高一化学反应与能量知识点
篇1：高一化学反应与能量知识点
分子破裂成原子，原子重新排列组合生成新物质的过程，称为化学反应。接下来我们一起看看高一化学反应与能量期中必考知识点。
高一化学反应与能量期中必考知识点梳理
考点1：吸热反应与放热反应
1、吸热反应与放热反应的区别
特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应
①一切燃烧反应;
②活泼金属与酸或水的反应;
③酸碱中和反应;
④铝热反应;
⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应
①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;
②大多数分解反应是吸热反应
③等也是吸热反应;
④水解反应
考点2：反应热计算的依据
1.根据热化学方程式计算
反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算
ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算
ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算
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。
温馨提示：
①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等化学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等化学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
高一化学反应与能量期中必考知识点就为大家介绍到这里，希望对你有所帮助。
篇2：高一化学反应与能量知识点
化学反应中的能量变化，通常表现为热量的变化。以下是第一章化学反应中的能量变化知识点，请大家掌握。
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 二、 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57.3 kJ/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57.3 kJ/mol.
篇3：高一化学反应与能量知识点
一、物质在溶解中的能量变化
1、两大守恒定律：在不与环境发生物质和能量交换的体系中，不论发生何种变化，体系中的质量和能量都不会改变，分别称为质量守恒定律和能量守恒定律。
2、溶解中的能量变化：溶解时，同时发生两个过程。一是溶质的微粒离开固体(液态)表面扩散到溶剂中去，这一过程吸收热量，是物理过程;另一个过程是溶质的微粒和溶剂分子生成溶剂化合物和或水合离子，这一过程放出热量，是化学过程。这两个过程中总是伴随着能量的变化，表现形式是放热或者吸热现象。
3、溶解平衡：结晶和溶解是同时进行的相反的两个过程，当单位时间内扩散到溶液里的溶质微粒数目，与回到固体溶质表面的溶质微粒数目相等，也就是溶质溶解的速率等于结晶的速率时，我们称之为达到了溶解平衡。这时的溶液是饱和溶液。
二、放热反应和吸热反应
化学上把有热量放出的化学反应称为放热反应，把吸收热量的化学反应称为吸热反应。与反应条件没有必然联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量的相对大小。
类型
比较放热反应吸热反应
定义有热量放出的化学反应吸收热量的化学反应
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大于反应物分子断裂时吸收的总能量生成物分子成键时释放出的总能量小于反应物分子断裂时吸收的总能量
表示方法ΔH﹤0或+QΔH﹥0或-Q
三、燃烧热和中和热
1、燃烧热：25℃、在101kPa时，1mol可燃物完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，单位为kJ/mol。
燃烧热是以1mol物质完全燃烧所放出来的热量来定义的，且燃烧产物必须是稳定的氧化物。
2、中和热：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1mol水时的反应热。对于强酸和强碱的稀溶液反应，其中和热基本都是相等的，都约是57.3kJ·mol-1。对于强酸和弱碱，或弱酸和强碱的稀溶液反应，中和热一般低于57.3kJ·mol-1。
四.热化学方程式和盖斯定律
1、表明反应所放出和吸收热量的化学方程式叫热化学方程式。△H0表示吸热反应。
2、热化学方程式的书写
(1)ΔH只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边。若为放热反应，ΔH为"-";若为吸热反应，ΔH为"+"。
(2)ΔH与反应测定条件有关，因此书写时应注明ΔH的测定条件。
(3)热化学方程式中化学计量数可以是整数，也可以是分数。
(4)必须注明反应物和产物的聚集状态(s、l、g)。
(5)热化学方程式中化学式前面的化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。当反应向逆反应方向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，方向相反。
3、盖斯定律：化学反应的反应热只与反应体系的始态(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几步进行，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。
五、燃料的充分利用
1、燃料的充分利用：一是燃料的充分燃烧;二是热能的充分利用。
2、燃料充分燃烧的条件：一是燃烧时要有足够多的空气，按反应比例混合;二是燃料与空气要有足够大的接触面积，常见方法有：固体碎化、液体雾化。
小编为大家提供的高一化学必修一剖析物质变化中的能量变化知识点，大家仔细阅读了吗?最后祝同学们学习进步。
