高中化学 反应热的比较与计算
【高中化学】高中化学知识点：化学反应热的计算
【高中化学】高中化学知识点：化学反应热的计算应用盖斯定律进行计算的方法：
用已知反应的反应热结合气体定律求解某些相关反应的反应热时，关键是设计合理的反应过程，并正确计算已知的热化学方程，得到未知反应的方程和反应热。
使用气体法时应注意以下问题：
(1)当反应方程式乘以或除以某数时，△h也应乘以或除以某数。
（2）在加和减反应方程式时，△ h也应加上和减去，并用“+”标记，即，△ h应作为一个整体进行计算
(3)通过盖斯定律计算并比较反应热的大小时，同样要把△h看做一个整体
（4）在设计反应过程中，我们经常会遇到同一物质的固、液、气三种状态的相互转化，并且状态由固态变为固态→ 液体→ 气体吸热的相反，它会释放热量
(5)当设计的反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
反应焓变（反应热）的简单计算：
1．根据热化学方程式计算焓变与参加反应的各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和产物的能量计算
△h生成物的能量总和一反应物的能量总和。
3.键能和反应物的计算
△h反应物的总键能-生成物的总踺能。
4.根据气体定律计算
将两个或两个以上的热化学方程式进行适当的数学运算，以求得所求反应的反应热。
5.根据比热公式计算
6．反应焓变的大小比较在比较两个热化学方程式中，△h的大小时要带“+”“-”，比较反应放出或吸收的热量多少时要去掉“+”“-”.
当1molh2完全燃烧生成气态水时释放的热量Q1小于2molh完全燃烧生成气态水时释放的热量Q2，即
.。
高三化学热力学与热反应的计算
高三化学热力学与热反应的计算热力学是研究化学反应中能量转化和能量变化的科学，它在高中化学中占据了重要的地位。
热力学的相关知识对于理解和计算热反应至关重要。
本文将介绍高三化学中热力学与热反应的计算方法。
一、热力学基本概念1. 焓（enthalpy）：焓是热力学中的一个重要参数，表示系统的总能量。
在标准状态下，焓的符号为ΔH。
焓的变化量ΔH可以通过化学反应热测量得到，其中正值表示吸热反应，负值表示放热反应。
2. 熵（entropy）：熵是系统无序程度的度量，用符号S表示。
熵的单位是焦耳/摄氏度，或者卡/摄氏度。
3. Gibb自由能（Gibbs free energy）：Gibb自由能是描述系统中能量转换的重要参数，用符号G表示。
若系统中的Gibb自由能变化ΔG<0，说明反应是自发进行的；若ΔG>0，则说明反应不自发进行。
二、热力学计算方法1. 热力学方程：热力学方程是用来计算热反应的能量变化的重要工具。
常用的热力学方程有如下几个：（1）ΔH = qp：根据热力学第一定律，系统吸收或释放的热量等于焓的变化。
（2）ΔG = ΔH - TΔS：根据熵的变化和焓的变化，通过Gibb自由能的计算可以判断反应的自发性。
2. 脱水合反应的计算：脱水合反应是高中化学中常见的一种热反应类型。
当我们计算脱水合反应的焓变时，可以使用下面的计算公式：（1）ΔH = ΣΔHf（生成物）- ΣΔHf（反应物）：脱水合反应的焓变等于生成物的焓值减去反应物的焓值之差。
3. 燃烧反应的计算：燃烧反应也是高中化学中常见的一种热反应类型。
当我们计算燃烧反应的焓变时，可以使用下面的计算公式：（1）ΔH = -ΣΔHf（反应物）+ ΣΔHf（生成物）：燃烧反应的焓变等于生成物的焓值减去反应物的焓值之差的相反数。
4. 应用示例：现假设有一反应方程为A + B → C + D，其中ΔH = -120kJ/mol。
我们需要计算在25摄氏度下，该反应的ΔG。
化学高二反应热焓变知识点
化学高二反应热焓变知识点在高中化学中，我们经常会遇到有关反应热焓变的概念和计算。
反应热焓变是指在化学反应中，反应物与生成物之间的能量差异。
了解反应热焓变的概念和计算方法对于理解化学反应的热力学过程非常重要。
一、反应热焓变的定义反应热焓变是指在常压条件下，单位摩尔反应物与生成物之间能量的差异。
反应热焓变可以表示为ΔH。
当反应热焓变为正值时，表示反应是吸热反应，能量被系统吸收；当反应热焓变为负值时，表示反应是放热反应，能量被系统释放。
二、反应热焓变的计算方法1. 反应热焓变的计算方法主要有两种：通过实验测量和利用反应热焓变的标准生成焓值进行计算。
2. 实验测量法：通过实验测量反应物与生成物的温度变化，结合热容量等参数，可计算得到反应热焓变。
例如，利用反应热量计测量方法可以测定一定量反应物反应后的温度变化，结合恒温条件和热容量的知识，可以计算得到反应热焓变。
3. 利用标准生成焓值计算法：通过已知物质的标准生成焓值，可以根据反应平衡态的生成物与反应物的物质量之比，计算得到反应热焓变。
标准生成焓值是指在标准状态下，1摩尔物质生成的焓变化值。
利用标准生成焓值进行计算的常用公式为：ΔH =ΣnΔHf（生成物） - ΣmΔHf（反应物），其中Σn和Σm分别表示生成物和反应物的物质量之比。
4. 反应热焓变的计算方法还可以结合热力学第一定律，利用反应物与生成物的化学键能与键能的变化来计算反应热焓变。
三、常见反应热焓变的特点1. 反应热焓变与反应性质的关系：通常情况下，反应热焓变与反应物的物质结构和化学键能有关。
化学键能越高，反应热焓变越大，说明反应热生成较强的化学键。
2. 反应热焓变与反应速率的关系：通常情况下，反应热焓变的绝对值越大，反应速率越快。
反应热焓变越大，说明反应物到生成物的能量转化程度更高，反应速率更快。
3. 反应热焓变与反应方程式的关系：反应热焓变可以通过热化学方程式来表示。
在热化学方程式中，反应物的系数表示摩尔比，反应热焓变的绝对值可以根据反应热焓变的计算方法进行计算。
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。
【人教版】高中化学讲义之：反应热
反应热一、反应热、焓变（一）反应热及其测定1、定义：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。
说明：热量是指因温度不同而在体系与环境之间交换或传递的能量2、测定——中和反应反应热的测定(1)实验用品：简易量热计（温度计、玻璃搅拌棒、内筒、外壳、隔热层）、量筒（50mL ）两个、50mL0.50mol/L 盐酸、50mL0.55mol/LNaOH 溶液(2)实验原理：通过实验测量一定量的酸、碱稀溶液在反应前后的温度变化，依据Q=cmΔt 计算放出的热量，再依据)(2O H n Q-=反应热，计算反应热。
(3)实验步骤：(4)数据处理：Q=cmΔtc ：比热容，近似认为4.18J/(g·℃)； m ：盐酸和氢氧化钠的总质量（密度近似为1g/cm 3) Δt ：前后两次的温度差Δt=t 2-t 1Q=4.18J/(g·℃)×(50mL×1g/mL+50mL×1g/mL)×(t 2-t 1)=0.418(t 2-t 1)kJ HCl+NaOH=======NaCl+H 2O 1 10.05L×0.50mol/L=0.025mol 0.025mol025.0)t 418.01122t O molH -=（时放出的热量生成(5)注意事项：①要使用同一支温度计：测量酸碱及混合液的温度时，测定一种溶液温度后温度计必须用水冲洗干净并用滤纸擦干②减少热量损失：在量热的过程中，操作时动作要快，尽量减少热量的散失。
要一次性、迅速地将NaOH 溶液倒进装有盐酸的容器里（注意不要洒到外面），并立即用杯盖盖好，及时观察温度上升情况 ③操作规范、读数准确a 、所配溶液的浓度要准确，所用NaOH 溶液最好是新配制的，久置的NaOH 溶液往往由于吸收空气中的CO 2导致浓度不准，影响实验结果。
b、要比较准确地测量出反应中溶液温度的变化，所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至室温后，才能使用，且中和后的温度一定要记混合溶液的最高温度c、温度计的水银球要完全浸没在溶液中，且不能靠在容器的底部或壁上。
人教版高中化学选择性必修第1册 第一章 化学反应的热效应 第二节 反应热的计算 (2)
和 燃烧热的数据 。
2.根据教材中的例题,有关反应热的计算的主要类型有:
(1)根据反应热计算一定量物质完全燃烧 放出 的热量;
(2)利用 盖斯定律 计算某化学反应的ΔH。
微思考2怎样利用盖斯定律和已知反应的反应热计算其他
反应的反应热?
提示:若某个化学反应的ΔH=+a kJ·mol-1,则其逆反应的
A项正确;根据盖斯定律和能量守恒定律可知,B、C两项正确;
ΔH1+ΔH6=-(ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5),D项错误。
3.已知:
①2H2(g)+O2(g)══2H2O(g) ΔH1
②3H2(g)+Fe2O3(s)
③2Fe(s)+O2(g)
④2Al(s)+ O2(g)
⑤2Al(s)+Fe2O3(s)
ΔH=E(生成物)-E(反应物)
已知:
①H2(g)+ O2(g)══H2O(g) ΔH1=-241.8 kJ·mol-1
②H2O(g)══H2O(l) ΔH2=-44 kJ·mol-1
根据①和②,如何求出氢气的燃烧热?
提示:要计算H2的燃烧热,即求热化学方程式H2(g)+ O2(g)
CO(g)的反应热 ΔH。
ΔH3+ΔH2
,则:ΔH3= ΔH1-ΔH2 。
微思考1如何从能量守恒的角度,解释化学反应的热效应只
与反应体系的始态和终态有关?
提示:由于在指定状态下,各种物质的焓值都是确定的,因此
无论经过哪些步骤从反应物转化为生成物,它们的差值是不
专题05 化学反应中热量的变化情况判断与计算-高中新教材高一化学期末复习重点
高一化学期末复习重点专题05 化学反应中热量的变化情况判断与计算方法探究一、化学反应中能量变化的原因在化学反应中，从反应物分子转变为生成物分子，各原子内部并没有多少变化，但原子间的结合方式发生了改变。
在这个过程中，反应物分子中的化学键部分或全部遭到破坏，生成物分子中的新化学键形成。
物质在化学反应中发生能量变化的主要原因是化学键的断裂和形成。
利用化学键的能量变化计算化学反应中的能量变化如下：既可以利用所有化学键的键能计算具体反应中的能量变化，又可以根据化学反应中的能量变化计算某一个具体的化学键的键能。
计算公式：化学反应中的能量变化值=反应物的总键能−生成物的总键能。
计算出的数值如果为正值，意味着是吸热反应；计算出的数值如果是负值，意味着是放热反应。
归纳总结化学键的断裂与形成是化学反应中能量变化的根本原因。
(1)化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。
(2)化学键的断裂吸收能量，化学键的形成要放出能量，吸收能量和放出能量的数值不相等就造成了化学反应过程中的能量变化。
(3)一个化学反应是吸热还是放热，在宏观上取决于反应物总能量和生成物总能量的相对大小，在微观上取决于旧化学键断裂所吸收的总能量和新化学键形成所放出的总能量的相对大小。
二、吸热反应和放热反应的判断1.吸热反应和放热反应的比较2.常见的吸热反应与放热反应3.吸热反应和放热反应的判断方法E1>E2反应吸收能量(吸热反应)E1<E2反应放出能量(放热反应)(1)根据反应物和生成物的总能量的相对大小判断——决定因素。
若反应物的总能量大于生成物的总能量，属于放热反应，反之是吸热反应。
(2)根据化学键断裂或形成时的能量变化判断——用于计算。
若断裂反应物中的化学键所吸收的总能量小于形成生成物中化学键所放出的总能量，属于放热反应，反之是吸热反应。
(3)根据反应物和生成物的相对稳定性判断。
由不稳定的物质(能量高)生成稳定的物质(能量低)的反应为放热反应，反之为吸热反应。
《化学反应热的计算》高中化学教案
《化学反应热的计算》高中化学教案第一章：化学反应热的基本概念1.1 反应热的定义1.2 反应热的单位1.3 反应热的类型1.4 反应热的测量方法第二章：反应热的计算方法2.1 反应热的计算公式2.2 反应热的计算步骤2.3 反应热的计算实例2.4 反应热的计算注意事项第三章：放热反应和吸热反应3.1 放热反应的定义和特点3.2 吸热反应的定义和特点3.3 放热反应和吸热反应的判断方法3.4 放热反应和吸热反应的实例分析第四章：中和反应热的计算4.1 中和反应热的定义和特点4.2 中和反应热的计算公式4.3 中和反应热的计算步骤4.4 中和反应热的计算实例第五章：氧化还原反应热的计算5.1 氧化还原反应热的定义和特点5.2 氧化还原反应热的计算公式5.3 氧化还原反应热的计算步骤5.4 氧化还原反应热的计算实例第六章：燃烧反应热的计算6.1 燃烧反应热的定义和特点6.2 燃烧反应热的计算公式6.3 燃烧反应热的计算步骤6.4 燃烧反应热的计算实例第七章：沉淀反应热的计算7.1 沉淀反应热的定义和特点7.2 沉淀反应热的计算公式7.3 沉淀反应热的计算步骤7.4 沉淀反应热的计算实例第八章：复分解反应热的计算8.1 复分解反应热的定义和特点8.2 复分解反应热的计算公式8.3 复分解反应热的计算步骤8.4 复分解反应热的计算实例第九章：化学反应热的实际应用9.1 化学反应热在工业生产中的应用9.2 化学反应热在能源转换中的应用9.3 化学反应热在环境监测中的应用9.4 化学反应热在其他领域的应用10.1 化学反应热计算的重要性和意义10.2 化学反应热计算的方法比较和选择10.3 化学反应热计算的难点和解决策略10.4 化学反应热计算的进一步研究和拓展方向重点和难点解析一、化学反应热的基本概念：重点关注反应热的定义和类型，以及反应热的测量方法。
理解反应热是化学反应过程中放出或吸收的热量，掌握不同类型反应热的概念和特点。
高中化学 第一章 化学反应与能量 重难点十一 反应热大小比较(含解析)新人教版选修4
重难点十一反应热大小比较比较反应热大小的方法（1）根据反应物和生成物的聚集状态比较物质由固体变成液态，由液态变成气态，都必定吸收热量；而由液态变成固态，由气态变成液态，或由气态直接变成固态，则放出热量．因此在进行反应热计算或大小比较时，应特别注意各反应物或生成物的状态，存在同素异形体的要注明其同素异形体的名称．（2）根据热化学方程式中化学计量数比较热化学方程式中的化学计量数不表示分子数，而是表示反应物和生成物的物质的量，可以是分数．当化学计量系数发生变化(如加倍或减半)时，反应热也要随之变化．互为可逆的热化学反应，其反应热数值相等，符号相反．（3）根据反应物和生成物的性质比较对互为同素异形体的单质来说，由不稳定状态单质转化为稳定状态的单质要放出热量，因为能量越低越稳定；对于同一主族的不同元素的单质来说，与同一物质反应时，生成物越稳定或反应越易进行，放出的热量越多；而有些物质，在溶于水时吸收热量或放出热量，在计算总反应热时，不要忽视这部分热量．（4）根据反应进行的程度比较对于分步进行的反应来说，反应进行的越彻底，其热效应越大．如果是放热反应，放出的热量越多；如果是吸热反应，吸收的热量越多．如等量的碳燃烧生成一氧化碳放出的热量少于生成二氧化碳时放出的热量．对于可逆反应来说，反应进行的程度越大，反应物的转化率越高，吸收或放出的热量也越多。
【重难点指数】★★★★【重难点考向一】从物质的聚集状态比较反应热的大小【例1】根据以下3个热化学方程式：2H2S(g)+3O2(g)=2SO2(g)+2H2O(l)ΔH=-Q1kJ/mol2H2S(g)+O2(g)=2S(s)+2H2O(l)ΔH=-Q2kJ/mol2H2S(g)+O2(g)=2S(s)+2H2O(g)ΔH=-Q3 kJ/mol判断Q1、Q2、Q3三者关系正确的是( )A．Q1＞Q2＞Q3 B．Q1＞Q3＞Q2C．Q3＞Q2＞Q1 D．Q2＞Q1＞Q3【答案】A【名师点睛】考查反应热的大小比较，题目难度中等，本题注意从物质反应的程度以及物质的聚集状态的角度比较反应热的大小；三个反应都为放热反应，物质发生化学反应时，生成液态水比生成气态水放出的热量多，反应越完全，放出的热量越多，以此解答该题。
盖斯定律 反应热的计算(高中化学选修4)
如图1所示，反应的始态到达终态有三个不同的途径： 途径1：经过一步反应直接达到终态，反应热为△H 途径2：经过两步反应达到终态，反应热分别为△H1、 △H2，总反应热为： △H1 + △H2 途径3：经过三步反应达到终态，反应热分别为△H3、 △H4、△H5，总反应热为：△H3+△H4+△H5
中间产物1 △H 1 △H 2
解析：根据“化学反应的能量变化与反应物消耗量、 生成物的生成量成正比”。可知： (1)生成1mol NaCl消耗的金属Na的质量是1g的多少倍， 则反应放出的热量就是17.87kJ的多少倍。 (2)消耗22.4LCl2时消耗的金属Na的质量是1g的多少倍， 则反应放出的热量就是17.87kJ的多少倍。
应用时要注意调整化学计量数，设法抵消中间产物。
课堂练习 1.已知热化学方程式：
①C(s)+O2(g)=CO2(g)
△H=－393.5kJ/mol
②2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) △H=－566.0kJ/mol 求C(s)+ 1 O2(g)=CO(g)的反应热。 2 2.已知热化学方程式：
例3：已知热化学方程式：
①C(s)+O2(g)=CO2(g) △H=－393.5kJ/mol
②2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) △H=－566.0kJ/mol 求C(s)+ 1 O2(g)=CO(g)的反应热。 2 分析： 欲求2C(s)+O2(g)=2CO(g)的反应热，可以认 为C(s)先是燃烧生成CO(g)，然后由CO(g)燃烧生成 CO2(g)。转化关系表示如下：
热化学方程式1 ± 热化学方程式2 ＝ 热化学方程式3 (△H1) (△H2) (△H3)
高中化学的解析如何计算化学反应的反应热
高中化学的解析如何计算化学反应的反应热化学反应的反应热是描述化学反应吸热或放热性质的重要物理量，能够反映化学反应所释放或吸收的热量大小。
在高中化学中，学生需要学习如何计算化学反应的反应热，从而更好地理解和应用化学知识。
本文将介绍解析计算化学反应的反应热的相关方法和原理。
一、化学反应的反应热的定义和表达式化学反应的反应热指的是化学反应在常压下吸收或释放的热量。
通常以ΔH表示，单位是焦耳（J）或千焦（kJ）。
化学反应的反应热可以通过下述表达式来计算：ΔH = ∑(产物的摩尔热焓 - 反应物的摩尔热焓)其中，ΔH代表化学反应的反应热，∑代表求和运算，产物和反应物的摩尔热焓分别表示一摩尔产物和反应物在标准状态下的热焓。
二、计算化学反应的反应热的步骤计算化学反应的反应热一般分为以下几个步骤：1. 确定化学反应方程式首先，需要根据实验数据或已知条件来确定化学反应方程式。
化学反应方程式描述反应物转化为产物的过程，必须准确无误。
2. 根据方程式确定反应物和产物的物质的摩尔量根据方程式中的化学计量关系，计算出化学反应中反应物和产物的摩尔量。
3. 确定反应物和产物的摩尔热焓根据已知的热焓数据，确定反应物和产物在标准状态下的摩尔热焓。
热焓数据可以通过查阅参考书籍或相关资料获得。
4. 计算反应热将反应物和产物的摩尔热焓代入化学反应的反应热表达式中，进行计算。
注意计算时需注意各物质的系数和符号。
5. 若需要，将反应热进行转换根据具体问题的需要，可能要将反应热从焦耳转换为千焦或者相反。
三、实例分析以乙醇燃烧反应为例，介绍如何计算化学反应的反应热。
C2H5OH(l) + 3O2(g) -> 2CO2(g) + 3H2O(l)根据上述反应方程式，我们可以知道反应物乙醇（C2H5OH）、氧气（O2）和产物二氧化碳（CO2）以及水（H2O）之间的化学计量关系。
根据需要，我们可以获得下述热焓数据：ΔH1 = -1368.5 kJ/mol（C2H5OH）ΔH2 = -393.5 kJ/mol（CO2）ΔH3 = -285.8 kJ/mol（H2O）根据计算化学反应的反应热的步骤，我们将上述数据代入表达式：ΔH = (2×ΔH2 + 3×ΔH3) - (ΔH1 + 3×0)计算结果为：ΔH = (2×-393.5 kJ/mol + 3×-285.8 kJ/mol) - (-1368.5 kJ/mol + 0)= -1137.3 kJ/mol因此，乙醇燃烧反应的反应热为-1137.3 kJ/mol。
高中化学中的化学反应热力学
高中化学中的化学反应热力学高中化学是一门非常重要的自然科学课程，不仅对我们的生活有着深远的影响，而且还可以培养我们的创新思维和实验能力。
其中，化学反应热力学是高中化学中的一个重要内容。
下面我将从反应热、焓的变化、热化学方程式等方面着手，深入探讨高中化学中的化学反应热力学。
一、反应热反应热是指化学反应时放热或吸热的能量变化。
在实验室中，可以用热量计测定反应热。
如果反应放热，则反应热为负数；如果反应吸热，则反应热为正数。
反应热的大小与反应物和生成物的量有关。
根据该原理，我们可以通过热化学方程式来计算反应热。
二、焓的变化焓是热力学中一个非常重要的概念，它包含了系统的内能和体积。
在化学反应中，焓是一个非常重要的概念。
当化学反应发生时，反应物会发生物质和能量的相互转化，因此反应物的焓和生成物的焓会发生变化。
在实验室中，可以使用焓变法来测量化学反应过程中的焓变化。
焓变等于生成物的焓减去反应物的焓。
如果反应热为正数，则表明反应吸热，如果反应热为负数，则表明反应放热。
三、热化学方程式热化学方程式是指化学反应中吸放热作用的化学方程式。
在热化学方程式中，反应物和生成物之间的反应热是已知的，因此可以通过热化学方程式计算反应热。
对于一般的化学反应，可以使用下列公式来计算反应热:$\Delta H = \sum_{i}^{}n_{i}\Delta H_{f,i}$其中，$\Delta H$表示反应热; $n_{i}$表示反应物和生成物的摩尔数; $\Delta H_{f,i}$表示反应物和生成物的标准生成焓。
需要注意的是，热化学方程式只适用于化学反应，对于其他过程并不适用。
综上所述，化学反应热力学是高中化学中的一个非常重要的内容。
了解反应热、焓的变化和热化学方程式对于理解化学反应的本质和计算反应热具有很大的帮助。
通过学习热力学知识，可以培养出我们的实验技能和创新思维，帮助我们更好的规划和完成科学研究。
高中反应热的公式
高中反应热的公式高中反应热的公式是热反应物质间发生化学反应时所释放或吸收的热量。
反应热的计算对于理解化学反应的能量变化非常重要，因为它可以告诉我们反应是否是放热或吸热的，以及反应的强度和方向。
在化学反应中，反应物会发生化学变化，生成新的产物。
在这个过程中，化学键会被打破和形成，从而释放或吸收能量。
反应热的公式可以通过测量反应前后的温度差来计算，或者根据已知的热值来推导。
一般情况下，反应热可以根据下面的公式来计算：反应热 = 生成物的热量 - 反应物的热量其中，生成物的热量是指反应产物形成时释放或吸收的能量，反应物的热量是指反应物发生化学变化时释放或吸收的能量。
反应热的计算需要知道反应物和生成物的热量。
这些热量可以通过实验测量得到，也可以根据已知的标准热量值来推导。
在实验中测量反应热时，可以使用热量计来测量反应前后的温度变化，从而计算出反应热。
反应热的符号表示也很重要。
如果反应热为正值，表示反应是吸热的，即反应物吸收了热量；如果反应热为负值，表示反应是放热的，即反应物释放了热量。
这个符号可以告诉我们反应的强度和方向。
如果反应热为正，表示反应是不利的，需要消耗能量才能进行；如果反应热为负，表示反应是有利的，能够自发进行。
反应热的计算可以帮助我们理解化学反应的能量变化。
例如，在燃烧反应中，燃料与氧气发生化学反应，产生二氧化碳和水。
这个过程是放热的，因为燃料释放了能量。
反应热的计算可以告诉我们燃烧反应的强度和方向，以及所释放的能量数量。
总结起来，高中反应热的公式是热反应物质间发生化学反应时所释放或吸收的热量。
通过计算反应热，我们可以了解化学反应的能量变化，判断反应的强度和方向。
反应热的计算需要知道反应物和生成物的热量，可以通过实验测量或者已知的标准热量值来得到。
符号表示反应热的正负，正值表示吸热反应，负值表示放热反应。
反应热的计算对于理解化学反应的能量变化非常重要，有助于我们深入研究化学反应的本质和特性。
新课程高考化学高中化学重难点复习教案化学反应与能量化学反应与能量变化之盖斯定律反应热的计算和比较
化学反应与能量化学反应与能量变化之盖斯定律反应热的计算和比较1．盖斯定律(1)内容：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。
即：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。
(2)意义：间接计算某些反应的反应热。
如： 已知在25 ℃、101 kPa 时：①C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH ＝－393.5 kJ·mol －1，②2C(s)＋O 2(g)===2CO(g) ΔH ＝－221 kJ·mol －1，则CO(g)＋12O 2(g)===CO 2(g)的ΔH 为__－283_kJ·mol －1__。
(3)应用AΔH 1ΔH 2B2. 反应热的计算 (1)主要依据热化学方程式、键能、盖斯定律及燃烧热、中和热、反应物和生成物的总能量等。
(2)主要方法①根据热化学方程式计算反应热与反应物和生成物各物质的物质的量成正比。
②根据反应物和生成物的总能量计算 ΔH ＝__E 生成物－E 反应物__。
③依据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算 ΔH ＝__E 反应物的化学键断裂吸收的能量－E 生成物的化学键形成释放的能量__ 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。
即如果一个反应可以分步进行，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。
应用盖斯定律常用以下两种方法。
a. 热化学方程式相加或相减，如由 C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH 1； C(s)＋12O 2(g)===CO(g) ΔH 2；可得2CO(g)＋O 2(g)===2CO 2(g) ΔH ＝2(ΔH 1－ΔH 2) b. 合理设计反应途径，如甲ΔH 乙ΔH 1丙ΔH 2， 则ΔH ＝ΔH 1＋ΔH 2。
⑤根据物质燃烧热数值计算 Q (放)＝n (可燃物)×|ΔH | ⑥根据比热公式进行计算 Q ＝c ·m ·ΔT3．利用盖斯定律书写热化学方程式的一般步骤 目标—先确定待求的方程式↓查找—找出待求方程式中各物质在已知方程式中的位置↓调整—根据待求方程式中各物质的计量数调整已知方程式中各物质的计量数↓加减—⎣⎢⎢⎡①根据物质在已知和待求方程式中的位置确定“＋”“－”：物质在两方程式中位置相同时用“＋”、物质在两方程式中位置不同时用“－”②已知方程式中的反应热也需要进行相应的“＋”“－”运算↓计算—计算并写出待求的热化学方程式↓检查—检查得出的热化学方程式是否正确 特别提醒：应用盖斯定律时要注意的问题(1)叠加各反应式时，有的反应要逆向写，ΔH 符号也相反，有的反应式要扩大或缩小，ΔH 也要相应扩大或缩小。
高中化学反应热计算的几种方式
高中化学反应热计算的几种方式（一）根据热化学方程式计算若题目给出了相应的热化学方程式，其计算方法与根据一般方程式相似，可以把ΔH看成方程式内的一项进行处理，反应热与反应物中各物质的物质的量成正比；若没有给出热化学方程式，则根据条件先写出热化学方程式，再计算反应热。
例1.卫星发射时燃料燃烧的热化学方程式如下：2N2H4(g)+2NO2(g)===3N2(g)+4H2O(g) △H=－1135.7 kJ/mol求16gN2H4(g)完全燃烧放热多少？解：2N2H4(g)+2NO2(g)===3N2(g)+4H2O(g) △H=－1135.7 kJ/mol2 mol 1135.7 kJ16/32 mol Q得：Q=283.925 kJ(二)根据反应物和生成物的能量计算：△H＝生成物总能量－反应物总能量例2.氮是地球上含量丰富的一种元素，氮及其化合物在工农业生产、生活中有着重要作用。
请回答下列问题：上图是N2和H2反应生成2 mol NH3过程中能量变化示意图，请计算每生成4 mol NH3放出热量为____________。
解：根据公式△H＝生成物总能量－反应物总能量得：△H＝E2-E1＝a-b＝335-427.2＝92.2 kJ故生成4 mol NH3放出热量为92.2×2＝184.4 kJ（三）根据燃烧热计算反应热：Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH|例3．液态苯的燃烧热△H=-3267.5 kJ/mol，在25 ℃、101. kPa时，1 kg苯充分燃烧后放出多少热量？解：1 kg苯的物质的量n=1000÷78=12.8 mol再根据公式：Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH|=12.8×|-3267.5 |=41824 kJ（四）根据反应物和生成物的键能计算：ΔH=∑E(反应物)－∑E（生成物），即反应热等于反应物的键能总和跟生成物的键能总和之差。
例4.以下是部分共价键键能数据H-S：364 kJ·mol －1，S-S：266 kJ·mol－1，S=O：522 kJ·mol－1，H-O：464 kJ·mol－1,试根据这些数据计算下面这个反应的焓变。
13化学反应热的计算解析
13化学反应热的计算解析化学反应热是指在进行化学反应时产生或吸收的热量，是一个重要的热力学概念。
化学反应热的计算可以帮助我们了解反应的放热或吸热程度，从而预测反应的方向或速率。
在进行化学反应热的计算时，通常使用反应焓变来表示反应热量的变化。
反应焓变是化学反应过程中，反应物和生成物之间焓的变化量。
化学反应的热量可以通过以下两种方式进行计算：1. 通过反应焓变的计算：反应焓变可以通过反应物和生成物之间的焓差来计算。
反应焓变的公式可以表示为ΔH = ΣH(生成物) - ΣH(反应物)。
其中ΔH表示反应焓变，ΣH(生成物)表示生成物的总焓，ΣH(反应物)表示反应物的总焓。
反应焓变的单位通常为焦耳/mol或千焦/mol。
2.通过热量平衡方程进行计算：热量平衡方程可以用来计算化学反应的热量。
热量平衡方程表示为Σq=0，其中Σq为反应物和生成物之间吸热和放热的总和。
通过热量平衡方程可以计算出反应的热量变化。
在进行化学反应热的计算时，需要注意以下几点：1.反应物和生成物的热化学性质需要事先确定：在进行反应焓变计算时，需要确保反应物和生成物的热化学性质是准确的。
通常可以通过实验方法或文献数据来获取反应物和生成物的热化学性质。
2.反应物和生成物的物质量需要明确：在计算反应焓变时，需要明确反应物和生成物的物质量，以便正确计算反应的热量变化。
3.考虑反应的放热或吸热性质：在计算反应焓变时，需要考虑反应是放热还是吸热的性质。
放热反应ΔH为负值，吸热反应ΔH为正值。
综上所述，化学反应热的计算是一个重要的热力学问题，可以通过反应焓变或热量平衡方程来计算。
在进行化学反应热的计算时，需要注意反应物和生成物的热化学性质、物质量和反应的放热或吸热性质。
通过正确计算反应热，我们可以更好地了解化学反应的热力学性质，为实验设计和反应优化提供参考。
高中化学题型之摩尔反应热的计算
高中化学题型之摩尔反应热的计算摩尔反应热是化学反应在常压下，摩尔物质参与反应时放出或吸收的热量。
在高中化学中，摩尔反应热的计算是一个常见的考点。
本文将通过具体的例子，分析和说明摩尔反应热的计算方法，并给出解题技巧。
一、摩尔反应热的定义和计算公式摩尔反应热用符号ΔH表示，单位为焦耳/摩尔(J/mol)。
对于化学方程式aA +bB → cC + dD，其中a、b、c、d分别为反应物和生成物的系数，ΔH的计算公式为：ΔH = (ΔHc×c + ΔHd×d) - (ΔHa×a + ΔHb×b)其中，ΔHc、ΔHd、ΔHa、ΔHb分别为生成物C、D和反应物A、B的摩尔反应热。
二、计算摩尔反应热的例子例题1：已知以下化学方程式：2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ΔH = -572 kJ/mol求反应1mol H2生成H2O时放出的热量。
解答：根据计算公式，ΔH = (ΔHc×c + ΔHd×d) - (ΔHa×a + ΔHb×b)，代入已知数据，可得ΔH = (-572 kJ/mol×2) - (0×2) = -1144 kJ/mol。
所以，反应1mol H2生成H2O时放出的热量为-1144 kJ。
例题2：已知以下化学方程式：2C2H6(g) + 7O2(g) → 4CO2(g) + 6H2O(l) ΔH = -3119 kJ/mol求反应1mol C2H6生成CO2时放出的热量。
解答：根据计算公式，ΔH = (ΔHc×c + ΔHd×d) - (ΔHa×a + ΔHb×b)，代入已知数据，可得ΔH = (0×4) - (-3119 kJ/mol×2) = 6238 kJ/mol。
所以，反应1mol C2H6生成CO2时放出的热量为6238 kJ。
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【反应热(ΔH)的计算】 一：利用键能求反应热(ΔH)1. (2018·天津高考)CO 2与CH 4经催化重整，制得合成气：CH 4(g)＋CO 2(g)催化剂2CO(g)＋2H 2(g)已知上述反应中相关的化学键键能数据如下：化学键 C—H C===O H—H CO(CO) 键能/kJ·mol －14137454361 075则该反应的ΔH ＝__________________。
[答案] ＋120 kJ·mol－12. 通常人们把拆开1 mol 某化学键所消耗的能量看成该化学键的键能。
键能的大小可以衡量化学键的强弱，也可用于估算化学反应的反应热。
化学键 Si—O Si—Cl H—H H—Cl Si—Si Si—C 键能 /kJ·mol －1460360436431176347工业上高纯硅可通过下列反应制取：SiCl 4(g)＋2H 2(g)=====高温Si(s)＋4HCl(g)，该反应的反应热ΔH 为( ) A.＋236 kJ·mol －1B.－236 kJ·mol－1C.＋412 kJ·mol －1D.－412 kJ·mol －13. 化学反应可视为旧键断裂和新键形成的过程。
共价键的键能是两种原子间形成1 mol 共价键(或其逆过程)时释放(或吸收)的能量。
已知H—H 键的键能为436 kJ·mol －1，Cl—Cl 键的键能为243 kJ·mol －1，H—Cl 键的键能为431 kJ·mol －1，则H 2(g)＋Cl 2(g)===2HCl(g)的反应热(ΔH)等于( )A.－183 kJ·mol －1B.183 kJ·mol－1C.－862 kJ·mol －1 C.862 kJ·mol－1注意：利用键能计算ΔH 的方法(1)计算公式：ΔH ＝反应物的总键能－生成物的总键能。
(2)计算关键：利用键能计算反应热的关键，就是要算清物质中化学键的数目，清楚中学阶段常见单质、化合物中所含共价键的种类和数目。
物质 (化学键) CO 2 (C===O)CH 4 (C—H) P 4 (P—P) SiO 2 (Si—O) 石墨 (C—C) 金刚石 (C—C) S 8 (S—S) Si (Si—Si) 每个微粒所含键数 24641.5282考法二 利用盖斯定律计算ΔH 并书写热化学方程式 1. (2018·高考组合题)请回答下列问题：(1)已知：2N 2O 5(g)===2N 2O 4(g)＋O 2(g) ΔH 1＝－4.4 kJ·mol －12NO 2(g)===N 2O 4(g) ΔH 2＝－55.3 kJ·mol －1课题：反应热的计算与比较总第( )期 命题人：沈立鹏则反应N 2O 5(g)===2NO 2(g)＋12O 2(g)的ΔH ＝______kJ·mol －1。
(2)CH 4CO 2催化重整反应为CH 4(g)＋CO 2(g)===2CO(g)＋2H 2(g)。
已知：C(s)＋2H 2(g)===CH 4(g)ΔH ＝－75 kJ·mol －1C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH ＝－394 kJ·mol －1 C(s)＋12O 2(g)===CO(g) ΔH ＝－111 kJ·mol －1该催化重整反应的ΔH ＝________kJ·mol －1。
(3)SiHCl 3在催化剂作用下发生反应：2SiHCl 3(g)===SiH 2Cl 2(g)＋SiCl 4(g) ΔH 1＝＋48 kJ·mol －1 3SiH 2Cl 2(g)===SiH 4(g)＋2SiHCl 3(g) ΔH 2＝－30 kJ·mol －1则反应4SiHCl 3(g)===SiH 4(g)＋3SiCl 4(g)的ΔH 为________kJ·mol －1。
(4)近年来，研究人员提出利用含硫物质热化学循环实现太阳能的转化与存储。
过程如下：反应Ⅰ：2H 2SO 4(l)===2SO 2(g)＋2H 2O(g)＋O 2(g) ΔH 1＝＋551 kJ·mol －1 反应Ⅰ：S(s)＋O 2(g)===SO 2(g) ΔH 3＝－297 kJ·mol －1反应Ⅰ的热化学方程式：__________________________________________________。
[解析] (1)：N 2O 5(g)===2NO 2(g)＋12O 2(g) ΔH ＝＋53.1 kJ·mol －1。
(2)CH 4(g)＋CO 2(g)===2CO(g)＋2H 2(g) ΔH ＝＋247 kJ·mol －1。
(3)4SiHCl 3(g)===SiH 4(g)＋3SiCl 4(g) ΔH ＝＋114 kJ·mol －1。
(4)3SO 2(g)＋2H 2O(g)===2H 2SO 4(l)＋S(s) ΔH 2＝－254 kJ·mol －1。
【随堂练习】 1．回答下列问题：(1)用水吸收NO x 的相关热化学方程式：2NO 2(g)＋H 2O(l)===HNO 3(aq)＋HNO 2(aq) ΔH ＝－116.1 kJ·mol －1 3HNO 2(aq)===HNO 3(aq)＋2NO(g)＋H 2O(l) ΔH ＝＋75.9 kJ·mol －1 反应3NO 2(g)＋H 2O(l)===2HNO 3(aq)＋NO(g)的ΔH ＝________ kJ·mol －1。
(2)已知：ⅠAl 2O 3(s)＋3C(s)===2Al(s)＋3CO(g) ΔH 1＝＋1 344.1 kJ·mol －1 Ⅰ2AlCl 3(g)===2Al(s)＋3Cl 2(g) ΔH 2＝＋1 169.2 kJ·mol －1由Al 2O 3、C 和Cl 2反应生成AlCl 3的热化学方程式为________________________。
(3)烟气(主要污染物SO 2、NO x )经O 3预处理后用CaSO 3水悬浮液吸收，可减少烟气中SO 2、NO x 的含量。
O 3氧化烟气中SO 2、NO x 的主要反应的热化学方程式为ⅠNO(g)＋O 3(g)===NO 2(g)＋O 2(g) ΔH 1＝－200.9 kJ·mol －1 ⅠNO(g)＋12O 2(g)===NO 2(g) ΔH 2＝－58.2 kJ·mol －1则反应3NO(g)＋O 3(g)===3NO 2(g)的ΔH ＝______kJ·mol －1。
答案：(1)－136.2(2)Al 2O 3(s)＋3C(s)＋3Cl 2(g)===2AlCl 3(g)＋3CO(g) ΔH ＝＋174.9 kJ·mol －1 (3)－317.32．二氧化碳回收利用是环保科学研究的热点课题。
已知CO 2经催化加氢可合成低碳烯烃：2CO 2(g)＋6H 2(g)===CH 2CH 2(g)＋4H 2O(g) ΔH(1)几种物质的能量(kJ·mol －1)如表所示(在25 Ⅰ、101 kPa 条件下，规定单质的能量为0，测得其他物质生成时的反应热为其具有的能量)：(2)几种化学键的键能(kJ·mol －1)如表所示：a 答案：(1)－128 (2)409.25题型二 反应热的大小比较1．总体原则(1)比较ΔH 的大小时，必须把反应热的“＋”“－”与反应热的数值看作一个整体进行比较。
对放热反应，放热越多，ΔH 越小；对吸热反应，吸热越多，ΔH 越大。
(2)反应物的化学计量数不同，则ΔH 不同。
(3)同一物质，状态不同，反应热也不同。
2．比较类型 (1)直接比较法Ⅰ物质燃烧时，可燃物物质的量越大，燃烧放出的热量越多。
Ⅰ等量的可燃物完全燃烧所放出的热量肯定比不完全燃烧所放出的热量多。
Ⅰ生成等量的水时，强酸和强碱的稀溶液反应比弱酸和强碱或弱碱和强酸或弱酸和弱碱的稀溶液反应放出的热量多。
Ⅰ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相应热化学方程式中的反应热数值。
例如：2SO 2(g)＋O 2(g)2SO 3(g) ΔH ＝－197 kJ·mol －1，表示2 mol SO 2(g)和1 mol O 2(g)完全反应生成2 mol SO 3(g)时，放出的热量为197 kJ ，实际上向密闭容器中通入2 mol SO 2(g)和1 mol O 2(g)，反应达到平衡后，放出的热量要小于197 kJ 。
(2)盖斯定律比较法Ⅰ同一反应，生成物状态不同时 Ⅰ同一反应，反应物状态不同时1.(2014·全国卷Ⅰ)室温下，将1 mol 的CuSO 4·5H 2O(s)溶于水会使溶液温度降低，热效应为ΔH 1，将1 mol 的CuSO 4(s)溶于水会使溶液温度升高，热效应为ΔH 2；CuSO 4·5H 2O 受热分解的化学方程式为CuSO 4·5H 2O(s)=====ⅠCuSO 4(s)＋5H 2O(l)，热效应为ΔH 3。
则下列判断正确的是( )A ．ΔH 2>ΔH 3B ．ΔH 1<ΔH 3C ．ΔH 1＋ΔH 3＝ΔH 2D ．ΔH 1＋ΔH 2>ΔH 32．已知：C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH 1 CO 2(g)＋C(s)===2CO(g) ΔH 22CO(g)＋O 2(g)===2CO 2(g) ΔH 3 4Fe(s)＋3O 2(g)===2Fe 2O 3(s) ΔH 4 3CO(g)＋Fe 2O 3(s)===3CO 2(g)＋2Fe(s) ΔH 5下列关于上述反应焓变的判断正确的是( ) A ．ΔH 1>0，ΔH 3<0 B ．ΔH 2>0，ΔH 4>0 C ．ΔH 1＝ΔH 2＋ΔH 3D ．ΔH 3＝ΔH 4＋2ΔH 53．已知：Ⅰ2CH 3OH(g)＋3O 2(g)===2CO 2(g)＋4H 2O(l) ΔH 1 Ⅰ2CO(g)＋O 2(g)===2CO 2(g) ΔH 2Ⅰ2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(l) ΔH 3 Ⅰ2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(g) ΔH 4 ⅠCO(g)＋2H 2(g)===CH 3OH(g) ΔH 5下列关于上述反应焓变的判断正确的是( ) A ．ΔH 1>0，ΔH 2<0 B ．ΔH 3>ΔH 4 C ．ΔH 1＝ΔH 2＋2ΔH 3－ΔH 5 D ．2ΔH 5＋ΔH 1<0 【综合练习】1．肼(H 2NNH 2)是一种高能燃料，有关化学反应的能量变化如图所示。