一、焓变 反应热
1。反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
2。焓变（ΔH）的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热 效应
（1）。符号： △H（2）。单位：kJ/mol
3。产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热
放出热量的化学反应。（放热>吸热） △H 为“—”或△H<0
吸收热量的 化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0
☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应 ② 酸碱中和反应
③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应
⑤ 生石灰和水反应 ⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba（OH）2？8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应 ③ 以H2、CO、C为还原剂的`氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点：
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g，l，s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍;反应逆向进行，△H改变符号，数值不变
三、燃烧热
1。概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：
①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）
四、中和热
1。概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2。强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH—反应，其热化学方程式为：
H+（aq） +OH—（aq） =H2O（l） ΔH=—57。3kJ/mol
3。弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57。3kJ/mol。
4。中和热的测定实验
五、盖斯定律
1。内容：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，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
