高中化学作为高中生的必修课程在理综中占了很大一部分分值，但是还是有很多同学会对这门学科束手无策，遇到这种情况的时候大家千万不能灰心，总的来说掌握好化学方程式会对成绩有很大的帮助，所以今天我们就来整理一下化学反应与能量变化相关的知识点，希望能够帮助大家。
一、 化学反应与能量变化
反应热焓变
（1）反应热：化学反应在一定条件下反应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·molˉ。
（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“-”或ΔH<0时，为放热反应
当ΔH为“+”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)+O2(g)=H2O(l)ΔH=-285.8kJ/mol
表示在25℃,101kPa，1mol H2与mol O2反应生成液态水时放出的热量是285.8 kJ。
注意事项：(1)热化学方程式各物质前的化学计量数只表示物质的量，不表示分子数，因此，它可以是整数，也可以是小数或分数。(2)反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值以及符号都可能不同，因此，书写热化学方程式时必须注明物质的聚集状态。热化学方程式中不用“↑”和“↓”
中和热定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1mol H2O，这时的反应热叫做中和热。
二、 燃烧热
（1）概念：25℃,101kPa时，1 mol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）盖斯定律内容：不管化学反应是一步完成或是分几步完成，其反应热是相同的。或者说，化学反应的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：通常人们把拆开1 mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能，键能通常用E表示，单位为kJ/mol或kJ·mol-1。方法：ΔH=∑E(反应物)-∑E(生成物)，即ΔH等于反应物的键能总和与生成物的键能总和之差。如反应H2(g)+Cl2(g) === 2HCl(g) ΔH=E(H—H)+E(Cl—Cl)-2E(H—Cl)。
（2）由反应物、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。化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关.即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。例如：由图可得ΔH=ΔH1+ΔH2，
四、 化学反应与能量变化方程式
（1）△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。
（2）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。
（3）必须标注物质的聚集状态(s(固体)、l(液体)、g(气体)才能完整的书写出热化学反应方程式的意义。方程式中不用“↑”、“↓”、“→”这些符号，而用"="来表示。
标签：知识点,学霸,化学反应
