化学反应与能量转化重要知识点总结

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1、第一章化学反应与能量转化§1.1化学反应的热效应1．焓变反应热（1）反应热：一定温度下，一定物质的量的反应物之间完全反应所释放或吸收的热量。（2）焓：表示物质所具有的能量的一个物理量。符号：H。单位：KJ·mol—1。①焓变：△H＝H(反应产物)－H(反应物)；△H＞0，吸热反应，△H＜0，放热反应。②焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。③焓变产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。(放热>吸热)△H为“-”或△H<0吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H为“+”或

2、△H>0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③活泼金属与水或酸的反应④大多数的化合反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等2．热化学方程式书写热化学方程式注意要点：状态明，符号清，量对应，标温压。①状态明：g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示；②符号清：注明焓变（要写单位、注意正、负号）。各物质系数加倍，△H加倍；正逆反应焓变数值不变，符

3、号相反。③量对应：△H具体数值与方程式系数成比例。④标温压：热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强，298K和101.325KPa可以不标明。3．燃烧热：25℃，101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所释放的热量。ΔH<0，单位kJ/mol。4．中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1mol液态水时所释放的热量叫做中和热．①中和反应实质：H+和OH-反应。其热化学方程式：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)ΔH=－57.3kJ/mol②弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应

4、时的中和热小于57.3kJ/mol。③中和热的测定实验目的：测定强酸、强碱反应的中和热。仪器及试剂：量热计（温度计、环形玻璃搅拌棒）、盐酸、NaOH溶液。原理：Q=-C（T2-T1）=-mc（T2-T1）C：溶液及量热计的热容；c：该物质的比热容；m：该物质的质量；T1：反应前体系的温度；T2：反应后体系的温度。5．盖斯定律定义：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都是一样的，盖斯定律揭示的是反应中的能量守恒。化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进

5、行的途径无关。如果一个化学方程式可以通过其他几个化学方程式相加减而得到，则该反应的焓变为相关反应的焓变的代数和。§1.2电能转化为化学能——电解1．电解定义：让直流电通过电解质溶液或熔融的电解质，在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。第5页电解池：将电能转化为化学能的装置。电解池由直流电源、固体电极材料、电解质溶液或熔融电解质组成。电子流向：电源负极→阴极→（离子定向运动）电解质溶液→阳极→电源正极。2．解答电解题应遵循什么样的思路？（1）首先，确定两个电极谁是阳极、谁是阴极？与电源正极相连的为阳极，发

6、生氧化反应，活泼金属电极或阴离子在该电极失去电子；与电源负极相连的为阴极，发生还原反应，金属阳离子在该极得到电子。（2）其次，注意两个电极的电极材料：如果是金属电极（金铂除外），活泼金属电极失电子，电极溶解、质量减小；如果是惰性电极，按离子的放电顺序进行电解。（3）分析通电前电解质电离出的阴、阳离子分别有哪些？除了电解质电离出的离子之外，溶液还要考虑水电离出的H＋和OH—。（4）通电后离子定向移动到哪个电极？阳离子移向阴极，阴离子移向阳极。（5）在电极上的放电顺序如何？①阳极放电顺序：活泼金属电极（金属活动性顺

7、序，Au、Pt除外）>S2—>I—>Br—>Cl—>OH—>含氧酸根（如SO42—、NO3—等）②阴极放电顺序：与金属活动性顺序相反：K＋＜Ca2＋＜Na＋＞Mg2＋＜Al3＋＜Zn2＋＜Fe2＋＜Sn2＋＜Pb2＋＜H＋＜Cu2＋＜Hg2＋＜Ag＋3．按照电解思路，写出用惰性电极电解下列熔融电解质的相关反应熔融电解质电极反应电解总反应NaCl阴极：2Na＋＋2e－=2Na2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑MgCl2阴极：Mg2＋＋2e－=MgMgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑阳极

8、：2Cl－-2e－=Cl2↑Al2O3阴极：Al3＋＋3e－=Al2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑阳极：2O2－-4e－=O2↑4．写出用惰性电极电解下列溶液的相关反应：溶液电极反应电解总反应1NaCl阴极：2H＋＋2e－=H2↑2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑电解饱和食盐水阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑CuSO4阴极：2Cu2＋＋4e－=2Cu2CuSO4＋2H