考試說明要求

解讀：化學反應與能量是中學化學教學的核心内容之一，是與生産生活實際密切相關的内容，體現着化學學科的社會價值，屬于新課程教材新增内容，在新課程高考中屬于熱點内容之一，化學能與熱能相互轉化的主要題型為：

知識清單

一．化學反應中的能量變化

1、化學反應中的能量變化，通常表現為熱量的變化：

①吸熱反應：化學上把吸收熱量的化學反應稱為吸熱反應。

②放熱反應：化學上把放出熱量的化學反應稱為放熱反應。

2、化學反應中能量變化的本質原因

化學反應中的能量變化與反應物和生成物所具有的總能量有關。如果反應物所具有的總能量高于生成物所具有的總能量，在發生化學反應時放出熱量；如果反應物所具有的總能量低于生成物所具有的總能量，在發生化學反應時吸收熱量。

3、反應熱、燃燒熱、中和熱

①反應熱：在化學反應中放出或吸收的熱量，通常叫反應熱用△H表示。單位：kJ·mol–1

②燃燒熱：在101kPa時1mol 物質完全燃燒生成穩定的氧化物時所放出的能量，叫該物質的燃燒熱。如：101kPa時lmol H2完全燃燒生成液态水，放出285.5 kJ·mol–1的熱量，這就是H2的燃燒熱。 H2(g) 12 O2 (g) =H2O(l)；△H=–285．5kJ·mol–1

③中和熱：在稀溶液中，酸和堿發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫做中和熱。

H (aq) OH–(aq)=H2O(1)；△H=–57.3kJ·mol–1（強酸和強堿的中和熱）

二、熱化學方程式

1、定義：表明反應所放出或吸收的熱量的方程式，叫做熱化學方程式。

2、熱化學方程式書寫注意事項：

（1）．△H隻能寫在标有反應物和生成物狀态的化學方程式的右邊，并用“；”隔開。若

為放熱反應，△H為“－”；若為吸熱反應，△H為“＋”。△H的單位一般為kJ/mol。

（2）．注意反應熱△H與測定條件（溫度.壓強等）有關。因此書寫熱化學方程式時應注

明△H的測定條件絕大多數△H是在25℃.101325Pa下測定的，可不注明溫度和壓強。

（3）．注意熱化學方程式中各物質化學式前面的化學計量數僅表示該物質的物質的量，

并不表示物質的分子 或原子數。因此化學計量數可以是整數.也可以是分數。

（4）．注意反應物和産物的聚集狀态不同，反應熱△H不同。因此，必須注明物質的聚

集狀态才能完整地體現出熱化學方程式的意義。氣體用“g”，液體用“l”，固體用“s”，溶液

用“aq”。熱化學方程式中不用↑和↓

（5）．注意熱化學方程式是表示反應已完成的數量。由于△H與反應完成物質的量有關，所以方程式中化學式前面的化學計量數必須與△H相對應，如果化學計量數加倍，則△H也要加倍。

（6）當反應逆向進行時，反應熱數值相等，符号相反；兩個熱化學方程式相加或相減，可得到新的熱化學方程式。

三.蓋斯定律

①一般計算的方法是：将ΔH看作熱化學方程式中的一項，再按有關化學方程式的計算步驟、格式進行計算，得出有關數據。

②蓋斯定律的應用：如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。

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