专题6 高效复习必备&考点内容梳理(精讲册)-【实战高考】2026年高考化学总复习（山东专版）

专题6 化学反应与能量转化 目 考什么⊙人 高边复习必备 1.化学反应的热效应（山东高考6年1考） 2.反应焓变的计算盖斯定律的应用（山东高考6年6考） 考点 3.化学能转化为电能—电池（山东高考6年4考） 4.电解原理金属的腐蚀与防护（山东高考6年2考） 考查题型：选择题、填空题。 命题趋势：近年来山东高考对此类问题的考查常与物质制备、新型电源、废水处理等陌生应用情境相 考情 结合进行，是高考的必考内容，主要考查学生对盖斯定律、原电池与电解池等基本知识和陌生情境下 信息提取、知识迁移运用能力及定量计算等能力，试题难度中等 学什么 考点内容梳理 考点化学反应的热效应（山东高考6年1考） 一、反应热焓变 1.吸热反应和放热反应 (1)从能量高低角度理解 能 反应产物 能反应物 量 吸收 量放出 热量 能量 热量 能量 △H>0 变化 △H<0 变化 反应物 反应产物 反应过程 反应过程 吸热反应 放热反应 (2)从化学键角度理解 吸收能量E, 吸热反应 反 E1>E2,△H>0 旧化学键断裂 应 物 新化学键形成 E,<E2,△H<0 物 放出能量E, 放热反应 (3)常见的放热反应：可燃物的燃烧；酸碱中和反应；大多数化合反应；金属跟酸的置换反应；物 质的缓慢氧化；铝热反应；过氧化氢的分解等。 (4)常见的吸热反应：大多数分解反应；盐的水解和弱电解质的电离；Ba(OH)2·8H2O与 NH4CI反应；碳和水蒸气、C和CO2的反应等。 280 O专题6化学反应与能量转化 4.热化学方程式 (1)热化学方程式的书写 写方程式 写出配平的化学方程式： 二标状态 用s、.上、.鸟.aq标明物质的聚集状态 y 三标条件 标明反应的温度和压强(101kPa、25℃时可不标注) 四标△H 在方程式后写出△并根据信息注明△H的“中或 五标数值一根据化学计量数计算写出△H的值) (2)“五审”判断热化学方程式的正误 一审“+”“” 放热反应的△H一定为“_”吸热反应的△H一定为“+” 二审单位 单位一般为“kJ·mo1”,易错写成“kJ”或漏写单位 三审状态 物质的状态必须正确，如表示燃烧热时H,0应为液态 四审数值 反应热的数值必须与方程式中物质的化学计量数相对应，即 △H与物质的化学计量数成正比 五审是否符合概念 如表示燃烧热的热化学方程式中可燃物应为1ml 二、摩尔燃烧焓和中和热能源 1.摩尔燃烧焓和中和热（中和反应反应热）的比较 摩尔燃烧焓 中和热 能量变化 放热 相同点 △H及其单位 △H<0,单位均为k·mol-1 反应物的量 1 mol 不一定为1mol 不同点 反应产物的量 不确定 反应产物水为1mol 101kPa时，1mol纯物质完全燃 在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生成 反应热含义 烧生成指定产物时所放出的热量 1mol水时所放出的热量 不同点 摩尔燃烧焓为△H=一ak·mo尸1 强酸与强碱在稀溶液中反应的中和热为 表示方法 (a>0) 57.3kJ·mol-1或△H=-57.3k·mol1 注意)摩尔燃烧焓中元素所对应的指定产物：C→CO2(g),H→HO(1),S→SO2(g),N→ N2(g)等。 2.中和反应反应热的测定（以稀盐酸与稀NaOH溶液反应为例） (1)测定原理 通过量热计测得体系在反应前后的温度变化，再利用有关物质的比热容计算反应热。 281 讲解 实战高考·化学】 (2)实验步骤及装置 实验装置 实验步骤 ①测量反应物的温度 温度计 玻璃 搅拌器 ②测量反应后体系温度（记录反应后体系的最高温度） 内简 杯盖 ③重复步骤①、②两次 隔热层 外壳 ④数据处理：取三次测量所得温度进行计算，测得的数值取平均值，生成1molH2O 时放出的热量为m十m:)·c)×10k n(H2O) 大量实验测得：在25℃和101kPa下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1molH2O时，放 出57.3kJ的热量 (3)注意事项 ①为保证酸完全中和，采取的措施是碱稍过量。 ②因为弱酸或弱碱存在电离平衡，电离过程需要吸热，实验中若使用弱酸或弱碱则测得的反应 热数值偏小。 3.能源 特点 化 煤 +属于不可再生能源 石 石油 燃 能 料 天然气 解决开源节能开发新能源和节约现有能源 办 源 新 优 天然气 氢能 风能 点 能 资源丰富、可以再生、没有污染或污染很小，属于清洁能源 源 地热能 海洋能 生物质能 考点2 反应焓变的计算 盖斯定律的应用（山东高考6年6考）】 1.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，其反应热是相同的。即：化学 反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 2.反应热的计算 (1)根据反应物和反应产物的能量计算：△H=反应产物的总能量一反应物的总能量。 (2)根据键能计算：△H=反应物的键能总和一反应产物的键能总和。 (3)根据反应的活化能计算：△H=正反应的活化能一逆反应的活化能。 (4)根据盖斯定律计算：依据目标热化学方程式和已知热化学方程式运用盖斯定律进行计算。 (5)根据摩尔燃烧焓数据，计算反应放出的热量 计算公式：Q=|摩尔燃烧焓|×（可燃物的物质的量） 282 O专题6化学反应与能量转化 3.反应热大小的比较 (1)根据反应物用量的大小关系比较反应焓变的大小 ①(g)+20,(g)-H.0(g)△H ②2H2(g)十O2(g)=2H2O(g)△H2 反应②中H2的用量更多，因此放热更多，故△H1>△H2。 (2)根据反应进行的程度大小比较反应焓变的大小 ⑧C(s)+20,(g-C0(g）△H ④C(s)+O2(g)=CO2(g)△H4 反应④中，C完全燃烧，放热更多，故△H3>△H4。 (3)根据反应物或反应产物的状态比较反应焓变的大小 ⑤S(g)+O2(g)-SO2(g)△H ⑥S(s)+O2(g)—SO2(g)△H6 由⑤-⑥可得S(g)一S(s)△H=△H-△H6<0,故△H5<△H. (4)根据特殊反应的焓变情况比较反应焓变的大小 ⑦2AI(g)+30g—AlO,(s△H ⑧2Fe(s)+80,(g)-Fe,0(s)AH。 由⑦-⑧可得2Al(s)十Fe2O3(s)-2Fe(s)+Al2O3(s)△H 已知铝热反应为放热反应，△H=△H7一△Hg<0,故△H<△Hg。 注意)对于物质状态不同的反应，也可利用能量图比较反应热的大小。E叶 2H(g)+02(g 如对于上述反应①和②，画出相应的能量图： △H, 从图中可看出|△H2|>|△H1|,即反应②放出更多热量，故△H2 2H,0(g) AH2 2H,00 <△H1。 考点3化学能转化为电能一电池（山东高考6年4考） 一、原电池 1.原电池的工作原理 (1)两种装置：如图是铜锌原电池的两种装置。 A 电流表 盐 桥 CuSO 溶液 Cu ZnS0,溶液 CuSO,溶液 283 讲解 实战高考·化学 (2)工作原理 电极名称 负极 正极 电极材料 锌片 铜片 电极反应 Zn-2e-Zn2+ Cu2++2e--Cu 反应类型 氧化反应 还原反应 电子流向 由Zn片沿导线流向Cu片 盐桥中离子移向 盐桥中含饱和KC1溶液，K+移向正极，CI移向负极 盐桥作用 ①连接内电路，形成闭合回路；②平衡电荷，使原电池不断产生电流 归纳总结原电池模型 e沿导线传递 氧化反应，发生， 有电流产生 负极 正极 发生，还原反应 活泼金属十阴离子 阳离子 作电极时 移向 移向 不断溶解 电解质溶液 2.原电池原理的应用 (1)设计制作化学电源 拆分反应】 将氧化还原反应分成两个半反应 选择电 极材料 将还原剂（一般为比较活泼的金属）作负极，活泼性比负极弱的金属或非金属导体作正极 构成闭 如果两个半反应分别在两个容器中进行（中间连接盐桥），则两个容器中的电解质溶液应含 合回路 有与电极材料相同的金属阳离子 画出装 置图 结合要求及反应特点，画出原电池装置图，标出电极材料名称、正负极、电解质溶液等 (2)加快化学反应速率：一个自发进行的氧化还原反应，形成原电池时会使反应速率增大。 (3)比较金属的活动性强弱：原电池中，一般活动性强的金属作负极，而活动性弱的金属（或非 金属导体)作正极。 (4)用于金属的防护：使需要保护的金属制品作原电池正极而受到保护。例如：要保护一个铁 质的输水管道或钢铁桥梁，可用导线将其与一块锌块相连，使锌作原电池的负极。 二、化学电源 1.一次电池 (1)碱性锌锰干电池 负极：Zn十2OH--2e=ZnO+H2O; 正极：2MnO2+2H2O+2e-2 MnOOH+2OH; 总反应：Zn+2MnO2+H2O=2 MnOOH+ZnO。 (2)锌银电池 负极：Zn十2OH--2e=Zn(OH)2; 284 O专题6化学反应与能量转化 正极：Ag2O+H2O+2e—2Ag+2OH-; 总反应：Zn十Ag2O+H2O-Zn(OH)2十2Ag。 2.二次电池 以铅蓄电池为例：总反应：Pb十Pb0,十2H,S0,应电2PbS0,十2H,0。 充电 放电时的反应 负极：Pb+SO子-2e=PbSO4; 正极：PbO2+4H++SO2+2e—PbS04+2H2O。 充电时的反应 阴极：PbSO4+2e-Pb+SO; 阳极：PbS04+2H2O-2e-PbO2+4H++SO。 3.燃料电池 (1)氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，可分为酸性和碱性两种。 种类 酸性 碱性 负极反应式 2H2-4e=4H+ 2H2+4OH-4e=4H2O 正极反应式 Oz+4e-+4H+ 2H20 O2+2H2O+4e--40H 电池总反应式 2H2+O2—2H20 备注 燃料电池的电极不参与反应，有很强的催化活性，起导电作用 (2)不同环境下的甲烷燃料电池的电极反应方程式 ①酸性条件 正极：2O2+8H++8e—4H2O; 负极：CH4-8e十2H2O=CO2十8H+。 ②碱性条件 正极：2O2+4H2O+8e-—8OH-; 负极：CH4+10OH-8e=CO3+7H2O。 ③固体电解质（高温下能传导O) 正极：2O2+8e-—402-; 负极：CH4+4O2--8e=CO2+2H20。 ④熔融碳酸盐（如熔融K2C0O3)环境下 正极：202十4C02十8e—4C0; 负极：CH4+4CO3-8e=5C02+2H20. 注意)①若为碱性燃料电池，CO2会与OH反应生成CO,此时产物应写成CO?。 ②对于熔融氧化物或熔融碳酸盐燃料电池，配电荷守恒时应使用O或CO。 ③负极反应式也可用总反应式减去正极反应式（消去O2)得到。 285 讲解 实战高考·化学】 归纳总结电极反应式书写技巧 方法一：直接书写 列物质；标得失 电极反应物·产物及得失电子数 在电解质溶液的环境中要生成稳定的电极产物，即H什、OH、H2O等是否 看环境；配守桓 参加反应，遵守电荷守恒、质量守恒、得失电子守恒 两式加；验总式一两电极反应式相加，与总反应式对照验证 方法二：间接书写 第一步，写出电池总反应式。 第二步，写出电极的正极反应式。 第三步，负极反应式=总反应式一正极反应式。 三、新型化学电源 1.锂电池 锂电池是一类由金属锂或锂合金为负极材料和非水电解质溶液组成的电池。锂电池的负极材 料是金属锂或锂合金，工作时金属锂失去电子被氧化为L计，负极反应均为Li一e一Li计，负 极生成的L计经过电解质溶液定向移动到正极。 例如，LSOC2电池可用于心脏起搏器。该电池的电极材料分别为锂和碳，电解液是 LiA1CL4-SOCl2。电池的总反应可表示为8Li+3SOCl2—6LiCI+Li2SO+2S。 (1)负极材料为锂，电极反应为8Li-8e一8Li计。 (2)正极的电极反应为3SOC12+8e—2S+SO号-+6C1。 2.锂离子二次电池 一种锂离子电池，其负极材料为嵌锂石墨(LiC,),正极材料为LiCoO2(钴酸锂)，电解质溶液 为iP℉.（六氟酸御】的碳酸酯溶液（无水其总反应为i,C十i-CoOLiCoO.+C 其放电时电极反应式为 负极：LizC,一xe—xLi计十Cy; 正极：Li1-zCoO2+xLi计+xe--LiCoO2。 锂离子电池基于电化学“嵌入/脱嵌”反应原理，替代了传统的“氧化一还原”理念；充放电时， L十可以从电极材料提供的“空间”中“嵌入”或“脱嵌”。 3.浓差电池 利用物质的浓度差产生电势的一种装置，为了限制某些离 © 子的移动，常使用离子交换膜。 Ag Ag mol·L-l c2mol·L-1 如图是由Ag电极和硝酸银溶液组成的电池(c1<c2),工作 AgNO,溶液 AgNO,溶液 时，A电极为负极。 阴离子交换膜 (1)结合目的及离子的定性移动判断离子交换膜的种类，确定是阳离子交换膜、阴离子交换膜 还是质子交换膜等。 (2)判断电池的正、负极：两侧半电池中的特定物质存在浓度差，离子是由“高浓度”区移向“低 浓度”区，阴离子移向负极，阳离子移向正极。 (3)结合原电池的工作原理，确定正极、负极的反应式，判断电极区（或电解质溶液）的H变化等。 286 O专题6化学反应与能量转化 4.海水电池 泛指以海水作为电解质的电池。一般是指以活泼金属作负极、氧气作正极反应物，在海洋环境 中以海水作为电解质的化学电源。根据海水电池的构成，其最突出的特点就是不需要携带电 解质，可以在需要的时候利用天然海水形成电解液，基于这样一种结构特点，海水电池具有许 多突出的优势。 考点4电解原理金属的腐蚀与防护（山东高考6年2考） 一、电解 1.电解池的构成及工作原理 + 氧化反应发生C 电源 阳 阴 发生 还原反应 阴离子 阳离子 移向 移向 电解质溶液 2.电解产物的判断 (1)阳极产物的判断 ①活性电极（除Au、Pt以外的金属材料作电极），电极材料失电子，生成金属阳离子。 ②惰性电极(Pt、Au、石墨)，要依据阴离子的放电顺序加以判断。 阴离子的放电顺序：S2>I>Br>CI>OH->含氧酸根离子。 S2-、I厂、Br、CI-放电，产物分别是S、2、Br2、Cl2;若OH放电，则得到H2O和O2。 (2)阴极产物的判断：直接根据阳离子放电顺序进行判断。 阳离子放电顺序：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Fe2+>Zn+>H+(水)>A13+>Mg2+。 ①若金属阳离子(F3+除外)放电，则得到相应金属单质；若H+放电，则得到H2。 ②放电顺序本质遵循氧化还原反应的优先规律，即得（失）电子能力强的离子先放电。 归纳总结 四大电解类型 类型 实例 电极反应式 电解对象 溶液pH变化 溶液复原方法 阳极：2H2O-4e—4H+十O2M 含氧酸H2SO,阴极：4H+十4e—2H2个 减小 总反应：2H,0通电2H,个+0，个 阳极：4OH-4e—2H2O+O2↑ 电解 强碱 NaOH阴极：4H2O+4e一2H2个+4OH 水 增大 加水 水型 总反应：2H,0通电2H2个十0，个 活泼金 阳极：2H2O-4e一4H+十O2个 属的含KNO3 阴极：4H2O+4e一2H2个+4OH 不变 氧酸盐 总反应：2H,0通电2H,个十0，个 287 讲解 实战高考·化学 续表 类型 实例 电极反应式 电解对象 溶液pH变化 溶液复原方法 无氧酸 阳极：2C1一2e—C12个 (氢氟 阴极：2H+十2e—H2个 通入 HCI HCI 增大 酸 除 HCI气体 电解 外) 总反应：2H+2C1通电H,+C个 电解 不活泼 质型 阳极：2C--2e——Cl2个 金属的 阴极：Cu++2e一Cu 加CuCl2 CuCl2 CuCl2 无 氧 固体 总反应：Cu2++2CI电Cu十C,+ 酸盐 阳极：2CI-2e—C2个 放氢 活泼金 阴极：2H2O+2e—H2个十2OH NaCl和 通入HCl 生碱 属的无 NaCl 增大 总反应：2C1+2H,0道电H,+C, H2O 气体 型 氧酸盐 ++20H 不活泼 阳极：2H2O-4e——4H++O2个 放氧 金属的 阴极：4Ag++4e——4Ag AgNOa 加入Ag2O 生酸 AgNO 减小 含 氧 总反应：4Ag++2H,0题电4Ag十0，个 和H2O 固体 型 酸盐 +4H+ 二、电解原理的应用 1.电解食盐水制备烧碱、氢气和氯气 阳极：2Cl-一2e=Cl2个（氧化反应)； NaOH 淡盐水 溶液 阴极：2H2O十2e—H2◆+2OH(还原反应)； 总反应方程式：2NaC1+2H,0通电2NaOH+H◆+C个； 精制饱和阳离子H,0 NaCI溶液交换膜（含少量NaOH) 2.铜的电解精炼和电镀 铜的电解精炼 电镀(Fe表面镀Cu) 电极材料 粗铜（含Zn、Fe、Ni、Ag、Au等杂质） 镀层金属铜 阳极 Zn-2e-Zn2+、Fe-2e-Fe2+、Ni 电极反应 Cu-2e--Cu2+ 2e——Ni2+、Cu-2e=Cu2+(主要) 电极材料 精铜 待镀金属铁 阴极 电极反应 Cu2++2e-Cu 电解质溶液 含Cu2+的盐溶液 注：电解精炼铜时，粗铜中的Ag、Au等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥 288 O专题6化学反应与能量转化 3.电冶金 (1)治炼钠：2NaC1(熔融)通电2Na十C个 (2)治炼镁：MgC,(熔融)通电Mg十C (3)冶炼铝：2Al2O3(熔融) 通电 冰晶 =4A1+3O2个 三、金属的腐蚀与防护 1.析氢腐蚀与吸氧腐蚀 以钢铁的腐蚀为例进行分析： 类型 析氢腐蚀 吸氧腐蚀 条件 水膜酸性较强 水膜酸性很弱或呈中性 负极 Fe-2e—Fe2+ 电极反应 正极 2H++2e—H2个 O2+2H20+4e—4OH 总反应式 Fe+2Ht-Fe2++H2↑ 2Fe+O2+2H2O-2Fe(OH)2 联系 吸氧腐蚀更普遍 铁锈的形成：4Fe(OH)2+O2+2H2O一4Fe(OH)3,2Fe(OH)3—Fe2O3·nH2O(铁锈)+ (3-n)H2O。 归纳总结判断金属腐蚀快慢的规律 (1)对同一电解质溶液来说，腐蚀速率的快慢：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。 (2)对同一金属来说，在浓度相同的不同溶液中腐蚀速率的快慢：强电解质溶液中>弱电 解质溶液中>非电解质溶液中。 (3)活动性不同的两种金属，活动性差别越大，活动性强的金属腐蚀速率越快。 (4)一般情况下，对同一种电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大，金属腐蚀速率越快。 2.金属腐蚀的防护 (1)改变金属材料的组成：如制成合金、不锈钢等。 (2)在金属表面覆盖保护层：如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。 (3)电化学保护法 ①牺牲阳极法—原电池原理 负极：比被保护金属活泼的金属；正极：被保护的金属设备。 ②外加电流法—电解原理 阴极：被保护的金属设备；阳极：惰性金属。 289