人教版（2019）高中化學必修二第六章化學反應與能量單元知識清單-學案下載-教習網(wǎng)

第六章化學反應與能量單元知識清單【知識導引】一、化學反應與能量變化二、化學反應的速率與限度【知識清單】一、化學反應與能量變化知識點1、化學反應與熱能的轉(zhuǎn)化 1、化學反應與能量：化學反應一定伴隨有能量的變化，化學反應中能量變化主要表現(xiàn)為熱量的變化，吸熱或放熱。 2、化學能與熱能的實驗探究 3、化學反應兩條基本規(guī)律： ①質(zhì)量守恒定律：化學反應前后物質(zhì)的總質(zhì)量保持不變。 ②能量守恒定律：一種形式的能量可以轉(zhuǎn)化為另一種形式的能量，轉(zhuǎn)化的途經(jīng)和能量的形式不同，但是體系包含的總能量不變。知識點2、放熱反應和吸熱反應 1、放熱反應和吸熱反應比較 2、原因解釋（1）微觀—化學鍵與化學反應中能量變化的關(guān)系 ①化學鍵與能量的關(guān)系化學鍵是物質(zhì)內(nèi)部微粒之間強烈的相互作用。斷開化學鍵要吸收能量，形成化學鍵要釋放能量；化學反應的本質(zhì)是反應物中化學鍵的斷裂和生成物中化學鍵的形成。 c.化學鍵的變化是化學反應中能量變化的主要原因,且能量是守恒的，化學反應中的能量變化通常表現(xiàn)為熱量的變化。 ②鍵能概念：標況下，將1mol氣態(tài)分子AB斷裂成理想氣態(tài)原子所吸收的能量，單位（kJ·mol-1）; ③實例分析：氫氣和氯氣反應的本質(zhì)是在一定的條件下，氫氣分子和氯氣分子中的H-H鍵和Cl-Cl鍵斷開，氫原子和氯原子通過形成H-Cl鍵而結(jié)合成HCl分子。則：吸收總能量為：436+243=679KJ 釋放總能量為：431×2=862KJ 反應中放出的熱量：862-679=183KJ 這樣，由于破壞舊鍵吸收的能量少于形成新鍵放出的能量，根據(jù)“能量守恒定律”，多余的能量就會以熱量的形式釋放出來。（2）宏觀—物質(zhì)儲存化學能與化學反應中能量變化的關(guān)系 ①一個確定的化學反應完成后的結(jié)果是吸收能量還是放出能量，決定于反應物總能量和生成物總能量相對大小。 ②化學反應中的能量變化通常表現(xiàn)為熱量的變化，即吸熱或者放熱。吸熱反應和放熱反應與反應物和生成物總能量的關(guān)系如下：吸熱反應：反應物的總能量小于生成物的總能量放熱反應：反應物的總能量大于生成物的總能量 ③放熱反應和吸熱反應的能量示意圖：注意：①有的放熱反應需要加熱才能發(fā)生，例如煤的燃燒就是放熱反應，但需要加熱或點燃引發(fā)反應；有的放熱反應不需要加熱，如磷的自燃。 ②吸熱反應大都需要加熱，也有不需加熱就能反應的，例如Ba(OH)2·8H2O晶體與NH4Cl晶體的反應。吸熱反應與放熱反應與反應是否需要加熱沒有關(guān)系。 ③吸熱反應和放熱反應均是化學反應。某些吸熱過程和放熱過程不屬于化學反應。如：NaOH固體溶于水，濃硫酸稀釋屬于放熱過程；NH4NO3固體溶于水屬于吸熱過程，三者都不是化學反應，也就不屬于吸熱反應或放熱反應。知識點3、人類能源的利用 1、人類利用能源的三個階段：樹枝雜草時期、化石能源和多能源結(jié)構(gòu)時期，從柴草時期到化石能源時期人類獲取熱能的主要途徑都是通過物質(zhì)的燃料。 2．能源的分類 3、人類利用化石燃料過程中亟待解決的問題（1）短期內(nèi)不可再生，且儲量有限，能源消費量與儲量之間的矛盾日益突顯。（2）煤和石油產(chǎn)品燃燒排放的粉塵、SO2、NOx、CO等是大氣污染物的主要來源。（3）為了改善人類的生存環(huán)境，促進社會可持續(xù)發(fā)展，節(jié)能和尋找清潔的新能源成為人類的必然選擇。注意：新能源的優(yōu)點是資源豐富、可以再生、對環(huán)境無污染等。知識點4、原電池 1、工作原理及構(gòu)成 2、原電池的正、負極的判斷方法注意：①構(gòu)成原電池的兩電極材料不一定都是金屬，正極材料可以為導電的非金屬，例如石墨。兩極材料可能參與反應，也可能不參與反應。 ②兩個活潑性不同的金屬電極用導線連接，共同插入電解質(zhì)溶液中不一定構(gòu)成原電池，必須有一個能自發(fā)進行的氧化還原反應。 ③在判斷原電池正負極時，既要考慮金屬活潑性的強弱也要考慮電解質(zhì)溶液性質(zhì)。如Mg—Al—HCl溶液構(gòu)成的原電池中，負極為Mg；但是Mg—Al—NaOH溶液構(gòu)成的原電池中，負極為Al，正極為Mg。 3、原電池原理的應用 4、原電池設(shè)計實例：以Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu為例知識點5、化學電池 1、化學電池的分類 2、原電池電極反應式的書寫（1）書寫步驟：①列物質(zhì)，標得失：按照負極氧化反應，正極還原反應，判斷電極反應物、生成物，標出電子得失。 ②看環(huán)境，配守恒：電極產(chǎn)物在電解質(zhì)溶液的環(huán)境中應能穩(wěn)定存在，如酸性介質(zhì)中，OH－不能存在，應生成水；堿性介質(zhì)中，H＋不能存在，應生成水；電極反應式同樣要遵循電荷守恒、原子守恒、得失電子守恒。 ③兩式加，驗總式：正負極反應式相加，與總反應離子方程式驗證。（2）書寫方法：（3）書寫技巧：若某電極反應式較難寫出時，可先寫出較易寫的電極反應式，然后根據(jù)得失電子守恒，用總反應式減去較易寫的電極反應式，即可得出較難寫的電極反應式。二、化學反應的速率與限度知識點1、化學反應的速率注意：①用不同物質(zhì)的濃度變化表示的化學反應速率之比等于反應方程式中相應的物質(zhì)的化學計量數(shù)之比。計量數(shù)不同，速率不同，因而定量表示一個化學反應的反應速率時，必須指明是用哪一種物質(zhì)來表示。 ②不論是用反應物表示還是用生成物表示，其化學反應速率都取正值，而且是某一段時間內(nèi)的平均速率。 ③固體或純液體的濃度視為常數(shù)，因此不用固體或純液體表示化學反應速率。知識點2、影響化學反應的速率的因素注意：①濃度只適用于氣體參加或在溶液中進行的化學反應，在一定溫度下，固體或純液態(tài)物質(zhì)的濃度是一個常數(shù)，改變其用量，對化學反應速率無影響。 ②溫度對任何化學反應都適用，且不受反應物狀態(tài)的影響，不論是吸熱反應還是放熱反應，升高溫度都能增大化學反應速率，降低溫度都能減小化學反應速率。 ③壓強對化學反應速率的影響實質(zhì)是通過改變濃度，對化學反應速率的影響實現(xiàn)的。由于固體或液體的體積受壓強的影響很小，所以壓強只影響有氣體參加的化學反應的反應速率 ④催化劑能同等程度地改變正、逆反應的化學反應速率知識點3、化學反應的限度（化學平衡） 1、可逆反應 2、化學平衡狀態(tài) （1）建立過程：（2）圖像描述：（3）化學反應的限度：化學平衡狀態(tài)是可逆反應在一定條件下所能達到或完成的最大程度，也就是反應所能進行的最大限度，在該條件下反應物的轉(zhuǎn)化率最大。 2、化學平衡狀態(tài)的特征 4、化學平衡狀態(tài)的判斷（1）基本判據(jù)：等[v(正)＝v(逆)]、定（各組分含量、濃度保持不變）任何條件下的可逆反應均達到平衡。（2）判斷三標志 ①達到化學平衡的本質(zhì)標志 ②達到化學平衡的等價標志 ③達到化學平衡狀態(tài)的特殊標志注意：反應達到化學平衡狀態(tài)時各組分的濃度保持不變，但不一定相等，也不—定等于化學計量數(shù)之比。知識點4、化學反應條件的控制 1、目的和方法注意：①對于客觀上不能發(fā)生的化學反應，無法改變其反應速率；對于不可逆反應，無法改變其反應進行的限度。 ②采用控制化學反應條件的措施時，要和物質(zhì)與技術(shù)條件、經(jīng)濟與社會效益相結(jié)合，既要力所能及，又要物有所值，不能單純?yōu)楦淖兓瘜W反應的速率和限度而采取措施。 2、需要考慮的問題（以工業(yè)合成氨反應條件的調(diào)控為例分析）（1）理論上條件的選擇及利弊分析：溫度低、壓強高，氨的產(chǎn)率高。存在問題：溫度低，反應速率小，達到平衡的時間長，生產(chǎn)成本高。壓強大，對動力和生產(chǎn)設(shè)備的要求較高，所以一味增大壓強，也會增加生產(chǎn)成本。（2）實際條件控制：溫度： 400～500 ℃，壓強一般選擇10～30MPa。 3、調(diào)控反應條件、提高燃料的燃燒效率(以煤為例) （1）煤的狀態(tài)：煤被研得越細，與空氣中氧氣的接觸面積越大，燃燒越充分，反應速率越大。（2）空氣用量：適當過量的空氣有利于煤的充分燃燒。過多的空氣會帶走大量的熱量，降低反應溫度，減小燃燒速率，甚至會使燃燒停止(當溫度達不到煤的著火點時)；少量的空氣則會使煤燃燒不充分，造成能源浪費。實驗操作試管中加入2 mL 2 mol·L－1鹽酸，并用溫度計測量其溫度，再向試管中放入打磨過的鎂條將20 g Ba(OH)2·8H2O晶體研細后與10 g NH4Cl晶體一起放入燒杯中，并將燒杯放在滴有幾滴水的木片上。用玻璃棒快速攪拌，玻璃片蓋上燒杯實驗現(xiàn)象鎂條逐漸溶解，有氣泡產(chǎn)生，溫度計的示數(shù)升高有刺激性氣味氣體產(chǎn)生，用手觸摸杯壁下部，燒杯壁變涼，試著用手拿起燒杯，木片黏在燒杯上實驗結(jié)論該反應放出熱量該反應吸收熱量化學反應發(fā)生時伴有__熱量的釋放和吸收放熱反應吸熱反應定義釋放熱量的化學反應吸收熱量的化學反應常見反應金屬與水或酸的反應、金屬氧化物與水或酸的反應、燃燒反應及緩慢氧化、大多數(shù)化合反應、中和反應等氫氧化鋇晶體與氯化銨的反應、鹽酸與碳酸氫鈉的反應、C＋CO2eq \o(====,\s\up11(高溫),\s\do4())2CO、C＋H2O(g) eq \o(====,\s\up11(高溫),\s\do4())CO＋H2、大多數(shù)分解反應等能量變化反應物的總能量大于生成物的總能量反應物的總能量小于生成物的總能量鍵能變化生成物的總鍵能大于反應物的總鍵能生成物的總鍵能小于反應物的總鍵能能量圖示分類依據(jù)種類舉例來源來自太陽輻射的能量太陽能、煤、石油、天然氣、生物質(zhì)能、風能來自地球內(nèi)部的能量地熱能、核能、水能來自天體的引力能量潮汐能轉(zhuǎn)換過程一次能源太陽能、煤、石油、天然氣、生物質(zhì)能、風能二次能源石油制品、煤氣、電能利用歷史化石燃料煤、石油、天然氣新能源太陽能、風能、地熱能、核能、氫能、生物質(zhì)能性質(zhì)可再生能源太陽能、風能、水能、生物質(zhì)能不可再生能源煤、石油、天然氣、核能概念化學能轉(zhuǎn)化為電能的裝置形成條件兩個電極組合①②③④負極較活潑金屬金屬金屬石墨或Pt正極較不活潑金屬金屬氧化物石墨或Pt石墨或Pt電解質(zhì)溶液或熔融液可能與電極的負極反應，也可能不與電極反應電極上有自發(fā)的氧化還原反應發(fā)生微粒流向外電路電子從負極流向正極內(nèi)電路溶液中陽離子移向正極，陰離子移向負極正極較不活潑金屬或非金屬電極材料較活潑金屬負極還原反應電極反應類型氧化反應電子流入電子流向電子流出電流流出電流流向電流流入陽離子遷移的電極離子流向陰離子遷移的電極質(zhì)量增大或不變電極質(zhì)量質(zhì)量減少或不變電極有氣泡產(chǎn)生電極現(xiàn)象電極變細加快化學反應速率實驗室用鋅和稀硫酸反應制備氫氣時，常用粗鋅，產(chǎn)生氫氣的速率更快。原因是粗鋅中的雜質(zhì)和鋅、稀硫酸構(gòu)成原電池，電子定向移動，加快了鋅與硫酸反應的速率。比較金屬的活潑性一般情況下，在原電池中，負極金屬的活潑性比正極金屬的活潑性強。設(shè)計原電池首先將氧化還原反應分成兩個半反應。根據(jù)原電池的反應特點，結(jié)合兩個半反應找出正、負極材料和電解質(zhì)溶液。步驟實例將反應拆分為電極反應負極反應Fe－2e－===Fe2＋正極反應Cu2＋＋2e－===Cu選擇電極材料負極：較活潑金屬，一般為發(fā)生氧化反應的金屬Fe正極：活潑性弱于負極材料的金屬或石墨Cu或C選擇電解質(zhì)一般為與負極反應的電解質(zhì)CuSO4溶液畫出裝置圖名稱干電池 (一次電池)充電電池 (二次電池)燃料電池特點①活性物質(zhì)(發(fā)生氧化還原反應的物質(zhì))消耗到一定程度后，不能再使用(放電之后不能充電) ②電解質(zhì)溶液為膠狀，不流動①放電后可再充電使活性物質(zhì)獲得再生 ②可以多次充電，重復使用①電極本身不包含活性物質(zhì)，只是一個催化轉(zhuǎn)換元件 ②工作時，燃料和氧化劑連續(xù)地由外部供給(反應物不是儲存在電池內(nèi)部)，在電極上不斷地進行反應，生成物不斷地被排出舉例普通的鋅錳電池、堿性鋅錳電池、銀鋅電池等鉛蓄電池、鋰電池、鎳鎘電池等氫氧燃料電池、CH4燃料電池、CH3OH燃料電池等負極①活潑金屬作負極時，電極本身被氧化：a．若生成的陽離子不與電解質(zhì)溶液反應，其產(chǎn)物可直接寫為金屬陽離子，如：Zn－2e－＝Zn2＋，Cu－2e－＝Cu2＋。 b．若生成的金屬陽離子與電解質(zhì)溶液反應，其電極反應式為兩反應合并后的反應式。如Mg－Al(KOH)原電池，負極反應式為Al－－3e－＋4OH－＝AlOeq \o\al(－,2)＋2H2O；鉛蓄電池負極反應式：Pb－2e－＋SOeq \o\al(2－,4)＝PbSO4。②負極本身不反應時，常見書寫方法為：氫氧(酸性)燃料電池，負極反應式為H2－2e－＝2H＋。氫氧(堿性)燃料電池，負極反應式為H2－2e－＋2OH－＝2H2O。正極①首先根據(jù)化合價變化或氧化性強弱判斷得電子的微粒②其次確定該微粒得電子后變成哪種形式。如氫氧(酸性)燃料電池，正極反應式為O2＋4H＋＋4e－＝2H2O；氫氧(堿性)燃料電池，正極反應式為O2＋2H2O＋4e－＝4OH－；鉛蓄電池正極反應式：PbO2＋2e－＋4H＋＋SOeq \o\al(2－,4)＝PbSO4＋2H2O概念單位時間內(nèi)反應物濃度的增加或生成物濃度的減少表達式v(A)＝eq \f(Δc(A),Δt)單位mol·L－1·s－1 mol·L－1·min－1計算表達式法v(A)＝eq \f(Δc(A),Δt)比值法根據(jù)同一化學反應不同物質(zhì)的速率之比等于化學方程式中的化學計量數(shù)之比計算三段式設(shè)a mol·L－1、b mol·L－1分別為A、B兩物質(zhì)的起始濃度，mx mol·L－1為反應物A的轉(zhuǎn)化濃度，nx mol·L－1為反應物B的轉(zhuǎn)化濃度，則： mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 起始濃度 a b 0 0 轉(zhuǎn)化濃度 mx nx px qx 終態(tài)濃度 a－mx b－nx px qx大小比較換算法換算成同一物質(zhì)、同一單位表示，再比較數(shù)值大小比較法比較化學反應速率與化學計量數(shù)的比值。如反應aA＋bBcC，要比較v(A)與v(B)的相對大小，即比較eq \f(v(A),a)與eq \f(v(B),b)的相對大小，若eq \f(v(A),a)＞eq \f(v(B),b)，則用v(A)表示的反應速率比用v(B)表示的反應速率大影響因素結(jié)果反應物本身的性質(zhì)（主要因素）反應物越活潑，反應速率越快。溫度升高溫度，化學反應速率加快；降低溫度，化學反應速率減慢。反應物濃度（不包括固體、純液體）增大反應物濃度，加快反應速率；減小反應物濃度，反應速率減慢催化劑改變反應速率反應物的接觸面積的大小、固體反應物的顆粒大小增大反應物的表面積，化學反應速率加快；固體反應物顆粒越小，反應速率越快。壓強對于有氣體參與的化學反應，當其他條件相同時，增大反應體系壓強，化學反應速率增大。形成原電池形成原電池通常可以加快反應速率。溶劑的性質(zhì)、光、超聲波、磁場、固體反應物表面積等也會對化學反應速率產(chǎn)生影響。定義在同一條件下正反應方向和逆反應方向均能進行的化學反應（正向反應：由反應物得到生成物的化學反應；逆向反應：由生成物得到反應物的化學反應）特點雙向性反應物 eq \o(,\s\up7(正向反應),\s\do7(逆向反應))生成物兩同性相同條件正、逆反應同時進行共存性反應物、生成物同時存在，反應物的轉(zhuǎn)化率小于100%研究對象（逆）適用于可逆反應動態(tài)特征（動）建立平衡后，正、逆反應仍在進行，屬于動態(tài)平衡，可用同位素示蹤原子法證明平衡實質(zhì)（等）υ(正)＝v(逆)≠0（正、逆反應速率相等，但不等于零。）平衡結(jié)果（定）達平衡后，反應混合物中各組分的百分含量或濃度保持不變（不可理解為相等）平衡移動（變）化學平衡其存在是有條件的、暫時的，濃度、溫度、壓強條件變化時平衡會發(fā)生改變等效平衡（同）外界條件同，同一可逆反應從不同方向（正向、逆向、雙向）達到的平衡狀態(tài)相同項目mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)是否平衡v正＝v逆在單位時間內(nèi)消耗了m mol A的同時生成了m mol A平衡在單位時間內(nèi)消耗了n mol B的同時消耗了p mol C平衡在單位時間內(nèi)生成了p mol C的同時消耗了q mol D平衡v正(A)∶v逆(B)＝m∶n平衡項目mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)[假設(shè)只有A為有色氣體]是否平衡混合體系中各組分的含量各物質(zhì)的物質(zhì)的量或物質(zhì)的量的分數(shù)一定平衡各物質(zhì)的質(zhì)量或質(zhì)量分數(shù)一定平衡各氣體的體積或體積分數(shù)一定平衡A物質(zhì)斷裂的化學鍵與A物質(zhì)形成的化學鍵的物質(zhì)的量相等平衡氣體的顏色不變平衡溫度在其他條件不變時，體系溫度一定時平衡體系顏色變化有色氣體的顏色不再改變平衡項目mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)是否平衡壓強當m＋n≠p＋q時，總壓強一定（其它條件一定）平衡當m＋n＝p＋q時，總壓強一定（其它條件一定）不一定平衡總物質(zhì)的量當m＋n≠p＋q時，總物質(zhì)的量一定（其它條件一定）平衡當m＋n＝p＋q時，總物質(zhì)的量一定（其它條件一定）不一定平衡體系的密度密度一定不一定平衡目的促進有利反應提高反應的轉(zhuǎn)化率，加快反應速率控制有害反應減慢反應速率，減少甚至消除有害物質(zhì)的產(chǎn)生，控制副反應的發(fā)生措施改變化學反應速率改變反應體系的溫度、物質(zhì)的濃度、氣體的壓強、固體的表面積以及催化劑的合理使用等改變可逆反應進行的限度改變可逆反應體系的溫度、物質(zhì)的濃度、氣體的壓強等