归纳与整理教学设计与反思

第二章

化学反应与能量

第一节

化学能与热能

一．化学键与能量变化关系

关系：在任何的化学反应中总伴有能量的变化。

原因：当物质发生化学反应时，从微观来看，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。

含义

符号

单位

反应热（宏观）

化学反应中吸收或放出的热量

Q kJ·mol-1 Q>0，反应吸收热量（E反应物总能量＜E生成物总能量，为吸热反应）

与能量变化的关系

Q<0，反应放出热量（E反应物总能量＞E生成物总能量，为放热反应）

2、常见的放热反应和吸热反应

（1）常见的放热反应：

①

所有的燃烧与缓慢氧化；②酸碱中和反应（中和热）；③金属与酸、水反应制氢气；

④大多数化合反应（特殊：C＋CO2=2CO是吸热反应）；⑤铝热反应

注：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1 mol液态水时的反应热叫做中和热． ⅰ. 必须是酸和碱的稀溶液，因为浓酸溶液和浓碱溶液在相互稀释时会放热 ⅱ. 强酸和强碱的稀溶液反应才能保证H+(aq)+OH-(aq)====H2O(l)中和热均为57.3 kJ·mol-1，而弱酸或弱碱在中和反应中由于电离吸收热量，其反应热小于57.3 kJ·mol-1；ⅲ.以生成1 mol水为基准．

（2）常见的吸热反应：

① C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g)。

②

盐和碱的反应如Ba(OH)2·8H2O＋2NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O ③

多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。（但过氧化氢的分解是放热反应）

④

水解，弱电解质的电离

注：反应条件与吸放热无关。

（3）放热反应与吸热反应的比较

类型

比较

定义

形成原因

与化学键变化的关系

放出热量的化学反应

反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量

生成物分子成键时释放出的总能量大于反应物分子断裂时吸收的总能量

吸收热量的化学反应

反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量

生成物分子成键时释放出的总能量小于反应物分子断裂时吸收的总能量

放热反应

吸热反应

注：ΔΗ= Q，中学阶段二者通用

第二节

化学能与电能

（1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。

（2）原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。

（3）构成原电池的条件：①有活泼性不同的两个电极

“两极”；

②电解质溶液

“一液”

；③自发的氧化还原反应“一反应”；

④闭合回路“成回路”

（4）电极名称及发生的反应：“离子不上岸，电子不下水”

外电路：负极——导线——正极 内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。

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

负极现象：负极溶解，负极质量减少。

正极：较不活泼的金属或非金属作正极，正极发生还原反应，

电极反应式：溶液中阳离子＋ne＝单质

正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。

（5）原电池正负极的判断方法：

①依据原电池两极的材料：

较活泼的金属作负极（K、Ca、Na太活泼，不能作电极）；

较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）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。

⑤

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。

“正正负负”

⑥

据原电池中的反应类型：“负氧化，正还原”

负极：失电子，电子流出，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，电子流入，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。

（6）原电池电极反应的书写方法：

（i）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下：

－－

①写出总反应方程式。

②把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。

③氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。

（ii）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。

总结：“找剂产——配电子——配电荷——配水”

（7）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金属的防腐。

总结：经典原电池的电极方程式（已附纸）

2.一次电池

（1）常见一次电池：普通（酸性）锌锰电池、碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池

①锌锰电池是最早使用的干电池。锌锰电池的电极分别是锌（负极）和碳棒（正极），内部填充的是糊状的MnO2和NH4Cl。电池的两极发生的反应是：

正极：2NH4++2MnO2+2e－

＝2NH3↑+Mn2O3+H2O 负极：Zn－2e－

＝Zn2+ 总反应：Zn+2MnO2+2NH4+＝Zn2++Mn2O3+2NH3↑+H2O

②碱性锌锰电池。用KOH电解质溶液代替NH4Cl作电解质时，无论是电解质还是结构上都有较大变化，电池的比能量和放电电流都能得到显著的提高。它的电极反应如下：

负极： Zn+2OH-2e=Zn(OH)2 正极： 2MnO2+H2O+2e=Mn2O3+2OH

总反应： Zn+2MnO2+H2O=Zn(OH)2+Mn2O3----

③银锌电池——纽扣电池。该电池使用寿命较长，广泛用于电子表和电子计算机。其电极分别为Ag2O和Zn，电解质为KOH溶液。其电极反应式为：

④高能电池——锂电池。该电池是20世纪70年代研制出的一种高能电池。由于锂的相对原子质量很小，所以比容量（单位质量电极材料所能转换的电量）特别大，使用寿命长。如作心脏起搏器的锂碘电池的电极反应式为：

⑤锌空电池锌空气电池是一类结构特殊的品种。负极采用了锌合金。而正极材料，则是空气中的氧。在储存时一般保持密封，所以基本上没有自放电

阴极： Zn + 2OH＝ ZnO + H2O + 2e

阳极： O2 + 2H2O + 4e＝4OH ––––综合： 2Zn + O + 2e＝ 2ZnO 2––（2）二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。

①铅蓄电池

放电：负极（铅）： Pb＋SO2-4－2e＝PbSO4↓ 正极（氧化铅）： PbO2＋4H＋

＋2e＝PbSO4↓＋2H2O +2-充电：阴极： PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H＋SO2-4 阳极： PbSO4＋2e＝Pb＋SO4 +两式可以写成一个可逆反应： PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O

充电

②镍铬电池。优势是：放电时电压变化不大，内阻小，对轻度的过充过放相对镍氢电池和锂电池来说容忍度较大。（易造成污染）镍镉电池最致命的缺点是，在充放电过程中如果处理不当，会出现严重的“记忆效应”，使得服务寿命大大缩短。

负极反应：Cd+2OH＝Cd(OH)2+2e 正极反应：2e+NiO2+2H2O＝Ni(OH)2+2OH

总反应：Cd+NiO2+2H2O＝Cd(OH)2+Ni(OH)2

----

放电

3.燃料电池

①氢气与氧气混合，总反应方程式：2H2＋Ｏ2＝2H2O 当电解质溶液呈酸性时： +

+

负极：2H2－4e＝4H正极：Ｏ2＋4 e+4H＝2H2O当电解质溶液呈碱性时： 负极：2H2＋4OH－4e＝4H2O 正极：Ｏ2＋2H2O＋4 e＝4OH

②另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH（碱性）溶液作电极，又在两极上分别通甲烷（燃料）和氧气（氧化剂）。电池总反应式为：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O

电极反应式为：

2负极：CH4＋10OH－8e＝CO3＋7H2O 正极：4H2O＋2O2＋8e＝8OH

性质

类别

原电池

电解池

将电能转变成化学能的装置

非自发反应

电镀池

应用电解原理在某些金属表面镀上一侧层其他金属

非自发反应

有电源

定义

（装置特点）

反应特征

装置特征

形成条件

将化学能转变成电能的装置

自发反应

无电源，两级材料不同

有电源，两级材料可同可不同

活动性不同的两极

电解质溶液

形成闭合回路

负极：较活泼金属

正极：较不活泼金属（能导电非金属）

负极：氧化反应，金属失去电子正极：还原反应，溶液中的阳离子的电子或者氧气得电子（吸氧腐蚀）

负极→正极

阳离子向正极移动

阴离子向负极移动

两电极连接直流电源

1镀层金属接电源正极，待镀两电极插入电解质溶液

金属接负极；2电镀液必须含形成闭合回路

有镀层金属的离子

阳极：与电源正极相连

名称同电解，但有限制条件

阴极：与电源负极相连

阳极：必须是镀层金属

阴极：镀件

阳极：氧化反应，溶液中的阴离子失去电子，或电极金属失电子

阴极：还原反应，溶液中的阳离子得到电子

电源负极→阴极

电源正极→阳极

阳离子向阴极移动

阴离子向阳极移动

阳极：金属电极失去电子

阴极：电镀液中阳离子得到电子

电极名称

电极反应

电子流向

溶液中带电粒子的移动

联系

同电解池

同电解池

在两极上都发生氧化反应和还原反应

注：析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出

②

条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等气体）

②电极反应：负极: Fe–2e= Fe 正极: 2H+2e=H2↑

总式：Fe + 2H = Fe + H2

↑

吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气

①条件：中性或弱酸性溶液

+2+-2++-

②电极反应：负极: 2Fe – 4e = 2Fe正极: O2+4e +2H2O = 4OH

总式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2

离子方程式：Fe + 2OH = Fe(OH)2

生成的 Fe(OH)2被空气中的O2氧化，生成 Fe(OH)3

， Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3

Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3•XH2O（铁锈主要成分）

规律总结：

金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：

电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施的腐蚀

防腐措施由好到坏的顺序如下：外接电源的阴极保护法＞牺牲负极的正极保护法＞有一般防腐条件的腐蚀＞无防腐条件的腐蚀

总结：化学电源2+--2+--

四、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（均取正值）来表示。 计算公式：v(B)＝

①

单位：mol/(L•s)或mol/(L•min) ②

B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。

③

规律：速率比＝方程式系数比 ④

化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。

⑤

对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。因此，表示化学反应的速率时，必须指明是用反应体系中的哪种物质做标准。

（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（正催化剂）

③浓度：增加C反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）

⑥

压强：增大压强，增大速率（影响对象：

压强只影响有气体参与的反应的反应速率）

⑦

其它因素：如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原电池等也会改变化学反应速率。 注：恒压充稀有气体等不影响反应的气体——V↑-N↓-c↓-v↓

恒容充稀有气体等不影响反应的气体——c不变-v不变

2、化学反应的限度——化学平衡

（1）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。

注：可逆反应：在同一条件下，同时向正、

反两个方向进行的化学反应称为可逆反应。

前提：反应物和产物必须同时存在于同一反应体系中，而且在相同条件下，正、逆反应都能自动进行。“三同双向”

②动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。

③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。即v正＝v逆≠0。

④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。

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。

注：标志是“反应混合物中各组分的浓度保持不变”

。浓度没有变化，并不是各种物质的浓度相同。对于一种物质来说，由于单位时间内的生成量与消耗量相等，就表现出物质的多少不再随时间的改变而改变。

（3）判断化学平衡状态的标志：

① VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物质比较）

②各组分浓度、质量、体积保持不变或百分含量不变

⑧

颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）

⑨

物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变（前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA＋yB=zC，x＋y≠z

）

⑩

对于有固体与气体参加的反应，密度不变