高中化学知识点：化学反应与能量
⑴ 常见的放热、吸热反应：
① 常见的放热反应有
a 燃烧反应
b 酸碱中和反应
c活泼金属与水或酸的反应
d大多数化合反应
② 常见的吸热反应有：
a 氢氧化钡晶体和氯化铵晶体混合发生反应
b CO2+C = 2CO
c 大多数的分解反应⑵△H＜0时反应 放热；△H＞ 0时反应 吸热。
【概括总结】焓变 反应热
在化学反应过程中，不仅有物质的变化，同时还伴有能量变化。
1．焓和焓变
焓是与物质内能有关的物理量。单位：kJ·mol－1 ，符号：H。
焓变是在恒压条件下，反应的热效应。单位：kJ·mol－1 ，符号：Δ H。
2．化学反应中能量变化的原因
化学反应的本质是反应物分子中旧化学键断裂和生成物生成时新化学键形成的过程。
任何化学反应都有反应热，这是由于在化学反应过程中，当反应物分子间的化学键断裂时，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。
ΔH＝反应物分子中总键能－生成物分子中总键能。
3．放热反应与吸热反应
当反应完成时，生成物释放的总能量与反应物吸收的总能量的相对大小，决定化学反应是吸热反应还是放热反应。
(1)当ΔH为“－”或Δ H<0时，为放热反应，反应体系能量降低。
(2)当ΔH为“＋”或Δ H>0时，为吸热反应，反应体系能量升高。
4．反应热思维模型：
(1) 放热反应和吸热反应
(2) 反应热的本质
以H 2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) ΔH＝－186 kJ·mol －1 为例
E1：E(H—H)＋E(Cl—Cl)；E2：2 E(H—Cl)；Δ H＝E1－E2
二．热化学方程式
1．概念：能表示参加反应的物质变化和能量变化的关系的化学方程式叫做热化学方程式。
2．表示意义
(1)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)热化学方程式中的化学计量数，表示实际参加反应的反应物的物质的量和实际生成的生成物的物质的量。
(3)热化学方程式中的反应热与反应物、生成物的化学计量数相对应。
3．书写热化学方程式的注意事项
C(固) + H2O(气) = CO(气) + H2(气) ΔH= +131.3 kJ/mol
(1)标集聚状态（固、液、气）
(2)右端标热量数值和符号：吸热用“＋”，放热用：“－”。
(3)系数单位是“摩”，而不是“个”；也不能表示物质的量之比。
(4)系数可用分数，但热量值要相应变化。
如：2H2(气) + O2(气) = 2H2O(液) ΔH= －571.6 kJ/mol
H2(气) + 1/2 O2(气) = H2O(液) ΔH= －285.8 kJ/mol
(5) 不注明条件，即指25 0C 、1.01×105Pa
【拓展延伸】
1.比较“反应热”或ΔH的大小时，必须带“＋”“－”符号，比较“燃烧热”或“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 H2完全燃烧生成液态水时放出285.8 kJ的热量，2 mol H 2完全燃烧生成液态水时则放出571.6 kJ的热量。
3．对于可逆反应，如3H2(g)＋N2(g) 2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ/mol，是指生成2 mol NH 3时放出92.4 kJ的热量，而不是3 mol H 2和1 mol N 2混合，在一定条件下反应就可放出92.4 kJ的热量，实际3 mol H 2和1 mol N 2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。
4．同一反应中物质的聚集状态不同，反应热数值大小也不同。
例如，S(g)＋O 2(g)===SO2(g) ΔH1＝－Q1；S(s)＋O 2(g)===SO2(g) ΔH2＝－Q2，可以理解成固态硫变成气态硫后再发生变化，而由固态到气态是需要吸收能量的，所以Q1＞Q2、Δ H1＜Δ H2。故当同一反应中只由于聚集状态不同比较反应热的大小时，反应物为固态时放出的热量少，生成物为固态时放出的热量多。
5. 反应物的量相同，生成物的状态不同，反应热数值大小也不相同。如：
例如：
H2 (气) + 1/2 O2 (气) = H2O (g) ΔH= －241.8kJ/mol
H2(气) + 1/2 O2(气) = H2O (l) ΔH= －285.8 kJ/mol
【拓展升华】
热化学方程式是表示参加反应的物质的量与反应热关系的化学方程式。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ΔH符号的正误
放热反应的Δ H为“－”，吸热反应的Δ H为“＋”，单位是kJ/mol，逆反应的Δ H与正反应的Δ 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，Δ H数值不同。
3．检查ΔH的数值与化学计量数是否对应
ΔH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，Δ H不同。
4．特殊反应热
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燃烧生成CO 2而不是CO、H 2燃烧生成的是H 2O(l)而不是H2O(g)。
三. 燃烧热
1. 定义：在101 kPa时，1 mol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kJ/mol。
2. 在理解物质燃烧热的定义时，要注意以下几点：
（1）研究条件：101 kPa，温度通常是25℃。
（2） 反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
如H→H 2O(l)而不是H2O(g)、C→CO2(g)而不是CO、S→SO2(g)而不是SO3。
（3） 燃烧热是以1 mol可燃物作为标准来进行测定的，因此书写表示燃烧热的热化学方程式时，应以1 mol可燃物为标准来配平其余物质的化学计量数，其他物质的化学计量数常出现分数。
（4） 燃烧热的含义：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)△H=-285.8kJ/mol，H2的燃烧热为285.8kJ/mol所表示的含义：
。
特别提醒：因燃烧热、中和热是确定的放热反应，具有明确的含义，故在表述时不用带负号，如CH4的燃烧热为890KJ/mol。 强酸与强碱反应的中和热为57.3kJ/mol。
四. 中和热
1. 定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应，生成1mol水时的反应热叫做中和热。
2. 中和热的表示：H+(aq) +OH-(aq)=H2O (l)；△H=-57.3kJ／mol。
3. 要点
① 条件：稀溶液。
② 反应物：（强）酸与（强）碱。中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。
③ 生成1mol水，中和反应的实质是H +和OH -化合生成H 20，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热内。
④ 放出的热量：57.3kJ/mol 。
五. 燃烧热和中和热的区别与联系
（2）中和热的测定步骤：
① 用大、小烧杯、泡沫塑料、温度计和环形
搅拌棒组装反应装置。(也可在保温杯中进行)
② 用量筒量取50mL0.5mol的盐酸倒入小烧杯中并用温度计测量温度，记入下表。
③ 用另一量筒量取50mL0.55mol的NaOH溶液并测量温度，记入下表。
④ 把温度计和环形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，用环形搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记为最终温度，
记入下表。
⑤ 重复实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算依据。
⑥ 根据实验数据计算中和热。（具体计算不
要求）在理解中和热的概念时，要注意以下几点：
① 研究条件：稀溶液（常用aq来表示稀溶液）；
② 反应物：酸与碱；
③ 生成物及其物质的量：1 mol H 2O；
④ 放出热量：Δ H<0 单位：kJ/mol。
在书写物质在溶液中发生化学反应的方程式时，我们常用aq来表示稀溶液，稀溶液是指溶于大量水的离子。中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。
六. 反应热的计算
1. 盖斯定律的内容:不管化学反应是一步完成或分几步完成,其反应热相同。换句话说,化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应的途径无关。
归纳总结：反应物A变为生成物D，可以有两个途径：
① 由A直接变成D，反应热为△H；
② 由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为△H 1、△H 2、△H 3。
如下图所示：
则有△H=△H 1+△H2+△H3
盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义。有些反应的反应热虽然无法直接测得，但利用盖斯定律不难间接计算求得。
【深度讲解】应用盖斯定律进行简单计算的注意事项：
⑴ 当反应方程式乘以或除以某数时，△H也应 乘以或除以该数。
⑵ 反应方程式进行加减时，△H也同样进行加减运算，且计算过程中要带“+”“-”。
⑶ 运用盖斯定律进行计算并比较反应热的大小时，同样要把△H看做一个整体。
⑷ 在设计的反应过程中常会遇到同一物质固、液、气三态的变化，状态由固到液到气变化时，会吸热；反之会放热。
⑸ 当设计的反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。运用盖斯定律关键在于分析总反应可由哪些中间过程构成，化简要细心，计算时△H（带“+”“-”）也要参与运算。
⑹ 不论一步进行还是分步进行，始态和终态完全一致，盖斯定律才成立。
⑺ 某些物质只是在分步反应中暂时出现，最后应该恰好消耗完。返回搜狐，查看更多