高中化学反应热的计算

高中化学反应热的计算有：根据热化学方程式计算、根据反应物和生成物的能量计算、根据燃烧热计算、根据反应物和生成物的键能计算、根据盖斯定律计算五种方法。

一、根据热化学方程式计算

若题目给出了热化学方程式，可以把ΔH看成方程式内的一项进行处理，反应热与反应物中各物质的物质的量成正比；若没有给出热化学方程式，则先写出热化学方程式，再计算反应热。

二、根据反应物和生成物的能量计算

公式：△H＝生成物总能量－反应物总能量

三、根据燃烧热计算

公式：Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH|

四、根据反应物和生成物的键能计算

公式：ΔH=∑E(反应物)－∑E（生成物），即反应热等于反应物的键能总和跟生成物的键能总和之差。

五、根据盖斯定律计算

1、找出目标热化学方程式中未出现的而已知热化学方程式中出现的中间物质。

2、给找出的中间物质配系数，使其在不同的已知热化学方程式中化学计量数保持一致。

3、将配好系数的热化学方程式进行相加或相减，以消去找出的中间物质。

4、依据消去中间物质的方式将ΔH进行相加或相减即可数出目标热化学方程式的反应热。

一、反应热

1、定义：在反应过程中放出或吸收的热量叫反应热。放出热量的反应叫放热反应。吸收热量的反应叫吸热反应(化学反应过程中，不仅有新物质生成，同时还伴随着能量的变化，并可以以热能、电能或光能等的形式表现出来。当能量以热的形式表现时，我们把反应分为放热反应和吸热反应。)

2、符号：⊿H(大吸小放)

3、单位：kJ/mol

4、计算依据：⊿H=生成物的总能量-反应物的总能量=H(生成物)-H(反应物)

⊿H=反应物的总键能–生成物的总键能

5、书写热化学方程式的注意事项：

(1)要标明反应的温度和压强，如不特别注明，即表示在101kPa和298K。

(2)要标明反应物和生成物的聚集状态，因为物质在不同的聚集状态下所具有的能量是不相同的，对同一反应来说，物质聚集状态不同，反应热(⊿H)的数值不同。

(3)热化学方程式中的化学计量数不表示分子个数，而是表示物质的量，所以，它可以是整数，也可以是分数。相同物质发生的同一个化学反应，当化学计量数改变时，其⊿H也同等倍数的改变，但⊿H的单位不变，仍然为kJ/mol。若将化学方程式中反应物和生成物颠倒，则⊿H的'数值和单位不变，符号改变。

(4)热化学方程式一般不需要写反应条件，也不用标“↑”和“↓”。因为聚集状态已经表示出来了，固态用“s”液态用“l”，气态用“g”。

(5)⊿H要标注“+”或“-”，放热反应⊿H为“-”，吸热反应⊿H为’+”

6、盖斯定律：一定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分成几步完成，反应的总热效应相同，这就是盖斯定律。盖斯定律的应用实际上是利用热化学方程式的加减。(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)

7、(1)常见的放热反应有：可燃物的燃烧，酸碱中和反应，大多数化合反应，金属跟酸的置换反应

(2)常见的吸热反应有：大多数分解反应，以碳、氢气、一氧化碳作还原剂的氧化还原反应，铵盐与碱的反应。

二、燃烧热

定义：在101kPa下，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。单位为kJ/mol

三、中和热

定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O时的反应热。

注意事项：

(1)必须是“稀溶液”，因为浓溶液在稀释过程中会放出热量，影响中和热。

(2)中和热不包括离子在水中的水合热，物质的溶解热，电解质电离所伴随的热效应。

(3)中和反应的实质是氢离子和氢氧根离子起反应生成水，若反应过程中有其他物质生成，这部分不属于中和热。

(4)稀的强酸和稀的强碱反应的中和热为573kJ/mol若是弱酸或弱碱参与反应，则由于他们的电离要吸收热量，其热量的数值会小于573kJ/mol

因为反应条件不同,那么体系所消耗的能量也不同,那剩余的作为热释放出来的热量也不同

比如等温等容下,它有一个反应热如果是不等温呢那温度升高必然要吸收一部分热量,于是之前放出的热中有一部分被收回去升温了

或者等温,不等容,但等压于是在等容条件下时,还得扩大体积,使压强降低,于是又得对外部作功,于是有部分能量以功的方式释放了,那反应热又得减少了

能量是守恒的比如你的钱是一定的等温等容时你可以用一百元,可升温时要用25元,于是你就只有七十五元了

所以,不同条件下,意味着能量的花费不同因为总能一定,其反应热只是其中的一种,自然有着很大的关系~

等温等压不做非体积功时,反应热是焓变

等温等容不做非体积功时,反应热是内能变

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