高二化学反应与能量的知识点总结
高中化学知识点总结(第六章 化学反应与能量)
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。
化学反应与能量知识点
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。
化学反应与能量知识点总结
化学反应与能量知识点总结化学反应与能量知识点总结一、化学反应基础知识化学反应是指一种或多种物质经过作用，形成另一种或多种物质的过程。
化学反应常以化学方程式方式表达，其中反应物位于方程式左边，产物位于方程式右边，反应物和产物之间用“+”连接，反应物和产物的物质量在方程式中用系数表示。
化学反应可以分为原子接触反应和非接触反应两类。
原子接触反应是指反应物分子中的原子之间发生的反应，如氢氧化钠（NaOH）和盐酸（HCl）作用生成氯化钠（NaCl）和水（H2O）。
非接触反应（称为氧化还原反应）是指反应物发生自由电子转移而产生的反应，如稀硫酸（H2SO4）和铁（Fe）作用生成氢（H2）和亚铁离子（Fe2+）和硫酸根离子（SO4）。
化学反应类型可以分为合成反应、分解反应、置换反应和双替反应四类。
合成反应是指两种或两种以上的反应物合成一种产物，如二氧化碳（CO2）与水（H2O）作用生成葡萄糖（C6H12O6）。
分解反应是指一种物质分解为两种或两种以上的物质，如过氧化氢（H2O2）分解为水（H2O）和氧气（O2）。
置换反应是指一种物质中的某些原子或原子团被其他原子或原子团所取代，如氧化铜（CuO）和氢气（H2）作用生成铜（Cu）和水（H2O）。
双替反应是指两种反应物中各一种原子或原子团进行交换，如氯化钠（NaCl）和硫酸银（Ag2SO4）作用生成氯化银（AgCl）和硫酸钠（Na2SO4）。
二、化学能的基础知识化学能是指物质在化学反应过程中能够释放出的能量，包括物种的动能、势能和热能。
热能是指物质内部分子运动所具有的能量。
当物质发生化学反应时，其内部分子的运动发生变化，热能被释放或吸收。
物种的势能是指物质内部的化学键所具有的能量，正常情况下势能处于稳定状态。
在化学反应过程中，化学键可能被断裂或新的键产生，势能的变化将释放或吸收化学能。
物种的动能是指物质的运动所具有的能量。
在化学反应中，物质的分子运动速度和方向发生了改变，动能被释放或吸收，也能产生化学能。
高中化学必修二化学反应与能量变化重点知识梳理
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。
高中化学知识点总结—化学反应与能量变化
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。
高中化学必修二化学反应与能量知识点总结
高中化学必修二化学反应与能量知识点总结The document was prepared on January 2, 2021第二章化学反应与能量第一节化学能与热能1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化.原因：当物质发生化学反应时,断开反应物中的化学键要吸收能量,而形成生成物中的化学键要放出能量.化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因.一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量,决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小.E反应物总能量＞E生成物总能量,为放热反应.E反应物总能量＜E生成物总能量,为吸热反应.2、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.常见的吸热反应：①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：Cs＋H2Og △COg＋H2g.②铵盐和碱的反应如BaOH2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等.3、能源的分类：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.点拔：这种说法不对.如C＋O2＝CO2的反应是放热反应,但需要加热,只是反应开始后不再需要加热,反应放出的热量可以使反应继续下去.BaOH2·8H2O与NH4Cl的反应是吸热反应,但反应并不需要加热.第二节化学能与电能1、化学能转化为电能的方式：2、原电池原理1概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池.2原电池的工作原理：通过氧化还原反应有电子的转移把化学能转变为电能.3构成原电池的条件：1电极为导体且活泼性不同；2两个电极接触导线连接或直接接触；3两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路.4电极名称及发生的反应：负极：较活泼的金属作负极,负极发生氧化反应,电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子负极现象：负极溶解,负极质量减少.正极：较不活泼的金属或石墨作正极,正极发生还原反应,电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加.5原电池正负极的判断方法：①依据原电池两极的材料：较活泼的金属作负极K、Ca、Na太活泼,不能作电极；较不活泼金属或可导电非金属石墨、氧化物MnO2等作正极.②根据电流方向或电子流向：外电路的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极.③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极,阴离子流向原电池负极.④根据原电池中的反应类型：负极：失电子,发生氧化反应,现象通常是电极本身消耗,质量减小.正极：得电子,发生还原反应,现象是常伴随金属的析出或H2的放出.6原电池电极反应的书写方法：i原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应,负极反应是氧化反应,正极反应是还原反应.因此书写电极反应的方法归纳如下：①写出总反应方程式. ②把总反应根据电子得失情况,分成氧化反应、还原反应.③氧化反应在负极发生,还原反应在正极发生,反应物和生成物对号入座,注意酸碱介质和水等参与反应.ii原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得.7原电池的应用：①加快化学反应速率,如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快.②比较金属活动性强弱.③设计原电池.④金属的腐蚀.2、化学电源基本类型：①干电池：活泼金属作负极,被腐蚀或消耗.如：Cu－Zn原电池、锌锰电池.②充电电池：两极都参加反应的原电池,可充电循环使用.如铅蓄电池、锂电池和银锌电池等.③燃料电池：两电极材料均为惰性电极,电极本身不发生反应,而是由引入到两极上的物质发生反应,如H2、CH4燃料电池,其电解质溶液常为碱性试剂KOH等.第三节化学反应的速率和限度1、化学反应的速率1概念：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. 计算公式：vB＝()c Bt∆∆＝()n BV t∆•∆①单位：mol/L·s或mol/L·min②B为溶液或气体,若B为固体或纯液体不计算速率.③以上所表示的是平均速率,而不是瞬时速率.④重要规律：i速率比＝方程式系数比ii变化量比＝方程式系数比2影响化学反应速率的因素：内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的主要因素.外因：①温度：升高温度,增大速率②催化剂：一般加快反应速率正催化剂③浓度：增加C反应物的浓度,增大速率溶液或气体才有浓度可言④压强：增大压强,增大速率适用于有气体参加的反应⑤其它因素：如光射线、固体的表面积颗粒大小、反应物的状态溶剂、原电池等也会改变化学反应速率.2、化学反应的限度——化学平衡1在一定条件下,当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时,反应物和生成物的浓度不再改变,达到表面上静止的一种“平衡状态”,这就是这个反应所能达到的限度,即化学平衡状态.化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响.催化剂只改变化学反应速率,对化学平衡无影响.在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应.通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应.而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应.在任何可逆反应中,正方应进行的同时,逆反应也在进行.可逆反应不能进行到底,即是说可逆反应无论进行到何种程度,任何物质反应物和生成物的物质的量都不可能为0.2化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变.①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应.②动：动态平衡,达到平衡状态时,正逆反应仍在不断进行.③等：达到平衡状态时,正方应速率和逆反应速率相等,但不等于0.即v正＝v逆≠0.④定：达到平衡状态时,各组分的浓度保持不变,各组成成分的含量保持一定.⑤变：当条件变化时,原平衡被破坏,在新的条件下会重新建立新的平衡.3判断化学平衡状态的标志：① V A正方向＝V A逆方向或n A消耗＝n A生成不同方向同一物质比较②各组分浓度保持不变或百分含量不变③借助颜色不变判断有一种物质是有颜色的④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用,即如对于反应xA＋yB zC,x＋y≠z。
化学反应与能量知识点总结
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。
高中化学第六章 化学反应与能量知识点总结
第六章化学反应与能量第一讲化学能与热能考点1焓变与反应热一、焓变与反应热1．焓变：在恒压条件下化学反应的热效应，其符号为ΔH，单位是kJ/mol。
2．反应热：化学反应中放出或吸收的热量。
二、吸热反应和放热反应1．反应特点(1)从能量高低的角度分析对于吸热反应：反应物的总能量＝生成物的总能量－吸收的热量；对于放热反应：反应物的总能量＝生成物的总能量＋放出的热量。
(2)从化学键的角度分析2．常见的吸热反应和放热反应(1)吸热反应：大多数分解反应、盐的水解反应、Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl反应、C与H2O(g)反应、C 与CO2反应。
(2)放热反应：大多数化合反应、中和反应、金属与酸的反应、所有的燃烧反应。
考点2热化学方程式1．热化学方程式的概念表示参加化学反应的物质的量和反应热的关系的化学方程式。
2．热化学方程式的意义表明了化学反应中的物质变化和能量变化，如2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)ΔH＝－571.6 kJ·mol－1表示25 ℃、101 kPa时，2 mol氢气和1 mol氧气反应生成2 mol液态水时放出571.6 kJ的热量。
3．热化学方程式的书写写-写出配平的化学方程式|标-标出各物质的聚集状态和反应时的温度、压强|注-注明ΔH的正负号、数值和单位4．书写热化学方程式“六注意”考点3燃烧热、中和热及能源1．燃烧热和中和热的比较“完全燃烧”是指物质中元素完全转变成对应的稳定氧化物，如C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)等。
2．中和热的测定(1)装置(请在横线上填写仪器名称)(2)计算公式ΔH ＝－(m 1＋m 2)·c ·(t 2－t 1)n×10－3kJ ·mol －1t 1为起始温度，t 2为终止温度，m 1、m 2为酸、碱溶液的质量(单位为g)，c 为中和后生成的溶液的比热容(4.18 J·g －1·℃－1)，n 为参加反应的酸或碱的物质的量(单位为mol)。
必修2第二章化学反应与能量--知识点总结
第一章化学反应与能量（知识点总结）一、“有效碰撞”模型。
从物质结构变化上看，化学反应的过程，其实是怎样的一个过程？旧的断裂、新的形成的过程。
1、有效碰撞：分子都在不停的运动，反应物分子能够发生碰撞是反应发生的先决条件，如果每次碰撞都是有效的话，任何反应都会在瞬间完成，而事实不是这样，所以并不是所有的碰撞都是有效的。
有效碰撞：能够导致化学键断裂，引发化学反应的碰撞。
2、活化分子：要有效碰撞，要求分子必须具有足够高的能量。
我们把这样的分子叫做“活化分子”。
活化分子：具有足够高的能量，可能发生有效碰撞的反应物分子。
活化分子发生的碰撞一定是有效碰撞吗？。
还要求取向正确。
发生有效碰撞的条件：3、活化能：活化能。
活化能的作用是，与课本第3页图中表示的哪部分能量相等？参看教材所举的“公司贷款”一例：活化能的大小决定了一般分子变为活化分子的难易，也就是化学反应的难易，它会影响反应热的大小吗？结论：某一化学反应的速率大小与单位时间内有关；有效碰撞次数的多少与单位体积内反应物中的多少有关；活化分子的多少又与该反应的大小有关。
活化能的大小是由反应物分子的性质决定的，而反应物分子的性质又与分子的内部结构密切相关，可以说反应物分子的内部结构是决定化学反应速率的内因。
那么，对于一个特定的反应人们可以通过改变它的外部条件加以控制和利用。
活化能是决定化学反应难易的关键。
不同的化学反应，活化能差别很大。
一个具体的反应，活化能的值只能通过实验方法测得。
二．用“有效碰撞”模型解释外界条件对化学反应速率的影响1、温度对反应速率的影响：我们知道，温度升高，反应速率加快；温度降低，反应速率减慢。
温度升高10℃，有些反应的速率可提高2倍、3倍，甚至4倍以上。
这是因为，在浓度一定时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而增加了反应物分子中活化分子的百分数，使有效碰撞次数增多，反应速率增大。
温度升高，分子的运动加快，单位时间里反应物分子间碰撞次数增加，反应也相应地加快，前者是反应速率加快的主要原因。
高二化学反应与能量的变化知识点总结
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。
高中化学必修二第二章化学反应与能量变化知识点总结
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！。
第二章 化学反应与能量变化(知识点总结)
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。
高二化学第二学期化学反应与能量知识点
高二化学第二学期《化学反应与能量》知识点高二化学第二学期《化学反应与能量》知识点1. 化学能与热能 (1)化学反应中能量变化的主要原因：化学键的断裂和形成 (2)化学反应吸收能量或放出能量的决定因素：反应物和生成物的总能量的相对大小 a. 吸热反应：反应物的总能量小于生成物的总能量 b. 放热反应：反应物的总能量大于生成物的总能量 (3)化学反应的一大特征：化学反应的过程中总是伴随着能量变化，通常表现为热量变化练习：氢气在氧气中燃烧产生蓝色火焰，在反应中，破坏1molH-H键消耗的能量为Q1kJ，破坏1molO = O键消耗的能量为Q2kJ，形成1molH-O键释放的能量为Q3kJ。
下列关系式中正确的是( B ) A.2Q1+Q2>4Q3B.2Q1+Q2<4Q3 C.Q1+Q2 (4)常见的放热反应：A. 所有燃烧反应; B. 中和反应; C. 大多数化合反应; D. 活泼金属跟水或酸反应; E. 物质的缓慢氧化 (5)常见的吸热反应： A. 大多数分解反应氯化铵与八水合氢氧化钡的反应。
(6)中和热：(重点) A. 概念：稀的强酸与强碱发生中和反应生成1mol H2O(液态)时所释放的热量。
2. 化学能与电能 (1)原电池(重点) A. 概念： B. 工作原理： a. 负极：失电子(化合价升高)，发生氧化反应 b. 正极：得电子(化合价降低)，发生还原反应 C. 原电池的构成条件：关键是能自发进行的氧化还原反应能形成原电池 a. 有两种活泼性不同的金属或金属与非金属导体作电极 b. 电极均插入同一电解质溶液 c.两电极相连(直接或间接)形成闭合回路 D. 原电池正、负极的判断：a. 负极：电子流出的电极(较活泼的金属)，金属化合价升高 b. 正极：电子流入的电极(较不活泼的金属、石墨等)：元素化合价降低 E. 金属活泼性的判断： a. 金属活动性顺序表 b. 原电池的负极(电子流出的电极，质量减少的电极)的金属更活泼 ; c. 原电池的正极(电子流入的电极，质量不变或增加的电极，冒气泡的电极)为较不活泼金属 F. 原电池的电极反应：(难点) a. 负极反应：X-ne=Xn- b. 正极反应：溶液中的阳离子得电子的还原反应 (2)原电池的设计：(难点) 根据电池反应设计原电池：(三部分+导线) A. 负极为失电子的金属(即化合价升高的物质) B. 正极为比负极不活泼的金属或石墨C. 电解质溶液含有反应中得电子的阳离子(即化合价降低的物质)(3)金属的电化学腐蚀。
高中化学必修二第二章化学反应与能量吸收知识点总结
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。
化学反应与能量知识点总结
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）。
第一章 化学反应与能量知识点总结
一、化学反应与能量的变化 1、焓变与反应热 （1）化学反应的外观特征 化学反应的实质是旧化学键断裂和新化学键生 成，从外观上看， 所有的化学反应都伴随着能 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，但是化学反应的能量变化还可以以其他 形式的能量变化体现出来，如光能、电能等。
③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数或 原子数。因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。 ④反应物和产物的聚集状态不同，焓变ΔΗ不同。因 此，必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化 学方程式的意义。气体用“g” ，液体用“l” ，固体用 “s” ，溶液用“aq” 。热化学方程式中不用“↑” 和 “↓” 。若涉及同素异形体，要注明同素异形体的名 称。 ⑤热化学方程式是表示反应已完成的量。 由于ΔΗ与反应完成的物质的量有关，所以方程式中 化学式前面的化学计量数必须与ΔΗ相对应，如果化学 计量数加倍，则ΔΗ也要加倍。当反应向逆向进行时， 其焓变与正反应的焓变数值相等，符号相反。
（4）研究物质燃烧热的意义 了解化学反应完成时产生热量的多少，以便更好地控制反应条件，充分利用 能源。
3、能源 凡是能提供某种形式能量的物质统称能源。 （1）能源的分类 ①一次能源与二次能源 从自然界直接取得的自然能源叫一次能源，如原煤、原油、 流过水坝的水等；一次能源经过加工转换后获得的能源称为二次 能源，如各种石油制品、煤气、蒸气、电力、 氢能、沼气等。 ②常规能源与新能源 在一定历史时期和科学技术水平下，已被人们广泛利用的 能源称为常规能源，如煤、石油、天然气、水能等。人类采用先 进的方法刚开始加以利用的古老能源以及利用先进技术新发展的 能源都是新能源，如核聚变能、风能、太阳能、海洋能等。 ③可再生能源与非再生能源 可连续再生、永远利用的一次能源称为可再生能源，如水 力、风能等；经过亿万年形成的、短期内无法恢复的能源，称为 非再生能源，如石油、煤、天然气等。
高中化学：化学反应与能量知识点
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。
高二化学反应与能量的知识点总结_高二化学复习指导
高二化学反应与能量的知识点总结_高二化学复习指导化学其实不难学，只要掌握正确的学习方法，成绩就能拔高，下面是小编整理的高二化学反应与能量的知识点总结，希望大家喜欢。
1、反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。
焓变：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(QP)。
2、符号：△H 单位：kJ/mol3、规定：吸热反应:△H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H < 0 或者值为“-”4、常见的放热反应和吸热反应：燃烧、中和反应、金属与酸反应、以及大部分化合反应是放热的大部分分解反应，电离、水解、高温下碳还原金属氧化物、碳与二氧化碳反应、Ba(OH)2与NH4Cl的反应等一般属于吸热反应。
5、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<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>0△H在数值上等于反应物分子断裂旧键时所吸收的总能量与生成物分子形成新键时所释放的总能量之差，△H=E生成物能量-E反应物能量=E反应物键能之和-E生成物键能之和6、热化学方程式：表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式。
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、aq表示不同状态。
(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。
7、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。
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。
8、燃烧热：在101kPa时，l mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时的反应热.注意：①燃烧的条件是在101kPa;②标准:是以1mol燃料作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示;③物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的△H均为负值;④燃烧要完全:C元素转化为CO2(g)，而不是CO;H元素转化为H2O(l)，N元素转化为N2(g)。
高二化学知识点化学反应与能量
高二化学知识点化学反应与能量
高二化学知识点化学反应与能量高二化学是高中生学好高中化学的重要组成部分，这一阶段学习的好坏直接影响着高中三年化学的学习。
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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(H)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/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
☆ 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:
3.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。
4.中和热的测定实验
五、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，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
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高二化学反应与能量的知识点总结
化学其实不难学，只要掌握正确的学习方法，成绩就能拔高，下面是整理的高二化学反应与能量的知识点总结，希望大家喜欢。
1、反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。
焓变：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(QP)。
2、符号：△H 单位：kJ/mol
3、规定：吸热反应:△H 0 或者值为“+”，放热反应:△H 0 或者值为“-”
4、常见的放热反应和吸热反应：
燃烧、中和反应、金属与酸反应、以及大部分化合反应是放热的
大部分分解反应，电离、水解、高温下碳还原金属氧化物、碳与二氧化碳反应、Ba(OH)2与NH4Cl的反应等一般属于吸热反应。
5、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H0
反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H0
△H在数值上等于反应物分子断裂旧键时所吸收的总能量
与生成物分子形成新键时所释放的总能量之差，△H=E生成物能量-E反应物能量=E反应物键能之和-E生成物键能之和
6、热化学方程式：表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式。
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、aq表示不同状态。
(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。