第六单元 化学反应的热效应
化学《化学反应的热效应》教案
化学《化学反应的热效应》教案化学反应的热效应是化学反应中释放或吸收的热量。
它是由反应物之间的化学键的断裂和形成引起的，热效应的大小可以通过测定反应物和产物之间的温度变化来确定。
热效应在日常生活中有着广泛的应用，比如热电偶、火柴的燃烧以及化学反应的热效应测定等。
一、教学目标：1.了解化学反应的热效应的概念和意义；2.掌握热效应的计算方法；3.掌握测定热效应的实验方法和仪器设备的使用；4.培养学生的实验技能和分析思维能力。
二、教学重点：1.化学反应的热效应的概念和意义；2.热效应的计算方法；3.测定热效应的实验方法和仪器设备的使用。
三、教学难点：1.热效应的计算方法；2.测定热效应的实验方法。
四、教学内容和步骤：1.导入（5分钟）教师可以简要介绍化学反应的热效应的概念和意义，引发学生对热效应的思考。
2.理论讲解（20分钟）教师通过讲解化学反应的热效应的计算方法，引导学生理解热效应的概念和计算方法，并结合示意图进行讲解。
3.实验演示（30分钟）教师可以进行一个测定热效应的实验演示，比如测定镁带燃烧时的热效应。
通过演示，学生可以观察到反应物和产物之间的温度变化，从而了解热效应的测量方法和实验步骤。
4.分组实验（45分钟）将学生分成小组，每个小组进行一个测定热效应的实验。
可以选择不同的反应来进行实验，比如酸和碱的中和反应，或是金属和酸的反应等。
学生在实验中需要仔细测量反应物和产物的温度变化，然后计算热效应值。
5.实验报告（10分钟）学生需要根据实验结果撰写实验报告，报告中包括实验目的、实验步骤、实验数据的处理和分析以及实验结论等内容。
6.小结和课堂讨论（10分钟）教师对本节课的重点和难点进行总结，并与学生一起进行课堂讨论，解答学生的疑惑和问题。
五、教学辅助：1.教材和教具：化学教材、示意图、实验室用具等。
2.多媒体技术：可以通过多媒体技术展示热效应的计算方法和实验步骤。
六、教学评价：1.学生学习效果的评价：根据学生的实验报告和课堂表现进行评价，检查学生是否掌握了热效应的计算方法和测定方法。
化学反应中的热效应和焓变
化学反应中的热效应和焓变化学反应是物质之间发生变化的过程，而在化学反应中，热效应和焓变是两个重要的概念。
热效应是指反应过程中释放或吸收的能量，而焓变则是热效应的数值表示。
本文将从热效应和焓变的定义、计算方法以及其在化学反应中的应用等方面进行探讨。
一、热效应和焓变的定义热效应是指在化学反应中，反应物和生成物之间发生的热能变化。
当反应释放热能时，热效应为负值，表示反应是放热反应；当反应吸收热能时，热效应为正值，表示反应是吸热反应。
热效应的物理量单位是焦耳（J），在化学中常用的计量单位是焦耳/摩尔（J/mol）。
焓变（ΔH）则是对热效应进行数值化表示，代表化学反应中单位摩尔物质的热效应。
二、热效应和焓变的计算热效应的计算可以应用到化学反应方程式的化学计量关系上。
根据化学计量关系，可以利用化学方程式中物质的摩尔比例关系来计算反应过程的热效应。
例如，当已知一定量的反应物A产生B的反应的热效应为ΔH1，A 生成C的反应的热效应为ΔH2。
如果需要计算A生成B+C的反应的热效应ΔH3，可以根据化学计量关系进行计算：ΔH3 = ΔH1 + ΔH2。
同样地，焓变的计算也是基于化学计量关系进行的。
焓变可正可负，正值表示反应吸热，负值表示反应放热。
焓变的计量单位也是焦耳/摩尔（J/mol）。
三、热效应和焓变在化学反应中的应用1. 热效应和焓变用于反应的能量变化表示通过热效应和焓变的计算，可以对反应的能量变化进行准确的描述。
这一特性使得热效应和焓变在热化学方程式中的应用十分广泛。
2. 热效应和焓变用于反应的热力学研究热效应和焓变的数值可以用于研究反应的热力学性质，如反应的热平衡、稳定性等。
通过研究焓变的数值可以进一步了解反应的放热吸热情况，从而预测反应的热力学特性。
3. 热效应和焓变在化学工程中的应用在工业生产中，化学反应的热效应和焓变在反应过程的设计和控制中起着重要作用。
例如，在某些实际生产过程中，需要控制反应的温度和能量变化，这时热效应和焓变的知识可以帮助工程师合理设计反应装置。
化学反应的热效应
化学反应的热效应 热效应概述：指物质系统在物理的或化学的等温过程中只做膨胀功的时所吸收或放出的热量。
1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 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该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
⽤符号Q表⽰。
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。
(3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： 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。
实验室经常测定中和反应的反应热。
2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以⽤称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，⽤ΔH表⽰。
(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。
对于等压条件下进⾏的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。
(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。
ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。
(4)反应焓变与热化学⽅程式： 把⼀个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表⽰出来的化学⽅程式称为热化学⽅程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1 书写热化学⽅程式应注意以下⼏点： ①化学式后⾯要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、⽓态(g)、溶液(aq)。
②化学⽅程式后⾯写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。
③热化学⽅程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。
高中化学化学反应的热效应知识点讲解
为放热反应,从图中可看出b放出热量更多,故ΔH2<ΔH1。
3.两个有联系的不同反应,常利用已知的知识进行比较。如:
①C(s)+O2(g) CO2(g) ΔH1<0
②C(s)+ 1 O2(g)
2
CO(g) ΔH2<0
反应①为C的完全燃烧,反应②为C的不完全燃烧,|ΔH1|>|ΔH2|,所以ΔH1<ΔH2。
中生成,则CH3OH是反应的催化剂,C项错误;反应②③④中有极性键的断 裂和生成,反应②④中还有非极性键(H—H)的断裂,D项正确。 答案 C
方法总结 分析循环图题时,重点在于判断各物质的类型。一般来说,通 过一个箭头进入循环的是反应物;通过一个箭头离开循环的是生成物;先 参加反应,又在后续反应中生成的是催化剂;先生成后又消耗掉的是中间 产物。
例2 (2022重庆三调,11)香草醛(
)高效加氢脱氧合成4-甲
基愈创木酚(
)是研究木质素转化成高附加值生物质柴油
的重要模型反应,其反应历程如下图所示。下列说法错误的是 ( )
A.ΔH1=ΔH2+ΔH3+ΔH4
B.在催化剂作用下可能发生反应:
+H2
+H2O
C.甲醇是反应的中间产物 D.该过程中有非极性键和极性键的断裂以及极性键的形成
3.燃烧热与中和反应反应热的比较
比较项目
燃烧热
中和反应反应热
能量变化
放热,ΔH<0
含义
在101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成 在稀溶液里,酸和碱发生中和反
指定产物时所放出的热量
应生成1 mol水时所放出的热量
反应物的量
1 mol
不一定为1 mol
化学反应热效应
化学反应热效应化学反应热效应是指化学反应中伴随着能量的吸收或释放。
对于任何一种化学反应来说，热效应是一个重要的物理性质。
了解和研究化学反应热效应不仅可以帮助我们理解反应过程中能量转化的规律，还对于工业生产和环境保护等方面有着重要的应用。
本文将重点介绍化学反应热效应的概念、计算方法以及相关应用。
一、化学反应热效应的概念化学反应热效应是指化学反应过程中伴随着的能量变化。
在一定条件下，化学反应发生时，会伴随着能量的转变，即反应物与生成物间的键能或化学势能的差异。
根据能量的转变方向，化学反应热效应可以分为吸热反应和放热反应两种类型。
吸热反应是指在反应中，反应物吸收了外界的热量，使得反应物的内能增加。
吸热反应常伴随着温度的升高，反应过程需要外界提供能量。
常见的吸热反应包括溶解固体、蒸发液体等。
放热反应则是指在反应中，反应物向外界释放热量，使得反应物的内能减少。
放热反应通常伴随着温度的降低。
大多数常见的化学反应都是放热反应，例如燃烧反应、酸碱中和反应等。
二、计算化学反应热效应的方法计算化学反应热效应的方法主要有燃烧热计算法、生成焓计算法和平衡态焓变计算法。
燃烧热计算法是通过将反应物完全燃烧得到的热量来计算反应热效应。
该方法要求反应物能够完全燃烧，并且燃烧产物相对稳定。
这种方法常用于有机化合物的热量计算。
生成焓计算法是通过已知反应物和生成物的标准生成焓来计算反应热效应。
标准生成焓是指在标准状态下，1mol物质生成的焓变。
通过测量标准生成焓的数值，可以计算反应热效应。
平衡态焓变计算法是基于反应物和生成物的标准熵和标准焓的关系来计算反应热效应。
根据熵变原理，可以得出平衡态焓变与标准熵和标准焓的关系，从而计算反应热效应。
三、化学反应热效应的应用化学反应热效应在许多领域有着广泛的应用，以下将介绍其中几个重要的应用。
1. 工业生产在工业生产过程中，化学反应热效应的应用非常广泛。
许多工业反应需要加热或者冷却才能顺利进行，因此对反应热效应的准确测定对于工业生产至关重要。
《化学反应中的热效应》 讲义
《化学反应中的热效应》讲义在我们的日常生活和工业生产中，化学反应无处不在。
而化学反应中的热效应，是一个非常重要的概念，它与我们的生活、生产息息相关。
首先，咱们来了解一下什么是化学反应中的热效应。
简单说，热效应就是在化学反应过程中，由于反应物和生成物的能量不同，从而导致体系吸收或放出热量的现象。
从能量的角度来看，化学反应可以分为吸热反应和放热反应两大类。
吸热反应是指反应过程中需要从外界吸收热量才能进行的反应，比如碳酸钙在高温下分解为氧化钙和二氧化碳的反应。
而放热反应则是在反应过程中会向外界释放出热量，像燃烧煤炭、氢气与氧气反应生成水等都是典型的放热反应。
那为什么会有吸热和放热之分呢？这就得深入到化学物质的内部结构和化学键的变化来解释了。
在化学反应中，旧的化学键断裂，新的化学键形成。
当旧键断裂时需要吸收能量，新键形成时会释放能量。
如果吸收的能量大于释放的能量，就是吸热反应；反之，如果释放的能量大于吸收的能量，那就是放热反应。
咱们来具体看看一些常见的吸热反应和放热反应。
先说说吸热反应，氯化铵和氢氧化钡晶体的反应就是一个很典型的例子。
将它们混合搅拌，能明显感觉到容器外壁变凉，这就是因为这个反应吸收了热量。
还有碳和二氧化碳在高温下反应生成一氧化碳，也是吸热反应。
再来说说放热反应。
大家都知道燃烧反应基本都是放热的，像甲烷的燃烧，生成二氧化碳和水的同时放出大量的热。
还有酸碱中和反应，比如盐酸和氢氧化钠的反应，会迅速放出热量。
化学反应中的热效应在实际生活中有很多重要的应用。
比如在冬天，我们使用的暖手宝，里面通常是一些发生放热反应的化学物质，通过化学反应放出的热量来给我们的手保暖。
在工业生产中，利用化学反应的热效应来提供能量或者控制反应条件也是非常常见的。
例如，在钢铁冶炼中，通过燃烧煤炭等燃料来提供高温，使铁矿石发生还原反应。
要研究化学反应中的热效应，就离不开热化学方程式。
热化学方程式不仅能表示出化学反应中的物质变化，还能体现出能量的变化。
化学反应中的热效应
化学反应中的热效应化学反应是物质发生变化的过程，而热效应则是指化学反应过程中释放或吸收的热量。
热效应在化学领域中具有重要的意义，不仅能够帮助我们了解化学反应的特性，还可以应用于实际生活中的许多方面。
一、热效应的定义和分类热效应是指化学反应过程中释放或吸收的热量。
根据热效应的正负可以将其分为放热反应和吸热反应两种类型。
放热反应是指化学反应过程中释放热量的反应。
典型的例子是燃烧反应，如火焰燃烧、煤炭燃烧等。
这些反应会释放出大量的热量，使周围环境温度升高。
吸热反应是指化学反应过程中吸收热量的反应。
典型的例子是溶解反应，如固体溶解于液体时会吸收热量。
吸热反应使周围环境温度下降。
二、热效应的测定方法热效应的测定方法有多种，其中最常用的方法是通过量热器进行测定。
量热器是一种专门用于测定热效应的仪器，它可以测量反应前后溶液的温度变化。
在测定热效应时，首先将反应物加入量热器中，然后观察溶液温度的变化。
如果溶液温度升高，说明反应是放热反应；如果溶液温度下降，说明反应是吸热反应。
通过测量温度变化的大小，可以计算出反应过程中释放或吸收的热量。
三、热效应在生活中的应用热效应不仅在化学实验中有重要的应用，还可以应用于实际生活中的许多方面。
1. 热效应在能源领域的应用热效应在能源领域中有着广泛的应用。
例如，燃煤发电厂利用煤炭的燃烧释放的热能来产生蒸汽，然后通过蒸汽驱动涡轮发电机产生电能。
这种利用化学反应释放的热能来产生能源的方式被广泛应用于发电、供暖等领域。
2. 热效应在食品加工中的应用热效应在食品加工中也有着重要的应用。
例如，烹饪过程中的热效应可以使食物变得更加美味可口。
在烹饪过程中，食材与热源接触后会发生化学反应，释放出热量，使食物变得熟透。
同时，热效应还可以改变食物的口感和颜色，提高食物的风味。
3. 热效应在化妆品中的应用热效应在化妆品中也有一定的应用。
例如，许多化妆品中含有一些可以产生放热反应的成分，如薄荷醇等。
当这些成分与皮肤接触时，会释放出热量，帮助促进血液循环，使皮肤变得更加光滑细腻。
化学反应中的热效应与热反应知识点总结
化学反应中的热效应与热反应知识点总结热效应是指化学反应过程中伴随着的能量变化。
热反应则指能量在化学反应中的传递和转化过程。
理解热效应和热反应对于理解和预测化学反应的性质、速率和平衡态具有重要意义。
本文将对热效应和热反应的基本概念、计算方法以及其在化学反应中的应用进行总结。
一、热效应的定义与分类1.1 热效应的定义：热效应是化学反应过程中伴随能量变化的量度，常用单位是焦耳（J）或千焦（kJ）。
1.2 热效应的分类：(1) 焓变（ΔH）：表示在恒定压力下，反应物到生成物之间的能量差异。
热效应可以是吸热反应（ΔH>0）或放热反应（ΔH<0）。
(2) 熵变（ΔS）：表示反应发生时体系的无序程度变化。
熵变可正可负，正表示反应使体系的无序度增加，负表示反应使体系的无序度减少。
(3) 自由能变（ΔG）：表示在恒定温度下，反应发生时体系可用能的变化。
自由能变可正可负，负表示反应可以自发进行，正表示反应不可逆进行。
二、热反应的计算方法2.1 基于热效应的热反应计算热反应计算需要用到反应热效应（ΔH）的数值。
根据热反应的平衡方程式，可以通过以下方法计算热反应的热效应：(1) 热量平衡法：通过多个反应方程的热效应关系，将所需反应的热效应与已知反应的热效应相连，进行热量平衡计算。
(2) 反应焓和法：根据反应物和生成物的热反应焓，通过反应物和生成物之间的热效应相加减，计算所需反应的热效应。
2.2 基于热反应的热平衡计算在化学反应中，热反应也可以用于热平衡的计算。
根据热反应的热效应和温度变化，可以计算热平衡条件下的反应物和生成物的物质转化量。
三、热效应与化学反应性质的关系3.1 热效应与化学反应速率热效应对化学反应速率有重要影响。
通常情况下，放热反应速率较快，而吸热反应速率较慢。
放热反应速率较快是因为反应放出的热能可以提供激活能，促进反应的进行；吸热反应速率较慢是因为反应需要吸收热能来克服吸附、解离等过程的能垒。
反应的热效应
一、化学反应的反应热1、定义：化学上规定，当化学反应的反应物与产物的温度相同时，反应所吸收或释放的能量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
2、表示符号：通常用Q表示，且反应放热时，反应体系减少热量，Q为负；反应吸热时，反应体系增加热量，Q为正。
3、决定因素：对于一个给定的化学反应，反应热与反应物的物质的量、状态及反应条件（如温度、压强、溶液的浓度等）有关。
4、测量方法：反应热的数据可以用量热计测量。
在测量反应热的实验中，反应吸收或放出的热量可以通过反应前后体系温度的变化来计算：Q＝－C（T2-T1）其中，C代表溶液及量热计的热容，T2 、T1 分别代表反应前和反应后体系的热力学温度（T＝t +273.15℃）。
二、化学反应的焓变1、焓变（1）定义：为了描述与反应热有关的能量变化，引入了一个叫做“焓”的物理量，产物的总焓与反应物的总焓之差，称为化学反应的焓变。
用焓变来描述与反应热有关的能量变化。
（2）表达式：△H ＝H（产物）－H（反应物）（3）焓变与反应热的关系：如果化学反应过程中发生的是等压反应，而且没有电能、光能等其他形式能量转化，则反应热等于反应焓变，即Qp＝△H。
从上面的关系式可以看出：当△H>0时，产物总焓大于反应物总焓，反应是吸收能量的，为吸热反应；相反△H<0时，为放热反应。
2、热化学方程式（1）概念：将物质变化和反应热同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式。
如：2H2（g）+O2 （g）＝2H2O （l）△H（273K）＝－571.6KJ/mol表示的含义是在273K时，2mol氢气和1mol氧气反应生成2mol液态水时，放热571.6KJ。
（2）书写注意事项：①在各物质的化学式后面用括号注明聚集状态，一般用英文字母g、l、s分别代表物质的气态、液体、固态。
②在△H后要注明温度，因为同一反应在不同温度下进行时反应热不同，通常298K时可以省略。
③标明△H的符号：吸热表示为“＋”，放热表示为“－”。
化学反应的热效应
化学反应的热效应化学反应中的热效应是指反应过程中产生或吸收的热量变化。
热效应的正负值可以判断反应是吸热反应还是放热反应，同时也可以揭示反应的能量转化规律。
本文将介绍热效应的概念、计算方法以及与化学反应的关系。
一、热效应的概念热效应指的是在化学反应中释放或者吸收的热量变化。
当一种化学物质转变为另一种化学物质时，会伴随着化学键的形成和断裂，能量的吸收或者释放。
这种能量转化的结果通常以热量的形式表现出来，称为热效应。
热效应可以分为放热反应和吸热反应。
放热反应是指在反应过程中，系统向其周围环境放出热量，即反应产生的热量为负值。
吸热反应则相反，系统从外界吸收热量，反应产生的热量为正值。
二、热效应的计算方法1. 反应焓变（ΔH）反应焓变（ΔH）是描述反应热效应最常用的指标之一。
反应焓变可以由热量变化计算得到，其单位常用焦耳（J）或者千焦（kJ）。
反应焓变的计算公式为：ΔH = H(产物) - H(反应物)其中ΔH为反应焓变，H(产物)为产物的焓值，H(反应物)为反应物的焓值。
2. 反应热（q）反应热（q）是指在恒定压力下，化学反应过程中释放或者吸收的热量。
反应热的计算公式为反应焓变与反应物质的摩尔量之间的关系：q = ΔH × n其中q为反应热，ΔH为反应焓变，n为反应物质的摩尔量。
三、热效应与化学反应热效应与化学反应密切相关，可以通过热效应的性质来分析化学反应的特点。
1. 利用热效应判断反应类型根据反应热的正负值，可以判断化学反应是放热反应还是吸热反应。
放热反应的反应热为负值，意味着反应释放能量，反应物质的化学键被释放出来的能量远大于产生的化学键，这种反应往往是自发进行的。
吸热反应的反应热为正值，意味着反应需要吸收能量，反应物质的化学键被产生的化学键所吸收的能量远大于释放的能量，这种反应往往需要外界提供能量才能进行。
2. 热效应与反应速率的关系热效应也会对反应速率产生影响。
放热反应会释放能量，使反应体系的温度升高，从而加快反应速率；而吸热反应则冷却反应体系，降低反应速率。
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第19讲 │要点探究
3．相同条件(温度、压强)，相同物质的化学反应(互逆反应，不 一定是可逆反应)，正向进行的反应和逆向进行的反应，其反应热 ΔH 数值相等，符号相反。如：2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l) ΔH＝－571.6 kJ· －1；2H2O(l)＝2H2(g)＋O2(g) ΔH＝＋571.6 kJ· －1。 mol mol 4．不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的反应热 ΔH 表示 反 应 进 行 到 底 ( 完 全 转 化 ) 时 的 能 量 变 化 。 如 ： 2SO2(g) ＋ O2(g) 2SO3(g) ΔH＝－197 kJ· －1 是指 2 mol SO2(g)和 1 mol mol O2(g)完全转化为 2 mol SO3(g)时放出的能量。若在相同的温度和压强 时，向某容器中加入 2 mol SO2(g)和 1 mol O2(g)反应达到平衡时，放 出的能量为 Q， 因反应不能完全转化生成 2 mol SO3(g)， Q＜197 kJ。 故 同时看出热化学方程式中的反应热 ΔH 与可逆符号及等号无关。
第19讲 │ 要点探究 要点探究
► 探究点一 反应热 焓变 【知识梳理】 1．吸热反应与放热反应的比较
判断依据 反应物总能量与生成 物总能量的相对大小 放热反应 吸热反应
E反应物______E生成物 >
E反应物______E生成物 <
与化学键的关系
生成物分子成键时 生成物分子成键时 释放出的总能量 释放出的总能量 大于 小于 ________反应物分子 ________反应物分子 断裂时吸收的总能量 断裂时吸收的总能量
第六单元 │ 使用建议
忆，对热化学方程式要牢牢抓住书写原则进行书写或判断。 2．盖斯定律、反应热的计算是中学化学反应的重点和难 点之一，在教学时通过训练使学生掌握常见的方法，特别是方 程式的“加和法”是最常用的。 ► 课时安排 本单元共1讲，建议4课时完成，2课时用于在课堂上互动 式完成19讲，2课时进行测试及讲评。
第19讲 │要点探究
2.焓变 所具有的能量 (1)焓(H)：用来描述物质______________这一性质的一种 物理量。 ΔH(反应产物)－ΔH(反应物) (2)焓变(ΔH)：ΔH＝____________________________。 kJ· －1或J· －1 mol mol (3)单位：___________________。 放 吸 (4)ΔH<0，表示______热反应；ΔH>0，表示______热反 应。
第19讲 │ 化学反应与能量变化
第19讲 化学反应与能量变化
第19讲 │ 化学反应与能量变化 考纲导学
考纲要求 命题预测
1.热化学方程式的书写与正误判断。该考点是本 1.了解化学反应中能 部分知识的重点和难点，也是高考的热点，一种形 量转化的原因，能说出 式是直接判断正误，另一种形式是在选择题或非选 常见的能量转化形式。 择题中结合盖斯定律书写或判断热化学方程式的正 2.了解化学能与热能 误，难度中等。 的相互转化。了解吸热 2.能量转化之间的关系。该考点主要从化学键 反应、放热反应、反应 的键能和物质总能量的角度以选择判断的方式进行 热等概念。 考查。 3.了解热化学方程式的 3.利用盖斯定律写出热化学方程式以及进行有 含义。 关反应热的计算常常出现在Ⅱ卷的填空题中，这也 是本部分的重点和难点。
第19讲 Байду номын сангаас要点探究
C
对于吸热反应，反应物所具有的总能量加上吸收的热量等 于生成物的总能量，A正确；很多放热反应在常温下都不能发 生，如工业合成氨，B正确；中和热的反应物一定是强酸和强 碱。在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成1 mol水时的 反应热叫做中和热，C错误；在101 kPa，1 mol物质完全燃烧 生成最稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。
第19讲 │要点探究
例 1 C 本题考查了化学反应热效应及化学反应速率的相 关知识，容易题。生成物的总能量可能大于反应物的总能量， 也可能小于反应物的总能量，A错误；放热反应的速率可以大于 也可以小于吸热反应的速率，B错误；C项是盖斯定律的应用， 正确；根据盖斯定律，化学反应所吸收或放出的热量，仅决定 于反应的始态和终态，而和反应是由一步或者分为数步完成无 关，D错误。
第19讲 │要点探究
[点评]化学反应表现为吸热或放热与反应开始时是否加 热无关，也与其他反应条件无关，只与反应物总能量与生 成物总能量的相对大小有关。需要加热的反应不一定是吸 热反应，如铝热反应为放热反应，但需要加热来引发；不 需要加热的反应也不一定就是放热反应，如氢氧化钡晶体 与氯化铵固体混合时的反应为吸热反应，但不需要加热； 在一定的温度和压强下，同一个反应的引发条件不同，如 H2和Cl2在光照或点燃条件下发生反应，反应热相同。请结 合下面的变式题对此加深理解。
第19讲 │要点探究
可燃物 1
稀
1
稀 1
第19讲 │要点探究
【要点深化】 1．燃烧热定义解读 (1)燃烧热定义中指的“稳定的氧化物”包括化学稳定性和 物理状态的稳定，如C燃烧需生成二氧化碳且为气态，Na燃烧 生成固态过氧化钠，S燃烧生成稳定的氧化物指生成气态SO2而 不是SO3，氢气燃烧生成液态的水等。 (2)书写表示燃烧热的热化学方程式时，可燃物的化学计量 数一定是1。
第19讲 │要点探究
下列说法不正确的是( ) A．对于吸热反应，反应物所具有的总能量低于生成 物所具有的总能量 B．放热反应在常温条件下不一定能发生 C．在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1 mol H2O 时的反应热叫做中和热 D．在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成最稳定的 氧化物时所放出的热量就叫做该物质的燃烧热
第19讲 │要点探究
【要点深化】 “热化学方程式”的几点提醒 1．若为同素异形体，除了注明聚集状态，还要注明名 称。因为同素异形体虽然构成元素相同，但是为不同物质，其 本身具有的能量不同，所以反应中的Δ H 也不同。 如①S(s，单斜)＋O2(g)===SO2(g) Δ H1＝－297.16 kJ·mol－1 ②S(s，正交)＋O2(g)===SO2(g) Δ H2＝－296.83 kJ·mol－1 ③S(s，单斜)＝S(s，正交) Δ H3＝－0.33 kJ·mol－1 2．热化学方程式的书写，一般不写反应条件、生成物 沉淀符号和气体符号。
第19讲 │要点探究
(3)热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分 个数 物质的量 整数 子________，只表示__________，它可以是_________， 简单分数 也可以是____________。
例如： 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) 1 H2(g)＋ O2(g)===H2O(l) 2 1 H2(g)＋ O2(g)===H2O(g) 2 ΔH＝－571.6 kJ· -1 mol ΔH＝－285.8 kJ· -1 mol ΔH＝－241.8 kJ· -1 mol
第19讲 │ 要点探究
判断依据
Δ H的符号
放热反应
Δ H<0(“－”号)
吸热反应
Δ H>0(“＋”号)
反应过程图示
第19讲 │ 要点探究
判断依据
放热反应
吸热反应
反应类型
①大多数分解反应 化合 ①大多数______反应 ②盐的水解，电解质 燃烧 ②所有的______反应 的电离 ③酸碱中和反应 ③Ba(OH)2· 2O与 8H ④金属与酸的反应 NH4Cl的反应 ④C和CO2、C和 H2O(g)的反应
第六单元
化学反应的热效应
第六单元 │ 知识框图
知识框图
第六单元 │ 使用建议 使用建议
► 内容特点 1．反应热、燃烧热、中和热和焓变等基本概念，学生理 解起来有一定的难度。热化学方程式是反应热计算的基础，热 化学方程式的书写是个难点。 2．反应热的计算是本单元的重点，计算反应热的方法有多 种，重要的就是利用盖斯定律进行计算。化学新能源是化学与 STSE的结合点。 ► 编写思路 1．在本单元的内容编排时，对吸热反应、放热反应、反应 热的知识进行了整合，并对吸热反应、放热反应进行了总结。
第六单元 │ 使用建议
热化学方程式的书写与理解，是本单元的重点、难点，编排 时用了一个探究点对其进行了详尽的阐述。 2．盖斯定律、反应热的计算是近几年高考中的常客，是 本单元的另一个重点、难点，编排时将反应热计算常见的方法 进行了整理，便于学生理解应用。 ► 教学建议 1．本部分知识属于化学基本理论部分，理论性强，比较 抽象，学生学习与掌握都有一定的难度，但又是高考中必考内 容，非常重要。复习时，一定要引导学生从概念的内涵与外延 上多方位地理解，对常见的吸热反应、放热反应进行理解与记
第19讲 │要点探究
【典例精析】
例1 [2010·山东卷]下列与化学反应能量变化相关的叙 述正确的是( ) A．生成物总能量一定低于反应物总能量 B．放热反应的反应速率总是大于吸热反应的反应速率 C．应用盖斯定律，可计算某些难以直接测量的反应的 焓变 D．同温同压下，H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)在光照和点 燃条件下的ΔH不同
第19讲 │要点探究
例2 B 因反应放热，ΔH<0，故A项错误；热化学方程式中
必须标明各物质的状态，D项错误；1 mol甲醇的质量为32 g，由1 g 甲醇燃烧生成CO2和液态水时放热22.68 kJ，可得1 mol甲醇燃烧生 成CO2和液态水时放热22.68 kJ×32≈725.8 kJ。故只有B项正确。 [点评]把握热化学方程式书写中的易错点，明确命题者在该知 识点考查中的设错方式，有利于快速、准确地判断热化学方程式的 正误。热化学方程式正误判断中的关键点有：①漏写或错写物质的 聚集状态；②忽视反应热ΔH的正负号；③错写或漏写ΔH的单位； ④反应热的数值与化学计量数不对应等。请结合下面的变式题对此 加深理解。
第19讲 │要点探究