（反应物），<0反应为放热反应。
（4）反应热和焓变的区别与联系
反应热
焓变
含义
化学反应中吸收或放出的热量
化学反应中生成物所具有的焓与反应物所具有的焓之差
符号
Q
△H
单位
kJmol-1
kJmol-1
与能量变化的关系
Q>0，反应吸收热量
Q<0,反应放出热量
△H>0反应吸收热量
△H<,0反应放出热量
二者的相互联系
△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、光能等其他能量的转化时的反应热（Qp）;：
Qp，中学阶段二者通用
与键能的关系
△H=Q反应物的键能总和一原生成物的键能总和
2、热化学方程式
（1）定义
把一个化学反应中物质的变和能量的变化同时表示出来的学方程式，叫热化学方程式。
（2）表示意义
不仅表明了化学反应中的物质化，也表明了化学反应中的焓变。
（3）书写热化学方程式须注意的几点
1只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边。
若为放热反应，为“;若为吸热反应，为“+”。
的单位一般为kJmol-1。
2焓变与测定条件（温度、压强等）有关。
因此书写热化学方程式时应注明
的测定条件。
3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。
4反应物和产物的聚集状态不同，焓变不同。
因此，必须注明物质的聚集状态才
能完整地体现出热化学方程式的意义。
气体用“g”，液体用“I”，固体用“s”，溶液用“aq”。
热化学方程式中不用“f和若涉及同素异形体，要注明同素异形体的名称。
5热化学方程式是表示反应已完成的量。
由于与反应完成的物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与相
对应，如果化学计量数加倍，则也要加倍。
当反应向逆向进行时，其焓变与正反应的焓
变数值相等，符号相反。
（4）热化学方程式与化学方程式的比较
化学方程式
热化学方程式
化学计量数
是整数，既表示微粒个数又表示该物质的物质的量
既可以是整数，也可以是分数，只表示物质的物质的量
状态
不要求注明
必须在化学式后注明
△H正负号及单位
无
必须注明
意义
表明了化学反应中的物质变化
不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化
3、中和反应反应热的测定
（1）实验原理
将两种反应物加入仪器内并使之迅速混合，测量反应前后溶液温度的变化值，即可根据溶液
的热容C,利用下式计算出反应释放或吸收的热量Q。
Q=-C（T2-T1）
式中：
C表示体系的热容；Ti、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。
（2）实验注意事项：
1作为量热器的仪器装置，其保温隔热的效果一定要好。
2盐酸和NaOH溶液浓度的配制须准确，且NaOH溶液的浓度须大于盐酸的浓度。
为了使
测得的中和热更准确，所用盐酸和NaOH的浓度宜小不宜大，如果浓度偏大，则溶液中阴
阳离子间相互牵制作用就大，电离度就会减少，这样酸碱中和时产生的热量势必要用去一部
分来补偿未电离分子的离解热，造成较大的误差。
3宜用有0.1分度值的温度计，且测量时尽可能读准，并估读到小数点后第二位。
温度计
的水银球部分要完全浸没在溶液中，而且要稳定一段时间后再读数，以提高所测温度的精度。
（3）实验结论
所测得的三次中和反应的反应热相同。
（4）实验分析
以上溶液中所发生的反应均为H++OH-=H2O。
由于三次实验中所用溶液的体积相同，溶液中
H+和OH-的浓度也是相同的，因此三个反应的反应热也是相同的。
4.中和热
（1）定义：
在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH2O（I）时所释放的热量为中和热。
中和热是反应热的一种形式。
（2）注意：
中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离的吸收热等。
中和反应的实质是H+与OH-化合生成H2O，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热内。
类型比较
放热反应
吸热反应
定义
放出热量的化学反应
吸收热量的化学反应
形成原因
反应物具有的总能量大于生
成物具有的总能量
反应物具有的总能量小于生
成物具有的总能量
与化学键变化的关系
生成物分子成键时释放出的总能量大于反应物分子断裂时吸收的总能量
生成物分子成键时释放出的总能量小于反应物分子断裂时吸收的总能量
焙变及反应热
化学反应与
能量的关系*
热化学方程式
化学反应
吸热反应放热反应
〔中和热的测定
热化学方程式的书写热化学方程式的应用
本节知识树
一中和反应反应热的测定
、燃烧热能源
课标要求
1、掌握燃烧热的概念
2、了解资源、能源是当今社会的重要热点问题
3、常识性了解使用化石燃料的利弊及新能源的开发
要点精讲
1、燃烧热
（1）概念：
25C,101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位为kJmol-1。
如果是1g物质完全燃烧的反应热，就叫做该物质
的热值。
（2）对燃烧热的理解
1燃烧热是反应热的一种，并且燃烧反应一定是放热反应，其为-”或＜0
225C,101kPa时，可燃物完全燃烧时，必须生成稳定的化合物。
如果该物质在燃烧时能
生成多种燃烧产物，则应该生成不能再燃烧的物质。
如C完全燃烧应生成CO2（g）,而生
成CO（g）属于不完全燃烧，所以C的燃烧热应该是生成CO2时的热效应。
（3）表示燃烧热的热化学方程式书写
燃烧热是以员1mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的,因此在书写表示燃烧热的热化学方程式时,应以燃烧1mol物质为标准,来配平其余物质的化学计量数,故在其热化学方程
式中常出现分数。
（4）研究物质燃烧热的意义了解化学反应完成时产生热量的多少,以便更好地控制反应条件,充分利用能源。
2、能源
能提供能量的自然资源,叫做能源。
能量之间的相互转化关系如下：
（1）能源的分类
1一次能源与二次能源
从自然界直接取得的自然能源叫一次能源，如原煤、原油、流过水坝的水等；一次能源
经过加工转换后获得的能源称为二次能源，如各种石油制品、煤气、蒸气、电力、氢能、
沼气等。
2常规能源与新能源在一定历史时期和科学技术水平下，已被人们广泛利用的能源称为
常规能源，如煤、石油、天然气、水能等。
人类采用先进的方法刚开始加以利用的古老能源
以及利用先进技术新发展的能源都是新能源，如核聚变能、风能、太阳能、海洋能等。
3可再生能源与非再生能源可连续再生、永远利用的一次能源称为可再生能源，如水力、
风能等；经过亿万年形成的、短期内无法恢复的能源，称为非再生能源，如石油、煤、天然
气等。
（2）人类对能源利用的三个时代
1柴草能源时代：
草木、人力、畜力、大阳、风和水的动力等。
2化石能源时代：
煤、石油、天然气。
3多能源时代：
核能、太阳能、氢能等。
（3）燃料充分燃烧的条件
1要有足够的空气
2燃料与空气要有足够大的接触面
注意：
足够的空气不是越多越好，而是通入量要适当，否则过量的空气会带走部分热
量，造成浪费。
扩大燃料与空气的接触面，工业上常采用固体燃料粉碎或液体燃料以雾状喷出的方法，从而提高燃料燃烧的效率。
（4）我国目前的能源利用状况
目前主要能源是化石燃料，它们蕴藏有限且不能再生，终将枯竭，且从开采、运输、加工到终端的利用效率都很低。
我们目前使用的最多的燃料，仍是化石燃料，它们都是古代动植物遗体埋在地下经过长时间复杂变化形成的，除含有C、H等元素外，还有少量S、N等
元素，它们燃烧产生S02、氮的氧化物，对环境造成污染，形成酸雨。
此外，煤的不充分燃烧，还产生CO,既造成浪费，也造成污染。
（5）解决能源危机的方法：
节约能源；开发新能源。
3、有关燃烧热的计算
（1）计算公式：
Q放=n（可燃物）XAH
（2）含义：
一定量的可燃物完全燃烧放出的热量，等于可燃物的物质的量乘以该物质的燃烧热。
（3）应用：
热量值与热化学方程式中各物质的化学计量数（应相对应）成正比”进行有关计算。
（4）应用：
总过程的反应热值等于各分过程反应热之和”进行有关计算。
4、燃烧热和中和热的比较
燃烧热
中和热
相同点
能量变化
放热反应
AH
AH<0单位常用kJmol-1
不同点
反应物的量
1mol
不限量
生成物的量
不限量
1molH20
反应热的定义
在1O1kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的化合物时放出的热量；反应物不同，燃烧热不同
在稀溶液中，酸与碱发生中和反应，生成
1molH2O时放出的热量；强酸与强碱反应的中和热都相同，
均约为57.3kJmol-1
本节知识树
燃烧热｛应用:
有关燃烧热的计算「
燃烧热能源弋
（种沪「肯见的化石燃料能源种列新能源
-1开发和应用
三、化学反应热的计算
课标要求
1从能量守恒角度理解并掌握盖斯定律
2、能正确运用盖斯定律解决具体问题
3、学会化学反应热的有关计算
要点精讲
1、盖斯定律
（1）盖斯定律的内容
化学反应的焓变只与反应体系的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与反应
的途径无关。
如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应焓变之和与该反应一步完
成时的焓变是相同的，这就
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