高中化学知识点规律大全(化学反应及其能量变化)
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。
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。
化学中考必备的化学反应与能量变化
化学中考必备的化学反应与能量变化化学反应与能量变化是化学学科的核心内容之一，也是中学化学考试中的重点和难点。
理解和掌握化学反应与能量变化的规律对于化学学科的学习至关重要。
本文将介绍化学中考必备的化学反应与能量变化的知识点和示例。
一、热力学基础知识热力学是研究物质能量转化和能量守恒规律的科学。
在化学反应中，能量的变化可以通过热力学进行分析。
下面是一些基础的热力学术语和概念：1. 系统与周围：在热力学中，研究对象称为系统，而与系统发生能量交换的一切物质和能量称为周围。
2. 热与功：热力学中的能量可以分为热和功两部分。
热是由于温度差引起的能量传递，而功是由于力的作用引起的能量传递。
3. 焓变：化学反应中能量的变化可以通过焓变（ΔH）来表示。
焓变为正表示吸热反应，为负表示放热反应。
二、放热反应与吸热反应根据化学反应释放或吸收的能量不同，可以将化学反应分为放热反应和吸热反应。
1. 放热反应：放热反应是指在化学反应中释放出能量，使周围温度升高的反应。
典型的放热反应是燃烧反应，例如燃烧中的燃料与氧气反应生成二氧化碳和水，释放出大量的能量。
2. 吸热反应：吸热反应是指在化学反应中吸收周围的能量，使周围温度降低的反应。
典型的吸热反应是物质的融化和蒸发过程，例如水从液态转变为气态时，需要吸收大量的热量。
三、放热反应的实例1. 酸碱中和反应：在酸碱中和反应中，酸和碱反应生成盐和水。
这是一种放热反应，其中释放的能量通常以热量的形式体现出来。
例如，盐酸和氢氧化钠反应生成氯化钠和水：HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) + ΔH这个方程式中的ΔH表示反应所释放或吸收的能量。
2. 氧化还原反应：氧化还原反应是指发生电子转移的化学反应。
一般情况下，氧化反应是放热反应，而还原反应是吸热反应。
例如，铁的氧化反应如下：4Fe(s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s) + ΔH四、吸热反应的实例1. 融化反应：融化反应是指物质从固态转变为液态时吸收热量的过程。
高中化学知识点清单
第一章、化学变化及其能量变化（1次课）第一节：氧化还原反应（电子得失、化合价升降——升高被氧化，降低被还原）重点一、化学反应的类型（按反应前后物质分、按得失电子分、按是否有离子参加分）二、氧化反应、还原反应、氧化还原反应（结合华师大P45重要）三、氧化剂、还原剂四、氧化还原反应化学方程式的配平及计算（人教版第二册第一章第四节）第二节、离子反应重点一、电解质、强电解质、弱电解质、非电解质二、离子反应（离子方程式的书写）第三节、化学反应中的能量变化掌握一、化学反应中能量的变化（放热反应、吸热反应）二、燃料的充分燃烧第二章、物质的量（2—3次课）第一节、物质的量重点一、摩尔（mol）、阿伏伽德罗常数（N A）、物质的量（n）二、摩尔质量（M）第二节、气体的摩尔体积重点一、物质体积的影响因素二、气体摩尔体积、三、（华师大）阿伏伽德罗定律及其推导、理想气体的气态方程、道尔顿分压定律四、相关计算第三节、物质的量浓度重点一、物质的量浓度概念（c）二、一定物质的量浓度溶液的配制1、容量瓶规格2、原理3、步骤(华师大)三、相关计算重点1、物质的量浓度概念的计算2、溶质质量分数与物质的量浓度换算（其中质量分数计算——十字交叉法）3、溶液稀释第三章、碱金属（2次课）第一节、钠一、钠的物理性质二、钠的化学性质重点（选择实验推断）1、与非金属反应（O2、S）2、与水反应三、钠在自然界中的存在和主要用途第二节、钠的化合物（本章结合华师大教材）重点（选择实验推断）一、钠的氧化物（华师大）1、氧化钠（华师大）、2、过氧化钠（H2O、CO2的反应）二、碳酸钠和碳酸氢钠第三节、碱金属元素重点一、原子结构和性质1、原子结构（电子层结构、原子半径）（选择填空）2、性质1）、物理性质（规律——密度、熔点、沸点）2）、化学性质（根据原子结构得出推论）（选择实验推断）①、与非金属反应（O2——条件差异）②、与水反应（剧烈程度差异）二、焰色反应重点（选择填空）第四章、卤素（重点常考点2—3次课）第一节、氯气一、性质1、物理性质（颜色）（选择填空）2、化学性质（选择实验推断）1）与金属反应（铁、铜→最高价氯化物）3、与氢气反应（点燃或光照）、与磷反应（华师大——现象、产物）4、与水的反应（次氯酸—褪色、漂白剂—氯气通入湿润有色布条）、5、与碱的反应（次氯酸钠——84消毒液、次氯酸钙——漂粉精）二、实验室制法（浓盐酸+二氧化锰、加热）（选择实验推断）三、氯离子检验（选择填空）第二节、卤族元素一、单质的物理性质（颜色、状态、水+汽油+四氯化碳溶解时的颜色）（选择填空）二、单质的化学性质（半径→对最外层电子吸引力→氧化性强弱）（选择实验推断）1、与氢气反应（条件要求）2、与水反应（反应进行难易程度）3、单质间置换反应（氧化性强弱，谁容易从零价到负价）4、I2检验5、AgX沉淀颜色（AgF除外——可溶）第四节、计算（笔记——差量法）（大题）第五章物质结构元素周期律（重点难点3—4次课）第一节、原子结构原子核的组成（华师大）（选择填空）一、构成原子的基本微粒（质子、中子、电子）相对原子质量二、原子核组成及核素与同位素概念三、核外电子排布（教材）1、原子核外电子运动特征—电子云2、电子排布规律第二节、元素周期律一、物理性质的变化二、金属性和非金属性（选择填空）1、原子半径（结构）→原子核对最外层电子吸引力→得失电子（化合价变化）→金属或非金属性（氧化性、还原性、氧化剂、还原剂）2、金属性和非金属性的判断（选择填空）（1）、金属性判断：与水反应放出氢气最高价氧化物对应水化物碱性（2）、非金属性：水化物酸性、氢化物容易程度、氢化物稳定性（3）、第三周期元素一次详解第三节、元素周期表（选择填空）一、元素周期表的结构1、周期（横行—电子层数相同）：短、长、不完全2、族（纵行—最外层电子书相同）：主（IA）、副（除第VIII族）、零二、元素的性质与元素在周期表中位置的关系1、金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系同一周期中：半径→吸引力→得失电子数（化合价）→金属性非金属性同一族中：半径→吸引力→得失电子数（化合价）→金属性非金属性2、化合价与元素在周期表中位置的关系主族元素最高正价=族序数非金属元素最高正价：失去或偏移的最外层电子数非金属元素负化合价：8—最外层电子数金属元素化合价（0除外）：只有正价第四节、化学键（选择填空）一、离子键（华师大）1、原理：八电子层稳定结构2、举例（NaCl）：电子层结构形成过程价电子数（最外层电子数）大于1举例（MgBr2）3、特点：无方向性与饱和性（概念）4、离子半径：阳离子（失电子）半径< 相应原子半径阴离子（的电子）半径 > 相应原子半径同种离子，失电子多的半径 < 失电子少的同种离子，的电子多的半径 > 得电子少的但是同周期和同主族的离子半径变化符合周期律。
高中化学的归纳化学反应的能量变化总结
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。
化学反应与电能知识点总结高二
化学反应与电能知识点总结高二化学反应与电能知识点总结化学反应与电能是高中化学中的重要知识点，涉及到能量的转化和反应的性质。
下面将对化学反应与电能的相关概念及其应用进行总结。
一、化学反应的基本概念1. 反应物：参与反应的起始物质。
2. 生成物：反应过程中生成的物质。
3. 化学方程式：反应过程中化学式的表示方式。
4. 反应类型：包括合成反应、分解反应、置换反应等。
5. 反应速率：反应物消耗或生成物生成的速率。
二、能量与化学反应1. 焓变：反应过程中吸热或放热的能量变化。
2. 焓变的计算：可以通过化学方程式中物质的热化学方程式和标准生成焓来计算。
3. 热化学方程式：化学方程式中附带有焓变的表示方式。
三、电能的基本概念1. 电流与电量：电流是单位时间内电荷通过导体截面的多少，电量是电流乘以时间的积分。
2. 电压与电势差：电压是单位电荷所具有的能量，电势差是两点之间的电势能差。
3. 电阻与电阻率：导体阻止电流通过的程度。
4. 欧姆定律：电流与电压成正比，与电阻成反比。
四、化学反应与电能的关系1. 电化学反应：涉及到电能与化学反应的相互转化。
2. 电解：电能转化为化学能的过程。
3. 电池：化学能转化为电能的装置。
4. 电解质：能够在水溶液中产生离子的物质。
五、电池与电源1. 原电池：基于金属离子溶液与金属之间的电化学反应产生电能。
2. 电解质电池：基于氧化还原反应产生电能。
3. 干电池与蓄电池：干电池是一次性使用的电池，蓄电池可以充放电多次使用。
4. 电池的工作原理：通过化学反应将化学能转化为电能。
六、化学反应与电能的应用1. 化学电源：广泛应用于移动通信、家用电器等领域。
2. 蓄能电池：用于储存太阳能、风能等可再生能源。
3. 化学发光：利用化学反应产生的能量在荧光体中产生发光效果。
4. 腐蚀与防护：金属的腐蚀过程涉及到化学反应和电化学反应。
5. 炼钢与电解制铝：工业生产中利用化学反应与电化学反应进行金属的提取和纯化。
高中化学化学反应的能量变化
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。
高中化学键 化学反应与能量知识点总结
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。
高中化学的归纳化学反应中的能量变化
高中化学的归纳化学反应中的能量变化化学反应中的能量变化是化学领域中的重要概念之一。
在研究化学反应时，我们常常需要了解反应中发生的能量变化情况，以此来解释反应的性质和特点。
通过归纳，我们可以将化学反应中的能量变化分为放热反应和吸热反应两种类型。
1. 放热反应放热反应是指在反应过程中释放出能量的反应。
这种反应通常会使周围环境温度升高。
最典型的放热反应是燃烧反应。
例如，当燃料和氧气发生反应时，会产生大量的热能和光能，从而产生火焰。
这是因为在这类反应中，化学键的形成释放出的能量大于化学键的断裂吸收的能量，从而导致反应系统的内能减少，也就是释放出了能量。
2. 吸热反应吸热反应是指在反应过程中吸收外界的能量的反应。
这种反应通常会使周围环境温度降低。
吸热反应的例子非常丰富，包括许多常见的化学反应，如溶解反应和融化反应。
当固体溶解于溶液中时，需要吸收一定的热量才能使固体分子之间的相互作用力弱化，从而使溶质与溶剂分子之间形成新的相互作用力。
这个过程需要吸收热量，因此是一个吸热反应。
3. 化学反应热化学反应热是指在恒压条件下，物质反应时所发生或吸收的热量变化。
根据热力学第一定律，化学反应过程中吸收的热量等于该反应所做的功与反应物之间的热量变化之和。
热量变化可以用ΔH来表示，其中H代表焓（能）。
化学反应热可以通过实验测量得到。
常见的测量方法有常压量热法和恒温恒压热容量法。
常压量热法通过将反应物加入绝热容器中，测量反应前后容器的温度变化，然后根据温度变化计算出反应的热量变化。
恒温恒压热容量法则利用恒温恒压条件下，测量反应溶液温度的变化，从而计算出反应的热量变化。
归纳化学反应中的能量变化对于理解化学反应的本质、探索反应机理以及设计实际应用中的反应过程至关重要。
通过对放热反应和吸热反应的分析，我们可以了解反应物与产物之间的能量转化关系，进而预测反应的趋势和方向。
此外，研究化学反应热还有助于优化化学反应条件，提高反应效率，节约能源。
高中化学化学反应原理重要知识总结
化学反应原理知识点整理第一章化学反应与能量第一单元化学反应中的热效应一、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ΔH的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应1.符号：△H2.单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热吃化学键形成——放热放吃和放的问题放出热量的化学反应; 放热>吸热△H 为“-”或△H <0 放出的比吃的多,人就瘦了吸收热量的化学反应;吸热>放热△H 为“+”或△H >0 吃的比放出的多,人就胖了☆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BaOH2·8H2O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:①热化学方程式必须标出能量变化;②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态g,l,s分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用aq表示③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强;④热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数⑤各物质系数加倍,△H加倍；反应逆向进行,△H改变符号,数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃,101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量;燃烧热的单位用kJ/mol表①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧,产物是稳定的氧化物;③燃烧物的物质的量：1 mol④研究内容：放出的热量;ΔH<0,单位kJ/mol四、中和热1．概念：在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O,这时的反应热叫中和热;2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应,其热化学方程式为：H+aq +OH-aq =H2Ol ΔH=－mol3．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 kJ/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;第二单元化学能与电能的转化原电池：1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池_______2、组成条件：①两个活泼性不同的电极②电解质溶液③电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路3、电子流向：外电路：负极——导线——正极内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液,盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液;4、电极反应：以锌铜原电池为例：负极：氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋较活泼金属正极：还原反应：2H＋＋2e＝H2↑较不活泼金属总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑5、正、负极的判断：1从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极,非金属为正极;2从电子的流动方向负极流入正极3从电流方向正极流入负极4根据电解质溶液内离子的移动方向阳离子流向正极,阴离子流向负极5根据实验现象①__溶解的一极为负极__②增重或有气泡一极为正极第二节化学电池1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置3、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池一、一次电池1、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等二、二次电池1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生,可以多次重复使用,又叫充电电池或蓄电池;2、电极反应：铅蓄电池放电：负极铅：Pb＋SO42-－2e＝PbSO4↓正极氧化铅：PbO2＋4H+＋SO42-＋2e＝PbSO4↓＋2H2O充电：阴极：PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋SO42-阳极：PbSO4＋2e＝Pb＋SO42-2PbSO4↓＋2H2O两式可以写成一个可逆反应：PbO2＋Pb＋2H2SO43、目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池三、燃料电池1、燃料电池：是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池2、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同,可根据燃烧反应写出总的电池反应,但不注明反应的条件;,负极发生氧化反应,正极发生还原反应,不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应;以氢氧燃料电池为例,铂为正、负极,介质分为酸性、碱性和中性;当电解质溶液呈酸性时：负极：2H2－4e=4H+ 正极：Ｏ2＋4 e4H+ =2H2O当电解质溶液呈碱性时：负极：2H2＋4OH－4e＝4H2O正极：Ｏ2＋2H2O＋4 e＝4OH另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极,又在两极上分别通甲烷燃料和氧气氧化剂;电极反应式为：负极：CH4＋10OH－－8e ＝＋7H2O；正极：4H2O＋2O2＋8e ＝8OH;电池总反应式为：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低四、废弃电池的处理：回收利用第三节电解池一、电解原理1、电解池：把电能转化为化学能的装置也叫电解槽2、电解：电流外加直流电通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应被动的不是自发的的过程3、放电：当离子到达电极时,失去或获得电子,发生氧化还原反应的过程4、电子流向：电源负极—电解池阴极—离子定向运动电解质溶液—电解池阳极—电源正极5、电极名称及反应：阳极：与直流电源的,阴极：与直流电源的,6、电解CuCl2溶液的电极反应：阳极：2Cl- -2e-=Cl2氧化阴极：Cu2++2e-=Cu还原总反应式：CuCl2 =Cu+Cl2↑7、电解本质：电解质溶液的导电过程,就是电解质溶液的电解过程☆规律总结：电解反应离子方程式书写：放电顺序：阳离子放电顺序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+指酸电离的>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+阴离子的放电顺序是惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-等含氧酸根离子>F-SO32-/MnO4->OH-是活性电极时：电极本身溶解放电注意先要看电极材料,是惰性电极还是活性电极,若阳极材料为活性电极Fe、Cu等金属,则阳极反应为电极材料失去电子,变成离子进入溶液；若为惰性材料,则根据阴阳离子的放电顺序,依据阳氧阴还的规律来书写电极反应上述四种类型电解质分类：1电解水型：含氧酸,强碱,活泼金属含氧酸盐2电解电解质型：无氧酸,不活泼金属的无氧酸盐氟化物除外3放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐4放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐二、电解原理的应用1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气1、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法2、电极、电解质溶液的选择：阳极：镀层金属,失去电子,成为离子进入溶液M— ne — == M n+阴极：待镀金属镀件：溶液中的金属离子得到电子,成为金属原子,附着在金属表面M n+ + ne — == M电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液镀铜反应原理阳极纯铜：Cu-2e-=Cu2+,阴极镀件：Cu2++2e-=Cu,电解液：可溶性铜盐溶液,如CuSO4溶液3、电镀应用之一：铜的精炼阳极：粗铜；阴极：纯铜;电解质溶液：硫酸铜3、电冶金1、电冶金：使矿石中的金属阳离子获得电子,从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属,如钠、镁、钙、铝2、电解氯化钠：通电前,氯化钠高温下熔融：NaCl == Na + + Cl—通直流电后：阳极：2Na+ + 2e— == 2Na阴极：2Cl—— 2e—== Cl2↑☆规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律1若无外接电源,又具备组成原电池的三个条件;①有活泼性不同的两个电极；②两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应有时是与水电离产生的H+作用,只要同时具备这三个条件即为原电池;2若有外接电源,两极插入电解质溶液中,则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属,阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时,则为电镀池;3若多个单池相互串联,又有外接电源时,则与电源相连接的装置为电解池成电镀池;若无外接电源时,先选较活泼金属电极为原电池的负极电子输出极,有关装置为原电池,其余为电镀池或电解池;☆原电池,电解池,电镀池的比较☆☆原电池与电解池的极的得失电子联系图：阳极失e- 正极得e-负极失e-阴极得第四节金属的电化学腐蚀和防护一、金属的电化学腐蚀1金属腐蚀内容：2金属腐蚀的本质：都是金属原子失去电子而被氧化的过程3金属腐蚀的分类：化学腐蚀—金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀电化学腐蚀—不纯的金属跟电解质溶液接触时,会发生原电池反应;比较活泼的金属失去电子而被氧化,这种腐蚀叫做电化学腐蚀;化学腐蚀与电化腐蚀的比较电化腐蚀化学腐蚀条件不纯金属或合金与电解质溶液接触金属与非电解质直接接触现象有微弱的电流产生无电流产生本质较活泼的金属被氧化的过程金属被氧化的过程关系化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生,但电化腐蚀更加普遍,危害更严重4、电化学腐蚀的分类：析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出①条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等气体②电极反应：负极: Fe – 2e- = Fe2+正极: 2H+ + 2e- = H2 ↑总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气①条件：中性或弱酸性溶液②电极反应：负极: 2Fe – 4e- = 2Fe2+正极: O2+4e- +2H2O = 4OH-总式：2Fe + O2 +2H2O =2 FeOH2离子方程式：Fe2+ + 2OH- = FeOH2生成的FeOH2被空气中的O2氧化,生成FeOH3 , FeOH2 + O2 + 2H2O == 4FeOH3FeOH3脱去一部分水就生成Fe2O3·x H2O铁锈主要成分规律总结：金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中,金属腐蚀的快慢规律如下：电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施的腐蚀防腐措施由好到坏的顺序如下：外接电源的阴极保护法＞牺牲负极的正极保护法＞有一般防腐条件的腐蚀＞无防腐条件的腐蚀二、金属的电化学防护1、利用原电池原理进行金属的电化学防护1、牺牲阳极的阴极保护法原理：原电池反应中,负极被腐蚀,正极不变化应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块,腐蚀锌块保护钢铁设备负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护2、外加电流的阴极保护法原理：通电,使钢铁设备上积累大量电子,使金属原电池反应产生的电流不能输送,从而防止金属被腐蚀应用：把被保护的钢铁设备作为阴极,惰性电极作为辅助阳极,均存在于电解质溶液中,接上外加直流电源;通电后电子大量在钢铁设备上积累,抑制了钢铁失去电子的反应;2、改变金属结构：把金属制成防腐的合金3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、等;第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率1. 化学反应速率v⑴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化⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示⑶计算公式：v=Δc/Δtv：平均速率,Δc：浓度变化,Δt：时间单位：mol/L·s⑷影响因素：①决定因素内因：反应物的性质决定因素②条件因素外因：反应所处的条件2.※注意：1、参加反应的物质为固体和液体,由于压强的变化对浓度几乎无影响,可以认为反应速率不变;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→反应速率减慢二、化学平衡一1.定义：化学平衡状态：一定条件下,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改变,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、化学平衡的特征逆研究前提是可逆反应等同一物质的正逆反应速率相等动动态平衡定各物质的浓度与质量分数恒定变条件改变,平衡发生变化3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据例举反应mAg+nBg pCg+qDg混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡③各气体的体积或体积分数一定平衡④总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA,即V正=V逆平衡②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC,则V正=V逆平衡③VA:VB:VC:VD=m:n:p:q,V正不一定等于V逆不一定平衡二影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响1影响规律：在其他条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减少生成物的浓度,都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度,都可以使平衡向逆方向移动2增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平衡_不移动_3在溶液中进行的反应,如果稀释溶液,反应物浓度__减小__,生成物浓度也_减小_, V正_减小__,V逆也_减小__,但是减小的程度不同,总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动;2、温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下,温度升高会使化学平衡向着__吸热反应__方向移动,温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动;3、压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时,增大压强,会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强,会使平衡向着___体积增大__方向移动;注意：1改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动2气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的,所以平衡__不移动___;但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_;5.勒夏特列原理平衡移动原理：如果改变影响平衡的条件之一如温度,压强,浓度,平衡向着能够减弱这种改变的方向移动;三、化学平衡常数一定义：在一定温度下,当一个反应达到化学平衡时,___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数____比值; 符号：__K__二使用化学平衡常数K应注意的问题：1、表达式中各物质的浓度是__变化的浓度___,不是起始浓度也不是物质的量;2、K只与__温度T___有关,与反应物或生成物的浓度无关;3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时,由于其浓度是固定不变的,可以看做是“1”而不代入公式;4、稀溶液中进行的反应,如有水参加,水的浓度不必写在平衡关系式中;三化学平衡常数K的应用:1、化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度__的标志;K值越大,说明平衡时_生成物___的浓度越大,它的___正向反应__进行的程度越大,即该反应进行得越__完全___,反应物转化率越_高___;反之,则相反; 一般地,K>_105__时,该反应就进行得基本完全了;2、可以利用K值做标准,判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡;Q：浓度积Q_〈__K:反应向正反应方向进行;Q__=_K:反应处于平衡状态;Q_〉__K:反应向逆反应方向进行3、利用K值可判断反应的热效应若温度升高,K值增大,则正反应为__吸热___反应若温度升高,K 值减小,则正反应为__放热___反应 四、等效平衡1、概念：在一定条件下定温、定容或定温、定压,只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后,任何相同组分的百分含量均相同,这样的化学平衡互称为等效平衡;2、分类1定温,定容条件下的等效平衡第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同;第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效; 2定温,定压的等效平衡只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡; 五、化学反应进行的方向 1、反应熵变与反应方向：1熵:物质的一个状态函数,用来描述体系的混乱度,符号为S. 单位：Jmol -1K -12体系趋向于有序转变为无序,导致体系的熵增加,这叫做熵增加原理,也是反应方向判断的依据;. 3同一物质,在气态时熵值最大,液态时次之,固态时最小;即Sg 〉Sl 〉Ss 2、反应方向判断依据在温度、压强一定的条件下,化学反应的判读依据为： ΔH-T ΔS 〈0 反应能自发进行 ΔH-T ΔS=0 反应达到平衡状态 ΔH-T ΔS 〉0 反应不能自发进行注意：1ΔH 为负,ΔS 为正时,任何温度反应都能自发进行 2ΔH 为正,ΔS 为负时,任何温度反应都不能自发进行第三章 水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 ; 非电解质 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 ; 强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 ;弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 ; 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物如BaSO 4不溶于水,但溶于水的BaSO 4全部电离,故BaSO 4为强电解质——电解质的强弱与导电性、溶解性无关;3、电离平衡：在一定的条件下,当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时,电离过程就达到了 平衡状态 ,这叫电离平衡;4、影响电离平衡的因素：A 、温度：电离一般吸热,升温有利于电离;B 、浓度：浓度越大,电离程度 越小 ；溶液稀释时,电离平衡向着电离的方向移动;C 、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质,会 减弱 电离;D 、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时,有利于电离;9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写第一步为主 10、电离常数：在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积,跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数;叫做电离平衡常数,一般用Ka 表示酸,Kb 表示碱;表示方法：AB A ++B - Ki= A + B -/AB11、影响因素：a 、电离常数的大小主要由物质的本性决定;b 、电离常数受温度变化影响,不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大;物质 单质 化合物电解质非电解质： 非金属氧化物,大部分有机物 ;如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2…… 强电解质： 强酸,强碱,大多数盐 ;如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质： 弱酸,弱碱,极少数盐,水 ;如HClO 、NH 3·H 2O 、CuOH 2、H 2O ……混和物纯净物C、同一温度下,不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强;如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W = cH+·cOH-25℃时, H+=OH- =10-7 mol/L ; K W = H+·OH- = 110-14注意：K W只与温度有关,温度一定,则K W值一定K W不仅适用于纯水,适用于任何溶液酸、碱、盐2、水电离特点：1可逆2吸热3极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离K W〈110-14②温度：促进水的电离水的电离是吸热的③易水解的盐：促进水的电离K W〉110-144、溶液的酸碱性和pH：1pH=-lgcH+2pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞;变色范围：甲基橙~橙色石蕊~紫色酚酞~浅红色pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可;注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：先求H+混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积,再求其它H+混=H+1V1+H+2V2/V1+V22、强碱与强碱的混合：先求OH-混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积,再求其它OH-混＝OH-1V1+OH-2V2/V1+V2注意:不能直接计算H+混3、强酸与强碱的混合：先据H++ OH-==H2O计算余下的H+或OH-,①H+有余,则用余下的H+数除以溶液总体积求H+混；OH-有余,则用余下的OH-数除以溶液总体积求OH-混,再求其它四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时,pH稀= pH原+ n 但始终不能大于或等于72、弱酸溶液：稀释10n倍时,pH稀〈pH原+n 但始终不能大于或等于73、强碱溶液：稀释10n倍时,pH稀= pH原－n 但始终不能小于或等于74、弱碱溶液：稀释10n倍时,pH稀〉pH原－n 但始终不能小于或等于75、不论任何溶液,稀释时pH均是向7靠近即向中性靠近；任何溶液无限稀释后pH均接近76、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢,强酸、强碱变化得快;五、强酸pH1强碱pH2混和计算规律1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+2、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：114-pH1+pH2〕pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等;2、中和滴定的操作过程：1仪②滴定管的刻度,O刻度在上,往下刻度标数越来越大,全部容积大于它的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度;滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸或碱,也不得中途向滴定管中添加;②滴定管可以读到小数点后一位;2药品：标准液；待测液；指示剂;3准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面;洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗或待测液洗→装溶液→排气泡→调液面→记数据V始4试验过程3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；V——酸或碱溶液的体积;当用酸去滴定碱确定碱的浓度时,则：c碱=Vn Vc n⋅⋅⋅上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,因为在滴定过程中c酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现的却是V酸的增大,导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的,当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的减少,即V酸减小,则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此;综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时,c碱的误差与V 酸的变化成正比,即当V酸的实测值大于理论值时,c碱偏高,反之偏低;同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然;七、盐类的水解只有可溶于水的盐才水解1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应;2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离,是平衡向右移动,促进水的电离;3、盐类水解规律：①有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解；谁强显谁性,两弱都水解,同强显中性;②多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强; 如:Na2CO3＞NaHCO34、盐类水解的特点：1可逆与中和反应互逆2程度小3吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大水解吸热,越热越水解②浓度：浓度越小,水解程度越大越稀越水解③酸碱：促进或抑制盐的水解H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4-显酸性②电离程度＞水解程度,显酸性如: HSO3-、H2PO4-③水解程度＞电离程度,显碱性如：HCO3-、HS-、HPO42-7、双水解反应：1构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应;双水解反应相互促进,水解程度较大,有的甚至水解完全;使得平衡向右移;2常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-HCO3-、S2-HS-、SO32-HSO3-；S2-与NH4+；CO32-HCO3-与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体;双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡,如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2AlOH3↓+ 3H2S↑。
高中化学知识点总结化学反应的热力学与反应的能量变化
高中化学知识点总结化学反应的热力学与反应的能量变化高中化学知识点总结：化学反应的热力学与反应的能量变化导言：化学反应是物质发生变化的过程，而这个过程伴随着能量的变化。
热力学是研究能量转化和传递的学科，在化学反应中，热力学可以用来描述反应的能量变化。
本文将总结高中化学中涉及到热力学和反应能量变化的重要知识点。
一、热力学基础概念1. 系统和环境：在热力学中，研究的对象称为系统，系统周围的一切称为环境。
系统和环境之间可以通过能量、质量和物质进行交换。
2. 热力学第一定律：热力学第一定律又称能量守恒定律，它表明能量在系统和环境之间可以相互转化，但总能量守恒不变。
3. 热力学第二定律：热力学第二定律描述了自然界中能量转化的方向性，它表明自发发生的过程总是朝着能量逐渐耗散、混乱增加的方向进行。
二、化学反应热力学参数1. 反应焓变：化学反应中，物质的焓发生变化，称为反应焓变。
反应焓变可以通过实验测量得到，通常以ΔH表示。
2. 反应焓变的分类：- 生成焓变（ΔHf）：在标准状态下，生成1mol物质所释放或吸收的焓变。
- 反应焓变（ΔHr）：反应物与生成物在化学反应过程中所释放或吸收的焓变。
- 燃烧焓变（ΔHc）：1mol物质在完全燃烧时所释放的焓变。
3. 热化学方程式：热化学方程式描述了化学反应过程中的热力学信息，反应焓变可以从热化学方程式中推导得到。
三、能量变化与反应热力学条件1. 系统的能量变化：化学反应可以引起系统能量的变化，根据系统能量的变化情况，反应可以分为吸热反应和放热反应。
2. 吸热反应和放热反应：- 吸热反应：当反应过程中系统从环境吸收能量，即ΔH为正值时，称为吸热反应。
- 放热反应：当反应过程中系统向环境释放能量，即ΔH为负值时，称为放热反应。
3. 热力学条件与反应性质：根据反应焓变的正负值，可以判断反应过程的放热性质和吸热性质，进而预测反应是否会进行。
四、热力学计算与应用1. 定义标准状态：标准状态是指在特定条件下，纯物质的一种特定状态。
高中化学化学反应与能量知识点归纳总结
高中化学化学反应与能量知识点归纳总结化学反应是物质转化过程中发生的一系列化学变化，而能量是推动化学反应进行的重要因素之一。
了解化学反应与能量之间的关系对于学习化学非常重要。
本文将对高中化学中与化学反应和能量相关的知识点进行归纳总结。
一、化学反应的能量变化在化学反应中，反应物发生变化并转化成产物，伴随着能量的变化。
能量的变化主要包括反应热、吸热和放热等。
1. 反应热（ΔH）反应热是指在恒定压力下，化学反应中所吸收或释放的能量。
如果反应过程中吸热，即吸收能量，则反应热为正数；而如果反应过程中放热，即释放能量，则反应热为负数。
2. 反应焓变（ΔH）反应焓变也是指化学反应中的能量变化，包括吸热过程和放热过程。
反应焓变可通过实验测量或通过热力学计算得到。
根据热力学第一定律，反应焓变等于反应物与产物之间焓的差值（ΔH=H(产物) - H(反应物)）。
二、能量与化学反应速率的关系化学反应速率决定着反应进行的快慢。
能量与化学反应速率有密切的关系。
1. 活化能（Ea）活化能是指反应物形成转化为产物所需要克服的最小能量。
反应物中的分子在碰撞时必须具备一定能量，才能克服活化能的阻力，使化学反应发生。
2. 反应速率与温度的关系根据化学动力学理论，反应速率与温度呈正相关关系。
随着温度的升高，分子的平均动能增加，分子间的碰撞频率和能量也增加，从而增加了反应发生的可能性，使反应速率加快。
三、能量与化学平衡的关系化学反应在达到化学平衡后，反应物与产物之间的物质浓度保持不变，反应速率相互平衡。
能量与化学平衡之间存在一定的关系。
1. 平衡常数与反应热的关系在化学平衡状态下，正向反应与逆向反应之间的反应速率相等。
根据吉布斯自由能变化（ΔG）和反应热（ΔH）的关系，当ΔG<0时，反应为放热反应；当ΔG>0时，反应为吸热反应。
2. 化学平衡与温度的关系根据利奥特里兹原理，当提高系统温度时，平衡系统会偏向于吸热方向，以吸收多余的热量；当降低系统温度时，平衡系统会偏向于放热方向，以释放多余的热量。
高中化学知识点规律总结——《化学反应及其能量变化》
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。
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。
高一化学化学变化与能量变化的关系
高一化学化学变化与能量变化的关系在化学领域中，化学变化与能量变化有着密切的关系。
化学反应中涉及到的物质的组成、结构以及化学键的形成和断裂都会引起能量的变化。
本文将探讨化学变化与能量变化之间的关系，包括反应热、焓变、动力学等方面。
一、化学反应的能量变化化学反应过程中，原子或分子之间的化学键重新组合，导致物质的组成和结构发生改变，从而引起能量的变化。
化学反应释放或吸收的能量可以分为两种情况：1. 放热反应：在放热反应中，反应物的能量高于产物的能量，因此反应过程中会释放热量。
例如，燃烧和酸碱中和反应都是放热反应。
在这些反应中，反应物中的化学键断裂，新的化学键形成，并释放出能量。
2. 吸热反应：在吸热反应中，反应物的能量低于产物的能量，因此反应过程中会吸收热量。
例如，溶解氨气到水中和植物光合作用都是吸热反应。
在这些反应中，反应物中的化学键断裂，新的化学键形成，并吸收外界的能量。
二、焓变与能量变化焓变是描述化学反应中能量变化的重要概念。
焓变（ΔH）是指在恒压条件下，反应物转化为产物所发生的能量变化。
焓变可以分为三种情况：1. 反应焓变为正（ΔH > 0）：这表示反应物转化为产物时吸热，即反应过程中吸收了能量。
2. 反应焓变为负（ΔH < 0）：这表示反应物转化为产物时放热，即反应过程中释放了能量。
3. 反应焓变为零（ΔH = 0）：这表示反应物转化为产物时，能量没有发生变化，即反应过程中没有吸热或放热。
焓变的计算可以通过实验测量或使用化学方程式和热化学数据进行估算。
热化学数据可以用来计算反应的焓变，包括标准焓变、标准生成焓和反应热。
三、化学动力学与能量变化化学动力学研究反应速率与反应物浓度、温度以及反应物间的碰撞频率和能量等因素之间的关系。
化学反应速率与反应的能量变化密切相关。
1. 活化能：化学反应中，反应物必须克服一定的能垒才能转变为产物。
这个能量差称为活化能（Ea）。
只有当反应物的能量高于活化能时，反应才能进行。
高中化学必修二化学键化学反应与能量知识点总结
高中化学必修二化学键化学反应与能量知识点总结Coca-cola standardization office【ZZ5AB-ZZSYT-ZZ2C-ZZ682T-ZZT18】必修二一、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。
①极性键：在化合物分子中，不同种原子形成的共价键，由于两个原子吸引电子的能力不同，共用电子对必然偏向吸引电子能力较强的原子一方，因而吸引电子能力较弱的原子一方相对的显正电性。
这样的共价键叫做，简称极性键。
举例：HCl分子中的H-Cl键属于极性键。
②非极性键：由同种元素的原子间形成的共价键，叫做非极性共价键。
同种原子吸引的能力相等，成键电子对匀称地分布在两核之间，不偏向任何一个原子，成键的原子都不显电性。
非极性键可存在于中（如H2中H—H键、O2中O=O键、N2中N≡N键），也可以存在于化合物分子中（如C2H2中的C—C 键）。
以非极性键结合形成的分子都是。
存在于非极性分子中的键并非都是非极性键，如果一个多原子分子在空间结构上的正电荷几何中心和几何中心重合，那么即使它由极性键组成，那么它也是非极性分子。
由非极性键结合形成的晶体可以是原子晶体，也可以是混合型晶体或。
例如，碳单质有三类同素异形体：依靠C—C非极性键可以形成正四面体骨架型金刚石（原子晶体）、层型（混合型晶体），也可以形成球型碳分子富勒烯C60（分子晶体）。
举例：Cl2分子中的Cl-Cl键属于非极性键Ⅲ金属键：化学键的一种，主要在金属中存在。
由自由电子及排列成晶格状的金属离子之间的吸引力组合而成。
由于电子的自由运动，金属键没有固定的方向，因而是。
金属键有金属的很多特性。
例如一般金属的、沸点随金属键的强度而升高。
其强弱通常与金属离子半径成逆相关，与金属内部成正相关。
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。
高中化学的归纳化学反应的能量变化与热力学计算
高中化学的归纳化学反应的能量变化与热力学计算化学反应中的能量变化是热力学中的重要概念之一，它包括反应的吸热和放热过程。
本文将介绍高中化学中归纳的化学反应的能量变化以及如何进行热力学计算。
一、能量变化类型的归纳化学反应的能量变化包括吸热反应和放热反应两种类型。
1. 吸热反应吸热反应是指在反应过程中吸收热量的反应。
此类反应吸收的热量往往用正值表示。
例如，将氢气和氧气反应生成水时，需要吸收能量使反应进行，因此这是一个吸热反应。
2. 放热反应放热反应是指在反应过程中释放热量的反应。
此类反应释放的热量往往用负值表示。
例如，燃烧反应是一种放热反应，它会释放出大量的热能。
二、热力学计算方法在化学反应中，可以通过热力学计算方法来确定反应的能量变化。
1. 反应焓变反应焓变是指在压力恒定的条件下，反应物到产物之间焓的差值。
反应焓变用ΔH表示，其单位为焦耳（J）或千焦（kJ）。
若ΔH为正值，则为吸热反应；若ΔH为负值，则为放热反应。
2. 反应热量计算反应热量的计算可以通过化学方程式和反应焓变的关系来实现。
根据热力学原理，当进行化学反应时，反应前后的能量差等于反应焓变。
例如，对于以下化学方程式：A + B → C，若已知反应焓变ΔH为-100 kJ/mol，反应物A、B的摩尔数量分别为nA和nB，产物C的摩尔数量为nC，那么反应的热量计算可以通过以下公式获得：Q = ΔH × (nA + nB - nC)其中，Q为反应的热量（J或kJ）。
三、应用示例下面举个例子来说明热力学计算的具体应用。
将1 mol的氢气与0.5 mol的氧气反应生成水，已知反应焓变ΔH为-286 kJ/mol。
根据上述公式，可以计算出该反应释放的热量：Q = -286 × (1 + 0.5 - 1) = -143 kJ因为ΔH为负值，所以该反应为放热反应，且总共释放出143 kJ的热量。
需要注意的是，在进行热力学计算时，需要根据化学方程式中的摩尔比例关系来确定反应物和产物的摩尔数量，然后根据反应焓变的数值进行计算。
高中化学化学反应知识点归纳总结
高中化学化学反应知识点归纳总结化学反应是化学领域中最基本的概念之一，它是指物质之间发生的转变和变化过程。
在高中化学课程中，学生需要掌握各种不同类型的化学反应以及相关的知识点。
本文将对高中化学化学反应的知识点进行归纳总结。
一、化学反应的基本概念化学反应是指在化学变化中，原子的组合方式发生改变，从而使原物质转化为新物质的过程。
化学反应可以通过实验观察物质的性质变化或研究反应过程中发生的能量变化来确定。
二、化学反应的类型分类1. 合成反应：也称为化合反应，是指两个或更多物质合成为一个新物质的反应。
例如，氢气与氧气反应生成水。
2. 分解反应：是指一个物质在反应中分解成两个或更多新物质的反应。
例如，烧烤氢氧化钠时，会发生分解反应，生成氢气和氧气。
3. 取代反应：是指在化学反应中，一个原子或官能团被另一个原子或官能团取代的反应。
例如，氯气与溴化铜反应生成氯化铜和溴气。
4. 氧化还原反应：也称为红ox反应或电子转移反应，是指物质的氧化态和还原态发生变化的反应。
该反应涉及到电子的转移。
例如，铁和氧气反应生成二氧化铁。
5. 酸碱中和反应：是指酸和碱在反应中互相中和生成盐和水的反应。
例如，硫酸和氢氧化钠反应生成硫酸钠和水。
三、化学反应速率化学反应速率是指化学反应中物质转化的快慢程度。
它可以通过测量反应物的消耗或生成物的生成来确定。
影响化学反应速率的因素包括反应物浓度、温度、表面积、催化剂等。
四、化学平衡化学平衡是指在化学反应中反应物和生成物的浓度达到一定比例时，反应物的生成和消耗速率达到动态平衡的状态。
化学平衡可以通过Le Chatelier原理来解释和改变。
平衡常数可以用来描述平衡体系的稳定性。
五、能量在化学反应中的作用在化学反应中，能量可以被吸收或释放。
吸热反应是指在化学反应中吸收能量的反应，而放热反应则是指在化学反应中释放能量的反应。
反应焓可以用来测量吸热或放热的大小。
六、化学反应方程式化学反应方程式是化学反应的简化表示，它用化学式和符号表示化学反应中参与的物质和其摩尔比例。
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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。
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－等．－、A1O2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．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NH 3是非电解质．氨水能导电是因为NH 3与H 2O 反应生成了能电离出NH 4＋和OH －的NH 3·H 2O 的缘故，所以NH 3·H 2O 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．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 －＝H 2O 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：Ba 2＋+ SO 42－＝BaSO 4↓(2)生成难电离的物质(水、弱酸、弱碱)．如H ＋+ OH －＝H 2O(3)生成气体．如：CO 32－+ 2H ＋＝CO 2↑+ H 2O 3．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[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：H 2(g) + 1/2O 2(g)＝H 2O(g) △H ＝－241.8kJ ·mol —1H 2(g) + 1/2O 2(g)＝H 2O(l) △H ＝－285.8kJ ·mol —1比较上述两个反应可知，由H 2与O 2反应生成1 mol H 2O(l)比生成1 mol H 2O(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： H 2(g) + 1/2O 2(g)＝H 2O(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：2H 2(g) + O 2(g)＝2H 2O(g) △H l ＝－483.6 kJ ·mol —1H 2(g) + 1/2O 2(g)＝H 2O(g) △H 2＝－241.8kJ ·mol —1显然，△H l ＝2△H 2．*[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．请勿用于商业用途。