化学反应的焓变汇总

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初中化学知识点归纳化学反应的焓变与熵变

初中化学知识点归纳化学反应的焓变与熵变初中化学知识点归纳：化学反应的焓变与熵变化学反应是物质之间发生的变化过程，它涉及到能量的转化。

在化学反应中，我们常常关注焓变和熵变这两个重要的热力学量，它们对于反应的进行和方向有着关键的影响。

本文将对初中化学学习中涉及到的化学反应的焓变和熵变进行归纳总结，以帮助同学们更好地理解和掌握这一知识点。

一、焓变焓变是指在化学反应过程中，反应物到产品之间的焓差。

它可以表示为ΔH，其中Δ表示反应物与产物之间的差值。

1. 异化反应的焓变异化反应是指在化学反应中，反应物中的原子或离子在结构上发生了变化。

在异化反应中，焓变可以是吸热反应（ΔH>0）或放热反应（ΔH<0）。

例如，氧化反应是一种放热反应，它产生的焓变为负值。

2. 同化反应的焓变同化反应是指在化学反应中，反应物中的原子或离子在结构上没有发生变化。

在同化反应中，焓变通常是吸热反应（ΔH>0）。

例如，融化、蒸发等变态反应就是一种吸热反应。

3. 反应热的计算化学反应的焓变可以通过反应热（q）来计算。

反应热是指化学反应在等压条件下吸收或释放的热量。

反应热的计算公式为q=mcΔT，其中m代表反应物的质量，c代表物质的比热容，ΔT 表示温度变化。

二、熵变熵是描述体系混乱程度的物理量，熵变是指化学反应中，反应物与产物之间的熵差。

它通常用ΔS表示。

1. 熵的增加与减少当物质的分子或离子的排列方式发生改变时，熵会发生变化。

经验上，混乱的程度越高，熵的值越大。

简单来说，熵的增加意味着混乱度的增加，熵的减少意味着混乱度的减少。

2. 熵变的判断在化学反应中，如果反应物的混乱度大于产物的混乱度，那么反应的熵变为负值（ΔS<0）。

反之，如果反应物的混乱度小于产物的混乱度，那么反应的熵变为正值（ΔS>0）。

3. 熵变与反应进行方向的关系根据熵变与反应进行方向的关系，我们可以得出以下结论：- 当焓变为负（放热反应）且熵变为正时，反应的进行是自发的，方向是向前进行的；- 当焓变为正（吸热反应）且熵变为负时，反应的进行是不自发的，方向是反向进行的；- 当焓变为正（吸热反应）且熵变为正时，反应的进行需要考虑其他因素。

化学反应中的能量变化与焓变知识点总结

化学反应中的能量变化与焓变知识点总结化学反应是物质发生变化的过程，不仅涉及到物质结构和性质的改变，还伴随着能量的转化。

本文将介绍化学反应中的能量变化与焓变的相关知识点。

一、能量变化的概念及表达方式能量变化指的是在化学反应中，反应物与生成物之间能量的差异。

通常用△E表示能量变化，△E为正表示反应吸热，即需要外界输入能量；△E为负表示反应放热，即系统释放能量。

二、焓变的概念及计算方法焓变描述的是化学反应过程中的能量变化，常用符号△H表示。

焓变可以通过多种方法计算，包括燃烧方法、反应热法和反应熵法等。

1. 燃烧方法：利用燃烧反应的焓变确定其他反应的焓变。

例如，将某物质燃烧得到水和二氧化碳的焓变已知，可以通过该焓变计算其他化学反应的焓变。

2. 反应热法：实验室中可以通过测量反应前后的温度变化来确定焓变。

根据热容的定义，可以使用公式△H = mc△T计算焓变，其中m 为溶液的质量，c为溶液的热容，△T为温度变化。

3. 反应熵法：根据热力学的第二定律，系统的总熵变△S等于系统的产热△Q除以温度的倒数，即△S = △Q/T。

通过测定反应的熵变，并代入公式△S = △H/T，可以求解焓变。

三、焓变与反应类型的关系化学反应可以分为吸热反应和放热反应。

焓变与反应类型的关系如下：1. 吸热反应：△H为正，表示反应需要吸收能量。

在吸热反应中，反应物的化学键被打破，需要耗费能量；同时，生成物的化学键形成，释放出热量。

吸热反应常见于蒸发、融化和化学吸收等过程。

2. 放热反应：△H为负，表示反应释放能量。

在放热反应中，反应物的化学键形成，释放出热量；同时，生成物的化学键被打破，吸收能量。

放热反应常见于燃烧、酸碱中和和氧化还原等反应中。

四、能量守恒定律与焓变计算的实际运用能量守恒定律是指在封闭系统中，能量的总量保持不变。

根据能量守恒定律，化学反应的焓变可以通过各组分的焓变进行计算。

利用焓变计算，可以评估反应的能量变化情况，为反应条件的选择和工艺的设计提供依据。

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。

焓变计算方法的归纳总结

焓变计算方法的归纳总结焓变（ΔH）是指化学反应中物质的焓值差异。

它可以用来描述反应的吸热或放热程度，以及反应的方向性。

在化学计算中，准确计算焓变对于理解和预测化学反应过程至关重要。

本文将对几种常用的焓变计算方法进行归纳总结，包括热量平衡法、基于热容的方法和标准生成焓法。

一、热量平衡法热量平衡法是一种基于热力学第一定律的计算方法。

它利用反应前后的热量变化量来计算焓变。

具体步骤如下：1. 确定反应物和生成物的摩尔数。

2. 根据燃烧热、生成焓等已知物质的热化学方程式计算焓变。

3. 根据反应方程式的系数，乘以相应的焓变值，求得反应物和生成物的焓变。

4. 按适当的百分数比例将结果转化为反应物或生成物的焓变。

热量平衡法计算准确度较高，适用于热力学性质已知的物质。

二、基于热容的方法基于热容的方法利用物质在加热或冷却过程中的热容变化来计算焓变。

这种方法常用于相变过程和稀溶液的焓变计算。

具体步骤如下：1. 实验测量物质在反应前后的温度变化。

2. 根据物质的热容公式计算焓变。

3. 热容公式可根据反应物和生成物的物态和组成调整。

基于热容的方法适用于温度变化较大的反应，如化学反应中的相变和溶液的稀释。

三、标准生成焓法标准生成焓法是一种基于标准生成焓的计算方法。

它利用已知物质的标准生成焓和反应物和生成物的摩尔数来计算焓变。

具体步骤如下：1. 确定反应物和生成物的摩尔数。

2. 根据已知物质的标准生成焓和反应物的生成焓计算反应物和生成物的焓变。

3. 根据反应方程式的系数，乘以相应的焓变值，求得反应物和生成物的焓变。

标准生成焓法适用于热力学性质已知的物质，且对生成焓有准确的测量数据。

综上所述，焓变计算方法的归纳总结包括热量平衡法、基于热容的方法和标准生成焓法。

热量平衡法适用于已知物质的热力学性质，通过反应前后的热量变化来计算焓变；基于热容的方法适用于相变和稀溶液的焓变计算，利用物质在加热或冷却过程中的热容变化来计算焓变；标准生成焓法适用于已知物质的热力学性质，通过已知物质的标准生成焓和反应物和生成物的摩尔数来计算焓变。

高二化学化学反应的焓变

３、(2003· 江苏)已知在25℃、101kPa下，1g C8H18(辛烷)燃烧生成二氧化碳和液态水时放出48.40kJ 热量。表示上述反应的热化学方程式正确的是 ( B ) A、C8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2(g) +9H2O(g) △H= - 48.40kJ· mol -1 B、C8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2 (g) +9H2O(l) △H= - 5518kJ· mol -1 C、C8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2(g) + 9H2O(l) △H= + 5518kJ· mol -1 D、C8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2 (g)+ 9H2O(l) △H= - 48.40kJ· mol -1
kPa时不写）一般不写其他反应条件；不标明生成沉淀或气体符号。 2)要注明反应物和生成物的聚集状态，常用s、l、g表示固体、液体、气体。
3) ΔH后要注明反应温度，ΔH的单位为J· mol-1或
KJ· mol-1 4)ΔH的值必须与方程式的化学计量数对应。计量数加倍时， ΔH也要加倍。当反应逆向进行时，其 ΔH与正反应的数值相等，符号相反。 5)方程式中的化学计量数以“mol”为单位，不表示分子数，因此可以是整数，也可以是小数或分数。
∴ 当ΔH ＞0时，为吸热反应。
当ΔH ＜0时，为放热反应。
当∆H为“－”（ ∆H<0）时，为放热反应
当∆H为“＋”（ ∆H>0）时，为吸热反应
交流研讨
下列方程式属于热化学方程式：
H2 ( g )＋I2 ( g ) ==== 2HI ( g )
101 kPa
200 ℃

化学反应的焓变

包权
人书友圈7.三端同步
问题一
为什么有的反应会放出热量有的需要吸收热量呢？
阅读P3 反应过程中能量变化曲线图
一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于
反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。。
规律
（1）若E反> E生，放出能量（2）若E反< E生，吸收能量
放热反应吸热反应
C、C8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2(g) + 9H2O(l) △H= + 5518kJ·mol -1
D、C8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2 (g)+ 9H2O(l) △H= - 48.40kJ·mol -1
3、已知
（1）H2( g )＋1/2O2 ( g ) ＝ H2O ( g ) ΔH1 = a kJ/mol （2）2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( g ) ΔH2 = b kJ/mol （3） H2( g )＋1/2O2 ( g ) ＝ H2O ( l ) ΔH3 = c kJ/mol （4） 2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( l ) ΔH4 = d kJ/mol
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化学反应的焓变

反应物
放出能量
△H＞0
△H＜0 生成物
反应物
反应过程吸热反应反应过程放热反应
3、吸热反应：吸收热量的反应；ΔH＞0 或 ΔH为“＋” 放热反应：
吸收热量的反应； ΔH＜0 或 ΔH为“－”
ΔH＝生成物总能量－反应物总能量
练习1：对于放热反应：
2H2(g)+ O2(g)=2H2O(l)，下列说法中，正确的是（ B）
H
单位： kJ/mol
问题1：化学反应中为什么会伴随能量的变化？
任何一个化学反应中，反应物所具有的总能量与宏观：生成物所具有的总能量不相等。在新物质产生的同时总是伴随着能量的变化。一个化学反应是放出能量还是吸收能量，取决于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。
能量
吸收能量
生成物
能量
例如：热化学方程式：
N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) △H = - 92.38kJ· -1 mol
表示的意义为：1mol氮气和3mol氢气完全反应生成2mol氨气，放出92.38kJ的热量。再如： H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) △H = - 285.8kJ· mol-1 表示的意义为：1mol氢气和1/2mol氧气反应生成1mol液态水，放出285.8kJ的热量。
4、化学键与化学反应中的能量变化
键能：拆开1mol气态物质中某种共价键需要吸收的能量，就是该共价键的键能。共价键的键能越大，该共价键越牢固。
A 、生成物H2O所具有的总能量高于反应物H2 和 O2所具有的总能量 B 、反应物H2和 O2的总能量高于生成物H2O所具有所具有的总能量 C 、反应物H2和 O2的总能量等于生成物H2 所具有所具有的总能量 D 、反应物H2和 O2 所具有的能量相等

化学反应的焓变

C32H.456OgHC(2l)H+5O3HO(2l()完g)全= 2燃C烧O2生(g成) CO2 (g) +和3HH22OO(l()l) ，放出热量。
△H= - ·mol -1
3、氢气在氧气中燃烧产生淡蓝色火焰，破坏1molH-H键消耗的能量为Q1kJ，破坏1molO=O键消耗的能量为Q2kJ，形成1molH-O键释放的能量为Q3kJ。
〔2〕2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( g ) ΔH2 = b kJ/mol
〔3〕 H2( g )＋1/2O2 ( g ) ＝ H2O ( l ) ΔH3 = c kJ/mol
〔4〕 2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( l ) ΔH4 = d kJ/mol
那么a、b、c、d的关系正确的选项是
。
A、a<c<0 B、b>d>0 C、2a=bC< 0 D、2c=d>0
课堂复习
热化学方程式的书写及正误判断
7、在1×105Pa，298K条件下，2mol氢气燃烧生成水蒸气放出484kJ热量，以下热化学方程式正确的选项是
(A )
A. H2O〔g〕＝H2〔g〕＋1/2O2〔g〕；ΔH＝＋242kJ·mol－1 B. 2H2〔g〕＋O2〔g〕＝2H2O〔l〕；ΔH＝－484kJ·mol－1 C. H2〔g〕＋1/2O2〔g〕＝H2O〔g〕；ΔH＝＋242kJ·mol－1 D. 2H2〔g〕＋O2〔g〕＝2H2O〔g〕；ΔH＝＋484kJ·mol－1
化学反应的焓变
问题讨论：化学研究的目的是什么？获得物质和能源通过反响可以获得新物质也可以获得能源〔化学反响中伴随着能量变化〕
如何表示化学反响中的能量变化呢？

高中化学选修4化学反应原理知识点总结(史上最全)

选修4知识点汇总一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H （2）.单位：kJ/mol 3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。

(放热>吸热)△H 为“-”或△H<0吸收热量的化学反应。

（吸热>放热）△H为“+”或△H>0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH) 2•8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。

②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变例：CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH=-890.3 kJ/mol三、燃烧热1．概念：25℃，101kPa时，1mol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：25℃，101kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

（C→CO2，S→SO2，H→H2O，只能在氧气中燃烧。

）③燃烧物的物质的量：1mol④研究内容：放出的热量。

（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热（常考选择：判断热化学方程式是否正确）1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，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/mol3．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。

化学会考知识点总结

化学会考知识点总结2023关于化学会考知识点总结2023化学反应的焓变(1)反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。

反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。

(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。

对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。

(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：ΔH0，反应吸收能量，为吸热反应。

ΔH0，反应释放能量，为放热反应。

(4)反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1 书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。

②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。

③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。

二氧化硅(SiO2)天然存在的二氧化硅称为硅石，包括结晶形和无定形。

石英是常见的结晶形二氧化硅，其中无色透明的就是水晶，具有彩色环带状或层状的是玛瑙。

二氧化硅晶体为立体网状结构，基本单元是[SiO4]，因此有良好的物理和化学性质被广泛应用。

(玛瑙饰物，石英坩埚，光导纤维)物理：熔点高、硬度大、不溶于水、洁净的SiO2无色透光性好化学：化学稳定性好、除HF外一般不与其他酸反应，可以与强碱(NaOH)反应，是酸性氧化物，在一定的条件下能与碱性氧化物反应SiO2+4HF==SiF4↑+2H2OSiO2+CaO===(高温)CaSiO3SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O不能用玻璃瓶装HF，装碱性溶液的试剂瓶应用木塞或胶塞。

《化学反应原理》焓变知识点总结

【一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。

特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。

（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。

（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。

要点二：放热反应和吸热反应1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－E（生成物的键能）2．常见的放热反应和吸热反应①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。

②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。

如C（石墨，s）C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。

二、热化学方程式的书写书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。

2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。

3．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。

4．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。

化学反应焓

16
2.由 f H m → r H m
反应物（各自处于标准态） H1 标准态下的稳定单质 H1 + r H m = H2
r Hm
产物（各自处于标准态）
H2
r Hm (298.15K ) νB f Hm ( B, ,298.15K )
B
17
3. 标准摩尔燃烧焓
B
dnB dξ νB
dnB 0 d nB ( 0 ) νB
nB νB

nB ( )
nB ( ) - nB ( 0 ) 0 νB
nB νB
(2)用不同物质表示同一个反应的反应进度，反应进度相同
5
(3) 反应进度与化学计量方程有关:
例如: 设在合成氨的反应中消耗了1 mol N2 (g)
f H m C2 H 5OH, l
22
解: 乙醇的燃烧反应为：
C2 H 5OH(l) 3O2 (g) 2CO2 (g) 3H2O(l)
c H m C2 H5OH, l r H m νB f H m B
2 f H m CO 2 , g 3 f H m H 2O, l f H m C2 H 5OH, l
对于计量方程：
N 2 g 3H2 g 2NH3 g
Δn(N 2 ) 1mol Δξ 1mol ν (N 2 ) 1
对于计量方程：
1 3 N 2 g H 2 g NH 3 g 2 2 Δn(N 2 ) 1mol Δξ 2mol ν (N 2 ) 0.5
r H m Δf H m (CO 2 , g) r H m Δf H m (SO2 , g) r H m Δf H m (H 2O, l) r H m 2Δf H m (H 2O, l)

高一化学焓变的归纳知识点

高一化学焓变的归纳知识点化学焓变是指化学反应过程中发生的能量变化。

了解和掌握化学焓变的知识对于高中化学学习和理解化学反应具有重要意义。

下面将就高一化学焓变的归纳知识点进行详细介绍。

一、化学焓变的定义和表示方法化学焓变可以定义为化学反应过程中实际发生的能量变化。

通常表示为ΔH，其中Δ表示变化量，H表示焓（enthalpy）。

ΔH 的正负和数值大小可以用来描述反应的放热或吸热性质，以及反应的强弱。

焓变的单位通常使用焦耳（J）或千焦（kJ）。

二、化学反应的热效应化学反应的热效应是指化学反应中释放或吸收的热量。

根据反应的热效应，可以将化学反应分为放热反应和吸热反应。

1. 放热反应：放热反应指的是在反应过程中，系统向周围释放能量，使得周围温度升高。

放热反应的焓变ΔH为负值，表示反应释放热量。

2. 吸热反应：吸热反应指的是在反应过程中，系统从周围吸收能量，使得周围温度降低。

吸热反应的焓变ΔH为正值，表示反应吸收热量。

三、焓变与反应热的关系焓变与反应热之间存在着密切的关系。

反应热指的是化学反应在标准状态下的焓变。

通常情况下，反应热可以通过实验测量得到。

反应热可以分为标准反应热和反应热。

1. 标准反应热：标准反应热指的是在标准状态下，单位摩尔物质参与反应时的焓变。

标准反应热的单位通常为kJ/mol。

2. 反应热：反应热是指化学反应在任意条件下的焓变。

反应热可以根据标准反应热和反应条件来计算或推算得到。

四、焓变与反应物质的量之间的关系焓变与反应物质的量之间存在着一定的比例关系。

这个关系可以通过化学方程式中的反应系数来表示。

1. 焓变与反应物质的量成正比：当化学方程式中的反应系数成比例变化时，焓变也相应成比例变化。

2. 焓变与反应物质的量成反比：当化学方程式中的反应系数互换位置时，焓变的符号发生改变。

五、焓变的热化学平衡焓变与热化学平衡之间存在着密切的关系。

热化学平衡是指在恒温恒压下，化学反应前后的焓变能够达到平衡。

化学反应的焓变

（2）注明反应物及生成物的聚集状态，用g、 l、s 、aq分别代表气态、液态、固态、溶液。
书写热化学方程式注意事项:
（3）热化学方程式中化学计量数只表示物质的量不表示分子数,因而可以为整数或简单的分数。一般出现分数时是以某一反应物或生成物为 “1mol”时其它物质才出现的。
H2（g）+Cl2(g)=2HCl(g) △H=－184.6 KJ·mol -1
2.符号： ∆H 受温度和压强的影响
3.单位： kJ/mol或kJ·mol-1 4.规定：吸热反应:△H > 0
放热反应:△H < 0
二、放热反应和吸热反应
1、化学按热量变化
放热反应:放出热量的化学反应
反应
吸热反应:吸收热量的化学反应
2、常见的放热反应和吸热反应
常见的放 ①、所有的燃烧反应 ②、所有的中和反应热反应 ③.活泼金属与酸或水放出氢气的反应
专题1 化学反应与能量变化
第一单元化学反应的热效应第一节化学反应的焓变
知识回顾
物质发生化学反应时，不仅有新物质生成，还伴有能量的变化。
化学反应
物质变化能量变化
热能变化
光能变化电能
……
释放和吸收热量是化学反应中能量变化的主要形式之一
一、反应热和焓变：
1.定义：化学反应过程中，反应物与生成物具有相同温度时，所释放或吸收的热量，叫做反应热；在恒温、恒压时的反应热又称为“焓变”。
1 2
H2（g）+
12Cl2(g)=HCl(g)；△H=－92.3 KJ·mol -1
书写热化学方程式注意事项:
（4）方程式右端用△H 标明，注意 “—” ，单位总是为kJ •mol – 1 ,△H的数值与反应式中的系数成比例；（5）当反应向逆向进行时， △H数值不变，但符号相反（6）可逆反应中的△H数值是指该反应完全进行时的数值（7）要注明温度和压强:反应放出或吸收的热量的多少与外界的温度和压强有关，需要注明，不注明的指101kPa和25℃时的数据。

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。

高二化学化学反应的焓变(2019年12月整理)

第1节化学反应的热效应
二、化学反应的焓变
1.焓（H）：是与体系的内能、压强、体积有关的一个物理量 2.焓变（△H）： △H=H生成物-H反应物
在等温等压条件下的化学反应，如果不做非体积功（即没有转化为电能、光能等其他形式的能），则该反应的反应热等于反应前后物质的焓变。即：Qp= △H ∵ Qp>0为吸热反应，Qp<0为放热反应
kPa时不写）一般不写其他反应条件；不标明生成沉淀或气体符号。 2)要注明反应物和生成物的聚集状态，常用s、l、g表示固体、液体、气体。
3) ΔH后要注明反应温度，ΔH的单位为J·mol-1或 KJ·mol-1
4)ΔH的值必须与方程式的化学计量数对应。计量数加倍时， ΔH也要加倍。当反应逆向进行时，其 ΔH与正反应的数值相等，符号相反。
∴ 当ΔH ＞0时，为吸热反应。当ΔH ＜0时，为放热反应。
当∆H为“－”（ ∆H<0）时，为放热反应当∆H为“＋”（ ∆H>0）时，为吸热反应
交流研讨
下列方程式属于热化学方程式：
H2 ( g )＋I2
(g)
200 ℃
====
101 kPa
2HI
(
g
)
ΔH = －14.9 kJ/mol
与化学方程式相比，热化学方程源自有哪些不同？正确书写热化学方程式应注意哪几点？
5)方程式中的化学计量数以“mol”为单位，不表示分子数，因此可以是整数，也可以是小数或分数。
6) 可逆反应的ΔH表明的是完全反应时的数据。
例题
1、当1mol气态H2与1mol气态Cl2反应生成2mol气态HCl，放出184.6KJ的热量，请写出该反应的热化学方程式。
；SAT真题 https:///sat-zhenti SAT真题

化学反应的焓变-PPT

2H2(g)+O2(g)=2H2O(g); △H2=-Q2 D.S(g)+O2(g)=SO2 (g); △H1=-Q1
S(s)+O2(g)=SO2 (g); △H2=-Q2
4、 1mol C与1mol 水蒸气反应生成1mol CO 和 1mol H2，需要吸收 131.5 kJ的热量。写出此反应的热化学方程式。 5、沼气是一种能源，它的主要成分是CH4。0.5 mol CH4完全燃烧生成CO2和H2O时，放出445 kJ 的热量。则下列热化学方程式中正确的是( C )
3、在同温同压下，下列各组热化学方程式中
Q2>Q1的是（ B） A.H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g); △H1 =-Q1
1/2H2(g)+1/2Cl2(g)=HCl(g); △H2=-Q2 B.C(s)+1/2O2(g)=CO (g); △H1=-Q1
C(s)+O2(g)=CO2 (g); △H2=-Q2 C.2H2(g)+O2(g)=2H2O(l); △H1=-Q1
则a、b、c、d的关系正确的是 C 。 A、a<c<0 B、b>d>0 C、2a=b< 0 D、2c=d>0
D、 1/2CH4 ( g )＋O2 ( g ) ＝ 1/2CO2 ( g ) ＋ H2O ( l ) ΔH = -890 kJ/mol
6、已知
（1）H2( g )＋1/2O2 ( g ) ＝ H2O ( g ) ΔH1 = a kJ/mol （2）2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( g ) ΔH2 = b kJ/mol （3） H2( g )＋1/2O2 ( g ) ＝ H2O ( l ) ΔH3 = c kJ/mol （4） 2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( l ) ΔH4 = d kJ/mol