苏教版高中化学苏教版选修4知识点总结.doc

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化学选修4化学反应与原理

专题1化学反应与能量变化

第一单元化学反应中的热效应

一、化学反应的焓变

1、反应热与焓变

（1）反应热：

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。

（2）焓变（ΔH）：

在恒温、恒压条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为化学反应的焓变。

符号：

△H，单位：

kJ/mol

2、放热反应和吸热反应：

（1）放热反应：

在化学反应过程中，放出热量的反应称为放热反应（反应物的总能量大于生成物的总能量）

（2）吸热反应：

在化学反应过程中，吸收热量的反应称为吸热反应（反应物的总能量小于生成物的总能量）

化学反应过程中的能量变化如图：

放热反应ΔH为“—”或ΔH＜0吸热反应ΔH为“+”或ΔH＞0

∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）

∆H＝E（反应物的键能）－E（生成物的键能）

（3）常见的放热反应：

1）所有的燃烧反应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6）浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等

常见的吸热反应：

1）晶体Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl2）大多数的分解反应

3）以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应4）铵盐溶解等

注意：

1）化学反应时放热反应还是吸热反应只取决于反应物和生成物总能量的相对大小，与反应条件（如点燃、加热、高温、光照等）和反应类型无关；

2）物质的溶解过程也伴随着能量变化：

NaOH固体溶于水明显放热；硝酸铵晶体溶于水明显吸热，NaCl溶于水热量变化不明显。

3、化学反应过程中能量变化的本质原因：

化学键断裂——吸热化学键形成——放热

4、热化学方程式

（1）定义：

能够表示反应热的化学方程式叫做热化学方程式。

（2）意义：

既能表示化学反应过程中的物质变化，又能表示化学反应的热量变化。

（3）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，不表示分子个数，表示对应物质的物质的量。

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。

△H的单位为kJ/mol，它并不是指1mol反应物或是生成物，可以理解为“每摩尔反应”。

如：

﹒mol-1

是指每摩尔反应——“2molH2（g）和1molO2（g）完全反应生成2molH2O（l）”的焓变。

5、总结：

热化学方程式与普通化学方程式的比较

热化学方程式

普通化学方程式

反应式

﹒mol-1

方程式意义

表示反应及反应的吸热放热

仅表示反应

化学计量数

表示物质的量，可以是整数或分数

可以表示物质的量或微粒个数，只能是整数，不能是分数

ΔH

右端有表示能量变化的ΔH

没有此项

反应条件

不用标明反应条件、“↑”、“↓”等

需标明各种反应条件如点燃，光照、高温等

物质的状态

必须标明反应物、生成物的聚集状态，如g，l，s

不标明反应物、生成物的聚集状态

二、反应热的测量与计算：

1、中和热概述：

（1）定义：

在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应，生成1mol（l）水时的反应热叫做中和热。

（2）中和热的表示：

H+（aq）+OH-（aq）=H2O（l）；△H=-57.3kJ／mol。

（3）要点

1）条件：

”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，因为若酸、碱浓度较大，混合时会产生溶解热，而影响中和热的测定。

2）反应物：

（强）酸与（强）碱。

中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。

3）中和热是以生成1mol液态水所放出的热量来定义的，因此在书写中和热的热化学方程式时，就以生产1molH2O为标准来配平其余物质的化学计量数。

如表示稀NaOH和稀硫酸的中和反应的热化学方程式：

﹒mol-1

4）中和反应的实质是H+和OH-化合生成H20，若反应过程中有其他物质（如沉淀等）生成，这部分反应热也不在中和热内。

5）放出的热量：

57.3kJ/mol

2、中和热的测量：

（1）仪器：

量热计。

量热计由内、外两个筒组成，外筒的外壁盖有保温层，盖上有温度计和搅拌器。

或者：

大烧杯（500mL）、小烧杯（100mL）、温度计、量筒（50mL）两个、泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）、环形玻璃搅拌棒。

试剂：

0.50mol/L盐酸、0.55mol/LNaOH溶液。

（2）实验原理：

测定含xmolHCl的稀盐酸与含xmolNaOH的稀NaOH溶液混合后放出的热量为QkJ，则kJ﹒mol-1

（3）实验步骤：

1）在大烧杯底部垫泡沫塑料（或纸条），使放入的小烧杯杯口与大烧杯杯口相平。

然后再在大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料（或纸条），大烧杯上用泡沫塑料板（或硬纸板）作盖板，在板中间开两个小孔，正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过，如下图所示。

2）用一个量筒量取50mL0.50mol/L盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记入下表。

然后把温度计上的酸用水冲洗干净。

3）用另一个量筒量取50mL0.55mol/LNaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度，记入下表。

4）把温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯（注意不要洒到外面）。

用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记为终止温度，记入下表。

5）重复实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算依据。

（4）常见问题：

1）教材有注，“为了保证0.50mol·L的盐酸完全被中和，采用0.55mol·LNaOH溶液，使碱稍稍过量”，那可不可以用0.50mol·LNaOH与0.55mol·LHCl，让酸稍稍过量呢?

答案：

不是“可以与不可以”而是“不宜”。

原因是稀盐酸比较稳定，取50mL、0.50mol·LHCl，它的物质的量就是0.025mol，而NaOH溶液极易吸收空气中的CO2，如果恰好取50mL、0.50mol·LNaOH，就很难保证有0.025molNaOH参与反应去中和0.025mol的HCl。

2）为了确保NaOH稍稍过量，可不可以取体积稍稍过的0.50mol·LNaOH溶液呢?

回答：

可以的。

比如“量取51mL（或52mL）0.50mol·LNaOH溶液”。

只是（m1+m2）再不是100g，而是101g或102g。

3）强酸与弱碱，强碱与弱酸的中和反应热值如何估计?

　　鉴于弱酸、弱碱在水溶液中只能部分电离，因此，当强酸与弱碱、强碱与弱酸发生中和反应时同时还有弱碱和弱酸的不断电离（吸收热量，即电离热）。

所以，总的热效应比强酸强碱中和时的热效应值（57.3KJ/mol）要小一些。

4）测定酸碱中和热为什么要用稀溶液？

答：

中和热是酸碱在稀溶液中发生中和反应生成lmol水时所放出的热量，为什么要指明在稀溶液中呢？

因为如果在浓溶液中，即使是强酸或强碱，由于得不到足够的水分子，因此也不能完全电离为自由移动的离子。

在中和反应过程中会伴随着酸或碱的电离及离子的水化，电离要吸收热量，离子的水化要放出热量，不同浓度时这个热量就不同，所以中和热的值就不同，这样就没有一个统一标准了。

5）为什么强酸强碱的中和热是相同的？

答：

在稀溶液中，强酸和强碱完全电离，所以它们的反应就是H+与OH-结合成H2O的反应，每生成lmol水放出的热量（中和热）是相同的，均为57．3kJ／mol。

6）为什么弱酸、弱碱参加的中和反应的中和热小于 57．3kJ／mol？

答：

弱酸、弱碱在水溶液中不能完全电离，存在着电离平衡。

弱酸或弱碱参与中和反应的同时，伴随着电离，电离过程要吸收热量，此热量就要由H+与OH-结合成水分子放出的热量来抵偿，所以总的来说中和热小于57．3kJ/mol。

7）是什么原因使中和热测定结果往往偏低？

答：

按照课本中所示装置进行中和热测定，往往所测结果偏低，造成如此现象的主要原因有：

（1）仪器保温性能差。

课本中用大小烧杯间的碎纸片来隔热保温，其效果当然不好，免不了热量散失，所以结果偏低，这是主要原因；

（2）实验中忽略了小烧杯、温度计所吸收的热量，因此也使结果偏低；

（3）计算中假定溶液比热容为4．18J／（g·℃），密度为1g／cm3，实际上这是水的比热容和密度，酸碱溶液的比热容、密度均较此数大，所以也使结果偏低。

8）为何说保温效果差是造成中和热测定值偏低的主要原因？

答：

实验中温度升高得不多，所以烧杯、玻璃棒吸收的热量甚小，影响不大；而酸、碱溶液是稀溶液，实际密度对比热容与水相差甚微；所以此影响更微弱。

因此说，结果偏低的主要原因是保温性能差，若能改进装置，比如用保温杯代替烧杯，使保温性能良好，就更能接近理论值。

9）离子方程式H+＋OH-=H2O代表了酸碱中和反应的实质，能否用此代表所有中和反应的离子方程式？

答：

离子方程式书写要求“将难电离或难溶的物质以及气体等用化学式表示”，所以弱酸、弱碱参与中和反应时应以分子的形式保留。

例如，醋酸和氢氧化钠的离子方程式就应当写为：

HAC+OH-=Ac-+H2O

只有可溶性强酸强碱的离子方程式才可能如此表示。

10）为什么中和热测定中要用稍过量的碱？

能不能用过量的酸？

答：

这是为了保证碱（或酸）能够完全被中和。

H+与OH-相互接触碰撞才能发生反应，如果用等量的酸、碱，随着反应的进行，H+与OH-相互碰撞接触的机会越来越少，越来越困难，可能有一部分H+与OH-就不能反应，而在一种微粒过量的情况下，则大大增加了另一种微粒完全反应的机会。

不能用过量的酸，因为碱中含有杂质碳酸钠，酸过量就会有酸与碳酸盐反应导致中和热测定不准．

11）为什么 要用环形玻璃棒搅拌？

若用铁丝取代环行玻璃棒会不会有影响？

答为了使反应充分．若用铁丝取代环行玻璃棒会使铁与酸反应放出热量而且铁丝传热快，使测量值偏低。

3、盖斯定律

①内容：

化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。

三、能源的充分利用

1、标准燃烧热和热值

（1）标准燃烧热概念：

在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。

燃烧热的单位用kJ/mol表示。

※注意以下几点：

①研究条件：

101kPa

②反应程度：

完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

③燃烧物的物质的量：

1mol

④研究内容：

放出的热量。

（ΔH<0，单位kJ/mol）

（2）热值：

在101kPa时，1g物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。

热值的单位用kJ/g表示。

四、反应热大小的计算：

（1）根据标准燃烧热、热值或中和热计算：

|△H|=n（燃料）×燃料的标准燃烧热；

|△H|=m（燃料）×燃料的热值

|△H|=n（H2O）×中和热

（2）根据热化学方程式计算：

△H与反应物各物质的物质的量成正比

（3）根据反应物和生成物的键能计算：

△H=反应物的总能量-生成物的总能量

（4）根据盖斯定律计算：

若某热化学方程式可以由其他几个热化学方程式通过适当的“加、减”得到，则该反应的焓变可以根据其他几个热化学方程式的焓变通过相应的“加、减”得到。

（5）根据物质的比热和温度变化进行计算：

△H=-Q=-cm△T

第二单元化学能与电能的转化

一、原电池的工作原理：

1、原电池：

（1）概念：

将化学能转化为电能的装置叫做原电池。

（2）组成原电池的条件：

1）首要条件：

有能自发进行的氧化还原反应；

2）两个活泼性不同的电极（金属或导电的非金属）

3）电解质溶液：

两个电极均需插入电解质溶液中

4）两电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路

此电池的优点：

能产生持续、稳定的电流

（3）电子流向：

外电路：

负极——导线——正极

内电路（电解质溶液内）：

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。

内电路中离子的移动可以这样理解：

电源内部（内电路）电流方向从负极到正极，因此受电场力作用，阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。

（4）电极反应：

以锌铜原电池为例：

负极：

失去电子，氧化反应：

Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属）

正极：

得到电子，还原反应：

2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属）

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

二、化学电源

1、概念：

（1）电池的分类：

化学电池、太阳能电池、原子能电池

（2）化学电源：

将化学能直接转变为电能的装置

（3）化学电源的分类：

一次电池、二次电池、燃料电池

2、一次电池：

概念：

活性物质（发生氧化还原反应的物质）消耗到一定程度后，就不能再使用。

其电解质溶液制成胶状，也叫干电池。

常见一次电池：

普通锌锰电池、碱性锌锰电池、锌银纽扣电池等

电池种类

电极及电池反应

普通锌锰电池

负极：

Zn－2e-＝Zn2+

正极：

2＋2e-＝2NH3↑＋H2

H2＋2MnO2＝Mn2O3＋H2O

总反应式：

Zn＋2MnO2＋2＝Zn2+＋2NH3↑＋Mn2O3＋H2O

碱性锌锰电池

负极：

Zn－2e－＋2OH－＝Zn（OH）2

正极：

2MnO2＋2e－＋2H2O＝2MnO（OH）＋2OH－

总反应式：

Zn＋2MnO2＋2H2O＝Zn（OH）2＋2MnO（OH）

银锌纽扣电池

组成材料：

锌、氧化银、氢氧化钾溶液

负极：

Zn－2e－＋2OH－＝Zn（OH）2

正极：

Ag2O＋2e－＋H2O＝2Ag＋2OH－

总反应式：

Zn＋Ag2O＋H2O＝Zn（OH）2＋2Ag

3、二次电池

1）概念：

放电后可以再充电使活性物质（电极、电解质溶液）获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。

2）常见二次电池：

铅蓄电池、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

3）电极反应：

放电反应为原电池反应，电极反应式为：

负极（铅）：

Pb＋－2e-＝PbSO4↓

正极（氧化铅）：

PbO2＋4H+＋＋2e-＝PbSO4↓＋2H2O

总反应式：

Pb＋PbO2＋2＋4H+＝2PbSO4↓＋2H2O

充电反应为上述反应的逆反应，电极反应式为：

阳极（失去电子）：

PbSO4＋2H2O－2e-＝PbO2＋4H+＋

阴极（得到电子）：

PbSO4＋2e-＝Pb＋

两式可以写成一个可逆反应：

4、燃料电池

（1）概念：

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，所以燃料电池也是化学电源。

它与其它电池不同，它不是把还原剂、氧化剂物质全部贮存在电池内，而是在工作时，不断地从外界输入，同时把电极反应产物不断排出电池。

燃料电池的正极和负极都用多孔炭和多孔镍、铂、铁等制成。

从负极连续通入氢气、煤气、发生炉煤气、水煤气、甲烷等气体；从正极连续通入氧气或空气。

电解液可以用碱（如氢氧化钠或氢氧化钾等）把两个电极隔开。

化学反应的最终产物和燃烧时的产物相同。

燃料电池的特点是能量利用率高，设备轻便，减轻污染，能量转换率可达70%以上。

（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：

①当电解质溶液呈酸性时：

负极：

2H2－4e-=4H+正极：

Ｏ2＋4e-4H+=2H2O

②当电解质溶液呈碱性时：

负极：

2H2＋4OH-－4e-＝4H2O正极：

Ｏ2＋2H2O＋4e-＝4OH-

③当电解质溶液呈中性：

正极：

O2+2H2O+4e-=4OH-（这个和金属的吸氧腐蚀是一样的）

负极：

2H2-4e-=4H+

（3）燃料电池的优点：

能量转换率高、废弃物少、运行噪音低

5、海水电池：

该电池以海水为电解质溶液，靠空气中的氧气使铝不断氧化而产生电流。

负极材料是铝，正极材料可以用石墨。

电极反应式为：

负极反应：

Al－3e-＝Al3+，

正极反应：

2H2O＋O2＋4e-＝4OH-。

电池总反应式为：

4Al＋3O26H2O＝4Al（OH）3

6、原电池正、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）根据电极反应：

失电子发生氧化反应的为负极；得电子发生还原反应的为正极。

7、原电池电极反应的书写方法：

（1）负极反应式的书写：

1）负极材料本身被氧化：

①金属电极失去电子生成的金属阳离子不与电解质溶液溶液反应：

M-ne-==Mn+

②金属电极失去电子生成的金属阳离子与电解质溶液溶液反应：

将金属失电子的反应、金属阳离子与电解质溶液的反应叠加在一起。

如铅蓄电池的负极反应式为：

Pb-2e-+SO42-==PbSO4.

2）若负极材料本身不参与反应：

如燃料电池，要将燃料失电子的反应极其产物与电解质溶液的反应叠加在一起写。

如氢氧燃料电池（KOH溶液为电解质溶液）的负极反应式为：

H2-2e-+2OH-==2H2O

（2）正极反应式的书写：

①负极金属与电解质溶液能发生反应：

在正极上电解质溶液中氧化性强的离子被还原。

阳离子氧化性的强弱顺序：

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>（稀HNO3电离的NO3-）>H+（指酸电离的）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2

+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

如Zn、Cu、稀H2SO4组成的原电池：

2H++2e-==H2↑

如Zn、Cu、CuSO4组成的原电池：

Cu2++2e-==Cu

如Fe、Cu、稀HNO3组成的原电池：

NO3-+4H++3e-===NO↑+2H2O

②负极金属与电解质溶液不发生反应：

在正极上被还原的物质一般是溶解在电解质溶液中的O2.

如铁、铜、氢氧化钠溶液组成的原电池：

O2+4e-+2H2O==4OH-

（3）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。

（4）特殊情况：

下列情况并不是较活泼金属做负极：

①Mg、Al、稀H2SO4组成的原电池：

负极（Al）反应：

2Al-6e-+8OH-==2AlO2-+4H2O

正极（Mg）反应：

6H++6e-==3H2↑

②Fe（或Al）、Cu、浓HNO3组成的原电池：

负极（Cu）反应：

Cu–2e-==Cu2+

正极（Fe或Al）反应：

2NO3-+4H++2e-==2NO2↑+2H2O

③Mg、Al、NaOH溶液组成的原电池：

由于Mg与NaOH溶液不反应，而Al能与NaOH溶液反应，故Al为负极，Mg为正极。

负极（Al）反应：

2Al－6e-＋8OH-==2AlO2-＋4H2O

正极（Mg）反应：

6H+＋6e-==3H2↑

总反应式：

2Al＋2OH-＋4H2O==2AlO2-＋3H2↑

备注：

类似的还有Zn也与NaOH会反应，Si、S、P等也会与NaOH反应，

所以如果Mg、Zn、NaOH组成的原电池，Zn是负极；Si、Fe、NaOH组成的原电池，Si是负极。

例：

有甲、乙两位学生均想利用原电池反应检测金属的活动性顺序，两人均使用镁片和铝片作电极，但甲同学将电极放入6mol/L的H2SO4溶液中，乙同学将电极放入6mol/L的NaOH溶液中，如右图所示。

下列关于电极的判断正确的是（）

A．甲中镁作负极，乙中镁作负极

B．甲中镁作负极，乙中铝作负极

C．甲中铝作正极，乙中铝作正极

D．甲中镁作正极，乙中铝作正极

解析：

选B。

甲中在酸性溶液中金属镁较金属铝容易失去电子，所以甲中金属镁作为原电池的负极；而乙中在碱性溶液中金属铝较金属镁更容易失去电子，所以乙中金属铝作为原电池的负极。

8、如何设计化学电池：

例如：

以2FeCl3＋Cu===2FeCl2＋CuCl2为依据，设计一个原电池。

（1）将氧化还原反应拆成氧化反应和还原反应两个半反应，分别作原电池的负极和正极的电极反应式：

负极：

Cu－2e－===Cu2＋正极：

2Fe3＋＋2e－===2Fe2＋

（2）确定电极材料

如发生氧化反应的物质为金属单质，可用该金属直接作负极；如为气体（如H2）或溶液中的还原性离子，可用惰性电极（如Pt、碳棒）作负极。

发生还原反应的电极材料必须不如负极材料活泼。

本例中可用铜棒作负极，用铂丝或碳棒作正极。

（3）确定电解质溶液

一般选用反应物中的电解质溶液即可。

如本例中可用FeCl3溶液作电解液。

（4）构成闭合电路。

特别提醒：

设计原电池时，若氧化还原方程式中无明确的电解质溶液，可用水作电解质，但为了增强其导电性，通常加入强碱或一般的强酸。

如燃料电池，水中一般要加入KOH或H2SO4。

9、常见原电池方程式：

（1）Cu─H2SO4─Zn原电池

正极：

2H++2e-→H2↑

负极：

Zn-2e-→Zn2+

总反应式：

Zn+2H+==Zn2++H2↑

（2）Cu─FeCl3─C原电池

正极：

2Fe3++2e-→2Fe2+

负极：

Cu-2e-→Cu2+　

总反应式：

2Fe3++Cu==2Fe2++Cu2+　

（3）钢铁在潮湿的空气中发生吸氧腐蚀

正极：

O2+2H2O+4e-→4OH-

负极：

2Fe-4e-→2Fe2+

总反应式：

2Fe+O2+2H2O==2Fe（OH）2

（4）氢氧燃料电池（中性介质）

正极：

O2+2H2O+4e-→4OH-

负极：

2H2-4e-→4H+

总反应式：

2H2+O2==2H2O

（5）氢氧燃料电池（酸性介质）

正极：

O2+4H+