化学能与热能一、反应热（焓变）1、化学反应中存在的变化： 物质和能量 能量变化重要体目前热量的变化上。2、反应热定义：在恒温、恒压下，化学反应过程中吸取或放出的热量称为反应热（焓变）。3、符号：△H 单位： kJ/mol4、规定： 放热： △H<0 吸热: △H>0 5、测量措施： 用量热计通过测量温度变化计算出反应热6、反应中为何会有能量的变化？ 宏观：能量（E）守恒作用 微观：断键吸热，成键放热从宏观角度去考虑：一种化学反应是吸取能量还是放出能量，取决于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。△H=E（生成物总能量） — E（反应物总能量）E 生总能量 > E 反总能量 → 吸热反应 △H>0E 反总能量 > E 生总能量 → 放热反应 △H<0一般，同一物质不一样状态时能量高下比较为： E 气态＞E 液态＞E 固态吸热反应△H > 0 放热反应△H < 0化学反应的过程,可以当作是能量的“贮存”或“释放”的过程从微观角度去考虑：化学反应中,化学键的断裂和形成是反应过程中有能量变化的本质原因。 △H=E（反总键能）—E（生总键能）反应物断键时吸取的能量<生成物成键时释放的能量→放热反应→△H < 0反应物断键时吸取的能量>生成物成键时释放的能量→吸热反应→△H > 0二、常见的反应热——中和热和燃烧热1、中和热： 在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成 1mol H2O 时的所放出的能量。2、燃烧热： 25℃,101kPa 时，1mol 纯物质完全燃烧生成稳定 的氧化物所放出的热量。 C → CO2（g） H → H2O（l）三、热化学方程式1、定义：表明反应所放出或吸取热量多少的式子。 2、书写注意事项：① 需注明反应的温度和压强(25℃、101kPa 可不标)。 需注明△H 的“＋”与“－”和单位。 ② 要注明反应物和生成物的汇集状态。③ 热化学方程式各物质前的化学计量数不表达分子个数，只表达物质的量的多少，它可以是整数也可以是分数。对于相似物质的反应，当化学计量数不一样步，其△H 也不一样。 3、热化学方程式的书写环节：（1）写出化学方程式（2）标明各物质的汇集状态（3）注明反应的温度和压强（4）写出△H 的值并标明“+”（或“—”） 单位为 kJ/mol（5）检查化学计量数和△H 值与否配套四、盖斯定律内容： 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。不管化学反应是分一步完毕或分几步完毕，其反应热是相似的。热化学方程式之间可以相加减五、试验——中和...
