一、化學(xué)反應(yīng)與能量的變化

　　反應(yīng)熱焓變

　　(1)反應(yīng)熱：化學(xué)反應(yīng)在一定條件下反應(yīng)時所釋放或吸收的熱量。

　　(2)焓變：在恒壓條件下進行的化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)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(yīng)物總能量=反應(yīng)物鍵能總和-生成物鍵能總和

　　(5)當(dāng)ΔH為“-”或ΔH<0時，為放熱反應(yīng)

　　當(dāng)ΔH為“+”或ΔH>0時，為吸熱反應(yīng)

　　熱化學(xué)方程式

　　熱化學(xué)方程式不僅表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化，也表明了化學(xué)反應(yīng)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(yīng)生成液態(tài)水時放出的熱量是285.8kJ。

　　注意事項：(1)熱化學(xué)方程式各物質(zhì)前的化學(xué)計量數(shù)只表示物質(zhì)的量，不表示分子數(shù)，因此，它可以是整數(shù)，也可以是小數(shù)或分?jǐn)?shù)。(2)反應(yīng)物和產(chǎn)物的聚集狀態(tài)不同，反應(yīng)熱數(shù)值以及符號都可能不同，因此，書寫熱化學(xué)方程式時必須注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)。熱化學(xué)方程式中不用“↑”和“↓”

　　中和熱定義：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1molH2O，這時的反應(yīng)熱叫做中和熱。

　　二、燃燒熱

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

　　(2)單位：kJ/mol

　　三、反應(yīng)熱的計算

　　(1)蓋斯定律內(nèi)容：不管化學(xué)反應(yīng)是一步完成或是分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的。或者說，化學(xué)反應(yīng)的的反應(yīng)熱只與體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無關(guān)。

　　反應(yīng)熱的計算常見方法：

　　(1)利用鍵能計算反應(yīng)熱：通常人們把拆開1mol某化學(xué)鍵所吸收的能量看成該化學(xué)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(yīng)物)-∑E(生成物)，即ΔH等于反應(yīng)物的鍵能總和與生成物的鍵能總和之差。如反應(yīng)H2(g)+Cl2(g)===2HCl(g)ΔH=E(H—H)+E(Cl—Cl)-2E(H—Cl)。

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

　　(3)根據(jù)蓋斯定律計算：

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

　　四、化學(xué)反應(yīng)與能量變化方程式

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

　　⑵反應(yīng)熱△H與測定條件(如溫度、壓強等)有關(guān)。所以書寫熱化學(xué)反應(yīng)方程式的時候，應(yīng)該注意標(biāo)明△H的測定條件。

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

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