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化学反应与能量变化重点梳理一、化学反应与热能（一）常见的吸、放热反应1、放热反应：（1）定义：释放热量的化学反应称为放热反应（2）常见的放热反应：所有的燃烧反应和缓慢氧化反应、所有的酸碱中和反应、大多数化合反应、铝热反应、活泼金属与水或酸的反应2、吸热反应：（1）定义：吸收热量的化学反应成为吸热反应（2）常见的吸热反应：大多数的分解反应、C+CO 22CO、C+H2O(g)CO+H2Ba(OH)2·8H2O+2NH4Cl=BaCl2+2NH3·H2O+8H2O、NaHCO3+HCl=H2O+CO2↑+NaCl注：①吸热反应和放热反应均是化学反应。
NaOH固体溶于水、浓硫酸的稀释，属于放热过程，不属于放热反应；NH4NO3固体溶于水，升华、蒸发等属于吸热过程，不属于吸热反应。
②需要加热的反应不一定是吸热反应③在可逆反应中，如果正反应为吸热，则逆反应为放热（二）化学反应中能量变化的原因1、微观：化学键的断裂与形成反应物→断键→吸收能量 > 生成物→成键→释放能量反应物→断键→吸收能量 < 生成物→成键→释放能量注：①化学反应的实质是旧键断裂和新键形成②有化学键断裂的过程不一定是化学反应，如氯化钠溶于水的过程③化学反应一定伴随能量变化，但有能量变化的过程不一定是化学反应，如物质的三态变化2、宏观：反应物与生成物的总能量反应物的总能量>生成物的总能量→放热反应反应物的总能量<生成物的总能量→吸热反应3、吸热反应和放热反应的判断方法（1）根据反应物和生成物的总能量大小判断（2）根据化学键断裂和形成时能量变化大小关系判断（3）根据经验判断——常见的吸放热反应（4）根据生成物和反应物的相对稳定性判断——由稳定的物质（能量低）生成不稳定的物质（能量高）的反应为吸热反应，反之为放热反应（三）人类对能源的利用及能源现状1、人类对化学反应中热能的利用——燃烧（1）发现：始于火的发现（2）早期：以树枝杂草为主要能源（3）现代：以煤、石油和天然气为主要能源2、利用最多的化石燃料面临的两个亟待解决的问题（1）能源短缺问题日益突出（2）燃烧排放的粉尘、SO2、NO X、CO等造成了大气污染。
化学必背知识点：化学反应与能量变化化学必背知识点：化学反应与能量变化2023年已经来临，化学领域的发展日新月异，为了帮助广大化学学习者更好地掌握化学反应与能量变化的知识，本文将介绍一些重要的必背知识点。
化学反应与能量变化是化学学习的基础，对于理解化学反应机理以及实验现象至关重要。
一、化学反应的能量变化化学反应涉及的能量变化主要包括热能的变化、活化能的变化以及反应焓的变化。
1. 热能变化：化学反应在进行过程中会释放或吸收热能。
释放热能的反应称为放热反应，而吸收热能的反应称为吸热反应。
热能的变化可以通过测量反应前后体系的温度变化或者利用热量计等实验仪器来进行实验测定。
2. 活化能变化：活化能是指反应物转变为产物所需的最小能量，也可以理解为反应物在反应过程中必须克服的能量障垒。
活化能的变化对于反应速率起着重要作用。
通常情况下，活化能较低的反应具有较快的反应速率。
3. 反应焓变化：反应焓是指反应前后体系的热能变化，并且可以通过实验方法测定。
反应焓变化可以是放热的，也可以是吸热的。
当反应焓变化为负值时，说明反应是放热的；当反应焓变化为正值时，说明反应是吸热的。
反应焓变化在热力学研究和工业生产中具有重要的应用价值。
二、能量守恒定律与反应热能量守恒定律是指在任何一个系统中，能量的总量在封闭系统的情况下不会增加或减少。
同样，在化学反应中，能量守恒定律同样适用。
化学反应中的能量转化是在一个封闭系统中进行的，而能量守恒定律保证了反应前后能量的总量不变。
反应热是指化学反应过程中放出或吸收的能量。
根据反应热的正负可以判断反应是放热反应还是吸热反应。
放热反应的反应热为负值，吸热反应的反应热为正值。
三、热力学第一定律与热化学方程式热力学第一定律，也被称为能量守恒定律，在化学反应中起着重要作用。
热力学第一定律可以用数学表达式表示为ΔU = q + w，其中ΔU代表内能的变化，q代表吸热或放热，w代表对外界做功。
热化学方程式是在化学方程式的基础上加上了反应热的表示。
化学反应与能量知识点总结一、化学反应与能量变化的关系化学反应过程中，不仅有物质的变化，还伴随着能量的变化。
能量变化通常表现为热量的变化，有时也会以光能、电能等形式表现出来。
从化学键的角度来看，化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。
旧键断裂需要吸收能量，新键形成会释放能量。
如果反应物总能量高于生成物总能量，反应就会放出能量；反之，如果反应物总能量低于生成物总能量，反应则需要吸收能量。
例如，燃烧反应一般都是放热反应，因为燃料和氧气的化学键断裂所吸收的能量小于燃烧产物化学键形成所释放的能量。
而像碳酸钙高温分解这样的反应则是吸热反应，因为分解所需的能量大于生成的氧化钙和二氧化碳形成新键释放的能量。
二、常见的吸热反应和放热反应1、吸热反应（1）大多数分解反应，如氯化铵受热分解。
（2）一些需要持续加热才能进行的反应，比如碳和二氧化碳在高温下反应生成一氧化碳。
（3）以碳、氢气、一氧化碳为还原剂的氧化还原反应，例如氢气还原氧化铜。
2、放热反应（1）所有的燃烧反应，如甲烷的燃烧。
（2）酸碱中和反应，比如盐酸和氢氧化钠的反应。
（3）金属与酸的置换反应，例如锌与稀硫酸反应生成氢气。
（4）大多数化合反应，比如二氧化硫和氧气生成三氧化硫。
三、反应热反应热是指化学反应在一定条件下放出或吸收的热量。
通常用符号ΔH 表示，单位是 kJ/mol。
如果ΔH 为正值，表示反应吸热；如果ΔH 为负值，表示反应放热。
例如，对于反应 H₂(g) ＋ Cl₂(g) ＝ 2HCl(g)，ΔH ＝－1846 kJ/mol，表示每生成 2 mol HCl 气体，放出 1846 kJ 的热量。
四、热化学方程式热化学方程式是表示化学反应与反应热关系的化学方程式。
它不仅表明了化学反应中的物质变化，还表明了能量变化。
热化学方程式与普通化学方程式的区别在于：1、要注明反应的温度和压强（如果是在 25℃、101 kPa 下进行的反应，可以不注明）。
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。
高一化学知识点汇总：化学能量及其变化
本文档旨在汇总高一化学中与化学能量及其变化相关的知识点，帮助学生加深对该主题的理解。
1. 化学能量的概念和分类
- 化学能量是指物质与物质之间由于化学反应而引起的能量变化。
- 化学能量可分为内能、焓、自由能和活化能等不同概念和分类。
2. 化学反应中的能量变化
- 化学反应中，反应物的化学能被转化为产物的化学能，从而
引起能量变化。
- 可以通过焓变（ΔH）来描述化学反应中的能量变化。
- 焓变为正表示吸热反应，焓变为负表示放热反应。
3. 燃烧反应中的能量变化
- 燃烧反应是一种放热反应，可采用实验方法测定燃烧反应的
焓变。
- 燃烧反应中的能量变化可以通过燃烧热（ΔHc）来描述。
4. 化学反应的热力学计算
- 热力学计算用于计算化学反应中的能量变化以及其他相关参数。
- 热力学计算可通过热容（C）、焓变（ΔH）和温度（T）等公式来进行。
5. 能量守恒定律和化学反应
- 能量守恒定律指出，能量不能被创造或销毁，只能转化形式。
- 化学反应中的能量变化符合能量守恒定律，反应物的化学能
被转化为产物的化学能，总能量保持不变。
6. 实际应用：能量的转化与利用
- 化学能量的转化与利用在日常生活和工业生产中有着广泛的应用，例如能源生产和化学工艺等。
以上是关于化学能量及其变化的相关知识点的简要汇总。
希望本文档能对学生们的研究有所帮助。
高二化学反应与能量的变化知识点总结
1.化学反应在生成新物质的同时，还伴随着能量的变化，其表现为热量的变化。
放热反应：如物质的燃烧、镁与盐酸反应等，这称为放热现象;
吸热反应：如一般条件为“高温”的反应(CO2在高温条件下与炭反应)，这称为吸热现象。
2.人类生活对能量的利用：
⒈生活燃料的利用：如做饭、取暖等;
⒉利用燃烧产生的能量：如发电、冶金、发射火箭等;
⒊爆炸产生的能量：如开山炸石等;
⒋食物在体内发生化学反应放出热量，可维持体温供给日常活动所需的能量。
最后，希望精品小编整理的高二化学反应与能量的变化知识点对您有所帮助，祝同学们学习进步。
高二寒假化学复习知识点：水溶液中的离子平衡
高二化学反应寒假复习知识点总结。
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。
高中化学必修二第二章化学反应与能量变化知识点总结本文档将对高中化学必修二第二章化学反应与能量变化的知识点进行总结。
1. 化学反应的能量变化化学反应中涉及能量的变化，主要包括以下几个方面：- 反应热：- 定义：指在化学反应过程中放出或吸收的热量。
- 测定方法：常用的测定方法是通过热量计测量反应过程中释放或吸收的热量。
- 表示方法：通常用反应热的值ΔH表示，单位是焦耳（J）或千焦（kJ）。
- 绝热条件下的反应：- 定义：在绝热条件下进行的化学反应，即反应过程中不向外界环境传递热量。
- 特点：绝热条件下反应，反应热全部转化为内能变化。
- 反应焓变：- 定义：指在恒定温度下，反应过程中物质的焓变化。
- 表示方法：通常用反应焓变的值ΔH表示，单位是焦耳（J）或千焦（kJ）。
- 计算方法：反应焓变可以通过物质的化学方程式以及相应的热化学方程式计算得出。
2. 热化学方程式- 定义：用化学方程式表示化学反应热变化的方程式。
- 特点：热化学方程式中通过ΔH表示反应焓变，反应方程式左右两边所表示物质的热焓之和之差就是反应焓变的大小。
3. 反应焓变的计算反应焓变的计算方法主要有以下几种：- 反应焓和化学计量数的关系；- 沿反应焓变链计算反应焓变；- 根据物质的标准热焓计算反应焓变。
4. 热力学第一定律- 定义：也称能量守恒定律，指能量可以从一种形式转化为其他形式，但总能量不变。
- 表示方法：数学形式为ΔU=Q-W，其中ΔU表示系统内能的变化，Q表示系统吸收的热量，W表示系统对外做功。
5. 化学反应的放热与吸热- 放热反应：- 定义：指化学反应过程中释放热量的反应。
- 特点：放热反应的反应热为负值，系统的能量减少，周围环境温度上升。
- 吸热反应：- 定义：指化学反应过程中吸收热量的反应。
- 特点：吸热反应的反应热为正值，系统的能量增加，周围环境温度下降。
以上是关于高中化学必修二第二章化学反应与能量变化的知识点总结，希望对你有所帮助！。
高中化学必修二第二章化学反应与能量变化速率知识点总结化学反应的能量变化化学反应中，物质之间发生化学变化，涉及能量的吸收和释放。
能量变化可分为吸热反应和放热反应。
吸热反应吸热反应是指在反应中吸收热量的反应。
典型的吸热反应是燃烧反应。
在吸热反应中，反应物的总能量高于生成物的总能量，反应过程中吸收了外界的热量。
放热反应放热反应是指在反应中释放热量的反应。
典型的放热反应是酸碱中和反应。
在放热反应中，反应物的总能量低于生成物的总能量，反应过程中释放了热量。
化学反应的速率化学反应的速率是指单位时间内反应物的消失量或产物的生成量。
速率可以受到多种因素的影响，包括温度、浓度、催化剂和表面积等。
温度的影响温度的升高会使反应速率加快，因为温度的增加导致反应物分子间的碰撞频率和碰撞能量增加，从而促进反应物分子之间的有效碰撞。
浓度的影响浓度的增加会使反应速率加快，因为浓度的增加导致了更多的反应物分子之间的碰撞，增加了反应物分子之间的有效碰撞的概率。
催化剂的影响催化剂是能够改变反应速率而不发生永久改变的物质。
催化剂能够降低反应的活化能，从而使反应速率加快。
表面积的影响反应物的表面积的增加会使反应速率加快，因为反应物表面积的增加导致了更多的反应物分子之间的碰撞，增加了反应物分子之间的有效碰撞的概率。
总结起来，化学反应的能量变化包括吸热反应和放热反应，而化学反应的速率受到温度、浓度、催化剂和表面积等因素的影响。
通过控制这些因素，我们可以调控化学反应的能量变化和速率。
高中化学必修二第二章化学反应与能量变
化知识点总结
本文档将对高中化学必修二第二章的化学反应与能量变化知识点进行总结，以下是主要内容：
1. 化学反应的定义和特征
- 化学反应是物质发生改变的过程，原有物质消失，新的物质生成。
- 化学反应具有反应物和生成物、化学方程式和反应条件等特征。
2. 化学反应的类型
- 合成反应：两个或多个物质反应生成一个化合物。
- 分解反应：一个化合物分解成多个物质。
- 双替换反应：两个化合物中的阳离子和阴离子交换位置。
- 氧化还原反应：涉及氧化剂和还原剂的反应。
3. 化学方程式的书写和平衡
- 化学方程式用符号表示化学反应，包括反应物和生成物。
- 化学方程式需要平衡，即反应物和生成物的物质的种类和数量要相等。
4. 能量变化与化学反应
- 化学反应中常伴随着能量的释放或吸收。
- 放热反应：化学反应放出热量，温度升高。
- 吸热反应：化学反应吸收热量，温度降低。
- 可逆反应：既可以放热又可以吸热的反应。
5. 化学反应的速率与影响因素
- 化学反应的速率是指单位时间内反应物消失或生成物产生的量。
- 影响化学反应速率的因素有浓度、温度、催化剂等。
6. 化学平衡与化学平衡常数
- 化学平衡指反应物和生成物浓度达到一定比例后反应停止。
- 化学平衡常数表示在一定温度下，反应物和生成物浓度之比的稳定值。
以上为高中化学必修二第二章化学反应与能量变化知识点的总结，希望对您的研究有帮助。
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。
概念含义概念含义氧化剂反应后所含元素化合价降低的反应物还原剂反应后所含元素化合价升高的反应物被氧化还原剂在反应时化合价升高的过程被还原氧化剂在反应时化合价降低的过程氧化性氧化剂具有的夺电子的能力还原性还原剂具有的失电子的能力氧化反应元素在反应过程中化合价升高的反应还原反应元素在反应过程中化合价降低的反应氧化产物还原剂在反应时化合价升高后得到的产物还原产物氧化剂在反应时化合价降低后得到的产物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。
2．离子反应[离子反应]有离子参加或有离子生成的反应，都称为离子反应．离子反应的本质、类型和发生的条件：(1)离子反应的本质：反应物中某种离子的浓度减小．(2)离子反应的主要类型及其发生的条件：①离子互换(复分解)反应．具备下列条件之一就可以使反应朝着离子浓度减小的方向进行，即离子反应就会发生．a．生成难溶于水的物质．如：Cu2＋+ 2OH－＝Cu(OH)2↓注意：当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的离子反应也能发生．如：2Ag＋+ SO42—＝Ag2SO4↓Ca2＋+ 2OH－＝Ca(OH)2↓或者由微溶物生成难溶物的反应也能生成．如当石灰乳与Na2CO3溶液混合时，发生反应：Ca(OH)2 + CO32—＝CaCO3↓+ 2OH－b．生成难电离的物质(即弱电解质)．如：H＋+ OH－＝H2O H＋+ CH3COO－＝CH3COOHc．生成挥发性物质(即气体)．如：CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O NH4＋+ OH－NH3↑+ H2O ②离子间的氧化还原反应．由强氧化剂与强还原剂反应，生成弱氧化剂和弱还原剂，即反应朝着氧化性、还原性减弱的方向进行．例如：Fe + Cu2＋＝Fe2＋+ Cu Cl2 + 2Br－＝2C1－+ Br22MnO4－+ 16H＋+ 10C1－＝2Mn2＋+ 5C12↑+ 8H2O书写离子方程式时应注意的问题：(1)电解质在非电离条件下(不是在水溶液中或熔融状态)，虽然也有离子参加反应，但不能写成离子方程式，因为此时这些离子并没有发生电离．如NH4Cl固体与Ca(OH)2固体混合加热制取氨气的反应、浓H2SO4与固体(如NaCl、Cu等)的反应等，都不能写成离子方程式．相反，在某些化学方程式中，虽然其反应物不是电解质或强电解质，没有大量离子参加反应，但反应后产生了大量离子，因此，仍可写成离子方程式．如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等与H2O 的反应．(2)多元弱酸的酸式盐，若易溶于水，则成盐的阳离子和酸根离子可拆开写成离子的形式，而酸根中的H＋与正盐阴离子不能拆开写．例如NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分别写成Na＋、HS－和Ca2＋、HCO3－等酸式酸根的形式．(3)对于微溶于水的物质，要分为两种情况来处理：①当作反应物时？，微溶物要保留化学式的形式，不能拆开．②当作反应物时，若为澄清的稀溶液，应改写为离子形式，如澄清石灰水等；若为浊液或固体，要保留化学式的形式而不能拆开，如石灰乳、熟石灰等．(4)若反应物之间由于物质的量之比不同而发生不同的反应，即反应物之间可发生不止一个反应时，要考虑反应物之间物质的量之比不同，相应的离子方程式也不同．例如，向NaOH溶液中不断通入CO2气体至过量，有关反应的离子方程式依次为：CO2+ 2OH—＝CO32—+ H2O（CO2适量）CO2+ OH—＝HCO3—（CO2足量）在溶液中离子能否大量共存的判断方法：几种离子在溶液中能否大量共存，实质上就是看它们之间是否发生反应．若离子间不发生反应，就能大量共存；否则就不能大量共存．离子间若发生下列反应之一，就不能大量共存．(1)生成难溶物或微溶物．如Ca2＋与CO32－、SO42－、OH－；Ag＋与C1－、Br－、I－、SO32－，等等．(2)生成气体．如NH4＋与OH－；H＋与HCO3－、CO32－、S2－、HS－、SO32－、HSO3－等．(3)生成难电离物质(弱酸、弱碱、水)．如H＋与C1O－、F－、CH3COO－生成弱酸；OH－与NH4＋、A13＋、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋等生成弱碱；H＋与OH－生成H2O．(4)发生氧化还原反应．具有氧化性的离子(如MnO4－、ClO－、Fe3＋等)与具有还原性的离子( 如S2－、I－、SO32－、Fe2＋等)不能共存．应注意的是，有些离子在碱性或中性溶液中可大量共存，但在酸性条件下则不能大量共存，如SO32－与S2－，NO3－与I－、S2－、SO32－、Fe2＋等．*(5)形成配合物．如Fe3＋与SCN－因反应生成Fe(SCN)3而不能大量共存．*(6)弱酸根阴离子与弱碱阳离子因易发生双水解反应而不能大量共存，例如Al3＋与HCO3－、CO32－、A1O2－等．说明：在涉及判断离子在溶液中能否大量共存的问题时，要注意题目中附加的限定性条件：①无色透明的溶液中，不能存在有色离子，如Cu2＋(蓝色)、Fe3＋(黄色)、Fe2＋(浅绿色)、MnO4－(紫色)．②在强酸性溶液中，与H＋起反应的离子不能大量共存．③在强碱性溶液中，与OH－起反应的离子不能大量共存．[电解质与非电解质](1)电解质：在水溶液里或者熔融状态下能够导电的化合物叫电解质．电解质不一定能导电，而只有在溶于水或熔融状态时电离出自由移动的离子后才能导电(因此，电解质导电的原因是存在自由移动的离子)．能导电的不一定是电解质，如金属、石墨等单质．(2)非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物．因为非电解质归属于化合物，故如C12等不导电的单质不属于非电解质．(3)电解质与非电解质的比较．电解质非电解质区别能否导电溶于水后或熔融状态时能导电不能导电能否电离溶于水或受热熔化时能电离产生自由移动的离子不能电离，因此没有自由移动的离子存在所属物质酸、碱、盐等蔗糖、酒精等大部分有机物，气体化合物如NH3、SO2等联系都属于化合物说明某些气体化合物的水溶液虽然能导电，但其原因并非该物质本身电离生成了自由移动的离子，因此这些气体化合物属于非电解质．例如；氨气能溶于水，但NH3是非电解质．氨水能导电是因为NH3与H2O反应生成了能电离出NH4＋和OH－的NH3·H2O的缘故，所以NH3·H2O 才是电解质．[强电解质与弱电解质](1)强电解质：溶于水后全部电离成离子的电解质．(2)弱电解质：溶于水后只有一部分分子能电离成离子的电解质．强电解质弱电解质代表物质①强酸：如H2SO4、HNO3、HCl等②强碱：如KOH、NaOH、Ba(OH)2等③盐：绝大多数可溶、难溶性盐，如NaCl、CaCO3等①H2O②弱酸：如CH3COOH、HF、HClO、H2CO3等③弱碱：NH3·H2O、A1(OH)3、Fe(OH)3等电离情况完全电离，不存在电离平衡(电离不可逆)．电离方程式用“＝”表示．如：HNO3＝H＋+ NO3－不完全电离(部分电离)，存在电离平衡．电离方程式用“”表示．如：CH3COOH CH3COO－+ H十水溶液中存在的微粒水合离子(离子)和H2O分子大部分以电解质分子的形式存在，只有少量电离出来的离子离子方程式的书写情况拆开为离子(特殊：难溶性盐仍以化学式表示)全部用化学式表示注意: (1)在含有阴、阳离子的固态强电解质中，虽然有阴、阳离子存在，但这些离子不能自由移动，因此不导电．如氯化钠固体不导电．(2)电解质溶液导电能力的强弱取决于溶液中自由移动离子浓度的大小(注意：不是取决于自由移动离子数目的多少)．溶液中离子浓度大，溶液的导电性就强；反之，溶液的导电性就弱．因此，强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强．但在相同条件(相同浓度、相同温度)下，强电解质溶液的导电能力比弱电解质的导电能力强．[离子方程式]用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子．所谓实际参加反应的离子，即是在反应前后数目发生变化的离子．离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，而且可以表示所有同一类型的离子反应．如：H＋+ OH－＝H2O可以表示强酸与强碱反应生成可溶性盐的中和反应．[离子方程式的书写步骤](1)“写”：写出完整的化学方程式．(2)“拆”：将化学方程式中易溶于水、易电离的物质(强酸、强碱、可溶性盐)拆开改写为离子形式；而难溶于水的物质(难溶性盐、难溶性碱)、难电离的物质(水、弱酸、弱碱)、氧化物、气体等仍用化学式表示．(3)“删”：将方程式两边相同的离子(包括个数)删去，并使各微粒符号前保持最简单的整数比．(4)“查”：检查方程式中各元素的原子个数和电荷总数是否左右相等．[复分解反应类型离子反应发生的条件]复分解反应总是朝着溶液中自由移动的离子数目减少的方向进行．具体表现为：(1)生成难溶于水的物质．如：Ba2＋+ SO42－＝BaSO4↓(2)生成难电离的物质(水、弱酸、弱碱)．如H＋+ OH－＝H2O(3)生成气体．如：CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O3．化学反应中的能量变化[放热反应] 放出热量的化学反应．在放热反应中，反应物的总能量大于生成物的总能量：反应物的总能量＝生成物的总能量+ 热量+ 其他形式的能量放热反应可以看成是“贮存”在反应物内部的能量转化并释放为热能及其他形式的能量的反应过程．[吸热反应] 吸收热量的化学反应．在吸热反应中，反应物的总能量小于生成物的总能量：生成物的总能量＝反应物的总能量+ 热量+ 其他形式的能量吸热反应也可以看成是热能及其他形式的能量转化并“贮存”为生成物内部能量的反应过程．*[反应热](1)反应热的概念：在化学反应过程中，放出或吸收的热量，统称为反应热．反应热用符号△H 表示，单位一般采用kJ·mol－1．(2)反应热与反应物、生成物的键能关系：△H＝生成物键能的总和－反应物键能的总和反应热放热反应吸热反应含义反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，反应物转化为生成物时放出热量反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，反应物转化为生成物时吸收热量反应本身的能量变化反应放出热量后使反应本身的能量降低反应吸收热量后使反应本身的能量升高表示符号或ΔH值“－”ΔH＜0 “+”ΔH＞0说明：放热反应和吸热反应过程中的能量变化示意图如图3—1—2所示．[热化学方程式](1)热化学方程式的概念：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式．(2)书写热化学方程式时应注意的问题：①需注明反应的温度和压强．因为反应的温度和压强不同时，其△H也不同．若不注明时，则是指在101kPa和25℃时的数据．②反应物、生成物的聚集状态要注明．同一化学反应，若物质的聚集状态不同，则反应热就不同．例如：H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) △H＝－241.8kJ·mol—1H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(l) △H＝－285.8kJ·mol—1比较上述两个反应可知，由H2与O2反应生成1 mol H2O(l)比生成1 mol H2O(g)多放出44 kJ·mol —1的热量．③反应热写在化学方程式的右边．放热时△H用“－”，吸热时△H用“＋”．例如：H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) －241.8kJ·mol—1④热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，而只表示物质的量(mol)，因此，它可用分数表示．对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同．例如：2H2(g) + O2(g)＝2H2O(g) △H l＝－483.6 kJ·mol—1H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) △H2＝－241.8kJ·mol—1显然，△H l＝2△H2．*[盖斯定律] 对于任何一个化学反应，不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的．也就是说，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．如果一个反应可以分几步进行，则各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．燃烧热中和热定义在101 kPa时，1 mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出热量在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1 mol H2O时所放出的热量热化学方程式中的表示形式以燃烧1mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数物质的化学计量数平其余物质的化学计量数注意点“完全燃烧”包含两个方面的意思：①燃烧的物质全部燃烧完；②生成稳定氧化物，如C完全燃烧生成CO2，S完全燃烧生成SO2；等等当强酸与强碱在稀溶液中发生中和反应时，1 molH＋与1 molOH－发生反应生成1 molH2O，都放出57．3kJ的热量．即：H＋(aq) + OH－(aq)＝H2O(1)△H＝－57.3 kJ·mol－1说明利用燃烧热可以计算物质在燃烧过程中所放出的热量当强酸与弱碱或弱酸与强碱或弱酸与弱碱发生中和反应时，因生成的盐会发生水解而吸热，故此时中和热要小于57.3 kJ·mol－1。
