化学反应及能量变化(复习)详细
化学反应的能量变化(化学知识点)
化学反应的能量变化（化学知识点）化学反应的能量变化是指在化学反应过程中，反应物转化为生成物所释放或吸收的能量。
能量变化可以通过热量、光能等形式表现出来。
这种能量变化的研究对于理解化学反应的机理和性质具有重要的意义。
本文将介绍能量的定义、能量变化的特征以及常见的能量变化类型。
一、能量的定义能量是物质所具有的做功的能力，是衡量物体状态的一种物理量。
从宏观角度看，能量可分为动能和势能两种形式。
动能是物体由于运动而具有的能量，势能则是物体由于位置或形态而具有的能量。
在化学反应中，我们主要关注的是化学能，即反应物和生成物之间的能量差。
它决定了反应的放热或吸热性质。
二、能量变化的特征1. 系统与环境：在化学反应中，我们将研究的对象称为系统，而与系统相互作用的周围环境称为环境。
能量变化表现为系统与环境之间的能量交换。
2. 热量：热量是最常见的能量交换形式，指的是通过热传导、对流、辐射等方式传递的能量。
在化学反应中，通常用热量来表示系统与环境之间的能量变化。
3. 热容：热容是指物体吸收或释放单位温度变化时所需的热量。
它可以用来描述物体的热量变化情况。
4. 焓变：焓变是指在常压条件下，化学反应中吸热或放热的能量变化。
它可以通过测量反应物和生成物的温度变化来计算。
三、常见的能量变化类型1. 吸热反应：吸热反应是指化学反应过程中系统从环境中吸收热量的反应。
吸热反应通常导致环境温度下降，使周围物体感到寒冷。
2. 放热反应：放热反应是指化学反应过程中系统向环境释放热量的反应。
放热反应通常导致环境温度升高，使周围物体感到热。
3. 吸热解离反应：吸热解离反应是指在反应过程中，反应物分子从结合态转变为离解态，系统吸收热量的反应。
这种反应常见于溶解反应、氨合成等。
4. 放热结合反应：放热结合反应是指在反应过程中，反应物分子从离解态重新结合为结合态，系统释放热量的反应。
这种反应常见于燃烧反应、酸碱中和等。
四、能量变化的应用1. 热力学分析：通过测定化学反应过程中的能量变化，可以研究反应的热力学性质，比如某些反应的生成焓、反应速率等，对于工业生产和实验室研究非常重要。
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
化学反应与能量知识点总结一、化学反应与能量变化的关系化学反应过程中，不仅有物质的变化，还伴随着能量的变化。
能量变化通常表现为热量的变化，有时也会以光能、电能等形式表现出来。
从化学键的角度来看，化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。
旧键断裂需要吸收能量，新键形成会释放能量。
如果反应物总能量高于生成物总能量，反应就会放出能量；反之，如果反应物总能量低于生成物总能量，反应则需要吸收能量。
例如，燃烧反应一般都是放热反应，因为燃料和氧气的化学键断裂所吸收的能量小于燃烧产物化学键形成所释放的能量。
而像碳酸钙高温分解这样的反应则是吸热反应，因为分解所需的能量大于生成的氧化钙和二氧化碳形成新键释放的能量。
二、常见的吸热反应和放热反应1、吸热反应（1）大多数分解反应，如氯化铵受热分解。
（2）一些需要持续加热才能进行的反应，比如碳和二氧化碳在高温下反应生成一氧化碳。
（3）以碳、氢气、一氧化碳为还原剂的氧化还原反应，例如氢气还原氧化铜。
2、放热反应（1）所有的燃烧反应，如甲烷的燃烧。
（2）酸碱中和反应，比如盐酸和氢氧化钠的反应。
（3）金属与酸的置换反应，例如锌与稀硫酸反应生成氢气。
（4）大多数化合反应，比如二氧化硫和氧气生成三氧化硫。
三、反应热反应热是指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，单位是 kJ/mol。
如果ΔH 为正值，表示反应吸热；如果ΔH 为负值，表示反应放热。
例如，对于反应 H₂(g) ＋ Cl₂(g) ＝ 2HCl(g)，ΔH ＝－1846 kJ/mol，表示每生成 2 mol HCl 气体，放出 1846 kJ 的热量。
四、热化学方程式热化学方程式是表示化学反应与反应热关系的化学方程式。
它不仅表明了化学反应中的物质变化，还表明了能量变化。
热化学方程式与普通化学方程式的区别在于：1、要注明反应的温度和压强（如果是在 25℃、101 kPa 下进行的反应，可以不注明）。
高中化学反应中的能量变化重要知识点总结
高中化学 58 个考点精讲3、化学反响中的能量变化1．复习要点认识化学反响中的能量变化认识放热反响吸热反响理解反响热焚烧热衷和热及书写热反响方程式2．难点聚焦一、反响热1、化学反响过程中放出或汲取的热量，往常叫做反响热。
反响热用H 表示，单位一般采纳kJ/mol 。
当H 为负值为放热反响；当H 为符号正值为吸热反响。
丈量反响热的仪器叫做量热计。
2、焚烧热：在101kPa时， 1mol物质完整焚烧生成稳固的氧化物时放出的热量，叫做该物质的焚烧热。
3、中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反响生成1molH O，这时的反响热叫做中和热。
中学阶段主要议论强酸2和强碱的反响。
二、热化学方程式1、书写热反响方程式应注意的问题：(1)因为反响热的数值与反响的温度和压强相关，所以一定注明，不注明的是指101kPa 和 25℃时的数据。
(2)物质的齐集状态不一样，反响热的数值不一样，所以要注明物质的齐集状态。
(3)热化学方程式中的化学计量数为相应物质的物质的量，它能够是整数，也能够是分数。
2、书写热化学方程式的一般步骤(1)依照相关信息写出注明齐集状态的化学方程式，并配平。
(2)依据化学方程式中各物质的化学计量数计算相应的反响热的数值。
(3)假如为放热反响H 为负值，假如为吸热反响则H 为正当。
并写在第一步所得方程式的后边，中间用“；”分开。
(4)假如题目还有要求，如反响燃料焚烧热的热化学方程式和相关中和热的热化学方程式，可将热化学方程式的化学计量数变换成分数。
三、中和热的测定1、测定前的准备工作(1)选择精细温度计（精准到0.10C），并进行校正（本实验温度要求精准到0.10C）。
(2)使用温度计要轻拿轻声放。
刚才丈量高温的温度计不行立刻用水冲刷，免得破碎。
(3)丈量溶液的温度应将温度计悬挂起来，使水银球处于溶液中间，不要靠在烧杯壁上或插到烧杯底部。
不行将温度计当搅拌棒使用。
2、要想提升中和热测定的正确性，实验时应注意的问题(1)作为量热器的仪器装置，其保温隔热的成效必定要好。
高中化学必修二专题2《化学反应与能量变化》知识点复习及练习(有答案)非常详细
必修二 专题2《化学反应与能量变更》复习一、化学反应的速度和限度 1. 化学反应速率（v ）⑴ 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更 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的削减或生成物浓度的增加来表示⑶ 计算公式：v=Δc/Δt （υ：平均速率，Δc ：浓度变更，Δt ：时间）单位：mol/（L •s ）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，但是各分化学反应速率 意义：衡量化学反应快慢物理量 表达式：v = △c/△t 【单位：mol/(L ·min)或mol/(L ·s) 】 简洁计算：同一化学反应中各物质的反应速率之比等于各物质的化学计量数之比，也等于各物质的浓度变更量之比 影响因素 内因：反应物的结构的性质 外因 浓度：增大反应物的浓度可以增大加快反应速率；反之减小速率 温度：上升温度，可以增大化学反应速率；反之减小速率 催化剂：运用催化剂可以改变更学反应速率 其他因素：固体的表面积、光、超声波、溶剂压强（气体）： 增大压强可以增大化学反应速率；反之减小速率压不变，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2．化学反应限度：大多数化学反应都具有可逆性，故化学反应都有肯定的限度；可逆反应的限度以到达化学平衡状态为止。
在肯定条件下的可逆反应，当正反应速率等于逆反应速率、各组分浓度不再变更时，反应到达化学平衡状态。
（1）化学平衡定义：化学平衡状态：肯定条件下，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变更，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：动：动态平衡等：υ（正）=υ（逆）≠0定：各组分的浓度不再发生变更变：假如外界条件的变更，原有的化学平衡状态将被破坏（3）化学平衡必需是可逆反应在肯定条件下建立的，不同的条件将建立不同的化学平衡状态；通过反应条件的限制，可以变更或稳定反应速率，可以使可逆反应朝着有利于人们须要的方向进行，这对于化学反应的利用和限制具有重要意义。
第一轮复习第6章第1节化学反应与能量变化
4． H2O2 和 H2SO4 的混合溶液可溶出印刷电路板金属粉末中的铜。 用 已知： Cu(s)＋2H (aq)===Cu2 (aq)＋H2(g) ΔH＝＋64.39 kJ· mol 2H2O2(l)===2H2O(l)＋O2(g) ΔH＝－196.46 kJ· mol 1 H2(g)＋ O2(g)===H2O(l) 2 ΔH＝－285.84 kJ· mol
(1)化学反应表现为吸热或放热与反应开始是否需要
点燃 加热无关，需要加热的反应不一定是吸热反应(如 C＋O2=====CO2， 为放热反应)，不需要加热的反应也不一定是放热反应。 (2)吸热反应与放热反应均指化学反应。 ①浓 H2SO4、 NaOH 固体溶于水放热， 但不是放热反应； ②NH4NO3 溶于水时溶液温度降低，也不属于吸热反应。 (3)物质的能量(焓)越大，键能越小，越不稳定。
生成 2mol H2O(l) 3．书写 时要 释放571.6 kJ 的能量。
(1)注明反应条件：反应热与测定条件(温度、压强等)有关。
绝大多数反应是在25 ℃、101 kPa下进行的，可不注明。 (2)注明物质状态：常用 s 、 l 、g、 aq 分别表示固热
－1 －1 －1 －1
由此判断，正丁烷的燃烧热是( A．2 878 kJ·mol－1 C．1 746 kJ·mol－1
) B．2 658 kJ·mol－1 D．1 526 kJ·mol－1
解析：燃烧热的定义是1 mol可燃物完全燃烧生成稳定氧化物放出的
热量。本题中的稳定氧化物指的是CO2(g)和H2O(l)，故A项正确。
得的结果偏低。
四、能源
五、盖斯定律 1．含义 不管化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的， 它只与反应体系的 始态 和 终态 有关，而与反应途径无关。 2．应用 间接计算某些反应(反应热无法直接测得)的反应热。 3．举例
化学反应中的能量变化专题复习
4.N2H2是一种高效清洁的火箭燃料。0.25 mol N2H2(g)完全燃烧生成氮气和气态水时，放出133.5 kJ热量。则下列热化学方程式正确的是（）
A．N2H2(g)+O2(g)====N2(g)+2H2O(g)；ΔH=+133.5 kJ·mol-1
B．N2H2(g)+O2(g)====N2(g)+2H2O(g)；ΔH=-133.5 kJ·mol-1
C．N2H2(g)+O2(g)====N2(g)+2H2O(g)；ΔH=+534 kJ·mol-1
D．N2H2(g)+O2(g)====N2(g)+2H2O(g)；ΔH=-534 kJ·mol-1
5.已知：①1 mol H2分子中化学键断裂时需要吸收436kJ的能量
一标：标出各原子的化合价
二找：找出反应前后变化的化合价
三定：根据最小公倍数法，计算出“得失电子总数（或化合价升降总数）相等”
四平：先配平化合价变化的原子个数，再配平其它原子
五查：检查反应前后各原子是否守恒
《离子反应》知识回顾
一、离子反应（概念见课本）
1.离子反应的条件
(1)发生复分解反应：
①生成沉淀：
CaCO3、BaCO3、BaSO3、CaSO3、BaSO4、FeS、PbS、AgCl、AgBr、AgI、Mg(OH)2、Cu(OH)2、Fe(OH)2、
Fe(OH)3、Al(OH)3、H2SiO3
②生成气体：
SO2、CO2、NH3、H2S、NO2、NO、O2、H2
③生成弱电解质：
弱酸—HClO、HF、 H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3、H2SiO3、H4SiO4、HNO2、CH3COOH
《化学反应与能量变化、电化学知识》高考复习
《化学反应与能量变化》复习纲要第一单元《化学反应的热效应》一、放热反应和吸热反应化学反应除生成新物质外，还伴随着能量的变化，能量变化通常表现为热量的变化。
据此化学反应可分为：二、重要概念1、反应热：当化学反应的反应物和产物的温度相同，反应中所放出或吸收的热量称为反应热。
2、焓：物质内部所具有的能量。
焓是物质的一种固有性质。
在一定条件下，一定量的物质具有确定的焓值，但目前人们无法求得，只能判断其相对值。
3、焓变：指反应产物的总焓与反应物的总焓之差。
焓变：△H ＝H 产物－H 反应物。
单位：kJ ·mol －1。
焓变与反应热的关系：在等压条件下，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能的形式，没有其他形式的能量转化，这时的前后焓变即为反应热。
否则，焓变就可能还包含其他形式的能量转化，如光、电、波等。
一般说：反应热＝焓变＝△H4、燃烧热：25℃，101KPa 时，1mol 物质完全燃烧生成稳定化合物时所放出的热量叫做燃烧热。
一般：C→CO 2（g ），H→H 2O （l ），S→SO 2（g ），N→N 2（g ）*苏教版中“标准燃烧热”：指25℃，101KPa 下，1mol 物质完全燃烧生成稳定化合物时的反应热。
或在标准态下，298K 时，1mol 物质完全燃烧的焓变，称为该物质的标准燃烧焓．．．．． 另：写燃烧反应的热化学方程式时，一般可燃物都以1mol 为系数，其他可以是分数。
5、中和热：在稀溶液中，强酸和强碱中和反应，生成1mol H 2O 时的反应热。
注意:①强酸和强碱中和热：H ＋(aq)＋OH －(aq)＝H 2O(l)；△H ＝－57.3kJ/mol ：。
②弱酸弱碱的中和反应，放出的热会低于57.3 kJ/mol 。
③浓酸、浓碱反应，会受到稀释溶解放热的影响 三、热化学方程式1、定义：能够表示反应热的化学方程式。
2、书写注意：a.标明物质的聚集状态。
如s 、l 、g 、aq 等。
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。
2023年高一化学寒假复习第六章 化学反应与能量 第一节 化学反应与能量变化(解析版)
第六章化学反应与能量第一节化学反应与能量变化【学习目标】1.知道化学反应可以实现化学能与热能的转化，认识吸热和放热反应。
2.能用化学键解释某些吸热反应和放热反应。
3.设计实验认识构成原电池的条件。
4.理解原电池的概念及工作原理，能正确判断原电池的正负极。
5.知道干电池、充电电池、燃料电池等化学电源的特点。
6.掌握构成电池的要素，了解不同电极材料对电池性能的影响。
7.能正确书写简单化学电源的电极反应式。
【基础知识】一、化学反应与热能1、实验探究（1）向Mg与稀盐酸反应的溶液中插入温度计，温度计显示的温度升高，说明该反应为放热反应。
（2）将20 g Ba(OH)2·8 H2O晶体粉末与10 g NH4Cl晶体混合放入烧杯中，将烧杯放在滴有几滴水的木片上。
用玻璃棒快速搅拌，闻到有刺激性气味时用玻璃片盖上烧杯，用手触摸杯壁下部感觉冰凉，烧杯与木片间有结冰现象，说明该反应为吸热反应。
2、放热反应与吸热反应(1)放热反应：释放热量的化学反应，如活泼金属与酸的反应，燃烧反应，中和反应等。
(2)吸热反应：吸收热量的化学反应，如氢氧化钡与氯化铵的反应，盐酸与碳酸氢钠的反应，灼热的炭与二氧化碳的反应。
3、化学反应存在能量变化的原因（1）从化学键的变化理解——主要原因（2）从物质储存化学能的角度理解宏观解释放热反应示意图吸热反应示意图化学反应 放出热量化学反应 吸收热量①放热反应可以看成是反应物所具有的 化学 能转化为 热 能释放出来。
②吸热反应可以看成是 热 能转化为 化学 能被生成物所“储存”。
4、人类对能源的利用 （1）利用的三个阶段柴草时期——树枝杂草 ↓化石能源时期—— 煤 、 石油 、 天然气 ↓多能源结构时期——太阳能、氢能、核能、海洋能、风能、地热能等（2）化石燃料利用过程中亟待解决的两方面问题 ①一是其短期内 不可再生 ，储量有限；②二是煤和石油产品燃烧排放的粉尘、 SO 2、NO x 、CO 等是大气污染物的主要来源。
高考化学复习化学反应中的能量变化知识点
高考化学复习化学反应中的能量变化知识点质发生的同一个化学反应，当化学计量数改变时，其⊿H也同等倍数的改变，但⊿H的单位不变，仍然为kJ/mol。
若将化学方程式中反应物和生成物颠倒，则⊿H的数值和单位不变，符号改变。
(4)热化学方程式一般不需要写反应条件，也不用标和。
因为聚集状态已经表示出来了，固态用s液态用l，气态用g。
(5)⊿H要标注+或-，放热反应⊿H为-，吸热反应⊿H为+.6、盖斯定律：一定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分成几步完成，反应的总热效应相同，这就是盖斯定律。
盖斯定律的应用实际上是利用热化学方程式的加减。
(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)7、(1)常见的放热反应有：可燃物的燃烧，酸碱中和反应，大多数化合反应，金属跟酸的置换反应(2)常见的吸热反应有：大多数分解反应，以碳、氢气、一氧化碳作还原剂的氧化还原反应，铵盐与碱的反应。
二、燃烧热定义：在101kPa下，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。
单位为kJ/mol 二、中和热定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O时的反应热。
注意事项： (1) 必须是稀溶液，因为浓溶液在稀释过程中会放出热量，影响中和热。
(2) 中和热不包括离子在水中的水合热，物质的溶解热，电解质电离所伴随的热效应。
(3) 中和反应的实质是氢离子和氢氧根离子起反应生成水，若反应过程中有其他物质生成，这部分不属于中和热。
(4) 稀的强酸和稀的强碱反应的中和热为57.3 kJ/mol.若是弱酸或弱碱参与反应，则由于他们的电离要吸收热量，其热量的数值会小于57.3 kJ/mol.化学反应中的能量变化知识点的内容就为大家分享到这里，更多精彩内容请持续关注查字典化学网。
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化学反应与能量知识点总结及测试题
化学反应与能量变化一、化学反应及能量变化1、化学反应的实质、特征和规律实质：反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成特征：既有新物质生成又有能量的变化遵循的规律：质量守恒和能量守恒2、化学反应过程中的能量形式：常以热能、电能、光能等形式表现出来二、反应热与焓变1、反应热定义：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、焓变定义：在恒温、恒压条件下的反应热叫反应的焓变，符号是△H，单位常用KJ/mol。
3、产生原因：化学键断裂—吸热化学键形成—放热4、计算方法：△H=生成物的总能量-反应物的总能量=反应物的键能总和-生成物的键能总和5、放热反应和吸热反应化学反应都伴随着能量的变化，通常表现为热量变化。
据此，可将化学反应分为放热反应和吸热反应。
【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）反应是否需要加热，只是引发反应的条件，与反应是放热还是吸热并无直接关系。
许多放热反应也需要加热引发反应，也有部分吸热反应不需加热，在常温时就可以进行。
三、热化学方程式（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“－”。
“＋”表示吸收热量，“－”表示放出热量。
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注意热化学方程式表示反应已完成的数量，由于△H与反应完成的物质的量有关，所以化学方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应。
高考化学专题复习——化学反应中的能量变化
第三节化学反应中的能量变化知识要点：1、反应热、热化学方程式2、燃烧热、中和热（中和热的测定）3、盖斯定律简介一、化学反应中的能量变化化学反应中有新物质生成，同时伴随有能量的变化。
这种能量变化，常以热能的形式表现出来。
（其他如光能、电、声等）1、化学上把有热量放出的化学反应叫做放热反应。
…………吸收热量的化学反应叫做吸热反应。
2、常见吸热反应：⑴氢氧化钡＋氯化铵，⑵C＋CO2，⑶一般分解反应都是吸热反应，⑷电离，⑸水解。
3、常见放热反应：⑴、燃烧反应⑵、金属＋酸→H2⑶、中和反应⑷、CaO ＋H2O⑸、一般化合反应是放热反应。
4、能量变化的原因⑴化学反应是旧键断裂，新键生成的反应，两者吸收和释放能量的差异表现为反应能量的变化。
新键生成释放的能量大于旧键断裂吸收的能量，则反应放热。
新键生成释放的能量小于旧键断裂吸收的能量，则反应吸热。
【阅读】教材P35 H2＋Cl2＝2 HCl中能量变化数据。
⑵根据参加反应物质所具能量分析。
反应物总能量大于生成物总能量，反应放热。
反应物总能量小于生成物总能量，反应吸热。
二、反应热1、定义：化学反应过程中吸收或放出的热量，叫做反应热。
2、符号：反应热用ΔH表示，常用单位为kJ/mol。
3、可直接测量：测量仪器叫做量热计。
4、用ΔH表示的反应热，以物质所具能量变化决定“＋”、“－”号。
若反应放热，物质所具能量降低，ΔH＝－x kJ/mol。
若反应吸热，物质所具能量升高，ΔH＝＋x kJ/mol。
用活化能图分析，使学生了解反应中的能量变化只与始态、终态有关，过程中能量大于初始、终态能量。
（用Q表示的反应热，以外界体系能量变化“＋”、“－”号。
若反应放热，外界体系所具能量升高，Q＝＋x kJ/mol。
若反应吸热，外界体系所具能量降低，Q＝－x kJ/mol。
）5、反应类型的判断当ΔH为“－”或ΔH <0时，为放热反应。
当ΔH为“＋”或ΔH >0时，为吸热反应。
高中化学---化学反应中的能量变化知识汇总
高中化学---化学反应中的能量变化知识汇总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＋CO22CO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：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。
3、能源的分类：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。
Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。
化学能与电能1、化学能转化为电能的方式：（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。
化学反应与能量变化归纳整理
考点5：原电池的电极反应方程式的书写
请写出该原电池的正负极反应式 （负极）2H2 - 4e- = 4H+ （正极）O2 + 4H+ + 4e-= 2H2O 若电解质溶液改成NaOH呢？ （负极）2H2 +4OH-- 4e- = 4H2O （正极）O2 + 2H2O + 4e-= 4OH-
本节课学习目标
（1）化学能与热能
了解化学反应中能量的转化的原因及常见的能量转化的形式， 了解常见的吸热反应、放热反应。
（2）化学能与电能
了解电池的构成、工作原理及应用； 能书写简单的电极反应和总反应式； 初步掌握陌生的电极反应方程式的书写方法； 了解常见化学电源的种类及工作原理。
（3）构建以上知识的网络体系
Cr2O72－＋14H＋＋6e－===2Cr3＋＋7H2O
考点6：原电池正负极的判断
【例】某学校研究性学习小组欲以镁条、铝片为电极，以稀NaOH溶 液为电解质溶液设计如图的原电池。发现电流表的指针偏转，镁条表面 有少量的气泡产生。请分析原电池的正负极。
归纳总结：判断原电池的正负极的方法
价升高的一极
【问题2】以上反应中哪些反应能被利用设计成原电池？为什么？
①⑤ ， ①⑤自发的氧化还原反应
考点3：原电池的构成
①2H2（g）+O2(g)=2H2O (g) ⑤2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
【活动2】请画出以①和⑤为反应原理设计成的原电池简单装 置图，并作出必要的标注。
（1）正、负极 材料的选择
原电池设计的思维模板
(2)电解质溶 液的选择
(3)画装置图注 明电极材料与电 解质溶液
化学化学反应的能量变化知识点总结
化学化学反应的能量变化知识点总结化学反应的能量变化知识点总结化学反应是物质转化的过程，其中能量变化是一个重要的方面。
能量变化可以分为放热反应和吸热反应两种类型。
以下是化学反应的能量变化知识点的总结：一、放热反应：放热反应是指在反应过程中释放能量的反应。
该类型的反应通常伴随着温度升高、放出热量等现象。
以下是放热反应的几个重要概念：1. 热化学方程式：热化学方程式将化学反应的能量变化用化学方程式表示出来。
在方程式的右边写出放热的能量值（通常是负值），表示反应放出了热量。
例如，反应A + B → C+ ΔH，其中ΔH表示反应放出的能量。
2. 焓变（ΔH）：焓变指的是反应过程中释放或者吸收的能量变化。
对于放热反应，焓变的值为负数，表示反应放出了能量。
3. 标准焓变（ΔH°）：标准焓变是指在标准状态下，每摩尔反应物参与反应时放出或者吸收的能量变化。
标准状态为25摄氏度和常压下。
标准焓变通常用ΔH°表示。
4. 燃烧反应：燃烧反应是放热反应的一种常见类型。
例如，燃烧木材的反应可以释放大量的热量。
这是因为燃烧反应中，木材与氧气反应产生二氧化碳和水，同时放出大量的热量。
二、吸热反应：吸热反应是指在反应过程中吸收能量的反应。
该类型的反应通常伴随着温度降低、吸收热量等现象。
以下是吸热反应的几个重要概念：1. 热化学方程式：在热化学方程式中，吸热反应的能量值写在方程式的右边（通常为正值），表示反应吸收了热能。
例如，反应A + B + ΔH → C，其中ΔH表示反应吸收的能量。
2. 焓变（ΔH）：对于吸热反应，焓变的值为正数，表示反应吸收了能量。
3. 标准焓变（ΔH°）：标准焓变是指在标准状态下，每摩尔反应物参与反应时吸收或者释放的能量变化。
4. 冷冻感受器：冷冻感受器是一种常用的实验装置，用于测量吸热反应中的焓变。
冷冻感受器通过测量反应容器周围液体的温度变化，计算出反应的焓变。
总结：化学反应的能量变化是描述反应中能量转化的重要概念。
【高中化学】盖斯定律 化学反应及其能量变化复习
【高中化学】盖斯定律化学反应及其能量变化复习一. 教学内容：盖斯定律反应及其能量变化二. 教学目标1. 了解反应的途径、反应体系。
2. 从能量守恒定律角度理解盖斯定律。
3. 复习回顾反应热及其相关。
三. 教学重点、难点难点：反应热的有关计算四. 知识分析（一）盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
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。
应用盖斯定律可以间接地计算出反应热。
说明：1. 化学反应不管是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
如果一个反应可以分几步完成，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。
（二）化学反应及其能量变化复习：说明：1. 反应热：在化学反应过程中所释放或吸收的能量都可以用热量（或换成相应的热量）来表示，叫反应热，又称“焓变”，符号用△H表示，单位一般采用kJ/mol当△H为“＋”或△H>０时，为吸热反应。
2. 中和热和燃烧热：燃烧热：在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。
一般情况下，完全燃烧时，一般情况C生成CO2；H生成水；S生成SO2。
中和热、燃烧热的单位一般用kJ／mol表示。
3. 热化学方程式：能表示参加反应的物质的量和反应热的关系的化学方程式。
书写热化学方程式时要注意以下几点：状态、物质的量、反应热的单位及符号、条件等。
4. 反应热和中和热的测定：中和热的测定时同样要注意保温、隔热，要用强酸与强碱的稀溶液在室温下进行，测量温度时一定要读出最高点时的温度，计算时要将测量的热量换算成生成1mol水时所放出的能量。
5. 反应热的计算：燃烧热的计算：一定量的可燃物燃烧放出的总热量＝燃烧热×可燃物的物质的量。
【典型例题例1. 按照盖斯定律，结合下列反应方程式，回答问题。
已知：（2）NH3（g）＋H2O（l）＝NH3?H2O（aq）△H＝－35.1kJ?mol－1（4）NH3（aq）＋ HCl（aq）＝ NH4Cl（aq）△H＝－52.3kJ?mol－1则第（5）个方程式中的反应热是解析：根据盖斯定律：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。
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A. CaCO3
CaO+CO2↑
B. Na2O+H2O
2NaOH
C. NaCl+H2SO4(浓）
+4
-1
D. MnO2+4HCl(浓）
0
0
E. 2O3
3O2
NaHSO4+HCl↑
+2
0
MnCl2+Cl2↑+2H2O
2．下列说法中正确的是（ D ）
A．氧化还原反应的本质是元素化合物价发生变化 B．还原剂是一种能够得到电子的物质 C．物质所含元素化合价升高的反应是还原反应 D．氧化反应和还原反应是同时发生的
①电解质和非电解质都是化合物（属于纯净物），单质和 混合物既不是电解质，也不是非电解质。两者的本质区别 是自身在一定条件下（水溶液里或融化时）能否发生电离。 ②电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物。某些 化H是（2合 电 溶CO物 解 液3，如 质 的H，导C2O是电C2O溶非性3于能电只水够解是能电质 表导离。 面电而（ 现是非象NH因C。3OC、）2O本S2O与身2、H电2S离OO反。3与应所之生以类成C似O了）2不。 ③的某 溶些 解难 度溶太于小水测的不化出合 （物 或， 难如 测）Ba其SO水4、溶A液g的Cl导等电，性由，于但他他们 们溶解的部分是完全电离的，属于电解质（且为强电解 质）。 ④酸、碱、盐、水等是电解质，蔗糖、酒精等为非电解质。
高一化学 第一章
氧化剂 发生还原反应(被还原) 还原产物
反 (具有氧化性) 得电子(化合价降低) (具有还原性) 生
应 物
还原剂 发生氧化反应(被氧化) 氧化产物
(具有还原性) 失电子(化合价升高) (具有氧化性)
成 物
一、化学反应的类型
化 化学反应的基本类型 学 氧化还原反应 反 离子反应 应 化学反应中的能量变化
中，发生氧化反应与还原反应的物质其物质的
量之比为比是（ C ）
A. 5:1 B. 4:1 C. 1:5
D. 2:1
-1 +5
-1 0
9、在6HCl+KClO3=KCl+3Cl2↑+3H2O的反应中，
得电子与失电子的原子个数比为（
）D
A. 6:1 B. 1:6 C. 5:1 D. 1:5
5、氧化还原反应的一些规律
D. 化合价降为0
C +1-1 +1 -2 +1-1 +1+1-2
7、对于反应IBr+H2O = HBr+HIO的说法正确的是（
）
A. IBr只作氧化剂
B. IBr只作还原剂
C. IBr既不是氧化剂，又不是还原剂
D. IBr既是氧化剂，又是还原剂
【练习】
0
+5
-1
8、在6KOH+3Cl2 KClO3+5KCl+3H2O反应
氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物
【规律】左强右弱
【练习】
10、常温下，下列三个反应都能向右进行：
①2W-+X2=2X-+W2， ②2Y-+W2=2W-+Y2，
③2X-+Z2=2Z-+X2，由此得出的结论正确的是（ C ）
A. X-、Y-、Z-、W- 中Z-的还原性最强
B. X2、Y2、Z2、W2中Z2的氧化性最弱
3．下列物质中，易发生氧化还原反应而变质的化合
物是 （ CE ）
A．Na2CO3 D．NaHCO3
B．NaCl
C．Na2O2
E．NaClO F． NaOH
2、氧化还原反应与四种基本反应类 型的关系
化合反应：有的是，有的不是； 分解反应：有的是，有的不是； 置换反应：都是； 复分解反应：都不是。
3、概念 间的相互关系：
②化合价变化规律（归中原理）
元素化合价升、降时，必须逐级升、降，升、降都首
先升、降至它的邻近价态。
-2 +6
0 +4
例如：H2S+H2SO4(浓）== S↓+SO2↑+2H2O
√
×
(4)性质强弱规律（重点） 通过化学反应比较氧化性和还原性 的相对强弱：
还原剂 + 氧化剂 ＝氧化产物 + 还原产物
【练习】Βιβλιοθήκη 4、用双线桥法表示下列氧化还原反应，并指出 氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。
+4
-1
+2 -1 0
MnO2+4HCl(浓） MnCl2+Cl2↑+2H2O
0
-1 +1
Cl2+2NaOH===NaCl+NaClO+H2O
-1
-2 0
2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2
+5 -2
2KClO3
-1 0
2KCl+3O2↑
【参考答案】
【练习】
A 5. 实现下列变化需加入氧化剂的是 （ ）
-1
0
+1 0
A. HCl → Cl2 -1 -1
C. KCl → HCl
B. HCl → H2 D.HCl → CO2
C 6. 某元素由化合态变为游离态（ ）
A.一定被氧化
B. 一定被还原
C. 可能被氧化也可能被还原
电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电 的化合物，如酸、碱、盐等。 非电解质：在水溶液里或熔化状态下都不导 电的化合物，如蔗糖、酒精等。
强电解质：在水溶液中完全电离的电解质， 如强酸、强碱、大多数盐等。 弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质， 如弱酸、弱碱、水等。
关于电解质和非电解质应注意以下几点：
C. 2Z-+Y2=2Y-+Z2不能向右进行 还原性: W- > X-;
D. 还原性：X->Y-
氧化性: X2 > W2; W2 > Y2; Z2 > X2;
Y- > W-; X- > Z-;
Y- > W- > X- > Z-
Z2 > X2 > W2 > Y2
三、离子反应
1、电解质、和非电解质；强电解质和弱电 解质的区别与判断：
氧化剂 发生还原反应(被还原) 还原产物
反 (具有氧化性) 得电子(化合价降低) (具有还原性) 生
应 物
还原剂 发生氧化反应(被氧化) 氧化产物
(具有还原性) 失电子(化合价升高) (具有氧化性)
成 物
4、氧化还原反应的分析表示方法：
注：得（失）电子数=元素化合价降低（升 高）数值×降价（升价）原子个数
二、氧化还原反应
1、有关概念：
氧化还原反应：凡有电子转移（电子的得失 或偏移）的化学反应。
实质：有电子的转移（电子的得失或偏移）。
特征：有元素化合价的升降。
判断一个反应是否为氧化还原反应的方法：分析反应
前后有无元素化合价发生变化，有变化则为氧化还原反应。
【练习】
1、下列反应中属于氧化还原反应的是（ D ）
例如：向含有Br- 和I-的溶液中通入Cl2，则Cl2先 和I-反应，因为I-还原性比Br-强。
(3)价态规律。
①表现性质规律： 最高价只有氧化性.如: Fe3+、Cu2+、
MnO4-、浓H2SO4、HNO3……
最低价只有还原性:如CI-、Br-、I-、S2-、 Na、Mg、Al……
中间价态既具有氧化性，又具有还原性。 如S、SO2、Fe2+、……
(1) 电子守恒规律。即： 氧化剂得电子数=还原剂失电子数
氧化剂得电子数=元素化合价降低数值×降价原子个数 还原剂失电子数=元素化合价升高数值×升价原子个数
(2) 优先反应规律（强者优先原则）。
在溶液中如果存在多种氧化剂（或还原剂），当向溶 液中加入一种还原剂（或氧化剂）时，还原剂（或氧 化剂）先把氧化性（或还原性）强的氧化剂（或还原 剂）还原（或氧化）。