优品课件之高二化学下册《化学反应热的计算》知识点总结
化学高二反应热的计算知识点总结
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。
反应热的计算ppt课件
利用物质总能量变化图计算
ΔH＝H(生成物)− H(反应物)
随堂练习
(2017∙浙江)根据Ca(OH)2/CaO体系的能量循环图，下列说法正确的是 D
( )
Ca(OH)2(s)
ΔH1
510oC
ΔH3
Ca(OH)2(s)
25oC
A.ΔH5＞0
C.ΔH3＝ΔH4＋ΔH5
ΔH2
CaO(s) ＋ H2O(g)
试计算下述反应的反应热：
2C(s) + 2H2 (g) + O2 (g) = CH3COOH (l)
2② + 2③ －①
△H = 2△H 2 + 2△H3 － △H1
= － 488.3kJ/mol
随堂练习
3、室温下，若将1mol CuSO4·5H2O(s)溶于水会使溶液温度降低，热效
应为ΔH1，将1mol CuSO4(s)溶于水会使溶液温度升高，热效应为ΔH2；
随堂练习
2、已知下列反应的反应热为
①CH3COOH (l) + 2O2(g) = 2CO2(g) + 2H2O(l)
②C(s) + O2 (g)
③H2(g) +
△H1= －870.3 kJ/mol
= CO2(g)
△H2= －393.5 kJ/mol
O2(g) = H2O(l)
△H3= －285.8 kJ/mol
ΔH3＝−483.6kJ/mol
C(s)＋H2O(g)＝CO(g)＋H2(g) ΔH＝＋131.3 kJ/mol
1
1
分析： ①－ 2 ③－ ②得：
2
1
ΔH＝ ΔH1 −
化学反应热的计算ppt课件
ΔH=ΔH3 －（ΔH 1+ΔH2） =-394 kJ/mol + （111 kJ/mol +242kJ/mol）
=-41 kJ/mol 即：CO与H2O作用转化为H2和CO2反应的 反应热为=-41 kJ/mol
7. 1kg人体脂肪可储存约32200kJ能量。一般 人每行走1km大约要消耗170kJ能量，如果某人每天 步行5km，1年中因此消耗的脂肪大约是多少？
成物的能量和－反应物的能量和。
▪ (3)根据反应物和生成物的键能计算：ΔH＝反
应物的键能和－生成物的键能和。 ▪ (4)根据盖斯定律计算：将热化学方程式进行适
当的“加”“减”等变形后，由过程的热效应 进行计算、比较。
▪ (5)根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)＝n(可 燃物)×|ΔH|。
▪ (6)根据比热公式进行计算：Q＝cmΔt。
则ΔH1和ΔH2的关系正确的是( B )
A．ΔH1＞ΔH2
B．ΔH1＜ΔH2
C．ΔH1=ΔH2
D．无法确定
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3.已知25℃、101kPa下，石墨、金刚石燃烧的热化学方程式分 别为
C(石墨)+O2(g)=CO2(g) △H=－393.51kJ·mol－1 C(金刚石)+O2(g)=CO2(g) △H=－395.41kJ·mol－1
A. 2:1
B. 1:2
C. 1:1
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D. 2:3
教材习题答案
1. 2.5molC在O2中完全燃烧生成CO2， 放出多少热量？
提示：C（s）＋O2（g）＝CO2（g） ΔH＝-393.51 kJ/mol
2.5molC完全燃烧：Q =2.5mol × （-393.51 kJ/mol） =-938.8kJ
化学反应热的计算知识点
化学反应热的计算知识点
化学反应热的计算主要涉及到几个关键知识点：
反应热的概念：化学反应的热效应，通常称为反应热，其符号为Qp。
当反应在恒压下进行时，反应热称为等压热效应。
反应热的计算公式：Qp = △U + p△V = △U + RT∑vB。
其中，△U表示反应产物的内能减去反应物的内能，p是压力，△V是反应产物的体积减去反应物的体积，R是气体常数，T 是绝对温度，∑vB(g) = △n(g)/mol，即发生1mol反应时，产物气体分子总数与反应物气体分子总数之差。
焓的定义：由于U、p、V都是状态函数，因此U+pV也是状态函数，我们将其定义为焓，符号为H。
于是，反应热可以表示为：Qp = △H = H终态- H始态。
反应热的测量与计算：反应热可以通过实验测量得到，也可以通过化学反应方程式和比热容公式进行计算。
另外，反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
利用键能计算反应热：通常人们把拆开1mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能，键能通常用E表示，单位为kJ/mol。
反应热等于反应物的键能总和与生成物键能总和之差，即△H = ΣE(反应物) - ΣE(生成物)。
由反应物和生成物的总能量计算反应热：△H = 生成物总能量- 反应物的总能量。
第三节化学反应热的计算ppt课件
一、盖斯定律 1．盖斯定律的内容：不管化学反应是一步完成或分几 步完成，其反应热是相同的。或者说，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．盖斯定律的解释：能量的释放或吸收是以发生化学 变化的物质为基础的，两者密不可分，但以物质为主。 思考题1 如何用能量守恒的原理理解盖斯定律？ 答案 盖斯定律体现了能量守恒原理，因为化学反应的 始态物质和终态物质各自具有的能量是恒定的，二者的能量 差就是反应放出或吸收的热量。只要始态和终态定了，不论 途经哪些中点状态，最终的能量差就是固定的。
切关系
思维激活
在化学科学研究中，常常需要通过实验测定物质在发生 化学反应时的反应热，但是某些反应的反应热，由于种种原 因不能直接测得，只能通过化学计算的方式间接地获得。在 生产中对于燃料的燃烧，反应条件的控制以及“废热”的利 用，也需要进行反应热的计算。
反应热的计算要依据什么来进行？
自学导引
一、怎样进行反应热的计算 1．热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项同 时改变正、负号；各项的系数包括ΔH的数值可以同时扩大或 缩小相同的倍数。
B．－1638 kJ·mol－1 D．126 kJ·mol－1
知识点2：有关反应热的综合考查
例2 已知下列两个热化学方程式：
H2(g)＋O2(g)＝H2O(l) ΔH＝－285.8 kJ·mol－1
C3H8(g)＋5O2(g)＝3CO2(g)＋4H2O(l) ΔH＝－2220.0 kJ·mol－1
知识点2：盖斯定律的应用
例2 已知下列热化学方程式：
(1)CH3COOH(l)＋2O2(g)＝2CO2(g)＋2H2O(l) ΔH1＝－ 870.3 kJ·mol－1
(2)C(s)＋O2(g)＝CO2(g) ΔH2＝－393.5 kJ·mol－1
高二化学下册重要知识点总结
化学反应的热效应1、化学反应的反应热(1)反应热的概念：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
用符号Q表示。
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。
(3)反应热的测定测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：Q=-C(T2-T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。
实验室经常测定中和反应的反应热。
2、化学反应的焓变(1)反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。
(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。
对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。
(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：H>0，反应吸收能量，为吸热反应。
H<0，反应释放能量，为放热反应。
(4)反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1 书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。
③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。
3、反应焓变的计算(1)盖斯定律对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。
化学反应热方程式的计算笔记
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。
人教版化学《化学反应热的计算》完美课件
2 N2H4(g)+ 2NO2(g) = 3N2(g)+4H2O(l) ; △H=-1135.2kJ/mol
人 教 版 高 中 化学选 修四1. 3《化学 反应热 的计算 》课件
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2
2
ΔH1= －283.0 kJ/mol
② H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(l) ;
ΔH2= －285.8 kJ/mol
③C2H5OH(l) + 3 O2(g) = 2 CO2(g) + 3H2O(l);
试计算:
ΔH3=-1370 kJ/mol
④2CO(g)＋ 4 H2(g) = H2O(l)＋ C2H5OH (l)
放出的热为: 0.4Q1+0.05Q3
人 教 版 高 中 化学选 修四1. 3《化学 反应热 的计算 》课件
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知识回顾
已知石墨的燃烧热：△H=-393.5kJ/mol 1）写出石墨的完全燃烧的热化学方程式 2）二氧化碳转化为石墨和氧气的热化学方程式
例4：已知： CH４ (g) + 2O2(g)= CO2 (g) + 2H2 O (l);
△ H= -Q1 KJ/mol 2H2（g）+O2（g） = 2H2 O （g）;
△ H= -Q2 KJ/mol 2H2（g）+O2（g） = 2H2 O （l）;
△ H=- Q3 KJ/mol 常温下,取体积比4:1的甲烷和氢气的 混合气体11.2L(标况),经完全燃烧恢复常温,
《反应热的计算》人教版高二化学选修PPT精品课件
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典型例题
练习6 已知 ① CO(g) + 1/2 O2(g) = CO2(g) ΔH1= －283.0 kJ/mol ② H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(l) ΔH2= －285.8 kJ/mol ③ C2H5OH(l) + 3 O2(g) = 2CO2(g) + 3 H2O(l) ΔH3= －1370 kJ/mol 计算: 2CO(g)＋ 4 H2(g)= H2O(l)＋ C2H5OH(l) 的ΔH
0.4Q1+0.05Q3
典型例题
例2 在100 g 碳不完全燃烧所得气体中，CO占1/3体积，CO2占2/3体积，且
C(s) +1/2O2(g) = CO(g)； △ H = －110.35 kJ/mol
CO(g) + 1/2O2(g) = CO2(g)； △ H = －282.57 kJ/mol
2CO(g)＋ 4 H2(g)= H2O(l)＋ C2H5OH(l) ΔH ＝－339.2 kJ/mol
人教版高中化学选修4（高二）
第一章 化学反应与能量
感谢各位的仔细聆听
MENTAL HEALTH COUNSELING PPT
第二课时 反应热的计算
一、反应热的计算
2、利用燃烧热 可燃物完全燃烧放出的热量＝n(可燃物) × |ΔH| 注意：这里的ΔH为燃烧热。 3、利用中和热 中和反应放出的热量= n(H2O) ×|ΔH| 注意：这里的ΔH为中和热。
高中化学反应热知识点 高中化学知识点总结
高中化学反应热知识点高中化学知识点总结高中化学反应热的知识点主要有以下几个方面：1. 反应热的概念：反应热是指在化学反应过程中，单位反应物在标准状态下所释放或吸收的能量变化。
2. 反应热的单位：常用的反应热单位有焦耳（J）、千焦（kJ）和摩尔焓变（ΔH，单位为J/mol或kJ/mol）。
3. 反应热与化学方程式：化学方程式中的反应热可以通过反应物与生成物之间的化学键能的变化来计算。
根据化学反应的放热或吸热性质，反应热可以分为放热反应和吸热反应。
4. 燃烧反应热：燃烧反应是一种放热反应，其反应热称为燃烧热。
燃烧反应热可以用于计算物质的热值，如燃料的热值等。
5. 反应热的计算方法：根据反应热和反应物的摩尔数之间的关系，可以计算出反应物的摩尔焓变。
反应热的计算方法有恒压热容法、恒容热容法、海维斯特法、碳酸盐分解法等。
6. 涉及反应热的化学方程式的应用：反应热在化学方程式的平衡、化学热力学计算等方面有广泛的应用。
高中化学的其他知识点总结如下：1. 物质的性质：物质可以分为元素和化合物。
元素是不能被化学方法分解成其他物质的物质，化合物是由两种或多种元素按照一定比例组成的物质。
2. 原子结构：原子由原子核和围绕原子核运动的电子组成。
原子核由质子（正电荷）和中子（不带电）组成，电子带有负电荷。
3. 元素周期表：元素周期表是按照元素的原子序数和元素性质排列的表格。
周期表可以根据元素的电子构型和周期性规律来预测元素的性质。
4. 化学键：原子通过化学键将形成化合物。
常见的化学键包括离子键、共价键和金属键。
5. 化学反应：化学反应是指物质之间发生化学变化的过程。
化学反应包括化合反应、分解反应、置换反应、氧化还原反应等。
这些都是高中化学中的重要知识点，掌握这些知识有助于理解和解决相关的化学问题。
反应热知识点总结
反应热知识点总结反应热是化学反应中释放或吸收的能量。
它在化学工业、环境保护和能源领域有着重要的应用。
本文将对反应热的定义、测量方法以及相关重要概念进行总结。
1. 反应热的定义反应热是指在恒压条件下，化学反应中单位摩尔物质的反应焓变。
反应热可以是吸热反应（吸收热量）或放热反应（释放热量）。
吸热反应的反应热为正值，放热反应的反应热为负值。
2. 反应热的测量方法2.1 火焰燃烧法通过将待测物质在氧气中燃烧并使火焰产生温升，然后利用热量传导原理对温升进行测量，从而得到反应热。
2.2 酸碱中和法通过将酸和碱混合，在中和反应中产生温升，通过测量温度变化来计算反应热。
2.3 直接测定法直接将反应物加入反应容器中，通过测量反应后的体系温度变化来获取反应热值。
3. 反应热的重要概念3.1 标准反应热标准反应热是指在标准状态下，1摩尔反应物参与反应时吸放热的值。
标准状态包括25摄氏度和1大气压。
标准反应热可以用来比较不同反应的能量变化，评估反应的放出能量或者吸收能量。
3.2 摩尔热摩尔热是指单位物质的反应热。
通过摩尔热可以计算出不同物质参与反应时的能量变化情况。
3.3 反应热与化学键能反应热与化学键能有一定的关系，化学键的形成和断裂在化学反应中起着重要作用。
化学键的断裂需要吸收能量，而化学键的形成释放能量。
反应热可以用来评估反应中化学键的形成和断裂情况。
总结：反应热是化学反应中释放或吸收的能量，通过测量方法可以得到反应热值。
标准反应热和摩尔热是重要的概念，可以用来评估不同反应的能量变化情况。
反应热与化学键能有一定的关系，对于理解化学反应机理和能量变化过程起着重要作用。
通过对反应热知识点的总结，我们可以更好地理解化学反应中的能量变化和热力学过程，为相关领域的应用提供理论基础。
化学反应热的计算课件
❖ 题型一：有关热化学反应方程式的的含义及书写 ❖ 1. 已知一定量的物质参加反应放出的热量，写出其
热化学反应方程式。 ❖ 2、有关反应热的计算 ❖ （1）盖斯定律及其应用 ❖ （2） 根据一定量的物质参加反应放出的热量（或根
据已知的热化学方程式），进行有关反应热的计算或 比较大小。 ❖ (3)利用键能计算反应热
C(s)+1/2O2(g)==CO(g) △H1＝？
+) CO(g)+1/2O2(g)==CO2(g) △H2＝-283.0 kJ/mol
C(s)+O2(g)==CO2(g)
△H3＝-393.5 kJ/mol
△H1 + △H2 = △H3 ∴△H1 = △H3 － △H2
= -393.5 kJ/mol －(-283.0 kJ/mol)
为：
。
3．已知胆矾溶于水时溶液温度降低，
胆矾分解的热化学方程式为：
CuSO4•5H2O(s)==CuSO4(s)+5H2O(l)
△H=+Q1kJ/mol
室温下，若将1mol无水硫酸铜溶解为溶液
时 A．放Q热1>Q设应Q2计热k2J，合的则理正（的、B反负．A 应号Q）1过！=Q程2，注意反
C． Q1<Q2
2．盖斯定律的应用
有些化学反应进行很慢或不易直接发生， 很难直接测得这些反应的反应热，可通过盖 斯定律获得它们的反应热数据。
关键：目标方程式的“四则运算式”的导出。
方法：写出目标方程式确定“过渡物质”（要消去的物质） 然后用消元法逐一消去“过渡物质”，导出“四则运算式”
【例题1】已知 ① CO(g) + 1/2 O2(g) ====CO2(g) －283.0 kJ/mol
第三节 化学反应热的计算精品PPT教学课件
△H== – 35.1kJ·mol-1
(3) HCl(g)+H2O(l)==HCl(aq) △H== – 72.3kJ·mol-1
(4) NH3(aq)+ HCl(aq)== NH4Cl（aq）
△H== – 52.3kJ·mol-1
(5) NH4Cl（s）+ H2O（l）== NH4Cl（aq） △H=?
3、盖斯定律的应用： 利用盖斯定律可以间接计算某些不能
直接测得的反应的反应热
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一、盖斯定律
3、盖斯定律的应用：
例1：反应 C（s）+1/2 O2（g）= CO（g）的 △H无法直接测得，可以结合下述两个反应 的△H，利用盖斯定律进行计算。
C（s）+ O2（g）= CO2（g） △H1= - 393.5 kJ·mol-1
23g/mol
△H
1.0g
－17.87kJ
△H＝23g/mol×(－17.87kJ)÷ 1.0g ＝－411kJ/mol
答：生成1mol氯化钠的反应热为- 411kJ/mol
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二．反应热的计算：
例2（课本P12 ）
【解】设1kg乙醇燃烧后放出的热量为X
C2H6O(l) + 3O2(g) = 2CO2(g) ＋3H2O (l)
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1、什么反应热？ 当化学反应在一定压强、温度下进行时，反
应放出或吸收的热量，叫做反应热。又称焓变。 反应热用符号ΔH表示， 单位一般采用kJ／mol。
放热反应：ΔH为“－ ”或ΔH＜0 吸热反应：ΔH为“ + ”或ΔH＞0
高二化学下册《化学反应热的计算》知识点总结
高二化学下册《化学反应热的计算》知识点总结热化学方程式的简单计算的依据：热化学方程式中化学计量数之比等于各物质物质的量之比;还等于反应热之比。
热化学方程式之间可以进行加减运算。
【规律方法指导】有关反应热的计算依据归纳根据实验测得热量的数据求算反应热的定义表明：反应热是指化学反应过程中放出或吸收的热量，可以通过实验直接测定。
例如：燃烧6g炭全部生成气体时放出的热量，如果全部被水吸收，可使1g水由20℃升高到67℃，水的比热为4.2j/，求炭的燃烧热。
分析：燃烧热是反应热的一种，它是指在101pa时，1ol 纯净可燃物完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。
据题意，先求得1g水吸收的热量：Q=c△t=197.4j，由此得出该反应燃烧热为394.8j/ol。
根据物质能量的变化求算根据能量守恒，反应热等于生成物具有的总能量与反应物具有的总能量的差值。
当E1>E2时，△H<0，是放热反应;反之，是吸热反应。
△H=ΣE生成物-ΣE反应物根据反应实质键能的大小求算化学反应的实质是旧键的断裂和新键的生成，其中旧键的断裂要吸收能量，新键的生成要放出能量，由此得出化学反应的热效应和键能的关系：△H=E1-E2根据热化学方程式求算热化学方程式中表明了化学反应中能量的变化。
△H的大小与方程式中物质的系数大小成正比。
例如：H2+o2=H2o△H=-241.8j/ol则：2H2+o2=2H2o△H=?j/ol分析：当物质的系数变为2倍时，反应热也同时变为2倍。
所以△H=-483.6j/ol根据盖斯定律的规律求算盖斯定律是热化学中一个相当有实用价值的定律。
其内容是不管化学反应过程是一步完成还是分几步完成，总过程的热效应是相同的，即一步完成的反应热等于分几步完成的反应热之和。
利用这一规律，可以从已经测定的反应的热效应来计算难于测量或不能测量反应的热效应，它是间接求算反应热的常用方法。
具体计算方法是：通过热化学方程式的叠加，进行△H 的加减运算。
高二化学反应热知识点总结
高二化学反应热知识点总结化学反应热是指在化学反应过程中伴随产生或吸收的能量变化。
了解化学反应热的知识对于理解反应过程的热力学特性以及工业和生活中的应用至关重要。
本文将对高二化学中常见的反应热知识点进行总结。
1. 反应热的定义反应热可以分为物质的内能变化和物质的焓变两种形式。
反应热的定义是指在恒压条件下，反应物和生成物之间的焓差。
2. 焓的定义和计算焓（H）是物质的一种能量状态函数，表示单位质量物质在一定温度和压力下的能量状态。
焓计算公式为：H = U + PV，其中U表示内能，P表示压强，V表示体积。
3. 反应焓的计算反应焓的计算需要根据反应方程式中各组分的摩尔数和反应热的系数。
根据热力学定律，可以得到反应焓的计算公式为：ΔH =Σ(n产品× ΔHf 产品) - Σ(n反应物× ΔHf 反应物)，其中ΔH表示反应焓的变化，ΔHf表示标准反应焓。
4. 反应热的测定方法常见的反应热的测定方法包括热化学方程法、燃烧弧法、卡路里计量法、分解试剂法等。
这些方法都是根据反应热与温度之间的关系，通过测定温度变化或者物质的燃烧等方式来测量反应热。
5. 反应焓的表达方式反应焓可以以反应焓变ΔH的形式表示。
当ΔH为正时，表示反应为吸热反应，反应过程吸收能量。
当ΔH为负时，表示反应为放热反应，反应过程释放能量。
6. 热力学第一定律热力学第一定律，也称为能量守恒定律，表明能量不会从绝对热的物体传递到绝对冷的物体而不产生其他变化。
在化学反应中，根据热力学第一定律，反应物和生成物的能量守恒。
7. 反应热与反应速率的关系反应热与反应速率之间存在一定的关系。
通常情况下，反应热越大，反应速率越快。
这是因为反应热的增加可以提供更多的能量，促使反应物分子碰撞更频繁，从而增加了反应速率。
8. 反应热的应用反应热在工业和生活中有广泛的应用。
例如，工业中常常利用放热反应来提供能量，如火力发电厂中的燃煤反应；在家庭中使用火柴点燃蜡烛时，也是利用放热反应来产生光和热能。
化学反应热计算知识归纳
盖斯定律的计算和应用一. 盖斯定律⑴ 内容：不管化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。
如图 1-15所示：12H H H ∆=∆+∆，345H H H H ∆=∆+∆+∆盖斯定律是质量守恒定律和能量守恒定律的共同体现。
⑵ 对盖斯定律的理解：① 途径角度；② 能量守恒角度由于在指定的状态下，各种物质的焓值都是确定且唯一的，因此无论经过哪些步骤从反应物变成产物，它们的差值是不会改变的。
说明：能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的，二者密不可分，但以物质为主。
⑶ 意义：应为有些反应进行得很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯(有副反应发生)，这给测定反应的反应热造成了困难。
此时如果应用盖斯定律，就可以间接地把它们的反应热计算出来。
说明：利用盖斯定律应注意以下几点：1、一个热化学方程式中分子式前的化学计量数同时扩大一定的倍数时，焓变也相应地扩大 相同的倍数。
2、若将一个热化学方程式中的反应物与生成物颠倒，则焓变的正负号也相应地改变。
3、若热化学方程式相加，则焓变也相加；若热化学方程式相减，则焓变也相减。
2. 方法技巧拓展常用的有关反应焓变的简答计算的方法归类：⑴ 根据热化学方程式进行计算：焓变(△H)与反应物各物质的物质的量成正比。
⑵ 根据反应物和生成物的能量计算：△H = 生成物的能量之和 — 反应物的能量之和。
⑶ 根据反应物和生成物的键量计算：△H = 生成物的总键量 — 反应物的总键量。
⑷ 根据盖斯定律计算：① 根据盖斯定律的实质，分析给定反应与所求反应物质与焓变关系。
② 运用解题技能，将已知热化学方程式进行变换、加减得到待求反应的热化学方程式。
⑸ 根据比热容和温度差进行计算：21()Q c m T T =-⋅⋅-。
⑹ 根据燃烧热、中和热计算：可燃物完全燃烧放出的热量 = n(可燃物) × 其燃烧热 中和反应放出的热量 = n(H 2O) × 中和热应用盖斯定律求反应热通常用两种方法：⑴ 虚拟路径法：如：C(s) + O 2(g) =CO 2(g)可设计为：⑵加减法：确定目标方程式后，以每一步反应的中间产物为桥梁对方程式进行化学计量∆也做相应的调整和加数调整、加减，消去中间产物，得到目标方程式，H∆。
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高二化学下册《化学反应热的计算》知识点总结
高二化学下册《化学反应热的计算》知识点总结
热化学方程式的简单计算的依据： (1)热化学方程式中化学计量数之比等于各物质物质的量之比;还等于反应热之比。
(2)热化学方程式之间可以进行加减运算。
【规律方法指导】有关反应热的计算依据归纳 1、根据实验测得热量的数据求算反应热的定义表明：反应热是指化学反应过程中放出或吸收的热量，可以通过实验直接测定。
例如：燃烧6g炭全部生成气体时放出的热量，如果全部被水吸收，可使1kg水由20℃升高到67℃，水的比热为4.2kJ/(kg・℃)，求炭的燃烧热。
分析：燃烧热是反应热的一种，它是指在101Kpa时，1mol 纯净可燃物完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。
据题意，先求得1kg水吸收的热量：Q=cm△t=197.4kJ，由此得出该反应燃烧热为394.8KJ/mol。
(△H=-394.8KJ/mol) 2、根据物质能量的变化求算根据能量守恒，反应热等于生成物具有的总能量与反应物具有的总能量的差值。
当E1(反应物)>E2(生成物)时，△H<0，是放热反应;反之，是吸热反应。
△H=ΣE生成物-ΣE反应物 3、根据反应实质键能的大小求算化学反应的实质是旧键的断裂和新键的生成，其中旧键的断裂要吸收能量，新键的生成要放出能量，由此得出化学反应的热效应(反应热)和键能的关系：△H =E1(反应物的键能总和)-E2(生成物的键能总和) 4、根据热化学方程式求算热化学方程式中表明了化学反应中能量的变化。
△H的大小与方程式中物质的系数大小成正比。
例如：H2 (g) + O2 (g) = H2O (g)△H =-241.8 KJ/ mol 则： 2 H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g)△H =?KJ/ mol 分析：当物质的系数变为2倍时，反应热也同时变为2倍。
所以△H=-483.6 KJ/ mol 5、根据盖斯定律的规律求算盖斯定律是热化学中一个相当有实用价值的定律。
其内容是不管化学反应过程是一步完成还是分几步完成，总过程的热效应是相同的，即一步完成的反应热等于分几步完成的反应热之和。
利用这一规律，可以从已经测定的反应的热效应来计算难于测量或不能测量反应的热效应，它是间接求算反应热的常用方法。
具体计算方法是：通过热化学方程式的叠加，进行△H的加减运算。
例如：实验中不能直接计算出由石墨和氢气生成甲烷反应的反应热，但
可测出CH4、石墨和氢气的燃烧热。
试求出石墨生成甲烷的反应热。
①CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)△H1=-890.5KJ/mol ②C(石
墨)+O2(g)=CO2(g) △H2=-393.5KJ/mol ③H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)△H3=-285.8KJ/mol ④C(石墨)+2H2(g)=CH4(g) △H4 分析：根据盖斯定律，可以通过反应①②③的叠加组合出反应④，则反应热的关系为：△H4=2△H3+△H2-△H1=2×(-285.8
KJ/mol)+(-393.5KJ/mol)-(-890.5 KJ/mol)=-74.6 KJ/mol。
【补充】盖斯定律 1、盖斯定律的内容不管化学反应是一步完成或分几步完成,其反应热是相同的。
换句话说,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、盖斯定律直观化
△H=△H1+△H2 3、盖斯定律的应用 (1)有些化学反应进行很慢或不易直接发生，很难直接测得这些反应的反应热，可通过盖斯定律获得它们的反应热数据。
例如：C(s)+0.5O2(g)=CO(g) 上述反应在O2供应充分时，可燃烧生成CO2、O2供应不充分时，虽可生成CO，但同时还部分生成CO2。
因此该反应的△H无法直接测得。
但是下述两个反应的△H却可以直接测得： C(S)+O2(g)=CO2(g)
△H1=-393.5kJ/mol CO(g)+0.5 O2(g)=CO2(g) △H2=-283.0kJ/mol 根据盖斯定律，就可以计算出欲求反应的△H。
分析上述反应的关系，即知△H1=△H2+△H3
△H3=△H1-△H2=-393.5kJ/mol-(-283.0kJ/mol)=-110.5kJ/mol 由
以上可知，盖斯定律的实用性很强。
(2)在化学计算中，可利用热化学方程式的组合，根据盖斯定律进行反应热的计算。
(3)在化学计算中，根据盖斯定律的含义，可以根据热化学方程式的加减运算，比较△H的大小。
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