必修2化学反应与能量

必修2 第二章化学反应与能量第一节化学能与热能【学习目标】1、知道化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。

2、了解吸热反应和放热反应。

3、通过生产、生活中的实例了解化学能与热能的相互转化。

【学习重难点】重点：化学反应中能量变化的主要原因以及化学能转化为热能的重大意义。

难点：从本质（微观结构角度）上理解化学反应中能量的变化，从而建立起科学的能量变化观。

【达标导学】【课前预习】1、与、被称为现代社会发展的三大支柱。

2、各种物质都储存有，不同物质储有化学能3、化学反应过程是旧化学键和新化学键，并伴随能量变化，化学键断裂要，化学键形成会4、反应是吸热还是放热，取决于。

5、反应物能〉生成物能量反应反应物能〈生成物能量反应6、放热反应是能转化为能。

吸热反应是能转化为能。

7、人类利用能源的三个阶段：，，【学习过程】第一阶段：实验探究实验目的：探究化学反应过程中的能量变化实验药品：生石灰、水、Zn、盐酸、Ba(OH)2·8H2O、NH4Cl、NaOH溶液【思考】：物质发生化学反应的同时还伴随着能量的变化，而这些能量变化通常又表现为变化。

为什么有的化学反应吸热，而有的化学反应放热？第二阶段：预测分析1、各种物质都储存有化学能，不同的物质储存的化学能不同。

．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．看书33页图示：当反应物总能量＞生成物总能量时，反应为反应；当反应物总能量< 生成物总能量时，反应为反应。

根据能量守恒定律，反应物的总能量（E反）、生成物总能量（E生）、放出的能量（E）之间的关系：放热反应中：吸热反应中：[课堂练习]1、H2和Cl2反应生成HCl是放热反应，比较反应物H2和Cl2的总能量（E反）与生成物HCl的总能量（E生）大小关系：2、下列说法不正确的（）A.需要加热才能进行的反应一定是吸热反应B.化学反应开始时都需要吸收能量C.E（拆键）< E（成键），则反应放热D.可逆反应若正向放热，则逆向一定吸热2、大胆预测：化学反应中的能量从哪里来？．．．．．．．．．．．．．请你以H2和Cl2化合生成HCl的反应为例从化学键角度分析其中的能量变化。

高中化学必修二化学反应与能量知识点总结The document was prepared on January 2, 2021第二章化学反应与能量第一节化学能与热能1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化.原因：当物质发生化学反应时,断开反应物中的化学键要吸收能量,而形成生成物中的化学键要放出能量.化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因.一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量,决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小.E反应物总能量＞E生成物总能量,为放热反应.E反应物总能量＜E生成物总能量,为吸热反应.2、常见的放热反应和吸热反应常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化.②酸碱中和反应.③金属与酸反应制取氢气.④大多数化合反应特殊：C＋CO2△2CO是吸热反应.常见的吸热反应：①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：Cs＋H2Og △COg＋H2g.②铵盐和碱的反应如BaOH2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等.3、能源的分类：思考一般说来,大多数化合反应是放热反应,大多数分解反应是吸热反应,放热反应都不需要加热,吸热反应都需要加热,这种说法对吗试举例说明.点拔：这种说法不对.如C＋O2＝CO2的反应是放热反应,但需要加热,只是反应开始后不再需要加热,反应放出的热量可以使反应继续下去.BaOH2·8H2O与NH4Cl的反应是吸热反应,但反应并不需要加热.第二节化学能与电能1、化学能转化为电能的方式：2、原电池原理1概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池.2原电池的工作原理：通过氧化还原反应有电子的转移把化学能转变为电能.3构成原电池的条件：1电极为导体且活泼性不同；2两个电极接触导线连接或直接接触；3两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路.4电极名称及发生的反应：负极：较活泼的金属作负极,负极发生氧化反应,电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子负极现象：负极溶解,负极质量减少.正极：较不活泼的金属或石墨作正极,正极发生还原反应,电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加.5原电池正负极的判断方法：①依据原电池两极的材料：较活泼的金属作负极K、Ca、Na太活泼,不能作电极；较不活泼金属或可导电非金属石墨、氧化物MnO2等作正极.②根据电流方向或电子流向：外电路的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极.③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极,阴离子流向原电池负极.④根据原电池中的反应类型：负极：失电子,发生氧化反应,现象通常是电极本身消耗,质量减小.正极：得电子,发生还原反应,现象是常伴随金属的析出或H2的放出.6原电池电极反应的书写方法：i原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应,负极反应是氧化反应,正极反应是还原反应.因此书写电极反应的方法归纳如下：①写出总反应方程式. ②把总反应根据电子得失情况,分成氧化反应、还原反应.③氧化反应在负极发生,还原反应在正极发生,反应物和生成物对号入座,注意酸碱介质和水等参与反应.ii原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得.7原电池的应用：①加快化学反应速率,如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快.②比较金属活动性强弱.③设计原电池.④金属的腐蚀.2、化学电源基本类型：①干电池：活泼金属作负极,被腐蚀或消耗.如：Cu－Zn原电池、锌锰电池.②充电电池：两极都参加反应的原电池,可充电循环使用.如铅蓄电池、锂电池和银锌电池等.③燃料电池：两电极材料均为惰性电极,电极本身不发生反应,而是由引入到两极上的物质发生反应,如H2、CH4燃料电池,其电解质溶液常为碱性试剂KOH等.第三节化学反应的速率和限度1、化学反应的速率1概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量均取正值来表示. 计算公式：vB＝()c Bt∆∆＝()n BV t∆•∆①单位：mol/L·s或mol/L·min②B为溶液或气体,若B为固体或纯液体不计算速率.③以上所表示的是平均速率,而不是瞬时速率.④重要规律：i速率比＝方程式系数比ii变化量比＝方程式系数比2影响化学反应速率的因素：内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的主要因素.外因：①温度：升高温度,增大速率②催化剂：一般加快反应速率正催化剂③浓度：增加C反应物的浓度,增大速率溶液或气体才有浓度可言④压强：增大压强,增大速率适用于有气体参加的反应⑤其它因素：如光射线、固体的表面积颗粒大小、反应物的状态溶剂、原电池等也会改变化学反应速率.2、化学反应的限度——化学平衡1在一定条件下,当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时,反应物和生成物的浓度不再改变,达到表面上静止的一种“平衡状态”,这就是这个反应所能达到的限度,即化学平衡状态.化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响.催化剂只改变化学反应速率,对化学平衡无影响.在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应.通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应.而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应.在任何可逆反应中,正方应进行的同时,逆反应也在进行.可逆反应不能进行到底,即是说可逆反应无论进行到何种程度,任何物质反应物和生成物的物质的量都不可能为0.2化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变.①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应.②动：动态平衡,达到平衡状态时,正逆反应仍在不断进行.③等：达到平衡状态时,正方应速率和逆反应速率相等,但不等于0.即v正＝v逆≠0.④定：达到平衡状态时,各组分的浓度保持不变,各组成成分的含量保持一定.⑤变：当条件变化时,原平衡被破坏,在新的条件下会重新建立新的平衡.3判断化学平衡状态的标志：① V A正方向＝V A逆方向或n A消耗＝n A生成不同方向同一物质比较②各组分浓度保持不变或百分含量不变③借助颜色不变判断有一种物质是有颜色的④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用,即如对于反应xA＋yB zC,x＋y≠z。

第六章化学反应与能量第一节化学反应与能量变化一、化学反应与热能1、实验探究（1）向Mg与稀盐酸反应的溶液中插入温度计，温度计显示的温度升高，说明该反应为放热反应。

（2）将20g Ba(OH)2·8H2O晶体粉末与10g NH4Cl晶体混合放入烧杯中，将烧杯放在滴有几滴水的木片上。

用玻璃棒快速搅拌，闻到有刺激性气味时用玻璃片盖上烧杯，用手触摸杯壁下部感觉冰凉，烧杯与木片间有结冰现象，说明该反应为吸热反应。

2、放热反应与吸热反应(1)放热反应：释放热量的化学反应，如活泼金属与酸的反应，燃烧反应，中和反应等。

(2)吸热反应：吸收热量的化学反应，如氢氧化钡与氯化铵的反应，盐酸与碳酸氢钠的反应，灼热的炭与二氧化碳的反应。

3、化学反应存在能量变化的原因（1）从化学键的变化理解——主要原因（2）从物质储存化学能的角度理解化学反应吸收热量①放热反应可以看成是反应物所具有的化学能转化为热能释放出来。

②吸热反应可以看成是热能转化为化学能被生成物所“储存”。

4、人类对能源的利用（1）利用的三个阶段柴草时期——树枝杂草↓化石能源时期——煤、石油、天然气↓多能源结构时期——太阳能、氢能、核能、海洋能、风能、地热能等（2）化石燃料利用过程中亟待解决的两方面问题①一是其短期内不可再生，储量有限；②二是煤和石油产品燃烧排放的粉尘、SO 2、NO x 、CO等是大气污染物的主要来源。

5、新能源（1）特点：资源丰富、可以再生、对环境无污染等。

（2）人们比较关注的新能源：太阳能、风能、地热能、海洋能和氢能等。

6、放热反应与吸热反应的比较·8H O 与NH Cl 反应二、化学能转化为电能1、火力发电（1）火力发电原理：通过化石燃料燃烧时发生的氧化还原反应，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，带动发电机发电。

间接实现了化学能转化为电能。

（2）能量转换过程：化学能―――→燃料燃烧热能―――→蒸汽轮机机械能――→发电机电能。

必修二 专题2《化学反应与能量变更》复习一、化学反应的速度和限度 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更 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的削减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 ：浓度变更，Δt ：时间）单位：mol/（L •s ）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，但是各分化学反应速率 意义：衡量化学反应快慢物理量 表达式：v = △c/△t 【单位：mol/(L ·min)或mol/(L ·s) 】 简洁计算：同一化学反应中各物质的反应速率之比等于各物质的化学计量数之比，也等于各物质的浓度变更量之比 影响因素 内因：反应物的结构的性质 外因 浓度：增大反应物的浓度可以增大加快反应速率；反之减小速率 温度：上升温度，可以增大化学反应速率；反之减小速率 催化剂：运用催化剂可以改变更学反应速率 其他因素：固体的表面积、光、超声波、溶剂压强（气体）： 增大压强可以增大化学反应速率；反之减小速率压不变，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2．化学反应限度：大多数化学反应都具有可逆性，故化学反应都有肯定的限度；可逆反应的限度以到达化学平衡状态为止。

在肯定条件下的可逆反应，当正反应速率等于逆反应速率、各组分浓度不再变更时，反应到达化学平衡状态。

（1）化学平衡定义：化学平衡状态：肯定条件下，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变更，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：动：动态平衡等：υ（正）=υ（逆）≠0定：各组分的浓度不再发生变更变：假如外界条件的变更，原有的化学平衡状态将被破坏（3）化学平衡必需是可逆反应在肯定条件下建立的，不同的条件将建立不同的化学平衡状态；通过反应条件的限制，可以变更或稳定反应速率，可以使可逆反应朝着有利于人们须要的方向进行，这对于化学反应的利用和限制具有重要意义。

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。

温度升高10℃，有些反应的速率可提高2倍、3倍，甚至4倍以上。

这是因为，在浓度一定时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而增加了反应物分子中活化分子的百分数，使有效碰撞次数增多，反应速率增大。

温度升高，分子的运动加快，单位时间里反应物分子间碰撞次数增加，反应也相应地加快，前者是反应速率加快的主要原因。