关于热化学方程式的知识点总结:

1、热化学方程式是重点

(1)要在物质的化学式后面用括号注明物质的聚集状态。一般用英文字母g、l和s分别表示气态、液态和固态，水溶液中的溶质则用aq表示。若用同素异形体要注明名称。

(2)在△H后要注明反应温度，因为同一反应在不同温度下进行进时其焓变是不同的。

(3)△H的单位是kJ?mol-1或J?mol-1。

(4)根据焓的性质，对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同。若化学方程式中各物质的系数加倍，则△H的数值也加倍;若反应逆向进行，则△H改变符号，但绝对值不变。

(5)热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量，它可以是整数也可以是分数。

(6)书写热化学方程式时必须标明△H的符号，放热反应中△H为“—”，吸热反应中△H为“+”，正负号不可丢掉。

(7)△H的单位“kJ?mol-1”不是指每摩尔具体物质反应时伴随的的能量变化是多少千焦，而是指每摩尔给定的具体反应完全发生后伴随的热量变化。不论热化学方程式的化学计量数如何改变，其单位都为kJ?mol-1。

2、燃烧热在考纲中不重要，了解即可。学习时注意把握：标准燃烧热是指在1.01×105Pa下，1mol物质完全燃烧时生成稳定氧化物放出的热量。特别注意，完全燃烧时生成稳定产物，主要掌握C→CO2(g)、H→H2O(l)。

3、学习焓变时注意把握焓变与反应热的关系

(1)对于在等压条件下进行的化学反应，如果反应物中物质的能量变化全部转化为热能，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。

(2)对于一个特定的化学反应，反应热是“一定温度下”的热量变化;焓变与“等压”反应且“能量全部转化为热能”时的反应热相等。

(3)当△H为“-”或△H<0时，表示放热，即为放热反应，此时反应物总能量>生成物总能量;当△H为“+”或△H>0时，表示吸热，即为吸热反应，此时反应物总能量<生成物总能量。

4、盖斯定律

(1)、内容：一个化学反应不管是一步完成的，还是多步完成的，其热效应总是相同的。

(2)、应用范围：(a)根据已准确测定的反应热来求知实验难测或根本无法测定的反应热;(b)利用已知的反应热计算未知的反应热;(c)判断热化学方程式是否正确;(d)同素异形体的转变、物质三态变化及物质不完全燃烧时热量损失的计算等。

(3)、应用方法：写出目标方程式，根据所要得到的化学反应，找出起始反应物、最终产物和中间产物，设计合理的反应过程，利用已知的化学反应方程式通过相加或相减消去中间产物得目的反应的化学方程式，最后列式求算反应热。4、解题技巧：可以总结为“三调一加”，即根据目标方程式，调整反应物和生成物的左右位置，改写已知的化学方程式;根据改写的化学方程式调整相应△H的符号;调整中间物质的系数;最后将调整好的化学方程式及其△H加起来。

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