化学反应热的计算最全版

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。

r m r m化学反应热效应测定一、实验目的1. 了解测定化学反应焓变的原理和方法，测定锌和硫酸铜反应的热效应；2. 练习天平、容量瓶的使用等基本操作，熟悉准确浓度溶液的配制方法；3. 掌握利用外推法校正温度改变值的作图方法。

二、实验原理化学反应通常是在等压条件下进行的，此时的反应热叫做等压反应热，常以焓变 Δr Ηθ来表示，在热化学中规定，放热反应的焓变Δr Ηθ为负值，吸热反应的焓变 Δr Ηθ为正值。

例如，锌与硫酸铜溶液的反应，是一个自发进行的反应，在 298.15K 下，每摩尔反应的CuSO 4 与 Zn 放出 216.8kJ 热量，即Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu∆ H θ = -216,8kJ / mol放热反应焓变的测定方法很多，本实验是通过如图 3-l 所示的量热器来测定的。

测定焓变的原理是根据能量守恒定律，即反应所放出的热量促使量热器本身和反应体系温度升高，因此，由图 3-l 反应热测定装置示意图 l —橡胶塞；2—温度计；3—真空隔热层；4—保温杯外壳；5—CuSO 4 溶液溶液的比热和反应前后溶液的温度变化，可求得上述反应的焓变。

计算公式如下： ∆ r H m = -∆T ⋅ 1 ⋅ n 1 1000• (cVd + c p ) 式中∆ H θ ——反应的焓变，kJ/mol ； ΔT ——反应前后溶液温度的变化，K ；c ——溶液的比热容，实验时测定；V ——反应时所用 CuSO 4 溶液的体积（mL ）；d ——CuSO 4 溶液的密度，近似用水的密度 1.00g/mL 代替；n ——VmL 溶液中 CuSO 4 的物质的量；c p ——量热器等压热容，指量热器每升高一度所需的热量，J/K 。

θ本实验采用标准物质法进行量热计能当量的标定。

c p = -[m 1c p ,m (KCl ,s ) + m 2c p ,m (H 2O ,l ) + (m 1∆solH m )/(M 1∆T)] 其中: m 1 ， m 2 分别为溶解过程中加入的K Cl (s )和 H 2O (l )的质量， c p ，m 为物质的恒压比热容，即单位质量的物质的等压热容，c p ，（m KC l,s ）= 0.699kg /(kg • K), c p ，（m H 2O ,l ）= 4.184kJ /(kg • K ), M 1 为K Cl 的摩尔质量， ∆T 为溶解前后系统温度的差值， ∆solH m 为 1mol K Cl溶解于 200 mol H 2O 的积分溶解热，其不同温度下的积分溶解热数值见附录，通过公式可以计算量热器的c p 值。

2．已知：C2H5OH(l)══C2H5OH(g) ΔH1 吸热过程，ΔH1>0 6H2O＋6CO2(g)══C6H12O6(g)＋6O2(g) ΔH2
C6H12O6(g)══2C2H5OH(l)＋2CO2(g) ΔH3
C2H5OH(g)＋3O2(g)══3H2O(g)＋2CO2(g) ΔH4 放热过程，ΔH4<0
问题导思
如图，在往炉膛底的热炭上喷洒少量水的
瞬间，炉子的火更旺，这是因为
生成的水煤气（CO和H2）燃烧，使得瞬 .
间火焰更旺
。
思考：如果消耗同量的炭，喷洒过水和 没有喷洒过水的炭火放出的总热量是否 相同？
要回答这个问题，就要先学习盖斯定律。
一、盖斯定律
盖斯
新知学习
化学家盖斯从大量实验中总结出一条规律： 1．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。
新知检测
1． CH4—CO2催化重整反应为CH4(g)＋CO2(g)══2CO(g)＋2H2(g)。已知：
①C(s)＋2H2(g)══CH4(g) ΔH＝－75 kJ·mol－1
②C(s)＋O2(g)══CO2(g) ΔH＝－394 kJ·mol－1 ③C(s)＋12 O2(g)══CO(g) ΔH＝－111 kJ·mol－1
新知学习
一、盖斯定律
应用盖斯定律揭密炭火洒水之疑：
①
涉及的热化学方程式有:
C(s) H2O(g) CO(g) ③ CO2(g) ② H2(g) ④ H2O(g) 涉及过程图示
①C(s)＋O2(g) ══ CO2(g) ΔH1
＋②③④＋CCH(O2s((g)g)+)＋＋H12122OOO2(2(g(g)g))══════CHCO2OO(g2()(gg+)) H2(g)

常见吸热反应
1、大多数分解反应 2、铵盐与碱的反应。
3、以C、H2、CO为还原剂的部分氧化还原反应
高温
高温
C + CO2 == 2CO CO + H2O == CO2 + H2
4、由稳定物质转变成不稳定物质的反应等。
5、盐类的水解
四、在加热条件下进行的反应一定是吸热反应吗？ 常温下进行的反应可能是放热反应，如中和反应；也 可 能 是 吸 热 反 应 ， 如 N H 4 C l 与 B a ( O H ) 2 ·8 H 2 O 的 反 应 。
原理是 A. x+y﹥z B. 平衡向右移动
C. B的转化率提高
A. ﹣870.3 kJ·mol-1
B. ﹣571.6 kJ·mol-1
D. C的体积分数降低
①三个中和反应的实质都是 10.（2019·枣庄）
【解析】
H+
+
OH-
==H2O
②三个实验中所有溶液的体积相同，溶液中的
H+、OH-的浓度也相同
决于溶液的浓度、溶液的体积及温度的变化。
引起中和热测定有较大误差的因素主要有：
①溶液浓度不准确； ②溶液量取不准确；
③隔热较差；
④室温太低；
⑤温度未读取到最高点等。
5．中和热概念
在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成 1 mol 液态H2O，这时的反应热叫做中和热。 中和热为57.3kJ/mol 。
③三个中和反应都是在室温下进行
(5)反应热测定实验中应特别注意以下几点： ①操作时动作要快，尽量减少热量散失； ②用隔热装置，尽量减少热量散失； ③实验中使用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却 至室温，才能使用。 酸碱的量要准确：n＝C×V a、浓度要越精确越好 b、量体积的容器越精确越好， 最好用移液管 ④重复实验2-3次，取其平均值，以减少误差。

以高考题为例详解利用盖斯定律进行化学反应热的计算为了方便，这里以ΔH4=ΔH1+ΔH2+ΔH3为例说明。

对既有总反应和分步反应而言，考生未必知道哪个是总反应，哪些是分步反应。

而确定总反应和分步的反应依据就是ΔH4=ΔH1+ΔH2+ΔH3，而这个关系式在题目中恰恰是我们需要求解的。

为了解决这个问题，就需要将ΔH4=ΔH1+ΔH2+ΔH3移项，得到ΔH4-（ΔH1+ΔH2+ΔH3）=0，这个方程式中既有相加也有相减，这符合题目实际情况。

接下来一个问题是做加法和减法各有什么用处？他们都是消去某个中间反应物质的，如果一个物质在三个反应中都有，是不能一步消去的；只能选择在2个方程式中出现的某个物质。

如果该物质都在两个方程式的一边，此时用减法。

如果在方程式的两边，此时用加法。

如果系数不相等，通过相乘或相除让要消去的物质系数相同。

如果两个方程做过一次加减，后续运算不能再使用，只能将新得到的方程和未做运算的方程做运算，最后通过一系列的加减，总能够得到ΔH4-（ΔH1+ΔH2+ΔH3）=0这样的式子，最后移项就能得到ΔH总=ΔH1+ΔH2+ΔH3。

例1：利用盖斯定律计算反应热。

【2010年天津理科综合化学部分第10第（3）问，有改动】利用水煤气合成二甲醚的三步反应如下：① 2H2(g) + CO(g) C H3O H(g)；ΔH1＝－90.8 kJ·mol－1② 2CH3OH(g) CH3OCH3(g) + H2O(g)；ΔH2＝－23.5 kJ·mol－1③ CO(g) + H2O(g) C O2(g) + H2(g)；ΔH3＝－41.3 kJ·mol－1总反应：3H2(g) + 3CO(g) CH3OCH3(g) + C O2 (g)的ΔH4＝___________解题步骤：第一步：选择利用两个方程式能消去某个物质。

其中只出现在两个方程式的物质有：CH3OH CH3OCH3， H2O，CO2。

课堂检测
2.在25℃、101kPa时，已知：2H2O（g）═O2（g）+2H2（g） △H1Cl2（g）+H2（g）═2HCl（g）△H22Cl2（g）+2H2O（g） ═4HCl（g）+O2（g）△H3则△H3与△H1和△H2间的关系正确的 是（ ）A．△H3＝△H1+2△H2 B．△H3＝△H1+△H2C．△H3
化学方程式可表示为___________________________________________。
课堂检测
(3)饮用水中的NO3(－)主要来自于NH4(＋)。已知在微生物的作用下，NH4(＋)经过 两步反应被氧化成NO3(－)。两步反应的能量变化示意图如下：
1 mol NH4(＋)全部被氧化成NO3(－)的热化学方程式为 ________________________________。
①×2 + ②×4 - ③ = ④ 所以，ΔH＝ΔH1×2 ＋ΔH2×4 －ΔH3 ＝－283.2×2 －285.8×4 ＋1370 ＝－339.2 kJ/mol
课堂检测
例3： 某次发射火箭，用N2H4（肼）在NO2中燃烧，生成N2、液态H2O。已知：
① N2(g)+2O2(g)==2NO2(g)
A．1638 kJ·mol－1 C．－126 kJ·mol－1
B．－1638 kJ·mol－1 D．126 kJ·mol－1
二、反应热的计算
例2.已知下列两个热化学方程式：
2H2(g)＋O2(g)＝H2O(l) ΔH＝－571.6 kJ·mol－1
C3H8(g)＋5O2(g) kJ·mol－1
ΔH1= －283.0 kJ/mol
② H2(g) + 1/2 O2(g) ====H2O(l)

Q 393.51
395.41 Q （用含 Q 的代数式表示）。
5．已知胆矾溶于水时溶液温度降低，胆矾分解的热化学
方程式为：
CuSO4•5H2O(s)===CuSO4(s)＋5H2O(l) ΔH＝ ＋Q1 kJ·mol－1
【答案】－339.2 kJ·mol－1
例2 写出石墨变成金刚石的热化学方程式。 (25 ℃，101 kPa时) 说明：（1）可以在书中查找需要的数据
（2）并告诉大家你设计的理由。
查燃烧热表知： ①C(s，石墨)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1 ②C(s，金刚石)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－395.0 kJ·mol－1 所以， ①－ ②得：
B
A 请思考：由起点 A 到终点 B 有多少条途径？ 从不同途径由 A 点到 B 点的位移有什么关系?
如何理解盖斯定律？
A
ΔH
B
ΔH1
ΔH2
C
ΔH、ΔH1、ΔH2
之间有何关系？
ΔH＝ΔH1＋ΔH2
一．盖斯定律
1．盖斯定律的内容:不管化学反应是一步完成或分几步完 成,其反应热是相同。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。
CO2占2/3体积，且
C(s)
＋
1 2
O2(g)
===CO(g)
ΔH ＝ －110.35 kJ·mol－1
CO(g)
＋
1 2
O2(g)
===CO2(g)
ΔH ＝ －282.57 kJ·mol－1
与这些碳完全燃烧相比，损失的热量是（ C ）
A．392.92 kJ
B．2 489.44 kJ

(4)能量越高越不稳定，能量越低越稳定。
返回
点击下图进入
返回
返回
[例 1] (2012·青州一中段考)已知 H2(g)＋12O2(g)===H2O(g)， 反应过程中能量变化如图所示，问：
返回
(1)a、b、c分别代表什么意义？ a．____________________________； b．____________________________； c．____________________________。 (2)该反应是放热反应还是吸热反应？____________， ΔH大于零还是小于零？________。
(2)由图可知该反应中反应物总能量大于生成物总能量，所 以该反应为放热反应，ΔH＜0。
[答案] (1)代表旧键断裂吸收的能量 代表新键生
成放出的能量 代表反应热 (2)放热反应 小于零
返回
判断吸热反应或放热反应的两个常用关系： (1)ΔH＝反应物的化学键断裂时吸收的能量总和－反 应产物的化学键形成时放出的能量总和。 (2)ΔH＝反应产物的能量总和－反应物的能量总和。
返回
3．中和热测定实验中，下列操作一定使测定结果偏低的是 ()
A．量筒量取所用药品 B．NaOH溶液在倒入小烧杯中时，有少量的溅出 C．量热计的保温材料质量高 D．测量HCl溶液温度时的温度计用水洗后，测NaOH溶
液的温度
返回
分析：NaOH溶液溅出，导致反应的NaOH的量减小，使 放出的热量减少，致使结果偏低。 答案：B
返回
④多数化合反应。如： Na2O＋H2O===2NaOH， CaO＋H2O===Ca(OH)2。 (3)常见的吸热反应： ①多数分解反应。如：
高温 CaCO3=====CaO＋CO2↑。

从能量和键能角度再认识反应热（一）能量守恒角度分析：（宏观角度）根据能量守恒，反应的△H=生成物的能量之和-反应物的能量之和。

当反应物的能量之和大于生成物的能量之和，判断化学反应放热，△H<0;反之为吸热反应, △H>0.（二）化学键的角度：（微观角度）化学反应中存在旧键断裂和新键形成的过程，且旧键断裂吸收热量，新键形成过程中放出热量，化学反应的能量变化取决于吸收和放出热量的多少，当吸收热量大于放出的热量时反应吸热；当放出的热量大于吸收的热量时，反应放热。

且反应的△H=反应物的键能之和=生成物的键能之和。

【特别指明】在分析化学反应的能量变化时，从以上的两个角度加以考虑为基本思路。

需指明,如准确分析反应热的本质，将两种分析思路结合进行。

以图表示为：微观角度宏观角度结合上表，不管从微观角度还是宏观角度分析反应焓变均为△H=a-b。

【深度剖析】键能、反应热和稳定性的关系1、键能定义：在101kPa、298K条件下，1mol气态AB分子全部拆开成气态A原子和B原子时需吸收的能量，称AB 间共价键的键能，单位为kJ·mol –1。

2、键能与反应热：化学反应中最主要的变化是旧化学键的断裂和新化学键的形成。

化学反应中能量的变化也主要决定于这两个方面吸热与放热，可以通过键能计算得到近似值。

①放热反应或吸热反应：旧键断裂吸收的能量大于新键形成放出的能量，为吸热反应；旧键断裂吸收的能量小于新键形成所放出的能量，该反应为放热反应。

②反应热：化学反应中吸收或放出的热量称反应热，符号ΔH，单位kJ·mol –1，吸热为正值，放热为负值。

可以通过热化学方程式表示。

反应热的大小与多个因素有关，其数据来源的基础是实验测定。

由于反应热的最主要原因是旧化学键断裂吸收能量与新化学键形成放出能量，所以通过键能粗略计算出反应热。

ΔH（反应热）== =反应物的键能总和—生成物键能总和。

为方便记忆，可作如下理解：断裂旧化学键需吸热（用“＋”号表示），形成新化学键则放热（用“－”号表示），化学反应的热效应等于反应物和生成物键能的代数和，即ΔH=（＋反应物的键能总和）＋（—生成物键能总和），若ΔH＜0，为吸热，若ΔH＞0，为放热。

（完整版）化学选修4（新人教版）新人教版《化学反应原理》全册知识点归纳第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．反应热（Q）：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）△H=H（生成物)-H(反应物）3.微观角度解释产生原因：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吸收热量的化学反应。

（吸热>放热）△H为“+”或△H>0注：（高中阶段Q与△H二者通用）（4）影响晗变的主要因素：①发生变化的物质的物质的量，在其他条件一定时与变化物质的物质的量程正比。

②物质的温度和压强☆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金属与酸或水的反应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NH4Cl②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℃，101kPa时，1mol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：101kPa②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：1mol④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1molH2O，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。

化学反应热燃烧反应的热效应计算化学反应的热效应是指化学反应过程中伴随产生或吸收的热量。

其中，燃烧反应是一种重要的化学反应类型。

本文将介绍燃烧反应的热效应计算方法。

一、燃烧反应的热效应定义燃烧反应是指物质与氧气发生反应，产物中释放出大量热能的过程。

燃烧反应的热效应可以用焓变来表示，即反应前后系统的焓差。

根据能量守恒定律，反应前后系统吸收的热量等于反应中释放出的热量。

二、燃烧反应热效应计算方法1. 根据反应热的定律，对于一个化学反应rA + sB → tC + uD，其燃烧反应焓变ΔH可表示为：ΔH = [tΔHf(C) + uΔHf(D)] - [rΔHf(A) + sΔHf(B)]其中，ΔHf表示相应物质的标准生成焓，它表示单位物质在标准状态下形成的反应焓。

ΔHf的值可以通过热化学数据库查询获得。

2. 如果反应中有气体生成或消耗，还需要考虑气体在反应过程中的状态变化对热效应的影响。

根据理想气体状态方程PV=nRT，可以得到以下公式来计算气体状态的变化：ΔrH = ΔH - ΔnRT其中，Δn表示反应物和生成物气体摩尔数的差值，R为气体常数，T为反应温度。

3. 如果反应是在常压下进行（例如在开放空气中），则焓变即为热效应；如果反应是在恒定压力下进行（例如在密闭容器中），则焓变需要加上外界对系统所作的功，即ΔH = ΔU + PΔV。

其中，ΔU为反应过程中系统内能的变化，PΔV为外界对系统所作的压力-体积功。

三、示例计算以燃烧反应丙烷（C3H8，液态）+ 氧气（O2，气态）→ 二氧化碳（CO2，气态）+ 水蒸气（H2O，气态）为例，计算其热效应。

首先，查找热化学数据库，获取相关反应物和生成物的标准生成焓：ΔHf(C3H8) = -104.7 kJ/mol，ΔHf(CO2) = -393.5 kJ/mol，ΔHf(H2O) = -285.830 kJ/mol。

根据化学方程式，可得到该反应的热效应计算公式：ΔH = [1 * ΔHf(CO2) + 4 * ΔHf(H2O)] - [1 * ΔHf(C3H8) + 5 * ΔHf(O2)] = [1 * (-393.5) + 4 * (-285.8)] - [1 * (-104.7) + 5 * 0]= -2220.4 kJ/mol如果该反应是在常压下进行，热效应即为焓变：ΔH = -2220.4kJ/mol。

(2)有两组实验：①50 mL 0.50 mol·L－1盐酸和50 mL 0.55 mol·L－1NaOH溶液，②60 mL 0.50 mol·L－1 盐酸和50 mL 0.55 mol·L－1NaOH溶液 。实验①②反应放出的热 量 __不__相__等___(填“相等”或“不相等”，下同)，测得的中和反应反应热__相__等____，原 因是__中__和__反__应__反__应__热__是__以__生__成__1_m__o_l液__态__水__为__标__准__的__，__与__反__应__物__的__用__量__无__关____。
根据盖斯定律，由2×②－①得： 2N2H4(g)＋N2O4(g)===3N2(g)＋4H2O(g) ΔH＝2×(－543 kJ·mol－1)－(＋10.7 kJ·mol－1)＝－1 096.7 kJ·mol－1。
思维
建模
“三步”确定热化学方程式或ΔH
返回
<
>
反应热大小的比较
必备知识
1.根据反应物量的大小关系比较反应焓变的大小 ①H2(g)＋12O2(g)===H2O(g) ΔH1 ②2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH2 反应②中H2的量更多，因此放热更多，|ΔH1|<|ΔH2|，但ΔH1<0，ΔH2<0，故ΔH1 > ΔH2。
所放出的热量。
2.测定原理
m酸＋m碱·c·t终－t始
ΔH＝－
n
c＝4.18 J·g－1·℃－1＝4.18×10－3 kJ·g－1·℃－1；n为生成H2O的物质的量。稀溶液的密
度用1 g·mL－1进行计算。
3.装置图
4.实验步骤 ①绝热装置组装→②量取一定体积酸、碱稀溶液→③测 反应前酸、碱液温度→④混合酸、碱液测反应时最高温 度→⑤重复2～3次实验→⑥求平均温度差(t终－t始)→ ⑦计算中和反应反应热ΔH。

试计算 ④ 2CO(g)＋ 4 H2(g)==== H2O(l) ＋ C2H5OH(l) 的 ΔH
【解】:据盖斯定律，反应④不论是一步完成还是分几步完成，其反应热都是相同的。
➢ 下面就看看反应④能不能由①②③三个反应通过加、减、乘、除组合而成
➢ 也就是说，看看反应④能不能分成①②③几步完成。
①×2 + ②×4 - ③ = ④
2.理解盖斯定律
A
ΔH
ΔH1
始态
ΔH3
B
ΔH4
ΔH2
ΔH5
C
终态
无论途径如何： ΔH ==ΔH +ΔH ==ΔH +ΔH +ΔH
3
4
5
1
2
殊途同归
➢ 多角度理解盖斯定律
(1)途径角度
终态(L)
如同山的绝对高度与上山的途径无
关一样，A点相当于反应体系的始态，
B点相当于反应体系的终态，山的高度
相当于化学反应的反应热。同一起点
ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)；
从能量守恒角度：
ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0。
4、盖斯定律在科学研究中的重要意义：
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）。
这些都给测量反应热造成了困难，利用盖斯定律可以间接地把
△H1 +△H2 ≡ 0
然后从L到S，体系吸
收热量(∆H2>0)
经过一个循环，体系仍处于S态，因为物质没有发生变化，
推论：同一个热化学反应方程式，正向反应∆H
1与逆向反应∆H2
所以就不能引发能量变化，即∆H1+∆H2=0

对废止的对内报表，由各部门提出方案，交生产部备案，在总目录中予以注销。
mol× 1 ＝0.062 5 mol。由题意知 0.062 5 mol丁烷燃烧放热161.9 kJ，
4
故1 mol 丁烷燃烧放热161.9 kJ÷0.062 5＝2 590.4 kJ，即ΔH＝－2
590.4 kJ·mol－1。
【变式训练2】
（人教版选修4） 第 一章《化学反应与能量》
已知：2H2O(l)===2H2(g)＋O2(g) ΔH＝＋517.6 kJ·mol－1，CH4(g)＋ 2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－890.3 kJ·mol－1。1 g 氢气和1 g甲 烷分别燃烧后，放出的热量之比约是( )
B．－2 590.4 kJ·mol－1
C．＋1 295.2 kJ·mol－1
D．－1 295.2 kJ·mol－1
【解析】 n(KOH)＝5 mol·L－1 ×0.1 L＝0.5 mol，由2KOH＋CO2===K2CO3
＋H2O知：n(CO2)＝
1 2
×0.5 mol＝0.25 mol。即丁烷的物质的量为0.25
【解析】：本题考查盖斯定律的应用。根据盖斯定律将题给①、②式作如下处
理：①－②×4得到新的热化学方程式：P4(白磷，s)===4P(红磷，s) ΔH＝
－29.2 kJ·mol－1
【答案】：P4(白磷，s)===4P(红磷，s) ΔH＝－29.2 kJ·mol－1
【问题探究2】
（人教版选修4） 第 一章《化学反应与能量》
B．12∶3.25
C．1∶1
D．393.5∶241
【答案】 B
【解析】 设需要C、H2的物质的量分别为x、y，则393.5x＝241.8y

D．126 kJ·mol－1
4、0.3mol的气态高能燃料乙硼烷（B2H6 ）在氧气中完全燃烧，生成固
态 B2O3 和 液 态 水 ， 放 出 649.5kJ 热 量 ， 其 热 化 学 方 程 式 为
B2H6(g)+3O2(g)=B2O3(s)+3H2O(l) △H =-2165kJ/mol
_______________________________________________________________
计算依据：对于相同的反应，反应热与反应物参加反应的
物质的量成正比。若题目给出了相应的热化学方程式，则按照
化学计量数与ΔH的关系计算反应热。若没有给出热化学方程
式，可先写出热化学方程式，再根据热化学方程式所体现的物
质与物质间、物质与反应热间的关系直接或间接求算物质的质
量或反应热。
课本P16 例2
课堂练习2、课本P16例题3
(1)计算公式：ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和，即ΔH
＝∑E反－∑E生(E表示键能)。
(2)计算关键：正确找出反应物和生成物所含化学键的数目，如1个
H2O分子中含有2个共价键，1个NH3分子中含有3个共价键等。要注意晶
体结构中化学键的情况，常见的有1 mol P4含有6 mol P—P键，1 mol晶体
25.2
终止温度
t3/℃
温度差
△t/℃
26.5
25.4
28.2
1.75
3.2
3.0
舍去
V酸=V碱 =50 mL； ρ酸=ρ碱=1 g/cm3、C=4.18 J/(g·℃)。
Q =cm△t=4.18 ×10-3 ×(50+50)(t2 - t1)kJ = 0.418×3.1kJ=1.2958kJ

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。

《化学反应原理》知识点总结篇一：焓变知识点总结一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。

特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。

（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。

（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。

要点二：放热反应和吸热反应1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0?H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）?H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能）2．常见的放热反应和吸热反应①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。

②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。

如C（石墨，s（金刚石，s）△H3= +/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。

二、热化学方程式的书写书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。

2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—”表示放热反应，△H值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。

3．热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此，化学计量数可以是整数，也可以是分数。