化学必修二第二章知识点总结.docx

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1、第二章化学反应与能量第一节化学能与热能一．化学键与能量变化关系关系：在任何的化学反应中总伴有能量的变化。原因：当物质发生化学反应时，从微观来看，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。反应热（宏观）含义化学反应中吸收或放出的热量符号Q单位kJ·mol-1与能量变化的关系Q>0，反应吸收热量（E反应物总能量＜E生成物总能量，为吸热反应）Q<0，反应放出热量（E

2、反应物总能量＞E生成物总能量，为放热反应）2、常见的放热反应和吸热反应（1）常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化；②酸碱中和反应（中和热）；③金属与酸、水反应制氢气；④大多数化合反应（特殊：C＋CO2=2CO是吸热反应）；⑤铝热反应注：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1mol液态水时的反应热叫做中和热．ⅰ.必须是酸和碱的稀溶液，因为浓酸溶液和浓碱溶液在相互稀释时会放热ⅱ.强酸和强碱的稀溶液反应才能保证H+(aq)+OH-(aq)====H2O(l)中和热均为57.3kJ·mol-1，而弱酸或弱碱在中和反应中由于电离吸收热量，其反

3、应热小于57.3kJ·mol-1；ⅲ.以生成1mol水为基准．（2）常见的吸热反应：①C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)。②盐和碱的反应如Ba(OH)2·8H2O＋2NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O③多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。（但过氧化氢的分解是放热反应）①水解，弱电解质的电离注：反应条件与吸放热无关。（3）放热反应与吸热反应的比较类型比较放热反应吸热反应定义放出热量的化学反应吸收热量的化学反应形成原因反应物具有的总能量大于生成物具有的总

4、能量反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量与化学键变化的关系生成物分子成键时释放出的总能量大于反应物分子断裂时吸收的总能量生成物分子成键时释放出的总能量小于反应物分子断裂时吸收的总能量注：ΔΗ=Q，中学阶段二者通用第二节化学能与电能（1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。（2）原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。（3）构成原电池的条件：①有活泼性不同的两个电极“两极”；②电解质溶液“一液”；③自发的氧化还原反应“一反应”；④闭合回路“成回路”（4）电极名称及发生的反应：“离子不上岸，电

5、子不下水”外电路：负极——导线——正极内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液，盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液。负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子负极现象：负极溶解，负极质量减少。正极：较不活泼的金属或非金属作正极，正极发生还原反应，电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。（5）原电池正负极的判断方法：①依据原电池两极的材料：较活泼的金属作负极（K、Ca、Na太活泼，不能作电极）；较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）等作正

6、极。②根据电流方向或电子流向：（外电路）的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极。①据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。“正正负负”②据原电池中的反应类型：“负氧化，正还原”负极：失电子，电子流出，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。正极：得电子，电子流入，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。（6）原电池电极反应的书写方法：（i）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下：①写出总反应

7、方程式。②把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。③氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。（ii）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。总结：“找剂产——配电子——配电荷——配水”（7）原电池的应用：①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。②比较金属活动性强弱。③设计原电池。④金属的防腐。总结：经典原电池的电极方程式（已附纸）2.一次电池（1）常见一次电池：普通（酸性）锌锰电池、碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池①锌锰电池是最早使用的干电池。锌锰电池的

8、电极分别是锌（负极）和碳棒（正极），内部填充的是糊状的MnO2和NH4Cl。电池的两极发生的反应是：正极：2NH4++2MnO2+2e－＝2NH3↑+Mn2O3+H2O负极：Zn－2e－＝Zn2+总反应：Zn+2MnO2+2NH4+＝