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。本节内容较简单，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℃、考高分Kpa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。
⑥对于化学式形式相同的同素异形体，还必须在化学是后面标明其名称。如C(s，石墨)
四、燃烧热
(1)概念：25℃、考高分Kpa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位为KJ/mo。
【注意】①对物质的量限制：必须是1mol：
②1mol纯物质是指1mol纯净物(单质或化合物);
③完全燃烧生成稳定的氧化物。如C→CO2(g);H→H2O(l);N→N2(g);P→P2O5(s);S→SO2(g)等;
④物质的燃烧热都是放热反应，所以表示物质燃烧热的△H均为负值，
即△H<0
(2)表示燃烧热热化学方程式的写法
以燃烧1mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数，所以热化学方程式中常出现分数。
(3)有关燃烧热计算：Q(放)=n(可燃物)×△Hc。Q(放)为可燃物燃烧放出的热量，n(可燃物)为可燃物的物质的量，△Hc为可燃物的燃烧热。
五、中和热
(1)定义：稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1mol水时的反应热
【注意】：①稀溶液是指物质溶于大量水，即大量水中物质的溶解热效应忽略不计;一般是指酸、碱的物质量浓度均小于或等于1mol·L-1;
②中和热不包含离子在水中的生成热、物质的溶解热、电解质电离的吸热所伴随的热效应;
③中和反应的实质是H+和OH-
化合生成水;若反应过程中有其他物质生成(生成沉淀的反应一般为放热反应)，这部分反应热也不包含在中和热内。H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l);△H=-57.3KJ/mol表示强酸强碱稀溶液反应的中和热
④弱酸弱碱因为电离时要吸热或电离出的H+和OH物质的量小于对应酸碱的物质的量，所以弱酸弱碱参加的中和反应，其中和热△H>-57.3KJ/mol，表示中和热偏小。
⑤测定中和热实验关键因素：酸与碱充分反应;防止热量散失，酸碱溶液浓度等。如浓硫酸与碱反应测得中和热偏高。
(2)书写中和热的热化学方程式时，以生成1molH2O为标准来配平其余物质的化学计量数
六、盖斯定律
(1)内容：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的;
即化学反应热只与其反应的始态和终态有关，而与具体反应进行的途径无关
(2)、应用：a、利用总反应和一个反应确定另一个反应的热效应
b、热化学方程式之间可以进行代数变换等数学处理
(3)反应热与键能关系
①键能：气态的基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。键能既是形成1mol化学键所释放的能量，也是断裂1mol化学键所需要吸收的能量。
②由键能求反应热：反应热等于断裂反应物中的化学键所吸收的能量(为“+”)和形成生成物中的化学键所放出的能量(为“-”)的代数和。即△H=反应物键能总和-生成物键能总和=∑E反-∑E生
③常见物质结构中所含化学键类别和数目：1molP4中含有6molP—P键;28g晶体硅中含有2molSi—Si键;12g金刚石中含有2molC—C键;60g二氧化硅晶体中含有4molSi—O键
七、 反应热与物质稳定性的关系
不同物质的能量(即焓)是不同的，对于物质的稳定性而言，存在着“能量越低越稳定”的规律，因此，对于同素异形体或同分异构体之间的相互转化，若为放热反应，则生成物能量低，生成物稳定;若为吸热反应，则反应物的能量低，反应物稳定。
常见考法
盖斯定律与热化学方程式均与反应热的计算有关，而高考也是就这两方面来考查对于该知识的掌握，考查的形式常见选择题、填空题，计算出现的几率较小。
误区提醒
盖斯定律是热化学中一个相当有实用价值的定律。其内容是不管化学反应过程是一步完成还是分几步完成，总过程的热效应是相同的，即一步完成的反应热等于分几步完成的反应热之和。利用这一规律，可以从已经测定的反应的热效应来计算难于测量或不能测量反应的热效应，它是间接求算反应热的常用方法。
