高中化学知识点规律大全——化学反应及其能量变化

高中化学知识点规律大全

——化学反应及其能量变化

1．氧化还原反应

[氧化还原反应]有电子转移(包括电子的得失和共用电子对的偏移)或有元素化合价升降的反应．如2Na+ C12＝2NaCl(有电子得失)、H2+ C12＝2HCl(有电子对偏移)等反应均属氧化还原反应。

氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或电子对偏移)。

[氧化还原反应的特征]在反应前后有元素的化合价发生变化．根据氧化还原反应的反应特征可判断一个反应是否为氧化还原反应．某一化学反应中有元素的化合价发生变化，则该反应为氧化还原反应，否则为非氧化还原反应。

概念含义概念含义

氧化剂反应后所含元素化合价降低的

反应物

还原剂

反应后所含元素化合价升高的

反应物

被氧化还原剂在反应时化合价升高的

过程

被还原

氧化剂在反应时化合价降低的

过程

氧化性氧化剂具有的夺电子的能力还原性还原剂具有的失电子的能力

氧化反应元素在反应过程中化合价升高

的反应

还原反

应

元素在反应过程中化合价降低

的反应

氧化产物还原剂在反应时化合价升高后

得到的产物

还原产

物

氧化剂在反应时化合价降低后

得到的产物

氧化剂与还原剂的相互关系

重要的氧化剂和还原剂：

(1)所含元素的化合价处在最高价的物质只能得到电子，只具有氧化性，只能作氧化剂(注：不一定是强氧化剂)。重要的氧化剂有：

①活泼非金属单质，如X2(卤素单质)、O2、O3等。②所含元素处于高价或较高价时的氧化物，如MnO2、NO2、PbO2等。③所含元素处于高价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等．④所含元素处于高价时的盐，如KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等．⑤金属阳离子等，如Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、H＋等．⑥过氧化物，如Na2O2、H2O2等．⑦特殊物质，如HClO也具有强氧化性．(2)所含元素的化合价处在最低价的物质只能失去电子，只具有还原性，只能作还原剂(注：不一定是强还原剂)．重要的还原剂有：

①活泼金属单质，如Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等．②某些非金属单质，如C、H2、Si等．③所含元素处于低价或较低价时的氧化物，如CO、SO2等．④所含元素处于低价或较低价时

的化合物，如含有

2-

S、

4+

S、

1-

I、

1-

Br、

2+

Fe的化合物H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、

FeSO4、NH3等．

(3)当所含元素处于中间价态时的物质，既有氧化性又有还原性，如H2O2、SO2、Fe2＋等．

(4)当一种物质中既含有高价态元素又含有低价态元素时，该物质既有氧化性又有还原性．例

如，盐酸(HCl)与Zn反应时作氧化剂，而浓盐酸与MnO2共热反应时，则作还原剂．

[氧化还原反应的分类]

(1)不同反应物间的氧化还原反应．

①不同元素间的氧化还原反应．

例如：MnO2+ 4HCl(浓) MnCl2+ C12↑+ 2H2O 绝大多数氧化还原反应属于这一类．②同种元素间的氧化还原反应．

例如：2H2S+ SO2＝3S+ 2H2O KClO3+ 6HCl(浓)＝KCl+ 3C12↑+ 3H2O

在这类反应中，所得氧化产物和还原产物是同一物质，这类氧化还原反应又叫归中反应．

(2)同一反应物的氧化还原反应．

①同一反应物中，不同元素间的氧化还原反应．例如：2KClO32KCl+ 3O2↑

②同一反应物中，同种元素不同价态间的氧化还原反应．例如：NH4NO3N2O↑+ 2H2O

③同一反应物中，同种元素同一价态间的氧化还原反应．例如：

C12+ 2NaOH＝NaCl+ NaClO+ H2O 3NO2+ H2O＝2HNO3+ NO

在这类反应中，某一元素的化合价有一部分升高了，另一部分则降

低了．这类氧化还原反应又叫歧化反应．

[氧化还原反应与四种基本反应类型的关系]如右图所示．由图可

知：置换反应都是氧化还原反应；复分解反应都不是氧化还原反应，

化合反应、分解反应不一定是氧化还原反应．

[氧化还原反应中电子转移的方向、数目的表示方法]

(1)单线桥法．表示在反应过程中反应物里元素原子间电子转移的数目和方向．用带箭头的连线从化合价升高的元素开始，指向化合价降低的元素，再在连线上方标出电子转移的数目．

在单线桥法中，箭头的指向已经表明了电子转移的方向，因此不能再在线桥上写“得”、“失”字样．

(2)双线桥法．表示在反应物与生成物里，同一元素原子在反应前后电子转移的数目和方向．在氧化剂与还原产物、还原剂与氧化产物之间分别用带箭头的连线从反应前的有关元素指向反应后的该种元素，并在两条线的上、下方分别写出“得”、“失”电子及数目．例如：

[氧化还原反应的有关规律]

(1)氧化性、还原性强弱判断的一般规律．

氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难易；而与得失电子数的多少无关．

①金属活动性顺序表．金属的活动性越强，金属单质(原子)的还原性也越强，而其离子的氧化性越弱．如还原性：Mg>Fe>Cu>Ag；氧化性：Ag＋>Cu2＋>Fe2＋>Mg2＋

②同种元素的不同价态．

特殊情况；氯的含氧酸的氧化性顺序为：HClO>HClO3>HClO4．

⑧氧化还原反应进行的方向．一般而言，氧化还原反应总是朝着强氧化性物质与强还原性物

质反应生成弱氧化性物质与弱还原性物质的方向进行．在一个给出的氧化还原反应方程式中，氧化剂和氧化产物都有氧化性，还原剂和还原产物都有还原性，其氧化性、还原性的强弱关系为：

氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物

反之，根据给出的物质的氧化性、还原性的强弱，可以判断某氧化还原反应能否自动进行．④反应条件的难易．不同的氧化剂(还原剂)与同一还原剂(氧化剂)反应时，反应越易进行，则对应的氧化剂(还原剂)的氧化性(还原性)越强，反之越弱．

⑤浓度．同一种氧化剂(或还原剂)，其浓度越大，氧化性(或还原性)就越强．

⑥H＋浓度．对于在溶液中进行的氧化还原反应，若氧化剂为含氧酸或含氧酸盐，则溶液中H ＋浓度越大，其氧化性就越强．

(2)氧化还原反应中元素化合价的规律．

①一种元素具有多种价态时，处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有还原性，而处于中间价态时则既有氧化性又具有还原性．但须注意，若一种化合物中同时含最高价态元素和最低价态元素时，则该化合物兼有氧化性和还原性，如HCl．

②价态不相交规律．同种元素不同价态间相互反应生成两种价态不同的产物时，化合价升高与化合价降低的值不相交，即高价态降低后的值一定不低于低价态升高后的值，也可归纳为“价态变化只靠拢、不相交”．所以，同种元素的相邻价态间不能发生氧化还原反应；同种元素间隔中间价态，发生归中反应．

(3)氧化还原反应中的优先规律：当一种氧化剂(还原剂)同时与多种还原剂(氧化剂)相遇时，该氧化剂(还原剂)首先与还原性(氧化性)最强的物质发生反应，而只有当还原性(氧化性)最强的物质反应完后，才依次是还原性(氧化性)较弱的物质发生反应．

(4)电子守恒规律．在任何氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数(即氧化剂化合价升高的总数等于还原剂化合价降低的总数)．这一点也是氧化还原反应配平的基础。

2．离子反应

[离子反应]有离子参加或有离子生成的反应，都称为离子反应．离子反应的本质、类型和发生的条件：

(1)离子反应的本质：反应物中某种离子的浓度减小．

(2)离子反应的主要类型及其发生的条件：

①离子互换(复分解)反应．具备下列条件之一就可以使反应朝着离子浓度减小的方向进行，即离子反应就会发生．

a．生成难溶于水的物质．如：Cu2＋+ 2OH－＝Cu(OH)2↓

注意：当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的离子反应也能发生．如：

2Ag＋+ SO42—＝Ag2SO4↓Ca2＋+ 2OH－＝Ca(OH)2↓

或者由微溶物生成难溶物的反应也能生成．如当石灰乳与Na2CO3溶液混合时，发生反应：Ca(OH)2 + CO32—＝CaCO3↓+ 2OH－

b．生成难电离的物质(即弱电解质)．如：H＋+ OH－＝H2O H＋+ CH3COO－＝CH3COOH c．生成挥发性物质(即气体)．如：CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O NH4＋+ OH－NH3↑+ H2O ②离子间的氧化还原反应．由强氧化剂与强还原剂反应，生成弱氧化剂和弱还原剂，即反应朝着氧化性、还原性减弱的方向进行．例如：

Fe + Cu2＋＝Fe2＋+ Cu Cl2 + 2Br－＝2C1－+ Br2

2MnO4－+ 16H＋+ 10C1－＝2Mn2＋+ 5C12↑+ 8H2O

书写离子方程式时应注意的问题：

(1)电解质在非电离条件下(不是在水溶液中或熔融状态)，虽然也有离子参加反应，但不

能写成离子方程式，因为此时这些离子并没有发生电离．如NH4Cl固体与Ca(OH)2固体混合加热制取氨气的反应、浓H2SO4与固体(如NaCl、Cu等)的反应等，都不能写成离子方程式．相反，在某些化学方程式中，虽然其反应物不是电解质或强电解质，没有大量离子参加反应，但反应后产生了大量离子，因此，仍可写成离子方程式．如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等与H2O的反应．

(2)多元弱酸的酸式盐，若易溶于水，则成盐的阳离子和酸根离子可拆开写成离子的形式，而酸根中的H＋与正盐阴离子不能拆开写．例如NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分别写成Na ＋、HS－和Ca2＋、HCO3－等酸式酸根的形式．

(3)对于微溶于水的物质，要分为两种情况来处理：

①当作反应物时？，微溶物要保留化学式的形式，不能拆开．

②当作反应物时，若为澄清的稀溶液，应改写为离子形式，如澄清石灰水等；若为浊液或固体，要保留化学式的形式而不能拆开，如石灰乳、熟石灰等．

(4)若反应物之间由于物质的量之比不同而发生不同的反应，即反应物之间可发生不止一个反应时，要考虑反应物之间物质的量之比不同，相应的离子方程式也不同．例如，向NaOH溶液中不断通入CO2气体至过量，有关反应的离子方程式依次为：CO2+ 2OH—＝CO32—+ H2O（CO2适量）

CO2+ OH—＝HCO3—（CO2足量）

在溶液中离子能否大量共存的判断方法：

几种离子在溶液中能否大量共存，实质上就是看它们之间是否发生反应．若离子间不发生反应，就能大量共存；否则就不能大量共存．离子间若发生下列反应之一，就不能大量共存．

(1)生成难溶物或微溶物．如Ca2＋与CO32－、SO42－、OH－；Ag＋与C1－、Br－、I－、SO32－，等等．

(2)生成气体．如NH4＋与OH－；H＋与HCO3－、CO32－、S2－、HS－、SO32－、HSO3－等．

(3)生成难电离物质(弱酸、弱碱、水)．如H＋与C1O－、F－、CH3COO－生成弱酸；OH－与NH4＋、

A13＋、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋等生成弱碱；H＋与OH－生成H2O．

(4)发生氧化还原反应．具有氧化性的离子(如MnO4－、ClO－、Fe3＋等)与具有还原性的离子( 如S2－、I－、SO32－、Fe2＋等)不能共存．应注意的是，有些离子在碱性或中性溶液中可大量共存，但在酸性条件下则不能大量共存，如SO32－与S2－，NO3－与I－、S2－、SO32－、Fe2＋等．

*(5)形成配合物．如Fe3＋与SCN－因反应生成Fe(SCN)3而不能大量共存．

*(6)弱酸根阴离子与弱碱阳离子因易发生双水解反应而不能大量共存，例如Al3＋与HCO3－、CO32－、A1O2－等．

说明：在涉及判断离子在溶液中能否大量共存的问题时，要注意题目中附加的限定性条件：①无色透明的溶液中，不能存在有色离子，如Cu2＋(蓝色)、Fe3＋(黄色)、Fe2＋(浅绿色)、MnO4－(紫色)．

②在强酸性溶液中，与H＋起反应的离子不能大量共存．

③在强碱性溶液中，与OH－起反应的离子不能大量共存．

[电解质与非电解质]

(1)电解质：在水溶液里或者熔融状态下能够导电的化合物叫电解质．电解质不一定能导电，而只有在溶于水或熔融状态时电离出自由移动的离子后才能导电(因此，电解质导电的原因是存在自由移动的离子)．能导电的不一定是电解质，如金属、石墨等单质．

(2)非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物．因为非电解质归属于化合物，故如C12等不导电的单质不属于非电解质．

(3)电解质与非电解质的比较．

的离子，因此这些气体化合物属于非电解质．例如；氨气能溶于水，但NH3是非电解质．氨水能导电是因为NH3与H2O反应生成了能电离出NH4＋和OH－的NH3·H2O的缘故，所以NH3·H2O才是电解质．

[强电解质与弱电解质]

(1)强电解质：溶于水后全部电离成离子的电解质．

(2)弱电解质：溶于水后只有一部分分子能电离成离子的电解质．

(3)强电解质与弱电解质的比较．

注意: (1)在含有阴、阳离子的固态强电解质中，虽然有阴、阳离子存在，但这些离子不能自由移动，因此不导电．如氯化钠固体不导电．

(2)电解质溶液导电能力的强弱取决于溶液中自由移动离子浓度的大小(注意：不是取决于自由移动离子数目的多少)．溶液中离子浓度大，溶液的导电性就强；反之，溶液的导电性就弱．因此，强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强．但在相同条件(相同浓度、相同温度)下，强电解质溶液的导电能力比弱电解质的导电能力强．

[离子方程式]用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子．所谓实际参加反应的离子，即是在反应前后数目发生变化的离子．离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，而且可以表示所有同一类型的离子反应．如：H＋+ OH－＝H2O可以表示强酸与强碱反应生成可溶性盐的中和反应．

[离子方程式的书写步骤]

(1)“写”：写出完整的化学方程式．

(2)“拆”：将化学方程式中易溶于水、易电离的物质(强酸、强碱、可溶性盐)拆开改写为离子

形式；而难溶于水的物质(难溶性盐、难溶性碱)、难电离的物质(水、弱酸、弱碱)、氧化物、气体等仍用化学式表示．

(3)“删”：将方程式两边相同的离子(包括个数)删去，并使各微粒符号前保持最简单的整数比．

(4)“查”：检查方程式中各元素的原子个数和电荷总数是否左右相等．

[复分解反应类型离子反应发生的条件]

复分解反应总是朝着溶液中自由移动的离子数目减少的方向进行．具体表现为：

(1)生成难溶于水的物质．如：Ba2＋+ SO42－＝BaSO4↓

(2)生成难电离的物质(水、弱酸、弱碱)．如H＋+ OH－＝H2O

(3)生成气体．如：CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O

3．化学反应中的能量变化

[放热反应] 放出热量的化学反应．在放热反应中，反应物的总能量大于生成物的总能量：反应物的总能量＝生成物的总能量+ 热量+ 其他形式的能量

放热反应可以看成是“贮存”在反应物部的能量转化并释放为热能及其他形式的能量的反应过程．

[吸热反应] 吸收热量的化学反应．在吸热反应中，反应物的总能量小于生成物的总能量：生成物的总能量＝反应物的总能量+ 热量+ 其他形式的能量

吸热反应也可以看成是热能及其他形式的能量转化并“贮存”为生成物部能量的反应过程．

*[反应热]

(1)反应热的概念：在化学反应过程中，放出或吸收的热量，统称为反应热．反应热用符号△H表示，单位一般采用kJ·mol－1．

(2)反应热与反应物、生成物的键能关系：△H＝生成物键能的总和－反应物键能的总和

反应热放热反应吸热反应

含义

反应物所具有的总能量大

于生成物所具有的总能量，反应

物转化为生成物时放出热量

反应物所具有的总能量小

于生成物所具有的总能量，反应

物转化为生成物时吸收热量

反应本身的能量变化

反应放出热量后使反应本

身的能量降低

反应吸收热量后使反应本

身的能量升高

表示符号或ΔH

值

“－”ΔH＜0 “+”ΔH＞0

[热化学方程式]

(1)热化学方程式的概念：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式．

(2)书写热化学方程式时应注意的问题：

①需注明反应的温度和压强．因为反应的温度和压强不同时，其△H也不同．若不注明时，

则是指在101kPa和25℃时的数据．

②反应物、生成物的聚集状态要注明．同一化学反应，若物质的聚集状态不同，则反应热就不同．例如：

H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) △H＝－241.8kJ·mol—1

H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(l) △H＝－285.8kJ·mol—1

比较上述两个反应可知，由H2与O2反应生成1 mol H2O(l)比生成1 mol H2O(g)多放出44 kJ·mol—1的热量．

③反应热写在化学方程式的右边．放热时△H用“－”，吸热时△H用“＋”．

例如：H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) －241.8kJ·mol—1

④热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，而只表示物质的量(mol)，因此，它可用分数表示．对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同．例如：2H2(g) + O2(g)＝2H2O(g) △H l＝－483.6 kJ·mol—1

H2(g) + 1/2O2(g)＝H2O(g) △H2＝－241.8kJ·mol—1

显然，△H l＝2△H2．

*[盖斯定律] 对于任何一个化学反应，不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的．也就是说，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，而与具体反应进行的途径无关．如果一个反应可以分几步进行，则各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．

*4．燃烧热和中和热

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——碱金属

1．钠

[钠的物理性质]很软，可用小刀切割；具有银白色金属光泽(但常见的钠的表面为淡黄色)；密度比水小而比煤油大(故浮在水面上而沉于煤油中)；熔点、沸点低；是热和电的良导体．[钠的化学性质]

(1)Na与O2反应：

常温下：4Na + O2＝2Na2O，2Na2O + O2＝2Na2O2(所以钠表面的氧化层既有Na2O也有Na2O2，且Na2O2比Na2O稳定)．

加热时：2Na + O2Na2O2(钠在空气中燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体)．(2)Na与非金属反应：钠可与大多数的非金属反应，生成+1价的钠的化合物．例如：

2Na + C122NaCl 2Na + S Na2S

(3)Na与H2O反应．化学方程式及氧化还原分析：

离子方程式：2Na + 2H2O＝2Na＋+ 2OH－+ H2↑

Na与H2O反应的现象：①浮②熔⑧游④鸣⑤红．

(4)Na与酸溶液反应．例如：2Na + 2HCl＝2NaCl + H2↑2Na + H2SO4＝Na2SO4 + H2↑

由于酸中H＋浓度比水中H＋浓度大得多，因此Na与酸的反应要比水剧烈得多．

钠与酸的反应有两种情况：

①酸足量(过量)时：只有溶质酸与钠反应．

②酸不足量时：钠首先与酸反应，当溶质酸反应完后，剩余的钠再与水应．因此，在涉及有关生成的NaOH或H2的量的计算时应特别注意这一点．

(5)Na与盐溶液的反应．在以盐为溶质的水溶液中，应首先考虑钠与水反应生成NaOH和H2，再分析NaOH可能发生的反应．例如，把钠投入CuSO4溶液中：

2Na + 2H2O＝2NaOH + H2↑2NaOH + CuSO4＝Cu(OH)2↓+ Na2SO4

注意：钠与熔融的盐反应时，可置换出盐中较不活泼的金属．例如：

4Na + TiCl4(熔融) 4NaCl + Ti

[实验室中钠的保存方法]由于钠的密度比煤油大且不与煤油反应，所以在实验室常将钠保存在煤油里，以隔绝与空气中的气体和水接触．

钠在自然界里的存在：由于钠的化学性质很活泼，故钠在自然界中只能以化合态的形式(主要为NaCl，此外还有Na2SO4、Na2CO3、NaNO3等)存在．

[钠的主要用途]

(1)制备过氧化钠．(原理：2Na + O2Na2O2)

(2)Na－K合金(常温下为液态)作原子反应堆的导热剂．(原因：Na－K合金熔点低、导热性好)

(3)冶炼如钛、锆、铌、钽等稀有金属．(原理：金属钠为强还原剂)

(4)制高压钠灯．(原因：发出的黄色光射程远，透雾能力强)

2．钠的化合物

[过氧化钠]

物理性质淡黄色固体粉末

化

学

性

质

与H2O反应

2Na2O2 + 2H2O ＝4NaOH + O2

现象：反应产生的气体能使余烬的木条复燃；反应放出的热能使棉

花燃烧起来

与CO2反应2Na2O2 + 2CO2＝2Na2CO3 + O2说明：该反应为放热反应

强氧化剂能使织物、麦秆、羽毛等有色物质褪色

用途呼吸面具和潜水艇里氧气的来源；作漂白剂

说明(1)Na2O2与H2O、CO2发生反应的电子转移情况如下：

由此可见，在这两个反应中，Na2O2既是氧化剂又是还原剂，H2O或CO2只作反应物，不参与氧化还原反应．

(2)能够与Na2O2反应产生O2的，可能是CO2、水蒸气或CO2和水蒸气的混合气体．

(3)过氧化钠与水反应的原理是实验室制氧气方法之一，其发生装置为“固+ 液→气体”型装置．

[碳酸钠与碳酸氢钠]

Na2CO3NaHCO3俗名纯碱、打小打

颜色、状态

白色粉末．碳酸钠结晶水合物的化

学式为Na2CO3·10H2O

白色晶体．无结晶水合物

水溶性易溶于水溶于水，但溶解度比Na2CO3小

热稳定性加热不分解

加热易分解．化学方程式为：

2NaHCO3Na2CO3+ CO2↑+

H2O

与酸反应

较缓慢．反应分两步进行：

CO32－+ H＋= HCO3－

HCO3－+ H＋= CO2↑+ H2O

较剧烈，放出CO2的速度快

HCO3－+ H＋= CO2↑+H2O

与NaOH

反应

不反应

NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O

酸式盐与碱反应可生成盐和水

与CaCl2

溶液反应

CO32－+ Ca2＋= CaCO3↓不反应。Ca(HCO3)2溶于水

鉴别方法

①固态时：分别加热，能产生使澄清石灰水变浑浊气体的是NaHCO3

②溶液中：分别加入CaCl2或BaCl2溶液，有白色沉淀产生的是Na2CO3

主要用途

①用于玻璃、制皂、造纸等

②制烧碱

①用作制糕点的发酵粉②用于泡沫

灭火器③治疗胃酸过多

相互关系

说明(1)由于NaHCO32323CO2气体，能析出NaHCO3晶体．

(2)利用Na2CO3溶液与盐酸反应时相互滴加顺序不同而实验现象不同的原理，可在不加任何外加试剂的情况下，鉴别Na2CO3溶液与盐酸．

*[侯氏制碱法制NaHCO3和Na2CO3的原理]在饱和NaCl溶液中依次通入足量的NH3、CO2

气体，有NaHCO3从溶液中析出．有关反应的化学方程式为：

NH3 + H2O + CO2＝NH4HCO3 NH4HCO3 + NaCl ＝NaHCO3↓+ NH4Cl

2NaHCO3Na2CO3 + H2O + CO2↑

3．碱金属元素

[碱金属元素的原子结构特征]

碱金属元素包括锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)和放射性元素钫(Fr)．

(1)相似性：原子的最外层电子数均为1个，次外层为8个(Li原子次外层电子数为2个)．因此，在化学反应中易失去1个电子而显+1价．

(2)递变规律：随着碱金属元素核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，金属活动性增强．

[碱金属的物理性质]

(1)相似性：①都具有银白色金属光泽(其中铯略带金黄色)；②柔软；③熔点低；④密度小，其中Li、Na、K的密度小于水的密度；⑤导电、导热性好．

(2)递变规律：从Li →Cs，随着核电荷数的递增，密度逐渐增大(特殊：K的密度小于Na 的密度)，但熔点、沸点逐渐降低．

[碱金属的化学性质]

碱金属的化学性质与钠相似．由于碱金属元素原子的最外层电子数均为1个，因此在化学反应中易失去1个电子，具有强还原性，是强还原剂；又由于从Li →Cs，随着核电荷数的递增，电子层数增多，原子半径增大，原子核对最外层电子吸引力减弱，故还原性增强．(1)与O2等非金属反应．从Li →Cs，与O2反应的剧烈程度逐渐增加．

①Li与O2反应只生成Li2O：4Li + O22Li2O

②在室温下，Rb、Cs遇到空气立即燃烧；

③K、Rb、Cs与O2反应生成相应的超氧化物KO2、RbO2、CsO2．

(2)与H2O反应．发生反应的化学方程式可表示为：

2R + 2H2O = 2ROH + H2↑(R代表Li、Na、K、Rb、Cs)．

从Li→Na，与H2O反应的剧烈程度逐渐增加．K与H2O反应时能够燃烧并发生轻微爆炸；Rb、Cs遇H2O立即燃烧并爆炸．生成的氢氧化物的碱性逐渐增强(其中LiOH难溶于水)．[焰色反应]是指某些金属或金属化合物在火焰中灼烧时，火焰呈现出的特殊的颜色．(1)一些金属元素的焰色反应的颜色：

钠——黄色；钾——紫色；锂——紫红色；铷——紫色；

钙—一砖红色；锶——洋红色；钡——黄绿色；铜——绿色．

(2)焰色反应的应用：检验钠、钾等元素的存在．

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——卤素

1.氯气

[氯气的物理性质]

(1)常温下，氯气为黄绿色气体．加压或降温后液化为液氯，进一步加压或降温则变成固态

氯．(2)常温下，氯气可溶于水(1体积水溶解2体积氯气)．(3)氯气有毒并具有强烈的刺激性，吸入少量会引起胸部疼痛和咳嗽，吸入大量则会中毒死亡．因此，实验室闻氯气气味的正确方法为：用手在瓶口轻轻扇动，仅使少量的氯气飘进鼻孔．

[氯气的化学性质]

画出氯元素的原子结构示意图：

氯原子在化学反应中很容易获得1个电子．所以，氯气的化学性质非常活泼，是一种强氧化剂．

(1)与金属反应：Cu + C12CuCl2

实验现象：铜在氯气中剧烈燃烧，集气瓶中充满了棕黄色的烟．一段时间后，集气瓶壁附着有棕黄色的固体粉末．向集气瓶加入少量蒸馏水，棕黄色固体粉末溶解并形成绿色溶液，继续加水，溶液变成蓝色．

2Na + Cl22NaCl 实验现象：有白烟产生．

说明①在点燃或灼热的条件下，金属都能与氯气反应生成相应的金属氯化物．其中，变价金属如(Cu、Fe)与氯气反应时呈现高价态(分别生成CuCl2、FeCl3)．

②在常温、常压下，干燥的氯气不能与铁发生反应，故可用钢瓶储存、运输液氯．

③“烟”是固体小颗粒分散到空气中形成的物质．如铜在氯气中燃烧，产生的棕黄色的烟为CuCl2晶体小颗粒；钠在氯气中燃烧，产生的白烟为NaCl晶体小颗粒；等等．

(2)与氢气反应．H2 + Cl22HCl

注意①在不同的条件下，H2与C12均可发生反应，但反应条件不同，反应的现象也不同．点燃时，纯净的H2能在C12中安静地燃烧，发出苍白色的火焰，反应产生的气体在空气中形成白雾并有小液滴出现；在强光照射下，H2与C12的混合气体发生爆炸．

②物质的燃烧不一定要有氧气参加．任何发光、发热的剧烈的化学反应，都属于燃烧．如金属铜、氢气在氯气中燃烧等．

③“雾”是小液滴悬浮在空气中形成的物质；“烟”是固体小颗粒分散到空气中形成的物质．要注意“雾”与“烟”的区别．

④H2与Cl2反应生成的HCl气体具有刺激性气味，极易溶于水．HCl的水溶液叫氢氯酸，俗称盐酸．

(3)与水反应．

化学方程式：C12 + H2O ＝HCl + HClO 离子方程式：Cl2 + H2O ＝H＋+ Cl－+ HClO 说明①C12与H2O的反应是一个C12的自身氧化还原反应．其中，Cl2既是氧化剂又是还原剂，H2O只作反应物．

②在常温下，1体积水能溶解约2体积的氯气，故新制氯水显黄绿色．同时，溶解于水中的部分C12与H2O反应生成HCl和HClO，因此，新制氯水是一种含有三种分子(C12、HClO、H2O)和四种离子(H＋、Cl－、ClO－和水电离产生的少量OH－)的混合物．所以，新制氯水具有下列性质：酸性(H＋)，漂白作用(含HClO)，Cl－的性质，C12的性质．

③新制氯水中含有较多的C12、HClO，久置氯水由于C12不断跟H2O反应和HClO不断分解，使溶液中的C12、HClO逐渐减少、HCl逐渐增多，溶液的pH逐渐减小，最后溶液变成了稀盐酸，溶液的pH＜7．

④C12本身没有漂白作用，真正起漂白作用的是C12与H2O反应生成的HClO．所以干燥的C12不能使干燥的有色布条褪色，而混有水蒸气的C12能使干燥布条褪色，或干燥的C12能使湿布条褪色．

⑤注意“氯水”与“液氯”的区别，氯水是混合物，液氯是纯净物．

(4)与碱反应．常温下，氯气与碱溶液反应的化学方程式的通式为：

氯气+ 可溶碱→金属氯化物+ 次氯酸盐+ 水．重要的反应有：

C12 + 2NaOH＝NaCl + NaClO + H2O或Cl2 + 2OH－＝Cl－+ ClO－+ H2O

该反应用于实验室制C12时，多余Cl2的吸收（尾气吸收）．

2Cl2 + 2Ca(OH)2 ＝Ca(C1O)2 ＋CaCl2 + 2H2O

说明①Cl2与石灰乳[Ca(OH)2的悬浊液]或消石灰的反应是工业上生产漂粉精或漂白粉的原理．漂粉精和漂白粉是混合物，其主要成分为Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分是Ca(C1O)2

②次氯酸盐比次氯酸稳定．

③漂粉精和漂白粉用于漂白时，通常先跟其他酸反应，如：

Ca(ClO)2+2HCl＝CaCl2+2HClO

④漂粉精和漂白粉露置于潮湿的空气中易变质，所以必须密封保存．有关反应的化学方程式为：Ca(ClO)2 + CO2 + H2O ＝CaCO3↓+ 2HClO 2HClO2HCl + O2↑

由此可见，漂粉精和漂白粉也具有漂白、消毒作用．

[氯气的用途]

①杀菌消毒；②制盐酸；⑧制漂粉精和漂白粉；④制造氯仿等有机溶剂和各种农药．

[次氯酸]

①次氯酸(HClO)是一元弱酸(酸性比H2CO3还弱)，属于弱电解质，在新制氯水中主要以HClO 分子的形式存在，因此在书写离子方程式时应保留化学式的形式．

②HClO不稳定，易分解，光照时分解速率加快．有关的化学方程式为：

2HClO ＝2H＋+ 2Cl－+ O2↑，因此HClO是一种强氧化剂．

③HClO能杀菌．自来水常用氯气杀菌消毒(目前已逐步用C1O2代替)．

④HClO能使某些染料和有机色素褪色．因此，将Cl2通入石蕊试液中，试液先变红后褪色．[氯气的实验室制法]

(1)反应原理：实验室中，利用氧化性比C12强的氧化剂[如MnO2、KMnO4、KClO3、Ca(ClO)2等]将浓盐酸中的Cl－氧化来制取C12。例如：

MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + C12↑+ 2H2O

2KMnO4 + 16HCl(浓) = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑+ 8H2O

(2)装置特点：根据反应物MnO2为固体、浓盐酸为液体及反应需要加热的特点，应选用“固+ 液加热型”的气体发生装置．所需的仪器主要有圆底烧瓶(或蒸馏烧瓶)、分液漏斗、酒精灯、双孔橡胶塞和铁架台(带铁夹、铁圈)等．

(3)收集方法：氯气溶于水并跟水反应，且密度比空气大，所以应选用向上排气法收集氯气．此外，氯气在饱和NaCl溶液中的溶解度很小，故氯气也常用排饱和食盐水的方法收集，以除去混有的HCl气体．因此在实验室中，要制取干燥、纯净的Cl2，常将反应生成的C12依次通过盛有饱和NaCl溶液和浓硫酸的洗气瓶．

(4)多余氯气的吸收方法：氯气有毒，多余氯气不能排放到空气中，可使用NaOH溶液等强碱溶液吸收，但不能使用石灰水，因为Ca(OH)2的溶解度较小，不能将多余的氯气完全吸收．

(5)应注意的问题：

①加热时，要小心地、不停地移动火焰，以控制反应温度．当氯气出来较快时，可暂停加热．要防止加强热，否则会使浓盐酸里的氯化氢气体大量挥发，使制得的氯气不纯而影响实验．

②收集氯气时，导气管应插入集气瓶底部附近，这样收集到的氯气中混有的空气较少．

③利用浓盐酸与足量的MnO2共热制取C12时，实际产生的C12的体积总是比理论值低．主

要原因是：随着反应不断进行，浓盐酸会渐渐变稀，而稀盐酸即使是在加热的条件下也不能与MnO2反应．

[Cl－的检验]

方法向待检溶液中加入AgNO3溶液，再加入稀HNO3，若产生白色沉淀，则原待检液中含有C1－．

注意(1)不能加入盐酸酸化，以防止引入C1－（若酸化可用稀HNO3）．

(2)若待检液中同时含有SO42—或SO32—时，则不能用HNO3酸化的AgNO3溶液来检验Cl －，因为生成的Ag2SO4也是不溶于稀HNO3的白色沉淀(SO32－能被HNO3氧化为SO42－)．2．卤族元素

[卤族元素]简称卤素．包括氟(F)、氯(C1)、溴(Br)、碘(I)和放射性元素砹(At)．在自然界中卤素无游离态，都是以化合态的形式存在．

(2)固态物质不经液态而直接变成气态的现象，叫做升华．升华是一种物理变化．利用碘易升华的性质，可用来分离、提纯单质碘．

(3)Br2、I2较难溶于水而易溶于如汽油、苯、四氯化碳、酒精等有机溶剂中．医疗上用的碘酒，就是碘(溶质)的酒精(溶剂)溶液．利用与水互不相溶的有机溶剂可将Br2、I2从溴水、碘水中提取出来(这个过程叫做萃取)．

[卤素单质的化学性质]

(1)卤素的原子结构及元素性质的相似性、递变性．

对应阴离子的还原

性

弱强

F2Cl2Br2I2

与H2化合的条

件

冷、暗点燃或光照500℃持续加热

反应情况爆炸强光照射时爆

炸

缓慢化合

缓慢化合，生成

的HI同时分解

产生卤化氢

的稳定性

HF＞HCl＞HBr＞HI

①2F2 + 2H2O ＝4HF + O2(置换反应)

注意：将F2通入某物质的水溶液中，F2先跟H2O反应．如将F2通入NaCl的水溶液中，同样发生上述反应，等等．

②X2 + H2O = HX + HXO (X＝C1、Br、I)．

(4)卤素单质间的置换反应．

2NaBr + C12(新制、饱和) = 2NaCl + Br22Br－+ C12 = 2C1－+ Br2

说明加入CCl4并振荡后，液体分层．上层为含有NaCl的水层，无色；下层为溶有Br2的CCl4层，显橙色．

2NaI + C12(新制、饱和) ＝2NaCl + I22I－+ Cl2 ＝2C1－+ I2

说明①加入CCl4并振荡后，液体分层．上层为含有NaI的水层，无色；下层为溶有I2的CCl4层，显紫红色．

②将反应后的溶液加热蒸干灼烧，生成的I2升华，故残留的固体为NaCl(C12足量时)或NaCl 和NaI的混合物(C12不足量时)．

2NaI + Br2 ＝2NaBr + I22I－+ Br2 ＝2Br－+ I2

说明①加入CCl4并振荡后，液体分层．上层为含有NaBr的水层，无色，下层为溶有I2的CCl4层，显紫红色．

②将反应后的溶液加热蒸干灼烧，生成的I2升华，故残留的固体为NaBr(Br2足量时)或NaBr 和NaI(Br2不足量时)．

F2 + NaX(熔融) ＝2NaF + X2(X＝C1、Br、I)

注意将F2通入含Cl－、Br－或I－的水溶液中，不是发生卤素间的置换反应，而是F2与H2O反应．

(5)碘单质(I2)的化学特性．I2 + 淀粉溶液→蓝色溶液

说明①利用碘遇淀粉变蓝的特性，可用来检验I2的存在．

②只有单质碘(I2)遇淀粉才显蓝色，其他价态的碘无此性质．例如，向NaI溶液中滴加淀粉，溶液颜色无变化．若再滴加新制氯水，因有I2被置换出来，则此时溶液显蓝色．

[可逆反应]向生成物方向进行的反应叫正反应；向反应物方向进行的反应叫逆反应．在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应，叫做可逆反应．说明(1)判断一个反应是否是可逆反应，必须满足两个条件：①在同一条件下；②正、逆反应同时进行．如H2 + I22HI，生成的HI在持续加热的条件下同时分解，故该反应为可逆反应．而如：2H2 + O2 2H2O 2H2O 2H2↑+ O2↑这两个反应就不是可逆反应．

(2)在化学方程式中，用可逆符号“”表示可逆反应．

AgF AgCl AgBr AgI 颜色

白色白色浅黄色黄色

逐渐加深

溶解性易溶于水难溶于水，也难溶于稀HNO3

感光性见光分解：2AgX 2Ag + X2 (X＝Cl、Br、I)

用途①检验X－：Ag＋+ X－＝AgX↓(试剂为AgNO3溶液和稀HNO3)

②制作感光材料(常用AgBr) ③AgI用于人工降雨

3

果缺碘，就会患甲状腺肿症(大脖子病)．为防止碘缺乏病，最为方便、有效的方法就是食用加碘盐，通常加入的是碘酸钾．

3．物质的量应用于化学方程式的计算

(1)原理：化学方程式中各物质的化学计量数之比，可以表示各物质的：

①微粒数之比；②物质的量之比；③同温、同压下气体的体积之比；④并可计算质量之比。例如：

2CO ＋O2＝2CO2

化学计量数比 2 ∶ 1 ∶ 2

物质的量比2mol ∶1mol ∶2mol

同温、同压下气体体积比2体积∶1体积∶2体积

标准状况下的体积比2×22.4L ∶1×22.4L ∶2×22.4L

质量比2×28g ∶1×32g ∶2×44g (2)注意点：物质的量应用于化学方程式的计算时，同一物质的物理量的单位要保持一致，不同物质的物理量的单位要相互对应，即单位的使用要“上下一致、左右相当”．

高中化学知识点规律大全

——物质结构元素周期律

1．原子结构

[核电荷数、核质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核质子数＝原子核外电子数

注意：(1) 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数

阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数

(2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1．

[质量数] 用符号A表示．将某元素原子核的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数．

说明(1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：A＝Z + N．(2)符号A Z X的意义：表

示元素符号为X，质量数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子．例如，2311Na中，Na

原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12．

[原子核外电子运动的特征]

(1)当电子在原子核外很小的空间作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少．

(2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小，表明了电子在核外空间单位体积出现几率的多少．

(3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小．

[原子核外电子的排布规律]

(1)在多电子原子里，电子是分层排布的．

层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的次序为：K→L→M……

(3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子(n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子．

(4)原子最外层中有8个电子(最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”．但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等，均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的．

2．元素周期律

[原子序数]按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数．

原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数

[元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律]

对于电子层数相同（同周期）的元素，随着原子序数的递增：

(1)最外层电子数从1个递增至8个(K层为最外层时，从1个递增至2个)而呈现周期性变化．

(2)元素原子半径从大至小而呈现周期性变化(注：稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同，而在该周期中是最大的)．

(3)元素的化合价正价从+1价递增至+5价(或+7价)，负价从－4价递增至－1价再至0价而呈周期性变化．

［元素金属性、非金属性强弱的判断依据］

元素金属性强弱的判断依据：①金属单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度．金属单质跟水(或酸)反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱．氢氧化物的碱性越强，对应金属元素的金属性越强，反之越弱．③还原性越强的金属元素原子，对应的金属元素的金属性越强，反之越弱．（金属的相互置换）

元素非金属性强弱的判断依据：①非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性)，非金属单质跟氢气化合越容易(或生成的氢化物越稳定)，元素的非金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物(即最高价含氧酸)的酸性强弱．最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．③氧化性越强的非金属元素单质，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．（非金属相互置换）

[两性氧化物] 既能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物．如A12O3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：A12O3+6H＋＝2A13＋+3H2O A12O3+2OH －＝2A1O2－+H2O

[两性氢氧化物] 既能跟酸反应又能跟碱反应的氢氧化物，叫做两性氢氧化物．如A1(OH)3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：Al(OH)3+3H＋＝2A13＋+3H2O A1(OH)3+OH－＝A1O2－+2H2O

律．

3．元素周期表

[元素周期表]把电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表．

[周期]具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行，叫做一个周期．

(1)元素周期表中共有7个周期，其分类如下：

短周期(3个)：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素

周期（7个）长周期(3个)：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素不完全周期：第七周期，共26种元素(1999年又发现了114、116、118号三种元素)

(2)某主族元素的电子层数＝该元素所在的周期数．

(3)第六周期中的57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素．

(4)第七周期中的89号元素锕(Ac)到103号元素铹(Lr)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称锕系元素．在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素．

[ 族]在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族．

(1)周期表中共有18个纵行、16个族．分类如下：

①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族，叫做主族．用符号“A”表示．主族有7个，分别为I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA族(分别位于周期表中从左往右的第1、2、

13、14、15、16、17纵行)．

②只含有短周期元素的族，叫做副族．用符号“B”表示．副族有7个，分别为I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族(分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行)．

③在周期表中，第8、9、10纵行共12种元素，叫做Ⅷ族．

④稀有气体元素的化学性质很稳定，在通常情况下以单质的形式存在，化合价为0，称为0族(位于周期表中从左往右的第18纵行)．

(2)在元素周期表的中部，从ⅢB到ⅡB共10个纵列，包括第Ⅷ族和全部副族元素，统称为过渡元素．因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属．

(3)某主族元素所在的族序数：该元素的最外层电子数＝该元素的最高正价数

[原子序数与化合价、原子的最外层电子数以及族序数的奇偶关系]

(1)原子序数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，原子的最外层有奇数个电子，处于奇数族．如氯元素的原子序数为17，而其化合价有－1、+1、+3、+5、+7价，最外层有7个电子，氯元素位于第ⅦA族．

(2)原子序数为偶数的元素，其化合价通常为偶数，原子的最外层有偶数个电子，处于偶数族．如硫元素的原子序数为16，而其化合价有－2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于第ⅥA族．

[元素性质与元素在周期表中位置的关系]

(1)元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系：

(2)元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系：

①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小，失电子能力减弱，得电子能力增强．a．金属性减弱、非金属性增强；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由易到难；c．非金属单质与氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增强)；d.最高价氧化物的水化物的酸性

增强、碱性减弱．

②同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱．a．金属性增强、非金属性减弱；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由难到易。c．非金属单质与氢气化合由易到难(气态氢化物的稳定性降低)；d．最高价氧化物的水化物的酸性减弱、碱性增强．

③在元素周期表中，左下方的元素铯(Cs)是金属性最强的元素；右上方的元素氟(F)是非金属性最强的元素；位于金属与非金属分界线附近的元素(B、A1、Si、Ge、As、Sb、T e等)，既具有某些金属的性质又具有某些非金属的性质．

(3)元素化合价与元素在周期表中位置的关系：

①在原子结构中，与化合价有关的电子叫价电子．主族元素的最外层电子即为价电子，但过渡金属元素的价电子还与其原子的次外层或倒数第三层的部分电子有关．

②对于非金属元素，最高正价+最低负价的绝对值＝8(对于氢元素，负价为－1，正价为+1)．[核素]具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子，叫做一种核素．也就是说，每一种原子即为一种核素，如11H、21H、126C、136C等各称为一种核素．

注意核素有同种元素的核素(如11H、21H)和不同种元素的核素(如126C、3717C1等)．

[同位素] 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素．

说明(1)只有同一种元素的不同核素之间才能互称同位素．即同位素的质子数必定相同，而中子数一定不同，质量数也不同．

(2)由于一种元素往往有多种同位素，因此同位素的种数要多于元素的种数．

(3)同位素的特性：①物理性质不同(质量数不同)，化学性质相同；②在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数的百分比是不变的．

(4)氢元素的三种同位素：氕11H(特例：该原子中不含中子)、氘21H (或D)、氚3

1

H(或T)．

(5)重要同位素的用途：21H、3

1H 为制造氢弹的材料；235

92

U为制造原子弹的材料和核反应

堆燃料．

[元素的相对原子质量] 按各种天然同位素原子的相对原子质量与其所占的原子百分比(摩尔分数)求出的平均值．

(1)元素的相对原子质量的求法：

设某元素有A、B、C三种同位素，其相对原子质量分别为M A、M B、M C……，它们的原子个数百分比分别为a%、b%、c%，则：

该元素的相对原子质量＝M A×a% ＋M B×b％＋M C×c％＋……

(2)要特别注意对“元素的相对原子质量”、“原子的相对原子质量”、“原子的质量数”、“原子的质量”这四个概念的辨析．

[元素周期律和元素周期表的意义]

1869年，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律，并编制了第一元素周期表．到20世纪，随着原子结构理论的发展，元素周期律和周期表才发展为现在的形式．

(1)利用元素周期律，可预言未知元素．元素周期律和元素周期表为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索．(2)利用元素周期律和元素周期表，在周期表中一定

的区域寻找新元素．例如，在周期表右上角寻找制造新品种农药的元素；在金属与非金属的分界处附近寻找半导体材料；在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料；等等．(3)元素周期律从自然科学方面有力地论证了事物变化中量变引起质变的规律性．

4．化学键

[离子键]使阴、阳离子结合而成的静电作用，叫做离子键．

说明(1)阴、阳离子间的静电作用包括静电排斥作用和吸引作用两个方面．

(2)阴、阳离子通过静电作用所形成的化合物，叫做离子化合物．

[电子式]在元素符号的周围用小黑点(·或×)来表示原子最外层电子的式子，称做电子式．电子式的几种表示方法：

(1)原子的电子式：将原子的所有最外层电子数在元素符号的周围标出．例如：

氢原子()、钠原子()、镁原子()、铝原子()、碳原子()、氮原子()、

硫原子()、氩原子()．

(2)离子的电子式：

①阴离子：在书写阴离子的电子式时，须在阴离子符号的周围标出其最外层的8个电子(H－为2个电子)，外加方括号，再在括号外的右上角注明阴离子所带的电荷数．例如S2－的电子

式为[]2－，OH－的电子式为．

②阳离子；对于简单阳离子，其电子式即为阳离子符号，如钠离子Na＋、镁离子Mg2＋等．对于带正电荷的原子团，书写方法与阴离子类似，区别在于在方括号右上角标上阳离子所带的

正电荷数．如NH4＋电子式为

(3)离子化合物的电子式：在书写离子化合物的电子式时，每个离子都要分开写．如CaCl2

的电子式应为．

(4)用电子式表示离子化合物的形成过程：先在左边写出构成该离子化合物的元素原子的电子式，标上“→”，再在右边写出离子化合物的电子式．例如，用电子式表示MgBr2、Na2S 的形成过程：

说明含有离子键的物质：①周期表中I A、I A族元素分别与ⅥA、ⅦA族元素形成的盐；

②I A、ⅡA族元素的氧化物；③铵盐，如NH4Cl、NH4NO3等；④强碱，如NaOH、KOH等．

[共价键] 原子间通过共用电子对所形成的相互作用．由共价键形成的化合物叫做共价化合物．

说明(1)形成共价键的条件：原子里有未成对电子(即原子最外层电子未达8电子结构，其中H原子最外层未达2电子结构)．各种非金属元素原子均可以形成共价键，但稀有气体元素原子因已达8电子(He为2电子)稳定结构，故不能形成共价键．

高中化学知识点总结—化学反应与能量变化

高中化学知识点总结—化学反应与能量变化 1、有效碰撞理论 （1）有效碰撞：使分子间发生反应的碰撞． （2）活化分子：具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子． （3）活化能：活化分子高出反应物分子平均能量的那部分能量 E1--正反应活化能；E2--逆反应活化能； 2、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． 3、反应热和焓变的概念 （1）反应热：在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或放出的热量成为化学反应的反应热 （2）焓变：焓是与内能有关的物理量，符号用H表示，反应在一定条件下是吸热还是放热由生成物和反应物的焓值差即焓变（△H）决定的，恒压条件下的反应热等于焓变。单位一般采用kJ/mol 4、吸热反应与放热反应 （1）吸热反应的概念：反应物的总能量小于生成物的总能量的化学反应．常见的吸热反应或部分物质的溶解过程： 大部分分解反应，NH4Cl固体与Ba（OH）2•8H2O固体的反应，炭与二氧化

碳反应生成一氧化碳，炭与水蒸气的反应，一些物质的溶解（如硝酸铵的溶解），弱电解质的电离，水解反应等． （2）放热反应的概念：反应物的总能量大于生成物的总能量的化学反应．常见的放热反应： ①燃烧反应；②中和反应；③物质的缓慢氧化；④金属与水或酸反应；⑤部分化合反应． 吸热反应和放热反应的能量变化图如图所示： 注意： （1）反应放热还是吸热主要取决于反应物和生成物所具有的总能量的相对大小； （2）放热反应与吸热反应与反应条件无关 5、热化学反应方程式 （1）定义：表明反应放出或吸收的热量的化学方程式叫做热化学方程式．（2）意义：热化学方程式不仅表示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． （3）热化学方程式的书写 ①要注明温度、压强，但中学化学中所用的△H数据一般都是25℃、101kPa 下的数据，因此可不特别注明． ②必须注明△H的“+”与“-”

高中化学知识点——化学反应与能量

高中化学知识点——化学反应与能量 一．反应热焓变 1．定义：化学反应过程中吸收或放出的能 量都属于反应热，又称为焓变（ΔH），单位kJ/mol。 解释：旧键的断裂：吸收能量；新键的形成：放出能量，某一化学反应是吸热反应还是放热反应取决于上述两个过程能量变化的相对大小。吸热：吸收能量>放出能量；放热：吸收能量＜放出能量。 2.化学反应中能量变化与反应物和生成物 总能量的关系 3．放热反应：放出热量的化学反应，(放热>吸热)ΔH＜0；吸热反应，吸收热量的化学反应(吸热>放热)ΔH＞0。

【学习反思】 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 bCO2+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：ΔH。 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ΔH<0时，为放热反应，反应体系能量降低。 (2)当ΔH为“＋”或ΔH>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H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)ΔH＝－186kJ·mol－1为例 E1：E(H—H)＋E(Cl—Cl)；E2：2E(H—Cl)；ΔH＝E1－E2

高一化学-化学反应及其能量变化复习总结 最新

《化学反应及其能量变化》复习总结 氧化还原反应、离子反应、化学反应中的能量变化是高中化学的重点内容，在学习中，同学们应熟练掌握以下知识要点。 一、氧化还原反应 1．概念系统 2．基本规律 （1）守恒规律 在任何氧化还原反应中，氧化剂得到的电子数一定等于还原剂失去的电子数，或者说氧化剂化合价降低总数值等于还原剂化合价升高总数值。 （2）反应的基本形式 氧化还原反应一般可以概括成如下形式： （3）变价规律 如果氧化还原反应发生在不同价态的同一种元素之间，一般说来反应物中高价态变成产物中的较高价态，反应物中的低价态变成产物中的较低价态，即高者仍高，低者仍低，不会出现价态的交叉，因为这样会消耗更多能量。 （4）影响氧化（还原）性的因素 氧化性（或还原性）受氧化剂（或还原剂）的浓度、反应温度、溶液的酸碱性以及催化剂等因素影响。一般地，浓度大、温度高等都有可能使氧化性（或还原性）增强。溶液的酸碱性对物质的氧化性（或还原性）也存在影响。 3．典型题例析

例1下列反应中，属于非氧化还原反应的是 [ ] A．3CuS+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO+3S+4H2O B．3Cl2+6KOH=5KCl+KClO3+3H2O C．3H2O2+2KCrO2+2KOH=2K2CrO4+4H2O D．3CCl4+K2Cr2O7=2CrO2Cl2+3COCl2+2KCl 解析发生氧化还原反应的标志是化合价的变化。因此，我们可以通过判断是否有化合价变化来判断一个反应是否是氧化还原反应。该题选项为D。 例2硫酸铵在强热条件下分解，生成氨、二氧化硫、氮气和水，反应中生成的氧化产物和还原产物个数比为 [ ] A．1∶3 B．2∶3 C．1∶1 D．4∶3 解析 N2是氧化产物，每生成1个N2，要失去6个电子。SO2是还原产物，每生成1个SO2要得到2个电子。要使得失电子守恒，二者个数比为1∶3。选A。 例3已知： （1）2FeCl3+2KI===2FeCl2+2KCl+I2 （2）2FeCl2+Cl2===2FeCl3 判断下列物质的氧化能力由大到小的顺序是 [ ] A．Fe3+＞Cl2＞I2B．Cl2＞Fe3+＞I2 C．I2＞Cl2＞Fe3+D．Cl2＞I2＞Fe3+ 解析由于氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性。由（1）知氧化性：Fe3+＞I2。由（2）知氧化性：Cl2＞Fe3+。因此，由不等式的传递性知氧化能力：Cl2＞Fe3+＞I2。本题选B。 例4在KClO3+6HCl===KCl+3Cl2+3H2O中，被氧化与被还原的氯原子个数比为 [ ] A．1∶6 B．6∶1 C．1∶5 D．5∶1

高中化学化学反应与能量知识点总结

第六章 化学反应与能量 第一讲 化学能与热能 考点1 焓变与反应热 一、焓变与反应热 1 .焓变：在恒压条件下化学反应的热效应，其符号为此，单位是kJ/mol 。 2 .反应热：化学反应中放出或吸收的热量。 二、吸热反应和放热反应 1 .反应特点 (1)从能量高低的角度分析 (2)从化学键的角度分析 吸收能量E. 2 .常见的吸热反应和放热反应 (1)吸热反应：大多数分解反应、盐的水解反应、Ba(OH)2-8H 2O 和NH 4cl 反应、C 与H 2O(g)反应、C 与CO 2反应。 (2)放热反应：大多数化合反应、中和反应、金属与酸的反应、所有的燃烧反应。 考点2 热化学方程式 1.热化学方程式的概念 表示参加化学反应的物质的量和反应热的关系的化学方程式。 眼热反应 A I 口化学融断裂 型斜化学键形成 生 成 物 故出能拉小 对于放热反应：反应物的总能量=生成物的总能量十放出的热量。 E ]>E 2^U>0

表明了化学反应中的物质变化和能量变化，如2H2(g)+O2(g)===2与O(l) A H=-571.6 kJ.mol-1表示25 ℃、101 kPa时，2 mol氢气和1 mol氧气反应生成2 mol液态水时放出571.6 kJ的热量。 3．热化学方程式的书写 ［写-写出配平的化学方程式 ［标-标出各物质的聚集状态和反应时的温度、压强 ［注-注明A H的正负号、数值和单位 4．书写热化学方程式“六注意” ’在右端注明热固的变化：吸热反应， 「培儿短揖~"完全燃烧是指物质中元素完全转变成对应的稳定氧化物如C CO2g H S-SO2(g)等。

2．中和热的测定 (1)装置(请在横线上填写仪器名称) 一环形坡瞪撇,拌棒 _温窗计 疝速期料板 碎泡沫般料 (2)计算公式 , (m, + m o) • c•(L 一t) ^H =-J ------ 2------- 益一12X 10-3kJ • mol-1 n 11为起始温度，12为终止温度，m1、m2为酸、碱溶液的质量(单位为g), c为中和后生成的溶液的比热容(4. 18 J-g-1 ・℃-i), n为参加反应的酸或碱的物质的量(单位为mol)。 3．能源 考点4 有关反应热的计算 一、利用热化学方程式计算 反应热与反应物的物质的量成正比。根据已知的热化学方程式和已知的反应物或生成物的物质的量, 可以计算反应放出或吸收的热量；根据一定量的反应物或生成物的量计算出反应放出或吸收的热量,换算成1 mol反应物或生成物的热效应，也可以书写热化学方程式。 二、利用旧键断裂和新键形成过程中的能量差计算 A H =反应物的总键能之和一生成物的总键能之和。 若反应物旧化学键断裂吸收能量£1,生成物新化学键形成放出能量E2,则反应的A H=E1-E2。 三、利用盖斯定律计算 1.盖斯定律是指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，即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。 2．在具体的应用过程中,采用以下五个步骤就能快速、准确地解决问题。 (1)写：写出目标方程式(题目中要求书写的热化学方程式),配平。 (2)比：将已知方程式和目标方程式比较，分析物质类别、位置(在反应物中还是在生成物中)的区别。

高中化学：化学反应与能量知识点

高中化学：化学反应与能量知识点 一．反应热焓变 1．定义：化学反应过程中吸收或放出的能 量都属于反应热，又称为焓变（ΔH），单位kJ/mol。 解释：旧键的断裂：吸收能量；新键的形成：放出能量，某一化学反应是吸热反应还是放热反应取决于上述两个过程能量变化的相对大小。吸热：吸收能量>放出能量；放热：吸收能量＜放出能量。 2.化学反应中能量变化与反应物和生成物 总能量的关系 3．放热反应：放出热量的化学反应，(放热>吸热)ΔH＜0；吸热反应，吸收热量的化学反应(吸热>放热) ΔH＞0。 【学习反思】 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：ΔH。 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

化学反应中的能量变化

化学反应中的能量变化 化学反应是指物质之间发生化学变化的过程，而能量变化则是指在化学反应中所涉及的能量的转化与转移。化学反应中的能量变化包括放热反应和吸热反应两种类型，其能量的变化情况有着重要的物理和化学意义。 一、放热反应 放热反应是指在化学反应过程中，反应物所含的化学能转化为热能释放出来的情况。这种反应通常伴随着温度升高，产热现象明显。放热反应是自发进行的，也就是说反应物的自由能降低，反应的焓变为负值。 放热反应的例子有燃烧反应，如燃烧氢气生成水的反应： 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) + 热能释放 此反应是一个放热反应，它释放出的能量以热的形式迅速传递给周围，导致火焰和热量产生。 二、吸热反应 吸热反应是指在化学反应过程中，反应物吸收周围环境的热量进行反应的情况。这种反应通常伴随着温度降低，吸热现象明显。吸热反应是非自发进行的，也就是说反应物的自由能升高，反应的焓变为正值。 吸热反应的例子有许多，如溶解氯化铵的反应：

NH4Cl(s) + 热量吸收→ NH4+(aq) + Cl-(aq) 此反应是一个吸热反应，它从周围环境吸收热量以完成反应。这种反应在实验室中通常用来制冷或吸附湿度。 三、能量守恒定律 化学反应中的能量变化遵循能量守恒定律，即能量在化学反应中既不能被创造，也不能被毁灭，只能从一种形式转化为另一种形式。根据热力学第一定律，能量的变化等于吸热与放热的代数和。 在生活中，了解化学反应中的能量变化是非常重要的。例如，在燃料的燃烧过程中，我们需要知道能量的释放情况来优化能源利用和环境保护。而在化学工业中，了解吸热反应的特性可以帮助我们设计更高效的化学过程，并控制温度变化。 总结： 化学反应中的能量变化是化学反应过程中的重要现象之一。放热反应释放出能量，吸热反应吸收能量。能量在化学反应中不会被创造或者消失，只能在不同形式之间进行转化。深入了解化学反应中的能量变化有助于我们更好地理解和应用化学知识，为科学研究和应用提供基础。

高中化学必修二第二章化学反应与能量知识点总结

高中化学必修二第二章化学反应与能量知 识点总结 第二章化学反应与能量 第一节化学能与热能 1、化学反应总伴随着能量的变化。这是因为在化学反应中，断开反应物中的化学键需要吸收能量，而形成生成物中的化学键则会放出能量。因此，化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个化学反应是吸收能量还是放出能量，取决于反应物总能量与生成物总能量的相对大小。如果反应物总能量大于生成物总能量，则为放热反应；如果反应物总能量小于生成物总能量，则为吸热反应。 2、常见的放热反应和吸热反应包括：①所有的燃烧和缓 慢氧化；②酸碱中和反应；③金属与酸反应制取氢气；④大多数化合反应（特殊情况：C+CO2→2CO是吸热反应）。常见 的吸热反应包括：①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应，例如C(s)+H2O(g)→CO(g)+H2(g)；②铵盐和碱的反应，例如

Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl→BaCl2+2NH3↑+10H2O；③大多数分 解反应，例如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。 3、能源可以分为一次能源和二次能源。一次能源是指未 经加工、转化的能源，例如水能、风能、生物质能、煤、石油、天然气等化石能源。二次能源是指一次能源经过加工、转化得到的能源，例如电能（水电、火电、核电）、蒸汽、工业余热、酒精、汽油、焦炭等。可再生资源包括太阳能、风能、地热能、潮汐能、氢能、沼气等，而不可再生资源则包括核能。 思考]一般来说，大多数化合反应是放热反应，大多数分 解反应是吸热反应，放热反应都不需要加热，吸热反应都需要加热，这种说法对吗？试举例说明。 点拔：这种说法不正确。例如，C+O2→CO2的反应是放 热反应，但是需要加热才能开始反应。反应开始后不再需要加热，因为反应放出的热量可以使反应继续下去。另一方面， Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应是吸热反应，但是反应并不 需要加热。

《化学反应与能量变化》知识点

《化学反应与能量变化》知识点化学反应是物质间相互作用的过程，这一过程可以使物质的成 分和性质发生改变。每一种化学反应都會涉及到能量变化，能量 的产生和消耗，是影响化学反应过程的主要因素之一。本文将深 入探讨化学反应与能量变化的关系。 一、化学反应中的能量变化 化学反应中会有所谓的反应热、放热和吸热等反应现象。热量 在化学反应中的作用非常重要，因为它决定着反应的方向和速率。反应热是指在常压下，化学反应过程中释放或吸收的热量，一般 用化学符号ΔH表示。反应热可以是负数，表示反应释放热量； 也可以是正数，表示反应吸收热量。 当化学反应放热时，ΔH是负数，称作放热反应或自发反应； 当放热反应很强烈时，会产生爆炸、火花等现象。反之，当化学 反应吸热时，ΔH是正数，称作吸热反应或非自发反应。吸热反应 需要在一定的条件下才能进行，例如加热、分解、电解等。 二、化学反应的热化学计算

化学反应的热化学计算是指利用热量平衡原则计算化学反应过程中的各种热量变化量。在热化学计算中，常用的计算方法有热容法和焓变法。 热容法是指通过测量各个化学物质的热容和温度变化，推导出反应热的计算方法。它的计算过程虽然简单，但它不太适合于反应系统发生状态变化的情况。 焓变法是热化学计算中的另外一种主要方法。通过测定反应前后各种化学物质的标准热焓，用热力学第一定律计算合成或分解反应过程中的焓变，推导出反应热的计算方法。它的计算过程需要一定的复杂化学物质的相关数据，可靠性比较高。 三、热力学法则和能量转化 热力学法则是指在化学反应中，物质间能量的转化满足一些基本的规则。其中比较知名的热力学法则包括热力学第一定律和第二定律。

高中化学知识点总结化学能与能量转化的原理

高中化学知识点总结化学能与能量转化的原 理 高中化学知识点总结 - 化学能与能量转化的原理 化学能与能量转化是化学学科的重要内容之一，它涉及到物质的能 量变化、能量守恒定律等基本原理。本文将对化学能与能量转化的原 理进行总结与讨论，帮助读者更好地理解和掌握该知识点。 一、能量的基本概念 能量是物质的一种基本属性，它存在于各种物质之中，是物质发生 变化时产生或吸收的。常见的能量形式包括热能、光能、机械能等。 根据能量守恒定律，能量不会凭空消失或产生，只能从一种形式转化 为另一种形式。 二、热能与化学能的转化 热能与化学能之间的转化是化学反应中最常见的能量转化过程之一。在化学反应中，化学键的形成和断裂引起了化学键能的转化，从而产 生热能。 例如，燃烧反应是一种常见的热能与化学能转化的过程。以燃烧甲 烷为例： CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O + 热能

在这个反应中，甲烷和氧气发生反应生成二氧化碳和水，同时释放 出大量的热能。这是因为甲烷和氧气之间的化学键在反应过程中断裂，新的化学键形成，从而使得化学能转化为热能。 三、化学能转化的原理 化学能转化的原理可以通过热力学中的焓变来解释。焓变是指在恒 压下化学反应中热能的变化。正的焓变表示反应吸热，负的焓变表示 反应放热。 焓变的大小与反应物和生成物之间的化学键能有关。当反应物中的 化学键能高于生成物中的化学键能时，反应将放热，化学能转化为热能。反之，如果反应物中的化学键能低于生成物中的化学键能，反应 将吸热，从外界吸收热能以使反应进行。 四、焓变与反应热的关系 焓变与反应热之间存在一定的关系。反应热是指在1摩尔反应物参 与反应时，反应释放或吸收的热能。反应热的大小与焓变成正比。 根据焓变与反应热的关系，我们可以通过实验测得的反应热来推测 化学反应的焓变。这对于计算未知反应的焓变非常有帮助。 五、能量守恒定律在化学反应中的应用 能量守恒定律是化学能与能量转化的基本原理之一。根据能量守恒 定律，系统吸收的能量等于系统放出的能量。

高中化学必修二第二章化学反应与能量知识点总结

第二章化学反应与能量 第一节化学能与热能 1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。 原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。 化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出 能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。 E 反应物总能量＞ E 生成物总能量，为放热反应。 E 反应物总能量＜ E 生成物总能量，为吸热反应。 2、常见的放热反应和吸热反应 常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化。②酸碱中和反应。③金属与酸反应制取氢气。 △ ④大多数化合反应（特殊：C＋CO2 2CO 是吸热反应）。 △ 常见的吸热反应：①以C、H2、CO 为还原剂的氧化还原反应如：C(s)＋H2O(g) CO(g) ＋H2(g)。 ②铵盐和碱的反应如Ba(OH) 2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl 2＋2NH3↑＋10H2O ③大多数分解反应如KClO 3、KMnO 4、CaCO3 的分解等。 3、能源的分类： 形成条件利用历史性质 常规能源可再生资源水能、风能、生物质能一次能源不可再生资源煤、石油、天然气等化石能源 新能源可再生资源太阳能、风能、地热能、潮汐能、氢能、沼气 不可再生资源核能 二次能源（一次能源经过加工、转化得到的能源称为二次能源） 电能（水电、火电、核电）、蒸汽、工业余热、酒精、汽油、焦炭等 [ 思考]一般说来，大多数化合反应是放热反应，大多数分解反应是吸热反应，放热反应都不需要加热，吸热反应 都需要加热，这种说法对吗？试举例说明。 点拔：这种说法不对。如C＋O2＝CO2 的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始后不再需要加热，反 应放出的热量可以使反应继续下去。Ba(OH)2·8H2O 与NH 4Cl 的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。 第二节化学能与电能 1、化学能转化为电能的方式： 电能火电（火力发电）化学能→热能→机械能→电能缺点：环境污染、低效 (电力) 原电池将化学能直接转化为电能优点：清洁、高效 2、原电池原理 （1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。 （2）原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。 （3）构成原电池的条件：（1）电极为导体且活泼性不同；（2）两个电极接触（导线连接或直接接触）；（3）两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。 （4）电极名称及发生的反应： 负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应， － 电极反应式：较活泼金属－ne ＝金属阳离子 负极现象：负极溶解，负极质量减少。 正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应， 电极反应式：溶液中阳离子＋ne －＝单质 正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。 （5）原电池正负极的判断方法：

高中化学必修二化学反应与能量知识点总结

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第二章化学反应与能量 第一节化学能与热能 1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化. 原因：当物质发生化学反应时,断开反应物中的化学键要吸收能量,而形成生成物中的化学键要放出能量.化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因.一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量,决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小.E反应物总能量＞E生成物总能量,为放热反应.E反应物总能量＜E生成物总能量,为吸热反应. 2、常见的放热反应和吸热反应 常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化.②酸碱中和反应.③金属与酸反应制取氢气. ④大多数化合反应特殊：C＋CO2△ 2CO是吸热反应. 常见的吸热反应：①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：Cs＋H2Og △ COg＋H2g. ②铵盐和碱的反应如BaOH2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O ③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等. 3、能源的分类： 思考一般说来,大多数化合反应是放热反应,大多数分解反应是吸热反应,放热反应都不需要加热,吸热反应都需要加热,这种说法对吗试举例说明. 点拔：这种说法不对.如C＋O2＝CO2的反应是放热反应,但需要加热,只是反应开始后不再需要加热,反应放出的热量可以使反应继续下去.BaOH2·8H2O与NH4Cl的反应是吸热反应,但反应并不需要加热. 第二节化学能与电能

1、化学能转化为电能的方式： 2、原电池原理 1概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池. 2原电池的工作原理：通过氧化还原反应有电子的转移把化学能转变为电能. 3构成原电池的条件：1电极为导体且活泼性不同；2两个电极接触导线连接或直接接触；3两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路. 4电极名称及发生的反应： 负极：较活泼的金属作负极,负极发生氧化反应, 电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子 负极现象：负极溶解,负极质量减少. 正极：较不活泼的金属或石墨作正极,正极发生还原反应, 电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质 正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加. 5原电池正负极的判断方法： ①依据原电池两极的材料： 较活泼的金属作负极K、Ca、Na太活泼,不能作电极； 较不活泼金属或可导电非金属石墨、氧化物MnO2等作正极. ②根据电流方向或电子流向：外电路的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池 的正极. ③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极,阴离子流向原电池负极. ④根据原电池中的反应类型： 负极：失电子,发生氧化反应,现象通常是电极本身消耗,质量减小.

化学反应中的能量变化

化学反应中的能量变化 化学反应是物质转化过程中发生的重要现象，众多化学反应都会涉 及能量变化。能量在化学反应中的变化对反应速率、反应热、反应平 衡等方面都有重要的影响。本文将探讨化学反应中的能量变化，以及 其对反应过程的影响。 一、化学反应的能量变化类型 在化学反应中，能量可以以不同的形式进行转化。常见的能量变化 类型有以下几种： 1. 焓变（ΔH）：焓变是指在常压条件下，反应中吸热或放热的过程。当反应吸热时，焓变为正值，表示系统吸收了热量；当反应放热时，焓变为负值，表示系统释放了热量。 2. 动能变化：有些化学反应中，反应物和生成物的分子速度发生改变，导致动能的变化。例如，爆炸反应中，反应物的分子速度突然增加，从而导致动能的增加。 3. 电能变化：在某些化学反应中，电子转移也可以导致能量的变化。例如，电池中的反应就涉及电子的转移，从而产生电能。 二、能量变化对化学反应的影响 能量变化对化学反应具有重要的影响，主要体现在以下几个方面：

1. 反应速率：化学反应的速率与反应物之间的能量差有关，能量变化越大，反应速率通常越快。这是因为能量变化可以改变反应物粒子的动能，使它们更容易克服活化能，从而提高反应速率。 2. 反应热：焓变（ΔH）反映了反应过程中的放热或吸热现象。当反应放热时，系统释放了热量，反应是放热反应；当反应吸热时，系统吸收了热量，反应是吸热反应。反应热的大小决定了化学反应的热效应。 3. 反应平衡：在化学反应达到平衡时，反应物与生成物的浓度不再变化。能量变化可以影响反应平衡的位置。根据Le Chatelier原理，当系统受到外界能量变化刺激时，系统会试图抵消这种变化，从而使平衡位置发生偏移。 三、实例分析：焙烧反应 焙烧反应是指将金属矿石加热至高温，使其发生热分解，转变为金属与非金属氧化物的反应。以焙烧铁矿石（Fe2O3）为例，化学方程式如下： 2Fe2O3(s) → 4Fe(s) + 3O2(g) 在这个反应中，可以观察到以下能量变化现象： 1. 吸热现象：焙烧反应需要提供大量的热能，因为反应需要克服Fe2O3的化学键强度，使其分解为Fe和O2。因此，焙烧反应是一个吸热反应，焓变（ΔH）为正值。

高中化学化学反应与能量知识点归纳总结

高中化学化学反应与能量知识点归纳总结 化学反应是物质转化过程中发生的一系列化学变化，而能量是推动 化学反应进行的重要因素之一。了解化学反应与能量之间的关系对于 学习化学非常重要。本文将对高中化学中与化学反应和能量相关的知 识点进行归纳总结。 一、化学反应的能量变化 在化学反应中，反应物发生变化并转化成产物，伴随着能量的变化。能量的变化主要包括反应热、吸热和放热等。 1. 反应热（ΔH） 反应热是指在恒定压力下，化学反应中所吸收或释放的能量。如果 反应过程中吸热，即吸收能量，则反应热为正数；而如果反应过程中 放热，即释放能量，则反应热为负数。 2. 反应焓变（ΔH） 反应焓变也是指化学反应中的能量变化，包括吸热过程和放热过程。反应焓变可通过实验测量或通过热力学计算得到。根据热力学第一定律，反应焓变等于反应物与产物之间焓的差值（ΔH=H(产物) - H(反应物)）。 二、能量与化学反应速率的关系 化学反应速率决定着反应进行的快慢。能量与化学反应速率有密切 的关系。

1. 活化能（Ea） 活化能是指反应物形成转化为产物所需要克服的最小能量。反应物中的分子在碰撞时必须具备一定能量，才能克服活化能的阻力，使化学反应发生。 2. 反应速率与温度的关系 根据化学动力学理论，反应速率与温度呈正相关关系。随着温度的升高，分子的平均动能增加，分子间的碰撞频率和能量也增加，从而增加了反应发生的可能性，使反应速率加快。 三、能量与化学平衡的关系 化学反应在达到化学平衡后，反应物与产物之间的物质浓度保持不变，反应速率相互平衡。能量与化学平衡之间存在一定的关系。 1. 平衡常数与反应热的关系 在化学平衡状态下，正向反应与逆向反应之间的反应速率相等。根据吉布斯自由能变化（ΔG）和反应热（ΔH）的关系，当ΔG<0时，反应为放热反应；当ΔG>0时，反应为吸热反应。 2. 化学平衡与温度的关系 根据利奥特里兹原理，当提高系统温度时，平衡系统会偏向于吸热方向，以吸收多余的热量；当降低系统温度时，平衡系统会偏向于放热方向，以释放多余的热量。 四、能量与化学反应热力学的关系

高中化学反应及其能量变化的知识点

高中化学反应及其能量变化的知识点介绍 (一)盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。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。应用盖斯定律可以间接地计算出反应热。 说明： 1. 化学反应不管是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。如果一个反应可以分几步完成，则各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。 (二)化学反应及其能量变化复习： 说明： 1. 反应热：在化学反应过程中所释放或吸收的能量都可以用热量(或换成相应的热量)来表示，叫反应热，又称“焓变”，符号用△H表示，单位一般采用kJ/mol 当△H为“+”或△H>0时，为吸热反应。 2. 中和热和燃烧热： 燃烧热：在25℃、101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。一般情况下，完全燃烧时，一般情况C生成CO2;H生成水;S生成SO2。中和热、燃烧热的单位一般用kJ/mol表示。 3. 热化学方程式：能表示参加反应的物质的量和反应热的关系的化学方程式。书写热化学方程式时要注意以下几点：状态、物质的量、反应热的单位及符号、条件等。 4. 反应热和中和热的测定： 中和热的测定时同样要注意保温、隔热，要用强酸与强碱的稀溶液在室温下进行，测量温度时一定要读出最高点时的温度，计算时要将测量的热量换算成生成1mol水时所放出的能量。 5. 反应热的计算： 燃烧热的计算：一定量的可燃物燃烧放出的总热量=燃烧热×可燃物的物质的量。 【典型例题

例1. 按照盖斯定律，结合下列反应方程式，回答问题。已知： (2)NH3(g)+H2O(l)=NH3?H2O(aq) △H=-35.1kJ?mol-1 (4)NH3(aq)+ HCl(aq)= NH4Cl(aq) △H=-52.3kJ?mol-1 则第(5)个方程式中的反应热是 解析：根据盖斯定律：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。因此，本题中，起始物为固体氯化铵和水，最终物质为氯化铵溶液，中间的氨气、氯化氢气体、盐酸溶液、氨水溶液等都是中间产物，在分析时要想法去除中间产物，保留起始物和最终物质。则反应：⑸=⑵+⑶+⑷-⑴，即：△H=-52.3kJ?mol-1-72.3kJ?mol-1-35.1kJ?mol-1-(-176kJ?mol- 1)=16.3kJ?mol-1 答案：△H=+16.3 kJ?mol-1 例2. 已知火箭发射时可用肼(N2H4)作燃料，二氧化氮作氧化剂，这两者反应生成氮气和水蒸汽。且：①N2(g)+2O2(g)=2NO2g) △H1=+67.7kJ?mol-1 ②N2H4(g)+O2(g)= N2(g)+2H2O(g) △H2=-534kJ?mol-1 (1)1mol气态肼和NO2完全反应时放出的热量 N2H4(g)+ NO(2g)=3/2 N2(g)+2 H2O(g) △H3;根据盖斯定律，一个反应仅与其始态和终态有关，而与其过程无关，则存在：②-①÷2=③，即：△H2- △H1÷2=△H3=-567.85 kJ?mol-1 答案：1mol气态肼和NO2完全反应时放出的热量为567.85 kJ N2H4(g)+ NO2g)=3/2 N2(g)+2 H2O(g) △H3=-567.85 kJ?mol-1 例3. 写出下列热化学方程式： (2)0.5molCH4(g)完全燃烧生成CO2(g)和H2O (l)时，放出445kJ的热量 NaOH(aq) +HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O(l);△H=-57.4kJ/mol 例4. 某人浸泡在盛有60.0升水的浴盆中，在1小时内，人体所散发出的热量使水温从30℃上升到31.5℃(假设人体体温保持恒定，且热量没有损失)，该人一天可以释放多少热量?1克脂肪燃烧放出39.7J的热量，如果该人在一天所需要的热量以摄入脂肪来计算，则他一天至少需要摄入多少克脂肪?已知水的比热容为4.2kJ•(kg•℃)-1

高中化学知识点—化学反应及其能量变化

高中化学知识点 ——化学反应及其能量变化 1．氧化还原反应 氧化还原反应有电子转移包括电子的得失和共用电子对的偏移或有元素化合价升降的反 应．如2Na+C1 2＝2NaCl有电子得失、H 2 +C1 2 ＝2HCl有电子对偏移等反应均属氧化还原反应; 氧化还原反应的本质是电子转移电子得失或电子对偏移; 氧化还原反应的特征在反应前后有元素的化合价发生变化．根据氧化还原反应的反应特征可判断一个反应是否为氧化还原反应．某一化学反应中有元素的化合价发生变化,则该反应为氧化还原反应,否则为非氧化还原反应; 氧化剂与还原剂 概念含义概念含义 氧化剂反应后所含元素化合价 降低的反应物 还原剂 反应后所含元素化合价 升高的反应物 被氧化还原剂在反应时化合价 升高的过程 被还原 氧化剂在反应时化合价 降低的过程 氧化性氧化剂具有的夺电子的 能力 还原性 还原剂具有的失电子的 能力 氧化反应元素在反应过程中化合 价升高的反应 还原反应 元素在反应过程中化合 价降低的反应 氧化产物还原剂在反应时化合价 升高后得到的产物 还原产物 氧化剂在反应时化合价 降低后得到的产物 氧化剂与还原剂的相互关系 重要的氧化剂和还原剂： 1所含元素的化合价处在最高价的物质只能得到电子,只具有氧化性,只能作氧化剂注：不一定是强氧化剂;重要的氧化剂有： ①活泼非金属单质,如X 2卤素单质、O 2 、O 3 等;②所含元素处于高价或较高价时的氧化物,如 MnO 2、NO 2 、PbO 2 等;③所含元素处于高价时的含氧酸,如浓H 2 SO 4 、HNO 3 等．④所含元素处于 高价时的盐,如KMnO 4、KClO 3 、K 2 Cr 2 O 7 等．⑤金属阳离子等,如Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、H＋等．⑥过 氧化物,如Na 2O 2 、H 2 O 2 等．⑦特殊物质,如HClO也具有强氧化性． 2所含元素的化合价处在最低价的物质只能失去电子,只具有还原性,只能作还原剂注：不一 定是强还原剂．重要的还原剂有： ①活泼金属单质,如Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等．②某些非金属单质,如C、H 2 、Si等．③所 含元素处于低价或较低价时的氧化物,如CO、SO 2 等．④所含元素处于低价或较低价时的化 合物,如含有 2- S、 4+ S、 1- I、 1- Br、 2+ Fe的化合物H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、FeSO4、 NH 3 等． 3当所含元素处于中间价态时的物质,既有氧化性又有还原性,如H 2O 2 、SO 2 、Fe2＋等． 4当一种物质中既含有高价态元素又含有低价态元素时,该物质既有氧化性又有还原性．例如,盐酸HCl与Zn反应时作氧化剂,而浓盐酸与MnO 2 共热反应时,则作还原剂． 氧化还原反应的分类 1不同反应物间的氧化还原反应． ①不同元素间的氧化还原反应． 例如：MnO 2+4HCl浓MnCl 2 +C1 2 ↑+2H 2 O绝大多数氧化还原反应属于这一类． ②同种元素间的氧化还原反应．

新教材 苏教版高中化学必修第二册 专题6化学反应与能量变化 知识点考点重点难点总结

专题6化学反应与能量变化 第一单元 化学反应速率与反应限度 (1) 第1课时 化学反应速率及影响因素 (1) 第2课时 化学反应的限度 (5) 微专题1 化学反应速率和反应限度图像题分析 (9) 第二单元 化学反应中的热 (10) 第三单元 化学能与电能的转化 (16) 第1课时 化学能转化为电能 (16) 第2课时 化学电源 (20) 第一单元 化学反应速率与反应限度 第1课时 化学反应速率及影响因素 基础知识 一、化学反应速率 1．化学反应速率及其表示方法 (1)概念：化学反应速率是用来衡量化学反应过程进行快慢程度的物理量。 (2)表示方法：可用单位时间内反应物浓度的减少或者生成物浓度的增加(均取正值)来表示。 (3)计算：表达式为v ＝Δc Δt 或v ＝Δn V ·Δt 。 式中：Δc 为浓度的变化量，一般以mol·L －1为单位； Δt 为时间，一般以s 或min 为单位。 (4)常用单位：mol·L －1·s －1或mol·L －1·min －1。 2．规律 对于同一反应，用不同的物质来表示反应速率，其比值一定等于化学方程式中相应的化学计量数之比。 如对于反应：m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)，v (A)∶v (B)∶v (C)∶v (D)＝m ∶n ∶p ∶q 。 微点拨：(1)一个确定的化学反应涉及反应物、生成物等多种物质，因而定量表示一个化学反应的反应速率时，必须指明是用哪一种反应物或哪一种生成物来表示。 (2)无论是用某一反应物表示还是用某一生成物表示，其化学反应速率都取正值，而且是某一段时间内的平均速率，不是某一时刻的瞬时速率。

【高中化学】化学反应与能量变化知识点总结

【高中化学】化学反应与能量变化知识点总结 一、化学反应与能量的变化 反应焓变 (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：恒压下化学反应的热效应是焓变。 (3)符号：δh,单位：kj/mol或kj?molˉ1。 （4）δH=产物总能量-反应物总能量=反应物总键能-产物总键能 (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 热化学方程不仅反映了化学反应中物质的变化，而且反映了化学反应中能量的变化。 h2(g)+?o2(g)=h2o(l)δh=-285.8kj/mol 在25℃、101kpa、1molh2和？当Molo 2反应生成液态水时，释放的热量为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“↓” H2O与热的中和反应称为H2O在稀溶液中的中和反应。 点击查看： 高中化学 知识点总结 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

（1）气体定律的内容：无论化学反应是一步完成还是几步完成，反应热都是相同的。换句话说，化学反应的反应热只与体系的初始状态和最终状态有关，而与反应方式无关。 反应热的计算常见方法： （1）按键能计算反应热：一般来说，人们认为化学键分解1mol所吸收的能量就是 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（产物），即δH等于反应物的总键能和产物的总键能之差。例如，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）根据气体法： 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 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。 （2）反应热△ h与测量条件（如温度、压力等）有关。因此，在编写热化学反应方程式时，应注意测定条件△ H。 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。

高中化学知识点详解大全——《化学反应与能量变化》

化学反应与能量变化 考点1放热反应与吸热反应 类型 比较 放热反应 吸热反应 定义 有热量 的化学反应 热量的化学反应 形成原因 反应物具有的总能量大于生 成物具有的总能量 反应物具有的总能量小于生成物具有 的总能量 与化学键强弱的关系 生成物分子成键时释放出的 总能量 反应物分子断裂 时吸收的总能量 生成物分子成键时释放的总能量 反应物分子断裂时吸收的总能量 表示方法 △ H 0 △ H 0 实例 2H2(g)+O2(g)====2H2O(g); △ H-483 .6 kJ mol-1 C(s)+H2O(g)====CO(g)+H2(g); △ H=- kJ mol-1 常见类型 燃烧反应、中和反应等大多 数反应 电离、水解过程，大多数分解反应 本考点考查的重点在于能否准确理解放热反应、吸热反应等概念，并对其原因加以分析和应 用。 特别提醒：判断放热反应和吸热反应的方法有二：由反应物与生成物的总能量的相对大小或 反应物分子断裂时吸收的总能量与生成物分子成键时释放出的总能量相对大小比较 ［例1］ (2007年高考江苏卷，反应热)甲醇质子交换膜燃料电池中将甲醇蒸气转化为氢气的两种 反应原理是 ①CH3OH(g)+ H2O(g) = CO2(g 片 3H2(g); . H = + 49.0 kJmol -1 ②CH3OH(g)+ 1/2O2(g) = CO2(g)+ 2H2(g); . ：H =-192.9 kJ mol - 1 F 列说法正确的是( ) (A) CH3OH 的燃烧热为 192.9 kJ m o l - 1 (B) 反应①中的能量变化如图所示 反应物的 (C) CH3OH 转变成H2的过程一定要吸收能量 总能量 (D) 根据②推知反应： CH3OH(l)+72O2(g) = CO2(g)+2H2(g)的.:H >- kJ mol — 1 ［解析］本题以燃料电池为载体考查燃烧热和热化学方程式。 生成O 的 热应指1 mol 甲醇完全燃烧生成 CO2和液态水时放出的热量，成物的 总能量 池反应甲醇生成氢气，不符合定义，因此选项 A 错。反应①是吸量 反应，而上图所示反应物的总能量大于生成物的总能量应是放热反 应，因此选项B 也错。由反应①②可知，CH3OH 转变成H2的过程有的是放热反应有的是吸热 反应，选项C 错。液态甲醇能量低于气态甲醇，与氧气反应放出热量少，因△ H 为负，所以△ H>- 192.9 kJm o l - 1。选 D 。 【答案】D ［规律总结］学会判断根据图象判断放热反应和吸热反应，同时要加深对热化学方程式的理 解。 考点2热化学方程式书写正误判断 1 •定义：表示 的化学方程式，叫做热化学方程式。 2•书写热化学方程式的注意事项： (1) 需注明反应的 ；因反应的温度和压强不同 时，其△ H 不同。 能量 反应过程 CC 2(g)+ 3H 2(g)