知，反应中每消耗1 mol H2转移电子的数目约为2×6.02×1023，C正确；该反应是放热反应，升高温度，平衡逆向移动，催化剂只能改变化学反应速率，不能改变平衡转化率，D错误。
4. (2020·江苏卷)反应SiCl4(g)＋2H2(g)Si(s)＋4HCl(g)可用于纯硅的制备。下列有关该反应的说法正确的是(B)
A. 该反应ΔH>0、ΔS<0
B. 该反应的平衡常数K＝
C. 高温下，反应每生成1 mol Si需消耗2×22.4 L H2
D. 用E表示键能，该反应ΔH＝4E(Si—Cl)＋2E(H—H)－4E(H—Cl)
【解析】 该反应是气体分子数增大的反应，则ΔS＞0，A错误；反应每生成1 mol Si需要消耗2 mol H2，高温下气体摩尔体积不为22.4 L/mol，C错误；ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和，该式子中应再减去2E(Si—Si)，D错误。
5. 下列各组热化学方程式中，ΔH1>ΔH2的是(C)
① N2(g)＋O2(g)===2NO(g) ΔH1
N2(g)＋2O2(g)===2NO2(g) ΔH2
② S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1
S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2
③ CH3COOH(aq)＋NaOH(aq)===CH3COONa(aq)＋H2O(l) ΔH1
HCl(aq)＋NaOH(aq)===NaCl(aq)＋H2O(l)ΔH2
④ CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g) ΔH1
CaO(s)＋CO2(g)===CaCO3(s) ΔH2
A. ①③④ B. ②③④
C. ①②③④ D. ①②③
【解析】 相同条件下，N2(g)转化为NO(g)时放热少，放热反应的焓变为负值，故ΔH1>ΔH2，①正确；相同条件下，S(s)转化为SO2(g)时放热少，放热反应的焓变为负值，故ΔH1>ΔH2，②正确；弱酸的电离需要吸热，相同条件下，弱酸参与的酸碱中和反应放热少，放热反应的焓变为负值，故ΔH1>ΔH2，③正确；CaCO3(s)分解需要吸热，CaO(s)与CO2(g)化合需要放热，吸热反应的焓变为正值，故ΔH1>ΔH2，④正确。故选C。
6. (2025·南京市中华中学)CO2氧化C2H6脱氢的热化学方程式：C2H6(g)＋CO2(g)===C2H4(g)＋CO(g)＋H2O(g)　ΔH。若要计算出反应热ΔH，需查阅的数据：
ⅰ. 查阅水的汽化热：H2O(l)===H2O(g) ΔH1；
ⅱ. 查阅C2H6(g)、C2H4(g)、CO(g)(填化学式)的燃烧热数据。
7. 利用键能求解反应热。
(1) 乙苯催化脱氢制苯乙烯反应：
＋H2(g)
已知：
化学键 C—H C—C C==C H—H
键能/(kJ/mol) 412 348 612 436
则上述反应的ΔH＝＋124 kJ/mol。
(2) 利用合成气(主要成分为CO、CO2和H2)在催化剂的作用下合成甲醇，发生的主要反应如下：
① CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g) ΔH1
② CO2(g)＋3H2(g)===CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH2
③ CO2(g)＋H2(g)===CO(g)＋H2O(g) ΔH3
反应①中相关化学键的键能数据如下：
化学键 H—H C—O C≡O H—O C—H
键能/(kJ/mol) 436 343 1 076 465 413
由此计算ΔH1＝－99 kJ/mol，若ΔH2＝－58 kJ/mol，则ΔH3＝＋41 kJ/mol。
【解析】 (1) 在反应中苯环没有变化，结合ΔH＝旧键断裂吸收的总能量－新键形成放出的总能量，则有ΔH＝(348＋412×2)kJ/mol－(612＋436)kJ/mol＝＋124 kJ/mol。(2) ΔH＝反应物键能总和－生成物键能总和，则ΔH1＝[1 076＋(2×436)] kJ/mol－(413×3＋343＋465)kJ/mol＝－99 kJ/mol；由盖斯定律知，ΔH3＝ΔH2－ΔH1＝[－58－(－99)] kJ/mol＝＋41 kJ/mol。
8. 完成下列填空。
(1) H2和I2在一定条件下能发生反应：H2(g)＋I2(g)===2HI(g)　ΔH＝－a kJ/mol。
已知：
a、b、c均大于0，则断开1 mol H—I所需能量为 kJ/mol。
(2) 甲烷转化为多碳化合物具有重要意义。一种将甲烷溴化再偶联为丙烯(C3H6)的研究所获得的部分数据如下：
CH4(g)＋Br2(g)===CH3Br(g)＋HBr(g) ΔH1＝－29 kJ/mol
3CH3Br(g)===C3H6(g)＋3HBr(g) ΔH2＝＋20 kJ/mol
则反应3CH4(g)＋3Br2(g)===C3H6(g)＋6HBr(g)的ΔH＝－67 kJ/mol。
(3) (2024·安徽卷)乙烯是一种用途广泛的有机化工原料，由乙烷制乙烯的研究备受关注。研究所获的部分数据如下：
2C2H6(g)＋O2(g)===2C2H4(g)＋2H2O(g) ΔH1＝－209.8 kJ/mol
C2H6(g)＋CO2(g)===C2H4(g)＋H2O(g)＋CO(g) ΔH2＝＋178.1 kJ/mol
则反应2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)的ΔH3＝－566 kJ/mol。
(4) (2024·江西卷)CH4和H2S重整制氢的主要反应如下：
反应Ⅰ：CH4(g)＋2H2S(g)??CS2(g)＋4H2(g) ΔH1＝＋260 kJ/mol
反应Ⅱ：CH4(g)??C(s)＋2H2(g) ΔH2＝＋90 kJ/mol
反应Ⅲ：2H2S(g)??S2(g)＋2H2(g) ΔH3＝＋181 kJ/mol
反应Ⅳ：CS2(g)??S2(g)＋C(s)的ΔH4＝＋11 kJ/mol。
(5) (2023·湖南卷)苯乙烯的制备。已知下列反应的热化学方程式：
① C2H5(g)＋O2(g)===8CO2(g)＋5H2O(g) ΔH1＝－4 386.9 kJ/mol
② CH＝CH2(g)＋10O2(g)===8CO2(g)＋4H2O(g) ΔH2＝－4 263.1 kJ/mol
③ H2(g)＋O2(g)===H2O(g) ΔH3＝－241.8 kJ/mol
计算反应④ C2H5(g)??H2(g)＋CH＝CH2(g)的ΔH4＝＋118 kJ/mol。
【解析】 (1) 设1 mol H—I断裂吸收的能量为x，ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和，则有：b＋c－2x＝－a，解得：x＝。(2) 根据盖斯定律可得ΔH＝3×ΔH1＋ΔH2＝3×(－29 kJ/mol)＋20 kJ/mol＝－67 kJ/mol。(3) 根据盖斯定律可得ΔH3＝ΔH1－2×ΔH2＝－209.8 kJ/mol－2×178.1 kJ/mol＝－566 kJ/mol。(4) 根据盖斯定律可得反应Ⅳ＝反应Ⅱ＋反应Ⅲ－反应Ⅰ，即ΔH4＝＋90 kJ/mol＋181 kJ/mol－260 kJ/mol＝＋11 kJ/mol。(5) 根据盖斯定律可得反应④＝反应①－反应②－反应③，即ΔH4＝－4 386.9 kJ/mol－(－4 263.1 kJ/mol)－(－241.8 kJ/mol)＝＋118 kJ/mol。
9. (2023·广东卷节选)化学反应常伴随热效应。某些反应(如中和反应)的热量变化，其数值Q可通过量热装置测量反应前后体系温度变化，用公式Q＝cρV总·ΔT计算获得。
(1) 盐酸浓度的测定：移取20.00 mL待测液，加入指示剂，用0.500 0 mol/L NaOH溶液滴定至终点，消耗NaOH溶液22.00 mL。
① 上述滴定操作用到的仪器有AD(填字母)。
A　　　 B　　　 C　　 　 D
②该盐酸浓度为0.550 0 mol/L。
(2) 热量的测定：取NaOH溶液和盐酸各50 mL进行反应，测得反应前后体系的温度值(℃)分别为T0、T1，则该过程放出的热量为418(T1－T0) J[c、ρ分别取4.18 J/(g·℃)、1.0 g/mL，忽略水以外各物质吸收的热量]。
(3) 甲同学测量放热反应：Fe(s)＋CuSO4(aq)===FeSO4(aq)＋Cu(s)的焓变ΔH(忽略温度对焓变的影响，下同)，实验结果见下表。
序号 反应试剂 体系温度/℃
反应前 反应后
ⅰ 0.20 mol/L CuSO4溶液100 mL 1.20 g Fe粉 a b
ⅱ 0.56 g Fe粉 a c
① 温度：b>c(填“>”“<”或“＝”)。
② ΔH＝－20.9(b－a) kJ/mol或－41.8(c－a) kJ/mol(选择表中一组数据计算，Fe—56)。结果表明，该方法可行。
【解析】 (1) ①滴定操作时需要用的仪器有锥形瓶、酸式滴定管、碱式定滴管、铁架台等，故选AD。 ②c(HCl)＝＝＝0.550 0 mol/L。(2) 由Q＝cρV总·ΔT可得Q＝4.18 J/(g·℃)×1.0 g/mL×(50 mL＋50 mL)×(T1－T0)℃＝418(T1－T0)J。(3) 100 mL 0.20 mol/L CuSO4溶液中含有0.02 mol CuSO4，1.20 g Fe粉和0.56 g Fe粉的物质的量分别为0.021 mol(过量)、0.01 mol，实验ⅰ中有0.02 mol CuSO4发生反应，实验ⅱ中有0.01 mol CuSO4发生反应，实验ⅰ放出的热量多，则b>c；若按实验ⅰ进行计算，则ΔH＝－＝－20.9(b－a) kJ/mol；若按实验ⅱ进行计算，则ΔH＝－41.8(c－a) kJ/mol。

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