由生成热计算反应热
反应热的计算公式反应物减生成物
反应热的计算公式反应物减生成物自古以来，反应热就是许多化学过程的重要参数。
它既可以描述化学反应的活力，也可以预测反应的最终产物。
反应热可以用一个简单的计算公式来表示，其中反应物明确表示出来，而生成物则经过计算获得。
今天，我们着重来讨论这个计算公式如何用来计算反应物中应减少哪些物质以得到反应最终产物。
反应热计算公式说明，可以用反应物减去生成物来计算反应热。
首先，我们必须确定反应物和生成物的分子量，并确定反应的终点温度。
然后，将反应物的分子量乘以反应的最终温度，并减去生成物的分子量乘以反应的最终温度，就可以得到反应的热量。
可以将这个热量乘以反应的物质的总量即可得到反应的热量。
例如，当碱性氰化物反应时，反应物氰化物和氢氧化钠的分子量分别为62.03和40.02，反应的终点温度为25℃。
此时可以计算出反应的热量：62.03×25 - 40.02×25 = 1562.75J/mol。
这就是反应的热量。
这个计算公式也可以用来计算加热的量，如果有足够的反应物，反应的热量将会改变反应的最终产物，反应物中需要减少的物质也就清楚了。
可以将反应物中需要减少的物质乘以反应物的热量来计算需要减去的物质量。
例如，一个反应物中氯氧化钠的分子量为58.44，碱性氰化物的分子量为62.03，反应的最终温度为52℃，根据上述计算公式，可以计算出反应热量为-4381.12J/mol。
那么，如果将此反应中的氯氧化钠减少1 mol，则反应热量将减少58.44×(-4381.12)＝-255.99kJ。
这样一来，就可以知道反应物中应减少多少物质以得到反应最终产物。
反应热的计算公式是一个强有力的工具，它能够帮助我们更加准确地预测化学反应的结果，还可以确定反应物中应减少哪些物质以得到反应最终产物。
它对预测反应产物的积极作用，也有助于调节反应的活性。
因此，反应热的计算公式受到化学工程师的高度重视，在许多反应中都得到了广泛的应用，从而让反应过程更加安全、精确、有效。
反应热、生成热和燃烧热
燃烧学
以碳燃烧为例： C完全燃烧时，生成CO2，反应即为：
C O 2 CO 2 ΔH1=-393.51kJ/mol
而C在燃烧时往往不能完全燃烧，生成CO，但 CO的生成热很难直接测定。
【思考】 CO 的生成热怎么来确定？
燃烧学
CO燃烧生成CO2，反应即为： 1 CO O 2 CO 2 ΔH3=-282.84kJ/mol 2
次数也就越多，反应速率也就越快。
燃烧学
以反映 aA
bB eE fF
为例：
wA wE
dc A dc B ,w B dt dt dc E dc F ,w F dt dt
wA wB wE a b e wF f
w
燃烧学
反应热：是指当生成物的温度和反应物的温度相
选择298k)，由稳定单质生成1mol某化合物的恒压反
应热，称为该物质的标准生成热（标准生成焓），用
ΔHΘf,298表示。
燃烧学
燃烧热：燃烧反应中可燃物与助燃物作用生成稳 定产物时的反应热成为燃烧热。
在标准大气压（0.1013MPa）和指定温度下(一般
选择298k)，1mol某物质完全燃烧时的定压反应热，
应热,ΔU=Qv 。
燃烧学
恒压反应热：化学反应在恒压条件下进行时产生 的反应热叫做恒压反应热，用QP表示，大小等于系统 的焓变ΔH。
ΔH>0时，反应从环境中吸收热量； ΔH<0时，反
应向环境放出热量。
燃烧学
生成热：化学反应中由稳定的单质反应生成某化 合物时的反应热，即为该化合物的生成热。
在标准大气压（0.1013MPa）和指定温度下(一般
同，且反应过程中只做体积功时，反应过容器或压力条件不同时，分为恒容 反应热和恒压反应热。
化学反应中的反应热
化学反应中的反应热化学反应是物质发生变化的过程，它伴随着能量的变化。
反应热是指化学反应中释放或吸收的热量，是反应过程中重要的物理性质之一。
本文将介绍化学反应中的反应热及其影响因素。
一、反应热的概念及计算方法反应热是指在化学反应过程中吸热或放热的现象。
当反应放热时，反应热为负值；当反应吸热时，反应热为正值。
反应热的计算方法常用的有燃烧热计算法、成净生成热计算法、原子热计算法等。
燃烧热计算法是通过将反应物完全燃烧所释放的热量来计算反应热。
以燃烧甲烷(CH4)为例，其反应式为：CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O。
根据反应式，可以得知甲烷燃烧释放的热量为燃烧热，根据反应热的定义，这个燃烧热为负值。
成净生成热计算法是通过已知热量来计算反应热。
以水的生成反应为例，即H2 + 1/2O2 → H2O。
当1 mol水生成时，可以释放出242 kJ的热量。
因此，生成1 mol水的反应热为-242 kJ/mol。
原子热计算法是通过分解反应或组成反应来计算反应热。
例如，氮气的分解反应N2 → 2N释放出946 kJ/mol的热量，因此这个反应的反应热为-946 kJ/mol。
二、影响反应热的因素1. 反应物的性质：反应物的化学键能愈强，反应热通常愈大。
如甲烷燃烧时，碳-氢键和碳-氧键的能量都很高，故反应放热较大。
2. 反应物的状态：气体反应的反应热比液体和固体反应的反应热大。
因为气体分子间的相互作用力较小，故反应热较大。
3. 反应的温度：反应的温度愈高，反应热通常愈大。
温度升高会增加反应物的动能，促进反应速率，同时也导致反应放热更多。
4. 溶液浓度：溶液浓度的改变对反应热的影响较小。
因为溶液反应中溶剂和溶质的分子间作用力主要取决于浓度，而与溶质的化学键能无直接关系。
5. 压力：压力对反应热的影响较小。
三、反应热在生活中的应用1. 工业应用：反应热在工业中有广泛应用。
例如，通过控制反应热可以调节化工生产中的反应温度和反应速率，提高生产效率。
2.2.6 利用物质的标准摩尔生成焓计算反应热
2.2.6 利用物质的标准摩尔生成焓计算反应热(Calculate the Enthalpy of Reaction using Standard Enthalpy of Formation)
利用物质的标准摩尔生成焓计算反应热(Calculate the Enthalpy of Reaction using Standard Enthalpy of Formation)
2CO(g) + O2(g) Δ rH m ㊀ 2CO2(g)
ΔrHm1㊀ ΔrHm2㊀
ΔrHm3㊀
2C(石,s)+2O2(g)
ΔrHm3; ΔrHm㊀
ΔrHm1㊀ = 2 ΔfHm㊀(CO, g), ΔrHm2㊀ =ΔfHm㊀(O2, g),
ΔrHm3㊀ = 2 ΔfHm㊀(CO2, g)
ΔrHm㊀=2ΔfHm㊀(CO2, g)-ΔfHm㊀(O2, g)-2ΔfHm㊀(CO, g)
利用物质的标准摩尔生成焓计算反应热(Calculate the Enthalpy of Reaction using Standard Enthalpy of Formation)
2CO(g) + O2(g) Δr Hm ㊀2CO2(g)
ΔrHm㊀=2ΔfHm㊀(CO2, g)-ΔfHm㊀(O2, g)-2ΔfHm㊀(CO, g)
利用物质的标准摩尔生成焓计算反应热(Calculate the Enthalpy of Reaction using Standard Enthalpy of Formation)
在一定温度下，化学反应的标准摩尔焓变等于同温度下反应 前后各物质的标准摩尔生成焓与其化学计量数的乘积之和。
利用物质的标准摩尔生成焓计算反应热(Calculate the Enthalpy of Reaction using Standard Enthalpy of Formation)
10 由标准生成热计算反应热
根据盖斯定律，反应⑤的反应热为： △rHΘm,5 = （6△rHΘm,3+6△rHΘm,4）－
（△rHΘm,1+6△rHΘm,2）
基础化学
△rHΘm,1可理解为在指定温度及压力下，1mol C6H12O6(s)的焓值与单质石墨、氢及氧的焓值之差。
如果将稳定单质石墨、氢及氧的焓值规定为零， 则△rHΘm,1即为生成物C6H12O6(s)（相对于这些单 质）的生成焓（或生成热）。其余三种物质的生成 热也以此类推可定义。
基础化学
显然，其中的O2(g)是稳定单质，实际 上其生成反应并没有发生，故稳定单质的生 成热为零。从上例可见，反应式⑤ 的热效 应可由式中相关物质的生成热算出。为使实 验数据有统一的标准，有必要引出标准生成 热的概念。
基础化学
标准生成热(standard heat of formation) 是指在给定温度及标准压力下，由稳定单质 生成1mol物质的生成反应的热效应，用符 号△fHΘm(B,T)表示，下标“f”表示生成， B表示此物质，T表示反应温度。标准生成 热△fHΘm（298K）的数据见书末附表。
基础化学
所谓稳定单质是指在给定的温度和压力下 能够稳定存在的单质。如在298K、pΘ下， O2(g)、 H2(g) 、C(石墨)、S（斜方）、Br2(l)、 Hg(l) 等等均为稳定单质；而Br2(g)、O2(l)、 C(金刚石)、S(单斜)等等都不是稳定单质。
在定义标准生成热时，规定稳定单质的标 准生成热为零。
△rHΘm（298K）=∑υB△fHΘm(B,298K)
基础化学
例题： 反应 2C2H2(g)+5O2(g) = 4CO2(g)+2H2O(l)
在标准态及298.15K下的反应热效应为△rHΘm（298K） = -2600.4kJ·mol-1 。已知相同条件下，CO2(g)和 H2O(l)的标准生成热分别为–393.5 kJ·mol-1 和– 285.8 kJ·mol-1。
生成焓和反应焓的关系
生成焓和反应焓的关系
生成焓是最稳定单质反应生成该化合物的反应焓变。
反应焓变是摩尔反应的焓变。
例如：标况下 C（石墨）+O2==CO2 △H=a，a是这个反应的标准摩尔反应焓；a也是CO2的标准摩尔生成焓；a也是C（石墨）的标准摩尔燃烧焓。
可见后者必须是燃烧反应，也就是如CO2之类不能燃烧的物质是不提燃烧焓的。
H2，标准摩尔生成焓规定是0，但是燃烧焓则不是0，因为它燃烧必然是生热的。
CO：标准摩尔生成焓是看2C+O2=2CO的反应热，标准摩尔燃烧焓则是看2CO+O2=2CO2的反应热。
扩展资料：
标准摩尔生成焓的符号为ΔfHΘm，下表f表示生成(formation)，下标m表示反应进度为ε=1mol，上标Θ表示标准状态。
单位是kJ/mol或kJ·mol-1。
有时也称标准生成热(standard heat of formation)，这是因为恒压反应热在数值上等于焓变。
单质的标准摩尔生成焓为零。
根据定义，由稳定单质生成稳定单质，也就是由自己生成自己，没有发生变化，所以焓变为0，因此稳定单质的标准摩尔生成焓为零。
稳定单质大体包括（标态）：全部金属单质、惰性气体单质、第二周期元素常见单质(除臭氧)、卤族元素单质、某些元素同分异构体：C石墨、P白磷、S斜方。
13级 无机化学(一)-期中考试试题及答案
《无机化学》期中试卷-参考答案一．简答题：（40分）1. 下列四种水溶液（1）0.2 mol·dm --3KCl ；（2）0.1 mol·dm -3C 12H 22O 11；（3）0.25 mol·dm -3NH 3；（4）0.04 mol·dm -3BaCl 2 按凝固点由高到低应该如何排列？答：（2）（4）（3）（1）分子或离子（质点）浓度越大，凝固点越低2.下列两个反应在298K 和标准态时均为非自发反应，哪一个在高温时仍为非自发反应?(1) HgO (s) === Hg (l) +21O 2 (g) (2) 2 N 2 (g) + O 2 (g) === 2 N 2O (g)答：反应 (2) 在高温时仍为非自发反应，因为该反应为熵减反应。
3.试举例说明在什么情况下θr m H ∆、θf m H ∆ 和θc m H ∆的数值相等。
答：符号θf m H ∆ 表示的是某温度下，由处于标准状态的各种元素的指定单质生成标准状态的1mol 某纯物质时的热效应。
符号θc m H ∆表示的是在100 kPa 的压强下1mol 物质完全燃烧时的热效应。
完全燃烧在热力学上有严格的规定，碳的燃烧产物为CO 2 (g)，氢的燃烧产物是H 2O (l)，氮、硫、氯的燃烧产物分别为N 2 (g)，SO 2 (g) 和HCl (aq)。
如：1mol H 2(g)完全燃烧反应H 2 (g) +21O 2 (g) === H 2O (l) 的θr m H ∆、θf m H ∆ 和θc m H ∆在数值上相等，即该反应的焓变等于H 2 (g)的标准摩尔燃烧焓，也等于H 2O (l)的标准摩尔生成焓，即2θc m ,H (g)H ∆= 2θf m,H O (l)H ∆ = θr m H ∆注意：如果上述反应的产物是H 2O (g)，则2θc m ,H (g)H ∆≠2θfm,H O (l)H ∆ 因为H 2 (g) 完全燃烧的产物应是液态H 2O ，而不是气态H 2O 。
化学反应热量的计算与反应焓
化学反应热量的计算与反应焓一、化学反应热量的概念1.化学反应热量：化学反应过程中放出或吸收的热量，简称反应热。
2.放热反应：在反应过程中放出热量的化学反应。
3.吸热反应：在反应过程中吸收热量的化学反应。
二、反应热量的计算方法1.反应热的计算公式：ΔH = Q（反应放出或吸收的热量）/ n（反应物或生成物的物质的量）2.反应热的测定方法：a)量热法：通过测定反应过程中温度变化来计算反应热。
b)量热计：常用的量热计有贝克曼温度计、环形量热计等。
三、反应焓的概念1.反应焓：化学反应过程中系统的内能变化，简称焓变。
2.反应焓的计算：ΔH = ΣH（生成物焓）- ΣH（反应物焓）四、反应焓的计算方法1.标准生成焓：在标准状态下，1mol物质所具有的焓值。
2.标准反应焓：在标准状态下，反应物与生成物标准生成焓的差值。
3.反应焓的计算公式：ΔH = ΣH（生成物）- ΣH（反应物）五、反应焓的应用1.判断反应自发性：根据吉布斯自由能公式ΔG = ΔH - TΔS，判断反应在一定温度下的自发性。
2.化学平衡：反应焓的变化影响化学平衡的移动。
3.能量转化：反应焓的变化反映了化学反应中能量的转化。
六、反应焓的单位1.标准摩尔焓：kJ/mol2.标准摩尔反应焓：kJ/mol七、注意事项1.反应热与反应焓是不同的概念，但在实际计算中常常相互关联。
2.反应热的测定应注意实验误差，提高实验准确性。
3.掌握反应焓的计算方法，有助于理解化学反应中的能量变化。
综上所述，化学反应热量的计算与反应焓是化学反应过程中重要的知识点。
掌握这些知识，有助于深入理解化学反应的本质和能量变化。
习题及方法：1.习题：已知1mol H2(g)与1mol O2(g)反应生成1mol H2O(l)放出285.8kJ的热量，求0.5mol H2(g)与0.5mol O2(g)反应生成1mol H2O(l)放出的热量。
解题方法：根据反应热的计算公式ΔH = Q/n，其中Q为反应放出的热量，n为反应物或生成物的物质的量。
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如果一种元素有几种结构不同的单质，只有一种是稳 定单质。
如：碳有石墨和金刚石，稳定单质是石墨； 磷有红磷和白磷，白磷是稳定单质； O2和O3，O2是稳定单质。
例如：H2O（l）的标准摩尔生成焓ΔfHm （l， 298.15K）是下列生成反应的标准摩尔焓变：
H2（g，298.15K，p ）+ 1/2O2 （g，298.15K，p ） = H2O（l，298.15K，p ）
ΔfHm （H2O，l，298.15K，p ）= –285.8kJ·mol-1
继续
如果设想化学反应从最稳定单质出发，经不同途径形成 产物，如下图：
稳定单质
f Hm （产物）
产物
f Hm（反应物） 反应物
r
H
m
根据Hess定律：
f Hm（产物）=
f
Hห้องสมุดไป่ตู้
m（反应物）+
（三）由标准摩尔生成焓计算反应热
热力学规定：在指定的温度下，由稳定单质生 成1mol物质 B 时的焓变，称为物质 B 的摩尔生成 焓。用符号“∆fHm ”表示，单位为kJ·mol-1。
f：表示生成（formation） fHm （最稳定单质）= 0 并规定：指定的稳定单质的标准摩尔生成焓为零。
f
H
m
(H2O,
l)
285.8kJ
mol
1
f Hm (O2, g) 0
ΔrHm =4 ΔfHm (NO,g)+6 ΔfHm (H2O,l) － 4 ΔfHm （NH3，g)
△rHm =4×91.3+6×(－285.8) －4×(－45.9) =－1166(kJ·mol-1)
r
H
m
r
H
m
=
f
H
m
（产物）–
f
H
m
（反应物）
继续
例：利用298.15K时，有关物质的ΔfHm 数据，求算下 列反应在298.15K的ΔrHm ，
4NH3（g）+ 5O2（g） = 4NO（g）+ 6H2O（l）
解：查附表得到298.15K时：
f Hm (NH3, g) 45.9kJ mol1 f Hm (NO, g) 91.3kJ mol1
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