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101kPa时,1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物(二氧化碳、二氧化硫、液态水H2O)时所放出的热量。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点:
①研究条件:
101kPa
②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:
1mol
④研究内容:
放出的热量。
(ΔH<
0,单位kJ/mol)
2.燃烧热和中和热的表示方法都是有ΔH时才有负号。
3.石墨和金刚石的燃烧热不同。
不同的物质燃烧热不同。
四、中和热
在稀溶液中,酸跟碱发生中和反应而生成1molH2O,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)=H2O(l)ΔH=-57.3kJ/mol
3.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57.3kJ/mol。
4.中和热的测定实验:
看课本装置图
(1)一般用强酸和强碱做实验,且碱要过量(如果酸和碱的物质的量相同,中和热会偏小),一般中和热为57.3kJ/mol。
(2)若用弱酸或弱碱做实验,放出的热量会偏小,中和热会偏小。
(3)若用浓溶液做实验,放出的热量会偏大,中和热会偏大。
(4)在试验中,增大酸和碱的用量,放出的热量会增多但中和热保持不变。
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。
2.方法:
写出目标方程式;
确定“中间产物”(要消去的物质);
变换方程式,ΔH要同时变化
然后用消元法逐一消去“中间产物”;
得到目标方程式并进行相应的运算。
六、能源
注:
水煤气是二次能源。
第二章电化学基础
第一节原电池
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+
-2e=PbSO4↓
正极(氧化铅):
PbO2+4H++
+2e=PbSO4↓+2H2O
充电:
阴极:
PbSO4+2H2O-2e=PbO2+4H++
阳极:
PbSO4+2e=Pb+
两式可以写成一个可逆反应:
PbO2+Pb+2H2SO42PbSO4↓+2H2O
3、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:
2H2-4e=4H+正极:
O2+4e4H+=2H2O
当电解质溶液呈碱性时:
2H2+4OH-4e=4H2正极:
O2+2H2O+4e=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:
CH4+10OH--8e=+7H2O;
4H2O+2O2+8e=8OH。
电池总反应式为:
CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O
3、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:
与直流电源的正极相连的电极,发生氧化反应
阴极:
与直流电源的负极相连的电极,发生还原反应
6、电解CuCl2溶液的电极反应:
2Cl--2e-=Cl2(氧化)
Cu2++2e-=Cu(还原)
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-(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式。
电解质水溶液点解产物的规律
类型
电极反应特点
实例
电解对象
电解质浓度
pH
电解质溶液复原
分解电解质型
电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电
HCl
电解质
减小
增大
HCl
CuCl2
---
放H2生成碱型
水放H2生碱
电解质阴离子放电
NaCl
电解质和水
生成新电解质
放氧生酸型
电解质阳离子放电
水放O2生酸
CuSO4
减小
氧化铜
电解水型
4H++4e-==2H2↑
4OH--4e-=O2↑+2H2O
NaOH
水
增大
水
H2SO4
Na2SO4
不变
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:
镀层金属,失去电子,成为离子进入溶液M—ne—==Mn+
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Mn++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
粗铜;
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:
2Na++2e—==2Na
2Cl——2e—==Cl2↑
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
性质类别
原电池
电解池
电镀池
定义
(装置特点)
将化学能转变成电能的装置
将电能转变成化学能的装置
应用电解原理在某些金属表面镀上一侧层其他金属
反应特征
自发反应
非自发反应
装置特征
无电源,两级材料不同
有电源,两级材料可同可不同
有电源
形成条件
活动性不同的两极
电解质溶液
形成闭合回路
两电极连接直流电源
两电极插入电解质溶液
1镀层金属接电源正极,待镀金属接负极;
2电镀液必须含有镀层金属的离子
电极名称
较活泼金属
较不活泼金属(能导电非金属)
与电源正极相连
与电源负极相连
名称同电解,但有限制条件
必须是镀层金属
镀件
电极反应
氧化反应,金属失去电子
还原反应,溶液中的阳离子的电子或者氧气得电子(吸氧腐蚀)
氧化反应,溶液中的阴离子失去电子,或电极金属失电子
还原反应,溶液中的阳离子得到电子
金属电极失去电子
电镀液中阳离子得到电子
电子流向
负极→正极
电源负极→阴极
电源正极→阳极
同电解池
溶液中带电粒子的移动
阳离子向正极移动
阴离子向负极移动
阳离子向阴极移动
阴离子向阳极移动
联系
在两极上都发生氧化反应和还原反应
☆☆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
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
中性或弱酸性溶液
2Fe–4e-=2Fe2+
O2+4e-+2H2O=4OH-
2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2
离子方程式:
Fe2++2OH-=Fe(OH)2
生成的Fe(OH)2被空气中的O2氧化,生成Fe(OH)3,Fe(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)3
Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3·
xH2O(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;
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、表面钝化等
(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
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(v)
⑴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/Δt(υ:
平均速率,Δc:
浓度变化,Δt:
时间)单位:
mol/(L·
s)
⑷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):
浓度(固体和纯液体除外),压强(方程式中必须要有气体),温度(提高了反应物分子的能量),催化剂(降低了活化能),浓度和压强主要是通过使单位体积内分子总数增大来增大反应速率,温度和压强主要是使活化分子百分数增大来增大反应速率。
2.浓度和压强是单位体积内活化分子百分数不变,温度和催化剂是分子总数不变。
※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:
充入体系气体,反应速率增大;
充入惰性气体→反应速率不变
②恒温恒压时:
充入惰性气体→反应速率减小
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,各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
mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)
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
③各气体的体积或体积分数一定
即:
各组分的量保持不变时一定能判断平衡。
正、逆反应
速率的关系
①在单位时间内消耗了mmolA同时生成mmolA,
②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了pmolC,
③V(A):
V(B):
V(C):
V(D)=m:
n:
p:
q,V(正)不一定等于V(逆)
不一定平衡
用物质来判断平衡时,必须要一正一逆且要带上系数。
用速率来判断平衡时,必须要一正一逆且速率之比等于计量数之比。
总的压强,总的物质的量,总的体积
①m+n≠p+q时,能判断平衡
②m+n=p+q时,不能判断平衡。
总的量看气体的计量数,气体的计量数不等时能判断。
混合气体平均相对分子质量Mr或密度
用公式判断
推出公式是一个变化的量就能判断平衡
温度
任何反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时(其他不变)一定能判断平衡。
其他
变化的量能判断平衡,固定不变的量不能判断平衡。
(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
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
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平衡时的浓度。
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:
J•••mol-1•K-1
(2)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S(g)〉S(l)〉S(s)
(4)方程式中气体计量数增大的方向就是熵增的方向。
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-TΔS〈0反应能自发进行
ΔH-TΔS=0反应达到平衡状态
ΔH-TΔS〉0反应不能自发进行
(1)ΔH为负,ΔS为正时,任何温度反应都能自发进行
(2)ΔH为正,ΔS为负时,任何温度反应都不能自发
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