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第六章
化學反應與能量
章末知識整理
學業(yè)要求
1. 能從化學反應限度和快慢的角度解釋生產、生活中簡單的化學現象。
2. 能描述化學平衡狀態(tài)，判斷化學反應是否達到平衡。
3. 能運用變量控制的方法探究化學反應速率的影響因素，并初步解釋化學實驗和化工生產中反應條件的選擇問題。
4. 能舉出化學能轉化為電能的實例，能辨識簡單原電池的構成要素，并能分析簡單原電池的工作原理。
5. 能從物質及能量變化的角度評價燃料的使用價值。能舉例說明化學電源對提高生活質量的重要意義。
化學反應與能量
化學反應與能量
大
于
小
于
①所有的燃燒反應
②大多數化合反應
③酸堿中和反應
④金屬與水(或酸)反應
⑤物質的緩慢氧化
①大多數分解反應
②C + CO2 2CO
═══
高溫
④Ba(OH)2·8H2O 和 NH4Cl反應
③C + H2O(g) CO + H2
═══
高溫
⑤NaHCO3與鹽酸的反應
化學反應與熱能
放熱反應：
吸熱反應：
人類對能源的利用
1. 獲取熱能的途徑——物質的燃燒
(1)早期：以樹枝雜草為主要能源。
(2)現代：以煤、石油和天然氣為主要能源。
2. 面臨問題
(1)短期內不可再生，儲量有限；
(2)煤和石油產品燃燒排放的粉塵、SO2、NOx、CO等造成大氣污染。
3. 解決方法
(1)節(jié)能減排，燃料燃燒階段提高燃料的燃燒效率，能量利用階段提高能源的利用率。
(2)開發(fā)利用新能源，太陽能、風能、地熱能、海洋能和氫能等。
原電池
電極
正極
負極
電子流出(失電子)的一極
電極材料：
較活潑金屬
電極材料：
電子流入(得電子)的一極
較不活潑金屬或碳棒
電極
反應
負極:
正極:
電解質溶液中的陽離子得電子，發(fā)生還原反應
電極本身失電子，發(fā)生氧化反應
電池總反應：
兩電極反應式相加
電子流動方向：
負極 導線 正極
溶液中離子移動方向：
陽離子移向正極，陰離子移向負極
定義：把化學能轉變?yōu)殡娔艿难b置
原電池形成條件：
自發(fā)的氧化還原反應，電極材料，電解質溶液，閉合回路
原電池的應用
設計原電池、判斷金屬活潑性、
加快反應速率、防止金屬被腐蝕
化學反應與電能
原電池正負極的判斷方法
電極材料
反應類型
電子流向
電極現象
離子移向
負極
正極
較活潑金屬
較不活潑金屬或
能導電的非金屬
氧化反應
還原反應
電子流出
電子流入
e-
不斷溶解
質量減小
電極增重或
有氣體產生
陰離子移向
陽離子移向
化學電源
1. 鋅錳干電池
：以鋅筒為負極，石墨棒為正極，NH4Cl糊作電解質。
負極電極反應：
Zn – 2e- = Zn2+
放電時所進行的氧化還原反應，在充電時可以逆向進行，使電池恢復到放電前的狀態(tài)，從而實現放電(化學能轉化為電能)與充電(電能轉化為化學能)的循環(huán)。
2. 二次電池
鉛蓄電池：
以Pb為負極，PbO2為正極，以H2SO4為電解質
：是一種將燃料(如氫氣、甲烷、乙醇)和氧化劑(如氧氣)
的化學能直接轉化為電能的電化學反應裝置。
3. 燃料電池
負極通入可燃性氣體(即燃料)，正極通入氧氣
化學反應的快慢和限度
化學反應速率
用單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的增大來表示(取正值)。
△C(B)
△t
ν(B)
=
單位：
mol/(L·min) 或 mol/(L·s)
公式：
注意事項：
1. ν是一段時間內的平均反應速率，均取正值。
2. 表示氣體和溶液反應速率，不能用于表示固體、純液體。
3. 在表示反應速率時，應注明是由哪種物質表示的。
4. 同一化學反應用不同的物質來表示化學反應速率時，其數值可以不同，但這些數值所表示的意義相同。
5. 各物質的反應速率之比 = 化學計量數之比
轉化率α：
α(A)= × 100%
A的變化量
A的起始量
(變化量可用物質的量，也可用物質的量濃度)
(1)寫出有關反應的化學方程式。
(2)標出各物質的起始量、變化量、某時刻量(可用物質的量，也可用物質的量濃度)。
(3)根據已知條件列方程式計算。
“三段式法”計算化學反應速率
(2)濃度：
(3)催化劑：
(1)溫度:
(5)接觸面積:
增大反應物的接觸面積可以提高反應速率
(4)壓強：
1. 內因：
反應物本身的性質
2. 外因
升高溫度，增大反應速率
濃度增大，反應速率加快
增大氣態(tài)反應物的壓強，化學反應速率加快
加入催化劑能改變反應速率，自身不發(fā)生改變
影響化學反應速率的因素
(主要因素)
化學平衡特征
逆
研究對象：可逆反應
等
達到化學平衡時，同種物質正、逆反應速率相等，即ν(正) = ν(逆) > 0
動
動態(tài)平衡，ν(正) = ν(逆) ≠ 0
定
達到化學平衡時，混合物中各組分的濃度不再改變
(注：濃度不一定相等或成比例)
變
外界條件改變時，原平衡狀態(tài)將被破壞，在新條件下建立新的平衡
化學平衡狀態(tài)的判斷
直接標志——“正逆反應速率相等”
1. 對于同一物質而言，物質的生成速率等于消耗速率。
2. 對于不同物質而言，速率之比等于方程式中的化學計量數之比，但必須是不同方向的速率。
3. 對同一物質而言，同一時間內斷裂化學鍵的物質的量與形成化學鍵的物質的量相等。
4. 對于不同物質而言，同一時間內斷裂或形成化學鍵的物質的量比為化學計量數之比，但必須表示不同方向。
化學平衡狀態(tài)的判斷
間接標志——“變量不變”
1. 混合物中各組分的濃度、物質的量分數、質量分數、體積分數(氣體參加反應)保持不變。
2. 對于反應混合物中存在有顏色變化的物質的可逆反應，體系中顏色保持不變。
3. 在其他條件不變的情況下，體系溫度一定時，達到化學平衡。
舉例反應 mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 4. 壓強(其他條件一定) ①m+n ≠ p+q 時，總壓強不變。
②m+n = p+q 時，總壓強不變。
5. 混合氣體的平均相 對分子質量 ①m+n ≠ p+q 時， 一定。
②m+n = p+q 時， 一定。
平衡
不一定
平衡
不一定
M
M
化學平衡狀態(tài)的判斷
舉例反應 mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 恒容 6. 混合氣體的密度 恒壓 ①m+n ≠ p+q 時，ρ一定。
②m+n = p+q 時，ρ一定。
恒容時，ρ是定值，ρ不變時不一定為平衡狀態(tài)。
平衡
不一定

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