化学反应与能量变化知识点总结图 化学反应与能量变化的知识点优质

漫长的学习生涯中，大家都没少背知识点吧？知识点是知识中的最小单位，最具体的内容，有时候也叫“考点”。那么，都有哪些知识点呢？下面是小编整理的化学反应与能量变化知识点总结，希望对大家有所帮助。

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：在恒压条件下进行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，1molh2与?molo2反应生成液态水时放出的热量是285.8kj。

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，因此，它可以是整数，也可以是小数或分数。(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，因此，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“↓”

中和热定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1molh2o，这时的反应热叫做中和热。

(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。

(2)单位：kj/mol

(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。

反应热的计算常见方法：

(1)利用键能计算反应热：通常人们把拆开1mol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。方法：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)根据盖斯定律计算：

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。例如：由图可得δh=δh1+δh2，

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。所以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。

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