1、
第一章 化学反应与能量转化
第一节 化学反应的热效应
【目标解读】
课标要求
学习目标
1. 了解化学反应中能量变化的主要缘由，及说出常见的能量转化形式
2. 通过生产、生活中的实例了解化学能
与热能的相互转化。
3. 能举例说明化学能与热能的相互转化，
了解反应热和焓变的含义，能用盖斯定律进行有关反应热的简洁计算。
1.化学反应中物质变化和能量变化的实质学会从微观角度生疏化学反应的反应热及焓变。
2.热化学方程式及其书写、燃烧热及中和热的定义。
3.把握盖斯定律及焓变的简洁计算。
【学问再现】
一、化学反应的反应热
1、反应热: 当化学反应的反应物与生成
2、物的温度相同时，
称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
表示符号：通常用符号Q表示，当Q＞0时表示反应 ，当Q＜0时，表示反应 。单位 。
大小打算因素：对一个给定的化学反应，反应热与反应物的 及反应条件（温度、压强、溶液的浓度等）有关。
2、测量方法：反应热的数据可以用 测量，其由内外两个筒组成，外筒外壁掩盖有 。利用公式 计算反应释放或吸取的热量。
3、 中和热:在稀溶液中
3、酸和碱发生反应时 ,这时的反应热叫做中和热.
提示:必需是酸和碱的稀溶液,由于浓酸和浓碱在相互稀释的时候会放热;
强酸和强碱的稀溶液反应才能保证中和热是 ,而弱酸或弱碱在中和反应中电离吸取热量,其中和热小于 ;
以 为基准,所以在写化学方程式的时候应当以生成 为标准来配平其余物质的化学计量数.即H2O的系数为 。
测定中和反应的反应热试验要点如下：
表达式：△H=== 。
二、焓变
1、 热化学争辩表明，对于在等
4、压条件下进行的化学反应，假如反应中物质的能量变化全部转化为热能（同时可能伴随着反应体系体积的转变），而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反应的反应热就等于反应前后物质的焓的变化。表达为： 。
其中：Qp表示在压强不变的条件下化学反应的反应热。从上面的关系式可以看出：△H 〉0时，产物的总焓 反应物的总焓，反应是 能量，为 反应；△H〈 0时，产物的总焓 反应物的总焓，反应是 能量，为 反应。
2、热化学方程式：
概念：能表示 的化学方
5、程式。
意义：既表明白化学反应中的 变化，也表明白化学反应中的 变化。
书写热化学方程式除了遵循书写化学方程式的要求外还应留意以下五点：
（1）△H只能写在标有反应物和生在物状态的化学方程式的右边，并用“空格”隔开。若为放热反应△H为“—”；若为吸热反应△H为“+”。△H的单位的一般为kJ/mol。
（2）留意反应热△H与测定条件（温度、压强等）有关。因此书写热化学方程式时应注明△H的测定条件。绝大多数△H是在25℃、101325Pa下测定的，可不留意温度和压强。
（3）留意热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或
6、原子数，因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。
（4）留意反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值以及符号都可能不同。因此，必需注明物质的聚集状态（s, l, g）才能完整地体现出热化学方程式的意义。热化学方程式中不用“↑” “↓”（因已注明状态）。
（5）留意热化学方程式是表示反应已完成的数量。由于△H与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必需与△H相对应，假如化学计量数加倍，则△H也要加倍。当反应逆向进行时，其反应热与正反应热的反应热数值相等，符号相反。
三、反应焓变的计算
依据盖斯定律（Hess’s law）计算化学反应的焓变
（1）盖斯定律
化学反应无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变是一样的。也就是说，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，而与具体反应进行的途径无关。假如一个反应可以分几步进行，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相同，这就是盖斯定律（Hess’s law）。
（2）若一个化学方程式可由另外几个化学方程式相加减而得到，则该化学反应的焓变即为这几个化学反应焓变的代数和。
如由A到B可以设计如下两个途径：
途径一：A→B（△H）
途径二：A→C→B（△H1+△H2）
则焓变△H、△H1、△H2的关系可以表示为 。
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