盖斯定律反应的热化学方程式有哪些性质

盖斯定律（Hess"s law），又名反应热加成性定律（the law of additivity of reaction heat），即若一化学反应为两个反应式的代数和时，其反应热为这二个反应的反应热的代数和。该定律也可表达为在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。该定律是化学热力学的基础，由俄国化学家盖斯（G.H. Hess）发现并提出，因而被称为盖斯定律。中文名 盖斯定律表达式 ΔH=ΔH1+ΔH2提出时间 1840年适用领域范围 化学反应热的计算外文名 Hess"s law提出者 盖斯应用学科 物理化学，热化学提出者国籍 俄国1 定义盖斯定律是指在恒压或恒容的条件下，一个反应，不论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的，总反应方程式的焓变等于各部分分步反应按一定系数比加和的焓变。换句话说，一个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 实质盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现[1]，对于恒容或恒压的化学反应来说，只要反应物和产物的状态确定了，反应的热效应也就确定了，反应是否有中间步骤或有无催化剂介入等均对反应的热效应没有影响。3 意义盖斯定律是化学热力学的基础。对于一个不能直接发生的反应或者进行得太慢的或反应程度不易控制而无法直接测定反应热的化学反应，可以用赫斯定律，利用容易测定或已知的反应热来间接求得不容易测定或未知的反应热。赫斯定律的建立，使得热化学反应方程式可以向普通代数方程式一样进行计算，有很大的实用性，故而我们常称盖斯是热化学的奠基人。

盖斯定律的内容是：定压或定容条件下的任意化学反应,在不做其它功时,不论是一步完成的还是几步完成的,其反应热的总值相等. 举个例子说吧： 固态碳单质燃烧放热生产二氧化碳气体,放热393.51KJ 但是当固态碳单质燃烧生产的是一氧化碳的时候放出的热量是110.53KJ 而生产的一氧化碳继续燃烧生产二氧化碳,放出的热量是282.98KJ 那么,碳燃烧生产一氧化碳和一氧化碳燃烧生产二氧化碳产生的热量的总和等于碳燃烧直接生产二氧化碳放出的热量! 也就是说不管中间过程如何,最后的结果是一样的!

盖斯定律的作用如下：盖斯定律是一种计算化学反应热的神奇方法，它可以让我们用简单的加减法就能得到复杂的反应热。它的秘密就在于：化学反应的热效应只取决于反应前后的物质状态，而不受反应过程的影响。盖斯定律的具体介绍：盖斯定律（英语：Hess"s law），又名反应热加成性定律（the law of additivity of reaction heat）：若一反应为二个反应式的代数和时，其反应热为此二反应热的代数和。也可表达为在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。它是由俄国化学家盖斯发现并用于描述物质的热含量和能量变化与其反应路径无关，因而被称为盖斯定律。盖斯定律定义：一个反应，在定压或定容条件下，不论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的，总反应方程式的焓变等于各部分分布反应按一定系数比加和的焓变。盖斯定律换句话说，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，而这可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。推导过程介绍：当反应体系不做非体积功，Qp=ΔH，Qv=ΔU，而H和U都是状态函数，当反应的初始状态和终止状态一定时，H和U的改变值ΔH和ΔU与途径无关。所以无论是一步完成反应，或是多步完成反应，反应是否有中间步骤或有无催化剂介入等，均对Qv或Qp数值没有影响，其反应热都一样。有些反应的反应热通过实验测定有困难（有些反应进行得很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯、有副反应发生），可以用盖斯定律间接计算出来。

盖斯定律（英语：Hess"s law），又名反应热加成性定律（the law of additivity of reaction heat）：若一反应为二个反应式的代数和时，其反应热为此二反应热的代数和。也可表达为在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。 盖斯定律是断定能量守恒的先驱，也是化学热力学的基础。当一个不能直接发生的反应要求反应热时，便可以用分步法测定反应热并加和起来而间接求得。故而我们常称盖斯是热化学的奠基人。盖斯的主要著作有《纯化学基础》(1834)，曾用作俄国教科书达40年，出过七版，对欧洲化学界也有一定影响。

盖斯定律表明反应热效应取决于体系变化的始终态而与过程无关。化学反应在不做非体积功时，等温等压下 ，等温等容下 ，此时 与 相当于状态函数的变化。该定律使用时应注意： 1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同； 2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式。 3、各步反应均不做非体积功。 4、各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态。

1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同；2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式。3、各步反应均不做非体积功。4、各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态。5、化学反应的反应热(△H)只与反应体系的始态或终态有关,而与反应途径无关。例题、 求反应C（s）+ 1/2 O 2 （g）→CO（g）的反应热（ΔH ）解：已知（I） C（s）+ O 2 （g）==CO2（g） ΔH （I）= - 393ּ5 kJ/moI（II）CO（g）+ 1/2 O2 （g）==CO2 （g） ΔH （II） = - 282ּ8 kJ/mol由（I）— （II）式得 C（s）+ 1/2 O2 （g）== CO（g）ΔH = ΔH（I） - ΔH （II）= - 393ּ5 - （ - 282ּ8 ）= - 110ּ7（kJ/mol）盖斯定律的本质：方程式按一定系数比加和时其反应热也按该系数比加和。盖斯定律的意义：有些反应的反应热通过实验测定有困难，可以用盖斯定律间接计算出来

定义：又名反应热加成性定律，若一反应为二个反应式的代数和时，其反应热为此二反应热的代数和，也可表达为在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。 实际应用：利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。 注意事项： 1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同； 2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式； 3、各步反应均不做非体积功； 4、各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态； 5、化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应途径无关。

盖斯定律计算技巧如下：1.写：写出目标方程式（题目中要书写的热化学方程式），配平。2.比：将已知方程式和目标方程式比较，分析物质类别、位置（在反应物中还是在生成物中）的区别。3.倒：为了将已知方程式相加得到目标方程式，可将方程式颠倒过来，反应热的量不变，但符号要相反。这样，可以避免减法运算中容易出现的错误。4.乘：为了将方程式相加得到目标方程式，可将方程式乘以某个数（可以是分数），反应热也要进行相应地运算。5.加：倒、乘两个方面做好了，只要将方程式相加即可得目标方程式，反应热也相加即可。注意：ΔH要带着“+”“-”符号进行运算。盖斯定律是什么？盖斯定律（英语：Hess"s law），又名反应热加成性定律（the law of additivity of reaction heat）：若一反应为二个反应式的代数和时，其反应热为此二反应热的代数和。也可表达为在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。它是由俄国化学家盖斯发现并用于描述物质的热含量和能量变化与其反应路径无关，因而被称为盖斯定律。

盖斯定律:"一个化学反应不管是一步完成的，还是多步完成的，其热效应总是相同的。”可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。使用该定律要注意：1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同；2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式。3、各步反应均不做非体积功。4、各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态。5、化学反应的反应热(△H)只与反应体系的始态或终态有关,而与反应途径无关。

盖斯1840年瑞士的化学家盖斯(Hess)在总结大量实验事实（热化学实验数据）的基础上提出：“定压或定容条件下的任意化学反应，在不做其它功时，不论是一步完成的还是几步完成的，其热效应总是相同的（反应热的总值相等）。”这叫作盖斯定律。换句话说，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，而这可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。由于热力学能(U)和焓(H)都是状态函数，所以ΔU和ΔH只与体系的始、末状态有关而与“历程”无关。

盖斯定律方程是描述物质在化学反应中的质量守恒的基本方程之一。在化学反应中，物质的质量不会凭空消失或增加，而是在反应前后保持不变。盖斯定律方程的一般形式为：aA + bB → cC + dD，其中a、b、c、d分别表示反应物和生成物的摩尔数。在化学反应中，反应物的摩尔数与生成物的摩尔数之间存在着一定的关系，这就是盖斯定律方程的基本原理。一、关于盖斯定律怎么相加减，盖斯定律方程的加减法遵循以下原则：1、反应物和生成物的摩尔数必须相等。2、反应物和生成物的化学式必须相同。3、反应物和生成物的系数必须相同。在进行盖斯定律方程的加减法时，我们需要先将反应物和生成物的化学式写出来，然后根据摩尔数和系数进行计算。如果两个反应方程式中存在相同的物质，我们需要将它们的系数相加或相减，然后将结果写入新的方程式中。通过盖斯定律方程的加减法，我们可以将多个反应方程式相加或相减，从而得到新的方程式。这对于化学反应的计算和分析非常重要，因此我们需要掌握盖斯定律方程的加减法。学习化学的方法1、理论学习：首先要掌握化学的基本理论知识，包括元素周期表、化学键、化学方程式等。可以通过阅读教科书、参加课堂讲解和听讲座等方式进行理论学习。2、实验操作：化学是一门实验性科学，通过进行实验可以加深对化学知识的理解和记忆。可以参加实验课程或者在实验室进行实践操作，学习化学实验的基本技能和实验方法。3、解题训练：化学是一门需要运用知识解决问题的学科，通过解题训练可以提高解决实际问题的能力。可以通过做习题、参加竞赛、进行模拟考试等方式进行解题训练。

一个反应，在定压或定容条件下，不论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的，总反应方程式的焓变等于各部分分布反应按一定系数比加和的焓变。适用范围：1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同；2、参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的条件方式、温度、压力等因素均一致。3、各步反应均不做非体积功。4、若有很多数据，选择最短的途径。以致计算方便误差小。

一确定的化学反应的恒容热或恒压热只取决于过程的始态与末态,而与中间的途径无关,这就是盖斯定律.例如： a式：C + CO2==CO2 b式：1.C +1/2O2==CO 2.CO+1/2O2==CO2 就是说b式的焓变,熵变由1,2相加而来,所得结果与a式相同.

定压或定容条件下的任意化学反应，在不做其它功时，不论是一步完成的还是几步完成的，其热效应总是相同的 .其实质就是能量守恒，定压和定容时，系统不对外做功且外界不对系统做功。所以系统内部能量是不变的。

可以认为是反应物与生成物 比如对于反应A+B~~~~C+D A+B为始态，C+D为终态，，，不管该寺定律就是，不管反应过程如何曲折，只要方程式相加减后是A+B~~~~~C+D，他们的反应焓变不变，只要将各个参与方程式的焓变按照方程式加减的方法相加减，就是A+B~~~~~C+D的反应焓变

盖斯定律是热化学中一个重要的基本定律。一些难于实现、难于控制和难于测定其热效应的化学反应,都可以通过盖斯定律用间接方法把它的热效应计算出来。因此,如何运用盖斯定律解题是一个关键。一般来说,应用盖斯定律有两种方法:一种是图解法,一种是代数运算法。由于图解法需要设计几种反应途径,比较繁杂,所以,经常采用代数运算法。但在教学中发现,所有版本的教材在应用此法解题时,同解代数方程一样,举例已知（1）NH3（g） +HCl（g）==NH4Cl（s）ΔH=-176kJ/mol（2）NH3（g）+H2O(l)== NH3u2022H2O（aq）ΔH=-35.1 kJ/mol（3）HCl（g）+ H2O(l)== HCl（aq）ΔH=-72.3 kJ/mol（4）NH3（aq）+ HCl（aq）== NH4Cl（aq）ΔH=-52.3 kJ/mol（5）NH4Cl（s）+2 H2O(l)== NH4Cl（aq）ΔH=Q则第（5）个方程式中的反应热是多少？首先这题有点错误——NH3（aq）+ HCl（aq）== NH4Cl（aq）ΔH=-52.3 kJ/mol应该是——NH3（g）+ HCl（g）== NH4Cl（aq）ΔH=-52.3 kJ/mol再说这题，应该先把（1）反过来 ——NH4Cl（s）==NH3（g） +HCl（g）ΔH=+176kJ/mol加 NH3（g）+H2O(l)== NH3u2022H2O（aq）ΔH=-35.1 kJ/mol加 HCl（g）+ H2O(l)== HCl（aq）ΔH=-72.3 kJ/mol得——NH4Cl（s）+2 H2O(l)== NH3u2022H2O（aq）+HCl（aq）ΔH=自己算 Q1加 NH3（aq）+ HCl（aq）== NH4Cl（aq）ΔH=-52.3 kJ/mol得 NH4Cl（s）+2 H2O(l)== NH4Cl（aq）ΔH= 自己算的Q1-52.3kJ/mol

因为Hess得出这个结论使用了状态函数的概念. 只有在恒压条件下,反应热全部用于使焓增加. 只有在定容条件下,反应热全部用于是热力学能增加. 而焓与热力学能都是状态函数,众所周知状态函数只与过程的始末态相关,与中间经历了怎样的过程无关. 而热和功,你的物理老师肯定告诉过你这俩没有一个具备状态函数的特点.它们都不是状态函数,都与经历的过程有关. 好了,如果不是恒压过程/定容过程,那么热必定不会完全提供给焓/热力学能,那么剩下的热一定与化学反应过程有关,那么建立在状态函数法基础之上的Hess定律当然就不能适用了. 换一种说法,Hess定律是热力学第二定律的直接应用.我们之所以可以使用Hess定律来衡量一个复杂反应的热效应,是因为Hess定律是这样定义的：总反应热只与反应的始末态相关,与反应经历了怎样的过程无关.对吧?这样我们就可以把一个复杂的反应分解成许许多多简单的反应,然后分别测量这些简单反应的热效应,加和之后肯定与复杂反应的热效应相等. 但是呢,如果Hess定律的使用前提被破坏掉了呢?也就是说,复杂反应的总反应热不单单与始末态相关,还与它经历的过程有关的时候,Hess定律还正确么?答案当然是否定的.而为了使Hess定律的使用前提有效,故而必须规定恒压/定容条件下才能使用Hess定律.反过来说,如果不在恒压/定容的条件下,那么复杂反应的总反应热一定与过程有关. 也就是说,只有在可以用焓与热力学能衡量全部的反应热时,Hess定律才是正确的,因为焓与热力学能的计算只需始末态的数据而不关心过程.状态函数如果现在还没讲的话可以先放着不管~只需要记住状态函数只与始末态有关而与过程无关即可.

如何应用盖斯定律计算化学反应的焓变：化学反应相加等于含变相加，化学反应想减等于含变想减，然后你乘以不同的系数，焓变也要乘以相同的系数 然后凑你需要的化学反映即可。反应热是+的就是放热，反应热是-的就是吸热，当遇到多个反应式时可以根据反应物与生成物相抵消的原理吧反应热相加（注意+-号），还有把系数配平最关键。使用该定律要注意：　　1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同；　　2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式。　　3、各步反应均不做非体积功。　　4、各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态。　　5、化学反应的反应热(△H)只与反应体系的始态或终态有关,而与反应途径无关。盖斯定律的经典例题：称取等质量为(ag)胆矾两份。把一份溶于bg水中，测知其溶解时吸收Q1kJ热量；把另一份脱水后溶于bg水中，测得其溶解时放热Q2kJ。　　(1)胆矾的溶解热为______kJ·mol—1，是______(填”吸热”或“放热”)　　(2)无水硫酸铜的溶解热为______kJ·mol—1，是______过程。　　(3)从以上数据可知，胆矾脱水是______过程，1mol胆矾脱水需______kJ·mol—1热量。　　16、目前大部分城市居民所使用的燃料主要是管道煤气，使用天然气作为居用燃料对环境更为有利。管道煤气的主要成分是CO、H2和少量烃类，天然气的主要成分是CH4。它们的燃烧反应如下：　　 根据以上化学方程式判断：燃烧相同体积的管道煤气和天然气，消耗空气体积较大的是_________。因此燃烧管道煤气的灶具如需改烧天然气，灶具的改进方法是_________进风口（填增大或减小），如不作改进可能产生的不良结果是_________________。管道煤气中含有的烃类，除甲烷外，还有少量乙烷、丁烷等，它们的某些性质见下表：　　试根据以上某个关键数据解释冬天严寒的季节有时管道煤气火焰很小，并且呈断续状态的原因是_____________________。　　17、在101kPa时，H2在1.00molO2中完全燃烧生成2.00mol液态H2O。　　（1）放出571.6kJ的热量，H2的燃烧热为________，表示H2燃烧热的热化学方程式为____________。　　（2）1.00L 1.00mol/L H2SO4溶液与2.00L 1.00mol/L NaOH溶液完全反应，放出114.6kJ的热量，该反应的中和热为___________，表示其中和热的热化学方程式为____________________。答案与提示　　1、C　　依据反应热的概念，表示按照方程式系数的物质的量反应时吸收或放出的热量，单位是kJ·mol－1，该方程式表示：1mol碳和1mol水蒸气反应生成1mol一氧化碳气体和1mol氢气，并吸收131.3kJ的热量。特别要指明水的状态。　　2、D　　题目中给出的数据意义是：燃烧1g的甲烷放出55.625kJ的热量，应该换算成燃烧1mol甲烷放出的热量为890kJ。热化学方程式为：CH4(g)＋2O2(g)＝CO2(g)＋2H2O(l)；△H＝－890kJ·mol－1其他系数与热量相对应的方程式均正确。　　3、D　　由题可知： ，因为苯的能量比环己二烯能量低，故苯比环己二烯稳定，故C错；环己二烯加氢是放热过程，A错；苯加氢到环己烷由上图可知是放热过程，B错。　　4、A　　X、Y获得两个电子就达到稳定结构，故它们属于VIA族，由于X得到电子放出的热量多，故X形成的离子更稳定，即X的非金属性比Y强；Z、W失去一个电子达到稳定结构，它们属于IA族，W失去电子吸收的能量多，则W比Z难失电子，故金属性Z大于W。形成离子化合物最可能是金属性强的与非金属性强的元素化合，即Z2X。　　5、C　　反应放出或吸收的热量的多少，跟反应物和生成物的聚集状态有密切关系。A中两式仅生成物中水的状态不同，由于生成液态水比生成气态水放热多，所以Q1＞Q2；B中两式仅硫的状态不同，由于固态硫变成气态硫要吸收热量，所以Q1＞Q2；C中固态碳与氧气完全反应生成二氧化碳，放出的热量Q2应大于不完全燃烧时生成一氧化碳放出的热量Q1；D中二式各物质的量不同，有Q1＝2Q2的关系，故本题的答案应为C。　　6、C　　在100gC中有 变为CO，有 变为CO2，故与C完全燃烧相比，损失的热量就是CO继续燃烧放出的热量，依据热化学方程式，知损失的热量为 。　　7、D　　因为稀醋酸是弱电解质，在电离时吸热，浓H2SO4溶于水时放热。故中和时放出的热量Q(H2SO4)＞Q(HNO3)＞Q(HAc)，又因放热反应中，△H为负值，即△H＝－Q，故△H2＜△H3＜△H1。　　8、AC　　A错。在放热反应中有一些需加热以提供必需的能量来引发反应，如煤的燃烧。C错在有些吸热反应并不需要加热，如Ba(OH)2晶体与NH4Cl的反应，HAc的电离等吸热过程，均不需要加热。　　9、AD　　A项中的10NA个电子转移即有1molC2H2燃烧，所以放出的热量为1300kJ，D项中有8NA个碳氧共用电子对，即有2mol CO2 生成，故放出1300kJ的热量。　　10、CD　　NaOH与CO2反应可生成Na2CO3，也可以生成NaHCO3，若生成Na2CO3，则n(NaOH)＝0.4mol。　　 所以此时1mol乙醇完全燃烧放出5Q热量，若反应产物为Na2CO3和NaHCO3的混合物，则1mol乙醇完全燃烧放出的热量为5Q～10Q之间。　　11．CD　　此类题可举例证明。　　A、煤的燃烧需要加热才能发生，但，煤燃烧放热。　　B、也可用A的例子说明。　　C、当反应物的总能量＞生成物的总能量时，反应放热；反之吸热。　　D．吸热反应在一定条件下(如常温、加热等)也能发生反应　　12、　　解析：　　由盖斯定律，要得到金刚石和石墨的转化关系，可将两个热化学方程式相减即可。设反应的热效应为△H3，则△H3＝△H1－△H2＝－395.41kJ/mol＋393.51kJ/mol＝－1.90kJ/mol。　　即C（金刚石、S）＝C（石墨、s）；△H＝－1.90kJ/mol。　　可见金刚石转化为石墨放出热量，说明石墨的能量更低，比金刚石稳定。　　由十字交叉法：　　可得二者物质的量比。　　答案：　　C（金刚石、s）＝C（石墨、s）；△H＝－1.90kJ/mol；石墨； 　　13、　　解析：　　1molB2H6(g)完全燃烧，生成液态水放出的热量为649.5kJ÷0.3＝2165kJ。因此热化学方程式为：B2H6(g)＋3O2＝B2H3(s)＋3H2O(l)；△H＝－2165kJ·mol－1。若反应生成的3mol H2O(l)全部转化为气态水，则需吸收热量44kJ·mol－1×3mol＝132kJ，则0.5mol B2H6(g)完全燃烧生成气态水时放出的热量为： 　　答案：　　B2H6(g)＋3O2(g)＝B2H3(s)＋3H2O(l)；△H＝－2165kJmol－1 ；1016.5　　14、　　解析：　　Mg与盐酸反应放热，而Ca(OH)2的溶解度随温度的升高而减小，烧杯中含有Ca(OH)2析出。当反应物总能量大于生成物总能量时，反应放热。　　答案：　　（1）①镁片上有大量气泡产生；　　②镁片逐渐溶解；　　③烧杯中析出晶体　　（2）镁与盐酸反应产生氢气，该反应为放热反应，Ca(OH)2在水中的溶解度随温度升高而减小，故析出Ca(OH)2晶体　　（3）Mg＋2H＋＝Mg2＋＋H2↑　　（4）小于　　15、　　解析：　　⑴由溶解热的定义：一定温度及压力下（通常为298K和101kPa），一定量的溶质溶解于某溶剂中产生的热效应。溶质的量为1mol时为摩尔溶解热，中学把溶解热理解为摩尔溶解热。因此，可计算如下：　　CuSO4·5H2O(s)＝CuSO4(aq)＋5H2O(l)；△H　　　　250g　　　　　　　　　　　　　　　 Q　　　　a g　　　　　　　　　　　 　　　　 Q1　　所以 　　⑵ag胆矾失水后溶于水中放出Q2kJ热量　　CuSO4·5H2O～CuSO4　　250g　　　　　160g　　a g　　　　　 　　CuSO4(s)＝CuSO4(ag)；△H′　　160g　　　　　　　　　　Q′　　 　　　　　　　　 Q2　　所以 　　⑶　　设CuSO4·5H2O分解为CuSO4和5H2O的热效应为△H。　　根据⑴可知：①CuSO4·5H2O(s)＝ CuSO4(aq)＋5H2O(l)； △H 1 ＝+250Q1 /a 　kJ·mol—1　　根据⑵可知：②CuSO4(s)＝ CuSO4(ag)；△H 2 ＝-250Q2/a 　kJ·mol—1　　①－②得： CuSO4·5H2O(s)＝CuSO4(s)＋5H2O(l)；△H ＝△H 1－△H 2　　∴△H ＝△H 1－△H 2＝ 　　故此过程为吸热热反应。　　答案：　　（1）250Q1/a　吸热　　（2）250Q2/a　放热　　（3）吸热　 250（Q1+Q2）/a　　16、　　天然气；增大；天然气不完全燃烧，产生有毒的CO；丁烷遇冷凝结为液体，使管道流通不畅。　　17、　　解析：　　H2的燃烧热应以燃烧1mol H2为标准，当H2完全燃烧生成2.00mol H2O时，需燃烧2.00 mol H2。故H2的燃烧热为 。中和热以生成1mol H2O为标准，而1.00 mol/L H2SO4溶液与2.00L 1.00mol/LNaOH溶液反应生成2 mol H2O，故该反应的中和热为 。书写表示燃烧热与中和热的热化学方程式时，必须体现燃烧热与中和热的研究标准。　　答案：　　（1）285.8kJ/mol　 ；△H＝－285.8kJ/mol　　（2）57.3kJ/mol　 ；△H＝－57.3kJ/mol热化学方程式的书写应注意三个问题① 注明参加反应各物质的聚集状态；② 标出反应热数值，放热反应的ΔH为“-”，吸热反应的ΔH为“+”；③ 由于热化学方程式的系数只表示物质的量，不表示分子或原子的个数，故系数可用分数表示。例1 4 g硫粉完全燃烧时放出37 kJ热量，该反应的热化学方程式是__________________。二、反应热的简单计算例2 一定质量的无水乙醇完全燃烧时放出的热量为Q，它所生成的CO2用过量的石灰水完全吸收可得100 g CaCO3沉淀，则完全燃烧1 mol无水乙醇放出的热量是（ ）（A）0.5Q （B）Q （C）2Q （D）5Q例3 1840年盖斯提出了盖斯定律：“不管化学反应是一步完成还是分数步完成，这个过程的热效应是相同的。”火箭发射时可用肼（N2H4）为燃料以及NO2 作氧化剂，这两者反应生成N2和水蒸气，已知：N2(g)+2O2(g)=2NO2(g) ΔH=+67.7 kJ/mol N2H4(g)+O2(g)=N2(g)+2H2O(g) ΔH=-534 kJ/mol。写出肼与NO2反应的热化学方程式。例4 根据盖斯定律，化学反应的反应热=生成物的总键能-反应物的总键能（键能是指断开 1 mol化学键需吸收的能量）。已知H—H、Cl—Cl、H—Cl 键的键能分别为436 kJ/mol、247 kJ/mol、431 kJ/mol，求H2+Cl2=2HCl的反应热。例5.在同温同压下，下列各组热化学方程式Q2>Q1的是（ ）（A）2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) ΔH=-Q1 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH=-Q2（B）S(g)+O2(g)=SO2(g) ΔH=-Q1 S(s)+O2(g)=SO2(g) ΔH=-Q2（C）C(s)+1/2O2=CO(g) ΔH=-Q1 C(s)+O2=CO2(g) ΔH=-Q2（D）H2+Cl2=2HCl ΔH=-Q1 1/2H2+1/2Cl2=HCl ΔH=-Q2三、反应热的意义热化学方程式中的反应热表示某状态的反应物按反应方程式中的物质的量（反应物的系数）完全反应时的热效应，而不论该反应事实上是否完全进行。例6 298 K时，合成氨反应的热化学方程式为：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) ΔH=-92.4 kJ/mol。在该温度下，取1 mol N2和3 mol H2放在密闭容器，在催化剂存在时进行反应，测得反应放出的热量总是小于92.4 KJ。其原因是_______________________________________________。四、利用反应热判断物质的稳定性物质内部所含的能量越低，则该物质越稳定。根据反应的热效应，可比较物质内部能量的高低。例7 已知石墨和金刚石燃烧的热化学方程式如下：C(石墨)+O2(g)=CO2(g) ΔH=-393.8 kJ/mol C(金刚石)+O2(g)=CO2(g) ΔH=-395.2 kJ/mol试比较金刚石和石墨的稳定性。热化学方程式书写及反应热计算专题答案1.S(s)+O2=SO2(g) ΔH=-296 kJ/mol2.C3.2N2H4(g)+2NO2(g)=3N2(g)+4H2O(g) ΔH=-1135.7 kJ/mol4.-[431×2-(436×1+247×1)]=-179 kJ/mol5.A C6.该热化学方程式表示1 molN2和3 molH2完全反应生成2 molNH3时放热92.4 kJ/mol，因反应可逆，在密闭容器中达平衡时，1 molN2和3 molH2不能完全反应生成2 molNH3，因而放热小于92.4 kJ7、由①-②得， C(石墨，s)=C(金刚石，s) ΔH=+1.4 kJ/mol，可见石墨转变成金刚石吸热，石墨内部能量较低，故稳定。

盖斯定律的内容是：定压或定容条件下的任意化学反应,在不做其它功时,不论是一步完成的还是几步完成的,其反应热的总值相等. 举个例子说吧： 固态碳单质燃烧放热生产二氧化碳气体,放热393.51KJ 但是当固态碳单质燃烧生产的是一氧化碳的时候放出的热量是110.53KJ 而生产的一氧化碳继续燃烧生产二氧化碳,放出的热量是282.98KJ 那么,碳燃烧生产一氧化碳和一氧化碳燃烧生产二氧化碳产生的热量的总和等于碳燃烧直接生产二氧化碳放出的热量! 也就是说不管中间过程如何,最后的结果是一样的!

1840年俄国化学家盖斯（Hess，也译作赫斯）在总结大量实验事实（热化学实验数据）的基础上提出在“定压或定容条件下的任意化学反应，在不做其它功时，不论是一步完成的还是几步完成的，其热效应总是相同的（反应热的总值相等）。”这叫作盖斯定律。满意望采纳！

(1)从宏观角度计算ΔH＝H1(生成物的总能量)－H2(反应物的总能量)(2)从微观角度计算ΔH＝E1(反应物的键能总和)－E2(生成物的键能总和)(3)从活化能角度计算ΔH＝E1(正反应的活化能)－E2(逆反应的活化能)

类似于方程加减消元法,把需要的项留下来,不需要的就减掉,等号的左右两边可以移项,也可以同乘(除)一个常数(不为0),相应的反应热也要乘(除).

第一个需要注意的是反应量，反应系数是1的话表示的是1mol放出的热量是aKJ/mol,如果题目中给出来的数值不是1mol还要进行简单计算。第二个是注意物质的形态是固体气体还是液体，固体气体和液体的能量各不相同，要看清楚反应物和生成物的状态。

高中化学选修4知识点归纳总结高中化学选修4知识点归纳总结第一章 化学反应与能量一、焓变 反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号： △H（2）.单位：kJ/mol 3.产生原因：化学键断裂——吸热；化学键形成——放热 放出热量的化学反应： 放热>吸热 △H 为“—”或△H<0放热，吸收热量的化学反应： 吸热>放热 △H 为“+”或△H >0☆ 常见的.放热反应：① 所有的燃烧反应② 酸碱中和反应③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应⑤ 生石灰和水反应⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH) 2-8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应 ③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。※注意以下几点：①研究条件：101 kPa 25℃②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。③燃烧物的物质的量：1 mol④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ，ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。4．中和热的测定实验 五、盖斯定律1．内容：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，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。第二章 化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率1. 化学反应速率（v）⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L?s）⑷ 影响因素：① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）② 条件因素（外因）：反应所处的条件※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。（2）、惰性气体对于速率的影响①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢二、化学平衡 （一）1.定义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。2、化学平衡的特征逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）动（动态平衡）定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据（二）影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。2、温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。3、压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。 注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。三、化学平衡常数（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号：K（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。2、K只与温度（T）关，与反应物或生成物的浓度无关。3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。（三）化学平衡常数K的应用:1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积） Q〈K:反应向正反应方向进行; Q=K:反应处于平衡状态 ; Q〉K:反应向逆反应方向进行3、利用K值可判断反应的热效应若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应 若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应＊四、等效平衡1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。2、分类（1）定温，定容条件下的等效平衡第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。 第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。（2）定温，定压的等效平衡只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。五、化学反应进行的方向1、反应熵变与反应方向：（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.单位：J/（mol-1*K-1）(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。.（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)2、反应方向判断依据在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行 ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态 ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行 注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行

没意义

如基础知识中的伯恩哈勃循环，化学速率常数的测定；应用化学中的核磁共振，纳米技术，药物化学等等 1840年瑞士的化学家盖斯(Hess)在总结大量实验事实(热化学实验数据)的基础上提出:“定压或定容条件下的任意化学反应，在不做其它功时，不论是一步完成的还是几步完成的，其热效应总是相同的(反应热的总值相等)。”这叫作盖斯定律... 主要是应用点不同

搜一下：根据盖斯定律求啊298K时碳和氢气生成1摩尔C2H2反应的焓变

碳和水生成一氧化碳，碳和氧生成一氧化碳 所放出的热量是不同的，因为H2O的键断裂，与O2的键断裂所需要的能量不同 而你所说的盖斯定律 指的是一步反应拆成多步反应 例如： C+O2=CO2,拆成 ①C+O=CO； ②CO+O2=CO2 它们放出的热量和C+O2=CO2放出的热量是一样的,只不过方程式写法不一样罢了,就好比2+1=3,拆成1+1=2; 2+1=3

上面有解释使用该定律要注意：　　1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同；　　2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式。　　3、各步反应均不做非体积功。　　4、各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态。　　5、化学反应的反应热(△H)只与反应体系的始态或终态有关,而与反应途径无关。

一个化学反应不管是一步完成的，还是多步完成的，其热效应总是相同的　运用时主义事项;1,盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同；2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式。　　3、各步反应均不做非体积功。　　4、各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态。　　5、化学反应的反应热(△H)只与反应体系的始态或终态有关,而与反应途径无关。

1、盖斯定律怎么相加减。 2、盖斯定律怎么相加减两条式子由同一物质。 3、盖斯定律怎么相加减视频讲解。 4、盖斯定律怎么相加减对于固体可不可行。1.盖斯定律相加减的方法是将第一个式子移项乘以x，第二个乘以y，第三个乘以z，将第二步的式子相加，将第三步式子和第一步的要求的焓变式子对比，即可得出结果。 2.盖斯定律一般指赫斯定律。 3.赫斯定律，又名反应热加成性定律：若一反应为二个反应式的代数和时，其反应热为此二反应热的代数和。

该定律的适用条件是反应热与反应途径无关，只与起始和终了状态有关。盖斯定律，又名反应热加成性定律：若一反应为二个反应式的代数和时，其反应热为此二反应热的代数和。也可表达为在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。是由俄国化学家盖斯发现并用于描述物质的热含量和能量变化与其反应路径无关，因而被称为盖斯定律。

瑞士化学家盖斯（HessGH）总结了大量热化学实验数据，于1840年得出一个结论：“定压或定容条件下的任意化学反应，在不做其它功时，不论是一步完成的还是几步完成的，其反应热的总值相等。”　　由于热力学能(U)和焓(H)都是状态函数，所以ΔU和ΔH只与体系的始、末状态有关而与“历程”无关。可见，对于恒容或恒压化学反应来说，只要反应物和产物的状态确定了，反应的热效应Qv或Qp也就确定了，反应是否有中间步骤或有无催化剂介入等均对Qv或Qp数值没有影响。　　1840年瑞士的化学家盖斯(Hess)在总结大量实验事实的基础上提出：“一个化学反应不管是一步完成的，还是多步完成的，其热效应总是相同的。”这叫作盖斯定律。可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。　　使用该定律要注意：　　1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同；　　2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式。　　3、各步反应均不做非体积功。　　4、各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态。　　5、化学反应的反应热(△H)只与反应体系的始态或终态有关,而与反应途径无关。

盖斯定律　　瑞士化学家盖斯（Hess G H）总结了大量热化学实验数据，于1840年得出一个结论：“定压或定容条件下的任意化学反应，在不做其它功时，不论是一步完成的还是几步完成的，其反应热的总值相等。”　　由于热力学能(U)和焓(H)都是状态函数，所以ΔU和ΔH只与体系的始、末状态有关而与“历程”无关。可见，对于恒容或恒压化学反应来说，只要反应物和产物的状态确定了，反应的热效应Qv或Qp也就确定了，反应是否有中间步骤或有无催化剂介入等均对Qv或Qp数值没有影响。　　1840年瑞士的化学家盖斯(Hess)在总结大量实验事实的基础上提出：“一个化学反应不管是一步完成的，还是多步完成的，其热效应总是相同的。”这叫作盖斯定律。可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。　　使用该定律要注意：　　1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同；　　2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式。　　3、各步反应均不做非体积功。　　4、各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态。　　5、化学反应的反应热(△H)只与反应体系的始态或终态有关,而与反应途径无关。例如：a式： C + CO2==CO2b式：1.C +1/2O2==CO2.CO+1/2O2==CO2就是说b式的焓变，熵变由1，2相加而来，所得结果与a式相同。

盖斯定律　　瑞士化学家盖斯（Hess G H）总结了大量热化学实验数据，于1840年得出一个结论：“定压或定容条件下的任意化学反应，在不做其它功时，不论是一步完成的还是几步完成的，其反应热的总值相等。”　　由于热力学能(U)和焓(H)都是状态函数，所以ΔU和ΔH只与体系的始、末状态有关而与“历程”无关。可见，对于恒容或恒压化学反应来说，只要反应物和产物的状态确定了，反应的热效应Qv或Qp也就确定了，反应是否有中间步骤或有无催化剂介入等均对Qv或Qp数值没有影响。　　1840年瑞士的化学家盖斯(Hess)在总结大量实验事实的基础上提出：“一个化学反应不管是一步完成的，还是多步完成的，其热效应总是相同的。”这叫作盖斯定律。可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。　　使用该定律要注意：　　1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同；　　2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式。　　3、各步反应均不做非体积功。　　4、各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态。　　5、化学反应的反应热(△H)只与反应体系的始态或终态有关,而与反应途径无关。例如：a式： C + CO2==CO2b式：1.C +1/2O2==CO2.CO+1/2O2==CO2就是说b式的焓变，熵变由1，2相加而来，所得结果与a式相同。

高中化学选修4中对于盖斯定律的理解：不管化学反应是一步完成或是分几步完成，其反应热是相同的。也就是说，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。

盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同；

盖斯1840年瑞士的化学家盖斯(Hess)在总结大量实验事实（热化学实验数据）的基础上提出：“定压或定容条件下的任意化学反应，在不做其它功时，不论是一步完成的还是几步完成的，其热效应总是相同的（反应热的总值相等）。”这叫作盖斯定律。换句话说，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，而这可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。由于热力学能(U)和焓(H)都是状态函数，所以ΔU和ΔH只与体系的始、末状态有关而与“历程”无关。

一个反应，在定压或定容条件下，不论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的，总反应方程式的焓变等于各部分分布反应按一定系数比加和的焓变。适用范围：1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同；2、参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的条件方式、温度、压力等因素均一致。3、各步反应均不做非体积功。4、若有很多数据，选择最短的途径。以致计算方便误差小。

瑞士化学家盖斯（Hess G H）总结了大量热化学实验数据，于1840年得出一个结论：“定压或定容条件下的任意化学反应，在不做其它功时，不论是一步完成的还是几步完成的，其反应热的总值相等。” 由于热力学能(U)和焓(H)都是状态函数，所以ΔU和ΔH只与体系的始、末状态有关而与“历程”无关。可见，对于恒容或恒压化学反应来说，只要反应物和产物的状态确定了，反应的热效应Qv或Qp也就确定了，反应是否有中间步骤或有无催化剂介入等均对Qv或Qp数值没有影响。 1840年瑞士的化学家盖斯(Hess)在总结大量实验事实的基础上提出：“一个化学反应不管是一步完成的，还是多步完成的，其热效应总是相同的。”这叫作盖斯定律。可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。 使用该定律要注意： 1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同； 2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式。 3、各步反应均不做非体积功。 4、各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态。 5、化学反应的反应热(△H)只与反应体系的始态或终态有关,而与反应途径无关。满意请采纳

定压定容条件下，任意一个反应其总反应的热效应只与反应的始态和终态有关而与反应的路程无关。1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同；2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，这就要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式。3、各步反应均不做非体积功。4、各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态。5、化学反应的反应热(△H)只与反应体系的始态或终态有关,而与反应途径无关。盖斯定律的本质：方程式按一定系数比加和时其反应热也按该系数比加和。盖斯定律的意义：有些反应的反应热通过实验测定有困难，可以用盖斯定律间接计算出来。希望对你有帮助学习进步O(∩_∩)O谢谢

盖斯定律和赫斯定律其实是同一条定律的不同表述，没有本质的区别。盖斯定律，又名反应热加成性定律，表述为“若一反应为二个反应式的代数和时，其反应热为此二反应热的代数和”。它指出，一个反应在定压或定容条件下，不论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的，总反应方程式的焓变等于各部分分布反应按一定系数比加和的焓变。换句话说，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。赫斯定律，是盖斯定律另一种表述，其内容也是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。因此，盖斯定律和赫斯定律在本质上是一样的，没有区别。

盖斯定律换句话说，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，而这可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。尽管盖斯定律出现在热力学第一定律提出前，但亦可通过热力学第一定律推导出。由于热力学能（U）和焓（H）都是状态函数，所以ΔU和ΔH只与体系的始、末状态有关而与“历程”无关。可见，对于恒容或恒压化学反应来说，只要反应物和产物的状态确定了，反应的热效应Qv或Qp也就确定了，反应是否有中间步骤或有无催化剂介入等均对Qv或Qp数值没有影响。希望可以帮到你，(*^__^*) 如果我的回答可以帮助到你，烦请您点击可爱的右上角给我好评哦，谢谢！

定义：又名反应热加成性定律，若一反应为二个反应式的代数和时，其反应热为此二反应热的代数和，也可表达为在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。 实际应用：利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。 注意事项： 1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同； 2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式； 3、各步反应均不做非体积功； 4、各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态； 5、化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应途径无关。

在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。盖斯定律（英语：Hess"s law），又名反应热加成性定律（the law of additivity of reaction heat）：若一反应为二个反应式的代数和时，其反应热为此二反应热的代数和。在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。由俄国化学家盖斯发现并用于描述物质的热含量和能量变化与其反应路径无关，因而被称为盖斯定律。化学反应的反应热(△H)只与反应体系的始态和终态有关,而与反应途径无关。盖斯定律的更多知识：由于 热力学能（U）和 焓（H）都是 状态函数，所以ΔU和ΔH只与体系的始、末状态有关而与“历程”无关。盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的 热效应。尽管盖斯定律出现在 热力学第一定律提出前，但亦可通过热力学第一定律推导出。可见，对于 恒容或恒压化学反应来说，只要反应物和产物的状态确定了，反应的热效应qv或qp也就确定了，反应是否有中间步骤或有无催化剂介入等均对Qv或Qp数值没有影响。

盖斯定律：若一反应为二个反应式的代数和时，其反应热为此二反应热的代数和。也可表达为在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。赫斯定律定义：一个反应，在定压或定容条件下，不论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的，总反应方程式的焓变等于各部分分步反应按一定系数比加和的焓变。赫斯定律换句话说，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，而这可以看出，赫斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。当反应体系不做非体积功，Qp=ΔH，Qv=ΔU，而H和U都是状态函数，当反应的初始状态和终止状态一定时，H和U的改变值ΔH和ΔU与途径无关。所以无论是一步完成反应，或是多步完成反应，反应是否有中间步骤或有无催化剂介入等，均对Qv或Qp数值没有影响，其反应热都一样。适用范围：1、赫斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同。2、参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的条件方式、温度、压力等因素均一致。3、各步反应均不做非体积功。4、若有很多数据，选择最短的途径。以致计算方便误差小。

盖斯定律计算技巧如下：1.写：写出目标方程式（题目中要书写的热化学方程式），配平。2.比：将已知方程式和目标方程式比较，分析物质类别、位置（在反应物中还是在生成物中）的区别。3.倒：为了将已知方程式相加得到目标方程式，可将方程式颠倒过来，反应热的量不变，但符号要相反。这样，可以避免减法运算中容易出现的错误。4.乘：为了将方程式相加得到目标方程式，可将方程式乘以某个数（可以是分数），反应热也要进行相应地运算。5.加：倒、乘两个方面做好了，只要将方程式相加即可得目标方程式，反应热也相加即可。注意：ΔH要带着“+”“-”符号进行运算。盖斯定律是什么？盖斯定律（英语：Hess"s law），又名反应热加成性定律（the law of additivity of reaction heat）：若一反应为二个反应式的代数和时，其反应热为此二反应热的代数和。也可表达为在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。它是由俄国化学家盖斯发现并用于描述物质的热含量和能量变化与其反应路径无关，因而被称为盖斯定律。

盖斯定律是热化学中一个重要的基本定律。一些难于实现、难于控制和难于测定其热效应的化学反应，都可以通过盖斯定律用间接方法把它的热效应计算出来。因此，如何运用盖斯定律解题是一个关键。一般来说，应用盖斯定律有两种方法：一种是图解法，一种是代数运算法。由于图解法需要设计几种反应途径，比较繁杂，所以，经常采用代数运算法。但在教学中发现，所有版本的教材在应用此法解题时，同解代数方程一样。定律定义盖斯定律定义：一个反应，在定压或定容条件下，不论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的，总反应方程式的焓变等于各部分分布反应按一定系数比加和的焓变。盖斯定律换句话说，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，而这可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。

讲到热力学方程式，不得不提起盖斯定律。1840年俄国的化学家盖斯(Hess)在总结大量实验事实（热化学实验数据）的基础上提出：“定压或定容条件下的任意化学反应，在不做其它功时，不论是一步完成的还是几步完成的，其热效应总是相同的（反应热的总值相等）。”这叫作盖斯定律。换句话说，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，而这可以看出，盖斯定律实际上是“内能和焓是状态函数”这一结论的进一步体现。利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。由于热力学能(U)和焓(H)都是状态函数，所以ΔU和ΔH只与体系的始、末状态有关而与“历程”无关。可见，对于恒容或恒压化学反应来说，只要反应物和产物的状态确定了，反应的热效应Qv或Qp也就确定了，反应是否有中间步骤或有无催化剂介入等均对Qv或Qp数值没有影响。

　　定义：又名反应热加成性定律，若一反应为二个反应式的代数和时，其反应热为此二反应热的代数和，也可表达为在条件不变的情况下，化学反应的热效应只与起始和终了状态有关，与变化途径无关。 　　实际应用：利用这一定律可以从已经精确测定的反应热效应来计算难于测量或不能测量的反应的热效应。 　　注意事项： 　　1、盖斯定律只适用于等温等压或等温等容过程，各步反应的温度应相同； 　　2、热效应与参与反应的各物质的本性、聚集状态、完成反应的物质数量，反应进行的方式、温度、压力等因素均有关，要求涉及的各个反应式必须是严格完整的热化学方程式； 　　3、各步反应均不做非体积功； 　　4、各个涉及的同一物质应具有相同的聚集状态； 　　5、化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应途径无关。