知识讲解_热化学方程式和反应热计算
知识讲解_燃烧热 化学反应热的计算_提高
燃烧热化学反应热的计算【学习目标】1、了解燃烧热、中和热的概念，并能进行简单的计算；2、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、知道盖斯定律，能用盖斯定律进行反应热的简单计算。
【要点梳理】要点一、反应热的类型1、燃烧热：在101kPa时，1mol物质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。
燃烧热的单位一般用kJ/mol表示。
要点诠释：燃烧热是反应热的一种形式。
使用燃烧热的概念时要理解下列要点。
①规定是在101 kPa压强下测出热量。
书中提供的燃烧热数据都是在101kPa下测定出来的。
因为压强不同，反应热有所不同。
②规定可燃物的物质的量为1mol(这样才有可比性)。
因此，表示可燃物的燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数为1，其他物质的化学计量数常出现分数。
例如，C8H18的燃烧热为5518kJ/mol，用热化学方程式表示则为C8H18(l)+O2(g)= 8CO2(g)+9H2O(l)△H=－5518kJ/mol③规定生成物为稳定的氧化物．例如C→ CO2、H →H2O(l)、S →SO2等。
C(s)+O2(g)=CO2(g) △H=－393.5kJ/mol2、中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
中和热的表示：H＋(aq)+OH－(aq)=H2O(l)△H=－57.3kJ/mol。
要点诠释：①这里的稀溶液一般要求酸溶液中的c(H＋)≤1mol/L，碱溶液中的c(OH－)≤1mol/L。
这是因浓酸溶液和浓碱溶液相互稀释时会放出热量。
②强酸与强碱的中和反应其实质是H＋和OH－反应(即与酸、碱的种类无关)，通过许多次实验测定，1molH ＋和1molOH－反应生成1molH2O时，放出热量57.3kJ。
其热化学方程式为H＋(aq)+OH－(aq)=H2O(l)；△H=－57.3kJ/mol因此，所有中和反应的△H相同，都为－57.3kJ/mol。
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。
热化学方程式反应热知识归纳
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。
知识讲解_热化学方程式和反应热计算(提高)
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单计算。
【考点梳理】要点一、热化学方程式1．定义：表示参加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变化，同时又体现反应的能量变化，还体现了参加反应的反应物的物质的量与反应热关系。
如：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)；ΔH1=-241.8kJ/mol2H2(g)+ O2(g)=2H2O(g)；ΔH2=-483.6kJ/molH2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)；ΔH3=-285.8kJ/mol2H2(g)+ O2(g)=2H2O(l)；ΔH4=-571.6kJ/mol2．书写热化学方程式的注意事项：(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101kPa 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：H2 (g)+12O2 (g)==H2O (g)；ΔH=－241.8 kJ／molH2 (g)+12O2 (g)==H2O (1) ；ΔH=－285.8 kJ／mol(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成比例变化。
如：H2 (g)+Cl2 (g)==2HCl (g) ；ΔH=－184.6 kJ／mol1 2H2 (g)+12Cl2 (g)==HCl (g)；ΔH=－92.3 kJ／mol(4)△H的单位kJ/mol，表示每mol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N2(g) +3H2(g) 2NH3 (g)；△H=- 92.4kJ/mol，是指当1molN2(g)和3molH2(g)完全反应，生成2 mol NH3(g)时放出的热量92.4kJ；2 mol NH3(g)分解生成1molN2(g)和3molH2(g)时吸收热量92.4kJ，即逆反应的△H=+92.4kJ/mol。
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。
2燃烧热 化学反应热的计算
燃烧热化学反应热的计算三、燃烧热、中和热1．燃烧热(1)概念：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。
燃烧热的单位一般用kJ／mol表示。
(2)表示的意义：例如：C(s)+O2(g)=CO2(g) △H=—393.5kJ/molC的燃烧热为393.5kJ／mol，表示在101kPa时，1molC完全燃烧放出393.5kJ的热量。
(3)说明：①书写燃烧热的热化学方程式是以1mol可燃物为基准②完全燃烧的含义：是指物质中下列元素完全转变成对应的物质：C→CO2，H→H2O，S→SO2等。
③稳定氧化物 H2O(l)而不是H2O(g)2．中和热(1)概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1 molH2O，这时的反应热叫中和热。
(2)中和热的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O (1)；△H=-57.3kJ／mol。
(3)注意事项①稀溶液是指强电解质已经完全电离成离子②弱碱和强酸反应或弱酸与强碱反应的中和热：△H＞-57.3kJ/mol③强酸强碱发生中和反应的实质是H+和OH-化合生成H2OHCl(aq)+NaOH(aq)=NaCl(aq)+ H2O (1) △H1=-57.3kJ/mol1/2H2SO4(aq)+NaOH(aq)=1/2Na2SO4(aq)+ H2O (1) △H2=-57.3kJ/mol1/2H2SO4(浓)+NaOH(aq)=1/2Na2SO4(aq)+ H2O (1) △H3＜-57.3kJ/mol CH3COOH(aq)+NaOH(aq)=CH3COONa(aq)+ H2O (1) △H4＞-57.3kJ/mol1/2H2SO4(aq)+1/2Ba(OH)2(aq)=1/2BaSO4(s)+ H2O (1) △H5＜-57.3kJ/mol3、中和热和燃烧热的比较例1．分析以下几个热化学方程式，哪个表示燃烧热？为什么？A．C（s）＋O2（g）= CO(g) ΔH=＋110.5 kJ/molB．C（s）＋O2（g）= CO2(g) ΔH=－393.5 kJ/molC．2H2(g)＋O2(g) = 2H2O(l) ΔH=－571.6 kJ/molD．H2(g)＋1/2O2(g) = H2O(g) ΔH=－241.8 kJ/mol例2．已知H+(aq) + OH-(aq) = H2O(l) △ H=-57.3 kJ/mol求下列中和反应中放出的热量。
高中化学1.3化学反应热的计算热化学方程式的书写与计算应注意的几个问题素材新人教版
热化学方程式的书写与计算应注意的几个问题一、热化学方程式的书写与普通化学方程式相比，书写热化学方程式除了遵循书写普通化学方程式外，还应该注意以下几点：①反应热ΔH与测定的条件（温度、压强）有关，因此书写热化学方程式时应注明应热ΔH的测定条件。
若没有注明，就默认为是在25℃、101KPa条件下测定的。
②反应热ΔH只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边。
ΔH为“－”表示放热反应，ΔH为“+”表示吸热反应。
ΔH的单位一般为kJ·mol－1（kJ/mol）。
③反应物和生成物的聚集状态不同，反应热ΔH不同。
因此热化学方程式必须注明物质的聚集状态固体用“s”、液体用“l”、气体用“g”、溶液用“aq”等表示，只有这样才能完整地体现出热化学方程式的意义。
热化学方程式中不标“↑”或“↓”。
④热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，不表示物质的分子数或原子数，因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。
⑤热化学方程式是表示反应已完成的数量。
由于ΔH与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学前面的化学计量系数必须与ΔH相对应，如果化学计量系数加倍，那么ΔH也加倍。
当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
⑥在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1 mol水时的反应热叫中和热。
书写中和热的化学方程式应以生成1 mol水为基准。
⑦反应热可分为多种，如燃烧热、中和热、溶解热等，在101Kpa时，1 mol纯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。
【例题1】25℃、101 kPa下，碳、氢气、甲烷和葡萄糖的燃烧热依次是393.5 kJ/mol、285.8 kJ/mol、890.3 kJ/mol、2800 kJ/mol，则下列热化学方程式正确的是：A.C(s)+1/2O2(g)==CO(g)；△H＝－393.5 kJ/molB.2H2(g)+O2(g)==2H2O(g)；△H＝ + 571.6 kJ/molC.CH4(g) + 2O2(g)== CO2(g) + 2H2O(g)；△H＝－890.3 kJ/molD.1/2C6H12O6(s) + 3O2(g) === 3CO2(g) + 3H2O(1)；△H＝－1400 kJ/mol解析：燃烧热是指在101 kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时放出的热量。
热化学方程式和反应热的计算
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。
高考化学主干核心知识：专题四 热化学反应和热化学方程式
专题四热化学反应和热化学方程式【主干知识整合】一．化学反应中的能量变化１、化学反应中的能量变化，通常表现为热量的变化：１吸热反应：化学上把吸收热量的化学反应称为吸热反应。
如C+CO２２CO为吸热反应。
２放热反应：化学上把放出热量的化学反应称为放热反应。
如２H ２+O２２H２O为放热反应。
２、化学反应中能量变化的本质原因化学反应中的能量变化与反应物和生成物所具有的总能量有关。
如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时放出热量；如果反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时吸收热量。
３、反应热、燃烧热、中和热１反应热：在化学反应中放出或吸收的热量，通常叫反应热用△H表示。
单位：kJ·mol–１２燃烧热：在１0１kPa时１mol 物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的能量，叫该物质的燃烧热。
如：１0１kPa时lmol H２完全燃烧生成液态水，放出２8５．５kJ·mol–１的热量，这就是H２的燃烧热。
H２（g）+１２O２（g）=H２O（l）；△H=–２8５．５kJ·mol–１３中和热：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应而生成１mol H２O，这时的反应热叫做中和热。
H+（aq）+OH–（aq）=H２O（１）；△H=–５7．３kJ·mol–１（强酸和强碱的中和热）二、热化学方程式１、定义：表明反应所放出或吸收的热量的方程式，叫做热化学方程式。
２、热化学方程式书写注意事项：（１）．△H只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用“；”隔开。
若为放热反应，△H为“—”；若为吸热反应，△H为“＋”。
△H的单位一般为kJ/mol。
（２）．注意反应热△H与测定条件（温度.压强等）有关。
因此书写热化学方程式时应注明△H的测定条件绝大多数△H是在２５℃.１0１３２５Pa下测定的，可不注明温度和压强。
（３）．注意热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数。
考点精讲：反应热的计算
反应热的计算【考点精讲】反应热的计算是化学概念和化学计算的一个结合点。
反应热的大小与反应的条件、反应物、生成物的种类、状态及物质的量有关。
反应热计算的类型及方法：（1）根据热化学方程式计算：反应热与反应物的物质的量成正比。
（2）根据反应物和生成物的能量计算：ΔH＝生成物的能量和－反应物的能量和。
（3）根据反应物和生成物的键能计算：通常人们把拆开1 mol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或kJ·mol－1。
方法：ΔH＝∑E（反应物）－∑E（生成物），即ΔH等于反应物的键能总和与生成物的键能总和之差。
如反应H2（g）＋Cl2（g）＝2HCl（g）ΔH＝E（H—H）＋E（Cl—Cl）－2E（H—Cl）。
（4）根据盖斯定律计算：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与反应的途径无关。
可以采用虚拟路径法或方程式加合法计算。
（5）根据物质的燃烧热数值计算：Q（放）＝n（可燃物）×｜ΔH｜。
（6）根据比热公式进行计算：Q＝cmΔt。
【典例精析】例题1 在一定条件下，甲烷与一氧化碳的燃烧的热化学方程式分别为：CH4（g）＋2O2（g）＝CO2（g）＋2H2O（l）△H ＝－890kJ/mol2CO（g）＋O2（g）＝2CO2（g）△H＝－mol一定量的甲烷与一氧化碳的混合气完全燃烧时，放出的热量为kJ，生成的CO2用过量的饱和石灰水完全吸收，可得到50g白色沉淀。
求混合气体中甲烷和一氧化碳的体积比。
思路导航：由所给热化学方程式可知，甲烷与一氧化碳的燃烧热分别为890kJ/mol、283kJ/mol。
设混合气体中甲烷与一氧化碳的物质的量分别为x mol和y mol。
50g白色沉淀即的碳酸钙，由碳的守恒可知：x＋y＝两气体燃烧放出的热量可列等式：890x＋283y＝解得：x＝y＝故混合气体中甲烷和一氧化碳的体积比为2：3。
高中化学：1.1 第2课时 热化学方程式 反应焓变的计算
第2课时 热化学方程式 反应焓变的计算1.定义：在热化学中，将一个化学反应的物质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．书写热化学方程式注意的问题(1)要在物质的化学式后面用括号标明反应物和生成物的聚集状态，一般用英文小写字母g 、l 、s 分别表示物质的气态、液态和固态。
水溶液中溶质则用aq 表示。
(2)在ΔH 后要注明反应温度，因为在不同温度下进行同一反应，其反应焓变是不同的。
如果不标明温度和压强，则表示在298_K 、常压条件下的反应热。
(3)ΔH 的单位是J·mol －1或kJ·mol －1。
(4)同一化学反应，热化学方程式中物质的系数不同，ΔH 也不同。
根据焓的性质，若热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。
3．重要提示(1)同素异形体在反应中除标状态外，还要注明名称，如C(s ，石墨)。
(2)在热化学方程式中，物质化学式前面的系数只表示物质的量，可以用整数或简单分数表示。
1．下列热化学方程式书写正确的是( )A ．2SO 2＋O 2=====500℃V 2O 52SO 3 ΔH ＝－196.6 kJ·mol －1 B ．4H 2(g)＋2O 2(g)===4H 2O(l) ΔH ＝－1 143.2 kJ·mol －1C ．C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH ＝393.5 kJD ．C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH ＝393.5 kJ·mol －11.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，其反应的焓变都是一样的，这一规律称为盖斯定律。
即化学反应的焓变只与反应的始态和终态有关，与反应的途径无关。
2．盖斯定律的应用若一个化学方程式可由另外几个化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这几个化学反应焓变的代数和。
反应热及热化学方程式
反应热及热化学方程式1.概念:能表示反应热的化学方程式称为热化学方程式。
例如：h2(g)+cl2(g)=2hcl(g)；△h=-184.6 kj/mol2.意义:它既表示化学反应中的物质变化，也表示化学反应中的能量变化。
要点诠释：(1)热化学方程式必须标明能量变化。
(2)热化学方程式中必须注明反应物和产物的聚集状态，因为反应热与反应物和产物的聚集状态以及物质的量有关。
(3)热化学方程式中各物质的化学计量数只表示物质的量，所以可以用分数，但要注意反应热也是相应变化的。
3.注意事项：(1)一般化学方程式仅表示化学反应中的物质变化；化学方程式是表示反应释放或吸收的热量的化学方程式。
它不仅表示化学反应中的物质变化，还表示化学反应中的能量变化。
（2）△h只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右（后）边，即只有在热化学方程式中出现。
若为放热反应，△h为“－”；若为吸热反应，△h为“＋”。
△h的单位一般为kj/mol。
（3）反应热△h与测定条件（温度、压强等）有关。
书写热化学方程式时，应注明△h的测定条件（温度、压强），未指明温度和压强的反应热△h，指25℃（298k）、101kpa时的反应热△h（绝大多数反应热△h是在25℃、101kpa时测定的）。
（4）物质本身具有的能量与物质的聚集状态有关。
反应物和生成物的聚集状态不同，反应热△h的数值以及符号都可能不同。
因此，必须注明物质（反应物和生成物）的聚集状态（气体：g 液体：l 固体：s 稀溶液：aq），才能完整地体现出热化学方程式的意义。
热化学方程式中，不用“↑”和“↓”。
（5）普通化学方程式中，各物质化学式前的化学计量数可以表示物质的分子数、物质的量等含义；但是在热化学方程式中，只表示该物质的物质的量，所以可以是整数、分数、或小数。
对相同化学反应，化学计量数不同，反应热△h也不同。
如：（6）相同条件（温度、压强），相同物质的化学反应（互逆反应，不一定是可逆反应），正向进行的反应和逆向进行的反应，其反应热△h数值相等，符号相反。
知识讲解热化学方程式和反应热计算基础
知识讲解热化学方程式和反应热计算基础热化学方程式指的是用化学方程式描述化学反应过程中的热效应变化的方程式。
反应热计算是通过热化学方程式来计算化学反应的热效应。
本文将对热化学方程式和反应热计算的基础知识进行讲解。
一、热化学方程式的表示方法在热化学方程式中，我们通常用化学方程式表示化学反应，但是为了表示热效应变化，需要添加反应热的符号。
一般来说，吸热反应用ΔH>0表示，放热反应用ΔH<0表示。
例如，对于以下的热化学方程式：C(graphite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -393.5 kJ/mol可以看出这个反应是放热反应，因为ΔH<0。
二、热化学方程式和反应热的关系热化学方程式中的ΔH表示的是单位摩尔物质参与反应时放出或吸收的热量。
反应热计算则是利用热化学方程式来计算化学反应所放出或吸收的热量。
反应热的计算方法有三种：基于化学计量关系的计算方法、热量守恒定律和生成焓的计算方法。
1.基于化学计量关系的计算方法根据化学方程式的配平系数，我们可以得知反应物和生成物的物质的摩尔比例关系。
通过这个关系，可以计算出反应物或生成物的摩尔数变化。
然后，根据反应热的定义，可以计算出反应物或生成物放出或吸收的热量。
最后，通过相加或相减，可以计算出整个化学反应放出或吸收的热量。
2.热量守恒定律根据热量守恒定律，一个封闭系统中吸收的热量等于放出的热量。
这也可以用来计算反应热。
首先，在一个绝热容器中进行化学反应，然后通过测量容器的温度变化来计算反应热。
3.生成焓的计算方法生成焓是指在标准条件下生成1mol物质所放出或吸收的热量。
通过已知的生成焓值，可以计算出反应物和生成物的生成焓差。
然后，根据反应热的定义，可以计算出反应放出或吸收的热量。
三、应用举例例如，对于以下反应方程式：2C2H4(g) + 7O2(g) → 4CO2(g) + 4H2O(g) ΔH = -2613 kJ/mol 根据这个方程式，我们可以得知2摩尔的乙烯(ethylene)和7摩尔的氧气反应生成4摩尔的二氧化碳和4摩尔的水，并且这个反应是放热反应。
热化学方程式计算方法和书写热化学方程式计算
热化学方程式计算方法和书写热化学方程式计算热化学的计算方法：①根据能量：△H=E总(生成物)-E总(反应物)②根据键能：△H=E总(断键)-E总(成键)③燃烧热：Q(放)=n(可燃物)·△H(燃烧热)④中和热：Q(放)=n(H2O)·△H(中和热)⑤将ΔH看作是热化学方程式中的一项，再按普通化学方程式的计算步骤、格式进行计算，得出有关数据。
⑥如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的，即盖斯定律：化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。
一.定义表示化学反应中吸收或放出的热量的化学方程式。
注意：1.热化学方程式不仅可以表示化学反应过程中的物质变化，也可以表示反应中的能量变化。
2.中学化学中的四大守恒定律：质量守恒：所有反应都遵守。
能量守恒：所有反应都遵守。
得失电子守恒：氧化还原反应遵守。
电荷守恒：离子反应遵守。
二.书写原则与普通化学方程式相比，书写热化学方程式除了要遵守书写化学方程式的要求外还应注意以下几点：1.热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数仅表示该物质的物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数。
因此化学计量数以“mol”为单位，数值可以是小数或分数。
2.反应物和产物的聚集状态不同，反应热△H也不同。
因此，必须注明物质的聚集状态，g___气态，l___液态，S___固态，aq___溶液，由于已经注明物质的聚集状态，所以热化学方程式中不用↓和↑。
3.反应热△H与测定条件如温度、压强等有关。
因此书写热化学方程式应注明△H的测定条件。
若不注明，则表示在298K、101325Pa下测定的。
4.在所写的化学方程式的右边写下△H的“+”与“-”、数值和单位，方程式与△H应用空格隔开。
若为放热反应，△H为“-”，若为吸热反应，△H为“+”，由于△H与反应完成的物质的量有关，所以化学计量数必须与△H相对应。
知识讲解_燃烧热 化学反应热的计算_基础 高中化学知识点考点解析含答案
燃烧热化学反应热的计算【学习目标】1、了解燃烧热、中和热的概念，并能进行简单的计算；2、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、知道盖斯定律，能用盖斯定律进行反应热的简单计算。
【要点梳理】要点一、反应热的类型1、燃烧热：在101kPa时，1mol物质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。
燃烧热的单位一般用kJ/mol表示。
要点诠释：燃烧热是反应热的一种形式。
使用燃烧热的概念时要理解下列要点。
①规定是在101 kPa压强下测出热量。
书中提供的燃烧热数据都是在101kPa下测定出来的。
因为压强不同，反应热有所不同。
②规定可燃物的物质的量为1mol(这样才有可比性)。
因此，表示可燃物的燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数为1，其他物质的化学计量数常出现分数。
例如，C8H18的燃烧热为5518kJ/mol，用热化学方程式表示则为C8H18(l)+O2(g)= 8CO2(g)+9H2O(l)△H=－5518kJ/mol③规定生成物为稳定的氧化物．例如C→ CO2、H →H2O(l)、S →SO2等。
C(s)+O2(g)=CO2(g) △H=－393.5kJ/mol2、中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
中和热的表示：H＋(aq)+OH－(aq)=H2O(l)△H=－57.3kJ/mol。
要点诠释：①这里的稀溶液一般要求酸溶液中的c(H＋)≤1mol/L，碱溶液中的c(OH－)≤1mol/L。
这是因浓酸溶液和浓碱溶液相互稀释时会放出热量。
②强酸与强碱的中和反应其实质是H＋和OH－反应(即与酸、碱的种类无关)，通过许多次实验测定，1molH ＋和1molOH－反应生成1molHO时，放出热量57.3kJ。
其热化学方程式为2H＋(aq)+OH－(aq)=H2O(l)；△H=－57.3kJ/mol因此，所有中和反应的△H相同，都为－57.3kJ/mol。
反应热与热化学方程式
反应热与热化学方程式热化学是研究化学反应与热现象之间关系的分支学科。
其中，反应热作为衡量化学反应放热或吸热程度的重要指标，对于了解反应的热力学性质具有重要的意义。
本文将探讨反应热的概念、计算方法以及热化学方程式等内容。
一、反应热的概念反应热（H）是指在常压下，化学反应在标准状态下（温度为298K，压强为1 atm）释放或吸收的热量。
反应热可分为放热反应和吸热反应两种情况。
放热反应是指在反应过程中释放出热量，使周围温度升高。
此类反应的反应热为负值，代表反应释放的能量。
吸热反应则相反，指的是在反应过程中吸收热量，导致周围温度下降。
吸热反应的反应热为正值，表示反应吸收的能量。
二、反应热的计算方法在实验中，可以通过测量反应系统的温度变化来间接获得反应热。
反应热的计算公式如下：ΔH = q / n其中，ΔH代表反应热，单位为焦耳/摩尔（J/mol）；q代表反应过程中吸收或释放的热量，单位为焦耳（J）；n代表参与反应的物质的摩尔数。
反应热的计算方法可以通过实验室测定来得到，也可以利用热力学数据进行计算。
对于涉及多步反应的情况，反应热可以通过反应热的加和原则进行计算。
三、热化学方程式热化学方程式是化学反应过程中所涉及的物质及其物质量变化的描述。
在热化学方程式中，可以通过反应热的符号来表示反应过程中的热现象。
例如，对于放热反应A + B → C，可以用反应热的符号来描述该反应：A +B →C ΔH < 0类似地，对于吸热反应D → E + F，可以表示为：D →E +F ΔH > 0通过热化学方程式，可以直观地了解反应过程中的热现象以及热量的变化情况。
热化学方程式也为计算反应热提供了理论基础和依据。
总结：反应热作为研究化学反应与热现象关系的重要参数，对于了解反应的热力学性质具有重要意义。
在计算反应热时，可以通过测量反应系统的温度变化或利用热力学数据进行计算。
热化学方程式则用于描述化学反应过程中的物质及其热现象，方便我们理解反应过程中的能量变化情况。
第37讲+反应热+热化学方程式-2024年高考化学一轮复习高频考点精讲(新教材新高考)
(2)从状态Ⅰ到状态Ⅱ需要 吸收 (填“吸收”或“释放”)能量，CO分子 否 (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 碳氧双键(或C==O) 。 (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 多 (填“多” 或“少”)，可能的原因是CO与O2反应生成CO2需要先吸收能量断裂O2分子中的共价键 。 (5)由该反应过程可知，在化学反应中，旧化学键 不一定 (填“一定”或“不一定”) 完全断裂，但一定有新化学键的 形成 。
2.油酸甘油酯(相对分子质量为884)在体内代谢时可发生如下反应： C57H104O6(s)＋80O2(g)===57CO2(g)＋52H2O(l) 已知燃烧1 kg该化合物释放出3.8×104 kJ热量，油酸甘油酯的燃烧热为 A.3.8×104 kJ·mol－1 B.－3.8×104 kJ·mol－1
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
吸热
> < 放热
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。
[方法技巧] 利用键能计算反应热的方法 (1)计算公式 ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能。
3.铋基催化剂对CO2电化学还原制取HCOOH具有高效的选择性。其反应历程与能量 变化如图所示，其中吸附在催化剂表面上的物种用*标注。
CO2—＋—— e－→CO－ 2 —＋—＋H—Ce—－O－ 3→HCOO－—＋—H→＋ HCOOH
反应热的计算与热化学方程式
反应热的计算与热化学方程式1.引言反应热是热化学中的重要概念，用于描述化学反应的热效应。
它可以是吸热反应（吸收热量）或放热反应（释放热量）。
反应热的计算是热化学方程式的重要应用之一、本文将详细介绍反应热的计算方法以及热化学方程式的编写。
2.反应热的计算方法（1）实验测量法实验测量法是通过实验测定反应前后的温度变化来计算反应热。
其中最常用的方法是使用量热器（或称称量热仪）进行测量。
量热器由两个绝热容器组成，反应发生在内部容器中。
通过测量反应前后量热器中的温度变化，可以计算反应热。
实验测量法的计算公式为：ΔH=q/m其中，ΔH为反应热，q为测量得到的热量变化，m为反应物的摩尔数。
（2）热化学计算法热化学计算法是通过化学方程式和反应物的标准生成焓进行计算。
该方法适用于无法实验测量反应热的情况，或需要进行理论计算的情况。
热化学计算法的步骤如下：Step 1：编写化学方程式。
根据反应物和生成物的摩尔比，编写化学方程式。
Step 2：计算反应物的标准生成焓。
反应物的标准生成焓是指在标准状态下，单位摩尔的反应物生成一摩尔产物时释放或吸收的热量。
Step 3：计算反应热。
根据热化学方程式的适当系数，将反应物的标准生成焓相加，减去生成物的标准生成焓。
热化学计算法的计算公式为：ΔH=Σ(H生成物)-Σ(H反应物)3.热化学方程式的编写热化学方程式用于描述化学反应的热效应。
它的基本形式为：aA+bB→cC+dD其中，a、b、c、d分别为反应物和生成物的化学计量系数。
编写热化学方程式的关键是保持热效应平衡。
即，反应物和生成物的热效应之间应该满足热平衡的关系。
反应热ΔH的计算取决于反应物和生成物之间热效应的差异。
例如，考虑以下反应：2H2(g)+O2(g)→2H2O(l)该反应产生的反应热可以通过热化学计算法进行计算。
首先，需要确定反应物和生成物的标准生成焓。
ΔH(H2) = -286 kJ/mol (标准生成焓)ΔH(O2) = 0 kJ/mol (标准生成焓)ΔH(H2O) = -286 kJ/mol (标准生成焓)根据热化学计算法的公式，可得：ΔH=(2×ΔH(H2O))-[(2×ΔH(H2))+(1×ΔH(O2))]= (2 × -286 kJ/mol) - [(2 × -286 kJ/mol) + (1 × 0 kJ/mol)] = -572 kJ/mol + 572 kJ/mol= 0 kJ/mol因此，该反应为放热反应，反应热为0 kJ/mol。
热化学方程式 反应焓变的计算
课题： 热化学方程式 反应焓变的计算【学习目标】：知识点、考点：掌握热化学方程式的书写，理解盖斯定律的内容。
重点、难点：热化学方程式的书写【知识网络详解】知识点一 热化学方程式1．概念：在热化学中，将一个化学反应的物质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。
如1 mol H 2与12mol O 2反应生成1 mol 液态水放出285.8 kJ 的热量，则表示该过程的方程式 H 2(g)＋12O 2(g)===H 2O(l) ΔH ＝－285.8 kJ·mol －1即为热化学方程式。
2．意义：(1)表示化学反应中的物质变化；(2)表示化学反应中的焓变。
【典型例题】下列对H 2(g)＋Cl 2(g)===2HCl(g) ΔH (298 K)＝－184.6 kJ·mol －1的叙述正确的是 ( ) A ．1分子H 2和Cl 2反应，放出热量184.6 kJB ．1 mol H 2(g)和1 mol Cl 2(g)完全反应生成2 mol HCl(g)，放出的热量为184.6 kJC ．在101 kPa 、298 K 的条件下，1 mol H 2(g)和1 mol Cl 2(g)完全反应生成2 mol HCl(g)，放出的热量为184.6 kJD ．在101 kPa 、298 K 的条件下，1 mol H 2(g)和1 mol Cl 2(g)完全反应生成2 mol HCl(g)，吸收的热量为184.6 kJ【变式训练】已知热化学方程式：SO 2(g)＋12O 2(g) SO 3(g) ΔH ＝－98.32 kJ·mol －1。
在此条件下向某容器中充入2 mol SO 2和1 mol O 2充分反应后，最终放出的热量为 ( )A ．196.64 kJB ．196.64 kJ·mol －1C ．＜196.64 kJD ．>196.64 kJ3．书写热化学方程式的“五步”4．书写热化学方程式注意事项：A 、注明反应的温度和压强（若在101kPa 和298K 条件下进行，可不予注明），注明△H 的“＋”与“－”，放热反应为“－”，吸热反应为“＋”。
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高考总复习热化学方程式与反应热的计算编稿:房鑫责编:张灿丽【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单计算。
【考点梳理】要点一、热化学方程式1.定义:表示参加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变化,同时又体现反应的能量变化,还体现了参加反应的反应物的物质的量与反应热关系。
如:H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g);ΔH1=-241、8kJ/mol2H2(g)+ O2(g)=2H2O(g);ΔH2=-483、6kJ/molH2(g)+1/2O2(g)=H2O(l);ΔH3=-285、8kJ/mol2H2(g)+ O2(g)=2H2O(l);ΔH4=-571、6kJ/mol2.书写热化学方程式的注意事项:(1)需注明反应的温度与压强;因反应的温度与压强不同时,其△H不同。
不注明的指101kPa 与25℃时的数据。
(2) 要注明反应物与生成物的状态(不同状态,物质中贮存的能量不同)。
如:H2 (g)+12O2 (g)==H2O (g);ΔH=－241、8 kJ／molH2 (g)+12O2 (g)==H2O (1) ;ΔH=－285、8 kJ／mol(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,它可以就是整数也可以就是分数。
对于相同物质的反应,当化学计量数不同时,其ΔH成比例变化。
如:H2 (g)+Cl2 (g)==2HCl (g) ;ΔH=－184、6 kJ／mol1 2H2 (g)+12Cl2 (g)==HCl (g);ΔH=－92、3 kJ／mol(4)△H的单位kJ/mol,表示每mol反应所吸放热量,△H与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N2(g) +3H2(g) 2NH3 (g);△H=- 92、4kJ/mol,就是指当1molN2(g)与3molH2(g)完全反应,生成2 mol NH3(g)时放出的热量92、4kJ;2 mol NH3(g)分解生成1molN2(g)与3molH2(g)时吸收热量92、4kJ,即逆反应的△H=+92、4kJ/mol。
３.热化学方程式与化学方程式的比较:化学方程式热化学方程式要点二、盖斯定律与反应热的计算。
1、盖斯定律的定义不管化学反应就是一步完成或分几步完成,其反应热就是相同的。
即化学反应的反应热与反应途径无关,只与反应体系的始态与终态有关。
2、反应热的计算(1).根据反应物与生成物的总能量计算△H＝生成物的总能量－反应物的总能量(2).根据键能计算ΔH=反应物键能总与―生成物键能总与(3).利用热化学方程式进行相关量的求解先写出热化学方程式,再根据热化学方程式所体现的物质之间、物质与反应热之间的关系直接求算物质的量或反应热。
(4).燃烧热与中与热的计算①燃烧热:Q放=n(可燃物)×ΔH Cn(可燃物)为可燃物的物质的量,ΔH C为该可燃物的燃烧热②中与热:Q放=n(H2O)×ΔH C＇n(H2O)为生成水的物质的量,ΔH C＇为中与热(5).利用盖斯定律求反应热(1)设计合理的反应途径。
(2)适当加减已知的热化学方程式,得出待求的热化学方程式,反应热也要进行相应的加减运算,从而得出待求热化学方程式的反应热。
(3)在进行反应热的计算时,要注意反应热的符号以及反应热与方程式中化学计量数间的比例关系。
(6).混合物燃烧放热求比例问题可用常规的列方程组法,也可采用十字交叉法。
【典型例题】类型一:热化学方程式的意义及书写例1、火箭推进器中盛有强还原剂液态肼(N2H4)与强氧化剂液态双氧水.当它们混合反应时,即产生大量氮气与水蒸气,并放出大量热.已知0、4 mol液态肼与足量液态双氧水反应,生成氮气与水蒸气,放出256、652 kJ的热量。
(1)反应的热化学方程式为____________________.(2)又已知H2O(l)===H2O(g);ΔH＝＋44 kJ/mol。
由16 g液态肼与液态双氧水反应生成液态水时放出的热量就是________kJ、(3)此反应用于火箭推进,除释放大量热与快速产生大量气体外,还有一个很大的优点就是________________.【答案】(1)N2H4(l)＋2H2O2(l)===N2(g)＋4H2O(g);ΔH＝－641、63 kJ/mol(2)408、815(3)产物不会造成环境污染【解析】(1)首先根据得失电子守恒即可配平该氧化还原反应为N2H4＋2H2O2===N2↑＋4H2O,因此1 mol N2H4(l)完全反应放出热量就是:,因此热化学方程式为N2H4(l)＋2H2O2(l)===N2(g)＋4H2O(g);ΔH＝－641、63 kJ/mol。
(2) 利用盖斯定律得:N2H4(l)＋2H2O2(l)===N2(g)＋4H2O(l),因此反应热ΔH＝－641、63 kJ/mol－(＋44 kJ/mol)×4＝－817、63 kJ/mol、所以16 g(即0、5 mol) N2H4(l)与液态H2O2反应生成液态H2O放出热量为817、63 kJ/mol×0、5 mol＝408、815 kJ、(3)因产物为N2与H2O,故不会造成环境污染.【总结升华】书写热化学方程式,要注意各物质的状态、ΔH的正负及单位。
举一反三:【变式1】(2014 新课标全国卷Ⅰ)已知:甲醇脱水反应2CH3OH(g)===CH3OCH3(g)＋H2O(g) ΔH1＝－23、9 kJ·mol－1甲醇制烯烃反应2CH3OH(g)===C2H4(g)＋2H2O(g) ΔH2＝－29、1 kJ·mol－1乙醇异构化反应C2H5OH(g)===CH3OCH3(g) ΔH3＝＋50、7 kJ·mol－1则乙烯气相直接水合反应C2H4(g)＋H2O(g)===C2H5OH(g)的ΔH＝________ kJ·mol－1。
【答案】－45、5【解析】①－②－③即可得目标方程式。
【变式2】写出下列热化学方程式:(1)SiH4就是一种无色气体,遇到空气能发生爆炸性自燃,生成SiO2(s)与H2O(l);已知室温下2 g SiH4自燃放出热量89、2 kJ,其热化学方程式为________________________________________________.(2)0、3 mol气态高能燃料乙硼烷(B2H6),在氧气中燃烧生成固态三氧化二硼与液态水,放出649、5 kJ热量,写出该反应的热化学方程式:________________________________________、(3)在101 kPa时,1、00 g C6H6(l)燃烧生成CO2与H2O(l)时,放出41、8 kJ的热量,C6H6的燃烧热为________ kJ/mol,该反应的热化学方程式为__________________________________.【答案】(1)SiH4(g)＋2O2(g)===SiO2(s)＋2H2O(l);ΔH＝－1427、2 kJ/mol(2)B2H6(g)＋3O2(g)===B2O3(s)＋3H2O(l);ΔH＝－2165 kJ/mol(3)3260、4【解析】(1)1 mol SiH4(g)自燃生成SiO2(s)与H2O(l)放出的热量为:热化学方程式为:SiH4(g)＋2O2(g)===SiO2(s)＋2H2O(l);ΔH＝－1427、2 kJ/mol(2) 1 mol B2H6(g)完全燃烧生成B2O3(s)与H2O(l),放出的热量为:热化学方程式为:B2H6(g)＋3O2(g)===B2O3(s)＋3H2O(l);ΔH＝－2165 kJ/mol(3)1 mol C6H6(l)完全燃烧生成CO2(g)与H2O(l)放出的热量为:热化学方程式为:类型二:有关反应热的计算例2、(2016 丰台二模)下图为反应H2(g) + Cl2(g)＝2HCl(g)的能量变化示意图,下列说法不正确．．．的就是A、H-H键比Cl-Cl键强,H-Cl键就是极性共价键B、断键吸收能量,成键释放能量,该反应△H=-183kJ/molC、若生成液态HCl,则反应释放的能量将减少D、反应的焓变与假想的中间物质的种类、状态无关【答案】C【解析】A项,氢气键能为436 kJ／mol,氯气键能为243 kJ／mol,所以H—H键比Cl—Cl键强,不同非金属元素之间形成极性键,即H—Cl键为极性键,故A正确;B项,ΔH=反应物的总键能－生成物的总键能=(435 kJ／mol+243 kJ／mol)－2×431 kJ／mol=－183 kJ／mol,故B正确;C项,从气态到液态会放出热量,所以若生成液态HCl,则反应释放的能量将增大,故C错误;D项,焓变只与反应的始态与终态有关,而与反应的途径无关,即反应的焓变与假想的中间物质的种类、状态无关,故D正确。
故选C。
【总结升华】本题考查反应热的有关计算。
在化学反应中断键需要吸热,而形成新的化学键需要放热。
举一反三:【高清课堂:反应热与热化学方程式 例４】【变式1】白磷与氧可发生如下反应:P 4+5O 2=P 4O 10。
已知断裂下列化学键需要吸收的能量分别为:P —P a kJ·mol —1、P —O b kJ·mol —1、P=O c kJ·mol —1、O=O d kJ·mol —1。
根据图示的分子结构与有关数据估算该反应的△H,其中正确的就是A.(6a+5d －4c －12b)kJ·mol —1 B(4c+12b －6a －5d)kJ·mol —1C.(4c+12b －4a －5d)kJ·mol —1D.(4a+5d －4c －12b)kJ·mol —1【答案】A【解析】由图可以瞧出:P 4中有6mol 的P －P,5mol 的O 2中含有5molO ＝O,1mol 的P 4O 10中含有4mol 的P ＝O,12mol 的P －O,所以△H ＝(6a ＋5d －4c －12b)kJ·mol －1。
【高清课堂:反应热与热化学方程式 例７】【变式2】已知()()()22H g Br l 2HBr g 72kJ/mol.H +=∆=-； ,蒸发1mol Br 2(l)需要吸收的能量为30kJ,其它相关数据如下表:H 2(g) Br 2(g) HBr(g) 1mol 分子中的化学键断裂时需要吸收的能量/kJ436 a 369 则表中a 为A.404B.260C.230D.200【答案】D【解析】由已知得:Br 2(l)=Br 2(g)H=+30kJ/mol,则H 2(g) + Br 2(g) = 2HBr(g);H= －102kJ/mol 。