高二化学苏教版2019选择性必修第一册同步课件第一章化学反应与能量变化

第一章

化学反应与能量变化

授课人：目录CONTENTS第一节

化学反应的热效应第二节化学能与电能的转化第三节

金属的腐蚀与防护第一节PartOne化学反应的热效应一、反应热

焓变（二）药理作用即：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热。体系环境热量在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或放出的热量称为化学反应的反应热。放热反应吸热反应

∆H

＜0∆H＝∑H(生成物）－∑H(反应物）∆H

＞0一、反应热

焓变宏观角度体系的能量升高E反＞E生E反＜E生体系的能量降低一、反应热

焓变吸热反应旧化学键断裂吸收能量新化学键形成释放能量反应物的键能总和生成物的键能总和微观角度物质能量越低，键能越大ΔH＝反应物键能总和（E1）－生成物键能总和（E2）二、热化学方程式热化学方程式的书写方法写出相应的化学方程式。热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数只表示其物质的量，可以是整数或分数，但必须是最简整数或最简分数。同一化学反应，物质的化学计量数不同，反应的ΔH也不同。不用标明反应条件，不用标“↑”或“↓”，标注各物质聚集状态。在物质后面用括号标注各物质的聚集状态：气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”。热化学方程式的书写方法标注ΔH的正负。化学方程式后面空一格标注ΔH，若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”(“＋”可省略不写)。二、热化学方程式计算ΔH的数值。根据化学方程式中的化学计量数计算写出ΔH的数值。ΔH单位是kJ·mol－1。1、对一个热化学反应，ΔH的单位中“mol－1”不是指每摩尔具体物质，而是指“每摩尔反应”。因此ΔH必须与热化学方程式一一对应。二、热化学方程式2、可逆反应的ΔH表示的是当反应物按化学计量数完全反应时产生的热效应，实际反应中，若按化学计量数放入反应物，产生的热量偏小，如2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)

ΔH＝－196.6kJ·mol－1，若2molSO2与1molO2反应，放出的热量小于196.6kJ。注意事项H2OO2N2CO22个O—H1个O=O1个NN2个C=OCH4金刚石石墨P4(白磷)4个C—H2个C—C1.5个C—C6个P—P1．计算依据：ΔH＝反应物中键能总和－生成物中键能总和2．明确物质中化学键个数二、热化学方程式键能与反应热的计算简易量热计三、反应热的测量实验探究用简易量热计测定盐酸与氢氧化钠溶液反应的反应热。三、反应热的测量总结测定反应热的过程大量实验证明：25℃和101kPa下，强酸与强碱稀溶液发生中和反应生成1mol液态水时，放出57.3kJ的热量。中和热三、反应热的测量H＋(aq)＋OH－(aq)==H2O(l)ΔH＝－57.3kJ/mol三、反应热的测量010302中和热定义中的“稀溶液”一般是指酸、碱的物质的量浓度均小于或等于1mol/L的溶液中和热以生成1molH2O为基准，是一个定值中和热不包括其他离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时所伴随的热效应。中和热理解注意事项四、盖斯定律及其应用1840年，俄国化学家盖斯在分析了许多化学反应的热效应的基础上，总结出一条规律：“一个化学反应，不论是一步完成，还是分几步完成，其总的热效应是完全相等的。”这个规律被称为盖斯定律。

H2SO4H2SO4·H2OH2SO4·2H2OH2SO4·3H2O

ΔH1ΔH2ΔH3ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3ΔHG.H.Hess,1802-1850ΔH＝

＝ΔH1＋ΔH2ΔH3＋ΔH4＋ΔH5四、盖斯定律及其应用加合法就是运用所给热化学方程式通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式。四、盖斯定律及其应用加合法运用盖斯定律计算反应热的方法01虚拟路径法若反应物A变为生成物D，可以有两个途径①由A直接变成D，反应热为ΔH；②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。如图所示：则有ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。四、盖斯定律及其应用运用盖斯定律计算反应热的方法02五、标准燃烧热和热值在101kPa下，1mol物质完全燃烧的反应热叫做该物质的标准燃烧热。标准燃烧热是指物质中含有的N转化为N2(g)，H转化为H2O(l)，C转化为CO2(g)。1标准燃烧热是反应热的一种2单位为kJ·mol－1或kJ/mol五、标准燃烧热和热值热值：在一定条件下1g的可燃物完全燃烧所放出的热，单位是

。热值排序：氢气>天然气>石油>煤炭第二节Parttwo化学能与电能的转化负极氧化反应正极还原反应+-e-外电路电子迁移：负→正内电路离子迁移：阳离子：移向正极阴离子：移向负极角度1电极反应角度2粒子迁移原电池原理示意图一、原电池的工作原理盐桥的作用③避免电极与电解质溶液直接反应，相比单液原电池有利于最大程度地将化学能转化为电能。①形成闭合回路。②平衡两侧溶液的电荷，使溶液保持电中性。双液电池的工作原理CuSO4溶液ZnCue-Zn2+Cu2+Cl-K+ZnSO4溶液e-一、原电池的工作原理电子不下水离子不上岸一、原电池的工作原理电极反应式遵循质量守恒、得失电子守恒及电荷守恒，遵循离子方程式的书写规则，两电极反应式相加得电池总化学(或离子)方程式。一般电极反应式的书写方法1、书写电极反应式的原则二、原电池电极反应式书写2、一般电极反应式的书写方法(1)定电极，标得失。电极产物在电解质溶液中应能稳定存在，如碱性介质中生成的H＋应让其结合OH－生成水。电极反应式要依据电荷守恒和质量守恒、得失电子守恒等加以配平。(2)看环境，配守恒。按照负极发生氧化反应，正极发生还原反应，判断出电极反应产物，找出得失电子的数量。电极反应式要依据电荷守恒和质量守恒、得失电子守恒等加以配平。复杂电极反应式＝总反应式－简单的电极反应式。(3)两式加，验总式。二、原电池电极反应式书写三、原电池原理的应用1．比较金属活动性强弱对于酸性电解质，一般是负极金属的活动性较强，正极金属的活动性较弱。、2．加快氧化还原反应的速率构成原电池的反应速率比直接接触的反应速率快。3．设计原电池三、原电池原理的应用两极一液一连线设计思路将电池总反应拆成两个半反应，即原电池的负极反应和正极反应。画出装置图，并注明电极材料和电解质溶液确定负极材料、正极材料和电解质溶液。四、化学电源碱性锌锰干电池总反应式：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnOOH＋Zn(OH)2

一次电池负极：正极：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)22MnO2＋2H2O＋2e－===2MnOOH

＋2OH－正极金属外壳离子型导电隔膜Zn粉KOH混合物负极铜针MnO2KOH混合物e-+-四、化学电源铅蓄电池负极：正极：Pb+SO4

2--2e-=PbSO4PbPbO2硫酸溶液电解质：PbO2+SO42-+4H++2e-=PbSO4+2H2O总反应：Pb+PbO2+2H2SO42PbSO4+2H2O放电过程中，负极质量的变化是

，电解质溶液pH的变化是

。放电过程增大增大四、化学电源锂离子电池的工作原理示意图电池总反应：LixC6＋Li(1-x)CoO2=LiCoO2＋6C以钴酸锂-石墨锂电池为例负极：Li(1－x)CoO2＋xLi＋＋xe－=LiCoO2LixC6－xe－=6C＋xLi＋正极：氢氧燃料电池（碱性介质）负极：氢气正极：

氧气电解质溶液：氢氧化钾溶液电池总反应：

2H2+O2=

2H2O2H2－4e－＋4OH－===4H2OO2＋2H2O＋4e－===4OH－碱性溶液电极反应式不能出现H＋四、化学电源2H2

-4e-===4H+

O2

+4H+

+4e-===2H2O

氢氧燃料电池（酸性介质）负极：氢气正极：

氧气电解质溶液：硫酸电池总反应：

2H2+O2=2

H2O酸性溶液电极反应式不能出现OH－四、化学电源与电源负极相连与电源正极相连电解质溶液或熔融电解质①具有直流电源②两个电极(阴极、阳极)③电解质溶液或熔融电解质④形成闭合回路电解池的构成条件五、电解池工作原理2Cl－－2e－===Cl2↑发生

反应电解熔融氯化钠2Na＋＋2e－===2Na发生

反应阴极：阳极：还原氧化五、电解池工作原理电解池工作原理示意图电解质溶液或熔融电解质阳离子移向电解池的阴极；阴离子移向电解池的阳极。阴极：阳极：发生还原反应发生氧化反应电子流向：从电源负极流向电解池的阴极，从电解池的阳极流向电源的正极。离子流向：五、电解池工作原理阴(极)得(e－)阳(极)失(e－)电解CuCl2溶液通电前：CuCl2==Cu2++2Cl-H2OH+

+OH-

向阴极迁移向阳极迁移通电时：氧化反应放电顺序Cl-

＞OH-还原反应

Cu2＋

＞H+

放电顺序2Cl－－2e－==Cl2↑Cu2＋＋2e－==Cu五、电解池工作原理电极反应规律阴极无论是惰性电极还是活泼电极都不参与电极反应，发生反应的是溶液中的阳离子。阳离子放电顺序：Ag＋>Cu2＋>H＋>Pb2＋>Fe2＋>Zn2＋……氧化性：阴极发生还原反应，氧化性强的粒子优先放电Ag＋>Cu2＋>H＋>Pb2＋>Fe2＋>Zn2＋……六、电解池的相关规律电极反应规律阳极溶液中还原性强的阴离子失去电子被氧化，或者电极材料本身失去电子被氧化而溶入溶液中。其放电顺序：活泼金属阳极>S2－>I－>Cl－>OH－>含氧酸根。还原性：阳极发生氧化反应，还原性强的粒子优先放电活泼金属阳极>S2－>I－>Cl－>OH－>含氧酸根。六、电解池的相关规律六、电解池的相关规律总结电解NaCl溶液通电前：NaClNa++Cl-H2OH+

+OH-

向阴极迁移向阳极迁移通电时：氧化反应放电顺序Cl-

＞OH-还原反应H+

＞Na+

放电顺序2H2O＋2e－==H2↑+2OH－2Cl－－2e－==Cl2↑七、电解原理的应用交换膜的作用隔离某些物质，防止发生化学反应。能选择性的通过离子，起到平衡电荷、形成闭合回路的作用。七、电解原理的应用用于物质的制备（电解后溶液阴极区或阳极区得到所制备的物质）用于物质的分离、提纯1234离子交换膜由高分子特殊材料制成，分四类：(1)阳离子交换膜，只允许阳离子通过，不允许阴离子通过。(2)阴离子交换膜，只允许阴离子通过，不允许阳离子通过。(3)质子交换膜，只允许H＋通过，不允许其他阳离子和阴离子通过。(4)双极膜(由一张阳膜和一张阴膜复合制成的阴、阳复合膜)，双极膜中间层的H＋在直流电场作用下移向阴极，OH－移向阳极。常见的离子交换膜七、电解原理的应用电解质溶液浓度在电解前后不相等；阴极增加的质量和阳极减少的质量不相等。电解精炼过程中的“两不等”七、电解原理的应用电镀银阴极阳极电镀液Ag－e－===Ag＋Ag＋＋e－===Ag阳极参与电极反应，电镀过程中相关离子的浓度、溶液pH等保持不变。现象：待镀金属表面镀上一层光亮的银，银不断溶解。含银离子溶液浓度不变特点：七、电解原理的应用第三节Partthree金属的腐蚀与防护一、金属的电化学腐蚀化学腐蚀电化学腐蚀条件现象本质反应类型腐蚀速度互相关系不纯金属或合金与电解质溶液接触无电流有微弱电流产生金属与非电解质（O2、Cl2等）直接接触金属被氧化较活泼金属被氧化两者同时发生，但电化学腐蚀更普遍，危害更大化学腐蚀<电化学腐蚀氧化还原反应原电池反应类别项目析氢腐蚀吸氧腐蚀图形描述

条件水膜酸性较强水膜酸性很弱或呈中性一、金属的电化学腐蚀类别项目析氢腐蚀吸氧腐蚀负极正极总反应Fe－2e－===Fe2＋2H＋＋2e－===H2↑O2＋4e－＋2H2O===4OH－Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2一、金属的电化学腐蚀后续反应最终生成铁锈(主要成分为Fe2O3·xH2O)，反应如下：__________________

_，2Fe(OH)3===Fe2O3·xH2O＋(3－x)H2O