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2019-2020年高三化學一輪復習 第6章 化學反應與能量教案 復習目標： 1、了解反應熱的概念，吸熱和放熱反應。 2、掌握熱化學反應方程式的概念，能正確書寫熱化學反應方程式。 3、了解中和熱和燃燒熱。掌握中和熱的測定方法（實驗）。 4、掌握反應熱的簡單計算，能靈活運用蓋斯定律。 基礎知識： 一、化學反應的焓變 1．定義：化學反應過程中所釋放或吸收的能量，都可以熱量（或轉換成相應的熱量）來表示，稱為焓變（ΔH），單位：kJ/mol 或 kJ?mol-1 在化學反應中，舊鍵的斷裂需要吸收能量 ，而新鍵的形成則放出能量?？偰芰康淖兓Q于上述兩個過程能量變化的相對大小。 任何一個化學反應中，反應物所具有的總能量與生成物所具有的總能量總不會相等的。在新物質產生的同時總是伴隨著能量的變化。 【注意】 （1）反應熱和鍵能的關系 例如：1molH2和1molCl2反應生成2molHCl的反應熱的計算。 1moLH2分子斷裂開H—H鍵需要吸收436kJ的能量；1molCl2分子斷裂開Cl—Cl鍵需要吸收243kJ的能量，而2molHCl分子形成2molH—Cl鍵放出431kJmol-12mol=862kJ的能量，所以，該反應H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g）的反應熱 △H=生成物分子形成時釋放的總能量—反應物分子斷裂時所需要吸收的總能量 =862kJmol--436 kJmol-1-243 kJmol—1 =183kJmol-1 由于反應后放出的能量使反應本身的能量降低，故規(guī)定△H=反應物的鍵能總和—生成物的鍵能總和 （2）反應焓變與反應條件的關系 焓是科學家們?yōu)榱吮阌谟嬎惴磻獰岫x的一個物理量，它的數值與物質具有的能量有關。對于一定量的純凈物質，在一定的狀態(tài)（如溫度、壓強）下，焓有確定的數值。在同樣的條件下，不同的物質具有的能量也不同，焓的數值也就不同；同一物質所處的環(huán)境條件（溫度、壓強）不同，以及物質的聚集狀態(tài)不同，焓的數值也不同。焓的數值的大小與物質的量有關，在相同的條件下，當物質的物質的量增加一倍時，焓的數值也增加一倍。因此，當一個化學放映在不同的條件下進行，尤其是物質的聚集狀態(tài)不同時，反應焓變是不同的。 2．放熱反應和吸熱反應比較 類型比較　 放熱反應 吸熱反應 定義 放出熱量的化學反應 吸收熱量的化學反應 形成原因 反應物具有的總能量大于生成物具有的總能量 反應物具有的總能量小于生成物具有的總能量 與化學鍵的關系 生成物分子成鍵時釋放的總能量大于反應物分子斷鍵時吸收的總能量 生成物分子成鍵時釋放的總能量小于反應物分子斷鍵時吸收的總能量 表示方法 ΔH＜0 ΔH＞0 聯(lián)系 ΔH＝ΔH(生成物)－ΔH(反應物)，鍵能越大，物質能量越低，越穩(wěn)定；鍵能越小，物質能量越高，越不穩(wěn)定 圖示 常見反應類型 ①所有的燃燒反應 ②大多數化合反應 ③酸堿中和反應 ④金屬與酸或水的反應 ①大多數分解反應 ②鹽的水解和弱電解質的電離 ③Ba(OH)28H2O與NH4Cl反應 ④C和H2O或CO2的反應 【注意】 ①化學反應表現為吸熱或放熱與反應開始是否需要加熱無關，需要加熱的反應不一定是吸熱反應(如C＋O2=CO2)，不需要加熱的反應也不一定是放熱反應。 ②濃硫酸、NaOH固體溶于水放熱；NH4NO3溶于水吸熱。因不是化學反應，其放出或吸收的熱量不是反應熱。 ③通過反應放熱或吸熱，可比較反應物和生成物的相對穩(wěn)定性。 【例1】 3．化學反應中的能量變化示意圖對于該“示意圖”可理解為下列形式： 能量 反應過程 反應過程 反應物 生成物 能量 △H<0 △H>0 反應物 生成物 由能量守恒可得： 反應物的總能量：生成物的總能量+熱量(放熱反應) 反應物的總能量：生成物的總能量-熱量(吸熱反應) 4．燃料充分燃燒的兩個條件 (1)要有足夠的空氣 (2)燃料與空氣要有足夠大的接觸面。 5．燃燒熱與中和熱 1）燃燒熱 (1)概念：在101kPa時，1mol物質完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱。燃燒熱的單位一般用kJ／mol表示。 注意：完全燃燒，是指物質中下列元素完全轉變成對應的物質：C→CO2，H→H2O，S→SO2等。 (2)表示的意義：例如C的燃燒熱為393.5kJ／mol，表示在101kPa時，1molC完全燃燒放出393.5kJ的熱量。 2）中和熱 (1)概念：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成 1 molH2O，這時的反應熱叫中和熱。 (2)中和熱的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O (1)； △H=-57.3kJ／mol。 3）使用化石燃料的利弊及新能源的開發(fā) 再生能源 非再生能源 常規(guī)能源 新能源 常規(guī)能源 新能源 一級能源 水能、生物能等 太陽能、風能、地熱能、等 煤、石油、天然氣等 核能等 二級能源 煤制品、石油制品、電能、氫能、沼氣、火藥等 (1)重要的化石燃料：煤、石油、天然氣 (2)煤作燃料的利弊問題 ①煤是重要的化工原料，把煤作燃料簡單燒掉太可惜，應該綜合利用。 ②煤直接燃燒時產生S02等有毒氣體和煙塵，對環(huán)境造成嚴重污染。 ③煤作為固體燃料，燃燒反應速率小，熱利用效率低，且運輸不方便。 ④可以通過清潔煤技術，如煤的液化和氣化，以及實行煙氣凈化脫硫等，大大減少燃煤對環(huán)境造成的污染，提高煤燃燒的熱利用率。 (3)新能源的開發(fā) ①調整和優(yōu)化能源結構，降低燃煤在能源結構中的比率，節(jié)約油氣資源，加強科技投入，加快開發(fā)水電、核電和新能源等就顯得尤為重要和迫切。 ②最有希望的新能源是太陽能、燃料電池、風能和氫能等。這些新能源的特點是資源豐富，且有些可以再生，為再生性能源，對環(huán)境沒有污染或污染少。 ●理解中和熱時注意： ①稀溶液是指溶于大量水的離子。②中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、電解質電離的吸熱所伴隨的熱效應。③中和反應的實質是H+和OH-化合生成 H2O，若反應過程中有其他物質生成，這部分反應熱也不在中和熱內。 【例2】 二、反應熱與熱化學方程式： 1、反應熱：化學反應都伴有能量的變化，常以熱能的形式表現出來，有的反應放熱，有的反應吸熱。反應過程中放出或吸收的熱叫做反應熱。反應熱用符號△H表示，單位是kJ/mol或（kJmol－1）。放熱反應的△H為“－”，吸熱反應的△H為“＋”。反應熱（△H）的確定常常是通過實驗測定的。 注意：在進行反應熱和△H的大小比較中，反應熱只比較數值的大小，沒有正負之分；而比較△H大小時，則要區(qū)別正與負。 2H2(g)＋O2(g)=2H2O(g)；△H1＝－a kJmol－1 反應熱：a kJmol－1，△H=－a kJmol－1 2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)；△H2＝－b kJmol－1 反應熱：b kJmol－1，△H：－b kJmol－1 a與b比較和△H1與△H2的比較是不一樣 2、影響反應熱大小的因素 ①反應熱與測定條件（溫度、壓強等）有關。不特別指明，即指25℃，1.01105Pa（101kPa）測定的。中學里熱化學方程式里看到的條件（如：點燃）是反應發(fā)生的條件，不是測量條件。 ②反應熱的大小與物質的集聚狀態(tài)有關。 ③反應熱的大小與物質的計量數有關。 在反應：2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)；△H1＝－a kJmol－1中，2molH2燃燒生成氣態(tài)水放出的熱量a kJ，該反應的反應熱是a kJmol－1，該反應的△H是－a kJmol－1。注意這三個單位。 3、書寫熱化學方程式注意事項： a. 注明反應的溫度和壓強（若在101kPa和298K條件下進行，可不予注明），注明△H的“＋”與“－”，放熱反應為“－”，吸熱反應為“＋”。 b. △H寫在方程式右邊，并用“；”隔開。 c. 必須標明物質的聚集狀態(tài)（氣體用“g”，液體用“l(fā)”，固體用“s”，溶液用“aq”）。若用同素異形體要注明名稱。 d. 各物質前的計量系數不表示分子數目只表示物質的量的關系?！鱄與計量數成正比關系。同樣的反應，計量系數不同，△H也不同，例如： 2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)；△H＝－483.6kJmol－1 H2(g)＋O2(g)＝H2O(g)；△H＝－241.8kJmol－1 上述相同物質的反應，前者的△H是后者的兩倍。 燃燒熱和中和熱：在101kPa時，1mol物質完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱。在稀溶液里，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1mol 液態(tài)H2O，這時的反應熱叫做中和熱。燃燒熱的熱化學方程式強調燃燒物前的計量數為1，中和熱強調熱化學方程式中水前的計量數為1。燃燒熱要強調生成穩(wěn)定的氧化物，如：生成液態(tài)水。 如：H2的燃燒熱的熱化學方程式：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；△H＝－286kJmol－1 中和熱的熱化學方程式： NaOH(aq)＋H2SO4(aq)＝Na2SO4(aq)＋H2O(l)；△H＝－57.3kJmol－1 【例3】 4、燃燒熱和中和熱 燃燒熱 中和熱 不 同 點 能量變化 放熱反應 ΔH ΔH<0，單位：kJ/mol 反應物的量 1 mol (O2的數量不限)可燃物 可能是1 mol，也可能是0.5 mol 生成物的量 不限量 H2O是1 mol 反應熱的含義 25 ℃、101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量；不同反應物，燃燒熱不同 稀溶液中酸跟堿發(fā)生中和反應生成1 mol H2O時所釋放的熱量；不同反應物的中和熱大致相同，均約為57.3 kJ/mol 【例4、5】 三、反應焓變的計算 （一）蓋斯定律：對于一個化學反應，無論是一步完成還是分幾步完成，其反應焓（熱量）變是一樣的。 在使用蓋斯定律時，伴隨著兩個或多個方程式的加減處理時，△H的計算一定要帶上 【例6】 （二）化學反應熱的計算 1．依據 (1)熱化學方程式與數學上的方程式相似，可以移項同時改變正、負號；各項的系數(包括ΔH的數值)可以同時擴大或縮小相同的倍數。 (2)根據蓋斯定律，可以將兩個或兩個以上的熱化學方程式包括其ΔH相加或相減，得到一個新的熱化學方程式。 (3)可燃物完全燃燒產生的熱量＝可燃物的物質的量其燃燒熱。 2．常見方法 (1)直接測量計算 利用儀器測出溫度變化再進行計算，如中和熱測定。 實驗用品　大燒杯(500 mL)、小燒杯(100 mL)、溫度計、兩個量筒(50 mL)、泡沫塑料或紙條、泡沫塑料板或硬紙板(中心有兩個小孔)、環(huán)形玻璃攪拌棒。 測量方法與步驟： ①測量原理：ΔHn＝－(m酸＋m堿)c(t終－t始) ②操作步驟 a．量取50 mL 0.50 mol/L的鹽酸，倒入小燒杯中，測定其溫度，記作tHCl，然后將溫度計上的酸用水沖洗干凈(洗液不倒入小燒杯)。 b．用另一個量筒最取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液，測定其溫度，記作tNaOH，然后將溫度計上的堿用水沖洗干凈。 c．先將溫度計和環(huán)形玻璃攪拌棒放入小燒杯中，然后把量筒中的NaOH溶液一次倒入小燒杯中(注意不要灑到外面)，用環(huán)形玻璃攪拌棒輕輕攪動溶液并準確讀取混合溶液的最高溫度，記作t終。 d．重復上述實驗兩次，取測量所得數據的平均值作為計算數據。 e．根據實驗數據計算：t始＝ (若實驗過程中保證鹽酸與NaOH溶液溫度相同，則無需用該公式計算) ΔH＝－=－KJ/mol (2)間接計算——用蓋斯定律 反應不論一步進行或分步進行，反應物和生成物的始態(tài)和終態(tài)一致，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的。 3．注意事項 (1)反應熱數值與各物質的化學計量數成正比，因此熱化學方程式中各物質的化學計量數改變時，其反應熱數值需同時作相同倍數的改變。 (2)熱化學方程式中的反應熱是指按所給形式完全進行時的反應熱。 (3)正、逆反應的反應熱數值相等，符號相反。 【例7】 例題精講： 【例1】下列說法中正確的是 (　　) A．物質發(fā)生化學反應都伴隨著能量變化 B．伴有能量變化的物質變化都是化學變化 C．在一個確定的化學反應關系中，反應物的總能量與生成物的總能量一定不同 D．在一個確定的化學反應關系中，反應物的總能量總是高于生成物的總能量 〖解析〗物質發(fā)生化學反應都伴隨著能量的變化，伴有能量變化的物質變化不一定是化學變化，物質發(fā)生物理變化、核變化(如原子彈的爆炸)也都伴有能量變化。在一個確定的化學反應中，反應物的總能量(設為x)與生成物的總能量(設為y)之間的關系為：(1)x>y，化學反應為放熱反應；(2)x0；③式中各物質聚集狀態(tài)標注中，除H2O外，應為(aq)；由④、⑤可得C轉化為CO的熱化學方程式；101 kPa時，1 mol純物質(指純凈物：單質或化合物)完全燃燒生成穩(wěn)定化合物時所放出的熱量叫做該物質的燃燒熱；在稀溶液中酸跟堿發(fā)生中和反應生成1 mol H2O時，所釋放的熱量稱為中和熱。 〖答案〗　(1)①②③　①中CaO未注明狀態(tài)，ΔH單位錯；②式不符合反應事實，吸熱反應ΔH>0；③式中各物質均處于稀溶液中，狀態(tài)(除H2O外)均為溶液(aq) (2) C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH＝－110.5 kJ/mol (3)④⑤　⑥ 【例5】（xx浙江卷，12）下列熱化學方程式或離子方程式中，正確的是： A．甲烷的標準燃燒熱為-890.3kJmol-1，則甲烷燃燒的熱化學方程式可表示為： CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g) △H=-890.3kJmol-1 B． 500℃、30MPa下，將0.5mol N2和1.5molH2置于密閉的容器中充分反應生成NH3(g)，放熱19.3kJ，其熱化學方程式為： △H=-38.6kJmol-1 C．氯化鎂溶液與氨水反應： D．氧化鋁溶于NaOH溶液： 〖解析〗本題考查熱化學方程式與離子方程式的書寫。A、標準燃燒熱的定義，1mol可燃物完全燃燒生成穩(wěn)定氧化物時方出的熱量(標準指298K,1atm)。水液態(tài)穩(wěn)定，方程式系數就是物質的量，故A錯。B、根據熱化學方程式的含義，與對應的熱量是1mol氮氣完全反應時的熱量，但次反應為可逆反應故，投入0.5mol的氮氣，最終參加反應的氮氣一定小于0.5mol。所以△H的值大于38.6。B錯。D、氫氧化鋁沉淀沒有沉淀符號。 〖答案〗C 【例6】（xx廣東理綜卷，9） 在298K、100kPa時，已知：2H2O(g)=O2(g)+2H2(g) ΔH1 H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) ΔH2 2 Cl2(g)+ 2H2O(g)=4HCl(g)+ O2(g) ΔH3 則ΔH3與ΔH1和ΔH2間的關系正確的是 A．ΔH3=ΔH1+2ΔH2 B．ΔH3=ΔH1+ΔH2 C．ΔH3=ΔH1-2ΔH2 D．ΔH3=ΔH1-ΔH2 〖解析〗第三個方程式可由第二個方程式乘以2與第一個方程式相加，有蓋斯定律可知ΔH3=ΔH1+2ΔH2 〖答案〗A 【例7】已知下列熱化學反應方程式： Fe2O3(s)＋ 3CO(g)=2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－24.8 kJ/mol Fe2O3(s)＋CO(g)= Fe3O4(s)＋ CO2(g) ΔH＝－15.73 kJ/mol Fe3O4(s)＋CO(g)=3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋640.4 kJ/mol 則14 g CO氣體還原足量FeO固體得到Fe固體和CO2氣體時對應的ΔH約為(　　) A．－218 kJ/mol　　 　B．－109 kJ/mol C．＋218 kJ/mol D．＋109 kJ/mol 【導航】　像這種根據蓋斯定律進行反應熱計算的試題，關鍵是找出欲求的熱化學方程式與已知幾個熱化學方程式的關系，通過必要的加減乘除除掉欲求熱化學方程式中沒有，而已知熱化學方程式有的物質，如該題欲求的熱化學方程式中沒有Fe2O3和Fe3O4，所以只要想辦法除掉這兩種物質即可。 〖解析〗該問題可以轉化為 CO(g)＋FeO(s)= Fe(s)＋CO2(g)　ΔH＝？所以應用蓋斯定律，若把已知給出的3個熱化學方程式按照順序編號為①、②、③，那么[(①－②)－③]即可。 〖答案〗B 第六章 化學反應與能量 第二部分 化學能與電能 復習目標： 1、了解原電池和電解池的基本工作原理，能夠判斷池型，電極，會書寫電極反應方程式。 2、了解原電池和電解池原理在實際生產和生活中的應用。 3、能夠把電化學和氧化還原反應有機的結合起來，融會貫通。 基礎知識： 一、原電池 1．原電池 把化學能轉化為電能的裝置。 2．構成條件及判斷 (1)具有兩個活性不同的電極(金屬和金屬或金屬和非金屬)。 (2)具有電解質溶液。 (3)形成閉合電路 (或在溶液中相互接觸)。 ★☆判斷 3．原電池工作原理示意圖 原電池的工作原理和電子流向可用下列圖示表示： 【說明】 ①在原電池裝置中，電子由負極經導線流向正極，陽離子在正極上獲得電子，通過電路中的電子和溶液中的離子的移動而形成回路，傳導電流，電子并不進入溶液也不能在溶液中遷移。 ②原電池將一個完整的氧化還原反應分為兩個半反應，負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應，一般將兩個電極反應中得失電子的數目寫為相同，相加便得到總反應方程式。 ③陰離子要移向負極，陽離子要移向正極。這是因為：負極失電子，生成大量陽離子積聚在負極附近，致使該極附近有大量正電荷，所以溶液中的陰離子要移向負極；正極得電子，該極附近的陽離子因得電子生成電中性的物質而使該極附近帶負電荷，所以溶液中的陽離子要移向正極。 ④不參與電極反應的離子從微觀上講發(fā)生移動，但從宏觀上講其在溶液中各區(qū)域的濃度基本不變。 【例1】 4．原電池的兩極及判斷 負極：活潑性 強 的金屬，發(fā)生 氧化 反應。 正極：活潑性 弱 的金屬或導體，發(fā)生 還原 反應。 ★☆原電池正負極判斷 (1)根據電極材料判斷 負極——活潑性較強的金屬 正極——活潑性較弱的金屬或能導電的非金屬 注：活潑金屬不一定做負極，如Mg、Al在NaOH溶液中，Al做負極。 (2)根據電子流動方向或電流方向或電解質溶液內離子的定向移動方向判斷 負極——電子流出極，電流流入極或陰離子定向移向極 正極——電子流入極，電流流出極或陽離子定向移向極 (3)根據兩極發(fā)生的變化判斷 負極——失去電子，化合價升高，發(fā)生氧化反應 正極——得到電子，化合價降低，發(fā)生還原反應 (4)根據反應現象判斷 負極——會逐漸溶解，質量減小 正極———有氣泡逸出或質量增加 【特別提示】　原電池正負極判斷的基礎是氧化還原反應。如果給出一個方程式讓判斷正、負極，可以直接根據化合價的升降變化來判斷，發(fā)生氧化反應的一極為負極，發(fā)生還原反應的一極為正極。 5．電極反應式書寫 原電池反應的基礎是氧化還原反應，正極發(fā)生還原反應，負極發(fā)生氧化反應，據此書寫電極反應式的步驟如下： (1)確定原電池的正、負極，以及兩電極上發(fā)生反應的物質。在原電池中，負極是還原性材料失去電子被氧化，發(fā)生氧化反應。正極反應要分析電極材料的性質：若電極材料是強氧化性材料，則是電極材料得電子被還原，發(fā)生還原反應；若電極材料是惰性的，再考慮電解質溶液中的陽離子是否能與負極材料反應。能發(fā)生反應則是溶液中的陽離子得電子，發(fā)生還原反應；若不能與負極材料反應，則考慮空氣中的氧氣，氧氣得電子，發(fā)生還原反應。 (2)弱電解質、氣體或難溶解物均以化學式表示，其余以離子符號表示，保證電荷守恒，質量守恒及正、負極得失電子數相等的規(guī)律，一般用“=”而不用“―→”。 (3)正負極反應式相加得到原電池總反應式，通常將總反應式減去較易寫出的電極反應式，從而得到較難寫出的電極反應式。 【例2】 6．原電池的應用 （1）加快氧化還原反應的速率 一個自發(fā)進行的氧化還原反應，設計成原電池時反應速率增大。例如，在Zn與稀H2SO4反應時加入少量CuSO4溶液能使產生H2的反應速率加快。 （2）比較金屬活動性強弱 兩種金屬分別做原電池的兩極時，一般做負極的金屬比做正極的金屬活潑。 （3）用于金屬的防護 使被保護的金屬制品做原電池正極而得到保護。例如，要保護一個鐵質的輸水管道或鋼鐵橋梁等，可用導線將其與一塊鋅塊相連，使鋅做原電池的負極。 化學腐蝕 電化學腐蝕 定義 金屬與接觸到的干燥氣體(如O2、Cl2、SO2等)或非電解質液體(如石油)等直接發(fā)生化學反應引起的腐蝕 不純金屬(或合金)接觸到電解質溶液所發(fā)生的原電池反應，較活潑金屬失去電子被氧化而引起的腐蝕 吸氧腐蝕(主要) 析氫腐蝕 條件 金屬與物質直接接觸 水膜中溶有O2，顯弱酸性或中性 水膜酸性較強 本質 金屬被氧化而腐蝕 較活潑金屬被氧化而腐蝕 現象 無電流產生 有微弱電流產生 反應式 2Fe＋3Cl2=2FeCl3 負極：Fe－2e－===Fe2＋ 正極：2H2O＋O2＋4e－=4OH－ 正極：2H＋＋2e－=H2↑ 聯(lián)系 兩種腐蝕往往同時發(fā)生，只是電化學腐蝕比化學腐蝕更普遍、危害更大 【特別提示】　判斷金屬腐蝕的快慢，首先要確定金屬腐蝕的類型及該金屬在“兩池”中所作的電極種類，并按下列規(guī)律進行判斷。 (1)金屬腐蝕由快到慢的規(guī)律為： 電解池陽極>原電池負極>化學腐蝕>原電池正極>電解池陰極 (2)同一種金屬在相同濃度的不同電解質溶液中的腐蝕快慢規(guī)律為： 強電解質溶液>弱電解質溶液>非電解質溶液； 對于同一種電解質來說，電解質溶液濃度越大腐蝕越快；構成原電池時，活潑性不同的兩種金屬，活潑性差別越大，作負極的金屬腐蝕越快。 （4）設計制作化學電源 ★☆設計原電池時要緊扣原電池的構成條件。具體方法是： （1）首先將已知氧化還原反應拆分為兩個半反應； （2）根據原電池的電極反應特點，結合兩個半反應找出正負極材料及電解質溶液。 ①電極材料的選擇 在原電池中，選擇還原性較強的物質作為負極；氧化性較強的物質作為正極。并且，原電池的電極必須導電。電池中的負極必須能夠與電解質溶液反應。 ②電解質溶液的選擇 電解質溶液一般要能夠與負極發(fā)生反應，或者電解質溶液中溶解的其他物質能與負極發(fā)生反應(如空氣中的氧氣)。但如果兩個半反應分別在兩個容器中進行(中間連接鹽橋)，則左右兩個容器中的電解質溶液應選擇與電極材料相同的陽離子。如在銅——鋅——硫酸構成的原電池中，負極金屬鋅浸泡在含有Zn2＋的電解質溶液中，而正極銅浸泡在 （3）按要求畫出原電池裝置圖。 【特別提醒】 應用原電池原理可以設計任一自發(fā)的氧化還原反應的電池，但有的電流相當微弱。同時要注意電解質溶液不一定參與反應，如燃料電池，水中一般要加入NaOH、H2SO4或Na2SO4等。 【例3】 二、化學電源 1．化學電源是能夠實際應用的原電池。作為化學電源的電池有一次電池、二次電池和燃料電池等。 2．鉛蓄電池是一種二次電池，它的負極是Pb ，正極是PbO2，電解質溶液是30%的H2SO4溶液，它的電池反應式為Pb＋PbO2＋2H2SO4 = 2PbSO4 ＋2H2O。 3．堿性氫氧燃料電池的電極反應： 負極：2H2＋4OH－－4e－=4H2O 正極：O2＋2H2O＋4e－=4OH－； 電池反應為 2H2＋O2=2H2O 。 【例4、5】 三、電解池 1．定義 使電流通過 電解質溶液 而在陰陽兩極上引起 氧化還原反應 的過程。 2．電解池 把 電能轉化為化學能 的裝置(電解槽)。 3．裝置特點 借助于 電流 引起氧化還原反應的裝置。 4．電解池的形成條件 (1)與電源相連的兩個電極：陽極連電源的 正 極；陰極連電源的 負 極。 (2)電解質溶液(或 熔融 的電解質)。 (3)形成 閉合的回路。 5．電極反應：陽極上發(fā)生 失 電子的氧化反應，陰極上發(fā)生 得 電子的還原反應。電子的流向從電源的 負 極到電解池的 陰 極，再從電解池的 陽 極到電源的 正 極。 ★☆電解池和原電池比較 電解池 原電池 定義 將電能轉變?yōu)榛瘜W能的裝置 將化學能轉變?yōu)殡娔艿难b置 裝置舉例 形成條件 ①兩個電極與直流電源相連 ②電解質溶液 ③形成閉合回路 ①活潑性不同的兩電極(連接) ②電解質溶液 ③形成閉合回路 ④能自發(fā)進行氧化還原反應 電極名稱 陽極：與電源正極相連的極 陰極：與電源負極相連的極 負極：較活潑金屬(電子流出的極) 正極：較不活潑金屬(或能導電的非金屬)(電子流入的極) 電極反應 陽極：溶液中的陰離子失電子，或電極金屬失電子，發(fā)生氧化反應 陰極：溶液中的陽離子得電子，發(fā)生還原反應 負極：較活潑電極金屬或陰離子失電子，發(fā)生氧化反應 正極：溶液中的陽離子或氧氣得電子，發(fā)生還原反應 溶液中的離子移向 陰離子移向陽極，陽離子移向陰極 陰離子移向負極，陽離子移向正極 電子流向 陽極正極→負極陰極 負極正極 實質 均發(fā)生氧化還原反應，兩電極得失電子數相等 聯(lián)系 原電池可以作為電解池的電源，二者共同形成閉合回路 6．電解產物的判斷 （1）陽極產物的判斷 首先看電極，若是活性電極(一般是除Au、Pt外的金屬)，則電極材料本身失電子，電極被溶解形成陽離子進入溶液；若是惰性電極(如石墨、鉑、金等)，則根據溶液中陰離子放電順序加以判斷。 陽極放電順序： 金屬(一般是除Au、Pt外)>S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根>F－。 （2）陰極產物的判斷 直接根據溶液中陽離子放電順序加以判斷。陽離子放電順序： Ag＋>Hg2＋>Fe3＋>Cu2＋>H＋>Pb2＋>Sn2＋>Fe2＋>Zn2＋>H＋>Al3＋>Mg2＋>Na＋>Ca2＋>K＋。 【提示】　(1)處理有關電解池兩極產物的問題，一定要先看電極是活性電極還是惰性電極?；钚噪姌O在陽極放電，電極溶解生成相應的金屬離子，此時陰離子在陽極不放電。對于惰性電極，則只需比較溶液中定向移動到兩極的陰陽離子的放電順序即可。 (2)根據陽離子放電順序判斷陰極產物時，要注意下列三點： ①陽離子放電順序表中前一個c(H＋)與其他離子的濃度相近，后一個c(H＋)很小，來自水的電離； ②Fe3＋得電子能力大于Cu2＋，但第一階段只能被還原到Fe2＋； ③Pb2＋、Sn2＋、Fe2＋、Zn2＋控制一定條件(即電鍍)時也能在水溶液中放電；Al3＋、 Mg2＋、Na＋、Ca2＋、K＋只有在熔融狀態(tài)下放電。 【例6】 ★☆用惰性電極電解電解質溶液的規(guī)律 電解類型 電解質類別 實例 電極反應特點 電解對象 電解質濃度 pH 電解質溶液復原 電解 水型 強堿、含氧酸、活潑金屬的含氧酸鹽 NaOH H＋和OH－分別在陰極和陽極放電生成H2和O2 水 增大 增大 水 H2SO4 減小 水 Na2SO4 不變 水 電解電解質型 無氧酸、不活潑金屬的無氧酸鹽 HCl 電解質電離出的陰陽離子分別在兩極放電 電解質 減小 增大 HCl CuCl2 CuCl2 放H2生堿型 活潑金屬的無氧酸鹽 NaCl 陰極：H2O得電子放H2生成堿陽極：電解質陰離子放電 電解質 和水 生成新電解質 增大 HCl 放O2生酸型 不活潑金屬的含氧酸鹽 CuSO4 陰極：電解質陽離子放電陽極：H2O失電子放O2生成酸 電解質 和水 生成新電解質 減小 CuO或 CuCO3 【特別提醒】 ①當電解過程中電解的是水和電解質時，電極反應式中出現的是H＋或OH－放電，但在書寫總反應式時要將反應物中的H＋或OH－均換成水，在生成物中出現的是堿或酸，同時使陰極、陽極反應式得失電子數目相同，將兩個電極反應式相加，即得到總反應的化學方程式。②兩惰性電極電解時，若要使電解后的溶液恢復到原狀態(tài)，應遵循“缺什么加什么，缺多少加多少”的原則，一般加入陰極產物與陽極產物的化合物。 【例7】 7．電解的應用 （一）電解飽和食鹽水制取氯氣和燒堿(氯堿工業(yè)) (1)氯堿工業(yè)的主要原料是食鹽，由于粗鹽中含有泥沙、Ca2＋、Mg2＋、SO42－等雜質離子，對生產設備造成損壞，影響產品的質量，故必須進行精制。 ①化學方法 a：依次加入沉淀劑BaCl2、Na2CO3、NaOH溶液，每次所加試劑都必須稍稍過量以便使相應離子完全沉淀。 b．過濾。 c．濾液中加鹽酸：調節(jié)溶液pH值為4～6，CO32－＋2H＋=CO2↑＋H2O。 ②離子交換法：對于上述處理后的溶液，需送入離子交換塔，進一步通過陽離子( Na＋)交換樹脂除去殘存的Ca2＋、Mg2＋，以達到技術要求。 (2)精制的飽和食鹽水中存在著Na+、Cl-、H+、OH-四種離子，用石墨作電極，通電時H+ 和Cl-優(yōu)先放電，電極反應式為 陽極：2Cl－－2e－=Cl2↑， 陰極：2H＋＋2e－=H2↑ 總反應：2NaCl＋2H2O = 2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。 （二）電鍍 (1)概念：電鍍是利用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他 金屬 或 合金 的過程。 (2)形成條件：①電解時，鍍層金屬作 陽極；②鍍件作 陰極；③含 鍍層金屬離子的電解質溶液作電鍍液；④用 直流電源。 (3)特征：①陽極本身 放電被氧化 ；②宏觀上看無新物質生成；③電解液的總量、濃度、pH均不變。 （三）電冶煉 電解熔融電解質，可煉得活潑金屬。如：電解熔融NaCl時， 電極反應式為：陽極：2Cl－－2e=Cl2↑ ， 陰極：2Na＋＋2e－=2Na ， 總反應式為：2NaCl = 2Na＋Cl2↑ 。 （四）電解精煉 電解精煉粗銅時，陽極材料是——粗銅，陰極材料是——精銅，電解質溶液是CuSO4溶液(或 Cu(NO3)2溶液)。長時間電解后，電解質溶液必須補充。 【例8】 例題精講： 【例1】(xx廣東高考)用銅片、銀片、Cu(NO3)2溶液、AgNO3溶液、導線和鹽橋(裝有瓊脂－KNO3的U型管)構成一個原電池。以下有關該原電池的敘述正確的是( ) ①在外電路中，電流由銅電極流向銀電極 ②正極反應為：Ag＋＋e－=Ag ③實驗過程中取出鹽橋，原電池仍繼續(xù)工作 ④將銅片侵入AgNO3溶液中發(fā)生的化學反應與該原電池反應相同 A．①②　　　 B．②③ C．②④ D．③④ 〖解析〗該原電池中Cu作負極，Ag作正極，負極反應式為Cu－2e－=Cu2＋，正極反應式為Ag＋＋e－=Ag，因此②對；在外電路中，電子由Cu電極流向Ag電極，而電流方向與電子流向相反，所以①錯；沒有鹽橋，原電池不能繼續(xù)工作，所以③錯。無論是否為原電池，反應實質相同，均為氧化還原反應，所以④對。 〖答案〗C 【例2】　(xx寧夏高考)一種燃料電池中發(fā)生的化學反應為：在酸性溶液中甲醇與氧作用生成水和二氧化碳。該電池負極發(fā)生的反應是 (　　) A．CH3OH(g)＋O2(g)－2e－=H2O(l)＋CO2(g)＋2H＋(aq) B．O2(g)＋4H＋(aq)＋4e－=2H2O(l) C．CH3OH(g)＋H2O(l)－6e－=CO2(g)＋6H＋(aq) D．O2(g)＋2H2O(l)＋4e－=4OH－ 〖解析〗正極發(fā)生還原反應，負極發(fā)生氧化反應，首先根據題意寫出電池總反應式和正極反應式，用總反應式減正極反應式即得負極反應式。 總反應式：2CH3OH(g)＋3O2(g)=2CO2(g)＋4H2O(l)， 正極反應式：O2(g)＋4H＋(aq)＋4e－=2H2O(l)， 故負極反應式：CH3OH(g)＋H2O(l)－6e－=CO2(g)＋6H＋(aq)。 〖答案〗C 【例3】根據下列氧化還原反應設計一個原電池：2FeCl3＋Fe=3FeCl2 要求：(1)畫出此原電池的裝置圖，裝置可采用燒杯和鹽橋。 (2)注明原電池的正、負極和外電路中電子的流向。 (3)寫出兩個電極上發(fā)生的電極反應。 〖解析〗根據原電池的構成條件——發(fā)生還原反應的物質作正極(或在正極上發(fā)生還原反應)，發(fā)生氧化反應的物質作負極(或在負極上發(fā)生氧化反應)。在上述反應里，固體鐵中鐵元素的化合價升高，發(fā)生氧化反應，應作原電池的負極；FeCl3中鐵元素的化合價降低，發(fā)生還原反應，但因FeCl3易溶于水，不能直接作電極，所以要選用一種活動性比鐵弱且與FeCl3溶液不反應的固體作輔助電極，這里可以采用石墨棒或銀棒等。左、右兩個半電池中電解質溶液依次為FeCl2、FeCl3溶液，兩個半電池要用裝有飽和KCl溶液的鹽橋溝通。 〖答案〗(1)裝置圖如下： (2)電池的正負極及外電路中電子的流向如圖所示。 (3)負極(Fe)：Fe－2e－=Fe2＋ 正極(C或Ag)：2Fe3＋＋2e－=2Fe2＋ a b c d 30%H2SO4 PbSO4 Pb PbO2 Ⅰ Ⅱ K 【例4】（xx福建卷）11．鉛蓄電池的工作原理為：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O研讀右圖，下列判斷不正確的是 A．K 閉合時，d電極反應式： PbSO4+2H2O-2e-=PbO2+4H++SO B．當電路中轉移0.2mol電子時，I中消耗的H2SO4為0.2 mol C．K閉合時，II中SO向c電極遷移 D．K閉合一段時間后，II可單獨作為原電池，d電極為正極 〖答案〗C 〖解析〗本題考查電化學（原電池、電解池）的相關知識 K閉合時Ⅰ為電解池，Ⅱ為電解池，Ⅱ中發(fā)生充電反應，d電極為陽極發(fā)生氧化反應，其反應式為PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H+ + SO所以A正確。在上述總反應式中，得失電子總數為2e-，當電路中轉移0.2mol電子時，可以計算出Ⅰ中消耗的硫酸的量為0.2mol，所以B對。K閉合一段時間，也就是充電一段時間后Ⅱ可以作為原電池，由于c表面生成Pb，放電時做電源的負極，d表面生成PbO2，做電源的正極，所以D也正確。K閉合時d是陽極，陰離子向陽極移動，所以C錯。 【例5】（xx安徽卷）11.某固體酸燃料電池以CaHSO4固體為電解質傳遞H＋，其基本結構見下圖，電池總反應可表示為：2H2＋O2＝2H2O，下列有關說法正確的是 A．電子通過外電路從b極流向a極 B．b極上的電極反應式為：O2＋2H2O＋4e－＝4OH－ C．每轉移0.1 mol電子，消耗1.12 L的H2 D．H＋由a極通過固體酸電解質傳遞到b極 〖答案〗D 〖解析〗首先明確a為負極，這樣電子應該是通過外電路由a極流向b，A錯；B選項反應應為O2+4e-+4H+=2H2O ； C沒有告知標準狀況。 【例6】　(xx全國Ⅱ理綜)右圖為直流電源電解稀Na2SO4水溶液的裝置。通電后在石墨電極a和b附近分別滴加一滴石蕊溶液，下列實驗現象中正確的是 (　　) A．逸出氣體的體積，a電極的小于b電極的 B．一電極逸出無味氣體，另一電極逸出刺激性氣味氣體 C．a電極附近呈紅色，b電極附近呈藍色 D．a電極附近呈藍色，b電極附近呈紅色 〖解析〗電解Na2SO4溶液時發(fā)生的反應為： a為陰極：4H＋＋4e－=2H2↑ b為陽極：4OH－－4e－=O2↑＋2H2O 對照分析A、B不正確。a極周圍由于H＋放電呈堿性，石蕊顯藍色，b極周圍由于OH－放電呈酸性，石蕊顯紅色。 〖答案〗D 【例7】用石墨做電極電解1 mol/L CuSO4溶液，當c(Cu2＋)為0.5 mol/L時，停止電解，向剩余溶液中加入下列何種物質可使電解質溶液恢復至原來的狀態(tài)(　　) A．CuSO4 B．CuO C．Cu(OH)2 D．CuSO45H2O 〖解析〗電解過程中的反應為： 陽極：4OH－－4e－===2H2O＋O2↑，陰極：2Cu2＋＋4e－=2Cu。 總反應為：2CuSO4＋2H2O=2H2SO4＋2Cu＋O2↑。 由以上反應可知，電解使2 mol CuSO4和2 mol H2O變成了2 mol H2SO4，同時析出銅，放出O2，溶液中每生成2 mol Cu則放出1 mol O2，故需補充CuO或CuCO3。 〖答案〗　B