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(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。
高中化学知识点——化学反应与能量
高中化学知识点——化学反应与能量一．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。
高中化学知识点-化学反应原理-化学反应与能量-化学能与电能的应用
化学能与电能规律总结1.原电池形成的条件(1)活泼性不同的两种电极材料（可以是金属和金属、金属和非金属、金属和金属氧化物等）。
(2)电极材料均插入电解质溶液中。
(3)两极相连形成闭合电路。
理论上，只要满足以上三个条件，均可构成原电池。
实际应用中，有些氧化还原反应很缓慢，产生的电流极其微弱(如两电极分别是Fe和C，电解质溶液为NaCl溶液的原电池)。
2.原电池原理的应用(1)加快氧化还原反应的速率因为形成原电池后，氧化反应和还原反应分别在两极进行，使溶液中的粒子运动时相互间的干扰减小，使反应速率增大。
(2)比较金属活动性的强弱例如：有两金属a、b，用导线相连后插入稀H2SO4溶液中，能溶解的金属活动性较强，表面出现较多气泡的金属活动性较弱。
（3）制造新的化学电源例如：锌锰干电池、铅蓄电池、锂电池、新型燃料电池。
（4）金属的腐蚀与防护例如：用活泼金属保护较活泼金属，减慢腐蚀速度。
3.电子得、失守恒(电量守恒)原电池工作时，负极流出的电子总量等于正极流入的电子总量；还原剂在负极失电子总数等于氧化剂在正极得电子总数。
此规律在计算中有着广泛的应用。
4.原电池正负极的判断方法①根据构成原电池的必要条件之一：活泼金属作负极；②根据电子流向或电流方向确定：电子流出的一极或电流流入的一极作负极；③根据氧化还原反应确立：发生氧化反应(还原剂)的一极作负极。
5．原电池的概念、原理(1)将化学能转变为电能的装置叫做原电池，它的原理是将氧化还原反应中还原剂失去的电子经过导线传给氧化剂，使氧化反应和还原反应分别在两极上进行。
(2)原电池的正极、负极及其反应正极：电子流入的电极，通常是不活泼金属或石墨材料电极，发生还原反应。
负极：电子流出的电极，通常是活泼金属一极，发生氧化反应。
6．常见的各类化学电源(1)干电池(锌锰电池)(2)充电池(铅蓄电池，镍镉电池，镍氢电池，锂电池)(3)燃料电池(氢氧燃料电池)7．原电池的工作原理由正负电极和适当的电解质溶液组成原电池，用导线连接原电池的正负电极时，原电池便开始工作。
高二化学总结化学反应的能量变化与热力学
高二化学总结化学反应的能量变化与热力学化学反应是一个涉及能量转化的过程，其能量变化关系着反应的进行与速率。
热力学研究了化学反应中的能量变化以及与热力学参数的关系。
本文将对高中化学中涉及的能量变化与热力学知识进行总结，以帮助读者更好地理解这一重要的化学概念。
一、能量的基本概念能量是物质存在和运动的基本属性，化学反应过程中的能量包括化学反应物的能量以及反应释放或吸收的能量。
常用的能量单位是焦耳（J）。
化学反应中的能量变化可以分为两种类型：放热反应和吸热反应。
放热反应指反应过程中释放出能量，温度升高，周围物质吸热。
吸热反应指反应过程中吸收外界的能量，温度降低，周围物质放热。
二、能量变化与焓变能量变化可以通过焓变（ΔH）来描述，焓变是化学反应中系统吸放热的大小。
焓变值为正表示吸热反应，为负表示放热反应。
焓变的单位也是焦耳（J）反应的焓变可以通过实验测定或计算得出。
实验测定焓变需要使用热量计，通过测量反应前后的温度变化和热量传递给水的量来计算焓变。
计算焓变需要使用热力学计算方法，例如利用标准焓变或化学方程式配平后的系数来计算。
三、热力学参数热力学中的常用参数包括标准焓变（ΔH°）、标准反应焓变（ΔHºrxn）、标准生成焓（ΔHºf）等。
这些参数能够提供有关反应热力学性质的信息。
1. 标准焓变（ΔH°）是在标准状态下（1 atm、298K）进行实验测定的焓变值。
标准焓变可以根据实验数据直接测得，常用于比较不同反应之间的能量变化。
2. 标准反应焓变（ΔHºrxn）是在标准状态下，化学方程式配平后，一个摩尔的反应物在标准条件下参与反应所释放或吸收的能量变化。
标准反应焓变可以根据已知的标准生成焓和消耗焓来计算。
3. 标准生成焓（ΔHºf）是一摩尔化合物在标准状态下生成时所释放或吸收的能量变化。
标准生成焓是评价物质的稳定性和热化学性质的重要参数。
四、热力学第一定律热力学第一定律（也称能量守恒定律）指出，能量不会凭空消失或增加，只会在不同的形式之间转化，且总能量守恒。
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。
高中化学化学反应原理
高中化学化学反应原理【内容】反应速率、反应方向、反应限度；酸、碱、盐的性质及其在溶液中的反应；化学反应与能量(反应热)的关系；化学反应与电能的关系(电化学)。
一．化学反应与能量变化1.能量变化的原因：反应物分子吸能断键，生成物分子放能成键2.放热反应：生成物释放的能量＞反应物吸收的能量（ΔH＜0）主要有燃料的燃烧反应，酸碱中和反应和大多数化合反应CaO+H₂O＝Ca(OH)₂①燃烧热：101KPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所释放出的能量C→CO₂，H₂→H₂O，S→SO₂，②中和热：酸和碱的稀溶液发生中和反应生成1molH₂O（l）时所释放出的能量③溶解热：25℃，101KPa下，1mol溶质完全溶解所产生的能量变化，ΔH有正负【实验】操作注意小烧杯与大烧杯杯口平齐；反应前后温度测定用同一根温度计，测定完成用滤纸擦干；操作速度要快，以防热量流失。
计算注意单位；换算成生成1molH₂O。
1.计算反应热——盖斯定律//高考通常在选四大题考察①原理：化学反应的能量变化只与物质的始末态有关、②运用：给定多个热化学方程式来计算反应热。
③热化学方程式注意点：C（s）+O₂（g）=CO₂（g）ΔH=-870.3kJ/mol标状态；等号上标测定条件（25℃，101KPa可不标）；ΔH与反应计量数对应且有正负。
2.能源1.化学反应速率与化学平衡2.反应速率：反应体系中某个物质浓度变化（取绝对值）与时间变化的比值公式：v=Δc/Δt3.影响化学反应速率的因素1.温度:温度越高，反应速度越快。
温度影响活化分子的百分比。
2.浓度:浓度越高，反应速度越快。
浓度影响每单位体积的活化分子数量。
3.压力:压力的本质是专注。
在涉及气体的反应中，压力越大，单位体积内活化的分子越多，反应速率越快。
4.催化剂:催化剂降低反应活化能，加快反应速度。
4.其他:如充电能量、光辐射、超声波、电弧、高速研磨等。
进入反应系统。
二.反应方向与化学平衡1.化学平衡1.平衡过程包括沉淀溶解平衡、电离平衡、水解平衡、(化学平衡)。
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。
【高中化学】化学反应与能量变化知识点总结
【高中化学】化学反应与能量变化知识点总结一、化学反应与能量的变化反应焓变(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：恒压下化学反应的热效应是焓变。
(3)符号：δh,单位：kj/mol或kj?molˉ1。
（4）δH=产物总能量-反应物总能量=反应物总键能-产物总键能(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不仅反映了化学反应中物质的变化，而且反映了化学反应中能量的变化。
h2(g)+?o2(g)=h2o(l)δh=-285.8kj/mol在25℃、101kpa、1molh2和？当Molo 2反应生成液态水时，释放的热量为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“↓”H2O与热的中和反应称为H2O在稀溶液中的中和反应。
点击查看：高中化学知识点总结二、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）气体定律的内容：无论化学反应是一步完成还是几步完成，反应热都是相同的。
换句话说，化学反应的反应热只与体系的初始状态和最终状态有关，而与反应方式无关。
反应热的计算常见方法：（1）按键能计算反应热：一般来说，人们认为化学键分解1mol所吸收的能量就是化学键的键能。
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（产物），即δH等于反应物的总键能和产物的总键能之差。
例如，反应H2（g）+Cl2（g）==2HCl（g）δh=e（h？h）+e（cl？cl）-2e（h？cl）(2)由反应物、生成物的总能量计算反应热：δh=生成物总能量-反应物总能量。
高中化学必修二第二章化学反应与能量变化速率知识点总结
高中化学必修二第二章化学反应与能量变化速率知识点总结化学反应的能量变化化学反应中，物质之间发生化学变化，涉及能量的吸收和释放。
能量变化可分为吸热反应和放热反应。
吸热反应吸热反应是指在反应中吸收热量的反应。
典型的吸热反应是燃烧反应。
在吸热反应中，反应物的总能量高于生成物的总能量，反应过程中吸收了外界的热量。
放热反应放热反应是指在反应中释放热量的反应。
典型的放热反应是酸碱中和反应。
在放热反应中，反应物的总能量低于生成物的总能量，反应过程中释放了热量。
化学反应的速率化学反应的速率是指单位时间内反应物的消失量或产物的生成量。
速率可以受到多种因素的影响，包括温度、浓度、催化剂和表面积等。
温度的影响温度的升高会使反应速率加快，因为温度的增加导致反应物分子间的碰撞频率和碰撞能量增加，从而促进反应物分子之间的有效碰撞。
浓度的影响浓度的增加会使反应速率加快，因为浓度的增加导致了更多的反应物分子之间的碰撞，增加了反应物分子之间的有效碰撞的概率。
催化剂的影响催化剂是能够改变反应速率而不发生永久改变的物质。
催化剂能够降低反应的活化能，从而使反应速率加快。
表面积的影响反应物的表面积的增加会使反应速率加快，因为反应物表面积的增加导致了更多的反应物分子之间的碰撞，增加了反应物分子之间的有效碰撞的概率。
总结起来，化学反应的能量变化包括吸热反应和放热反应，而化学反应的速率受到温度、浓度、催化剂和表面积等因素的影响。
通过控制这些因素，我们可以调控化学反应的能量变化和速率。
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的化学反应与能量变化知识点进行总结，以下是主要内容：
1. 化学反应的定义和特征
- 化学反应是物质发生改变的过程，原有物质消失，新的物质生成。
- 化学反应具有反应物和生成物、化学方程式和反应条件等特征。
2. 化学反应的类型
- 合成反应：两个或多个物质反应生成一个化合物。
- 分解反应：一个化合物分解成多个物质。
- 双替换反应：两个化合物中的阳离子和阴离子交换位置。
- 氧化还原反应：涉及氧化剂和还原剂的反应。
3. 化学方程式的书写和平衡
- 化学方程式用符号表示化学反应，包括反应物和生成物。
- 化学方程式需要平衡，即反应物和生成物的物质的种类和数量要相等。
4. 能量变化与化学反应
- 化学反应中常伴随着能量的释放或吸收。
- 放热反应：化学反应放出热量，温度升高。
- 吸热反应：化学反应吸收热量，温度降低。
- 可逆反应：既可以放热又可以吸热的反应。
5. 化学反应的速率与影响因素
- 化学反应的速率是指单位时间内反应物消失或生成物产生的量。
- 影响化学反应速率的因素有浓度、温度、催化剂等。
6. 化学平衡与化学平衡常数
- 化学平衡指反应物和生成物浓度达到一定比例后反应停止。
- 化学平衡常数表示在一定温度下，反应物和生成物浓度之比的稳定值。
以上为高中化学必修二第二章化学反应与能量变化知识点的总结，希望对您的研究有帮助。
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：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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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/mol
4、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。