人教版化學必修二第二章化學反應與能量總結

夯實基礎提高能力滿分答卷持之以恒第4頁共4頁嘉祥一中高一化學系列之知識清單第二章化學反應與能量第一節(jié)化學能與熱能1.化學反應的重要特征：化學反應過程中總是伴隨著能量變化，通常表現(xiàn)為熱量變化。2.化學反應中能量變化的主要原因：舊鍵的斷裂和新鍵的形成。3.化學反應吸收能量或放出能量的決定因素：反應物和生成物的總能量的相對大小。4.會判斷吸熱反應、放熱反應（1）放熱反應：反應物的總能量大于生成物的總能量①所有燃燒反應；②中和反應；③大多數(shù)化合反應；④活潑金屬跟水或酸反應；⑤鋁熱反應（2）吸熱反應：反應物的總能量小于生成物的總能量①大多數(shù)分解反應；②氯化銨與氫氧化鋇晶體的反應：Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O③C＋CO22COC(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)5.兩個角度認識吸、放熱反應6.中和熱：稀的強酸與強堿發(fā)生中和反應生成1molH2O時所釋放的熱量。7.（1）一次能源：直接從自然界中獲取得能源。如：煤、石油、天然氣、太陽能、風能、地熱能、潮汐能、氫能、沼氣等。（2）二次能源：一次能源經(jīng)過加工、轉(zhuǎn)化得到的能源。如：電能、蒸汽、汽油等。第二節(jié)化學能與電能1.原電池（1）概念：把化學能直接轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池。（2）構成條件①兩個活潑性不同的電極；②電解質(zhì)溶液；③形成閉合回路；④基于一個自發(fā)進行的氧化還原反應。（3）原電池的工作原理（以Cu-Zn原電池為例）負極：電子流出的一極為負極。較活潑的金屬作負極，負極發(fā)生氧化反應。電極反應式：較活潑金屬－ne－＝金屬陽離子Zn－2e－=Zn2+現(xiàn)象：負極溶解，質(zhì)量減少。正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發(fā)生還原反應。電極反應式：電解質(zhì)溶液中的陽離子＋ne－＝單質(zhì)（或低價態(tài)的陽離子）2H++2e－=H2↑現(xiàn)象：一般有氣體放出或正極質(zhì)量增加。2.原電池正負極的判斷方法①依據(jù)原電池兩極的材料：較活潑的金屬一般做負極（K、Ca、Na太活潑，不能做電極）；較不活潑金屬或可導電非金屬（石墨）、氧化物（MnO2）等一般做正極。②根據(jù)電流方向或電子流向外電路中電流由正極流向負極；電子則由負極經(jīng)外電路流向原電池的正極。③根據(jù)內(nèi)電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。④根據(jù)原電池中的反應類型：負極：失電子，發(fā)生氧化反應，現(xiàn)象通常是電極本身消耗，質(zhì)量減小。正極：得電子，發(fā)生還原反應，現(xiàn)象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。3.原電池原理的應用①組成原電池可以加快化學反應速率。如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。②比較金屬活動性強弱。a.原電池負極（電子流出的電極，質(zhì)量減少的電極）為活潑金屬；b.原電池正極（電子流入的電極，質(zhì)量不變或增加的電極，冒氣泡的電極）為不活潑金屬③設計簡單的原電池。根據(jù)電池反應找出負極、選擇正極和合理的電解質(zhì)溶液：a.負極一般為失電子的金屬（即化合價升高的物質(zhì)）b.正極為比負極不活潑的金屬或石墨c.電解質(zhì)溶液含有反應中得電子的陽離子（即化合價降低的物質(zhì)）④金屬的腐蝕。作為原電池負極的金屬被腐蝕，但作為正極的金屬就被保護。如：輪船鑲鋅塊4.發(fā)展中的化學電源①干電池（鋅錳電池）a.負極：Zn－2e-＝Zn2+b.參與正極反應的是MnO2和NH4+②充電電池a.鉛蓄電池：鉛蓄電池放電時為原電池原理：負極：Pb+SO42-－2e-＝PbSO4正極：PbO2+4H++SO42-+2e-＝PbSO4+2H2O③氫氧燃料電池：它是一種高效、不污染環(huán)境的發(fā)電裝置。a.電解質(zhì)溶液為堿性溶液負極：2H2+4OH-－4e-＝4H2O正極：O2+2H2O+4e-＝4OH-總反應：2H2+O2＝2H2Ob.電解質(zhì)溶液為酸性溶液負極：2H2－4e-＝4H+正極：O2+4H++4e-＝2H2O總反應：2H2+O2＝2H2O5.原電池電極反應的書寫注意事項①負極上發(fā)生氧化反應，正極上還原反應在發(fā)生。電極名稱與電極反應要對應。②正負極電極反應方程式都寫時，一定要遵循得失電子守恒；若只讓寫某一極的電極反應式時，系數(shù)要化到最簡。③原電池的總反應式可以把正極和負極反應式相加而得。④由原電池的總反應式可以減去某一極的電極反應式得另一極的電極反應式。⑤注意電解質(zhì)溶液(酸堿)對電極反應的影響,如氫氧燃料電池，Mg|NaOH|Al電池等。第三節(jié)化學反應速率與限度1.化學反應的速率①概念：表示化學反應進行快慢的物理量。②表示方法：通常用單位時間內(nèi)反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量來表示。③計算公式：v(B)＝＝④常用單位：mol·L-1·s-1或mol/(L·min)或mol·(L·min)-1注意單位的書寫⑤重要規(guī)律：化學反應速率之比＝化學計量數(shù)之比規(guī)律應用：a.已知反應方程和某物質(zhì)表示的反應速率，求另一物質(zhì)表示的反應速率；b.已知反應中各物質(zhì)表示的反應速率之比或△C之比，求反應方程式。c.比較反應速率的快慢：找同一參照物，把其他的物質(zhì)表示的反應速率轉(zhuǎn)化成同一物質(zhì)表示的反應速率，注意單位陷阱。⑥注意事項a.化學反應速率是一段時間內(nèi)的平均速率不是瞬時速率；b.同一反應用不同物質(zhì)表示的化學反應速率時數(shù)值可能不同，但意義相同。c.若B為固體或純液體不能用來表示反應速率。2.影響化學反應速率的因素①內(nèi)因：反應物自身的性質(zhì)（主要因素）。②外因a.溫度：在其它條件不變時，升高溫度，反應速率增大；降低溫度，反應速率減小。b.濃度：在其它條件不變時，增大反應物的濃度，反應速率增大；減小反應物的濃度，反應速率減小。c.壓強：在其它條件不變時，增大壓強，反應速率增大；減小壓強，反應速率減小。（適用于有氣體參加的反應）d.催化劑：在其它條件不變時，加入催化劑加快反應速率。e.其它因素：如固體的表面積（顆粒大?。?、構成原電池等也會改變化學反應速率。3.可逆反應①定義：在相同的條件下，既能向正反應方向進行又能向逆反應方向的化學反應。②通常把從左向右進行的反應叫做正反應；而從右向左進行的反應叫做逆反應。③可逆反應的特點a.在可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行。b.可逆反應不能進行到底，即反應物和生成物的物質(zhì)的量都不能為0。4.化學平衡狀態(tài)①定義：在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態(tài)。②化學平衡的建立③化學平衡狀態(tài)的特征：逆、動、等、定、變。逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。動：動態(tài)平衡，達到平衡狀態(tài)時，正逆反應仍在進行。等：達到平衡狀態(tài)時，v正＝v逆≠0。定：達到平衡狀態(tài)時，各組分的量一定。變：當影響平衡的條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會建立新的平衡。5.化學平衡狀態(tài)的判斷（標志）兩個核心：①VA（正）＝VA（逆）②各組分的量保持不變【例】在下列條件時，可逆反應mA(g)+nBPC+qD是否達到平衡狀態(tài)，混合物體系中各組分的含量各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量分數(shù)一定是各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)一定是各氣體的體積或體積分數(shù)一定是混合氣體的總壓、總體積、總物質(zhì)的量一定不一定正逆反應速率的關系在單位時間內(nèi)消耗mmolA同時生成mmolA，即V（正）=V（逆）是在單位時間內(nèi)消耗mmolA同時消耗PmolC，即V（正）=V（逆）是V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q不一定在單位時間內(nèi)生成nmol