2023届高三化学高考备考二轮复习化学反应与热能专题课件

这是一份2023届高三化学高考备考二轮复习化学反应与热能专题课件，共55页。PPT课件主要包含了什么是反应热，什么是热效应，什么是焓变，什么是内能，化学反应与热能，反应热就是焓变么，什么是体系，什么是环境，选必一P4，ΔＵ＝Ｑ＋Ｗ等内容，欢迎下载使用。

体系内物质所含各种微观粒子的能量总和，用U表示。
在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，简称反应热，用Q表示。
在恒温恒压，只做体积功的条件下（没有电能、光能等其他形式的能量转化）反应热等于焓变
内能是体系内物质的各种能量的总和，受温度、压强、物质聚集状态的影响。
在一定压强下，只要反应前后有气体体积变化，体系与环境就有体积功的交换。
分类：反应热分为等压反应热Qp和等容反应热QV，化学反应通常在常压下，或者敞口环境下进行，所以高中通常研究等压反应热。
热力学的一个重要研究思想：体系每经历一个过程，都会引起一个状态函数的变化。一个过程量对应着一个状态函数的变化量。
热力学第一定律：物体内能的增加等于物体吸收的热量和对物体所作的功的总和。
当体系与环境无任何形式的功交换时，Q=ΔU（反应热等于内能变化值）；化学反应一般在恒压条件下进行，体系与环境只交换体积功，体积功W=-pΔV。则Q=(U2+pV2)-(U1+pV1)，令H=U+pV，所以：Q=H2-H1=ΔH。
【问题1】给“反 应 热”下定义时，为什么规定始末态温度相同？只有规定体系的始末态温度相同，才能保证反应热全部传给环境，便于测量。当然，体系与环境的选择可以根据需要而定，它们之间可以没有明确的界限。
【问题2】Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑以下列2种途径反应 （如图所示），每种途径中体系与环境之间发生了哪些形式的能量交换？
体系与环境交换热能和体积功
体系与环境交换热能、体积功和电能
【变式强化】一定温度和压强下，2mlH2和1mlO2以下列2种途径充分反应 ，焓变 (ΔH)是否相等？反应热(Q)是否相等？哪种情况下Q＝ΔH？说明理由。
体积功表达式：W＝-pΔV Ｈ ＝Ｕ ＋ｐＶ
常见的吸热反应和放热反应
不能根据反应是否加热判断吸放热，如撤掉加热，反应是否能持续，如氨气，氧气与铂丝，炙热铜丝与酒精。浓H2SO4稀释是放热过程，不是放热反应。
①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl
④C和H2O(g)、C和CO2反应
③金属与酸或氧气的反应
⑤酸性氧化物或碱性氧化物与水的反应
⑤以C、CO和H2还原金属氧化物的反应
1.燃烧热 可燃物1ml完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量 C→CO2(g),H→H2O(l),S →SO2(g) , N→ N2用数值或ΔH表示（中和热同）
2.中和热 ： 稀溶液中，强酸跟强碱中和反应生成1 mlH2O反应热限定①稀溶液；②1 mlH2O；③OH－(aq)＋H＋(aq)=H2O(l)ΔH＝－57.3 kJ/ml　不能有沉淀（额外产生热）弱酸弱碱电离吸热；浓硫酸稀释要放热
【问题3】“燃烧热的热化学方程式”与“燃烧的热化学方程式”含义是否相同？
1.ΔH 越大，放出的热量越多2.物质键能越大，总能量越高3.吸热反应中生成物键能大与反应物键能4.焓变是反应物总焓和生成物总焓之差5.化学反应的焓变随反应条件的改变而改变，如对同一反应，等温等压下，反应条件分为“光照”和“点燃”，则该化学反应的反应热不同6.物理变化中的能量变化也属于反应热的范畴7.可逆反应的反应热是化学反应达到平衡状态放出的热量
【问题4】为什么热化学方程式要标明状态
由于 “焓”与内能一样都与物质的种类、数量、聚集状态、温度、压强有关，ΔＨ自然也会随影响因素的改变而改变。
【问题5】“幸 福 小 区”要将管道煤气(CO、H2)改为天然气(CH4)了，可居民发现“涨价”了（煤气1.6元/m3、天然气2.9元／m3）。请你结合相关物质 “燃烧热”的数据为居民估算一下，真的涨价了吗？
甲烷的燃烧热-890.3；CO的燃烧热-285.08；H2的燃烧热-283.0
【问题6】 “幸 福 小 区”居民又抱怨了，“改天然气还要换燃气灶，又得花钱。”如果不换燃气灶，除了存在安全隐患，还可能导致燃烧不充分：CH4(g)＋1.5O2(g)=CO(g)＋2H2O(l)，这个热值不好直接测量，请你为居民计算一下。
甲烷的燃烧热890.3kJ/ml；CO的燃烧热285.08kJ/ml；
书写热化学方程式要“五查”(1)查热化学方程式是否配平。(2)查各物质的聚集状态是否正确（水状态，溶质用aq表示）。(3)查ΔH 的“＋”“－”符号是否正确。“＋”不能省(4)查反应热的单位是否为kJ·ml－1。(5)ΔH与化学计量数是否对应。 是否要求为燃烧热（可燃物系数为１，产物H2O,CO2，N2）或中和热（生成水系数为１，溶液中溶质用ａｑ表示）选择题先看+ -，单位及状态（H2O,CO,CO2）估数据范围作答可逆反应ΔH：按反应物计量数完全反应的 ΔH
(1)催化剂降低活化能，但不影响焓变和转化率，同程度影响正逆反应。(2)在无催化剂情况下，E1为正反应活化能，E2为逆反应活化能，该反应的ΔH＝________ kJ/ml
活化能：表示一个化学反应发生需要的最小能量。活化能大小反映反应难易程度。活化能越小，反应速率越快，反应也越容易发生。
(2023浙江1月高考)标准状态下，气态反应物和生成物的相对能量与反应历程示意图如下[已知O2(g)和Cl2(g)的相对能量为0]，下列说法不正确的是
A．E6-E3=E5-E2B．可计算Cl-Cl键能为2(E2-E3)kJ/mlC．相同条件下，O3的平衡转化率：历程Ⅱ>历程ⅠD．历程Ⅰ、历程Ⅱ中速率最快的一步反应的热化学方程式为： ClO(g)+O(g)=O2(g)+Cl(g) ΔH=(E5-E4)kJ/ml
以温度计作为测量工具，只能精确到小数点后１位，且需要不断地读取温度计显示的温度，精确性不高、实验时间较长
每次均需要打开盖子倾倒药品开始反应，合上盖子前已有部分反应热散失
中和热的测定实验改进——利用手持技术测定中和热
3.取下简易量热计上的杯盖，向反应容器中加入40 mL浓度为0.50 ml/L的盐酸，再将连有导管、注射器(含NaOH溶液)和温度传感器的橡胶塞塞入简易量热计的杯口。
1.用温度传感器测定0.55 ml/L的NaOH溶液的温度(记为TNaOH)用注射器吸取40 mL该溶液。
2.用蒸馏水冲洗温度传感器的探头，再用滤纸擦干。
4.启动磁力搅拌器，用温度传感器测定磁力搅拌下的盐酸温度(记为THCl)，计算酸、碱溶液温度的平均值，记为T1。
5.迅速推动注射器上的活塞，将NaOH溶液一次性注入量热计(注入溶液时，量热计中的气体可由橡胶塞上的导管排出，以免体系内压强过大)，随后立即用止水夹封闭导管口，防止体系热量散失。
（1） CO、H2、CH3OH（l)燃烧热分别为△H1 、△H2 、△H 3 ，则CO与H2 生成 CH3OH（l)的反应热_________________________（2） 已知：①CH3OH(g)＋H2O(l)=CO2(g)＋3H2(g) ΔH1 ②CH3OH(g)＋0.5O2(g)=CO2(g)＋2H2(g) ΔH2 ③CH3OH(g)=CH3OH(l)ΔH3 则CH3OH（l)燃烧热的热化学方程式为 _____________________（3） ①CH3COOH(l)＋2O2(g)=2CO2(g)＋2H2O(l) ΔH1 ②C(s)＋O2(g)=CO2(g) ΔH2 ③H2(g)＋1/2O2(g)=H2O(l) ΔH3 则2C(s)＋2H2(g)＋O2(g)=CH3COOH(l)的焓变ΔH＝_______________ 若反应平衡常数分别为K1 K2 K3 ，则总反应K＝__________________
△H1+2△H2-△H3
3△H2-2△H1-△H3
2△H2+2△H3-△H1
盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的，也可以理解为：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。
实验药品：蒸馏水、HCl溶液(0.5ml/L)、NaOH溶液(0.55ml/L)溶液，两种溶液配制后均于室温密封放置冷却，以使反应初始温度尽量相同、NaOH固体、KOH固体。
实验过程：①强碱固体溶解于水；②强酸强碱溶液中和；③强碱固体与稀盐酸反应。
实验１：固体氢氧化钠溶解于水①量取100mL水，倒进保温杯中；用自制可控反应勺准确称量1gNaOH固体，并在勺中放入一颗小磁子，快速固定至杯盖上并盖上盖子(此时反应勺应高于水面)；
②开启数据采集器，运行软件。待读数稳定后，记录初始水温T1，将反应勺向下推至水面以下;
同时开启磁 力 搅 拌 器，使 NaOH 开 始 溶 解。观 察采集器上数据及曲线的变化趋势，待温度读数稳定不再升高时，读取最高温度T2； ③按照以上步骤重复3次实验并记录数据
实验１：固体氢氧化钠溶解于水
实验２：稀氢氧化钠溶液与稀盐酸反应同前中和热测定实验
实验3：固体氢氧化钠与稀盐酸反应
①量取100mL稀盐酸，倒进保温杯中；用自制可控反应勺准确称量1gNaOH固体，并在勺中放入一颗小磁子，快速固定至杯盖上并盖上盖子（此时反应勺应高于水面）；②开启数据采集器，运行软件。待读数稳定后，记录溶液初始温度T1，将 反 应勺向下推至液面以下，同时开启磁力搅拌器，使NaOH开始溶解。同样读取最高温度T2；③按照以上步骤重复３次实验并记录数据
P174T6.已知：①S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1；平衡常数为 K1 ②S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2；K2 ③2H2S(g)＋O2(g)===2S(s)＋2H2O(l)　ΔH3；K3 ④2H2S(g)＋3O2(g)===2SO2(g)＋2H2O(l)　ΔH4；K4 ⑤SO2(g)＋2H2S(g)===3S(s)＋2H2O(l)　ΔH5 K5 下列关于上述反应焓变的判断不正确的是( )A.ΔH1＜ΔH2 B.ΔH3＜ΔH4C.ΔH5＝ΔH3－ΔH2D.2ΔH5＝3ΔH3－ΔH4
C,D选项的平衡常数如何表示？
难溶弱酸盐溶于酸的难易程度与Ksp有关,与生成弱酸的Ka值有关, Ksp越大或Ka越小, 溶解反应越容易进行。
H2CO3 HCO3-(aq)+H+ K1
HCO3-(aq) CO32-(aq)+H+ K2
H2CO3 2H++CO32-(aq) K ?
2022下四校联考工业用Cu-ZnO作催化剂通过反应①来生产甲醇，会有副反应②发生。① CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g) ΔH1
②CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g) ΔH2
(3)己知298K时，相关物质能量如右图，则
ΔH1= kJ/ml，反应①低温 自发 进行（填“能”、“不能”）
(4)恒温恒容容器，充入0.5ml CO2(g)和1.0ml H2(g)，起始压强为p kPa，达到平衡时生成0.3ml H2O(g)，压强为2/3p kPa。反应②平衡常数Kp= （列式即可）（分压=物质的量分数×总压，用平衡分压代替平衡浓度计算的平衡常数即为Kp。
-49.5kJ／ml
(2023浙江1月高考)“碳达峰·碳中和”是我国社会发展重大战略之一，CH4还原CO2是实现“双碳”经济的有效途径之一，相关的主要反应有：
(1)有利于提高CO2平衡转化率的条件是___________。A．低温低压B．低温高压C．高温低压D．高温高压
的 ΔH= ；K=
(3)恒压、750℃时，CH4和CO2按物质的量之比1:3投料，反应经如下流程(主要产物已标出)可实现CO2高效转化。
①下列说法正确的是___________。A．Fe3O4可循环利用，CaO不可循环利用B．过程ⅱ，CaO吸收CO2可促使Fe3O4氧化CO的平衡正移C．过程ⅱ产生的H2O最终未被CaO吸收，在过程ⅲ被排出D．相比于反应Ⅰ，该流程的总反应还原1ml CO2需吸收的能量更多
②过程ⅱ平衡后通入He，测得一段时间内CO物质的量上升，根据过程ⅲ，结合平衡移动原理，解释CO物质的量上升的原因___________。
①常压下CH4和CO2按物质的量之比1:3投料，某一时段内CH4和CO2的转化率随温度变化如图1，请在图2中画出400~1000℃间R的变化趋势，并标明1000℃时R值
(4)CH4还原能力(R)可衡量CO2转化效率， (同一时段内CO2与CH4的物质的量变化量之比)
②催化剂X可提高R值，另一时段内CH4转化率、R值随温度变化如下表：
下列说法不正确的是___________A．R值提高是由于催化剂X选择性地提高反应Ⅱ的速率B．温度越低，含氢产物中H2O占比越高C．温度升高，CH4转化率增加，CO2转化率降低，R值减小D．改变催化剂提高CH4转化率，R值不一定增大
乙二醇是一种重要的化工原料，可用于生产聚酯纤维、防冻剂、增塑剂、不饱和聚酯树脂等。合成乙二醇常有以下几种方法。I．直接合成法：2CO(g)＋3H2(g) ⇌HOCH2CH2OH(g) ΔH（1）已知 CO(g)、H2(g)、HOCH2CH2OH(g)的燃烧热分别为 285.5kJ/ml、242kJ/ml、1180.3kJ/ml，则ΔH= 。（2）①平衡常数是温度的函数，在不同温度下该反应的平衡常数(K)与吉布斯自由能(ΔG)的相关数据如表：
该反应的ΔS(350℃)= J/(ml·K)，反应在 （填“较低”、“任何”、“较高”）温度下有利。
－116.7kJ/ml
②350K 时，在体积为 1L 的容器中加入 2mlCO 和 2.5mlH2进行乙二醇的合成，一段时间后，CO的转化率为 50%，下列有关叙述正确的是A．H2的转化率低于 50%B．此时压强为起始时压强的 0.56 倍C．此时反应未达到平衡状态且 v 正>v 逆D．混合气体的密度保持不变可说明反应已达平衡状态
2CO(g)＋3H2(g) ⇌HOCH2CH2OH(g) ΔH
II．甲醇和甲醛缩合合成法：以 DTBP 为引发剂，甲醇和甲醛为原料缩合合成乙二醇的条件及所得，乙二醇浓度如图所示：
反应较适宜的条件：反应时间为 、反应温度为 、原料质量比为 。III．甲醛电化加氢二聚法：采用石墨电极非分隔式电解槽，NaCl 为电解质载体，在 60~70℃，电流密度 2~3kA/m²条件下电解甲醛，生成乙二醇的电极反应式为： 。
2HCHO＋2H＋＋2e－==HOCH2CH2OH
（1）自发过程是无需外界条件就发生的过程，非自发过程一定不能发生。（2）常温下发生的反应就是自发反应。化学方程式里有反应条件的反应就不是自发反应，没有反应条件的就是自发反应。（3）自发反应是向能量减小的方向进行。（4）液态物质比气态物质稳定，所以自发反应是向体系越稳定的方向进行，即向熵变减小的方向进行
1．自发过程: 某一过程一旦引发，无需外力便可以自动进行下去，直到达到与此条件相应的限度；非自发过程是自发过程的反过程，需要借助外界作用才能实现和进行。2、熵（S）:体系混乱度的量度，混乱度与体系中可能存在的微观状态数目有关。3、熵值的一些规律：同一种物质，熵随着温度升高而增大；因为温度升高动能增加，微粒运动的自由度增加，熵相应增加。
自发过程不是自动过程，有这个趋势，但不一定发生，有的需要条件引发。还要考虑化学反应的快慢问题，此为化学动力学研究范围.
同一物质，温度越低，微粒的运动速率越慢，自由活动的范围也越小，混乱度就越小，熵也减小。温度降低到热力学零度，所有微粒都位于理想的晶格点上，这是理想的有序状态，任何理想晶体在热力学零度时，熵都等于零。
同一种物质，S气态>S液态>S固态。同类物质，摩尔质量越大，S越大：因为原子数、电子数越多，微观状态数目也越多，熵就越大。气态多原子分子的熵比单原子大，因为原子数多，微观状态数目也多。压力对固态、液态物质的熵的影响较小，而对气态物质熵的影响较大。压力越大，微粒运动的自由程度越小，熵就越小。对于有气体参加的反应，气体计量数增加的反应，熵增；气体计量数减小的反应，熵减。对于没有气体参加的反应，一般规律是物质计量数增加，混乱度增加。固体溶解过程、液体、气体的扩散过程熵变均为正值孤立体系有自发倾向于熵增的趋势。
孤立体系：与环境没有能量交换，也没有物质交换。
高沸点制低沸点：NaCl+H2SO4(浓)==NaHSO4+HCl↑ Na2CO3+SiO2==Na2SiO3+CO2↑ Na+KCl==NaCl+K↑
2C+SiO2==Si+2CO↑
人的自律、社会的进步、国家的发展在某种意义上是克服熵增、从无序到有序的过程，力求熵减。
二、化学反应的方向——吉布斯自由能变△G
自由能：在某一个热力学过程中，体系减少的内能中可以转化为对外做功的 部分。 吉布斯自由能是自由能的一种 。
热力学第一定律： ∆U = Q + W 其中 W = We + W′，We 是体积功，如恒压过程气体膨胀做功We = − p ∆V ； W′ 是非体积功，如电功。 所以 ∆U = Q − p ∆V + W′………………①焓的定义： H = U + pV； 移项得：U = H − pV若反应为恒温恒压，可得∆U = ∆H − p ∆V ……………………②联合①和②式：∆H − p ∆V =Q − p ∆V + W′ ∆H =Q + W′热力学第二定律：△S=Q/T，可知Q=T·△S ∆H =T·△S + W′ △G = W′
CH4燃烧反应的△G=-818kJ·ml-1，表示在298K及标态条件下，1mlCH4在理想的可逆燃料电池中最多能输出818kJ的功；在内燃机中1mlCH4燃烧所输出的功一般只有200kJ；而1mlCH4在高效率的燃料电池中可输出功700kJ。任何人不可能找到一种方法，使1mlCH4燃烧时所输出的功大于818kJ。
△G＜0 自发进行△G = 0 平衡状态（反应限度）△G＞0 非自发进行
可逆反应自发性是否矛盾？
吉布斯自由能变△G的含义：1.体现体系与环境交换的最大非体积功；2.用于判断反应进行的方向（或者反应的自发程度）
在热力学中，可逆过程效率最高，当体系对外做功，做功最多。
△G=△H-T·△S△G△H△S
Kc、Kp、Kχ平衡常数的计算K与α的换算
速度（催化剂）成本（利益）热点：解释抛物线抓主要矛盾
I.TiO2(s)+2Cl2(g)⇌TiCl4(g)+O2(g) ΔHI=181 kJ·ml-1，KI=3.4×10-29II.2C(s)+O2(g)⇌2CO(g) ΔHII= - 221 kJ·ml-1，KII=1.2×1048结合数据说明氯化过程中加碳的理由______ 。
TiO2(s)+2Cl2(g) + 2C(s) =TiCl4(g)+ 2CO(g)，K=KIKII=4.1×1019远大于K1，反应II使TiO2氯化为TiCl4得以实现；ΔH=ΔHI+ΔHII= -40kJ·ml-1，反应II 可为反应I提供所需的能量
工业生产中的反应都容易自发吗？
（2022浙江模拟）工业上，常采用“加碳氯化”的方法以高钛渣(主要成分为TiO2)为原料生产TiCl4，相应的化学方程式为： ；
TiO2(s)+2Cl2(g) + 2C(s) =TiCl4(g)+ 2CO(g)
【2022河北省适应性考试】我国科学家最近发明了一种Zn-PbO2电池，电解质为K2SO4、H2SO4和KOH，由a和b两种离子交换膜隔开，形成A、B、C三个电解质溶液区域，结构示意图如下：
(1)电池中，Zn为_______极，B区域的电解质为_______(填“K2SO4”“H2SO4”或“KOH”)。(2)电池总反应的离子方程式为_______。(3) 阳离子交换膜为图中的_______膜(填“a”或“b”)。(4)已知E为电池电动势(电池电动势即电池的理论电压，是两个电极电位之差，E=E(+)-E(-))，ΔG为电池反应的自由能变，则该电池与传统铅酸蓄电池相比较， EZn-PbO2 EPb-PbO2 △GZn-PbO2 △GPb-PbO2
PbO2+SO42-+Zn+2H2O=PbSO4+Zn(OH)42-
△G = W′W′ = - qU = - nFE （F为法拉第常数96500C/ml，E为电势差）
两个氢化反应的ΔG与温度的关系如图所示，下列说法正确的是
A．反应①的ΔS<0B．反应②在600℃时的反应速率很快C．温度大于1000℃时，反应①能自发进行D．反应②的ΔH>0
如图表示生成几种氯化物反应的自由能变化(ΔG)随温度变化情况。若在图示温度范围内ΔH和ΔS不变，且 ，其中R为常数，T为温度。下列说法错误的是
A．温度低于bK时，可用H2还原SiCl4制备SiB．反应①在温度为aK时的平衡常数Kp为1C．反应②的平衡常数随温度升高而减小D．图示温度范围内，③是自发进行的
（2022石家庄质检）(1)已知：氧化还原反应可拆分为氧化、还原两个半反应，电极电势分别表示为和，电势差E=φ(+)-φ(-)。如Zn+Cu2+=Zn2++Cu的E=φ(Cu2+/Cu)-φ(Zn2+/Zn)。两组电对的电势差越大，反应的自发程度越大。各电对的电极电势与产物浓度的关系如图1所示，将体系中自发程度最大的反应记为ⅰ，反应ⅰ的离子方程式为___________。各微粒的相对能量如下表：
(2)已知反应ⅰ为放热反应，当有2mlH2S(aq)发生反应ⅰ时，释放的能量为___________kJ。(用含字母的代数式表示)
2SO32- + 2H2S + 2H+ = S2O32- + 2S↓ + 3H2O
（2a+2c+2d-b-3e）
(3)向浓度为0.68g/L的H2S溶液中加入一定量Na2SO3固体，已知反应过程中还会发生如下两个反应(均未配平)：ⅱ．H2S(aq)+SO32-(aq)+H+(aq)→S(s)+H2O(l) ⅲ. S(s)+SO32-(aq)→S2O32-(aq)实验测得，在T℃、pH=5时，Na2SO3的投加量对平衡体系中部分微粒浓度的影响如图所示。
①T℃时，反应ⅲ的平衡常数K=___________。②结合反应ⅰ、ⅱ、ⅲ分析，当Na2SO3投加量高于5g/L时，单位体积内S的质量减小的原因为___________。
Na2SO3投加量大于5g/L时，反应ⅲ的影响超过了反应ⅰ和反应ⅱ
已知：在标准压强(101 kPa)、298 K下，由最稳定的单质合成1 ml物质B的反应焓变叫做物质B的标准摩尔生成焓，用ΔH(kJ/ml)表示。有关物质的ΔH如图所示。下列有关判断正确的是
A．2 ml NO(g)的键能大于1 ml N2(g)与1 ml O2(g)的键能之和B．H2O(l)的ΔH>-241.8kJ/mlC．N2H4(l)标准燃烧热为534.2kJ/mlD．NH3比N2H4稳定
（2022·江西三模）已知：氧化还原反应可看成由两个半反应组成，每个半反应具有一定的电极电势(用“φ”表示)，φ越大则该物质的氧化性越强，φ越低则该物质的还原性越强。浸出金反应的两个半反应如下：
HClO+H++2e-=C1-+H2O φ=1.49+
AuCl4-+3e-=4C1-+Au φ=0.994+
(φ与半反应式的系数无关，仅与浓度有关，cθ=1ml·L-1)如图是Au的浸出率与NaCl溶液浓度的关系，请解释A点以后，金浸出率减小的原因是____。
c(Cl-)增大，φ均减小，次氯酸氧化性减弱，Au的还原性增强，减弱程度大于增强程度，故Au的浸出率减小
初级能源（一次能源）：次级能源（二次能源）：
蕴藏于大自然，且未经任何人工转化过程的能源
由初级能源转化而来的能源，亦称为衍生能源
“能源分类相关图”如图所示，以下能源中符合图中的阴影部分的有________。
①煤炭　②石油　③潮汐能　④生物质能　⑤天然气　⑥太阳能　⑦风能　⑧沼气　⑨地热能　⑩核能