第一章化學(xué)反應(yīng)與能量一、反應(yīng)熱焓變1、定義：化學(xué)反應(yīng)過程中放出或吸取的熱量叫做化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱.在恒溫、恒壓的條件下，化學(xué)反應(yīng)過程中所吸取或釋放的熱量稱為反應(yīng)的焓變。2、符號(hào)：△H3、單位：kJ·mol-14、規(guī)定：吸熱反應(yīng):△H>0或者值為“+”，放熱反應(yīng):△H<0或者值為“-”常見的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)燃料的燃燒C+CO2,H2+CuO酸堿中和反應(yīng)C+H2O金屬與酸Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl大多數(shù)化合反應(yīng)CaCO3高溫分解大多數(shù)分解反應(yīng)小結(jié)：1、化學(xué)鍵斷裂，吸取能量；化學(xué)鍵生成，放出能量2、反應(yīng)物總能量不小于生成物總能量，放熱反應(yīng)，體系能量減少，△H為“－”或不不小于0反應(yīng)物總能量不不小于生成物總能量，吸熱反應(yīng)，體系能量升高，△H為“+”或不小于03、反應(yīng)熱數(shù)值上等于生成物分子形成時(shí)所釋放的總能量與反應(yīng)物分子斷裂時(shí)所吸取的總能量之差5、燃燒熱（1）概念：25℃、101Kpa時(shí)，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時(shí)所放出的熱量，叫做該物質(zhì)的燃燒熱，單位為KJ/mo。（2）注①對(duì)物質(zhì)的量限制：必須是1mol：②1mol純物質(zhì)是指1mol純凈物（單質(zhì)或化合物）；③完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物。如C→CO2(g)；H→H2O(l)；N→N2(g)；P→P2O5(s);S→SO2(g)等；④物質(zhì)的燃燒熱都是放熱反應(yīng)，因此表達(dá)物質(zhì)燃燒熱的△H均為負(fù)值，即△H＜0（3）表達(dá)燃燒熱熱化學(xué)方程式的寫法以燃燒1mol物質(zhì)為原則來配平其他物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)，股災(zāi)熱化學(xué)方程式中常出現(xiàn)分?jǐn)?shù)。有關(guān)燃燒熱計(jì)算：Q（放）＝n（可燃物）×△Hc。Q（放）為可燃物燃燒放出的熱量，n（可燃物）為可燃物的物質(zhì)的量，△Hc為可燃物的燃燒熱。6、中和熱（1）定義：稀溶液中，酸和堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1mol水時(shí)的反應(yīng)熱二、熱化學(xué)方程式1.概念:表達(dá)化學(xué)反應(yīng)中放出或吸取的熱量的化學(xué)方程式.2.意義:既能表達(dá)化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化,又能表達(dá)化學(xué)反應(yīng)中的能量變化.[總結(jié)]書寫熱化學(xué)方程式注意事項(xiàng):（1）反應(yīng)物和生成物要標(biāo)明其匯集狀態(tài)，用g、l、s分別代表氣態(tài)、液態(tài)、固態(tài)。（2）方程式右端用△H標(biāo)明恒壓條件下反應(yīng)放出或吸取的熱量，放熱為負(fù)，吸熱為正。（3）熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)不表達(dá)分子個(gè)數(shù)，只表達(dá)物質(zhì)的量，因此可以是整數(shù)或分?jǐn)?shù)。（4）對(duì)于相似物質(zhì)的反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計(jì)量數(shù)不一樣步，其△H也不一樣，即△H的值與計(jì)量數(shù)成正比,當(dāng)化學(xué)反應(yīng)逆向進(jìn)行時(shí),數(shù)值不變,符號(hào)相反。三、蓋斯定律：不管化學(xué)反應(yīng)是一步完畢或分幾步完畢，其反應(yīng)熱是相似的。化學(xué)反應(yīng)的焓變（ΔH）只與反應(yīng)體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無關(guān)。總結(jié)規(guī)律：若多步化學(xué)反應(yīng)相加可得到新的化學(xué)反應(yīng)，則新反應(yīng)的反應(yīng)熱即為上述多步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和。注意：1、計(jì)量數(shù)的變化與反應(yīng)熱數(shù)值的變化要對(duì)應(yīng)2、反應(yīng)方向發(fā)生變化反應(yīng)熱的符號(hào)也要變化反應(yīng)熱計(jì)算的常見題型：1、化學(xué)反應(yīng)中物質(zhì)的量的變化與反應(yīng)能量變化的定量計(jì)算。2、理論推算反應(yīng)熱：根據(jù)：物質(zhì)變化決定能量變化（1）蓋斯定律設(shè)計(jì)合理途徑途徑1總能量變化等于途徑2總能量變化（2）通過已知熱化學(xué)方程式的相加，得出新的熱化學(xué)方程式：物質(zhì)的疊加，反應(yīng)熱的疊加小結(jié)：a：若某化學(xué)反應(yīng)從始態(tài)（S）到終態(tài)（L）其反應(yīng)熱為△H，而從終態(tài)（L）到始態(tài)（S）的反應(yīng)熱為△H’，這兩者和為０。即△H＋△H’=０b：若某一化學(xué)反應(yīng)可分為多步進(jìn)行，則其總反應(yīng)熱為各步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和。即△H=△H1+△H2+△H3+……c：若多步化學(xué)反應(yīng)相加可得到新的化學(xué)反應(yīng)，則新反應(yīng)的反應(yīng)熱即為上述多步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和。（3）反應(yīng)熱與鍵能關(guān)系①鍵能：氣態(tài)的基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量。鍵能既是形成1mol化學(xué)鍵所釋放的能量，也是斷裂1mol化學(xué)鍵所需要吸取的能量。②由鍵能求反應(yīng)熱：反應(yīng)熱等于斷裂反應(yīng)物中的化學(xué)鍵所吸取的能量（為“＋”）和形成生成物中的化學(xué)鍵所放出的能量（為“－”）的代數(shù)和。即△H＝反應(yīng)物鍵能總和－生成物鍵能總和＝∑E反－∑E生③常見物質(zhì)構(gòu)造中所含化學(xué)鍵類別和數(shù)目：1molP4中具有6molP—P鍵；28g晶體硅中具有2molSi—Si鍵；12g金剛石中具有2molC—C鍵；60g二氧化硅晶體中具有4molSi—O鍵反應(yīng)熱與物質(zhì)穩(wěn)定性的關(guān)系不一樣物質(zhì)的能量（即焓）是不一樣的，對(duì)于物質(zhì)的穩(wěn)定性而言，存在著“能量越低越穩(wěn)定”的規(guī)律，因此，對(duì)于同素異形體或同分異構(gòu)體之間的互相轉(zhuǎn)化，若為放熱反應(yīng)，則生成物能量低，生成物穩(wěn)定；若為吸熱反應(yīng)，則反應(yīng)物的能量低，