一、化学反应与能量的变化

反应热焓变

（1）反应热：化学反应在一定条件下反应时所释放或吸收的热量。

（2）焓变：在恒压条件下进行的化学反应的热效应即为焓变。

（3）符号：ΔH,单位：kJ/mol或kJ·molˉ1。

（4）ΔH=生成物总能量-反应物总能量=反应物键能总和-生成物键能总和

（5）当ΔH为“-”或ΔH0时，为放热反应

当ΔH为“+”或ΔH0时，为吸热反应

热化学方程式

热化学方程式不仅表明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。

H2（g）+?O2（g）=H2O（l）ΔH=-285.8kJ/mol

表示在25℃，101kPa，1molH2与？molO2反应生成液态水时放出的热量是285.8kJ。

注意事项：（1）热化学方程式各物质前的化学计量数只表示物质的量，不表示分子数，因此，它可以是整数，也可以是小数或分数。（2）反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值以及符号都可能不同，因此，书写热化学方程式时必须注明物质的聚集状态。热化学方程式中不用“↑”和“↓”

中和热定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1molH2O，这时的反应热叫做中和热。

二、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。

（2）单位：kJ/mol

三、反应热的计算

（1）盖斯定律内容：不管化学反应是一步完成或是分几步完成，其反应热是相同的。或者说，化学反应的的反应热只与体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。

反应热的计算常见方法：

（1）利用键能计算反应热：通常人们把拆开1mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能，键能通常用E表示，单位为kJ/mol或kJ·mol-1。方法：ΔH=∑E（反应物）-∑E（生成物），即ΔH等于反应物的键能总和与生成物的键能总和之差。如反应H2（g）+Cl2（g）===2HCl（g）ΔH=E（H—H）+E（Cl—Cl）-2E（H—Cl）。

（2）由反应物、生成物的总能量计算反应热：ΔH=生成物总能量-反应物总能量。

（3）根据盖斯定律计算：

反应热与反应物的物质的量成正比。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，而与反应的途径无关。即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。例如：由图可得ΔH=ΔH1+ΔH2，

四、化学反应与能量变化方程式

⑴△H只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，用“；”隔开。若为放热反应，△H为“-”；若为吸热反应，△H为“+”。△H的单位为kJ/mol。

⑵反应热△H与测定条件（如温度、压强等）有关。所以书写热化学反应方程式的时候，应该注意标明△H的测定条件。

⑶必须标注物质的聚集状态（s（固体）、l（液体）、g（气体）才能完整的书写出热化学反应方程式的意义。方程式中不用“↑”、“↓”、“→”这些符号，而用"="来表示。