备战2017：化学反应与能量变化知识点总结

高三第一轮复习复习时间是9月至明年3月初，复习时间长，且复习工作量大，又是第二轮复习与第三轮复习的基础及先行者，所以一轮复习尤为重要。小编整理了化学的一轮知识点，供考生们参考。

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。

二、燃烧热

(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

三、反应热的计算

关 口 ，那么过 渡态理论 也就 是严格 的． 一曾证明，只要过 6多重过渡态 多重 过渡态是指 对某个确定 的能量 沿着从反应物 到产物 的反应路 径中会遇到 两个 以上 的局部通量 极小值 。根据hess定律，热效应取决于系统的初态和终态，而与变化的途径无关，反应的热效应等于底物的生成热总和减去产物的生成热总和。3105005 物理化学研究方法与新技术 化学热力学(温度的概念、热力学三大定律，多组分体系，化学平衡与相平衡，统计热力学基础)，电化学(电解质溶液，可逆电池电动势及其应用，电解与极化作用)，化学动力学(反应级数、反应速率方程、反应速率理论、活化能)，界面物理化学、吸附现象与催化基础，大分子溶液、胶体分散体系和纳米粒子制备初步。

反应热的计算常见方法：

根据赫斯定律，化学反应的标准摩尔焓变等于反应物和生成物的生成反应的标准摩尔焓变乘以各自的化学计量数后相加的总和。根据赫斯定律，有机化学反应的标准摩尔焓变等于反应物和生成物的燃烧反应的标准摩尔焓变乘以各自的化学计量数的相反数后相加的总和。除了酸和碱作用能生成盐和水外，在酸和碱的化学性质中我们还学到过能生成盐和水的反应，如某些非金属氧化物与碱反应(2naoh＋co2＝na2co3＋h2o)。

(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，

四、化学反应与能量变化方程式

3．化学反应速率和化学平衡：化学反应速率，影响化学反应速率的因素（浓度、温度、催化剂），基元反应，质量作用定律，反应速率方程，反应级数，阿伦尼乌斯方程式，碰撞理论，活化能，活化分子，过渡态理论，活化能与反应速率的关系，平衡常数（实验平衡常数，标准平衡常数（kӨ）），多重平衡规则，kӨ与&delta。 ③二氧化硅和氧化铝与氢氧化钠溶液反应生成盐和水，氧化镁和氧化铁与氢氧化钠溶液不反应，所以涉及的反应方程式为：。3. 现象：化学变化在生成新物质的同时，时常伴随着一些反应现象，表现为颜色改变，放出气体，生成沉淀等，化学变化不但生成其他物质，而且哈伴随着能量的变化，这种能量变化常表现为吸热，放热，发光等。

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。

[老师]固体、液体、气体是物质存在的三种状态.水这种物质可以在三种状态之间变化,其它物质也可以.一般情况下是固态的铜、铁等金属在高温下可以变成液态、气态。科学概念：初步感知和认识溶解现象可以发生在多种状态的物质之间（液体和固体，液体和液体，液体和气体）。（3）根据热化学方程式书写方法写出热化学方程式，标注物质聚集状态和对应反应的焓变。