反应热的三种计算方法

合集下载

第二节反应热的计算(二)

第二节反应热的计算
课前引入
在科学研究和工业生产中，常常需要了解反应热。许多反应热可以通过实验直接测定，但是有些反应热是无法直接测定的。例如，对于化学反应：C(s)＋1/2O2(g)===CO(g)
C燃烧时不可能全部生成CO，总有一部分CO2生成，因此该反应的反应热是无法直接测定的。但这个反应热是冶金工业中非常有用的数据，应该如何获得呢？能否利用一些已知反应的反应热来计算其他反应的反应热呢？
在25℃和101kPa时，1 mol FeS2(s)完全燃烧生成Fe2O3(s)和SO2(g)时放出853 kJ 的热量。这些热量(工业中叫做“废热”)在生产过程中得到了充分利用，大大降低了生产成本，对于节约资源、能源循环利用具有重要意义。
(1)请写出FeS2燃烧的热化学方程式。 (2)计算理论上1 kg 黄铁矿(FeS2的含量为 90%)完全燃烧放出的热量。
知识精讲
一、反应热的计算
【解】(1)根据题意，FeS2燃烧的热化学方程式为： FeS2(s)＋11/4O2(g)===1/2Fe2O3(s)＋2SO2(g) ΔH＝－853 kJ/mol (2)FeS2的摩尔质量为：120 g/mol 1 kg 黄铁矿含FeS2的质量为：1000 g×90%＝900 g 900 g FeS2的物质的量为：900 g/120 g/mol＝7.5 mol 理论上1 kg 黄铁矿完全燃烧放出的热量为：7.5 mol×853 kJ/mol＝6398 kJ 答：(1)热化学方程式为：FeS2(s)＋11/4O2(g)===1/2Fe2O3(s)＋2SO2(g) ΔH＝－853 kJ/mol。 (2)理论上1 kg 黄铁矿完全燃烧放出的热量为639根据热化学方程式计算
反应热与参加反应的各物质的物质的量成正比

化学反应的反应热计算与应用

化学反应的反应热计算与应用化学反应的反应热计算是物理化学领域中的一个重要概念。

它描述了在化学反应中释放或吸收的能量，也被称为反应热或热变化。

反应热的计算对于理解化学反应的性质和应用是至关重要的。

本文将讨论反应热计算的基本原理，应用以及与实际生活中的相关问题。

一、反应热计算的基本原理反应热计算基于热力学第一定律，即能量守恒定律。

根据这一定律，一个化学反应中释放或吸收的能量可以通过测量反应前后系统的热量变化来确定。

反应热可以用以下公式表示：ΔH = q/m其中，ΔH表示反应热，q表示反应中释放或吸收的热量，m表示反应物的摩尔数。

反应热的单位通常是焦耳/摩尔（J/mol）或千焦/摩尔（kJ/mol）。

二、反应热计算的应用1. 确定反应类型反应热的正负值可以帮助我们确定反应类型。

当反应热为正值时，表示反应是吸热反应，即在反应中吸收了能量；当反应热为负值时，表示反应是放热反应，即在反应中释放了能量。

2. 评估燃烧热反应热计算可以用于评估燃烧过程中释放的热量。

许多化学燃料，如煤、油和天然气等，会在燃烧过程中释放能量。

通过测量燃料的反应热，可以确定其单位质量或摩尔质量所释放的能量。

3. 预测反应热反应热计算还可以用于预测尚未进行实验的反应的热量变化。

通过已知反应的热量变化和已知反应物的摩尔数，可以推断出其他反应的热量变化。

这对于研究新材料的合成和化学工艺的改进非常有用。

三、反应热计算的案例分析1. 燃烧反应的反应热计算以甲烷燃烧反应为例，根据反应方程式CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O，我们可以计算反应热。

根据实验数据，甲烷燃烧反应释放的热量为-802.5 kJ/mol。

这意味着每摩尔甲烷在燃烧过程中释放了802.5千焦的热量。

2. 反应热与温度变化的关系反应热与温度变化之间存在一定的关系。

根据热力学第二定律，当温度升高时，放热反应的反应热减小，吸热反应的反应热增加。

根据这一关系，可以通过测量反应的温度变化来估计其反应热。

高三化学知识点化学反应热力学的计算与分析方法

高三化学知识点化学反应热力学的计算与分析方法化学反应热力学是研究化学反应中的能量变化的学科。

了解化学反应热力学的计算与分析方法，有助于我们理解反应的能量变化、反应速率以及反应的平衡状态。

本文将介绍几种常用的化学反应热力学计算与分析方法。

一、反应焓的计算与分析反应焓是指反应物与生成物之间的焓差。

在化学反应中，焓的变化可以通过实验数据来计算。

一般来说，可以根据反应物和生成物的物质的摩尔数量以及其对应的摩尔焓来计算反应焓。

计算反应焓的公式如下：ΔH = Σ(n产物× ΔH产物) - Σ(n反应物 ×ΔH反应物)其中，ΔH表示反应焓的变化，n表示物质的摩尔数量，ΔH产物表示生成物的摩尔焓，ΔH反应物表示反应物的摩尔焓。

反应焓的计算可以帮助我们了解反应过程中的能量变化。

如果反应焓为正值，表明反应是吸热反应，即反应过程中吸收了热量。

如果反应焓为负值，表明反应是放热反应，即反应过程中释放了热量。

二、反应焓与反应速率的关系分析在化学反应中，反应速率与反应焓之间存在一定的关系。

一般来说，反应焓越大，反应速率越快。

这是因为反应焓的增加意味着反应物的能量状态更高，反应物分子的活动性增加，从而增加了反应的速率。

通过分析反应焓与反应速率的关系，可以帮助我们预测反应的速率变化。

当我们通过实验测得不同温度下的反应速率，并计算出反应焓后，可以利用反应焓与反应速率的关系，推断其他温度下的反应速率。

三、反应焓与反应平衡的关系分析化学反应在到达平衡态时，反应焓也达到最小值或最大值。

这是因为在达到平衡时，反应物转化为生成物与生成物转化为反应物的速率相等，反应过程中净能量的变化趋于零。

通过分析反应焓与反应平衡的关系，可以帮助我们理解平衡态下反应物与生成物的能量变化。

当反应焓为正值时，表明在平衡态下反应物的能量更高，反应偏向于反应物一侧。

当反应焓为负值时，表明在平衡态下生成物的能量更高，反应偏向于生成物一侧。

四、反应焓的实验测定方法实验中常用的测定反应焓的方法包括恒温计量法和恒压量热法。

反应热△H公式

反应热△H公式反应热（ΔH）是定义化学反应过程中，系统所改变的热能的大小。

反应热是一个展示化学反应活性的重要物理指标，其值大小较复杂，并且与温度有关。

1. 概念反应热（ΔH）是用来量化化学反应的耗散热的量子物理概念，它定义了在一组物质之间发生化学反应时所改变的热能。

它可以用力学能量表示，也可以用热力学表示，这两种表示的最大差别就是其数值的大小，即力学能量是物质实际上拥有的能量，而反应热（ΔH）是一种反映物质在变化中发出或消耗的能量。

2. 热量类型反应热（ΔH）可以分为三种类型：结合热H，反应热ΔH和可逆热ΔHrev。

结合热H是物质结合或分解的热量；反应热ΔH是物质反应所改变的热量；可逆热ΔHrev是反应可逆的改变的热量。

其中，结合热H表明物质在结合和分解时的改变，它决定了反应热ΔH和可逆热ΔHrev的数值。

3. 表示方法反应热（ΔH）可以用电势模型（Ea）表示，即Reaction Energy Model （REM），表达式为：ΔH＝Ea+TndT。

其中，Ea为反应能散（Reaction Energy Release），TndT为额外温度（Additional Temperature Effect），两者累加即可得到反应热ΔH的值。

4. 温度关系反应热ΔH的大小会受温度的影响，正常的化学反应会随着温度的升高而加快，相应的反应热ΔH值也会随着温度的升高而减少。

另外，化学反应的温度效应也不完全等同于质量反应温度效应，发生化学反应时，反应物的量本身会改变反应的温度值，也会影响反应热ΔH的变化。

5. 应用反应热（ΔH）是研究催化剂、过渡态、反应机理和生物化学反应等重要参数的定量分析方法，在化学研究、药物分析、异常反应调控、热机械变换等方面都有重要应用。

此外，反应热（ΔH）也是原料、添加剂、生物物质间热交换、反应，以及产品发酵等化学制造和生物制造技术能力的重要参数。

化学化学反应热的计算

化学化学反应热的计算化学反应热的计算化学反应热是指化学反应在一定条件下的热变化量，即反应前后吸收或放出的能量差。

根据热力学第一定律，化学反应热可以表示为反应物和生成物的内能差与外界做功的和。

本文将介绍化学反应热的计算方法。

一、化学反应热的定义化学反应热可以用热量单位热焓（enthalpy）表示，也可以用能量单位焓（enthalpy）表示。

在实际应用中，通常使用热量单位热焓来表示化学反应热。

热焓是物质在常压下的热量变化，表示为ΔH。

化学反应热的计算需要注意以下几点：1、化学反应的状态方程必须已知，并且反应方程的物质量比要确定。

2、在实际条件下，反应物和生成物之间存在着热量交换，包括气体扩散、液体膨胀、固体变形等。

这些不可逆过程会使得实验结果产生误差，因此计算化学反应热时应该考虑到这些过程的影响。

3、反应时需要考虑反应物和生成物的相对热力学稳定性，因为它们的稳定性不同，热变化量也会不同。

二、计算化学反应热的方法计算化学反应热的最常用方法是利用反应热热量变化定律：ΔH = ∑ΔHf(生成物) - ∑ΔHf(反应物)其中，ΔHf表示标准生成焓，是在标准状态下单位物质生成的热焓变化量。

标准状态是指温度为298K，压力为1 atm （标准大气压），物质浓度为1 mol/L。

化学反应的热焓变化量ΔH可以通过测量反应中放热或吸热的热量来确定。

这种方法被称为热计法。

热计法的基本原理是利用热量转换原理，将反应放出的或吸收的热量转化为热量变化量。

热计法的具体实施流程如下：1、反应器的温度、压力、物质浓度等各项指标应调节好。

2、将反应物加入反应器中，测量反应物的温度。

3、根据反应物的初始温度和反应前后温度变化，测量反应放出或吸收的热量。

4、利用反应热热量变化定律，计算反应热。

三、化学反应热的计算举例以2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)为例，计算其反应热。

1、查表得到反应物和生成物的标准生成焓：∑ΔHf(2H2(g)) = 0 kJ/mol∑ΔHf(O2(g)) = 0 kJ/mol∑ΔHf(2H2O(g)) = -483.6 kJ/mol2、代入反应热热量变化定律，计算反应热：ΔH = ∑ΔHf(2H2O(g)) - ∑ΔHf(2H2(g) + O2(g))ΔH = (-483.6) - (0 + 0) = -483.6 kJ/mol因此，2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)反应放出的热量为483.6 kJ/mol。

化学反应的热效应与反应热的计算方法与应用

化学反应的热效应与反应热的计算方法与应用一、引言热效应是指化学反应过程中释放或吸收的热量。

了解化学反应的热效应对于确定反应的可行性、控制反应条件等具有重要意义。

本文主要介绍热效应的计算方法和应用。

二、热效应的计算方法热效应的计算方法主要有实验测定法和热力学计算法。

1. 实验测定法实验测定法是通过实际操作，测量化学反应过程中的温度变化，再根据反应的摩尔数计算热效应。

其中最常用的方法是通过对反应溶液浓度和温度的测量，利用焓变和热容关系计算反应的热效应。

2. 热力学计算法热力学计算法是根据物质的热力学性质，通过计算得到反应的热效应。

常用的方法有反应焓计算法、键能法和平衡常数法。

（1）反应焓计算法反应焓计算法是通过测量反应物和生成物的标准生成焓，再根据化学反应公式计算反应的焓变，从而得到热效应。

（2）键能法键能法是根据化学键在反应中的变化，计算反应的热效应。

具体方法是根据化学键的键能表，计算反应中生成和断裂的键能之差。

（3）平衡常数法平衡常数法是根据反应的平衡常数，利用反应焓与平衡常数之间的关系，计算反应的热效应。

三、热效应的应用热效应在许多领域都有重要的应用，下面主要介绍热效应在化学工程、环境保护和生物学等方面的具体应用。

1. 化学工程在化学工程中，热效应的应用广泛。

通过热效应的计算，可以确定反应的放热或吸热性质，从而控制反应的温度和反应速率。

热效应的值还可以用于设计反应器的大小和形式，提高反应的效率和产率。

2. 环境保护热效应的应用在环境保护中也非常重要。

例如，热效应可以用于计算化学反应过程中的烟气生成热量，从而评估其对环境的污染程度。

此外，热效应还可以用于热力装置的设计和优化，减少CO2的排放量等。

3. 生物学生物学中的热效应主要关注生物体内化学反应的热效应。

通过测量反应的热效应，可以了解生物体内化学反应的放热或吸热性质，进而研究生物体的代谢过程和能量转化机制。

热效应还可以应用于药物研发和生物工程等领域。

化学反应热效应的测定和计算方法

化学反应热效应的测定和计算方法化学反应热效应是指化学反应过程中放出或吸收的热量。

在化学反应中，反应物总能量与生成物总能量不相等，反应过程中会有能量的变化。

化学反应热效应的测定和计算方法有以下几种：1.实验测定法：通过实验测量反应过程中放出或吸收的热量，常用的实验装置有量热计、热流量计等。

实验测定法可以准确地求得反应热效应的数值。

2.标准生成焓法：根据标准生成焓的数据，计算反应热效应。

标准生成焓是指在标准状态下，1摩尔物质从最稳定形态的元素生成时的焓变。

通过查找相关物质的 standard enthalpy of formation，可以计算反应的热效应。

3.盖斯定律：根据反应物和生成物的摩尔数，以及它们的标准生成焓，可以计算反应的热效应。

反应热效应与反应途径无关，只与反应物和生成物的初始和最终状态有关。

4.反应热计算公式：反应热效应（ΔH）可以用以下公式表示：ΔH =Σ(n × ΔHf(产物)) - Σ(m × ΔHf(反应物))。

其中，ΔHf表示标准生成焓，n和m 分别为产物和反应物的摩尔数。

5.热化学方程式：热化学方程式可以表示反应热效应。

在方程式中，反应物和生成物的摩尔数应与它们的标准生成焓相对应。

热化学方程式中的反应热效应值为反应物和生成物标准生成焓的差值。

6.热量传递：在实际应用中，热量可以通过传导、对流和辐射等方式传递。

在测定和计算化学反应热效应时，需要考虑热量传递的影响，以保证实验结果的准确性。

7.误差分析：在实验测定化学反应热效应时，可能会受到各种因素的影响，如热量损失、设备误差等。

为了保证实验结果的可靠性，需要对实验数据进行误差分析，以评估实验结果的准确性。

通过以上方法，我们可以准确地测定和计算化学反应热效应。

这对于研究化学反应的本质、能量变化以及化学工艺的优化具有重要意义。

习题及方法：1.习题：某学生进行了一次实验，测得1摩尔H2(g)与1摩尔Cl2(g)反应生成2摩尔HCl(g)时放出的热量为-184.6 kJ。

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；

化学反应的热效应的计算方法

化学反应的热效应的计算方法化学反应的热效应是指在化学反应过程中，反应物发生转化为生成物所释放或吸收的热量。

热效应的计算对于了解反应过程的能量变化以及热力学性质的研究具有重要意义。

本文将介绍几种常见的计算化学反应热效应的方法。

一、焓变法（热量差法）焓变法是一种常见且简便的计算热效应的方法。

它基于热力学第一定律，即能量守恒定律。

焓变表示反应物到生成物之间的能量变化，可以通过实验测定反应物和生成物的温度差来计算。

1. 手持焓计的测定方法手持焓计是一种便携式仪器，可用于测定物质在化学反应中的焓变。

首先，测量反应前后的温度差ΔT。

然后，根据热容量C和升温ΔT的关系，计算物质的热量变化。

最后，通过单位物质的焓变和反应的摩尔数，计算得出反应的焓变。

2. 引用热化学数据的方法对于一些常见的化学反应，其焓变的热化学数据已经被测定和归纳，并被收录在热化学数据手册中。

通过查阅手册，可以得到反应物和生成物的标准摩尔焓变。

然后，根据化学反应的平衡方程和反应的摩尔数，可以计算得出反应的总焓变。

二、燃烧热法燃烧热法是一种通过测定化学物质的燃烧反应释放的热量来计算热效应的方法。

它适用于燃烧反应和氧化反应等放热反应。

1. 线性燃烧热计的使用线性燃烧热计是一种专门用于测定燃料的燃烧热量的仪器。

通过将待测燃料放在燃烧炉中燃烧，测量燃料的燃尽热量，就可以得到燃料的燃烧热量。

通过比较不同燃料的燃烧热量，可以计算出不同物质的热效应。

2. 应用热化学数据的方法类似于焓变法，对于常见燃料或氧化反应，其燃烧热量的热化学数据已经被实验测定。

通过查阅热化学数据手册，可以得到对应反应的标准燃烧热量。

然后，根据反应的平衡方程和摩尔数，可以计算得出反应的总热效应。

三、格氏定律格氏定律是一种通过测量化学反应在不同温度下的热效应，来推导反应焓变与温度的关系的方法。

格氏定律基于热力学第二定律，即焓变（ΔH）与温度（T）的关系可以用线性函数表示。

格氏定律的公式为：ΔH = ΔH0 + aT其中，ΔH为反应的焓变，ΔH0为标准状态下的焓变，a为格氏系数，T为反应进行的温度。

(技巧)盖斯定律化学反应热的计算

盖斯定律化学反应热的计算计算反应热的解题方法与技巧：首先需要熟练掌握盖斯定律，其次，平时积累起来的计算机巧在反应热的计算中基本适用。

注意遵循:质量守恒定律，能量守恒定律和盖斯定律。

【方法一】方程式加合法：根据可直接测定的化学反应的反应热间接计算难以直接测定的化学反应的反应热，需要应用盖斯定律来分析问题。

解题时，常用已知反应热的热化学方程式相互加合（加、减等数学计算），得到未知反应热的热化学方程式，则相应的反应热做相同的加合即为所求的反应热。

例1.已知298K时下列两个反应焓变的实验数据：反应1：C（s）+O2（g）====CO2（g）ΔH1＝-393.5 kJ·mol-1反应2：CO（g）+1/2 O2（g）====CO2（g）ΔH2＝-283.0 kJ·mol-1计算在此温度下反应3： C （s）+1/2 O2（g）====CO（g）的反应焓变ΔH3 解析：根据反应3找起点：C（s），找终点：CO（g）；找出中间产物CO2（g）；利用方程组消去中间产物：反应1-反应2=反应3；列式ΔH1-ΔH2=ΔH3=-110.5kJ·mol-1【方法二】平均值法：平均值法特别适用于缺少数据而不能直接求解的计算。

当两种或两种以上物质混合时，不论以任何比例混合，总存在一个平均值，解题时只要抓住平均值，就能避繁就简，迅速解题。

平均值法有：平均相对分子质量法、平均分子式法、平均体积法、平均原子法和平均反应热法等。

平均反应热法是利用两种混合物中每摩尔物质在反应中的反应热的平均值推断混合物质组成的解题方法，常用于有两种物质反应热的计算。

例2：CH 4（g ）+2O 2（g ）==CO 2（g ）+2H 2O （l ）ΔH ＝-889.5kJ ·mol -1C 2H 6（g ）+27O 2（g ）==2CO 2（g ）+3H 2O （l ）ΔH ＝-1583.4kJ ·mol -1C 2H 4（g ）+3O 2（g ）==2CO 2（g ）+2H 2O （l ）ΔH ＝-1409.6kJ ·mol -1C 2H 2（g ）+25O 2（g ）==2CO 2（g ）+H 2O （l ）ΔH ＝-1298.4kJ ·mol -1C 3H 8（g ）+5O 2（g ）==3CO 2（g ）+4H 2O （l ）ΔH ＝-2217.8kJ ·mol -1如果1mol 上述烃中的两种混合物完全燃烧后放出1518.8的热量，则下列组合不可能是（）A. CH 4和C 2H 4B.CH 4和C 2H 6C.C 3H 8和C 2H 6D.C 3H 8和C 2H 2 解析：混合烃的平均燃烧热为1518.8kJ ，则混合烃中，一种烃的燃烧热必大于1518.8kJ另一种烃的燃烧热必小于1518.8kJ ，代入各项进行比较，即可确定正确的选项。

化学反应的热效应与反应热的计算

化学反应的热效应与反应热的计算化学反应是物质发生变化的过程，而在化学反应中，往往伴随着热效应的发生。

热效应是指化学反应中伴随着的能量变化，也是根据热力学定律进行反应热的计算的基础。

本文将介绍化学反应的热效应以及反应热的计算方法。

一、热效应的分类化学反应的热效应可以分为两种：吸热反应和放热反应。

吸热反应指在反应过程中吸收外界热量，导致周围环境温度降低。

而放热反应则指在反应过程中释放出热量，导致周围环境温度升高。

对于吸热反应来说，该过程需要外界提供能量，因此反应前的组成物比反应后的生成物具有较高的内能。

而放热反应则是反应中内能的降低，因此反应后生成物的内能较高。

二、反应热的定义与计算反应热是指单位质量或单位物质参与反应时，反应所发出（释放）或吸收的热量。

反应热是进行反应热计算的基础。

计算反应热的一般公式如下：ΔH = m × c × ΔT其中，ΔH为反应热，m为物质的质量，c为物质的热容量，ΔT为温度的变化。

在计算反应热时，有一些需要注意的地方。

首先，要确定反应热的符号。

对于放热反应，反应热通常为负值，而对于吸热反应，反应热通常为正值。

其次，要确定计算的物质质量。

通常情况下，可以通过已知物质的质量与反应方程式的化学计量比例关系，来确定其他物质的质量。

此外，还需要确定物质的热容量。

热容量是指物质单位质量的温度变化时所需要吸收或释放的热量。

三、热效应与反应类型的关系热效应与反应类型之间存在一定的关系。

例如，对于氧化反应来说，通常是放热反应。

当物质与氧气发生氧化反应时，因为氧元素会与其他元素形成更强的化学键，从而释放出能量。

另外，对于酸碱中和反应、盐类析晶水反应以及氧化还原反应等，也常常是放热反应。

而在合成反应和水解反应中，通常是吸热反应。

四、热效应的应用热效应的研究对于一些重要的化学反应具有重要意义。

首先，它对于控制反应的方向和速率有着重要意义。

在化学反应中，反应物的热效应与生成物的热效应之间的差异，决定了反应方向。

关于反应热的计算共16页PPT资料

二．有关反应热的计算：
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。
一、反应热的计算 1．由化学反应的本质(旧键断裂－新键生成)及化学反应能量变化的原因(反应物的总能量与生成物的总能量不等) 可得： (1)反应热＝断裂旧键所需的能量－生成新键释放的能量 (2)反应热＝生成物的总能量－反应物的总能量 2．根据盖斯定律计算：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。也就是说，化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与具体反应的途径无关。所以，可将热化学方程式进行适当的“加”、“减”等变形，
2.3根据热化学方程式求反应热
[ 例1 ] 在一定条件下，氢气和甲烷燃烧的化学方程式为：2H2( g ) + O2 ( g ) = 2H2O ( l ) ;△H =- 572 kJ •molCH4( g ) +2O2 (g ) = CO2 (g ) +2H2O ( l ) ;△H =- 890 kJ •mol由1mol 氢气和3mol甲烷组成的混合气体在上述条件下完全燃烧时放出的热量为多少。
观察该热化学方程式，回答：石墨能自动变成金刚石吗？需要什么条件？
石墨不会自动变成金刚石，石墨与金刚石的能量相差不远。
练习：已知H2的燃烧热为285.8 kJ·mol－1，CO的燃烧热为283.0 kJ·mol－1，甲醇（CH3OH）的燃烧热为 726.5 kJ·mol－1 。请通过计算写出由CO和H2合成
甲醇的热化学方程式。
解：①H2 (g) +1/2O2(g)=H2O(l) △H=-285.8kJ·mol-1 ②CO (g) +1/2O2(g)=CO2 (g) △H=-283.0kJ·mol-1 ③CH3OH(l)+3/2O2(g)=CO2(g)+H2O(l)

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。

新课标下高中化学反应热的计算方法

新教师教学教学信息本文将一一列举列出常见反应热的计算方法，望对大家有所帮助。

一、根据热化学方程式计算计算原理：反应热的绝对值与参加化学反应的物质的量成正比。

如：aA + bB =cC + dD △H 。

a b c d |△H|。

n （A ） n （B ） n （C ） n （d ） |Q|。

则a/n （A ）=b/n （B=c/n （C ）=d/n （d ）=|△H|/|Q|。

如：已知充分燃烧ag 乙炔气体生成1mol 二氧化碳气体和液态水，并放出热量bkJ ，求生成6mol 液态水是的反应热。

解析：乙炔燃烧的热化学方程式可知：2C 2H 2（g ）+5O 2（g ）=4CO 2（g ）+2H 2O （l ）△H 。

4mol |△H| 1mol bkJ4mol / 1mol ==|△H| /bkJ 解得 |△H|=4bkJ 。

则按照热化学方程对于成比例关系：2mol/ 6mol=4bkJ/|△H|，解得 |△H|=12kJ ，因放热为负，△H<0，然后补全单位，得 △H=-12 kJ/mol 。

二、根据燃烧热计算计算公式：Q 放=n （可燃物）×|△H|。

如：5.7g 汽油[主要成分是辛烷（C 4H 8）]完全燃烧生产液态水和CO 2放出275.9kJ 的热量。

求汽油燃烧热的热化学方程式：解析：先计算n （C 4H 8）=5.7g/114g/mol=0.05mol ，然后根据公式|△H|=Q 放/n （可燃物）=275.9kJ/0.05mol=5158kJ/mol ，即汽油的燃烧热为5158kJ/mol ，此时的燃烧热即为1mol 汽油完全燃烧时的反应热.因此汽油燃烧热的热化学方程式C 4H 8（l ）+25/2O 2=8CO 2（g ）+9H 2O 2（l ）△H=5185KJ/mol三、根据反应物的键能总和减去生成物的键能总和之差计算计算公式：△H=∑∪反应物-∑∪生成物（U 表示键能）如：2.SF6是一种优良的绝缘气体，分子结构中只存在S-F 键。