热化学方程式反应热知识归纳
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。
高中化学反应热知识点
高中化学反应热知识点1、盖斯定律内容：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;即化学反应热只与其反应的始态和终态有关，而与具体反应进行的途径无关;2、应用①利用总反应和一个反应确定另一个反应的热效应;②热化学方程式之间可以进行代数变换等数学处理.3、反应热与键能关系键能：键能既是形成1mol化学键所释放的能量，也是断裂1mol化学键所需要吸收的能量.由键能求反应热：反应热等于断裂反应物中的化学键所吸收的能量为“+”和形成生成物中的化学键所放出的能量为“-”的代数和.即△H=反应物键能总和-生成物键能总和=∑E反-∑E生4、盖斯定律、燃烧热、热化学方程式的综合运用进行反应热计算的注意事项：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.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不稳定状态单质转化为稳定状态的单质要放出热量，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，吸热或者放热越多;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.盖斯定律是热化学中一个相当有实用价值的定律。
反应热与热化学方程式
反应热与热化学方程式热化学是研究化学反应与热现象之间关系的分支学科。
其中，反应热作为衡量化学反应放热或吸热程度的重要指标，对于了解反应的热力学性质具有重要的意义。
本文将探讨反应热的概念、计算方法以及热化学方程式等内容。
一、反应热的概念反应热（H）是指在常压下，化学反应在标准状态下（温度为298K，压强为1 atm）释放或吸收的热量。
反应热可分为放热反应和吸热反应两种情况。
放热反应是指在反应过程中释放出热量，使周围温度升高。
此类反应的反应热为负值，代表反应释放的能量。
吸热反应则相反，指的是在反应过程中吸收热量，导致周围温度下降。
吸热反应的反应热为正值，表示反应吸收的能量。
二、反应热的计算方法在实验中，可以通过测量反应系统的温度变化来间接获得反应热。
反应热的计算公式如下：ΔH = q / n其中，ΔH代表反应热，单位为焦耳/摩尔（J/mol）；q代表反应过程中吸收或释放的热量，单位为焦耳（J）；n代表参与反应的物质的摩尔数。
反应热的计算方法可以通过实验室测定来得到，也可以利用热力学数据进行计算。
对于涉及多步反应的情况，反应热可以通过反应热的加和原则进行计算。
三、热化学方程式热化学方程式是化学反应过程中所涉及的物质及其物质量变化的描述。
在热化学方程式中，可以通过反应热的符号来表示反应过程中的热现象。
例如，对于放热反应A + B → C，可以用反应热的符号来描述该反应：A +B →C ΔH < 0类似地，对于吸热反应D → E + F，可以表示为：D →E +F ΔH > 0通过热化学方程式，可以直观地了解反应过程中的热现象以及热量的变化情况。
热化学方程式也为计算反应热提供了理论基础和依据。
总结：反应热作为研究化学反应与热现象关系的重要参数，对于了解反应的热力学性质具有重要意义。
在计算反应热时，可以通过测量反应系统的温度变化或利用热力学数据进行计算。
热化学方程式则用于描述化学反应过程中的物质及其热现象，方便我们理解反应过程中的能量变化情况。
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。
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。
高中化学之反应热的有关概念 热化学方程式的书写
高中化学之反应热的有关概念热化学方程式的书写1．反应热的表示方法——热化学方程式热化学方程式书写或判断的注意事项。
（1）注意ΔH的符号和单位：ΔH的单位为kJ·mol－1。
（2）注意测定条件：绝大多数的反应热ΔH是在25 ℃、101 kPa 下测定的，此时可不注明温度和压强。
（3）注意热化学方程式中的化学计量数：热化学方程式化学计量数可以是整数，也可以是分数。
（4）注意物质的聚集状态：气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”。
热化学方程式中不用“↑”和“↓”。
（5）注意ΔH的数值与符号：如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。
逆反应的反应热与正反应的反应热数值相等，但符号相反。
（6）对于具有同素异形体的物质，除了要注明聚集状态外，还要注明物质的名称。
如①S（单斜，s）＋O2（g）===SO2（g）ΔH1＝－297.16 kJ·mol－1②S（正交，s）＋O2（g）===SO2（g）ΔH2＝－296.83 kJ·mol－1③S（单斜，s）===S（正斜，s）ΔH3＝－0.33 kJ·mol－12．对比法理解反应热、燃烧热与中和热“三热”是指反应热、燃烧热与中和热，可以用对比法深化对这三个概念的理解，明确它们的区别和联系，避免认识错误。
（1）化学反应吸收或放出的热量称为反应热，符号为ΔH，单位常用kJ·mol－1，它只与化学反应的化学计量数、物质的聚集状态有关，而与反应条件无关。
中学阶段研究的反应热主要是燃烧热和中和热。
（2）燃烧热：在101 kPa时，1 mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。
单位：kJ·mol－1。
需注意：①燃烧热是以1 mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物放出的热量来定义的，因此在书写燃烧热的热化学方程式时，一般以燃烧1 mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数；②燃烧产物必须是稳定的氧化物，如C→CO2、H2→H2O（l）等。
高中化学高考总复习---热化学方程式和反应热的计算知识讲解及练习题(含答案解析)
1、O=O d kJ·mol—1。
根据图示的分子结构和有关数据估算该反应的△H，其中正确的是
A．（6a+5d－4c－12b）kJ·mol—1
B（4c+12b－6a－5d）kJ·mol—1
C．（4c+12b－4a－5d）kJ·mol—1
D．（4a+5d－4c－12b）kJ·mol—1
【答案】A
【解析】由图可以看出：P4 中有 6mol 的 P－P，5mol 的 O2 中含有 5molO＝O，
H2O 放出热量为 817.63 kJ/mol×0.5 mol＝408.815 kJ.
(3)因产物为 N2 和 H2O，故不会造成环境污染． 【总结升华】书写热化学方程式，要注意各物质的状态、ΔH 的正负及单位。
举一反三： 【变式 1】（2014 新课标全国卷Ⅰ）已知：
甲醇脱水反应 2CH3OH(g)===CH3OCH3(g)＋H2O(g) 甲醇制烯烃反应 2CH3OH(g)===C2H4(g)＋2H2O(g)
热化学方程式为： B2H6(g)＋3O2(g)===B2O3(s)＋3H2O(l)；ΔH＝－2165 kJ/mol (3)1 mol C6H6(l)完全燃烧生成 CO2(g)和 H2O(l)放出的热量为：
4
热化学方程式为：
类型二：有关反应热的计算 例 2、SF6 是一种优良的绝缘气体，分子结构中只存在 S-F 键。已知：1molS(s) 转化为气态硫原子吸收能量 280kJ，断裂 1molF-F 、S-F 键需吸收的能量分别为
(1)反应的热化学方程式为____________________． (2)又已知 H2O(l)===H2O(g)；ΔH＝＋44 kJ/mol。由 16 g 液态肼与液态双氧 水反应生成液态水时放出的热量是________kJ. (3)此反应用于火箭推进，除释放大量热和快速产生大量气体外，还有一个 很大的优点是________________． 【答案】(1)N2H4(l)＋2H2O2(l)===N2(g)＋4H2O(g)；ΔH＝－641.63 kJ/mol (2)408.815 (3)产物不会造成环境污染 【 解析 】(1)首 先根 据得 失电 子守 恒 即可 配平 该氧 化还 原反 应为 N2H4＋ 2H2O2===N2↑ ＋ 4H2O， 因 此 1 mol N2H4(l)完 全 反 应 放 出 热 量 是 ：
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。
反应热热化学方程式
反应热热化学方程式考点1 反应热焓变核心总结：1、任何化学反应在发生物质变化的同时都伴随着能量的变化，物质变化和能量变化是化学反应的两大特征，化学反应中的能量变化通常表现为热量变化，即放出热量或吸收热量，可表示为：质量守恒定律能量守恒定律2、化学反应中，当生成物回到反应物的起始温度时，所放出或吸收的热量成为化学反应的反应热，化学反应的反应热可以通过试验测得。
3、焓（H）是与内能有关的物理量。
焓变（△H）是指生成物与反应物的焓值差，它是恒压条件下化学反应的反应热，决定了某一反应吸收或放出热量的多少。
焓变的符号是△H，单位：kJ·mol-1或kJ/mol注意：同一条件下的统一化学反应，若化学计量系数不同，△H肯定不同，即使化学计量系数相同，若反应物或生成物的状态不同，△H也不同。
例题:1、下列说法正确的是（）A 物质发生化学反应都伴随着能量变化B 伴有能量变化的物质变化都是化学变化C 反应热的单位kJ·mol-1表示1mol物质参加化学反应时的能量变化D 只有化学反应才有焓变，在一个化学反应中，反应物的总焓与生成物的总焓一定不同考点2 放热反应和吸热反应一个化学反应是放热反应还是吸热反应是有反应物与生成物所具有的能量决定的，是由键的形成和断裂的能量变化所决定的，与反应条件和反应类型没有关系。
放热反应形成原因：反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量反应物的键能之和<生成物的键能之和Q（吸）<Q(放) △H<0 体系能量降低（能量越低，物质越稳定）。
常见的放热反应：燃烧、中和、铝热、活泼金属与酸或水反应、大多数化合反应。
吸热反应刚好相反常见的吸热反应：大多数分解反应、水解反应、Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl例题:2、下列说法正确的是（）A 高温条件下进行的反应一定是吸热反应，常温下就能进行的反应一定是放热反应B 所有的氧化还原反应都是放热反应，所有的分解反应都是吸热反应C 反应物总能量低于生成物总能量的反应是吸热反应D 当反应物总能量高于生成物总能量时，反应可能放热也可能吸热3、在下列反应中，属于氧化还原反应且△H<0的是（）A 氨水与稀盐酸的反应B Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl晶体的反应C 灼热的碳与CO2的反应D 甲烷在O2 中燃烧4、在下列反应中，生成物总能量高于反应物总能量的是（）A 碳酸钙受热分解B 乙醇燃烧C 铝粉与氧化铁粉末反应D 氧化钙溶于水考点3 热化学方程式的书写书写原则及要求①必须在化学方程式的右边标明反应热△H的符号、数值和单位②书写热化学反应方程式时应注明△H的测定条件。
热化学方程式和反应热的计算
热化学方程式和反应热的计算在化学反应中，热化学方程式和反应热是非常重要的概念。
热化学方程式描述了化学反应中热能的变化，而反应热则表示在单位摩尔物质参与反应时所释放或吸收的热量。
本文将介绍热化学方程式的表示方法，并提供一些计算反应热的具体步骤。
一、热化学方程式的表示方法热化学方程式通常以物质的化学式来表示，同时还标注了反应热的值。
下面是一个示例：2H2 + O2 → 2H2O + 483.6 kJ在这个示例中，2H2和O2是反应物，2H2O是生成物。
方程式的右侧的“483.6 kJ”表示该反应在生成2摩尔水分子时释放出483.6千焦耳的热量。
二、计算反应热的步骤要计算反应热，需要首先找到相关反应的热化学方程式。
然后，按照下面的步骤进行计算：步骤一：通过已知化学反应方程式确定需要计算的反应物和生成物的摩尔数。
在上面的示例中，反应物是2摩尔的H2和1摩尔的O2，生成物是2摩尔的H2O。
步骤二：查找反应物和生成物的标准生成焓。
标准生成焓是1摩尔物质形成时的热量变化。
通常以ΔH表示。
在化学数据手册或其他参考资料中可以找到这些值。
步骤三：计算热反应方程式中的反应热。
根据热化学方程式中的摩尔数和标准生成焓，计算反应物和生成物的热反应。
在上面的示例中，H2的标准生成焓为0 kJ/mol，O2为0 kJ/mol，H2O为-285.8 kJ/mol。
因此，通过计算可以得到反应热为：(2 x 0 kJ/mol) + (1 x 0 kJ/mol) - (2 x -285.8 kJ/mol) = 571.6 kJ最后，将计算结果的符号进行修正。
根据热化学方程式中的反应热值的符号，可以判断反应是吸热还是放热。
这里的正值意味着反应是放热的。
三、热化学方程式和反应热的应用热化学方程式和反应热的计算在化学中有着广泛的应用。
其中一项重要的应用是在化学工程中确定反应条件和优化反应热效应。
通过计算反应热，可以了解到反应过程中释放或吸收的热量大小，从而可以设计和控制反应的温度和压力等条件。
反应热的计算与热化学方程式
反应热的计算与热化学方程式1.引言反应热是热化学中的重要概念，用于描述化学反应的热效应。
它可以是吸热反应（吸收热量）或放热反应（释放热量）。
反应热的计算是热化学方程式的重要应用之一、本文将详细介绍反应热的计算方法以及热化学方程式的编写。
2.反应热的计算方法（1）实验测量法实验测量法是通过实验测定反应前后的温度变化来计算反应热。
其中最常用的方法是使用量热器（或称称量热仪）进行测量。
量热器由两个绝热容器组成，反应发生在内部容器中。
通过测量反应前后量热器中的温度变化，可以计算反应热。
实验测量法的计算公式为：ΔH=q/m其中，ΔH为反应热，q为测量得到的热量变化，m为反应物的摩尔数。
（2）热化学计算法热化学计算法是通过化学方程式和反应物的标准生成焓进行计算。
该方法适用于无法实验测量反应热的情况，或需要进行理论计算的情况。
热化学计算法的步骤如下：Step 1：编写化学方程式。
根据反应物和生成物的摩尔比，编写化学方程式。
Step 2：计算反应物的标准生成焓。
反应物的标准生成焓是指在标准状态下，单位摩尔的反应物生成一摩尔产物时释放或吸收的热量。
Step 3：计算反应热。
根据热化学方程式的适当系数，将反应物的标准生成焓相加，减去生成物的标准生成焓。
热化学计算法的计算公式为：ΔH=Σ(H生成物)-Σ(H反应物)3.热化学方程式的编写热化学方程式用于描述化学反应的热效应。
它的基本形式为：aA+bB→cC+dD其中，a、b、c、d分别为反应物和生成物的化学计量系数。
编写热化学方程式的关键是保持热效应平衡。
即，反应物和生成物的热效应之间应该满足热平衡的关系。
反应热ΔH的计算取决于反应物和生成物之间热效应的差异。
例如，考虑以下反应：2H2(g)+O2(g)→2H2O(l)该反应产生的反应热可以通过热化学计算法进行计算。
首先，需要确定反应物和生成物的标准生成焓。
ΔH(H2) = -286 kJ/mol (标准生成焓)ΔH(O2) = 0 kJ/mol (标准生成焓)ΔH(H2O) = -286 kJ/mol (标准生成焓)根据热化学计算法的公式，可得：ΔH=(2×ΔH(H2O))-[(2×ΔH(H2))+(1×ΔH(O2))]= (2 × -286 kJ/mol) - [(2 × -286 kJ/mol) + (1 × 0 kJ/mol)] = -572 kJ/mol + 572 kJ/mol= 0 kJ/mol因此，该反应为放热反应，反应热为0 kJ/mol。
高考化学主干核心知识：专题四 热化学反应和热化学方程式
专题四热化学反应和热化学方程式【主干知识整合】一．化学反应中的能量变化１、化学反应中的能量变化，通常表现为热量的变化：１吸热反应：化学上把吸收热量的化学反应称为吸热反应。
如C+CO２２CO为吸热反应。
２放热反应：化学上把放出热量的化学反应称为放热反应。
如２H ２+O２２H２O为放热反应。
２、化学反应中能量变化的本质原因化学反应中的能量变化与反应物和生成物所具有的总能量有关。
如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时放出热量；如果反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时吸收热量。
３、反应热、燃烧热、中和热１反应热：在化学反应中放出或吸收的热量，通常叫反应热用△H表示。
单位：kJ·mol–１２燃烧热：在１0１kPa时１mol 物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的能量，叫该物质的燃烧热。
如：１0１kPa时lmol H２完全燃烧生成液态水，放出２8５．５kJ·mol–１的热量，这就是H２的燃烧热。
H２（g）+１２O２（g）=H２O（l）；△H=–２8５．５kJ·mol–１３中和热：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应而生成１mol H２O，这时的反应热叫做中和热。
H+（aq）+OH–（aq）=H２O（１）；△H=–５7．３kJ·mol–１（强酸和强碱的中和热）二、热化学方程式１、定义：表明反应所放出或吸收的热量的方程式，叫做热化学方程式。
２、热化学方程式书写注意事项：（１）．△H只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用“；”隔开。
若为放热反应，△H为“—”；若为吸热反应，△H为“＋”。
△H的单位一般为kJ/mol。
（２）．注意反应热△H与测定条件（温度.压强等）有关。
因此书写热化学方程式时应注明△H的测定条件绝大多数△H是在２５℃.１0１３２５Pa下测定的，可不注明温度和压强。
（３）．注意热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数。
高二化学反应热知识点总结
高二化学反应热知识点总结化学反应热是指在化学反应过程中伴随产生或吸收的能量变化。
了解化学反应热的知识对于理解反应过程的热力学特性以及工业和生活中的应用至关重要。
本文将对高二化学中常见的反应热知识点进行总结。
1. 反应热的定义反应热可以分为物质的内能变化和物质的焓变两种形式。
反应热的定义是指在恒压条件下，反应物和生成物之间的焓差。
2. 焓的定义和计算焓（H）是物质的一种能量状态函数，表示单位质量物质在一定温度和压力下的能量状态。
焓计算公式为：H = U + PV，其中U表示内能，P表示压强，V表示体积。
3. 反应焓的计算反应焓的计算需要根据反应方程式中各组分的摩尔数和反应热的系数。
根据热力学定律，可以得到反应焓的计算公式为：ΔH =Σ(n产品× ΔHf 产品) - Σ(n反应物× ΔHf 反应物)，其中ΔH表示反应焓的变化，ΔHf表示标准反应焓。
4. 反应热的测定方法常见的反应热的测定方法包括热化学方程法、燃烧弧法、卡路里计量法、分解试剂法等。
这些方法都是根据反应热与温度之间的关系，通过测定温度变化或者物质的燃烧等方式来测量反应热。
5. 反应焓的表达方式反应焓可以以反应焓变ΔH的形式表示。
当ΔH为正时，表示反应为吸热反应，反应过程吸收能量。
当ΔH为负时，表示反应为放热反应，反应过程释放能量。
6. 热力学第一定律热力学第一定律，也称为能量守恒定律，表明能量不会从绝对热的物体传递到绝对冷的物体而不产生其他变化。
在化学反应中，根据热力学第一定律，反应物和生成物的能量守恒。
7. 反应热与反应速率的关系反应热与反应速率之间存在一定的关系。
通常情况下，反应热越大，反应速率越快。
这是因为反应热的增加可以提供更多的能量，促使反应物分子碰撞更频繁，从而增加了反应速率。
8. 反应热的应用反应热在工业和生活中有广泛的应用。
例如，工业中常常利用放热反应来提供能量，如火力发电厂中的燃煤反应；在家庭中使用火柴点燃蜡烛时，也是利用放热反应来产生光和热能。
热化学方程式,燃烧热,中和热
热化学方程式 盖斯定律 燃烧热 中和热【考点透视】一、正确理解“三热”概念1、反应热：在化学反应过程中反应本身放出或吸收的热量。
在恒温恒压条件下的反应热用△H 表示，单位是kJ/mol ，并规定放热反应的△H<0，吸热反应的△H>0。
2、标准燃烧热与热值燃烧热是反应热的一种形式，使用燃烧热的概念时要理解下列要点。
① 规定是在101 kPa 压强下测出热量。
书中提供的燃烧热数据都是在101kPa 下测定出来的。
因为压强不同，反应热有所不同。
② 规定可燃物的物质的量为1mol （这样才有可比性）。
因此，表示可燃物的燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数为1，其他物质的化学计量数常出现分数。
例如，C 8H 18的燃烧热为5518 kJ ·mol -1，用热化学方程式表示则为C 8H 18（l ）+252O 2（g ）= 8CO 2（g ）+9H 2O （l ）；△H=－5518 kJ ·mol -1 ③ 规定生成物为稳定的氧化物．例如C→ CO 2、H →H 2O(l)、S →SO 2等。
C （s ）+12O 2（g ）=CO （g ）；△H=－110.5 kJ·mol -1 C （s ）+O 2（g ）=CO 2（g ）；△H=－393.5 kJ·mol -1C 的燃烧热为393.5 kJ ·mol -1，而不是110.5 kJ ·mol -1。
④ 叙述燃烧热时，用正值，在热化学方程式中用△H 表示时取负值。
例如，CH 4的燃烧热为890.3 kJ ·mol -1，而△H ＝－890.3 kJ ·mol -1且必须以1mol 可燃物燃烧为标准。
⑤要与热值概念进行区别。
热值：1g 物质完全燃烧的反应热叫该物质的热值。
3、中和热：把在稀溶液中酸跟碱发生中和反应而生成1molH 2O 时的反应热叫中和热，单位是kJ/mol 。
反应热与热化学方程式
反应热与热化学方程式1、了解化学反应中能量变化的实质，知道化学能与热能的转化是化学反应中能量转化的主要形式。
2、认识能源是人类生存和发展的重要基础，知道节约能源、提高能量利用效率的实际意义。
3、了解焓变与反应热涵义。
明确ΔH = H （反应产物）－H （反应物）。
4一、反应热与热化学方程式1、反应热：反应热用符号△H 表示，单位是kJ/mol 或（kJ·mol －1）。
放热反应的△H 为“－”，吸热反应的△H 为“＋”。
反应热（△H ）的确定常常是通过实验测定的。
注意：在进行△H 的大小比较中，要区别正与负。
2H 2(g)＋O 2(g)=2H 2O(g)；△H 1＝－a kJ·mol －12H 2(g)＋O 2(g)=2H 2O(l)；△H 2＝－b kJ·mol －1a 与b 比较和△H 1与△H 2的比较是不一样的。
2、影响反应热大小的因素①反应热与测定条件（温度、压强等）有关。
不特别指明，即指25℃，1.01×105Pa （101kPa ）测定的。
中学里热化学方程式里看到的条件（如：点燃）是反应发生的条件，不是测量条件。
②反应热的大小与物质的集聚状态有关。
③反应热的大小与物质的计量数有关。
在反应：2H 2(g)＋O 2(g)＝2H 2O(g) △H 1＝－a kJ·mol－1中，2molH 2燃烧生成气态水放出的热量a kJ ，该反应的反应热是－a kJ·mol －1，注意单位的区别。
3、书写热化学方程式注意事项：a. 注明△H 的“＋”与“－”，放热反应为“－”，吸热反应为“＋”。
b. △H 写在方程式右边c. 必须标明物质的聚集状态（气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”）。
若用同素异形体要注明名称。
d. 各物质前的计量系数不表示分子数目只表示物质的量的关系。
△H 与计量数成正比关系。
同样的反应，计量系数不同，△H 也不同，例如：2H 2(g)＋O 2(g)＝2H 2O(g) △H ＝－483.6kJ·mol －1H 2(g)＋21O 2(g)＝H 2O(g) △H ＝－241.8kJ·mol －1上述相同物质的反应，前者的△H 是后者的两倍。
反应热及热化学方程式
反应热及热化学方程式1.概念:能表示反应热的化学方程式称为热化学方程式。
例如：h2(g)+cl2(g)=2hcl(g)；△h=-184.6 kj/mol2.意义:它既表示化学反应中的物质变化，也表示化学反应中的能量变化。
要点诠释：(1)热化学方程式必须标明能量变化。
(2)热化学方程式中必须注明反应物和产物的聚集状态，因为反应热与反应物和产物的聚集状态以及物质的量有关。
(3)热化学方程式中各物质的化学计量数只表示物质的量，所以可以用分数，但要注意反应热也是相应变化的。
3.注意事项：(1)一般化学方程式仅表示化学反应中的物质变化；化学方程式是表示反应释放或吸收的热量的化学方程式。
它不仅表示化学反应中的物质变化，还表示化学反应中的能量变化。
（2）△h只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右（后）边，即只有在热化学方程式中出现。
若为放热反应，△h为“－”；若为吸热反应，△h为“＋”。
△h的单位一般为kj/mol。
（3）反应热△h与测定条件（温度、压强等）有关。
书写热化学方程式时，应注明△h的测定条件（温度、压强），未指明温度和压强的反应热△h，指25℃（298k）、101kpa时的反应热△h（绝大多数反应热△h是在25℃、101kpa时测定的）。
（4）物质本身具有的能量与物质的聚集状态有关。
反应物和生成物的聚集状态不同，反应热△h的数值以及符号都可能不同。
因此，必须注明物质（反应物和生成物）的聚集状态（气体：g 液体：l 固体：s 稀溶液：aq），才能完整地体现出热化学方程式的意义。
热化学方程式中，不用“↑”和“↓”。
（5）普通化学方程式中，各物质化学式前的化学计量数可以表示物质的分子数、物质的量等含义；但是在热化学方程式中，只表示该物质的物质的量，所以可以是整数、分数、或小数。
对相同化学反应，化学计量数不同，反应热△h也不同。
如：（6）相同条件（温度、压强），相同物质的化学反应（互逆反应，不一定是可逆反应），正向进行的反应和逆向进行的反应，其反应热△h数值相等，符号相反。
高二化学反应热知识点梳理
高二化学反应热知识点梳理在高二化学学习中，反应热是很重要的一个知识点。
它揭示了化学反应过程中的能量变化，对于理解化学反应的性质和速率、掌握化学方程式的平衡条件等方面都具有重要的意义。
下面就让我们来对高二化学中的反应热知识点进行梳理。
一、反应热的定义和表示方法反应热是指反应在一定条件下吸收或释放的热量。
它可以通过实验测定的方式得到，常用的实验方法有恒温法、量热器法等。
反应热可以用ΔH表示，它的单位是焦耳（J）或千焦（kJ）。
在化学方程式中，我们用反应物和生成物之间的热变化量表示反应热，其表达式为：ΔH = ∑ΔH（生成物） - ∑ΔH（反应物）二、反应热的正负判断和含义根据反应热的正负可以判断反应是放热还是吸热过程。
如果反应热为负值，说明该反应是放热的，反应物的化学能转化为热能；而如果反应热为正值，说明该反应是吸热的，热能被吸收从而使反应物的化学能增加。
值得一提的是，反应热的正负并不是决定化学反应是否发生的唯一条件，还需要考虑反应物的浓度和温度等因素。
但正负的判断对于我们理解反应热的含义和性质非常重要。
三、反应热的性质和影响因素1. 反应热与化学反应速率的关系反应热和化学反应速率之间存在密切的关系。
一般来说，反应热越大，化学反应的速率就越快。
这是因为反应热的增加能够提供更多的能量，加快反应物之间的碰撞频率和反应速率。
2. 反应热与反应物的物态关系反应热还与反应物的物态有关。
比如，气体反应的反应热通常比液体反应和固体反应的反应热要大，这是因为气体反应通常伴随着大量的气体的生成和消耗，而气体的化学能量比较高。
3. 反应热与化学反应的平衡条件反应热对于化学反应的平衡条件有很大的影响。
根据热力学第一定律，一个系统吸收的热量等于该系统所做的功加其内能的增加。
因此，在热平衡的条件下，反应热的大小决定了反应物和生成物的能量差，进而决定了化学反应是否能够继续进行。
四、反应热的应用反应热有着广泛的应用，下面只列举其中的几个例子。
知识讲解热化学方程式和反应热计算基础
知识讲解热化学方程式和反应热计算基础热化学方程式指的是用化学方程式描述化学反应过程中的热效应变化的方程式。
反应热计算是通过热化学方程式来计算化学反应的热效应。
本文将对热化学方程式和反应热计算的基础知识进行讲解。
一、热化学方程式的表示方法在热化学方程式中，我们通常用化学方程式表示化学反应，但是为了表示热效应变化，需要添加反应热的符号。
一般来说，吸热反应用ΔH>0表示，放热反应用ΔH<0表示。
例如，对于以下的热化学方程式：C(graphite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -393.5 kJ/mol可以看出这个反应是放热反应，因为ΔH<0。
二、热化学方程式和反应热的关系热化学方程式中的ΔH表示的是单位摩尔物质参与反应时放出或吸收的热量。
反应热计算则是利用热化学方程式来计算化学反应所放出或吸收的热量。
反应热的计算方法有三种：基于化学计量关系的计算方法、热量守恒定律和生成焓的计算方法。
1.基于化学计量关系的计算方法根据化学方程式的配平系数，我们可以得知反应物和生成物的物质的摩尔比例关系。
通过这个关系，可以计算出反应物或生成物的摩尔数变化。
然后，根据反应热的定义，可以计算出反应物或生成物放出或吸收的热量。
最后，通过相加或相减，可以计算出整个化学反应放出或吸收的热量。
2.热量守恒定律根据热量守恒定律，一个封闭系统中吸收的热量等于放出的热量。
这也可以用来计算反应热。
首先，在一个绝热容器中进行化学反应，然后通过测量容器的温度变化来计算反应热。
3.生成焓的计算方法生成焓是指在标准条件下生成1mol物质所放出或吸收的热量。
通过已知的生成焓值，可以计算出反应物和生成物的生成焓差。
然后，根据反应热的定义，可以计算出反应放出或吸收的热量。
三、应用举例例如，对于以下反应方程式：2C2H4(g) + 7O2(g) → 4CO2(g) + 4H2O(g) ΔH = -2613 kJ/mol 根据这个方程式，我们可以得知2摩尔的乙烯(ethylene)和7摩尔的氧气反应生成4摩尔的二氧化碳和4摩尔的水，并且这个反应是放热反应。
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反应热热化学方程式考点知识归纳一、热化学方程式1.热化学方程式的定义：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式。
二、燃烧热和中和热1.反应热的分类：中和热、燃烧热等。
2.燃烧热.定义：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量，叫该物质的燃烧热。
例：C（s）+O2（g）=CO2（g）；△H = —393.5 kJ /molH2（g）+½O2（g）==H2O（l）；△H = —285.8 kJ /mol3. 燃烧热.与反应热比较异同A.反应特点：专指可燃物燃烧B.可燃物的量规定为1 mol，配平方程式也以其为基准C.产物为完全燃烧时的稳定生成物D.反应热都属放热，△H为“—”E.反应热产生的本质、热量的单位、表示符号相同F.燃烧热是一种特殊的反应热4.中和热定义：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH2O时的反应热。
如：H+（aq）+OH—（aq）===H2O（l）；△H = —57.3 kJ /molNaOH（aq）+½H2SO4（aq）===½Na2SO4（aq）+H2O（l）；△H = —57.3 kJ /molA.内涵①测定条件：在稀溶液中；②反应特点：中和反应，且只有氢离子和氢氧根离子浓度减少；③测定标准：生成1molH2O时的反应热；④配平标准：以生成1molH2O为标准配平其他物质的化学计量数；⑤表示形式：稀溶液用“aq”表示，水为液态（“l”表示）。
B.外延①若酸、碱是固体或浓溶液，则反应放出的热量较多（浓的强酸或强碱稀释会放热）；②若生成的水多于或少于1mol，则放出的热量多于或小于57.3kJ ；③若生成物中除1molH2O外，还有其他难溶或难电离的物质生成时，反应热不是中和热；④若有弱酸或弱碱参加反应生成1molH2O时，则放出的热量一般小于57.3kJ（多数电离吸热，但HF电离放热）；⑤任何配平的中和反应都有反应热，但只有只生成1molH2O的中和反应的反应热叫中和热。
6.使用化石燃料的利弊及新能源的开发A.常规能源：指现阶段的科学技术条件下，已经被人类大规模广泛应用，而且利用技术比较成熟的能源资源。
如化石能源（煤、石油、天然气）、水能、生物能（柴草）。
B.新能源：指目前由于经济和科学技术水平的限制，还未被广泛应用的能源资源。
如太阳能、风能、氢能、核能、地热能、燃料电池等。
三、影响反应热大小的因素1.反应物本性：等物质的量的不同金属或非金属与同一物质反应，金属或非金属越活泼反应越易，则放热越多，△H越小。
如：2K（s）+H2O（l）=2KOH（aq）+H2（g）；△H1 ，2Na（s）+H2O（l）=2NaOH （aq）+H2（l）；△H2，△H1＜△H2。
又如：H2（g）+Cl2（g）==2HCl（g）；△H 1，Br2（g）+ H2（g）=2 HBr（g）,△H2，则△H1＜△H2。
2.反应物的物质的量的多少。
对于放热反应，反应物的物质的量越多，反应放出的热量越多；对于吸热反应，反应物的物质的量越多，则吸收的热量越多。
如：H2（g）+Cl2（g）==2HCl（g）；△H1，½H2（g）+½Cl2（g）==HCl（g）；△H2，则△H1＜△H2。
3.反应物与生成物的聚集状态。
同一物质的能量高低是，E（s）<E（l）<E（g）,气态时分子的内能较高，状态由气→液→固变化时，会放热，反之吸热。
当反应物处于较高能态时，反应热会增多；当生成物能态较高时，反应热会减少。
如：S（g）+ O2（g）= SO2（g），△H1；S（s）+ O2（g）= SO2（g）；△H2。
则△H1＜△H2。
又如：2 H2（g）+ O2（g）=2 H2O（g）；△H1，2 H2（g）+ O2（g）=2 H2O（l）；△H2，则△H1 >△H2。
4.反应程度。
对于多步进行的放热反应，反应越完全，则放热越多。
对于可逆反应，若是放热反应，反应程度越大，反应物的转化率越高，反应放出的热量越多；若是吸热反应，反应程度越大，反应物的转化率越高，反应吸收的热量越多。
如:C（s）+½O2（g）=CO（g），△H1；C（s）+O2（g）=CO2（g）；△H2。
则△H1＞△H2。
5.物质能量及键能大小。
对于多原子分子，同一物质气态原子比气态分子参加反应放热多。
如2 Br（g）+2 H（g）=2 HBr（g），△H1；Br2（g）+ H2（g）=2 HBr（g）,△H2。
则△H1＜△H2。
另外，键能越大，分子的能量越低，分子越稳定。
如P4（固、白磷）=4P（固、红磷）；△H = —29.2kJ/mol,则白磷的能量比红磷高，红磷比白磷稳定。
反应热=反应物键能总和－生成物键能总和=生成物总能量—反应物总能量。
6.金属原子失去电子时，会吸收能量，吸热越少，金属越活泼；非金属原子得到电子时，会放出能量，放热越多，非金属越活泼。
应用反应热大小可以判断金属、非金属的活泼性、物质的稳定性、状态及反应程度等。
反应热热化学方程式考点典型例题剖析[例1]常温常压下，1gH2在足量Cl2中燃烧生成HCl气体，放出92.3kJ的热量，则该反应的热化学方程式书写正确的是（）。
A．H2（g）+Cl2（g）==2HCl（g）；△H= —92.3kJB．½H2（g）+½Cl2（g）==HCl（g）；△H= +92.3kJ/molC．H2+Cl2==2HCl；△H= —184.6kJ/molD．2HCl（g）===H2（g）+Cl2（g）；△H= +184.6kJ/mol[答案] D[解题指导]△H的单位为kJ/mol，放热为“—”吸热为“+”，数值必须与化学计量数相对应；在热化学方程式中，必须注明各物质的状态；正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者的△H符号相反而数值相等。
[例2]甲硅烷（SiH4）是一种无色液体遇到空气能发生爆炸性自燃生成SiO2和水。
已知室温下10g甲硅烷自燃放出热量446kJ，表示其燃烧热的热化学方程式为，甲硅烷的燃烧热为。
[答案]SiH4（s）+2O2（g）=== SiO2（s）+2H2O（l）；△H=—1427.2 kJ/mol。
燃烧热为1427.2 kJ/mol。
[解题指导]在表示燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数必须为1，与反应方程式对应的反应热即为燃烧热；燃烧热必须写有单位，不能写“—”号。
题目中没有强调物质的状态时，以常温状态为准。
[例3] 已知HCl（aq）+NaOH（aq）===NaCl（aq）+H2O（l）；△H = —57.3kJ/mol，下列说法中正确的是（）。
A.浓硫酸和氢氧化钠溶液反应，生成1molH2O时放热57.3kJB.含1molH2SO4的稀硫酸与足量稀NaOH溶液反应后放热57.3kJC.1L0.1mol/LCH3COOH与1L0.1mol/LNaOH溶液反应后放热5.73kJD. 1L0.1mol/LHNO3与1L0.1mol/LNaOH溶液反应后放热5.73 kJ[答案]D。
[解题指导]①若酸、碱是固体或浓溶液，则反应放出的热量较多（浓的强酸或强碱稀释会放热）；②若生成的水多于或少于1mol，则放出的热量多于或小于57.3kJ，热量应与生成水的物质的量对应；③若有弱酸或弱碱参加反应生成1molH2O时，则放出的热量一般小于57.3kJ（多数电离吸热，但HF电离放热）；④若生成物中除1molH2O外，还有其他难溶或难电离的物质生成时，反应热不是中和热；⑤任何配平的中和反应都有反应热，但只有只生成1molH2O的中和反应的反应热叫中和热。
[例4] 10g硫磺在O2中完全燃烧生成气态SO2，放出的热量能使500gH2O温度由18℃升至62.4℃，则硫磺的燃烧热为，热化学方程式为。
[解]10g硫磺在O2中完全燃烧放出的热量为：Q=m·c（t2—t1）=500g×4.18×10—3kJ·g—1·℃—1（62.4—18）℃=92.8 kJ1mol（32g）硫磺燃烧放热为：92.8 kJ×32g·mol—1/10g=297 kJ，所以硫磺的燃烧热为297kJ/mol。
热化学方程式为：S（s）+ O2（g）=== SO2（g）；△H=—297kJ/mol。
[解题指导]计算热量时要注意单位统一，并与反应热单位一致。
在表示燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数必须为1，与此反应方程式对应的反应热即为燃烧热。
[例5] 一定条件下，合成氨反应的热化学方程式为N2（g）+ 3H2（g）2NH3（g）；△H=—92.4kJ/mol。
相同条件下，在密闭容器中加入1molN2和3molH2，充分反应并达到平衡时，放出的热量92.4kJ（填“大于”、“小于”、或“等于”）。
原因是。
[答案]小于；该反应为可逆反应，1molN2和3molH2充分反应并达到平衡时，不能生成2mol 氨气，因此，放出的热量一定小于92.4kJ。
[解题指导] 热化学方程式中的△H，是按照化学计量数所表示的物质的量的关系完全反应后的反应热；对于可逆反应，一定量的反应物不可能完全反应，因此，放出的热量要小。
[例6] 依据事实，写出下列反应的热化学方程式。
①1molN2（气态）与适量H2（气态）起反应，生成NH3（气态），放出92.2 kJ的热量。
②1molCu（固态）与适量O2（气态）起反应，生成CuO（固态），放出157 kJ的热量。
[答案] N2（g）+3H2（g）===2NH3（g）；△H =—92.2 kJ /mol2Cu（s）+O2（g）===2CuO（s）；△H = —2×157 kJ /mol或Cu（s）+½O2（g）===CuO（s）；△H = —157 kJ /mol[解题指导]书写热化学方程式时，一定要注明△H的“+”或“—”，测定条件一般可不注明，反应条件可不写；注明各反应物和生成物的聚集状态；配平时，化学方程式的化学计量数可以是整数或分数；反应热要与反应式匹配或对应。
[例7] 查课本上的热化学方程式，计算1g氢气与适量的氧气完全反应，生成气态水和液态水各放出多少热量？[解] 设放出的热量为X，氢气与氧气反应的热化学方程式为2H2（g）+O2（g）==2H2O（g）；△H = —483.6kJ/mol4g 放出热量483.6 kJ1g X1g氢气与适量的氧气完全反应放出的热量为：X=1g×483.6kJ/4g=120.9 kJ[另解]1g氢气的物质的量为：1g/2g·mol—1=0.5 mol。
由热化学方程式可知，2mol氢气完全反应生成气态水时放出的热量为483.6 kJ，则1g 氢气与适量的氧气完全反应放出的热量为：0.5mol×483.6 kJ /2mol=120.9 kJ2 H2（g）+O2（g）=2 H2O（l）；△H= —571.6kJ2mol氢气完全反应生成气态水时放出的热量为571.6kJ，则1g氢气与适量的氧气完全反应放出的热量为：0.5mol×571.6kJ/2mol=140.3 kJ[答]1g氢气与适量的氧气完全反应，生成气态水和放出120.9 kJ热量；生成液态水时放出140.3 kJ热量。