化学反应中的能量关系9
化学反应的能量变化计算
化学反应的能量变化计算能量变化是化学反应中非常重要的一个方面。
通过计算能量变化，我们可以了解化学反应是否放热或吸热，以及反应的强度和方向。
本文将介绍化学反应能量变化的计算方法。
一、内能变化（ΔU）的计算内能是指物质分子体系的总能量，其变化可以通过焓变（ΔH）和功（W）的差来计算：ΔU = ΔH - W其中焓变ΔH表示反应物与生成物之间的能量差，可以通过实验测定得到。
功W表示反应过程中做的对外界的功，可以通过压力-体积曲线下的面积计算。
二、焓变（ΔH）的计算焓变是指反应过程中系统（反应物与生成物所在的体系）吸收或放出的热量。
焓变的计算需要考虑反应的摩尔数，通常以化学方程式为基础进行计算。
1. 若各反应物和生成物的化学方程式系数前均为1，则焓变即为反应过程中吸收或放出的热量。
2. 若反应物和生成物的化学方程式系数不为1，需要将焓变按照摩尔数进行比例缩放。
例如，对于反应A + B → C，如果ΔH为-100 kJ，表示每摩尔A与B反应生成C时释放100 kJ的热量。
3. 对于反应中涉及到的多个化学方程式，可以根据热效应的性质进行计算。
例如，反应A → B的焓变为ΔH1，反应B → C的焓变为ΔH2，则反应A → C的焓变为ΔH1 + ΔH2。
三、热效应计算中的其他注意事项在进行能量变化计算时，还需注意以下几点：1. 焓变与反应物和生成物状态有关，应明确指定反应温度和压力条件。
2. 反应过程中的相变（如气体转化为液体或固体）也会影响能量变化，需要将其考虑在内。
3. 化学反应的能量变化通常以摩尔为单位进行计算，但也可以按质量比例进行计算。
四、热化学方程式的应用热化学方程式是一种用于描述化学反应能量变化的方法，常用于能量计算和热平衡问题。
其基本形式为：∑(反应物热效应) = ∑(生成物热效应)通过热化学方程式，我们可以推导出反应物或生成物的热效应，并进行能量变化的计算。
五、实例分析以甲烷燃烧反应为例，化学方程式为：CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)根据实验数据，该反应焓变ΔH为-890 kJ/mol。
化学反应中的能量变化：内能焓与热容
化学反应中的能量变化：内能焓与热容化学反应中的能量变化：内能、焓与热容在化学反应中，物质发生变化时伴随着能量的转化和释放。
能量的变化是化学反应中重要的研究内容之一，它揭示了化学反应的动力学特征和热力学规律。
本文将介绍化学反应中的能量变化，重点讨论内能、焓与热容的概念、计算方法和实际应用。
一、内能（U）内能是指物质微观粒子的动能和势能之和，是描述系统热力学状态的重要参量。
化学反应中的内能变化可以通过实验测定或计算得到。
根据能量守恒定律，反应过程中的能量转化可表达为以下方程式：ΔU = Q - W其中，ΔU表示内能变化；Q表示系统与外界间的热量交换；W表示系统与外界间的功交换。
当Q和W都为正值时，系统吸热和做功；当Q和W都为负值时，系统放热和受到外界做功；当Q和W一正一负时，系统既吸热又放热，或既做功又受到外界做功。
内能是一个状态函数，与路径无关，只与起始状态和结束状态有关。
二、焓（H）焓是指在恒压条件下，系统与外界之间进行的热量变化，常用符号H表示。
在化学反应中，若反应为恒压反应，内能变化和焓变之间存在以下关系式：ΔH = ΔU + PΔV其中，ΔH为焓变；ΔU为内能变化；PΔV为压力与体积间的做功。
当ΔH为正值时，化学反应为吸热反应，系统获取热量；当ΔH为负值时，化学反应为放热反应，系统释放热量。
与内能不同，焓是一个状态函数，在化学反应中常用来表示反应的热力学性质。
三、热容（C）热容是指物质吸热或放热时温度变化的量度，常用符号C表示。
热容可分为恒容热容（Cv）和恒压热容（Cp）。
恒容热容指的是在等体积条件下，物质对热量的吸收或释放所引起的温度变化；恒压热容指的是在等压条件下，物质对热量的吸收或释放所引起的温度变化。
热容与物质的性质有关，同一物质在不同的物理状态下具有不同的热容。
热容可用于计算物质的温度变化和热量变化之间的关系，符合以下公式：Q = CΔT其中，Q表示吸热或放热的热量；C表示热容；ΔT表示温度变化。
化学反应的能量变化计算
化学反应的能量变化计算化学反应是物质之间发生变化的过程，而能量变化则是这些化学反应中的重要参数之一。
准确计算化学反应的能量变化对于了解反应的热力学特征、预测反应的稳定性以及设计新型的化学合成路线都具有重要意义。
在化学反应中，能量变化可以通过热量的观测和计算来确定。
常见的能量变化类型包括焓变、内能变化和反应熵变等。
下面将介绍几种常见的能量变化计算方法。
一、焓变的计算焓变（ΔH）是指在化学反应中，反应物到生成物之间的能量差异。
焓变的计算可以基于反应热量的测定结果。
实验上，可以通过量热器等设备测定化学反应过程中的热量变化，从而得到焓变的数值。
例如，对于反应A+B→C，若实验中测得反应放热，即热量从反应体系流向周围环境，则焓变为负值（放热反应）；反之，若实验中测得反应吸热，即热量从周围环境流向反应体系，则焓变为正值（吸热反应）。
焓变的计算公式为：ΔH = ΣΔH(生成物) - ΣΔH(反应物)其中，ΔH(生成物)和ΔH(反应物)分别表示生成物和反应物的标准生成热。
通过查阅化学参考书籍或数据库，可以找到各种物质的标准生成热数值。
二、内能变化的计算内能变化（ΔU）是指在化学反应中，反应体系内部能量的变化。
内能变化可以通过焓变和反应功之间的关系进行计算。
内能变化的计算公式为：ΔU = ΔH - PΔV其中，ΔH为焓变，P为反应体系中气体的压强，ΔV为反应体系的体积变化。
需要注意的是，当反应体系的体积不变时，即ΔV等于零时，内能变化等于焓变。
然而，当体系发生体积变化时，就需要考虑到体积变化对内能变化的贡献。
三、反应熵变的计算反应熵变（ΔS）是指在化学反应中，反应体系的熵变化。
反应熵变可以通过吉布斯自由能关系进行计算。
反应熵变计算公式为：ΔS = ΔS(生成物) - ΔS(反应物) - R ln(Q)其中，ΔS(生成物)和ΔS(反应物)分别表示生成物和反应物的摩尔熵，R为气体常数，ln(Q)为反应的反应均相系数。
化学反应与能量变化知识点总结
化学反应与能量变化知识点总结一、化学反应中的能量变化。
1. 化学反应的实质。
化学反应的过程是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
旧键断裂需要吸收能量，新键形成会释放能量。
2. 反应热与焓变。
反应热：化学反应过程中吸收或放出的热量。
焓变（ΔH）：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
- 吸热反应：ΔH > 0。
- 放热反应：ΔH < 0。
3. 常见的吸热反应和放热反应。
吸热反应：大多数分解反应、氯化铵与氢氧化钡的反应、以 C、CO、H₂为还原剂的氧化还原反应等。
放热反应：大多数化合反应、酸碱中和反应、燃烧反应、活泼金属与酸或水的反应等。
二、热化学方程式。
1. 定义。
表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
2. 书写注意事项。
要注明反应物和生成物的状态（g、l、s）。
要注明反应的温度和压强（若在 25℃、101kPa 条件下进行，可不注明）。
要注明ΔH 的正负号、数值和单位。
化学计量数只表示物质的量，可以是整数，也可以是分数。
三、燃烧热和中和热。
1. 燃烧热。
定义：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。
单位：kJ/mol。
注意：燃烧热是以 1mol 可燃物为标准进行测量的。
2. 中和热。
定义：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成 1mol 液态水时所释放的热量。
单位：kJ/mol。
注意：强酸与强碱的稀溶液反应，若有弱酸或弱碱参与，中和热数值偏小。
四、盖斯定律。
1. 内容。
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。
2. 应用。
可以通过已知反应的热化学方程式，进行相应的加减运算，得到目标反应的热化学方程式和反应热。
五、能源。
1. 分类。
一次能源：直接从自然界获取的能源，如煤、石油、天然气、风能、水能等。
二次能源：由一次能源经过加工、转化得到的能源，如电能、氢能等。
2. 新能源。
太阳能、风能、地热能、海洋能、生物质能等，具有资源丰富、可再生、对环境影响小等优点。
初中化学化学反应中的能量变化及能量守恒定律
初中化学化学反应中的能量变化及能量守恒定律化学反应是指物质在化学作用下发生变化的过程。
在化学反应中，能量扮演着重要的角色，它既是反应发生的原因，同时也是反应结果的展现形式。
本文将探讨化学反应中的能量变化以及能量守恒定律。
一、化学反应的能量变化在化学反应中，能量的状态发生了变化，包括吸热反应和放热反应两种情况。
1. 吸热反应吸热反应是指在反应过程中吸收外界的热量，使得反应物的能量增加，产品的能量减少。
吸热反应常常伴随着温度的升高，反应容器感觉到的温度会增加。
一个典型的例子是化学荧光棒的使用，当我们搓动荧光棒时，其中的化学反应会产生吸热反应，会感觉到荧光棒变热。
2. 放热反应放热反应是指在反应过程中释放热量，使得反应物的能量减少，产品的能量增加。
放热反应常常伴随着温度的降低，反应容器感觉到的温度会下降。
一个典型的例子是火焰的燃烧，当我们点燃火焰时，其中的化学反应会产生放热反应，可以感受到周围的温度上升。
二、能量守恒定律在化学反应中的适用性能量守恒定律是物理学中的一项基本定律，它指出在一个封闭系统中，能量的总量始终保持不变。
在化学反应中，能量守恒定律同样适用。
化学反应涉及的能量变化不会产生或消失，而是从一个形式转化为另一个形式，并在反应过程中保持不变。
例如，当燃料燃烧时，化学能转化为热能以及光能。
这意味着，燃料释放的热量和产生的光亮的总和应该等于燃料本身所含有的化学能。
如果我们将燃烧反应放在一个绝缘容器中进行，那么通过测量反应前后的能量，我们将发现它们是相等的。
同样，当反应物发生化学变化生成新的产物时，反应前后的能量总量应该保持不变。
如果反应物在反应前的总能量为X，而生成的产物在反应后的总能量为Y，那么X应该等于Y。
三、能量变化与化学反应速率的关系化学反应的速率与能量变化之间存在一定的关系。
在反应中，反应物需要克服能垒，即初始能量，才能发生化学变化。
吸热反应需要外界供给足够的能量才能克服反应物之间的相互吸引力，使它们解离并重新组合成产物。
化学反应过程的能量变化
化学反应过程的能量变化一、概念解析1.能量变化：化学反应过程中，反应物和生成物之间能量的差异称为能量变化。
2.活化能：化学反应中，使反应物分子变成活化分子所需的最小能量称为活化能。
3.放热反应：化学反应中，生成物的总能量低于反应物的总能量，能量差以热能形式释放，称为放热反应。
4.吸热反应：化学反应中，生成物的总能量高于反应物的总能量，能量差以热能形式吸收，称为吸热反应。
二、能量变化的原因1.化学键的断裂与形成：化学反应中，反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成过程中，能量的吸收和释放。
2.分子轨道的重排：化学反应过程中，反应物分子轨道的重排导致能量的变化。
3.原子核之间的相互作用：化学反应中，原子核之间的相互作用导致能量的变化。
三、能量变化的计算1.焓变：化学反应过程中，系统内能的变化，用焓（ΔH）表示。
2.熵变：化学反应过程中，系统混乱度的变化，用熵（ΔS）表示。
3.自由能变化：化学反应过程中，系统自由能的变化，用自由能（ΔG）表示。
四、能量变化与反应速率1.活化能与反应速率：活化能越低，反应速率越快。
2.催化剂：降低活化能，加快反应速率。
五、能量变化与化学平衡1.吉布斯自由能：化学反应达到平衡时，系统自由能的变化。
2.勒夏特列原理：化学反应平衡时，系统总能量的变化。
六、能量变化在生活和生产中的应用1.燃烧反应：放热反应，广泛应用于加热、照明、动力等领域。
2.电池：利用化学反应过程中的能量变化，实现电能的储存和转化。
3.化学热泵：利用化学反应过程中的能量变化，实现热能的转移和利用。
七、注意事项1.掌握能量变化的基本概念，理解化学反应过程中能量的转化。
2.注意能量变化与反应速率、化学平衡之间的关系。
3.联系实际应用，认识能量变化在生活和生产中的重要性。
习题及方法：1.习题：某放热反应的反应物总能量为E1，生成物总能量为E2，则该反应的焓变ΔH为多少？解题方法：根据放热反应的定义，反应物总能量高于生成物总能量，因此焓变ΔH为负值。
化学反应中的能量守恒
化学反应中的能量守恒能量守恒定律是自然界中最基本的物理规律之一，也适用于化学反应。
化学反应不仅仅是物质的转化，还涉及到能量的转化和释放。
能量守恒在化学反应中起着至关重要的作用，它使我们能够理解和解释化学反应的能量变化。
本文将探讨化学反应中的能量守恒原理，并通过实例加以说明。
一、能量守恒原理能量守恒原理是指在任何系统中，能量的总量始终保持不变。
化学反应作为一个能量交换的过程，遵循能量守恒原理。
在化学反应中，反应物首先经历起始状态到中间状态的转化，然后再向最终状态转化。
这个转化的过程中，能量在不同形式之间转换，但总能量守恒。
二、化学反应中的能量转化在化学反应中，能量以不同的方式进行转换。
主要的能量转换形式有以下几种：1. 热能转化：热能是化学反应中常见的能量形式，它是由于反应过程中的放热或吸热而产生的。
放热反应是指在反应过程中释放出热能，而吸热反应则是指在反应过程中吸收热能。
例如，燃烧反应通常是放热反应，而溶解反应则通常是吸热反应。
2. 动能转化：动能是由运动物体具有的能量形式，它在化学反应中亦有转化。
当化学反应中涉及到分子碰撞、原子运动等过程时，动能的转化就会发生。
例如，气体分子在反应中的碰撞，以及离子在溶液中的扩散都涉及到动能的转化。
3. 化学键能转化：化学键能是分子内部的能量形式，它在化学反应中也会发生转化。
当化学反应中的化学键断裂或形成时，化学键能就会发生转化。
例如，燃烧反应中，碳氢化合物的碳氢键被断裂，新的碳氧键和氢氧键形成，化学键能发生转化。
三、能量守恒的实例为了更好地理解化学反应中的能量守恒原理，以下举例说明：1. 燃烧反应：以丁烷燃烧为例，化学方程式为C4H10 + 6O2 ->4CO2 + 5H2O。
这是一个放热反应，燃烧过程中产生的热能可以用来加热周围环境。
能量守恒原理告诉我们，燃烧产生的热能等于反应物中的化学能减去生成物中的化学能。
2. 蒸发反应：以水的蒸发为例，化学方程式为H2O(l) -> H2O(g)。
化学反应能量
化学反应能量化学反应是物质转化的过程，同时伴随着能量的变化。
能量在化学反应中扮演着重要的角色，它决定了反应是否能够进行以及反应的速度和产物的稳定性。
本文将介绍化学反应能量的基本概念和相关原理。
1. 热力学第一定律热力学第一定律，也被称为能量守恒定律，指出能量在系统中的总量是不变的。
化学反应也符合能量守恒定律，即反应前后的总能量保持恒定。
这意味着在一个化学反应中，能量可以从一个物质转移给另一个物质，但总能量不会增加或减少。
2. 反应焓变反应焓变是描述化学反应中能量变化的常用指标。
焓变指的是物质在恒定压力下的能量变化，通常用ΔH表示。
当化学反应发生时，反应物的化学键被破坏，新的化学键形成，导致反应物的内能发生改变。
焓变可以是正值，表示吸热反应，也可以是负值，表示放热反应。
3. 焓变的测定实验上，可以通过热量计测定反应物和产物之间的温度变化来计算焓变。
在实验室中，热量计通常由两个隔热的容器组成，通过监测反应体系中的温度变化来测定反应焓变。
在做实验时，要注意使用适当的量和高精度的仪器，以确保得到准确可靠的结果。
4. 燃烧反应的能量一些最常见的化学反应是燃烧反应，如燃烧木材或煤炭。
在燃烧过程中，物质与氧气发生反应，产生大量的能量。
这些能量可以用于加热或产生动力。
燃烧反应是一种放热反应，其焓变通常是负值。
5. 化学反应的能量循环化学反应的能量循环是指化学反应中能量的吸收和释放是一系列反应的结果。
在循环中，反应可以以不同的路径进行，但最终的总能量变化是相同的。
化学反应的能量循环可用于解释化学工艺、燃料利用以及能量转换等实际问题。
6. 化学反应速率和能量化学反应的速率决定了反应发生的快慢程度。
能量在反应速率中起着关键作用，反应物必须具有足够的能量以克服活化能的限制，才能成功发生反应。
活化能是指反应物转化为产物所需的最小能量。
当温度升高时，活化能降低，反应速率增加。
结论化学反应能量是化学反应中的核心概念之一。
了解和掌握化学反应能量的原理对于解释和预测化学反应的行为具有重要意义。
化学反应平衡与能量变化的关系
化学反应平衡与能量变化的关系在化学领域中，反应平衡是指当化学反应达到一定条件下，反应物与生成物之间的浓度或者压强保持稳定的状态。
反应平衡的过程中，能量也会发生变化，这种变化被称为能量变化。
本文将探讨化学反应平衡与能量变化之间的关系。
一、热力学基本概念在讨论化学反应平衡与能量变化的关系之前，我们首先需要了解一些基本的热力学概念。
1. 反应焓变（ΔH）反应焓变（ΔH）是指化学反应过程中吸热或放热的量。
吸热反应的焓变为正值，放热反应的焓变为负值。
反应焓变可以通过实验测定得到，也可以根据反应物与生成物的标准生成焓进行计算。
2. 反应熵变（ΔS）反应熵变（ΔS）是指化学反应过程中体系混乱程度的变化。
反应物与生成物之间的反应熵变可以通过实验数据或者熵表进行查找得到。
3. 反应自由能变（ΔG）反应自由能变（ΔG）是指化学反应在一定温度下能够释放的自由能。
能在一定温度下进行自发反应的反应自由能变为负值，而需要外界输入能量才能进行的反应自由能变为正值。
二、反应平衡与能量变化的关系反应平衡是在化学反应中达到动态稳定状态的处理。
一般来说，反应物与生成物之间的能量差异会导致反应的进行，而达到平衡状态时，能量差异被消除。
这表明在反应平衡位置处，反应物与生成物之间的能量变化趋向于零。
由于化学反应平衡与能量变化之间的关系较为复杂，无法用简单的公式来表示。
根据热力学基本概念，我们可以通过反应焓变（ΔH）、反应熵变（ΔS）和反应温度（T）来分析反应平衡与能量变化之间的关系。
根据吉布斯自由能方程（ΔG = ΔH - TΔS），当ΔG = 0时，反应达到平衡。
在这种情况下，可以推导出以下两个常见的情况：1. 当ΔH < 0且ΔS > 0时这表示反应具有负的焓变和正的熵变。
当温度较高时，焓变项对自由能变化的贡献更为显著，此时反应平衡位置偏向生成物。
2. 当ΔH > 0且ΔS < 0时这表示反应具有正的焓变和负的熵变。
化学反应中的能量关系
问题：U 是否为状态函数？ ΔU呢？
2019/9/14
＊U： ① 绝对值无法确定； ② 体系状态发生改变时，体系和环境有能 量交换，有热和功的传递，因此可确定体系 热力学能的变化值。 △ U：可确定。 ●广度性质，具有加和性，与物质的量成正 比； ●体系与环境之间能量交换的方式； ●热和功的符号规定。
（2） 完成过程的具体步骤称为途径； （3） 状态1 → 状态2 ： 途径不同，状态函
数改变量相同； （4） 状态一定时，状态函数有一个相应的
确定值。始终态一定时，状态函数的 改变量就只有一个唯一数值。 （5） 等压过程： 压力恒定不变 ΔP = 0；等 容过程：ΔV = 0；等温过程：ΔT = 0
∑X = ∑Xi ；i= 1
功和热(Work and Heat)
J
J 在化学反应中涉及较广的是体积功，即由 于化学反应发生引起体系体积变化反抗外力作 用而与环境交换的功，称为体积功；其他功统 称非体积功。 体积功： W = P·ΔV
2019/9/14
问题：热和功是否为状态函数？ 从热和功的定义可知，热和功不是状态函 数，不仅与过程的始、终态有关，而且与 过程的具体途径有关。
状态：体系一些性质的综合表现。 状态函数：描述体系状态的物理量。 如：物质的量、压力、体积、温度等。
2019/9/14
状态函数的特点
(1)体系的状态一确定，各状态函数均有确定值
(2)
(3)描述体系所处状态的各状态函数之间是 有联系的
状状态态和和状状态态函函数数
2019/9/14
过程与途径
（1） 状态变化的经过称为过程 (恒温、恒 压、恒容、绝热过程）；
本节的主要研究内容:
1-3-1基本概念 1-3-2 热力学第一定律 1-3-3 反应热与反应焓变 1-3-4 反应热的热力学计算
高一化学化学变化与能量变化的关系
高一化学化学变化与能量变化的关系在化学领域中，化学变化与能量变化有着密切的关系。
化学反应中涉及到的物质的组成、结构以及化学键的形成和断裂都会引起能量的变化。
本文将探讨化学变化与能量变化之间的关系，包括反应热、焓变、动力学等方面。
一、化学反应的能量变化化学反应过程中，原子或分子之间的化学键重新组合，导致物质的组成和结构发生改变，从而引起能量的变化。
化学反应释放或吸收的能量可以分为两种情况：1. 放热反应：在放热反应中，反应物的能量高于产物的能量，因此反应过程中会释放热量。
例如，燃烧和酸碱中和反应都是放热反应。
在这些反应中，反应物中的化学键断裂，新的化学键形成，并释放出能量。
2. 吸热反应：在吸热反应中，反应物的能量低于产物的能量，因此反应过程中会吸收热量。
例如，溶解氨气到水中和植物光合作用都是吸热反应。
在这些反应中，反应物中的化学键断裂，新的化学键形成，并吸收外界的能量。
二、焓变与能量变化焓变是描述化学反应中能量变化的重要概念。
焓变（ΔH）是指在恒压条件下，反应物转化为产物所发生的能量变化。
焓变可以分为三种情况：1. 反应焓变为正（ΔH > 0）：这表示反应物转化为产物时吸热，即反应过程中吸收了能量。
2. 反应焓变为负（ΔH < 0）：这表示反应物转化为产物时放热，即反应过程中释放了能量。
3. 反应焓变为零（ΔH = 0）：这表示反应物转化为产物时，能量没有发生变化，即反应过程中没有吸热或放热。
焓变的计算可以通过实验测量或使用化学方程式和热化学数据进行估算。
热化学数据可以用来计算反应的焓变，包括标准焓变、标准生成焓和反应热。
三、化学动力学与能量变化化学动力学研究反应速率与反应物浓度、温度以及反应物间的碰撞频率和能量等因素之间的关系。
化学反应速率与反应的能量变化密切相关。
1. 活化能：化学反应中，反应物必须克服一定的能垒才能转变为产物。
这个能量差称为活化能（Ea）。
只有当反应物的能量高于活化能时，反应才能进行。
化学反应中的能量变化
化学反应中的能量变化化学反应是指物质之间发生的化学变化过程，而能量变化则是指化学反应过程中的能量的消耗或释放现象。
本文将探讨化学反应中的能量变化，并介绍与能量变化相关的基本概念和重要原理。
一、能量和化学反应在化学反应中，能量是一个至关重要的概念。
能量可以存在于物质的内部，也可以在物质之间传递。
化学反应中，能量的变化可以通过温度变化、反应物质的数量变化以及化学键的形成和断裂等方式来表现。
二、放热反应和吸热反应化学反应可以分为放热反应和吸热反应两类。
放热反应是指在反应过程中释放出能量，导致周围温度升高的反应。
吸热反应则是指在反应过程中吸收能量，导致周围温度下降的反应。
放热反应和吸热反应的能量变化可以通过反应热来描述。
反应热是指在标准条件下，单位摩尔反应物参与反应时放出或吸收的能量。
反应热可以表示为ΔH，其中Δ代表变化。
ΔH为负值时，表示放热反应；ΔH为正值时，表示吸热反应。
三、内能和焓变内能是物质所具有的全部能量，包括分子振动、转动和平动等不同形式的能量。
化学反应中，内能的变化可以通过焓变来表示。
焓变（ΔH）是指在化学反应中，反应物和产物之间内能的差异。
焓变可以通过ΔH = H(产物) - H(反应物)来计算。
当焓变为负值时，说明反应物转变为产物时内能减少，即放热反应；当焓变为正值时，说明反应物转变为产物时内能增加，即吸热反应。
四、反应热与燃烧热反应热和燃烧热是描述化学反应中能量变化的重要概念。
反应热是指在单位摩尔反应物参与反应时的能量变化，而燃烧热是指单位摩尔物质完全燃烧产生的能量变化。
燃烧反应是一种放热反应，通常伴随着明显的能量释放，例如燃烧木材会产生火焰和热量。
燃烧热可以通过测定燃烧反应的焓变来计算，它是衡量燃料的能量含量的指标，常用单位是焦耳/克或千焦/克。
五、活化能和反应速率活化能是指引起反应发生所需的最小能量，也是反应过程中的一个重要能量参数。
在化学反应中，反应物首先需要克服活化能的障碍，才能转变为产物。
高中化学：化学反应与能量知识点
高中化学：化学反应与能量知识点一．反应热焓变1．定义：化学反应过程中吸收或放出的能量都属于反应热，又称为焓变（ΔH），单位kJ/mol。
解释：旧键的断裂：吸收能量；新键的形成：放出能量，某一化学反应是吸热反应还是放热反应取决于上述两个过程能量变化的相对大小。
吸热：吸收能量>放出能量；放热：吸收能量＜放出能量。
2.化学反应中能量变化与反应物和生成物总能量的关系3．放热反应：放出热量的化学反应，(放热>吸热)ΔH＜0；吸热反应，吸收热量的化学反应(吸热>放热) ΔH＞0。
【学习反思】⑴常见的放热、吸热反应：①常见的放热反应有a 燃烧反应b 酸碱中和反应c活泼金属与水或酸的反应d大多数化合反应②常见的吸热反应有：a 氢氧化钡晶体和氯化铵晶体混合发生反应b CO2+C = 2COc 大多数的分解反应⑵△H＜0时反应放热；△H＞ 0时反应吸热。
【概括总结】焓变反应热在化学反应过程中，不仅有物质的变化，同时还伴有能量变化。
1．焓和焓变焓是与物质内能有关的物理量。
单位：kJ·mol－1，符号：H。
焓变是在恒压条件下，反应的热效应。
单位：kJ·mol－1，符号：ΔH。
2．化学反应中能量变化的原因化学反应的本质是反应物分子中旧化学键断裂和生成物生成时新化学键形成的过程。
任何化学反应都有反应热，这是由于在化学反应过程中，当反应物分子间的化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用，这需要吸收能量；当原子重新结合成生成物分子，即新化学键形成时，又要释放能量。
ΔH＝反应物分子中总键能－生成物分子中总键能。
3．放热反应与吸热反应当反应完成时，生成物释放的总能量与反应物吸收的总能量的相对大小，决定化学反应是吸热反应还是放热反应。
(1)当ΔH为“－”或ΔH<0时，为放热反应，反应体系能量降低。
(2)当ΔH为“＋”或ΔH>0时，为吸热反应，反应体系能量升高。
4．反应热思维模型：(1) 放热反应和吸热反应(2) 反应热的本质以H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) ΔH＝－186 kJ·mol－1为例E1：E(H—H)＋E(Cl—Cl)；E2：2E(H—Cl)；ΔH＝E1－E2二．热化学方程式1．概念：能表示参加反应的物质变化和能量变化的关系的化学方程式叫做热化学方程式。
化学反应中的能量关系
化学反应中的能量关系
说明：
反应物总能量：在化学反应开始之前，所有参与反应的物质的能量总和。
生成物总能量：在化学反应结束后，所有生成的物质的能量总和。
反应热（ΔH）：反应物总能量与生成物总能量之差，表示反应是放热还是吸热。
如果ΔH为负，则反应是放热的；如果ΔH为正，则反应是吸热的。
键能：化学键形成或断裂时涉及的能量。
键能越大，表示化学键越稳定。
活化能：反应物达到活化状态所需的能量，是反应进行的一个关键能量障碍。
焓变（ΔH°）：在标准状态下（即特定温度、压力和浓度），反应热的变化量。
熵变（ΔS）：反应过程中系统的无序度或混乱度的变化。
如果ΔS为正，表示系统变得更加混乱；如果ΔS为负，表示系统变得更加有序。
自由能变化（ΔG）：反应在恒温恒压下进行的自发性指标。
如果ΔG为负，则反应在给定条件下是自发进行的；如果ΔG为正，则反应不是自发进行的。
化学能量与化学反应的热力学关系
化学能量与化学反应的热力学关系化学能量是指物质在化学反应中的能量变化。
化学反应是指物质之间发生的化学变化，而热力学是研究物质能量转化和传递规律的科学。
化学能量与化学反应的热力学关系是热力学的一个重要研究内容。
一、化学能量的基本概念化学能量是指物质在化学反应中的能量变化。
根据能量守恒定律，能量既不会凭空消失也不会凭空产生，只能从一种形式转化为另一种形式。
在化学反应中，反应物的化学能量会转化为产物的化学能量。
例如，燃烧反应是一种常见的化学反应，燃料在燃烧过程中释放出大量热能，这是燃料的化学能量转化为热能的结果。
化学能量的单位通常使用焦耳（J）或千焦（kJ）。
在实际应用中，常用千卡（kcal）作为能量单位。
1千卡等于4.18千焦，1千焦等于1000焦耳。
二、热力学基本定律热力学是研究物质能量转化和传递规律的科学。
热力学基本定律包括以下三条：1. 第一定律：能量守恒定律，即能量既不会凭空消失也不会凭空产生，只能从一种形式转化为另一种形式。
2. 第二定律：热力学第二定律是关于能量转化方向的定律。
它指出，自然界中所有的自发过程都是朝着熵增加的方向进行的。
熵是表示系统无序程度的物理量，熵增加意味着系统的无序程度增加。
3. 第三定律：热力学第三定律是关于温度的定律。
它指出，在绝对零度（0K）下，任何物质的熵为零。
绝对零度是温度的最低限度，物质在这个温度下达到最低的能量状态。
三、化学能量与化学反应的热力学关系可以通过热力学计算来确定。
热力学计算中常用的参数包括焓变、熵变和自由能变。
焓变（ΔH）是指化学反应过程中吸热或放热的能量变化。
当反应物吸热时，焓变为正值，表示反应是吸热反应；当反应物放热时，焓变为负值，表示反应是放热反应。
熵变（ΔS）是指化学反应过程中系统的无序程度的变化。
当反应使系统的无序程度增加时，熵变为正值，表示反应是熵增反应；当反应使系统的无序程度减少时，熵变为负值，表示反应是熵减反应。
自由能变（ΔG）是指化学反应过程中系统的可利用能量的变化。
化学反应中的能量关系
也是化学反应热力学研究
反应的热效应、预测化学
的基础。
反应的方向和速率等。
能量平衡在化学反应中的应用
01
化学反应中的能 量变化：化学反 应过程中，反应 物和生成物的能 量会发生变化， 能量平衡可以预 测化学反应的方 向和速率。
02
热力学数据：能 量平衡可以帮助 我们计算化学反 应的热力学数据， 如焓变、熵变等， 从而预测化学反 应的热力学性质。
STEP4
能量平衡是化学 反应的关键因素， 影响反应速率和 产物分布
优化能量平衡可 以提高反应效率， 降低能耗和成本
化学反应中的能 量平衡可以通过 改变反应条件、 催化剂和反应物 比例等方式实现
能量平衡的优化 可以促进化学反 应的绿色化和可 持续发展
谢谢
03
化学反应的调控： 通过控制反应条 件，如温度、压 力等，可以实现 化学反应的能量 平衡，从而控制 化学反应的进行。
04
能量转化：能量 平衡可以帮助我 们了解化学反应 中的能量转化过 程，如化学能转 化为热能、电能 等，从而实现能 量的高效利用。
能量平衡与化学反应的优化
STEP1
STEP2
STEP3
02
化学键的断裂需 要吸收能量，而 化学键的形成则
会释放能量。
04
化学反应中的能 量来源还可以包 括光能、热能等 外部能量输入。
化学反应中的能量消耗
1
化学反应中的 能量消耗主要 包括热能、电 能、光能等。
2
化学反应中的 能量消耗与化 学反应的速率、 温度、压力等 因素有关。
3
化学反应中的 能量消耗与化 学反应的平衡 状态有关，平 衡状态越稳定， 能量消耗越小。
4
化学反应中的 能量消耗与化 学反应的产物 有关，产物越 稳定，能量消 耗越小。
化学反应中的能量关系
1.2.3标准摩尔反应焓变及其计算
标准摩尔反应焓变
标准态
物质
标准态
气体 标准压力(p =100kPa)下纯气体
液体
标准压力(p =100kPa)下
固体
纯液体、纯固体
溶液中 标准压力(p )下质量摩尔浓度为 的溶质 1mol·kg-1(近似为1mol·L-1)
标准摩尔生成焓
4. 正、逆反应的Qp的绝对值相同, 符号相反
H。gO(s)
Hg(l) +
12→OH2g(g()l)→+ H12 gOO2((gs))
rHm = 90.83 kJ·mol-1 rHm = -90.83 kJ·mol-1
1赫.4斯.2反(H应es热s)定和律反应焓变
在等温等压条件下，体系不做非体积功, 则反
应热只取决于反应的始态和终态，而与变化过
程的具体途径无关。
应即用一个赫化斯学定反律应不如果仅分可几计步算完某成些，则等总压反反应
的应反热应热，等而于且各可步计反应算的难反以应或热无之法和。用实验 测C定(s的) 反+ O应2热(g)。 rHm CO2(g)
H1
CO(g)
+
1 2
O2(g)
H2
rHm= H1+ H2 H1 = rHm-kJ·mol-1
-11.3
解: 计算fHm(CuO,s)
Cu(s) + ½O2(g) → CuO(s)
(2)式2=(3)式 2CuO(s)+2Cu(s)→2Cu2O(s)
(3)式+(1)式=(4)式 2Cu(s)+O2(g)→2CuO(s)
序号 例2
反应
化学反应中的能量关系
第五章化学反应中的能量关系化学反应总是伴随着吸热或放热现象，称所吸收、放出的热为反应的热效应（反应热）并把研究化学反应中热与其他能量变化的定量关系的学科叫做热化学。
本章主要讨论化学反应和相变化过程中的热效应以及反应热的热化学计算。
5.1基本概念和术语5.1.1体系和环境1、体系：研究的对象。
（1）、隔离体系（无能量与物质的交换）；（2）、封闭体系（有能量交换，无物质交换）；（3）、敞开体系（有能量与物质的交换）。
2、环境：体系以外的物质。
5.1.2状态函数体系的状态：体系一切宏观性质的总和。
（T、P、V、n等）例：对某一气体（CO2）的状态，可用给定的压力、体积、温度和物质的量来描述。
当体系处于一定的状态时，体系的性质只决定于它现在所处的状态而与其过去的历史无关。
若外界条件不变，体系的各种性质就不会发生变化。
而当体系的状态发生变化时，它的一系列性质也随之而改变。
改变多少，只取决于体系的开始和终了状态，而与变化时所经历的途径无关。
无论经历多么复杂的变化，只要体系恢复原状，则这些性质也恢复原状。
在热力学中，把具有这种特性的物理量叫做状态函数。
状态函数：描述体系给定状态的个别性质或物理量。
它可用其它物理量的函数关系式来表示（状态方程）。
状态函数的特征：决定于状态本身，而与变化过程的具体途径无关。
例：1mol理想气体由始态（P1=101325Pa,V1=22.4L,T1=273K）变到终点（P2=1013250Pa,V2=4.48L,T2=546K），无论中间经历过些什么过程，这些状态函数的改变量均为：ΔP=p2-P1=(1013250-101325)Pa=911925Pa, ΔV=V2-V1=(4.48-22.4)L=-17.9L, ΔT=T2-T1=(546-273)K=273K5.1.3功和热1、热（q）体系与环境之间因温度不同而传递的能量形式称为热。
一个给定的体系若不发生变化，就不会有热这种能量转换和传递的形式表现出来。
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化学反应中的能量关系92009-2010学年第一学期无机化学期末考试试卷 班级:_____________学号:_____________姓名:_____________得分:_____________(卷面共有17题,总分100分,各大题标有题量和总分,每小题标号后有小分)一、计算题(14小题,共70分)[5分](1)某化合物中各元素的质量分数分别为：碳64.7％、氢10.77％、氧24.53％。
质量为0.1396g 的该气态化合物样品在147℃和90.22kPa 时占有体积41.56mL ，通过计算确定该化合物的化学式。
[5分](2)某气体化合物是氮的氧化物，其中氮的质量分数为30.5％。
某容器中盛有该氮氧化物的质量是4.107g ，体积为0.500L ，压力为202.7kPa ，温度为0℃。
(1)计算在标准状况下，该气态的密度;(2)计算该氮氧化物的摩尔质量；(3)确定该氮氧化物的化学式。
[5分](3)某实验采用以空气通过乙醇液体带入乙醇气体的办法来缓慢加入乙醇。
试计算在20.0℃、101.325kPa 下，引入2.3g 乙醇所需空气的体积。
（已知20.0℃时，乙醇的蒸气压为5.87kPa ）。
[5分](4)空气中氮和氧的体积分数分别为79％和21％。
让其通过灼烧的焦炭，使氧气完全耗尽。
混合气体的压力、温度恢复到原始状态，测得体积增加了6％。
试计算混合气体中CO 2和CO 的体积分数。
[5分](5)在一实验装置中，使200.0mL 含N 2、CH 4的混合气体与400.0mLO 2混合。
点燃后，其中CH 4完全反应。
再使反应后的气体通过干燥装置脱去水分；最后测定干气体积为500.0mL 。
求原混合气中N 2和CH 4的体积比（各气体体积都在相同的温度和压力下测定的）。
[5分](6)乙炔与氯化氢气体的温度相同，今将119.2kPa 乙炔与127.9kPa 氯化氢分别以755m 3/h 和780m 3/h 的速率混合，形成相同温度、压力为117.8kPa 的混合气体（二者未反应）。
试计算乙炔和氯化氢的摩尔分数及分压。
[5分](7)SO 3可解离为SO 2和O 2，在627℃、101.325kPa 下达到平衡，此时混合气体的密度为0.925g·L -1。
求SO 3的解离度（S 的相对原子质量为32）。
[5分](8)阿波罗登月火箭用联氨N 2H 4(l)作燃料，用N 2O 4(g)作氧化剂，两者反应生成N 2(g)和H 2O(l)。
已知(N 2O 4,g)=9.2kJ·mol -1，f m H θ∆(H 2O,l)=-285.8kJ·mol -1，(N 2H 4,l)=50.6kJ·mol -1。
写出N 2H 4(l)在N 2O 4(g)中燃烧的反应方程式，并计算燃烧1.00kg 联氨所放出的热量；如果在300K 、101.3kPa 下，需要多少升N 2O 4(g)？[5分](9)已知反应：SbCl 3(g)+Cl 2(g) SbCl 5(g)，在298K 时，(SbCl 5，g)=-334.3kJ·mol -1，(SbCl 3，g)=-301.1kJ·mol -1。
(1)计算298K 时该反应的；(2)同温下；在1.0L 容器中，n (SbCl 3)=n (Cl 2)=0.10mol ，n (SbCl 5)=2.00mol 时，判断反应进行的方向。
[5分](10)已知298K 时，反应：MnO(s)+C(s)→Mn(s)+CO(g)，(MnO ，s)=-362.9kJ·mol -1，(CO ，g)=-137.3kJ·mol -1，(MnO ，s)=-385.2kJ·mol -1，(CO ，g)=-110.5kJ·mol -1。
试判断在标准态、600K 及1500K 时，该反应能否分别自发向右进行。
[5分](11)298K 时，反应：H 2O(g)+C(石墨) CO(g)+H 2(g)，(H 2O ，g)=-241.8kJ·mol -1， (CO ，g)=-110.5kJ·mol -1，(H 2O ，g)=188.7J·mol -1·K -1， (C ，石墨)=5.7J·mol -1·K -1，(CO ，g)=197.9J·mol -1·K -1，(H 2，g)=130.6J·mol -1·K -1。
(1)计算298K 时反应的标准平衡常数；(2)计算在标准态时反应自发向右进行的最低温度。
[5分](12)已知298K 时，反应：NO(g)+O 2(g) NO 2(g)的=-35.3kJ·mol -1， =-57.1kJ·mol -1，试分别计算反应在298K 和598K 时的标准平衡常数。
[5分](13)已知298K 时， (SO 2,g)=-296.9kJ·mol -1，(SO 3,g)=-395.4kJ·mol -1，(SO 2,g)=-300.2kJ·mol -1，(SO 3,g)=-371.1kJ·mol -1。
计算1000K 时，反应2SO 2(g)+O 2(g) 2SO 2(g)的标准平衡常数；并说明温度升高，是增大还是减少：是否有利于反应向右进行？f m H θ∆f m H θ∆A A †‡AAf m G θ∆f m G θ∆K θf m G θ∆f m G θ∆f m H θ∆f m H θ∆A A †‡AAf m H θ∆f m H θ∆r m S θ∆r m S θ∆r m S θ∆r m S θ∆K θ12A A †‡AA r m G θ∆r m H θ∆K θf m H θ∆f m H θ∆f m G θ∆f m G θ∆A A †‡AAK θ[5分](14)已知反应：A(g)+B(g) 2C(g)在323K 和373K 时的标准平衡常数分别为5.83和3.04。
试计算：(1)此温度范围内的和；(2)323K 时，当反应开始时，p A 、=100.0kPa ，p B 、=200.0kPa ，p C 、=300.0kPa 下的△r G m 。
二、计算题(3小题,共30分)[10分](1)已知298K 时，反应：(1)Fe 2O 3(s)+C(s)→2Fe(s)+CO 2(g)， (2)Fe 2O 3(s)+3H 2(g)→2Fe(s)+3H 2O(g)，(Fe 2O 3,s)=-824.2kJ·mol -1，(CO 2，g)=-393.5kJ·mol -1，(H 2O ，g)=-241.8kJ·mol -1，(Fe 2O 3，s)=87.4J·mol -1·K -1，(C,石墨)=5.7J·mol -1·K -1，(Fe ，s)=27.3J·mol -1·K -1，(CO 2，g)=213.7J·mol -1·K -1，(H 2，g)=130.6J·mol -1·K -1，(H 2O ，g)=188.7J·mol -1·K -1。
计算上述两个反应自发进行的最低温度，并比较其相对大小。
[10分](2)已知反应：C(s)+CO 2(g) 2CO(g)在1500K 和1273K 时的标准平衡常数分别为2.1×103和1.6×102。
试计算反应在1000K 时的，，及标准平衡常数。
[10分](3)在380℃时，分解反应：2HgO(s) 2Hg(g)+O 2(g)的标准平衡常数=9.46×10-4；(1)计算在380℃时反应的；(2)若已知298K 时(HgO ，s)=-90.8kJ·mol -1，(HgO ，s)=-58.6kJ·mol -1，计算380℃时，Hg(l) Hg(g)的及相应的标准平衡常数和汞的蒸气压。
=======================================================================================================答案=======8.314========================一、07(14小题,共70分)[5分](1)解：A A †‡AAf m H θ∆r m S θ∆3232r m H θ∆f m H θ∆f m H θ∆r m S θ∆r m S θ∆r m S θ∆r m S θ∆r m S θ∆r m S θ∆A A †‡AAf m G θ∆r m G θ∆r m H θ∆r mS θ∆A A †‡AAK θr m G θ∆f m H θ∆f m G θ∆A A †‡AAr m G θ∆K θ11130.13968.314(273147)13090.2241.5610mRT g J mol K K M g mol pV kPa L----⨯⋅⋅⨯+===⋅⨯⨯所以其化学式为C 7H 14O 2。
[5分](2)解：(1) (2) (3)所以化学式为N 2O 4[5分](3)解：M (C 2H 5OH)=46g·mol -1n =2.3g/46g·mol -1=5.0×10-2mol [5分](4)解：设原空气物质的量为amol ，生成x molCO 2，ymolCO ，1300.1077()141.0n H ⨯==1300.2453()216n O ⨯==1300.647()712n C ⨯==14.107101.325 4.110.500202.7g kPa g L L kPaρ-⨯==⋅⨯1114.1078.314273.1592.00.500202.7mRT g J mol K K M g mol pV L kPa---⨯⋅⋅⨯===⋅⨯92.00.305() 2.014n N ⨯=≈92.0(10.305)() 4.016n O ⨯-=≈1212P P n n =25.010(101.325 5.87)()0.8135.87mol kPa n mol kPa-⨯⨯-==空气10.8138.31429320101.325mol J mol K V L kPa-⨯⋅==n (N 2)=0.79amol ，n (O 2)=0.21amol 。
反应后各组分的物质的量之和为1.06amol ，C+O 2→CO 2；C+0.5O 2→CO反应后n /mol xx 0.5yyx =0.15ay =0.12a[5分](5)解：CH 4(g)+2O 2(g)→CO 2(g)+2H 2O(g)吸水后，减少的V =2V (CH 4)V =[(200.0+400.0)-500.0]mL=100.0mL所以V (CH 4)=×100.0mL=50.0mLV (N 2)=(200.0-50.0)mL=150.0mLV (N 2):V (CH 4)=3:1[5分](6)解：在同一温度下，p 1V 1+p 2V 2=pV在1h 内，119.2kPa×755m 3+127.9kPa×780m 3=117.2kPa×V0.50.210.79 1.06x y aa x y a+=⎧⎨++=⎩20.15()100%14%10.6aCO a ϕ=⨯=0.12()100%12%10.6aCO a ϕ=⨯=12V ＝1.61×103m 3p (C 2H 2)=0.475×117..8kPa=56.0kPa p (HCl)=0.526×117.8kPa=62.0kPa[5分](7)解：SO 3(g) SO 2(g)+O 2(g) 平衡n /mol ：(1-α)αα n (总)=(1+α)mol α=0.35=35%[5分](8)解：2N 2H 4(l)+N 2O 4(g)→3N 2(g)+4H 2O(l)=[4×(-285.8)-9.2-2×50.6]kJ·mol -1=-1253.6kJ·mol -1△H =(-1253.6)kJ·mol -1×=-1.96×104kJ 223119.2775()0.4751.6110117.8x C H ⨯==⨯⨯3119.2780()0.5261.6110117.8x HC ⨯==⨯⨯mRTpV nRT M==11118.314(627273)0.92568.3101.325RT J mol K K M g L g mol p kPaρ----⋅⋅⨯+=⋅=⋅⨯=⋅A A †‡AA121212(1)640.532(3248)63.8(10.5)(10.5)(10.5)αααααα-⨯⨯⨯+++=+++r mH θ∆12311.001032.0g g mol -⨯⋅[5分](9)解：SbCl 3(g)+Cl 2(g) SbCl 5(g) (1)=[-334.3-(-301.0)]kJ·mol -1=-33.3kJ·mol -1 =6.87×105(2) 所以反应向右进行。