高中化学反应中的能量变化重要知识点总结
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。
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—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/mol4、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。
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。
高中化学的归纳化学反应的能量变化与电化学总结
高中化学的归纳化学反应的能量变化与电化学总结高中化学中，归纳化学反应的能量变化与电化学是两个重要的知识点。
本文将对这两个主题进行总结与归纳，以帮助读者更好地理解和掌握相关概念。
一、化学反应的能量变化在化学反应中，能量的变化一直是一个关键的研究对象。
根据反应过程中能量的变化情况，我们可以将化学反应分为放热反应和吸热反应两类。
1. 放热反应放热反应是指在反应过程中，系统向周围释放能量，使得其温度升高。
这类反应常常伴随着热量的释放，例如燃烧反应。
在这些反应中，反应物的化学能转化为热能，产生的产物具有较低的化学能。
这类反应通常具有负的ΔH值，表示反应产生的热量。
2. 吸热反应吸热反应是指在反应过程中，系统从周围吸收能量，使得其温度降低。
这类反应需要外界能量的输入，例如溶解反应。
在这些反应中，反应物的化学能增加，产物具有较高的化学能。
这类反应通常具有正的ΔH值，表示反应吸收的热量。
二、电化学电化学是化学和电学的交叉学科，研究化学反应与电能转化的关系。
在电化学中，两个重要的概念是电池和电解。
1. 电池电池是一种能够将化学能转化为电能的装置。
它由两个电极（阳极和阴极）和电解质溶液组成。
在电池中，化学反应产生的电子从阴极流向阳极，形成电流，实现了能量的转化。
常见的电池有干电池和蓄电池等。
2. 电解电解是指通过电流将电解质溶液中的化合物分解成离子的过程。
在电解中，正离子从阴极移向阳极，而负离子则相反。
通过电解，我们可以实现一些重要的化学反应，例如电解水可以得到氢气和氧气。
三、能量变化与电化学的关系对于化学反应的能量变化和电化学，可以有以下几点总结和归纳：1. 放热反应和吸热反应与电化学有关。
放热反应常常伴随着电能的产生，例如电池中的化学能转化为电能。
而吸热反应需要外界能量的输入，这与电解过程中需要外加电流的情况类似。
2. 电化学中的能量转化是可逆的。
电池的工作原理中，化学能可以转化为电能，而在外界施加电流时，电能也可以转化为化学能，实现反应的倒转。
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。
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。
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。
高二化学反应与能量的变化知识点总结
高二化学反应与能量的变化知识点总结
1.化学反应在生成新物质的同时，还伴随着能量的变化，其表现为热量的变化。
放热反应：如物质的燃烧、镁与盐酸反应等，这称为放热现象;
吸热反应：如一般条件为“高温”的反应(CO2在高温条件下与炭反应)，这称为吸热现象。
2.人类生活对能量的利用：
⒈生活燃料的利用：如做饭、取暖等;
⒉利用燃烧产生的能量：如发电、冶金、发射火箭等;
⒊爆炸产生的能量：如开山炸石等;
⒋食物在体内发生化学反应放出热量，可维持体温供给日常活动所需的能量。
最后，希望精品小编整理的高二化学反应与能量的变化知识点对您有所帮助，祝同学们学习进步。
高二寒假化学复习知识点：水溶液中的离子平衡
高二化学反应寒假复习知识点总结。
高考化学反应中的能量变化知识点
高考化学反应中的能量变化知识点店铺高考网为大家提供高考化学反应中的能量变化知识点，更多高考资讯请关注我们网站的更新!高考化学反应中的能量变化知识点一、反应热1、定义：在反应过程中放出或吸收的热量叫反应热。
放出热量的反应叫放热反应。
吸收热量的反应叫吸热反应(化学反应过程中，不仅有新物质生成，同时还伴随着能量的变化，并可以以热能、电能或光能等的形式表现出来。
当能量以热的形式表现时，我们把反应分为放热反应和吸热反应。
)2、符号：⊿H(大吸小放)3、单位：kJ/mol4、计算依据：⊿H=生成物的总能量-反应物的总能量=H(生成物)-H(反应物)⊿H=反应物的总键能–生成物的总键能5、书写热化学方程式的注意事项：(1)要标明反应的温度和压强，如不特别注明，即表示在101kPa 和298K。
(2)要标明反应物和生成物的聚集状态，因为物质在不同的聚集状态下所具有的能量是不相同的，对同一反应来说，物质聚集状态不同，反应热(⊿H)的数值不同。
(3)热化学方程式中的化学计量数不表示分子个数，而是表示物质的量，所以，它可以是整数，也可以是分数。
相同物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。
高一化学知识点化学反应的能量变化
高一化学知识点化学反应的能量变化化学反应的能量变化是化学领域中的一个重要概念。
在化学反应过程中，物质发生了变化，并伴随着能量的吸收或释放。
本文将就化学反应的能量变化进行探讨，包括内能变化、焓变、化学反应热等方面。
一、内能变化内能是指系统中所有分子的总能量，包括分子的动能和势能。
化学反应发生时，反应物的分子结构被打破，新的化学键形成，导致内能的变化。
反应物与生成物之间的内能差称为内能变化（ΔU）。
化学反应的内能变化可以分为两种情况：吸热反应和放热反应。
1. 吸热反应：当反应物的内能大于生成物的内能时，化学反应需要从外界吸收热量才能进行。
这种反应产生吸热现象，即反应过程中会感觉到周围温度的升高。
吸热反应的内能变化为正值（ΔU > 0）。
2. 放热反应：当反应物的内能小于生成物的内能时，化学反应会释放出热量给周围环境。
这种反应产生放热现象，即反应过程中会感觉到周围温度的降低。
放热反应的内能变化为负值（ΔU < 0）。
二、焓变焓（H）是指化学反应过程中，物质所含的能量总量。
在常压下，反应物和生成物的焓差称为焓变（ΔH）。
焓变可以帮助我们了解反应过程中的能量变化情况。
与内能变化类似，焓变也可以分为吸热反应和放热反应。
1. 吸热反应：在吸热反应中，反应物的焓高于生成物的焓，化学反应需要吸收热量才能进行。
吸热反应的焓变为正值（ΔH > 0）。
2. 放热反应：在放热反应中，反应物的焓低于生成物的焓，化学反应会释放热量给周围环境。
放热反应的焓变为负值（ΔH < 0）。
焓变与内能变化之间存在关系：ΔH = ΔU + PΔV，其中P为常数，ΔV为体积变化。
三、化学反应热化学反应热是指在标准状态下，单位摩尔物质在化学反应中产生或吸收的热量。
通常用符号ΔH表示。
1. 焓变与化学反应热之间的关系在常压下，化学反应热等于焓变：ΔH = Q，其中Q为反应所吸收或释放的热量。
2. 化学反应热的测定方法化学反应热的测定可以通过热量计实验进行。
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化学反应与能量变化的知识点进行总结。
1. 化学反应的能量变化化学反应中涉及能量的变化，主要包括以下几个方面：- 反应热：- 定义：指在化学反应过程中放出或吸收的热量。
- 测定方法：常用的测定方法是通过热量计测量反应过程中释放或吸收的热量。
- 表示方法：通常用反应热的值ΔH表示，单位是焦耳（J）或千焦（kJ）。
- 绝热条件下的反应：- 定义：在绝热条件下进行的化学反应，即反应过程中不向外界环境传递热量。
- 特点：绝热条件下反应，反应热全部转化为内能变化。
- 反应焓变：- 定义：指在恒定温度下，反应过程中物质的焓变化。
- 表示方法：通常用反应焓变的值ΔH表示，单位是焦耳（J）或千焦（kJ）。
- 计算方法：反应焓变可以通过物质的化学方程式以及相应的热化学方程式计算得出。
2. 热化学方程式- 定义：用化学方程式表示化学反应热变化的方程式。
- 特点：热化学方程式中通过ΔH表示反应焓变，反应方程式左右两边所表示物质的热焓之和之差就是反应焓变的大小。
3. 反应焓变的计算反应焓变的计算方法主要有以下几种：- 反应焓和化学计量数的关系；- 沿反应焓变链计算反应焓变；- 根据物质的标准热焓计算反应焓变。
4. 热力学第一定律- 定义：也称能量守恒定律，指能量可以从一种形式转化为其他形式，但总能量不变。
- 表示方法：数学形式为ΔU=Q-W，其中ΔU表示系统内能的变化，Q表示系统吸收的热量，W表示系统对外做功。
5. 化学反应的放热与吸热- 放热反应：- 定义：指化学反应过程中释放热量的反应。
- 特点：放热反应的反应热为负值，系统的能量减少，周围环境温度上升。
- 吸热反应：- 定义：指化学反应过程中吸收热量的反应。
- 特点：吸热反应的反应热为正值，系统的能量增加，周围环境温度下降。
以上是关于高中化学必修二第二章化学反应与能量变化的知识点总结，希望对你有所帮助！。
【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)。
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。
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。
高考化学知识点之化学反应能量变化
高考化学知识点之化学反应能量变化考试要点1．了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能量转化形式。
2．了解化学能与热能的相互转化。
了解吸热反应、放热反应、反应热等概念。
3．了解热化学方程式的含义，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算4．了解能源是人类生存和社会发展的重要基础，了解化学在解决能源危机中的重要作用。
一、化学反应的焓变1．定义：化学反应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）来表示，称为焓变（ΔH），单位：kJ/mol 或kJ•mol-1在化学反应中，旧键的断裂需要吸收能量，而新键的形成则放出能量。
总能量的变化取决于上述两个过程能量变化的相对大小。
任何一个化学反应中，反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量总不会相等的。
在新物质产生的同时总是伴随着能量的变化。
注意：（1）反应热和键能的关系例如：1molH2和1molCl2反应生成2molHCl的反应热的计算。
1moLH2分子断裂开H—H键需要吸收436kJ的能量；1molCl2分子断裂开Cl—Cl键需要吸收243kJ的能量，而2molHCl分子形成2molH—Cl键放出431kJ·mol-1×2mol=862kJ的能量，所以，该反应H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g）的反应热△H=生成物分子形成时释放的总能量—反应物分子断裂时所需要吸收的总能量=862kJ·mol--436 kJ·mol-1-243 kJ·mol—1=183kJ·mol-1由于反应后放出的能量使反应本身的能量降低，故规定△H=反应物的键能总和—生成物的键能总和（2）反应焓变与反应条件的关系焓是科学家们为了便于计算反应热而定义的一个物理量，它的数值与物质具有的能量有关。
对于一定量的纯净物质，在一定的状态（如温度、压强）下，焓有确定的数值。
在同样的条件下，不同的物质具有的能量也不同，焓的数值也就不同；同一物质所处的环境条件（温度、压强）不同，以及物质的聚集状态不同，焓的数值也不同。
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高中化学58个考点精讲3、化学反应中的能量变化1．复习重点了解化学反应中的能量变化了解放热反应吸热反应理解反应热燃烧热中和热及书写热反应方程式2．难点聚焦一、反应热1、化学反应过程中放出或吸收的热量，通常叫做反应热。
反应热用符号ΔH表示，单位一般采用kJ/mol。
当ΔH为负值为放热反应；当ΔH为正值为吸热反应。
测量反应热的仪器叫做量热计。
2、燃烧热：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时放出的热量，叫做该物质的燃烧热。
3、中和热：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。
中学阶段主要讨论强酸和强碱的反应。
二、热化学方程式1、书写热反应方程式应注意的问题：(1)由于反应热的数值与反应的温度和压强有关，因此必须注明，不注明的是指101kPa和25℃时的数据。
(2)物质的聚集状态不同，反应热的数值不同，因此要注明物质的聚集状态。
(3)热化学方程式中的化学计量数为相应物质的物质的量，它可以是整数，也可以是分数。
2、书写热化学方程式的一般步骤(1)依据有关信息写出注明聚集状态的化学方程式，并配平。
(2)根据化学方程式中各物质的化学计量数计算相应的反应热的数值。
(3)如果为放热反应ΔH为负值，如果为吸热反应则ΔH为正值。
并写在第一步所得方程式的后面，中间用“；”隔开。
(4)如果题目另有要求，如反应燃料燃烧热的热化学方程式和有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)选择精密温度计（精确到0.10C），并进行校对（本实验温度要求精确到0.10C）。
(2)使用温度计要轻拿轻声放。
刚刚测量高温的温度计不可立即用水冲洗，以免破裂。
(3)测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。
不可将温度计当搅拌棒使用。
2、要想提高中和热测定的准确性，实验时应注意的问题(1)作为量热器的仪器装置，其保温隔热的效果一定要好。
因此可用保温杯来做。
如果按教材中的方法做，一定要使小烧杯杯口与大烧杯杯口相平，这样可以减少热量损失。
(2)盐酸和氢氧化钠溶液的浓度的配制须准确，且氢氧化钠溶液的浓度须稍大于盐酸的浓度。
为使测得的中和热更准确，所用盐酸和氢氧化钠溶液的浓度宜小不宜大。
(3)温度计的水银球部分要完全浸没在溶液中，而且要稳定一段时间后再读数，以提高所测温度的精度。
(4)实验操作时动作要快，以尽量减少热量的散失。
(5)为了减少实验误差，重复实验2~3次，数据取平均值。
注意事项：一、反应热的大小比较：比较反应热的大小，一般是在不同条件下（温度、压强、物质的聚集状态等）下的同一化学反应，或同一条件（温度、压强）下的同类化学反应之间进行。
比较时要善于从同中求异，抓住其实质，从而顺利解决问题。
影响反应热大小因素主要有以下几个方面。
1、热化学方程式中的化学计量数。
如2mol氢气燃烧放出的热量是相同条件下1mol氢气燃烧时放出的2倍。
2、物质的聚集状态或晶体结构。
如等量氢气燃烧生成液态水时放出的热量比生成气态水时放出的热量多。
3、化学键的强弱。
如都由单质反应生成2mol的卤化氢时，由于HF、HCl、HBr、HI中的共价键依次减弱，所以放出的热量也依次减少。
二、盖斯定律的应用和有关燃烧热和中和热的计算化学反应中反应热的大小与反应物、生成物的种类、量及聚集状态有关，与反应途径无关。
根据能量守恒定律，无论反应是一步完成还是几步完成，只要反应的起始状态和终了状态确定，反应热就是个定值，这就是著名的盖斯定律。
3．例题精讲【例1】已知在25℃，101kPa下，lgC8H18（辛烷）燃烧生成二氧化碳和液态水时放出48.40kJ热量。
表示上述反应的热化学方程式正确的是（）A.C8H18（1）＋22.5O2（g）＝8CO2（g）＋9H2O（g）；△H＝－48.40kJ·mol－1B.C8H18（1）＋22.5O2（g）＝8CO2（g）＋9H2O（1）；△H＝－5518kJ·mol－1C.C8H18（1）＋22.5O2（g）＝8CO2（g）＋9H2O（1）；△H＝＋5518kJ·mol－1D.C8H18（1）＋22.5O2（g）＝8CO2（g）＋9H2O（1）；△H＝－48.40kJ·mol－1【解析】根据题目条件，生成的水为液态，所以A错，1gC8H18燃烧后放出热量48.40kJ，故1molC8H18完全燃烧放出热量5518kJ，放热用“—”表示，故C错。
【答案】B【评析】热化学方程式的书写较难，书写时不能忽视反应物、生成物的状态，要注意系数与反应物的关系。
【关键词】反应热及热化学方程式的书写【例2】在同温同压下，下列各组热化学方程式中Q2＞Q1的是（）A.2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)；△H＝－Q1；2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)；△H＝－Q2B.S(g)＋O2(g)＝SO2(g)；△H＝－Q1；S(s)＋O2(g)＝SO2(g)；△H＝－Q2C.C(s)＋1/2O2(g)＝CO(g)；△H＝－Q1；C(s)＋O2(g)＝CO2(g)；△H＝－Q2D.H2(g)＋Cl2(g)＝2HCl(g)；△H＝－Q1；1/2H2(g)＋1/2Cl2(g)＝HCl(g)；△H＝－Q2。
【解析】A中，由于气态水转变为液态水要放出热量，所以生成液态水比生成气态水放出的热量要多，即Q2＞Q1；B中，由于固态硫转变为气态硫要吸收热量，所以气态硫燃烧放出的热量比固态硫燃烧放出的热量多，即Q1＞Q2；C中，生成CO放热，因氧气过量会与CO反应也放出热量，所以Q2＞Q1，D中Q1=2Q2。
【答案】AC【评析】反应放出或吸收热量的多少，跟反应物和生成物的聚集状态有密切关系。
【关键词】反应热及热化学方程式的书写【例3】炽热的炉膛内有反应：C(s)＋O2(g)＝CO2(g)；△H＝－392kJ/mol，往炉膛内通入水蒸气时，有如下反应：C(s)＋H2O(g)＝CO(g)＋H2(g)；△H＝＋131kJ/mol，CO(g)＋1/2O2(g)＝CO2(g)；△H＝－282kJ/mol，H2(g)＋1/2O2(g)＝H2O(g)；△H＝－241kJ/mol，由以上反应推断往炽热的炉膛内通入水蒸气时（）A.不能节省燃料，但能使炉火瞬间更旺B.虽不能使炉火瞬间更旺，但可以节省燃料C.既能使炉火瞬间更旺，又能节省燃料D.既不能使炉火瞬间更旺，又不能节省燃料【解析】本题应从两个方面考虑，一是能否使炉火瞬间更旺，由于往炉膛内通入水蒸气时，有如下反应发生：C(s)＋H2O(g)＝CO(g)＋H2(g)，生成的CO和H2都是可燃性气体，故能使炉火瞬间更旺。
二是能否节省燃料，根据盖斯定律，C(s)＋H2O(g)＝CO(g)＋H2(g)；△H＝＋131kJ/mol，CO(g)＋1/2O2(g)＝CO2(g)；△H＝－282kJ/mol，H2(g)＋1/2O2(g)＝H2O(g)；△H＝－241kJ/mol，三个方程加合在一起即得总反应式C(s)＋O2(g)＝CO2(g)；△H＝－392kJ/mol，故与相同量的炭燃烧放出的热量相同，因此不能节省原料。
【答案】A【评析】要熟练掌握运用盖斯定律进行热量的计算。
【关键词】反应热及热化学方程式的书写/碳族元素【例4】已知胆矾溶于水时，溶液温度降低。
在室温下将1mol无水硫酸铜制成溶液时，放出热量为Q1kJ，而胆矾分解的热化学方程式是CuSO4·5H2O(s)＝CuSO4(s)＋5H2O(l)；△H＝＋Q2kJ/mol，则Q1与Q2的关系是（）A.Q1＞Q2B.Q1＜Q2C.Q1＝Q2D.无法确定【解析】由已知得CuSO4·5H2O(s)＝Cu2+(aq)+SO42-(aq)+5H2O(l)；△H＝+Q(Q＞0）……①，CuSO4(s)＝Cu2+(aq)+SO42-(aq)；△H＝—Q1……②，①—②得CuSO4·5H2O(s)＝CuSO4(s)＋5H2O(l)；△H＝Q1+Q，根据盖斯定律：Q1+Q=Q2，故D正确。
【答案】D【评析】解此类题目常把题给信息转化为热化学方程，然后根据盖斯定律可得出正确的结论。
【关键词】反应热及热化学方程式的书写/氧族元素【例5】已知有a molC和b molO2（a＞2b），充分反应后，将得到的可燃性物质提取后再次燃烧，充分反应。
可燃性物质燃烧放出的热量有p%被m g、0℃的水吸收，使之沸腾。
若已知1molC燃烧成CO2放出的热量为q J，试求1molC燃烧成CO所放出的热量约为多少？（c=4.2×103J/kg·℃）【解析】根据题意可知，可燃性物质燃烧后放出热量为：Qcm tpmpJ ==⨯∆%.()42104。
又知：C O CObmol bmol bmolCO C CObmol bmol bmol+⇐⇒+⇒22222点燃高温所以a molC和b molO2（a＞2b）反应后，其可燃性物质的量为(a-2b)molC和2b molCO。
若设1molCO燃烧成CO2放出的热量为x J，则可得出关系式：()a b q bxmp-+=⨯2242104.解得：()xmpa b q b J=⨯--⎡⎣⎢⎤⎦⎥4210224.()若设所求1molC燃烧成CO放出的热量为y J，则由下列热化学方程式：molJ yHgCOgOsC/);()(21)(22-=∆=+①molJ xHgCOgOgCO/);()(21)(22-=∆=+②molJ qHgCOgOsC/);()()(22-=∆=+③就不难发现：①式＝③式－②式，即为题目所求。
故可推知：y q x=-()=-⨯--=-⨯qmpa b qbJaqp mbpJ4210224210244.().()【答案】(aqp-4.2×104m)/2bp J【评析】本题是一道物理、化学相互交叉渗透的综合计算题，难度大。
因此，解决这类问题的关键在于分析题意，挖掘题中隐含着的重要信息（即热化学方程式有加合性），弄清该题中所涉及的两个过程，即物理过程与化学过程，并求出联系这两个过程的纽带——热量（Q）。
然后正确运用所学物理、化学的有关基础知识，则题中的问题便可迎刃而解。
【关键词】反应热及热化学方程式的书写/碳族元素【例6】接触法制硫酸的流程可表示如下：问：(1)热交换器在制硫酸的过程中有何重要作用？(2)若以T1、T2、T3、T4分别表示进出热交换器的气体温度，且T1＝80℃，T3＝600℃、T4＝250℃，求进入接触室后的SO2、O2混合气体的温度T2（设进、出热交换器的气体的平均比热均为0.8kJ/(kg•℃)）。