化学反应热的计算ppt课件
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高中化学第三节 化学反应热的计算优秀课件
A．ΔH2＞ΔH1 C．ΔH1＋ΔH2＝ΔH3
B．ΔH1＋ΔH2＞ΔH3 D．ΔH1＜ΔH3
D
(二)“叠加减〞法--正向思维 消掉目标方程中没有的物质
C(s)+O2(g)=CO2(g)
△H1＝-393.5 kJ/mol
－) CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) △H2＝-283.0 kJ/mol
第三节 化学反响热的计算
一、盖斯定律
化学反响不管是一步完成还是分几步完成，其反响热 总是相同的。
化学反响的反响热只与反响体系的始态和终态有关， 而与反响的途径无关。
态：物质种类、物质的量、物质的状态及环境条件
A
ΔH
B
ΔH1
ΔH2
C
ΔH=ΔH1+ΔH2
阅读教材P11~12
2H2(g) ＋O2(g) ＝2H2O(l) △H1 < 0
5、反响热的大小比较 (江苏)以下热化学方程式程中△H前者大于后者的是〔 C
①C(s)＋O2(g)＝CO2(g) △H1 C(s)＋1/2O2(g)＝CO(g) △H2
状态：s→l→g 变化时，会吸热； 反之会放热。
②S(s)＋O2(g)＝SO2(g) △H3 S(g)＋O2(g)＝SO2(g) △H4
(2)“叠加减〞法 ①P4(白磷，s)＋5O2(g)===P4O10(s) ΔH1＝－2 983.2 kJ·mol－1 ②P(红磷, s)+5/4O2(g)=1/4P4O10(s) △H2= -738.5 kJ/mol ③P4(白磷，s)===4P(红磷，s) ΔH= ? 。 ③ = ① - 4×②
k〔J/2m〕oCl O(g)+1/2O2(g)=CO2(g) △H2＝-283.0 kJ/mol
第三节 化学反应热的计算课件.ppt
知识聚焦 难点突破 当堂过关
难点突破
第三节 化学反应热的计算
⑤ΔH与物质的状态有关。等量的可燃物完全燃烧生成液 态水肯定比生成气态水放出的热量多，等量的气态反应物 反应放出的热量肯定比固态反应物放出的热量多。
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难点突破
第三节 化学反应热的计算
(3)图示比较法 反应热是生成物所具有的总能 量与反应物所具有的总能量的 差，即ΔH＝E生－E反，画出化 学变化过程中的能量变化图 后，依据反应物的总能量与生成物的总能量的高低关系可 以很方便地比较ΔH的大小。这种方法称为图示比较法。 例如，S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1＝－a kJ·mol－1； S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2＝－bkJ·mol－1。
α(N2)＝0.125mmolol×100%＝25%。
知识聚焦 难点突破 当堂过关
当堂过关
第三节 化学反应热的计算
2．已知在一定条件下，CO的燃烧热为283 kJ·mol－1，CH4的 燃烧热为890 kJ·mol－1，求1 mol CO和3 mol CH4组成的混 合气体在上述条件下充分燃烧，释放的热量为________。 答案 2 953 kJ 解析 Q＝283 kJ·mol－1×1 mol＋890 kJ·mol－1×3 mol＝ 2 953 kJ。
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难点突破
第三节 化学反应热的计算
(4)NH4Cl(s)＋H2O(l)===NH4Cl(aq) ΔH＝Q 则第(4)个方程式中的反应热是________。 答案 ＋51.4 kJ·mol－1 解析
利用盖斯定律知，(3)＋(2)－(1)＝(4)，则ΔH＝－52.3 kJ·mol －1＋(－72.3 kJ·mol－1)－(－176 kJ·mol－1)＝＋51.4 kJ·mol－ 1。
难点突破
第三节 化学反应热的计算
⑤ΔH与物质的状态有关。等量的可燃物完全燃烧生成液 态水肯定比生成气态水放出的热量多，等量的气态反应物 反应放出的热量肯定比固态反应物放出的热量多。
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难点突破
第三节 化学反应热的计算
(3)图示比较法 反应热是生成物所具有的总能 量与反应物所具有的总能量的 差，即ΔH＝E生－E反，画出化 学变化过程中的能量变化图 后，依据反应物的总能量与生成物的总能量的高低关系可 以很方便地比较ΔH的大小。这种方法称为图示比较法。 例如，S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1＝－a kJ·mol－1； S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2＝－bkJ·mol－1。
α(N2)＝0.125mmolol×100%＝25%。
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当堂过关
第三节 化学反应热的计算
2．已知在一定条件下，CO的燃烧热为283 kJ·mol－1，CH4的 燃烧热为890 kJ·mol－1，求1 mol CO和3 mol CH4组成的混 合气体在上述条件下充分燃烧，释放的热量为________。 答案 2 953 kJ 解析 Q＝283 kJ·mol－1×1 mol＋890 kJ·mol－1×3 mol＝ 2 953 kJ。
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难点突破
第三节 化学反应热的计算
(4)NH4Cl(s)＋H2O(l)===NH4Cl(aq) ΔH＝Q 则第(4)个方程式中的反应热是________。 答案 ＋51.4 kJ·mol－1 解析
利用盖斯定律知，(3)＋(2)－(1)＝(4)，则ΔH＝－52.3 kJ·mol －1＋(－72.3 kJ·mol－1)－(－176 kJ·mol－1)＝＋51.4 kJ·mol－ 1。
1.2反应热的计算课件高二上学期化学人教版选择性必修1(1)
△H1＝ △H ＋ △H2 △H ＝△H1 － △H2
= −393.5 kJ/mol − (−283.0 kJ/mol) = −110.5 kJ/mol
思路2：代数运算法 --- 加合法
①C(s) + O2(g) ＝ CO2(g)
△H1＝－393.5 kJ/mol
②CO(g)+ 1/2O2(g) ＝ CO2(g) △H2＝－283.0 kJ/mol
=7.5mol
Q放= 7.5mol× 853 kJ/mol=6398kJ
答：（1） FeS2燃烧的热化学方程式为：
FeS2 (s) +
11 4
O2
(g)
＝
1 2
Fe2O3 (s) +2SO2 (g)
ΔH= −853 kJ/mol
（2）理论上1kg黄铁矿完全燃烧放出的热量为6398kJ。
[例题2]葡萄糖是人体所需能量的重要来源之一，设它在人体组织中完 全氧化时的热化学方程式为：
③C(s) +1/2 O2(g) ＝ CO(g) △H3＝？
① C(s)+ O2(g)==CO2(g)
ΔH1= −393.5 kJ/mol
+) -②CO2(g) == CO(g)+1/2O2(g) ③ C(s)+1/2O2(g)=CO(g)
－ΔH2= +283.0 kJ/mol
③ =①+ (- ②) ΔH3=ΔH 1+(－ΔH2) = -393.5kJ/mol+283.0kJ/mol =-110.5kJ/mol
已知：碳的燃烧热ΔH1＝a kJ·mol－1
S(s)＋2K(s)=K2S(s) ΔH2＝b kJ·mol－1
= −393.5 kJ/mol − (−283.0 kJ/mol) = −110.5 kJ/mol
思路2：代数运算法 --- 加合法
①C(s) + O2(g) ＝ CO2(g)
△H1＝－393.5 kJ/mol
②CO(g)+ 1/2O2(g) ＝ CO2(g) △H2＝－283.0 kJ/mol
=7.5mol
Q放= 7.5mol× 853 kJ/mol=6398kJ
答：（1） FeS2燃烧的热化学方程式为：
FeS2 (s) +
11 4
O2
(g)
＝
1 2
Fe2O3 (s) +2SO2 (g)
ΔH= −853 kJ/mol
（2）理论上1kg黄铁矿完全燃烧放出的热量为6398kJ。
[例题2]葡萄糖是人体所需能量的重要来源之一，设它在人体组织中完 全氧化时的热化学方程式为：
③C(s) +1/2 O2(g) ＝ CO(g) △H3＝？
① C(s)+ O2(g)==CO2(g)
ΔH1= −393.5 kJ/mol
+) -②CO2(g) == CO(g)+1/2O2(g) ③ C(s)+1/2O2(g)=CO(g)
－ΔH2= +283.0 kJ/mol
③ =①+ (- ②) ΔH3=ΔH 1+(－ΔH2) = -393.5kJ/mol+283.0kJ/mol =-110.5kJ/mol
已知：碳的燃烧热ΔH1＝a kJ·mol－1
S(s)＋2K(s)=K2S(s) ΔH2＝b kJ·mol－1
《反应热的计算》教学课件-PPT【人教版】1
2.完全燃烧多少摩H2是生成液态水，才 能得到1000kJ热量? 提示： H2（g）的燃烧热ΔH＝－285.8 kJ/mol
欲使H2完全燃烧生成液态水，得到 1000kJ热量，需要H2 ：
1000kJ÷285.8 kJ/mol=3.5mol
《反应热的计算》教学课件-PPT【人 教版】1 优秀课 件（实 用教材 ）
ΔH＝26g/mol× （-99.6kJ ）÷ 2.00g =-1294.8 kJ/mol Q＝3.00mol× 1294.8 kJ/mol=3884.4kJ
2）从题4已知CH4的燃烧热-889.6 kJ/mol，相比 之下，燃烧相同物质的量的C2H2放出的热量多。
6. 试计算25℃时CO与H2O作用转化为H2 和CO2反应的反应热。
《反应热的计算》教学课件-PPT【人 教版】1 优秀课 件（实 用教材 ）
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8.一个体重为70kg的人脂肪储存的能量约为 4.2×105kJ，如果快速奔跑1km要消耗420kJ能量， 此人的脂肪可以维持奔跑的距离是多少？ 提示：此人脂肪储存的能量约为4.2×105kJ，快 速奔跑1km要消耗420kJ能量，此人的脂肪可以 维持奔跑的距离为：
有些反应的反应热虽然无法直接测得，但 利用盖斯定律不难间接计算求得。通过计算， 合理利用煤、石油、天然气等当今世界上最重 要的化石燃料,唤起了人们对资源利用和环境 保护的意识和责任感。
二、反应热的计算
例1.某次发射火箭，用N2H4（肼）在NO2中燃 烧，生成N2、液态H2O。假如都在相同状态下，请 写出发射火箭反应的热化学方程式。已知：
1
即：C（s）+ 2 O2（g）=CO（g）的 ΔH=110.5 kJ／mol
欲使H2完全燃烧生成液态水，得到 1000kJ热量，需要H2 ：
1000kJ÷285.8 kJ/mol=3.5mol
《反应热的计算》教学课件-PPT【人 教版】1 优秀课 件（实 用教材 ）
ΔH＝26g/mol× （-99.6kJ ）÷ 2.00g =-1294.8 kJ/mol Q＝3.00mol× 1294.8 kJ/mol=3884.4kJ
2）从题4已知CH4的燃烧热-889.6 kJ/mol，相比 之下，燃烧相同物质的量的C2H2放出的热量多。
6. 试计算25℃时CO与H2O作用转化为H2 和CO2反应的反应热。
《反应热的计算》教学课件-PPT【人 教版】1 优秀课 件（实 用教材 ）
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8.一个体重为70kg的人脂肪储存的能量约为 4.2×105kJ，如果快速奔跑1km要消耗420kJ能量， 此人的脂肪可以维持奔跑的距离是多少？ 提示：此人脂肪储存的能量约为4.2×105kJ，快 速奔跑1km要消耗420kJ能量，此人的脂肪可以 维持奔跑的距离为：
有些反应的反应热虽然无法直接测得，但 利用盖斯定律不难间接计算求得。通过计算， 合理利用煤、石油、天然气等当今世界上最重 要的化石燃料,唤起了人们对资源利用和环境 保护的意识和责任感。
二、反应热的计算
例1.某次发射火箭，用N2H4（肼）在NO2中燃 烧，生成N2、液态H2O。假如都在相同状态下，请 写出发射火箭反应的热化学方程式。已知：
1
即：C（s）+ 2 O2（g）=CO（g）的 ΔH=110.5 kJ／mol
1.3《化学反应热的计算》课件(新人教版选修4)
列方程求解
课堂练习：
2．已知金刚石和石墨在氧气中完全燃烧 的热化学方程式为： ① C(金刚石、s)+O2(g) = CO2(g) △H1＝－395.41kJ/mol ② C(石墨、s)+O2(g) = CO2(g) △H2＝－393.51kJ/mol 若取金刚石和石墨的混合晶体共 1mol在O2中完全燃烧，产生的热量为 Q kJ，则金刚石和石墨的物质的量之 比为： 。
实例2
下列数据表示H2的燃烧热吗？Why？
H2(g)+1/2O2(g) = H2O (g) △H1＝－241.8kJ/mol
已知 H2O(g) = H2O (l)
△H2＝－44 kJ/mol H2(g)+1/2O2(g) = H2O (l) △H＝△H1＋ △H2＝－285.8kJ/mol
2．盖斯定律的应用课本P12例2：【解】 设1kg乙醇燃烧后放出的热量为X C2H6O(l) + 3O2(g)== 2CO2(g) ＋3H2O (l) 46g/mol －1366.8kJ/mol 1000g X X＝(－1366.8kJ/mol × 1000g)/ 46g/mol ＝－29710kJ 答：1kg乙醇燃烧后放出29710kJ热量
盖斯简介
盖斯定律是在热力学第一定律之 前发现的，实际上是热力学第一定律 在化学反应的具体体现，是状态函数 的性质。盖斯定律奠定了热化学计算 的基础，使化学方程式像普通代数方 程那样进行运算，从而可以根据已经 准确测定的热力学数据计算难以测定 的反应热。
盖斯定律的灵活应用
盖斯简介
G.H.Germain Henri Hess (1802～1850)俄国 化学家。1802年8月7日生于瑞士日内瓦，1850年 12月12日卒于俄国圣彼得堡(现为列宁格勒)。3 岁随父侨居俄国,并在俄国受教育。1825年于多 尔帕特大学获医学专业证书，同时受到了化学和 地质学的基础教育。1826～1827年，在斯德哥尔 摩J.J.贝采利乌斯的实验室工作并从其学习化学。 回俄国后在乌拉尔作地质勘探工作，后在伊尔库 茨克做医生并研究矿物。1830年当选为圣彼得堡 科学院院士，专门研究化学，任圣彼得堡工艺学 院理论化学教授并在中央师范学院和矿业学院讲 授化学。1838年成为俄国科学院院士。
反应热的计算(课件)高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1
的热量为_________________kJ(用含有a和b的代数式表示)。
题型五：根据燃烧热计算
根据燃烧热计算：紧扣燃烧热的定义，反应物的量为“1 mol”，生成
物为稳定的氧化物。Q放＝n(可燃物)×|ΔH|。
例5.[课本P15例题1]黄铁矿(主要成分为FeS2)的燃烧是工业上制硫酸时得到
SO2的途径之一，反应的化学方程式为：4FeS2+11O2≜2Fe2O3+8SO2,在25℃
(2)CH4CO2催化重整不仅可以得到合成气(CO和H2)，还对温室气
体的减排具有重要意义。CH4CO2催化重整反应为
CH4(g)＋CO2(g)══2CO(g)＋2H2(g)。
已知：C(s)＋2H2(g)══CH4(g) ΔH＝－75 kJ·mol－1
C(s)＋O2(g)══CO2(g) ΔH＝－394 kJ·mol－1
∆H=(E2-E1)kJ/mol
=(a-b) kJ/mol
=-ckJ/mol
∆H=(E2-E1)kJ/mol
=(a-b) kJ/mol
=+ckJ/mol
例2. 理论研究表明，在101 kPa和298 K下，HCN(g)
过程的能量变化如图所示。下列说法错误的是 (
HNC(g)异构化反应
)D
A．HCN比HNC稳定
3H2(g)＋N2(g)
2NH3(g)
ΔH＝3E(H—H)＋E(N≡N)－6E(N—H)。
例3.已知：CH3CH3→CH2＝CH2＋H2；有关化学键的键能如下:
化学键
C－H
C＝C
C－C
H－H
键能（kJ/mol）
414.4
615.3
347.4
435.3
题型五：根据燃烧热计算
根据燃烧热计算：紧扣燃烧热的定义，反应物的量为“1 mol”，生成
物为稳定的氧化物。Q放＝n(可燃物)×|ΔH|。
例5.[课本P15例题1]黄铁矿(主要成分为FeS2)的燃烧是工业上制硫酸时得到
SO2的途径之一，反应的化学方程式为：4FeS2+11O2≜2Fe2O3+8SO2,在25℃
(2)CH4CO2催化重整不仅可以得到合成气(CO和H2)，还对温室气
体的减排具有重要意义。CH4CO2催化重整反应为
CH4(g)＋CO2(g)══2CO(g)＋2H2(g)。
已知：C(s)＋2H2(g)══CH4(g) ΔH＝－75 kJ·mol－1
C(s)＋O2(g)══CO2(g) ΔH＝－394 kJ·mol－1
∆H=(E2-E1)kJ/mol
=(a-b) kJ/mol
=-ckJ/mol
∆H=(E2-E1)kJ/mol
=(a-b) kJ/mol
=+ckJ/mol
例2. 理论研究表明，在101 kPa和298 K下，HCN(g)
过程的能量变化如图所示。下列说法错误的是 (
HNC(g)异构化反应
)D
A．HCN比HNC稳定
3H2(g)＋N2(g)
2NH3(g)
ΔH＝3E(H—H)＋E(N≡N)－6E(N—H)。
例3.已知：CH3CH3→CH2＝CH2＋H2；有关化学键的键能如下:
化学键
C－H
C＝C
C－C
H－H
键能（kJ/mol）
414.4
615.3
347.4
435.3
人教版《反应热》优质ppt课件
1mol 的液态水
忆
中和热
数
ΔH=－57.3kJ·mol－1
稀 溶液
无沉淀或微溶物
轴
典例精析
强酸与强碱的稀溶液发生中和反应的热效应为 H＋ (aq) + OH－(aq) = H2O (l) ΔH ＝－57.3 kJ·mol－1 。分别向 1 L 0.5 mol·L－1
的 NaOH 溶液中加入 ① 浓硫酸、② 稀硫酸、③ 稀盐酸，恰好完全反应的热效应分别为 ΔH1 、ΔH2 、ΔH3 ，下列关系正确的
高中 化学
解密中和热
知识脉络
中和热
中和热
1、概念：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成1 mol液态水时的反应热。 2、注意几个限定词： ①稀溶液； ②产物是1mol液态H2O； ③用离子方程式可表示为OH−(aq)＋H＋(aq)==H2O(l) ΔH＝−57.3 kJ•mol−1。
知识脉络
知识精讲
中和热
定义
常温常压下，在稀溶液中，1 mol H＋ 和 1 mol OH－ 发生中和反应生成 1 mol H2O (l) 时所释 放出来的热量为中和热。 ΔH=－57.3 kJ/mol
解读 几个限定词
溶液的浓度 稀溶液
知识精讲
中和热
人强③无N有顶在常Δ5③H有3无胸与志强志中②志追经经 无人岂燕壮让在无胸死男无贫胸顶困经顶以有0H＋ak生酸用钱志天稀温用志钱有其高酸不和产不踪典典钱生能雀志自年钱有犹子钱困无天，典天天志O1Jm•H(<不 与 离 之 的 立 溶 常 离 的 之 凌 当 山 与 真 热 物 立 着 励 励之 不 尽 安 与 己 轻 之 凌 未 千 之 能 大 立 你 励 立 下 的moa溶lqΔo·得强子人人地液压子人人云一峰强则测是，鹿志志 人得如知毅的人人云肯年人造志地是志地为人L)Hl液－−+2行碱方脚战奇中下方战脚志辈矮碱心定1如的短短 脚行人鸿力内的脚志输志脚就，奇人短奇己战1的O1m<。胸的程杆天男，，程天杆，子，的不常无猎句句 杆胸意鹄是心颈杆，心，杆男枉男类句男任天H盐Δo浓－lH怀稀式硬斗子强在式斗硬无乌路稀热用舵人((硬怀,之事藏项硬无去吾硬子活子艺(子。斗液酸但二二 二度3(，溶可，地，酸稀可地，高鸦从溶，实这是，，志业着上，高，生，气一，术，地态、a求)))大定q虽液表有，要与溶表，有不，脚液心验舟看有虽哉的一，有不贫未有概世要的要，H0)无于2.=寿发示钱无把强液示无钱可莫下发不用，不钱寿。双条没钱可亦有钱。。把源把无O愧义H1常 O放；百生为之志乾碱中为志之攀如伸生热品无见之百翼巨有之攀其涯之乾泉乾志2.我OH岁中人的坤发，的人。当。中则衔山人岁。龙什人。能。人坤，坤的OO温 出心(HH－l犹和骨人扭生人骨一和功之的骨犹，么骨奈骨扭你扭人1).−−常 来m((发为反头怨转中怨头次反不马。头为既东头我头转将转怨aaoqq压 的无应酥天来和天酥鹰应贤，酥无是西酥何酥来伟来天l))生C＋＋H.也的。恨。反恨。。的。漂。也一能。。。大。恨!下 热＋HH中。热地应地热荡。种比的地＋＋和， 量和效。生。效奔苦事灵。((aa1qq在 为应成应逸刑业感反))m==为为，，心赐==稀 中o1应HHlm终也这予OHH22溶 和OOoH生＋＋亦是颗诗l((－llH液热))何一灿人((成2aa发qqO所种烂。。中ΔΔ))生HH(1++底乐的l)＝＝，OO中m时乎趣宝HH−−和1的o55－－。。珠Δ77l反mH反..((。aaH应=qqo应2))－l生O==热HHH5成(22＋7lOO).13和((时mllk))oJ所l/ΔΔ1mHHH2m释o＝＝Olo(－－ll) 55时77..所释放出来的热量溶量为解中液读和的热产浓。物度几H2个O稀限的溶物定液质词的量为 1 mol
第一章第二节反应热的计算-2024-2025学年高二化学选择性必修一同步课件
差异，明确①目标反应物和生成物；②需要约掉的物质；
(2) 以目标方程式为参考，把已知方程式扩大或减小一定的倍数后
进行加减消去未出现在目标方程式中的化学式，最后得出待求方程
式；
(3)把已知ΔH 带正负号进行与上述相同的四则运算规则进行计算即
得目标方程式的ΔH 。
以上步骤可以概括为找目标，看来源，变方向，调系数，相叠加，得答案
两个反应的反应热却可以直接测定：
C(s)+O2(g)=CO2(g) ∆H1=-393.5 kJ/mol
CO(g)+
1
O2 (g)=CO2(g)
2
∆ H2=-283.0 kJ/mol
上述三个反应具有如下关系：
CO(g)+
∆H3
C(s)+O2(g)
1
O2 (g)
2
途径二
∆H1
途径一
根据盖斯定律，则有：
∆H1=∆H2+∆H3
第一章 化学反应的热效应
第二节 反应热的计算
学习目标
1
通过学习并理解盖斯定律的内容,能用盖斯定律进行有关反应热的
简单计算,培养宏观辨识与微观探析的核心素养。
2
通过学会有关反应热计算的方法技巧,进一步提高化学计算的能力。
思考:反应热可以通过实验直接测定
还记得用啥吗？
量热计
如何测定如下反应:
C(s)+1/2O2(g)=CO(g) △H=？
石灰分别与硫酸反应的反应热总结出了盖斯定律
盖斯
一、盖斯定律
1.内容： 一个化学反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其
反应热是相同的。
2.特点：
盖斯定律表明，在一定条件下，
反应热、焓变-ppt课件
①焓:与内能有关的物理量 符号:H
②焓变:等压条件下，反应热也可称为焓变 符号:△H 单位：kJ/mol
3 . 规定
反应体系的能量降低(即放热反应)，则△H为“－” 反应体系的能量升高(即吸热反应)，则△H为“＋”
规定：当△H为“－”（△H < 0）时，为放热反应 当△H为“＋”（△H > 0）时，为吸热反应
【课堂练习】 1. 1.0L 1.0mol/L H2SO4溶液与2.00L 1.0mol/L NaOH溶液完全反应， 放出114.6kJ的热量，该反应的反应热为△H= _-1_1_4_._6_k_J_/m。ol
2. 1molC与1molH2O(g)反应失成lmol CO(g)和1mol H2(g)，需要吸收 131.5kJ的热量，该反应的反应热为△H=_＋__1_3_1_.5_k__J_/m__o_l 。
反应的ΔH = +183 kJ/mol
总结：反应热、焓、焓变的比较
概念
符号 单位 数值 联系 注意
反应热
焓变
焓
化学反应释放或从吸收的热量 △H=H生成物－H反应物 物质具有的能
量
Q
ΔH
H
kJ/mol
正值表示反应吸热；负值表示反应放热
只有正值
反应热 = 焓变（等压）；ΔH=H(生成物)－H(反成物)
➢ 环境：与体系相互影响的其它部分(如试管、空气等)
➢ 热量 : 指因为温度不同而在体系与环境之间交换 或传递等能量。
一、反应热
1.定义:在等温条件下，化学反应过程中释放或吸收的热量 2.符号:Q 3.单位:kJ/mol 或 kJ.mol-1
二、焓变
1.内能(U):体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集 状态等影响。 2.焓与焓变
②焓变:等压条件下，反应热也可称为焓变 符号:△H 单位：kJ/mol
3 . 规定
反应体系的能量降低(即放热反应)，则△H为“－” 反应体系的能量升高(即吸热反应)，则△H为“＋”
规定：当△H为“－”（△H < 0）时，为放热反应 当△H为“＋”（△H > 0）时，为吸热反应
【课堂练习】 1. 1.0L 1.0mol/L H2SO4溶液与2.00L 1.0mol/L NaOH溶液完全反应， 放出114.6kJ的热量，该反应的反应热为△H= _-1_1_4_._6_k_J_/m。ol
2. 1molC与1molH2O(g)反应失成lmol CO(g)和1mol H2(g)，需要吸收 131.5kJ的热量，该反应的反应热为△H=_＋__1_3_1_.5_k__J_/m__o_l 。
反应的ΔH = +183 kJ/mol
总结：反应热、焓、焓变的比较
概念
符号 单位 数值 联系 注意
反应热
焓变
焓
化学反应释放或从吸收的热量 △H=H生成物－H反应物 物质具有的能
量
Q
ΔH
H
kJ/mol
正值表示反应吸热；负值表示反应放热
只有正值
反应热 = 焓变（等压）；ΔH=H(生成物)－H(反成物)
➢ 环境：与体系相互影响的其它部分(如试管、空气等)
➢ 热量 : 指因为温度不同而在体系与环境之间交换 或传递等能量。
一、反应热
1.定义:在等温条件下，化学反应过程中释放或吸收的热量 2.符号:Q 3.单位:kJ/mol 或 kJ.mol-1
二、焓变
1.内能(U):体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强和物质的聚集 状态等影响。 2.焓与焓变
1.2 课时2 反应热的计算(19张PPT) 课件 高二化学人教版(2019)选择性必修1
＋40.9
=
=
=
5．根据盖斯定律计算
ΔH的大小比较
1、与“符号”相关的反应热比较：
对于放热反应来说，ΔH＝－Q kJ·mol－1，虽然“—”仅表示放热的意思，但在比较大小时要将其看成真正意义上的“负号”，即：放热越多，ΔH反而越小。
ΔH的大小比较
2、与“化学计量数”相关的反应热比较
2 mol ? kJ
能量
1．根据热化学方程式计算
2．根据实验数据计算例2 家用液化气的主要成分之一是丁烷(C4H10)。常温常压下，丁烷的燃烧热ΔH＝－2 900 kJ·mol－1，则1 g丁烷完全燃烧生成CO2气体和液态水时放出的热量为______。
A
3.已知化学反应A2(g)＋B2(g)==2AB(g)的能量变化如图所示，判断下列叙述中正确的是( )
A.每生成2分子AB吸收b kJ热量B.该反应热ΔH＝＋(a－b) kJ·mol－1C.该反应中反应物的总能量高于生成物的总能量D.断裂1 mol A—A键和1 mol B—B键，放出a kJ能量
（1）请写出FeS2燃烧的热化学方程式。（2）计算理论上1kg黄铁矿（FeS₂的含量为90%）完全燃烧放出的热量。
高温
同学们再见！
授课老师：
时间：2024年9月15日
则a b，ΔH1 ΔH2。
<
>
ΔH的大小比较
3、与“物质聚集状态”相关的反应热比较
S(s)＋O2(g)=SO2(g) ΔH7 S(g)＋O2(g)=SO2(g) ΔH8
ΔH7 ＞ ΔH8
ΔH9＜ ΔH10
对于同种物质，气态时焓最高，液态次之，固态最低。
反应热的计算
第一章 化学反应的热效应
重点：熟练掌握反应热的计算
=
=
=
5．根据盖斯定律计算
ΔH的大小比较
1、与“符号”相关的反应热比较：
对于放热反应来说，ΔH＝－Q kJ·mol－1，虽然“—”仅表示放热的意思，但在比较大小时要将其看成真正意义上的“负号”，即：放热越多，ΔH反而越小。
ΔH的大小比较
2、与“化学计量数”相关的反应热比较
2 mol ? kJ
能量
1．根据热化学方程式计算
2．根据实验数据计算例2 家用液化气的主要成分之一是丁烷(C4H10)。常温常压下，丁烷的燃烧热ΔH＝－2 900 kJ·mol－1，则1 g丁烷完全燃烧生成CO2气体和液态水时放出的热量为______。
A
3.已知化学反应A2(g)＋B2(g)==2AB(g)的能量变化如图所示，判断下列叙述中正确的是( )
A.每生成2分子AB吸收b kJ热量B.该反应热ΔH＝＋(a－b) kJ·mol－1C.该反应中反应物的总能量高于生成物的总能量D.断裂1 mol A—A键和1 mol B—B键，放出a kJ能量
（1）请写出FeS2燃烧的热化学方程式。（2）计算理论上1kg黄铁矿（FeS₂的含量为90%）完全燃烧放出的热量。
高温
同学们再见！
授课老师：
时间：2024年9月15日
则a b，ΔH1 ΔH2。
<
>
ΔH的大小比较
3、与“物质聚集状态”相关的反应热比较
S(s)＋O2(g)=SO2(g) ΔH7 S(g)＋O2(g)=SO2(g) ΔH8
ΔH7 ＞ ΔH8
ΔH9＜ ΔH10
对于同种物质，气态时焓最高，液态次之，固态最低。
反应热的计算
第一章 化学反应的热效应
重点：熟练掌握反应热的计算
《反应热的计算》课件人教版高中化学选修PPT课件
对废止的对内报表，由各部门提出方案，交生产部备案，在总目录中予以注销。
mol× 1 ＝0.062 5 mol。由题意知 0.062 5 mol丁烷燃烧放热161.9 kJ，
4
故1 mol 丁烷燃烧放热161.9 kJ÷0.062 5＝2 590.4 kJ，即ΔH＝－2
590.4 kJ·mol－1。
【变式训练2】
（人教版选修4） 第 一章《化学反应与能量》
已知：2H2O(l)===2H2(g)＋O2(g) ΔH＝＋517.6 kJ·mol－1，CH4(g)＋ 2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－890.3 kJ·mol－1。1 g 氢气和1 g甲 烷分别燃烧后，放出的热量之比约是( )
B．－2 590.4 kJ·mol－1
C．＋1 295.2 kJ·mol－1
D．－1 295.2 kJ·mol－1
【解析】 n(KOH)＝5 mol·L－1 ×0.1 L＝0.5 mol，由2KOH＋CO2===K2CO3
＋H2O知：n(CO2)＝
1 2
×0.5 mol＝0.25 mol。即丁烷的物质的量为0.25
【解析】：本题考查盖斯定律的应用。根据盖斯定律将题给①、②式作如下处
理：①－②×4得到新的热化学方程式：P4(白磷，s)===4P(红磷，s) ΔH＝
－29.2 kJ·mol－1
【答案】：P4(白磷，s)===4P(红磷，s) ΔH＝－29.2 kJ·mol－1
【问题探究2】
（人教版选修4） 第 一章《化学反应与能量》
B．12∶3.25
C．1∶1
D．393.5∶241
【答案】 B
【解析】 设需要C、H2的物质的量分别为x、y，则393.5x＝241.8y
mol× 1 ＝0.062 5 mol。由题意知 0.062 5 mol丁烷燃烧放热161.9 kJ，
4
故1 mol 丁烷燃烧放热161.9 kJ÷0.062 5＝2 590.4 kJ，即ΔH＝－2
590.4 kJ·mol－1。
【变式训练2】
（人教版选修4） 第 一章《化学反应与能量》
已知：2H2O(l)===2H2(g)＋O2(g) ΔH＝＋517.6 kJ·mol－1，CH4(g)＋ 2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－890.3 kJ·mol－1。1 g 氢气和1 g甲 烷分别燃烧后，放出的热量之比约是( )
B．－2 590.4 kJ·mol－1
C．＋1 295.2 kJ·mol－1
D．－1 295.2 kJ·mol－1
【解析】 n(KOH)＝5 mol·L－1 ×0.1 L＝0.5 mol，由2KOH＋CO2===K2CO3
＋H2O知：n(CO2)＝
1 2
×0.5 mol＝0.25 mol。即丁烷的物质的量为0.25
【解析】：本题考查盖斯定律的应用。根据盖斯定律将题给①、②式作如下处
理：①－②×4得到新的热化学方程式：P4(白磷，s)===4P(红磷，s) ΔH＝
－29.2 kJ·mol－1
【答案】：P4(白磷，s)===4P(红磷，s) ΔH＝－29.2 kJ·mol－1
【问题探究2】
（人教版选修4） 第 一章《化学反应与能量》
B．12∶3.25
C．1∶1
D．393.5∶241
【答案】 B
【解析】 设需要C、H2的物质的量分别为x、y，则393.5x＝241.8y
第七章第2节 燃烧热 中和热 能源 化学反应热的计算(共79张PPT)
能源的开发和综合利用
能源问题是21世纪的重要课题，开发绿色能源、清洁 能源已迫在眉睫，近年的高考对该问题也多次提及，题型 以选择题为主，难度不大。
[固本自测] 2. 强酸与强碱的稀溶液发生中和反应：H＋(aq) ＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ·mol－1， 分别向1 L 0.5 mol·L－1的NaOH溶液中加入： ①稀醋酸，②浓硫酸，③稀硝酸，恰好完全 反应的热效应分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3，它们 的关系正确的是( ) A. ΔH1>ΔH2>ΔH3 B. ΔH2<ΔH1<ΔH3 C. ΔH1＝ΔH2＝ΔH3 D. ΔH1>ΔH3>ΔH2
追本溯源拓认知
知识点一
燃烧热
稳定 (1)在101 kPa时， mol物质完全燃烧生成 1 的氧化物时所放出的热量，叫做该物 质的燃烧热，单位一般为 ， kJ·mol－1 符号ΔH。 (2)在101 kPa时，测得1 mol － C完全燃烧放出 393.5_kJ·mol 1 393.5 kJ的热量，则C的燃烧热为 C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－393.5 kJ·mol－1 ，其热化学方程式为 。
答案：D 解析：燃烧热是可燃物与氧气充分燃烧放出 的热量，A错误；生成物H2O应为液态，B错 误；可燃物是指1 mol可燃物完全燃烧，C错 误。
知识点二
中和热
1. 中和热 1 中和 在 稀溶液 中酸跟碱发生 反应而生成 mol H2O时所产生的反应热叫中和热。单位一 kJ·mol－1 般为 ，符号为 。中和热 ΔH 的热化学方程式为 H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ·mol－1 。
(2)导致“测定误差”的因素 根据计算关系：中和反应时放出的热量为(m1 ＋m2) · c· (t1－t2)。其中溶液的比热容c是已 知的，对于给定的反应m1和m2也是定值，这 样求算出的中和热是否接近57.3 kJ/mol，取决 于溶液的浓度、溶液的体积及温度的变化。 引起中和热有较大误差的因素有①溶液浓度 不准；②溶液取量不准；③隔热较差；④室 温太低；⑤温度未取到最高点等。
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三、中和热的测定
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。
11
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)
12
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
13
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
• ΔH-TΔS 〉0 反应不能自发进行
5
影响因素变化规律
6
注意
• ※注意：（1）、参加反应的物质为固体和
液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响， 可以认为反应速率不变。
•
（2）、惰性气体对于速率的影响
•
①恒温恒容时：充入惰性气体→总
压增大，但是各分压不变，各物质浓度不
变→反应速率不变
• ②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大 →各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、反应热的计算
反应热的计算类型： A.根据反应热的概念的计算 B 根据热化学方程式的计算 C 根据化学键键能的计算 D利用盖斯定律的计算
4
第二章 化学反应速率和化学平衡
第一节 化学反应速率
一、化学反应速率
化学反应速率（v） ⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或 生成物的物质的量的变化 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的 增加来表示 ⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt： 时间）单位：mol/（L·s） ⑷ 影响因素： ① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定 因素） ② 条件因素（外因）：反应所处的条件
平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着 放热反应方向移动。 • 3、压强对化学平衡移动的影响 • 影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体 积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向 移动。 • 注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡 发生移动 • （2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动 规律相似
9
外界条件对反应速率的影响
• 4、催化剂对化学平衡的影响：由于使用催 化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程 度是等同的，所以平衡不移动。但是使用 催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的 时间。
• 5、勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果 改变影响平衡的条件之一（如温度，压强， 浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方 向移动。
7
第二节 影响化学反应速率的因素
一、有效碰撞理论
活化分子；活化能；活化分子百分数；有效碰撞
二、外界条件对反应速率的影响
1、浓度对化学平衡移动的影响
（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物
的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移
动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平
衡向逆方向移动
③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）
二、中和热
1．概念：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。
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/mol
• 注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温 度反应都能自发进行
•
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度
反应都不能自发进行
14
第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离
一、强弱电解质
常见的强弱电解质的类型并学会判断 与导电性、溶解性无关
二、弱电解质的电离平衡
电离方程式的书写(强等号、弱可逆、多元弱酸分步写、 多元弱碱一步完、NaHSO4、NaHCO3) 影响电离平衡的因素(浓度、温度、稀释、同离子效应、 化学反应)
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡_
不移动_
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度
__减小__，生成物浓度也_减小_， V正_减小__，V逆也_
减小__，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反
应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动。
8
外界条件对反应速率的影响
• 2、温度对化学平衡移动的影响 • 影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升化学平衡状态的建立
定义、特征 (5个)、 化学平衡状态标志的判断(变量不变) 影响化学平衡状态的因素 (浓度、温度、压强)及平衡的移动 催化剂不能使平衡发生移动、勒夏特列原理
全等(任何化学平衡)
等效平衡
相似
恒T恒P(无需看分子数)：相似或全等
分子数不变：相似/全等
恒T恒V(看分子数) 分子数改变：全等
1
第一章 化学反应与能量
第一节 化学反应与能量变化
一、焓变、反应热
化学键与化学反应中的能量变化的关系、△H的计算式 常见的吸热反应、放热反应及其对应图像
二、热化学方程式的书写(结合燃烧热、中和热)
燃烧热：常见物质有乙醇、甲烷、丙烷、乙烯 中和热：H+ (aq)+OH-(aq)=H2O(l) △H=-57.3kJ/mol △H大小的比较
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。
11
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)
12
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
13
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
• ΔH-TΔS 〉0 反应不能自发进行
5
影响因素变化规律
6
注意
• ※注意：（1）、参加反应的物质为固体和
液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响， 可以认为反应速率不变。
•
（2）、惰性气体对于速率的影响
•
①恒温恒容时：充入惰性气体→总
压增大，但是各分压不变，各物质浓度不
变→反应速率不变
• ②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大 →各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、反应热的计算
反应热的计算类型： A.根据反应热的概念的计算 B 根据热化学方程式的计算 C 根据化学键键能的计算 D利用盖斯定律的计算
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第二章 化学反应速率和化学平衡
第一节 化学反应速率
一、化学反应速率
化学反应速率（v） ⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或 生成物的物质的量的变化 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的 增加来表示 ⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt： 时间）单位：mol/（L·s） ⑷ 影响因素： ① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定 因素） ② 条件因素（外因）：反应所处的条件
平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着 放热反应方向移动。 • 3、压强对化学平衡移动的影响 • 影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体 积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向 移动。 • 注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡 发生移动 • （2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动 规律相似
9
外界条件对反应速率的影响
• 4、催化剂对化学平衡的影响：由于使用催 化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程 度是等同的，所以平衡不移动。但是使用 催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的 时间。
• 5、勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果 改变影响平衡的条件之一（如温度，压强， 浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方 向移动。
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第二节 影响化学反应速率的因素
一、有效碰撞理论
活化分子；活化能；活化分子百分数；有效碰撞
二、外界条件对反应速率的影响
1、浓度对化学平衡移动的影响
（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物
的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移
动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平
衡向逆方向移动
③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）
二、中和热
1．概念：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。
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/mol
• 注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温 度反应都能自发进行
•
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度
反应都不能自发进行
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第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离
一、强弱电解质
常见的强弱电解质的类型并学会判断 与导电性、溶解性无关
二、弱电解质的电离平衡
电离方程式的书写(强等号、弱可逆、多元弱酸分步写、 多元弱碱一步完、NaHSO4、NaHCO3) 影响电离平衡的因素(浓度、温度、稀释、同离子效应、 化学反应)
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡_
不移动_
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度
__减小__，生成物浓度也_减小_， V正_减小__，V逆也_
减小__，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反
应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动。
8
外界条件对反应速率的影响
• 2、温度对化学平衡移动的影响 • 影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升化学平衡状态的建立
定义、特征 (5个)、 化学平衡状态标志的判断(变量不变) 影响化学平衡状态的因素 (浓度、温度、压强)及平衡的移动 催化剂不能使平衡发生移动、勒夏特列原理
全等(任何化学平衡)
等效平衡
相似
恒T恒P(无需看分子数)：相似或全等
分子数不变：相似/全等
恒T恒V(看分子数) 分子数改变：全等
1
第一章 化学反应与能量
第一节 化学反应与能量变化
一、焓变、反应热
化学键与化学反应中的能量变化的关系、△H的计算式 常见的吸热反应、放热反应及其对应图像
二、热化学方程式的书写(结合燃烧热、中和热)
燃烧热：常见物质有乙醇、甲烷、丙烷、乙烯 中和热：H+ (aq)+OH-(aq)=H2O(l) △H=-57.3kJ/mol △H大小的比较