高二化学下册化学反应热的计算知识点总结
化学高二反应热的计算知识点总结
化学高二反应热的计算知识点总结在化学中，反应热是指在化学反应中放出或吸收的热量。
计算反应热可以帮助我们了解化学反应的热力学性质，预测反应的产热或吸热特点。
本文将针对化学高二学生在学习反应热计算中常见的知识点进行总结，以帮助同学们更好地掌握这一部分内容。
一、燃烧反应热的计算燃烧反应热是指燃烧反应中放出或吸收的热量。
在计算燃烧反应热时，我们需要根据反应方程式中的摩尔配比和标准燃烧焓来进行计算。
标准燃烧焓是指物质在标准状态下完全燃烧时放出或吸收的热量。
例如，当我们计算乙醇的燃烧反应热时，可以根据以下反应方程式进行计算：乙醇 + 3氧气 -> 2二氧化碳 + 3水根据反应方程式中的摩尔配比，可以得知乙醇与氧气的配比为1:3。
假设乙醇的标准燃烧焓为ΔH1，水和二氧化碳的标准燃烧焓分别为ΔH2和ΔH3，那么燃烧反应热ΔH就可以通过以下公式计算得出：ΔH = ΔH2 + 3ΔH3 - ΔH1二、反应热的计算与化学键在化学反应中，物质的化学键会发生断裂和形成，从而释放或吸收热量。
我们可以利用化学键的能量差来计算反应热。
当化学键断裂时，需要吸收能量，此时为正值；当化学键形成时，会放出能量，此时为负值。
通过计算所涉及的化学键能量差，我们可以得到反应热的近似值。
例如，当我们计算甲烷燃烧的反应热时，可以根据以下反应方程式进行计算：CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O根据化学键的能量差，我们可以知道C-H键的断裂需要吸收435 kJ/mol的能量，C=O键的形成释放出743 kJ/mol的能量，O-H 键的形成释放出464 kJ/mol的能量。
那么甲烷燃烧的反应热ΔH就可以通过以下公式计算得出：ΔH = 1 * (2120 kJ/mol) + 2 * (-743 kJ/mol) + 2 * (-464 kJ/mol) - 1 * (435 kJ/mol)通过这种方法，我们可以计算其他含有化学键的反应的热量变化。
高中化学必修2：反应热知识点复习总结
高中化学必修二：反应热知识点复习总结热化学方程式常见书写错误：(1)漏写物质的聚集状态(漏一种就全错)；(2)ΔH的符号“＋”、“－”标示错误；(3)ΔH的值与各物质化学计量数不对应；(4)ΔH后不带单位或单位写错(写成kJ、kJ·mol等)。
2. 热化学方程式的正误判断方法：(1)热化学方程式是否已配平，是否符合客观事实；(2)各物质的聚集状态是否标明；(3)反应热ΔH的数值与该热化学方程式的化学计量数是否对应；(4)反应热ΔH的符号是否正确，放热反应的ΔH为“－”，吸热反应的ΔH为“＋”。
反应热的几种计算方法：1.利用热化学方程式进行相关量的求解，可先写出热化学方程式，再根据热化学方程式所体现的物质与物质间、物质与反应热间的关系直接或间接求算物质的质量或反应热。
其注意的事项有：(1)反应热数值与各物质的化学计量数成正比，因此热化学方程式中各物质的化学计量数改变时，其反应热数值需同时做相同倍数的改变。
(2)热化学方程式中的反应热是指反应按所给形式完全进行时的反应热。
(3)正、逆反应的反应热数值相等，符号相反。
2.根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减，得到新的热化学方程式，可进行反应热的有关计算。
其注意的事项有：(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。
3.根据燃烧热计算：可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×燃烧热。
4.根据键能计算：反应热(焓变)等于反应物中的键能总和减去生成物中的键能总和，ΔH＝∑E反－∑E生(E表示键能)。
如反应3H2(g)＋N2(g)2NH3(g)ΔH＝3E(H—H)＋E(N≡N)－6E(N—H)。
5.利用状态，迅速比较反应热的大小若反应为放热反应(1)当反应物状态相同，生成物状态不同时，生成固体放热最多，生成气体放热最少。
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。
反应热 知识点
第一章化学反应与能量一、化学反应与能量的变化1、焓变与反应热（1）化学反应的外观特征化学反应的实质是旧化学键断裂和新化学键生成，从外观上看，所有的化学反应都伴随着能量的释放或吸收、发光、变色、放出气体、生成沉淀等现象的发生。
能量的变化通常表现为热量的变化，但是化学反应的能量变化还可以以其他形式的能量变化体现出来，如光能、电能等。
（2）反应热的定义当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为反应在此温度下的热效应，简称为反应热。
通常用符号Q表示。
反应热产生的原因：由于在化学反应过程中，当反应物分子内的化学键断裂时，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。
生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量的差即为该反应的反应热。
（3）焓变的定义对于在等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能（同时可能伴随着反应体系体积的改变），而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反应的反应热就等于反应前后物质的焓的改变，称为焓变，符号ΔΗ。
ΔΗ=Η（反应产物）—Η（反应物）为反应产物的总焓与反应物总焓之差，称为反应焓变。
如果生成物的焓大于反应物的焓，说明反应物具有的总能量小于产物具有的总能量，需要吸收外界的能量才能生成生成物，反应必须吸热才能进行。
即当Η（生成物）>Η（反应物），ΔΗ>0，反应为吸热反应。
如果生成物的焓小于反应物的焓，说明反应物具有的总能量大于产物具有的总能量，需要释放一部分的能量给外界才能生成生成物，反应必须放热才能进行。
即当Η（生成物）<Η（反应物），ΔΗ<0，反应为放热反应。
（4）反应热和焓变的区别与联系2、热化学方程式（1）定义把一个化学反应中物质的变和能量的变化同时表示出来的学方程式，叫热化学方程式。
（2）表示意义不仅表明了化学反应中的物质化，也表明了化学反应中的焓变。
高二化学反应热的计算
教学主题：复习反应热教学重难点：反应热计算的类型及方法教学过程：1.导入1、复习提问上次课知识2、复习提问有机相关知识2.呈现重难点一盖斯定律的应用1．盖斯定律的应用反应热的热效应只与始态和终态有关，就像登山至山顶一样，不管选择哪一条路线，山的海拔是不变的。
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。
如下图所示：则有：ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3如：已知下列两个热化学方程式：①P4(白磷，s)+5O2(g)===P4O10(s)ΔH1=-2 983.2 kJ/mol②P(红磷，s)+O2(g)===P4O10(s)ΔH2=-738.5 kJ/mol要写出白磷转化为红磷的热化学方程式可虚拟如下过程：根据盖斯定律ΔH=ΔH1+(-ΔH2)×4=-2 983.2 kJ/mol+738.5 kJ/mol×4=-29.2 kJ/mol所以白磷转化为红磷的热化学方程式为P4(白磷，s)===4P(红磷，s)ΔH=-29.2 kJ/mol。
2．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。
重难点二反应热计算的类型及方法1．根据热化学方程式计算：反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2．根据反应物和生成物的能量和计算：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和计算：ΔH＝反应物的键能和－生成物的键能和。
4．根据盖斯定律计算：将热化学方程式进行适当的“加”、“减”等变形后，由过程的热效应进行计算、比较。
5．根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)＝n(可燃物)×ΔH。
6．根据比热公式进行计算：Q＝cmΔT。
化学反应热方程式的计算笔记
化学反应热方程式的计算笔记
一、反应热的计算方法
1. 根据热化学方程式计算：已知某反应的热化学方程式，可以直接计算出反应中的反应热。
2. 根据物质燃烧放热多少计算：物质燃烧放出的热量=物质的物质的量×燃烧热
3. 根据反应物和生成物的焓值计算：反应热=反应物的总焓值-生成物的总焓值
4. 根据键能计算：反应热=反应物的键能总和-生成物的键能总和
二、反应热的比较
1. 同一化学反应，由于反应条件不同，其反应的焓变值也不同。
因此，必须注明反应条件，才能比较反应的焓变值。
2. 对于同一反应，物质的状态不同时，其焓变值也不同。
因此，比较反应的焓变值时，必须注明物质的状态。
3. 对于同一反应，当物质的量不同时，其焓变值也不同。
因此，比较反应的焓变值时，必须注明物质的量。
三、盖斯定律的应用
1. 盖斯定律的内容：一个化学反应不管是一步完成的，还是多步完成的，其热效应总是相同的。
换句话说，化学反应的热效应只与起始状态（反应物）、最终状态（产物）有关，而与变化途径无关。
即只要起始状态（反应物）和最终状态（产物）一定时，任何一条化学反应不管是一步完成的，还是多步完成的，其热效应总是相同的。
2. 盖斯定律的应用：可以根据一个化学反应已知的反应热来推算其他化学反应的反应热；也可以根据一个化学反应的反应热来推算其他相关化学反应的反应热。
以上就是关于化学反应热方程式的计算笔记，希望对你有所帮助。
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
高二化学热化学知识点
高二化学热化学知识点热化学是化学的重要分支之一，研究物质在化学反应中的能量变化以及与能量变化相关的热力学参数。
高二化学热化学知识点包括热能、焓、热容、热平衡等内容，下面将逐一进行介绍。
一、热容量（C）热容量是指物质单位质量或单位摩尔在温度变化时吸收或放出的热量。
其计算公式为：Q = mCΔT其中，Q为吸热或放热量，m为物质的质量，C为热容量，ΔT 为温度变化。
热容量常用单位是焦耳/摩尔·开（J/(mol·K)）或卡路里/摩尔·开（cal/(mol·K)）。
二、焓变（ΔH）焓变是指化学反应过程中吸热或放热的能量变化。
在恒压下，焓变等于吸热或放热量。
ΔH的正负值表示反应是吸热反应还是放热反应。
当ΔH为正值时，表示吸热反应，反应物的能量高于产物；当ΔH为负值时，表示放热反应，反应物的能量低于产物。
三、热反应与反应热热反应是指化学反应与热量变化相关联的现象。
反应热是反应过程中放出或吸收的热量，可通过实验测量得到。
其计算公式为：ΔH = Q/n其中，ΔH为反应热，Q为吸热或放热量，n为摩尔数。
反应热常用单位是焦耳/摩尔（J/mol）或千焦/摩尔（kJ/mol）。
四、定压热容量与定容热容量定压热容量是指在恒定压力下，物质单位质量或单位摩尔在温度变化时吸热或放热量的变化量。
其计算公式为：Cp = ΔH/ΔT其中，Cp为定压热容量，ΔH为焓变，ΔT为温度变化。
定压热容量常用单位是焦耳/摩尔·开（J/(mol·K)）或卡路里/摩尔·开（cal/(mol·K)）。
定容热容量是指在恒定体积下，物质单位质量或单位摩尔在温度变化时吸热或放热量的变化量，通常用Cv表示。
五、热平衡与反应热力学定律热平衡是指系统与外界之间没有净热量交换，达到一定温度时，温度不再发生变化的状态。
热平衡与反应热力学定律密切相关。
根据热力学第一定律和热力学第二定律，热平衡可以由反应物到产物的熵变（ΔS）与焓变（ΔH）之间的关系来描述。
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。
化学反应原理知识点总结
化学反应原理知识点总结⾼⼆化学教学资料(第⼀章化学反应与能量）⼀、焓变反应热1.反应热:⼀定条件下，⼀定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量２．焓变(ΔH)的意义:在恒压条件下进⾏的化学反应的热效应(１)符号: △H(2）单位:ｋJ/mol3.产⽣原因:化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
（放热>吸热）△H 为“-”或△Ｈ <0吸收热量的化学反应。
(吸热>放热）△H 为“＋”或△H >0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③⼤多数的化合反应④⾦属与酸的反应⑤⽣⽯灰和⽔反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等·8Ｈ2O与NH4Cl②⼤多数的分解反应☆常见的吸热反应:①晶体Ｂａ(OH)２③以Ｈ、ＣＯ、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等２⼆、热化学⽅程式书写化学⽅程式注意要点:①热化学⽅程式必须标出能量变化。
②热化学⽅程式中必须标明反应物和⽣成物的聚集状态(ｇ,ｌ,ｓ分别表⽰固态，液态,⽓态，⽔溶液中溶质⽤aq表⽰）③热化学反应⽅程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学⽅程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△Ｈ加倍;反应逆向进⾏，△H改变符号,数值不变三、燃烧热1.概念:25 ℃,101 kＰa时,1 mol纯物质完全燃烧⽣成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位⽤kJ/moｌ表⽰。
※注意以下⼏点:①研究条件:101 ｋPａ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量:１ mol ④研究内容:放出的热量。
(ΔH＜0,单位ｋJ/moｌ）四、中和热1．概念:在稀溶液中,酸跟碱发⽣中和反应⽽⽣成１ｍol HＯ，这时的反应热叫中和热。
22．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和ＯH-反应,其热化学⽅程式为:Ｏ(l) ΔH＝－5７.３kＪ／molH+(ａｑ) +ＯＨ－（aq) =Ｈ2３.弱酸或弱碱电离要吸收热量,所以它们参加中和反应时的中和热⼩于57.3kJ/mｏl。
反应热知识点总结
①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈1*10-14
②温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的） ③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉-14 4、溶液的酸碱性和pH： （1）
（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色） pH试纸 —操作。 注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围 三 、混合液的pH值计算方法公式
1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。 ※注意以下几点： ①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量：1 mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol） 四、中和热
1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。 2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。 4．中和热的测定实验 五、盖斯定律
衡向着能够减弱这种改变一个反应达到化学平衡时，___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数____比值。 符号：__K__ （二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是__变化的浓度___，不是起始浓度也不是物质的量。 2、K只与__温度（T）___有关，与反应物或生成物的浓度无关。
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；
化学反应热计算知识归纳
盖斯定律的计算和应用一. 盖斯定律⑴ 内容：不管化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。
如图 1-15所示：12H H H ∆=∆+∆，345H H H H ∆=∆+∆+∆盖斯定律是质量守恒定律和能量守恒定律的共同体现。
⑵ 对盖斯定律的理解：① 途径角度；② 能量守恒角度由于在指定的状态下，各种物质的焓值都是确定且唯一的，因此无论经过哪些步骤从反应物变成产物，它们的差值是不会改变的。
说明：能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的，二者密不可分，但以物质为主。
⑶ 意义：应为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)，这给测定反应的反应热造成了困难。
此时如果应用盖斯定律，就可以间接地把它们的反应热计算出来。
说明：利用盖斯定律应注意以下几点：1、一个热化学方程式中分子式前的化学计量数同时扩大一定的倍数时，焓变也相应地扩大 相同的倍数。
2、若将一个热化学方程式中的反应物与生成物颠倒，则焓变的正负号也相应地改变。
3、若热化学方程式相加，则焓变也相加；若热化学方程式相减，则焓变也相减。
2. 方法技巧拓展常用的有关反应焓变的简答计算的方法归类：⑴ 根据热化学方程式进行计算：焓变(△H)与反应物各物质的物质的量成正比。
⑵ 根据反应物和生成物的能量计算：△H = 生成物的能量之和 — 反应物的能量之和。
⑶ 根据反应物和生成物的键量计算：△H = 生成物的总键量 — 反应物的总键量。
⑷ 根据盖斯定律计算：① 根据盖斯定律的实质，分析给定反应与所求反应物质与焓变关系。
② 运用解题技能，将已知热化学方程式进行变换、加减得到待求反应的热化学方程式。
⑸ 根据比热容和温度差进行计算：21()Q c m T T =-⋅⋅-。
⑹ 根据燃烧热、中和热计算：可燃物完全燃烧放出的热量 = n(可燃物) × 其燃烧热 中和反应放出的热量 = n(H 2O) × 中和热应用盖斯定律求反应热通常用两种方法：⑴ 虚拟路径法：如：C(s) + O 2(g) =CO 2(g)可设计为：⑵加减法：确定目标方程式后，以每一步反应的中间产物为桥梁对方程式进行化学计量∆也做相应的调整和加数调整、加减，消去中间产物，得到目标方程式，H∆。
知识清单 必修二 反应热
高中化学知识清单化学反应与热能知识点一、焓变与反应热1．化学反应中的能量变化（1）化学反应中的两大变化：物质变化和变化。
（2）化学反应中的两大守恒：守恒和守恒。
（3）化学反应中的能量转化形式：热能、光能、电能等。
通常主要表现为的变化。
2．焓变、反应热（1）定义：在恒压条件下进行的反应的热效应。
（2）符号：。
（3）单位：。
3．吸热反应和放热反应（1）从反应热的量化参数——键能的角度分析（键能：）ΔH ＝。
（2）从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析，如图所示。
ΔH ＝。
（3）理解反应历程与反应热的关系图示意义a 表示正反应的活化能；b 表示逆反应的活化能。
c 表示该反应的反应热。
ΔH图1：ΔH ＝(a －b)kJ·mol －1＝－c kJ·mol －1，表示放热反应图2：ΔH ＝(a －b)kJ·mol －1＝c kJ·mol －1，表示吸热反应（4）常见放热反应：①燃烧；②酸碱中和；③大多数化合反应；④金属跟酸的置换反应；⑤物质的缓慢氧化。
常见吸热反应：①大多数分解反应；②盐的水解和弱电解质的电离；③Ba(OH)2·8H 2O 与NH 4Cl 反应；④碳和水蒸气、C 和CO 2的反应。
注：常见的热效应如浓硫酸溶于水、NaOH 溶于水、Ca(OH)2溶于水，虽伴随着能量的放出，但并不是放热反应；铵盐溶于水虽需要吸收能量，也不是吸热反应。
（5）一个物质具有的化学能越越稳定；一个分子内的键能越越稳定。
C(石墨)=C(金刚石)ΔH ＝－8kJ·mol －1，金刚石和石墨，谁更稳定？（6）同一物质在不同状态下具有的能量不同，气态液态固态。
知识点二、热化学方程式1．概念：表示参与化学反应的物质的和的关系的化学方程式。
2．意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。
如：2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(l)ΔH ＝－571.6kJ·mol－1表示：氢气和氧气反应生成液态水时的热量。
第2章第2节 化学反应热的计算
化学反应热的计算学习目标1．理解盖斯定律的意义。
2．能用盖斯定律和热化学方程式进行有关反应热的简单计算。
知识网络一、盖斯定律1．概念：反应的反应热只与反应体系的和有关，而与反应的无关。
如果一个反应分几步进行，则各步反应的反应焓变之和与该反应一步完成时的焓变是相同的，这就是定律。
2．说明(1)不管化学反应是完成或完成，其是相同的，与反应的途径无关，即反应热总值是一定的。
(2)若某个反应从始态到终态有三条途径：所以热化学方程式之间可进行数学运算。
3．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。
应用定律可以间接地把它们的反应热计算出来。
用盖斯定律可间接求出用实验难以测定的反应热。
如对于反应C(s)+1/2O2(g)=CO(g)的反应热，很难直接测得。
设计如下过程：例1.同素异形体相互转化的反应热相当小而且转化速率较慢，有时还很不完全，测定反应热很困难。
现在可根据盖斯提出的“不管化学过程是一步完成或分几步完成，这个总过程的热效应是相同的”观点来计算反应热。
已知：①P4（s，白磷）+5O2(g)＝P4O10(s)△H＝－2983.2 kJ/mol②P(s，红磷)+5/4O2(g)＝P4O10(s)△H＝－738.5 kJ/mol则白磷转化为红磷的热化学方程式为。
相同状况下，能量状态较低的是；白磷的稳定性比红磷（填“强”或“弱”）。
二、反应热的计算1．依据热化学方程式：与数学上的方程式相似，可以移项，同时改变正负号，化学计量数和△H 的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数。
2．依据盖斯定律：可以将两个或两个以上的热化学方程式（包括其△H）相加或相减，得到一个新的热化学方程式。
3．依据燃烧热数据：可燃物完全燃烧放出的热量＝×可燃物的物质的量。
[借题发挥1] 已知25℃、101 kPa下，石墨、金刚石燃烧的热化学方程式分别为：C（s，石墨）+02(g)=C02(g) △H＝－393.5 kJ/mol C(s，金刚石)+02(g)=C02(9) △H= -395.4 kJ/mol 据此判断，下列说法正确的是( )A．由石墨制备金刚石是吸热反应，等质量时，石墨的能量比金刚石的低B．由石墨制备金刚石是吸热反应，等质量时，石墨的能量比金刚石的高C．由石墨制备金刚石是放热反应，等质量时，石墨的能量比金刚石的低D．由石墨制备金刚石是放热反应，等质量时，石墨的能量比金刚石的高1.已知：①2.C(s)+O2(g)=2CO(g) △H1＝－221.0 kJ/mol②2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H2＝－483.6 kJ/mol 则制备水煤气的反应C(s) +H2O(g)=CO(g) +H2(g)的△H为( )A. +262.6 kJ/molB.- 131.3 kJ/molC.- 352.3 kJ/molD.+131.3 kJ/mol。
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高二年级下册化学反应热的计算知识点最新
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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小于0，是放热反应;反之，是吸热反应。
△H=ΣE 生成物-ΣE反应物
1。
高二化学下册《化学反应热的计算》知识点总结
高二化学下册《化学反应热的计算》知识点总结高二化学下册《化学反应热的计算》知识点总结热化学方程式的简单计算的依据：(1)热化学方程式中化学计量数之比等于各物质物质的量之比;还等于反应热之比。
(2)热化学方程式之间可以进行加减运算。
【规律方法指导】有关反应热的计算依据归纳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△，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，△H0，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。
例如：H2 (g) + O2 (g) = H2O (g)△H =-241.8 KJ/ mol则： 2 H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g)△H =?KJ/ mol分析：当物质的系数变为2倍时，反应热也同时变为2倍。
所以△H=-/ mol5、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。
高二化学下册化学反应热的计算期中必备知识点2016
高二化学下册化学反应热的计算期中必备知识点2016热化学方程式的简单计算的依据：(1)热化学方程式中化学计量数之比等于各物质物质的量之比;还等于反应热之比。
(2)热化学方程式之间可以进行加减运算。
规律方法指导有关反应热的计算依据归纳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)gt;E2(生成物)时，△Hlt;0，是放热反应;反之，是吸热反应。
△H=Sigma;E生成物-Sigma;E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。
例如：H2 (g) + O2 (g) = H2O (g)△H =-241.8 KJ/ mol则： 2 H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g)△H =?KJ/ mol分析：当物质的系数变为2倍时，反应热也同时变为2倍。
所以△H=-483.6 KJ/ mol5、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。
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高二化学下册《化学反应热的计算》知识点总结
高二化学下册《化学反应热的计算》知识点总结
热化学方程式的简单计算的依据：
(1)热化学方程式中化学计量数之比等于各物质物质的量之比;还等于反应热之比。
(2)热化学方程式之间可以进行加减运算。
【规律方法指导】
有关反应热的计算依据归纳
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1g水由20℃升高到67℃，水的比热为42/(g·℃)，求炭的燃烧热。
分析：燃烧热是反应热的一种，它是指在101pa时，1l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1g水吸收的热量：Q=△t=1974，由此得出该反应燃烧热为3948/l。
(△H=-3948/l)
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。
例如：H2 (g) + 2 (g) = H2 (g)△H =-2418 / l
则： 2 H2 (g) + 2 (g) = 2H2 (g)△H =?/ l
分析：当物质的系数变为2倍时，反应热也同时变为2倍。
所以△H=-4836 / l
、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。
具体计算方法是：通过热化学方程式的叠加，进行△H的加减运算。
例如：实验中不能直接计算出由石墨和氢气生成甲烷反应的反应热，试求出石墨生成甲烷的反应热。
石墨和氢气的燃烧热。
、H4但可测出
①H4(g)+22(g)=2(g)+2H2(l)△H1=-890/l
②(石墨)+2(g)=2(g)△H2=-393/l
③H2(g)+1/22(g)=H2(l)△H3=-288/l
④(石墨)+2H2(g)=H4(g)△H4
分析：根据盖斯定律，可以通过反应①②③的叠加组合出反应④，则反应热的关系为：
△H4=2△H3+△H2-△H1=2×(-288 /l)+(-393/l)-(-890 /l)=-746 /l。
【补充】
盖斯定律
1、盖斯定律的内容
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。
换句话说,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。
2、盖斯定律直观化
△H=△H1+△H2
3、盖斯定律的应用
(1)有些化学反应进行很慢或不易直接发生，很难直接测得这些反应的反应热，可通过盖斯定律获得它们的反应热数据。
例如：(s)+02(g)=(g)
上述反应在2供应充分时，可燃烧生成2、2供应不充分时，虽可生
成，但同时还部分生成2。
因此该反应的△H无法直接测得。
但是下却可以直接测得：H△述两个反应的．
(S)+2(g)=2(g) △H1=-393/l
(g)+0 2(g)=2(g) △H2=-2830/l
根据盖斯定律，就可以计算出欲求反应的△H。
分析上述反应的关系，即知
△H1=△H2+△H3
△H3=△H1-△H2=-393/l-(-2830/l)=-110/l
由以上可知，盖斯定律的实用性很强。
(2)在化学计算中，可利用热化学方程式的组合，根据盖斯定律进行反应热的计算。
(3)在化学计算中，根据盖斯定律的含义，可以根据热化学方程式的加减运算，比较△H的大小。