专题06 化学反应与能量变化（期末知识清单）高一化学下学期苏教版

专题06 化学反应与能量变化 考点01 化学反应速率及其影响因素 1. 化学反应速率表示 （1）概念：单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加 （2）表达式：v = Δc/Δt 或 v = Δn/(V·Δt) （3）单位：mol·L⁻¹·min⁻¹、mol·L⁻¹·s⁻¹ （4）Δc 单位 mol·L⁻¹；Δn 单位 mol；Δt 单位 min、s、hr 2. 速率比例关系 对于反应 aA + bB = cC + dD（A、B、C、D 均不是固体或纯液体）： v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=Δn(A)∶Δn(B)∶Δn(C)∶Δn(D)=Δc(A)∶Δc(B)∶Δc(C)∶Δc(D)=a∶b∶c∶d 3. 三段式计算模板 mA(g) + nB(g) = pC(g) + qD(g) 起始/mol·L⁻¹ a b 0 0 转化/mol·L⁻¹ mx nx px qx 某时刻/mol·L⁻¹ a-mx b-nx px qx 4. 影响化学反应速率的因素对比 因素 影响 内因（自身性质） 决定性因素。如 Mg、Zn 与等浓度盐酸反应，Mg 更剧烈 浓度 反应物浓度越大，速率越大 压强（有气体参加） 压强越大，速率越大（实质是改变浓度） 温度 温度越高，速率越大 催化剂 适当催化剂能显著增大速率 固体接触面积 颗粒越小、表面积越大，速率越大 反应物状态 配成溶液或气态有利于增大速率 光照 对某些反应有影响 5. 压强改变方式对速率的影响 条件 操作 浓度变化 速率变化 恒温恒容 充入稀有气体 不变 不变 恒温恒压 充入稀有气体 减小 减小 恒温 缩小容器体积 增大 增大 恒温恒容 充入一种反应物 增大 增大 6. 控制变量法：将多因素拆解为单因素分别研究，再综合分析。 【易错点】 （1）Δt 表示某一时间段，化学反应速率是平均速率，非瞬时速率。 （2）表示反应速率必须指明具体物质，同一反应不同物质表示数值可能不同。 （3）固体或纯液体不能用来表示反应速率（Δc=0，无意义）。 （4）压强对反应速率的影响实质是通过改变浓度实现的；只影响有气体参加的反应。 （5）改变压强必须引起反应物或生成物浓度改变才能改变速率（如恒容充稀有气体速率不变）。 （6）三段式所有数据必须统一单位；变化量之比等于化学计量数之比。 考点02 化学反应的限度 化学平衡状态 1. 可逆反应 （1）概念：同一条件下，既能向正反应又能向逆反应方向进行的反应 （2）特征：正逆反应同时进行；反应物生成物同时存在；反应不能完全进行到底 （3）表示：用"⇌"代替"=" 2. 化学反应的限度 （1）可逆反应中，反应物不能完全转化为生成物，有一定的限度 （2）限度决定反应物在该条件下的最大转化率 3. 化学平衡状态 概念：一定条件下，可逆反应进行到一定程度时，正反应速率与逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化 4. 化学平衡五大特征（必背） 特征 含义 逆 只有可逆反应才能建立化学平衡 等 v正 = v逆 动 动态平衡，正逆反应仍在进行 定 反应混合物组成保持不变 变 条件改变，原平衡破坏，达到新平衡 【易错点】 （1）v正 = v逆 ≠ v正 = v逆 = 0，平衡是动态的，反应仍在进行。 （2）同一物质的 v正 = v逆 才是平衡；不同物质需换算成同一物质后比较。 （3）不同可逆反应在给定条件下限度不同；同一反应不同条件下限度也不同。 （4）浓度不变 ≠ 浓度相等，平衡时各物质浓度可以不相等但保持不变。 （5）化学平衡的建立与反应起始方向无关（从正/逆/双向开始均可）。 （6）可逆反应不可能 100% 转化，转化率永远小于 1。 考点03 化学反应中的热 1. 放热反应与吸热反应 类型 常见反应 放热反应 ①所有燃烧反应（如 H₂、CH₄、木炭燃烧，H₂ 在 Cl₂ 中燃烧） ②酸碱中和：H⁺ + OH⁻ = H₂O ③大多数化合反应（例外：C + CO₂ ⇌ 2CO 吸热） ④铝热反应：2Al + Fe₂O₃ =(高温)= 2Fe + Al₂O₃ ⑤活泼金属与酸/水：Mg + 2H⁺ = Mg²⁺ + H₂↑ ⑥物质的缓慢氧化 吸热反应 ①铵盐与碱反应：2NH₄Cl + Ca(OH)₂ =Δ= CaCl₂ + 2NH₃↑ + 2H₂O ②大多数分解反应：NH₄Cl =Δ= NH₃↑ + HCl↑ ③CO₂ + C =高温= 2CO；C + H₂O =高温= CO + H₂（制水煤气） ④以 C、H₂、CO 为还原剂的氧化还原反应：CO + CuO =Δ= Cu + CO₂ ⑤需要持续加热的反应 2. 热化学方程式 （1）概念：定量表示化学反应吸收或放出热的化学方程式 （2）书写要点： 必须标明所有物质状态：g（气）、l（液）、s（固）、aq（溶液） ΔH 单位：kJ·mol⁻¹ 放热反应 ΔH < 0（"−"号）**；吸热反应 **ΔH > 0（"+"常省略） 化学计量数表示物质的量，可为整数或分数 计量数加倍，ΔH 加倍 3. 典型示例 CH₄(g) + 2O₂(g) = CO₂(g) + 2H₂O(l)　ΔH = −890 kJ·mol⁻¹ CH₄(g) + O₂(g) = ½CO₂(g) + H₂O(l)　ΔH = −445 kJ·mol⁻¹ N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)　ΔH = −92.4 kJ·mol⁻¹ 4. 能量变化的本质 （1）反应物总能量 > 生成物总能量 → 放热 （2）反应物总能量 < 生成物总能量 → 吸热 （3）微观：断键吸热，成键放热 E₁ > E₂：吸热反应（断键吸收 > 成键放出） E₁ < E₂：放热反应（断键吸收 < 成键放出） 5. 键能与反应热 ΔH = E(反应物键能之和) − E(生成物键能之和) 键能：标准状况下，将 1 mol 气态分子 AB(g) 解离为气态原子 A(g)、B(g) 所需能量，单位 kJ·mol⁻¹ 示例：H—H 键能 436.4 kJ·mol⁻¹，则 H₂(g) = 2H(g)　ΔH = +436.4 kJ·mol⁻¹ 6. 燃料的热值 （1）定义：一定条件下单位质量可燃物完全燃烧放出的热，单位 kJ·g⁻¹ （2）热值排序：氢气 > 天然气 > 石油、煤炭 （3）化石燃料污染：烟尘、CO、SO₂、NOₓ（导致酸雨） （4）燃料利用率仅约 1/3 （5）解决措施：①减少煤、石油开采 ②化学方法转化为清洁燃料 ③开发新能源（氢能、水能、太阳能、风能） 【易错点】 （1）放热反应不一定容易发生（如合成氨需高温高压催化剂）；吸热反应不一定难发生（如 Ba(OH)₂·8H₂O 晶体与 NH₄Cl 晶体常温反应）。 （2）需要加热的反应不一定是吸热反应（如 S 与 Fe 反应）；吸热反应不一定需要加热。 （3）放热过程 ≠ 放热反应（NaOH 溶解、浓硫酸稀释是放热过程但不是反应）；吸热过程 ≠ 吸热反应（升华、蒸发是吸热过程但不是反应）。 （4）热化学方程式中计量数加倍则 ΔH 加倍；ΔH 必须带"+/−"号和单位。 （5）必须注明聚集状态，状态不同 ΔH 不同。 （6）可逆反应的 ΔH 表示反应完全转化时的能量变化（实际转化不完全，放出/吸收热量小于 ΔH 的绝对值）。 （7）物质能量越低越稳定；键能越大键越牢固；ΔH = 反应物键能之和 − 生成物键能之和（不要颠倒）。 考点04 化学能与电能的转化 一、原电池 1. 概念：将化学能转化为电能的装置，反应实质是氧化还原反应。 2. Zn—H₂SO₄—Cu 原电池工作原理对比表 项目 负极（Zn） 正极（Cu） 电极反应 Zn − 2e⁻ = Zn²⁺ 2H⁺ + 2e⁻ = H₂↑ 反应类型 氧化反应 还原反应 外电路 电子由 Zn 沿导线流向 Cu — 内电路 SO₄²⁻ 向负极移动 H⁺ 向正极移动 总反应 Zn + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂↑ 3. 原电池形成条件（四条件，缺一不可） ① 两个活动性不同的电极 ② 电解质溶液 ③ 电极、导线、电解质溶液形成闭合回路 ④ 自发进行的氧化还原反应 4. 原电池原理的应用 应用 要点 加快反应速率 粗 Zn 与稀 H₂SO₄ 反应快于纯 Zn（杂质形成原电池） 比较金属活动性 负极活动性 > 正极活动性 设计原电池 还原剂作负极，氧化剂在正极上被还原 设计示例：Cu + 2AgNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2Ag 负极(Cu)：Cu − 2e⁻ = Cu²⁺（氧化） 正极(C)：2Ag⁺ + 2e⁻ = 2Ag（还原） 5. 钢铁吸氧腐蚀（电化学腐蚀） 项目 内容 电解质 水膜中含 H⁺、OH⁻、O₂ 负极（Fe） Fe − 2e⁻ = Fe²⁺ 正极（C） O₂ + 2H₂O + 4e⁻ = 4OH⁻ 生成铁锈 ① 2Fe + O₂ + 2H₂O = 2Fe(OH)₂ ② 4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃ ③ Fe(OH)₃ 脱水 → 主要成分 Fe₂O₃·xH₂O 二、化学电源 1. 锌锰干电池（一次电池） 总反应：Zn + 2NH₄Cl + 2MnO₂ = Zn(NH₃)₂Cl₂ + 2MnO(OH) 负极（锌筒）：Zn − 2e⁻ = Zn²⁺ 正极（石墨棒）：MnO₂ 被还原 电解质：NH₄Cl 2. 二次电池（可充电） 电池 总反应 负极 正极 电解质 铅蓄电池 PbO₂ + Pb + 2H₂SO₄ ⇌ 2PbSO₄ + 2H₂O Pb PbO₂ H₂SO₄ 镍氢电池 NiO(OH) + MH ⇌ NiO + M + H₂O 贮氢合金 MH 泡沫氧化镍 KOH 银锌纽扣电池 Zn + Ag₂O + H₂O ⇌ Zn(OH)₂ + 2Ag Zn Ag₂O KOH 锂离子电池 — — — — 3. 氢氧燃料电池（KOH 电解质） 负极：2H₂ + 4OH⁻ − 4e⁻ = 4H₂O（氧化反应） 正极：O₂ + 2H₂O + 4e⁻ = 4OH⁻（还原反应） 电池反应：2H₂ + O₂ = 2H₂O 特点：燃料和氧化剂由外部装备提供，能量转化率高 三、电解 1. 电解池概念：将电能转化为化学能的装置，可实现非自发反应。 2. 电解的应用 应用 方程式 电解水 2H₂O =通电= 2H₂↑ + O₂↑ 电解饱和食盐水（氯碱工业） 2NaCl + 2H₂O =通电= 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑ 电解熔融 Al₂O₃ 制铝 阴极：Al³⁺ + 3e⁻ = Al 阳极：2O²⁻ − 4e⁻ = O₂↑ 总反应：2Al₂O₃ =通电= 4Al + 3O₂↑ 【易错点】 （1） 电子不下水，离子不上岸——电子只沿导线移动，离子只在溶液中移动。 （2） 原电池负极发生氧化反应，正极发生还原反应（与电解池阴阳极易混）。 （3） 原电池中阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。 （4） 一般"活泼金属作负极"，但不绝对（如 Mg、Al—NaOH 原电池中 Al 作负极）。 （5） 燃料电池中燃料（H₂、CH₄等）在负极反应，O₂ 在正极反应。 （6） 碱性介质电极反应式中不能出现 H⁺；酸性介质中不能出现 OH⁻。 （7） 电解熔融 Al₂O₃ 制铝（不能用 AlCl₃，因 AlCl₃ 是共价化合物，熔融态不导电）。 （8） 化石燃料燃烧能量转化率约 1/3，燃料电池能量转化率远高于火力发电。 / 学科网（北京）股份有限公司 $