熱化學有哪些內容

Ⅰ 熱反應的化學方程式是什麼舉個例子

熱化學方程式是表示化學反應中的物質變化和焓變（或能量變化；熱量變化）。
例如，熱化學方程式：H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g) △H = －183 kJ/mol

Ⅱ 高中所有熱化學方程式有哪些

高中化學熱化學方程式是表示化學反應中的物質變化和焓變，實際反應中反應物的投料量比所需量要多，只是過量反應物的狀態沒有發生變化，因此不會影響反應的反應熱。標准態時化學反應的摩爾焓變稱為標准摩爾焓，用符號ΔfHmO表示。
常見的高中化學方程式之熱化學方程式如下
CaCO3(s)+==CaO(s)+CO2(g);△H=+1777kJ/mol
C(石墨)+O2(g)===CO2(g);△H=-393.51kJ•mol-1
C(金剛石)+O2(g)===CO2(g);△H=-395.41kJ•mol-1
C(石墨)===C(金剛石);△H=+1.9kJ•mol-1
NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O(l);△H=-57.3kJ/mol
C(s)+O2(g)==CO2(g);△H=-110.5kJ/mol
CO(g)+1/2O2(g)==CO2(g);△H=-283.0kJ/mol
H2(g)+1/2O2(g)==H2O(g);△H=-241.8kJ/mol
N2H4(g)+O2(g)==N2(g)+2H2O(g);△H=-534kJ/mol
S(s)+O2(g)==SO2(g);△H=-297kJ/mol
FeS2(s)+11/4O2(g)==1/2Fe2O3(s)+2SO2(g);△H=-853kJ/mol
SO2(s)+1/2O2(g)==SO3(g);△H=-98.3kJ/mol
3H2(g)+N2(g)==2NH3(g);△H=-92.2kJ/mol
2O2(g)+N2(g)==2NO2(g);△H=+68kJ/mol
O2(g)+N2(g)==2NO(g);△H=-kJ/mol
NaOH(aq)+1/2H2SO4(aq)=1/2Na2SO4(aq)+H2O(l);△H=-57.3kJ/mol
常見的高中化學方程式之熱化學方程式書寫注意事項
(1)反應熱與溫度和壓強等測定條件有關，所以書寫時指明反應時的溫度和壓強
(2)△H只能寫在化學方程式的右邊，若為放熱反應，則△H為「-」;若為吸熱反應，則△H為「+」。其單位一般為kJ/mol。同一化學反應，若化學計量數不同時△H的值不同。若化學計量數相同，當反應物、生成物狀態不同時，△H的值也不同。
(3)不標「↑」或「↓」
(4)熱化學方程式一般不需要寫反應條件，例如：△(加熱)，因為聚集狀態已標出。
(5)有機熱化學方程式用「=」，不用「→」

Ⅲ 常見15個熱化學方程式。

常見的熱化學方程式如下：
1、CaCO3(s)+==CaO(s)+CO2(g);△H=+1777kJ/mol
2、C(石墨)+O2(g)===CO2(g);△H=-393.51kJ•mol-1
3、C(金剛石)+O2(g)===CO2(g);△H=-395.41kJ•mol-1
4、C(石墨)===C(金剛石);△H=+1.9kJ•mol-1
5、NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O(l);△H=-57.3kJ/mol
6、C(s)+O2(g)==CO2(g);△H=-110.5kJ/mol
7、CO(g)+1/2O2(g)==CO2(g);△H=-283.0kJ/mol
8、H2(g)+1/2O2(g)==H2O(g);△H=-241.8kJ/mol
9、N2H4(g)+O2(g)==N2(g)+2H2O(g);△H=-534kJ/mol
10、S(s)+O2(g)==SO2(g);△H=-297kJ/mol
11、FeS2(s)+11/4O2(g)==1/2Fe2O3(s)+2SO2(g);△H=-853kJ/mol
12、SO2(s)+1/2O2(g)==SO3(g);△H=-98.3kJ/mol
13、3H2(g)+N2(g)==2NH3(g);△H=-92.2kJ/mol
14、2O2(g)+N2(g)==2NO2(g);△H=+68kJ/mol
15、O2(g)+N2(g)==2NO(g);△H=-kJ/mol
16、NaOH(aq)+1/2H2SO4(aq)=1/2Na2SO4(aq)+H2O(l);△H=-57.3kJ/mol

Ⅳ 化學反應熱 的有關知識點誰知道

不知要多具體，我簡要寫一些

熱化學
1.碰撞理論
2.焓（H)與反應熱（Q)、熵(S)和自由能（G)
其關系ΔG=ΔH-TΔS
3.熱化學方程式及蓋斯定律
·標狀態（s.l.g.aq)、注意ΔH的單位及其正負標明、方程式系數與ΔH的同倍數變化、物質狀態變化對ΔH的影響
·蓋斯定律的內容與運用（方程式及焓變的加減）
4.勒夏特列原理及運用（與熱化學方程式、化學平衡結合），反應熱與轉化率……
5.化學反應速率（影響因素：內……、外……）與化學平衡（常考圖像問題）

由於沒有參照書本，如有遺漏請諒解~

Ⅳ 那麼在大學的熱化學中U和H有什麼區別呢

U：內能，通常指熱力學系統，即大量分子構成的宏觀物質系統的熱運動能量。其中包括系統內部所有分子的無規則運動動能和分子間相互作用勢能。

廣義地說，內能是系統內部一切運動形式的能量總和。其中包括的能量形式有：分子無規則運動動能、分子間相互作用勢能、分子內部以及原子核內部各種能量形式。

在恆壓下，U=Q-p△V
則U1-U2=Q-p(V1-V2)
即Q=(U1+pV1)-(U2+V2)

H，焓，它的定義式為：H=U+PV0

即一個體系的內能與體系的體積和外界施加於體系的壓強的乘積之和，但要注意這里壓力與體積的乘積PV不是體積功。

(5)熱化學有哪些內容擴展閱讀：

熱化學是物理化學的一個分科。研究物理和化學變化過程中熱效應的規律。以熱力學第一定律為基礎。以在卡計中直接測量熱效應為重要實驗方法。熱化學的數據（如燃燒熱、生成熱等）在熱力學計算、工程設計和科學研究、安全工程等方面都具有廣泛的應用。

是自然界的一條普遍規律，它是人們在生產實踐和科學實驗的基礎上總結出來的，它又叫做，恩格斯將它譽為19世紀自然科學中具有決定意義的三大發現之一。

這個定律的主要內容是：能量有各種不同的形式，能從一種形式轉化為另一種形式，從一個物體傳遞給另一個物體，而在轉化和傳遞中，能量的數值保持不變。把熱力學第一定律具體運用到化學反應上，用實驗測定和計算化學反應的熱量，研究這方面問題的科學稱為熱化學。

Ⅵ 熱化學的定律

熱力學第一定律是自然界的一條普遍規律，它是人們在生產實踐和科學實驗的基礎上總結出來的，它又叫做能量守恆和轉化定律，恩格斯將它譽為19世紀自然科學中具有決定意義的三大發現之一。這個定律的主要內容是：能量有各種不同的形式，能從一種形式轉化為另一種形式，從一個物體傳遞給另一個物體，而在轉化和傳遞中，能量的數值保持不變。把熱力學第一定律具體運用到化學反應上，用實驗測定和計算化學反應的熱量，研究這方面問題的科學稱為熱化學。 定義 ：當生成物與反應物溫度相同時，化學反應過程中的吸收或放出的熱量。化學反應熱效應一般稱為反應熱。
注意必須具備以下條件才是化學反應熱效應：
（a）生成物的溫度和反應物的溫度相同，避免將使生成物溫度升高的或降低所引起的熱量變化混入到反應熱中。
（b）只做體積功不做其它功。 容量恆定過程中完成的反應稱恆容反應，其熱效應稱恆容反應熱QV
QV=∆U即恆容反應過程中，體系吸收的熱量全部用來改變體系的內能。 壓強恆定過程中完成的化學反應稱為恆壓反應，其熱效應稱為恆壓反應熱QP
定義狀態函數 H=U+PV · · · · · ·焓
焓變：∆H = H2－H1
QP =∆H即在恆壓反應過程中，體系吸收的熱量全部用來改變體系的熱焓，其成立必須具備三個條件 (a).反應進度ζ
ζ=1mol表示ζ=0時計算已有νAmol的A和νBmol的B消耗掉，生成了νGmol的G和νHmol的H，此時進行了1mol反應。
(b).QP和QV的關系
熱力學符號含義：
泛指一個過程寫成如∆U 、∆H等形式，單位J或kJ
指明某一反應而沒有指明反應進度，即不做嚴格的定量計算，寫成∆rU ∆rH單位J或kJ
某反應按給定反應方程式進行1mol的內能變化及焓變，反應即ζ=1mol寫成∆rUm或∆rHm等形式
則：單位kJ/mol或J/mol
例：25在恆容量熱計（鋼彈式）中測得1.00mol液態C6H6完全燃燒生成液態H2O和CO2時，放熱3264KJ。計算恆壓下1.00molC6H6完全燃燒時的反應熱。 (a).ΔU為變化前後氣體物質的量的改變。
(b).對理想氣體而言ΔnRT=P∆V
(c).若反應體系中無氣體，各物質均為凝聚相，體積變化很小則∆V=0,QP≈QV
(d).此題QP與QV相差約4kJ/mol，一般 P∆V項對QP貢獻很小
(e).注意R的單位，R=8.314 J/K·mol。

Ⅶ 熱化學方程式的書寫和定義

能夠表示反應熱的化學方程式叫做熱化學方程式。那麼書寫時有哪些注意事項呢？下面我整理了熱化學方程式的書寫和定義，以供大家參考。

熱化學方程式的書寫原則

（1）反應熱與溫度和壓強等測定條件有關，所以書寫時指明反應時的溫度和壓強，若是標准狀態下，即溫度為25℃(298.15K)、氣壓為101kPa時，可以不註明。

（2）各物質化學式右側用圓括弧（）表明物質的聚集狀態。可以用g、l、s分別代表氣態、液態、固態。固體有不同晶態（同素異形體）時，還需將晶態（形）註明，例如S（斜方），S（單斜）；C（石墨），C（金剛石）等。溶液中的反應物質，則須註明其濃度，以aq代表水溶液，(aq，∞)代表無限稀釋水溶液。

（3）熱化學方程式中化學計量數只表示該物質的物質的量，不表示物質分子個數或原子個數，因此，它可以是整數，也可以是分數。

（4）△H只能寫在化學方程式的右邊，若為放熱反應，則△H為「-」；若為吸熱反應，則△H為「+」。其單位一般為kJ/mol，有時也用J/mol。

（5）熱化學方程式是表示反應已完成的數量。由於△H與反應完成物質的量有關，所以方程式中化學式前面的化學計量數必須與△H相對應，當反應逆向進行時，其反應熱與正反應的反應熱數值相等，符號相反。

（6）不標注氣體上升符號和沉澱符號，即「↑」或「↓」。

（7）熱化學方程式無需書寫如△（加熱）和催化劑的反應條件。

（8）即使是有機熱化學方程式或可逆反應也用等號「=」，不用箭頭和可逆符號「→」,「?」。

（9）反應熱可分為多種，如燃燒熱、中和熱、溶解熱等，在25℃，100kPa時，（舊的標准態壓力為1atm=101kPa，即1標准大氣壓，新的標准態壓力改為1bar=100kPa。1mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱．單位為kJ/mol

（10）在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應生成1mol水時的反應熱叫中和熱。書寫中和熱的化學方程式應以生成1mol水為基準。

熱化學方程式的定義

熱化學方程式是用以表示化學反應中的能量變化和物質變化。熱化學方程式的意義為熱化學方程式不僅表明了一個反應中的反應物和生成物，還表明了一定量物質在反應中所放出或吸收的熱量。

例如，熱化學方程式：H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)△rHΘm=－183kJ/mol

方程的意義是在標准態時，1molH2(g)和1molCl2(g)完全反應生成2molHCl(g)，反應放熱183kJ。

Ⅷ 化學熱力學的研究內容

主要內容是用熱力學第一定律研究「化學反應熱」方面的問題。在化學反應中，一摩爾物質的變化（指主要的生成物或反應物）所吸收的熱量名為化學反應熱，簡稱為反應熱。根據熱力學第一定律知道，在定溫、定壓（或定容）下發生的化學反應，其反應熱Qp（或Qp）等於反應過程焓（或內能）的變化 ΔH(或ΔU)。所以方程 f0 (1)是熱化學中的基本熱力學公式。利用態函數U、H 的性質，就可以從某些已知的反應熱計算未知的反應熱。由式(1)可見，反應熱Qp(或Qp)僅由反應物的初始狀態及生成物的終了狀態所決定，而與中間過程無關，這稱為赫斯 (Hess)定律。例如化學反應 C O2─→CO2可以分
和
兩步實現，若這三個反應的反應熱分別為Qp、Qp1、Qp2，則 Qp=Qp1 Qp2。赫斯定律是熱力學第一定律的早期實驗基礎之一，它可以幫助人們從易於測定的Qp(或Qp)值，計算難於測定的Qp（或Qp）值；它是熱化學中的重要定律之一。
反應熱與溫度的關系由基爾霍夫定律給出。它的內容是：定壓下，在兩個不同溫度(T1和T2)進行的
同一化學反應，其反應熱Qp(T1)和Qp(T2)不同。由赫斯定律可導出反應熱隨溫度的變化滿足如下關系
(2)式中ΔCp為生成物的定壓熱容和反應物的定壓熱容之差。式(2)就是基爾霍夫定律，它也是熱化學中的一個重要定律。 主要內容是應用熱力學的平衡判據研究化學反應的平衡條件。在化學熱力學中通常把化學反應方程寫作等式，例如，在化學熱力學中將高溫下氫分子和氧分子化合成水的反應式寫為2H2O－2H2－O2=0。一般地，把任意一個化學反應寫作如下形式
式中Ai表示第i種組元。vi表示第i種組元在化學反應中的計量系數，並規定對生成物而言vi取正號，對反應物vi取負號。
對在不同條件下發生的化學反應，可使用不同的平衡判據。例如，在恆溫、恆壓、恆組成(N)下進行的化學反應，其自發進行（相應於下式中的小於號）或平衡條件（相應於下式的等號）由自由焓判據確定。即
(4)式中μi為系統中某物種的偏摩爾自由焓（或稱化學勢），dni為該物種摩爾數的變化。
由於化學反應 vAA vBB …─→vLL vM M … (5) 發生時，各物種的數量變化dni要服從計量系數之間的比例關系，即
式中ξ為反應進度，dξ為在一個無窮小過程中化學反應的進度。因而在式(4)中化學反應的自由焓判據為
dGT，p，N=(-vAμA-vBμB vLμL vMμM)dξ≤0 (7) 或
為在恆溫、恆壓、恆組成的系統中單位進度的反應（按計量系數的摩爾數發生的反應）產生的自由焓變值 Δ埥。為了滿足恆組成的條件，可以設想系統非常大，因而發生了單位進度的化學反應後，系統的組成只變了無窮小量。Δ埥稱為反應自由焓，-Δ埥稱為化學親合勢。Δ埥越小（或－Δ埥 越大）則在該T、E、N(組成)時，反應趨勢越大；Δ埥 等於零時，反應達到平衡。
當系統中沒有產物時，產物的化學勢為零;這時
Δ埥= 即正向反應趨勢極大；反之，若反應物的濃度為零，則Δ埥=∞，即逆向反應趨勢極大。在反應的過程中，組成不斷變化，Δ埥值也隨之變化，變化的情況如附圖中所示，正向反應的Δ埥由AB曲線表示，逆向反應的Δ埥由A┡B┡曲線表示。R為反應物，P為產物。O點處Δ埥=0，所以O代表平衡混合物。 用熱力學方法研究多組元體系的理論。 溶液是液態溶體。溶體是一個含有兩種或兩種以上組元的均勻系。當溶體是氣相時，通常叫做混合氣體;當溶體是固相時，叫做固溶體。

Ⅸ 熱化學反應方程式是什麼

熱化學反應方程式是：用以表示化學反應中的能量變化和物質變化。

熱化學方程式的意義為熱化學方程式不僅表明了一個反應中的反應物和生成物，還表明了一定量物質在反應中所放出或吸收的熱量。

熱化學方程式代表著一個假想的過程，實際反應中反應物的投料量比所需量要多，只是過量反應物的狀態沒有發生變化，即使是一個無法全部完成的反應，也不會因此影響反應的反應熱。

熱化學方程式和化學方程式的不同在於：

1、熱化學方程式反應物生成物都要標明狀態，固體為s，液體為l，氣體為g。

2、熱化學方程式書寫時不用標反應條件，比如加熱、高溫、催化劑等，但要標明反應壓強和溫度，常溫（101kpa，25度）下可省略，如果體中沒給反應溫度和壓強也可省略。

3、要標出ΔH，如果是吸熱，ΔH為正值，防熱的話，ΔH為負值。

4、熱化學方程式物質前的數量可為分數。

Ⅹ 化學反應熱 的有關知識點誰知道

反應熱是研究化學反應中能量變化的重要概念，反應熱問題則是高考的重點內容，處理好相關題目的關鍵是深刻理解概念，掌握解題方法。
一、考查對有關反應熱概念本質的理解
任何化學反應進行過程中都伴隨著能量的變化，而這種能量常以熱能的形式表現出來，此熱能的大小之度量以及反應過程中吸、放熱情況都可以用到反應熱的概念。
1、要點：
（1）反應熱的定義：在化學反應過程中放出或吸收的能量，通常叫做反應熱。反應熱用"△H"表示，單位一般是"kJ/mol"。
（2）反應熱與物質能量變化的關系：反應熱△H的研究對象是反應體系，當反應物所具有的總能量高於生成物所具有的總能量時，反應體系能量降低，為放熱反應，△H為"－"或△H＜0；反之，為吸熱反應，△H為"＋"或△H＞0。
判斷：ΔH = ∑E（生成物）－∑E（反應物） 其中∑E表示物質具有的總能量。
具體地：①若ΔH＞0∑E（生成物）＞∑E（反應物），物質所具能量升高，反應吸熱。
②若ΔH＜0∑E（生成物）＜∑E（反應物），物質所具能量降低，反應放熱。
（3）反應熱與鍵能的關系：反應熱即為形成生成物分子中新的化學鍵所釋放的總能量與反應物分子中舊的化學鍵斷裂所吸收的總能量之差。即△H＝反應物鍵能之和－生成物鍵能之和。若△H為"－"，反應為放熱反應；若△H為"＋"，反應為吸熱反應。
（4）幾種反應熱：
I.燃燒熱：在101kPa時，1 mol物質完全燃燒生成穩定的氧化物時所放出的熱量。理解注意：①、量的標准：可燃物必須為1 mol。②、反應進行程度：完全燃燒，如，C→CO2,H→H2O,S→SO2,等。③、反應產物：生成穩定的氧化物，如，H2 + O2→H2O(l)而不是H2O(g)。④、燃燒熱的單位一般是kJ/mol。
II.中和熱：在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應生成1 mol水時所放出的熱量。理解注意：①、稀溶液：是指存在大量水的溶液。②、量的標准：必須是生成1 mol水。③、中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、物質的溶解熱、電解質電離所吸收的熱。④、中和熱的實質是H+和OH-化合生成水，若反應過程中有其他物質生成，這部分反應的能量變化也不在中和熱之內。即強酸與強鹼反應的中和熱為一定值57.3 kJ/mol。
2. 考點應用
例1、根據熱化學方程式（在25℃、101 kPa下）：S(s ) + O2(g)=SO2(g) ；△H= -297.23 kJ/mol，分析下列說法不正確的是（）
A. S的燃燒熱為297.23kJ/mol
B. S(g) + O2(g)=SO2(g)放出的熱量大於297.23 kJ/mol
C. S(g) + O2(g)=SO2(g)放出的熱量小於297.23 kJ/mol
D. 形成1 mol SO2的化學鍵所釋放的總能量大於斷裂1 mol S(s)和1 mol O2的化學鍵所吸收的總能量
解析：題干所給的熱化學方程式是用燃燒熱表示的熱化學方程式，A說法正確。
題干所給的熱化學方程式可看作下面兩個熱化學方程式的和式：S(s)=S(g)；△H=+Q1kJ/mol（吸熱，Q1>0），S(g ) + O2(g)=SO2(g)；△H=-Q2 kJ/mol（放熱，Q2>0 ）。由蓋斯定律可知，△H=+Q1kJ/mol-Q2 kJ/mol=-297.23 kJ/mol
得Q2 = Q1 + 297.23kJ/mol>297.23kJ/mol 故B說法正確。
根據反應熱與鍵能的關系知，△H＝反應物鍵能之和－生成物鍵能之和＜0，為放熱反應，D說法正確。本題應選C。
二、考查熱化學方程式的書寫及正誤判斷w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
1、考點歸納
熱化學方程式的書寫應遵循的原則：
（1）、必須註明反應物和生成物的聚集狀態（s、l、g、aq）；
（2）、反應熱△H與測定條件（溫度、壓強等）有關，若不註明則是指在25℃、101 kPa下測定的，故熱化學方程式一般不註明反應條件及"↑"、"↓"。
（3）、△H只能寫在化學方程式的右邊，並用"；"隔開。若是放熱反應，△H為"－"，若是吸熱反應，△H為"＋"，△H單位一般是kJ/mol。
（4）、熱化學方程式各物質前的化學計量數不表示分子個數，只表示物質的量，因此，它可以是整數，也可以是分數，但熱量的數值要與各物質前的化學計量數相對應。
（5）、判斷熱化學方程式書寫是否正確，應先觀察反應物、生成物的聚集狀態，再觀察△H的正負號，最後觀察△H數值是否與化學計量數相對應。
2. 考點應用
例2. 由氫氣和氧氣反應生成1 mol水蒸氣放熱241.8 kJ，寫出該反應的熱化學方程式 。
解析：先寫出並配平該反應的化學方程式H2+1/2O2 = H2O，再註明該反應的反應物、生成物的聚集狀態，△H的正負，熱量的數值要與氫氣的化學計量數相對應，則該反應的熱化學方程式應為：H2(g)+1/2O2(g) = H2O(g)；△H=-241.8kJ/mol
例3. 在25℃、101 kPa下，1 g甲醇燃燒生成CO2和液態水時放熱22.68 kJ，下列熱化學方程式正確的是（ ）
A.
B.
C.
D.
解析：觀察一下反應物、生成物的聚集狀態，均符合要求，因為該反應是放熱反應，△H應為"－"，A、D錯誤。B、C只是反應熱的數值不同，通過計算知2 molCH3OH燃燒放出的熱量為22.68 kJ/g×32 g/mol×2 mol＝1451.5kJ≈1452kJ。本題應選B。
三、考查反應熱的大小比較
1. 考點歸納
比較反應熱的大小時，要注意兩點：其一，只比較其數值大小，不能把數值和前面的"＋"、"－"看作一個整體比較（"＋"、"－"僅表示吸熱和放熱）；其二，要注意各物質的聚集狀態，雖化學方程式相同，但物質的聚集狀態不同，其反應熱的數值也不相同。
2. 考點應用
例4. 已知：
（1）
（2）
（3）
（4）
下列關系式中正確的是（ ）
A.ad>0 C.2a=b<0 D. 2c=d >0
解析：因為該反應為放熱反應，△H均小於0，所以排除B、D兩選項；反應（1）和反應（3）僅生成物水的狀態不同，由氣態水變為液態水時要放熱，則| c |>| a |，但a、c均為負值，所以a>c，A錯誤；根據反應熱應與H2前的化學計量數相對應，比較（1）（2）兩個方程式的系數可知，b=2a。本題應選C。
四、考查蓋斯定律的應用w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
1. 考點歸納
蓋斯定律是指，化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的。即是說，熱化學方程式具有疊加性，△H同樣可以，但必須連同"＋"、"－"在內相加減。本考點常以信息給予題的形式出現。
2. 考點應用
例5. 已知在25℃、101 kPa下，石墨、金剛石燃燒的熱化學方程式分別為：
C(石墨，s) + O2(g) = CO2(g); △H = -393.15kJ/mol ―――①
C(金剛石，s) + O2(g) = CO2(g);△H = -395.41kJ/mol ―――②
據此判斷，下列說法正確的是（ ）
A. 由石墨制備金剛石是吸熱反應，等質量時，石墨的能量比金剛石的低
B. 由石墨制備金剛石是吸熱反應，等質量時，石墨的能量比金剛石的高
C. 由石墨制備金剛石是放熱反應，等質量時，石墨的能量比金剛石的低
D. 由石墨制備金剛石是放熱反應，等質量時，石墨的能量比金剛石的高
解析：根據蓋斯定律，將方程式①減去方程式②得到下列熱化學方程式：
C(石墨，s) = C(金剛石，s);△H = +1.91kJ/mol說明由石墨制備金剛石是吸熱反應，吸收的熱量以化學能的形式貯存在金剛石中，也就是等質量的金剛石具有的能量比石墨高。本題應選A。
五、考查反應熱的簡單計算w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
1. 考點歸納
反應熱的數值應與反應方程式前的化學計量數相對應，可通過列比例式進行求解。
2. 考點應用
例6． 已知在25℃、101 kPa下，1 g （辛烷）燃燒生成和液體水時放熱48.40 kJ。表示上述反應的熱化學方程式正確的是（ ）
A.
B.
C.
D.
解析：由燃燒熱的定義知，1 mol辛烷燃燒生成和液體水時放出的熱量為：可直接按熱化學方程式書寫規則進行書寫，即為
本題應選B。