3、热化学方程式
（ 1）能够表示反应过程中能量变化的化学方程式，叫做热化学方程式。
意义：不仅表明了化学反应中的物质变化，同时也表明了化学反应中的能量变化。
（ 2）书写要求：( 1)要注明反应的温度和压强(若在 101 kPa和 25℃可不注明)，要注明Δ H的“＋”与“－”。( 2)要注明反应物和生成物的聚集状态(表示符号：气态用“ g”，液态用“ l”，固态用“ s”，溶液用“ aq”)，若为同素异形体，要注明名称，稀溶液中的溶质或离子，要注明“ aq”。
（ 3）书写热化学方程式注意事项：⑴热化学方程式的前身是化学方程式，因此必须遵循化学方程式的要求，如原子守恒、电子守恒等。⑵反应热Δ H与测定条件(温度、压强等)有关。因此书写热化学方程式时应注明Δ H的测定条件。大多数Δ H是在 25℃， 101 kPa下测定的，可不注明温度和压强。⑶热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数。因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。⑷反应物和产物的聚集状态不同，反应热Δ H也不同。因此，必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化学方程式的意义。热化学方程式中不用“↑”和“↓”。⑸热化学方程式是表示反应已完成的数量。由于Δ H与反应完成的物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与Δ H相对应，如果化学计量数加倍，则Δ H也要加倍。当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。⑹热化学方程式一般不写反应条件。⑺Δ H的单位 kJ· mol－ 1，并不是指每摩尔具体物质反应时的能量变化，而是指按方程式的计量数时的能量变化或每摩尔方程式的能量变化。
（ 4）热化学方程式的正误判断：①看方程式是否配平；②看物质的聚集状态是否正确；③看Δ H的“＋”“－”是否正确；④看单位是否为 kJ/ mol；⑤看反应热的数值与化学计量数是否对应。
4、盖斯定律
（ 1）内容：不管化学反应是一步或分几步完成，其反应焓变是相同的。或者说，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的过程无关。
（ 2）应用：根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其△ H相加或相减，得到一个新的热化学方程式。
如图所示：若反应物 A变为生成物 D，可以有两个途径：①由 A直接变成 D，反应热为Δ H；②由 A经过 B变成 C，再由 C变成 D，每步的反应热分别为Δ H 1、Δ H 2、Δ H 3。则有：Δ H=Δ H 1+Δ H 2+Δ H 3。
例：已知下列两个热化学方程式：
① P 4(白磷， s)+ 5 O 2 (g)= P 4 O 10 (s)Δ H 1=— 2983.2 kJ/ mol
②
Δ H 2=－ 738.5 kJ/ mol
要写出白磷转化为红磷的热化学方程式。
可虚拟如下过程：
根据盖斯定律Δ H=Δ H 1+( -Δ H 2)× 4=－ 2 983.2 kJ/ mol+ 738.5 kJ/ mol× 4=－ 29.2 kJ/ mol
所以白磷转化为红磷的热化学方程式为 P 4(白磷， s)= 4 P(红磷， s)Δ H=－ 29.2 kJ/ mol。
应用盖斯定律计算反应热时的注意事项：①热化学方程式同乘以某一个数时，反应热数值也必须乘上该数。②热化学方程式相加减时，同种物质之间可相加减，反应热也随之相加减。
③将一个热化学方程式颠倒时，Δ H的“+”、“－”号必须随之改变。
（ 3）化学反应焓变的计算
①根据键能数据( E)计算：Δ H＝ E(反应物)－ E(生成物)
②根据热化学方程式计算：反应热与反应物或生成物的物质的量成正比。
③利用盖斯定律书写热化学方程式的思维模型
先确定待求的反应方程式⇒找出待求方程式中各物质在已知方程式中的位置⇒根据待求方程式中各物质的系数和位置对已知方程式进行处理,得到变形后的新方程式⇒将新得到的方程式进行加成(反应热也需要相应加减)⇒写出待求的热化学方程式。
5、中和热的测定
（ 1）中和热：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成 1 mol水所放出的热量。
表示： H+ (aq)+ OH- (aq)= H 2 O( 1)；△ H=－ 57.3 kJ／ mol（此时为强酸、强碱的稀溶液）
理解中和热时注意：①稀溶液是指溶于大量水的离子。②中和热不包括离子在水溶液中的生成热、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 H 2 0，若反应过程中有其他物质生成（例如沉淀），这部分反应热也不在中和热内。
（ 2）中和热的测定
装置如图所示：
注意事项：① 碎泡沫塑料（或纸条）及泡沫塑料板的作用是防止热量的散失；② 为保证酸、碱完全中和，常采用其中一种稍稍过量；③ 实验中若使用弱酸或弱碱，因中和过程中电离吸热，会使测得数值偏低；若使用浓硫酸，因溶于水时放热，会使测得数值偏高；碱若使用氢氧化钠固体，因溶于水时放热，会使测得数值偏高。酸碱溶液应当用强酸、强碱的稀溶液( 0.1 mol/ L～ 0.5 mol/ L)；④要使用同一支温度计，分别先后测量酸、碱及混合液的温度时，测定一种溶液后必须用水冲洗干净并用滤纸擦干。温度计的水银球部分要完全浸入溶液中，且要示数最大时再记下读数；⑤．实验中所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至室温，才能使用；⑥．操作时动作要快，尽量减少热量的散失；⑦．实验时亦可选用浓度、体积都不相同的酸碱溶液进行中和热的测定，但在计算时，应取二者中量小的一种，因为过量的酸碱并不参与中和反应；⑧为减小误差，要多次测量取平均值；⑨对于误差分析要紧抓住测量原理的计算公式 Q＝ cmΔ T△ H= Q/ n（ H 2 O）。
6、燃烧热
（ 1）概念：燃烧热是指 101 KPa时， 1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的能量。 C—— CO 2， H—— H 2 O， N—— N 2。
单位是 kJ/ mol，燃烧热通常可用仪器由实验测得。
（ 2）燃烧热与中和热的比较
【注】燃烧热和中和热使用△ H表示及回答反应热时要写上“—”号，回答燃烧热、中和热时则不再加“—”；比较反应热时不考虑正负号，而比较△ H必须考虑正负号；表示燃烧热的热化学方程式，可燃物的化学计量数必须为 1，中和热的热化学方程式中生成的水必为 1 mol。
7、能源
（ 1）化石燃料：
种类：煤、石油、天然气。
特点：蕴藏量有限，属于不可再生能源。
解决化石燃料枯竭的办法：开源节流，即开发新的能源和节约现有的能源。
（ 2）新能源：
种类：太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能等。
特点：资源丰富，可以再生，没有污染或很少污染。
（ 3）能源的分类方法
I、一次能源和二次能源：从自然界直接取得的天然能源叫一次能源，如原煤、原油、流过水坝的水等；一次能源经过加工转换后获得的能源称为二次能源，如各种石油制品、煤气、蒸汽、电力、氢能、沼气等。
II、常规能源与新能源：在一定历史时期和科学技术水平下，已被人们广泛利用的能源称为常规能源，如煤、石油、天然气、水能、生物质能等；随着科技的不断发展，才开始被人类采用先进的方法加以利用的古老能源以及新发展的利用先进技术所获得的能源都是新能源，如核聚变能，用以发电的风能、太阳能、海洋能等。
III、可再生和非再生能源：可连续再生、永久利用的一次能源称为可再生能源，如水能、风能等；经过亿万年形成的、短期内无法恢复的能源，称之为非再生能源，如石油、煤、天然气等。
二、化学反应速率
1、化学反应速率
定义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的物理量。
表示方法：通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
表达式：
注意事项：①同一反应，用不同物质浓度表示化学反应速率，数值不一定相同，但数值之比等于方程式中计量数之比。②表示化学反应速率应指明是用那种物质的浓度变化表示的速率。③通常情况下化学反应速率是指平均反应速率。④比较反应速率的快慢，要转化为同一物质的速率来比较。
2、反应速率的比较与计算
（ 1）化学反应速率大小的比较：由于同一化学反应速率用不同物质表示时数值可能不同，所以比较反应的快慢不能只看数值的大小，而要进行一定的转化。①看单位是否统一，若不统一，换算成相同的单位。②换算成同一物质表示的速率，再比较数值的大小。
（ 2）计算。见化学计算。
3、影响化学反应速率的因素
（ 1）活化分子、活化能
活化分子：能量较高、能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子。
活化能：活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差叫该反应的活化能（用 Ea表示，其单位为 kJ/ mol）。活化能越大，反应越难进行。
有效碰撞理论：
①化学反应发生的先决条件是：反应物分子（或离子）间能够发生碰撞。
②有效碰撞概念：相互碰撞的分子具有足够高的能量，且有合适的取向时，使化学键断裂，
发生化学反应，这样的碰撞叫做有效碰撞。
③单位体积内活化分子数=单位体积内分子总数×活化分子百分数（其它条件不变时，对某一反应而言，活化分子百分数是不变的）。
（ 2）影响反应速率的因素
I、内因：反应物质的本性
II、外因：浓度、温度、压强、催化剂、其他因素
①浓度的影响：当其它条件不变时，增大反应物的浓度，虽然活化分子百分数不变，但是使单位体积内分子数增多，单位体积内活化分子总数增加，有效碰撞次数增加，可加快化学反应的速率。
②压强的影响：当其它条件不变时，加压（缩小体积）对有气体参加的反应，正逆反应速率均加快，气体体积缩小方向的反应速率增加的倍数大于气体体积 增大方向增加的倍数；降压（增大体积），正逆反应速率均减小，气体体积缩小方向的反应速率减小的倍数大于气体体积增大方向减小的倍数。
注意：改变压强对反应速率产生影响的根本原因是引起反应体系中各物质浓度的改变，加压时活化分子百分数不变，但是使单位体积内分子数增多，单位体 积内活化分子总数增加，有效碰撞次数增加，可加快化学反应的速率。若容器恒温、恒容充入稀有气体或其它不反应气体，虽然改变了容器内气体压强，但由于没有 改变反应物质的浓度，所以不影响化学反应速率。
③温度的影响：其它条件不变时，升高温度，反应物的能量增加，使原来一部分能量较低的分子变成活化分子，提高了活化分子的百分数，单位体积内活化分子总数增加，有效碰撞次数增加，所以可以加快反应的速率。通常情况下，温度每升高 10度，化学反应的速率增大到原来的 2至 4倍。升高温度，对可逆反应，正逆反应速率均加快，但吸热反应增加的倍数大于放热反应增加的倍数；降低温度，正逆反应速率均减小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数。
④催化剂的影响：其他条件不变的时，使用催化剂能降低反应的活化能，使更多的反应物分子成为活化分子，提高了活化分子的百分数，单位体积内活化分子总数增加，有效碰撞次数增加，所以可以加快反应的速率。使用催化剂能同时同倍改变正逆反应的速率。
⑸其他因素：除了上述因素外，固体和液体表面积、压强、光波、电磁波、超声波、溶剂等因素对化学反的速率也有影响。
（ 3）从活化分子角度解释外界条件对化学反应速率的影响
从活化分子角度解释外界条件对化学反应速率的影响
4、化学反应速率的图象问题
见图像专题。
