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1、一、反应热、焓变、1、反应热：（1）定义：化学反应中吸收或放出的热量叫做反应热（2）符号：Q（3）单位：KJ/mol（4）表达式：Q=生成物的总能量-反应物的总能量（5）Q与能量变化的关系 Q0反应吸收能量为吸热反应Q0即反应产物的总焓大于反应物的总焓，说明反应是吸收能量的，为吸热反应。如果H液焓固焓）3、反应热与焓变的关系H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、光能等其它能量转化时的反应热，即在恒压条件下进行的反应热Q就是焓变。说明：H的单位是KJ/mol，它并不是指每摩尔具体物质反应时伴随的能量变化是多少千焦，而是指给定形式的具体反应以各物质的化学计量数来
2、计量其物质的量时伴随的能量变化，式中的每摩尔不能理解为每摩尔反应物或生成物，可以理解为每摩尔反应。二、热化学方程式的书写1、定义：把一个化学反应中物质的变化和反应的焓变（或能量变化）同时表示出来的化学方程式。2、意义：不仅表明物质变化，还表明化学反应中的焓变（或能量变化或热量变化）3、热化学方程式的书写：（1）正确书写出普通的化学方程式（2）反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，反应条件可以忽略不写，而不标“、”。（3）书写热化学方程式应注明H的测定条件，不注明的默认为25101kp，H只能写在热化
3、学方程式的右边，用空格隔开，H值“” 表示放热反应， H值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。（4）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。（5）H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，H也要加倍。（6）正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者H的数值相等而符号相反。三、燃烧热、中和热、能源1、燃烧热：（1）概念：1 mol纯净可燃物完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位是KJ/mol，注意：稳定的化合物，指的是性质稳定和
4、状态稳定，如H2H2O(l)而不是H2O(g)、 CCO2(g)而不是CO 、SSO2(g)而不是SO3。（2）表示燃烧热的热化学方程式的书写：应以燃烧1mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数且生成的氧化物必须稳定（包括性质稳定和状态稳定）说明：、燃烧热是反应热的一种，其H值一定时负值。燃烧热通常由实验测得，有两种表示方法，例如：甲烷的燃烧热是890.3KJ/mol或H=-890.3KJ/mol（3）、计算：燃烧热H=-Q放/n（可燃物）2、中和热（1）定义：在稀溶液中酸与碱发生中和反应生成1mol水（l）所释放的热量为中和热。说明：定义中的“稀溶液”一般是指酸碱的物质的量浓度均小于等于1
5、mol/L的溶液，因为溶液混合时会产生热效应影响中和热的测定。中和热不包括溶解热、电离热等与中和反应无关的热效应，实验测得生成1mol水放出57.3KJ是指强酸、强碱在稀溶液中发生中和反应时的中和热，有弱酸、弱碱参加实际测值一般低于57.3KJ。中和反应的实质是H+和OH-化合生成H2O，若反应中有其它物质生成，这部分反应热不属于中和热。强酸、强碱反应中和热的表示方法H+(aq) + OH-(aq)=H2O(l) H=-57.3KJ/mol中和热是以生成1mol水放出的热量来定义的，因此书写中和热的热化学方程式时水前面的系数为1.并配平其与物质的化学计量数。（2）测定实验用品大烧杯（500ml
6、）小烧杯（100ml）温度计、量筒（50ml）（两个）泡沫熟料或纸条，环形玻璃搅拌棒，0.50mol/lHCl和0.55mol/lNaOH步骤A制作反应容器B量取50ml0.50mol/lHCl并测量起始温度c量取50ml0.55mol/l NaOH并测量起始温度d混合搅拌测反应终了温度e计算中和热H=0.481（T2-T1）/0.025 KJ/mol四、能源和能源的充分利用1、人类利用能源的三个时代柴草能源时代：草木、人力、畜力、太阳、风和水动力化石能源时代：煤 、石油、 天然气多能源时代：核能、 太阳能 、氢能2、能源的分类（1）按来源分类来自太阳辐射的能量：太阳能、风能、水能、生物能、海
7、洋能、煤、石油、天然气。来自地球内部的能量：地热能、核能、火山、地震来自天体引力的能量：潮汐能（2）按形式分类一次能源：指自然界原已存在不必改变其基本形态就可以直接利用的能源 太阳能 可再生能源 风能一次能源 地热能 水能 潮汐能不可再生能源：煤、石油、天然气、核能二次能源：由一次能源经加工转化成另一种形态的能源产品电能、焦炭、汽油、煤气、工业余热、酒精、蒸汽等五、反应热的求算1盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分步完成，其反应热总是相同的，也就是说，化学反应热只与反应的始态和终态有关，而与具体反应的途径无关，这就是盖斯定律。2、特点：（1）反应热效应只与始态和终态有关，与过程无关。H2H1
8、（2）反应热总值一定 aH 始态 终态H5H4H3 b c H=H1+H2=H3+H4+H5（3）热化学方程式之间可以进行代数变换等数学处理，通过几个已知反应的反应热，推倒出未知反应的反应热。3、意义：可以间接计算一些反应的反应热，简称盖斯定律法。4、反应热的计算 （1）计算依据根据实验测出的数据计算 根据键能求算H=反应物的键能总和-生成物的键能总和（只适用反应物和生成物都是气态的反应）注意1molH2、O2、P4分别含有1molHH、1mol O=O、6molPP，1molH2O中含有2molOH，1molNH3含有3molNH ，1molCH4含有4molCH。根据能量的变化求算H=生成
9、物的总能量-反应物的总能量根据盖斯定律求算说明：（1）运用盖斯定律的技巧：参照目标热化学方程式设计合理的反应途径，对原热化学方程式进行恰当“变形”（反写、乘除某一个数），然后方程式之间进行“加减”，从而得出求算新热化学方程式反应热H的关系式，（2）具体方法：热化学方程式乘以某一个数时，反应热也必须乘上该数；热化学方程式“加减”时，同种物质之间可相“加减”，反应热也随之“加减”；将一个热化学方程式颠倒时，DH的“+”“”号也随之改变，但数值不变。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，其反应热数值同时做相同倍数的改变。2、热化学方程式与数
10、学中的方程式相似，可以移项、同时改变正负号、各项的系数包括DH值，可以同时扩大或缩小相同的倍数。3、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DH相加或相减得到一个新的热化学方程式。4、可燃物完全燃烧产生的热量=可燃物的物质的量其燃烧值5、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。6、对于可逆反应，正逆反应的反应热数值相等符号相反，都是指转化率达到100%的反应热。（2）常见方法：列方程式或方程组法平均值法极端法十字交叉法5、DH 大小的比较（1）直接比较法：依据规律、经验和常识直接判断不同反应的DH的大小。吸热反应的DH一定大于放热反应的DH，同是吸热反应，数值大
11、的DH大（2）DH与物质的量有关，同一反应且物质的状态都相同时，DH与反应物的物质的量成正比。（3）等质量的反应物完全燃烧肯定比不完全燃烧放出的热量多，但DH则要小。（4）DH与物质的状态有关，等量的可燃物完全燃烧生成液态水比生成气态水放出的热量多，DH值小。等量的气态反应物发生同样的反应肯定比固态反应物放出热量多。第二章化学反应速率与化学平衡一、化学反应速率1概念：是用来衡量化学反应进行快慢程度的物理量。2、表示方法：通常用单位时间内反应物物质的量浓度的减小或生成物物质的量浓度的增加来表示，符号为v，单位单位一般为mol/(Lmin)或mol.L1min13、其数学表达式可表示为v=DC(A
12、)/ Dt，DC(A)某物质A的物质的量浓度的变化量。Dt浓度变化所用的时间。4、特点：同一反应用不同物质表示反应速率可能不同，但都是表示该反应进行的快慢。但是，对于一般反应 aA + bB =cC + dD来说有：VA ：VB ：VC ：VD =CA ：CB ：CC ：CD =nA ：nB ：nC ：nD = a ：b ：c ：d说明：1化学反应速率指的是平均速率而不是瞬时速率2无论浓度的变化是增加还是减少，化学反应速率均取正值。3同一化学反应速率用不同物质表示时可能不同，但是比较反应速率快慢时，要根据反应速率与化学方程式的计量系数的关系换算成同一种物质来表示，看其数值的大小。注意比较时单位
13、要统一4、固体或纯液体物质的量浓度为常数，不能用浓度变化表示反应速率。二、化学反应速率的测量可以通过化学实验来定性或定量地描述化学反应速率1、定性描述：通过反应物的溶解、气泡产生的剧烈程度或出现浑浊的先后来定性说明化学反应的快慢。2、定量测定：通过单位时间内气体体积、沉淀质量变化、溶液的导电率变化来测量化学反应速率，中学实验中较易进行的是测定单位时间内气体体积的变化。3、实例：略详见选修四18页三、有效碰撞理论1、有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞化学反应发生的先决条件是反应物分子间必须发生碰撞，反应物分子之间的碰撞只有少数碰撞能导致化学反应发生，多数碰撞并不能导致反应的发生，是无效碰撞，碰撞的频率越高则化学反应速率越大，研究发现只有具有足够的能量又有合适的碰撞取向的分子碰撞才是有效碰撞，有效碰撞是发生化学反应的充分条件。2、活化能分子和活化能（1）活化分子：能够发生有效碰撞的分子。活化分子之间之所以能够发生有效碰撞，是由于它们的能量高，发生碰撞时，能够去克服相撞分子之间的排斥力，破坏分子内部原子之间的
