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在化学反应中，能量的变化是一个非常重要的概念。
能量的变化可以用来描述反应的性质以及反应条件下的能量转化。
而焓变则是反应过程中发生的内能变化和对外界做功的总和。
内能是物质所含有的所有微观粒子的能量之和。
焓则是在恒定压力下发生的热化学反应中所释放或吸收的热量。
本文将讨论化学反应的能量变化与焓变，以及内能、焓对化学反应的热效应。
在化学反应中，反应物中的化学键被打破，产生新的化学键。
这个过程伴随着能量的吸收或释放。
当化学键被打破时，动能转化为势能，导致反应物吸收热量。
而当新的化学键形成时，势能被转化为动能，释放热量。
因此，反应的能量变化取决于能量的转化过程。
这也是为什么一些反应需要吸热才能进行，而另一些反应会放热的原因。
焓变是描述在恒定压力下反应过程中发生的内能变化和对外界做功的总和。
它可以通过焓的定义获得，即焓等于系统的内能加上对外界做功。
在常压条件下，焓变可以简化为焓变等于反应过程中释放或吸收的热量。
正值的焓变表示反应释放热量，负值的焓变表示反应吸收热量。
焓变可用于测定反应的热效应，并帮助我们了解反应的性质和条件。
内能是物质所含有的所有微观粒子的能量之和。
它包括分子的平动能、转动能、振动能、电子能以及相互作用势能等。
内能的变化可以通过温度变化或物质的化学反应来观察。
当化学反应发生时，物质的内能发生变化。
此时，内能的变化可以通过测定焓变来确定。
内能的变化也可以通过测定温度变化来确定。
当反应释放热量时，系统的温度升高。
当反应吸收热量时，系统的温度下降。
因此，我们可以用温度的变化来推断内能的变化。
化学反应的热效应是指反应过程中释放或吸收的热量。
热效应可以通过焓变来计算。
当反应释放热量时，焓变为负，表示放热反应，即系统的内能减少。
而当反应吸收热量时，焓变为正，表示吸热反应，即系统的内能增加。
热效应对我们了解反应的类型、速率以及条件等方面都非常重要。
例如，放热反应可以用于保暖、发电和推动机械等。
吸热反应可以用于制冷、制药和化学合成等。
化学反应的能量变化计算能量变化是化学反应中非常重要的一个方面。
通过计算能量变化，我们可以了解化学反应是否放热或吸热，以及反应的强度和方向。
本文将介绍化学反应能量变化的计算方法。
一、内能变化（ΔU）的计算内能是指物质分子体系的总能量，其变化可以通过焓变（ΔH）和功（W）的差来计算：ΔU = ΔH - W其中焓变ΔH表示反应物与生成物之间的能量差，可以通过实验测定得到。
功W表示反应过程中做的对外界的功，可以通过压力-体积曲线下的面积计算。
二、焓变（ΔH）的计算焓变是指反应过程中系统（反应物与生成物所在的体系）吸收或放出的热量。
焓变的计算需要考虑反应的摩尔数，通常以化学方程式为基础进行计算。
1. 若各反应物和生成物的化学方程式系数前均为1，则焓变即为反应过程中吸收或放出的热量。
2. 若反应物和生成物的化学方程式系数不为1，需要将焓变按照摩尔数进行比例缩放。
例如，对于反应A + B → C，如果ΔH为-100 kJ，表示每摩尔A与B反应生成C时释放100 kJ的热量。
3. 对于反应中涉及到的多个化学方程式，可以根据热效应的性质进行计算。
例如，反应A → B的焓变为ΔH1，反应B → C的焓变为ΔH2，则反应A → C的焓变为ΔH1 + ΔH2。
三、热效应计算中的其他注意事项在进行能量变化计算时，还需注意以下几点：1. 焓变与反应物和生成物状态有关，应明确指定反应温度和压力条件。
2. 反应过程中的相变（如气体转化为液体或固体）也会影响能量变化，需要将其考虑在内。
3. 化学反应的能量变化通常以摩尔为单位进行计算，但也可以按质量比例进行计算。
四、热化学方程式的应用热化学方程式是一种用于描述化学反应能量变化的方法，常用于能量计算和热平衡问题。
其基本形式为：∑(反应物热效应) = ∑(生成物热效应)通过热化学方程式，我们可以推导出反应物或生成物的热效应，并进行能量变化的计算。
五、实例分析以甲烷燃烧反应为例，化学方程式为：CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)根据实验数据，该反应焓变ΔH为-890 kJ/mol。
化学反应中的能量变化：内能焓与热容化学反应中的能量变化：内能、焓与热容在化学反应中，物质发生变化时伴随着能量的转化和释放。
能量的变化是化学反应中重要的研究内容之一，它揭示了化学反应的动力学特征和热力学规律。
本文将介绍化学反应中的能量变化，重点讨论内能、焓与热容的概念、计算方法和实际应用。
一、内能（U）内能是指物质微观粒子的动能和势能之和，是描述系统热力学状态的重要参量。
化学反应中的内能变化可以通过实验测定或计算得到。
根据能量守恒定律，反应过程中的能量转化可表达为以下方程式：ΔU = Q - W其中，ΔU表示内能变化；Q表示系统与外界间的热量交换；W表示系统与外界间的功交换。
当Q和W都为正值时，系统吸热和做功；当Q和W都为负值时，系统放热和受到外界做功；当Q和W一正一负时，系统既吸热又放热，或既做功又受到外界做功。
内能是一个状态函数，与路径无关，只与起始状态和结束状态有关。
二、焓（H）焓是指在恒压条件下，系统与外界之间进行的热量变化，常用符号H表示。
在化学反应中，若反应为恒压反应，内能变化和焓变之间存在以下关系式：ΔH = ΔU + PΔV其中，ΔH为焓变；ΔU为内能变化；PΔV为压力与体积间的做功。
当ΔH为正值时，化学反应为吸热反应，系统获取热量；当ΔH为负值时，化学反应为放热反应，系统释放热量。
与内能不同，焓是一个状态函数，在化学反应中常用来表示反应的热力学性质。
三、热容（C）热容是指物质吸热或放热时温度变化的量度，常用符号C表示。
热容可分为恒容热容（Cv）和恒压热容（Cp）。
恒容热容指的是在等体积条件下，物质对热量的吸收或释放所引起的温度变化；恒压热容指的是在等压条件下，物质对热量的吸收或释放所引起的温度变化。
热容与物质的性质有关，同一物质在不同的物理状态下具有不同的热容。
热容可用于计算物质的温度变化和热量变化之间的关系，符合以下公式：Q = CΔT其中，Q表示吸热或放热的热量；C表示热容；ΔT表示温度变化。
化学反应的能量变化与焓变化学反应是指物质之间发生的化学变化过程。
在化学反应中，原子之间的键重新组合，形成新的化学物质。
而在这个过程中，会伴随着能量的变化。
能量变化的大小与反应物和生成物之间的关系密切相关，可以通过焓变来描述。
焓变是指在恒定压力下，反应物转化为生成物时系统所吸收或释放的热量变化。
它用ΔH表示，H代表焓。
焓变可以为正或为负，分别表示反应吸热或放热。
在化学反应中，能量变化与焓变之间存在着以下关系：1. 反应吸热时，焓变为正值。
这意味着反应需要从外部吸收热量才能进行，反应后系统的能量增加。
2. 反应放热时，焓变为负值。
这意味着反应释放热量，反应后系统的能量减少。
焓变与能量变化之间的关系可以通过下式表示：ΔH = ΔE + PΔV其中，ΔH表示焓变，ΔE表示内能变化，P表示压力，ΔV表示体积变化。
根据该式子，当压力恒定时，焓变与能量变化相等。
焓变的大小可以通过实验测定得到。
实验中常使用量热器来测定反应的焓变。
量热器是一种专门用于测量热量变化的设备，它可以精确记录反应前后的温度变化，通过计算温度差来得到焓变的数值。
焓变有许多重要的应用。
其中一项重要的应用是在燃烧反应中。
燃烧是指物质与氧气发生反应并释放大量热能的过程。
燃烧反应的焓变可以通过测定燃烧反应释放的热量来计算。
这对于燃料的选择和利用非常重要，可以帮助我们了解不同燃料之间的能量转化效率。
除了燃烧反应，焓变还可以用来计算其他化学反应的能量变化。
通过测定反应前后的焓变，可以了解化学反应的放热或吸热性质，从而进一步研究反应的特性和条件。
总之，化学反应中的能量变化与焓变密切相关。
焓变可以描述反应吸热或放热的性质，并通过实验测定得到。
焓变的应用范围广泛，对于理解化学反应、燃烧等过程有重要意义，也对于能源利用和选择具有指导作用。
通过深入研究和掌握焓变的性质，我们能更好地理解化学反应的本质，为化学科学的发展做出贡献。
化学反应中的能量变化与焓变知识点总结化学反应是物质发生变化的过程，不仅涉及到物质结构和性质的改变，还伴随着能量的转化。
本文将介绍化学反应中的能量变化与焓变的相关知识点。
一、能量变化的概念及表达方式能量变化指的是在化学反应中，反应物与生成物之间能量的差异。
通常用△E表示能量变化，△E为正表示反应吸热，即需要外界输入能量；△E为负表示反应放热，即系统释放能量。
二、焓变的概念及计算方法焓变描述的是化学反应过程中的能量变化，常用符号△H表示。
焓变可以通过多种方法计算，包括燃烧方法、反应热法和反应熵法等。
1. 燃烧方法：利用燃烧反应的焓变确定其他反应的焓变。
例如，将某物质燃烧得到水和二氧化碳的焓变已知，可以通过该焓变计算其他化学反应的焓变。
2. 反应热法：实验室中可以通过测量反应前后的温度变化来确定焓变。
根据热容的定义，可以使用公式△H = mc△T计算焓变，其中m 为溶液的质量，c为溶液的热容，△T为温度变化。
3. 反应熵法：根据热力学的第二定律，系统的总熵变△S等于系统的产热△Q除以温度的倒数，即△S = △Q/T。
通过测定反应的熵变，并代入公式△S = △H/T，可以求解焓变。
三、焓变与反应类型的关系化学反应可以分为吸热反应和放热反应。
焓变与反应类型的关系如下：1. 吸热反应：△H为正，表示反应需要吸收能量。
在吸热反应中，反应物的化学键被打破，需要耗费能量；同时，生成物的化学键形成，释放出热量。
吸热反应常见于蒸发、融化和化学吸收等过程。
2. 放热反应：△H为负，表示反应释放能量。
在放热反应中，反应物的化学键形成，释放出热量；同时，生成物的化学键被打破，吸收能量。
放热反应常见于燃烧、酸碱中和和氧化还原等反应中。
四、能量守恒定律与焓变计算的实际运用能量守恒定律是指在封闭系统中，能量的总量保持不变。
根据能量守恒定律，化学反应的焓变可以通过各组分的焓变进行计算。
利用焓变计算，可以评估反应的能量变化情况，为反应条件的选择和工艺的设计提供依据。
化学反应中的焓变和能量变化化学反应是物质之间发生的变化过程，其中伴随着焓变和能量变化。
焓变是指化学反应中发生的能量变化，它可以使系统释放或吸收能量。
本文将深入探讨化学反应中的焓变和能量变化。
1. 焓变的定义及计算方法焓变（ΔH）可以理解为热变化，是指在等温条件下，系统在化学反应中吸热或放热的量。
焓变可以通过测量反应前后物质的热容和温度变化来计算，计算公式如下：ΔH = ∑(n_i*H_i)其中，ΔH为焓变，n为反应物或生成物的摩尔数，H为摩尔焓。
2. 焓变的正负及其含义焓变的正负表明了化学反应释放热量还是吸收热量。
当焓变为正值时，表示反应吸热，即从周围环境中吸收热量；当焓变为负值时，表示反应放热，即向周围环境释放热量。
3. 焓变和反应热的关系焓变与反应热之间存在着一定的关系。
反应热是指摩尔焓变，表示单位摩尔反应物完全参与反应时放出或吸收的热量。
反应热与化学方程式中的摩尔系数有关，可以通过实验测量得到。
4. 焓变和能量变化的关系焓变是化学反应中的能量变化方式之一，化学反应的焓变可以分为两部分：化学焓变和物理焓变。
化学焓变是指化学反应发生时，分子之间的键能发生变化，从而产生能量变化。
物理焓变是指由于温度或压力的变化导致的热量变化。
5. 焓变与律动性原理的应用焓变的概念与热力学中的律动性原理密切相关。
律动性原理认为，一个断裂的分子键在合成时需要吸收一定量的能量，而在分解时则放出一定量的能量。
利用焓变和律动性原理，可以推断化学反应的倾向性和方向性。
6. 焓变与化学反应速率的关系化学反应速率受到焓变的影响。
一般来说，焓变越大，反应速率越快。
这是因为焓变较大的反应需要较少的能量激活，因此反应速率较快。
7. 焓变与燃烧反应的关系焓变在燃烧反应中起着重要的作用。
燃烧反应是一种放热反应，因此焓变为负值。
燃烧反应中的焓变可以用来计算可燃物质的热值，即燃烧单位质量可得到的能量。
综上所述，焓变是化学反应中的重要概念，用于描述系统吸热或放热的能力。
化学反应的能量变化与焓变化学反应是指物质之间发生变化的过程，这种变化常常伴随着能量的变化。
能量变化与焓变密切相关，而焓变通常用来量化化学反应中的能量变化。
本文将介绍能量变化与焓变的概念、计算方法以及在化学反应中的应用。
一、能量变化的概念能量变化是指化学反应发生时系统内能量的变化。
根据热力学第一定律，能量从一个系统传递到另一个系统，总能量守恒。
在化学反应中，能量可以以不同形式表现，如热能、光能等。
因此，能量变化可以是吸热的（吸收能量）或放热的（释放能量），也可以是放光的（释放光能）。
二、焓变的概念焓变是指化学反应发生时系统的焓（enthalpy）的变化。
焓是一个宏观物理量，表示系统的热能。
焓变常用ΔH来表示，ΔH正值表示吸热反应，ΔH负值表示放热反应。
焓变可以通过实验测量或计算得出。
三、计算焓变的方法计算焓变需要知道起始物质和产物的热化学计量数（化学方程式中的系数）以及标准焓变值。
标准焓变值是指在标准状态下，单位摩尔物质在标准温度（298K）下与参考物质反应形成的化合物的焓变值。
根据热化学定律，焓变等于产物的焓减去反应物的焓。
假设化学反应的化学方程式为：aA + bB → cC + dD则该反应的焓变ΔH可以计算为：ΔH = (cΔHf(C) + dΔHf(D)) - (aΔHf(A) + bΔHf(B))其中，ΔHf表示物质在标准状态下的标准焓变值。
四、焓变在化学反应中的应用焓变是研究化学反应能量变化的重要工具。
它可以用来判断反应的放热或吸热性质，帮助理解反应的过程和性质。
以下是焓变在化学反应中的几个应用：1. 判断反应类型：根据焓变的正负值可以初步判断化学反应的放热性质。
正焓变表示吸热反应，如蒸发、溶解等；负焓变表示放热反应，如燃烧、生成盐等。
2. 计算放热反应的燃烧热：燃烧热是燃料完全燃烧放出的热量。
通过实验测量产生的热量和反应物的量，可以计算出燃烧热。
3. 确定反应物的含量：通过测量焓变可以确定反应物的化学计量数。
化学反应的能量变化与焓化学反应是物质之间发生变化的过程，包括生成新物质、旧物质被分解和物质结构的改变等。
在化学反应中，能量的变化是一个重要的因素。
本文将探讨化学反应中的能量变化以及与之相关的焓的概念。
一、能量和能量变化能量是物质存在过程中产生的一种物理量，它可以以不同的形式存在，如热能、电能、化学能等。
在化学反应中，化学能的变化表明了反应物质之间发生了转化。
能量变化通常用ΔE表示，其中Δ表示变化量。
在化学反应中，能量变化可以是放热（exothermic）或吸热（endothermic）的。
放热反应是指在反应过程中释放出能量的反应，如燃烧反应。
这类反应会使反应体系的温度升高，所以周围环境会感受到热量的增加。
吸热反应是指在反应过程中从周围环境中吸收能量的反应，如溶解反应。
这类反应会使反应体系的温度下降，所以周围环境会感受到热量的减少。
二、焓的概念焓（enthalpy），表示了化学反应过程中物质的能量变化。
它是能量与物质的热力学性质之间的关系。
焓的变化可以用ΔH表示，其中Δ表示变化量。
焓变化是一种状态函数，它与反应体系的初态和末态有关，与反应路径无关。
焓变化可以根据放热和吸热反应的特点而不同。
对于放热反应，焓变化为负值。
这是因为在放热反应中，反应体系释放能量，使得系统的焓减小。
对于吸热反应，焓变化为正值。
这是因为在吸热反应中，反应体系吸收能量，使得系统的焓增加。
三、焓变化的计算焓变化的计算可以通过实验方法或热力学计算得到。
以下是一些常见的计算焓变化的方法：1. 卡洛里计弧法：通过在反应中燃烧物质，并测量反应产生的热量来计算焓变化。
2. 反应热法：通过实验测定在恒定压力下，反应前后温度的变化，利用热容求得焓变化。
3. 倍半法则：根据已知反应焓变化和化学方程式中的化学反应的物质的摩尔量关系，计算所需的焓变化。
四、应用实例焓变化在许多实际应用中具有重要作用。
以下是一些与焓变化相关的实例：1. 燃烧反应：燃烧反应是一种放热反应，通过将燃料与氧气反应，释放出大量的能量。
高一化学知识点化学反应的能量变化化学反应的能量变化是化学领域中的一个重要概念。
在化学反应过程中，物质发生了变化，并伴随着能量的吸收或释放。
本文将就化学反应的能量变化进行探讨，包括内能变化、焓变、化学反应热等方面。
一、内能变化内能是指系统中所有分子的总能量，包括分子的动能和势能。
化学反应发生时，反应物的分子结构被打破，新的化学键形成，导致内能的变化。
反应物与生成物之间的内能差称为内能变化（ΔU）。
化学反应的内能变化可以分为两种情况：吸热反应和放热反应。
1. 吸热反应：当反应物的内能大于生成物的内能时，化学反应需要从外界吸收热量才能进行。
这种反应产生吸热现象，即反应过程中会感觉到周围温度的升高。
吸热反应的内能变化为正值（ΔU > 0）。
2. 放热反应：当反应物的内能小于生成物的内能时，化学反应会释放出热量给周围环境。
这种反应产生放热现象，即反应过程中会感觉到周围温度的降低。
放热反应的内能变化为负值（ΔU < 0）。
二、焓变焓（H）是指化学反应过程中，物质所含的能量总量。
在常压下，反应物和生成物的焓差称为焓变（ΔH）。
焓变可以帮助我们了解反应过程中的能量变化情况。
与内能变化类似，焓变也可以分为吸热反应和放热反应。
1. 吸热反应：在吸热反应中，反应物的焓高于生成物的焓，化学反应需要吸收热量才能进行。
吸热反应的焓变为正值（ΔH > 0）。
2. 放热反应：在放热反应中，反应物的焓低于生成物的焓，化学反应会释放热量给周围环境。
放热反应的焓变为负值（ΔH < 0）。
焓变与内能变化之间存在关系：ΔH = ΔU + PΔV，其中P为常数，ΔV为体积变化。
三、化学反应热化学反应热是指在标准状态下，单位摩尔物质在化学反应中产生或吸收的热量。
通常用符号ΔH表示。
1. 焓变与化学反应热之间的关系在常压下，化学反应热等于焓变：ΔH = Q，其中Q为反应所吸收或释放的热量。
2. 化学反应热的测定方法化学反应热的测定可以通过热量计实验进行。
化学反应的内能变化与焓变1 化学反应的内能变化（1）内能（2）化学反应的能量变化与内能的关系化学反应的能量变化是由反应前后物质所具有的内能不同而引起的。
化学反应中内能的变化ΔU ＝U （反应产物）－U （反应物）。
UU UU ⎧⎨⎩（反应产物）＞（反应物），反应吸收能量（反应产物）＜（反应物），反应释放能量 （3）化学反应体系与环境进行能量交换的形式——热和功除热能外，体系与环境之间交换的其他形式的能（如电能、光能、机械能等）都称为功，用符号W 表示。
2 化学反应的焓变（1）焓：焓是与内能有关的物理量，符号是H 。
（2）焓变①概念：对于一个化学反应，反应产物的焓与反应物的焓之差称为反应焓变，符号是ΔH 。
②数学表达式：ΔH ＝H （反应产物）－H （反应物）。
③常用单位：kJ/mol （或kJ ·mol -1）。
辨析比较反应热和焓变的关系（3）焓变与放热反应、吸热反应的关系（4）ΔH的计算方法ΔH＝反应产物的总能量一反应物的总能量。
ΔH＝反应物中的化学键断裂吸收的总能量－反应产物中的化学键形成释放的总能量。
正确计算焓变的关键是正确判断出每种物质中存在的化学键的种类和个数。
3 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称为热化学方程式。
（2）意义热化学方程式既表明了化学反应中的物质变化，又表明了化学反应中的能量变化。
如H2（g）＋12O2（g）===H2O（l）ΔH（298 K）＝－285.8 kJ·mol-1热化学方程式的书写物质变化和能量变化缺一不可。
（3）书写热化学方程式的方法①写出符合质量守恒定律的化学方程式热化学方程式中各物质化学式前的系数不表示分子个数，只表示物质的量。
因此，它可以用整数或分数表示。
②注明物质的聚集状态因为物质发生状态变化时也伴随着能量的变化，所以书写热化学方程式时必须注明各物质的聚集状态。
一般用英文字母g、l和s分别表示气态、液态和固态，水溶液中的溶质则用aq 表示。
注意：化学式相同的同素异形体除需注明状态外还需注明其名称（因为结构不同，具有的能量不同），如金刚石应表示为“C（s，金刚石）”。
③用ΔH表示化学反应的焓变放热反应的ΔH取负值，吸热反应的ΔH取正值；ΔH的单位常用kJ·mol-1。
④注明反应的温度和压强因为反应的温度或压强不同，其ΔH也不同。
对于298 K、101 kPa条件下进行的反应，可以不注明。
注意：热化学方程式中不用注明除温度和压强外的其他反应条件，如“加热”“高温”等。
辨析比较深化理解（1）若一个反应的焓变ΔH＝a kJ·mol-1，则其逆反应的焓变ΔH＝－a kJ·mol-1。
（2）可逆反应的ΔH和实际吸收或放出的热量的区别：不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的ΔH都表示反应按照化学式前的系数所表示的物质的量完全反应时吸收或放出的热量。
如2SO2（g）＋O2（g）2SO3（g）ΔH＝－197 kJ·mol-1是指2 molSO2（g）和1 mol O2（g）完全转化为2 mol SO3（g）时放出的热量为197 kJ。
若在相同的温度和压强下，向某容器中充入2 mol SO2（g）和1 mol O2（g），反应达到平衡时放出的热量为Q，因反应不能进行彻底，故Q＜197 kJ。
（3）热化学方程式中ΔH单位中的mol-1是指每摩尔反应，而不是指每摩尔某物质。
对于同一化学反应（以H2＋Cl22HCl为例），不同热化学方程式中每摩尔反应的含义：典例详析例2－6（2021山东淄博检测）下列有关物质内能的说法正确的是（）A．内能的符号为ΔUB．内能只与物质的种类、数量及聚集状态有关C．内能的单位是kJ·mol-1D．U（反应物）＜U（反应产物），反应吸收能量解析◆内能的符号为U，A项错误；内能除了与物质的种类、数量及聚集状态有关外，还与体系的温度、压强有关，B项错误；内能的单位是kJ，C项错误；ΔU＝U（反应产物）－U （反应物）＞0，反应吸收能量，D项正确。
答案◆D例2－7（2021河南重点高中阶段性测试）焓是与物质内能有关的物理量。
一定压强下，下列有关焓或焓变的说法错误的是（）A．物质的聚集状态发生变化时，物质的焓也发生变化B．等量的硫单质的焓：S（s）＜S（l）＜S（g）C．在一个确定的化学反应中，反应物的总焓与反应产物的总焓一定不同D．化学键断裂时焓值一定增大，同时会伴随化学反应的发生解析◆焓是与内能有关的物理量，内能与物质的聚集状态有关，所以焓也与物质的聚集状态有关，物质的聚集状态发生变化时，物质的焓也发生变化，A项正确；等量的同种物质的焓按气、液、固的顺序逐渐减小，则等量的硫单质的焓：S（s）＜S（l）＜S（g），B项正确；化学反应一定伴随能量变化，所以在一个确定的化学反应中，反应物的总焓与反应产物的总焓一定不同，C项正确；化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成，化学键断裂时，物质所具有的能量增大，焓值一定增大，但若没有化学键的形成，则不会伴随化学反应的发生，D项错误。
答案◆D例2－8下列反应中，反应产物的焓大于反应物的焓的是（）A．氧化钙与水反应B．乙醇的燃烧C．铝粉与氧化铁粉末反应D．碳酸钙受热分解解析◆反应产物的焓大于反应物的焓，即该反应是吸热反应。
题中A、B、C项均为放热反应，而碳酸钙受热分解为吸热反应，故D项正确。
答案◆D例2－9（2021福建龙岩期中）已知：H2（g）＋F2（g）===2HF（g）ΔH＝－270 kJ·mol-1，下列说法正确的是（）A．在相同条件下，1 mol H2（g）与1 mol F2（g）的能量总和大于2 mol HF（g）的能量B．1 mol H2（g）与1 mol F2（g）反应生成2 mol液态HF放出的热量小于270 kJC．该反应的逆反应是放热反应D．该反应过程的能量变化可用图1－1－5表示图1－1－5解析◆该反应为放热反应，在相同条件下，1 mol H2（g）与1 mol F2（g）的能量总和大于2 mol HF（g）的能量，A项正确：由于物质从气态转变为液态放出热量，所以1 mol H2（g）与1 mol F2（g）反应生成2 mol液态HF放出的热量大于270 kJ，B项错误；该反应的逆反应是吸热反应，C项错误；该反应中，反应物的总能量比反应产物的总能量高，D项错误。
答案◆A例2－10（2021浙江杭州期中）下列关于2C4H10（g）＋13O2（g）===8CO2（g）＋10H2O（l）ΔH＝－5 800 kJ·mol-1的叙述错误的是（）A．该反应的ΔH＝－5 800 kJ·mol-1，是放热反应B．该反应的ΔH与各物质的聚集状态有关，与物质化学式前的系数也有关C．该热化学方程式表示在25 ℃、101 kPa下，2 mol C4H10气体完全燃烧生成CO2气体和液态水时放出5 800 kJ热量D．该反应表明2 mol丁烷燃烧时一定会放出5 800 kJ热量解析◆由热化学方程式的意义和书写方法可知，A、B项正确；热化学方程式中若没有注明温度、压强，说明对应的温度为25 ℃、压强为101 kPa，该热化学方程式表示在25 ℃、101 kPa下，2 mol C4H10气体完全燃烧生成CO2气体和液态水时放出5 800 kJ热量，C项正确，D项错误。
答案◆D例2－11（2021广东雷州月考）（1）稀盐酸和稀NaOH溶液反应生成1 mol液态水放出57.3 kJ热量，则该反应的热化学方程式为________________________。
（2）N A表示阿伏加德罗常数的值，在2 mol C2H2（g）完全燃烧生成CO2气体和液态水的反应中，当有5N A个电子转移时，放出649.75 kJ热量，则该反应的热化学方程式为________________。
解析◆（1）稀盐酸和稀NaOH 溶液反应生成1 mol 液态水的热化学方程式为HCl （aq ）＋NaOH （aq ）===NaCl （aq ）＋H 2O （l ） ΔH ＝－57.3 kJ ·mol -1。
（2）C 2H 2被氧化成CO 2，碳元素化合价从－1升高到＋4，当有5N A 个电子转移时，生成1 mol CO 2，则该反应的热化学方程式为2C 2H 2（g ）＋5O 2（g ）===4CO 2（g ）＋2H 2O （l ） ΔH ＝4×（－649.75 kJ ·mol -1）＝－2 599 kJ ·mol -1。
答案◆（1）HCl （aq ）＋NaOH （aq ）===NaCl （aq ）＋H 2O （l ） ΔH ＝－57.3 kJ ·mol -1 （2）2C 2H 2（g ）＋5O 2（g ）===4CO 2（g ）＋2H 2O （l ）ΔH ＝－2 599 kJ ·mol -1 例2－12（天津静海区四校联考） 下列说法正确的是（ ） A ．对于2SO 2（g ）＋O 2（g ）2SO 3（g ） ΔH ＝－Q kJ ·mol -1（Q ＞0），相同条件下，若1 mol SO 2和足量的氧气反应时，放出的热量一定是2QkJ B ．在一定温度和压强下，将0.5 mol N 2（g ）和1.5 mol H 2（g ）置于密闭容器中充分反应生成NH 3（g ），放出热量19.3 kJ ，则其热化学方程式为N 2（g ）＋3H 2（g ）2NH 3（g ） ΔH＝－19.3 kJ ·mol -1C ．已知2C （s ）＋2O 2（g ）===2CO 2（g ） ΔH 1，2C （s ）＋O 2（g ）===2CO （g ） ΔH 2，则ΔH 1＞ΔH 2D ．已知Ni （CO ）4（s ）===Ni （s ）＋4CO （g ） ΔH 1＝Q kJ ·mol -1，则Ni （s ）＋4CO （g ）===Ni （CO ）4（s ） ΔH 2＝－Q kJ ·mol -1 解析◆反应2SO 2（g ）＋O 2（g ）2SO 3（g ）是可逆反应，不能进行彻底，相同条件下，若1 mol SO 2和足量的氧气反应时，放出的热量一定小于2QkJ ，A 项错误；合成氨反应为可逆反应，由“将0.5 mol N 2（g ）和1.5 mol H 2（g ）置于密闭容器中充分反应生成NH 3（g ），放出热量19.3 kJ ”可知，1 mol N 2（g ）和3 mol H 2（g ）完全反应生成2 mol NH 3（g ）放出的热量大于38.6 kJ ，B 项错误；固体碳不完全燃烧生成CO ，完全燃烧生成CO 2，等物质的量的固体碳完全燃烧放出的热量比不完全燃烧放出的热量多，故ΔH 1＜ΔH 2，C 项错误；已知Ni （CO ）4（s ）===Ni （s ）＋4CO （g ） ΔH 1＝Q kJ ·mol -1，若反应逆向进行，则其焓变改变符号，但焓变数值的绝对值不变，D 项正确。
