选修四第一章化学反应与能量知识清单

化学选修4第一章知识点总结第一章化学反应与能量一、反应热热化学方程式１、反应热（1)任何化学反应在发生物质变化的同时都伴随着能量的变化。

(2）在生成物回到反应物的起始温度时，所放出或吸收的热量称为化学反应的反应热。

(３)焓变是指生成物与反应物的焓值差。

符号:H ∆单位：1kJ mol -⋅２、放热反应与吸热反应（１)放热反应0H ∆<，体系的能量降低,反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量。

（2）吸热反应0H ∆>，体系的能量升高,反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量。

3、热化学方程式的书写（１)在方程式右边标明反应热的符号，数值,单位。

(2）注明反应热的测定条件。

（3）必须注明物质的聚集状态。

(４)化学计量数仅表示物质的量，既可以是整数,也可以是分数。

(5）当化学计量数加倍,H ∆随之加倍；当反应方向变化时，H ∆随之变号。

4、燃烧热与中和热（1)燃烧热：101kPa 时，1mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量叫做该物质的燃烧热。

不同的反应物,燃烧热不同(2)中和热:在稀溶液中,强酸与强碱发生中和反应生成1mol 2H O 时所放出的热量叫做中和热。

不同反应的中和热大致相同，157.3H kJ mol -∆=-⋅５、中和反应反应热的测定测定强酸强碱温度变化,依据Q cm t =∆算出中和热。

(1）用强酸强碱的稀溶液。

（２)不能用弱酸弱碱,因为电离吸热。

（３)使碱液稍稍过量,保证完全被中和。

(4）环形玻璃搅拌棒。

(５）待温度计示数稳定再读数（6)取三次数据的平均值。

二、盖斯定律化学反应热的计算1、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或是几步完成，其反应热总是相同的。

2、依据热化学方程式计算反应热：H ∆与各物质物质的量（质量，气体体积)对应成比例。

3、依据键能计算反应热：反应热等于反应物键能总和与生成物键能总和之差。

4、反应热的比较５、盖斯定律与物质稳定性若为放热反应，则生成物能量较低，生成物稳定;若为吸热反应,则反应物能量较低,反应物稳定。

第一章化学反应与能量一、绪言1、能够导致分子中化学键断裂，引起化学反应的碰撞叫做有效碰撞2、发生有效碰撞的条件：（1）发生碰撞的分子必须有足够高的能量即活化分子（2）分子发生碰撞时必须有合理的取向也就是说，只有活化分子间以取向正确的碰撞才是有效碰撞，才能引起化学变化3、活化能是高出反应物分子平均能量的部分4、物质的结构决定了物质的性质；物质的性质决定了活化能的大小；活化能的大小决定了活化分子的多少；活化分子的多少决定了有效碰撞次数；有效碰撞次数决定了化学反应速率二、焓变--反应热1、在一定的温度下，一个反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称为反应热。

符号：❒H，单位：kJ/mol。

2、焓是与物质内能有关的物理量3、△H= E(生成物总能量) －E(反应物总能量)△H=E(反应物化学键断裂吸收的总能量) －E(生成物化学键形成释放的总能量)4、当∆H为“－”即∆H<0时，为放热反应；当∆H为“＋”即∆H>0时，为吸热反应5、体系是指所要研究的物质，环境是指体系以外的其他部分三、热化学方程式1、书写热化学方程式的要点:（1）要注明温度和压强（250C ，101kPa时不注明）（2）需注明反应物和生成物的聚集状态（s、l、g、aq）。

（3）热化学方程式各物质前的化学计量数可以是整数，也可以是分数，当化学计量数不同时，其❒H 也不同，但单位始终为kJ/mol（4）需注明❒H 的“+”与“-”，正逆反应的ΔH绝对值相等，符号相反。

（5）❒H的数值与反应方程式中系数对应成比例。

（6）热化学方程式中一律用“=”注意：物质所具有的能量与它们的聚集状态有关。

同一物质的气态能量高于液态高于固态。

四、中和热1、在稀溶液中，酸与碱发生中和反应，生成1 mol H2O时放出的热量称为中和热2、强酸与强碱的中和反应其实质是H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol注意：（1）强酸与强碱的稀溶液反应，它们的中和热是相同的，均为57.3 kJ/mol（2）弱酸与弱碱在水溶液中会发生电离吸热，所以它们的中和热小于57.3 kJ/mol（3）浓的强酸强碱在睡溶液中会稀释放热，所以它们的中和热会大于57.3 kJ/mol（4）中和热的大小与酸碱的用量无关3、中和热的测定实验（1）仪器：大烧杯(500mL)、小烧杯(100 mL)、泡沫塑料或纸条、塑料板或硬纸板（两个孔）、温度计、环形玻璃搅拌棒、量筒(50 mL)两个（2）药品：0.50 mol/L 盐酸、0.55 mol/L NaOH溶液（3）误差分析①如果大烧杯上没有盖硬纸板，所求中和热会偏小②用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行实验，所求中和热会偏小③用相同浓度和体积的醋酸代替稀盐酸溶液进行实验，所求中和热会偏小④实验中改用60 mL 0.50 mol/L盐酸跟50 mL 0.55 mol/LNaOH溶液进行实验，所求中和热不变⑤反应有沉淀生成会放热，所求中和热会偏大⑥如果实验过程中没有清洗温度计就测下一个溶液，则测得的中和热会偏小五、燃烧热1、概念：25 ℃，在101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。

化学选修4化学反应与原理第一章化学反应与能量一、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 ，即：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也可以利用计算△H来判断是吸热还是放热。

△H=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(E断)-生成物的总键能（E成）☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合△反应（特殊：C＋CO22CO是吸热反应）④金属与水或酸的反应⑤生石灰（氧化钙）和水反应⑥铝热反应等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③水解反应☆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。

注意：放热反应不一定需要加热，吸热反应也不一定都需要加热。

4.能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。

5.同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态6.常温是指25℃，101KPa.标况是指0℃,101℃.7.比较△H时必须连同符号一起比较。

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，即反应热△H，△H对应的正负号都不能省。

②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（s,l, g分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。

第一章化学反应与能量教学目标1．了解化学反应中能量转化的原因和常见的能量转化形式。

2．了解反应热和焓变的涵义、符号和一般采用的单位。

3．认识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和生成物的质量。

4．认识热化学方程式的意义。

（第一讲）化学反应与能量的变化知识点一、焓变（反应热）1．概念：化学反应过程中所放出或吸收的能量，都可以用热量（或换算成相应的热量）来表述，叫做反应热，又称为“焓变”2．符号：ΔH3．单位：kJ/mol知识点二、吸热反应与放热反应1．分析反应物与生成物总能量相对大小（关注反应前后的状态）ΔH =生成物总能量—反应物总能量；____热反应△H>0 ____放热反应△H<0拓展：物质三态间的能量大小2．分析键能（关注反应过程）化学变化一定生成新的物质。

形成新的化学键，故必然要破坏旧的化学键。

化学反应在本质上来说也就是旧键的断裂和新键的形成过程。

E 1为旧化学键断裂吸收能量，也表示反应的活化能。

E2为新化学键形成放出能量，能量差E2-E 1表示反应热。

ΔH=反应物总键能—生成物总键能注：（1）某化学键键能 = 断开1mol该键需要吸收的能量 = 形成1mol该键能放出的能量（2）存在化学键断裂的过程不一定是化学反应3．常见吸放热反应（1）放热反应①所有的燃烧反应②所有的中和反应③活泼金属单质与水或酸的反应④大部分化合反应（2）吸热反应①大部分分解反应②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O BaCl2+2NH3↑+10H2O③C+H2O CO+H2 ④CO2+C2CO注：反应的热效应与反应条件无关1．已知反应A＋B C＋D为放热反应，对该反应的下列说法中正确的是（ C ）A．A的能量一定高于CB．B的能量一定高于DC．A和B的能量总和一定高于C和D的能量总和D．因该反应为放热反应，故不必加热就可自动进行2．已知破坏1 mol H—H 键、Cl—Cl 键、H—Cl 键分别需要吸收436 kJ、243 kJ、432 kJ 能量，则由H2与Cl2生成1 mol HCl 总的过程需要（ C ）A．放热185 kJ B．吸热185 kJ B．吸热185 kJC．放热92.5 kJ D．吸热92.5 kJ D．吸热92.5 kJ3．由右图分析，有关叙述正确的是（ D ）A．A→B＋C 和B＋C→A 两个反应吸收或放出的能量不等B．A→B＋C 是放热反应C．A 具有的能量高于B 和C 具有的能量总和D．A→B＋C 是吸热反应，则B＋C→A 必然是放热反应知识点三、反应热大小比较（1）同一反应——生成物的状态不同时：A(g)十B(g)=C(g)；△H1<0 A(g)+B(g)=C(1)；△H2<0△H2<△H1因为C(g)=C(1)；△H3<0（2）同一反应——反应物状态不同时：S(g)+O2(g)=SO2(g)；△H1<0 S(s)+O2(g)=SO2(g)；△H2<0△H1<△H2因为S(g)>S(s)；△H3<0（3）两个有联系的不同反应相比：C(s)+O2(g)=CO2(g)；△H1<0 C(s)+ O2(g)=CO (g)；△H2<0 定有△H1 < △H2。

第一章知识点1、焓变是恒压下的反应热，符号为△H，单位是KJ/mol。

2、热化学方程式：标明每种物质的状态，标明焓变即△H的数值，且正负号。

3、△H的三种算法：（1）生成物的总能量---反应物的总能量。

（2）反应物断键所吸收的能量—生成物成键所释放的能量（3）反应物的键能—生成物的键能PS：这些能量值都是数值4、常见放热反应：燃烧反应，中和反应，活泼金属与水，酸的反应，多数化合反应（除：C+CO2=2CO）常见吸热反应：多数分解反应。

5、燃烧热：1mol可燃物完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量。

表示：某物质的燃烧热为a(数值)kJ/mol或△H=- akJ/mol.6、中和热：酸和碱发生中和反应生成1mol液态水所放出的热量。

表示：某物质的中和热为a(数值)kJ/mol或△H=- akJ/mol.7、中和热的实验测定：（1）整个实验要注意保温，尽量减少热量的散失。

一般热量的散失会使中和热的测定值偏低。

（2）引起热量散失：未盖盖子；搅拌棒用铜棒；酸缓慢的倒入碱中；量过酸的温度计未洗涤就量取碱溶液的温度。

（3）引起测量值偏低的行为：（2）中引起热量散失的行为。

酸和碱漏出烧杯。

（4）引起测量值偏大的行为：仰视读取量筒。

8、普通分子吸收一定能量之后成为活化分子，活化分子与普通分子相差的能量叫做活化能。

活化分子发生定向碰撞称之为有效碰撞。

所以不是所有的活化分子都发生有效碰撞，而发生有效碰撞的分子一定是活化分子。

活化分子的百分数增加的措施：升高温度和加催化剂（降低活化能）。

增大压强只是总分子数增加来提高活化分子数，未改变活化分子的百分数9、盖斯定律：运用规律：（1）找到目标方程式，并分析各物质处于等号的左边还是右边并观察每种物质的系数。

（2）观察已知方程式中各物质的位置，并根据目标方程式进行系数的乘除和位置的调换。

（3）将已知方程式处理之后进行相加。

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。

第一章化学反应与能量第1节化学反应与能量的变化一、反应热焓变1.反应热与焓变的概念①焓的意义:焓是一个物理量,用来描述物质所具有的能量(即焓就是能量,能量就是焓),符号为H,单位是KJ/mol,用焓的变化来描述与反应热有关的能量变化.∆表示,单位是KJ/mol.②焓变:化学反应中,反应产物的总焓与反应物的总焓之差,用符号H∆=H(反应产物)-H(反应物)a.数学表达式:H∆>0,即反应产物的总焓大于反应物的总焓,说明该反应是吸收能量的,表现为吸热反应;如果b.焓变的意义:如果H∆<0,即反应产物的总焓小于反应物的总焓,说明该反应是释放能量的,表现为放热反应.H③反应热:在一定温度下,化学反应所释放或吸收的热量称为反应热,符号用Q表示,单位是KJ/mol.经研究证明,化学反应在恒压条件下的反应热与焓变相同.【说明】a.反应热的单位与焓变一样,为KJ/mol.b.反应热描述的是一定温度下化学反应前后的热量变化.c.任何化学反应均有反应热.(1)从化学键的角度(即微观角度)分析①化学反应的本质:反应物在参与化学反应时首先要吸收一定的能量,使部分或全部化学键断裂,当原子与原子(或原子团)结合成新物质(生成物)形成化学键时,又释放出能量,由于吸收与放出的能量是不同的,所以表现出有些化学反应是放热的,有些化学反应是吸热的.即∆=反应物的键能总和-生成物的键能总和.②由键能求焓变的公式:H下面就以H2与Cl2反应生成HCl为例进行说明:综上分析:反应热与化学键能量变化的关系可以表示为=生成物反应物E E-,其中反应物E 表示反应物断键时吸收的总能量,∑生成物E 表示生成物成键时放出的总能量.因此在H 2与Cl 2反应中:H ∆=∑∑生成物反应物EE-=(436KJ/mol+243KJ/mol)-2mol ⨯431KJ/mol= -183KJ/mol.(2)从反应物与生成物所具有的总能量的相对大小(即宏观角度)分析如果反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量,则反应物转化为生成物时放出能量,反应表现为放热反应;如果反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量,则反应物转化为生成物时吸收能量,反应表现为吸热反应.如图所示:H ∆<0 H ∆>0①所有的燃烧反应 比如电解质的电离等. 4.热化学方程式(1)定义:能表示参加化学反应的物质的物质的量和反应热的关系的化学方程式称为热化学方程式.(2)意义: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. (3)书写热化学方程式的一般步骤①根据有关的信息写出注明反应物和生成物聚集状态的化学方程式,并配平. ②根据化学方程式中各物质前面的化学计量数计算相应的反应热的数值. ③如果该反应为放热反应,则H ∆为“-”;如果为吸热反应,则H ∆为“+”.例如2molH 2与1molO 2反应生成2mol 液态水时放出571.6KJ 的能量,反应的热化学方程式可表示为: 2H 2(g)+O 2(g)=2H 2O(l) H ∆= -571.6KJ/mol (4)书写热化学方程式应注意的问题①将H ∆写在化学方程式的右边且中间留一个字的空隙:H ∆= ↑↑↑符号 数值 单位②反应热(H ∆)与测定条件(温度、压强等)有关,书写热化学方程式时应注意H ∆的测定条件.绝大多数的H ∆是在常温常压下测定的,若不注明温度和压强,也就表明该反应是在常温常压下进行的.③H ∆是一个宏观量,热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅仅表示该物质的物质的量,并不表示该物质的分子数、原子数以及体积,因此化学计量数可以是整数,也可以是分数.④H ∆与物质的聚集状态有关,如果反应物或生成物的聚集状态不同,则反应热(H ∆)也不同,因此必须注明参加该反应的各物质的聚集状态.即气体(g)、固体(s)、液体(l)、溶液(aq),不必标出沉淀符号(↓)和气体符号(↑).⑤热化学方程式中化学式前面的化学计量数必须与H ∆相对应,若化学计量数改变,则H ∆也要按比例改变,即H ∆与参与反应的各物质前面的化学计量数成正比.⑥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. ⑦热化学方程式一般不需要注明反应条件,除非题中特别指出温度、压强.(1)检查H ∆的符号是否正确.(2)检查参与化学反应的各物质的聚集状态是否标明正确.(3)检查H ∆的数值与各物质前面的化学计量数是否对应即H ∆与参与反应的各物质前面的化学计量数成正比;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. (4)特殊的反应热书写表示中和热的热化学方程式时,H 2O(l)的化学计量数为1,并以此配平其余物质的化学计量数. 5.中和反应的反应热的测定1.定义:在稀溶液中,1molH 2O(l)时所释放的热量.其中和热的数值取57.3KJ/mol(注意:弱酸或弱碱的稀溶液进行中和反应时,,所以其中和热要小于57.3KJ/mol)2.单位:KJ/mol3.中和热的测定(1)实验仪器与药品:大小烧杯两个、环形玻璃搅拌棒、泡沫塑料板、碎泡沫塑料、50mL 0.5mol/L 的稀盐酸、50mL 0.55mol/L 的NaOH 溶液、温度计 (2)实验步骤①组装如图所示的实验装置②量取50mL 0.5mol/L 的稀盐酸,倒入小烧杯中,并用温度计测量盐酸的温度,然后把温度计上的酸用水冲洗干净.用另一个量筒量取50mL 0.55mol/L的NaOH溶液,并用温度计测量NaOH溶液的温度.③把温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯中的盐酸中,并把量筒中NaOH溶液一次性倒入到小烧杯中(注意不要洒在外面),盖好泡沫塑料板.用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液,并准确读出混合溶液的最高温度,作为终止温度.特别提醒:①酸碱溶液应当用强酸、强碱的稀溶液,不能用浓酸、浓碱,因为浓酸、浓碱溶于水一般要放热;也不能用弱酸或弱碱,因为弱酸或弱碱电离吸热.②实验中所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后,要充分冷却至室温才能使用.③碱稍微过量,目的是保证酸完全反应.④操作时动作要快,尽量减少热量的损失.⑤该装置中所用的泡沫塑料板与碎泡沫塑料都是为了减少热量的减少.⑥温度计的水银球部分要完全浸没在溶液中,而且要稳定一段时间后再读数,以提高所测温度的精度.⑦环形玻璃搅拌棒不能换成铁质等玻璃棒.拓展点4:物质的能量高低与物质稳定性比较不同的物质所具有的能量不同,对于物质的稳定性(根据物质的焓值大小、能量高低、焓变正负确定的)而言,存在着“能量越低越稳定”的觃律.。

第一节化学反应与能量的变化一、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吸收或放出的热量。

2、焓变（△H）：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。

符号：△H；单位：kJ/mol3、产生原因：吸热：化学键的断裂放热：化学键的形成放热反应：（放热>吸热），△H为“—”或△H<0吸热反应：（吸热>放热），△H为“+”或△H>04常见的放热反应：○1所有的燃烧反应○2所有的酸碱中和反应○3大多数的化合反应○4金属与水或酸的反应○5生石灰（氧化钙）和水的反应○6铝热反应等5、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铵盐溶解等6、燃烧热热化学方程式的书写原则：燃烧热是以1mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写它的热化学方程式时，应以1mol燃烧物质为标准来配平其余物质的化学计量数。

【习题一】（2018•晋城一模）已知2X（g）+2Y（g）⇌3Z（g）+W（g）△H的能量变化如图所示。

下列说法正确的是（）A．△H=E2-E1B．正反应的活化能等于E3C．加入高效催化剂，△H减小D．恒压下充入一定量的氦气，n（Z）不变【考点】反应热和焓变．【专题】化学反应中的能量变化．【分析】由图可知，反应物总能量大于生成物总能量，为放热反应，且焓变等于生成物总能量减去反应物总能量，催化剂不改变反应的始终态，且恒压下充入一定量的氦气，体系压强减小，平衡不移动，以此来解答。

【解答】解：A．为放热反应，且焓变等于生成物总能量减去反应物总能量，则△H=E1-E2，故A错误；B．由图可知，正反应的活化能等于E3-E2，故B错误；C．催化剂不改变反应的始终态，则加入高效催化剂，△H不变，故C错误；D．该反应为气体体积不变的反应，则恒压下充入一定量的氦气，体系压强减小，平衡不移动，可知n（Z）不变，故D正确；故选：D。

【习题二】（2018•静安区二模）下列过程的热效应属于吸热的是（）A．碘蒸气的凝华B．化学反应中化学键的形成C．铝热反应D．氯化铵的水解【考点】反应热和焓变．【专题】化学反应中的能量变化．【分析】根据常见的放热反应有：所有的物质燃烧、所有金属与酸反应、金属与水反应，所有中和反应；绝大多数化合反应和铝热反应；常见的吸热反应有：绝大数分解反应，个别的化合反应（如C和CO2），少数分解置换以及某些复分解（如铵盐和强碱）；铵盐的水解是吸热过程，以此解答该题。

选修4 化学反应原理1—4章知识点总结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。

（2）方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。

（3）热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量，因此可以是整数或分数。

（4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同，即△H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。

三、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。

化学反应的焓变（ΔH）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。

总结规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。

第一章化学反应与能量复习内容一、本章教学内容、地位与作用1．教学内容：1.焓变反应热(1)化学反应与能量2.热化学方程式1.燃烧热(2)2.能量1.盖斯定律(3)化学反应热的计算2.反应热计算2．内容结构:3．地位与作用在必修2中，学生初步学习了化学能与热能的知识,对于化学键与化学反应中能量的变化的关系、化学能与热能的相互转化有了一定的认识，本章是在此基础上的扩展和提高。

能源是人类生存和发展的重要物质基础，在初中学生学习了化石燃料是人类社会重要的自然资源、了解我国能源短缺的国情、认识新能源开发的重要意义等。

本章通过化学能与热能转化规律的研究，帮助学生认识热化学反应原理在生产、生活和科学研究中的应用，了解化学在解决能源危机中的重要作用，知道节约能源、提高能源利用率的实际意义。

本章内容属于热化学基础知识，由于2006高考大纲增加了“正确书写热化学方程式”，使“反应热”这一知识板快得到了全方位的考查，贯穿教材的能量主线得以强化。

另外它与能源、环境、现代科技等有密切的关系，所以在近今年的高考题中“反应热”再次成为考查的热点。

三、本章教学重点和难点1．教学重点：热化学方程式的书写和化学反应热的计算2．教学难点：盖斯定律的应用四、本章教学课时建议第一节化学反应与能量变化—————2课时第二节燃烧热能源————————1课时第三节化学反应热的计算——————2课时单元复习—————————————1课时测试与讲评————————————2课时小计———————————————8课时机动：中和热的测定实验———————1课时五、本章考纲要求及知识点例析1.考纲要求：①理解热化学方程式的含义②能正确书写化学方程式③了解化学反应中的能量变化④了解吸热反应、放热反应、反应热、燃烧热、中和热等概念。

⑤掌握有关反应热的简单计算⑥初步了解新能源的开发2．知识点例析：§1 化学反应与能量的变化一、焓变反应热1．反应热的概念：化学反应过程中吸收或放出的能量以热量来表述2．焓变(ΔH)的意义：恒压条件下的反应热；单位：kJ/mol或kJ·mol-13．从微观角度解释化学反应中的能量变化：化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因，化学反应放热或吸热与反应物和生成物的总能量相对大小有关4．常见的吸热、放热反应类型(含溶解热效应)5．能量变化与物质变化的关系：能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的，二者密不可分，但以物质为主。

高中化学选修4 知识点归纳总结第一章化学反应与能量第一节化学反应与能量的变化一、焓变反应热知识点一焓变、反应热1．焓变、反应热(1)焓(H)：是与物质内能有关的物理量，是物质固有的性质。

(2)焓变：生成物与反应物的焓值之差。

焓变决定了在一定条件下的某一化学反应是吸热反应还是放热反应。

①符号：用ΔH表示。

②单位：常用kJ/mol或kJ·mol－1。

③表示方法：ΔH＝H(生成物)－H(反应物)。

(3)反应热：化学反应过程中放出或吸收的能量。

(4)反应热与焓变的关系：在恒压条件下进行的化学反应，反应过程中的反应热等于焓变，所以我们常用焓变(ΔH)表示反应热。

(5)反应热和焓变的比较反应热焓变含义化学反应中吸收或放出的热量化学反应中生成物所具有的焓与反应物所具有的焓之差符号QΔH 单位kJ·mol－1kJ·mol－1与能量变化的关系Q>0，反应吸收热量Q<0，反应放出热量ΔH>0，反应吸收热量ΔH<0，反应放出热量二者的相互联系ΔH是化学反应在恒定压强下(即敞口容器中进行的化学反应)且不与外界进行电能、光能等其他能量的转化时的反应热，即恒压条件下进行的反应的反应热Q就是焓变ΔH。

高中阶段二者通用2.化学反应中能量变化的原因(1)从化学键的角度(微观角度)看：在化学反应中当反应物分子中旧化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用而吸收能量；当原子重新组成生成物分子，新化学键形成时，又要释放能量。

即化学反应的反应热＝(反应物所有键能之和)－(生成物所有键能之和)。

如图：1 mol H2分子和1 mol Cl2分子中化学键断裂时吸收总能量为：436 kJ＋243 kJ＝679 kJ；2 mol HCl分子中的化学键形成时释放总能量为：431 kJ＋431 kJ＝862 kJ；H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应过程释放的能量为：862 kJ·mol－1－679 kJ·mol－1＝183kJ·mol －1。

化学选修 4 化学反应与原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。

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 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=－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。

高中化学选修四第一章《化学反应与能量》知识点总结
考点1：吸热反应与放热反应
1、吸热反应与放热反应的区别
特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。

2、常见的放热反应
①一切燃烧反应;
②活泼金属与酸或水的反应;
③酸碱中和反应;
④铝热反应;
⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。

3、常见的吸热反应
①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;
②大多数分解反应是吸热反应
③
等也是吸热反应;
④水解反应
考点2：反应热计算的依据
1.根据热化学方程式计算
反应热与反应物各物质的物质的量成正比。

2.根据反应物和生成物的总能量计算
ΔH=E生成物-E反应物。

3.根据键能计算
ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

4.根据盖斯定律计算
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，而与反应的途径无关。

即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。

温馨提示：
①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。

②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。

5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

▍ 编辑：Wulibang（ID：2820092099）▍ 来源：综合网络。

化学选修4第一章《化学反应与能量》复习要点（有解析）要点一、焓变反应热1、焓变反应热（1）焓：是与物质内能有关的物理量，符号H，单位kJ/mol。

焓变：某一化学反应，生成物的总焓与反应物的总焓之差。

符号△H，单位kJ/mol。

（2）反应热：在一定温度下进行的某一化学反应，所吸收或释放的热量，单位kJ/mol。

若该反应是在恒压条件下进行的，反应热等于焓变。

2、化学反应过程中能量变化的原因（1）微观角度反应物分子中化学键断裂要吸收能量，生成物分子中化学键形成会释放能量。

△H = 反应物的总键能—生成物的总键能△H > 0 （或为“+”）时，为放热反应，△H < 0 （或为“—”）时，为吸热反应，（2）宏观角度①放热反应：其反应物的总能量大于生成物的总能量。

②吸热反应：其反应物的总能量小于生成物的总能量。

如图所示放热反应吸热反应*注意①同类型物质化学键总键能越大，物质稳定性越高，物质能量也越低。

②等量的同种物质的能量：气态 > 液态 > 固态。

【练习】1．有关化学键的键能数据如表：化学键Si—Cl H—H H—Cl Si—Si键能（KJ/mol) 360 436 431 176计算反应：SiCl4(g)+2H2(g)==Si(s)+4HCl(g) ΔH＝______________kJ/mol。

【解析】ΔH＝4×360 kJ/mol+2×436 kJ/mol-2×176 kJ/mol-4×431 kJ/mol＝+236 kJ/mol【答案】+2362．有关化学键的键能数据如表：化学键Si—O O=O Si—Si键能（KJ/mol) 460 498.8 176计算反应：Si (s)＋O2(g)=== SiO2(s) ΔH＝______________kJ/mol。

【解析】ΔH＝2×176 kJ/mol + 498.8 kJ/mol-4×460 kJ/mol ＝-989.2 kJ/mol【答案】-989.23.有关化学键的键能数据如表：化学键C－H O－H C＝O H－H键能（KJ/mol) 414 464 803 436计算反应： CH4(g)＋2H2O(g)== CO2(g)＋4H2(g) ΔH＝______________kJ/mol。

第1章 化学反应与能量转化第1节 化学反应的热效应教学重点：反应热概念的含义；热化学方程式的正确书写；热化学方程式的正确书写以及反应焓变的计算。

从物质结构的角度看，化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的生成，因此几乎所有的化学反应都伴随着能量的释放或吸收。

通过过去对化学的学习，我们知道在化学反应中，化学能可以与多种形式的能量发生转化，其中最普遍的能量转化是化学能与热能之间的转化。

因此可以将化学反应分为放热反应和吸热反应。

第1节 化学反应的热效应常见的放热反应：①活泼金属与水或酸的反应 ②酸碱中和反应 ③燃烧反应 ④多数化合反应 常见的吸热反应：①多数分解反应，如CaCO 3高温CaO+CO 2↑②2NH 4Cl （s ）+Ba(OH)2·8H 2O （s ）＝BaCl 2+2NH 3 ↑+10H 2O ③C(s)+H 2O(g)高温CO+H 2 ④CO 2+C高温2CO注意：化学反应是放热还是吸热，与反应条件（加热或不加热）没有关系。

放热反应和吸热反应我们还可以借助下面的图像来理解。

下列对化学反应热现象的说法不正确的是（ AC ）A.放热反应时不必加热B.化学反应一定有能量变化C.一般地说，吸热反应加热后才能发生D.化学反应的热效应的数值与参加反应的物质的多少有关为了定量描述化学反应中释放或吸收的热能，化学上把化学反应在一定温度下进行时，反应所释放或吸收吸热反应放热反应的热量称之为该温度下的热效应，简称反应热。

一、化学反应的反应热（一）反应热1、定义：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。

2、反应热的意义：描述化学反应释放或吸收热量的物理量.3、符号：Q>0 反应放热Q Q<0 反应吸热4、获得Q值的方法：（1）实验测量法（2）理论计算法5、①中和热反应热的分类：②燃烧热③生成热……（二）中和热1、定义：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应，生成1mol水时的反应热叫做中和热。

第一章化学反响与能量一、化学反响与能量的变化课标要求1、了解化学反响中能量转化的原因和常见的能量转化形式2、了解反响热和焓变的含义3、认识热化学方程式的意义并能正确书写热化学方程式要点精讲1、焓变与反响热〔1〕化学反响的外观特征化学反响的实质是旧化学键断裂和新化学键生成，从外观上看，所有的化学反响都伴随着能量的释放或吸收、发光、变色、放出气体、生成沉淀等现象的发生。

能量的变化通常表现为热量的变化，但是化学反响的能量变化还可以以其他形式的能量变化表达出来，如光能、电能等。

〔2〕反响热的定义当化学反响在一定的温度下进行时，反响所释放或吸收的热量称为反响在此温度下的热效应，简称为反响热。

通常用符号Q表示。

反响热产生的原因：由于在化学反响过程中，当反响物分子内的化学键断裂时，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。

生成物分子形成时所释放的总能量与反响物分子化学键断裂时所吸收的总能量的差即为该反响的反响热。

〔3〕焓变的定义对于在等压条件下进行的化学反响，如果反响中物质的能量变化全部转化为热能〔同时可能伴随着反响体系体积的改变〕，而没有转化为电能、光能等其他形式的能，那么该反响的反响热就等于反响前后物质的焓的改变，称为焓变，符号ΔΗ。

ΔΗ=Η反响产物〕〔—Η〔反响物〕为反响产物的总焓与反响物总焓之差，称为反响焓变。

如果生成物的焓大于反响物的焓，说反明反响物具有的总能量小于产物具有的总能量，需要吸收外界的能量才能生成生成物，应必须吸热才能进行。

即当Η〔生成物〕>Η〔反响物〕，ΔΗ>0，反响为吸热反响。

如果生成物的焓小于反响物的焓，说明反响物具有的总能量大于产物具有的总能量，需要释放一局部的能量给外界才能生成生成物，反响必须放热才能进行。

即当Η〔生成物〕<Η〔反响物〕，ΔΗ<0，反响为放热反响。

〔4〕反响热和焓变的区别与联系反响热焓变含义化学反响中生成物所具有的化学反响中吸收或放出的热量焓与反响物所具有的焓之差符号QΔΗ单位kJ·mol-1kJ·mol-1与能量变化的关系Q>0，反响吸收热量ΔΗ>0，反响吸收热量Q<0，反响放出热量ΔΗ<0，反响放出热量ΔΗ是化学反响在恒定压强下〔即敞口容器中进行的化学反响〕且二者的相互联系不与外界进行电能、光能等其他能量的转化时的反响热〔Q p〕；ΔΗ=Q p，中学阶段二者通用与键能的关系ΔΗ=Q=反响物的键能总和－原生成物的键能总和2、热化学方程式1〕定义把一个化学反响中物质的变和能量的变化同时表示出来的学方程式，叫热化学方程式。