4．燃料充分燃烧的两个条件

　(1)要有足够的空气

　(2)燃料与空气要有足够大的接触面。

3．化学反应中的能量变化示意图对于该“示意图”可理解为下列形式：

　 由能量守恒可得：

　反应物的总能量：生成物的总能量+热量(放热反应)

反应物的总能量：生成物的总能量-热量(吸热反应)

2．放热反应和吸热反应

(1)放热反应：即有热量放出的化学反应，其反应物的总能量大于生成物的总能量。

(2)吸热反应：即吸收热量的化学反应，其反应物的总能量小于生成物的总能量。

1．定义：化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量(或转换成相应的热量)来表示，称为焓变(ΔH)，单位：kJ/mol 或 kJ•mol^-1

在化学反应中，旧键的断裂需要吸收能量 ，而新键的形成则放出能量。总能量的变化取决于上述两个过程能量变化的相对大小。

任何一个化学反应中，反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量总不会相等的。在新物质产生的同时总是伴随着能量的变化。

注意：

(1)　　 反应热和键能的关系

例如：1molH₂和1molCl₂反应生成2molHCl的反应热的计算。

1moLH₂分子断裂开H-H键需要吸收436kJ的能量；1molCl₂分子断裂开Cl-Cl键需要吸收243kJ的能量，而2molHCl分子形成2molH-Cl键放出431kJ·mol^-1×2mol=862kJ的能量，所以，该反应H₂(g)+Cl₂(g)=2HCl(g)的反应热

△H===生成物分子形成时释放的总能量-反应物分子断裂时所需要吸收的总能量

===862kJ·mol^--436 kJ·mol^-1-243 kJ·mol^-1

===183kJ·mol^-1

由于反应后放出的能量使反应本身的能量降低，故规定△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和

(2)反应焓变与反应条件的关系

焓是科学家们为了便于计算反应热而定义的一个物理量，它的数值与物质具有的能量有关。对于一定量的纯净物质，在一定的状态(如温度、压强)下，焓有确定的数值。在同样的条件下，不同的物质具有的能量也不同，焓的数值也就不同；同一物质所处的环境条件(温度、压强)不同，以及物质的聚集状态不同，焓的数值也不同。焓的数值的大小与物质的量有关，在相同的条件下，当物质的物质的量增加一倍时，焓的数值也增加一倍。因此，当一个化学放映在不同的条件下进行，尤其是物质的聚集状态不同时，反应焓变是不同的。

3、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。这就是盖斯定律。利用盖斯定律可以间接计算反应热。

　　 例如：C(s)+O₂(g)＝CO₂(g)；△H₁

C(s)+O₂(g)＝CO(g)；△H₂　　 CO(g)+O₂(g)＝CO₂(g)；△H₃

依盖斯定律有：△H₁＝△H₂+△H₃。

第1课时 化学反应的焓变

2、吸热反应：反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，热量的多少等于生成物具有的总能量与反应物具有的总能量的差值。常见的吸热反应有：水解反应、结晶水合物失水的反应、碳与二氧化碳或与水蒸气的反应等

物质的能量越低，性质就越稳定；物质的能量越高，性质就越活泼。物质的化学能是化学键的能

量，通过化学键的键能可计算反应热。

如：反应H₂(g)+Cl₂(g)＝2HCl(g)；△H。△H == E_(H－H)+E_(Cl－Cl)－2E_(H－Cl)。

1、放热反应：反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，热量的多少等于反应物具有的总能量与生成物具有的总能量的差值。常见的放热反应有：燃烧、中和反应、常温下能自发发生的绝大多数的各类反应。

3、书写热化学方程式注意事项：

　　 a. 注明反应的温度和压强(若在101kPa和298K条件下进行，可不予注明)，注明△H的“+”与“－”，放热反应为“－”，吸热反应为“+”。

　　 b. △H写在方程式右边，并用“；”隔开。

　　 c. 必须标明物质的聚集状态(气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”)。若用同素异形体要注明名称。

　　 d. 各物质前的计量系数不表示分子数目只表示物质的量的关系。△H与计量数成正比关系。同样的反应，计量系数不同，△H也不同，例如：

2H₂(g)+O₂(g)＝2H₂O(g)；△H＝－483.6kJ·mol^－1　

H₂(g)+O₂(g)＝H₂O(g)；△H＝－241.8kJ·mol^－1　

　　 上述相同物质的反应，前者的△H是后者的两倍。

燃烧热和中和热：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。在稀溶液里，酸跟碱发生中和反应而生成1mol 液态H₂O，这时的反应热叫做中和热。燃烧热的热化学方程式强调燃烧物前的计量数为1，中和热强调热化学方程式中水前的计量数为1。燃烧热要强调生成稳定的氧化物，如：生成液态水。

如：H₂的燃烧热的热化学方程式：H₂(g)+O₂(g)＝H₂O(l)；△H＝－286kJ·mol^－1　

　　 中和热的热化学方程式：

NaOH(aq)+H₂SO₄(aq)＝Na₂SO₄(aq)+H₂O(l)；△H＝－57.3kJ·mol^－1　

2、影响反应热大小的因素

①反应热与测定条件(温度、压强等)有关。不特别指明，即指25℃，1.01×10⁵Pa(101kPa)测定的。中学里热化学方程式里看到的条件(如：点燃)是反应发生的条件，不是测量条件。

②反应热的大小与物质的集聚状态有关。

③反应热的大小与物质的计量数有关。　　　　　　　

在反应：2H₂(g)+O₂(g)＝2H₂O(g)；△H₁＝－a kJ·mol^－1中，2molH₂燃烧生成气态水放出的热量a kJ，该反应的反应热是a kJ·mol^－1，该反应的△H是－a kJ·mol^－1。注意这三个单位。

1、反应热：化学反应都伴有能量的变化，常以热能的形式表现出来，有的反应放热，有的反应吸热。反应过程中放出或吸收的热叫做反应热。反应热用符号△H表示，单位是kJ/mol或(kJ·mol^－1)。放热反应的△H为“－”，吸热反应的△H为“+”。反应热(△H)的确定常常是通过实验测定的。

注意：在进行反应热和△H的大小比较中，反应热只比较数值的大小，没有正负之分；而比较△H大小时，则要区别正与负。

2H₂(g)+O₂(g)=2H₂O(g)；△H₁＝－a kJ·mol^－1　 反应热：a kJ·mol^－1，△H：－a kJ·mol^－1

2H₂(g)+O₂(g)=2H₂O(l)；△H₂＝－b kJ·mol^－1　 反应热：b kJ·mol^－1，△H：－b kJ·mol^－1

a与b比较和△H₁与△H₂的比较是不一样