一、盖斯定律的定义和意义

　　内容：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。换句话说，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，而与反应进行的途径无关。其本质是化学反应的能量变化遵循能量守恒定律，反应热属于状态函数，仅由始末状态决定。

　　意义：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，这给反应热的测定造成了困难。若应用盖斯定律，可将复杂反应拆解为已知反应热的简单反应，间接计算出目标反应的反应热，是高中化学反应热计算的核心工具。

　　盖斯定律应用的常用方法(1)虚拟路径法：通过设计虚拟的反应路径，将复杂反应拆解为已知反应热的简单反应，路径虽虚拟，但始末状态与目标反应一致。(2)加和法：将已知热化学方程式进行加减运算(或调整计量数后加减)，使反应物和生成物与目标反应完全匹配，反应热同步运算。

　　热化学方程式(1)定义：可以表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式叫做热化学方程式，是应用盖斯定律进行计算的基础载体。(2)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，能直观体现反应的吸放热情况与物质的量的关联。(3)书写热化学方程式的方法①写出化学方程式：热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量。因此，它可以用整数或分数表示。②标明反应的温度和压强：反应的温度或压强不同时，其 ΔH 也可能不同。对于 25℃、101kPa 时进行的反应，属于标准状况，可省略标明。③标明物质的状态：因为物质发生状态的变化也伴随着能量的变化，所以书写热化学方程式时必须标明物质的状态。通常用 g、l、s、aq 分别表示气态、液态、固态、在水溶液中。④用 ΔH 表示化学反应放出或吸收的热量：放热反应的 ΔH 为 “-”，吸热反应的 ΔH 为 “+”;ΔH 的常用单位是 kJ/mol(或 kJ・mol⁻¹)，其数值与反应物和生成物的物质的量成正比，由化学键的断裂与形成能量差决定。(4)书写热化学方程式的注意事项①热化学方程式中不用标明反应条件，如加热、高温、催化剂等，仅需体现状态和计量数。②热化学方程式中不再标气体符号 “↑” 和沉淀符号 “↓”，但必须用 s、l、g、aq 等标出物质的聚集状态，状态不同 ΔH 数值不同。③热化学方程式中一般用 “=”，可逆反应中用 “⇌”，有机反应的热化学方程式不用 “→”，保持方程式书写规范。④热化学方程式中的化学计量数必须与 ΔH 相对应，若化学计量数加倍，ΔH 也加倍。当反应逆向进行时，ΔH 与正反应的 ΔH 数值相等，符号相反。⑤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，如金刚石应表示为 “C(金刚石，s)”，避免因同素异形体差异导致 ΔH 混淆。

　　二、盖斯定律的相关例题

　　已知以下热化学方程式(反应条件均为 25℃、101kPa)：①C (s) + O₂(g) = CO₂(g) ΔH₁②CO (g) + 1/2O₂(g) = CO₂(g) ΔH₂③H₂(g) + 1/2O₂(g) = H₂O (l) ΔH₃则反应 C (s) + H₂O (l) = CO (g) + H₂(g) 的 ΔH 是____A.ΔH = ΔH₁ - ΔH₂ - ΔH₃B.ΔH = ΔH₁ + ΔH₂ - ΔH₃C.ΔH = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃D.ΔH = ΔH₁ - ΔH₂ + ΔH₃

　　答案：A

　　解析：目标反应为 C (s) + H₂O (l) = CO (g) + H₂(g)，需通过已知方程式调整组合得到：

　　已知方程式①为 C (s) + O₂(g) = CO₂(g) ΔH₁，直接保留，提供目标反应的反应物 C (s)。

　　目标反应需生成 CO (g)，已知方程式②是 CO (g) 燃烧生成 CO₂(g)，将其逆向书写为 CO₂(g) = CO (g) + 1/2O₂(g)，此时 ΔH 变为 -ΔH₂。

　　目标反应需生成 H₂(g)，已知方程式③是 H₂(g) 燃烧生成 H₂O (l)，将其逆向书写为 H₂O (l) = H₂(g) + 1/2O₂(g)，此时 ΔH 变为 -ΔH₃。

　　将调整后的三个方程式相加：① + (-②) + (-③)，消去中间产物 O₂(g) 和 CO₂(g)，得到目标反应。

　　反应热同步运算：ΔH = ΔH₁ + (-ΔH₂) + (-ΔH₃) = ΔH₁ - ΔH₂ - ΔH₃，故 A 正确。