高一化学化学反应及其能量变化离子反应

高中化学的归纳化学反应的能量变化总结化学反应是物质在不同条件下发生变化的过程，而能量变化则是化学反应中重要的考察内容之一。

通过归纳各种类型的化学反应的能量变化，我们可以更好地理解反应的本质及其在能量转化中的重要性。

以下是对高中化学常见反应类型的能量变化的总结。

1. 合成反应合成反应发生时，两个或多个物质结合形成一个新的物质，同时释放出能量。

这时，反应物的能量较低，而生成物的能量较高。

典型的例子是燃烧反应，如燃烧木材产生热量和光。

2. 分解反应分解反应与合成反应相反，一个物质被分解成两个或多个较简单的物质，并且吸收能量。

此时，反应物的能量较高，而生成物的能量较低。

例如，水的电解是一个典型的分解反应，在此过程中水分子分解成氢气和氧气。

3. 反应物置换反应反应物置换反应中，一个元素或离子在反应中与另一个元素或离子交换位置，形成不同的物质。

这类反应通常伴随着能量的释放或吸收。

例如，金属与酸反应产生盐和氢气，同时也产生热量。

4. 氧化还原反应氧化还原反应是指在化学反应中发生的电子转移。

氧化剂接受电子，而还原剂失去电子。

在这类反应中，维持电荷平衡需要有能量变化。

例如，电池反应中的化学能转化为电能。

5. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱之间的化合反应，产生水和盐。

这类反应通常伴随着能量的变化，可以是吸热反应或放热反应。

例如，硫酸与钠氢氧化物反应产生水和盐，同时释放出大量的热能。

6. 离子反应离子反应是指溶液中离子之间的反应，通常涉及到阳离子和阴离子的结合形成沉淀。

在这类反应中，能量变化通常不明显。

总结起来，化学反应的能量变化在很大程度上取决于反应类型。

合成反应、分解反应和反应物置换反应往往伴随着能量的释放，而氧化还原反应、酸碱中和反应可以是吸热反应或放热反应。

离子反应的能量变化相对较小。

通过对这些常见化学反应类型能量变化的归纳总结，我们可以更深入地理解化学反应的本质和能量的转化过程。

这对于学习化学，并在实验中正确解释和理解反应现象具有重要意义。

第一章化学反应及其能量变化人类的祖先在与自然界的长期斗争中，很早就开始利用火。

他们用火来取暖、烧烤食物，进而又用火来烧制陶器、炼铜、炼铁，等等。

因此，我们可以说，人类的文明是从火堆中萌发的，火在人类的进化中起了很重要的作用！我们知道，火是木柴等可燃物燃烧时所产生的，要探索火的奥秘，就需要研究可燃物的燃烧。

在初中化学中，我们已经知道燃烧是指可燃物跟空气中的氧气发生的一种发光、发热的剧烈的氧化反应。

但是，仅仅知道这些知识是远远不够的，我们还需要继续研究诸如燃烧反应的本质是什么？燃烧是否一定要有氧气参加？在燃烧过程中能量是如何变化的？如何提高燃料的燃烧效率？如何防治燃烧产物对大气造成的污染？等等。

这些问题，大多与我们在本章中学习的化学反应及其能量变化知识有密切的关系，有些问题还有待今后进一步学习。

第一节氧化还原反应一、化学反应的类型我们知道，木炭在氧气中燃烧生成二氧化碳的反应，既是化合反应，又是氧化反应。

正如我们可以根据物质的组成和性质，将物质分成单质、氧化物、酸、碱、盐等若干类那样，我们也可以把化学反应分成若干类。

这样，不仅学习时更简便，而且也有利于了解各类化学反应的本质。

化学反应从不同的角度可以有多种分类方法。

例如，在初中化学中，我们曾学习过两种不同的分类方法。

1．根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少，把化学反应分为化合反应、分解反应、置换反应和复分解反应。

这就是我们通常所说的四种基本类型的反应。

2．根据反应中物质是否得到氧或失去氧，把化学反应分为氧化反应和还原反应。

讨论1．用四种基本类型的分类方法分析：属于哪种类型的反应？2．用物质是否得氧和失氧的分类方法分析，氢气与氧化铜在加热条件下的反应，是否仅仅属于还原反应？通过讨论我们可以知道，四种基本类型的分类方法是一种重要的分类方法。

但由于这种分类方法更多地是从形式上划分的，因此，既不能较深入地反映化学反应的本质，也不能包括所有的化学反应。

高中化学化学反应的能量变化化学反应是物质转变的过程，其中涉及能量的吸收或释放。

在化学反应中，能量的变化可以通过热量的吸收或释放来衡量。

热量是物质内部分子的热运动的一种表现形式，它是化学反应的重要能量因素。

本文将探讨化学反应中的能量变化，以及与之相关的热化学方程式和各类化学反应类型的能量变化。

一、热化学方程式热化学方程式描述了化学反应中的能量变化情况。

在热化学方程式中，我们使用ΔH表示反应的焓变，即反应前后系统的能量变化。

例如，当燃烧甲烷（CH4）产生二氧化碳（CO2）和水（H2O）时，热化学方程式可以写为：CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O ΔH = -890.3 kJ/mol这里的ΔH = -890.3 kJ/mol表示每摩尔甲烷燃烧产生的热量为-890.3千焦耳。

负号表示燃烧过程是放热的，即释放能量。

二、吸热反应和放热反应基于ΔH的正负值，我们可以将化学反应分为吸热反应和放热反应。

1. 吸热反应：当化学反应吸收热量时，ΔH为正数。

这意味着反应物吸收了外界的热量，从而使反应产生的产物具有更高的能量。

吸热反应的一个例子是水的蒸发过程：H2O(l) → H2O(g) ΔH = +40.7 kJ/mol这里的ΔH = +40.7 kJ/mol表示每摩尔水蒸发所需的热量为40.7千焦耳。

正号表示蒸发过程是吸热的，即吸收能量。

2. 放热反应：当化学反应释放热量时，ΔH为负数。

这意味着反应物释放了能量，从而使反应产生的产物具有较低的能量。

放热反应的一个例子是燃烧反应：C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -393.5 kJ/mol这里的ΔH = -393.5 kJ/mol表示每摩尔氧化碳所释放的热量为393.5千焦耳。

负号表示燃烧过程是放热的，即释放能量。

三、化学反应的能量变化类型除了吸热反应和放热反应，化学反应还具有其他几种能量变化类型：1. 吸附反应：当反应物从溶液或气体中吸附到固体表面时，会释放出能量，这些反应通常是放热的。

高一化学知识点化学反应的能量变化化学反应的能量变化是化学领域中的一个重要概念。

在化学反应过程中，物质发生了变化，并伴随着能量的吸收或释放。

本文将就化学反应的能量变化进行探讨，包括内能变化、焓变、化学反应热等方面。

一、内能变化内能是指系统中所有分子的总能量，包括分子的动能和势能。

化学反应发生时，反应物的分子结构被打破，新的化学键形成，导致内能的变化。

反应物与生成物之间的内能差称为内能变化（ΔU）。

化学反应的内能变化可以分为两种情况：吸热反应和放热反应。

1. 吸热反应：当反应物的内能大于生成物的内能时，化学反应需要从外界吸收热量才能进行。

这种反应产生吸热现象，即反应过程中会感觉到周围温度的升高。

吸热反应的内能变化为正值（ΔU > 0）。

2. 放热反应：当反应物的内能小于生成物的内能时，化学反应会释放出热量给周围环境。

这种反应产生放热现象，即反应过程中会感觉到周围温度的降低。

放热反应的内能变化为负值（ΔU < 0）。

二、焓变焓（H）是指化学反应过程中，物质所含的能量总量。

在常压下，反应物和生成物的焓差称为焓变（ΔH）。

焓变可以帮助我们了解反应过程中的能量变化情况。

与内能变化类似，焓变也可以分为吸热反应和放热反应。

1. 吸热反应：在吸热反应中，反应物的焓高于生成物的焓，化学反应需要吸收热量才能进行。

吸热反应的焓变为正值（ΔH > 0）。

2. 放热反应：在放热反应中，反应物的焓低于生成物的焓，化学反应会释放热量给周围环境。

放热反应的焓变为负值（ΔH < 0）。

焓变与内能变化之间存在关系：ΔH = ΔU + PΔV，其中P为常数，ΔV为体积变化。

三、化学反应热化学反应热是指在标准状态下，单位摩尔物质在化学反应中产生或吸收的热量。

通常用符号ΔH表示。

1. 焓变与化学反应热之间的关系在常压下，化学反应热等于焓变：ΔH = Q，其中Q为反应所吸收或释放的热量。

2. 化学反应热的测定方法化学反应热的测定可以通过热量计实验进行。

第四节化学反应中的能量变化一、反应热前面我们主要介绍了氧化还原反应和离子反应中的物质变化。

在化学反应中，发生物质变化的同时，还伴随有能量变化，这种能量变化，常以热能的形式表现出来。

例如，在高一化学中，我们曾做过铝片与盐酸，以及氢氧化钡晶体与氯化铵晶体在迅速搅拌下反应的实验，前者反应时放出热量，为放热反应；后者反应时吸收热量，为吸热反应。

在化学反应过程中放出或吸收的热量，通常叫做反应热。

反应热用符号ΔH表示，单位一般采用kJ／mol。

许多化学反应的反应热是可以直接测量的，其测量仪器叫做量热计。

在中学化学中，一般研究的是在一定压强下，在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。

下面，我们试从微观的角度来讨论宏观反应热的问题。

实验测得1mol H2与 1mol Cl2反应生成2 mol HCl时放出 184.6 kJ的热量，这是该反应的反应热。

任何化学反应都有反应热，这是由于在化学反应过程中，当反应物分子间的化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用，这需要吸收能量；当原子重新组合成生成物分子，即新化学键形成时，又要释放能量。

就上述反应来说，当1mol H2与1mol Cl2在一定条件下反应生成2 mol HCl时，1mol H2分子中的化学键断裂时需要吸收436 kJ的能量，1mol Cl2分子中的化学键断裂时需要吸收243 kJ的能量，而 2 mol HCl分子中的化学键形成时要释放 431 kJ／mol×2 mol=862 kJ的能量，如图3－6所示。

H 2（g）＋Cl2（g）2HCl（g）的反应热，应等于生成物分子形成时所释放的总能量（862 kJ／mol）与反应物分子断裂时所吸收的总能量（679 kJ／mol）的差，即放出 183 kJ／mol的能量。

显然，这个分析结果与实验测得的该反应的反应热（184.6 kJ／mol）很接近（一般用实验数据来表示反应热）。

这说明该反应完成时，生成物释放的总能量比反应物吸收的总能量大，这是放热反应。

化学反应的能量变化化学反应是指物质在发生化学变化时，原子、分子或离子重新组合形成新的化合物。

在化学反应过程中，一般会伴随着能量的吸收或释放。

这种能量变化对于我们理解和应用于化学反应非常关键。

本文将探讨化学反应的能量变化以及与之相关的概念和原理。

一、能量的定义和单位能量是指物体或系统具有的做功的能力，通常用焦耳（J）作为单位来表示。

在化学反应中，常用的能量单位还包括千焦（kJ）和卡路里（cal）。

二、化学反应的能量变化类型1. 焓变（ΔH）：焓是物质在一定条件下的能量状态，焓变是指化学反应过程中物质焓的变化量。

焓变可以分为吸热反应和放热反应两种类型。

- 吸热反应：在吸热反应中，系统从周围环境中吸收热量，因此反应过程会感觉到温度的升高。

吸热反应的焓变为正值。

- 放热反应：在放热反应中，系统向周围环境释放热量，因此反应过程会感觉到温度的降低。

放热反应的焓变为负值。

2. 温度变化：化学反应的进行有时会引起系统温度的变化。

温度的升高表示反应吸热，温度的降低表示反应放热。

3. 化学反应的能量关系：根据热力学第一定律，能量守恒的原理，化学反应中的能量变化可以表示为:ΔH = q + w其中，ΔH是焓变，q是反应过程中的热量变化，w是反应过程中的做功。

三、热化学方程式为了描述化学反应中的能量变化，人们引入了热化学方程式。

热化学方程式标注了反应的焓变以及所生成的物质的计量比例。

例如，将甲烷（CH4）与氧气（O2）反应生成二氧化碳（CO2）和水（H2O）的燃烧反应可以表示为：CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O ΔH = -891 kJ热化学方程式中的ΔH通常会在化学反应方程式的右侧注明。

四、表征化学反应热性的热力学量为了更全面地描述化学反应的能量变化，人们引入了热力学量的概念。

1. 标准反应焓变（ΔH°）：标准反应焓变是指在标准状态下（常温常压下）所发生化学反应时的焓变。

标准反应焓变的单位通常为kJ/mol。

高一化学能源的利用知识点能源在我们的生活中扮演着至关重要的角色。

为了满足人类对能源的需求，我们需要了解并有效地利用不同类型的能源。

本文将介绍高一化学中与能源相关的知识点，包括化学能的转化、化学反应与能量变化以及无机化合物在能源转换中的应用。

一、化学能的转化化学能是一种能够转化成其他形式能量的能源。

在能量转化的过程中，化学能可以被转化为热能、电能、光能等。

下面是一些常见的化学能转化情况：1. 燃烧反应：例如燃烧木材、煤炭或石油时，化学能被转化为热能和光能。

2. 酸碱中和反应：在酸碱中和反应中，化学能可以转化为热能。

3. 电化学反应：在电池中，化学能被转化为电能。

4. 光化学反应：光合作用是一种重要的光化学反应，太阳能被转化为化学能。

二、化学反应与能量变化化学反应中能量的变化是通过研究热效应（焓变）来描述的。

热效应是指在常压下，化学反应中吸热或放热的过程。

常见的热效应包括焓变、反应焓和燃烧热。

1. 焓变：化学反应发生时，反应物转变为生成物，其间吸热或放热的过程称为焓变。

焓变可以表示为ΔH，正值表示放热反应，负值表示吸热反应。

2. 反应焓：反应焓是指单位物质参与反应时的焓变。

在化学反应中，反应焓可以用来计算反应物与生成物之间的能量差异。

3. 燃烧热：燃烧热是指单位物质完全燃烧放出的焓变。

通过测量燃烧反应的焓变，可以确定燃料的热能。

三、无机化合物在能源转换中的应用无机化合物在能源转换中起着重要的作用。

以下是一些典型的无机化合物在能源领域的应用：1. 硝酸铵：硝酸铵（NH4NO3）是一种常用的氧化剂，可用于火箭推进剂和炸药。

在燃烧过程中，硝酸铵中的化学能被转化为热能和气体的膨胀能。

2. 氢氧化钠：氢氧化钠（NaOH）是一种常用的碱性物质，可用于提取铝等金属。

在铝的提取过程中，氢氧化钠与铝反应，释放出大量的热能。

3. 二氧化硫：二氧化硫（SO2）是一种常见的废气，但它也可以被用作脱硫剂。

二氧化硫与煤炭中的硫化物反应，形成硫酸，从而将有害的气体转化为有用的化学物质。

第一章高一化学(上) 第一章化学反应及其能量变化 本章内容概述化学是研究物质的组成、结构、性质、相互反应以及化学反应过程中能量变化的科学。

因此对化学反应的学习，将贯穿中学化学教学的始终，只有将化学反应进行分类，掌握不同类型化学反应的规律，才能更好地掌握、理解、记忆具体的化学反应、分类的方法是研究化学反应的一种科学的基本方法。

化学反应根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少，分为四个基本反应类型，即化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应；根据反应中是否有电子转移(得失或偏移)分为氧化还原反应、非氧化还原反应；根据反应中是否有离子参加，分为离子反应和一般的化学反应；按反应中的热量变化分为吸热反应和放热反应。

通过本章的学习，要达到下列目标：(1)从化合价升降和电子转移的角度来理解氧化还原反应的概念、本质及其特征。

了解氧化剂和还原剂的含义及其在中学化学中常做氧化剂和还原剂的物质。

(2)了解强电解质、弱电解质的概念。

理解离子反应的含义；掌握在溶液中互换离子这类离子反应发生的条件。

学会正确书写离子方程式。

(3)了解化学反应中的能量变化；了解吸热反应和放热反应；知道怎样使燃料充分燃烧。

本章内容是中学化学学习的重点，也是高考的热点，建议学习时从以下几点入手：①明确概念，本部分概念多，且概念间联系紧密，要弄清各概念间的关系和含义。

②会判定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物、电解质、非电解质、强电解质、弱电解质。

③会根据氧化还原反应方程式比较氧化性、还原性的强弱，会根据离子间是否反应来判断离子能否共存。

④应用电子守恒原理进行有关计算。

⑤根据离子方程式书写步骤来判断离子方程式书写是否正确。

第一节氧化还原反应1.化学反应中的四种基本类型的反应 (1)化合反应定义：由两种或两种以上的物质生成一种物质的反应，叫做化合反应。

通式：A ＋B=AB如：2H 2＋O 2=点燃2H 2OCaCO 3＋CO 2＋H 2O ＝Ca(HCO 3)2 (2)分解反应定义：由一种物质生成两种或两种以上其他物质的反应，叫做分解反应。

第一章化学反应及其能量变化考纲要求：（1）掌握化学反应的四种基本类型（2）理解氧化还原反应，掌握理要的氧化剂还原剂之间的反应（3）掌握离子反应的质，常见的离子反应以及离子共存问题（4）了解化学反应的能量变化，掌握燃烧热的计算及中和热测定本单元误区警示：1.判断4种无机基本反应的类型时，要由反应前后物质的种类共同确定，如：(1)只生成一种物质的反应不一定是化合反应，反应物只有一种的反应也不一定是分解反应，既有单质参加又有单质生成的反应不一定是置换反应，也不一定是氧化还原反应(如同素异形体之间的相互转化).(2)生成物中只有一种单质和一种化合物的反应不一定是置换反应，如氯酸钾的受热分解.(3)生成物中有盐和水的反应不一定是复分解反应，碳酸氢钠的受热分解可例证.2.要熟悉化学反应的一般规律，还要注意一些特例.如：K、 Ca、Na这些活泼金属置于某些不太活泼的金属盐溶液中主要是与水反应，而不是置换金属；金属与硝酸、浓硫酸反应不可能产生H2等.3.判断一个离子反应是否正确的思维步骤(1)看是否符合电离原理酸、碱、盐是电解质，这三类物质才有可能写成离子形式，而不溶性的酸、碱、盐和弱酸、弱碱要写成化学式；单质、氧化物和气体必须写成化学式.如CaC03、BaS04、AgCl、H2Si03、 Cu(OH)2等不溶物要写成化学式，醋酸、氨水等弱电解质要写成化学式，微溶物处于溶液状态时应写离子，处于浊液或固体时应写化学式等.(2)看是否符合实验事实如：2Fe+6H+=2Fe2++3H2↑是错误的，因为H+只能将铁氧化成+2价；Cu+2H+=Cu2++H2↑是错误的，因为铜排在金属活动顺序表氢之后，不能置换出酸中的氢：Cu2++H2= Cu+ 2H+也是错误的，因为H2不可在水溶液中发生反应. 对未处于自由移动离子状态的反应不能写离子方程式，如铜与浓硫酸、氯化铵固体与氢氧化钙固体反应等.(3)看反应物或产物的配比是否正确如：稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应不能写成H++OH-+Ba2++SO42-=H2O+BaSO4↓应写成2H++20H-+Ba2++SO42-=2H20+ BaSO4↓ (4)看反应物的用量根据题设条件及要求，如“过量”、“少量”、“等物质的量”、“适量”、“任意量”以及滴加顺序等对离子反应方程式可能有影响.(5)看是否遗漏掉参加反应的离子如：Ba(OH)2溶液与硫酸铜溶液反应，既要考虑Ba2+与SO42-的离子反应，又要考虑Cu2+与OH-的离子反应，即Ba2++20H- + Cu2++ SO42-=BaSO4↓+Cu(OH)2↓.(6)看电荷是否守恒、质量是否守恒如：Fe3++Cu=Fe2++Cu2+中电荷不守恒.(7)看符号的使用是否正确对于“=”、“”、“↑”、“↓”符号使用要恰当，如：单弱离子水解反应式中的应改用可逆号，因为水解是可逆的，水解是微弱的；而Fe3++3H 2O Fe(OH)3(胶体)+3H+中的可逆号应改为等号，因为在加热条件下水解进行得比较彻底.另外， Fe3+和A13+与弱酸根的促进水解反应应该用等号学以致用1.条件不同时，相同反应物间的离子反应可能不同(1)反应物的量不同，离子反应不同.如：碳酸氢钙溶液与氢氧化钠溶液反应，若物质的量之比为1∶1时，离子反应方程式为Ca2++HCO3-+OH-=H2O +CO32-若二者物质的量之比为1∶2时，离子反应方程式为Ca2++ 2HCO3-+2OH-=CaCO3+2H2O +CO32-因为不过量的物质会完全反应，所以在离子方程式中不过量的物质电离出的离子的计量数与其化学式中的计量数成比例.这是我们判断和书写此类离子方程式的依据.(2)反应物滴加顺序不同，离子反应不同.如：把氯化铝溶液逐滴加入到氢氧化钠溶液中，离子反应方程为A13++40H-=A102-+2H20.若向氯化铝溶液中逐滴加入氢氧化钠溶液，离子反应方程式为Al3++3OH-=Al(OH)3↓ (3)反应条件不同，离子反应不同.如：氯化铵溶液与氢氧化钠溶液混合，离子反应方程式为NH4++OH-=NH3·H20.若氯化铵溶液与氢氧化钠溶液混合并加热，则离子反应方程式为：NH4++OH-NH3↑+H2O(4)微溶物状态不同，离子反应不同.如：石灰乳与碳酸钠溶液混合，若澄清石灰水与碳酸钠溶液混合，2.离子共存问题；(1)在溶液中，若离子间能发生反应，如生成沉淀、弱电解质、气体的复分解反应，氧化还原反应，相互促进的水解反应，络合反应，则离子不能大量共存.(2)注意隐性条件的限制，如颜色、溶液的酸碱环境、pH 、因发生氧化还原反应、溶液中加铝产生的气体只有H 2、水电离出的C(OH -)=1.0×10-10”等条件，将具体问题具体分析第1课时 重要的氧化剂和还原剂一、用单线桥表示下列反应，并指明氧化剂与还原剂 Fe + H 2SO 4 = FeSO 4 + H 2↑二、分析并配平下列氧化还原反应，指出氧化剂，还原剂，氧化产物，还原产物，标出电子转移的方向和数目。

高中化学知识点规律大全——化学反应及其能量变化1．氧化还原反应[氧化还原反应]有电子转移(包括电子的得失和共用电子对的偏移)或有元素化合价升降的反应．如2Na+ C12＝2NaCl(有电子得失)、H2+ C12＝2HCl(有电子对偏移)等反应均属氧化还原反应。

氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或电子对偏移)。

[氧化还原反应的特征]在反应前后有元素的化合价发生变化．根据氧化还原反应的反应特征可判断一个反应是否为氧化还原反应．某一化学反应中有元素的化合价发生变化，则该反应为氧化还原反应，否则为非氧化还原反应。

重要的氧化剂和还原剂：(1)所含元素的化合价处在最高价的物质只能得到电子，只具有氧化性，只能作氧化剂(注：不一定是强氧化剂)。

重要的氧化剂有：①活泼非金属单质，如X2(卤素单质)、O2、O3等。

②所含元素处于高价或较高价时的氧化物，如MnO2、NO2、PbO2等。

③所含元素处于高价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等．④所含元素处于高价时的盐，如KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等．⑤金属阳离子等，如Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、H ＋等．⑥过氧化物，如Na2O2、H2O2等．⑦特殊物质，如HClO也具有强氧化性．(2)所含元素的化合价处在最低价的物质只能失去电子，只具有还原性，只能作还原剂(注：不一定是强还原剂)．重要的还原剂有：①活泼金属单质，如Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等．②某些非金属单质，如C、H2、Si等．③所含元素处于低价或较低价时的氧化物，如CO、SO2等．④所含元素处于低价或较低价时的化合物，如含有2-S、4+S、1-I、1-Br、2+Fe的化合物H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、FeSO4、NH3等．(3)当所含元素处于中间价态时的物质，既有氧化性又有还原性，如H2O2、SO2、Fe2＋等．(4)当一种物质中既含有高价态元素又含有低价态元素时，该物质既有氧化性又有还原性．例如，盐酸(HCl)与Zn反应时作氧化剂，而浓盐酸与MnO2共热反应时，则作还原剂．[氧化还原反应的分类](1)不同反应物间的氧化还原反应．①不同元素间的氧化还原反应．例如：MnO2+ 4HCl(浓) MnCl2+ C12↑+ 2H2O 绝大多数氧化还原反应属于这一类．②同种元素间的氧化还原反应．例如：2H2S+ SO2＝3S+ 2H2O KClO3+ 6HCl(浓)＝KCl+ 3C12↑+ 3H2O在这类反应中，所得氧化产物和还原产物是同一物质，这类氧化还原反应又叫归中反应．(2)同一反应物的氧化还原反应．①同一反应物中，不同元素间的氧化还原反应．例如：2KClO32KCl+ 3O2↑②同一反应物中，同种元素不同价态间的氧化还原反应．例如：NH4NO3N2O↑+ 2H2O③同一反应物中，同种元素同一价态间的氧化还原反应．例如：C12+ 2NaOH＝NaCl+ NaClO+ H2O 3NO2+ H2O＝2HNO3+ NO在这类反应中，某一元素的化合价有一部分升高了，另一部分则降低了．这类氧化还原反应又叫歧化反应．[氧化还原反应与四种基本反应类型的关系]如右图所示．由图可知：置换反应都是氧化还原反应；复分解反应都不是氧化还原反应，化合反应、分解反应不一定是氧化还原反应．[氧化还原反应中电子转移的方向、数目的表示方法](1)单线桥法．表示在反应过程中反应物里元素原子间电子转移的数目和方向．用带箭头的连线从化合价升高的元素开始，指向化合价降低的元素，再在连线上方标出电子转移的数目．在单线桥法中，箭头的指向已经表明了电子转移的方向，因此不能再在线桥上写“得”、“失”字样．(2)双线桥法．表示在反应物与生成物里，同一元素原子在反应前后电子转移的数目和方向．在氧化剂与还原产物、还原剂与氧化产物之间分别用带箭头的连线从反应前的有关元素指向反应后的该种元素，并在两条线的上、下方分别写出“得”、“失”电子及数目．例如：[氧化还原反应的有关规律](1)氧化性、还原性强弱判断的一般规律．氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难易；而与得失电子数的多少无关．①金属活动性顺序表．金属的活动性越强，金属单质(原子)的还原性也越强，而其离子的氧化性越弱．如还原性：Mg>Fe>Cu>Ag；氧化性：Ag＋>Cu2＋>Fe2＋>Mg2＋②同种元素的不同价态．特殊情况；氯的含氧酸的氧化性顺序为：HClO>HClO3>HClO4．⑧氧化还原反应进行的方向．一般而言，氧化还原反应总是朝着强氧化性物质与强还原性物质反应生成弱氧化性物质与弱还原性物质的方向进行．在一个给出的氧化还原反应方程式中，氧化剂和氧化产物都有氧化性，还原剂和还原产物都有还原性，其氧化性、还原性的强弱关系为：氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物反之，根据给出的物质的氧化性、还原性的强弱，可以判断某氧化还原反应能否自动进行．④反应条件的难易．不同的氧化剂(还原剂)与同一还原剂(氧化剂)反应时，反应越易进行，则对应的氧化剂(还原剂)的氧化性(还原性)越强，反之越弱．⑤浓度．同一种氧化剂(或还原剂)，其浓度越大，氧化性(或还原性)就越强．⑥H＋浓度．对于在溶液中进行的氧化还原反应，若氧化剂为含氧酸或含氧酸盐，则溶液中H＋浓度越大，其氧化性就越强．(2)氧化还原反应中元素化合价的规律．①一种元素具有多种价态时，处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有还原性，而处于中间价态时则既有氧化性又具有还原性．但须注意，若一种化合物中同时含最高价态元素和最低价态元素时，则该化合物兼有氧化性和还原性，如HCl．②价态不相交规律．同种元素不同价态间相互反应生成两种价态不同的产物时，化合价升高与化合价降低的值不相交，即高价态降低后的值一定不低于低价态升高后的值，也可归纳为“价态变化只靠拢、不相交”．所以，同种元素的相邻价态间不能发生氧化还原反应；同种元素间隔中间价态，发生归中反应．(3)氧化还原反应中的优先规律：当一种氧化剂(还原剂)同时与多种还原剂(氧化剂)相遇时，该氧化剂(还原剂)首先与还原性(氧化性)最强的物质发生反应，而只有当还原性(氧化性)最强的物质反应完后，才依次是还原性(氧化性)较弱的物质发生反应．(4)电子守恒规律．在任何氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数(即氧化剂化合价升高的总数等于还原剂化合价降低的总数)．这一点也是氧化还原反应配平的基础。

高一化学化学变化与能量变化的关系在化学领域中，化学变化与能量变化有着密切的关系。

化学反应中涉及到的物质的组成、结构以及化学键的形成和断裂都会引起能量的变化。

本文将探讨化学变化与能量变化之间的关系，包括反应热、焓变、动力学等方面。

一、化学反应的能量变化化学反应过程中，原子或分子之间的化学键重新组合，导致物质的组成和结构发生改变，从而引起能量的变化。

化学反应释放或吸收的能量可以分为两种情况：1. 放热反应：在放热反应中，反应物的能量高于产物的能量，因此反应过程中会释放热量。

例如，燃烧和酸碱中和反应都是放热反应。

在这些反应中，反应物中的化学键断裂，新的化学键形成，并释放出能量。

2. 吸热反应：在吸热反应中，反应物的能量低于产物的能量，因此反应过程中会吸收热量。

例如，溶解氨气到水中和植物光合作用都是吸热反应。

在这些反应中，反应物中的化学键断裂，新的化学键形成，并吸收外界的能量。

二、焓变与能量变化焓变是描述化学反应中能量变化的重要概念。

焓变（ΔH）是指在恒压条件下，反应物转化为产物所发生的能量变化。

焓变可以分为三种情况：1. 反应焓变为正（ΔH > 0）：这表示反应物转化为产物时吸热，即反应过程中吸收了能量。

2. 反应焓变为负（ΔH < 0）：这表示反应物转化为产物时放热，即反应过程中释放了能量。

3. 反应焓变为零（ΔH = 0）：这表示反应物转化为产物时，能量没有发生变化，即反应过程中没有吸热或放热。

焓变的计算可以通过实验测量或使用化学方程式和热化学数据进行估算。

热化学数据可以用来计算反应的焓变，包括标准焓变、标准生成焓和反应热。

三、化学动力学与能量变化化学动力学研究反应速率与反应物浓度、温度以及反应物间的碰撞频率和能量等因素之间的关系。

化学反应速率与反应的能量变化密切相关。

1. 活化能：化学反应中，反应物必须克服一定的能垒才能转变为产物。

这个能量差称为活化能（Ea）。

只有当反应物的能量高于活化能时，反应才能进行。

第二章化学反应与能量活动一自主学习化学键与化学反应中能量变化的关系一、化学能与热能的相互转化分子或化合物的原子之间是通过化学键相结合的，化学反应的实质就是反应物分子内化学键断裂和生成物中化学键形成的过程。

化学键的断裂和形成总是和能量的变化紧密联系的。

当物质发生反应时，断开（反应物的）化学键要吸收能量，形成（生成物的）化学键要放出能量。

因此，化学反应中能量变化的主要原因：反应物分子内化学键的断裂和生成物分子内化学键的形成。

1、键能大小关系（微观）：断键吸收的总能量>成键释放的总能量：化学反应吸收能量，该反应为吸热反应；断键吸收的总能量<成键释放的总能量：化学反应释放能量，该反应为放热反应。

2、物质能量大小关系（宏观）：物质的化学反应与体系能量变化总是同时发生的。

化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，取决于反应物和生成物总能量的相对大小。

如图示：反应物总能量>生成物总能量，反应放出能量，该反应为放热反应；反应物总能量<生成物总能量，反应吸收能量，该反应为吸热反应。

由此得出结论：能量越低，越稳定(填稳定/不稳定)。

二、吸热反应和放热反应物质发生化学反应时，物质变化的同时还伴随着能量的变化，通常又表现为热量的变化—— 释放能量或吸收能量。

化学上，把放出热量的反应叫做放热反应，吸收热量的反应叫做吸热反应。

三．化学键与化学反应中能量变化的关系键能：定义：形成（或断开）1mol某化学键所放出（或吸收）的能量叫键能。

单位：kJ/mol。

键能越大，化学键越难被破坏，物质就越稳定。

例如：1mol H2中含有1molH－H，在250C 101kPa条件下，断开1molH－H重新变为H原子要吸收436kJ的能13、下列说法中不正确的是（）A．化学反应中能量的变化只能表现为热量变化B．化学反应在发生物质变化的同时还伴随着能量的变化，这是化学反应的一大特征C．化学能是能量的一种形式，它可以转化为其它形式的能量，如热能、电能等D．放热反应不需要加热即可发生E．吸热反应必须加热才能发生F．需要加热条件的化学反应都是吸热反应G．任何化学反应都伴随有能量的变化H．反应物的总能量高于生成物的总能量时，发生放热反应I．反应物的总能量低于生成物的总能量时，发生吸热反应J．需要持续加热才能进行的反应一般都是是吸热反应14、下列反应中既属于氧化还原反应又属于放热反应的是（）A．氢氧化钾与硫酸的反应B．锌与盐酸反应放出氢气C．镁条在空气中燃烧D．Ba(OH)2•8H2O与NH4Cl反应15、对于放热反应2H2+O22H2O，下列说法正确的是（）A．产物H2O 所具有的总能量高于反应物H2和O2所具有的总能量B．反应物H2和O2具有的能量相等C．断开2molH—H键和1molO—O键吸收的总能量小于形成4molO—H键所放出能量D．该反应中，化学能只有转变为热能16、如图所示，把试管小心地放入盛有(20℃)碳酸饮料的烧杯中，试管中开始放入适量饱和CuSO4溶液，再用滴管滴加5mL浓硫酸于试管中，试回答下列问题：（1）实验中观察到的现象是________________。