2Al＋3H2SO4＝Al2(SO4)3＋3H2↑ Zn＋2HCl＝ZnCl2＋H2↑
2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑ Fe＋H2SO4＝FeSO4＋H2↑
从这些化学反应我们能看出反应快慢？
[答]：从这些方程式，我们看不出反应快慢，但我们可以从制取氢气反应中气泡产生快慢的宏观现象来判断
这些反应不仅可以从气泡产生的快慢来判断反应快慢而且，也可以由固体量减少的快慢或者其它宏观现象来判断
Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu 溶液蓝色褪去的快慢 CaCl2＋Na2CO3＝CaCO3↓＋2NaCl 溶液出现浑浊的快慢 一、化学反应速率
1、表示方法：化学反应速率用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示2、表达式：v＝△C／△t 3、常用单位：mol/(L·S)、mol/(L·min)、mol/(L·h) 在具体的运用和理解化学反应速率时，还应该注意下面几个问题： 1、化学反应速率是标量，即只有大小而没有方向
2、一般计算出的化学反应速率是一段时间内的平均反应速率
3、不用纯液体和固体表示化学反应速率，因为它们“浓度”是不变的
4、对于同一化学反应速率用不同的的物质表示其化学反应速率，可能不相同，但其化学反应速率比等于化学方程式中化学计量数之比 例如：N2＋3H2＝2NH3中，VN2 :VH2:VNH3＝1:3:2 二、影响化学反应速率的因素
1、内因：反应物本身的性质
2、外因：⑴浓度：反应物浓度越大，速率越大⑵温度：体系温度越高，速率越大 ⑶固体表面积：块装固体反应速率小于粉末状固体反应速率⑷催化剂：能大大改变速率 ⑸压强：有气体参与的反应压强越大，速率越大 1-2化学反应的限度
1、可逆反应和不可逆反应：
（1）可逆反应：在同一条件下，能同时向正、逆两个方向进行的反应。通常把从左向右 进行的反应称为正反应。把从右向左的反应称为逆反应。如： N2+3H2 2NH3+Q
（2）不可逆反应：在同一条件下，不能同时向两个方向进行的反应。可看成正、逆反应的趋势差别很大，反应“一边倒”。正、逆反应是相对的。 （3）可逆反应的特点：
a.正反应和逆反应之间具有既对立有统一的关系。即正反应和逆反应是两个方向完全相反的不同的化学反应。但他们有同时存在，不可分离。例如：某容器内有SO2和O2合成SO3的化学反应，那么也一定有SO3分解为SO2和O2的化学反应。
b.正反应和逆反应的发生性质相同。例如：SO2具有跟O2合成SO3的性质，SO3也有分解生成SO2和O2的性质。
c.正反应和逆反应发生的条件相同。例如：SO2和O2合成SO3和SO3分解为SO2和O2的条件都是催化剂、高温。如果对反应体系施加影响化学反应速度率的措施，正反应速率和逆反应速率都会受到影响。例如升高或者降低温度，增大或者减小压强，
2 SO2+O2 2SO3 和2 SO3 2 SO2+O2的反应速率都会发生相应的变化。
d.各反应物、生成物同时存在 。方程式两边的物质互为反应物和生成物。任何一种物质的生成率都小于1。任何一种物质的存在量都大于0。但存在量不能无条件的确定。
e.事实上，大部分化学反应都是可逆反应。只不过有的可逆性较弱，有的可逆性很强。 2、化学平衡状态：
定义：在一定条件下，可逆反应中正反应速率与逆反应速率相等，反应混合物中各组成 成分的含量保持不变的状态，叫做化学平衡状态。 注意：
1、化学反应中，只有可逆反应才能形成化学平衡。非可逆反应不能形成化学平衡。
2、可逆反应需要在有关条件（如物质的温度，气体的压强、物质的浓度等）确定的前提下才能够形成化学平衡。
3、化学平衡是可逆反应进行的最大限度。 4、化学平衡的特点：“动、定、变”
a.反应物与生成物处于动态平衡，在化学平衡状态，可逆反应的正反应和逆反应都还在不断的进行着，只是此时V正=V逆（且都大于0）。而不是停止了化学反应。
b.在化学平衡状态，任何反应物与生成物浓度保持一定，百分组成保持一定；（或说反应物与生成物的含量保持一定）
c.影响平衡的外界条件改变，平衡状态即被破坏，发生平衡移动。 3、影响化学平衡的条件：
化学平衡状态是与外界条件有关的。外界某种条件改变时，使正、逆反应速率不等，平 衡混合物中各组成物质的百分含量（或浓度）也随之改变，原来的平衡被破坏直到建立 新条件下的另一种平衡状态。这种改变的过程，叫化学平衡的移动。 影响化学平衡的重要条件有：浓度、压强、温度。 三、例题：
例1、问：点燃氢气和氧气的混合物可剧烈地化合生成水，电解水时又可生成氢气和氧气，这是不是一个可逆反应？为什么？ 答：不是。因为反应条件不一样. 问：可逆反应能否进行到底？
答：不能，因而对于任何一个可逆反应都存在一个反应进行到什么程度的问题。 化学平衡的特点：“动、定、变” 第二单元 化学反应中的热量
1. 生活中哪些事实说明了在化学反应中伴随着能量的变化？请说出能量转化的方式。 生活实例 能量转化方式 绿色植物的光合作用 把光能—→化学能 动植物维系生命活动 把化学能—→热能 人们烤火（燃料燃烧） 把化学能—→热能 电池发电 把化学能—→电能 萤火虫夜晚发光 把化学能—→光能 从上述事实我们发现，化学反应总是伴随着各种能量的变化，而其中最常见的是以热量的形式吸收和释放。
一、化学反应中的热量变化
放热反应：放出热量的化学反应 1、化学反应 能量变化 吸热反应：吸收热量的化学反应
2、常见的吸热、放热反应 放热反应：
（1）金属与酸生成气体的反应；（2）所有燃烧反应； （3）酸碱中和反应；（4）大多数的化合反应 吸热反应：
（1）氢氧化钡与氯化铵晶体的反应（2）C（s）+CO2（g）
2CO（g）；
（3）C（s）+H2O（g）CO（g）+H2（g）（4）大多数的分解反应
判断反应是放热还是吸热反应。
1.镁条的燃烧。2.高温煅烧石灰石。3.氧化钙与水的反应。
4.盐酸与氢氧化钠溶液反应5.高温下木炭与二氧化碳反应生成一氧化碳。6.炸药爆炸 7.Ca(OH)2和NH4Cl的反应8.炽热的碳与H2O的反应9.甲烷在氧气中的燃烧 为什么有的反应放热，有的却吸热？放热、吸热反应本质上如何区分呢？
【图示法表示】
放热反应 吸热反应 3、放(吸)热反应中的能量变化
放热反应: ∑ E(反应物) ＞ ∑ E(生成物)
∑ E(反应物) = ∑ E(生成物) + 放出的热量 吸热反应: ∑ E(反应物) ＜ ∑ E(生成物)
∑ E(生成物) = ∑ E(反应物) + 吸收的热量
在化学反应中物质转化要遵循质量守恒，而能量转化也要遵循能量守恒。我们将吸热、放热反应中吸收和放出的热量用反应热（△H）来表示。 4.反应热
(1)定义：在化学反应中放出或吸收的热量叫反应热。
－
(2)符号： △H (3)单位：kJ •mol1
放热反应: ∑ E(反应物) ＞ ∑ E(生成物) △H＜0 吸热反应: ∑ E(反应物) ＜ ∑ E(生成物) △H＞0
化学反应的实质 吸热反应 放热反应 二、热化学方程式
1．定义：热化学方程式是表示化学反应中的物质变化和焓变（或能量变化；热量变化）。 讨论：热化学方程式与化学方程式在写法上有何不同？请同学归纳热化学方程式的书写要点。 2．书写要点
① 写出正确的化学方程式 。 ② 注明反应物和生成物的状态 。 ③ 表明反应热（注意正负值） 。 第三单元 化学能与电能的转化 3-1 化学能转化为电能
原电池原理：在锌电极（负极）：Zn - 2e→ Zn2+ （氧化反应） 在铜电极（正极）：Zn - 2e→ Zn2+ （还原反应） 反应总方程式 Zn+2H+=Zn2++H2↑ 电子流动方向：电子流从原电池的负极经导线流向正极（而电流从原电池的正极经导线流向负极）
原电池的形成条件
1、两极：
负极：比较活泼的金属（能与电解质溶液发生氧化还原反应） 正极：比较不活泼的金属或能导电的非金属 2、一线（两电极相互接触） 3、电解质溶液
三、金属的腐蚀 M - ne- = Mn+
在这些微小的原电池里，做负极的铁失去电子被氧化，钢铁表面的水吸收氧气得电子生成OH-，这样钢铁制品被慢慢腐蚀。 1.化学腐蚀 2.电化学腐蚀
钢铁在潮湿空气里腐蚀 负极：Fe - 2e- = Fe2+ 正极：2H2O + O2 + 4e- = 4OH- 化学腐蚀和电化学腐蚀的比较
条件 现象 本质 化学腐蚀 金属跟氧化剂直接接触 无电流产生 金属被氧化的过程 电化学腐蚀 不纯金属或合金跟电解质溶液接触 有微弱电流产生 较活泼的金属被氧化的过程 相互关化学腐蚀和电化学腐蚀往往同时发生 系 金属被腐蚀后，在外形、色泽以及机械性能等方面都将发生变化，会使机器设备、仪器、仪表的精密度和灵敏度降低，影响使用以至报废，甚至发生严重事故。据估计，每年由于腐蚀而直接损耗的金属材料，约占金属年产量的10%。因此防止金属腐蚀有很重要的意义。金属的防护方法有多种，同学们在课下已做了充分的准备，下面请各组派代表发言。 3-2 化学电源 一、制作水果电池 二、化学电源
依据原电池的反应原理，人们发明并制造了多种多样的化学电源。化学电源有一次电池与二次电池之分。各种干电池是一次电池，用过之后不能复原。蓄电池是二次电池，在充电后能继续多次使用。化学电源的能量转化率是燃料燃烧所不可比拟的。化学电源不仅在生活中得到了广泛的应用，而且在高科技领域乃至航天技术中也是不可或缺的。 化学电源
1. 干电池 2.铅蓄电池 3.锂电池 4.新型燃料电池（写出电极反应式及总反应式） 3-3 电能转变为化学能 一、电解反应 1.电解池与电解
电解池由电源、阴极、阳极和电解质溶液各部分。
跟电源负极相联接的电极称为阴极，在阴极有过剩的负电荷；跟电源正极相联接的一极 称为阳极，在阳极有过剩的正电荷。
在食盐水溶液中存在大量的Na+和Cl- ，还有微量的H+ 和OH-。当接通电源时，带正电荷的Na+和H+向阴极定向移动，带负电荷的Cl- 和OH-向阳极定向移动。在阴极，由于H+比Na+易
—
得电子，H+得电子发生还原反应：2H++2e=H2↑在阴极区域由于H+发生还原反应成为H2逸
———
出，溶液中OH浓度大于H+溶度，溶液显碱性，使酚酞显红色。在阳极，由于Cl比OH
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易失电子，Cl失电子生氧化反应：2Cl-2e= Cl2↑ 在阳极区域由于Cl发生氧化反应（2Cl—
-2e=Cl2 ）成为Cl2。Cl2和碘化钾反应生成碘（Cl2+2KI=2KCl+I2），碘遇淀粉变蓝色。总之，
—
由于在阴极生成氢气，在阳极生成氯气，没有参加氧化还原反应的Na+和OH形成氢氧化钠溶液，这就是我们已学的电解食盐水反应的基本原理。电解食盐水反应的化学方程式为：
电解
2NaCl+2H2O2NaOH + H2 ↑ +Cl2↑ 阴极产物 阳极产物
2.电解反应是电流作用下发生的氧化还原反应，电解过程电能转化为化学能。 实例 电解CuCl2溶液 电解食盐水 电解水 电极反应 阴极产物 铜 生 烧碱、氢气 生 氢气 阳极产物 氯气 氯气 氧气 化学方程式 CuCl2电解 阳极发反应； 阴极发反应。 Cu + Cl2↑ 电解2NaCl+2H2H2↑+Cl2↑ 2H2O电解 2NaOH + 2H2↑ +O2↑ 进行电解时，在阳极，粗铜板上的Cu失去电子被氧化：Cu-2e=Cu2+，进入溶液；（粗铜板“瘦—
身”变小）；在阴极，Cu2+在纯的铜簿片得电子发生还原反应：Cu2++2e=Cu（纯的铜簿片变大）。所以，当电路中通过电流时，阳极上的粗铜不断溶解，阴极上不断析出铜，这样得到的精铜又叫做电解铜，其纯度大于99.9%。 这就是工业上铜电解精练的基本原理。 二、电解反应的应用 1.铜的电解精练
如果以上电解精炼的装置改为以下装置（用一个铁器件做阴极，用铜板做阳极，仍用硫酸铜溶液为电解质），进行电解，会发生什么样的变化呢？
接通电源时：
—
在阳极Cu失电子被氧化而进入溶液：Cu-2e=Cu2+；
—
在铁阴极Cu2+得电子还原为铜：Cu2++2e=Cu，镀在铁器件上。 2.电镀
利用电解的方法把一层薄金属覆盖在一件物品表面的过程叫做电镀。电镀的作用是防止物品受侵蚀或使物品外表更美观。在电镀过程中，把清洁后的待镀物品作为阴极，拟镀金属作为阳极，以含有拟镀金属阳离子的溶液作为电解质。 3.电解法制金属
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