苏教版高中化学苏教版选修4知识点总结.doc

化学选修 4 化学反应与原理 专题 1 化学反应与能量变化 第一单元第一单元 化学反应中的热效应化学反应中的热效应 一、化学反应的焓变一、化学反应的焓变 1 1、反应热与焓变、反应热与焓变 （1 1）反应热：）反应热：化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或放出 的热量称为化学反应的反应热。 （2 2）焓变）焓变(H)(H)：在恒温、恒压条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为化 学反应的焓变。符号： H，单位：kJ/mol 2 2、 放热反应和吸热反应：放热反应和吸热反应： （1 1）放热反应：）放热反应：在化学反应过程中，放出热量的反应称为放热反应（反应物的 总能量大于生成物的总能量） （2 2） 吸热反应：吸热反应：在化学反应过程中，吸收热量的反应称为吸热反应（反应物的 总能量小于生成物的总能量） 化学反应过程中的能量变化如图：化学反应过程中的能量变化如图： 放热反应 H 为“”或 H0 吸热反应 H 为“+”或 H 0 HE（生成物的总能量） E（反应物的总能量） HE（反应物的键能） E（生成物的键能） （3 3）常见的放热反应常见的放热反应：1） 所有的燃烧反应 2） 酸碱中和反应 3） 大多数的化合反应 4） 金属与酸的反应 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：常见的吸热反应：1） 晶体 Ba(OH)2·8H2O 与 NH4Cl 2） 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 注意：1）化学反应时放热反应还是吸热反应只取决于反应物和生成物总能量的相对 大小，与反应条件（如点燃、加热、高温、光照等）和反应类型无关； 2）物质的溶解过程也伴随着能量变化：NaOH 固体溶于水明显放热；硝酸铵 晶体溶于水明显吸热，NaCl 溶于水热量变化不明显。 3 3、化学反应过程中能量变化的本质原因：、化学反应过程中能量变化的本质原因： 化学键断裂吸热 化学键形成放热 4 4、热化学方程式、热化学方程式 （1 1） 定义：定义：能够表示反应热的化学方程式叫做热化学方程式。 （2 2） 意义：意义：既能表示化学反应过程中的物质变化，又能表示化学反应的热量变化。 （3 3） 书写化学方程式注意要点书写化学方程式注意要点: : 1）热化学方程式必须标出能量变化。 2）热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s 分别表示固态， 液态，气态，水溶液中溶质用 aq 表示） 3）热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 4）热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数，不表示分子个数， 表示对应物质的物质的量。 5）各物质系数加倍，H 加倍；反应逆向进行，H 改变符号，数值不变。 H 的单位为 kJ/mol，它并不是指 1mol 反应物或是生成物，可以理解为 “每摩尔反应”。如： mol-1 2222H (g)+O (g)=2H O(l) H=-285.8KJ 是指每摩尔反应“2molH2(g)和 1molO2（g）完全反应生成 2molH2O(l)”的 焓变。 5 5、总结：热化学方程式与普通化学方程式的比较、总结：热化学方程式与普通化学方程式的比较 热化学方程式热化学方程式普通化学方程式普通化学方程式 反应式 2222H (g)+O (g)=2H O(l) H=-285.8KJ mol-1 2222H +O2H O 点燃 方程式意义表示反应及反应的吸热放热仅表示反应 化学计量数表示物质的量，可以是整数或分数可以表示物质的量或微 粒个数，只能是整数， 不能是分数 H右端有表示能量变化的 H 没有此项 反应条件不用标明反应条件、“”、“” 等 需标明各种反应条件 如点燃，光照、高温等 物质的状态必须标明反应物、生成物的聚集状态， 如 g，l，s 不标明反应物、生成物 的聚集状态 二、反应热的测量与计算：二、反应热的测量与计算： 1 1、中和热概述：、中和热概述： （1 1）定义：）定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应，生成 1mol(l)水时的反应热叫做中 和热。 （2 2）中和热的表示：）中和热的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O (l)；H=-57.3kJmol。 （3 3）要点）要点 1）条件：条件：”稀溶液”一般是指酸、碱的物质的量浓度均小于或等于 1 mol/L 的溶 液，因为若酸、碱浓度较大，混合时会产生溶解热，而影响中和热的测定。 2）反应物：反应物：（强）酸与（强）碱。中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电 解质电离的吸热所伴随的热效应。 3）中和热是以生成 1mol 液态水所放出的热量来定义的，因此在书写中和热的热 化学方程式时，就以生产 1mol H2O 为标准来配平其余物质的化学计量数。如 表示稀 NaOH 和稀硫酸的中和反应的热化学方程式： mol-124242 11 NaOH(aq)+H SO (aq)=Na SO (aq) +H O(l) H=-57.3KJ 22 4）中和反应的实质是 H+和 OH-化合生成 H20，若反应过程中有其他物质（如沉 淀等）生成，这部分反应热也不在中和热内。 5）放出的热量：57.3kJ/mol 2 2、 中和热的测量：中和热的测量： （1 1）仪器：量热计。）仪器：量热计。 量热计由内、外两个筒组成，外筒的外壁盖有保温层，盖上有温度计和搅拌 器。 或者或者：大烧杯（500 mL）、小烧杯（100 mL）、温度计、量筒（50 mL）两个、泡 沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）、环形玻璃搅拌棒。 试剂：试剂：0.50 mol/L 盐酸、0.55 mol/L NaOH 溶液。 （2 2） 实验原理：实验原理：测定含 x mol HCl 的稀盐酸与含 x mol NaOH 的稀 NaOH 溶液混合 后放出的热量为 Q kJ，则 kJmol-1 Q H x （3 3） 实验步骤：实验步骤： 1）在大烧杯底部垫泡沫塑料（或纸条），使放入的小烧杯杯口与大烧杯杯口相平。 然后再在大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料（或纸条），大烧杯上用泡沫塑料板（或 硬纸板）作盖板，在板中间开两个小孔，正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过，如 下图所示。 2）用一个量筒量取 50 mL 0.50 mol/L 盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸 的温度，记入下表。然后把温度计上的酸用水冲洗干净。 3）用另一个量筒量取 50 mL 0.55 mol/L NaOH 溶液，并用温度计测量 NaOH 溶液 的温度，记入下表。 4）把温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的 NaOH 溶液一次 倒入小烧杯（注意不要洒到外面）。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取 混合溶液的最高温度，记为终止温度，记入下表。 5）重复实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算依据。 （4 4）常见问题：）常见问题： 1）教材有注，“为了保证 0.50mol·L 的盐酸完全被中和，采用 0.55mol·LNaOH 溶液， 使碱稍稍过量”，那可不可以用 0.50mol·LNaOH 与 0.55mol·LHCl，让酸稍稍过量呢? 答案：不是“可以与不可以”而是“不宜”。原因是稀盐酸比较稳定，取 50mL、0.50mol·LHCl，它的物质的量就是 0.025mol，而 NaOH 溶液极易吸收空气 中的 CO2，如果恰好取 50mL、0.50mol·LNaOH，就很难保证有 0.025molNaOH 参 与反应去中和 0.025mol 的 HCl。 2）为了确保 NaOH 稍稍过量，可不可以取体积稍稍过的 0.50mol·LNaOH 溶液呢? 回答：可以的。比如“量取 51mL(或 52mL)0.50mol·LNaOH 溶液”。只是(m1+m2)再 不是 100g，而是 101g 或 102g。 3）强酸与弱碱，强碱与弱酸的中和反应热值如何估计? 鉴于弱酸、弱碱在水溶液中只能部分电离，因此，当强酸与弱碱、强碱与弱酸 发生中和反应时同时还有弱碱和弱酸的不断电离(吸收热量，即电离热)。所以，总的 热效应比强酸强碱中和时的热效应值(57.3KJ/mol)要小一些。 4）测定酸碱中和热为什么要用稀溶液？ 答：中和热是酸碱在稀溶液中发生中和反应生成 lmol 水时所放出的热量，为什 么要指明在稀溶液中呢？ 因为如果在浓溶液中，即使是强酸或强碱，由于得不到足够的水分子，因此也 不能完全电离为自由移动的离子。在中和反应过程中会伴随着酸或碱的电离及离子 的水化，电离要吸收热量，离子的水化要放出热量，不同浓度时这个热量就不同， 所以中和热的值就不同，这样就没有一个统一标准了。 5）为什么强酸强碱的中和热是相同的？ 答：在稀溶液中，强酸和强碱完全电离，所以它们的反应就是 H+与 OH-结合成 H2O 的反应，每生成 lmol 水放出的热量（中和热）是相同的，均为 573 kJmol。 6）为什么弱酸、弱碱参加的中和反应的中和热小于 573 kJmol？ 答：弱酸、弱碱在水溶液中不能完全电离，存在着电离平衡。弱酸或弱碱参与 中和反应的同时，伴随着电离，电离过程要吸收热量，此热量就要由 H+与 OH-结合 成水分子放出的热量来抵偿，所以总的来说中和热小于 573 kJ/mol。 7）是什么原因使中和热测定结果往往偏低？ 答：按照课本中所示装置进行中和热测定，往往所测结果偏低，造成如此现象 的主要原因有： （1）仪器保温性能差。课本中用大小烧杯间的碎纸片来隔热保温，其效果当然 不好，免不了热量散失，所以结果偏低，这是主要原因； （2）实验中忽略了小烧杯、温度计所吸收的热量，因此也使结果偏低； （3）计算中假定溶液比热容为 418 J（g·），密度为 1gcm3，实际上 这是水的比热容和密度，酸碱溶液的比热容、密度均较此数大，所以也使结果偏低。 8）为何说保温效果差是造成中和热测定值偏低的主要原因？ 答：实验中温度升高得不多，所以烧杯、玻璃棒吸收的热量甚小，影响不大； 而酸、碱溶液是稀溶液，实际密度对比热容与水相差甚微；所以此影响更微弱。因 此说，结果偏低的主要原因是保温性能差，若能改进装置，比如用保温杯代替烧杯， 使保温性能良好，就更能接近理论值。 9）离子方程式 H+OH-=H2O 代表了酸碱中和反应的实质，能否用此代表所有中 和反应的离子方程式？ 答：离子方程式书写要求“将难电离或难溶的物质以及气体等用化学式表示”， 所以弱酸、弱碱参与中和反应时应以分子的形式保留。例如，醋酸和氢氧化钠的离 子方程式就应当写为： HAC+OH-=Ac-+H2O 只有可溶性强酸强碱的离子方程式才可能如此表示。 10）为什么中和热测定中要用稍过量的碱？能不能用过量的酸？ 答：这是为了保证碱（或酸）能够完全被中和。H+与 OH-相互接触碰撞才能发 生反应，如果用等量的酸、碱，随着反应的进行， H+与 OH-相互碰撞接触的机会 越来越少，越来越困难，可能有一部分 H+与 OH-就不能反应，而在一种微粒过量 的情况下，则大大增加了另一种微粒完全反应的机会。不能用过量的酸，因为碱中 含有杂质碳酸钠，酸过量就会有酸与碳酸盐反应导致中和热测定不准 11）为什么 要用环形玻璃棒搅拌？若用铁丝取代环行玻璃棒会不会有影响？ 答 为了使反应充分若用铁丝取代环行玻璃棒会使铁与酸反应放出热量而且铁 丝传热快，使测量值偏低。 3 3、盖斯定律盖斯定律 内容：内容：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， 而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反 应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。 三、能源的充分利用三、能源的充分利用 1 1、标准燃烧热和热值、标准燃烧热和热值 （1 1）标准燃烧热概念）标准燃烧热概念：在 101 kPa 时，1 1 molmol 物质物质完全燃烧生成稳定的化合物时所 放出的热量。燃烧热的单位用 kJ/mol 表示。 注意以下几点：注意以下几点： 研究条件：101 kPa 反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 燃烧物的物质的量：1 mol 研究内容：放出的热量。（HHg2+Fe3+Cu2+(稀 HNO3电离的 NO3-)H+（指酸电离的) Pb2+Sn2+ Fe2+Zn2 +Al3+Mg2+Na+Ca2+K+ 如 Zn、Cu、稀 H2SO4组成的原电池：2H+ + 2e- =H2 如 Zn、Cu、CuSO4组成的原电池：Cu2+ + 2e- =Cu 如 Fe、Cu、稀 HNO3组成的原电池：NO3-+4H+3e-=NO+2H2O 负极金属与电解质溶液不发生反应负极金属与电解质溶液不发生反应：在正极上被还原的物质一般是溶解在电 解质溶液中的 O2. 如铁、铜、氢氧化钠溶液组成的原电池：O2 + 4e- +2H2O =4OH- （3 3）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。 （4 4）特殊情况：下列情况并不是较活泼金属做负极：）特殊情况：下列情况并不是较活泼金属做负极： MgMg、AlAl、稀、稀 H H2SOSO4组成的原电池：组成的原电池： 负极（Al）反应：2Al-6e- + 8OH- = 2AlO2- + 4H2O 正极（Mg）反应：6H+ + 6e- =3H2 FeFe（或（或 AlAl） 、CuCu、浓、浓 HNO3HNO3 组成的原电池：组成的原电池： 负极（Cu）反应：Cu 2e- = Cu2+ 正极（Fe 或 Al）反应：2NO3- + 4H+ + 2e- =2NO2 + 2H2O MgMg、AlAl、NaOHNaOH 溶液组成的原电池：溶液组成的原电池： 由于 Mg 与 NaOH 溶液不反应，而 Al 能与 NaOH 溶液反应，故 Al 为负极，Mg 为正极。 负极（Al）反应：2Al6e-8OH-=2AlO2-4H2O 正极（Mg）反应：6H+6e-=3H2 总反应式：2Al2OH-4H2O=2AlO2-3H2 备注：类似的还有备注：类似的还有 ZnZn 也与也与 NaOHNaOH 会反应，会反应，SiSi、S S、P P 等也会与等也会与 NaOHNaOH 反应，反应， 所以如果所以如果 MgMg、ZnZn、NaOHNaOH 组成的原电池，组成的原电池，ZnZn 是负极；是负极；SiSi、FeFe、NaOHNaOH 组成的原电组成的原电 池，池，SiSi 是负极。是负极。 例：例：有甲、乙两位学生均想利用原电池反应检测金 属的活动性顺序，两人均使用镁片和铝片作电极， 但甲同学将电极放入 6 mol/L 的 H2SO4 溶液中，乙 同学将电极放入 6 mol/L 的 NaOH 溶液中，如右图所 示。 下列关于电极的判断正确的是( ) A甲中镁作负极，乙中镁作负极 B甲中镁作负极，乙中铝作负极 C甲中铝作正极，乙中铝作正极 D甲中镁作正极，乙中铝作正极 解析：选 B。甲中在酸性溶液中金属镁较金属铝容易失去电子，所以甲中金属镁作为 原电池的负极；而乙中在碱性溶液中金属铝较金属镁更容易失去电子，所以乙中金 属铝作为原电池的负极。 8 8、如何设计化学电池：、如何设计化学电池： 例如：以 2FeCl3Cu=2FeCl2CuCl2 为依据，设计一个原电池。 (1)(1)将氧化还原反应拆成氧化反应和还原反应两个半反应，将氧化还原反应拆成氧化反应和还原反应两个半反应，分别作原电池的负极和正 极的电极反应式：负极：Cu2e=Cu2 正极：2Fe32e=2Fe2 (2)(2)确定电极材料确定电极材料 如发生氧化反应的物质为金属单质，可用该金属直接作负极；如为气体(如 H2) 或溶液中的还原性离子，可用惰性电极(如 Pt、碳棒)作负极。 发生还原反应的电极材料必须不如负极材料活泼。 本例中可用铜棒作负极，用铂丝或碳棒作正极。 (3)(3)确定电解质溶液确定电解质溶液 一般选用反应物中的电解质溶液即可。如本例中可用 FeCl3 溶液作电解液。 (4)(4)构成闭合电路。构成闭合电路。 特别提醒：特别提醒：设计原电池时，若氧化还原方程式中无明确的电解质溶液，可用水作电 解质，但为了增强其导电性，通常加入强碱或一般的强酸。如燃料电池，水中一般 要加入 KOH 或 H2SO4。 9 9、常见原电池方程式：、常见原电池方程式： （1）CuH2SO4Zn 原电池 正极： 2H+ + 2e- H2 负极： Zn - 2e- Zn2+ 总反应式： Zn + 2H+ = Zn2+ + H2 （2）CuFeCl3C 原电池 正极： 2Fe3+ + 2e- 2Fe2+ 负极： Cu - 2e- Cu2+ 总反应式： 2Fe3+ + Cu = 2Fe2+ + Cu2+ （3）钢铁在潮湿的空气中发生吸氧腐蚀 正极：O2 + 2H2O + 4e- 4OH- 负极：2Fe - 4e- 2Fe2+ 总反应式：2Fe + O2 + 2H2O = 2Fe（OH)2 （4）氢氧燃料电池 （中性介质） 正极：O2 + 2H2O + 4e- 4OH- 负极：2H2 - 4e- 4H+ 总反应式：2H2 + O2 = 2H2O （5）氢氧燃料电池 （酸性介质） 正极：O2 + 4H+ + 4e- 2H2O 负极：2H2 - 4e- 4H+ 总反应式：2H2 + O2 = 2H2O （6）氢氧燃料电池 （碱性介质） 正极：O2 + 2H2O + 4e- 4OH- 负极：2H2 - 4e- + 4OH- 4H2O 总反应式：2H2 + O2 = 2H2O （7）铅蓄电池（放电） 正极 (PbO2) ：PbO2 + 2e- + SO42- + 4H+ PbSO4 + 2H2O 负极 (Pb) ：Pb- 2e-+ (SO4)2- PbSO4 总反应式：Pb+PbO2+4H+ 2(SO4)2- = 2PbSO4 + 2H2O （8）AlNaOHMg 原电池 正极：6H2O + 6e- 3H2 + 6OH- 负极：2Al - 6e- + 8OH- 2AlO2- + 4H2O 总反应式：2Al+2OH-+2H2O=2AlO2- + 3H2 （9）CH4 燃料电池(碱性介质) 正极：2O2 + 4H2O + 8e- 8OH- 负极：CH4 -8e- + 10OH- (CO3)2- + 7H2O 总反应式：CH4 + 2O2 + 2OH- = (CO3)2- + 3H2O （10）熔融碳酸盐燃料电池 （Li2CO3 和 Na2CO3 熔融盐作电解液 ，CO 作燃料）： 正极：O2 + 2CO2 + 4e- 2(CO3)2- (持续补充 CO2 气体) 负极：2CO + 2(CO3)2- - 4e- 4CO2 总反应式：2CO + O2 = 2CO2 （11）银锌纽扣电池 (碱性介质) 正极 (Ag2O) ：Ag2O + H2O + 2e- 2Ag + 2OH- 负极 (Zn) ：Zn + 2OH- -2e- ZnO + H2O 总反应式：Zn + Ag2O = ZnO + 2Ag 三、电解池三、电解池 1、电解原理、电解原理 （1） 电解概念：电解概念：电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应 (被动的不是自发的)的过程叫点解。点解过程吧电脑转化为化学能。 （2） 电解池：电解池： 1）定义：）定义：把电能转化为化学能的装置，也叫电解槽 2）电解池的组成条件：）电解池的组成条件： A与电源相连的两个电极； B两个电极插入电解质溶液（或熔融的电解质）中； C形成闭合电路。 3）放电：）放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程 4）电子流向：）电子流向： （电源）负极（电解池）阴极（离子定向运动）电解质溶液（电解池） 阳极（电源）正极 5）电极名称及反应：）电极名称及反应： 阳极：与直流电源的 正极 相连的电极，发生 氧化 反应 阴极：与直流电源的 负极 相连的电极，发生 还原 反应 隋性电极只导电,不参与氧化还原反应(C/Pt/Au) 活性电极既导电又参与氧化还原反应(Cu/Ag) 6）工作原理：）工作原理： 点解的过程是（前提是阳极为惰性电极）电解质溶液（或熔融电解质）中的 阴、阳离子在电流的作用下发生定向移动，在阳极和阴极分别被氧化和被还原生成 新物质的过程。 7）电解 CuCl2溶液的电极反应： 阳极： 2Cl- -2e-=Cl2 (氧化) 阴极： Cu2+2e-=Cu(还原) 总反应式：CuCl2 =Cu+Cl2 （3） 电解时电极产物的判断：电解时电极产物的判断： 1） 阳极产物的判断：阳极产物的判断： A 阳极是活性电极：阳极是活性电极： 阳极是阳极是金属活动顺序表中 Ag 或 Ag 前面的金属，则电极本身失去电子电极本身失去电子，电极 溶解。 B阳极是惰性电极（阳极是惰性电极（Pt、Au、石墨）：、石墨）： 阳极是惰性电极，则是电解质溶液中的阴离子失去电子阴离子失去电子，阳极产物要根据阴 离子放电顺序来判断： S2-I-Br-Cl-OH-NO3-SO42-(等含氧酸根离子)F-(SO32-/MnO4-OH-) 2） 阴极产物的判断：阴极产物的判断： 阴极本身不参与电极反应，阴极是电解质溶液中的阳离子得到电子放电，阳离子阳离子 放电顺序为：放电顺序为： Ag+Hg2+Fe3+Cu2+(稀 HNO3电离的 NO3-)H+（指酸电离的) Pb2+Sn2+ Fe2+Zn2+Al3+ Mg2+Na+Ca2+K+ （4） 电解中电极附近溶液电解中电极附近溶液 pH 值的变化：值的变化： 1 1）电极区域）电极区域 A阴极 H+放电产生 H2，阴极区域 pH 变大。 B阳极 OH-放电产生 O2，阳极区域 pH 变小。 2 2）电解质溶液中：）电解质溶液中： A A电解过程中,既产生 H2,又产生 O2,则原溶液呈酸性的 pH 变小,原溶液呈碱 性的 pH 变大,原溶液呈中性的 pH 不变（浓度变大） 。 B B电解过程中, 无 H2和 O2产生, pH 几乎不变。但象 CuCl2变大 C C电解过程中,只产生 H2, pH 变大。 D D电解过程中,只产生 O2, pH 变小。 （5） 惰性电极电解电解质水溶液的规律惰性电极电解电解质水溶液的规律 电解质分类：电解质分类： 1）电解水型：）电解水型：含氧酸（H2SO4、HNO3等），强碱（NaOH、KOH 等），活泼金 属含氧酸盐（Na2SO4、KNO3等） 2）电解电解质型：）电解电解质型：无氧酸（HCl、HBr 等，但 HF 除外），不活泼金属的无氧酸 盐（CuCl2等，氟化物除外） 3）放氢生碱型：）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐（如 NaCl、KBr 等，但氟化物除外） 4）放氧生酸型：）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐（如 CuSO4、AgNO 等） 类型类型实例实例电极反应电极反应电解电解 对象对象 电解质电解质 浓度浓度 pHpH 电解质溶电解质溶 液复原液复原 HCl阴极：2H+2e-=H2 阳极: 2Cl- - 2e-=Cl2 总反应式：2HCl H2+ Cl2 电解 电解 增大 通 HCl 气体 分解 电解 质型 CuCl2阴极：Cu2+2e-=Cu 阳极: 2Cl-2e-=Cl2 总反应式：CuCl2Cu+ Cl2 电解 电解 质 减小 不变加 CuCl2 粉末 放 H2 生成 碱型 NaCl阴极: 2H+2e-=H2 阳极: 2Cl- -2e-=Cl2 总反应式： + Cl2222NaCl+2H O2NaOH+H 电解 电解 质和 水 生成新 电解质 增大 通 HCl 气体 放氧 生酸 型 CuSO4阴极: 2 Cu2+4e-=2Cu 阳极: 4OH- - 4e-=2H2O+O2 总反应式： 2CuSO4+2H2O2Cu+H2SO4+ O2 电解 电解 质和 水 生成新 电解质 减小氧化铜 NaOH 增大 H2SO4 减小 电解 水型 Na2SO4 阴极: 4H+4e-=2H2 阳极: 4OH- - 4e-=2H2O+O2 总反应式： + O2222H O2H 电解 水增大 不变 水 2、电解原理的应用电解原理的应用 （1 1） 电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气（氯碱工业）电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气（氯碱工业） 电极反应见上表。 （2） 电镀：电镀：应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法 1）电极、电解质溶液的选择： 阳极阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液 M ne = M n+ 阴极阴极：待镀金属（镀件）：溶液中的金属离子得到电子，成为金属原子，附着 在金属表面：M n+ + ne = M 电解质溶液电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液 2）镀铜反应原理：镀铜反应原理： 阳极(纯铜)：Cu-2e-=Cu2+，阴极(镀件)：Cu2+2e-=Cu， 电解液：可溶性铜盐溶液，如 CuSO4溶液 3）铜的精炼）铜的精炼 阳极：粗铜；阴极：纯铜； 电解质溶液：硫酸铜 （3） 电冶金电冶金 1） 、电冶金：、电冶金：使矿石中的 金属阳离子 获得电子，从它们的化合物中还原出来用 于冶炼活泼金属，如钾、钠、镁、钙、铝 2） 、电解熔融氯化钠：、电解熔融氯化钠： 通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl = Na + + Cl 通直流电后：阳极：2Na+ + 2e = 2Na 阴极：2Cl 2e = Cl2 总反应式： 22NaCl()2Na+Cl 点解 熔融22NaCl()2Na+Cl 点解 熔融 （4）规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律）规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律 1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。有活泼性不同的两个电极； 两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；较活泼金属与电解质 溶液能发生氧化还原反应（有时是与水电离产生的 H+作用） ，只要同时具备这三 个条件即为原电池。 2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池；当阴极 为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。 （）若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池成 电镀池。若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极（电子输出极） ， 有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。 原电池，电解池，电镀池的比较原电池，电解池，电镀池的比较 性质 类别 原电池 电解池 电镀池 装置 定义 （装置特点） 将化学能转变成电能 的装置 无外接电源 将电能转变成化学能的装置 有外接电源 应用电解原理在某些金属 表面镀上一侧层其他金属 有外接电源 反应特征 自发反应 非自发反应 非自发反应 装置特征无电源，两级材料不 同 有电源，两级材料可同可不 同 有电源 形成条件活动性不同的两极 电解质溶液 形成闭合回路 两电极连接直流电源 两电极插入电解质溶液 形成闭合回路 1 镀层金属接电源正极， 待镀金属接负极；2 电镀 液必须含有镀层金属的离 子 电极名称负极：较活泼金属 正极：较不活泼金属 （能导电非金属） 阳极：与电源正极相连 阴极：与电源负极相连 名称同电解，但有限制条 件 阳极：必须是镀层金属 阴极：镀件 电极反应负极：氧化反应，金 属失去电子 正极：还原反应，溶 液中的阳离子得电子 或者氧气得电子（吸 氧腐蚀） 阳极：氧化反应，溶液中的 阴离子失去电子，或电极金 属失电子 阴极：还原反应，溶液中的 阳离子得到电子 阳极：金属电极失去电子 阴极：电镀液中阳离子得 到电子 电子流向负极正极 电源负极阴极 电源正极阳极 同电解池 溶液中带电粒 子的移动 阳离子向正极移动 阴离子向负极移动 阳离子向阴极移动 阴离子向阳极移动 同电解池 联系 在两极上都发生氧化反应和还原反应 原电池与电解池的极的得失电子联系图： 阳极(失) e- 正极（得） e- 负极（失） e- 阴极（得） 第三单元第三单元 金属的腐蚀和防护金属的腐蚀和防护 一、金属的电化学腐蚀一、金属的电化学腐蚀 1、概念：、概念：金属腐蚀是指金属或合金与周围环境中的物质发生化学反应而腐蚀损耗的 现象。 本质：本质：都是金属原子 失去 电子而被氧化生成金属阳离子的过程 2、金属腐蚀的类型：、金属腐蚀的类型： 电化学腐蚀 化学腐蚀 定义不纯的金属或合金发生原电池反 应，使较活泼的金属失去电子被 氧化而引起的腐蚀。 金属与其他物质直接接触发生氧化还 原而引起的腐蚀 条件不纯金属或合金与电解质溶液接 触 金属与非电解质直接接触 现象有微弱的电流产生 无电流产生 本质较活泼的金属被氧化的过程 金属被氧化的过程 实例钢铁在潮湿的空气中被腐蚀金属与 Cl2、O2等物质直接反应 关系化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生，但电化腐蚀更加普遍，危害更严重 3、钢铁电化学腐蚀的分类：、钢铁电化学腐蚀的分类： （1）析氢腐蚀）析氢腐蚀腐蚀过程中不断有氢气放出 条件：条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强酸性较强（水膜中溶解有 CO2、SO2、H2S 等气体） 电极反应：电极反应：负极: Fe 2e- = Fe2+ 正极: 2H+ + 2e- = H2 总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 （2）吸氧腐蚀）吸氧腐蚀反应过程吸收氧气 条件：条件：中性或碱性或弱酸性溶液 电极反应：电极反应：负极: 2Fe 4e- = 2Fe2+ 正极: O2+4e- +2H2O = 4OH- 总式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2 离子方程式：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2 生成的 Fe(OH)2被空气中的 O2氧化，生成 Fe(OH)3 ： Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3 Fe(OH)3脱去一部分水就生成 Fe2O3·x H2O（铁锈主要成分） 规律总结：规律总结： 金属腐蚀快慢的规律：金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下： 电解原理引起的腐蚀原电池原理引起的腐蚀化学腐蚀有防腐措施的腐蚀 防腐措施由好到坏的顺序如下防腐措施由好到坏的顺序如下： 外接电源的阴极保护法牺牲负极的正极保护法有一般防腐条件的腐蚀无防腐 条件的腐蚀 二、金属的电化学防护二、金属的电化学防护 1、利用原电池原理进行金属的电化学防护 （1） 、牺牲阳极的阴极保护法 原理：原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化 应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块，腐蚀锌块保护钢铁设备 负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护 （2） 、外加电流的阴极保护法 原理：通电，使钢铁设备上积累大量电子，使金属原电池反应产生的电流 不能输送，从而防止金属被腐蚀 应用：把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，均存在于 电解质溶液中，接上外加直流电源。通电后电子大量在钢铁设备上积累，抑制了 钢铁失去电子的反应。 2、改变金属结构：把金属制成防腐的合金 3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等 专题 2 化学反应速率和化学平衡 第一单元第一单元 化学反应速率化学反应速率 一、化学反应速率的表示方法一、化学反应速率的表示方法 1 1、 化学反应速率（化学反应速率（v v） （1）定义：）定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的 变化量。 （2）表示方法）表示方法：单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 （3） 计算公式计算公式：v=c/t（v：平均速率，c：浓度变化，t：时间）单位： mol/（L·s）或 mol/（L·min） 或 mol/（L·h） 2、有关化学反应速率注意以下几个问题：、有关化学反应速率注意以下几个问题： 物质浓度常采用物质的量浓度，以 mol/L 为单位。 化学反应速率可用反应体系中某一种反应物或生成物浓度的变化来表示，一 般是以最容易测定的一种物质表示之，且应标明是什么物质的反应速率。 一般说在反应过程中都不是等速进行的，因此某一时间内的反应速率实际上 是这一段时间内的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。 化学反应速率都为正值，没有负值。 用化学反应速率来比较不同反应进行得快慢或同一反应在不同条件下反应的 快慢时，应选择同一物质来比较。 对于有纯液体或固体参加的反应一般不用纯液体或固体的浓度变化表示化学 反应速率。 3、用不同物质表示的同一反应的反应速率的关系：、用不同物质表示的同一反应的反应速率的关系： 用不同的物质表示同一反应的反应速率时其数值可能不同，但表达的意义是相同 的，各物质表示的反应速率的数值有相互关系，彼此可以根据化学方程式中的各化 学计量数进行换算： 对于反应来说，则有。 )()()()(gqDgpcgnBgmAq V p V n V m V DCBA 即各物质的反应速率之比等于方程式中的系数比： = (A): (B): (C): (D)=:vvvvm n p q( ):( ):( ):()c Ac Bc Cc D =( ):( ):( ):()n An Bn Cn D 二、影响化学反应速率的因素二、影响化学反应速率的因素 1、分子间的有效碰撞、分子间的有效碰撞 （1）化学反应的过程）化学反应的过程：是反应物分子中的原子重新组合成生成物分子的过程，即反 应物分子（或离子）间的化学键断裂、生成物分子中化学键形成的过程。 （2）发生化学反应的先决条件）发生化学反应的先决条件：反应物分子（或离子）间的相互碰撞。但并不是所 有反应物分子间的每次碰撞都发生化学反应。 （3）有效碰撞理论）有效碰撞理论：能够发生化学反应的碰撞。是发生化学反应的充分条件。 （4）活化分子）活化分子：能够发生有效碰撞的分子。活化分子能量高。 （5）活化能：）活化能：活化分子多出的那部分能量（或普通分子转化成活化分子所需的最低 能量） 。 （6）活化能与化学反应关系：）活化能与化学反应关系：在一定条件下，活化分子所占的百分数是固定不变的。 活化分子的百分数越大，单位体积内活化分子数就越多，单位时间内有效碰撞的次 数就越多，化学反应速率就越快。 一般来说，活化能低，反应速率快。 2、影响化学反应速率的因素：、影响化学反应速率的因素： （1）决定因素（内因）：）决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） （2）条件因素（外因）：）条件因素（外因）：反应所处的条件：浓度、压强、温度、催化剂、固体颗 粒大小等。 浓度对化学反应速率的影响：浓度对化学反应速率的影响： 本质原因：本质原因：反应物浓度增大，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的频率增 加，反应速率增大。 1）在其他条件不变时，增大反应物浓度，可以增大反应速率；减小反应物的浓）在其他条件不变时，增大反应物浓度，可以增大反应速率；减小反应物的浓 度，可以减小化学反应的速率。度，可以减小化学反应的速率。 2）此规律只适用于气体或溶液的反应，对于纯固体或液体的反应物，一般情况