1）反应热： 化学反应过程中系统放出或吸收的热量；热化学规定： 系统放热为负，系统吸热为正注意：摩尔反应热指当反应进度为 1mol 时系统放出或吸收的热量
2）热效应： 等容热效应（弹式量热计）； 等压热效应（火焰热量计）qV =ΔU qp = ΔU + p(V2– V1)反应热： （两种液体时比热容不同需分开，注意比热单位） 摩尔反应热：qm=q/n
3）热化学方程式：表示化学反应与热效应关系的方程式注意：先写出反应方程，再写出相应反应热， 两者之间用分号或逗号隔开，若不注明 T,p, 皆指在 T=298.15 K，p=100kPa 下标明反应温度、压力及反应物、生成物的量和状态
4）热力学第一定律： 封闭系统， 不做非体积功时，若系统从环境吸收热 q，从环境得功 w，则系统热力学能的增加 ΔU(U2–U1)为： ΔU=q + w（热力学能从前称为热能）
5）内能的特征： 状态函数 （状态确定，其值确定； 殊途同归； 周而复始）、无绝对数值、广度性质
6）热： 系统吸热为正，放热为负 热量 q 不是状态函数
7）反应的标准摩尔焓变的计算：Aθ=∑bvbΔfHmθ
13）功： 系统对外功为负， 外部对系统作功为正 功 w 不是状态函数
12）体积功 w 体的计算：
w 体=–p 外(V2 – V1)=–p 外 ΔV
11）焓（状态函数） （kJ/mol） ΔrHm ：反应的摩尔 焓H =U + pV Qp =H2–H1=ΔH(ΔH<0 放热；ΔH>0 吸热）
注意：qV=ΔU（定容） VS qP=ΔH（定压）→ qp – qV = n2(g)RT – n1(g)RT = Δn(g)RT 对于没有气态物质参与的反应或 Δn(g)=0 的反应 qV = qp
对于有气态物质参与的反应， 且 Δn(g)0 的反应，qv ≠ qp
10）盖斯定律：化学反应的恒压或恒容反应热只与物质的始态或终态有关而与变化的途径无关
标准压力 p =100kPa
9）标准摩尔生成焓：标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质 B 时反应的焓变称为标准摩尔生成焓，记作
8）标准摩尔焓变： 标准状态下,反应进度 ξ=1mol 的焓变称为反应的标准摩尔焓变: ΔrHm 6注意： f 表示生成， r 表示反应
