化学其实不难学，只要掌握正确的学习方法，成绩就能拔高，下面是小编整理的高二化学反应与能量的知识点总结，希望大家喜欢。

1、反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量。

焓变：在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量(QP)。

2、符号：△H 单位：kJ/mol

3、规定：吸热反应:△H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H < 0 或者值为“-”

4、常见的放热反应和吸热反应：

燃烧、中和反应、金属与酸反应、以及大部分化合反应是放热的

大部分分解反应，电离、水解、高温下碳还原金属氧化物、碳与二氧化碳反应、Ba(OH)2与NH4Cl的反应等一般属于吸热反应。

5、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H<0

反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H>0

△H在数值上等于反应物分子断裂旧键时所吸收的总能量与生成物分子形成新键时所释放的总能量之差，△H=E生成物能量-E反应物能量=E反应物键能之和-E生成物键能之和

6、热化学方程式：表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式。

书写热化学方程式注意事项:

(1)反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s、aq表示不同状态。

(2)方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。

(3)热化学方程式中各物质前的化学计量数只表示物质的量，因此可以是整数或分数。

(4)对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同，即△H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。

7、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。化学反应的焓变(ΔH)只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。

规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。

8、燃烧热：在101kPa时，l mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时的反应热.

注意：① 燃烧的条件是在101kPa;② 标准:是以1mol燃料作为标准，因此书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示;③ 物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的△H均为负值;④ 燃烧要完全:C元素转化为CO2(g)，而不是CO;H元素转化为H2O(l)，N元素转化为N2(g)。

9.中和热：强酸与强碱的稀溶液反应生成1mol的水所放出的热量

KOH(aq) + 1/2H2SO4(aq)==== 1/2K2SO4(aq) + H2O(l);ΔH=-57.3 kJ•mol-1

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