第一章 化学反应与能量(知识点总结)
第一章 化学反应与能量单元知识总结
第一章 化学反应与能量单元知识总结【知识归纳】【专题归纳整合】一、热化学方程式的正误判断热化学方程式是表示参加反应物质的量与反应热的关系的化学方程式。
热化学方程式的书写除了遵循书写化学方程式的要求外，应侧重从以下几个方面予以考虑。
1．检查△H 符号的正误放热反应的△H 为“－”，吸热反应的△H 为“＋”，单位是kJ ／mol ，逆反应的△H 与正反应的△H 数值相同，符号相反。
2．检查是否注明物质的聚集状态必须注明每种反应物和生成物的聚集状态，同一个化学反应，物质的聚集状态不同，△H 数值不同。
3．检查△H 的数值与化学计量数是否对应△H 的大小与反应物的物质的量的多少有关，相同的反应，化学计量数不同时，△H 不同。
4．特殊反应热(1)书写表示燃烧热的热化学方程式时，可燃物的化学计量数为1；产物应为完全燃烧生成稳定的化合物，如C 燃烧应生成CO 2而不是CO ，H 2燃烧生成的是H 2O(1)，而不是H 2O(g)。
(2)书写表示中和热的热化学方程式时，H 2O 的化学计量数为1，并以此配平其余物质的化学计量数。
二、反应热大小的比较比较反应热的大小，一般从以下几个方面考虑：1．比较“反应热”或△H 的大小时，必须带“＋”、“－”符号；比较“燃烧热”、“中和热”时，只需比较数值大小即可。
2．参加反应的物质的量不同，则反应热的数值也会发生相应的变化，如1 mol H 2完全燃烧生成液态水时放出285．8 kJ的热量，2 mol H2完全燃烧生成液态水时则放出571．6 kJ的热。
3．对于可逆反应，如3H2(g)＋N2 (g)2NH3(g) △H＝－92．4 kJ·mol－1，是指生成2mol NH3时放出92．4 kJ的热量，而不是3 mol H2和1mol N2混合在一定条件下反应就可放出92．4 kJ的热量，实际3 mol H2和1molN2混合在一定条件下反应放出的热量小于92．4 kJ，因为该反应的反应物不能完全转化为生成物。
选修四第一章化学反应与能量知识清单
选4 第一章 《化学反应与能量》期末知识梳理一、焓变 反应热1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。
反应热可以分为燃烧热、中和热、溶解热。
2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
符号：△H ，单位：kJ/mol 恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH 表示，单位都是kJ/mol 。
3．产生原因：化学键断裂——吸收能量 化学键形成——释放能量4.键能：拆开1 mol 某化学键所需的能量或形成1 mol 该化学键所释放的能量叫键能5．可以利用计算ΔH 来判断是吸热还是放热。
ΔH =生成物所具有的总能量—反应物所具有的总能量=反应物的总键能—生成物的总键能ΔH 为“-”或△H <0时，为放热反应； ΔH 为“+”或△H >0时，为吸热反应。
对于放热反应,反应物具有的总能量高于生成物具有总能量,反应过程中释放出能量，从而使反应本身的能量降低,因此规定放热反应的△H 为“-”。
对吸热反应, 反应物具有的总能量低于生成物具有总能量,反应过程中释放出能量，从而使反应本身的能量降低,因此规定放热反应的△H 为“+”。
6．能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定（能量越低越稳定），能量和键能成反比。
7．同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态【特别提醒】（1）常见的放热反应△所有的燃烧反应△酸碱中和反应HCl + NaOH = NaCl +H 2O△大多数的化合反应△常见金属（Al 、Fe 、Zn 等）与酸（HCl 、H 2SO 4等）的反应△生石灰（氧化钙）和水反应△铝热反应△缓慢氧化：食物的腐败等（2）常见的吸热反应△大多数分解反应：CaCO 3CaO +CO 2↑ △Ba(OH)2·8H 2O 晶体与NH 4Cl 晶体的反应：Ba(OH)2·8H 2O+2NH 4Cl ＝BaCl 2+2NH 3↑+10H 2O △碳与CO 2气体的反应：C + CO 22CO △碳与水蒸气的反应：C + H 2O CO + H 2 △氢气还原氧化铜：H 2+CuO H 2O+Cu（3）区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。
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。
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）。
《化学反应原理》知识点大全
《化学反应原理》知识点大全第一章、化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算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。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章、化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。
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。
化学反应与能量（知识点总结）
选修4《化学反应原理》第1页（共8页） 第2页 （共8页）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。
反应热 知识点
第一章化学反应与能量一、化学反应与能量的变化1、焓变与反应热（1）化学反应的外观特征化学反应的实质是旧化学键断裂和新化学键生成，从外观上看，所有的化学反应都伴随着能量的释放或吸收、发光、变色、放出气体、生成沉淀等现象的发生。
能量的变化通常表现为热量的变化，但是化学反应的能量变化还可以以其他形式的能量变化体现出来，如光能、电能等。
（2）反应热的定义当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为反应在此温度下的热效应，简称为反应热。
通常用符号Q表示。
反应热产生的原因：由于在化学反应过程中，当反应物分子内的化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用，这需要吸收能量；当原子重新结合成生成物分子，即新化学键形成时，又要释放能量。
生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量的差即为该反应的反应热。
（3）焓变的定义对于在等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能（同时可能伴随着反应体系体积的改变），而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反应的反应热就等于反应前后物质的焓的改变，称为焓变，符号ΔΗ。
ΔΗ=Η（反应产物）—Η（反应物）为反应产物的总焓与反应物总焓之差，称为反应焓变。
如果生成物的焓大于反应物的焓，说明反应物具有的总能量小于产物具有的总能量，需要吸收外界的能量才能生成生成物，反应必须吸热才能进行。
即当Η（生成物）>Η（反应物），ΔΗ>0，反应为吸热反应。
如果生成物的焓小于反应物的焓，说明反应物具有的总能量大于产物具有的总能量，需要释放一部分的能量给外界才能生成生成物，反应必须放热才能进行。
即当Η（生成物）<Η（反应物），ΔΗ<0，反应为放热反应。
（4）反应热和焓变的区别与联系2、热化学方程式（1）定义把一个化学反应中物质的变和能量的变化同时表示出来的学方程式，叫热化学方程式。
（2）表示意义不仅表明了化学反应中的物质化，也表明了化学反应中的焓变。
化学反应与能量
2HCl
反应过程
放热反应：放出热的化学反应叫放热反应. 原因：其反应物的总能量大于生成物的总能量. 反应进行所需的最低能量 反应物总能量 物 质 的 能 放出能量：△H 为 量 “-”或△H <0。 原因：体系能量减 少（释放给环境） 放热反应：“贮存” 在物质内部的能量 转化为热能等而 “释放”出来的过 程。 生成物总能量
点燃
H2 H—H 断 开 吸 收 能 量 ＋ + Cl2 Cl—Cl 断 开 吸 收 能 量 → = 2HCl
H·
化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。 2、反应热∶化学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）来表述，叫做反应热，也称为“焓变”。 符号：ΔH ，单位：kJ/mol 或 kJ•mol-1
状态相同，但数量后式仅是前式的一半，释放的热量也应是前 式的一半，Q2＜Q1
例如：H2+Cl2==2HCl
H H 436 kJ/ ol m Cl Cl
H + Cl H Cl
H + Cl
243kJ/ ol m
H Cl 431 kJ/ ol m
E断键=436 kJ/mol+243 kJ/mol=679 kJ/mol E成键=2×431 kJ/mol=862 kJ/mol E反应放热=862 kJ/mol-679 kJ/mo同样是水，而释出的能量却不 同？
能 量 增 加 1g 冰
蒸 发 1g液态水 熔 化 吸收能量
1g气态水 吸收能量
液态水变成水蒸气要吸收热量 结论：物质所具有的能量与它们的聚集状态有关。 热化学方程式：能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化 学方程式。
思考与交流：热化学方程式与普通化学方程式有什么区别？正 确书写其应当注意哪几点？
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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。
说明：温度对反应速率的影响规律，对吸热、放热反应都适用，且不受反应物状态的限制。
而有些反应几乎不受温度变化的影响，比如：H+ 和OH- 的中和反应，Cl- 和Ag+ 的沉淀反应。
还有原子间的反应，这些反应的活化能几乎为零。
为什么这些反应的活化能几乎为零？2、催化剂对反应速率的影响：本书讲述的是化学反应基本原理，其中还必须涉及“催化剂”。
因为正如我们所知，催化剂对化学反应的影响是不容忽视的。
这是因为，催化剂能参与反应，改变反应历程，降低化学反应的活化能，也就等于提高了活化分子的百分数，从而提高了有效碰撞频率，加快了反应速率。
另外，浓度、压强的改变也会引起活化分子总数的改变，影响化学反应速率。
三、反应热焓变（一）：反应能量变化与反应热能量就是推动人类进步的“杠杆”！能量使人类脱离了“茹毛饮血”的野蛮，进入繁华多姿的文明。
化学反应所释放的能量是现代能量的主要来源之一（一般以热和功的形式与外界环境进行能量交换）。
所以，研究化学反应中的能量变化，就显得极为重要。
1.化学反应与能量变化的关系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是等的，在产生新物质的同时总是伴随着的变化。
即在一个化学反应中，同时遵守守恒和守恒两个基本定律。
2、化学反应中能量变化形式化学反应所释放的能量是现代能量的主要来源之一，一般以热和功的形式与外界环境进行能量交换，通常表现为热量的变化。
3、类型（1）放热反应：即_____________ 的化学反应，其反应物的总能量____ 生成物的总能量。
如：燃料的燃烧、中和反应、生石灰与水化合、金属和酸的反应、铝热反应等都是放热反应。
（2）吸热反应：即_________ 的化学反应，其反应物的总能量____生成物的总能量。
如：H2还原CuO的反应，灼热的碳与二氧化碳反应，CaCO3分解等大多数分解反应，Ba(OH)2·8H2O 与NH4Cl的反应都是吸热反应。
说明：吸热反应特征是大多数反应过程需要持续加热，但有的不需要加热如：Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl固体反应，放热反应有的开始时需要加热以使反应启动。
即反应的吸、放热与反应条件无关。
（二）：反应热焓变两个概念：环境体系1、定义：叫反应热，又叫焓变。
2、表示符号：3、单位：(或)。
4、计算方法：△H = 反应物的总键能--生成物的总键能（或△H = 生成物的总能量--反应物的总能量）因此，△H<0时, 为热反应; △H>0时，为热反应。
5、注意：在应用焓变时，应注意△H的符号。
当△H>0时，其“+”号不能省略。
6、“反应热”与“热量”的区别：反应热有“+”、“-”之分；而热量是标量，但要注明是“吸收”、还是”放出”.知识拓展：焓是与物质的内能有关的一个物理量，但它又不同于物质的内能。
单位为kJ/mol，不可以测量。
化学研究表明，对于在等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能（同时可能伴随着反应体系体积的改变），而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反应的反应热就等于反应前后物质的焓的变化，即焓变。
即在此，可用焓变代替反应热。
但焓变与反应热是不同含义两个的概念。
四、热化学方程式1、概念：表示和的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
2、表示的意义：热化学方程式不仅表明了化学反应中的变化，也表明了化学反应中的变化。
如：H2(g)+ 1/2O2(g)===H2O(l) ΔH= －285 . 8 kJ·mol－1, 表示在℃,_ Pa,mol H2与mol O2完全反应生成态水时的热量是285．8 kJ。
(表示完全反应时的能量变化)3、热化学方程式各物质前的化学计量数只表示，不表示，因此，它可以是_数。
对于相同物质的反应，化学计量数和ΔH可以同时扩大或缩小__的倍数。
4、书写热化学方程式的注意事项：①、所有反应物和产物都用括号注明它们在反应时的状态（aq________s_________、l_________、g__________）；热化学方程式中不用“↑”和”↓”。
②、反应热△H的位置只能在热化学方程式的右边，且中间要留一小段空位表示隔开；△H：吸热用“”，放热用“”单位：__________________。
③、△H单位KJ/mol中“每摩尔”指的不是每摩尔某物质，而是指化学方程式的计量数以“摩尔”为单位时的反应热；大小与反应物的物质的量成正比④、化学计量数表示是“”.化学计量数可用分数，但ΔH要相应变化。
如：2H2(g)+O2(g) = 2H2O(l) △H= －571.6kJ/molH2 (g)+ 1/2O2(g) = H2O(l) △H= kJ/mol⑤、指明反应时的温度和压强（对于25 ℃、101KPa时进行的反应，可以不注明）⑥、对于可逆反应中的△H指的是正反应方向完全进行到底时的焓变。
⑦、可逆反应中，当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热的数值大小相等，符号相反5、应用——反应热大小的比较：(1) 同一反应生成物状态不同时如：2H2(g)+O2(g) = 2H2O(1) ∆H1 ；2H2(g)+O2(g) = 2H2O(g) ∆H2因为气体变液体会放热，故:∆H1∆H2(2) 同一反应反应物状态不同时点如：S(g)+O2(g) = SO2(g) ∆H1 ；S(s)+O2(g) = SO2(g) ∆H2因为固体变气体会吸热，故: ∆H1∆H2(3) 两个相联系的不同反应比较如: C(s)+O2(g) = CO2(g) ∆H1；C(s)+1/2O2(g) = CO(g) ∆H2可以设计成：C(s) —— CO(g)———CO2(g) ，故：∆H1∆H2五、中和热1．定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成mol H2O，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. 注意：①. 中和热是以生成1molH2O为基准，因为表示中和热的热化学方程式中，水的化学计量数为1，其酸、碱或盐的化学计量数可以为分数．必须以生成1mol水为标准；强酸与强碱中和时生成1mol H2O均放热57.3kJ，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。
浓的强酸与强碱中和时，稀释过程放热，所以它们参加中和反应时的中和热大于57.3kJ/mol。
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。
②. 中和反应对象为稀溶液。
这里的稀溶液一般要求酸溶液中的c（H ＋）≤1mol/L，碱溶液中的c（OH －）≤1mol/L。
这是因浓酸溶液和浓碱溶液稀释时会放出热量。
六、中和热的测定实验1．实验用品大烧杯个(500mL)、小烧杯个(100mL)、温度计、量筒个(50mL)、泡沫塑料或硬纸条、泡沫塑料板或硬纸板(中心有个小孔)、搅拌棒。
0.50mol/L盐酸、0.55mol/LNaOH溶液。
2．实验原理实验原理：用50 mL（大约50g）0. 50 mol/L的盐酸与50mL （大约50g）0. 55 mol/L 氢氧化钠设t1: 反应前两溶液的平均温度。
t2: 反应后溶液温度 c = 4 .18 J/（g·℃）试求Q 的表达式和中和热表达式：Q = mc (t2－t1) = 0.418（t2－t1）kJ0.418（t2－t1）△H = ——————————kJ/mol0.025H+(aq)十OH-(aq) ＝H2O(1)；△H ≈—57.3kJ/mol3．实验步骤(1)在大烧杯底部垫泡沫塑料(或纸条)，使放入的小烧杯杯口与大烧杯杯口。
然后再在大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料(或纸条)，大烧杯上用泡沫塑料板(或硬纸板)作盖板，在板中间开两个小孔，正好使温度计和玻璃搅拌棒通过，以达到保温、隔热、减少实验过程中热量损失的目的，该实验也可在保温杯中进行。
(2)用一个量筒量取50mL 0.50mol/L盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记入下表。
然后把温度计上的酸用水冲洗干净。
(3)用另一个量筒量取50mL 0.55mol/LNaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度，记入下表。
(4)把温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯(注意不要洒到外面)。
用环形玻璃搅拌捧轻轻搅动溶液，并准确读出混合溶液的最高温度，作为终止温度，记入下表。
(5)(6)4．数据处理为了使计算简便一些，我们近似地认为：(1) 0. 50mol/L盐酸和0. 55mol/LNaOH溶液的密度都是1g/cm3，所以50mL、0.50mol/L盐酸的质量m1＝50g，50mL 、0.55mol/LNaOH溶液的质量m2＝50g。