【高中化学】高中化学反应原理知识点：焓变 反应热
化学高二反应热焓变知识点
化学高二反应热焓变知识点在高中化学中，我们经常会遇到有关反应热焓变的概念和计算。
反应热焓变是指在化学反应中，反应物与生成物之间的能量差异。
了解反应热焓变的概念和计算方法对于理解化学反应的热力学过程非常重要。
一、反应热焓变的定义反应热焓变是指在常压条件下，单位摩尔反应物与生成物之间能量的差异。
反应热焓变可以表示为ΔH。
当反应热焓变为正值时，表示反应是吸热反应，能量被系统吸收；当反应热焓变为负值时，表示反应是放热反应，能量被系统释放。
二、反应热焓变的计算方法1. 反应热焓变的计算方法主要有两种：通过实验测量和利用反应热焓变的标准生成焓值进行计算。
2. 实验测量法：通过实验测量反应物与生成物的温度变化，结合热容量等参数，可计算得到反应热焓变。
例如，利用反应热量计测量方法可以测定一定量反应物反应后的温度变化，结合恒温条件和热容量的知识，可以计算得到反应热焓变。
3. 利用标准生成焓值计算法：通过已知物质的标准生成焓值，可以根据反应平衡态的生成物与反应物的物质量之比，计算得到反应热焓变。
标准生成焓值是指在标准状态下，1摩尔物质生成的焓变化值。
利用标准生成焓值进行计算的常用公式为：ΔH =ΣnΔHf（生成物） - ΣmΔHf（反应物），其中Σn和Σm分别表示生成物和反应物的物质量之比。
4. 反应热焓变的计算方法还可以结合热力学第一定律，利用反应物与生成物的化学键能与键能的变化来计算反应热焓变。
三、常见反应热焓变的特点1. 反应热焓变与反应性质的关系：通常情况下，反应热焓变与反应物的物质结构和化学键能有关。
化学键能越高，反应热焓变越大，说明反应热生成较强的化学键。
2. 反应热焓变与反应速率的关系：通常情况下，反应热焓变的绝对值越大，反应速率越快。
反应热焓变越大，说明反应物到生成物的能量转化程度更高，反应速率更快。
3. 反应热焓变与反应方程式的关系：反应热焓变可以通过热化学方程式来表示。
在热化学方程式中，反应物的系数表示摩尔比，反应热焓变的绝对值可以根据反应热焓变的计算方法进行计算。
高中化学“选修四”焓变与反应热知识点总结
高中化学“选修四”焓变与反应热知识点总结高中化学每天给你想要的关注不错过化学姐高二的同学们在这个学期将要学习到选修四的知识，选修四第一章节主要讲了化学的能量变化，今天化学姐就给大家讲一讲有关反应热与焓变这两个知识点。
1．化学反应中的能量变化(1)化学反应中的两大变化：物质变化和能量变化。
(2)化学反应中的两大守恒：质量守恒和能量守恒。
(3)化学反应中的能量转化形式：热能、光能、电能等。
通常主要表现为热量的变化。
2．焓变、反应热(1)定义：在恒压条件下进行的反应的热效应。
(2)符号：ΔH。
(3)单位：kJ·mol－1或kJ/mol。
(4)ΔH的计算方法ΔH＝生成物所具有的总能量－反应物所具有的总能量ΔH＝断键吸收的总能量－成键释放的总能量ΔH＝正反应活化能－逆反应活化能① 破坏反应物中的化学键吸收的能量越小，说明反应物越不稳定，本身的能量越高。
② 形成生成物的化学键放出的能量越多，说明生成物越稳定，本身的能量越低。
3．吸热反应和放热反应(1)从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析(2)从反应热的量化参数——键能的角度分析(3)常见的放热反应和吸热反应放热反应：①可燃物的燃烧②酸碱中和反应；③大多数化合反应；④金属与水或酸的置换反应；⑤物质的缓慢氧化；⑥铝热反应等。
吸热反应：①大多数分解反应；②盐的水解和弱电解质的电离；③Ba(OH)22424．燃烧热中和热(1)燃烧热①概念：在101 kPa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。
2②在书写热化学方程式时，应以燃烧1 mol 物质为标准来配平其余物质的化学计量数。
例如：818222O(l)ΔH＝－5 518 kJ·mol－1。
2O时的反应热叫中和热。
②离子方程式可表示：OH2O(l)ΔH＝－57.3kJ·mol。
c＝4.18 J·g－1·℃－1＝4.18×10－3kJ·g－1·℃－12O的物质的量。
高中化学反应热
专项突破
C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g) ΔH＝＋131.28 kJ·mol－1
N2H4(g)＋O2(g)===N2(g)＋2H2O(g) ΔH＝
－534.4 kJ·mol－1
(3)CuCl(s)与O2反应生成CuCl2(s)和一种黑色固体。在25 ℃、101 kPa下，已知该反应每消耗1 mol CuCl(s)放热44.4 kJ，该反应的热化学方程式是_________________________________________________________。
放热
>
<
（2）从反应物和生成物的键能相对大小的角度分析，如图所示。化学反应的实质： 反应物中旧化学键的断裂和生成物中新化学键的形成。
②从键能的角度分析（微观）：
化学反应过程是原子重新组合的过程，反应物分子内化学键的断裂需要吸收能量，生成新物质时形成新的化学键要放出能量。二者的能量差，就决定了能量的变化。
3.CH3—CH3(g)―→CH2==CH2(g)＋H2(g) ΔH，有关化学键的键能如下表：
二、根据键能计算焓变
化学键
C—H
C==C
C—C
H—H
键能/ (kJ·mol－1)
414
615
347
435
则该反应的反应热为 。
＋125 kJ·mol－1
H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)反应的能量变化示意图
(1)实质：①断裂1 mol H2分子中的化学键需要吸收436 kJ的能量。断裂1 mol Cl2分子中的化学键需要吸收243 kJ的能量。②形成1 mol HCl分子中的化学键需要放出431 kJ的热量。(2)结论：该反应放出的能量为2×431 kJ，吸收的能 量为(436＋243)kJ，故为最终放出能量的反应，两者的热量差为183 kJ。
高中化学反应原理：反应热(热化学)
反应热——热化学（讲义+练习+答案）【知识精讲】一、化学反应中的能量变化1.反应热与焓变概念反应热焓变含义在化学反应过程中，当生成物和反应物具有相同温度时所放出或吸收的热量；在恒压条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量；符号Q △H 单位kJ/mol kJ/mol与能量变化的关系放热反应的Q<0吸热反应的Q>0放热反应的△H<0吸热反应的△H>0二者的联系高中阶段二者通用2.放热反应与吸热反应的比较类型放热反应（△H<0）吸热反应（△H>0）定义放出热量的化学反应吸收热量的化学反应形成原因（宏观）反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量形成原因（微观）生成物分子成键时释放的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量，即E1>E2；生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量，即E1<E2；图示常见的反应所有可燃物的燃烧，所有活泼金属与酸的反应，所有中和反应，绝大多数化合反应，多数置换反应（铝热反应），某些复分解反应，少数分解反应；盐类的水解，弱电解质的电离，绝大多数的分解反应，某些复分解反应（铵盐与强碱的反应），少数置换反应（C+H2O(g)、Fe+H2O(g)），极个别的化合反应（CO2+C）；【重点】（1）△H=生成物的总能量—反应物的总能量；△H=反应物的键能总和—生成物的键能总和（需特别注意化学计量数）。
（2）在化学反应中，旧化学键的断裂一定吸热，新化学键的形成一定是放热。
（但：涉及旧键断裂不一定就是化学反应，例如NaOH溶解。
）化学反应一定存在能量变化，或为吸热反应，或为放热反应。
（但：伴有能量变化的物质变化不一定是化学变化。
）（3）化学反应表现为放热或吸热与反应开始是否需要加热无关：需要加热的反应不一定是吸热反应，如C+O2CO2；不需要加热的反应不一定是放热反应，如Ba(OH)·8H O+2NH Cl BaCl+2NH↑+10H O。
高中化学选修4化学反应原理知识点总结(史上最全)
选修4知识点汇总一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H （2）.单位：kJ/mol 3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热)△H 为“-”或△H<0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H为“+”或△H>0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH) 2•8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变例：CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH=-890.3 kJ/mol三、燃烧热1．概念：25℃，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：①研究条件：25℃，101kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
（C→CO2，S→SO2，H→H2O，只能在氧气中燃烧。
）③燃烧物的物质的量：1mol④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热（常考选择：判断热化学方程式是否正确）1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ，ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
高三化学反应原理知识点汇总
三、燃烧热、热值与中和热： 1．燃烧热：在1atm下， 1mol物质完全燃烧的反应热叫做该物质的标准 燃烧热。（物质完全燃烧是指含有的氮元素转化为N2（g），氢元素转 化为H2O(l) ，碳元素转化为CO2(g) 2、热值：在1atm下， 1g物质完全燃烧的反应热叫做该物质的热值。 （糖类、脂肪、蛋白质中热值最高的是脂肪） 3、中和热：是指在稀溶液中的强酸和强碱反应生成1mol水时（无沉淀 或气体生成）的反应热。 H+（aq） + OH - (aq) == H 2O(l) ; △H= —57.3kJ/mol 注意：（1）稀硫酸和稀Ba(OH)2 反应生成1molH2O时： （2）浓硫酸的稀NaOH反应生成1molH2O时： （3）有稀的弱酸或弱碱发生中和反应生成1molH2O时：
四、反应热的测定： 1、用量热计进行测定 2、盖斯定律及其应用：一个化学反应，不论是一步完成还是分几步完成， 其总的热效应是完全相同的。 例题： 科学家盖斯曾提出： “不管化学过程是一步完成或分几步完成， 这个总过程的热效应是相同的。” 利用盖斯定律可测某些特别反应的热效应。 3、利用键能进行计算：
吸热反应的发生
不一定需要加热 才能进行。
燃烧反应
{ 常见的
放热反 应
金属与酸（或水）的反应 常见的放热反应： 酸碱中和反应 自发的氧化还原反应
CaO(Na 2O、Na2O2 ) 与水的反应
浓酸与强碱溶于水
注意： 放热反应不一定常温下 就自发进行，可能需要 加热或点燃条件。
2、焓变：在恒温恒压的条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为反应的焓 变。
二、热化学方程式 1. 热化学方程式的概念：能表示反应热的化学方程式，叫做热化学方程式。 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。 2. 书写热化学方程式时的注意点 （1）需注明ΔH的“+”与“—”，“ +”表示，“—”表示；比较ΔH的大小时， 要考虑ΔH的正负。 （2）要注明反应物和生成物的状态： g、 l 、s、aq （ 3）各物质前的化学计量数表示物质的量，不表示分子个数，因此，可以 是整数也可以是分数，但系数与ΔH的值一定要相对应。 （4）要注明反应温度和压强， 但中学化学中所用ΔH的数据一般都是在 101kPa 和25℃时的数据，因此可不特别注明； （5）对于可逆反应，其ΔH同样要与系数相对应，但若按系数投料反应，则 由于可逆反应不能进行完全，其反应热的数值会比ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱH的数值要小。
《选修4_化学反应原理》知识点总结整理(超全)
高三化学《化学反应原理》知识清单第一章化学反应与能量变化一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。
特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。
（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。
（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。
要点二：放热反应和吸热反应1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0 ∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能）2．常见的放热反应和吸热反应①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。
②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。
如C（石墨，s） C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。
二、热化学方程式的书写书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。
2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H 值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。
3．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。
高二化学反应热焓变知识点
高二化学反应热焓变知识点反应热焓变是化学反应过程中吸热或放热的能力的量化表示。
在高二化学学习中，了解和掌握反应热焓变的概念及其相关知识点是非常重要的。
本文将以以下几个方面介绍高二化学反应热焓变的相关知识点。
一、反应热焓变的概念反应热焓变，通常简称为热焓变，是指在常压条件下，单位摩尔物质在化学反应中的吸热或放热。
它是反应物与生成物之间的能量差。
反应热焓变可以用化学方程式表示，其中反应物的热焓被写在反应物的前面，生成物的热焓被写在生成物的前面，符号上反应热焓变是ΔH，Δ表示“变化”。
二、反应热焓变的计算方法1. 根据反应物和生成物的热焓表进行计算：根据热焓表中给出的反应物和生成物的热焓值，通过简单的代数运算可以计算出反应热焓变的值。
2. 根据化学反应的热焓计算方法进行计算：根据化学反应的热焓计算公式，可以通过已知条件计算出反应热焓变的值。
例如，对于A+B→C反应，热焓计算公式为ΔH = ΔH1 + ΔH2 - ΔH3，其中ΔH1、ΔH2、ΔH3分别表示A、B、C的热焓。
三、反应热焓变的正负判断根据反应热焓变的正负可以判断化学反应的放热性质或吸热性质。
当ΔH<0时，反应为放热反应，释放热量；当ΔH>0时，反应为吸热反应，吸收热量。
四、反应热焓变与反应类型的关系不同类型的化学反应，其反应热焓变的大小和正负有所不同。
一般来说，以下几种反应类型对应的反应热焓变性质如下：1. 同化反应：同化反应是指两个或多个物质结合成一个物质的反应，这种反应通常是放热反应，反应热焓变为负。
2. 解离反应：解离反应是指一个物质分解成两个或多个物质的反应，这种反应通常是吸热反应，反应热焓变为正。
3. 单质与化合物反应：单质与化合物反应的反应热焓变一般为负，即放热反应。
4. 化合物的生成反应：化合物的生成反应的反应热焓变一般为正，即吸热反应。
五、反应热焓变在实际应用中的重要性反应热焓变在实际应用中具有重要的作用。
首先，通过对反应热焓变的研究可以了解和掌握不同反应类型的能量变化规律，从而指导实际生产中的合成反应的选择和优化。
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【高中化学】高中化学反应原理知识点：焓变反应热【高中化学】高中化学反应原理知识点：焓变反应热
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高中是人生发展变化最快的阶段，所以我们应该努力思考，把每件事都做好。
我们整理了“高中化学反应原理知识点：反应热焓”，希望能帮助更多的学生。
高中化学
反应原理知识点：焓变反应热
1.反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
2.焓变（δh）显著性：恒压下化学反应的热效应
(1).符号：△h(2).单位：kj/mol
3.原因：化学键断裂-吸热化学键形成-放热
放出热量的化学反应。
(放热>吸热)△h为“-”或△h<0
吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△ h是“+”或△ H>0
☆常见的放热反应：①
高中语文
所有的燃烧反应②酸碱中和反应
③ 大多数化学反应④ 金属和酸之间的反应
⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见的吸热反应：① 晶体BA（OH）2·8H2O和NH4Cl② 大多数分解反应
③以h2、co、c为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等
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