化学反应必然有新物质的生成，在反应过程中伴随着旧化学键的断裂和新化学键的生成。而在化学键的改变中就伴随着能量的变化。也就是说反应物和生成物的能量变化就体现为反应热。在这里我们主要学习：反应热、燃烧热、中和热以及焓变与反应热的关系，盖斯定律在反应热计算中的应用，热化学方程式的书写。今天老师给大家整理的内容较简单，其中盖斯定律与热化学方程式是重点内容。

1、盖斯定律及其在反应热计算中的应用：

a、有些化学反应进行很慢或不易直接发生，很难直接测得这些反应的反应热，可通过盖斯定律获得它们的反应热数据。

b、在化学计算中，可利用热化学方程式的组合，根据盖斯定律进行反应热的计算。

c、在化学计算中，根据盖斯定律的含义，可以根据热化学方程式的加减运算，比较△H的大小。

2、热化学方程式

(1)热化学方程式的概念：能够表示反应热的化学方程式叫做热化学方程式。

(2)热化学方程式的意义：既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。

3、热化学方程式的书写：

a、热化学方程式必须标出能量变化。

b、热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态，因为反应热除跟物质的量有关外，还与反应物和生成物的聚集状态有关。

c、热化学方程式中加各物质的化学计量数只表示物质的量，因此可以用分数，但要注意反应热也发生相应变化。

一、 化学反应及能量变化

1、化学反应的实质、特征和规律

实质：反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成

特征：既有新物质生成又有能量的变化

遵循的规律：质量守恒和能量守恒

2、化学反应过程中的能量形式：常以热能、电能、光能等形式表现出来

二、反应热与焓变

1、反应热定义：在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或放出的热量成为化学反应的反应热。

2、焓变定义：在恒温、恒压条件下的反应热叫反应的焓变，符号是△H，单位常用KJ/mol。

3、产生原因：化学键断裂—吸热 化学键形成—放热

4、计算方法：△H=生成物的总能量-反应物的总能量=反应物的键能总和-生成物的键能总和

5、放热反应和吸热反应

化学反应都伴随着能量的变化，通常表现为热量变化。据此，可将化学反应分为放热反应和吸热反应。

【注意】(1)反应放热还是吸热主要取决于反应物和生成物所具有的总能量的相对大小;

(2)反应是否需要加热，只是引发反应的条件，与反应是放热还是吸热并无直接关系。许多放热反应也需要加热引发反应，也有部分吸热反应不需加热，在常温时就可以进行。

三、热化学方程式

(1)定义：表明反应放出或吸收的热量的化学方程式叫做热化学方程式;

(2)意义：热化学方程式不仅表示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。

(3)热化学方程式的书写

①要注明温度、压强，但中学化学中所用的△H数据一般都是25℃、101Kpa下的数据，因此可不特别注明;

②必须注明△H的“+”与“-”。“+”表示吸收热量，“-”表示放出热量;

③要注明反应物和生成物的聚集状态。g表示气体，l表示液体，s表示固体，热化学方程式中不用气体符号或沉淀符号;

④热化学方程式各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数。因此热化学方程式中化学计量数可以是整数也可以是分数;

⑤注意热化学方程式表示反应已完成的数量，由于△H与反应完成的物质的量有关，所以化学方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应。即对于相同的物质反应，当化学计量数不同，其△H也不同。当化学计量数加倍时，△H也加倍。当 反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。