1、概念：
当化学反应在一定温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热（Q）。
反应吸热时：Q>0 放热时：Q<0
2、反应热效应类型：
包括燃烧热、中和热、溶解热等多种类型。
3、影响因素：
受物质状态、多少、反应条件等因素影响。
4、产生
5、常见的吸热反应和放热反应
(1)放热反应：燃烧、中和、大多化和、大多置换
吸热反应：大多分解、铵盐与碱、C+CO2、C+H2O
(2)图像表示
6、测定中和反应的反应热
1、仪器：量热计
2、步骤（以测定HCl+NaOH=NaCl+H2O中和反应的反应热为例）
①向量热计内加入一定量的盐酸,用温度计测量初始温度T1;
②向量热计中加入稍过量的NaOH溶液,充分反应,记录体系的最高温度;
③根据反应热计算公式Q=-C(T2-T1)计算出反应热.
3、若用KOH代替NaOH,HNO3代替HCl,当对应物质的量相同时,测定的反应热相同.
4、由此得出结论:对于强酸和强碱在溶液中发生的中和反应,由于其实质是H++OH-=H2O,当H+和OH-的物质的量相同时,若反应温度又相同,则反应热相同。
【练习】
二、化学反应的焓变
1、焓（H）：是与体系的内能、压强、体积有关的一个物理量。
2、焓变（△H）：△H = H生成物 - H反应物
在等温等压条件下的化学反应，如果不做非体积功（即没有转化为电能、光能等其他形式的能），则该反应的反应热等于反应前后物质的焓变。即：Qp= △H。∵ Qp > 0为吸热反应，Qp < 0为放热反应，∴ 当ΔH ＞0时，为吸热反应，当ΔH ＜0时，为放热反应。
单位：KJ·mol-1
3、图像
三、热化学方程式
1、定义：
可表示参加反应物质的量和反应热的关系的方程式，叫做热化学方程式。
2、写法：
(1)热化学方程式要注明反应的温度、压强（298 K,101 kPa时不写）一般不写其他反应条件；不标明生成沉淀或气体符号。
(2)要注明反应物和生成物的聚集状态，常用s、l、g表示固体、液体、气体。
(3)ΔH后要注明反应温度，ΔH的单位为J·mol-1或KJ·mol-1
(4)ΔH的值必须与方程式的化学计量数对应。计量数加倍时， ΔH也要加倍。当反应逆向进行时， 其ΔH与正反应的数值相等，符号相反。
(5)方程式中的化学计量数以“mol”为单位，不表示分子数，因此可以是整数，也可以是小数或分数。
(6)可逆反应的ΔH表明的是完全反应时的数据。
【练习】
1、原理
不管化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应焓变是相同的。
化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
2、应用
根据盖斯定律，热化学方程式可以直接相加减，焓变的数值随之进行相加减。
利用盖斯定律，可以间接计算一些无法直接测得的反应的焓变。
【练习】
燃烧热：在298K、101KPa下，1mol某物质完全燃烧生成稳定化合物的热效应叫做该物质的燃烧热。
C (s) + O2(g) = CO2(g) △H1=-393.5kJ/mol
H2(g) + ? O2(g) = H2O(l) △H2=-285.8kJ/mol
中和热：在稀溶液中，酸碱发生中和反应生成1mol水时的反应热叫做中和热。
H+(aq) + OH-(aq) = H2O(l) △H =-57.3KJ·mol-1
评论