下面将有我来为大家聊一聊化学反应与能量变化知识点总结的问题，希望这个问题可以为您解答您的疑问，关于化学反应与能量变化知识点总结的问题我们就开始来说说。

高中化学选修4知识点总结

第1章、化学反应与能量转化

化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。　　一、化学反应的热效应

1、化学反应的反应热

(1)反应热的概念：

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该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。

(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。

Q＞0时，反应为吸热反应；Q＜0时，反应为放热反应。

(3)反应热的测定

测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：

Q＝－C(T2－T1)

式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。　2、化学反应的焓变

(1)反应焓变

物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。

反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。

(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。

对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp＝ΔH＝H(反应产物)－H(反应物)。

(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：

ΔH＞0，反应吸收能量，为吸热反应。

ΔH＜0，反应释放能量，为放热反应。

(4)反应焓变与热化学方程式：

把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1

书写热化学方程式应注意以下几点：

①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。

②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol－1或 kJ·mol－1，且ΔH后注明反应温度。

③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。　3、反应焓变的计算

(1)盖斯定律

对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。

(2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。

常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。

(3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。

对任意反应：aA＋bB＝cC＋dD

ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］　二、电能转化为化学能——电解　1、电解的原理

(1)电解的概念：

在直流电作用下，电解质在两上电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程叫做电解。电能转化为化学能的装置叫做电解池。

(2)电极反应：以电解熔融的NaCl为例：

阳极：与电源正极相连的电极称为阳极，阳极发生氧化反应：2Cl－→Cl2↑＋2e－。

阴极：与电源负极相连的电极称为阴极，阴极发生还原反应：Na＋＋e－→Na。

总方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑

2、电解原理的应用

(1)电解食盐水制备烧碱、氯气和氢气。

阳极：2Cl－→Cl2＋2e－

阴极：2H＋＋e－→H2↑

总反应：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑

(2)铜的电解精炼。

粗铜(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)为阳极，精铜为阴极，CuSO4溶液为电解质溶液。

阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－，还发生几个副反应

Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－

Fe→Fe2＋＋2e－

Au、Ag、Pt等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥。

阴极反应：Cu2＋＋2e－→Cu

(3)电镀：以铁表面镀铜为例

待镀金属Fe为阴极，镀层金属Cu为阳极，CuSO4溶液为电解质溶液。

阳极反应：Cu→Cu2＋＋2e－

阴极反应： Cu2＋＋2e－→Cu　三、化学能转化为电能——电池　1、原电池的工作原理

(1)原电池的概念：

把化学能转变为电能的装置称为原电池。

(2)Cu－Zn原电池的工作原理：

　如图为Cu－Zn原电池，其中Zn为负极，Cu为正极，构成闭合回路后的现象是：Zn片逐渐溶解，Cu片上有气泡产生，电流计指针发生偏转。该原电池反应原理为：Zn失电子，负极反应为：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得电子，正极反应为：2H＋＋2e－→H2。电子定向移动形成电流。总反应为：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu。

(3)原电池的电能

若两种金属做电极，活泼金属为负极，不活泼金属为正极；若一种金属和一种非金属做电极，金属为负极，非金属为正极。　2、化学电源

(1)锌锰干电池

负极反应：Zn→Zn2＋＋2e－；

正极反应：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；

(2)铅蓄电池

负极反应：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－

正极反应：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O

放电时总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O。

充电时总反应：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4。

(3)氢氧燃料电池

负极反应：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－

正极反应：O2＋2H2O＋4e－→4OH－

电池总反应：2H2＋O2＝2H2O　3、金属的腐蚀与防护

(1)金属腐蚀

金属表面与周围物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏的过程称为金属腐蚀。

(2)金属腐蚀的电化学原理。

生铁中含有碳，遇有雨水可形成原电池，铁为负极，电极反应为：Fe→Fe2＋＋2e－。水膜中溶解的氧气被还原，正极反应为：O2＋2H2O＋4e－→4OH－，该腐蚀为“吸氧腐蚀”，总反应为：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解转化为铁锈。若水膜在酸度较高的环境下，正极反应为：2H+＋2e－→H2↑，该腐蚀称为“析氢腐蚀”。

(3)金属的防护

金属处于干燥的环境下，或在金属表面刷油漆、陶瓷、沥青、塑料及电镀一层耐腐蚀性强的金属防护层，破坏原电池形成的条件。从而达到对金属的防护；也可以利用原电池原理，采用牺牲阳极保护法。也可以利用电解原理，采用外加电流阴极保护法。　第2章、化学反应的方向、限度与速率(1、2节)

原电池的反应都是自发进行的反应，电解池的反应很多不是自发进行的，如何判定反应是否自发进行呢？　一、化学反应的方向　1、反应焓变与反应方向

放热反应多数能自发进行，即ΔH＜0的反应大多能自发进行。有些吸热反应也能自发进行。如NH4HCO3与CH3COOH的反应。有些吸热反应室温下不能进行，但在较高温度下能自发进行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。　2、反应熵变与反应方向

熵是描述体系混乱度的概念，熵值越大，体系混乱度越大。反应的熵变ΔS为反应产物总熵与反应物总熵之差。产生气体的反应为熵增加反应，熵增加有利于反应的自发进行。　3、焓变与熵变对反应方向的共同影响

ΔH－TΔS＜0反应能自发进行。

ΔH－TΔS＝0反应达到平衡状态。

ΔH－TΔS＞0反应不能自发进行。

在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH－TΔS＜0的方向进行，直至平衡状态。　二、化学反应的限度　1、化学平衡常数

(1)对达到平衡的可逆反应，生成物浓度的系数次方的乘积与反应物浓度的系数次方的乘积之比为一常数，该常数称为化学平衡常数，用符号K表示 。

(2)平衡常数K的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应限度)，平衡常数越大，说明反应可以进行得越完全。

(3)平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。对于给定的可逆反应，正逆反应的平衡常数互为倒数。

(4)借助平衡常数，可以判断反应是否到平衡状态：当反应的浓度商Qc与平衡常数Kc相等时，说明反应达到平衡状态。　2、反应的平衡转化率

(1)平衡转化率是用转化的反应物的浓度与该反应物初始浓度的比值来表示。如反应物A的平衡转化率的表达式为：

α（A）＝

(2)平衡正向移动不一定使反应物的平衡转化率提高。提高一种反应物的浓度，可使另一反应物的平衡转化率提高。

(3)平衡常数与反应物的平衡转化率之间可以相互计算。　3、反应条件对化学平衡的影响

(1)温度的影响

升高温度使化学平衡向吸热方向移动；降低温度使化学平衡向放热方向移动。温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。

(2)浓度的影响

增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动；增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。

温度一定时，改变浓度能引起平衡移动，但平衡常数不变。化工生产中，常通过增加某一价廉易得的反应物浓度，来提高另一昂贵的反应物的转化率。

(3)压强的影响

ΔVg＝0的反应，改变压强，化学平衡状态不变。

ΔVg≠0的反应，增大压强，化学平衡向气态物质体积减小的方向移动。

(4)勒夏特列原理

由温度、浓度、压强对平衡移动的影响可得出勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(浓度、压强、温度等)平衡向能够减弱这种改变的方向移动。　例题分析

例1、已知下列热化学方程式：

(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)　　ΔH＝－25kJ/mol

(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g)　ΔH＝－47kJ/mol

(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g)　　　ΔH＝＋19kJ/mol

写出FeO(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式 。

解析：依据盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。我们可从题目中所给的有关方程式进行分析：从方程式(3)与方程式(1)可以看出有我们需要的有关物质，但方程式(3)必须通过方程式(2)有关物质才能和方程式(1)结合在一起。

将方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示为(3)×2＋(2)

得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)

整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol

将(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)

整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol

答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol　例2、熔融盐燃料电池具有高的发电效率，因而得到重视，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作用电解质，CO为阳极燃气，空气与CO2的混合气体为阴极助燃气，制得在650℃下工作的燃料电池，完成有关的电池反应式：

阳极反应式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－

阴极反应式：　　　　　　　　　　　　　；

总电池反应式：　　　　　　　　　　　　　　　。

解析： 作为燃料电池，总的效果就是把燃料进行燃烧。本题中CO为还原剂，空气中O2为氧化剂，电池总反应式为：2CO＋O2＝2CO2。用总反应式减去电池负极（即题目指的阳极）反应式，就可得到电池正极（即题目指的阴极）反应式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ 。

答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2　　例3、下列有关反应的方向说法中正确的是(　　 )

A、放热的自发过程都是熵值减小的过程。

B、吸热的自发过程常常是熵值增加的过程。

C、水自发地从高处流向低处，是趋向能量最低状态的倾向。

D、只根据焓变来判断化学反应的方向是可以的。

解析：放热的自发过程可能使熵值减小、增加或无明显变化，故A错误。只根据焓变来判断反应进行的方向是片面的，要用能量判据、熵判据组成的复合判据来判断，D错误。水自发地从高处流向低处，是趋向能量最低状态的倾向是正确的。有些吸热反应也可以自发进行。如在25℃和1.01×105Pa时，2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol，(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol，上述两个反应都是吸热反应，又都是熵增的反应，所以B也正确。

答案：BC。 化学反应原理复习（二）

知识讲解　第2章、第3、4节

一、化学反应的速率　1、化学反应是怎样进行的

(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。

(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。

(3)不同反应的反应历程不同。同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。　2、化学反应速率

(1)概念：

单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。

(2)表达式：

(3)特点

对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。　3、浓度对反应速率的影响

(1)反应速率常数(K)

反应速率常数(K)表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。

(2)浓度对反应速率的影响

增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。

增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。

(3)压强对反应速率的影响

压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。

压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加；增大容器容积，气体压强减小；气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。　4、温度对化学反应速率的影响

(1)经验公式

阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：

式中A为比例系数，e为自然对数的底，R为摩尔气体常数量，Ea为活化能。

由公式知，当Ea＞0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率也随之增大。可知，温度对化学反应速率的影响与活化能有关。

(2)活化能Ea。

活化能Ea是活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。不同反应的活化能不同，有的相差很大。活化能 Ea值越大，改变温度对反应速率的影响越大。　5、催化剂对化学反应速率的影响

(1)催化剂对化学反应速率影响的规律：

催化剂大多能加快反应速率，原因是催化剂能通过参加反应，改变反应历程，降低反应的活化能来有效提高反应速率。

(2)催化剂的特点：

催化剂能加快反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变。

催化剂具有选择性。

催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不引起化学平衡的移动，不能改变平衡转化率。　二、化学反应条件的优化——工业合成氨　1、合成氨反应的限度

合成氨反应是一个放热反应，同时也是气体物质的量减小的熵减反应，故降低温度、增大压强将有利于化学平衡向生成氨的方向移动。　2、合成氨反应的速率

(1)高压既有利于平衡向生成氨的方向移动，又使反应速率加快，但高压对设备的要求也高，故压强不能特别大。

(2)反应过程中将氨从混合气中分离出去，能保持较高的反应速率。

(3)温度越高，反应速率进行得越快，但温度过高，平衡向氨分解的方向移动，不利于氨的合成。

(4)加入催化剂能大幅度加快反应速率。　3、合成氨的适宜条件

在合成氨生产中，达到高转化率与高反应速率所需要的条件有时是矛盾的，故应该寻找以较高反应速率并获得适当平衡转化率的反应条件：一般用铁做催化剂 ，控制反应温度在700K左右，压强范围大致在1×107Pa～1×108Pa 之间，并采用N2与H2分压为1∶2.8的投料比。　第3章、物质在水溶液中的行为　一、水溶液　1、水的电离

H2OH＋＋OH－

水的离子积常数KW＝［H＋］［OH－］，25℃时，KW＝1.0×10－14mol2·L－2。温度升高，有利于水的电离， KW增大。　　2、溶液的酸碱度

室温下，中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1，pH＝7

酸性溶液：［H＋］＞［OH－］，［ H＋］＞1.0×10－7mol·L－1，pH＜7

碱性溶液：［H＋］＜［OH－］，［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1，pH＞7　3、电解质在水溶液中的存在形态

(1)强电解质

强电解质是在稀的水溶液中完全电离的电解质，强电解质在溶液中以离子形式存在，主要包括强酸、强碱和绝大多数盐，书写电离方程式时用“＝”表示。

(2)弱电解质

在水溶液中部分电离的电解质，在水溶液中主要以分子形态存在，少部分以离子形态存在，存在电离平衡，主要包括弱酸、弱碱、水及极少数盐，书写电离方程式时用“ ”表示。　二、弱电解质的电离及盐类水解　1、弱电解质的电离平衡。

(1)电离平衡常数

在一定条件下达到电离平衡时，弱电解质电离形成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度之比为一常数，叫电离平衡常数。

弱酸的电离平衡常数越大，达到电离平衡时，电离出的H＋越多。多元弱酸分步电离，且每步电离都有各自的电离平衡常数，以第一步电离为主。

(2)影响电离平衡的因素，以CH3COOHCH3COO－＋H＋为例。

加水、加冰醋酸，加碱、升温，使CH3COOH的电离平衡正向移动，加入CH3COONa固体，加入浓盐酸，降温使CH3COOH电离平衡逆向移动。　2、盐类水解

(1)水解实质

盐溶于水后电离出的离子与水电离的H＋或OH－结合生成弱酸或弱碱，从而打破水的电离平衡，使水继续电离，称为盐类水解。

(2)水解类型及规律

①强酸弱碱盐水解显酸性。

NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl

②强碱弱酸盐水解显碱性。

CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH

③强酸强碱盐不水解。

④弱酸弱碱盐双水解。

Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑

(3)水解平衡的移动

加热、加水可以促进盐的水解，加入酸或碱能抑止盐的水解，另外，弱酸根阴离子与弱碱阳离子相混合时相互促进水解。　三、沉淀溶解平衡　1、沉淀溶解平衡与溶度积

(1)概念

当固体溶于水时，固体溶于水的速率和离子结合为固体的速率相等时，固体的溶解与沉淀的生成达到平衡状态，称为沉淀溶解平衡。其平衡常数叫做溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示。

PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)

Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3

(2)溶度积Ksp的特点

Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关，且溶液中离子浓度的变化能引起平衡移动，但并不改变溶度积。

Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。　2、沉淀溶解平衡的应用

(1)沉淀的溶解与生成

根据浓度商Qc与溶度积Ksp的大小比较，规则如下：

Qc＝Ksp时，处于沉淀溶解平衡状态。

Qc＞Ksp时，溶液中的离子结合为沉淀至平衡。

Qc＜Ksp时，体系中若有足量固体，固体溶解至平衡。

(2)沉淀的转化

根据溶度积的大小，可以将溶度积大的沉淀可转化为溶度积更小的沉淀，这叫做沉淀的转化。沉淀转化实质为沉淀溶解平衡的移动。　四、离子反应　1、离子反应发生的条件

(1)生成沉淀

既有溶液中的离子直接结合为沉淀，又有沉淀的转化。

(2)生成弱电解质

主要是H＋与弱酸根生成弱酸，或OH－与弱碱阳离子生成弱碱，或H＋与OH－生成H2O。

(3)生成气体

　生成弱酸时，很多弱酸能分解生成气体。

(4)发生氧化还原反应

强氧化性的离子与强还原性离子易发生氧化还原反应，且大多在酸性条件下发生。　2、离子反应能否进行的理论判据

(1)根据焓变与熵变判据

对ΔH－TΔS＜0的离子反应，室温下都能自发进行。

(2)根据平衡常数判据

离子反应的平衡常数很大时，表明反应的趋势很大。　3、离子反应的应用

(1)判断溶液中离子能否大量共存

相互间能发生反应的离子不能大量共存，注意题目中的隐含条件。

(2)用于物质的定性检验

根据离子的特性反应，主要是沉淀的颜色或气体的生成，定性检验特征性离子。

(3)用于离子的定量计算

常见的有酸碱中和滴定法、氧化还原滴定法。

(4)生活中常见的离子反应。

硬水的形成及软化涉及到的离子反应较多，主要有：

Ca2＋、Mg2＋的形成。

CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－

MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－

　加热煮沸法降低水的硬度：

Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O

Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O

或加入Na2CO3软化硬水：

Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓，Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓

我有word文档，方便的话我可以发给你

化学反应能量变化的实质

化学反应能量变化的实质是反应物和生成物之间的能量差。

一、化学反应能量变化的实质

化学反应能量变化的实质是反应物和生成物之间的能量差。当反应物具有的能量高于生成物时，反应为吸热反应；反之，反应为放热反应。这个能量差主要来源于键能的变化。

二、键能与化学反应能量变化的关系

化学反应的能量变化主要来源于键的断裂和形成。当反应物中的化学键断裂时，需要吸收能量；而当生成物中的化学键形成时，会释放能量。

三、影响化学反应能量变化的因素

1、物质结构

物质的结构决定了其化学键的键能，从而影响了化学反应的能量变化。一般来说，结构越稳定的物质，其化学键能越大，参与的化学反应多为吸热反应。

2、温度

温度对化学反应的能量变化也有影响。一般来说，温度越高，参与反应的物质的活化能越大，从而影响了化学反应的进行方向。

3、压力

对于涉及气体的化学反应，压力也会影响化学反应的能量变化。压力越大，气体分子的浓度越高，碰撞频率增加，从而影响了化学反应的速率和方向。

外部条件对化学反应能量变化的影响

1、温度

温度是影响化学反应能量变化的重要因素之一。随着温度的升高，分子的热运动速度加快，活化能增加，从而使得吸热反应更容易进行。相反，放热反应在高温条件下更容易进行。

2、压力

对于涉及气体的化学反应，压力也会影响化学反应的能量变化。在高压条件下，气体分子的浓度增加，碰撞频率增加，从而提高了化学反应的速率和方向。在低压条件下，气体分子的浓度降低，碰撞频率减少，从而降低了化学反应的速率和方向。

化学反应热知识点小结

　一、反应热

　1、定义：在反应过程中放出或吸收的热量叫反应热。放出热量的反应叫放热反应。吸收热量的反应叫吸热反应(化学反应过程中，不仅有新物质生成，同时还伴随着能量的变化，并可以以热能、电能或光能等的形式表现出来。当能量以热的形式表现时，我们把反应分为放热反应和吸热反应。)

　2、符号：⊿H(大吸小放)

　3、单位：kJ/mol

　4、计算依据：⊿H=生成物的总能量-反应物的总能量=H(生成物)-H(反应物)

　⊿H=反应物的总键能–生成物的总键能

　5、书写热化学方程式的注意事项：

　(1)要标明反应的温度和压强，如不特别注明，即表示在101kPa和298K。

　(2)要标明反应物和生成物的聚集状态，因为物质在不同的聚集状态下所具有的能量是不相同的，对同一反应来说，物质聚集状态不同，反应热(⊿H)的数值不同。

　(3)热化学方程式中的化学计量数不表示分子个数，而是表示物质的量，所以，它可以是整数，也可以是分数。相同物质发生的同一个化学反应，当化学计量数改变时，其⊿H也同等倍数的改变，但⊿H的单位不变，仍然为kJ/mol。若将化学方程式中反应物和生成物颠倒，则⊿H的'数值和单位不变，符号改变。

　(4)热化学方程式一般不需要写反应条件，也不用标“↑”和“↓”。因为聚集状态已经表示出来了，固态用“s”液态用“l”，气态用“g”。

　(5)⊿H要标注“+”或“-”，放热反应⊿H为“-”，吸热反应⊿H为’+”.

　6、盖斯定律：一定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分成几步完成，反应的总热效应相同，这就是盖斯定律。盖斯定律的应用实际上是利用热化学方程式的加减。(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)

　7、(1)常见的放热反应有：可燃物的燃烧，酸碱中和反应，大多数化合反应，金属跟酸的置换反应

　(2)常见的吸热反应有：大多数分解反应，以碳、氢气、一氧化碳作还原剂的氧化还原反应，铵盐与碱的反应。

　二、燃烧热

　定义：在101kPa下，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。单位为kJ/mol

　三、中和热

　定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O时的反应热。

　注意事项：

　(1)必须是“稀溶液”，因为浓溶液在稀释过程中会放出热量，影响中和热。

　(2)中和热不包括离子在水中的水合热，物质的溶解热，电解质电离所伴随的热效应。

　(3)中和反应的实质是氢离子和氢氧根离子起反应生成水，若反应过程中有其他物质生成，这部分不属于中和热。

　(4)稀的强酸和稀的强碱反应的中和热为57.3kJ/mol.若是弱酸或弱碱参与反应，则由于他们的电离要吸收热量，其热量的数值会小于57.3kJ/mol.

如何判断化学反应能量的变化？

(1)放热，吸热反应与物质的键能有关,但不能将它与质量挂钩.这是化学变化,是原子间的反应,不涉及原子内部.而质量变化是在核反应时发生,故两者无关.

2)为什么有的化学反应会放出热量，而有的化学反应却需要吸收热量呢？这是由于各种物质所具有的能量是不同的。如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，那么在发生化学反应时，有一部分能量就会转变成热能等形式释放出来，这就是放热反应。如果反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量，那么在发生化学反应时，反应物就需要吸收能量才能转化为生成物，这就是吸热反应。由此可见，化学反应的过程，也可看成是“贮存”在物质内部的能量转化为热能等而被释放出来，或者是热能等转化为物质内部的能量而被“贮存”起来的过程。

高中化学知识点总结，详细点

1高中化学复习知识点

化学反应及其能量变化

化学反应及其能量变化总结

核心知识

氧化还原反应

核心知识

一、几个基本概念

1.氧化还原反应：凡有电子转移的反应，就是氧化还原反应.表现为元素的化合价发生变化.

2.氧化反应和还原反应：物质失去电子的反应(体现为元素化合价有升高)是氧化反应；物质得电子的反应(体现为元素化合价降低)是还原反应.

3.氧化产物和还原产物：还原剂在反应中失去电子后被氧化形成的生成物为氧化产物.氧化剂在反应中得电子被还原形成的生成物为还原产物.

4.氧化性和还原性：物质在反应中得电子为氧化剂，氧化剂具有氧化性；物质在反应中失电子为还原剂，还原剂具有还原性.

各概念间的关系为：

二、氧化还原反应的分析表示方法

①双线桥法：

例1

它表示反应中电子得失情况和结果.

线桥由反应物指向生成物的同一元素上.

②单线桥法

例(上例)

它表示反应中电子转移情况.

线桥由还原剂失电子元素指向氧化剂的得电子元素.

三、四种基本反应类型同氧化还原反应间的关系

1.置换反应全都是氧化还原反应.

2.化合反应和分解反应有一部分为氧化还原反应.

3.复分解反应全都不是氧化还原反应.

四、元素的价态与氧化性、还原性的关系

一般常见的处于最低价态的元素不能再得到电子，只具有还原性.例如一切金属单质为O价Cl-1、S-2、O-2等，处于最高价态的元素 等不能再失去电子，只可能得到电子而具有氧化性.处于中间价态的元素，如 等既有氧化性，又有还原性，但还常以某一方面为主.如S、O2、Cl2以氧化性为主.

五、氧化性、还原性强弱比较

(1)氧化性：氧化剂＞氧化产物

还原性：还原剂＞还原产物

注：氧化性还原性强弱的比较一般需依据氧化还原反应而定.

(2)根据金属活动顺序表判断

K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pb,(H),Cu,Hg,Ag,Pt,Au

(3)根据非金属活动顺序进行判断

六、氧化还原反应基本类型

1.全部氧化还原型：变价元素的所有原子的价态物发生变化

如：2H2+O2 2H2O Zn+2HCl H2↑+ZnCl2等

2.部分氧化还原型：变价元素的原子只有部分价态发生变化

如：MnO2+4HCl(浓) MnCl2+Cl2↑+2H2O

3.自身氧化还原型，同一物质中不同元素发生价态改变

如：2KClO3 2KCl+3O2↑ 2H2O 2H2↑+O2↑

4.歧化反应型：同一物质中同一元素发生价态的改变

如：Cl2+2NaOH NaCl+NaClO+H2O

七、氧化还原反应的基本规律

1.两个守恒关系：

质量守恒和得失电子总数守恒.

2.归中律：即同种元素的不同价态反应遵循“可靠拢不相交”.

离子反应 离子反应方程式

核心知识

一、电解质和非电解质

1.电解质：在水溶液或受热熔化状态下能导电的化合物.

非电解质：在水溶或受热熔化状态下不能导电的化合物.

例1 CaO、SO3溶于水能导电，Fe能够导电，它们是否是电解质?

解析 CaO本是电解质，但不能说是因为它溶于水能导电才是电解质.溶于水有以下反应：CaO+H2O=Ca(OH)2，此时为Ca(OH)2的导电；SO3本身不是电解质，溶于水有以下反应：SO3+H2O=H2SO4，此时为H2SO4的导电.电解质实际上指的是不与水反应，通过本身电离出自由移离子而导电的一类化合物.Fe不是化合物故不属于电解质与非电解质之列.

2.强电解质和弱电解质

二、离子反应

1.有离子参加的反应叫离子反应.

离子互换型 (复分解反应型)

2.类型

氧化还原型

三、离子方程式

1.用实际参加反应的离子的符号来表示离子之间反应的式子叫离子方程式.

2.意义：离子方程式表示同一类型的所有的离子反应.

3.书写离子方程式的方法：

(1)“写”：写出正确的化学方程式

(2)“拆”：把易溶且易电离的物质拆写成离子形式，凡是难溶、难电离，以及气体物质均写成化学式.

(3)“删”：删去反应前后不参加反应的离子.

(4)“查”：检查离子方程式两边的原子个数是否相等，电荷总数是否相等.

四、判断离子方程式书写是否正确的方法

必须考虑以下五条原则：

(1)依据物质反应的客观事实.

释例1：铁与稀盐酸反应：

2Fe+6H+=2Fe3++3H2↑(错误)，正确的是：Fe+2H+=Fe2++H2↑.

(2)必须遵守质量守恒定律.

释例2：Cl2+I-=Cl-+I2(错误)，正确的是：Cl2+2I-=2Cl-+I2.

(3)必须遵守电荷平衡原理.

释例3：氯气通入FeCl2溶液中：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl-(错误)，正确的是：2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-.

(4)氧化还原反应还必须遵守得失电子守恒原理.应注意判断氧化剂和还原剂转移电子数是否配平.

(5)必须遵循定组成原理(即物质中阴、阳离子组成固定).

释例4：Ba(OH)2溶液和稀H2SO4混合：Ba+OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O(错误)，正确的是：Ba2++2OH-+SO42-+2H+=BaSO4↓+2H2O.

五、判断溶液中离子能否大量共存

所谓几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存.

1.同一溶液中若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应，离子之间便不能在溶液中大量共存.

(1)生成难溶物或微溶物：如Ba2+与CO32-、Ag+与Br-、Ca2+与SO42-和OH-、OH-与Cu2+等不能大量共存.

(2)生成气体或挥发性物质：如NH4+与OH-,H+与CO32-、HCO3-、S2-、HSO3-、SO32-等不能大量共存.

2.生成难电离的物质：如H+与CO32-、S2-、SO32-、F-、ClO-等生成弱酸；OH-与NH4+、Cu2+等生成弱碱；H+与OH-生成水，这些离子不能大量共存.

(4)发生氧化还原反应：氧化性离子(如Fe3+、NO3-、ClO-、MnO4-等)与还原性离子(如S2-、I-、Fe2+、SO32-等)不能大量共存.注意Fe2+与Fe3+可以共存；MnO4-与Cl-不能大量共存.

2.附加隐含条件的应用规律：

(1)溶液无色透明时，则溶液中肯定没有有色离子.常见的有色离子是Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-等.

(2)强碱性溶液中肯定不存在与OH-起反应的离子.

(3)强酸性溶液中肯定不存在与H+起反应的离子.

化学反应中的能量变化

核心知识

1.化学反应中的能量变化

(1)化学反应的基本特征

有新的物质生成，常伴随能量变化及发光、变色、放气、生成沉淀等现象.

(2)放热反应和吸热反应

①有热量放出的反应叫放热反应；有热量吸收的反应叫吸热反应.

②原因：化学反应的特点是有新物质生成，新物质与反应物质的总能量是不相同的，反应物与新物的能量差若以能量形式表现即为放热和吸热，若两者能量比较接近，则吸热和放热都不明显.

③实例 燃烧：C+O2 CO2 酸碱中和反应，金属与酸的反应 Zn+2HCl ZnCl2+H2↑ CaO+H2O Ca(OH)2等为放热反应

吸热反应实例：C+CO2 2CO H2+CuO Cu+H2O Ba(OH)2?8H2O+2NH4Cl BaCl2+8NH3↑+10H2O等

2.燃烧

①通常讲的燃烧是指可燃物与空气中的氧气发生的一种发光发热的剧烈氧化反应.燃烧的条件有两个.

一是可燃物与氧气接触，二是可燃物的温度达到着火点.

②充分燃烧的条件：一是有足够的空气，二是跟空气有足够大的接触面.

③不充分燃烧的危害：产生热量少，浪费资源；产生污染物.

④化石燃烧包括：石油；天然气；煤属非再生能源.

⑤煤的充分利用及新技术的开发：新型煤粉燃烧机；煤的气化和液化；转化为水煤气或干馏煤气.

碱金属知识点

一、碱金属是典型的金属元素族，主要内容有以下几项：

1、知识网：

钠

核心知识

一、钠原子结构

结构特点： .钠原子核外有三个电子层，最外层只有一个电子，易失去一个电子变成钠离子：Na-e-→Na+，形成稳定结构.所以在化学反应中表现出强的还原性.

二、性质

1.物理性质：软、亮、轻、低、导.(软——质软，硬度小；亮——银白色金属光泽；轻——密度小，比水轻；低——熔点低；导——可导电、导热.)

2.化学性质：强还原性，活泼金属.

与O2反应：常温→Na2O(白色固体)

点燃或加热→Na2O2(淡**固体)

与S反应：碾磨爆炸.

与水反应：剧烈.

现象：熔、浮、游、鸣、红(滴入酚酞，溶液变红)

与酸反应：非常剧烈，以致爆炸.

与某些熔融盐反应：可置换出某些熔融盐中的金属(如TiCl4等)

与盐溶液反应：实质是先与盐溶液中的水反应，然后再发生复分解反应.

三、钠的存在与保存

1.元素在自然界的存在有两种形态：

游离态：以单质形式存在的元素.

化合态：以化合物形式存在的元素.

钠的化学性质很活泼，在自然界里无游离态，只有化合态(NaCl、Na2CO3、Na2SO4、NaNO3等)

2.保存：

因为常温下金属钠能跟空气中的氧气反应，还能跟水、水蒸气反应，所以金属钠保存在煤油或石蜡油中，主要是为了隔绝空气和水.

四、钠的用途

1.K—Na合金用于原子反应堆作导热剂.

2.制备Na2O2.

3.做电光源：高压钠灯.

4.冶炼稀有金属.

五、重点难点解析

1.钠露置于空气中的变化过程剖析

切开金属钠置于空气中，切口开始呈银白色(钠的真面目) →变暗(生成Na2O) →变白色固体(生成NaOH) →成液(NaOH潮解) →结块(吸收CO2成Na2CO3?10H2O) →最后成粉末(风化).有关反应如下：

4Na+O2 2Na2O Na2O+H2O 2NaOH

2Na+2H2O 2NaOH+H2↑ 2NaOH+CO2 Na2CO3+H2O

注意不可将碳酸钠的生成用下式表示：

Na2O+CO2 Na2CO3，这是不符合事实的.因为氧化钠与水结合的能力比跟二氧化碳反应的能力强得多.

2.钠与水反应现象

可概括为五个字：熔、浮、游、鸣、红.

熔——是指钠熔化成闪亮的小球.

浮——是指钠密度小于水，浮于水面.

游——是指由于反应剧烈放出的气体使“钠球”在水面四处游动.

鸣——一是金属钠与水反应放出气体发出“咝咝”的声音；二是指收集到的气体点燃有爆鸣声即反应放出H2.

红——是指溶液加酚酞呈红色，即生成氢氧化钠.反应的化学方程式为：

2Na+2H2O 2NaOH+H2↑

该反应的实质是钠与水中电离出来的H+发生的氧化还原反应.离子方程式为：

2Na+2H2O 2Na++2OH-+H2↑

3.钠与酸、盐溶液的反应

钠与酸反应，实质上是钠与酸电离出的H+反应，所以当金属与酸溶液反应时，由于溶液中的H+主要来源于酸，因此钠先与酸反应，若钠是过量的则继续与水反应.因为酸中H+浓度远大于水中H+浓度，所以钠与酸反应要比与水反应剧烈，以至发生燃烧或轻微爆炸.

钠与盐溶液反应，实质上是钠与盐溶液中的溶剂——水电离出的H+反应.所以在盐溶液中，钠先与水反应生成氢氧化钠，氢氧化钠再与盐溶液中的某些金属阳离子或NH4+发生复分解反应.如：

2FeCl3+6Na+6H2O＝2Fe(OH)3↓+6NaCl+3H2↑

2NH4Cl+2Na+2H2O＝2NH3?H2O+2NaOH+H2↑

故钠与盐溶液反应，不能置换出盐中的金属.

典型例题

例1 学生甲和乙，对金属钠的色泽发生了争议.甲说书本上讲钠是银白色的，乙说他亲眼看到钠是暗灰色的.学生丙听到他们的争论后，从实验室取了一小块钠，用很简单的实验证明了金属钠是银白色的，并解释了通常看到钠是暗灰色的原因.丙怎样进行实验证明和解释的?

解析 学生丙将取出一小块钠放在玻片上，叫甲和乙两人观察，看到确是暗灰色，丙又用小刀把钠切开，里面的钠是银白色的.丙解释：由于钠的性质活泼，外面的钠被氧化了，因此是暗灰色的.

例2 取5.4g由碱金属R及其氧化物R2O组成的混合物，使之与足量的水反应，蒸干反应后的溶液，得8g无水晶体.

(1)通过计算判断是何种金属?(2)混合物中R和R2O的质量各是多少克?

解析 本题可采用极端假设法.即①假设5.4g全为金属单质；②假设5.4g全为氧化物，推出R的原子量范围，R的实际原子量应介于二者之间，从而推出该元素的名称.

(1)假设5.4g全为金属单质，据(R的原子量设为a1)

2R+2H2O 2ROH+H2↑

2a1 2(a1+17)

5.4g 8g a1＝35.3

假设5.4g全为氧化物 据(R的原子量设为a2)

R2O+H2O 2ROH

2a2+16 2(a2+17) a2=10.7

5.4g 8g

查表知R为钠 R2O为Na2O

(2)据

2Na+2H2O 2NaOH+H2↑ Na2O+H2O 2NaOH

46 80 62 80

m(Na) m(Na2O)

得 m(Na)+m(Na2O)=5.4g m(Na)＝2.3g

m(Na)+ m(Na2O)＝8g m(Na2O)＝3.1g

评析 ①通过计算求得原子量，由原子量确定是什么元素；②极端假设是解混合物计算题常用的方法.

例3 把一小块金属钠暴露在空气中，观察到以下现象：①金属钠表面逐渐变暗；②过一段时间以后又逐渐变潮湿；③再过些时候又转变成白色固体；④又过一段时间白色固体变成白色的粉末.写出以上发生的各种现象的有关化学方程式.

解析 金属钠为活泼金属，极易被空气中的氧气氧化生成氧化钠，所以表面逐渐变暗且无光泽.氧化钠在空气中溶于水，表面变潮湿而生成氢氧化钠.氢氧化钠和空气中的二氧化碳和水反应，生成碳酸钠晶体，即含有10个结晶水的碳酸钠.再过一段时间，含有结晶水的晶体风化失水，变成粉末状物质.

答 ①4Na+O2 2Na2O

②Na2O+H2O 2NaOH

③2NaOH+CO2+9H2O Na2CO3?10H2O

④Na2CO3?10H2O Na2CO3+10H2O

评析 该题要求写出金属钠暴露于空气中发生的一系列变化的化学方程式，实际考查的是钠及钠的化合物的化学性质.

钠的化合物

引入：在初中学过 ，在这再学习 。

本节教学目标：

1.掌握Na氧化物和钠的重要化合物的性质.

2.通过Na2CO3和NaHCO3的热稳定性实验，了解鉴别它们的方法.

3.了解钠的重要化合物的用途.

本节教学的重点：

的性质及其鉴别方法。

本节教学难点：

与 的反应。

钠所形成的离子化合物是高考的重要内容，往往与有关计算结合在一起，考查计算和推理能力.

核心知识

一、钠的氧化物

比较

项目 氧化钠 过氧化钠

化学式 Na2O Na2O2

化合价 钠+1、氧-2 钠+1、氧-1

色、态 白色固体 浅**固体

类 别 碱性氧化物 过氧化物(不是碱性氧化物)

化

学

性

质 与水反应 Na2O+H2O＝2NaOH 2Na2O2+2H2O＝4NaOH+O2↑

与CO2反应 Na2O+CO2＝Na2CO3 2Na2O2+2CO2＝2Na2CO3+O2↑

与盐酸反应 Na2O+2HCl＝2NaCl+H2O 2Na2O2+4HCl＝4NaCl+2H2O+O2↑

稳定性 Na2O<Na2O2

漂白性 / 有

转化 2Na2O+O2 2Na2O2

用途 / 供氧剂、漂白剂

二、钠的碳酸盐

比较

项目 碳酸钠 碳酸氢钠

化学式 Na2CO3 NaHCO3

俗 名 纯碱、苏打 小苏打

色、态 白色粉末 白色细小晶体

溶解性(水中) 易溶 可溶

热稳定性 加热不分解 加热易分解

与NaOH 不反应 反应：HCO3-+OH-＝CO32-+H2O

与澄清石灰水 Ca2++CO32-＝CaCO3↓ Ca2++OH-+HCO3-＝CaCO3↓+H2O (少量)

Ca2++2OH-+2HCO3-＝CaCO3↓+CO32-+2H2O (过量)

与CO2及水 Na2CO3+CO2+H2O＝2NaHCO3 不反应

与同浓度的盐酸反应 较快CO32-+2H+＝CO2↑+H2O 很快HCO3-+H+＝CO2↑+H2O

与CaCl2或

BaCl2溶液 Ca2++CO32-＝CaCO3↓或Ba2++CO32-＝BaCO3↓ 不反应(当再加氨水或NaOH溶液时，则有沉淀生成)

相互转化

用 途 用于制玻璃、肥皂、造纸、纺织等工业；洗涤剂 发酵剂、灭火剂、医用

Na2CO3和NaHCO3都是白色固体，易溶于水.在常温下，NaHCO3的溶解度小于Na2CO3，故往Na2CO3饱和溶液中通入CO2会析出白色晶体.Na2CO3和NaHCO3与酸反应均放出CO2气体，前者放出气体的速度较慢.

(1)向Na2CO3溶液逐滴滴入盐酸，发生分步反应：

Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl…………(1)

NaHCO3+HCl=NaCl+CO2↑+H2O…………(2)

把Na2CO3溶液逐滴加到盐酸中，开始时盐酸过量，则发生反应(1)、(2)，即

Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑,开始就有气体放出.

若将盐酸滴到Na2CO3溶液中，开始时Na2CO3过量，只发生反应(1)

Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl，无气体，只有在Na2CO3全部转化成NaHCO3后再滴加盐酸才有气体放出.故这一实验常用于不需外加试剂区别Na2CO3溶液和盐酸.

注：(1)Na2CO3和NaOH共存时，滴加HCl(或H+)，HCl与NaOH完全中和后再与Na2CO3反应.

(2)NaHCO3与HCl的反应比Na2CO3与HCl的反应剧烈：因为NaHCO3与盐酸的反应一步放出CO2，而Na2CO3则需两步(泡沫灭火器中，用NaHCO3和Al2(SO4)3作原料).

(3)Na2CO3和NaHCO3可在一定条件下相互转化：

溶液中：NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O

Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3

固体中：NaOH+NaHCO3 Na2CO3+H2O

2NaHCO3 Na2CO3+CO2↑+H2O

化学反应中的能量变化，通常主要表现为______；有些反应是______反应，有些反应是______反应

化学反应中的能量变化，通常主要表现为（热量的变化）；有些反应是（吸热）反应，有些反应是（放热）反应。

化学反应的实质是旧键断裂吸收能量，新键形成放出能量，化学反应中的能量变化主要表现为热量的变化，依据断裂化学键吸收的热量和形成化学键放出的热量差异分析判断反应吸热放热。

当断裂化学键吸收的热量高于形成化学键释放的热量，反应吸热，当断裂化学键吸收的热量低于形成化学键释放的热量，反应放热。

吸热反应：

化学反应只有少数是吸热的。例如赤热的炭和水蒸气作用生成水煤气(等体积的氢和一氧化碳的混合物）的反应。吸收热在热化学方程式中用负号（一）表示。

吸热反应生成物中的化学键的能量（键能）越强，稳定性越强；键能越弱，稳定性越差。

绝大多数的分解反应、碱与铵盐生成氨气的反应和硝酸铵、硝酸钾(ΔH=34.8kJ/mol)溶解于水的反应都是吸热反应。

放热反应：

在放热反应中，反应物能量较高，生成物能量较低，较小的数值减去较大的数值便得出ΔH的数值为负数。

测量反应放热的量使用量热计。当使用量热计时，量热器热量的变化等于系统内热量的变化。如果一反应是放热反应，量热计中的环境应得到热。常用的量热计有弹式量热计，它十分适用于量度燃烧反应能量上的变化。

所有燃烧或爆炸反应、酸碱中和反应、多数化合反应、活泼金属与水或酸生成H2的反应、很多氧化还原反应：如氢气、木炭或者一氧化碳还原氧化铜都是典型的放热反应。

化学反应中能量是怎样转的？

化学反应中能量变化的主要形式：

①化学能与热能

②化学能与电能

③化学能与光能

化学反应能量转化的原因：化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂，形成新的化学键的过程．旧键断裂需要吸收能量，新键形成需要放出能量。

而一般化学反应中，旧键的断裂所吸收的总能量与新键形成所放出的总能量是不相等的，而这个差值就是反应中能量的变化，所以化学反应过程中会有能量的变化。

扩展资料

能量变化的计算公式：

1、内能角度-理论方法

▲E=E生-E反

其中▲E表示化学反应中能量的改变量，E生表示生成物的总能量，E反表示反应物的总能量

①若▲E=E生-E反>0,表示反应吸收能量（吸热）

②若▲E=E生-E反<0,表示反应放出能量（放热）

2、键能角度-实验方法

对于只有理想气体参与的反应：▲E=E旧-E新

其中▲E表示化学反应中能量的改变量，E旧表示反应物的所有旧键断裂从环境所吸收的能量，E新表示生成物的所有新键生成所释放的能量

①若▲E=E旧-E新>0,表示反应吸收能量（吸热）

②若▲E=E旧-E新<0,表示反应放出能量（放热）

注：化学反应的能量变化主要变现为热量变化，经常用Q代替▲E

百度百科-能量转换

好了，今天关于“化学反应与能量变化知识点总结”的话题就讲到这里了。希望大家能够对“化学反应与能量变化知识点总结”有更深入的认识，并且从我的回答中得到一些帮助。