第一章化学反应与能量转化重要知识点总结
第一章 化学反应与能量单元知识总结
第一章 化学反应与能量单元知识总结【知识归纳】【专题归纳整合】一、热化学方程式的正误判断热化学方程式是表示参加反应物质的量与反应热的关系的化学方程式。
热化学方程式的书写除了遵循书写化学方程式的要求外，应侧重从以下几个方面予以考虑。
1．检查△H 符号的正误放热反应的△H 为“－”，吸热反应的△H 为“＋”，单位是kJ ／mol ，逆反应的△H 与正反应的△H 数值相同，符号相反。
2．检查是否注明物质的聚集状态必须注明每种反应物和生成物的聚集状态，同一个化学反应，物质的聚集状态不同，△H 数值不同。
3．检查△H 的数值与化学计量数是否对应△H 的大小与反应物的物质的量的多少有关，相同的反应，化学计量数不同时，△H 不同。
4．特殊反应热(1)书写表示燃烧热的热化学方程式时，可燃物的化学计量数为1；产物应为完全燃烧生成稳定的化合物，如C 燃烧应生成CO 2而不是CO ，H 2燃烧生成的是H 2O(1)，而不是H 2O(g)。
(2)书写表示中和热的热化学方程式时，H 2O 的化学计量数为1，并以此配平其余物质的化学计量数。
二、反应热大小的比较比较反应热的大小，一般从以下几个方面考虑：1．比较“反应热”或△H 的大小时，必须带“＋”、“－”符号；比较“燃烧热”、“中和热”时，只需比较数值大小即可。
2．参加反应的物质的量不同，则反应热的数值也会发生相应的变化，如1 mol H 2完全燃烧生成液态水时放出285．8 kJ的热量，2 mol H2完全燃烧生成液态水时则放出571．6 kJ的热。
3．对于可逆反应，如3H2(g)＋N2 (g)2NH3(g) △H＝－92．4 kJ·mol－1，是指生成2mol NH3时放出92．4 kJ的热量，而不是3 mol H2和1mol N2混合在一定条件下反应就可放出92．4 kJ的热量，实际3 mol H2和1molN2混合在一定条件下反应放出的热量小于92．4 kJ，因为该反应的反应物不能完全转化为生成物。
选修四第一章化学反应与能量知识清单
选4 第一章 《化学反应与能量》期末知识梳理一、焓变 反应热1．反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。
反应热可以分为燃烧热、中和热、溶解热。
2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
符号：△H ，单位：kJ/mol 恒压下：焓变=反应热，都可用ΔH 表示，单位都是kJ/mol 。
3．产生原因：化学键断裂——吸收能量 化学键形成——释放能量4.键能：拆开1 mol 某化学键所需的能量或形成1 mol 该化学键所释放的能量叫键能5．可以利用计算ΔH 来判断是吸热还是放热。
ΔH =生成物所具有的总能量—反应物所具有的总能量=反应物的总键能—生成物的总键能ΔH 为“-”或△H <0时，为放热反应； ΔH 为“+”或△H >0时，为吸热反应。
对于放热反应,反应物具有的总能量高于生成物具有总能量,反应过程中释放出能量，从而使反应本身的能量降低,因此规定放热反应的△H 为“-”。
对吸热反应, 反应物具有的总能量低于生成物具有总能量,反应过程中释放出能量，从而使反应本身的能量降低,因此规定放热反应的△H 为“+”。
6．能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定（能量越低越稳定），能量和键能成反比。
7．同种物质不同状态时所具有的能量：气态>液态>固态【特别提醒】（1）常见的放热反应△所有的燃烧反应△酸碱中和反应HCl + NaOH = NaCl +H 2O△大多数的化合反应△常见金属（Al 、Fe 、Zn 等）与酸（HCl 、H 2SO 4等）的反应△生石灰（氧化钙）和水反应△铝热反应△缓慢氧化：食物的腐败等（2）常见的吸热反应△大多数分解反应：CaCO 3CaO +CO 2↑ △Ba(OH)2·8H 2O 晶体与NH 4Cl 晶体的反应：Ba(OH)2·8H 2O+2NH 4Cl ＝BaCl 2+2NH 3↑+10H 2O △碳与CO 2气体的反应：C + CO 22CO △碳与水蒸气的反应：C + H 2O CO + H 2 △氢气还原氧化铜：H 2+CuO H 2O+Cu（3）区分是现象（物理变化）还是反应（生成新物质是化学变化），一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。
高中化学选修4《化学反应原理》 第1章 化学反应与能量转化 思维导图
高中化学选修4《化学反应原理》第1
章化学反应与能量转化思维导图.doc
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同时，本文还利用思维导图整理了高中化学《化学反应原理》第一章的基础知识。
化学反应与能量转化是化学学科中的基础知识之一。
其中，1-1节介绍了化学反应的热效应，即反应过程中能量的转化。
化学反应可以放热或吸热，这取决于反应物的能量和反应产物的能量之间的差异。
在反应中，能量的转化可以通过热量计等仪器来测量。
1-2节介绍了电能转化为化学能，即电解。
电解是一种将
电能转化为化学能的过程，可以将离子化合物分解成原子或离子。
在电解中，电流通过电解质溶液，导致离子发生氧化还原反应，从而在电极上产生化学反应。
在电解中，产生的化学反应与电流密切相关。
1-3节介绍了化学能转化为电能，即电池。
电池是一种将
化学能转化为电能的装置，可以将化学反应中产生的能量转化为电能。
电池的工作原理是利用化学反应产生电势差，使电子在电路中流动，从而产生电流。
电池的种类很多，例如原电池、干电池、锂离子电池等。
总之，化学反应与能量转化是化学学科的重要内容，理解其中的原理和机制对于研究化学非常重要。
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选修4 第一章化学反应与能量复习
第一章化学反应与能量复习【知识回顾】1、反应热：当化学反应在一定温度下进行时，反应吸收或放出的热量。
2、化学反应的焓变在一定条件下，某一化学反应是吸热反应还是放热反应，由生成物与反应物的焓差值即焓变（△H）决定。
在恒压条件下，反应的热效应等于焓变。
△H = H（产物）—H（反应物）,△H为反应产物的总焓与反应物的总焓之差，称为反应焓变。
△H﹤0 为放热反应△H﹥0 为吸热反应焓变（△H）单位：KJ/mol从微观角度分析反应热的问题从化学键的角度分析反应的本质:旧键断裂, 新键形成.对于放热反应,反应物参加反应时吸收的能量__________生成物释放的能量,从而使反应本身的能量降低,因此规定放热反应的△H为______________对吸热反应,反应物参加反应时吸收的能量__________生成物释放的能量,从而使反应本身的能量升高,因此规定吸热反应的△H为______________例1下列说法不正确的是（）A．放热反应不需要加热即可发生B．化学反应过程中的能量变化除了热能外，也可以是光能、电能等C．需要加热才能进行的化学反应不一定是吸热反应例2.化学反应热效应数值与参加反应的物质多少有关已知反应X+Y==M+N为放热反应,对该反应的下列说法中正确的()A．X的能量一定高于M B. Y的能量一定高于NC. X和Y的总能量一定高于M和N的总能量D．因该反应为放热反应,故不必加热就可发生3、热化学方程式在热化学中，常用热化学方程式把一个化学反应中物质的变化．．．．．和反应的焓变．．．．．同时表示出来。
书写时应注意：1．指明反应时的温度和压强（对于25℃、101KPa时进行的反应，可以不注明）。
2．所有反应物和产物都用括号注明它们在反应时的状态。
3．各物质前的系数指实际参加反应的物质的量，可以是整数也可以是分数。
4．△H单位KJ/mol中每摩尔指的是每摩尔反应体系，非每摩尔某物质，其大小与反应物的物质的量成正比。
化学反应与能量变化知识点总结-化学反应与能量变化 知识点整理
化学反应与能量变化知识点总结|化学反应与能量变化知识点整理一、化学反应与能量的变化反应热焓变(1)反应热：化学反应在一定条件下反应时所释放或吸收的热量。
(2)焓变：在恒压条件下进行的化学反应的热效应即为焓变。
(3)符号：ΔH,单位：kJ/mol或kJ·molˉ1。
(4)ΔH=生成物总能量-反应物总能量=反应物键能总和-生成物键能总和(5)当ΔH为“-”或ΔH<0时，为放热反应当ΔH为“+”或ΔH>0时，为吸热反应热化学方程式热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
H2(g)+?O2(g)=H2O(l)ΔH=-285.8kJ/mol表示在25℃,101kPa，1molH2与?molO2反应生成液态水时放出的热量是285.8kJ。
注意事项：(1)热化学方程式各物质前的化学计量数只表示物质的量，不表示分子数，因此，它可以是整数，也可以是小数或分数。
(2)反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值以及符号都可能不同，因此，书写热化学方程式时必须注明物质的聚集状态。
热化学方程式中不用“↑”和“↓”中和热定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1molH2O，这时的反应热叫做中和热。
二、燃烧热(1)概念：25℃,101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。
(2)单位：kJ/mol三、反应热的计算(1)盖斯定律内容：不管化学反应是一步完成或是分几步完成，其反应热是相同的。
或者说，化学反应的的反应热只与体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
反应热的计算常见方法：(1)利用键能计算反应热：通常人们把拆开1mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能，键能通常用E表示，单位为kJ/mol或kJ·mol-1。
方法：ΔH=∑E(反应物)-∑E(生成物)，即ΔH等于反应物的键能总和与生成物的键能总和之差。
如反应H2(g)+Cl2(g)===2HCl(g)ΔH=E(H—H)+E(Cl—Cl)-2E(H—Cl)。
化学反应与能量知识点总结
化学反应与能量知识点总结一、化学反应与能量变化的关系化学反应过程中，不仅有物质的变化，还伴随着能量的变化。
能量变化通常表现为热量的变化，有时也会以光能、电能等形式表现出来。
从化学键的角度来看，化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成。
旧键断裂需要吸收能量，新键形成会释放能量。
如果反应物总能量高于生成物总能量，反应就会放出能量；反之，如果反应物总能量低于生成物总能量，反应则需要吸收能量。
例如，燃烧反应一般都是放热反应，因为燃料和氧气的化学键断裂所吸收的能量小于燃烧产物化学键形成所释放的能量。
而像碳酸钙高温分解这样的反应则是吸热反应，因为分解所需的能量大于生成的氧化钙和二氧化碳形成新键释放的能量。
二、常见的吸热反应和放热反应1、吸热反应（1）大多数分解反应，如氯化铵受热分解。
（2）一些需要持续加热才能进行的反应，比如碳和二氧化碳在高温下反应生成一氧化碳。
（3）以碳、氢气、一氧化碳为还原剂的氧化还原反应，例如氢气还原氧化铜。
2、放热反应（1）所有的燃烧反应，如甲烷的燃烧。
（2）酸碱中和反应，比如盐酸和氢氧化钠的反应。
（3）金属与酸的置换反应，例如锌与稀硫酸反应生成氢气。
（4）大多数化合反应，比如二氧化硫和氧气生成三氧化硫。
三、反应热反应热是指化学反应在一定条件下放出或吸收的热量。
通常用符号ΔH 表示，单位是 kJ/mol。
如果ΔH 为正值，表示反应吸热；如果ΔH 为负值，表示反应放热。
例如，对于反应 H₂(g) ＋ Cl₂(g) ＝ 2HCl(g)，ΔH ＝－1846 kJ/mol，表示每生成 2 mol HCl 气体，放出 1846 kJ 的热量。
四、热化学方程式热化学方程式是表示化学反应与反应热关系的化学方程式。
它不仅表明了化学反应中的物质变化，还表明了能量变化。
热化学方程式与普通化学方程式的区别在于：1、要注明反应的温度和压强（如果是在 25℃、101 kPa 下进行的反应，可以不注明）。
《化学反应原理》知识点大全
《化学反应原理》知识点大全第一章、化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章、化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。
化学反应与能量变化知识点总结
化学反应与能量变化知识点总结一、化学反应中的能量变化。
1. 化学反应的实质。
化学反应的过程是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
旧键断裂需要吸收能量，新键形成会释放能量。
2. 反应热与焓变。
反应热：化学反应过程中吸收或放出的热量。
焓变（ΔH）：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
- 吸热反应：ΔH > 0。
- 放热反应：ΔH < 0。
3. 常见的吸热反应和放热反应。
吸热反应：大多数分解反应、氯化铵与氢氧化钡的反应、以 C、CO、H₂为还原剂的氧化还原反应等。
放热反应：大多数化合反应、酸碱中和反应、燃烧反应、活泼金属与酸或水的反应等。
二、热化学方程式。
1. 定义。
表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
2. 书写注意事项。
要注明反应物和生成物的状态（g、l、s）。
要注明反应的温度和压强（若在 25℃、101kPa 条件下进行，可不注明）。
要注明ΔH 的正负号、数值和单位。
化学计量数只表示物质的量，可以是整数，也可以是分数。
三、燃烧热和中和热。
1. 燃烧热。
定义：101kPa 时，1mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。
单位：kJ/mol。
注意：燃烧热是以 1mol 可燃物为标准进行测量的。
2. 中和热。
定义：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成 1mol 液态水时所释放的热量。
单位：kJ/mol。
注意：强酸与强碱的稀溶液反应，若有弱酸或弱碱参与，中和热数值偏小。
四、盖斯定律。
1. 内容。
化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关。
2. 应用。
可以通过已知反应的热化学方程式，进行相应的加减运算，得到目标反应的热化学方程式和反应热。
五、能源。
1. 分类。
一次能源：直接从自然界获取的能源，如煤、石油、天然气、风能、水能等。
二次能源：由一次能源经过加工、转化得到的能源，如电能、氢能等。
2. 新能源。
太阳能、风能、地热能、海洋能、生物质能等，具有资源丰富、可再生、对环境影响小等优点。
高二化学知识点：化学反应原理复习
高二化学知识点：化学反应原理复习下面是小编给大家整理的一份高二化学知识点：化学反应原理复习资料，希望能够帮助大家学习化学这门功课，考出一个好成绩。
高二化学知识点：化学反应原理复习【知识讲解】第1章、化学反应与能量转化化学反应的实质是反应物化学键的断裂和生成物化学键的形成，化学反应过程中伴随着能量的释放或吸收。
一、化学反应的热效应1、化学反应的反应热(1)反应热的概念：当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。
用符号Q表示。
(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。
Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。
(3)反应热的测定测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下：Q=-C(T2-T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。
实验室经常测定中和反应的反应热。
2、化学反应的焓变(1)反应焓变物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。
反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。
(2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。
对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。
(3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系：ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。
ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。
(4)反应焓变与热化学方程式：把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1书写热化学方程式应注意以下几点：①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。
化学反应与能量（知识点总结）
选修4《化学反应原理》第1页（共8页） 第2页 （共8页）第一章 化学反应与能量（知识点总结）一、“有效碰撞”模型。
从物质结构变化上看，化学反应的过程，其实是怎样的一个过程？ 旧的 断裂、新的 形成的过程。
1、有效碰撞：分子都在不停的运动，反应物分子能够发生碰撞是反应发生的先决条件，如果每次碰撞都是有效的话，任何反应都会在瞬间完成，而事实不是这样，所以并不是所有的碰撞都是有效的。
有效碰撞：能够导致化学键断裂，引发化学反应的碰撞。
2、活化分子：要有效碰撞，要求分子必须具有足够高的能量。
我们把这样的分子叫做“活化分子”。
活化分子：具有足够高的能量，可能发生有效碰撞的反应物分子。
活化分子发生的碰撞一定是有效碰撞吗？ 。
还要求取向正确。
发生有效碰撞的条件： 3、活化能：活化能 。
活化能的作用是 ，与课本第3页图中表示的哪部分能量相等？ 参看教材所举的“公司贷款”一例： 活化能的大小决定了一般分子变为活化分子的难易，也就是化学反应的难易，它会影响反应热的大小吗？ 结论：某一化学反应的速率大小与单位时间内 有关；有效碰撞次数的多少与单位体积内反应物中 的多少有关；活化分子的多少又与该反应的 大小有关。
活化能的大小是由反应物分子的性质决定的，而反应物分子的性质又与分子的内部结构密切相关，可以说反应物分子的内部结构是决定化学反应速率的内因。
那么，对于一个特定的反应人们可以通过改变它的外部条件加以控制和利用。
活化能是决定化学反应难易的关键。
不同的化学反应，活化能差别很大。
一个具体的反应，活化能的值只能通过实验方法测得。
二．用“有效碰撞”模型解释外界条件对化学反应速率的影响 1、温度对反应速率的影响：我们知道，温度升高，反应速率加快；温度降低，反应速率减慢。
化学反应原理全册知识点归纳（精华）
《化学反应原理》知识点归纳第一章化学反应与能量一、焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量。
2．焓变(△H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
⑴符号——△H；⑵单位——kJ/mol。
3．产生原因：化学键断裂——吸热；化学键形成——放热。
键能越大，物质所含能量越低，物质越稳定；键能越小，物质所含能量越高，物质越不稳定。
放热反应——反应物的总能量高于生成物的总能量(放出的热量＞吸收的热量)；△H为“－”或△H＜0。
吸热反应——反应物的总能量低于生成物的总能量(吸收的热量＞放出的热量)△H为“＋”或△H＞0。
常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥钠与水的反应常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④盐的水解二、热化学方程式1．能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫热化学方程式。
2．书写热化学方程式注意要点：⑴热化学方程式必须标出能量变化。
⑵热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(g、l、s分别表示固态、液态、气态，水溶液中溶质用aq表示)。
⑶热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强(对于25℃、101 kPa时进行的反应可以不注明)。
⑷热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。
⑸各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。
三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
2．注意点：⑴研究条件：25 ℃，101 kPa。
⑵反应程度：完全燃烧，产物是稳定的化合物。
⑶燃烧物的物质的量： 1 mol。
⑷研究内容：放出的热量。
（△H＜0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
山东科技版高二化学（选修）第一章化学反应与能量转化知识点总结及练习
知识点总结知识点总结1、E 反＜E 生或E 1＞E 2，反应吸收能量；E 反＞E 生或E 1＜E 2，反应放出能量；，反应放出能量；2、化学反应的反应热、化学反应的反应热 △△H ＝生成物的总能量－反应物的总能量＝生成物的总能量－反应物的总能量＝反应物的键能总和－生成物的键能总和＝反应物的键能总和－生成物的键能总和3、判断一个热化学方程式是否正确，主要应从以下几个方面入手：、判断一个热化学方程式是否正确，主要应从以下几个方面入手： （（1）各物质的化学式是否正确，方程式是否符合客观事实；）各物质的化学式是否正确，方程式是否符合客观事实； （（2）各物质的聚集状态是否注明；）各物质的聚集状态是否注明；（（3）方程式是否配平；）方程式是否配平； （（4）反应热△H 是否与方程式中各物质的化学计量数相对应，其符号和数值是否正确。
是否与方程式中各物质的化学计量数相对应，其符号和数值是否正确。
4、中和热：稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H 2O ，这时的反应热叫做中和热。
，这时的反应热叫做中和热。
燃烧热：在101kPa 时，1mol 纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。
纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。
【注意】“生成稳定的氧化物”是指燃烧产物不能再燃烧且状态稳定“生成稳定的氧化物”是指燃烧产物不能再燃烧且状态稳定 [ 如C →CO 2（g ）（不是CO ）、 H 2→H 2O （l ）（不是水蒸气）等（不是水蒸气）等 ]。
5、盖斯定律、盖斯定律热化学方程式间可以进行“＋”“－”等数学运算，△H 同样也可以进行“＋”“－”等数学运算。
“－”等数学运算。
比较物质的稳定性：对于物质的稳定性而言，存在着“能量越低越稳定”的规律。
对于同素异形体或同分异构体，可依据盖斯定律得出其相互转化的热化学方程式，若为放热反应，则生成物的能量低，生成物稳定；反之，则反应物稳定。
《选修4_化学反应原理》知识点总结整理(超全)
高三化学《化学反应原理》知识清单第一章化学反应与能量变化一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。
特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。
（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。
（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。
要点二：放热反应和吸热反应1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0 ∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能）2．常见的放热反应和吸热反应①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。
②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。
如C（石墨，s） C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。
二、热化学方程式的书写书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。
2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H 值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。
3．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。
初中化学知识点归纳化学反应中的能量转化
初中化学知识点归纳化学反应中的能量转化化学反应中的能量转化是初中化学学习中的重要内容之一。
化学反应不仅涉及到物质的转化，还涉及到能量的转化，而能量转化的研究对于了解化学反应的本质和应用具有重要意义。
下面将对初中化学知识点中的能量转化进行归纳。
1. 反应热与能量变化在化学反应中，反应物经过反应转化为生成物，反应中伴随着能量的吸收或放出。
这种能量变化可用反应热来表示。
反应热是指在常压下，化学反应中所伴随的能量变化。
根据反应热的正负，反应可分为放热反应和吸热反应。
2. 放热反应放热反应是指在反应过程中能量从系统转移到周围环境，使周围环境的温度升高，或者产生其他形式的能量变化。
这种反应的反应热为负值，表示反应放出能量。
例如，燃烧反应就是一种放热反应，例如燃烧木材，会放出大量的热能。
3. 吸热反应吸热反应是指在反应过程中从周围环境吸收能量，使周围环境的温度降低，或者其他形式的能量变化。
这种反应的反应热为正值，表示反应吸收能量。
例如，水和硫酸之间的反应是一种吸热反应，反应过程中会吸收大量的热能，使温度下降。
4. 反应热与化学平衡反应热与化学平衡之间存在着密切的关系。
在反应达到化学平衡时，反应热为零，表示反应物与生成物之间的能量没有净转化。
反应热的大小与反应物和生成物之间的化学键的断裂和形成有关。
5. 反应焓与焓变化学反应中，反应焓是描述反应进行过程中的能量变化情况的物理量。
焓变是指反应发生前后，系统的焓发生的变化。
焓变的正负决定了反应是吸热反应还是放热反应。
焓变的大小也可以用来判断反应的强弱。
6. 定义反应热反应热正好是反应焓的变化量，即反应后系统的焓减去反应前系统的焓。
反应焓变的大小取决于反应物达到生成物的过程中，化学键的断裂和形成情况，以及反应物和生成物的物质量。
7. 化学反应中的其他能量转化在化学反应中，除了反应热以外，还伴随着其他形式的能量转化。
例如，电化学反应中，化学能转化为电能，电能转化为化学能。
人教版高中化学选修4知识点总结第一章化学反映与能量
第一章化学反映与能量一、化学反映与能量的转变课标要求1、了解化学反映中能量转化的原因和常见的能量转化形式2、了解反映热和焓变的含义3、熟悉热化学方程式的意义并能正确书写热化学方程式要点精讲1、焓变与反映热（1）化学反映的外观特征化学反映的实质是旧化学键断裂和新化学键生成，从外观上看，所有的化学反映都伴随着能量的释放或吸收、发光、变色、放出气体、生成沉淀等现象的发生。
能量的转变通常表现为热量的转变，可是化学反映的能量转变还可以以其他形式的能量转变表现出来，如光能、电能等。
（2）反映热的概念当化学反映在必然的温度下进行时，反映所释放或吸收的热量称为反映在此温度下的热效应，简称为反映热。
通常常利用符号Q表示。
反映热产生的原因：由于在化学反映进程中，当反映物分子内的化学键断裂时，需要克服原子间的彼此作用，这需要吸收能量；当原子从头结合成生成物分子，即新化学键形成时，又要释放能量。
生成物分子形成时所释放的总能量与反映物分子化学键断裂时所吸收的总能量的差即为该反映的反映热。
（3）焓变的概念对于在等压条件下进行的化学反映，若是反映中物质的能量转变全数转化为热能（同时可能伴随着反映体系体积的改变），而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反映的反映热就等于反映前后物质的焓的改变，称为焓变，符号ΔΗ。
ΔΗ=Η（反映产物）—Η（反映物）为反映产物的总焓与反映物总焓之差，称为反映焓变。
若是生成物的焓大于反映物的焓，说明反映物具有的总能量小于产物具有的总能量，需要吸收外界的能量才能生成生成物，反映必需吸热才能进行。
即当Η（生成物）>Η（反映物），ΔΗ>0，反映为吸热反映。
若是生成物的焓小于反映物的焓，说明反映物具有的总能量大于产物具有的总能量，需要释放一部份的能量给外界才能生成生成物，反映必需放热才能进行。
即当Η（生成物）<Η（反映物），ΔΗ<0，反映为放热反映。
（4）反映热和焓变的区别与联系2、热化学方程式（1）概念把一个化学反映中物质的变和能量的转变同时表示出来的学方程式，叫热化学方程式。
高中化学化学反应原理重要知识总结
化学反应原理知识点整理第一章化学反应与能量第一单元化学反应中的热效应一、焓变反应热1．反应热：一定条件下,一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变ΔH的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应1.符号：△H2.单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热吃化学键形成——放热放吃和放的问题放出热量的化学反应; 放热>吸热△H 为“-”或△H <0 放出的比吃的多,人就瘦了吸收热量的化学反应;吸热>放热△H 为“+”或△H >0 吃的比放出的多,人就胖了☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体BaOH2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化;②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态g,l,s分别表示固态,液态,气态,水溶液中溶质用aq表示③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强;④热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数⑤各物质系数加倍,△H加倍；反应逆向进行,△H改变符号,数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃,101 kPa时,1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量;燃烧热的单位用kJ/mol表①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧,产物是稳定的氧化物;③燃烧物的物质的量：1 mol④研究内容：放出的热量;ΔH<0,单位kJ/mol四、中和热1．概念：在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O,这时的反应热叫中和热;2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应,其热化学方程式为：H+aq +OH-aq =H2Ol ΔH=－mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量,所以它们参加中和反应时的中和热小于 kJ/mol;4．中和热的测定实验五、盖斯定律1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态各反应物和终态各生成物有关,而与具体反应进行的途径无关,如果一个反应可以分几步进行,则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的;第二单元化学能与电能的转化原电池：1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池_______2、组成条件：①两个活泼性不同的电极②电解质溶液③电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路3、电子流向：外电路：负极——导线——正极内电路：盐桥中阴离子移向负极的电解质溶液,盐桥中阳离子移向正极的电解质溶液;4、电极反应：以锌铜原电池为例：负极：氧化反应：Zn－2e＝Zn2＋较活泼金属正极：还原反应：2H＋＋2e＝H2↑较不活泼金属总反应式：Zn+2H+=Zn2++H2↑5、正、负极的判断：1从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极,非金属为正极;2从电子的流动方向负极流入正极3从电流方向正极流入负极4根据电解质溶液内离子的移动方向阳离子流向正极,阴离子流向负极5根据实验现象①__溶解的一极为负极__②增重或有气泡一极为正极第二节化学电池1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置3、化学电池的分类：一次电池、二次电池、燃料电池一、一次电池1、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等二、二次电池1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生,可以多次重复使用,又叫充电电池或蓄电池;2、电极反应：铅蓄电池放电：负极铅：Pb＋SO42-－2e＝PbSO4↓正极氧化铅：PbO2＋4H+＋SO42-＋2e＝PbSO4↓＋2H2O充电：阴极：PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H+＋SO42-阳极：PbSO4＋2e＝Pb＋SO42-2PbSO4↓＋2H2O两式可以写成一个可逆反应：PbO2＋Pb＋2H2SO43、目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池三、燃料电池1、燃料电池：是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池2、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同,可根据燃烧反应写出总的电池反应,但不注明反应的条件;,负极发生氧化反应,正极发生还原反应,不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应;以氢氧燃料电池为例,铂为正、负极,介质分为酸性、碱性和中性;当电解质溶液呈酸性时：负极：2H2－4e=4H+ 正极：Ｏ2＋4 e4H+ =2H2O当电解质溶液呈碱性时：负极：2H2＋4OH－4e＝4H2O正极：Ｏ2＋2H2O＋4 e＝4OH另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极,又在两极上分别通甲烷燃料和氧气氧化剂;电极反应式为：负极：CH4＋10OH－－8e ＝＋7H2O；正极：4H2O＋2O2＋8e ＝8OH;电池总反应式为：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低四、废弃电池的处理：回收利用第三节电解池一、电解原理1、电解池：把电能转化为化学能的装置也叫电解槽2、电解：电流外加直流电通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应被动的不是自发的的过程3、放电：当离子到达电极时,失去或获得电子,发生氧化还原反应的过程4、电子流向：电源负极—电解池阴极—离子定向运动电解质溶液—电解池阳极—电源正极5、电极名称及反应：阳极：与直流电源的,阴极：与直流电源的,6、电解CuCl2溶液的电极反应：阳极：2Cl- -2e-=Cl2氧化阴极：Cu2++2e-=Cu还原总反应式：CuCl2 =Cu+Cl2↑7、电解本质：电解质溶液的导电过程,就是电解质溶液的电解过程☆规律总结：电解反应离子方程式书写：放电顺序：阳离子放电顺序Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+指酸电离的>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+阴离子的放电顺序是惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-等含氧酸根离子>F-SO32-/MnO4->OH-是活性电极时：电极本身溶解放电注意先要看电极材料,是惰性电极还是活性电极,若阳极材料为活性电极Fe、Cu等金属,则阳极反应为电极材料失去电子,变成离子进入溶液；若为惰性材料,则根据阴阳离子的放电顺序,依据阳氧阴还的规律来书写电极反应上述四种类型电解质分类：1电解水型：含氧酸,强碱,活泼金属含氧酸盐2电解电解质型：无氧酸,不活泼金属的无氧酸盐氟化物除外3放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐4放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐二、电解原理的应用1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气1、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法2、电极、电解质溶液的选择：阳极：镀层金属,失去电子,成为离子进入溶液M— ne — == M n+阴极：待镀金属镀件：溶液中的金属离子得到电子,成为金属原子,附着在金属表面M n+ + ne — == M电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液镀铜反应原理阳极纯铜：Cu-2e-=Cu2+,阴极镀件：Cu2++2e-=Cu,电解液：可溶性铜盐溶液,如CuSO4溶液3、电镀应用之一：铜的精炼阳极：粗铜；阴极：纯铜;电解质溶液：硫酸铜3、电冶金1、电冶金：使矿石中的金属阳离子获得电子,从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属,如钠、镁、钙、铝2、电解氯化钠：通电前,氯化钠高温下熔融：NaCl == Na + + Cl—通直流电后：阳极：2Na+ + 2e— == 2Na阴极：2Cl—— 2e—== Cl2↑☆规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律1若无外接电源,又具备组成原电池的三个条件;①有活泼性不同的两个电极；②两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应有时是与水电离产生的H+作用,只要同时具备这三个条件即为原电池;2若有外接电源,两极插入电解质溶液中,则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属,阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时,则为电镀池;3若多个单池相互串联,又有外接电源时,则与电源相连接的装置为电解池成电镀池;若无外接电源时,先选较活泼金属电极为原电池的负极电子输出极,有关装置为原电池,其余为电镀池或电解池;☆原电池,电解池,电镀池的比较☆☆原电池与电解池的极的得失电子联系图：阳极失e- 正极得e-负极失e-阴极得第四节金属的电化学腐蚀和防护一、金属的电化学腐蚀1金属腐蚀内容：2金属腐蚀的本质：都是金属原子失去电子而被氧化的过程3金属腐蚀的分类：化学腐蚀—金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀电化学腐蚀—不纯的金属跟电解质溶液接触时,会发生原电池反应;比较活泼的金属失去电子而被氧化,这种腐蚀叫做电化学腐蚀;化学腐蚀与电化腐蚀的比较电化腐蚀化学腐蚀条件不纯金属或合金与电解质溶液接触金属与非电解质直接接触现象有微弱的电流产生无电流产生本质较活泼的金属被氧化的过程金属被氧化的过程关系化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生,但电化腐蚀更加普遍,危害更严重4、电化学腐蚀的分类：析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出①条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等气体②电极反应：负极: Fe – 2e- = Fe2+正极: 2H+ + 2e- = H2 ↑总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气①条件：中性或弱酸性溶液②电极反应：负极: 2Fe – 4e- = 2Fe2+正极: O2+4e- +2H2O = 4OH-总式：2Fe + O2 +2H2O =2 FeOH2离子方程式：Fe2+ + 2OH- = FeOH2生成的FeOH2被空气中的O2氧化,生成FeOH3 , FeOH2 + O2 + 2H2O == 4FeOH3FeOH3脱去一部分水就生成Fe2O3·x H2O铁锈主要成分规律总结：金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中,金属腐蚀的快慢规律如下：电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施的腐蚀防腐措施由好到坏的顺序如下：外接电源的阴极保护法＞牺牲负极的正极保护法＞有一般防腐条件的腐蚀＞无防腐条件的腐蚀二、金属的电化学防护1、利用原电池原理进行金属的电化学防护1、牺牲阳极的阴极保护法原理：原电池反应中,负极被腐蚀,正极不变化应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块,腐蚀锌块保护钢铁设备负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护2、外加电流的阴极保护法原理：通电,使钢铁设备上积累大量电子,使金属原电池反应产生的电流不能输送,从而防止金属被腐蚀应用：把被保护的钢铁设备作为阴极,惰性电极作为辅助阳极,均存在于电解质溶液中,接上外加直流电源;通电后电子大量在钢铁设备上积累,抑制了钢铁失去电子的反应;2、改变金属结构：把金属制成防腐的合金3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、等;第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率1. 化学反应速率v⑴定义：用来衡量化学反应的快慢,单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示⑶计算公式：v=Δc/Δtv：平均速率,Δc：浓度变化,Δt：时间单位：mol/L·s⑷影响因素：①决定因素内因：反应物的性质决定因素②条件因素外因：反应所处的条件2.※注意：1、参加反应的物质为固体和液体,由于压强的变化对浓度几乎无影响,可以认为反应速率不变;2、惰性气体对于速率的影响①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大,但是各分压不变,各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢二、化学平衡一1.定义：化学平衡状态：一定条件下,当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时,更组成成分浓度不再改变,达到表面上静止的一种“平衡”,这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态;2、化学平衡的特征逆研究前提是可逆反应等同一物质的正逆反应速率相等动动态平衡定各物质的浓度与质量分数恒定变条件改变,平衡发生变化3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据例举反应mAg+nBg pCg+qDg混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡③各气体的体积或体积分数一定平衡④总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA,即V正=V逆平衡②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC,则V正=V逆平衡③VA:VB:VC:VD=m:n:p:q,V正不一定等于V逆不一定平衡二影响化学平衡移动的因素1、浓度对化学平衡移动的影响1影响规律：在其他条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减少生成物的浓度,都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度,都可以使平衡向逆方向移动2增加固体或纯液体的量,由于浓度不变,所以平衡_不移动_3在溶液中进行的反应,如果稀释溶液,反应物浓度__减小__,生成物浓度也_减小_, V正_减小__,V逆也_减小__,但是减小的程度不同,总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动;2、温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下,温度升高会使化学平衡向着__吸热反应__方向移动,温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动;3、压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时,增大压强,会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强,会使平衡向着___体积增大__方向移动;注意：1改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动2气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的,所以平衡__不移动___;但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_;5.勒夏特列原理平衡移动原理：如果改变影响平衡的条件之一如温度,压强,浓度,平衡向着能够减弱这种改变的方向移动;三、化学平衡常数一定义：在一定温度下,当一个反应达到化学平衡时,___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数____比值; 符号：__K__二使用化学平衡常数K应注意的问题：1、表达式中各物质的浓度是__变化的浓度___,不是起始浓度也不是物质的量;2、K只与__温度T___有关,与反应物或生成物的浓度无关;3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时,由于其浓度是固定不变的,可以看做是“1”而不代入公式;4、稀溶液中进行的反应,如有水参加,水的浓度不必写在平衡关系式中;三化学平衡常数K的应用:1、化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度__的标志;K值越大,说明平衡时_生成物___的浓度越大,它的___正向反应__进行的程度越大,即该反应进行得越__完全___,反应物转化率越_高___;反之,则相反; 一般地,K>_105__时,该反应就进行得基本完全了;2、可以利用K值做标准,判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡;Q：浓度积Q_〈__K:反应向正反应方向进行;Q__=_K:反应处于平衡状态;Q_〉__K:反应向逆反应方向进行3、利用K值可判断反应的热效应若温度升高,K值增大,则正反应为__吸热___反应若温度升高,K 值减小,则正反应为__放热___反应 四、等效平衡1、概念：在一定条件下定温、定容或定温、定压,只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后,任何相同组分的百分含量均相同,这样的化学平衡互称为等效平衡;2、分类1定温,定容条件下的等效平衡第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同;第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效; 2定温,定压的等效平衡只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡; 五、化学反应进行的方向 1、反应熵变与反应方向：1熵:物质的一个状态函数,用来描述体系的混乱度,符号为S. 单位：Jmol -1K -12体系趋向于有序转变为无序,导致体系的熵增加,这叫做熵增加原理,也是反应方向判断的依据;. 3同一物质,在气态时熵值最大,液态时次之,固态时最小;即Sg 〉Sl 〉Ss 2、反应方向判断依据在温度、压强一定的条件下,化学反应的判读依据为： ΔH-T ΔS 〈0 反应能自发进行 ΔH-T ΔS=0 反应达到平衡状态 ΔH-T ΔS 〉0 反应不能自发进行注意：1ΔH 为负,ΔS 为正时,任何温度反应都能自发进行 2ΔH 为正,ΔS 为负时,任何温度反应都不能自发进行第三章 水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义：电解质： 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 ; 非电解质 ： 在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 ; 强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 ;弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 ; 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物如BaSO 4不溶于水,但溶于水的BaSO 4全部电离,故BaSO 4为强电解质——电解质的强弱与导电性、溶解性无关;3、电离平衡：在一定的条件下,当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时,电离过程就达到了 平衡状态 ,这叫电离平衡;4、影响电离平衡的因素：A 、温度：电离一般吸热,升温有利于电离;B 、浓度：浓度越大,电离程度 越小 ；溶液稀释时,电离平衡向着电离的方向移动;C 、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质,会 减弱 电离;D 、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时,有利于电离;9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写第一步为主 10、电离常数：在一定条件下,弱电解质在达到电离平衡时,溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积,跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数;叫做电离平衡常数,一般用Ka 表示酸,Kb 表示碱;表示方法：AB A ++B - Ki= A + B -/AB11、影响因素：a 、电离常数的大小主要由物质的本性决定;b 、电离常数受温度变化影响,不受浓度变化影响,在室温下一般变化不大;物质 单质 化合物电解质非电解质： 非金属氧化物,大部分有机物 ;如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2…… 强电解质： 强酸,强碱,大多数盐 ;如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质： 弱酸,弱碱,极少数盐,水 ;如HClO 、NH 3·H 2O 、CuOH 2、H 2O ……混和物纯净物C、同一温度下,不同弱酸,电离常数越大,其电离程度越大,酸性越强;如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W = cH+·cOH-25℃时, H+=OH- =10-7 mol/L ; K W = H+·OH- = 110-14注意：K W只与温度有关,温度一定,则K W值一定K W不仅适用于纯水,适用于任何溶液酸、碱、盐2、水电离特点：1可逆2吸热3极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离K W〈110-14②温度：促进水的电离水的电离是吸热的③易水解的盐：促进水的电离K W〉110-144、溶液的酸碱性和pH：1pH=-lgcH+2pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞;变色范围：甲基橙~橙色石蕊~紫色酚酞~浅红色pH试纸—操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上,然后与标准比色卡对比即可;注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：先求H+混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积,再求其它H+混=H+1V1+H+2V2/V1+V22、强碱与强碱的混合：先求OH-混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积,再求其它OH-混＝OH-1V1+OH-2V2/V1+V2注意:不能直接计算H+混3、强酸与强碱的混合：先据H++ OH-==H2O计算余下的H+或OH-,①H+有余,则用余下的H+数除以溶液总体积求H+混；OH-有余,则用余下的OH-数除以溶液总体积求OH-混,再求其它四、稀释过程溶液pH值的变化规律：1、强酸溶液：稀释10n倍时,pH稀= pH原+ n 但始终不能大于或等于72、弱酸溶液：稀释10n倍时,pH稀〈pH原+n 但始终不能大于或等于73、强碱溶液：稀释10n倍时,pH稀= pH原－n 但始终不能小于或等于74、弱碱溶液：稀释10n倍时,pH稀〉pH原－n 但始终不能小于或等于75、不论任何溶液,稀释时pH均是向7靠近即向中性靠近；任何溶液无限稀释后pH均接近76、稀释时,弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢,强酸、强碱变化得快;五、强酸pH1强碱pH2混和计算规律1、若等体积混合pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+2、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：114-pH1+pH2〕pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等;2、中和滴定的操作过程：1仪②滴定管的刻度,O刻度在上,往下刻度标数越来越大,全部容积大于它的最大刻度值,因为下端有一部分没有刻度;滴定时,所用溶液不得超过最低刻度,不得一次滴定使用两滴定管酸或碱,也不得中途向滴定管中添加;②滴定管可以读到小数点后一位;2药品：标准液；待测液；指示剂;3准备过程：准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面;洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗或待测液洗→装溶液→排气泡→调液面→记数据V始4试验过程3、酸碱中和滴定的误差分析误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；V——酸或碱溶液的体积;当用酸去滴定碱确定碱的浓度时,则：c碱=Vn Vc n⋅⋅⋅上述公式在求算浓度时很方便,而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化,因为在滴定过程中c酸为标准酸,其数值在理论上是不变的,若稀释了虽实际值变小,但体现的却是V酸的增大,导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值,它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的,当在实际操作中碱液外溅,其实际值减小,但引起变化的却是标准酸用量的减少,即V酸减小,则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此;综上所述,当用标准酸来测定碱的浓度时,c碱的误差与V 酸的变化成正比,即当V酸的实测值大于理论值时,c碱偏高,反之偏低;同理,用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然;七、盐类的水解只有可溶于水的盐才水解1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应;2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离,是平衡向右移动,促进水的电离;3、盐类水解规律：①有弱才水解,无弱不水解,越弱越水解；谁强显谁性,两弱都水解,同强显中性;②多元弱酸根,浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大,碱性更强; 如:Na2CO3＞NaHCO34、盐类水解的特点：1可逆与中和反应互逆2程度小3吸热5、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大水解吸热,越热越水解②浓度：浓度越小,水解程度越大越稀越水解③酸碱：促进或抑制盐的水解H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解6、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO4-显酸性②电离程度＞水解程度,显酸性如: HSO3-、H2PO4-③水解程度＞电离程度,显碱性如：HCO3-、HS-、HPO42-7、双水解反应：1构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应;双水解反应相互促进,水解程度较大,有的甚至水解完全;使得平衡向右移;2常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-HCO3-、S2-HS-、SO32-HSO3-；S2-与NH4+；CO32-HCO3-与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体;双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡,如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2AlOH3↓+ 3H2S↑。
高中化学化学反应与能量知识点归纳总结
高中化学化学反应与能量知识点归纳总结化学反应是物质转化过程中发生的一系列化学变化，而能量是推动化学反应进行的重要因素之一。
了解化学反应与能量之间的关系对于学习化学非常重要。
本文将对高中化学中与化学反应和能量相关的知识点进行归纳总结。
一、化学反应的能量变化在化学反应中，反应物发生变化并转化成产物，伴随着能量的变化。
能量的变化主要包括反应热、吸热和放热等。
1. 反应热（ΔH）反应热是指在恒定压力下，化学反应中所吸收或释放的能量。
如果反应过程中吸热，即吸收能量，则反应热为正数；而如果反应过程中放热，即释放能量，则反应热为负数。
2. 反应焓变（ΔH）反应焓变也是指化学反应中的能量变化，包括吸热过程和放热过程。
反应焓变可通过实验测量或通过热力学计算得到。
根据热力学第一定律，反应焓变等于反应物与产物之间焓的差值（ΔH=H(产物) - H(反应物)）。
二、能量与化学反应速率的关系化学反应速率决定着反应进行的快慢。
能量与化学反应速率有密切的关系。
1. 活化能（Ea）活化能是指反应物形成转化为产物所需要克服的最小能量。
反应物中的分子在碰撞时必须具备一定能量，才能克服活化能的阻力，使化学反应发生。
2. 反应速率与温度的关系根据化学动力学理论，反应速率与温度呈正相关关系。
随着温度的升高，分子的平均动能增加，分子间的碰撞频率和能量也增加，从而增加了反应发生的可能性，使反应速率加快。
三、能量与化学平衡的关系化学反应在达到化学平衡后，反应物与产物之间的物质浓度保持不变，反应速率相互平衡。
能量与化学平衡之间存在一定的关系。
1. 平衡常数与反应热的关系在化学平衡状态下，正向反应与逆向反应之间的反应速率相等。
根据吉布斯自由能变化（ΔG）和反应热（ΔH）的关系，当ΔG<0时，反应为放热反应；当ΔG>0时，反应为吸热反应。
2. 化学平衡与温度的关系根据利奥特里兹原理，当提高系统温度时，平衡系统会偏向于吸热方向，以吸收多余的热量；当降低系统温度时，平衡系统会偏向于放热方向，以释放多余的热量。
第一章 化学反应及其能量变化志远
第一章化学反应及其能量变化考纲要求：（1）掌握化学反应的四种基本类型（2）理解氧化还原反应，掌握理要的氧化剂还原剂之间的反应（3）掌握离子反应的质，常见的离子反应以及离子共存问题（4）了解化学反应的能量变化，掌握燃烧热的计算及中和热测定本单元误区警示：1.判断4种无机基本反应的类型时，要由反应前后物质的种类共同确定，如：(1)只生成一种物质的反应不一定是化合反应，反应物只有一种的反应也不一定是分解反应，既有单质参加又有单质生成的反应不一定是置换反应，也不一定是氧化还原反应(如同素异形体之间的相互转化).(2)生成物中只有一种单质和一种化合物的反应不一定是置换反应，如氯酸钾的受热分解.(3)生成物中有盐和水的反应不一定是复分解反应，碳酸氢钠的受热分解可例证.2.要熟悉化学反应的一般规律，还要注意一些特例.如：K、 Ca、Na这些活泼金属置于某些不太活泼的金属盐溶液中主要是与水反应，而不是置换金属；金属与硝酸、浓硫酸反应不可能产生H2等.3.判断一个离子反应是否正确的思维步骤(1)看是否符合电离原理酸、碱、盐是电解质，这三类物质才有可能写成离子形式，而不溶性的酸、碱、盐和弱酸、弱碱要写成化学式；单质、氧化物和气体必须写成化学式.如CaC03、BaS04、AgCl、H2Si03、 Cu(OH)2等不溶物要写成化学式，醋酸、氨水等弱电解质要写成化学式，微溶物处于溶液状态时应写离子，处于浊液或固体时应写化学式等.(2)看是否符合实验事实如：2Fe+6H+=2Fe2++3H2↑是错误的，因为H+只能将铁氧化成+2价；Cu+2H+=Cu2++H2↑是错误的，因为铜排在金属活动顺序表氢之后，不能置换出酸中的氢：Cu2++H2= Cu+ 2H+也是错误的，因为H2不可在水溶液中发生反应. 对未处于自由移动离子状态的反应不能写离子方程式，如铜与浓硫酸、氯化铵固体与氢氧化钙固体反应等.(3)看反应物或产物的配比是否正确如：稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应不能写成H++OH-+Ba2++SO42-=H2O+BaSO4↓应写成2H++20H-+Ba2++SO42-=2H20+ BaSO4↓ (4)看反应物的用量根据题设条件及要求，如“过量”、“少量”、“等物质的量”、“适量”、“任意量”以及滴加顺序等对离子反应方程式可能有影响.(5)看是否遗漏掉参加反应的离子如：Ba(OH)2溶液与硫酸铜溶液反应，既要考虑Ba2+与SO42-的离子反应，又要考虑Cu2+与OH-的离子反应，即Ba2++20H- + Cu2++ SO42-=BaSO4↓+Cu(OH)2↓.(6)看电荷是否守恒、质量是否守恒如：Fe3++Cu=Fe2++Cu2+中电荷不守恒.(7)看符号的使用是否正确对于“=”、“”、“↑”、“↓”符号使用要恰当，如：单弱离子水解反应式中的应改用可逆号，因为水解是可逆的，水解是微弱的；而Fe3++3H 2O Fe(OH)3(胶体)+3H+中的可逆号应改为等号，因为在加热条件下水解进行得比较彻底.另外， Fe3+和A13+与弱酸根的促进水解反应应该用等号学以致用1.条件不同时，相同反应物间的离子反应可能不同(1)反应物的量不同，离子反应不同.如：碳酸氢钙溶液与氢氧化钠溶液反应，若物质的量之比为1∶1时，离子反应方程式为Ca2++HCO3-+OH-=H2O +CO32-若二者物质的量之比为1∶2时，离子反应方程式为Ca2++ 2HCO3-+2OH-=CaCO3+2H2O +CO32-因为不过量的物质会完全反应，所以在离子方程式中不过量的物质电离出的离子的计量数与其化学式中的计量数成比例.这是我们判断和书写此类离子方程式的依据.(2)反应物滴加顺序不同，离子反应不同.如：把氯化铝溶液逐滴加入到氢氧化钠溶液中，离子反应方程为A13++40H-=A102-+2H20.若向氯化铝溶液中逐滴加入氢氧化钠溶液，离子反应方程式为Al3++3OH-=Al(OH)3↓ (3)反应条件不同，离子反应不同.如：氯化铵溶液与氢氧化钠溶液混合，离子反应方程式为NH4++OH-=NH3·H20.若氯化铵溶液与氢氧化钠溶液混合并加热，则离子反应方程式为：NH4++OH-NH3↑+H2O(4)微溶物状态不同，离子反应不同.如：石灰乳与碳酸钠溶液混合，若澄清石灰水与碳酸钠溶液混合，2.离子共存问题；(1)在溶液中，若离子间能发生反应，如生成沉淀、弱电解质、气体的复分解反应，氧化还原反应，相互促进的水解反应，络合反应，则离子不能大量共存.(2)注意隐性条件的限制，如颜色、溶液的酸碱环境、pH 、因发生氧化还原反应、溶液中加铝产生的气体只有H 2、水电离出的C(OH -)=1.0×10-10”等条件，将具体问题具体分析第1课时 重要的氧化剂和还原剂一、用单线桥表示下列反应，并指明氧化剂与还原剂 Fe + H 2SO 4 = FeSO 4 + H 2↑二、分析并配平下列氧化还原反应，指出氧化剂，还原剂，氧化产物，还原产物，标出电子转移的方向和数目。
选修4 化学反应原理1--4各章知识点详细总结
选修4 化学反应原理1—4章知识点总结第一章化学反应与能量一、反应热焓变1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量叫做化学反应的反应热.在恒温、恒压的条件下，化学反应过程中所吸收或释放的热量称为反应的焓变。
2、符号：△H3、单位：kJ·mol-14、规定：吸热反应:△H > 0 或者值为“+”，放热反应:△H < 0 或者值为“-”常见的放热反应和吸热反应放热反应吸热反应燃料的燃烧C+CO2, H2+CuO酸碱中和反应C+H2O金属与酸Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl大多数化合反应CaCO3高温分解大多数分解反应小结：1、化学键断裂，吸收能量；化学键生成，放出能量2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H为“－”或小于0反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H为“+”或大于03、反应热数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差二、热化学方程式1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.[总结]书写热化学方程式注意事项:（1）反应物和生成物要标明其聚集状态，用g、l、s分别代表气态、液态、固态。
（2）方程式右端用△H 标明恒压条件下反应放出或吸收的热量，放热为负，吸热为正。
（3）热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，只表示物质的量，因此可以是整数或分数。
（4）对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同，即△H 的值与计量数成正比,当化学反应逆向进行时,数值不变,符号相反。
三、盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
化学反应的焓变（ΔH）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
总结规律：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。
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第一章化学反应与能量转化§化学反应的热效应1．焓变反应热（1）反应热：一定温度下，一定物质的量的反应物之间完全反应所释放或吸收的热量。
（2）焓：表示物质所具有的能量的一个物理量。
符号： H。
单位：KJ·mol—1。
①焓变：△H＝H(反应产物)－H(反应物) ；△H＞0，吸热反应，△H＜0，放热反应。
②焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
③焓变产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 酸碱中和反应③活泼金属与水或酸的反应④大多数的化合反应⑤ 生石灰和水反应⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④ 铵盐溶解等2．热化学方程式书写热化学方程式注意要点：状态明，符号清，量对应，标温压。
①状态明：g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq 表示；②符号清：注明焓变（要写单位、注意正、负号）。
各物质系数加倍，△H加倍；正逆反应焓变数值不变，符号相反。
③量对应：△H具体数值与方程式系数成比例。
④标温压：热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强，298K和可以不标明。
3．燃烧热：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所释放的热量。
ΔH<0，单位kJ/mol。
4．中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1 mol液态水时所释放的热量叫做中和热．①中和反应实质：H+和OH-反应。
其热化学方程式：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－mol②弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于mol。
③中和热的测定实验目的：测定强酸、强碱反应的中和热。
仪器及试剂：量热计（温度计、环形玻璃搅拌棒）、盐酸、NaOH 溶液。
原理：Q=-C（T2-T1）=-mc（T2-T1） C：溶液及量热计的热容；c：该物质的比热容；m：该物质的质量；T1：反应前体系的温度；T2：反应后体系的温度。
5．盖斯定律定义：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都是一样的，盖斯定律揭示的是反应中的能量守恒。
化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关。
如果一个化学方程式可以通过其他几个化学方程式相加减而得到，则该反应的焓变为相关反应的焓变的代数和。
§电能转化为化学能——电解1．电解定义：让直流电通过电解质溶液或熔融的电解质，在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。
电解池：将电能转化为化学能的装置。
电解池由直流电源、固体电极材料、电解质溶液或熔融电解质组成。
电子流向：电源负极→阴极→（离子定向运动）电解质溶液→阳极→电源正极。
2．解答电解题应遵循什么样的思路（1）首先，确定两个电极谁是阳极、谁是阴极与电源正极相连的为阳极，发生氧化反应，活泼金属电极或阴离子在该电极失去电子；与电源负极相连的为阴极，发生还原反应，金属阳离子在该极得到电子。
（2）其次，注意两个电极的电极材料：如果是金属电极（金铂除外），活泼金属电极失电子，电极溶解、质量减小；如果是惰性电极，按离子的放电顺序进行电解。
（3）分析通电前电解质电离出的阴、阳离子分别有哪些除了电解质电离出的离子之外，溶液还要考虑水电离出的H＋和OH—。
（4）通电后离子定向移动到哪个电极阳离子移向阴极，阴离子移向阳极。
（5）在电极上的放电顺序如何①阳极放电顺序：活泼金属电极（金属活动性顺序，Au、Pt除外）> S2—> I—> Br —> Cl—> OH—>含氧酸根（如SO42—、NO3—等）②阴极放电顺序：与金属活动性顺序相反：K＋＜Ca2＋＜Na＋＞Mg2＋＜Al3＋＜Zn2＋＜Fe2＋＜Sn2＋＜Pb2＋＜H＋＜Cu2＋＜Hg2＋＜Ag＋3．按照电解思路，写出用惰性电极电解下列熔融电解质的相关反应熔融电解电极反应电解总反应质NaCl阴极：2Na＋＋2e－=2Na2NaCl(熔融)2Na＋阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑MgCl2阴极：Mg2＋＋2e－=MgMgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑Al2O3阴极：Al3＋＋3e－=Al2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑阳极：2O2－- 4e－= O2↑4．写出用惰性电极电解下列溶液的相关反应：溶液电极反应电解总反应1NaCl阴极：2H＋＋2e－=H2↑2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑ 电解饱和食盐水阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑CuSO4阴极：2Cu2＋＋4e－=2Cu2CuSO4＋2H2O2Cu＋O2↑＋2H2SO4补充CuO可还原到原电解阳极：4OH－-4e－=2H2O ＋O2↑AgNO3阴极：4Ag＋＋4e－=4Ag4AgNO3＋2H2O4Ag＋O2↑＋4HNO3阳极：4OH－-4e－=2H2O ＋O2↑2H2SO4、NaOH、Na2SO4阴极：4H＋＋4e－=2H2↑2H2O2H2↑＋O2↑ 阳极：4OH－-4e－=2H2O＋O2↑3CuCl2阴极：Cu2＋＋2e－=CuCuCl2Cu＋Cl2↑阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑盐酸阴极：2H＋＋2e－=H2↑2HCl H2↑＋Cl2↑阳极：2Cl－-2e－=Cl2↑5．铜的电解精炼：粗铜作阳极，接电源正极；精铜作为阴极，接电源负极；硫酸酸化的CuSO4溶液作为电解质溶液。
阳极反应：Cu -2e—= Cu2＋阴极反应： Cu2＋＋2e—= Cu阳极泥含有 Ag、Pt、Au（银、铂、金）6．电镀：应用电解原理，在金属表面镀上一薄层金属或合金的过程称为电镀。
目的：增强金属的抗腐蚀能力、耐磨性或改善金属制品的外观。
规律：镀层金属做阳极，镀件做阴极，含有镀层金属阳离子的盐溶液作为电镀液。
例如：在铁钉上镀铜：铜做阳极，接电源正极；铁钉做阴极，接电源负极；电镀液采用含 Cu2＋的盐溶液。
阳极反应：Cu -2e—= Cu2＋；阴极反应：Cu2＋＋2e—= Cu（在镀件上析出）。
§化学能转化为电能——电池1．原电池：利用氧化还原反应把化学能转化成电能的装置。
注意：只有氧化还原反应才能设计成原电池。
2．原电池中，电子流出的电极是负极，发生氧化反应；电子流入的电极是正极，发生还原反应。
在原电池的外电路，电子由负极流向正极(与电流流动方向相反)。
原电池的两个电极反应组成电池的总反应叫做电池反应。
3．构成原电池的三要素：两个导电的电极、电解质溶液、形成闭合回路。
4．作为化学电源的电池有一次电池、二次电池（可充电电池）和燃料电池。
可充电电池：放电时是原电池，将化学能转化为电能；充电时是电解池，将电能转化为化学能。
5．金属的腐蚀：金属腐蚀可分为化学腐蚀和电化学腐蚀。
腐蚀速率：电解池腐蚀>原电池腐蚀>化学腐蚀。
钢铁(铁碳合金)的电化学腐蚀因外界条件不同又分为吸氧腐蚀和析氢腐蚀。
分别写出下列条件钢铁腐蚀时的电极反应及电池反应：6．铅蓄电池，又称可充电电池。
负极材料是Pb ，正极材料是PbO 2，H 2SO 4。
蓄电池放电时是原电池装置，充电时是电解池装置。
PbO 2＋Pb ＋2H 2SO 4 2PbSO 4↓＋2H 2O放电时电极反应为：负极:Pb ＋SO 42— - 2e — = PbSO 4 ；正极：PbO 2＋4H ＋＋SO 42—＋2e — =PbSO 4＋2H 2O 。
放电时电池反应为： Pb ＋PbO 2 ＋4H ＋＋2SO 42— =2PbSO 4＋2H 2O. 充电时电极反应为：阴极 PbSO 4 ＋2e — =Pb ＋SO 42— （与放电的负极反应相反）； 阳极：PbSO 4＋2H 2O -2e — = PbO 2＋4H ＋＋SO 42— （与放电的正极反应相反）。
充电时总化学反应为：2PbSO4＋2H2O =Pb ＋PbO2＋4H＋＋2SO42— .7．氢氧燃料电池：分别写出碱性(或中性)、酸性条件下氢氧燃料电池的电极反应：提示：燃料电池的总反应即燃料燃烧的方程式。
通常燃料做负极，氧气做正极，电极反应还要考虑电解质溶液及周围环境。
复杂的负极反应可以通过总反应减正极反应。
燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低8．金属腐蚀的防护：金属腐蚀的本质是金属在一定条件下发生氧化反应，所以金属防护就是采取措施避免金属发生氧化反应，除采取外加涂层防护、金属表面电镀外，还有牺牲阳极保护法、外加电流阴极保护法等。
外加电流阴极保护法优于牺牲阳极保护法优于一般防护。
9．原电池与电解池的比较电解池与原电池有哪些异同?①直流电源②两个电极③电解质溶液或熔融电解质④形成闭合回路①活泼性不同的两电极②电解质溶液③形成闭合回路④自发的氧化还原反应形成条件将电能转变成化学能将化学能转变成电能能量转化方式装置实例电解池原电池装置电源负极→电解池阴极电解池阳极→电源正极电子流向阳极：氧化反应阴极：还原反应负极：氧化反应正极：还原反应电极反应阳极：与电源正极相连阴极：与电源负极相连负极：较活泼金属正极：较不活泼金属（或能导电的非金属）电极名称电解池原电池装置负极正极导线离子定向移动方向阳离子移向正极，阴离子移向负极阳离子移向阴极，阴离子移向阳极。