热化学
1、概念界定：环境------反应体系以外物质统称环境；体系----对化学反应中涉及物质的总和。 2、反应热、焓变（△H）
（1）任何化学反应在发生物质变化的同时都伴随着能量的变化，能量变化通常表现为热量变化，及放出热量或吸收热量。
（2）化学反应中，当反应物和生成物具有相同温度时，所放出或吸收的热量称为化学反应的反应热。
（3）焓（H）是与内能有关的物理量。焓变（△H）是指在一定条件下，生成物与反应物的焓值差，它是恒压条件下化学反应的反应热，它决定来某一化学反应吸收或放出的热量。焓变值得符号是△H，单位常用KJ/mol。
注意：a、反应热的值受多种因素影响【如测定条件（温度、压强）、反应物的物质的量，物质的聚集状态等】的影响。中学化学一般研究的是一定压强下，在敞口容器中发生的反应所放出或吸收的热量，此条件下的反应热才是焓变。
b、许多化学反应的反应热可以通过实验用量热计直接测得。
c、△H的单位“KJ/mol”并不是每摩尔具体物质反应时伴随的能量变化是多少千焦，而是指给定形式的具体反应以各物质的化学计量数来计量物质的量时伴随的能量变化，式中mol-1不能理解为每摩尔反应物或生成物，应理解为“每摩尔反应”。
d、同一化学反应，物质的化学计量数不同，则△H的符号，单位相同，数值不同，数值与化学计量数对应成正比。
3、化学反应伴随能量变化的微观解释
化学反应的实质是旧的化学键断裂和新的化学键形成的过程，，旧的化学键断裂需吸收能量，新的化学键形成需放出能量，由于吸收和放出的能量不同，必然导致化学反应会吸收或放出能量。
4、放热反应和吸热反应
（1）概念：①放热反应：反应完成时，生成物释放的总能量比反应物吸收的总能量大，是放热反应。（体系能量降低） ②吸热反应：反应完成时，生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量，是吸热反应。（体系能量升高）
（2）焓变符号，规定放热反应的△H为“－”，吸热反应的△H为“＋”。即放热反应的△H＜0，吸热反应的△H＞0 （3） 5、热化学方程式
（1）、表明反应放出或吸收的热量的化学方程式叫做热化学方程式。热化学方程式不仅表示了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。 （2）、书写热化学方程式的注意事项
①要注明温度、压强，但中学化学中所用的△H数据一般都是25℃、101Kpa下的数据，因此可不特别注明。
②须注明△H的“＋”与“－”。“＋”表示吸收热量，“－”表示放出热量。
③要注明反应物和生成物的聚集状态。g表示气体，l表示液体，s表示固体，热化学方程式中不用气体符号或沉淀符号。
④热化学方程式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或原子数。因此热化学方程式中化学计量数可以是整数也可以是分数。 ⑤注意热化学方程式表示反应已完成的数量，由于△H与反应完成的物质的量有关，所以化
学方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应。即对于相同的物质反应，当化学计量数不同，其△H也不同。当化学计量数加倍时，△H也加倍。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。
⑥对于化学式形式相同的同素异形体，还必须在化学是后面标明其名称。例如C（s，石墨） 6、燃烧热
（1）概念：25℃、101Kpa时，1mol纯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，单位为KJ/mol。 注意：①对物质的量限制：必须是1mol：②1mol纯物质是指1mol纯净物（单质或化合物）；③完全燃烧生成稳定的氧化物。如C→CO2(g)；H→H2O(l)；N→N2(g)；P→P2O5(s);S→SO2(g)等；④物质的燃烧热都是放热反应，所以表示物质燃烧热的△H均为负值，即△H＜0 （3）表示燃烧热热化学方程式的写法
以燃烧1mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数，注意：热化学方程式中常出现分数。
（4）有关燃烧热计算：Q（放）＝n（可燃物）×△Hc。Q（放）为可燃物燃烧放出的热量，n（可燃物）为可燃物的物质的量，△Hc为可燃物的燃烧热。
7、中和热
（1）定义：稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1mol水时的反应热
（2）注意：①稀溶液是指物质溶于大量水，即大量水中物质的溶解热效应忽略不计；一般是指酸、碱的物质量浓度均小于或等于1mol·L-1；②中和热不包含离子在水中的生成热、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-化合生成水；若反应过程中有其他物质生成（生成沉淀的反应一般为放热反应），这部分反应热也不包含在中和热内。
H+（aq）＋OH-（aq）＝H2O(l)；△H＝－57.3KJ/mol
表示强酸强碱稀溶液反应的中和热；④弱酸弱碱因为电离时要吸热或电离出的H+和OH物质的量小于对应酸碱的物质的量，所以弱酸弱碱参加的中和反应，其中和热△H＞－57.3KJ/mol，表示中和热偏小。
⑤测定中和热实验关键因素：酸与碱充分反应；防止热量散失，酸碱溶液浓度等。如：浓硫酸与碱反应测得中和热偏高（浓硫酸溶水会放热）。
（3）书写中和热的热化学方程式时，以生成1mol H2O为标准来配平其余物质的化学计量数
8、盖斯定律（1）定义：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的；即化学反应热只与其反应的始态和终态有关，而与具体反应进行的途径无关
（2）、应用：a、利用总反应和一个反应确定另一个反应的热效应b、热化学方程式之间可以进行代数变换等数学处理 （3）反应热与键能关系
①键能：气态的基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。键能既是形成1mol化学键所释放的能量，也是断裂1mol化学键所需要吸收的能量。
②由键能求反应热：反应热等于断裂反应物中的化学键所吸收的能量（为“＋”）和形成生成物中的化学键所放出的能量（为“－”）的代数和。即△H＝反应物键能总和－生成物键能总和＝∑E反－∑E生
③常见物质结构中所含化学键类别和数目：1molP4中含有6mol P—P键；28g晶体硅中含有2mol Si—Si键；12g金刚石中含有2mol C—C键；60g二氧化硅晶体中含有4mol Si—O键 （5）反应热与物质稳定性的关系
不同物质的能量（即焓）是不同的，对于物质的稳定性而言，存在着“能量越低越稳定”的规律，因此，对于同素异形体或同分异构体之间的相互转化，若为放热反应，则生成物能量低，生成物稳定；若为吸热反应，则反应物的能量低，反应物稳定。
一、热化学方程式的书写
与普通化学方程式相比，书写热化学方程式除了遵循书写普通化学方程式外，还应该注意以下几点：
①反应热ΔH与测定的条件（温度、压强）有关，因此书写热化学方程式时应注明应热ΔH的测定条件。若没有注明，就默认为是在25℃、101KPa条件下测定的。 ②反应热ΔH只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边。ΔH为“－”表示放热反应，ΔH为“+”表示吸热反应。ΔH的单位一般为kJ·mol－1（kJ/mol）。
③反应物和生成物的聚集状态不同，反应热ΔH不同。因此热化学方程式必须注明物质的聚集状态，固体用“s”、液体用“l”、气体用“g”、溶液用“aq”等表示，只有这样才能完整地体现出热化学方程式的意义。热化学方程式中不标“↑”或“↓”。
④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，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。
⑤热化学方程式是表示反应已完成的数量。由于ΔH与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学前面的化学计量系数必须与ΔH相对应，如果化学计量系数加倍，那么ΔH也加倍。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。
⑥在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1 mol 水时的反应热叫中和热。书写中和热的化学方程式应以生成1 mol 水为基准。
⑦反应热可分为多种，如燃烧热、中和热、溶解热等，在101Kpa时，1 mol 纯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。
原电池和电解池
一 原电池；
原电池的形成条件
原电池的工作原理原电池反应属于放热的氧化还原反应，但区别于一般的氧化还原反应的是，电子转移不是通过氧化剂和还原剂之间的有效碰撞完成的，而是还原剂在负极上失电子发生氧化反应，电子通过外电路输送到正极上，氧化剂在正极上得电子发生还原反应，从而完成还原剂和氧化剂之间电子的转移。两极之间溶液中离子的定向移动和外部导线中电子的定向移动构成了闭合回路，使两个电极反应不断进行，发生有序的电子转移过程，产生电流，实现化学能向电能的转化。
从能量转化角度看，原电池是将化学能转化为电能的装置；从化学反应角度看，原电池的原理是氧化还原反应中的还原剂失去的电子经导线传递给氧化剂，使氧化还原反应分别在两个电极上进行。
原电池的构成条件有三个：
（1）电极材料由两种金属活动性不同的金属或由金属与其他导电的材料（非金属或某些氧化物等）组成。
（2）两电极必须浸泡在电解质溶液中。 （3）两电极之间有导线连接，形成闭合回路。
只要具备以上三个条件就可构成原电池。而化学电源因为要求可以提供持续而稳定的电流，所以除了必须具备原电池的三个构成条件之外，还要求有自发进行的氧化还原反应。也就是说，化学电源必须是原电池，但原电池不一定都能做化学电池。 形成前提：总反应为自发的氧化还原反应 电极的构成：
a.活泼性不同的金属—锌铜原电池，锌作负极，铜作正极；b.金属和非金属（非金属必须能导电）—锌锰干电池，锌作负极，石墨作正极；c.金属与化合物—铅蓄电池，铅板作负极，二氧化铅作正极；d.惰性电极—氢氧燃料电池，电极均为铂。 电解液的选择：电解液一般要能与负极材料发生自发的氧化还原反应。 原电池正负极判断：
负极发生氧化反应，失去电子；正极发生还原反应，得到电子。
电子由负极流向正极，电流由正极流向负极。 溶液中，阳离子移向正极，阴离子移向负极
电极反应方程式的书写
负极：活泼金属失电子，看阳离子能否在电解液中大量存在。如果金属阳离子不能与电解液中的离子共存，则进行进一步的反应。例：甲烷燃料电池中，电解液为KOH，负极甲烷失8个电子生成CO2和H2O，但CO2不能与OH-共存，要进一步反应生成碳酸根。
正极：①当负极材料能与电解液直接反应时，溶液中的阳离子得电子。例：锌铜原电池中，电解液为HCl，正极H+得电子生成H2。②当负极材料不能与电解液反应时，溶解在电解液中的O2得电子。
如果电解液呈酸性，O2+4e-+4H+==2H2O；
如果电解液呈中性或碱性，O2+4e-+2H2O==4OH-。
特殊情况:Mg-Al-NaOH，Al作负极。负极：Al-3e-+4OH-==AlO2-+2H2O；正极：2H2O+2e-==H2↑+2OH-
Cu-Al-HNO3，Cu作负极。
注意：Fe作负极时，氧化产物是Fe2+而不可能是Fe3+；肼（N2H4）和NH3的电池反应产物是H2O和N2
无论是总反应，还是电极反应，都必须满足电子守恒、电荷守恒、质量守恒。 pH变化规律
电极周围：消耗OH-(H+)，则电极周围溶液的pH减小（增大）；反应生成OH-(H
+
)，则电极周围溶液的pH增大（减小）。
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