知识讲解_热化学方程式和反应热计算(提高)
高考化学一轮复习(新高考版) 第7章 第38讲 反应热 热化学方程式
3.铋基催化剂对CO2电化学还原制取HCOOH具有高效的选择性。其反应历程与能量 变化如图所示，其中吸附在催化剂表面上的物种用*标注。
CO2—＋—— e－→CO－ 2 —＋—＋H—Ce—－O－ 3→HCOO－—＋—H→＋ HCOOH
(1)使用Bi、Bi2O3两种催化剂，哪个更有利于CO2的吸附？ Bi2O3 。简述判断依 据： 由图可知，使用Bi2O3催化剂时，相对能量减小得多，趋于更稳定状态 。 (2)CO2电化学还原制取HCOOH反应的ΔH ＜ (填“>”或“<”)0。 (3)使用Bi催化剂时，最大能垒是0.38 eV，使用Bi2O3催化剂时，最大能垒是 0.32 eV 。
5.已知几种化学键的键能数据如下表所示(亚硝酰氯的结构式为Cl—N==O)：
化学键
N≡O
Cl—Cl
Cl—N
N==O
键能/ (kJ·mol－1)
630
243
a
607
则反应2NO(g)＋Cl2(g) 2ClNO(g)的ΔH＝ 289－2a kJ·mol－1(用含a的代数式表示)。
根据ΔH＝反应物总键能－生成物总键能知，ΔH＝2×630 kJ·mol－1＋243 kJ·mol－1 －2×(a kJ·mol－1＋607 kJ·mol－1)＝(289－2a) kJ·mol－1。
2.臭氧层中O3分解过程如图所示，回答下列问题。 (1)ΔH < (填“>”或“<”)0。 (2)催化反应①是 吸热 (填“吸热”或“放 热”，下同)反应，催化反应②是 放热 反应。
(3)总反应的活化能是 E ，催化反应①的 活化能是 E1 ，催化反应②对应的逆反应 的活化能是 E2＋|ΔH| ，总反应对应的逆反 应活化能为 E＋|ΔH| 。
知识讲解_燃烧热 化学反应热的计算_提高
燃烧热化学反应热的计算【学习目标】1、了解燃烧热、中和热的概念，并能进行简单的计算；2、了解化学在解决能源危机中的重要作用。
知道节约能源、提高能量利用效率的实际意义；3、知道盖斯定律，能用盖斯定律进行反应热的简单计算。
【要点梳理】要点一、反应热的类型1、燃烧热：在101kPa时，1mol物质燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。
燃烧热的单位一般用kJ/mol表示。
要点诠释：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，C8H18的燃烧热为5518kJ/mol，用热化学方程式表示则为C8H18(l)+O2(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。
C(s)+O2(g)=CO2(g) △H=－393.5kJ/mol2、中和热：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。
中和热的表示：H＋(aq)+OH－(aq)=H2O(l)△H=－57.3kJ/mol。
要点诠释：①这里的稀溶液一般要求酸溶液中的c(H＋)≤1mol/L，碱溶液中的c(OH－)≤1mol/L。
这是因浓酸溶液和浓碱溶液相互稀释时会放出热量。
②强酸与强碱的中和反应其实质是H＋和OH－反应(即与酸、碱的种类无关)，通过许多次实验测定，1molH ＋和1molOH－反应生成1molH2O时，放出热量57.3kJ。
其热化学方程式为H＋(aq)+OH－(aq)=H2O(l)；△H=－57.3kJ/mol因此，所有中和反应的△H相同，都为－57.3kJ/mol。
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。
热化学方程式反应热知识归纳
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。
知识讲解_热化学方程式和反应热计算(提高)
高考总复习热化学方程式和反应热的计算【考试目标】1．了解热化学方程式的含义，能正确书写热化学方程式。
2．理解盖斯定律，并能运用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算。
【考点梳理】要点一、热化学方程式1．定义：表示参加反应物质的量与反应热关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
要点诠释：热化学方程式既体现化学反应的物质变化，同时又体现反应的能量变化，还体现了参加反应的反应物的物质的量与反应热关系。
如：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)；ΔH1=-241.8kJ/mol2H2(g)+ O2(g)=2H2O(g)；ΔH2=-483.6kJ/molH2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)；ΔH3=-285.8kJ/mol2H2(g)+ O2(g)=2H2O(l)；ΔH4=-571.6kJ/mol2．书写热化学方程式的注意事项：(1)需注明反应的温度和压强；因反应的温度和压强不同时，其△H不同。
不注明的指101kPa 和25℃时的数据。
(2) 要注明反应物和生成物的状态（不同状态，物质中贮存的能量不同）。
如：H2 (g)+12O2 (g)==H2O (g)；ΔH=－241.8 kJ／molH2 (g)+12O2 (g)==H2O (1) ；ΔH=－285.8 kJ／mol(3)热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，表示物质的量，它可以是整数也可以是分数。
对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其ΔH成比例变化。
如：H2 (g)+Cl2 (g)==2HCl (g) ；ΔH=－184.6 kJ／mol1 2H2 (g)+12Cl2 (g)==HCl (g)；ΔH=－92.3 kJ／mol(4)△H的单位kJ/mol，表示每mol反应所吸放热量，△H和相应的计量数要对应。
(5)比较△H大小时要带着“﹢”、“﹣”进行比较。
(6)表示反应已完成的热量，可逆反应N2(g) +3H2(g) 2NH3 (g)；△H=- 92.4kJ/mol，是指当1molN2(g)和3molH2(g)完全反应，生成2 mol NH3(g)时放出的热量92.4kJ；2 mol NH3(g)分解生成1molN2(g)和3molH2(g)时吸收热量92.4kJ，即逆反应的△H=+92.4kJ/mol。
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。
化学反应热的计算ppt课件
环形玻璃搅拌棒、实验大概步骤、操作注意之处及原因
2
第二节 燃烧热
一、燃烧热
．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．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。
3
第三节 化学反应热的计算
一、盖斯定律(主要是应用)
1．内容：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 与该反应一步完成的反应热是相同的。 2、运用：根据盖斯定律，可以设计反应求出另一个反应的 反应热。
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化学平衡图像
速率——时间(判断改变条件、平衡移动) 转化率——温度——压强(定一变二)
转化率——T/P——时间(先拐先平数值大)
二、化学平衡常数
表达式、K值只与温度有关、转化率的计算 计算题(列出起始、转化、平衡浓度)
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第四节 化学反应进行的方向
金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的 快慢规律如下： 电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀 ＞有防腐措施的腐蚀
防腐措施由好到坏的顺序如下： 外接电源的阴极保护法＞牺牲负极的正极保护法＞有一般 防腐条件的腐蚀＞无防腐条件的腐蚀
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反应方向判断依据
• 在温度、压强一定的条件下，化学反应的 判读依据为：
• ΔH-TΔS〈 0 反应能自发进行
• ΔH-TΔS = 0 反应达到平衡状态
第三节 化学反应热的计算
答：生成1 mol NaCl时放出热量411 kJ。
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2.关于燃烧热的计算 【例2】乙醇的燃烧热△H=-1366.8 kJ/mol，在25℃、 101kPa时，1 kg乙醇充分燃烧后放出多少热量？
解析： n(C2H5OH)=1000 g / 46g/mol
=21.74mol 1 kg C2H5OH燃烧后产生的热量： 1366.8 kJ/ mol× 21.74mol=2.971×104kJ 答：1 kg C2H5OH充分燃烧后放出2.971×104kJ的热量。
3
1.看图理解盖斯定律 海拨400m B
2.用能量守恒定律论证盖斯定律
S
L
A 海拨100m
△H1+△H2= 0
4
3.盖斯定律直观化
A
B
C
பைடு நூலகம்△H
a
＝
△H1+△H2
ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5
5
4.盖斯定律在科学研究中的重要意义
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）„这些都给测量反应 热造成了困难，利用盖斯定律可以间接地把它们的反应 热计算出来。
放热1016.5kJ
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（ A ）
A.806g B.1000g C.1250g D.1500g
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3、已知: Zn ( s ) +1/2O2 ( g ) ＝ ZnO ( s ) ΔH = -351.1 kJ/mol Hg ( l) ＋1/2O2 ( g ) ＝ Hg O ( s ) ΔH = -90.7 kJ/mol 则可知: Zn ( s ) ＋ Hg O ( s ) = ZnO ( s ) ＋ Hg ( s ) ΔH 3= kJ/mol。 则ΔH 3为多少？ ΔH 3= -260.4kJ/mol 4、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? ΔH = +131.3kJ/mol
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。
化学反应的热力学与热化学方程式的计算研究焓变与反应热的实际计算案例总结
化学反应的热力学与热化学方程式的计算研究焓变与反应热的实际计算案例总结在化学研究和工业生产中，了解化学反应的热力学性质以及热化学方程式的计算方法是非常重要的。
本文将介绍热力学和热化学方程式的基本概念，并通过实际计算案例的总结来加深对这些概念的理解。
一、热力学的基本概念热力学是研究物质转化过程中热能变化的科学。
其中，焓变和反应热是热力学研究的重点。
1. 焓变（ΔH）焓变表示在化学反应过程中物质的热能变化。
焓的单位是焦耳（J）。
焓变可以是正值、负值或零值，分别表示热量的吸收、释放或无热量变化。
2. 反应热（ΔrH）反应热是指化学反应中单位摩尔物质在恒定压力下放出或吸收的热量变化。
反应热的单位同样是焦耳（J）。
二、热化学方程式的计算在计算热化学方程式时，需要通过结合反应物和生成物的化学式以及已知的焓变值来进行计算。
1. 根据化学方程式确定反应物和生成物首先，根据给定的化学方程式确定反应物和生成物的化学式。
2. 计算化学反应的焓变根据反应物和生成物的化学式以及已知的焓变值，计算化学反应的焓变。
焓变的计算公式如下：ΔH = ∑(生成物的热力学系数 * 生成物的焓变) - ∑(反应物的热力学系数 * 反应物的焓变)3. 根据焓变确定反应热根据焓变的计算结果，可以确定反应热的值。
反应热的单位为焦耳（J）。
三、案例总结下面通过两个实际计算案例来进一步说明热力学与热化学方程式的计算方法。
案例1：燃烧甲烷生成二氧化碳和水的焓变计算甲烷的燃烧反应方程式为：CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O已知甲烷、二氧化碳和水的焓变分别为：ΔH(CH4) = -890.3 kJ/molΔH(O2) = 0 kJ/molΔH(CO2) = -393.5 kJ/molΔH(H2O) = -285.8 kJ/mol根据焓变的计算公式，可以得到甲烷燃烧生成二氧化碳和水的焓变为：ΔH = (1 * ΔH(CO2) + 2 * ΔH(H2O)) - (ΔH(CH4) + 2 * ΔH(O2))= (1 * (-393.5 kJ/mol) + 2 * (-285.8 kJ/mol)) - (-890.3 kJ/mol + 2 * 0 kJ/mol)= -802.6 kJ/mol根据焓变的计算结果，可以确定甲烷燃烧生成二氧化碳和水的反应热为-802.6 kJ/mol。
考点精讲：反应热的计算
反应热的计算【考点精讲】反应热的计算是化学概念和化学计算的一个结合点。
反应热的大小与反应的条件、反应物、生成物的种类、状态及物质的量有关。
反应热计算的类型及方法：（1）根据热化学方程式计算：反应热与反应物的物质的量成正比。
（2）根据反应物和生成物的能量计算：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计算：通常人们把拆开1 mol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或kJ·mol－1。
方法：ΔH＝∑E（反应物）－∑E（生成物），即ΔH等于反应物的键能总和与生成物的键能总和之差。
如反应H2（g）＋Cl2（g）＝2HCl（g）ΔH＝E（H—H）＋E（Cl—Cl）－2E（H—Cl）。
（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。
可以采用虚拟路径法或方程式加合法计算。
（5）根据物质的燃烧热数值计算：Q（放）＝n（可燃物）×｜ΔH｜。
（6）根据比热公式进行计算：Q＝cmΔt。
【典例精析】例题1 在一定条件下，甲烷与一氧化碳的燃烧的热化学方程式分别为：CH4（g）＋2O2（g）＝CO2（g）＋2H2O（l）△H ＝－890kJ/mol2CO（g）＋O2（g）＝2CO2（g）△H＝－mol一定量的甲烷与一氧化碳的混合气完全燃烧时，放出的热量为kJ，生成的CO2用过量的饱和石灰水完全吸收，可得到50g白色沉淀。
求混合气体中甲烷和一氧化碳的体积比。
思路导航：由所给热化学方程式可知，甲烷与一氧化碳的燃烧热分别为890kJ/mol、283kJ/mol。
设混合气体中甲烷与一氧化碳的物质的量分别为x mol和y mol。
50g白色沉淀即的碳酸钙，由碳的守恒可知：x＋y＝两气体燃烧放出的热量可列等式：890x＋283y＝解得：x＝y＝故混合气体中甲烷和一氧化碳的体积比为2：3。
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∆。
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。
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。
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。
巩固练习_热化学方程式和反应热计算(提高)
【巩固练习】一、选择题：（每题只有1个选项符合题意）1．已知在1×105Pa 、298 K 条件下，2 mol 氢气燃烧生成水蒸气放出484 kJ 的热量，下列热化学方程式正确的是( )A ．H 2O(g)===H 2(g)＋12O 2(g)；ΔH ＝＋242 kJ·mol －1B ．2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(l)；ΔH ＝－484 kJ·mol －1C ．H 2(g)＋12O 2(g)===H 2O(g)；ΔH ＝＋242 kJ·mol －1 D ．2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(g)；ΔH ＝＋484 kJ·mol －12．已知1 g 氢气完全燃烧生成水蒸气时放出热量121 kJ ，且氧气中1 mol O ＝O 键完全断裂时吸收热量496 kJ ，水蒸气中1 mol H —O 键形成时放出热量463 kJ ，则氢气中1 mol H —H 键断裂时吸收热量为（ ）A ．920 kJB ．557 kJC ．436 kJD ．188 kJ3.已知：2H 2（g ）+ O 2(g)=2H 2O(l) ；ΔJ · mol -1CH 4（g ）+ 2O 2(g)＝CO 2(g)＋2H 2O(l)；ΔH= -890KJ · mol -1现有H 2与CH 4的混合气体112L （标准状况），使其完全燃烧生成CO 2和H 2O(l),若实验测得反应放热3695KJ ，则原混合气体中H 2与CH 4的物质的量之比是A ．1∶1B ．1∶3C ．1∶4D ．2∶34.已知热化学方程式：2SO 2(g)+ O 2(g) 2SO 3(g)；△2和1molO 2充分反应，最终放出的热量可能为5．在密闭容器中充入4 mol SO 2和3 mol O 2，一定条件下建立平衡：2SO 2(g)＋O 2(g) 2SO 3(g)；ΔH ＝－Q kJ/mol 。
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高考总复习热化学方程式和反应热的计算编稿：房鑫责编：张灿丽【考试目标】1．了解热化学方程式的含义，能正确书写热化学方程式。
2．理解盖斯定律，并能运用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算。
【考点梳理】要点一、热化学方程式1．定义：表示参加反应物质的量与反应热关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
要点诠释：热化学方程式既体现化学反应的物质变化，同时又体现反应的能量变化，还体现了参加反应的反应物的物质的量与反应热关系。
如：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)；ΔH1=-241.8kJ/mol2H2(g)+ O2(g)=2H2O(g)；ΔH2=-483.6kJ/molH2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)；ΔH3=-285.8kJ/mol2H2(g)+ O2(g)=2H2O(l)；ΔH4=-571.6kJ/mol2．书写热化学方程式的注意事项：(1)需注明反应的温度和压强；因反应的温度和压强不同时，其△H不同。
不注明的指101kPa 和25℃时的数据。
(2) 要注明反应物和生成物的状态（不同状态，物质中贮存的能量不同）。
如：H2 (g)+12O2 (g)==H2O (g)；ΔH=－241.8 kJ／molH2 (g)+12O2 (g)==H2O (1) ；ΔH=－285.8 kJ／mol(3)热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，表示物质的量，它可以是整数也可以是分数。
对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其ΔH成比例变化。
如：H2 (g)+Cl2 (g)==2HCl (g) ；ΔH=－184.6 kJ／mol1 2H2 (g)+12Cl2 (g)==HCl (g)；ΔH=－92.3 kJ／mol(4)△H的单位kJ/mol，表示每mol反应所吸放热量，△H和相应的计量数要对应。
(5)比较△H大小时要带着“﹢”、“﹣”进行比较。
(6)表示反应已完成的热量，可逆反应N2(g) +3H2(g) 2NH3 (g)；△H=- 92.4kJ/mol，是指当1molN2(g)和3molH2(g)完全反应，生成2 mol NH3(g)时放出的热量92.4kJ；2 mol NH3(g)分解生成1molN2(g)和3molH2(g)时吸收热量92.4kJ，即逆反应的△H=+92.4kJ/mol。
３．热化学方程式与化学方程式的比较：化学方程式热化学方程式要点二、盖斯定律和反应热的计算。
1.盖斯定律的定义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。
即化学反应的反应热与反应途径无关，只与反应体系的始态和终态有关。
2.反应热的计算（1）．根据反应物和生成物的总能量计算△H＝生成物的总能量－反应物的总能量（2）．根据键能计算ΔH=反应物键能总和―生成物键能总和（3）．利用热化学方程式进行相关量的求解先写出热化学方程式，再根据热化学方程式所体现的物质之间、物质与反应热之间的关系直接求算物质的量或反应热。
（4）．燃烧热和中和热的计算①燃烧热：Q放=n（可燃物）×ΔH Cn（可燃物）为可燃物的物质的量，ΔH C为该可燃物的燃烧热②中和热：Q放=n（H2O）×ΔH C＇n（H2O）为生成水的物质的量，ΔH C＇为中和热（5）．利用盖斯定律求反应热（1）设计合理的反应途径。
（2）适当加减已知的热化学方程式，得出待求的热化学方程式，反应热也要进行相应的加减运算，从而得出待求热化学方程式的反应热。
（3）在进行反应热的计算时，要注意反应热的符号以及反应热与方程式中化学计量数间的比例关系。
（6）．混合物燃烧放热求比例问题可用常规的列方程组法，也可采用十字交叉法。
【典型例题】类型一：热化学方程式的意义及书写例1、火箭推进器中盛有强还原剂液态肼(N2H4)和强氧化剂液态双氧水．当它们混合反应时，即产生大量氮气和水蒸气，并放出大量热．已知0.4 mol液态肼与足量液态双氧水反应，生成氮气和水蒸气，放出256.652 kJ的热量。
(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：，因此热化学方程式为N2H4(l)＋2H2O2(l)===N2(g)＋4H2O(g)；ΔH＝－641.63 kJ/mol。
(2) 利用盖斯定律得：N2H4(l)＋2H2O2(l)===N2(g)＋4H2O(l)，因此反应热ΔH＝－641.63 kJ/mol－(＋44 kJ/mol)×4＝－817.63 kJ/mol.所以16 g(即0.5 mol) N2H4(l)与液态H2O2反应生成液态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) ΔH1＝－23.9 kJ·mol－1甲醇制烯烃反应2CH3OH(g)===C2H4(g)＋2H2O(g) ΔH2＝－29.1 kJ·mol－1乙醇异构化反应C2H5OH(g)===CH3OCH3(g) ΔH3＝＋50.7 kJ·mol－1则乙烯气相直接水合反应C2H4(g)＋H2O(g)===C2H5OH(g)的ΔH＝________ kJ·mol－1。
【答案】－45.5【解析】①－②－③即可得目标方程式。
【变式2】写出下列热化学方程式：(1)SiH4是一种无色气体，遇到空气能发生爆炸性自燃，生成SiO2(s)和H2O(l)；已知室温下2 g SiH4自燃放出热量89.2 kJ，其热化学方程式为________________________________________________．(2)0.3 mol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649.5 kJ热量，写出该反应的热化学方程式：________________________________________.(3)在101 kPa时，1.00 g C6H6(l)燃烧生成CO2和H2O(l)时，放出41.8 kJ的热量，C6H6的燃烧热为________ kJ/mol，该反应的热化学方程式为__________________________________．【答案】(1)SiH4(g)＋2O2(g)===SiO2(s)＋2H2O(l)；ΔH＝－1427.2 kJ/mol(2)B2H6(g)＋3O2(g)===B2O3(s)＋3H2O(l)；ΔH＝－2165 kJ/mol(3)3260.4【解析】(1)1 mol SiH4(g)自燃生成SiO2(s)和H2O(l)放出的热量为：热化学方程式为：SiH4(g)＋2O2(g)===SiO2(s)＋2H2O(l)；ΔH＝－1427.2 kJ/mol(2) 1 mol B2H6(g)完全燃烧生成B2O3(s)和H2O(l)，放出的热量为：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：热化学方程式为：类型二：有关反应热的计算例2、(2016 丰台二模)下图为反应H2(g) + Cl2(g)＝2HCl(g)的能量变化示意图，下列说法不正确．．．的是A. H-H键比Cl-Cl键强，H-Cl键是极性共价键B. 断键吸收能量，成键释放能量，该反应△H=-183kJ/molC. 若生成液态HCl，则反应释放的能量将减少D. 反应的焓变与假想的中间物质的种类、状态无关【答案】C【解析】A 项，氢气键能为436 kJ ／mol ，氯气键能为243 kJ ／mol ，所以H —H 键比Cl —Cl 键强，不同非金属元素之间形成极性键，即H —Cl 键为极性键，故A 正确；B 项，ΔH=反应物的总键能－生成物的总键能=(435 kJ ／mol+243 kJ ／mol)－2×431 kJ ／mol=－183 kJ ／mol ，故B 正确；C 项，从气态到液态会放出热量，所以若生成液态HCl ，则反应释放的能量将增大，故C 错误；D 项，焓变只与反应的始态和终态有关，而与反应的途径无关，即反应的焓变与假想的中间物质的种类、状态无关，故D 正确。
故选C 。
【总结升华】本题考查反应热的有关计算。
在化学反应中断键需要吸热，而形成新的化学键需要放热。
举一反三：【高清课堂：反应热和热化学方程式 例４】【变式1】白磷与氧可发生如下反应：P 4+5O 2=P 4O 10。
已知断裂下列化学键需要吸收的能量分别为：P —P a kJ·mol —1、P —O b kJ·mol —1、P=O c kJ·mol —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：P 4中有6mol 的P －P ，5mol 的O 2中含有5molO ＝O ，1mol 的P 4O 10中含有4mol 的P ＝O ，12mol 的P －O ，所以△H ＝(6a ＋5d －4c －12b)kJ·mol －1。
【高清课堂：反应热和热化学方程式 例７】【变式2】已知()()()22H g Br l 2HBr g 72kJ/mol.H +=∆=-； ，蒸发1mol Br 2（l ）需要H 2(g) Br 2(g) HBr(g) 1mol 分子中的化学键断裂时需要吸收的能量/kJ 436a369则表中a 为A ．404B ．260C ．230D ．200【答案】D【解析】由已知得：Br 2(l)=Br 2(g) H=+30kJ/mol ，则H 2(g) + Br 2(g) = 2HBr(g)；H= －102kJ/mol。