化学反应中的能量变化，通常表现为热量的变化。以下是第一章化学反应中的能量变化知识点，请大家掌握。

一、 反应热

1、定义：在反应过程中放出或吸收的热量叫反应热。放出热量的反应叫放热反应。吸收热量的反应叫吸热反应(化学反应过程中，不仅有新物质生成，同时还伴随着能量的变化，并可以以热能、电能或光能等的形式表现出来。当能量以热的形式表现时，我们把反应分为放热反应和吸热反应。) 2、符号：⊿H(大吸小放) 3、单位：kJ/mol

4、计算依据：⊿H=生成物的总能量 - 反应物的总能量= H (生成物) - H(反应物)

⊿H=反应物的总键能 – 生成物的总键能

5、书写热化学方程式的注意事项：

(1)要标明反应的温度和压强，如不特别注明，即表示在101kPa和298K。

(2)要标明反应物和生成物的聚集状态，因为物质在不同的聚集状态下所具有的能量是不相同的，对同一反应来说，物质聚集状态不同，反应热(⊿H)的数值不同。

(3)热化学方程式中的化学计量数不表示分子个数，而是表示物质的量，所以，它可以是整数，也可以是分数。相同物质发生的同一个化学反应，当化学计量数改变时，其⊿H也同等倍数的改变，但⊿H的单位不变，仍然为kJ/mol。若将化学方程式中反应物和生成物颠倒，则⊿H的数值和单位不变，符号改变。

(4)热化学方程式一般不需要写反应条件，也不用标“↑”和“↓”。因为聚集状态已经表示出来了，固态用“s”液态用“l”，气态用“g”。   (5)⊿H要标注“+”或“-”，放热反应⊿H为“-”，吸热反应⊿H为’+”.

6、盖斯定律：一定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分成几步完成，反应的总热效应相同，这就是盖斯定律。盖斯定律的应用实际上是利用热化学方程式的加减。(化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关) 7、(1)常见的放热反应有：可燃物的燃烧，酸碱中和反应，大多数化合反应，金属跟酸的置换反应

(2)常见的吸热反应有：大多数分解反应，以碳、氢气、一氧化碳作还原剂的氧化还原反应，铵盐与碱的反应。 二、燃烧热

定义：在101kPa下，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。单位为kJ/mol 二、 中和热

定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O时的反应热。 注意事项： (1) 必须是“稀溶液”，因为浓溶液在稀释过程中会放出热量，影响中和热。 (2) 中和热不包括离子在水中的水合热，物质的溶解热，电解质电离所伴随的

热效应。

(3) 中和反应的实质是氢离子和氢氧根离子起反应生成水，若反应过程中有其

他物质生成，这部分不属于中和热。

(4) 稀的强酸和稀的强碱反应的中和热为57.3 kJ/mol.若是弱酸或弱碱参与反

应，则由于他们的电离要吸收热量，其热量的数值会小于57.3 kJ/mol.

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