高中化学选修四第一章化学反应热的计算知识点

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【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
.。

化学选修4第一章知识点总结

化学选修4第一章知识点总结第一章化学反应与能量一、反应热热化学方程式１、反应热（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。

(2）在生成物回到反应物的起始温度时，所放出或吸收的热量称为化学反应的反应热。

(３)焓变是指生成物与反应物的焓值差。

符号:H ∆单位：1kJ mol -⋅２、放热反应与吸热反应（１)放热反应0H ∆<，体系的能量降低,反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量。

（2）吸热反应0H ∆>，体系的能量升高,反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量。

3、热化学方程式的书写（１)在方程式右边标明反应热的符号，数值,单位。

(2）注明反应热的测定条件。

（3）必须注明物质的聚集状态。

(４)化学计量数仅表示物质的量，既可以是整数,也可以是分数。

(5）当化学计量数加倍,H ∆随之加倍；当反应方向变化时，H ∆随之变号。

4、燃烧热与中和热（1)燃烧热：101kPa 时，1mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量叫做该物质的燃烧热。

不同的反应物,燃烧热不同(2)中和热:在稀溶液中,强酸与强碱发生中和反应生成1mol 2H O 时所放出的热量叫做中和热。

不同反应的中和热大致相同，157.3H kJ mol -∆=-⋅５、中和反应反应热的测定测定强酸强碱温度变化,依据Q cm t =∆算出中和热。

(1）用强酸强碱的稀溶液。

（２)不能用弱酸弱碱,因为电离吸热。

（３)使碱液稍稍过量,保证完全被中和。

(4）环形玻璃搅拌棒。

(５）待温度计示数稳定再读数（6)取三次数据的平均值。

二、盖斯定律化学反应热的计算1、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或是几步完成，其反应热总是相同的。

2、依据热化学方程式计算反应热：H ∆与各物质物质的量（质量，气体体积)对应成比例。

3、依据键能计算反应热：反应热等于反应物键能总和与生成物键能总和之差。

4、反应热的比较５、盖斯定律与物质稳定性若为放热反应，则生成物能量较低，生成物稳定;若为吸热反应,则反应物能量较低,反应物稳定。

鲁科版化学选修四第一章知识点总结

第1章化学反应与能量转化第1节化学反应的热效应教学重点：反应热概念的含义；热化学方程式的正确书写；热化学方程式的正确书写以及反应焓变的计算。

从物质结构的角度看，化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的生成，因此几乎所有的化学反应都伴随着能量的释放或吸收。

通过过去对化学的学习，我们知道在化学反应中，化学能可以与多种形式的能量发生转化，其中最普遍的能量转化是化学能与热能之间的转化。

因此可以将化学反应分为放热反应和吸热反应。

第1节化学反应的热效应常见的放热反应：①活泼金属与水或酸的反应 ②酸碱中和反应 ③燃烧反应 ④多数化合反应常见的吸热反应：①多数分解反应，如CaCO 3高温CaO+CO 2↑②2NH 4Cl （s ）+Ba(OH)2·8H 2O （s ）＝BaCl 2+2NH 3 ↑+10H 2O ③C(s)+H 2O(g)高温CO+H 2 ④CO 2+C高温2CO注意：化学反应是放热还是吸热，与反应条件（加热或不加热）没有关系。

放热反应和吸热反应我们还可以借助下面的图像来理解。

下列对化学反应热现象的说法不正确的是（ AC ）A.放热反应时不必加热B.化学反应一定有能量变化C.一般地说，吸热反应加热后才能发生D.化学反应的热效应的数值与参加反应的物质的多少有关为了定量描述化学反应中释放或吸收的热能，化学上把化学反应在一定温度下进行时，反应所释放或吸收吸热反应放热反应的热量称之为该温度下的热效应，简称反应热。

一、化学反应的反应热（一）反应热1、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该反应在此温度下的热效应，简称反应热。

2、反应热的意义：描述化学反应释放或吸收热量的物理量.3、符号：Q>0 反应放热Q Q<0 反应吸热4、获得Q值的方法：（1）实验测量法（2）理论计算法5、①中和热反应热的分类：②燃烧热③生成热……（二）中和热1、定义：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应，生成1mol水时的反应热叫做中和热。

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。

化学选修四第一章知识点归纳

化学选修四第一章知识点归纳新人教版《化学反应原理》全册知识点归纳第一章化学反应与能量一、焓变小反应热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．焓变小(δh)的意义：在恒压条件下展开的化学反应的热效应（1）.符号：△h（2）.单位：kj/mol3.产生原因：化学键脱落——放热化学键构成——吸热放出热量的化学反应。

(放热>吸热)△h为“-”或△h稀释热量的化学反应。

（放热>吸热）△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☆常用的吸热反应：①晶体ba(oh)2?6?18h2o与nh4cl②大多数的水解反应③以h2、co、c为还原剂的水解还原成反应④铵盐熔化等二、热化学方程式书写化学方程式特别注意要点: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涌入状态（g,l,s分别则表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq则表示）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就是整数，也可以就是分数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1．概念：25℃，101kpa时，1mol氢铵物质全然冷却分解成平衡的化合物时所释出的热量。

燃烧热的单位用kj/mol则表示。

※注意以下几点：①研究条件：101kpa②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：1mol④研究内容：放出的热量。

（δh1．概念：在叶唇柱溶液中，酸跟碱出现中和反应而分解成1molh2o，这时的反应热叫做中和热。

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/mol3．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。

高中化学选修四第一章化学反应热的计算知识点

第三节化学反应热的计算师院附中李忠海1、盖斯定律：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。

不管化学反应时一步完成还是分几步完成，其反应热时相同的。

2、反应热的计算：用盖斯定律的计算方法：○1写出目标方程式（或已经给出）；○2确定“中间产物”（要消去的物质）；○3变换方程式，要同时变化；○4用消元法逐一消去“中间产物”；○5得到目标方程式并进行的计算。

例：Fe2O3（s）+3C（石墨）=2Fe（s）+3CO（g）△H=+489.0kJ•mol-1 ①CO（g）+O2（g）=CO2（g）△H=-283.0kJ•mol-1②C（石墨）+O2（g）=CO2（g）△H=-393.5kJ•mol-1③则4Fe（s）+3O2（g）=2Fe2O3（s）的△H为-1641.0 kJ/mol【解答】解：由Fe2O3（s）+3C（石墨）=2Fe（s）+3CO（g）△H=+489.0kJ•mol-1 ①CO（g）+O2（g）=CO2（g）△H=-283.0kJ•mol-1②C（石墨）+O2（g）=CO2（g）△H=-393.5kJ•mol-1③由盖斯定律可知，③×6-①×2-②×6得到4Fe（s）+3O2（g）=2Fe2O3（s），△H=（-393.5kJ•mol-1）×6-（+489.0kJ•mol-1）×2-（-283.0kJ•mol-1）×6=-1641.0 kJ/mol。

故答案为：-1641.0 kJ/mol。

【习题一】（2017春•吉林期末）已知：2CO（g）+O2（g）═2CO2（g）△H=-566kJ•mol-1 N2（g）+O2（g）═2NO（g）△H=+180kJ•mol-1则2CO（g）+2NO（g）═N2（g）+2CO2（g）的△H是（）A．-386kJ• B+386kJ• C．-746kJ• D．+746kJ•【考点】反应热和焓变；用盖斯定律进行有关反应热的计算．【专题】化学反应中的能量变化．【分析】依据盖斯定律内容和含义，结合热化学方程式计算得到所需热化学方程式得到．【解答】解：①2CO（g）+O2（g）═2CO2（g）△H=-566kJ•mol-1②N2（g）+O2（g）═2NO（g）△H=+180kJ•mol-1依据盖斯定律计算①-②得到2CO（g）+2NO（g）═N2（g）+2CO2（g））△H=-746KJ/mol；故选：C。

人教版高中化学选修四第一章第三节化学反应热的计算

第三节化学反应热的计算[核心素养发展目标] 1.证据推理与模型认知：构建盖斯定律模型，理解盖斯定律的本质，形成运用盖斯定律进行相关判断或计算的思维模型。

2.科学态度与社会责任：了解盖斯定律对反应热测定的重要意义，增强为人类科学发展而努力的意识与社会责任感。

一、盖斯定律1．盖斯定律的理解(1)大量实验证明，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。

(2)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。

(3)始态和终态相同反应的途径有如下三种：ΔH ＝ΔH 1＋ΔH 2＝ΔH 3＋ΔH 4＋ΔH 5 2．盖斯定律的应用根据如下两个反应Ⅰ.C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH 1＝－393.5 kJ·mol －1 Ⅱ.CO(g)＋12O 2(g)===CO 2(g) ΔH 2＝－283.0 kJ·mol －1选用两种方法，计算出C(s)＋12O 2(g)===CO(g)的反应热ΔH 。

(1)虚拟路径法反应C(s)＋O 2(g)===CO 2(g)的途径可设计如下：则ΔH ＝－110.5 kJ·mol －1。

(2)加合法①写出目标反应的热化学方程式，确定各物质在各反应中的位置， C(s)＋12O 2(g)===CO(g)。

②将已知热化学方程式Ⅱ变形，得反应Ⅲ： CO 2(g)===CO(g)＋12O 2(g) ΔH 3＝＋283.0 kJ·mol －1；③将热化学方程式相加，ΔH 也相加：Ⅰ＋Ⅲ得， C(s)＋12O 2(g)===CO(g) ΔH ＝ΔH 1＋ΔH 3，则ΔH ＝－110.5 kJ·mol －1。

(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(带符号)；(3)将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”号必须随之改变，但数值不变。

化学选修四第一章笔记

化学选修四第一章笔记化学能与热能①在反应过程中所释放或吸收的能量，以热量的形式来表示，叫做反应热，在恒压条件下，又称为焓变符号：△H 单位KJ/mol 当反应物的能量＞生成物的能量时，该化学反应是放热反应，即△H为“-”，△H＜0当反应物的能量＜生成物的能量时，该化学反应是吸热反应，即△H为“+”，△H＞0常见的放热反应有：燃烧、中和、金属与水或酸的反应、氧化、大多数的化合的反应、金属氧化物与水吸热反应有：大多数分解反应、Ba（OH）2·8H2O+NH4Cl、还原反应、C+CO2、C+H2O 注意：强碱与水、硫酸与水、物质溶解等不叫放热反应叫做放热过程水解和电离的过程也是吸热的（1）反应热的计算方法反应热是表示化学反应过程中整个体系的能量（即焓）增加或者减少的数值△H=H产物-H生成物焓增加→吸热→则用“+”表示焓减少→放热→则用“-”表示反应热的计算：根据键能数据计算；△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和（2）吸热反应和放热反应的图像（3）热化学方程式：能表示参加反应物物质的量和反应热的化学方程式意义：不仅表示了热化学反应中的热量变化，也表明了化学反应中的物质的变化Ⅰ书写a要注明反应条件，在101kPa和25℃时的数据，可不用特别注明b需注明△H的“＋”“－”，“＋”表示吸热，“－”表示放热；比较△H的大小时，要考虑△H的正负c要注明反应物的状态。

g表示气体，l表示纯液体，s表示固体，aq表示溶液d各物质前的化学计量数表示整个反应的物质的量，可以是整数也可以是分数，也可同倍数的扩大或缩小（4）燃烧热：在25℃、101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量注意：必须为1mol纯物质，生成稳定氧化物包括液态水、二氧化碳气体、二氧化硫气体（5）中和热：在稀溶液中，稀强酸和稀强碱反生中和反应生成1mol水时所产生的热量仪器：大烧杯、小烧杯、玻璃棒、温度计、量筒两个、泡沫塑料、硬纸板、环形玻璃搅拌棒注意：a必须是酸和碱的稀溶液，浓的强酸和强碱溶液在相互稀释是会放出热量b弱酸、弱碱在中和反应中由于电离吸收热量c以生成1mol水为标准中和热的测定实验步骤，见化学书注意：a中和热碱稍微过量的原因是保证酸能完全反应b误差因素：溶液浓度不准确、溶液量取不准确、隔热较差、室温太低、温度未读取到最高点★②盖斯定律不管化学反应是一步完成的或是分几步完成的，其反应热相同——化学反应的反应热只与反应的始态和末态有关，而与具体的反应途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热相同。

高中化学选修四第一章第三节化学反应热的计算(非常详细)

选修四第一章（3）化学反应热的计算教学目标：运用盖斯定律进行有关焓变的计算，掌握有关反应热计算的方法与技巧教学重点：运用盖斯定律进行有关焓变的计算教学难点：掌握有关反应热计算的方法与技巧教学过程：重要知识点知识点一：盖斯定律1、内容：不管化学反应是分一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。

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。

[条条大路通罗马]2、对盖斯定律的理解：① 反应热只与始态、终态有关，与反应过程无关。

② 若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，即反应热总值一定。

③ 热化学方程式之间可以进行数学运算。

3、意义：由于有些反应进行得很缓慢，或不容易直接发生，或产品不纯（有副反应发生），这就给测定反应热造成了困难。

此时如果应用盖斯定律，就可以间接地把他们的反应热计算出来。

盖斯定律通常应用于比较和计算化学反应的反应热。

知识点二：反应热与键能的关系（1）键能：气态的基态原子形成1mol 化学键释放的最低能量。

如H-H 键的键能为436.0kJ/mol 。

（键能：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。

）（2）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。

及∑∑==∆H 生反生成物的键能总和反应物的键能总和E E --。

例如，已知H-H 键、Cl-Cl 键、H-Cl 键的键能分别为436kJ/mol 、243kJ/mol 、431kJ/mol ，那么，反应H 2(g)+Cl 2(g)=2HCl(g)的反应热为11111834312243436----⋅-=⋅⨯-⋅+⋅=∆H mol kJ mol kJ mol kJ mol kJ 。

（3）不能由“生成物的键能总和-反应物的键能总和”来计算反应热。

要记住：吸热为“+”、放热为“-”，化学反应的反应热等于反应过程中所有能量变化的代数和。

化学选修4第一章第三节化学反应热计算(共83张PPT)

A. ΔH1＞0 C. ΔH2＜ΔH3
B. ΔH2＞0 D. ΔH5＝2ΔH4＋ΔH1
【解答】
A项，此反应是吸热反应，ΔH1＞0，正确； B项，生成水煤气的反应是吸热反应，ΔH2＞0，正确； C项，CO2(g)＋C(s)=2CO(g) ΔH1 ①， C(s)＋H2O(g)=CO(g)＋H2(g) ΔH2 ②， ②-①得：CO(g)＋H2O(g)=CO2(g)＋H2(g)，ΔH3＝ΔH2－ΔH1＜0，ΔH2＞ΔH3，错误； D项，CuO(s)＋CO(g)=Cu(s)＋CO2(g) ΔH4 ④，④×2＋①得出：2CuO(s)＋ C(s)=2Cu(s)＋CO2(g) ΔH5＝2ΔH4＋ΔH1，正确。故选：C
依据盖斯定律①﹣②可得：C3H8(g)→CH3CH=CH2(g)+H2(g) △H=+124.
﹣450 kJ/mol
应用盖斯定律计算反应热时的注意事项
【解答】
4g
1
热从化图学示方可程知式，A正2反(g应)+3为Bn放2((g热s))⇌反2=应AB，3(则g)逆3(每2反生g应成/m为2m吸oo热ll A反B应3放，=出故9D2.错8误；mol
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：1mol S(s)转化为气态硫原子吸收能量280kJ，断裂1mol F﹣F、S﹣F键需吸收的能量分别为160kJ、 330kJ。则S(s)+3F2(g)═SF6(g)的反应热△H为( ) A. ﹣1780kJ/mol B. ﹣1220 kJ/mol C. ﹣450 kJ/mol D. +430 kJ/mol
如图所示：
，
则有：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。
【解答】根据盖斯定律，知：

1.2燃烧热化学反应热的计算

选修四——第一章——第二节——燃烧热能源化学反应热的计算【要点梳理】要点一、燃烧热1.定义：在101kPa时，1mol纯净物完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，单位：kJ/mol。

2.表示：用热化学方程式表示。

如C(s)+O2(g) ＝ CO2(g) △H ＝－393.5kJ/mol3.含义：C的燃烧热为393.5kJ/mol，表示25℃、101 kPa时，1mol C完全燃烧生成CO2(g)放出的热量393.5kJ。

4.注意：（1）物质燃烧一定放热，故燃烧热一定为负值。

（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，C8H18的燃烧热为5518kJ/mol，用热化学方程式表示则为：C8H18(l)+25/2O2(g) ＝ 8CO2(g)+9H2O(l) △H ＝－5518kJ/mol③规定生成物为稳定的氧化物．例如C→ CO2、H →H2O(l)、S →SO2等。

5.比较：燃烧热与中和热要点二、能源1.概念:能够提供能量的资源。

包括化石燃料和新能源。

（1）化石燃料：包括煤、石油和天然气。

特点：属于不可再生能源。

解决办法：开源节流，即开发新能源和节约现有能源，提高能源利用率。

（2）新能源：包括太阳能、地热能、氢能、海洋能、风能、生物质能等。

优点：资源丰富、可以再生、没有污染或很少污染。

2.地位能源是国民经济和社会发展的重要物质基础；能源的开发利用可以衡量一个国家或地区经济发展和科学技术水平。

3.我国能源的现状(1)化石燃料蕴藏量有限，且不能再生，最终将枯竭。

(2)能源利用率低，浪费严重。

(3)能源储量丰富，人均能源拥有量较低。

4.常见能源之间的相互转化关系5.提高燃烧效率的措施科学的控制燃烧反应，使燃料充分燃烧，提高能源的使用效率，是节约能源的重要措施。

（1）煤的气化：C（s）+H2O（g）CO（g）+H2（g）(吸热反应)（2）煤的液化：把煤转化成液体燃料的过程。

高中化学选修4第一章第三节反应热的计算

小结：1、根据热化学方程式进行计算：
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；各项的化学计量数包括
△H的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数。其
计算方法步骤与根据一般化学方程式计算相似，可以把反应热看作方程式内的一项进行处理。
例 2 、乙醇的燃烧热△ H=—1366.8 kJ/mol ，在 25 ℃、 101 kPa时，1 kg乙醇充分燃烧后放出多少热量？解：C2H5OH的摩尔质量是46 g/mol 1 kgC2H5OH 的物质的量=1000 g/ 46 g.mol-1 1 kgC2H5OH燃烧后放出热量=1366.8 kJ/mol × 21.74 mol =2.971 × 104 kJ
热和化学计量数之间的对应关系，把反应热看作化学方
程式中的一个“生成物”，类似于化学方程式计算的题
目进行计算。例 4 、已知下列两个热化学方程式： 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l) △H=571.6 kJ/mol ， C3H8(g) + 5H2O(g) = 3CO2(g) + 4H2O(l) △H=2220kJ/mol实验测得氢气和丙烷的混合气体共 5 mol，完全燃烧时放出热量 3847 kJ，则混合气体中氢气和丙烷的体积比是（） A31 B14 C13 D11
答：1 kgC2H5OH燃烧后放出 2.971 × 104 kJ热量。
小结：2、根据燃烧热计算可燃物燃烧产生的热量：可燃物完全燃烧产生的热量= 可燃物的物质的量燃烧热
例3、已知下列反应的反应热
（1）CH3COOH(l) 2O2(g) 2CO2(g) 2H2O(l) kJ/mol △H1=870.3
（2）C(s) O2(g) = CO2(g)

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)

高二化学选修四第1章第3节化学反应热的计算

△H1 < 0
S（始态）
L（终态）
△H2 > 0
△H1 ＋ △H 2 = 0
C(s)+1/2O2(g)=CO(g)
△H1＝ -110.5 kJ/mol
CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) △H2＝ -283.0 kJ/mol C(s)+O2(g)=CO2(g)
△H1
△H3＝-393.5 kJ/mol
如何测定 C ( s ) 的反应热△H1
1 2
O 2 (能直接测，怎么办？
△H1的数值能表示燃烧热吗？
H2(g)+1/2O2(g) = H2O(g) △H1= -241.8kJ/mol
H2的燃烧热是多少？需要知道什么数据？ H2O(g) = H2O(l) △H2= -44kJ/mol
△H2
C(s)
CO(g)
CO2(g)
△H3
2C(s)+O2(g)=2CO(g)
△ H1
2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) △H2 C(s)+O2(g)=CO2(g)
△H1 △H2
△ H3
C(s)
CO(g)
CO2(g)
△H3
C(s)+1/2O2(g)=CO(g)
△H1＝ -110.5 kJ/mol
步骤：1、写出化学方程式 2、找出所写反应与已知反应的关系（确定总反应、分步反应） 3、再找出的关系△H 的关系
已知： Fe2O3(s) +3/2 C(s) =3/2 CO2(g) + 2 Fe(s) ΔΗ = + 234.1 kJ· -1 mol C(s) + O2(g) = CO2(g) ΔΗ = - 393.5 kJ· -1 mol 则2 Fe(s)+ 3/2O2(g) = Fe2O3(s) 的ΔΗ 是 A．-824.4 kJ· -1 mol C．-744.7 kJ· -1 mol B．-627.6 kJ· -1 mol D．-169.4 kJ· -1 mol

人教版高中化学选修4知识点(详细经典版)

目录第一章化学反应与能量_________________________________________________________________________________ 1 第二章化学反应速率和化学平衡_________________________________________________________________________ 6 第三章水溶液中的离子平衡___________________________________________________________________________ 21 第四章电化学基础____________________________________________________________________________________ 41章节知识点梳理第一章化学反应与能量化学反应中的能量变化(1)化学反应的实质：反应物化学键断裂和生成物化学键形成。

其中旧键断裂要吸收能量，新键形成会释放能量。

(2)化学反应的特征：既有物质变化，又有能量变化。

(3)化学反应中的能量转化形式：热能、光能和电能等，通常主要表现为热能的变化。

一、焓变反应热1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。

反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热）2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号：△H.单位：kJ/mol ，即：恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH表示，单位都是kJ/mol。

3.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，表示的时候“-”，“kJ/mol”不能省略吸收热量的化学反应。

（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0，表示的时候“+”，“kJ/mol”不能省略放热反应和吸热反应判断方法①能量图像左图反应物总能量大于产物总能量，为放热反应；右图为反应物总能量低于产物总能量，为吸热反应注意：a.图中可以得知物质的能量越高越不稳定；b.一定是所有物质的能量之和，而不是某一个物质的能量高于产物或者低于产物的能量②通过键能的计算△H也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。

选修4 化学反应原理1--4各章知识点详细总结

选修4 化学反应原理1—4章知识点总结第一章化学反应与能量一、反应热焓变1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热.在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量称为反应的焓变。

2、符号：△H3、单位：kJ·mol-14、规定：吸热反应:△H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H < 0 或者值为“-”常见的放热反应和吸热反应放热反应吸热反应燃料的燃烧C+CO2, H2+CuO酸碱中和反应C+H2O金属与酸Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl大多数化合反应CaCO3高温分解大多数分解反应小结：1、化学键断裂，吸收能量；化学键生成，放出能量2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H为“－”或小于0反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H为“+”或大于03、反应热数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差二、热化学方程式1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.[总结]书写热化学方程式注意事项:（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s分别代表气态、液态、固态。

（2）方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。

（3）热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量，因此可以是整数或分数。

（4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同，即△H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。

三、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。

化学反应的焓变（ΔH）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。

总结规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。

高中化学选修4知识重点归纳

高中化学选修4知识重点归纳高中化学选修4知识重点归纳我们都知道高中化学分为必修和选修，但是选修模块的知识并不意味着不重要，高中化学选修四的知识内容一样要学好。

下面是店铺为大家整理的高中化学选修4知识重点归纳，希望对大家有用！高中化学选修4知识重点归纳11、化学反应的反应热（1）反应热的概念：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该反应在此温度下的热效应，简称反应热。

用符号Q表示。

（2）反应热与吸热反应、放热反应的关系。

Q>0时，反应为吸热反应；Q<0时，反应为放热反应。

（3）反应热的测定测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：Q=—C（T2—T1）式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。

实验室经常测定中和反应的反应热。

2、化学反应的焓变（1）反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol—1。

反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。

（2）反应焓变ΔH与反应热Q的关系。

对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H（反应产物）—H（反应物）。

（3）反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。

ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。

（4）反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2（g）+O2（g）=H2O（l）；ΔH （298K）=—285。

8kJ·mol—1书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态（s）、液态（l）、气态（g）、溶液（aq）。

②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol—1或kJ·mol—1，且ΔH后注明反应温度。

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