不管化學反應是一步完成或分幾步完成,其反應熱是相同.換句話說,化學反應的反應熱只與反應體系的始態和終態有關,而與反應的途徑無關。以下是小編為大家整理有關八年級的化學第一章化學反應原理復習提綱，希望對大家有所幫助!

　　《化學反應原理》的復習提綱

　　第一節 焓變與反應熱

　　一、焓變與反應熱

　　1.反應熱:一定溫度下進行的化學反應，所吸收或釋放的熱量稱為化學反應的反應熱。

　　理解反應熱應注意幾點:

　　單位: kJ/mol或kJ?mol-1

　　描述的對象: 化學反應前后的熱量變化

　　測定條件：一定條件(溫度、壓強)下

　　概念適用范圍：任何反應;反應熱的測量儀器叫量熱計.

　　2.焓:用于描述物質內能的物理量。用H表示。

　　3.物質不同，內能不同，焓(H)的值也不同。所以化學反應前后物質發生變化時，焓(H)也在變化，物質焓(H)的變化稱為化學反應中的焓變。用△H表示。單位：kJ/mol或kJ?mol-1.(mol-1表明參加反應的各物質的物質的量與化學方程式中各物質的化學式的系數相同.)

　　△H=H(反應物)-H(生成物)

　　4.反應熱與焓變的關系:若反應在恒溫、恒壓(敞口容器)的條件下進行，此時，化學反應的反應熱等于焓變。高中化學一般認為：反應熱=焓變。

　　5.化學反應中能量變化的兩種形式:

　　當?H為“-”( △H<0)時，為放熱反應

　　當?H為“+”( △H>0)時，為吸熱反應

　　記住：正吸負放

　　反應熱產生的原因(從微觀或宏觀兩個角度認識)

　　(1)從鍵能的變化來認識

　　① 化學反應的本質是化學鍵的斷裂和形成;

　　② 舊鍵斷裂需要 能量，新鍵形成會 能量。

　　③ 放熱反應：反應物斷鍵時吸收的能量<生成物成鍵時釋放的能量 △H 為“—”或△H < 0

　　吸熱反應：反應物斷鍵時吸收的能量>生成物成鍵時釋放的能量 △H 為“+”或△H > 0

　　④ ΔH=反應物總鍵能-生成物總鍵能

　　例析:實驗測得有如下鍵能數據：H-H436 kJ/mol; Cl-Cl243 kJ/mol; H-Cl431 kJ/mol

　　又知1molH2與1molCl2反應生成2molHCl時放出184.6kJ的熱量，從微觀角度應如何解釋?

　　(2)從內能的變化來認識：

　　①反應物的總能量高，生成物的總能量低，當反應物轉化為生成物時，反應體系能量降低，反應放熱

　　《化學反應原理》中段考試復習提綱(有些表格圖片貼不上,稍后整理) - 韓東輝化學教育在線 - 韓東輝化學教育在線

　　△H = ∑E生成物 —∑E反應 ΔH<0

　　②反應物的總能量低，生成物的總能量高，當反應物轉化為生成物時，反應體系能量升高

　　，反應吸熱

　　注意：①加熱是反應的條件，與反應吸放熱無直接關系

　　②反應熱由化學鍵破壞與形成過程中吸收和放出的能量決定

　　③溫度決定物質的存在狀態影響物質的鍵能，反應熱與外界條件有關.

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　　△H = ∑E生成物 —∑E反應物 ΔH > 0

　　二、熱化學方程式的書寫

　　表示參加反應物質的量和反應熱的關系的化學方程式，叫做熱化學方程式。

　　(1)書寫熱化學方程式要注明反應的溫度和壓強,而常溫、常壓可以不注明，即不注明則是常溫、常壓。

　　為何要注明外在條件?

　　反應放出或吸收的熱量的多少與外界的溫度和壓強有關。

　　常溫、常壓指101kPa和25℃。

　　(2)標出了反應物與生成物的狀態：

　　固體一s 液體一l 氣體一g

　　為何要注明各物質的狀態?

　　物質的聚集狀態不同所含的能量也不同。

　　(3)寫出了反應熱，還注明了“+”，“-”(正吸負放)

　　(4)方程式中的計量系數可以是整數也可以是分數。

　　反應物和生成物前的系數它代表了什么?

　　熱化學方程式中各物質前的化學計量數不表示分子個數，表示對應物質的物質的量。

　　在方程式中?H它表示了什么意義?

　　△H(kJ/mol)它表示每摩爾反應所放出的熱量。

　　△H的值與什么有關系?

　　△H它的值與方程式中的計量系數有關，即對于相同的反應，當化學計量數不同時，其△H不同。