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人类对化学反应的利用主要有两个方面：一是利用化学反应制备所需要的物质，二是利用化学反应释放的能量.能量与能源密切相关，事关人类的生存和发展，因此本章内容非常重要，是高考的热点.学习本章内容时，可从以下几个方面入手.
一、挖掘知识联系
挖掘各知识点之间的内在联系，把零散的知识归纳成知识网，使知识结构化和系统化，有助于把握各知识点之间的联系.本章的知识网如图1所示.
图1
二、把握变化本质
以能量守恒为基础，从宏观和微观两个角度分析，可以揭示化学反应中能量变化的本质.
1.宏观角度
从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析，放热反应和吸热反应中的能量变化情况如图2所示：
图2
ΔH=生成物的总能量-反应物的总能量
2.微观角度
从键能的角度分析，放热反应和吸热反应中的能量变化情况如图3所示.
图3
ΔH=反应物的总键能之和-生成物的总键能之和
三、对比分析概念
对一些容易混淆的化学概念进行对比分析，有助于加深对概念的理解，对比一般可列表（见表1、表2）进行.
表1 热化学方程式和普通化学方程式的对比
热化学方程式普通化学方程式
2H2（g）+O2（g）=2H2O（l）
ΔH=-571.6kJ/mol2H2+O2
点燃2H2O
右端有表示能量变化的ΔH右端无表示能量变化的ΔH
必须标明反应物、生成物的聚集状态不标明物质的聚集状态
化学计量数只表示物质的量，可以是整数，也可以是分数化学计量数可以表示物质的量，也可以表示微粒个数，一般都是整数
不用标明反应的条件、“↑”或“↓”需要标明反应的条件、“↑”或“↓”
表2 燃烧热与中和热概念对比
燃烧热中和热
相同点能量变化放热反应
ΔHΔH<0，单位常用kJ/mol
不同点反应物的量1 mol（O2不限量）可能是1mol，也可能是0.5mol
生成物的量不限量H2O是1mol
反应热
的含义1 mol反应物完全燃烧时放出的热量；不同反应物的燃烧热不同生成1molH2O时放出的热量；不同反应物的中和热大致相同，均约为
57.3 kJ/mol
四、建立思维模型
根据盖斯定律计算反应热是本章最重要的题型，复习时应注意总结运用盖斯定律计算的要点，建立如图4所示的思维模型，做到触类旁通，以不变应万变.
先确定
待求的
化学方
程式
→找出待求化学方
程式中各物质在
已知化学方程式
中的位置
→
根据待求化学方程式中
各物质的计量数和位置
对已知化学方程式进行
处理，得到变形后的新
化学方程式
→
将新得到的化学
方程式进行加减
（反应热也需要
相应加减）
→写出待求的热化学方程式
图4
五、走出认识误区
本章有很多似是而非的问题，需要深入思考，走出认识误区.
误区1：化学反应中的能量变化就是热量的变化
能量的形式多种多样.在化学反应中，反应物转化为生成物的同时，必然发生能量的变化.有些反应需要吸收能量，反应中热能、光能、电能等转化为化学能，如植物的光合作用、水的电解等；有些反应需要放出能量，反应中化学能转化为热能、光能、电能等，如化石燃料的燃烧.
误区2：需要加热才能发生的反应一定是吸热反应
需要加热才能发生的反应不一定是吸热反应.有很多放热反应也要加热，加热是促使反应开始，加快反应速率的条件之一.例如，氢气和碘的反应在高温下才能发生，但该反应是放热反应.
误区3：吸热反应一定要加热才能发生
大部分吸热反应都需加热才能发生，但有些吸热反应在常温下却能发生，它们吸收的是周围环境中的热量，使环境温度降低.
化学反应中的能量变化主要表现为放热和吸热，反应是放热还是吸热主要取决于反应物、生成物所具有的总能量的相对大小.放热反应和吸热反应在一定条件下都能发生.反应开始时需加热的反应可能是吸热反应，也可能是放热反应.反应的热量变化与反应发生是否需要加热没有必然的联系.
误区4：物质所具有的能量越高，该物质越稳定
物质所具有的能量越高，该物质越不稳定.物质都具有由不稳定走向稳定的倾向.物质本身所具有的能量越低，说明其结构越稳定，热稳定性越强，化学键越牢固.因此反应放出的热量越多，产物也就越稳定.
误区5：酸碱的物质的量越多，该反应的中和热越大
在稀溶液中，强酸与强碱反应生成1 mol H2O时放出的热量是中和热，中和热是以反应生成1 mol H2O为基础度量的，与酸碱的用量无关，所以增加酸碱的量不影响中和热的数值.
对于不同的中和反应，其反应热与酸碱的类型和物质的量是有关系的.
①如果是弱酸或弱碱参加的中和反应，要考虑弱电解质电离过程中要吸收热量；
②如果是浓硫酸直接和强碱混合，要考虑浓硫酸被稀释时放出的热量；
③如果是固体物质直接反应，要考虑溶解过程中的热效应； ④如果反应过程中有沉淀、气体等其他物质生成，则要全面综合考虑该反应的反应热.
误区6：不同条件下完成的可逆反应，其ΔH与反应进行的程度有关
可逆反应实际上都具有不彻底性，条件不同，反应的程度不一定相同，反应热也不一定相同，要依据平衡移动原理进行分析比较.但对于既定的反应，其ΔH却是个定值，平衡移动，能改变吸收或放出的热量，但不会使ΔH发生改变.
ΔH表示反应已完成时的热量变化，与反应是否可逆及反应进行的程度无关.例如：
N2（g）+3H2（g） 2NH3（g）
ΔH=-92.4 kJ/mol
该反应表示1 mol N2和3 mol H2完全反应生成2 mol NH3时放出92.4 kJ的热量.但实际上1 mol N2（g）和3 mol H2（g）充分反应，不可能生成2 mol NH3（g），故实际反应放出的热量肯定小于92.4 kJ.
误区7：ΔH的单位“ kJ·mol-1”是表示每摩尔反应物反应时热量的变化
“ kJ·mol-1”并不是指每摩尔具体物质反应时伴随的能量变化，而是指给定形式的具体反应的能量变化.如
2H2（g）+O2（g）=2H2O（g） ΔH=-483.6 kJ·mol-1
此反应的反应热是指每摩尔反应
2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）
放出的热量为483.6 kJ.ΔH与化学方程式的写法有关，如
H2（g）+1/2O2（g）=H2O（g） ΔH=-241.8 kJ·mol-1
另外反应热还与反应物的状态有关，如
2H2（g）+O2（g）=2H2O（l） ΔH=-571.6 kJ·mol-1
六、了解考查方向
能量和能源问题是化学中的核心问题，虽然这部分内容在教材中所占的篇幅较少，但却是高考的必考内容.在高考中经常涉及的内容有：化学反应中能量变化的本质、书写热化学方程式或判断热化学方程式的正误、有关反应热的计算、比较反应热的大小等.近年来的高考试题特别关注社会热点，经常将反应热、能源、环境保护等问题进行综合，需要引起重视.
例1 在同温同压下，下列各组热化学方程式中，ΔH 1>ΔH 2的是（ ）
（A） 2H2（g）+O2（g）=2H2O（g） ΔH1 ；
2H2（g）+O2（g）=2H2O（l） ΔH2
（B） S（g）+O2（g）=SO2（g） ΔH1 ；
S（s）+O2（g）=SO2（g） ΔH2
（C） C（s）+O2（g）=CO2（g） ΔH1 ；
C（s）+12O2（g）=CO（g） ΔH2
（D） H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g） ΔH1；
12H2（g）+12Cl2（g）=HCl（g） ΔH2
解析：本题要求比较焓变ΔH的相对大小，要考虑正负号问题.本题中的反应都是放热反应，ΔH为负，放热越多，ΔH越小.（A）中生成液态水时放热多，ΔH1>ΔH2；（B）中气态硫燃烧放热多，ΔH1<ΔH2；（C）中炭完全燃烧放热多，ΔH1<ΔH2；（D）中ΔH1=2ΔH2，ΔH1<ΔH2.
答案：（A）
例2 肼（N2H4）又称联氨，是一种可燃性的液体，可用作火箭燃料.
（1）已知在298 K、101 kPa时，32.0 g N2H4在氧气中完全燃烧生成氮气，放出热量624 kJ，则N2H4完全燃烧反应的热化学方程式是 .
（2）若肼和强氧化剂液态H2O2反应，产生大量N2和水蒸气，并放出大量热.已知在此条件下0.4 mol肼与足量H2O2（l）反应放出256.652 kJ的热量，则该反应的热化学方程式为 ；若H2O（l）=H2O（g） ΔH=+44 kJ/mol，则16 g液态肼与足量的液态H2O2反应生成液态水时放出的热量是 kJ.
解析：（1）32 g 液体N2H4的物质的量恰为1 mol，25℃、101 kPa时生成液态水，热化学方程式即可书写成：
N2H4（l）+O2（g）=N2（g）+2H2O（l） ΔH=-624 kJ/mol
（2）生成水蒸气时，0.4 mol N2H4与足量H2O2反应放出256.652 kJ的热量，则同条件下1 mol N2H4与足量H2O2反应放出641.63 kJ热量，故其热化学方程式为：
N2H4（l）+2H2O2（l）=N2（g）+4H2O（g）
ΔH=-641.63 kJ/mol
H2O（l）=H2O（g） ΔH=+44 kJ/mol
当生成液态水时，其热化学方程式为：
N2H4（l）+2H2O2（l）=N2（g）+4H2O （l）
ΔH=-（641.63+44×4）=-817.63 kJ/mol
所以16 g液态肼（0.5 mol）与足量的液态H2O2反应，放出817.63 kJ/mol×0.5mol=408.815 kJ的热量.
答案：（1）N2H4（l）+O2（g）=N2（g）+2H2O（l） ΔH=
-624 kJ/mol
（2）N2H4（l）+2H2O2（l）=N2（g）+4H2O（g） ΔH=-641.63 kJ/mol 408.815
例3 根据下列条件计算有关反应的焓变：
（1）已知：Ti（s） +2Cl2（g） = TiCl4（l）
ΔH = -804.2 kJ·mol-1 2Na（s） +Cl2（g） = 2NaCl（s） ΔH = -882.0 kJ·mol-1
Na（s） = Na（l） ΔH=2.6 kJ·mol-1
则反应TiCl4（l） +4Na（l） = Ti（s） +4NaCl（s）的ΔH = kJ·mol-1.
（2）已知：2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）
ΔH=-483.6 kJ·mol-1
N2（g）+3H2（g）=2NH3（g） ΔH=-92.4 kJ·mol-1
N2（g）+O2（g）=2NO（g） ΔH=-180.5 kJ·mol-1
则反应6NO（g）+ 4NH3（g）= 5N2（g）+ 6H2O（g）的ΔH= .
（3）已知下列反应数值：（见表2）
表2
反应
序号化学反应反应热
①Fe2O3（s）+3CO（g）=2Fe（s）+3CO2（g）ΔH1=-26.7 kJ·mol-1
②3Fe2O3（s）+CO（g）=2Fe3O4（s）+CO2（g）ΔH2=-50.8 kJ·mol-1
③Fe3O4（s）+CO（g）=3FeO（s）+CO2 （g）ΔH3=-36.5 kJ·mol-1
④FeO（s）+CO（g）=Fe（s）+CO2（g） ΔH4
则反应④的ΔH4=kJ·mol-1.
解析：（1）由已知反应得：
TiCl4（l）= Ti（s） +2Cl2（g） ΔH=+804.2 kJ·mol-1 ①
4Na（s） +2Cl2（g） = 4NaCl（s） ΔH=-1764.0 kJ·mol-1 ②
4Na（s） = 4Na（l） ΔH=10.4 kJ·mol-1 ③
将①+②-③得：TiCl4（l） +4Na（l） = Ti（s） +4NaCl（s）
ΔH=+804.2 kJ·mol-1-1764.0 kJ·mol-1-10.4 kJ·mol-1=-970.2 kJ·mol-1
（2）由已知反应得：
6H2（g）+3O2（g）=6H2O（g） ΔH1=-1450.8 kJ·mol-1 ①
2N2（g）+6H2（g）=4NH3（g） ΔH2=-184.8 kJ·mol-1 ②
3N2（g）+3O2（g）=6NO（g） ΔH3=-541.5 kJ·mol-1 ③
①-②-③得：6NO（g）+ 4NH3（g）= 5N2（g）+ 6H2O（g）
ΔH=（-1450.8+184.8+541.5） kJ·mol-1=-724.5 kJ·mol-1
（3）将（①×3-②-③×2）/6得：
FeO（s）+CO（g）=Fe（s）+CO2（g）
则：
ΔH 4=（ΔH 1×3-ΔH 2-ΔH 3×2）/6=7.3 kJ·mol-1
答案：（1）-970.2 kJ·mol-1 （2）-724.5 kJ·mol-1
（3）7.3 kJ·mol-1
一、挖掘知识联系
挖掘各知识点之间的内在联系，把零散的知识归纳成知识网，使知识结构化和系统化，有助于把握各知识点之间的联系.本章的知识网如图1所示.
图1
二、把握变化本质
以能量守恒为基础，从宏观和微观两个角度分析，可以揭示化学反应中能量变化的本质.
1.宏观角度
从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析，放热反应和吸热反应中的能量变化情况如图2所示：
图2
ΔH=生成物的总能量-反应物的总能量
2.微观角度
从键能的角度分析，放热反应和吸热反应中的能量变化情况如图3所示.
图3
ΔH=反应物的总键能之和-生成物的总键能之和
三、对比分析概念
对一些容易混淆的化学概念进行对比分析，有助于加深对概念的理解，对比一般可列表（见表1、表2）进行.
表1 热化学方程式和普通化学方程式的对比
热化学方程式普通化学方程式
2H2（g）+O2（g）=2H2O（l）
ΔH=-571.6kJ/mol2H2+O2
点燃2H2O
右端有表示能量变化的ΔH右端无表示能量变化的ΔH
必须标明反应物、生成物的聚集状态不标明物质的聚集状态
化学计量数只表示物质的量，可以是整数，也可以是分数化学计量数可以表示物质的量，也可以表示微粒个数，一般都是整数
不用标明反应的条件、“↑”或“↓”需要标明反应的条件、“↑”或“↓”
表2 燃烧热与中和热概念对比
燃烧热中和热
相同点能量变化放热反应
ΔHΔH<0，单位常用kJ/mol
不同点反应物的量1 mol（O2不限量）可能是1mol，也可能是0.5mol
生成物的量不限量H2O是1mol
反应热
的含义1 mol反应物完全燃烧时放出的热量；不同反应物的燃烧热不同生成1molH2O时放出的热量；不同反应物的中和热大致相同，均约为
57.3 kJ/mol
四、建立思维模型
根据盖斯定律计算反应热是本章最重要的题型，复习时应注意总结运用盖斯定律计算的要点，建立如图4所示的思维模型，做到触类旁通，以不变应万变.
先确定
待求的
化学方
程式
→找出待求化学方
程式中各物质在
已知化学方程式
中的位置
→
根据待求化学方程式中
各物质的计量数和位置
对已知化学方程式进行
处理，得到变形后的新
化学方程式
→
将新得到的化学
方程式进行加减
（反应热也需要
相应加减）
→写出待求的热化学方程式
图4
五、走出认识误区
本章有很多似是而非的问题，需要深入思考，走出认识误区.
误区1：化学反应中的能量变化就是热量的变化
能量的形式多种多样.在化学反应中，反应物转化为生成物的同时，必然发生能量的变化.有些反应需要吸收能量，反应中热能、光能、电能等转化为化学能，如植物的光合作用、水的电解等；有些反应需要放出能量，反应中化学能转化为热能、光能、电能等，如化石燃料的燃烧.
误区2：需要加热才能发生的反应一定是吸热反应
需要加热才能发生的反应不一定是吸热反应.有很多放热反应也要加热，加热是促使反应开始，加快反应速率的条件之一.例如，氢气和碘的反应在高温下才能发生，但该反应是放热反应.
误区3：吸热反应一定要加热才能发生
大部分吸热反应都需加热才能发生，但有些吸热反应在常温下却能发生，它们吸收的是周围环境中的热量，使环境温度降低.
化学反应中的能量变化主要表现为放热和吸热，反应是放热还是吸热主要取决于反应物、生成物所具有的总能量的相对大小.放热反应和吸热反应在一定条件下都能发生.反应开始时需加热的反应可能是吸热反应，也可能是放热反应.反应的热量变化与反应发生是否需要加热没有必然的联系.
误区4：物质所具有的能量越高，该物质越稳定
物质所具有的能量越高，该物质越不稳定.物质都具有由不稳定走向稳定的倾向.物质本身所具有的能量越低，说明其结构越稳定，热稳定性越强，化学键越牢固.因此反应放出的热量越多，产物也就越稳定.
误区5：酸碱的物质的量越多，该反应的中和热越大
在稀溶液中，强酸与强碱反应生成1 mol H2O时放出的热量是中和热，中和热是以反应生成1 mol H2O为基础度量的，与酸碱的用量无关，所以增加酸碱的量不影响中和热的数值.
对于不同的中和反应，其反应热与酸碱的类型和物质的量是有关系的.
①如果是弱酸或弱碱参加的中和反应，要考虑弱电解质电离过程中要吸收热量；
②如果是浓硫酸直接和强碱混合，要考虑浓硫酸被稀释时放出的热量；
③如果是固体物质直接反应，要考虑溶解过程中的热效应； ④如果反应过程中有沉淀、气体等其他物质生成，则要全面综合考虑该反应的反应热.
误区6：不同条件下完成的可逆反应，其ΔH与反应进行的程度有关
可逆反应实际上都具有不彻底性，条件不同，反应的程度不一定相同，反应热也不一定相同，要依据平衡移动原理进行分析比较.但对于既定的反应，其ΔH却是个定值，平衡移动，能改变吸收或放出的热量，但不会使ΔH发生改变.
ΔH表示反应已完成时的热量变化，与反应是否可逆及反应进行的程度无关.例如：
N2（g）+3H2（g） 2NH3（g）
ΔH=-92.4 kJ/mol
该反应表示1 mol N2和3 mol H2完全反应生成2 mol NH3时放出92.4 kJ的热量.但实际上1 mol N2（g）和3 mol H2（g）充分反应，不可能生成2 mol NH3（g），故实际反应放出的热量肯定小于92.4 kJ.
误区7：ΔH的单位“ kJ·mol-1”是表示每摩尔反应物反应时热量的变化
“ kJ·mol-1”并不是指每摩尔具体物质反应时伴随的能量变化，而是指给定形式的具体反应的能量变化.如
2H2（g）+O2（g）=2H2O（g） ΔH=-483.6 kJ·mol-1
此反应的反应热是指每摩尔反应
2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）
放出的热量为483.6 kJ.ΔH与化学方程式的写法有关，如
H2（g）+1/2O2（g）=H2O（g） ΔH=-241.8 kJ·mol-1
另外反应热还与反应物的状态有关，如
2H2（g）+O2（g）=2H2O（l） ΔH=-571.6 kJ·mol-1
六、了解考查方向
能量和能源问题是化学中的核心问题，虽然这部分内容在教材中所占的篇幅较少，但却是高考的必考内容.在高考中经常涉及的内容有：化学反应中能量变化的本质、书写热化学方程式或判断热化学方程式的正误、有关反应热的计算、比较反应热的大小等.近年来的高考试题特别关注社会热点，经常将反应热、能源、环境保护等问题进行综合，需要引起重视.
例1 在同温同压下，下列各组热化学方程式中，ΔH 1>ΔH 2的是（ ）
（A） 2H2（g）+O2（g）=2H2O（g） ΔH1 ；
2H2（g）+O2（g）=2H2O（l） ΔH2
（B） S（g）+O2（g）=SO2（g） ΔH1 ；
S（s）+O2（g）=SO2（g） ΔH2
（C） C（s）+O2（g）=CO2（g） ΔH1 ；
C（s）+12O2（g）=CO（g） ΔH2
（D） H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g） ΔH1；
12H2（g）+12Cl2（g）=HCl（g） ΔH2
解析：本题要求比较焓变ΔH的相对大小，要考虑正负号问题.本题中的反应都是放热反应，ΔH为负，放热越多，ΔH越小.（A）中生成液态水时放热多，ΔH1>ΔH2；（B）中气态硫燃烧放热多，ΔH1<ΔH2；（C）中炭完全燃烧放热多，ΔH1<ΔH2；（D）中ΔH1=2ΔH2，ΔH1<ΔH2.
答案：（A）
例2 肼（N2H4）又称联氨，是一种可燃性的液体，可用作火箭燃料.
（1）已知在298 K、101 kPa时，32.0 g N2H4在氧气中完全燃烧生成氮气，放出热量624 kJ，则N2H4完全燃烧反应的热化学方程式是 .
（2）若肼和强氧化剂液态H2O2反应，产生大量N2和水蒸气，并放出大量热.已知在此条件下0.4 mol肼与足量H2O2（l）反应放出256.652 kJ的热量，则该反应的热化学方程式为 ；若H2O（l）=H2O（g） ΔH=+44 kJ/mol，则16 g液态肼与足量的液态H2O2反应生成液态水时放出的热量是 kJ.
解析：（1）32 g 液体N2H4的物质的量恰为1 mol，25℃、101 kPa时生成液态水，热化学方程式即可书写成：
N2H4（l）+O2（g）=N2（g）+2H2O（l） ΔH=-624 kJ/mol
（2）生成水蒸气时，0.4 mol N2H4与足量H2O2反应放出256.652 kJ的热量，则同条件下1 mol N2H4与足量H2O2反应放出641.63 kJ热量，故其热化学方程式为：
N2H4（l）+2H2O2（l）=N2（g）+4H2O（g）
ΔH=-641.63 kJ/mol
H2O（l）=H2O（g） ΔH=+44 kJ/mol
当生成液态水时，其热化学方程式为：
N2H4（l）+2H2O2（l）=N2（g）+4H2O （l）
ΔH=-（641.63+44×4）=-817.63 kJ/mol
所以16 g液态肼（0.5 mol）与足量的液态H2O2反应，放出817.63 kJ/mol×0.5mol=408.815 kJ的热量.
答案：（1）N2H4（l）+O2（g）=N2（g）+2H2O（l） ΔH=
-624 kJ/mol
（2）N2H4（l）+2H2O2（l）=N2（g）+4H2O（g） ΔH=-641.63 kJ/mol 408.815
例3 根据下列条件计算有关反应的焓变：
（1）已知：Ti（s） +2Cl2（g） = TiCl4（l）
ΔH = -804.2 kJ·mol-1 2Na（s） +Cl2（g） = 2NaCl（s） ΔH = -882.0 kJ·mol-1
Na（s） = Na（l） ΔH=2.6 kJ·mol-1
则反应TiCl4（l） +4Na（l） = Ti（s） +4NaCl（s）的ΔH = kJ·mol-1.
（2）已知：2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）
ΔH=-483.6 kJ·mol-1
N2（g）+3H2（g）=2NH3（g） ΔH=-92.4 kJ·mol-1
N2（g）+O2（g）=2NO（g） ΔH=-180.5 kJ·mol-1
则反应6NO（g）+ 4NH3（g）= 5N2（g）+ 6H2O（g）的ΔH= .
（3）已知下列反应数值：（见表2）
表2
反应
序号化学反应反应热
①Fe2O3（s）+3CO（g）=2Fe（s）+3CO2（g）ΔH1=-26.7 kJ·mol-1
②3Fe2O3（s）+CO（g）=2Fe3O4（s）+CO2（g）ΔH2=-50.8 kJ·mol-1
③Fe3O4（s）+CO（g）=3FeO（s）+CO2 （g）ΔH3=-36.5 kJ·mol-1
④FeO（s）+CO（g）=Fe（s）+CO2（g） ΔH4
则反应④的ΔH4=kJ·mol-1.
解析：（1）由已知反应得：
TiCl4（l）= Ti（s） +2Cl2（g） ΔH=+804.2 kJ·mol-1 ①
4Na（s） +2Cl2（g） = 4NaCl（s） ΔH=-1764.0 kJ·mol-1 ②
4Na（s） = 4Na（l） ΔH=10.4 kJ·mol-1 ③
将①+②-③得：TiCl4（l） +4Na（l） = Ti（s） +4NaCl（s）
ΔH=+804.2 kJ·mol-1-1764.0 kJ·mol-1-10.4 kJ·mol-1=-970.2 kJ·mol-1
（2）由已知反应得：
6H2（g）+3O2（g）=6H2O（g） ΔH1=-1450.8 kJ·mol-1 ①
2N2（g）+6H2（g）=4NH3（g） ΔH2=-184.8 kJ·mol-1 ②
3N2（g）+3O2（g）=6NO（g） ΔH3=-541.5 kJ·mol-1 ③
①-②-③得：6NO（g）+ 4NH3（g）= 5N2（g）+ 6H2O（g）
ΔH=（-1450.8+184.8+541.5） kJ·mol-1=-724.5 kJ·mol-1
（3）将（①×3-②-③×2）/6得：
FeO（s）+CO（g）=Fe（s）+CO2（g）
则：
ΔH 4=（ΔH 1×3-ΔH 2-ΔH 3×2）/6=7.3 kJ·mol-1
答案：（1）-970.2 kJ·mol-1 （2）-724.5 kJ·mol-1
（3）7.3 kJ·mol-1