高二化学反应焓变的计算
化学反应原理1-1-3反应焓变的计算
第3课时反应焓变的计算[学习目标] 1.掌握盖斯定律的内容，能用盖斯定律进行有关焓变的简单计算。
2.学会焓变的计算方法。
【基础知识构建】一、盖斯定律1.内容：不论化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热是的(填“相同”或“不同”)。
2.特点(1)反应的热效应只与始态、终态有关，与无关。
(2)反应热总值一定，如下图的ΔH与ΔH1、ΔH2、ΔH3之间的关系。
则ΔH＝。
(3)能量守恒：能量既不会增加，也不会减少，只会从一种形式转化为另一种形式。
3.意义：因为有些反应进行得很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯(有副反应发生)，这给测定反应热造成了困难。
此时如果应用盖斯定律，就可以间接地把它们的反应热计算出来。
二、反应热的计算——反应热计算的几种类型(1)依据热化学方程式：反应热的绝对值与各物质的物质的量成正比，依据热化学方程式中的ΔH求反应热，如a A＋b B===c C＋d DΔHa b c d|ΔH|n(A) n(B) n(C) n(D) |Q|则n（A）a＝n（B）b＝n（C）c＝n（D）d＝|Q||ΔH|。
(2)依据盖斯定律：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，同时反应热也作相应的改变。
(3)依据反应物断键吸收热量Q吸与生成物成键放出热量Q放进行计算：ΔH＝。
(4)依据反应物的总能量E反应物和生成物的总能量E生成物进行计算：ΔH＝。
(5)依据物质燃烧放热数值(或燃烧热ΔH)计算：Q放＝。
(6)依据比热公式计算：Q＝。
【基础自测】1.已知：①C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1②CO(g)＋12O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－283.0 kJ·mol－1怎样利用盖斯定律求C(s)＋12O2(g)===CO(g)的反应热ΔH?2.已知在一定条件下，CO的燃烧热为283 kJ·mol－1，CH4的燃烧热为890 kJ·mol－1，求1 mol CO和3 mol CH4组成的混合气体在上述条件下充分燃烧，释放的热量为________。
化学反应的焓变
吸热反应
观察下列示意图：
H H H H
436 kJ/mol Cl Cl 243kJ/mol
+
Cl
+
ClH ClFra bibliotekH Cl
431 kJ/mol
你能计算出该反应过程中能量的变化为多少吗？
化学反应中，化学键的断裂和形成是反应过程中有能
量变化的本质原因。 △H = E反总键能 － E生总键能
4、已知：
化学键 键能/ kJ· mol1 Si—Cl 360 H—H 436 H—Cl 431 Si—Si 176
放 热 反 应
生成物的总能量低 放热反应： E反总能量>E生总能量 吸热反应: E生总能量>E反总能量 Q>0 Q<0
吸 热 反 应
反应物的总能量低 △H<0 △H>0
△H=E生总能量—E反总能量
常见的放热反应：所有的燃烧反应 所有的中和反应
活泼金属与水、酸的反应
多数的化合反应
铝热反应
常见的吸热反应: 铵盐与碱反应 加热条件下C、H2、CO等反应 所有的电离过程 所有的水解反应
一：反应热 焓变
化学反应的反应热： 化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同 温度时，所吸收或放出的热量 符号：△ Q 反应的焓变： 在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所 吸收或释放的热量 符号：△H 放热反应为“—”，吸热反应为“+”
单位：kJ.mol-1
kJ/mol
反应物的总能量高
生成物的总能量高
C. H2（g）＋1/2O2（g）＝H2O（g）；ΔH＝＋242kJ· mol－1 D. 2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（g）； ΔH＝＋484kJ· mol－1
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。
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。
焓变的计算公式
焓变的计算公式一、引言焓变是物理化学中一个重要的概念，用于描述化学反应或物质转化过程中的能量变化。
它是研究化学反应过程中能量转化的关键指标之一。
本文将介绍焓变的计算公式及其应用。
二、焓变的定义焓变是指在化学反应或物质转化过程中，系统吸收或释放的能量变化。
它可以用来描述反应的放热或吸热性质。
焓变的单位通常是焦耳（J）或千焦（kJ）。
焓变的计算公式可以根据不同情况进行推导和应用，下面将介绍几种常见的情况。
1. 焓变的计算公式（1）：当物质的摩尔数不变时在这种情况下，焓变可以通过物质的热容和温度变化计算得出。
公式如下：ΔH = C × ΔT其中，ΔH表示焓变，C表示物质的摩尔热容，ΔT表示温度变化。
2. 焓变的计算公式（2）：当物质的摩尔数发生变化时在这种情况下，焓变需要考虑物质的摩尔数变化对能量的贡献。
公式如下：ΔH = Σ(nΔHf) - Σ(nΔHr)其中，ΔH表示焓变，Σ(nΔHf)表示反应物的摩尔焓变之和，Σ(nΔHr)表示生成物的摩尔焓变之和。
n表示物质的摩尔数。
3. 焓变的计算公式（3）：当反应在标准状况下进行时在标准状况下，焓变可以通过标准焓变计算得出。
公式如下：ΔH° = Σ(nΔHf°) - Σ(nΔHr°)其中，ΔH°表示标准焓变，Σ(nΔHf°)表示反应物的标准摩尔焓变之和，Σ(nΔHr°)表示生成物的标准摩尔焓变之和。
n表示物质的摩尔数。
四、焓变的应用焓变在化学反应和物质转化过程中具有重要的应用价值。
以下是焓变的几个典型应用。
1. 反应热反应热是指化学反应中的能量变化。
根据焓变的计算公式，可以通过测量反应前后的温度变化，计算出反应的焓变。
反应热的正负值可以判断反应是放热还是吸热反应。
2. 燃烧热燃烧热是指物质在完全燃烧时释放的能量。
通过测量燃烧反应前后的温度变化，可以计算出燃烧热。
燃烧热的计算对于燃料的选择和利用具有重要意义。
高中化学如何解决焓变问题
高中化学如何解决焓变问题在高中化学学习中，焓变问题是一个重要的考点。
焓变是指化学反应过程中吸热或放热的现象，它反映了化学反应的能量变化。
解决焓变问题需要掌握一些基本概念和计算方法，下面将介绍一些解题技巧，帮助高中学生更好地理解和解决焓变问题。
首先，我们需要了解焓变的定义和表示方式。
焓变通常用ΔH表示，表示化学反应前后的能量差。
当化学反应吸热时，ΔH为正值；当化学反应放热时，ΔH为负值。
焓变的单位通常为焦耳/摩尔（J/mol）。
接下来，我们来看一个具体的例子。
假设有一化学反应A + B → C，其焓变为ΔH。
如果我们知道反应物A和B的摩尔数，我们可以通过以下公式计算焓变的大小：ΔH = (ΔH1 × n1) + (ΔH2 × n2)其中，ΔH1和ΔH2分别为反应物A和B的标准焓变，n1和n2分别为反应物A和B的摩尔数。
这个公式的推导基于焓的可加性原理，即各个反应物的焓变可以相加得到总焓变。
举个例子，假设反应物A的标准焓变ΔH1为-100 J/mol，摩尔数n1为2，反应物B的标准焓变ΔH2为-50 J/mol，摩尔数n2为3。
那么焓变ΔH的计算如下：ΔH = (-100 × 2) + (-50 × 3) = -200 - 150 = -350 J/mol通过这个例子，我们可以看到如何利用标准焓变和摩尔数计算焓变的大小。
这种计算方法在解决焓变问题时非常常见，需要掌握和熟练运用。
除了计算焓变的大小，我们还需要了解焓变与反应条件的关系。
焓变与反应物的状态有关，通常会受到温度、压力和物质浓度等因素的影响。
在化学反应中，焓变通常是在标准状态下测量的，即温度为298K、压力为1 atm、物质浓度为1 mol/L。
如果反应条件与标准状态不同，我们需要进行修正。
例如，假设有一化学反应A + B → C，其焓变在标准状态下为ΔH1。
如果我们想知道在温度为373K时的焓变ΔH2，我们可以利用以下公式进行修正：ΔH2 = ΔH1 + ΔCp × (T2 - T1)其中，ΔCp为反应物和生成物的热容差，T1为标准温度，T2为所需温度。
高二化学反应焓知识点
高二化学反应焓知识点在化学领域，反应焓（enthalpy）是指反应过程中吸热或放热的能量变化。
学习和理解化学反应焓的知识点对于高中化学学科的学习至关重要。
本文将介绍高二化学中与反应焓相关的一些重要知识点。
一、反应焓的定义反应焓是指在化学反应过程中热量的变化，用ΔH表示，单位是焦耳/摩尔（J/mol）。
当一化学反应发生时，反应物与生成物之间发生的化学键断裂和形成所伴随的能量变化，即为反应焓。
二、反应焓的正负值1. 吸热反应：当化学反应吸收能量时，反应焓的值为正。
吸热反应常见于燃烧、溶解和蒸发等过程中。
2. 放热反应：当化学反应释放能量时，反应焓的值为负。
放热反应常见于热化学反应和酸碱中和反应等过程中。
三、热化学方程式化学反应可以使用化学方程式来表示，而热化学方程式则在化学方程式的基础上添加了反应焓的信息。
热化学方程式的一般形式如下：化学反应物（状态）→ 化学生成物（状态） + 反应焓（ΔH）。
根据反应焓的正负值，可以将热化学方程式分为吸热反应和放热反应两种情况。
例如：吸热反应示例：NH₄Cl(s) + H₂O(l) → NH₄⁺(aq) + Cl⁻(aq) ΔH > 0放热反应示例：C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH < 0四、焓变的计算反应焓的变化量被称为焓变（enthalpy change），用ΔH表示，单位仍然是焦耳/摩尔（J/mol）。
焓变的计算可以通过测量反应过程中的热量变化来实现。
焓变的计算公式为：ΔH = ∑ΔH(生成物) - ∑ΔH(反应物)。
其中，∑ΔH(生成物)表示生成物的反应焓之和，∑ΔH(反应物)表示反应物的反应焓之和。
需要注意的是，焓变的值与反应物和生成物的物质的量有关，所以在计算时要根据化学方程式中的系数来确定具体的物质的量。
五、焓变和反应类型的关系不同类型的化学反应具有不同的焓变特点。
1. 生成键能较小的反应：当反应中生成的新化学键的能量较小时，反应焓为负，即反应会放热。
热化学化学反应焓变的热量计算方法
热化学化学反应焓变的热量计算方法热化学是化学的一个重要分支，研究化学反应过程中的能量变化。
在热化学中，焓变是一个关键的概念，用来描述化学反应中能量的变化。
而热量计算方法是确定焓变的大小的手段。
本文将介绍热化学反应焓变的热量计算方法。
一、热化学反应焓变热化学反应焓变是指在恒定压力下，化学反应中吸收或释放的能量变化。
焓变通常用ΔH来表示，ΔH为正表示反应吸热，ΔH为负表示反应放热。
焓变的大小与反应物和生成物之间的化学键断裂和形成有关。
二、热化学反应焓变的计算方法1. 热量平衡法热量平衡法是一种常用的计算热化学反应焓变的方法。
它的基本思想是在反应前后，体系的热量变化为零。
即ΔH反应= Σ(ΔH反应物) -Σ(ΔH生成物)。
其中，ΔH反应为反应焓变，ΔH反应物为反应物的焓，ΔH生成物为生成物的焓。
2. 反应热量法反应热量法是通过测量反应过程中产生或吸收的热量来计算焓变的方法。
通过燃烧弹、量热器等设备，可以测得反应过程中释放或吸收的热量，再根据热力学原理可以计算出焓变。
3. 反应熵法反应熵法是基于热力学中的熵变原理来计算焓变的方法。
根据热力学第二定律，如果一个过程的熵增为正，那么这个过程是可逆的。
通过实验测得反应的熵变值，再根据熵变和温度的关系计算出焓变。
三、热化学反应焓变的影响因素热化学反应焓变的大小受到多种因素的影响。
1.反应物的形态：反应物的形态不同，反应焓变也会不同。
例如，固态反应的焓变通常会比气态反应的焓变小，因为固态反应的反应物分子相对较为稳定。
2.反应温度：反应温度对焓变的影响也很大。
在低温下，反应通常会释放热量，焓变为负值；而在高温下，反应通常会吸收热量，焓变为正值。
3.反应压力：反应压力对焓变的影响可以通过焓变与反应物和生成物的化学键相关来理解。
高压下，化学键更容易形成，焓变通常更大；而在低压下，化学键更容易断裂，焓变通常更小。
四、热化学反应焓变计算的应用热化学反应焓变的计算在化学工程、环境科学等领域有着广泛的应用。
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。
化学反应的焓变
化学反应的焓变化学反应是物质转化过程中的重要环节，而焓变则是描述反应过程中能量变化的物理量。
焓变可以理解为反应物与生成物之间的能量差异，是研究化学反应动力学和热力学的重要参数之一。
本文将从不同的角度探讨化学反应的焓变。
一、焓变的定义和计算方法焓变是指化学反应过程中反应物和生成物之间的能量变化。
焓变可分为吸热反应和放热反应两种。
吸热反应是指化学反应过程中吸收热量，使得反应物的焓增加；放热反应则是指化学反应过程中放出热量，导致反应物的焓减少。
焓变的计算可以通过测量反应前后系统的热量变化来实现。
常用的测量方法有燃烧法和恒温法。
燃烧法是将反应物完全燃烧，并将释放出的热量传给测量设备，从而计算出焓变；恒温法则是将反应物与某个热容量已知的溶液混合，通过测量混合后溶液的温度变化来计算焓变。
二、焓变与化学反应速率的关系焓变对化学反应速率有着重要影响。
一般来说，焓变越大，反应速率越慢。
这是因为焓变的大小直接影响反应物与生成物之间的能量差异，能量差异越大，反应需要克服的能垒就越高，反应速率就越慢。
然而，焓变并不是唯一影响反应速率的因素。
其他因素如反应物浓度、温度、催化剂等也会对反应速率产生影响。
在实际应用中，我们需要综合考虑这些因素，以达到控制反应速率的目的。
三、焓变与化学平衡的关系焓变也与化学反应的平衡有着密切关系。
在化学反应的平衡状态下，反应物与生成物的浓度达到一定的平衡比例，并且焓变为零。
当焓变为正时，反应是吸热反应，反应物的焓较大，生成物的焓较小。
在一定条件下，吸热反应会逐渐达到平衡状态。
当焓变为负时，反应是放热反应，反应物的焓较小，生成物的焓较大。
同样，在一定条件下，放热反应也会达到平衡状态。
四、应用领域和意义焓变在许多领域有着重要的应用和意义。
首先，焓变可以帮助我们理解和控制化学反应过程。
通过研究焓变，我们可以了解反应物与生成物之间的能量差异，从而预测和调控反应的进行。
焓变还与热力学相关。
热力学研究的是能量在物质转化过程中的变化规律，而焓变则是描述化学反应中能量变化的重要指标。