反应热与焓变
焓变、热化学方程式
焓变热化学方程式一、焓变1．焓变和反应热(1)反应热：化学反应中□01吸收或放出的热量。
(2)焓变：生成物与反应物的内能差，ΔH＝H(生成物)－H(反应物)。
在恒压条件下化学反应的热效应，其符号为□02ΔH，单位是□03kJ·mol－或kJ/mol。
2．吸热反应与放热反应(1)从能量守恒的角度理解ΔH□08生成物的总能量－□09反应物的总能量。
(2)从化学键变化角度理解ΔH□12反应物的总键能－□13生成物的总键能。
(3)常见的放热反应和吸热反应①放热反应：大多数化合反应、□14中和反应、金属与□15酸的反应、所有的燃烧反应。
②吸热反应：大多数分解反应、盐的□16水解反应、Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl 反应、C与H2O(g)反应、C与CO2反应。
二、热化学方程式1．概念：表示参加反应□01物质的量和□02反应热的关系的化学方程式。
2．意义：不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的□03能量变化。
例如：H2(g)＋12O2(g)===H2O(l)ΔH＝－285.8 kJ·mol－1，表示在25 ℃和1.01×105 Pa下，1 mol氢气和0.5 mol氧气完全反应生成1 mol液态水时放出285.8 kJ的热量。
3．热化学方程式的书写三、燃烧热与中和热能源1．燃烧热2．中和热(1)中和热的概念及表示方法(2)中和热的测定①装置②计算公式ΔH＝－4.18m溶液(t2－t1)n水kJ·mol－1t1——起始温度，t2——终止温度。
(3)注意事项①泡沫塑料板和碎泡沫塑料(或纸条)的作用是□09保温隔热，减少实验过程中的热量散失。
②为保证酸完全中和，采取的措施是□10使碱稍过量。
3．能源1．判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”，并指明错因。
(1)物质发生化学变化都伴有能量的变化。
(√)错因：_________________________________(2)放热反应不需要加热就能反应，吸热反应不加热就不能反应。
高三化学 焓变与反应热的关系
焓变的影响因素是什么化学能可以转化为热能、电能和光能等，化学反应中的能量变化，通常主要表现为热量的变化。
1．定义：在化学反应过程中，当生成物和反应物具有相同温度时所放出或吸收的热量，通常叫做化学反应的反应热。
在恒温、恒压条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为反应的焓变。
2．符号：△Ⅳ3．单位：kJ·mol-14．产生原因：化学反应过程中旧键断裂吸收的总能量与新键形成释放的总能量不相等，故化学反应均伴随着能量变化——吸热或放热。
5．表示方法：放热反应的△H<0，吸热反应的△H>0.焓变与反应热的关系焓变包含于反应热包含于热效应，就相当于热效应是最大的集合。
焓是与内能有关的物理量，反应在一定条件下是吸热还是放热由生成物和反应物的焓值差即焓变（△H）决定。
等压条件下的反应热等于焓变。
焓变与反应热的含义焓变即物体焓的变化量。
焓是物体的一个热力学能状态函数，即热函，一个系统中的热力作用，等于该系统内能加上其体积与外界作用于该系统的压强的乘积的总和。
反应热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。
焓变与反应热的区别当系统发生了化学反应之后，使反应产物的温度回到反应前始态的温度，系统放出或吸收的热量就称为该反应的热效应，简称反应热，用Q表示。
Q与过程有关，不是状态函数，即使始末状态相同，只要过程不同（如等压过程和等容过程），Q值就不同。
焓是热力学中表示物质系统能量的一个状态函数，用符号H表示，H=U+pV。
焓的变化是系统在等压可逆过程中所吸收的热量的度量。
焓是状态函数，它的值只与状态有关而与过程无关。
反应热、焓变
课堂练习
1．下列说法正确的是( C )
A．焓变单位中 kJ·mol－1，是指 1 mol 物质参加反应时的能 量变化
B．当反应放热时 ΔH>0，反应吸热时 ΔH<0 C．一个化学反应中，当反应物的总能量大于生成物的总能 量时，反应放热，ΔH 为“－” D．一个化学反应中，生成物总键能大于反应物的总键能时， 反应吸热，ΔH 为“＋”
四、常见的吸热反应和放热反应 (1)常见的放热反应 ①所有的燃烧反应：木炭、H2、CH4 等在 O2 中的燃烧，H2
在 Cl2 中的燃烧。 ②酸碱中和反应：H＋＋OH－===H2O。 高温 ③大多数化合反应。特例：C＋CO2=====2CO(吸热反应)。 ④铝热反应：如 2Al＋Fe2O3=高==温==Al2O3＋2Fe。 ⑤金属与酸的反应：如 Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑。
1．“任何化学反应均伴随旧化学键的断裂和新化学键的形 成，所以任何化学反应均有反应热”。这句话正确吗？
提示：正确。能量的变化与键能有关，反应物的键能之和 与生成物的键能之和是不相等的。另外，从能量的角度分析， 反应物和生成物所具有的能量不同，根据能量守恒定律，在任 何化学反应中都会伴随能量的变化。
＋2NH3↑＋10H2O。
1．有能量变化的过程不是发生吸热反应就是发生放热反应 吗？
提示：不能将反应类型(放热反应或吸热反应)与能量变化过 程等同起来。化学反应中必然有能量的变化，但发生能量变化 的却不一定是化学反应。如 NaOH 固体溶于水、水蒸气转化为 液态水时放出能量，但以上过程是放热的物理变化过程而不是 发生放热反应；NH4NO3 固体溶于水、碘升华、水蒸发时吸收能 量，但以上过程是吸热的物理变化过程而不是发生吸热反应。
化学反应中的焓变与反应热的实验测定
化学反应中的焓变与反应热的实验测定在化学反应中，焓变与反应热是评估反应热力学性质的重要参数。
通过实验测定反应热，我们可以深入了解化学反应的能量变化和化学键的稳定性。
本文将介绍化学反应中焓变与反应热的实验测定方法。
一、实验方法介绍在实验测定焓变和反应热时，我们常常采用燃烧实验法或者热化学法。
其中燃烧实验法适用于能够燃烧的反应物，而热化学法则广泛适用于其他类型的反应。
燃烧实验法的基本步骤如下：1. 搭建一个密闭的反应容器，在容器内放入已知质量的反应物，并且确定反应物和容器的初始温度。
2. 使用点火器点燃反应物，观察反应过程，并且记录反应前后容器的温度变化。
3. 根据温度变化以及溶液特性和反应物的质量，计算反应热。
热化学实验法则包含以下几个步骤：1. 确定反应物的摩尔数和反应物溶液的浓度。
2. 将反应物溶液装入两个热化学容器中，其中一个容器加热至一定温度并保持稳定。
3. 在实验装置中将两个容器的反应物混合，观察反应过程，并记录温度变化。
4. 根据温度变化以及溶液特性和反应物摩尔数，计算反应热。
二、实验注意事项在进行焓变与反应热的实验测定过程中，需要注意以下几点：1. 实验环境：保持实验室内温度稳定，避免外部热源对实验结果的影响。
2. 仪器准确性：使用准确的温度计和天平等仪器，确保实验数据的准确性。
3. 实验容器：选择合适的实验容器，确保容器的密封性和热传导性。
4. 反应物的摩尔比例：确定反应物的摩尔比例，确保反应过程的完全进行。
三、实验数据处理与结果分析在实验的数据处理过程中，可以利用焓变的定律进行计算，其中最常用的是Hess定律和Kirchhoff定律。
Hess定律用于不同反应物组合而成的化学反应热的计算。
根据Hess 定律，反应焓等于反应物焓变的代数和。
通过测量不同反应过程中的热量变化，我们可以根据Hess定律计算出要研究的反应物的焓变。
Kirchhoff定律用于计算化学反应在不同温度下的反应焓变。
化学反应热和焓变
化学反应中能量的变化第一讲反应热与焓变一、放热反应、吸热反应和反应热1.放热反应：具有的总能量大于的总能量时，反应释放能量，ΔH 0(填“>”或“<”)。
2.吸热反应：具有的总能量小于的总能量时，反应吸收能量，ΔH 0(填“>”或“<”)。
二、化学反应的焓变1.焓（H）用于描述物质具有的能量的物理量。
2.焓变（ΔH）始、终状态焓的变化表示为ΔH=H（反应产物）-H（反应物）3.反应热的含义：化学反应过程中所释放或吸收的能量，在恒压条件下，它等于反应前后物质的焓变，符号是ΔH，单位是kJ/mol；反应热随反应物的物质的量变化而变化，反应热随反应前后物质的聚集状态变化而变化，一个“可逆的”化学反应，它的正反应和逆反应的焓变（ΔH）大小相等符号相反。
4..化学反应热的计算ΔH=E（生成物的总能量）—E（反应物的总能量）ΔH=E（反应物的键能总和）—E（生成物的键能总和）例题：1. (07年全国II理综)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；下列叙述正确的是（ C ）A．氢气和氯气反应生成氯化氢气体的热化学方程式是 H2(g)＋Cl2(g) = 2HCl(g)B．氢气和氯气反应生成2 mol氯化氢气体，反应的∆H = 183 kJ/molC．氢气和氯气反应生成2 mol氯化氢气体，反应的∆H =－183 kJ/molD．氢气和氯气反应生成1 mol氯化氢气体，反应的∆H =－183 kJ/mol解析：ΔH=E（反应物的键能总和）—E（生成物的键能总和）=436 kJ/mol+243 kJ/mol－2×431 kJ/mol= －183 kJ/mol变式练习1.（2011重庆） SF6是一种优良的绝缘气体，分子结构中只存在S-F键。
反应热和焓变
反应热和焓变反应热和焓变是化学反应中重要的热力学概念，用来描述反应过程中的能量变化。
在本文中，我们将探讨反应热和焓变的定义、测定方法以及其在化学领域中的应用。
一、反应热和焓变的定义反应热（ΔH）指的是化学反应在标准条件下所伴随的热量变化。
正值的反应热表示反应吸热，也就是吸收了热量；负值的反应热则表示反应放热，即释放了热量。
反应热的单位通常用焦耳（J）或千焦（kJ）表示。
焓变（ΔH）也是表示化学反应中的能量变化，但它的定义与反应热略有不同。
焓变指的是反应物到生成物之间焓的差异，也就是化学反应中产生的热量变化。
与反应热类似，正值的焓变表示反应吸热，负值的焓变表示反应放热。
二、焓变的测定方法测定反应热和焓变的方法有许多，下面介绍两种常用方法。
1. 热量计法热量计法是通过在一个绝热容器中进行反应，并测量反应过程中容器的温度变化来计算反应热和焓变的方法。
通过测量温度变化，结合热容量的知识，可以推算出反应过程中释放或吸收的热量。
2. 常压下的燃烧法常压下的燃烧法适用于涉及到燃烧反应的焓变测定。
通过将反应物燃烧并与大量水接触，测量水的温度变化，然后利用热容量的知识计算出反应热和焓变。
三、反应热和焓变在化学领域中的应用反应热和焓变在化学领域中有广泛的应用，下面列举几个例子。
1. 反应的放热或吸热性质通过测定反应热或焓变的正负值，可以确定一个化学反应是放热反应还是吸热反应。
这对于了解化学反应的特性和动力学过程非常重要。
2. 化学反应的平衡性质焓变与化学反应的平衡性质密切相关。
根据焓变的正负值可以判断某个反应是放热反应还是吸热反应，从而对反应的平衡性质进行分析和预测。
3. 反应活性与能量变化的关系焓变也可以用来研究反应的活性和反应速率。
一般来说，焓变越大，反应也越活跃。
因此，通过研究焓变可以对不同反应的活性进行比较和评估。
4. 反应热的工业应用反应热在工业化学反应中有重要的应用价值。
通过测定反应热可以确定不同化学反应的热效应，从而为工业生产提供相关的设计和控制依据。
反应热与焓变
反应热与焓变1．反应热和焓变(1)反应热：化学反应中放出或吸收的热量。
(2)焓变：在恒压条件下化学反应的热效应，其符号为ΔH，单位是kJ/mol。
2．吸热反应和放热反应①从能量高低的角度分析②从化学键的角度分析3．常见的吸热反应和放热反应①放热反应：大多数化合反应、中和反应、金属与酸的反应、所有的燃烧反应。
②吸热反应：大多数分解反应、盐的水解反应、Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl反应、C与H2O(g)反应、C与CO2反应。
【命题角度一】反应热和焓变1．(2014·湖北四校联考)已知某化学反应A2(g)＋2B2(g)===2AB2(g)(AB2的分子结构为B—A—B)的能量变化如图所示，下列有关叙述中正确的是()A．该反应的进行一定需要加热B．该反应的ΔH＝－(E1－E2)kJ/molC．该反应中反应物的键能总和大于生成物的键能总和D．断裂1 mol A—A键和2 mol B—B 键放出E1 kJ能量2．(2014·湖北黄石)已知：H2(g)＋F2(g)===2HF(g)ΔH＝－270 kJ/mol，下列说法正确的是() A．氟化氢气体分解生成氢气和氟气的反应是放热反应B．1 mol H2与1 mol F2反应生成2 mol液态HF放出的热量小于270 kJC．在相同条件下，1 mol H2与1 mol F2的能量总和大于2 mol HF气体的能量D．该反应中的能量变化可用如图来表示【命题角度二】放热反应和吸热反应的特点与判断3．下列既属于氧化还原反应，又属于吸热反应的是()A．铝片与稀盐酸反应B．Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应C．灼热的炭与水蒸气的反应D．甲烷(CH4)在O2中的燃烧反应4.(2014·安庆模拟)氯原子对O3分解有催化作用：O3＋Cl=ClO＋O2ΔH1；ClO＋O=Cl＋O2ΔH2。
大气臭氧层的分解反应是：O3＋O===2O2ΔH，该反应的能量变化示意图如图所示：下列叙述中，正确的是()A．反应O3＋O===2O2的ΔH＝E1－E3B．O3＋O===2O2是吸热反应C．ΔH＝ΔH1＋ΔH2D．大气层中的臭氧无法再生1．(2013·上海高考)将盛有NH4HCO3粉末的小烧杯放入盛有少量醋酸的大烧杯中，然后向小烧杯中加入盐酸，反应剧烈，醋酸逐渐凝固。
高中化学化学反应的热效应知识点讲解
为放热反应,从图中可看出b放出热量更多,故ΔH2<ΔH1。
3.两个有联系的不同反应,常利用已知的知识进行比较。如:
①C(s)+O2(g) CO2(g) ΔH1<0
②C(s)+ 1 O2(g)
2
CO(g) ΔH2<0
反应①为C的完全燃烧,反应②为C的不完全燃烧,|ΔH1|>|ΔH2|,所以ΔH1<ΔH2。
中生成,则CH3OH是反应的催化剂,C项错误;反应②③④中有极性键的断 裂和生成,反应②④中还有非极性键(H—H)的断裂,D项正确。 答案 C
方法总结 分析循环图题时,重点在于判断各物质的类型。一般来说,通 过一个箭头进入循环的是反应物;通过一个箭头离开循环的是生成物;先 参加反应,又在后续反应中生成的是催化剂;先生成后又消耗掉的是中间 产物。
例2 (2022重庆三调,11)香草醛(
)高效加氢脱氧合成4-甲
基愈创木酚(
)是研究木质素转化成高附加值生物质柴油
的重要模型反应,其反应历程如下图所示。下列说法错误的是 ( )
A.ΔH1=ΔH2+ΔH3+ΔH4
B.在催化剂作用下可能发生反应:
+H2
+H2O
C.甲醇是反应的中间产物 D.该过程中有非极性键和极性键的断裂以及极性键的形成
3.燃烧热与中和反应反应热的比较
比较项目
燃烧热
中和反应反应热
能量变化
放热,ΔH<0
含义
在101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成 在稀溶液里,酸和碱发生中和反
指定产物时所放出的热量
应生成1 mol水时所放出的热量
反应物的量
1 mol
不一定为1 mol
反应热就是焓变
反应热就是焓变在化学反应中，反应热是一个非常重要的概念，它描述了反应过程中所释放或吸收的热量。
反应热的大小和方向对于反应的进行和控制都有着非常重要的影响。
而反应热的本质则是焓变，这是一个更加深入的化学概念。
焓是热力学中的一个重要量，它表示了一个系统中分子之间的相互作用和运动状态。
而焓变则是指在化学反应中，反应物和生成物之间焓的差异。
简单来说，焓变就是反应过程中吸收或释放的热量。
焓变分为两种，即吸热反应和放热反应。
吸热反应是指在反应过程中吸收热量的反应，这种反应通常需要外界提供热量才能进行。
而放热反应则是指在反应过程中释放热量的反应，这种反应则会产生热能。
例如，燃烧是一种典型的放热反应，而融化冰块则是一种吸热反应。
焓变的大小影响着反应的进行和速率。
如果焓变较大，则反应过程中会释放大量的热能，这可能导致反应的速率过快，或者反应过程中产生的热能无法及时散去，从而引起危险。
相反，如果焓变较小，则反应速率可能会过慢，或者反应过程中产生的热能无法满足反应的需要，从而导致反应停止。
为了控制反应的进行和速率，科学家们通常会根据反应热的大小和方向来设计反应条件。
例如，如果需要控制反应速率，可以通过调节反应物浓度、温度等参数来改变反应热的大小和方向。
而如果需要控制反应产生的热能，可以通过加入冷却剂或者调节反应器的温度等方式来控制反应热的释放。
总之，反应热是化学反应中非常重要的一个概念，它描述了反应过程中所释放或吸收的热量。
而反应热的本质则是焓变，它表示了反应物和生成物之间焓的差异。
掌握反应热和焓变的概念和应用，对于化学实验和工业生产都有着非常重要的意义。
1.1.2反应热及其焓变
课堂小结
一、反应热 1.定义 常见的放热反应、吸热反应 二、中和反应反应热 1.定义 2.中和反应反应热测定方法 三、反应热与焓变 四、反应热的表示 五、反应热的实质
4.(1)H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应的能
量变化如下图所示：
由图可知，1 mol H2分子中的化学键断裂 吸收的能量是___________ ，1 mol Cl2 分子中的化学键断裂吸收的能量是______，
2 mol HCl分子中的化学键形成释放的能
量是_______，则H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) 的反应放出的热量为_____________。
能 量
E
吸
E放
反应物
能 量
E吸
E
放
生成物
生成物
反应进程
放热反应 ΔH<0
反应物
吸热反应
反应进程
ΔH>0
实例：H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)
Q吸>Q放
放热反应， ΔH<0
Q吸 =679kJ
Hale Waihona Puke Q放 =862kJΔH＝(436+243)－(431+431)
＝－183 kJ/mol
与实验测得的反应放出热 量为 184.6kJ/mol 很接近
计算反应热的方法：
H H ∆H＝
（生成物的总能量）－ （反应物的总能量）
E E ∆H＝ （反应物的总键能）－ （生成物的总键能）
利用键能计算反应热时，反应物与生成物均为气态，若有 固态或液态则不能用键能计算。
课堂练习2、下列过程中能量变化与图像不相符的是（ D ）
化学反应热与反应焓变的计算
应用范围：适用于可逆反应和非可逆反应
计算公式：ΔH = ΣΔHf(产物) - ΣΔHf(反应物)
盖斯定律：反应的热效应等于反应物和产物的焓变之和
利用活化能计算
活化能的定义：反应物分子获得足够能量，克服势能屏障，转化为产物所需的能量
活化能与反应热的关系：活化能是反应物转化为产物所需克服的势能，反应热是反应物转化为产物所释放的能量
计算方法
焓变与反应方向
焓变与反应方向的关系：焓变决定反应方向，焓变正值反应正向进行，焓变负值反应逆向进行
焓变：反应过程中吸收或释放的能量
反应方向：反应物向生成物转化的方向
焓变计算：通过热力学公式计算反应焓变，如Hess定律、Gibbs-Helmholtz方程等
焓变与反应速率
焓变与反应速率的关系：焓变是反应速率的重要影响因素之一
利用活化能计算反应热的方法：通过实验测定活化能，利用阿累尼乌斯公式计算反应热
活化能的计算方法：通过实验测定反应速率常数和温度，利用阿累尼乌斯公式计算活化能
汇报人：XX
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在材料科学中，化学反应热与焓变可以帮助科学家设计新材料的合成路线，提高材料的性能和稳定性。
在环境科学中，化学反应热与焓变可以帮助科学家研究大气、水体和土壤中的化学反应，为环境保护提供科学依据。
5
反应热与焓变的理论计算
利用热力学数据计算
热力学第一定律：能量守恒定律
利用热力学数据计算反应热与焓变的方法
数据处理与分析
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数据处理：利用Excel等软件对数据进行整理、筛选、计算
实验数据收集：准确记录实验过程中的温度、压力、体积等数据
误差分析：分析实验误差的来源，如仪器误差、操作误差等
反应热、焓变-ppt课件
②焓变:等压条件下，反应热也可称为焓变 符号:△H 单位：kJ/mol
3 . 规定
反应体系的能量降低(即放热反应)，则△H为“－” 反应体系的能量升高(即吸热反应)，则△H为“＋”
规定：当△H为“－”（△H < 0）时，为放热反应 当△H为“＋”（△H > 0）时，为吸热反应
【课堂练习】 1. 1.0L 1.0mol/L H2SO4溶液与2.00L 1.0mol/L NaOH溶液完全反应， 放出114.6kJ的热量，该反应的反应热为△H= _-1_1_4_._6_k_J_/m。ol
2. 1molC与1molH2O(g)反应失成lmol CO(g)和1mol H2(g)，需要吸收 131.5kJ的热量，该反应的反应热为△H=_＋__1_3_1_.5_k__J_/m__o_l 。
反应的ΔH = +183 kJ/mol
总结：反应热、焓、焓变的比较
概念
符号 单位 数值 联系 注意
反应热
焓变
焓
化学反应释放或从吸收的热量 △H=H生成物－H反应物 物质具有的能
量
Q
ΔH
H
kJ/mol
正值表示反应吸热；负值表示反应放热
只有正值
反应热 = 焓变（等压）；ΔH=H(生成物)－H(反成物)
➢ 环境：与体系相互影响的其它部分(如试管、空气等)
➢ 热量 : 指因为温度不同而在体系与环境之间交换 或传递等能量。
一、反应热
1.定义:在等温条件下，化学反应过程中释放或吸收的热量 2.符号:Q 3.单位:kJ/mol 或 kJ.mol-1
二、焓变
1.内能(U):体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集 状态等影响。 2.焓与焓变
焓变 反应热
4、一般反应都是在敞口容器中进行的，体系的压力等于 外界压力，是在恒压条件下进行的反应，反应的热效应 等于焓变。
二、反应热 （焓变）
化学反应过程中所释放或吸收的能量, 都可以用热量(或换算成相应的热量)来表述, 叫做反应热,在恒压条件下又称为焓变。
1、符号：△H 单位： kJ/mol 或 kJ· -1 mol
NaOH溶液混合均匀后测量并记录溶液温度，实验
结果如图所示（实验中始终保持V1+V2=50 mL）。
下列叙述正确的是 （ ）
A.做该实验时环境温度为22℃
√B.该实验表明化学能可以转化为热能
C.NaOH溶液的浓度约为1.00 mol/L
D.该实验表明有水生成的反应都是放热反应
4.已知部分物质的燃烧热（ΔH）数据如下表：
行式 能量 生成物释放的总能量 变化 大于反应物吸收的总
能量 键能 生成物总键能大于 变化 反应物总键能
生成物释放的总能 量小于反应物吸收 的总能量 生成物总键能小于 反应物总键能
联系 键能越大，物质能量越低，越稳定，反之键
能越小，物质能量越高，越不稳定。
三、习题巩固
要点一
【例1】已知反应：
反应热的概念
6.下图是778 K时N2与H2反应过程中能量变化的曲线 2 == 2NH3为吸热反应
√
B.b曲线是加入催化剂时的能量变化曲线
C.加入催化剂可增大正反应速率和平衡常数 D.加入催化剂，该化学反应的ΔS、ΔH都变大
7.化学反应N2+3H2
3NH3的能量变化如下图所
高到T2时，平衡时PCl5的分解率为 2 , 2 大于（填 1 “大于”、“小于”或“等于）。
（3）工业上制备PCl5通常分两步进行，先将P和Cl2
化学反应的热效应知识点总结
化学反应的热效应知识点总结work Information Technology Company.2020YEAR化学反应中的热效应一、化学反应的焓变1.反应热与焓变（1）反应热：化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同时，所吸收或放出的热量称为化学反应的反应热。
（2）焓与焓变①焓是与物质内能有关的物理量。
常用单位：，符号：。
②焓变(ΔH)：在条件下，化学反应的焓变化学反应的反应热。
符号：，单位：。
1）化学反应的特征：2）化学反应的本质：。
化学键断裂能量，化学键生成能量。
3）某种物质的能量与化学性质的稳定性、键能的关系：物质的能量越高，化学性质越，键能越；反之，能量越低，化学性质越，键能越。
3.放热反应和吸热反应：231）所有的 ；练习：下列变化属于吸热反应的是 （ ）①液态水汽化 ②将胆矾加热变为白色粉末 ③浓硫酸稀释 ④氯酸钾分解制氧气 ⑤生石灰跟水反应生成熟石灰 A 、①④⑤ B 、①②④ C 、②③ D 、②④二、反应热大小的比较（1）同一反应，生成物状态不同——生成能量高的产物时反应热 ；（2）同一反应，反应物状态不同——能量低的反应物参加反应的反应热 ；（3）晶体类型不同，产物相同——能量低的反应物参加反应的反应热 ；（4）两个有联系的不同反应相比较时——完全反应时，放出或吸收的热量多，相应的反应热更 或更 。
（5）对于可逆反应，因反应不能进行完全，实际反应过程中放出或吸收的热量要小于热化学方程式中反应热的数值。
练习：在同温同压下，下列各组热化学方程式中，Q 1 〉Q 2的是 ( )A ．2H 2(g)+O 2(g)＝2H 2O(l) △H= Q 1 2H 2(g)+O 2(g)＝2H 2O(g) △H= Q 2B ．S(g)+O 2(g)＝SO 2(g) △H= Q 1 S(s)+O 2(g)＝SO 2(g) △H= Q 2C ．C(s)+0.5O 2(g)＝CO (g) △H= Q 1 C(s)+O 2(g)＝CO 2(g) △H= Q 2D ．H 2(g)+Cl 2(g)＝2HCl(g)；△H= Q 1 0.5H 2(g)+0.5 Cl 2(g)＝HCl(g)；△H= Q 2练习：已知299 K 时，合成氨反应 N 2 (g ) + 3H 2 ( g )3 ( g ) △H = —92.0 kJ/mol ，将此温度下的1 mol N 2 和3 mol H 2 放在一密闭容器中，在催化剂存在时进行反应，测得反应放出的热量为（忽略能量损失）（）A、一定大于92.0 kJ B、一定等于92.0 kJ C、一定小于92.0 kJ D、不能确定三、热化学方程式1.定义：能够表示的化学方程式叫做热化学方程式。
酸碱中的反应热与焓变
酸碱中的反应热与焓变酸碱反应是化学中常见的一种反应类型，它涉及到物质的酸碱性质以及反应过程中的能量变化。
在酸碱反应中，反应热与焓变是两个重要的概念，它们能够帮助我们理解反应的热力学性质以及反应的方向性。
一、酸碱反应的热力学性质酸碱反应的热力学性质主要涉及到反应热和焓变。
反应热是指在一定条件下，反应过程中释放或吸收的热量。
当反应过程中释放热量时，反应热为负值，表示反应是放热反应；而当反应过程中吸收热量时，反应热为正值，表示反应是吸热反应。
焓变是指反应物到生成物之间焓的变化。
焓是热力学中的一个重要概念，它表示物质的热能。
焓变可以通过反应热来计算，反应热等于生成物的焓减去反应物的焓。
二、反应热与焓变的关系反应热与焓变之间存在着密切的关系。
根据热力学第一定律，能量守恒定律，反应热等于反应物与生成物之间的焓变加上反应过程中的热量变化。
换句话说，反应热等于焓变加上吸热或放热的热量。
在酸碱反应中，反应热与焓变的关系可以通过实验来确定。
实验中，可以测量反应物和生成物的温度变化，从而计算出反应过程中的热量变化。
通过这种方式，可以确定反应热和焓变的数值。
三、酸碱反应中的反应热与焓变酸碱反应中的反应热与焓变与反应物的性质密切相关。
一般来说，强酸与强碱反应的反应热较大，而弱酸与弱碱反应的反应热较小。
这是因为强酸与强碱之间的反应能力较强，反应过程中释放的热量较多；而弱酸与弱碱之间的反应能力较弱，反应过程中释放的热量较少。
另外，反应物的浓度以及反应温度也会影响反应热与焓变的数值。
一般来说，反应物浓度越高，反应热越大；反应温度越高，反应热越大。
这是因为浓度越高，反应物之间的碰撞频率越高，反应速率加快，从而释放更多的热量；而温度越高，反应物的热运动加剧，反应速率增加，反应热增大。
总结：酸碱反应中的反应热与焓变是研究反应热力学性质的重要概念。
反应热表示反应过程中释放或吸收的热量，而焓变表示反应物到生成物之间焓的变化。
反应热与焓变之间存在着密切的关系，通过实验可以确定它们的数值。
化学反应热和反应焓变
——表示内能净增900 KJ
宇宙总能量未改：
1000 = 900 + 100 = 1000 KJ——能量守恒
——热力学第一定律对于过程能量变化的求算尤为重要， 各种能量求算在此基础而导出。
2.2 化学反应的热效应
１、等容反应热（ＱV）
等容： Ｖ１＝Ｖ２
△V=0
等容条件用于第一定律：△U = QV+Ｗ
or ΔH ΔH ΔH
f 产物
f 反应应
、 为方程中计量系数。
i
j
实例1：求
N2(g) + 3H2(g)
2NH3 (g)的△H0
解： △H0f：0
0
－46.19KJ•mol -1
∴ H 2H (H 3H )
fNH3
fN2
fH2
2 (46.19) 92.38KJ mol1
W Ｗ体＝Ｐ外△Ｖ W `—— 一般化学反应W `=0
则：
有：
△U ＝ＱＶ＝ＱＶ+Ｐ外△Ｖ（△V=0）
△U ＝ＱＶ
——封闭体系、等容 、Ｗ′= 0 、反应热ＱV 数值上等于体系内能增量。
若： ＱＶ＝＋值 △U ＞ 0 ——体系内能增加 ＱＶ＝－值 △U ＜ 0 ——体系内能减少
2、等压反应热：QP 等压：P1 = P2 = P = P外 or △P = 0 将等压条件用于第一定律： △U = Q +Ｗ
体系状态变化而引起的内能变化:
UⅡ = UⅠ + Q
－ （ –Ｗ）
终态 始态 吸热，使U↑ 对环境作功使U↓。
改写 即 式
UⅡ － UⅠ = Q + Ｗ
△U = Q + Ｗ——封闭体系热力学第一定律数学
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二、反应热与反应焓变
1、反应热 2、焓和焓变 3、内能与等容反应热 恒容条件下， ∵△V = 0 ∴W=p △V =0
U QV
物理意义：在等温、恒容、不做其他功条 件下，封闭体系所吸收的热量全部用来增加体 系的内能。
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二、反应热与反应焓变
1、反应热
定义：在恒压或恒容条件下，当反应体系 发生变化后，如果体系只做膨胀功，且反应终 态温度恢复到反应始态温度时，体系所放出或 吸收的热量，称为该反应的反应热。
恒压反应热（变化过程中压力不变） 反应热 恒容反应热（变化过程中体积不变）
继续
二、反应热与反应焓变
1、反应热 2、焓和焓变 恒压过程的反应热（热效应）Qp。 在恒压过程中（只作膨胀功）， △U=Qp－p△V (W=－p△V) 焓是状态函数， 具有广度性质， 无明确的物理意 义。
U2－U1=Qp－p(V2－V1) U2－U1=Qp－ (p2V2－p1V1) Qp=(U2+ p2V2) － (U1+ p1V1)
焓：) U1 p1V1
焓变：
Q p H 2 H1 H
Qp = △H 式的物理意义是：在等温、等压、不做 其他功的条件下，一个封闭体系所吸收的热量，全部用 来增加体系的焓。 或说，等压热效应与反应的焓变数值相等。 Qp不是状态函数，而△H是状态函数的变化，只有 在等温、等压、不做其他功的条件下，二者才相等。 通常用△H代表Qp（恒压反应热）。 吸热反应△H ＞0，放热反应△H ＜0。 继续