化学反应热知识点小结【经典3篇】
化学反应热知识点小结 篇一
化学反应热是指化学反应过程中放出或吸收的热量。了解化学反应热的知识对于理解化学反应的性质和控制化学反应过程具有重要意义。本文将从热力学角度总结化学反应热的几个关键知识点。
1. 反应焓变（ΔH）：反应焓变是指反应过程中吸放热量的变化量。当反应吸热时，ΔH为正值；当反应放热时，ΔH为负值。反应焓变可以通过实验方法测定，也可以通过热力学计算得出。
2. 燃烧反应热：燃烧反应是一种常见的放热反应。当物质与氧气发生燃烧反应时，会放出大量的热量。燃烧反应热可以用于评估燃料的热效率和燃烧产物的稳定性。
3. 反应焓变的计算：根据热力学第一定律，反应焓变可以通过反应物和生成物的焓变之差来计算。在常压下，反应焓变等于生成物的焓减去反应物的焓，即ΔH = ΣH(生成物) - ΣH(反应物)。焓变的计算通常需要参考标准状态下的焓值。
4. 反应焓变与化学反应速率的关系：反应焓变对化学反应速率有着重要影响。通常情况下，反应焓变越大，反应速率越慢；反应焓变越小，反应速率越快。这是因为反应焓变与活化能之间存在关联，反应焓变越大，活化能越高，反应速率越慢。
5. 反应焓变与反应平衡的关系：反应焓变还与反应平衡的性质密切相关。根据吉布斯自由能变化（ΔG）与反应焓变之间的关系，当ΔH为负值时，反应向产物方向偏移，反应趋向于完成；当ΔH为正值时，反应向反应物方向偏移，反应趋向于逆转；当ΔH为零时，反应处于平衡状态。
通过对以上几个关键知识点的了解，我们可以更好地理解化学反应热的性质和规律。化学反应热在实际应用中具有广泛的意义，例如在工业生产中控制反应过程的温度和热量，以及评估反应的能量效率等。因此，深入研究化学反应热的知识对于化学工作者和学生来说是非常重要的。
化学反应热知识点小结 篇二
化学反应热是化学反应过程中吸放热量的变化。了解化学反应热的知识对于理解化学反应的热力学性质和控制化学反应过程具有重要意义。本文将从热力学角度继续总结化学反应热的几个关键知识点。
1. 反应焓变（ΔH）：反应焓变是指反应过程中吸放热量的变化量。当反应吸热时，ΔH为正值；当反应放热时，ΔH为负值。反应焓变可以通过实验方法测定，也可以通过热力学计算得出。
2. 反应焓变与摩尔焓变：反应焓变可以用摩尔焓变来表示，即单位摩尔的反应焓变。摩尔焓变可通过将反应焓变除以反应物或生成物的摩尔数来计算。
3. 反应焓变与燃烧热容：燃烧热容是指单位质量物质在燃烧过程中吸收或放出的热量。它与反应焓变之间存在一定的关联，可以通过燃烧热容来计算反应焓变。
4. 反应焓变与反应热容：反应热容是指在恒压条件下，单位摩尔反应所吸收或放出的热量。反应热容可以通过反应焓变除以反应的摩尔数来计算。
5. 反应焓变与热力学第一定律：根据热力学第一定律，反应焓变等于吸热过程的热量减去放热过程的热量。这一定律为我们理解化学反应热的性质和规律提供了重要的理论基础。
通过对以上几个关键知识点的了解，我们可以更好地理解化学反应热的性质和规律。化学反应热在实际应用中具有广泛的意义，例如在工业生产中控制反应过程的温度和热量，以及评估反应的能量效率等。因此，深入研究化学反应热的知识对于化学工作者和学生来说是非常重要的。
化学反应热知识点小结 篇三
化学反应热知识点小结
化学（chemistry）是自然科学的一种，主要在分子、原子层面，研究物质的组成、性质、结构与变化规律，创造新物质（实质是自然界中原来不存在的分子）。下面跟着小编来看看化学反应热知识点小结吧！希望对你有所帮助。
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
三、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57.3kJ/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57.3kJ/mol.
