1．化学反应中的能量变化 (1)化学反应中的两大变化：物质变化和能量变化 (2)化学反应中的两大守恒：质量守恒和能量守恒 (3)化学反应中的能量转化形式：热能、光能、电能等。通常主要表现为热量的变化。

2．化学反应的实质：反应物化学键断裂和生成物化学键形成。 特征：既有物质变化，又有能量变化。

3．反应热：指当化学反应在一定温度下进行时，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量，通常用符号Q表示，单位kJ/mol。

4．反应热的测定： (1)仪器：量热计 (2)原理：Q＝－C(T2－T1)，式中C代表仪器和反应混合物的总热容，单位是kJ/K，T1、T2分别代表反应前、后溶液的温度，单位是K。

1．定义：表示参加反应物质的物质的量和反应热的关系的化学方程式。

3．书写：热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示)。 注意：注意热化学方程式的化学计量数：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，可以是整数，也可以是分数。且化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。

1．含义：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都是一样。即：化学反应的反应热只与反应体系的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应途径无关。

2．意义：间接计算某些反应的反应热。

1．ΔH的比较：对放热反应，放热越多，ΔH越小；对吸热反应，吸热越多，ΔH越大。

2．反应热的有关计算： (1)依据：热化学方程式、键能、盖斯定律及燃烧热、中和热等数据。 (2)主要方法：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依据反应物化学键断裂与生成物化学键形成过程中的能量变化计算：ΔH＝反应物的化学键断裂吸收的能量－生成物的化学键形成释放的能量。④根据盖斯定律的计算：应用盖斯定律进行简单计算时，关键在于设计反应过程，同时注意：当热化学方程式乘、除以某一个数时，ΔH也应相应地乘、除以某一个数；方程式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“+”“－”符号，即把ΔH看作一个整体进行运算。