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第二章 化學反應與能量
第一節 化學能與熱能
一．化學鍵與能量變化關系
關系：在任何的化學反應中總伴有能量的變化。
原因：當物質發生化學反應時，從微觀來看，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量。化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。一個確定的化學反應在發生過程中是吸收能量還是放出能量，決定于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。
反應熱（宏觀）
含義 化學反應中吸收或放出的熱量
符號 Q
單位 kJ·mol-1
與能量變化的關系 Q>0，反應吸收熱量（E反應物總能量＜E生成物總能量，為吸熱反應） Q<0，反應放出熱量（E反應物總能量＞E生成物總能量，為放熱反應）


2、常見的放熱反應和吸熱反應
（1）常見的放熱反應：
所有的燃燒與緩慢氧化；②酸堿中和反應（中和熱）；③金屬與酸、水反應制氫氣；
④大多數化合反應（特殊：C＋CO2=2CO是吸熱反應）；⑤鋁熱反應
注：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應生成1 mol液態水時的反應熱叫做中和熱．
ⅰ. 必須是酸和堿的稀溶液，因為濃酸溶液和濃堿溶液在相互稀釋時會放熱 ⅱ. 強酸和強堿的稀溶液反應才能保證H+(aq)+OH-(aq)====H2O(l)中和熱均為57.3 kJ·mol-1，而弱酸或弱堿在中和反應中由于電離吸收熱量，其反應熱小于57.3 kJ·mol-1；ⅲ.以生成1 mol水為基準．
（2）常見的吸熱反應：
① C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g)。
鹽和堿的反應如Ba(OH)2·8H2O＋2NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O
多數分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。（但過氧化氫的分解是放熱反應）
水解，弱電解質的電離
注：反應條件與吸放熱無關。
（3）放熱反應與吸熱反應的比較

類型 比較 放熱反應 吸熱反應
定義 放出熱量的化學反應 吸收熱量的化學反應
形成原因 反應物具有的總能量大于生成物具有的總能量 反應物具有的總能量小于生成物具有的總能量
與化學鍵變化的關系 生成物分子成鍵時釋放出的總能量大于反應物分子斷裂時吸收的總能量 生成物分子成鍵時釋放出的總能量小于反應物分子斷裂時吸收的總能量

注：ΔΗ= Q，中學階段二者通用
第二節 化學能與電能

（1）概念：把化學能直接轉化為電能的裝置叫做原電池。
（2）原電池的工作原理：通過氧化還原反應（有電子的轉移）把化學能轉變為電能。
（3）構成原電池的條件：①有活潑性不同的兩個電極 “兩極”；
②電解質溶液 “一液” ；③自發的氧化還原反應“一反應”；
④閉合回路“成回路”
（4）電極名稱及發生的反應：“離子不上岸，電子不下水”
外電路：負極——導線——正極
內電路：鹽橋中陰離子移向負極的電解質溶液，鹽橋中陽離子移向正極的電解質溶液。
負極：較活潑的金屬作負極，負極發生氧化反應，
電極反應式：較活潑金屬－ne－＝金屬陽離子
負極現象：負極溶解，負極質量減少。
正極：較不活潑的金屬或非金屬作正極，正極發生還原反應，
電極反應式：溶液中陽離子＋ne－＝單質
正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加。
（5）原電池正負極的判斷方法：
①依據原電池兩極的材料：
較活潑的金屬作負極（K、Ca、Na太活潑，不能作電極）；
較不活潑金屬或可導電非金屬（石墨）、氧化物（MnO2）等作正極。
②根據電流方向或電子流向：（外電路）的電流由正極流向負極；電子則由負極經外電路流向原電池的正極。
據內電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。
“正正負負”
據原電池中的反應類型：“負氧化，正還原”
負極：失電子，電子流出，發生氧化反應，現象通常是電極本身消耗，質量減小。
正極：得電子，電子流入，發生還原反應，現象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。
（6）原電池電極反應的書寫方法：
（i）原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：
①寫出總反應方程式。 ②把總反應根據電子得失情況，分成氧化反應、還原反應。
③氧化反應在負極發生，還原反應在正極發生，反應物和生成物對號入座，注意酸堿介質和水等參與反應。
（ii）原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。
總結：“找劑產——配電子——配電荷——配水”
（7）原電池的應用：①加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。②比較金屬活動性強弱。③設計原電池。④金屬的防腐。
總結：經典原電池的電極方程式（已附紙）
2.一次電池
（1）常見一次電池：普通（酸性）鋅錳電池、堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池
①鋅錳電池是最早使用的干電池。鋅錳電池的電極分別是鋅（負極）和碳棒（正極），內部填充的是糊狀的MnO2和NH4Cl。電池的兩極發生的反應是：
正極：2NH4++2MnO2+2e－ ＝2NH3↑+Mn2O3+H2O 負極：Zn－2e－ ＝Zn2+
總反應：Zn+2MnO2+2NH4+＝Zn2++Mn2O3+2NH3↑+H2O

②堿性鋅錳電池。用KOH電解質溶液代替NH4Cl作電解質時，無論是電解質還是結構上都有較大變化，電池的比能量和放電電流都能得到顯著的提高。它的電極反應如下：
負極： Zn+2OH--2e-=Zn(OH)2 正極： 2MnO2+H2O+2e-=Mn2O3+2OH-
總反應： Zn+2MnO2+H2O=Zn(OH)2+Mn2O3
③銀鋅電池——紐扣電池。該電池使用壽命較長，廣泛用于電子表和電子計算機。其電極分別為Ag2O和Zn，電解質為KOH溶液。其電極反應式為：
④高能電池——鋰電池。該電池是20世紀70年代研制出的一種高能電池。由于鋰的相對原子質量很小，所以比容量（單位質量電極材料所能轉換的電量）特別大，使用壽命長。如作心臟起搏器的鋰碘電池的電極反應式為：
⑤鋅空電池鋅空氣電池是一類結構特殊的品種。負極采用了鋅合金。而正極材料，則是空氣中的氧。在儲存時一般保持密封，所以基本上沒有自放電
陰極： Zn + 2OH–＝ ZnO + H2O + 2e– 陽極： O2 + 2H2O + 4e–＝4OH–
綜合： 2Zn + O2– + 2e–＝ 2ZnO
（2）二次電池：放電后可以再充電使活性物質獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。
①鉛蓄電池
放電：負極（鉛）： Pb＋－2e＝PbSO4↓
正極（氧化鉛）： PbO2＋4H+＋ ＋2e＝PbSO4↓＋2H2O
充電：陰極： PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋ (

放電


充電

) 陽極： PbSO4＋2e＝Pb＋
兩式可以寫成一個可逆反應： PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O
②鎳鉻電池。優勢是：放電時電壓變化不大，內阻小，對輕度的過充過放相對鎳氫電池和鋰電池來說容忍度較大。（易造成污染）鎳鎘電池最致命的缺點是，在充放電過程中如果處理不當，會出現嚴重的“記憶效應”，使得服務壽命大大縮短。
負極反應：Cd+2OH-＝Cd(OH)2+2e- 正極反應：2e-+NiO2+2H2O＝Ni(OH)2+2OH-
總反應：Cd+NiO2+2H2O＝Cd(OH)2+Ni(OH)2
3.燃料電池
①氫氣與氧氣混合，總反應方程式：2H2＋Ｏ2＝2H2O
當電解質溶液呈酸性時：
負極：2H2－4e ＝4H+ 正極：Ｏ2＋4 e +4H+＝2H2O
當電解質溶液呈堿性時：
負極：2H2＋4OH－4e＝4H2O 正極：Ｏ2＋2H2O＋4 e＝4OH
②另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH（堿性）溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷（燃料）和氧氣（氧化劑）。電池總反應式為：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O
電極反應式為：
負極：CH4＋10OH－8e＝CO32＋7H2O 正極：4H2O＋2O2＋8e＝8OH?
性質 類別 原電池 電解池 電鍍池
定義 （裝置特點） 將化學能轉變成電能的裝置 將電能轉變成化學能的裝置 應用電解原理在某些金屬表面鍍上一側層其他金屬
反應特征 自發反應 非自發反應 非自發反應
裝置特征 無電源，兩級材料不同 有電源，兩級材料可同可不同 有電源
形成條件 活動性不同的兩極 電解質溶液 形成閉合回路 兩電極連接直流電源 兩電極插入電解質溶液 形成閉合回路 1鍍層金屬接電源正極，待鍍金屬接負極；2電鍍液必須含有鍍層金屬的離子
電極名稱 負極：較活潑金屬 正極：較不活潑金屬（能導電非金屬） 陽極：與電源正極相連 陰極：與電源負極相連 名稱同電解，但有限制條件 陽極：必須是鍍層金屬 陰極：鍍件
電極反應 負極：氧化反應，金屬失去電子正極：還原反應，溶液中的陽離子的電子或者氧氣得電子（吸氧腐蝕） 陽極：氧化反應，溶液中的陰離子失去電子，或電極金屬失電子 陰極：還原反應，溶液中的陽離子得到電子 陽極：金屬電極失去電子 陰極：電鍍液中陽離子得到電子
電子流向 負極→正極 電源負極→陰極 電源正極→陽極 同電解池
溶液中帶電粒子的移動 陽離子向正極移動 陰離子向負極移動 陽離子向陰極移動 陰離子向陽極移動 同電解池
聯系 在兩極上都發生氧化反應和還原反應


注：析氫腐蝕——腐蝕過程中不斷有氫氣放出
條件：潮濕空氣中形成的水膜,酸性較強（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等氣體）
②電極反應：負極: Fe–2e-= Fe2+ 正極: 2H++2e-=H2↑
總式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑
吸氧腐蝕——反應過程吸收氧氣
①條件：中性或弱酸性溶液
②電極反應：負極: 2Fe – 4e- = 2Fe2+正極: O2+4e- +2H2O = 4OH-
總式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2
離子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2
生成的 Fe(OH)2被空氣中的O2氧化，生成 Fe(OH)3 ， Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3
Fe(OH)3脫去一部分水就生成Fe2O3?XH2O（鐵銹主要成分）
規律總結：
金屬腐蝕快慢的規律：在同一電解質溶液中，金屬腐蝕的快慢規律如下：
電解原理引起的腐蝕＞原電池原理引起的腐蝕＞化學腐蝕＞有防腐措施的腐蝕
防腐措施由好到壞的順序如下：外接電源的陰極保護法＞犧牲負極的正極保護法＞有一般防腐條件的腐蝕＞無防腐條件的腐蝕
總結：化學電源
三、化學反應的速率和限度
1、化學反應的速率
（1）概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量（均取正值）來表示。
計算公式：v(B)＝
單位：mol/(L?s)或mol/(L?min)
B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。
規律：速率比＝方程式系數比
化學反應速率通常指的是某物質在某一段時間內化學反應的平均速率，而不是在某一時刻的瞬時速率。
對于同一化學反應，在相同的反應時間內，用不同的物質來表示其反應速率，其數值可能不同，但這些不同的數值表示的都是同一個反應的速率。因此，表示化學反應的速率時，必須指明是用反應體系中的哪種物質做標準。
（2）影響化學反應速率的因素：
內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的（主要因素）。
外因：①溫度：升高溫度，增大速率
②催化劑：一般加快反應速率（正催化劑）
③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言）
壓強：增大壓強，增大速率（影響對象： 壓強只影響有氣體參與的反應的反應速率）
其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大小）、反應物的狀態（溶劑）、原電池等也會改變化學反應速率。
注：恒壓充稀有氣體等不影響反應的氣體——V↑-N↓-c↓-v↓
恒容充稀有氣體等不影響反應的氣體——c不變-v不變

2、化學反應的限度——化學平衡
（1）化學平衡狀態的特征：逆、動、等、定、變。
①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。
注：可逆反應：在同一條件下，同時向正、 反兩個方向進行的化學反應稱為可逆反應。
前提：反應物和產物必須同時存在于同一反應體系中，而且在相同條件下，正、逆反應都能自動進行。“三同雙向”
②動：動態平衡，達到平衡狀態時，正逆反應仍在不斷進行。
③等：達到平衡狀態時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即v正＝v逆≠0。
④定：達到平衡狀態時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。
⑤變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。
注：標志是“反應混合物中各組分的濃度保持不變” 。濃度沒有變化，并不是各種物質的濃度相同。對于一種物質來說，由于單位時間內的生成量與消耗量相等，就表現出物質的多少不再隨時間的改變而改變。
（3）判斷化學平衡狀態的標志：
① VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物質比較）
②各組分濃度、質量、體積保持不變或百分含量不變
顏色不變判斷（有一種物質是有顏色的）
物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變（前提：反應前后氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對于反應xA＋yB=zC，x＋y≠z ）
對于有固體與氣體參加的反應，密度不變

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