专题01 化学反应与能量变化（期中知识清单）高二化学上学期苏教版

专题01 化学反应与能量变化 期中知识清单 第一单元 化学反应的热效应 · 考点01 化学反应的焓变 一、体系、内能和焓 1．体系和内能 （1）体系和环境： 的物质系统称为体系，体系以外的 称为环境或外界。 （2）内能： 物质的量确定的体系中，物质的 称为内能。 （3）内能的影响因素： 内能受 、 、 和 的影响。状态发生改变时，内能就会发生变化。 （4）内能的特点： 内能的绝对值 测得， 可以通过变化过程中体系吸收（或放出）的热对内（或外）所做的功的形式表现出来。 2．焓和焓变 焓是与 有关的物理量，用符号 表示。 焓的 称为焓变，用符号 表示。 二、化学反应的焓变 1．反应热 在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时， 或 的热量称为化学反应的热效应，也称反应热。 2．化学反应的焓变 在 条件下，化学反应过程中 或 的热称为反应的焓变。 焓变的符号： ，常用单位： 。 化学反应的焓变与 、 、反应物及生成物的 等因素有关。 3．放热反应和吸热反应 （1）化学反应中的能量变化 若反应物的能量小于生成物的能量，则反应过程中 能量；若反应物的能量大于生成物的能量，则反应过程中 能量。 下图中，图1表示 反应，图2表示 反应。 　 （2）放热反应和吸热反应 热的反应称为吸热反应，吸热反应的ΔH>0。 热的反应称为放热反应，反热反应的ΔH<0。 【归纳小结】 1．常见的放热反应和吸热反应 根据反应过程中放出或吸收能量，可将化学反应分为放热反应和吸热反应。 常见的放热反应有： ①燃烧反应；②中和反应；③金属与水或酸反应放出氢气；④大多数化合反应；⑤铝热反应。 常见的吸热反应有： ①大多数分解反应；②需要持续加热的反应；③CO2+C2CO，C+H2OCO+H2；④铵盐与碱的反应，如Ba(OH)2、Ca(OH)2与NH4Cl的反应。 2．常见的放热过程和吸热过程 物质在发生物理变化时，也会放出或吸收能量。 常见的放热过程有：①浓硫酸稀释、NaOH溶于水；②物态变化：气态→液态→固态 常见的吸热过程有：①NH4NO3溶于水；②弱电解质的电离；③物态变化：固态→液态→气体 三、热化学方程式 1．概念 能够表示 的化学方程式叫做 。 2．意义 不仅表示化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。 实例：已知25 ℃、101 kPa下，热化学方程式为2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571.6 kJ·mol－1，其表示在25 ℃、101 kPa下， 与 完全反应生成 时 的热量是 。 3．热化学方程式的书写方法 (1)写出相应的化学方程式。 热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数只表示其 ，可以是整数或分数。 (2)标注反应的 和 。 没有特殊说明是在25 ℃、101 kPa条件下的反应热。不用标明反应条件(如“加热”“高温”“催化剂”等)。 (3)标注各物质 。 在物质后面用括号标注各物质的聚集状态：气体用“g”，液体用“ ”，固体用“ ”，水溶液用“ ”。 (4)标注ΔH的正负。 热化学方程式后面空一格标注ΔH，若为放热反应，ΔH为“ ”；若为吸热反应，ΔH为“ ”。 (5)计算ΔH的数值。 根据化学方程式中的化学计量数计算写出ΔH的数值。ΔH单位是 。 注意：ΔH的单位中“mol－1”的含义 对一个热化学反应，ΔH的单位中“mol－1”不是指每摩尔具体物质，而是指“每摩尔反应”。因此ΔH必须与热化学方程式一一对应。 (6)下面是25 ℃、101 kPa下的四个热化学方程式： ①H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH＝－241.8 kJ•mol－1 ②H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ•mol－1 ③2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571.6 kJ•mol－1 ④H2O(g)===H2(g)＋O2(g)　ΔH＝241.8 kJ•mol－1 ①②相比，反应热(焓变)数值不同的原因是 。 ②③相比，若化学方程式的化学计量数扩大一倍，则反应热数值 。 ①④相比，可得出的结论是正向、逆向反应的焓变数值 ，符号 。 四、化学键与化学反应能量变化的关系 1．实例分析 N2(g)＋O2(g)===2NO(g)反应的能量变化如图所示： 由图可知： 1 mol N2分子中的化学键断裂吸收的能量是 ； 1 mol O2分子中的化学键断裂吸收的能量是 ； 2 mol NO分子中的化学键形成释放的能量是 ； 则N2(g)＋O2(g)===2NO(g)的反应吸收的热量为 。 2．化学反应能量变化的本质 （1）化学反应中中的能量变化，本质上是由于化学变化中旧化学键断裂时吸收的能量和新化学键形成时释放的能量不同造成的。 （2）化学键与化学反应能量变化的关系 3．键能数据计算化学反应的反应热 用键能计算ΔH时，ΔH= 的总键能— 的总键能，其中： 各物质的键能=该物质的物质的量× 数目之和。 · 考点02 反应热的测量与计算 一．反应热的测量 1.实验原理 通过测定一定量的酸、 碱溶液在反应前后温度的变化，计算反应放出的热量，由此求得反应热。 2.实验装置（如图） 3.实验步骤 ①用量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1盐酸，倒入简易量热计中，测量并记录 （t1）。 ②另取一量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1 NaOH溶液，测量并记录 （t2）。 ③将量筒中的氢氧化钠溶液 盛有盐酸的简易量热计中，立即 。用 轻轻搅拌，并准确读出反应体系的 （t3）。 4.实验数据处理 假设溶液的比热与水的比热 ，溶液的密度与水的密度 ，忽略量热计的 。 ①反应体系的温度变化：Δt = /(℃) ②反应体系的热容：C=(VHCl·ρHCl+ VNaOH·ρNaOH)×4.18/(J·℃-1) ③反应热ΔH= /(kJ·mol-1) (5)反应热的测量实验要点 ①使用隔热层（碎泡沫塑料或纸条）及杯盖——减少 。 ②量取反应物，测反应前温度——要用NaOH 溶液、 盐酸。 ③混合反应物，测反应后温度——测反应后混合液的 。 ④重复实验 次，减小系统误差。 5．问题讨论 （1）若使用浓硫酸或浓碱会对实验结果有什么影响？ （2）使用弱酸或弱碱会对实验结果有什么影响？ （3）若分别使用0.25mol·L-1的盐酸和氢氧化钠溶液，测得的反应热的数值是否相同？ （4）若取用的溶液的体积较少，对实验结果有什么影响？ 二．中和反应反应热 1.中和反应的反应热： ①概念：中和反应的反应热是指酸和碱在 溶液中反应生成 H2O(l)时的反应热，不同的酸和碱反应，中和热并不相同。 ② 酸和 碱在稀溶液中发生中和反应时，1 mol H＋和1 mol OH－反应生成1 mol液态H2O和可溶性盐，放出57.3 kJ的热量，表示为 。 2.中和反应的反应热的实质 ①中和反应的反应热的实质是 。若反应过程中有其他物质生成(如生成沉淀或难电离的其他物质等)，这部分反应热不应计在中和热内。 ②使用浓硫酸或浓碱反应时，浓硫酸或碱稀释要 热量，放出的热量 ；如使用弱酸或弱碱反应时，弱酸或弱碱电离 ，放出的热量 。 三、盖斯定律及其应用 1．盖斯定律的理解 (1)大量实验证明，一个化学反应，不论是 完成，还是 完成，其总的热效应是 的。 (2)化学反应的焓变(ΔH)只与反应体系的 和 有关，而与反应的 无关。 (3)始态和终态相同的反应途径有如下三种： ΔH＝ ＝ 。 2.运用盖斯定律计算反应热的3个关键 (1)热化学方程式的化学计量数加倍，ΔH也相应加倍。 (2)热化学方程式相加减，同种物质之间可加减，反应热也相应加减。 (3)将热化学方程式颠倒时，ΔH的正负必须随之改变。 3．盖斯定律的意义 应用盖斯定律可以间接计算以下情况(不能直接测定)的反应热： (1)有些反应速率很慢。 (2)有些反应不容易直接发生。 (3)有些反应的产品不纯(有副反应发生)。 四、反应热的计算 1．根据热化学方程式计算 热化学方程式中反应热数值与各物质的化学计量数成正比。例如， aA(g)＋bB(g)===cC(g)＋dD(g)　ΔH 　a　　　b　　　　c　　　d　　|ΔH| n(A)　　n(B)　　n(C)　n(D)　　Q 则＝＝＝＝ 2．根据反应物、生成物的键能计算 ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。 3．根据物质的燃烧热数值计算 Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH(燃烧热)|。 4．根据盖斯定律计算 （1）“虚拟路径”法 若反应物A变为生成物D，可以有两个途径 ①由A直接变成D，反应热为ΔH； ②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。 如图所示： 则有ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。 （2）加合法 加合法就是运用所给热化学方程式通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式。 · 考点03 能源的充分利用 一、能源 1．概念 能源是指能提供能量的自然资源。 2．分类 （1）按产生分类 分为一次能源和二次能源。 一次能源是指在自然界现成存在的能源，包括化石燃料（ ）、 、 、 、地热能、海洋能、生物能等。 二次能源是指由一次能源 或 转换成其他种类和形式的能量资源，包括 、 、 、 、 、洁净煤、激光和沼气等。 一次能源又分为可再生能源（ ）和非再生能源（ 等）。 （2）按污染分类 根据能源消耗后是否造成环境污染可分为污染型能源和清洁型能源。 污染型能源包括 等，清洁型能源包括 、 、 、 以及核能等。 （3）按使用类型分类 分为常规能源和新型能源。 常规能源包括 资源和 、 、 等。 新型能源包括 、 、地热能、海洋能、生物能、氢能以及核电的核燃料等。 3．新能源的特点 新能源应具有 、 、 或 等特点。 4．能源的充分利用 （1）构建 、 的能源体系。 （2）新能源的开发 、 、 、 、 和 是最有希望的新能源。 二、标准燃烧热和热值 1．标准燃烧热 （1）定义：在101 kPa下，1mol物质完全燃烧的反应热。 （2）单位：kJ·mol－1。 （3）意义：如25 ℃、101 kPa时，甲烷的标准燃烧热ΔH=-890.3 kJ·mol-1的意义是： 。 （4）物质完全燃烧指物质中含有的氮元素转化为 、氢元素转化为 、碳元素转化为 。 【易错提醒】 ①标准燃烧热是反应热的一种类型，标准燃烧热规定可燃物必须是1 mol，生成物必须是稳定产物。 ②标准燃烧热的热化学方程式以燃烧1 mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数，故在其热化学方程式中常出现分数系数。“表示标准燃烧热的热化学方程式”与“可燃物燃烧的热化学方程式”的书写不同。前者可燃物的化学计量数必须为1，后者不强调可燃物的物质的量，可为任意值。 2．热值 （1）定义：在101 kPa， 物质完全燃烧所放出的热量。 （2）单位 。 （3）热值与标准燃烧热的换算： 如甲烷的热值为55.6kJ·g-1，则甲烷的标准燃烧热为 。 3．利用燃烧热计算化学反应的反应热 (1)书写步骤： ①将燃烧热改写成热化学方程式。 ②根据盖斯定律，利用加合法或路径法进行计算。 (2)计算方法 反应热=反应物的的燃烧热×化学计量数-生成物的燃烧热×化学计量数。 第二单元 化学能与电能的转化 · 考点01原电池的工作原理 一、原电池工作原理 1．原电池的构成条件 (1)定义：能把 转化为 的装置。 (2)构成条件： 2．实验探究： （1）锌和硫酸铜溶液反应中的能量转化 向一只烧杯中加入1.0 mol•L－1 CuSO4溶液约30 mL，再加入适量锌粉，现象是Zn逐渐 ，溶液颜色 ，有 物质生成，用温度计测量溶液的温度，温度 ，能量变化的主要形式是 转化为 。 （2）铜锌原电池的构造与工作原理 电池名称 单液电池 双液电池(盐桥电池) 实验装置 实验现象 电流表 指针 电极变化 锌片逐渐溶解，铜片质量 电流变化 一段时间后，电流逐渐衰减 产生的电流持续、稳定 微观探析 锌片的Zn失去电子形成 进入溶液，质量减轻； 电子通过导线传递到铜片上形成电流，电流表指针偏转； 溶液中的 在铜片获得电子变成 沉积在铜片上，质量增加 符号表征 电极反应式 Zn片： Cu片： 电池总反应 Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu 能量转换 转化为 盐桥 ①盐桥成分：含有KCl饱和溶液的琼脂。作用：使两个半电池形成 ； ② ；离子移动方向：Cl－移向ZnSO4溶液(负极区)，K＋移向CuSO4溶液(正极区)。 ③ ，相比单液原电池有利于最大程度地将化学能转化为电能 3.原电池的工作原理(以锌铜原电池为例) （1）原电池的工作原理 ①一般，原电池反应为 的 反应，且ΔH<0。 ②半反应：负极 电子，发生 反应；正极 电子，发生 反应。 ③电子流向：电子由 经导线流向 。 ④离子流向：盐桥中的 流向正极， 流向负极。 溶液中的阳离子向 移动，阴离子向 移动，电子只能在导线中流动而不能在溶液中流动，离子只能在溶液中移动而不能在导线中移动，原电池的内电路和外电路分别通过离子的移动和电子的流动而形成闭合回路，可形象地描述为“ ”。 （2）盐桥的作用： ① 。 ②避免还原剂和氧化剂直接接触，造成能量损耗，提高了电池的 效率； ③原电池工作时，盐桥的存在，阴、阳离子分别移向两个半电池的电解质溶液中，分别中和过剩的电荷，使溶液保持 ，反应可以继续进行。 二、原电池原理的应用 1．比较金属活动性强弱 对于酸性电解质，一般是负极金属的活动性 ，正极金属的活动性 。 例如：有两种金属a和b，用导线连接后插入稀硫酸中， 观察到a极溶解，b极上有气泡产生。根据电极现象判断出a是负极，b是正极，由原电池原理可知，金属活动性a＞b。 2．加快氧化还原反应的速率 构成原电池的反应速率比直接接触的反应速率 。 例如：在锌与稀硫酸反应时加入少量CuSO4溶液能使产生H2的速率加快。 3．设计原电池 （1）设计原电池的步骤 （1）分析氧化还原反应的电子转移 和 ； （2）分别写出正、负极的电极反应式； （3）根据电极反应式确定半电池的电极材料和电解质溶液： 电极材料：一般活泼金属作 极，不活泼金属（或非金属导体）作 极； 电解质溶液：负极电解液一般是 对应的阳离子的溶液；正极电解液一般是 对应的电解质溶液。 （2）设计原电池的要点 ①确定从理论上讲，任何一个 的氧化还原反应都可以设计成原电池。关键是选择合适的电解质溶液和两个电极。 ②正确分析氧化还原反应，找出氧化剂和还原剂、电子转移情况。 ③根据氧化剂和还原剂选择合适的电极材料和电解质溶液。 一般较活泼的金属作 极，较不活泼的金属(或非金属导体)作 极。 如果负极反应为金属失去电子的反应，则电极材料为 ，电解质溶液为 的阳离子溶液；正极材料选用比负极金属 的材料。 三、原电池电极反应的书写 1．书写电极反应的原则 ①加和性原则： 两电极反应相加，消去电子后得电池总反应式。利用此原则，电池总反应式减去已知的一电极反应得另一电极反应。 ②共存原则： 碱性溶液中，CO2不可能生成，也不会有H+参加反应或生成；同样酸性溶液中，不会有OH-参加反应或生成。 根据此原则，物质得失电子后在不同的电解质环境中所存在的形式不同。 2．电极反应的书写步骤 （1）找出原电池中发生的氧化还原反应，写出方程式并配平。 （2）分析氧化还原反应中的氧化剂、还原剂及电子转移情况。 （3）写出电极反应式。 （4）若不能完整的写出氧化还原反应方程式，但必须找出氧化剂和还原剂。 3．书写化学电池中电极反应式时应注意的问题 （1）正确判断出化学电池的负极和正极，确定两极上分别发生的具体反应。 （2）确认电极得失电子后的产物是否能与电解质溶液发生反应，若能反应，则应写与电解质溶液反应后的电极反应式。 （3）书写二次电池的电极反应时，要注意判断充电方向与放电方向。放电时的电极反应式倒过来即为充电时的电极反应式(注意电子的得失)。 · 考点02化学电源 一、化学电源概述 1．化学电源的分类及特点 (1)化学电源的分类。 ①一次电池：也叫作 ，常见的一次电池有普通锌锰电池、碱性锌锰电池、纽扣式银锌电池。 ②二次电池：又称为 或蓄电池， 是最常见的二次电池。目前已开发出镍镉电池、镍氢电池、银锌电池、锂电池和锂离子电池等新型二次电池。 ③燃料电池：氢氧燃料电池等。 (2)各类电池的特点。 ①一次电池：电池中发生氧化还原反应的物质大部分被消耗后就不能再使用，放电后不可再充电。 ②二次电池：又称充电电池或蓄电池，放电后可以再充电，可多次重复使用。 ③燃料电池：燃料电池的氧化剂和还原剂不是储藏在电池内部，而是在工作时不断从外部输入，同时将电极反应产物不断排出电池，因此燃料电池能连续不断地提供电能。 二、一次电池 1． 锌锰干电池 普通锌锰干电池制作简单、价格便宜，但存在放电时间短、放电后电压下降较快等缺点。碱性锌锰电池比普通锌锰干电池性能优越，它的比能量[电池单位质量或单位体积所输出电能的多少，单位(W·h)/kg或(W·h)/L]大，能提供较大电流并连续放电。 普通锌锰电池 碱性锌锰干电池 装置 电极材料及电解质溶液 负极： 正极： 溶液 负极： 正极： 溶液 电极反应 碱性锌锰干电池的总反应： 负极： 正极： 2.银锌纽扣电池的构造与工作原理 总反应： 。 负极： 。 正极： 。 三、二次电池 1．二次电池的特点 二次电池又称为充电电池或蓄电池，放电后可以再充电使活性物质获得再生。 2．铅蓄电池 （1）铅蓄电池的放电反应为 反应 负极： 正极： 电池反应： （2）铅蓄电池的充电反应 阴极： 阳极： 总反应： （3）铅蓄电池的充、放电原理的化学方程式为： 。 3．新型二次电池 （1）新型二次电池包括镍镉电池、镍氢电池、银锌电池、锂电池和锂离子电池等。 （2）锂离子电池 ①锂离子电池的组成 正极材料多采用磷酸铁锂（LiFePO4）或钴酸锂（LiCoO2）等，一般是具有可供锂离子嵌入或脱嵌结构的化合物； 负极材料大多数是 材料，如人工石墨、碳纤维、天然石墨等。 电解质溶液是将锂盐溶解在一定的非水、非质子性的 中。 ②锂离子电池的工作原理 负极： 正极： 电池反应： 四、燃料电池 1．燃料电池 (1)利用 (如氢气、烃、肼、甲醇、氨、煤气等液体或气体)和 之间发生的氧化还原反应将化学能直接转换成电能的化学电池。工作时，燃料和氧化剂连续地由外部供给，在电极上不断地进行反应，生成物不断地被排除，能连续不断地提供电能。 2．氢氧燃料电池的工作原理 电极：惰性电极。燃料：H2 (1)碱性电解质 总反应：2H2＋O2===2H2O 负极： ； 正极： 。 (2)酸性电解质 总反应：2H2＋O2===2H2O 负极： ； 正极： 。 3.电池特点。 ①能量转换率高，污染小。 ②工作时，燃料和氧化剂连续地由外部供给，在电极上不断进行反应，连续不断地提供电能。 4．基础实验——制作简单的燃料电池 （1）实验步骤 ①将石墨棒和玻璃导管插入橡胶塞中，将橡胶塞塞入U形管管口中，检查 ，标记 到达的位置； ②取出橡胶塞，往U形管中注入稀硫酸，以接近橡胶塞底部标记的位置为宜； ③塞紧橡胶塞，接通学生电源，当一端玻璃管内的 接近溢出时，切断学生电源； ④取出时钟内的干电池，将 与时钟的正、负极相连，观察时钟指针。 （2）实验现象 ①接通学生电源， 。 ②连接时钟， 。 （3）判断燃料电池中正、负极的方法 接通学生电源时，玻璃管内液柱先接近溢出的电极产生的气体是 ，该电极为燃料电池的 极； 另外一个电极产生的是 ，该电解为燃料电池的 极。 · 考点03 电解池的工作原理 一．电解和电解池的工作原理 1.电解：在直流电的作用下，在两极上分别发生 反应和 反应的过程。 2.电解池：将 转化为 的装置(也称电解槽)。 3.电解池的构成条件 ①直流电源；②两个电极；③电解质溶液或熔融电解质；④形成闭合回路。 4.电解原理 二．电解熔融态氯化钠 电解熔融态氯化钠原理图 1.实验现象。 通电后，在阳极周围有 产生，在阴极上生成 。 2.实验分析。 ①熔融氯化钠中存在的微粒： 、 。 ②通电后离子和电子的移动方向 离子：阳离子 (填离子符号)移向阴极；阴离子 (填离子符号)移向阳极。 电子：从电源 流向 ，从 流向电源的 。 ③电极上发生的变化 阴极： (还原反应)。 阳极： (氧化反应)。 3.实验结论。 熔融的氯化钠在 作用下发生了化学变化，分解生成了钠和氯气。 应用：工业上活泼金属的制备通常用电解法。如NaCl(熔融)Na，MgCl2(熔融)Mg，Al2O3(熔融)Al。 三．电解CuCl2溶液 电解质溶液中有 、 、 、 。 其中 、 移向阴极，阴极电极反应： ； 、 移向阳极，阳极电极反应： 。 电解反应： 。 四、电解池阴阳极、电极方程式书写 1．电解池阴、阳极的判断方法 2.电解池电极反应式、电池总反应式的书写 书写步骤 具体操作 判断两极 阳极：与电源正极相连 阴极：与电源负极相连 判断反应微粒 活性电极：电极材料本身失电子 溶液中的较易得电子的阳离子反应 惰性电极：溶液中较易失去电子的阴离子反应 书写电极反应式 活性电极：M－ne－===Mn＋ Mn＋＋ne－===M 惰性电极：mRn－－mne－===Rm 书写 电解总 方程式 根据得失电子数相等，将阴阳极电极反应式相加得电解总反应式，注意若是水电离的H＋或OH－参与电极反应，写总反应式时要写成H2O 五．惰性电极电解电解质溶液的规律 1.电解时电极产物的判断 惰性电极为铂、金、石墨电极，活性电极(除铂、金、石墨电极之外的电极)在阳极时优先放电。 2．以惰性电极电解电解质溶液的规律 类型 电极反应特点 实例 电解对象 电解质溶液浓度 pH 电解质 溶液复原 电解水型 阴极：2H＋＋2e－===H2↑(或2H2O＋2e－===2OH－＋H2↑) 阳极：4OH－－4e－===2H2O＋O2↑(或2H2O－4e－===4H＋＋O2↑) NaOH溶液 H2SO4溶液 Na2SO4溶液 电解电解质型 电解质电离出的阴、阳离子分别在两极放电 HCl溶液 CuCl2溶液 放 生碱型 阴极：2H2O＋2e－===2OH－＋H2↑ 阳极：电解质阴离子放电 NaCl溶液 放O2 生酸型 阴极：电解质阳离子放电 阳极：H2O放O2生酸 CuSO4溶液 3．根据实验现象判断阴、阳极和电极产物 实际题目中往往不给出电解池的电源，而是给出一些实验现象，据此先判断出是何种离子放电，从而确定出电源的正负极和电解池的阴阳极，并进行有关问题的分析。 (1)滴入酚酞试剂显红色的一极（说明H+放电显碱性）是 极，接电源的 极。 (2)滴入石蕊试剂显红色的一极（说明OH-放电显酸性）是 极，接电源的 极。 (3)电极增重的一极（说明不活泼金属离子放电析出金属）是 极，接电源的 极。 · 考点04 电解原理的应用 一、电解饱和食盐水的工作原理 1．电极反应和电解反应 （1）阳极：优先放电的离子： ，电极反应式： ，反应类型： 反应。 （2）阴极：优先放电的离子： ，电极反应式： ，反应类型： 反应。 （3）电解方程式： 。 2．电解饱和食盐水的工作原理 （1）电解过程中，阳极室 离子浓度减小， 离子通过阳离子交换膜进入阴极室，NaCl溶液浓度变小；阴极室 离子浓度增大，形成NaOH浓溶液。 （2）阳极产物为 ，阴极产物为： 。 （3）阳离子交换膜的作用 ①防止阴极区的OH-进入阳极区，OH-与Cl2的反应方程式为 。 ②防止H2与Cl2混合发生 。 二、铜的电解精炼 1．电解池的构成和电极反应 粗铜中往往含有铁、锌、银、金等多种杂质，常用电解的方法进行精炼。 （1）阳极材料： 。 阳极反应： 、 、 ，比Cu不活泼的金、银形成 。 （2）阴极材料： 。 阴极反应： 。 （3）电解质溶液： 溶液，经过精炼，溶液中Cu2＋浓度会 。 2．电解精炼铜的工作原理 （1）阳极反应 金属铜和比铜活泼的 等金属转化为阳离子进入溶液中，不如铜活泼的 等在阳极沉积下来，形成阳极泥。 （2）阴极反应 溶液中的Cu2+比Zn2+、Fe2+等离子优先 电子，成为金属铜析出。 三、电镀 1．电镀 （1）概念：应用 的原理在 或 表面镀上一薄层 或 的过程。 （2）目的： ①提升 和增加 ；②增强材料的 能力，防止金属 。 （3）镀层金属通常是一些 的金属或合金。 2．基础实验——铁钉镀锌 （1）实验操作要点 ①镀件的处理：铁钉依次用用 打磨、 浸泡、 浸泡、 浸泡，并洗净。 ②电镀操作： 作阳极， 作阴极。 （2）电镀池的构成 通常用 为阴极，以 为阳极，用含有 的溶液作电解质溶液。 （3）电极反应 阳极： 阴极： 3．电镀银装置 原理：金属材料电镀时，通常以 制品为阴极，以 金属为阳极，用含有 的溶液作电解质溶液。在直流电的作用下，镀层金属在待镀金属制品表面形成均匀、光亮而致密的镀层。 四、电镀与铜的电解精炼的比较 电镀 铜的电解精炼 定义 应用电解原理在某些金属或非金属材料表面镀上一层其他金属或合金 利用电解原理提纯铜 装置 举例 形成 条件 ①镀层金属作阳极接直流电源正极，镀件作阴极接直流电源负极 ②电镀液必须是含有镀层金属离子的盐溶液 ③形成闭合回路 ①粗铜作阳极，纯铜作阴极 ②含Cu2＋的盐溶液作电解质溶液 ③直流电源 ④形成闭合回路 电极 反应 (以铁上镀锌为例)阳极： 阴极： 阳极： (主要) 阴极： (纯铜) 电解(镀)液浓度 联系 电镀池和电解精炼池是特定条件下的电解池 第三单元 金属的腐蚀与防护 · 考点01 金属的腐蚀 一、金属的腐蚀 1．金属的腐蚀 （1）概念 或 与周围环境中的物质发生化学反应而腐蚀损耗的现象叫做金属的腐蚀。 （2）金属腐蚀的分类 金属的腐蚀可分为化学腐蚀和电化学腐蚀两种。 ①化学腐蚀：金属与其他物质直接接触发生 反应而引起的腐蚀。 ②电化学腐蚀： 或 发生 反应，使 的金属失去电子而引起的腐蚀。 在现实生活中，电化学腐蚀现象比化学腐蚀现象严重得多。 2．钢铁的电化学腐蚀 （1）实验探究——钢铁的电化学腐蚀原理 ①向铁粉中加入碳粉的目的是 ； ②实验现象：铁粉变成 色，a装置右边的小试管中液面 ；b装置中右边小试管中液面 。 （2）钢铁的电化学腐蚀 根据钢铁表面水溶液薄膜的酸碱性不同，钢铁的电化学腐蚀分为析氢腐蚀和吸氧腐蚀，如下图所示： ①钢铁的吸氧腐蚀： 通常情况下，在潮湿的空气中，钢铁表面凝结了一层溶有氧气的水膜，将会发生 腐蚀。 负极反应式： ；正极反应式： 。 总反应式： 。 Fe(OH)2被进一步氧化成Fe(OH)3： ，Fe(OH)3部分脱水生成Fe2O3·nH2O，是铁锈的主要成分。 ②钢铁的析氢腐蚀： 当钢铁表面的电解质溶液 较强时，腐蚀过程中有 放出。其中，Fe是 极，C是 极。 负极反应式： ；正极反应式： 。 总反应式： 。 随着了氢气的析出，溶液的pH上升，最终形成铁锈。 · 考点02 金属的电化学防护 一．金属的电化学防护 1．本质 阻止金属发生 反应。 2．方法 (1)加防护层，如在金属表面 、 、 等。 (2)改变金属组成或结构，如制成合金等。 (3)电化学防护 方法 牺牲阳极的阴极保护法 外加电流的阴极保护法 原理 原电池原理 电解原理 被保护金属 作 极 作 极 构成 被保护金属、比被保护金属活泼的金属等 被保护金属、惰性电极及直流电源等 优、缺点 无需外加电源，但需要定期更换被腐蚀的金属 无需更换电极，但消耗电能 示意图 牺牲阳极的阴极保护法示意图 外加电流的阴极保护法示意图 联系 被保护的金属都因为电子的流入而免遭腐蚀 二、金属的腐蚀的比较 1．影响金属腐蚀的因素 影响金属腐蚀的因素包括金属的本性和介质两个方面。 (1)就金属本性来说，金属越活泼，越 失去电子而被腐蚀。 (2)介质对金属腐蚀的影响也很大，如果金属在 的空气中，接触 气体或 溶液，都容易被腐蚀。 2．钢铁析氢腐蚀和吸氧腐蚀比较 因钢铁表面水膜酸碱性不同，钢铁发生析氢腐蚀和吸氧腐蚀，二者正极反应式不同，但负极反应式相同，都是 被氧化。 3．影响金属腐蚀速率的因素 (1)电解时阳极腐蚀速率 ；电流越大腐蚀速率 。 (2)发生原电池反应产生的腐蚀，电解质溶液的浓度越大，腐蚀速率 ；两种金属的活动性差别越大，腐蚀速率 。 (3)化学腐蚀比电化学腐蚀的速率 。 (4)电解产生的腐蚀比原电池产生的腐蚀速率 。 · 易错点01 吸热反应和放热反应 1.吸热反应和放热反应均为化学变化。 2.吸热反应和放热反应与反应条件没有必然联系，需要加热的反应也可能是放热反应。 3.放热反应和吸热反应是针对化学反应而言，物质三态之间的转化也伴随着能量的变化，但属于物理变化，不属于放热反应或吸热反应。 4.一般来说，物质具有的能量越低，物质越稳定；物质内的总键能越大，物质越稳定。 【判断对错】 1． Na2CO3溶于水，NaHCO3溶于水均放出热量。( ) 2． 伴有能量变化的物质变化都是化学变化。( ) 3． 需加热才能进行的反应是吸热反应，不需加热就能进行的反应是放热反应。( ) 4．生成物能量一定低于反应物总能量。( ) 5.凡是放热反应都是自发的，吸热反应都是非自发的。( ) 6.反应热的大小与反应物所具有的能量和生成物所具有的能量无关。( ) · 易错点02 焓和焓变 1.焓的性质与物质的内能相似，是表示物质能量大小的一个物理量。在同样的条件下，不同的物质具有的能量不同，焓的数值也就不同。 2.焓的大小受温度、压强等因素的影响。对于一定量的纯物质，在一定的状态(温度、压强)下，焓有确定的值；在不同的状态下(温度、压强不同)，焓的值也不同。焓值只与体系的状态有关，与通过什么途径达到研究状态无关。 3.当一个化学反应在不同的条件下进行时，以及物质的聚集状态不同或参加反应的物质的物质的量不同时，反应焓变是不同的。 4.对于在等压条件下进行的化学反应，ΔH＝Q＝H(生成物)－H(反应物)。 【判断对错】 1．在特定条件下反应热可以等于焓变。 ( ) 2．水蒸气变为液态水时放出的能量就是该变化的反应热。( ) · 易错点03 热化学方程式 热化学方程式书写的注意事项 1.注意标明物质的聚集状态：方程式中每种物质的化学式后面用括号注明物质的聚集状态(g、l、s)，不用标“↑”或“↓”，水溶液用aq表示。 2.注意注明必要的反应条件：焓变与温度和压强等测定条件有关，所以书写时必须在ΔH后指明反应的温度和压强(298 K、101 kPa时，可不注明)。 3.注意明确化学计量数的含义：化学计量数只表示该物质的物质的量，不表示分子个数或原子个数，因此热化学方程式中化学计量数也可以是分数。 4.注意ΔH的单位及符号：ΔH的单位常采用kJ·mol－1，ΔH只能写在化学方程式的右边，表示正向反应的焓变。ΔH＜0表示为放热反应；ΔH＞0表示为吸热反应。 5.注意同一反应中化学计量数与ΔH数值的对应关系：化学方程式中各物质的化学计量数加倍，则ΔH的数值也加倍；若反应逆向进行，则ΔH的符号改变，但数值不变。 6.可逆反应的ΔH表示的是当反应物按化学计量数完全反应时产生的热效应，实际反应中，若按化学计量数放入反应物，产生的热量偏小，如2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH＝－196.6 kJ·mol－1，若2 mol SO2与1 mol O2反应，放出的热量小于196.6 kJ。 【判断对错】 1．下，将和置于密闭的容器中充分反应生成，放热，热化学方程式为。( ) 2． 。( ) 3． 热化学方程式前面的化学计量数既表示分子数也表示物质的量。( ) 4． 应用盖斯定律求反应热时，可能需要调整已知热化学方程式的化学计量数为分数。 ( ) 5．氢气的燃烧热为，则电解水的热化学方程式为   ( ) · 易错点04 中和热测量实验 1.测定中和热时不能用弱酸或弱碱，因弱酸或弱碱在水溶液中不能完全电离，且弱酸或弱碱电离时要吸收热量，使所得反应热数值偏小。 2.测定中和热时不能用浓酸或浓碱，因浓酸或浓碱溶于水时一般会放热，使所得反应热数值偏大。 3.实验中用温度计先后测量酸、碱及混合液的温度时，使用同一支温度计可减小实验误差，且测量完一种溶液后，温度计必须用水冲洗干净并用滤纸擦干。温度计的水银球要完全浸入溶液中，且要稳定一段时间后再记下读数。 4.实验操作时动作要快，尽量减少热量的损失。 5.重复实验3次，取3次实验数据的平均值，但相差太大的数据应舍弃，以减小误差。 6.量热计中若将环形玻璃搅拌棒换成金属搅拌棒，金属传导热量迅速，则导致热量损失更大，使测量值偏小。 【判断对错】 1． 将酸碱混合后，记录稳定后的温度为反应后体系的温度。 ( ) 2．浓硫酸与NaOH溶液反应生成1molH2O(l)，放出的热量为57.3kJ。 ( ) 3．用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行实验，测得的中和热数值会偏大。 ( ) 4．使用玻璃搅拌器是为了使反应物混合均匀，减小实验误差。 ( ) 5．准确测量中和反应反应热的实验过程中，至少需测定温度4次。 ( ) 6．测定中和反应反应热的实验中，混合溶液的温度不再变化时，该温度为终止温度。 ( ) · 易错点05 盖斯定律 1.反应式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”、“－”符号，即把ΔH看作一个整体进行运算。 2.通过盖斯定律计算比较反应热的大小时，同样要把ΔH看作一个整体。 3.当反应式乘以或除以某数时，ΔH也应乘以或除以某数。 4.当设计的反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。 5.在设计的反应过程中常会遇到同一物质固、液、气三态的相互转化，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。 【判断对错】 1． 应用盖斯定律，可计算某些难以直接测量的反应焓变。( ) 2．有些反应的反应热不能直接测得，可通过盖斯定律间接计算得到。 ( ) 3．一个化学反应的焓变与反应途径无关。( ) 4．应用盖斯定律，可计算某些难以直接测量的反应焓变。( ) 5．化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应途径无关。 ( ) 6．不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。 ( ) · 易错点06 ΔH大小比较 ΔH大小比较时注意事项： ΔH是有符号“＋”“－”的，比较时要带着符号比较。 (1)吸热反应的ΔH为“＋”，放热反应的ΔH为“－”， 所以吸热反应的ΔH一定大于放热反应的ΔH。 (2)放热反应的ΔH为“－”，所以放热越多，ΔH越小。 【判断对错】 1． 已知  ，，则。( ) 2． 若，，则反应热的关系：。( ) 3． 已知S(s)＋O2(g)=SO2(g)　ΔH1＝－Q1 kJ·mol－1，S(g)＋O2(g)=SO2(g)　ΔH2＝－Q2 kJ·mol－1，则Q1＜Q2。 ( ) 4.已知2C(s)＋2O2(g)=2CO2(g)　ΔH＝a　2C(s)＋O2(g)=2CO(g)　ΔH＝b，则a>b。( ) 5．已知2C(s)+2O2(g)=2CO2(g)　ΔH=a kJ·mol-1，2C(s)+O2(g) = 2CO(g)　ΔH=b kJ·mol-1，则b＜a。( ) 6．HCl和NaOH反应的中和热ΔH=-57．3 kJ·mol-1，则H2SO4和Ba(OH)2反应的中和热ΔH <— 57.3 kJ·mol-1。 ( ) · 易错点07 标准燃烧热和中和热热化学方程式 1. 书写表示中和热的热化学方程式时，以中和反应生成1 mol H2O(l)为标准配平其余物质的化学计量数，反应物是强酸和强碱，生成物是水和可溶性盐。 如：H2SO4(aq)＋NaOH(aq)===Na2SO4(aq)＋H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。 2.判断表示标准燃烧热的热化学方程式是否正确，要从以下几个方面： ①可燃物是否为1 mol； ②可燃物是否完全燃烧，生成的产物是否稳定存在。完全燃烧时，不同元素对应的产物：C→CO2(g)、S→SO2(g)、H→H2O(l)、N→N2(g)。C→CO不是完全燃烧；SO3不是S的燃烧产物；若生成物中含有H2O，则必须为液态水，因为气态水在常温下状态不稳定。 【判断对错】 1． HCl和NaOH反应的中和热，则H2SO4和反应的中和热。( ) 2． 已知中和反应反应热△H=-57.3kJ•mol-1，则H2SO4(aq)+Ba(OH)2(aq)=2H2O(l)+BaSO4(s)    △H=2×(-57.3)kJ•mol-1。( ) 3． 若用50mL0.55mol•L-1的氢氧化钠溶液，分别与50mL0.50mol•L-1的盐酸和50mL0.50mol•L-1的硝酸充分反应，两中和反应的反应热不相等。( ) 4．若用含1molH2SO4和1molCa(OH)2的稀溶液反应，放出的热量是114.6kJ。( ) 5．1 mol甲烷燃烧生成液态水和CO2所放出的热量是甲烷的燃烧热。( ) 6．CO(g)的燃烧热是，则反应的反应热。( ) 7．氢气的燃烧热为，则电解水的热化学方程式为。( ) 8．已知，则氢气的燃烧热。( ) 9．在下，纯物质完全燃烧所放出的热量就是其燃烧热。( ) 10．。( ) · 易错点08 原电池的工作原理 1.单液铜锌原电池在工作过程中，锌直接和CuSO4溶液接触，会有化学反应发生，使部分化学能转化为热能，导致电池供电能力弱。 2.双液铜锌原电池中，锌插入ZnSO4溶液、铜插入CuSO4溶液，避免了锌和CuSO4直接接触，提高了原电池的供电能力。 3.溶液中的阳离子向正极移动，阴离子向负极移动，电子只能在导线中流动而不能在溶液中流动，离子只能在溶液中移动而不能在导线中移动 4.设计双液电池时，电极不能插入能与电极直接反应的电解质溶液中。 5.可充电电池的放电反应和充电反应不是在相同条件下发生的，不是可逆反应。 【判断对错】 1． 原电池的正极一定是化学性质不活泼的金属。( ) 2．在原电池中阳离子移向正极，阴离子移向负极。( ) 3．锌铜原电池中电子由锌电极经过电解质溶液流向铜电极。( ) 4．原电池中负极发生的反应是还原反应。( ) 5．原电池中电流的方向是负极→导线→正极。( ) 6．由和形成的碱性银锌纽扣电池，发生原电池反应时，作负极。( ) 7． 原电池工作时，溶液中的阳离子向负极移动，盐桥中的阳离子向正极移动。( ) 8．两种活泼性不同的金属组成原电池的两极，活泼金属一定作负极。( ) 9．反应可以放出大量的热，故可把该反应设计成原电池，把其中的化学能转化为电能。( ) 10．普通锌锰干电池中，发生氧化还原反应的物质大部分被消耗后，就不能再使用了。( ) · 易错点09 原电池电极反应的书写 1.书写电极反应式时，必须遵循的三个原则 ①在电极反应式中，只有能溶于水的强电解质才能写成离子。 ②在酸性溶液中，可发生消耗H＋和产生H＋的反应，不可能发生消耗OH－和产生OH－的反应，同理在碱性溶液中，可发生消耗OH－和产生OH－的反应，不可能发生消耗H＋和产生H＋的反应。 ③明确电解质形态是溶液的、熔盐的还是固态的；电极反应的产物与电解质溶液中的物质有没有后续反应；体系中有没有不共存的微粒存在。 2.书写化学电池中电极反应式时应注意的问题 ①正确判断出化学电池的负极和正极，确定两极上分别发生的具体反应。 ②确认电极得失电子后的产物是否能与电解质溶液发生反应，若能反应，则应写与电解质溶液反应后的电极反应式。 ③书写二次电池的电极反应时，要注意判断充电方向与放电方向。放电时的电极反应式倒过来即为充电时的电极反应式(注意电子的得失)。 【判断对错】 1． 原电池中正极材料一定发生还原反应。( ) 2．粗铜(含碳)与稀硫酸接触发生电化学腐蚀时，正极的电极反应式：。( ) 3.氢氧燃料电池，如图所示，a、b均为惰性电极。其中，b极为正极，电极反应是O2＋4OH－+4e－=2H2O ( ) 4．有一种锂离子电池，在室温条件下可进行循环充放电，实现对磁性的可逆调控。一极为纳米Fe2O3，另一极为金属锂和石墨的复合材料，电解质只传导锂离子。电池总反应为：Fe2O3+6Li2Fe+3Li2O，关于此电池。 ①放电时，此电池逐渐靠近磁铁 ( ) ②放电时，正极质量减小，负极质量增加 ( ) 5．某种利用垃圾渗透液实现发电装置示意图如图所示： 当该装置工作时，X极发生的电极反应式为，周围pH减小。( ) 6．研究发现，在酸性乙醇燃料电池中加入硝酸，可使电池持续大电流放电，其工作原理如下图所示。 电池工作时正极区溶液的pH降低。( ) 7．在《科学》(Science)中的一篇论文中，圣安德鲁斯的化学家描绘出了一种使用DMSO(二甲亚砜)作为电解液，并用多孔的黄金作为电极的锂—空气电池的实验模型，这种实验电池在充放电100次以后，其电池容量仍能保持最初的95％。该电池放电时在多孔的黄金上氧分子与锂离子反应，形成过氧化锂，其装置图如图所示。 ①多孔的黄金作为正极，负极的电极反应式为Li-e-=Li+ ( ) ②DMSO电解液能传递Li+和电子，但不能换成水溶液 ( ) ③给该锂—空气电池充电时，金属锂接直流电源正极 ( ) · 易错点10 电解池 1.电解时必须使用直流电源，不能使用交流电源。 2.电解质的水溶液或熔融电解质均可以被电解，因为它们均可电离出自由移动的阴、阳离子。 3.电解法是一种强氧化还原手段，可以完成非自发的氧化还原反应。 4.书写电解池中电极反应式时，可以用实际放电的离子表示，但书写电解总反应方程式时，弱电解质要写成化学式形式。 5.书写电极反应式时，要判断阳极溶解生成的阳离子是否和电解质溶液中的阴离子发生反应。 6.对于电解质的复原问题，不仅要求溶质不变，还有注意溶质的浓度也不变。如用惰性电极电解CuSO4溶液，使电解质溶液复原的方法是加入一定量的CuO或CuCO3，而不是Cu(OH)2。 7.溶液中存在多种离子时，要考虑离子的放电顺序，不同的阶段，两极可能是不同的离子放电，对溶液的pH影响可能不同，如用惰性电极电解NaCl和CuSO4的混合溶液，n(NaCl)∶n(CuSO4)=3∶1，电解过程可明显分为三个阶段。 【判断对错】 1． 电解CuCl₂溶液，阳极逸出的气体能够使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝色。 ( ) 2．电解、电离均需要通电才能实现。( ) 3.任何溶液被电解时，必须导致氧化还原反应的发生。 ( ) 4．电解是把化学能转化为电能。( ) 5．铅酸蓄电池放电时的负极和充电时的阳极均发生还原反应。( ) 6．若把Cu＋H2SO4=CuSO4＋H2↑设计成电解池，应用Cu作阳极。 ( ) 7．电解池工作时电子从电源的负极流出，流入阴极通过溶液到阳极，然后从阳极流出，流回电源正极。( ) · 易错点11 电解原理的应用 1.电镀铜中电解质溶液的浓度保持不变，而电解精炼铜中Cu2+的浓度逐渐减小，Zn2+、Fe2+、Ni2+等的浓度逐渐增大，因此电解精炼铜时需要定期更换电解质溶液。 2.电镀中阳极减小的质量等于阴极增加的质量。而电解精炼中，阳极减小的质量与阴极增加的质量不相等。 3.不论电镀还是电解精炼，阳极失去电子的物质的量与阴极得到电子的物质的量必然相等。 【判断对错】 1．在铁板上镀锌是因为锌比铁活泼，形成原电池而保护铁不易被腐蚀。( ) 2．电镀过程中，溶液中离子浓度不变。 ( ) 3.粗铜电解精炼时，若电路中通过2 mol e－，阳极减少64 g。( ) 4．用惰性电极电解MgCl2溶液所发生反应的离子方程式为2Cl-＋2H2OCl2↑＋H2↑＋2OH-。( ) 5．氯碱工业中阳离子交换膜的作用是防止H2和Cl2混合爆炸，同时避免Cl2和NaOH溶液作用生成NaClO影响烧碱质量。 ( ) 6．用电解法冶炼活泼金属时，不能电解相应化合物的水溶液。 ( ) 7．电解饱和食盐水制碱时，食盐水中不能含有Ca2＋、Mg2＋等离子。 ( ) 8． 工业上电解饱和食盐水时，Na＋通过交换膜移向阳极。( ) 9． 在镀件上镀铜时可用金属铜作阳极。 ( ) 10．粗铜电解精炼时，若电路中通过，阴极上增加的质量为。 ( ) · 易错点12 金属腐蚀快慢的判断方法 条件 快慢顺序 腐蚀类型不同 电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防护措施的腐蚀(原电池原理的防护＞电解原理的防护) 同种金属 强电解质溶液＞弱电解质溶液＞非电解质溶液 活泼性不同的两金属 活泼性差别越大，活泼性强的金属腐蚀越快 同种电解质溶液 电解质溶液浓度越大，腐蚀越快 【判断对错】 1． 钢铁在潮湿的空气中被腐蚀，主要是在钢铁表面发生了电化学腐蚀的原因。 ( ) 2．铁比铜活泼，铆在铜板上的铁钉在潮湿空气中不易生锈。( ) 3．铜既能发生析氢腐蚀，又能发生吸氧腐蚀。( ) 4．钢铁发生吸氧腐蚀时，负极电极反应式为Fe－3e－=Fe3＋。( ) 5.钢铁的析氢腐蚀和吸氧腐蚀中都是铁作负极。 ( ) 6．生铁浸泡在食盐水中发生析氢腐蚀。( ) 7．铜在酸性环境中易发生析氢腐蚀。( ) 8．钢铁发生析氢腐蚀时，H+得电子释放出H2，钢铁被腐蚀。( ) 9．电化学腐蚀比化学腐蚀的速率大得多。( ) 10．钢铁在潮湿的空气中不能发生电化学腐蚀。( ) · 方法1 热化学方程式书写 热化学方程式书写方法： （1）注明反应的温度和压强(25 ℃、101 kPa下进行的反应可不注明)。 （2）注明反应物和生成物的状态：固态(s)、液态(l)、水溶液(aq)、气态(g)。 （3）各物质的化学计量数只表示物质的物质的量，而不表示分子个数(或原子个数)，因此可以写成整数，也可以写成分数。 （4）不用标注“↑”“↓”。 （5）ΔH 有：“+、-”，单位 kJ•mol－1 【例1】依据事实，写出下列反应的热化学方程式。 (1)8 g硫粉在中完全燃烧生成气体，放出74 kJ的热量，则表示S燃烧热的热化学方程式为 。 (2)工业上常用天然气作为制备的原料，已知： ①   ②   ③   CH4(g)和O2(g)反应只生成CH3OH(g)的热化学方程式为 。 (3)64 g 与适量反应生成，放出157.3 kJ的热量，写出该反应的热化学方程式 。 (4)已知断开1 mol 键，1 mol 键，1 mol 键分别需要的能量是436 kJ、391 kJ、946 kJ，则与反应生成的热化学方程式为 。 (5)都是重要的能源物质，它们的燃烧热依次为、、。已知CO和H2在一定条件下可以合成甲醇，请写出CO与H2反应合成甲醇的热化学方程式 。 (6)已知下列两个热化学方程式：       实验测得H2和C3H8的混合气体共4 mol，完全燃烧生成液态水时放热3076.5 kJ，则混合气体中H2和C3H8的体积比为 。 · 方法2中和热与燃烧热 1.书写表示中和热的热化学方程式时，以中和反应生成1 mol H2O(l)为标准配平其余物质的化学计量数，反应物是强酸和强碱，生成物是水和可溶性盐。 如：H2SO4(aq)＋NaOH(aq)===Na2SO4(aq)＋H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。 2.判断表示标准燃烧热的热化学方程式是否正确，要从以下几个方面： ①可燃物是否为1 mol； ②可燃物是否完全燃烧，生成的产物是否稳定存在。完全燃烧时，不同元素对应的产物：C→CO2(g)、S→SO2(g)、H→H2O(l)、N→N2(g)。C→CO不是完全燃烧；SO3不是S的燃烧产物；若生成物中含有H2O，则必须为液态水，因为气态水在常温下状态不稳定。 【例2】下列关于热化学方程式的叙述正确的是 A．在稀溶液中：  ，若将的稀与的NaOH溶液等体积混合，放出的热量等于57.3 kJ B．  ，  ，则 C．已知S(正交，s)=S(单斜，s)  ，则单斜硫比正交硫稳定 D．已知在中完全燃烧，放出92.3 kJ热量，则燃烧热为 · 方法3 ΔH大小比较 常见的几种ΔH大小比较方法 (1)如果化学计量数加倍，ΔH的绝对值也要加倍 例如，H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH1＝－a kJ·mol－1； 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH2＝－b kJ·mol－1，其中ΔH2＜ΔH1＜0，且b＝2a。 (2)同一反应，反应物或生成物的状态不同，反应热不同 在同一反应里，反应物或生成物状态不同时，要考虑A(g)A(l)A(s)，或者从三状态自身的能量比较：E(g)＞E(l)＞E(s)，可知反应热大小亦不相同。 如S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1＝－a kJ·mol－1 S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2＝－b kJ·mol－1 (3)晶体类型不同，产物相同的反应，反应热不同 如C(s，石墨)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－a kJ·mol－1 C(s，金刚石)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－b kJ·mol－1 (4)根据反应进行的程度比较反应热大小 ①其他条件相同，燃烧越充分，放出热量越多，ΔH越小，如C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH1；C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2，则ΔH1＞ΔH2。 ②对于可逆反应，由于反应物不可能完全转化为生成物，所以实际放出(或吸收)的热量小于相应的热化学方程式中的ΔH的绝对值。如：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)ΔH＝－197 kJ·mol－1，向密闭容器中通入2 mol SO2(g)和1 mol O2(g)，发生上述反应，达到平衡后，放出的热量小于197 kJ，但ΔH仍为－197 kJ·mol－1。 (5)中和反应中反应热的大小不同 ①浓硫酸和氢氧化钠固体反应生成1 mol水时，放出的热量一定大于57.3 kJ(浓硫酸稀释和氢氧化钠固体溶解时都会放出热量)。 ②醋酸和NaOH溶液反应生成1 mol水时，放出的热量一定小于57.3 kJ(醋酸电离会吸热)。 ③稀硫酸和Ba(OH)2溶液反应生成1 mol水时，反应放出的热量一定大于57.3 kJ(SO和 Ba2＋反应生成BaSO4沉淀会放热)。 【例3】比较下列各组热化学方程式中ΔH的大小关系： (1)CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)  ΔH1 CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g)  ΔH2 ΔH1 ΔH2(填“>”“<”或“=”，下同)。 (2)4Al(s)+3O2(g)=2Al2O3(s)  ΔH1 4Fe(s)+3O2(g)=2Fe2O3(s)  ΔH2 ΔH1 ΔH2。 · 方法4 盖斯定律的应用 盖斯定律应用于反应热计算的流程如图所示： 【例4】可转化为，在空气中加热反应可制得铁系氧化物材料。 已知25℃，时： 则 。 · 方法5 原电池电极方程式书写 正极：找出氧化剂及还原产物，写出“氧化剂＋n e－＝还原产物” 负极：找出还原剂及氧化产物，写出“还原剂－n e－＝氧化产物” 注意开始生成的氧化产物、还原产物在溶液中能否存在，如碱性溶液中H＋要结合OH－生成H2O。由电荷守恒确定要添加的离子，再据质量守恒，配平其他微粒个数。 将正、负析电极反应式相加，与总反应式对照验证。 复杂电极反应式的书写 ①首先写出较简单的电极反应式。 ②复杂电极反应式＝总反应式－简单电极反应式。 ③注意电子守恒。 书写三个原则 ①共存原则：因为物质得失电子后在不同介质中的存在形式不同，所以电极反应式的书写必须考虑介质环境。碱性溶液中不可能存在CO2，也不可能有H＋参加反应；当电解质溶液呈酸性时，不可能有OH－参加反应。 ②得氧失氧原则：得氧时，在反应物中加H2O（电解质为酸性时）或OH－（电解质为碱性或中性时）；失氧时，在反应物中加H2O（电解质为碱性或中性时）或H＋（电解质为酸性时）。 ③中性吸氧反应成碱原则：在中性电解质溶液中，通过金属吸氧所建立起来的原电池反应，其反应的最后产物是碱。 【例5】电化学在生产、生活和科学研究中应用十分广泛，认识和研究化学能与电能相互转化的原理和规律具有重要意义。 (1)镍镉(Ni-Cd)电池是常用的二次电池，其总反应可以表示为：，已知和均难溶于水但能溶于酸。 ②该电池放电时，正极的电极反应式为 。 (2)可通过电解溶液的方法直接制得，电解装置如下： ①电极a的电极反应式为 。 ②的移动方向 (填“由a到b”或“由b到a”)；产物D是 。 (3)一种肼-空气燃料电池，能将饱和食盐水淡化，同时可获得盐酸和NaOH。其工作原理如下图所示： ①燃料电池电极A的电极反应式为 。 · 方法6 燃料电池 燃料电池 解题模板 解答燃料电池题目的几个关键点 ①要注意介质是什么，是电解质溶液还是熔融盐或氧化物。 ②通入负极的物质为燃料，通入正极的物质为氧化剂。 ③通过介质中离子的移动方向，可判断电池的正、负极，同时分析该离子参与靠近一极的电极反应。 【例6】回答下列问题： (1)直接以甲烷为燃料的燃料电池中，电解质溶液为酸性，负极反应式为 ；正极反应式为 。 (2)熔融盐电池具有高的发电效率，因而受到重视，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作电解质，CO为阳极燃气，空气与CO2的混合气为阴极助燃气，制得在650℃下工作的燃料电池，完成有关电池反应式。阳极反应式：2CO+2-4e-=4CO2，阴极反应式： ；电池总反应式： 。 · 方法7 电解池电极方程式书写 电解池电极方程式书写的基本方法思路 （1）通电前：电解质溶液中含有哪些阴、阳离子(包括水电离出的H＋和OH－)。 （2）通电时：阴离子移向阳极，阳离子移向阴极，结合放电顺序分析谁优先放电(注意活泼金属作阳极时优先放电)。 （3）正确书写电极反应式，要注意原子数、电荷数是否守恒。 【例7】如图所示，甲、乙为相互串联的两个电解池。 (1)甲池若为用电解原理精炼铜的装置，则电极反应式为 ，电解质溶液可以是 。 (2)乙池中铁极的电极反应式为 。 【例8】完成下列问题。 (1)利用甲醇燃料电池实现工业上用KCl溶液制取KOH溶液，其工作原理如图所示。 ①甲醇()燃料电池的负极反应式为 。 ②从c口出来的气体为 (填化学式)，f口出来的为 。 ③若用该燃料电池处理酸性铵氮废水，产生无污染气体，则在阳极上的电极反应式为 。 (2)实验小组同学利用如图实验装置进行铁钉上镀镍。 镍电极为 (填“阳极”或“阴极”)，铁钉表面发生的电极反应式为 。 (3)氢氧燃料电池是短寿命载人航天器电源的一个合适的选择。下图是一种碱性氢氧燃料电池结构示意图。 ①请写出负极的电极反应式 。 ②电池工作时产生的水会以水蒸气的形式被反应物气体带出，在出口加装冷凝器可以将水回收。冷凝器应装在出口 (填“c”或“d”)处。 (4)我国自行研制的“神舟”飞船使用了镍镉蓄电池组，其充放电时发生的反应为：Cd+2NiOOH+2H2OCd(OH)2+2Ni(OH)2，电池装置如下图所示，阴离子交换膜两侧均注入溶液。 ①下列对于该镍镉电池的分析中，正确的是 。 A．图示中的电池应先充电，再使用 B．充电时，从镍电极区迁移进入镉电极区 C．放电时，镍电极为电池的负极，镉电极为电池的正极 D．充电或放电一段时间后，两电极区溶液中的物质的量均未改变 ②镍镉电池在充电时，镉电极上发生的电极反应为 ；当和耗尽后仍继续充电，则会在电极发生副反应而造成安全隐患，称为电池过充电。此时镉电极上将生成气体 (填化学式)；镍电极上则会发生反应 (填电极反应式)而产生。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题01 化学反应与能量变化 期中知识清单 第一单元 化学反应的热效应 · 考点01 化学反应的焓变 一、体系、内能和焓 1．体系和内能 （1）体系和环境： 被研究的物质系统称为体系，体系以外的其他部分称为环境或外界。 （2）内能： 物质的量确定的体系中，物质的各种能量总和称为内能。 （3）内能的影响因素： 内能受温度、压强、物质的聚集状态和组成的影响。状态发生改变时，内能就会发生变化。 （4）内能的特点： 内能的绝对值无法直接测得，内能的变化可以通过变化过程中体系吸收（或放出）的热对内（或外）所做的功的形式表现出来。 2．焓和焓变 焓是与内能有关的物理量，用符号H表示。 焓的数值的变化称为焓变，用符号ΔH表示。 二、化学反应的焓变 1．反应热 在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，吸收或放出的热量称为化学反应的热效应，也称反应热。 2．化学反应的焓变 在恒压条件下，化学反应过程中吸收或放出的热称为反应的焓变。 焓变的符号：ΔH，常用单位：kJ·mol－1。 化学反应的焓变与温度、压强、反应物及生成物的聚集状态等因素有关。 3．放热反应和吸热反应 （1）化学反应中的能量变化 若反应物的能量小于生成物的能量，则反应过程中吸收能量；若反应物的能量大于生成物的能量，则反应过程中放出能量。 下图中，图1表示放热反应，图2表示吸热反应。 　 （2）放热反应和吸热反应 吸收热的反应称为吸热反应，吸热反应的ΔH>0。 放出热的反应称为放热反应，反热反应的ΔH<0。 【归纳小结】 1．常见的放热反应和吸热反应 根据反应过程中放出或吸收能量，可将化学反应分为放热反应和吸热反应。 常见的放热反应有： ①燃烧反应；②中和反应；③金属与水或酸反应放出氢气；④大多数化合反应；⑤铝热反应。 常见的吸热反应有： ①大多数分解反应；②需要持续加热的反应；③CO2+C2CO，C+H2OCO+H2；④铵盐与碱的反应，如Ba(OH)2、Ca(OH)2与NH4Cl的反应。 2．常见的放热过程和吸热过程 物质在发生物理变化时，也会放出或吸收能量。 常见的放热过程有：①浓硫酸稀释、NaOH溶于水；②物态变化：气态→液态→固态 常见的吸热过程有：①NH4NO3溶于水；②弱电解质的电离；③物态变化：固态→液态→气体 三、热化学方程式 1．概念 能够表示反应热的化学方程式叫做热化学方程式。 2．意义 不仅表示化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。 实例：已知25 ℃、101 kPa下，热化学方程式为2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571.6 kJ·mol－1，其表示在25 ℃、101 kPa下，2_mol_H2(氢气)与1_mol_O2(氧气)完全反应生成2_mol_液态水时放出的热量是571.6_kJ。 3．热化学方程式的书写方法 (1)写出相应的化学方程式。 热化学方程式中各物质化学式前的化学计量数只表示其物质的量，可以是整数或分数。 (2)标注反应的温度和压强。 没有特殊说明是在25 ℃、101 kPa条件下的反应热。不用标明反应条件(如“加热”“高温”“催化剂”等)。 (3)标注各物质聚集状态。 在物质后面用括号标注各物质的聚集状态：气体用“g”，液体用“l”，固体用“s”，水溶液用“aq”。 (4)标注ΔH的正负。 热化学方程式后面空一格标注ΔH，若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”。 (5)计算ΔH的数值。 根据化学方程式中的化学计量数计算写出ΔH的数值。ΔH单位是kJ·mol－1。 注意：ΔH的单位中“mol－1”的含义 对一个热化学反应，ΔH的单位中“mol－1”不是指每摩尔具体物质，而是指“每摩尔反应”。因此ΔH必须与热化学方程式一一对应。 (6)下面是25 ℃、101 kPa下的四个热化学方程式： ①H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH＝－241.8 kJ•mol－1 ②H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ•mol－1 ③2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571.6 kJ•mol－1 ④H2O(g)===H2(g)＋O2(g)　ΔH＝241.8 kJ•mol－1 ①②相比，反应热(焓变)数值不同的原因是生成物中水的状态不同。 ②③相比，若化学方程式的化学计量数扩大一倍，则反应热数值扩大一倍，符号不变。 ①④相比，可得出的结论是正向、逆向反应的焓变数值相同，符号相反。 四、化学键与化学反应能量变化的关系 1．实例分析 N2(g)＋O2(g)===2NO(g)反应的能量变化如图所示： 由图可知： 1 mol N2分子中的化学键断裂吸收的能量是946kJ ； 1 mol O2分子中的化学键断裂吸收的能量是498kJ； 2 mol NO分子中的化学键形成释放的能量是1264kJ； 则N2(g)＋O2(g)===2NO(g)的反应吸收的热量为180kJ。 2．化学反应能量变化的本质 （1）化学反应中中的能量变化，本质上是由于化学变化中旧化学键断裂时吸收的能量和新化学键形成时释放的能量不同造成的。 （2）化学键与化学反应能量变化的关系 答案：断裂 形成 吸收 放出 3．键能数据计算化学反应的反应热 用键能计算ΔH时，ΔH=反应物的总键能—生成物的总键能，其中： 各物质的键能=该物质的物质的量×化学键数目之和。 · 考点02 反应热的测量与计算 一．反应热的测量 1.实验原理 通过测定一定量的酸、 碱溶液在反应前后温度的变化，计算反应放出的热量，由此求得反应热。 2.实验装置（如图） 3.实验步骤 ①用量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1盐酸，倒入简易量热计中，测量并记录盐酸的温度（t1）。 ②另取一量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1 NaOH溶液，测量并记录氢氧化钠溶液的温度（t2）。 ③将量筒中的氢氧化钠溶液迅速倒入盛有盐酸的简易量热计中，立即盖上盖板。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅拌，并准确读出反应体系的最高温度（t3）。 4.实验数据处理 假设溶液的比热与水的比热相等，溶液的密度与水的密度相等，忽略量热计的比热。 ①反应体系的温度变化：Δt = t3-/(℃) ②反应体系的热容：C=(VHCl·ρHCl+ VNaOH·ρNaOH)×4.18/(J·℃-1) ③反应热ΔH= —/(kJ·mol-1) (5)反应热的测量实验要点 ①使用隔热层（碎泡沫塑料或纸条）及杯盖——减少热量损失。 ②量取反应物，测反应前温度——要用NaOH稀溶液、稀盐酸。 ③混合反应物，测反应后温度——测反应后混合液的最高温度。 ④重复实验2~3次，减小系统误差。 5．问题讨论 （1）若使用浓硫酸或浓碱会对实验结果有什么影响？ 浓硫酸或浓碱稀释时会放出热量，使最终温度偏高。 （2）使用弱酸或弱碱会对实验结果有什么影响？ 弱酸或弱碱电离时吸热，使最终温度偏低。 （3）若分别使用0.25mol·L-1的盐酸和氢氧化钠溶液，测得的反应热的数值是否相同？ 理论上相同，因为反应热与化学方程式中化学计量数相关，与实际反应的物质的物质的量无关。本实验中测得的反应热是生成1molH2O(l)时的反应热。 （4）若取用的溶液的体积较少，对实验结果有什么影响？ 温度差变小，会造成系统误差增大。 二．中和反应反应热 1.中和反应的反应热： ①概念：中和反应的反应热是指酸和碱在稀溶液中反应生成1molH2O(l)时的反应热，不同的酸和碱反应，中和热并不相同。 ②强酸和强碱在稀溶液中发生中和反应时，1 mol H＋和1 mol OH－反应生成1 mol液态H2O和可溶性盐，放出57.3 kJ的热量，表示为H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。 2.中和反应的反应热的实质 ①中和反应的反应热的实质是H+、OH-结合生成H2O。若反应过程中有其他物质生成(如生成沉淀或难电离的其他物质等)，这部分反应热不应计在中和热内。 ②使用浓硫酸或浓碱反应时，浓硫酸或碱稀释要放出热量，放出的热量增加；如使用弱酸或弱碱反应时，弱酸或弱碱电离吸热，放出的热量减少。 三、盖斯定律及其应用 1．盖斯定律的理解 (1)大量实验证明，一个化学反应，不论是一步完成，还是分几步完成，其总的热效应是完全相等的。 (2)化学反应的焓变(ΔH)只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 (3)始态和终态相同的反应途径有如下三种： ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5。 2.运用盖斯定律计算反应热的3个关键 (1)热化学方程式的化学计量数加倍，ΔH也相应加倍。 (2)热化学方程式相加减，同种物质之间可加减，反应热也相应加减。 (3)将热化学方程式颠倒时，ΔH的正负必须随之改变。 3．盖斯定律的意义 应用盖斯定律可以间接计算以下情况(不能直接测定)的反应热： (1)有些反应速率很慢。 (2)有些反应不容易直接发生。 (3)有些反应的产品不纯(有副反应发生)。 四、反应热的计算 1．根据热化学方程式计算 热化学方程式中反应热数值与各物质的化学计量数成正比。例如， aA(g)＋bB(g)===cC(g)＋dD(g)　ΔH 　a　　　b　　　　c　　　d　　|ΔH| n(A)　　n(B)　　n(C)　n(D)　　Q 则＝＝＝＝ 2．根据反应物、生成物的键能计算 ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。 3．根据物质的燃烧热数值计算 Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH(燃烧热)|。 4．根据盖斯定律计算 （1）“虚拟路径”法 若反应物A变为生成物D，可以有两个途径 ①由A直接变成D，反应热为ΔH； ②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。 如图所示： 则有ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。 （2）加合法 加合法就是运用所给热化学方程式通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式。 · 考点03 能源的充分利用 一、能源 1．概念 能源是指能提供能量的自然资源。 2．分类 （1）按产生分类 分为一次能源和二次能源。 一次能源是指在自然界现成存在的能源，包括化石燃料（煤炭、石油、天然气）、水能、太阳能、风能、地热能、海洋能、生物能等。 二次能源是指由一次能源直接或间接转换成其他种类和形式的能量资源，包括电力、煤气、汽油、柴油、焦炭、洁净煤、激光和沼气等。 一次能源又分为可再生能源（水能、风能及生物质能）和非再生能源（煤炭、石油、天然气等）。 （2）按污染分类 根据能源消耗后是否造成环境污染可分为污染型能源和清洁型能源。 污染型能源包括煤炭、石油等，清洁型能源包括水力、电力、太阳能、风能以及核能等。 （3）按使用类型分类 分为常规能源和新型能源。 常规能源包括水力资源和煤炭、石油、天然气等。 新型能源包括太阳能、风能、地热能、海洋能、生物能、氢能以及核电的核燃料等。 3．新能源的特点 新能源应具有资源丰富、可再生、无污染或少污染等特点。 4．能源的充分利用 （1）构建清洁低碳、安全高效的能源体系。 （2）新能源的开发 太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能是最有希望的新能源。 二、标准燃烧热和热值 1．标准燃烧热 （1）定义：在101 kPa下，1mol物质完全燃烧的反应热。 （2）单位：kJ·mol－1。 （3）意义：如25 ℃、101 kPa时，甲烷的标准燃烧热ΔH=-890.3 kJ·mol-1的意义是： 101 kPa时，1mol CH4完全燃烧生成CO2气体和液态H2O时放出890.31 kJ的热量。 （4）物质完全燃烧指物质中含有的氮元素转化为N2(g)、氢元素转化为H2O(l)、碳元素转化为CO2(g)。 【易错提醒】 ①标准燃烧热是反应热的一种类型，标准燃烧热规定可燃物必须是1 mol，生成物必须是稳定产物。 ②标准燃烧热的热化学方程式以燃烧1 mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数，故在其热化学方程式中常出现分数系数。“表示标准燃烧热的热化学方程式”与“可燃物燃烧的热化学方程式”的书写不同。前者可燃物的化学计量数必须为1，后者不强调可燃物的物质的量，可为任意值。 2．热值 （1）定义：在101 kPa，1g物质完全燃烧所放出的热量。 （2）单位：kJ·g－1。 （3）热值与标准燃烧热的换算： 如甲烷的热值为55.6kJ·g-1，则甲烷的标准燃烧热为ΔH＝－889.6 kJ·mol－1（或889.6 kJ·mol－1）。 3．利用燃烧热计算化学反应的反应热 (1)书写步骤： ①将燃烧热改写成热化学方程式。 ②根据盖斯定律，利用加合法或路径法进行计算。 (2)计算方法 反应热=反应物的的燃烧热×化学计量数-生成物的燃烧热×化学计量数。 第二单元 化学能与电能的转化 · 考点01原电池的工作原理 一、原电池工作原理 1．原电池的构成条件 (1)定义：能把化学能转化为电能的装置。 (2)构成条件： 2．实验探究： （1）锌和硫酸铜溶液反应中的能量转化 向一只烧杯中加入1.0 mol•L－1 CuSO4溶液约30 mL，再加入适量锌粉，现象是Zn逐渐溶解，溶液颜色变浅，有红色物质生成，用温度计测量溶液的温度，温度升高，能量变化的主要形式是化学能转化为热能。 （2）铜锌原电池的构造与工作原理 电池名称 单液电池 双液电池(盐桥电池) 实验装置 实验现象 电流表 指针偏转 电极变化 锌片逐渐溶解，铜片质量增加 电流变化 一段时间后，电流逐渐衰减 产生的电流持续、稳定 微观探析 锌片的Zn失去电子形成Zn2＋进入溶液，质量减轻； 电子通过导线传递到铜片上形成电流，电流表指针偏转； 溶液中的Cu2＋在铜片获得电子变成Cu沉积在铜片上，质量增加 符号表征 电极反应式 Zn片：Zn－2e－===Zn2＋(氧化反应) Cu片：Cu2＋＋2e－===Cu(还原反应) 电池总反应 Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu 能量转换 化学能转化为电能 盐桥 ①盐桥成分：含有KCl饱和溶液的琼脂。作用：使两个半电池形成闭合回路； ②平衡两侧溶液的电荷，使溶液保持电中性；离子移动方向：Cl－移向ZnSO4溶液(负极区)，K＋移向CuSO4溶液(正极区)。 ③避免电极与电解质溶液直接反应，相比单液原电池有利于最大程度地将化学能转化为电能 3.原电池的工作原理(以锌铜原电池为例) （1）原电池的工作原理 ①一般，原电池反应为自发的氧化还原反应，且ΔH<0。 ②半反应：负极失去电子，发生氧化反应；正极得到电子，发生还原反应。 ③电子流向：电子由负极经导线流向正极。 ④离子流向：盐桥中的阳离子流向正极，阴离子流向负极。 溶液中的阳离子向正极移动，阴离子向负极移动，电子只能在导线中流动而不能在溶液中流动，离子只能在溶液中移动而不能在导线中移动，原电池的内电路和外电路分别通过离子的移动和电子的流动而形成闭合回路，可形象地描述为“电子不下水，离子不上岸”。 （2）盐桥的作用： ①将两个半电池隔开，提高电池效率。 ②避免还原剂和氧化剂直接接触，造成能量损耗，提高了电池的电流效率； ③原电池工作时，盐桥的存在，阴、阳离子分别移向两个半电池的电解质溶液中，分别中和过剩的电荷，使溶液保持电中性，反应可以继续进行。 二、原电池原理的应用 1．比较金属活动性强弱 对于酸性电解质，一般是负极金属的活动性较强，正极金属的活动性较弱。 例如：有两种金属a和b，用导线连接后插入稀硫酸中， 观察到a极溶解，b极上有气泡产生。根据电极现象判断出a是负极，b是正极，由原电池原理可知，金属活动性a＞b。 2．加快氧化还原反应的速率 构成原电池的反应速率比直接接触的反应速率快。 例如：在锌与稀硫酸反应时加入少量CuSO4溶液能使产生H2的速率加快。 3．设计原电池 （1）设计原电池的步骤 （1）分析氧化还原反应的电子转移方向和数目； （2）分别写出正、负极的电极反应式； （3）根据电极反应式确定半电池的电极材料和电解质溶液： 电极材料：一般活泼金属作负极，不活泼金属（或非金属导体）作正极； 电解质溶液：负极电解液一般是负极金属对应的阳离子的溶液；正极电解液一般是氧化剂对应的电解质溶液。 （2）设计原电池的要点 ①确定从理论上讲，任何一个自发的氧化还原反应都可以设计成原电池。关键是选择合适的电解质溶液和两个电极。 ②正确分析氧化还原反应，找出氧化剂和还原剂、电子转移情况。 ③根据氧化剂和还原剂选择合适的电极材料和电解质溶液。 一般较活泼的金属作负极，较不活泼的金属(或非金属导体)作正极。 如果负极反应为金属失去电子的反应，则电极材料为该金属，电解质溶液为该金属的阳离子溶液；正极材料选用比负极金属稳定的材料。 三、原电池电极反应的书写 1．书写电极反应的原则 ①加和性原则： 两电极反应相加，消去电子后得电池总反应式。利用此原则，电池总反应式减去已知的一电极反应得另一电极反应。 ②共存原则： 碱性溶液中，CO2不可能生成，也不会有H+参加反应或生成；同样酸性溶液中，不会有OH-参加反应或生成。 根据此原则，物质得失电子后在不同的电解质环境中所存在的形式不同。 2．电极反应的书写步骤 （1）找出原电池中发生的氧化还原反应，写出方程式并配平。 （2）分析氧化还原反应中的氧化剂、还原剂及电子转移情况。 （3）写出电极反应式。 （4）若不能完整的写出氧化还原反应方程式，但必须找出氧化剂和还原剂。 3．书写化学电池中电极反应式时应注意的问题 （1）正确判断出化学电池的负极和正极，确定两极上分别发生的具体反应。 （2）确认电极得失电子后的产物是否能与电解质溶液发生反应，若能反应，则应写与电解质溶液反应后的电极反应式。 （3）书写二次电池的电极反应时，要注意判断充电方向与放电方向。放电时的电极反应式倒过来即为充电时的电极反应式(注意电子的得失)。 · 考点02化学电源 一、化学电源概述 1．化学电源的分类及特点 (1)化学电源的分类。 ①一次电池：也叫作干电池，常见的一次电池有普通锌锰电池、碱性锌锰电池、纽扣式银锌电池。 ②二次电池：又称为充电电池或蓄电池，铅蓄电池是最常见的二次电池。目前已开发出镍镉电池、镍氢电池、银锌电池、锂电池和锂离子电池等新型二次电池。 ③燃料电池：氢氧燃料电池等。 (2)各类电池的特点。 ①一次电池：电池中发生氧化还原反应的物质大部分被消耗后就不能再使用，放电后不可再充电。 ②二次电池：又称充电电池或蓄电池，放电后可以再充电，可多次重复使用。 ③燃料电池：燃料电池的氧化剂和还原剂不是储藏在电池内部，而是在工作时不断从外部输入，同时将电极反应产物不断排出电池，因此燃料电池能连续不断地提供电能。 二、一次电池 1． 锌锰干电池 普通锌锰干电池制作简单、价格便宜，但存在放电时间短、放电后电压下降较快等缺点。碱性锌锰电池比普通锌锰干电池性能优越，它的比能量[电池单位质量或单位体积所输出电能的多少，单位(W·h)/kg或(W·h)/L]大，能提供较大电流并连续放电。 普通锌锰电池 碱性锌锰干电池 装置 电极材料及电解质溶液 负极：锌筒 正极：石墨棒 氯化铵和氯化锌溶液 负极：锌粉 正极：二氧化锰 氢氧化钾溶液 电极反应 碱性锌锰干电池的总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnOOH＋Zn(OH)2 负极：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2 正极：2MnO2＋2H2O＋2e－===2MnOOH＋2OH－ 2.银锌纽扣电池的构造与工作原理 总反应：Zn＋Ag2O===ZnO＋2Ag。 负极：Zn＋2OH－－2e－===ZnO＋H2O。 正极：Ag2O＋H2O＋2e－===2Ag＋2OH－。 三、二次电池 1．二次电池的特点 二次电池又称为充电电池或蓄电池，放电后可以再充电使活性物质获得再生。 2．铅蓄电池 （1）铅蓄电池的放电反应为原电池反应 负极：Pb - 2e- + SO42- = PbSO4 正极：PbO2 + 2e- + SO42- + 4H+ === PbSO4+ 2H2O 电池反应：Pb + PbO2 + 2H2SO4=== 2PbSO4+ 2H2O （2）铅蓄电池的充电反应 阴极：PbSO4 + 2e- ===Pb + SO42- 阳极：PbSO4 - 2e- + 2H2O=== PbO2 + SO42- + 4H+ 总反应：2PbSO4+ 2H2O === Pb + PbO2 + 2H2SO4 （3）铅蓄电池的充、放电原理的化学方程式为：Pb + PbO2 + 2H2SO4 2PbSO4+ 2H2O。 3．新型二次电池 （1）新型二次电池包括镍镉电池、镍氢电池、银锌电池、锂电池和锂离子电池等。 （2）锂离子电池 ①锂离子电池的组成 正极材料多采用磷酸铁锂（LiFePO4）或钴酸锂（LiCoO2）等，一般是具有可供锂离子嵌入或脱嵌结构的化合物； 负极材料大多数是碳素材料，如人工石墨、碳纤维、天然石墨等。 电解质溶液是将锂盐溶解在一定的非水、非质子性的有机溶剂中。 ②锂离子电池的工作原理 负极：LiCoO2-xe-→Li1-xCoO2+xLi+ 正极：6C+xLi++xe-→LixC6 电池反应：LiCoO2+6C===Li1-xCoO2+LixC6 四、燃料电池 1．燃料电池 (1)利用燃料(如氢气、烃、肼、甲醇、氨、煤气等液体或气体)和氧化剂之间发生的氧化还原反应将化学能直接转换成电能的化学电池。工作时，燃料和氧化剂连续地由外部供给，在电极上不断地进行反应，生成物不断地被排除，能连续不断地提供电能。 2．氢氧燃料电池的工作原理 电极：惰性电极。燃料：H2 (1)碱性电解质 总反应：2H2＋O2===2H2O 负极：2H2＋4OH－－4e－===4H2O； 正极：O2＋2H2O＋4e－===4OH－。 (2)酸性电解质 总反应：2H2＋O2===2H2O 负极：2H2－4e－===4H＋； 正极：O2＋4H＋＋4e－===2H2O。 3.电池特点。 ①能量转换率高，污染小。 ②工作时，燃料和氧化剂连续地由外部供给，在电极上不断进行反应，连续不断地提供电能。 4．基础实验——制作简单的燃料电池 （1）实验步骤 ①将石墨棒和玻璃导管插入橡胶塞中，将橡胶塞塞入U形管管口中，检查气密性，标记橡胶塞底部到达的位置； ②取出橡胶塞，往U形管中注入稀硫酸，以接近橡胶塞底部标记的位置为宜； ③塞紧橡胶塞，接通学生电源，当一端玻璃管内的液柱接近溢出时，切断学生电源； ④取出时钟内的干电池，将导线与时钟的正、负极相连，观察时钟指针。 （2）实验现象 ①接通学生电源，两个石墨棒上都有气泡产生，U形管内液面下降，玻璃管液面上升。 ②连接时钟，时钟指针又开始走动。 （3）判断燃料电池中正、负极的方法 接通学生电源时，玻璃管内液柱先接近溢出的电极产生的气体是H2，该电极为燃料电池的负极； 另外一个电极产生的是O2，该电解为燃料电池的正极。 · 考点03 电解池的工作原理 一．电解和电解池的工作原理 1.电解：在直流电的作用下，在两极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。 2.电解池：将电能转化为化学能的装置(也称电解槽)。 3.电解池的构成条件 ①直流电源；②两个电极；③电解质溶液或熔融电解质；④形成闭合回路。 4.电解原理 二．电解熔融态氯化钠 电解熔融态氯化钠原理图 1.实验现象。 通电后，在阳极周围有气泡产生，在阴极上生成银白色金属。 2.实验分析。 ①熔融氯化钠中存在的微粒：Na＋、Cl－。 ②通电后离子和电子的移动方向 离子：阳离子Na＋(填离子符号)移向阴极；阴离子Cl－(填离子符号)移向阳极。 电子：从电源负极流向阴极，从阳极流向电源的正极。 ③电极上发生的变化 阴极：2Na＋＋2e－===2Na(还原反应)。 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑(氧化反应)。 3.实验结论。 熔融的氯化钠在电流作用下发生了化学变化，分解生成了钠和氯气。 应用：工业上活泼金属的制备通常用电解法。如NaCl(熔融)Na，MgCl2(熔融)Mg，Al2O3(熔融)Al。 三．电解CuCl2溶液 电解质溶液中有Cl－、Cu2＋、H＋、OH－。 其中Cu2＋、H＋移向阴极，阴极电极反应：Cu2＋＋2e－===Cu；Cl－、OH－移向阳极，阳极电极反应：2Cl－－2e－===Cl2↑。 电解反应：CuCl2Cu＋Cl2↑。 四、电解池阴阳极、电极方程式书写 1．电解池阴、阳极的判断方法 2.电解池电极反应式、电池总反应式的书写 书写步骤 具体操作 判断两极 阳极：与电源正极相连 阴极：与电源负极相连 判断反应微粒 活性电极：电极材料本身失电子 溶液中的较易得电子的阳离子反应 惰性电极：溶液中较易失去电子的阴离子反应 书写电极反应式 活性电极：M－ne－===Mn＋ Mn＋＋ne－===M 惰性电极：mRn－－mne－===Rm 书写 电解总 方程式 根据得失电子数相等，将阴阳极电极反应式相加得电解总反应式，注意若是水电离的H＋或OH－参与电极反应，写总反应式时要写成H2O 五．惰性电极电解电解质溶液的规律 1.电解时电极产物的判断 惰性电极为铂、金、石墨电极，活性电极(除铂、金、石墨电极之外的电极)在阳极时优先放电。 2．以惰性电极电解电解质溶液的规律 类型 电极反应特点 实例 电解对象 电解质溶液浓度 pH 电解质 溶液复原 电解水型 阴极：2H＋＋2e－===H2↑(或2H2O＋2e－===2OH－＋H2↑) 阳极：4OH－－4e－===2H2O＋O2↑(或2H2O－4e－===4H＋＋O2↑) NaOH溶液 水 增大 增大 加水 H2SO4溶液 水 增大 减小 加水 Na2SO4溶液 水 增大 不变 加水 电解电解质型 电解质电离出的阴、阳离子分别在两极放电 HCl溶液 电解质 减小 增大 通氯化氢 CuCl2溶液 电解质 减小 — 加氯化铜 放 生碱型 阴极：2H2O＋2e－===2OH－＋H2↑ 阳极：电解质阴离子放电 NaCl溶液 电解质和水 生成新电解质 增大 通氯化氢 放O2 生酸型 阴极：电解质阳离子放电 阳极：H2O放O2生酸 CuSO4溶液 电解质和水 生成新电解质 减小 加氧化铜或碳酸铜 3．根据实验现象判断阴、阳极和电极产物 实际题目中往往不给出电解池的电源，而是给出一些实验现象，据此先判断出是何种离子放电，从而确定出电源的正负极和电解池的阴阳极，并进行有关问题的分析。 (1)滴入酚酞试剂显红色的一极（说明H+放电显碱性）是阴极，接电源的负极。 (2)滴入石蕊试剂显红色的一极（说明OH-放电显酸性）是阳极，接电源的正极。 (3)电极增重的一极（说明不活泼金属离子放电析出金属）是阴极，接电源的负极。 · 考点04 电解原理的应用 一、电解饱和食盐水的工作原理 1．电极反应和电解反应 （1）阳极：优先放电的离子：Cl-，电极反应式：2Cl--2e-=Cl2↑，反应类型：氧化反应。 （2）阴极：优先放电的离子：H2O电离出的H+，电极反应式：2H2O+2e-=H2↑+2OH- ，反应类型：还原反应。 （3）电解方程式：2NaCl+2H2OH2↑+2NaOH+Cl2↑。 2．电解饱和食盐水的工作原理 （1）电解过程中，阳极室Cl-离子浓度减小，Na+离子通过阳离子交换膜进入阴极室，NaCl溶液浓度变小；阴极室OH-离子浓度增大，形成NaOH浓溶液。 （2）阳极产物为Cl2，阴极产物为：NaOH、H2。 （3）阳离子交换膜的作用 ①防止阴极区的OH-进入阳极区，OH-与Cl2的反应方程式为Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O。 ②防止H2与Cl2混合发生爆炸。 二、铜的电解精炼 1．电解池的构成和电极反应 粗铜中往往含有铁、锌、银、金等多种杂质，常用电解的方法进行精炼。 （1）阳极材料：粗铜。 阳极反应：Zn－2e－===Zn2＋、Fe－2e－===Fe2＋、Cu－2e－===Cu2＋，比Cu不活泼的金、银形成阳极泥。 （2）阴极材料：纯铜。 阴极反应：Cu2＋＋2e－===Cu。 （3）电解质溶液：CuSO4溶液，经过精炼，溶液中Cu2＋浓度会减小。 2．电解精炼铜的工作原理 （1）阳极反应 金属铜和比铜活泼的锌、铁等金属转化为阳离子进入溶液中，不如铜活泼的银、金等在阳极沉积下来，形成阳极泥。 （2）阴极反应 溶液中的Cu2+比Zn2+、Fe2+等离子优先得到电子，成为金属铜析出。 三、电镀 1．电镀 （1）概念：应用电解的原理在某些金属或其他材料表面镀上一薄层其他金属或合金的过程。 （2）目的： ①提升美观和增加表面硬度；②增强材料的抗腐蚀能力，防止金属氧化。 （3）镀层金属通常是一些不易被腐蚀的金属或合金。 2．基础实验——铁钉镀锌 （1）实验操作要点 ①镀件的处理：铁钉依次用用细砂纸打磨、NaOH溶液浸泡、浓盐酸浸泡、稀硝酸浸泡，并洗净。 ②电镀操作：锌片作阳极，铁钉作阴极。 （2）电镀池的构成 通常用待镀金属制品为阴极，以镀层金属为阳极，用含有镀层金属离子的溶液作电解质溶液。 （3）电极反应 阳极：Zn-2e-=Zn2+ 阴极：Zn+2e-=Zn 3．电镀银装置 原理：金属材料电镀时，通常以待镀金属制品为阴极，以镀层金属为阳极，用含有镀层金属离子的溶液作电解质溶液。在直流电的作用下，镀层金属在待镀金属制品表面形成均匀、光亮而致密的镀层。 四、电镀与铜的电解精炼的比较 电镀 铜的电解精炼 定义 应用电解原理在某些金属或非金属材料表面镀上一层其他金属或合金 利用电解原理提纯铜 装置 举例 形成 条件 ①镀层金属作阳极接直流电源正极，镀件作阴极接直流电源负极 ②电镀液必须是含有镀层金属离子的盐溶液 ③形成闭合回路 ①粗铜作阳极，纯铜作阴极 ②含Cu2＋的盐溶液作电解质溶液 ③直流电源 ④形成闭合回路 电极 反应 (以铁上镀锌为例)阳极：Zn－2e－===Zn2＋ 阴极：Zn2＋＋2e－===Zn 阳极：Cu(粗铜)－2e－===Cu2＋(主要) 阴极：Cu2＋＋2e－===Cu(纯铜) 电解(镀)液浓度 不变 减小 联系 电镀池和电解精炼池是特定条件下的电解池 第三单元 金属的腐蚀与防护 · 考点01 金属的腐蚀 一、金属的腐蚀 1．金属的腐蚀 （1）概念 金属或合金与周围环境中的物质发生化学反应而腐蚀损耗的现象叫做金属的腐蚀。 （2）金属腐蚀的分类 金属的腐蚀可分为化学腐蚀和电化学腐蚀两种。 ①化学腐蚀：金属与其他物质直接接触发生氧化还原反应而引起的腐蚀。 ②电化学腐蚀：不纯的金属或合金发生原电池反应，使较活泼的金属失去电子而引起的腐蚀。 在现实生活中，电化学腐蚀现象比化学腐蚀现象严重得多。 2．钢铁的电化学腐蚀 （1）实验探究——钢铁的电化学腐蚀原理 ①向铁粉中加入碳粉的目的是碳作原电池的正极； ②实验现象：铁粉变成红棕色，a装置右边的小试管中液面上升；b装置中右边小试管中液面下降。 （2）钢铁的电化学腐蚀 根据钢铁表面水溶液薄膜的酸碱性不同，钢铁的电化学腐蚀分为析氢腐蚀和吸氧腐蚀，如下图所示： ①钢铁的吸氧腐蚀： 通常情况下，在潮湿的空气中，钢铁表面凝结了一层溶有氧气的水膜，将会发生吸氧腐蚀。 负极反应式：2Fe - 4e-= 2Fe2+；正极反应式：O2 + 2H2O + 4e- = 4OH-。 总反应式：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2。 Fe(OH)2被进一步氧化成Fe(OH)3：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，Fe(OH)3部分脱水生成Fe2O3·nH2O，是铁锈的主要成分。 ②钢铁的析氢腐蚀： 当钢铁表面的电解质溶液酸性较强时，腐蚀过程中有H2放出。其中，Fe是负极，C是正极。 负极反应式：Fe - 2e-= Fe2+；正极反应式：2H＋＋2e－=H2↑。 总反应式：Fe+2H+=Fe2++H2↑。 随着了氢气的析出，溶液的pH上升，最终形成铁锈。 · 考点02 金属的电化学防护 一．金属的电化学防护 1．本质 阻止金属发生氧化反应。 2．方法 (1)加防护层，如在金属表面涂油或油漆、覆盖塑料、镀不活泼金属等。 (2)改变金属组成或结构，如制成合金等。 (3)电化学防护 方法 牺牲阳极的阴极保护法 外加电流的阴极保护法 原理 原电池原理 电解原理 被保护金属 作正极 作阴极 构成 被保护金属、比被保护金属活泼的金属等 被保护金属、惰性电极及直流电源等 优、缺点 无需外加电源，但需要定期更换被腐蚀的金属 无需更换电极，但消耗电能 示意图 牺牲阳极的阴极保护法示意图 外加电流的阴极保护法示意图 联系 被保护的金属都因为电子的流入而免遭腐蚀 二、金属的腐蚀的比较 1．影响金属腐蚀的因素 影响金属腐蚀的因素包括金属的本性和介质两个方面。 (1)就金属本性来说，金属越活泼，越容易失去电子而被腐蚀。 (2)介质对金属腐蚀的影响也很大，如果金属在潮湿的空气中，接触腐蚀性气体或电解质溶液，都容易被腐蚀。 2．钢铁析氢腐蚀和吸氧腐蚀比较 因钢铁表面水膜酸碱性不同，钢铁发生析氢腐蚀和吸氧腐蚀，二者正极反应式不同，但负极反应式相同，都是铁失电子被氧化。 3．影响金属腐蚀速率的因素 (1)电解时阳极腐蚀速率最快；电流越大腐蚀速率越快。 (2)发生原电池反应产生的腐蚀，电解质溶液的浓度越大，腐蚀速率越快；两种金属的活动性差别越大，腐蚀速率越快。 (3)化学腐蚀比电化学腐蚀的速率慢。 (4)电解产生的腐蚀比原电池产生的腐蚀速率快。 · 易错点01 吸热反应和放热反应 1.吸热反应和放热反应均为化学变化。 2.吸热反应和放热反应与反应条件没有必然联系，需要加热的反应也可能是放热反应。 3.放热反应和吸热反应是针对化学反应而言，物质三态之间的转化也伴随着能量的变化，但属于物理变化，不属于放热反应或吸热反应。 4.一般来说，物质具有的能量越低，物质越稳定；物质内的总键能越大，物质越稳定。 【判断对错】 1． Na2CO3溶于水，NaHCO3溶于水均放出热量。( × ) 2． 伴有能量变化的物质变化都是化学变化。( × ) 3． 需加热才能进行的反应是吸热反应，不需加热就能进行的反应是放热反应。( × ) 4．生成物能量一定低于反应物总能量。( × ) 5.凡是放热反应都是自发的，吸热反应都是非自发的。( × ) 6.反应热的大小与反应物所具有的能量和生成物所具有的能量无关。( × ) · 易错点02 焓和焓变 1.焓的性质与物质的内能相似，是表示物质能量大小的一个物理量。在同样的条件下，不同的物质具有的能量不同，焓的数值也就不同。 2.焓的大小受温度、压强等因素的影响。对于一定量的纯物质，在一定的状态(温度、压强)下，焓有确定的值；在不同的状态下(温度、压强不同)，焓的值也不同。焓值只与体系的状态有关，与通过什么途径达到研究状态无关。 3.当一个化学反应在不同的条件下进行时，以及物质的聚集状态不同或参加反应的物质的物质的量不同时，反应焓变是不同的。 4.对于在等压条件下进行的化学反应，ΔH＝Q＝H(生成物)－H(反应物)。 【判断对错】 1．在特定条件下反应热可以等于焓变。 ( √ ) 2．水蒸气变为液态水时放出的能量就是该变化的反应热。( × ) · 易错点03 热化学方程式 热化学方程式书写的注意事项 1.注意标明物质的聚集状态：方程式中每种物质的化学式后面用括号注明物质的聚集状态(g、l、s)，不用标“↑”或“↓”，水溶液用aq表示。 2.注意注明必要的反应条件：焓变与温度和压强等测定条件有关，所以书写时必须在ΔH后指明反应的温度和压强(298 K、101 kPa时，可不注明)。 3.注意明确化学计量数的含义：化学计量数只表示该物质的物质的量，不表示分子个数或原子个数，因此热化学方程式中化学计量数也可以是分数。 4.注意ΔH的单位及符号：ΔH的单位常采用kJ·mol－1，ΔH只能写在化学方程式的右边，表示正向反应的焓变。ΔH＜0表示为放热反应；ΔH＞0表示为吸热反应。 5.注意同一反应中化学计量数与ΔH数值的对应关系：化学方程式中各物质的化学计量数加倍，则ΔH的数值也加倍；若反应逆向进行，则ΔH的符号改变，但数值不变。 6.可逆反应的ΔH表示的是当反应物按化学计量数完全反应时产生的热效应，实际反应中，若按化学计量数放入反应物，产生的热量偏小，如2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH＝－196.6 kJ·mol－1，若2 mol SO2与1 mol O2反应，放出的热量小于196.6 kJ。 【判断对错】 1．下，将和置于密闭的容器中充分反应生成，放热，热化学方程式为。( × ) 2． 。( × ) 3． 热化学方程式前面的化学计量数既表示分子数也表示物质的量。( × ) 4． 应用盖斯定律求反应热时，可能需要调整已知热化学方程式的化学计量数为分数。 ( √ ) 5．氢气的燃烧热为，则电解水的热化学方程式为   ( × ) · 易错点04 中和热测量实验 1.测定中和热时不能用弱酸或弱碱，因弱酸或弱碱在水溶液中不能完全电离，且弱酸或弱碱电离时要吸收热量，使所得反应热数值偏小。 2.测定中和热时不能用浓酸或浓碱，因浓酸或浓碱溶于水时一般会放热，使所得反应热数值偏大。 3.实验中用温度计先后测量酸、碱及混合液的温度时，使用同一支温度计可减小实验误差，且测量完一种溶液后，温度计必须用水冲洗干净并用滤纸擦干。温度计的水银球要完全浸入溶液中，且要稳定一段时间后再记下读数。 4.实验操作时动作要快，尽量减少热量的损失。 5.重复实验3次，取3次实验数据的平均值，但相差太大的数据应舍弃，以减小误差。 6.量热计中若将环形玻璃搅拌棒换成金属搅拌棒，金属传导热量迅速，则导致热量损失更大，使测量值偏小。 【判断对错】 1． 将酸碱混合后，记录稳定后的温度为反应后体系的温度。 ( × ) 2．浓硫酸与NaOH溶液反应生成1molH2O(l)，放出的热量为57.3kJ。 ( × ) 3．用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行实验，测得的中和热数值会偏大。 ( × ) 4．使用玻璃搅拌器是为了使反应物混合均匀，减小实验误差。 ( × ) 5．准确测量中和反应反应热的实验过程中，至少需测定温度4次。 ( × ) 6．测定中和反应反应热的实验中，混合溶液的温度不再变化时，该温度为终止温度。 ( × ) · 易错点05 盖斯定律 1.反应式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”、“－”符号，即把ΔH看作一个整体进行运算。 2.通过盖斯定律计算比较反应热的大小时，同样要把ΔH看作一个整体。 3.当反应式乘以或除以某数时，ΔH也应乘以或除以某数。 4.当设计的反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。 5.在设计的反应过程中常会遇到同一物质固、液、气三态的相互转化，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。 【判断对错】 1． 应用盖斯定律，可计算某些难以直接测量的反应焓变。( √ ) 2．有些反应的反应热不能直接测得，可通过盖斯定律间接计算得到。 ( √ ) 3．一个化学反应的焓变与反应途径无关。( √ ) 4．应用盖斯定律，可计算某些难以直接测量的反应焓变。( √ ) 5．化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应途径无关。 ( √ ) 6．不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。 ( √ ) · 易错点06 ΔH大小比较 ΔH大小比较时注意事项： ΔH是有符号“＋”“－”的，比较时要带着符号比较。 (1)吸热反应的ΔH为“＋”，放热反应的ΔH为“－”， 所以吸热反应的ΔH一定大于放热反应的ΔH。 (2)放热反应的ΔH为“－”，所以放热越多，ΔH越小。 【判断对错】 1． 已知  ，，则。( × ) 2． 若，，则反应热的关系：。( × ) 3． 已知S(s)＋O2(g)=SO2(g)　ΔH1＝－Q1 kJ·mol－1，S(g)＋O2(g)=SO2(g)　ΔH2＝－Q2 kJ·mol－1，则Q1＜Q2。 ( √ ) 4.已知2C(s)＋2O2(g)=2CO2(g)　ΔH＝a　2C(s)＋O2(g)=2CO(g)　ΔH＝b，则a>b。( × ) 5．已知2C(s)+2O2(g)=2CO2(g)　ΔH=a kJ·mol-1，2C(s)+O2(g) = 2CO(g)　ΔH=b kJ·mol-1，则b＜a。( × ) 6．HCl和NaOH反应的中和热ΔH=-57．3 kJ·mol-1，则H2SO4和Ba(OH)2反应的中和热ΔH <— 57.3 kJ·mol-1。 ( √ ) · 易错点07 标准燃烧热和中和热热化学方程式 1. 书写表示中和热的热化学方程式时，以中和反应生成1 mol H2O(l)为标准配平其余物质的化学计量数，反应物是强酸和强碱，生成物是水和可溶性盐。 如：H2SO4(aq)＋NaOH(aq)===Na2SO4(aq)＋H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。 2.判断表示标准燃烧热的热化学方程式是否正确，要从以下几个方面： ①可燃物是否为1 mol； ②可燃物是否完全燃烧，生成的产物是否稳定存在。完全燃烧时，不同元素对应的产物：C→CO2(g)、S→SO2(g)、H→H2O(l)、N→N2(g)。C→CO不是完全燃烧；SO3不是S的燃烧产物；若生成物中含有H2O，则必须为液态水，因为气态水在常温下状态不稳定。 【判断对错】 1． HCl和NaOH反应的中和热，则H2SO4和反应的中和热。( √ ) 2． 已知中和反应反应热△H=-57.3kJ•mol-1，则H2SO4(aq)+Ba(OH)2(aq)=2H2O(l)+BaSO4(s)    △H=2×(-57.3)kJ•mol-1。( × ) 3． 若用50mL0.55mol•L-1的氢氧化钠溶液，分别与50mL0.50mol•L-1的盐酸和50mL0.50mol•L-1的硝酸充分反应，两中和反应的反应热不相等。( × ) 4．若用含1molH2SO4和1molCa(OH)2的稀溶液反应，放出的热量是114.6kJ。( × ) 5．1 mol甲烷燃烧生成液态水和CO2所放出的热量是甲烷的燃烧热。( × ) 6．CO(g)的燃烧热是，则反应的反应热。( × ) 7．氢气的燃烧热为，则电解水的热化学方程式为。( × ) 8．已知，则氢气的燃烧热。( × ) 9．在下，纯物质完全燃烧所放出的热量就是其燃烧热。( × ) 10．。( × ) · 易错点08 原电池的工作原理 1.单液铜锌原电池在工作过程中，锌直接和CuSO4溶液接触，会有化学反应发生，使部分化学能转化为热能，导致电池供电能力弱。 2.双液铜锌原电池中，锌插入ZnSO4溶液、铜插入CuSO4溶液，避免了锌和CuSO4直接接触，提高了原电池的供电能力。 3.溶液中的阳离子向正极移动，阴离子向负极移动，电子只能在导线中流动而不能在溶液中流动，离子只能在溶液中移动而不能在导线中移动 4.设计双液电池时，电极不能插入能与电极直接反应的电解质溶液中。 5.可充电电池的放电反应和充电反应不是在相同条件下发生的，不是可逆反应。 【判断对错】 1． 原电池的正极一定是化学性质不活泼的金属。( × ) 2．在原电池中阳离子移向正极，阴离子移向负极。( √ ) 3．锌铜原电池中电子由锌电极经过电解质溶液流向铜电极。( × ) 4．原电池中负极发生的反应是还原反应。( × ) 5．原电池中电流的方向是负极→导线→正极。( × ) 6．由和形成的碱性银锌纽扣电池，发生原电池反应时，作负极。( √ ) 7． 原电池工作时，溶液中的阳离子向负极移动，盐桥中的阳离子向正极移动。( × ) 8．两种活泼性不同的金属组成原电池的两极，活泼金属一定作负极。( × ) 9．反应可以放出大量的热，故可把该反应设计成原电池，把其中的化学能转化为电能。( × ) 10．普通锌锰干电池中，发生氧化还原反应的物质大部分被消耗后，就不能再使用了。( √ ) · 易错点09 原电池电极反应的书写 1.书写电极反应式时，必须遵循的三个原则 ①在电极反应式中，只有能溶于水的强电解质才能写成离子。 ②在酸性溶液中，可发生消耗H＋和产生H＋的反应，不可能发生消耗OH－和产生OH－的反应，同理在碱性溶液中，可发生消耗OH－和产生OH－的反应，不可能发生消耗H＋和产生H＋的反应。 ③明确电解质形态是溶液的、熔盐的还是固态的；电极反应的产物与电解质溶液中的物质有没有后续反应；体系中有没有不共存的微粒存在。 2.书写化学电池中电极反应式时应注意的问题 ①正确判断出化学电池的负极和正极，确定两极上分别发生的具体反应。 ②确认电极得失电子后的产物是否能与电解质溶液发生反应，若能反应，则应写与电解质溶液反应后的电极反应式。 ③书写二次电池的电极反应时，要注意判断充电方向与放电方向。放电时的电极反应式倒过来即为充电时的电极反应式(注意电子的得失)。 【判断对错】 1． 原电池中正极材料一定发生还原反应。( × ) 2．粗铜(含碳)与稀硫酸接触发生电化学腐蚀时，正极的电极反应式：。( √ ) 2． 氢氧燃料电池，如图所示，a、b均为惰性电极。其中，b极为正极，电极反应是O2＋4OH－+4e－=2H2O ( × ) 4．有一种锂离子电池，在室温条件下可进行循环充放电，实现对磁性的可逆调控。一极为纳米Fe2O3，另一极为金属锂和石墨的复合材料，电解质只传导锂离子。电池总反应为：Fe2O3+6Li2Fe+3Li2O，关于此电池。 ①放电时，此电池逐渐靠近磁铁 ( √ ) ②放电时，正极质量减小，负极质量增加 ( × ) 5．某种利用垃圾渗透液实现发电装置示意图如图所示： 当该装置工作时，X极发生的电极反应式为，周围pH减小。( √ ) 6．研究发现，在酸性乙醇燃料电池中加入硝酸，可使电池持续大电流放电，其工作原理如下图所示。 电池工作时正极区溶液的pH降低。( × ) 7．在《科学》(Science)中的一篇论文中，圣安德鲁斯的化学家描绘出了一种使用DMSO(二甲亚砜)作为电解液，并用多孔的黄金作为电极的锂—空气电池的实验模型，这种实验电池在充放电100次以后，其电池容量仍能保持最初的95％。该电池放电时在多孔的黄金上氧分子与锂离子反应，形成过氧化锂，其装置图如图所示。 ①多孔的黄金作为正极，负极的电极反应式为Li-e-=Li+ ( √ ) ②DMSO电解液能传递Li+和电子，但不能换成水溶液 ( × ) ③给该锂—空气电池充电时，金属锂接直流电源正极 ( × ) · 易错点10 电解池 1.电解时必须使用直流电源，不能使用交流电源。 2.电解质的水溶液或熔融电解质均可以被电解，因为它们均可电离出自由移动的阴、阳离子。 3.电解法是一种强氧化还原手段，可以完成非自发的氧化还原反应。 4.书写电解池中电极反应式时，可以用实际放电的离子表示，但书写电解总反应方程式时，弱电解质要写成化学式形式。 5.书写电极反应式时，要判断阳极溶解生成的阳离子是否和电解质溶液中的阴离子发生反应。 6.对于电解质的复原问题，不仅要求溶质不变，还有注意溶质的浓度也不变。如用惰性电极电解CuSO4溶液，使电解质溶液复原的方法是加入一定量的CuO或CuCO3，而不是Cu(OH)2。 7.溶液中存在多种离子时，要考虑离子的放电顺序，不同的阶段，两极可能是不同的离子放电，对溶液的pH影响可能不同，如用惰性电极电解NaCl和CuSO4的混合溶液，n(NaCl)∶n(CuSO4)=3∶1，电解过程可明显分为三个阶段。 【判断对错】 1． 电解CuCl₂溶液，阳极逸出的气体能够使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝色。 ( √ ) 2．电解、电离均需要通电才能实现。( × ) 3.任何溶液被电解时，必须导致氧化还原反应的发生。 ( √ ) 4．电解是把化学能转化为电能。( × ) 5．铅酸蓄电池放电时的负极和充电时的阳极均发生还原反应。( × ) 6．若把Cu＋H2SO4=CuSO4＋H2↑设计成电解池，应用Cu作阳极。 ( √ ) 7．电解池工作时电子从电源的负极流出，流入阴极通过溶液到阳极，然后从阳极流出，流回电源正极。( × ) · 易错点11 电解原理的应用 1.电镀铜中电解质溶液的浓度保持不变，而电解精炼铜中Cu2+的浓度逐渐减小，Zn2+、Fe2+、Ni2+等的浓度逐渐增大，因此电解精炼铜时需要定期更换电解质溶液。 2.电镀中阳极减小的质量等于阴极增加的质量。而电解精炼中，阳极减小的质量与阴极增加的质量不相等。 3.不论电镀还是电解精炼，阳极失去电子的物质的量与阴极得到电子的物质的量必然相等。 【判断对错】 1．在铁板上镀锌是因为锌比铁活泼，形成原电池而保护铁不易被腐蚀。( × ) 2．电镀过程中，溶液中离子浓度不变。 ( √ ) 3.粗铜电解精炼时，若电路中通过2 mol e－，阳极减少64 g。( × ) 4．用惰性电极电解MgCl2溶液所发生反应的离子方程式为2Cl-＋2H2OCl2↑＋H2↑＋2OH-。( × ) 5．氯碱工业中阳离子交换膜的作用是防止H2和Cl2混合爆炸，同时避免Cl2和NaOH溶液作用生成NaClO影响烧碱质量。 ( √ ) 6．用电解法冶炼活泼金属时，不能电解相应化合物的水溶液。 ( √ ) 7．电解饱和食盐水制碱时，食盐水中不能含有Ca2＋、Mg2＋等离子。 ( √ ) 8． 工业上电解饱和食盐水时，Na＋通过交换膜移向阳极。( × ) 9． 在镀件上镀铜时可用金属铜作阳极。 ( √ ) 10．粗铜电解精炼时，若电路中通过，阴极上增加的质量为。 ( √ ) · 易错点12 金属腐蚀快慢的判断方法 条件 快慢顺序 腐蚀类型不同 电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防护措施的腐蚀(原电池原理的防护＞电解原理的防护) 同种金属 强电解质溶液＞弱电解质溶液＞非电解质溶液 活泼性不同的两金属 活泼性差别越大，活泼性强的金属腐蚀越快 同种电解质溶液 电解质溶液浓度越大，腐蚀越快 【判断对错】 1． 钢铁在潮湿的空气中被腐蚀，主要是在钢铁表面发生了电化学腐蚀的原因。 ( √ ) 2．铁比铜活泼，铆在铜板上的铁钉在潮湿空气中不易生锈。( × ) 3．铜既能发生析氢腐蚀，又能发生吸氧腐蚀。( × ) 4．钢铁发生吸氧腐蚀时，负极电极反应式为Fe－3e－=Fe3＋。( × ) 5.钢铁的析氢腐蚀和吸氧腐蚀中都是铁作负极。 ( √ ) 6．生铁浸泡在食盐水中发生析氢腐蚀。( × ) 7．铜在酸性环境中易发生析氢腐蚀。( × ) 8．钢铁发生析氢腐蚀时，H+得电子释放出H2，钢铁被腐蚀。( √ ) 9．电化学腐蚀比化学腐蚀的速率大得多。( √ ) 10．钢铁在潮湿的空气中不能发生电化学腐蚀。( × ) · 方法1 热化学方程式书写 热化学方程式书写方法： （1）注明反应的温度和压强(25 ℃、101 kPa下进行的反应可不注明)。 （2）注明反应物和生成物的状态：固态(s)、液态(l)、水溶液(aq)、气态(g)。 （3）各物质的化学计量数只表示物质的物质的量，而不表示分子个数(或原子个数)，因此可以写成整数，也可以写成分数。 （4）不用标注“↑”“↓”。 （5）ΔH 有：“+、-”，单位 kJ•mol－1 【例1】依据事实，写出下列反应的热化学方程式。 (1)8 g硫粉在中完全燃烧生成气体，放出74 kJ的热量，则表示S燃烧热的热化学方程式为 。 (2)工业上常用天然气作为制备的原料，已知： ①   ②   ③   CH4(g)和O2(g)反应只生成CH3OH(g)的热化学方程式为 。 (3)64 g 与适量反应生成，放出157.3 kJ的热量，写出该反应的热化学方程式 。 (4)已知断开1 mol 键，1 mol 键，1 mol 键分别需要的能量是436 kJ、391 kJ、946 kJ，则与反应生成的热化学方程式为 。 (5)都是重要的能源物质，它们的燃烧热依次为、、。已知CO和H2在一定条件下可以合成甲醇，请写出CO与H2反应合成甲醇的热化学方程式 。 (6)已知下列两个热化学方程式：       实验测得H2和C3H8的混合气体共4 mol，完全燃烧生成液态水时放热3076.5 kJ，则混合气体中H2和C3H8的体积比为 。 【答案】(1)S(s)+O2(g)=SO2(g)  △H=-296kJ∙mol-1 (2)2CH4(g)+O2(g)=2CH3OH(g)   △H=-251.2kJ∙mol-1 (3)Cu(s)+O2(g)=CuO(s) △H=-157.3kJ∙mol-1 (4)N2(g)+3H2(g)2NH3(g)  △H=-92kJ∙mol-1 (5)CO(g)+2H2(g)=CH3OH(l) ∆H=-127.4kJ∙mol-1 (6)3:1 【详解】（1）8 g硫粉的物质的量为=0.25mol，在中完全燃烧生成气体，放出74 kJ的热量，则1molS(s)完全燃烧，放出74 kJ×4=296kJ的热量，则表示S燃烧热的热化学方程式为S(s)+O2(g)=SO2(g)  △H=-296kJ∙mol-1。 （2）①   ②   ③   利用盖斯定律，将反应①+②+③×2得：CH4(g)和O2(g)反应只生成CH3OH(g)的热化学方程式为2CH4(g)+O2(g)=2CH3OH(g)   △H=(-321.5kJ∙mol-1)+(+250.3kJ∙mol-1)+( -90.0kJ∙mol-1)×2=-251.2kJ∙mol-1。 （3）64 g的物质的量为1mol，与适量反应生成，放出157.3 kJ的热量，则该反应的热化学方程式为Cu(s)+O2(g)=CuO(s) △H=-157.3kJ∙mol-1。 （4）已知断开1 mol 键，1 mol 键，1 mol 键分别需要的能量是436 kJ、391 kJ、946 kJ，则与反应生成的热化学方程式为N2(g)+3H2(g)2NH3(g) △H=946kJ∙mol-1+(436kJ∙mol-1)×3-(391kJ∙mol-1)×6=-251.2kJ∙mol-1=-92kJ∙mol-1。 （5）都是重要的能源物质，它们的燃烧热依次为、、。则可得出以下热化学方程式： ①H2(g)+O2(g)=H2O(l)  ∆H=-285.8 kJ∙mol-1 ②CO(g)+O2(g)=CO2(g)  ∆H=-282.5kJ∙mol-1 ③CH3OH(l)+O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)  ∆H=-726.7kJ∙mol-1 依据盖斯定律，将反应①×2+②-③得，CO与H2反应合成甲醇的热化学方程式为CO(g)+2H2(g)=CH3OH(l) ∆H=(-285.8 kJ∙mol-1)×2+(-282.5kJ∙mol-1)-(-726.7kJ∙mol-1)=-127.4kJ∙mol-1。 （6）设H2的物质的量为x，则C3H8的物质的量为(4-x)，由此可得出如下等式： 285.5x+2220×(4-x)= 3076.5，x=3mol，4-x=1mol，依据阿伏加德罗定律的推论，气体的体积比等于物质的量比，则混合气体中H2和C3H8的体积比为3mol:1mol=3:1。 · 方法2中和热与燃烧热 1.书写表示中和热的热化学方程式时，以中和反应生成1 mol H2O(l)为标准配平其余物质的化学计量数，反应物是强酸和强碱，生成物是水和可溶性盐。 如：H2SO4(aq)＋NaOH(aq)===Na2SO4(aq)＋H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。 2.判断表示标准燃烧热的热化学方程式是否正确，要从以下几个方面： ①可燃物是否为1 mol； ②可燃物是否完全燃烧，生成的产物是否稳定存在。完全燃烧时，不同元素对应的产物：C→CO2(g)、S→SO2(g)、H→H2O(l)、N→N2(g)。C→CO不是完全燃烧；SO3不是S的燃烧产物；若生成物中含有H2O，则必须为液态水，因为气态水在常温下状态不稳定。 【例2】下列关于热化学方程式的叙述正确的是 A．在稀溶液中：  ，若将的稀与的NaOH溶液等体积混合，放出的热量等于57.3 kJ B．  ，  ，则 C．已知S(正交，s)=S(单斜，s)  ，则单斜硫比正交硫稳定 D．已知在中完全燃烧，放出92.3 kJ热量，则燃烧热为 【答案】A 【详解】A．依据题干数据，，H⁺的物质的量为1 mol，，OH⁻的物质的量为1 mol，故H⁺ 与OH⁻反应可生成1 mol水，中和热为-57.3 kJ·mol⁻¹，放出的热量等于57.3 kJ，A正确； B．S(g)比S(s)能量高，燃烧释放的热量更多，ΔH1更负，因此ΔH1<ΔH2，B错误； C．ΔH'=+0.33 kJ·mol⁻¹表明正交硫转化为单斜硫吸热，能量越低越稳定，正交硫能量更低更稳定，C错误； D．燃烧热指1 mol物质在O2中完全燃烧生成稳定氧化物的ΔH，而H2在Cl2中燃烧生成HCl(g)，不符合燃烧热定义，D错误； 故本题选A。 · 方法3 ΔH大小比较 常见的几种ΔH大小比较方法 (1)如果化学计量数加倍，ΔH的绝对值也要加倍 例如，H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH1＝－a kJ·mol－1； 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH2＝－b kJ·mol－1，其中ΔH2＜ΔH1＜0，且b＝2a。 (2)同一反应，反应物或生成物的状态不同，反应热不同 在同一反应里，反应物或生成物状态不同时，要考虑A(g)A(l)A(s)，或者从三状态自身的能量比较：E(g)＞E(l)＞E(s)，可知反应热大小亦不相同。 如S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1＝－a kJ·mol－1 S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2＝－b kJ·mol－1 (3)晶体类型不同，产物相同的反应，反应热不同 如C(s，石墨)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－a kJ·mol－1 C(s，金刚石)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－b kJ·mol－1 (4)根据反应进行的程度比较反应热大小 ①其他条件相同，燃烧越充分，放出热量越多，ΔH越小，如C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH1；C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2，则ΔH1＞ΔH2。 ②对于可逆反应，由于反应物不可能完全转化为生成物，所以实际放出(或吸收)的热量小于相应的热化学方程式中的ΔH的绝对值。如：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)ΔH＝－197 kJ·mol－1，向密闭容器中通入2 mol SO2(g)和1 mol O2(g)，发生上述反应，达到平衡后，放出的热量小于197 kJ，但ΔH仍为－197 kJ·mol－1。 (5)中和反应中反应热的大小不同 ①浓硫酸和氢氧化钠固体反应生成1 mol水时，放出的热量一定大于57.3 kJ(浓硫酸稀释和氢氧化钠固体溶解时都会放出热量)。 ②醋酸和NaOH溶液反应生成1 mol水时，放出的热量一定小于57.3 kJ(醋酸电离会吸热)。 ③稀硫酸和Ba(OH)2溶液反应生成1 mol水时，反应放出的热量一定大于57.3 kJ(SO和 Ba2＋反应生成BaSO4沉淀会放热)。 【例3】比较下列各组热化学方程式中ΔH的大小关系： (1)CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)  ΔH1 CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g)  ΔH2 ΔH1 ΔH2(填“>”“<”或“=”，下同)。 (2)4Al(s)+3O2(g)=2Al2O3(s)  ΔH1 4Fe(s)+3O2(g)=2Fe2O3(s)  ΔH2 ΔH1 ΔH2。 【答案】(1)＜ (2)＜ 【详解】（1）水由气态变成液态放出热量，所以生成液态水，放出的热量多，但反应热为负值，故H1＜H2，故答案为：＜； （2）已知铝热反应4Al(s)+2Fe2O3(s)=2Al2O3(s)+4Fe(s)H=H1-H2，为放热反应，即H1-H2＜0，所以H1＜H2，故答案为：＜。 · 方法4 盖斯定律的应用 盖斯定律应用于反应热计算的流程如图所示： 【例4】可转化为，在空气中加热反应可制得铁系氧化物材料。 已知25℃，时： 则 。 【答案】-130kJ·mol-1 【详解】已知：①；②；③；根据盖斯定律，①-③×2+②×2可得4FeCO3(s)+O2(g)=2Fe2O3(s)+4CO2(g)，故△H=-1648kJ·mol-1-2×(-1480kJ·mol-1)+4×(-393kJ·mol-1)=-260kJ·mol-1；故-260 kJ·mol-1×=-130 kJ·mol-1。 · 方法5 原电池电极方程式书写 正极：找出氧化剂及还原产物，写出“氧化剂＋n e－＝还原产物” 负极：找出还原剂及氧化产物，写出“还原剂－n e－＝氧化产物” 注意开始生成的氧化产物、还原产物在溶液中能否存在，如碱性溶液中H＋要结合OH－生成H2O。由电荷守恒确定要添加的离子，再据质量守恒，配平其他微粒个数。 将正、负析电极反应式相加，与总反应式对照验证。 复杂电极反应式的书写 ①首先写出较简单的电极反应式。 ②复杂电极反应式＝总反应式－简单电极反应式。 ③注意电子守恒。 书写三个原则 ①共存原则：因为物质得失电子后在不同介质中的存在形式不同，所以电极反应式的书写必须考虑介质环境。碱性溶液中不可能存在CO2，也不可能有H＋参加反应；当电解质溶液呈酸性时，不可能有OH－参加反应。 ②得氧失氧原则：得氧时，在反应物中加H2O（电解质为酸性时）或OH－（电解质为碱性或中性时）；失氧时，在反应物中加H2O（电解质为碱性或中性时）或H＋（电解质为酸性时）。 ③中性吸氧反应成碱原则：在中性电解质溶液中，通过金属吸氧所建立起来的原电池反应，其反应的最后产物是碱。 【例5】电化学在生产、生活和科学研究中应用十分广泛，认识和研究化学能与电能相互转化的原理和规律具有重要意义。 (1)镍镉(Ni-Cd)电池是常用的二次电池，其总反应可以表示为：，已知和均难溶于水但能溶于酸。 ②该电池放电时，正极的电极反应式为 。 (2)可通过电解溶液的方法直接制得，电解装置如下： ①电极a的电极反应式为 。 ②的移动方向 (填“由a到b”或“由b到a”)；产物D是 。 (3)一种肼-空气燃料电池，能将饱和食盐水淡化，同时可获得盐酸和NaOH。其工作原理如下图所示： ①燃料电池电极A的电极反应式为 。 【答案】(1) NiO(OH)+e-+H2O=Ni(OH)2+OH- (2) MnO-e-=MnO 由a到b 浓KOH溶液 (3) 【分析】（1）由镍镉(Ni-Cd)二次电池总反应式：可得，放电时Cd化合价升高失电子，作负极， NiO(OH) 转化为Ni(OH)2得电子，作正极； （2）a极失去电子转化为，为阳极，则b为阴极，阳极的电极反应式为MnO-e-=MnO，阴极的电极反应式为； （3）电极A中N2H4转化为N2，N从-2价升高为0价，发生氧化反应，为负极，电极反应式为；电极B为正极，反应式为。 【详解】（1） ②该电池放电时，正极NiO(OH)得电子，其得电子产物与电解质反应生成Ni(OH)2等，电极反应式为NiO(OH)+e-+H2O=Ni(OH)2+OH-。. （2）①a极失去电子转化为，为阳极，则b为阴极，阳极的电极反应式为MnO-e-=MnO； ②在电解池中，阳离子向阴极移动，因此的移动方向为由a到b；阴极生成，结合迁移过来的，KOH溶液浓度增大，因此产物D是浓KOH溶液。 （3）①N2H4转化为N2，N从-2价升高为0价，发生氧化反应，为负极，电极反应式为； · 方法6 燃料电池 燃料电池 解题模板 解答燃料电池题目的几个关键点 ①要注意介质是什么，是电解质溶液还是熔融盐或氧化物。 ②通入负极的物质为燃料，通入正极的物质为氧化剂。 ③通过介质中离子的移动方向，可判断电池的正、负极，同时分析该离子参与靠近一极的电极反应。 【例6】回答下列问题： (1)直接以甲烷为燃料的燃料电池中，电解质溶液为酸性，负极反应式为 ；正极反应式为 。 (2)熔融盐电池具有高的发电效率，因而受到重视，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作电解质，CO为阳极燃气，空气与CO2的混合气为阴极助燃气，制得在650℃下工作的燃料电池，完成有关电池反应式。阳极反应式：2CO+2-4e-=4CO2，阴极反应式： ；电池总反应式： 。 【答案】(1) CH4-8e-＋2H2O=CO2＋8H＋ 2O2＋8e-＋8H＋=4H2O (2) O2＋2CO2＋4e-=2 2CO＋O2=2CO2 【详解】（1）甲烷燃料电池，甲烷在负极失电子发生氧化反应生成二氧化碳，则负极的电极方程式为：CH4-8e-＋2H2O=CO2＋8H＋，氧气在正极上得电子生成水，正极发生的电极反应式是：2O2＋8e-＋8H＋=4H2O； （2）阴极氧气发生还原反应生成氧负离子，结合二氧化碳，生成碳酸根离子，电极反应式为：O2＋2CO2＋4e-=2，得失电子相等时阴阳极电极反应式相加即得电池反应式为2CO+O2═2CO2。 · 方法7 电解池电极方程式书写 电解池电极方程式书写的基本方法思路 （1）通电前：电解质溶液中含有哪些阴、阳离子(包括水电离出的H＋和OH－)。 （2）通电时：阴离子移向阳极，阳离子移向阴极，结合放电顺序分析谁优先放电(注意活泼金属作阳极时优先放电)。 （3）正确书写电极反应式，要注意原子数、电荷数是否守恒。 【例7】如图所示，甲、乙为相互串联的两个电解池。 (1)甲池若为用电解原理精炼铜的装置，则电极反应式为 ，电解质溶液可以是 。 (2)乙池中铁极的电极反应式为 。 【答案】(1) Cu2++2e-═Cu 含铜离子的盐溶液 (2)Ag++e-═Ag 【分析】依据电解精炼的原理是粗铜作阳极，精铜作阴极，含铜离子的电解质溶液进行电解反应，在阴极是溶液中铜离子得到电子生成铜；乙池中Fe极为阴极，阴极阳离子放电； 【详解】（1）电解精炼的原理是粗铜作阳极，精铜作阴极，含铜离子的电解质溶液进行电解反应，在阴极是溶液中铜离子得到电子生成铜，电极反应是Cu2++2e-═Cu； （2）乙池C(石墨)极为电解池的阳极，Fe极为阴极，阴极阳离子放电，则Fe上银离子得电子生成银单质，其电极反应为：Ag++e-═Ag； 【例8】完成下列问题。 (1)利用甲醇燃料电池实现工业上用KCl溶液制取KOH溶液，其工作原理如图所示。 ①甲醇()燃料电池的负极反应式为 。 ②从c口出来的气体为 (填化学式)，f口出来的为 。 ③若用该燃料电池处理酸性铵氮废水，产生无污染气体，则在阳极上的电极反应式为 。 (2)实验小组同学利用如图实验装置进行铁钉上镀镍。 镍电极为 (填“阳极”或“阴极”)，铁钉表面发生的电极反应式为 。 (3)氢氧燃料电池是短寿命载人航天器电源的一个合适的选择。下图是一种碱性氢氧燃料电池结构示意图。 ①请写出负极的电极反应式 。 ②电池工作时产生的水会以水蒸气的形式被反应物气体带出，在出口加装冷凝器可以将水回收。冷凝器应装在出口 (填“c”或“d”)处。 (4)我国自行研制的“神舟”飞船使用了镍镉蓄电池组，其充放电时发生的反应为：Cd+2NiOOH+2H2OCd(OH)2+2Ni(OH)2，电池装置如下图所示，阴离子交换膜两侧均注入溶液。 ①下列对于该镍镉电池的分析中，正确的是 。 A．图示中的电池应先充电，再使用 B．充电时，从镍电极区迁移进入镉电极区 C．放电时，镍电极为电池的负极，镉电极为电池的正极 D．充电或放电一段时间后，两电极区溶液中的物质的量均未改变 ②镍镉电池在充电时，镉电极上发生的电极反应为 ；当和耗尽后仍继续充电，则会在电极发生副反应而造成安全隐患，称为电池过充电。此时镉电极上将生成气体 (填化学式)；镍电极上则会发生反应 (填电极反应式)而产生。 【答案】(1) 高浓度KOH溶液 (2) 阳极 (3) c (4) AD H2 【详解】（1）①为负极，失去电子后在碱性电解质溶液中转化为，根据电荷守恒和原子守恒，电极反应式为； ②电极j接甲醇燃料电池的负极，为电解池的阴极，发生还原反应，电极反应式为，电极i接甲醇燃料电池的正极，为电解池的阳极，发生氧化反应，电极反应式为，c口出来的气体为，溶液中的钾离子通过钾离子交换膜从阳极移向阴极，f口出来的为高浓度KOH溶液，故答案为；高浓度KOH溶液。 ③由题意知，在阳极失去电子，产生无污染的气体，根据电荷守恒和原子守恒，发生的电极反应式为。 （2）图为电解池，在铁钉上镀镍，则铁钉做阴极，镍电极为阳极；铁钉处电极反应式为。 （3）①氢氧燃料电池中通入的是正极，通入的是负极，在负极失去电子生成，电极反应式为：。 ②由图可知，在电极a处通入氢气，电极反应为：；则水从c口回收，故答案为c。 （4）①A．电池组装时，Cd和Ni电极固定，和较多，所以开始应先充电，再使用，A正确； B．根据方程式 知，充电时， Cd电极为阴极(被还原为Cd)，Ni电极为阳极，充电时向阳极移动，即向Ni电极移动，B错误； C．根据方程式 知，放电时，镍电极为电池的正极(镍元素化合价降低，NiOOH被还原为)，镉电极为电池的负极，C错误； D．根据方程式 知，该反应过程前后物质的量不变，充电或放电一段时间后，两电极区溶液中的物质的量均未改变，D正确； 故答案选AD。 ②镍镉电池在充电时，镉电极发生还原反应，电极方程式为：，充电时，Cd电极为阴极，则电池过充电后，继续充电的电极反应为：，故生成的气体为；此时镍电极为阳极，电极反应为：，故答案为；；。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $