高二 化学反应与能量变化
化学反应速率与能量改变的关系
化学反应速率与能量改变的关系引言：在化学反应中，反应速率是描述反应进行的快慢的重要指标之一。
而能量改变则与反应过程中产生或吸收的能量有关。
本文将探讨化学反应速率与能量改变之间的关系，通过对反应速率与能量变化的解释和实例分析，以期加深对化学反应过程的理解。
一、化学反应速率的定义和影响因素化学反应速率是指单位时间内反应物消失或产物生成的量。
一般可以用反应物浓度变化的指标来表示，如消失的反应物浓度的变化量除以时间。
反应速率受到多个因素的影响，其中包括温度、浓度、压力、催化剂等。
温度的变化是最为明显且主要的影响因素之一。
根据化学动力学理论，温度升高会导致分子的平均动能增加，分子之间的碰撞概率增大，并进一步导致反应速率的增加。
二、化学反应速率与能量变化的关系化学反应过程中发生的能量变化包括反应物和产物之间的键能变化以及其它形式的能量变化。
反应物吸收能量时，称为吸热反应；而反应物放出能量时，称为放热反应。
根据热力学原理，放热反应的反应物能量高于产物能量，而吸热反应则相反。
1. 反应速率与放热反应的关系在放热反应中，反应物释放出的能量可以提供给反应过程，使得反应速率增加。
反应物分子的激活能降低，分子碰撞的概率增加，从而促进反应的进行。
例如，燃烧反应就是一种放热反应，燃烧过程中，反应物释放的能量导致反应速率迅速增加。
2. 反应速率与吸热反应的关系与放热反应相比，吸热反应中反应物需要吸收能量才能进行反应。
因此，吸热反应的反应速率一般较低。
吸热反应需要克服较高的激活能才能发生，分子之间的碰撞概率降低，从而减缓了反应速率。
例如，一些化学合成反应通常是吸热反应，反应速率较低。
三、实例分析：酶催化反应中的能量变化对反应速率的影响不同于温度、浓度等因素直接影响反应速率的方式，酶催化反应中的能量变化对反应速率的影响更为复杂。
酶是一种生物催化剂，它们降低了反应过程中的激活能，使反应更容易发生。
酶催化的反应一般属于吸热反应，需要吸收能量才能进行。
化学反应与能量变化
化学反应与能量变化一、化学反应中能量变化1、化学反应必伴有能量变化（1）化学能与热能间的转化（2）化学能与光能之间的转化（3）化学能与电能之间的转化常见的放热反应常见的吸热反应2、能量变化的原因（1）反应物的总能量与生成物的总能量不同放出能量的反应∑E（反应物）＞∑E（生成物）吸收能量的反应∑E（反应物）＜∑E（生成物）（2）断键吸收的总能量和成键放出的总能量不同如：化学键与化学反应能量变化的关系H2 + Cl2 === 2HCl断裂断裂形成1molH-H 1molCl-Cl 1molH-Cl吸收436KJ 能量吸收243KJ能量放出431KJ能量3、反应热的表示方法（1）反应热的概念：（2）反应热的表示：用△H（焓变）表示。
单位：一般采用kJ/mol反应为放热反应。
规定放热反应△H为“一”。
反应为吸热反应。
规定△H为“＋”。
例1：1molC与1molH2O(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= kJ/mol。
例2：拆开lmol H—H键、lmol N－H键、lmolN≡N键分别需要的能量是436kJ、391kJ、946 kJ则1mol N2生成NH3的反应热为，二、热化学方程式的书写1．定义：表明反应物质的量与所放出或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式。
例：H2(g)＋I2(g) 2HI(g) △H=－14.9 kJ/mol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。
2．热化学方程式的含义例：H 2(g)＋21O 2(g) = H 2O(g)；△H=-241.8 kJ/mol ，表示 lmol 气态 H 2 和21mol 气态 O 2反应生成 lmol 水蒸气，放出 241.8kJ 的热量。
(在 101kPa 和 25℃时)2．书写热化学方程式的注意事项：(让学生阅读教材归纳、总结)(1)需注明反应的温度和压强。
化学反应与能量变化
化学反应与能量变化考点一：焓变反应热一、焓变反应热1、定义：在化学反应的过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或放出的热量称为化学反应的反应热。
在一定压强下，在敞口容器中发生反应的反应热等于焓变。
符号：△H，单位：一般采用kJ/mol。
2、产生的原因：⑴微观角度：化学反应过程中的反应物分子化学键断裂时吸收的能量与生成物分子化学键形成时放出的能量不相等，使化学反应均伴随着能量变化。
如下表实例一般规律理论值：△H＝－183KJ/mol △H＝实验值：△H＝－184.6K J/mol理论推算：△H＝E1－E2⑴吸热反应：ΔH为“____”或ΔH____0。
⑵放热反应：ΔH为“____”或ΔH____0。
计算：ΔH＝E（反应物分子键能总和）－E（生成物分子键能总和）实验测定：在恒压条件测定⑵宏观角度：如果在一个化学反应中，反应物的总能量大于产物的总能量，则该反应就是反应，此时的ΔH＜0；反之，则为反应，此时的ΔH＞0。
即放热反应：反应物的总能量（填“＜”或“＞，下同）”生成物的总能量，ΔH0。
该过程能转化为能。
吸热反应：生成物的总能量反应物的总能量，ΔH0。
该过程能转化能。
⑶微观与宏观的关系：一般情况下，分子内部的键能（或晶格能）越大，物质越稳定，具有的能量就越（填“低”或“高”下同）；分子内部的键能（或晶格能）越小，物质越不稳定，具有的能量就越。
3、放热反应和吸热反应的比较类型放热反应吸热反应定义有热量放出的化学反应有热量吸收的化学反应形成原因(宏观) 反应物的总能量＞生成物的总能量反应物的总能量＜生成物的总能量与化学键强弱的关系（微观）生成物分子成键时释放出的总能量大于反应物分子断裂时吸收的总能量生成物分子成键时释放出的总能量小于反应物分子断裂时吸收的总能量表示方法△H＜O△H＝E(生成物)－E(反应物)△H＞O△H＝E(生成物)－E(反应物)图示E（反应物）＞E（生成物）E（反应物）＞E（生成物）常见反应⑴大多数化合反应⑵所有的燃烧反应⑶酸碱中和反应⑷金属与酸的反应⑸缓慢氧化⑹铝热反应⑴大多数分解反应⑵盐的水解反应⑶Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应⑷C和CO2、C和H2O(g)的反应实例H2(g) + Cl2(g) ＝2HCl (g)；△H＝－184.6 KJ/mol C(s) + H2O(g) ＝CO(g) + H2(g)；△H＝＋131.3KJ/mol从物质的角度：有新物质生成；从微粒的角度：原子重新组合的过程；从化学键角度：旧键的断裂和新键的形成；从能量的角度：释放或储存能量的过程。
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。
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。
化学反应中的焓变和能量变化
化学反应中的焓变和能量变化化学反应是物质之间发生的变化过程，其中伴随着焓变和能量变化。
焓变是指化学反应中发生的能量变化，它可以使系统释放或吸收能量。
本文将深入探讨化学反应中的焓变和能量变化。
1. 焓变的定义及计算方法焓变（ΔH）可以理解为热变化，是指在等温条件下，系统在化学反应中吸热或放热的量。
焓变可以通过测量反应前后物质的热容和温度变化来计算，计算公式如下：ΔH = ∑(n_i*H_i)其中，ΔH为焓变，n为反应物或生成物的摩尔数，H为摩尔焓。
2. 焓变的正负及其含义焓变的正负表明了化学反应释放热量还是吸收热量。
当焓变为正值时，表示反应吸热，即从周围环境中吸收热量；当焓变为负值时，表示反应放热，即向周围环境释放热量。
3. 焓变和反应热的关系焓变与反应热之间存在着一定的关系。
反应热是指摩尔焓变，表示单位摩尔反应物完全参与反应时放出或吸收的热量。
反应热与化学方程式中的摩尔系数有关，可以通过实验测量得到。
4. 焓变和能量变化的关系焓变是化学反应中的能量变化方式之一，化学反应的焓变可以分为两部分：化学焓变和物理焓变。
化学焓变是指化学反应发生时，分子之间的键能发生变化，从而产生能量变化。
物理焓变是指由于温度或压力的变化导致的热量变化。
5. 焓变与律动性原理的应用焓变的概念与热力学中的律动性原理密切相关。
律动性原理认为，一个断裂的分子键在合成时需要吸收一定量的能量，而在分解时则放出一定量的能量。
利用焓变和律动性原理，可以推断化学反应的倾向性和方向性。
6. 焓变与化学反应速率的关系化学反应速率受到焓变的影响。
一般来说，焓变越大，反应速率越快。
这是因为焓变较大的反应需要较少的能量激活，因此反应速率较快。
7. 焓变与燃烧反应的关系焓变在燃烧反应中起着重要的作用。
燃烧反应是一种放热反应，因此焓变为负值。
燃烧反应中的焓变可以用来计算可燃物质的热值，即燃烧单位质量可得到的能量。
综上所述，焓变是化学反应中的重要概念，用于描述系统吸热或放热的能力。
焓变、化学反应与能量的变化
焓变、化学反应与能量的变化一、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)。
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高二化学4-1 化学反应与能量变化
基础回顾
一、化学反应的焓变
1.化学反应中除了物质的变化还伴随着_________的变化，因此化学反应还可以分为_________反应和_________反应。
2.当化学反应在一定的_________下进行时，反应所_________或_________的热量称为在此温度下的____________。
3.“焓”是用来描述物质所具有的____________的物理量，其符号为______________，可用它的变化来描述与_____________有关的能量变化。
在反应中反应体系__________________时，所发生的反应的反应热称为________________。
4.若ΔH＞0时，____________物所具有的能量大于____________物所具有的能量（即体系的能量______________），反应为______________反应；反之，若ΔH＜0时，______________物所具有的能量小于______________物所具有的能量（即体系的能量______________），反应为____________反应。
二、热化学方程式
1.在热化学中，将一个化学反应的____________变化和反应的___________变化同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式。
因此，热化学方程式既遵循_____________守恒，又遵循_________守恒。
2.热化学方程式书写的注意事项
（1）要在物质的______________后面用括号注明物质的____________。
一般用英文字母g、l和s分别表示物质的_________态、____________ 态和____________态。
水溶液中的溶质则用______________表示。
（2）在ΔH后要注明_________，因为在不同____________下进行同一反应，其____________是不同的。
在溶液中的反应应注明____________以及______________的浓度。
（3）ΔH的单位是__________________或_____________。
（4）若化学方程式中各物质的____________加倍，则ΔH的____________也加倍，因此热化学方程式中各物质前的系数（化学计量数）只表示反应中各物质的____________，而不表示粒子个数；若反应逆向进行，则ΔH改变____________，但ΔH的____________不变。
一1:能量吸热放热2 温度吸收放出反应热3:能量H 恒温、恒压反应热在恒温、恒压焓变4:生成反应增加吸热生成反应减少放热
二1:物质能量质量能量2:化学式状态气液固aq （2）温度、压强温度、压强ΔH 温度溶质（3）kJ·mol-1J·mol-1（4）物质的量数值物质的量符号数值
小考一下
1 下列化学反应属于吸热反应的有（）
A.盐酸与烧碱溶液反应
B.Ba（OH）2·8H2O+2NH4Cl====BaCl2+10H2O+2NH3↑
C.C+CO2△
D.葡萄糖在人体内氧化分解
2 下列说法正确的是（）
A.焓变是指1 mol物质参加反应时的能量变化
B.当反应放热时ΔH＞0，反应吸热时ΔH＜0
C.在加热条件下发生的反应均为吸热反应
D.一个化学反应中，当反应物能量大于生成物能量时，反应放热，ΔH为“-”
3 燃烧a g 乙醇（液态）生成CO 2气体和液态H 2O ，放出热量为Q kJ ，经测定a g 乙醇与足量Na 反应能生成H 2 5.6 L （标准状况下），则乙醇燃烧的热化学方程式表示正确的是（ ）
A.C 2H 5OH （l ）+3O 2（g ）−→−2CO 2（g ）+3H 2O （l ） ΔH （298 K ）=-Q kJ·
mol -1 B.C 2H 5OH （l ）+3O 2（g ）−→−2CO 2（g ）+3H 2O （l ） ΔH(298 K)=-12Q kJ·
mol -1 C .21C 2H 5OH(l)+23O 2(g) −→−CO 2(g)+2
3H 2O(l) ΔH(298 K)=-Q kJ·mol -1 D .C 2H 5OH(l)+3O 2(g) −→−2CO 2(g)+3H 2O(l) ΔH(298 K)=-2Q kJ·
mol -1 4下列关于ΔH （焓变）的说法正确的是（ ）
A.在任何条件下，化学反应的焓变都等于化学反应的反应热
B .ΔH ＞0时，反应吸收热量；ΔH ＜0时，反应放出热量
C.热化学方程式中ΔH 的值与物质前的化学计量数无关
D .ΔH 的值可以通过实验测得
5已知（1）H 2（g ）+2
1O 2（g ）====H 2O （g ） ΔH 1=a kJ·mol -1 （2）2H 2（g ）+O 2（g ）====2H 2O （g ） ΔH 2=b kJ·mol -1
（3）H 2（g ）+2
1O 2（g ）====H 2O （l ） ΔH 3=c kJ·mol -1 （4）2H 2（g ）+O 2（g ）====2H 2O （l ） ΔH 4=d kJ·mol -1
下列关系式中正确的是（ ）
A.a ＜b ＜0
B.b ＞d ＞0
C.2a=b ＜0
D.2c=d ＞0 6下列热化学方程式书写正确的是（ ）
A.2SO 2+O 2
2SO 3 ΔH=-196.6 kJ·mol -1 B.H 2(g)+2
1O 2(g)====H 2O(l) ΔH=-285.8 kJ·mol -1 C.2H 2(g)+O 2(g)====2H 2O(l) ΔH=-571.6 J·mol -1
D.C(s)+O 2(g)====CO 2(g) ΔH=+393.5 kJ·mol -1
7已知充分燃烧a g 乙炔气体时生成1 mol 二氧化碳气体和液态水，并放出热量b kJ ，则乙炔燃烧的热化学方程式正确的是（ ）
A.2C 2H 2(g)+5O 2(g) ====4CO 2(g)+2H 2O(l) ΔH=-4b kJ·mol -1
B.C 2H 2(g)+2
5O 2(g) ====2CO 2(g)+H 2O(l) ΔH=-2b kJ·mol -1 C.2C 2H 2(g)+5O 2(g) ====4 CO 2(g)+2H 2O(l) ΔH=-2b kJ·mol -1
D.2C 2H 2（g ）+5O 2（g ）====4CO 2（g ）+2H 2O （l ） ΔH=b kJ·mol -1
8热反应方程式中，化学式前的化学计量数表示的是( )
A.分子个数
B.原子个数
C.物质质量
D.物质的量 9已知断开 1 mol H 2中的化学键需吸收436 kJ 热量，断开1 mol Cl 2中的化学键需要吸收243 kJ 能量，而形成1 mol HCl 分子中的化学键要释放431 kJ 能量，试写出氢气和氯气反应的热化学方程式.。