化学反应热和焓变
【 化学反应的反应热焓变
一、化学反应的反应热 (1)化学反应都有能量变化吗？ (2)如何定量测定并正确表示反应中能量的变化情况呢？
1.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，简称为反应热。通常用符号 Q表示，单位为_k_J_·__m_o_l_-_1或__J_·__m_o_l_-_1__。 2.Q值与反应热的关系 反应吸热：_Q_>_0_；反应放热：_Q_<_0_。
ΔH1=-Q1 kJ·mol-1 ΔH2=-Q2 kJ·mol-1 ΔH3=-Q3 kJ·mol-1
常温下，取体积比为4∶1的甲烷和氢气的混合气体11.2 L(已 折合成标准状况)，经完全燃烧后恢复至常温，则下列说法正 确的是( ) A.放出的热量为(0.4Q1+0.05Q3) kJ·mol-1 B.放出的热量为(0.4Q1+0.05Q2) kJ·mol-1 C.ΔH2=ΔH3 D.ΔH2<ΔH3
【警示钟】 (1)比较ΔH大小时，特别注意焓变是有正负号的物理量。 (2)计算吸收或放出的热量时，看清方程式的化学计量数，化 学计量数不同，会有不同的ΔH数值。
1.下列有关化学变化中的能量关系的说法中，错误的是( ) A.任何一个化学变化的过程中都包含着能量的变化 B.化学变化过程中能量变化的实质就是旧键断裂要吸收能量， 新键生成会放出能量 C.如果生成物的能量比反应物的能量高，则该反应为放热反应 D.如不特别注明，化学反应的反应热就是该反应的焓变
二、热化学方程式书写的注意事项 1.热化学方程式书写的注意事项 (1)化学计量数： 热化学方程式中各物质化学式前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。因此化学计量数以 “mol”为单位，数值可以是小数或分数。
焓变 反应热课件
[探规寻律]判断化学反应放热与吸热的方法 (1)根据 ΔH 的“＋”和“－”判断。 ΔH 为“＋”的反应为吸热反应，ΔH 为“－”的反应为放热反应。 (2)根据反应物和生成物的总能量相对大小判断。 若 E(反应物)＞E(生成物)，则为放热反应；若 E(生成物)＞E(反应物)，则为吸热反应。 (3)根据反应物和生成物的键能相对大小判断。 若反应物的总键能大于生成物的总键能，则为吸热反应；若生成物的总键能大于反应物的总键能，则 为放热反应。 (4)根据反应类型或具体的化学反应判断。
A．a－b B．a C．－b D．b－a 解析 ΔH＝断键吸的热－成键放的热＝a－b。
H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)的反应热 ΔH＝－183 kJ·mol－1
2.宏观角度
从微观和宏观两个角度怎样理解 H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)ΔH＝－183 kJ·mol－1 中的“183 kJ”？ 提示：从微观上看，断裂 1 mol 氢氢键和 1 mol 氯氯键所吸收的热量比形成 2 mol 氢氯键释放的能量少 183 kJ。从宏观上看 1 mol H2(g)和 1 mol Cl2(g)所具有的总能量比 2 mol HCl(g)所具有的总能量多 183 kJ。
A．过程Ⅰ是吸热过程 B．过程Ⅲ一定是放热过程 C．该反应过程中所有旧化学键都断裂，且形成了新化学键 D．该反应的能量转化形式只能以热能的形式进行
解析 过程Ⅰ是旧化学键断裂的过程，为吸热过程，而过程Ⅲ为新化学键形成的过程，是放热过程， 故 A、B、C 项均正确。通过排除法可知 D 项错误。
要点 ΔH 的计算 [重点诠释]
知识点三化学反应过程中能量变化的表示 放热反应，ΔH 为“－”或ΔH<0
表示形式— 吸热反应，ΔH 为“＋”或ΔH>0
化学反应中的反应热与焓变
化学反应中的反应热与焓变化学反应是物质发生转化的过程，而反应热与焓变则是描述化学反应能量变化的重要概念。
本文将介绍反应热与焓变的概念及其在化学反应中的应用，以及相关实验方法和计算公式。
一、反应热与焓变的概念1. 反应热反应热是指化学反应过程中释放或吸收的热量。
根据能量守恒定律，化学反应中反应物和生成物的能量总量之和保持不变。
2. 焓变焓变是指在化学反应中，反应物转化为生成物时伴随的热量变化。
符号ΔH表示焓变，ΔH>0表示吸热反应，ΔH<0表示放热反应。
二、焓变的实验测定方法1. 常压热量计法常压热量计法是用热量计测定反应的热量变化，进而计算焓变。
实验时，将反应物与生成物置于热量计容器中，通过测量温度变化来确定反应的热量。
2. 恒压热量计法恒压热量计法是在恒定压力下进行实验测定。
实验时，将反应物与生成物放置在恒压器中，通过测量反应前后的温度变化，结合恒压条件下气体的物理性质，计算出焓变。
三、焓变的计算公式1. 反应热计算公式反应热可通过以下公式计算：反应热 = 反应物的热量 - 生成物的热量2. 焓变计算公式焓变可以通过以下公式计算：ΔH = 反应物的焓 - 生成物的焓四、焓变的应用1. 热力学研究焓变是热力学研究中的基本概念，通过测定焓变可以确定化学反应的放热性质以及反应速率等重要信息，为化学反应的深入研究提供基础。
2. 工业生产焓变的正负值可以判断反应是否放热或吸热。
工业生产中，了解反应热能变化有助于选择适当的反应条件和控制反应过程，以提高生产效率和降低成本。
3. 爆炸与燃烧焓变在爆炸和燃烧等有关能量转化的化学反应中具有重要作用。
通过测定反应热能变化，可以预测爆炸释放的能量量级和燃烧物质的热值等关键信息。
五、小结反应热与焓变是描述化学反应能量变化的重要概念。
实验测定焓变的方法包括常压热量计法和恒压热量计法，计算焓变可以利用反应热计算公式和焓变计算公式。
焓变的正负值可以判断反应的放热性质，应用于热力学研究、工业生产以及爆炸和燃烧等领域。
焓变-反应热
反应物 反应过程
△H=H（生成物）- H（反应物） =E（生成物）-E（反应物）
2.微观角度：焓变、反应热产生的原因
断键吸收能量
能 量
Cl Cl H H
——化学键的断裂和形成
成 键 释 放 能 量
ΔH＝反应物总键能－生成物 总键能
Cl- Cl H- H
释 放 能 量
＝反应物分子断裂时所吸 收的总能量
反应物的键能总和 生成物的键能总和
解读：
1．判断化学反应放热或吸热的方法
(1)根据ΔH的“＋”和“－”判断。 ΔH为“＋”为吸热反应，ΔH为“－”为放热反应。 (2)根据反应物和生成物的总能量差判断。 若E(反应物)>E(生成物)，为放热反应；若E(生成 物)>E(反应物)，则为吸热反应。
1．判断化学反应放热或吸热的方法
(3)根据反应物和生成物的键能差判断。 若反应物的总键能大于生成物的总键能，则为 吸热反应；若生成物的总键能大于反应物的总键能， 则为放热反应。 (4)根据反应类型或具体的化学反应判断。
2．常见的吸热反应和放热反应
(1)常见的放热反应有：
①活泼金属与H2O或酸的反应，2Al＋6HCl===2AlCl3+3H2↑；
－生成物分子形成时所 释放的总能量
ΔH＜0或 ΔH为“－”
反应进程
放热反应
①断开化学键吸收的总能量 小于 形成化学键释 放出的总能量，反应放出能量。
能 量
断 键 吸 收 能 量
CaO CO2
CaCO3 反应进程
成 键 ΔH＝反应物总键能－生成 物总键能 释 放 ＝反应物分子断裂时所吸 能 收的总能量 量 －生成物分子形成时所 吸 释放的总能 收 量 能 量
化学反应的反应热、焓变
3．下表为 H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)的能量变化，填写空白处。
反应中能量变化
化学键
1 mol A—B 化学键
反应中能量变化
H—H Cl—Cl
吸收 436 kJ 吸收 243 kJ
共吸收_6_7_9__kJ
H—Cl
放出 431 kJ
共放出_8_6_2_kJ
结论 1 mol H2(g)和 1 mol Cl2(g)完全反应生成 2 mol
[深化拓展] 1．焓变与吸热反应、放热反应的关系
2．焓变与化学键变化的关系 化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因(如下)。
吸收能量 E1 ↓
反应物―旧新―化化―学学――键键―断形―裂成→反应产物 ↓
放出能量 E2 E1>E2 反应吸收能量 ΔH>0 E1<E2 反应放出能量 ΔH<0 即：ΔH＝反应物的化学键断裂吸收的能量总和－反应产物的化 学键形成时放出的能量总和。
解入析计：算式因的为温固度体差N的aO平H均溶值于为水__放2_.3_热_5_，__所℃以。如果用 0.50 mol·L－1 的(2盐)在酸操和作氢正氧确化的钠前固提体下进提行高实中验和，反则应实反应 验热中测所定测的出准的确“性中和 热的”关的键热是值__将提__偏高__大装__。置__的__保__温__效__果___。
为热化学。
[特别提醒]
(1)物理变化中的能量变化不是反应热。如物质的三态变 化、NH4NO3 溶于水吸热、浓 H2SO4 稀释放热等。
(2)反应放热或吸热与反应条件无关。
[对点演练] 1．下列关于能量的变化及反应热的说法中正确的是 ( )
A．任何化学反应都有反应热 B．某些化学键形成时吸收能量，某些化学键断裂时放出能 量 C．形成新化学键不一定放出能量 D．有热量变化的过程一定有化学键的断裂与形成
反应热和焓变
反应热和焓变反应热和焓变是化学反应中重要的热力学概念，用来描述反应过程中的能量变化。
在本文中，我们将探讨反应热和焓变的定义、测定方法以及其在化学领域中的应用。
一、反应热和焓变的定义反应热（ΔH）指的是化学反应在标准条件下所伴随的热量变化。
正值的反应热表示反应吸热，也就是吸收了热量；负值的反应热则表示反应放热，即释放了热量。
反应热的单位通常用焦耳（J）或千焦（kJ）表示。
焓变（ΔH）也是表示化学反应中的能量变化，但它的定义与反应热略有不同。
焓变指的是反应物到生成物之间焓的差异，也就是化学反应中产生的热量变化。
与反应热类似，正值的焓变表示反应吸热，负值的焓变表示反应放热。
二、焓变的测定方法测定反应热和焓变的方法有许多，下面介绍两种常用方法。
1. 热量计法热量计法是通过在一个绝热容器中进行反应，并测量反应过程中容器的温度变化来计算反应热和焓变的方法。
通过测量温度变化，结合热容量的知识，可以推算出反应过程中释放或吸收的热量。
2. 常压下的燃烧法常压下的燃烧法适用于涉及到燃烧反应的焓变测定。
通过将反应物燃烧并与大量水接触，测量水的温度变化，然后利用热容量的知识计算出反应热和焓变。
三、反应热和焓变在化学领域中的应用反应热和焓变在化学领域中有广泛的应用，下面列举几个例子。
1. 反应的放热或吸热性质通过测定反应热或焓变的正负值，可以确定一个化学反应是放热反应还是吸热反应。
这对于了解化学反应的特性和动力学过程非常重要。
2. 化学反应的平衡性质焓变与化学反应的平衡性质密切相关。
根据焓变的正负值可以判断某个反应是放热反应还是吸热反应，从而对反应的平衡性质进行分析和预测。
3. 反应活性与能量变化的关系焓变也可以用来研究反应的活性和反应速率。
一般来说，焓变越大，反应也越活跃。
因此，通过研究焓变可以对不同反应的活性进行比较和评估。
4. 反应热的工业应用反应热在工业化学反应中有重要的应用价值。
通过测定反应热可以确定不同化学反应的热效应，从而为工业生产提供相关的设计和控制依据。
化学反应热与焓变计算
化学反应热与焓变计算化学反应热与焓变是研究化学反应过程中能量变化的重要概念。
在化学反应中，物质的原子、离子或分子重新组合，形成新的化学物质。
在这一过程中，反应物的化学键被破坏，而新产生的化学物质则形成新的化学键。
这种反应被伴随着能量的吸收或释放，被称为焓变。
本文将介绍化学反应热与焓变的计算方法和应用。
1. 焓变的概念焓变是指化学反应过程中物质的总能量变化。
焓变可以分为焓变(ΔH)和反应热(Q)两种表示方式。
焓变(ΔH)是在恒定压力下的热力学函数，通常通过实验测定计算。
反应热(Q)则是在实验条件下通过测量温度变化获得的能量变化。
2. 焓变的计算方法焓变可以通过热化学方程式来计算。
热化学方程式描述了反应物与生成物之间的化学关系，并且给出了反应物与生成物之间的物质的摩尔数比。
根据化学方程式，可以使用热化学方程的系数来计算焓变。
例如，对于以下反应方程：2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)根据热化学方程式，可以得出焓变的计算方式如下：ΔH = (2mol H2O × 摩尔热变化) - (2mol H2 ×摩尔热变化) - (1mol O2 ×摩尔热变化)3. 焓变计算的应用焓变计算在化学工业和环境科学中有着广泛的应用。
在化学工业中，焓变计算可以用于计算反应的能量效率，从而优化工业生产过程。
在环境科学中，焓变计算可以用于评估化学反应对环境的影响，例如大气污染和温室气体排放等。
此外，在化学教育中，焓变计算也是重要的学习内容。
通过学习焓变的计算方法，可以提高学生对化学反应过程的理解，并培养他们的问题解决能力和实验设计能力。
4. 焓变计算的注意事项在进行焓变计算时，需要考虑反应物和生成物的物态变化及反应条件。
例如，在液体和气体反应中，需要考虑到气液相变的焓变计算。
此外，反应中产生或吸收的热量可能会影响反应速率，因此计算焓变时还需要考虑反应动力学因素。
总结：化学反应热与焓变计算是研究化学反应过程能量变化的重要概念。
反应热与焓变的计算化学反应中的热能变化计算
反应热与焓变的计算化学反应中的热能变化计算在化学反应中，热能变化（ΔH）是一个重要的物理性质，在计算中起着关键作用。
本文将介绍如何计算化学反应中的热能变化，具体包括反应热和焓变的计算。
1. 反应热的计算反应热是指在常压下，物质在一定温度范围内进行化学反应时所吸收或释放的热量。
反应热可以通过燃烧实验或通过实验室反应器测定得到。
在计算反应热时，可以使用以下公式：反应热（ΔH）= 反应前的热量 - 反应后的热量其中，反应前的热量是指反应物在初始温度下的热量，反应后的热量是指生成物在最终温度下的热量。
2. 焓变的计算焓变是指物质在化学反应过程中，由于化学键的断裂和形成而引起的热量变化。
焓变可以通过标准反应焓变（ΔH°）来表示，标准反应焓变是指在标准温度（298K）和标准压力（1 atm）下，物质完全转化为生成物所伴随的热量变化。
在计算焓变时，可以使用以下公式：焓变（ΔH）= ∑(生成物的摩尔数 ×反应焓) - ∑(反应物的摩尔数 ×反应焓)其中，反应焓是指每个物质在反应中产生或吸收的热量，可以通过实验或者化学手册中的标准值来获取。
3. 热能变化的计算热能变化是指化学反应中反应热和焓变的总和。
在计算热能变化时，可以使用以下公式：热能变化（ΔE）= 反应热（ΔH）+ 焓变（ΔH）热能变化的值可以表示反应的放热性质或吸热性质。
当热能变化为负值时，表示反应为放热反应，释放热量；当热能变化为正值时，表示反应为吸热反应，吸收热量。
4. 实例分析例如，我们考虑以下反应：2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) ΔH° = -571.6 kJ/mol我们可以计算该反应的反应热和焓变。
首先，计算反应热：反应热（ΔH）= 反应前的热量 - 反应后的热量反应前的热量：2 × 0 kJ/mol (H2的标准热量) + 1 × 0 kJ/mol (O2的标准热量) = 0 kJ/mol反应后的热量：2 × (-285.8 kJ/mol) (H2O的标准热量) = -571.6kJ/mol反应热（ΔH）= 0 kJ/mol - (-571.6 kJ/mol) = 571.6 kJ/mol接下来，计算焓变：焓变（ΔH）= ∑(生成物的摩尔数 ×反应焓) - ∑(反应物的摩尔数 ×反应焓)焓变（ΔH）= 2 × (-285.8 kJ/mol) - (2 × 0 kJ/mol + 1 × 0 kJ/mol) = -571.6 kJ/mol最后，计算热能变化：热能变化（ΔE）= 反应热（ΔH）+ 焓变（ΔH） = 571.6 kJ/mol + (-571.6 kJ/mol) = 0 kJ/mol根据计算结果，可以得出该反应的热能变化为0 kJ/mol，即该反应为热力学平衡反应。
反应热与焓变
反应热与焓变热化学是化学中研究化学反应与能量之间关系的分支学科，其中包括了反应热与焓变的研究。
反应热是指在恒压条件下，化学反应中释放或吸收的能量的量。
而焓变则是指化学反应中物质的焓发生变化的量。
本文将详细介绍反应热与焓变的概念、计算方法以及其在化学反应中的重要意义。
一、反应热的概念与计算方法反应热是化学反应释放或吸收的能量量，可以用来描述反应的放热性质。
在恒压条件下，反应热可以通过测量反应混合物的温度变化并结合容器的热容量计算得出。
当反应为放热反应时，反应混合物的温度会升高，反之则会降低。
计算反应热的方法有两种：燃烧法和热量计法。
燃烧法是通过将化学反应物燃烧并将释放的热量传导到称量瓶中的水中，通过测量水的温度变化来计算反应热。
热量计法则是利用专门的热量计器，在绝热条件下测量反应过程中产生的热量，并以此计算反应热。
二、焓变的概念与计算方法焓变是化学反应中物质的焓发生变化的量，可以用来描述反应的放热或吸热性质。
焓是热力学量函数，通常用H表示。
在恒压条件下，焓变可以通过测量反应物和生成物的焓并作差来计算得出。
计算焓变的方法有两种：标准焓变和反应热表法。
标准焓变是指在标准状态下，物质从一个给定的温度、压强转变为另一温度、压强下所释放或吸收的热量。
标准焓变可以通过查阅热化学数据手册或反应热表来获得。
反应热表法则是通过测量反应混合物的反应热来计算反应物和生成物的焓变。
三、反应热与焓变在化学反应中的重要意义反应热与焓变在化学反应中具有重要的意义。
首先，它们可以帮助我们理解反应过程中的放热或吸热性质，从而推断反应的热力学性质。
其次，反应热与焓变还可以用来判断反应是放热反应还是吸热反应，同时也可以预测反应的方向。
若焓变为负值，则反应为放热反应，并且具有较高的熵。
反之，若焓变为正值，则反应为吸热反应，并且具有较低的熵。
最后，反应热与焓变还可以用来计算化学反应的功和能量变化，并进一步研究反应的动力学性质。
四、结语综上所述，反应热与焓变是研究化学反应与能量之间关系的重要概念。
1.1.2反应热及其焓变
课堂小结
一、反应热 1.定义 常见的放热反应、吸热反应 二、中和反应反应热 1.定义 2.中和反应反应热测定方法 三、反应热与焓变 四、反应热的表示 五、反应热的实质
4.(1)H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应的能
量变化如下图所示：
由图可知，1 mol H2分子中的化学键断裂 吸收的能量是___________ ，1 mol Cl2 分子中的化学键断裂吸收的能量是______，
2 mol HCl分子中的化学键形成释放的能
量是_______，则H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) 的反应放出的热量为_____________。
能 量
E
吸
E放
反应物
能 量
E吸
E
放
生成物
生成物
反应进程
放热反应 ΔH<0
反应物
吸热反应
反应进程
ΔH>0
实例：H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)
Q吸>Q放
放热反应， ΔH<0
Q吸 =679kJ
Hale Waihona Puke Q放 =862kJΔH＝(436+243)－(431+431)
＝－183 kJ/mol
与实验测得的反应放出热 量为 184.6kJ/mol 很接近
计算反应热的方法：
H H ∆H＝
（生成物的总能量）－ （反应物的总能量）
E E ∆H＝ （反应物的总键能）－ （生成物的总键能）
利用键能计算反应热时，反应物与生成物均为气态，若有 固态或液态则不能用键能计算。
课堂练习2、下列过程中能量变化与图像不相符的是（ D ）
化学反应热与反应焓变的计算
应用范围：适用于可逆反应和非可逆反应
计算公式：ΔH = ΣΔHf(产物) - ΣΔHf(反应物)
盖斯定律：反应的热效应等于反应物和产物的焓变之和
利用活化能计算
活化能的定义：反应物分子获得足够能量，克服势能屏障，转化为产物所需的能量
活化能与反应热的关系：活化能是反应物转化为产物所需克服的势能，反应热是反应物转化为产物所释放的能量
计算方法
焓变与反应方向
焓变与反应方向的关系：焓变决定反应方向，焓变正值反应正向进行，焓变负值反应逆向进行
焓变：反应过程中吸收或释放的能量
反应方向：反应物向生成物转化的方向
焓变计算：通过热力学公式计算反应焓变，如Hess定律、Gibbs-Helmholtz方程等
焓变与反应速率
焓变与反应速率的关系：焓变是反应速率的重要影响因素之一
利用活化能计算反应热的方法：通过实验测定活化能，利用阿累尼乌斯公式计算反应热
活化能的计算方法：通过实验测定反应速率常数和温度，利用阿累尼乌斯公式计算活化能
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在材料科学中，化学反应热与焓变可以帮助科学家设计新材料的合成路线，提高材料的性能和稳定性。
在环境科学中，化学反应热与焓变可以帮助科学家研究大气、水体和土壤中的化学反应，为环境保护提供科学依据。
5
反应热与焓变的理论计算
利用热力学数据计算
热力学第一定律：能量守恒定律
利用热力学数据计算反应热与焓变的方法
数据处理与分析
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数据处理：利用Excel等软件对数据进行整理、筛选、计算
实验数据收集：准确记录实验过程中的温度、压力、体积等数据
误差分析：分析实验误差的来源，如仪器误差、操作误差等
化学反应中的焓变和反应热
化学反应中的焓变和反应热化学反应是物质转化的过程，而焓变和反应热则是这一过程中的重要热力学参数。
本文将从理论角度分析焓变与反应热的概念、计算方法以及意义。
一、焓变的概念与计算方法焓变是指化学反应发生过程中系统内部能量的变化。
化学反应可分为放热反应和吸热反应，放热反应表示系统向外界释放能量，吸热反应则表示系统从外界吸取能量。
焓变可以通过实验测定或计算得出。
焓变的计算方法有多种，其中最常用的是利用反应物和生成物的摩尔生成焓之差来计算。
根据焓变的定义，可以得到以下公式：ΔH = ΣnH（生成物） - ΣmH（反应物）其中，ΔH表示焓变，n和m分别为生成物和反应物的摩尔数，H 为物质的摩尔生成焓。
二、反应热的概念与意义反应热是指化学反应发生过程中释放或吸收的热量。
它可以通过实验测定焓变来得到，也可以在一定条件下直接测定反应过程中的温度变化，然后计算出反应热。
反应热有助于了解化学反应的能量变化情况，它是评价反应物质组成变化及反应条件变化对反应热的影响的重要指标。
反应热的大小与反应类型、反应物质的性质、反应条件等因素有关。
三、焓变与反应热的关系焓变与反应热是密切相关的热力学参数。
根据热力学第一定律，焓变等于系统所吸收的热量与所做的功之和。
即：ΔH = Q - W其中，ΔH表示焓变，Q表示热量，W表示功。
对于常压条件下的化学反应，反应热等于焓变。
反应热为正值时表示反应为吸热反应，反应热为负值时表示反应为放热反应。
四、焓变与反应速率的关系焓变还与反应速率密切相关。
反应速率是指化学反应中物质转化的快慢程度。
一般来说，放热反应的活化能较低，分子运动更加剧烈，反应速率较快；而吸热反应则需要克服较高的活化能，反应速率较慢。
由于焓变反映了反应过程中的能量变化，因此可以通过调节化学反应的焓变来控制反应速率。
例如，通过加热可以提高反应物的动能，并加快反应速率。
结论本文从理论角度探讨了化学反应中的焓变与反应热。
焓变是化学反应中系统内部能量变化的量度，可以通过实验测定或计算得出；反应热是反应过程中释放或吸收的热量，与焓变密切相关。
化学反应热和反应焓变
解： △n＝1 － 1.5= －0.5 ∴ △H0＝－240.3 -- 0.5×8.314 × 373 × 10-3 ＝－241.8 （KJ•mol-1）
3.3、盖斯定律： (利用热化学方程的 ＋、－、×、÷ 关系进行求算) 大意：恒压或恒容下，如果一个化学反应分几步进
若： ＱＶ＝＋值 △U ＞ 0 ——体系内能增加 ＱＶ＝－值 △U ＜ 0 ——体系内能减少
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2、等压反应热：QP 等压：P1 = P2 = P = P外 or △P = 0 将等压条件用于第一定律： △U = Q +Ｗ
即有：
△U =QＰ + Ｗ
∵ 一般化学反应 Ｗ′= 0
故：第一定律为
化学反应热和反应焓变反应热和焓变反应热和焓变的区别化学反应的焓变焓变与反应热的关系焓变反应热反应焓变反应焓变的计算反应焓标准摩尔反应焓
关于化学反应热和反应焓变
第1页，此课件共17页哦
体系状态变化而引起的内能变化:
UⅡ = UⅠ + Q
－ （ –Ｗ）
终态 始态 吸热，使U↑ 对环境作功使U↓。
改写
UⅡ － UⅠ = Q + Ｗ
∵Ｈi无法测定；
为此 ：①、选参考态作为相对标准：
ΔH 0
②、测
f稳定单质
③、以
ΔH
代f
进行计算。
ΔH H
f
i
第11页，此课件共17页哦
• 即有： Δ (H H H ) (H H ) ADBC ABCD
( H H ) ( H H )
推广，有通式
fAD fBC
fAB fCD
4
1
焓变和反应热的区别和联系
焓变和反应热的区别和联系
焓变（ΔH）是指化学反应过程中物质的焓发生的变化，即化学反应前后的热量变化。
焓变可以根据反应过程的热量吸收或释放来进行分类，包括吸热反应（ΔH>0）和放热反应
（ΔH<0）。
反应热是指化学反应所放出或吸收的热量，即单位摩尔反应物参与反应时所伴随的能量变化。
反应热的大小与焓变密切相关，反应热可以通过焓变来计算，并且通常用热量的单位（焦耳或千焦）表示。
焓变和反应热有以下联系：
1. 它们都反映了化学反应过程中的能量变化，以及反应物和产物能量之间的差异。
2. 焓变可以用来计算反应热的大小，即焓变等于反应热。
3. 通过测量反应热可以确定反应物和产物之间的化学键的能量差。
4. 在几乎恒定压力下，焓变等于反应热加上压力和体积的乘积（ΔH = q + PΔV）。
然而，焓变和反应热也有一些区别：
1. 焓变是一个宏观量，描述的是整个化学反应过程中的能量变化，而反应热是一个微观量，表示单位摩尔反应物参与反应时所伴随的能量变化。
2. 焓变可以是正值或负值，而反应热通常被定义为负值，表示化学反应放出热量。
3. 焓变可以通过热化学方程式来计算，而反应热可以通过实验测定得到。
化学反应的热效应知识点总结
化学反应的热效应知识点总结work Information Technology Company.2020YEAR化学反应中的热效应一、化学反应的焓变1.反应热与焓变（1）反应热：化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同时，所吸收或放出的热量称为化学反应的反应热。
（2）焓与焓变①焓是与物质内能有关的物理量。
常用单位：，符号：。
②焓变(ΔH)：在条件下，化学反应的焓变化学反应的反应热。
符号：，单位：。
1）化学反应的特征：2）化学反应的本质：。
化学键断裂能量，化学键生成能量。
3）某种物质的能量与化学性质的稳定性、键能的关系：物质的能量越高，化学性质越，键能越；反之，能量越低，化学性质越，键能越。
3.放热反应和吸热反应：231）所有的 ；练习：下列变化属于吸热反应的是 （ ）①液态水汽化 ②将胆矾加热变为白色粉末 ③浓硫酸稀释 ④氯酸钾分解制氧气 ⑤生石灰跟水反应生成熟石灰 A 、①④⑤ B 、①②④ C 、②③ D 、②④二、反应热大小的比较（1）同一反应，生成物状态不同——生成能量高的产物时反应热 ；（2）同一反应，反应物状态不同——能量低的反应物参加反应的反应热 ；（3）晶体类型不同，产物相同——能量低的反应物参加反应的反应热 ；（4）两个有联系的不同反应相比较时——完全反应时，放出或吸收的热量多，相应的反应热更 或更 。
（5）对于可逆反应，因反应不能进行完全，实际反应过程中放出或吸收的热量要小于热化学方程式中反应热的数值。
练习：在同温同压下，下列各组热化学方程式中，Q 1 〉Q 2的是 ( )A ．2H 2(g)+O 2(g)＝2H 2O(l) △H= Q 1 2H 2(g)+O 2(g)＝2H 2O(g) △H= Q 2B ．S(g)+O 2(g)＝SO 2(g) △H= Q 1 S(s)+O 2(g)＝SO 2(g) △H= Q 2C ．C(s)+0.5O 2(g)＝CO (g) △H= Q 1 C(s)+O 2(g)＝CO 2(g) △H= Q 2D ．H 2(g)+Cl 2(g)＝2HCl(g)；△H= Q 1 0.5H 2(g)+0.5 Cl 2(g)＝HCl(g)；△H= Q 2练习：已知299 K 时，合成氨反应 N 2 (g ) + 3H 2 ( g )3 ( g ) △H = —92.0 kJ/mol ，将此温度下的1 mol N 2 和3 mol H 2 放在一密闭容器中，在催化剂存在时进行反应，测得反应放出的热量为（忽略能量损失）（）A、一定大于92.0 kJ B、一定等于92.0 kJ C、一定小于92.0 kJ D、不能确定三、热化学方程式1.定义：能够表示的化学方程式叫做热化学方程式。
反应热和焓变ppt课件
（2）若E反> E生，放出能量 放热反应
问题二：
化学反应的本质是什么？
旧键的断裂和新键的形成
旧键断裂需要 吸 收 能量，
新键形成会 放 出 能量。
化学反应中能量变化的原因
旧键断裂 — 吸收能量 = 679kJ/mol 新键形成 — 放出能量 = 862 kJ/mol
所以：从微观角度，一个化学反应是放 热还是吸热取决于
下列叙述正确的是A（D ）
A. 2个H 原子的能量高于 H2 的能量 B. H 原子的能量低于 H2 的能量 C. H 原子比 H2分子稳定 D. H2分子比 H 原子稳定
2.已知键能: N≡N: 946KJ/mol,
H-H :436KJ/mol, H-N :391KJ/mol
N2（g) + 3H2(g) 2NH3(g),
取决于所有断键吸收的总能量与所有 形成新键放出的总能量的相对大小
一、反应热 焓变
1.反应热 在化学反应过程中所释放或吸收的热量，
通常叫做反应热。
2.焓 变 生成物与反应物的焓值差。 恒压条件下，化学反应的反应热等于焓变。
符号：ΔH，单位：kJ/mol或kJ•mol-1
ΔH =
能 量
反应物
∑ E 生成物
思考4、在同温、同压下，比较下列反应放
出热量Q1、Q2的大小 H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)
△H1= -Q1 kJ/mol
1/2H2(g)+1/2Cl2(g)= HCl(g) △H2= -Q2 kJ/mol
状态相同，但数量后式仅是前式的一半，释 放的热量也应是前式的一半，Q2＜Q1
典型试题
H2（g)+
1 2
O2(g)=H2O(l)；△H=－285.8
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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。
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160kJ、330kJ。
则S(s)＋3F2(g)=SF6(g)的反应热△H为（）A. -1780kJ/molB. -1220 kJ/molC.-450 kJ/molD. +430 kJ/mol解析：本题考察反应热的有关计算。
在化学反应中断键需要吸热，而形成新的化学键需要放热。
由题意的1mol S(s)和3molF2(g)形成S原子和F原子共需要吸收能量是280kJ+3×160kJ＝760 kJ。
而生成1mol SF6(g)时需形成6molS-F键，答案：B变式练习2：（08年海南化学）白磷与氧可发生如下反应：P 4+5O 2=P 4O10。
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 -1B ．（4c +12b －6a －5d ）kJ·mol -1C ．（4c +12b －4a －5d ）kJ·mol-1 D ．（4a +5d －4c －12b ）kJ·mol-1解析：1mol 白磷（P 4）分子中含有6mol P —P 键，5mol O 2中含有5mol O=O 键，1mol P 4O 10中含有4 mol P=O 键和12 mol P —O 键 ；P —P a kJ·mol —1、P —O b kJ·mol —1、P=O c kJ·mol —1、O=O d kJ·mol —1。
ΔH=E（反应物的键能总和）—E （生成物的键能总和）=（6a +5d －4c －12b ）kJ·mol -1变式练习3．(07年重庆理综)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（ C ） A ．920 kJB ．557 kJC ．436 kJD ．188kJ解析：1 g 氢气完全燃烧生成水蒸气时放出热量121 kJ ,转换成热化学方程式为：21H 2(g)+41O 2(g)=21H 2O(g) △H= －121 kJ·mol -1进一步变换为：H 2(g)+ 21O 2(g)= H 2O(g) △H= －242 kJ·mol -1氢气中1 mol H —H 键断裂时吸收热量为xΔH=E（反应物的键能总和）—E （生成物的键能总和）=（x+2496）—2⨯463= －242 ，x= +436变式练习4（2010重庆卷）．已知()()()22H g Br l 2HBr g ;72kJ/mol.H +=∆=- 蒸发1mol Br 2（l ）需要吸收的能量为30kJ ，其它相关数据如下表：则表中a 为（ ）A ．404B ．260C ．230D ．200【解析】本题考查盖斯定律的计算。
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 。
436+a-2×369=－102；a=―200KJ ，D 项正确。
三．物质稳定性的比较1.物质的能量越低，物质就越稳定2.键能越大越稳定例题1．（全国）已知25℃、101kPa 下，石墨、金刚石燃烧的热化学方程式分别为（ A ）C(石墨) + O 2(g) === CO 2(g) △H = －393.51kJ ·mol -1 C(金刚石) + O 2(g) === CO 2(g) △H = －395.41kJ ·mol-1据此判断，下列说法中正确的是A ．由石墨制备金刚石是吸热反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的低B ．由石墨制备金刚石是吸热反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的高C ．由石墨制备金刚石是放热反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的低D ．由石墨制备金刚石是放热反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的高 变式练习1．已知25℃、101kPa 下，石墨、金刚石燃烧的热化学方程式分别为 C(石墨)(s) + O 2(g) === CO 2(g) ΔH = －393.51kJ ·mol -1C(金刚石)(s) + O 2(g) === CO 2(g) ΔH = －395.41kJ ·mol -1据此判断，下列说法中正确的是（ BC ） A ．等质量的石墨和金刚石，金刚石比石墨稳定 B ．等质量的石墨和金刚石，石墨比金刚石稳定 C ．等质量的石墨和金刚石，石墨的能量比金刚石的低D ．等质量的石墨和金刚石，石墨的能量比金刚石的高四：反应热大小的比较例题1. ΔH 1= －395.41kJ ·mol-1ΔH 2 = －393.51kJ ·mol-1则下列正确的是 ( )A. ΔH 1 ＞ΔH 2B. ΔH 1＜ΔH 2C.无法比较2. ΔH 1= +395.41kJ ·mol-1ΔH 2 = +393.51kJ ·mol-1则下列正确的是 ( )A. ΔH 1 ＞ΔH 2B. ΔH 1＜ΔH 2C.无法比较 变式练习1下列各组热化学方程式中，化学反应的ΔH 前者大于后者的是 ( C )①C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH 1C(s)＋12O 2(g)===CO(g) ΔH 2②S(s)＋O 2(g)===SO 2(g) ΔH 3 S(g)＋O 2(g)===SO 2(g) ΔH 4③H 2(g)＋12O 2(g)===H 2O(l) ΔH 52H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(l) ΔH 6 ④CaCO 3(s)===CaO(s)＋CO 2(g) ΔH 7 CaO(s)＋H 2O(l)===Ca(OH)2(s) ΔH 8 A ．① B ．④ C ．②③④ D ．①②③2．已知（l ）)g (O 21)g (H 22+ ＝H 2O （g ） △H 1＝a kJ·1mol - （2）)g (O )g (H 222+ ＝2H 2O （g ）△H 2＝b kJ·1mol - （3）)g (O 21)g (H 22+＝H 2O （l ） △H 3＝c kJ·1mol - （4）)g (O )g (H 222+ ＝2H 2O （l ） △H 4＝d kJ·1mol - 下列关系式中正确的是( C )A ． a ＜c ＜0B ．b ＞d ＞0C ．2a ＝b ＜0D ．2c ＝d ＞0五、热化学方程式的含义1.表明了化学反应中的物质变化和能量变化2.方程式中的化学计量数只表示该物质的物质的量不表示分子数。
3.ΔH 表示反应已完成的热量变化，与反应是否可逆无关。
4．书写热化学方程式注意几点要求(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空格隔开，注明“+”“-”和单位kJ/mol(2)注意反应热与测定条件有关，因此书写热化学方程式时应注明测定的条件，绝大多数反应△H 在250C和101.3kPa 下测定，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是分数 (4)注意反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值及符号可能不同。
因此必须注明物质的聚集状态(s 、l 、g 、aq)才能完整体现出热化学方程式的意义，热化学方程式中不出现“↓”“↑”(5)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。
例题1.下列热化学方程式书写正确的是【BC 】A 2SO 2+O 2=2SO 3 △H ＝－196.6kJ/molB H 2(g)+1/2O 2(g)=H 2O(l) △H ＝－285.8kJ/molC 2H 2(g)+O 2(g)=2H 2O(l) △H ＝－571.6kJ/molD C(s)+O 2(g)=CO 2(g)△H ＝+393.5kJ/mol2．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 热量，下列化学方程式正确的是 ( D )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 kJD ．2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(g) ΔH ＝－484 kJ·mol －1六：燃烧热的含义：在298K 、101kPa 时，1mol 可燃物完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫该物质的燃烧热。