选修4
化学反应原理总结
第一章化学反应与能量
一、反应热焓变1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量称为反应的焓变。2、符号：△H3、单位：kJ1mol4、规定：吸热反应△H0或者值为“”，放热反应△H0或者值为“”常见的放热反应和吸热反应放热反应吸热反应燃料的燃烧CCO2H2CuO酸碱中和反应CH2O金属与酸BaOH28H2ONH4Cl大多数化合反应CaCO3高温分解大多数分解反应
化学反应的本质是什么？化学键的断裂和形成
旧键断裂需要吸收能量，新键形成会放出能量。
小结：1、化学键断裂，吸收能量；化学键生成，放出能量2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H为“－”或小于0反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H为“”或大于03、反应热数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差二、热化学方程式1概念表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式2意义既能表示化学反应中的物质变化又能表示化学反应中的能量变化总结书写热化学方程式注意事项（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s分别代表气态、液态、固态。（2）方程式右端用△H标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。（3）热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量，因此可以是整数或分数。（4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同，即△H的值与计量数成正比当化学反应逆向进行时数值不变符号相反。三、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。化学反应的焓变（ΔH）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
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f总结规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。注意：1、计量数的变化与反应热数值的变化要对应2、反应方向发生改变反应热的符号也要改变反应热计算的常见题型：1、化学反应中物质的量的变化与反应能量变化的定量计算。2、理论推算反应热：依据：物质变化决定能量变化（1）盖斯定律设计合理路径路径1总能量变化等于路径2总能量变化（2）通过已知热化学方程式的相加，得出新的热化学方程式：物质的叠加，反应热的叠加小结：a：若某化学反应从始态（S）到终态（L）其反应热为△H，而从终态（L）到始态r