第二章 化学反应与能量
第一节 化学能与热能
1
原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。
一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。 E 反应物总能量＞E 生成物总能量
E 反应物总能量＜E 生成物总能量
2、常见的放热反应和吸热反应 ①所有的燃烧与缓慢氧化。
常见的放热反应：②酸碱中和反应。 ③金属与酸反应制取氢气。
④大多数化合反应（特殊：C ＋CO 2 △ 2CO 是吸热反应）。
① 多数分解反应，如KClO 3、、CaCO 3的分解等。
常见的吸热②C ＋CO 2 △ 2CO
Ba(OH)2·8H 2O ＋NH 4Cl ＝BaCl 2＋2NH 3↑＋10H 2O
[思考]放热反应都不需要加热，吸热反应都要加热，这种说法对吗？ 点拔：不对。如C ＋O 2＝CO 2的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始后不再需要加热，反应放出的热量可以使反应继续下去。NH 4Cl 与Ba(OH)2·8H 2O 的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。
第二节 化学能与电能
1、 能源的分类：
一次能源：直接从自然界取得的能源称为一次能源，如流水、风
力、煤、石油、天然气等、
二次能源：一次能源经过加工、转化得到的能源称为二次能源，
如电力、蒸汽等。
2、原电池
（1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。
（2）原电池的工作原理：发生氧化还原反应（有电子的转移）。
（3）构成原电池的条件：
①活泼性不同的两种金属做电极（或其中一种是非金属）； ②电极材料均插入电解质溶液中；
③两级构成闭合回路。
（4）电极名称及发生的反应： 负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，
电极反应式：较活泼金属－ne －＝金属阳离子
【 Zn-2e -=Zn2+ 】 负极现象：负极溶解，负极质量减少。 正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，
+-电极反应式：溶液中阳离子＋ne －＝单质 【 2H +2e=H2↑ 】 正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。
总反应方程式：把正极和负极反应式相加而得【Zn + 2 H+ = Zn2+ + H2↑】
（5）原电池正负极的判断方法：
①依据原电池两极的材料：
较活泼的金属作负极（K 、Ca 、Na 太活泼，不能作电极）； 较不活泼金属或可导电非金属（石墨）等作正极。
②根据电流方向或电子流向：（外电路）电子：负极→导线→正极。（电流由正极流向负极）；
③根据原电池中的反应类型：
负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。
正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H 2放出。
2、化学电源基本类型：
①干电池（一次电池）：如：Cu －Zn 原电池、锌锰电池（Zn 做负极，碳棒做正极）、银锌纽扣电池 ②充电电池（二次电池）：两极都参加反应的原电池，可充电循环使用。如铅蓄电池（Pb 为负极, PbO 2为正极）、锂电池、镍镉电池等。 ③燃料电池：如H 2、CH 4燃料电池，电解质溶液常为碱性试剂（KOH 等）。
第三节 化学反应的速率和限度
1、化学反应的速率
（1）概念：通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。 计算公式：v(B)＝
①单位：mol/(L ·s) 或mol/(L ·min)
②B 为溶液或气体，若B 为固体或纯液体不计算速率。
③以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。
④重要规律：速率比＝变化量比＝方程式系数比
（2）影响化学反应速率的因素：
内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。 外因：①温度：升高温度，增大速率 ②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂） ③浓度：增加C 反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言） ④压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应）
2、化学反应的限度——化学平衡
（1）在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的∆c (B ) ∆n (B ) ＝ ∆t V ∙∆t
一种“平衡状态”，就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。
在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行（同时发生，不分先后）。可逆反应不能进行到底，即可逆反应无论进行到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不可能为0。
（2）化学平衡状态的特征：逆、等、动、定、变。
①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
②等：达平衡状态时，正反应速率相等逆反应速率。
③动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行，但不等于0。v 正＝v 逆≠0。
④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。
⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。
（3）判断化学平衡状态的标志：
① VA （正方向）＝V A （逆方向）或n A （消耗）＝n A （生成）（不同方向同一物质比较）
②各组分浓度保持不变或百分含量不变
③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）
④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变（前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA ＋yB
zC ，x ＋y ≠z ）
第二章 化学反应与能量
第一节 化学能与热能
1
原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。
一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。 E 反应物总能量＞E 生成物总能量
E 反应物总能量＜E 生成物总能量
2、常见的放热反应和吸热反应 ①所有的燃烧与缓慢氧化。
常见的放热反应：②酸碱中和反应。 ③金属与酸反应制取氢气。
④大多数化合反应（特殊：C ＋CO 2 △ 2CO 是吸热反应）。
① 多数分解反应，如KClO 3、、CaCO 3的分解等。
常见的吸热②C ＋CO 2 △ 2CO
Ba(OH)2·8H 2O ＋NH 4Cl ＝BaCl 2＋2NH 3↑＋10H 2O
[思考]放热反应都不需要加热，吸热反应都要加热，这种说法对吗？ 点拔：不对。如C ＋O 2＝CO 2的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始后不再需要加热，反应放出的热量可以使反应继续下去。NH 4Cl 与Ba(OH)2·8H 2O 的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。
第二节 化学能与电能
1、 能源的分类：
一次能源：直接从自然界取得的能源称为一次能源，如流水、风
力、煤、石油、天然气等、
二次能源：一次能源经过加工、转化得到的能源称为二次能源，
如电力、蒸汽等。
2、原电池
（1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。
（2）原电池的工作原理：发生氧化还原反应（有电子的转移）。
（3）构成原电池的条件：
①活泼性不同的两种金属做电极（或其中一种是非金属）； ②电极材料均插入电解质溶液中；
③两级构成闭合回路。
（4）电极名称及发生的反应： 负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，
电极反应式：较活泼金属－ne －＝金属阳离子
【 Zn-2e -=Zn2+ 】 负极现象：负极溶解，负极质量减少。 正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，
+-电极反应式：溶液中阳离子＋ne －＝单质 【 2H +2e=H2↑ 】 正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。
总反应方程式：把正极和负极反应式相加而得【Zn + 2 H+ = Zn2+ + H2↑】
（5）原电池正负极的判断方法：
①依据原电池两极的材料：
较活泼的金属作负极（K 、Ca 、Na 太活泼，不能作电极）； 较不活泼金属或可导电非金属（石墨）等作正极。
②根据电流方向或电子流向：（外电路）电子：负极→导线→正极。（电流由正极流向负极）；
③根据原电池中的反应类型：
负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。
正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H 2放出。
2、化学电源基本类型：
①干电池（一次电池）：如：Cu －Zn 原电池、锌锰电池（Zn 做负极，碳棒做正极）、银锌纽扣电池 ②充电电池（二次电池）：两极都参加反应的原电池，可充电循环使用。如铅蓄电池（Pb 为负极, PbO 2为正极）、锂电池、镍镉电池等。 ③燃料电池：如H 2、CH 4燃料电池，电解质溶液常为碱性试剂（KOH 等）。
第三节 化学反应的速率和限度
1、化学反应的速率
（1）概念：通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示。 计算公式：v(B)＝
①单位：mol/(L ·s) 或mol/(L ·min)
②B 为溶液或气体，若B 为固体或纯液体不计算速率。
③以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。
④重要规律：速率比＝变化量比＝方程式系数比
（2）影响化学反应速率的因素：
内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。 外因：①温度：升高温度，增大速率 ②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂） ③浓度：增加C 反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言） ④压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应）
2、化学反应的限度——化学平衡
（1）在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的∆c (B ) ∆n (B ) ＝ ∆t V ∙∆t
一种“平衡状态”，就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。
在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行（同时发生，不分先后）。可逆反应不能进行到底，即可逆反应无论进行到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不可能为0。
（2）化学平衡状态的特征：逆、等、动、定、变。
①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
②等：达平衡状态时，正反应速率相等逆反应速率。
③动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行，但不等于0。v 正＝v 逆≠0。
④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。
⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。
（3）判断化学平衡状态的标志：
① VA （正方向）＝V A （逆方向）或n A （消耗）＝n A （生成）（不同方向同一物质比较）
②各组分浓度保持不变或百分含量不变
③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）
④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变（前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA ＋yB
zC ，x ＋y ≠z ）