高三化学学科一体化教学案编写人景均编号108课时108—化学基本理论专题4化学反应与能量变化一、考纲要求：由于能源问题已成为社会热点问题之一，有关化学反应与、能量的知识在高考中的比例在逐年增加。预计考查化学反应与能量的内容(如热化学方程式的书写、中和热的测定原理与实验操作、反应热与键能的关系、反应热的简单计算等)将不断拓宽。与环境保护的综合题，有关反应热的图象题均可成为今后高考命题的方向。复习中，一要注意本考点中涉及到的基本概念，理解、辨析、把握概念的内涵和外延；二要理解热化学方程式的含义，加强对盖斯定律应用的训练。二、知识结构：(一)、对反应热、燃烧热和中和热的理解1．反应热：反应热的符号为△H，单位为kJ·mol-1。使用反应热时注意：若比较不同反应过程中的反应热，是指△H的相对大小，包含“+”、“一”的比较；若比较不同反应放出或吸收的热量，则是指△H的绝对值的相对大小。类型比较放热反应吸热反应定义化学反应过程中释放能量的反应化学反应过程中吸收能量的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生成物具有的总能量大于反应物具有的总能量与化学键强弱的关系生成物分子成键时释放的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量表示方法△H＜0△H＞0图示常见反应燃烧、中和、金属和酸的反应、铝热反应等，放热反应有的开始时需要加热以使反应启动。大多数反应过程需要持续加热，如CaCO3分解等大多数分解反应，H2和I2、S、P等不活泼的非金属化合，CO2和C的反应。吸热反应中有的不需要加热：Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl固体反应，2．燃烧热：在101kPa时，lmol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，单位kJ·mol-1。需注意：(1)燃烧热是以1mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写燃烧的热化学方程式时，一般以燃烧1mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数；(2)燃烧产物必须是稳定的氧化物，如C—CO2、H2—H2O(l)、N—N2等。3．中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1molH2O时的反应热。需注意：(1)稀溶液是指物质溶于大量水；(2)中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离的吸热所伴随的热效应；(3)中和反应的实质是H+和OH-化合生成H2O，即H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)；△H=-57.3kJ·mol-1(二)、热化学方程式的书写在书写热化学方程式时一般遵循三步：一是先正确书写化学反应方程式，并标出各物质的状态；二是进行计算，按化学方程式中物质系数(即为该物质消耗的物质的量)进行计算，以得出反应中能量的变化；三是确定反应热的正负号，如果是放热反应则为负，如果是吸热反应则为正。(三)、反应热大小比较1．同一反应生成物的状态不同时：A(g)十B(g)=C(g)△H1<0A(g)+B(g)=C(1)△H2<0C(g)=C(1)△H3<0因为△H3=△H2-△H1所以△H2<△H12．同一反应热状态不同时：S(g)+O2(g)=SO2(g)；△H1<0S(s)+O2(g)=SO2(g)；△H2<0S(g)=S(s)；△H3<0所以△Hl<△H23．两个有联系的不同反应相比C(s)+O2(g)=CO2(g)；△H1<0C(s)+O2(g)=CO(g)；△H2<0所以△Hl<△H2并且据此可写出反应的热化学方程式：CO(g)+O2(g)=CO2(g)；△H3=△H1-△H2（四）、盖斯定律及其应用盖斯定律：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的，这就是盖斯定律。(五)、反应热与化学键能的计算反应热△H=反应物的键能总和—生成物的键能总和三、课堂笔记：[例1]下列反应属于放热反应的是()A．氢气还原氧化铜B．氢气在氧气中燃烧C．氢氧化钾和硫酸中和D．碳酸钙高温分解成氧化钙和二氧化碳[例2]下列反应过程中，ΔH＞0且ΔS＞0的是()A．NH3(g)+HCl(g)NH4Cl(s)B．CaCO3(s)CaO(s)＋CO2(g)C．4Al(s)＋3O2(g)2Al2O3(s)D．HCl(aq)＋NaOH(aq)NaCl(aq)＋H2O(l)[例3]甲醇广泛用作燃料电池的燃料，可出天然气来合成，已知：①2CH4(g)＋O2(g)＝2CO(g)+4H2(g）△H=－71kJ·mol-1②CO(g)＋2H2(g)=CH3OH（l）△H=－90.5kJ·mol-1③CH4(g)＋2...
