1、新課標人教版高中化學必修二第二章化學反應與能量專題復習策略能量的觀點貫穿于高中化學學習的始終，是學習高中化學的一條主線，也是聯系理、化、生三大學科的紐帶之一。二輪復習中，我們應該緊扣新課標，瞄準新高考，提煉知識要點難點，精講精練，使學生運用本專題知識分析問題，解決問題的能力得到進一步升華。下面我從五個方面談一下本專題的復習策略。一、考綱要求1理解化學反應中的能量變化與化學鍵變化的關系；2理解吸熱反應、放熱反應與反應物及生成物能量的關系；3了解熱化學方程式的含義4認識能源是人類生存和發展的重要基礎，知道節約能源、提高能量利用效率的實際意義。5了解焓變與反應熱涵義。6理解蓋斯定律，并能運用蓋斯定律

2、進行有關焓變的簡單計算。7以上各部分知識與技能的綜合應用。二、命題趨向關于本專題，近幾年高考中出現的主要題型有（1）熱化學方程式的書寫及正誤判斷；（2）反應熱的計算；（3）比較反應熱的大小；（4）反應熱與能源的綜合考查。目前，能源問題已成為社會普遍關注的焦點，有關能源的試題也必將成為今后高考命題的熱點；此外，燃燒熱和中和熱的概念及計算仍將是高考考查的重點。以上內容在選擇題、填空題、實驗題中均可體現，重點考查學生靈活運用知識、接受新知識的能力。新課標關注能源、關注能量利用效率，今年又是各地降低能耗，發展低碳經濟的一年，估計與實際相聯系節約能源的試題可能出現。新課標明確了焓變與反應熱的關系，極有可

3、能出現運用蓋斯定律進行有關反應焓變的簡單計算。三、要點回顧1.一種化學方程式熱化學方程式書寫熱化學方程式應注意以下幾點：H<0或H為“”時，該反應為放熱反應；H0或H為“+”時，該反應是吸熱反應。注明各物質的聚集狀態，用s、l、g分別表示固態、液態、氣態。注明反應溫度和壓強。若為常溫常壓，可省略。熱化學方程式中各物質的化學計量數只表示其物質的量可以是分數，且化學計量數不同時，H也不同。2.兩類反應吸熱反應、放熱反應 從能量守恒的觀點來看，反應熱(H )=生成物具有的能量總和-反應物具有的能量總和。若生成物具有的能量總和反應物具有的能量總和，即H<0，則該反應為放熱反應；若生成物具有

4、的能量總和反應物具有的能量總和，即H0，則該反應為吸熱反應。從化學反應的實質來看，反應熱由舊化學鍵斷裂吸收的能量和新化學鍵形成釋放的能量決定，即H=舊化學鍵斷裂吸收的能量總和新化學鍵形成釋放的能量總和。若舊化學鍵斷裂吸收的能量總和新化學鍵形成釋放的能量總和，反應吸熱；若舊化學鍵斷裂吸收的能量總和新化學鍵形成釋放的能量總和，反應放熱。一般來說，放熱反應有金屬與酸的反應、物質的燃燒、中和反應、大多數化合反應、鋁熱反應等；吸熱反應有大多數分解反應，氫氧化鋇晶體與氯化銨的反應、碳與水蒸氣及CO2的反應等。3.三個概念反應熱、燃燒熱、中和熱反應熱：在化學反應過程中反應本身放出或吸收的熱量。在恒溫恒壓條件

5、下的反應熱用H表示，單位是kJ/mol，并規定放熱反應H<0，吸熱反應H>0。比較化學反應中的能量變化時，需注意是僅比較數值還是比較H，后者需要考慮“+”“”符號。燃燒熱：在25、101 kPa時，1摩爾可燃物完全燃燒生成穩定的氧化物時所釋放的熱量。燃燒熱是反應熱的一種，使用燃燒熱的概念時要抓住以下要點： 規定是在101 kPa壓強下測出熱量。書中提供的燃燒熱數據都是在101kPa下測定出來的。因為壓強不同，反應熱有所不同。 規定可燃物的物質的量為1mol。因此，表示可燃物的燃燒熱的熱化學方程式中，可燃物的化學計量數必須為1，其他物質的化學計量數可以為分數。例如，C8H18的燃燒熱

6、為5518 kJ·mol-1，用熱化學方程式表示y應為：C8H18（l）+O2（g）= 8CO2（g）+9H2O（l）H=5518 kJ·mol-1 規定生成物為穩定的氧化物例如C CO2、H H2O(l)、S SO2等。C（s）+O2（g）=CO（g）H=110.5 kJ·mol-1C（s）+O2（g）=CO2（g）H=393.5 kJ·mol-1C的燃燒熱為393.5 kJ·mol-1，而不是110.5 kJ·mol-1。燃燒熱的表達有兩種形式：一種是用文字表示時，只能用相應的數值和單位，不加“”號， 比如填空題中回答燃燒熱時；另

7、一種是用H表示時，要加“”號，比如在表示燃燒熱的熱化學方程式中。例如，CH4的燃燒熱為890.3 kJ·mol-1，而H890.3 kJ·mol-1。3、中和熱：在稀溶液中酸跟堿發生中和反應生成1molH2O時的反應熱叫中和熱，單位是kJ/mol。中和熱也是反應熱的一種具體表現形式。使用中和熱時應注意：中和熱僅指1molH+和1molOH-結合生成水時的熱量變化，而不包括其它任何過程的熱量變化，例如CH3COOH的電離吸熱，濃H2SO4的溶解放熱等。四、難點辨析1.蓋斯定律的理解和應用蓋斯定律是不通過實驗而運用計算手段獲得反應熱的重要依據。根據蓋斯定律計算反應熱的方法是：若

8、一個化學方程式可由另外幾個化學方程式相加減得到，則該反應的焓變即為另外幾個反應焓變的代數和。應用蓋斯定律進行計算時，關鍵在于設計合理的反應過程，同時注意：當熱化學方程式的化學計量數需乘某系數時，H也需乘相應的系數；熱化學方程式進行加減運算時，H也作相應的加減運算，且運算時要帶“+”“”符號；在設計的反應路徑中常會遇到同一物質固、液、氣三態的相互轉化，此時應注意物質狀態轉化時能量也隨之轉化：固液氣時吸熱，反之放熱。2.鍵能、反應熱和穩定性的關系（1）、鍵能定義：在101kPa、298K條件下，1mol氣態AB分子全部拆開成氣態A原子和B原子時需吸收的能量稱AB間共價鍵的鍵能，單位為kJ 

9、3; mol 1。（2）、鍵能與反應熱 化學反應中最主要的變化是舊化學鍵發生斷裂和新化學鍵的形成。化學反應中能量的變化也主要決定于這兩個方面吸熱與放熱，可以通過鍵能計算得到近似值。放熱反應或吸熱反應 舊鍵斷裂吸收的能量大于新鍵形成放出的能量，為吸熱反應；舊鍵斷裂吸收的能量小于新鍵形成所放出的能量，該反應為放熱反應。反應熱 化學反應中吸收或放出的熱量稱反應熱，符號H，單位kJ · mol 1 ，吸熱為正值，放熱為負值。可以通過熱化學方程式表示。反應熱的大小與多個因素有關，其數據來源的基礎是實驗測定。由于反應熱的最主要原因是舊化學鍵斷裂吸收能量與新化學鍵形成放出能量，所以通過鍵能粗略計算

10、出反應熱。H（反應熱）=反應物的鍵能總和生成物鍵能總和。為方便記憶，可作如下理解：斷裂舊化學鍵需吸熱（用號表示），形成新化學鍵則放熱（用號表示），化學反應的熱效應等于反應物和生成物鍵能的代數和，即H=（反應物的鍵能總和）（生成物鍵能總和），若H0，為吸熱，若H0，為放熱。（3）、物質穩定性：物質在反應中放出能量越多，則生成物能量越小，該物質越穩定，生成物中化學鍵越牢固。反之亦然。如：同素異形體穩定性的比較：根據H正負和大小判斷，反應放熱，說明生成物能量小，較穩定。3、影響H大小的要素（1）反應物的本性等物質的量的不同金屬或非金屬于同一物質發生的放熱反應（反應要相似），金屬或非金屬越活潑，反應越

11、容易進行，生成的產物越穩定，放出的熱量越多，其反應的H越小。如2K(s)+Cl2(g)=2KCl(s) H 1和2Na(s)+Cl2(g)=2NaCl(s) H2,二者比較，前者放熱多，故H1<H2；再如H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) H1和H2(g)+Br2(g)=2HBr(g) H2，兩反應比較，前者放熱也多，故H1<H2。（2）反應物和生成物的聚集狀態同一物質的能量高低為E(s) <E(l)<E(g),氣態時分子的內能最高，物質狀態由“氣液固”變化時會放熱；反之吸熱。對于放熱反應，放熱增多，H減小；當生成物能態較高時，放熱減少，H增大。對于吸熱反應，當反應物處于較高能態時，吸熱較少，H減小；當生成物能態較高時，吸熱增多，H增大。如S(g)+O2(g)=SO2(g)和H1 S(s)+O2(g)=SO2(g) H2, H1<H2；又如2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) H1 和2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) H2，H1>H2。五、誤點警示1化學反應中一定伴隨著能量的變化，但不一定全是熱量變化，有時還可以是光能、電能等。如鐵絲在氧氣中燃燒，不僅有熱量變化，還有光能變化。2有能量變化的過程不一