化学反应热的计算
反应热计算公式
反应热计算公式(1)ΔH＝反应物总键能之和－生成物总键能之和。
(2)ΔH＝生成物总能量－反应物总能量＝H(生成物)－H(反应物)。
(3)ΔH＝正反应活化能－逆反应活化能。
公式1 ΔH＝反应物总键能之和－生成物总键能之和。
例1、(2021·浙江选考)已知共价键的键能与热化学方程式信息如下表：则2O(g)=O2(g)的ΔH为()A．428 kJ·mol－1 B．－428 kJ·mol－1C．498 kJ·mol－1 D．－498 kJ·mol－1解析：解析：选D由热化学方程式可知，2×(H—H)＋(O—O)－4×(H—O)＝－482 kJ·mol－1，代入数据解得，O—O＝498 kJ·mol－1，形成化学键放出能量，故D正确公式2、ΔH＝生成物总能量－反应物总能量＝H(生成物)－H(反应物)。
解析：选A酸根离子对应的酸越弱，结合氢离子能力越强，E对应的是高氯酸根离子，高氯酸是最强的无机酸，酸根离子结合氢离子能力最弱，故A错误；能量越低越稳定，A最稳定，故B正确；ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量＝64＋60－2×100＝－76 kJ·mol－1，故C正确；3ClO－(aq)===2Cl－(aq)＋ClO3-(aq)的ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量＝反应物的键能之和－生成物的键能之和＝0＋64－3×60＝－116 kJ·mol－1，B→A＋D的反应为放热反应，故D正确。
公式3、ΔH＝正反应活化能－逆反应活化能。
例3、由N2O和NO反应生成N2和NO2的能量变化如图所示。
根据图示可知，反应N2O(g)＋NO(g)=N2(g)＋NO2(g)的反应热为____________解析：ΔH＝正反应活化能－逆反应活化能。
ΔH=209kJ·mol－1-348kJ·mol－1=－139 kJ·mol－1。
化学反应热的计算
2、分析问题 C(s) + O2(g) == CO2(g) △H1 ……（1） △H2 ……（2）
CO(g) + 1/2O2(g) ==CO2(g) 3、解决问题
C(s) + 1/2O2(g) == CO(g) △H3 = ?
C(s)+1/2O2(g)=CO(g)
△H3＝？
+) CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) △H2＝-283.0 kJ/mol
所以， ①- ②得： C(石墨，s) = C(金刚石，s)
△H=+1.5kJ/mol
科学探索 同素异形体相互转化但反应热相当小而且 转化速率慢，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观点“不管化学 反应是一步完成或分几步完成，这个总过程的 热效应是相同的”。已知：
P4(白磷，s)+5O2(g)=P4O10(s)； H1= -2983.2 kJ/mol
C(s)+O2(g)=CO2(g) △H3+ △H2= △H1 ∴△H3 = △H1 － △H2 △H1＝-393.5 kJ/mol
= -393.5 kJ/mol －(-283.0 kJ/mol)
= -110.5 kJ/mol
不管化学反应是分一步完成 或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。
计算反应热时要注意哪些问题？ 1、ΔH运算时要带符号 2、计量数的变化与反应热数值的变化要对应
例1、已知下列热化学方程式： Zn（S）+1/2 O2（g）=ZnO（S） △H1；(1) Hg（l）+1/2 O2（g）=HgO（S） △H2； (2) 则Zn（S）+ HgO（S）= Hg（l）+ ZnO（S） (3) △H=？
化学反应热的计算
盖斯定律的论证：
ΔH1<0 S始态 L终态
ΔH2>0
能量的释放或吸收是以变化的物质为基础的，二者密不
可分，但以物质为主。如果没有物质的变化，就不能引发能 量的变化。
ΔH1+ ΔH2
0
盖斯定律的应用
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。 ΔH3 ΔH1 ΔH2
例3已知： 2C（s） ＋ O2 ( g ) =2CO ( g ) ΔH = -221 kJ/mol 2H2 ( g ) ＋ O2 ( g ) ＝ 2H2O ( g ) ΔH = -483.6 kJ/mol 则C（s） ＋ H2O ( g ) =CO ( g ) ＋ H2( g )的ΔH为多少?
例4：某次发射火箭，用N2H4（肼）在NO2中燃烧，生成 N2、液态H2O。已知： N2(g)+2O2(g)==2NO2(g) △H1=+67.2kJ/mol N2H4(g)+O2(g)==N2(g)+2H2O(l) △H2=-534kJ/mol 假如都在相同状态下，请写出发射火箭反应的热化学方程 式。
解：依题意可知，发射火箭燃料发生如下反应 2 N2H4(g)+ 2NO2(g)== 3N2(g)+4H2O(l) △H=? (3) 依题意可知：(3) = (2) x 2 - (1) 即△H = 2△H2—△H1 = - 1135.2kJ/mol 得：2 N2H4(g)+ 2NO2(g)== 3N2(g)+4H2O(l) △H=-1135.2kJ/mol
例2已知: Zn ( s ) +1/2O2 ( g ) ＝ ZnO ( s ) ΔH1 = -351.1 kJ/mol Hg ( l) ＋1/2O2 ( g ) ＝ Hg O ( s ) ΔH2 = -90.7 kJ/mol 则 Zn ( s ) ＋ Hg O ( s ) = ZnO ( s ) ＋ Hg ( l) ΔH 3 = ？ ΔH 3为多少？
化学反应热的计算
化学反应热的计算一、盖斯定律1. 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。
2.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。
3.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：a.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。
b.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。
c.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。
4.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：a.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。
b.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5.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数调整、加减，消去中间产物，得到目标方程式，H ∆也做相应的调整和加减运算，即得到目标方程式的H ∆。
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。
反应热的测量和计算
课堂练习
1．已知胆矾溶于水时溶液温度降低，胆矾分解的热化学方程式为：
CuSO4•5H2O(s)==CuSO4(s)+5H2O(l)△H=+Q1kJ/mol
室温下，若将1mol无水硫酸铜溶解为溶液时放热Q2kJ，则（ ）
另注意：热化学反应方程式中不用标反应条件、用“ ”表示、当化学反应逆向进行时, △H数 值不变,但符号相反.
可逆反应用
该△H数值是指该反应 完全进行时的数值.
选修 化学反应原理 专题一 化学反应与能量变化 第一单元 化学反应中的热效应 反应热的测量与计算
问题讨论： 前面我们已经学习了热化学方程式的有关知识，在热化学方程式中提供了反应热的数据，那么，
讨论下列问题 1.若改用100 mL 0.50 mol/L的盐酸和100 mL 0.55 mol/L的NaOH溶液，所测中和热的数值是否 约为本实验结果的二倍（假定各步操作没有失误）？
答案：否。因中和热是指酸与碱发生中和反应生成1 mol H2O时放出的热量，其数值与反应物 的量的多少无关，故所测结果应基本和本次实验结果相同（若所有操作都准确无误，且无热量 损失，则二者结果相同）。
3、书写热化学方程式时应注明反应的温度和压强。如果不注明温度和压强，则表示是在250C、 101KPa条件下的反应热。
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。它表示的是物质的量
5、△H与参加反应的物质的物质的量有关。同一化学反应中，热化学方程式中物质的化学计量数不同， △H也不同。化学计量数加倍，△H也要加倍。
Q = 0.418（t2－t1）kJ ③ 4、③式表示的是中和热吗？为什么？
化学反应热的计算
6. 在100 g 碳不完全燃烧所得气体中，CO占1/3 体积，CO2占2/3体积，且
C(s)+1/2O2(g)=CO(g) △H=－110.35kJ/mol
CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) △H=－282.57kJ/mol
你知道神六的火箭燃料是什么吗？
5：某次发射火箭，用N2H4（肼）在NO2中燃烧，生成 N2、液态H2O。已知： ①N2(g)+2O2(g)==2NO2(g) △H1=+67.2kJ/mol ②N2H4(g)+O2(g)==N2(g)+2H2O(l) △H2=-534kJ/mol 假如都在相同状态下，请写出发射火箭反应的热化学 方程式。
8.已知 ① CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) ΔH1= －283.0 kJ/mol ② H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) ΔH2= －285.8 kJ/mol ③C2H5OH(l)+ 3O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l) ΔH3=1370 kJ/mol 试计算④2CO(g)＋4H2(g)=H2O(l)＋C2H5OH(l)的 ΔH
⑤NH4Cl(s)= NH4Cl(aq) △H5=？
则第⑤个方程式中的反应热△H是________。 根据盖斯定律和上述反应方程式得：
⑤=④+③+②＋①的逆写，
即△H5 = +16.3kJ/mol
4：同素异形体相互转化但反应热相当小而且转化速率 慢，有时还很不完全，测定反应热很困难。现在可根据 盖斯提出的观点“不管化学反应是一步完成或分几步完 成，这个总过程的热效应是相同的”。已知：
1.10化学反应热的计算
H2
g, pO
1 2
Cl2
g, pO
HCl2 g, pO
反应焓变为：
Δ
r
H
O m
(298.15K)
-92.31
kJ
mol-1
这就是HCl(g)的标准摩尔生成焓：
Δf
H
O m
(HCl,g,298.15K)
-92.31kJ
mol-1
由物质的标准摩尔生成焓，可以计算化学反应的热 效应。例如，对于某化学反应可设计成：
若反应物和产物的恒压热容与温度有关，其函数关
系式为：
Cp,m a bT cT 2
Cp a bT cT 2
（2）
a Ba(B)
B
b Bb(B)
B
c Bc(B)
B
将式（2）代入式（1）积分可得：
r Hm (T2 ) r Hm (T1) a(T2 T1)
S SO 2 (g)
Cl HCl(aq)
H H2O(l) N N 2 (g) 金属 游离态
燃烧热在氧弹量热计中测定即等容热QV。 298.15 K时的燃烧焓值见附录3。
例如：在298.15 K及标准压力下：
CH 3COOH(l) 2O 2 (g) 2CO 2 (g) 2H 2O(l)
Δ
r
H
O m
298K
Bc
H
O m
(B,298.15K)
B
例如：在298.15 K和标准压力下，有反应：
(COOH) 2 (s) 2CH 3OH(l) (COOCH 3 )2 (s) 2H 2O(l)
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；
化学反应热的计算
化学反应热的计算【知识要点】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【知识回顾】1、计算焓变的两个公式⑴∆H＝E(生，总)－E(反，总)⑵∆H＝E(反应物断键总吸收能量)－E(生成物成键总放出能量)2、计算燃烧热：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。
3、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热相同。
一、根据比例关系计算ΔH1、【例题1】25℃、101kPa时，使1.0g钠与足量的氯气反应，生成氯化钠晶体并放出17.87kJ的热量，求：（1）生成1molNaCl的反应热。
（2）这个反应的热化学方程式。
【练习一】1、已知25℃、101kPa时，16gCH4完全燃烧放出890.3kJ热量，求：（1）燃烧48g CH4的反应热。
（2）这个反应的热化学方程式。
2、已知25℃、101kPa时，4gH2完全燃烧放出571.6kJ热量，求生成1molH2O（l）的反应热。
3、根据图1和图2，写出反应的热化学方程式。
图1 图2【例题2】乙醇的燃烧热ΔH=-1366.8kJ/mol，在25℃、101kPa时，1kg乙醇充分燃烧后放出多少热量？【练习二】1、已知石墨的燃烧热：△H=-393.5kJ/mol(1)写出石墨的完全燃烧的热化学方程式。
(2)在相同气压下，1kg石墨充分燃烧后放出多少热量？2、25℃、101kPa时，12g乙酸完全燃烧放出174.06kJ，写出乙酸燃烧的热化学方程式：3、葡萄糖是人体所需能量的重要来源之一。
葡萄糖燃烧的热化学方程式为：C 6H12O6(s)＋6O2(g)＝6CO2(g)＋6H2O(l) ΔH=－2800kJ／mol葡萄糖在人体组织中氧化的热化学方程式与它燃烧的热化学方程式相同。
计算 100 g 葡萄糖在人体中完全氧化时所产生的热量。
4、在一定温度下，CO和CH4燃烧的热化学方程式分别为2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)ΔH＝－566 kJ/molCH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)ΔH＝－890 kJ/mol1 molCO和3 mol CH4组成的混合气体，在相同条件下完全燃烧时，释放的热量为()A．2 912 kJ B．2 953 kJ C．3 236 kJ D．3 867 kJ【例题3】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。
化学反应热与反应焓的计算
影响因素
反应物和产物的状态 反应物和产物的浓度 反应温度和压力 催化剂和溶剂的影响
实验测定
量热计法：通过测量反应前后的温 度变化来计算反应热
稀释法：通过稀释强酸或强碱溶液 来测量反应热
添加标题
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绝热法：在隔绝热源的条件下进行 反应，测量反应体系的温度变化
电化学法：利用电化学反应测量反 应热
焓变的影响因素
反应物和生成物的能量
反应温度
压力
反应物和生成物的浓度
反应焓在化学反 应中的应用
判断反应自发进行方向
利用反应焓计算反 应自发进行方向
判断反应自发进行 的条件是ΔH < 0
ΔH为负值时，反 应自发进行
ΔH为正值时，反 应不自发进行
计算反应平衡常数
定义：反应平衡常数是化学反应达到平衡状态时各物质的浓度比值，用于描述化学反应的平衡状态。
计算反应速率常数
反应速率常数的计算公式
反应速率常数的定义
反应速率常数与反应焓的关 系
反应速率常数的应用
计算反应机理
反应焓在化学反应中的重 要性
反应焓与反应机理的关系
如何利用反应焓计算反应 机理
反应焓在化学反应中的实 际应用
反应焓的计算实 例
燃烧热的计算
定义：燃烧热是指1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量
反应焓
定义与概念
反应焓是化学反应过程中所释放或吸收的热量，用于衡量反应的热效应。 反应焓的符号为ΔH，其数值可通过反应物和生成物的焓值计算得出。 反应焓的单位是焦耳（J），在国际单位制中，反应焓是一个状态函数。 反应焓与反应温度、压力以及反应物和生成物的种类有关。
1.3 化学反应热的计算
第三节 化学反应热的计算1．“盖斯定律”是指化学反应热只与反应体系的始态与终态有关，而与反应途径无关。
2．反应热的数值与各物质的化学计量数成正比。
3．正逆反应的反应热数值相同，符号相反。
4．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。
盖斯定律[自学教材·填要点]1．内容不论化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的(填“相同”或“不同”)。
2．特点(1)反应的热效应只与始态、终态有关，与途径无关。
(2)反应热总值一定，如下图表示始态到终态的反应热。
则ΔH ＝ΔH 1＋ΔH 2＝ΔH 3＋ΔH 4＋ΔH 5。
3．应用实例(1)C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH 1＝－393.5 kJ/mol ， (2)CO(g)＋12O 2(g)===CO 2(g) ΔH 2＝－283.0 kJ/mol ，求C(s)＋12O 2(g)===CO(g)的反应热ΔH 。
根据盖斯定律，知：ΔH 1＝ΔH ＋ΔH 2，则：ΔH ＝ΔH 1－ΔH 2＝－393.5－(－283.0)＝－110.5_(kJ/mol)。
[师生互动·解疑难](1)同一物质状态变化时的热效应： A(s)吸热放热A(l)吸热放热A(g)。
(2)盖斯定律的应用方法： ①虚拟路径法：若反应物A 变为生成物D ，可以有两种途径： a ．由A 直接变成D ，反应热为ΔH ；b ．由A 经过B 变成C ，再由C 变成D ，每步的反应热分别为ΔH 1、ΔH 2、ΔH 3。
如图所示：则有：ΔH ＝ΔH 1＋ΔH 2＋ΔH 3 ②加合法：即运用所给热化学方程式通过加减的方法得到所求热化学方程式。
a ．当热化学方程式乘以或除以某数时，ΔH 也相应乘以或除以某数。
b ．当热化学方程式进行加减运算时，ΔH 也同样要进行加减运算，且要带“＋”“－”符号，即把ΔH 看做一个整体进行运算。
1．判断下列描述的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
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。
中和反应热的计算公式
中和反应热的计算公式
（1）化学反应热的计算公式
化学反应热（ΔH）是指在能量守恒条件下反应物吸收（ΔH>0）或释放（ΔH<0）的能量，可以用牛顿热力学第二定律来计算：
ΔH=ΔU+Δ(PV)，其中ΔU 是反应的化学变化，Δ(PV) 是反应状态变化
的热力学因子。
（2）中和反应热的计算公式
中和反应热（ΔH）是指在一定环境（如常温常压）下，在酸与碱发生
反应时释放或者吸收的热量。
中和反应热是物质特性及结构变化的表现，不受环境的影响，但受酸碱的性质与结构的影响。
因此，中和反
应热的计算可以用下面的公式：
ΔH=ΔHf (酸) +ΔHf (碱) - ΔHf (中和物)，
其中ΔHf (酸)、ΔHf (碱)、ΔHf (中和物)表示酸、碱、中和物的放热值，放热值可通过观测或实验获得；也可以从常用的放热表中查得，综合
各物质的放热值，就可以根据上面公式计算当前中和反应中释放或吸
收的能量值ΔH。
化学反应热的计算(2)
第三节化学反应热的计算（2）二．反应热的计算⒈根据一定量的物质参加反应放出的热量（或根据已知的热化学方程式），进行有关反应热的计算或比较大小。
例1：25℃、101KPa时，将1.0g钠与足量氯气反应生成氯化钠晶体并放出17.87KJ的热量，求生成1mol NaCl 的反应热。
解：设生成1mol NaCl 的反应热为xNa(s) + Cl2(g) = NaCl (s) △H23g/mol x1.0g －17.87kJx＝23g/mol×(－17.87kJ)÷ 1.0g＝－411kJ/mol答：生成1mol NaCl 的反应热为－411kJ/mol练习1：乙醇的燃烧热为－1366.8kJ/mol，在 25℃、101KPa时， 1kg乙醇充分燃烧后放出多少热量？2.已知一定量的物质参加反应放出的热量，计算反应热，写出其热化学反应方程式。
例2、将0.3mol的气态高能燃料乙硼烷（B2H6）在氧气中燃烧，生成固态三氧化二硼和液态水，放出649.5kJ热量，该反应的热化学方程式为_____________。
又已知：H2O（g）=H2O（l）；△H2＝－44.0kJ/mol，则11.2L（标准状况）乙硼烷完全燃烧生成气态水时放出的热量是_____________kJ。
［随堂练习］已知充分燃烧a g乙炔气体时生成1mol二氧化碳气体和液态水，并放出热量b kJ，则乙炔燃烧的热化学方程式正确的是A. 2C2H2(g)＋5O2(g)＝4CO2(g)＋2H2O(l)；ΔH＝－2b kJ / molB. C2H2(g)＋5/2O2(g)＝2CO2(g)＋H2O(l)；ΔH＝2b kJ / molC. 2C2H2(g)＋5O2(g)＝4CO2(g)＋2H2O(l)；ΔH＝－4b kJ / molD. 2C2H2(g)＋5O2(g)＝4CO2(g)＋2H2O(l)；ΔH＝b kJ / mol3.利用键能计算反应热方法：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。
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第一章第三节化学反应热的计算主备人：陈丽辅备人：高二化学备课组Ⅰ教学目标一、知识与技能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。
二、过程与方法3．以“山的高度与上山的途径无关”对特定化学反应的反应热进行形象的比喻，帮助学生理解盖斯定律。
然后再通过对能量守恒定律的反证来论证盖斯定律的正确性。
4．利用反应热的概念、盖斯定律和热化学方程式进行有关反应热的计算，通过不同类型的例题加以展示。
帮助学生进一步巩固概念、应用定律、理解热化学方程式的意义。
三、情感、态度与价值观5．通过实例使学生感受盖斯定律的应用，并以此说明盖斯定律在科学研究中的重要意义。
Ⅱ教学重点盖斯定律，反应热的计算。
Ⅲ教学难点盖斯定律的应用。
Ⅳ教学方法提出问题，创设情景例，引出定律盖斯定律是本节的重点内容，问题研究经过讨论、交流，设计合理的“路径”，根据盖斯定律解决上述问题。
Ⅴ教学过程：第一课时第一环节：情境引导激发欲望在化学科研中，经常要测量化学反应所放出或吸收的热量，但是某些物质的反应热，由于种种原因不能直接测得，只能通过化学计算的方式间接获得。
在生产中，对燃料的燃烧、反应条件的控制以及废热的利用，也需要反应热计算，为方便反应热计算，我们来学习盖斯定律。
（板书课题）第二环节：组内合作自学讨论1、什么叫做盖斯定律？2、盖斯定律在生产和科学研究中有有什么重要的意义？第三环节：班内交流确定难点各小组派出代表上黑板展示：1、盖斯定律：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、盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义第四环节：点拨精讲解难释疑（一）盖斯定律讲解：俄国化学家盖斯从大量的实验事实中总结出一条规律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，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（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。
如果一个反应可以分几步进行，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，这就是盖斯定律。
投影：图1—9讲解：根据图示从山山的高度与上山途径无关及能量守衡定律来例证盖斯定律。
（学生自学相关内容后讲解）板书：1、盖斯定律：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。
讲述：盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义。
有些反应的反应热虽然无法直接测得，但利用盖斯定律不难间接计算求得。
板书：2、盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义质疑：对于反应：C(s)+21O 2(g)=CO(g)因为C 燃烧时不可能完全生成CO ，总有一部分CO 2生成，因此这个反应的ΔH 无法直接测得，请同学根据盖斯定律设计一个方案反应的ΔH 。
师生共同分析：我们可以测得C 与O 2反应生成CO 2以及CO 与O 2反应生成CO 2的反应热：C(s)+O 2(g)=CO 2(g)；ΔH=－393.5kJ/molCO(g)+21O 2(g)=CO 2(g)；ΔH=－283.0kJ/mol根据盖斯定律求算出C(s)+21O 2(g)=CO(g)的ΔH 。
∵ΔH 1=ΔH 2+ΔH 3∴ΔH 2=ΔH 1－ΔH 3=－393.5kJ/mol －(－283.0kJ/mol)＝－110.5kJ/mol 即：C(s)+21O 2(g)=CO(g)的ΔH=－110.5kJ/mol学生练习：1、通过计算求的氢气的燃烧热：可以通过两种途径来完成。
如上图表：已知：H 2(g)+21O 2(g)=H 2O(g)；△H 1=－241.8kJ/molH 2O(g)=H 2O(l)；△H 2=－44.0kJ/mol根据盖斯定律，则△H ＝△H 1＋△H 2＝－241.8kJ/mol ＋(－44.0kJ/mol)＝－285.8kJ/mol2、实验中不能直接测出由石墨和氢气生成甲烷反应的ΔH ，但可测出CH 4燃烧反应的ΔH 1，根据盖斯定律求ΔH 4CH 4(g)+2O 2(g)＝CO 2(g)+2H 2O(l)；ΔH 1=－890.3kJ/mol (1)C(石墨)+O 2(g)＝CO 2(g)；ΔH 2=－393.5kJ/mol (2)H 2(g)+21O 2(g)=H 2O(l)；ΔH 3=－285.8kJ/mol (3)C(石墨)+2H 2(g)＝CH 4(g)；ΔH 4 (4)解析：利用盖斯定律时，可以通过已知反应经过简单的代数运算得到所求反应，以此来算得所求反应的热效应。
也可以设计一个途径，使反应物经过一些中间步骤最后回复到产物：反应式(1)、(2)、(3)和(4)之间有以下关系：(2)+(3)×2－(1)=(4)ΔH 4=ΔH 2+2ΔH 3－ΔH 1=－393.5kJ/mol+2(－285.8)kJ/mol －(－890.3)kJ/mol=－74.8kJ/mol[板书]可间接计算求得某些无法直接测得的反应热，如C 与O 2生成CO 的△H 。
（二）反应热计算例1、25℃、101kPa ，将1.0g 钠与足量氯气反应生成氯化钠晶体，并放出18.87kJ 热量，求生成1mol 氯化钠的反应热。
例2、乙醇的燃烧热△H ＝－1366.8kJ/mol ，在25℃、101kPa 时，1kg 乙醇充分燃烧放出多少热量?例3、已知下列反应的反应热：（1）CH 3COOH(l)+2O 2=2CO 2(g)+2H 2O(l)；△H 1=－870.3kJ/mol（2）C(s)+O 2(g)=CO 2(g)；ΔH 2=－393.5kJ/mol（3）H 2(g)+21O 2(g)=H 2O(l)；△H 3＝－285.8kJ/mol试计算下列反应的反应热：2C(s)+2H 2(g)+O 2(g)=CH 3COOH(l)；ΔH=？第五环节：反馈练习 当堂检测1、已知下列热化学方程式：①H 2(g)+21O 2(g)=H 2O(l)；△H ＝－285.8kJ/mol②H 2(g)+21O 2(g)=H 2O(g)；△H ＝－241.8kJ/mol③C(s)+21O 2(g)=CO(g)；△H ＝－110.5kJ/mol④C(s)+O 2(g)=CO 2(g)；△H ＝－393.5kJ/mol回答下列问题：（1）上述反应中属于放热反应的是________________。
（2）H 2的燃烧热为__________；C 的燃烧热为_________。
（3）燃烧10g H 2生成液体水，放出的热量为___________。
（4）CO 的燃烧热为______；热化学方程式为___________。
2、已知下列热化学方程式：①Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2(g)；△H＝－25kJ/mol②3Fe2O3(s)+CO(g)=2Fe3O4(s)+CO2(g)；△H＝－47kJ/mol③Fe3O4(s)+CO(g)=3FeO(s)+CO2(g)；△H＝+19kJ/mol写出FeO(s)与CO反应生成Fe(s)和CO2的热化学方程式。
3、物质的生成热可定义为由稳定单质生成1 mol物质所放出的热量，如二氧化碳气体的生成热就是C(s)+O2(g)=CO2(g)的反应热。
已知下列几种物质的生成热：葡萄糖(C6H12O6)：1259kJ/mol；H2O(1)：285.8kJ/mol；CO2：393.5kJ/mol。
试计算1kg葡萄糖在人体内完全氧化生成二氧化碳气体和液态水，最多可提供的能量。
4、某次发射卫星火箭用N2H4(肼)作燃料，NO2作助燃剂，反应生成N2和液态H2O。
资料显示：N2(g)+2O2(g)=2NO2(g)；△H＝+67.2kJ/mol ①N2H4(g)+O2(g)=N2(g)+2H2O(l)；△H＝－534kJ/mol ②则火箭燃烧1molN2H4时所放出的热量为_________。
第六环节：归纳总结科学评价课堂小结：本节课主要介绍了盖斯定律以及盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义。
科学评价：根据小组表现情况进行量化打分，评出最佳小组。
Ⅵ板书设计一、盖斯定律1、盖斯定律：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、盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义可间接计算求得某些无法直接测得的反应热，如C与O2生成CO的△H。
二、反应热计算第二课时（习题课）一、引言二、讲练过程（一）复习：反应热计算相关内容。
（二）典例解析：例1、在101kPa时，1mol CH4完全燃烧生成CO2和液态H2O，放出890 kJ的热量，CH4的燃烧热为多少？1000L CH4（标准状况）燃烧后所产生的热量为多少？[解]根据题意，在101kPa时，1mol CH4完全燃烧的热化学方程式为：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)；ΔH=－890 kJ/mol即CH4的燃烧热为890kJ/mol。
1000LCH4 (标准状况)的物质的量为：n(CH4)=V(CH4)/Vm=1000L/22.4L·mol-1=44.6mol1molCH4完全燃烧放出890kJ的热量，44.6molCH4完全燃烧放出的热量为：44.6 mol×890kJ/mol＝3.97×104kJ例2、葡萄糖是人体所需能量的重要来源之一。
葡萄糖燃烧的热化学方程式为：C6H12O6(s)＋6O2(g)＝6CO2(g)＋6H2O(l)；ΔH=－2800 kJ/mol葡萄糖在人体组织中氧化的热化学方程式与它燃烧的热化学方程式相同。
计算100g葡萄糖在人体中完全氧化时所产生的热量。
[解] 根据题意，葡萄糖的燃烧热为2800kJ/mol。
100g葡萄糖的物质的量为：n(C6H12O6)=100g/180g·mol—1=0.556mol。
1molC6H12O6完全燃烧放出2800kJ的热量，则0.556mol C6H12O6完全燃烧放出的热量为：0.556mol ×2800kJ ／mol=1560 kJ 。
（三）学生练习：1．1g 炭与适量水蒸气反应生成一氧化碳和氢气，需吸收10.94kJ 的热量，相应的热化学方程式为( CD )A ．C+H 2O=CO+H 2；ΔH=+10.9 kJ/ molB ．C(s)+H 2O(g)=CO(g)+H 2(g)；ΔH=+10.94 kJ/ molC ．C(s)+H 2O(g)=CO(g)+H 2(g)；ΔH=+131.28 kJ/ molD ．21C(s)+21H 2O(g)=21CO(g)+21H 2(g )；ΔH=+65.64 kJ/ mol2．已知1mol 白磷转化成1mol 红磷，放出18.39kJ 热量，又知：P 4(白，s)+5O 2=2P 2O 5(s)；ΔH 1 4P(红，s)+5O 2=2P 2O 5(s)；ΔH 2。