第2课时 反应焓变的计算
1—2 热化学方程式 反应焓变的计算
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第2课时 热化学方程式 反应焓变的计算
知识铺垫
必备知识
正误判断
课前篇素养初探 课堂篇素养提升
如何定量描述化学反应的能量变化? 提示:利用焓变(ΔH)可定量描述化学反应的能量变化。
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第2课时 热化学方程式 反应焓变的计算
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一、热化学方程式 1.定义:把一个化学反应中 物质的变化
A.+519.4 kJ·mol-1 B.+259.7 kJ·mol-1
C.-259.7 kJ·mol-1 D.-519.4 kJ·mol-1
答案:C
解析:由题给热化学方程式可得:①Zn(s)+12O2(g) ZnO(s) ΔH=-350.5 kJ·mol-1;②Hg(l)+12O2(g) HgO(s) ΔH=-90.8 kJ·mol-1。根据盖斯定律,由①-②可得:Zn(s)+HgO(s) ZnO(s)+Hg(l) ΔH=(-350.5 kJ·mol-1)-(-90.8 kJ·mol-1)=-259.7 kJ·mol-1。
(2)1 mol 乙硼烷在氧气中燃烧生成固态三氧化二硼和液态水放 出的热量为 649.5 kJ×01.3=2 165 kJ,则其热化学方程式为 B2H6(g)+3O2(g) B2O3(s)+3H2O(l) ΔH=-2 165 kJ·mol-1。
(3)由图可知其热化学方程式为 NO2(g)+CO(g) CO2(g)+NO(g) ΔH=E1-E2=134 kJ·mol-1-368 kJ·mol-1=-234 kJ·mol-1。
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第2课时 热化学方程式 反应焓变的计算
热化学方程式、反应焓变的计算 Word含解析
第2课时热化学方程式、反应焓变的计算[课标要求]1．能正确书写热化学方程式并利用热化学方程式进行简单计算。
2．知道盖斯定律的内容，能运用盖斯定律计算化学反应的反应热。
1．热化学方程式前面的系数不代表分子个数，代表物质的量。
2．同一反应的热化学方程式系数不同，ΔH不同。
3．书写热化学方程式应注明物质的聚集状态、反应温度和ΔH的正、负值、单位等。
4．焓变与反应途径无关，只与反应的始态和终态有关。
焓变的运算是包括符号在内的代数运算。
热化学方程式1．概念把一个化学反应中物质的变化和反应的焓变同时表示出来的式子。
2．意义(1)表示化学反应中的物质变化。
(2)表示化学反应中的焓变。
例如：H2(g)＋12O2(g)===H2O(l)ΔH＝－285.8 kJ·mol－1，表示在25_℃和101 kPa下，1_mol H2(g)与12mol O2(g)完全反应生成1_mol H2O(l)时放出285.8 kJ的热量。
其中O2前边的系数，只代表物质的量，不能代表分子数。
3．书写原则(1)热化学方程式的系数只表示物质的量，不表示分子个数，可以用整数也可以用分数。
(2)必须注明物质的聚集状态、ΔH的“＋、－”和单位。
(3)对于相同反应，ΔH的数值必须与化学计量数对应。
4．实例8 g甲烷完全燃烧生成液态水时放出445 kJ的热量，该反应的热化学方程式为CH4(g)＋2O 2(g)===CO 2(g)＋2H 2O(l) ΔH ＝－890 kJ·mol －1。
1．1 g 氢气在氧气中燃烧生成液态水，放出142.9 kJ 的热量，表示该反应的热化学方程式是( )A ．H 2(g)＋12O 2(g)===H 2O(l)ΔH ＝－285.8 kJ·mol －1 B ．H 2(g)＋12O 2(g)===H 2O(g)ΔH ＝－285.8 kJ·mol －1 C ．2H 2(g)＋O 2(g)===2H 2O(l) ΔH ＝－285.8 kJ D ．H 2＋12O 2===H 2O ΔH ＝－285.8 kJ·mol －1解析：选A 由1 g 氢气燃烧生成液态水放出142.9 kJ 的热量可知，1 mol H 2燃烧生成液态水放出285.8 kJ 的热量，则ΔH ＝－285.8 kJ·mol －1。
反应焓变的计算
2Cl2(g)+2H2O(g)====4HCl(g)+O2(g) Δ H3与Δ H1和Δ H2间的关系正确的是(
A.Δ H3=Δ H1+2Δ H2
C.Δ H3=Δ H1-2Δ H2
则Ex=(2d-e-a) kJ·mol-1
答案：(1)S8(s)+8O2(g)====8SO2(g)
ΔH=-8a kJ·mol-1 (2)2SO3(g) 2SO2(g)+O2(g) ΔH=2b kJ·mol-1
(3)(2d-e-a) kJ·mol-1
含氮废水处理中的能量变化探究
某氮肥厂排放的废水中的氮元素多以NH4+和NH3·H2O的形式存
③S(单斜，s)====S(正交，s)
Δ H3
下列说法正确的是(
)
A．Δ H3=+0.33 kJ·mol-1 B．单斜硫转化为正交硫的反应是吸热反应 C．S(单斜，s)====S(正交，s) 稳定 Δ H3＜0，正交硫比单斜硫
D．S(单斜，s)====S(正交，s)
硫稳定
Δ H3＞0，单斜硫比正交
【解析】选C。③=①-②，则ΔH3＝ΔH1-ΔH2 =－297.16 kJ·mol-1-(-296.83 kJ·mol-1)=-0.33 kJ·mol-1， A错;由A项分析可知单斜硫转化为正交硫的反应是放热反应，B
错;正交硫的能量低，正交硫更稳定，C对，D错。
3.(2012·济南高二检测)在298 K、100 kPa时，已知：
1 2
Δ H1=-414 kJ·mol-1 Δ H2=-511 kJ·mol-1
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。
高三化学知识点化学反应热力学的计算与分析方法
高三化学知识点化学反应热力学的计算与分析方法化学反应热力学是研究化学反应中的能量变化的学科。
了解化学反应热力学的计算与分析方法，有助于我们理解反应的能量变化、反应速率以及反应的平衡状态。
本文将介绍几种常用的化学反应热力学计算与分析方法。
一、反应焓的计算与分析反应焓是指反应物与生成物之间的焓差。
在化学反应中，焓的变化可以通过实验数据来计算。
一般来说，可以根据反应物和生成物的物质的摩尔数量以及其对应的摩尔焓来计算反应焓。
计算反应焓的公式如下：ΔH = Σ(n产物× ΔH产物) - Σ(n反应物 ×ΔH反应物)其中，ΔH表示反应焓的变化，n表示物质的摩尔数量，ΔH产物表示生成物的摩尔焓，ΔH反应物表示反应物的摩尔焓。
反应焓的计算可以帮助我们了解反应过程中的能量变化。
如果反应焓为正值，表明反应是吸热反应，即反应过程中吸收了热量。
如果反应焓为负值，表明反应是放热反应，即反应过程中释放了热量。
二、反应焓与反应速率的关系分析在化学反应中，反应速率与反应焓之间存在一定的关系。
一般来说，反应焓越大，反应速率越快。
这是因为反应焓的增加意味着反应物的能量状态更高，反应物分子的活动性增加，从而增加了反应的速率。
通过分析反应焓与反应速率的关系，可以帮助我们预测反应的速率变化。
当我们通过实验测得不同温度下的反应速率，并计算出反应焓后，可以利用反应焓与反应速率的关系，推断其他温度下的反应速率。
三、反应焓与反应平衡的关系分析化学反应在到达平衡态时，反应焓也达到最小值或最大值。
这是因为在达到平衡时，反应物转化为生成物与生成物转化为反应物的速率相等，反应过程中净能量的变化趋于零。
通过分析反应焓与反应平衡的关系，可以帮助我们理解平衡态下反应物与生成物的能量变化。
当反应焓为正值时，表明在平衡态下反应物的能量更高，反应偏向于反应物一侧。
当反应焓为负值时，表明在平衡态下生成物的能量更高，反应偏向于生成物一侧。
四、反应焓的实验测定方法实验中常用的测定反应焓的方法包括恒温计量法和恒压量热法。
反应焓变的计算公式(一)
反应焓变的计算公式(一)反应焓变计算公式1. 反应热（enthalpy change）反应热（ΔH）指的是在常压下，反应物之间发生化学反应时释放或吸收的热量。
它是描述化学反应热效应的重要参数之一。
标准反应焓变（standard enthalpy change）标准反应焓变（ΔH°）是指在标准状态下，当化学反应发生时，摩尔数为1的反应物在摩尔数为1的生成物的生成过程中所释放或吸收的热量。
标准反应焓变可以通过以下公式进行计算：ΔH° = Σ(n * ΔH°f, products) - Σ(n * ΔH°f, reactants)其中，ΔH°f表示标准状态下的标准生成焓（formation enthalpy），n表示反应物或生成物的摩尔数。
例子：对于以下化学方程式：2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)反应物为2摩尔的氢气和1摩尔的氧气，生成物为2摩尔的水蒸气。
假设标准生成焓如下：ΔH°f(H2O) = -286 kJ/mol ΔH°f(H2) = 0 kJ/mol ΔH°f(O2) = 0 kJ/mol根据以上信息，可以计算出标准反应焓变：ΔH° = [2 * ΔH°f(H2O)] - [2 * ΔH°f(H2) + ΔH°f(O2)] = [2 * (-286)] - [2 * 0 + 0] = -572 kJ所以，该反应的标准反应焓变为-572 kJ。
2. 反应焓变计算方法根据燃烧热计算反应焓变对于燃烧反应，可以利用燃烧热（heat of combustion）来计算反应焓变。
燃烧热可以通过以下公式进行计算：ΔH = q/m其中，ΔH表示反应焓变，q表示反应过程中释放或吸收的热量，m表示反应物的质量。
利用化学键能计算反应焓变利用化学键能（bond energy）可以近似估算反应焓变。
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。
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。
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【学习目标】 1.了解焓变的比较方法及焓变的简单计算。 2.理解盖斯定律的含义,能运用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。 3.掌握焓变的几种计算方法。
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1.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 来的式子。 2.书写热化学方程式注意事项:注明物质的聚集状态;注意Δ H的符号及 单位。 3.焓变表达式:Δ H=H(反应产物)-H(反应物)。
298 K 时反应 2C(s,石墨)+H2(g) 4Al(s)+3O2(g) 4Fe(s)+3O2(g) A.Δ H1>Δ H2 2Al2O3(s) Δ H1 2Fe2O3(s) Δ H2
(4)已知:铝热反应是放热反应,又知,常温下:
下面关于Δ H1、Δ H2 的比较正确的是( B.Δ H1<Δ H2
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探究2
焓变的计算方法
问题导引 1.反应产物化学键形成放出的总能量为E1,反应物化学键断裂吸收的总 能量为E2,则ΔH为多少? 2.用盖斯定律求ΔH时,在调整物质的系数或反应方向时应注意什么问题?
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【疑难剖析】
1.根据热化学方程式计算 其计算方法与根据一般方程式计算相似,可以把Δ H看成方程式内的一项进行 处理,反应的焓变与参加反应的各物质的物质的量成正比。 2.根据化学键断裂和形成过程中的能量变化来计算 焓变等于破坏旧化学键吸收的能量与形成新化学键所放出的能量之差。 Δ H=E(反应物的化学键断裂吸收的总能量)-E(反应产物的化学键形成放出的 总能量)
出的热量也越多。
化学
【例 1】 下列各组热化学方程式中,化学反应的Δ H 前者小于后者的是( ①C(s)+
1 O2(g) 2
)
CO(g) SO2(g)
Δ H1 Δ H3
C(s)+O2(g) S(s)+O2(g) Δ H5 D.仅②③
CO2(g) Δ H2 SO2(g) Δ H4 CaO(s)+CO2(g) Δ H6
(2)化学反应可视为旧键断裂和新键形成的过程。化学键的键能是形成(或拆开)1 mol 化学键时释放(或吸收)的能量。已知: 键的键能是 948.9 kJ·mol-1,H—H 键的
1 3 N2(g)+ H2(g) 2 2
键能是 436.0 kJ·mol-1,N—H 键的键能是 391.55 kJ·mol-1,则 NH3(g) Δ H= 。
C2H5OH(l) Δ H=Q2 kJ·mol
2CO2(g)+3H2O(g) Δ H=Q3 kJ·mol
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)kJ C.(0.5Q1-1.5Q2+0.5Q3)kJ D.-(3Q1-Q2+Q3)kJ
量多。④对于能量状态不同的同素异形体发生相同反应与此相似,如等量的金 刚石燃烧较石墨放出热量多。பைடு நூலகம்
化学
(2)根据热化学方程式中系数比较
热化学方程式中的系数只表示物质的量,当反应物的系数较大时,表示参与 反应的反应物多,放出热量也多。 (3)根据反应进行的程度比较 ①对于分步进行的反应来说,反应进行得越彻底,其热效应越大。如等量的 碳燃烧生成一氧化碳放出的热量少于生成二氧化碳时放出的热量。 ②对于可逆反应来说,反应进行的程度越大,反应物的转化率越高,吸收或放
化学
第2课时 反应焓变的计算
化学
【新课导入】 (教师用书备用) 在上一节课的学习中,我们知道了焓变,ΔH 是反应产物的总焓与反应物的总 焓之差,也通过实验测定出了盐酸和 NaOH 中和反应的焓变,但有些反应的焓变是 不易测定的,如 2C(s,石墨)+O2(g) 2CO(g),无法让石墨恰好氧化为一氧化碳, 那么该反应的焓变如何确定呢?有一个叫盖斯的科学家总结出一条规律,就解决了 这个问题,我们来看看这个问题是如何解决的呢?
化学
3.根据焓变定义计算
Δ H=H(反应产物)-H(反应物) 这种计算方法常以图示方法给出,如图: 则反应 2A(g)+B(g) 2C(g)的焓变Δ H=H2-H1。
4.根据盖斯定律进行计算
其计算步骤一般是: (1)确定待求的反应方程式; (2)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)根据待求方程式中各物质的系数和位置的需要对已知方程式进行处 理,或调整系数,或调整反应方向; (4)叠加并检验上述分析的正确与否。
2.比较ΔH的大小时要注意什么?
化学 【疑难剖析】 1.Δ H有正负之分,在比较Δ H大小时,要连同符号包含在内。若只比较反应放 出的热量多少,则只看数值大小,与“+”“-”无关。如反应①:Δ H1=-200 kJ· mol1,
反应②:Δ H2=-300 kJ· mol-1,则Δ H1>Δ H2,而反应放出的热量①小于②。 2.反应热的常用比较方法
(2)-46.2 kJ·mol-1
化学
【跟踪训练 2】 在 298 K、100 kPa 时,已知: 2H2O(g) O2(g)+2H2(g) Δ H1 2HCl(g) Δ H2 4HCl(g)+O2(g) Δ H3 B.Δ H3=Δ H1+Δ H2 C.Δ H3=Δ H1-2Δ H2 D.Δ H3=Δ H1-Δ H2 Cl2(g)+H2(g) 2Cl2(g)+2H2O(g) A.Δ H3=Δ H1+2Δ H2
答案:根据焓变表达式:ΔH=H(反应产物)-H(反应物),可知反应物不管分
几步转变为反应产物,在确定条件下,反应物与反应产物所具有的总焓是 确定的,其差值也就是确定的,与反应过程无关。
化学
自评预习效果
1.下列说法中不正确的是(
C )
A.利用盖斯定律可计算某些难以直接测量的反应焓变
B.在指定状态下各物质的焓值都是确定且唯一的
化学 4.示例 如图所示:反应物A变为生成物D,可以有两个途径:①由A直接变成D,反应热为 Δ H;②由A经过B变成C,再由C变成D,每步的反应热分别为Δ H1、Δ H2、Δ H3。
则Δ H与Δ H1、Δ H2、Δ H3的关系为: Δ H=Δ H1+Δ H2+Δ H3 。
化学
【思考】 为什么焓变与反应过程无关?
1 1 -③× ,得 2C(s,石墨)+H2(g) C2H2(g) 2 2 1 ΔH=-393.5 kJ·mol-1×2+(-571.6 kJ·mol-1)× -(-2 599 kJ·mol-1) 2 1 × =226.7 kJ·mol-1。 2 (4)第一个热化学方程式减去第二个热化学方程式,得 4Al(s)+2Fe2O3(s)
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判断 Q1、Q2、Q3 三者关系正确的是( A ) A.Q1>Q2>Q3 B.Q1>Q3>Q2 C.Q3>Q2>Q1 D.Q2>Q1>Q3
解析:第一个反应完全燃烧生成SO2,放出热量要大于后面两个不 完全燃烧生成S的反应,即Q1最大,第二个反应生成的是液态水,
放出热量要大于生成气态水的第三个反应,所以Q1>Q2>Q3。
(3)由已知反应①×2+②×
2Al2O3(s)+4Fe(s) ΔH ΔH=ΔH1-ΔH2,因铝热反应是放热反应,则ΔH<0,即ΔH1-ΔH2<0,ΔH1<ΔH2。
化学
答案:(1)CO(g)+H2O(g) Δ H=-41 kJ·mol-1 (3)226.7 kJ·mol-1 (4)B
CO2(g)+H2(g)
则Δ H3 与Δ H1 和Δ H2 间的关系正确的是( A )
解析:第三个方程式可由第二个方程式乘以2与第一个方程式相加
得到,由盖斯定律可知ΔH3=ΔH1+2ΔH2。
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盖斯定律
1.内容 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 都是 一样的。 2.意义 对于那些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 得出该反应的焓变。
3.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 。
) D.无法计算
C.Δ H1=Δ H2
化学
解析:(1)由图知,CO(g)+H2O(g)
(2)
1 3 N2(g)+ H2(g) 2 2
-1
CO2(g)+H2(g) ΔH=-41 kJ·mol-1。
1 3 +436.0× -391.55×3） 2 2
NH3(g) ΔH=（948.9×
-1
kJ·mol =-46.2 kJ·mol 。
① ②
(1)由热化学方程式来看,更稳定的磷的同素异形体是 (2)试写出白磷转化为红磷的热化学方程式
。 。
答案:(1)红磷 (2)P4(s,白磷)
4P(s,红磷)Δ H=-29.2 kJ·mol-1
化学
课堂探究
探究1 焓变的比较
问题导引
解疑难 提能力
1.物质的稳定性与物质具有的能量高低之间有何关系?
C.当同一个化学反应以不同的过程完成时,反应的焓变是不同的 D.如果一个化学方程式可通过其他几个化学方程式相加减而得到,则该反应 的焓变为相关化学反应的焓变的代数和
2.已知:①H2O(g) ②C2H5OH(g) ③C2H5OH(g)+3O2(g) H2O(l) Δ H=Q1 kJ·mol
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