化学反应与能量知识点小结
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。
化学反应与能量必背规律知识点
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。
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。
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。
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。
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
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）
选修4《化学反应原理》第1页（共8页） 第2页 （共8页）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。
化学反应与能量的变化知识点
化学反应与能量的变化知识点化学反应是指化学物质之间发生的各种变化，包括原子、离子、分子产生变化等等。
而这些变化所伴随的能量的变化是化学反应中不可忽视的一部分。
下面我们来具体了解一下化学反应与能量的变化知识点。
1. 化学反应中的能量变化类型在化学反应中，能量的变化主要有两类：吸热反应和放热反应。
（1）吸热反应指反应物在反应过程中吸收了一定的热能，使得反应温度升高，即温度增加。
这种反应又称为热化学反应。
例如，硝酸和钠水合物的反应：2NaNO3 · 3H2O + 2Na → 4NaOH +2NO↑ + O2↑ + 3H2O在此反应中，硝酸和钠水合物反应需要吸收大量的热量，因而此反应为吸热反应。
（2）放热反应放热反应指是在反应过程中释放出一定的热能，使得反应温度降低，即温度减少。
这种反应又称为热力学反应。
例如，火柴燃烧的反应式为：C10H14N2O + 8O2 → 10CO2 + 7H2O + N2在此反应中，燃烧所产生的热能远大于反应物吸收的热量，即该反应为放热反应。
2. 化学反应中能量的守恒定律化学反应中，能量的守恒定律是指能量在反应物之间的转化、转移时，始终保持不变。
简单来说，就是反应前的能量总量等于反应后的能量总量。
这也就是说，化学反应中吸收或放出的能量之和，等于化学反应前反应物的能量之和。
3. 化学反应的热效应能量转化与化学反应的关系成为热效应。
热效应是指化学反应过程中所伴随的热能变化，包括吸热反应和放热反应。
热效应通常用焓（enthalpy）的变化ΔH表示。
焓是热力学中的一种物理量，它和热量是密切相关的。
（1）焓的定义焓是指一个物质在常压下的总能量，包括其内部能量和外部力的作用。
简单来说，焓是一个物质在恒定压力下的热力学函数。
（2）热效应的测定化学反应的热效应可以通过测定总热量的变化值，来确定其吸热或放热量的大小。
热效应的测定具体分为两种方式：热量测定法和物理方法。
热量测定法是指测定反应容器内的物质在反应过程中吸收或放出的热量，从而计算出反应过程中的热效应；物理方法是指利用物理性质的变化（如电势、重量等）来确定化学反应的热效应。
最新高一-化学反应与能量--知识点总结
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、放热反应和吸热反应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。
化学反应与能量知识点总结
注意：足够的空气不是越多越好，而是通入量要适当，否则 过量的空气会带走部分热量，造成浪费。扩大燃料与空气的接触 面，工业上常采用固体燃料粉碎或液体燃料以雾状喷出的方法， 从而提高燃料燃烧的效率。
（4）我国目前的能源利用状况 目前主要能源是化石燃料，它们蕴藏有限且不能再生， 终将枯竭，且从开采、 运输、 加工到终端的利用效率
和热内。
二、燃烧热
（1）概念：25℃，101kPa时，1mol纯物质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，单位为kJ·mol-1。如果是1g物质完全
燃烧的反应热，就叫做该物质的热值。
（2）对燃烧热的理解 ①燃烧热是反应热的一种，并且燃烧反应一定是放热反应，其ΔΗ为“-” 或 ΔΗ<0。 ②25℃，101kPa时，可燃物完全燃烧时，必须生成稳定的化合物。如 果该物质在燃烧时能生成多种燃烧产物，则应该生成不能再燃烧的物质。 如C完全燃烧应生成CO2（g），而生成 CO（g）属于不完全燃烧，所以 C的燃烧热应该是生成CO2时的热效应。 （3）表示燃烧热的热化学方程式书写 燃烧热是以员1mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书 写表示燃烧热的热化学方程式时，应以燃烧1mol物质为标准，来配平 其余物质的化学计量数，故在其热化学方程
（2）计算方法
列出方程或方程组计算求解。
明确解题模式：审题→分析→求解。
②有关热化学方程式及有关单位书写正确。
③计算准确。
（3）进行反应热计算的注意事项： ①反应热数值与各物质的化学计量数成正比，因此热 化学方程式中各物质的化学计量数改变时，其反应热 数值需同时做相同倍数的改变。
②热化学方程式中的反应热，是指反应按所给形 式完全进行时的反应热。
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。
化学反应原理知识点总结
高二化学教学资料（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(ΔH)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/mol3.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: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表示。
,※注意以下几点：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 mol ④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) =H2O(l) ΔH=－mol\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mol。
高一化学第六章化学反应与能量知识点和题总结
第六章考点一：常见的放热反应和吸热反应：放热反应： 吸热反应：①所有燃烧 ①铵盐与强碱反应②中和反应 ②C 与H 2O 、CO 2的反应 ③活泼金属与酸、水反应 ③大多数分解反应④大多数化合反应 ④H 2、CO 、C 与金属氧化物的反应 ⑤缓慢氧化考点二：化学反应过程热量变化（1）微观角度（键能）：放热反应：吸收的能量E1<释放的能量E2 吸热反应：吸收的能量E1>释放的能量E2 （2）宏观角度（能量）：放热反应：反应物总能量＞生成物总能量 吸热反应：反应物总能量＜生成物总能量 注意：①化学反应中的能量变化不取决于部分反应物和部分生成物能量的相对大小。
②一个反应是放热还是吸热与是否需要加热无关总反应： Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2↑e - 反应物总能量生成物总能量 能量 反应进程 吸收能量 能量释放能量反应进程反应物总能量生成物总能量吸收能量释放能量稀硫酸负极：Zn 正极：Cu 现象：不断溶解 反应：氧化反应 电极方程式：Zn －2e - = Zn 2+ 现象: 有气泡产生 反应：还原反应 电极方程式：2H + + 2e - = H 2↑外电路：电子由负极经导线流向正极内电路：阳离子→正极；阴离子→负极2.形成原电池的条件（两极一液一回路）:①两个活泼性不同的电极（金属与金属或金属与碳棒）②电解质溶液③形成闭合回路,自发进行的氧化还原反应3.氢氧燃料电池:（1）酸性燃料电池：负极：2H2－4e-= 4H+ 正极：O2 +4e- + 4H＋= 2H2O（2）碱性燃料电池：负极：2H2 + 4OH- - 4e- = 4H2O 正极：O2 + 2H2O + 4e- = 4OH-总反应：2H2 + O2 =2H2O4.甲烷燃料电池:（电解质为KOH）负极：CH4+10OH--8e-=CO32-+7H2O 正极：2O2+4H2O+8e-=8OH-总反应：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O练习：1．下列关于能量变化的说法，正确的是()A．等质量的红磷和白磷完全燃烧生成P2O5(s)放出的热量相同B．2Na＋2H2O===2NaOH＋H2，该反应生成物的总能量高于反应物的总能量C．放热反应中，反应物的总能量大于生成物的总能量D．有化学键断裂的是吸热过程，并且一定发生了化学变化2．下列反应既属于氧化还原反应，又是放热反应的是（）A．铝与盐酸反应B．NaOH和HCl反应C．Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应D．CaCO3受热分解为CaO和CO23．下列变化过程，属于放热反应的是：（）①NaOH固体溶于水②炸药爆炸③食物因氧化而腐败④铝热反应⑤酸碱中和反应⑥煅烧石灰石制生石灰⑦盐酸溶液中插入打磨过的铝片A．②③④⑤⑦B．①②④⑤C．②③④⑤D．①②③⑥⑦4．已知拆开1mol H–H键，1mol N≡N键分别需要吸收的能量为436kJ 、946kJ；形成1mol N–H键，会放出能量391kJ，在反应N2 + 3H22NH3中，每生成2mol NH3，（）A．放出92 kJ热量B．吸收92 kJ热量C．放出209kJ热量D．吸收209kJ热量5．反应M+Z→Q(ΔH＞0)分两步进行：①M+Z→X(ΔH＜0)，②X→Q(ΔH＞0)。
高中化学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，其符号为此，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(2)从化学键的角度分析吸收能量E.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)2-8H 2O 和NH 4cl 反应、C 与H 2O(g)反应、C 与CO 2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。
眼热反应A I 口化学融断裂 型斜化学键形成 生成物故出能拉小对于放热反应：反应物的总能量=生成物的总能量十放出的热量。
E ]>E 2^U>0表明了化学反应中的物质变化和能量变化，如2H2(g)+O2(g)===2与O(l) A H=-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A H的正负号、数值和单位4．书写热化学方程式“六注意”’在右端注明热固的变化：吸热反应，「培儿短揖~"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 CO2g HS-SO2(g)等。
2．中和热的测定(1)装置(请在横线上填写仪器名称)一环形坡瞪撇,拌棒_温窗计疝速期料板碎泡沫般料(2)计算公式, (m, + m o) • c•(L 一t)^H =-J ------ 2------- 益一12X 10-3kJ • mol-1n11为起始温度，12为终止温度，m1、m2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 ・℃-i), n为参加反应的酸或碱的物质的量(单位为mol)。
高中化学必修二第二章化学反应与能量知识点总结
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 ＋CO 2 △ 2CO 是吸热反应）。
常见的吸热反应：①以C 、H 2、CO 为还原剂的氧化还原反应如：C(s)＋H 2O(g)△ CO(g)＋H 2(g)。
②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2·8H 2O ＋NH 4Cl ＝BaCl 2＋2NH 3↑＋10H 2O③大多数分解反应如KClO 3、KMnO 4、CaCO 3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。
点拔：这种说法不对。
如C ＋O 2＝CO 2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。
Ba(OH)2·8H 2O 与NH 4Cl 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。
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。
化学选修四第一章 化学反应与能量的变化知识点
第一节反应与能量的变化1、化学反应中的能量变化：（1）化学反应的实质：反应物化学键断裂和生成物化学键形成。
其中旧键断裂要吸收能量，新键形成会释放能量。
（2）化学反应的特征：既有物质变化，又有能量变化。
（3）化学反应中的能量转化形式：热能、光能和电能等，通常主要表现为热能的变化。
2、焓变、反应热：（1）反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。
反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热）（2）焓变：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
符号：△H；单位：kJ/mol（3）产生原因：吸热：化学键的断裂放热：化学键的形成放热反应：（放热>吸热），△H为“—”或△H<0吸热反应：（吸热>放热），△H为“+”或△H>0（4）放热反应和吸热反应判断方法○1通过能量图像：反应物总能量大于产物总能量，为放热反应；反应物总能量低于产物总能量，为吸热反应○2通过键能的计算△H：△H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能放热反应△H<0，吸热反应△H>0（5）常见的放热反应：○1所有的燃烧反应○2所有的酸碱中和反应○3大多数的化合反应○4金属与水或酸的反应○5生石灰（氧化钙）和水的反应○6铝热反应等（6）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铵盐溶解等2、热化学方程式（1）概念：表示参加化学反应的物质的物质的量和反应热的关系的化学方程式。
（2）意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。
（3）书写热化学方程式的注意要点：○1热化学方程式必须标出能量变化，即反应热△H，△H对应正负号都不能省。
○2热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（s,l, g分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）○3化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。
《化学反应与能量变化》知识点
《化学反应与能量变化》知识点一、关键信息1、化学反应中的能量变化形式：包括热能、电能、光能等。
2、吸热反应和放热反应的定义与特点。
3、反应热的概念及其计算方法。
4、热化学方程式的书写规则与注意事项。
5、燃烧热和中和热的定义与测定。
6、能源的分类与利用。
二、化学反应中的能量变化1、能量变化的本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。
旧化学键断裂需要吸收能量，新化学键形成会释放能量。
当吸收的能量小于释放的能量时，反应表现为放热；反之则为吸热。
2、能量变化的形式热能：是化学反应中最常见的能量变化形式，如燃烧反应、酸碱中和反应等。
电能：例如原电池反应，将化学能转化为电能。
光能：某些化学反应会伴随发光现象，如镁条燃烧。
三、吸热反应和放热反应1、吸热反应定义：吸收热量的化学反应。
特点：反应物的总能量低于生成物的总能量。
常见的吸热反应：大多数分解反应、氯化铵与氢氧化钡的反应等。
2、放热反应定义：放出热量的化学反应。
特点：反应物的总能量高于生成物的总能量。
常见的放热反应：燃烧反应、中和反应、金属与酸的置换反应等。
四、反应热1、概念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：kJ/mol 。
2、计算方法ΔH ＝生成物的总能量反应物的总能量ΔH ＝反应物的键能总和生成物的键能总和五、热化学方程式1、书写规则注明反应物和生成物的状态，用 g 、 l 、 s 分别表示气态、液态、固态。
注明反应的温度和压强（若在常温常压下进行，可不注明）。
注明ΔH 的数值和正负号，ΔH 的单位为 kJ/mol 。
化学计量数可以是整数，也可以是分数，只表示物质的量。
2、注意事项反应热与物质的量相对应。
同一化学反应，化学计量数不同，ΔH 不同。
六、燃烧热1、定义在 101 kPa 时，1 mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。
2、注意事项可燃物的化学计量数为 1 。
生成稳定的氧化物，如碳燃烧生成二氧化碳，氢燃烧生成液态水。
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。
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化学反应与能量知识点小结一．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bCO2+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＝－186kJ·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。
2．表示意义(1)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)热化学方程式中的化学计量数，表示实际参加反应的反应物的物质的量和实际生成的生成物的物质的量。
(3)热化学方程式中的反应热与反应物、生成物的化学计量数相对应。
3．书写热化学方程式的注意事项C(固)+H2O(气)=CO(气)+H2(气)ΔH=+131.3kJ/mol(1)标集聚状态（固、液、气）(2)右端标热量数值和符号：吸热用“＋”，放热用：“－”。
(3)系数单位是“摩”，而不是“个”；也不能表示物质的量之比。
(4)系数可用分数，但热量值要相应变化。
如：2H2(气)+O2(气)=2H2O(液)ΔH=－571.6kJ/molH2(气)+1/2O2(气)=H2O(液)ΔH=－285.8kJ/mol(5)不注明条件，即指250C、1.01×105Pa【拓展延伸】1.比较“反应热”或ΔH的大小时，必须带“＋”“－”符号，比较“燃烧热”或“中和热”时，只需比较数值大小即可。
2．参加反应的物质的量不同，则反应热的数值也会发生相应的变化，如1molH2完全燃烧生成液态水时放出285.8kJ的热量，2molH2完全燃烧生成液态水时则放出571.6kJ的热量。
3．对于可逆反应，如3H2(g)＋N2(g)2NH3(g)ΔH＝－92.4kJ/mol，是指生成2molNH3时放出92.4kJ的热量，而不是3molH2和1molN2混合，在一定条件下反应就可放出92.4kJ的热量，实际3molH2和1molN2混合，在一定条件下反应放出的热量小于92.4kJ，因为该反应的反应物不能完全转化为生成物。
4．同一反应中物质的聚集状态不同，反应热数值大小也不同。
例如，S(g)＋O2(g)===SO2(g)ΔH1＝－Q1；S(s)＋O2(g)===SO2(g)ΔH2＝－Q2，可以理解成固态硫变成气态硫后再发生变化，而由固态到气态是需要吸收能量的，所以Q1＞Q2、ΔH1＜ΔH2。
故当同一反应中只由于聚集状态不同比较反应热的大小时，反应物为固态时放出的热量少，生成物为固态时放出的热量多。
5.反应物的量相同，生成物的状态不同，反应热数值大小也不相同。
如：例如：H2(气)+1/2O2(气)=H2O(g)ΔH=－241.8kJ/molH2(气)+1/2O2(气)=H2O(l)ΔH=－285.8kJ/mol【拓展升华】热化学方程式是表示参加反应的物质的量与反应热关系的化学方程式。
热化学方程式的书写除了遵循书写化学方程式的要求外，应侧重从以下几个方面予以考虑：1．检查ΔH符号的正误放热反应的ΔH为“－”，吸热反应的ΔH为“＋”，单位是kJ/mol，逆反应的ΔH与正反应的ΔH数值相同，符号相反。
2．检查是否注明物质的聚集状态必须注明每种反应物和生成物的聚集状态，同一个化学反应，物质的聚集状态不同，ΔH数值不同。
3．检查ΔH的数值与化学计量数是否对应ΔH的大小与反应物的物质的量的多少有关，相同的反应，化学计量数不同时，ΔH不同。
4．特殊反应热书写表示燃烧热的热化学方程式时，可燃物的化学计量数为1，产物应为完全燃烧生成稳定的化合物，如C燃烧生成CO2而不是CO、H2燃烧生成的是H2O(l)而不是H2O(g)。
三.燃烧热1.定义：在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kJ/mol。
2.在理解物质燃烧热的定义时，要注意以下几点：（1）研究条件：101kPa，温度通常是25℃。
（2）反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
如H→H2O(l)而不是H2O(g)、C→CO2(g)而不是CO、S→SO2(g)而不是SO3。
（3）燃烧热是以1mol可燃物作为标准来进行测定的，因此书写表示燃烧热的热化学方程式时，应以1mol可燃物为标准来配平其余物质的化学计量数，其他物质的化学计量数常出现分数。
（4）燃烧热的含义：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)△H=-285.8kJ/mol，H2的燃烧热为285.8kJ/mol所表示的含义：。
特别提醒：因燃烧热、中和热是确定的放热反应，具有明确的含义，故在表述时不用带负号，如CH4的燃烧热为890KJ/mol。
强酸与强碱反应的中和热为57.3kJ/mol。
四.中和热1.定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应，生成1mol水时的反应热叫做中和热。
2.中和热的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)；△H=-57.3kJ／mol。
3.要点①条件：稀溶液。
②反应物：（强）酸与（强）碱。
中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。
③生成1mol水，中和反应的实质是H+和OH-化合生成H20，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热内。
④放出的热量：57.3kJ/mol。
五.燃烧热和中和热的区别与联系（2）中和热的测定步骤：①用大、小烧杯、泡沫塑料、温度计和环形搅拌棒组装反应装置。
(也可在保温杯中进行)②用量筒量取50mL0.5mol的盐酸倒入小烧杯中并用温度计测量温度，记入下表。
③用另一量筒量取50mL0.55mol的NaOH溶液并测量温度，记入下表。
④把温度计和环形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，用环形搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记为最终温度，记入下表。
⑤重复实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算依据。
⑥根据实验数据计算中和热。
（具体计算不要求）在理解中和热的概念时，要注意以下几点：①研究条件：稀溶液（常用aq来表示稀溶液）；②反应物：酸与碱；③生成物及其物质的量：1molH2O；④放出热量：ΔH<0单位：kJ/mol。
在书写物质在溶液中发生化学反应的方程式时，我们常用aq来表示稀溶液，稀溶液是指溶于大量水的离子。
中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。
六.反应热的计算1.盖斯定律的内容:不管化学反应是一步完成或分几步完成,其反应热相同。
换句话说,化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应的途径无关。
归纳总结：反应物A变为生成物D，可以有两个途径：①由A直接变成D，反应热为△H；②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为△H1、△H2、△H3。
如下图所示：则有△H=△H1+△H2+△H3盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义。
有些反应的反应热虽然无法直接测得，但利用盖斯定律不难间接计算求得。
【深度讲解】应用盖斯定律进行简单计算的注意事项：⑴当反应方程式乘以或除以某数时，△H也应乘以或除以该数。
⑵反应方程式进行加减时，△H也同样进行加减运算，且计算过程中要带“+”“-”。
⑶运用盖斯定律进行计算并比较反应热的大小时，同样要把△H看做一个整体。
⑷在设计的反应过程中常会遇到同一物质固、液、气三态的变化，状态由固到液到气变化时，会吸热；反之会放热。
⑸当设计的反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。
运用盖斯定律关键在于分析总反应可由哪些中间过程构成，化简要细心，计算时△H（带“+”“-”）也要参与运算。
⑹不论一步进行还是分步进行，始态和终态完全一致，盖斯定律才成立。
⑺某些物质只是在分步反应中暂时出现，最后应该恰好消耗完。
增强背诵记忆的方法• 勤动手指锻炼手指功能可健脑益智，促进思维。
学做针线活，或手拿两个核桃，不停地在手中转动或练习绘画，长期坚持都会有健脑作用。
• 适当慢跑下肢活动可刺激对侧大脑皮层的活动，起到健脑作用。
慢跑可以持续刺激大脑创造新的神经细胞生成以及脑内血管的健東运转。
• 多听音乐听音乐能改善脑力，缓和心境，平稳情绪。
音乐可以影响听觉，进而刺激大脑皮层兴奋，保持大脑活力。
• 放开嗓子大声朗读朗读的过程是把视觉的刺激反馈给听觉，并加以确认，还会用到唇、舌、喉等身体的各个部位。
这样一来，朗读就能充分调动身体，带给大脑的刺激比默读多得多，记忆也更加深刻。
• 多回想细节读书或听人说话的时候，要不时停下来回想刚才读到或者听到的内容，想得越详细越好。
大脑储存这些信息时，细节越多，记忆效果越好。
• 锻炼观察力这是防止健忘最好的方式之一。
每次去一个新地方时，在心中记下房间内10件东西摆放的位置，等你离开的时候，再仔细回想那10件东西的位置。
• 对自己说“肯定能行”脑不会马上发生变化，不要一下子设定过高的目标。