化学必修 第二册第一节 化学反应与能量变化测试题

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第六章 化学反应与能量变化第一节  化学反应与热能【知识网络】【知识清单】一、放热反应与吸热反应实验6-1：镁与盐酸的反应实验操作在试管中加入2ml 2mol/L的盐酸，并用温度计测量温度，再将用砂纸打磨过的光亮镁条投入试管中，观察现象并测量温度变化。实验现象看有大量气泡生成摸试管烫手温度计温度升高实验结论反应原理Mg+2HCl=MgCl2+H2↑能量变化反应放出热量实验6-2：Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl晶体的反应实验操作将20g的Ba(OH)2·8H2O晶体研细后与10g的NH4Cl晶体一起放入烧杯中，并将烧杯放在滴有水的木板上，用玻璃棒迅速搅拌，闻到刺鼻气味后用玻璃片盖上烧杯，用手触摸烧杯下部，试着拿起烧杯观察现象。实验现象看烧杯与木板粘到一起摸烧杯外壁变得冰凉温度计有刺激性气体生成实验结论反应原理Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+NH3↑+10H2O能量变化反应吸收热量 1.放热反应与吸热反应的辨析类型比较放热反应吸热反应形成原因反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量与化学键强弱的关系生成物分子成键时释放出的总能量大于反应物分子断裂时吸收的总能量生成物分子成键时释放的总能量小于反应物分子断键时吸收的总能量反应过程示意图2.常见的放热反应和吸热反应  常见的放热反应：（1）所有的燃烧反应与缓慢氧化。（2）所有的酸碱中和反应。（3）大多数化合反应。（4）铝热反应（2Al+Fe2O3Al2O3+2Fe）。（5）金属与酸、水的反应（6）少数分解反应（2H2O2 === 2H2O+O2↑）常见的吸热反应：（1）大多数分解反应。（2）某些以C、CO、H2为还原剂还原氧化物的反应（3）某些晶体之间的反应（Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+NH3↑+10H2O）（4）盐酸与碳酸氢钠的反应。【注意】关于吸热反应和放热反应的易错点（1）“三个不一定”。①需加热才能发生的反应不一定是吸热反应，如碳和氧气的反应；②放热反应常温下不一定容易发生，如铝热反应；③吸热反应也不一定需要加热，如Ba(OH)2·8H2O晶体和NH4Cl晶体的反应。（2）吸热反应和放热反应都是化学变化。NaOH固体溶于水是放热过程，但不是放热反应；升华、蒸发等过程是吸热过程，但不是吸热反应。3.化学键与能量变化的关系 4.吸热反应和放热反应的判断方法（1）根据反应物和生成物的总能量的相对大小判断——决定因素。若反应物的总能量大于生成物的总能量，属于放热反应，反之是吸热反应。（2）根据化学键断裂或形成时的能量变化判断——用于计算。若断裂反应物中的化学键所吸收的能量小于形成生成物中的化学键所放出的能量，属于放热反应，反之是吸热反应。（3）根据反应物和生成物的相对稳定性判断。由不稳定的物质(能量高)生成稳定的物质(能量低)的反应为放热反应，反之为吸热反应。（4）根据反应条件判断。凡是持续加热才能进行的反应一般就是吸热反应。（5）经验判断法：根据常见的放热反应、吸热反应类型判断。 第二节  化学反应与电能【知识网络】【知识清单】1.火力发电——化学能间接转化为电能（1）火力发电的原理首先通过化石燃料燃烧，使化学能转化为热能，加热水使之汽化为蒸汽以推动蒸汽轮机，然后带动发电机发电。（2）能量转化过程化学能热能机械能电能2.化学能直接转化为电能——原电池（1）定义：把化学能转变为电能的装置。（2）工作原理(以铜­锌­稀硫酸原电池为例)：两反应：正极——还原反应；负极——氧化反应。三方向：①电流方向：正极→负极；②电子流动方向(导线中)：负极→正极；③阴、阳离子移动方向(电解质溶液中)：阳离子：负极→正极；     阴离子：正极→负极。（3）形成原电池的条件①具有活动性不同的两个电极(金属与金属或金属与能导电的非金属)；②两电极均插入电解质溶液中；③电解质溶液、电极、导线形成闭合回路。④有一个能自发进行的氧化还原反应。3.原电池电极的判断          4.设计原电池依据：已知一个氧化还原反应，首先分析找出氧化剂、还原剂，一般还原剂为负极材料(或在负极上被氧化)，氧化剂(电解质溶液中的阳离子)在正极上被还原。选择合适的材料：①电极材料：电极材料必须导电。负极材料一般选择较活泼的金属材料，或者在该氧化还原反应中，本身失去电子的材料；正极材料一般活泼性比负极的弱，也可以是能导电的非金属。②电解质溶液：电解质溶液一般能与负极材料反应。5.化学电池（1）一次电池——锌锰干电池电池构成工作原理负极锌筒(写电极材料名称)逐渐被消耗，发生氧化反应电解质氯化铵糊正极石墨棒(写电极材料名称)，MnO2被还原，发生还原反应优缺点优点制作简单、价格便宜、便于携带等缺点不能充电，放电时间短，电压下降快（2）二次电池  （3）发展中的燃料电池           第三节  化学反应的速率【知识网络】【知识清单】一、化学反应速率  化学反应速率及其表示方法（1）概念：化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢的物理量，通常用单位时间内反应物浓度的减少量或者生成物的增加量（取正值）来表示。（2）公式：v(B)表示B物质的反应速率； Δc (B)表示Δt 内B物质的浓度变化量（反应物取减少量，生成物取增加量）由于化学反应中反应物浓度的减少量和生成物浓度的增加量均为正值，反应速率也均为正值。（3）单位：mol·L-1·min-1或mol·L-1·s-11 mol·L－1·s－1 =60 mol·L－1·min－12.化学反应速率的正确理解（1）在同一化学反应里，用不同的物质表示的反应速率可能不同，但意义相同，故描述反应速率时必须指明具体的物质。（2）Δc (B)固体或纯液体的浓度视为常数，Δc=0因此不用固体或纯液体表示化学反应速率。（3）Δt 化学反应速率是一段时间内的平均反应速率，而不是某一时刻的瞬时速率3.化学反应速率的计算方法（1）定义式法：利用公式v=计算化学反应速率，也可以利用公式计算物质的量或物质的量浓度变化或时间等。（2）关系式法：同一反应中，化学反应速率之比=物质的量浓度变化量之比=物质的量变化量之比=化学计量数之比。另外，也可以利用该等量关系书写未知的化学方程式或找各物质的速率关系。4.反应速率大小比较的两种方法同一化学反应速率用不同物质表示时数值可能不同，比较化学反应速率的快慢不能只看数值大小，应先统一单位，再比较：（1）归一法：换算成同一物质、同一个单位，再比较数值大小。（2）比值法：比较化学反应速率与化学计量数的比值。如反应aA+bBcC，要比较v(A)与v(B)的相对大小，即比较与的相对大小，若>，则用v(A)表示的反应速率比用v(B)表示的反应速率大。二、影响化学反应速率的因素1.影响化学反应速率的主要因素——内因反应物本身的性质决定化学反应速率的大小。2.影响化学反应速率的外界因素——外因（1）浓度①固体或纯液体的浓度为常数，所以增加其用量时，化学反应速率不变。②增大固体的表面积或将固体溶于一定溶剂，能增大化学反应速率。（2）温度：对任何反应，升高温度，化学反应速率增大。（3）催化剂：一般地，使用催化剂能大大加快化学反应速率。（4）压强：压强对化学反应速率的影响，是通过改变气体的浓度来实现的，故一般意义上的增大压强是指压缩气体的体积。①对无气体参加的化学反应，改变压强时，化学反应速率基本不变。如MgO＋2HCl===MgCl2＋H2O。②对有气体参加的反应，压强对化学反应速率的影响可简化理解为压强改变→a．恒压时：增大压强体积缩小化学反应速率增大。b．气体反应体系中充入惰性气体(不参与反应)时对反应速率的影响恒容：充入“惰性气体”→总压增大→反应物浓度不变→化学反应速率不变。恒压：充入“惰性气体”→体积增大→反应物浓度减小→化学反应速率减小。                                 第四节  化学反应的限度  化学反应条件的控制【知识网络】【知识清单】一、化学反应限度1.化学平衡状态在一定条件下，当反应进行到一定程度时，正反应速率与逆反应速率相等，反应物的浓度和生成物的浓度都不再改变，达到一种表面静止的状态，称之为化学平衡状态，简称化学平衡。速率—时间(v-­t)图像如下：2.化学平衡状态的五大特征(1)逆：化学平衡状态研究的对象是可逆反应    (2)等：平衡时，同一物质的正、逆反应速率相等，即：v正＝v逆≠0(实质)    (3)动：平衡时，反应仍在不断进行，是一种动态平衡                       (4)定：平衡时，各物质的转化率(α)、百分含量(w%)、物质的量(n)、物质的质量(m)、物质的量浓度(c)、混合气体的平均摩尔质量()、混合气体的密度(ρ)、压强(P)等所有物理量全部恒定(5)变：外界条件改变时，平衡可能被破坏，并在新的条件下建立新的化学平衡，即发生化学平衡移动3.化学平衡状态的判断（1）标志一：正、逆反应速率相等①同种物质：v正＝v逆≠0，(同一种物质的生成速率等于消耗速率)②不同种物质：＝a.在化学方程式同一边的不同物质的生成速率与消耗速率之比等于化学计量数之比b.在化学方程式两边的不同物质的生成(或消耗)速率之比等于化学计量数之比(2)标志二：变量不变①各组分浓度保持不变I.各组分的物质的量或物质的量分数保持不变II.各组分的质量或质量分数保持不变III.各气体的体积或体积分数保持不变特例：只有生成物有气体时，体积分数始终不变，不是变量②气体的平均相对分子质量 M若各物质均为气体，且m+n≠p+q若有非气体参与若各物质均为气体，且m+n=p+q，③气体密度ρ 若各物质均为气体若各物质均为气体，恒压，且m+n≠p+q ④混合气体总压强因为恒容、恒温条件下，n(g)越大则压强P就越大，则无论各成份是否均为气体，只需考虑Δn(g)。当Δn(g)=0，则P为恒值，不一定是化学平衡状态。当Δn(g)≠0，则P一定时，一定是化学平衡状态。⑤体系的颜色和温度不变，一定是化学平衡状态4.化学反应的限度（1）化学平衡状态是可逆反应达到的一种特殊状态，是在给定条件下化学反应所能达到的最大程度，任何可逆反应在给定条件下的进行程度都有一定的限度。（2）不同条件下，同一可逆反应的化学反应限度不同；相同条件下，不同反应的化学反应限度也不同。  二、化学反应条件的控制1.控制反应条件的意义（1）促进有利的化学反应  （2）抑制有害的化学反应 2．反应条件的控制(1)控制化学反应速率的措施通过改变反应体系的温度、溶液的浓度、气体的压强(或浓度)、固体的表面积以及使用催化剂等途径调控反应速率。(2)提高转化率的措施通过改变可逆反应体系的温度、溶液的浓度、气体的压强(或浓度)等改变可逆反应的限度,从而提高转化率。化工生产中调控反应条件时，需要考虑控制反应条件的成本和实际可能性。3.实例——合成氨生产条件的选择：      4．以“提高煤的燃烧效率”为例