1.1.3反应焓变的计算
化学能量变化与焓的计算
化学能量变化与焓的计算化学反应是物质之间的转化过程，在反应中涉及大量的能量变化。
为了计算和描述这些能量变化，我们引入了焓（enthalpy）的概念。
焓是化学反应中系统吸或放的热量，常用符号表示为ΔH。
本文将介绍化学能量变化与焓的计算方法。
1. 焓变的定义焓变是指在化学反应中，反应物和生成物之间焓的差异。
焓变可以表示为：ΔH = H(生成物) - H(反应物)其中，ΔH为焓变，H(生成物)为生成物的焓，H(反应物)为反应物的焓。
焓变的单位通常使用焦耳/摩尔(J/mol)。
2. 焓变的计算方法焓变的计算方法有多种，下面将分别介绍。
（1）物质的标准焓变标准焓变是指在标准状态下，物质参与反应的焓变。
标准状态是指物质在一定温度（通常为298K）和压强（通常为1 atm）下的稳定状态。
物质的标准焓变可以通过实验测得或者通过热力学数据查表得到。
（2）化学方程式的系数法对于平衡的化学反应方程式，可以通过化学方程式的系数来计算焓变。
具体步骤如下：a. 确定反应物和生成物。
b. 计算反应物和生成物的摩尔数（mol）。
c. 根据化学方程式的系数，计算焓变的值。
（3）燃烧反应的焓变计算对于燃烧反应，可以通过燃烧热来计算焓变。
燃烧热是指在完全燃烧1摩尔（mol）物质时放出的热量。
燃烧反应的焓变可以通过燃烧热和反应物的摩尔数进行计算。
（4）反应热的测定实验室可以通过反应热仪器对化学反应热进行测定。
反应热仪器实际上是一个绝热容器，可以在容器内进行化学反应，并利用热量计测定反应过程中吸放的热量。
3. 焓变的应用焓变是描述化学反应过程中能量变化的重要物理量，广泛应用于许多领域。
下面列举几个常见的应用。
（1）燃烧热的应用燃烧热是研究燃料燃烧性能和热效率的重要指标。
通过测定燃料的燃烧热，可以评价燃料的质量，用于能源开发和利用。
（2）反应的放热与吸热性质焓变的正负值表示反应是放热还是吸热。
正值表示吸热反应，负值表示放热反应。
这种性质可以用于探索反应的热力学特性。
2018年高中化学同步课件：1.1.3 反应焓变的计算 课件
反应焓变的计算
图
片
导
入
目 标
定
位
化学反应的焓变有些可以直接 测定而有些很难测定，瑞士科 学家盖斯在大量实验的基础上， 总结出了一条规律，你知道具 体内容和应用方法吗？ 1.了解盖斯定律内容和涵义。 2.通过具体实例认识化学反应 的焓变与变化途径无关。 3.能够利用盖斯定律进行有关 热化学方程式的计算。
其 反应焓变 都是一样的。也就是说，化学反应的反应焓变只 与反应的 始态 (各反应物)和 终态 (各生成物)有关，而与
具体的反应进行的途径无关。
2．盖斯定律的应用 对于进行的 很慢 品
不纯
的反应、不易 直接发生
的反应、产
即有 副反应发生
的反应，测定反应热有困难，
如果用盖斯定律，就可以间接的把它们的反应热计算出来。
解析：反应在恒压条件下吸收或放出的热量为反应热，因此 A 错误。反应热与反应物所具有的能量有关，与反应条件没有直 接关系，所以 C 错误。在反应中物质所具有的总能量减少， 即 ΔH<0，反应放热，反之就吸热，因此 B 错误，D 正确。
答案：D
2．在 25 ℃、101 kPa 下，1 g 甲醇燃烧生成 CO2 和液态水时 放热 22.68 kJ，下列热化学方程式正确的是( 3 A ． CH3OH(l) ＋ O2(g)===CO2(g) ＋ 2H2O(l) 2 kJ· mol kJ· mol kJ· mol kJ· mol
解析：A 项，吸热反应中生成物总能量大于反应物总能量，放 热反应中生成物总能量小于反应物总能量；B 项，化学反应速 率与该反应是放热反应还是吸热反应没有关系；C 项，反应的 焓变只与反应的始态和终态有关，与反应过程和途径无关； D 项，同一反应焓变相同。
化学反应热力学计算方法与实例
化学反应热力学计算方法与实例化学反应热力学是研究化学反应的能量变化的学科。
它通过计算和预测反应的热力学性质，帮助我们理解反应的发生机制和热力学可行性。
本文将介绍化学反应热力学的计算方法，并通过实例加深理解。
1. 热力学基本概念在讨论化学反应热力学之前，我们首先需要了解一些基本的热力学概念：1.1 焓变（ΔH）：化学反应发生时的能量变化，它等于反应物的生成物的各自焓（H）之差。
1.2 标准焓变（ΔH°）：指在标准状况下（常温常压），1摩尔物质在标准形态下生成或消耗时的焓变。
1.3 熵变（ΔS）：反应系统的混乱程度的变化，它与反应物和生成物的微观状态有关。
1.4 自由能变（ΔG）：判断反应是否可行的重要指标，它等于焓变减去温度乘以熵变（ΔG = ΔH - TΔS）。
2. 化学反应热力学计算方法2.1 检索标准焓变值计算反应焓变的第一步是找到反应物和生成物的标准焓变值。
可以通过化学数据库或文献检索来获取这些数据。
常见的化学数据库包括NIST化学物质数据库和CRC物理化学数据手册。
2.2 应用热力学方程热力学方程是计算化学反应焓变的主要工具之一。
其中最常用的方程是Hess定律和Kirchhoff方程。
2.2.1 Hess定律：Hess定律指出，反应焓变与反应物和生成物的形成、燃烧或分解等反应焓变之和是相等的。
例如，以硫酸的生成反应为例：H2(g) + SO2(g) -> H2SO4(l)根据Hess定律，可以分解成以下两个步骤：1) H2(g) + 1/2O2(g) -> H2O(l) （ΔH1）2) SO2(g) + 3/2O2(g) -> SO3(g) （ΔH2）3) SO3(g) + H2O(l) -> H2SO4(l) （ΔH3）反应焓变ΔH = ΔH1+ ΔH2 + ΔH32.2.2 Kirchhoff方程：Kirchhoff方程利用物质在不同温度下的热容变化来计算焓变的温度依赖性。
高中化学1.1.3反应焓变的计算分层训练(含解析)鲁科版选修4
第3课时反应焓变的计算[经典基础题]1．强酸与强碱的稀溶液发生中和反应的热效应：H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，向1 L0.5 mol·L－1的NaOH溶液中加入下列物质：①稀醋酸；②浓硫酸；③稀硝酸，恰好完全反应的热效应ΔH1、ΔH2、ΔH3的关系正确的是( ) A．ΔH1>ΔH2>ΔH3B．ΔH1<ΔH3<ΔH2C．ΔH1＝ΔH3>ΔH2D．ΔH1>ΔH3>ΔH2答案 D解析稀醋酸是弱酸，存在电离吸收热量过程，其ΔH1>－57.3kJ·mol－1；浓H2SO4稀释过程放热，其ΔH2<－57.3kJ·mol－1；稀硝酸与NaOH反应ΔH3＝－57.3kJ·mol－1，故ΔH1>ΔH3>ΔH2。
2．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( ) 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ΔH＝183 kJ·mol－1C．氢气和氯气反应生成2 mol氯化氢气体，反应的ΔH＝－183 kJ·mol－1D．氢气和氯气反应生成1 mol氯化氢气体，反应的ΔH＝－183 kJ·mol－1答案 C解析氢气和氯气生成氯化氢的反应热等于氢气键能加氯气键能减去氯化氢键能的2倍即ΔH＝436 kJ·mol－1＋243 kJ·mol－1－2×431 kJ·mol－1＝－183 kJ·mol－1，故氢气和氯气反应生成氯化氢的热化学方程式：H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) ΔH＝－183 kJ·mol－1。
电化学反应焓变计算公式
电化学反应焓变计算公式1. 引言1.1 电化学反应焓变的概念电化学反应焓变是指在化学反应中释放或吸收的热量。
焓变计算是研究这些热量变化的重要手段，可以帮助我们了解化学反应的热力学性质。
在电化学反应中，电子转移是引发反应的主要原因，因此焓变计算也与电子传递过程密切相关。
在电化学反应中，如果反应过程放出热量，则焓变为负值；反之，吸收热量则焓变为正值。
焓变的计算公式可以通过热力学原理和电化学理论推导得出，具体计算方法包括根据反应物和产物的化学式及反应热值进行计算。
焓变计算的准确性对于理解化学反应的机理、对活化能和反应速率的研究具有重要意义。
通过电化学反应焓变的计算，可以预测化学反应的热力学性质，为工业生产和环境改善提供理论依据。
电化学反应焓变的概念及其计算公式在化学领域具有重要意义，也为相关研究及应用提供了理论基础。
1.2 焓变计算的重要性焓变计算在电化学领域中具有非常重要的意义。
电化学反应焓变是指化学反应在恒定压力下的焓变，它描述了化学反应伴随的热效应。
焓变的计算可以帮助我们了解电化学反应的热力学特性，包括反应是否放热或吸热、反应的熵变等重要信息。
焓变计算可以帮助我们预测电化学反应的方向。
根据焓变的正负可以判断反应是放热还是吸热，从而确定反应是向前进行还是向后进行。
这对于优化电化学反应条件和设计新的电化学反应过程具有重要意义。
焓变计算可以帮助我们评估电化学反应的能量效率。
通过计算焓变，我们可以确定反应的能量转化效率，从而指导实际操作中如何更好地利用电化学反应释放或吸收的能量。
焓变计算也对电化学反应机理的研究具有重要意义。
通过研究焓变的变化规律，可以揭示电化学反应的机理，为进一步优化反应条件和提高反应效率提供理论基础。
焓变计算在电化学领域中发挥着至关重要的作用，它不仅可以帮助我们深入理解电化学反应的热力学特性，还可以指导实际操作和反应机制的研究。
未来，随着电化学领域的不断发展和深入研究，焓变计算将继续发挥重要作用，并为电化学反应的研究和应用提供更加可靠的理论支持。
热化学化学反应焓变的热量计算方法
热化学化学反应焓变的热量计算方法热化学是化学的一个重要分支，研究化学反应过程中的能量变化。
在热化学中，焓变是一个关键的概念，用来描述化学反应中能量的变化。
而热量计算方法是确定焓变的大小的手段。
本文将介绍热化学反应焓变的热量计算方法。
一、热化学反应焓变热化学反应焓变是指在恒定压力下，化学反应中吸收或释放的能量变化。
焓变通常用ΔH来表示，ΔH为正表示反应吸热，ΔH为负表示反应放热。
焓变的大小与反应物和生成物之间的化学键断裂和形成有关。
二、热化学反应焓变的计算方法1. 热量平衡法热量平衡法是一种常用的计算热化学反应焓变的方法。
它的基本思想是在反应前后，体系的热量变化为零。
即ΔH反应= Σ(ΔH反应物) -Σ(ΔH生成物)。
其中，ΔH反应为反应焓变，ΔH反应物为反应物的焓，ΔH生成物为生成物的焓。
2. 反应热量法反应热量法是通过测量反应过程中产生或吸收的热量来计算焓变的方法。
通过燃烧弹、量热器等设备，可以测得反应过程中释放或吸收的热量，再根据热力学原理可以计算出焓变。
3. 反应熵法反应熵法是基于热力学中的熵变原理来计算焓变的方法。
根据热力学第二定律，如果一个过程的熵增为正，那么这个过程是可逆的。
通过实验测得反应的熵变值，再根据熵变和温度的关系计算出焓变。
三、热化学反应焓变的影响因素热化学反应焓变的大小受到多种因素的影响。
1.反应物的形态：反应物的形态不同，反应焓变也会不同。
例如，固态反应的焓变通常会比气态反应的焓变小，因为固态反应的反应物分子相对较为稳定。
2.反应温度：反应温度对焓变的影响也很大。
在低温下，反应通常会释放热量，焓变为负值；而在高温下，反应通常会吸收热量，焓变为正值。
3.反应压力：反应压力对焓变的影响可以通过焓变与反应物和生成物的化学键相关来理解。
高压下，化学键更容易形成，焓变通常更大；而在低压下，化学键更容易断裂，焓变通常更小。
四、热化学反应焓变计算的应用热化学反应焓变的计算在化学工程、环境科学等领域有着广泛的应用。
焓变计算及应用
第二步计算
r
H
θ T
r
H
θ T
r
H
θ 298
299283 C
p1dT
2 fus H
(Mg)
992837C
p 2 dT
化学反应焓变计算
代入数据得：
2fusH (MgCl2 ) 9T87 C p3dT
r
H
θ T
519600 299283(28.58 1.17 103T 5.86 105 T 2 )dT 28950
CCOO(
g)
1
2
12OO2 2
CO2 终态
rH2
根据赫斯定律，在恒温、恒压下，途径I和II的反应焓变相同
r H1 r H2 r H3
r H 3 r H1 r H 2 -117.755kJ/mol
化学反应焓变计算
•利用基尔霍夫（Kirchhoff）公式积分计算
TTMB
C
' p,m(l
)dT
gl
H
m
TTB
C
p,m(g) dT
如得到T1、T2温度时的摩尔标准相对焓，则可求得T1T2 范围内的焓变
Hm
(
H m,T2
Hm ,
298
)
(
H
m,T1
H
m,298
)
化学反应焓变计算
1.1.2化学反应焓变的计算
在化学反应进行的同时，往往有放热和吸热现象伴随着发生。 在恒压下化学反应所吸收或放出的热量，称为化学反应的焓
1840年赫斯 (Hess) 总结了大量的实验结果，提出了一条定 律：“在恒温恒压或恒温恒容下，化学反应焓变只取决于反 应的始末态，而与过程的具体途径无关。即化学反应无论是 一步完成或分几步完成，其反应焓变相同。”
鲁科版高中化学选择性必修一1
第一章化学反应与能量变化第1节化学反应的热效应1.1.3 反应焓变的计算达标测试1.下列分别是利用不同能源发电的实例图形，其中不符合开源节流思想的是()A.风力发电B.太阳能发电C.火力发电D.潮汐能发电【答案】C【解析】火力发电是利用煤作燃料，不属于新能源的开发利用。
2.氢气是人类未来最理想的燃料，以水为原料大量制取氢气的最理想的途径是()A.利用太阳能直接使水分解产生氢气B.以焦炭和水制取水煤气(含CO和H2)后分离出氢气C.用铁和盐酸反应放出氢气D.由热电站提供电力电解水产生氢气【答案】A【解析】电解水制备H2需消耗大量电能；用焦炭制水煤气需消耗大量热能。
3.下列说法不正确的是( )A.应用盖斯定律，可计算某些难以测定的反应焓变B.一个化学反应的焓变与反应途径无关C.在特定条件下反应热可以等于焓变D.一个反应一步完成或分几步完成，两者相比，经过的步骤越多，放出的热量越多【答案】D【解析】根据盖斯定律可知一个反应一步完成或分几步完成，反应的焓变是相同的，故D错误。
4.锡是大名鼎鼎的“五金”——金、银、铜、铁、锡之一。
早在远古时代，人们便发现并使用锡了。
灰锡(以粉末状存在)和白锡是锡的两种同素异形体。
已知：①Sn(s，白)+2HCl(aq)SnCl2(aq)+H2(g)ΔH1②Sn(s，灰)+2HCl(aq)SnCl2(aq)+H2(g)ΔH2③Sn(s ，灰)Sn(s ，白) ΔH 3=2.1 kJ·mol -1下列说法正确的是( )A.ΔH 1>ΔH 2B.锡在常温下以灰锡状态存在C.灰锡转化为白锡的反应是放热反应D.锡制器皿长期处在低于13.2 ℃的环境中，会自行毁坏 【答案】D【解析】由③知Sn(灰)转化为Sn(白)是吸热的，当温度低于13.2 ℃时Sn(白)自动转化为Sn(灰)，所以A 、B 、C 都错，只能选D 。
5.已知反应：H 2(g)+21O 2(g)==H 2O(g) ΔH 1 21N 2(g)+O 2(g)==NO 2(g) ΔH 2 21N 2(g)+23H 2(g)==2NH 3(g) ΔH 3 则反应2NH 3(g)+27O 2(g)==2NO 2(g)+3H 2O(g)的ΔH 为( )A.2ΔH 1+2ΔH 2-2ΔH 3B.ΔH 1+ΔH 2-ΔH 3C.3ΔH 1+2ΔH 2+2ΔH 3D.3ΔH 1+2ΔH 2-2ΔH 3 【答案】D【解析】把已知反应依次编号为①、②、③，根据盖斯定律将方程式①×3+②×2-③×2得2NH 3(g)+27O 2(g)====2NO 2(g)+3H 2O(g) ΔH=3ΔH 1+2ΔH 2-2ΔH 3。
高二化学反应原理优质学案2：1.1.3 反应焓变的计算
第1节化学反应的热效应第3课时反应焓变的计算学习目标1．了解反应焓变与变化途径无关，仅仅与状态有关。
2．掌握利用盖斯定律和键能求算焓变的方法。
学习重难点：反应焓变的计算基础知识梳理盖斯定律1．内容化学反应的焓变只与反应的有关，与反应的途径无关。
一个化学反应无论是一步完成还是分几步完成，其反应都是一样的。
如图所示：ΔH＝或ΔH＝。
2．科学意义对于无法或较难通过实验测得反应焓变的反应，可应用盖斯定律计算求得。
3．应用若一个化学方程式可由几个化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这几个化学反应焓变的。
互动探究盖斯定律的应用[探究背景]盖斯：瑞士化学家，一生致力于化学热效应的测定工作，于1836年发现在任何一个化学反应过程中，不论该反应过程是一步完成还是分几步完成，反应所放出的总热量相同，并于1840年以热的加合性守恒定律公诸于世。
为了纪念盖斯，后来人们把热的加合性守恒定律称为盖斯定律。
[探究问题](1)为什么焓变与化学反应过程无关？（2）已知：①C(s)＋O 2(g)===CO 2(g)ΔH 1＝－393.5 kJ·mol －1②CO(g)＋12O 2(g)===CO 2(g)ΔH 2＝－283.0 kJ·mol －1怎样利用盖斯定律求C(s)＋12O 2(g)===CO(g)的ΔH?（3）盖斯定律在生产和科学研究中有何意义？ 归纳总结1．利用盖斯定律进行焓变计算 （1）定：确定待求的反应方程式；（2）找：找出待求方程式中各物质出现在已知方程式的什么位置；（3）调：根据待求方程式中各物质的化学系数和位置的需要对已知方程式进行处理，或调整化学系数，或调整反应方向；（4）加：叠加并检验上述分析的正确与否； （5）验：验证结果是否正确。
2．焓变大小的比较 （1）吸热反应与放热反应：吸热反应ΔH >0，放热反应ΔH <0，故吸热反应的反应热一定大于放热反应的反应热。
（2）反应物或反应产物状态不同的反应：因为反应物和反应产物的聚集状态不同，反应热亦不同。
高中化学同步讲练：1.1.3 反应焓变的计算1(鲁科版选修4)
第3课时反应焓变的计算[目标要求] 1.了解盖斯定律及其意义。
2.能运用盖斯定律进行有关反应热的计算。
盖斯定律1．内容化学反应的焓变只与反应的始态和终态有关，与反应的途径无关。
一个化学反应无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都是一样的。
如图所示：ΔH＝ΔH1＋ΔH2或ΔHΔH3＋ΔH4＋ΔH5。
2．对于无法或较难通过实验测得反应焓变的反应，可应用盖斯定律计算求得。
3．应用若一个化学方程式可由几个化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这几个化学反应焓变的代数和。
知识点一盖斯定律的应用1．已知：H2O(g)===H2O(l)ΔH＝Q1 kJ·mol－1C2H5OH(g)===C2H5OH(l)ΔH＝Q2 kJ·mol－1C2H5OH(g)＋3O2(g)===2CO2(g)＋3H2O(g) ΔH＝Q3 kJ·mol－1若使46 g酒精液体完全燃烧，最后恢复到室温，则放出的热量为()A．(Q1＋Q2＋Q3) kJ B．0.5(Q1＋Q2＋Q3) kJC．(0.5Q1－1.5Q2＋0.5Q3) kJ D．－(3Q1－Q2＋Q3) kJ答案 D解析由盖斯定律和题意可得，乙醇燃烧的热化学方程式：C2H5OH(l)＋3O2(g)===2CO2(g)＋3H2O(l)ΔH＝(3Q1－Q2＋Q3) kJ·mol－1，故放出的热量为－(3Q1－Q2＋Q3) kJ。
2．同素异形体相互转化的反应热相当小而且转化速率较慢，有时还很不完全，测定反应热很困难。
现在可根据盖斯提出的“不管化学过程是一步完成或分几步完成，这个总过程的热效应是相同的”观点来计算反应热。
已知：P4(白磷，s)＋5O2(g)===P4O10(s) ΔH1＝－2 983.2 kJ·mol－1①P(红磷，s)＋54O2(g)===14P4O10(s) ΔH2＝－738.5 kJ·mol－1②则白磷转化为红磷的热化学方程式为____________________________。
焓变的计算
焓变的计算1. 引言焓变是热力学中的一个重要概念，用于描述化学反应或物理过程中的能量变化。
在化学反应中，焓变可以帮助我们了解反应的放热或吸热性质，从而对反应的热力学性质进行深入研究。
本文将介绍焓变的计算方法和相关概念。
2. 焓的定义与性质焓是热力学状态函数之一，表示系统在恒定压力下的热力学能量。
它可以通过以下公式计算：H = U + PV其中，H表示焓，U表示内能，P表示压力，V表示体积。
焓变ΔH 可以表示为反应前后焓的差值。
焓的性质包括：- 焓的计算只与初末态有关，与反应路径无关；- 与系统的质量无关，只与物质的种类和状态有关；- 多个物质的焓可以相加。
3. 焓变的计算方法焓变的计算根据不同的反应类型和给定的条件有多种方法，以下是几种常见的计算方法：3.1 根据化学方程式计算如果已知化学方程式及反应物和生成物的焓，可以通过以下公式计算焓变：ΔH = Σ (ΔH反应物) - Σ (ΔH生成物)其中，ΔH反应物表示反应物的焓，ΔH生成物表示生成物的焓，Σ表示求和。
例如，对于以下反应方程式：2H2(g) + O2(g) -> 2H2O(l)假设反应物和生成物的焓已知，可以将各个物质的焓代入公式，计算出焓变。
3.2 根据物质的热化学性质计算如果已知物质的热化学性质（如标准摩尔焓），可以通过以下公式计算焓变：ΔH = Σ (νΔHf°产物) - Σ (νΔHf°反应物)其中，ν表示反应物或生成物的摩尔系数，ΔHf°表示标准摩尔焓。
例如，对于以下反应方程式：C(s) + O2(g) -> CO2(g)假设各物质的标准摩尔焓已知，可以将反应物和生成物的摩尔系数及标准摩尔焓代入公式，计算焓变。
3.3 利用热量平衡计算如果已知反应过程中吸收或释放的热量，可以通过热量平衡计算焓变。
例如，对于以下反应方程式：CH4(g) + 2O2(g) -> CO2(g) + 2H2O(l)假设反应过程中吸收的热量为-200 kJ/mol，可以直接采用该值作为焓变的计算结果。
高中化学同步讲练：1.1.3 反应焓变的计算2(鲁科版选修4)
第3课时反应焓变的计算[学习目标定位] 1.知道盖斯定律的内容，能用盖斯定律进行有关焓变的简单计算。
2.学会有关焓变计算的方法技巧，进一步提高化学计算的能力。
1．(1)化学反应的反应热可分为燃烧热和中和热，其概念分别是①燃烧热是298 K、100 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。
②中和热是酸碱稀溶液发生中和反应生成1 mol水时放出的热量。
(2)根据概念判断下列ΔH表示物质燃烧热的是④；表示物质中和热的是⑤(填序号)。
①2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)ΔH1②C(s)＋12O2(g)===CO(g)ΔH2③CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)ΔH3④C6H12O6(s)＋6O2(g)===6CO2(g)＋6H2O(l)ΔH4⑤NaOH(aq)＋HCl(aq)===NaCl(aq)＋H2O(l)ΔH5⑥2NaOH(aq)＋H2SO4(aq)===Na2SO4(aq)＋2H2O(l)ΔH62．已知热化学方程式：N2H4(g)＋O2(g)===N2(g)＋2H2O(g)ΔH＝－534 kJ·mol －1(1)该反应是放热(填“放热”或“吸热”)反应，判断的依据是ΔH为负值。
(2)当反应的热量变化为2 136 kJ时，参加反应的N2H4质量是128_g。
3．充分燃烧一定量的丁烷放出的热量为161.9 kJ，生成的CO2恰好与5 mol·L－1 100 mL KOH溶液完全反应生成正盐，则燃烧1 mol丁烷放出的热量为2_590.4_kJ。
4．氢气燃烧时耗氧量小，发热量大。
已知碳和氢气燃烧热的热化学方程式为C(s)＋O2(g)===CO2(g)ΔH＝－393.5 kJ·mol－1H2(g)＋12O2(g)===H2O(l)ΔH＝－285.8 kJ·mol－1试通过计算说明等质量的氢气和碳燃烧时产生热量的比是4.36∶1。
高中化学1.1.3反应焓变的计算当堂过关(含解析)鲁科版选修4
第3课时 反应焓变的计算1．已知下列反应的热化学方程式：6C(s)＋5H 2(g)＋3N 2(g)＋9O 2(g)===2C 3H 5(ONO 2)3(l) ΔH 1 2H 2(g)＋O 2(g)=== 2H 2O(g) ΔH 2C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH 3则反应4C 3H 5(ONO 2)3(l)===12CO 2(g)＋10H 2O(g)＋O 2(g)＋N 2(g)的ΔH 为( )A ．12ΔH 3＋5ΔH 2－2ΔH 1B ．2ΔH 1－5ΔH 2－12ΔH 3C ．12ΔH 3－5ΔH 2－2ΔH 1D ．ΔH 1－5ΔH 2－12ΔH 3 答案 A解析 盖斯定律常规考查。
三个热化学方程式分别编号为①、②、③，③×12＋②×5－①×2即可得到ΔH ＝12ΔH 3＋5ΔH 2－2ΔH 1。
2．SF 6是一种优良的绝缘气体，分子结构中只存在S －F 键。
已知：1 mol S(s)转化为气态硫原子吸收能量280 kJ ，断裂1 mol F －F 、S －F 键需吸收的能量分别为160 kJ 、330 kJ 。
则S(s)＋3F 2(g)=== SF 6(g)的反应热ΔH 为( )A ．－1780 kJ·mol －1B ．－1220 kJ·mol －1C ．－450 kJ·mol －1D ．＋430 kJ·mol －1 答案 B解析 1 mol S(s)和3 mol F 2(g)形成S 原子和F 原子共需要吸收能量是280 kJ ＋3×160 kJ ＝760 kJ 。
而生成1 mol SF 6(g)时需形成6 mol S －F 键，共放出6×330 kJ＝1980 kJ ，该反应的反应热ΔH ＝－1 220 kJ·mol －1，选项B 正确。
3．甲醇(CH 3OH)是重要的能源物质，研究甲醇具有重要的意义。
《反应焓变的计算》课件
03 反应焓变的计算方法
利用热化学方程式计算
总结词
通过已知的反应焓和物质的标准生成焓，计算反应的焓变。
详细描述
根据热化学方程式，可以知道反应物和生成物的标准生成焓 ，从而计算出反应的焓变。具体公式为：ΔH = Σ(反应物标准 生成焓) - Σ(生成物标准生成焓)。
利用标准生成焓计算
总结词
利用已知的标准生成焓计算反应的焓变。
《反应焓变的计算》 ppt课件
目录
Contents
• 引言 • 反应焓变的基本概念 • 反应焓变的计算方法 • 反应焓变的应用 • 课程总结与展望
01 引言
课程背景
01
化学反应是物质变化的基本过程 ，反应焓变是化学反应的重要参 数之一。
02
掌握反应焓变的计算方法对于理 解化学反应的本质、预测反应方 向和能量变化具有重要意义。
反应焓变的定义
总结词
化学反应过程中能量的变化
详细描述
反应焓变是指在一定温度和压力下，化学反应过程中能量的变化。反应焓变通常 用ΔH表示，负值表示放热反应，正值表示吸热反应。
反应焓变的意义
总结词
反应进行的方向和限度
详细描述
反应焓变是判断化学反应进行方向的重要依据。放热反应更容易自发进行，而吸热反应则较难自发进行。同时， 反应焓变也是影响化学反应平衡的重要因素之一，可以通过平衡常数来描述其对化学反应限度的影响。
详细描述
标准生成焓是指在标准状态下，由稳定单质生成1mol化合物的焓变。通过比较反应前后物质的标准生 成焓，可以计算出反应的焓变。具体公式为：ΔH = Σ(反应物标准生成焓) - Σ(生成物标准生成焓)。
利用键能计算
总结词
通过已知的键能计算反应的焓变。
高中化学：1.1 第2课时 热化学方程式 反应焓变的计算
第2课时 热化学方程式 反应焓变的计算1.定义：在热化学中，将一个化学反应的物质变化和反应的焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式。
2．书写热化学方程式注意的问题(1)要在物质的化学式后面用括号标明反应物和生成物的聚集状态，一般用英文小写字母g 、l 、s 分别表示物质的气态、液态和固态。
水溶液中溶质则用aq 表示。
(2)在ΔH 后要注明反应温度，因为在不同温度下进行同一反应，其反应焓变是不同的。
如果不标明温度和压强，则表示在298_K 、常压条件下的反应热。
(3)ΔH 的单位是J·mol －1或kJ·mol －1。
(4)同一化学反应，热化学方程式中物质的系数不同，ΔH 也不同。
根据焓的性质，若热化学方程式中各物质的系数加倍，则ΔH 的数值也加倍；若反应逆向进行，则ΔH 改变符号，但绝对值不变。
3．重要提示(1)同素异形体在反应中除标状态外，还要注明名称，如C(s ，石墨)。
(2)在热化学方程式中，物质化学式前面的系数只表示物质的量，可以用整数或简单分数表示。
1．下列热化学方程式书写正确的是( )A ．2SO 2＋O 2=====500℃V 2O 52SO 3 ΔH ＝－196.6 kJ·mol －1 B ．4H 2(g)＋2O 2(g)===4H 2O(l) ΔH ＝－1 143.2 kJ·mol －1C ．C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH ＝393.5 kJD ．C(s)＋O 2(g)===CO 2(g) ΔH ＝393.5 kJ·mol －11.盖斯定律对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应的焓变都是一样的，这一规律称为盖斯定律。
即化学反应的焓变只与反应的始态和终态有关，与反应的途径无关。
2．盖斯定律的应用若一个化学方程式可由另外几个化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这几个化学反应焓变的代数和。
化学能量变化与焓变的计算公式
化学能量变化与焓变的计算公式化学反应是伴随着能量变化的过程，能量在反应中转化形式，可以通过焓变来表示。
本文将介绍化学能量变化与焓变的计算公式。
一、化学能量变化的概念化学反应过程中，反应物转变成产物伴随着能量的吸收或者释放，从而改变了系统的能量状态。
这种能量变化称为化学能量变化。
二、焓的概念焓是热力学中描述系统的内能和对外界做功之间关系的物理量，表示为H。
焓变即反应前后焓的差值，可用来表示化学反应的能量变化。
三、焓变的计算公式焓变的计算公式可以通过反应的热变化来推导，其中最常见的是在恒压下的焓变计算公式。
在恒压条件下，化学反应的焓变等于反应物和生成物的焓差。
1. 反应物和生成物为单质的情况：若反应物和生成物为单质，其焓变计算公式为：ΔH = Σ(生成物的生成热) - Σ(反应物的生成热)其中，ΔH表示焓变，Σ表示求和，生成热表示单位物质生成时伴随的热变化。
举例来说，对于以下反应：2H2(g) + O2(g) -> 2H2O(l)其焓变计算公式为：ΔH = (2 mol H2O × ΔHf(H2O)) - (2 m ol H2 × ΔHf(H2) + 1 mol O2 × ΔHf(O2))2. 反应物和生成物为化合物的情况：若反应物和生成物为化合物，其焓变计算公式为：ΔH = Σ(生成物的生成热) - Σ(反应物的生成热)同样地，ΔH表示焓变，Σ表示求和，生成热表示单位物质生成时伴随的热变化。
举例来说，对于以下反应：CH4(g) + 2O2(g) -> CO2(g) + 2H2O(l)其焓变计算公式为：ΔH = (1 mol CO2 × ΔHf(CO2) + 2 mol H2O × ΔHf(H2O)) - (1 mol CH4 × ΔHf(CH4) + 2 mol O2 × ΔHf(O2))四、应用举例化学能量变化与焓变的计算公式在实际应用中非常重要。
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第三课时、反应焓变的计算-----盖斯定律【学习目标】１.了解化学反应中能量变化的实质，理解反应热、放热反应、吸热反应、焓及焓变等概念。
2.明确测定反应热的要点，测定反应热的基本原理和方法。
3、能熟练书写热化学方程式，能利用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算 【学习重难点】1. 理解放热反应和吸热反应的实质。
2．熟练书写热化学方程式。
3．掌握盖斯定律，并会计算反应的焓变。
【课堂学案】【复习提问】写出下列反应的热化学方程式（1）1molC 2H 5OH(l)与适量O 2(g)反应，生成CO 2(g)和H 2O(l)，放出1366.8kJ 热量。
。
（2）18g 葡萄糖与适量O 2(g)反应，生成CO 2(g)和H 2O(l)， 放出280.4kJ 热量。
。
【板书】三、反应焓变的计算 （一）盖斯定律：1、内容：2、理解要点：（1）反应焓变（反应热效应）只与 、 有关，与 无关。
（2）焓变（反应热）总值一定。
△H = △H 1 + △H 2 = △H 3 + △H 4 + △H 5[合作探究]：如何进行反应热的计算？由盖斯定律可知：反应热的大小与反应的 无关，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是 的。
我们可以将两个或多个热化学方程式包括其△H 相 或相 ，得到一个新的热化学方程式。
即热化学方程式具有 性，可以进行加、减、乘、除四则运算。
[要点强化指导]：⑴反应热的计算是以其定义为基础的，要掌握其定义的涵义，同时注意单位的转化。
反应物a生成物 △H△H 2△H 1cb △H 5△H 4△H 3⑵依据热化学方程式的计算，要注意反应热是指反应按所该形式完全进行时的反应热。
⑶热化学方程式中的化学计量数与反应热成正比关系。
（二）焓变的计算方法1、利用已知焓变求未知焓变——热化学方程式相加减 【问题分析示例】例题1：氢气和氧气生成液态水的反应， 可以通过两种途径来完成，如下图所示：已知：H 2（g ）+ 1/2O 2（g ）= H 2O （l ）；△H = －285.8kJ ·mol －1H 2O （g ）= H 2O （l ）；△H 2 = －44.0kJ ·mol －1求：H 2（g ）+ 1/2O 2（g ）= H 2O （g ）的反应热△H 1 ？ 解析：依据盖斯定律可得：△H ＝△H 1＋△H 2 ， 所以，△H 1＝△H －△H 2＝ －285.8kJ ·mol －1 －（－44.0kJ ·mol －1）＝ －241.8kJ ·mol －1答案：△H 1＝ －241.8kJ ·mol －1【例2】试利用298K 时下述反应的实验数据，计算此温度下C （s ，石墨）+12O 2（g ）=CO （g ）的反应焓变。
C （s ，石墨）+ O 2（g ）= CO 2（g ） △H 1 = —393.5kJ•mol —1CO （g ） + 12O 2（g ）= CO 2（g ） △H 2 = —283.0kJ•mol —1解：设此反应分两步进行：第一步：C （s ，石墨）+ O 2（g ）= CO 2（g ） △H 1 = —393.5kJ•mol —1第二步：CO 2（g ）= CO （g ） + 12O 2（g ）△H 2 ′= —△H 2 = 283.0kJ•mol —1将上述两步反应相加得总反应为：C （s ，石墨）+12O 2（g ）=CO （g ） △H 3 = ？根据盖斯定律，△H 3 =△H 1 + △H 2 ′=—393.5kJ•mol —1 + 283.0kJ•mol —1=—110.5kJ•mol —1答：298KC （s ，石墨）+12O 2（g ）=CO （g ）的△H 为—110.5kJ•mol —1。
【练习1】试利用298K 时下述反应的实验数据，计算此温度下P 4（s ，白磷）= 4P （ s ，红磷）的反应焓变。
P 4（s ，白磷）+ 5O 2（g ）= P 4O 10（S ） △H 1 = —2983.2kJ•mol —1P （s ，红磷）+ 54O 2（g ）= 14P 4O 10（S ） △H 2 = —738.5kJ•mol —1【练习2】试利用298K时下述反应的实验数据，计算此温度下2N2H4(g) + 2NO2(g) == 3N2(g) + 4H2O(g)的反应焓变。
N2（g）+ 2O2（g）== 2NO2（g）△H1= + 67.7kJ•mol—1N2H4（g）+ O2（g）== N2（g）+ H2O（g）△H2 = —534kJ•mol—1【练习3】试利用298K时下述反应的实验数据，计算此温度下Zn（s）+ HgO（s）== ZnO（s）+ Hg（l）的反应焓变。
Zn（s）+ 12O2（g）== ZnO（s）△H1= —351.1kJ•mol—1Hg（s）+ 12O2（g）== HgO（s）△H2= —90.7kJ•mol—12、利用化学键的键能求焓变（1）键能：（2）△H= ∑ (反应物的键能）—∑(反应产物的键能)【例3】以下是部分共价键键能数据：H—S 364kJ•mol—1，S—S 266kJ•mol—1，S=O 522kJ•mol—1，H—O 464kJ•mol—1。
试根据这些数据计算下面这个反应的焓变。
2H2S(g) + SO2(g) == 3S(g) + 2H2O(g) △H = ？【练习4】以下是部分共价键键能数据：P—P 198kJ•mol—1，P—O360kJ•mol—1，O=O 498kJ•mol—1。
试根据这些数据计算下面这个反应的焓变。
P4(s,白磷) + 3O2(g) == P4O6(s) △H = ？氧原子磷原子P4分子结构P4O6分子结构S8分子结构针对性练习：已知：C（s）+ O2（g）= CO2（g）；△H1= －393.5kJ·mol－1CO（g）+ 1/2O2（g）= CO2（g）；△H2= －283.0kJ·mol－1试求C（s）+ 1/2 O2（g）= CO（g）的反应热△H3 ？[要点强化指导]：影响反应热大小的因素：反应热的大小与反应的条件，反应物、生成物的种类、状态及物质的量有关。
⑴不同的反应，有不同的反应热；⑵同一反应，若某一物质的状态不同，则反应热不同。
参加反应的物质的物质的量不同，则反应热不同。
⑶反应方向逆向，则△H改变符号，但绝对值不变。
⑷反应热的大小与与反应的途径无关，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。
【课堂练习达标】1．下列说法正确的是（）A．反应热指的是反应过程中放出的热量B．热化学方程式中的化学计量数意义之一是表示分子的个数C．反应热的大小与反应的途径有关，理论上分多步完成时过程中热量损耗多，比一步完成时其反应热效应少。
D．依据盖斯定律，热化学方程式具有加和性，也可以进行加、减、乘、除四则运算。
2．下列各项与反应热的大小无关的是（）A．反应物的状态B．生成物的状态C．反应物的多少D．表示反应热的单位3．已知：C（s）＋1/2O2（g）＝CO（g）；△H1= －110.35kJ·mol－1CO（g）＋1/2O2（g）＝CO2（g）；△H2= －282.57kJ·mol－1则C（s）＋O2（g）＝CO2（g）；△H3＝？（）A．＋172.22kJ·mol－1 B．－172.22kJ·mol－1C．＋392.92kJ·mol－1D392.92kJ·mol－14．下列说法不正确的是（）①在热化学方程式中无论是反应物还是生成物必须标明聚集状态；②所有的化学反应都伴随着能量变化；③放热的反应发生时不必加热；④一般来说，吸热反应在加热后才能发生；⑤化学反应的热效应数值与参加反应的物质的多少有关；⑥一般来说，吸热反应在一定条件下也能发生；⑦依据盖斯定律，反应热的大小与反应的途径有关，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热基本相同。
A．②③⑥⑦B．③④⑤⑦C．④⑤⑦D．③④⑦5．已知热化学方程式：2H2O（l）= 2H2（g）+ O2（g）；△H1 = ＋571.6kJ·mol－1 2H2（g）+ O2（g）= 2H2O（g）；△H2 = －483.6kJ·mol－1当1g液态水变为气态水时，对其热量变化的下列描述：①放出；②吸收；③2.44kJ：④4.88kJ；⑤88kJ。
其中正确的是（）A．②和⑤B．①和③C．②和④D．②和③6．同素异形体相互转化的反应热相当少而转化速率慢，有时还很不完全，测定时很困难，现可依据盖斯定律进行计算。
已知：4P（白磷，s）＋5O2（g）＝2P2O5（s）；△H1＝－283.2 kJ·mol－1①4P（红磷，s）＋5O2（g）＝2P2O5（s）；△H2＝－184.0kJ·mol－1②由热化学方程式看来，更稳定的磷的同素异形体是，试写出白磷转化成红磷的热化学方程式。
7．已知下列热化学方程式：⑴Fe2O3（s）＋3CO（g）＝2Fe（s）＋3CO2（g）；△H ＝－25 kJ·mol－1⑵3Fe2O3（s）＋CO（g）＝2Fe3O4（s）＋CO2（g）；△H ＝－47 kJ·mol－1⑶Fe3O4（s）＋CO（g）＝3FeO（s）＋CO2（g）；△H ＝＋19 kJ·mol－1写出FeO（s）被CO还原成Fe（s）和CO2的热化学方程式。