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章末復習
1.了解可逆反應，能正確表示化學反應速率，知道影響化學反應速率的因素 ，能判斷化學反應是否達到平衡。
2.了解化學能與熱能的相互轉化，能正確書寫熱化學方程式；
3.能用化學鍵解釋某些吸熱反應和放熱反應，能進行一些簡單的能量變化計算；
4.認識原電池，能說明化學能與電能的轉化關系及其運用。
一、化學反應速率
用來衡量化學反應過程進行快慢程度的物理量。
可用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。
v（B）＝
Δc（B）
Δt
規律應用： 化學反應速率大小的比較方法
(1)歸一法：若單位不統一，則要換算成相同的單位；若為不同物質表示的反應速率，則要換算成同一物質來表示反應速率；再比較數值的大小。
(2)比值法：比較化學反應速率與化學計量數的比值，如aA(g)＋bB(g)===cC(g)＋dD(g)，比較 與 ，若 ＞ ，則說明用A表示的化學反應速率大于用B表示的化學反應速率。
v(B)
b
v(A)
a
v(A)
a
v(B)
b
二、影響化學反應速率的因素
1.內因對化學反應速率的影響
反應物本身的性質是影響化學反應速率的主要因素
2.外因對化學反應速率的影響
催化劑：催化劑可以加快化學反應的速率。
溫度：其他條件不變，溫度越高，化學反應速率越大。
濃度：其他條件不變，濃度越大，化學反應速率越大。
固體(純液體)的濃度視為常數，不改變接觸面積的情況下，不影響化學反應速率。
接觸面積：其他條件不變，固體反應物表面積越大，化學反應速率越大。
壓強(對于氣體參與的反應)
(1)基本規律
二、影響化學反應速率的因素
縮小
增大
加快
減慢
三、化學反應的限度
1.可逆反應
（1）定義：在同一反應條件下，既可以向正反應方向進行，同時又可以向逆反應方向進行的反應。
可逆反應的化學方程式中，用 代替
（2）表示方法：
（3）可逆反應的特征
①雙向性 ②雙同性 ③共存性
四、化學平衡狀態
一定條件下，可逆反應里，正反應速率和逆反應速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態。
1.平衡特征
逆：可逆反應（或可逆過程）
等： v正 = v逆 (不等于零)
動：正逆反應均未停止，只是速率相等,是動態平衡
定：平衡時，各組分的濃度或含量保持不變
變：條件改變，原平衡被破壞，在新的條件下建立新的平衡移動
2.判斷可逆反應是否達到化學平衡狀態的方法
以mA（g）＋nB（g）pC（g）＋qD（g）為例：
（1）正逆相等：反應速率必須一個是正反應的速率，一個是逆反應的速率，且經過換算后用同一種物質表示的正反應速率和逆反應速率相等。
（2）變量不變：如果一個量是隨反應進行而改變的，當不變時為平衡狀態；一個隨反應的進行保持不變的量，不能作為判斷平衡狀態的依據。
四、化學平衡狀態
五、化學反應中能量變化
當能量變化以熱能的形式表現時，化學反應可以分為：
①所有燃燒反應
②酸堿中和反應
③大多數化合反應
④活潑金屬跟水或酸的反應
⑤物質的緩慢氧化
①大多數分解反應
②銨鹽與堿的反應，如Ba(OH)2·8H2O或Ca(OH)2與NH4Cl反應
③C與H2O(g)反應，C與CO2反應
④NaHCO3與鹽酸的反應
吸熱反應
放熱反應
五、化學反應中能量變化
(1)遵循一般化學方程式的書寫規則(一般不寫反應條件)。
(2)要注明反應物和生成物的狀態。
(3)在右端注明ΔH的符號(正號常省略)、大小及單位。
(4)化學計量數只表示物質的量，因此可以是整數，也可以是分數。化學計量數改變，ΔH的數值要相應改變。
熱化學方程式的書寫方法
五、化學反應中能量變化
1.從反應物和生成物所具有的總能量角度分析（宏觀角度）
(2)結論
反應物的總能量大于生成物的總能量為_____反應,體系能量_____;
反應物的總能量小于生成物的總能量為_____反應,體系能量_____。
放熱
降低
吸熱
升高
(1)圖示
2.從微觀化學鍵的斷裂與形成分析（微觀角度）
(1)化學反應的本質
(2)化學鍵變化與反應熱的關系
若Q1>Q2,反應吸收能量,ΔH__0,為_____反應;
若Q1>
吸熱
<
放熱
五、化學反應中能量變化
六、化學能與電能的轉化
1.原電池的形成條件
3、形成閉合回路
4、氧化還原反應能自發進行
2、兩電極插入電解質溶液中
1、兩種活潑性不同的金屬(或另一種為非金屬導體)構成電極
原電池
2.原電池的工作原理（鋅銅原電池）
CuSO4溶液
Zn
Cu
ZnSO4溶液
e-
鋅片：Zn－2e－===Zn2+
銅片：Cu2++2e－===Cu
總反應：
Cu2++Zn===Cu+Zn2+
（還原反應）
（氧化反應）
六、化學能與電能的轉化
六、化學能與電能的轉化
3.原電池正負極的判斷
負極
正極
離子移向
電極材料
電極反應
電子流向
電極現象
活潑的金屬
較不活潑的金屬或非金屬
陽離子移向
還原反應
電子流入
電極增重、產生氣體
陰離子移向
氧化反應
電子流出
電極溶解
六、化學能與電能的轉化
4.原電池工作原理的應用
1．加快氧化還原反應的速率
2．比較金屬活潑性強弱
3．解釋生活中的現象
4．設計原電池
根據已知反應設計原電池的方法
（1）首先將已知的氧化還原反應拆分為兩個“半反應”。
（2）根據原電池的電極反應特點，結合兩個“半反應”找出正、負極材料及電解液。
（3）按要求畫出原電池裝置圖。
電極反應式的書寫步驟
【考點一】化學反應速率和化學反應限度的圖像分析
【例1】一定溫度下，在2 L的密閉容器中，X、Y、Z三種氣體的物質的量隨時間變化的曲線如圖所示。下列描述正確的是( )
A.t min時該反應達到化學平衡狀態
B.反應開始到10 min，用X表示的反
應速率為0.079 mol·L－1·min－1
C.反應開始到10 min時，Y的轉化率為79%
D.反應的化學方程式為X(g)＋2Y(g)===3Z(g)
C
【方法歸納】
(1)“一看”——看圖像
①看面：理解各坐標軸所代表量的意義。
②看線：分清正反應和逆反應，分清突變和漸變、小變和大變；理解曲線“平”與“陡”即斜率大小的意義；理解曲線的變化趨勢并歸納出規律。若圖中有拐點，可按照先拐先平的規律，即較早出現拐點的曲線所表示的反應先達到平衡，對應的溫度高、壓強大。
③看點：坐標軸的交點、幾條曲線的交叉點、極值點、轉折點等。分清反應物和生成物，濃度減小的是反應物，濃度增大的是生成物。
【方法歸納】
④看輔助線：做橫軸或縱軸的垂直線(如等溫線、等壓線、平衡線等)。
⑤看量的變化：弄清楚是物質的量的變化、濃度的變化還是轉化率的變化。
(2)“二想”——想規律
如各物質的轉化量之比與化學計量數之比的關系、各物質的化學反應速率之比與化學計量數之比的關系、外界條件的改變對化學反應的影響以及對正、逆反應速率的影響規律等。
(3)“三判斷”——利用有關規律，結合圖像，對比分析，再判斷。
1.向絕熱恒容密閉容器中通入SO2和NO2，使反應SO2(g)＋NO2(g) SO3(g)
＋NO(g)在一定條件下達到平衡，正反應速率隨時間變化的曲線如圖所示。由圖可得出的正確結論是（ ）
A.反應在c點達到平衡狀態
B.反應物濃度：a點小于b點
C.反應物的總能量低于生成物的總能量
D.Δt1＝Δt2時，SO2的轉化率：a～b段小于b～c段
D
【考點二】燃料電池電極反應式的書寫
【例1】科學家制造出一種使用固體電解質的燃料電池,其效率更高,可用于航天航空。如圖所示裝置中,以稀土金屬材料電極作惰性電極,在電極上分別通入CH4和空氣,其中固體電解質是摻雜了Y2O3的ZrO2固體,它在高溫下能傳導O2-(O2+4e-=2O2-)。
c電極為該燃料電池的　　　　　　,
d電極上的電極反應式為　　 　　　　　　　　。
CH4+4O2--8e-==CO2+2H2O
正極
【方法歸納】
1.書寫電極反應式的原則
電極反應式遵循質量守恒、得失電子守恒及電荷守恒，遵循離子方程式的書寫規則，兩電極反應式相加得電池總化學(或離子)方程式。
2.書寫電極反應式
①首先找出原電池的正、負極，即分別找出氧化劑和還原劑。
②結合電解質判斷出還原產物和氧化產物。
③遵循氧化還原反應離子方程式的配平原則，寫出電極反應式。
1.(1)由Fe、Cu與稀硫酸組成的原電池中，負極反應式為________________，正極反應式為________________，電池總反應為_____________________。
Fe－2e－===Fe2＋
2H＋＋2e－===H2↑
Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑
(2)由Pb、Cu與稀鹽酸組成的原電池，其正極反應式為________________，負極反應式為_______________。
2H＋＋2e－===H2↑
Pb－2e－===Pb2＋
(3)由Al、Cu與濃硫酸組成的原電池，其負極反應式為________________。
Cu－2e－===Cu2＋
化學反應
與能量變化
化學反應速率
化學反應的限度
放熱反應與吸熱反應
化學能轉化為電能
電能轉化為化學能
表示方法
簡單計算
影響因素
可逆反應
化學平衡狀態
濃度
溫度
催化劑
其他
表示方法
現象解釋
燃料的選擇和能源的利用
熱化學方程式
微觀/宏觀
原電池的工作原理
原電池的應用

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