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第一章化学反应与能量一、化学反应与能量的变化课标要求1、了解化学反应中能量转化的原因和常见的能量转化形式2、了解反应热和焓变的含义3、认识热化学方程式的意义并能正确书写热化学方程式要点精讲1、焓变与反应热（1）化学反应的外观特征化学反应的实质是旧化学键断裂和新化学键生成，从外观上看，所有的化学反应都伴随着能量的释放或吸收、发光、变色、放出气体、生成沉淀等现象的发生。能量的变化通常表现为热量的变化，但是化学反应的能量变化还可以以其他形式的能量变化体现出来，如光能、电能等。（2）反应热的定义当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为反应在此温度下的热效应，简称为反应热。通常用符号Q表示。反应热产生的原因：由于在化学反应过程中，当反应物分子内的化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用，这需要吸收能量；当原子重新结合成生成物分子，即新化学键形成时，又要释放能量。生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量的差即为该反应的反应热。（3）焓变的定义对于在等压条件下进行的化学反应，如果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改变），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改变，称为焓变，符号ΔΗ。ΔΗ=Η（反应产物）—Η（反应物）为反应产物的总焓与反应物总焓之差，称为反应焓变。如果生成物的焓大于反应物的焓，说明反应物具有的总能量小于产物具有的总能量，需要吸收外界的能量才能生成生成物，反应必须吸热才能进行。即当Η（生成物）Η（反应物），ΔΗ0，反应为吸热反应。如果生成物的焓小于反应物的焓，说明反应物具有的总能量大于产物具有的总能量，需要释放一部分的能量给外界才能生成生成物，反应必须放热才能进行。即当Η（生成物）Η（反应物），ΔΗ0，反应为放热反应。（4）反应热和焓变的区别与联系反应热焓变含义化学反应中吸收或放出的热量化学反应中生成物所具有的焓与反应物所具有的焓之差符号QΔΗ单位kJ·mol-1kJ·mol-1与能量变化的关系Q0，反应吸收热量Q0，反应放出热量ΔΗ0，反应吸收热量ΔΗ0，反应放出热量二者的相互联系ΔΗ是化学反应在恒定压强下（即敞口容器中进行的化学反应）且不与外界进行电能、光能等其他能量的转化时的反应热（Qp）；ΔΗ=Qp，中学阶段二者通用与键能的关系ΔΗ=Q=反应物的键能总和－原生成物的键能总和2、热化学方程式（1）定义把一个化学反应中物质的变和能量的变化同时表示出来的学方程式，叫热化学方程式。（2）表示意义不仅表明了化学反应中的物质化，也表明了化学反应中的焓变。（3）书写热化学方程式须注意的几点①只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边。若为放热反应，ΔΗ为“-”；若为吸热反应，ΔΗ为“+”。ΔΗ的单位一般为kJ·mol-1。②焓变ΔΗ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ΔΗ的测定条件。③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数或原子数。因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。④反应物和产物的聚集状态不同，焓变ΔΗ不同。因此，必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化学方程式的意义。气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”。热化学方程式中不用“↑”和“↓”。若涉及同素异形体，要注明同素异形体的名称。⑤热化学方程式是表示反应已完成的量。由于ΔΗ与反应完成的物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与ΔΗ相对应，如果化学计量数加倍，则ΔΗ也要加倍。当反应向逆向进行时，其焓变与正反应的焓变数值相等，符号相反。（4）热化学方程式与化学方程式的比较化学方程式热化学方程式化学计量数是整数，既表示微粒个数又表示该物质的物质的量既可以是整数，也可以是分数，只表示物质的物质的量状态不要求注明必须在化学式后注明ΔΗ正负号及单位无必须注明意义表明了化学反应中的物质变化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3、中和反应反应热的测定（1）实验原理将两种反应物加入仪器内并使之迅速混合，测量反应前后溶液温度的变化值，即可根据溶液的热容C，利用下式计算出反应释放或吸收的热量Q。Q=-C(T2-T1)式中：C表示体系的热容；T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。（2）实验注意事项：①作为量热器的仪器装置，其保温隔热的效果一定要好。②盐酸和NaOH溶液浓度的配制须准确，且NaOH溶液的浓度须大于盐酸的浓度。为了使测得的中和热更准确，所用盐酸和NaOH的浓度宜小不宜大，如果浓度偏大，则溶液中阴阳离子间相互牵制作用就大，电离度就会减少，这样酸碱中和时产生的热量势必要用去一部分来补偿未电离分子的离解热，造成较大的误差。③宜用有0.1分度值的温度计，且测量时尽可能读准，并估读到小数点后第二位。温度计的水银球部分要完全浸没在溶液中，而且要稳定一段时间后再读数，以提高所测温度的精度。（3）实验结论所测得的三次中和反应的反应热相同。（4）实验分析以上溶液中所发生的反应均为H++OH-=H2O。由于三次实验中所用溶液的体积相同，溶液中H+和OH-的浓度也是相同的，因此三个反应的反应热也是相同的。4.中和热（1）定义：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH2O（l）时所释放的热量为中和热。中和热是反应热的一种形式。（2）注意：中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离的吸收热等。中和反应的实质是H+与OH-化合生成H2O，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热内。5、放热反应与吸热反应的比较类型比较放热反应吸热反应定义放出热量的化学反应吸收热量的化学反应形成原因反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量与化学键变化的关系生成物分子成键时释放出的总能量大于反应物分子断裂时吸收的总能量生成物分子成键时释放出的总能量小于反应物分子断裂时吸收的总能量本节知识树二、燃烧热能源课标要求1、掌握燃烧热的概念2、了解资源、能源是当今社会的重要热点问题3、常识性了解使用化石燃料的利弊及新能源的开发要点精讲1、燃烧热（1）概念：25℃，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位为kJ·mol-1。如果是1g物质完全燃烧的反应热，就叫做该物质的热值。（2）对燃烧热的理解①燃烧热是反应热的一种，并且燃烧反应一定是放热反应，其ΔΗ为“-”或ΔΗ0。②25℃，101kPa时，可燃物完全燃烧时，必须生成稳定的化合物。如果该物质在燃烧时能生成多种燃烧产物，则应该生成不能再燃烧的物质。如C完全燃烧应生成CO2（g），而生成CO（g）属于不完全燃烧，所以C的燃烧热应该是生成CO2时的热效应。（3）表示燃烧热的热化学方程式书写燃烧热是以员1mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写表示燃烧热的热化学方程式时，应以燃烧1mol物质为标准，来配平其余物质的化学计量数，故在其热化学方程式中常出现分数。（4）研究物质燃烧热的意义了解化学反应完成时产生热量的多少，以便更好地控制反应条件，充分利用能源。2、能源能提供能量的自然资源，叫做能源。能量之间的相互转化关系如下：（1）能源的分类①一次能源与二次能源从自然界直接取得的自然能源叫一次能源，如原煤、原油、流过水坝的水等；一次能源经过加工转换后获得的能源称为二次能源，如各种石油制品、煤气、蒸气、电力、氢能、沼气等。②常规能源与新能源在一定历史时期和科学技术水平下，已被人们广泛利用的能源称为常规能源，如煤、石油、天然气、水能等。人类采用先进的方法刚开始加以利用的古老能源以及利用先进技术新发展的能源都是新能源，如核聚变能、风能、太阳能、海洋能等。③可再生能源与非再生能源可连续再生、永远利用的一次能源称为可再生能源，如水力、风能等；经过亿万年形成的、短期内无法恢复的能源，称为非再生能源，如石油、煤、天然气等。（2）人类对能源利用的三个时代①柴草能源时代：草木、人力、畜力、大阳、风和水的动力等。②化石能源时代：煤、石油、天然气。③多能源时代：核能、太阳能、氢能等。（3）燃料充分燃烧的条件①要有足够的空气②燃料与空气要有足够大的接触面注意：足够的空气不是越多越好，而是通入量要适当，否则过量的空气会带走部分热量，造成浪费。扩大燃料与空气的接触面，工业上常采用固体燃料粉碎或液体燃料以雾状喷出的方法，从而提高燃料燃烧的效率。（4）我国目前的能源利用状况目前主要能源是化石燃料，它们蕴藏有限且不能再生，终将枯竭，且从开采、运输、加工到终端的利用效率都很低。我们目前使用的最多的燃料，仍是化石燃料，它们都是古代动植物遗体埋在地下经过长时间复杂变化形成的，除含有C、H等元素外，还有少量S、N等元素，它们燃烧产生SO2、氮的氧化物，对环境造成污染，形成酸雨。此外，煤的不充分燃烧，还产生CO，既造成浪费，也造成污染。（5）解决能源危机的方法：节约能源；开发新能源。3、有关燃烧热的计算（1）计算公式：Q放=n（可燃物）×ΔΗ（2）含义：一定量的可燃物完全燃烧放出的热量，等于可燃物的物质的量乘以该物质的燃烧热。（3）应用：“热量值与热化学方程式中各物质的化学计量数（应相对应）成正比”进行有关计算。（4）应用：“总过程的反应热值等于各分过程反应热之和”进行有关计算。4、燃烧热和中和热的比较燃烧热中和热相同点能量变化放热反应ΔΗΔΗ0，单位常用kJ·mol-1不同点反应物的量1mol不限量生成物的量不限量1molH2O反应热的定义在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的化合物时放出的热量；反应物不同，燃烧热不同在稀溶液中，酸与碱发生中和反应，生成1molH2O时放出的热量；强酸与强碱反应的中和热都相同，均约为57.3kJ·mol-1本节知识树三、化学反应热的计算课标要求1、从能量守恒角度理解并掌握盖斯定律2、能正确运用盖斯定律解决具体问题3、学会化学反应热的有关计算要点精讲1、盖斯定律（1）盖斯定律的内容化学反应的焓变只与反应体系的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与反应的途径无关。如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应焓变之和与该反应一步完成时的焓变是相同的，这就是盖斯定律。（2）特点①反应热效应只与始态、终态有关，与过程无关。②反应热总值一定。（3）意义有些反应很慢，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），给测定反应热造成了困难。应用盖斯定律，可以间接地把它们的反应热计算出来。2、反应热的计算（1）依据①热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项（同时改变正、负号）；各项的系数（包括ΔΗ的数值）可以同时扩大或缩小相同的倍数。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ΔΗ）相加或相减，从而得到一个新的热化学方程式。③可燃物完全燃烧产生的热量=可燃物的物质的量×燃烧热。注：计算反应热的关键是设计合理的反应过程，正确进行已知方程式和反应热的加减合并。（2）计算方法列出方程或方程组计算求解。①明确解题模式：审题→分析→求解。②有关热化学方程式及有关单位书写正确。③计算准确。（3）进行反应热计算的注意事项：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。④用某种物质的燃烧热计算反应放出的总热量时，注意该物质一定要满足完全燃烧且生成稳定的氧化物这一条件。本节知识树四、本章知识网络