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化学反应与能量变化知识点总结一、化学反应与能量的变化反应热焓变(1)反应热：化学反应在一定条件下进行时所释放或吸收的热量。(2)焓变：在恒压条件下进行的化学反应的热效应即为焓变。(3)符号：ΔH,单位：kJ/mol或kJ·mol^-1。(4)ΔH=生成物总能量-反应物总能量=反应物键能总和-生成物键能总和。(5)当ΔH为负值或ΔH<0时,为放热反应;当ΔH为正值或ΔH>0时,为吸热反应。热化学方程式热化学方程式不仅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。H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)ΔH=-285.8kJ/mol表示在25°C、101kPa条件下,1molH2与1/2molO2反应生成液态水时放出的热量为285.8kJ。注意事项:(1)热化学方程式中的化学计量数表示物质的量,不表示分子数,可以是整数、小数或分数。(2)反应物和产物的聚集状态不同,反应热数值及符号可能不同,因此需要注明物质的聚集状态。(3)热化学方程式中不用"↑"和"↓"。中和热定义:在稀溶液中,酸和碱发生中和反应生成1molH2O时的反应热称为中和热。二、燃烧热(1)概念:25°C、101kPa条件下,1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。(2)单位:kJ/mol。三、反应热的计算(1)盖斯定律:不管化学反应是一步完成还是分几步完成,其反应热是相同的。也就是说,化学反应的反应热只与体系的始态和终态有关,而与反应的途径无关。反应热的计算常见方法:(1)利用键能计算反应热:ΔH=∑E(反应物)-∑E(生成物),即反应物的键能总和与生成物的键能总和之差。(2)由反应物和生成物的总能量计算反应热:ΔH=生成物总能量-反应物总能量。(3)根据盖斯定律计算:反应热与反应物的物质的量成正比,且反应热只与反应的始态和终态有关,与反应途径无关。如果一个反应可以分步进行,则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。四、化学反应与能量变化方程式⑴△H只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，用“;”隔开。若为放热反应，△H为“-”;若为吸热反应，△H为“+”。△H的单位为kJ/mol。⑵反应热△H与测定条件(如温度、压强等)有关。所以书写热化学反应方程式的时候，应该注意标明△H的测定条件。⑶必须标注物质的聚集状态(s(固体)、l(液体)、g

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