本章高考专题(一)化学反应的能量变化

1本章高考专题（一）——化学反应的能量变化1．化学反应伴随着能量的变化（称为化学能），表现形式有热能、光能等，而热能的形式则表现为热量的变化。反应物总能量＞生成物总能量放出能量——为放热反应（为负值）反应物总能量＜生成物总能量吸收能量——为吸热反应（为正值）热量单位：kJ/mol，用ΔH表示。2．热化学方程式概念：表明化学反应放出或吸收热量的化学方程式叫做热化学方程式。热化学方程式中不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。例：H2(g)+Cl2(g)＝2HCl(g)；△H＝—184.6kJ/mol表示了1mol气态H2与1mol气态Cl2反应生成2mol气态HCl放出184.6kJ热量。S——表示固体，l——液体，g——气体各物质前面的系数为物质的量（可以是整数也可以是分数），化学计量数不同，其△H也不同。同一反应，反应物或生成物的量相同而物质的状态不同，反应的热量变化不同。例：H2(g)+1/2O2（g）＝H2O(g)；△H＝—241.8kJ/molH2(g)+1/2O2（g）＝H2O(l)；△H＝—285.8kJ/mol2H2(g)+O2（g）＝2H2O(l)；△H＝—571.6kJ/mol3．燃烧热概念：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。一般完全燃烧时H元素→H2O(l)；C元素→CO2；S元素→SO2；P元素→P2O5；N元素→N2等。例：C(s)+O2(g)＝CO2(g)；△H＝－393.8kJ/mol碳的燃烧热为393.8kJ/mol又例上反应可知，H2的燃烧热是285.8kJ/mol，而不是241.8kJ/mol或571.6kJ/mol。4．中和热概念：在稀溶液中，酸跟碱中和反应而生成1mol水的反应热叫做中和热。强酸强碱的中和热为57.3kJ/mol即H+(aq)＋OH－(aq)＝H2O(l)；△H＝－57.3kJ/mol自然界可利用的能源形式有：化石能源（煤石油天然气）、水能、太阳能、核能、风能、潮汐能等。化石能源特别是石油和煤的大量燃烧，产生的污染物（烟尘、SO2、CO、氮氧化物等）严重污染环境，所以一方面要提高燃烧技术，提高能源利用率，另一方面，应大力发展替代能源。例题1）1.0gCH4在空气中完全燃烧生成液态和CO2气体，放出55.6kJ的热量，则CH4的燃烧热是多少？写出反应的热化学方程式。2燃烧蒸气发电机直接点拨：CH4的燃烧热是1mol（即16g）CH4完全燃烧所释放出的能量，所以，55.6kJ/mol乘以16就得CH4的燃烧热。解答：△H＝－55.6kJ/g×16g/mol＝－889.6kJ/mol即甲烷的燃烧热是889.6kJ/mol，该反应的热化学方程式是：CH4(g)+2O2(g)＝CO2(g)+2H2O(g)；△H＝－889.6kJ/mol总结：求可燃物的燃烧热，应注意的三点：①状态是指250C，1.01×105Pa；②元素必须生成最稳定的氧化物（如CO2气体、液态H2O、SO2气体、N2气体等）；③可燃物物质的量为1mol。书写热化学方程式也应注意三点：①各物质前面的系数代表物质的量；②应注明各物质的状态；③△H负值为放热反应，正值为吸热反应，单位为kJ/mol。例题2）已知在稀溶液中，盐酸和氢氧化钠的中和热为57.3kJ/mol，则在稀溶液中盐酸和氨水的中和热___________57.3kJ/mol（填多于、等于或少于），原因是_________________________________________________________________________________________点拨：氨水和稀盐酸的中和反应过程包含两步：难电离的氨水的电离及电离出的OH－与H+中和的步骤，第一步是吸热过程。解答：少于57.3kJ/mol，原因是氨水和盐酸中和时，可以认为氨水先电离成NH4+和OH－，此为吸热反应，再H+＋OH－＝H2O，所以释放出的能量就少于57.3kJ/mol。总结：一般难电离的物质电离过程是吸热过程，所以，当有弱酸或弱碱参与的中和反应，其中包含弱酸、弱碱的电离过程，其中和热总少于强酸强碱的中和热（－57.3kJ/mol）。（二）——化学能与电池1．化学能可以转化为电能（1）方法①化学能热能机械能电能（2）方法②化学能电能（化学反应必须是可以自发进行的氧化还原反应）2．原电池的概念、组成、原理和分析方法：（1）概念：化学能转变成电能的装置叫做原电池（2）组成及反应原理：负极：易失去电子的金属或其他物质两电极组成正极：附近物质可以得到电子（电极为导体）电解质溶液（至少可与负极或附近物质反应）反应原理：负极本身或附近物质失去电子氧化正极附近的阳离子或其他物质得到电子还原（3）电极反应式和总反应方程式（4）电子流动：由负极通过导线流向正极3离子流动：阳离子移向正极，阴离子移向负极。例：锌极、铜极导线相连同时插入稀硫酸溶液，构成锌铜原电池：Zn（－）Zn－2e－＝Zn2＋（氧化反应）Cu（＋）2H++2e－＝H2↑（还原反应）总反应：Zn＋2H+＝Zn2++H2↑电子通过导线由锌极移向铜极，锌离子、铜离子移向正极。3、原电池的应用：（1）形成原电池可以加快或减慢化学反应速率例：纯锌和稀硫酸反应的速率很慢，若加入少量的铜粉或硫酸铜溶液，则可以形成铜锌原电池，反应速率大大加快。白铁皮（镀锌铁皮）做的铁桶镀层破后，在空气中形成原电池，铁作正极，得到保护；而马口铁（镀锡铁皮）镀层破后，在空气中形成原电池，铁作负极，加快了腐蚀。（2）金属的电化学腐蚀及防护①金属的腐蚀分为化学腐蚀和电化学腐蚀。化学腐蚀：金属和非电解质接触反应使金属氧化。电化学腐蚀：含杂质的金属或合金与电解质溶液接触，发生的原电池反应，较活泼的金属氧化腐蚀。金属在空气中的腐蚀主要是电化学腐蚀，以钢铁的电化学腐蚀为例：钢铁中的碳和铁组成两电极，表面的一层水膜（内含水，无机盐，氧气等）组成电解质溶液。电极反应为Fe（－）2Fe－4e－＝2Fe2＋（氧化反应）C（＋）O2+2H2O+4e－＝4OH－（还原反应）铜银合金在空气中发生电化学腐蚀情况类似。②金属的防护从金属的本质出发：改变金属的结构（例制成不锈钢）。从隔绝环境角度：表面镀油、漆、耐腐蚀的金属、覆盖一层氧化薄膜等。从电化学角度出发：接较活泼金属（例轮船外壳吃水线下嵌入一定数量的锌块），接电源的负极等等。（3）化学电源①干电池锌锰电池：锌壳作负极，碳棒作正极，内充二氧化锰、氯化铵及淀粉糊等物质，负极反应为Zn－2e－＝Zn2＋。发展为碱性锌锰电池。②充电电池（二次电池）铅蓄电池：铅为负极，二氧化铅为正极，硫酸是电解质溶液。电池的总反应式：Pb+PbO2+2H2SO42PbSO4+2H2O镍镉充电电池：Cd为负极，NiO(OH)为正极，KOH溶液为电解质。发展为镍氢电池。4银锌电池：锌为负极，氧化银为正极，氢氧化钾溶液作电解质溶液电池的总反应式：Ag2O+Zn＋H2O＝2Ag+Zn(OH)2锂电池——为新一代可充电的绿色电池，轻，容量大。③燃料电池：利用原电池的原理将燃料（H2,CH4等）和氧化剂（O2）直接转化为电能。能量转化率高。例题3）我国首创的铝——空气电池是利用海水作电解质溶液，为航标灯提供稳定的电源，则该电源的负极是________，两极的电极反应，负极：_______________________，正极________________________________。点拨：电池的氧化还原反应中失电子的物质铝为负极，发生氧化反应，而得到电子的物质氧气为正极，发生还原反应。解答：负极为铝，电极反应负极：4Al－12e－＝4Al3＋，正极3O2+6H2O+12e－＝12OH－（该反应的规律与钢铁电化学腐蚀反应极为相似）总结：铝－空气电池实质上是一个普通的原电池，可以根据原电池的组成和反应规律来分析，活泼的金属（铝）容易失去电子作负极，空气中的氧气则容易得到电子作正极，从而可以写出电极反应式，金属（铝）失去电子生成阳离子，氧气得到电子成为氧负离子再与水结合生成OH－。例题4）科学家们研制出的氢——氧燃料电池，其用H2作燃料，空气或氧气作氧化剂。用稀硫酸作电解质溶液，电池工作时，一极通入氢气，另一极通入氧气或空气，（1）写出正负极的电极反应式。（2）如果吸附在负极上的是H原子，则负极的电极反应式又如何表示？（3）如果电池的稀硫酸改成固体电解质，且其中只能传递O2－，则写出正负极的电极反应式。点拨：（1）当用稀硫酸作电解质时，溶液中存在大量的H＋，所以负极氢气失电子氧化只能生成H＋，而正极氧气得到电子生成O2－，与溶液中的H+结合生成水。（2）当负极上吸附的是H原子，则负极应是H原子失去电子生成H＋。（3）固体电解质中传递O2－，则负极氢气失去电子生成的H+与O2－结合生成水，而正极氧气得到电子只能生成O2－。答（1）负极：2H2－4e－＝4H＋正极：O2＋4H+＋4e－＝2H2O（2）负极：4H－4e－＝4H+（3）负极：2H2＋2O2－－4e－＝2H2O正极：O2＋4e－＝2O2－总结：氢氧燃料电池正负极的判断总是氢气失电子作负极，氧气得到电子作正极。写电极反应时，应注意电解质溶液的种类，在酸溶液中，负极生成氢离子，正极氧气得到电子而成的氧负离子会和氢离子结合生成水；在碱溶液中，负极的氢离子和溶液中的氢氧根离子结合生成水，正极氧负离子和水结合生成氢氧根离子。当负极吸附的是氢原子时，负极反应式中应用氢原子表示。当固体电解质时，迁移的是氧负离子，所以负极的氢离子和氧负离子结合生成水，而正极没有水和氢离子，所以只能生成氧负离子。（三）——化学反应速率和化学平衡1．化学化学反应速率5（1）概念：通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。浓度的单位——mol/L，时间——min(分)或s(秒)化学反应速率的单位：mol/(L•min)或mol/(L•s)（2）影响化学反应速率的因素条件改变（假设其他条件不变）化学反应速率浓度增加反应物浓度加快反应速率压强（气体反应）增加压强加快反应速率温度升高加快反应速率催化剂适当加快反应速率反应物状态块状固体﹥粒状固体﹥粉状固体﹥气体﹥溶液*一般情况下，温度每升高100C，化学反应增加至原来的2到4倍。2．化学平衡（1）化学反应的可逆性一反应在同条件下，正向反应（反应物→生成物）和逆反应（生成物→反应物）同时进行的反应称为可逆反应。例如：H2+I22HI2SO2+O22SO3(2)化学平衡（即化学反应的限度）V正＝V逆各物质浓度不变化学平衡是动态平衡，可以从正反应达到，也可以从逆反应达到。当外界条件改变时，化学平衡即被破坏（各物质的百分率发生变化）并在新的条件下建立新的平衡，这就是化学平衡的移动。（3）影响化学平衡的条件（填表）条件改变（假设其他条件不变）化学平衡的移动浓度增大反应物浓度或减小生成物浓度减小反应物浓度或增大生成物浓度压强（气体反应）增大压强减小压强温度升高温度降低温度催化剂使用催化剂小结勒夏特列原理：例题5）2A+B3C+2D（各物质均气体），一定温度下在一定容积的密闭容器中进行反应。以下情况下反应是否已经达到平衡？A、单位时间内反应A和B的物质的量比2:1称化学平衡状态一定温度下，在密闭容器中达到6B、单位时间内反应2molA同时生成3molCC、单位时间内反应2molA同时反应3molCD、总压不再改变E、混合气体的平均相对分子质量不再改变F、混合气体的密度不再改变解答：C、D、E总结：化学平衡时正逆反应速率相等，对同一物质而言是速率数值相等，对不同物质而言，则正反应速率和逆反应速率数值满足对应物质的系数比。不等气体物质的量反应，在定容容器中，压强不再改变，说明气体物质的量不再改变反应已经达到平衡；气体反应的平均相对分子质量不再改变说明气体的总物质的量也不再变化，反应已经达到平衡；等气体物质的量反应就始终保持总压强、混合气体的平均相对分子质量不变的，故不能作为达到平衡的标志。定容的气