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。
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）。
《化学反应原理》知识点大全
《化学反应原理》知识点大全第一章、化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算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，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分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。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章、化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。
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。
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。
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。
第六章 化学反应与能量 知识点归纳总结
第六章化学反应与能量◇专题1易错易误再排查1.化学能与热能(1)放热反应不一定容易发生，如合成氨反应需要在高温高压和催化剂作用下才能发生；吸热反应不一定难发生，如Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应在常温下能发生。
(2)需要加热才能发生的反应不一定是吸热反应，如硫与铁的反应；吸热反应也不一定需要加热，如Ba(OH)2·8H2O晶体和NH4Cl晶体的反应。
(3)放热过程不一定是放热反应，如NaOH固体的溶解和浓硫酸的稀释是放热过程，但不是放热反应；吸热过程也不一定是吸热反应，如升华、蒸发等过程是吸热过程，但不是吸热反应。
(4)化学反应能否发生与条件有关，但反应过程的能量变化与反应条件没有必然联系。
(5)化学反应中能量的转化不一定都表现为化学能与热能的转化，化学能也可以与光能、电能等发生转化。
(6)物质的化学键越牢固，断裂需要吸收的能量越多，形成化学键释放的能量越多，物质具有的能量越低，物质越稳定。
(7)节能不是简单地减少能源的使用，更重要的是充分有效地利用能源，其中节能的两个重要环节分别是提高燃料的燃烧效率和能源的利用率。
2.化学能与电能(1)原电池的两个电极不一定都是金属电极，由于正极只起到导电作用，故也可以是导电的非金属。
(2)由于原电池是通过氧化还原反应把化学能转化为电能的装置，故只有自发的释放能量的氧化还原反应从理论上才能设计成原电池。
(3)原电池的负极发生氧化反应，正极发生还原反应，外电路电子从负极流出，经导线流向正极，内电路阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。
(4)判断原电池的正、负极可以从电极材料活泼性、电极反应类型、外电路电子的流向、内电路离子的移动方向和电极反应现象五个角度进行综合分析判断。
(5)原电池的正极和负极除了与电极材料的性质有关，也与电解质溶液的性质有关，不要形成活泼电极一定作负极的思维定势，如铝和镁作电极，酸性电解质中镁的活泼性大于铝，镁作负极，铝作正极；碱性电解质中铝的活泼性大于镁，铝作负极，镁作正极。
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。
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)。
化学反应与能量知识点总结
化学反应与能量知识点总结规则：反应热位于化学方程式的右侧，与反应物和生成物之间用“△H=”连接。
反应热的单位一般为kJ/mol。
热化学方程式中的系数应该表示反应物和生成物的___比例，而非质量比例。
反应物和生成物的状态（如固体、液体、气体、溶液等）应该明确标记。
四、燃烧热的计算1、燃烧热定义：单位质量物质在氧气存在下完全燃烧时，放出的热量叫做燃烧热。
2、计算方法：燃烧热=反应物的总能量-生成物的总能量燃烧热=反应物的每摩尔能量-生成物的每摩尔能量3、燃烧热的应用：可以用来比较不同物质的燃烧性质，也可以用来计算燃料的热值和燃料的消耗量。
总结：化学反应与能量密切相关，化学反应中会伴随着能量的变化。
反应热和焓变是描述化学反应中能量变化的重要概念，可以用来计算化学反应的能量变化。
热化学方程式是描述化学反应中物质和能量变化的重要工具。
燃烧热是描述物质燃烧性质的重要指标，可以用来比较不同物质的燃烧性质和计算燃料的热值和消耗量。
掌握这些知识对于理解化学反应和应用化学具有重要意义。
1.在中学化学中使用的ΔH数据通常是在25℃、101Kpa 下的数据，因此不需要特别注明温度和压强。
2.必须注明ΔH的正负号，"+"表示吸热，"-"表示放热。
3.热化学方程式中应注明反应物和生成物的聚集状态，如"g"表示气体，"l"表示液体，"s"表示固体。
不需要使用气体符号或沉淀符号。
4.热化学方程式中化学式前面的化学计量数仅表示物质的物质量，而不是物质的分子或原子数。
因此化学计量数可以是整数也可以是分数。
5.热化学方程式表示已完成的反应数量，因此化学式前面的化学计量数必须与ΔH相对应。
对于相同的物质反应，当化学计量数不同，其ΔH也不同。
当化学计量数加倍时，ΔH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，必须在化学式后面标明其名称，如C（s，石墨）。
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。
化学选修4第一二章知识点总结
化学选修4第一二章知识点总结一、知识概述1. 《化学反应与能量》- ①基本定义：化学反应在进行的时候，会伴随着能量的变化。
有的反应会放出能量，就像燃烧，这就是放热反应；有的反应要吸收能量才能进行，就好比碳酸钙高温分解，这是吸热反应。
- ②重要程度：在化学学科里就像是主线一样。
无论是在理解化学反应的本质还是在实际工业生产、日常生活的能量利用方面，都超级重要。
- ③前置知识：要知道化学反应的基本概念，像化学方程式这些。
举个例子，要是连氢气和氧气反应生成水的化学方程式都不知道，那这个能量变化也就不好研究了。
- ④应用价值：在生活中，咱们取暖的柴火燃烧，那就是放热反应提供热量。
在工业上，炼铁时焦炭的燃烧为反应提供热量也是利用化学反应的能量变化。
2. 《化学反应速率和化学平衡》- ①基本定义：化学反应速率就是化学反应进行的快慢。
化学平衡就好像一个跷跷板，当反应在一定条件下，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
- ②重要程度：对化工生产特别关键。
要是能控制反应速率和平衡，就能提高产率、降低成本。
- ③前置知识：得先知道物质的量、浓度这些概念。
打个比方，你得知道一杯糖水里糖的浓度是多少，才能去研究蔗糖水解反应的速率。
- ④应用价值：在化工生产中，比如合成氨反应，要控制反应速率使反应既不太快发生危险，又不太慢影响产量；还要控制好平衡，让氨的产量更高。
二、知识体系1. ①知识图谱：在化学选修4里，这前两章就像是高楼大厦的基础部分。
化学反应与能量是从能量角度去理解化学反应，化学反应速率和化学平衡则是从快慢和反应程度方面去探讨化学反应。
- ②关联知识：化学反应与能量的知识和后面要学的电化学等息息相关。
化学反应速率和化学平衡与化学实验、工业生产流程等联系紧密。
像在电解池中就涉及能量转化，而且溶液中离子反应的进行其实也存在反应速率和平衡的问题。
- ③重难点分析：化学反应中的能量变化计算、活化能的概念等是难点。
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》复习案
命题人组长签字评审领导
学习目标：
1．了解化学反应中的能量变化、吸热反应、放热反应、反应热、燃烧热、中和热等概念。
2．掌握热化学方程式的含义，正确书写热化学方程式。
3．掌握有关燃烧热的计算
重点难点：
1、化学反应热效应与反应的焓变之间的关系
2、燃烧热的计算
知识梳理：
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
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：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。
即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）
四、燃烧热
（1）概念：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/mol
【注意】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)；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＜0 （2）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，所以热化学方程式中常出现分数。
五、中和热
1．定义：稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1mol水时的反应热注意：①稀溶液一般是指酸、碱的物质量浓度均小于或等于1mol·L-1；
②中和反应的实质是H+和OH-化合生成水；H+（aq）＋OH-（aq）
＝H2O(l)；△H＝－57.3KJ/mol表示强酸强碱稀溶液反应的中和
热
③弱酸弱碱因为电离时要吸热或电离出的H+和OH物质的量小于
对应酸碱的物质的量，所以弱酸弱碱参加的中和反应，其中和热
△H＞－57.3KJ/mol，表示中和热偏小。
④测定中和热实验关键因素：酸与碱充分反应；防止热量散失，
酸碱溶液浓度等。
如浓硫酸与碱反应测得中和热偏高。
2.书写中和热的热化学方程式时，以生成1molH2O为标准来配平其余物质的化
学计量数
六、盖斯定律
内容：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；
即化学反应热只与其反应的始态和终态有关，而与具体反应进行的途
径无关
反应热与物质稳定性的关系
不同物质的能量（即焓）是不同的，对于物质的稳定性而言，存在着“能量越低越稳定”的规律。
七、中和热的测定
1、实验用品
大烧杯（500 mL）、小烧杯（100 mL）、温度计、量筒（50 mL）两个、泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）、环形玻璃搅拌棒。
0.50 mol/L 盐酸、0.55 mol/L NaOH溶液
2、装置图
.
3、问题：
（1）大、小烧杯放置时，为何要使两杯口相平？填碎纸条的作用是什么？（2）温度计上的酸为何要用水冲洗干净？冲洗后的溶液能否倒入小烧杯？为什
么？
（3）酸、碱混合时，为何要把量筒中的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的物质的量比为何不是1∶1而是NaOH过量？若用HCl过量行吗？
答案：
（1）两杯口相平，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）因为该温度计还要用来测碱液的温度，若不冲洗，温度计上的酸会和碱发生中和反应而使热量散失，故要冲洗干净；冲洗后的溶液不能倒入小烧杯，若倒入，会使总溶液的质量增加，而导致实验结果误差。
（3）因为本实验的关键是测反应的反应热，若动作迟缓，将会使热量损失而使误差增大。
（4）为了保证0.50 mol/L的盐酸完全被NaOH中和，采用0.55 mol/L NaOH溶液，使碱稍稍过量。
若使盐酸过量，亦可。
八．高考题
1、（2014新课标I）已知：
甲醇脱水反应①2CH3OH(g)＝CH3OCH3(g)＋H2O(g) △H1＝－23.9 kJ/mol 甲醇制烯烃反应②2CH3OH(g)＝C2H4 (g)＋2H2O(g) △H2＝－29.1 kJ/mol 乙醇异构化反应③CH3CH2OH(g)＝CH3OCH3(g) △H3＝+50.7 kJ/mol
则乙烯气相直接水合反应C2H4 (g)＋H2O(g)＝C2H5OH(g)的△H＝-----------kJ/mol。
-45.5
2、（2014新课标II）室温下，将1mol的CuSO4·5H2O(s)溶于水会使溶液温度降低，热效应为△H1，将1mol的CuSO4(s)溶于水会使溶液温度升高，热效应为△H2；CuSO4·5H2O受热分解的化学方程式为：CuSO4·5H2O(s) =====△CuSO4(s)+5H2O(l)，热效应为△H3。
则下列判断正确的是（）
A. △H2＞△H3
B. △H1＜△H3
C. △H1 + △H3 =△H2
D. △H1 + △H2 ＞△H3
3、（2014 四川）已知：25℃、101kPa时，Mn(s)＋O2(g)＝MnO2(s) △H＝－520 kJ/mol S(s)＋O2(g)＝SO2(g) △H＝－297 kJ/mol
Mn(s)＋S(s)＋2O2(g)＝MnSO4(s) △H＝－1065 kJ/mol
SO2与MnO2反应生成无水MnSO4的热化学方程式是________________。
MnO2(s) + SO2(g) = MnSO4(s) △H＝－248 kJ/mol
4、（2014 海南）标准状态下，气态分子断开l mol化学键的焓变称为键焓。
已知H-H、H-O和O-O键的键焓ΔH分别为436 kJ/mol、463 kJ/mol和495kJ/mol。
下列热化学方程式正确的是（）
A．H2O (g) = H2(g) + 1/2O2(g); ΔH = -485 kJ/mol
B．H2O (g) = H2(g) + 1/2O2(g); ΔH = +485 kJ/mol
C．2H2(g) + O2 (g) = 2H2O(g)；ΔH = +485 kJ/mol
D．2H2(g) + O 2(g) = 2H2O(g)；ΔH = -485 kJ/mol
5、（2014 重庆）已知C(s)＋H2O(g)＝CO(g)＋H2(g) ΔH＝a kJ/mol 2C(s)＋O2(g)＝2CO(g) ΔH＝－220 kJ/mol
H－H、O＝O和O－H键的键能分别为436、496和462 kJ/mol,则a为( ) A．－332 B．－118 C．＋350 D．＋130。