必修化学键化学反应与能量知识点总结
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。
高中化学必修二-化学键、化学反应与能量知识点总结资料讲解
高中化学必修二-化学键、化学反应与能量知识点总结必修二一、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。
这样的共价键叫做极性共价键，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。
同种原子吸引共用电子对的能力相等，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。
非极性键可存在于单质分子中（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非极性分子。
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负电荷几何中心重合，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分子晶体。
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）、层型石墨（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静电吸引力组合而成。
由于电子的自由运动，金属键没有固定的方向，因而是非极性键。
金属键有金属的很多特性。
例如一般金属的熔点、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，与金属内部自由电子密度成正相关。
3）化学反应本质就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
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）。
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总结一、化学反应中的能量变化。
1. 化学反应的实质。
化学反应的过程是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
旧键断裂需要吸收能量，新键形成会释放能量。
2. 反应热与焓变。
反应热：化学反应过程中吸收或放出的热量。
焓变（ΔH）：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
- 吸热反应：ΔH > 0。
- 放热反应：ΔH < 0。
3. 常见的吸热反应和放热反应。
吸热反应：大多数分解反应、氯化铵与氢氧化钡的反应、以 C、CO、H₂为还原剂的氧化还原反应等。
放热反应：大多数化合反应、酸碱中和反应、燃烧反应、活泼金属与酸或水的反应等。
二、热化学方程式。
1. 定义。
表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
2. 书写注意事项。
要注明反应物和生成物的状态（g、l、s）。
要注明反应的温度和压强（若在 25℃、101kPa 条件下进行，可不注明）。
要注明ΔH 的正负号、数值和单位。
化学计量数只表示物质的量，可以是整数，也可以是分数。
三、燃烧热和中和热。
1. 燃烧热。
定义：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。
单位：kJ/mol。
注意：燃烧热是以 1mol 可燃物为标准进行测量的。
2. 中和热。
定义：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成 1mol 液态水时所释放的热量。
单位：kJ/mol。
注意：强酸与强碱的稀溶液反应，若有弱酸或弱碱参与，中和热数值偏小。
四、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。
2. 应用。
可以通过已知反应的热化学方程式，进行相应的加减运算，得到目标反应的热化学方程式和反应热。
五、能源。
1. 分类。
一次能源：直接从自然界获取的能源，如煤、石油、天然气、风能、水能等。
二次能源：由一次能源经过加工、转化得到的能源，如电能、氢能等。
2. 新能源。
太阳能、风能、地热能、海洋能、生物质能等，具有资源丰富、可再生、对环境影响小等优点。
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。
化学反应原理全册知识点归纳（精华）
《化学反应原理》知识点归纳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(△H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
⑴符号——△H；⑵单位——kJ/mol。
3．产生原因：化学键断裂——吸热；化学键形成——放热。
键能越大，物质所含能量越低，物质越稳定；键能越小，物质所含能量越高，物质越不稳定。
放热反应——反应物的总能量高于生成物的总能量(放出的热量＞吸收的热量)；△H为“－”或△H＜0。
吸热反应——反应物的总能量低于生成物的总能量(吸收的热量＞放出的热量)△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钠与水的反应常见的吸热反应：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盐的水解二、热化学方程式1．能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫热化学方程式。
2．书写热化学方程式注意要点：⑴热化学方程式必须标出能量变化。
⑵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)。
⑶热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强(对于25℃、101 kPa时进行的反应可以不注明)。
⑷热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。
⑸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。
2．注意点：⑴研究条件：25 ℃，101 kPa。
⑵反应程度：完全燃烧，产物是稳定的化合物。
⑶燃烧物的物质的量： 1 mol。
⑷研究内容：放出的热量。
（△H＜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。
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。
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。
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OH－
◆小结：判断物质中化学键时应该注意的问题
（1），存在离子键的化合物一定是离子化合物，离子化合物中一定存在离子键
（2），离子化合物可以只含非金属元素，也可以存在共价键，如 NH4Cl （3），共价化合物中只含有共价键，不含离子键
NH＋4
对全部高中资料试卷电气设备，在安装过程中以及安装结束后进行高中资料试卷调整试验；通电检查所有设备高中资料电试力卷保相护互装作置用调与试相技互术关，系电，力根通保据过护生管高产线中工敷资艺设料高技试中术卷资，配料不置试仅技卷可术要以是求解指，决机对吊组电顶在气层进设配行备置继进不电行规保空范护载高与中带资负料荷试下卷高问总中题体资，配料而置试且时卷可，调保需控障要试各在验类最；管大对路限设习度备题内进到来行位确调。保整在机使管组其路高在敷中正设资常过料工程试况中卷下，安与要全过加，度强并工看且作护尽下关可都于能可管地以路缩正高小常中故工资障作料高；试中对卷资于连料继接试电管卷保口破护处坏进理范行高围整中，核资或对料者定试对值卷某，弯些审扁异核度常与固高校定中对盒资图位料纸置试，.卷保编工护写况层复进防杂行腐设自跨备动接与处地装理线置，弯高尤曲中其半资要径料避标试免高卷错等调误，试高要方中求案资技，料术编试交写5、卷底重电保。要气护管设设装线备备置敷4高、调动设中电试作技资气高，术料课中并3中试、件资且包卷管中料拒含试路调试绝线验敷试卷动槽方设技作、案技术，管以术来架及避等系免多统不项启必方动要式方高，案中为；资解对料决整试高套卷中启突语动然文过停电程机气中。课高因件中此中资，管料电壁试力薄卷高、电中接气资口设料不备试严进卷等行保问调护题试装，工置合作调理并试利且技用进术管行，线过要敷关求设运电技行力术高保。中护线资装缆料置敷试做设卷到原技准则术确：指灵在导活分。。线对对盒于于处调差，试动当过保不程护同中装电高置压中高回资中路料资交试料叉卷试时技卷，术调应问试采题技用，术金作是属为指隔调发板试电进人机行员一隔，变开需压处要器理在组；事在同前发一掌生线握内槽图部内 纸故，资障强料时电、，回设需路备要须制进同造行时厂外切家部断出电习具源题高高电中中源资资，料料线试试缆卷卷敷试切设验除完报从毕告而，与采要相用进关高行技中检术资查资料和料试检，卷测并主处且要理了保。解护现装场置设。备高中资料试卷布置情况与有关高中资料试卷电气系统接线等情况，然后根据规范与规程规定，制定设备调试高中资料试卷方案。
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。
高中化学化学键化学反应与能量知识点总结
高中化学化学键化学反应与能量知识点总结1. 化学能与热能（1）化学反应中能量变化的主要原因：化学键的断裂和形成（2）化学反应吸收能量或放出能量的决定因素：反应物和生成物的总能量的相对大小a. 吸热反应：反应物的总能量小于生成物的总能量b. 放热反应：反应物的总能量大于生成物的总能量（3）化学反应的一大特征：化学反应的过程中总是伴随着能量变化，通常表现为热量变化练习：氢气在氧气中燃烧产生蓝色火焰，在反应中，破坏1molH－H键消耗的能量为Q1kJ，破坏1molO ＝O键消耗的能量为Q2kJ，形成1molH－O键释放的能量为Q3kJ。
下列关系式中正确的是（ B ）A.2Q1+Q2>4Q3B.2Q1+Q2<4Q3C.Q1+Q2<Q3D.Q1+Q2＝Q3（4）常见的放热反应：A. 所有燃烧反应；B. 中和反应；C. 大多数化合反应；D. 活泼金属跟水或酸反应；E. 物质的缓慢氧化（5）常见的吸热反应：A. 大多数分解反应氯化铵与八水合氢氧化钡的反应。
（6）中和热：（重点）A. 概念：稀的强酸与强碱发生中和反应生成1mol H2O（液态）时所释放的热量。
2. 化学能与电能（1）原电池（重点）A. 概念：B. 工作原理：a. 负极：失电子（化合价升高），发生氧化反应b. 正极：得电子（化合价降低），发生还原反应C. 原电池的构成条件：关键是能自发进行的氧化还原反应能形成原电池a. 有两种活泼性不同的金属或金属与非金属导体作电极b. 电极均插入同一电解质溶液c. 两电极相连（直接或间接）形成闭合回路D. 原电池正、负极的判断：a. 负极：电子流出的电极（较活泼的金属），金属化合价升高b. 正极：电子流入的电极（较不活泼的金属、石墨等）：元素化合价降低E. 金属活泼性的判断：a. 金属活动性顺序表b. 原电池的负极（电子流出的电极，质量减少的电极）的金属更活泼；c. 原电池的正极（电子流入的电极，质量不变或增加的电极，冒气泡的电极）为较不活泼金属F. 原电池的电极反应：（难点）a. 负极反应：X－ne＝Xn－b. 正极反应：溶液中的阳离子得电子的还原反应（2）原电池的设计：（难点）根据电池反应设计原电池：（三部分＋导线）A. 负极为失电子的金属（即化合价升高的物质）B. 正极为比负极不活泼的金属或石墨C. 电解质溶液含有反应中得电子的阳离子（即化合价降低的`物质）（3）金属的电化学腐蚀A. 不纯的金属（或合金）在电解质溶液中的腐蚀，关键形成了原电池，加速了金属腐蚀B. 金属腐蚀的防护：a. 改变金属内部组成结构，可以增强金属耐腐蚀的能力。
《化学键_化学反应与能量》复习
6、下列变化没有破坏化学键的是 （①④） ①干冰汽化 ②氯化氢溶于水 ③食盐晶体熔化 ④碘的升华 ⑤Na2O2和水反应
化学反应中能量变化：
吸收能量E1
旧化学键断裂
反应物
新化学键形成
生成物
释放能量E2 E1 ＞ E2 E1 ＜ E2 吸热反应
放热反应
能 量
反应物总能量
释放能量 生成物总能量
生成物总能量
第二章
化学键 化学反应与能量
复习
本节主要复习内容：
一、化学键与化学反应 二、化学反应的快慢和限度 三、化学反应的利用（物质的制备、 原电池）
一、化学键与化学反应
1、 相邻 原子间的 强 相互作用称为化学键。 离子键 ——阴阳离子间通过 静电作用形 2、化学键
成的化学键
共价键 ——原子间通过 共用电子对形 成的化学键
4、一套完整的制取氯气的装置
发生装置 除杂装置
收集 装置
尾气处 理装置
1.实验室制氯气时有如下操作步骤： ①连接好装置并检查其气密性 ②缓缓加热，加 快反应使气体均匀逸出 ③在烧瓶中加入二氧化 锰粉末 ④向分液漏斗中加入浓盐酸，再缓缓滴 入烧瓶中 ⑤用向上排空气法收集氯气，尾气导 入吸收试剂中 下列各步骤的顺序排列正确的是 （ D ）
C.破坏反应物中的化学键所吸收的能量小于形成生成物
中化学键所放出的能量
D.反应物X和Y的总能量一定小于生成物M和N的总能量
2、氢气与氮气的反应是一个释放能量的反应。在反 应过程中，破坏1 molH2 中的化学键吸收的能量为Q1 kJ，破坏1 mol N2 中的化学键吸收的能量为Q2 kJ， 形成1 molNH3 中的化学键释放的能量为Q3 kJ。下列 关系式中，正确的是（ C） A. 3Q1＋Q2 > 2Q3 B. Q1＋Q2 > Q3 C. 3Q1＋Q2 < 2Q3 D. Q1＋Q2 < Q3
化学必修一第二章知识点总结
化学必修一第二章知识点总结第二章化学反应及能量变化2.1 化学反应的描述1. 化学反应的定义化学反应是指物质之间发生化学变化，产生新的物质的过程。
在化学反应中，原有物质的化学键破裂并重新排列，形成新的物质。
2. 化学方程式化学方程式是用化学式表示的化学反应过程。
化学反应的起始物质叫做反应物，产物是由反应得到的新物质。
3. 化学方程式的平衡化学方程式必须满足物质守恒和电荷守恒的要求，反应物和产物的物质量必须相等。
当反应物和产物的物质量不等时，需要进行平衡处理，使得反应方程式满足物质守恒原理。
4. 配平化学方程式的方法通过调整反应物和产物的系数，使得反应物和产物的物质量相等，从而达到化学方程式的平衡，这个过程叫做配平化学方程式。
5. 化学方程式的表示方法化学方程式可以用文字描述，也可以用化学式和化学符号来表示。
在化学方程式中，反应物和产物之间用箭头表示反应方向，反应条件和催化剂用在反应方程式的上下标表示。
2.2 化学反应中的能量变化1. 化学反应中的能量变化化学反应中的能量变化包括放热反应和吸热反应。
放热反应是指化学反应中释放出能量，反应过程温度升高的反应。
吸热反应是指化学反应中吸收能量，反应过程温度降低的反应。
2. 化学反应中的焓变化焓是能量的一种表现形式，称为热化学基本量。
焓变是指化学反应中物质焓值的变化。
焓变可以分为焓增、焓减和焓无变化三种情况。
3. 化学反应中的热变化化学反应中的热变化可以通过反应物和产物的焓值来计算。
当焓增时表示放热反应，焓减时表示吸热反应。
物质的焓变化是其宏观性质的反映。
4. 化学反应的热效应化学反应的热效应是指化学反应在恒压下的焓变化。
热效应可以用来判断反应的放热或是吸热，以及反应的放热或吸热程度。
5. 化学反应的热化学图表示化学反应的热化学图是指用焓数值和反应物质量的关系对化学方程式进行定量描述。
热化学图可以通过焓变计算反应物质和产物的热变化。
2.3 化学能及化学反应的能量变化1. 化学反应的能量来源化学反应的能量来源于原子和分子之间的化学键。
高中化学必修二化学反应与能量
第四节化学反应与能量要点一：化学键与化学反应中能量变化的原因1.化学反应中能量变化的原因（微观角度）（1）化学反应的过程反应物（旧化学键断裂）→原子或原子团（新化学键形成）→生成物（2）化学反应中能量变化的原因a:原因反应物→断键吸收能量生成物→成键放出能量所以：二者之差引起能量变化b:结论化学键的断裂与形成是物质在化学反应中发生能量变化的主要原因。
2.化学反应中能量变化的决定因素（宏观角度）（1）反应物的总能量高于生成物的总能量，则化学反应释放能量若参加反应的反应物中的化学键断开时吸收的能量低于生成物成键释放的能量，则该反应释放能量（2）反应物的总能量低于生成物的总能量，则化学反应吸收能量若参加反应的反应物中的化学键断开时吸收的能量高于于生成物成键释放的能量，则该反应吸收能量放热反应：①可燃物的燃烧；②酸碱中和反应；③大多数化合反应；④金属跟酸的置换反应；⑤物质的缓慢氧化吸热反应：①大多数分解反应；②盐的水解；③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应；④碳和水蒸气、C和CO2的反应典型例题1．SF6是一种优良的绝缘气体，分子结构中只存在S﹣F键．已知：1molS（s）转化为气态硫原子吸收能量280kJ，断裂1molF﹣F、S﹣F键需吸收的能量分別为160kJ、330kJ．则S（s）+3F2（g）=SF6（g）的能量变化为（）A．放出1780 kJ的能量B．放出1220 kJ的能量C．放出450 kJ的能量D．吸收430 kJ的能量【解答】吸收的能量为：280kJ+3×160kJ=760kJ 放出的能量为330×6=1980kJ 该反应放出1980-760=1220kJ的能量故选B变式训练1．下列反应可以表示如图的能量变化的是（）A．Al和Fe2O3的铝热反应B．Ba（OH）2•8H2O与NH4Cl的反应C．NaOH溶液与CH3COOH溶液反应D．甲烷在O2中的燃烧反应2．下列说法中正确的是（）A．物质发生化学反应时都伴随着能量变化，伴随能量变化的物质变化一定是化学变化B．需要加热的化学反应一定是吸热反应，不需要加热就能进行的反应一定是放热反应C．吸热反应就是反应物的总能量比生成物的总能量高；也可以理解为化学键断裂时吸收的能量比化学键形成时放出的能量多D．因为3O2═2O3是吸热反应，所以臭氧比氧气的化学性质更活泼要点二：化学能与电能1.原电池（1）定义：将化学能转化为电能的装置（2）工作原理原电池总反应：Zn+Cu2+==Zn2++Cu（3）原电池反应的本质是自发进行的氧化还原反应（4）构成条件①能自发进行的氧化还原反应。
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。
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高一化学必修二第二章化学键化学反应与能量知识回顾王珊娜2014-6-2一、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。
Ⅲ金属键：化学键的一种，主要在金属中存在。
3）化学反应本质就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
2．离子化合物和共价化合物1）离子化合物：由阳离子和阴离子构成的化合物。
包含：大部分盐（包括所有铵盐），强碱，大部分金属氧化物，金属氢化物。
活泼的金属元素与活泼非金属元素形成的化合物中不一定都是以离子键结合的，如AlCl3不是通过离子键结合的。
非金属元素之间也可形成离子化合物，如铵盐都是离子化合物。
2）共价化合物：全部以共价键结合形成的化合物，叫做共价化合物。
包含：非金属氧化物，酸，弱碱，少部分盐，非金属氢化物。
3）在离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键。
在共价化合物中一定不存在离子键。
3.几组概念的对比1）离子键与共价键的比较键型离子键共价键概念带相反电荷离子之间的相互作用原子之间通过共用电子对所形成的相互作用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、阳离子原子成键性质静电作用静电作用形成条件大多数活泼金属与活泼非金属化合时形成离子键同种或不同种非金属元素化合时形成共价键(稀有气体元素除外)表示方法①电子式如Na＋[··Cl··]－②离子键的形成过程：①电子式，如H··Cl··②结构式，如H—Cl③共价键的形成过程：存在离子化合物绝大多数非金属单质、共价化合物、某些离子化合物2）离子化合物与共价化合物的比较离子化合物共价化合物概念以离子键形成的化合物以共用电子对形成的化合物粒子间的作用阴离子与阳离子间存在离子键原子之间存在共价键导电性熔融态或水溶液导电熔融态不导电，溶于水有的导电(如硫酸)，有的不导电(如蔗糖)熔化时破坏的作用力一定破坏离子键，可能破坏共价键(如NaHCO3)一般不破坏共价键实例强碱、大多数盐、活泼金属的氧化物中酸、非金属的氢化物、非金属的氧化物中4．物质中化学键的存在规律(1)离子化合物中一定有离子键，可能还有共价键，简单离子组成的离子化合物中只有离子键，如：NaCl、Na2O等。
复杂离子(原子团)组成的离子化合物中既有离子键又有共价键，如NH4Cl、NaOH、 Na2O2等。
(2) 稀有气体由单原子组成，无化学键，因此不是所有物质中都存在化学键。
(3)共价化合物中只有共价键，一定没有离子键，如HCl、SiO2、C2H2等。
(4)同种非金属元素构成的单质中一般只含有非极性共价键，如I2、N2、P4等。
(5)由不同种非金属元素构成的化合物中含有共价键(如H2S、PCl3)，或也可能既有离子键又有共价键(如铵盐)。
5．化学键的破坏(1)化学反应过程中，反应物中的化学键被破坏。
(2)对于离子化合物，溶于水后电离成自由移动的阴、阳离子，离子键被破坏。
其熔化后也成为自由移动的阴、阳离子，熔化过程中离子键被破坏。
(3)对于共价化合物，有些共价化合物溶于水后，在水分子的作用下电离，共价键被破坏，如HCl、HNO3等。
有些共价化合物溶于水后，与水发生化学反应，共价键被破坏，如SO3、SO2等。
(4)对于某些很活泼的非金属单质，溶于水后，能与水作用，其分子内化学键被破坏，如：F 2、Cl2、Br2等。
特别提醒根据化合物在熔融状态是否导电，可判断它是离子化合物还是共价化合物。
若导电，则是离子化合物；若不导电，则是共价化合物。
6.用电子式表示离子化合物和共价分子电子式是表示物质结构的一种式子。
其写法是在元素符号的周围用“·”或“×”等表示原子或离子的最外层电子，并用n＋或n－(n为正整数)表示离子所带电荷。
1)原子的电子式在元素符号的周围用“·”或“×”等表示原子的最外层电子。
2)离子的电子式①主族元素形成的简单离子中，阳离子的电子式就是离子符号。
如Mg2＋既是镁离子符号，也是镁离子的电子式;②复杂阳离子：铵根离子③阴离子的最外层大多为8电子结构，在表示离子的符号外加方括号，方括号的右上角标明所带电荷数及符号。
如Cl－的电子式：。
3)离子化合物的电子式离子化合物的电子式由构成离子化合物的阴、阳离子的电子式构成。
如NaCl 的电子式：。
离子化合物中阴、阳离子个数比不是1∶1时，要注意同性离子不直接相邻的事实。
如MgBr2的电子式：。
4)用电子式表示共价分子(共价型单质和化合物)表示出原子之间形成共用电子对的情况，没有形成共用电子对的最外层电子也要标出。
如：Cl2NH3。
5)用电子式表示含有共价键的原子团离子要表示出离子内的原子之间的共用电子对，因是离子，所以还要括上方括号[ ]，标上原子团离子OH－NH＋4O2－2NH－2电子式离子化合物：共价分子：。
◆小结：判断物质中化学键时应该注意的问题（1），存在离子键的化合物一定是离子化合物，离子化合物中一定存在离子键（2），离子化合物可以只含非金属元素，也可以存在共价键，如NH4Cl （3），共价化合物中只含有共价键，不含离子键3 / 8（4），非金属单质（稀有气体除外）中只含有共价键 （5），稀有气体由单原子组成，无化学键（6），只含有共价键的化合物一定是共价化合物，只含有共价键的物质不一定是共价化合物，可能是单质；含有共价键的化合物不一定是共价化合物，可能是离子化合物，例如NaOH ，Ca(OH)2，CH 3COONa7、 化学键与化学反应中的能量变化1、反应物的能量（E 1）＞生成物的能量（E 2） 反应释放能量，为放热的反应2、反应物的能量（E 1）＜生成物的能量（E 2） 反应吸收能量 为吸热的反应3、旧键断裂吸收的能量（E 3）＞ 新键形成释放的能量E 4 反应吸收能量 为吸热反应4、旧键断裂吸收的能量（E 3）＜ 新键形成释放的能量E 4 反应释放能量 为放量反应二、化学反应的快慢和限度第二节 化学反应的快慢和限度 §1 化学反应的快慢化学反应速率：化学反应速率指的是单位时间里反应物浓度或生成物浓度的变化。
表达式：tcV ∆∆= 单位： mo l ·L -1·S -1 mo l ·L -1·min -1注：（1）化学反应速率是指某段时间内的平均反应速率，而不是某时刻的瞬时速率。
（2）在反应中固体或纯液体浓度不变，因而不用固体或液体来表示化学反应速率。
（3）同一反应，用不同物质浓度变化来表示化学反应速率时，其数值大小可能不一样，但意义相同，故在应用时应指明是哪种物质表示的化学反应速率。
（4）在同一反应中，各物质所表示的反应速率之比等于各物质的转化浓度之比，等于各物质的物质的量变化之比，等于方程式中化学计量数之比。
mA + nB == pC + qDV(A )︰V(B) ︰V(C) ︰V(D) = △n(A) ︰△n(B) ︰△n(C) ︰△n(D) = m ︰n ︰p ︰q影响化学反应速率的因素：反应物 （E 1） 旧键断裂（吸吸能量E 3） 新键形成（释放能量E 4） 生成物 （E 2）5 / 822、带火星的木条在空气中熄灭，而在O 2中能复燃，为什么？（解答：1、硫在空气中燃烧，火焰呈淡蓝色，在纯氧中燃烧更剧烈，火焰呈蓝紫色。
因为空气中氧气的浓度小，反应较慢。
2、纯氧中O 2 浓度大。
）化学反应的限度可逆反应：在相同条件下同时向正、反两个方向进行的反应称为可逆反应。
故用表示。
特点：（1）同时向正反应和逆反应两个方向进行；（2）可逆反应不能进行到底。
§2 化学平衡在一定条件下的可逆反应里，正反应速率等于逆反应速率，反应物和生成物浓度不再变化的状态，称为化学平衡。
注：对于利用标志3来判断可逆反应的平衡可以理解为：可变值不变时，就是化学平衡的时候。
如：A(g) + 2B(g) 3C(g) + 2D(g) 反应前后总物质的量不相等：n 前=3mol n 后=5mol ，所以总物质的量是个可变值，但当总物质的量不变时，就是化学平衡时。
与之相对应的还有体积，压强等。
注：催化剂只能改变达到平衡的时间，不能使平衡发生移动。
三、 化学反应的利用§1 利用化学反应制备新物质 试剂 浓盐酸、二氧化锰（或高锰酸钾、浓盐酸）装置 实验室液体与固体反应制备气体的实验装置（需加热）（液 + 固 ====气） 实验现象 圆底烧瓶和集气瓶内有黄绿色气体生成结论MnO 2 + 4HCl(浓)==== MnCl 2 + Cl 2↑+ 2H 2O2KMnO 4 + 16HCl(浓)=== 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2↑+ 8H 2O稀，反应停止。
除杂：可能存在的杂质有氯化氢气体和水。
用饱和食盐水吸收氯化氢气体，用浓硫酸吸收水。
收集方法：因为氯气溶于水，且密度比空气大，故应用向上排空气法收集氯气，不能用排水法。
氯气不溶于饱和食盐水，也可用排饱和食盐水的方法心集氯气。
某些物质的实验室和工业制法： 物质 化学方程式氢气 实验室：Zn + H 2SO 4(稀) == ZnSO 4 + H 2↑工业上:C(s) + H 2O === CO + H 2 ↑CO + H 2O ==== CO 2 + H 2 二氧化碳 实验室：CaCO 3 + 2HCl == CaCl 2 + CO 2↑+ H 2O工业上：CaCO 3 ==== CaO + CO 2↑ 还有就是空气分离法。
生铁 工业上：Fe 2O 3 + 3CO ==== 2Fe + 3CO 2硫酸工业上：S+O 2====SO 2 2SO 2 + O 2 ======2SO 3 SO 3 + H 2O == H 2SO 4氨 实验室：Ca(OH)2 + 2NH 4Cl===CaCl 2 + 2NH 3↑+ 2H 2O工业上：N 2 + 3H 2 =======2NH 3 硝酸实验室：NaNO 3 + H 2SO 4 ==== NaHSO 4 + HNO 3↑ 工业上：4NH 3 + 5O 2 ====== 4NO + 6H 2O2NO + O 2===2NO 23NO 2 + H 2O === 2HNO 2 + NO§3 对化学反应制备物质的装置的选择△△△催化剂△△高温点燃催化剂 高温△高温 高压催化剂多孔§2 化学反应为人类提拱能源化学能转化为热能：化学能转化为热能即热饭盒Mg + 2H2O ==== Mg(OH)2 + H2↑都是放热反应化学能转化为热能铝热剂2Al + Fe2O3 ==== 2Fe + Al2O3化学能转化为电能：锌铜原电池装置（右图）现象原理将铜片、锌片插入稀硫酸中，然后用导线将铜片、锌片连接起并接入电流计锌片不断溶解，铜片上不断有气泡冒出，电流表有偏转锌比铜活泼，锌原子容易失去电子被氧化成Zn2+进入溶液，锌片上的电子通过导线流向铜，溶液中的H+从铜片获得电子而被还原成氢原子原电池：有电子的定向移动，有电流产生。