反应热热化学方程式
第一章 反应热
( 285.84) 0 ( 229.95) 55.79kJ
例8：计算25℃时，下述反应的H (沉淀热) pre Ag ( aq) Cl ( aq ) AgCl ( s ) 解：查附录数据表得：
H = f H ( s ) f H ( aq ) f H Cl ( aq ) pre AgCl Ag
例如：已知H 2 ( g ) O2 ( g ) H 2O (l ) 2 r H 298 285.838kJ mol 1
f H 298 [ H 2O (l )] 285.838kJ mol 1
故H 2O在298K下的标准摩尔生成焓为
7
有关标准摩尔生成焓的注意事项： 反应物在标准状态下必须是最稳定的单质。例如碳 有石墨、金刚石等等，在298K和100kPa下，以石 墨为最稳定。 生成的化合物必须是1mol。
1
恒压反应热与恒容反应热的关系 由定义：H U PV 微分，可得：dH dU d ( PV ) 积分，得：H U ( PV ) 而 H Q P U QV （1-13） 故有：QP QV + ( PV )
对于理想气体，有：PV nRT 在恒温条件下，有 ( PV )=RT n g 代入（1-13）中，有QP QV +RT n g （1-13a）
以此为标准，便可以求出其他所有离子的生成热。
例7：试计算25℃，下述中和反应的热效应H neu
H ( aq) OH ( aq) H 2O( l ) 解：
H neu = f H H 2O ( l ) f H H ( aq ) f H OH ( aq )
3
二、盖斯定律： 定律内容：在恒压或恒容的条件下，一个化学反 应，不管它是一步完成还是分几步完成，其热效 应总是相同的。 公式：如下图：Δ H1= Δ H2 +Δ H3
热化学方程式 燃烧热(1)(1)
（2）不用“↑”和“↓”；不用写“点燃”、“加热”等
引发条件。
热化学方程式
燃烧热
热化学方程式—化学计量数
1mol
1mol
2mol
化学计量数 ：物质的量
1H2 (g) +1Cl2 (g) = 2HCl(g)
ΔH= -184.6 kJ/mol
常温常压下，2mol的气态H2 与足量的气态Cl2充分反应，
H2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl(g)
ΔH= -184.6 kJ/mol
（1）表示物质的量，不表示数目、质量等
（2）可以是整数或分数
（3）与ΔH 存在对应关系,
改变化学计量数，ΔH也要作相应变化
热化学方程式
燃烧热
热化学方程式—温度和压强
H2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl(g)
物质变化
ΔH= -184.6 kJ/mol
能量变化
热化学方程式
燃烧热
热化学方程式—含义
H2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl(g)
1mol
1mol
与
气态 H2
气态 Cl2
完全
反应
生成
ΔH= -184.6 kJ/mol
2mol
气态 HCl
释放
184.6KJ能量
热化学方程式
燃烧热
热化学方程式—聚集状态
1mol
~ HCl(g) ~ ΔH
2mol
184.6KJ
化学计量数与ΔH的比固定不变
热化学方程式
燃烧热
常温常压下，1g气态H2 与气态O2完全燃烧生成液态水，放热
120.9KJ，气态HCl，书写该反应的热化学方程式。
热化学方程式
∴Q2＞Q1
ΔH2
＜ ΔH1
思考２. 在同温、同压下，比较下列反应 ΔH1 、 ΔH2的大小
B: S(g)+O2(g)=SO2(g)
ΔH1 = -Q1 kJ/mol
ΔH 2= -Q2 kJ/mol
S(S)+O2(g)=SO2(g)
ΔH2 ＞ ΔH1
思考3. 在同温、同压下，比较下列反应 ΔH1 、 ΔH2的大小 C: C(S)+1/2O2(g)=CO(g) ΔH1 = -Q1 kJ/mol C(S)+O2(g)=CO2(g) ΔH 2= -Q2 kJ/mol
思考 交流
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？
热化学方程式的基本应用
请看以下几个例子，再思考！
书写注意事项
（1）需注明反应的温度和压强
200℃
H2(g)+I2(g)======2HI(g) 101kPa
△H=－14.9kJ/mol
想一想？ 为什么要注明反应的温度和压强。 因为能量与体系的温度压强有关。
★kJ/mol的含义： 4、热化学方程式中化学计量数表示参加反应的各 每mol反应的焓变 物质的物质的量，可为整数或分数。 5、根据焓的性质，若化学方程式中各物质的 阅读 普通化学方程式中化学计量数宏观上表示 P4 《资料卡片》 各物质的物质的量，微观上表示原子分子数目， 系数加倍，则△ H的数值也加倍； 只能为整数，不能为分数。
注意：如在25℃ 101kPa下进行的反应，可不注明
书写注意事项
（2）应注明反应物和生成物的聚集状态（s、l、g 等）；
H2(g)+I2(g)======2HI(g)
焓变、反应热
一、△H产生原因及计算 1.△H产生原因 宏观：H反应物 ≠ H产物
微观：E反应物断键吸 ≠ E产物成键放
吸热反应△H>0 放热反应△H<0
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
一、△H产生原因及计算 2.△H计算
△H=E反应物键能 —E产物键能=H产物 —H反应物 能量越低---键能越大----物质越稳定 计算时注意 键个数、物质系数
1. 热化学方程式与普通方程式的异同点 2. 说出下列热化学方程式表示的意义 ①2H2(g)+O2(g)===2H2O(l) ΔH=-571.6 kJ/mol
催化剂
②N2(g)+3H2(g) 5000C 302MNPaH3(g) ΔH= - 38.6kJ/mol
3.通过课本P4，分析热化学方程式ΔH与何有关
二、热化学方程式 1.书写 (1)注明T、P（250C 即298K，101kPa时不注明）
N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) 习惯不注T、P (2)注明物质的状态（s、l、g、aq） (3)不标 ↑ ↓不写反应条件(如加热、点燃、催化剂) (4)化学计量数（整数、分数均可） 一般系数为最简整数比 或 根据题目要求
6.
以上两个反应分别为吸热反应还是放热反应？
两个反应的△H 0？（>、<）
吸热、放热
>、 <
二、下列热化学方程式表示的含义? ①2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H= - 571.6kJ/mol
追问：此条件下向密闭容器中充入1molN2(g)和 3molH2(g)，放出热量与 38.6kJ大小关系？ 少于 38.6kJ
反应热、焓变、热化学方程式
化学反应必然伴随能量的变化，化学能转 化为热能、电能、光能等等，主要以热能为主。
计算反应热的公式
计算反应热的公式反应热是指化学反应在一定条件下放出或吸收的能量。
它是衡量化学反应热力学性质的一个重要参数。
在化学反应中，反应热的计算可以通过反应物和生成物的摩尔焓差来进行。
在化学反应中，反应热可以分为两类：放热反应和吸热反应。
放热反应是指在反应过程中释放出能量，使周围温度升高。
吸热反应则是指在反应过程中吸收外界的热量，使周围温度降低。
根据热力学第一定律，能量守恒定律，可以得出反应热计算的公式：反应热 = 生成物的摩尔焓 - 反应物的摩尔焓反应热的计算需要知道反应物和生成物的摩尔焓。
摩尔焓是指在常压下，物质在一定温度下的焓值。
它可以通过测量物质在反应前后的温度变化和热量变化来进行计算。
为了计算反应热，首先要确定反应物和生成物的化学方程式，并且了解它们的摩尔比。
化学方程式中的系数表示了物质的摩尔比，可以用来计算摩尔焓。
接下来，需要找到反应物和生成物的标准摩尔焓值。
标准摩尔焓是指在标准状态下，1摩尔物质的摩尔焓值。
标准状态是指物质的温度为298K，压力为1 atm。
可以通过查阅化学参考书籍或数据库来获取标准摩尔焓值的数据。
计算反应热时，需要根据化学方程式和标准摩尔焓值来计算反应物和生成物的摩尔焓。
然后将生成物的摩尔焓减去反应物的摩尔焓，即可得到反应热的值。
需要注意的是，反应热的计算结果可能是正值或负值，取决于反应是放热还是吸热。
如果反应热为正值，表示反应是吸热反应，即反应过程中吸收了热量。
如果反应热为负值，表示反应是放热反应，即反应过程中释放了热量。
反应热的计算对于理解和控制化学反应过程具有重要的意义。
它可以用于评估反应的热力学性质，为反应条件的选择和优化提供依据。
通过计算反应热，可以预测反应的放热或吸热性质，了解反应的能量变化情况，从而进一步探究反应机理和反应速率的相关问题。
反应热的计算是通过计算反应物和生成物的摩尔焓差来实现的。
通过了解化学方程式、摩尔比、标准摩尔焓值等参数，可以准确计算反应热的数值。
热化学方程式
1.热化学方程式
(1)概念:表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程
式｡
(2)表示的意义: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｡例如: H2(g)+
1 O2(g)═H2O(g) 2
Δ H=-241.8 kJ/mol｡
表示1 mol H2(g)与0.5 mol O2(g)反应生成1 mol水蒸 气,放出241.8 kJ的热量｡
(3)Δ H只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右
边,并用空格隔开｡若为放热反应Δ H为“-”;若为吸热反应
Δ H为“+”｡Δ H的单位一般为kJ/mol或kJ·mol-1｡
(4)热化学方程式中化学计量数仅表示各物质的物质的量,并
不表示物质的分子或原子数,因此化学计量数可以是整数,也
可以是分数｡ 计量系数与反应热数值成正比。 2H2(g)+O2(g)═2H2O(l) Δ H=-571.6kJ/mol
课后作业
1、1molN2（g）与H2(g)反应，生成NH3(g),放出的热量是 92.2KJ 2、1molN2（g）与O2(g)反应，生成NO2(g),吸收的热量是68KJ 3、1molCu(s)与O2(g)反应，生成CuO(s),放热157KJ热量 4、1molC(s)与H2O (g)反应，生成CO(g)和H2,吸收131.5KJ 热量 5、16gN2H4(l)在氧气中燃烧，生成N2(g）和H2O(l),放热 2759KJ. 6、汽油的重要成分是辛烷（C8H18），1mol C8H18 (l)在O2(g） 中燃烧，生成CO2与H2O (l),放出的热量是5518KJ
2.书写热化学方程式规则
(1)反应热Δ H与测定条件(温度､压强等)有关,因此书写热化
高中化学： 反应热及其测定(先上热化学方程式)
2H2( g ) + O2 ( g) = 2H2O ( l )
ΔH=-571.6 kJ/mol
C3H8( g ) +5O2 ( g ) = 3CO2(g) +4H2O ( l ) ΔH= - 2220 kJ/mol
在该条件下，5mol 氢气和丙烷的混合气完全燃烧时放热3847kJ， 则氢气和丙烷的体积比为？
Q = mcΔt = 418kJ
【问题8】氢氧化钠稀溶液和盐酸的稀溶液反应生成1mol液态水时 的反应热为多少？如何测量？（假设稀溶液的比热容和水的比热容 相等，稀溶液的密度和水的密度相等）
中和反应热的测定
1、反应原理：Q = mCΔt Q：中和反应放出的热量。 m：反应混合液的质量。 C：反应混合液的比热容。 Δt：反应前后溶液温度的差值
偏小
已知：HCN(aq)与NaOH(aq)反应的△H=-12.1kJ/mol；
HCl(aq)与NaOH(aq)反应的△H=-57.3kJ/mol.
则HCN在水中电离的△H等于（C）
A.-69.4 kJ/mol
B. -45.2 kJ/mol
C.+45.2 kJ/mol
热，焓变，中和热测定，燃烧热
H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) ∆H = -184.6KJ/mol
2.当1molC(固态)与适量H2O(气态) 反应,生成CO(气态)和H2(气 态)，吸收131.3kJ的热量，请写出该反应的热化学方程式。
C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) ∆H = +131.3KJ/mol
3.当0.5molCu(固态) 与适量O2(气态) 反应, 生成CuO(固态)， 放出 78.5 kJ的热量，请写出该反应的热化学方程式。
化学反应中的热效应、热化学方程式
化学反应中的热效应1.化学反应的热效应：化学反应中普遍伴随着热量变化，人们把反应时所放出或吸收的热量叫做反应的热效应。
2.放热反应：释放热量的反应叫做放热反应，如2H2＋O2—点燃→2H2O3.吸热反应：吸收热量的反应叫做吸热反应，如C+CO2—高温→2CO4.在放热反应中，生成物的总能量低于反应物的总能量。
（也可从化学键的键能的角度分析）∴放热反应，反应物释放出能量后转变为生成物。
5.在吸热反应中，生成物的总能量高于反应物的总能量。
（也可从化学键的键能的角度分析）∴吸热反应中，反应物必须吸收外界提供热量才能转变为生成物。
6.反应热：反应物具有的能量和与生成物具有的能量总和的差值，即为反应热。
Q反应热= ∑Q反应物—∑Q生成物，若Q为正值，反应为放热反应；若Q为负值，反应为吸热反应。
7.常见的放热反应：①大多数化合反应，②可燃物的燃烧反应，③酸碱中和反应，④金属跟酸的置换反应，⑤物质的缓慢氧化。
8.常见的吸热反应：①大多数分解反应，如碳酸钙的分解反应，②盐的水解和弱电解质的电离，③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应，④C和水蒸气、C和CO2的反应，⑤一般用C、CO 和H2还原金属氧化物的反应。
9.热化学方程式：表示化学反应所放出或吸收能量的化学方程式。
热化学方程式不仅表明了一个反应中的反应物和生成物，还表明了一定量物质在反应中放出或吸收的热量。
10.书写热化学方程式的要领：（1）热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，所以可用整数，也可用分数，但必须配平。
（2）反应热的数值与物质的聚集状态有关，书写时必须标明物质的状态。
（3）热量的数值与反应物的物质的量相对应。
（4）当反应逆向进行时，其反应热与正向反应的反应热数值相等，但符号相反。
（5）热化学方程式之间可进行加减。
（6）反应热的数据与反应条件有关，未指明反应条件的通常是指25℃，1.01×105Pa。
11.燃烧热：1mol可燃物充分燃烧生成稳定化合物时放出的热量称为燃烧热。
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反应热热化学方程式
考点1 反应热焓变
核心总结：1、任何化学反应在发生物质变化的同时都伴随着能量的变化，物质变化和能量变化是化学反应的两大特征，化学反应中的能量变化通常表现为热量变化，即放出热量或吸收热量，可表示为：
质量守恒定律
能量守恒定律
化学反应中，当生成物回到反应物的起始温度时，所放出或吸收的热量成为化学反应的反应热，化学反应的反应热可以通过试验测得。
焓（H）是与内能有关的物理量。
焓变（△H）是指生成物与反应物的焓值差，它是恒压条件下化学反应的反应热，决定了某一反应吸收或放出热量的多少。
焓变的符号是△H，单位：kJ·mol-1或kJ/mol
注意：同一条件下的统一化学反应，若化学计量系数不同，△H肯定不同，即使化学计量系数相同，若反应物或生成物的状态不同，△H也不同。
例题:
1、下列说法正确的是（）
A 物质发生化学反应都伴随着能量变化
B 伴有能量变化的物质变化都是化学变化
C 反应热的单位kJ·mol-1表示1mol物质参加化学反应时的能量变化
D 只有化学反应才有焓变，在一个化学反应中，反应物的总焓与生成物的总焓一定不同
考点2 放热反应和吸热反应
一个化学反应是放热反应还是吸热反应是有反应物与生成物所具有的能量决定的，是由键的形成和断裂的能量变化所决定的，与反应条件和反应类型没有关系。
放热反应形成原因：反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量
反应物的键能之和<生成物的键能之和
Q（吸）<Q(放) △H<0 体系能量降低（能量越低，物质越稳定）。
常见的放热反应：燃烧、中和、铝热、活泼金属与酸或水反应、大多数化合反应。
吸热反应刚好相反
常见的吸热反应：大多数分解反应、水解反应、Ba(OH)
2·8H
2
O与NH
4
Cl
例题:
2、下列说法正确的是（）
A 高温条件下进行的反应一定是吸热反应，常温下就能进行的反应一定是放热反应
B 所有的氧化还原反应都是放热反应，所有的分解反应都是吸热反应
C 反应物总能量低于生成物总能量的反应是吸热反应
D 当反应物总能量高于生成物总能量时，反应可能放热也可能吸热
3、在下列反应中，属于氧化还原反应且△H<0的是（）
A 氨水与稀盐酸的反应
B Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl晶体的反应
C 灼热的碳与CO2的反应
D 甲烷在O2 中燃烧
4、在下列反应中，生成物总能量高于反应物总能量的是（）
A 碳酸钙受热分解
B 乙醇燃烧
C 铝粉与氧化铁粉末反应
D 氧化钙溶于水
考点3 热化学方程式的书写
书写原则及要求
①必须在化学方程式的右边标明反应热△H的符号、数值和单位
②书写热化学反应方程式时应注明△H的测定条件。
大多数△H是在25℃、101kPa下测定的，此时可不注明温度和压强
③必须注明物质的聚集状态，化学式相同的同素异形体还需标明名称，不标↓、↑。
④化学计量系数仅表示物质的量，不表示物质的分子数或原子数。
⑤△H与反应物的物质的量成正比，与方向有关系，如果方向改变，则△H也变号。
例题:
在25℃、101kPa下，1g甲醇燃烧生成CO2和液态水时放热22.68kJ，写出该反应的热化学方程式：
CuCl（s）与O2反应生成CuCl2（s）和一种黑色固体。
在25℃、101kPa下，已知该放应每消耗1mol CuCl（s），放热44.4kJ，该反应的热化学方程式是：
已知充分燃烧ag乙炔（C2H2）气体时生成1molCO2气体和液态水，放出热量bkJ，则该反应的热化学方程式：
在500℃/30MPa下，将0.5molN2和1.5molH NH3（g），
放热19.3kJ，则热化学方程式为N2（g）+3H2（g3（g）△H=-38.6kJ·mol-1是否正确，为什么？
考点4 燃烧热和中和热
燃烧热必须是恒压条件下，燃烧物的物质的量是1mol且完全燃烧并生成稳定
(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g),P→P2O5(s)
的氧化物，C→CO
2
2、中和热必须是稀溶液中强酸强碱反应生成可溶性盐和1mol水的反应热
例题:
1、已知反应：①101KPa时，2C(s)+O2(g)=2CO(g) △H=-221kJ·mol-1
2CO(g)+O2(g)=2CO2 (g) △H=-556kJ·mol-1
②稀溶液中，H+(aq)+OH-（aq）=H2O(l) △H=-57.3kJ·mol-1
下列结论中正确的是（）
A 碳的燃烧热△H=-110.5kJ·mol-1
B 一氧化碳的燃烧热△H=-556kJ·mol-1
C 稀H2SO4和稀NaOH溶液反应的中和热△H=-57.3kJ·mol-1
D 稀CH3COOH与稀NaOH溶液反应生成1mol水，放出57.3kJ热量
2、已知25℃时，①HF（aq）+OH-（aq）=F-（aq）+H2O(l) △H1=-67.7kJ·mol-1
②H+(aq)+OH-（aq）=H2O(l) △H2=-57.3kJ·mol-1
③Ba2+（aq）+SO42-(aq)=BaSO4(s) △H3<0
下列说法正确的是（）
A 氢氟酸的电离方程式及热效应：HF（aq H+(aq)+F-（aq）△H>0
B 在NaOH溶液与盐酸的反应中，若盐酸的量一定，NaOH溶液的量越多，中和热越大
C △H2=-57.3kJ·mol-1表示强酸和强碱在稀溶液中反应生成可溶性盐的中和热
D 稀H2SO4与稀Ba(OH)2溶液反应的热化学方程式为H2SO4（aq）+Ba(OH)2=BaSO4(s)+2H2O(l)
△H=-114.6kJ·mol-1
考点5 中和热的测定
1、酸碱必须是强酸强碱稀溶液
2、碱液稍稍过量是为了保证盐酸能够完全被中和
3、实验速度要快，隔热和保温效果要尽可能好
4、使用一个新仪器：环形玻璃搅拌棒
5、多次测量取平均值，注意应读取混合液的最高温度值
计算公式：△H=-cm△t/n（H
O）
2。