第一章化学反应与能量转化知识梳理

专题二化学反应与能量转化化学反应的速率和限度一、化学反应速率:是用来衡量化学反应进行快慢程度的物理量。

1、化学反应速率的概念（1）定义：化学反应速率是用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。

（注：无论是用某一反应物表示还是用某一生成物表示，其化学反应速率都取正值，且是某一段时间内的平均速率。

）（2）表达式：c vt =（3）常用单位：浓度常用：1mol L-⋅，时间常用：s，min化学反应速率：1(min)mol L-∙∙或1()mol L s-∙∙/(min)mol L⋅或/()mol L s⋅（4）有关化学反应速率的几点说明①化学反应速率实际上是指某一段时间内化学反应的平均速率，而不是某一时刻的瞬时速率。

②对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示的化学反应速率的数值可能是不同的。

因此表示化学反应速率时，必须说明用哪种物质为基准。

③同一化学反应，用不同的物质表示的化学反应速率之比等于化学反应方程式中相应物质的化学计量数之比。

即：对于反应 aA＋bB==cC＋dD有V(A)︰V(B)︰V(C)︰V(D)＝a︰b︰c︰d④固体或纯液体，其浓度可视为常数。

因此不用固体或纯液体表示化学反应速率。

2、外界条件对化学反应速率的影响决定化学反应速率的因素，内因（决定作用）：反应物本身的性质；外因：外界条件实验方案实验现象结论实验一：取2只试管，各加入5 mL 4%的过氧化氢溶液，分别滴入几滴洗涤剂，用水浴加热其中1支试管水浴加热产生气泡快加热能加快反应速率实验二：取2只试管，各加入5 mL 4%的过氧化氢溶液，分别滴入几滴洗涤剂，往其中1支试管中加入少量二氧化锰粉末加入二氧化锰粉末产生气泡快使用催化剂能加快反应速率实验三：取2只试管，各加入5 mL 2%、6%、12%的过氧化氢溶液，分别滴入几滴0.2 mol·L －1氯化铁溶液浓度大的产生气泡快增大反应物的浓度能加快反应速率（1）浓度对化学反应速率的影响：增大反应物的浓度可以增大化学反应速率（2）压强对化学反应速率的影响：对于有气体参加的反应：增大压强，可以增大化学反应速率。

选4 第一章 《化学反应与能量》期末知识梳理一、焓变 反应热1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。

反应热可以分为燃烧热、中和热、溶解热。

2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。

符号：△H ，单位：kJ/mol 恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH 表示，单位都是kJ/mol 。

3．产生原因：化学键断裂——吸收能量 化学键形成——释放能量4.键能：拆开1 mol 某化学键所需的能量或形成1 mol 该化学键所释放的能量叫键能5．可以利用计算ΔH 来判断是吸热还是放热。

ΔH =生成物所具有的总能量—反应物所具有的总能量=反应物的总键能—生成物的总键能ΔH 为“-”或△H <0时，为放热反应； ΔH 为“+”或△H >0时，为吸热反应。

对于放热反应,反应物具有的总能量高于生成物具有总能量,反应过程中释放出能量，从而使反应本身的能量降低,因此规定放热反应的△H 为“-”。

对吸热反应, 反应物具有的总能量低于生成物具有总能量,反应过程中释放出能量，从而使反应本身的能量降低,因此规定放热反应的△H 为“+”。

6．能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定（能量越低越稳定），能量和键能成反比。

7．同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态【特别提醒】（1）常见的放热反应△所有的燃烧反应△酸碱中和反应HCl + NaOH = NaCl +H 2O△大多数的化合反应△常见金属（Al 、Fe 、Zn 等）与酸（HCl 、H 2SO 4等）的反应△生石灰（氧化钙）和水反应△铝热反应△缓慢氧化：食物的腐败等（2）常见的吸热反应△大多数分解反应：CaCO 3CaO +CO 2↑ △Ba(OH)2·8H 2O 晶体与NH 4Cl 晶体的反应：Ba(OH)2·8H 2O+2NH 4Cl ＝BaCl 2+2NH 3↑+10H 2O △碳与CO 2气体的反应：C + CO 22CO △碳与水蒸气的反应：C + H 2O CO + H 2 △氢气还原氧化铜：H 2+CuO H 2O+Cu（3）区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。

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。

第一章化学反应与能量
本章概览
三维目标
通过讨论了解化学反应中能量转化的原因和常见的能量转化形式。

认识化学反应过程中同时存在着物质和能量的变化，而且能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的，能量的多少取决于反应物和生成物的量。

初步形成关于物质变化的正确观念。

了解反应热和焓变的涵义。

认识热化学方程式的意义并能正确书写热化学方程式。

理解盖斯定律的意义，能用盖斯定律和热化学方程式进行有关反应热的简单计算。

通过理论与实际联系，能够学以致用，培养严谨求实的科学态度。

理解燃烧热的概念。

通过调查认识能源是人类生存和发展的重要基础，了解化学在解决能源危机中的重要作用。

认识节约能源、提高能量利用效率的实际意义，形成可持续发展的思想。

知识网络。

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。

化学反应与能量转化重要知识点总结文件编码（008-TTIG-UTITD-GKBTT-PUUTI-WYTUI-8256）第一章 化学反应与能量转化§化学反应的热效应1．焓变 反应热（1）反应热：一定温度下，一定物质的量的反应物之间完全反应所释放或吸收的热量。

（2）焓：表示物质所具有的能量的一个物理量。

符号： H 。

单位： KJ·mol —1。

①焓变：△H＝H(反应产物)－H(反应物) ；△H＞0，吸热反应，△H＜0，放热反应。

②焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。

③焓变产生原因：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活泼金属与水或酸的反应 ④大多数的化合反应 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)2·8H 2O 与NH 4Cl ② 大多数的分解反应③ 以H 2、CO 、C 为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等 2．热化学方程式书写热化学方程式注意要点：状态明，符号清，量对应，标温压。

①状态明：g,l,s 分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq 表示； ②符号清：注明焓变（要写单位、注意正、负号）。

各物质系数加倍，△H 加倍；正逆反应焓变数值不变，符号相反。

③量对应：△H 具体数值与方程式系数成比例。

④标温压：热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强，298K 和可以不标明。

3．燃烧热：25 ℃，101 kPa 时，1 mol 纯物质完全燃烧 生成稳定的氧化物 时所 释放的热量。

ΔH<0，单位kJ/mol 。

4．中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1 mol 液态水时所释放的热量叫做中和热．①中和反应实质：H+和OH-反应。

《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。

高二化学选修4化学反应原理知识点整理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（25 ℃，101 kPa时可以不注明）。

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。

只能表示物质的量，不能表示分子个数。

⑤各物质化学计量数加倍，△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 mol④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=－57.3kJ/mol3．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57.3kJ/mol。

第一章化学反应与能量转化§1.1化学反应的热效应1．焓变反应热（1）反应热：一定温度下，一定物质的量的反应物之间完全反应所释放或吸收的热量。

（2）焓：表示物质所具有的能量的一个物理量。

符号：H。

单位：KJ·mol—1。

①焓变：△H＝H(反应产物)－H(反应物) ；△H＞0，吸热反应，△H＜0，放热反应。

②焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。

③焓变产生原因：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活泼金属与水或酸的反应④大多数的化合反应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2．热化学方程式书写热化学方程式注意要点：状态明，符号清，量对应，标温压。

①状态明：g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示；②符号清：注明焓变（要写单位、注意正、负号）。

各物质系数加倍，△H加倍；正逆反应焓变数值不变，符号相反。

③量对应：△H具体数值与方程式系数成比例。

④标温压：热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强，298K和101.325KPa可以不标明。

3．燃烧热：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所释放的热量。

ΔH<0，单位kJ/mol。

4．中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1 mol液态水时所释放的热量叫做中和热．①中和反应实质：H+和OH-反应。

其热化学方程式：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol②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57.3kJ/mol。

知识点总结知识点总结1、E 反＜E 生或E 1＞E 2，反应吸收能量；E 反＞E 生或E 1＜E 2，反应放出能量；，反应放出能量；2、化学反应的反应热、化学反应的反应热 △△H ＝生成物的总能量－反应物的总能量＝生成物的总能量－反应物的总能量＝反应物的键能总和－生成物的键能总和＝反应物的键能总和－生成物的键能总和3、判断一个热化学方程式是否正确，主要应从以下几个方面入手：、判断一个热化学方程式是否正确，主要应从以下几个方面入手： （（1）各物质的化学式是否正确，方程式是否符合客观事实；）各物质的化学式是否正确，方程式是否符合客观事实； （（2）各物质的聚集状态是否注明；）各物质的聚集状态是否注明；（（3）方程式是否配平；）方程式是否配平； （（4）反应热△H 是否与方程式中各物质的化学计量数相对应，其符号和数值是否正确。

是否与方程式中各物质的化学计量数相对应，其符号和数值是否正确。

4、中和热：稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H 2O ，这时的反应热叫做中和热。

，这时的反应热叫做中和热。

燃烧热：在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。

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。

【注意】“生成稳定的氧化物”是指燃烧产物不能再燃烧且状态稳定“生成稳定的氧化物”是指燃烧产物不能再燃烧且状态稳定 [ 如C →CO 2（g ）（不是CO ）、 H 2→H 2O （l ）（不是水蒸气）等（不是水蒸气）等 ]。

5、盖斯定律、盖斯定律热化学方程式间可以进行“＋”“－”等数学运算，△H 同样也可以进行“＋”“－”等数学运算。

“－”等数学运算。

比较物质的稳定性：对于物质的稳定性而言，存在着“能量越低越稳定”的规律。

对于同素异形体或同分异构体，可依据盖斯定律得出其相互转化的热化学方程式，若为放热反应，则生成物的能量低，生成物稳定；反之，则反应物稳定。

高三化学《化学反应原理》知识清单第一章化学反应与能量变化一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。

特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。

（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。

（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。

要点二：放热反应和吸热反应1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0 ∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能）2．常见的放热反应和吸热反应①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。

②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。

如C（石墨，s） C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。

二、热化学方程式的书写书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。

2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H 值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。

3．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。

化学反应与能量知识点总结规则：反应热位于化学方程式的右侧，与反应物和生成物之间用“△H=”连接。

反应热的单位一般为kJ/mol。

热化学方程式中的系数应该表示反应物和生成物的___比例，而非质量比例。

反应物和生成物的状态（如固体、液体、气体、溶液等）应该明确标记。

四、燃烧热的计算1、燃烧热定义：单位质量物质在氧气存在下完全燃烧时，放出的热量叫做燃烧热。

2、计算方法：燃烧热=反应物的总能量-生成物的总能量燃烧热=反应物的每摩尔能量-生成物的每摩尔能量3、燃烧热的应用：可以用来比较不同物质的燃烧性质，也可以用来计算燃料的热值和燃料的消耗量。

总结：化学反应与能量密切相关，化学反应中会伴随着能量的变化。

反应热和焓变是描述化学反应中能量变化的重要概念，可以用来计算化学反应的能量变化。

热化学方程式是描述化学反应中物质和能量变化的重要工具。

燃烧热是描述物质燃烧性质的重要指标，可以用来比较不同物质的燃烧性质和计算燃料的热值和消耗量。

掌握这些知识对于理解化学反应和应用化学具有重要意义。

1.在中学化学中使用的ΔH数据通常是在25℃、101Kpa 下的数据，因此不需要特别注明温度和压强。

2.必须注明ΔH的正负号，"+"表示吸热，"-"表示放热。

3.热化学方程式中应注明反应物和生成物的聚集状态，如"g"表示气体，"l"表示液体，"s"表示固体。

不需要使用气体符号或沉淀符号。

4.热化学方程式中化学式前面的化学计量数仅表示物质的物质量，而不是物质的分子或原子数。

因此化学计量数可以是整数也可以是分数。

5.热化学方程式表示已完成的反应数量，因此化学式前面的化学计量数必须与ΔH相对应。

对于相同的物质反应，当化学计量数不同，其ΔH也不同。

当化学计量数加倍时，ΔH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，必须在化学式后面标明其名称，如C（s，石墨）。

初中化学知识点归纳化学反应中的能量转化化学反应中的能量转化是初中化学学习中的重要内容之一。

化学反应不仅涉及到物质的转化，还涉及到能量的转化，而能量转化的研究对于了解化学反应的本质和应用具有重要意义。

下面将对初中化学知识点中的能量转化进行归纳。

1. 反应热与能量变化在化学反应中，反应物经过反应转化为生成物，反应中伴随着能量的吸收或放出。

这种能量变化可用反应热来表示。

反应热是指在常压下，化学反应中所伴随的能量变化。

根据反应热的正负，反应可分为放热反应和吸热反应。

2. 放热反应放热反应是指在反应过程中能量从系统转移到周围环境，使周围环境的温度升高，或者产生其他形式的能量变化。

这种反应的反应热为负值，表示反应放出能量。

例如，燃烧反应就是一种放热反应，例如燃烧木材，会放出大量的热能。

3. 吸热反应吸热反应是指在反应过程中从周围环境吸收能量，使周围环境的温度降低，或者其他形式的能量变化。

这种反应的反应热为正值，表示反应吸收能量。

例如，水和硫酸之间的反应是一种吸热反应，反应过程中会吸收大量的热能，使温度下降。

4. 反应热与化学平衡反应热与化学平衡之间存在着密切的关系。

在反应达到化学平衡时，反应热为零，表示反应物与生成物之间的能量没有净转化。

反应热的大小与反应物和生成物之间的化学键的断裂和形成有关。

5. 反应焓与焓变化学反应中，反应焓是描述反应进行过程中的能量变化情况的物理量。

焓变是指反应发生前后，系统的焓发生的变化。

焓变的正负决定了反应是吸热反应还是放热反应。

焓变的大小也可以用来判断反应的强弱。

6. 定义反应热反应热正好是反应焓的变化量，即反应后系统的焓减去反应前系统的焓。

反应焓变的大小取决于反应物达到生成物的过程中，化学键的断裂和形成情况，以及反应物和生成物的物质量。

7. 化学反应中的其他能量转化在化学反应中，除了反应热以外，还伴随着其他形式的能量转化。

例如，电化学反应中，化学能转化为电能，电能转化为化学能。

化学反应与能量知识点总结组长签字评审领导学习目标：1、了解化学反应中的能量变化、吸热反应、放热反应、反应热、燃烧热、中和热等概念。

2、掌握热化学方程式的含义，正确书写热化学方程式。

3、掌握有关燃烧热的计算重点难点：1、化学反应热效应与反应的焓变之间的关系2、燃烧热的计算知识梳理：一、化学反应及能量变化1、化学反应的实质、特征和规律实质：反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成特征：既有新物质生成又有能量的变化遵循的规律：质量守恒和能量守恒2、化学反应过程中的能量形式：常以热能、电能、光能等形式表现出来二、反应热与焓变1、反应热定义：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、焓变定义：在恒温、恒压条件下的反应热叫反应的焓变，符号是△H，单位常用KJ/mol。

3、产生原因：化学键断裂放热4、计算方法：△H=生成物的总能量-反应物的总能量 =反应物的键能总和-生成物的键能总和5、放热反应和吸热反应化学反应都伴随着能量的变化，通常表现为热量变化。

据此，可将化学反应分为放热反应和吸热反应。

放热反应吸热反应定义放出热量的化学反应吸收热量的化学反应形成原因反应物具有的总能量大于生成物的总能量反应物具有的总能量小于生成物的总能量与化学键的关系生成物分子成键时释放的总能量大于反应物分子断裂时吸收的总能量生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断裂时吸收的总能量表示方法△H＜0△H＞0常见反应类型可燃物的燃烧；酸碱中和反应；大多数化合反应；金属跟酸的置换反应；物质的缓慢氧化大多数分解反应；盐的水解；Ba(OH)2与NH4Cl的反应；碳和水蒸气、C和CO2的反应【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）反应是否需要加热，只是引发反应的条件，与反应是放热还是吸热并无直接关系。

许多放热反应也需要加热引发反应，也有部分吸热反应不需加热，在常温时就可以进行。

化学化学反应的能量变化知识点总结化学反应的能量变化知识点总结化学反应是物质转化的过程，其中能量变化是一个重要的方面。

能量变化可以分为放热反应和吸热反应两种类型。

以下是化学反应的能量变化知识点的总结：一、放热反应：放热反应是指在反应过程中释放能量的反应。

该类型的反应通常伴随着温度升高、放出热量等现象。

以下是放热反应的几个重要概念：1. 热化学方程式：热化学方程式将化学反应的能量变化用化学方程式表示出来。

在方程式的右边写出放热的能量值（通常是负值），表示反应放出了热量。

例如，反应A + B → C+ ΔH，其中ΔH表示反应放出的能量。

2. 焓变（ΔH）：焓变指的是反应过程中释放或者吸收的能量变化。

对于放热反应，焓变的值为负数，表示反应放出了能量。

3. 标准焓变（ΔH°）：标准焓变是指在标准状态下，每摩尔反应物参与反应时放出或者吸收的能量变化。

标准状态为25摄氏度和常压下。

标准焓变通常用ΔH°表示。

4. 燃烧反应：燃烧反应是放热反应的一种常见类型。

例如，燃烧木材的反应可以释放大量的热量。

这是因为燃烧反应中，木材与氧气反应产生二氧化碳和水，同时放出大量的热量。

二、吸热反应：吸热反应是指在反应过程中吸收能量的反应。

该类型的反应通常伴随着温度降低、吸收热量等现象。

以下是吸热反应的几个重要概念：1. 热化学方程式：在热化学方程式中，吸热反应的能量值写在方程式的右边（通常为正值），表示反应吸收了热能。

例如，反应A + B + ΔH → C，其中ΔH表示反应吸收的能量。

2. 焓变（ΔH）：对于吸热反应，焓变的值为正数，表示反应吸收了能量。

3. 标准焓变（ΔH°）：标准焓变是指在标准状态下，每摩尔反应物参与反应时吸收或者释放的能量变化。

4. 冷冻感受器：冷冻感受器是一种常用的实验装置，用于测量吸热反应中的焓变。

冷冻感受器通过测量反应容器周围液体的温度变化，计算出反应的焓变。

总结：化学反应的能量变化是描述反应中能量转化的重要概念。

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。