反应热焓变
反应热：化学反应在肯定条件下反应时所释放或吸收的热量。
焓变：在恒压条件下进行的化学反应的热效应即为焓变。
符号：H,单位：kJ/mol或kJmolˉ1。
H=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
当H为-或H0时，为放热反应
当H为+或H0时，为吸热反应
热化学方程式
热化学方程式不只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+?O2=H2OH=-285.8kJ/mol
表示在25℃,101kPa，1molH2与?molO2反应生成液态水时放出的热量是285.8kJ。
需要注意的地方：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。反应物和产物的聚集状况不同，反应热数值与符号都可能不同，因此，书写热化学方程式时需要注明物质的聚集状况。
热化学方程式中不需要和
中和热概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1molH2O，这个时候的反应热叫做中和热。
2、燃烧热
定义：25℃,101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。
单位：kJ/mol
3、反应热的计算
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，而与反应的渠道无关。
反应热的计算容易见到办法：
借助键能计算反应热：一般大家把拆开1mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能，键能一般用E表示，单位为kJ/mol或kJmol-1。办法：H=E-E，即H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+Cl2===2HClH=E+E-2E。
由反应物、生成物的总能量计算反应热：H=生成物总能量-反应物总能量。
依据盖斯定律计算：
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和终态有关，而与反应的渠道无关.即假如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。比如：由图可得H=H1+H2，
4、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况的化学方程式的右侧，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与测定条件有关。所以书写热化学反应方程式的时候，需要注意标明△H的测定条件。
⑶需要标注物质的聚集状况、l、g才能完整的书写出热化学反应方程式的意义。方程式中不需要、、这类符号，而用=来表示。
