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第六章 化學反應與能量知識清單
考點1 化學反應與能量變化
一、放熱反應和吸熱反應
1．前提條件：必須是化學反應
（1）物質的溶解過程：主要發生物理變化
①放熱過程：濃硫酸、NaOH固體溶于水
②吸熱過程：NH4NO3固體溶于水
（2）狀態變化：發生物理變化
①放熱過程：凝固、液化、凝華等
②吸熱過程：升華、汽化、熔化等
（3）化學鍵的變化
①放熱過程：化學鍵的形成過程，如2H→H2，Na++Cl－＝NaCl
②吸熱過程：化學鍵的斷裂過程，如H2→2H，NaCl＝Na++Cl－
2．本質判據
（1）能量角度
①放熱反應：反應物的能量總和＞生成物的能量總和
②吸熱反應：反應物的能量總和＜生成物的能量總和
（2）鍵能角度
①放熱反應：反應物的鍵能總和＜生成物的鍵能總和
②吸熱反應：反應物的鍵能總和＞生成物的鍵能總和
3．條件判據
（1）需要持續加熱才能進行的反應一般是吸熱反應
（2）反應開始需要加熱，停熱后仍能繼續進行，一般是放熱反應
4．現象判據
（1）反應體系的溫度變化
①體系的溫度升高：放熱反應
②體系的溫度降低：吸熱反應
（2）密閉體系的壓強變化
①體系的壓強增大：放熱反應
②體系的壓強減小：吸熱反應
（3）液體的揮發程度
①液體的揮發程度增大：放熱反應
②液體的揮發程度減小：吸熱反應
（4）催化劑的紅熱程度
①停熱后催化劑繼續紅熱：放熱反應
②停熱后催化劑不再紅熱：吸熱反應
4．經驗判據
（1）放熱反應
①金屬和金屬氧化物與酸或水的反應
②可燃物的燃燒反應及緩慢氧化
③酸和堿的中和反應
④鋁熱反應，如2Al+Fe2O32Fe+Al2O3
⑤大多數的化合反應。如2NO2N2O4
（2）吸熱反應
①大多數的分解的反應（2H2O22H2O+O2↑除外）
②銨鹽和堿反應，如Ba（OH）2 8H2O+2NH4Cl＝BaCl2+2NH3 H2O+8H2O
③碳酸氫鈉與鹽酸的反應
④兩個特殊反應：C+CO22CO、C+H2O（g）CO+H2
5．注意事項
（1）反應的熱效應與反應條件無必然關系
①在高溫下才能進行的化學反應不一定是吸熱反應
②在常溫下進行的化學反應不一定是放熱反應
③使用催化劑的反應不一定是吸熱反應
（2）反應的熱效應與反應是化合還是分解無必然關系
①化合反應不一定是放熱反應
②分解反應不一定是吸熱反應
6．根據鍵能計算反應熱
（1）斷鍵：E吸＝反應物的鍵能和
（2）成鍵：E放＝生成物的鍵能和
（3）Q吸＝E吸－E放＝反應物的鍵能和－生成物的鍵能和
（4）Q放＝E放－E吸＝生成物的鍵能和－反應物的鍵能和
二、反應過程中熱量大小的比較
1．燃燒過程中熱量大小的比較
（1）物質完全燃燒時放出的熱量多
（2）物質在O2中完全燃燒放出的熱量比在空氣中的少（光能多）
（3）物質完全燃燒生成固態產物時放出的熱量最多
（4）氣態的物質完全燃燒放出的熱量最多
2．金屬性和非金屬性的強弱與能量的關系
（1）金屬性越強，越容易失電子，吸收的能量越少
（2）非金屬性越強，越容易得電子，釋放的能量越多
（3）非金屬單質與H2化合時生成的氣態氫化物越穩定，放出的能量越多
3．根據穩定性判斷能量高低
（1）微粒穩定性的判斷
①能量角度：微粒所含的能量越低越穩定
②鍵能角度：微粒所含的化學鍵鍵能越大越穩定
（2）生成穩定性強的物質，放熱多
三、能源的開發利用
1．常規能源
（1）化石燃料：煤、石油和天然氣
（2）亟待解決問題
①短期內不可再生，儲量有限
②煤和石油產品燃燒排放粉塵、SO2、NOx、CO等大氣污染物
（3）解決方法：節能和尋找新能源
①提高燃料的燃燒效率：改進鍋爐的爐型和燃料空氣比、清理爐灰
②提高能源利用率：使用節能燈、改進電動機的材料和結構，發電廠、鋼鐵廠余熱與城市供熱聯產
2．新能源
（1）特點：資源豐富、可以再生、對環境無污染
（2）類型：太陽能、風能、地熱能、海洋能和氫能等
考點2 化學能轉化成電能
一、火力發電
1．火力發電的原理：首先通過化石燃料燃燒，使化學能轉變為熱能，加熱水使之汽化為蒸汽以推動蒸汽輪機，然后帶動發電機發電。
2．能量轉換過程
二、原電池的原理
1．能量轉化：化學能能轉化為電能
2．反應要求
①前提要求：自發反應
②本質要求：氧化還原反應
③能量要求：放熱反應
3．裝置的構成條件
（1）兩個活潑性不同的電極
①負極：一般是較活潑的金屬材料
②正極：比負極不活潑的金屬或石墨
（2）有電解質（酸、堿、鹽）溶液或熔融的電解質
（3）閉合回路：兩個電極用導線連接或直接接觸
4．電極反應
（1）負極：還原劑發生價升高的氧化反應
（2）正極：氧化劑發生價降低的還原反應
（3）電池
①本質反應：還原劑和氧化劑的反應
②一般規律：電解質溶液和負極材料的反應
5．三個方向
（1）電子流向：負極正極
（2）電流流向：正極負極正極
（3）離子流向：陽離子→正極，陰離子→負極
6．鹽橋式原電池
（1）鹽橋作用
①導電：鹽橋中離子的定向遷移構成了電流通路；
②平衡電荷：使由它連接的兩溶液保持電中性；
③隔離：使相互反應的物質不接觸。
（2）離子遷移方向：陽離子→正極；陰離子→負極
三、影響原電池電極極性的因素
1．影響因素
（1）金屬的活動性：一般是活潑金屬為負極
（2）電解質溶液的酸堿性及氧化性等因素
2．判斷方法
（1）能夠和電解質溶液反應的電極為負極
（2）容易和電解質溶液反應的電極為負極
①Mg‖稀硫酸‖Al形成的原電池，Mg是負極
②Mg‖氫氧化鈉溶液‖Al形成的原電池，Al是負極
③Fe‖稀硝酸‖Cu形成的原電池，Fe是負極
④Fe‖濃硝酸‖Cu形成的原電池，Cu是負極
3．根據電極材料判斷正負極
（1）金屬單質和非金屬形成的電池，金屬單質為負極
（2）金屬單質和化合物形成的電池，金屬單質為負極
（3）電極材料相同的原電池，還原劑為負極
4．根據反應現象判斷正負極
（1）質量減小的是負極，質量增加的是正極
（2）有氣泡產生的電極是正極
四、原電池原理的應用
1．加快氧化還原反應速率
（1）原理：電池中氧化反應和還原反應分別在兩極進行，減小離子運動時相互的干擾，使反應速率增大
（2）實例
①實驗室用Zn和稀硫酸反應制取氫氣時，可滴入幾滴硫酸銅溶液，形成原電池，加快速率
②一般不純的金屬比純金屬腐蝕速率快
2．比較金屬的活潑性：一般負極活潑
3．設計原電池
（1）分析原電池反應，判斷正負極和電解質溶液
（2）鹽橋式原電池：相互反應的電極和溶液通過鹽橋隔離開
4．判斷金屬腐蝕的快慢
（1）原電池腐蝕＞化學腐蝕＞有防護的腐蝕
（2）活潑性不同的金屬，活潑性差別越大，腐蝕速率越快
（3）對于同一金屬：離子濃度大＞離子濃度小＞非電解質溶液
五、化學電源
1．化學電源的分類
2．電極反應式的書寫步驟
3．典型溶液中的原電池
（1）書寫規則
①電池反應：負極和電解質溶液反應
②負極反應：參與反應金屬失電子變成金屬陽離子
③正極反應：溶液中的陽離子得電子變成金屬或低價陽離子
（2）Zn‖稀硫酸‖Cu
①電池反應：Zn+2H+Zn2++H2↑
②負極反應：Zn－2e－Zn2+
③正極反應：2H++2e－H2↑
（3）Ag‖硝酸銀溶液‖Fe
①電池反應：Fe+2Ag+Fe2++2Ag
②負極反應：Fe－2e－Fe2+
③正極反應：Ag++e－Ag
（4）C‖氯化鐵溶液‖Cu
①電池反應：Cu+2Fe3+Cu2++2Fe2+
②負極反應：Cu－2e－Cu2+
③正極反應：Fe3++e－Fe2+
4．根據電池反應寫電極反應式：用溶液中的離子補充電荷
（1）Mg‖氫氧化鈉溶液‖Al
①電池反應：2Al+2NaOH+6H2O2Na［Al（OH）4］+3H2↑
②負極反應：Al+4OH－－3e－［Al（OH）4］－
③正極反應：2H2O+2e－H2↑+2OH－
（2）鋅錳酸性干電池（Zn、MnO2、NH4Cl、C）
①電池反應：Zn+2NH4Cl+MnO2＝ZnCl2+2NH3+MnO+H2O
②負極反應：Zn－2e－Zn2+
③正極反應：MnO2+2e－+2NH4+MnO+2NH3+H2O
（3）鋅錳堿性干電池（Zn‖KOH溶液‖MnO2）
①電池反應：Zn+H2O+2MnO2＝Zn（OH）2+Mn2O3
②負極反應：Zn－2e－+2OH－Zn（OH）2↓
③正極反應：2MnO2+2e－+H2OMn2O3+2OH－
（4）銀－鋅電池（Zn‖KOH溶液‖Ag2O）
①電池反應：Zn+Ag2O＝ZnO+2Ag
②負極反應：Zn+2OH－－2e－＝ZnO+H2O
③正極反應：Ag2O+H2O+2e－＝2Ag++2OH－
（5）鉛蓄電池（Pb‖硫酸溶液‖PbO2）
①電池反應：Pb+PbO2+2H2SO4PbSO4+2H2O
②負極反應：Pb－2e－+SO42－PbSO4
③正極反應：PbO2+2e－+4H++SO42－PbSO4+2H2O
5．燃料電池
（1）概念：將燃料（如H2）和氧化劑（如O2）的化學能直接轉化為電能的電化學反應裝置。
（2）特點：清潔、安全、高效
（3）燃料電池的正負極
①可燃物（還原劑，如氫氣）：作負極
②助燃物（氧化劑，如氧氣）：作正極
（4）氫氧燃料電池
酸性電池 堿性電池
負極 2H2－4e－4H+ 2H2+4OH－－4e－4H2O
正極 O2+4H++4e－2H2O O2+4e－+2H2OOH－
總反應 2H2+O22H2O
考點3 化學反應的速率
一、化學反應速率
1．概念：用來衡量化學反應進行快慢的物理量
2．表示方法：單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加
3．計算公式：v＝＝
（1）常用單位：mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1或mol·L－1·h－1
（2）適用范圍
①表示氣體物質或溶液中可溶性物質的速率
②不表示固體或純液體物質的速率
（3）說明
①化學反應速率表示某段時間內的平均反應速率，不表示即時速率
②化學反應速率只有正值，沒有負值
③固體或純液體也有反應速率，只不過不能用該方法表示
④隨著反應的進行，反應物的濃度逐漸減小，反應速率越來越慢
⑤在同一化學反應里，用不同的物質表示的反應速率數值可能不同，但意義相同。
4．利用關系式計算
（1）應用前提：同一化學反應
（2）常用關系：速率比＝化學計量數比＝物質的量濃度變化比＝物質的量變化比
5．大小比較
（1）比較前提：同一反應，同一物質，同一單位
（2）換算方法：各物質的速率除以相應的化學計量數，數大的速率快
二、影響化學反應速率的因素
1．內因
（1）內容：反應物本身的性質是影響化學反應速率的決定因素。
（2）規律：反應物的化學性質越活潑，化學反應速率越快；反之，化學反應速率越慢。
（3）實例：表面積相同的鎂片和鐵片分別與同濃度的鹽酸反應時，前者反應速率更快。
2．外因
（1）基本規律：條件越高，速率越快
①溫度：溫度越高，化學反應速率越快
②壓強：氣體反應的壓強越大，化學反應速率越快
③濃度：濃度越大，化學反應速率越快
④催化劑：有催化劑，化學反應速率越快
⑤接觸面積：反應物的顆粒越小，接觸面積越大，化學反應速率越快
⑥原電池：形成原電池，可以加快氧化還原反應的速率
（2）特殊情況
①固體和純液體的濃度為定值，量變化對速率無影響
②壓強變化對非氣體反應速率無影響
③催化劑：顯著的改變（加快或減慢）正逆反應速率
④恒容容器通無關氣體，壓強增大，濃度不變，速率不變
⑤恒壓容器通無關氣體，體積變大，濃度減小，速率減慢
⑥催化反應：若升高溫度，反應速率減慢，其可能的原因是催化劑失活
3．全程速率-時間圖像
（1）OB段反應速率變化的可能原因為：
①反應放熱，使溫度升高，反應速率加快
②反應生成催化劑，反應速率加快
（2）BC段反應速率變化的可能原因為：反應物濃度降低，反應速率減慢
4．探究外界條件對化學反應速率的影響
（1）方法：控制變量法
（2）溶液反應：加水調節溶液的總體積不變，以保證某種成分的濃度不變
（3）實例：探究Y溶液濃度對反應速率的影響
實驗（混合溶液） 1 2 3 4 5 6
4mol/LX溶液/mL 60 60 60 60 60 60
飽和Y溶液/mL 0 1.0 5.0 10 20 40
H2O/mL 40 39 35 30 20 0
考點4 化學反應的限度
一、可逆反應
1．可逆反應的判斷：反應形式相反，反應條件相同
2．可逆反應的特點
（1）同步性：正逆反應同時進行
（2）等同性：反應條件完全相同
（3）共存性
①反應不可能進行到底，即反應體系中反應物與生成物共存
②各組分的濃度都大于零
3．證明某反應為可逆反應
（1）檢驗出某種生成物
（2）檢驗量少的反應物是否有剩余
二、化學平衡狀態
1．建立：2A（g）+B（g）2C（g）
（1）反應開始時（只加入A和B）
①反應物濃度最大，生成物濃度為最小
②v（正）＞v（逆）
（2）反應過程中
①反應物濃度逐漸減小，生成物濃度逐漸增大
②v（正）逐漸減小，v（逆）逐漸增大
（3）一定時間后
①反應物濃度不變，生成物濃度不變
②v（正）＝v（逆）＞0
2．概念：在一定條件下，可逆反應進行到一定程度時，正反應速率和逆反應速率相等，反應物的濃度和生成物的濃度不再改變，達到一種表面靜止的狀態。
3．研究對象：可逆反應
4．反應限度：給定條件下所能達到的最大程度。
5．化學平衡狀態的特征
三、化學平衡狀態的標志
2．判斷化學平衡狀態的依據
（1）本質標志：v正＝v逆
①同一組分的生成速率和消耗速率相等
②不同物質的正逆反應速率比等于化學計量數之比
（2）宏觀標志：某些量開始變化，后來不變
①某組分的質量、物質的量、濃度、顏色不再變化
②反應物的轉化率不再變化
（3）限度標志：可逆反應所能達到的最大程度
①反應物的轉化率最大，百分含量最小
②生成物的產率最大，百分含量最大
（4）特殊情形
①絕熱容器：容器的溫度不變時，一定達到平衡狀態
②可逆電池：電流或電壓等于零時，一定達到平衡狀態
3．判斷化學平衡狀態的常用公式
（1）混合氣體的密度：ρ＝＝
（2）混合氣體的平均摩爾質量：＝＝
（3）氣體狀態方程：PV＝nRT
4．幾種特殊反應的平衡依據
（1）量比不變型
①反應物或生成物量的比不變，不一定達到平衡狀態
②反應物和生成物量的比不變，一定達到平衡狀態
（2）量相等型
①反應物和生成物的量相等，不一定達平衡狀態
②反應物和反應物的量相等，不一定達平衡狀態
③量不變≠量相等≠量或量的比等于某一具體的數
（3）等體反應型：3A（g）2B（g）+C（g）
①恒溫恒壓：混合氣體的體積不變，一定達到平衡狀態
②恒溫恒容：混合氣體的壓強不變，不一定達到平衡狀態
（4）固液參與型：2A（g）2B（g）+C（s）
①混合氣體的密度不變，一定達到平衡狀態（恒T、V）
②混合氣體的平均摩爾質量不變，一定達到平衡狀態
（5）固液分解型：2A（s）2B（g）+C（g）
①混合氣體的密度不變，一定達到平衡狀態（恒T、V）
②混合氣體的平均摩爾質量不變，不一定達到平衡狀態
③某種氣體組分的物質的量分數不變，不一定達到平衡狀態
四、化學平衡的有關計算
1．計算模式——“三段式”
（1）確定反應物或生成物的起始加入量。
（2）確定反應過程的變化量。
（3）確定平衡量。
（4）依據題干中的條件，建立等量關系進行計算。
反應 aA（g） + bB（g） cC（g） + dD（g）
起始量 m n 0 0
轉化量 ax bx cx dx
平衡量 m－ax n－bx cx dx
2．常用計算公式
（1）反應物的轉化率：＝×100%
（2）某組分的百分含量：含量＝×100%
①常見量：體積分數、物質的量分數
②關系式：體積分數＝物質的量分數
（3）氣體狀態方程：PV＝nRT
條件 公式 文字敘述
同溫同壓 ＝＝ 氣體體積比＝物質的量比＝分子數比
同溫同容 ＝＝ 氣體壓強比＝物質的量比＝分子數比
同溫同壓同質量 ＝＝＝ 氣體密度比＝氣體體積反比 ＝物質的量反比＝分子數反比
五、化學反應條件的控制
1．目的
（1）促進有利反應
①提高反應速率
②提高反應物的轉化率即原料利用率
（2）控制有害反應
①降低反應速率
②控制副反應的發生
③減少甚至消除有害物質的產生
2．措施
（1）改變化學反應速率：通過以及等
①改變反應體系的溫度、物質的濃度、氣體的壓強、固體的表面積
②合理使用催化劑
（2）改變可逆反應進行的限度
①改變可逆反應體系的溫度、物質的濃度、氣體的壓強
②考慮控制反應條件的成本和實際可能性
3．燃料的燃燒
（1）燃料燃燒的條件
①燃料與空氣或氧氣接觸，且空氣要適當過量
②溫度達到燃料的著火點
（2）提高燃料的燃燒效率的措施
①增大燃料與空氣的接觸面積（如粉碎、氣化等）
②通入適當過量的空氣或氧氣
③爐膛材料選用導熱性差的物質
④煙道廢氣中的熱量回收利用
4．合成氨反應條件的控制
（1）合成氨反應條件和氨的產率關系
①低溫時，氨的產率高
②高壓時，氨的產率高
（2）合成氨反應條件的選擇
從速率角度考慮 從氨的產率角度考慮
溫度 高溫 低溫
壓強 高壓 高壓
實際選擇 400~500℃ 10~30MPa

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