高二化学下册化学反应热的计算期中必备知识点
化学高二反应热的计算知识点总结
化学高二反应热的计算知识点总结在化学中，反应热是指在化学反应中放出或吸收的热量。
计算反应热可以帮助我们了解化学反应的热力学性质，预测反应的产热或吸热特点。
本文将针对化学高二学生在学习反应热计算中常见的知识点进行总结，以帮助同学们更好地掌握这一部分内容。
一、燃烧反应热的计算燃烧反应热是指燃烧反应中放出或吸收的热量。
在计算燃烧反应热时，我们需要根据反应方程式中的摩尔配比和标准燃烧焓来进行计算。
标准燃烧焓是指物质在标准状态下完全燃烧时放出或吸收的热量。
例如，当我们计算乙醇的燃烧反应热时，可以根据以下反应方程式进行计算：乙醇 + 3氧气 -> 2二氧化碳 + 3水根据反应方程式中的摩尔配比，可以得知乙醇与氧气的配比为1:3。
假设乙醇的标准燃烧焓为ΔH1，水和二氧化碳的标准燃烧焓分别为ΔH2和ΔH3，那么燃烧反应热ΔH就可以通过以下公式计算得出：ΔH = ΔH2 + 3ΔH3 - ΔH1二、反应热的计算与化学键在化学反应中，物质的化学键会发生断裂和形成，从而释放或吸收热量。
我们可以利用化学键的能量差来计算反应热。
当化学键断裂时，需要吸收能量，此时为正值；当化学键形成时，会放出能量，此时为负值。
通过计算所涉及的化学键能量差，我们可以得到反应热的近似值。
例如，当我们计算甲烷燃烧的反应热时，可以根据以下反应方程式进行计算：CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O根据化学键的能量差，我们可以知道C-H键的断裂需要吸收435 kJ/mol的能量，C=O键的形成释放出743 kJ/mol的能量，O-H 键的形成释放出464 kJ/mol的能量。
那么甲烷燃烧的反应热ΔH就可以通过以下公式计算得出：ΔH = 1 * (2120 kJ/mol) + 2 * (-743 kJ/mol) + 2 * (-464 kJ/mol) - 1 * (435 kJ/mol)通过这种方法，我们可以计算其他含有化学键的反应的热量变化。
【高中化学】高中化学知识点：化学反应热的计算
【高中化学】高中化学知识点：化学反应热的计算应用盖斯定律进行计算的方法：
用已知反应的反应热结合气体定律求解某些相关反应的反应热时，关键是设计合理的反应过程，并正确计算已知的热化学方程，得到未知反应的方程和反应热。
使用气体法时应注意以下问题：
(1)当反应方程式乘以或除以某数时，△h也应乘以或除以某数。
（2）在加和减反应方程式时，△ h也应加上和减去，并用“+”标记，即，△ h应作为一个整体进行计算
(3)通过盖斯定律计算并比较反应热的大小时，同样要把△h看做一个整体
（4）在设计反应过程中，我们经常会遇到同一物质的固、液、气三种状态的相互转化，并且状态由固态变为固态→ 液体→ 气体吸热的相反，它会释放热量
(5)当设计的反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
反应焓变（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物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和产物的能量计算
△h生成物的能量总和一反应物的能量总和。
3.键能和反应物的计算
△h反应物的总键能-生成物的总踺能。
4.根据气体定律计算
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。
5.根据比热公式计算
6．反应焓变的大小比较在比较两个热化学方程式中，△h的大小时要带“+”“-”，比较反应放出或吸收的热量多少时要去掉“+”“-”.
当1molh2完全燃烧生成气态水时释放的热量Q1小于2molh完全燃烧生成气态水时释放的热量Q2，即
.。
高中化学必修2：反应热知识点复习总结
高中化学必修二：反应热知识点复习总结热化学方程式常见书写错误：(1)漏写物质的聚集状态(漏一种就全错)；(2)ΔH的符号“＋”、“－”标示错误；(3)ΔH的值与各物质化学计量数不对应；(4)ΔH后不带单位或单位写错(写成kJ、kJ·mol等)。
2. 热化学方程式的正误判断方法：(1)热化学方程式是否已配平，是否符合客观事实；(2)各物质的聚集状态是否标明；(3)反应热ΔH的数值与该热化学方程式的化学计量数是否对应；(4)反应热ΔH的符号是否正确，放热反应的ΔH为“－”，吸热反应的ΔH为“＋”。
反应热的几种计算方法：1.利用热化学方程式进行相关量的求解，可先写出热化学方程式，再根据热化学方程式所体现的物质与物质间、物质与反应热间的关系直接或间接求算物质的质量或反应热。
其注意的事项有：(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，其反应热数值需同时做相同倍数的改变。
(2)热化学方程式中的反应热是指反应按所给形式完全进行时的反应热。
(3)正、逆反应的反应热数值相等，符号相反。
2.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，得到新的热化学方程式，可进行反应热的有关计算。
其注意的事项有：(1)热化学方程式同乘以某一个数时，反应热数值也必须乘上该数。
(2)热化学方程式相加减时，同种物质之间可相加减，反应热也随之相加减。
(3)将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”、“－”号必须随之改变。
3.根据燃烧热计算：可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×燃烧热。
4.根据键能计算：反应热(焓变)等于反应物中的键能总和减去生成物中的键能总和，ΔH＝∑E反－∑E生(E表示键能)。
如反应3H2(g)＋N2(g)2NH3(g)ΔH＝3E(H—H)＋E(N≡N)－6E(N—H)。
5.利用状态，迅速比较反应热的大小若反应为放热反应(1)当反应物状态相同，生成物状态不同时，生成固体放热最多，生成气体放热最少。
化学高二反应热焓变知识点
化学高二反应热焓变知识点在高中化学中，我们经常会遇到有关反应热焓变的概念和计算。
反应热焓变是指在化学反应中，反应物与生成物之间的能量差异。
了解反应热焓变的概念和计算方法对于理解化学反应的热力学过程非常重要。
一、反应热焓变的定义反应热焓变是指在常压条件下，单位摩尔反应物与生成物之间能量的差异。
反应热焓变可以表示为ΔH。
当反应热焓变为正值时，表示反应是吸热反应，能量被系统吸收；当反应热焓变为负值时，表示反应是放热反应，能量被系统释放。
二、反应热焓变的计算方法1. 反应热焓变的计算方法主要有两种：通过实验测量和利用反应热焓变的标准生成焓值进行计算。
2. 实验测量法：通过实验测量反应物与生成物的温度变化，结合热容量等参数，可计算得到反应热焓变。
例如，利用反应热量计测量方法可以测定一定量反应物反应后的温度变化，结合恒温条件和热容量的知识，可以计算得到反应热焓变。
3. 利用标准生成焓值计算法：通过已知物质的标准生成焓值，可以根据反应平衡态的生成物与反应物的物质量之比，计算得到反应热焓变。
标准生成焓值是指在标准状态下，1摩尔物质生成的焓变化值。
利用标准生成焓值进行计算的常用公式为：ΔH =ΣnΔHf（生成物） - ΣmΔHf（反应物），其中Σn和Σm分别表示生成物和反应物的物质量之比。
4. 反应热焓变的计算方法还可以结合热力学第一定律，利用反应物与生成物的化学键能与键能的变化来计算反应热焓变。
三、常见反应热焓变的特点1. 反应热焓变与反应性质的关系：通常情况下，反应热焓变与反应物的物质结构和化学键能有关。
化学键能越高，反应热焓变越大，说明反应热生成较强的化学键。
2. 反应热焓变与反应速率的关系：通常情况下，反应热焓变的绝对值越大，反应速率越快。
反应热焓变越大，说明反应物到生成物的能量转化程度更高，反应速率更快。
3. 反应热焓变与反应方程式的关系：反应热焓变可以通过热化学方程式来表示。
在热化学方程式中，反应物的系数表示摩尔比，反应热焓变的绝对值可以根据反应热焓变的计算方法进行计算。
化学反应热的计算知识点
化学反应热的计算知识点
化学反应热的计算主要涉及到几个关键知识点：
反应热的概念：化学反应的热效应，通常称为反应热，其符号为Qp。
当反应在恒压下进行时，反应热称为等压热效应。
反应热的计算公式：Qp = △U + p△V = △U + RT∑vB。
其中，△U表示反应产物的内能减去反应物的内能，p是压力，△V是反应产物的体积减去反应物的体积，R是气体常数，T 是绝对温度，∑vB(g) = △n(g)/mol，即发生1mol反应时，产物气体分子总数与反应物气体分子总数之差。
焓的定义：由于U、p、V都是状态函数，因此U+pV也是状态函数，我们将其定义为焓，符号为H。
于是，反应热可以表示为：Qp = △H = H终态- H始态。
反应热的测量与计算：反应热可以通过实验测量得到，也可以通过化学反应方程式和比热容公式进行计算。
另外，反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
利用键能计算反应热：通常人们把拆开1mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能，键能通常用E表示，单位为kJ/mol。
反应热等于反应物的键能总和与生成物键能总和之差，即△H = ΣE(反应物) - ΣE(生成物)。
由反应物和生成物的总能量计算反应热：△H = 生成物总能量- 反应物的总能量。
化学反应中的热效应与热反应计算知识点总结
化学反应中的热效应与热反应计算知识点总结在化学反应中，热效应是指由于反应过程中吸收或释放的热量。
热效应的正负值及其计算是化学反应研究和实验中重要的内容。
本文将就化学反应中的热效应与热反应计算的知识点进行总结。
一、热效应的定义与表示方式热效应包括焓变和反应热（或热变）两个概念。
焓变（ΔH）指在恒定压力下，反应物转化为生成物所伴随的热量变化。
反应热（Q）指在恒定容器内，反应发生时系统释放或吸收的热量。
两者满足以下关系：ΔH = Q + PV。
其中，ΔH的单位是焦/摩尔，Q的单位也是焦，P 是反应所在系统的恒定压力，V是反应的体积。
热效应表示方式主要有三种：1. 反应方程式中的ΔH：在反应方程式上方标记ΔH的数值，表示反应过程中伴随的热量变化。
2. 反应物与生成物之间的ΔH：用元素符号表示物质的热效应，表示该物质在标准状态下与标准物质之间的热效应差值。
3. 反应物组成式与热效应之间的关系：通过反应物组成式和热效应之间的对应关系来表示热效应。
二、热反应的计算方法热反应计算是通过已知的热效应和反应物的物质量之间的比例关系，来求解未知物质量或热效应的计算方法。
1. 按物质质量比例计算热效应：根据反应物质量的比例关系，将已知物质量与热效应的关系扩大到未知物质量与热效应的计算。
2. 按化学方程式配平计算热效应：根据化学方程式配平，将反应物质量的比例关系与热效应的比例关系相结合，计算未知物质量或热效应的值。
3. 利用化学计量关系计算热效应：通过反应物质量与热效应的化学计量关系，计算未知物质量或热效应的值。
三、热效应与化学反应的影响因素热效应与化学反应的影响因素包括反应类型、温度、压力、物质状态和物质浓度等。
1. 反应类型：不同的化学反应类型，其热效应的正负值和数值大小也不相同。
2. 温度：温度对热效应具有影响，温度升高时，反应热也会增加。
3. 压力：在恒定温度下，压力的变化对热效应影响不大。
4. 物质状态：相同的物质在不同的物质状态下，其热效应也会发生变化。
高二化学下册化学反应与能量知识点总结
高二化学下册化学反应与能量知识点总结
高二化学下册化学反应与能量知识点总结
化学是自然科学的一种，在分子、原子层次上研究物质的组成、性质、结构与变化规律;创造新物质的科学。
小编准备了高二化学下册化学反应与能量知识点，具体请看以下内容。
一、化学反应与能量的变化
反应热焓变
(1) 反应热：化学反应在一定条件下反应时所释放或吸收的热量。
(2) 焓变：在恒压条件下进行的化学反应的热效应即为焓变。
(3) 符号：H,单位：kJ/mol或kJmolˉ。
(4)H=生成物总能量-反应物总能量=反应物键能总和-生成物键能总和
(5)当H为-或0时，为放热反应
当H为+或0时，为吸热反应
热化学方程式
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。
H2(g)+O2(g)=H2O(l)H=-285.8kJ/mol
表示在25℃,101kPa，1 mol H2与mol O2反应生成液态水时放出的热量是285.8 kJ。
量-反应物总能量。
(3)根据盖斯定律计算：
反应热与反应物的物质的量成正比。
化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关.即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
例如：由图可得H=H1+H2，
高中是人生中的关键阶段，大家一定要好好把握高中，编辑老师为大家整理的高二化学下册化学反应与能量知识点，希望大家喜欢。
【推荐下载】高二年级下册化学反应热的计算知识点最新
[键入文字]
高二年级下册化学反应热的计算知识点最新
化学是一门历史悠久而又富有活力的学科，以下是为大家整理的高二年级下册化学反应热的计算知识点，希望可以解决您所遇到的相关问题，加油，一直陪伴您。
1、根据实验测得热量的数据求算
反应热的定义表明：反应热是指化学反应过程中放出或吸收的热量，可以通过实验直接测定。
例如：燃烧6g炭全部生成气体时放出的热量，如果全部被水吸收，可使1kg水由20℃升高到67℃，水的比热为4.2kJ/(kg-℃)，求炭的燃烧热。
分析：燃烧热是反应热的一种，它是指在101Kpa时，1mol纯净可燃物完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。
据题意，先求得1kg水吸收的热量：
Q=cm△t=197.4kJ，由此得出该反应燃烧热为394.8KJ/mol。
(△H=-394.8KJ/mol)
2、根据物质能量的变化求算
根据能量守恒，反应热等于生成物具有的总能量与反应物具有的总能量的差值。
当E1(反应物)E2(生成物)时，△H小于0，是放热反应;反之，是吸热反应。
△H=ΣE 生成物-ΣE反应物
1。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
高二化学下册化学反应热的计算期中必备
知识点2019
热化学方程式的简单计算的依据：
(1)热化学方程式中化学计量数之比等于各物质物质的量之比；还等于反应热之比。
(2)热化学方程式之间可以进行加减运算。
【规律方法指导】
有关反应热的计算依据归纳
1、根据实验测得热量的数据求算
反应热的定义表明：反应热是指化学反应过程中放出或吸收的热量，可以通过实验直接测定。
例如：燃烧6g炭全部生成气体时放出的热量，如果全部被水吸收，可使1kg水由20℃升高到67℃，水的比热为
4.2kJ/(kg℃)，求炭的燃烧热。
分析：燃烧热是反应热的一种，它是指在101Kpa时，1mol 纯净可燃物完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。
据题意，先求得1kg水吸收的热量：Q=cm△t=197.4kJ，由此得出该反应燃烧热为394.8KJ/mol。
(△H=-394.8KJ/mol)
2、根据物质能量的变化求算
根据能量守恒，反应热等于生成物具有的总能量与反应物具有的总能量的差值。
当E1(反应物)E2(生成物)时，△H0，是
放热反应；反之，是吸热反应。
△H=E生成物-E反应物
3、根据反应实质键能的大小求算
化学反应的实质是旧键的断裂和新键的生成，其中旧键的断裂要吸收能量，新键的生成要放出能量，由此得出化学反应的热效应(反应热)和键能的关系：
△H =E1(反应物的键能总和)-E2(生成物的键能总和)
4、根据热化学方程式求算
热化学方程式中表明了化学反应中能量的变化。
△H的大小与方程式中物质的系数大小成正比。
例如：H2 (g) + O2 (g) = H2O (g)△H =-241.8 KJ/ mol
则：2 H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g)△H =?KJ/ mol
分析：当物质的系数变为2倍时，反应热也同时变为2倍。
所以△H=-483.6 KJ/ mol
5、根据盖斯定律的规律求算
盖斯定律是热化学中一个相当有实用价值的定律。
其内容是不管化学反应过程是一步完成还是分几步完成，总过程的热效应是相同的，即一步完成的反应热等于分几步完成的反应热之和。
利用这一规律，可以从已经测定的反应的热效应来计算难于测量或不能测量反应的热效应，它是间接求算反应热的常用方法。
具体计算方法是：通过热化学方程式的叠加，进行△H的加
减运算。
例如：实验中不能直接计算出由石墨和氢气生成甲烷反应的反应热，但可测出CH4、石墨和氢气的燃烧热。
试求出石墨生成甲烷的反应热。
①CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) △H1=-890.5KJ/mol
②C(石墨)+O2(g)=CO2(g) △H2=-393.5KJ/mol
③H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) △H3=-285.8KJ/mol
④C(石墨)+2H2(g)=CH4(g) △H4
分析：根据盖斯定律，可以通过反应①②③的叠加组合出反应④，则反应热的关系为：
△H4=2△H3+△H2-△H1=2(-285.8
KJ/mol)+(-393.5KJ/mol)-(-890.5 KJ/mol)=-74.6 KJ/mol。
【补充】
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，其反应热是相同的。
换句话说，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。
2、盖斯定律直观化
△H=△H1+△H2
3、盖斯定律的应用
(1)有些化学反应进行很慢或不易直接发生，很难直接测得这
些反应的反应热，可通过盖斯定律获得它们的反应热数据。
例如：C(s)+0.5O2(g)=CO(g)
上述反应在O2供应充分时，可燃烧生成CO2、O2供应不充分时，虽可生成CO，但同时还部分生成CO2。
因此该反应的△H无法直接测得。
但是下述两个反应的△H却可以直接测得：
C(S)+O2(g)=CO2(g)△H1=-393.5kJ/mol
CO(g)+0.5 O2(g)=CO2(g) △H2=-283.0kJ/mol
根据盖斯定律，就可以计算出欲求反应的△H。
分析上述反应的关系，即知
△H1=△H2+△H3
△H3=△H1-△H2=-393.5kJ/mol-(-283.0kJ/mol)=-110.5kJ/mol 由以上可知，盖斯定律的实用性很强。
(2)在化学计算中，可利用热化学方程式的组合，根据盖斯定律进行反应热的计算。
(3)在化学计算中，根据盖斯定律的含义，可以根据热化学方程式的加减运算，比较△H的大小。
高二化学下册化学反应热的计算期中必备知识点就为大家介绍到这里，希望对你有所帮助。