化学反应的焓变()
化学反应中的熵变与焓变
化学反应中的熵变与焓变在化学领域中，反应的熵变与焓变是两个重要的热力学量，它们能够帮助我们理解和预测化学反应的方向性以及反应热力学性质的变化。
本文将介绍熵变与焓变的概念和计算方法，并探讨它们在化学反应中的应用。
一、熵变的概念与计算熵是描述系统无序程度的物理量，熵的增加代表着系统的无序程度增加。
在化学反应中，反应物向生成物转化的过程常常伴随着熵的变化，即熵的增加或减少。
反应的熵变（ΔS）可以通过计算反应物与生成物之间的差异来得到。
熵变的计算公式为：ΔS = ΣnS(生成物) - ΣnS(反应物)其中，ΔS表示熵变，ΣnS(生成物)表示生成物的摩尔熵总和，ΣnS(反应物)表示反应物的摩尔熵总和，n表示物质的摩尔数，S表示物质的摩尔熵。
二、焓变的概念与计算焓是描述系统热能的物理量，它包括系统的内能和对外界所做的功。
在化学反应中，反应物向生成物转化的过程常常伴随着焓的变化，即焓的增加或减少。
反应的焓变（ΔH）可以通过计算反应物与生成物之间的差异来得到。
焓变的计算公式为：ΔH = ΣnH(生成物) - ΣnH(反应物)其中，ΔH表示焓变，ΣnH(生成物)表示生成物的摩尔焓总和，ΣnH(反应物)表示反应物的摩尔焓总和，n表示物质的摩尔数，H表示物质的摩尔焓。
三、熵变与焓变的关系熵变与焓变之间存在着一定的关系，即吉布斯自由能（G）的关系式：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG表示吉布斯自由能的变化，ΔH表示焓变，ΔS表示熵变，T表示温度。
根据上述关系式，可以得知当ΔG小于零时，反应是自发进行的；当ΔG大于零时，反应是不自发的；当ΔG等于零时，反应处于平衡状态。
四、熵变与焓变的应用熵变与焓变的概念和计算方法能够帮助我们理解和预测化学反应的方向性和热力学性质的变化。
在实际应用中，我们可以利用熵变和焓变的数值来判断反应的进行方向以及预测反应的热力学特性。
1. 方向性预测：当反应物的熵变与焓变之和（TΔS + ΔH）为负时，反应是自发进行的；当反应物的熵变与焓变之和为正时，反应是不自发的。
化学反应的热力学参数
化学反应的热力学参数热力学是研究能量变化和转化的物理学分支，而化学反应的热力学参数则是描述反应的能量特征和行为的重要指标。
本文将围绕化学反应的热力学参数展开讨论，探究其含义、计算方法以及对反应过程的影响。
一、热力学参数的含义化学反应涉及物质的能量转化和物质结构的变化。
热力学参数是用于描述反应过程能量状态和稳定性的物理量。
其中最常用的参数包括焓变（ΔH）、熵变（ΔS）和自由能变（ΔG）。
焓变（ΔH）表示反应过程中吸热（ΔH>0）或放热（ΔH<0）的情况，即系统与周围环境之间的能量交换。
焓变为正值时，反应吸收能量；焓变为负值时，反应放出能量。
熵变（ΔS）是反应过程中体系内部的混乱度变化。
熵是物质无序程度的度量，熵变体现了反应过程中物质结构的变化。
当物质的有序性增加，熵变为负值；当物质的有序性减少，熵变为正值。
自由能变（ΔG）是描述反应驱动力的参数，它判断反应的可逆性和方向。
自由能变为负值时，反应是可逆的；自由能变为正值时，反应是不可逆的。
自由能变为零时，反应达到平衡。
二、热力学参数的计算方法热力学参数的计算需要借助热力学公式和实验数据。
以焓变为例，焓变的计算公式为：ΔH = ∑(H生成物 - H反应物)其中ΔH表示焓变，H表示反应物和生成物的焓值。
焓值可以通过测量反应物和生成物在标准状态下的热量变化得到。
熵变和自由能变的计算也需要根据各自的计算公式，其中熵变的计算需要考虑温度对熵的影响。
自由能变的计算通常会结合焓变和熵变，使用以下公式：ΔG = ΔH - TΔS其中ΔG表示自由能变，T表示系统的温度。
三、热力学参数对反应过程的影响热力学参数反映了反应过程中能量的流动和转化，对反应速率、平衡态和可逆性等方面有重要影响。
1. 反应速率：焓变和熵变共同影响反应速率。
一般来说，反应焓变越大，反应速率越快；反应熵变越大，反应速率也越快。
焓变和熵变对反应速率的影响可以通过活化能来解释，其中焓变决定反应的初速度，熵变决定反应的传递过程。
化学反应的焓变
吸热反应
观察下列示意图：
H H H H
436 kJ/mol Cl Cl 243kJ/mol
+
Cl
+
ClH ClFra bibliotekH Cl
431 kJ/mol
你能计算出该反应过程中能量的变化为多少吗？
化学反应中，化学键的断裂和形成是反应过程中有能
量变化的本质原因。 △H = E反总键能 － E生总键能
4、已知：
化学键 键能/ kJ· mol1 Si—Cl 360 H—H 436 H—Cl 431 Si—Si 176
放 热 反 应
生成物的总能量低 放热反应： E反总能量>E生总能量 吸热反应: E生总能量>E反总能量 Q>0 Q<0
吸 热 反 应
反应物的总能量低 △H<0 △H>0
△H=E生总能量—E反总能量
常见的放热反应：所有的燃烧反应 所有的中和反应
活泼金属与水、酸的反应
多数的化合反应
铝热反应
常见的吸热反应: 铵盐与碱反应 加热条件下C、H2、CO等反应 所有的电离过程 所有的水解反应
一：反应热 焓变
化学反应的反应热： 化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同 温度时，所吸收或放出的热量 符号：△ Q 反应的焓变： 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 符号：△H 放热反应为“—”，吸热反应为“+”
单位：kJ.mol-1
kJ/mol
反应物的总能量高
生成物的总能量高
C. H2（g）＋1/2O2（g）＝H2O（g）；ΔH＝＋242kJ· mol－1 D. 2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（g）； ΔH＝＋484kJ· mol－1
化学能量化学反应焓变的计算
化学能量化学反应焓变的计算在化学中，能量是一个重要的概念。
能量的变化在化学反应中起着至关重要的作用，其中最常用的计量方式是焓变。
本文将介绍化学反应焓变的计算方法。
一、热化学基本概念在讨论焓变之前，首先需要了解一些热化学基本概念：1.焓（enthalpy）是一种能量的形式，表示系统的总能量。
2.焓变（enthalpy change）指的是化学反应前后焓的差值，表示反应过程释放或吸收的能量。
3.反应热（heat of reaction）是指在恒压条件下，系统由反应物变为生成物时释放或吸收的热量。
反应热等于焓变。
二、焓变的计算方法焓变的计算可以通过以下两种方法进行。
1.利用反应热的实验测定结果反应热可以通过实验测定来获得。
实验中，常用的设备是热量计。
通过测量反应物和生成物在反应过程中释放或吸收的热量，我们可以得到反应热的实验值。
反应热的正负表示反应是放热（负值）还是吸热（正值）。
例如，我们可以利用实验测定到的反应热值来计算焦炭与氧气反应生成一氧化碳的焓变。
实验结果表明，该反应的反应热为-41.2 kJ/mol。
因此，焦炭与氧气反应生成一氧化碳的焓变为-41.2 kJ/mol。
2.利用热化学定律和热化学数据当实验测定结果不可获得或不准确时，我们可以利用热化学定律和热化学数据进行焓变的预测和计算。
常用的热化学定律有：1）恩塔尔比（Hess's Law）：如果一系列反应的初末状态相同，则这些反应的焓变可以代数相加。
2）吉布斯—亥姆霍兹方程（Gibbs-Helmholtz Equation）：利用吉布斯自由能与焓、熵的关系，可计算系统的焓变。
3）柯普-朗格弗方程（Clausius-Clapeyron Equation）：适用于涉及相变的焓变计算。
此外，我们还需要利用热化学数据，如标准生成焓（Standard Enthalpy of Formation）、标准燃烧焓（Standard Enthalpy of Combustion）等。
化学反应中的焓变和能量变化
化学反应中的焓变和能量变化化学反应是物质之间发生的变化过程，其中伴随着焓变和能量变化。
焓变是指化学反应中发生的能量变化，它可以使系统释放或吸收能量。
本文将深入探讨化学反应中的焓变和能量变化。
1. 焓变的定义及计算方法焓变（ΔH）可以理解为热变化，是指在等温条件下，系统在化学反应中吸热或放热的量。
焓变可以通过测量反应前后物质的热容和温度变化来计算，计算公式如下：ΔH = ∑(n_i*H_i)其中，ΔH为焓变，n为反应物或生成物的摩尔数，H为摩尔焓。
2. 焓变的正负及其含义焓变的正负表明了化学反应释放热量还是吸收热量。
当焓变为正值时，表示反应吸热，即从周围环境中吸收热量；当焓变为负值时，表示反应放热，即向周围环境释放热量。
3. 焓变和反应热的关系焓变与反应热之间存在着一定的关系。
反应热是指摩尔焓变，表示单位摩尔反应物完全参与反应时放出或吸收的热量。
反应热与化学方程式中的摩尔系数有关，可以通过实验测量得到。
4. 焓变和能量变化的关系焓变是化学反应中的能量变化方式之一，化学反应的焓变可以分为两部分：化学焓变和物理焓变。
化学焓变是指化学反应发生时，分子之间的键能发生变化，从而产生能量变化。
物理焓变是指由于温度或压力的变化导致的热量变化。
5. 焓变与律动性原理的应用焓变的概念与热力学中的律动性原理密切相关。
律动性原理认为，一个断裂的分子键在合成时需要吸收一定量的能量，而在分解时则放出一定量的能量。
利用焓变和律动性原理，可以推断化学反应的倾向性和方向性。
6. 焓变与化学反应速率的关系化学反应速率受到焓变的影响。
一般来说，焓变越大，反应速率越快。
这是因为焓变较大的反应需要较少的能量激活，因此反应速率较快。
7. 焓变与燃烧反应的关系焓变在燃烧反应中起着重要的作用。
燃烧反应是一种放热反应，因此焓变为负值。
燃烧反应中的焓变可以用来计算可燃物质的热值，即燃烧单位质量可得到的能量。
综上所述，焓变是化学反应中的重要概念，用于描述系统吸热或放热的能力。
化学反应中的热力学参数计算
化学反应中的热力学参数计算热力学是研究能量转化与能量转移规律的科学，对于化学反应来说，热力学参数的计算对于了解反应的特性和驱动力至关重要。
本文将介绍化学反应中的热力学参数计算方法。
1. 反应焓变（ΔH）的计算方法反应焓变表示在常压下，反应物转变为生成物时放出或吸收的热量。
它可以通过实验测得或根据热力学数据进行计算。
常用的计算方法包括：- 根据生成物和反应物的燃烧热进行计算，应用了常见化合物的燃烧热数据；- 根据反应物和生成物的标准生成焓计算，通过查找热力学数据手册或在线数据库来获取；- 利用反应热量计进行实验测定。
2. 反应熵变（ΔS）的计算方法反应熵变表示反应发生时系统熵的变化。
熵是描述系统无序程度的物理量，反应熵变可以通过以下方法进行计算：- 利用标准熵数据，通过查找热力学数据手册或在线数据库来获取；- 根据化学式计算，使用统计力学等方法来估算。
3. 反应自由能变（ΔG）的计算方法反应自由能变表示在常温常压下反应物转变为生成物时产生的自由能变化。
它可以通过反应焓变和反应熵变来计算，常用的计算方法有：- 利用ΔG = ΔH - TΔS 进行计算，其中T为反应的温度；- 利用反应平衡常数（K）进行计算，通过ΔG = -RTlnK 计算ΔG。
4. 反应平衡温度（T0）的计算方法反应平衡温度表示在该温度下反应物与生成物达到平衡状态的温度。
它可以通过反应平衡常数（K）和反应焓变（ΔH）来计算，常用的计算方法有：- 利用反应焓变和反应熵变计算ΔG，并通过ΔG = -RTlnK 得到T0。
5. 反应速率常数（k）的计算方法反应速率常数表示反应在单位时间内发生的速率，它可以通过温度和活化能（Ea）来计算，常用的计算方法有：- 利用阿伦尼乌斯方程（Arrhenius equation）计算k，k = Aexp(-Ea/RT)，其中A为指前因子，R为气体常数。
总结：热力学参数在化学反应中具有重要的意义，可以帮助我们理解反应的热力学特性和驱动力。
化学反应的焓变
第二课时化学反应的焓变【自学提纲】二、化学反应的焓变（一）焓与焓变1、焓（H ）：【注意】① 焓是一个物理量；②焓是物质固有的性质，与密度相似2、焓变（△H ）：（1）单位：（2）表达式：△H>0 或“+” 反应（3）△H △H<0 或“—” 反应从能量角度分析焓变与吸热反应、放热反应的关系：吸热反应：△H>0，即产物的焓（产物具有的总能量） 反应物的焓(反应物具有的总能量 )，当由反应物生成产物时，需 能量。
放热反应：△H<0，即产物的焓（产物具有的总能量） 反应物的焓(反应物具有的总能量 )，当由反应物生成产物时，需 能量。
（4）对于等压条件下的化学反应，若只存在化学能与热能之间的相互转化，则该反应的反应热 焓变，表示为： （Q p 为等压反应热）反应焓变示意图（二）热化学方程式1、定义：2、含义：【举例】H 2(g)+12O 2(g)=H 2O(l) △H (298K)= -285.8kJ•mol —1的意义：【交流与讨论】1、 △H 的单位中 mol —1的含义是什么？2、 观察下面三个热化学方程式：①H 2(g)+12O 2(g)=H 2O(g) △H (298K)=—241.8kJ•mol —1② H 2(g)+12O 2(g)=H 2O(l) △H (298K)=—285.8kJ•mol —1③ 2H 2(g)+O 2(g)=2H 2O(l) △H (298K)=—571.6kJ•mol —1试回答： 为什么① 中的△H 的值要比②中的 △H 值要大？③中的△H 的值为什么是②中的 △H 值的2倍？3、 298K ，101kPa 时，合成氨反应的热化学方程式N 2(g)+3H 2(g)=2NH 3(g)焓△H= -92.38kJ/mol。
在该温度下，取1 mol N2(g)和3 mol H2(g)放在一密闭容器中，在催化剂存在进行反应，测得反应放出的热量总是少于92.38kJ，其原因是什么。
化学反应的热力学参数
化学反应的热力学参数热力学是研究能量转化和能量传递规律的学科，而化学反应的热力学参数描述了化学反应的能量变化情况。
本文将介绍化学反应的热力学参数，并分析其在化学反应中的重要性。
一、反应焓变（ΔH）反应焓变（ΔH）是指化学反应过程中发生的能量变化。
当反应发生时，如果反应物的焓（enthalpy）高于生成物的焓，反应则释放出热能，反之则吸收热能。
反应焓变越大，反应释放或吸收的热能越多。
通过测量反应前后的物质体系中的能量变化，可以确定反应焓变的值。
反应焓变的单位通常用焦耳（J）或千焦（kJ）表示。
二、反应熵变（ΔS）反应熵变（ΔS）描述了化学反应中物质分子在有序到无序转变过程中的变化。
熵可以理解为系统的无序程度，反应熵变正值表示反应过程中系统的无序程度增加，反之则减小。
反应熵变的计算需要考虑参与反应的各个物质的摩尔数和各自的熵变值。
常见的单位是焦耳每摩尔·开尔文（J/(mol·K)）。
三、反应自由能变化（ΔG）反应自由能变化（ΔG）是化学反应的驱动力，它描述了反应在特定条件下发生的愿望强度。
根据反应自由能变化的大小，反应可以分为两类：自发反应和非自发反应。
当ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统趋于稳定状态；当ΔG大于零时，反应是非自发进行的，需要提供外界能量以促使反应发生。
ΔG等于零时，反应处于平衡状态。
反应自由能变化的计算涉及到反应焓变和反应熵变，用以下关系式描述：ΔG = ΔH - TΔS，其中T为反应发生的温度，单位为开尔文（K）。
四、反应平衡常数（K）反应平衡常数（K）是描述化学反应平衡程度的参数。
在给定温度下，反应物和生成物的浓度比例与平衡常数相关。
平衡常数越大，反应向生成物方向偏移；平衡常数越小，反应向反应物方向偏移。
平衡常数的表达式为：K = [生成物]的浓度之积 / [反应物]的浓度之积，方括号内表示物质的浓度。
在化学工程和工业生产中，根据反应平衡常数可以控制反应条件，以实现所需的产物选择和产率。
化学反应的焓变,是反应的热效应。
化学反应的焓变是指在恒压条件下，化学反应中吸收或释放的热量变化。
焓变可以通过实验测定或计算得出。
它是描述化学反应热效应的重要物理量，对于研究和应用化学反应过程具有重要意义。
一、焓变的定义焓变是指在化学反应中，反应物转化为生成物的过程中吸收或释放的热量变化。
焓变通常用ΔH表示，正值表示反应吸热，负值表示反应放热。
在恒压条件下，焓变等于反应物和生成物的焓差。
二、焓变的测定方法1. 热量计法：通过量热器测量反应过程中释放或吸收的热量变化。
2. 基于温度变化的方法：根据温度变化来计算焓变，常见的方法有燃烧法和溶解法。
三、焓变的计算公式1. 在常压条件下，焓变ΔH可以表示为反应物和生成物的焓之差：ΔH = H(生成物) - H(反应物)2. 对于化学反应中的反应物和生成物之间存在定比关系时，可以利用反应物和生成物的物质的量的关系来计算焓变：ΔH = nΔH（反应物）- mΔH（生成物）四、焓变与化学反应动力学的关系焓变可以影响化学反应的速率和平衡状态。
在吸热反应中，温度升高可以提高反应速率；而在放热反应中，温度升高则会降低反应速率。
焓变还可以影响化学反应的平衡位置，Le Chatelier原理指出，在给定条件下，如果对一个系统施加了一个影响平衡位置的扰动，系统将通过改变反应方向以抵消扰动。
五、焓变在工业生产中的应用焓变在工业生产中有着重要的应用，例如在化学反应工程中，通过控制焓变可以调节反应温度、催化剂选择、反应物浓度和压力等因素，以提高反应的效率和产率。
焓变对于燃料燃烧、化学能转化和热动力工程等领域也有着重要的应用价值。
六、总结焓变作为描述化学反应热效应的重要物理量，对于研究和应用化学反应过程具有重要意义。
通过实验测定和计算，可以准确地获取化学反应的焓变值，并进一步应用于工业生产和科学研究中。
深入理解和掌握焓变的基本概念和相关计算方法，有助于加深对化学反应热效应的认识，促进化学反应工程的发展和应用。
焓变在化学领域中有着广泛的应用，它不仅可以用于评估化学反应的热效应，还可以帮助我们理解和控制化学反应过程中的热力学特性。
化学反应热和焓变
化学反应中能量的变化第一讲反应热与焓变一、放热反应、吸热反应和反应热1.放热反应：具有的总能量大于的总能量时，反应释放能量，ΔH 0(填“>”或“<”)。
2.吸热反应：具有的总能量小于的总能量时，反应吸收能量，ΔH 0(填“>”或“<”)。
二、化学反应的焓变1.焓（H）用于描述物质具有的能量的物理量。
2.焓变（ΔH）始、终状态焓的变化表示为ΔH=H（反应产物）-H（反应物）3.反应热的含义：化学反应过程中所释放或吸收的能量，在恒压条件下，它等于反应前后物质的焓变，符号是ΔH，单位是kJ/mol；反应热随反应物的物质的量变化而变化，反应热随反应前后物质的聚集状态变化而变化，一个“可逆的”化学反应，它的正反应和逆反应的焓变（ΔH）大小相等符号相反。
4..化学反应热的计算ΔH=E（生成物的总能量）—E（反应物的总能量）ΔH=E（反应物的键能总和）—E（生成物的键能总和）例题：1. (07年全国II理综)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；下列叙述正确的是（ C ）A．氢气和氯气反应生成氯化氢气体的热化学方程式是 H2(g)＋Cl2(g) = 2HCl(g)B．氢气和氯气反应生成2 mol氯化氢气体，反应的∆H = 183 kJ/molC．氢气和氯气反应生成2 mol氯化氢气体，反应的∆H =－183 kJ/molD．氢气和氯气反应生成1 mol氯化氢气体，反应的∆H =－183 kJ/mol解析：ΔH=E（反应物的键能总和）—E（生成物的键能总和）=436 kJ/mol+243 kJ/mol－2×431 kJ/mol= －183 kJ/mol变式练习1.（2011重庆） SF6是一种优良的绝缘气体，分子结构中只存在S-F键。
化学反应的焓变汇总
⑶实验原理
Q = cmΔt
t1 t2
=Qmc=：4:：C.1中反×8反J和应/（应(g反混·m混℃应合酸)合×+放液液（m出的t碱 5的10的）比g质+t热×热2量50量（容g。）。t。3×－比（热t3－容2(t单1 2位)t 2质)量℃
=的4物18质×升（高t3－1℃所需2 吸收) J的热量)
三、热化学方程式
1.定义：表明反应放出或吸收的热量的化学方程式叫 热化学方程式。
如：C(s)+O2(g)==CO2(g) △H=－393.6kJ •mol－1
2.表示意义： 1molC与1mol O2完全反应，生成1molCO2气
体，放出393.6kJ热量
3.书写注意事项：
(1)注明温度压强,绝大多数298k,101.3kPa 可不注明 (2)注明聚集状态（s , l , g , aq）,不标“↑”或“↓” (3)化学计量数不表示分子个数,只表示物质的量,可为整 数或者简单分数 (4)△H的符号、单位、数值
[P4问题解决]写出下列反应的热化学方程式：
1、N2 (g)与H2 (g)反应生成1molNH3 (g) ，放出46.1KJ热量。
½ N2（g）＋3/2 H2（g）＝NH3（ g ） ΔH＝－46.1kJ·mol－1
2、1molC2H5OH (l)完全 燃烧生成CO2 (g) 和H2O (l) ，放 出1366.8KJ热量。
能否用环形铜丝搅拌棒？
①用量筒最取50 mL 0.50 mol/L盐酸，倒入简易量 热计中，测量并记录盐酸的温度（t1）。 然后把温度计上的
②用另一量筒量取50 mL 0.50 mol/L NaOH溶液， 并测量并记录NaOH溶液的温度（t2）。
(2)N2H4（g）＋O2（g）＝N2（g）+ 2H2O（g） ΔH＝-534.4kJ·mol－1
化学反应的焓变
化学反应的焓变化学反应是物质转化过程中的重要环节，而焓变则是描述反应过程中能量变化的物理量。
焓变可以理解为反应物与生成物之间的能量差异，是研究化学反应动力学和热力学的重要参数之一。
本文将从不同的角度探讨化学反应的焓变。
一、焓变的定义和计算方法焓变是指化学反应过程中反应物和生成物之间的能量变化。
焓变可分为吸热反应和放热反应两种。
吸热反应是指化学反应过程中吸收热量，使得反应物的焓增加；放热反应则是指化学反应过程中放出热量，导致反应物的焓减少。
焓变的计算可以通过测量反应前后系统的热量变化来实现。
常用的测量方法有燃烧法和恒温法。
燃烧法是将反应物完全燃烧，并将释放出的热量传给测量设备，从而计算出焓变；恒温法则是将反应物与某个热容量已知的溶液混合，通过测量混合后溶液的温度变化来计算焓变。
二、焓变与化学反应速率的关系焓变对化学反应速率有着重要影响。
一般来说，焓变越大，反应速率越慢。
这是因为焓变的大小直接影响反应物与生成物之间的能量差异，能量差异越大，反应需要克服的能垒就越高，反应速率就越慢。
然而，焓变并不是唯一影响反应速率的因素。
其他因素如反应物浓度、温度、催化剂等也会对反应速率产生影响。
在实际应用中，我们需要综合考虑这些因素，以达到控制反应速率的目的。
三、焓变与化学平衡的关系焓变也与化学反应的平衡有着密切关系。
在化学反应的平衡状态下，反应物与生成物的浓度达到一定的平衡比例，并且焓变为零。
当焓变为正时，反应是吸热反应，反应物的焓较大，生成物的焓较小。
在一定条件下，吸热反应会逐渐达到平衡状态。
当焓变为负时，反应是放热反应，反应物的焓较小，生成物的焓较大。
同样，在一定条件下，放热反应也会达到平衡状态。
四、应用领域和意义焓变在许多领域有着重要的应用和意义。
首先，焓变可以帮助我们理解和控制化学反应过程。
通过研究焓变，我们可以了解反应物与生成物之间的能量差异，从而预测和调控反应的进行。
焓变还与热力学相关。
热力学研究的是能量在物质转化过程中的变化规律，而焓变则是描述化学反应中能量变化的重要指标。
化学反应焓变
化学反应焓变化学反应焓变是描述化学反应过程中能量变化的一个重要指标。
在化学反应中，物质的化学键被断裂或形成，原子和分子之间的相互作用发生改变，从而导致整个体系的能量发生变化。
通过测量反应前后系统的能量差，就可以得到化学反应焓变。
化学反应焓变包括两种类型：吸热反应和放热反应。
吸热反应是指反应过程中吸收了外部热量，并且反应前的能量较低；放热反应是指反应过程中释放了热量，并且反应前的能量较高。
吸热反应的焓变值为正，放热反应的焓变值为负。
化学反应焓变可以通过实验测量方法得到。
一种常见的实验测量方法是燃烧反应。
例如，对于烃类化合物的燃烧反应，可以将其在氧气中燃烧，同时测量燃烧产生的热量。
通过测量实验反应热量和计算计量反应热量的差值，就可以得到反应的焓变。
化学反应焓变的值与反应的物质的量有关。
一般来说，化学反应焓变的值是针对1摩尔反应物或产物的。
如果反应物和产物的物质量不是1摩尔，可以通过化学计算方法将实际量转化为1摩尔量。
此外，化学反应焓变还与反应条件（如温度和压力）相关。
在实际应用中，常常需要考虑这些因素的影响。
化学反应焓变对于化学反应的理解和应用具有重要作用。
通过测量和计算反应焓变，可以了解反应系统的能量变化和反应热力学性质。
这对于研究新的反应途径和优化化学合成过程非常有价值。
此外，反应焓变还可以用来推断反应是否可逆、反应速率的大小以及反应动力学等。
化学反应焓变具有以下性质：1. 反应焓变是一个状态函数，与反应的路径无关。
这意味着无论反应是经过一步、多步还是逆反应，反应焓变都是相同的。
2. 反应焓变是可加性的。
对于化学反应的总焓变等于各个步骤反应焓变的代数和。
这使得我们可以通过组合不同的反应来得到复杂反应的焓变。
最后，化学反应焓变不仅在化学领域具有重要意义，还在其他领域具有广泛应用。
例如，在能源领域，化学反应焓变的测量可以帮助评估不同能源资源的热效率和燃烧性质；在环境科学中，化学反应焓变的计算可以用于评估化学污染物的毒性和环境行为。
化学焓变熵变公式
化学焓变熵变公式焓变熵变判断自发进行公式：△G=△H-T△S ，焓变即物体焓的变化量。
焓是物体的一个热力学能状态函数，即热函：一个系统中的热力作用，等于该系统内能加上其体积与外界作用于该系统的压强的乘积的总和。
对于化学反应而言，若反应物和产物都处于标准状态下，则反应过程的熵变，即为该反应的标准熵变。
当反应进度为单位反应进度时，反应的标准熵变为该反应的标准摩尔熵变，熵：体系混乱度（或无序度）的量度。
S表示熵。
也表示黑洞中不可用热量与其温度的比值。
拓展资料：1.化学反应的焓变化学反应中的焓变，就是系统的终态（产物）与始态（反应物）之间的能量差，用H表示。
在研究自然界的自发过程中，人们发现这些过程往往都是朝着能量降低的方向进行。
所以，人们认为：反应的焓变为负值（H＜0）时，系统的能量降低，反应可以自发进行。
事实上，在198.5K、标准状态下许多放热反应（H＜0）都可以自发进行。
但是有些吸热反应（H＞0）在此条件下也能自发进行。
所以说，用焓变判定反应自发进行的方向是有局限性的。
因为在给定条件下，一个反应自发进行的推动力，除了焓变，还受系统混乱度的增加和反应温度的影响。
2.化学反应过程的熵变（1）熵在自然界中，发生的自发过程一般都朝着混乱度增大的方向进行。
在热力学中，用一个新的状态函数熵表示系统的混乱度，符号为S。
系统中存在的微观状态数越多，混乱度越大，熵也就越大。
同种物质一般是固态的熵值最小，液态的次之，气态的最大。
随着温度的升高，熵值逐渐增大。
（2）热力学第三定律在0K时，一个纯物质的完美晶体，其组分粒子（分子、原子或离子）都处于完全有序的排列状态，混乱度最小，熵值最小（S=0），这就是热力学第三定律。
它的另一种说法：在绝对零度时，完整晶体的纯物质，其熵值规定为零。
（3）熵变熵与焓一样是系统的状态函数，所以化学反应的熵变只取决于反应系统的始态（反应物）与终态（产物），与系统状态变化的途径无关。
其计算方法如下：（4）熵增原理隔离系统的总熵变是反应自发性的判断依据，凡总熵变大于零的过程必定自发，或者说总熵增的过程必定是自发的，这就是熵增原理。
化学反应的焓变
化学反应的焓变化学反应的焓变是描述化学反应过程中能量的变化的物理量。
焓变可以是正值、负值或零，分别代表着反应释放能量、吸收能量或能量不变。
本文将介绍焓变的概念、计算方法以及它在化学反应中的应用。
一、焓变的概念焓变是指在化学反应中，反应物转变为生成物时伴随的能量变化。
焓变可以用ΔH表示，其中Δ表示变化，H表示焓。
焓是热力学中的一个重要概念，它是系统的内能和对外界做功的和。
二、焓变的计算方法焓变可以通过实验测量得到，也可以通过热力学计算得到。
实验测量焓变需要进行热量的测量，常用的方法有量热法和燃烧热法。
热量的测量通常通过测量温度变化或者燃烧的热量来实现。
热力学计算焓变需要用到反应的热力学数据，包括反应物和生成物的摩尔焓、摩尔生成焓以及反应的摩尔数。
根据热力学定律，焓变等于生成物的摩尔焓之和减去反应物的摩尔焓之和，乘以反应的摩尔数的系数。
三、焓变在化学反应中的应用焓变是化学反应中能量变化的重要指标。
它不仅可以用来判断反应是放热反应还是吸热反应，还可以用来计算反应的放热量或吸热量。
焓变的正负可以告诉我们反应的方向，正值表示放热反应，负值表示吸热反应。
焓变还可以用来推测反应的速率。
根据活化能理论，焓变越大，反应的速率越快。
这是因为焓变越大，反应物越容易转变为生成物，活化能越低，反应速率越快。
焓变还可以用来推导化学反应的平衡常数。
根据吉布斯自由能的定义，焓变和熵变可以用来计算反应的吉布斯自由能变化，从而得到反应的平衡常数。
根据平衡常数的大小，可以判断反应的趋势和平衡位置。
四、结语化学反应的焓变是描述化学反应过程中能量变化的重要物理量。
它可以通过实验测量或者热力学计算得到。
焓变在化学反应中有着重要的应用，可以用来判断反应的方向、速率和平衡常数。
掌握焓变的概念和计算方法对于理解化学反应过程和研究化学反应机理具有重要意义。
化学反应中的焓变
化学反应中的焓变化学反应是物质之间转化的过程，而焓变则是描述化学反应过程中能量变化的物理量。
焓变用于衡量反应能量的吸放热情况，通常以ΔH 表示。
在本文中，我们将探讨化学反应中的焓变及其在热力学中的重要性。
一、焓变的概念焓（enthalpy）是描述物质内能和压力之间关系的物理量。
焓定义为系统的内能加上系统的体积乘以压强，即 H = U + PV。
焓变（enthalpy change）指的是化学反应过程中系统焓的变化量。
焓变可以是正值，表示反应吸热；也可以是负值，表示反应放热。
当焓变为正时，系统从外界吸收热量，反应过程为吸热反应；当焓变为负时，系统向外界释放热量，反应过程为放热反应。
二、焓变的计算方法焓变的计算需要利用热力学数据，包括反应物和生成物的摩尔焓（molar enthalpy）、标准焓变等。
常用的计算方法有以下几种：1. 利用化学平衡方程式通过平衡方程式可以确定化学反应物质的摩尔比，进而计算反应物和生成物的摩尔焓变。
例如，在以下平衡方程式中：aA + bB → cC + dD假设反应物 A 和 B 的摩尔焓分别为ΔH1 和ΔH2，生成物 C 和 D 的摩尔焓分别为ΔH3 和ΔH4，则反应的焓变ΔH 可以通过以下公式计算：ΔH = (cΔH3 + dΔH4) - (aΔH1 + bΔH2)2. 利用热化学方程式热化学方程式指的是已知反应焓变的化学方程式。
通过已知的热化学方程式，可以直接得到相应反应的焓变。
3. 利用标准焓变标准焓变是指物质在标准状态下，即温度为298K、压强为1 atm时的焓变。
通过比较反应物和生成物的标准焓变，可以计算得到反应的焓变。
三、焓变与反应的能量关系焓变可以反映化学反应的能量转化情况，与反应的能量变化密切相关。
根据热力学第一定律，自然界中能量守恒，即能量不会凭空消失或产生。
因此，在化学反应中，吸热反应与放热反应之间的能量转换可以通过焓变来描述。
焓变的正负值与反应的放热吸热性质密切相关。
焓变什么条件下进行的化学反应
焓变什么条件下进行的化学反应随着化学研究的深入，人们对于化学反应的机理和条件也有了更深入的理解。
其中，焓变是一个重要的概念，它描述了化学反应过程中能量的变化情况。
本文将以焓变为切入点，探讨化学反应在不同条件下的进行情况。
一、焓变的概念焓变（ΔH）是指化学反应过程中吸热或放热的能量变化。
当一个化学反应发生时，反应物的化学键被打破，形成新的化学键，从而使得反应体系的能量发生变化。
焓变可以为正数，表示吸热反应；也可以为负数，表示放热反应。
二、焓变与反应条件的关系1. 温度温度是影响化学反应进行的重要条件之一。
通常情况下，温度升高会加快反应速率，使得反应更容易发生。
而焓变与温度之间也存在一定的关系。
在吸热反应中，温度升高会增加吸热反应的程度，使得焓变变得更大。
而在放热反应中，温度升高会使放热反应的程度减小，使得焓变变得更小。
2. 反应物浓度反应物浓度是影响化学反应进行的另一个重要条件。
一般来说，反应物浓度越高，反应速率越快，反应更容易发生。
而焓变与反应物浓度之间存在一定的关系。
在吸热反应中，反应物浓度越高，吸热反应的程度越大，焓变也越大。
而在放热反应中，反应物浓度越高，放热反应的程度越小，焓变也越小。
3. 压力压力是气体反应中一个重要的因素。
增加压力可以增加气体分子之间的碰撞频率，从而加快反应速率。
与焓变的关系上，压力对焓变的影响较小，主要是因为焓变与气体的体积变化有关。
在焓变中，气体的体积变化较小，因此压力对焓变的影响也相对较小。
4. 催化剂催化剂是一种可以加速化学反应速率的物质。
催化剂通过降低反应的活化能，使反应更容易发生。
而焓变与催化剂之间的关系主要体现在反应速率的变化上，而不是焓变本身的变化。
催化剂可以加速吸热反应和放热反应的进行，但对焓变的大小没有直接的影响。
三、实例分析1. 燃烧反应燃烧反应是一种放热反应，焓变为负数。
在常温下，燃烧反应需要外界的能量输入才能开始，但一旦开始，反应会放出大量的热能。
化学反应的焓变汇总
化学反应的焓变汇总化学反应焓变是指化学反应发生时系统的焓变化量，表示为ΔH。
焓变可以是正值，表示反应吸热，也可以是负值，表示反应放热。
在化学反应中，焓变是一个重要的热力学参量，对于了解反应的热效果和热平衡有着重要的意义。
下面我们将对几种常见的化学反应焓变进行汇总介绍。
1.燃烧反应焓变：燃烧反应是一种放热反应，将燃料与氧气反应生成二氧化碳和水。
常见的燃烧反应焓变如下：烷烃燃烧：CnH2n+2+(3n+1/2)O2->nCO2+(n+1)H2O烷烃燃烧的焓变一般可通过热值测定实验获得。
2.反应热焓变：反应热焓变是指反应物经反应转化为生成物时，系统的热焓变化。
一般情况下，反应焓变可以通过一定的实验方法测量得到。
示例反应热焓变如下：反硝化反应：2NO+O2->2NO2该反应焓变由实验测量确定为ΔH = -114.1 kJ/mol。
3.溶解反应焓变：溶解反应焓变是指溶质在溶剂中的溶解过程中，系统的焓变化。
根据溶解过程是否吸热或放热，溶解反应焓变可分为吸热反应和放热反应。
示例溶解反应焓变如下：氯化钠的溶解反应：NaCl(s) -> Na+(aq) + Cl-(aq)该反应是放热反应，焓变（溶解热）约为-3.9 kJ/mol。
4.中和反应焓变：中和反应焓变是指酸溶液与碱溶液反应生成盐和水时，系统的焓变化。
示例中和反应焓变如下：硫酸和氢氧化钠中和反应：H2SO4(aq) + 2NaOH(aq) -> Na2SO4(aq)+ 2H2O(l)该反应是放热反应，焓变约为-357 kJ/mol。
5.发酵反应焓变：发酵反应是一种有机物质在无氧条件下由微生物作用产生能量。
发酵反应焓变通常是放热反应，但由于反应中产生的热量通过周围环境散失，导致反应过程温度不升高。
示例发酵反应焓变如下：葡萄糖发酵反应：C6H12O6(aq) -> 2C2H5OH(aq) + 2CO2(g)该反应是放热反应，焓变约为-2770 kJ/mol。
化学反应中的焓变
4、H2 + F2 = 2HF H2 + Cl2 = 2HCl 预测当生成2 mol HF和2 mol HCl时，哪个反应放出的热量多？
若干化学键的键能（ kJ/mol，25 ℃ ）
作业： 1、重难点手册 P3-5知识点记忆， 做例题5-8，并根据解析提出自己 的疑问一个。 2、重难点手册P5-6A卷完成，抽 查。 3、书本课后P11-12第1-4题（上交）
3 、化学反应可视为旧键断裂和新键形成的过程。化学 键的键能是形成（或拆开）1mol化学键时释放（或吸收） 出的能量。已知白磷和 P4O6 的分子结构如图所示，现提 供以下化学键的键能（kJ· mol1）：P—P：198 P—O： 360 O=O：498则反应 P4（g,白磷）+3O2(g)= P4O6(g) 的焓变△H为 （ A ）
.
3、常见的放热反应和吸热反应
放热反应
所有的燃烧反应
所有的中和反应 活泼金属与酸的反应 大多数化合反应：
吸热反应
以C、CO、H2为还原 剂的氧化还原反应
Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl 大多数分解反应:如
如生石灰溶于水
铝热反应
CaCO3高温分解
【问题探究】 （1）为什么化学反应中总会伴随能量变化？ ☆宏观： 能量守恒作用
2．书写要点： ” + 代表吸热， - 代表 ①要注明ΔH的“单位”和“+” “-， 放热，注意- 不能省略，无论热化学方程式中化学计量 数为多少，△H的单位总是KJ/mol ，但△H的数值 与反应式中的系数成比例 ②要注明反应物和生成物的 聚集状态，如 s 、 l 、 g ， 因为状态 不同所具有的 能量 也不同，同种物质不同 状态所具有的能量大小关系为 E(g)>E(l)>E(s) 。 若在溶液中的反应，溶液中的溶质用 aq 表示
化学反应的能量变化与焓变
化学反应的能量变化与焓变化学反应是物质转化的过程，伴随着能量的变化。
在化学反应中，能量变化的重要指标是焓变，也称为反应焓。
1. 能量变化的概念能量是物质存在的基本属性之一，化学反应中的能量变化可以分为吸热反应和放热反应。
吸热反应是指在反应过程中从外界吸收热量，系统的能量增加；而放热反应则是指反应过程中释放热量，系统的能量减少。
能量变化可通过温度变化、热效应或者反应物与产物之间的能量差来判断。
根据热力学第一定律，能量不会凭空产生或消失，只会在物质转化过程中相互转化。
2. 焓变的概念焓变是反应过程中系统焓的变化，用ΔH表示。
焓是热力学中描述系统的状态函数，与物质的化学组成、温度、压力等相关。
焓变可以通过实验测量来确定，也可以根据反应物与产物的标准生成焓进行计算。
焓变为正表示吸热反应，为负表示放热反应。
3. 焓变的计算焓变的计算通常可以通过以下几种方法进行：(1) 实验测量法：利用热量计等实验装置，测定反应体系的热量变化，从而计算焓变。
(2) 标准生成焓法：根据反应物与产物标准生成焓的差值来计算焓变。
标准生成焓是指在标准状态下，将1摩尔的反应物生成1摩尔的产物所伴随的焓变。
这种方法适用于可以通过其他已知反应的焓变计算出的反应进行。
(3) 基于反应热力学循环的计算方法：将反应焓变表示为其他已知反应焓变的代数和，通过已知反应的焓变进行计算。
4. 焓变的应用焓变是化学反应热力学研究的重要参数，具有广泛的应用价值。
它可以用于判断化学反应是否放热或吸热，进一步预测反应过程中的温度变化。
焓变还可以用于计算燃烧热、生成焓等能量相关的物理化学参数。
此外，焓变还可以用于评估化学反应的速率常数、平衡常数等动力学和平衡性质。
总之，化学反应的能量变化与焓变密切相关。
能量变化既可以通过温度变化、热效应进行判断，也可以通过焓变进行计算。
焓变的计算方法有多种，包括实验测量法、标准生成焓法和基于反应热力学循环的计算方法。
焓变的应用广泛，可以用于预测反应过程中的温度变化、计算能量参数以及评估反应的动力学和平衡性质。
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A.CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) △H= +890 kJ/mol
B.CH4(g)+2O2(g)= CO2(g) +2H2O(g) △H= -890kJ/mol
C.CH4+2O2 == CO2 + 2H2O
△H= -890kJ/mol
D.CH4(g)+2O2(g)==CO2(g) + 2H2O(l) △H= -890kJ
则有：1g 55.64kJ
=
16g
X
X = 890.2kJ
则该反应的热化学方程式为：
CH4(g)+2O2（g）=== CO2(g)+2H2O(l) △H=-890.2kJ/mol
练习：
课本P3 交流与讨论 P4 问题解决 （1）
3.热化学方程式中化学计量数表示参加反应的各物质的 物质的量，可为整数或分数。
且焓变△H与化学计量数成正比关系。
普通化学方程式中化学计量数表示原子、分子数目， 只能为整数，不能为分数。
二、热化学方程式
书写热化学方程式的注意点：
1.热化学方程式包含物质变化和能量变化两个部分， 二者缺一不可。
2.应注明反应物和生成物的状态。 3.化学计量数表示参加反应的各物质的物质的量，可为
△H=－ △H=－
2.热化学方程式需注明各物质的状态。 气态（g） 液态(l) 固态(s) 溶液(aq)
普通化学方程式不需注明物质的状态。
二、热化学方程式
H282(5g.8)+kJ12/mO2o(lg)==H2O(l) △H=－ 2H2(g)+ O2(g)== 2H2O(l) △H=－ 571.6kJ/mol
观察以上热化学方程式，分析其与普通的化学方程 式有何不同？
二、热化学方程式 H2(g)+I2(g) 2HI(g) △H=－14.9kJ/mol
物质变化
能量变化
1.热化学方程式包含物质变化和能量变化两个部分， 二者缺一不可。
普通化学方程式只包含物质变化一个部分。
二、热化学方程式
H2H24822((15gg..88))++kkJJ1212//mmOO22oo((llgg))====HH22OO((gl))
[练习]
1.下列变化中，属于放热反应的是( B ) A.Ba(OH)2·8H2O 与 NH4Cl 的反应 B.点燃的镁条在二氧化碳中继续燃烧 C.灼热的碳与二氧化碳的反应 D.灼热的碳与水反应生成水煤气
[练习]
2.下列说法中正确的是（ C ） A．需要加热方能发生的反应一定是吸热反应 B．放热的反应在常温下一定很容易发生 C．反应是放热还是吸热必须看反应物和生
A．-1638 kJ·mol1
B．+1638 kJ·mol1
C．-126 kJ·mol1
D．+126 kJ·mol1
二、热化学方程式
能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学 方程式.
H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g) ∆H = -184.6 kJ/mol CH4(g) + 2O2(g) = CO2(g) + 2H2O(l) ∆H = -890.3 kJ/mol NaOH(aq) +HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O(l) ∆H = -57.3 kJ/mol 【交流与讨论】：
例题：（P4）
25℃时，1g甲烷气体完全燃烧生成二氧化碳 气体和液态水，放出55.64 kJ/mol 热量， 写出该反应的热化学方程式。
解：甲烷燃烧的化学方程式为：
CH4 + 2O2 ==== CO2 + 2H2O 设1mol甲烷完全燃烧放出的热量为x，
1mol CH4的质量为 1 mol ╳ 16 g/mol = 16 g
整数或分数，对于相同的反应，焓变△H与化学计量
数成正比关系。 4.需注明反应的温度和压强(如在25℃、 101kPa下进行的
反应，可不注明)。 5.反应物与生成物间用“ ==== ”连接，不用箭头或可逆， 也不写反应条件。
二、热化学方程式
热化学方程式的意义：
例如：C(s)+H2O(g)===CO(g)+H2(g) ΔH=+131.5kJ/mol,表 示在 25 ℃和 101 kP的a条件下， 1 moCl(s)和 1 mHol2O（ 完全反应生成1molCO(g)和1molH2(g)时 的吸热收量为 131.5kJ。
1. 1mol C2H2完全燃烧生成二氧化碳气体和 液态水，放出1299.4 kJ/mol热量，写出该 反应的热化学方程式。
二、热化学方程式
练习： 已知以下几种化学键的键能： H—H键436kJ/mol 、 N－H键391kJ/mol 、N≡N 946kJ/mol。请写出氢气 和氮气反应生成氨气的热化学方程式。
二、热化学方程式
热化学方程式正误判断的：“四看” “一看” 化学原理是否正确； “二看” 状态是否标明； “三看” ΔH的符号及单位是否正确； “四看” 反应热数值是否与系数相对应。
二、热化学方程式
练习： 1. 1mol CH4完全燃烧生成二氧化碳气体和液 态水，放出890.2 kJ/mol热量，写出该反应 的热化学方程式。
练习：2H2(g)+ O2(g)== 2H2O(l) △H=－571.6kJ/mol, 表示在 25 ℃ 和 101 kPa的条件下，2 mol H2(g)和1 mol O2 （g）完全反应生成2molH2O(l)时 放出 的热量为131.5kJ。
二、热化学方程式
练习： 1.沼气的主要成份是CH4，1molCH4完全燃烧生成二氧 化碳和液态水时放出890kJ热量。下列热化学方程式正 确的是（ D）
从键能角度看： 为吸热反应
ΔH＝反应物总键能－生成物总键能
【交流与讨论】：
反应物分子断键时吸收的能量 <
生成物分子成键时释放的能量 放热反应
反应物分子断键时吸收的能量 >
生成物分子成键时释放的能量 吸热反应
小结：
宏观： △H=生成物总能量-反应物总能量 微观： △H=反应物总键能 -生成物总键能
【交流与讨论】：
化学反应中为什么会有能量的变化？（P3-5）
微观解释：
吸收能量 946KJ/mol
吸收能量 498KJ/mol
放出能量 2ⅹ632KJ/mol
N2(g)和O2(g)生成NO（g）过程中的能量变化
ΔH＝[946kJ/mol＋498kJ/mol]－ 632kJ/mol×2＝180kJ/mol，
【交流与讨论】：
化学反应中为什么会有能量的变化？（P3-5）
能 量
反应物
能 量
生成物
放热反应， △H＜0
吸热反应， △H＞0
生成物
反应物
反应过程
宏观解释
从物质能量角度：
反应过程
ΔH＝生成物总能量－反应物总能量
【交流与讨论】： 化学反应中为什么会有能量的变化？（P3-5）
微观解释： 化学反应的本质是什么？
成物所具有的总能量的相对大小 D．吸热反应在一定的条件下才能发生
ห้องสมุดไป่ตู้练习]
3.化学反应可视为旧键断裂和新键形成的过程。 化学键的键能是形成（或拆开）1mol化学键时释 放（或吸收）出的能量。已知白磷和P4O6的分子结 构如图所示，现提供以下化学键的键能 （kJ·mol1）：P—P：198 P—O：360 O=O：498 则反应P4（白磷）+3O2= P4O6 的反应热△H为 （ A ）
化学键的断裂和形成
旧键断裂需要 吸 收能量， 新键形成会 放 出能量。
【交流与讨论】：
吸收能量 946KJ/mol
吸收能量 498KJ/mol
放出能量 2ⅹ632KJ/mol
N2(g)和O2(g)生成NO（g）过程中的能量变化
1、从该图你获得什么信息？
2、你能计算出该反应过程中能量的变 化为多少吗？
解：氢气与氮气反应的化学方程式为：
N2 + 3H2 ==== 2NH3 ΔH＝反应物总键能－生成物总键能
＝ (946kJ/mol+3 ×436kJ/mol) — 2 ×3 × 391kJ/mol ＝—94kJ/mol 则该反应的热化学方程式为： N2(g)+3H2（g）===2NH3(g) △H=-94kJ/mol
一、化学反应的焓变
1.反应热：
化学反应过程中,当反应物和生成物具 有相同温度时，所吸收或放出的热量。
※2.焓变(P2-3)：
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。
符号：∆H
单位： kJ/mol或kJ•mol-1
规定：
当∆H为“－”（ ∆H<0）时，放为热 反应；
当∆H为“＋”（ ∆H>0）时，吸为热 反应。
钻木取火
绚烂的烟花
天然气燃烧
【复习回顾】：
放热反应：
1.所有燃烧反应
2.多数化合反应
3.泼金属或水与 酸的反应
4.酸碱中和反应 以下特殊的化合 反应是吸热反应：
吸热反应：
1.大多数的分解反应
2.氯化铵与氢氧化钡晶体的反应 [NH4Cl + Ba(OH)2·8H2O] 3.水煤气的生成反应 [C + H2O == CO + H2] 4.炭与二氧化碳生成一氧化碳 [C + CO2 == 2CO]