化學(xué)必修二 第二章知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

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1、第二章 化學(xué)反應(yīng)與能量 第一節(jié) 化學(xué)能與熱能 1、在任何的化學(xué)反應(yīng)中總伴有能量的變化。 原因：當(dāng)物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時(shí)，斷開反應(yīng)物中的化學(xué)鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學(xué)鍵要放出能量?；瘜W(xué)鍵的斷裂和形成是化學(xué)反應(yīng)中能量變化的主要原因。 一個(gè)確定的化學(xué)反應(yīng)在發(fā)生過程中是吸收能量還是放出能量，決定于反應(yīng)物的總能量與生成物的總能量的相對(duì)大小。 E反應(yīng)物總能量＞E生成物總能量，為放熱反應(yīng)。 E反應(yīng)物總能量＜E生成物總能量，為吸熱反應(yīng)。 2、常見的放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng) ①所有的燃燒與緩慢氧化。 常見的放熱反應(yīng)： ②酸堿中和反應(yīng)。 ③金屬與酸反應(yīng)制取氫氣。 ④大多數(shù)化合反應(yīng)（特殊：

2、C＋CO22CO是吸熱反應(yīng)）。 ① 多數(shù)分解反應(yīng)，如KClO3、、CaCO3的分解等。 常見的吸熱反應(yīng)： ②C＋CO22CO ③銨鹽和堿的反應(yīng)，Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O [思考]放熱反應(yīng)都不需要加熱，吸熱反應(yīng)都要加熱，這種說法對(duì)嗎？ 點(diǎn)拔：不對(duì)。如C＋O2＝CO2的反應(yīng)是放熱反應(yīng)，但需要加熱，只是反應(yīng)開始后不再需要加熱，反應(yīng)放出的熱量可以使反應(yīng)繼續(xù)下去。NH4Cl與Ba(OH)2·8H2O的反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，但反應(yīng)并不需要加熱。 第二節(jié) 化學(xué)能與電能 1、 能源的分類： 一次能源：直接從自然界取得的能源稱為一次能源，如流水、風(fēng)

3、力、煤、石油、天然氣等、 二次能源：一次能源經(jīng)過加工、轉(zhuǎn)化得到的能源稱為二次能源，如電力、蒸汽等。 2、原電池 （1）概念：把化學(xué)能直接轉(zhuǎn)化為電能的裝置叫做原電池。 （2）原電池的工作原理：發(fā)生氧化還原反應(yīng)（有電子的轉(zhuǎn)移）。 （3）構(gòu)成原電池的條件： ①活潑性不同的兩種金屬做電極（或其中一種是非金屬）； ②電極材料均插入電解質(zhì)溶液中； ③兩級(jí)構(gòu)成閉合回路。 （4）電極名稱及發(fā)生的反應(yīng)： 負(fù)極：較活潑的金屬作負(fù)極，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)， 電極反應(yīng)式：較活潑金屬－ne－＝金屬陽離子 【 Zn-2e-=Zn2+ 】 負(fù)極現(xiàn)象：負(fù)極溶解，負(fù)極質(zhì)量減少。 正極：較不活潑

4、的金屬或石墨作正極，正極發(fā)生還原反應(yīng)， 電極反應(yīng)式：溶液中陽離子＋ne－＝單質(zhì) 【 2H++2e-=H2↑ 】 正極的現(xiàn)象：一般有氣體放出或正極質(zhì)量增加。 總反應(yīng)方程式：把正極和負(fù)極反應(yīng)式相加而得【Zn + 2 H+ = Zn2+ + H2↑】 （5）原電池正負(fù)極的判斷方法： ①依據(jù)原電池兩極的材料： 較活潑的金屬作負(fù)極（K、Ca、Na太活潑，不能作電極）； 較不活潑金屬或可導(dǎo)電非金屬（石墨）等作正極。 ②根據(jù)電流方向或電子流向：（外電路）電子：負(fù)極→導(dǎo)線→正極。（電流由正極流向負(fù)極）； ③根據(jù)原電池中的反應(yīng)類型： 負(fù)極：失電子，發(fā)生氧化反應(yīng)，現(xiàn)象通常

5、是電極本身消耗，質(zhì)量減小。 正極：得電子，發(fā)生還原反應(yīng)，現(xiàn)象是常伴隨金屬的析出或H2放出。 2、化學(xué)電源基本類型： ①干電池（一次電池）：如：Cu－Zn原電池、鋅錳電池（Zn做負(fù)極，碳棒做正極）、銀鋅紐扣電池 ②充電電池（二次電池）：兩極都參加反應(yīng)的原電池，可充電循環(huán)使用。如鉛蓄電池（Pb為負(fù)極, PbO2為正極）、鋰電池、鎳鎘電池等。 ③燃料電池：如H2、CH4燃料電池，電解質(zhì)溶液常為堿性試劑（KOH等）。 第三節(jié) 化學(xué)反應(yīng)的速率和限度 1、化學(xué)反應(yīng)的速率 （1）概念：通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少量或生成物濃度的增加量（均取正值）來表示。 計(jì)算公式：v(B)＝＝

6、①單位：mol/(L·s)或mol/(L·min) ②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計(jì)算速率。 ③以上所表示的是平均速率，而不是瞬時(shí)速率。 ④重要規(guī)律：速率比＝變化量比＝方程式系數(shù)比 （2）影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素： 內(nèi)因：由參加反應(yīng)的物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)決定的（主要因素）。 外因：①溫度：升高溫度，增大速率 ②催化劑：一般加快反應(yīng)速率（正催化劑） ③濃度：增加C反應(yīng)物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言） ④壓強(qiáng)：增大壓強(qiáng)，增大速率（適用于有氣體參加的反應(yīng)） 2、化學(xué)反應(yīng)的限度——化學(xué)平衡 （1）在一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正向反應(yīng)速率與逆向反應(yīng)速率相等時(shí)

7、，反應(yīng)物和生成物的濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”，就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度，即化學(xué)平衡狀態(tài)。 在任何可逆反應(yīng)中，正方應(yīng)進(jìn)行的同時(shí)，逆反應(yīng)也在進(jìn)行（同時(shí)發(fā)生，不分先后）?？赡娣磻?yīng)不能進(jìn)行到底，即可逆反應(yīng)無論進(jìn)行到何種程度，任何物質(zhì)（反應(yīng)物和生成物）的物質(zhì)的量都不可能為0。 （2）化學(xué)平衡狀態(tài)的特征：逆、等、動(dòng)、定、變。 ①逆：化學(xué)平衡研究的對(duì)象是可逆反應(yīng)。 ②等：達(dá)平衡狀態(tài)時(shí)，正反應(yīng)速率相等逆反應(yīng)速率。 ③動(dòng)：動(dòng)態(tài)平衡，達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，正逆反應(yīng)仍在不斷進(jìn)行，但不等于0。v正＝v逆≠0。 ④定：達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。 ⑤變：當(dāng)條件變化時(shí)，原平衡被破壞，在新的條件下會(huì)重新建立新的平衡。 （3）判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的標(biāo)志： ① VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物質(zhì)比較） ②各組分濃度保持不變或百分含量不變 ③借助顏色不變判斷（有一種物質(zhì)是有顏色的） ④總物質(zhì)的量或總體積或總壓強(qiáng)或平均相對(duì)分子質(zhì)量不變（前提：反應(yīng)前后氣體的總物質(zhì)的量不相等的反應(yīng)適用，即如對(duì)于反應(yīng)xA＋yBzC，x＋y≠z ）