備戰：化學反應與能量變化知識點總結

反應熱焓變

(1)反應熱：化學反應在一定條件下反應時所釋放或吸收的熱量。

(2)焓變：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應即為焓變。

(3)符號：ΔH,單位：kJ/mol或kJ·molˉ1。

(4)ΔH=生成物總能量-反應物總能量=反應物鍵能總和-生成物鍵能總和

(5)當ΔH為“-”或ΔH<0時，為放熱反應

當ΔH為“+”或ΔH>0時，為吸熱反應

熱化學方程式

熱化學方程式不僅表明了化學反應中的物質變化，也表明了化學反應中的能量變化。

H2(g)+?O2(g)=H2O(l)ΔH=-285.8kJ/mol

表示在25℃,101kPa，1molH2與?molO2反應生成液態水時放出的熱量是285.8kJ。

注意事項：(1)熱化學方程式各物質前的化學計量數只表示物質的量，不表示分子數，因此，它可以是整數，也可以是小數或分數。(2)反應物和產物的聚集狀態不同，反應熱數值以及符號都可能不同，因此，書寫熱化學方程式時必須注明物質的聚集狀態。

熱化學方程式中不用“↑”和“↓”

中和熱定義：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應生成1molH2O，這時的反應熱叫做中和熱。

二、燃燒熱

(1)概念：25℃,101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩定的氧化物時所放出的熱量。

(2)單位：kJ/mol

三、反應熱的計算

(1)蓋斯定律內容：不管化學反應是一步完成或是分幾步完成，其反應熱是相同的。或者說，化學反應的的反應熱只與體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關。

反應熱的計算常見方法：

(1)利用鍵能計算反應熱：通常人們把拆開1mol某化學鍵所吸收的能量看成該化學鍵的鍵能，鍵能通常用E表示，單位為kJ/mol或kJ·mol-1。方法：ΔH=∑E(反應物)-∑E(生成物)，即ΔH等于反應物的鍵能總和與生成物的鍵能總和之差。

如反應H2(g)+Cl2(g)===2HCl(g)ΔH=E(H—H)+E(Cl—Cl)-2E(H—Cl)。

(2)由反應物、生成物的總能量計算反應熱：ΔH=生成物總能量-反應物總能量。

(3)根據蓋斯定律計算：

反應熱與反應物的物質的量成正比。化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關，而與反應的途徑無關.即如果一個反應可以分步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。例如：由圖可得ΔH=ΔH1+ΔH2，

四、化學反應與能量變化方程式

⑴△H只能寫在標有反應物和生成物狀態的化學方程式的右邊，用“;”隔開。若為放熱反應，△H為“-”;若為吸熱反應，△H為“+”。△H的單位為kJ/mol。

⑵反應熱△H與測定條件(如溫度、壓強等)有關。所以書寫熱化學反應方程式的時候，應該注意標明△H的測定條件。

⑶必須標注物質的聚集狀態(s(固體)、l(液體)、g(氣體)才能完整的書寫出熱化學反應方程式的意義。方程式中不用“↑”、“↓”、“→”這些符號，而用"="來表示。