2018高考·化学专题复习：专题四 化学反应中的能量变化 热化学方程式 含解析

高考化学反应与能量变化知识点总结一、化学反响与能量的变化反响热焓变〔1〕反响热：化学反响在一定条件下反响时所释放或吸收的热量。

〔2〕焓变：在恒压条件下停止的化学反响的热效应即为焓变。

〔3〕符号：ΔH,单位：kJ/mol或kJ·molˉ1。

〔4〕ΔH=生成物总能量-反响物总能量=反响物键能总和-生成物键能总和〔5〕当ΔH为〝-〞或ΔH0时，为放热反响当ΔH为〝+〞或ΔH0时，为吸热反响热化学方程式热化学方程式不只说明了化学反响中的物质变化，也说明了化学反响中的能质变化。

H2〔g〕+?O2〔g〕=H2O〔l〕ΔH=-285.8kJ/mol表示在25℃，101kPa，1molH2与？molO2反响生成液态水时放出的热量是285.8kJ。

本卷须知：〔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〕反响物和产物的聚集形状不同，反响热数值以及符号都能够不同，因此，书写热化学方程式时必需注明物质的聚集形状。

热化学方程式中不用〝↑〞和〝↓〞中和热定义：在稀溶液中，酸跟碱发作中和反响生成1molH2O，这时的反响热叫做中和热。

二、熄灭热〔1〕概念：25℃，101kPa时，1mol纯物质完全熄灭生成动摇的氧化物时所放出的热量。

〔2〕单位：kJ/mol三、反响热的计算〔1〕盖斯定律内容：不论化学反响是一步完成或是分几步完成，其反响热是相反的。

或许说，化学反响的的反响热只与体系的始态和终态有关，而与反响的途径有关。

反响热的计算罕见方法：〔1〕应用键能计算反响热：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〔反响物〕-∑E 〔生成物〕，即ΔH等于反响物的键能总和与生成物的键能总和之差。

如反响H2〔g〕+Cl2〔g〕===2HCl〔g〕ΔH=E〔H—H〕+E〔Cl—Cl〕-2E〔H—Cl〕。

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。

热化学方程式热化学方程式是描述化学反应中热能变化的方程式。

它们将化学反应中的物质转变和能量变化直观地展示出来，是研究化学反应热力学性质的重要工具。

通过热化学方程式，我们可以了解到反应的放热或吸热情况，为工业反应以及实验室中进行的化学反应提供重要参考。

热化学方程式通常使用ΔH（焓变）来表示热能的变化。

ΔH的单位是焦耳（Joule）或卡路里（calorie）。

热化学方程式中的数值表示化学反应过程中释放或吸收的热能。

当数值为正值时，表示反应为吸热反应，即从周围环境吸收热能；当数值为负值时，表示反应为放热反应，即向周围环境释放热能。

以一个简单的燃烧反应为例，我们可以通过热化学方程式来观察其热能变化。

假设我们将一根木材完全燃烧，反应方程式可以表示为：木材+ O2 → CO2 + H2O。

通过实验，我们可以测量该反应放出的热量，假设为ΔH。

那么将这个值代入热化学方程式中，我们可以得到：木材+ O2 → CO2 + H2O + ΔH（热量）。

这样，热化学方程式就使我们能够直观地了解这个燃烧反应中所释放的热量是多少。

同样的，对于其他化学反应，我们也可以通过热化学方程式来观察其热能变化。

热化学方程式的编写需要遵循一定的规则。

首先，化学反应方程式应该是平衡的，即反应物和生成物的摩尔比例是正确和平衡的。

其次，在方程式中的每个物质前面都要写上其对应的系数，表示其在反应中的摩尔数。

最后，热化学方程式中的ΔH应写在方程式的末尾，表示该反应的热能变化。

除了描述反应的热能变化外，热化学方程式还可以用于计算反应的热能变化。

通过已知反应的热化学方程式，我们可以根据比例关系计算其他反应的热能变化。

这对于一些实验条件难以创造或无法直接测量热量变化的反应来说，是一种非常有效的计算方法。

总之，热化学方程式是描述化学反应中热能变化的重要工具。

它们使得我们能够直观地了解到反应的吸热或放热情况，并且可以用于计算其他反应的热能变化。

热化学方程式的准确编写和应用，对于研究化学反应的热力学性质以及工业实践中的应用具有重要意义。

【考点7】化学反应中的能量变化热化学方程式反应热中和热燃烧热定义化学反应过程中放出或吸收的热量在稀溶液中，酸和碱反应生成1molH2O时放出的热量在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时放出的热量适用的反应类型任何反应中和反应燃烧反应物质的状态特点物质状态无特殊限定稀溶液生成物在常温下为稳定形式的状态热化学方程式书写要求物质的量无特殊限定以生成1molH2O为计量以燃烧1mol可燃物为计量△H符号放热时取负值、吸热取正值负值负值能量数值的描述必须说明放热还是吸热可以直接说明数值，不须指出放出热量表达示例N2（g）+3H2（g）2NH3（g）；△H=-92kJ·mol-1NaOH（aq）+21H2SO4（aq）==21Na2SO4（aq）+H2O（1）；△H=-57.3kJ·mol-1H2（g）+21O2（g）==H2O（l）；△H=-573.6kJ·mol-1说明△H与书写形式有关，△H与键能有关稀的强酸和稀的强碱溶液反应的中和热为57.3kJ·mol-1。

浓溶液稀释、弱酸的电离、固体的溶液均有热效应。

稳定的氧化物如：CO2、SO2、P2O5、H2O（l）。

比较反应热时只比较数值，比较△H时则要区别正、负【考点8】化学与STSE1．臭氧空洞（1）污染物：CF2Cl2、NO x等（2）机理：CF2Cl2在高空紫外线作用下产生氯原子，作O3分解的催化剂。

NO x直接作O3分解的催化剂。

（3）危害：紫外辐射增强使患呼吸系统传染病的人增加；受到过多的紫外线照射还会增加皮肤癌和白内障的发病率；强烈的紫外辐射促使皮肤老化；使城市内的烟雾加剧，使橡胶、塑料等有机材料加速老化，使油漆褪色等。

2．酸雨（pH小于5.6）（1）污染物：氮氧化物、硫氧化物。

（2）酸雨的危害：可以侵入肺的深部组织，引起肺水肿等疾病而使人致死；引起河流、湖泊的水体酸化，严重影响水生动植物的生长；破坏土壤、植被、森林；腐蚀金属、油漆、皮革、纺织品及建筑材料；渗入地下，使水中铝、铜、锌、镉的含量比中性地下水中高很多倍。

考点3化学反应中的能量变化一、反应热1、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。

当ΔH为负值为放热反应；当ΔH为正值为吸热反应。

测量反应热的仪器叫做量热计。

2、燃烧热：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时放出的热量，叫做该物质的燃烧热。

3、中和热：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。

中学阶段主要讨论强酸和强碱的反应。

二、热化学方程式1、书写热反应方程式应注意的问题：(1)由于反应热的数值与反应的温度和压强有关，因此必须注明，不注明的是指101kPa和25℃时的数据。

(2)物质的聚集状态不同，反应热的数值不同，因此要注明物质的聚集状态。

(3)热化学方程式中的化学计量数为相应物质的物质的量，它可以是整数，也可以是分数。

2、书写热化学方程式的一般步骤(1)依据有关信息写出注明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的化学计量数计算相应的反应热的数值。

(3)如果为放热反应ΔH为负值，如果为吸热反应则ΔH为正值。

并写在第一步所得方程式的后面，中间用“；”隔开。

(4)如果题目另有要求，如反应燃料燃烧热的热化学方程式和有关中和热的热化学方程式，可将热化学方程式的化学计量数变换成分数。

三、中和热的测定1、测定前的准备工作(1)选择精密温度计（精确到0.10C），并进行校对（本实验温度要求精确到0.10C）。

(2)使用温度计要轻拿轻声放。

刚刚测量高温的温度计不可立即用水冲洗，以免破裂。

(3)测量溶液的温度应将温度计悬挂起来，使水银球处于溶液中间，不要靠在烧杯壁上或插到烧杯底部。

不可将温度计当搅拌棒使用。

2、要想提高中和热测定的准确性，实验时应注意的问题(1)作为量热器的仪器装置，其保温隔热的效果一定要好。

因此可用保温杯来做。

如果按教材中的方法做，一定要使小烧杯杯口与大烧杯杯口相平，这样可以减少热量损失。

化学反应中的能量变化能量是指物体或系统所具有的做功或产生热的能力。

在化学反应中，能量的变化是一项非常重要的研究内容。

本文将探讨化学反应中的能量变化，并通过具体实例来说明。

一、热化学反应热化学反应是指在化学反应中伴随着能量的吸收或释放。

其中，吸热反应是指在反应过程中吸收热量，使周围温度下降；而放热反应是指在反应过程中释放热量，使周围温度上升。

例如，燃烧反应是一种常见的放热反应。

以甲烷燃烧为例，化学方程式如下：CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O + 热量在这个反应中，甲烷和氧气反应生成二氧化碳、水，并释放热量。

这个热量就是化学反应中的能量变化，它使周围温度上升。

二、焓变与能量变化在热化学反应中，我们常常用焓变（ΔH）来描述反应的能量变化。

焓变可以是正值，表示放热反应；也可以是负值，表示吸热反应。

焓变的计算可以通过实验测定，也可以通过热力学计算得到。

常见的焓变计算包括标准焓变、标准生成焓变和反应焓变等。

标准焓变是指在标准状态下，物质的焓变。

标准生成焓变是指物质在标准状态下生成的焓变。

而反应焓变是指化学反应过程中的焓变。

三、吸热反应与化学反应在化学反应中，吸热反应具有重要的应用价值。

它可以用于吸收环境中的热量，实现降温效果。

例如，自感应加热杯就是利用吸热反应原理制成的。

自感应加热杯内部放置有一种化学物质，在与空气接触时发生吸热反应，从而使加热杯的温度下降。

这使得喝茶或咖啡时，加热杯的温度不会过高，保证了人们的饮品口感。

四、反应热与能量变化反应热是指化学反应在常压下放出或吸收的能量。

反应热可以通过实验测定或者热力学计算得到。

反应热与焓变之间存在着密切的关系。

对于常压下的反应，反应热等于反应焓变。

反应热可以分为标准反应热和反应热的计算。

标准反应热是指在标准状态下的反应热。

标准反应热可以通过热力学计算得到。

反应热的计算也可以通过反应的化学方程式及其对应的焓变计算得到。

五、能量守恒定律在化学反应中，能量守恒定律是一个重要的基本原则。

高中化学化学反应的能量变化化学反应是物质发生变化的过程，而这种变化会伴随着能量的转化。

在化学反应中，能量的变化可以分为热能变化、化学能变化和物理能变化。

本文将对这些能量变化进行简要介绍。

一、热能变化热能变化是指化学反应过程中释放或吸收的热能。

当反应放出热能时，称为放热反应；当反应吸收热能时，称为吸热反应。

例如：燃烧反应是一种放热反应，可以用以下方程式表示：CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O + 热这里的"热"表示在该化学反应中放出的热能，为负值，表示热能从体系中释放出来。

相反地，光合作用是一种吸热反应，可以用以下方程式表示：6CO2 + 6H2O + 光能→ C6H12O6 + 6O2这里的"光能"表示在该化学反应中吸收的能量，为正值，表示热能被体系吸收。

二、化学能变化化学能变化是指化学反应过程中，化学键的形成或断裂带来的能量变化。

当反应中化学键的形成释放出能量时，称为放能反应；当反应中化学键的形成吸收能量时，称为吸能反应。

例如：硫酸和水的反应是一种放能反应，可以用以下方程式表示：H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4- + 释放能量这里的"释放能量"表示在该化学反应中放出的能量，为负值，表示能量从体系中释放出来。

而氯化铵和水的反应是一种吸能反应，可以用以下方程式表示：NH4Cl + H2O → NH4+ + Cl- + 吸收能量这里的"吸收能量"表示在该化学反应中吸收的能量，为正值，表示能量被体系吸收。

三、物理能变化物理能变化是指化学反应过程中伴随有相态变化引起的能量变化。

例如，物质由固态转变为液态或由液态转变为气态，会伴随能量的吸收；而物质由气态转变为液态或由液态转变为固态，会伴随能量的释放。

例如：水由液态变为气态时，需吸收热能，这一过程称为蒸发；而水由气态变为液态时，会释放热能，这一过程称为凝结。

化学反应与能量变化 热化学方程式一、焓变、反应热1．焓变（1）定义：焓(H)是与内能有关的物理量。

焓变是指在一定条件下，生产物与反应物的焓值差。

△H=H （生成物）—H （反应物）（2）常用单位：kJ/mol 或kJ ·mol -12．反应热（1）定义：在化学反应中，当生成物的温度回到反应物的起始温度时,体系所放出或吸收的热量。

恒压条件下，用 △H 表示反应热。

（2）注意：① 反应热描述的是一定温度下的化学反应前后能量的变化。

② 单位：kJ/mol 或kJ ·mol -1③ 任何反应都有反应热④ △H>0；反应吸收能量△H <0；反应放出能量二、热化学方程式1、定义： 叫做热化学方程式2、意义：不仅表明化学反应中 同时也表明化学反应中的3、书写：（1）要注明反应条件，常温、常压下的反应不需注明。

（2）要注明物质的状态，g （气体）,l （液态）,s （固体）聚集状态不同，ΔH 不同。

（3）热化学方程式各物质前的化学计量数表示物质的 ，不表示分子个数它可以是 数也可以是 数、 数。

（4）△H 与计量数成比例关系。

（5）当反应逆向进行时，△H 数值不变，符号相反。

三、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。

2、应用例题：已知：C(s)＋O 2(g)=CO 2(g) △H =－393.5kJ·mol －1Fe 2O 3(s)＋32C(s)= 32CO 2(g)＋2Fe(s)△H =234.1kJ·mol －1 则 ： 2Fe(s)＋32O 2(g)=Fe 2O 3(s)的△H 是 A ．－824.4kJ·mol －1 B ．－627.6kJ·mol －1C ．－744.7kJ·mol －1D ．－169.4kJ·mol －1 △H 3=△H 1+△H 2。

专题四热化学反应和热化学方程式【主干知识整合】一．化学反应中的能量变化１、化学反应中的能量变化，通常表现为热量的变化：１吸热反应：化学上把吸收热量的化学反应称为吸热反应。

如C+CO２２CO为吸热反应。

２放热反应：化学上把放出热量的化学反应称为放热反应。

如２H ２+O２２H２O为放热反应。

２、化学反应中能量变化的本质原因化学反应中的能量变化与反应物和生成物所具有的总能量有关。

如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时放出热量；如果反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时吸收热量。

３、反应热、燃烧热、中和热１反应热：在化学反应中放出或吸收的热量，通常叫反应热用△H表示。

单位：kJ·mol–１２燃烧热：在１0１kPa时１mol 物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的能量，叫该物质的燃烧热。

如：１0１kPa时lmol H２完全燃烧生成液态水，放出２8５．５kJ·mol–１的热量，这就是H２的燃烧热。

H２（g）+１２O２（g）=H２O（l）；△H=–２8５．５kJ·mol–１３中和热：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应而生成１mol H２O，这时的反应热叫做中和热。

H+（aq）+OH–（aq）=H２O（１）；△H=–５7．３kJ·mol–１（强酸和强碱的中和热）二、热化学方程式１、定义：表明反应所放出或吸收的热量的方程式，叫做热化学方程式。

２、热化学方程式书写注意事项：（１）．△H只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用“；”隔开。

若为放热反应，△H为“—”；若为吸热反应，△H为“＋”。

△H的单位一般为kJ/mol。

（２）．注意反应热△H与测定条件（温度.压强等）有关。

因此书写热化学方程式时应注明△H的测定条件绝大多数△H是在２５℃.１0１３２５Pa下测定的，可不注明温度和压强。

（３）．注意热化学方程式中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。

化学反应中的能量变化与热化学方程式在化学反应过程中，伴随着能量的转化与变化。

这些能量变化对于我们理解和解释化学反应的性质和行为非常重要。

为了描述这些能量变化，热化学方程式被广泛应用。

本文将探讨化学反应中的能量变化以及如何使用热化学方程式进行描述。

一、能量变化的类型1.1 热能变化热能变化是指化学反应所涉及的热能的变化。

在反应过程中，反应物吸收或释放热能，从而导致反应系统温度的升高或降低。

具体而言，当反应物吸热时，反应系统对外界吸收热量，称为吸热反应。

反之，当反应物释放热能时，反应系统对外界释放热量，称为放热反应。

1.2 势能变化势能变化是指在化学反应中发生的物质之间的键能的改变。

化学反应通常涉及分子之间的键的断裂和形成。

当新的键形成时，反应物的势能会发生改变，进而影响反应热力学性质。

1.3 反应焓变反应焓变是指在化学反应中，反应物和生成物之间的能量差异。

根据反应物与产物之间的能量变化，焓变可以分为吸热反应和放热反应。

当焓变为正值时，表示反应为吸热反应；而当焓变为负值时，表示反应为放热反应。

二、热化学方程式的描述为了描述化学反应中的能量变化，热化学方程式被用来表示反应焓变。

热化学方程式通常与化学方程式一起编写，并揭示了反应过程中所涉及的能量变化。

例如：2H2(g) + O2(g) -> 2H2O(l) ΔH = -572 kJ这个方程式表示了氢气和氧气反应生成水时释放出的能量变化。

箭头表示反应的方向，化学方程式左边的反应物为氢气和氧气，右边是生成物水。

ΔH表示焓变，负号表示反应是放热反应。

-572 kJ表示在生成2摩尔水的过程中，放出572千焦耳的能量。

热化学方程式的编写需要根据实验数据或热力学计算得出。

热化学方程式为化学反应提供了定量描述并揭示了能量转换与变化的信息。

三、利用热化学方程式解决问题通过热化学方程式，我们可以解决一些与能量变化相关的问题。

以下是一些例子：3.1 不同反应的能量变化对比通过比较不同反应的焓变值，可以了解到反应的热化学性质。

化学能量转化与热化学方程式化学能量转化是指化学反应产生或吸收能量的过程。

热化学方程式是用来描述化学反应中能量变化的方程式。

本文将探讨化学能量转化的基本原理、热化学方程式的编写和使用方法，并结合实例进行说明。

一、化学能量转化的基本原理化学反应过程中，化学键的形成或断裂都会产生能量变化，可以使系统的能量增加或减少。

根据能量守恒定律，能量既不能被创造，也不能被破坏，只能在不同形式之间进行转化。

具体而言，能量可以以热能的形式转化，也可以以化学能的形式转化。

化学反应中的能量转化可以通过热化学方程式来表示。

热化学方程式中将反应物和生成物之间的能量变化用实验测得的焓变（ΔH）表示。

焓变包括两个要素：反应物与生成物之间的化学键能的差异以及在化学反应中伴随反应进行而观察到的能量的变化。

二、热化学方程式的编写和使用方法编写热化学方程式的关键在于确定反应物和生成物之间的能量变化，即焓变的计算。

一般来说，焓变可以通过实验进行测定，也可以利用已知的标准焓变进行计算。

标准焓变是指在标准状态下，1摩尔反应物在标准温度和压力下经过反应转化为产物时伴随的焓变。

常见的标准状况是1 atm和298 K。

在编写热化学方程式时，需要使用化学反应方程式，并在其上方或下方标注焓变的值。

方程式的左边表示反应物，右边表示生成物。

焓变值的单位通常为焦耳/摩尔（J/mol），可以为正数或负数，分别表示吸热反应和放热反应。

三、实例说明以燃烧甲烷（CH4）为例，编写热化学方程式并计算焓变。

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O根据实验数据可知，燃烧1摩尔甲烷放出802 kJ的热量，即ΔH = -802 kJ。

所以热化学方程式可以写为：CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O ΔH = -802 kJ通过这个例子，我们可以看到热化学方程式可以非常直观地表示化学反应中的能量转化过程，并且通过焓变的数值可以判断反应是吸热反应还是放热反应。

四、总结化学能量转化与热化学方程式是化学反应中重要的概念和工具。

化学反应中的能量变化与热化学方程式马瑞芳阿基米德曾说过，给我一个足够长的杠杆，我可以撬动地球。

而化学能量就是推动人类进步的“杠杆”！能量使人类脱离了“茹毛饮血”的野蛮，进入繁华多姿的文明。

化学反应所释放的能量是现代能量的主要来源之一（一般以热和功的形式与外界环境进行能量交换）。

所以，研究化学反应中的能量变化，就显得极为重要。

一、化学反应中能量变化的类型化学反应中总是伴随着能量的变化，热量是能量变化的表现形式之一，根据其热量的变化可分为以下两大类：1. 放热反应：放出热量的反应，其反应物的总能量高于生成物的总能量。

其实质是，反应物断键吸收的能量<生成物成键释放的能量，∆H <0。

可理解为，由于放出热量，整个体系能量降低。

常见类型：①酸碱中和反应（中和热：生成1molH 2O 所放出的热量）；②可燃物的燃烧反应（燃烧热：101kPa 下1mol 物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量）；③金属单质与酸的反应。

2. 吸热反应：吸收热量的反应，其反应物的总能量低于生成物的总能量。

其实质是，反应物断键吸收的能量>生成物成键释放的能量，∆H >0。

可理解为，由于吸收热量，整个体系能量升高。

常见的类型：①C O CC O 22+∆；②加热分解反应；③B a O H H O ()()228·晶体与N H C l 4（固体）搅拌反应等。

二、书写热化学方程式的注意点所谓热化学方程式是指表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式。

书写时应注意以下几点： 1. ∆H 写在方程式的最右边，用“；”隔开。

放热∆H <0，吸热∆H >0。

2. 化学计量数可用分数表示。

3. 要注明反应物和生成物的聚集状态，通常用s 、l 、g 表示固体、液体和气体。

4. ∆H 的值要与化学计量数相对应。

三、根据热化学方程式进行计算根据热化学方程的计算，实际上与根据化学方程式进行计算的思路和方法是完全一致的。

高考化学反应中的能量变化知识点化学反应的能量变化通常表现为热量的变化。

以下是化学反应中的能量变化知识点，请大家掌握。

知识之后可以查看高考化学专题辅导与训练。

反应热1、定义：在反应过程中放出或吸收的热量叫反应热。

放出热量的反应叫放热反应。

吸收热量的反应叫吸热反应(化学反应过程中，不仅有新物质生成，同时还伴随着能量的变化，并可以以热能、电能或光能等的形式表现出来。

当能量以热的形式表现时，我们把反应分为放热反应和吸热反应。

)2、符号：⊿H(大吸小放)3、单位：kJ/mol4、计算依据：⊿H=生成物的总能量-反应物的总能量=H(生成物)-H(反应物)⊿H=反应物的总键能–生成物的总键能5、书写热化学方程式的注意事项：(1)要标明反应的温度和压强，如不特别注明，即表示在101kPa和298K。

(2)要标明反应物和生成物的聚集状态，因为物质在不同的聚集状态下所具有的能量是不相同的，对同一反应来说，物质聚集状态不同，反应热(⊿H)的数值不同。

(3)热化学方程式中的化学计量数不表示分子个数，而是表示物质的量，所以，它可以是整数，也可以是分数。

相同物质发生的同一个化学反应，当化学计量数改变时，其⊿Ｈ也同等倍数的改变，但⊿Ｈ的单位不变，仍然为kJ/mol。

若将化学方程式中反应物和生成物颠倒，则⊿Ｈ的数值和单位不变，符号改变。

(4)热化学方程式一般不需要写反应条件，也不用标“↑”和“↓”。

因为聚集状态已经表示出来了，固态用“s”液态用“l”，气态用“g”。

(5)⊿Ｈ要标注“+”或“-”，放热反应⊿Ｈ为“-”，吸热反应⊿Ｈ为’+”．6、盖斯定律：一定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分成几步完成，反应的总热效应相同，这就是盖斯定律。

盖斯定律的应用实际上是利用热化学方程式的加减。

(化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关)7、(1)常见的放热反应有：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(2)常见的吸热反应有：大多数分解反应，以碳、氢气、一氧化碳作还原剂的氧化还原反应，铵盐与碱的反应。

专题四 化学反应中的能量变化 热化学方程式1. 推动上千吨的火箭和进行长距离的太空飞行的巨大能量是从哪里来的？化学反应立下神功。

火箭使用的燃料是偏二甲肼[(CH 3)2NNH 2]，火箭升空时发生的化学反应为：C 2H 8N 2＋2N 2O 4＝2CO 2↑＋3N 2↑＋4H 2O↑。

下列有关该反应的说法正确的是A ．偏二甲肼既是氧化剂又是还原剂B ．该反应进行时只有放热过程没有吸热过程C ．该反应中氮元素的化合价升高D ．该反应中每生成1mol CO 2转移8mol 电子2. 科学家已获得了极具理论研究意义的N 4分子，其结构为正四面体（如右图所示），与白磷分子相似。

已知断裂1molN —N 键吸收193kJ 热量，断裂1molNN 键吸收941kJ 热量，则（ ）A.N 4的熔点比P 4高B.1molN 4气体转化为N 2时要吸收748kJ 能量C.N 4是N 2的同系物D.1molN 4气体转化为N 2时要放出724kJ 能量3. 已知：CH 3 (CH 2 )2CH 3 ( g )＋132O 2 ( g )＝4CO 2 ( g ) + 5 H 2O ( l )；△H=－2878kJ·mol 一1 (CH 3)2CHCH 3 ( g ) ＋132O 2 ( g ) ＝4CO 2 ( g ) + 5 H 2O ( l )；△H = －2869 kJ·mol 一1 下列说法正确的是（ ）A ．正丁烷的燃烧热为一2878kJ·mol 一1B ．正丁烷分子所具有的能量大于异丁烷分子C ．等量的异丁烷分子中碳氢键比正丁烷的多D ．异丁烷转化为正丁烷的过程是一个放热过程4. 下列说法正确的是①用25 mL 酸式滴定管可以准确放出8.00 mL 的稀盐酸；②可用干燥的pH 试纸测定氯水的pH ；③使用容量瓶配制溶液，定容时俯视，所得溶液的浓度偏大；④加入盐酸有能使澄清石灰水变浑浊的无色气体生成，则原溶液中—定有大量CO 32-存在；⑤在某温度下，一定量的醋酸与氢氧化钠溶液充分混合，若溶液呈碱性时，溶液中离子浓度大小的关系一定为： c （Na +）﹥ c （CH 3COO —）﹥ c （OH —）﹥ c （H +）；⑥右图是反应物和生成物的能量变化示意图，其可能发生反 应的热化学方程式可表示为：2 A （g ）+ B(g) = 2 C （g ）；△H=Q kJ·mol -1（Q ＜0 ）。

化学能与热化学方程式热化学方程式是描述化学反应中能量变化的方程式。

在化学反应中，能量的转化起着至关重要的作用。

化学能是指物质所固有的能量，是由于原子和分子之间的相互作用而存在的。

通过化学反应，能量可以被吸收或释放，从而引起温度的变化。

热化学方程式使用了一个特殊的符号，H，来表示反应的热变化。

当反应放热时，H的值为负数；当反应吸热时，H的值为正数。

热化学方程式的一般形式是：反应物A + 反应物B → 产物C + 产物D + 热量。

在热化学方程式中，反应物和产物的化学式表示物质的种类和数量。

而热量则表示反应过程中释放或吸收的能量。

热量的单位通常使用焦耳（J）或千焦（kJ）来表示。

要求量化热化学方程式中的热量变化，可以使用反应的摩尔热。

摩尔热是指在化学反应中，单位物质所释放或吸收的热量。

摩尔热的大小与反应物和产物的摩尔比有关。

热化学方程式可以帮助我们理解化学反应中能量的变化。

例如，燃烧反应通常会产生大量的热能，因为燃烧过程是一种放热反应。

而吸热反应则会吸收周围的热能，使温度下降。

热化学方程式还可以用于计算反应的热量变化。

通过实验测量反应的摩尔热，可以根据反应的摩尔比得出反应的总热量。

这种计算可以帮助我们了解反应的能量转化情况，对于工业生产和环境科学等领域具有重要意义。

除了计算热量变化，热化学方程式还可以用于预测反应的可行性。

根据热化学方程式中的热量变化，可以判断反应是放热反应还是吸热反应。

如果反应放热，说明反应是自发进行的；如果反应吸热，说明反应不太容易发生。

在热化学方程式中，热量变化还可以与反应的平衡常数（K）相关联。

热化学方程式可以用来解释为什么某些反应的平衡位置发生了变化。

当温度改变时，热化学方程式可以帮助我们预测反应的平衡位置和方向。

最后，热化学方程式通过描述化学反应中的能量变化，帮助我们更好地理解化学反应的本质。

热化学方程式是化学反应中重要的工具，它可以帮助我们预测反应的性质、计算热量变化以及了解反应的平衡行为。