【知识点详解】
1. **焓变与反应热**：焓变（ΔH）是化学反应中系统能量变化的量度，通常用来表示反应热。如果ΔH为负，表示反应放热；为正，则表示反应吸热。反应热是化学反应在一定条件下释放或吸收的热量。
2. **吸热反应与放热反应**：
- 吸热反应：在反应过程中吸收热量，ΔH为正值。例如，Ba(OH)₂·8H₂O与NH₄Cl晶体的反应就是典型的吸热反应。
- 放热反应：在反应过程中释放热量，ΔH为负值。例如，燃烧反应，如铝片与盐酸的反应、铝粉与氧化铁的反应、甲烷的燃烧等。
3. **反应焓变与反应自发性**：反应自发性的判断通常基于吉布斯自由能（Gibbs Free Energy, ΔG），而非焓变。ΔG = ΔH - TΔS，其中T是温度，ΔS是熵变。如果ΔG小于零，反应自发进行；如果ΔG大于零，反应不自发。
4. **能量守恒定律**：化学反应的能量变化遵循能量守恒定律，反应物的总能量与生成物的总能量之差等于反应热。放热反应意味着生成物的总能量低于反应物的总能量，而吸热反应则相反。
5. **化学键的能级**：化学反应中，旧键的断裂需要吸收能量，新键的形成会释放能量。如果新键形成释放的能量大于旧键断裂吸收的能量，反应就是放热的。
6. **反应速率与反应热**：反应速率并不直接影响反应是放热还是吸热，而是由反应物和生成物的键能决定。例如，D项实验中，硫酸与锌粒的反应即使推动了活塞，也不能仅凭此判断反应是放热还是吸热。
7. **反应焓变计算**：ΔH等于反应物的键能总和减去生成物的键能总和。例如，氢气和氯气反应生成氯化氢的反应中，若Q1、Q2分别是断裂1 mol氢气和1 mol氯气中化学键消耗的能量，Q3是形成1 mol氯化氢中的化学键释放的能量，那么ΔH = Q1 + Q2 - 2Q3。放热反应中，ΔH小于零。
8. **反应能量变化分析**：
- (1) 反应A + B → C + D中，A选项正确，因为化学反应遵循质量守恒和原子守恒。B选项错误，有热量变化的反应不一定是氧化还原反应。C选项错误，放热反应不一定不需要加热。D选项错误，反应物和生成物的总能量通常不相等。
- (2) 如果E1 < E2，表示反应物的总能量低于产物的总能量，因此该反应为吸热反应。
9. **化学键形成过程**：CO与O形成CO₂的过程中，能量变化示意图显示了反应过程中能量的上升和下降，表明化学键的形成和断裂伴随着能量变化。
通过以上知识点的解释，我们可以理解化学反应与能量变化之间的关系，以及如何判断和分析化学反应的焓变和反应热。这些概念是高中化学课程中的基础内容，对理解和应用化学原理至关重要。
