第 一 章 · 选择性必修第一册
化学反应的热效应
能量守恒走进化学：焓变 ΔH 记录反应吸收或放出的热量，盖斯定律让"测不到的反应"可以像代数一样加减计算——热化学是能源工程的账本。
1.1 反应热与焓变
概念ΔH = H(产物) − H(反应物)
放热反应：ΔH < 0（产物能量更低更稳定）；吸热反应：ΔH > 0。
微观本质：断键吸热、成键放热；ΔH = 成键释放 − 断键吸收。键能越大，物质越稳定。
例：H₂ + Cl₂ = 2HCl；E(H—H)=436、E(Cl—Cl)=243、E(H—Cl)=431 kJ/mol ⇒ ΔH = 436+243 − 2×431 = −183 kJ/mol。
微观本质：断键吸热、成键放热；ΔH = 成键释放 − 断键吸收。键能越大，物质越稳定。
例：H₂ + Cl₂ = 2HCl；E(H—H)=436、E(Cl—Cl)=243、E(H—Cl)=431 kJ/mol ⇒ ΔH = 436+243 − 2×431 = −183 kJ/mol。
1.2 反应热的测量（中和热）
实验中和热测定
原理：Q = mcΔT（m 为稀溶液总质量近似、c = 4.18 J/(g·℃)）：
强酸与强碱稀溶液中和热约为 57.3 kJ/mol（与酸碱种类无关——本质都是 H⁺ + OH⁻ → H₂O）。
误差分析：保温不足（偏低）、温度计读数取最高值、两次实验取平均、不能把 NaOH 一次倒入分多次。
强酸与强碱稀溶液中和热约为 57.3 kJ/mol（与酸碱种类无关——本质都是 H⁺ + OH⁻ → H₂O）。
误差分析：保温不足（偏低）、温度计读数取最高值、两次实验取平均、不能把 NaOH 一次倒入分多次。
⚠ 中和热测定实验安全准则
- 使用稀酸稀碱（0.5 mol/L 量级）；量取浓酸浓碱时佩戴护目镜，酸入水稀释。
- 装置加盖环形保温杯/泡沫盖，防止热量散失；搅拌轻缓防溅出。
- 温度计水银球全浸入液面下，不触杯壁杯底；读数至最高值再记录。
- 酸碱混合操作迅速（减少热损）；若液体溅出立即水洗。
1.3 热化学方程式
要点与普通方程式的三点不同
① 注明聚集状态（g/l/s/aq）：H₂(g) + ½O₂(g) = H₂O(g) ΔH = −241.8 kJ/mol；
② ΔH 与化学计量数对应（计量数可以是分数）；
③ 注明温度压强（不注明即 25 ℃、101 kPa）。
意义：H₂(g) + ½O₂(g) = H₂O(l) ΔH = −285.8 kJ/mol 表示"1 mol H₂(g) 完全燃烧生成液态水放热 285.8 kJ"。
燃烧热：1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定氧化物（C→CO₂、H→H₂O(l)）。
② ΔH 与化学计量数对应（计量数可以是分数）；
③ 注明温度压强（不注明即 25 ℃、101 kPa）。
意义：H₂(g) + ½O₂(g) = H₂O(l) ΔH = −285.8 kJ/mol 表示"1 mol H₂(g) 完全燃烧生成液态水放热 285.8 kJ"。
燃烧热：1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定氧化物（C→CO₂、H→H₂O(l)）。
1.4 盖斯定律
定律反应热只看始末态
盖斯定律：化学反应的反应热只与始态和末态有关，与反应途径无关——反应热可以像代数式一样加减。
用途：求难以直接测定的反应热（如 C → CO）：已知 C+O₂→CO₂（ΔH₁）、CO+½O₂→CO₂（ΔH₂），则 C+½O₂→CO 的 ΔH = ΔH₁ − ΔH₂。
用途：求难以直接测定的反应热（如 C → CO）：已知 C+O₂→CO₂（ΔH₁）、CO+½O₂→CO₂（ΔH₂），则 C+½O₂→CO 的 ΔH = ΔH₁ − ΔH₂。