热化学方程式中反应热大小的比较复习进程

专题09 反应热的计算与大小比较——建立模型巧解题化学反应热的计算是高考的必考点和热点内容，考查的知识点主要是运用化学键的键能、热化学方程式、标准燃烧热和盖斯定律计算化学反应的反应热。

由于这一知识点涉及的计算方法较多，学生在做题时不能正确选择计算方法，导致计算错误。

我们在学习过程中可以绘制思维导图，凝练关键词，理清知识点之间的关系，构建化学反应热计算的思维导图模型，解决反应热计算中存在的困惑。

运用思维导图进行化学反应热计算方法的总结能够帮助我们解决反应热计算中存在的问题，培养证据推理与模型建构的化学核心素养，从而提高化学计算成绩，实现真正的素养教育。

1．【2019新课标Ⅱ节选】环戊二烯（）是重要的有机化工原料，广泛用于农药、橡胶、塑料等生产。

回答下列问题：（1）已知：(g)(g)+H2(g) ΔH1=+100.3 kJ·mol−1 ①H 2(g)+ I2(g)2HI(g) ΔH2=−11.0 kJ·mol−1 ②对于反应：(g)+ I 2(g)(g)+2HI(g) ③ΔH3=___________kJ·mol−1。

【答案】(1)+89.3【解析】（1）根据盖斯定律①+②，可得反应③的ΔH=+89.3kJ/mol；【素养解读】确定③为目标方程式，已知方程式①和②与之比较，可知氢气为中间物质，处理的目标为消去氢气，在两个方程式中系数相同，在不同边，直接相加即可。

2．【2019新课标Ⅲ节选】近年来，随着聚酯工业的快速发展，氯气的需求量和氯化氢的产出量也随之迅速增长。

因此，将氯化氢转化为氯气的技术成为科学研究的热点。

回答下列问题：（2）Deacon 直接氧化法可按下列催化过程进行： CuCl 2(s)=CuCl(s)+12Cl 2(g) ΔH 1=83 kJ·mol − 1 CuCl(s)+12O 2(g)=CuO(s)+12Cl 2(g) ΔH 2=− 20 kJ·mol − 1 CuO(s)+2HCl(g)=CuCl 2(s)+H 2O(g) ΔH 3=− 121 kJ·mol − 1 则4HCl(g)+O 2(g)=2Cl 2(g)+2H 2O(g)的ΔH =_________ kJ·mol − 1。

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。

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。

化学反应热方程式的计算笔记
一、反应热的计算方法
1. 根据热化学方程式计算：已知某反应的热化学方程式，可以直接计算出反应中的反应热。

2. 根据物质燃烧放热多少计算：物质燃烧放出的热量=物质的物质的量×燃烧热
3. 根据反应物和生成物的焓值计算：反应热=反应物的总焓值-生成物的总焓值
4. 根据键能计算：反应热=反应物的键能总和-生成物的键能总和
二、反应热的比较
1. 同一化学反应，由于反应条件不同，其反应的焓变值也不同。

因此，必须注明反应条件，才能比较反应的焓变值。

2. 对于同一反应，物质的状态不同时，其焓变值也不同。

因此，比较反应的焓变值时，必须注明物质的状态。

3. 对于同一反应，当物质的量不同时，其焓变值也不同。

因此，比较反应的焓变值时，必须注明物质的量。

三、盖斯定律的应用
1. 盖斯定律的内容：一个化学反应不管是一步完成的，还是多步完成的，其热效应总是相同的。

换句话说，化学反应的热效应只与起始状态（反应物）、最终状态（产物）有关，而与变化途径无关。

即只要起始状态（反应物）和最终状态（产物）一定时，任何一条化学反应不管是一步完成的，还是多步完成的，其热效应总是相同的。

2. 盖斯定律的应用：可以根据一个化学反应已知的反应热来推算其他化学反应的反应热；也可以根据一个化学反应的反应热来推算其他相关化学反应的反应热。

以上就是关于化学反应热方程式的计算笔记，希望对你有所帮助。

第一章化学反应的热效应复习课◆本章教材分析1.教材地位和作用本章包括《反应热》和《反应热的计算》两节，属于热化学基础知识。

热化学是研究化学反应热现象的科学，它为建立热力学第一定律(能量守恒和转换定律)提供了实验依据，反过来，它又是热力学第一定律在化学反应中的具体应用。

它主要用于解决各种热效应的测量和计算问题。

在化学必修2中，学生初步学习了化学能与热能的知识，对于化学键与化学反应中能量变化的关系、化学能与热能的相互转化有了一定的认识，本章是在此基础上的扩展与提高。

2.教学重点和难点●教学重点吸热反应放热反应的判断，热化学方程式的书写，反应热的计算，盖斯定律的应用。

●教学难点反应热的计算，盖斯定律的应用。

◆教学目标●知识与技能(1)知道化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。

(2)通过生产、生活中的实例了解化学能与热能的相互转化。

(3)认识提高燃料的燃烧效率、开发高能清洁燃料的重要性。

(4)明确盖斯定律的含义，能运用盖斯定律进行简单的计算。

●过程与方法(1)培养学生提出问题、分析问题以及解决问题的能力。

(2)学会运用所学知识的能力。

●情感态度与价值观(1)通过从微观角度对化学反应中能量的变化的分析，培养学生从微观的角度理解化学反应的方法，培养学生尊重科学、严谨求学、勤于思考的态度，树立学生透过现象看本质的唯物主义观点。

(2)通过对能源的学习，认识能源是人类生存和发展的重要基础，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)通过对能源问题联系实际的学习讨论，不仅可强化学生课外阅读的意识和自学能力，也可培养学生对国家能源政策制定的参与意识以及综合分析问题的能力。

◆教学重难点(1)反应热的概念及计算。

(2)燃烧热的概念。

(3)热化学方程式的书写。

(4)运用盖斯定律计算反应热。

◆教学方法提出问题、先思后教、及时跟踪训练、练后反思。

◆教学过程一、导入新课【投影】一、了解本章学习目标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。

重难点十一反应热大小比较比较反应热大小的方法（1）根据反应物和生成物的聚集状态比较物质由固体变成液态，由液态变成气态，都必定吸收热量；而由液态变成固态，由气态变成液态，或由气态直接变成固态，则放出热量．因此在进行反应热计算或大小比较时，应特别注意各反应物或生成物的状态，存在同素异形体的要注明其同素异形体的名称．（2）根据热化学方程式中化学计量数比较热化学方程式中的化学计量数不表示分子数，而是表示反应物和生成物的物质的量，可以是分数．当化学计量系数发生变化(如加倍或减半)时，反应热也要随之变化．互为可逆的热化学反应，其反应热数值相等，符号相反．（3）根据反应物和生成物的性质比较对互为同素异形体的单质来说，由不稳定状态单质转化为稳定状态的单质要放出热量，因为能量越低越稳定；对于同一主族的不同元素的单质来说，与同一物质反应时，生成物越稳定或反应越易进行，放出的热量越多；而有些物质，在溶于水时吸收热量或放出热量，在计算总反应热时，不要忽视这部分热量．（4）根据反应进行的程度比较对于分步进行的反应来说，反应进行的越彻底，其热效应越大．如果是放热反应，放出的热量越多；如果是吸热反应，吸收的热量越多．如等量的碳燃烧生成一氧化碳放出的热量少于生成二氧化碳时放出的热量．对于可逆反应来说，反应进行的程度越大，反应物的转化率越高，吸收或放出的热量也越多。

【重难点指数】★★★★【重难点考向一】从物质的聚集状态比较反应热的大小【例1】根据以下3个热化学方程式：2H2S(g)+3O2(g)=2SO2(g)+2H2O(l)ΔH=-Q1kJ/mol2H2S(g)+O2(g)=2S(s)+2H2O(l)ΔH=-Q2kJ/mol2H2S(g)+O2(g)=2S(s)+2H2O(g)ΔH=-Q3 kJ/mol判断Q1、Q2、Q3三者关系正确的是( )A．Q1＞Q2＞Q3 B．Q1＞Q3＞Q2C．Q3＞Q2＞Q1 D．Q2＞Q1＞Q3【答案】A【名师点睛】考查反应热的大小比较，题目难度中等，本题注意从物质反应的程度以及物质的聚集状态的角度比较反应热的大小；三个反应都为放热反应，物质发生化学反应时，生成液态水比生成气态水放出的热量多，反应越完全，放出的热量越多，以此解答该题。

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洁计算。

【考点梳理】要点一、热化学方程式1．定义：表示参与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改变，同时又体现反应的能量改变，还体现了参与反应的反应物的物质的量与反应热关系。

如： H 2(g)+1/2O 2(g)2O(g)；ΔH 1241.8 2H 2(g)+ O 2(g)=2H 2O(g)；ΔH 2483.6 H 2(g)+1/2O 2(g)2O(l)；ΔH 3285.8 2H 2(g)+ O 2(g)=2H 2O(l)；ΔH 4571.6 2．书写热化学方程式的留意事项：(1)需注明反应的温度和压强；因反应的温度和压强不同时，其△H 不同。

不注明的指101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）。

如：H 2 (g)122 (g)2O (g)；Δ－241.8 ／ H 2 (g)122 (g)2O (1) ；Δ－285.8 ／ (3)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ΔH 成比例改变。

如：H 2 (g)2 (g)2 (g) ；Δ－184.6 ／ 12H 2 (g)122 (g) (g)；Δ－92.3 ／ (4)△H 的单位，表示每反应所吸放热量，△H 和相应的计量数要对应。

(5)比较△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N 2(g) +3H 2(g)23 (g)；△ 92.4，是指当12(g)和32(g)完全反应，生成2 3(g)时放出的热量92.4；2 3(g)分解生成12(g)和32(g)时汲取热量92.4，即逆反应的△92.4。

高考化学一轮复习讲义—反应热、热化学方程式考点一反应热焓变1．反应热和焓变(1)反应热：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量。

(2)焓变①焓(H)：与内能有关的物理量。

②焓变(ΔH)：生成物的焓与反应物的焓之差。

③焓变与反应热的关系等压条件下的反应热等于反应的焓变，常用ΔH表示反应热，常用单位：kJ·mol－1。

2．常见的吸热反应和放热反应吸热反应(ΔH＞0)放热反应(ΔH＜0)①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应②大多数的分解反应③弱电解质的电离④盐类水解⑤C和H2O(g)、C和CO2的反应①中和反应②燃烧反应③金属与酸或氧气的反应④铝热反应⑤酸性氧化物或碱性氧化物与水的反应⑥大多数的化合反应3.吸热、放热的原因分析(1)从能量图分析物质能量变化与焓变的关系：ΔH＝E(生成物的总能量)－E(反应物的总能量)。

(2)从化学键变化分析总结利用键能计算焓变(ΔH)，通过ΔH的正、负轻松判断化学反应是吸热还是放热。

ΔH＝反应物键能之和－生成物键能之和。

1．放热反应不需要加热就能发生，吸热反应不加热就不能发生()2．可逆反应的ΔH表示完全反应时的热量变化，与反应是否可逆无关()3．吸热反应中，反应物化学键断裂吸收的总能量高于生成物形成化学键放出的总能量() 4．活化能越大，表明化学反应吸收的能量越多()答案 1.× 2.√ 3.√ 4.×一、对反应过程能量图的理解1．科学家用X射线激光技术观察到CO与O在催化剂表面形成化学键的过程。

反应过程的示意图如图。

回答下列问题：(1)从状态Ⅰ到状态Ⅲ为(填“吸热”或“放热”)反应。

(2)从状态Ⅰ到状态Ⅱ需要(填“吸收”或“释放”)能量，CO分子(填“是”或“否”)需要断键形成C和O。

(3)从状态Ⅱ到状态Ⅲ形成的化学键是。

(4)将相同物质的量的CO转化为CO2，CO与O比CO与O2反应放出的热量(填“多”或“少”)，可能的原因是。

化学基本概念复习三――反应热诸城二中王洪兵［知识归纳］关于反应热的考点主要有：书写或判断热化学方程式的正误；反应热、燃烧热、中和热概念辨析；有关反应热的简单计算。

尤其需要注意的是，随着新教材的全面铺开，有关反应热的篇幅增多，难度加大，成为新教材的一大亮点。

一、放热反应和吸热反应由于各种物质所具有的能量是不同的。

如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，那么在发生化学反应时，有一部分能量就会转变成热能等形式释放出来，这就是放热反应。

如果反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，那么在发生化学反应时，反应物就需要吸收能量才能转化为生成物，这就是吸热反应。

对于可逆反应而言，如果其正反应为放热反应，则其逆反应一定是吸热反应。

二、热化学方程式表示反应所放出或吸收的热量的化学方程式叫热化学方程式。

书写热化学方程式应注意下列几点：1．要注明反应物和生成物的聚集状态；2．在化学方程式右端要注明反应热，反应热用符号△H 表示，并与热化学方程式间用“；”号隔开；△H 的单位一般采用kJ·mol—1。

当△H 为“—”或△H＜0时，体系能量降低，为放热反应，当△H 为“+”或△H＞0时，体系能量升高，为吸热反应；3．热化学方程式的化学计量数只表示物质的量，而不代表分子个数，因此可以写成分数。

4．同一热化学反应，如果方程式化学计量数不等，△H 也不等，但数值与反应物的化学计量数成正比。

如：2H2(g)十O2(g)＝2H2O(g)；△H＝—483.6kJ·mol—1，而；△H＝—241.8kJ·mol—1。

5．热化学方程式中△H 前必须注明符号“+”或“-”。

三、燃烧热和中和热在101kPa时，1mol物质完全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。

例如：测得101kPa 时，1molC完全燃烧放出393.5kJ的热量，这就是C的燃烧热。

其热化学方程式为：C(s)十O2(g)＝CO2(g)；△H＝—393.5kJ·mol—1在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol水，这时的反应热叫做中和热。

反应热大小的比较1．直接比较法ΔH是一个有正负的数值，比较时应连同+、- 号一起比较。

(1)吸热反应的ΔH肯定比放热反应的大(前者大于0，后者小于0)。

(2)同种物质燃烧时，可燃物物质的量越大，燃烧放出的热量越多，ΔH越小。

(3)等量的可燃物完全燃烧所放出的热量肯定比不完全燃烧所放出的热量多，对应ΔH越小。

(4)产物相同时，同种气态物质燃烧放出的热量比等量的固态物质燃烧放出的热量多，放出的热量多对应ΔH越小。

反应物相同时，生成同种液态物质放出的热量比生成等量的气态物质放出的热量多，放出的热量多对应ΔH越小。

(5)生成等量的水时强酸和强碱的稀溶液反应比弱酸和强碱或弱碱和强酸或弱酸和弱碱的稀溶液反应放出的热量多，放出的热量多对应ΔH越小。

(6)对于可逆反应，热化学方程式中的反应热是完全反应时的反应热，若按方程式反应物对应物质的量投料，因反应不能进行完全，实际反应过程中放出或吸收的热量要小于相应热化学方程式中的反应热数值，放出的热量少对应ΔH越大。

例如：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)；ΔH＝－197 kJ/mol，则向密闭容器中通入2 mol SO2和1 mol O2，反应达到平衡后，放出的热量要小于197 kJ。

(7)不同单质燃烧，能态高（不稳定）的放热多，对应ΔH越小。

如：金刚石比石墨能态高，两者燃烧金刚石放热多，对应ΔH越小。

2．盖斯定律比较法(1)同一反应生成物状态不同时：A(g)＋B(g)===C(g)ΔH1<0A(g)＋B(g)===C(l)ΔH2<0因为C(g)===C(l)ΔH3<0，而ΔH3＝ΔH2－ΔH1，所以|ΔH2|>|ΔH1|。

(2)同一反应物状态不同时：S(s)＋O2(g)===SO2(g)ΔH1<0S(g)＋O2(g)===SO2(g)ΔH2<0ΔH 3＋ΔH 2＝ΔH 1，且ΔH 3>0，所以|ΔH 1|<|ΔH 2|。

盖斯定律的应用——反应热的比较、计算及热化学方程式的书写反应热是中学化学的重要内容，在近几年的高考中都有所涉及，特别是运用盖斯定律进行有关反应焓变的比较、计算以及热化学方程式的书写更是考查的重点和热点，该题型能够很好地考查学生综合分析问题的能力，命题角度灵活，但形式比较稳定，大都是与其他化学反应原理相互融合，往往都是以一定的工业生产为背景，在几个已知热化学方程式的基础上运用盖斯定律进行反应焓变的比较、计算以及热化学方程式的书写，在复习备考中应充分理解盖斯定律的本质，掌握解题的技能进行突破。

1．盖斯定律(1)内容对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都一样。

即：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。

(2)意义间接计算某些反应的反应热。

2．ΔH的比较要点(1)比较ΔH的大小时需考虑正负号，对放热反应，放热越多，ΔH越小；对吸热反应，吸热越多，ΔH越大。

(2)反应物和生成物的状态物质的气、液、固三态的变化与反应热的关系(3)参加反应物质的量：当反应物和生成物的状态相同时，参加反应物质的量越多，放热反应的ΔH越小，吸热反应的ΔH越大。

(4)反应的程度：参加反应物质的量和状态相同时，反应的程度越大，热量变化越大。

3．利用盖斯定律进行反应热计算的方法(1)运用盖斯定律的技巧——“三调一加”一调：根据目标热化学方程式，调整已知热化学方程式中反应物和生成物的左右位置，改写已知的热化学方程式。

二调：根据改写的热化学方程式调整相应ΔH的符号。

三调：调整中间物质的化学计量数。

一加：将调整好的热化学方程式及其ΔH相加。

(2)运用盖斯定律的三个注意事项①热化学方程式乘以某一个数时，反应热的数值必须也乘上该数。

②热化学方程式相加减时，物质之间相加减，反应热也必须相加减。

③将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之改变，但数值不变。

(3)运用盖斯定律的三个模板AΔH1ΔH2B1．(2018·全国卷Ⅰ，28(2)①)采用N2O5为硝化剂是一种新型的绿色硝化技术，在含能材料、医药等工业中得到广泛应用。

高中化学中的化学反应热力学高中化学是一门非常重要的自然科学课程，不仅对我们的生活有着深远的影响，而且还可以培养我们的创新思维和实验能力。

其中，化学反应热力学是高中化学中的一个重要内容。

下面我将从反应热、焓的变化、热化学方程式等方面着手，深入探讨高中化学中的化学反应热力学。

一、反应热反应热是指化学反应时放热或吸热的能量变化。

在实验室中，可以用热量计测定反应热。

如果反应放热，则反应热为负数；如果反应吸热，则反应热为正数。

反应热的大小与反应物和生成物的量有关。

根据该原理，我们可以通过热化学方程式来计算反应热。

二、焓的变化焓是热力学中一个非常重要的概念，它包含了系统的内能和体积。

在化学反应中，焓是一个非常重要的概念。

当化学反应发生时，反应物会发生物质和能量的相互转化，因此反应物的焓和生成物的焓会发生变化。

在实验室中，可以使用焓变法来测量化学反应过程中的焓变化。

焓变等于生成物的焓减去反应物的焓。

如果反应热为正数，则表明反应吸热，如果反应热为负数，则表明反应放热。

三、热化学方程式热化学方程式是指化学反应中吸放热作用的化学方程式。

在热化学方程式中，反应物和生成物之间的反应热是已知的，因此可以通过热化学方程式计算反应热。

对于一般的化学反应，可以使用下列公式来计算反应热:$\Delta H = \sum_{i}^{}n_{i}\Delta H_{f,i}$其中，$\Delta H$表示反应热; $n_{i}$表示反应物和生成物的摩尔数; $\Delta H_{f,i}$表示反应物和生成物的标准生成焓。

需要注意的是，热化学方程式只适用于化学反应，对于其他过程并不适用。

综上所述，化学反应热力学是高中化学中的一个非常重要的内容。

了解反应热、焓的变化和热化学方程式对于理解化学反应的本质和计算反应热具有很大的帮助。

通过学习热力学知识，可以培养出我们的实验技能和创新思维，帮助我们更好的规划和完成科学研究。

热化学方程式和反应热的计算在化学反应中，热化学方程式和反应热是非常重要的概念。

热化学方程式描述了化学反应中热能的变化，而反应热则表示在单位摩尔物质参与反应时所释放或吸收的热量。

本文将介绍热化学方程式的表示方法，并提供一些计算反应热的具体步骤。

一、热化学方程式的表示方法热化学方程式通常以物质的化学式来表示，同时还标注了反应热的值。

下面是一个示例：2H2 + O2 → 2H2O + 483.6 kJ在这个示例中，2H2和O2是反应物，2H2O是生成物。

方程式的右侧的“483.6 kJ”表示该反应在生成2摩尔水分子时释放出483.6千焦耳的热量。

二、计算反应热的步骤要计算反应热，需要首先找到相关反应的热化学方程式。

然后，按照下面的步骤进行计算：步骤一：通过已知化学反应方程式确定需要计算的反应物和生成物的摩尔数。

在上面的示例中，反应物是2摩尔的H2和1摩尔的O2，生成物是2摩尔的H2O。

步骤二：查找反应物和生成物的标准生成焓。

标准生成焓是1摩尔物质形成时的热量变化。

通常以ΔH表示。

在化学数据手册或其他参考资料中可以找到这些值。

步骤三：计算热反应方程式中的反应热。

根据热化学方程式中的摩尔数和标准生成焓，计算反应物和生成物的热反应。

在上面的示例中，H2的标准生成焓为0 kJ/mol，O2为0 kJ/mol，H2O为-285.8 kJ/mol。

因此，通过计算可以得到反应热为：(2 x 0 kJ/mol) + (1 x 0 kJ/mol) - (2 x -285.8 kJ/mol) = 571.6 kJ最后，将计算结果的符号进行修正。

根据热化学方程式中的反应热值的符号，可以判断反应是吸热还是放热。

这里的正值意味着反应是放热的。

三、热化学方程式和反应热的应用热化学方程式和反应热的计算在化学中有着广泛的应用。

其中一项重要的应用是在化学工程中确定反应条件和优化反应热效应。

通过计算反应热，可以了解到反应过程中释放或吸收的热量大小，从而可以设计和控制反应的温度和压力等条件。

反应热及反应热大小的比较一、反应热的本质（1）从微观角度来讲，是反应物化学键断裂吸收的热量与生成物化学键形成放出的热量的差值，如图所示：a表示断裂反应物化学键吸收的热量；b表示生成物化学键形成放出的热量；c表示反应热。

（2）从宏观角度来讲，是反应物自身的能量与生成物的能量差值。

如图所示：a表示活化能；b表示活化分子结合生成生成物所释放的能量；c表示反应热。

二、比较反应热大小的方法（1）根据反应物和生成物的聚集状态比较物质由固体变成液态，由液态变成气态，都必定吸收热量；而由液态变成固态，由气态变成液态，或由气态直接变成固态，则放出热量。

因此在进行反应热计算或大小比较时，应特别注意各反应物或生成物的状态，存在同素异形体的要注明其同素异形体的名称。

（2）根据热化学方程式中化学计量数比较热化学方程式中的化学计量数不表示分子数，而是表示反应物和生成物的物质的量，可以是分数。

当化学计量系数发生变化（如加倍或减半）时，反应热也要随之变化。

互为可逆的热化学反应，其反应热数值相等，符号相反。

（3）根据反应物和生成物的性质比较对互为同素异形体的单质来说，由不稳定状态单质转化为稳定状态的单质要放出热量，因为能量越低越稳定；对于同一主族的不同元素的单质来说，与同一物质反应时，生成物越稳定或反应越易进行，放出的热量越多；而有些物质，在溶于水时吸收热量或放出热量，在计算总反应热时，不要忽视这部分热量。

（4）根据反应进行的程度比较对于分步进行的反应来说，反应进行的越彻底，其热效应越大。

如果是放热反应，放出的热量越多；如果是吸热反应，吸收的热量越多。

如等量的碳燃烧生成一氧化碳放出的热量少于生成二氧化碳时放出的热量。

对于可逆反应来说，反应进行的程度越大，反应物的转化率越高，吸收或放出的热量也越多。

三、例题分析【例题1】下列有关反应能量变化图像的判断错误的是A. I可表示需加热的放热反应B. Ⅱ可表示需加热的放热反应C. Ⅲ可表示爆炸反应D. Ⅳ可表示醋酸和碱的中和反应【解析】I中曲线生成物总能量高于反应物总能量，表示的是吸热反应，因此A选项错误，符合题意；Ⅲ中曲线表示的反应历程时间短，放热多，为爆炸反应。