第一章 化学反应及其能量变化
化学反应与能量变化
类型 比较
放热反应
吸热反应
图示
生成物分子成键时释放 与化学键 生成物分子成键时释放的 大于 出的总能量_____反应 小于 总能量_____反应物分子 强弱的关 物分子断键时吸收的总 系 断键时吸收的总能量 能量 ΔH= E(生成物)－E(反应物) △ H= 反应物的键能总和 - 生成物的键能总和
②1 mol Cl2分子中化学键断裂时需要吸收243kJ的能量； ③由H原子和Cl原子形成1molHCl分子时释放432kJ的能量。 下列叙述正确的是（ C ）。 A.氢气和氯气反应生成氯化氢气体的热化学方程式是
H2(g)＋Cl2(g)＝2HCl(g)
B.氢气和氯气反应生成2mol氯化氢气体，反应的△H＝+185kJ/mol C.氢气和氯气反应生成2mol氯化氢气体，反应的△H＝−185kJ/mol
【例1】(2011· 高考北京卷)25 ℃、101 kPa下： ①2Na(s)＋1/2O2(g)=Na2O(s) ΔH1＝－414 kJ· －1 mol ②2Na(s)＋O2(g)=Na2O2(s) ΔH2＝－511 kJ· －1 mol 下列说法正确的是( D )。 A．①和②产物的阴阳离子个数比不相等 B．①和②生成等物质的量的产物，转移电子数不同 C．常温下Na与足量O2反应生成Na2O ,随温度升高生成Na2O的速 率逐渐加快 D．25 ℃、101 kPa下，Na2O2(s)＋2Na(s)=2Na2O(s) ΔH＝－317 kJ· －1 mol
高二化学期末复习
第一章 化学反应与能量
•§1-1
化学反应与能量的变化（1）
反应热与热化学方程式的书写
考点1
2012年12月27日 星期四
例题：反应 A+B →C（△H ＜0）
第一章 化学反应及其能量变化
第一章 化学反应及其能量变化在复习初中内容的基础上，深化氧化还原反应的概念、原理。
二. 重点、难点：1. 重点：氧化还原反应的实质2. 难点：用化合价升降和电子转移的观点分析氧化还原反应。
三. 知识结构及重点剖析：1. 化学反应的划分方法：——可从不同角度划分。
从反应前后物质的种类变化分为化合反应分解反应置换反应复分解反应⎧⎨⎪⎪⎩⎪⎪从得失氧元素可分为氧化还原反应非氧化还原反应⎧⎨⎩ 从反应中粒子种类可分为离子反应分子反应（或其他非离子反应）从反应的能量变化可分为放热反应吸热反应等等。
⎧⎨⎩⎧⎨⎩2. 氧化还原反应概念的深化：以O H Cu H CuO 22+∆+为例。
判断依据 实质3. 由电子得失这一实质可得“无氧元素参加的某些化学反应也属于氧化还原反应”这一结论，如：222Na Cl NaCl +∆。
4. 氧化还原反应与四种基本反应类型的关系：在四种基本反应类型中，一般凡有单质参加的反应均为氧化还原反应。
如：化合反应——NaCl Cl Na 222∆+（是氧化还原反应） ==+2CO CaO 3CaCO （不是氧化还原反应）分解反应——↑+223322O KCl MnO KClO （是氧化还原反应）↑+23CO CaO CaCO 煅烧（不是氧化还原反应）置换反应——==+)(42稀SO H Zn ↑+24H ZnSO （是氧化还原反应） 复分解反应——==+NaOH HCl O H NaCl 2+（不是氧化还原反应）5. 氧化还原反应中变化的表示方法：双桥：表示化合价变化，电子转移情况、氧化反应、还原反应及反应物、生成物所属种类。
[例]↑+=+2442H ZnSO SO H Zn化合价升高，失-e 2，被氧化↑+=+++02424120H SO Zn SO H Zn还原剂 氧化剂 氧化产物 还原产物化合价降低，得-⨯e 2，被还原单桥：表示得失电子（或电子转移）数目及方向。
[例]Zn H SO ZnSO H +===+↑+244201还原剂氧化剂氧化产物还原产物6. 氧化性、还原性强弱的判断依据：（1）根据反应规律判断：——两强生两弱还原剂氧化剂氧化产物还原产物（强还原性）（强氧化性）（弱氧化性）（弱还原性）通过氧化反应后+→+则，还原性：还原剂>还原产物氧化性：氧化剂>氧化产物（2）根据反应条件判断：（略，随后加深）（3）从化合价态的高低判断：（略，随后加深）（4）单质所在周期表中的位置判断：（略，随后加深）+20 通过还原反应后2e -【典型例题】[例1] 下列氧化性强弱顺序正确的是（ ）（1）X MY MX Y 22+→+ （2）Z MX MZ X 22+→+A. X Y Z 222>>B. Y Z X 222>>C. Z X Y 222>>D. Y X Z 222>> 解析：根据氧化剂的氧化性强于氧化产物的规律判断。
化学反应与能量的变化
焓变：生成物与反应物的焓值差 符号：ΔH，单位：kJ/mol 或kJ· mol-1 ΔH＜0,为“－”,放热； ΔH＞0,为“＋”,吸热
二、热化学方程式
1．概念： 能表示参加反应物质的量和反应热的关系 的化学方程式，叫做热化学方程式。
H2(g) + I2 (g) ==== 2HI(g) ΔH =
101kPa
化学反应中为什么会伴随能量变化？ （微观解释） 旧键的断裂：吸收能量
新键的形成：放出能量
总能量的变化取决于上述两个过程， 吸热：前者>后者， ΔH>0，为“+”；
放热：前者<后者， ΔH＜0，为“－”。
化学反应过程中的能量变化 (宏观)
能 量
反应物
放出 热量 吸收 热量
能 量
生成物
△H为“－” 或 △ H＜ 0 反应物
H2 ( g )＋I2 ( g ) ==== 2HI ( g )
101 kPa
200 ℃
ΔH = －14.9kJ/mol
请看课本P3例1、P4例2，再思考！
3、热化学方程式的书写步骤：
①、写出化学反应方程式 ②、注明反应物和生成物的状态(s、l、g) ③、标明反应热△H(注意单位和“+”、“-”） ④、注明反应的温度和压强（不注明指常温常 压，即25℃，101KPa） ⑤、检查
[讨论]
1.为什么生成物聚集状态不同， 热量值不同？ 1 H2(g)+ O2(g)=H2O(l) ΔH = -285.8kJ/mol 2 1 H2(g)+ O2(g)=H2O(g) ΔH = -241.8kJ/mol 2
答：液态水变成水蒸气要吸收热量 H2O (l) ＝H2O(g) ΔH = +44.0kJ/mol
化学反应与能量变化
化学反应与能量变化一、化学反应中能量变化1、化学反应必伴有能量变化（1）化学能与热能间的转化（2）化学能与光能之间的转化（3）化学能与电能之间的转化常见的放热反应常见的吸热反应2、能量变化的原因（1）反应物的总能量与生成物的总能量不同放出能量的反应∑E（反应物）＞∑E（生成物）吸收能量的反应∑E（反应物）＜∑E（生成物）（2）断键吸收的总能量和成键放出的总能量不同如：化学键与化学反应能量变化的关系H2 + Cl2 === 2HCl断裂断裂形成1molH-H 1molCl-Cl 1molH-Cl吸收436KJ 能量吸收243KJ能量放出431KJ能量3、反应热的表示方法（1）反应热的概念：（2）反应热的表示：用△H（焓变）表示。
单位：一般采用kJ/mol反应为放热反应。
规定放热反应△H为“一”。
反应为吸热反应。
规定△H为“＋”。
例1：1molC与1molH2O(g)反应生成lmol CO(g)和1mol H2(g)，需要吸收131.5kJ的热量，该反应的反应热为△H= kJ/mol。
例2：拆开lmol H—H键、lmol N－H键、lmolN≡N键分别需要的能量是436kJ、391kJ、946 kJ则1mol N2生成NH3的反应热为，二、热化学方程式的书写1．定义：表明反应物质的量与所放出或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式。
例：H2(g)＋I2(g) 2HI(g) △H=－14.9 kJ/mol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。
2．热化学方程式的含义例：H 2(g)＋21O 2(g) = H 2O(g)；△H=-241.8 kJ/mol ，表示 lmol 气态 H 2 和21mol 气态 O 2反应生成 lmol 水蒸气，放出 241.8kJ 的热量。
(在 101kPa 和 25℃时)2．书写热化学方程式的注意事项：(让学生阅读教材归纳、总结)(1)需注明反应的温度和压强。
化学选修4第一章第一节第一课时化学反应的能量变化
7、热化学方程式： 热化学方程式： ΔH=－ S(g)+O2(g)=SO2(g) ΔH=－297.3kJ/mol 分析下列说法中正确的是（ 分析下列说法中正确的是（ B D ） ΔH>A．S(g)+O2(g)=SO2(l) ΔH>-297.3KJ/mol ΔH<B．S(g)+O2(g)=SO2(l) ΔH<-297.3KJ/mol 的键能总和大于1molS 1molS和 C．1molSO2的键能总和大于1molS和1molO2键能之和 的键能总和小于1molS 1molS和 D．1molSO2的键能总和小于1molS和1molO2键能之和
（3） H2( g )＋1/2O2 ( g ) ＝ H2O ( l ) ∆H3 = c kJ/mol ） （4） 2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( l ) ） 则a、b、c、d的关系正确的是 、 、 、 的关系正确的是 A、a<c<0 、 B、b>d>0 、 C ∆H4 = d kJ/mol 。
∆H=QP
焓 生成物 △H＞0
焓 反应物 △H＜0
吸热 反应物 反应过程
放热
生成物 反应过程
放热反应： 放热反应： ∆H＜0或 ∆H为“－” ＜ 或 为 吸热反应： 吸热反应： ∆H＞0 或∆H为“＋” ＞ 为
反应热.焓变. 反应热.焓变.键能的概念及其关系
(1)概念 (1)概念 反应热 化学反 应中吸收 或者放出 的热量。 的热量。 焓变 恒压条件下的反 应热 符号:Δ H 符号:Δ H<0:放热反应 Δ H<0:放热反应 :吸热反应 Δ H>0 :吸热反应 键能
例 2：拆开 lmol H—H键、lmol N－H键、 H— N－ lmolN≡N键分别需要的能量是436kJ、391kJ、 键分别需要的能量是436kJ lmolN≡N键分别需要的能量是436kJ、391kJ、 946kJ， 生成NH 946kJ，则1mol N2生成NH3的反应热为 -92KJ/mol 生成NH 1mol H2生成NH3的反应热为 -30.6KJ/mol 。
高一化学旧人教版课本 第一章 化学反应及其能量变化
第一章化学反应及其能量变化人类的祖先在与自然界的长期斗争中，很早就开始利用火。
他们用火来取暖、烧烤食物，进而又用火来烧制陶器、炼铜、炼铁，等等。
因此，我们可以说，人类的文明是从火堆中萌发的，火在人类的进化中起了很重要的作用！我们知道，火是木柴等可燃物燃烧时所产生的，要探索火的奥秘，就需要研究可燃物的燃烧。
在初中化学中，我们已经知道燃烧是指可燃物跟空气中的氧气发生的一种发光、发热的剧烈的氧化反应。
但是，仅仅知道这些知识是远远不够的，我们还需要继续研究诸如燃烧反应的本质是什么？燃烧是否一定要有氧气参加？在燃烧过程中能量是如何变化的？如何提高燃料的燃烧效率？如何防治燃烧产物对大气造成的污染？等等。
这些问题，大多与我们在本章中学习的化学反应及其能量变化知识有密切的关系，有些问题还有待今后进一步学习。
第一节氧化还原反应一、化学反应的类型我们知道，木炭在氧气中燃烧生成二氧化碳的反应，既是化合反应，又是氧化反应。
正如我们可以根据物质的组成和性质，将物质分成单质、氧化物、酸、碱、盐等若干类那样，我们也可以把化学反应分成若干类。
这样，不仅学习时更简便，而且也有利于了解各类化学反应的本质。
化学反应从不同的角度可以有多种分类方法。
例如，在初中化学中，我们曾学习过两种不同的分类方法。
1．根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少，把化学反应分为化合反应、分解反应、置换反应和复分解反应。
这就是我们通常所说的四种基本类型的反应。
2．根据反应中物质是否得到氧或失去氧，把化学反应分为氧化反应和还原反应。
讨论1．用四种基本类型的分类方法分析：属于哪种类型的反应？2．用物质是否得氧和失氧的分类方法分析，氢气与氧化铜在加热条件下的反应，是否仅仅属于还原反应？通过讨论我们可以知道，四种基本类型的分类方法是一种重要的分类方法。
但由于这种分类方法更多地是从形式上划分的，因此，既不能较深入地反映化学反应的本质，也不能包括所有的化学反应。
高一化学反应及其能量变化
离子方程式书写正误的判断
1.是否符合化学反应原理：
例 Fe+6H+=2Fe3++3H2↑(反应生成Fe2+而不生成Fe3+)
2、是否写清有关“分子”、“离子”、“↑”、“↓” 等： 例： 氢硫酸、次氯酸等弱酸与氢氧化钠溶液的反应， 氨水与盐酸的反应，错写为：H++OH-=H2O
3、是否配平：（原子数目、离子电荷数是否配平）
【练习】
2. 实现下列变化需加入氧化剂的是 （ A. HCl → Cl2 C. KCl → HCl A.一定被氧化
A ）
B. HCl → H2 D.HCl → CO2
3. 某元素由化合态变为游离态（
C ）
B. 一定被还原
C. 可能被氧化也可能被还原 D. 化合价降为0
【练习】
4.在反应SO2+2H2S==2H2O+3S↓中，氧化剂 D） 是（ A.S B. H2O C. S D. SO2
C. G、Y、Z、W、X
D. Z、X、G、Y、W
守恒律
同一氧化还原反应中， 氧化剂还原剂得、失电子 的总数（化合价升、降的 总数）必定相等。
【练习】
15. 3个SO32-离子恰好将2个XO4-离子还原 本身被氧化生成3个SO42-，则X元素在生成 D 物中的化合价是（ ）
A. +1
B. +2
C. +3
⑵ 同一元素：
价态越高氧化性越强。如： Fe3+>Fe2+ 价态越低还原性越强。如：S2>S>SO2
【规律】高氧低还
【练习】
10. 在下列分子、原子、离子中，既有氧化 性又有还原性的是（ D ） A. AI3+ B. ClC.Fe D. H2O2
第一章 第三节化学反应及其能量变化08
1.放热反应：有热量放出的反应 常见属于放热反应的有： A.所有的燃烧,爆炸反应 B.中和反应 C.大多数化合反应 D.活泼金属置换水或酸中氢 规律：能够自发进行的化学反应， 一般为放热反应。
2.吸热反应：吸收热量的反应
常见属于吸热反应的有 A. 大多数分解反应
B.
C.
C + CO2 = 2CO
C + H2O = CO + H2
二、燃料的充分燃烧
[问题] 1.什么是化石燃料? 2.燃料充分燃烧的条件是什么? 3.燃料燃烧时,若空气不足或过量, 会造成什么后果?
4.为什么固体燃料要粉碎后使用?
5.煤直接燃烧有那些弊端？
天然气这些由古代动植物遗体埋在地 层下，在地壳中经过复杂的变化形成的非再生能源。 （1）适当过量的空气； 2、充分燃烧条件：
c
D)
D.水煤气
小结
§1-3 化学反应中的能量变化
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 放热反应
吸热反应 化学上把有热量放出的化 学反应叫做放热反应。 化学上把吸收热量的化学 反应叫做吸热反应。
二、燃料的充分燃烧
要有足够多的空气； 燃料与空气要有足够大的接触面积
△
△
D.
Ba(OH)2. 8H2O 和 NH4Cl 反应
规律：需要持续加热的化学反应，一般 为吸热反应。
《步步高》教学辅导电子版,第一章 化学反应及其能量变化
(1)步骤c后还缺少的一步主要操作是________________________________________________。
(2)在广口瓶内燃烧红磷的目的是_____________________________________________________。
A.上述实验证明氧化性最强的是MnO ,最弱的是SO2
B.上述实验中的反应均为氧化还原反应
C.实验①生成的气体不能使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝
D.理论上可推知SO2可使酸性KMnO4溶液褪色
答案C
【例1】制备氰氨基化钙的化学方程式为CaCO3+2HCN CaCN2+CO↑+H2↑+CO2↑,在反应中( )
(3)红磷充分燃烧的产物与NaOH溶液反应的离子方程式是________________________________。
(4)步骤c滴入硝酸后烧杯中的现象是________________________________________________。
反应的离子方程式是____________________________________________。
A.F2、K、HClB.Cl2、Al、H2
C.NO2、Na、Br2D.O2、SO2、H2O
答案A
6.（2009·唐山模拟）已知：
①向KMnO4晶体上滴加浓盐酸，产生黄绿色气体；
②向FeCl2溶液中通入少量实验①产生的气体，溶液变成黄色；
③取实验②生成的溶液滴在淀粉KI试纸上，试纸变蓝色；
④将足量的SO2通入碘水中，颜色消失，下列判断不正确的是
乙中的现象是________________________，
2023-2024学年高二化学2019选择性必修1试题第一章化学反应与能量变化(知识梳理)2
第1节第一章 化学反应的热效应一、反应热 焓变 1．体系与环境被研究的物质系统称为 ，体系以外的其他部分称为 或 。
2．内能内能是体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强、物质的 和组成的影响。
3．反应热在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同 时，吸收或释放的热称为化学反应的 ，也称 。
4．焓、焓变 (1)焓焓是与 有关的物理量，用符号H 表示。
(2)焓变在恒压的条件下，化学反应过程中 的热即为反应的 ，用 表示，单位常采用 。
注意：(1)焓变为恒压条件下的反应热。
(2)反应热、焓变的单位均为kJ·mol －1，热量的单位为kJ 。
5．焓变(ΔH )与吸热反应和放热反应的关系 (1)化学反应过程中的能量变化。
一个化学反应是吸收能量还是释放能量，取决于 和 之间的相对大小。
若反应物的总能量 生成物的总能量，则反应过程中 ；若反应物的总能量 生成物的总能量，则反应过程中 。
(2)焓变(ΔH )与吸热反应和放热反应的关系。
宏观角度：ΔH ＝ 总能量－ 总能量。
①吸收热的反应称为吸热反应，ΔH 0； ①放出热的反应称为放热反应，ΔH 0。
微观角度：反应物的键能总和＞生成物的键能总和 ，E 1＞E 2，吸收热量 反应物的键能总和＜生成物的键能总和，E 1＜E 2，放出热量 用图示理解如下：宏观角度热反应热反应微观角度热反应热反应二、热化学方程式1．概念能够表示的化学方程式叫做。
2．意义不仅表示化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
实例：已知25 ℃、101 kPa下，热化学方程式为2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)ΔH＝－571.6 kJ·mol－1，其表示在25 ℃、101 kPa下，与完全反应生成时的热量是。
3．热化学方程式的书写方法(1)写出相应的化学方程式。
热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数只表示其，可以是整数或分数。
(2)标注反应的和。
化学：第一章《化学反应与能量》全章课件(人教选修4)
4.把温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的 盐酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小 烧杯（注意不要洒到外面）。用环形玻璃搅 拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的 最高温度，记为终止温度，记入下表。
思考5：酸、碱混合时，为何要把量筒中的 NaOH溶液一次倒入小烧杯而不能缓缓倒入？
答：因为本实验的关键是测反应的反应热，若 动作迟缓，将会使热量损失而使误差增大。
作业： 课本P6 3-(2,3,5,6)、4 ［课外作业］ 1、预习课本下一小节的内容 2、课外查阅我国能源结构和状况。
一、燃烧热 二、能源
一、燃烧热
1、定义
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。
2、单位 3、注意 kJ/mol
指定产物通常规定为：它是指物质中的下列元素
⑵ 一定标明各物质的状态（s、l、g、aq） ；
⑶ ΔH只放右边，以空格与标有物质状态的化学方程 式隔开(数值及单位) 放热： ΔH < 0； 吸热： ΔH > 0； ⑷ 系数仅仅表示物质的量，不表示分子或原子个数； 故系数可以是整数、分数、小数；
⑸ΔH的值与系数相匹配。 系数加倍，ΔH值也加倍。 正逆反应的ΔH绝对值相等，符号相反。 ⑹ 反应物完全变成生成物，所释放或吸收的热量。
H2 + I2 == 2HI
只表示物质变化
【例1】 在200℃、101kPa时，1 mol H2与碘蒸气作用生 成HI的反应，科学文献上表示为：
H2(g) + I2 (g) ==== 2HI(g) ΔH =
101kPa
200℃
－14.9 kJ/mol
二、热化学方程式
1、定义
ห้องสมุดไป่ตู้
《选修4_化学反应原理》知识点总结整理(超全)
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 化学反应及其能量变化
第一章化学反应及其能量变化第一节氧化还原反应【重点难点提示】一、氧化还原反应的本质和特征1．本质：反应过程中有电子转移。
电子转移是指电子得失或者电子对的偏移。
2．特征：反应前后有元素化合价发生变化。
元素化合价发生变化是判断是否发生氧化还原反应的依据。
二、氧化还原反应的有关概念1．氧化剂与还原剂氧化剂是反应时所含元素化合价降低，得到电子的物质。
记为：氧、降、得。
还原剂是反应时所含元素化合价升高，失去电子的物质。
记为：还、升、失。
氧化剂和还原剂均指反应物。
常见的氧化剂有：活泼的非金属单质。
例如：O2、Cl2等；含有较高价态元素的物质。
例如：浓硫酸、HNO3、KMnO4、FeCl3等。
常见的还原剂有：活泼金属单质，例如：Al、Zn、Fe等；含有较低价态元素的物质。
例如：C、H2、CO等。
2．氧化性与还原性：氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性。
3．氧化反应与还原反应氧化反应是物质所含元素化合价升高即还原剂发生的反应。
还原反应是物质所含元素化合价降低即氧化剂发生的反应。
氧化反应和还原反应看起来截然相反的两个反应过程，却同时存在于同一个氧化还原反应中，不能孤立存在。
因此，氧化还原反应充分的体现了矛盾的对立统一原理。
4．概念之间的关系：具有化合价降低得电子发生具有化合价升高失电子发生1．表示方法要点（1）用两条（或多条）线桥连接反应前后不同价态的同种元素。
（2）标明“得”、“失”电子及数目。
2Fe2O32．（1）体现了氧化还原反应中得失电子总数相等的客观规律。
（2）箭头不是代表电子转移的方向，而是表示元素化合价的变化过程。
四、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系置换反应一定是氧化还原反应；复分解反应一定不是氧化还原反应；化合反应和分解反应不一定是氧化还原反应；有单质参加的化合反应和有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应。
五、氧化还原反应中有关化合价的规律1．金属元素一般没有负化合价，除零价外只显正价。
因此，金属单质在反应中只能作还原剂。
高中化学选修四第一章 热化学概论
第一章 第一节 化学反应与能量的变化教学目标知识与技能：1.使学生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.认识化学反应过程的物质变化和能量变化；3.了解反应热和焓变的涵义；4.能正确认识、书写热化学方程式。
过程与方法：1.通过对学习资料的查找与交流，培养学生获取信息、理解信息并得出结论的能力以及语言表达能力；2.通过从化学键的角度分析化学反应，引导学生分析引起反应热的本质。
情感态度与价值观：培养学生从微观的角度理解化学问题。
教学重点：热化学方程式的书写和反应热与键能教学难点：反应热与键能教学过程：第一节 化学反应和能量变化一、概念1.化学反应及其能量变化任何一个化学反应中，反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量总不会相等的。
在新物质产生的同时总是伴随着能量的变化。
2.放热反应和吸热反应（1）放热反应：即有热量放出的化学反应，其反应物的总能量大于生成物的总能量。
（2）吸热反应：即吸收热量的化学反应，其反应物的总能量小于生成物的总能量。
3.化学反应中的能量变化示意图对于该“示意图”可理解为下列形式：由能量守恒可得：反应物的总能量：生成物的总能量+热量(放热反应)应物的总能量：生成物的总能量-热量(吸热反应)4．热化学方程式的书写：（1）热化学方程式必须标有热量变化。
（2）热化学方程式中必须标明反应物和生成物的状态，因为反应热除跟物质的量有关外，还与反应物和生成物的聚集状态有关。
（3）热化学方程式中各物质的系数只表示各物质对应的物质的量，因此，有时可用分数表示，但要注意反应热也发生相应变化。
5．书写热化学方程式时明确以下问题：（1）反应放出或吸收的热量的多少与外界的温度和压强有关，需要注明，不注明的指101kPa 和25℃时的数据。
（2）物质的聚集状态不同，反应吸收和放出的热量不同，因此要注明反应物和生成物的聚集状态。
（3）热化学方程式中的热量数据，是与各化学计量数为物质的量时相对应的，不是几个分子反应的热效应。
2013年高考考前化学回归课本知识精要
生成物 总能量
热化学方程式 1.反应热——在化学反应过程中放出或吸收的热量、通常叫做反应热。 1.热化学方程式的书写规则： (1)需注明反应的温度和压强，若不注明条件，一般指常温常压下。 (2)要注明反应物和生成物的状态。 (3)放热反应：△H<0，即△H为“-”； (4)吸热反应：△H>0，即△H为“+”； (5)热化学方程式各物质前的化学计量数表示物质的量，它可以是整数也可以是分数。对于相同物质 的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同。 2.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热量，为该物质的燃烧热。 3.中和热——在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成 1mol 液态 H2O 时，所表现的反应热。 第二章 碱金属 一、钠和钠的化合物 1.钠在空气中与氧气反应生成 白 色的氧化钠（Na2O） ： 4Na + O2 ===2Na2O 钠在空气中燃烧，生成 淡黄 色的 过氧化钠（Na2O2） ： 2Na + O2 === Na2O2 2.钠与水反应生成 氢氧化钠 和 氢气 ，其反应的化学方程式为：2Na + 2H2O == 2NaOH + H2↑。 3.过氧化与水反应生成 氢氧化钠 和 氧气：2Na2O2 + 2H2O == 4NaOH + O2↑。 4.过氧化钠 可用在呼吸面具中和潜水艇里作为 氧气 的来源：2Na2O2 + 2CO2 == 2Na2CO3 + O2↑。 5.碳酸钠 的化学式为：Na2CO3 ，俗名 纯碱或苏打 ；与盐酸反应：Na2CO3+2HCl==2NaCl+CO2↑+H2O 6.碳酸氢钠 的化学式为：NaHCO3 ，俗名 小苏打 ； 与盐酸反应： NaHCO3+HCl==NaCl+CO2↑+H2O NaHCO3 与盐酸的反应比 Na2CO3 与盐酸反应 剧烈 。 7. 氢氧化钠 的化学式为：NaOH ，俗名 烧碱、火碱或苛性钠 。 △ 8.NaHCO3 受热 分解 ，其反应的化学方程式为： 2NaHCO3 == Na2CO3 + CO2↑ + H2O 。 二、碱金属
第一章 化学反应及其能量变化志远
第一章化学反应及其能量变化考纲要求：（1）掌握化学反应的四种基本类型（2）理解氧化还原反应，掌握理要的氧化剂还原剂之间的反应（3）掌握离子反应的质，常见的离子反应以及离子共存问题（4）了解化学反应的能量变化，掌握燃烧热的计算及中和热测定本单元误区警示：1.判断4种无机基本反应的类型时，要由反应前后物质的种类共同确定，如：(1)只生成一种物质的反应不一定是化合反应，反应物只有一种的反应也不一定是分解反应，既有单质参加又有单质生成的反应不一定是置换反应，也不一定是氧化还原反应(如同素异形体之间的相互转化).(2)生成物中只有一种单质和一种化合物的反应不一定是置换反应，如氯酸钾的受热分解.(3)生成物中有盐和水的反应不一定是复分解反应，碳酸氢钠的受热分解可例证.2.要熟悉化学反应的一般规律，还要注意一些特例.如：K、 Ca、Na这些活泼金属置于某些不太活泼的金属盐溶液中主要是与水反应，而不是置换金属；金属与硝酸、浓硫酸反应不可能产生H2等.3.判断一个离子反应是否正确的思维步骤(1)看是否符合电离原理酸、碱、盐是电解质，这三类物质才有可能写成离子形式，而不溶性的酸、碱、盐和弱酸、弱碱要写成化学式；单质、氧化物和气体必须写成化学式.如CaC03、BaS04、AgCl、H2Si03、 Cu(OH)2等不溶物要写成化学式，醋酸、氨水等弱电解质要写成化学式，微溶物处于溶液状态时应写离子，处于浊液或固体时应写化学式等.(2)看是否符合实验事实如：2Fe+6H+=2Fe2++3H2↑是错误的，因为H+只能将铁氧化成+2价；Cu+2H+=Cu2++H2↑是错误的，因为铜排在金属活动顺序表氢之后，不能置换出酸中的氢：Cu2++H2= Cu+ 2H+也是错误的，因为H2不可在水溶液中发生反应. 对未处于自由移动离子状态的反应不能写离子方程式，如铜与浓硫酸、氯化铵固体与氢氧化钙固体反应等.(3)看反应物或产物的配比是否正确如：稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应不能写成H++OH-+Ba2++SO42-=H2O+BaSO4↓应写成2H++20H-+Ba2++SO42-=2H20+ BaSO4↓ (4)看反应物的用量根据题设条件及要求，如“过量”、“少量”、“等物质的量”、“适量”、“任意量”以及滴加顺序等对离子反应方程式可能有影响.(5)看是否遗漏掉参加反应的离子如：Ba(OH)2溶液与硫酸铜溶液反应，既要考虑Ba2+与SO42-的离子反应，又要考虑Cu2+与OH-的离子反应，即Ba2++20H- + Cu2++ SO42-=BaSO4↓+Cu(OH)2↓.(6)看电荷是否守恒、质量是否守恒如：Fe3++Cu=Fe2++Cu2+中电荷不守恒.(7)看符号的使用是否正确对于“=”、“”、“↑”、“↓”符号使用要恰当，如：单弱离子水解反应式中的应改用可逆号，因为水解是可逆的，水解是微弱的；而Fe3++3H 2O Fe(OH)3(胶体)+3H+中的可逆号应改为等号，因为在加热条件下水解进行得比较彻底.另外， Fe3+和A13+与弱酸根的促进水解反应应该用等号学以致用1.条件不同时，相同反应物间的离子反应可能不同(1)反应物的量不同，离子反应不同.如：碳酸氢钙溶液与氢氧化钠溶液反应，若物质的量之比为1∶1时，离子反应方程式为Ca2++HCO3-+OH-=H2O +CO32-若二者物质的量之比为1∶2时，离子反应方程式为Ca2++ 2HCO3-+2OH-=CaCO3+2H2O +CO32-因为不过量的物质会完全反应，所以在离子方程式中不过量的物质电离出的离子的计量数与其化学式中的计量数成比例.这是我们判断和书写此类离子方程式的依据.(2)反应物滴加顺序不同，离子反应不同.如：把氯化铝溶液逐滴加入到氢氧化钠溶液中，离子反应方程为A13++40H-=A102-+2H20.若向氯化铝溶液中逐滴加入氢氧化钠溶液，离子反应方程式为Al3++3OH-=Al(OH)3↓ (3)反应条件不同，离子反应不同.如：氯化铵溶液与氢氧化钠溶液混合，离子反应方程式为NH4++OH-=NH3·H20.若氯化铵溶液与氢氧化钠溶液混合并加热，则离子反应方程式为：NH4++OH-NH3↑+H2O(4)微溶物状态不同，离子反应不同.如：石灰乳与碳酸钠溶液混合，若澄清石灰水与碳酸钠溶液混合，2.离子共存问题；(1)在溶液中，若离子间能发生反应，如生成沉淀、弱电解质、气体的复分解反应，氧化还原反应，相互促进的水解反应，络合反应，则离子不能大量共存.(2)注意隐性条件的限制，如颜色、溶液的酸碱环境、pH 、因发生氧化还原反应、溶液中加铝产生的气体只有H 2、水电离出的C(OH -)=1.0×10-10”等条件，将具体问题具体分析第1课时 重要的氧化剂和还原剂一、用单线桥表示下列反应，并指明氧化剂与还原剂 Fe + H 2SO 4 = FeSO 4 + H 2↑二、分析并配平下列氧化还原反应，指出氧化剂，还原剂，氧化产物，还原产物，标出电子转移的方向和数目。
化学笔记大一
（反应物） （实质） （表现） （反应类型） （生成物）高中一年级化学笔记总结（上）By ：验钞机第一章 化学反应及其能量变化第一节 氧化还原反应一、氧化还原反应的基本概念氧化剂−−−→−在反应中得到电子−−→−表现为化合价降低−−→−发生还原反应−−−−→−得到（生成）还原产物 还原剂−−−→−在反应中失去电子−−→−表现为化合价升高−−→−发生氧化反应−−−−→−得到（生成）氧化产物 三、氧化还原反应电子转移的表示1．双线桥法【满足得失电子守恒】表示方法：由氧化剂指向还原产物，标明得xe —例：Fe+2HCl==FeCl 2+H 2↑ 由还原剂指向氧化产物，标明失xe —2．单线桥法：由还原剂指向氧化剂，标明得失电子总数xe —例：H 2+CuO==Cu+H 2O四、氧化性与还原性1．基本概念：（1）氧化性：物质得到电子的能力或性质 （2）还原性：物质失去电子的能力或性质2．氧化性、还原性有无的判断【通过化合价判断】元素处于最高价态时，只有氧化性，如Fe 3+、Na +、H + 元素处于最低价态时，只有还原性，如S 2—、I —、Br —、Cl —元素处于中间价态时，既有氧化性也有还原性，如Fe 2+、SO 2、Cl 2、CO 3．氧化性、还原性强弱的比较见“氧化还原反应的基本规律”之强弱规律五、常见氧化剂和还原剂1．常见氧化剂①非金属单质：F 2、Cl 2、Br 2、I 2、O 2、S 等②含有较高价态元素的物质：KMnO 4、K 2Cr 2O 7、KClO 3、HNO 3、MnO 2、H 2SO 4（浓） ③某些金属性较弱的高价态离子：Cu 2+、Fe 3+、Ag + 等④某些过氧化物：H2O2、Na2O2等2．常见还原剂①所有金属单质：Fe、Cu、Ag、Al、Mg、Zn、Na等②非金属阴离子及低价化合物：Cl—、I—、Br—、S2—、CO、SO2、Na2CO3等③某些非金属单质及氢化物：H2、C、S、H2S、HI、HBr等六、氧化还原反应的类型1．不同物质不同元素之间的氧化还原反应例：3MnO2+6KOH+KClO3==3K2MnO4+KCl+3H2O 2．不同物质相同元素之间的氧化还原反应（即归中反应）例：KClO3+6HCl==KCl+3Cl2+3H2O 3．相同物质不同元素之间的氧化还原反应例：2KClO3==2KCl+3O24．相同物质相同元素的不同价态例：5NH4NO3==2HNO3+4N2+9H2O5．相同物质相同元素同一价态（即歧化反应）例：3Cl2+6KOH==5KCl+KClO3+H2O七、氧化还原反应中的基本规律及应用1．物质氧化性、还原性强弱的判断【强弱规律】②根据元素的活动性判断1）根据金属活动性判断K Ca Na Mg Al Zn Fe Si Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 2）根据非金属性判断F Cl Br I （非金属性减弱）③根据化学方程式判断：氧化剂+还原剂==氧化产物+还原产物【即强制弱规律】氧化性比较：氧化剂＞氧化产物还原性比较：还原剂＞还原产物④根据反应的条件判断如下列三个反应方程式：2KMnO4+16HCl===2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O MnO2+4HCl===MnCl2+Cl2↑+2H2OO2+4HCl===Cl2↑+H2O☆结论：氧化性KMnO4＞MnO2＞O2☆归纳：（1）同一种氧化剂作用于不同的还原剂，反应条件越高，氧化剂氧化性就越弱。
反应中的能量变化
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