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1、化学反应中的物质变化和能量变化重要的氧化剂和还原剂 重要知识点 1熟悉常见的氧化剂和还原剂。 2重要的氧化剂和还原剂的常见反应。 3熟练使用单线桥分析氧化还原反应及电子转移情况。知识点精析一化学反应的分类 二、重要的氧化剂和还原剂1氧化还原反应的基本概念氧化还原反应从化合价的角度来说是指有元素化合价升降的化学反应；从本质上来看则是指有电子转移（得失或偏移）的反应。涉及氧化剂、还原剂、氧化性、还原性、氧化产物、还原产物等概念。（1）氧化剂、还原剂氧化剂是指在反应中得到电子（或电子对偏向）的反应物，表现为反应后所含某些元素化合价降低。氧化剂具有氧化性，在反应中本身被还原，其生成物叫还原产物。还原剂
2、是指在反应中失去电子（或电子对偏离）的反应物，表现为反应后所含某些元素化合价升高，还原剂具有还原性，反应中本身被氧化，生成物是氧化产物。如下图所示： （2）氧化剂和还原剂是性质相反的物质在氧化还原反应中，还原剂把电子转移给氧化剂，即还原剂是电子的给予体，氧化剂是电子的接受体。如下图所示： （3）氧化还原反应中各概念间的关系 2氧化还原反应的判断和分析（1）氧化还原反应的判断判断一个化学反应是否为氧化还原反应，常根据反应中有无元素的化合价变化（有升有降）来判断。判断一个反应是否为氧化还原反应的技巧：当有单质参加反应，或有单质生成时可认为该反应一般是氧化还原反应(但同素异形体间的转化除外，如白磷变
3、红磷就不是氧化还原反应)。有机物发生的反应，当分子中引入氧或失去氢被氧化，反之分子中失去氧或得到氢被还原。（2）氧化还原反应的分析在氧化还原反应化学方程式里，除了可用箭头表明同一元素原子的电子转移情况外(即：双线桥法)，还可以用箭头表示不同原子的电子转移情况(称为“单线桥法”)。用箭头表明同一元素原子的电子转移情况即大家熟悉的“双线桥”。如： 用箭头表示不同原子的电子转移情况“单线桥”。如： 更好地体现了氧化剂和还原剂在反应中的电子转移的关系。再如： 单线桥分析氧化还原反应可简单表示为 反应中电子转移总数即为还原剂给出的电子总数，也是氧化剂接受的电子总数。 在单线桥中不写“得”或“失”。 3常
4、见的氧化剂、还原剂（1）物质在反应中是作为氧化剂还是作为还原剂，主要取决于元素的化合价。元素处于最高价时，它的原子只能得到电子，因此该元素只能作氧化剂，如 、 。元素处于中间价态时，它的原子随反应条件不同，既能得电子，又能失电子，因此该元素既能作氧化剂，又能作还原剂，如 和 。元素处于最低价时，它的原子则只能失去电子，因此该元素只能作还原剂，如 。（2）重要的氧化剂活泼非金属单质，如F2、Cl2、Br2、O2等。元素处于高价时的氧化物、高价含氧酸及高价含氧化酸盐等，如MnO2，NO2；浓H2SO4，HNO3；KMnO4，KClO3，FeCl3等。过氧化物，如Na2O2，H2O2等。（3）重要的
5、还原剂金属单质，如Na，K，Zn，Fe等。某些非金属单质，如H2，C，Si等。元素处于低化合价时的氧化物，如CO，SO2等。元素处于低化合价时的酸，如HCl（浓），HBr，HI，H2S等。元素处于低化合价时的盐，如Na2SO3，FeSO4等。三、重要氧化剂和还原剂的常见反应1实验分析（1）Cl2，Br2，I2氧化性的比较。卤素单质氧化性顺序按F2，Cl2，Br2，I2的顺序逐渐减弱。问题讨论当把Cl2和HBr混合会有何现象？若将碘化钾淀粉试纸置于盛Cl2的集气瓶上一定有变化吗？若想观察到期望的现象应如何操作？若熏久了又会有何现象？简析Cl2可与HBr反应：Cl2+2HBr=2HCl+Br2，可
6、看到有橙红色液滴生成，且Cl2的黄绿色变淡 。干燥的碘化钾淀粉试纸与Cl2不反应，因为该反应为离子反应，需在溶液中进行；故需将试纸先用蒸馏水湿润。但熏久了，由于Cl2还可氧化湿润的I2而使变蓝的试纸又褪色。（2）Fe，Fe2+，Fe3+间的氧化还原反应。Fe与强氧化剂（足量）直接反应可被氧化为 ，而与弱氧化剂（如H+，S等）反应被氧化为 ；且 可被强氧化剂（如Cl2，Br2，HNO3、H2SO4(浓)等氧化为 。问题讨论Fe与浓硫酸反应一定只能得到Fe2(SO4)3吗？FeSO4溶液中加溴水可氧化Fe2+为Fe3+，改用氯水、碘水行吗？铁盐（Fe3+）如何转化为亚铁盐（Fe2+）？向FeCl3
7、溶液中加Cu粉行吗？通入SO2行吗？FeCl3溶液可与KSCN溶液反应而使溶液呈血红色，还有什么溶液也可与FeCl3溶液反应而发生颜色变化？答：Fe3+有较强的氧化性，Fe有较强的还原性，所以，铁过量时会与生成的Fe2(SO4)3反应得FeSO4。氯水可代替溴水，碘水不行，因：2Fe3+2I=2Fe2+I2。加入还原剂可还原Fe3+，Fe或Cu粉或SO2均能还原Fe3+得到Fe2+。苯酚溶液中加入FeCl3溶液呈紫色。2氧化剂、还原剂之间反应规律（1）对于氧化剂来说，同族元素的非金属原子，它们的最外层电子数相同而电子层数不同时，电子层数越多，原子半径越大，就越难得电子。因此，它们单质的氧化性越
8、弱。即：同主族非金属单质的氧化性从上到下 逐渐减弱。（2）金属单质的还原性强弱一般与金属活动顺序相一致。 （3）元素处于高价的物质具有氧化性，在一定条件下可与还原剂反应，在生成的新物质中该元素的化合价降低。（4）元素处于低价的物质具有还原性，在一定条件下可与氧化剂反应，在生成的新物质中该元素的化合价升高。（5）稀硫酸与活泼金属单质反应时，是氧化剂，起氧化作用的是 ，被还原生成H2，浓硫酸是强氧化剂，与还原剂反应时，起氧化作用的是 ，被还原后一般生成SO2。（6）不论浓硝酸还是稀硝酸都是氧化性极强的强氧化剂，几乎能与所有的金属或非金属发生氧化还原反应，反应时，主要是 得到电子被还原成NO2，NO
9、等。一般来说浓硝酸常被还原为NO2，稀硝酸常被还原为NO。（7）变价金属元素，一般处于最高价时的氧化性最强，随着化合价降低，其氧化性减弱，还原性增强。 氧化剂与还原剂在一定条件下反应时，一般是生成相对弱的还原剂和相对弱的氧化剂，即在适宜的条件下，可用氧化性强的物质制取氧化性弱的物质，也可用还原性强的物质制取还原性弱的物质。见下图：常见的氧化剂、还原剂及其还原产物、氧化产物氧化剂还原产物还原剂氧化产物O2，O2-，O22-活泼金属金属离子Cl2，Br2，I2Cl，Br，IH2H2O， 浓H2SO4SO2，S，H2SCCO，CO2HNO3NO，NO2，NH SiSiO2，SiF4MnO Mn2+，
10、MnO2、MnO COCO2Fe3+Fe2+，FeFe2+Fe3+Na2O2，H2O2O2-，H2OSO2，SO SO3，SO 四、判断氧化剂或还原剂强弱的依据1根据方程式判断 氧化性：氧化剂氧化产物还原性：还原剂还原产物2根据反应条件判断当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应条件的难易来进行判断。越易反应，则氧化剂的氧化性越强。如：4HCl（浓）+MnO2 MnCl2+2H2O+Cl216HCl（浓）+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2则氧化性：KMnO4MnO2。判断还原剂还原性的原理类似。3由氧化产物的价态高低来判断当还原剂在相似的条件下作用
11、于不同的氧化剂时，可由氧化产物元素价态的高低来判断氧化剂氧化性的强弱。即：在相同条件下，使还原剂价态升得越高，则氧化剂的氧化性越强。如：2Fe+3Cl2 2FeCl3Fe+S FeS则氧化性：Cl2S。判断还原剂还原性的原理类似。4根据元素周期表判断（1）同主族元素（从上到下）：非金属原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强；金属原子（或单质）还原性逐渐增强，对应阳离子氧化性逐渐减弱。（2）同周期元素（从左到右）：原子或单质还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强。阳离子的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱。解题能力培养 1氧化还原反应中电子转移的方向和数目例1标出反应11P+15Cu
12、SO4+24H2O=5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4的电子转移方向和数目，该反应中氧化剂为_，还原剂为_，1mol CuSO4能氧化P原子的物质的量是_。分析可以先标出有变价的元素的化合价，发现P元素的化合价有升有降，则其既作了氧化剂又作了还原剂，CuSO4中的Cu元素化合价降低，故CuSO4也是氧化剂 。因为1mol CuSO4在反应中只有Cu能获得1mol e，而1mol P被氧化时能提供5mol e，故1mol CuSO4能氧化0.2mol P。 2氧化剂、还原剂的确定例2氢阴离子（H）能和NH3反应：H+NH3=NH +H2。根据上述反应事实可以得到的正确结论是（ ）ANH3具
13、有还原性BH是很强的还原剂C该反应的还原产物是H2D该反应属于置换反应分析液氨中NH3分子能发生如下的电离NH3=NH +H+，H与NH3分子的反应实质上就是H和NH3分子电离出来的H+发生反应生成H2，由于H失电子能力强，所以H是很强的还原剂。NH3分子中的H+得到电子，它是氧化剂。H2是H失电子的氧化产物，也是H+得电子的还原产物，因此H2既是氧化产物又是还原产物。由于该反应中无单质参加，该反应不符合置换反应的定义。正确答案：B3判断氧化剂、还原剂的相对强弱例3根据下列反应，判断M、N、P、Q的还原性由强到弱的顺序是（ ）NCl2+P=N+PCl22MCl3+3N=2M+3NCl23QCl
14、2+2M=2MCl3+3QAMNPQ BPNMQCQPNM DNMPQ分析 根据氧化还原剂反应的规律可知，当一个氧化还原反应按正反应方向进行时，一般情况下，氧化性是：氧化剂氧化产物；还原性是：还原剂还原产物。对于反应，还原剂是P，还原产物N，因此还原性是PN；对于反应，还原剂是N，还原产物是M，还原性是NM，以此类推反应中还原性MQ。根据以上关系可得：还原性是PNMQ。正确答案：B例4现有下列三个氧化还原反应存在：2FeCl3+2KI=2FeCl2+2KCl+I2；2FeCl2+Cl2=2FeCl3；2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2。若某溶液中有Fe2+和I
15、共存，要氧化除去I而又不影响Fe2+和Cl。下列试剂中，可加入的试剂是（ ）ACl2BKMnO4CFeCl3DHCl分析可由三个反应方程式得出如下结论：氧化性：MnO Cl2Fe3+I2；还原性：Mn2+ClFe2+Br2，还原性BrCl，故能够发生Cl2+2Br=Br2+2Cl。又如，氧化性Fe3+I2，还原性：IFe2+，因此能够发生反应2Fe3+2I=I2+2Fe2+。对下列常见物质的氧化还原能力的准确记忆有助于解决一些常见的氧化还原反应所引起的离子反应：氧化性：F2Cl2Br2Fe3+I2S还原性：FClBrFe2+IS2-酸性高锰酸钾（H+、MnO ）的氧化性强于Cl2，硝酸盐溶液中
16、加酸会使溶液有强氧化性（NO 、H+）。电解反应、电极反应、相互促进水解反应等。如：电解反应：2NaCl+2H2O2NaOH+Cl2+H2其离子方程式为：2Cl-+2H2O2OH-+Cl2+H2电极反应：Fe-2e-=Fe2+相互促进水解反应： Al3+3HCO3-=Al(OH)3+3CO22离子反应的类型根据离子反应发生的条件，概括起来中学阶段离子反应常见有以下几类：（1）离子间的交换反应（复分解反应）生成沉淀反应。如H2S+Cu2+=CuS+2H+生成难电离物。如ClO+CO2+H2O=HClO+HCO 生成易挥发物。如NH +OH NH3+H2O（2）离子间氧化还原反应如银镜反应：2Ag
17、(NH3)2+2OH+CH3CHOCH3COO+NH +2Ag+3NH3+H2O（3）水解反应。如：S2-+H2OHS+OH（第一步为主）Al3+3H2OAl(OH)3（不写）+3H+Fe3+3H2O Fe(OH)3(胶体)+3H+（不可逆）Al3+3AlO +6H2O=4Al(OH)3（不可逆）如果同时存在弱酸根和弱碱阳离子则二者水解互相促进，假如它们的水解产物以沉淀或挥发性气体与溶液脱离，则水解不写可逆号且生成物可用或表示生成沉淀或气体。（4）络合反应（中学少见。）。如Fe3+的检验：Fe3+6SCN=Fe(SCN) （血红色）（5）电极反应。如钢铁腐蚀：（-）2Fe4e=2Fe2+；（+
18、）O2+2H2O+4e=4OH三、离子共存的判断离子在溶液中能否大量共存，归根到底就是一句话：离子间能够发生化学反应(离子间结合生成新物质)的就不能共存。凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存，如生成难溶、难电离、气体物质或转变成其他种类的离子(包括氧化还原反应)。此时问题转化成“哪些离子间会发生反应”，“发生什么反应”，“产物是什么”等一系列问题。即：1离子间能发生复分解反应的不能大量共存。如有沉淀、气体、弱电解质生成的反应。相互反应生成沉淀的离子间不能大量共存。如：Ba2+、Ag+、Ca2+与CO32-、SO32-、SiO32-、SO42-、PO43-等；Ag+与Cl
19、-、Br-、I-等；Ca+与F-、C2O42-等。相互反应生成气体的离子间不能共存，如H+跟HSO3-、HCO3-、HS-；NH4+和OH-(加热)等。相互反应生成难电离物质的离子间不能共存，如H+跟OH-、CH3COO-、ClO-、F- ；OH-和NH4+等。2若阴、阳离子间能发生氧化还原反应则不能大量共存，如：Fe3+与I-、S2-；KMnO4(H+)与I-、S2-、Cl-、Br-、Fe2+、SO32-等；NO3-(H+)与I-、S2-、SO32-、Fe2+等；S2-、SO32-、H+之间。S2-与ClO-、H+、I-与ClO-等。3在强酸性条件下,不能共存的阴离子有：OH-(大量) 及弱
20、酸根阴离子如CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等。4在强碱性条件下，不能共存的离子有：H+(大量)、HCO3-、HS-、NH4+、及弱碱阳离子如Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe3+、Fe2+、Cu2+ 、Ag+等。5多元弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存，它们遇强酸(H+)均会生成弱酸分子，遇强碱(OH-)生成正盐和水。如：HSO3-、HS-、HCO3-、H2PO4-、HPO42-等。6若阴、阳离子能发生互促水解反应，则不能大量共存。如：Al3+与HCO3-、AlO2-、S2-、CO32-、HS-、ClO-、SiO32-等；Fe3+与CO3
21、2-、AlO2-、SiO32-、ClO-；HCO3- 等；NH4+、与AlO2-、ClO-、SiO32-等。7因络合反应形成络合物(或络离子)的离子或其他反应在溶中不能大量共存，如：Fe3+与SCN-、C6H5O-等。8H2PO4-与PO43-会生成HPO42-，两者不共存。四、离子方程式正误判断可总结为“八查”1一查反应是否符合客观事实，如钠投入CuSO4溶液中：2Na+Cu2+=2Na+Cu ()2Na+Cu2+2H2O2Na+Cu(OH)2+H2 ()2二查原子是否守恒、电荷是否守恒、得失电子是否守恒，如将氯气通入氯化亚铁溶液中：Fe2+Cl2Fe3+2Cl- ()2Fe2+Cl22Fe
22、3+2Cl- ()3三查化学符号(、=、 、化学式、离子形式)使用是否正确，如碳酸氢钙溶液与盐酸反应：Ca(HCO3)2+2H+Ca2+2H2O+2CO2 ()HCO3-+H+=H2O+CO2 ()4四查是否忽略隐离子反应，如CuSO4溶液和Ba(OH)2溶液反应：Ba2+SO42-BaSO4()Cu2+SO42-+Ba2+2OH-Cu(OH)2+BaSO4 ()5五查阴、阳离子配比是否正确，如稀H2SO4和Ba(OH)2溶液反应：H+SO42-+OH-+Ba2+BaSO4+H2O ()2H+SO42-+2OH-+Ba2+BaSO4+2H2O ()6六查反应物用量与其反应是否一致，如：碳酸氢钙
23、溶液中加入少量氢氧化钠：Ca2+2HCO3-+2OH-=CaCO3+CO32-+2H2O ()Ca2+HCO3-+OH-=CaCO3+H2O ()7七查加入试剂顺序与其反应是否一致，如往Na2CO3溶液中滴入少量稀盐酸：2H+CO32-H2O+CO2 ()H+CO32-=HCO3- ()8八查反应条件与其反应是否一致，如往氯化铵溶液中滴入烧碱溶液：NH4+OH-=NH3+H2O ()NH4+OH-NH3H2O ()解题能力培养1离子方程式的书写及其正误判断例1、下列离子方程式，正确的是（ ）A碳酸氢钙和盐酸两溶液混合：CO +2H+=CO2+H2OB磷酸二氢钙跟氢氧化钙溶液混合：H2PO +2
24、OH=PO +2H2OC氢碘酸中通入氯气：2I+Cl2=2Cl+I2D铁与稀硫酸反应制备氢气：2Fe+6H+=2Fe3+3H2分析离子方程式常见的错误主要是由以下几点原因造成的：（1）反应的原理不正确。审题时应注意反应是否符合客观事实。不可主观臆造反应及产物。如本题D答案应生成Fe2+。（2）不能正确使用分子式与离子符号来表示参加反应的物质。如本例A答案HCO 不能写成CO +H+，但应注意HSO 通常在水溶液中是不存在的而应写成SO +H+。（3）不能正确使用“”，“ ”，“”，“”等符号。（4）没有做到三个守恒：即得失电子得失守恒、电荷守恒和原子个数守恒。如FeCl2溶液与Cl2反应不能写
25、成下式：Fe3+Cl2=Fe2+2Cl，其仅满足了原子守恒而不满足电子 得失守恒和电荷守恒。除此以外以下两点是一般同学在解题时应特别留意的：（1）看是否遗漏了离子反应。如本例B项中遗漏了生成Ca3(PO4)2沉淀的反应。其正确的离子方程式应该写成：2H2PO +4OH+3Ca2+=Ca3(PO4)2+4H2O。（2）注意反应物用量的影响。如“过量”、“少量”、“等物质的量”等词语，以及某些特定试剂进行反应时滴加顺序不同对方程式的影响。如往FeBr2溶液中通入少量的Cl2的离子方程式应写成2Fe2+Cl2=2Fe3+2Cl，往其中通入足量Cl2则写成2Fe2+4Br+3Cl2=2Fe3+2Br2
26、+6Cl。再如向烧碱溶液中加少许AlCl3溶液，写成Al3+4OH=AlO +2H2O，而向AlCl3溶液中加少许NaOH溶液的离子方程式则为：Al3+3OH=Al(OH)3。综上所述，我们易知本题正确答案应为C。2离子共存问题例2、下列各组离子：I、ClO、NO 、H+；K+、NH 、HCO 、OH；SO 、SO 、Cl、OH；Fe3+、Cu2+、SO 、Cl；H+、K+、AlO 、HSO ；Ca2+、Na+、SO 、CO 。在水中能大量共存的是（ ）A和 B和C和 D和分析离子在溶液中能大量共存的条件是离子之间不能发生离子反应，通常不能共存的离子有：发生复分解反应的；发生氧化还原反应的；发
27、生双水解反应的；发生络合反应的。本例中组因为H+的存在会生成难电离的HClO分子，且HClO及酸性条件下的NO 都有强烈的氧化性可氧化有较强还原性的I，因而组离子不能共存；组中应注意任何酸式盐均可继续与强碱或强酸起反应，因此HCO 与OH不能共存；组组离子均可共存；组中能发生H+AlO +H2O=Al(OH)3，甚至Al(OH)3又溶于过量H+而生成Al3+的反应，以及H+HSO =H2SO3，H2SO3=SO2+H2O的反应而不能共存；组中则易生成CaCO3沉淀，即使没有CO ，由于CaSO4是微溶物也不能有Ca2+和SO 大量共存的可能。正确答案：B3有条件的离子共存问题例3、在pH=1的
28、无色透明溶液中，不能大量共存的离子组是（ ）AAl3+、Ag+、NO 、ClBMg2+、NH 、NO 、ClCBa2+、I、F、S2O DZn2+、Na+、NO 、SO 分析解答有条件的离子共存问题时，应注意以下几点：溶液的颜色。若为无色溶液，则应首先排除下列有色离子的存在：Cu2+（蓝色）、Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、MnO （紫色）；溶液的酸碱性。若为酸性溶液，需额外考虑H+的大量存在直接造成了下列离子不可能大量存在：CO 、HCO 、SO 、HSO 、ClO、PO 、HPO 、H2PO 、AlO 、SiO 、CH3COO、C6H5O、Ag(NH3)2+、S2-、HS等；还应考虑
29、到在酸性介质中NO 不能与Fe2+、S2-、I、SO 等有还原性的离子大量共存，因为此时相当于有稀HNO3存在。若为碱性条件，则不能大量存在离子有：Fe3+、Fe2+、Cu2+、Mg2+、Al3+、Ag+、Zn2+、NH 和HS、HCO 、H2PO 、HPO 、HSO 等酸式酸根离子。本例选项A中Ag+与Cl能产生AgCl沉淀，不能大量共存，C项中因S2O 可发生下列反应2H+S2O =SO2+S+H2O而不能大量存在于酸性条件下。正确答案：A、C 化学反应中的能量变化重点难点1反应热从能量的角度考虑化学反应的问题，多分析几个常见放热反应、吸热反应并运用化学键知识理解反应热的涵义。2热化学方程
30、式的书写和应用培养热化学方程式书写技能的训练，注意热化学方程式书写的规范。知识点讲解一、反应热1反应热的概念在化学反应中，发生物质变化的同时，还伴随有能量变化，这种能量变化，常以热能的形式表现出来。在化学反应过程中放出或吸收的能量，通常叫做反应热。反应热用符号H表示，单位一般采用“kJ/mol”。许多化学反应的反应热可以直接测量，其测量仪器叫做量热计。中学阶段，一般研究的是在一定的温度和压强下，在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。反应热符号有正负之分，当H 0时，为吸热反应。2反应热的微观解释化学变化一定生成新的物质，形成新的化学键，故必然要破坏旧的化学键。化学反应在本质上来说也就是旧键
31、的断裂和新键的形成过程。破坏旧键时需要克服原子间的相互作用，这需要吸收能量；形成新键时又要释放能量。在不做其他功的情况下，当前者大于后者时，就是吸热反应；当前者小于后者时，为放热反应。放热反应的反应物具有的总能量大于生成物所具有的总能量，导致反应物转化为生成物时放出热量；吸热反应是由于反应物具有的总能量小于生成物所具有的总能量，反应物需通过加热、光照等条件吸收能量，而使反应物本身的能量升高才能转化为生成物。化学变化过程中的能量变化如下图： 二、热化学方程式1热化学方程式的意义热化学方程式是用来表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式。因此热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。例如：热化学方程式：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)； H = 92.38kJmol-1 ，表示的意义为1mol氮气与3mol氢气反应完全生成2mol氨气，放出92.38kJ的热量。再如H2(g)+ O2(g)=H2O(1)；H = 285.8kJmol-1 ，表示的意义为1mol氢气与 mol氧气反应生成1mol液态水，放出285.8kJ的热量。2热化学方程式书写（1）应注意反应温度和压强，因为反