第二章 化学反应与能量 知识点总结归纳.doc

第二章 化学反应与能量第一节 化学能与热能 一、化学键与化学反应中能量变化的关系 1、化学反应的实质： 2、旧键的断裂需要 能量，新键的生成需要 能量。所以说， 是物质在化学反应中能量变化的主要原因，物质的化学反应与体系的能量变化是同时发生的。3从化学反应的热效应来分类：化学反应可以分为： 与 。4、从反应物与生生成物的总能量高低分析吸热反应与放热反应： 吸热反应： E反应物 E生应物 放热反应： E反应物 E生应物二、化学能与热能的相互转换 1、化学反应必须遵循的两条基本的自然定律： 与 。 2、因为反应物的总能量与生成物的总能量不等，所以任何化学反应都伴随着能量的变化。 化学反应中的能量变化通常主要表现为 的变化。 3、吸热反应：列举： 4、放热反应：类型： 5、吸热反应、放热反应与加热之间的关系： 6、中和热 （1）定义： （2）测定方法：第二节 化学能与电能一、能源分类： 1、一次能源： 2、二次能源： 二、化学能与电能的相互转换 1、火力发电厂能量转换关系： 2、原电池工作原理： 实验：铜锌原电池 现象： 3、原电池概念及探究： （1）定义： （2）实质： （3）构成条件： （4）构成前提： （5）电极构成： 负极：还原性相对较强的金属 正极：还原性相对较弱的金属或非金属外电路内电路电荷流向电流流向例如：铜锌原电池，电解质溶液为稀盐酸 电极反应式：正极： 负极： 总反应式： （6）重要应用： I、金属防腐： 铁与铜相连，处于电解质溶液中，铜片受保护 II、制作电池： 制作干电池、铅蓄电池、新型高能电池 III、提高化学反应速率：用粗锌代替纯锌制取H2，反应速度加快 （7）电化学腐蚀： a、析氢腐蚀： Fe 负极： 正极： 总的电极反应式： b、吸氧腐蚀：Fe 负极： 正极： 总的电极反应式： 4、原电池设计方法：I、能自发发生的氧化还原反应；II、把氧化还原反应分为氧化反应和还原反应两个半反应，由此确定电极反应III、确定电极材料及电解质溶液例如：将Fe+2FeCl3=3FeCl2设计一个原电池。 三、发展中的化学电源 1、干电池 Zn-Mn干电池 负极： 正极： 总的电极反应式： 使用过程中，锌片会逐渐溶解，最后糊状的电解质也会泄露，故电池长期不用应从电器中取出，为了延长使用时间和提高性能，将NH4Cl改为KOH，制成碱性锌锰电池。 2、充电电池： 又称二次电池 I、铅蓄电池 （-）Pb稀H2SO4PbO2(+) 负极： 正极： 总的电极反应式： 特点：电压稳定，可以循环使用，但长期使用会消耗稀硫酸，故需要定期在负极补充稀硫酸溶液，以确保铅蓄电池的使用寿命。II、镍镉电池：新型的封闭式体积小的充电电池 以Cd为负极，NiO(OH)为正极，以KOH溶液为电解质，寿命比铅蓄电池长。 特点：使用寿命长，但Cd为致癌物质，且对环境会造成严重污染。III、锂电池 （-）LiLiAlCl4 SOCl2（亚硫酰氯）C（+）3、燃料电池 a、氢氧燃料电池 高效无污染 （-）CKOH溶液C（+）负极： 正极： 总的电极反应式： （-）CHCl溶液C（+）负极： 正极： 总的电极反应式： b、甲烷燃料电池（-）PtKOH溶液Pt（+）负极： 正极： 总的电极反应式： 第三节 化学反应的速率和限度一、化学反应速率: 1、定义：用来衡量化学反应进行的快慢程度的一个物理量。 2、表示方法： 3、数学表达式： 4、单位： 注：（1）化学反应速率均为正值，没有负值；只有大小没有方向 （2）化学反应速率通常指的是某物质在某段时间内的平均速率，而不是某时刻的瞬时速率 （3）纯固体或纯液体的浓度是不变的，因此，对于有纯固体或纯液体参加的反应一般不用纯固体或纯液体来表示化学反应速率 （4）对于同一个反应在相同的时间内，用不同物质来表示其反应速率，其数值可能不同。因此，在表示化学反应速率时，必须指明是用体系中哪种物质作标准。 5、同一反应，同一时间内，aA+bB=cC+dD A: B: C: D=a:b:c:d 6、比较一个化学反应的反应速率快慢，必须是找同一物质做标准，同时要注意单位一致。 7、影响化学反应速率的因素： （1）内因：参加反应的物质本身的性质； （2）外因： a浓度事实：Cu+HNO3(稀) Cu+HNO3(浓) 结论：参加反应的物质浓度越大，反应速率越 b温度H2O2+FeCl3 5 较慢产生少量气泡H2O2+FeCl3 常温 较快产生大量气泡H2O2+FeCl3 40 很快产生大量气泡 结论：其他条件相同的情况下，温度升高，化学反应速率 注意：该结论对放热反应和吸热反应都适用。 c压强： 物理学上，压强与体系的体积成反比，增大压强，体系的体积减小，物质的浓度增大，反应速率增大。若增大压强没有改变反应物的浓度，则反应速率不变。d催化剂 加入催化剂能同等程度地改变反应速率。正催化剂：加快反应速率；负催化剂：减慢反应速率二、化学反应的限度 “化学平衡状态” 1、特征：逆： ；等： ；动： ；定： ；变： ； 2、化学平衡状态的建立与途径无关。 3、判断可逆反应达到平衡状态的标志：直接判断法：正=逆0 反应混合物各组分浓度不变 同一物质的消耗速率与生成速率相等特例判断法：对反应前后气体物质分子总数不变的可逆反应来说，混合气体的总压强、总体积、总物质的量、平均摩尔质量不随时间变化而变化时反应即达到平衡状态；有颜色变化的可逆反应，当颜色不随时间变化而变化时，化学平衡状态已建立。 4、不同的平衡体系达到平衡状态时，反应限度不同；同一平衡体系在不同的条件下，反应限度也不同。 5、外界条件改变，平衡移动（1）、勒夏特列原理： （2）、具体情况分析： 改变反应物的量 增加反应物的量：平衡向 方向移动； 增加生成物的量：平衡向 方向移动 温度： 升高温度，平衡向着吸热的方向移动；降低温度，平衡向着放热的方向移动 压强： 对于