化学反应与能量变化知识点总结

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。下边是学好网小编整理的化学反应与能量变化知识要点归纳，供参考。

一、化学反应与能量的变化

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：在恒压条件下开展的化学反应的热效应即为焓变。

(3) 符号：ΔH,单位：kJ/mol或kJ·molˉ1。

(4)ΔH=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

(5)当ΔH为“-”或ΔH<0时，为放热反应

当ΔH为“+”或ΔH>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)ΔH=-285.8kJ/mol

表示在25℃,101kPa，1mol H2与?mol O2反应生成液态水时放出的热量是285.8 kJ。

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，所以，它能够是整数，也能够是小数或分数。(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，所以，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“↑”和“↓”

中和热概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1mol H2O，这时的反应热叫做中和热。

点击查阅：高中化学知识要点归纳

二、燃烧热

(1)定义：25℃,101kPa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。

(2)单位：kJ/mol

三、反应热的计算

(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。

反应热的计算常见办法：

(1)采用键能计算反应热：通常人们把拆开1 mol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。办法：ΔH=∑E(反应物)-∑E(生成物)，即ΔH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)+Cl2(g) === 2HCl(g) ΔH=E(H—H)+E(Cl—Cl)-2E(H—Cl)。

(2)由反应物、生成物的总能量计算反应热：ΔH=生成物总能量-反应物总能量。

(3)通过盖斯定律计算：

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.即假如一个反应能够分步开展，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。比如：由图可得ΔH=ΔH1+ΔH2，

四、化学反应与能量变化方程式

⑴△H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△H与测定条件(如温度、压强等)有关。因此书写热化学反应方程式的时候，应该注意标明△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“↑”、“↓”、“→”这些符号，而用"="来表示。

上述是学好网小编整理的化学反应与能量变化知识要点归纳，期待对同学们的化学学习有用。

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