【期中知识点归纳】（苏教版2019）2023-2024学年高二上册化学 选修1 专题1 化学反应与能量变化 讲义

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专题1 化学反应与能量变化






必背知识清单01 化学反应的焓变
一、体系、内能和焓
1．体系和内能
（1）体系和环境：
被研究的物质系统称为体系，体系以外的其他部分称为环境或外界。
（2）内能：
物质的量确定的体系中，物质的各种能量总和称为内能。
（3）内能的影响因素：
内能受温度、压强、物质的聚集状态和组成的影响。状态发生改变时，内能就会发生变化。
（4）内能的特点：
内能的绝对值无法直接测得，内能的变化可以通过变化过程中体系吸收（或放出）的热对内（或外）所做的功的形式表现出来。
2．焓和焓变
焓是与内能有关的物理量，用符号H表示。
焓的数值的变化称为焓变，用符号ΔH表示。
二、化学反应的焓变
1．反应热
在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，吸收或放出的热量称为化学反应的热效应，也称反应热。
2．化学反应的焓变
在恒压条件下，化学反应过程中吸收或放出的热称为反应的焓变。
焓变的符号：ΔH，常用单位：kJ·mol－1。
化学反应的焓变与温度、压强、反应物及生成物的聚集状态等因素有关。
3．放热反应和吸热反应
（1）化学反应中的能量变化
若反应物的能量小于生成物的能量，则反应过程中吸收能量；若反应物的能量大于生成物的能量，则反应过程中放出能量。
下图中，图1表示放热反应，图2表示吸热反应。
　
（2）放热反应和吸热反应
吸收热的反应称为吸热反应，吸热反应的ΔH>0。
放出热的反应称为放热反应，反热反应的ΔH<0。
【归纳小结】1．常见的放热反应和吸热反应
根据反应过程中放出或吸收能量，可将化学反应分为放热反应和吸热反应。
常见的放热反应有：①燃烧反应；②中和反应；③金属与水或酸反应放出氢气；④大多数化合反应；⑤铝热反应。
常见的吸热反应有：①大多数分解反应；②需要持续加热的反应；③CO2+C2CO，C+H2OCO+H2；④铵盐与碱的反应，如Ba(OH)2、Ca(OH)2与NH4Cl的反应。
2．常见的放热过程和吸热过程
物质在发生物理变化时，也会放出或吸收能量。
常见的放热过程有：①浓硫酸稀释、NaOH溶于水；②物态变化：气态→液态→固态
常见的吸热过程有：①NH4NO3溶于水；②弱电解质的电离；③物态变化：固态→液态→气体
三、热化学方程式
1．概念
热化学方程式是指能够表示反应热的化学方程式。
2．意义
热化学方程式不仅表示化学反应中的物质变化，也表示了能量变化。还说明了物质的“量”与“能量”之间的数量关系。
H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1表示的意义是在25 ℃、101 kPa下，1 mol 气态H2与 mol 气态O2反应生成1 mol液态水时，放出的热量是285.8 kJ。
3．热化学方程式的书写
（1）标明反应物和生成物的温度、压强和聚集状态。若不标明温度和压强，则表示在25℃，101kPa条件时的反应热。
（2）标注反应物和生成物的聚集状态，固态、液态、气态和溶液态分别用s、l、g和aq表示。
（3）化学式前面的化学计量数表示物质的量，可以用整数和分数表示。
（4）同一化学反应，物质的化学计量数不同，反应的ΔH 也不同。
（5）在热化学方程式的右边注明ΔH的正负号(正号常省略)、数值和单位。
（6）若一个反应的焓变ΔH =akJ·mol-1， 则其逆反应的焓变ΔH =—akJ·mol-1。
四、化学键与化学反应能量变化的关系
1．实例分析
N2(g)＋O2(g)===2NO(g)反应的能量变化如图所示：

由图可知：
1 mol N2分子中的化学键断裂吸收的能量是946kJ ；
1 mol O2分子中的化学键断裂吸收的能量是498kJ；
2 mol NO分子中的化学键形成释放的能量是1264kJ；
则N2(g)＋O2(g)===2NO(g)的反应吸收的热量为180kJ。
2．化学反应能量变化的本质
（1）化学反应中中的能量变化，本质上是由于化学变化中旧化学键断裂时吸收的能量和新化学键形成时释放的能量不同造成的。
（2）化学键与化学反应能量变化的关系

答案：断裂 形成 吸收 放出
3．键能数据计算化学反应的反应热
用键能计算ΔH时，ΔH=反应物的总键能—生成物的总键能，其中：
各物质的键能=该物质的物质的量×化学键数目之和。

必背知识清单02 反应热的测量与计算
一、反应热的测量
1．实验原理
通过测定一定量的酸、 碱溶液在反应前后温度的变化，计算反应放出的热量，由此求得反应热。
2．实验装置（如图）

3．实验步骤
（1）用量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1盐酸，倒入简易量热计中，测量并记录盐酸的温度（t1）。
（2）另取一量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1 NaOH溶液，测量并记录氢氧化钠溶液的温度（t2）。
（3）将量筒中的氢氧化钠溶液迅速倒入盛有盐酸的简易量热计中，立即盖上盖板。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅拌，并准确读出反应体系的最高温度（t3）。
4．实验数据处理
假设溶液的比热与水的比热相等，溶液的密度与水的密度相等，忽略量热计的比热。
①反应体系的温度变化：Δt= t3-/(℃)
②反应体系的热容：C=(VHCl·ρHCl+ VNaOH·ρNaOH)×4.18/(J·℃-1)
③反应热ΔH= —/(kJ·mol-1)
5．反应热的测量实验要点
（1）使用隔热层（碎泡沫塑料或纸条）及杯盖——减少热量损失。
（2）量取反应物，测反应前温度——要用NaOH稀溶液、稀盐酸。
（3）混合反应物，测反应后温度——测反应后混合液的最高温度。
（4）重复实验2~3次，减小系统误差。
6．问题讨论
（1）若使用浓硫酸或浓碱会对实验结果有什么影响？
浓硫酸或浓碱稀释时会放出热量，使最终温度偏高。
（2）使用弱酸或弱碱会对实验结果有什么影响？
弱酸或弱碱电离时吸热，使最终温度偏低。
（3）若分别使用0.25mol·L-1的盐酸和氢氧化钠溶液，测得的反应热的数值是否相同？
理论上相同，因为反应热与化学方程式中化学计量数相关，与实际反应的物质的物质的量无关。本实验中测得的反应热是生成1molH2O(l)时的反应热。
（4）若取用的溶液的体积较少，对实验结果有什么影响？
温度差变小，会造成系统误差增大。
二、中和反应反应热
1．中和反应的反应热
中和反应的反应热是指酸和碱在稀溶液中反应生成1molH2O(l)时的反应热，不同的酸和碱反应，中和热并不相同。
强酸和强碱在稀溶液中发生中和反应时，1 mol H＋和1 mol OH－反应生成1 mol液态H2O，放出57.3 kJ的热量，表示为H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1。
2．中和反应的反应热的实质
中和反应的反应热的实质是H+、OH-结合生成H2O。若反应过程中有其他物质生成(如生成沉淀或难电离的其他物质等)，这部分反应热不应计在中和热内。
如使用浓硫酸或浓碱反应时，浓硫酸或碱稀释要放出热量，放出的热量增加；如使用弱酸或弱碱反应时，弱酸或弱碱电离吸热，放出的热量减少。
三、盖斯定律
1．盖斯定律的内容
一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其总的热效应相同。
应用盖斯定律，可以间接地把不易测定的ΔH计算出来。
2．盖斯定律的应用
利用已知反应焓变求未知反应焓变。
一个反应的化学方程式可由另外几个化学方程式相加减得到，则该化学反应的焓变也可以由几个化学反应焓变的相加减而得到。
恒压条件下，化学反应的反应热仅与反应的起始状态和最终状态有关，而与反应的途径无关。如图所示：

ΔH＝ΔH1+ΔH2 = ΔH3+ΔH4+ΔH5。
【归纳小结】利用盖斯定律进行问题分析时，常用加合法和虚拟途径法。
1．加合法
将所给热化学方程式适当加减得到所求的热化学方程式，反应热也作相应的变化。

举例：已知：
①2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) ΔH1=-483.6 kJ·mol-1
②H2O(g)=H2O(l) ΔH2=-44.0 kJ·mol-1
写出H2(g)+O2(g)=H2O(l)的热化学方程式
根据盖斯定律：将①×1/2 +②便得出
ΔH=ΔH1×+ΔH2=(-483.6kJ·mol-1)×+(-44.0kJ·mol-1)=-285.8kJ·mol-1
所求热化学方程式为：H2(g)+ O2(g)=H2O(l) ΔH=-285.8 kJ·mol-1
2．虚拟途径法
先根据题意虚拟转化过程，然后根据盖斯定律列式求解，即可求得待求的反应热。
举例：若反应物A变为生成物D，可以有两个途径：
①由A直接变成D，反应热为ΔH；
②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。

则有：ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3
应用加合法计算反应热时应注意：
①热化学方程式如果相加(或相减)，则反应热就相应地相加(或相减)。
②反应热数值与各物质的化学计量数成正比：化学计量数乘以(或除以)某个数，则反应热就相应地乘以(或除以)这个数。
③可逆反应中，热化学方程式中的反应热是指反应按所给形式完全进行时的反应热；正、逆反应的反应热数值相等，符号相反。

必背知识清单03 能源的充分利用
一、标准燃烧热和热值
1．标准燃烧热
（1）定义：在101 kPa下，1mol物质完全燃烧的反应热。
（2）单位：kJ·mol－1。
（3）意义：如25 ℃、101 kPa时，甲烷的标准燃烧热ΔH=-890.3 kJ·mol-1的意义是：
101 kPa时，1mol CH4完全燃烧生成CO2气体和液态H2O时放出890.31 kJ的热量。
（4）物质完全燃烧指物质中含有的氮元素转化为N2(g)、氢元素转化为H2O(l)、碳元素转化为CO2(g)。
2．热值
（1）定义：在101 kPa，1g物质完全燃烧所放出的热量。
（2）单位：kJ·g－1。
（3）热值与标准燃烧热的换算：
如甲烷的热值为55.6kJ·g-1，则甲烷的标准燃烧热为ΔH＝－889.6 kJ·mol－1（或889.6 kJ·mol－1）。
3．利用燃烧热计算化学反应的反应热
(1)书写步骤：
①将燃烧热改写成热化学方程式。
②根据盖斯定律，利用加合法或路径法进行计算。
(2)计算方法
反应热=反应物的的燃烧热×化学计量数-生成物的燃烧热×化学计量数。
二、能源
1．概念
能源是指能提供能量的自然资源。
2．分类
（1）按产生分类
分为一次能源和二次能源。
一次能源是指在自然界现成存在的能源，包括化石燃料（煤炭、石油、天然气）、水能、太阳能、风能、地热能、海洋能、生物能等。
二次能源是指由一次能源直接或间接转换成其他种类和形式的能量资源，包括电力、煤气、汽油、柴油、焦炭、洁净煤、激光和沼气等。
一次能源又分为可再生能源（水能、风能及生物质能）和非再生能源（煤炭、石油、天然气等）。
（2）按污染分类
根据能源消耗后是否造成环境污染可分为污染型能源和清洁型能源。
污染型能源包括煤炭、石油等，清洁型能源包括水力、电力、太阳能、风能以及核能等。
（3）按使用类型分类
分为常规能源和新型能源。
常规能源包括水力资源和煤炭、石油、天然气等。
新型能源包括太阳能、风能、地热能、海洋能、生物能、氢能以及核电的核燃料等。
3．新能源的特点
新能源应具有资源丰富、可再生、无污染或少污染等特点。
4．能源的充分利用
（1）构建清洁低碳、安全高效的能源体系。
（2）新能源的开发
太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能是最有希望的新能源。

必背知识清单04 原电池的工作原理
一、铜锌原电池的工作原理
1．原电池的概念
原电池是利用将化学能转化为电能的装置。
2．铜锌原电池
（1）【实验探究】
【实验1】向CuSO4溶液中加入适量锌粉，用温度计测量溶液的温度。
【实验2】将用导线与电流计相连接的锌片和铜片分别插入ZnSO4和CuSO4溶液中，将盐桥插入两只烧杯的电解质溶液中，观察实验现象；取出盐桥，再观察实验现象。

实验现象
实验结论
实验1
溶液的温度升高
Zn与CuSO4溶液反应放出热量
实验2
插入盐桥：①锌片溶解，铜片加厚变亮
②CuSO4溶液的颜色变浅
③电流计指针发生偏转
有电流产生
取出盐桥：电流计指针不发生偏转
无电流产生
（2）结论：实验1的能量变化的主要形式为化学能转化为热能；实验2的能量变化的主要形式为化学能转化为电能。
（3）铜锌原电池的工作原理

Zn片为负极，电极反应式为Zn-2e-=Zn2+，反应类型是氧化反应。
Cu片为正极，电极反应式为Cu2++2e-=Cu，反应类型是还原反应。
总反应式为Zn+Cu2+=Zn2++Cu
电子的流动方向：Zn片→导线→铜片。
盐桥中K+移向CuSO4溶液，Cl-移向ZnSO4溶液。
二、原电池的工作原理
1．原电池的构成
（1）半电池
原电池由两个半电池组成，半电池包括电极材料和电解质溶液。
（2）电极材料
一般情况下，两个活泼性不同的电极，相对活泼的金属作负极，较不活泼的金属（或导电的非金属）作正极。
（3）形成闭合回路
两个半电池通过盐桥和导线连接，形成闭合回路。
两个隔离的半电池通过盐桥连接起来，盐桥中通常是装有含KCl饱和溶液的琼脂。
2．原电池的工作原理
（1）一般，原电池反应为自发的氧化还原反应，且ΔH<0。
（2）半反应：负极失去电子，发生氧化反应；正极得到电子，发生还原反应。
（3）电子流向：电子由负极经导线流向正极。
（4）离子流向：盐桥中的阳离子流向正极，阴离子流向负极。
（5）盐桥的作用：
①将两个半电池隔开，提高电池效率。
②避免还原剂和氧化剂直接接触，造成能量损耗，提高了电池的电流效率；
③原电池工作时，盐桥的存在，阴、阳离子分别移向两个半电池的电解质溶液中，分别中和过剩的电荷，使溶液保持电中性，反应可以继续进行。
【归纳小结】原电池正负极的判断方法
（1）看电极材料：一般情况下，两个活泼性不同的电极，相对活泼的金属作负极，较不活泼的金属或导电的非金属作正极。
（2）看电极反应：负极发生氧化反应，正极发生还原反应。
（3）看电子流向：电子从负极经导线流向正极。
（4）看离子移动方向：阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。
（5）看电极发生的现象：负极参加反应时，负极材料不断溶解质量减小，正极质量增加或质量不变。
三、原电池电极反应的书写
1．书写电极反应的原则
①加和性原则：
两电极反应相加，消去电子后得电池总反应式。利用此原则，电池总反应式减去已知的一电极反应得另一电极反应。
②共存原则：
碱性溶液中，CO2不可能生成，也不会有H+参加反应或生成；同样酸性溶液中，不会有OH-参加反应或生成。
根据此原则，物质得失电子后在不同的电解质环境中所存在的形式不同。
2．电极反应的书写步骤
（1）找出原电池中发生的氧化还原反应，写出方程式并配平。
（2）分析氧化还原反应中的氧化剂、还原剂及电子转移情况。
（3）写出电极反应式。
（4）若不能完整的写出氧化还原反应方程式，但必须找出氧化剂和还原剂。
3．书写化学电池中电极反应式时应注意的问题
（1）正确判断出化学电池的负极和正极，确定两极上分别发生的具体反应。
（2）确认电极得失电子后的产物是否能与电解质溶液发生反应，若能反应，则应写与电解质溶液反应后的电极反应式。
（3）书写二次电池的电极反应时，要注意判断充电方向与放电方向。放电时的电极反应式倒过来即为充电时的电极反应式(注意电子的得失)。
四、设计简单的原电池
1．设计原电池的步骤
（1）分析氧化还原反应的电子转移方向和数目；
（2）分别写出正、负极的电极反应式；
（3）根据电极反应式确定半电池的电极材料和电解质溶液：
电极材料：一般活泼金属作负极，不活泼金属（或非金属导体）作正极；
电解质溶液：负极电解液一般是负极金属对应的阳离子的溶液；正极电解液一般是氧化剂对应的电解质溶液。
2．设计原电池的要点
（1）确定从理论上讲，任何一个自发的氧化还原反应都可以设计成原电池。关键是选择合适的电解质溶液和两个电极。
（2）正确分析氧化还原反应，找出氧化剂和还原剂、电子转移情况。
（3）根据氧化剂和还原剂选择合适的电极材料和电解质溶液。
一般较活泼的金属作负极，较不活泼的金属(或非金属导体)作正极。
如果负极反应为金属失去电子的反应，则电极材料为该金属，电解质溶液为该金属的阳离子溶液；正极材料选用比负极金属稳定的材料。
必背知识清单05 化学电源
一、一次电池
1．一次电池的特点
一次电池中发生氧化还原反应的物质大部分被消耗后不能再使用。
2．常见的一次电池
（1）碱性锌锰干电池
电池反应式：Zn+2MnO2+2H2O=2MnO(OH)+Zn(OH)2
负极反应式：Zn-2e-+2OH-=Zn(OH)2；
正极反应式：MnO2+2e-+2H2O=2MnO(OH)+2OH-。
（2）银锌纽扣电池：
电池反应式：Zn+Ag2O+H2O=Zn(OH)2+2Ag。
负极反应式：Zn-2e-+2OH-=Zn(OH)2。
正极反应式：Ag2O+2e-+2H2O=2Ag+2OH-。
二、二次电池
1．二次电池的特点
二次电池又称为充电电池或蓄电池，放电后可以再充电使活性物质获得再生。
2．铅蓄电池
（1）铅蓄电池的放电反应为原电池反应
负极：Pb - 2e- + SO42- = PbSO4
正极：PbO2 + 2e- + SO42- + 4H+ === PbSO4+ 2H2O
电池反应：Pb + PbO2 + 2H2SO4=== 2PbSO4+ 2H2O
（2）铅蓄电池的充电反应
阴极：PbSO4 + 2e- ===Pb + SO42-
阳极：PbSO4 - 2e- + 2H2O=== PbO2 + SO42- + 4H+
总反应：2PbSO4+ 2H2O === Pb + PbO2 + 2H2SO4
（3）铅蓄电池的充、放电原理的化学方程式为：Pb + PbO2 + 2H2SO4 2PbSO4+ 2H2O。
3．新型二次电池
（1）新型二次电池包括镍镉电池、镍氢电池、银锌电池、锂电池和锂离子电池等。
（2）锂离子电池
①锂离子电池的组成
正极材料多采用磷酸铁锂（LiFePO4）或钴酸锂（LiCoO2）等，一般是具有可供锂离子嵌入或脱嵌结构的化合物；
负极材料大多数是碳素材料，如人工石墨、碳纤维、天然石墨等。
电解质溶液是将锂盐溶解在一定的非水、非质子性的有机溶剂中。
②锂离子电池的工作原理
负极：LiCoO2-xe-→Li1-xCoO2+xLi+
正极：6C+xLi++xe-→LixC6
电池反应：LiCoO2+6C===Li1-xCoO2+LixC6
三、燃料电池
1．燃料电池
（1）概念：
燃料电池是利用燃料和氧化剂之间发生的氧化还原反应，将化学能直接转化为电能的化学电池。氢气、甲烷、甲醇、肼（N2H4）、氨等都可以作为燃料。
（2）特点
氧化剂和还原剂在工作时不断从外部输入，同时将电极反应产物不断排出电池。
2．氢氧燃料电池（电解液为KOH溶液）
负极：2H2 - 4e- + 4OH- === 4H2O
正极：O2 + 2H2O + 4e- === 4OH-
电池反应：2H2+O2===2H2O
3．基础实验——制作简单的燃料电池
（1）实验步骤
①将石墨棒和玻璃导管插入橡胶塞中，将橡胶塞塞入U形管管口中，检查气密性，标记橡胶塞底部到达的位置；
②取出橡胶塞，往U形管中注入稀硫酸，以接近橡胶塞底部标记的位置为宜；
③塞紧橡胶塞，接通学生电源，当一端玻璃管内的液柱接近溢出时，切断学生电源；
④取出时钟内的干电池，将导线与时钟的正、负极相连，观察时钟指针。
（2）实验现象
①接通学生电源，两个石墨棒上都有气泡产生，U形管内液面下降，玻璃管液面上升。
②连接时钟，时钟指针又开始走动。
（3）判断燃料电池中正、负极的方法
接通学生电源时，玻璃管内液柱先接近溢出的电极产生的气体是H2，该电极为燃料电池的负极；
另外一个电极产生的是O2，该电解为燃料电池的正极。
必背知识清单06 电解池的工作原理
一、电解池的工作原理
1．电解熔融氯化钠的原理
(1)通电前，熔融NaCl中存在可以自由移动的Na＋、Cl－。
(2)通电后，阴、阳离子发生定向迁移，其中，Na+离子向阴极移动，发生还原反应； Cl－向阳极移动，发生氧化反应。
(3)电极反应和电解反应：
阴极：2Na＋＋2e－===2Na；阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑。
电解反应：2NaCl2Na+Cl2↑
2．电解和电解池
(1) 电解是在直流电作用下，在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。
(2) 电解池是将电能转化为化学能的装置。
(3)电极名称及反应类型
阴极：与电源负极相连的电极，发生还原反应；
阳极：与电源正极相连的电极，发生氧化反应。
(4)电解池的构成条件
具有与直流电源相连接的两个电极（阴极、阳极），插入电解质溶液或熔融电解质中，形成闭合回路。
3．电解池的工作原理

（1）与电源正极相连的电极为阳极，阳极发生氧化反应；与电源负极相连的电极为阴极，阴极发生还原反应。
（2）电子流向：负极→阴极、阳极→正极。
（3）离子的移动方向：阳离子向阴极移动，阴离子向阳极移动。
二、电解反应的分析方法和放电规律
1．分析电解问题的基本方法思路
（1）通电前：电解质溶液中含有哪些阴、阳离子(包括水电离出的H＋和OH－)。
（2）通电时：阴离子移向阳极，阳离子移向阴极，结合放电顺序分析谁优先放电(注意活泼金属作阳极时优先放电)。
（3）正确书写电极反应式，要注意原子数、电荷数是否守恒。
（4）能结合题目要求分析电解时的各种变化情况，如两极现象、离子浓度的变化、pH变化等。

2．电极反应规律
（1）阴极：
无论是惰性电极还是活性电极都不参与电极反应，发生反应的是溶液中的阳离子。
阳离子放电顺序：

（2）阳极：
溶液中还原性强的阴离子失去电子被氧化，或者电极材料（电极为活性电极）本身失去电子被氧化而溶入溶液中。
阴离子放电顺序：

3．以惰性电极电解电解质溶液的规律
类型
电解质溶液
电极反应特点
pH
变化
复原加入的物质
电解水型
含氧酸（如H2SO4）
阴极：4H＋＋4e－=2H2↑
阳极：2H2O-4e-=O2↑+4H+
减小
H2O
强碱（如NaOH）
阴极：4H2O+4e-=2H2↑+4OH-
阳极：4OH－－4e－=2H2O＋O2↑
增大
H2O
活泼金属的含氧酸盐溶液（如Na2SO4）
阴极：4H2O+4e-=2H2↑+4OH-
阳极：2H2O-4e-=O2↑+4H+
不变
H2O
电解电解质型
无氧酸、不活泼金属的无氧酸盐溶液（如HCl、CuCl2）
电解质电离出的阴、阳离子分别在两极放电
增大
电解质
放H2生碱型
活泼金属的无氧酸盐（如NaCl）
阴极：2H2O+2e-=H2↑+2OH-
阳极：电解质阴离子放电
增大
无氧酸
放O2生酸型
不活泼金属的含氧酸盐溶液（如AgNO3、CuSO4）
阴极：电解质阳离子放电
阳极：2H2O-4e-=O2↑+4H+
减小
金属氧化物或碳酸盐
4．根据实验现象判断阴、阳极和电极产物
实际题目中往往不给出电解池的电源，而是给出一些实验现象，据此先判断出是何种离子放电，从而确定出电源的正负极和电解池的阴阳极，并进行有关问题的分析。
（1）滴入酚酞试剂显红色的一极（说明H+放电显碱性）是阴极，接电源的负极。
（2）滴入石蕊试剂显红色的一极（说明OH-放电显酸性）是阳极，接电源的正极。
（3）电极增重的一极（说明不活泼金属离子放电析出金属）是阴极，接电源的负极。
必背知识清单07 电解原理的应用
一、电解饱和食盐水的工作原理
1．电极反应和电解反应

（1）阳极：优先放电的离子：Cl-，电极反应式：2Cl--2e-=Cl2↑，反应类型：氧化反应。
（2）阴极：优先放电的离子：H2O电离出的H+，电极反应式：2H2O+2e-=H2↑+2OH- ，反应类型：还原反应。
（3）电解方程式：2NaCl+2H2OH2↑+2NaOH+Cl2↑。
2．电解饱和食盐水的工作原理
（1）电解过程中，阳极室Cl-离子浓度减小，Na+离子通过阳离子交换膜进入阴极室，NaCl溶液浓度变小；阴极室OH-离子浓度增大，形成NaOH浓溶液。
（2）阳极产物为Cl2，阴极产物为：NaOH、H2。
（3）阳离子交换膜的作用
①防止阴极区的OH-进入阳极区，OH-与Cl2的反应方程式为Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O。
②防止H2与Cl2混合发生爆炸。
二、铜的电解精炼
1．电解池的构成和电极反应
粗铜中往往含有铁、锌、银、金等多种杂质，常用电解的方法进行精炼。
（1）电解池的构成：用粗铜作阳极，用纯铜作阴极，用硫酸酸化的硫酸铜溶液作电解质溶液。
（2）电极反应式
阳极反应式：Zn -2e-= Zn2+、Fe-2e-= Fe2+、Cu -2e-=Cu2+等。
阴极反应式：Cu2++2e-=Cu。
2．电解精炼铜的工作原理

（1）阳极反应
金属铜和比铜活泼的锌、铁等金属转化为阳离子进入溶液中，不如铜活泼的银、金等在阳极沉积下来，形成阳极泥。
（2）阴极反应
溶液中的Cu2+比Zn2+、Fe2+等离子优先得到电子，成为金属铜析出。
（3）电解质溶液中Cu2+浓度先减小后不变。
三、电镀
1．电镀
（1）概念：应用电解的原理在某些金属或其他材料表面镀上一薄层其他金属或合金的过程。
（2）目的：
①提升美观和增加表面硬度；②增强材料的抗腐蚀能力，防止金属氧化。
（3）镀层金属通常是一些不易被腐蚀的金属或合金。
2．基础实验——铁钉镀锌
（1）实验操作要点
①镀件的处理：铁钉依次用用细砂纸打磨、NaOH溶液浸泡、浓盐酸浸泡、稀硝酸浸泡，并洗净。
②电镀操作：锌片作阳极，铁钉作阴极。
（2）电镀池的构成
通常用待镀金属制品为阴极，以镀层金属为阳极，用含有镀层金属离子的溶液作电解质溶液。
（3）电极反应
阳极：Zn-2e-=Zn2+ 阴极：Zn+2e-=Zn
3．电镀银的工作原理

（1）电极反应式
阴极：Ag＋＋e－===Ag；阳极：Ag－e－===Ag＋。
（2）可观察到的现象是待镀金属表面镀上一层光亮的银，阳极上的银不断溶解。
（3）含银离子的溶液浓度的变化是不变。
必背知识清单08 金属的腐蚀与防护
一、金属的腐蚀
1．金属的腐蚀
（1）概念
金属或合金与周围环境中的物质发生化学反应而腐蚀损耗的现象叫做金属的腐蚀。
（2）金属腐蚀的分类
金属的腐蚀可分为化学腐蚀和电化学腐蚀两种。
①化学腐蚀：金属与其他物质直接接触发生氧化还原反应而引起的腐蚀。
②电化学腐蚀：不纯的金属或合金发生原电池反应，使较活泼的金属失去电子而引起的腐蚀。
在现实生活中，电化学腐蚀现象比化学腐蚀现象严重得多。
2．钢铁的电化学腐蚀
（1）实验探究——钢铁的电化学腐蚀原理

①向铁粉中加入碳粉的目的是碳作原电池的正极；
②实验现象：铁粉变成红棕色，a装置右边的小试管中液面上升；b装置中右边小试管中液面下降。
（2）钢铁的电化学腐蚀
根据钢铁表面水溶液薄膜的酸碱性不同，钢铁的电化学腐蚀分为析氢腐蚀和吸氧腐蚀，如下图所示：

①钢铁的吸氧腐蚀：
通常情况下，在潮湿的空气中，钢铁表面凝结了一层溶有氧气的水膜，将会发生吸氧腐蚀。
负极反应式：2Fe - 4e-= 2Fe2+；正极反应式：O2 + 2H2O + 4e- = 4OH-。
总反应式：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2。
Fe(OH)2被进一步氧化成Fe(OH)3：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，Fe(OH)3部分脱水生成Fe2O3·nH2O，是铁锈的主要成分。
②钢铁的析氢腐蚀：
当钢铁表面的电解质溶液酸性较强时，腐蚀过程中有H2放出。其中，Fe是负极，C是正极。
负极反应式：Fe - 2e-= Fe2+；正极反应式：2H＋＋2e－=H2↑。
总反应式：Fe+2H+=Fe2++H2↑。
随着了氢气的析出，溶液的pH上升，最终形成铁锈。
二、金属的电化学防护
1．金属的防护方法
（1）在金属表面覆盖保护层，如在钢铁表面涂油或油漆、覆盖塑料、镀不活泼金属等。
（2）改变金属组成或结构，如制成合金。
（3）利用电化学原理来保护金属，防止金属腐蚀。
2．金属的电化学防护
金属的电化学防护包括牺牲阳极的阴极保护法和外加电流的阴极保护法。

（1）牺牲阳极的阴极保护法
将被保护的金属与比其更活泼的金属连在一起，更活泼的金属作阳极（负极），在不断腐蚀后定期更换，作为原电池的阴极（正极）的金属不易被腐蚀。
（2）外加电流的阴极保护法
被保护的钢铁设备作为阴极，另加惰性电极作阳极，两者都处在电解质溶液中，接上外接电源。
通电后，电子流向被保护的钢铁设备，从而抑制钢铁失去电子，阻止钢铁被腐蚀。
3．金属腐蚀原理的应用
（1）将铝片浸入浓硫酸或浓硝酸时，铝片表面产生一层致密的氧化铝膜，从而阻止铝进一步被氧化。可以用铝槽车运输冷的浓硝酸或浓硫酸。
（2）铁在NaOH和NaNO2的混合液中发蓝、发黑，使铁表面形成一层致密的氧化膜，可防止铁被腐蚀。
（3）生活中常用的“暖宝宝”是利用吸氧腐蚀原理制造的。
三、金属的腐蚀的比较
1．影响金属腐蚀的因素
影响金属腐蚀的因素包括金属的本性和介质两个方面。
（1）就金属本性来说，金属越活泼，越容易失去电子而被腐蚀。
（2）介质对金属腐蚀的影响也很大，如果金属在潮湿的空气中，接触腐蚀性气体或电解质溶液，都容易被腐蚀。
2．钢铁析氢腐蚀和吸氧腐蚀比较
因钢铁表面水膜酸碱性不同，钢铁发生析氢腐蚀和吸氧腐蚀，二者正极反应式不同，但负极反应式相同，都是铁失电子被氧化。
3．影响金属腐蚀速率的因素
（1）电解时阳极腐蚀速率最快；电流越大腐蚀速率越快。
（2）发生原电池反应产生的腐蚀，电解质溶液的浓度越大，腐蚀速率越快；两种金属的活动性差别越大，腐蚀速率越快。
（3）化学腐蚀比电化学腐蚀的速率慢。
（4）电解产生的腐蚀比原电池产生的腐蚀速率快。


【典例1】已知甲烷的标准燃烧热是890.3 kJ·mol－1，写出甲烷表示甲烷标准燃烧热的热化学方程式：
______________________________________________。
答案：CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－890.3 kJ·mol－1
解析：CH4的标准燃烧热为893 kJ·mol－1，依据标准燃烧热是1 mol可燃物完全燃烧生成稳定物质放出的热量，反应的热化学方程式为CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－890.3 kJ·mol－1。
【典例2】甲烷自热重整是先进的制氢方法，包含甲烷氧化和蒸汽重整。向反应系统同时通入甲烷、氧气和水蒸气，发生的主要化学反应有

化学方程式
焓变ΔH(kJ·mol-1)
甲烷氧化
CH4(g)+2O2(g)===CO2(g)+2H2O(g)
ΔH1
CH4(g)+O2(g)===CO2(g)+2H2(g)
-322.0
蒸汽重整
CH4(g)+H2O(g)===CO(g)+3H2(g)
206.2
CH4(g)+2H2O(g)===CO2(g)+4H2(g)
165.0
(1)反应CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g)的ΔH＝______kJ·mol－1。
(2)甲烷的标准燃烧热为ΔH2，则ΔH2________ΔH1(填“＞”“＝”或“＜”)。
答案：(1)－41.2　(2)＜
解析：(1)根据盖斯定律，由蒸汽重整的两个反应CH4(g)＋2H2O(g)===CO2(g)＋4H2(g)减CH4(g)＋H2O(g)===CO(g)＋3H2(g)，可得反应：CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g)，故ΔH＝165.0 kJ·mol－1－206.2 kJ·mol－1＝－41.2 kJ·mol－1；
(2)表示甲烷标准燃烧热的热化学方程式为CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH2；燃烧为放热反应，ΔH＜0，生成液态水比生成气态水释放出的热量多，故ΔH2＜ΔH1。
【典例3】CH4、H2、C都是优质的能源物质，它们的标准燃烧热分别为890.3 kJ·mol－1、571.6 kJ·mol－1、393.5 kJ·mol－1。
(1)在深海中存在一种甲烷细菌，它们依靠酶使甲烷气体与O2(g)作用产生的能量存活，甲烷细菌使1 mol甲烷气体与O2(g)反应生成CO2气体与液态水，放出的能量________(填“＞”“＜”或“＝”)890.3 kJ。
(2)甲烷气体与CO2(g)可用于合成水煤气(主要成分是一氧化碳和氢气)：CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)，1 g CH4(g)完全反应可释放15.46 kJ的热量，则下列能表示该反应过程中能量变化的是________(填标号)。

(3)C(s)＋2H2(g)===CH4(g)的反应热无法直接测量，但通过上述反应可求出C(s)＋2H2(g)===CH4(g)的反应热ΔH＝________。
答案：(1)＝　(2)D　(3)－74.8 kJ·mol－1
解析：(1)给定反应的反应热只取决于反应物和生成物的物质的量和聚集状态，与中间过程无关，甲烷细菌使1 mol甲烷气体与O2(g)反应生成CO2气体与液态水，放出的能量仍等于890.3 kJ。
(2)1 g CH4(g)完全反应可释放15.46 kJ的热量，则1 mol CH4(g)完全反应放出的热量为15.46 kJ×16＝247.36 kJ，该反应为放热反应，1 mol CH4(g)和1 mol CO2(g)的能量之和大于2 mol CO(g)和2 mol H2(g)的能量之和，符合条件的只有选项D。
(3)根据标准燃烧热的定义，写出对应的热化学方程式：
①CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－890.3 kJ·mol－1
②2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6 kJ·mol－1
③C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－393.5 kJ·mol－1
根据盖斯定律，由②＋③－①得：C(s)＋2H2(g)===CH4(g)，ΔH＝－571.6 kJ·mol－1－393.5 kJ·mol－1＋890.3 kJ·mol－1＝－74.8 kJ·mol－1。
【典例4】某同学利用甲烷设计成碱性燃料电池，并利用下列装置实现在铁上镀铜：

(1)图中Ⅰ是甲烷燃料电池(电解质溶液为KOH溶液)的结构示意图，该同学想在Ⅱ中实现铁上镀铜，则b处通入的是________(填“CH4”或“O2”)，a处电极上发生的电极反应式是_________________________。
(2)图Ⅱ中铜极的电极反应式为________________________，若Fe电极上增重32 g，则电路中转移电子的数目为______________。
答案：(1)O2　CH4－8e－＋10OH－===CO＋7H2O
(2)Cu－2e－===Cu2＋　6.02×1023(或NA)
解析：(1)在Ⅱ中实现铁上镀铜，则Fe为阴极，Cu为阳极，此时可知Ⅰ中b为正极，通氧气，而通甲烷的电极a为负极，发生氧化反应，在碱性条件下发生的电极反应为CH4－8e－＋10OH－===CO＋7H2O；
(2)在铁上镀铜时，铜作阳极，电极反应式为Cu－2e－===Cu2＋；在铁电极上析出铜，电极反应为Cu2＋＋2e－===Cu，若铁电极增重32 g，则转移的电子n(e－)＝×2＝1 mol，故电路中转移电子的数目为6.02×1023或NA个。
【典例5】(1)随着化石能源的减少，新能源的开发利用需求日益迫切。Bunsen热化学循环制氢工艺由下列三个反应组成：
SO2(g)＋I2(g)＋2H2O(g)===2HI(g)＋H2SO4(l) ΔH＝a kJ·mol－1
2H2SO4(l)===2H2O(g)＋2SO2(g)＋O2(g) ΔH＝b kJ·mol－1
2HI(g) H2(g)＋I2(g)　ΔH＝c kJ·mol－1
则：2H2O(g)===2H2(g)＋O2(g)　ΔH＝________kJ·mol－1。
(2)据粗略统计，我国没有经过处理便排放的焦炉煤气已超过250亿立方米，这不仅是能源的浪费，也对环境造成极大污染。为解决这一问题，我国在2004年起已利用焦炉煤气制取甲醇及二甲醚。
已知CO中的C与O之间以三键连接，且合成甲醇的主要反应原理为CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)　ΔH。下表所列为常见化学键的键能数据：
化学键
C—C
C—H
H—H
C—O
C≡O
O—H
键能/kJ·mol－1
348
414
436
326.8
1 032
464
则该反应的ΔH＝________kJ·mol－1。
(3)恒温恒容条件下，硫可以发生如下转化，其反应过程和能量关系如图所示。
已知：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) ΔH＝－196.6 kJ·mol－1

①写出能表示硫的标准燃烧热的热化学方程式：_______________________________________。
②ΔH2＝________kJ·mol－1。
答案：(1)(2a＋b＋2c)　(2)－128.8　(3)①S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH＝－297 kJ·mol－1　②－78.64
解析：(1)将题给热化学方程式依次编号为Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ，根据盖斯定律，由Ⅰ×2＋Ⅱ＋Ⅲ×2得2H2O(g)===2H2(g)＋O2(g)　ΔH＝(2a＋b＋2c)kJ·mol－1；(2)该合成甲醇反应的ΔH＝1 032 kJ·mol－1＋2×436 kJ·mol－1－3×414 kJ·mol－1－326.8 kJ·mol－1－464 kJ·mol－1＝－128.8 kJ·mol－1。(3)①由图可知1 mol S(s)完全燃烧放出的热量为297 kJ，故能表示硫的标准燃烧热的热化学方程式为S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH＝－297 kJ·mol－1；②由图可知，参加反应的n(SO2)＝1 mol－0.2 mol＝0.8 mol，根据2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)　ΔH＝－196.6 kJ·mol－1，ΔH2＝0.8××(－196.6 kJ·mol－1)＝－78.64 kJ·mol－1。