化學(xué)高中知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全——《化學(xué)反應(yīng)及其能量變化》

學(xué)習(xí)必備歡迎下載高中化學(xué)知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全化學(xué)反應(yīng)及其能量變化1氧化還原反應(yīng)氧化還原反應(yīng)有電子轉(zhuǎn)移(包括電子的得失和共用電子對(duì)的偏移)或有元素化合價(jià)升降的反應(yīng)如 2Na+ C122NaCl(有電子得失)、H2+ C122HCl(有電子對(duì)偏移)等反應(yīng)均屬氧化還原反應(yīng)。氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)是電子轉(zhuǎn)移(電子得失或電子對(duì)偏移)。氧化還原反應(yīng)的特征在反應(yīng)前后有元素的化合價(jià)發(fā)生變化根據(jù)氧化還原反應(yīng)的反應(yīng)特征可判斷一個(gè)反應(yīng)是否為氧化還原反應(yīng)某一化學(xué)反應(yīng)中有元素的化合價(jià)發(fā)生變化，則該反應(yīng)為氧化還原反應(yīng)，否則為非氧化還原反應(yīng)。氧化劑與還原劑概 念氧化劑被氧化氧化性氧化反應(yīng)氧化產(chǎn)物含  義反應(yīng)后所含元素化合價(jià)降低的反應(yīng)物還原劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)升高的過程氧化劑具有的奪電子的能力元素在反應(yīng)過程中化合價(jià)升高的反應(yīng)還原劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)升高后得到的產(chǎn)物概  念還原劑被還原還原性還原反應(yīng)還原產(chǎn)物含 義反應(yīng)后所含元素化合價(jià)升高的反應(yīng)物氧化劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)降低的過程還原劑具有的失電子的能力元素在反應(yīng)過程中化合價(jià)降低的反應(yīng)氧化劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)降低后得到的產(chǎn)物氧化劑與還原劑的相互關(guān)系、H等過氧化物，如 Na O 、H O  等特殊物質(zhì)，如 HClO 也具有強(qiáng)氧化性的化合物，如含有 S 、 S 、 I 、 Br 、 Fe 的化合物 H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、重要的氧化劑和還原劑：(1)所含元素的化合價(jià)處在最高價(jià)的物質(zhì)只能得到電子，只具有氧化性，只能作氧化劑(注：不一定是強(qiáng)氧化劑)。重要的氧化劑有：活潑非金屬單質(zhì)，如 X2(鹵素單質(zhì))、O2、O3 等。所含元素處于高價(jià)或較高價(jià)時(shí)的氧化物，如 MnO2、NO2、PbO2 等。所含元素處于高價(jià)時(shí)的含氧酸，如濃 H2SO4、HNO3 等所含元素處于高價(jià)時(shí)的鹽，如 KMnO4、KClO3、K2Cr2O7 等金屬陽離子等，如 Fe3、Cu2、Ag2222(2)所含元素的化合價(jià)處在最低價(jià)的物質(zhì)只能失去電子，只具有還原性，只能作還原劑(注：不一定是強(qiáng)還原劑)重要的還原劑有：活潑金屬單質(zhì)，如 Na、K、Ca、Mg、Al、Fe 等某些非金屬單質(zhì)，如 C、H2、Si 等所含元素處于低價(jià)或較低價(jià)時(shí)的氧化物，如 CO、SO2 等所含元素處于低價(jià)或較低價(jià)時(shí)-2+4-1-1+2FeSO4、NH3 等(3)當(dāng)所含元素處于中間價(jià)態(tài)時(shí)的物質(zhì)，既有氧化性又有還原性，如 H2O2、SO2、Fe2等(4)當(dāng)一種物質(zhì)中既含有高價(jià)態(tài)元素又含有低價(jià)態(tài)元素時(shí)，該物質(zhì)既有氧化性又有還原性例學(xué)習(xí)必備歡迎下載如，鹽酸(HCl)與 Zn 反應(yīng)時(shí)作氧化劑，而濃鹽酸與 MnO2 共熱反應(yīng)時(shí)，則作還原劑氧化還原反應(yīng)的分類(1)不同反應(yīng)物間的氧化還原反應(yīng)不同元素間的氧化還原反應(yīng)例如：MnO2+ 4HCl(濃)MnCl2+ C12+ 2H2O絕大多數(shù)氧化還原反應(yīng)屬于這一類同種元素間的氧化還原反應(yīng)例如：2H2S+ SO23S+ 2H2OKClO3+ 6HCl(濃)KCl+ 3C12+ 3H2O在這類反應(yīng)中，所得氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物是同一物質(zhì)，這類氧化還原反應(yīng)又叫歸中反應(yīng)(2)同一反應(yīng)物的氧化還原反應(yīng)同一反應(yīng)物中，不同元素間的氧化還原反應(yīng)例如：2KClO32KCl+ 3O2同一反應(yīng)物中，同種元素不同價(jià)態(tài)間的氧化還原反應(yīng)例如：NH4NO3N2O+ 2H2O同一反應(yīng)物中，同種元素同一價(jià)態(tài)間的氧化還原反應(yīng)例如：C12+ 2NaOHNaCl+ NaClO+ H2O3NO2+ H2O2HNO3+ NO在這類反應(yīng)中，某一元素的化合價(jià)有一部分升高了，另一部分則降低了這類氧化還原反應(yīng)又叫歧化反應(yīng)氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)類型的關(guān)系 如右圖所示由圖可知：置換反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)；復(fù)分解反應(yīng)都不是氧化還原反應(yīng)，化合反應(yīng)、分解反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng)氧化還原反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的方向、數(shù)目的表示方法(1)單線橋法表示在反應(yīng)過程中反應(yīng)物里元素原子間電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向用帶箭頭的連線從化合價(jià)升高的元素開始，指向化合價(jià)降低的元素，再在連線上方標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目在單線橋法中，箭頭的指向已經(jīng)表明了電子轉(zhuǎn)移的方向，因此不能再在線橋上寫“得”、 失”字樣(2)雙線橋法表示在反應(yīng)物與生成物里，同一元素原子在反應(yīng)前后電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向在氧化劑與還原產(chǎn)物、還原劑與氧化產(chǎn)物之間分別用帶箭頭的連線從反應(yīng)前的有關(guān)元素指向反應(yīng)后的該種元素，并在兩條線的上、下方分別寫出“得”“失”電子及數(shù)目例如：氧化還原反應(yīng)的有關(guān)規(guī)律(1)氧化性、還原性強(qiáng)弱判斷的一般規(guī)律氧化性、還原性的強(qiáng)弱取決于得失電子的難易；而與得失電子數(shù)的多少無關(guān)(金屬活動(dòng)性順序表金屬的活動(dòng)性越強(qiáng)，金屬單質(zhì) 原子)的還原性也越強(qiáng)，而其離子的氧化性越弱如還原性：Mg>Fe>Cu>Ag；氧化性：Ag>Cu2>Fe2>Mg2同種元素的不同價(jià)態(tài)特殊情況；氯的含氧酸的氧化性順序?yàn)椋篐ClO>HClO3>HClO4氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向一般而言，氧化還原反應(yīng)總是朝著強(qiáng)氧化性物質(zhì)與強(qiáng)還原性物學(xué)習(xí)必備歡迎下載質(zhì)反應(yīng)生成弱氧化性物質(zhì)與弱還原性物質(zhì)的方向進(jìn)行在一個(gè)給出的氧化還原反應(yīng)方程式中，氧化劑和氧化產(chǎn)物都有氧化性，還原劑和還原產(chǎn)物都有還原性，其氧化性、還原性的強(qiáng)弱關(guān)系為：氧化性：氧化劑氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑還原產(chǎn)物反之，根據(jù)給出的物質(zhì)的氧化性、還原性的強(qiáng)弱，可以判斷某氧化還原反應(yīng)能否自動(dòng)進(jìn)行反應(yīng)條件的難易不同的氧化劑(還原劑)與同一還原劑(氧化劑)反應(yīng)時(shí)，反應(yīng)越易進(jìn)行，則對(duì)應(yīng)的氧化劑(還原劑)的氧化性(還原性)越強(qiáng)，反之越弱濃度同一種氧化劑(或還原劑)，其濃度越大，氧化性(或還原性)就越強(qiáng)H濃度對(duì)于在溶液中進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)，若氧化劑為含氧酸或含氧酸鹽，則溶液中 H濃度越大，其氧化性就越強(qiáng)(2)氧化還原反應(yīng)中元素化合價(jià)的規(guī)律一種元素具有多種價(jià)態(tài)時(shí)，處于最高價(jià)態(tài)時(shí)只具有氧化性，處于最低價(jià)態(tài)時(shí)只具有還原性，而處于中間價(jià)態(tài)時(shí)則既有氧化性又具有還原性但須注意，若一種化合物中同時(shí)含最高價(jià)態(tài)元素和最低價(jià)態(tài)元素時(shí)，則該化合物兼有氧化性和還原性，如 HCl價(jià)態(tài)不相交規(guī)律同種元素不同價(jià)態(tài)間相互反應(yīng)生成兩種價(jià)態(tài)不同的產(chǎn)物時(shí)，化合價(jià)升高與化合價(jià)降低的值不相交，即高價(jià)態(tài)降低后的值一定不低于低價(jià)態(tài)升高后的值，也可歸納為“價(jià)態(tài)變化只靠攏、不相交”所以，同種元素的相鄰價(jià)態(tài)間不能發(fā)生氧化還原反應(yīng)；同種元素間隔中間價(jià)態(tài)，發(fā)生歸中反應(yīng)(3)氧化還原反應(yīng)中的優(yōu)先規(guī)律：當(dāng)一種氧化劑(還原劑)同時(shí)與多種還原劑(氧化劑)相遇時(shí)，該氧化劑(還原劑)首先與還原性(氧化性)最強(qiáng)的物質(zhì)發(fā)生反應(yīng)，而只有當(dāng)還原性(氧化性)最強(qiáng)的物質(zhì)反應(yīng)完后，才依次是還原性(氧化性)較弱的物質(zhì)發(fā)生反應(yīng)(4)電子守恒規(guī)律在任何氧化還原反應(yīng)中，氧化劑得到的電子總數(shù)等于還原劑失去的電子總數(shù)(即氧化劑化合價(jià)升高的總數(shù)等于還原劑化合價(jià)降低的總數(shù))這一點(diǎn)也是氧化還原反應(yīng)配平的基礎(chǔ)。2離子反應(yīng)離子反應(yīng)有離子參加或有離子生成的反應(yīng)，都稱為離子反應(yīng)離子反應(yīng)的本質(zhì)、類型和發(fā)生的條件：(1)離子反應(yīng)的本質(zhì)：反應(yīng)物中某種離子的濃度減小(2)離子反應(yīng)的主要類型及其發(fā)生的條件：離子互換(復(fù)分解)反應(yīng)具備下列條件之一就可以使反應(yīng)朝著離子濃度減小的方向進(jìn)行，即離子反應(yīng)就會(huì)發(fā)生a生成難溶于水的物質(zhì)如：Cu2+ 2OHCu(OH)2注意：當(dāng)有關(guān)離子濃度足夠大時(shí)，生成微溶物的離子反應(yīng)也能發(fā)生如：2Ag+ SO42Ag2SO4Ca2+ 2OHCa(OH)2或者由微溶物生成難溶物的反應(yīng)也能生成如當(dāng)石灰乳與 Na2CO3 溶液混合時(shí)，發(fā)生反應(yīng)：Ca(OH)2 + CO32CaCO3+ 2OHb生成難電離的物質(zhì)(即弱電解質(zhì))如：H+ OHH2OH+ CH3COOCH3COOHc生成揮發(fā)性物質(zhì)(即氣體)如：CO32+ 2HCO2+ H2ONH4+ OHNH3+ H2O離子間的氧化還原反應(yīng)由強(qiáng)氧化劑與強(qiáng)還原劑反應(yīng)，生成弱氧化劑和弱還原劑，即反應(yīng)朝著氧化性、還原性減弱的方向進(jìn)行例如：Fe + Cu2Fe2+ CuCl2 + 2Br2C1+ Br22MnO4+ 16H+ 10C12Mn2+ 5C12+ 8H2O書寫離子方程式時(shí)應(yīng)注意的問題：(1)電解質(zhì)在非電離條件下(不是在水溶液中或熔融狀態(tài))，雖然也有離子參加反應(yīng)，但不、HS  和 Ca2  、HCO   等酸式酸根的形式+ H O（CO  適量）學(xué)習(xí)必備歡迎下載能寫成離子方程式，因?yàn)榇藭r(shí)這些離子并沒有發(fā)生電離如 NH4Cl 固體與 Ca(OH)2 固體混合加熱制取氨氣的反應(yīng)、濃 H2SO4 與固體(如 NaCl、Cu 等)的反應(yīng)等，都不能寫成離子方程式相反，在某些化學(xué)方程式中，雖然其反應(yīng)物不是電解質(zhì)或強(qiáng)電解質(zhì)，沒有大量離子參加反應(yīng)，但反應(yīng)后產(chǎn)生了大量離子，因此，仍可寫成離子方程式如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2 等與 H2O 的反應(yīng)(2)多元弱酸的酸式鹽，若易溶于水，則成鹽的陽離子和酸根離子可拆開寫成離子的形式，而酸根中的 H與正鹽陰離子不能拆開寫例如 NaHS、Ca(HCO3)2 等，只能分別寫成 Na3(3)對(duì)于微溶于水的物質(zhì)，要分為兩種情況來處理：當(dāng)作反應(yīng)物時(shí)？，微溶物要保留化學(xué)式的形式，不能拆開當(dāng)作反應(yīng)物時(shí)，若為澄清的稀溶液，應(yīng)改寫為離子形式，如澄清石灰水等；若為濁液或固體，要保留化學(xué)式的形式而不能拆開，如石灰乳、熟石灰等(4)若反應(yīng)物之間由于物質(zhì)的量之比不同而發(fā)生不同的反應(yīng)，即反應(yīng)物之間可發(fā)生不止一個(gè)反應(yīng)時(shí)，要考慮反應(yīng)物之間物質(zhì)的量之比不同，相應(yīng)的離子方程式也不同例如，向NaOH 溶液中不斷通入 CO2 氣體至過量，有關(guān)反應(yīng)的離子方程式依次為：CO2+ 2OHCO3222CO2+ OHHCO3（CO2 足量）在溶液中離子能否大量共存的判斷方法：幾種離子在溶液中能否大量共存，實(shí)質(zhì)上就是看它們之間是否發(fā)生反應(yīng)若離子間不發(fā)生反應(yīng)，就能大量共存；否則就不能大量共存離子間若發(fā)生下列反應(yīng)之一，就不能大量共存(1)生成難溶物或微溶物如 Ca2與 CO32、SO42、OH；Ag與 C1、Br、I、SO32，等等(2)生成氣體如 NH4與 OH；H與 HCO3、CO32、S2、HS、SO32、HSO3等)(3)生成難電離物質(zhì)(弱酸、弱堿、水 如 H與 C1O、F、CH3COO生成弱酸；OH與 NH4、A13、Fe3、Fe2、Cu2等生成弱堿；H與 OH生成 H2O(4)發(fā)生氧化還原反應(yīng)具有氧化性的離子(如 MnO4、ClO、Fe3等)與具有還原性的離子( 如S2、I、SO32、Fe2等)不能共存應(yīng)注意的是，有些離子在堿性或中性溶液中可大量共存，但在酸性條件下則不能大量共存，如 SO32與 S2，NO3與 I、S2、SO32、Fe2等*(5)形成配合物如 Fe3與 SCN因反應(yīng)生成 Fe(SCN)3 而不能大量共存*(6)弱酸根陰離子與弱堿陽離子因易發(fā)生雙水解反應(yīng)而不能大量共存，例如 Al3與 HCO3、CO32、A1O2等說明： 在涉及判斷離子在溶液中能否大量共存的問題時(shí)，要注意題目中附加的限定性條件：無色透明的溶液中，不能存在有色離子，如Cu2(藍(lán)色)、Fe3(黃色)、Fe2(淺綠色)、MnO4(紫色)在強(qiáng)酸性溶液中，與 H起反應(yīng)的離子不能大量共存在強(qiáng)堿性溶液中，與 OH起反應(yīng)的離子不能大量共存電解質(zhì)與非電解質(zhì)(1)電解質(zhì)：在水溶液里或者熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔锝须娊赓|(zhì)電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電，而只有在溶于水或熔融狀態(tài)時(shí)電離出自由移動(dòng)的離子后才能導(dǎo)電(因此，電解質(zhì)導(dǎo)電的原因是存在自由移動(dòng)的離子)能導(dǎo)電的不一定是電解質(zhì)，如金屬、石墨等單質(zhì)(2)非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物因?yàn)榉请娊赓|(zhì)歸屬于化合物，故如 C12 等不導(dǎo)電的單質(zhì)不屬于非電解質(zhì)(3)電解質(zhì)與非電解質(zhì)的比較學(xué)習(xí)必備歡迎下載電解質(zhì)非電解質(zhì)能否導(dǎo)電溶于水后或熔融狀態(tài)時(shí)能導(dǎo)電不能導(dǎo)電區(qū)能否電離別所屬物質(zhì)溶于水或受熱熔化時(shí)能電離產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子酸、堿、鹽等不能電離，因此沒有自由移動(dòng)的離子存在蔗糖、酒精等大部分有機(jī)物，氣體化合物如 NH3、SO2 等聯(lián)系都屬于化合物說明某些氣體化合物的水溶液雖然能導(dǎo)電，但其原因并非該物質(zhì)本身電離生成了自由移動(dòng)的離子，因此這些氣體化合物屬于非電解質(zhì)例如；氨氣能溶于水，但NH3 是非電解質(zhì)氨水能導(dǎo)電是因?yàn)?#160;NH3 與 H2O 反應(yīng)生成了能電離出 NH4和 OH的 NH3·H2O 的緣故，所以NH3·H2O 才是電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)(1)強(qiáng)電解質(zhì)：溶于水后全部電離成離子的電解質(zhì)(2)弱電解質(zhì)：溶于水后只有一部分分子能電離成離子的電解質(zhì)(3)強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)代表物質(zhì)電離情況水溶液中存在的微粒強(qiáng)酸：如 H2SO4、HNO3、HCl 等強(qiáng)堿：如 KOH、NaOH、Ba(OH)2 等鹽：絕大多數(shù)可溶、難溶性鹽，如 NaCl、CaCO3 等完全電離，不存在電離平衡 (電離不可逆)電離方程式用“”表示如：HNO3H+ NO3水合離子(離子)和 H2O 分子H2O弱酸：如 CH3COOH、HF、HClO、H2CO3 等弱堿：NH3 · H2O 、 A1(OH)3 、 Fe(OH)3等不完全電離(部分電離)，存在電離平衡電離方程式用“”表示如：CH3COOHCH3COO+ H 十大部分以電解質(zhì)分子的形式存在，只有少量電離出來的離子離子方程式的書寫拆開為離子(特殊：難溶性鹽仍以化學(xué)式 全部用化學(xué)式表示表示)情況注意:(1)在含有陰、陽離子的固態(tài)強(qiáng)電解質(zhì)中，雖然有陰、陽離子存在，但這些離子不能自由移動(dòng)，因此不導(dǎo)電如氯化鈉固體不導(dǎo)電(2)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱取決于溶液中自由移動(dòng)離子濃度的大小(注意：不是取決于自由移動(dòng)離子數(shù)目的多少)溶液中離子濃度大，溶液的導(dǎo)電性就強(qiáng)；反之，溶液的導(dǎo)電性就弱因此，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng)但在相同條件(相同濃度、相同溫度)下，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力比弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力強(qiáng)離子方程式用實(shí)際參加反應(yīng)的離子符號(hào)來表示離子反應(yīng)的式子所謂實(shí)際參加反應(yīng)的離子，即是在反應(yīng)前后數(shù)目發(fā)生變化的離子離子方程式不僅表示一定物質(zhì)間的某個(gè)反應(yīng)，而且可以表示所有同一類型的離子反應(yīng)如：H+ OHH2O 可以表示強(qiáng)酸與強(qiáng)堿反應(yīng)生成可溶性鹽的中和反應(yīng)離子方程式的書寫步驟(1)“寫”：寫出完整的化學(xué)方程式(2)“拆”：將化學(xué)方程式中易溶于水、易電離的物質(zhì)(強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、可溶性鹽)拆開改寫為離子形式；而難溶于水的物質(zhì)(難溶性鹽、難溶性堿)、難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿)、氧化學(xué)習(xí)必備歡迎下載物、氣體等仍用化學(xué)式表示(3)“刪”：將方程式兩邊相同的離子(包括個(gè)數(shù))刪去，并使各微粒符號(hào)前保持最簡單的整數(shù)比(4)“查”：檢查方程式中各元素的原子個(gè)數(shù)和電荷總數(shù)是否左右相等復(fù)分解反應(yīng)類型離子反應(yīng)發(fā)生的條件復(fù)分解反應(yīng)總是朝著溶液中自由移動(dòng)的離子數(shù)目減少的方向進(jìn)行具體表現(xiàn)為：(1)生成難溶于水的物質(zhì)如：Ba2+ SO42BaSO4(2)生成難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿)如 H+ OHH2O(3)生成氣體如：CO32+ 2HCO2+ H2O3化學(xué)反應(yīng)中的能量變化放熱反應(yīng)放出熱量的化學(xué)反應(yīng)在放熱反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量大于生成物的總能量：反應(yīng)物的總能量生成物的總能量 + 熱量 + 其他形式的能量放熱反應(yīng)可以看成是“貯存”在反應(yīng)物內(nèi)部的能量轉(zhuǎn)化并釋放為熱能及其他形式的能量的反應(yīng)過程吸熱反應(yīng)吸收熱量的化學(xué)反應(yīng)在吸熱反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量小于生成物的總能量：生成物的總能量反應(yīng)物的總能量 + 熱量 + 其他形式的能量吸熱反應(yīng)也可以看成是熱能及其他形式的能量轉(zhuǎn)化并“貯存”為生成物內(nèi)部能量的反應(yīng)過程*反應(yīng)熱(1)反應(yīng)熱的概念：在化學(xué)反應(yīng)過程中，放出或吸收的熱量，統(tǒng)稱為反應(yīng)熱反應(yīng)熱用符號(hào) 表示，單位一般采用 kJ·mol1(2)反應(yīng)熱與反應(yīng)物、生成物的鍵能關(guān)系： 生成物鍵能的總和 反應(yīng)物鍵能的總和(3)放熱反應(yīng)與吸熱反應(yīng)的比較反應(yīng)熱含義反應(yīng)本身的能量變化表示符號(hào)或 H值放熱反應(yīng)反應(yīng)物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物時(shí)放出熱量反應(yīng)放出熱量后使反應(yīng)本身的能量降低“”  H0吸熱反應(yīng)反應(yīng)物所具有的總能量小于生成物所具有的總能量，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物時(shí)吸收熱量反應(yīng)吸收熱量后使反應(yīng)本身的能量升高“+”  H0說明：放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)過程中的能量變化示意圖如圖 312 所示熱化學(xué)方程式(1)熱化學(xué)方程式的概念：表明反應(yīng)所放出或吸收熱量的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式(2)書寫熱化學(xué)方程式時(shí)應(yīng)注意的問題：需注明反應(yīng)的溫度和壓強(qiáng)因?yàn)榉磻?yīng)的溫度和壓強(qiáng)不同時(shí)，其  也不同若不注明時(shí)，學(xué)習(xí)必備歡迎下載則是指在 101kPa 和 25時(shí)的數(shù)據(jù)反應(yīng)物、生成物的聚集狀態(tài)要注明同一化學(xué)反應(yīng)，若物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同，則反應(yīng)熱就不同例如：H2(g) + 1/2O2(g)H2O(g)241.8kJ·mol1H2(g) + 1/2O2(g)H2O(l)285.8kJ·mol1比較上述兩個(gè)反應(yīng)可知，由 H2 與 O2 反應(yīng)生成 1 mol H2O(l)比生成 1 mol H2O(g)多放出 44 kJ·mol1 的熱量反應(yīng)熱寫在化學(xué)方程式的右邊放熱時(shí)  用“”，吸熱時(shí) 用“”例如：H2(g) + 1/2O2(g)H2O(g) 241.8kJ·mol1熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)不表示分子個(gè)數(shù)，而只表示物質(zhì)的量(mol)，因此，它可用分?jǐn)?shù)表示對(duì)于相同物質(zhì)的反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計(jì)量數(shù)不同時(shí)，其  也不同例如：2H2(g) + O2(g)2H2O(g)l483.6 kJ·mol1H2(g) + 1/2O2(g)H2O(g)2241.8kJ·mol1顯然，lH2*蓋斯定律對(duì)于任何一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，不管是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的也就是說，化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài) (各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無關(guān)如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時(shí)的反應(yīng)熱是相同的*4燃燒熱和中和熱燃燒熱中和熱定義在 101 kPa 時(shí)，1 mol 物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所放出熱量在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成 1 mol H2O 時(shí)所放出的熱量熱化學(xué)方程以燃燒 1mol 物質(zhì)為標(biāo)準(zhǔn)來配 物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)平其余物質(zhì)的化學(xué)式中的表示形式注意點(diǎn)說明平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)“完全燃燒”包含兩個(gè)方面的意思：燃燒的物質(zhì)全部燃燒完；生成穩(wěn)定氧化物，如 C 完全燃燒生成 CO2，S 完全燃燒生成 SO2；等等利用燃燒熱可以計(jì)算物質(zhì)在燃燒過程中所放出的熱量計(jì)量數(shù)當(dāng)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿在稀溶液中發(fā)生中和反應(yīng)時(shí)，1 molH與 1 molOH發(fā)生反應(yīng)生成 1 molH2O，都放出 57 3kJ 的熱量即：H(aq) + OH(aq)H2O(1)H57.3 kJ·mol1當(dāng)強(qiáng)酸與弱堿或弱酸與強(qiáng)堿或弱酸與弱堿發(fā)生中和反應(yīng)時(shí)，因生成的鹽會(huì)發(fā)生水解而吸熱，故此時(shí)中和熱要小于57.3 kJ·mol1