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。
反应热生成热和燃烧热
f,298
燃烧学
燃烧热：燃烧反应中可燃物与助燃物作用生成稳 定产物时旳反应热成为燃烧热。
在原则大气压（0.1013MPa）和指定温度下(一般 选择298k)，1mol某物质完全燃烧时旳定压反应热，称 为该物质旳原则燃烧热，用ΔHΘc,298表达。
燃烧学
燃烧热旳计算（盖斯定律）：对于恒压或恒容条 件下旳任意化学反应过程，系统不做任何体积功时，不 论是一步反应还是多部反应，反应热旳总值是相同旳， 且只与起始状态和最终状态有关，与反应经历旳途径应在恒压条件下进行时产生 旳反应热叫做恒压反应热，用QP表达，大小等于系统 旳焓变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：化学反应中由稳定旳单质反应生成某化 合物时旳反应热，即为该化合物旳生成热。
在原则大气压（0.1013MPa）和指定温度下(一般 选择298k)，由稳定单质生成1mol某化合物旳恒压反应 热，称为该物质旳原则生成热（原则生成焓），用 ΔHΘ 表达。
燃烧学
以反应
为例：
燃烧学
反应热：是指当生成物旳温度和反应物旳温度相 同，且反应过程中只做体积功时，反应过程所吸收或 放出旳能量。
根据化学反应容器或压力条件不同步，分为恒容 反应热和恒压反应热。
燃烧学
恒容反应热：化学反应在恒容条件下进行时产生 旳反应热叫做恒容反应热，用Qv表达。
恒容反应过程中，反应体系总容积不变，不对外 做体积功，即W=0，则反应体系内能变化等于恒容反 应热,ΔU=Qv 。
C不完全燃烧生成CO旳生成热则为： ΔH2
ΔH1=ΔH2+ ΔH3
燃烧学
根据盖斯定律，任一反应旳恒压反应热等于生成 物生成热之和减去反应物生成热之和，即：
化学反应的反应热 内能变化
【例1】：C( s ) + H2O(g) = CO(g) + H2(g) ΔH= +131.3 kJ·mol—1
表示 在298K时，1mol固态碳和1nol水蒸气生成1。mol一氧化碳气体和1mol氢气时吸 收131.3kJ的热量
到的最高温度T2。
4.近似认为溶液的比热等于水的比热，根据溶液温度升高的数值计算此中和 反应的反应热。
带入公式 Q=-cm(T2-T1）
1.若用该方法测盐酸与KOH溶液的中和反应，硝酸和NaOH 溶液的中和反应的反应热，所测数值相同吗？试解释原因？
（1）反应的实质相同：H+ + OHˉ== H2O （2）所用溶液的体积相同，溶液中H＋和OH－的浓度相同，即H＋和OH－的量相同。 （3）反应温度的变化值相同。
C．我国能源结构以煤为主，以石油、天然气为辅，以水能、核能、风能、 太阳能为补充 D.为实现能源的可持续发展，必须要 “开源节流”
在稀溶液中,强酸跟强碱发生中和反应生成1 mol液态水 时所释放的热量叫做中和热。
0.1mol
有0.2molKOH的稀溶液与1 L 0.1 mol·L-1的H2SO4溶液反应,放出11.46 kJ的
【例8】下列各组物质的燃烧热相等的是( )
A．C和CO
B．红磷和白磷
C．3molC2H2(乙炔)和1molC6H6(苯) D．1gH2和2gH2
能源：开源节流
课本第九页二三段
【例9】下列关于燃料与能源的说法不正确的是（ ） A.生物质能、风能、水能、核能是可再生能源
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。
反应热的分类
反应热的分类反应热是指化学反应过程中释放或吸收的热量。
根据反应热的不同特点，可以将其分为以下几类。
一、放热反应：放热反应是指在反应过程中释放热量的反应。
这种反应常常伴随着明显的温度升高，甚至产生火焰、爆炸等现象。
例如，燃烧反应就是一种放热反应。
当物质与氧气发生燃烧时，会释放出大量的热量，使周围环境温度升高。
二、吸热反应：吸热反应是指在反应过程中吸收热量的反应。
这种反应通常会导致周围环境的温度下降。
例如，溶解某些固体物质时会吸收热量，使周围环境变冷。
冰块融化的过程也是一种吸热反应，当冰块与周围的热量接触时，会吸收热量，使冰块逐渐融化。
三、等温反应：等温反应是指在反应过程中温度保持不变的反应。
这种反应在化学工业中常常被用来控制温度，以避免过高或过低的温度对反应产生不良影响。
例如，合成氨的工业生产过程中，反应温度需要保持在适宜的范围内，以确保反应顺利进行。
四、自发反应：自发反应是指在反应条件下自发进行的反应，不需要外界能量的输入。
例如，金属与酸反应时，会产生氢气，这是一种自发反应。
反应过程中，金属与酸发生化学反应，释放出热量，使反应自发进行。
五、非自发反应：非自发反应是指在反应条件下需要外界能量的输入才能进行的反应。
例如，电解水的过程就是一种非自发反应。
在电解水的过程中，需要外界电能的输入才能使水分解成氢气和氧气。
反应热的分类主要包括放热反应、吸热反应、等温反应、自发反应和非自发反应。
不同类型的反应热对于化学反应的进行和环境的影响具有重要意义。
通过对这些反应热的了解，可以更好地理解化学反应过程，并应用于实际生活和工业生产中。
1.1.2反应热及其焓变
课堂小结
一、反应热 1.定义 常见的放热反应、吸热反应 二、中和反应反应热 1.定义 2.中和反应反应热测定方法 三、反应热与焓变 四、反应热的表示 五、反应热的实质
4.(1)H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应的能
量变化如下图所示：
由图可知，1 mol H2分子中的化学键断裂 吸收的能量是___________ ，1 mol Cl2 分子中的化学键断裂吸收的能量是______，
2 mol HCl分子中的化学键形成释放的能
量是_______，则H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) 的反应放出的热量为_____________。
能 量
E
吸
E放
反应物
能 量
E吸
E
放
生成物
生成物
反应进程
放热反应 ΔH<0
反应物
吸热反应
反应进程
ΔH>0
实例：H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)
Q吸>Q放
放热反应， ΔH<0
Q吸 =679kJ
Hale Waihona Puke Q放 =862kJΔH＝(436+243)－(431+431)
＝－183 kJ/mol
与实验测得的反应放出热 量为 184.6kJ/mol 很接近
计算反应热的方法：
H H ∆H＝
（生成物的总能量）－ （反应物的总能量）
E E ∆H＝ （反应物的总键能）－ （生成物的总键能）
利用键能计算反应热时，反应物与生成物均为气态，若有 固态或液态则不能用键能计算。
课堂练习2、下列过程中能量变化与图像不相符的是（ D ）
高中化学反应热和焓变的区别
高中化学反应热和焓变的区别
1、含义不同，反应热的含义是系统发生化学反应让反应产物的温度回到初试状态的温度，然后系统放出或者吸收热量的反应，通常反应热用大字字母Q 表示，而焓变是系统在等压可逆的过程里面所吸收的热量的度量，用符号H 来表示。
2、反应热不是状态函数，它和过程有关，而焓则是状态函数，它和过程无关，只和状态有关。
焓变和反应热的区别：
1、当系统发生了化学反应之后，使反应产物的温度回到反应前始态的温度，系统放出或吸收的热量就称为该反应的热效应，简称反应热，用Q表示。
2、Q与过程有关，不是状态函数，即使始末状态相同，只要过程不同（如等压过程和等容过程），Q值就不同。
3、焓是热力学中表示物质系统能量的一个状态函数，用符号H表示，H=U+pV。
焓的变化是系统在等压可逆过程中所吸收的热量的度量。
4、焓是状态函数，它的值只与状态有关而与过程无关。
热化学反应及其应用
热化学反应及其应用热化学反应是指在化学反应过程中，伴随着放热或吸热现象。
这是化学反应中一个十分重要的概念，对于工业生产、环境保护和农业生产等领域都有着重要的应用。
在热化学反应中，我们需要了解反应热、热力学参数、热力学循环过程等方面的知识，下面就分别进行探讨。
一、反应热及其计算方式反应热是指在化学反应中反应体系释放或吸收的热量，可以用氢燃烧热或热化学平衡定律计算出来。
其中，氢燃烧热的计算方式为：将反应产生的热量转化为燃烧1mol H2所释放的热量，即△H = Q/nH2。
而热化学平衡定律的计算方式为：根据Gibbs自由能变化的定义，△G = △H - T△S，当反应到达热力学平衡状态，△G为零。
从而可以得到△H = T△S。
反应热对于大型化工反应、热发电等方面的工业应用至关重要。
比如说，在燃煤发电中，燃烧煤炭时会释放出大量的热能，从而将水蒸气转化为蒸汽，用以带动汽轮机转动发电机，这就是利用反应热能源转化为机械能和电能，从而实现能量利用的过程。
二、热力学参数的意义及其计算方式热力学参数是指在化学反应过程中，描述热力学状态的各种参量。
常见的热力学参数有：熵、焓、自由能等。
其中，熵是描述化学体系在变化过程中无序度的量，可以用来计算反应的熵变，△S = ∑nS(产物) - ∑nS(反应物)。
焓是描述化学体系在变化前后吸放或产生的热量，可以用来计算反应焓变，△H = ∑nH(产物) -∑nH(反应物)。
自由能是描述化学体系在变化中的能量转化过程，用来判断反应是否自发进行，可以用来计算反应自由能变化，△G = ∑nG(产物) - ∑nG(反应物)。
热力学参数对于反应机理的了解、反应热能的计算等方面都有着重要的意义。
例如，在化工领域中，通过对反应热和热力学参数的测量和计算，可以了解反应动力学和热力学的规律，从而控制反应的速率和产物的选择，达到提高产物纯度和产量的目的。
三、热力学循环过程的应用热力学循环过程是指在热力学系统中，在温度、压力等参数不变的情况下，进行的能量转换过程。
1.1化学反应的热效应
小组讨论汇报
如何测出这个反应的反应热： C(s)+1/2O2(g)==CO(g) ΔH1=?
①C(s)+1/2O2(g)=CO(g) ②CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) ③C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH1=? ΔH2=-283.0kJ/m ol ΔH3=-393.5kJ/m ol
第三课时
反应焓变的计算
下列数据△H1表示燃烧热吗？why
H2(g)+1/2O2(g)==H2O(g) △H1=-241.8kJ/mol
那么，H2的燃烧热△H究竟是多少？如何计算？ 已知： H2O(g)==H2O(l) △H2=-44kJ/mol H2(g)+1/2O2(g)==H2O(l) △H=△H1+△H2=-285.8kJ/mol
表示：2molH2(g)与1molO2(g)反应生成2molH2O(l)，放 出的热量为571.6 kJ。
中和热 NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O(l)；H = -57.3 kJ/mol
★燃烧热是以生成1mol液态水放出的热量来定义的，因此 OH- (aq) +H+ (aq) =H2O (l); △H = -57.3 kJ/mol 在书写它的热化学方程式时，应以水是1mol为标准来配平 其余物质的系数。 CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)； H = -890.3 kJ/mol 燃烧热 ★燃烧热是以1mol物质完全燃烧放出的热量来定义的，因 H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)； H = -184.6 kJ/mol 此在书写它的热化学方程式时，应以燃烧1mol物质为标准 来配平其余物质的系数。
反应热课件
新能源技术如太阳能、 风能等也需要利用反应 热进行能量转换。
太阳能光热利用技术通 过集热器将太阳能转化 为热能，用于供暖、发 电等领域。
在风能发电中，风力涡 轮机将风能转化为机械 能，再通过发电机将机 械能转化为电能。
在新能源开发中，反应 热的利用有助于实现能 源的可持续发展和环境 保护的目标。
05 反应热的理论模型
化学反应的进行。
06 反应热与其他热力学量的关系
反应热与熵变的关系
总结词
反应热与熵变存在密切关系，反应过程中熵的增加或减少会导致反应热的变化。
详细描述
熵是衡量系统混乱度的物理量，当反应发生时，如果熵增加，则反应放热；如果熵减少 ，则反应吸热。这是因为熵增加的过程需要能量来克服混乱度增加的阻力，而熵减少的
反应热课件
目录
• 反应热简介 • 反应热计算 • 反应热的实验测定 • 反应热的应用 • 反应热的理论模型 • 反应热与其他热力学量的关系
01 反应热简介
定义与概念
定义
反应热是指在化学反应过程中，系统吸收或释放的热量。它是化学反应过程的 一个重要物理量，反映了反应过程中能量的变化。
概念
反应热的大小取决于反应物的种类、数量以及反应条件，如温度、压力等。在 等温、等压条件下，化学反应总是向着能量降低的方向进行，即向着放热方向 进行。
反应热的重要性
01
能量守恒
反应热是化学反应过程中能量守恒的具体表现，是化学 反应中能量变化的重要参数。
03
02
工业应用
在化工、石油、冶金等工业生产中，反应热是设计和优 化工艺流程的重要依据。了解反应热的大小和变化规律 ，有助于提高生产效率和节能减排。
科学研究
在化学、物理等科学研究中，反应热是研究物质性质和 化学反应机理的重要手段，有助于深入理解物质之间的 相互作用和变化规律。
反应热是什么
反应热是什么
反应热是指化学反应中反应物所吸收或放出的热量。
在反应物化学键断裂和生成时，会伴随着热量的吸收或释放，这种变化可以用反应热来描述。
反应热通常用“△H”表示，其数值表示为热量单位（如kJ/mol）。
例如，在反应A + B → C中，反应物A和B会断裂化学键，并且反应会放出热量。
因此，反应A + B → C的反应热可以表示为：
△H = Q = A + B → C (Q = 放出的热量)
在热力学中，反应热是一个重要的物理化学性质，可以用来描述化学反应的速率和方向。
反应热的大小可以用来判断一个反应是否能自发进行，也可以用来计算一个反应的摩尔消耗量。
此外，反应热还可以用于药物研发、温度控制、环境保护等领域。
例如，在药物研发中，可以通过研究反应热来预测药物的稳定性和反应速率。
在温度控制中，可以通过控制反应物的温度来控制反应速率，从而达到控制反应的目的。
在环境保护中，可以通过测量反应热来评估环境污染的程度和治理效果。
总之，反应热是一个非常重要的物理化学性质，它可以用于描述化学反应的速率和方向，预测反应的稳定性和反应速率，以及用于药物研发、温度控制、环境保护等领域。
反应热反应条件
反应热反应条件
在化学反应中，反应热是指化学反应过程中释放或吸收的热量。
反应热的大小取决于反应物的种类和反应物的摩尔数以及反应的条件。
以下是一些常见的影响反应热的条件：
1.温度：温度是影响反应速率和反应热的重要因素。
一般来说，温度升高会增加反应速率，并且在放热反应中会增加反应热。
这是因为升高温度会给反应物分子提供更多的能量，使它们更容易发生碰撞和反应。
2.压力：压力通常对反应热的影响较小，除非反应物中有气体参与。
在气体反应中，增加压力会使反应体系达到平衡的速率增加，但不会直接影响反应热。
然而，当反应生成气体时，增加压力会使放热反应的反应热较小，而吸热反应的反应热相对较大。
3.反应物摩尔数：反应热与反应物的摩尔数之间存在线性关系。
在化学方程式中，化学计量系数表示了反应物摩尔数的比例，因此反应热与反应物的摩尔数成正比。
4.反应物浓度：反应物浓度对反应热的影响较小。
增加反应物浓度会使反应速率增加，但不会直接影响反应热的大小。
5.催化剂的存在：催化剂可以提供新的反应路径，降低反应
的能垒，从而加速反应速率。
催化剂的存在不会改变反应的放
热或吸热性质，因此不会直接影响反应热的大小。
需要注意的是，以上列举的条件只是对反应热影响的一部分。
在实际的化学反应中，还可能会存在其他因素的影响，例如溶
剂性质、反应体系的熵变等。
因此，具体的反应热取决于实际
反应体系及其条件。
化学反应中的反应热
第六章化学反应与能量专题二十一化学反应中的反应热考纲解读考点考纲考查形式反应热与焓变了解吸热反应、放热反应、反应热、焓变等概念选择题化学反应中能量转化化学键的断裂和形成，了解化学反应中能量变化的原因。
选择题或计算热化学方程式了解热化学方程式的含义选择题或非选择题的方程式的书写盖斯定律能用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算。
选择题或非选择题基础再现. 思考提醒一、化学反应的反应热1.反应热⑴定义:当化学反应在一定温度下进行时称为该反应在此温度下的热效应,简称在恒压条件下反应热等于焓变(2)ΔH的正、负和吸热、放热反应的关系放热反应：ΔH 0(填“<”或“>”)，即ΔH为 (填“＋”或“－”)。
吸热反应：ΔH 0(填“<”或“>”)，即ΔH为 (填“＋”或“－”)。
⑶反应热产生的原因化学反应的实质是旧键的断裂，新键的形成，其中旧键的断裂要，新键的的形成需从而引起反应过程中产生能量的变化,这种能量以热的形式体现出来就形成了化学反应的计算公式2.中学常见的放热反应、吸热反应常见的放热反应有吸热反应有3.燃烧热和中和热⑴燃烧热：在101kPa时，物质生成所放出的热量，叫做该物质的注意：①燃烧热是以1mol 物质完全燃烧来定义的，因此在书写热化学方程式时，一般以1mol 物质作为标准来配平化学方程式的计量数。
②燃烧产物必须是稳定的氧化物如：C→CO 2(g)、H→H 2O （l ）、S→SO 2(g)如：H 2的燃烧热的热化学方程式：H 2(g)＋21O 2(g)＝H 2O(l )；△H ＝－286kJ ·mol－1⑵ 中和热：在 里，酸跟碱发生中和反应而生成 ，这时的反应热叫做 注意：①中和热强调热化学方程式中水前的计量数为1。
②对于强酸和强碱的稀溶液，其中和热基本上是相等的，都约为57.3kJ·mol －1 H + (aq) + OH - (aq) == H 2O(l) △H ＝－57.3 kJ·mol －1③ 对于强酸与弱碱或强碱与弱酸的稀溶液反应，中和热一般低于57.3kJ·mol －1，，因为弱电解质的电离是吸热的。
第一章 反应热
( 285.84) 0 ( 229.95) 55.79kJ
例8：计算25℃时，下述反应的H (沉淀热) pre Ag ( aq) Cl ( aq ) AgCl ( s ) 解：查附录数据表得：
H = f H ( s ) f H ( aq ) f H Cl ( aq ) pre AgCl Ag
例如：已知H 2 ( g ) O2 ( g ) H 2O (l ) 2 r H 298 285.838kJ mol 1
f H 298 [ H 2O (l )] 285.838kJ mol 1
故H 2O在298K下的标准摩尔生成焓为
7
有关标准摩尔生成焓的注意事项： 反应物在标准状态下必须是最稳定的单质。例如碳 有石墨、金刚石等等，在298K和100kPa下，以石 墨为最稳定。 生成的化合物必须是1mol。
1
恒压反应热与恒容反应热的关系 由定义：H U PV 微分，可得：dH dU d ( PV ) 积分，得：H U ( PV ) 而 H Q P U QV （1-13） 故有：QP QV + ( PV )
对于理想气体，有：PV nRT 在恒温条件下，有 ( PV )=RT n g 代入（1-13）中，有QP QV +RT n g （1-13a）
以此为标准，便可以求出其他所有离子的生成热。
例7：试计算25℃，下述中和反应的热效应H neu
H ( aq) OH ( aq) H 2O( l ) 解：
H neu = f H H 2O ( l ) f H H ( aq ) f H OH ( aq )
3
二、盖斯定律： 定律内容：在恒压或恒容的条件下，一个化学反 应，不管它是一步完成还是分几步完成，其热效 应总是相同的。 公式：如下图：Δ H1= Δ H2 +Δ H3
反应热
例2-2
已知在100.0 kPa下，18℃时1 mol Zn溶于稀 盐酸时放出151.5 kJ的热，反应析出1 mol H2 气。求反应过程的W，U，H。
[解]：W = －p( V 2－V 1 ) = －n(气)RT
= －1×8.314×291.15J = － 242 kJ H = Qp = －151.5 kJ U = Q＋W
298K) = -19.23 kJ·mol1
2012-8-10
（例1）2C-42H4根(g据) +下H列2(g数) 据==，C求2H乙6(g烯) C2HrH4(mgy)的, l =标－准1摩37尔kJ生·m成o焓l1
（2）C2H6(g) + 7/2O2(g) == 2CO2(g) + 3H2O(l)
2H2(g) ＋2C(石墨) C2H4(g) fHmy = 2rHmy,3＋3r Hmy,4－r Hmy,1－r Hmy,2
= 52.6 kJ·mol1
2012-8-10
俄国化学家，1802年8月7日生于瑞士日内瓦，1850年
12月12日卒于俄国圣彼得堡(现为列宁格勒)。3岁随父侨
热化学方程式表示的是一个已经完成了的反应。比如上 述热化学方程式表示在298.15K，100 kPa下，有1 mol H2(g)和0.5mol O2(g)发生了反应生成了1 mol H2O (g)的过 程中放出的热为241.82kJ.mol-1，并不表示反应起始时各物 质的量是多少。
反应热效应与热化学方程式书写有关（或与反应物的量 有关）。
2012-8-10
例2-2
3.化学反应的标准摩尔焓变
标准压力：py=100 kPa 标准态：处于py条件下的纯固体、纯液体和压力p =
反应热与焓变
反应热与焓变反应热和焓变是热力学领域中的重要概念。
它们描述了化学反应中能量的转化和变化过程。
本文将从基本概念、计算方法以及相关应用等方面，详细介绍反应热和焓变的相关知识。
一、基本概念反应热是指在化学反应过程中释放或吸收的能量，是指反应物与生成物之间的能量差。
反应热可以分为放热反应和吸热反应。
放热反应是指反应过程中释放出能量，使周围温度升高；吸热反应则是指反应过程中吸收了能量，使周围温度降低。
反应热的单位通常用焦耳（J）或千焦（kJ）来表示。
焓变是指化学反应过程中系统焓的变化量。
焓是一个物质在恒定压力下的热力学状态函数，它包括了内能和对外界做的功。
焓变可以分为正焓变和负焓变。
正焓变表示反应过程中系统吸收了热量，负焓变表示系统释放了热量。
焓变的单位通常用焦耳（J）或千焦（kJ）来表示。
二、计算方法计算反应热和焓变的方法有多种。
其中一种常用的方法是通过热量计实验来测定反应热。
热量计实验是将反应物与生成物溶解在水中，通过测量溶液温度的变化来计算反应热。
根据热量守恒定律，反应物释放的热量等于溶液吸收的热量。
通过测量前后溶液的温度差，可以计算出反应热的大小。
另一种计算反应热的方法是利用热力学数据表。
热力学数据表中列出了各种物质的标准反应热值。
标准反应热是指在标准状态下，1摩尔物质参与反应时释放或吸收的能量。
通过将反应物和生成物的标准反应热值相加或相减，可以计算出反应热的大小。
焓变的计算方法与反应热类似。
可以通过实验测定焓变，也可以利用热力学数据表中的标准焓变值进行计算。
对于气体反应，还可以利用热力学循环法来计算焓变。
热力学循环法是通过将气体反应与一系列已知焓变的反应构成热力学循环，从而计算出气体反应的焓变。
三、相关应用反应热和焓变在化学工程、能源领域以及环境科学等方面有广泛的应用。
在化学工程中，反应热和焓变可以用来设计反应器和优化反应过程。
通过控制反应热和焓变，可以提高反应效率，减少能量损失。
在能源领域，反应热和焓变可以用来评估燃料的能量释放量。
化学反应的热效应知识点
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。
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（2）对中和热的理解
①强酸强碱的稀溶液生成1 mol H2O时放出的热量为57.3 kJ， 弱酸弱碱电离时吸热，生成1 mol H2O时放出的热量小于57.3 kJ。 浓硫酸稀释时放热，生成1 mol H2O时放出的热量大于57.3 kJ。 ②当用热化学方程式表示中和热时，生成H2O的物质的量必 须是1 mol，当用热化学方程式表示燃烧热时，可燃物的物质的 量必须为1 mol。
二、
热化学方程式
物质的量 和 1 ． 定义： 能表示参加反应物质的 __________
反应热的关系的化学方程式。 _______
2．热化学方程式的书写步骤
3．热化学方程式的书写注意点 （1）物质的聚集状态 反应物或产物的聚集状态不同，反应热 ΔH 不同，因此书 写热化学方程式必须注明物质的聚集状态：气体 (g) 、固体 (s)、液体(l)、稀溶液(aq)及同素异形体。 （2）ΔH的“－”和“＋”及单位 注明 ΔH 的“－”和“＋”及单位 (kJ·mol － 1) ，“＋”不 能省略。 （3）热化学方程式的计量数与ΔH的一致性 热化学方程式的计量数只能表示物质的量，不能表示分子 个数，所以可以是整数，也可以是分数。对于相同物质的反 应，化学计量数不同，ΔH也不同。所以ΔH的数值要与方程式 中的化学计量数相一致 ( 多数条件下都需要依题所给数据进行 计算而得ΔH)。
三、
反应热与能源
1．燃烧热 1 mol 纯物质完全燃 (1)含义：25 ℃，101 kPa时， ______ 稳定 的氧化物时所放出的热量。 烧生成______ －1) kJ/mol( 或 kJ · mol (2)单位：__________________。 (3) 意 义 ： C 的 燃 烧 热 为 393.5 kJ/mol ， 表 示 在 25 1 ℃，101 kPa条件下，___mol C完全燃烧生成CO (g)放
【强调】
（1）对燃烧热的理解
①文字叙述燃烧热时，用“正值”或“ΔH”表示，例如， CH4的燃烧热为890.31 kJ/mol 或 ΔH＝－890.31 kJ/mol。 ②书写表示燃烧热的热化学方程式时，以燃烧 1 mol 物质为 标准来配平其余物质的化学计量数，例如：H2(g)＋ O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.8 kJ/mol。 ③几种元素燃烧后对应的稳定产物：C―→CO2(g)， H―→H2O(l)，S―→SO2(g)。
2
出______ 393.5 kJ的热量。
(4)表示：用热化学方程式表示为： C(s)＋O2(g)===
CO2(g) ΔH＝－393.5 kJ/mol。 (5) 特点：物质燃烧一定放热，故物质燃烧的 ΔH 一 定为 负 值。
2．中和热
(1)含义：在稀溶液中酸与碱发生中和反应生成1 ________ 时释 mol H2O 放的热量。 (2)单位：kJ/mol。
ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和
【小提醒】 (1)化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件没 有必然联系。有的放热反应也需加热启动反应；有的 吸热反应也不需加热。
(2)催化剂可以降低反应物的活化能，但不影响反
应焓变ΔH。
(3)比较反应物和生成物的相对稳定性，能量越低
越稳定。
(4)同一物质的三态能量高低为H(g)>H(l)>H(s)。
3．能源
【小提醒】 对于中和热、燃烧热，由于它们的反应放热是确定的，所 以描述中不带“－”，但其焓变为负值。
四、 盖斯定律
1 ． 内容 ：化学反应不管是一步完成还是分几步完
相同的，即化学反应的反应热只与反 成，其反应热是 ___Байду номын сангаас_
应体系的____________ 始态、终态 有关，而与反应的途径无关。
选修（4）期末复习
专题一、
化学能与热能
2015-01-14
一、反应热与焓变
1．焓变
恒压 条件下进行的化学反应的热效应。符号： ΔH ， 在 ______ －1 kJ · mol 单位：_________。 2．吸热反应和放热反应 (1)化学键角度
(2)物质的能量高低角度
3、焓变的基本计算 （1）．根据物质具有的能量来计算 ΔH＝E(总生成物)－E(总反应物)＝H(总生成物)－H(总反应物) （2）．根据化学键来计算
2．应用：间接计算某些反应的反应热。
3．举例：如
ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3
4. 加和法求算热化学方程式的步骤
5. 应用盖斯定律注意如下三点 ①当热化学方程式乘、除某一个数时， ΔH 也应 乘、除某一个相同的数；方程式间进行加减运算时， ΔH 也同样要进行加减运算，且要带“＋”、“－” 符号，即把ΔH看作一个整体进行运算。 ②将一个热化学方程式颠倒书写时，ΔH的符号也 随之改变，但数值不变。 ③在设计反应过程中，会遇到同一物质的三态 (
固、液、气 ) 的相互转化，状态由固 →液→气变化
时，会吸热；反之会放热。
(3)实验测定
①装置：(请在横线上填写仪器名称)
②注意事项： 保温隔热 ， a．泡沫塑料板和碎泡沫塑料 (或纸条)的作用是___________ 减少实验过程中的热量损失。
碱稍微过量 。 b．为保证酸完全中和，采取的措施是____________ 金属易导热 c．环形玻璃搅拌棒不能用金属制作的理由是___________ 。