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原因， 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 行有关反应热的简单计算。 1.化学反应中物质变化和能量变化的实质学 会从微观角度认识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.掌握盖斯定律及焓变的简单计 算。 【知识再现】 一、化学反应的反应热 1、反应热: 当化学反应的反应物与 生成物的温度相同时， 称为该反应
2、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 Q0 时表示反应 ，当 Q0 时，表 示反应 。单位 。 大小决定因素：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 覆盖有 。利用公式 计算反应释放或吸收的热量。 3、 中和热:在稀溶液中,酸和碱发生反应时 ,这时的反应热叫做中和热. 提示: 必须是酸和碱的稀溶液 ,因为浓酸和浓碱在相互稀释的时候会放热 1 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 2 应中电离吸收热量,其中和热小于 ;
3、 以 为基准 ,所以在写化学方程式的时候应该以生成 为标准来 3 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实验要点如下： 表达式：H= 。 二、焓变 1、 热化 学研究表明，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变化。表达为： 。 其中：Q p 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
4、总焓，反应是 能量，为 反应。 2、热化学方程式： 概念：能表示 的化学方程式。 意义：既表明了化学反应中的 变化，也表明了化学反应中的 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注意以下五点： （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）注意反应热 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，可不注意温度和压强。 （3）注意热化学方程式中各物质化学式前
5、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原子数，因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。 （4）注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 须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）注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须与H 相对应，如果化学计量数加倍，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 根据盖斯定律（Hesss 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。如果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（Hesss 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：AB（H） 途径二：ACB（H 1+H 2） 则焓变H、H 1、H 2 的关系可以表示为 。
