焓变与热化学反应方程式

焓变热化学方程式一、焓变1．焓变和反应热(1)反应热：化学反应中□01吸收或放出的热量。

(2)焓变：生成物与反应物的内能差，ΔH＝H(生成物)－H(反应物)。

在恒压条件下化学反应的热效应，其符号为□02ΔH，单位是□03kJ·mol－或kJ/mol。

2．吸热反应与放热反应(1)从能量守恒的角度理解ΔH□08生成物的总能量－□09反应物的总能量。

(2)从化学键变化角度理解ΔH□12反应物的总键能－□13生成物的总键能。

(3)常见的放热反应和吸热反应①放热反应：大多数化合反应、□14中和反应、金属与□15酸的反应、所有的燃烧反应。

②吸热反应：大多数分解反应、盐的□16水解反应、Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl 反应、C与H2O(g)反应、C与CO2反应。

二、热化学方程式1．概念：表示参加反应□01物质的量和□02反应热的关系的化学方程式。

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□03能量变化。

例如：H2(g)＋12O2(g)===H2O(l)ΔH＝－285.8 kJ·mol－1，表示在25 ℃和1.01×105 Pa下，1 mol氢气和0.5 mol氧气完全反应生成1 mol液态水时放出285.8 kJ的热量。

3．热化学方程式的书写三、燃烧热与中和热能源1．燃烧热2．中和热(1)中和热的概念及表示方法(2)中和热的测定①装置②计算公式ΔH＝－4.18m溶液(t2－t1)n水kJ·mol－1t1——起始温度，t2——终止温度。

(3)注意事项①泡沫塑料板和碎泡沫塑料(或纸条)的作用是□09保温隔热，减少实验过程中的热量散失。

②为保证酸完全中和，采取的措施是□10使碱稍过量。

3．能源1．判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”，并指明错因。

(1)物质发生化学变化都伴有能量的变化。

(√)错因：_________________________________(2)放热反应不需要加热就能反应，吸热反应不加热就不能反应。

关于热化学方程式与“焓”引入关系的探究1.新课程引入△h (焓)的重要性用热化学方程式来表示化学反应中放出或吸收的热量。

在旧教材中热化学方程式是这样表示的：c(固) + o2(气) = co2(气) + 393.5 kj101 kpa和25 ℃的条件下，1 mol 固态碳和1 mol 氧气反应生成1 mol co2气体时放出393.5 kj的热量。

这种表示方法的优点是写法直观，容易为学生所理解。

但是因为书写化学反应方程式必须遵守质量守恒定律，这种表示方法把反应中原子结合的变化和热量的变化用加号连在一起是欠妥的。

因此，在gb 3102.4～93中规定，热量(q)“应当用适当的热力学函数的变化来表示，例如t△s，△s是熵的变化，或△h，焓的变化”。

在中学化学中，一般研究的是在一定压强下，在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。

因此，根据热力学第一定律u = q+wqp =△u－w = (u2－u1) + (p2v2－p1v1)=(u2+p2v2)－(u1+p1v1)=h2－h1=△hqp =△hqp叫恒压热，是指封闭系统不做除体积功以外的其他功时，在恒压过程中吸收或放出的热量。

上式表明，恒压热等于系统焓的变化。

所以，在中等化学所研究的反应范围之内，q=qp=△h，这就是新教材中引入△h的依据。

2.引入△h以后，热化学方程式的表示方法发生的变化h这个物理量以后，使得热化学方程式的表示方法发生了变化。

2.1 根据国标，在热力学中将内能u改称为热力学能u=q+w，式中q是传给系统的能量，w是对系统所作的功。

q、w都是以“系统”的能量增加为“+”来定义的。

而旧教材中，q是以“环境”的能量增加（或以“系统”的能量减少）为“+”来定义的，这样，旧教材中热化学方程式中的“+”、“－”所表示的意义正好与国标的规定相反。

因此，引入△h以后，当反应为放热反应时，△h为“－”或△h 0。

2.2 在旧教材中，热化学方程式中物质的聚集状态用中文表示，如固、液、气等，根据国标，应当用英文字母表示。

热量与焓变的计算公式
1、从宏观角度：焓变(△H)：ΔH=H生成物－H反应物(宏观)，其中：
H生成物表示生成物的焓的总量；H反应物表示反应物的焓的总量；ΔH为“+”表示吸热反应，ΔH为“－”表示放热反应。

2、从微观角度：ΔH=E吸收－E放出 (微观)，其中：E吸收表示反应物断键时吸收的总能量，E放出表示生成物成键时放出的总能量；ΔH为“+”表示吸热反应，ΔH为“－”表示放热反应。

常用计算方法：
(1)根据热化学方程式进行计算：焓变与反应物各物质的物质的量成正比；
(2)根据反应物和生成物的总焓计算：ΔH=H(反应产物)－H(反应物)；
(3)依据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算：ΔH=反应物的化学键断裂吸收的能量－生成物的化学键形成释放的能量；
(4)根据盖斯定律的计算；
(5)根据比热公式求算：Q=－c·m·ΔT。

扩展资料
(1)反应焓变的数值与各物质的系数成正比。

因此热化学方程式中各物质的系数改变时，其反应焓变的数值需同时做相同倍数的改变。

(2)正、逆反应的反应热焓变的数值相等，符号相反。

(3)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，各项的系数包括ΔH的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数。

(4)多个热化学方程式可以相加或相减，ΔH也进行相应的相加或相减，得到一个新的热化学方程式。

(5)热化学方程式中的反应焓变是指反应按照所给形式进行完全时的反应焓变。

知识点:化学反应的热效应考点一反应热和焓变1.反应热的概念化学反应在一定温度下进行时，反应所或的热量。

通常用符号表示。

2．产生原因3．表示方法当Q>0时，即E1>E2，反应吸热，当Q<0时，即E1<E2，反应放热。

4.焓用来描述物质所具有的能量的物理量。

符号：单位。

5．焓变(1)定义：反应的焓变是指之差。

⑵符号及单位：符号：，单位：⑶焓变与反应类型的关系考点二热化学方程式1．定义：把一个化学反应中物质的变化和反应的焓变同时表示出来的化学方程式。

2．意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。

H2(g)＋O2(g)===H2O(l)ΔH（298K）＝－285.8 kJ·mol－1表示在条件下，和反应生成时放热285.8 kJ。

ΔH单位中的mol－1表明参加反应的各物质的物质的量与化学方程式中各物质的化学式的系数相同。

3. 书写热化学方程式的注意事项⑴.注意标明物质的聚集状态:反应物和生成物的聚集状态不同，焓变的数值和符号可能不同，因此必须在方程式中每种物质的化学式后面用括号注明物质的聚集状态(s、l、g)，不用标“↑”或“↓”，水溶液则用aq表示。

⑵．注意注明必要的反应条件: 焓变与温度有关，所以书写时必须在ΔH后指明反应的温度(298 K可不注明)。

⑶．注意明确系数的含义:系数只表示该物质的物质的量，不表示分子个数或原子个数，因此热化学方程式中系数也可以是分数。

⑷．注意ΔH的单位及符号:ΔH的单位是kJ·mol－1，ΔH只能写在化学方程式的右边，表示正向反应的焓变。

ΔH为“－”表示为放热反应；ΔH为“＋”，则表示为吸热反应。

⑸．注意同一反应中系数与ΔH数值的对应关系:ΔH是指一个化学反应完全进行时的反应热，与反应是否可逆无关。

由于ΔH与反应完成时的物质的量有关，所以方程式前面的系数必须与ΔH相对应，若化学方程式中各物质的系数加倍，则ΔH的数值也加倍；若反应逆向进行，则ΔH改变符号，但绝对值不变。

化学反应的热力学参数与焓变计算与热化学方程式解析热力学是研究能量转化和热现象的科学，它通过热化学方程式和热力学参数来描述化学反应的能量变化。

本文将介绍化学反应的热力学参数的计算以及如何解析热化学方程式。

一、热力学参数的计算1. 焓变（ΔH）焓变是一个化学反应中吸热或放热的能量变化，通常用ΔH表示。

ΔH的计算可以通过测量实验得到的反应前后体系的热量变化来实现。

例如，对于反应A + B → C，利用热量计可以测量反应前后的温度变化，然后根据温度变化来计算ΔH。

具体的计算公式如下：ΔH = q / n，其中q为反应放出或吸收的热量（单位：焦耳），n为反应物的摩尔数。

需要注意的是，ΔH的正负取决于反应放热还是吸热。

2. 熵变（ΔS）熵变是一个化学反应中系统的混乱程度（无序度）的变化，通常用ΔS表示。

ΔS可以通过计算反应前后的混乱度差来实现。

熵变的计算公式为：ΔS = ΣnS产物 - ΣnS反应物，其中n为各个物质的摩尔数，S为各个物质的摩尔熵。

需要注意的是，ΔS的正负取决于系统的混乱度变化，如果ΔS为正，说明反应过程中体系总的混乱度增加；如果ΔS为负，说明反应过程中体系总的混乱度减小。

3. 自由能变（ΔG）自由能变是一个化学反应中系统可做的非体积功的最大值的变化，通常用ΔG表示。

ΔG可以通过ΔH和ΔS的关系来计算。

自由能变的计算公式为：ΔG = ΔH - TΔS，其中T为反应温度（单位：开尔文）。

需要注意的是，ΔG的正负取决于ΔH和ΔS的大小关系，如果ΔG为负，说明反应是自发进行的，反之则需要外界提供能量。

二、热化学方程式的解析热化学方程式描述了化学反应中吸热或放热的能量变化。

在解析热化学方程式时，我们需要注意以下几点：1. 方程式平衡首先要确保化学方程式是平衡的，即反应物和生成物的摩尔数符合化学反应的比例。

平衡方程式可以通过实验测量或利用化学平衡定律得到。

2. 热力学参数的计算在方程式平衡的基础上，可以根据计算得到的热力学参数来解析热化学方程式。

化学反应中能量的变化第一讲反应热与焓变一、放热反应、吸热反应和反应热1.放热反应：具有的总能量大于的总能量时，反应释放能量，ΔH 0(填“>”或“<”)。

2.吸热反应：具有的总能量小于的总能量时，反应吸收能量，ΔH 0(填“>”或“<”)。

二、化学反应的焓变1.焓（H）用于描述物质具有的能量的物理量。

2.焓变（ΔH）始、终状态焓的变化表示为ΔH=H（反应产物）-H（反应物）3.反应热的含义：化学反应过程中所释放或吸收的能量，在恒压条件下，它等于反应前后物质的焓变，符号是ΔH，单位是kJ/mol；反应热随反应物的物质的量变化而变化，反应热随反应前后物质的聚集状态变化而变化，一个“可逆的”化学反应，它的正反应和逆反应的焓变（ΔH）大小相等符号相反。

4..化学反应热的计算ΔH=E（生成物的总能量）—E（反应物的总能量）ΔH=E（反应物的键能总和）—E（生成物的键能总和）例题：1. (07年全国II理综)已知：①1 mol H2分子中化学键断裂时需要吸收436 kJ的能量；②1 mol Cl2分子中化学键断裂时需要吸收243 kJ的能量；③由H原子和Cl原子形成1 mol HCl分子时释放431 kJ 的能量；下列叙述正确的是（ C ）A．氢气和氯气反应生成氯化氢气体的热化学方程式是 H2(g)＋Cl2(g) = 2HCl(g)B．氢气和氯气反应生成2 mol氯化氢气体，反应的∆H = 183 kJ/molC．氢气和氯气反应生成2 mol氯化氢气体，反应的∆H =－183 kJ/molD．氢气和氯气反应生成1 mol氯化氢气体，反应的∆H =－183 kJ/mol解析：ΔH=E（反应物的键能总和）—E（生成物的键能总和）=436 kJ/mol+243 kJ/mol－2×431 kJ/mol= －183 kJ/mol变式练习1.（2011重庆） SF6是一种优良的绝缘气体，分子结构中只存在S-F键。

第2课时 热化学方程式 反应焓变的计算1.定义：在热化学中，将一个化学反应的物质变化和反应的焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式。

2．书写热化学方程式注意的问题(1)要在物质的化学式后面用括号标明反应物和生成物的聚集状态，一般用英文小写字母g 、l 、s 分别表示物质的气态、液态和固态。

水溶液中溶质则用aq 表示。

(2)在ΔH 后要注明反应温度，因为在不同温度下进行同一反应，其反应焓变是不同的。

如果不标明温度和压强，则表示在298_K 、常压条件下的反应热。

(3)ΔH 的单位是J·mol －1或kJ·mol －1。

(4)同一化学反应，热化学方程式中物质的系数不同，ΔH 也不同。

根据焓的性质，若热化学方程式中各物质的系数加倍，则ΔH 的数值也加倍；若反应逆向进行，则ΔH 改变符号，但绝对值不变。

3．重要提示(1)同素异形体在反应中除标状态外，还要注明名称，如C(s ，石墨)。

(2)在热化学方程式中，物质化学式前面的系数只表示物质的量，可以用整数或简单分数表示。

1．下列热化学方程式书写正确的是( )A ．2SO 2＋O 2=====500℃V 2O 52SO 3 ΔH ＝－196.6 kJ·mol －1 B ．4H 2(g)＋2O 2(g)===4H 2O(l) ΔH ＝－1 143.2 kJ·mol －1C ．C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH ＝393.5 kJD ．C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH ＝393.5 kJ·mol －11.盖斯定律对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应的焓变都是一样的，这一规律称为盖斯定律。

即化学反应的焓变只与反应的始态和终态有关，与反应的途径无关。

2．盖斯定律的应用若一个化学方程式可由另外几个化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这几个化学反应焓变的代数和。

高中化学—焓变、热化学方程式一、焓变与反应热1.反应热：反应物和生成物相同温度，化学反应中放出或吸收的热量。

2.焓变：在恒温恒压条件下，化学反应的热效应，其符号为ΔH，单位为kJ·mol－1或kJ/mol。

【注意】kJ·mol－1是指每摩尔化学反应，是将整个热化学方程式作为一个特定组合，并非指某一具体物质。

3.二者关系：恒压条件下进行的化学反应的反应热等于该反应的焓变，因此也用ΔH表示反应热。

二、化学反应过程中能量变化的原因1.2.从反应热的量化参数——键能的角度分析化学反应的实质：宏观上：旧的物质转化为新物质；微观上：旧分子被破坏为原子，原子重新组合成新分子的过程；化学键理论：旧键断裂，新键形成的过程。

3.放热反应：①可燃物的燃烧；②酸碱中和反应；③大多数化合反应；④金属跟酸的置换反应；⑤物质的缓慢氧化等。

吸热反应：①大多数分解反应；②盐类的水解反应和弱电解质的电离过程；③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应；④碳和水蒸气、C和CO2的反应等。

4.根据物质的能量来计算：ΔH=生成物总能量-反应物总能量；根据化学键来计算：ΔH=反应物总键能-生成物总键能。

三、理解反应历程与反应热的关系四、热化学方程式1.概念表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。

2.意义表明了化学反应中的物质变化和能量变化。

如：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6 kJ·mol－1表示：2 mol氢气和1 mol氧气反应生成2 mol液态水时放出571.6 kJ的热量。

3.书写要求①注明反应的温度和压强(25 ℃、101 kPa下进行的反应可不注明)；②注明反应物和生成物的状态：固态(s)、液态(l)、水溶液(aq)、气态(g)；③热化学方程式中各物质的化学计量数只表示物质的物质的量，而不表示分子个数(或原子个数)，因此可以写成分数；④热化学方程式中不用“↑”和“↓”；⑤由于ΔH与反应物的物质的量有关，所以热化学方程式中物质的化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。

H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(1) ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。

分别向1 L 0.5mol·L－1的NaOH溶液中加入①浓硫酸、②稀硫酸、③稀盐酸、恰好完全反应的热效应分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3、下列关系正确的是( )A.ΔH1>ΔH2>ΔH3B.ΔH1<ΔH2<ΔH3C.ΔH1<ΔH2＝ΔH3D.ΔH1＝ΔH2<ΔH3解析三者都是放热反应、ΔH均小于0、浓硫酸遇水放热、所以浓硫酸对应的反应放热最多、ΔH最小。

②和③的反应均为稀的强酸和强碱的中和反应、且反应的物质的量相同、所以二者相等。

答案 C学习任务二、热化学方程式的书写与正误判断【问题思考】在化学反应中、既有物质的变化又有能量的变化、用一个什么样的化学用语来表示呢？提示热化学反应方程式。

【名师点拨】1.热化学方程式书写基本步骤2.书写热化学方程式应注意的问题请回答下列问题：(1)写出氧族元素中含有18e－的两种氢化物的电子式：________________________ __。

(2)请你归纳：非金属元素氢化物的稳定性与氢化物的生成热ΔH的关系：_______ _______________________________________________________________________________________________________。

(3)写出硒化氢在热力学标准状况下、发生分解反应的热化学方程式：__________________________________________ _____________。

答案(1)(2)非金属元素氢化物越稳定、ΔH越小(3)H2Se(g)===Se(s)＋H2(g) ΔH＝－81 kJ·mol－113.化学键的键能是原子间形成(或断裂)1mol化学键时释放(或吸收)的能量。

以下是部分共价键键能的数据：H—S：364 kJ·moL－1、S—S：266 kJ·moL－1、S===O：522 kJ·moL－1、H—O：464 kJ·moL－1。