知识讲解_热化学方程式和反应热计算(基础)

初中化学知识点归纳热化学计算初中化学知识点归纳——热化学计算热化学计算是热化学的重要内容之一，它通过计算反应焓变、热量转化等参数，来研究化学反应的热力学性质。

在初中化学中，我们主要掌握了热化学计算的基本方法和相关的计算公式。

本文将对初中化学中的热化学知识点进行归纳总结，帮助大家更好地掌握这一部分内容。

一、反应焓变的计算反应焓变是指化学反应过程中系统的焓变化量。

在热化学计算中，常用的计算方法有两种：利用热量平衡计算法和利用物质的焓变计算法。

1. 利用热量平衡计算法：化学反应在恒压下进行，根据热量平衡可得到反应物和生成物的热量关系式，使用以下公式进行计算：反应物A + 反应物B → 生成物C + 生成物D反应焓变ΔH = Σ(生成物的热量) - Σ(反应物的热量)2. 利用物质的焓变计算法：根据物质的焓变数据表，直接从中查找反应物和生成物的焓变值，使用以下公式进行计算：反应焓变ΔH = Σ(生成物的焓变) - Σ(反应物的焓变)二、热量转化的计算在热化学计算中，我们经常需要计算热量转化的问题，包括：1. 燃烧热：燃烧热是燃料完全燃烧生成单位质量水的热量，通常以单位质量（克或千克）的燃料燃烧时释放的热量来表示。

计算方法为：燃烧热 = 释放的热量 / 燃料质量2. 溶解热：溶解热是溶剂与溶质在溶液形成过程中释放或吸收的热量，计算方法为：溶解热 = 溶解过程中释放或吸收的热量 / 溶质质量三、热化学方程式的计算在热化学方程式的计算中，我们需要根据已知条件和公式，计算未知物质的相关参数，如反应物物质的质量、反应焓变等。

1. 反应物质的质量计算：根据已知物质比例和反应物质量关系，可以通过以下公式计算反应物质的质量：反应物质质量 = 已知物质质量 * (未知物质的摩尔质量 / 已知物质的摩尔质量)2. 反应焓变的计算：根据已知条件和反应焓变的公式，可以计算反应焓变的值：反应焓变ΔH = Σ(生成物的焓变) - Σ(反应物的焓变)四、热化学计算的应用热化学计算在实际应用中有着广泛的用途，比如：1. 燃料的选择：通过计算不同燃料的燃烧热，可以选择能量释放量大的燃料。

第二节反应热的计算【学习目标】1、知道盖斯定律的内容，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算2、学会有关反应热计算的方法技巧，进一步提高化学计算的能力【知识回顾】1、计算ΔH的两种方法：①已知键能：ΔH=①已知物质具有的总能量：ΔH=。

2、已知在25 ①、101 kPa时，H2在1.00 mol O2中完全燃烧生成2.00 mol H2O(l)放出571.6 kJ的热量。

则H2的燃烧热为，表示H2燃烧热的热化学方程式为_【探索新知】一、盖斯定律：化学反应成千上万，热化学方程式自然也成千上万，有些反应的反应热可以直接通过实验测定，但还有很多反应的反应热只能通过计算获得。

科学家们在研究了很多现象之后，总结提出了热化学定律。

用现代术语可表示为以下两个定律：（1）在相同条件下，正向反应和逆向反应的①H 。

例如，250C时，（2）一个反应分步进行释放出来的热与一步进行释放出来的热是相等的。

这个定律是1840年俄国科学家盖斯(GH.Hess)在综合分析了大量实验数据后提出来的。

后人称之为盖斯定律。

也就是说只要始态和终态确定了。

过程是分一步进行还是分几步进行，这个反应的热效应都是一样的。

例如在250C时:Cu和O2反应可以按①式反应生成氧化铜CuO，也可以分两步进行。

先按反应①生成氧化亚铜Cu2O，再按反应①生成氧化铜CuO。

反应①+反应①=反向①，因为焓变与路径无关。

不论是一步反应还是多步反应，始态都是2Cu(s)+O2(g),终态都是CuO(s)，两种路径的焓变应该相同。

即ΔH1=ΔH2+ΔH31、内容：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是。

或者说，化学反应的反应热只与反应体系的有关，而与反应的无关。

2．盖斯定律的应用方法(1)“虚拟路径”法：若反应物A变为生成物D，可以有两个途径①由A直接变成D，反应热为ΔH；①由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。

如图所示：则有。

化学反应热的计算知识点
化学反应热的计算主要涉及到几个关键知识点：
反应热的概念：化学反应的热效应，通常称为反应热，其符号为Qp。

当反应在恒压下进行时，反应热称为等压热效应。

反应热的计算公式：Qp = △U + p△V = △U + RT∑vB。

其中，△U表示反应产物的内能减去反应物的内能，p是压力，△V是反应产物的体积减去反应物的体积，R是气体常数，T 是绝对温度，∑vB(g) = △n(g)/mol，即发生1mol反应时，产物气体分子总数与反应物气体分子总数之差。

焓的定义：由于U、p、V都是状态函数，因此U+pV也是状态函数，我们将其定义为焓，符号为H。

于是，反应热可以表示为：Qp = △H = H终态- H始态。

反应热的测量与计算：反应热可以通过实验测量得到，也可以通过化学反应方程式和比热容公式进行计算。

另外，反应热与反应物各物质的物质的量成正比。

利用键能计算反应热：通常人们把拆开1mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能，键能通常用E表示，单位为kJ/mol。

反应热等于反应物的键能总和与生成物键能总和之差，即△H = ΣE(反应物) - ΣE(生成物)。

由反应物和生成物的总能量计算反应热：△H = 生成物总能量- 反应物的总能量。

反应热热化学方程式考点知识归纳一、热化学方程式1.热化学方程式的定义：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式。

二、燃烧热和中和热1.反应热的分类：中和热、燃烧热等。

2.燃烧热.定义：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量，叫该物质的燃烧热。

例：C（s）+O2（g）=CO2（g）；△H = —393.5 kJ /molH2（g）+½O2（g）==H2O（l）；△H = —285.8 kJ /mol3. 燃烧热.与反应热比较异同A.反应特点：专指可燃物燃烧B.可燃物的量规定为1 mol，配平方程式也以其为基准C.产物为完全燃烧时的稳定生成物D.反应热都属放热，△H为“—”E.反应热产生的本质、热量的单位、表示符号相同F.燃烧热是一种特殊的反应热4.中和热定义：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH2O时的反应热。

如：H+（aq）+OH—（aq）===H2O（l）；△H = —57.3 kJ /molNaOH（aq）+½H2SO4（aq）===½Na2SO4（aq）+H2O（l）；△H = —57.3 kJ /molA.内涵①测定条件：在稀溶液中；②反应特点：中和反应，且只有氢离子和氢氧根离子浓度减少；③测定标准：生成1molH2O时的反应热；④配平标准：以生成1molH2O为标准配平其他物质的化学计量数；⑤表示形式：稀溶液用“aq”表示，水为液态（“l”表示）。

B.外延①若酸、碱是固体或浓溶液，则反应放出的热量较多（浓的强酸或强碱稀释会放热）；②若生成的水多于或少于1mol，则放出的热量多于或小于57.3kJ ；③若生成物中除1molH2O外，还有其他难溶或难电离的物质生成时，反应热不是中和热；④若有弱酸或弱碱参加反应生成1molH2O时，则放出的热量一般小于57.3kJ（多数电离吸热，但HF电离放热）；⑤任何配平的中和反应都有反应热，但只有只生成1molH2O的中和反应的反应热叫中和热。

高考总复习反应热的核心知识【考试目标】１．了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能量转化形式。

２．了解化学能与热能的相互转化。

了解吸热反应、放热反应、反应热等概念。

3．了解能源是人类生存和社会发展的重要基础。

了解化学在解决能源危机中的重要作用。

4．了解焓变与反应热的含义。

【考点梳理】要点一、反应热（焓变）１．定义：化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或转换成相应的热量）来表述，叫做反应热，又称为“焓变”，符号：ΔH，单位：kJ/mol 或kJ·mol-1２．反应热的表示方法：反应热用ΔH表示，其实是从体系的角度分析的。

能量环境，体系将能量释放给环境，体系的能量降低，因此，放放热反应：体系−−−→热反应的ΔH＜0，为“－”。

能量体系，体系吸收了环境的能量，体系的能量升高，因此，吸吸热反应：环境−−−→热反应的ΔH＞0，为“+”。

化学变化过程中的能量变化见下图：表示方法——热化学方程式：既能表明化学反应中物质的变化，又能表明能量的变化的化学方程式，叫做热化学方程式。

３．化学反应中能量变化的原因化学反应的本质：旧的化学键断裂和新的化学键生成。

任何化学反应都有反应热，这是由于在化学反应过程中，反应物分子间相互作用时，旧的化学键断裂，需要吸收能量；当生成物分子生成时，新的化学键形成，需要放出能量，而吸收的总能量和放出的总能量总是有差距的。

如果反应完成时，生成物释放的总能量比反应物吸收的总能量大，这是放热反应。

对于放热反应，由于反应后放出能量（释放给环境）而使反应体系的能量降低。

因此，规定放热反应的ΔH为“负”。

反之，对于吸热反应，由于反应吸收能量(能量来自环境)而使反应体系的能量升高。

因此，规定吸热反应的ΔH为“正”。

当ΔH为“负”或ΔH＜0时，为放热反应；当ΔH为“正”或ΔH＞0时，为吸热反应。

结论：根据质量守恒定律和能量守恒定律，特定反应的反应热等于反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量与生成物分子化学键形成时所释放的总能量之差。

突破点6反应热的计算与热化学方程式的书写提炼1 反应热的计算方法1.利用热化学方程式进行有关计算根据已知的热化学方程式、已知的反应物或生成物的物质的量、反应吸收或放出的热量，可以把反应热当作“产物”，计算反应放出或吸收的热量。

2．根据燃烧热数据，计算反应放出的热量计算公式：Q＝燃烧热×n(可燃物的物质的量)。

3．根据旧键断裂和新键形成过程中的能量差计算焓变若反应物旧化学键断裂吸收能量E1，生成物新化学键形成放出能量E2，则反应的ΔH＝E1－E2。

4．利用物质具有的能量计算：ΔH＝∑E(生成物)－∑E(反应物)。

ΔH15．利用反应的互逆性关系计算：AB，ΔH1＝－ΔH2。

ΔH26．利用盖斯定律计算：对于存在下列关系的反应：提炼2 热化学方程式的书写与反应热大小的比较1.热化学方程式书写的“六个注意”2．反应热大小的比较方法(1)利用盖斯定律比较，如比较ΔH 1与ΔH 2的大小的方法。

因ΔH 1<0，ΔH 2<0，ΔH 3<0(均为放热反应)，依据盖斯定律得ΔH 1＝ΔH 2＋ΔH 3，即|ΔH 1|>|ΔH 2|，所以ΔH 1<ΔH 2。

(2)同一反应的生成物状态不同时，如 A(g)＋B(g)===C(g) ΔH 1， A(g)＋B(g)===C(l) ΔH 2， 则ΔH 1>ΔH 2。

(3)同一反应的反应物状态不同时，如 A(s)＋B(g)===C(g) ΔH 1， A(g)＋B(g)===C(g) ΔH 2， 则ΔH 1>ΔH 2。

(4)两个有联系的反应相比较时，如 C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH 1①， C(s)＋12O 2(g)===CO(g) ΔH 2②。

比较方法：利用反应①(包括ΔH 1)乘以某计量数减去反应②(包括ΔH 2)乘以某计量数，即得出ΔH 3＝ΔH 1×某计量数－ΔH 2×某计量数，根据ΔH 3大于0或小于0进行比较。

燃烧热化学反应热的计算编稿：宋杰审稿:张灿丽【学习目标】1、了解燃烧热、中和热的概念，并能进行简单的计算；2、了解化学在解决能源危机中的重要作用。

知道节约能源、提高能量利用效率的实际意义；3、知道盖斯定律，能用盖斯定律进行反应热的简单计算。

【要点梳理】要点一、反应热的类型1、燃烧热：在101kPa时，1mol物质燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。

燃烧热的单位一般用kJ/mol表示。

要点诠释：燃烧热是反应热的一种形式。

使用燃烧热的概念时要理解下列要点。

①规定是在101 kPa压强下测出热量。

书中提供的燃烧热数据都是在101kPa下测定出来的。

因为压强不同，反应热有所不同。

②规定可燃物的物质的量为1mol(这样才有可比性)。

因此，表示可燃物的燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数为1，其他物质的化学计量数常出现分数。

例如，C8H18的燃烧热为5518kJ/mol，用热化学方程式表示则为C8H18(l)+O2(g)= 8CO2(g)+9H2O(l)△H=－5518kJ/mol③规定生成物为稳定的氧化物．例如C→ CO2、H →H2O(l)、S →SO2等。

C(s)+O2(g)=CO2(g) △H=－393.5kJ/mol2、中和热：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。

中和热的表示：H＋(aq)+OH－(aq)=H2O(l)△H=－57.3kJ/mol。

要点诠释：①这里的稀溶液一般要求酸溶液中的c(H＋)≤1mol/L，碱溶液中的c(OH－)≤1mol/L。

这是因浓酸溶液和浓碱溶液相互稀释时会放出热量。

②强酸与强碱的中和反应其实质是H＋和OH－反应(即与酸、碱的种类无关)，通过许多次实验测定，1molH ＋和1molOH－反应生成1molH2O时，放出热量57.3kJ。

其热化学方程式为H＋(aq)+OH－(aq)=H2O(l)；△H=－57.3kJ/mol因此，所有中和反应的△H相同，都为－57.3kJ/mol。

反应热的计算【考点精讲】反应热的计算是化学概念和化学计算的一个结合点。

反应热的大小与反应的条件、反应物、生成物的种类、状态及物质的量有关。

反应热计算的类型及方法：（1）根据热化学方程式计算：反应热与反应物的物质的量成正比。

（2）根据反应物和生成物的能量计算：ΔH＝生成物的能量和－反应物的能量和。

（3）根据反应物和生成物的键能计算：通常人们把拆开1 mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能，键能通常用E表示，单位为kJ/mol或kJ·mol－1。

方法：ΔH＝∑E（反应物）－∑E（生成物），即ΔH等于反应物的键能总和与生成物的键能总和之差。

如反应H2（g）＋Cl2（g）＝2HCl（g）ΔH＝E（H—H）＋E（Cl—Cl）－2E（H—Cl）。

（4）根据盖斯定律计算：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，而与反应的途径无关。

可以采用虚拟路径法或方程式加合法计算。

（5）根据物质的燃烧热数值计算：Q（放）＝n（可燃物）×｜ΔH｜。

（6）根据比热公式进行计算：Q＝cmΔt。

【典例精析】例题1 在一定条件下，甲烷与一氧化碳的燃烧的热化学方程式分别为：CH4（g）＋2O2（g）＝CO2（g）＋2H2O（l）△H ＝－890kJ/mol2CO（g）＋O2（g）＝2CO2（g）△H＝－mol一定量的甲烷与一氧化碳的混合气完全燃烧时，放出的热量为kJ，生成的CO2用过量的饱和石灰水完全吸收，可得到50g白色沉淀。

求混合气体中甲烷和一氧化碳的体积比。

思路导航：由所给热化学方程式可知，甲烷与一氧化碳的燃烧热分别为890kJ/mol、283kJ/mol。

设混合气体中甲烷与一氧化碳的物质的量分别为x mol和y mol。

50g白色沉淀即的碳酸钙，由碳的守恒可知：x＋y＝两气体燃烧放出的热量可列等式：890x＋283y＝解得：x＝y＝故混合气体中甲烷和一氧化碳的体积比为2：3。

第二节反应热的计算[明确学习目标]能进行反应焓变的简单计算。

1．盖斯定律(1)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01相同的。

(2)在一定条件下，化学反应的反应热只与02反应体系的始态和终态有关，而与03反应进行的途径无关。

2．盖斯定律的意义根据盖斯定律，我们可以利用已知反应的反应热来计算未知反应的反应热。

例如，若某个化学反应的ΔH＝＋a kJ/mol，则其逆反应的ΔH＝01－a_kJ/mol；若某个反应的化学方程式可由另外几个反应的化学方程式相加减而得到，则该反应的反应热也可以由这几个反应的02反应热相加减而得到。

1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。

(1)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。

()(2)根据盖斯定律，几个热化学方程式中ΔH直接相加即可得目标反应的反应热。

()(3)有些反应的反应热不能直接测得，可通过盖斯定律间接计算得到。

()(4)反应热只与反应体系的始态和终态有关，与反应的途径无关。

()答案(1)√(2)×(3)√(4)√2．已知C(s)＋O2(g)===CO2(g)ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1C(s)＋12O2(g)===CO(g)ΔH2＝－110.5 kJ·mol－1，则2 mol C在O2中完全燃烧，放出的热量为()A．221 kJ B．787 kJC．393.5 kJ D．110.5 kJ答案 B3．已知：①2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)ΔH＝－571.6 kJ·mol－1；②2H2O(g)===2H2(g)＋O2(g)ΔH＝＋483.6 kJ·mol－1。

现有18 g液态H2O，蒸发时吸收的热量为()A．88 kJ B．44 kJC．4.89 kJ D．2.45 kJ答案 B4．已知热化学方程式：SO2(g)＋12O2(g)SO3(g)ΔH＝－98.32 kJ·mol－1，在容器中充入2 mol SO2和1 mol O2，充分反应，最终放出的热量() A．＝196.64 kJ B．＝98.32 kJC．<196.64 kJ D．>196.64 kJ答案 C知识点一对盖斯定律的理解1．从反应途径角度2．从能量守恒角度[深化理解]对于下图所示的过程：从反应途径角度，A―→D：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)；从能量守恒角度：ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0。

反应热及热化学方程式1.概念:能表示反应热的化学方程式称为热化学方程式。

例如：h2(g)+cl2(g)=2hcl(g)；△h=-184.6 kj/mol2.意义:它既表示化学反应中的物质变化，也表示化学反应中的能量变化。

要点诠释：(1)热化学方程式必须标明能量变化。

(2)热化学方程式中必须注明反应物和产物的聚集状态，因为反应热与反应物和产物的聚集状态以及物质的量有关。

(3)热化学方程式中各物质的化学计量数只表示物质的量，所以可以用分数，但要注意反应热也是相应变化的。

3.注意事项：(1)一般化学方程式仅表示化学反应中的物质变化；化学方程式是表示反应释放或吸收的热量的化学方程式。

它不仅表示化学反应中的物质变化，还表示化学反应中的能量变化。

（2）△h只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右（后）边，即只有在热化学方程式中出现。

若为放热反应，△h为“－”；若为吸热反应，△h为“＋”。

△h的单位一般为kj/mol。

（3）反应热△h与测定条件（温度、压强等）有关。

书写热化学方程式时，应注明△h的测定条件（温度、压强），未指明温度和压强的反应热△h，指25℃（298k）、101kpa时的反应热△h（绝大多数反应热△h是在25℃、101kpa时测定的）。

（4）物质本身具有的能量与物质的聚集状态有关。

反应物和生成物的聚集状态不同，反应热△h的数值以及符号都可能不同。

因此，必须注明物质（反应物和生成物）的聚集状态（气体：g 液体：l 固体：s 稀溶液：aq），才能完整地体现出热化学方程式的意义。

热化学方程式中，不用“↑”和“↓”。

（5）普通化学方程式中，各物质化学式前的化学计量数可以表示物质的分子数、物质的量等含义；但是在热化学方程式中，只表示该物质的物质的量，所以可以是整数、分数、或小数。

对相同化学反应，化学计量数不同，反应热△h也不同。

如：（6）相同条件（温度、压强），相同物质的化学反应（互逆反应，不一定是可逆反应），正向进行的反应和逆向进行的反应，其反应热△h数值相等，符号相反。

13化学反应热的计算解析化学反应热是指在进行化学反应时产生或吸收的热量，是一个重要的热力学概念。

化学反应热的计算可以帮助我们了解反应的放热或吸热程度，从而预测反应的方向或速率。

在进行化学反应热的计算时，通常使用反应焓变来表示反应热量的变化。

反应焓变是化学反应过程中，反应物和生成物之间焓的变化量。

化学反应的热量可以通过以下两种方式进行计算：1. 通过反应焓变的计算：反应焓变可以通过反应物和生成物之间的焓差来计算。

反应焓变的公式可以表示为ΔH = ΣH(生成物) - ΣH(反应物)。

其中ΔH表示反应焓变，ΣH(生成物)表示生成物的总焓，ΣH(反应物)表示反应物的总焓。

反应焓变的单位通常为焦耳/mol或千焦/mol。

2.通过热量平衡方程进行计算：热量平衡方程可以用来计算化学反应的热量。

热量平衡方程表示为Σq=0，其中Σq为反应物和生成物之间吸热和放热的总和。

通过热量平衡方程可以计算出反应的热量变化。

在进行化学反应热的计算时，需要注意以下几点：1.反应物和生成物的热化学性质需要事先确定：在进行反应焓变计算时，需要确保反应物和生成物的热化学性质是准确的。

通常可以通过实验方法或文献数据来获取反应物和生成物的热化学性质。

2.反应物和生成物的物质量需要明确：在计算反应焓变时，需要明确反应物和生成物的物质量，以便正确计算反应的热量变化。

3.考虑反应的放热或吸热性质：在计算反应焓变时，需要考虑反应是放热还是吸热的性质。

放热反应ΔH为负值，吸热反应ΔH为正值。

综上所述，化学反应热的计算是一个重要的热力学问题，可以通过反应焓变或热量平衡方程来计算。

在进行化学反应热的计算时，需要注意反应物和生成物的热化学性质、物质量和反应的放热或吸热性质。

通过正确计算反应热，我们可以更好地了解化学反应的热力学性质，为实验设计和反应优化提供参考。

知识讲解热化学方程式和反应热计算基础热化学方程式指的是用化学方程式描述化学反应过程中的热效应变化的方程式。

反应热计算是通过热化学方程式来计算化学反应的热效应。

本文将对热化学方程式和反应热计算的基础知识进行讲解。

一、热化学方程式的表示方法在热化学方程式中，我们通常用化学方程式表示化学反应，但是为了表示热效应变化，需要添加反应热的符号。

一般来说，吸热反应用ΔH>0表示，放热反应用ΔH<0表示。

例如，对于以下的热化学方程式：C(graphite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -393.5 kJ/mol可以看出这个反应是放热反应，因为ΔH<0。

二、热化学方程式和反应热的关系热化学方程式中的ΔH表示的是单位摩尔物质参与反应时放出或吸收的热量。

反应热计算则是利用热化学方程式来计算化学反应所放出或吸收的热量。

反应热的计算方法有三种：基于化学计量关系的计算方法、热量守恒定律和生成焓的计算方法。

1.基于化学计量关系的计算方法根据化学方程式的配平系数，我们可以得知反应物和生成物的物质的摩尔比例关系。

通过这个关系，可以计算出反应物或生成物的摩尔数变化。

然后，根据反应热的定义，可以计算出反应物或生成物放出或吸收的热量。

最后，通过相加或相减，可以计算出整个化学反应放出或吸收的热量。

2.热量守恒定律根据热量守恒定律，一个封闭系统中吸收的热量等于放出的热量。

这也可以用来计算反应热。

首先，在一个绝热容器中进行化学反应，然后通过测量容器的温度变化来计算反应热。

3.生成焓的计算方法生成焓是指在标准条件下生成1mol物质所放出或吸收的热量。

通过已知的生成焓值，可以计算出反应物和生成物的生成焓差。

然后，根据反应热的定义，可以计算出反应放出或吸收的热量。

三、应用举例例如，对于以下反应方程式：2C2H4(g) + 7O2(g) → 4CO2(g) + 4H2O(g) ΔH = -2613 kJ/mol 根据这个方程式，我们可以得知2摩尔的乙烯(ethylene)和7摩尔的氧气反应生成4摩尔的二氧化碳和4摩尔的水，并且这个反应是放热反应。

热化学方程式计算方法和书写一、热化学方程式的计算方法计算吸热反应：对于吸热反应，我们需要根据方程式确定热化学方程的符号，然后计算反应热量。

具体的计算方法如下：1.确定吸热反应的正负符号：吸热反应的正负符号由反应物到生成物之间的位置关系决定。

当产物比反应物更具有吸热性质时，反应热量为正；反之，反应热量为负。

2.计算反应热量：反应热量可以通过斯托姆耐斯定律进行计算。

根据斯托姆耐斯定律，反应物和生成物的热效应之和等于反应热量。

热效应是指单位物质量的物质发生反应所释放或吸收的热量。

如果反应物有指定的摩尔数（通常是1摩尔或相应的化学方程式的平衡系数），则需要根据指定的数目来计算总反应热量。

例如，对于反应A+B→C，反应热量可以表示为∆H=∆H(C)-(∆H(A)+∆H(B))，其中∆H是热效应。

计算放热反应：对于放热反应，计算方法与吸热反应类似，但反应热量的符号相反。

放热反应的计算步骤如下：1.确定放热反应的正负符号：放热反应的正负符号由反应物到生成物之间的位置关系决定。

当产物比反应物具有更高的热效应时，反应热量为负；反之，反应热量为正。

2.计算反应热量：使用斯托姆耐斯定律计算反应热量。

根据斯托姆耐斯定律，反应物和生成物的热效应之和等于反应热量。

根据指定的反应物的摩尔数，计算总反应热量。

二、热化学方程式的书写规则正确书写热化学方程式对于准确描述化学反应中的能量变化很重要。

以下是一些关于热化学方程式正确书写的规则：1.反应热量的表示符号：在热化学方程式中，反应热量通常以ΔH表示。

Δ表示反应的变化，H表示热量。

2. 物质的状态符号：在化学反应中，物质的状态符号应该写在化学方程式的右上角。

例如，(g)表示气体，(l)表示液体，(s)表示固体，(aq)表示水溶液。

状态符号也可以写在方程式的左上角。

3.反应物和生成物之间的符号：在化学方程式中，反应物和生成物之间的符号应该是反应箭头(→)。

4.热化学方程式的平衡：为了保持能量守恒，热化学方程式需要满足质量和能量的守恒原则。

化学反应热的计算学习目标1．理解盖斯定律的意义。

2．能用盖斯定律和热化学方程式进行有关反应热的简单计算。

知识网络一、盖斯定律1．概念：反应的反应热只与反应体系的和有关，而与反应的无关。

如果一个反应分几步进行，则各步反应的反应焓变之和与该反应一步完成时的焓变是相同的，这就是定律。

2．说明(1)不管化学反应是完成或完成，其是相同的，与反应的途径无关，即反应热总值是一定的。

(2)若某个反应从始态到终态有三条途径：所以热化学方程式之间可进行数学运算。

3．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（有副反应发生），这给测定反应热造成了困难。

应用定律可以间接地把它们的反应热计算出来。

用盖斯定律可间接求出用实验难以测定的反应热。

如对于反应C(s)+1/2O2(g)=CO(g)的反应热，很难直接测得。

设计如下过程：例1.同素异形体相互转化的反应热相当小而且转化速率较慢，有时还很不完全，测定反应热很困难。

现在可根据盖斯提出的“不管化学过程是一步完成或分几步完成，这个总过程的热效应是相同的”观点来计算反应热。

已知：①P4（s，白磷）+5O2(g)＝P4O10(s)△H＝－2983.2 kJ/mol②P(s，红磷)+5/4O2(g)＝P4O10(s)△H＝－738.5 kJ/mol则白磷转化为红磷的热化学方程式为。

相同状况下，能量状态较低的是；白磷的稳定性比红磷（填“强”或“弱”）。

二、反应热的计算1．依据热化学方程式：与数学上的方程式相似，可以移项，同时改变正负号，化学计量数和△H 的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数。

2．依据盖斯定律：可以将两个或两个以上的热化学方程式（包括其△H）相加或相减，得到一个新的热化学方程式。

3．依据燃烧热数据：可燃物完全燃烧放出的热量＝×可燃物的物质的量。

[借题发挥1] 已知25℃、101 kPa下，石墨、金刚石燃烧的热化学方程式分别为：C（s，石墨）+02(g)=C02(g) △H＝－393.5 kJ/mol C(s，金刚石)+02(g)=C02(9) △H= -395.4 kJ/mol 据此判断，下列说法正确的是( )A．由石墨制备金刚石是吸热反应，等质量时，石墨的能量比金刚石的低B．由石墨制备金刚石是吸热反应，等质量时，石墨的能量比金刚石的高C．由石墨制备金刚石是放热反应，等质量时，石墨的能量比金刚石的低D．由石墨制备金刚石是放热反应，等质量时，石墨的能量比金刚石的高1.已知：①2.C(s)+O2(g)=2CO(g) △H1＝－221.0 kJ/mol②2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H2＝－483.6 kJ/mol 则制备水煤气的反应C(s) +H2O(g)=CO(g) +H2(g)的△H为( )A. +262.6 kJ/molB.- 131.3 kJ/molC.- 352.3 kJ/molD.+131.3 kJ/mol。

放热吸热放热吸热第一节反应热的计算一、盖斯定律（一）内容：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。

这就是盖斯定律。

（二）内涵：在一定条件下，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。

（三）对盖斯定律的理解1、从反应途径的角度：反应热指的是反应物和生成物的总的“能量差”。

它是一个由状态决定的量，与反应的具体过程无关。

就像从同一起点登山至山顶，不管选哪一条路走，历经不同的途径和不同的方式，但山的高度是不变的。

2、从能量守恒的角度：对于任意一个反应，无论该反应从什么途径发生，从反应开始到反应结束，能量既不增加，也不减少，只是从一种形式转化成另一种形式（四）应用：对于有些反应进行得很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产物不纯（有副反应发生）这些类反应，可应用盖斯定律间接的把它们的反应热计算出来二、反应热的计算（一）利用热量求反应热（二）利用燃烧热求反应热（三）利用热化学方程式和盖斯定律求反应热（四）利用化学键的键能求反应热：ΔH=反应物的键能之和-生成物的键能之和三、反应热大小比较（一）如果热化学方程式中化学计量数加倍，ΔH也要加倍，再通过吸放热反应类型比较ΔH大小（二）同一反应中反应物或生成物状态不同时，要考虑A(g) A(l) A(s)；或者从物质三种状态自身所具有的能量比较：E(g)>E(l)>E(s),可知反应热大小也不相同（三）对于晶体类型不同，产物相同的反应，其反应热也不同。

例如：C(石墨, s)+O2(g)=CO2(g) ΔH=—akJ/mol ①,C(金刚石, s)+O2(g)=CO2(g) ΔH=—bkJ/mol ②,由①②推出C(石墨, s)=C(金刚石, s) ΔH=(b—a)kJ/mol，又因为石墨的所具有的能量<金刚石所具有的能量，所以ΔH>0，即b—a>0，所以b>a注：在比较反应热大小时，要注意比较的是放出热量的大小还是ΔH的大小，当反应为放热反应时，二者的比较结果正好相反（四）根据反应进行的程度比较反应热的大小1、其他条件相同时，燃烧越充分，放出热量越多，ΔH越小2、对于可逆反应，由于反应物不可能完全转化为生成物，所以实际放出（或吸收）的热量小于相应的热化学方程式中的ΔH的绝对值（五）中和反应中反应热的大小1、浓硫酸和氢氧化钠固体反应生成1mol水时，放出的热量一定大于57.3kJ（浓硫酸稀释和氢氧化钠固体溶解时都会放出热量）2、醋酸和氢氧化钠溶液反应生成1mol水时，放出的热量一定小于57.3kJ（醋酸电离会吸热）3、稀硫酸和氢氧化钡溶液反应生成1mol水时，放出的热量一定大于57.3kJ（SO42-和Ba2+反应生成的BaSO4沉淀会放热）四、中和反应反应热的测定(1)中和反应反应热可以用实验的方法测得。

热化学方程式系数-概述说明以及解释1.引言1.1 概述热化学方程式是描述化学反应中能量变化的一种方式，通过方程式中的系数来表示反应物和生成物之间的摩尔比例。

在热化学方程式中，系数起到了重要的作用，它决定了反应物和生成物的摩尔比例以及反应的热效应。

热化学方程式系数的正确选择和确定对于热化学方程式的计算和解析都具有重要意义。

本文旨在探讨热化学方程式系数的问题，包括其概念和意义，以及影响热化学方程式系数选择的因素。

我们将分析热化学方程式系数的重要性，并提出改进热化学方程式系数的建议。

同时，本文还将展望热化学方程式系数的未来研究方向。

通过深入分析热化学方程式系数的相关知识，我们可以更好地理解化学反应中的能量变化，并具备正确选择和确定热化学方程式系数的能力。

这对于从事化学领域的科研工作、工业生产以及环境保护等方面都具有重要意义。

在下文中，我们将首先介绍热化学方程式系数的概念和意义，阐述其在描述化学反应中能量变化的重要作用。

接着，我们将深入探讨影响热化学方程式系数选择的因素，包括反应物的物理性质、反应条件的影响等。

最后，我们将总结热化学方程式系数的重要性，并提出一些建议来改进热化学方程式系数的选择方法。

同时，我们还将展望未来在热化学方程式系数方面的研究方向，希望能对相关领域的研究和应用起到积极推动的作用。

通过本文的研究，我们相信可以更好地理解和应用热化学方程式系数，从而为化学反应研究和工业生产提供更有力的支持。

让我们一起深入探索热化学方程式系数的世界吧！1.2 文章结构文章结构部分的内容可以包括以下内容：文章结构部分旨在提供读者对整篇文章的框架和内容进行概览。

本文共分为引言、正文和结论三个部分。

1. 引言部分是文章的开头，主要介绍了本文要探讨的主题——热化学方程式系数的概念、意义和重要性。

引言还会提供一些背景信息和相关研究的概述，以便读者对该主题有一个初步的了解。

2. 正文部分是整篇文章的核心内容，本部分分为三个小节详细介绍了热化学方程式系数。

高考总复习热化学方程式和反应热的计算【考试目标】1.了解热化学方程式的含义，能正确书写热化学方程式。

2.理解盖斯定律，并能运用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算。

【考点梳理】要点一、热化学方程式1.定义：表示参加反应物质的量与反应热关系的化学方程式，叫做热化学方程式。

要点诠释：热化学方程式既体现化学反应的物质变化，同时又体现反应的能量变化，还体现了参加反应的反应物的物质的量与反应热关系。

如：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)；AH1=-241.8kJ/mol2H2(g)+ O2(g)=2H2O(g)；AH2=-483.6kJ/molH2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) ；AH3=-285.8kJ/mol2H2(g)+ O2(g)=2H2O(l)；AH4=-571.6kJ/mol2.书写热化学方程式的注意事项：⑴需注明反应的温度和压强；因反应的温度和压强不同时，其A H不同。

不注明的指101kPa 和25 ℃时的数据。

(2)要注明反应物和生成物的状态(不同状态，物质中贮存的能量不同)。

1如：H2 (g)+ - O2 (g)==H2O (g) A H=—241.8 kJ/ mol1H2 (g)+ - O2 (g)==H2O (1) A H=—285.8 kJ / mol⑶热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，表示物质的量，它可以是整数也可以是分数。

对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其A H成比例变化。

如：H2 (g)+Cl2 (g)==2HCl (g) A H= —184.6 kJ/ mol11-H2 (g)+ - Cl2 (g)==HCl (g) A H=—92.3 kJ / mol(4)A H的单位kJ/mol,表示每mol反应所吸放热量，A H和相应的计量数要对应。

(5)比较A H大小时要带着“ + ”、“-”进行比较。

(6)表示反应已完成的热量，可逆反应N2(g) +3H2(g) k-2NH3(g)；A H=92.4kJ/mol,是指当1molN2(g)和3molH2(g)完全反应，生成2 mol NH3(g)时放出的热量92.4kJ；2 mol NH3(g) 分解生成1molN2(g)和3molH2(g)时吸收热量92.4kJ,即逆反应的A H=+92.4kJ/mol。

化学反应能源反应热的计算1. 引言在化学领域中，了解化学反应的能量变化是非常重要的。

其中一个关键的能量指标就是反应热（ΔH），它代表了反应过程中释放或吸收的能量量。

准确计算化学反应的反应热可以帮助我们了解反应的热力学特性，以及为探索新的能源转化方式提供指导。

本文将介绍化学反应能源反应热的计算方法，并给出实例说明。

我们将首先介绍热力学基础知识，然后讨论计算能源反应热的常用方法。

2. 热力学基础知识在讨论能源反应热的计算之前，我们需要了解一些热力学基础知识。

2.1 热力学第一定律热力学第一定律（也称为能量守恒定律）表明能量在一个封闭系统中不能被创造或者消失，只能从一种形式转化为另一种形式。

对于化学反应来说，这意味着反应热可以从化学能转化为热能或者相反。

2.2 热化学方程式化学反应的热化学方程式告诉我们反应的摩尔比例以及反应热的摩尔量。

典型的热化学方程式形式如下：反应物A + 反应物B → 产物C + 产物D ΔH = 反应热其中，反应物A和B以摩尔比例参与反应，产物C和D也以摩尔比例生成。

ΔH代表了反应热。

3. 计算能源反应热的方法在计算能源反应热时，我们可以使用多种方法。

以下是几种常用的计算方法：3.1 热量平衡法热量平衡法利用热力学第一定律，根据反应物和产物的热量来计算反应热。

该方法有以下的计算公式：$\\Delta H = mC\\Delta T$产物的质量，C是其比热容，$\\Delta T$是温度变化。

3.2 热效应法热效应法利用标准摩尔生成焓计算反应热。

该方法根据反应物和产物在标准状态下生成或消耗的焓来计算反应热。

计算公式如下：$\\Delta H = \\sum n\\Delta H_f(products) - \\sum n\\Delta H_f(reactants)$产物的摩尔数，$\\Delta H_f$是标准摩尔生成焓。

3.3 化学键能法化学键能法利用化学键能的差异计算反应热。