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初中化学知识点归纳热化学计算初中化学知识点归纳——热化学计算热化学计算是热化学的重要内容之一，它通过计算反应焓变、热量转化等参数，来研究化学反应的热力学性质。
在初中化学中，我们主要掌握了热化学计算的基本方法和相关的计算公式。
本文将对初中化学中的热化学知识点进行归纳总结，帮助大家更好地掌握这一部分内容。
一、反应焓变的计算反应焓变是指化学反应过程中系统的焓变化量。
在热化学计算中，常用的计算方法有两种：利用热量平衡计算法和利用物质的焓变计算法。
1. 利用热量平衡计算法：化学反应在恒压下进行，根据热量平衡可得到反应物和生成物的热量关系式，使用以下公式进行计算：反应物A + 反应物B → 生成物C + 生成物D反应焓变ΔH = Σ(生成物的热量) - Σ(反应物的热量)2. 利用物质的焓变计算法：根据物质的焓变数据表，直接从中查找反应物和生成物的焓变值，使用以下公式进行计算：反应焓变ΔH = Σ(生成物的焓变) - Σ(反应物的焓变)二、热量转化的计算在热化学计算中，我们经常需要计算热量转化的问题，包括：1. 燃烧热：燃烧热是燃料完全燃烧生成单位质量水的热量，通常以单位质量（克或千克）的燃料燃烧时释放的热量来表示。
计算方法为：燃烧热 = 释放的热量 / 燃料质量2. 溶解热：溶解热是溶剂与溶质在溶液形成过程中释放或吸收的热量，计算方法为：溶解热 = 溶解过程中释放或吸收的热量 / 溶质质量三、热化学方程式的计算在热化学方程式的计算中，我们需要根据已知条件和公式，计算未知物质的相关参数，如反应物物质的质量、反应焓变等。
1. 反应物质的质量计算：根据已知物质比例和反应物质量关系，可以通过以下公式计算反应物质的质量：反应物质质量 = 已知物质质量 * (未知物质的摩尔质量 / 已知物质的摩尔质量)2. 反应焓变的计算：根据已知条件和反应焓变的公式，可以计算反应焓变的值：反应焓变ΔH = Σ(生成物的焓变) - Σ(反应物的焓变)四、热化学计算的应用热化学计算在实际应用中有着广泛的用途，比如：1. 燃料的选择：通过计算不同燃料的燃烧热，可以选择能量释放量大的燃料。
引言概述热化学方程式是描述化学反应中各组分所涉及的热变化的方程式。
通过热化学方程式，可以计算反应的焓变、熵变和自由能变化等热力学参数，从而揭示化学反应的热效应和动力学特性。
在化学工程、燃烧学等领域中，热化学方程式扮演着重要的角色。
本文将继续介绍一系列常用的热化学方程式，以帮助读者更深入地理解和应用热化学方程式。
正文内容一、热解反应1.热解反应的定义和特点热解反应是指在高温条件下，一个化合物分解成两个或多个较简单的物质的反应。
热解反应通常具有放热的特点，因为分解形成的物质具有较高的热稳定性。
2.热解反应的热化学方程式一般而言，热解反应的热化学方程式可以表示为：AB→A+B+ΔH，其中ΔH为反应的焓变。
3.热解反应的应用热解反应常用于化工工艺中，用于制备高纯度的金属、氧化物等物质。
热解反应也常用于燃烧学研究中，用于分析燃料的热值和热分解特性。
二、合成反应1.合成反应的定义和特点合成反应是指两个或多个物质反应一个新物质的反应。
合成反应通常伴随着吸热，因为的物质具有较高的热稳定性。
2.合成反应的热化学方程式一般而言，合成反应的热化学方程式可以表示为：A+B→AB+ΔH，其中ΔH为反应的焓变。
3.合成反应的应用合成反应广泛应用于有机合成、药物合成、聚合反应等领域。
合成反应的热化学方程式可以用于计算反应的放热量，从而优化反应条件和提高反应效率。
三、氧化还原反应1.氧化还原反应的定义和特点氧化还原反应是指物质与氧化剂之间的电子转移反应。
氧化还原反应可以产生电流，是电化学反应的基础。
2.氧化还原反应的热化学方程式氧化还原反应的热化学方程式可以通过平衡各组分的氧化态和还原态来表示。
3.氧化还原反应的应用氧化还原反应广泛应用于电池、电解和电镀等技术中。
氧化还原反应的热化学方程式可以用于计算反应的电位差和电能变化，从而评估电池的性能和效率。
四、酸碱中和反应1.酸碱中和反应的定义和特点酸碱中和反应是指酸和碱反应盐和水的反应。
反应热热化学方程式考点知识归纳一、热化学方程式1.热化学方程式的定义：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式。
二、燃烧热和中和热1.反应热的分类：中和热、燃烧热等。
2.燃烧热.定义：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量，叫该物质的燃烧热。
例：C（s）+O2（g）=CO2（g）；△H = —393.5 kJ /molH2（g）+½O2（g）==H2O（l）；△H = —285.8 kJ /mol3. 燃烧热.与反应热比较异同A.反应特点：专指可燃物燃烧B.可燃物的量规定为1 mol，配平方程式也以其为基准C.产物为完全燃烧时的稳定生成物D.反应热都属放热，△H为“—”E.反应热产生的本质、热量的单位、表示符号相同F.燃烧热是一种特殊的反应热4.中和热定义：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH2O时的反应热。
如：H+（aq）+OH—（aq）===H2O（l）；△H = —57.3 kJ /molNaOH（aq）+½H2SO4（aq）===½Na2SO4（aq）+H2O（l）；△H = —57.3 kJ /molA.内涵①测定条件：在稀溶液中；②反应特点：中和反应，且只有氢离子和氢氧根离子浓度减少；③测定标准：生成1molH2O时的反应热；④配平标准：以生成1molH2O为标准配平其他物质的化学计量数；⑤表示形式：稀溶液用“aq”表示，水为液态（“l”表示）。
B.外延①若酸、碱是固体或浓溶液，则反应放出的热量较多（浓的强酸或强碱稀释会放热）；②若生成的水多于或少于1mol，则放出的热量多于或小于57.3kJ ；③若生成物中除1molH2O外，还有其他难溶或难电离的物质生成时，反应热不是中和热；④若有弱酸或弱碱参加反应生成1molH2O时，则放出的热量一般小于57.3kJ（多数电离吸热，但HF电离放热）；⑤任何配平的中和反应都有反应热，但只有只生成1molH2O的中和反应的反应热叫中和热。
热化学方程式练习一本专题的复习同学们应该抓住以下几点的复习：（1）正确书写热化学方程式：热化学方程式书写注意事项：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，并用“空格符”隔开。
若为放热反应，△H为“－”；若为吸热反应，△H为“＋”。
△H的单位一般为kJ/mol。
②注意反应热△H与测定条件（温度.压强等）有关。
因此书写热化学方程式时应注明△H的测定条件绝大多数△H是在25℃.101325Pa下测定的，可不注明温度和压强。
③注意热化学方程式中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。
因此化学计量数可以是整数.也可以是分数。
④注意反应物和产物的聚集状态不同，反应热△H不同。
因此，必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化学方程式的意义。
气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”。
热化学方程式中不用↑和↓⑤注意热化学方程式是表示反应已完成的数量。
由于△H与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应，如果化学计量数加倍，则△H 也要加倍。
当反应向逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反（2）盖斯定律的应用：反应热计算的常见类型及方法：1. 单一反应的计算：根据热化学方程式的数据列比例关系式。
2. 多步反应的计算：运用盖斯定律将热化学方程式（包括△H）进行加或减，得到新的热化学方程式后，再列比例关系式。
3、热化学方程式的计算4. 计算反应热的规范书写：（1）设未知量，写方程式，列比例式，求解，答。
（2）必须代数据，且数据后必须带单位。
（3）热化学方程式必须标明每种物质的聚集状态。
（4）注意正负号：放热反应的△H必然为负，但题目要求放出的热量时，放出的热量必须为正！（5）△H为对应于某一特定反应的反应热，而不是某种物质的反应热，因此不能在△H 后用下标或加括号代表某种物质的反应热！（6）不能出现“3molC2H2的燃烧热”类似的表述！（7）热化学方程式的加减用数字代表即可，不需要写出中间方程式。
第一章化学反应与能量一、化学反应与能量的变化1、焓变与反应热（1）化学反应的外观特征化学反应的实质是旧化学键断裂和新化学键生成，从外观上看，所有的化学反应都伴随着能量的释放或吸收、发光、变色、放出气体、生成沉淀等现象的发生。
能量的变化通常表现为热量的变化，但是化学反应的能量变化还可以以其他形式的能量变化体现出来，如光能、电能等。
（2）反应热的定义当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为反应在此温度下的热效应，简称为反应热。
通常用符号Q表示。
反应热产生的原因：由于在化学反应过程中，当反应物分子内的化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用，这需要吸收能量；当原子重新结合成生成物分子，即新化学键形成时，又要释放能量。
生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量的差即为该反应的反应热。
（3）焓变的定义对于在等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能（同时可能伴随着反应体系体积的改变），而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反应的反应热就等于反应前后物质的焓的改变，称为焓变，符号ΔΗ。
ΔΗ=Η（反应产物）—Η（反应物）为反应产物的总焓与反应物总焓之差，称为反应焓变。
如果生成物的焓大于反应物的焓，说明反应物具有的总能量小于产物具有的总能量，需要吸收外界的能量才能生成生成物，反应必须吸热才能进行。
即当Η（生成物）>Η（反应物），ΔΗ>0，反应为吸热反应。
如果生成物的焓小于反应物的焓，说明反应物具有的总能量大于产物具有的总能量，需要释放一部分的能量给外界才能生成生成物，反应必须放热才能进行。
即当Η（生成物）<Η（反应物），ΔΗ<0，反应为放热反应。
（4）反应热和焓变的区别与联系2、热化学方程式（1）定义把一个化学反应中物质的变和能量的变化同时表示出来的学方程式，叫热化学方程式。
（2）表示意义不仅表明了化学反应中的物质化，也表明了化学反应中的焓变。
热化学方程式书写注意事项表示参加反应的物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
与普通化学方程式相比，热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，同时还表明了化学反应中的能量变化。
因此在写热化学方程式时，还应该注意以下七点：（1）注意反应热ΔH与测定的条件（温度、压强）有关，因此，书写热化学方程式时应注明反应热的测定条件。
若是在25 ℃、101 kPa条件下，这时可不注明温度和压强。
（2）ΔH只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边。
ΔH为“－”表示放热反应，ΔH为“＋”表示吸热反应。
ΔH的单位一般为kJ/mol。
（3）反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值也不同。
因此，热化学方程式必须注明物质的聚集状态。
固体“s”，液体“l”，气体“g”，溶液“aq”。
固体有不同晶态时，还需将晶态注明，如C（石墨），C（金刚石）等。
（4）热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示物质的量，不表示分子数或原子数，因此，化学计量数可以是整数，也可以是分数。
（5）热化学方程式是表示反应已完成的数量。
由于ΔH与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，那么ΔH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，但符号相反。
（6）热化学方程式中，不必注明“点燃”、“△”，“催化剂”等反应条件，不必标注气体、沉淀物质的符号“↑”或“↓”。
（7）有机热化学方程式用“===”，不用“→”。
例题下列说法中不正确的是（）。
A. 已知冰的熔化热为 6.0 kJ/mol，冰中氢键的键能为 20.0 kJ/mol，假设 1 mol 冰中有2 mol 氢键，且熔化热完全用于破坏冰的氢键，则最多只能破坏冰中15%的氢键B. 已知在一定温度下，醋酸溶液的物质的量浓度为c，电离度为α，电离常数为Ka。
若加入少量醋酸钠固体，则α减小，Ka变小C. 通过实验测得环己烷(l)、环己烯(l)和苯(l)的标准燃烧热分别为－3916 kJ/mol、－3747kJ/mol、－3265 kJ/mol，可以证明苯分子中不存在独立的碳碳双键D. 已知下列热化学方程式：Fe2O3(s)＋3C(s，石墨) === 2Fe(s)＋3CO(g)；△H＝＋489.0 kJ/molCO(g)＋1/2 O2(g) === CO2(g)；△H＝－283.0 kJ/molC(s，石墨)＋O2(g) === CO2(g)；△H＝－393.5 kJ/mol则4Fe(s)＋3O2(g) === 2Fe2O3(s)；△H＝－1641.0 kJ/mol解析选项A正确，因为熔化热相当于0.3 mol的氢键。
热化学方程式书写注意事项热化学方程式是表示化学反应中的物质变化和焓变(或能量变化;热量变化)。
例如热化学方程式：H2(g) + Cl 2(g) = 2HCl(g)△H = -183 kJ/molH代表在标准态时，1molH2(g)和1molCl2(g)完全反应生成2 molHCl(g)，反应放热183kJ。
这是一个假想的过程，实际反应中反应物的投料量比所需量要多，只是过量反应物的状态没有发生变化，因此不会影响反应的反应热。
标准态时化学反应的摩尔焓变称为标准摩尔焓，用符号fHmO表示。
注意事项与普通化学方程式相比，书写热化学方程式除了遵循书写普通化学方程式外，还应该注意以下几点：①反应热H与测定的条件(温度、压强)有关，因此书写热化学方程式时应注明应热H的测定条件。
若没有注明，就默认为是在25℃、101KPa条件下测定的。
②反应热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。
H 为"-"表示放热反应，H为"+"表示吸热反应。
H的单位一般为kJmol-1(kJ/mol)。
③反应物和生成物的聚集状态不同，反应热H不同。
因此热化学方程式必须注明物质的聚集状态固体用"s"、液体用"l"、气体用"g"、溶液用"aq"等表示，只有这样才能完整地体现出热化学方程式的意义。
热化学方程式中不标""或""。
④热化学方程式中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，不表示物质的分子数或原子数，因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。
⑤热化学方程式是表示反应已完成的数量。
由于H与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学前面的化学计量系数必须与H相对应，如果化学计量系数加倍，那么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在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1 mol 水时的反应热叫中和热。
高考总复习 热化学方程式和反应热的计算【考试目标】1．了解热化学方程式的含义，能正确书写热化学方程式。
2．理解盖斯定律，并能运用盖斯定律进行有关反应焓变的简洁计算。
【考点梳理】要点一、热化学方程式1．定义：表示参与反应物质的量与反应热关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
要点诠释：热化学方程式既体现化学反应的物质改变，同时又体现反应的能量改变，还体现了参与反应的反应物的物质的量与反应热关系。
如： H 2(g)+1/2O 2(g)2O(g)；ΔH 1241.8 2H 2(g)+ O 2(g)=2H 2O(g)；ΔH 2483.6 H 2(g)+1/2O 2(g)2O(l)；ΔH 3285.8 2H 2(g)+ O 2(g)=2H 2O(l)；ΔH 4571.6 2．书写热化学方程式的留意事项：(1)需注明反应的温度和压强；因反应的温度和压强不同时，其△H 不同。
不注明的指101和25℃时的数据。
(2) 要注明反应物和生成物的状态（不同状态，物质中贮存的能量不同）。
如：H 2 (g)122 (g)2O (g)；Δ－241.8 ／ H 2 (g)122 (g)2O (1) ；Δ－285.8 ／ (3)热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，表示物质的量，它可以是整数也可以是分数。
对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其ΔH 成比例改变。
如：H 2 (g)2 (g)2 (g) ；Δ－184.6 ／ 12H 2 (g)122 (g) (g)；Δ－92.3 ／ (4)△H 的单位，表示每反应所吸放热量，△H 和相应的计量数要对应。
(5)比较△H 大小时要带着“﹢”、“﹣”进行比较。
(6)表示反应已完成的热量，可逆反应N 2(g) +3H 2(g)23 (g)；△ 92.4，是指当12(g)和32(g)完全反应，生成2 3(g)时放出的热量92.4；2 3(g)分解生成12(g)和32(g)时汲取热量92.4，即逆反应的△92.4。
反应热热化学方程式考点知识归纳一、热化学方程式1.热化学方程式的定义：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式。
2.化学方程式与化学方程式的比较项目化学方程式热化学方程式是否要符合客要相符、需要配平要相符、需要配平观事实、配平注明的条件反应发生的条件。
如加热、光照、测定反应热的条件。
如 25℃、高压、催化剂等101kPa 等。
中学可不注明化学计量数意可表示微粒数，为整数不表示分子个数，表示物质的量。
义和数值可以为整数或分数书沉淀、气体符号根据具体反应，在生成物中标明不需标明写物质的聚集状反应物、生成物都要注明，用 g、l、不需标明态s 标在化学式后面，并用小括号是否注明反应只写反应式反应式（状态）、“；”、反应热热实例点燃H2（ g）+Cl 2（g）==2HCl（ g）；△H=— 184.6 kJ /molH 2+Cl 2===2HCl物质的变化什么反应物生成什么产物多少摩尔的什么状态的反应物生成什么状态的产物意量的变化多少（微粒个数、质量、体积、多少（物质的量）反应物变成多少物质的量）反应物生成多少产物（物质的量）产物义能表示反应进程中的能量变化多能量的变化不能表明少。
H 为“—” 表示放热，为“ +”表示吸热二、燃烧热和中和热1.反应热的分类：中和热、燃烧热等。
2.燃烧热 .定义：在 101kPa 时， 1mol 物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量，叫该物质的燃烧热。
例： C（s） +O 2（g） =CO 2（ g）；△ H = — 393.5 kJ /molH2（ g） +? O2（ g） ==H 2O（ l ）；△ H = — 285.8 kJ /mol3.燃烧热 .与反应热比较异同A.反应特点：专指可燃物燃烧B.可燃物的量规定为 1 mol，配平方程式也以其为基准C.产物为完全燃烧时的稳定生成物D.反应热都属放热，△H 为“—”E.反应热产生的本质、热量的单位、表示符号相同F.燃烧热是一种特殊的反应热4.中和热定义：在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH 2O 时的反应热。
如：H+（ aq） +OH —（aq） ===H 2O（l ）；△ H = — 57.3 kJ /molNaOH （ aq） +? H 2SO4（ aq） ===? Na2SO4（ aq） +H2O（ l ）；△ H = — 57.3 kJ /molA.内涵①测定条件：在稀溶液中；②反应特点：中和反应，且只有氢离子和氢氧根离子浓度减少；③测定标准：生成 1molH 2O 时的反应热；④配平标准：以生成 1molH 2O 为标准配平其他物质的化学计量数；⑤表示形式：稀溶液用“ aq”表示，水为液态（“ l”表示）。
B.外延①若酸、碱是固体或浓溶液，则反应放出的热量较多（浓的强酸或强碱稀释会放热）；②若生成的水多于或少于 1mol ，则放出的热量多于或小于 57.3kJ ；③若生成物中除 1molH 2O 外，还有其他难溶或难电离的物质生成时，反应热不是中和热；④若有弱酸或弱碱参加反应生成1molH 2O 时，则放出的热量一般小于57.3kJ（多数电离吸热，但 HF 电离放热）；⑤任何配平的中和反应都有反应热，但只有只生成1molH 2O 的中和反应的反应热叫中和热。
5.中和热、燃烧热与反应热比较项目中和热燃烧热反应热反应特点中和反应燃烧反应任何反应反应条件在稀溶液中压强为 101kPa 101kPa、 25℃方程式配平标准以生成 1molH 2O 为准以可燃物 1mol 为准任意物质的量配平反应物、产物特点产物为水完全燃烧时的稳定生成任意产物物。
如 CO2、H2O（液态）不同酸碱稀溶液反应不同反应不相同，但△ H 不同反应，△ H 不能量变化时，△ H 都为“—”、相同，有的为“—”，都为“—”，即都放热都放出 57.3kJ 的热量有的为“ +”反应热产生的本质、反应热的单位、表示符号相同。
中和热、燃烧热都只是反应热中的一种6.使用化石燃料的利弊及新能源的开发A. 常规能源：指现阶段的科学技术条件下，已经被人类大规模广泛应用，而且利用技术比较成熟的能源资源。
如化石能源（煤、石油、天然气）、水能、生物能（柴草）。
B.新能源：指目前由于经济和科学技术水平的限制，还未被广泛应用的能源资源。
如太阳能、风能、氢能、核能、地热能、燃料电池等。
三、影响反应热大小的因素1.反应物本性：等物质的量的不同金属或非金属与同一物质反应，金属或非金属越活泼反应越易，则放热越多，△ H 越小。
如： 2K （ s） +H 2O（ l ） =2KOH （ aq） +H2（ g）；△ H1， 2Na（ s） +H 2O（ l ）=2NaOH （aq） +H2（l ）；△ H2，△ H 1＜△ H 2。
又如： H 2（ g）+Cl 2（ g） ==2HCl （g）；△ H 1， Br 2（ g） + H 2（ g）=2 HBr （ g）, △H 2，则△ H1＜△ H2。
2.反应物的物质的量的多少。
对于放热反应，反应物的物质的量越多，反应放出的热量越多；对于吸热反应，反应物的物质的量越多，则吸收的热量越多。
如： H2（ g） +Cl 2（ g） ==2HCl （ g）；△ H1， ? H2（ g） +? Cl 2（ g） ==HCl （ g）；△ H 2，则△ H1＜△ H2。
3.反应物与生成物的聚集状态。
同一物质的能量高低是，E（ s） <E（ l ） <E（ g） ,气态时分子的内能较高，状态由气→液→固变化时，会放热，反之吸热。
当反应物处于较高能态时，反应热会增多；当生成物能态较高时，反应热会减少。
如： S（ g）+ O2（ g）= SO2（ g），△ H1；S（s）+ O2（ g）= SO2（g）；△ H2。
则△ H1＜△H 2。
又如： 2 H 2（ g）+ O 2（ g） =2 H 2O（ g）；△ H 1， 2 H 2（ g） + O2（ g） =2 H 2O（l ）；△H2，则△ H 1 >△ H2。
4.反应程度。
对于多步进行的放热反应，反应越完全，则放热越多。
对于可逆反应，若是放热反应，反应程度越大，反应物的转化率越高，反应放出的热量越多；若是吸热反应，反应程度越大，反应物的转化率越高，反应吸收的热量越多。
如 : C（ s） +? O2（ g） = CO（ g），△ H 1； C（ s） + O2（ g） = CO2（ g）；△ H 2。
则△ H 1＞△H2。
5.物质能量及键能大小。
对于多原子分子，同一物质气态原子比气态分子参加反应放热多。
如 2 Br （ g）+2 H （ g） =2 HBr （g），△ H1； Br 2（ g）+ H 2（ g）=2 HBr （ g） , △ H 2。
则△ H1＜△ H2。
另外，键能越大，分子的能量越低，分子越稳定。
如P4（固、白磷） =4P（固、红磷）；△ H = — 29.2kJ/mol, 则白磷的能量比红磷高，红磷比白磷稳定。
反应热 =反应物键能总和－生成物键能总和=生成物总能量—反应物总能量。
6.金属原子失去电子时，会吸收能量，吸热越少，金属越活泼；非金属原子得到电子时，会放出能量，放热越多，非金属越活泼。
应用反应热大小可以判断金属、非金属的活泼性、物质的稳定性、状态及反应程度等。
反应热热化学方程式考点典型例题剖析[ 例 1]常温常压下，1gH2在足量Cl2中燃烧生成HCl 气体，放出92.3kJ 的热量，则该反应的热化学方程式书写正确的是（）。
A ． H2（ g） +Cl 2（ g） ==2HCl （ g）；△ H= — 92.3kJB． ?H 2（ g）+?Cl 2（ g） ==HCl （ g）；△ H= +92.3kJ/molC． H2+Cl 2 ==2HCl ；△ H= — 184.6kJ/molD． 2HCl （ g） ===H 2（g） +Cl 2（ g）；△ H= +184.6kJ/mol[答案] D[ 解题指导 ]△H的单位为kJ/mol，放热为“—”吸热为“+ ”，数值必须与化学计量数相对应；在热化学方程式中，必须注明各物质的状态；正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者的△ H 符号相反而数值相等。
[ 例 2]甲硅烷（SiH4）是一种无色液体遇到空气能发生爆炸性自燃生成SiO 2和水。
已知室温下 10g 甲硅烷自燃放出热量446kJ，表示其燃烧热的热化学方程式为，甲硅烷的燃烧热为。
[ 答案 ] SiH 4（ s） + 2O2（ g）=== SiO 2（ s）+2H 2O（ l）；△ H=— 1427.2 k J/mol 。
燃烧热为1427.2 kJ/mol。
[ 解题指导 ]在表示燃烧热的热化学方程式中，可燃物的化学计量数必须为 1 ，与反应方程式对应的反应热即为燃烧热；燃烧热必须写有单位，不能写“—”号。
题目中没有强调物质的状态时，以常温状态为准。
[ 例 3] 已知 HCl （ aq）+NaOH （aq）===NaCl （ aq） +H2O（ l ）；△ H = —57.3kJ/mol ，下列说法中正确的是（）。
A. 浓硫酸和氢氧化钠溶液反应，生成1molH 2O 时放热 57.3kJB.含 1molH 2SO4的稀硫酸与足量稀 NaOH 溶液反应后放热 57.3kJC.1L0.1mol/LCH 3 COOH 与 1L0.1mol/LNaOH 溶液反应后放热 5.73kJD.1L0.1mol/LHNO 3与 1L0.1mol/LNaOH 溶液反应后放热 5.73 kJ [答案 ] D。
[ 解题指导 ]①若酸、碱是固体或浓溶液，则反应放出的热量较多（浓的强酸或强碱稀释会放热）；②若生成的水多于或少于1mol ，则放出的热量多于或小于57.3kJ ，热量应与生成水的物质的量对应；③若有弱酸或弱碱参加反应生成1molH2O时，则放出的热量一般小于57.3kJ （多数电离吸热，但HF 电离放热）；④若生成物中除1molH2O外，还有其他难溶或难电离的物质生成时，反应热不是中和热；⑤任何配平的中和反应都有反应热，但只有只生成1molH 2 O 的中和反应的反应热叫中和热。
[ 例 4] 10g 硫磺在 O 中完全燃烧生成气态SO ，放出的热量能使500gH O 温度由 18℃升至2 2 262.4℃，则硫磺的燃烧热为，热化学方程式为。
[ 解 ] 10g 硫磺在 O2中完全燃烧放出的热量为：Q=m· c（ t2—t1） =500g× 4.18× 10 —3kJ· g—1· ℃—1（ 62.4—18）℃ =92.8 kJ 1mol （ 32g）硫磺燃烧放热为： 92.8 kJ×32g·mol —1/10g=297 kJ ，所以硫磺的燃烧热为297kJ/mol 。
