-化学反应与能量知识点总结

第二章化学反应与能量第一节化学能与热能、化学变化中能量变化的本质原因物质发生化学反应能量发生变化断开反应中的化学键f吸收能量

形成反应中的化学键f放出能量物质发生化学反应能量发生变化2、化学反应吸收能量或放出能量的决定因素：一个化学反应是吸收还是放出能量，决定于反应物总能量与生成物总能量的相对大小放热反应和吸热反应表现放热反应吸热反应键能生成物总键能大于反应物总键能生成物总键能小于反应物总键能联系键能越大，物质能量越低，越稳定、☆常见的放热反应：①燃烧。②酸碱中和反应。③金属与酸反应制取氢气。④大多数化合反应（特殊：+4是吸热反应）。⑤缓慢氧化2注意：有热量放出未必是放热反应，如①浓硫酸溶于水② 溶于水不是放热反应，放热反应和吸热反应必须是化学变化。☆常见的吸热反应：①+ g^+ +=△ ② •+ — +T+2 2 2 22 4 2 3 2③大多数分解反应如 in的分解等。343思［考］一般说来，大多数化合反应是放热反应，大多数分解反应是吸热反应，放热反应都不需要加热，吸热反应都需要加热，这种说法对吗？试举例说明。点拔：这种说法不对。如+=的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始后22不再需要加热，反应放出的热量可以使反应继续下去。 ^与 的反应是22 4吸热反应，但反应并不需要加热。第二节化学能与电能1、原电池（1概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。（2原电池的反应本质：氧化还原反应。（3构成原电池的条件：①两种活泼性不同的电极（燃料电池两电极可相同）②电解质溶液③形成闭合回路④能自发地发生氧化还原反应（前提）.（4）原电池正负极的判断方法：①依据原电池两极的材料：一般较活泼的金属作负极（、a 太活泼，不能作电极）；但在 溶液构成的原电池种，铝做负极；在 浓 形成的原电池中，铜做负极。较不活泼金属或可导电非金属（石墨）等作正极。②根据电流方向或电子流向：（外电路）的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极。③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。④根据原电池中的反应类型：负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量逊。正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或的放出。（6原电池的应用：①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。②比较金属活动性强弱。③设计原电池。④保护金属设备（腐蚀负极保护正极）将下列反应设计为原电池（写出电极材料及电极方程式）负极 正极2负极 正极负极 正极负极正_极_负极3、化学电源基本类型：①充电电池：两极都参加反应的原电池，可充电循环使用。铅蓄电池：负极正极电解质溶液 电极反应：负极： 4正极：PbO++4+HS2-O+2e-=2P+bO2SHO—电池总反应：—TOC\o"1-5"\h\z②燃料电池：两电极材料均为惰性电极，电极本身不发生反应，工作室，燃料（如氢气）和氧化剂（氧气）连续的由外部供给，再点击上不断地进行反应，生成物不断的被排出。氢氧燃料电池总反应方程式均为： +M——_-碱性电解质：负极 一M正极 +M—酸性电解质：负极： 正极： 中性电解质：负极： 正极 +M 难点：书写电极反应方程式的基本类型（1）根据原电池装置图：首先利用原电池装置图判断原电池的正负极，然后结合电解质溶液判断出氧化产物和还原产物。（2给出原电池总反应：①根据负极发生氧化反应、正极发生还原反应，判断电极反应的物质，标出得失电子数目。②电极产物在电解质的环境中能稳定存在，如碱性溶液中生成,应让其与结合生成水。电极反应式应遵循电荷守恒练习：.镉电池（负极、正极、电解质溶液为 溶液）总化学方程式 .放电-充电放电时 负极：正极：高铁电池：（负极一、正极石墨、电解质为浸湿固态碱性物质）总方程式： O放电一2 4 2充电 2 3放电时负极：正极：

氢氧燃料电池：一般是以惰性金属箱或石墨做电极材料总反应、电解质是 溶液（碱性电解质）负极： 正_极_： 、电解质是 溶液（酸性电解质）24负极： 正_极_： 、电解质是 溶液（中性电解质）负极： 正_极_： 碱性锌锰干电池：（负极一、正极一、电解液、 的糊状物）电池总反应Zn++22MOHnO==Zn（+OH（M）On）HO2 2 2负极： 正_极_： 、银锌电池：负极一、正极、电解液2化学方程式 ZnO++OAHg==Zn+（O2HA）g负极： 、铝-空气-海水（负极负极： 、铝-空气-海水（负极总反应式为：4Al2负极： 7、镁--铝-电池 （负极负极l化学方程式：答案、镍-镉-电池放电时负极：高铁电池：放电时负极： 碱性锌锰干电池：负极：Zn银锌电池：负极： --铝-空气-海水负极：一-铝-、正极-石-墨、铂网等能导电的惰性材料、电解液-海-水）（箱网增大与氧气的接触面）23 正_极__： A正极 电解液）正极）:TOC\o"1-5"\h\z= —2 22—— — 正极： — —2 22— — 正极：-2 42 3正极： （） -正极： -2 22正极： - -正极）g正极）g第三节化学反应的速率和限度1、化学反应的速率（1）概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量|Ac（B）| |An（B）|（均取正值）来表示。 计算公式： =）r=vh①单位： •②不能为固体或纯液体。③表示的是平均速率，不是瞬时速率。④重要规律：速率比=化学计量数比（2）影响化学反应速率的因素：内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。外因：①温度：升高温度，增大速率 ②催化剂：一般加快反应速率③浓度：增加反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）④压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应）⑤其它因素：如光、固体的表面积、反应物的状态、原电池等。2、化学反应的限度——化学平衡（1可逆反应：在相同的条件下，既可以向正向进行，又可以向逆向进行的反应叫做可逆反应。（不能进行到底）在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。（2）化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。②动：动态平衡。③等：正=逆手。④定：各组分的浓度保持不变。⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。判断化学平衡状态的标志：1速率关系（本质特征）①同一种物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率。②不同物质：速率之比等于方程式中各物质的计量数之比，但必须是不同方向的速率。各成分含量保持不变（宏观标志）：归纳提炼:变量不变各组分的物质的量、物质的量浓度、物质的量分数、气体的体积分数等均保持不变。 （是不变，不是相等，也不是成比例）举例反应nA(g)+rB(g)—/£(g)+tf)(g)平衡是否建立混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定②各物质的质量或各物质的质量分数一定③各气体的体积或体积分数一定④总压强、总体积、总物质的量一定（9门和加寸的关系不定）正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了sjmol洞时生成团molA②在单位时间内消耗了nmol迎时生成