轉高中化學選修4知識點總結-在線瀏覽
2025-07-16 15:30本頁面
【正文】 學能轉化為電能 電池 原電池的工作原理 (1)原電池的概念：把化學能轉變?yōu)殡娔艿难b置稱為原電池。該原電池反應原理為： Zn 失電子，負極反應為： Zn→Zn2++2e； Cu 得電子，正極反應為： 2H++2e→ H2?？偡磻獮椋?Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu。 化學電源 (1)鋅錳干電池負極反應： Zn→ Zn2++2e；正極反應：2NH4++2e→ 2NH3+H2； (2)鉛蓄電池負極反應： Pb+SO42PbSO4+2e正極反應：PbO2+4H++SO42+2ePbSO4+2H2O 放電時總反應： Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。 (3)氫氧燃料電池負極反應：2H2+4OH→ 4H2O+4e正極反應： O2+2H2O+4e→ 4OH電池總反應： 2H2+O2=2H2O 金屬的腐蝕與防護 (1)金屬腐蝕金屬表面與周圍物質發(fā)生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應為： Fe→ Fe2++2e。若水膜在酸度較高的環(huán)境下，正極反應為： 2H++2e→ H2↑，該腐蝕稱為 析氫腐蝕 。從而達到對金屬的防護；也可以利用原電池原理，采用犧牲陽極保護法。 第 2章、化學反應的方向、限度與速率 ( 2節(jié) )原電池的反應都是自發(fā)進行的反應，電解池的反應很多不是自發(fā)進行的，如何判定反應是否自發(fā)進行呢 ? 一、化學反應的方向 反應焓變與反應方向放熱反應多數能自發(fā)進行，即Δ H0 的反應大多能自發(fā)進行。如 NH4HCO3 與 CH3COOH 的反應。 反應熵變與反應方向熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。產生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發(fā)進行。Δ HTΔ S=0 反應達到平衡狀態(tài)。在溫度、壓強一定的條件下，自發(fā)反應總是向Δ HTΔ S0 的方向進行，直至平衡狀態(tài)。 (2)平衡常數 K的大 小反映了化學反應可能進行的程度 (即反應限度 )，平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。 反應的平衡轉化率 (1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。提高一種反應物的濃度，可使另一反應 物的平衡轉化率提高。 反應條件對化學平衡的影響 (1)溫度的影響升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。 (2)濃度的影響增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動?；どa中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。Δ Vg≠ 0 的反應，增大壓強，化學平衡向氣態(tài)物質體積減小的方向移動。 【例題分析】例 已知下列熱化學方程式：(1)Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2(g)Δ H=25kJ/mol(2)3Fe2O3(s)+CO(g)=2Fe3O4(s)+CO2(g)Δ H=47kJ/mol(3)Fe3O4(s)+CO(g)=3FeO(s)+CO2(g)Δ H=+19kJ/mol 寫出 FeO(s)被 CO還原成 Fe 和 CO2 的熱化學方程式。我們可從題目中所給的有關方程式進行分析：從方程式 (3)與方程式 (1)可以看出有我們需要的有關物質，但方程式 (3)必須通過方程式 (2)有關物質才能和方程式 (1)結合在一起。解析：作為燃料電池，總的效果就是把燃料進行燃燒。用總反應式減去電池負極 (即題目指的陽極 )反應式，就可得到電池正極 (即題目指的陰極 )反應式： O2+2CO2+4e=2CO32。 B、吸熱的自發(fā)過程常常是熵值增加的過程。 D、只根據焓變來判斷化學反應的方向是可以的。只根據焓變來判斷反應進行的方向是片面的，要用能量判據、熵判據組成的復合判據來判斷， D錯誤。有些吸熱反應也可以自發(fā)進行。答案： BC。 (2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。 (3)不同反應的反應歷程不同。 化學反應速率 (1)概念：單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的
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