化学反应能量变化
化学反应能量变化，通常表现为热量的变化。探讨化学反应放热、吸热的本质时，要注意四点:①化学反应的特点是有新物质生成，新物质和反应物的总能量是不同的，这是因为各物质所具有的能量是不同的(化学反应的实质就是旧化学键断裂和新化学键的生成，而旧化学键断裂所吸收的能量与新化学键所释放的能量不同导致发生了能量的变化);②反应中能量守恒实质是生成新化学键所释放的能量大于旧化学键断裂的能量而转化成其他能量的形式释放出来;③如果反应物所具有的总能量高于生成的总能量，则在反应中会有一部分能量转变为热能的形式释放，这就是放热反应，反之则是吸热反应;④可用图象来表示。
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目录
能量变化
热变
⑴燃烧热:在101kPa时，1mol可燃物完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。
⑵中和热:在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成1mol水时的反应热。
2.物质的气、液、固三态的变化与反应热的关系。
方程式
书写
热化学反应方程式的书写 [2]
⑴△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，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(如温度、压强等)有关。所以书写热化学反应方程式的时候，应该注意标明△H的测定条件。
⑶必须标注物质的聚集状态(s(固体)、l(液体)、g(气体)溶液(aq)才能完整的书写出热化学反应方程式的意义。方程式中不用"↑"、"↓"、"→"这些符号，而用"="来表示。
2.盖斯定律
化学反应的反应热只与反应的初始状态有关和终极状态有关，而与反应的途径无关。
测定
实验目的
1.掌握中和热的测定方法;
2.通过中和热的测定，计算弱酸的离解热。
二、实验原理
一摩尔的一元强酸溶液与一摩尔的一元强碱溶液混合时，所产生的热效应是不随着酸或碱的种类而改变的，因为这里所研究的体系中各组分是全部电离的。因此，热化学方程式可用离子方程式表示:
H+OH=H20 ΔH中和=一57.36kJ·mol
上式可作为强酸与强碱中和反应的通式的的的。由此还可以看出，这一类中和反应与酸的阴离子或碱的阳离子并无关系。
若以强碱(NaOH)中和弱酸(CH3COOH)时，则与上述强酸、强碱的中和反应不同。因为在中和反应之前，首先是弱酸进行解离，其反应为:
CH3COOH =H+CH3COOΔH解离
H+OH=H20 ΔH中和
总反应:CH3COOH+OH=H20+CH3COO ΔH
由此可见，ΔH是弱酸与强碱中和反应总的热效应，它包括中和热和解离热两部分。根据盖斯定律可知，如果测得这一反应中的热效应ΔH以及ΔH中和，就可以通过计算求出弱酸的解离热ΔH解离。
仪器试剂
数字式贝克曼温度计; 杜瓦瓶; 量筒; 秒表; 双路可跟踪直流稳定电源; 浓度各为1.0mol的NaOH、HCI和CH3COOH溶液。
操作步骤
1、实验准备
清洗仪器。打开数字式贝克曼温度计，预热5分钟。调节基温选择按钮至20~C，按下温度/温差按键，使表盘显示温差读数(精确至0.001℃)。打开直流稳压电源，调节电压10.0V。连接稳压直流电源与量热计。
2.量热计常数的测定
用量筒量取500ml蒸馏水注入用净布或滤纸擦净的杜瓦瓶中，轻轻塞紧瓶塞。接通电源，调节旋钮记下10.0V时电流读数。均匀搅拌4分钟。然后，切断电源，每分钟记录一次贝克曼温度计的读数，记录10分钟。读第10个数的同时，接通电源，并连续记录温度。在通电过程中，电流、电压必须保持恒定(随时观察电流表与电压表，若有变化必须马上调节到原来指定值)。记录电流、电压值。通电4分钟后，停止通电。继续搅拌及每隔一分钟记录一次水温，测量10分钟为止。用作图法确定由通电而引起的温度变化ΔT1。按上述操作方法重复两次，取其平均值。
3、中和热的测定
取50ml 1mol.lNaOH溶液注入碱贮存器中。用量筒量取400ml蒸馏水注入用净布或滤纸擦挣的杜瓦瓶中，然后加入50ml 1mol.lHCl溶液。轻轻塞紧瓶塞，用搅拌器均匀搅拌，并记录温度(每分钟一次)。计10个数后，将碱贮存器稍稍提起，用玻璃棒将胶塞捅掉(不要用力过猛，以免玻璃棒碰破杜瓦瓶之内壁而损害仪器)。捅掉胶塞后，即将碱贮存器上下移动两次，使碱液全部流出。此后不断搅拌，并继续每隔一分钟记录一次温度。待温度变化缓慢后，再记录10分钟就停止测定。用作图法确定ΔT2。按上述方法重复两次，取其平均值。
4.表观中和热的测定
用CH3COOH代替HCI，重复上述操作，求ΔT3。
5.实验结束
断水、断电，清洗仪器，清理实验桌。
五、数据记录和处理
1.温度变化的校正一雷诺曲线法
图中凸点相当于开始通电加热或开始反
应之点，c点为观察到的最高温度读数
点，由于杜瓦瓶和外界的热量交换，曲
线ab及cd经常发生倾斜。EE'表示环境
辐射进来的热量所造成量热计温度的升
高，必须扣除。FF'表示量热计向环境辐
射出热量而造成量热计温度的降低，必
须加入。因此作图确定出ΔT1、ΔT2、ΔT3
注意:此法校正时，体系温度与外界温度最好不超过2~3℃，否则会引进误差。
2.量热计常数的计算
由实验可知，通电所产生的热量使量热计温度上升ΔT1，由焦耳一楞次定律可得:
Q=UIt=KΔT1。
式中:Q为通电所产生的热量(J):I为电流强度(A):U为电压(V):t为通电时间(s);ΔT1为通电使温度升高的数值(℃);K为量热计常数其物理意义是量热计每升高1℃所需之热量。它是由杜瓦瓶以及其中仪器和试剂的质量和比热所决定的。当使用某一固定量热计时，K为常数。由上式可得: K=UIt/ΔT1(平均值)代入上式，求出量热计常数K。
3.中和热的计算
反应的摩尔热效应可表示为:ΔH =-KΔT×1000/cV
式中:c为溶液的浓度:V为溶液的体积(mL): ΔT为体系的温度升高值。
利用上式，将K及ΔT2及ΔT3(平均值)代入，分别求出强酸、弱酸与强碱中和反应的摩尔热效应ΔH中和和ΔH。利用盖斯定律求出弱酸分子的摩尔离解热ΔH解离，即:
ΔH解离=ΔH-ΔH中和
吸放过程
⒈常见吸热反应:
①盐类的水解
②弱电解质的电离
③大多数分解反应
④2个特殊的化合反应
特例1:N2+O2=放电=2NO 特例2:CO2+C=高温=2CO
⑤两个特殊的置换反应
特例1:C(s)+H2O(g)=高温=CO↑(g)+H2↑(g)(水煤气) 特例2:CuO(s)+H2(g)=高温=Cu(s)+H2O(g)
⑥Ba(OH)2·8H2O晶体与NH4Cl晶体的反应
⑦硝酸铵的溶解(物理变化，吸热现象)
⒉常见放热反应
①燃烧
②中和反应
③金属与酸或水的反应
④一般的化合反应(除上述2个特例)
重点讨论的三个平衡:N2、H2合成NH3、SO2催化氧化生成SO3、NO2二聚为N2O4均为放热反应
⑤一般的置换反应(除上述两个特例)
⑥碱性氧化物(如Na2O、K2O)、强碱溶于水
⑦浓硫酸的稀释(物理变化，放热现象)
⑧大多数氧化