第一章化学反应与能量转化重要知识点总结.docx

第一章 化学反应与能量转化
§1.1化学反应的热效应
1．焓变 反应热
（1）反应热：一定温度下，一定物质的量的反应物之间完全反应所释放或吸收的热量。
（2）焓：表示物质所具有的能量的一个物理量。符号： H。单位： KJ·mol—1 。
①焓变：△H＝H(反应产物)－H(反应物) ；△H＞0，吸热反应，△H＜0，放热反应。
②焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
③焓变产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热
放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0
吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0

☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应 ② 酸碱中和反应 ③活泼金属与水或酸的反应 ④大多数的化合反应 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NH4Cl ② 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
2．热化学方程式
书写热化学方程式注意要点：状态明，符号清，量对应，标温压。
①状态明：g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示；
②符号清：注明焓变（要写单位、注意正、负号）。各物质系数加倍，△H加倍；正逆反应焓变数值不变，符号相反。
③量对应：△H具体数值与方程式系数成比例。
④标温压：热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强，298K和101.325KPa可以不标明。
3．燃烧热：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧 生成稳定的氧化物 时所 释放的热量。ΔH<0，单位kJ/mol。
4．中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1 mol液态水时所释放的热量叫做中和热．
①中和反应实质：H+和OH-反应。
其热化学方程式：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
②弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
③中和热的测定实验
目的：测定强酸、强碱反应的中和热。
仪器及试剂：量热计（温度计、环形玻璃搅拌棒）、盐酸、NaOH溶液。
原理：Q=-C（T2-T1）=-mc（T2-T1） C：溶液及量热计的热容；c：该物质的比热容；m：该物质的质量；T1 ：反应前体系的温度；T2 ：反应后体系的温度。
5．盖斯定律定义：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都是一样的，盖斯定律揭示的是反应中的 能量 守恒。
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。如果一个化学方程式可以通过其他几个化学方程式相加减而得到，则该反应的焓变为相关反应的焓变的代数和。

§1.2电能转化为化学能——电解
1．电解定义：让直流电通过电解质溶液或熔融的电解质，在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。
电解池：将电能转化为化学能的装置。电解池由直流电源、固体电极材料、电解质溶液或熔融电解质组成。
电子流向：电源负极→阴极→（离子定向运动）电解质溶液→阳极→电源正极。
2．解答电解题应遵循什么样的思路？
（1）首先，确定两个电极谁是阳极、谁是阴极？与电源正极相连的为阳极，发生氧化反应，活泼金属电极或阴离子在该电极失去电子；与电源负极相连的为阴极，发生还原反应，金属阳离子在该极得到电子。
（2）其次，注意两个电极的电极材料：如果是金属电极（金铂除外），活泼金属电极失电子，电极溶解、质量减小；如果是惰性电极，按离子的放电顺序进行电解。
（3）分析通电前电解质电离出的阴、阳离子分别有哪些？除了电解质电离出的离子之外，溶液还要考虑水电离出的H＋和OH—。
（4）通电后离子定向移动到哪个电极？阳离子移向阴极，阴离子移向阳极。
（5）在电极上的放电顺序如何？
①阳极放电顺序：活泼金属电极（金属活动性顺序，Au、Pt除外）> S2—> I—> Br —> Cl—> OH—>含氧酸根（如SO42— 、NO3—等）
②阴极放电顺序：与金属活动性顺序相反：K＋＜Ca2＋＜Na＋＞Mg2＋＜Al3＋＜Zn2＋＜Fe2＋＜Sn2＋＜Pb2＋＜H＋＜Cu2＋＜Hg2＋＜Ag＋
3．按照电解思路，写出用惰性电极电解下列 熔融电解质 的相关反应
熔融电解质
电极反应
电 解 总 反 应
NaCl
阴极：2Na＋＋2e－=2Na
2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑
阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑
MgCl2
阴极：Mg2＋＋2e－=Mg
MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑
阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑
Al2O3
阴极：Al3＋＋3e－=Al
2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑
阳极：2O2－- 4e－= O2↑
4．写出用惰性电极电解下列 溶液 的相关反应：

溶 液
电极反应
电 解 总 反 应
1
NaCl
阴极：2H＋＋2e－=H2↑
2NaCl＋2H2O2NaOH ＋H2↑＋Cl2↑ 电解饱和食盐水
阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑
CuSO4
阴极：2Cu2＋＋4e－=2Cu
2CuSO4＋2H2O2Cu＋O2↑＋2H2SO4
补充CuO可还原到原电解质溶液
阳极：4OH－-4e－=2H2O ＋O2↑
AgNO3
阴极：4Ag＋＋4e－=4Ag
4AgNO3＋2H2O4Ag＋O2↑＋4HNO3
阳极：4OH－-4e－=2H2O ＋O2↑
2
H2SO4、NaOH、Na2SO4
阴极：4H＋＋4e－=2H2↑
2H2O2H2↑＋O2↑
阳极：4OH－-4e－=2H2O＋O2↑
3
CuCl2
阴极：Cu2＋＋2e－=Cu
CuCl2Cu＋Cl2↑
阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑
盐酸
阴极：2H＋＋2e－=H2↑
2HClH2↑＋Cl2↑
阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑
5．铜的电解精炼：粗铜作阳极，接电源正极；精铜作为阴极，接电源负极；硫酸酸化的CuSO4溶液作为电解质溶液。
阳极反应：Cu -2e— = Cu2＋ 阴极反应： Cu2＋＋2e— = Cu
阳极泥含有 Ag、Pt、Au（银、铂、金）
6．电镀：应用电解原理，在金属表面镀上一薄层金属或合金的过程称为电镀。
目的：增强金属的抗腐蚀能力、耐磨性或改善金属制品的外观。
规律：镀层金属做阳极，镀件做阴极，含有镀层金属阳离子的盐溶液作为电镀液。
例如：在铁钉上镀铜：铜做阳极，接电源正极；铁钉做阴极，接电源负极；电镀液采用含 Cu2＋的盐溶液。阳极反应：Cu -2e— = Cu2＋；阴极反应：Cu2＋＋2e— = Cu（在镀件上析出）。

§1.3化学能转化为电能——电池
1．原电池：利用氧化还原反应把化学能转化成电能的装置。
注意：只有氧化还原反应才能设计成原电池。
2．原电池中，电子流出的电极是负极，发生氧化反应；电子流入的电极是正极，发生还原反应。在原电池的外电路，电子由负极流向正极(与电流流动方向相反)。
原电池的两个电极反应组成电池的总反应叫做电池反应。
3．构成原电池的三要素： 两个导电的电极 、 电解质溶液 、 形成闭合回路 。
4．作为化学电源的电池有一次电池、二次电池（可充电电池）和燃料电池。
可充电电池：放电时是原电池，将化学能转化为电能；充电时是电解池，将电能转化为化学能。
5．金属的腐蚀：金属腐蚀可分为化学腐蚀和电化学腐蚀。
腐蚀速率：电解池腐蚀>原电池腐蚀>化学腐蚀。
钢铁(铁碳合金)的电化学腐蚀因外界条件不同又分为吸氧腐蚀和析氢腐蚀。
分别写出下列条件钢铁腐蚀时的电极反应及电池反应：
反应
水膜呈酸性
水膜呈弱酸性或中性
负极
Fe-2e－=Fe2＋
Fe-2e－=Fe2＋
正极
2H＋＋2e－=H2↑
O2＋2H2O＋4e－=4OH－
电池反应
及铁生锈的反应
Fe ＋2H＋=Fe2＋＋H2↑
2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2
4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝4Fe(OH)3 2Fe(OH)3＝Fe2O3＋3H2O
放电
充电
6．铅蓄电池，又称可充电电池。负极材料是Pb，正极材料是PbO2，电解质溶液是：30%的H2SO4。蓄电池放电时是原电池装置，充电时是电解池装置。
PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O
放电时电极反应为：负极:Pb ＋SO42— - 2e— = PbSO4 ；
正极：PbO2＋4H＋＋SO42—＋2e— =PbSO4＋2H2O 。
放电时电池反应为： Pb ＋PbO2 ＋4H＋＋2SO42— =2PbSO4＋2H2O.
充电时电极反应为：阴极 PbSO4 ＋2e— =Pb ＋SO42— （与放电的负极反应相反）；
阳极：PbSO4＋2H2O -2e— = PbO2＋4H＋＋SO42— （与放电的正极反应相反）。
充电时总化学反应为：2PbSO4＋2H2O =Pb ＋PbO2 ＋4H＋＋2SO42— .
7．氢氧燃料电池：分别写出碱性(或中性)、酸性条件下氢氧燃料电池的电极反应：
反应
酸性条件下
碱性条件下
负极
H2-2e－=2H＋
H2＋2OH－ - 2e－=2H2O
正极
O2＋4H＋＋4e－=2H2O
O2＋2H2O＋4e－=4OH－
电池反应
2H2＋O2 ＝2H2O
提示：燃料电池的总反应即燃料燃烧的方程式。通常燃料做负极，氧气做正极，电极反应还要考虑电解质溶液及周围环境。复杂的负极反应可以通过总反应减正极反应。
燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低
8．金属腐蚀的防护：金属腐蚀的本质是金属在一定条件下发生氧化反应，所以金属防护就是采取措施避免金属发生氧化反应，除采取外加涂层防护、金属表面电镀外，还有牺牲阳极保护法、外加电流阴极保护法等。外加电流阴极保护法优于牺牲阳极保护法优于一般防护。
9．原电池与电解池的比较

5 / 5