高中化學必修二化學反應與能量知識點總結

1、第二章化學反應與能量第一節(jié)化學能與熱能1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。原因：當物質發(fā)生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量。化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。一個確定的化學反應在發(fā)生過程中是吸收能量還是放出能量，決定于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量vE生成物總能量，為吸熱反應。2、常見的放熱反應和吸熱反應常見的放熱反應：所有的燃燒與緩慢氧化。酸堿中和反應。金屬與酸反應制取氫氣。大多數化合反應(特殊：C+CO丄2CQ是吸熱反應)。常見的吸熱反應：以C、H2、CO為還

2、原劑的氧化還原反應如：C(s)+HO(g)=CO(g)+H(g)。 銨鹽和堿的反應如Ba(OH»8F2O+NHCI=BaCb+2NHT+10H2O 大多數分解反應如KCIQ、KMnOCaCO的分解等。3、能源的分類:形成條件利用歷史性質一次能源常規(guī)能源可再生資源水能、風能、生物質能不可再生資源煤、石油、天然氣等化石能源新能源可再生資源太陽能、風能、地熱能、潮汐能、氫能、沼氣不可再生資源核能二次能源（一次能源經過加工、轉化得到的能源稱為二次能源）電能（水電、火電、核電）、蒸汽、工業(yè)余熱、酒精、汽油、焦炭等思考一般說來，大多數化合反應是放熱反應，大多數分解反應是吸熱反應，放熱反應都不需要

3、加熱，吸熱反應都需要加熱，這種說法對嗎？試舉例說明。點拔：這種說法不對。如C+Q=CO的反應是放熱反應，但需要加熱，只是反應開始后不再需要加熱，反應放出的熱量可以使反應繼續(xù)下去。Ba（OH）.8H0與NHCI的反應是吸熱反應，但反應并不需要加熱。第二節(jié)化學能與電能1、化學能轉化為電能的方式:電能火電（火力發(fā)化學能f熱能f機械能f缺點：環(huán)境污染、低（電電）電能效力）原電池將化學能直接轉化為電能優(yōu)點清潔、咼效2、原電池原理（1）概念：把化學能直接轉化為電能的裝置叫做原電池。（2）原電池的工作原理：通過氧化還原反應（有電子的轉移）把化學能轉變?yōu)殡娔堋＃?）構成原電池的條件：（1）電極為導體且活潑性不

4、同；（2）兩個電極接觸（導線連接或直接接觸）；（3）兩個相互連接的電極插入電解質溶液構成閉合回路。（4）電極名稱及發(fā)生的反應：負極：較活潑的金屬作負極，負極發(fā)生氧化反應，電極反應式：較活潑金屬n金屬陽離子負極現象：負極溶解，負極質量減少。正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發(fā)生還原反應，電極反應式：溶液中陽離子+ne=單質正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加。（5）原電池正負極的判斷方法： 依據原電池兩極的材料：較活潑的金屬作負極（K、CaNa太活潑，不能作電極）；較不活潑金屬或可導電非金屬（石墨）、氧化物（Mn等作正極。 根據電流方向或電子流向：（外電路）的電流由正極流向負極；電子則由

5、負極經外電路流向原電池的正極。 根據內電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。 根據原電池中的反應類型:負極：失電子，發(fā)生氧化反應，現象通常是電極本身消耗，質量減小正極：得電子，發(fā)生還原反應，現象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。（6）原電池電極反應的書寫方法：（i）原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下： 寫出總反應方程式。把總反應根據電子得失情況，分成氧化反應、還原反應。氧化反應在負極發(fā)生，還原反應在正極發(fā)生，反應物和生成物對號入座，注意酸堿介質和水等參與反應。（ii）原電池的總反應式一般把

6、正極和負極反應式相加而得。（7）原電池的應用：加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。比較金屬活動性強弱。設計原電池。金屬的腐蝕。2、化學電源基本類型： 干電池：活潑金屬作負極，被腐蝕或消耗。如:Cu-Zn原電池、鋅錳電池。 充電電池：兩極都參加反應的原電池，可充電循環(huán)使用。如鉛蓄電池、鋰電池和銀鋅電池等。 燃料電池：兩電極材料均為惰性電極，電極本身不發(fā)生反應，而是由引入到兩極上的物質發(fā)生反應，如H、CH4燃料電池，其電解質溶液常為堿性試劑（KOH等）。第三節(jié)化學反應的速率和限度1、化學反應的速率（1）概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量（均取正值

7、）來表示。計算公式：v（B）=c（B”=一"B）ltV?t 單位：mol/（Ls）或mol/（Lmin） B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。 以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。 重要規(guī)律：（i）速率比二方程式系數比（ii）變化量比二方程式系數比（2）影響化學反應速率的因素：內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的（主要因素）。外因：溫度：升高溫度，增大速率 催化劑：一般加快反應速率（正催化劑） 濃度：增加C反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言） 壓強：增大壓強，增大速率（適用于有氣體參加的反應）其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大小）、反應物的狀態(tài)

8、（溶劑）、原電池等也會改變化學反應速率。2、化學反應的限度一一化學平衡（1）在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態(tài)化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學反應速率，對化學平衡無影響。在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行?？赡娣磻荒苓M行到底，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質（反應物和生成物）的物質的量都不可能為0。（2）化學平衡狀態(tài)的特征：逆、動、等、定、變。 逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。 動：動態(tài)平衡，達到平衡狀態(tài)時，正逆反應仍在不斷進行。 等：達到平衡狀態(tài)時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即v正二v逆工0。 定：達到平衡狀態(tài)時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。 變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。（3）判斷化學平衡狀態(tài)的標志： VA（正方向）二VA（逆方向）或nA