1．放熱反應：燃燒、中和反應、金屬的氧化、金屬與酸或水的反應、由不穩定物質轉變為穩定物質的反應等。
2．吸熱反應：鹽類的水解、c與co2或h2o的反應、caco3的分解、ba(oh)2·8h2o與nh4cl的反應、由穩定物質轉變成不穩定物質的反應等。
［特別提醒］
1 學反應總體遵循「分吸合放」規律，即大多數分解反應吸熱，大多數化合反應放熱，且化學反應中吸熱反應佔少數，所以務必記住常見的吸熱反應。
②放熱反應或吸熱反應必須屬於化學變化。如醋酸的電離雖然要吸熱，但不能稱為吸熱反應，只能稱為吸熱過程；同樣，水蒸氣轉變成液態水，也不能稱為放熱反應。
三、用化學鍵鍵能(拆開1 mol化學鍵所吸收的能量)如何估算化學反應的熱效應？
化學反應過程是原子重新組合的過程，反應物分子內化學鍵的斷裂需要吸收能量，生成新物質時形成新的化學鍵要放出能量，二者的能量差，就決定了能量的變化。因此用化學鍵鍵能的大小可粗略計算化學反應的熱效應，公式為：δh＝反應物的鍵能總和－生成物的鍵能總和。
◎◎◎特點(與化學方程式比較)◎◎◎
(1)指明了反應時的溫度和壓強，如在25 ℃、101 kpa下進行的反應，可不註明。
(2)在化學方程式右邊註明δh的符號、數值和單位。
(3)所有反應物和產物都用括號註明了它們的聚集狀態。
(4)化學計量數隻表示物質的量，而不表示分子數或原子數，因此可以為非整數。
(5)化學計量數和反應熱的數值可以同時擴大或縮小相同倍數。
◎中和熱
1．中和熱
在稀溶液中，酸跟鹼發生中和反應生成1 mol h2o，這時的反應熱叫做中和熱。
2.◎書寫熱化學方程式的注意事項
1．δh只能寫在標有反應物和生成物狀態的化學方程式的右邊，並用「空格」隔開。若為放熱反應，δh為「－」；若為吸熱反應，δh為「＋」。δh的單位一般為kj·mol－1。
2．注意反應物和產物的聚集狀態不同，反應熱數值不同。物質的氣、液、固三態的變化與反應熱的關係如下圖，因此，必須註明物質的聚集狀態(s、l、g)才能完整地體現出熱化學方程式的意義。熱化學方程式中不用標「↑」或「↓」。
3．δh的單位「kj·mol－1」的含義。並不是指每摩爾具體物質反應時伴隨的能量變化是多少千焦，而是指給定形式的具體反應以各物質的化學計量數來計量其物質的量時伴隨的能量變化。如2h2(g)＋o2(g)＝2h2o(g) δh＝－483.
6 kj·mol－1中的反應熱是指每摩爾反應，放出的熱量為483.6 kj。因此δh與化學方程式的寫法有關，如果化學計量數加倍，則δh也要加倍。
當反應逆向進行時，其反應熱與正反
應的反應熱數值相等，符號相反。例如：已知h2(g)＋ o2(g)
＝h2o(l) δh＝－285.8 kj·mol－1，則2h2(g)＋o2(g)＝
2h2o(l) δh＝－571.6 kj·mol－1；h2o(l)＝h2(g)＋ o2(g)
δh＝＋285.8 kj·mol－1。
［特別提醒］
在進行熱化學方程式的書寫和正誤判斷時，一定要注意檢查狀態、數值及正負號，此三處易錯易漏。
中和熱測定實驗的注意事項
整個實驗過程中應把好兩關：①隔熱關。如量熱計保溫層內隔熱填充材料要填滿；蓋板上的兩孔只需要正好使溫度計和環形玻璃棒通過即可；倒入naoh溶液要迅速，盡可能減少實驗過程中的熱量損失。
②準確關。如配製溶液的濃度要準確；naoh溶液要新制；量取溶液體積時讀數要準確；對溫度計的讀數要讀到最高點。
①中和熱的測量中鹼稍過量的原因是保證酸能完全反應，計算時應以不足的酸作為計算標準。
②實驗中使用的酸和鹼不能是濃酸或濃鹼，若用濃酸或濃鹼，由於稀釋過程中放出熱量，會使測得的中和熱數值偏高。
3．導致測定誤差的因素
求算出的中和熱是否接近57.3 kj·mol－1，取決於溶液的濃度、溶液的體積及溫度的變化。引起中和熱測定有較大誤差的因素主要有：
①溶液濃度不準確；②溶液量取不準確；③隔熱較差；④室溫太低；⑤溫度未讀取到最高點等。
@@@ 燃燒熱@@@
燃燒熱是以1 mol物質完全燃燒所放出的熱量來定義的。因此計算燃燒反應所釋放的熱量時，應先計算出可燃物的物質的量，然後根據該可燃物的燃燒熱δhc計算燃燒反應所釋放的熱量。其計算公式為q放＝n(可燃物)·δhc
@@@@蓋茨定理@@@
反應熱效應只與始態、終態有關，與反應的途徑無關。就像登山至山頂，不管選哪一條路走，山的海拔總是不變的。
2．反應熱總值一定。如右圖表示始態到終態的反應熱，則δh＝δh1＋δh2＝δh3＋δh4＋δh5。
3、應用蓋斯定律計算反應熱時應注意的事項
1．熱化學方程式中物質的化學計量數同乘以某乙個數時，反應熱數值也必須乘上該數。
2．熱化學方程式相加減時，同種物質之間可相加減，反應熱也隨之相加減。
3．將乙個熱化學方程式顛倒時，δh的「＋」、「－」號必須隨之改變。
4．若熱化學方程式需相減，最好能先把被減方程式進行顛倒，然後相加，更不易出錯。
◎（反應熱）◎燃燒反應均為放熱反應◎熱化學方程式中分子式前面的化學計量數可以是分數◎
。 一、反應熱的計算
1．由化學反應的本質(舊鍵斷裂－新鍵生成)及化學反應能量變化的原因(反應物的總能量與生成物的總能量不等)可得：
(1)反應熱＝斷裂舊鍵所需的能量－生成新鍵釋放的能量
(2)反應熱＝生成物的總能量－反應物的總能量
2．根據蓋斯定律計算：不管化學反應是一步完成或分幾步完成，其反應熱是相同的。也就是說，化學反應的反應熱只與反應的始態和終態有關，而與具體反應的途徑無關。
所以，可將熱化學方程式進行適當的「加」、「減」等變形，δh進行相應的變化後來計算反應熱。
3．其他相關計算
根據比熱容公式δh＝cmδt進行計算；由生成反應的焓變計算:反應熱＝生成物生成焓之和－反應物生成焓之和。
放熱反應：反應完成時，生成物釋放的總能量大於反應物吸收的總能量。由於反應後放出熱量(釋放給環境)而使反應體系的能量降低，故δh＜0或δh為「－」。
(2)吸熱反應：反應完成時，生成物釋放的總能量小於反應物吸收的總能量。由於反應後吸收環境熱量而使反應體系的能量公升高，故δh＞0或δh為「＋」。
［特別提醒］
比較δh的大小時，要連同「＋」、「－」包含在內，類似於數學上的正負數比較。如果只比較反應放出熱量的多少，則只須比較數值大小，與「＋」、「－」無關。
二、進行反應熱的計算時需注意的問題
1．反應熱數值與各物質的化學計量係數成正比，因此熱化學方程式中各物質的化學計量數改變時，其反應熱數值需同時做相同倍數的改變。
2．熱化學方程式中的反應熱是指反應按所給形式完全進行時的反應熱。
3．正、逆反應的反應熱數值相等，符號相反。
第二章化學反應速率和平衡
第一節化學反應速率
一、化學反應速率
1．化學反應速率的概念
化學反應速率用單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化來表示。在容積不變的反應器中，通常是用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。
2．化學反應速率的數學表示式v＝
(1)化學反應速率的符號是v，δc＝|c始－c末|表示反應過程中，其反應物減少的濃度或生成物增加的濃度的絕對值，常用的單位是mol·l－1。
(2)v＝ δ c/ δ t,其常用單位是mol·l－1·s－1或mol·l－1·min－1。
@@各物質所占有的體積及反應所用的時間均相同，所以各物質的化學計量數之比＝發生變化的物質的量之比＝發生變化的物質的量濃度之比＝化學反應速率之比。@@@@
二、理解化學反應速率時要注意的幾個問題
1．無論是反應物還是生成物，其化學反應速率的值都取正值。
2．對於給定的乙個化學反應，有關的物質的量是不斷變化的，因此化學反應速率有平均速率和即時(瞬時)速率之分。在中學化學裡，我們能夠計算的是單位時間內的反應速率，即平均速率，而在速率影象上的每乙個點則表示的是瞬時速率。如右圖表示的是一定量的碳酸氫鈉在鹽酸中反應的速率—時間曲線，曲線中的每乙個點表示該時刻的瞬時速率，如a點表示t1時刻的反應速率。
［特別提醒］
在比較化學反應速率的大小時，不能簡單直接地進行資料比較，要做到反應速率的單位一致，對應物質的化學計量數相同，或換算成同一物質的反應速率後再進行比較
飽和溶液中溶質的溶解過程完全停止了嗎？ #@@@
沒有！以蔗糖溶解於水為例，蔗糖分子離開蔗糖表面擴散到水中的速率與溶解在水中的蔗糖分子在蔗糖表面聚集成為晶體的速率相等即：溶解速率 = 結晶速率
達到了溶解的平衡狀態，一種動態平衡!!!!標誌：反應混合物中各組分的
濃度保持不變的狀態
!!!!!
四、化學平衡狀態的特徵
(1)逆：可逆反應
(2)動：動態平衡（正逆反應仍在進行）
(3)等：正反應速率=逆反應速率
(4)定：反應混合物中各組分的濃度保持
不變，各組分的含量一定。
(5)變：條件改變，原平衡被破壞，在新
的條件下建立新的平衡。
@@@@@①「逆」研究物件為可逆反應。
②「等」：可逆反應達到平衡時，υ正=υ逆。
第一層含義：用同種物質表示反應速率時，該物質的生成速率=消耗速率
第二層含義：用不同物質表示反應速率時，某反應物的消耗(生成)速率：某生成物的消耗（生成）速率=化學計量數之比@@@@
③「定」：平衡混合物中各組分含量（百分含量、物質的量、質量、濃度等）不隨時間變化。
④「動」：正逆反應同時進行，處於動態平衡。
⑤「變」：一旦條件改變，正逆反應速率不再相等，平衡將發生移動，直至建立新的平衡。
⑥「同」：化學平衡的建立與反應途徑無關。對同一可逆反應，只要條件相同（溫度、濃度、壓強），不論從正反應、逆反應或正逆反應同時進行，均能達到同一平衡狀態。
五，判斷化學平衡狀態的標誌
（1）任何情況下均可作為標誌的：
①υ正=υ逆（同一種物質）
② 各組分含量(百分含量、物質的量、質量、物質的量濃度)不隨時間變化
③ 某反應物的消耗(生成)速率：某生成物的消耗(生成)速率=化學計量數之比
④ 反應物轉化率不變
（2）在一定條件下可作為標誌的是
① 對於有色物質參加或生成的可逆反應體系，顏色不再變化。
② 對於有氣態物質參加或生成的可逆反應體系，若反應前後氣體的物質的量變化不為0，則混合氣體平均相對分子質量m和反應總壓p不變（恆溫恆容）。
化學反應原理總結
總結規律 若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。注意 1 計量數的變化與反應熱數值的變化要對應 2 反應方向發生改變反應熱的符號也要改變 反應熱計算的常見題型 1 化學反應中物質的量的變化與反應能量變化的定量計算。2 理論推算反應熱 依據 物質變化決定能...
化學反應原理章總結
3 反應焓變的計算 1 蓋斯定律 對於乙個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規律稱為蓋斯定律。2 利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。常見題型是給出幾個熱化學方程式，合併出題目所求的熱化學方程式，根據蓋斯定律可知，該方程式的 h為上述各熱化學方程式的 h的代數和。3 根據標準...
化學反應原理一C
化學反應原理一 化學反應速率與化學平衡 原電池c 本試卷分第 卷和第 卷兩部分。滿分100分，考試用時50分鐘。第i卷選擇題 本卷包括10小題，每小題只有乙個選項符合題意，每小題4分，共40分 1.表示在2l的密閉容器中反應時n2的物質的量隨時間的變化曲線。圖3表示在其他條件不變的情況下，改變起始物...