高二化学反应焓变的计算
高二化学反应焓变的计算
四、反应焓变的计算 （一）、盖斯定律
• 不管化学反应是一步完成还是分几步完成， 其反应焓变是相同的。
• 化学反应的反应热只与反应体系的始态和 终态有关，而与反应的途径无关。
• C（s）+ ½ O2（g）=CO（g）因为C燃烧 时不可能完全生成CO，总有一部分CO2生 成，因此这个反应的ΔH无法直接测得，请 同学们自己根据盖斯定律设计一个方案计
△H2= -393.5 kJ/mol ⑶ H2(g) + ½ O2(g) == H2O(l)
△H3= -285.8 kJ/mol 试计算下述反应的反应热：
2C(s) + 2H2 (g) + O2 (g) == CH3COOH (l)
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化学反应焓变的计算-高考化学知识点
化学反应焓变的计算-高考化学知识点
化学反应焓变的计算一、反应热的简单计算1.根据热化学方程式计算焓变与参加反应的各个物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的能量计算△H=生成物的能量总和-反应物的能量总和3.根据反应物和生成物的键能计算△H=反应物的总键能-生成物的总键能 4.根据盖斯定律计算将两个或两个以上的热化学方程式进行适当的数学运算，以求得所求反应的反应热。
二、注意事项
(1)反应热数值与各物质的化学计量数成正比，因此热化学方程式中各物质的化学计量数改变时，其反应热数值同时做相同倍数的改变。
(2)热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项，同时改变正负号；各项的化学计量数以及ΔH的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数。
(3)根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减，得到一个新的热化学方程式。
(4)求总反应的反应热，不能不假思索地将各步反应的反应热简单相加。
不论一步进行还是分步进行，始态和终态完全一致，盖斯定律才成立。
某些物质只是在分步反应中暂时出现，最后应该恰好消耗完。
标准反应焓变的计算公式
标准反应焓变的计算公式
反应焓变是化学反应过程中吸热或放热的能量变化。
在化学热力学中，我们使用标准反应焓变来表示在标准状况下化学反应的能量变化。
标准反应焓变的计算公式如下：
ΔH° = ΣnΔH°(产物) - ΣmΔH°(反应物)
其中，ΔH°表示标准反应焓变，n表示产物的摩尔系数，m表示反
应物的摩尔系数，ΔH°(产物)表示产物的标准状况下的反应焓变，
ΔH°(反应物)表示反应物的标准状况下的反应焓变。
在这个公式中，摩尔系数用来表示化学反应的配平关系。
通常情况下，我们会将反应物的摩尔系数设为负值，以便与产物的摩尔系数相加。
这样可以确保标准反应焓变的结果为正数表示放热反应，负数表
示吸热反应。
标准反应焓变的计算公式是根据热力学原理推导出来的，它可以帮
助我们了解化学反应中的能量变化。
通过计算标准反应焓变，我们可
以预测反应的放热或吸热性质，进一步了解反应的热力学特性。
需要注意的是，标准反应焓变的计算公式适用于在标准状况下进行
的化学反应。
标准状况是指温度为298K（25°C），压强为1个大气压。
如果反应不在标准状况下进行，我们需要考虑温度和压强的影响，使
用其他热力学公式进行计算。
总之，在化学领域中，标准反应焓变的计算公式可以帮助我们预测化学反应的能量变化，并进一步研究反应的热力学性质。
反应焓变计算公式
反应焓变计算公式
反应焓变（ΔH）的计算公式主要有两种表达方式：
1.宏观角度：ΔH = H生成物- H反应物。
其中，H生成物表示生成物的焓的总量，H反应物表示反
应物的焓的总量。
如果ΔH为“+”，则表示吸热反应；如果ΔH为“-”，则表示放热反应。
2.微观角度：ΔH = E吸收- E放出。
其中，E吸收表示反应物断键时吸收的总能量，E放出表示生成
物成键时放出的总能量。
同样，如果ΔH为“+”，则表示吸热反应；如果ΔH为“-”，则表示放热反应。
此外，还有其他常用的计算方法，如根据热化学方程式进行计算、根据反应物和生成物的总焓计算、依据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算，以及根据盖斯定律进行计算等。
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。
焓变即物体焓的变化量，其符号记为ΔH，单位为kJ/mol。
在等压且只做膨胀功的条件下，ΔH = ΔU + PΔV = Q，这表示在上述情况下，体系所吸收的热等于体系焓的增量。
以上信息仅供参考，如需更多信息，建议查阅相关文献或咨询专业化学家。
化学反应中的焓变计算
化学反应中的焓变计算焓变（ΔH）是化学反应中的一个重要物理量，它代表了反应过程中吸热或放热的情况。
焓变的计算对于理解化学反应的热力学特征和进行化学方程式的平衡非常关键。
本文将介绍一些常用的方法来计算化学反应中的焓变。
1. 理论计算方法理论计算方法通过能量差来计算焓变。
当已知反应物和生成物的摩尔生成热时，可以使用下式计算焓变：ΔH = Σ(nΔHf)（生成物）- Σ(nΔHf)（反应物）其中，ΔHf为反应物或生成物的摩尔生成热，n为摩尔数。
2. 热化学平衡法热化学平衡法通过热平衡方程来计算焓变。
当已知反应物和生成物的摩尔数以及各自的焓变时，可以使用下式计算焓变：ΔH = Σ(nΔH)（生成物）- Σ(nΔH)（反应物）其中，n为摩尔数，ΔH为反应物或生成物的焓变。
3. 半反应法半反应法通过将反应分解为半反应方程式来计算焓变。
首先，将反应物分解成单个反应物，并配平反应物的半反应方程式。
然后，将生成物分解成单个生成物，并配平生成物的半反应方程式。
最后，根据配平后的半反应方程式和其对应的焓变来计算焓变。
4. 热容法热容法通过测定反应物和生成物的温度变化以及体系的热容来计算焓变。
首先，测定反应物和生成物溶液的初始温度。
然后，在适当的条件下发生化学反应，测定产物溶液的温度变化。
最后，根据温度变化和体系的热容来计算焓变。
5. 燃烧热法燃烧热法通过测定物质的燃烧所释放的热量来计算焓变。
首先，将反应物燃烧，并测定燃烧过程中释放的热量。
然后，根据燃烧释放的热量和反应物的摩尔数来计算焓变。
在实际应用中，选择合适的方法来计算焓变取决于具体的实验条件和数据的可获得性。
有时，可能需要结合多种方法来提高计算的准确性和可靠性。
总结起来，化学反应中的焓变计算是理解和分析化学反应过程中能量变化的重要手段。
通过合理选择计算方法，并且利用适当的实验数据，能够准确地计算出反应过程中的焓变，从而更好地理解和掌握化学反应的热力学特征。
焓变的三种计算公式
焓变的三种计算公式
1. 热化学方程：“热化学方程”是一种量化物质发生变化并释放或固定某种热量的公式。
在它的变量中，例如反应物、产物以及热量，它可以提供一致的方法用来计算反应的热化学变化方式及其对热的影响。
2. 恒定温度热化变方程：这是一种量化变化释放固定温度的热量所涉及的反应的变化的公式。
它主要可以用来表明给定的温度梯度的反应的热化变的变化速度。
例如，用这种公式可以计算出某一反应在特定温度梯度条件下的反应热量释放速度和表面能量变化量。
3. 热流密度方程：这是一种计算热流动测量变化并释放热量的公式。
它用来测量不同反应物之间的热迁移能力，并能够给出特定的温度变化范围的热力的发生情况和温度变化的热OSS时间梯度。
反应焓变的三种计算方法
反应焓变的三种计算方法嘿，朋友们！今天咱来聊聊反应焓变的三种计算方法。
这可真是个有趣又重要的话题呢！先来说说第一种方法，通过化学键的键能来计算。
这就好比搭积木，每一块积木都有它特定的能量，把这些积木组合起来或者拆开，能量就会发生变化。
就像盖房子，你得知道每块砖的作用和能量，才能算出盖这房子总共消耗或产生了多少能量。
反应焓变不也这样嘛，通过分析参与反应的化学键的键能变化，就能大致算出焓变啦！你说神奇不神奇？接着是第二种方法，利用标准生成焓。
这就好像是每个物质都有自己的“身份证能量”，把参与反应的物质的“身份证能量”加加减减，就能得出反应焓变。
是不是有点像算账呀，把各种收支算清楚，最后的结果就出来啦！想想看，那些物质带着它们特有的能量进入反应，就像一群带着“能量标签”的小伙伴，通过加减它们的标签值，我们就能知道反应的能量变化啦。
最后一种方法，热化学方程式。
这就如同一个详细的“能量账本”，把反应的过程和能量变化都清楚地记录下来。
你可以根据这个账本，直接找到反应焓变的值。
就好比你有一本记账本，上面清楚地写着每一笔收支，你随时都能查到你想要的信息。
那这三种方法到底该怎么用呢？这可得根据具体情况来呀！有时候用键能计算简单明了，有时候标准生成焓更方便，而热化学方程式则能给你最直观的感受。
就像你有不同的工具，在不同的场景下，你得选择最合适的那个来干活呀！比如说，在研究一些简单的化学反应时，用键能计算可能就很得心应手，一下子就能算出焓变。
但要是遇到复杂的反应体系，那可能就得结合多种方法来综合判断啦。
这就跟我们解决问题一样，不能死脑筋只用一种方法，得灵活多变，根据实际情况来选择。
反应焓变的这三种计算方法，就像是我们在化学世界里的三把钥匙，每一把都能打开一扇通往知识的大门。
它们让我们能更深入地理解化学反应的本质和能量变化。
所以啊，朋友们，可得好好掌握这三种方法呀！它们可是我们探索化学奥秘的重要工具呢！别小瞧它们，它们能带你领略不一样的化学风景哦！怎么样，是不是对反应焓变的计算方法有了更清楚的认识啦？。
高二化学焓变知识点归纳大全
高二化学焓变知识点归纳大全高二化学学习最困难的是化学反应的焓变，提到这个大家都觉得很难。
以下是作者整理高二化学焓变的知识点，希望可以给大家提供借鉴和参考。
1-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kJmol-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)=-285.8kJmol-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Jmol-1或kJmol-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。
2-反应焓变的计算(1)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，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。
(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。
常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。
高二化学反应焓变的计算
与这些焦炭完全燃烧相比，损失的 热量为
2、盖斯定律
1.盖斯定律的内容: 不管化学反应是一步完成或分几步完成,其焓变
例2、已知下列热化学方程式: 2Zn(s)+O2(g)=2ZnO(s) △H1= -702.2 kJ/mol
总结规律：
若多步化学反应相加可得到新的化
总结思考： 在用方程式叠加计算反应热时要注意哪
些问题？
注意： 计量数的变化与反应热数值的变化要对应
例1、已知： H2O(g)==H2O(l) △H2=-44kJ/mol 2H2(g)+O2(g)==2H2O(g) △H1=-483.6kJ/mol 那么，H2的燃烧热△H是多少？ H2(g)+1/2O2(g)==H2O(l) △H=？kJ/mol
是相同.换句话说,化学反应的焓变只与反应体系的始 态和终态有关,而与反应的途径无关。
△H＝△H1+△H2
实例1
CO2(g)
+O2(足量）H2
+C
H3
C(s)
+O2(适量）
H1
CO(g)
H1 = H2 + H3
① C(s)+1/2O2(g)==CO(g) ΔH1=? ② 2CO(g)+O2(g)== 2CO2(g) ΔH2 ③ C(s)+O2(g)==CO2(g) ΔH3
1、利用热化学反应方程式计算
1 、一定条件CO和CH4燃烧的 热化学方程式分别为 2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) △H=-566KJ/mol CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) △H=-890KJ/mol
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。
高二化学化学反应的焓变(PPT)5-2
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
∴ 当ΔH ＞0时，为吸热反应。 当ΔH ＜0时，为放热反应。
的居民。 【边卡】名边界上的哨所或关卡。 【边区】名我国国内战争及抗日战争时期，领导的政权在几个省连接的边缘地带建立的根据地，如陕甘宁边区、 晋察冀边区等。 【边塞】名边疆地区的要塞。 【边式】?〈方〉形①（装束、体态）漂亮俏皮。②戏曲演员的表演动作潇洒利落：他扮演的关羽，动作～， 嗓音洪亮。 【边事】〈书〉名与边境有关的事务，特指； 速冻食品 速冻食品 ；边防军情：～紧急。 【边务】名与边境有关的事务，特 指边防事务。 【边线】名足球、篮球、羽毛球等运动场地两边的界线。 【边沿】名边缘?：～地带。 【边音】ī名口腔中间通路阻塞，气流从舌头的边上通过 而发出的辅音。如普通话语音的。 【边缘】①名沿边的部分：～地区◇处于破产的～。②形属性词。靠近界线的；同两方面或多方面有关系的：～学科。 【边缘化】动使靠近边缘；使处于不重要的地位：在国际政治中，要防止一些发展中国家被～。 【边缘科学】以两种或多种学科为基础而发展起来的科学。 如以地质学和化学为基础的地球化学，以物理学和生物学为基础的生物物理学等。 【边远】形属性词。靠近国界的；远离中心地区的：～地区｜～县份。 【边寨】名边境地区的寨子。 【砭】①砭石。②古代用石针扎皮肉治病：针～◇寒风～骨｜痛～时弊。 【砭骨】动刺入骨髓，形容使人感觉非常冷或疼痛非 常剧烈：朔风～｜奇痛～。 【砭石】名古代治病用的石针或石片。 【笾】（籩）古代祭祀或宴会时盛果实、干肉等的竹器。 【篇】［萹蓄］（）名一年生 草本植物，叶子互生，椭圆形或披针形，花小，绿白色或红色。全草入。 【编】（編）①动把细长条状的东西交叉组织起来：～筐｜～辫子｜～草帽。②动 把分散的事物按照一定的条理组织起来或按照一定的顺序排列起来：～组｜～队｜～号。③动编辑：～报｜～杂志。④动创作（歌词、剧本等）：～歌｜～ 话剧｜～了个曲儿。⑤动捏造：瞎～｜～派｜～瞎话。⑥成本的书（常用于书名）：正～｜续～｜人手一～｜《故事新～》。⑦量书籍按内容划分的单位， 大于“章”：上～｜中～｜下～。⑧编制?：在～｜超～｜～外。⑨（）名姓。 【编程】动编制计算机程序。 【编创】动编写创作；编排创作：～人员｜～ 舞蹈。 【编次】①动按一定的次序编排。②名编排的次序：打乱～。 【编导】①动编剧和导演：～人员｜这两年，他～了几部新戏。②名做编剧和导演工作 的人。 【编订】动编纂ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ汀：～《唐宋传奇集》。 【编队】∥动①把分散的人、运输工具等编成一定顺序或某种组织形式。②军事上指飞机、军舰等按一定
化学反应焓变反应热的计算与解释
化学反应焓变反应热的计算与解释化学反应焓变：反应热的计算与解释化学反应焓变是研究化学反应中能量变化的重要参数，它可以帮助我们理解反应的热效应及其在实际应用中的意义。
本文将介绍如何计算化学反应焓变，以及解释焓变对于反应过程和体系热平衡的影响。
一、化学反应焓变的计算方法及原理化学反应焓变是指在一定条件下，反应物转变为生成物所释放或吸收的热量。
计算化学反应焓变的方法主要有两种：实验测定法和热力学计算法。
实验测定法是通过实验装置测量反应前后的温度变化，利用热容量和温度差来计算反应焓变。
实验测定法的优点是直观，能够得到较准确的结果；但缺点是实验条件要求严格，实验操作较为复杂，且不同反应需要不同的实验装置。
热力学计算法则是基于热力学原理进行计算。
根据热力学的定义，焓变ΔH可以用反应物和生成物的标准摩尔焓之差来表示。
标准摩尔焓是指物质在标准状态下（常温常压）与参考物质反应时的焓变。
通过查阅物质的热力学数据手册或使用计算软件，可以得到反应物和生成物的标准摩尔焓值，进而计算得到反应焓变。
二、化学反应焓变的解释与表达化学反应焓变是化学反应所伴随的热效应，其正负值可以解释反应过程中的吸热与放热现象。
当焓变ΔH为负值时，反应物转变为生成物时释放热量，称为放热反应；当焓变ΔH为正值时，反应物转变为生成物时吸收热量，称为吸热反应。
化学反应焓变对于反应过程的推动和热平衡有重要影响。
根据热力学第一定律，焓变ΔH与反应物和生成物的能量变化有关。
反应物的能量高于生成物时，反应为放热反应，焓变ΔH为负值，释放热量。
反之，反应物的能量低于生成物，反应为吸热反应，焓变ΔH为正值，吸收热量。
化学反应焓变还可以用来解释化学反应在实际应用中的作用。
比如在工业过程中，通过控制反应焓变可以实现对反应速率和产物选择性的调控。
在生活中，焓变的正负值可以判断一些物质变化过程的放热或吸热性质，如化学发光、冷热包等。
三、化学反应焓变与热力学概念的联系化学反应焓变与热力学概念密切相关，温度、压力、物质的热力学性质等因素会影响反应焓变。
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。
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
2、2molCu(s)与适量O2(g)反应生成 CuO(s)，放出314kJ热量；
２、已知在1×105Pa，298K条件下，2mol氢气燃烧生 成水蒸气放出484kJ热量，下列热化学方程式正确的是 ( A)
A. B. C. D. H2O（g）＝H2（g）＋1/2O2（g）；ΔH＝＋242kJ· mol－1 2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（l）；ΔH＝－484kJ· mol－1 H2（g）＋1/2O2（g）＝H2O（g）；ΔH＝＋242kJ· mol－1 2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（g）；ΔH＝＋484kJ· mol－1
与化学方程式相比，热化学方程式有哪些不同？ 正确书写热化学方程式应注意哪几点？
意义:热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化， 也表明了化学反应中的能量变化。
三、热化学方程式
1.定义：可表示参加反应物质的量和反应热的.写法：
化学反应中的能量变化与焓变计算
化学反应中的能量变化与焓变计算化学反应是指化学物质之间发生的变化过程，其中能量的转化和变化是不可避免的。
能量变化在化学反应中具有重要的作用，它可以帮助我们理解反应的热力学性质以及反应的发生与否。
本文将介绍化学反应中的能量变化以及焓变的计算方法。
一、化学反应中的能量变化在化学反应中，反应物变为生成物的过程中，能量会发生变化。
根据热力学第一定律，能量守恒的原则，反应物的内能转化为反应物的内能和对外界做功的总和。
根据能量守恒定律，可以得到以下的能量变化公式：ΔE = q + w其中，ΔE表示系统的能量变化，q表示传热，w表示做功。
传热（q）是指热量的转移，可以是放热（exothermic）或吸热（endothermic）。
当热量从系统传递到周围环境时，系统放出热量，反应为放热反应；当热量从周围环境传递到系统时，系统吸收热量，反应为吸热反应。
做功（w）是指反应物在反应过程中对外界进行的功。
做功可以通过体积的改变引起，比如气体体积的压缩或膨胀。
当气体被压缩时，系统对外界做功；当气体膨胀时，外界对系统做功。
根据能量守恒定律，可以通过计算传热和做功来确定反应的能量变化。
二、焓变的计算方法焓变（ΔH）是指在常压下，化学反应中吸热或放热的量。
焓变可以通过测量反应物和生成物的热化学性质来进行计算。
焓变的计算方法有两种常见的形式：反应热和标准焓变。
1. 反应热（ΔHr）反应热是指在常压下，反应物转化为生成物时系统吸收或放出的热量。
反应热可以通过测量实验中反应物和生成物的热化学性质来进行计算。
通常，实验中会使用热量计量仪器（如量热器）来测量反应发生时所吸收或放出的热量。
反应热可以根据能量守恒定律来计算：ΔHr = q + w其中，q为反应物和生成物之间的能量变化，w为反应物和生成物之间进行的功。
2. 标准焓变（ΔH°）标准焓变是指在标准状态下，1 mol的物质在标准压力下，转化为其标准生成物时的焓变。
标准焓变可以通过热化学性质表中提供的数据来计算。
高二化学选修一知识点
高二化学选修一知识点1.高二化学选修一知识点篇一催化剂对化学反应速率的影响(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：催化剂大多能加快反应速率，原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。
(2)催化剂的特点：催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变。
催化剂具有选择性。
催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率。
2.高二化学选修一知识点篇二反应焓变的计算(1)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，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。
(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。
常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。
(3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。
对任意反应：aA+bB=cC+dDΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]3.高二化学选修一知识点篇三碱金属1、Na+的焰色K+的焰色_色(隔蓝色钴玻璃观察)2、钠与水反应的现象钠漂浮在水面上，熔化成一个银白色小球，在水面到处游动，发出咝咝的声响，反应后滴入酚酞溶液变红。
3、能与Na2O2反应的两种物质H2O、CO24、治疗胃酸过多的药品NaHCO35、碱金属单质与盐溶液反应(无法置换金属)2Na+2H2O+CuSO4===Na2SO4+Cu(OH)2↓+H2↑6、碳酸钠、碳酸氢钠的热稳定性比较碳酸氢钠受热易分解7、碳酸钠、碳酸氢钠的相互转化NaHCO3加热生成Na2CO3Na2CO3溶液中通入过量CO2生成NaHCO34.高二化学选修一知识点篇四1、组成元素、氨基酸的结构通式、氨基酸的种类取决于R基2、构成蛋白质的氨基酸种类20多种3、氨基酸脱水缩合形成蛋白质：肽键的书写方式有几个氨基酸就叫几肽肽键的数目=失去的水=氨基酸数目-肽链条数(链状多肽)环状多肽肽键数=氨基酸数=失去的水分之质量的相对计算：蛋白质的分子量=氨基酸的平均分子量氨基酸数-18(氨基酸-肽链条数)4、蛋白质种类多样性的原因：氨基酸的种类、数目、排序以及蛋白质的空间结构不同，核酸分为核糖核酸RNA和脱氧核糖酸DNA，核酸的基本单位是核苷酸，每条核苷酸是由一分子含氮碱基，一分子磷酸，一分子五碳糖，RNA是由碱基(A、G、C、U)，磷酸，核糖组成，DNA是由碱基(A、G、C、T)，磷酸和脱氧核糖组成5.高二化学选修一知识点篇五铝Al1、单质铝的物理性质：银白色金属、密度小(属轻金属)、硬度小、熔沸点低。
反应焓变的计算方法
反应焓变的计算方法反应焓变是化学反应过程中释放或吸收的能量变化。
它是描述反应热力学性质的重要参数。
在计算反应焓变时，我们可以使用以下几种方法：1. 标准反应焓变法标准反应焓变法是通过比较反应物和生成物的标准焓值来计算反应焓变。
标准焓是在标准状况下，1摩尔物质在压强为1大气压，温度为298K时的焓值。
标准反应焓变可以用下面的公式计算：ΔH° = Σ(n × ΔH°f, products) - Σ(m × ΔH°f, reactants)其中，ΔH°是反应焓变，n是生成物的系数，ΔH°f, products是生成物的标准生成焓，m是反应物的系数，ΔH°f, reactants是反应物的标准生成焓。
2. 键能法键能法是一种基于化学键能的计算方法。
它通过计算反应物和生成物中键的能量变化来计算反应焓变。
该方法的基本思想是：当键能变化时，反应焓变也会随之变化。
可以使用下面的公式计算键能法的反应焓变：ΔH° = Σ(bonds broken) - Σ(bonds formed)其中，Σ(bonds broken)是反应物中被断裂的键的能量总和，Σ(bonds formed)是生成物中形成的键的能量总和。
3. 热效应法热效应法是利用反应物和生成物的热容量差来计算反应焓变。
该方法基于热容量与焓的关系，可以用下面的公式计算热效应法的反应焓变：ΔH° = Σ(n × C°p, products) - Σ(m × C°p, reactants)其中，ΔH°是反应焓变，n是生成物的系数，C°p, products是生成物的摩尔热容，m是反应物的系数，C°p, reactants是反应物的摩尔热容。
4. 基于热力学数据的计算软件除了上述方法外，还可以利用基于热力学数据的计算软件来计算反应焓变。
高二化学化学反应的焓变(2019年12月整理)
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。
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高二化学化学反应的焓变(教学课件201911)
意义:热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化， 也表明了化学反应中的能量变化。
三、热化学方程式
1.定义：可表示参加反应物质的量和反应热的关系的方程 式，叫做热化学方程式。
2.写法： 1)热化学方程式要注明反应的温度、压强（298 K,101
∴ 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
2HILeabharlann (g)ΔH = －14.9 kJ/mol
与化学方程式相比，热化学方程式有哪些不同？ 正确书写热化学方程式应注意哪几点？
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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
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2SO3(g) △H =-197KJ/mol
若一密闭容器中通入2molSO2和1molO2，达平衡
时，反应放热为Q1KJ,另一密闭容器中通入
2molSO2和1.5molO2，达平衡时反应放热为Q2KJ,
则
A.Q1＜Q2＜197 C.Q1=Q2=197
B.Q2＞Q1=197 D.Q2＜Q1＜197
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例2、已知下列热化学方程式: 2Zn(s)+O2(g)=2ZnO(s) △H1= -702.2 kJ/mol
2Hg(l)+O2(g)=2HgO (s)
△H2=-181.4 kJ/mol
由此可知Zn(s)+ HgO (s)= ZnO(s)+ Hg(l)的△H值 是？
【例3】已知 ① CO(g) + 1/2 O2(g) ====CO2(g) ΔH1= －283.0 kJ/mol
② H2(g) + 1/2 O2(g) ====H2O(l) ΔH2= －285.8 kJ/mol
③C2H5OH(l) + 3 O2(g) ==== 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ΔH3=-1370 kJ/mol
试计算④2CO(g)＋ 4 H2(g)==== H2O(l)＋ C2H5OH(l) 的 ΔH
由金红石(TiO2)制取单质钛(Ti),涉及到的 步骤为：
TiO2
Mg
TiCl4 8000C Ar Ti
已知：C(s)+O2(g)=2CO2(g) ΔH =-393.5kJ/mol 2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) ΔH =-556KJ/mol TiO2(s)+2Cl2(g)=TiCl4(s)+O2(g) ΔH = +141KJ/mol
反应① =反应③—1/2 ②反应 ΔH1= ΔH3- 1/2ΔH2
总结规律：
若多步化学反应相加可得到新的化学 反应，则新反应的反应热即为上述多步反应 的反应热之和。
总结思考： 在用方程式叠加计算反应热时要注意哪
些问题？
注意： 计量数的变化与反应热数值的变化要对应
例1、已知： H2O(g)==H2O(l) △H2=-44kJ/mol 2H2(g)+O2(g)==2H2O(g) △H1=-483.6kJ/mol 那么，H2的燃烧热△H是多少？ H2(g)+1/2O2(g)==H2O(l) △H=？kJ/mol
△H1
C(s)+1/2O2(g)=CO(g)
△H2
(4) H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)
△H1
1/2H2(g)+1/2Cl2(g)=HCl(g) △H2
(5)CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g) △H1
CaO(s)+H2O(l)=Ca(OH)2(s) △H2
4、可逆反应焓变
2SO2(g)+O2(g)
ojq681azh
则TiO2(s)+2Cl2(g)+C(s)=TiCl4(s)+2CO(g)的ΔH
3反应焓变大小比较
(1) 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H1
2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)
△H2
(2) S(g)+O2(g)=SO2(g)
△H1S(s)+O2(g) NhomakorabeaSO2(g)
△H2
(3) C(s)+O2(g)=CO2(g)
1、利用热化学反应方程式计算
1 、一定条件CO和CH4燃烧的 热化学方程式分别为 2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) △H=-566KJ/mol CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) △H=-890KJ/mol
由1molCO和3molCH4组成的混合气体在上述条件下完全燃烧释放 能量为
是相同.换句话说,化学反应的焓变只与反应体系的始 态和终态有关,而与反应的途径无关。
△H＝△H1+△H2
实例1
CO2(g)
+O2(足量）H2
+C
H3
C(s)
+O2(适量）
H1
CO(g)
H1 = H2 + H3
① C(s)+1/2O2(g)==CO(g) ΔH1=? ② 2CO(g)+O2(g)== 2CO2(g) ΔH2 ③ C(s)+O2(g)==CO2(g) ΔH3
2、18g焦炭不完全燃烧，所得气体中CO占1/3,CO2占2/3,已知 C(g)+1/2O2(g)=CO(g) △H=-Q1KJ/mol CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) △H=-Q2KJ/mol
与这些焦炭完全燃烧相比，损失的 热量为
2、盖斯定律
1.盖斯定律的内容: 不管化学反应是一步完成或分几步完成,其焓变