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化学反应与能量变化知识点总结

化学作用和能量变化知识点综述。

作为高中生的必修课，高中化学主要培养学生的化学素养、创新能力和实践能力，其中化学方程式的掌握是关键。以下是高考网小编整理的“化学反应和能量变化知识点总结”，希望对您有所帮助。

反应性热焓变

反应热：当化学反应在特定条件下进行时所释放或吸收的热量。

(2)焓变：在一定压力下进行化学反应，其热效应即为焓变。

(3)符号：ΔH，单位：kJ/mol或kJ·mol

ΔH=生成物的总能量；反应物的总能量；反应物的总键能；反应物的总键能。

当ΔH为-或ΔH<0时，即为放热反应。

在ΔH值'+'或ΔH>0时为吸热反应。

热化方程式

热力学方程不仅说明了化学反应过程中物质的变化，而且还说明了能量的变化。

h2(g)+？O(g)=H2O(l)ΔH=-285.8kJ/mol

指示温度25℃，101kPa,1molH2？在molO2反应中产生液态水，释放热量为285.8kJ。

注：(1)热化学方程中每一种物质前的化学计量数只代表物质的数量，而不代表分子数，因此可以是整数，也可以是十进制或小数。(2)反应物和产物的聚集状态不同，反应的热值和符号也可能不同，因此，在编写热化学方程式时，必须说明物质的聚集状态。热化方程中不用"↑"或"↓"

中和热的定义：在稀溶液中，酸性跟碱性中和反应产生1molH2O，此时的反应热称为中和热。

概念：25℃，101kPa时，1mol的纯物质在完全燃烧时释放热量，产生稳定的氧化物。

单位：kJ/mol。

盖斯定律内容：无论化学反应是一步完成，还是分几步完成，反应热都是一样的。另外，化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应途径无关。

常用反应热计算方法：

利用键能来计算反应热：一般认为，分解1mol的化学键所吸收的能量，是该化学键的键能，以E表示，单位是kJ/mol或kJ·mol-1。方法：ΔH=∑E(反应物)-∑E(生成物)，即ΔH=反应物与生成物之间的键能之和。例如：H2(g)+Cl2(g)===2HCl(g)ΔH=E(H—H)+E(Cl—Cl)=2E(H—Cl)。

根据反应物和生成物的总能量计算出反应热：ΔH=生成物和生成物的总能量。

(3)根据Gas定律：

反应物的物质量与反应热成比例。化学中的反应热仅与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，与反应的途径无关.也就是说，如果一个反应可以分步进行，那么每一步的反应热之和就等于该反应一步结束时的反应热。举例来说，从图表中可以得到的ΔH=ΔH1+ΔH2，

a△H只能写在标明反应物和生成物状态的化学方程式右边，并以“；如果是一个放热的反应，△H是'-'；如果是一个吸热的反应，△H是'+'。H的单位是kJ/mol。

㈡反应热△H与温度、压力等测定条件相关。因此在编写热化学反应方程时，应注意标注△H的测定条件。

为了写出热化学反应方程式的意义，必须标明物质的聚集状态(s(固体)、l(液体)、g(气体)。在这个方程中，没有"↑","↓","→"这些符号，而是用"="表示。