《化学反应与能量转化》章节复习

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1、本章以“能量转化为主线，首先学习了实验测定方法和理论方法来定量描述化学反应的热效应；（第一节）然后学习了化学能与电能相互转化的两种具体形式：一是电能转化为化学能——电解：然后是化学能转化为电能——电池（第二节、第三节）第一章化学反应与能量转化复习课程标准1.了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能量转化形式。2．通过查阅资料说明能源是人类生存和发展的重要基础，了解化学在解决能源危机中的重要作用。知道节约能源、提高能量利用效率的实际意义。3．能举例说明化学能与热能的相互转化，了解反应热和焓变的涵义，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。4．

2、体验化学能与电能相互转化的探究过程，了解原电池和电解池的工作原理，能写出电极反应和电池反应方程式。5．通过查阅资料了解常见化学电源的种类及其工作原理，认识化学能与电能相互转化的实际意义及其重要应用。6．能解释金属发生电化学腐蚀的原因，认识金属腐蚀的危害，通过实验探究防止金属腐蚀的措施。第1部分化学反应的热效应【考点】1、建立化学反应中能量转化的观点，了解吸热反应和放热反应2、书写热化学方程式应该注意的问题3、焓变的计算盖斯定律1.化学上规定，当化学反应在一定的温度下进行时，反应吸收或释放的热量为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。2.符号：

3、用Q表示Q>0，表示吸热；Q<0，表示放热；3.用于测量反应热的仪器称为量热计。由内外两个筒组成，内筒是反应容器，外筒起保温作用。4列举常见的吸热反应和放热反应一、反应热⑴常见的放热反应①燃烧反应。如C、CO、C2H5OH等到的燃烧②酸碱中和反应。如2KOH+H2SO4＝K2SO4+2H2O③活泼金属与水或酸的反应。如2Al+6HCl＝2AlCl3+3H2↑④多数化合反应。如Na2O+H2O＝2NaOH，SO3+H2O=H2SO4⑵常见的吸热反应①多数分解反应，如CaCO3CaO+CO2↑②铵盐与碱的反应，如：2NH4Cl（s）+Ba(OH)

4、2·8H2O（s）＝BaCl2+2NH3↑+10H2O③C(s)+H2O(g)CO+H2④CO2+C2CO高温高温高温焓：物质本身所具有的能量用焓来表示符号：H焓变H反应物H生成物-△H=∆H<0时，为放热反应∆H>0时，为吸热反应二、化学反应的焓变焓焓反应物反应产物反应物△H>0△H<0反应反应反应产物化学反应中的焓变示意图影响焓及焓变大小的因素1、不同物质，H不同，△H也不同2、同一物质，物质的量越大，H也越大，△H也越大3、同一物质，H（气）>H（液）>H（固）书写热化学方程式，注意以下几点：(2)△H后要注明反应的温度，对于298K时

5、进行的反应可以不注明温度；(1)热化学方程式要标明物质的状态：固体—s，液体—l，气体—g；水溶液中的溶质用aq表示(4)若方程式中各物质系数加倍，则∆H数值也加倍，若反应逆向进行，则符号也要变(3)△H单位是J·mol-1或KJ·mol-1如：1molCu(s)与适量O2(g)反应生成CuO(s)，放出157kJ热量；先写化学方程式，并标明状态Cu(s)＋1/2O2(g)==CuO(s)写出焓变值Cu(s)＋1/2O2(g)==CuO(s)△H＝－157kJ·mol－1三、反应焓变的计算盖斯定律△H=△H1+△H2=△H3+△H4+△H5反

6、应物a生成物△H△H2△H1cb△H5△H4△H3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，这一规律称为盖斯定律。盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义。有些反应的反应热虽然无法直接测得，但可通过间接的方法测定。已知：①C(s)＋O2(g)===CO2(g)，△H1＝－393.5kJ·mol－1②2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)，△H2＝－566kJ·mol－1③TiO2(s)＋2Cl2(g)=TiCl4(s)＋O2(g)，△H3＝＋141kJ·mol－1则反应TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s

7、)=TiCl4(s)＋2CO(g)可以由③+①×2-②得到，所以该反应的△H＝△H3+2△H1-△H2第2部分电化学【考点】电解原理及其应用电解池判断电极反应电解有关计算的方法规律【考点】原电池的原理及其应用原电池判断电极反应化学电源电解池与原电池①两电极接直流电源②电解质溶液③形成闭合回路①活泼性不同的两电极②电解质溶液③形成闭合回路④自发的氧化还原反应形成条件将电能转变成化学能的装置将化学能转变成电能的装置定义装置实例电解池原电池装置电解池与原电池有哪些异同(续)装置原电池电解池电极名称电极反应负极：较活泼金属正极：较不活泼金属（或能导电

8、的非金属）阳极：与电源正极相连阴极：与电源负极相连负极：金属失电子，氧化反应（负失氧）正极：溶液中的阳离子得电子，还原反应（正得还）阴极：电极本身不参与反应阳氧阴还