反应热热化学方程式
第一章 反应热
( 285.84) 0 ( 229.95) 55.79kJ
例8：计算25℃时，下述反应的H (沉淀热) pre Ag ( aq) Cl ( aq ) AgCl ( s ) 解：查附录数据表得：
H = f H ( s ) f H ( aq ) f H Cl ( aq ) pre AgCl Ag
例如：已知H 2 ( g ) O2 ( g ) H 2O (l ) 2 r H 298 285.838kJ mol 1
f H 298 [ H 2O (l )] 285.838kJ mol 1
故H 2O在298K下的标准摩尔生成焓为
7
有关标准摩尔生成焓的注意事项： 反应物在标准状态下必须是最稳定的单质。例如碳 有石墨、金刚石等等，在298K和100kPa下，以石 墨为最稳定。 生成的化合物必须是1mol。
1
恒压反应热与恒容反应热的关系 由定义：H U PV 微分，可得：dH dU d ( PV ) 积分，得：H U ( PV ) 而 H Q P U QV （1-13） 故有：QP QV + ( PV )
对于理想气体，有：PV nRT 在恒温条件下，有 ( PV )=RT n g 代入（1-13）中，有QP QV +RT n g （1-13a）
以此为标准，便可以求出其他所有离子的生成热。
例7：试计算25℃，下述中和反应的热效应H neu
H ( aq) OH ( aq) H 2O( l ) 解：
H neu = f H H 2O ( l ) f H H ( aq ) f H OH ( aq )
3
二、盖斯定律： 定律内容：在恒压或恒容的条件下，一个化学反 应，不管它是一步完成还是分几步完成，其热效 应总是相同的。 公式：如下图：Δ H1= Δ H2 +Δ H3
热化学方程式 燃烧热(1)(1)
（2）不用“↑”和“↓”；不用写“点燃”、“加热”等
引发条件。
热化学方程式
燃烧热
热化学方程式—化学计量数
1mol
1mol
2mol
化学计量数 ：物质的量
1H2 (g) +1Cl2 (g) = 2HCl(g)
ΔH= -184.6 kJ/mol
常温常压下，2mol的气态H2 与足量的气态Cl2充分反应，
H2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl(g)
ΔH= -184.6 kJ/mol
（1）表示物质的量，不表示数目、质量等
（2）可以是整数或分数
（3）与ΔH 存在对应关系,
改变化学计量数，ΔH也要作相应变化
热化学方程式
燃烧热
热化学方程式—温度和压强
H2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl(g)
物质变化
ΔH= -184.6 kJ/mol
能量变化
热化学方程式
燃烧热
热化学方程式—含义
H2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl(g)
1mol
1mol
与
气态 H2
气态 Cl2
完全
反应
生成
ΔH= -184.6 kJ/mol
2mol
气态 HCl
释放
184.6KJ能量
热化学方程式
燃烧热
热化学方程式—聚集状态
1mol
~ HCl(g) ~ ΔH
2mol
184.6KJ
化学计量数与ΔH的比固定不变
热化学方程式
燃烧热
常温常压下，1g气态H2 与气态O2完全燃烧生成液态水，放热
120.9KJ，气态HCl，书写该反应的热化学方程式。
热化学方程式
∴Q2＞Q1
ΔH2
＜ ΔH1
思考２. 在同温、同压下，比较下列反应 ΔH1 、 ΔH2的大小
B: S(g)+O2(g)=SO2(g)
ΔH1 = -Q1 kJ/mol
ΔH 2= -Q2 kJ/mol
S(S)+O2(g)=SO2(g)
ΔH2 ＞ ΔH1
思考3. 在同温、同压下，比较下列反应 ΔH1 、 ΔH2的大小 C: C(S)+1/2O2(g)=CO(g) ΔH1 = -Q1 kJ/mol C(S)+O2(g)=CO2(g) ΔH 2= -Q2 kJ/mol
思考 交流
与化学方程式相比，热化学方程
式有哪些不同？
正确书写热化学方程式应注意哪
几点？
热化学方程式的基本应用
请看以下几个例子，再思考！
书写注意事项
（1）需注明反应的温度和压强
200℃
H2(g)+I2(g)======2HI(g) 101kPa
△H=－14.9kJ/mol
想一想？ 为什么要注明反应的温度和压强。 因为能量与体系的温度压强有关。
★kJ/mol的含义： 4、热化学方程式中化学计量数表示参加反应的各 每mol反应的焓变 物质的物质的量，可为整数或分数。 5、根据焓的性质，若化学方程式中各物质的 阅读 普通化学方程式中化学计量数宏观上表示 P4 《资料卡片》 各物质的物质的量，微观上表示原子分子数目， 系数加倍，则△ H的数值也加倍； 只能为整数，不能为分数。
注意：如在25℃ 101kPa下进行的反应，可不注明
书写注意事项
（2）应注明反应物和生成物的聚集状态（s、l、g 等）；
H2(g)+I2(g)======2HI(g)
焓变、反应热
一、△H产生原因及计算 1.△H产生原因 宏观：H反应物 ≠ H产物
微观：E反应物断键吸 ≠ E产物成键放
吸热反应△H>0 放热反应△H<0
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
一、△H产生原因及计算 2.△H计算
△H=E反应物键能 —E产物键能=H产物 —H反应物 能量越低---键能越大----物质越稳定 计算时注意 键个数、物质系数
1. 热化学方程式与普通方程式的异同点 2. 说出下列热化学方程式表示的意义 ①2H2(g)+O2(g)===2H2O(l) ΔH=-571.6 kJ/mol
催化剂
②N2(g)+3H2(g) 5000C 302MNPaH3(g) ΔH= - 38.6kJ/mol
3.通过课本P4，分析热化学方程式ΔH与何有关
二、热化学方程式 1.书写 (1)注明T、P（250C 即298K，101kPa时不注明）
N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) 习惯不注T、P (2)注明物质的状态（s、l、g、aq） (3)不标 ↑ ↓不写反应条件(如加热、点燃、催化剂) (4)化学计量数（整数、分数均可） 一般系数为最简整数比 或 根据题目要求
6.
以上两个反应分别为吸热反应还是放热反应？
两个反应的△H 0？（>、<）
吸热、放热
>、 <
二、下列热化学方程式表示的含义? ①2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H= - 571.6kJ/mol
追问：此条件下向密闭容器中充入1molN2(g)和 3molH2(g)，放出热量与 38.6kJ大小关系？ 少于 38.6kJ
反应热、焓变、热化学方程式
化学反应必然伴随能量的变化，化学能转 化为热能、电能、光能等等，主要以热能为主。
计算反应热的公式
计算反应热的公式反应热是指化学反应在一定条件下放出或吸收的能量。
它是衡量化学反应热力学性质的一个重要参数。
在化学反应中，反应热的计算可以通过反应物和生成物的摩尔焓差来进行。
在化学反应中，反应热可以分为两类：放热反应和吸热反应。
放热反应是指在反应过程中释放出能量，使周围温度升高。
吸热反应则是指在反应过程中吸收外界的热量，使周围温度降低。
根据热力学第一定律，能量守恒定律，可以得出反应热计算的公式：反应热 = 生成物的摩尔焓 - 反应物的摩尔焓反应热的计算需要知道反应物和生成物的摩尔焓。
摩尔焓是指在常压下，物质在一定温度下的焓值。
它可以通过测量物质在反应前后的温度变化和热量变化来进行计算。
为了计算反应热，首先要确定反应物和生成物的化学方程式，并且了解它们的摩尔比。
化学方程式中的系数表示了物质的摩尔比，可以用来计算摩尔焓。
接下来，需要找到反应物和生成物的标准摩尔焓值。
标准摩尔焓是指在标准状态下，1摩尔物质的摩尔焓值。
标准状态是指物质的温度为298K，压力为1 atm。
可以通过查阅化学参考书籍或数据库来获取标准摩尔焓值的数据。
计算反应热时，需要根据化学方程式和标准摩尔焓值来计算反应物和生成物的摩尔焓。
然后将生成物的摩尔焓减去反应物的摩尔焓，即可得到反应热的值。
需要注意的是，反应热的计算结果可能是正值或负值，取决于反应是放热还是吸热。
如果反应热为正值，表示反应是吸热反应，即反应过程中吸收了热量。
如果反应热为负值，表示反应是放热反应，即反应过程中释放了热量。
反应热的计算对于理解和控制化学反应过程具有重要的意义。
它可以用于评估反应的热力学性质，为反应条件的选择和优化提供依据。
通过计算反应热，可以预测反应的放热或吸热性质，了解反应的能量变化情况，从而进一步探究反应机理和反应速率的相关问题。
反应热的计算是通过计算反应物和生成物的摩尔焓差来实现的。
通过了解化学方程式、摩尔比、标准摩尔焓值等参数，可以准确计算反应热的数值。
热化学方程式
1.热化学方程式
(1)概念:表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程
式｡
(2)表示的意义:热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质 变化,也表明了化学反应中的能量变化｡例如: H2(g)+
1 O2(g)═H2O(g) 2
Δ H=-241.8 kJ/mol｡
表示1 mol H2(g)与0.5 mol O2(g)反应生成1 mol水蒸 气,放出241.8 kJ的热量｡
(3)Δ 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,并用空格隔开｡若为放热反应Δ H为“-”;若为吸热反应
Δ H为“+”｡Δ H的单位一般为kJ/mol或kJ·mol-1｡
(4)热化学方程式中化学计量数仅表示各物质的物质的量,并
不表示物质的分子或原子数,因此化学计量数可以是整数,也
可以是分数｡ 计量系数与反应热数值成正比。 2H2(g)+O2(g)═2H2O(l) Δ H=-571.6kJ/mol
课后作业
1、1molN2（g）与H2(g)反应，生成NH3(g),放出的热量是 92.2KJ 2、1molN2（g）与O2(g)反应，生成NO2(g),吸收的热量是68KJ 3、1molCu(s)与O2(g)反应，生成CuO(s),放热157KJ热量 4、1molC(s)与H2O (g)反应，生成CO(g)和H2,吸收131.5KJ 热量 5、16gN2H4(l)在氧气中燃烧，生成N2(g）和H2O(l),放热 2759KJ. 6、汽油的重要成分是辛烷（C8H18），1mol C8H18 (l)在O2(g） 中燃烧，生成CO2与H2O (l),放出的热量是5518KJ
2.书写热化学方程式规则
(1)反应热Δ H与测定条件(温度､压强等)有关,因此书写热化
高中化学： 反应热及其测定(先上热化学方程式)
2H2( g ) + O2 ( g) = 2H2O ( l )
ΔH=-571.6 kJ/mol
C3H8( g ) +5O2 ( g ) = 3CO2(g) +4H2O ( l ) ΔH= - 2220 kJ/mol
在该条件下，5mol 氢气和丙烷的混合气完全燃烧时放热3847kJ， 则氢气和丙烷的体积比为？
Q = mcΔt = 418kJ
【问题8】氢氧化钠稀溶液和盐酸的稀溶液反应生成1mol液态水时 的反应热为多少？如何测量？（假设稀溶液的比热容和水的比热容 相等，稀溶液的密度和水的密度相等）
中和反应热的测定
1、反应原理：Q = mCΔt Q：中和反应放出的热量。 m：反应混合液的质量。 C：反应混合液的比热容。 Δt：反应前后溶液温度的差值
偏小
已知：HCN(aq)与NaOH(aq)反应的△H=-12.1kJ/mol；
HCl(aq)与NaOH(aq)反应的△H=-57.3kJ/mol.
则HCN在水中电离的△H等于（C）
A.-69.4 kJ/mol
B. -45.2 kJ/mol
C.+45.2 kJ/mol
热，焓变，中和热测定，燃烧热
H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) ∆H = -184.6KJ/mol
2.当1molC(固态)与适量H2O(气态) 反应,生成CO(气态)和H2(气 态)，吸收131.3kJ的热量，请写出该反应的热化学方程式。
C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) ∆H = +131.3KJ/mol
3.当0.5molCu(固态) 与适量O2(气态) 反应, 生成CuO(固态)， 放出 78.5 kJ的热量，请写出该反应的热化学方程式。
化学反应中的热效应、热化学方程式
化学反应中的热效应1.化学反应的热效应：化学反应中普遍伴随着热量变化，人们把反应时所放出或吸收的热量叫做反应的热效应。
2.放热反应：释放热量的反应叫做放热反应，如2H2＋O2—点燃→2H2O3.吸热反应：吸收热量的反应叫做吸热反应，如C+CO2—高温→2CO4.在放热反应中，生成物的总能量低于反应物的总能量。
（也可从化学键的键能的角度分析）∴放热反应，反应物释放出能量后转变为生成物。
5.在吸热反应中，生成物的总能量高于反应物的总能量。
（也可从化学键的键能的角度分析）∴吸热反应中，反应物必须吸收外界提供热量才能转变为生成物。
6.反应热：反应物具有的能量和与生成物具有的能量总和的差值，即为反应热。
Q反应热= ∑Q反应物—∑Q生成物，若Q为正值，反应为放热反应；若Q为负值，反应为吸热反应。
7.常见的放热反应：①大多数化合反应，②可燃物的燃烧反应，③酸碱中和反应，④金属跟酸的置换反应，⑤物质的缓慢氧化。
8.常见的吸热反应：①大多数分解反应，如碳酸钙的分解反应，②盐的水解和弱电解质的电离，③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应，④C和水蒸气、C和CO2的反应，⑤一般用C、CO 和H2还原金属氧化物的反应。
9.热化学方程式：表示化学反应所放出或吸收能量的化学方程式。
热化学方程式不仅表明了一个反应中的反应物和生成物，还表明了一定量物质在反应中放出或吸收的热量。
10.书写热化学方程式的要领：（1）热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，所以可用整数，也可用分数，但必须配平。
（2）反应热的数值与物质的聚集状态有关，书写时必须标明物质的状态。
（3）热量的数值与反应物的物质的量相对应。
（4）当反应逆向进行时，其反应热与正向反应的反应热数值相等，但符号相反。
（5）热化学方程式之间可进行加减。
（6）反应热的数据与反应条件有关，未指明反应条件的通常是指25℃，1.01×105Pa。
11.燃烧热：1mol可燃物充分燃烧生成稳定化合物时放出的热量称为燃烧热。
第三节 盖斯定律化学反应热的计算 部分高考真题
第三节盖斯定律化学反应热的计算中和热：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1mol H2O时所释放的热量称为中和热。
强酸与强碱反应生成可溶性盐的热化学方程式为：H+（aq）+ OH- (aq) == H2O(l) △H= -57.3kJ/mol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。
即化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应途径无关。
假设反应体系的始态为S，终态为L，若S→L，△H﹤0；则L→S，△H﹥0。
1、100g碳燃烧所得气体中，CO占1/3体积，CO2占2/3体积，且C(s)+1/2 O2(g)==CO(g)△H=-110.35 kJ·mol-1，CO(g)+1/2 O2(g)===CO2(g) △H=—282.57kJ·mol-1与这些碳完全燃烧相比较，损失的热量是( )A、392.92kJB、2489.44kJC、784.92kJD、3274.3kJ2、火箭发射时可用肼(N2H4)作燃料,二氧化氮作氧化剂,这两者反应生成氮气和水蒸汽。
已知：N2(g)+2O2(g)=2NO2(g)△H=+67.7kJ·mol-1 N2H4(g)+O2(g)=N2(g)+2H2O(g)△H=-534kJ·mol-1则1mol气体肼和NO2完全反应时放出的热量为( )A、100.3kJB、567.85kJC、500.15kJD、601.7kJ3、已知：CH4(g)+2O2(g)==CO2(g)+2H2O(l) △H=-Q1kJ·mol-1H2(g)+O2(g)==2H2O(g) △H=-Q2kJ·mol-1H2(g)+O2(g)==2H2O(l) △H=-Q3kJ·mol-1常温下，取体积比为4：1的甲烷和氢气的混合气体11.2L(标准状况)，经完全燃烧后恢复到到常温，放出的热量(单位：kJ)为( )A、0.4Q1+0.05Q3B、0.4Q1+0.05Q2C、0.4Q1+0.1Q3D、0.4Q1+0.2Q34、充分燃烧一定量丁烷气体放出的热量为Q，完全吸收它生成的CO2生成正盐，需要5mol·L-1的kOH溶液100mL ，则丁烷的燃烧热为( )A、16QB、8QC、4QD、2Q5、已知胆矾溶于水时溶液温度降低。
高考总复习-热化学方程式和反应热的计算精品
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洁计算。
【考点梳理】要点一、热化学方程式1．定义：表示参与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改变，同时又体现反应的能量改变，还体现了参与反应的反应物的物质的量与反应热关系。
如： H 2(g)+1/2O 2(g)2O(g)；ΔH 1241.8 2H 2(g)+ O 2(g)=2H 2O(g)；ΔH 2483.6 H 2(g)+1/2O 2(g)2O(l)；ΔH 3285.8 2H 2(g)+ O 2(g)=2H 2O(l)；ΔH 4571.6 2．书写热化学方程式的留意事项：(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101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：H 2 (g)122 (g)2O (g)；Δ－241.8 ／ H 2 (g)122 (g)2O (1) ；Δ－285.8 ／ (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 成比例改变。
如：H 2 (g)2 (g)2 (g) ；Δ－184.6 ／ 12H 2 (g)122 (g) (g)；Δ－92.3 ／ (4)△H 的单位，表示每反应所吸放热量，△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N 2(g) +3H 2(g)23 (g)；△ 92.4，是指当12(g)和32(g)完全反应，生成2 3(g)时放出的热量92.4；2 3(g)分解生成12(g)和32(g)时汲取热量92.4，即逆反应的△92.4。
反应的热效应
一、化学反应的反应热1、定义：化学上规定，当化学反应的反应物与产物的温度相同时，反应所吸收或释放的能量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
2、表示符号：通常用Q表示，且反应放热时，反应体系减少热量，Q为负；反应吸热时，反应体系增加热量，Q为正。
3、决定因素：对于一个给定的化学反应，反应热与反应物的物质的量、状态及反应条件（如温度、压强、溶液的浓度等）有关。
4、测量方法：反应热的数据可以用量热计测量。
在测量反应热的实验中，反应吸收或放出的热量可以通过反应前后体系温度的变化来计算：Q＝－C（T2-T1）其中，C代表溶液及量热计的热容，T2 、T1 分别代表反应前和反应后体系的热力学温度（T＝t +273.15℃）。
二、化学反应的焓变1、焓变（1）定义：为了描述与反应热有关的能量变化，引入了一个叫做“焓”的物理量，产物的总焓与反应物的总焓之差，称为化学反应的焓变。
用焓变来描述与反应热有关的能量变化。
（2）表达式：△H ＝H（产物）－H（反应物）（3）焓变与反应热的关系：如果化学反应过程中发生的是等压反应，而且没有电能、光能等其他形式能量转化，则反应热等于反应焓变，即Qp＝△H。
从上面的关系式可以看出：当△H>0时，产物总焓大于反应物总焓，反应是吸收能量的，为吸热反应；相反△H<0时，为放热反应。
2、热化学方程式（1）概念：将物质变化和反应热同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式。
如：2H2（g）+O2 （g）＝2H2O （l）△H（273K）＝－571.6KJ/mol表示的含义是在273K时，2mol氢气和1mol氧气反应生成2mol液态水时，放热571.6KJ。
（2）书写注意事项：①在各物质的化学式后面用括号注明聚集状态，一般用英文字母g、l、s分别代表物质的气态、液体、固态。
②在△H后要注明温度，因为同一反应在不同温度下进行时反应热不同，通常298K时可以省略。
③标明△H的符号：吸热表示为“＋”，放热表示为“－”。
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；
高二化学：热化学方程式知识点
高二化学：热化学方程式知识点高二化学：热化学方程式知识点化学热化学方程式是什么1.定义表示反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式。
2.表示意义不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明厂化学反应中的能量变化。
化学热化学反应方程式的书写热化学方程式与普通化学方程式相比，在书写时除厂要遵守书写化学方程式的要求外还应注意以下问题：1.注意△H的符号和单位△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。
若为放热反应，△H为“-”;若为吸热反应，△H为“+”。
△H的单位一般为kJ/moJ。
2.注意反应条件反衄热△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是是25℃、101kPa下测定的，此条件下进行的反应可不注明温度和压强。
3.注意物质的聚集状态反应物和生成物的聚集状态不同，反应热△H不同。
因此，必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化学方程式的意义。
气体用“g”，液体用：l“，固体用“s”，溶液用“aq”。
4.注意热化学方程式的化学计量数(1)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数或原子数，因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。
(2)热化学方程式中的反应热表示反应已完成时的热量变化，由于△H与反应完成的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应，如果化学计量数加倍，则△H也要加倍。
当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
化学五大反应方程式整理化学五大反应方程式整——物质与氧气的反应：1. 镁在空气中燃烧：2Mg + O2 点燃 2MgO2. 铁在氧气中燃烧：3Fe + 2O2 点燃 Fe3O43. 铜在空气中受热：2Cu + O2 加热 2CuO4. 铝在空气中燃烧：4Al + 3O2 点燃 2Al2O35. 氢气中空气中燃烧：2H2 + O2 点燃 2H2O6. 红磷在空气中燃烧：4P + 5O2 点燃 2P2O57. 硫粉在空气中燃烧： S + O2 点燃 SO28. 碳在氧气中充分燃烧：C + O2 点燃 CO29. 碳在氧气中不充分燃烧：2C + O2 点燃 2CO化学五大反应方程式整理——几个分解反应：1. 水在直流电的作用下分解：2H2O 通电2H2↑+ O2 ↑2. 加热碱式碳酸铜：Cu2(OH)2CO3 加热 2CuO + H2O + CO2↑3. 加热氯酸钾(有少量的二氧化锰)：2KClO3 ==== 2KCl + 3O2 ↑4. 加热高锰酸钾：2KMnO4 加热K2MnO4 + MnO2 + O2↑5. 碳酸不稳定而分解：H2CO3 === H2O + CO2↑6. 高温煅烧石灰石：CaCO3 高温CaO + CO2↑化学五大反应方程式整理——几个氧化还原反应：1. 氢气还原氧化铜：H2 + CuO 加热 Cu + H2O2. 木炭还原氧化铜：C+ 2CuO 高温2Cu + CO2↑3. 焦炭还原氧化铁：3C+ 2Fe2O3 高温4Fe + 3CO2↑4. 焦炭还原四氧化三铁：2C+ Fe3O4 高温3Fe + 2CO2↑5. 一氧化碳还原氧化铜：CO+ CuO 加热 Cu + CO26. 一氧化碳还原氧化铁：3CO+ Fe2O3 高温 2Fe + 3CO27. 一氧化碳还原四氧化三铁：4CO+ Fe3O4 高温 3Fe + 4CO2化学方程式整理——单质、氧化物、酸、碱、盐的相互关系1. 锌和稀硫酸Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑2. 铁和稀硫酸Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑3. 镁和稀硫酸Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2↑4. 铝和稀硫酸2Al +3H2SO4 = Al2(SO4)3 +3H2↑5. 锌和稀盐酸Zn + 2HCl === ZnCl2 + H2↑6. 铁和稀盐酸Fe + 2HCl === FeCl2 + H2↑7. 镁和稀盐酸Mg+ 2HCl === MgCl2 + H2↑8. 铝和稀盐酸2Al + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2↑化学五大反应方程式整理——其它反应：1.二氧化碳溶解于水：CO2 + H2O === H2CO32.生石灰溶于水：CaO + H2O === Ca(OH)23.氧化钠溶于水：Na2O + H2O ==== 2NaOH4.三氧化硫溶于水：SO3 + H2O ==== H2SO45.硫酸铜晶体受热分解：CuSO4·5H2O 加热 CuSO4 + 5H2O6.无水硫酸铜作干燥剂：CuSO4 + 5H2O ====CuSO4·5H2O。
高中化学热化学方程式
量
ΔH＝
成 键 释 放 能 量
反应进程
任何一个化学反应都包括物质的变化和能量的变化。 那么，有什么表达式能把这两种变化都表示出来？
H2 + I2 == 2HI 只表示物质变化
【例1】 在200℃、101kPa时，1 mol H2与碘蒸气作用生成 HI的反应，科学文献上表示为：
200℃
H2(g) + I2 (g)
思考3：温度计上的酸为何要用水冲洗干净？冲 洗后的溶液能否倒入小烧杯？为什么？
答：因为该温度计还要用来测碱液的温度，若不冲洗， 温度计上的酸会和碱发生中和反应而使热量散失，故要 冲洗干净；冲洗后的溶液不能倒入小烧杯，若倒入，会 使溶液的总质量增加，而导致实验结果误差。
3.用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol/L NaOH 溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度，记入 下表。
3、书写热化学方程式的注意事项
1、标条件（一般不写催化剂，点燃，加热也不写）
注明反应的温度和压强。但在 25℃ 101kPa时进行 的反应可不注明。(普通化学方程式不需注明温度和压 强。)
如H1H244不22((.19gg注.8k))++Jk明/JI12m2/条(mOgo2件)ol(1=2lg0，0=1)0k==℃P即=a=H指=2=:O22(Hg5)I℃(g△)1H△.=0H－1=×－105Pa；
===BaSO4↓＋2H2O、CO23－＋2H＋===H2O＋CO2↑、CH3COOH＋OH－
===CH3COO－＋H2O。
在一定条件下，氢气和甲烷燃烧的化学方程式为： 2H2(g) + O2 (g) = 2H2O (l) ΔH= – 572 kJ /mol CH4(g) +2O2 (g) = CO2(g)+2H2O (l) ΔH= – 890 kJ/mol 由1mol 氢气和2mol甲烷组成的混合气体在上述条件下完 全燃烧时放出的热量为多少。
热化学方程式
S (s) + O2(g) = SO2(g);H= – 299.62kJ /mol
[ 练习1 ] 250C (1.01×105)Pa下，4g CO在氧气中燃 烧生成CO2，放出 9. 6kJ热量，写出CO燃烧的热化学 方程式。 解： 设2mol CO 燃烧放出的热量为 Q 2CO + O2 = 2CO2
V(H2):V(C3H8) =n(H2):n(C3H8) = 3.75:1.25 = 3:1
[ 例3 ] 在一定条件下，氢气和丙烷燃烧的化学方程式为：
2H2(g) + O2 (g) = 2H2O (l); H= – 571.6 kJ/mol
C3H8(g) +5O2(g)= 3CO2 (g) +4H2O (l); H= – 2220 kJ/mol 5mol 氢气和丙烷的混合气完全燃烧时放热3847kJ，则 氢气和甲烷的体积比为 (A) 1:3 (B) 3:1 (C) 1:4 (D) 1:1
2H2(g)+ O2(g)= 2H2O(l);H= – 571.6 kJ/mol
意义：
每2mol 氢气与1mol 氧气反应生成
2mol 液态水，放热571.6 千焦。
表示：1
反应物和生成物的种类
2 反应中各物质的物质的量比和质量 3 反应中放出或吸收的热量。
有关热化学方程式的计算
一. 根据反应热书写热化学方程式
如果反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量， 反应物转化为生成物时放出热量，这是放热反应。反之，如 果反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，反应 物就需要吸收热量才能转化为生成物，这是吸热反应。
二、热化学方程式
• 一般的化学方程式只能表示反应中的物 质变化，不能表明能量变化。 • 热化学方程式不仅表明了反应中的物质 变化，也表明了能量变化。 • 表明反应所放出或吸收的热量的化学方 程式，叫做热化学方程式。
2-3反应进度和热化学方程
A
B
G
D
即在表示反应进度时物质B和B可以不同，但用不同 物种表示的同一反应的不变。在反应进行到任意时刻，
可以用任一反应物或生成物来表示反应进行的程度，所得
的值都是相同的。
例：用c(Cr2O72) = 0.02000molL1的K2Cr2O7溶液滴定25.00mL c(Fe2+) =0.1200molL1的酸性FeSO4溶液，其滴定反应式为 6Fe2+
+ Cr2O72 + 14H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O。滴定至终点共消耗 25.00mL K2Cr2O7溶液，求滴定至终点的0 c(Fe2+)V(Fe2+)
=00.1200molL125.00103L = 3.000103mol
反应进度和热化学方程
一.化学反应进度
化学反应的焓变H是状态函数的广度性质，具有加和 性。如化学反应：
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g)
生成2mol的H2O(g)与生成1mol的H2O(g)的H值是不一样 的，在同一状态下前者是后者的两倍。所以必须引入化学 反应进行程度的一个量的概念，即化学反应进度。
当 =1mol时，称单位反应进度，意即按计量方程式 进行了一次完整反应；如反应 N2 + 3H2 = 2NH3 若
=1mol，意指1mol N2与3molH2反应生成了2molNH3 。
对任一化学反应 aA + bB = gG + dD 有：
nA nB nG nD
(NH3) = 1 ， (N2)= 1/2， (H2) = 3/2
（2）化学反应进度
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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
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。
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)
2·8H
2
O与NH
4
Cl
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。
大多数△H是在25℃、101kPa下测定的，此时可不注明温度和压强
③必须注明物质的聚集状态，化学式相同的同素异形体还需标明名称，不标↓、↑。
④化学计量系数仅表示物质的量，不表示物质的分子数或原子数。
⑤△H与反应物的物质的量成正比，与方向有关系，如果方向改变，则△H也变号。
例题:
在25℃、101kPa下，1g甲醇燃烧生成CO2和液态水时放热22.68kJ，写出该反应的热化学方程式：
CuCl（s）与O2反应生成CuCl2（s）和一种黑色固体。
在25℃、101kPa下，已知该放应每消耗1mol CuCl（s），放热44.4kJ，该反应的热化学方程式是：
已知充分燃烧ag乙炔（C2H2）气体时生成1molCO2气体和液态水，放出热量bkJ，则该反应的热化学方程式：
在500℃/30MPa下，将0.5molN2和1.5molH NH3（g），
放热19.3kJ，则热化学方程式为N2（g）+3H2（g3（g）△H=-38.6kJ·mol-1是否正确，为什么？
考点4 燃烧热和中和热
燃烧热必须是恒压条件下，燃烧物的物质的量是1mol且完全燃烧并生成稳定
(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g),P→P2O5(s)
的氧化物，C→CO
2
2、中和热必须是稀溶液中强酸强碱反应生成可溶性盐和1mol水的反应热
例题:
1、已知反应：①101KPa时，2C(s)+O2(g)=2CO(g) △H=-221kJ·mol-1
2CO(g)+O2(g)=2CO2 (g) △H=-556kJ·mol-1
②稀溶液中，H+(aq)+OH-（aq）=H2O(l) △H=-57.3kJ·mol-1
下列结论中正确的是（）
A 碳的燃烧热△H=-110.5kJ·mol-1
B 一氧化碳的燃烧热△H=-556kJ·mol-1
C 稀H2SO4和稀NaOH溶液反应的中和热△H=-57.3kJ·mol-1
D 稀CH3COOH与稀NaOH溶液反应生成1mol水，放出57.3kJ热量
2、已知25℃时，①HF（aq）+OH-（aq）=F-（aq）+H2O(l) △H1=-67.7kJ·mol-1
②H+(aq)+OH-（aq）=H2O(l) △H2=-57.3kJ·mol-1
③Ba2+（aq）+SO42-(aq)=BaSO4(s) △H3<0
下列说法正确的是（）
A 氢氟酸的电离方程式及热效应：HF（aq H+(aq)+F-（aq）△H>0
B 在NaOH溶液与盐酸的反应中，若盐酸的量一定，NaOH溶液的量越多，中和热越大
C △H2=-57.3kJ·mol-1表示强酸和强碱在稀溶液中反应生成可溶性盐的中和热
D 稀H2SO4与稀Ba(OH)2溶液反应的热化学方程式为H2SO4（aq）+Ba(OH)2=BaSO4(s)+2H2O(l)
△H=-114.6kJ·mol-1
考点5 中和热的测定
1、酸碱必须是强酸强碱稀溶液
2、碱液稍稍过量是为了保证盐酸能够完全被中和
3、实验速度要快，隔热和保温效果要尽可能好
4、使用一个新仪器：环形玻璃搅拌棒
5、多次测量取平均值，注意应读取混合液的最高温度值
计算公式：△H=-cm△t/n（H
O）
2。