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第二章化学反应与能量

第一节

化学能与热能

1.化学反应的重要特征：化学反应过程中总是伴随着能量变化，通常表现为热量变化。

2.化学反应中能量变化的主要原因：旧键的断裂和新键的形成。

3.化学反应吸收能量或放出能量的决定因素：反应物和生成物的总能量的相对大小。

4.会判断吸热反应、放热反应

（1）放热反应：反应物的总能量大于生成物的总能量

①所有燃烧反应；

②中和反应；

③大多数化合反应；

④活泼金属跟水或酸反应；

⑤铝热反应

（2）吸热反应：反应物的总能量小于生成物的总能量

①大多数分解反应；

②氯化铵与氢氧化钡晶体的反应：Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O 5.两个角度认识吸、放热反应

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6.中和热：稀的强酸与强碱发生中和反应生成1molH2O时所释放的热量。

7.（1）一次能源：直接从自然界中获取得能源。

如：煤、石油、天然气、太阳能、风能、地热能、潮汐能、氢能、沼气等。

（2）二次能源：一次能源经过加工、转化得到的能源。如：电能、蒸汽、汽油等。

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）构成条件

①两个活泼性不同的电极；

②电解质溶液；

③形成闭合回路；

④基于一个自发进行的氧化还原反应。

（3）原电池的工作原理（以Cu-Zn原电池为例）

负极：电子流出的一极为负极。较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应。

电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子

Zn－2e－=Zn2+

现象：负极溶解，质量减少。

正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应。

电极反应式：电解质溶液中的阳离子＋ne－＝单质（或低价态的阳离子）

2H++2e－=H2↑

现象：一般有气体放出或正极质量增加。

2.原电池正负极的判断方法

①依据原电池两极的材料：

较活泼的金属一般做负极（K、Ca、Na太活泼，不能做电极）；

较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）等一般做正极。

②根据电流方向或电子流向

外电路中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。

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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，质量减小。

正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。

3.原电池原理的应用

①组成原电池可以加快化学反应速率。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。

a.原电池负极（电子流出的电极，质量减少的电极）为活泼金属；

b.原电池正极（电子流入的电极，质量不变或增加的电极，冒气泡的电极）为不活泼金属

③设计简单的原电池。

根据电池反应找出负极、选择正极和合理的电解质溶液：

a.负极一般为失电子的金属（即化合价升高的物质）

b.正极为比负极不活泼的金属或石墨

c.电解质溶液含有反应中得电子的阳离子（即化合价降低的物质）

④金属的腐蚀。

作为原电池负极的金属被腐蚀，但作为正极的金属就被保护。如：轮船镶锌块

4.发展中的化学电源

①干电池（锌锰电池）

a.负极：Zn－2e-＝Zn2+

b.参与正极反应的是MnO2和NH4+ ②充电电池

a.铅蓄电池：

铅蓄电池放电时为原电池原理：

负极：Pb+SO42-－2e-＝PbSO4 正极：PbO2+4H++SO42-+2e-＝PbSO4+2H2O ③氢氧燃料电池：它是一种高效、不污染环境的发电装置。

a.电解质溶液为碱性溶液

负极：2H2+4OH-－4e-＝4H2O 正极：O2+2H2O+4e-＝4OH-

总反应：2H2+O2＝2H2O b.电解质溶液为酸性溶液

负极：2H2－4e-＝4H+

正极：O2+4H++4e-＝2H2O 总反应：2H2+O2＝2H2O 5.原电池电极反应的书写注意事项

①负极上发生氧化反应，正极上还原反应在发生。电极名称与电极反应要对应。

②正负极电极反应方程式都写时，一定要遵循得失电子守恒；若只让写某一极的电极反应式时，系数要化到最简。

③原电池的总反应式可以把正极和负极反应式相加而得。

④由原电池的总反应式可以减去某一极的电极反应式得另一极的电极反应式。

⑤注意电解质溶液(酸碱)对电极反应的影响,如氢氧燃料电池，Mg|NaOH|Al电池等。

第三节

化学反应速率与限度

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1.化学反应的速率

①概念：表示化学反应进行快慢的物理量。

②表示方法：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来表示。 ③计算公式：v(B)＝c(B)n(B)＝

tVt④常用单位：mol·L-1·s-1或mol/(L·min) 或mol·(L·min)

-1 注意单位的书写

⑤重要规律：化学反应速率之比＝化学计量数之比

规律应用：a.已知反应方程和某物质表示的反应速率，求另一物质表示的反应速率；

b.已知反应中各物质表示的反应速率之比或△C之比，求反应方程式。

c.比较反应速率的快慢：找同一参照物，把其他的物质表示的反应速率转化成同一物质表示的反应速率，注意单位陷阱。

⑥注意事项

a.化学反应速率是一段时间内的平均速率不是瞬时速率；

b.同一反应用不同物质表示的化学反应速率时数值可能不同，但意义相同。

c.若B为固体或纯液体不能用来表示反应速率。

2.影响化学反应速率的因素

①内因：反应物自身的性质（主要因素）。

②外因

a.温度：在其它条件不变时，升高温度，反应速率增大；降低温度，反应速率减小。

b.浓度：在其它条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率增大；减小反应物的浓度，反应速率减小。

c.压强：在其它条件不变时，增大压强，反应速率增大；减小压强，反应速率减小。（适用于有气体参加的反应）

d.催化剂：在其它条件不变时，加入催化剂加快反应速率。

e.其它因素：如固体的表面积（颗粒大小）、构成原电池等也会改变化学反应速率。

3. 可逆反应

①定义：在相同的条件下，既能向正反应方向进行又能向逆反应方向的化学反应。

②通常把从左向右进行的反应叫做正反应；而从右向左进行的反应叫做逆反应。

③可逆反应的特点

a.在可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。

b.可逆反应不能进行到底，即反应物和生成物的物质的量都不能为0。

4.化学平衡状态

①定义：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。

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②化学平衡的建立

③化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。

逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。

动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在进行。

等：达到平衡状态时， v正＝v逆≠0。

定：达到平衡状态时，各组分的量一定。

变：当影响平衡的条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会建立新的平衡。

5.化学平衡状态的判断（标志）

两个核心：① VA（正）＝VA（逆） ②各组分的量保持不变

【例】在下列条件时，可逆反应 m A(g)+n BP C + q D是否达到平衡状态， 是

混合物

各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定

体系中

是

各组分

各物质的质量或各物质的质量分数一定

的含量

是

各气体的体积或体积分数一定

不一定

在单位时间内消耗m molA同时生成m mol A，即V（正）=V是

（逆）

在单位时间内消耗m molA同时消耗P mol C，即V（正）是

=V（逆）

不一V(A) :V(B) :V(C) :V(D)=m : n : p : q 定

不一在单位时间内生成n mol B，同时消耗q mol D 定

是

m+n不等于p+q时，总压力一定（其他条件不变）

混合气体的总压、总体积、总物质的量一定

正逆反

应速率

的关系

m+n等于p+q时，总压力一定（其他条件不变）

平均相

当m+n不等于p+q时，Mr一定

对分

子质量

当m+n等于p+q时，Mr一定

温度

密度

其他

压强

不一定

是

不一定

任何化学反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他是

不变）

不一密度一定

定

是

体系的颜色不再变化

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