1、反应热

(1)在中学化学中，一般研究的是恒压反应热。

(2)规定放热反应的反应热为“-”，吸热反应的反应热为“+”。反应物总能量和生成物总能量的大小决定了反应热的大小。化学反应的反应热△H也等于断裂反应物中化学键需要吸收的能量与形成生成物中化学键放出的能量之差。

(3)反应热的单位常用，其中“mol”不表示参加反应的物质的物质的量，而表示1mol反应。

(4)反应热包含了燃烧热和中和热，它们不是并列关系，而是从属关系。

2、燃烧热

燃烧热定义：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量，叫该物质的燃烧热。

(1)量的标准：必须是1 mol可燃物。

(2)必须完全燃烧，如碳的燃烧热是指1 mol C完全燃烧生成所放出的热量，而不是生成CO所放出的热量。

(3)必须生成稳定的化合物，如氢气的燃烧热是指1 mol氢气完全燃烧生成液态水所放出的热量，而不是生成气态水所放出的热量。

3、中和热

中和热定义：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH₂O时的反应热。

(1)量的标准：中和反应时必须是生成1 mol水。

(2)在稀溶液中，强酸与强碱发生中和反应生成1 mol水时，放出的热量均为57.3kJ。弱酸与弱碱发生中和反应生成1 mol水时，放出的热量应小于57.3kJ。

(3)反应物必须是酸和碱，并不是能反应生成水的物质都行。

4、“三热”的比较

5、热化学方程式

1.定义：表示参加反应物质的量与反应热关系的化学方程式，叫做热化学方程式。

要点诠释：热化学方程式既体现化学反应的物质变化，同时又体现反应的能量变化，还体现了参加反应的反应物的物质的量与反应热关系。如：

H₂(g)+1/2O₂(g)=H₂O(g);ΔH₁=-241.8kJ/mol

2H₂(g)+ O₂(g)=2H₂O(g);ΔH₂=-483.6kJ/mol

H₂(g)+1/2O₂(g)=H₂O(l);ΔH3=-285.8kJ/mol

2H₂(g)+ O₂(g)=2H₂O(l);ΔH4=-571.6kJ/mol

2.书写热化学方程式的注意事项：

(1)需注明反应的温度和压强;因反应的温度和压强不同时，其△H不同。 不注明的指101kPa和25℃时的数据。

(2)要注明反应物和生成物的状态(不同状态，物质中贮存的能量不同)。

(3)热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，表示物质的量，它可以是整数也可以是分数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其ΔH成比例变化。

(4)△H的单位kJ/mol，表示每mol反应所吸放热量，△H和相应的计量数要对应。

(5)比较△H大小时要带着“﹢”、“﹣”进行比较。

(6)表示反应已完成的热量，可逆反应N₂(g) +3H₂(g)2NH₃ (g);△H=- 92.4kJ/mol，是指当1molN₂(g)和3molH₂(g)完全反应，生成2 mol NH₃(g)时放出的热量92.4kJ;2 mol NH₃(g)分解生成1molN₂(g)和3molH₂(g)时吸收热量92.4kJ，即逆反应的△H=+92.4kJ/mol。

3.热化学方程式与化学方程式的比较：

6、盖斯定律和反应热的计算

1.盖斯定律的定义

不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。即化学反应的反应热与反应途径无关，只与反应体系的始态和终态有关。

2.反应热的计算

(1).根据反应物和生成物的总能量计算

△H=生成物的总能量-反应物的总能量

(2).根据键能计算

ΔH=反应物键能总和―生成物键能总和

(3).利用热化学方程式进行相关量的求解

先写出热化学方程式，再根据热化学方程式所体现的物质之间、物质与反应热之间的关系直接求算物质的量或反应热。

(4).燃烧热和中和热的计算

①燃烧热：Q_放=n(可燃物)×ΔHC

n(可燃物)为可燃物的物质的量，ΔHC为该可燃物的燃烧热

②中和热：Q_放=n(H₂O)×ΔHC'

n(H₂O)为生成水的物质的量，ΔHC'为中和热

(5).利用盖斯定律求反应热

1)设计合理的反应途径。

2)适当加减已知的热化学方程式，得出待求的热化学方程式，反应热也要进行相应的加减运算，从而得出待求热化学方程式的反应热。

3)在进行反应热的计算时，要注意反应热的符号以及反应热与方程式中化学计量数间的比例关系。

(6).混合物燃烧放热求比例问题

可用常规的列方程组法，也可采用十字交叉法。