化学反应与能量变化知识点总结
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）。
新人教版 化学第二册 第六章 第一节化学反应与能量变化
知识点总结化学反应与能量变化第1课时化学反应与热能燃料燃烧释放的热量知识点1、化学反应中能量变化的主要形式：①化学能与热能主要为燃料通过燃烧将化学能转化为热能②化学能与电能通过原电池、电解池装置③化学能与光能2、化学变化中能量变化与化学键的关系：成键释放能量，断键吸收能量。
3、化学反应中的能量变化规律：化学反应所释放的能量是现代能量的主要来源之一。
化学反应一般是以热量和功的形式跟外界环境进行能量交换的，而其中多以热量的形式进行能量交换。
（1）化学反应的特征是有新物质生成，生成物与反应物所具有的总能量不同。
（2）任何化学反应除遵循质量守恒外，同样也都遵循能量守恒。
（3）反应物与生成物的能量差若以热量形式表现即为放热反应或吸热反应。
4、物质稳定性和键能的关系物质的键能越大稳定性越强，具有的能量越低。
5、化学反应中能量变化与反应物和生成物总能量的关系图示，常见图示如下6、吸热反应、放热反应7、不同燃料燃烧时放出的热量不同，即使是同一燃料状态不同，释放的热量也不同，燃料燃烧是产生热量主要来源，其他的化学反应也会伴随热量变化。
8、化石燃料燃烧存在的问题和解决方法（1）问题：不可再生、排放粉尘、SO2、NO X、CO等大气污染物。
（2）解决方法：节能充分有效的利用能源：例如改进锅炉和燃料空气的比、清理积灰、使用节能灯、改进电动机的材料和结构、钢铁厂余热的利用等寻找新能源：太阳能、风能、地热能、海洋能、氢能。
练习题1、下列说法正确的是（）A．需加热才能发生的反应一定是吸热反应B．放热的反应在常温下一定易进行C．反应是放热还是吸热由反应物和生成物所具有的能量的相对大小决定D．吸热反应在一定条件下也进行2、已知反应：X＋ＹＭ＋Ｎ为放热反应，对该反应的下列说法中正确的是( )A．Ｘ的能量一定高于ＭB．Ｙ的能量一定高于ＮC．X和Y的总能量一定高于M和N的总能量D．因为该反应为放热反应，故不必加热反应就可发生3、有人预言：H2是2l世纪最理想的能源，其根据不正确的是（）A．生产H2的原料来源广阔B．在等质量的可燃气体中，H2燃烧时放出的热量多C．H2易液化，携带方便D．燃烧时无污染4、下列燃料中，不属于化石燃料的是（）A．汽油B．煤C．天然气D．氢气5、下列有关“燃烧”的叙述不正确的是（）A．燃烧是发光、发热的化学反应B．燃烧必须有O2参加C．燃烧一定有Ｈ２Ｏ生成D．燃烧一定是氧化还原反应6若石油井着火。
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。
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。
《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。
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化学反应与能量变化知识点总结
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。
⑶符号：4H,单位：kJ/mol或kJ mol 1。
(4) AH=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
⑸当4H为“-”或AH<0时，为放热反应
当AH为“ + ”或AH>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) AH=-285.8kJ/mol
表示在25 C,1O1kPa, 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“T”和“J”
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。
(1)概念：25C,1O1kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的
热量。
⑵单位：kJ/mol
(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：AH=刀
E(反应物)-EE(生成物)，即4H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)+CI2(g)===2HCI(g) AH=E(H — H)+E(CI — Cl)-2E(H — Cl)。
(2) 由反应物、生成物的总能量计算反应热：AH=生成物总能量-反应物总能量。
(3) 根据盖斯定律计算：
反应热与反应物的物质的量成正比。
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。
例如：由图可得 AH= AH1+ AH2，
⑴M只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，用“；”隔开。
若为放热反应，△ H为“-”；若为吸热反应，△ H为“ +”。
△H的单位为kJ/mol。
⑵反应热AH与测定条件(如温度、压强等)有关。
所以书写热化学反应方程式的时候，应该注意标明厶H的测定条件。
⑶必须标注物质的聚集状态(s(固体)、l(液体)、g(气体)才能完整的书写出热化学反
应方程式的意义。
方程式中不用“T”“J”“-”这些符号，而用"="来表示。