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化学选修 化学反应原理知识点 第一章 第一节热化学 一、焓变 反应热 1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应 （1）.符号： △H（2）.单位：kJ/mol 3.产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热 放出热量的化学反应。(放热吸热) △H 为“-”或△H 0 吸收热量的化学反应。（吸热放热）△H 为“+”或△H 0 ☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应 ② 酸碱中和反应 ③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应 ⑤ 生石灰和水反应 ⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 ☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应 ③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示） ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变 三、燃烧热 1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。 ※注意以下几点： ①研究条件：101 kPa 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：1 mol ④研究内容：放出的热量。（ΔH0，单位kJ/mol） 四、中和热 1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，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 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。 第二节 电解池 一、电解原理 1、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 2、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 3、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-(等含氧酸根离子)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。 电解质水溶液电解产物的规律 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 --- ?CuCl2 放H2生成碱型 阴极：水放H2生碱 阳极：电解质阴离子放电 NaCl 电解质和水 生成新电解质 ? 增大 ?HCl 放氧生酸型 阴极：电解质阳离子放电 阳极：水放O2生酸 CuSO4 ?电解质和水 ?生成新电解质 ? 减小 氧化铜 电解水型 阴极：4H+ + 4e- == 2H2 ↑ 阳极：4OH- - 4e- = O2↑+ 2H2O NaOH ? 水 ? 增大 ?增大 水 H2SO4 ?减小 Na2SO4 ?不变 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： 电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电