高二化學下冊化學反應與能量知識點總結與歸納
化學是自然科學的一種，在分子、原子層次上研究物質的組成、性質、結構與變化規律;創造新物質的科學。育路小編準備了高二化學下冊化學反應與能量知識點，具體請看以下內容。
一、化學反應與能量的變化
反應熱 焓變
(1) 反應熱：化學反應在一定條件下反應時所釋放或吸收的熱量。
(2) 焓變：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應即為焓變。
(3) 符號：ΔH,單位：kJ/mol或kJ·molˉ¹。
(4)ΔH=生成物總能量-反應物總能量=反應物鍵能總和-生成物鍵能總和
(5)當ΔH為“-”或ΔH<0時，為放熱反應
當ΔH為“+”或ΔH>0時，為吸熱反應
熱化學方程式
熱化學方程式不僅表明了化學反應中的物質變化，也表明了化學反應中的能量變化。
H2(g)+½O2(g)=H2O(l)ΔH=-285.8kJ/mol
表示在25℃,101kPa，1 mol H2與½mol O2反應生成液態水時放出的熱量是285.8 kJ。
注意事項：(1)熱化學方程式各物質前的化學計量數只表示物質的量，不表示分子數，因此，它可以是整數，也可以是小數或分數。(2)反應物和產物的聚集狀態不同，反應熱數值以及符號都可能不同，因此，書寫熱化學方程式時必須注明物質的聚集狀態。熱化學方程式中不用“↑”和“↓”
中和熱定義：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應生成1 mol H2O，這時的反應熱叫做中和熱。
二、燃燒熱
(1)概念：25℃,101kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的氧化物時所放出的熱量。
(2)單位：kJ/mol
三、反應熱的計算
(1)蓋斯定律內容：不管化學反應是一步完成或是分幾步完成，其反應熱是相同的。或者說，化學反應的的反應熱只與體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關。
反應熱的計算常見方法：
(1)利用鍵能計算反應熱：通常人們把拆開1 mol某化學鍵所吸收的能量看成該化學鍵的鍵能，鍵能通常用E表示，單位為kJ/mol或kJ·mol-1。方法：ΔH=∑E(反應物)-∑E(生成物)，即ΔH等于反應物的鍵能總和與生成物的鍵能總和之差。如反應H2(g)+Cl2(g) === 2HCl(g) ΔH=E(H—H)+E(Cl—Cl)-2E(H—Cl)。
(2)由反應物、生成物的總能量計算反應熱：ΔH=生成物總能量-反應物總能量。
(3)根據蓋斯定律計算：
反應熱與反應物的物質的量成正比。化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關，而與反應的途徑無關.即如果一個反應可以分步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。例如：由圖可得ΔH=ΔH1+ΔH2，
高中是人生中的關鍵階段，大家一定要好好把握高中，編輯老師為大家整理的高二化學下冊化學反應與能量知識點，希望大家喜歡。
(責任編輯：陳海巖)
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