一、焓變 反應熱
1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量
2．焓變(ΔH)的意義：在恆壓條件下進行的化學反應的熱效應
（1）.符號： △H（2）.單位：kJ/mol
3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱 化學鍵形成——放熱
放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H <0
吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H 為“+”或△H >0
☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應 ② 酸鹼中和反應
③ 大多數的化合反應 ④ 金屬與酸的反應
⑤ 生石灰和水反應 ⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl ② 大多數的分解反應
③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等
二、熱化學方程式
書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數
⑤各物質係數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變
三、燃燒熱
1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
※注意以下幾點：
①研究條件：101 kPa
②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。
③燃燒物的物質的量：1 mol
④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）
四、中和熱
1．概念：在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。
2．強酸與強鹼的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱鹼電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小於57.3kJ/mol。
4．中和熱的測定實驗
五、蓋斯定律
1．內容：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，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。
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