苏教版高中化学必修二知识点总结专题二.docx
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苏教版高中化学必修二知识点总结专题二
专题二化学反应与能量变化
第一单元化学反应的速率与反应限度
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）
②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。
③以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。
④重要规律：
（
）速率比＝方程式系数比（
）变化量比＝方程式系数比
（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（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）
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（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。
2、化学反应的限度——化学平衡
（1）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。
化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。
催化剂只改变化学反应速率，对化学平衡无影响。
在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。
通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。
而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。
在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。
可逆反应不能进行到底，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不可能为0。
（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，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。
（3）判断化学平衡状态的标志：
①VA（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各组分浓度保持不变或百分含量不变
③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）
④总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）
第二单元化学反应中的热量
1、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，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。
E反应物总能量＞E生成物总能量，为放热反应。
E反应物总能量＜E生成物总能量，为吸热反应。
2、常见的放热反应和吸热反应
☆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
③大多数的化合反应④金属与酸的反应
⑤生石灰和水反应（特殊：
C＋CO2
2CO是吸热反应）⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆常见的吸热反应：
①铵盐和碱的反应
如Ba（OH）2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O
②大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等
③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应
如：
C（s）＋H2O（g）
CO（g）＋H2（g）。
④铵盐溶解等
3.产生原因：
化学键断裂——吸热化学键形成——放热
放出热量的化学反应。
（放热>吸热）△H为“-”或△H<0
吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H为“+”或△H>0
4、放热反应、吸热反应与键能、能量的关系
放热反应：
∑E（反应物）＞∑E（生成物）
其实质是，反应物断键吸收的能量＜生成物成键释放的能量，
。
可理解为，由于放出热量，整个体系能量降低
吸热反应：
∑E（反应物）＜∑E（生成物）
其实质是：
反应物断键吸收的能量＞生成物成键释放的能量，
。
可理解为，由于吸收热量，整个体系能量升高。
5、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变
第三单元化学能与电能的转化
一、原电池：
1、概念：
将化学能转化为电能的装置叫做原电池
2、组成条件：
①两个活泼性不同的电极②电解质溶液③电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路④某一电极与电解质溶液发生氧化还原反应
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、电子流向：
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。
电流方向：
正极—→导线—→负极
4、电极反应：
以锌铜原电池为例：
负极：
氧化反应：
Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属）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：
还原反应：
2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属）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：
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。
总反应式：
Zn+2H+=Zn2++H2↑
5、正、负极的判断：
（1）从电极材料：
一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。
（2）从电子的流动方向负极流入正极
（3）从电流方向正极流入负极
（4）根据电解质溶液内离子的移动方向阳离子流向正极，阴离子流向负极
（5）根据实验现象①溶解的一极为负极②增重或有气泡一极为正极
6、原电池电极反应的书写方法：
（
）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。
（
）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。
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金属的腐蚀。
二、化学电池：
1、电池的分类：
化学电池、太阳能电池、原子能电池
2、化学电池：
借助于化学能直接转变为电能的装置
3、化学电池的分类：
一次电池、二次电池、燃料电池
一次电池
1、常见一次电池：
碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等
二次电池
1、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。
2、电极反应：
铅蓄电池
放电：
负极（铅）：
Pb＋
－2e＝PbSO4↓
正极（氧化铅）：
PbO2＋4H+＋
＋2e＝PbSO4↓＋2H2O
充电：
阴极：
PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋
阳极：
PbSO4＋2e＝Pb＋
两式可以写成一个可逆反应：
PbO2＋Pb＋2H2SO42PbSO4↓＋2H2O
3、目前已开发出新型蓄电池：
银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池
燃料电池
1、燃料电池：
是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池
2、电极反应：
一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。
，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。
以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。
当电解质溶液呈酸性时：
负极：
2H2－4e=4H+正极：
Ｏ2＋4e＋4H+=2H2O
当电解质溶液呈碱性时：
负极：
2H2＋4OH－4e＝4H2O正极：
Ｏ2＋2H2O＋4e＝4OH
另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷燃料和氧气氧化剂。
电极反应式为：
负极：
CH4＋10OH－＋8e－＝7H2O；
正极：
4H2O＋2O2＋8e-＝8OH-。
电池总反应式为：
CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O
3、燃料电池的优点：
能量转换率高、废弃物少、运行噪音低
4、废弃电池的处理：
回收利用
三、电解池:
1、电解池：
把电能转化为化学能的装置也叫电解槽
2、电解：
电流（外加直流电）通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应（被动的不是自发的）的过程
3、放电：
当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程
4、电子流向：
（电源）负极—（电解池）阴极—（离子定向运动）电解质溶液—（电解池）阳极—（电源）正极
5、电极名称及反应：
阳极：
与直流电源的正极相连的电极，发生氧化反应
阴极：
与直流电源的负极相连的电极，发生还原反应
6、电解CuCl2溶液的电极反应：
阳极：
2Cl--2e-=Cl2（氧化）
阴极：
Cu2++2e-=Cu（还原）
总反应式：
CuCl2=Cu+Cl2↑
7、电解本质：
电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程
☆规律总结：
电解反应离子方程式书写：
放电顺序：
阳离子放电顺序
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸电离的）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
阴离子的放电顺序
是惰性电极时：
S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-（等含氧酸根离子）>F-（SO32-/MnO4->OH-）
是活性电极时：
电极本身溶解放电
注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（Fe、Cu）等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。
电解质水溶液电解产物的规律
类型
电极反应特点
实例
电解对象
电解质浓度
pH
电解质溶液复原
分解电解质型
电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电
HCl
电解质
减小
增大
HCl
CuCl2
---
CuCl2
放H2生成碱型
阴极：
水放H2生碱
阳极：
电解质阴离子放电
NaCl
电解质和水
生成新电解质
增大
HCl
放氧生酸型
阴极：
电解质阳离子放电
阳极：
水放O2生酸
CuSO4
电解质和水
生成新电解质
减小
氧化铜
电解水型
阴极：
4H++4e-==2H2↑
阳极：
4OH--4e-=O2↑+2H2O
NaOH
水
增大
增大
水
H2SO4
减小
Na2SO4
不变
上述四种类型电解质分类：
（1）电解水型：
含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐
（2）电解电解质型：
无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）
（3）放氢生碱型：
活泼金属的无氧酸盐
（4）放氧生酸型：
不活泼金属的含氧酸盐
电解原理的应用
1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气
（1）、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法
（2）、电极、电解质溶液的选择：
阳极：
镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液M—ne—==Mn+
阴极：
待镀金属（镀件）：
溶液中的金属离子得到电子，成为金属原子，附着在金属表面
Mn++ne—==M
电解质溶液：
含有镀层金属离子的溶液做电镀液
镀铜反应原理
阳极（纯铜）：
Cu-2e-=Cu2+，阴极（镀件）：
Cu2++2e-=Cu，
电解液：
可溶性铜盐溶液，如CuSO4溶液
（3）、电镀应用之一：
铜的精炼
阳极：
粗铜；阴极：
纯铜电解质溶液：
硫酸铜
3、电冶金
（1）、电冶金：
使矿石中的金属阳离子获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属，如钠、镁、钙、铝
（2）、电解氯化钠：
通电前，氯化钠高温下熔融：
NaCl==Na++Cl—
通直流电后：
阳极：
2Na++2e—==2Na阴极：
2Cl——2e—==Cl2↑
☆规律总结：
原电池、电解池、电镀池的判断规律
（1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。
①有活泼性不同的两个电极；②两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应（有时是与水电离产生的H+作用），只要同时具备这三个条件即为原电池。
（2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。
（3）若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。
若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极（电子输出极），有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。
☆原电池，电解池，电镀池的比较
性质类别
原电池
电解池
电镀池
定义
（装置特点）
将化学能转变成电能的装置
将电能转变成化学能的装置
应用电解原理在某些金属表面镀上一侧层其他金属
反应特征
自发反应
非自发反应
非自发反应
装置特征
无电源，两级材料不同
有电源，两级材料可同可不同
有电源
形成条件
活动性不同的两极
电解质溶液
形成闭合回路
两电极连接直流电源
两电极插入电解质溶液
形成闭合回路
1镀层金属接电源正极，待镀金属接负极；2电镀液必须含有镀层金属的离子
电极名称
负极：
较活泼金属
正极：
较不活泼金属（能导电非金属）
阳极：
与电源正极相连
阴极：
与电源负极相连
名称同电解，但有限制条件
阳极：
必须是镀层金属
阴极：
镀件
电极反应
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）
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
阳极：
金属电极失去电子
阴极：
电镀液中阳离子得到电子
电子流向
负极→正极
电源负极→阴极
电源正极→阳极
同电解池
溶液中带电粒子的移动
阳离子向正极移动
阴离子向负极移动
阳离子向阴极移动
阴离子向阳极移动
同电解池
联系
在两极上都发生氧化反应和还原反应
☆☆原电池与电解池的极的得失电子联系图：
阳极（失）e-正极（得）e-负极（失）e-阴极（得）
金属的电化学腐蚀和防护
一、金属的电化学腐蚀
（1）金属腐蚀内容：
（2）金属腐蚀的本质：
都是金属原子失去电子而被氧化的过程
（3）金属腐蚀的分类：
化学腐蚀—金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀
电化学腐蚀—不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。
比较活泼的金属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。
化学腐蚀与电化腐蚀的比较
电化腐蚀
化学腐蚀
条件
不纯金属或合金与电解质溶液接触
金属与非电解质直接接触
现象
有微弱的电流产生
无电流产生
本质
较活泼的金属被氧化的过程
金属被氧化的过程
关系
化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生，但电化腐蚀更加普遍，危害更严重
（4）、电化学腐蚀的分类：
析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出
①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-=Fe2+
正极:
2H++2e-=H2↑
总式：
Fe+2H+=Fe2++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电极反应：
负极:
2Fe–4e-=2Fe2+
正极:
O2+4e-+2H2O=4OH-
总式：
2Fe+O2+2H2O=2Fe（OH）2
离子方程式：
Fe2++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
金属的电化学防护
1、利用原电池原理进行金属的电化学防护
（1）、牺牲阳极的阴极保护法
原理：
原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化
应用：
在被保护的钢铁设备上装上若干锌块，腐蚀锌块保护钢铁设备
负极：
锌块被腐蚀；正极：
钢铁设备被保护
（2）、外加电流的阴极保护法
原理：
通电，使钢铁设备上积累大量电子，使金属原电池反应产生的电流不能输送，从而防止金属被腐蚀
应用：
把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，均存在于电解质溶液中，接上外加直流电源。
通电后电子大量在钢铁设备上积累，抑制了钢铁失去电子的反应。
2、改变金属结构：
把金属制成防腐的合金
3、把金属与腐蚀性试剂隔开：
电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等
第四单元太阳能、生物质能和氢能的利用
1、能源的分类：
形成条件
利用历史
性质
一次能源
常规能源
可再生资源
水能、风能、生物质能
不可再生资源
煤、石油、天然气等化石能源
新能源
可再生资源
太阳能、风能、地热能、潮汐能、氢能、沼气
不可再生资源
核能
二次能源
（一次能源经过加工、转化得到的能源称为二次能源）
电能（水电、火电、核电）、蒸汽、工业余热、酒精、汽油、焦炭等
2、太阳能的利用方式：
①光能→化学能②光能→热能③光能→电能
3、生物质能的利用
生物质能来源于植物及其加工产品贮存的能量。
生物质能源是一种理想的可再生能源，其具有以下特点：
①可再生性②低污染性③广泛的分布性
生物质能的利用方式：
1直接燃烧
缺点:
生物质燃烧过程的生物质能的净转化效率在20－40％之间。
（C6H10O5）n+6nO2→6nCO2+5nH2O
用含糖类、淀粉（C6H10O5）n较多的农作物（如玉米、高粱）为原料，制取乙醇。
2生物化学转换③热化学转换
氢能的开发与利用
氢能的特点：
①、是自然界存在最普遍的元素②、发热值高③、氢燃烧性能好，点燃快
④、氢本身无毒⑤、氢能利用形式⑥、理想的清洁能源之一
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