化学反应与能量变化能量计算
化学反应与能量的变化
放热反应
△H﹤0或△H为“—”
吸热反应
△H﹥0或△H为“+”
生成物释放的总能量大于 生成物释放的总能量
反应物吸收的总能量
小于反应物吸收的总能
量
生成物总键能大于 反应物总键能
生成物总键能小于反 应物总键能
键能越大，物质能量越低，越稳定，反之键能越 小，物质能量越高，越不稳定。
6.反应热计算
【例 1】1molC与1molH2O(g)反应生成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= ＋131.5 kJ/mol。
【例 2】 拆开 lmol H-H键、lmol N-H键、lmolN≡N键分
别需要的能量是436kJ、391kJ、946kJ，则1mol N2生成 NH3的反应热为 ，1mol H2生成NH3的反应热为 。
ΔH =E（反应物总键能）- E（生成物总键能）
=（436+243）-（431+431）=-184.6(kJ/mol)
5.反应热表示方法： 放热反应： 当生成物分子总键能大于反应物分
子中总键能时。 △H 为“-”或△H <0
吸热反应： 当生成物分子总键能小于反应物分
子中总键能时。 △H 为“+”或△H >0
●
△H= Σ反－ Σ生
●若： △H >0 则为吸热反应 △H为“+” ， Q<0
● △H <0 则为放热反应 △H为“-” ， Q>0
●Ⅳ：通过实验直接测得→掌握中和热的测定
键能: 破坏1 mol 共价键吸收的能量或形成1 mol 共价键放出的能量 键能恒取正值
比较：放热反应和吸热反应
化学反应中的能量变化计算
化学反应中的能量变化计算能量变化是化学反应中一个重要的概念，它反映了反应物转变为产物所吸收或释放的能量。
在化学反应中，能量变化的计算可以帮助我们了解反应的各种性质和特点。
本文将介绍化学反应中能量变化的计算方法和相关概念。
一、热力学第一定律热力学第一定律（也称为能量守恒定律）表明了能量在物质间的转化与转移。
在化学反应中，根据热力学第一定律，系统的内能变化等于吸热与放热的代数和。
即ΔU = Q + W，其中ΔU表示系统的内能变化，Q表示吸热，W表示对外界做的功。
二、焓的概念在常压下，焓（H）是描述化学反应中能量变化的一个重要物理量。
焓的变化可以通过焓变（ΔH）来表示。
焓变反映了反应物转变为产物过程中，系统释放或吸收的热量。
三、化学反应中的能量变化计算方法在实际计算中，根据化学反应的平衡方程式，可以通过以下几种方法计算能量变化：1. 反应热的测定方法反应热的测定方法需要通过实验来测定化学反应放出或吸收的热量。
通常使用量热器来进行实验，利用反应前后溶液的温度变化以及溶液的体积和对温度的校正等因素，计算反应的热变化。
根据热力学第一定律，计算得到的热变化即为系统的内能变化。
2. 化学计量法化学计量法是通过化学方程式中的系数来计算能量变化。
计算方法为，在已知条件下，使用热力学数据（如摩尔热容、标准生成焓等），先计算反应物及产物的物质的生成焓差，然后再根据摩尔生成焓差的乘积，得出反应前后系统的焓变。
3. Hess定律Hess定律是通过将化学反应拆解成多个步骤的反应，并计算每个步骤的焓变，从而求得总焓变。
根据Hess定律，只关心反应的起始物和终点物，而不考虑反应的途中的中间物。
通过已知的相应反应的焓变和已知反应的化学方程式，求解出目标反应的焓变。
四、能量变化的单位和表示方法能量变化的常用单位是焦耳（J）和卡路里（cal）。
在实际计算中，常用焦耳作为能量变化的单位。
另外，也可以将焦耳转换为千焦（kJ）。
能量变化的正负号则表示系统对外界的能量吸收或释放。
化学反应的能量变化计算
化学反应的能量变化计算能量变化是化学反应中非常重要的一个方面。
通过计算能量变化，我们可以了解化学反应是否放热或吸热，以及反应的强度和方向。
本文将介绍化学反应能量变化的计算方法。
一、内能变化（ΔU）的计算内能是指物质分子体系的总能量，其变化可以通过焓变（ΔH）和功（W）的差来计算：ΔU = ΔH - W其中焓变ΔH表示反应物与生成物之间的能量差，可以通过实验测定得到。
功W表示反应过程中做的对外界的功，可以通过压力-体积曲线下的面积计算。
二、焓变（ΔH）的计算焓变是指反应过程中系统（反应物与生成物所在的体系）吸收或放出的热量。
焓变的计算需要考虑反应的摩尔数，通常以化学方程式为基础进行计算。
1. 若各反应物和生成物的化学方程式系数前均为1，则焓变即为反应过程中吸收或放出的热量。
2. 若反应物和生成物的化学方程式系数不为1，需要将焓变按照摩尔数进行比例缩放。
例如，对于反应A + B → C，如果ΔH为-100 kJ，表示每摩尔A与B反应生成C时释放100 kJ的热量。
3. 对于反应中涉及到的多个化学方程式，可以根据热效应的性质进行计算。
例如，反应A → B的焓变为ΔH1，反应B → C的焓变为ΔH2，则反应A → C的焓变为ΔH1 + ΔH2。
三、热效应计算中的其他注意事项在进行能量变化计算时，还需注意以下几点：1. 焓变与反应物和生成物状态有关，应明确指定反应温度和压力条件。
2. 反应过程中的相变（如气体转化为液体或固体）也会影响能量变化，需要将其考虑在内。
3. 化学反应的能量变化通常以摩尔为单位进行计算，但也可以按质量比例进行计算。
四、热化学方程式的应用热化学方程式是一种用于描述化学反应能量变化的方法，常用于能量计算和热平衡问题。
其基本形式为：∑(反应物热效应) = ∑(生成物热效应)通过热化学方程式，我们可以推导出反应物或生成物的热效应，并进行能量变化的计算。
五、实例分析以甲烷燃烧反应为例，化学方程式为：CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)根据实验数据，该反应焓变ΔH为-890 kJ/mol。
化学反应中的能量变化：内能焓与热容
化学反应中的能量变化：内能焓与热容化学反应中的能量变化：内能、焓与热容在化学反应中，物质发生变化时伴随着能量的转化和释放。
能量的变化是化学反应中重要的研究内容之一，它揭示了化学反应的动力学特征和热力学规律。
本文将介绍化学反应中的能量变化，重点讨论内能、焓与热容的概念、计算方法和实际应用。
一、内能（U）内能是指物质微观粒子的动能和势能之和，是描述系统热力学状态的重要参量。
化学反应中的内能变化可以通过实验测定或计算得到。
根据能量守恒定律，反应过程中的能量转化可表达为以下方程式：ΔU = Q - W其中，ΔU表示内能变化；Q表示系统与外界间的热量交换；W表示系统与外界间的功交换。
当Q和W都为正值时，系统吸热和做功；当Q和W都为负值时，系统放热和受到外界做功；当Q和W一正一负时，系统既吸热又放热，或既做功又受到外界做功。
内能是一个状态函数，与路径无关，只与起始状态和结束状态有关。
二、焓（H）焓是指在恒压条件下，系统与外界之间进行的热量变化，常用符号H表示。
在化学反应中，若反应为恒压反应，内能变化和焓变之间存在以下关系式：ΔH = ΔU + PΔV其中，ΔH为焓变；ΔU为内能变化；PΔV为压力与体积间的做功。
当ΔH为正值时，化学反应为吸热反应，系统获取热量；当ΔH为负值时，化学反应为放热反应，系统释放热量。
与内能不同，焓是一个状态函数，在化学反应中常用来表示反应的热力学性质。
三、热容（C）热容是指物质吸热或放热时温度变化的量度，常用符号C表示。
热容可分为恒容热容（Cv）和恒压热容（Cp）。
恒容热容指的是在等体积条件下，物质对热量的吸收或释放所引起的温度变化；恒压热容指的是在等压条件下，物质对热量的吸收或释放所引起的温度变化。
热容与物质的性质有关，同一物质在不同的物理状态下具有不同的热容。
热容可用于计算物质的温度变化和热量变化之间的关系，符合以下公式：Q = CΔT其中，Q表示吸热或放热的热量；C表示热容；ΔT表示温度变化。
化学反应中的能量变化焓与热量的计算
化学反应中的能量变化焓与热量的计算在化学反应中，能量变化是一个重要的物理量，用来描述反应中的能量转化情况。
能量变化可以通过焓来表示，而热量则是能量的一种体现方式。
本文将介绍如何计算化学反应中的能量变化焓以及相应的热量。
1. 反应焓的定义与表达式在化学反应中，焓（enthalpy）是描述系统热力学性质的一个重要参量。
化学反应中的焓变化（ΔH）定义为反应前后系统的焓差，即产物的焓减去反应物的焓。
ΔH = H(产物) - H(反应物)焓可以通过热容（C）和温度（T）来计算，其中热容表示单位温度变化时系统吸收或释放的热量。
2. 焓变的计算方法化学反应的焓变可以根据反应物和产物的反应焓进行计算。
相应的计算方法有两种：(1) 根据物质的化学计量比来计算焓变。
这种方法通过将反应物和产物的焓乘以化学计量比来计算反应的焓变。
例如，对于化学反应：aA + bB → cC + dD焓变可以表示为：ΔH = cH(C) + dH(D) - aH(A) - bH(B)(2) 使用热化学方程式计算焓变。
这种方法通过已知的热化学方程式和相应的焓值来计算焓变。
例如，对于形成反应（formation reaction）：C(graphite) + O2(g) → CO2(g)可以使用已知的焓值来计算焓变。
假设已知的焓为：ΔH(C(graphite)) = 0 kJ/molΔH(O2(g)) = 0 kJ/molΔH(CO2(g)) = -393.5 kJ/mol则焓变为：ΔH = ΔH(CO2(g)) - [ΔH(C(graphite)) + ΔH(O2(g))]3. 热量的计算热量是能量的一种体现方式，在化学反应中热量的计算可以通过焓变来得到。
根据热力学第一定律，能量守恒，热量的计算可以使用以下公式：q = ΔH其中，q表示热量，ΔH表示焓变。
热量的单位通常使用焦耳（J）或千焦（kJ）。
在实际应用中，常使用摩尔焓变和摩尔热量来计算热量。
化学反应热力学与能量变化的计算
化学反应热力学与能量变化的计算对于化学反应热力学的研究，能量变化是一个重要的方面。
本文将探讨化学反应中能量变化的计算方法以及热力学原理的应用。
一、化学反应热力学基础热力学是研究能量转化与守恒的科学，它在化学中有广泛的应用。
化学反应的热力学可以通过热力学函数来描述，其中最常用的是焓变（ΔH）。
焓变（ΔH）是指在常压下，反应前后系统吸收或释放的热量。
ΔH 的正负表示能量的吸收或释放，正值表示吸热反应，负值表示放热反应。
二、能量变化的计算方法1. 根据化学方程式计算化学方程式提供了反应物与生成物的摩尔比例，根据反应物与生成物的摩尔数和反应物摩尔热（ΔH）的关系，可以计算得到反应物所释放或吸收的能量。
例如，对于简单的燃烧反应：甲烷（CH4）+ 氧气（O2）→二氧化碳（CO2）+ 水（H2O）根据反应物的摩尔比例可知，1mol的甲烷反应生成1mol的二氧化碳和2mol的水。
假设该反应的热量变化为ΔH = -890.4 kJ/mol，那么当有n mol的甲烷反应时，释放的热量为ΔH × n。
2. 根据燃烧热计量实验计算燃烧热计量实验是通过测量燃料在氧气中的燃烧释放的热量来计算能量变化。
该方法可以用来确定某些物质的燃烧热，进而用于其他化学反应的能量计算。
以燃烧法测定苯酚（C6H6O）的燃烧热为例，通过实验可以得到苯酚的燃烧热为-3052 kJ/mol。
若需要计算苯酚与甲醇（CH3OH）反应生成甲醚（CH3OCH3）的热量变化，根据摩尔比例可知，苯酚与甲醇为1:1反应，因此反应1mol产生的热量为-3052 kJ。
3. 根据标准生成焓计算标准生成焓是指物质在标准态下生成的过程中的热量变化。
通过查阅标准生成焓表，可以得到物质在标准态下的生成焓值。
利用标准生成焓，可以计算化学反应中的能量变化。
例如，若需要计算氨气（NH3）与氧气（O2）反应生成氮氧化合物（NO）的热量变化，可以查阅标准生成焓表得到氨气的标准生成焓为-45.9 kJ/mol，氧气的标准生成焓为0 kJ/mol，氮氧化合物的标准生成焓为90.4 kJ/mol。
化学反应中的焓变和能量变化
化学反应中的焓变和能量变化化学反应是物质之间发生的变化过程，其中伴随着焓变和能量变化。
焓变是指化学反应中发生的能量变化，它可以使系统释放或吸收能量。
本文将深入探讨化学反应中的焓变和能量变化。
1. 焓变的定义及计算方法焓变（ΔH）可以理解为热变化，是指在等温条件下，系统在化学反应中吸热或放热的量。
焓变可以通过测量反应前后物质的热容和温度变化来计算，计算公式如下：ΔH = ∑(n_i*H_i)其中，ΔH为焓变，n为反应物或生成物的摩尔数，H为摩尔焓。
2. 焓变的正负及其含义焓变的正负表明了化学反应释放热量还是吸收热量。
当焓变为正值时，表示反应吸热，即从周围环境中吸收热量；当焓变为负值时，表示反应放热，即向周围环境释放热量。
3. 焓变和反应热的关系焓变与反应热之间存在着一定的关系。
反应热是指摩尔焓变，表示单位摩尔反应物完全参与反应时放出或吸收的热量。
反应热与化学方程式中的摩尔系数有关，可以通过实验测量得到。
4. 焓变和能量变化的关系焓变是化学反应中的能量变化方式之一，化学反应的焓变可以分为两部分：化学焓变和物理焓变。
化学焓变是指化学反应发生时，分子之间的键能发生变化，从而产生能量变化。
物理焓变是指由于温度或压力的变化导致的热量变化。
5. 焓变与律动性原理的应用焓变的概念与热力学中的律动性原理密切相关。
律动性原理认为，一个断裂的分子键在合成时需要吸收一定量的能量，而在分解时则放出一定量的能量。
利用焓变和律动性原理，可以推断化学反应的倾向性和方向性。
6. 焓变与化学反应速率的关系化学反应速率受到焓变的影响。
一般来说，焓变越大，反应速率越快。
这是因为焓变较大的反应需要较少的能量激活，因此反应速率较快。
7. 焓变与燃烧反应的关系焓变在燃烧反应中起着重要的作用。
燃烧反应是一种放热反应，因此焓变为负值。
燃烧反应中的焓变可以用来计算可燃物质的热值，即燃烧单位质量可得到的能量。
综上所述，焓变是化学反应中的重要概念，用于描述系统吸热或放热的能力。
化学反应与能量变化能量计算
化学反应与能量变化能量计算化学反应是指物质之间发生的化学变化过程。
在化学反应中，原有的化学键被破坏，新的化学键得以形成，从而导致原有的物质结构和性质发生变化。
化学反应过程中，能量的变化是一个重要的概念。
能量的计算在化学中是非常重要的。
计算化学反应的能量变化可以帮助我们了解反应的放热或吸热性质，以及反应的稳定性、速率等其他性质。
在化学中，常用的能量计算方法有焓变（ΔH）、自由能变（ΔG）和焓变（ΔS）等。
焓变（ΔH）是指反应过程中发生的能量变化。
焓变可以分为热焓变和化学焓变。
热焓变指的是反应过程中的热量变化，可以通过热量计或热量计算仪器进行测量。
而化学焓变是指在常压下，化学反应发生时，反应系统由初态到终态时所吸收或释放的能量。
自由能变（ΔG）是系统能量与熵的综合体现。
自由能变可以用来衡量化学反应的驱动力和反应的可逆性。
自由能变是由系统的焓变和熵的变化共同决定的，公式为ΔG=ΔH-TΔS，其中ΔH为焓变，ΔS为熵变，T为系统的温度。
或者可以用∆G=∆H–T∆S来计算，∆G为自由能变，∆H为焓改变，∆S为熵改变，T为温度(K,绝对温度)。
焓变和熵变都可以在化学反应的方程式中得到。
在实验中，我们可以测量反应的温度变化来计算焓变或者通过其他方式来测量焓变。
为了计算焓变，我们可以使用热量计，也可以根据其他已知的能量变化和热力学数据来计算。
熵变也可以通过实验测量获得，如气体的体积变化、溶解度变化等。
通过计算这些能量变化，我们可以了解反应的放热或吸热特性。
当焓变为负值时，表示放热反应，系统从外界吸收热量。
当焓变为正值时，表示吸热反应，系统向外界释放热量。
通过熵的变化，我们可以判断反应的混乱程度。
当熵变为正时，表示反应的混乱程度增加，而当熵变为负时，表示反应的混乱程度减少。
当焓变和熵变都为负时，反应是自发的。
当焓变和熵变都为正时，反应是不自发的。
总之，能量计算在化学反应中是非常重要的。
通过计算焓变、自由能变、熵变等能量变化，可以帮助我们了解反应的放热或吸热特性、反应的驱动力和可逆性等。
化学反应的能量变化与计算
化学反应的能量变化与计算化学反应是物质转化过程中最基本的形式之一，而能量变化则是化学反应中一个重要的指标。
本文将探讨化学反应的能量变化与计算方法。
1. 能量的定义与分类能量是物质存在的基本属性，用于描述物体或系统的状态。
在化学反应中，能量可以存在于两种方式：热能和化学能。
2. 化学反应的能量变化化学反应中，原子、离子或分子之间的键合发生改变，导致反应物转化为生成物。
这个转化过程伴随着能量的吸收或释放，即能量变化。
2.1 吸热反应吸热反应是指在反应过程中吸收热能，使系统的内能增加。
这种反应往往需要外界的热量输入，例如燃烧反应。
示例反应方程式：A + B + 热能→ C2.2 放热反应放热反应是指在反应中释放热能，使系统的内能减少。
这种反应过程常常伴随着温度升高，例如酸碱中和反应。
示例反应方程式：D + E → F + 热能3. 能量变化的计算方法能量变化可以通过实验测量或计算出来。
以下介绍两种常见的计算方法：3.1 反应焓变反应焓变（ΔH）是指反应过程中吸热或放热情况下的能量变化。
其计算方法为ΔH = H(生成物) - H(反应物)，其中H代表热力学焓。
3.2 化学键能化学键能是指在反应中断裂或形成的化学键的能量。
当反应生成物的键能高于反应物时，反应为吸热反应；反之，则为放热反应。
计算化学键能可以使用能量参考表等方法。
4. 能量计算实例下面以常见的燃烧反应为例，介绍能量变化的计算过程：反应方程式：CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l)首先，需要确定反应物与生成物的热力学焓值：H(CH4) = -74.9 kJ/molH(O2) = 0 kJ/molH(CO2) = -393.5 kJ/molH(H2O) = -285.8 kJ/mol然后，根据反应焓变的计算公式，可以得到：ΔH = [H(CO2) + 2H(H2O)] - [H(CH4) + 2H(O2)]= [(-393.5 kJ/mol) + 2(-285.8 kJ/mol)] - [(-74.9 kJ/mol) + 2(0 kJ/mol)] = -891.5 kJ/mol因此，对于该燃烧反应，其反应焓变（ΔH）为-891.5 kJ/mol，表示该反应为放热反应。
化学反应过程的能量变化
化学反应过程的能量变化一、概念解析1.能量变化：化学反应过程中，反应物和生成物之间能量的差异称为能量变化。
2.活化能：化学反应中，使反应物分子变成活化分子所需的最小能量称为活化能。
3.放热反应：化学反应中，生成物的总能量低于反应物的总能量，能量差以热能形式释放，称为放热反应。
4.吸热反应：化学反应中，生成物的总能量高于反应物的总能量，能量差以热能形式吸收，称为吸热反应。
二、能量变化的原因1.化学键的断裂与形成：化学反应中，反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成过程中，能量的吸收和释放。
2.分子轨道的重排：化学反应过程中，反应物分子轨道的重排导致能量的变化。
3.原子核之间的相互作用：化学反应中，原子核之间的相互作用导致能量的变化。
三、能量变化的计算1.焓变：化学反应过程中，系统内能的变化，用焓（ΔH）表示。
2.熵变：化学反应过程中，系统混乱度的变化，用熵（ΔS）表示。
3.自由能变化：化学反应过程中，系统自由能的变化，用自由能（ΔG）表示。
四、能量变化与反应速率1.活化能与反应速率：活化能越低，反应速率越快。
2.催化剂：降低活化能，加快反应速率。
五、能量变化与化学平衡1.吉布斯自由能：化学反应达到平衡时，系统自由能的变化。
2.勒夏特列原理：化学反应平衡时，系统总能量的变化。
六、能量变化在生活和生产中的应用1.燃烧反应：放热反应，广泛应用于加热、照明、动力等领域。
2.电池：利用化学反应过程中的能量变化，实现电能的储存和转化。
3.化学热泵：利用化学反应过程中的能量变化，实现热能的转移和利用。
七、注意事项1.掌握能量变化的基本概念，理解化学反应过程中能量的转化。
2.注意能量变化与反应速率、化学平衡之间的关系。
3.联系实际应用，认识能量变化在生活和生产中的重要性。
习题及方法：1.习题：某放热反应的反应物总能量为E1，生成物总能量为E2，则该反应的焓变ΔH为多少？解题方法：根据放热反应的定义，反应物总能量高于生成物总能量，因此焓变ΔH为负值。
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3、 1g 硫粉在氧气中充分燃烧放出 9.36kJ热量，写出硫燃烧的热化学 方程式。
S(s) +O2(g)＝SO2 (g) ∆H =-299.52kJ /mol
4、 4g CO在氧气中燃烧生成CO2， 放出 9. 6kJ热量，写出CO燃烧的热 化学方程式。
A、2SO2+O2 === 2SO3 △H=-196.6kJ/mol
错
B、H2(g)+
1
－2O2(g)==H2O(l)
△H=-241.8kJ/mol
错
C、H2(g)+ －12O2(g)==H2O(l) △H=+285.8kJ/mol D、2H2(g)+ O2(g)==2H2O(l) △H=-571.6kJ/mol
由1mol 氢气和2mol甲烷组成的混合气体在上述 条件下完全燃烧时放出的热量为多少。
2066kJ
7. 在一定条件下，氢气和丙烷燃烧的化学方程式为：
(4)方程式中的计量系数可以是整数也可以是分数。
问题：
反应物和生成物前的系数它代表了什么？ 在方程式中∆H它表示了什么意义？ ∆H的值与计量数什么有关系？
热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分 子个数，表示对应物质的物质的量。 ∆H(kJ/mol)它表示每摩尔反应所放出的 热量。 ∆H它的值与方程式中的计量系数有关，即对于 相同的反应，当化学计量数不同时，其∆H不同； 化学计量数加倍时，其∆H也加倍。
请看以下两个例子，再思考！
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。
通过以上两个例子，说明一下热化学方程式 与一般的化学方程式的书写有什么不同？
(1)书写热化学方程式要注明反应的温度和压强， (为什么？)而常温、常压可以不注明，即不注明 则是常温、常压。
(2)标出了反应物与生成物的状态：固体一s，液 体一l，气体一g；(为什么要标出？) (3)写出了反应热，还注明了“＋”，“－”
例 2：拆开 lmol H—H键、lmol N－H键、 lmolN≡N键分别需要的能量是436kJ、391kJ、 946kJ，则1mol N2生成NH3的反应热为-92KJ/mol
，1mol H2生成NH3的反应热为 -30.6KJ/m。ol
二、热化学方程式
问题： 什么是热化学方程式？
表示参加反应物质的量和反应热的 关系的化学方程式，叫做热化学方 程式。
错 对
E、C(s)+O2(g)==CO2(g) △H=393.5kJ/mol
错
课堂练习
写出下列反应的热化学方程式
1、1molN2(g)与适量O2(g)反应生成NO (g)， 需吸收68kJ的热量； N2(g) +O2(g)＝2NO (g) ∆H =+68kJ /mol 2、2molCu(s)与适量O2(g)反应生成 CuO(s)，放出314kJ热量；
黄佩藩
《07考纲》要求
5．化学反应与能量
（2）了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能 量转化形式。
（3）了解化学能与热能的相互转化。了解吸热反应、放 热反应、反应热等概念。 （4）了解热化学方程式的含义，能用盖斯定律进行有 关反应热的简单计算。 （5）了解能源是人类生存和社会发展的重要基础。了 解化学在解决能源危机中的重要作用。 （6）了解原电池和电解池的工作原理，能写出电极反 应和电池反应方程式。了解常见化学电源的种类及其 工作原理。 （7）理解金属发生电化学腐蚀的原因，金属腐蚀的危 害，防止金属腐蚀的措施。
一、焓变 反应热 二、热化学方程式 三、燃烧热与中和热 四、盖斯定律 五、反应热的计算 六、能源概述
1、定义：
化学反应过程中所释放或吸收的能量， 都可以热量（或换算成相应的热量）来表
述，叫做反应热，又称为“焓变”。
2、符号：1)反应体系的能量降低（即
＝ E ∆H
（反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量）－
E（生成物分子化学键形成时所释放的总能量）
注意问题：P146 常见的放热反应、吸热反应 反应条件与能量变化
练习
例 1：1molC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= ＋131.5 kJ/mol。
CO(g) +1/2O2(g)＝CO2 (g) ∆H = - 67.2kJ /mol
5、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
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。
H2(g) + Cl2(g) =2HCl(g) ∆H =-184.6KJ/mol
而这些书写也是对的
练习
已知1molH2完全燃烧生成液态水时放出285.8kJ 热量，下列的化学方程式书写正确的是
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
6、在一定条件下，氢气和甲烷燃烧的化学方程 式为：
2H2(g) + O2 (g) = 2H2O (l) H= – 572 kJ /mol CH4(g) +2O2 (g) = CO2(g)+2H2O (l) H= – 890 kJ/mol
放热反应），则∆H为“－”； (2)反应体系的能量升高（即
吸热反应），则∆H为“＋”；
即： 当∆H为“－”（ ∆H<0）时，为放热反应
当∆H为“＋”（ ∆H>0）时，为吸热反应
通过此图大家还能发现这反应热 ∆H有什么规律？
化学反应中的能量变化
我们可以发现：其实
E E ∆H＝ （生成物的总能量）－ （反应物的总能量）