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第六章
化学反应与能量
章末知识整理
学业要求
1. 能从化学反应限度和快慢的角度解释生产、生活中简单的化学现象。
2. 能描述化学平衡状态，判断化学反应是否达到平衡。
3. 能运用变量控制的方法探究化学反应速率的影响因素，并初步解释化学实验和化工生产中反应条件的选择问题。
4. 能举出化学能转化为电能的实例，能辨识简单原电池的构成要素，并能分析简单原电池的工作原理。
5. 能从物质及能量变化的角度评价燃料的使用价值。能举例说明化学电源对提高生活质量的重要意义。
化学反应与能量
化学反应与能量
大
于
小
于
①所有的燃烧反应
②大多数化合反应
③酸碱中和反应
④金属与水(或酸)反应
⑤物质的缓慢氧化
①大多数分解反应
②C + CO2 2CO
═══
高温
④Ba(OH)2·8H2O 和 NH4Cl反应
③C + H2O(g) CO + H2
═══
高温
⑤NaHCO3与盐酸的反应
化学反应与热能
放热反应：
吸热反应：
人类对能源的利用
1. 获取热能的途径——物质的燃烧
(1)早期：以树枝杂草为主要能源。
(2)现代：以煤、石油和天然气为主要能源。
2. 面临问题
(1)短期内不可再生，储量有限；
(2)煤和石油产品燃烧排放的粉尘、SO2、NOx、CO等造成大气污染。
3. 解决方法
(1)节能减排，燃料燃烧阶段提高燃料的燃烧效率，能量利用阶段提高能源的利用率。
(2)开发利用新能源，太阳能、风能、地热能、海洋能和氢能等。
原电池
电极
正极
负极
电子流出(失电子)的一极
电极材料：
较活泼金属
电极材料：
电子流入(得电子)的一极
较不活泼金属或碳棒
电极
反应
负极:
正极:
电解质溶液中的阳离子得电子，发生还原反应
电极本身失电子，发生氧化反应
电池总反应：
两电极反应式相加
电子流动方向：
负极 导线 正极
溶液中离子移动方向：
阳离子移向正极，阴离子移向负极
定义：把化学能转变为电能的装置
原电池形成条件：
自发的氧化还原反应，电极材料，电解质溶液，闭合回路
原电池的应用
设计原电池、判断金属活泼性、
加快反应速率、防止金属被腐蚀
化学反应与电能
原电池正负极的判断方法
电极材料
反应类型
电子流向
电极现象
离子移向
负极
正极
较活泼金属
较不活泼金属或
能导电的非金属
氧化反应
还原反应
电子流出
电子流入
e-
不断溶解
质量减小
电极增重或
有气体产生
阴离子移向
阳离子移向
化学电源
1. 锌锰干电池
：以锌筒为负极，石墨棒为正极，NH4Cl糊作电解质。
负极电极反应：
Zn – 2e- = Zn2+
放电时所进行的氧化还原反应，在充电时可以逆向进行，使电池恢复到放电前的状态，从而实现放电(化学能转化为电能)与充电(电能转化为化学能)的循环。
2. 二次电池
铅蓄电池：
以Pb为负极，PbO2为正极，以H2SO4为电解质
：是一种将燃料(如氢气、甲烷、乙醇)和氧化剂(如氧气)
的化学能直接转化为电能的电化学反应装置。
3. 燃料电池
负极通入可燃性气体(即燃料)，正极通入氧气
化学反应的快慢和限度
化学反应速率
用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增大来表示(取正值)。
△C(B)
△t
ν(B)
=
单位：
mol/(L·min) 或 mol/(L·s)
公式：
注意事项：
1. ν是一段时间内的平均反应速率，均取正值。
2. 表示气体和溶液反应速率，不能用于表示固体、纯液体。
3. 在表示反应速率时，应注明是由哪种物质表示的。
4. 同一化学反应用不同的物质来表示化学反应速率时，其数值可以不同，但这些数值所表示的意义相同。
5. 各物质的反应速率之比 = 化学计量数之比
转化率α：
α(A)= × 100%
A的变化量
A的起始量
(变化量可用物质的量，也可用物质的量浓度)
(1)写出有关反应的化学方程式。
(2)标出各物质的起始量、变化量、某时刻量(可用物质的量，也可用物质的量浓度)。
(3)根据已知条件列方程式计算。
“三段式法”计算化学反应速率
(2)浓度：
(3)催化剂：
(1)温度:
(5)接触面积:
增大反应物的接触面积可以提高反应速率
(4)压强：
1. 内因：
反应物本身的性质
2. 外因
升高温度，增大反应速率
浓度增大，反应速率加快
增大气态反应物的压强，化学反应速率加快
加入催化剂能改变反应速率，自身不发生改变
影响化学反应速率的因素
(主要因素)
化学平衡特征
逆
研究对象：可逆反应
等
达到化学平衡时，同种物质正、逆反应速率相等，即ν(正) = ν(逆) > 0
动
动态平衡，ν(正) = ν(逆) ≠ 0
定
达到化学平衡时，混合物中各组分的浓度不再改变
(注：浓度不一定相等或成比例)
变
外界条件改变时，原平衡状态将被破坏，在新条件下建立新的平衡
化学平衡状态的判断
直接标志——“正逆反应速率相等”
1. 对于同一物质而言，物质的生成速率等于消耗速率。
2. 对于不同物质而言，速率之比等于方程式中的化学计量数之比，但必须是不同方向的速率。
3. 对同一物质而言，同一时间内断裂化学键的物质的量与形成化学键的物质的量相等。
4. 对于不同物质而言，同一时间内断裂或形成化学键的物质的量比为化学计量数之比，但必须表示不同方向。
化学平衡状态的判断
间接标志——“变量不变”
1. 混合物中各组分的浓度、物质的量分数、质量分数、体积分数(气体参加反应)保持不变。
2. 对于反应混合物中存在有颜色变化的物质的可逆反应，体系中颜色保持不变。
3. 在其他条件不变的情况下，体系温度一定时，达到化学平衡。
举例反应 mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 4. 压强(其他条件一定) ①m+n ≠ p+q 时，总压强不变。
②m+n = p+q 时，总压强不变。
5. 混合气体的平均相 对分子质量 ①m+n ≠ p+q 时， 一定。
②m+n = p+q 时， 一定。
平衡
不一定
平衡
不一定
M
M
化学平衡状态的判断
举例反应 mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 恒容 6. 混合气体的密度 恒压 ①m+n ≠ p+q 时，ρ一定。
②m+n = p+q 时，ρ一定。
恒容时，ρ是定值，ρ不变时不一定为平衡状态。
平衡
不一定

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