2026届高考化学冲刺复习反应热与盖斯定律

2026届高考化学冲刺复习反应热与盖斯定律知识框架化学反应中的能量变化化学反应的实质与特征实质：反应物种旧化学键的断裂和生成物中新化学键的形成。特征：既有物质变化，又伴随着能量的变化；能量转化有热能、电能、光能等多种形式。焓变与反应热

注：中学阶段不考虑非恒压条件，故焓变(△H)等价于反应热吸热反应与放热反应吸放（1）从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析反应体系对环境放热，其焓减小△H为“-”，即ΔH<0，反应体系从环境吸热，其焓增加△H为“+”，即ΔH>0，吸热反应与放热反应(2)从键能的角度分析吸热反应放热反应ΔH＝反应物键能之和－生成物键能之和；断键+，成键-吸热反应与放热反应注意：计算物质中键的个数时，不能忽略物质的结构。如：1mol物质CO2(C=O)CH4(C-H)P4(P-P)SiO2(Si-O)石墨(C-C)金刚石(C-C)Si(Si-Si)化学键数2NA4NA6NA4NA1.5NA2NA2NA注：吸热反应和放热反应属于化学反应，一些物质溶于水，也会有吸热和放热现象：浓H2SO4、NaOH(s)等溶于水要放热；NH4NO3(s)、KNO3(s)、NH4Cl(s)等溶于水要吸热，但是不能说是放热反应和吸热反应。吸热反应与放热反应放热反应吸热反应①燃烧反应②中和反应③金属与酸的反应（活泼金属与水）④大多数的化合反应（合成氨）⑤物质的缓慢氧化⑥过氧化氢分解①C与CO2反应②C与H2O(g)反应③Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl反应④盐类水解⑤大多数分解反应⑥NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑吸热，放热与条件无关，铝热是放热反应，但需高温进行Ba(OH)2.8H2O+2NH4Cl=BaCI2+10H2O+2NH3↑催化剂与活化能活化能：活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差。催化剂：降低反应所需活化能催化剂在反应中：1、加速达到平衡，但不改变平衡位置和反应限度。2、催化剂会参与反应，一开始就有，先消耗再生成，反应前后质量不变活化能与焓变(1)注意活化能在图示中的意义。

①从反应物至最高点的能量数值表示正反应的活化能；

②从最高点至生成物的能量数值表示逆反应的活化能。(2)催化剂只影响正、逆反应的活化能，而不影响反应的焓变。(3)涉及反应热的有关计算时，要特别注意图示中反应物和生成物的物质的量。【作图题注意】横纵坐标、画图、标注ΔH＝E1－E2；注：反应条件(如：加热、催化剂)不影响△H，△H只取决于E产-E反能量与稳定性1.键能越大，破坏该化学键需要的能量越高，该化学键越难断裂，所以物质越稳定。2.物质总能量越低，物质越稳定。【例题】C(石墨s)=C(金刚石s)ΔH=+1.9kJ/mol，石墨、金刚石哪个更稳定？∆H>0，吸热反应，石墨键能大，总能量低，更稳定。金刚石石墨热化学方程式定义：表示参加反应物质的物质的量和反应热的关系的化学方程式。意义：不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。例如：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)

ΔH＝－571.6kJ·mol－1

表示在25℃、101kPa条件下，2molH2和1molO2反应生成2mol液态水时放出571.6kJ的热量。热化学方程式的书写步骤一写方程式——写出配平的化学方程式

二标状态

——用s、l、g、aq标明物质的聚集状态

三标条件

——标明反应的温度和压强(101kPa、25℃时可不标注)

四标ΔH

——在方程式后写出ΔH,并根据信息注明ΔH的“+”或“-”

五标数值

——根据化学计量数计算写出ΔH的值热化学方程式书写注意事项标明反应物、生成物状态和ΔH，注意正负号和单位。同素异形体还需标名称。反应热与测定条件(温度、压强等)有关。绝大多数反应是在常温常压（

25℃、101kPa）下进行的，可不注明。化学计量数表示物质的量，可以是整数，也可以是分数。化学计量数必须与ΔH

相对应。如果化学计量数加倍，则ΔH

也要加倍。不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的ΔH

都表示反应进行到底(完全转化)时的反应热。区别于普通方程式：一般不注“↑”“↓”以及“点燃”“加热”等燃烧热燃料完全燃烧生成指定的产物HCSNH2O(l)而不是H2O(g)CO2(g)而不是CO(g)SO2(g)N2(g)1、燃烧热：在101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量，

单位为kJ/mol【思考】根据燃烧热的定义，解释“甲烷的燃烧热为890kJ/mol”

表示什么？1mol甲烷完全燃烧生成CO2、液态H2O所放出的热量为890kJ而不是SO3(g)燃烧热的深入理解（1）反应条件∶25℃和101kPa（书中给出的燃烧热数值均为此条件下测得）。（2）物质的燃烧热要求的是纯物质。（3）以1mol燃料为标准配平方程式。（4）"完全燃烧生成指定产物"是指单质或化合物燃烧后变为最稳定的物质。（5）文字叙述燃烧热时，用正值或ΔH表示，例如，CH4的燃烧热为890.3kJ·mol-1或ΔH=-890.3kJ·mol-1。【注意】区分“表示xx燃烧热的热化学方程式”与“表示xx燃烧的热化学方程式”中和热及其测定（1）体系—反应物+生成物+发生的反应（2）环境

我们将试管中的盐酸、氢氧化钠溶液及发生的反应等看作一个反应体系，简称体系（又称系统）

与体系相互影响等其他部分，如盛溶液等试管和溶液之外等空气等看作环境（3）热量

指因为温度不同而在体系与环境之间交换或传递的能量。中和热1.定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O(l)，这时的反应热叫中和热。3.要点：（1）条件：稀溶液(浓酸浓碱溶液稀释放热)（2）反应物：强酸与强碱(弱酸弱碱电离吸热)（3）生成1molH2O；(4)放出的热量：57.3kJ2.表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)ΔH=-57.3kJ／molHClNaOHHNO3Ba(OH)2✔✔H2SO4HNO3NH3·H2OBa(OH)2CH3COOHNaOH×××中和热注意：稀强酸+稀强碱=1mol液态水+可溶性盐ΔH＝－57.3kJ/mol情况1：浓硫酸+稀强碱=1mol液态水+可溶性盐ΔH－57.3kJ/mol情况2：稀强酸+NaOH(s)=1mol液态水+可溶性盐ΔH

－57.3kJ/mol情况3：稀强酸+稀强碱=1mol液态水+难溶性盐

ΔH

－57.3kJ/mol情况4：稀弱酸+稀强碱=1mol液态水+可溶性盐

ΔH

－57.3kJ/mol<<<>中和热的测定直接测定反应热的方法测量仪器量热计测定原理用温度计测量反应前后体系的温度变化，根据有关物质的比热容等来计算反应热保温杯式量热计绝热（保温）！防止（或减少）热量的散失中和热的测定——装置使反应物迅速混合，使反应充分进行，保持体系的温度均匀。测量反应前后体系的温度反应容器起保温作用防止热量散失中和热的测定——试剂【思考】：实验中所用HCl和NaOH的物质的量比为何不是1∶1而是NaOH稍过量？为了保证盐酸完全被中和，需要采用稍过量的NaOH溶液。0.5mol/L的稀盐酸0.55mol/L的NaOH溶液H+(aq)+OH-(aq)H2O(l)50mL50mL能不能是盐酸过量？氢氧化钠溶液吸收空气中的二氧化碳，消耗了一部分氢氧化钠，无法保证氢氧化钠完全与盐酸反应。中和热的测定——数据收集1.反应前酸、碱的温度，取平均值t12.酸碱混合充分反应后体系最高温度t2要使用同一支温度计,避免仪器误差。注意测定一种溶液后必须用水冲洗干净并用滤纸擦干。重复三次实验，减少实验误差中和热的测定——数据处理热量的计算公式：Q=cmΔt

Δt：三次测量所得温度差（t2-t1）的平均值m：反应混合液的质量50mL0.5mol/L盐酸的质量

m1=50g；50mL0.55mol/LNaOH溶液的质量

m2=50gm=m1+m2=100gc：反应混合液的比热容

c=4.18×10-3kJ/(g·℃)。H+(aq)+OH-(aq)H2O(l)0.025mol0.025mol0.418×Δt1molQ(kJ)

为了计算简便，可以近似地认为实验所用酸、碱稀溶液的密度、比热容与水的相同，并忽略量热计的比热容。中和热的测定(1)装置中的玻璃搅拌器不能用金属质搅拌器代替，金属导热会造成热量损失。(2)能否用浓硫酸代替盐酸？对结果会产生什么影响？不能。浓硫酸溶解于水时放热，所测中和热数值会偏大。(6)为了保证盐酸完全被中和，采用稍过量的NaOH溶液。(5)操作时动作要快，尽量减少热量的散失。(3)使用不同的量筒分别量取酸碱溶液(4)正确读取体积和温度，取平均值确保数据准确。

燃烧热

中和热相同点

能量变化

ΔHΔH＜0，单位常用kJ·mol－1不同点反应物类型________、氧气酸、碱的____溶液反应物的量____mol不限量生成物类型稳定的氧化物，如CO2(g)、H2O(l)盐和水生成物的量不限量____molH2OΔH

反应物不同，燃烧热不同稀的强酸强碱中和热均约为57.3kJ·mol－1

定义在101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时放出的热量

在____溶液中，酸与碱发生中和反应，生成____molH2O时放出的热量可燃物稀11稀1放热反应燃烧热VS中和热【2023广东卷】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

计算获得(1)盐酸浓度的测定：移取20.00mL待测液，加入指示剂，用0.5000mol/L的NaOH溶液滴定至终点，消耗NaOH溶液22.00mL。①上述滴定操作用到的仪器有

。A. B. C. D.②该盐酸浓度为_______mol/L

【2023广东卷】(3)借鉴(2)的方法，甲同学测量放热反应

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i0.20mol/L的CuSO4溶液100mL1.20gFe粉abii0.56gFe粉ac①温度：b

c(填“>”“<”或“=”)。②ΔH=___________________

(选择表中一组数据计算)。结果表明，该方法可行。【2023广东卷】(4)乙同学也借鉴(2)的方法，测量反应

的焓变查阅资料：配制Fe2(SO4)3溶液时需加入酸。加酸的目的是

。提出猜想：Fe粉与Fe2(SO4)3溶液混合，在反应A进行的过程中，可能存在Fe粉和酸的反应。验证猜想：用pH试纸测得Fe2(SO4)3溶液的pH不大于1；向少量Fe2(SO4)3溶液中加入粉，溶液颜色变浅的同时有气泡冒出，说明存在反应A和

(用离子方程式表示)。实验小结：猜想成立，不能直接测反应A的焓变。教师指导：鉴于以上问题，特别是气体生成带来的干扰，需要设计出实验过程中无气体生成的实验方案。优化设计：乙同学根据相关原理，重新设计了优化的实验方案，获得了反应A的焓变。该方案为

。【2023广东卷】(5)化学能可转化为热能，写出其在生产或生活中的一种应用

。(1)AD0.5500(2)418（T1-T0）>-20.9（b-a）kJ/mol或-41.8（c-a）kJ/mol

抑制Fe3+水解Fe+2H+=Fe2++H2↑将一定量Cu粉放入Fe2(SO4)3溶液中，测量反应热并计算焓变，结合实验3的结果，利用盖斯定律计算得到反应A的焓变（3分）设3个得分点，1点1分：a.Cu与Fe2(SO4)3的反应b.Fe与CuSO4的反应（实验3或者甲同学的实验）c.体现盖斯定律的应用（如果前两个反应写对，但写成焓变相减、反应热或温度等相加减得到反应A的焓变则得2分）

（5）如燃料、烧水、高炉炼铁、铝热反应、暖宝宝、蒸汽机、燃烧/使用甲烷等能源(2)解决能源问题的措施：①提高能源的利用效率：a.改善开采、运输、加工等各个环节；b.科学控制燃烧反应，使燃料充分燃烧。②开发新能源：开发资源丰富、可以再生、没有污染或污染很小的新能源。能源一次能源是指自然界中以原有形式存在的、未经加工转换的能量资源。又称天然能源，如煤炭、石油、天然气、水能等二次能源指由一次能源加工转换而成的能源产品，如电力、煤气、蒸汽及各种石油制品等。一次能源可再生能源非再生能源可以不断得到补充或能在较短周期内再产生的能源：风能、水能、海洋能、潮汐能、太阳能等。经过亿万年形成的、短期内无法恢复的能源：如煤炭、石油、天然气等。盖斯定律

不管化学反应是分一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。

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。BACΔH3ΔH2ΔH1ΔH3=ΔH1+ΔH2盖斯定律ΔH1=ΔH2+ΔH3

该反应的反应热无法直接测定,但下列两个反应的反应热却可以直接测定：

ΔH3根据盖斯定律=-393.5kJ/mol－(-283.0kJ/mol)=-110.5kJ/molΔH3=ΔH1–ΔH2盖斯定律的意义有些反应的反应热难以直接测定，如：（1）有些反应进行得很慢（2）有些反应不容易直接发生（3）有些反应的产品不纯（有副反应发生）利用盖斯定律可以间接计算出来。注意事项1、热化学方程式同乘以一个数时，

反应热数值也必须同乘以该数值；2、热化学方程式相加减时，同种物质之间可相加减，

反应热也随之相加减；3、将一个热化学方程式颠倒，△H的符号也要随之改变应用盖斯定律的步骤1、目标方程中找唯一2、同加异减3、化系数目标方程式中的物质：在给出的各个已知方程式中只出现一次目标方程式中的物质：与已知方程式中物质在方程式的同侧，则相加；与已知方程式中物质在方程式的异侧，则相减；把已知方程式中的系数化成与目标方程式中物质的系数一致。4、叠加计算(注意带正负号运算)【练习】1.已知下列热化学方程式：

①CH3COOH（l）+2O2(g)═2CO2（g）+2H2O（l）ΔH1＝﹣870.3kJ/mol②C(s)+O2（g）═CO2（g）ΔH2＝﹣393.5kJ/mol③H2(g)+O2（g）═H2O（l）ΔH3＝﹣285.8kJ/mol则反应2C(s)+2H2（g）+O2（g）＝CH3COOH（l）的焓变ΔH为（）A．244.15kJ•mol﹣1 B．﹣224.15kJ•mol﹣1

C．488.3kJ•mol﹣1 D．﹣488.3kJ•mol﹣1在方程式中只出现一次同加异减，化系数D【练习】在1200℃时，天然气脱硫工艺中会发生下列反应：2S（g）═S2（g）ΔH4

，则ΔH4的正确表达式为______________。

ΔH＝

在方程式中只出现一次同加异减，化系数【练习】4Fe(s)＋3O2(g)===2Fe2O3(s)

ΔH＝－1648kJ·mol－1

①C(s)＋O2(g)===CO2(g)

ΔH＝－393kJ·mol－1

②2Fe(s)＋2C(s)＋3O2(g)===2FeCO3(s)

ΔH＝－1480kJ·mol－1

③FeCO3在空气中加热反应生成Fe2O3的热化学方程式是____________________________________________。反应热的计算(1)从物质的能量角度分析反应热ΔH＝∑E(

生成物的总能量)－∑E(

反应物的总能量)(2)从键能的角度分析反应热ΔH＝反应物键能之和－生成物键能之和；断键+，成键-(3)应用盖斯定律进行计算反应热的计算CO2(g)+2H2(g)===

C(s)+2H2O(g)△H

已知：CO2(g)和H2O(g)的生成焓为：-394kJ/mol,-242kJ/mol。则△H=

____kJ/mol。（生成焓是一定条件下，由其对应最稳定单质生成1mol化合物时的反应热。）

(4)根据生成焓或燃烧热计算

反应热的计算(4)通过图像计算2SO2(g)＋O2(g)

2SO3(g)

△H

已知1

molSO2发生上述反应达到平衡，转化率为80%，反应过程中能量如右图，求△H

（1）CH4与CO2制备“合成气”的热化学方程式为

。能量变化图中：E5+E1

E4+E2（填“＞”、“＜”或“＝”）。2020深圳线上测试(4)通过图像计算（2020年全国新课标Ⅰ节选）硫酸是一种重要的基本化工产品，接触法制硫酸生产中的关键工序是SO2的催化氧化：SO2(g)+1/2O2(g)SO3(g)ΔH1=−98kJ·mol−1。回答下列问题：(1)钒催化剂参与反应的能量变化如图所示，V2O5(s)与SO2(g)反应生成VOSO4(s)和V2O4(s)的热化学方程式为：_________。2V2O5(s)+2SO2(g)=2VOSO4(s)+V2O4(s)△H=△H3-2△H2(4)通过图像计算【2023浙江1月选考】1．标准状态下，气态反应物和生成物的相对能量与反应历程示意图如下[已知O2(g)和Cl2(g)的相对能量为0]，下列说法不正确的是A．E6-E3=E5-E2B．可计算Cl-Cl键能为2(E2-E3)kJ/molC．相同条件下，O3的平衡转化率：历程Ⅱ>历程ⅠD．历程Ⅰ、历程Ⅱ中速率最快的一步反应的热化学方程式为：C(3)哈伯因证实N2、H2在固体催化剂(Fe)表面吸附和解吸以合成氨的过程而获诺贝尔奖。若用分别表示N2、H2、NH3

和固体催化剂，则在固体催化剂表面合成氨△H<0）的过程可用如图表示：①吸附后，能量状态最低的是___________(填字母序号)。反应热大小的比较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。举例：①2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)

ΔH1

②2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)

ΔH2方法一：①－②可得2H2O(l)===2H2O(g)

ΔH＝ΔH1－ΔH2>0，即可知ΔH1>ΔH2。方法二：ΔH1>ΔH2ΔH

比较大小需带正负号比较【练习】下列各组热化学方程式中，化学反应的△H前者大于后者的是()①C(s)＋O2(g)===CO2(g)

△H1

2C(s)＋O2(g)===2CO(g)

△H2②S(s)＋O2(g)===SO2(g)

△H3

S(g)＋O2(g)===SO2(g)

△H4③H2(g)＋O2(g)===H2O(l)△H5

2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)△H6④CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g)△H7

CaO(s)＋H2O(l)===Ca(OH)2(s)△H8A．①B．④C．②③④D．①②③C

反应机理图分析小标题1、反应机理图像详细描述了每一步转化的过程，包括过渡态的形成、键的断裂和生成。解题时，我们要重视化学键的知识点。2、注意反应物、产物、催化剂、反应中间体的区别

催化剂：在机理图中多数是以完整的循环出现的

反应物：通过一个箭头进入整个历程的物质则是反应物

产

物：通过一个箭头最终脱离整个历程的物质一般是产物

反应中间体：化学反应的中间产物基本概念小标题反应物分子在有效碰撞中经过一次化学变化就能直接转化为产物的反应;从反应物转化为生成物，是一步完成的反应都是基元反应，又称为简单反应。非基元反应：反应物分子需要经过几步反应才能转化为生成物的反应。大部分反应是分步完成的称为非基元反应，又称为复杂反应。如：2NO(g)＋O2(g)

⇌2NO2

(g)基元反应

过渡态理论

过渡状态理论认为：化学反应不只是通过反应物分子之间简单碰撞就能完成的，而是在碰撞后先要经过一个中间的过渡状态，即首先形成一种活性集团(活化配合物)A+B-C[A···B···C]

A-B+C

活化络合物快慢活化络合物不稳定，或是恢复为反应物，或是变成产物。若产物分子能量比一般反应物分子低，多余能量便以热的形式释放出来，就是放热反应；反之，即是吸热反应催化剂与催化作用催化剂:存在少量就能显著改变反应速率，反应结束时，其自身的质量、组成和化学性质基本不变的物质。催化特点：①高效性，可以大大地加快反应速率。②选择性，反应不同，催化剂不同。③同等程度地加快正、逆反应的速率。④不能改变反应的可能性和平衡常数。催化剂与活化能(1)催化剂的催化机理：催化剂参与化学反应，生成能量更低的中间产物，降低了达到过渡态所需要的活化能，使反应易于发生，速率加快。这就是我们经常说的催化剂改变反应途径，降低反应的活化能。(2)催化反应一般过程(简化的过程)：①反应物扩散到催化剂表面；②反应物被吸附在催化剂表面；③被吸附的反应物发生化学反应生成产物；④产物的解吸。均相催化：反应物与催化剂处于同一相。

例：2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)NO作催化剂

S2O82-+2I-=2SO42-+I2Cu2+作催化剂多相催化：催化剂与反应物处于不同的相中，反应在催化剂表面进行。例:C2H4+H2=C2H6Ni作催化剂

N2+3H2=2NH3Fe作催化剂均相催化和多相催化

均相催化与多相催化多相催化原理：反应物被吸附在催化剂的表面，使反应物部分化学键被削弱，从而较易进行反应生成产物，反应后产物从催化剂表面解吸。催化剂表面的吸附示意图多相催化作用仅仅发生在催化剂表面，所以催化作用能力的大小与催化剂的表面积大小密切相关。

均相催化与多相催化酶催化的特点：高效性，比普通催化剂高得多。选择性更强。温度过高、酸碱度过大会使酶失去活性。k催k=108~1020生物体内存在着的一类具有催化能力的蛋白质,称为酶。

酶催化如图所示：反应A+B→AB的活化能为Ea，加入催化剂K后，反应分两步进行:①A+K→AK活化能为Ea1（慢反应）②AK+B→AB+K活化能为Ea2(快反应)1、加入催化剂后，两步反应的活化能Eal和Ea2均小于原反应的活化能Ea，因此反应速率加快。2、这两步反应：由于Ea1>Ea2，第1步反应是慢反应，是决定整个反应快慢的步骤，称为“定速步骤”或“决速步骤”，活化能Ea1大的就是在催化剂条件下总反应的活化能。总反应方程式：

，反应活化能（能垒）

。EalA+B→ABK

常见三种图像—1.曲线图型

常见三种图像—1.曲线图型

C

常见三种图像—2.循环图型

①解题时最关键的是看清哪些物质进入了循环体系，哪些物质离开了循环体系，进入的是总反应的反应物，离开的是总反应的生成物。②循环体系中(圈上)的物质是催化剂或中间产物，第一步反应中的反应物，如果最后一步又生成了，就是催化剂，则其他的是中间产物。酸性条件下NO对Fe2＋被O2氧化时的催化循环图

常见三种图像—2.循环图型

(南通市2021届高三第一次调研)17(3)次磷酸根(H2PO2-)具有较强的还原性。利用F