第一章 化学反应与能量知识点总结
选修四第一章化学反应与能量知识清单
选4 第一章 《化学反应与能量》期末知识梳理一、焓变 反应热1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。
反应热可以分为燃烧热、中和热、溶解热。
2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
符号：△H ，单位：kJ/mol 恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH 表示，单位都是kJ/mol 。
3．产生原因：化学键断裂——吸收能量 化学键形成——释放能量4.键能：拆开1 mol 某化学键所需的能量或形成1 mol 该化学键所释放的能量叫键能5．可以利用计算ΔH 来判断是吸热还是放热。
ΔH =生成物所具有的总能量—反应物所具有的总能量=反应物的总键能—生成物的总键能ΔH 为“-”或△H <0时，为放热反应； ΔH 为“+”或△H >0时，为吸热反应。
对于放热反应,反应物具有的总能量高于生成物具有总能量,反应过程中释放出能量，从而使反应本身的能量降低,因此规定放热反应的△H 为“-”。
对吸热反应, 反应物具有的总能量低于生成物具有总能量,反应过程中释放出能量，从而使反应本身的能量降低,因此规定放热反应的△H 为“+”。
6．能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定（能量越低越稳定），能量和键能成反比。
7．同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态【特别提醒】（1）常见的放热反应△所有的燃烧反应△酸碱中和反应HCl + NaOH = NaCl +H 2O△大多数的化合反应△常见金属（Al 、Fe 、Zn 等）与酸（HCl 、H 2SO 4等）的反应△生石灰（氧化钙）和水反应△铝热反应△缓慢氧化：食物的腐败等（2）常见的吸热反应△大多数分解反应：CaCO 3CaO +CO 2↑ △Ba(OH)2·8H 2O 晶体与NH 4Cl 晶体的反应：Ba(OH)2·8H 2O+2NH 4Cl ＝BaCl 2+2NH 3↑+10H 2O △碳与CO 2气体的反应：C + CO 22CO △碳与水蒸气的反应：C + H 2O CO + H 2 △氢气还原氧化铜：H 2+CuO H 2O+Cu（3）区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。
化学反应与能量知识点
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：kJ·mol-14、规定：吸热反应:△H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H < 0 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C+CO2, H2+CuO酸碱中和反应C+H2O金属与酸Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl大多数化合反应CaCO3高温分解大多数分解反应小结：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5、燃烧热（1）概念：25℃、101Kpa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位为KJ/mo。
（2）注①对物质的量限制：必须是1mol：②1mol纯物质是指1mol纯净物（单质或化合物）；③完全燃烧生成稳定的氧化物。
如C→CO2(g)；H→H2O(l)；N→N2(g)；P→P2O5(s);S→SO2(g)等；④物质的燃烧热都是放热反应，所以表示物质燃烧热的△H均为负值，即△H＜0 （3）表示燃烧热热化学方程式的写法以燃烧1mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数，股灾热化学方程式中常出现分数。
（1）有关燃烧热计算：Q（放）＝n（可燃物）×△Hc。
Q（放）为可燃物燃烧放出的热量，n（可燃物）为可燃物的物质的量，△Hc为可燃物的燃烧热。
6、中和热（1）定义：稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1mol水时的反应热二、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。
选修4 第一章第一节 化学反应与能量的变化
第一章化学反应与能量一、化学键与化学反应中能量变化的关系（教材1页、教辅4~5页）1、化学反应的本质化学反应的特征是有新物质的生成，涉及到反应物的化学键断裂，生成物的化学键的形成，而化学键的断裂要吸收能量，化学键的生成要放出能量，使得化学反应中就有了能量的变化。
物质中的原子之间是通过化学键相结合的（有效碰撞）2、化学反应中能量变化的原因在相同条件下，各物质的能量不相同；能量不能再生，也不会消失，只发生形式的转化或传递物质具有的能量越低越稳定，参加化学反应时，化学键断裂就需要吸收更多的能量；反之，物质具有的能量越高越不稳定，参加化学反应时，化学键断裂需要吸收的能量低。
(物质具有的能量大小与化学键的能量大小刚好相反)物质所具有的能量与物质的状态有关：固体(s)、液体(l)、气体(g)、溶液(aq)某种物质从固体转变为液体、再转变为气体是需要吸收能量的，因此对于同种物质，气体所具有的能量最高，固体最低。
在说一个反应的能量变化时，一定要说明物质（反应物和生成物）的状态。
3、化学反应中能量变化形式化学反应都有新物质的生成，同时伴有能量变化；能量变化可表现为热能、光能、电能、声能、功等，通常表现为热能的变化二、常见的放热反应和吸热反应类型㈠、放热反应1、定义：放出热量的化学反应2、能量变化：E反应物的总能量＞E生成物的总能量3、类型：①酸碱中和反应②可燃物的燃烧反应(所有的燃烧反应)③金属单质与酸的反应④绝大部分化合反应⑤铝热反应类型⑥炸药的爆炸，如NH4NO3、TNT(三硝基甲苯)等的爆炸⑦氧化钙溶于水、强调：①固体氢氧化钠等溶于水通常理解为物理变化（生成水合离子时放热）②浓H 2SO 4溶于水是一个有争议的问题： 9H 2SO 4·SO 3（生成水合离子时放热）SO 3＋H 2O=H 2SO 4是化学变化，但溶液中的溶质主要是H 2SO 4，做题时揣摩题意㈡、吸热反应：1、定义：吸收热量的化学反应2、能量变化：E 反应物的总能量＜ E 生成物的总能量3、类型： ①铵盐与强碱的反应 NH 4Cl ＋Ca(OH)2、 NH 4Cl ＋Ba(OH)2·8H 2O②C 和CO 2的反应，C 与H 2O 在高温下反应，N 2与O 2在放电条件下反应③加热分解的反应(绝大部分分解反应)，如KClO 3、KMnO 4、H 2O 2④盐的水解（实质是酸碱中和的逆反应）⑤ H 2＋CuO强调：①铵盐溶于水(CH 3COONH 4溶于水)②弱电解质的电离：通常认为电离过程只有化学键的断裂，没有化学键的生成，故不认为是―反应‖三、焓变 反应热 在化学反应过程中同时存在着物质变化和能量的变化，而且二者均符合守恒定律（质量守恒定律、能量守恒定律）在化学反应中，能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的，二者密不可分，但以物质为主。
化学反应与能量知识点总结
化学反应与能量知识点总结一、化学反应中的能量变化化学反应中的能量变化通常表现为热量的变化。
化学反应都伴有能量变化，表现为吸热或放热。
二、放热反应和吸热反应1、放热反应：反应物总能量大于生成物总能量的反应称为放热反应。
如：所有的燃烧反应，金属与酸或水的置换反应等。
2、吸热反应：反应物总能量小于生成物总能量的反应称为吸热反应。
如：C与CO2、C与H2O、H2与CO2的反应等。
三、放热反应和吸热反应的判断1、根据反应物和生成物的总能量相对大小判断，反应物总能量大于生成物总能量的反应为放热反应，反之为吸热反应。
2、根据反应条件判断，大多数化合反应、活泼金属与酸或水的置换反应、中和反应等均为放热反应；大多数分解反应、非金属与酸的置换反应、水解反应等均为吸热反应。
3、根据反应剧烈程度判断，金属与酸或水的置换反应、酸碱中和反应等一般较剧烈，为放热反应；C与CO2、C与H2O等非金属氧化物之间的置换反应一般需要较高温度才能进行，为吸热反应。
4、根据物质溶于水吸热或放热的性质判断，物质溶于水的过程往往有热效应发生。
如浓硫酸溶于水放出大量的热，属于放热反应；硝酸铵溶于水吸收大量的热，属于吸热反应。
5、根据化学键断裂和形成的过程判断，化学键断裂吸收能量，化学键形成放出能量。
如化合反应一般是形成化学键的过程，放出能量；分解反应一般是破坏化学键的过程，吸收能量。
6、根据氧化还原反应中电子转移的方向和程度判断，电子转移方向与氧化还原方向相同时为放热反应；电子转移方向与氧化还原方向相反时为吸热反应。
7、根据可燃物的燃烧判断，可燃物燃烧一般放出大量的热，属于放热反应。
8、根据中和热测定实验判断，在稀溶液中酸与碱发生中和反应生成1mol H2O时放出的热量为中和热，酸碱中和反应为放热反应。
四、燃烧热的定义和燃烧热的符号1、燃烧热的定义：在25℃、101kPa时，1mol可燃物完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。
化学反应与能量变化知识点总结-化学反应与能量变化 知识点整理
化学反应与能量变化知识点总结|化学反应与能量变化知识点整理一、化学反应与能量的变化反应热焓变(1)反应热：化学反应在一定条件下反应时所释放或吸收的热量。
(2)焓变：在恒压条件下进行的化学反应的热效应即为焓变。
(3)符号：ΔH,单位：kJ/mol或kJ·molˉ1。
(4)ΔH=生成物总能量-反应物总能量=反应物键能总和-生成物键能总和(5)当ΔH为“-”或ΔH<0时，为放热反应当ΔH为“+”或ΔH>0时，为吸热反应热化学方程式热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
H2(g)+?O2(g)=H2O(l)ΔH=-285.8kJ/mol表示在25℃,101kPa，1molH2与?molO2反应生成液态水时放出的热量是285.8kJ。
注意事项：(1)热化学方程式各物质前的化学计量数只表示物质的量，不表示分子数，因此，它可以是整数，也可以是小数或分数。
(2)反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值以及符号都可能不同，因此，书写热化学方程式时必须注明物质的聚集状态。
热化学方程式中不用“↑”和“↓”中和热定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1molH2O，这时的反应热叫做中和热。
二、燃烧热(1)概念：25℃,101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。
(2)单位：kJ/mol三、反应热的计算(1)盖斯定律内容：不管化学反应是一步完成或是分几步完成，其反应热是相同的。
或者说，化学反应的的反应热只与体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
反应热的计算常见方法：(1)利用键能计算反应热：通常人们把拆开1mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能，键能通常用E表示，单位为kJ/mol或kJ·mol-1。
方法：ΔH=∑E(反应物)-∑E(生成物)，即ΔH等于反应物的键能总和与生成物的键能总和之差。
如反应H2(g)+Cl2(g)===2HCl(g)ΔH=E(H—H)+E(Cl—Cl)-2E(H—Cl)。
化学反应与能量知识点总结
化学反应与能量知识点总结一、化学反应与能量变化的关系化学反应过程中，不仅有物质的变化，还伴随着能量的变化。
能量变化通常表现为热量的变化，有时也会以光能、电能等形式表现出来。
从化学键的角度来看，化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。
旧键断裂需要吸收能量，新键形成会释放能量。
如果反应物总能量高于生成物总能量，反应就会放出能量；反之，如果反应物总能量低于生成物总能量，反应则需要吸收能量。
例如，燃烧反应一般都是放热反应，因为燃料和氧气的化学键断裂所吸收的能量小于燃烧产物化学键形成所释放的能量。
而像碳酸钙高温分解这样的反应则是吸热反应，因为分解所需的能量大于生成的氧化钙和二氧化碳形成新键释放的能量。
二、常见的吸热反应和放热反应1、吸热反应（1）大多数分解反应，如氯化铵受热分解。
（2）一些需要持续加热才能进行的反应，比如碳和二氧化碳在高温下反应生成一氧化碳。
（3）以碳、氢气、一氧化碳为还原剂的氧化还原反应，例如氢气还原氧化铜。
2、放热反应（1）所有的燃烧反应，如甲烷的燃烧。
（2）酸碱中和反应，比如盐酸和氢氧化钠的反应。
（3）金属与酸的置换反应，例如锌与稀硫酸反应生成氢气。
（4）大多数化合反应，比如二氧化硫和氧气生成三氧化硫。
三、反应热反应热是指化学反应在一定条件下放出或吸收的热量。
通常用符号ΔH 表示，单位是 kJ/mol。
如果ΔH 为正值，表示反应吸热；如果ΔH 为负值，表示反应放热。
例如，对于反应 H₂(g) ＋ Cl₂(g) ＝ 2HCl(g)，ΔH ＝－1846 kJ/mol，表示每生成 2 mol HCl 气体，放出 1846 kJ 的热量。
四、热化学方程式热化学方程式是表示化学反应与反应热关系的化学方程式。
它不仅表明了化学反应中的物质变化，还表明了能量变化。
热化学方程式与普通化学方程式的区别在于：1、要注明反应的温度和压强（如果是在 25℃、101 kPa 下进行的反应，可以不注明）。
《化学反应原理》知识点大全
《化学反应原理》知识点大全第一章、化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章、化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。
化学反应与能量变化知识点总结
化学反应与能量变化知识点总结一、化学反应中的能量变化。
1. 化学反应的实质。
化学反应的过程是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
旧键断裂需要吸收能量，新键形成会释放能量。
2. 反应热与焓变。
反应热：化学反应过程中吸收或放出的热量。
焓变（ΔH）：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
- 吸热反应：ΔH > 0。
- 放热反应：ΔH < 0。
3. 常见的吸热反应和放热反应。
吸热反应：大多数分解反应、氯化铵与氢氧化钡的反应、以 C、CO、H₂为还原剂的氧化还原反应等。
放热反应：大多数化合反应、酸碱中和反应、燃烧反应、活泼金属与酸或水的反应等。
二、热化学方程式。
1. 定义。
表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
2. 书写注意事项。
要注明反应物和生成物的状态（g、l、s）。
要注明反应的温度和压强（若在 25℃、101kPa 条件下进行，可不注明）。
要注明ΔH 的正负号、数值和单位。
化学计量数只表示物质的量，可以是整数，也可以是分数。
三、燃烧热和中和热。
1. 燃烧热。
定义：101kPa 时，1mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。
单位：kJ/mol。
注意：燃烧热是以 1mol 可燃物为标准进行测量的。
2. 中和热。
定义：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成 1mol 液态水时所释放的热量。
单位：kJ/mol。
注意：强酸与强碱的稀溶液反应，若有弱酸或弱碱参与，中和热数值偏小。
四、盖斯定律。
1. 内容。
化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关。
2. 应用。
可以通过已知反应的热化学方程式，进行相应的加减运算，得到目标反应的热化学方程式和反应热。
五、能源。
1. 分类。
一次能源：直接从自然界获取的能源，如煤、石油、天然气、风能、水能等。
二次能源：由一次能源经过加工、转化得到的能源，如电能、氢能等。
2. 新能源。
太阳能、风能、地热能、海洋能、生物质能等，具有资源丰富、可再生、对环境影响小等优点。
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如果生成物的焓小于反应物的焓， 说明反应物具有的总能量大于产 物具有的总能量，需要释放一部 分的能量给外界才能生成生成物， 反应必须放热才能进行。即当 Η（生成物）<Η（反应物）， ΔΗ<0，反应为放热反应。
2、热化学方程式 （1）定义 表示参加反应的物质的物质的量和反应热的关系的 学方程式，叫热化学方程式。 （2）表示意义 不仅表明了化学反应中的物质化，也表明了化学反 应中的能量变化。 （3）书写热化学方程式须注意的几点 ① ΔΗ只能写在标有反应物和生成物状态的化学方 程式的右边。 若为放热反应，ΔΗ为“-” ； 若为吸热反应，ΔΗ为“+” 。 ΔΗ的单位一般为kJ· mol-1。 ②焓变ΔΗ与测定条件（温度、 压强等）有关。因 此书写热化学方程式时应注明ΔΗ的测定条件。
③热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数 仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或 原子数。因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。 ④反应物和产物的聚集状态不同，焓变ΔΗ不同。因 此，必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化 学方程式的意义。气体用“g” ，液体用“l” ，固体用 “s” ，溶液用“aq” 。热化学方程式中不用“↑” 和 “↓” 。若涉及同素异形体，要注明同素异形体的名 称。 ⑤热化学方程式是表示反应已完成的量。 由于ΔΗ与反应完成的物质的量有关，所以方程式中 化学式前面的化学计量数必须与ΔΗ相对应，如果化学 计量数加倍，则ΔΗ也要加倍。当反应向逆向进行时， 其焓变与正反应的焓变数值相等，符号相反。
（3）焓变的定义 对于在等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质 的能量变化全部转化为热能（同时可能伴随着反应体系 体积的改变），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变，称 为焓变，符号ΔΗ。 ΔΗ=Η（反应产物）—Η（反应物） 为生成物的总焓与反应物总焓之差，称为反应焓变。 如果生成物的焓大于反应物的焓，说明反应物具有的总 能量小于产物具有的总能量，需要吸收外界的能量才能 生成生成物，反应必须吸热才能进行。 即当Η（生成物）>Η（反应物）， ΔΗ>0，反应为吸热反应。
二、燃烧热 （1）概念：25℃，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定 的化合物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位为kJ· mol-1。 如果是1g物质完全燃烧的反应热，就叫做该物质的热值。 （2）对燃烧热的理解 ①燃烧热是反应热的一种，并且燃烧反应一定是放热反应，其 ΔΗ为“-” 或 ΔΗ<0。 ②25℃，101kPa时，可燃物完全燃烧时，必须生成稳定的化合 物。如果该物质在燃烧时能生成多种燃烧产物，则应该生成不能再 燃烧的物质。如C完全燃烧应生成CO2（g），而生成 CO（g）属 于不完全燃烧，所以C的燃烧热应该是生成CO2时的热效应。 （3）表示燃烧热的热化学方程式书写 燃烧热是以员1mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此 在书写表示燃烧热的热化学方程式时，应以燃烧1mol物质为标准， 来配平其余物质的化学计量数，故在其热化学方程 式中常出现分数。
（4）研究物质燃烧热的意义 了解化学反应完成时产生热量的多少，以便更好地控制反应条件，充分利用 能源。
3、能源 凡是能提供某种形式能量的物质统称能源。 （1）能源的分类 ①一次能源与二次能源 从自然界直接取得的自然能源叫一次能源，如原煤、原油、 流过水坝的水等；一次能源经过加工转换后获得的能源称为二次 能源，如各种石油制品、煤气、蒸气、电力、 氢能、沼气等。 ②常规能源与新能源 在一定历史时期和科学技术水平下，已被人们广泛利用的 能源称为常规能源，如煤、石油、天然气、水能等。人类采用先 进的方法刚开始加以利用的古老能源以及利用先进技术新发展的 能源都是新能源，如核聚变能、风能、太阳能、海洋能等。 ③可再生能源与非再生能源 可连续再生、永远利用的一次能源称为可再生能源，如水 力、风能等；经过亿万年形成的、短期内无法恢复的能源，称为 非再生能源，如石油、煤、天然气等。
3、 中和反应反应热的测定 （1）实验原理 将两种反应物加入仪器内并使之迅速混合，测量反应前后 溶液温度的变化值，即可根据溶液的热容C，利用下式计 算出反应释放或吸收的热量Q。 Q=Cm(T2-T1) 式中：C表示体系的热容；T1、T2 分别表示反应前和反 应后体系的温度。 （2）实验注意事项： ①作为量热器的仪器装置，其保温隔热的效果一定要好。 ②盐酸和NaOH溶液浓度的配制须准确，且NaOH溶液的 浓度须大于盐酸的浓度。为了使测得的中和热更准确，所 用盐酸和NaOH的浓度宜小不宜大，如果浓度偏大，则溶 液中阴阳离子间相互牵制作用就大，电离度就会减少，这 样酸碱中和时产生的热量势必要用去一部分来补偿未电离 分子的离解热，造成较大的误差。
4.中和热 （1）定义： 在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1mol H2O（l）时所释放的热量为中和热。中和热是反应热的一 种形式。 （2）注意： 中和热不包括离子在水溶液中的生成热、 物 质的溶解热、电解质电离的吸收热等。中和反应的实质是 H+与OH-化合生成H2O，若反应过程中有其他物质生成， 这部分反应热也不在中和热内。
（2）反应热的定义 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释 放或吸收的热量称为反应在此温度下的热效应， 简称为反应热。通常用符号Q表示。 反应热产生的原因：由于在化学反应过程中， 当反应物分子内的化学键断裂时，需要克服原子 间的相互作用，这需要吸收能量；当原子重新结 合成生成物分子，即新化学键形成时，又要释放 能量。生成物分子形成时所释放的总能量与反应 物分子化学键断裂时所吸收的总能量的差即为该 反应的反应热。
③宜用有0.1分度值的温度计，且测量时尽可能 读准，并估读到小数点后第二位。温度计的水 银球部分要完全浸没在溶液中，而且要稳定一 段时间后再读数，以提高所测温度的精度。 （3）实验结论 所测得的上溶液中所发生的反应均为H++OH-=H2O。 由于三次实验中所用溶液的体积相同，溶液中 H+和OH-的浓度也是相同的，因此三个反应的 反应热也是相同的。