化学对我们认识和利用物质具有重要的作用，世界是由物质组成的，化学则是人类用以认识和改造物质世界的主要方法和手段之一，精品小编准备了高中三年级化学教案，希望你喜欢。

物质能量变化

(热化学方程式 盖斯定律 燃烧热 中和热)

【命题趋向】

一、考试大纲对本专题内容的基本要求

1.理解化学反应中的能量变化与化学键变化的关系;

2.理解吸热反应、放热反应与反应物及生成物能量的关系;

3.了解化学反应中能量变化的实质，知道化学能与热能的转化是化学反应中能量转化的主要形式。

4.认识能源是人类生存和发展的重要基础，知道节约能源、提高能量利用效率的实际意义。

5.了解焓变与反应热涵义。明确ΔH = H(反应产物)-H(反应物)。

6.理解盖斯定律，并能运用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算。

7.以上各部分知识与技能的综合应用。

二、命题趋向

依据新课程化学实验的学习目标和学习内容，近几年的主要题型有(1)热化学方程式的书写及正误判断;(2)反应热的计算;(3)比较反应热的大小;(4)反应热与能源的综合考查。由于能源问题已成为社会热点，因此有关能源的试题将成为今后命题的热点;对于燃烧热和中和热的概念及计算仍将是高考考查的重点，主要在选择题、填充题、实验题中体现，重点考查学生灵活运用知识、接受新知识的能力。

新课标关注能源、提高能量利用效率，今年又是各地降低能耗，走可持续发展的一年，估计与实际相联系节约能源的试题可出现。新课标明确了焓变与反应热的关系，极有可能出现运用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算。

考试大纲对反应热的要求是：掌握热化学方程式的含义;了解化学反应中的能量变化、吸热反应、放热反应、反应热、燃烧热、中和热;理解盖斯定律的含义，掌握有关反应热的简单计算;初步认识使用化石燃料的利弊，新能源的开发，燃料充分燃烧的条件。

学习中应以“热化学方程式”为突破口，通过对热化学方程式的书写及正误判断充分理解其含义，同时触类旁通，不断掌握反应热的计算技巧，学会应用盖斯定律。

化学反应中的能量变化在高考中经常涉及的内容有：书写热化学方程式、判断热化学方程式的正误及反应热的大小比较等等。中和热实验的测定是高中阶段比较重要的一个定量实验。无论从能量的角度，还是从实验的角度，中和热实验的测定都将会是今后高考考查的热点。

【考点透视】

一、正确理解“三热”概念

1.反应热：在化学反应过程中反应本身放出或吸收的热量。在恒温恒压条件下的反应热用△H表示，单位是kJ/mol，并规定放热反应的△H<0，吸热反应的△H>0。

2.标准燃烧热与热值

燃烧热是反应热的一种形式，使用燃烧热的概念时要理解下列要点。

① 规定是在101 kPa压强下测出热量。书中提供的燃烧热数据都是在101kPa下测定出来的。因为压强不同，反应热有所不同。

② 规定可燃物的物质的量为1mol(这样才有可比性)。因此，表示可燃物的燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数为1，其他物质的化学计量数常出现分数。例如，C8H18的燃烧热为5518 kJ?mol-1，用热化学方程式表示则为

C8H18(l)+252O2(g)= 8CO2(g)+9H2O(l);△H=-5518 kJ?mol-1

③ 规定生成物为稳定的氧化物.例如C→ CO2、H →H2O(l)、S →SO2等。

C(s)+12O2(g)=CO(g);△H=-110.5 kJ?mol-1

C(s)+O2(g)=CO2(g);△H=-393.5 kJ?mol-1

C的燃烧热为393.5 kJ?mol-1，而不是110.5 kJ?mol-1。

④ 叙述燃烧热时，用正值，在热化学方程式中用△H表示时取负值。例如，CH4的燃烧热为890.3 kJ?mol-1，而△H=-890.3 kJ?mol-1且必须以1mol可燃物燃烧为标准。

⑤要与热值概念进行区别。热值：1g物质完全燃烧的反应热叫该物质的热值。

3.中和热：把在稀溶液中酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O时的反应热叫中和热，单位是kJ/mol。燃烧热和中和热都属于反应热。

二、正确书写热化学方程式

1.ΔH只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用“;”隔开。若为放热反应，ΔH为 <0：若为吸热反应，ΔH为>0 。ΔH的单位一般为kJ/mol。

2.注意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，并不表示物质的个数。因此化学计量数可以是整数、也可以是分数。

3.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↑和↓。

4.由于ΔH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ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。

5.当反应向逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。

6.用中文表示焓变时数值没有正负号，而用符号表示焓变时数值必须注明正负号。如H2的燃烧热为285.8kJ/mol，△H=-285.8kJ/mol。

三、盖斯定律

1.定义：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，而与反应的途径无关。即如果一个反应可以分步进行，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是相同的。即

甲△H ――→乙，甲△H1 ――→丙△H2 ――→乙，ΔH=ΔH1+ΔH2。

2.应用

(1)利用关系图找出反应热之间的关系

①找起点和终点(起点是A，终点是C);②找途径：一个是A→B→C，一个是A→C;③列式：△H3=△H1+△H2。

(2)利用方程组找出反应热之间的关系

①找出中间产物(中间产物是B);②利用方程组消去中间产物：反应c=反应a+反应b;③列式：△H3=△H1+△H2。

四、键能、反应热和稳定性的关系

1.键能定义：在101kPa、298K条件下，1mol气态AB分子全部拆开成气态A原子和B原子时需吸收的能量称AB间共价键的键能，单位为kJ ? mol ?1。

2.键能与反应热 化学反应中最主要的变化是旧化学键发生断裂和新化学键的形成。化学反应中能量的变化也主要决定于这两个方面吸热与放热，可以通过键能计算得到近似值。

①放热反应或吸热反应 旧键断裂吸收的能量大于新键形成放出的能量，为吸热反应;旧键断裂吸收的能量小于新键形成所放出的能量，该反应为放热反应。

②反应热 化学反应中吸收或放出的热量称反应热，符号ΔH，单位kJ ? mol ?1 ，吸热为正值，放热为负值。可以通过热化学方程式表示。反应热的大小与多个因素有关，其数据来源的基础是实验测定。由于反应热的最主要原因是旧化学键断裂吸收能量与新化学键形成放出能量，所以通过键能粗略计算出反应热。

ΔH(反应热)== =反应物的键能总和―生成物键能总和。为方便记忆，可作如下理解：断裂旧化学键需吸热(用+号表示)，形成新化学键则放热(用-号表示)，化学反应的热效应等于反应物和生成物键能的代数和，即ΔH=(+反应物的键能总和)+(―生成物键能总和)，若ΔH<0，为吸热，若ΔH>0，为放热。

3.物质稳定性：物质在反应中放出能量越多，则生成物能量越小，该物质越稳定，生成物中化学键越牢固。反之亦然。

如：同素异形体稳定性的比较：根据△H正负和大小判断，反应放热，说明生成物能量小，较稳定。