专题01 化学反应与能量变化（期中知识清单）高二化学上学期鲁科版

专题01 化学反应与能量变化 一、化学反应的热效应 （一）化学反应的反应热 1．反应热 （1）定义：在一定温度下，化学反应过程中 或 的热称为化学反应的热效应，也称反应热。 （2）符号：Q （3）单位：kJ•mol－1或kJ/mol （4）测定方法：利用量热计直接测定 （5）系统从环境 ，则Q>0；系统对环境 ，则Q<0。 2．测定中和反应的反应热 （1）实验用品：简易量热计（温度计、玻璃搅拌棒、内筒、外壳、隔热层）、量筒（50mL）两个 、50mL 0.50mol/L盐酸、50mL 0.55mol/LNaOH溶液 （2）实验原理：通过实验测量一定量的酸、碱稀溶液在反应前后的温度变化，依据Q=cmΔt计算放出的热量，再依据，计算反应热。 （3）实验步骤： （4）数据处理：Q=cmΔt c：比热容，近似认为4.18J/(g·℃)； m：盐酸和氢氧化钠的总质量（密度近似为1g/cm3) Δt：前后两次的温度差Δt=t2-t1 Q=4.18J/(g·℃)×(50mL×1g/mL+50mL×1g/mL)×(t2-t1)=0.418(t2-t1) kJ （5）注意事项： ①要使用同一支温度计：测量酸碱及混合液的温度时，测定一种溶液温度后温度计必须用水 并用 ②减少热量损失：在量热的过程中，操作时动作要 ，尽量 热量的散失。要一次性、 地将NaOH溶液倒进装有盐酸的容器里（注意不要洒到外面），并立即用杯盖盖好，及时观察温度上升情况 ③操作规范、读数准确 a、所配溶液的浓度要准确，所用NaOH溶液最好是新配制的，久置的NaOH溶液往往由于吸收空气中的 导致浓度不准，影响实验结果。 b、要比较准确地测量出反应中溶液温度的变化，所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至 后，才能使用，且中和后的温度一定要记混合溶液的 c、温度计的水银球要 在溶液中，且不能 容器的底部或壁上。测混合液最高温度时，要随时读取温度值，以提高所测温度的 d、量取液体体积时读数要准确 e、要用玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，使酸碱充分反应 （6）导致测定误差的因素 ①量取溶液的体积不准确 ②温度计读数有误（如未读取混合溶液的最高温度，就记为终止温度） ③实验过程中有液体溅出 ④混合酸、碱溶液时，动作缓慢，从而引起实验误差 ⑤隔热层隔热效果不好，实验过程中热量损失太大，从而引起误差 ⑥测过盐酸的温度计未用水清洗，便立即去测碱的温度，因热量损失而引起误差 ⑦溶液浓度不准确 ⑧没有进行重复实验 （二）化学反应的内能变化与焓变 1．内能 （1）定义 内能是系统内物质各种 的总和，用符号U表示。内容受 、 和 等影响。系统内能的变化用符号 来表示。我们可以通过测定系统变化过程中的功和热得到 的变化量。 （2）影响物体内能大小的因素 ①温度：在物体的质量、材料、状态相同时，物体的温度升高，内能 ，温度降低，内能 ；反之，物体的内能增大，温度却不一定升高（例如晶体在熔化的过程中要不断吸热，内能增大，而温度却保持不变），内能减小，温度也不一定降低（例如晶体在凝固的过程中要不断放热，内能减小，而温度却保持不变）。 ②质量：在物体的温度、材料、状态相同时，物体的质量 ，物体的内能 。 ③材料：在温度、质量和状态相同时，物体的材料 ，物体的内能可能 。 ④聚集状态：在物体的温度、材料质量相同时，物 不同时，物体的内能也可能不同。 （3）热容和比热容 ①热容：在不发生化学反应和物质聚集状态不变的条件下，一定量物质吸收热量，温度每升高1 K时所吸收的 称为该物质的热容，用符号C表示，单位是J•K－1。 ②比热容：单位质量物质的 称为该物质的比热容，用符号c表示，常用单位是kJ•K－1•kg－1。利用下式可以计算一定质量的物质在温度上升或降低时所需吸收或释放的 。 Q = cmΔT 2．焓与焓变 （1）焓（符号为H）：与物质 有关的物理量，系统状态发生变化，焓也随之 。 （2）焓变：焓变（∆H）：是变化前后物质的焓值差，化学反应的焓变，为生成物的总焓值与反应物的总焓值 ，即：ΔH＝∑H（生成物）－∑H（反应物） （3）在等压条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变，ΔH=Qp，单位：kJ•mol－1或kJ/mol （4）当ΔH<0时，为 反应；当ΔH>0时，为 反应。 如果ΔH＞0，即反应产物的焓大于反应物的焓，说明反应是吸收能量的，为吸热反应；若ΔH＜0，即反应产物的焓小于反应物的焓，说明反应是释放能量的，为放热反应。 （5）影响ΔH大小的因素有：参加反应的物质的 的多少；反应体系的 和 ；反应体系中物质的 。 避坑指南 1.一个反应是吸热反应还是放热反应与反应条件没有必然联系，需要加热的反应不一定是吸热反应，如碳的燃烧是放热反应，但反应开始时需要点燃。 只有化学反应的热变化才叫吸/放热反应，浓硫酸稀释、NaOH固体溶解、三态变化、物质破碎都是物理变化，不属于化学反应，不能归为吸/放热反应。 3.热化方程式 （1）定义：表示反应所释放或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式 （2）意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化 （3）书写： 【注意事项】 ①在反应物和反应产物的化学式后面用括号注明各物质的聚集状态，因为反应的 焓变与各反应物和反应产物的聚集状态有关。 ②ΔH 的单位是 J·mol-1 或 kJ·mol-1。 ③根据焓的性质，若化学方程式中各物质化学式前的系数加倍，则 ΔH 数值的 绝对值也加倍；若反应逆向进行，则 ΔH 改变符号，但数值的绝对值不变。 ④指明反应的温度和压强。若不特别说明，反应温度为 298 K，压强为 101 kPa。 （4）判断热化学方程式的正误要注意“四看” ①看各物质的聚集状态是否正确 ②看ΔH的正负号是否正确 ③看反应热的单位是否为kJ/mol ④看反应热数值与化学计量数是否相对应 （三）反应焓变的计算 1.盖斯定律 一个反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是 的，这就是盖斯定律。即在一定条件下，化学反应的反应热只与反应体系的 和 有关，而与反应的 无关。盖斯定律是求反应热的重要方法，即由已知反应焓变计算未知反应焓变的方法。 设计路径法求反应热 则ΔH＝ΔH1＋ΔH2 = ΔH3+ΔH4 +ΔH5。 2.化学反应焓变的计算 （1）根据反应物和生成物的能量计算 公式：△H = （2）根据反应物和生成物的键能计算 公式：△H = （3）根据热化学方程式进行有关计算 反应热与反应物各物质的物质的量成 比，根据已知的热化学方程式和已知的反应物或生成物的物质的量或反应吸收或放出的热量，可以把反应热当作“产物”，计算反应放出或吸收的热量。 （4）根据盖斯定律计算 ①运用盖斯定律的技巧——“三调一加” 一调：根据目标热化学方程式，调整已知热化学方程式中反应物和生成物的 ，改写已知的热化学方程式。 二调：根据改写的热化学方程式调整相应ΔH的 。 三调：调整中间物质的 。 一加：将调整好的热化学方程式及其ΔH 。 ②运用盖斯定律的三个注意事项 热化学方程式乘以某一个数时，反应热的数值必须也 该数。 热化学方程式相加减时，物质之间相加减，反应热也必须相 。 将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之 ，但数值 。 二、化学能转化为电能——电池 （一）原电池的工作原理 1.原电池定义及本质 概念：原电池是把化学能转化为 的装置， 反应本质：自发进行的 。 2.原电池构成条件 一看反应 看是否有能 进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应) 二看两电极 一般是 不同的两电极 三看是否形成闭合回路 形成闭合回路需三个条件： ①电解质溶液或 ； ②两电极直接或间接 ； ③两电极插入 中 3.原电池的工作原理 Zn—Cu电池 ①电子移动方向 锌失电子逐渐溶解变成Zn2＋进入溶液， 从负极经导线流入正极 ②离子移动方向 阴离子向 移动(如SO)，阳离子向 移动(如Zn2＋和H＋，溶液中H＋在 上得电子形成氢气在铜片上冒出)。 ③电极反应式 负极(锌极) (氧化反应)。 正极(铜极)： (还原反应)。 总反应： 。 记忆口诀 原电池电极判断4法：活泼金属做负极，发生氧化是负极，电子流出是负极，阴离子移向是负极。 （二）化学电源 1.酸性锌锰干电池 结构 酸性锌锰干电池是以锌筒为 极，石墨棒为 极，在石墨棒周围填充糊状的MnO2和NH4Cl作 电极反应 负极 正极 总反应 Zn＋2MnO2＋2NH4-==Zn2＋＋Mn2O3＋2NH3↑＋H2O 缺陷 酸性锌锰干电池即使不用，放置过久，锌筒也会因酸性的NH4Cl溶液腐蚀，造成漏液而失效，还会导致电器设备的 改进措施 a.在外壳套上防腐金属筒或塑料筒制成 电池； b.将电池内的电解质NH4Cl换成湿的KOH，并在构造上进行改进，制成 性锌锰电池； c.负极材料由锌片改为 。 2.碱性锌锰干电池 结构 电极反应 负极 负极材料：Zn 负极反应： 正极 正极材料： 正极反应： 总反应 Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnOOH＋Zn(OH)2 3.铅蓄电池 结构 铅蓄电池是最常见的二次电池，负极材料是Pb，正极材料是PbO2。 总反应式 Pb＋PbO2＋2H2SO42PbSO4＋2H2O ①放电时的反应 a．负极反应：Pb＋SO－2e－===PbSO4； b．正极反应：PbO2＋4H＋＋SO＋2e－=== ； c．总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4===2PbSO4＋2H2O。 ②充电时的反应 a．阴极反应：PbSO4＋2e－=== ； b．阳极反应：PbSO4＋2H2O－2e－===PbO2＋4H＋＋SO； c．总反应：2PbSO4＋2H2O===Pb＋PbO2＋2H2SO4。 4.燃料电池 装置 燃料电池的构成 燃料电池是一种将燃料(如氢气、甲烷、乙醇)与氧化剂(如氧气)的化学能直接转化为电能的 电化学反应装置。 燃料气可以是氢气、甲烷、乙烷、丙烷、甲醇、乙醇、葡萄糖、肼等可燃性气体， 电解质通常有四种情况： ①稀硫酸 ②KOH溶液 ③Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作电解质，其导电粒子是CO32- ④固体电解质是掺杂了Y2O3（三氧化二钇）的ZrO2（氧化锆）固体，高温下能传导O2-离子 特点 ①清洁、安全、高效 ②燃料的利用率 、能量转化率 ，能量转化率达到80%以上 ③与常规发电厂相比，其二氧化碳排放量明显降低 ④与干电池或者蓄电池的主要差别在于反应物不是储存在电池 部，而是从外部提供，这时电池起着类似试管、烧杯等反应器的作用 ⑤供电量易于调节，能适应于电器负载的变化，而且不需要很长的充电时间，在航天、军事和交通等领域有广阔的应用情景 三、电能转化为化学能——电解 （一）电解原理 1.工作原理 构建电解池模型 (电解CuCl2溶液为例) 总反应式： 三个流向 ①电子流向：电源 极→电解池 极；电解池的 极→电源的 极； ②离子流向：阳离子→电解池的 极，阴离子→电解池的 极。 ③电流方向：电源 极→电解池 极→电解质溶液→ 极→ 极。 电极产物判断 （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－＞Cl－＞ ＞含氧酸根离子＞F-。 S2－、I－、Br－、Cl－放电，产物分别是 、I2、Br2、 ；若OH－放电，则得到H2O和 。 （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＋＞ ＞Cu2＋＞ ＞Fe2＋＞Zn2＋＞H＋(水)＞Al3＋＞Mg2＋。 ①若金属阳离子(Fe3＋除外)放电，则得到相应 ；若H＋放电，则得到 。 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 的离子先放电。 2.电极反应式、电解方程式的书写 ①首先判断阴、阳极，分析阳极材料是 电极还是 电极。 ②再分析电解质水溶液的组成，找全离子并分 离子、 离子两组(不要忘记水溶液中的 和 )。 ③然后排出阴、阳两极的放电顺序： 阴极：Ag＋＞Fe3＋＞Cu2＋＞H＋(酸)＞Fe2＋＞Zn2＋＞H＋(水)＞（后为熔融体放电顺序）Al3＋＞Mg2＋＞Na＋＞Ca2＋＞K＋。 阳极：活泼电极＞S2－＞I－＞Br－＞Cl－＞OH－＞含氧酸根离子。 ④分析电极反应，判断电极产物，写出电极反应式，要注意遵循 守恒和 守恒。 ⑤最后写出电解反应的总化学方程式或离子方程式，并注明 条件。 关键牢记 电解池中的阴、阳极判断 判断方法 与电源连接方式 电子流动方向 离子移动方向 反应类型 电极现象 阳极 与电源 极相连 电子流 阴离子移向 反应 溶解或产生有色气体 阴极 与电源 极相连 电子流 阳离子移向 反应 析出金属或产生氢气 （二）电解原理的应用 1.氯碱工业 （1）离子交换膜电解槽 装置 离子交换膜电解槽 阳极 钛网(涂有钛、钌等氧化物涂层) (氧化反应) 阴极 碳钢网 (还原反应) 阳离子 交换膜 ①只允许阳离子通过，能阻止阴离子和气体通过 ②将电解槽隔成阳极室和阴极室 总反应方程式 （2）氯碱工业制烧碱、氢气和氯气图解 2.电镀铜与电解精炼铜 电镀 电解精炼铜 示意图 电极反应 阳极 ， 阴极 电解质溶液的浓度变化 CuSO4溶液的浓度 CuSO4溶液的浓度 3.电冶金 电解冶炼 冶炼钠 冶炼镁 冶炼铝 电极反应 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 阴极： 阳极： 阴极：Mg2＋＋2e－===Mg 阳极： 阴极： 总反应 2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑ MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑ 2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑ 四、金属的腐蚀与防护 （一）金属电化学腐蚀的原理 1.金属腐蚀的类型 金属腐蚀的本质 金属原子失去电子变为金属阳离子，发生 反应 金属腐蚀的类型 化学腐蚀与电化学腐蚀 类型 化学腐蚀 电化学腐蚀 条件 金属与接触到的干燥气体或非电解质液体直接发生化学反应 不纯的金属接触到电解质溶液发生原电池反应 本质 M－ne－＝Mn＋ M－ne－＝Mn＋ 现象 金属被腐蚀 较活泼的金属被腐蚀 区别 无电流产生 有微弱电流产生 联系 电化学腐蚀比化学腐蚀普遍得多，腐蚀速率更快，危害也更严重 析氢腐蚀与吸氧腐蚀(以钢铁的腐蚀为例) 类型 析氢腐蚀 吸氧腐蚀 条件 水膜酸性较 水膜酸性很 或呈中性 电极 反应 负极 正极 总反应式 联系 更普遍 注：I、只有 的金属才可能发生析氢腐蚀 II、 可发生吸氧腐蚀 2.金属腐蚀快慢的一般规律 （1）在同一电解质溶液中，金属腐蚀的速率快慢： 引起的腐蚀＞ 引起的腐蚀＞ 腐蚀＞有防护措施的腐蚀。 （2）在原电池中，电解质溶液相同时，两极的活泼性差别越 ，负极金属越 被腐蚀，如Zn—Cu(H2SO4)中的Zn比Zn—Fe(H2SO4)中的Zn腐蚀 。 （3）对由相同正、负极构成的原电池(如Fe—Cu原电池) ①电解质的氧化能力越 ，负极金属越 被腐蚀。如：Fe在不同电解质溶液中的腐蚀速率是CuSO4溶液 稀H2SO4 NaCl溶液。 ②电解质中起氧化作用的离子相同时，该离子浓度越大，负极金属腐蚀速率越 。如腐蚀速率：1 mol·L－1盐酸 0.1 mol·L－1盐酸 0.1 mol·L－1醋酸 海水(起氧化作用的H＋浓度逐渐减小)。 ③溶液的导电能力越 ，负极金属越 被腐蚀。如腐蚀速率：海水 淡水 酒精。 （4）一般情况下不纯的金属或合金在潮湿的空气中腐蚀的速率 于在干燥、隔绝空气条件下的腐蚀速率。 （二）金属的防护 （1）电化学防护 ①牺牲阳极法——原电池原理，通常是在被保护的钢铁设备上安装 。 a.负极：比被保护金属 的金属； b.正极：被保护的 。 原理装置如图所示： 锌比铁活泼，发生腐蚀时作为原电池的负极，不断遭受腐蚀，而作为正极的钢铁设备被保护起来。 ②外加电流法——电解原理，把被保护的钢铁设备(如钢闸门)作为 极，用惰性电极作为 ，两者均放在电解质溶液(如海水)里，外接 ，通电后，调整外加电压，强制电子流向 ，使钢铁表面腐蚀速率降至 ，钢铁设备被迫成为 极而受到保护。 a.阴极：被保护的 ； b.阳极： 。 原理装置如图所示 （2）改变金属的 ，在金属中添加其他金属或非金属可以制成性能优异的合金，如制成合金、不锈钢等。 （3）在金属表面 ，在金属表面覆盖致密的保护层，将金属制品与周围物质隔开是一种普遍采用的防护方法，如在金属表面喷 、涂油脂、 、喷镀或表面 等方法。 一、化学反应热效应 （一）基本概念易错点 1.反应吸放热与反应条件无关：需要加热的反应不一定是吸热反应（如燃烧需要点燃，属于放热反应）；吸热反应也不一定需要持续加热（如八水合氢氧化钡与氯化铵反应，常温即可发生）。 2.焓变ΔH的正负号：放热反应ΔH为负值，吸热反应ΔH为正值；单位为kJ/mol，不可省略。 3.燃烧热的定义：101kPa下，1mol纯可燃物完全燃烧生成稳定氧化物时放出的热量；稳定氧化物要求：C→CO₂(g)、H→H₂O(l)、S→SO₂(g)，生成气态水、CO等均不符合要求。 4.中和热的定义：强酸强碱稀溶液发生中和反应生成1mol液态H₂O时放出的热量，数值为57.3kJ/mol；若有弱酸/弱碱参与（电离吸热）、有沉淀生成（额外成键放热），则反应放出的热量不等于57.3kJ。 5.焓变计算的两个公式： （1）从能量角度：ΔH=生成物总能量 - 反应物总能量 （2）从键能角度：ΔH=反应物总键能 - 生成物总键能（二者计算方向相反，极易记混） （二）热化学方程式书写易错点 1.必须标注所有物质的聚集状态（s/l/g/aq），状态不同焓变数值不同。 2.方程式系数代表物质的量，可以为整数或分数；ΔH与系数成正比，系数扩大/缩小几倍，ΔH也要对应扩大/缩小几倍。 3.可逆反应的ΔH是指反应完全进行时的焓变，与实际反应的转化率无关，如N₂+3H₂⇌2NH₃ ΔH=-92kJ/mol，投入1mol N₂和3mol H₂充分反应，放热小于92kJ。 4.反应逆向进行时，ΔH绝对值不变，符号相反。 （三）盖斯定律与图像易错点 1.盖斯定律计算时，需将目标反应与已知反应对照，物质同侧相加、异侧相减，ΔH也需同步调整系数和符号，不可直接加减原焓变。 2.催化剂只降低反应的活化能，不改变反应物、生成物的总能量，因此不改变ΔH，也不改变平衡转化率。 3.能量图像中，反应物总能量高于生成物为放热反应（ΔH<0），反之则为吸热反应（ΔH>0）。 二、电化学 （一）原电池 1.正负极判断易错点 （1）活泼金属不一定做负极：需结合电解质溶液判断，如Mg-Al-NaOH原电池中，Al更易与NaOH反应，作负极；Cu-Al-浓硝酸原电池中，Al钝化，Cu作负极。 （2）燃料电池中，通入燃料的一极为负极（失电子氧化），通入O₂的一极为正极（得电子还原）。 2.电子、离子流向易错点 （1）电子只能沿导线移动：负极→导线→正极，电子不进入电解质溶液。 （2）离子在溶液中定向移动：阳离子移向正极，阴离子移向负极（记忆：正正负负）。 （3）盐桥作用是平衡电荷，内部阳离子移向正极区，阴离子移向负极区；不能用金属导线代替盐桥。 3.电极反应式书写易错点 （1）必须考虑电解质参与反应：碱性环境中不会出现H⁺，酸性环境中不会出现OH⁻；如甲烷碱性燃料电池，负极产物为CO₃²⁻，不是CO₂。 （2）可逆电池的充电反应是放电反应的逆过程，充电时原电池的负极接电源负极（作阴极），原电池的正极接电源正极（作阳极）。 （二）电解池 1.阴阳极判断与放电顺序易错点 （1）阳极与电源正极相连，发生氧化反应；阴极与电源负极相连，发生还原反应，不可与原电池正负极混淆。 （2）阳极放电优先级：活性电极（Pt、Au、石墨除外的金属电极）> S²⁻> I⁻> Br⁻> Cl⁻> OH⁻> 含氧酸根；若阳极为活性电极，电极本身优先失电子，不是溶液中的离子放电。 （3）阴极放电优先级：Ag⁺> Fe³⁺> Cu²⁺> H⁺（酸）> Pb²⁺> Sn²⁺> Fe²⁺> Zn²⁺> H⁺（水）> 活泼金属阳离子；注意Fe³⁺得电子生成Fe²⁺，不是Fe单质。 2.电解应用易错点 （1）氯碱工业（电解饱和食盐水）：阳极产物Cl₂，阴极产物H₂和NaOH，NaOH在阴极区生成。 （2）电解精炼铜：粗铜作阳极，纯铜作阴极，含Cu²⁺的溶液作电解质；阳极中比Cu活泼的Zn、Fe等优先放电，因此电解质溶液中Cu²⁺浓度会降低，阳极泥为Ag、Au等不活泼金属。 （3）电镀：镀层金属作阳极，镀件作阴极，含镀层金属离子的溶液作电解质，电镀过程中电解质浓度不变。 （4）电解水时，为增强导电性可加入少量Na₂SO₄、NaOH等，不可加入NaCl（否则阳极生成Cl₂，不是O₂）。 （三）金属腐蚀与防护 1.腐蚀类型易错点 （1）钢铁腐蚀以吸氧腐蚀为主，发生在中性、弱酸性环境；析氢腐蚀仅发生在较强酸性环境中。 （2）吸氧腐蚀正极反应：O₂+2H₂O+4e⁻=4OH⁻；析氢腐蚀正极反应：2H⁺+2e⁻=H₂↑，不可混淆。 （3）金属腐蚀的本质是金属失电子被氧化，即M - ne⁻=Mⁿ⁺。 2.防护方法易错点 （1）牺牲阳极法（原电池原理）：被保护金属作正极，连接比它更活泼的金属（作负极，被腐蚀消耗）。 （2）外加电流法（电解池原理）：被保护金属作阴极，接电源负极，惰性电极作阳极。 （3）两种防护方法原理不可混淆，“阳极”“正极”的对应关系是高频易错点。 3.电化学计算核心：串联电路中各电极转移电子数相等，以电子守恒为核心进行产物、质量、电量的计算，比例关系切勿出错。 考试常见错因解读汇总 错误类型 错误说法 错误原因解读 反应热概念混淆 需要加热的反应一定是吸热反应 反应吸放热由反应物和生成物的总能量差决定，与反应条件无关，如燃烧是放热反应但需要点燃引发 1mol H₂燃烧放出的热量就是H₂的燃烧热 燃烧热要求生成稳定氧化物，H需生成液态水，若生成气态水则放出的热量小于燃烧热 强酸强碱反应生成1mol水放出的热量就是中和热 中和热要求无其他反应，若生成沉淀（如硫酸和氢氧化钡反应生成BaSO₄），会额外放出热量，数值大于57.3kJ/mol 热化学方程式书写错误 热化学方程式的系数只能是整数 系数代表物质的量，可以为分数，焓变与系数成正比 可逆反应的ΔH是实际反应放出/吸收的热量 ΔH是反应完全进行的焓变，与反应限度无关，可逆反应实际放热/吸热小于ΔH绝对值 盖斯定律应用错误 盖斯定律计算时，反应式加减直接加减焓变，不用调整系数 焓变需与反应系数对应，反应式系数乘几倍，焓变也要乘几倍；反应倒过来写，焓变符号要反过来 原电池原理混淆 原电池中活泼金属一定作负极 负极判断要看是否能与电解质反应，如Mg-Al-NaOH电池中Al更易反应，作负极 原电池中阳离子向负极移动，阴离子向正极移动 正极富集电子带负电，吸引阳离子；负极失电子带正电，吸引阴离子，流向正好相反 电子从负极经电解质溶液流向正极 电子只能在导线中移动，溶液靠离子定向移动导电，电子不能进入溶液 电解池原理混淆 电解池阳极一定是阴离子放电 若阳极为活性金属电极（除Pt、Au、石墨），电极本身优先失电子放电 电解精炼铜时，电解质溶液中Cu²⁺浓度不变 粗铜中比Cu活泼的Zn、Fe优先在阳极放电，阴极只有Cu²⁺得电子，因此Cu²⁺浓度会降低 电解饱和食盐水时，NaOH在阳极区生成 阴极H⁺放电生成H₂，剩余OH⁻与Na⁺结合生成NaOH，因此NaOH在阴极区 金属腐蚀防护混淆 钢铁在潮湿空气中只发生析氢腐蚀 只有酸性较强时发生析氢腐蚀，中性、弱酸性环境均发生更普遍的吸氧腐蚀 牺牲阳极法保护金属时，被保护金属作阳极 牺牲阳极法是原电池原理，被保护金属作正极，比它活泼的金属作负极（阳极）被消耗 【牛刀小试】 1.需要加热的反应都是吸热反应。（ × ） 2.1mol甲烷燃烧生成气态水和CO₂放出的热量是甲烷的燃烧热。（ × ） 3.放热反应的ΔH为正值，吸热反应的ΔH为负值。（ × ） 4.热化学方程式的焓变与反应系数无关。（ × ） 5.催化剂可以降低反应的活化能，也可以改变反应的焓变。（ × ） 6.可逆反应的ΔH随反应转化率的升高而减小。（ × ） 7.从键能角度计算ΔH=生成物总键能-反应物总键能。（ × ） 8.反应物总能量高于生成物总能量的反应为放热反应。（ √ ） 9.原电池的负极发生还原反应，正极发生氧化反应。（ × ） 10.Mg-Al-NaOH原电池中，活泼金属Mg作负极。（ × ） 11.原电池中电子从负极经电解质溶液流向正极。（ × ） 12.双液原电池的盐桥可以用金属导线代替。（ × ） 13.燃料电池中，通入O₂的一极是正极。（ √ ） 14.电解池的阴极与电源正极相连，阳极与电源负极相连。（ × ） 15.电解CuSO₄溶液时，阴极生成O₂，阳极生成Cu。（ × ） 16.电解精炼铜时，粗铜作阴极，纯铜作阳极。（ × ） 17.电镀时，镀层金属作阳极，镀件作阴极。（ √ ） 18.用惰性电极电解饱和食盐水，阳极产生的气体能使湿润淀粉KI试纸变蓝。（ √ ） 19.钢铁在中性潮湿环境中主要发生析氢腐蚀。（ × ） 20.外加电流法保护金属时，被保护金属接电源正极。（ × ） 21.中和热测定实验中，用浓硫酸代替稀盐酸，测得的中和热数值偏大。（ √ ） 22.反应逆向进行时，焓变的数值和符号都不变。（ × ） 23.电解水时，加入少量NaCl可以增强导电性，加快电解速率。（ × ） 24.金属腐蚀的本质是金属得电子被还原。（ × ） 25.相同条件下，等质量的C完全燃烧生成CO₂比生成CO放出的热量多。（ √ ） 26.原电池的反应速率一定比纯金属直接反应的速率快。（ √ ） 27.Fe³⁺在阴极的放电顺序在Cu²⁺之后。（ × ） 28.盐桥中的阳离子向原电池的正极区移动。（ √ ） 29.电解氯化铜溶液时，阴极质量增加，阳极产生黄绿色气体。（ √ ） 30.牺牲阳极法属于电解池原理的应用。（ × ） 常考问题 技巧要点 热化学模块 放热反应与吸热反应的判断 当ΔH>0时，反应吸热，当ΔH<0时，反应放热；反应吸放热与反应是否需要加热无必然联系，仅由反应物和生成物的总能量差决定。 反应热的计算 1. 宏观角度计算：ΔH＝生成物总焓－反应物总焓ΔH＝生成物总焓－反应物总焓 2. 微观角度计算：ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能，即反应热等于反应物断键吸热与生成物成键放热的代数和，吸热取“+”值，放热取“－”值 3. 活化能角度：ΔH＝正反应活化能－逆反应活化能ΔH＝正反应活化能－逆反应活化能 热化学方程式正误的判断 一看状态→看各物质的聚集状态（s/l/g/aq）是否正确； 二看符号→看ΔH的“+”“－”是否正确，放热为负、吸热为正； 三看单位→看反应热的单位是否为kJ/mol； 四看数值→看反应热数值与化学计量数是否相对应； 五看概念→看燃烧热、中和热的热化学方程式是否符合概念定义。 燃烧热、中和热的概念辨析 1. 燃烧热判断：101kPa下，1mol纯可燃物完全燃烧生成稳定氧化物，稳定氧化物要求：C→CO2(g)、H→H2O(l)、S→SO2(g)，生成气态水、CO等均不符合； 2. 中和热判断：强酸强碱稀溶液发生中和反应仅生成1mol液态H2O时放出的热量为57.3kJ/mol，若有弱酸/弱碱（电离吸热）、沉淀生成（成键放热），则放出热量不等于该数值。 盖斯定律的应用技巧 ① 定位目标反应的反应物和生成物，与已知反应对照，物质在同侧则相加、异侧则相减； ② 系数同步调整：已知反应的化学计量数乘/除几，对应的ΔH也同步乘/除几； ③ 反应方向颠倒时，ΔH的数值不变，符号相反； ④ 合并反应时ΔH需带符号进行代数运算。 电化学模块 原电池正负极的快速判断 ① 常规情况：较活泼金属作负极，特殊情况需结合电解质判断：Mg−Al−NaOH原电池中Al为负极、Cu−Al−浓硝酸原电池中Cu为负极； ② 燃料电池：通入燃料的一极为负极，通入O2氧化剂的一极为正极； ③ 现象角度：电极溶解/质量减少的为负极，有气体/固体析出/质量增加的为正极； ④ 微粒流向：阳离子移向正极，阴离子移向负极；电子仅沿导线从负极流向正极，不进入电解质溶液。 电解池阴阳极及产物判断 ① 电极连接：阳极与电源正极相连，发生氧化反应；阴极与电源负极相连，发生还原反应； ② 阳极放电顺序：活性电极（Pt、AuPt、Au、石墨除外）> S2−> I−> Br−> Cl−> OH−> 含氧酸根，活性电极作阳极时本身优先失电子； ③ 阴极放电顺序：Ag+> Fe3+> Cu2+> H+(酸)> Pb2+> Sn2+> Fe2+> Zn2+> H+(水)> 活泼金属阳离子，Fe3+放电生成Fe2+，不是Fe单质； ④ 产物检验：阳极Cl2用湿润淀粉KI试纸（变蓝），阴极H2用燃着的木条（淡蓝色火焰）。 电极反应式书写技巧 ① 先判断溶液酸碱性：酸性环境用H+配平、碱性环境用OH−配平，中性环境反应物用H2O配平； ② 三守恒原则：先写得失电子守恒，再写电荷守恒，最后补H2O写原子守恒； ③ 燃料电池有机物负极反应：碱性环境C素转化为CO32−，酸性环境转化为CO2； ④ 可逆电池充电：充电反应是放电反应的逆过程，原电池负极接电源负极（作阴极）、原电池正极接电源正极（作阳极）。 电化学计算技巧 ① 核心依据：串联电路中各电极转移电子数相等，以电子守恒为计算核心； ② 常见对应关系：1mol e−对应析出1mol Ag、0.5mol Cu、0.25mol O2、0.5mol Cl2、生成1mol H+/OH−； ③ 涉及气体体积的计算，需先换算为标准状况下的体积再计算物质的量。 学科网（北京）股份有限公5 / 5 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题01 化学反应与能量变化 一、化学反应的热效应 （一）化学反应的反应热 1．反应热 （1）定义：在一定温度下，化学反应过程中吸收或释放的热称为化学反应的热效应，也称反应热。 （2）符号：Q （3）单位：kJ•mol－1或kJ/mol （4）测定方法：利用量热计直接测定 （5）系统从环境吸热，则Q>0；系统对环境放热，则Q<0。 2．测定中和反应的反应热 （1）实验用品：简易量热计（温度计、玻璃搅拌棒、内筒、外壳、隔热层）、量筒（50mL）两个 、50mL 0.50mol/L盐酸、50mL 0.55mol/LNaOH溶液 （2）实验原理：通过实验测量一定量的酸、碱稀溶液在反应前后的温度变化，依据Q=cmΔt计算放出的热量，再依据，计算反应热。 （3）实验步骤： （4）数据处理：Q=cmΔt c：比热容，近似认为4.18J/(g·℃)； m：盐酸和氢氧化钠的总质量（密度近似为1g/cm3) Δt：前后两次的温度差Δt=t2-t1 Q=4.18J/(g·℃)×(50mL×1g/mL+50mL×1g/mL)×(t2-t1)=0.418(t2-t1) kJ （5）注意事项： ①要使用同一支温度计：测量酸碱及混合液的温度时，测定一种溶液温度后温度计必须用水冲洗干净并用滤纸擦干 ②减少热量损失：在量热的过程中，操作时动作要快，尽量减少热量的散失。要一次性、迅速地将NaOH溶液倒进装有盐酸的容器里（注意不要洒到外面），并立即用杯盖盖好，及时观察温度上升情况 ③操作规范、读数准确 a、所配溶液的浓度要准确，所用NaOH溶液最好是新配制的，久置的NaOH溶液往往由于吸收空气中的CO2导致浓度不准，影响实验结果。 b、要比较准确地测量出反应中溶液温度的变化，所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至室温后，才能使用，且中和后的温度一定要记混合溶液的最高温度 c、温度计的水银球要完全浸没在溶液中，且不能靠在容器的底部或壁上。测混合液最高温度时，要随时读取温度值，以提高所测温度的精确度 d、量取液体体积时读数要准确 e、要用玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，使酸碱充分反应 （6）导致测定误差的因素 ①量取溶液的体积不准确 ②温度计读数有误（如未读取混合溶液的最高温度，就记为终止温度） ③实验过程中有液体溅出 ④混合酸、碱溶液时，动作缓慢，从而引起实验误差 ⑤隔热层隔热效果不好，实验过程中热量损失太大，从而引起误差 ⑥测过盐酸的温度计未用水清洗，便立即去测碱的温度，因热量损失而引起误差 ⑦溶液浓度不准确 ⑧没有进行重复实验 （二）化学反应的内能变化与焓变 1．内能 （1）定义 内能是系统内物质各种能量的总和，用符号U表示。内容受温度、压强和物质的聚集状态等影响。系统内能的变化用符号ΔU来表示。我们可以通过测定系统变化过程中的功和热得到系统内能的变化量。 （2）影响物体内能大小的因素 ①温度：在物体的质量、材料、状态相同时，物体的温度升高，内能增大，温度降低，内能减小；反之，物体的内能增大，温度却不一定升高（例如晶体在熔化的过程中要不断吸热，内能增大，而温度却保持不变），内能减小，温度也不一定降低（例如晶体在凝固的过程中要不断放热，内能减小，而温度却保持不变）。 ②质量：在物体的温度、材料、状态相同时，物体的质量越大，物体的内能越大。 ③材料：在温度、质量和状态相同时，物体的材料不同，物体的内能可能不同。 ④聚集状态：在物体的温度、材料质量相同时，物体聚集状态不同时，物体的内能也可能不同。 （3）热容和比热容 ①热容：在不发生化学反应和物质聚集状态不变的条件下，一定量物质吸收热量，温度每升高1 K时所吸收的热量称为该物质的热容，用符号C表示，单位是J•K－1。 ②比热容：单位质量物质的热容称为该物质的比热容，用符号c表示，常用单位是kJ•K－1•kg－1。利用下式可以计算一定质量的物质在温度上升或降低时所需吸收或释放的热量。 Q = cmΔT 2．焓与焓变 （1）焓（符号为H）：与物质内能有关的物理量，系统状态发生变化，焓也随之改变。 （2）焓变：焓变（∆H）：是变化前后物质的焓值差，化学反应的焓变，为生成物的总焓值与反应物的总焓值之差，即：ΔH＝∑H（生成物）－∑H（反应物） （3）在等压条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变，ΔH=Qp，单位：kJ•mol－1或kJ/mol （4）当ΔH<0时，为放热反应；当ΔH>0时，为吸热反应。 如果ΔH＞0，即反应产物的焓大于反应物的焓，说明反应是吸收能量的，为吸热反应；若ΔH＜0，即反应产物的焓小于反应物的焓，说明反应是释放能量的，为放热反应。 （5）影响ΔH大小的因素有：参加反应的物质的物质的量的多少；反应体系的温度和压强；反应体系中物质的聚集状态。 避坑指南 1.一个反应是吸热反应还是放热反应与反应条件没有必然联系，需要加热的反应不一定是吸热反应，如碳的燃烧是放热反应，但反应开始时需要点燃。 只有化学反应的热变化才叫吸/放热反应，浓硫酸稀释、NaOH固体溶解、三态变化、物质破碎都是物理变化，不属于化学反应，不能归为吸/放热反应。 3.热化方程式 （1）定义：表示反应所释放或吸收的热量的化学方程式，叫做热化学方程式 （2）意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化 （3）书写： 写——写出配平的化学方程式 标——标出各物质的聚集状态：气体（g）、固体（s）、液体（l）、溶液（aq）；化学式相同的同素异形体还应注明名称，例如：金刚石表示为“C(金刚石，s）”。 注——注明ΔH的正负号，数值和单位（ΔH与最后一种生成物之间留一空格） 【注意事项】 ①在反应物和反应产物的化学式后面用括号注明各物质的聚集状态，因为反应的 焓变与各反应物和反应产物的聚集状态有关。 ②ΔH 的单位是 J·mol-1 或 kJ·mol-1。 ③根据焓的性质，若化学方程式中各物质化学式前的系数加倍，则 ΔH 数值的 绝对值也加倍；若反应逆向进行，则 ΔH 改变符号，但数值的绝对值不变。 ④指明反应的温度和压强。若不特别说明，反应温度为 298 K，压强为 101 kPa。 （4）判断热化学方程式的正误要注意“四看” ①看各物质的聚集状态是否正确 ②看ΔH的正负号是否正确 ③看反应热的单位是否为kJ/mol ④看反应热数值与化学计量数是否相对应 （三）反应焓变的计算 1.盖斯定律 一个反应，不管是一步完成的还是分几步完成的，其反应热是 相同 的，这就是盖斯定律。即在一定条件下，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。盖斯定律是求反应热的重要方法，即由已知反应焓变计算未知反应焓变的方法。 设计路径法求反应热 则ΔH＝ΔH1＋ΔH2 = ΔH3+ΔH4 +ΔH5。 2.化学反应焓变的计算 （1）根据反应物和生成物的能量计算 公式：△H = 生成物总能量 — 反应物总能量 （2）根据反应物和生成物的键能计算 公式：△H = 反应物总键能 — 生成物总键能 （3）根据热化学方程式进行有关计算 反应热与反应物各物质的物质的量成正比，根据已知的热化学方程式和已知的反应物或生成物的物质的量或反应吸收或放出的热量，可以把反应热当作“产物”，计算反应放出或吸收的热量。 （4）根据盖斯定律计算 ①运用盖斯定律的技巧——“三调一加” 一调：根据目标热化学方程式，调整已知热化学方程式中反应物和生成物的左右位置，改写已知的热化学方程式。 二调：根据改写的热化学方程式调整相应ΔH的符号。 三调：调整中间物质的化学计量数。 一加：将调整好的热化学方程式及其ΔH相加。 ②运用盖斯定律的三个注意事项 热化学方程式乘以某一个数时，反应热的数值必须也乘上该数。 热化学方程式相加减时，物质之间相加减，反应热也必须相加减。 将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“＋”“－”随之改变，但数值不变。 二、化学能转化为电能——电池 （一）原电池的工作原理 1.原电池定义及本质 概念：原电池是把化学能转化为电能的装置， 反应本质：自发进行的氧化还原反应。 2.原电池构成条件 一看反应 看是否有能自发进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应) 二看两电极 一般是活泼性不同的两电极 三看是否形成闭合回路 形成闭合回路需三个条件： ①电解质溶液或熔融电解质； ②两电极直接或间接接触； ③两电极插入电解质溶液中 3.原电池的工作原理 Zn—Cu电池 ①电子移动方向 锌失电子逐渐溶解变成Zn2＋进入溶液，电子从负极经导线流入正极 ②离子移动方向 阴离子向负极移动(如SO)，阳离子向正极移动(如Zn2＋和H＋，溶液中H＋在正极上得电子形成氢气在铜片上冒出)。 ③电极反应式 负极(锌极)：Zn－2e－===Zn2＋(氧化反应)。 正极(铜极)：2H＋＋2e－===H2(还原反应)。 总反应：Zn＋2H＋===Zn2＋＋H2↑。 记忆口诀 原电池电极判断4法：活泼金属做负极，发生氧化是负极，电子流出是负极，阴离子移向是负极。 （二）化学电源 1.酸性锌锰干电池 结构 酸性锌锰干电池是以锌筒为负极，石墨棒为正极，在石墨棒周围填充糊状的MnO2和NH4Cl作电解质 电极反应 负极 Zn-2e-==Zn2＋ 正极 2MnO2＋2NH＋2e-==Mn2O3＋2NH3↑＋H2O 总反应 Zn＋2MnO2＋2NH4-==Zn2＋＋Mn2O3＋2NH3↑＋H2O 缺陷 酸性锌锰干电池即使不用，放置过久，锌筒也会因酸性的NH4Cl溶液腐蚀，造成漏液而失效，还会导致电器设备的腐蚀 改进措施 a.在外壳套上防腐金属筒或塑料筒制成防漏电池； b.将电池内的电解质NH4Cl换成湿的KOH，并在构造上进行改进，制成碱性锌锰电池； c.负极材料由锌片改为锌粉。 2.碱性锌锰干电池 结构 电极反应 负极 负极材料：Zn 负极反应：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2 正极 正极材料：MnO2 正极反应：2MnO2＋2H2O＋2e－===2MnOOH＋2OH－ 总反应 Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnOOH＋Zn(OH)2 3.铅蓄电池 结构 铅蓄电池是最常见的二次电池，负极材料是Pb，正极材料是PbO2。 总反应式 Pb＋PbO2＋2H2SO42PbSO4＋2H2O ①放电时的反应 a．负极反应：Pb＋SO－2e－===PbSO4； b．正极反应：PbO2＋4H＋＋SO＋2e－===PbSO4＋2H2O； c．总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4===2PbSO4＋2H2O。 ②充电时的反应 a．阴极反应：PbSO4＋2e－===Pb＋SO； b．阳极反应：PbSO4＋2H2O－2e－===PbO2＋4H＋＋SO； c．总反应：2PbSO4＋2H2O===Pb＋PbO2＋2H2SO4。 4.燃料电池 装置 燃料电池的构成 燃料电池是一种将燃料(如氢气、甲烷、乙醇)与氧化剂(如氧气)的化学能直接转化为电能的 电化学反应装置。 燃料气可以是氢气、甲烷、乙烷、丙烷、甲醇、乙醇、葡萄糖、肼等可燃性气体， 电解质通常有四种情况： ①稀硫酸 ②KOH溶液 ③Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作电解质，其导电粒子是CO32- ④固体电解质是掺杂了Y2O3（三氧化二钇）的ZrO2（氧化锆）固体，高温下能传导O2-离子 特点 ①清洁、安全、高效 ②燃料的利用率高、能量转化率高，能量转化率达到80%以上 ③与常规发电厂相比，其二氧化碳排放量明显降低 ④与干电池或者蓄电池的主要差别在于反应物不是储存在电池内部，而是从外部提供，这时电池起着类似试管、烧杯等反应器的作用 ⑤供电量易于调节，能适应于电器负载的变化，而且不需要很长的充电时间，在航天、军事和交通等领域有广阔的应用情景 三、电能转化为化学能——电解 （一）电解原理 1.工作原理 构建电解池模型 (电解CuCl2溶液为例) 总反应式：CuCl2Cu＋Cl2↑ 三个流向 ①电子流向：电源负极→电解池阴极；电解池的阳极→电源的正极； ②离子流向：阳离子→电解池的阴极，阴离子→电解池的阳极。 ③电流方向：电源正极→电解池阳极→电解质溶液→阴极→负极。 电极产物判断 （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：活泼电极＞S2－＞I－＞Br－＞Cl－＞OH－＞含氧酸根离子＞F-。 S2－、I－、Br－、Cl－放电，产物分别是S、I2、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＋＞Zn2＋＞H＋(水)＞Al3＋＞Mg2＋。 ①若金属阳离子(Fe3＋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。 2.电极反应式、电解方程式的书写 ①首先判断阴、阳极，分析阳极材料是惰性电极还是活泼电极。 ②再分析电解质水溶液的组成，找全离子并分阴离子、阳离子两组(不要忘记水溶液中的H＋和OH－)。 ③然后排出阴、阳两极的放电顺序： 阴极：Ag＋＞Fe3＋＞Cu2＋＞H＋(酸)＞Fe2＋＞Zn2＋＞H＋(水)＞（后为熔融体放电顺序）Al3＋＞Mg2＋＞Na＋＞Ca2＋＞K＋。 阳极：活泼电极＞S2－＞I－＞Br－＞Cl－＞OH－＞含氧酸根离子。 ④分析电极反应，判断电极产物，写出电极反应式，要注意遵循原子守恒和电荷守恒。 ⑤最后写出电解反应的总化学方程式或离子方程式，并注明“电解”条件。 关键牢记 电解池中的阴、阳极判断 判断方法 与电源连接方式 电子流动方向 离子移动方向 反应类型 电极现象 阳极 与电源正极相连 电子流出 阴离子移向 氧化反应 溶解或产生有色气体 阴极 与电源负极相连 电子流入 阳离子移向 还原反应 析出金属或产生氢气 （二）电解原理的应用 1.氯碱工业 （1）离子交换膜电解槽 装置 离子交换膜电解槽 阳极 钛网(涂有钛、钌等氧化物涂层) 2Cl－－2e－===Cl2↑(氧化反应) 阴极 碳钢网 2H＋＋2e－===H2↑(还原反应) 阳离子 交换膜 ①只允许阳离子通过，能阻止阴离子和气体通过 ②将电解槽隔成阳极室和阴极室 总反应方程式 2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑ （2）氯碱工业制烧碱、氢气和氯气图解 2.电镀铜与电解精炼铜 电镀 电解精炼铜 示意图 电极反应 阳极 Cu－2e－===Cu2＋ Zn－2e－===Zn2＋，Cu－2e－===Cu2＋ 阴极 Cu2＋＋2e－===Cu Cu2＋＋2e－===Cu 电解质溶液的浓度变化 CuSO4溶液的浓度不变 CuSO4溶液的浓度变小 3.电冶金 电解冶炼 冶炼钠 冶炼镁 冶炼铝 电极反应 阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑ 阴极：2Na＋＋2e－===2Na 阳极：2Cl－2e－===Cl2↑ 阴极：Mg2＋＋2e－===Mg 阳极：6O2－－12e－===3O2↑ 阴极：4Al3＋＋12e－===4Al 总反应 2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑ MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑ 2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑ 四、金属的腐蚀与防护 （一）金属电化学腐蚀的原理 1.金属腐蚀的类型 金属腐蚀的本质 金属原子失去电子变为金属阳离子，发生氧化反应 金属腐蚀的类型 化学腐蚀与电化学腐蚀 类型 化学腐蚀 电化学腐蚀 条件 金属与接触到的干燥气体或非电解质液体直接发生化学反应 不纯的金属接触到电解质溶液发生原电池反应 本质 M－ne－＝Mn＋ M－ne－＝Mn＋ 现象 金属被腐蚀 较活泼的金属被腐蚀 区别 无电流产生 有微弱电流产生 联系 电化学腐蚀比化学腐蚀普遍得多，腐蚀速率更快，危害也更严重 析氢腐蚀与吸氧腐蚀(以钢铁的腐蚀为例) 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 电极 反应 负极 Fe－2e－＝Fe2＋ 正极 2H＋＋2e－＝H2↑ O2＋2H2O＋4e－＝4OH－ 总反应式 Fe＋2H＋＝Fe2＋＋H2↑ 2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2 联系 吸氧腐蚀更普遍 注：I、只有 位于金属活动性顺序中氢前 的金属才可能发生析氢腐蚀 II、 氢前和氢后的金属 可发生吸氧腐蚀 2.金属腐蚀快慢的一般规律 （1）在同一电解质溶液中，金属腐蚀的速率快慢：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）在原电池中，电解质溶液相同时，两极的活泼性差别越大，负极金属越易被腐蚀，如Zn—Cu(H2SO4)中的Zn比Zn—Fe(H2SO4)中的Zn腐蚀快。 （3）对由相同正、负极构成的原电池(如Fe—Cu原电池) ①电解质的氧化能力越强，负极金属越易被腐蚀。如：Fe在不同电解质溶液中的腐蚀速率是CuSO4溶液＞稀H2SO4＞NaCl溶液。 ②电解质中起氧化作用的离子相同时，该离子浓度越大，负极金属腐蚀速率越快。如腐蚀速率：1 mol·L－1盐酸＞0.1 mol·L－1盐酸＞0.1 mol·L－1醋酸＞海水(起氧化作用的H＋浓度逐渐减小)。 ③溶液的导电能力越强，负极金属越易被腐蚀。如腐蚀速率：海水＞淡水＞酒精。 （4）一般情况下不纯的金属或合金在潮湿的空气中腐蚀的速率远快于在干燥、隔绝空气条件下的腐蚀速率。 （二）金属的防护 （1）电化学防护 ①牺牲阳极法——原电池原理，通常是在被保护的钢铁设备上安装锌块。 a.负极：比被保护金属活泼的金属； b.正极：被保护的金属设备。 原理装置如图所示： 锌比铁活泼，发生腐蚀时作为原电池的负极，不断遭受腐蚀，而作为正极的钢铁设备被保护起来。 ②外加电流法——电解原理，把被保护的钢铁设备(如钢闸门)作为阴极，用惰性电极作为辅助阳极，两者均放在电解质溶液(如海水)里，外接直流电源，通电后，调整外加电压，强制电子流向被保护的钢铁设备，使钢铁表面腐蚀速率降至零或接近零，钢铁设备被迫成为阴极而受到保护。 a.阴极：被保护的金属设备； b.阳极：惰性金属或石墨。 原理装置如图所示 （2）改变金属的内部结构，在金属中添加其他金属或非金属可以制成性能优异的合金，如制成合金、不锈钢等。 （3）在金属表面覆盖保护层，在金属表面覆盖致密的保护层，将金属制品与周围物质隔开是一种普遍采用的防护方法，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。 一、化学反应热效应 （一）基本概念易错点 1.反应吸放热与反应条件无关：需要加热的反应不一定是吸热反应（如燃烧需要点燃，属于放热反应）；吸热反应也不一定需要持续加热（如八水合氢氧化钡与氯化铵反应，常温即可发生）。 2.焓变ΔH的正负号：放热反应ΔH为负值，吸热反应ΔH为正值；单位为kJ/mol，不可省略。 3.燃烧热的定义：101kPa下，1mol纯可燃物完全燃烧生成稳定氧化物时放出的热量；稳定氧化物要求：C→CO₂(g)、H→H₂O(l)、S→SO₂(g)，生成气态水、CO等均不符合要求。 4.中和热的定义：强酸强碱稀溶液发生中和反应生成1mol液态H₂O时放出的热量，数值为57.3kJ/mol；若有弱酸/弱碱参与（电离吸热）、有沉淀生成（额外成键放热），则反应放出的热量不等于57.3kJ。 5.焓变计算的两个公式： （1）从能量角度：ΔH=生成物总能量 - 反应物总能量 （2）从键能角度：ΔH=反应物总键能 - 生成物总键能（二者计算方向相反，极易记混） （二）热化学方程式书写易错点 1.必须标注所有物质的聚集状态（s/l/g/aq），状态不同焓变数值不同。 2.方程式系数代表物质的量，可以为整数或分数；ΔH与系数成正比，系数扩大/缩小几倍，ΔH也要对应扩大/缩小几倍。 3.可逆反应的ΔH是指反应完全进行时的焓变，与实际反应的转化率无关，如N₂+3H₂⇌2NH₃ ΔH=-92kJ/mol，投入1mol N₂和3mol H₂充分反应，放热小于92kJ。 4.反应逆向进行时，ΔH绝对值不变，符号相反。 （三）盖斯定律与图像易错点 1.盖斯定律计算时，需将目标反应与已知反应对照，物质同侧相加、异侧相减，ΔH也需同步调整系数和符号，不可直接加减原焓变。 2.催化剂只降低反应的活化能，不改变反应物、生成物的总能量，因此不改变ΔH，也不改变平衡转化率。 3.能量图像中，反应物总能量高于生成物为放热反应（ΔH<0），反之则为吸热反应（ΔH>0）。 二、电化学 （一）原电池 1.正负极判断易错点 （1）活泼金属不一定做负极：需结合电解质溶液判断，如Mg-Al-NaOH原电池中，Al更易与NaOH反应，作负极；Cu-Al-浓硝酸原电池中，Al钝化，Cu作负极。 （2）燃料电池中，通入燃料的一极为负极（失电子氧化），通入O₂的一极为正极（得电子还原）。 2.电子、离子流向易错点 （1）电子只能沿导线移动：负极→导线→正极，电子不进入电解质溶液。 （2）离子在溶液中定向移动：阳离子移向正极，阴离子移向负极（记忆：正正负负）。 （3）盐桥作用是平衡电荷，内部阳离子移向正极区，阴离子移向负极区；不能用金属导线代替盐桥。 3.电极反应式书写易错点 （1）必须考虑电解质参与反应：碱性环境中不会出现H⁺，酸性环境中不会出现OH⁻；如甲烷碱性燃料电池，负极产物为CO₃²⁻，不是CO₂。 （2）可逆电池的充电反应是放电反应的逆过程，充电时原电池的负极接电源负极（作阴极），原电池的正极接电源正极（作阳极）。 （二）电解池 1.阴阳极判断与放电顺序易错点 （1）阳极与电源正极相连，发生氧化反应；阴极与电源负极相连，发生还原反应，不可与原电池正负极混淆。 （2）阳极放电优先级：活性电极（Pt、Au、石墨除外的金属电极）> S²⁻> I⁻> Br⁻> Cl⁻> OH⁻> 含氧酸根；若阳极为活性电极，电极本身优先失电子，不是溶液中的离子放电。 （3）阴极放电优先级：Ag⁺> Fe³⁺> Cu²⁺> H⁺（酸）> Pb²⁺> Sn²⁺> Fe²⁺> Zn²⁺> H⁺（水）> 活泼金属阳离子；注意Fe³⁺得电子生成Fe²⁺，不是Fe单质。 2.电解应用易错点 （1）氯碱工业（电解饱和食盐水）：阳极产物Cl₂，阴极产物H₂和NaOH，NaOH在阴极区生成。 （2）电解精炼铜：粗铜作阳极，纯铜作阴极，含Cu²⁺的溶液作电解质；阳极中比Cu活泼的Zn、Fe等优先放电，因此电解质溶液中Cu²⁺浓度会降低，阳极泥为Ag、Au等不活泼金属。 （3）电镀：镀层金属作阳极，镀件作阴极，含镀层金属离子的溶液作电解质，电镀过程中电解质浓度不变。 （4）电解水时，为增强导电性可加入少量Na₂SO₄、NaOH等，不可加入NaCl（否则阳极生成Cl₂，不是O₂）。 （三）金属腐蚀与防护 1.腐蚀类型易错点 （1）钢铁腐蚀以吸氧腐蚀为主，发生在中性、弱酸性环境；析氢腐蚀仅发生在较强酸性环境中。 （2）吸氧腐蚀正极反应：O₂+2H₂O+4e⁻=4OH⁻；析氢腐蚀正极反应：2H⁺+2e⁻=H₂↑，不可混淆。 （3）金属腐蚀的本质是金属失电子被氧化，即M - ne⁻=Mⁿ⁺。 2.防护方法易错点 （1）牺牲阳极法（原电池原理）：被保护金属作正极，连接比它更活泼的金属（作负极，被腐蚀消耗）。 （2）外加电流法（电解池原理）：被保护金属作阴极，接电源负极，惰性电极作阳极。 （3）两种防护方法原理不可混淆，“阳极”“正极”的对应关系是高频易错点。 3.电化学计算核心：串联电路中各电极转移电子数相等，以电子守恒为核心进行产物、质量、电量的计算，比例关系切勿出错。 考试常见错因解读汇总 错误类型 错误说法 错误原因解读 反应热概念混淆 需要加热的反应一定是吸热反应 反应吸放热由反应物和生成物的总能量差决定，与反应条件无关，如燃烧是放热反应但需要点燃引发 1mol H₂燃烧放出的热量就是H₂的燃烧热 燃烧热要求生成稳定氧化物，H需生成液态水，若生成气态水则放出的热量小于燃烧热 强酸强碱反应生成1mol水放出的热量就是中和热 中和热要求无其他反应，若生成沉淀（如硫酸和氢氧化钡反应生成BaSO₄），会额外放出热量，数值大于57.3kJ/mol 热化学方程式书写错误 热化学方程式的系数只能是整数 系数代表物质的量，可以为分数，焓变与系数成正比 可逆反应的ΔH是实际反应放出/吸收的热量 ΔH是反应完全进行的焓变，与反应限度无关，可逆反应实际放热/吸热小于ΔH绝对值 盖斯定律应用错误 盖斯定律计算时，反应式加减直接加减焓变，不用调整系数 焓变需与反应系数对应，反应式系数乘几倍，焓变也要乘几倍；反应倒过来写，焓变符号要反过来 原电池原理混淆 原电池中活泼金属一定作负极 负极判断要看是否能与电解质反应，如Mg-Al-NaOH电池中Al更易反应，作负极 原电池中阳离子向负极移动，阴离子向正极移动 正极富集电子带负电，吸引阳离子；负极失电子带正电，吸引阴离子，流向正好相反 电子从负极经电解质溶液流向正极 电子只能在导线中移动，溶液靠离子定向移动导电，电子不能进入溶液 电解池原理混淆 电解池阳极一定是阴离子放电 若阳极为活性金属电极（除Pt、Au、石墨），电极本身优先失电子放电 电解精炼铜时，电解质溶液中Cu²⁺浓度不变 粗铜中比Cu活泼的Zn、Fe优先在阳极放电，阴极只有Cu²⁺得电子，因此Cu²⁺浓度会降低 电解饱和食盐水时，NaOH在阳极区生成 阴极H⁺放电生成H₂，剩余OH⁻与Na⁺结合生成NaOH，因此NaOH在阴极区 金属腐蚀防护混淆 钢铁在潮湿空气中只发生析氢腐蚀 只有酸性较强时发生析氢腐蚀，中性、弱酸性环境均发生更普遍的吸氧腐蚀 牺牲阳极法保护金属时，被保护金属作阳极 牺牲阳极法是原电池原理，被保护金属作正极，比它活泼的金属作负极（阳极）被消耗 【牛刀小试】 1.需要加热的反应都是吸热反应。（ × ） 2.1mol甲烷燃烧生成气态水和CO₂放出的热量是甲烷的燃烧热。（ × ） 3.放热反应的ΔH为正值，吸热反应的ΔH为负值。（ × ） 4.热化学方程式的焓变与反应系数无关。（ × ） 5.催化剂可以降低反应的活化能，也可以改变反应的焓变。（ × ） 6.可逆反应的ΔH随反应转化率的升高而减小。（ × ） 7.从键能角度计算ΔH=生成物总键能-反应物总键能。（ × ） 8.反应物总能量高于生成物总能量的反应为放热反应。（ √ ） 9.原电池的负极发生还原反应，正极发生氧化反应。（ × ） 10.Mg-Al-NaOH原电池中，活泼金属Mg作负极。（ × ） 11.原电池中电子从负极经电解质溶液流向正极。（ × ） 12.双液原电池的盐桥可以用金属导线代替。（ × ） 13.燃料电池中，通入O₂的一极是正极。（ √ ） 14.电解池的阴极与电源正极相连，阳极与电源负极相连。（ × ） 15.电解CuSO₄溶液时，阴极生成O₂，阳极生成Cu。（ × ） 16.电解精炼铜时，粗铜作阴极，纯铜作阳极。（ × ） 17.电镀时，镀层金属作阳极，镀件作阴极。（ √ ） 18.用惰性电极电解饱和食盐水，阳极产生的气体能使湿润淀粉KI试纸变蓝。（ √ ） 19.钢铁在中性潮湿环境中主要发生析氢腐蚀。（ × ） 20.外加电流法保护金属时，被保护金属接电源正极。（ × ） 21.中和热测定实验中，用浓硫酸代替稀盐酸，测得的中和热数值偏大。（ √ ） 22.反应逆向进行时，焓变的数值和符号都不变。（ × ） 23.电解水时，加入少量NaCl可以增强导电性，加快电解速率。（ × ） 24.金属腐蚀的本质是金属得电子被还原。（ × ） 25.相同条件下，等质量的C完全燃烧生成CO₂比生成CO放出的热量多。（ √ ） 26.原电池的反应速率一定比纯金属直接反应的速率快。（ √ ） 27.Fe³⁺在阴极的放电顺序在Cu²⁺之后。（ × ） 28.盐桥中的阳离子向原电池的正极区移动。（ √ ） 29.电解氯化铜溶液时，阴极质量增加，阳极产生黄绿色气体。（ √ ） 30.牺牲阳极法属于电解池原理的应用。（ × ） 常考问题 技巧要点 热化学模块 放热反应与吸热反应的判断 当ΔH>0时，反应吸热，当ΔH<0时，反应放热；反应吸放热与反应是否需要加热无必然联系，仅由反应物和生成物的总能量差决定。 反应热的计算 1. 宏观角度计算：ΔH＝生成物总焓－反应物总焓ΔH＝生成物总焓－反应物总焓 2. 微观角度计算：ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能，即反应热等于反应物断键吸热与生成物成键放热的代数和，吸热取“+”值，放热取“－”值 3. 活化能角度：ΔH＝正反应活化能－逆反应活化能ΔH＝正反应活化能－逆反应活化能 热化学方程式正误的判断 一看状态→看各物质的聚集状态（s/l/g/aq）是否正确； 二看符号→看ΔH的“+”“－”是否正确，放热为负、吸热为正； 三看单位→看反应热的单位是否为kJ/mol； 四看数值→看反应热数值与化学计量数是否相对应； 五看概念→看燃烧热、中和热的热化学方程式是否符合概念定义。 燃烧热、中和热的概念辨析 1. 燃烧热判断：101kPa下，1mol纯可燃物完全燃烧生成稳定氧化物，稳定氧化物要求：C→CO2(g)、H→H2O(l)、S→SO2(g)，生成气态水、CO等均不符合； 2. 中和热判断：强酸强碱稀溶液发生中和反应仅生成1mol液态H2O时放出的热量为57.3kJ/mol，若有弱酸/弱碱（电离吸热）、沉淀生成（成键放热），则放出热量不等于该数值。 盖斯定律的应用技巧 ① 定位目标反应的反应物和生成物，与已知反应对照，物质在同侧则相加、异侧则相减； ② 系数同步调整：已知反应的化学计量数乘/除几，对应的ΔH也同步乘/除几； ③ 反应方向颠倒时，ΔH的数值不变，符号相反； ④ 合并反应时ΔH需带符号进行代数运算。 电化学模块 原电池正负极的快速判断 ① 常规情况：较活泼金属作负极，特殊情况需结合电解质判断：Mg−Al−NaOH原电池中Al为负极、Cu−Al−浓硝酸原电池中Cu为负极； ② 燃料电池：通入燃料的一极为负极，通入O2氧化剂的一极为正极； ③ 现象角度：电极溶解/质量减少的为负极，有气体/固体析出/质量增加的为正极； ④ 微粒流向：阳离子移向正极，阴离子移向负极；电子仅沿导线从负极流向正极，不进入电解质溶液。 电解池阴阳极及产物判断 ① 电极连接：阳极与电源正极相连，发生氧化反应；阴极与电源负极相连，发生还原反应； ② 阳极放电顺序：活性电极（Pt、AuPt、Au、石墨除外）> S2−> I−> Br−> Cl−> OH−> 含氧酸根，活性电极作阳极时本身优先失电子； ③ 阴极放电顺序：Ag+> Fe3+> Cu2+> H+(酸)> Pb2+> Sn2+> Fe2+> Zn2+> H+(水)> 活泼金属阳离子，Fe3+放电生成Fe2+，不是Fe单质； ④ 产物检验：阳极Cl2用湿润淀粉KI试纸（变蓝），阴极H2用燃着的木条（淡蓝色火焰）。 电极反应式书写技巧 ① 先判断溶液酸碱性：酸性环境用H+配平、碱性环境用OH−配平，中性环境反应物用H2O配平； ② 三守恒原则：先写得失电子守恒，再写电荷守恒，最后补H2O写原子守恒； ③ 燃料电池有机物负极反应：碱性环境C素转化为CO32−，酸性环境转化为CO2； ④ 可逆电池充电：充电反应是放电反应的逆过程，原电池负极接电源负极（作阴极）、原电池正极接电源正极（作阳极）。 电化学计算技巧 ① 核心依据：串联电路中各电极转移电子数相等，以电子守恒为计算核心； ② 常见对应关系：1mol e−对应析出1mol Ag、0.5mol Cu、0.25mol O2、0.5mol Cl2、生成1mol H+/OH−； ③ 涉及气体体积的计算，需先换算为标准状况下的体积再计算物质的量。 学科网（北京）股份有限公5 / 5 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $