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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。
化学反应与能量必背规律知识点一关于化学反应与能量●化学反应的实质是旧键的断裂和新键的形成过程，化学反应中一定存在能量的变化；化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。
●物质具有的能量越低越稳定，参与反应时，化学键断裂时吸收的能量越多，说明该物质越稳定；形成该物质放出的热量也就越多。
●一般情况下，非金属性越强的元素与氢化合时放出的热量越多，所生成的氢化物越稳定。
●同一种物质，气态时的能量大于液态时的能量大于固态时的能量；也就是说：气态到液态时放热，液态到固态时放热，固态到液态或气态时吸热。
●反应热是化学反应在一定温度下进行时反应释放或吸收的热量，称为该反应在此温度下的热效应。
反应热描述的是一定温度下的反应前后的热量变化，反应热只与反应体系的始态和终态有关，与反应的途径无关。
●反应热产生的原因是化学反应过程中旧键的断裂吸收的能量与新键形成放出的能量不相等，反应热的决定因素是反应物的物质的量、反应物和生成物的状态、反应条件（温度、压强、溶液的浓度等）。
●反应热的前提是化学反应，无化学反应产生或吸收的热量不叫反应热。
如：氢氧化钠溶于水放热。
●焓变：在恒压条件下进行的反应的热效应；符号△H，单位KJ.mol-1.焓是描述物质本身所具有的能量，符号H，单位KJ.mol-1；△H=H反应物–H生成物。
●△H是常温下的反应热既25℃101Kpa下的反应热。
●比较反应热△H的大小时，反应热所带的“+”和“-”均有数学意义，参与大小的比较。
●热化学研究表明，对于等压下的化学反应，如果反应中物质的能量全部转化为热量，则该反应的反应热就等于反应前后物质焓得变化。
Qp=△H=H生成物– H反应物。
●一个反应的△H与反应物和生成物的状态有关，与测定条件有关，与热化学方程式中反应物和生成物的化学计量数有关，与反应是否可逆无关。
对于可逆反应，△H的数值是指反应物完全转化成生成物所吸收或放出的热量，故一般可逆反应的反应热不会达到△H，可用反应吸收或放出的热Q除以△H计算转化率。
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<0时，为放热反应当ΔH为“+”或ΔH>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）。
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。
必修二 专题2《化学反应与能量变更》复习一、化学反应的速度和限度 1. 化学反应速率（v ）⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变更 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的削减或生成物浓度的增加来表示⑶ 计算公式：v=Δc/Δt （υ：平均速率，Δc ：浓度变更，Δt ：时间）单位：mol/（L •s ）应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响：①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分化学反应速率 意义：衡量化学反应快慢物理量 表达式：v = △c/△t 【单位：mol/(L ·min)或mol/(L ·s) 】 简洁计算：同一化学反应中各物质的反应速率之比等于各物质的化学计量数之比，也等于各物质的浓度变更量之比 影响因素 内因：反应物的结构的性质 外因 浓度：增大反应物的浓度可以增大加快反应速率；反之减小速率 温度：上升温度，可以增大化学反应速率；反之减小速率 催化剂：运用催化剂可以改变更学反应速率 其他因素：固体的表面积、光、超声波、溶剂压强（气体）： 增大压强可以增大化学反应速率；反之减小速率压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢2．化学反应限度：大多数化学反应都具有可逆性，故化学反应都有肯定的限度；可逆反应的限度以到达化学平衡状态为止。
在肯定条件下的可逆反应，当正反应速率等于逆反应速率、各组分浓度不再变更时，反应到达化学平衡状态。
（1）化学平衡定义：化学平衡状态：肯定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再变更，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
（2）化学平衡的特征：动：动态平衡等：υ（正）=υ（逆）≠0定：各组分的浓度不再发生变更变：假如外界条件的变更，原有的化学平衡状态将被破坏（3）化学平衡必需是可逆反应在肯定条件下建立的，不同的条件将建立不同的化学平衡状态；通过反应条件的限制，可以变更或稳定反应速率，可以使可逆反应朝着有利于人们须要的方向进行，这对于化学反应的利用和限制具有重要意义。
学点归纳一、化学键与化学反应中能量变化的关系1、化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因；2、能量是守恒的；3、E（反应物的总能量）＞E（生成物的总能量）化学反应放出热量E（反应物的总能量）＜E（生成物的总能量）化学反应吸收热量二、化学能与热能的相互转化放热反应：放出热量的化学反应吸热反应：吸收热量的化学反应三、中和热的测定四、能量的分类典例剖析【例1】下列有关化学反应中能量变化的理解，正确的是()A.凡是伴有能量的变化都是化学反应B.在化学反应过程中，总是伴随着能量的变化C.在确定的化学反应中，反应物的总能量一定不等于生成物的总能量D.在确定的化学反应中，反应物的总能量总是高于生成物的总能量解析：在化学变化中，既有物质的变化，又有能量的变化；但有能量的变化不一定有化学变化，如NaOH固体溶于水中放出热量，NH4NO3晶体溶于水吸收热量，核反应的能量变化等。
在确定的化学反应中，E(反应物总)≠E(生成物总)，当E(反应物总)＞E(生成物总)时，反应放出热量；当E(反应物总)＜E(生成物总)时，反应吸收热量。
B、C正确，A、D错误。
【例2】在化学反应中，反应前与反应后相比较，肯定不变的是()①元素的种类②原子的种类③分子数目④原子数目⑤反应前物质的质量总和与反应后物质的质量总和⑥如果在水溶液中反应，则反应前与反应后阳离子所带的正电荷总数⑦反应前反应物的总能量与反应后生成物的总能量A.①②③④B.①②⑤⑥C.①②④⑤D.②③⑤⑥答案：C解析：依据能量守恒定律可知：①②④⑤正确，但化学变化中物质的分子数会变化，且一定伴随着能量的变化【例3】下列说法不正确的是()A.任何化学反应都伴随有能量变化B.化学反应中能量的变化都变现为热量的变化C.反应物的总能量高于生成物的总能量时，发生放热反应D.反应物的总能量低于生成物的总能量时，发生吸热反应解析：化学反应中能量变化通常变现为热量的变化，也可变现为光能、动能等能量形成，B是错误的；A从能量变化角度去认识化学反应，正确；C、D都是关于化学反应中能量变化的正确描述，反应物总能量大于生成物总能量，多余的能量以热能释放出来就是放热反应，当反应物总能量小于生成物总能量，所差能量通过吸收热量来完成，表现为吸热反应。
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。
第二章化学键化学反应与能量
第一节化学键与化学反应
§1 化学键与化学反应中的物质变化
化学键：分子内、晶体中相邻的两个或多个原子之间的强烈相互作用叫化学键。
化学键的类型：
§2 化学键与化学反应中的能量变化
1、反应物的能量（E 1）＞生成物的能量（E 2） 反应释放能量，为放热的反应
2、反应物的能量（E 1）＜生成物的能量（E 2） 反应吸收能量 为吸热的反应
3、旧键断裂吸收的能量（E 3）＞ 新键形成释放的能量E 4 反应吸收能量 为吸热反应
4、旧键断裂吸收的能量（E 3）＜ 新键形成释放的能量E 4 反应释放能量 为放量反应
第二节 化学反应的快慢和限度 §1 化学反应的快慢
化学反应速率：化学反应速率指的是单位时间里反应物浓度或生成物浓度的变化。
表达式：t
c
V ∆∆=
单位： mol·L -1·S -1 mol·L -1·min -1 注：（1）化学反应速率是指某段时间内的平均反应速率，而不是某时刻的瞬时速率。
（2）在反应中固体或纯液体浓度不变，因而不用固体或液体来表示化学反应速率。
（3）同一反应，用不同物质浓度变化来表示化学反应速率时，其数值大小可能不一样，但意义相同，故在应用时应指明是哪种物质表示的化学反应速率。
（4）在同一反应中，各物质所表示的反应速率之比等于各物质的转化浓度之
反应物 （E 1）
旧键断裂（吸吸能量E 3） 新键形成（释放能量E 4）
生成物
（E 2）。
高一化学反应与能量知识点总结一、在化学反应过程中，化学键的断裂需要吸收外界的能量，化学键的形成会向外界释放出能量，因此在化学反应中，参与反应的物质会伴随着能量的变化。
1、化学变化中能量变化的本质原因①当化学键键能越大，断开时所需的能量就越多，形成时所释放出的能量也越多。
②化学反应中，反应物中的化学键（总键能E1）断裂时，吸收能量E1，在形成化学键变成生成物（总键能E2）时，放出能量E2。
整个过程中，反应体系从外界吸收的能量为ΔE=E1-E2 .2、有的化学反应会吸收能量，有的化学反应会放出能量。
据图可知，一个化学反应是吸收能量还是放出能量，决定于反应物总能量与生成物总能量的相对大小。
3、任何化学反应除遵循质量守恒外，同样也遵循能量守恒。
反应物与生成物的能量差若以热量形式表现即为放热反应（化学能转化成热能）或吸热反应（热能转化成化学能）。
(E反：反应物具有的能量；E生：生成物具有的能量)：4表现形式放热反应吸热反应键能变化生成物总键能大于反应物总键能生成物总键能小于反应物总键能由1、2联系得键能越大，物质能量越低，越稳定；反之键能越小，物质能量越高，越不稳定，图示5、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＋CO2△2CO是吸热反应）。
注意：有热量放出未必是放热反应，放热反应和吸热反应必须是化学变化。
某些常见的热效应：放热：①浓硫酸溶于水②NaOH溶于水③CaO溶于水，其中属于放热反应的是③☆常见的吸热反应：①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：C(s)＋H2O(g)△CO(g)＋H2(g)。
②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3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。
化学必修一第四章知识点
第四章化学反应中的能量
1. 化学反应中的能量转化：化学反应中，反应物与生成物之间的化学键断裂和形成，导致能量的转化。
化学反应可以放出能量（放热反应）或吸收能量（吸热反应）。
2. 反应热：反应热是指化学反应过程中放出或吸收的能量。
反应热可以通过实验测定或计算来得到。
3. 燃烧反应的反应热：燃烧反应是一种放热反应，即在氧气的存在下，物质与氧气反应产生热量。
燃烧反应的反应热称为燃烧热，通常以摩尔焓变（ΔH）表示，单位是焦耳/摩尔（J/mol）或千焦/摩尔（kJ/mol）。
4. 燃烧热的计算：燃烧反应的燃烧热可以通过燃烧热反应方程式和摩尔焓变的知识来计算。
燃烧热的计算公式为：ΔH = Q/m，其中ΔH表示燃烧热，Q表示放出或吸收的热量，m表示反应物的摩尔数。
5. 爆炸反应的特点：爆炸反应是一种剧烈放热反应，放出的热量迅速导致温度的升高和气体的急剧膨胀，产生巨大的破坏力。
爆炸反应常用爆炸热（爆热）来描述，单位是焦耳/克（J/g）或千焦/克（kJ/g）。
6. 化学反应的放热与吸热问题：根据热力学第一定律，能量守恒原则，放热反应的反应热等于吸热反应的反应热的反数。
即ΔH反应 = -ΔH倒。
7. 化学反应的能量变化与平衡常数：根据热力学第二定律，能量变化（ΔH反应）与反应的平衡常数（K）之间存在关系。
对于可逆反应，热力学平衡常数K与反应热ΔH 反应之间有以下关系：ΔH反应 = -RTlnK，其中R是气体常数，T是热力学温度。
高一化学必修二第二章化学键化学反应与能量知识回顾王珊娜2014-6-2一、化学键与化学反应1.化学键1）定义：相邻的两个或多个原子(或离子)之间强烈的相互作用叫做化学键。
2）类型：Ⅰ离子键：由阴、阳离子之间通过静电作用所形成的化学键。
Ⅱ共价键：原子之间通过共用电子对所形成的化学键。
Ⅲ金属键：化学键的一种，主要在金属中存在。
3）化学反应本质就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
2．离子化合物和共价化合物1）离子化合物：由阳离子和阴离子构成的化合物。
包含：大部分盐（包括所有铵盐），强碱，大部分金属氧化物，金属氢化物。
活泼的金属元素与活泼非金属元素形成的化合物中不一定都是以离子键结合的，如不是通过离子键结合的。
非金属元素之间也可形成离子化合物，如铵盐都是离子AlCl3化合物。
2）共价化合物：全部以共价键结合形成的化合物，叫做共价化合物。
包含：非金属氧化物，酸，弱碱，少部分盐，非金属氢化物。
3）在离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键。
在共价化合物中一定不存在离子键。
3.几组概念的对比1）离子键与共价键的比较①电子式如Na＋[··Cl··]－②离子键的形成过程：①电子式，如H··Cl··②结构式，如H—Cl③共价键的形成过程：绝大多数非金属单质、共价化合2）离子化合物与共价化合物的比较4．物质中化学键的存在规律(1)离子化合物中一定有离子键，可能还有共价键，简单离子组成的离子化合物中只有离子键，如：NaCl、Na2O等。
复杂离子(原子团)组成的离子化合物中既有离子键又有共价键，如NH4Cl、NaOH、 Na2O2等。
(2) 稀有气体由单原子组成，无化学键，因此不是所有物质中都存在化学键。
(3)共价化合物中只有共价键，一定没有离子键，如HCl、SiO2、C2H2等。
(4)同种非金属元素构成的单质中一般只含有非极性共价键，如I2、N2、P4等。
(5)由不同种非金属元素构成的化合物中含有共价键(如H2S、PCl3)，或也可能既有离子键又有共价键(如铵盐)。
5．化学键的破坏(1)化学反应过程中，反应物中的化学键被破坏。
(2)对于离子化合物，溶于水后电离成自由移动的阴、阳离子，离子键被破坏。
其熔化后也成为自由移动的阴、阳离子，熔化过程中离子键被破坏。
(3)对于共价化合物，有些共价化合物溶于水后，在水分子的作用下电离，共价键被破坏，如HCl、HNO3等。
有些共价化合物溶于水后，与水发生化学反应，共价键被破坏，如SO3、SO2等。
(4)对于某些很活泼的非金属单质，溶于水后，能与水作用，其分子内化学键被破坏，如：F 2、Cl2、Br2等。
特别提醒根据化合物在熔融状态是否导电，可判断它是离子化合物还是共价化合物。
若导电，则是离子化合物；若不导电，则是共价化合物。
6.用电子式表示离子化合物和共价分子电子式是表示物质结构的一种式子。
其写法是在元素符号的周围用“·”或“×”等表示原子或离子的最外层电子，并用n＋或n－(n为正整数)表示离子所带电荷。
1)原子的电子式在元素符号的周围用“·”或“×”等表示原子的最外层电子。
2)离子的电子式①主族元素形成的简单离子中，阳离子的电子式就是离子符号。
如Mg2＋既是镁离子符号，也是镁离子的电子式;②复杂阳离子：铵根离子③阴离子的最外层大多为8电子结构，在表示离子的符号外加方括号，方括号的右上角标明所带电荷数及符号。
如Cl－的电子式：。
3)离子化合物的电子式离子化合物的电子式由构成离子化合物的阴、阳离子的电子式构成。
如NaCl的电子式：。
离子化合物中阴、阳离子个数比不是1∶1时，要注意同性离子不直接相邻的事实。
如MgBr的电子式：。
24)用电子式表示共价分子(共价型单质和化合物)表示出原子之间形成共用电子对的情况，没有形成共用电子对的最外层电子也要标出。
如：Cl2。
NH35)用电子式表示含有共价键的原子团离子要表示出离子内的原子之间的共用电子对，因是离子，所以还要括上方括号[ ]，标上离子化合物：共价分子：。
◆小结：判断物质中化学键时应该注意的问题（1），存在离子键的化合物一定是离子化合物，离子化合物中一定存在离子键Cl（2），离子化合物可以只含非金属元素，也可以存在共价键，如NH4（3），共价化合物中只含有共价键，不含离子键 （4），非金属单质（稀有气体除外）中只含有共价键 （5），稀有气体由单原子组成，无化学键（6），只含有共价键的化合物一定是共价化合物，只含有共价键的物质不一定是共价化合物，可能是单质；含有共价键的化合物不一定是共价化合物，可能是离子化合物，例如NaOH ，Ca(OH)2，CH 3COONa7、 化学键与化学反应中的能量变化1、反应物的能量（E 1）＞生成物的能量（E 2） 反应释放能量，为放热的反应2、反应物的能量（E 1）＜生成物的能量（E 2） 反应吸收能量 为吸热的反应3、旧键断裂吸收的能量（E 3）＞ 新键形成释放的能量E 4 反应吸收能量 为吸热反应4、旧键断裂吸收的能量（E 3）＜ 新键形成释放的能量E 4 反应释放能量 为放量反应二、化学反应的快慢和限度第二节 化学反应的快慢和限度 §1 化学反应的快慢化学反应速率：化学反应速率指的是单位时间里反应物浓度或生成物浓度的变化。
表达式：tcV ∆∆= 单位： mol ·L -1·S -1 mol ·L -1·min -1注：（1）化学反应速率是指某段时间内的平均反应速率，而不是某时刻的瞬时速率。
（2）在反应中固体或纯液体浓度不变，因而不用固体或液体来表示化学反应速率。
（3）同一反应，用不同物质浓度变化来表示化学反应速率时，其数值大小可能不一样，但意义相同，故在应用时应指明是哪种物质表示的化学反应速率。
（4）在同一反应中，各物质所表示的反应速率之比等于各物质的转化浓度之比，等于各物质的物质的量变化之比，等于方程式中化学计量数之比。
mA + nB == pC + qDV(A)︰V(B) ︰V(C) ︰V(D) = △n(A) ︰△n(B) ︰△n(C) ︰△n(D) = m ︰n ︰p ︰q影响化学反应速率的因素： 反应物 （E 1） 旧键断裂（吸吸能量E 3） 新键形成（释放能量E 4） 生成物 （E 2）22、带火星的木条在空气中熄灭，而在O 2中能复燃，为什么？（解答：1、硫在空气中燃烧，火焰呈淡蓝色，在纯氧中燃烧更剧烈，火焰呈蓝紫色。
因为空气中氧气的浓度小，反应较慢。
2、纯氧中O 2 浓度大。
）化学反应的限度可逆反应：在相同条件下同时向正、反两个方向进行的反应称为可逆反应。
故用表示。
特点：（1）同时向正反应和逆反应两个方向进行；（2）可逆反应不能进行到底。
§2 化学平衡在一定条件下的可逆反应里，正反应速率等于逆反应速率，反应物和生成物浓度不再变化的状态，称为化学平衡。
注：对于利用标志3来判断可逆反应的平衡可以理解为：可变值不变时，就是化学平衡的时候。
如：A(g) + 2B(g) 3C(g) + 2D(g) 反应前后总物质的量不相等：n 前=3mol n 后=5mol ，所以总物质的量是个可变值，但当总物质的量不变时，就是化学平衡时。
与之相对应的还有体积，压强等。
注：催化剂只能改变达到平衡的时间，不能使平衡发生移动。
三、 化学反应的利用§1 利用化学反应制备新物质 稀，反应停止。
除杂：可能存在的杂质有氯化氢气体和水。
用饱和食盐水吸收氯化氢气体，用浓硫酸吸收水。
收集方法：因为氯气溶于水，且密度比空气大，故应用向上排空气法收集氯气，不能用排水法。
氯气不溶于饱和食盐水，也可用排饱和食盐水的方法心集氯气。
某些物质的实验室和工业制法：§3 对化学反应制备物质的装置的选择§2化学反应为人类提拱能源原电池：有电子的定向移动，有电流产生。
是化学能转化为电能。
将化学能转化为电能的装置称为原电池。
A练习：常见的电池，写出下列电池的电极反应式和总反应式（1）锌-铜-稀硫酸（2）铁-碳棒-三氯化铁溶液（3）锌-碳-硫酸铜（4）锌-铁-硝酸银1．金属的腐蚀与防护（1）金属腐蚀的定义：金属或合金与接触到的气体或液体进行化学反应而腐蚀损耗的过程．（2）金属腐蚀的实质：金属原子失去电子被氧化而消耗的过程．（3）金属腐蚀的种类：化学腐蚀与电化学腐蚀．2、研究金属腐蚀的过程主要目的是为了更好地防止金属被腐蚀．只要破坏形成原电池的一些条件就能防止金属发生电化学腐蚀．①制成合金，改变金属内部组成结构而增强抗腐蚀能力．如：不锈钢②在金属的表面覆盖保护层．如：涂上防锈漆、电镀等③电化学保护法．如：防止轮船船体被海水腐蚀，常在船底贴一些锌板金属防护方法：让被保护的金属作为正极，另找一种活动性较强的金属作为负极3、一次能源和二次能源：化学能在其他能之间的转化，如：化学能转化为光能、动能、热能等。
直接从自然界取得的能源称为一次能源，如流水、风力、原煤、石油、天然气等，一次能源经过加工，转换得到的能源为二次能源，如电力、蒸汽、氢能等。
