化学反应与能量变化 -知识框架
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。
化学反应与能量变化汇总
现了热 能向 化学 能的转变。
二、反应热
下表中的数据是破坏1 mol物质中的化学键所消耗的
能量(kJ)： 物质 能量 H2(g) 436 O2(g) 496 H2O(g) 926
1．2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)反应是放热
(填“吸热”或
判断正误：(正确的打“√”号，错误的打“×”号) (1)(2011· 福建高考)合理开发利用可燃冰(固态甲烷水合物) 有助于缓解能源紧缺。 (√)
(2)(2011· 海南高考)某反应的ΔH＝＋100 kJ· mol－1，则正反
应活化能小于100 kJ· mol－1。
(× )
(3)(2010· 福建高考)对于同一个化学反应，无论是一步完成
生成2 mol液态氟化氢时放出的热量大于270 kJ，C错误；
由于氢气和氟气反应生成氟化氢时放热，故2 mol HF气体 的能量小于1 mol氢气与1 mol氟气的能量总和，D正确。 答案：D
[链知识 (1)注意ΔH的符号和单位：
触类旁通]
书写热化学方程式的注意事项
若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋ ”。ΔH的单位为kJ/mol。 (2)注意反应热的测定条件： 书写热化学方程式时应注明ΔH的测定条件(温度、压 强)，但绝大多数ΔH是在25℃、101 325 Pa下测定的，
1 H2(g)＋ O2(g)===H2O(l) 2 ΔH＝－286 kJ/mol
。
三、盖斯定律 把煤作为燃料可通过下列两种途径： 途径Ⅰ：C(s)＋O2(g)=== CO2(g) ΔH＝－a kJ/mol ΔH＝＋b kJ/mol ΔH＝－c kJ/mol ΔH＝－d kJ/mol
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）。
化学反应中的能量变化与焓变知识点总结
化学反应中的能量变化与焓变知识点总结化学反应是物质发生变化的过程，不仅涉及到物质结构和性质的改变，还伴随着能量的转化。
本文将介绍化学反应中的能量变化与焓变的相关知识点。
一、能量变化的概念及表达方式能量变化指的是在化学反应中，反应物与生成物之间能量的差异。
通常用△E表示能量变化，△E为正表示反应吸热，即需要外界输入能量；△E为负表示反应放热，即系统释放能量。
二、焓变的概念及计算方法焓变描述的是化学反应过程中的能量变化，常用符号△H表示。
焓变可以通过多种方法计算，包括燃烧方法、反应热法和反应熵法等。
1. 燃烧方法：利用燃烧反应的焓变确定其他反应的焓变。
例如，将某物质燃烧得到水和二氧化碳的焓变已知，可以通过该焓变计算其他化学反应的焓变。
2. 反应热法：实验室中可以通过测量反应前后的温度变化来确定焓变。
根据热容的定义，可以使用公式△H = mc△T计算焓变，其中m 为溶液的质量，c为溶液的热容，△T为温度变化。
3. 反应熵法：根据热力学的第二定律，系统的总熵变△S等于系统的产热△Q除以温度的倒数，即△S = △Q/T。
通过测定反应的熵变，并代入公式△S = △H/T，可以求解焓变。
三、焓变与反应类型的关系化学反应可以分为吸热反应和放热反应。
焓变与反应类型的关系如下：1. 吸热反应：△H为正，表示反应需要吸收能量。
在吸热反应中，反应物的化学键被打破，需要耗费能量；同时，生成物的化学键形成，释放出热量。
吸热反应常见于蒸发、融化和化学吸收等过程。
2. 放热反应：△H为负，表示反应释放能量。
在放热反应中，反应物的化学键形成，释放出热量；同时，生成物的化学键被打破，吸收能量。
放热反应常见于燃烧、酸碱中和和氧化还原等反应中。
四、能量守恒定律与焓变计算的实际运用能量守恒定律是指在封闭系统中，能量的总量保持不变。
根据能量守恒定律，化学反应的焓变可以通过各组分的焓变进行计算。
利用焓变计算，可以评估反应的能量变化情况，为反应条件的选择和工艺的设计提供依据。
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
2HCl
反应过程
放热反应：放出热的化学反应叫放热反应. 原因：其反应物的总能量大于生成物的总能量. 反应进行所需的最低能量 反应物总能量 物 质 的 能 放出能量：△H 为 量 “-”或△H <0。 原因：体系能量减 少（释放给环境） 放热反应：“贮存” 在物质内部的能量 转化为热能等而 “释放”出来的过 程。 生成物总能量
点燃
H2 H—H 断 开 吸 收 能 量 ＋ + Cl2 Cl—Cl 断 开 吸 收 能 量 → = 2HCl
H·
化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。 2、反应热∶化学过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或 转换成相应的热量）来表述，叫做反应热，也称为“焓变”。 符号：ΔH ，单位：kJ/mol 或 kJ•mol-1
状态相同，但数量后式仅是前式的一半，释放的热量也应是前 式的一半，Q2＜Q1
例如：H2+Cl2==2HCl
H H 436 kJ/ ol m Cl Cl
H + Cl H Cl
H + Cl
243kJ/ ol m
H Cl 431 kJ/ ol m
E断键=436 kJ/mol+243 kJ/mol=679 kJ/mol E成键=2×431 kJ/mol=862 kJ/mol E反应放热=862 kJ/mol-679 kJ/mo同样是水，而释出的能量却不 同？
能 量 增 加 1g 冰
蒸 发 1g液态水 熔 化 吸收能量
1g气态水 吸收能量
液态水变成水蒸气要吸收热量 结论：物质所具有的能量与它们的聚集状态有关。 热化学方程式：能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化 学方程式。
思考与交流：热化学方程式与普通化学方程式有什么区别？正 确书写其应当注意哪几点？
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。
《化学反应与能量变化》知识点
《化学反应与能量变化》知识点化学反应是物质间相互作用的过程，这一过程可以使物质的成分和性质发生改变。
每一种化学反应都會涉及到能量变化，能量的产生和消耗，是影响化学反应过程的主要因素之一。
本文将深入探讨化学反应与能量变化的关系。
一、化学反应中的能量变化化学反应中会有所谓的反应热、放热和吸热等反应现象。
热量在化学反应中的作用非常重要，因为它决定着反应的方向和速率。
反应热是指在常压下，化学反应过程中释放或吸收的热量，一般用化学符号ΔH表示。
反应热可以是负数，表示反应释放热量；也可以是正数，表示反应吸收热量。
当化学反应放热时，ΔH是负数，称作放热反应或自发反应；当放热反应很强烈时，会产生爆炸、火花等现象。
反之，当化学反应吸热时，ΔH是正数，称作吸热反应或非自发反应。
吸热反应需要在一定的条件下才能进行，例如加热、分解、电解等。
二、化学反应的热化学计算化学反应的热化学计算是指利用热量平衡原则计算化学反应过程中的各种热量变化量。
在热化学计算中，常用的计算方法有热容法和焓变法。
热容法是指通过测量各个化学物质的热容和温度变化，推导出反应热的计算方法。
它的计算过程虽然简单，但它不太适合于反应系统发生状态变化的情况。
焓变法是热化学计算中的另外一种主要方法。
通过测定反应前后各种化学物质的标准热焓，用热力学第一定律计算合成或分解反应过程中的焓变，推导出反应热的计算方法。
它的计算过程需要一定的复杂化学物质的相关数据，可靠性比较高。
三、热力学法则和能量转化热力学法则是指在化学反应中，物质间能量的转化满足一些基本的规则。
其中比较知名的热力学法则包括热力学第一定律和第二定律。
热力学第一定律是能量守恒的规律，在化学反应中能量始终守恒，既不会减少，也不会增加。
因此，我们在计算反应热的过程中要确保能量的平衡性。
热力学第二定律是指物理过程从高能状态向低能状态不可逆的趋向。
在化学反应过程中，能量的转化同样也是不可逆的，化学反应只能进行到能量平衡的状态。
化学反应过程的能量变化
化学反应过程的能量变化一、概念解析1.能量变化：化学反应过程中，反应物和生成物之间能量的差异称为能量变化。
2.活化能：化学反应中，使反应物分子变成活化分子所需的最小能量称为活化能。
3.放热反应：化学反应中，生成物的总能量低于反应物的总能量，能量差以热能形式释放，称为放热反应。
4.吸热反应：化学反应中，生成物的总能量高于反应物的总能量，能量差以热能形式吸收，称为吸热反应。
二、能量变化的原因1.化学键的断裂与形成：化学反应中，反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成过程中，能量的吸收和释放。
2.分子轨道的重排：化学反应过程中，反应物分子轨道的重排导致能量的变化。
3.原子核之间的相互作用：化学反应中，原子核之间的相互作用导致能量的变化。
三、能量变化的计算1.焓变：化学反应过程中，系统内能的变化，用焓（ΔH）表示。
2.熵变：化学反应过程中，系统混乱度的变化，用熵（ΔS）表示。
3.自由能变化：化学反应过程中，系统自由能的变化，用自由能（ΔG）表示。
四、能量变化与反应速率1.活化能与反应速率：活化能越低，反应速率越快。
2.催化剂：降低活化能，加快反应速率。
五、能量变化与化学平衡1.吉布斯自由能：化学反应达到平衡时，系统自由能的变化。
2.勒夏特列原理：化学反应平衡时，系统总能量的变化。
六、能量变化在生活和生产中的应用1.燃烧反应：放热反应，广泛应用于加热、照明、动力等领域。
2.电池：利用化学反应过程中的能量变化，实现电能的储存和转化。
3.化学热泵：利用化学反应过程中的能量变化，实现热能的转移和利用。
七、注意事项1.掌握能量变化的基本概念，理解化学反应过程中能量的转化。
2.注意能量变化与反应速率、化学平衡之间的关系。
3.联系实际应用，认识能量变化在生活和生产中的重要性。
习题及方法：1.习题：某放热反应的反应物总能量为E1，生成物总能量为E2，则该反应的焓变ΔH为多少？解题方法：根据放热反应的定义，反应物总能量高于生成物总能量，因此焓变ΔH为负值。
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。
化学反应与能量的变化(课件PPT)
小结
一、反应热、焓变 从焓变角度看： ΔH＝生成物的焓－反应物的焓 从反应热角度看： ΔH＝生成物能量－反应物能量 从键能角度看：ΔH＝反应物总键能－生成物总键能
放热反应： ΔH＜0或 ΔH为“－” 吸热反应： ΔH＞0 或ΔH为“＋”
E E ∆H＝ （生成物的总能量）－ （反应物的总能量） ∆H＝E（反应物分子化学键断裂时所释放的总能量）－
2、热化学方程式需注明反应时的温度和压 强。对于 25℃ 101kPa时进行的反应可 不注明。普通化学方程式不需注明温度 和压强。
★书写热化学方程式的注意事项
1、化学方程的右边必须写上△H，并用“空格” 隔开,△H：吸热用“+”，放热用：“－”，单 位是kJ/mol或J/mol;
2、需注明反应的温度和压强，如不注 明条件，即指: 25℃ 1.01×105Pa；
常见的放热反应和吸热反应
放热反应
所有的燃烧 中和反应 溶液里的置换 吸热反应 一般的化合反应 特殊的分解
电离 强碱与铵盐 一般的分解 特殊的化合
1、1mol C与1mol H2O(g)反应生成lmol CO(g) 和1mol H2(g)，需要吸收131.5kJ的热量，该 反应的反应热为△H= ＋131.5 kJ/mol。
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 反应过程中都会有能量的变化。
反应热与物质的量的关系： 质量守恒 能量守恒
某一反应中，质量和能量成正比关系 热量用Q表示
①体系向环境做正功，Q>0，释放能量→放热反应 ②体系向环境做负功，Q<0，得到能量→吸热反应
2、拆开 lmol H—H键、lmol N－H键、 lmolN≡N键分别需要的能量是436kJ、391kJ、 946kJ，则1mol N2生成NH3的反应热为-92K，J/mol 1mol H2生成NH3的反应热为 -30.6KJ/。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)。
化学反应的活化能与能量变化
化学反应的活化能与能量变化一、化学反应的活化能1.定义：活化能是指在化学反应中，使反应物分子变成活化分子所需提供的最低限度的能量。
2.意义：活化能是化学反应能否自发进行的重要参数，也是衡量反应速率的一个重要指标。
3.影响因素：（1）反应物本身的性质：反应物的分子结构、分子间作用力等。
（2）外界条件：温度、压力、催化剂等。
二、化学反应的能量变化1.定义：化学反应的能量变化是指在化学反应过程中，反应物和生成物之间能量的差异。
2.表现形式：（1）放热反应：反应过程中释放能量，生成物的能量低于反应物的能量。
（2）吸热反应：反应过程中吸收能量，生成物的能量高于反应物的能量。
3.能量守恒定律：化学反应中的能量变化遵循能量守恒定律，即反应物的总能量等于生成物的总能量。
4.能量转换形式：（1）化学能：化学反应中，反应物和生成物之间的能量差。
（2）热能：反应过程中放热或吸热。
（3）电能：氧化还原反应中，电子的转移。
（4）光能：光合作用等生物化学反应中，光能的转换。
三、活化能与能量变化的关系1.活化能越低，反应速率越快。
2.能量变化（ΔH）与反应的自发性有关：（1）ΔH < 0，放热反应，反应自发进行。
（2）ΔH > 0，吸热反应，反应非自发进行。
（3）ΔH = 0，反应达到平衡状态。
化学反应的活化能与能量变化是化学反应动力学和热力学的基本概念，了解这两个知识点有助于我们深入理解化学反应的本质，为研究和应用化学反应提供理论依据。
习题及方法：1.习题：某化学反应的活化能是200 kJ/mol，若反应物的总能量为1000 kJ/mol，生成物的总能量为800 kJ/mol，求该反应的能量变化（ΔH）。
解题方法：根据能量守恒定律，反应物的总能量等于生成物的总能量，即1000 kJ/mol = 800 kJ/mol + ΔH。
解方程得：ΔH = 1000 kJ/mol - 800 kJ/mol = 200 kJ/mol。
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。
《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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2、常见的吸热、放热反应3、热化学方程式的书写4、燃烧热和中和热5、盖斯定律的应用6、化学平衡移动与反应热的关系1、反应热的本质及图像识别反应热的本质、类型及图像识别：本质：化学反应的实质是原子重新排列组合的过程，其本质是旧键的断裂和新键的形成过程，破坏旧键需要吸收能量，而形成新键放出能量，整个过程吸收和放出的能量不相等，因此化学反应必然伴随着能量变化。
① 破坏旧键时需要克服原子间的相互作用，这需要吸收能量；②形成新键时又要释放能量。
放热反应：当前者小于后者时，就是放热反应；△H < 0反应物的总能量 > 生成物的总能量 反应物的总键能 < 生成物的总键能类型：①活泼金属与水或酸发生反应：2Al+6HCl=2AlCl 3+3H 2↑ ②酸碱中和反应：2KOH+H 2SO 4=K 2SO 4+2H 2O ③燃烧反应：2CO+O 2点燃2CO 2④多数化合反应：Na 2O+H 2O=2NaOH吸热反应：当前者大于后者时，为吸热反应；△H > 0反应物的总能量 < 生成物的总能量 反应物的总键能 > 生成物的总键能类型： ①多数的分解反应：CaCO 3高温CaO+CO 2↑②2NH 4Cl(s)+Ba(OH)2·8H 2O(s)===BaCl 2+2NH 3↑+10H 2O③C(s)+H 2O(g) 高温CO+H 2④CO 2+C 高温2CO⑤盐类的水解及弱电解质的电离 ⑥NH 4+溶于水自检自查必考点高考怎么考化学反应与能量变化【例1】 从如图所示的某气体反应的能量变化分析，以下判断错误的是A ．这是一个放热反应B ．该反应可能需要加热C ．生成物的总能量低于反应物的总能量D ．反应物比生成物更稳定【解析】因反应物的能量高于生成物的能量，故反应放热，且生成物比反应物更稳定，A 、C 正确，D 项不正确；反应是否需要加热与反应吸、放热无必然联系，B 项正确．【答案】D【例2】 反应A+B→C(△H<0)分两步进行：①A+B→X(△H>0)，②X→C(△H<0)。
下列示意图中，能正确表示总反应过程中能量变化的是ABC D【来源】2012年全国1卷【解析】由反应 A+B →C （△H ＜0）分两步进行 ① A+B→X （△H ＞0） ② X→C （△H ＜0）可以看出，A+B →C （△H ＜0）是放热反应，A 和B 的能量之和C ，由① A+B→X （△H ＞0）可知这步反应是吸热反应，X→C （△H ＜0）是放热反应，故X 的能量大于A+B;A+B 的能量大于C,X 的能量大于C 。
【答案】D 。
【例3】 肼(H 2NNH 2)是一种高能燃料，有关化学反应的能量变化如图所示。
已知断裂1 mol 化学键所需的能量(kJ)：N≡N 为942、O===O 为500、N —N 为154，则断裂1 mol N —H 键所需的能量(kJ)是( )例题讲解A．194 B．391 C．516 D．658【来源】2012年重庆卷【解析】由题中的图象可以看出断裂1 mol N2H4(g)和1 mol O2(g)中的化学键所要吸收的能量为：2 752 kJ－534 kJ＝2 218 kJ设断裂1 mol N—H键所需要的能量为x则：154 kJ＋4x＋500 kJ＝(2 752－534) kJ解得x＝391 kJ，故B项正确。
【答案】B自检自查必考点热化学方程式的书写及盖斯定律的应用：1．热化学方程式的意义热化学方程式是用来表明反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
因此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。
例如：热化学方程式：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)；△H=—92.38kJ·mol-1，表示的意义为1mol氮气与3mol氢气反应完全生成2mol氨气，放出92.38kJ的热量。
再如H2(g)+1/2 O2(g)=H2O(1)；△H = -285.8kJ·mol-1，表示的意义为1mol氢气与1/2mol氧气反应生成1mol液态水，放出285.8kJ的热量。
热化学方程式与普通化学反应方程式的区别2．热化学方程式书写（1）应注明反应温度和压强。
因为反应的温度和压强不同时，其△H也不同，但中学阶段所用的△H一般都是在101kPa和25℃时的数据，故常常不特别注明。
（2）要注明反应物和生成物的聚集状态。
因为物质呈现哪一种聚集状态，与它们所具有的能量有关，物质的三态之间的变化本身就伴随有吸热或放热的过程。
例如：冰熔化成水时需吸收热量，水蒸发成水蒸气时，也需吸收热。
常以g、s、l、aq分别表示气、固、液态及水溶液，热化学方程式中不用“↑”和“↓”。
若物质有同素异形体或几种晶型，也应注明是哪一种。
（3）要有表明反应热的“+”、“－”符号，△H 的单位一般为 kJ·mol -1。
（4）与一般化学方程式不同，热化学方程式各物质化学式前的化学计量数不是表示分子个数而是表示其物质的量，故化学计量数可以是整数，也可以是分数。
对于相同物质的反应，当化学计量数不同，其△H 也不同。
（5）热化学方程式的各物质化学式前的化学计量数与反应热成正比。
例如：相同物质的下列化学反应， 前者的反应热是后者的两倍。
H 2(g)+Cl 2(g) ==2HCl(g)；△H = -184.6kJ·mol -1 1/2H 2(g)+1/2 Cl 2(g)==HCl(g)；△H = -92.3kJ·mol -1盖斯定律的应用盖斯定律是指一定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分几步完成，反应的总热效应相同。
即反应热只与始态和终态相关，而与反应途径无关。
计算技巧：a 、热化学方程式中化学计量数之比等于各物质物质的量之比；还等于反应热之比。
b 、热化学方程式之间可以进行加减运算。
【例4】 工业生产水煤气的反应为：C(s) + H 2O(g)CO(g)+H 2(g)−131.4 kJ 下列判断正确的是A ．反应物能量总和大于生成物能量总和B ． CO(g)+H 2(g)C(s)+H 2O(l)+131.4 kJC ．水煤气反应中生成1 mol H 2(g)吸收131.4kJ 热量D ．水煤气反应中生成1体积CO(g)吸收131.4 kJ 热量【来源】2012年上海卷 【答案】C【例5】 有反应4HCl+O 2→2Cl 2+2H 2O ，已知2molO 2被还原时，放出a kJ 的热量，且知断开1molO 2需要吸收b kJ 的热量，断开1molCl 2需要吸收c kJ 的热量。
则断开1 mol H —O 键比断开1 mol H —Cl 键所需能量高A ． (a+b-2c)/4B ．(a+2b-4c)/8C ．(b-a-2c)/4D ．(2b-a-4c)/8 【来源】于海燕老师 【答案】B【例6】 已知：2Zn （s ）+O 2（g ）=2ZnO （s ） △H=-701.0kJ·mol -1 2Hg （l ）+O 2（g ）=2HgO （s ） △H=-181.6kJ·mol -1 则反应Zn （s ）+ HgO （s ）=ZnO （s ）+ Hg （l ）的△H 为A. +519.4kJ·mol -1B. +259.7 kJ·mol -1C. -259.7 kJ·mol -1D. -519.4kJ·mol -1【来源】2011年海南卷 【答案】C例题讲解【例7】 铝是地壳中含量最高的金属元素，其单质及合金在生产生活中的应用日趋广泛。
(1)真空碳热还原-氯化法可实现由铝矿制备金属铝，其相关的热化学方程式如下： Al 2O 3(s)＋AlCl 3(g)＋3C(s)=3AlCl(g)＋3CO(g) △H =a kJ·mol －13AlCl(g)=2Al(l)＋AlCl 3(g) △H =b kJ·mol －1① 反应Al 2O 3(s)＋3C(s)=2Al(l)＋3CO(g)的△H = kJ·mol －1(用含a 、b 的代数式表示)。
② Al 4C 3是反应过程的中间产物。
Al 4C 3与盐酸反应(产物之一是含氢量最高的烃)的化学方程式 。
【来源】2012年江苏【答案】①a+b ②Al 4C 3+12HCl=4AlCl 3+3CH 4↑燃烧热与中和热：燃烧热是指， 101kPa 时，1mol 纯净物完全燃烧生成稳定的氧化物时放出的热量，单位为kJ/mol 。
1) 燃烧热是以1 mol 物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写燃烧的热化学方程式时，一般以燃烧1 mol 物质为标准来配平其余物质的化学计量数；（因此当可燃物系数不为1时，应进行换算） 2) 燃烧产物必须是稳定的氧化物，如C —CO 2、H 2—H 2O(l)、S —SO 2等。
例如，实验测得在25℃、101kPa 时，1molCH 4完全燃烧放出890.31kJ 的热量，就是甲烷的燃烧热。
CH 4（g ）+2O 2（g ）=CO 2（g ）+2H 2O （l ）；△H=-890.31kJ•mol －1＜注＞生成稳定的化合物，意思是不能再燃烧、状态稳定的化合物。
中和热中和热是指在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1molH 2O 时的反应热。
如：浓H 2SO 4溶于水放热 中和热的表示方法：H +（aq ）+OH -（aq ）=H 2O （l ）；△H=-57.3kJ•mol -1 ＜注＞（1）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。
（2）中和反应的实质是H +和OH -结合生成H 2O ，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热不包括在中和热内。
（3）弱酸弱碱电离要消耗能量，中和热△H ＞-57.3kJ•mol -1。
【例8】 强酸与强碱的稀溶液发生中和反应的热效应：H +(aq)+OH －(aq)=H 2O （l ）△H =－57.3 kJ/mol ，分别向1L 0.5mol/L 的NaOH 溶液中加入下列物质：①稀醋酸；②浓硫酸；③稀硝酸，恰好完全反应的 热效应分别为Q 1、Q 2、Q 3，它们的关系正确的是（ ）例题讲解自检自查必考点A．Q1＞Q2＞Q3B．Q2＜Q3＜Q1C．Q1=Q2=Q3D．Q1＜Q3＜Q2【考点】燃烧热与中和热的计算【解析】强酸的H+与强碱的OH－在稀溶液中发生中和反应的热效应：H+(aq)+OH－(aq)=H2O（l）△H=－57.3 kJ/mol。
由于稀醋酸中主要是醋酸分子，当醋酸和NaOH发生中和反应时，醋酸的电离平衡向电离的方向移动，电离过程要吸收热，因此中和热放出的热量小于57.3 kJ/mol；Q1＜57.3 kJ/mol；而浓H2SO4稀释时要放出热量，所以Q2＞57.3 kJ/mol，故D符合题意。