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第六章 化学反应与能量变化
化学反应与热能
【知识网络】
【知识清单】
放热反应与吸热反应
实验6-1：镁与盐酸的反应
实验 操作 在试管中加入2ml 2mol/L的盐酸，并用温度计测量温度，再将用砂纸打磨过的光亮镁条投入试管中，观察现象并测量温度变化。
实验 现象 看 有大量气泡生成
摸 试管烫手
温度计 温度升高
实验 结论 反应 原理 Mg+2HCl=MgCl2+H2↑
能量 变化 反应放出热量
实验6-2：Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl晶体的反应
实验 操作 将20g的Ba(OH)2·8H2O晶体研细后与10g的NH4Cl晶体一起放入烧杯中，并将烧杯放在滴有水的木板上，用玻璃棒迅速搅拌，闻到刺鼻气味后用玻璃片盖上烧杯，用手触摸烧杯下部，试着拿起烧杯观察现象。
实验 现象 看 烧杯与木板粘到一起
摸 烧杯外壁变得冰凉
温度计 有刺激性气体生成
实验 结论 反应 原理 Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+NH3↑+10H2O
能量 变化 反应吸收热量
1.放热反应与吸热反应的辨析
类型比较 放热反应 吸热反应
形成原因 反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量 反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量
与化学键强弱的关系 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的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量
反应过程示意图
2.常见的放热反应和吸热反应
常见的放热反应：
所有的燃烧反应与缓慢氧化。
所有的酸碱中和反应。
大多数化合反应。
铝热反应（2Al+Fe2O3Al2O3+2Fe）。
金属与酸、水的反应
少数分解反应（2H2O2 === 2H2O+O2↑）
常见的吸热反应：
大多数分解反应。
某些以C、CO、H2为还原剂还原氧化物的反应
某些晶体之间的反应（Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+NH3↑+10H2O）
盐酸与碳酸氢钠的反应。
【注意】关于吸热反应和放热反应的易错点
（1）“三个不一定”。
①需加热才能发生的反应不一定是吸热反应，如碳和氧气的反应；
②放热反应常温下不一定容易发生，如铝热反应；
③吸热反应也不一定需要加热，如Ba(OH)2·8H2O晶体和NH4Cl晶体的反应。
（2）吸热反应和放热反应都是化学变化。NaOH固体溶于水是放热过程，但不是放热反应；升华、蒸发等过程是吸热过程，但不是吸热反应。
3.化学键与能量变化的关系
4.吸热反应和放热反应的判断方法
（1）根据反应物和生成物的总能量的相对大小判断——决定因素。
若反应物的总能量大于生成物的总能量，属于放热反应，反之是吸热反应。
（2）根据化学键断裂或形成时的能量变化判断——用于计算。
若断裂反应物中的化学键所吸收的能量小于形成生成物中的化学键所放出的能量，属于放热反应，反之是吸热反应。
（3）根据反应物和生成物的相对稳定性判断。
由不稳定的物质(能量高)生成稳定的物质(能量低)的反应为放热反应，反之为吸热反应。
（4）根据反应条件判断。
凡是持续加热才能进行的反应一般就是吸热反应。
（5）经验判断法：根据常见的放热反应、吸热反应类型判断。
化学反应与电能
【知识网络】
【知识清单】
1.火力发电——化学能间接转化为电能
（1）火力发电的原理
首先通过化石燃料燃烧，使化学能转化为热能，加热水使之汽化为蒸汽以推动蒸汽轮机，然后带动发电机发电。
（2）能量转化过程
化学能热能机械能电能
2.化学能直接转化为电能——原电池
（1）定义：把化学能转变为电能的装置。
（2）工作原理(以铜 锌 稀硫酸原电池为例)：
两反应：正极——还原反应；负极——氧化反应。
三方向：①电流方向：正极→负极；
②电子流动方向(导线中)：负极→正极；
③阴、阳离子移动方向(电解质溶液中)：
阳离子：负极→正极； 阴离子：正极→负极。
（3）形成原电池的条件
①具有活动性不同的两个电极(金属与金属或金属与能导电的非金属)；
②两电极均插入电解质溶液中；
③电解质溶液、电极、导线形成闭合回路。
④有一个能自发进行的氧化还原反应。
3.原电池电极的判断
4.设计原电池
依据：已知一个氧化还原反应，首先分析找出氧化剂、还原剂，一般还原剂为负极材料(或在负极上被氧化)，氧化剂(电解质溶液中的阳离子)在正极上被还原。
选择合适的材料：
①电极材料：电极材料必须导电。负极材料一般选择较活泼的金属材料，或者在该氧化还原反应中，本身失去电子的材料；正极材料一般活泼性比负极的弱，也可以是能导电的非金属。
②电解质溶液：电解质溶液一般能与负极材料反应。
5.化学电池
（1）一次电池——锌锰干电池
电池构成
工作原理 负极 锌筒(写电极材料名称)逐渐被消耗，发生氧化反应
电解质 氯化铵糊
正极 石墨棒(写电极材料名称)，MnO2被还原，发生还原反应
优缺点 优点 制作简单、价格便宜、便于携带等
缺点 不能充电，放电时间短，电压下降快
（2）二次电池
（3）发展中的燃料电池
化学反应的速率
【知识网络】
【知识清单】
一、化学反应速率
化学反应速率及其表示方法
（1）概念：
化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢的物理量，
通常用单位时间内反应物浓度的减少量或者生成物的增加量（取正值）来表示。
（2）公式：
v(B)表示B物质的反应速率；
Δc (B)表示Δt 内B物质的浓度变化量（反应物取减少量，生成物取增加量）
由于化学反应中反应物浓度的减少量和生成物浓度的增加量均为正值，反应速率也均为正值。
（3）单位：mol·L-1·min-1或mol·L-1·s-1
1 mol·L－1·s－1 =60 mol·L－1·min－1
2.化学反应速率的正确理解
（1）在同一化学反应里，用不同的物质表示的反应速率可能不同，但意义相同，
故描述反应速率时必须指明具体的物质。
Δc (B)固体或纯液体的浓度视为常数，Δc=0
因此不用固体或纯液体表示化学反应速率。
（3）Δt 化学反应速率是一段时间内的平均反应速率，而不是某一时刻的瞬时速率
3.化学反应速率的计算方法
（1）定义式法：利用公式v=计算化学反应速率，也可以利用公式计算
物质的量或物质的量浓度变化或时间等。
（2）关系式法：同一反应中，化学反应速率之比=物质的量浓度变化量之比=物质
的量变化量之比=化学计量数之比。
另外，也可以利用该等量关系书写未知的化学方程式或找各物质的速率关系。
4.反应速率大小比较的两种方法
同一化学反应速率用不同物质表示时数值可能不同，比较化学反应速率的快慢不能只看数值大小，应先统一单位，再比较：
（1）归一法：换算成同一物质、同一个单位，再比较数值大小。
（2）比值法：比较化学反应速率与化学计量数的比值。如反应aA+bBcC，要
比较v(A)与v(B)的相对大小，即比较与的相对大小，若>，则用v(A)表示的反应速率比用v(B)表示的反应速率大。
二、影响化学反应速率的因素
1.影响化学反应速率的主要因素——内因
反应物本身的性质决定化学反应速率的大小。
2.影响化学反应速率的外界因素——外因
（1）浓度
①固体或纯液体的浓度为常数，所以增加其用量时，化学反应速率不变。
②增大固体的表面积或将固体溶于一定溶剂，能增大化学反应速率。
（2）温度：对任何反应，升高温度，化学反应速率增大。
（3）催化剂：一般地，使用催化剂能大大加快化学反应速率。
（4）压强：压强对化学反应速率的影响，是通过改变气体的浓度来实现的，故一般意义上的增大压强是指压缩气体的体积。
①对无气体参加的化学反应，改变压强时，化学反应速率基本不变。
如MgO＋2HCl===MgCl2＋H2O。
②对有气体参加的反应，压强对化学反应速率的影响可简化理解为
压强改变→
a．恒压时：增大压强体积缩小化学反应速率增大。
b．气体反应体系中充入惰性气体(不参与反应)时对反应速率的影响
恒容：充入“惰性气体”→总压增大→反应物浓度不变→化学反应速
率不变。
恒压：充入“惰性气体”→体积增大→反应物浓度减小→化学反应速
率减小。
化学反应的限度 化学反应条件的控制
【知识网络】
【知识清单】
一、化学反应限度
1.化学平衡状态
在一定条件下，当反应进行到一定程度时，正反应速率与逆反应速率相等，反应物的浓度和生成物的浓度都不再改变，达到一种表面静止的状态，称之为化学平衡状态，简称化学平衡。
速率—时间(v-t)图像如下：
2.化学平衡状态的五大特征
(1)逆：化学平衡状态研究的对象是可逆反应
(2)等：平衡时，同一物质的正、逆反应速率相等，即：v正＝v逆≠0(实质)
(3)动：平衡时，反应仍在不断进行，是一种动态平衡
(4)定：平衡时，各物质的转化率(α)、百分含量(w%)、物质的量(n)、物质的质量(m)、物质的量浓度(c)、混合气体的平均摩尔质量()、混合气体的密度(ρ)、压强(P)等所有物理量全部恒定
(5)变：外界条件改变时，平衡可能被破坏，并在新的条件下建立新的化学平衡，即发生化学平衡移动
3.化学平衡状态的判断
（1）标志一：正、逆反应速率相等
①同种物质：v正＝v逆≠0，(同一种物质的生成速率等于消耗速率)
②不同种物质：＝
a.在化学方程式同一边的不同物质的生成速率与消耗速率之比等于化学计量数之比
b.在化学方程式两边的不同物质的生成(或消耗)速率之比等于化学计量数之比
(2)标志二：变量不变
①各组分浓度保持不变
I.各组分的物质的量或物质的量分数保持不变
II.各组分的质量或质量分数保持不变
III.各气体的体积或体积分数保持不变
特例：只有生成物有气体时，体积分数始终不变，不是变量
②气体的平均相对分子质量 M
若各物质均为气体，且m+n≠p+q
若有非气体参与
若各物质均为气体，且m+n=p+q，
③气体密度ρ
若各物质均为气体
若各物质均为气体，恒压，且m+n≠p+q
④混合气体总压强
因为恒容、恒温条件下，n(g)越大则压强P就越大，
则无论各成份是否均为气体，只需考虑Δn(g)。
当Δn(g)=0，则P为恒值，不一定是化学平衡状态。
当Δn(g)≠0，则P一定时，一定是化学平衡状态。
⑤体系的颜色和温度不变，一定是化学平衡状态
4.化学反应的限度
（1）化学平衡状态是可逆反应达到的一种特殊状态，是在给定条件下化学反应所
能达到的最大程度，任何可逆反应在给定条件下的进行程度都有一定的限度。
（2）不同条件下，同一可逆反应的化学反应限度不同；相同条件下，不同反应的化
学反应限度也不同。
二、化学反应条件的控制
1.控制反应条件的意义
（1）促进有利的化学反应
（2）抑制有害的化学反应
2．反应条件的控制
(1)控制化学反应速率的措施
通过改变反应体系的温度、溶液的浓度、气体的压强(或浓度)、固体的表面积以及使用催化剂等途径调控反应速率。
(2)提高转化率的措施
通过改变可逆反应体系的温度、溶液的浓度、气体的压强(或浓度)等改变可逆反应的限度,从而提高转化率。
化工生产中调控反应条件时，需要考虑控制反应条件的成本和实际可能性。
3.实例——合成氨生产条件的选择：
4．以“提高煤的燃烧效率”为例
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第六章 章末复习
01
02
03
04
目录
化学反应与电能
化学反应速率
化学反应限度
化学反应与热能
01
一、化学反应与热能
一、化学反应与热能
放热反应和吸热反应的判断
根据反应物和生成物的总能量大小判断
反应物的总能量大于生成物的总能量的反应为放热反应
反应物的总能量小于生成物的总能量的反应为吸热反应
根据化学键断裂和形成时能量变化大小的关系推断
断裂化学键吸收的能量大于形成化学键放出的能量的反应为吸热反应
断裂化学键吸收的能量小于形成化学键放出的能量的反应为放热反应
一、化学反应与热能
放热反应和吸热反应的判断
根据经验规律判断
①所有的燃烧反应及缓慢氧化反应
②酸碱中和反应
③活泼金属和酸或水的反应
④大多数化合反应
⑤铝热反应
⑥少数分解反应
放热反应
①大多数分解反应
②某些以C、CO、H2为还原剂还原氧化物的反应
③某些晶体间的反应
④盐酸与碳酸氢钠的反应
吸热反应
一、化学反应与热能
放热反应和吸热反应的判断
根据生成物和反应物的相对稳定性判断
由稳定的物质生成不稳定的物质的反应为吸热反应
由不稳定的物质生成稳定的物质的反应为放热反应
能量越低，物质越稳定
根据反应条件判断
需要持续加热才能进行的反应是吸热反应
需要加热，去掉热源仍能进行的反应是放热反应
课堂检测
下列图示变化为吸热反应的是( )
A
01
二、化学反应与电能
二、化学反应与电能
原电池的构成条件
①具有两个能导电的电极
②具有电解质溶液或熔融电解质
④能自发进行氧化还原反应
一般为两种活动性不同的金属或金属与能导电的非金属（石墨等）
③电极间形成闭合回路
用导线连接两极与电解质溶液共同形成闭合回路，
也可以让两个电极直接接触
一般负极与电解质溶液发生氧化还原反应
即原电池的总反应
二、化学反应与电能
原电池正负极的判断
二、化学反应与电能
列物质
标得失
负极 参加反应的微粒和失去电子数，
正极 参加反应的微粒和得到电子数。
看环境
配守恒
在电解质溶液中要生成稳定的电极产物，
即注意H＋、OH—、H2O等是否参加反应。
遵守电荷守恒、质量守恒、得失电子守恒。
两电极反应式相加，与总反应式对照验证。
两式加
验总式
电极反应式的书写
二、化学反应与电能
(1)定：确定一个能够自发进行的氧化还原反应。
(2)拆：将氧化还原反应拆分为氧化反应和还原反应两个半反应，分别作为负极和正极的电极反应，还原剂－ne－===氧化产物(负极电极反应)；氧化剂＋ne－===还原产物(正极电极反应)。
(3)找：根据氧化还原反应中的还原剂和氧化剂确定原电池的负极和电解质溶液，正极一般选择比负极稳定的金属或能导电的非金属。
(4)画：连接电路形成闭合回路，画出原电池示意图。
原电池的设计
二、化学反应与电能
例 　铁及铁的化合物应用广泛，如FeCl3可用作催化剂、印刷电路铜板腐蚀剂和外伤止血剂等。
(1)写出FeCl3溶液腐蚀印刷电路铜板的离子方程式：
__________________________。
(2)若将(1)中的反应设计成原电池，请画出原电池的装置图，标出正、负极，并写出电极反应式：
负极反应：________________；
正极反应：____________________。
2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋
2Fe3＋＋2e－===2Fe2＋
Cu－2e－===Cu2＋
01
三、化学反应速率
三、化学反应速率
化学反应速率及其表示方法
快慢
1．含义
化学反应速率是用来描述化学反应______的物理量。
反应物浓度的减少量
生成物浓度的增加量
通常用单位时间内__________________或__________________来表示。
2．表示方法
3．表达式
Δt ：浓度变化的时间
Δc (x) ：反应物(或生成物)x浓度的变化量
v (x) = —— = ——
Δc(x)
Δ t
Δ t
Δn(x)
V
——
三、化学反应速率
化学反应速率及其表示方法
4．单位
化学反应速率的常用单位为mol·L－1·s－1 或mol·L－1·min－1 。
1 mol·L－1·s－1 =60 mol·L－1·min－1
三、化学反应速率
同一反应用不同的物质来表示速率，需要指明具体物质，如v(NO)。
化学反应速率指平均速率，不是瞬时速率。
不用固体或纯液体表示化学反应速率。
同一化学反应: aA＋bB = cC＋dD，
有v(A)︰v(B)︰v(C)︰v(D)＝a︰b︰c︰d
化学反应速率之比＝化学计量数之比
化学反应速率的正确理解
比较化学反应速率与化学计量数的比值
三、化学反应速率
②换算成同一物质表示的反应速率,再比较数值的大小
归一法
①看单位是否统一,若不统一,换算成相同的单位
比较化学反应速率与化学计量数的比值
比值法
如反应aA+bB cC，要比较v(A)与v(B)的相对大小，
用v(A)表示的反应速率比用v(B)表示的反应速率大
若 >
化学反应速率大小的比较方法
三、化学反应速率
不同的化学反应，具有不同的反应速率，这说明化学反应速率的大小主要取决于 。
反应物本身的性质
1．内因
化学反应速率的影响因素
三、化学反应速率
2.外因
增大反应物浓度
加快化学反应速率
减小反应物浓度
减慢化学反应速率
升高温度
加快化学反应速率
降低温度
减慢化学反应速率
多数情况下，使用催化剂能够加快化学反应速率
化学反应速率的影响因素
浓度
温度
催化剂
三、化学反应速率
化学反应速率的影响因素
有气体参加的反应，改变压强对反应速率的影响实质是改变体积使反应物的浓度改变导致的。
(1)恒温时
体积缩小压强增大
浓度增大
反应速率加快
(2)恒容时
①充入气体反应物
浓度增大
反应速率加快
②充入惰性气体
总压强增大，各物质的浓度不变，反应速率不变
压强
三、化学反应速率
(注：此处惰性气体指不参加反应的气体)
(3)恒压时
充入惰性气体
体积增大
各反应物浓度减小
反应速率减慢
化学反应速率的影响因素
压强
三、化学反应速率
在其他条件相同时，增大固体反应物的表面积，化学反应速率加快；减小固体反应物的表面积，化学反应速率减慢
形成原电池，使用合适的溶剂等也能影响化学反应的速率
固体反应物表面积
其他
01
四、化学反应限度
四、化学反应限度
化学平衡
1．含义
一定条件下，可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，
反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
适用条件：
外在标志：
内在本质：
适用对象：
可逆反应
一定条件
v(正)=v(逆)≠0
反应混合物中各组分的浓度保持不变
四、化学反应限度
化学平衡
逆：可逆反应（或可逆过程）
等： v正 = v逆 (不等于零)
动：正逆反应均未停止，只是速率相等,是动态平衡
定：平衡时，各组分的浓度或含量保持不变
变：条件改变，原平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡。平衡移动
2．平衡特征
四、化学反应限度
标志一 ：v正=v逆≠0
即单位时间内生成与消耗某反应物（生成物）的量相等。
该物质的生成速率与消耗速率相等。
用同一种物质来表示反应速率时
②速率之比化学方程式中相应的化学计量数之比。
①表示两个不同的方向。
用不同种物质来表示反应速率时
必须符合两方面
3.可逆反应达到平衡的标志
四、化学反应限度
标志二：变量不变
（注意不是相等，也不是成一定的比值）
各组分的物质的量或物质的量分数保持不变
各组分的质量或质量分数保持不变
各气体的体积或体积分数保持不变
各组分浓度保持不变
特例：只有生成物有气体时，体积分数始终不变，不是变量
3.可逆反应达到平衡的标志
四、化学反应限度
催化剂
内容内容内容
3.可逆反应达到平衡的标志
标志二：“变量”不变
气体的平均相对分子质量 M
M =
m总
n总
取决于有无非气体
取决于气体系数差
以mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 为例
且m+n≠p+q
若各物质均为气体
M不变时，
即为平衡状态
若各物质均为气体，且m+n=p+q
M不变时，
不一定为平衡状态
若有非气体参与
M不变时，
即为平衡状态
四、化学反应限度
3.可逆反应达到平衡的标志
标志二：“变量”不变
ρ =
m总
V容器
取决于有无非气体
取决于气体系数差
气体密度ρ
若有非气体参与，恒压或是恒容
ρ不变时，
一定为平衡状态
若各物质均为气体
①恒容
ρ不变时，
不一定为平衡状态
②恒压
若m+n≠p+q
若m+n=p+q
四、化学反应限度
标志二：“变量”不变
混合气体总压强
因为恒容、恒温条件下，n(g)越大则压强P就越大，则无论各成份是否均为气体，只需考虑Δn(g)。
当Δn(g)=0，则P为恒值，不一定是化学平衡状态。
PV=nRT
当Δn(g)≠0，则P一定时，一定是化学平衡状态。
3.可逆反应达到平衡的标志
四、化学反应限度
标志二：“变量”不变
体系的颜色和温度不变
一定为平衡状态
H2 + I2 2HI
△
2NO2 N2O4
红棕色
3.可逆反应达到平衡的标志
四、化学反应限度
4．控制反应条件的意义
促进有利的化学反应
（即原料的利用率）
提高反应速率
提高反应物的转化率
抑制有害的化学反应
降低反应速率
控制副反应的发生
减少甚至消除有害物质的产生
四、化学反应限度
5．反应条件的控制
在化工生产中，为了提高反应进行的程度而调控反应条件时，需要考虑控制反应条件的成本和实际可能性。
基本措施
基本措施
改变反应速率
改变反应限度
改变温度、浓度、气体的压强等
四、化学反应限度
5．反应条件的控制
实际案例
催化剂
高温、高压
N2 + 3H2 2NH3
工业合成氨条件的控制
温度低
压强大
有利：氨的产率较高
不利：反应速率小，生产成本高
有利：氨的产率较高
不利：对动力和生产设备的要求高
常用温度400℃~500℃
常用压强10～30Mpa
四、化学反应限度
6．以“提高煤的燃烧效率”为例
提高煤的燃烧效率
煤的状态
空气用量
炉膛材料的选择
热能的利用
煤被研得越细，与空气中氧气的接触面积越大，燃烧越充分，反应速率越大
过多的空气会带走大量的热量，降低反应温度，减小燃烧速率，甚至会使燃烧停止
燃烧后废气中的热能可用于供暖或发电等
采用隔热的耐高温材料，减少热量的损失
少量的空气会使煤燃烧不充分，造成能源浪费，污染环境
适当用量
THANKS
THANKS
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