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
二．热化学方程式
1．概念：能表示参加反应的物质变化和能量变化的关系的化学方程式叫做热化学方程式。
2．表示意义
(1)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。
(2)热化学方程式中的化学计量数，表示实际参加反应的反应物的物质的量和实际生成的生成物的物质的量。
(3)热化学方程式中的反应热与反应物、生成物的化学计量数相对应。 3．书写热化学方程式的注意事项
C(固)+H2O(气)=CO(气)+H2(气)ΔH=+131.3kJ/mol (1)标集聚状态（固、液、气）
(2)右端标热量数值和符号：吸热用“＋”，放热用：“－”。 (3)系数单位是“摩”，而不是“个”；也不能表示物质的量之比。 (4)系数可用分数，但热量值要相应变化。 如：2H2(气)+O2(气)=2H2O(液)ΔH=－571.6kJ/mol H2(气)+1/2O2(气)=H2O(液)ΔH=－285.8kJ/mol
(5)不注明条件，即指250C、1.01×105Pa 【拓展延伸】
1.比较“反应热”或ΔH的大小时，必须带“＋”“－”符号，比较“燃烧热”或“中和热”时，只需比较数值大小即可。
2．参加反应的物质的量不同，则反应热的数值也会发生相应的变化，如1molH2完全燃烧生成液态水时放出285.8kJ的热量，2molH2完全燃烧生成液态水时则放出571.6kJ的热量。
3．对于可逆反应，如3H2(g)＋N2(g)2NH3(g)ΔH＝－92.4kJ/mol，是指生成2molNH3时放出92.4kJ的热量，而不是3molH2和1molN2混合，在一定条件下反应就可放出92.4kJ的热量，实际3molH2和1molN2混合，在一定条件下反应放出的热量小于92.4kJ，因为该反应的反应物不能完全转化为生成物。
4．同一反应中物质的聚集状态不同，反应热数值大小也不同。
例如，S(g)＋O2(g)===SO2(g)ΔH1＝－Q1；S(s)＋O2(g)===SO2(g)ΔH2＝－Q2，可以理解成固态硫变成气态硫后再发生变化，而由固态到气态是需要吸收能量的，所以Q1＞Q2、ΔH1＜ΔH2。故当同一反应中只由于聚集状态不同比较反应热的大小时，反应物为固态时放出的热量少，生成物为固态时放出的热量多。
5.反应物的量相同，生成物的状态不同，反应热数值大小也不相同。如： 例如：
H2(气)+1/2O2(气)=H2O(g)ΔH=－241.8kJ/mol H2(气)+1/2O2(气)=H2O(l)ΔH=－285.8kJ/mol 【拓展升华】
高中化学知识点——化学反应与能量
