届高三化学一轮复习 第6章 化学反应与能量教案Word文件下载.docx

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与化学键的关系

生成物分子成键时释放的总能量大于反应物分子断键时吸收的总能量

生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量

表示方法

ΔH＜0

ΔH＞0

联系

ΔH＝ΔH（生成物）－ΔH（反应物），键能越大，物质能量越低，越稳定；

键能越小，物质能量越高，越不稳定

图示

常见反应类型

①所有的燃烧反应

②大多数化合反应

③酸碱中和反应

④金属与酸或水的反应

①大多数分解反应

②盐的水解和弱电解质的电离

③Ba（OH）2·

8H2O与NH4Cl反应

④C和H2O或CO2的反应

①化学反应表现为吸热或放热与反应开始是否需要加热无关，需要加热的反应不一定是吸热反应（如C＋O2=CO2），不需要加热的反应也不一定是放热反应。

②浓硫酸、NaOH固体溶于水放热；

NH4NO3溶于水吸热。

因不是化学反应，其放出或吸收的热量不是反应热。

③通过反应放热或吸热，可比较反应物和生成物的相对稳定性。

【例1】

3．化学反应中的能量变化示意图对于该“示意图”可理解为下列形式：

由能量守恒可得：

反应物的总能量：

生成物的总能量+热量（放热反应）

反应物的总能量：

生成物的总能量-热量（吸热反应）

4．燃料充分燃烧的两个条件

（1）要有足够的空气

（2）燃料与空气要有足够大的接触面。

5．燃烧热与中和热

1）燃烧热

（1）概念：

在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。

燃烧热的单位一般用kJ／mol表示。

注意：

完全燃烧，是指物质中下列元素完全转变成对应的物质：

C→CO2，H→H2O，S→SO2等。

（2）表示的意义：

例如C的燃烧热为393.5kJ／mol，表示在101

kPa时，

1molC完全燃烧放出393.5kJ的热量。

2）中和热

（1）概念：

在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O，这时的反应热叫中和热。

（2）中和热的表示：

H+（aq）+OH-（aq）=H2O

（1）；

△H=-57.3kJ／mol。

3）使用化石燃料的利弊及新能源的开发

再生能源

非再生能源

常规能源

新能源

一级能源

水能、生物能等

太阳能、风能、地热能、等

煤、石油、天然气等

核能等

二级能源

煤制品、石油制品、电能、氢能、沼气、火药等

●理解中和热时注意：

①稀溶液是指溶于大量水的离子。

②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中和反应的实质是H+和OH-化合生成H2O，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热内。

【例2】

二、反应热与热化学方程式：

1、反应热：

化学反应都伴有能量的变化，常以热能的形式表现出来，有的反应放热，有的反应吸热。

反应过程中放出或吸收的热叫做反应热。

反应热用符号△H表示，单位是kJ/mol或（kJ·

mol－1）。

放热反应的△H为“－”，吸热反应的△H为“＋”。

反应热（△H）的确定常常是通过实验测定的。

在进行反应热和△H的大小比较中，反应热只比较数值的大小，没有正负之分；

而比较△H大小时，则要区别正与负。

2H2（g）＋O2（g）=2H2O（g）；

△H1＝－akJ·

mol－1反应热：

akJ·

mol－1，△H=－akJ·

mol－1

2H2（g）＋O2（g）=2H2O（l）；

△H2＝－bkJ·

bkJ·

mol－1，△H：

－bkJ·

a与b比较和△H1与△H2的比较是不一样

2、影响反应热大小的因素

①反应热与测定条件（温度、压强等）有关。

不特别指明，即指25℃，1.01×

105Pa（101kPa）测定的。

中学里热化学方程式里看到的条件（如：

点燃）是反应发生的条件，不是测量条件。

②反应热的大小与物质的集聚状态有关。

③反应热的大小与物质的计量数有关。

在反应：

2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（g）；

mol－1中，2molH2燃烧生成气态水放出的热量akJ，该反应的反应热是akJ·

mol－1，该反应的△H是－akJ·

mol－1。

注意这三个单位。

3、书写热化学方程式注意事项：

a.注明反应的温度和压强（若在101kPa和298K条件下进行，可不予注明），注明△H的“＋”与“－”，放热反应为“－”，吸热反应为“＋”。

b.△H写在方程式右边，并用“；

”隔开。

c.必须标明物质的聚集状态（气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，溶液用“aq”）。

若用同素异形体要注明名称。

d.各物质前的计量系数不表示分子数目只表示物质的量的关系。

△H与计量数成正比关系。

同样的反应，计量系数不同，△H也不同，例如：

△H＝－483.6kJ·

mol－1

H2（g）＋

O2（g）＝H2O（g）；

△H＝－241.8kJ·

上述相同物质的反应，前者的△H是后者的两倍。

燃烧热和中和热：

在稀溶液里，酸跟碱发生中和反应而生成1mol液态H2O，这时的反应热叫做中和热。

燃烧热的热化学方程式强调燃烧物前的计量数为1，中和热强调热化学方程式中水前的计量数为1。

燃烧热要强调生成稳定的氧化物，如：

生成液态水。

如：

H2的燃烧热的热化学方程式：

O2（g）＝H2O（l）；

△H＝－286kJ·

中和热的热化学方程式：

NaOH（aq）＋

H2SO4（aq）＝

Na2SO4（aq）＋H2O（l）；

△H＝－57.3kJ·

【例3】

4、燃烧热和中和热

燃烧热

中和热

不

同

点

能量变化

ΔH

ΔH<

0，单位：

kJ/mol

反应物的量

1mol（O2的数量不限）可燃物

可能是1mol，也可能是0.

5mol

生成物的量

不限量

H2O是1mol

反应热的含义

25℃、101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量；

不同反应物，燃烧热不同

稀溶液中酸跟碱发生中和反应生成1molH2O时所释放的热量；

不同反应物的中和热大致相同，均约为57.3kJ/mol

【例4、5】

三、反应焓变的计算

（一）盖斯定律：

对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓（热量）变是一样的。

在使用盖斯定律时，伴随着两个或多个方程式的加减处理时，△H的计算一定要带上

【例6】

（二）化学反应热的计算

1．依据

（1）热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项同时改变正、负号；

各项的系数（包括ΔH的数值）可以同时扩大或缩小相同的倍数。

（2）根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其ΔH相加或相减，得到一个新的热化学方程式。

（3）可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×

其燃烧热。

2．常见方法

（1）直接测量计算

利用仪器测出温度变化再进行计算，如中和热测定。

实验用品　大烧杯（500mL）、小烧杯（100mL）、温度计、两个量筒（5

0mL）、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。

测量方法与步骤：

①测量原理：

ΔH×

n＝－（m酸＋m碱）·

c·

（t终－t始）

②操作步骤

a．量取50mL0.50mol/L的盐酸，倒入小烧杯中，测定其温度，记作tHCl，然后将温度计上的酸用水冲洗干净（洗液不倒入小烧杯）。

b．用另一个量筒最取50mL0.55mol/LNaOH溶液，测定其温度，记作tNaOH，然后将温度计上的碱用水冲洗干净。

c．先将温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯中，然后把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯中（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，记作t终。

d．重复上述实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算数据。

e．根据实验数据计算：

t始＝

（若实验过程中保证盐酸与NaOH溶液温度相同，则无需用该公式计算）

ΔH＝－

=－

KJ/mol

（2）间接计算——用盖斯定律

反应不论一步进行或分步进行，反应物和生成物的始态和终态一致，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。

3．注意事项

（1）反应热数值与各物质的化学计量数成正比，因此热化学方程式中各物质的化学计量数改变时，其反应热数值需同时作相同倍数的改变。

（2）热化学方程式中的反应热是指按所给形式完全进行时的反应热。

（3）正、逆反应的反

应热数值相等，符号相反。

第二部分化学能与电能

1、了解原电池和电解池的基本工作原理，能够判断池型，电极，会书写电极反应方程式。

2、了解原电池和电解池原理在实际生产和生活中的应用。

3、能够把电化学和氧化还原反应有机的结合起来，融会贯通。

一、原电池

1．原电池

把化学能转化为电能的装置。

2．构成条件及判断

（1）具有两个活性不同的电极（金属和金属或金属和非金属）。

（2）具有电解质溶液。

（3）形成闭合电路（或在溶液中相互接触）。

★☆判断

3．原电池工作原理示意图

原电池的工作原理和电子流向可用下列图示表示：

【说明】

①在原电池装置中，电子由负极经导线流向正极，阳离子在正极上获得电子，通过电路中的电子和溶液中的离子的移动而形成回路，传导电流，电子并不进入溶液也不能在溶液中迁移。

②原电池将一个完整的氧化还原反应分为两个半反应，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，一般将两个电极反应中得失电子的数目写为相同，相加便得到总反应方程式。

③阴离子要移向负极，阳离子要移向正极。

这是因为：

负极失电子，生成大量阳离子积聚在负极附近，致使该极附近有大量正电荷，所以溶液中

的阴离子要移向负极；

正极得电子，该极附近的阳离子因得电子生成电中性的物质而使该极附近带负电荷，所以溶液中的阳离子要移向正极。

④不参与电极反应的离子从微观上讲发生移动，但从宏观上讲其在溶液中各区域的浓度基本不变。

4．原电池的两极及判断

负极：

活泼性强的金属，发生氧化反应。

正极：

活泼性弱的金属或导体，发生还原反应。

★☆原电池正负极判断

（1）根据电极材料判断

负极——活泼性较强的金属

正极——活泼性较弱的金

属或能导电的非金属

注：

活泼金属不一定做负极，如Mg、Al在NaOH溶液中，Al做负极。

（2）根据电子流动方向或电流方向或电解质溶液内离子的定向移动方向判断

负极——电子流出极，电流流入极或阴离子定向移向极

正极——电子流入极，电流流出极或阳离子定向移向极

（3）根据两极发生的变化判断

负极——失去电子，化合价升高，发生氧化反应

正极——得到电子，化合价降低，发生还原反应

（4）根据反应现象判断

负极——会逐渐溶解，质量减小

正极———有气泡逸出或质量增加

【特别提示】　原电池正负极判断的基础是氧化还原反应。

如果给出一个方程式让判断正、负极，可以直接根据化合价的升降变化来判断，发生氧化反应的一极为负极，发生还原反应的一极为正极。

5．电极反应式书写

原电池反应

的基础是氧化还原反应，正极发生还原反应，负极发生氧化反应，据此书写电极反应式的步骤如下：

（1）确定原电池的正、负极，以及两电极上发生反应的物质。

在原电池中，负极是还原性材料失去电子被氧化，发生氧化反应。

正极反应要分析电极材料的性质：

若电极材料是强氧化性材料，则是电极材料得电子被还原，发生还原反应；

若电极材料是惰性的，再考虑电解质溶液中的阳离子是否能与负极材料反应。

能发生反应则是溶液中的阳离子得电子，发生还原反应；

若不能与负极材料反应，则考虑空气中的氧气，氧气得电子，发生还原反应。

（2）弱电解质、气体或难溶解物均以化学式表示，其余以离子符号表示，保证电荷守恒，质量守恒及正、负极得失电子数相等的规律，一般用“=”而不用“―→”。

（3）正负极反应式相加得到原电池总反应式，通常将总反应式减去较易写出的电极反应式，从而得到较难写出的电极反应式。

6．原电池的应用

（1）加快氧化还原反应的速率

一个自发进行的氧化还原反应，设计成原电池时反应速率增大。

例如，在Zn与稀H2SO4反应时加入少量CuSO4溶液能使产生H2的反应速率加快。

（2）比较金属活动性强弱

两种金属分别做原电池的两极时，一般做负极的金属比做正极的金属活泼。

（3）用于金属的防护

使被保护的金属制品做原电池正极而得到保护。

例如，要保护一个铁质的输水管道或钢铁桥梁等，可用导线将其与一块锌块相连，使锌做原电池的负极。

化学腐蚀

电化学腐蚀

金属与接触到的干燥气体（如O2、Cl2、SO2等）或非电解质液体（如石油）等直接发生化学反应引起的腐蚀

不纯金属（或合金）接触到电解质溶液所发生的原电池反应，较活泼金属失去电子被氧化而引起的腐蚀

吸氧腐蚀（主要）

析氢腐蚀

条件

金属与物质直接接触

水膜中溶有O2，显弱酸性或中性

水膜酸性较强

本质

金属被氧化而腐蚀

较活泼金属被氧化而腐蚀

现象

无电流产生

有微弱电流产生

反应式

2Fe＋3Cl2=2FeCl3

Fe－2e－===Fe2＋

2H2O＋O2＋4e－=4OH－

2H＋＋2e－=H2↑

两种腐蚀往往同时发生，只是电化学腐蚀比化学腐蚀更普遍、危害更大

【特别提示】　判断金属腐蚀的快慢，首先要确定金属腐蚀的类型及该金属在“两池”中所作的电极种类，并按下列规律进行判断。

（1）金属腐蚀由快到慢的规律为：

电解池阳极>

原电池负极>

化学腐蚀>

原电池正极>

电解池阴极

（2）同一种金属在相同浓度的不同电解质溶液中的腐蚀快慢规律为：

强电解质溶液>

弱电解质溶液>

非电解质溶液；

对于同一种电解质来说，电解质溶液浓度越大腐蚀越快；

构成原电池时，活泼性不同的两种金属，活泼性差别越大，作负极的金属腐蚀越快。

（4）设计制作化学电源

★☆设计原电池时要紧扣原电池的构成条件。

具体方法是：

（1）首先将已知氧化还原反应拆分为两个半反应；

（2）根据

原电池的电极反应特点，结合两个半反应找出正负极材料及电解质溶液。

①电极材料的选择

在原电池中，选择还原性较强的物质作为负极；

氧化性较强的物质作为正极。

并且，原电池的电极必须导电。

电池中的负极必须能够与电解质溶液反应。

②电解质溶液的选择

电解质溶液一般要能够与负极发生反应，或者电解质溶液中溶解的其他物质能与负极发生反应（如空气中的氧气）。

但如果两个半反应分别在两个容器中进行（中间连接盐桥），则左右两个容器中的电解质溶液应选择与电极材料相同的阳离子。

如在铜——锌——硫酸构成的原电池中，负极金属锌浸泡在含有Zn2＋的电解质溶液中，而正极铜浸泡在

（3）按要求画出原电池装置图。

【特别提醒】

应用原电池原理可以设计任一自发的氧化还原反应的电池，但有的电流相当微弱。

同时要注意电解质溶液不一定参与反应，如燃料电池，水中一般要加入NaOH、H2SO4或Na2SO4等。

二、化学电源

1．化学电源是能够实际应用的原电池。

作为化学电源的电池有一次电池、二次电池和燃料电池等。

2．铅蓄电池是一种二次电池，它的负极是Pb，正极是PbO2，电解质溶液是30%的H2SO4溶液，它的电池反应式为Pb＋PbO2＋2H2SO4=2PbSO4＋2H2O。

3．碱性氢氧燃料电池的电极反应：

2H2＋4OH－－4e－=4H2O

O2＋2H2O＋4e－=4OH－；

电池反应为2H2＋O2=2H2O。

三、电解池

1．定义

使电流通过电解质溶液而在阴阳两极上引起氧化还原反应的过程。

2．电解池

把电能转化为化学能的装置（电解槽）。

3．装置特点

借助于电流引起氧化还原反应的装置。

4．电解池的形成条件

（1）与电源相连的两个电极：

阳极连电源的正极；

阴极连电源的负极。

（2）电解质溶液（或熔融的电解质）。

（3）形成闭合的回路。

5．电极反应：

阳极上发生失电子的氧化反应，阴极上发生得电子的还原反应。

电子的流向从电源的负极到电解池的阴极，再从电解池的阳极到电源的正极。

★☆电解池和原电池比较

电解池

原电池

将电能转变为化学能的装置

将化学能转变为电能的装置

装置举例

形成条件

①两个电极与直流电源相连

②电解质溶液

③形成闭合回路

①活泼性不同的两电极（连接）

④能自发进行氧化还原反应

电极名称

阳极：

与电源正极相连的极

阴极：

与电源负极相连的极

较活泼金属（电子流出的极）

较不活泼金属（或能导电的非金属）（电子流入的极）

电极反应

溶液中的阴离子失电子，或电极金属失电子，发生氧化反应

溶液中的阳离子得电子，发生还原反应

较活泼电极金属或阴离子失电子，发生氧化反应

溶液中的阳离子或氧气得电子，发生还原反应

溶液中的离子移向

阴离子移向阳极，阳离子移向阴极

阴离子移向负极，阳离子移向正极

电子流向

阳极

正极→负极

阴极

负极

正极

实质

均发生氧化还原反应，两电极得失电子数相等

原电池可以作为电解池的电源，二者共同形成闭合回路

6．电解产物的判断

（1）阳极产物的判断

首先看电极，若是活性电极（一般是除Au、Pt外的金属），则电极材料本身失电子，电极被溶解形成阳离子进入溶液；

若是惰性电极（如石墨、铂、金等），则根据溶液中阴离子放电顺序加以判断。

阳极放电顺序：

金属（一般是除Au、Pt外）>

S2－>

I－>

Br－>

Cl－>

OH－>

含氧酸根>

F－。

（2）阴极产物的判断

直接根据溶液中阳离子放电顺序加以判断。

阳离子放电顺序：

Ag＋>

Hg2＋>

Fe3＋>

Cu2＋>

H＋>

Pb2＋>

Sn2＋>

Fe2＋>

Zn2＋>

Al3＋>

Mg2＋>

Na＋>

Ca2＋>

K＋。

【提示】　

（1）处理有关电解池两极产物的问题，一定要先看电极是活性电极还是惰性电极。

活性电极在阳极放电，电极溶解生成相应的金属离子，此时阴离子在阳极不放电。

对于惰性电极，则只需比较溶液中定向移动到两极的阴阳离子的放电顺序即可。

（2）根据阳离子放电顺序判断阴极产物时，要注意下列三点：

①阳离子放电顺序表中前一个c（H＋）与其他离子的浓度相近，后一个c（H＋）很小，来自水的电离；

②Fe3＋得电子能力大于Cu2＋，但第一阶段只能被还原到Fe2＋；

③Pb2＋、Sn2＋、Fe2＋、Zn2＋控制一定条件（即电镀）时也能在水溶液中放电；

Al3＋、

Mg2＋、Na＋、Ca2＋、K＋只有在熔融状态下放电。

★☆用惰性电极电解电解质溶液的规律

电解类型

电解质类别

实例

电极反应特点

电解对象

电解质浓度

pH

电解质溶液复原

电解

水型

强碱、含氧酸、活泼金属的含氧酸盐

NaOH

H＋和OH－分别在阴极和阳极放电生成H2和O2

水

增大

H2SO4

减小

Na2SO4

不变

电解电解质型

无氧酸、不活泼金属的无氧酸盐

HCl

电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电

电解质

CuCl2

放H2生碱型

活泼金属的无氧酸盐

NaCl

H2O得电子放H2生成碱阳极：

电解质阴离子放电

和水

生成新电解质

放O2生酸型

不活泼金属的含氧酸盐

CuSO4

电解质阳离子放电阳极：

H2O失电子放O2生成酸

CuO或CuCO3

①当电解过程中电解的是水和电解质时，电极反应式中出现的是H＋或OH－放电，但在书写总反应式时要将反应物中的H＋或OH－均换成水，在生成物中出现的是碱或酸，同时使阴极、阳极反应式得失电子数目相同，将两个电极反应式相加，即得到总反应的化学方程式。

②两惰性电极电解时，若要使电解后的溶液恢复到原状态，应遵循“缺什么加什么，缺多少加多少”的原则，一般加入阴极产物与阳极产物的化合物。

【例7】

7．电解的应用

（一）电解饱和食盐水制取氯气和烧碱（氯碱工业）

（1）氯碱工业的主要原料是食盐，由于粗盐中含有泥沙、Ca2＋、Mg2＋、SO42－等杂质离子，对生产设备造成损坏，影响产品的质量，故必须进行精制。

①化学方法

a：

依次加入沉淀剂BaCl2、Na2CO3、NaOH溶液，每次所加试剂都必须稍稍过量以便使相应离子完全沉淀。

b．过滤。

c．滤液中加盐酸：

调节溶液pH值为4～6，CO32－＋2H＋=CO2↑＋H2O。

②离子交换法：

对于上述处理