文档内容
第六章 化学反应与能量
单元知识清单
【知识导引】
一、化学反应与能量变化
二、化学反应的速率与限度
【知识清单】
一、化学反应与能量变化
知识点1、化学反应与热能的转化
1、化学反应与能量：化学反应一定伴随有能量的变化，化学反应中能量变化主要表现为热量的变化，吸
热或放热。
2、化学能与热能的实验探究实验 试管中加入2 mL 2 mol·L－1盐酸，并用 将20 g Ba(OH) 2 ·8H 2 O晶体研细后与10 g NH 4 Cl晶
温度计测量其温度，再向试管中放入打 体一起放入烧杯中，并将烧杯放在滴有几滴水的木
操作
磨过的镁条 片上。用玻璃棒快速搅拌，玻璃片盖上烧杯
实验 镁条逐渐溶解，有气泡产生，温度计的 有刺激性气味气体产生，用手触摸杯壁下部，烧杯
现象 示数升高 壁变凉，试着用手拿起烧杯，木片黏在烧杯上
实验 该反应放出热量 该反应吸收热量
结论 化学反应发生时伴有__热量的释放和吸收
3、化学反应两条基本规律：
①质量守恒定律：化学反应前后物质的总质量保持不变。
②能量守恒定律：一种形式的能量可以转化为另一种形式的能量，转化的途经和能量的形式不同，但是
体系包含的总能量不变。
知识点2、放热反应和吸热反应
1、放热反应和吸热反应比较
放热反应 吸热反应
定义 释放热量的化学反应 吸收热量的化学反应
金属与水或酸的反应、金属氧化物与水或酸 氢氧化钡晶体与氯化铵的反应、盐酸与碳酸
常见反应 的反应、燃烧反应及缓慢氧化、大多数化合 氢钠的反应、C＋CO====2CO、C＋HO(g)
2 2
反应、中和反应等 ====CO＋H、大多数分解反应等
2
能量变化 反应物的总能量大于生成物的总能量 反应物的总能量小于生成物的总能量
键能变化 生成物的总键能大于反应物的总键能 生成物的总键能小于反应物的总键能
能量图示
2、原因解释
（1）微观—化学键与化学反应中能量变化的关系
①化学键与能量的关系
a. 化学键是物质内部微粒之间强烈的相互作用。断开化学键要吸收能量，形成化学键要释放能量；
b. 化学反应的本质是反应物中化学键的断裂和生成物中化学键的形成。
c.化学键的变化是化学反应中能量变化的主要原因,且能量是守恒的，化学反应中的能量变化通常表现为
热量的变化。
②键能概念：标况下，将1mol气态分子AB断裂成理想气态原子所吸收的能量，单位（kJ·mol-1）;
③实例分析：氢气和氯气反应的本质是在一定的条件下，氢气分子和氯气分子中的 H-H键和Cl-Cl键断开，氢原子和氯原子通过形成H-Cl键而结合成HCl分子。
则：吸收总能量为：436+243=679KJ
释放总能量为：431×2=862KJ
反应中放出的热量：862-679=183KJ
这样，由于破坏旧键吸收的能量少于形成新键放出的能量，根据“能量守恒定律”，多余的能量就会以热
量的形式释放出来。
（2）宏观—物质储存化学能与化学反应中能量变化的关系
①一个确定的化学反应完成后的结果是吸收能量还是放出能量，决定于反应物总能量和生成物总能量相
对大小。
②化学反应中的能量变化通常表现为热量的变化，即吸热或者放热。吸热反应和放热反应与反应物和生成
物总能量的关系如下：
吸热反应：反应物的总能量小于生成物的总能量
放热反应：反应物的总能量大于生成物的总能量
③放热反应和吸热反应的能量示意图：
注意：①有的放热反应需要加热才能发生，例如煤的燃烧就是放热反应，但需要加热或点燃引发反应；有
的放热反应不需要加热，如磷的自燃。
②吸热反应大都需要加热，也有不需加热就能反应的，例如Ba(OH) ·8H O晶体与NH Cl晶体的反应。吸
2 2 4
热反应与放热反应与反应是否需要加热没有关系。
③吸热反应和放热反应均是化学反应。某些吸热过程和放热过程不属于化学反应。如：NaOH固体溶于
水，浓硫酸稀释属于放热过程；NH NO 固体溶于水属于吸热过程，三者都不是化学反应，也就不属于吸
4 3热反应或放热反应。
知识点3、人类能源的利用
1、人类利用能源的三个阶段：树枝杂草时期、化石能源和多能源结构时期，从柴草时期到化石能源时期
人类获取热能的主要途径都是通过物质的燃料。
2．能源的分类
分类依据 种类 举例
来自太阳辐射的能量 太阳能、煤、石油、天然气、生物质能、风能
来源 来自地球内部的能量 地热能、核能、水能
来自天体的引力能量 潮汐能
一次能源 太阳能、煤、石油、天然气、生物质能、风能
转换过程
二次能源 石油制品、煤气、电能
化石燃料 煤、石油、天然气
利用历史
新能源 太阳能、风能、地热能、核能、氢能、生物质能
可再生能源 太阳能、风能、水能、生物质能
性质
不可再生能源 煤、石油、天然气、核能
3、人类利用化石燃料过程中亟待解决的问题
（1）短期内不可再生，且储量有限，能源消费量与储量之间的矛盾日益突显。
（2）煤和石油产品燃烧排放的粉尘、SO 、NOx、CO等是大气污染物的主要来源。
2
（3）为了改善人类的生存环境，促进社会可持续发展，节能和寻找清洁的新能源 成为人类的必然选
择。
注意：新能源的优点是资源丰富、可以再生、对环境 无污染等。
知识点4、原电池
1、工作原理及构成
概念 化学能转化为电能的装置
组 合 ① ② ③ ④
负 极
较活泼金属 金属 金属 石墨或Pt
两个电极
形成
正 极 石墨或
条件 较不活泼金属 金属氧化物 石墨或Pt
Pt
电解质溶液或熔融液 可能与电极的负极反应，也可能不与电极反应
电极上 有自发的氧化还原反应发生微粒 外电路 电子从负极流向正极
流向 内电路 溶液中阳离子移向正极，阴离子移向负极
2、原电池的正、负极的判断方法
较不活泼金属或非金属 电极材料 较活泼金属
还原反应 电极反应类型 氧化反应
电子流入 电子流向 电子流出
正极 电流流出 电流流向 电流流入 负极
阳离子迁移的电极 离子流向 阴离子迁移的电极
质量增大或不变 电极质量 质量减少或不变
电极有气泡产生 电极现象 电极变细
注意：①构成原电池的两电极材料不一定都是金属，正极材料可以为导电的非金属，例如石墨。两极材料
可能参与反应，也可能不参与反应。
②两个活泼性不同的金属电极用导线连接，共同插入电解质溶液中不一定构成原电池，必须有一个能自发
进行的氧化还原反应。
③在判断原电池正负极时，既要考虑金属活泼性的强弱也要考虑电解质溶液性质。如Mg—Al—HCl溶液
构成的原电池中，负极为Mg；但是Mg—Al—NaOH溶液构成的原电池中，负极为Al，正极为Mg。
3、原电池原理的应用
实验室用锌和稀硫酸反应制备氢气时，常用粗锌，产生氢气的速率更快。原因是粗
加快化学反
锌中的杂质和锌、稀硫酸构成原电池，电子定向移动，加快了锌与硫酸反应的速
应速率
率。
比较金属的 一般情况下，在原电池中，负极金属的活泼性比正极金属的活泼性强。
活泼性
首先将氧化还原反应分成两个半反应。
设计原电池
根据原电池的反应特点，结合两个半反应找出正、负极材料和电解质溶液。
4、原电池设计实例：以Fe＋CuSO ===FeSO＋Cu为例
4 4
步骤 实例
将反应拆分 负极反应 Fe－2e－===Fe2＋
为电极反应 正极反应 Cu2＋＋2e－===Cu
负极：较活泼金属，一般为发生氧化反应
选择电极 Fe
的金属
材料
正极：活泼性弱于负极材料的金属或石墨 Cu或C
选择电解质 一般为与负极反应的电解质 CuSO 溶液
4画出装置图
知识点5、化学电池
1、化学电池的分类
干电池 充电电池
名称 燃料电池
(一次电池) (二次电池)
①活性物质(发生氧化还原 ①电极本身不包含活性物质，只是
反应的物质)消耗到一定程 ①放电后可再充电使活 一个催化转换元件
度后，不能再使用(放电之 性物质获得再生 ②工作时，燃料和氧化剂连续地由
特点
后不能充电) ②可以多次充电，重 外部供给(反应物不是储存在电池内
②电解质溶液为胶状，不 复使用 部)，在电极上不断地进行反应，生
流动 成物不断地被排出
普通的锌锰电池、碱性锌 铅蓄电池、锂电池、 氢氧燃料电池、CH 燃料电池、
4
举例
锰电池、银锌电池等 镍镉电池等 CHOH燃料电池等
3
2、原电池电极反应式的书写
（1）书写步骤：①列物质，标得失：按照负极氧化反应，正极还原反应，判断电极反应物、生成物，标
出电子得失。
②看环境，配守恒：电极产物在电解质溶液的环境中应能稳定存在，如酸性介质中，OH－不能存在，应生
成水；碱性介质中，H＋不能存在，应生成水；电极反应式同样要遵循电荷守恒、原子守恒、得失电子守
恒。
③两式加，验总式：正负极反应式相加，与总反应离子方程式验证。
（2）书写方法：
①活泼金属作负极时，电极本身被氧化：a．若生成的阳离子不与电解质溶液反应，其产
物可直接写为金属阳离子，如：Zn－2e－＝Zn2＋，Cu－2e－＝Cu2＋。
b．若生成的金属阳离子与电解质溶液反应，其电极反应式为两反应合并后的反应式。
如Mg－Al(KOH)原电池，负极反应式为Al－－3e－＋4OH－＝AlO＋2HO；
2
负极
铅蓄电池负极反应式：Pb－2e－＋SO＝PbSO 。
4
②负极本身不反应时，常见书写方法为：
氢氧(酸性)燃料电池，负极反应式为H－2e－＝2H＋。
2
氢氧(碱性)燃料电池，负极反应式为H－2e－＋2OH－＝2HO。
2 2
①首先根据化合价变化或氧化性强弱判断得电子的微粒
正极
②其次确定该微粒得电子后变成哪种形式。如氢氧(酸性)燃料电池，正极反应式为O＋4H＋＋4e－＝2HO；
2 2
氢氧(碱性)燃料电池，正极反应式为O＋2HO＋4e－＝4OH－；
2 2
铅蓄电池正极反应式：PbO ＋2e－＋4H＋＋SO＝PbSO ＋2HO
2 4 2
（3）书写技巧：若某电极反应式较难写出时，可先写出较易写的电极反应式，然后根据得失电子守恒，
用总反应式减去较易写的电极反应式，即可得出较难写的电极反应式。
二、化学反应的速率与限度
知识点1、化学反应的速率
概念 单位时间内反应物浓度的增加或生成物浓度的减少
表达式 v(A)＝
单位 mol·L－1·s－1 mol·L－1·min－1
表达式法 v(A)＝
比值法 根据同一化学反应不同物质的速率之比等于化学方程式中的化学计量数之比计算
设a mol·L－1、b mol·L－1分别为A、B两物质的起始浓度，mx mol·L－1为反应物
A的转化浓度，nx mol·L－1为反应物B的转化浓度，则：
计算
mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)
三段式
起始浓度 a b 0 0
转化浓度 mx nx px qx
终态浓度 a－mx b－nx px qx
换算法 换算成同一物质、同一单位表示，再比较数值大小
大小比 比较化学反应速率与化学计量数的比值。
较
比较法 如反应aA＋bB cC，要比较v(A)与v(B)的相对大小，即比较与的相对大小，
若＞，则用v(A)表示的反应速率比用v(B)表示的反应速率大
注意：①用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之
比。计量数不同，速率不同，因而定量表示一个化学反应的反应速率时，必须指明是用哪一种物质来表
示。
②不论是用反应物表示还是用生成物表示，其化学反应速率都取正值，而且是某一段时间内的平均速率。
③固体或纯液体的浓度视为常数，因此不用固体或纯液体表示化学反应速率。
知识点2、影响化学反应的速率的因素
影响因素 结果
反应物本身的性质（主要因
反应物越活泼，反应速率越快。
素）
升高温度，化学反应速率加快；降低温度，化学反应速率减
温度
慢。
反应物浓度 增大反应物浓度，加快反应速率；减小反应物浓度，反应速率减慢
（不包括固体、纯液体）
催化剂 改变反应速率
反应物的接触面积的大小、固 增大反应物的表面积，化学反应速率加快；固体反应物颗粒越
体反应物的颗粒大小 小，反应速率越快。
压强 对于有气体参与的化学反应，当其他条件相同时，增大反应体
系压强，化学反应速率增大。
形成原电池 形成原电池通常可以加快反应速率。
溶剂的性质、光、超声波、磁场、固体反应物表面积等也会对化学反应速率产生影响。
注意：①浓度只适用于气体参加或在溶液中进行的化学反应，在一定温度下，固体或纯液态物质的浓度是
一个常数，改变其用量，对化学反应速率无影响。
②温度对任何化学反应都适用，且不受反应物状态的影响，不论是吸热反应还是放热反应，升高温度都能
增大化学反应速率，降低温度都能减小化学反应速率。
③压强对化学反应速率的影响实质是通过改变浓度，对化学反应速率的影响实现的。由于固体或液体的体
积受压强的影响很小，所以压强只影响有气体参加的化学反应的反应速率
④催化剂能同等程度地改变正、逆反应的化学反应速率
知识点3、化学反应的限度（化学平衡）
1、可逆反应
在同一条件下正反应方向和逆反应方向均能进行的化学反应（正向反应：由反应物得
定义
到生成物的化学反应；逆向反应：由生成物得到反应物的化学反应）
双向性 反应物 生成物
特点 两同性 相同条件 正、逆反应同时进行
共存性 反应物、生成物同时存在，反应物的转化率小于100%
2、化学平衡状态
（1）建立过程：（2）图像描述：
（3）化学反应的限度：化学平衡状态是可逆反应在一定条件下所能达到或完成的最大程度，也就是反应
所能进行的最大限度，在该条件下反应物的转化率最大。
2、化学平衡状态的特征
研究对象（逆） 适用于可逆反应
建立平衡后，正、逆反应仍在进行，属于动态平衡，可用同位素示踪原
动态特征（动）
子法证明
平衡实质（等） υ(正)＝v(逆)≠0（正、逆反应速率相等，但不等于零。）
达平衡后，反应混合物中各组分的百分含量或浓度保持不变（不可理解
平衡结果（定）
为相等）
化学平衡其存在是有条件的、暂时的，浓度、温度、压强条件变化时平
平衡移动（变）
衡会发生改变
外界条件同，同一可逆反应从不同方向（正向、逆向、双向）达到的平
等效平衡（同）
衡状态相同
4、化学平衡状态的判断
（1）基本判据：等[v(正)＝v(逆)]、定（各组分含量、浓度保持不变） 任何条件下的可逆反应均达到平
衡。
（2）判断三标志
①达到化学平衡的本质标志
项目 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g) 是否平衡
在单位时间内消耗了m mol A的同时生成了m mol A 平衡
在单位时间内消耗了n mol B的同时消耗了p mol C 平衡
v ＝v
正 逆
在单位时间内生成了p mol C的同时消耗了q mol D 平衡
v (A)∶v (B)＝m∶n 平衡
正 逆
②达到化学平衡的等价标志
项目 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)[假设只有A为有色气体] 是否平衡
各物质的物质的量或物质的量的分数一定 平衡
混合体系 各物质的质量或质量分数一定 平衡
中各
各气体的体积或体积分数一定 平衡
组分的含
量 A物质断裂的化学键与A物质形成的化学键的物质的量相等 平衡
气体的颜色不变 平衡温度 在其他条件不变时，体系温度一定时 平衡
体系颜色
有色气体的颜色不再改变 平衡
变化
③达到化学平衡状态的特殊标志
项目 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g) 是否平衡
当m＋n≠p＋q时，总压强一定（其它条件一定） 平衡
压强
当m＋n＝p＋q时，总压强一定（其它条件一定） 不一定平衡
当m＋n≠p＋q时，总物质的量一定（其它条件一定） 平衡
总物质的量
当m＋n＝p＋q时，总物质的量一定（其它条件一定） 不一定平衡
体系的密度 密度一定 不一定平衡
注意：反应达到化学平衡状态时各组分的浓度保持不变，但不一定相等，也不—定等于化学计量数之比。
知识点4、化学反应条件的控制
1、目的和方法
促进有利反应 提高反应的转化率，加快反应速率
目的
控制有害反应 减慢反应速率，减少甚至消除有害物质的产生，控制副反
应的发生
改变反应体系的温度、物质的浓度、气体的压强、固体的
改变化学反应速率
表面积以及催化剂的合理使用等
措施
改变可逆反应进行的限度 改变可逆反应体系的温度、物质的浓度、气体的压强等
注意：①对于客观上不能发生的化学反应，无法改变其反应速率；对于不可逆反应，无法改变其反应进行
的限度。
②采用控制化学反应条件的措施时，要和物质与技术条件、经济与社会效益相结合，既要力所能及，又要
物有所值，不能单纯为改变化学反应的速率和限度而采取措施。
2、需要考虑的问题（以工业合成氨反应条件的调控为例分析）
（1）理论上条件的选择及利弊分析：温度 低 、压强 高 ，氨的产率高。
存在问题：温度低，反应速率小，达到平衡的时间长，生产成本高。压强大，对动力和生产设备的要求较
高，所以一味增大压强，也会增加生产成本。
（2）实际条件控制：温度： 400～500 ℃，压强一般选择10～30MPa。
3、调控反应条件、提高燃料的燃烧效率(以煤为例)
（1）煤的状态：煤被研得越细，与空气中氧气的接触面积越大，燃烧越充分，反应速率越大。
（2）空气用量：适当过量的空气有利于煤的充分燃烧。过多的空气会带走大量的热量，降低反应温度，
减小燃烧速率，甚至会使燃烧停止(当温度达不到煤的着火点时)；少量的空气则会使煤燃烧不充分，造成
能源浪费。
