高二化學反應原理知識總結

對於化學知識點的掌握我們應該首先掌握高二化學反應原理的重要知識點內容，高二化學反應原理是貫穿化學知識點的重要內容，因此同學們需要詳細瞭解。下面小編給大家分享一些高二化學反應原理知識總結，希望能夠幫助大家，歡迎閲讀!

高二化學反應原理知識1

反應熱 焓變

1、定義：化學反應過程中放出或吸收的熱量叫做化學反應的反應熱.

在恆温、恆壓的條件下，化學反應過程中所吸收或釋放的熱量稱為反應的焓變。

2、符號：△H

3、單位：kJ·mol-1

4、規定：吸熱反應:△H

> 0 或者值為“+”，放熱反應:△H < 0 或者值為“-”

常見的放熱反應和吸熱反應

放熱反應

吸熱反應

燃料的燃燒 C+CO2 , H2+CuO

酸鹼中和反應 C+H2O

金屬與酸 Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl

大多數化合反應 CaCO3高温分解

大多數分解反應

小結：

1、化學鍵斷裂，吸收能量;

化學鍵生成，放出能量

2、反應物總能量大於生成物總能量，放熱反應，體系能量降低，△H為“-”或小於0

反應物總能量小於生成物總能量，吸熱反應，體系能量升高，△H為“+”或大於0

3、反應熱

數值上等於生成物分子形成時所釋放的總能量與反應物分子斷裂時所吸收的總能量之差

高二化學反應原理知識2

熱化學方程式

1.概念:表示化學反應中放出或吸收的熱量的化學方程式.

2.意義:既能表示化學反應中的物質變化,又能表示化學反應中的能量變化.

[總結]書寫熱化學方程式注意事項:

(1)反應物和生成物要標明其聚集狀態，用g、l、s分別代表氣態、液態、固態。

(2)方程式右端用△H 標明恆壓條件下反應放出或吸收的熱量，放熱為負，吸熱為正。

(3)熱化學方程式中各物質前的化學計量數不表示分子個數，只表示物質的量，因此可以是整數或分數。

(4)對於相同物質的反應，當化學計量數不同時，其△H 也不同，即△H 的值與計量數成正比,當化學反應逆向進行時,數值不變,符號相反。

高二化學反應原理知識3

蓋斯定律：不管化學反應是一步完成或分幾步完成，其反應熱是相同的。

化學反應的焓變(ΔH)只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關。

總結規律：若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。

注意：

1、計量數的變化與反應熱數值的變化要對應

2、反應方向發生改變反應熱的符號也要改變

反應熱計算的常見題型：

1、化學反應中物質的量的變化與反應能量變化的定量計算。

2、理論推算反應熱：

依據：物質變化決定能量變化

(1)蓋斯定律 設計合理路徑

路徑1總能量變化等於路徑2總能量變化 (2)通過已知熱化學方程式的相加，得出新的熱化學方程式：

物質的疊加，反應熱的疊加

小結：

a： 若某化學反應從始態(S)到終態(L)其反應熱為△H，而從終態(L)到始態(S)的反應熱為△H ’，這兩者和為0。

即△H+ △H ’ = 0

b：若某一化學反應可分為多步進行，則其總反應熱為各步反應的反應熱之和。

即△H= △H1+ △H2+ △H3+……

c：若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的反應熱即為上述多步反應的反應熱之和。