化学反应与能量知识点总结

第六章化学反应与能量第1课时基本概念一课过知识点一焓变、热化学方程式1．化学反应的实质与特征2．焓变、反应热(1)焓(H)用于描述物质所具有能量的物理量。

(2)焓变(ΔH)ΔH＝H(生成物)－H(反应物)，单位kJ·mol－1。

(3)反应热当化学反应在一定温度下进行时，反应所放出或吸收的热量，通常用符号Q表示，单位kJ·mol－1。

(4)焓变与反应热的关系对于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，则有：ΔH＝Q p。

(5)反应热、活化能图示①在无催化剂的情况下，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能，ΔH＝E1－E2。

②催化剂能降低反应的活化能，但不影响焓变的大小。

3．吸热反应与放热反应(1)从能量高低角度理解反应物的总能量大于生成物的总能反应物的总能量小于生成物的总能(3)常见的放热反应与吸热反应的还有发光、放电等。

②化学反应表现为吸热或放热，与反应的条件没有必然关系，而是取决于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。

③化学反应表现为吸热或放热，与反应开始时是否需要加热无关。

需要加热的反应不一定是吸热反应，如C ＋O 2=====点燃CO 2为放热反应；不需要加热的反应也不一定是放热反应，如Ba(OH)2·8H 2O 与NH 4Cl 的反应为吸热反应。

4．热化学方程式(1)概念表示参加反应的物质的量和反应热关系的化学方程式。

(2)意义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。

(3)书写步骤知识点二燃烧热、中和热、能源1．燃烧热2．中和热(1)中和热的概念及表示方法(2)中和热的测定①装置②计算公式(以50 mL 0.5 mol·L －1盐酸与50 mL 0.55 mol·L －1 NaOH 溶液反应为例)ΔH ＝－0.418(t 2－t 1)0.025 kJ·mol －1t 1——起始温度，t 2——终止温度。

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。

高中化学知识点总结—化学反应与能量变化1、有效碰撞理论（1）有效碰撞：使分子间发生反应的碰撞．（2）活化分子：具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子．（3）活化能：活化分子高出反应物分子平均能量的那部分能量E1--正反应活化能；E2--逆反应活化能；2、化学反应能量转化的原因化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂，形成新的化学键的过程．旧键断裂需要吸收能量，新键形成需要放出能量．而一般化学反应中，旧键的断裂所吸收的总能量与新键形成所放出的总能量是不相等的，而这个差值就是反应中能量的变化，所以化学反应过程中会有能量的变化．3、反应热和焓变的概念（1）反应热：在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或放出的热量成为化学反应的反应热（2）焓变：焓是与内能有关的物理量，符号用H表示，反应在一定条件下是吸热还是放热由生成物和反应物的焓值差即焓变（△H）决定的，恒压条件下的反应热等于焓变。

单位一般采用kJ/mol4、吸热反应与放热反应（1）吸热反应的概念：反应物的总能量小于生成物的总能量的化学反应．常见的吸热反应或部分物质的溶解过程：大部分分解反应，NH4Cl固体与Ba（OH）2•8H2O固体的反应，炭与二氧化碳反应生成一氧化碳，炭与水蒸气的反应，一些物质的溶解（如硝酸铵的溶解），弱电解质的电离，水解反应等．（2）放热反应的概念：反应物的总能量大于生成物的总能量的化学反应．常见的放热反应：①燃烧反应；②中和反应；③物质的缓慢氧化；④金属与水或酸反应；⑤部分化合反应．吸热反应和放热反应的能量变化图如图所示：注意：（1）反应放热还是吸热主要取决于反应物和生成物所具有的总能量的相对大小；（2）放热反应与吸热反应与反应条件无关5、热化学反应方程式（1）定义：表明反应放出或吸收的热量的化学方程式叫做热化学方程式．（2）意义：热化学方程式不仅表示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．（3）热化学方程式的书写①要注明温度、压强，但中学化学中所用的△H数据一般都是25℃、101kPa 下的数据，因此可不特别注明．②必须注明△H的“+”与“-”③要注明反应物和生成物的聚集状态．g表示气体，l表示液体，s表示固体，热化学方程式中不用气体符号或沉淀符号．④热化学方程式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或原子数．因此热化学方程式中化学计量数可以是整数也可以是分数．⑤热化学方程式的数值与化学计量数有关，对于相同的物质反应，当化学计量数不同，其△H也不同．当化学计量数加倍时，△H也加倍．当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反．⑥对于化学式形式相同的同素异形体，还必须在化学是后面标明其名称．如C（s，石墨）⑦可逆反应的反应热指的是反应物完全反应后放出或吸收的热量，不是达到平衡时的．6、中和反应反应热测定（1）实验原理：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1 mol水时的反应热叫做中和热（2）计算方法：（强酸和强碱反应）Q=mC△t（3）注意事项①大小烧杯杯口相平，可使盖板把杯口尽量盖严，从而减少热量损失；填碎纸条的作用是为了达到保温隔热、减少实验过程中热量损失的目的．②温度计上的酸要用水冲洗干净，冲洗后的溶液不能倒入小烧杯③酸、碱混合时，要把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯而不能缓缓倒入④实验中所用HCl和NaOH的物质的量比不是1：1，而是NaOH过量知识点小结1、熟记反应热ΔH 的基本计算公式ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量ΔH＝反应物的总键能之和－生成物的总键能之和2、规避两个易失分点：旧化学键的断裂和新化学键的形成是同时进行的，缺少任何一个过程都不是化学变化。

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&lt;0时，为放热反应当ΔH为“+”或ΔH&gt;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。

选修4《化学反应原‎理》第1页（共8页） 第2页 （共8页）第一章 化学反应与‎能量（知识点总结‎）一、“有效碰撞”模型。

从物质结构‎变化上看，化学反应的‎过程，其实是怎样‎的一个过程‎？ 旧的 断裂、新的 形成的过程‎。

1、有效碰撞：分子都在不‎停的运动，反应物分子‎能够发生碰‎撞是反应发‎生的先决条‎件，如果每次碰‎撞都是有效‎的话，任何反应都‎会在瞬间完‎成，而事实不是‎这样，所以并不是‎所有的碰撞‎都是有效的‎。

有效碰撞：能够导致化‎学键断裂，引发化学反‎应的碰撞。

2、活化分子：要有效碰撞‎，要求分子必‎须具有足够‎高的能量。

我们把这样‎的分子叫做‎“活化分子”。

活化分子：具有足够高‎的能量，可能发生有‎效碰撞的反‎应物分子。

活化分子发‎生的碰撞一‎定是有效碰‎撞吗？ 。

还要求取向‎正确。

发生有效碰‎撞的条件： 3、活化能：活化能 。

活化能的作‎用是 ，与课本第3‎页图中表示‎的哪部分能‎量相等？ 参看教材所‎举的“公司贷款”一例： 活化能的大‎小决定了一‎般分子变为‎活化分子的‎难易，也就是化学‎反应的难易‎，它会影响反‎应热的大小‎吗？ 结论：某一化学反‎应的速率大‎小与单位时‎间内 有关；有效碰撞次‎数的多少与‎单位体积内‎反应物中 的多少有关‎；活化分子的‎多少又与该‎反应的 大小有关。

活化能的大‎小是由反应‎物分子的性‎质决定的，而反应物分‎子的性质又‎与分子的内‎部结构密切‎相关，可以说反应‎物分子的内‎部结构是决‎定化学反应‎速率的内因‎。

那么，对于一个特‎定的反应人‎们可以通过‎改变它的外‎部条件加以‎控制和利用‎。

活化能是决‎定化学反应‎难易的关键‎。

不同的化学‎反应，活化能差别‎很大。

一个具体的‎反应，活化能的值‎只能通过实‎验方法测得‎。

二．用“有效碰撞”模型解释外‎界条件对化‎学反应速率‎的影响 1、温度对反应‎速率的影响‎：我们知道，温度升高，反应速率加‎快；温度降低，反应速率减‎慢。

《化学反应与能量变化》知识点化学反应是物质间相互作用的过程，这一过程可以使物质的成分和性质发生改变。

每一种化学反应都會涉及到能量变化，能量的产生和消耗，是影响化学反应过程的主要因素之一。

本文将深入探讨化学反应与能量变化的关系。

一、化学反应中的能量变化化学反应中会有所谓的反应热、放热和吸热等反应现象。

热量在化学反应中的作用非常重要，因为它决定着反应的方向和速率。

反应热是指在常压下，化学反应过程中释放或吸收的热量，一般用化学符号ΔH表示。

反应热可以是负数，表示反应释放热量；也可以是正数，表示反应吸收热量。

当化学反应放热时，ΔH是负数，称作放热反应或自发反应；当放热反应很强烈时，会产生爆炸、火花等现象。

反之，当化学反应吸热时，ΔH是正数，称作吸热反应或非自发反应。

吸热反应需要在一定的条件下才能进行，例如加热、分解、电解等。

二、化学反应的热化学计算化学反应的热化学计算是指利用热量平衡原则计算化学反应过程中的各种热量变化量。

在热化学计算中，常用的计算方法有热容法和焓变法。

热容法是指通过测量各个化学物质的热容和温度变化，推导出反应热的计算方法。

它的计算过程虽然简单，但它不太适合于反应系统发生状态变化的情况。

焓变法是热化学计算中的另外一种主要方法。

通过测定反应前后各种化学物质的标准热焓，用热力学第一定律计算合成或分解反应过程中的焓变，推导出反应热的计算方法。

它的计算过程需要一定的复杂化学物质的相关数据，可靠性比较高。

三、热力学法则和能量转化热力学法则是指在化学反应中，物质间能量的转化满足一些基本的规则。

其中比较知名的热力学法则包括热力学第一定律和第二定律。

热力学第一定律是能量守恒的规律，在化学反应中能量始终守恒，既不会减少，也不会增加。

因此，我们在计算反应热的过程中要确保能量的平衡性。

热力学第二定律是指物理过程从高能状态向低能状态不可逆的趋向。

在化学反应过程中，能量的转化同样也是不可逆的，化学反应只能进行到能量平衡的状态。

化学键化学反应与能量知识点总结第一节化学键与化学反应一、化学键1．定义：相邻的原子之间强的相互作用。

注：①非相邻原子或分子之间不存在化学键，如稀有气体中不存在化学键；②原子：中性原子（形成共价键）、阴阳离子（形成离子键）；③相互作用：相互吸引和相互排斥。

2．分类：离子键：只存在于离子化合物中共价键：存在于共价化合物中，也可能存在离子化合物中（1）离子化合物：含离子键化合物叫做离子化合物。

（一定有离子键，可能有共价键）。

活泼金属与活泼非金属形成的化合物。

如NaCl、Na2O、K2S等强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等大多数盐：如Na2CO3、BaSO4铵盐：如NH4Cl（2）共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。

（只有共价键）极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。

共价键非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。

（3）电子式：在元素符号周围用“ · ”或“×”来表示原子最外层电子的式子。

①原子：让电子尽可能分散到原子四个方向上；②离子：阳离子即离子符号；阴离子加括号，标明电荷数钠离子镁离子氯离子硫离子氢氧根离子③单质：原子之间共用电子，形成相应的稳定结构；分子式：H2N2F2Cl2电子式：键型离子键共价键概念阴阳离子结合成化合物的静电作用原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键成键方式通过得失电子达到稳定结构通过形成共用电子对达到稳定结构成键粒子阴、阳离子原子成键元素活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键）非金属元素之间④化合物：共价化合物原子之间共用电子；离子化合物阴阳离子结合。

分子式：HCl CH4NH3H2O CO2电子式：分子式：NaCl MgCl2Na2S NH4Cl NaOH二、离子化合物与共价化合物的判断1．根据化合物类别判断（1）离子化合物（金属+非金属）：强碱、盐、大多数碱性氧化物；（2）共价化合物（非金属+非金属）：非金属氧化物、非金属氢化物、含氧酸、多数有机化合物。

第二章 化学反应与能量变化 班级 姓名 第一节 化学能与热能1、化学反应的本质：旧化学键的断裂，新化学键的生成过程。

化学键的断裂需要吸收能量，化学键的形成会释放能量。

任何化学反应都会伴随着能量的变化。

①放出能量的反应：反应物的总能量 ＞ 生成物的总能量②吸收能量的反应：反应物的总能量 ＜ 生成物的总能量2、能量守恒定律：一种形式的能量可以转化为另一种形式的能量，转化的途径和能量形式可以不同，但是体系包含的总能量不变。

化学反应中的能量变化通常表现为热量的变化，即吸热或者放热。

3、常见的放热反应：①所有的燃烧反应；②酸碱中和反应；③活泼金属与酸（或水）的反应；④绝大多数的化合反应；⑤自然氧化（如食物腐败）。

常见的的吸热反应：①铵盐和碱的反应；②绝大多数的分解反应。

第二节 化学能与电能1、一次能源：直接从自然界取得的能源。

如流水、风力、原煤、石油、天然气、天然铀矿。

二次能源：一次能源经过加工，转换得到的能源。

如电力、蒸汽等。

2、原电池：将化学能转化为电能的装置。

右图是铜锌原电池的装置图。

①锌片（负极反应）：22Zn e Zn -+-=，发生氧化反应；铜片（正极反应）：222H e H +-+=↑，发生还原反应。

总反应：Zn+2H +＝Zn 2++H 2↑②该装置中，电子由锌片出发，通过导线到铜片，电流由铜片出发，经过导线到锌片。

③该装置中的能量变化：化学能转化为电能。

④由活泼性不同的两种金属组成的原电池中，一般比较活泼的金属作原电池的负极（发生氧化反应），相对较不活泼的金属作原电池的正极（发生还原反应，正极电极本身不反应！）。

⑤构成原电池的四个条件：1、自发的氧化还原反应；2、活泼性不同的两个电极（导体）；3、有电解质溶液；4、形成闭合回路。

第三节 化学反应速率和限度1、化学反应速率：通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。

浓度常以mol/L 为单位，时间常以min 或s 为单位。

高中化学必修二第二章化学反应与能量吸收知识点总结本文档将总结高中化学必修二第二章化学反应与能量吸收的重要知识点。

一、化学反应的能量变化化学反应中，原子、离子或分子重新组合形成新的物质，同时伴随着能量的变化。

有以下几种能量变化类型：1. 放热反应：在反应过程中释放出热量，温度升高。

例如燃烧反应。

放热反应：在反应过程中释放出热量，温度升高。

例如燃烧反应。

2. 吸热反应：在反应过程中吸收外界热量，温度降低。

例如溶解硫酸铵。

吸热反应：在反应过程中吸收外界热量，温度降低。

例如溶解硫酸铵。

3. 放光反应：在反应过程中放出光的能量，产生发光现象。

例如发光体与激发器反应。

放光反应：在反应过程中放出光的能量，产生发光现象。

例如发光体与激发器反应。

4. 吸光反应：在反应过程中吸收光的能量，不产生发光现象。

例如感光材料的分解反应。

吸光反应：在反应过程中吸收光的能量，不产生发光现象。

例如感光材料的分解反应。

二、能量变化与焓变能量变化和焓变密切相关，能量变化一般用焓变来表示。

焓变（ΔH）是指物质在化学反应过程中吸热或放热的能力。

焓变可以分为以下几种情况：1. 焓变为正：化学反应中吸热，外界需要向物质提供能量。

ΔH > 0。

焓变为正：化学反应中吸热，外界需要向物质提供能量。

ΔH > 0。

2. 焓变为负：化学反应中放热，物质向外界释放能量。

ΔH < 0。

焓变为负：化学反应中放热，物质向外界释放能量。

ΔH < 0。

3. 焓变为零：化学反应中没有能量变化，吸热和放热相互平衡。

ΔH = 0。

焓变为零：化学反应中没有能量变化，吸热和放热相互平衡。

ΔH = 0。

三、化学反应的能量守恒定律化学反应遵循能量守恒定律，即能量既不能被创造也不能被破坏，只能从一种形式转化为另一种形式。

能量守恒定律可以总结为以下几点：1. 化学反应中，反应物的总能量等于生成物的总能量。

2. 反应过程中的能量变化主要来自于化学键的形成和断裂。

高二化学教学资料（第一章化学反应与能量）一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，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2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）符号：△H（2）单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热!放出热量的化学反应。

(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0吸收热量的化学反应。

（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。

？②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）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。

燃烧热的单位用kJ/mol表示。

,※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。

（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。

2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－mol\3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于mol。

第六章考点一：常见的放热反应和吸热反应：放热反应： 吸热反应：①所有燃烧 ①铵盐与强碱反应②中和反应 ②C 与H 2O 、CO 2的反应 ③活泼金属与酸、水反应 ③大多数分解反应④大多数化合反应 ④H 2、CO 、C 与金属氧化物的反应 ⑤缓慢氧化考点二：化学反应过程热量变化（1）微观角度（键能）：放热反应：吸收的能量E1<释放的能量E2 吸热反应：吸收的能量E1>释放的能量E2 （2）宏观角度（能量）：放热反应：反应物总能量＞生成物总能量 吸热反应：反应物总能量＜生成物总能量 注意：①化学反应中的能量变化不取决于部分反应物和部分生成物能量的相对大小。

②一个反应是放热还是吸热与是否需要加热无关总反应： Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2↑e - 反应物总能量生成物总能量 能量 反应进程 吸收能量 能量释放能量反应进程反应物总能量生成物总能量吸收能量释放能量稀硫酸负极：Zn 正极：Cu 现象：不断溶解 反应：氧化反应 电极方程式：Zn －2e - = Zn 2+ 现象: 有气泡产生 反应：还原反应 电极方程式：2H + + 2e - = H 2↑外电路：电子由负极经导线流向正极内电路：阳离子→正极；阴离子→负极2.形成原电池的条件（两极一液一回路）:①两个活泼性不同的电极（金属与金属或金属与碳棒）②电解质溶液③形成闭合回路,自发进行的氧化还原反应3.氢氧燃料电池:（1）酸性燃料电池：负极：2H2－4e-= 4H+ 正极：O2 +4e- + 4H＋= 2H2O（2）碱性燃料电池：负极：2H2 + 4OH- - 4e- = 4H2O 正极：O2 + 2H2O + 4e- = 4OH-总反应：2H2 + O2 =2H2O4.甲烷燃料电池:（电解质为KOH）负极：CH4+10OH--8e-=CO32-+7H2O 正极：2O2+4H2O+8e-=8OH-总反应：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O练习：1．下列关于能量变化的说法，正确的是()A．等质量的红磷和白磷完全燃烧生成P2O5(s)放出的热量相同B．2Na＋2H2O===2NaOH＋H2，该反应生成物的总能量高于反应物的总能量C．放热反应中，反应物的总能量大于生成物的总能量D．有化学键断裂的是吸热过程，并且一定发生了化学变化2．下列反应既属于氧化还原反应，又是放热反应的是（）A．铝与盐酸反应B．NaOH和HCl反应C．Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应D．CaCO3受热分解为CaO和CO23．下列变化过程，属于放热反应的是：（）①NaOH固体溶于水②炸药爆炸③食物因氧化而腐败④铝热反应⑤酸碱中和反应⑥煅烧石灰石制生石灰⑦盐酸溶液中插入打磨过的铝片A．②③④⑤⑦B．①②④⑤C．②③④⑤D．①②③⑥⑦4．已知拆开1mol H–H键，1mol N≡N键分别需要吸收的能量为436kJ 、946kJ；形成1mol N–H键，会放出能量391kJ，在反应N2 + 3H22NH3中，每生成2mol NH3，（）A．放出92 kJ热量B．吸收92 kJ热量C．放出209kJ热量D．吸收209kJ热量5．反应M+Z→Q(ΔH＞0)分两步进行：①M+Z→X(ΔH＜0)，②X→Q(ΔH＞0)。

第二章 化学反应与能量第一节 化学能与热能1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。

原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。

化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。

一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。

E 反应物总能量＞E 生成物总能量，为放热反应。

E 反应物总能量＜E 生成物总能量，为吸热反应。

2、常见的放热反应和吸热反应常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化。

②酸碱中和反应。

③金属与酸反应制取氢气。

④大多数化合反应（特殊：C ＋CO 2 △ 2CO 是吸热反应）。

常见的吸热反应：①以C 、H 2、CO 为还原剂的氧化还原反应如：C(s)＋H 2O(g)△ CO(g)＋H 2(g)。

②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2·8H 2O ＋NH 4Cl ＝BaCl 2＋2NH 3↑＋10H 2O③大多数分解反应如KClO 3、KMnO 4、CaCO 3的分解等。

[思考]一般说来，大多数化合反应是放热反应，大多数分解反应是吸热反应，放热反应都不需要加热，吸热反应都需要加热，这种说法对吗？试举例说明。

点拔：这种说法不对。

如C ＋O 2＝CO 2的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始后不再需要加热，反应放出的热量可以使反应继续下去。

Ba(OH)2·8H 2O 与NH 4Cl 的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。

第二节 化学能与电能2、原电池原理（1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。

（2）原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。

（3）构成原电池的条件：（1）电极为导体且活泼性不同；（2）两个电极接触（导线连接或直接接触）；（3）两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。

（4）电极名称及发生的反应：负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，电极反应式：较活泼金属－ne －＝金属阳离子负极现象：负极溶解，负极质量减少。

高中化学化学反应与能量知识点归纳总结化学反应是物质转化过程中发生的一系列化学变化，而能量是推动化学反应进行的重要因素之一。

了解化学反应与能量之间的关系对于学习化学非常重要。

本文将对高中化学中与化学反应和能量相关的知识点进行归纳总结。

一、化学反应的能量变化在化学反应中，反应物发生变化并转化成产物，伴随着能量的变化。

能量的变化主要包括反应热、吸热和放热等。

1. 反应热（ΔH）反应热是指在恒定压力下，化学反应中所吸收或释放的能量。

如果反应过程中吸热，即吸收能量，则反应热为正数；而如果反应过程中放热，即释放能量，则反应热为负数。

2. 反应焓变（ΔH）反应焓变也是指化学反应中的能量变化，包括吸热过程和放热过程。

反应焓变可通过实验测量或通过热力学计算得到。

根据热力学第一定律，反应焓变等于反应物与产物之间焓的差值（ΔH=H(产物) - H(反应物)）。

二、能量与化学反应速率的关系化学反应速率决定着反应进行的快慢。

能量与化学反应速率有密切的关系。

1. 活化能（Ea）活化能是指反应物形成转化为产物所需要克服的最小能量。

反应物中的分子在碰撞时必须具备一定能量，才能克服活化能的阻力，使化学反应发生。

2. 反应速率与温度的关系根据化学动力学理论，反应速率与温度呈正相关关系。

随着温度的升高，分子的平均动能增加，分子间的碰撞频率和能量也增加，从而增加了反应发生的可能性，使反应速率加快。

三、能量与化学平衡的关系化学反应在达到化学平衡后，反应物与产物之间的物质浓度保持不变，反应速率相互平衡。

能量与化学平衡之间存在一定的关系。

1. 平衡常数与反应热的关系在化学平衡状态下，正向反应与逆向反应之间的反应速率相等。

根据吉布斯自由能变化（ΔG）和反应热（ΔH）的关系，当ΔG<0时，反应为放热反应；当ΔG>0时，反应为吸热反应。

2. 化学平衡与温度的关系根据利奥特里兹原理，当提高系统温度时，平衡系统会偏向于吸热方向，以吸收多余的热量；当降低系统温度时，平衡系统会偏向于放热方向，以释放多余的热量。

高中化学：化学反应与能量知识点一．反应热焓变1．定义：化学反应过程中吸收或放出的能量都属于反应热，又称为焓变（ΔH），单位kJ/mol。

解释：旧键的断裂：吸收能量；新键的形成：放出能量，某一化学反应是吸热反应还是放热反应取决于上述两个过程能量变化的相对大小。

吸热：吸收能量>放出能量；放热：吸收能量＜放出能量。

2.化学反应中能量变化与反应物和生成物总能量的关系3．放热反应：放出热量的化学反应，(放热>吸热)ΔH＜0；吸热反应，吸收热量的化学反应(吸热>放热) ΔH＞0。

【学习反思】⑴常见的放热、吸热反应：①常见的放热反应有a 燃烧反应b 酸碱中和反应c活泼金属与水或酸的反应d大多数化合反应②常见的吸热反应有：a 氢氧化钡晶体和氯化铵晶体混合发生反应b CO2+C = 2COc 大多数的分解反应⑵△H＜0时反应放热；△H＞ 0时反应吸热。

【概括总结】焓变反应热在化学反应过程中，不仅有物质的变化，同时还伴有能量变化。

1．焓和焓变焓是与物质内能有关的物理量。

单位：kJ·mol－1，符号：H。

焓变是在恒压条件下，反应的热效应。

单位：kJ·mol－1，符号：ΔH。

2．化学反应中能量变化的原因化学反应的本质是反应物分子中旧化学键断裂和生成物生成时新化学键形成的过程。

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；当原子重新结合成生成物分子，即新化学键形成时，又要释放能量。

ΔH＝反应物分子中总键能－生成物分子中总键能。

3．放热反应与吸热反应当反应完成时，生成物释放的总能量与反应物吸收的总能量的相对大小，决定化学反应是吸热反应还是放热反应。

(1)当ΔH为“－”或ΔH<0时，为放热反应，反应体系能量降低。

(2)当ΔH为“＋”或ΔH>0时，为吸热反应，反应体系能量升高。

4．反应热思维模型：(1) 放热反应和吸热反应(2) 反应热的本质以H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) ΔH＝－186 kJ·mol－1为例E1：E(H—H)＋E(Cl—Cl)；E2：2E(H—Cl)；ΔH＝E1－E2二．热化学方程式1．概念：能表示参加反应的物质变化和能量变化的关系的化学方程式叫做热化学方程式。