(共50张PPT)
(1)木炭、氢气、酒精等燃料的燃烧均属于 反应。
(2)1 mol H2在O2中充分燃烧生成液态水时，放出285.8 kJ的热量，则该反应中表示生成1 mol H2O(l)的热化学方程式为：
放热
(3)等质量的碳在氧气中完全燃烧比不完全燃烧放出的热量 (填“多”或“少”)。
(4)化石燃料主要包括： 、 、 ，它们属于 (填“可再生”或“不可再生”)能源。
多
煤
石油
天然气
不可再生
一、燃烧热
1．定义
101 kPa时， 纯物质完全燃烧生成
时所放出的热量。
2．表达形式
(1)符号：ΔH为“ ”或ΔH 0。
(2)单位： 。
1 mol
稳定的
氧化物
－
<
kJ/mol
3．意义
例如：CH4的燃烧热为890.31 kJ/mol，表示在25℃、101 kPa时， CH4(g)完全燃烧生成 和
时放出890.31 kJ的热量。反应的热化学方程式为：
。
1 mol
CO2(g)
H2O(l)
CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)
ΔH＝－890.31 kJ/mol
二、能源
1．定义
能提供 的资源，它包括化石燃料、阳光、风力、流水、潮汐以及柴草等。
能量
2．化石燃料
(1)包括： 、 、 。
(2)解决化石燃料枯竭的措施：
①提高能源利用率，
②开发新的能源，
③节约现有的能源。
煤
石油
天然气
(3)燃料充分燃烧的条件：
①要有 。
②燃料与空气要有足够大的 。
足够的空气
接触面积
(4)提高燃料燃烧效率的措施：
①通入足量空气，使燃料充分燃烧；空气足量但要适当，否则，过量的空气会带走部分热量。
②增大燃料与空气的接触面积；通常将大块固体燃料粉碎，液体燃料 。
③将煤 或 。
雾化
气化
液化
3．新能源
新能源主要包括：太阳能、 、 、风能、 和 。
氢能
地热能
海洋能
生物质能
4．能源的分类
分类 再生能源 非再生能源
常规能源 新能源 常规能源 新能源
一次能源(直接获得) 水能、生物质能等 太阳能、风能、地热能、潮汐能等 煤、石油、天然气等 核能等
二次能源(间接获得) 煤制品、石油制品、电能、氢能、火药等
1．判断正误(正确打“√”号，错误打“×”号)。
(1)1 mol H2完全燃烧生成H2O(g)放出的热量叫H2的燃烧热。 ( )
(2)燃烧热随化学方程式前的化学计量数的改变而改变。 ( )
(3)燃烧热以燃烧1 mol物质为标准来衡量放出的热量。 ( )
(4)提高燃料利用率并不能节约能源。 ( )
(5)液化石油气、天然气为清洁能源，因此它们属于新能源。 ( )
答案：(1)× (2)× (3)√ (4)× (5)×
分析：B项中，柴草燃烧是剧烈的氧化反应，燃烧时化学能转变为热能，而柴草具有的化学能的最初来源也可追溯到太阳能，因为绿色植物的生长过程必须依靠阳光，通过光合作用，将H2O和CO2转化为淀粉和纤维素等，在此过程中，太阳能转化成化学能储存在植物中，通过燃烧，又释放出来。
答案：B
3．能源可划分为一级能源和二级能源。自然界中以现
成形式提供的能源称为一级能源，需依靠其他能源的能量间接制取的能源称为二级能源。氢气是一种高效而没有污染的二级能源，它可以由自然界中大量存在的水来制取。根据上述知识，请思考：电能、水能、天然气、水煤气属于哪种类型的能源？
分析：由题给信息可知：水能、天然气是一级能源，电能是依靠煤燃烧的热能或水、风能、核能等转化而制得的能源，水煤气是CO和H2的混合气，它是由焦炭和水蒸气在高温下反应生成，电能和水煤气均为二级能源。
答案：水力、天然气是一级能源，电能、水煤气属于二级能源
答案：4.36∶1
1．正确理解燃烧热
(1)燃烧热的ΔH值为负，即ΔH<0。
(2)“1 mol纯物质”指纯净物(单质或化合物)。
(3)“完全燃烧生成稳定的氧化物”是指单质(或化合物)燃烧后变为最稳定的氧化物(不能再燃烧了)。
如C(s)―→CO2(g)；H2(g)―→H2O(l)； S(s)―→SO2(g)；NH3(g)―→N2(g)＋H2O(l)； C2H4(g)―→CO2(g)＋H2O(l)。
(4)“稳定”既包含化学性质的稳定，也包含物质所处状态的稳定。
(6)热量＝可燃物的物质的量×燃烧热。
(7)文字叙述燃烧热时，用“正值”或“ΔH”表示。
例如：CH4的燃烧热为890.31 kJ/mol或ΔH＝－890.31 kJ/mol。
2．燃烧热和中和热的区别与联系
燃烧热 中和热
相同点 能量变化 放热反应
ΔH ΔH<0，单位：kJ·mol－1
燃烧热 中和热
不同点 反应物的量 1 mol(O2的量不限) 可能是1 mol，也可能不是
生成物的量 不限量 H2O是1 mol
燃烧热 中和热
不同点 反应热的含义
101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时放出的热量；不同反应物，燃烧热不同 稀溶液中，酸与碱反应生成1 mol H2O时的反应热。强酸强碱的中和热ΔH＝－57.3 kJ·mol－1
[例1] (2012·福州一模)下列说法正确的是 ( )
A．1 mol硫酸与1 mol Ba(OH)2完全中和所放出的热量为中和热
B．25℃、101 kPa时，1 mol S和2 mol S的燃烧热相等
C．CO是不稳定的氧化物，它能继续和氧气反应生成稳定的CO2，所以CO的燃烧反应一定是吸热反应
D．101 kPa时，1 mol碳燃烧所放出的热量为碳的燃烧热
[解析] A项，1 mol H2SO4与1 mol Ba(OH)2反应生成
2 mol H2O，不符合中和热的定义；B项，燃烧热与可燃物的物质的量无关；C项，CO的燃烧属于放热反应；D项，1 mol碳燃烧不一定生成1 mol CO2。
[答案] B
（1）燃烧热定义中的可燃物的物质的量，以及中和热定义中的生成物H2O的物质的量必须都是1 mol。
(2)中和热中相应的溶液必须是稀溶液。
(3)燃烧热的生成物必须是物质和状态都稳定。
1．根据反应物的用量不同进行比较
参加反应的物质的量不同，则反应热的数值也会发生相应的变化，如1 mol H2完全燃烧生成液态水时放出285.8 kJ的热量，2 mol H2完全燃烧生成液态水时则放出571.6 kJ的热量。
2．根据物质的聚集状态不同进行比较
同一反应中物质的聚集状态不同，反应热数值大小也不同。例如，S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1＝－Q1；S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2＝－Q2，可以理解成固态硫变成气态硫后再发生变化，而由固态到气态是需要吸收能量的，所以Q1>Q2、ΔH1<ΔH2，故当同一反应中只由于聚集状态不同比较热量的大小时，反应物为固态时放出的热量少，当生成物为固态时放出的热量多。
3．根据反应进行的程度进行比较
(1)等量碳完全燃烧放出的热量比不完全燃烧放出的热量多。
(2)对于可逆反应，如3H2(g)＋N2(g) 2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·mol－1，是指生成2 mol NH3时放出92.4 kJ的热量，而不是3 mol H2和1 mol N2混合在一定条件下反应就可放出92.4 kJ的热量，实际3 mol H2和1 mol N2混合在一定条件下反应放出的热量小于92.4 kJ，因为该反应的反应物不能完全转化为生成物。
4．根据酸、碱的浓度进行比较
中和热为稀溶液中强酸和强碱生成1 mol H2O时的反应热。但当酸为浓H2SO4时，由于浓H2SO4溶解放热，此时生成1 mol H2O放出热量大于57.3 kJ。
[例2] (2012·湘潭一中高二期中测试)下列各组热化学方程式中，化学反应的ΔH前者大于后者的是 ( )
①C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1
C(s)＋1/2O2(g)===CO(g) ΔH2
②S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH3
S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH4
[解析] ①碳完全燃烧放出热量多，则反应热小，因此ΔH1<ΔH2；②固态硫比等量气态硫燃烧放出热量少，则反应热大，因此ΔH3>ΔH4；③H2的物质的量越大，生成液态水时放出热量越多，则反应热越小，因此ΔH5>ΔH6；④CaCO3分解吸收热量，CaO与H2O反应放出热量，故ΔH7>ΔH8。
[答案] C
比较“反应热”或ΔH的大小时，必须带“＋”、“－”符号；
(1)对于吸热反应，热量数值越大，则反应热越大，
(2)对于放热反应，热量数值越大，则反应热越小。
点击下图进入“课堂10分钟练习”
(1)燃烧热以充分燃烧1 mol纯净可燃物为标准来衡量反应放出的热量，产物必须是最稳定的氧化物。
(2)表示燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数必须是1。
(3)利用燃烧热计算可燃物燃烧放出热量的计算式为Q＝n(可燃物)×燃烧热
(4)比较反应热大小时，不仅要比较数值大小，还要注意反应热的“＋”、“－”号，更要关注可燃物用量、物质聚集状态、反应进行程度对反应热数值的影响。
(5)化石燃料是一级能源、常规能源，也是不可再生能源；新能源主要有太阳能、氢能、风能、海洋能和生物质能等。(共40张PPT)
(1)甲烷的燃烧热是890 kJ/mol，则3.2 g甲烷充分燃烧生成液态水时放出的热量为 。
(2)25℃、101 kPa时，1 mol H2和足量 Cl2充分反应，生成HCl气体并释放出183 kJ的热量，则生成1 mol HCl气体的反应热是ΔH＝ 。
(3)已知断裂1 mol下列化学键需要吸收的能量为：
H—H：436 kJ、Cl—Cl：243 kJ，H—Cl：431 kJ，则H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应的反应热ΔH＝ 。
178 kJ
－91.5 kJ/mol
－183 kJ/mol
一、盖斯定律
1．内容
不论化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热是
的(填“相同”或“不同”)。
2．特点
(1)反应的热效应只与始态、终态有关，与 无关。
(2)反应热总值一定，如下图表示始态到终态的反应热。
相同
途径
则ΔH＝ ＝ 。
ΔH1＋ΔH2
ΔH3＋ΔH4＋ΔH5
3．意义
利用盖斯定律，可以间接计算难以直接测定的反应热。
二、反应热的计算
1．计算依据
①热化学方程式；②燃烧热；③键能；④盖斯定律。
根据盖斯定律，知：
则ΔH1 ＝ ，
即：ΔH＝
＝
＝ 。
ΔH＋ΔH2
ΔH1－ΔH2
－393.5 kJ/mol－(－283.0 kJ/mol)
－110.5 kJ/mol
1．判断正误(正确打“√”号，错误打“×”号)。
(1)一个反应一步完成或分几步完成，两者相比，经过的步骤越多，放出的热量越多。 ( )
(2)化学反应的反应热与化学反应的始态有关，与终态无关。 ( )
(3)利用盖斯定律，可计算某些反应的反应热。 ( )
(4)任何化学反应的反应热都可以直接测定。 ( )
(5)不同的热化学方程式之间，因反应的物质不同，故热化学方程式不能相加减。 ( )
答案：(1)(×) (2)× (3)√ (4)× (5)×
2．已知葡萄糖的燃烧热是2804 kJ/mol，当它氧化生
成1 g水时放出的热量是 ( )
A．26.0 kJ B．51.9 kJ
C．155.8 kJ D．467.3 kJ
分析：葡萄糖的燃烧热的热化学方程式：
C6H12O6(s)＋6O2(g)===6CO2(g)＋6H2O(l)
ΔH＝－2804 kJ/mol，
由此可知，生成6 mol×18 g/mol＝108 g水放出2804 kJ热量，则生成1 g水时放出的热量为 2804 kJ÷108≈26.0 kJ。
答案：A
答案：A
4．一定量固态碳在炉膛内完全燃烧，放出热量为Q1 kJ；
向炽热的炉膛内通入水蒸气会产生水煤气，水煤气完全燃烧放出热量为Q2 kJ；若炉膛内燃烧等质量固态碳，则Q1________Q2(填“>”“＝”“<”)。
分析：根据盖斯定律，两种情况下的始态与终态相同，故放出的热量是相同的。
答案：＝
1．盖斯定律应用的常用方法
(1)虚拟路径法：
若反应物A变为生成物D，可以有两个途径：
①由A直接变成D，反应热为ΔH；
②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3，如图所示：
则有：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。
(2)加合法：
将需要消去的物质先进行乘除运算，使它们的化学计量数相同，然后进行加减运算。
2．应用盖斯定律计算反应热时的注意事项
(1)热化学方程式同乘以某一个数时，反应热数值也必须乘上该数。
(2)热化学方程式相加减时，同种物质之间可相加减，反应热也随之相加减(带符号)。
(3)将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”号必须随之改变，但数值不变。
[例1] (2012·皖南八校联考)盖斯定律认为能量总是守恒的，化学反应过程一步完成或分步完成，整个过程的热效应是相同的。
已知：①H2O(g)===H2O(l) ΔH1＝Q1 kJ/mol，
②C2H5OH(g)===C2H5OH(l) ΔH2＝Q2 kJ/mol，
③C2H5OH(g)＋3O2(g)―→2CO2(g)＋3H2O(g)
ΔH3＝Q3 kJ/mol，
若使23 g液态酒精完全燃烧，最后恢复到室温，则放出的热量为(kJ) ( )
A．Q1＋Q2＋Q3
B．1.5Q1－0.5Q2＋0.5Q3
C．0.5Q1－1.5Q2＋0.5Q3
D．0.5(Q1＋Q2＋Q3)
[解析] 将③－②＋3×①就能得到46 g液态酒精完全燃烧最后恢复到室温所放出的热量，然后将该热量再除以2即可。
[答案] B
利用盖斯定律计算反应热的步骤：
(1)确定待求方程式(即目标方程式)；
(2)与已知方程式比较，找出未出现在目标方程式中的
化学式，利用方程式的加减乘除消去它们；
(3)把已知ΔH带正负号进行上述相同的数学运算即得目
标方程式的ΔH。
计算依据 计算方法
热化学方程式 热化学方程式与数学上的方程式相似，可以左右颠倒同时改变正负号，各项的化学计量数包括ΔH的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数
根据盖斯定律 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ΔH相加或相减，得到一个新的热化学方程式
计算依据 计算方法
根据燃烧热 可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×其燃烧热
根据化学键的变化 ΔH＝反应物的化学键断裂所吸收的能量和－生成物的化学键形成所放出的能量和
根据反应物和生成物的总能量 ΔH＝E(生成物)－E(反应物)
[例2] (2011·重庆高考)SF6是一种优良的绝缘气体，分子结构中只存在S—F键。已知：1 mol S(s)转化为气态硫原子吸收能量280 kJ，断裂1 mol F—F、S—F键需吸收的能量分别为160 kJ、330 kJ。则S(s)＋3F2(g)===SF6(g)的反应热ΔH为 ( )
A．－1780 kJ/mol B．－1220 kJ/mol
C．－450 kJ/mol D．＋430 kJ/mol
[解析] 本题考查化学热计算。化学反应的实质是旧键的断裂和新键的生成，旧键的断裂吸收热量，新键的生成放出热量，两个热量变化的总体效应即为反应的热效应。S(s)＋3F2(g)===SF6(g)的反应过程中旧键断裂吸收的热量为280 kJ＋160 kJ×3＝760 kJ，新键生成放出的热量为330 kJ×6＝1980 kJ，反应放出1220 kJ的热量，ΔH＝－1220 kJ/mol。
[答案] B
利用键能计算反应热时，应特别注意以下两点：
(1)一个化学反应的反应热ΔH＝反应物键能之和－生成物键能之和，而不是ΔH＝生成物键能之和－反应物键能之和。
(2)明确1 mol物质中所含化学键的数目。如1 mol P4中含P—P为6 mol,1 mol SF6中含S—F为6 mol。
点击下图进入“课堂10分钟练习”
(1)不论化学反应是一步完成还是分成几步完成，其反应热是相同的。
(2)可燃物完全燃烧放出的热量与可燃物的物质的量成正比。
(3)根据盖斯定律，可以将两个以上的热化学方程式(包括其ΔH)相加或相减，从而得到一个新的热化学方程式。
(4)进行有关反应热计算时，只要把反应热看作类似于产物之一即可，在实际计算时，可与方程式的化学计量数
(或质量等)列比例。(共21张PPT)
反应热是高考考查的重点内容之一，考查的知识点主要有：①反应热与化学键之间的关系；②判断吸热反应或放热反应；③燃烧热、中和热的概念；④利用燃烧热进行简单计算。题型以选择题为主，难度不大，主要考查学生灵活运用知识及接受新知识的能力。预计反应热与能源的综合考查将成为今后命题的热点。
学习本部分内容时，要理解化学反应的实质，通过比较的方法，理解吸热反应、放热反应中的能量变化关系以及燃烧热、中和热等概念的内涵。
[考题印证]
解析：本题考查燃烧热定义，意在考查考生对基本概念的理解与运用。②中，生成物水是气态，③④中均生成CO；气态水和CO均不是稳定的氧化物。
答案：A
高考中有关热化学方程式的正误判断，一般通过选择题考查，有关热化学方程式的书写一般不单独命题，多渗透于综合题中以小填空题形式进行考查，难度均不大。 书写判断热化学方程式要注意以下几个方面：①物质的聚集状态，②ΔH的符号和单位。③化学计量数与ΔH的数值是否对应，④是否要求表示某物质的燃烧热或某个中和反应的中和热。
[考题印证]
2．判断下列热化学方程式的正误：
(1)(2010·浙江高考)甲烷的标准燃烧热为－890.3 kJ·mol－1，则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为：
CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)
ΔH＝－890.3 kJ·mol－1。
( )
答案：(1)× (2)×
高考对本考点的考查主要是利用盖斯定律进行简单计算，题型以选择题、填空题为主，难度不大，主要考查学生对盖斯定律的理解以及计算能力。
盖斯定律在热化学中的主要应用有：
(1)求未知或难于测量反应的反应热。
(2)进行有关反应热的计算或比较大小。
(3)同素异形体反应热的求算及稳定性的比较。
[考题印证]
3．(2011·海南高考)已知：
2Zn(s)＋O2(g)===2ZnO(s)
ΔH1＝－701.0 kJ·mol－1，
2Hg(l)＋O2(g)===2HgO(s)
ΔH2＝－181.6 kJ·mol－1，
则反应Zn(s)＋HgO(s)===ZnO(s)＋Hg(l) ΔH为( )
A．＋519.4 kJ·mol－1 B．＋259.7 kJ·mol－1
C．－259.7 kJ·mol－1 D．－519.4 kJ·mol－1
解析：由盖斯定律：
ΔH＝(ΔH1－ΔH2)/2＝－259.7 kJ·mol－1。
答案：C
4．(2009·福建高考)短周期元素
Q、R、T、W在元素周期表中的位置如右图所示，其中T所处的周期序数与主族序数相等。请回答下列问题：
在298 K下，Q、T的单质各1 mol完全燃烧，分别放出热量a kJ和b kJ。又知一定条件下，T的单质能将Q从它的最高价氧化物中置换出来，若此置换反应生成3 mol Q的单质，则该反应在298 K下的ΔH＝__________(注：题中所涉单质均为最稳定单质)。
解析：由题目信息可知：
4Al(s)＋3O2(g)===2Al2O3(s)
ΔH＝－4b kJ/mol ①；
C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－a kJ/mol ②；
①－②×3可得：
4Al(s)＋3CO2(g)===2Al2O3(s)＋3C(s)
ΔH＝(3a－4b) kJ/mol。
答案：(3a－4b)kJ·mol－1(共41张PPT)
(1)吸热反应的ΔH 0，放热反应的ΔH 0。
(2)化学方程式表明了化学反应中 的变化，确定了反应物与生成物之间 的关系。
(3)在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成 H2O时所释放出的热量称为中和热。
>
物质
<
物质的量
1 mol
一、热化学方程式
1．概念
能表示参加反应 和 的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
2．特点
(1)在化学方程式右边注明ΔH的数值，“＋”“－”号和单位。
(2)所有反应物和生成物均要标明它们在反应时的 。
(3)化学计量数只表示 。
物质的量
反应热
状态
物质的量
3．意义
热化学方程式不仅表示了 的变化，还表明了 的变化。例如：H2(g)＋ O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.8 kJ/mol，表示在25℃和1.01×105 Pa
下， H2(g)与 O2(g)完全反应生成 1 mol H2O(l)时放出热量285.8 kJ。
物质
能量
1 mol
0.5 mol
二、中和热及其实验测定
1．中和热
(1)定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成
H2O时的反应热(即所放出的热量)。
(2)表示方法：
H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)ΔH＝ kJ/mol。
1 mol
－57.3
2．中和热的实验测定
(1)装置及仪器：
(2)测定过程：
3．注意事项
(1)为了保证酸、碱完全中和，常采用 稍过量的方法。
(2)量热装置中需用碎泡沫塑料对其进行 ，以减少实验过程中热量的损失，减小误差。
(3)读取中和反应的终止温度是反应混合液的 温度。
保温、隔热
最高
碱
分析：由于生成物H2O的状态不同，H2O(g)→H2O(l)要放出能量，因此在书写热化学方程式时要注明各物质的状态。
答案：因为由气态水变为液态水要放热，放热越多焓变越小
分析：A项中反应物和生成物都未标明聚集状态； C项中ΔH的单位不正确；D项中为放热反应，ΔH应为“－”号。
答案：B
3．判断正误。
(1)中和热一定是强酸跟强碱反应放出的热量。( )
(2)1 mol酸与1 mol碱完全反应放出的热量是中和热。 ( )
(3)在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1 mol H2O(l)时的反应热叫做中和热。 ( )
(4)表示中和热的离子方程式为：H＋＋OH－===H2O ΔH＝－57.3 kJ/mol。 ( )
答案：(1)× (2)× (3)√ (4)×
4．实验中为何使用0.55 mol/L NaOH溶液而不用
0.50 mol/L NaOH溶液？
答案：为了使酸完全反应，减小误差
1．热化学方程式与普通化学方程式的区别
普通化学方程式 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 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 必须在分子式后注明
ΔH正负号及单位 无 必须注明
2．热化学方程式书写的注意事项
[例1] 下列热化学方程式书写正确的是 ( )
A．C2H5OH(l)＋3O2(g)===2CO2(g)＋3H2O(g)
ΔH＝＋1 367.0 kJ·mol－1
B．NaOH(aq)＋HCl(aq)===NaCl(aq)＋H2O(l)
ΔH＝＋57.3 kJ·mol－1
C．S(s)＋O2(g)===SO2(g)ΔH＝－269.8 kJ·mol－1
D．2NO2===O2＋2NO ΔH＝＋116.2 kJ·mol－1
[解析] 本题考查热化学方程式的书写正误判断。A项是典型的放热反应，ΔH数值应为负，中和反应是放热反应，ΔH应小于0，A、B两项错误；热化学反应方程式要注明物质在反应时的状态，D项错误；选项C正确。
[答案] C
“五查”法判断热化学方程式正误：
(1)一查化学方程式是否书写正确。
(2)二查是否标明聚集状态：固(s)、液(l)、气(g)。
(3)三查ΔH的“＋”“－”号是否与吸热、放热一致。ΔH数值前有“＋”“－”号，放热反应的ΔH为“－”，吸热反应的ΔH为“＋”。
(4)四查ΔH的单位是否正确，要统一用“kJ/mol(kJ·mol－1)”。
(5)五查ΔH的绝对值是否与热化学方程式的计量数相对应。
1．实验关键
(1)迅速反应，防止热量散失实验的关键是温度，包括准确测量温度和防止热量散失。
(2)在测量反应混合液的温度时要随时读取温度值，记录下最高温度值；
(3)温度计悬挂，使水银球处于溶液的中央位置，温度计不要靠在容器壁上或插入容器底部；
(4)不可将温度计当搅拌棒使用；环形玻璃搅拌棒应上下移动；
(5)简易量热计的保温效果要好。
2．误差分析
本实验误差的主要来源除了热量的散失外，还有反应体系的温度没有达到最高就读数、搅拌不充分、温度差不够适中等。
[例2] (2012·天津新华中学检测)50 mL 0.50 mol·L－1盐酸与50 mL 0.55 mol·L－1NaOH溶液在如图所示的装置中进行中和反应。通过测定反应过程中所放出的热量可计算中和反应的反应热。回答下列问题：
(1)从实验装置上看，图中尚缺少的一种玻璃用品是____________。
(2)烧杯间填满碎纸条的作用是_______________。
(3)大烧杯上如不盖硬纸板，求得的中和热的数值________(填“偏大”“偏小”或“无影响”)。
(4)实验中改用60 mL 0.50 mol·L－1盐酸跟
50 mL 0.55 mol·L－1NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量________(填“相等”或“不相等”)，所求中和热________(填“相等”或
“不相等”)；简述理由：_____________。
(5)用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行上述实验，测得的中和反应的反应热的数值会________；用50 mL 0.50 mol·L－1NaOH溶液进行上述实验，测得的中和反应的反应热的数值会__________(填“偏大”“偏小”或“无影响”)。
[解析] 这是一道有关中和反应的反应热测定的题目，要求弄清实验仪器和操作要求，并要注意实验中必须有一种反应物过量才能保证生成水的量。
[答案] (1)环形玻璃搅拌棒 (2)减少实验过程中的热量损失 (3)偏小 (4)不相等 相等 因为中和热是指酸跟碱发生中和反应生成1 mol H2O所放出的能量，与酸碱的用量无关 (5)偏小 偏小
(1)为了使中和反应能充分进行，并且减小误差，测定中和反应反应热时需要其中一种反应物略过量。
(2)NaOH溶液最好是新配制的。
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(1)热化学方程式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。书写热化学方程式时必须注明物质的聚集状态(s、l、g)，并在方程式的右边注明反应热的符号、数值及其单位。
(2)判断热化学方程式的正误要注意：物质的聚集状态，ΔH的符号和单位以及反应热数值与化学计量数是否相对应。
(3)中和热测定实验中要注意以下两方面的问题：
①防止热量散失的方法：a.两个烧杯口要相平；b.在两个烧杯之间填充碎泡沫塑料或碎纸片；c.用玻璃棒搅拌，而不能用金属棒(丝)搅拌；d.实验时动作要迅速。
②加过量碱液使酸完全反应，碱过量对中和热测定没有影响。(共43张PPT)
(1)从化学键的变化角度分析，化学反应的本质是反应物分子内化学键的 和生成物分子内化学键的 。
(2)一个确定的化学反应是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的 。
断裂
形成
相对大小
②
①
一、焓变、反应热
1．焓与焓变
2．焓变与反应热的关系
等压条件下(反应热在不做其他功的情况下)，化学反应的焓变 化学反应的反应热。
等于
二、吸热反应与放热反应
1．化学键与化学反应中能量变化的关系
若E1>E2，反应 能量，ΔH 0，为 反应；
若E1吸收
>
放出
<
吸热
放热
2．化学反应中的能量变化图示
1．判断正误(正确打“√”号，错误打“×”号)。
(1)化学变化过程是原子的重新组合过程。 ( )
(2)化学反应可分为吸热反应和放热反应。 ( )
(3)化学反应中的能量变化都是以热能形式表现出来的。 ( )
(4)吸热反应过程是化学能转变为热能的过程。( )
(5)生成物总能量高于反应物总能量的反应是吸热反应。 ( )
答案：(1)√ (2)√ (3)× (4)× (5)√
2．下列说法正确的是 ( )
A．反应热就是反应中放出的热量
B．当反应放热时ΔH>0，反应吸热时ΔH<0
C．一个化学反应中，当反应物的总能量大于生成
物的总能量时，反应放热，ΔH为“－”
D．一个化学反应中，生成物总键能大于反应物的
总键能时，反应吸热，ΔH为“＋”
分析：反应热也指反应中吸收的热量，A错；在反应中生成物比反应物所具有的总能量减少，反应就放热，反之就吸热，C对；化学反应的实质是旧化学键的断裂，新化学键的形成，断键时吸收能量即反应物键能，成键时放出能量即生成物键能，后者大，则反应为放热反应，ΔH为“－”，D错。
答案：C
3．下图所表示的反应是吸热反应的是( )
分析：当生成物的总能量大于反应物总能量时，该反应为吸热反应。
答案：A
4.
(1)从该图中你能获得什么信息？
(2)你能计算出该反应过程中能量变化为多少吗？
分析：(1)由图可知断裂1 mol H—H键要吸收436 kJ的能量，断裂 1 mol Cl—Cl 键要吸收243 kJ的能量，H原子与Cl 原子结合生成1 mol HCl 时放热431 kJ的能量。
(2)生成2 mol HCl放出的能量为：431 kJ×2－436 kJ－
243 kJ＝183 kJ。
答案：(1)发生化学反应，反应物断裂化学键需吸收能量，生成物形成化学键需放出能量 (2)放出183 kJ的能量
1．从物质所具有的能量角度
如果反应物所具有的总能量高于生成物的总能量，发生化学反应时，有一部分能量就会以热能的形式释放出来，是放热反应；反之则是吸热反应。即E总(反应物)>E总(生成物)，为放热反应；E总(反应物) 2．从化学键键能的角度
化学键的断裂要吸收能量，形成新化学键要释放能量，若反应物断键所吸收的总能量大于生成物成键所释放的总能量，则为吸热反应，反之则为放热反应。即E总(断键)>E总(成键)，为吸热反应；E总(断键) [例1] (2012·山东师大附中月考)已知：①1 mol H2分子中化学键断裂时需要吸收 436 kJ的能量 ②1 mol Cl2分子中化学键断裂时需要吸收 243 kJ的能量 ③由H原子和Cl原子形成 1 mol HCl分子时释放 431 kJ的能量。下列叙述正确的是 ( )
A．氢气和氯气反应生成2 mol氯化氢气体，反应的
ΔH＝＋183 kJ/mol
B．氢气和氯气反应生成2 mol 氯化氢气体，反应的
ΔH＝－183 kJ/mol
C．氢气和氯气反应生成 1 mol 氯化氢气体，反应的
ΔH＝－183 kJ/mol
D．1 mol H2和1 mol Cl2的总能量比 2 mol HCl的总能
量低183 kJ
[解析] 因为ΔH＝反应物中化学键断裂吸收的能量之和－生成物中化学键生成释放的能量之和。根据反应方程式：H2＋Cl2===2HCl，可知，该反应的ΔH＝(436＋243－431×2)kJ/mol＝－183 kJ/mol，故B正确；该反应为放热反应，反应物的总能量高，D错误。
[答案] B
化学反应遵守能量守恒定律，用E表示物质本身的能量，Q表示从外界吸收或放出的能量，则有E(反应物)＋Q吸＝E(生成物)＋Q放(Q吸也可理解为反应物中化学键断裂吸收的能量，Q放为生成物中化学键形成放出的能量)。那么ΔH＝E(生成物)－E(反应物)＝Q吸－Q放。
1．判断化学反应放热或吸热的方法
(1)根据ΔH的“＋”和“－”判断。
ΔH为“＋”为吸热反应，ΔH为“－”为放热反应。
(2)根据反应物和生成物的总能量差判断。
若E(反应物)>E(生成物)，为放热反应；若E(生成物)>E(反应物)，则为吸热反应。
(3)根据反应物和生成物的键能差判断。
若反应物的总键能大于生成物的总键能，则为吸热反应；若生成物的总键能大于反应物的总键能，则为放热反应。
(4)根据反应类型或具体的化学反应判断。
2．常见的吸热反应和放热反应
(1)常见的放热反应有：
①活泼金属与H2O或酸的反应，如
2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑；
②酸碱中和反应，如
2KOH＋H2SO4===K2SO4＋2H2O；
[注意]
(1)需要加热才能进行的反应不一定都是吸热反应，如木炭的燃烧。
(2)常温下就能进行的反应不一定都是放热反应，如氢氧化钡晶体和氯化铵固体的反应。
(3)任何化学反应都伴随着能量变化，但能量变化不一定都表现为热量变化，还可能以声、光、电等形式表现出来。
[例2] 下列图示变化为吸热反应的是( )
[解析] A项中的图像表示生成物的能量比反应物的能量高，故为吸热反应；B项中的图像表示反应物比生成物的能量高，故为放热反应；浓硫酸溶解于水放热，但因不是化学变化，故不是放热反应；锌与盐酸反应是放热反应。
[答案] A
物质变化过程中放出热量(或吸收热量)不一定是放热反应(或吸热反应)，如浓H2SO4、NaOH固体溶于水放热，NH4NO3溶于水吸热，它们不是放热反应或吸热反应，而是物理变化过程。
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(1)反应在恒压条件下进行时，反应热又称焓变，符号为ΔH，单位：kJ/mol。ΔH＝H(生成物)－H(反应物)。
(2)ΔH为“－”或ΔH<0，为放热反应；ΔH为“＋”或ΔH>0，为吸热反应。
(3)反应物的总能量大于生成物的总能量时，该反应为放热反应，反之，该反应为吸热反应；反应物的键能总和小于生成物的键能总和时，该反应为吸热反应，反之，放热反应。
(4)ΔH＝E(生成物)－E(反应物)＝反应物中化学键断裂吸收的能量和－生成物中化学键生成放出的能量和。
(5)利用键能数据计算反应热时，要准确计算化学键断裂或生成的数量。
