1． 復習重點

瞭解化學反應中的能量變化

瞭解放熱反應吸熱反應

理解反應熱燃燒熱中和熱及書寫熱反應方程式

2．難點聚焦

一、反應熱

1、化學反應過程中放出或吸收的熱量，通常叫做反應熱。反應熱用符號ΔH表示，單位一般采用kJ/mol。當ΔH為負值為放熱反應；當ΔH為正值為吸熱反應。測量反應熱的儀器叫做量熱計。

2、燃燒熱：在101kPa時，1mol物質完全燃燒生成穩定的氧化物時放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱。

3、中和熱：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應生成1molH2O，這時的反應熱叫做中和熱。中學階段主要討論強酸和強堿的反應。

二、熱化學方程式

1、書寫熱反應方程式應註意的問題：

(1)由於反應熱的數值與反應的溫度和壓強有關，因此必須註明，不註明的是指101kPa和25℃時的數據。

(2)物質的聚集狀態不同，反應熱的數值不同，因此要註明物質的聚集狀態。

(3)熱化學方程式中的化學計量數為相應物質的物質的量，它可以是整數，也可以是分數。

2、書寫熱化學方程式的一般步驟

(1)依據有關信息寫出註明聚集狀態的化學方程式，並配平。

(2)根據化學方程式中各物質的化學計量數計算相應的反應熱的數值。

(3)如果為放熱反應ΔH為負值，如果為吸熱反應則ΔH為正值。並寫在第一步所得方程式的後面，中間用“；”隔開。

(4)如果題目另有要求，如反應燃料燃燒熱的熱化學方程式和有關中和熱的熱化學方程式，可將熱化學方程式的化學計量數變換成分數。

三、中和熱的測定

1、測定前的準備工作

(1)選擇精密溫度計（精確到0.10C），並進行校對（本實驗溫度要求精確到0.10C）。

(2)使用溫度計要輕拿輕聲放。剛剛測量高溫的溫度計不可立即用水沖洗，以免破裂。

(3)測量溶液的溫度應將溫度計懸掛起來，使水銀球處於溶液中間，不要靠在燒杯壁上或插到燒杯底部。不可將溫度計當攪拌棒使用。

2、要想提高中和熱測定的準確性，實驗時應註意的問題

(1)作為量熱器的儀器裝置，其保溫隔熱的效果一定要好。因此可用保溫杯來做。如果按教材中的方法做，一定要使小燒杯杯口與大燒杯杯口相平，這樣可以減少熱量損失。

(2)鹽酸和氫氧化鈉溶液的濃度的配制須準確，且氫氧化鈉溶液的濃度須稍大於鹽酸的濃度。為使測得的中和熱更準確，所用鹽酸和氫氧化鈉溶液的濃度宜小不宜大。

(3)溫度計的水銀球部分要完全浸沒在溶液中，而且要穩定一段時間後再讀數，以提高所測溫度的精度。

(4)實驗操作時動作要快，以盡量減少熱量的散失。

(5)為瞭減少實驗誤差，重復實驗2~3次，數據取平均值。

註意事項：一、反應熱的大小比較：比較反應熱的大小，一般是在不同條件下（溫度、壓強、物質的聚集狀態等）下的同一化學反應，或同一條件（溫度、壓強）下的同類化學反應之間進行。比較時要善於從同中求異，抓住其實質，從而順利解決問題。影響反應熱大小因素主要有以下幾個方面。

1、熱化學方程式中的化學計量數。如2mol氫氣燃燒放出的熱量是相同條件下1mol氫氣燃燒時放出的2倍。

2、物質的聚集狀態或晶體結構。如等量氫氣燃燒生成液態水時放出的熱量比生成氣態水時放出的熱量多。

3、化學鍵的強弱。如都由單質反應生成2mol的鹵化氫時，由於HF、HCl、HBr、HI中的共價鍵依次減弱，所以放出的熱量也依次減少。

二、蓋斯定律的應用和有關燃燒熱和中和熱的計算

化學反應中反應熱的大小與反應物、生成物的種類、量及聚集狀態有關，與反應途徑無關。根據能量守恒定律，無論反應是一步完成還是幾步完成，隻要反應的起始狀態和終瞭狀態確定，反應熱就是個定值，這就是著名的蓋斯定律。

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