第二章 化学反应与能量知识点
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。
高中化学必修二第二章化学能与热能知识点
第一节化学能与热能一、化学键与化学反应中能量变化的关系1.化学反应的本质是：旧化学键的断裂与新化学键的形成。
2.物质中的原子之间是通过化学键结合的。
3.断开旧化学键需要吸收能量，生成新化学键需要放出能量。
4.任何化学反应都伴随着能量的变化。
5.一个化学反应结果是放出能量还是吸收能量取决于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。
反应物总能量 > 生产物的总能量 ---化学反应放出能量。
反应物总能量 < 生成物的总能量 ---化学反应吸收热量。
【习题一】与肼（H2NNH2）有关化学反应的能量变化如右题所示，已知断裂1mol化学键所需的能量（kJ）：N≡N为942、O=O为500、N-N为154，则断裂1molN-H所需的能量是（）A．194 KJ B．391 KJ C．516 KJ D．658 KJ【分析】根据热化学方程式的含义可知：旧键断裂所吸收的能量和新键生成所释放的能量之差即为化学反应焓变的数值，结合图示内容来回答即可．【解答】解：根据图中内容，可以看出N2H4（g）+O2（g）=2N（g）+4H（g）+2O（g），△H3=2752kJ/mol-534kJ/mol=2218kJ/mol，化学反应的焓变等于产物的能量与反应物能量的差值，旧键断裂吸收能量，新键生成释放能量，设断裂1molN-H键所需的能量为K，旧键断裂吸收的能量：154+4K+500=2218，解得K=391。
故选：B。
二、化学能与热能的相互转化1.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，但是形式包含的总能量不变，亦即总能量也是守恒的。
2.化学反应中的能量变化，通常主要表现为热量的变化，吸热或放热。
①所有的燃烧反应②中和反应3.常见的放热反应：③多数化合反应④溶液里的置换反应⑤特别剧烈的反应，如电石和水。
①高温下C还原氧化物②电离、水解4.常见的吸热反应：③大多数分解反应④少数化合2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3↑+10H2O【习题二】关于吸热反应的说法正确是（）A．C02与CaO化合是放热反应，则CaC03分解是吸热反应B．只有分解反应才是吸热反应C．使用催化剂的反应是吸热反应D．凡需加热的反应一定是吸热反应【分析】A、CO2与CaO化合是放热反应，其逆反应为吸热反应；B、有的化合反应也是吸热反应；C、催化剂只能改变反应速率，和反应的吸放热无关；D、铝热反应需高温条件下发生，却属于放热反应．【解答】解：A、CO2与CaO化合是放热反应，其逆反应为吸热反应，则CaCO3分解生成CO2与CaO是吸热反应，故A正确；B有的化合反应也是吸热反应，如：焦炭和二氧化碳反应生成一氧化碳的反应，故B错误；C、催化剂只能改变反应速率，和反应的吸放热无关，故C错误；D、有的放热反应也需要加热才能发生，故D错误；故选：A。
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。
高中化学必修二化学反应速率与能量和化学平衡知识点归纳
化学平衡
考点：化学平衡的应用：等效平衡 等效平衡：相同条件下，可逆反应无论论从正反应开始，还是从逆反应开
始，还是从正逆反应同时开始，经历途径虽不同，但只要起始物质 的量浓度相当，就可以达到相同的平衡状态，即等效平衡（平衡体 系中各组分的物质的量相同、百分含量也相同,换句话说就是同一平 衡）。 恒温恒容条件下： mA(g)+nB (g) = pC (g) +qD (g) 1、等效平衡： 一边倒起始物质投料完全相同（m+n≠p+q） 2、等效平衡： 一边倒起始物质投料比例相同（m+n=p+q） 恒温恒压条件下： mA(g)+nB (g) = pC (g) +qD (g) 等效平衡 — 一边倒起始物质投料比例相同 1、分析方法：一边倒的极限法和画容器分析的模型法 2、可逆反应“不为零”原则； 3、“过渡态”方法；
化学反应速率
考点：关于化学反应速率的实验探索 ①等价转化思想：等价转化思想是一种数学思想，借助到化学平衡中，可
以简化分析过程。化学平衡状态的建立与反应途径无关，无论可逆 反应是从正反应方向开始，还是从逆反应方向开始，或从中间状态 开始，只要起始投入的物质的量相当，则均可达到等效平衡状态。 这里所说的“相当”即“等价转化”的意思。 ②放大缩小思想：该方法适用于起始投入的物质的量存在于一定倍数关系 的反应。它指的是将反应容积的梯级扩大一定的倍数，让起始反应 物的浓度相同，则在一定的条件下，可建立相同的平衡状态。然后 ，在此基础上，进行压缩，使其还原为原来的浓度。分析在压缩过 程中，平衡如何移动，再根据勒夏特列原理，分析相关量的变化情 况。 ③大于零思想：对于可逆反应，不论什么情况下，一定是反应物与生成物 共存的状态，即任何物质的物质的量均大于零。
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。
必修2第二章化学反应与能量--知识点总结
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。
温度升高10℃，有些反应的速率可提高2倍、3倍，甚至4倍以上。
这是因为，在浓度一定时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而增加了反应物分子中活化分子的百分数，使有效碰撞次数增多，反应速率增大。
温度升高，分子的运动加快，单位时间里反应物分子间碰撞次数增加，反应也相应地加快，前者是反应速率加快的主要原因。
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。
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第二章化学反应与能量知识点
一、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（断键吸收能量，成键放出能量）。
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。
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。
①、吸热反应：反应物的总能量小于生成物的总能量。
常见的放热反应有：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
②、放热反应：反应物的总能量大于生成物的总能量
常见的吸热反应有：a、大多数分解反应；
b、C + CO2Δ2CO H2 + CuO ΔCu + H2O C + H2O ΔCO + H2
2NH4Cl + Ba(OH)2.8H2O BaCl2 + 2NH3.H2O + 8H2O
3、中和热：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。
二、化学能与电能
1、原电池：将化学能转化为电能的装置叫原电池。
①、工作原理（Cu、Zn原电池）
a、负极：失电子（化合价升高），发生氧化反应。
负极（Zn）：Zn – 2e- = Zn2+
b、正极：得电子（化合价降低），发生还原反应。
正极（Cu）：2H+ + 2e- = H2↑
②、原电池正、负极的判断：
a、负极（Zn）：电子流出的电极（较活泼的金属），金属化合价升高。
b、正极（Cu）：电子流入的电极（较不活泼的金属、石墨等）元素化合价降低。
③、原电池中电子转移的方向：负极流向正极。
④、原电池溶液中离子的流向：阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。
2、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、要有电解质溶液
c、两电极相连形成闭合回路
3、原电池的反应的本质是氧化还原反应。
例：如右图，在锌、铜和稀硫酸组成的原电池中，负极发生的反应是（）
A、Zn - 2e- = Zn2+
B、Cu - 2e- = Cu2+
C、2H+ + 2e- = H2↑
D、Cu2+ + 2e- = Cu
三、化学反应速率
1、定义：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）。
2、公式：V B = ΔC/t
3、单位：mol/L.S或mol/L.min
例：在反应2SO2 + O2 2SO3中SO2在5S内由5mol/L减少到2mol/L，则反应中用SO2的浓度变化量来表示该的反应速率为？
解：V B = ΔC/t V = (5-2)/5 = 0.6mol/L.S
4、化学反应速率之比＝化学计量数之比，据此计算：已知反应方程和某物质表示的反应速率，求另一物质表示的反应速率；已知反应中各物质表示的反应速率之比或△C之比，求反应方程。
四、影响化学反应速率的因素
1、决定化学反应速率的主要因素：反应物自身的性质（内因）。
2、外因：
①、增大反应物浓度，化学反应速率加快。
②、升高温度（任何反应，无论吸热还是放热），化学反应速率加快。
③、使用催化剂能使化学反应速率加快。
④、有气体参加的反应，增大压强，能使化学反应速率加快。
⑤、增大固体表面积，能使化学反应速率加快。
⑥、光、反应物的状态、溶剂等也能影响化学反应速率。
五、化学反应的限度研究对象：可逆反应该
1、可逆反应：在同一条件下既能向正反应方向进行又能向逆反应方向进行的反应叫可逆反应。
绝大多数化学反应都有可逆性，只是不同的化学反应的限度不同；相同的化学反应，不同的条件下其限度也可能不同。
在可逆反应中反应物不可能100%地转化为产物。
2、化学反应限度的概念：一定条件下，当一个可逆反应进行到正反应和逆反应的速率相等，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”，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡，这就是可逆反应所能达到的限度。
注：①、化学平衡是一种动态平衡，当外界条件发生改变时平衡也会发生改变。
②、可逆反应达到平衡状态的标志：
a、反应混合物中各组分浓度保持不变。
b、正反应速率＝逆反应速率（消耗A的速率＝生成A的速率）。
例：可逆反应H2(g)＋I2(g)2HI(g)达到平衡状态时的标志是（）
A、混合气体的体积恒定不变
B、混合气体的颜色不再改变
C、H2、I2、HI的浓度相等
D、I2在混合气体中的体积分数与H2在混合气体中的体积分数相等
例：在一定条件下，对于密闭容器中进行的可逆反应A(g) + 3B(g) 2C(g) ，下列说法中，能说明这一反应已经达到化学平衡状态的是（）
A、生成C的速率与C分解的速率相等
B、A、B、C的浓度相等
C、单位时间生成 n mol A，同时生成 3n mol B
D、A、B、C的分子数之比为 1 ∶3 ∶ 2。