化學反應與能量轉化第1節化學反應的熱效應一、化學反應的反應熱1、化學上規定，當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量為該反應在此溫度下的熱效應。2、符號：用Q表示Q<0，表示放熱；Q>0，表示吸熱。3、單位：J或kJ。4、反應熱的數值可以通過理論計算也可以實驗測定求得。理論計算：Q=斷裂舊化學鍵吸收的能量–形成新化學鍵放出的能量=反應物的鍵能總和–生成物的鍵能總和反應熱的實驗測定測量儀器：量熱計測定中和反應的反應熱①向量熱計內筒中加入1.0mol/L的鹽酸100mL，蓋上杯蓋，插入溫度計，勻速攪拌后記錄初始溫度T1②向250mL燒杯中加入1.0mol/L的NaOH溶液100mL，調節其溫度，使與量熱計中鹽酸的溫度相同。③快速將燒杯中的堿液倒入量熱計中，蓋好杯蓋，勻速攪拌，記錄體系達到的最高溫度T2。④假設溶液的比熱等于水的比熱并忽略量熱計的熱容，根據溶液溫度升高的數值，計算此中和反應的反應熱。⑤重復實驗步驟2—3次。取溫度變化的平均值計算反應熱。試計算在稀溶液中,強酸和強堿反應生成1mol水放出的熱量（即中和熱）是多少？思考1：所測得的數據不是57.3kJ/mol，分析產生誤差的原因？1、量取溶液的體積有誤差2、實驗過程中有液體灑在外面。3、混合酸、堿溶液時，動作緩慢，導致實驗誤差4、隔熱操作不到位，致使實驗過程中熱量損失而導致誤差5、測了酸后的溫度計未用水清洗而便立即去測堿的溫度，致使熱量損失而引起誤差。6、記錄的不是最高溫度。思考2：大、小燒杯放置時，為何要使兩杯口相平？填碎泡沫塑料的作用是什么？減少熱量損失思考3：酸、堿混合時，為何要把量筒中的NaOH溶液一次倒入小燒杯而不能緩緩倒入？減少熱量損失思考4：實驗中能否用環形銅絲攪拌棒代替環形玻璃攪拌棒？為什么？不能。因為銅絲易導熱，使熱量損失較大思考5：有人建議用50mL0.55mol/LNaOH進行上述實驗，測得的中和熱數值會更加準確。為什么？可以保證鹽酸完全反應。使測得的熱量更加準確。思考6：常見的放熱反應和吸熱反應有哪些？(1)常見的放熱反應：①燃燒反應；②中和反應；③物質的緩慢氧化反應；④原電池反應；⑤活潑金屬與水或酸的反應；⑥大多數化合反應；⑦大多數置換反應。鋁熱反應(2)常見的吸熱反應：①多數分解反應（碳酸鈣的分解反應）；②以H2、CO、C等為還原劑的氧化還原反應，如：C(s)+CO2(g)=2CO(g)、C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)③氯化銨固體與氫氧化鋇晶體等固態銨鹽與堿的反應；④碳酸氫鈉和檸檬酸的反應；二、化學反應的內能變化與焓變熱化學方程式(1)定義：把一個化學反應中物質的變化和反應的焓變同時表示出來的式子。(2)意義：熱化學方程式不僅表示物質的變化，還表明了能量的變化。一般用英文字母g、l和s分別表示氣態、液態和固態，水溶液中的溶質則用aq表示。焓變與物質的聚集狀態有關注意：熱化學方程式與化學(離子)方程式的5個不同點(1)熱化學方程式不注明反應條件。(2)熱化學方程式不標“↑”“↓”，但必須用s、l、g、aq等標出物質的聚集狀態。(3)熱化學方程式中，物質化學式前面的系數只表示物質的量，因此可以是整數，也可以是分數。(4)同素異形體在反應中除標明狀態外，還要注明名稱，如C(s，石墨)C(s，石墨)==C(s，金剛石)ΔH=+1.90KJ·mol1石墨更穩定(5)要在反應物和反應產物的化學式后面用括號注明各物質的聚集狀態，因為反應的焓變與各反應物和反應產物的聚集狀態有關。(6)在ΔH后要注明反應溫度，因為同一反應在不同溫度下進行時其焓變是不同的，對于298K時進行的反應，可以不注明溫度。(7)ΔH的單位是J·mol1或kJ·mol1。(8)根據焓的性質，若化學方程式中各物質化學式前的系數加倍，則ΔH數值的絕對值也加倍;若反應逆向進行，則ΔH的數值改變符號，但絕對值不變。三、反應焓變的計算1、蓋斯定律：不管化學反應是一步完成或分幾步完成，其反應熱相同。即化學反應的反應熱只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關。△H＝△H1+△H2若多步化學反應相加可得到新的化學反應，則新反應的焓變即為上述多步反應的焓變之和。注意：1、計量數的變化與反應熱數值的變化要對應“同側相加，異側相減”2、反應方向發生改變反應熱的符號也要改變“系數不同，乘以相應倍數”反應熱的大小比較規律(1)吸熱反應的ΔH肯定比放熱反應的大(前者大于0，后者小于0)；(2)放熱反應，反應物物質的量越大，放出的熱量越多，ΔH越小；（ΔH的絕對值越大）（3）同一物質，不同狀態，反應物能量越高，放出的熱量越多，ΔH越小。生成物能量越高，放出的熱量越少，ΔH越大。ΔH的大小比較四、能源摩爾燃燒焓能源(1)概念：能為人類提供能量的物質或物質運動(2)種類：包括太陽能、風能、水能、生物質能、地熱能、海洋能、核能、化石燃料等。(3)能源危機解決的辦法：2.摩爾燃燒焓:在一定反應溫度和壓強條件下，1mol純物質完全氧化為同溫下的指定產物時的焓變。C→CO2(g)H→H2O(l)S→SO2(g)N→N2(g)例題：目前煤在我國依然是第一能源，煤的氣化可以實現煤的綜合利用，提高煤的利用價值。下表列舉了幾種常見物質的摩爾燃燒焓(298K,101kPa)，且298K,101kPa時，1molH2O(l)變為H2O(g)需要吸收44.0kJ的熱量(注意：煤的摩爾燃燒焓可用石墨的摩爾燃燒焓計算)。物質化學式ΔH/(kJ·mol－1)石墨C(s)－393.5氫氣H2(g)－285.8一氧化碳CO(g)－283.0(1)計算煤氣化反應C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g)的焓變，寫出計算過程。根據摩爾燃燒焓的含義，可得熱化學方程式：①C(s)＋O2(g)===CO2(g)ΔH1＝－393.5kJ·mol－1；②CO(g)＋1/2O2(g)===CO2(g)ΔH2＝－283.0kJ·mol－1；③H2(g)＋1/2O2(g)===H2O(l)ΔH3＝－285.8kJ·mol－1；④H2O(l)===H2O(g)ΔH4＝＋44.0kJ·mol－1。所以根據蓋斯定律，將①－②－③－④，整理可得：C(s)＋H2O(g)=CO(g)＋H2(g)，則ΔH＝ΔH1－ΔH2－ΔH3－ΔH4＝＋131.3kJ·mol－1化學能轉化為電能—電池一、原電池的工作原理1、原電池：把化學能轉化為電能的裝置。2、原電池構成要素銅鋅原電池電流表指針發生回偏，電流迅速衰減改進措施：鹽橋的作用（是一種“離子導體”）①導電作用，形成閉合回路②提供陰陽離子，使電解質溶液保持電中性。兩種電池的對比、原電池工作原理的應用1、加快氧化還原反應的速率一個自發進行的氧化還原反應，形成原電池時會使反應速率加快。例如，在Zn與稀H2SO4反應時加入少量CuSO4溶液置換出的Cu能與Zn形成原電池使產生H2的反應速率加快。2．比較金屬的活動性強弱在原電池中，若兩電極是兩種活潑性不同的金屬，一般負極金屬的活潑性比正極金屬的的活潑性強。3．設計化學電池任何自發的氧化還原反應都可以設計成原電池。還原性較強的物質在負極上失去電子，氧化性較強的物質在正極上得到電子。將兩電極浸入電解質溶液中，陰、陽離子作定向移動。4．金屬腐蝕的防護應用：在輪船外殼上鑲嵌鋅塊四、已知氧化還原總反應式，書寫電極反應式步驟①分析化合價，確定正極、負極的反應物與產物。正極反應：氧化劑→還原產物，負極反應：還原劑→氧化產物。②在電極反應式的左邊寫出得失電子數，使得失電子守恒。③根據質量守恒配平電極反應式。④復雜電極反應式＝總反應式－簡單的電極反應式(先寫)化學電源一次電池：電池中的反應物質進行一次氧化還原反應并放電之后，就不能再次利用。例如：普通干電池、堿性鋅錳電池、鋅銀紐扣電池二次電池：又稱充電電池或蓄電池。放電后經充電可使電池中的活性物質獲得重生，恢復工作能力，可多次重復使用。例如：鉛蓄電池、鋰離子電池燃料電池：是一種連續地將燃料和氧化劑的化學能直接轉化成電能的化學電源，又稱連續電池。例如：氫氣、甲醇、天然氣、煤氣與氧氣組成燃料電池判斷電池優劣：比能量：單位質量或單位體積所能輸出電能的多少，單位是(W·h)/kg或(W·h)/L。比功率：單位質量或單位體積所能輸出功率的大小，單位是W·kg－1或W·L－1。電池可儲存時間的長短電池的回收利用：廢棄電池中含有大量的重金屬和酸堿等有害物質，隨處丟棄會給土壤、水源等造成嚴重的污染，需回收利用鋅錳干電池負極(Zn)：Zn+2OH2e=ZnO+H2O正極(MnO2)：2MnO2+2H2O+2e=2OH+2MnOOH(堿式氧化錳)電池總反應：Zn+2MnO2+H2O=2MnOOH+ZnO二次電池Pb+PbO2+2H2SO42PbSO4+2H2O①放電過程(原電池)負極：Pb+SO422e=PbSO4正極：PbO2+4H++SO42+2e=2PbSO4+2H2O②充電過程(電解池)陰極（接電源負極）：PbSO4+2e=Pb+SO42陽極（接電源正極）：PbSO4+2H2O2e=PbO2+4H++SO42燃料電池燃料電池：是一種把燃料所具有的化學能直接轉換成電能的化學裝置，又稱電化學發電器。通常情況下燃料作負極，氧氣作正極。總反應為燃料燃燒的反應。氫氧燃料電池：總反應2H2+O2=2H2O酸性介質：負極：2H2－4e－=4H＋正極：O2＋4e－＋4H＋=2H2O堿性電解質：（）2H2－4e－＋4OH－=4H2O（+）O2＋4e－＋2H2O=4OH－中性電解質：（）2H2－4e－=4H＋（+）O2＋4e－＋2H2O=4OH－金屬氧化物介質：（）2H24e+2O2=2H2O（+）O2+4e=2O2熔融碳酸鹽介質：（）2H24e+2CO32=2H2O+2CO2（+）O2+4e+2CO2=2CO322、甲烷燃料電池（1）酸性條件燃料電池總反應式：CH4+2O2═CO2+2H2O；負極：CH48e+2H2O=CO2+8H+正極：2O2+8e+8H+=4H2O堿性條件燃料電池總反應式：CH4+2O2+2NaOH═Na2CO3+3H2O；負極：CH48e+10OH=CO32+7H2O正極：O2+4e+2H2O=4OH固體電解質（高溫下能傳導O2）燃料電池總反應式：CH4+2O2═CO2+2H2O；負極：CH48e+4O2=CO2+2H2O正極：O2+4e=2O2熔融碳酸鹽（如：熔融K2CO3）環境下電池總反應式：CH4+2O2═CO2+2H2O。負極：CH48e+4CO32=5CO2+2H2O正極：O2+4e+2CO2=2CO323、甲醇燃料電池(1)酸性條件燃料電池總反應式：2CH3OH+2O2═CO2+4H2O；負極：CH3OH6e+H2O=CO2+6H+正極：O2+4e+4H+=2H2O(2)堿性條件燃料電池總反應式：2CH3OH+3O2+4NaOH═2Na2CO3+6H2O；負極：CH3OH6e+8OH=CO32+6H2O正極：O2+4e+2H2O=4OH(3)固體電解質（高溫下能傳導O2）燃料電池總反應式：2CH3OH+3O2═2CO2+4H2O負極：CH3OH6e+3O2=CO2+2H2O正極：O2+4e=2O2(4)熔融碳酸鹽（如：熔融K2CO3）環境下電池總反應式：2CH3OH+3O2═2CO2+4H2O負極：CH3OH6e+3CO32=4CO2+2H2O正極：O2+4e+2CO2=2CO32第3節電能轉化為化學能—電解一、電解的原理1、電解：將直流電通過電解質溶液(或熔融電解質)在兩個電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程。2、電解池：將電能轉化為化學能的裝置。3、電解池的構成條件：①直流電源②固體電極材料③電解質溶液或熔融電解質④形成閉合回路。惰性電極：用石墨、金、鉑等材料做的電極，一般通電條件下不發生反應；活性電極：用金屬(除石墨、金、鉑)做的電極，活性電極作陽極時，優先發生氧化反應。電極反應：在電極上進行的半反應。5、電極反應式：表示電極上物質的變化和電子轉移的式子。實驗：(1)確定電極名稱陽極（接電源正極）陰極（接電源負極）(2)判斷電極產物并書寫電極反應:陽離子(Na+)移向陰極，陰離子(Cl)移向陽極陽極：2Cl2e=Cl2↑氧化反應陰極：2Na++2e=2Na還原反應總式：思考：1.電子、離子、電流的流向？思考2：電離和電解的關系？電離不需要電能，溶于水或熔融狀態下就可以電離出自由移動的離子，是物理變化。而電解需要電能，會發生化學變化。思考3：有人說“電解質溶液的導電過程，就是電解質溶液的電解過程”，是否正確？正確。電解質溶液導電就必然導致溶液中離子的定向移動，而離子定向移動就會形成閉合回路從而進行放電。電解質溶液電解的過程使陰陽離子定向移動發生氧化還原反應。原電池與電解池有何異同電解規律1、以惰性電極電解電解質溶液的一般方法和步驟：①分析電解質溶液的組成，找出有關離子，分兩組。②分別對陰、陽離子排出放電順序，寫出電極反應式。③合并兩個電極方程式，得出電解反應的總化學方程式或離子方程式。注意：總反應式的書寫(1)通過最小公倍數法使兩個電極反應式的電子數相等。(2)把兩個電極反應式相加，消去相同項，并注明條件“通電”。(3)若是水電離出的H＋或OH－得或失電子，在總反應式中應是H2O參與反應。①陰極:陽離子得電子能力強者先放電Ag+＞Hg2+＞Fe3+＞Cu2+＞H+（酸）＞Pb2+＞Sn2+＞Fe2+＞Zn2+＞H+(水)>Al3+＞Mg2+＞Na+＞Ca2+＞K+陰極產物：除Fe3++e→Fe2+外，金屬陽離子放電得到相應金屬單質；若H+放電，則得H2。②陽極:陰離子或電極失電子能力強者先放電活性電極＞S2＞I＞Br＞Cl＞OH＞含氧酸根離子>F陽極產物：首先看電極，若為活性電極，電極放電，則電極溶解成金屬陽離子（Fe2e→Fe2+）；若溶液中陰離子放電，相應得到S、I2、Br2、Cl2；若OH放電，則得H2O和O2。注意：在溶液中含氧酸根離子不放電，常指最高價含氧酸根離子不放電，但非最高價含氧酸根離子的放電能力比OH放電能力強，如SO32等。電解后電解質溶液的變化及恢復2、電解食鹽水制備燒堿、氫氣和氯氣現象：陰極：溶液變紅，有無色氣體生成，且無色氣體可以燃燒陽極：產生黃綠色有刺激性味氣體，氣體可以使濕潤的淀粉KI試紙變藍通電總式：2NaCl+2H2O==2NaOH+H2↑+Cl2↑通電離子方程式:2Cl+2H2O2OH+Cl2↑+H2↑陰極：2H2O+2e=H2↑+2OH陽極：2Cl2e==Cl2↑3、銅的電解精煉主要成分：Cu雜質金屬：Zn、Fe、Ni、Ag、Pt、Au等活潑性：Zn>Fe>Ni>Cu>Ag>Au陽極：Cu(粗銅)－2e－=Cu2＋(主要反應)Zn－2e－=Zn2＋Fe－2e－=Fe2＋Ni－2e－=Ni2＋Ag、Pt、Au等金屬沉積在池底形成陽極泥陰極：Cu2＋+2e－=Cu(精銅)電解質溶液CuSO4濃度減小(4)電解精煉的結果粗銅中比銅活潑的金屬Zn、Fe、Ni等失去電子形成的陽離子進入溶液；不如銅活潑的金屬Ag、Au、Pt等以金屬單質的形式沉積在電解池的底部，與其他不溶性雜質混在一起形成陽極泥；陰極上得到精銅。4、電鍍(1)定義：應用電解原理，在金屬表面鍍上一薄層金屬或合金的方法。(2)目的：提高金屬的抗腐蝕能力、耐磨性能或改善金屬制品的外觀。電鍍實驗（以鐵釘鍍銅為例）陽極(與直流電源正極相連)：鍍層金屬Cu－2e－=Cu2＋陰極(與直流電源負極相連)：鍍件Cu2＋＋2e－=Cu電解質溶液：含鍍層金屬陽離子的電解質溶液電解法用于冶煉較活潑的金屬電解工業上常利用電解法冶煉較活潑的金屬(如鈉、鈣、鎂、鋁等)，但不能電解其鹽溶液，應電解其熔融態。電解的相關計算⑴計算類型①電子守恒在電解計算中的應用。②電解后某產物的質量③氣體的體積④某元素的化合價⑤元素的相對原子質量⑥計算電解后溶液中的離子濃度。⑦計算電解質溶液的pH。⑧串、并聯電路中的物質關系。⑵計算方法①電子守恒法：得失電子守恒；串聯電路電子處處相等②總反應式計算先寫出電極反應式，再寫出總反應式，最后根據總反應式列比例式計算③關系式計算根據得失電子守恒關系建立已知量與未知量之間的橋梁，建立計算所需要的關系式⑶等量關系①當電流通過一個或多個串聯的電解池時，它們皆處于同一閉合電路中，所以各池的電流強度相等，同一時間內通過的電子的物質的量相等。②常見電化學計算的對應關系：H2～Cl2～1/2O2～Cu～2Ag～2H＋～2OH－。如電解中析出氣體時，在同溫同壓下析出各氣體物質的量之比為n(H2)∶n(Cl2)∶n(O2)＝1∶1∶0.5。第四節金屬的腐蝕與防護一、金屬電化學腐蝕的原理1、金屬腐蝕定義：金屬表面因與周圍的物質發生氧化還原反應而遭到破壞的現象。2、金屬腐蝕的本質：3、金屬腐蝕的類型化學腐蝕與電化學腐蝕的區別深化拓展1.金屬腐蝕的快慢規律(1)在同種電解質溶液中,金屬腐蝕由快到慢的順序為:電解池的陽極>原電池的負極>化學腐蝕>原電池的正極>電解池的陰極。(2)同一種金屬在不同介質(濃度相等)中腐蝕由快到慢的順序為:強電解質溶液>弱電解質溶液>非電解質溶液。(3)在同一種電解質溶液中,電解質溶液濃度越大,金屬腐蝕越快(鈍化除外)。(4)純度越高的金屬,腐蝕越慢。(5)不純的金屬或合金,在潮濕的空氣中,氧氣濃度越大,腐蝕越快。二、金屬腐蝕的防護生活中常用什么方法防止金屬被腐蝕的？1、表面加保護層油漆、機油、搪瓷、陶瓷、瀝青、塑料、橡膠