今天換一個思考寫讀書筆記，想和備課一起一舉兩得。掐指一算在月末出游前可以把選修一過一遍，又想著能否調整策略，文章寫作與備課穿插進行。也不用規(guī)劃得太過死板，修身養(yǎng)性充電100%同時，若有余力多做一些便可。若兩者穿插進行確實可能比較適合，畢竟一個輸入、一個輸出，使用不同通入可算是勞逸結合，且試試看效果如何。粗過了一下第一課時，初步感受主要是實驗設計與概念理解。實驗方面教材上主要給了中和熱的測定，這個過程交與學生設計完成，凸顯思路方法的重要性，教參上舉一反三思考如果燃燒熱如何測定，我覺得這個環(huán)節(jié)挺有意思的，是對教材實驗的延伸拓展，這大概屬于昨天討論的“多說一句”。關于概念的理解對于我本人來說也有些挑戰(zhàn)。若只是為了應考倒是不難，常常只是出現(xiàn)蓋斯定律。但其中許多名詞，作為老師還是要理一理。人教版教材討論得比較粗淺，借用一下魯科版教材，討論得比較詳細，學習一波。當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱，通常用Q表示。并且約定反應吸熱時Q取正值，反應放熱時Q取負值。反應熱的數(shù)值可以通過實驗測得，也可以通過理論計算求得。用實驗方法和理論方法研究反應熱的化學分支稱為熱化學。反應過程吸收或放出的熱量Q=-C（T2-T1）。其中C表示溶液即量熱計的熱容（溫度每升高1K時所吸收的熱量，單位J-1·K-1），單位質量的物質的熱容稱為該物質的比熱容，簡稱比熱，單位為kJ-1·K-1·kg-1，液態(tài)水的比熱為4.18kJ-1·K-1·kg-1。以上需要注意的是人為劃定的研究對象（物質系統(tǒng)）稱為體系，體系以外的其他部分稱為環(huán)境。例如，當我們研究一個在密閉容器中進行的氣體反應時，若將容器中的氣體作為體系，則容器和容器以外的空氣等物質就是環(huán)境。所以當反應吸收熱量時，外界環(huán)境溫度就會降低，即T2小于T1，Q大于0，合理。熱（Q）也可以理解為由于體系和環(huán)境的溫度不同而在體系和環(huán)境之間交換的能量。化學反應的能量變化是由反應前后物質所具有的內能不同引起的。內能U是體系內物質所含各種微觀粒子的能量總和（微觀粒子的能量包括分子的平動、轉動、振動，電子運動，原子核運動等各種形式運動的動能，以及微觀粒子之間相互作用的勢能）。內能的大小除了與物質的種類、數(shù)量即聚集狀態(tài)（即氣態(tài)、液態(tài)或固態(tài)等）有關外，還與體系的溫度、壓強有關，因為上述因素等都可以影響物質內部微觀粒子的能量。?U=U（反應產物）-U（反應物），若?U大于0，則反應吸熱，若U小于0，則反應放熱。化學反應體系與環(huán)境進行能量交換可以以熱和功兩種形式呈現(xiàn)，?U=Q（熱）+W（功）。除熱能以外，體系與環(huán)境之間交換的其他形式的能（如電能、光能、機械能等）都稱為功。并且約定，環(huán)境對體系做功時W取正值，體系對環(huán)境做功時W取負值。在一定的環(huán)境壓強下，當體系的體積發(fā)生變化時，環(huán)境對體系（或體系對環(huán)境）做的功稱為體積功。迄今為止，科學家還無法通過理論計算或實驗測定得知物質內能的絕對值，但是根據(jù)?U=Q（熱）+W（功）可以通過反應熱與反應過程中體系做得功計算出反應體系內能的變化值。如果反應過程中體系沒有做功（如反應前后體系體積不變且沒有做電功等其他功），則?U=Q。在實驗室或生產中，化學反應大多是在壓強不變的條件下進行的，如在敞口容器中。由于大氣壓強通常變化很小，此時反應體系的壓強可以近似看作不變——等壓反應。等壓反應中肯跟伴隨著反應體系體積的改變而有體積功存在，因此反應熱不一定等于反應體系內能的變化。經(jīng)過長期研究，科學家定義了一個稱為“焓”的物理量H，單位為J或kJ，用它的變化來描述等壓反應的反應熱，H=U+pV。焓與內能一樣，其大小也取決于物質的種類、數(shù)量、聚集狀態(tài)并受體系的溫度、壓強等因素的影響。研究表明，在等壓反應中，如果反應中物質的能量變化沒有與電能、光能等其他形式的能量發(fā)生轉化，則該反應的反應熱等于反應前后體系的焓的變化Qp=?H=H（反應產物）-H（反應物），若?H大于0，吸熱，若?H小于0，放熱。可以理解成H這個概念是人為為了需要而提出。
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