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第六章 第一节 化学反应的热效应
知识点总结
一、焓变 反应热
1、反应热和焓变
（1）反应热是化学反应中放出或吸收的热量；
（2）焓变是化学反应在恒温恒压下放出或吸收的
热量；
（3）化学反应的反应热用一定条件下的焓变表
示，符号为ΔH，单位为kj/mol-1
2、吸热反应与放热反应
（1）从能量高低角度理解：
对于放热反应：
反应物的总能量=生成物的总能量+放出的热量；
对于吸热反应：
反应物的总能量=生成物的总能量-吸收的热量。
（2）从化学键角度理解：
如1molH2分子断裂开H—H 键需要吸收436kJ 的能
量；1molCl2分子断裂开Cl—Cl 键需要吸收243kJ
的能量，形成1molH—Cl 键放出431kJ 的能量，则
反应H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)放出的热量为183kJ。
二、燃烧热和中和热
1、燃烧热
—含义——25℃,101kPa 时，1mol 纯物质完全
燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量
—单位——kJ/mol
—意义——C 的燃烧热为393.5kJ/mol，表示
在
25℃，101kPa 条件下，1molC 完全燃烧
生成CO2（g）放出393.5kJ 的热量
2、中和热
—含义——稀溶液中，强酸与强碱生成
1mol
水时的反应热
—单位——kJ/mol
—意义——H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) ΔH=
-57.3kJ/mol。表示在稀溶液中，强酸与强
碱
反应生成1mol 水时，放出的热量为57.3kJ
例：下列ΔH 表示物质燃烧热的是D、E；表示物质
中和热的是F。
旧化学键断裂，吸收能量E1
新化学键形成，放出能量E2
反
应
物
生
成
物
E1<E2，ΔH<0 放热反应
E1>E2，ΔH>0 吸热反应
燃
烧
热
燃
烧
热
A.2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH1
B.C(s)+1/2O2(g)=CO(g) ΔH2
C.CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g) ΔH3
D.C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH4
E.C6H12O6(s)+6O2(g)=6CO2(g)+6H2O(l) ΔH5
F.NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O(l) ΔH6
G.2NaOH(aq)+H2SO4(aq)=Na2SO4(aq)+2H2O(l) ΔH7
H. NaOH(aq)+CH3COOH(aq)=CH3COONa(aq)+H2O(l)
ΔH8
1、中和反应热的测定
（1）装置：如右图。
（2）计算公式
t1——起始温度，t2——终止温度。
（3）注意事项：
①碎泡沫塑料板和碎泡沫塑料（或纸条）的作用是
保温隔热减少实验过程中的热量损失。
②为保证酸完全中和，采取的措施是碱稍过量。
③因为弱酸或弱碱存在电离平衡，电离过程需要吸
热，实验中若使用弱酸、弱碱则测得的反应热偏
小。
三、热化学方程式
1、热化学方程式
表示参加反应物质的量和反应热关系的化学方程
式。
2、意义
热化学方程式不仅能够表明化学反应中的物质变
化，也能表明化学反应中的能量变化。如2H2(g)
+O2(g)=2H2O(l) ΔH=-571.6kJ/mol：表示在
25℃、101kPa 条件下，2molH2(g)和1molO2(g)完全
反应生成2molH2O(l)时释放571.6kJ 的能量。
四、盖斯定律
1、内容
不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热
是相同的。
2、应用
化学反应的反应热只与始态和终态有关，而与反应
途径无关，利用盖斯定律可以间接计算某些反应的
反应热。如：由反应物A 生成产物B 可以设计如下
两条途径：
则ΔH 、ΔH1 、ΔH2 的关系可以表示为
ΔH=ΔH1+ΔH2。
五、能源
煤
石油
天然气
考点应用
一、热化学方程式的书写与正误判断
1、书写热化学方程式的“五步”
一写方程式——写出配平的化学方程式。
二标状态——用s、l、g、aq 标明物质的聚集状
开源节流：开发新能源和节约现有能源
优
点
特点
解决
办法
能
源
化
石
燃
料
新
能
源
太阳能、氢能、风能、地热能、
海洋能、生物质能
资源丰富、没有货很少污
染，属于可再生能源
属于不可再生能源
态。
三标条件——标明反应的温度和压强（101kPa、
25℃时可不标注）。
四标ΔH——在方程式后写出ΔH，并根据信息注
明ΔH 的“+”或“-”。
五标数值——根据化学计量数计算写出ΔH 的值。
2、判断热化学方程式正误的“五审”
一审“+”“-”——放热反应一定为“-”，吸热
反应一定为“+”。
二审单位——单位一定为“kJ/mol”，易错写成
“mol”或漏写。
三审状态——物质的状态必须正确，特别是溶液中
的反应易写错。
四审数值对应性——反应热的数值必须与方程式的
化学计量数相对应，即化学计量数与ΔH 成正
比。当反应逆向进行时，其反应热与正反应的
反应热数值相等，符号相反。
五审是否符合概念——如燃烧热、中和热的热化学
方程式。
注意：
在热化学方程式的书写和判断正误时，常见失误点
有：
（1）忽视ΔH 的正负。
（2）忽视ΔH 的数值与化学计量数有关。化学计
量数发生变化时，ΔH 的数值要相应变化。
（3）忽视物质的状态不同ΔH 的数值也不同。
二、反应热的计算
1、利用热化学方程式进行有关计算
根据已知的热化学方程式和已知的反应物或生成物
的物质的量或反应物或放出的热量，可以把反应热
当做“产物”，计算反应放出或吸收的热量。
2、根据计算书写热化学方程式
根据一定的反应物或生成物的量计算出反应放出或
吸收的热量，换算成1mol 反应物或生成物的热效
应，书写热化学方程式。
3、根据燃烧热数据，求算反应放出的热量
利用公式：Q=燃烧热×n（可燃物的物质的量）
如已知H2的燃烧热为ΔH=-285.8kJ/mol，燃烧H2
的物质的量为2mol，则H2燃烧放出的热量为
2mol×285.8kJ/mol=571.6kJ。
4、根据旧键断裂和新键形成过程中的能量差进行
计算
如H2与Cl2燃烧生成HCl 的反应，H2(g)
+Cl2(g)=2HCl(g)，断裂旧键吸收的总能量为
679kJ/mol，新键的形成过程中释放的总能量为
862kJ/mol，故该反应的反应热ΔH=679kJ/
mol-862kJ/mol=-183kJ/mol。
5、利用盖斯定律求解
参照目标热化学方程式，结合元热化学方程式进行
合理“变形”，如热化学方程式颠倒、乘除某一个
数，然后将它们相加、减，得到目标热化学方程
式，求出目标热化学方程式的ΔH 与原热化学方程
式的ΔH 之间的换算关系。如已知下列反应的反应
热：
①CH3COOH(l)+2O2(g)=2CO2(g)+2H2O(l)
ΔH=-870.3kJ/mol
②C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH=-393.5kJ/mol
③H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) ΔH=-285.8kJ/mol
②×2+③×2-①得反应2C(s)+2H2(g)
+O2(g)=CH3COOH(l) ΔH=-488.3kJ/mol。
注意：
在进行有关反应热的计算时常见失误点有：
（1）根据已知的热化学方程式进行计算时，要清
楚已知热化学方程式的化学计量数表示的物质的量
与已知物质的量之间的比例关系，然后进行计算。
（2）根据化学键断裂和形成过程中的能量变化计
算反应热时，须注意断键和成键的总数，必须是断
键和成键时吸收或放出的总能量。
（3）当热化学方程式乘、除某一个数时，ΔH 也
乘、除某一个相同的数；方程式间进行加减运算
是，ΔH 也同样进行加减运算，且要带“+”“-”
符号，即把ΔH 看做一个整体进行运算。
三、化学反应放出或吸收热量大小的比较
1、同一反应生成物状态不同时：
A(g)+B(g)=C(g) ΔH1<0
A(g)+B(g)=C(l) ΔH2<0
因为C(g)=C(l)C(l) ΔH3<0，则ΔH3=ΔH2-
ΔH1<0，所以|ΔH2|>|ΔH1|。
2、同一反应反应物状态不同时：
S(g)+O2(g)=SO2(g) ΔH1<0 S(s)
+O2(g)=SO2(g) ΔH2<0
ΔH3+ΔH2=ΔH1，所以|ΔH1|>|ΔH2|。
1、两个有联系的不同反应：
C(g)+O2(g)=CO2(g) ΔH1<0 C(s)
+1/2O2(g)=CO(g) ΔH2<0
ΔH3+ΔH2=ΔH1，所以|ΔH1|>|ΔH2|。
注意：（1）在比较两个反应的反应热大小时，可
以采用作图法把反应物和生成物能量的相对高低表
示出来，使结果一目了然，不易出错。
（2）要注意比较的是放出热量的多少，还是反应
热（ΔH）的大小，当为放热反应时，二者比较结
果恰好相反。
第六章 第二节 原电池 化学电源
知识点总结
一、原电池
1、概念
把化学能转化为电能的装置。
2、构成条件
（1）有两个活泼性不同的电极（金属或石墨）。
（2）将电极插入电解质溶液中。
（3）两电极间构成闭合回路。
3、工作原理
如图是两种Cu—Zn 原电池示意图，请填空：
（1）电极：负极为Zn，正极为Cu。
（2）电极反应：负极：Zn-2e-=Zn2+，正极：Cu2+
+2e-=Cu。
（3）电子移动方向和电流方向：电子从负极流出
经外电路流入正极；电流从正极流出经外电路流入
负极。
（4）离子的迁移方向：电解质溶液中，阴离子向
负极迁移，阳离子向正极迁移。
（5）两种装置的比较：装置1 中还原剂Zn 与氧化
剂Cu2+直接接触，易造成能量损耗；装置2 能避免
能量损耗；装置2 中盐桥的作用是提供离子迁移的
通路，导电。
二、化学电源的种类及其工作原理
一次电池——碱性锌锰电池
二次电池——铅蓄电池
燃料电池——氢氧燃料电池
1、一次电池（碱性锌锰干电池）
碱性锌锰干电池的工作原理
如图：
负极（Zn），电极反应式：
Zn+2OH--2e-=Zn(OH)2
正极（MnO2），电极反应
式：
2MnO2+2H2O+2e-
=2MnOOH+2OH-
总反应：Zn+2MnO2+2H2O=Zn(OH)2+2MnOOH
2、二次电池（以铅蓄电池为例）
化
学
电
源
（1）放电时的反应：
负极反应：
Pb(s)+SO4
2-(aq)-2e-=PbSO4(s)；
正极反应：
PbO2(s)+4H+(aq)+SO4
2-(aq)+2e-=PbSO4(s)
+2H2O(l)；
总反应：
Pb(s)+PbO2(s)+2H2SO4(aq)=2PbSO4(s)+2H2O(l)
（2）充电时的反应
阴极反应：
PbSO4(s)+2e-=Pb(s)+SO4
2-(aq)；
阳极反应：
PbSO4(s)+2H2O(l)-2e-=PbO2(s)+4H+(aq)+SO4
2-
(aq)；
总反应：
2PbSO4(s)+2H2O(l)=Pb(s)+PbO2(s)+2H2SO4(aq)
3、燃料电池
氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，可分为酸
性和碱性两种。
酸性
碱性
负极反
应式
2H2-4e-=4H+
2H2+4OH--4e-=4H2O
正极反
应式
O2+4H++4e-=2H2O
O2+2H2O+4e-=4OH-
电池总
反应
2H2+O2=2H2O
考点应用
一、原电池正负极的判断和电极反应式的书写
1、原电池正、负极判断“四角度”
活泼金属 电极材料 较不活泼金属或非金属
负 氧化反应 电极反应 还原反应 正
极 电子流出 电子流向 电子流入 极
不断溶解质量减小 电极现象 电极增重或质量不变
2、电极反应式书写的步骤和规律
（1）一般电极反应式书写的“三步骤”
列物质 负极发生氧化反应 参加反应的微粒
标得失 正极发生还原反应 和得失电子数
看环境 在电解质溶液的环境中要生成稳定的电极产物，即H+、OH-、H2O 等是否参加反应
配守恒 遵守电荷守恒、质量守恒、电子守恒
两式加 验总式 两电极反应式相加，与总反应式对照验证
（2）复杂电极反应式的书写
复杂电极反应式=总反应式-简单一极的电极反应式
如CH4酸性燃料电池中，电极反应式为
总反应式：CH4+2O2=CO2+2H2O
正极反应式：2O2+8H++8e-=4H2O
负极反应式：CH4+2H2O-8e-=CO2+8H+
注意：
（1）负极本身不一定都参加反应，如燃料电池
中，作为负极的材料本身并不参加反应。
（2）忽视电极材料与电解质溶液的反应关系，容
易误写电极反应式，如Al 负极，在酸性溶液中生
成Al3+，在碱性溶液中生成AlO2
-。
（3）电子从负极经外电路流向正极，但电子不能
通过电解液，是通过阴阳离子的移动形成闭合回
路。（电子不下水，离子不上岸）
（4）用总电池反应式减去一极的电极反应式时，
须在两式电子转移数相等的前提下进行。
二、原电池工作原理的“四大应用”
应用一、比较金属的活动性强弱
原电池中，一般活动性强的金属做负极，而活动性
弱的金属（或非金属）作正极。如有两种金属A 和
B，用导线将A 和B 连接后，插入到稀硫酸中，一
段时间后，若观察到A 极溶解，而B 极上有气体放
出，则说明A 作负极，B 作正极，金属活动性
A>B。
应用二、加快化学反应速率
如Zn 与稀硫酸反应制氢气时，可向溶液中滴加少
量CuSO4溶液，形成Cu—Zn 原电池，加快反应进
行。
（氢气产量是否受影响：锌过量不影响；酸过量产
量变小）
应用三、用于金属的防护
使需要保护的金属制品作原电池正极而受到保护。
例如要保护一个铁质的输水管道或钢铁桥梁，可用
导线将其与一块锌相连，使锌作原电池的负极。
应用四、实际制作化学电源
设计原电池要紧扣构成原电池的三个条件。
（1）必须是能自发进行且放热的氧化还原反应。
（2）根据氧化还原关系找出正负极材料（负极就
是失电子的物质，正极用比负极活泼性差的金属即
可，也可以用石墨）及电解质溶液。
①电极材料的选择
在原电池中，选择活泼性较强的金属作为负极；活
泼性较弱的金属或非金属作为正极，并且原电池的
电极必须导电。一般来说，负极应该跟电解质溶液
发生反应。
②电解质溶液的选择
电解质溶液一般要能够与负极发生反
应，或者电解质溶液中溶解的其他物
质能与负极发生反应（如溶解于溶液
中的空气）。但如果两个半反应分别
在两个容器中进行（中间连接盐
桥），则两个容器中的电解质溶液选择与电极材料
相同的阳离子。如在Cu—Zn—硫酸铜构成的原电
池中，负极Zn 浸泡在含有Zn2+的电解质溶液中，而
正极Cu 浸泡在含有Cu2+的电解质溶液中。
（3）按要求画出原电池装置示意图
如根据2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+设计原电池：
负极：Cu-2e-=Cu2+，
正极：2Fe3++2e-=2Fe2+。
第六章 第三节 电解池 金属的电化学腐蚀与防护
知识点总结
一、电解原理
1、电解
使电流通过电解质溶液（或熔融的电解质）而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程。
2、电解池（也叫电解槽）
电解池是把电能转变为化学能的装置。
3、电解池的组成和工作原理（电解CuCl2溶液）
电极名称：阴极
电极名称：阳极
反应类型：还原反应
反应类型：氧化反应
电极反应式：Cu2++2e-=Cu
电极反应式：2Cl--2e-=Cl2↑
总反应方程式：Cu2++2Cl-
Cu+Cl2↑
二、电解原理的应用
1、电解饱和食盐水
阳极：2Cl--2e-=Cl2↑
阴极：2H2O+2e-=2OH-+H2↑
总反应：2NaCl+2H2O
2NaOH+H2↑+Cl2↑
2、电镀与电解精炼铜
电镀（Fe 上镀
Cu）
电解精炼铜
阳
极
电极
材料
铜
粗铜
电极
反应
Cu-2e-=Cu2+
Cu-2e-=Cu2+
Zn-2e-=Zn2+
Fe-2e-=Fe2+
Ni-2e-=Ni2+
阴
极
电极
材料
铁
纯铜
电极
反应
Cu2++2e-=Cu
电解质溶液
CuSO4溶液
3、电冶金
（1）钠的冶炼
总反应：2NaCl（熔融）
2Na+Cl2↑
阴极反应：2Na++2e-=2Na
阳极反应：2Cl--2e-=Cl2↑
（2）Mg 的冶炼：MgCl2（熔融）
Mg+Cl2↑
（3）Al 的冶炼：2Al2O3（熔融）
4Al+3O2↑
三、金属的腐蚀与防护
化学腐蚀
金属的腐蚀 析氢腐蚀
吸氧腐蚀
1、化学腐蚀和电化学腐蚀的比较
类型
化学腐蚀
电化学腐蚀
条件
金属与接触到的物
质直接反应
不纯金属接触到电解质
溶液发生原电池反应
本质
M-ne-=Mn+
现象
金属被腐蚀
较活泼金属被腐蚀
区别
无电流产生
有电流产生
注：通常两种腐蚀同时存在，但电化学腐蚀比化学
腐蚀普遍的多，危害也更严重
2、电化学腐蚀的分类（钢铁腐蚀）
类型
析氢腐蚀
吸氧腐蚀
水膜性质
酸性
弱酸性或中性或碱性
负极反应
Fe-2e-=Fe2+
正极反应
2H++2e-=H2↑
2H2O+O2+4e-=4OH-
总反应
Fe+2H+=Fe2+
+H2↑
2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)
2
其他反应
4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3
电化学腐蚀
2Fe(OH)3=Fe2O3·xH2O+(3-x)H2O
注：吸氧腐蚀比析氢腐蚀更普遍
3、金属的防护
（1）牺牲阳极的阴极保护法利用原电池原理；
（2）外加电流的阴极保护法利用电解池原理；
（3）改变金属内部结构→如制成不锈钢；
（4）加保护层→如电镀、喷漆、覆膜等。
考点应用
一、电极反应式的书写
1、电极反应式的书写
（1）判断电解池的阴、阳极：
①根据外接电源的正负极判断：正极接阳极；负极
接阴极。
②根据电流方向判断：电流从正极流向阳极，从阴
极流入负极。
③根据离子流向判断：阴离子移向阳极，阳离子移
向阴极。
④根据电极产物判断：阳极——电极溶解、逸出O2
（或极区变酸性）或Cl2；
阴极——析出金属、逸出H2（或极区变碱性）。
（2）分析电极产物：首先明确阳极材料和溶液中
存在的所有离子，然后根据如下规律分析判断：
①阳极（先看电极材料）
金属活性电极：电极材料失电子，生成相应的金属
阳离子
惰性电极（Pt、Au、C）：溶液中的阴离子失电
子，
生成相应的单质或高价化合物（阴离子放
电顺序：S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根离
子）
②阴极：溶液中的阳离子得电子，生成相应的单质
或低价化合物（阳离子放电顺序：
Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Fe2+>Zn2+）
（3）注意：
①注意电解质溶液的环境。若电解质溶液中的离子
遇电极产物发生反应，一般也要把该离子写进电极
反应式。
②注意质量守恒、电子守恒和电荷守恒。
2、电解总方程式的书写
（1）必须在连接号上标明通电或电解。
（2）只是电解质被电解，电极化学方程式中只写
电解质及电解产物。如电解CuCl2溶液：
CuCl2
Cu+Cl2↑。
（3）只有水被电解，只写水及电解产物即可。如
电解稀硫酸、电解NaOH 溶液、电解Na2SO4溶液
时，化学方程式应写为2H2O
2H2↑+O2↑。
（4）电解质、水同时被电解，则都要写进化学方
程式。如电解饱和食盐水：
2NaCl+2H2O
2NaOH+H2↑+Cl2↑。
二、电解的“四大类型”及相关计算
1、惰性电极电解的“四大类型”
类型一 电解水型
实例
电极反
应特点
电解质
浓度
pH
电解质溶
液复原
NaOH
阴极：
4H2O+4e-=
4OH-+2H2↑
阳极：
2H2O-4e-=
4H++O2↑
增大
增大
加水
H2SO4
增大
减小
加水
Na2SO4
增大
不变
加水
类型二 电解电解质型
实例
电极反应特点
电解质
浓度
pH
电解质溶
液复原
HCl
电解质电离出
减小
增大
通氯化氢
的阴、阳离子
分别在两极放
电
CuCl2
减小
——
加氯化铜
类型三 放H2生碱型
实例
电极反应特
点
电解质浓
度
pH
电解质溶
液复原
NaCl
阴极：H2O 放
H2生成碱
阳极：电解
质阴离子放
电
生成新电
解质
增大
通氯化氢
类型四 放O2生酸型
实例
电极反应特点
电解质
浓度
pH
电解质溶
液复原
CuSO4
阴极：电解质
阳离子放电
阳极：H2O 放O2
生成酸
生成新
电解质
减小
加氧化铜
注意
（1）电解后要恢复原电解质溶液的浓度，可以
按：“析出什么，加上什么”的思路。加上适量的
某物质，该物质可以是阴极产物的化合物。如用惰
性电极电解CuSO4溶液时，若要恢复原溶液，可加
入CuO、CuCO3，而不是Cu(OH)2、Cu2(OH)2CO3。
（2）Fe3+的放电能力大于Cu2+，其第一阶段放电反
应为Fe3++e-=Fe2+，而不是Fe3++3e-=Fe。
三、原电池、电解池、电镀池的比较
原电池
电解池
电镀池
定义
将化学能转变成电能的装
置
将电能转变成化学能的装置
应用电解原理在金属表面镀一层
其他金属或合金的装置
装置
举例
形成
条件
①活泼性不同的两电极②
电解质溶液（电极插入其
中）③形成闭合回路
①两电极接直流电源②两电极
插入电解质溶液中③形成闭合
回路
①镀层金属接电源正极，待镀金
属接电源负极②电镀液必须含有
镀层金属离子
电极
名称
负极：较活泼金属
正极：较不活泼金属（或
能导电的非金属）
阳极：与电源正极相连的电极
阴极：与电源负极相连的电极
名称同电解池，但有限制条件
阳极：必须是镀层金属
阴极：镀件
电极
反应
负极：氧化反应
正极：还原反应
阳极：氧化反应，金属电极失
电子或溶液中的阴离子失电子
阴极：还原反应，溶液中的阳
离子得电子
阳极：金属电极失电子
阴极：电镀液中的阳离子得电子
注意：
（1）判断是原电池和电池的关键是看是否有外加电源，若无外加电源，两个装置串联时，存在自发进行
氧化还原反应的装置相当于电源，另一个装置则是电解池。
（2）二次电池的放电过程是原电池，充电过程是电解池。
