反应热计算
化学反应热的常用计算方法是什么
化学反应热的常用计算方法是什么?反应热，通常是指：当一个化学反应在恒压以及不作非膨胀功的情况下发生后，若使生成物的温度回到反应物的起始温度，这时体系所放出或吸收的热量称为反应热。
下面是整理的化学反应热的常用计算方法，供参考。
化学反应热的常用计算方法是什么? 反应热的计算方法解析化学反应热的常用计算方法归纳：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。
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。
化学反应热的常用计算方法是什么
化学反应热的常用计算方法是什么化学反应热是指一个化学反应在标准状态下吸收或释放的热量。
热量是一种能量形式，通常以焦耳(J)为单位表示。
在化学反应过程中，化学键的形成与断裂会引起能量的变化，从而产生热量。
因此，化学反应热是反应前后能量变化的差值，可以根据化学反应方程式计算出来。
目前，化学反应热的常用计算方法包括：物理法、热量计定量法、焓变计量法和燃烧热法等。
下面将逐一介绍这些方法。
一、物理法物理法的基本原理是根据热力学第一定律的能量守恒原理，用热量平衡来计算化学反应热。
该方法常用于高温下的物理化学反应，如固态反应、化学气相传递和放热物质的熔融等反应。
物理法的优点是测量简单，不需要专门的化学实验室，成本低廉。
但是该方法需要一定的实际经验和专业知识，实验操作不太方便，误差较大。
二、热量计定量法热量计定量法是一种直接测量化学反应热的方法。
该方法基于热量计原理，将反应物与试剂混合后，通过测量它们间产生的热量来计算化学反应热。
常用的热量计包括恒温容器热量计、差示扫描量热法和大气压缩量热计。
其中，恒温容器热量计是最常用的测量化学反应热的设备。
该方法测量精度较高、可靠性较强，也比较容易操作。
但是该方法需要专业的实验室和设备，成本较高。
三、焓变计量法焓变计量法是一种定量测量化学反应热的方法。
该方法通过测量反应物的吉布斯自由能变化量，并利用焓—吉布斯定理计算化学反应热。
焓变计量法的优点是测量精度高，误差较小，不受外部环境影响。
同时，该方法还可以用于热力学性质的研究，具有一定的理论意义。
但是，该方法需要专业的实验室和设备，成本较高。
四、燃烧热法燃烧热法是一种常用的测量有机化合物化学反应热的方法。
该方法基于燃烧产生的热量计算化学反应热。
通常将样品在氧气中燃烧，产生的热量通过水进行吸收，利用热量平衡计算化学反应热。
燃烧热法的优点是该方法测量简单，误差较小，可以比较准确地测量化学反应热。
但是该方法需要针对具体样品和反应方程式进行一定的优化，不适用于水溶液反应，且能耗较高。
反应热计算的类型及练习
反应热计算的类型及练习一、反应热的几种计算方法:1．根据反应物和生成物的能量总和计算：ΔH＝生成物的能量总和－反应物的能量总和。
2.根据反应物和生成物的活化能计算：ΔH＝反应物的活化能－生成物的活化能。
3．根据反应物和生成物的键能和计算：ΔH＝反应物的键能和－生成物的键能和。
4．根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)＝n(可燃物)×ΔH。
5．根据比热公式进行计算：Q＝cmΔT。
6．根据盖斯定律计算：①化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。
②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，而与具体反应的途径无关。
【盖斯定律计算反应热的技巧】(1)虚拟路径法：若反应物A变为生成物D，可以有两个途径：①由A直接变成D，反应热为ΔH；②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3，如图所示：，则有：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。
(2)加和法：①确定待求反应的热化学方程式。
②找出待求热化学方程式中各物质出现在已知方程式中的位置(是同侧还是异侧)。
③利用同侧相加、异侧相减进行处理。
④根据待求方程式中各物质的化学计量数通过乘除来调整已知反应的化学计量数，并消去中间产物。
⑤实施叠加并确定反应热的变化。
【推论】①任何化学反应的反应热和其逆反应的反应热大小相等，符号相反。
②任何化学反应，当各物质系数发生变化时，反应热的数值也随之发生变化。
反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
③方程式相加减时，左边和左边相加减，右边和右边相加减，反应热也要跟着进行加减。
二、配套练习1. 在化学反应中，只有极少数能量比平均能量高得多的反应物分子发生碰撞时才可能发生化学反应，这些分子称为活化分子，使普通分子变成活化分子所需提供的最低限度的能量叫活化能，其单位通常用kJ/mol表示。
请认真观察下图，然后回答问题：(1)图中所示反应是________(填“吸热”或“放热”)反应，该反应的ΔH＝________(用含E1、E2的代数式表示)。
化学反应热与化学反应焓的计算
焓变与反应方向
焓变：表示反应过 程中的能量变化
反应方向：焓变影 响反应进行的方向
焓变与反应速率： 焓变影响反应速率
焓变与平衡常数： 焓变影响化学反应过程中的能量变化，与反应速率密切相关。 焓变越大，反应速率越快，反应所需时间越短。 焓变对反应速率的影响可以通过温度和压力等因素来调节。 了解焓变与反应速率的关系有助于更好地控制化学反应过程。
计算方法
定义：化学反应焓是指在一定温度和压力下，化学反应过程中所释放或吸收的热量，用符号ΔH 表示。
计算公式：ΔH=Σ(反应物焓)-Σ(产物焓)，其中Σ表示物质焓的加和。
注意事项：在计算过程中，需要注意反应物和产物的摩尔数以及焓值，以避免误差。
影响因素：化学反应焓受温度、压力、反应物和产物的性质等因素影响。
焓变是反应过程 中的能量变化， 与反应机理密切 相关。
过渡态是反应过 程中的中间状态， 具有较高的能量。
焓变的大小决定 了反应是否自发 进行，而过渡态 的稳定性决定了 反应速率。
通过了解焓变与 反应过渡态的关 系，可以更好地 理解反应机理和 反应条件。
焓变与反应速率常数的关系
焓变影响反应过 程中的能量变化， 进而影响反应速 率
焓变与熵变的关系
热力学第二定律
熵增原理：在封闭系统中，自发反 应总是向着熵增加的方向进行
热力学第二定律的意义：揭示了热 力学过程的方向性和限度，解释了 为什么有些反应能够自发进行
添加标题
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焓变与熵变的关系：在等温、等压 条件下，自发反应总是向着焓减少、 熵增加的方向进行
热力学第二定律的应用：用于判断 反应自发进行的方向和限度，以及 能源利用和环境保护等领域
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。
反应热的测定和计算
反应热的测定和计算
一、反应热的定义
反应热（H）是指把一定量反应物从标准状态变为反应产物所需要的外加热量的物理量，是反映反应的本质特征的物理量。
二、反应热的测定
1.常温常压下反应热的测定
常温常压下反应热的测定，也叫做常温常压反应热测定，它是以其中一种玻璃容器（如45°中型球瓶）容积恒定的要求下，在常温常压下，把连续测量所得的反应物温度、分子容转变数及反应产物的容量变化和实验反应反应时所得到的热量之间的关系建立起来，以便经热量平衡求得其反应热值。
步骤：
（1）将反应物（气体或液体）置于45°中型球瓶内，并将装置温度恒定；
（2）记录球瓶内的反应物（气体或液体）温度（t1）读数；
（3）加入一定量的反应物，测定可能反应的温度（t2）读数；
（4）在同一温度条件下，连续加入反应物，持续测表温度，形成热量与温度的曲线；
（5）求反应热的公式：H=ΔQ/Δm（J/g），其中ΔQ=∆t*m+∆t*∆m;
（6）根据上述公式计算出反应热值；
（7）如果需要，可以重复上述实验，并将结果取平均值，作为最终测得的反应热值。
2.高温反应热测定
高温反应热测定的实验方法与常温反应热测定相同。
化学反应热的计算
在标准压力下，反应温度时，由最稳定的单质合 成标准状态下一摩尔物质的焓变，称为该物质的标准 摩尔生成焓，用下述符号表示：
Δr HmO （物质，相态，温度）
• 生成焓是个相对值，相对于稳定单质的焓值等于零。 • 一般298.15 K时的数据有表可查。
例如：在298.15 K时
1 2 H 2g ,p O 1 2 C 2g ,lp O H 2g C ,p Ol
aA+dD
T, prຫໍສະໝຸດ HO mgG+hH T, p
H 1
最稳定单质
T, p
H 2
因为焓是状态函数，所以：
ΔH1ΔrHm OΔH2
rHm OH2H1
H 1 a fH m O (A ) d fH m O (D )(r B fH m O ) 反应物
B
H 2 g fH m O (G ) h fH m O (H )(p B fH m O ) 产物
aA+dD
T, p
r HmO
gG+hH T, p
H 1
完全燃烧产物
T, p
H 2
三、标准摩尔反应焓与温度的关系——基尔霍夫定律
一般从手册上只能查得298.15K 时的数据, 但要 计算其他反应温度的热效应，必须知道反应热效应与 温度的关系。
在等压条件下，若已知下列反应在T1时的反应热效 应为rHm(T1)，则该反应在T2时的热效应rHm(T1)，可 用下述方法求得：
C p g p , m ( G C ) h p , m ( H C ) [ a p , m ( A C ) d p , m ( D C )]
BCp,m(B)
B
由上式可见： ·若 Cp 0 ，则反应热不随温度而变；
反应热的计算
1.盖斯定律(1)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终和终态有关,而与反应的途径无关。
(2)理解能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的,没有物质的变化,就不能引发能量的变化。
(3)盖斯定律的重要意义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),这给测定反应热造成了困难。
如果应用盖斯定律,可以间接地把它们的反应热计算出来。
2.反应热的计算(1)计算依据①热化学方程式。
②盖斯定律。
③燃烧热的数据。
(2)计算方法如已知①C(s)+O2(g)===CO2(g) ΔH1=-393.5 kJ?mol-1②CO(g)+12O2(g)===CO2(g) ΔH2=-283.0kJ?mol-1若C(s)+12O2(g)===CO(g)的反应热为ΔH。
根据盖斯定律,知:ΔH1=ΔH+ΔH2则:ΔH=ΔH1-ΔH2=-393.5_kJ?mol-1-(-283.0_kJ?mol-1)=-110.5_kJ?mol-1。
3.根据盖斯定律计算:已知金刚石和石墨分别在氧气中完全燃烧的热化学方程式为C(金刚石,s)+O2(g)===CO2(g) ΔH=-395.41 kJ?mol-1, CO2(g)、H2(石墨,s)+O2(g)===CO2(g) ΔH=-393.51 kJ?mol-1,则金刚石转化为石墨时的热化学方程式为______________________________________________________________ ________________________________________________________________________ __________。
由此看来更稳定的碳的同素异形体为__________。
答案 C(金刚石,s)===C(石墨,s) ΔH=-1.90 kJ?mol-1 石墨解析由盖斯定律,要得到金刚石和石墨的转化关系,可将两个热化学方程式相减:C(金刚石,s)===C(石墨,s) ΔH3=ΔH1-ΔH2=-395.41 kJ?mol-1+393.51 kJ?mol-1=-1.90 kJ?mol-1。
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。
化学反应热的测定与计算方法
化学反应热的测定与计算方法在化学反应中，反应热是指反应过程中吸收或释放的能量。
测定反应热的准确与否对于研究化学反应的热力学性质、确定化学反应的特性以及工业生产等领域都具有重要意义。
本文将介绍几种常用的化学反应热的测定与计算方法。
一、常压条件下的反应热测定法常压条件下的反应热测定法主要通过观察反应过程中产生或吸收的热量来确定反应热。
其中常见的方法有：1. 定容量热量计法该方法使用热量计测量反应过程中所产生或吸收的热量。
首先，将反应溶液装入热量计中，记录初始温度并观察温度的变化。
然后，观察反应的物质消耗或生成情况，测量反应后的最终温度。
通过计算反应过程中温度的变化，结合物质的量来确定反应的热量。
2. 连续流动热量计法该方法通过将反应物连续引入热量计中，观察反应物混合过程中所释放或吸收的热量。
首先，在热量计中设置反应槽和热电偶温度探头。
然后，将反应物以恒定的流速引入反应槽中，并通过对输出温度信号的记录，计算反应过程中产生的热量。
二、恒压条件下的反应热测定法恒压条件下的反应热测定法主要通过测量化学反应过程中的温度变化和压力变化，来确定反应热。
其中常见的方法有：1. 恒焓法该方法使用燃烧热计测量恒压下的反应热。
首先，在恒压条件下将反应物燃烧，通过测定燃烧过程中产生的热量来计算反应热。
该方法适用于可以燃烧的物质反应的热量测定。
2. 蒸气量法该方法通过测量恒压条件下溶液中溶质的蒸气量的变化来确定反应热。
首先，将溶液注入恒温恒压器中，观察温度和压力的变化。
然后，通过以下公式计算反应热：ΔH = q/Δn其中，ΔH为反应热，q为吸附热，Δn为溶质的摩尔数差值。
三、反应热的计算方法反应热的计算方法主要通过热化学方程式和标准生成焓来计算。
具体步骤如下：1. 根据反应物和生成物，编写平衡化学方程式。
2. 根据平衡化学方程式，确定物质的量比。
3. 根据给定的反应物和生成物的标准生成焓，计算反应物和生成物的生成焓差。
4. 根据生成焓差，计算反应热。
化学反应热的计算
化学反应热的计算【知识要点】利用反应热的概念、盖斯定律、热化学方程式进行有关反应热的计算【知识回顾】1、计算焓变的两个公式⑴∆H＝E(生，总)－E(反，总)⑵∆H＝E(反应物断键总吸收能量)－E(生成物成键总放出能量)2、计算燃烧热：101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。
3、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热相同。
一、根据比例关系计算ΔH1、【例题1】25℃、101kPa时，使1.0g钠与足量的氯气反应，生成氯化钠晶体并放出17.87kJ的热量，求：（1）生成1molNaCl的反应热。
（2）这个反应的热化学方程式。
【练习一】1、已知25℃、101kPa时，16gCH4完全燃烧放出890.3kJ热量，求：（1）燃烧48g CH4的反应热。
（2）这个反应的热化学方程式。
2、已知25℃、101kPa时，4gH2完全燃烧放出571.6kJ热量，求生成1molH2O（l）的反应热。
3、根据图1和图2，写出反应的热化学方程式。
图1 图2【例题2】乙醇的燃烧热ΔH=-1366.8kJ/mol，在25℃、101kPa时，1kg乙醇充分燃烧后放出多少热量？【练习二】1、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)在相同气压下，1kg石墨充分燃烧后放出多少热量？2、25℃、101kPa时，12g乙酸完全燃烧放出174.06kJ，写出乙酸燃烧的热化学方程式：3、葡萄糖是人体所需能量的重要来源之一。
葡萄糖燃烧的热化学方程式为：C 6H12O6(s)＋6O2(g)＝6CO2(g)＋6H2O(l) ΔH=－2800kJ／mol葡萄糖在人体组织中氧化的热化学方程式与它燃烧的热化学方程式相同。
计算 100 g 葡萄糖在人体中完全氧化时所产生的热量。
4、在一定温度下，CO和CH4燃烧的热化学方程式分别为2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)ΔH＝－566 kJ/molCH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)ΔH＝－890 kJ/mol1 molCO和3 mol CH4组成的混合气体，在相同条件下完全燃烧时，释放的热量为()A．2 912 kJ B．2 953 kJ C．3 236 kJ D．3 867 kJ【例题3】已知①1 mol H2分子中化学键断裂时需要吸收436 kJ的能量；②1 mol Cl2分子中化学键断裂时需要吸收243 kJ的能量；③由H原子和Cl原子形成1 mol HCl分子时释放431 kJ的能量。
第2节 反应热的计算
第二节反应热的计算[明确学习目标]能进行反应焓变的简单计算。
1．盖斯定律(1)一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是01相同的。
(2)在一定条件下，化学反应的反应热只与02反应体系的始态和终态有关，而与03反应进行的途径无关。
2．盖斯定律的意义根据盖斯定律，我们可以利用已知反应的反应热来计算未知反应的反应热。
例如，若某个化学反应的ΔH＝＋a kJ/mol，则其逆反应的ΔH＝01－a_kJ/mol；若某个反应的化学方程式可由另外几个反应的化学方程式相加减而得到，则该反应的反应热也可以由这几个反应的02反应热相加减而得到。
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)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。
()(2)根据盖斯定律，几个热化学方程式中ΔH直接相加即可得目标反应的反应热。
()(3)有些反应的反应热不能直接测得，可通过盖斯定律间接计算得到。
()(4)反应热只与反应体系的始态和终态有关，与反应的途径无关。
()答案(1)√(2)×(3)√(4)√2．已知C(s)＋O2(g)===CO2(g)ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1C(s)＋12O2(g)===CO(g)ΔH2＝－110.5 kJ·mol－1，则2 mol C在O2中完全燃烧，放出的热量为()A．221 kJ B．787 kJC．393.5 kJ D．110.5 kJ答案 B3．已知：①2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)ΔH＝－571.6 kJ·mol－1；②2H2O(g)===2H2(g)＋O2(g)ΔH＝＋483.6 kJ·mol－1。
现有18 g液态H2O，蒸发时吸收的热量为()A．88 kJ B．44 kJC．4.89 kJ D．2.45 kJ答案 B4．已知热化学方程式：SO2(g)＋12O2(g)SO3(g)ΔH＝－98.32 kJ·mol－1，在容器中充入2 mol SO2和1 mol O2，充分反应，最终放出的热量() A．＝196.64 kJ B．＝98.32 kJC．<196.64 kJ D．>196.64 kJ答案 C知识点一对盖斯定律的理解1．从反应途径角度2．从能量守恒角度[深化理解]对于下图所示的过程：从反应途径角度，A―→D：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－(ΔH4＋ΔH5＋ΔH6)；从能量守恒角度：ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0。
反应热的计算(原卷版)
反应热的计算一、反应热的计算1．根据热化学方程式计算热化学方程式中反应热数值与各物质的化学计量数成正比。
例如，a A(g)＋b B(g)===c C(g)＋d D(g)ΔHa b c d|ΔH|n(A)n(B)n(C)n(D)Q则2．根据反应物、生成物的键能计算(1)ΔH＝生成物总能量－反应物总能量＝H(生成物)－H(反应物)(2)ΔH＝反应物总键能之和－生成物总键能之和常见物质中的化学键数目12123．根据物质的燃烧热数值计算Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH(燃烧热)|。
4．根据盖斯定律计算若反应物A变为生成物D，可以有两个途径①由A直接变成D，反应热为ΔH；②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。
如图所示：则有ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。
二、“盖斯定律”型反应热的思维认知模型1．题型特征：由多个已知热化学方程式，求目标热化学方程式的反应热ΔH或写出目标热化学方程式的热化学方程式。
此类题型比较成熟，特征、分值及出现在试卷中的位置较为固定。
2．计算依据：盖斯定律：即不管化学反应分一步完成或几步完成，反应热相同.化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，与反应途径无关。
3．解题思路：首先观察最终方程式的反应物和生成物，利用已知方程式的加法或减法消去最终方程式没有出现的中间产物，得到总反应方程式。
然后，将两个方程式加减乘除得到新的反应方程式，焓变也随之变化。
最后，根据消元的路径代入数据求出目标反应方程式焓变。
4．解题步骤：观察反应物、生成物在已知式中的位置，根据目标方程式中各物质计量数和位置的需要，对已知方程式进行处理，或调整计量数或调整反应方向.突破解题最大的难点，具体而言可以分以下步骤：1)若目标热化学反应方程式中只与一个已知热化学方程式共有的某物质为参考物，以此参照物在目标热化学反应方程式中的位置及计量数确定分热化学方程式的计量数、ΔH 的改变量及加减．若目标热化学反应方程式中某物质，在多个已知的热化学方程式中出现，则在计算确定ΔH时暂时不考虑。
反应热的计算
考纲要求：了解热化学方程式的含义，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。
考纲分析：考查热化学方程式的书写以及盖斯定律的应用。
考查形式主要是以填空题形式出现，试题难度一般为中等难度。
预计今年的高考仍然是以热化学方程式的书写、反应热的计算、化学键与能量的关系等为重点考察内容，对盖斯定律的考查将会更加灵活。
1．根据反应物和生成物的总能量进行计算反应热△H=E（生成物的总能量）—E（反应物的总能量）这种考查方式一般容易出现在图像题中，考查的比较少。
2．根据键能数据进行计算反应热△H=E（反应物的总键能）—E（生成物的总键能）例题肼（H2NNH2）是一种高能燃料，有关化学反应的能量变化如图所示。
已知断裂1 mol 化学键所需的能量（kJ）：N≡N为942、O===O为500、N—N为154，则断裂1 mol N—H 键所需的能量（kJ）是（）A．194 B．391 C．516 D．658方法一：由题中数据表明这个题的反应热的计算与键能有关，所以可以采用上面的公式进行计算。
设断裂1 mol N—H键所需要的能量为x，设断裂1 mol O—H键所需要的能量为y。
△H=4x+154kJ+500kJ-954kJ-4y =-534kJ---------①再由图像可知，断裂1 mol N2（g）和2 mol H2O（g）中的化学键所要吸收的能量为：2752kJ，即：954kJ+4y=2752kJ-----------------②联立①②可得：x＝391 kJ，故B项正确。
方法二：由题中的图像可以看出断裂1 mol N2H4（g）和1 mol O2（g）中的化学键所要吸收的能量为：2 752 kJ－534 kJ＝2 218 kJ设断裂1 mol N—H键所需要的能量为x则：154 kJ＋4x＋500 kJ＝（2 752－534）kJ解得x＝391 kJ，故B项正确。
3．根据盖斯定律进行计算如果一个化学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。
中和反应热的计算公式
中和反应热的计算公式
（1）化学反应热的计算公式
化学反应热（ΔH）是指在能量守恒条件下反应物吸收（ΔH>0）或释放（ΔH<0）的能量，可以用牛顿热力学第二定律来计算：
ΔH=ΔU+Δ(PV)，其中ΔU 是反应的化学变化，Δ(PV) 是反应状态变化
的热力学因子。
（2）中和反应热的计算公式
中和反应热（ΔH）是指在一定环境（如常温常压）下，在酸与碱发生
反应时释放或者吸收的热量。
中和反应热是物质特性及结构变化的表现，不受环境的影响，但受酸碱的性质与结构的影响。
因此，中和反
应热的计算可以用下面的公式：
ΔH=ΔHf (酸) +ΔHf (碱) - ΔHf (中和物)，
其中ΔHf (酸)、ΔHf (碱)、ΔHf (中和物)表示酸、碱、中和物的放热值，放热值可通过观测或实验获得；也可以从常用的放热表中查得，综合
各物质的放热值，就可以根据上面公式计算当前中和反应中释放或吸
收的能量值ΔH。
热化学反应的热量计算
热化学反应的热量计算热化学反应是化学反应中涉及热能变化的一类反应。
在热化学反应中，热量的计算是十分重要且常见的一个步骤。
本文将介绍如何进行热化学反应的热量计算，并提供几个例子来说明计算过程。
一、热化学反应的热量计算原理热化学反应的热量计算基于热力学第一定律，即能量守恒定律。
该定律指出，在化学反应中，反应物与生成物之间能量的转化不会增加或减少，只会发生转换。
因此，热化学反应中热量的计算可以通过测量反应前后系统的能量变化来实现。
在热力学中，通常使用焓（enthalpy）来描述系统的能量状态。
焓H定义为系统的内能U与所做的体积功PV之和，即H=U+PV。
热化学反应的热量计算中，可以通过计算反应前后系统的焓变ΔH来得到反应的热量变化。
二、热化学反应的热量计算方法1. 焓变值表法焓变值表是化学反应中常见的数据表格，其中列出了各种物质参与反应时的焓变值。
根据焓变值表，可以通过相应物质的热量变化来计算反应的焓变。
例如，当发生氧化反应时，可以使用焓变值表中氧化物的焓变值来计算反应的焓变。
假设有以下反应方程式:2C(s) + O2(g) → 2CO2(g)根据焓变值表，C(s)的焓变为0，O2(g)的焓变为0，CO2(g)的焓变为-393.5 kJ/mol。
因此，可以计算反应的焓变为:ΔH = 2(-393.5 kJ/mol) - 0 - 0 = -787 kJ/mol2. 反应热计法反应热计法是通过实验测量反应物和生成物之间温度变化来计算反应的热量变化。
反应热计实验通常使用量热器来测量反应物和生成物的温度变化。
例如，假设进行以下反应:2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)通过在量热器中测量反应前后系统的温度变化，可以计算反应的热量变化。
假设反应前后系统的温度分别为T1和T2，则可以利用反应热计法计算反应的热量变化为:ΔH = mcΔT其中，m为反应物和生成物的质量，c为反应物和生成物的比热容，ΔT为反应前后系统的温度变化。
反应热的计算
1、浓硫酸和氢氧化钠固体反应生成1mol水时，放出的热量一定大于57.3kJ（浓硫酸稀释和氢氧化钠固体溶解时都会放出热量）
2、醋酸和氢氧化钠溶液反应生成1mol水时，放出的热量一定小于57.3kJ（醋酸电离会吸热）
3、稀硫酸和氢氧化钡溶液反应生成1mol水时，放出的热量一定大于57.3kJ（SO42-和Ba2+反应生成的BaSO4沉淀会放热）
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练习3：[2018年全国II卷]CH4-CO2催化重整反应为：CH4(g)+ CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)
已知：C(s)+2H2(g)=CH4(g) ΔH=-75 kJ·mol−1
C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH=-394 kJ·mol−1
C(s)+
O2(g)=CO(g) ΔH=-111 kJ·mol−1
练习：下列各组热化学方程式中，△H1>△H2的是（ ）①H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) △H1 H2(g)+I2(g)=2HI(g) △H2②C2H4O2(1)+2O2(g)=2CO2(g)+2H2O(g) △H1 C2H4O2(1)+2O2(g)=2CO2(g)+2H2O(l) △H2③CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g) △H1 Na2O(s)+H2O(l)=2NaOH( aq) △H2④2H2S(g)+3O2(g)=2SO2(g)+2H2O(g) △H1 2H2S(g)+O2(g)=2S(s)+2H2O(g) △H2A.②③ B.①④ C.①② D.③④
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3.利用燃烧热求反应热
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[答案] C(石墨,s)+2H2(g)═CH4(g) ΔH=-74.8 kJ/mol
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[解析] 方法1:
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由石墨生成甲烷的途径设计 所以ΔH4=ΔH2+2ΔH3-ΔH1=-393.5+2×(-285.8)-(-890.3)=74.8(kJ/mol) 方法2:设C(石墨,s)+2H2(g)═CH4(g)为我们要研究的反应方
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二､反应热的计算 1.反应热计算的依据 (1)据反应物和生成物的总能量计算｡ ΔH=E生成物-E反应物｡ (2)据键能计算｡ ΔH=反应物键能总和-产物键能总和｡
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(3)据燃烧热和中和热计算｡ ①燃烧热:Q放=n(可燃物)ΔHc｡ n(可燃物)为可燃物的物质的量,ΔHc为该可燃物的燃烧热｡ ②中和热:Q放=n(H2O)ΔHc′, n(H2O)为生成水的物质的量,ΔHc′为中和热｡
4725.8 ｡ kJ 量为________
(3)现有H2和C3H8的混合气体共5 mol,完全燃烧时放热3 847 3∶1 ｡ kJ,则在混合气体中H2和C3H8的体积比是________
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解析:(1)根据燃烧热的概念知H2的燃烧热为285.8 kJ/mol｡ (2)释放的总热量为1 mol×285.5 kJ/mol+2 mol×2220 kJ/mol=4725.8 kJ｡ (3)设H2､C3H8的物质的量分别为n1､n2,则有:
不同的角度进行理解｡
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(1)从途径角度 化学反应热效应只与始态和终态有关,与过程无关｡就像登山 到山顶,不管选哪一条路走,从A点到B点,山的海拔总是不 变的｡
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(2)从反应热总值角度 若一个反应可以分几步进行,则各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,即反应热总值一定｡如 图表示始态到终态的反应热｡
则ΔH=ΔH1+ΔH2=ΔH3+ΔH4+ΔH5｡
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(3)从能量守恒角度 我们先从S变化到L,这时体系放出热量(ΔH1<0),然后从L变回 到S,这时体系吸收热量(ΔH2>0)｡ 整个过程中ΔH1+ΔH2=0,能量既不会增加,也不会减少,只会从
一种形式转化为另一种形式｡
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(4)反应方程式进行加减运算时,ΔH也同样要进行加减运算, 且要带“+”“-”号,即把ΔH看做一个整体进行运算｡ (5)在设计的反应过程中遇到同一物质固､液､气三态的相互转 化,状态由固→液→气变化时,会吸热;反之会放热｡
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典例剖析 知识点一 盖斯定律的应用 【例1】 实验中不能直接测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H2燃烧反应的燃烧热,用来表
第三节 化学反应热的计算
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目标导学 1.知道盖斯定律的内容,了解其在科学研究中的意义｡ 2.能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算｡ 3.通过有关反应热计算的学习过程,掌握有关反应热计算的方 法和技巧,以进一步提高计算能力｡
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课前自主学习 一､盖斯定律 1.盖斯定律 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,这就是盖斯定律｡如
P4(s,白磷)═4P(s,红磷) ΔH=ΔH1-4ΔH2
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4.应用盖斯定律计算反应热时的注意事项 (1)热化学方程式同乘以某一个数时,反应热数值也必须乘上 该数｡ (2)热化学方程式相加减时,同种物质之间可相加减,反应热也
随之相加减｡
(3)将一个热化学方程式颠倒时,ΔH的“+”“-”号必须随之 改变｡
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知识点二 有关反应热的计算 【例2】 已知热化学方程式:C(s)+O2(g)═CO2(g)ΔH=-393.5 kJ·mol-1 CaCO3(s)═CaO(s)+CO2(g) ΔH=+178.2 kJ·mol-1
若要将1 t碳酸钙煅烧成生石灰,求理论上需要不含杂质的焦
炭的质量｡
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课内针对性训练 1.已知下列热化学方程式: Zn(s)+ Hg(l)+ ΔH值为(
1 O 2(g)═ZnO(s) ΔH1 ①
1 (g)═HgO(s) ΔH ② O 2 2 2
2
Zn(s)+HgO(s)═Hg(l)+ZnO(s) ΔH ③
)
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A.ΔH2-ΔH1 C.ΔH1-ΔH2 答案:C
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二､反应热的计算 反应热计算的依据 根据热化学反应方程式､盖斯定律､燃烧热的数据,可以计算 一些反应的反应热｡
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课堂深化探究 一､盖斯定律 1.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,而与具体反应进行的途径无关,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
ΔH=+890 kJ·mol-1
B.CH4(g)+2O2(g)═CO2(g)+2H2O(l) ΔH=-890 kJ·mol-1
C.CH4(g)+2O2(g)═CO2(g)+2H2O(l)
ΔH=+890 kJ·mol-1 1 1 D. CH4(g)+O2(g)═ CO2(g)+H2O(l) 2 2 -1 ΔH=-890 kJ·mol
该反应一步完成的反应热是相同的,这就是盖斯定律｡
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2.对盖斯定律的理解 盖斯定律是质量守恒定律和能量守恒定律的共同体现;反应 是一步完成还是分步完成,最初的反应物和最终的生成物 都是一样的,只要物质没有区别,能量也不会有区别｡因此盖
斯定律的本质是:过程的焓变与途径无关｡可以从以下几种
B.ΔH2+ΔH1 D.-ΔH1-ΔH2
解析:由盖斯定律得③=①-②,所以ΔH=ΔH1-ΔH2｡
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2.沼气是一种能源,它的主要成分是CH4｡8 g CH4完全燃烧生 成CO2和H2O(l),放出445 kJ热量,则下列热化学方程式中 正确的是( ) A.2CH4(g)+4O2(g)═2CO2(g)+4H2O(l)
n1 n 2 5 mol n1 285.8 kJ / mol n 2 2220 kJ / mol 3847 kJ 15 n1 mol 4 解得 n 5 mol 2 4
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(4)根据热化学方程式进行计算: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;各项的化学计量数包 括ΔH的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数｡其计算方法 步骤与根据一般化学方程式计算相似,可以把反应热看作
方程式内的一项进行处理｡
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(5)根据盖斯定律进行计算:若一个化学方程式可由另外几个 化学方程式相加或相减得到,则该化学反应的热化学方程 式可以由以上热化学方程式包括其ΔH(含“+”､“-”)相加或 相减而得到｡其一般步骤是:
,ΔH1､ΔH2､ΔH3三者的关系为ΔH1=ΔH2+ΔH3｡
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2.对盖斯定律的理解 能量的释放或吸收以发生变化的物质为基础,但以物质为主｡ 如果物质没有变化,就不能引发能量的变化｡ 3.盖斯定律的应用
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)｡给测定反应热造成了困难｡应用 盖斯定律可以间接地把它们的反应热计算出来｡
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设要燃烧放出178.2×104 kJ的能量,需焦炭的质量为m(假设 焦炭完全燃烧): C(s)+O2(g)═CO2(g) ΔH=-393.5 kJ·mol-1 12 g 393.5 kJ
m
178.2×104 kJ
解得m≈54.3×103 g,故需焦炭54.3 kg｡
[答案] 54.3 kg
①确定待求的反应方程式;
②找出待求方程式中各物质出现在已知方程式的什么位置;
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③根据未知方程式中各物质的化学计量数和位置的需要对已 知方程式进行处理或调整化学计量数或调整反应方向; ④叠加并检验上述分析的正确与否｡ 利用盖斯定律,可以从已经测定的反应的热效应来计算难于
测量或不能测量的反应的热效应,它是间接求算反应热的
,ΔH也要做相应变化｡
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4.已知: 2H2(g)+O2(g)═2H2O(l) ΔH=-571.6 kJ/mol C3H8(g)+5O2(g)═3CO2(g)+4H2O(l) ΔH= -2 220 kJ/mol 根据上面两个热化学方程式,回答下列问题:
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ΔH=-285.8 kJ/mol (1)H2的燃烧热为________________ ｡ (2)1 mol H2和2 mol C3H8组成的混合气体完全燃烧释放的热
示燃烧热的热化学方程式分别为:
①CH4(g)+2O2(g)═CO2(g)+2H2O(l) ΔH1=-890.3 kJ/mol ②C(石墨,s)+O2(g)═CO2(g) ΔH2=-393.5 kJ/mol 1 ③H2(g)+ O2(g)═H2O(l) ΔH3=-285.8 kJ/mol 2 写出由石墨生成甲烷的热化学反应方程式:_______｡
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答案:B 解析:8 g CH4的物质的量为0.5 mol,0.5 mol CH4完全燃烧时 生成CO2和H2O(l)放出热量为445 kJ,则1 mol CH4完全燃 烧生成CO2和液态水时放出890 kJ的热量｡