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　　《 化学能与热能》专题学案
　　一. 内容：
　　反应热、热化学方程式、盖斯定律
　　二. 目的
　　1、了解吸热反应、放热反应、反应热的概念
　　2、了解热化学方程式的含义
　　3、能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算
　　三、考纲解读
　　化学能与热能是高考的必考知识，一般在综合题中与化学反应速率一起出现，主要考察焓变的大小、符号的判断及计算；物质具有能量的高低与物质稳定性的关系；热化学方程式的正误判断，盖斯定律的应用
　　四. 知识分析
　　（一）基本概念
　　1、反应热：（焓变△H）：在恒压下，化学反应过程中吸收或释放的热量称为该反应的焓变;
　　单位: 常用kJ/mol或kJ•mol-1
　　焓增加--吸热（反应）--表示为    “ + ”或 ΔH＞0
　　焓减少--放热（反应）--表示为    “－ ”或 ΔH＜0
　　2、燃烧热：101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时放出的热量，叫做该物质的燃烧热。
　　3、中和热：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1molH2O时所释放的热量，叫做中和热。
　　4、热化学方程式：能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
　　5、盖斯定律：不管化学反应时一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的，及化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，与反应途径无关。
　　（二）反应原理
　　常见的放热反应和吸热反应
　　放热：燃料的燃烧；中和反应；金属与酸、碱的反应；大多数化合反应
　　吸热：大多数分解反应； C、H2、CO作还原剂的反应（其燃烧例外）Ba(OH)2•8H2O+NH4Cl
　　注：反应时吸热反应还是放热反应与反应条件没有必然的联系，而是取决于反应物和生成物所具有的总能量的相对大小
　　反应过程中能量变化图（宏观）
　　H反< H生，ΔH ＞ 0，吸收能量，吸热反应         H反> H生，ΔH＜0，放出能量，放热反应
　　ΔH = H生成物－H反应物  (宏观)
　　3、反应过程中的键能变化图（H2  + Cl2 = 2HCl为例）（微观）
　　ΔH = E断键吸收－E成键放出 （微观）
　　【常考题型及做题技巧】