高中高二化学知识点热化学知识总结

化学高二反应热的计算知识点总结在化学中，反应热是指在化学反应中放出或吸收的热量。

计算反应热可以帮助我们了解化学反应的热力学性质，预测反应的产热或吸热特点。

本文将针对化学高二学生在学习反应热计算中常见的知识点进行总结，以帮助同学们更好地掌握这一部分内容。

一、燃烧反应热的计算燃烧反应热是指燃烧反应中放出或吸收的热量。

在计算燃烧反应热时，我们需要根据反应方程式中的摩尔配比和标准燃烧焓来进行计算。

标准燃烧焓是指物质在标准状态下完全燃烧时放出或吸收的热量。

例如，当我们计算乙醇的燃烧反应热时，可以根据以下反应方程式进行计算：乙醇 + 3氧气 -> 2二氧化碳 + 3水根据反应方程式中的摩尔配比，可以得知乙醇与氧气的配比为1:3。

假设乙醇的标准燃烧焓为ΔH1，水和二氧化碳的标准燃烧焓分别为ΔH2和ΔH3，那么燃烧反应热ΔH就可以通过以下公式计算得出：ΔH = ΔH2 + 3ΔH3 - ΔH1二、反应热的计算与化学键在化学反应中，物质的化学键会发生断裂和形成，从而释放或吸收热量。

我们可以利用化学键的能量差来计算反应热。

当化学键断裂时，需要吸收能量，此时为正值；当化学键形成时，会放出能量，此时为负值。

通过计算所涉及的化学键能量差，我们可以得到反应热的近似值。

例如，当我们计算甲烷燃烧的反应热时，可以根据以下反应方程式进行计算：CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O根据化学键的能量差，我们可以知道C-H键的断裂需要吸收435 kJ/mol的能量，C=O键的形成释放出743 kJ/mol的能量，O-H 键的形成释放出464 kJ/mol的能量。

那么甲烷燃烧的反应热ΔH就可以通过以下公式计算得出：ΔH = 1 * (2120 kJ/mol) + 2 * (-743 kJ/mol) + 2 * (-464 kJ/mol) - 1 * (435 kJ/mol)通过这种方法，我们可以计算其他含有化学键的反应的热量变化。

热化学及热化学方程式的书写化学反应所释放的热量是日常生活和工农业生产所需能量的主要来源。

此外，化学反应的热量问题在化工生产上有重要的意义。

例如，在合成氨反应中要放出许多热量，而在制造其原料氢的水煤气反应中要吸收热量。

作化工设计时，前者需设法把热量传走，后者要设法供应所需的热量。

把热力学第一定律具体应用到化学反应上，讨论和计算化学反应的热量变化问题的学科，称为热化学。

在恒压或恒容而且不做其他功的条件下，当一个化学反应发生后，若使产物的温度回到反应物的起始温度，这时体系放出或吸收的热量称为反应热。

化学反应热是重要的热力学数据，是通过实验测定的。

图4－4是测量燃烧热用的一种弹式量热计，测得的是恒容热效应。

根据所测反应不同，有多种量热计。

现代的差热分析仪和差示扫描量热仪都可用于测量反应热。

关于反应热的测定将由物理化学课解决。

一、热化学方程式的写法表示化学反应与热效应关系的方程式叫做热化学方程式。

因为化学反应的热效应与反应进行时的条件(恒压还是恒容、温度、压力)有关，也与反应物和生成物的物态及物质的量有关。

所以写热化学方程式须注意以下几点：1．用△r H和△r U分别表示恒压或恒容反应的热效应。

正负号采用热力学习惯(见§2－1)。

2．表明反应的温度及压力。

习惯采用105Pa①为标准压力。

热力学规定物质(理想气体、纯固体，纯液体)处于105Pa下的状态为标准状态，由于温度没有给定，因此每个温度都存在一个标准状态。

用右上标“ ”表示标准态。

温度则用括号标注在△r H之后。

如△r H(298)②表示参加反应各物质都处于标准态，并在298.15 K时反应的等压热效应。

因常用298.15 K的热效应，为了简便起见，不注明温度即表示是298.15 K的热效应。

3．必须在化学式的右侧注明物质的物态或浓度。

可分别用小写的s，l，g 三个英文字母表示固．液，气。

如果物质有几种晶型，也应注明是那一种。

4．化学式前的系数是化学计量数，它是无量纲的①，可以是整数或简单分数。

高中化学必修二：反应热知识点复习总结热化学方程式常见书写错误：(1)漏写物质的聚集状态(漏一种就全错)；(2)ΔH的符号“＋”、“－”标示错误；(3)ΔH的值与各物质化学计量数不对应；(4)ΔH后不带单位或单位写错(写成kJ、kJ·mol等)。

2. 热化学方程式的正误判断方法：(1)热化学方程式是否已配平，是否符合客观事实；(2)各物质的聚集状态是否标明；(3)反应热ΔH的数值与该热化学方程式的化学计量数是否对应；(4)反应热ΔH的符号是否正确，放热反应的ΔH为“－”，吸热反应的ΔH为“＋”。

反应热的几种计算方法：1.利用热化学方程式进行相关量的求解，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。

其注意的事项有：(1)反应热数值与各物质的化学计量数成正比，因此热化学方程式中各物质的化学计量数改变时，其反应热数值需同时做相同倍数的改变。

(2)热化学方程式中的反应热是指反应按所给形式完全进行时的反应热。

(3)正、逆反应的反应热数值相等，符号相反。

2.根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减，得到新的热化学方程式，可进行反应热的有关计算。

其注意的事项有：(1)热化学方程式同乘以某一个数时，反应热数值也必须乘上该数。

(2)热化学方程式相加减时，同种物质之间可相加减，反应热也随之相加减。

(3)将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”、“－”号必须随之改变。

3.根据燃烧热计算：可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×燃烧热。

4.根据键能计算：反应热(焓变)等于反应物中的键能总和减去生成物中的键能总和，ΔH＝∑E反－∑E生(E表示键能)。

如反应3H2(g)＋N2(g)2NH3(g)ΔH＝3E(H—H)＋E(N≡N)－6E(N—H)。

5.利用状态，迅速比较反应热的大小若反应为放热反应(1)当反应物状态相同，生成物状态不同时，生成固体放热最多，生成气体放热最少。

高二化学知识点总结整理高二化学知识点总结反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热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能量计算H=E生成物-E反应物。

3.根据键能计算H=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

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。

即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。

温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。

②热化学方程式之间的+-等运算，对应H也进行+-等数学计算。

5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)|H|。

高二化学知识点梳理1、中和热概念：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。

4、盖斯定律内容：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，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。

5、燃烧热概念：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)高二上学期化学知识点一、研究物质性质的方法和程序1.基本方法：观察法、实验法、分类法、比较法2.用比较的方法对观察到的现象进行分析、综合、推论,概括出结论.二、钠及其化合物的性质：1.钠在空气中缓慢氧化：4Na+O2==2Na2O2.钠在空气中燃烧：2Na+O2点燃====Na2O23.钠与水反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑现象：①钠浮在水面上;②熔化为银白色小球;③在水面上四处游动;④伴有嗞嗞响声;⑤滴有酚酞的水变红色.4.过氧化钠与水反应：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑5.过氧化钠与二氧化碳反应：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O26.碳酸氢钠受热分2NaHCO3△==Na2CO3+H2O+CO2↑7.氢氧化钠与碳酸氢钠反应：NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O8.在碳酸钠溶液中通入二氧化碳：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3三、氯及其化合物的性质1.氯气与氢氧化钠的反应：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O2.铁丝在氯气中燃烧：2Fe+3Cl2点燃===2FeCl33.制取漂白粉(氯气能通入石灰浆)2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O4.氯气与水的反应：Cl2+H2O=HClO+HCl5.次氯酸钠在空气中变质：NaClO+CO2+H2O=NaHCO3+HClO6.次氯酸钙在空气中变质：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO四、以物质的量为中心的物理量关系1.物质的量n(mol)=N/N(A)2.物质的量n(mol)=m/M3.标准状况下气体物质的量n(mol)=V/V(m)4.溶液中溶质的物质的量n(mol)=cV五、胶体：1.定义：分散质粒子直径介于1~100nm之间的分散系.2.胶体性质：①丁达尔现象②聚沉③电泳④布朗运动3.胶体提纯：渗析。

第一章化学反应与能量第一节化学反应与能量的变化➢预习导引一、焓变反应热1.焓焓变焓：与内能有关的物理量，用______________表示焓变：a)定义：______________。

b)符号：__________ 单位：_______c)测量：___________________。

d)产生原因：化学反应的过程中_______________与______________，故化学反应均伴随着能量变化。

2.反应热恒温条件下，反应热______焓变，因此常用△H表示反应热。

3.放热反应与吸热反应吸热反应：△H＞0，表示反应完成时，_________________。

放热反应：△H＜0，表示反应完成时，___________。

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金属与酸的反应⑤生石灰和水反应等常见的吸热反应： ① 晶体Ba(OH)2·8H2O 与NH4Cl ② 大多数的分解反应 ③ 以H2、CO 、C 为还原剂的氧化还原反应等二.热化学方程式 1.概念及表示意义① 能表示参加反应的______________和___________的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。

热化学方程式不仅表明了化学反应中的___________变化，也表明了化学反应中的_________变化。

例如：H 2(g)+ 12O 2(g)H 2O(l) △H=-285.8KJ/mol ，表示在_______℃，____molH 2______molO 2完全反应生成____________态水时_________的热量是285.8kJ 。

2.书写热化学方程式各物质前的化学计量数只表示_____________，不表示___________，因此，它可是____________数，也可以是 _____________数。

对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H_____________。

高二热化学方程式知识点热化学方程式是描述化学反应中吸热或放热过程的化学方程式。

在高中化学中，热化学方程式的学习是非常重要的，它们不仅能够帮助我们理解化学反应的能量变化，还能够为我们解决诸如燃烧热、生成热、溶解热等实际应用问题提供帮助。

本文将介绍高二热化学方程式的一些主要知识点。

1. 化学反应的能量变化在学习热化学方程式之前，我们首先要了解化学反应中能量的变化情况。

化学反应可以分为放热反应和吸热反应两种类型。

放热反应是指在反应过程中释放出热能，化学方程式的右侧会出现热的符号“ΔH＜0”。

典型的例子是燃烧反应，如燃烧甲烷：CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O ΔH = -890 kJ/mol吸热反应是指在反应过程中吸收外界热能，化学方程式的右侧会出现热的符号“ΔH＞0”。

例如，氢气和氧气反应生成水的过程：H2 + 1/2O2 -> H2O ΔH = +286 kJ/mol2. 热化学方程式的表示方法为了准确地描述化学反应中的能量变化，我们需要引入热化学方程式表示方法。

在化学方程式的右侧添加一个表示吸热或放热量的符号“ΔH”，用于表示化学反应过程中的能量变化。

放热反应的热化学方程式如下所示：CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O ΔH = -890 kJ/mol吸热反应的热化学方程式如下所示：H2 + 1/2O2 -> H2O ΔH = +286 kJ/mol在热化学方程式中，ΔH的单位通常为焦耳/摩尔（J/mol）或千焦/摩尔（kJ/mol），表示每摩尔物质在反应过程中吸收或放出的能量量。

3. 热化学方程式的应用热化学方程式在解决实际问题中具有广泛的应用。

其中，燃烧热、生成热和溶解热是常见的应用之一。

燃烧热是指物质在完全燃烧时放出的热量。

通过燃烧热的测定，我们可以了解到不同物质的燃烧特性和能量释放情况，从而在工业生产和能源利用上提供指导。

例如，石油、天然气等燃料的能量含量就是通过测定其燃烧热来确定的。

高二化学热化学知识点热化学是化学的重要分支之一，研究物质在化学反应中的能量变化以及与能量变化相关的热力学参数。

高二化学热化学知识点包括热能、焓、热容、热平衡等内容，下面将逐一进行介绍。

一、热容量（C）热容量是指物质单位质量或单位摩尔在温度变化时吸收或放出的热量。

其计算公式为：Q = mCΔT其中，Q为吸热或放热量，m为物质的质量，C为热容量，ΔT 为温度变化。

热容量常用单位是焦耳/摩尔·开（J/(mol·K)）或卡路里/摩尔·开（cal/(mol·K)）。

二、焓变（ΔH）焓变是指化学反应过程中吸热或放热的能量变化。

在恒压下，焓变等于吸热或放热量。

ΔH的正负值表示反应是吸热反应还是放热反应。

当ΔH为正值时，表示吸热反应，反应物的能量高于产物；当ΔH为负值时，表示放热反应，反应物的能量低于产物。

三、热反应与反应热热反应是指化学反应与热量变化相关联的现象。

反应热是反应过程中放出或吸收的热量，可通过实验测量得到。

其计算公式为：ΔH = Q/n其中，ΔH为反应热，Q为吸热或放热量，n为摩尔数。

反应热常用单位是焦耳/摩尔（J/mol）或千焦/摩尔（kJ/mol）。

四、定压热容量与定容热容量定压热容量是指在恒定压力下，物质单位质量或单位摩尔在温度变化时吸热或放热量的变化量。

其计算公式为：Cp = ΔH/ΔT其中，Cp为定压热容量，ΔH为焓变，ΔT为温度变化。

定压热容量常用单位是焦耳/摩尔·开（J/(mol·K)）或卡路里/摩尔·开（cal/(mol·K)）。

定容热容量是指在恒定体积下，物质单位质量或单位摩尔在温度变化时吸热或放热量的变化量，通常用Cv表示。

五、热平衡与反应热力学定律热平衡是指系统与外界之间没有净热量交换，达到一定温度时，温度不再发生变化的状态。

热平衡与反应热力学定律密切相关。

根据热力学第一定律和热力学第二定律，热平衡可以由反应物到产物的熵变（ΔS）与焓变（ΔH）之间的关系来描述。

高二化学燃烧热知识点燃烧热是物质燃烧过程中释放出的热量。

燃烧热是化学反应热力学的重要参数之一，对于研究燃烧反应的能量变化以及燃料的热值等有着重要的意义。

下面我们来了解一下高二化学中与燃烧热相关的知识点。

1. 燃烧热的定义和表达方式燃烧热是指在恒定压力下，1摩尔物质完全燃烧所释放出的热量。

通常用△H表示。

燃烧热可以通过实验测量得到，也可以通过计算获得。

在反应方程式的化学式的前面写出△H的值。

2. 燃烧热与燃烧反应的热效应关系燃烧热是燃烧反应的热效应之一。

燃烧反应是指物质与氧气发生剧烈放热的反应。

燃烧热的值大小取决于燃料的种类和反应的条件。

3. 燃烧热的计算方法燃烧热的计算方法主要有两种：实验法和计算法。

实验法是通过实验测量得到物质燃烧时释放的热量。

计算法是利用标准生成焓和反应焓的关系进行计算。

燃烧反应的热效应可以通过燃烧反应方程式和标准生成焓之间的关系进行计算。

4. 燃料的热值燃料的热值是指单位质量或单位容积的燃料完全燃烧时所释放的热量。

常用的表示单位有千焦/克和千焦/立方米等。

燃料的热值与燃烧热的值是相等的，只是单位不同。

5. 燃烧热和燃料的选择在选择燃料的时候，燃烧热是一个重要的指标。

燃烧热越高，说明燃料的能量利用效率越高，热值也越大。

因此，在选择燃料时要根据不同的需求和使用条件，选择具有合适燃烧热的燃料。

6. 燃烧热的应用燃烧热在生活和工业生产中有着广泛的应用。

例如，在燃料中的燃烧热能够提供热量进行加热、照明等；在工业生产中，燃烧热可用于蒸汽发电、冶金和化工等领域。

总结：燃烧热是化学反应热力学中的重要概念，它与燃烧反应的热效应密切相关。

燃烧热的计算方法可以通过实验或者计算获得，燃料的热值也是燃烧热的重要体现。

在选择燃料时，要考虑燃料的燃烧热，以满足不同的需求。

燃烧热在生活和工业生产中有着广泛的应用，对于提供热量和进行能量转换等方面具有重要作用。

通过对燃烧热的研究和应用，可以更好地理解和利用燃烧反应产生的能量。

高二热化学知识点总结热化学是化学的一个重要分支，研究化学反应伴随的能量变化及其规律。

在高二化学学习中，热化学是一个重要的知识点，对于理解化学反应的能量变化以及判断反应性质具有重要作用。

本文将对高二热化学知识点进行总结和梳理。

一、热化学基本概念1. 热化学定义：热化学是研究化学反应中伴随的能量变化的学科。

2. 系统和环境：化学反应中，我们将研究的对象称为系统，而系统外部的一切称为环境。

3. 热量：热量是能量的一种表现形式，是由于物体之间温度差异而传递的能量。

4. 反应热：反应热是指化学反应中放出或吸收的热量。

5. 焓变：焓变是指物质在化学反应中的热量变化。

二、热化学计量1. 引发焓变的条件：标准态、恒压条件、反应物和生成物的物质量之比。

2. 热化学方程式：化学反应方程式中标注了焓变的反应方程式称为热化学方程式。

3. 定义焓变的参考物质：在热化学方程式中，将其中一个物质作为参考物质，规定它的焓和标准焓变为零。

4. 标准生成焓：当反应的参与物质已经是标准态时，生成的物质的焓变为标准生成焓。

三、反应热的测定和应用1. 灭菌燃烧法：利用燃烧炉、灭菌封装器等设备测定农药、药品等有机物的反应热。

2. 溶液的反应热：测定溶液的反应热，可以了解该溶液的燃烧热值，从而判断其热效应。

3. 热化学方程式的应用：通过热化学方程式可以判断反应的放热性质，并用于评价化学反应的可行性。

四、热力学第一定律和第二定律1. 热力学第一定律：能量守恒定律，也称作能量方程。

热力学第一定律表明，在物体内部的能量转化过程中，热量和功是互相转化的。

2. 热力学第二定律：对于一个孤立系统，自发反应将导致熵增。

熵是度量系统无序程度的物理量。

五、热力学与化学平衡1. 反应熵变：反应熵变是指物质在反应过程中的熵变。

2. 熵变的计算方法：熵变的计算可以通过统计理论和伊斯特凡方程进行计算。

3. 自由能和化学平衡：自由能是反应体系的重要物理量，自由能变化可以用来判断化学反应是否进行。

反应中的能量变化◎重难点1.热化学方程式的书写2. 盖斯定律3.反应体系能量示意图◎本章知识网络知识点1热化学方程式1.书写热化学方程式时的注意点（1）要注明，但中学化学中所用ΔH的数据一般都是在101kPa和25℃时的数据，因此可不特别注明；（2）需注明ΔH的“+”与“—”，“+”表示，“—”表示；比较ΔH的大小时，要考虑ΔH的正负。

（3）要注明反应物和生成物的状态。

g表示，l表示，s表示;（4）各物质前的化学计量数表示，可以是整数也可以是分数。

2.热化学方程式时的意义⑴表示单位物质的量的反应完全反应时的热量变化⑵表示反应完全进行时的热量变化⑶所采用单位为物质的量。

〖例1〗已知：H2(g)＋F2(g)= 2HF(g)＋270kJ △H= —270KJ/mol，下列说法正确的是( ) A．2L氟化氢气体分解成1L的氢气和1L的氟气吸收270kJ热量B．1mol氢气与1mol氟气反应生成2mol液态氟化氢放出的热量小于270kJC．在相同条件下，1mol氢气与1mol氟气的能量总和大于2mol氟化氢气体的能量D．1个氢气分子与1个氟气分子反应生成2个氟化氢分子放出270kJ〖变式训练1〗已知298K时， N2(g)+3H2(g) 2 NH3(g)；△H＝－92.4kJ/mol, 在相同条件下，向密闭容器中加入1molN2和3molH2，达到平衡时放出的热量为Q1，向另一容积相同的密闭容器中通入0.95molN2、2.85molH2和0.1molNH3，达到平衡时放出的热量为Q2，则下列关系式正确的是（）A. Q1 = Q2 = 92.4kJB. Q2 ＜ Q1 = 92.4kJC. Q2＜Q1＜92.4kJD. Q2 = Q1＜92.4kJ3.知识应用要知道能量与物质有关,与状态有关,与多少有关,且与物质多少成正比。

〖例2〗已知在25、101Kpa下，1g C8H18（辛烷）燃烧生成二氧化碳和液态水时放出48.40KJ热量。