高三化學《化學反應與能量的變化》教案

1、第一章 化學反應與能量第一節(jié)化學反應與能量的變化教學目標：1. 能舉例說明化學能與熱能的相互轉化，了解反應熱的概念。2. 知道化學反應熱效應與反應的焓變之間的關系。教學重點、難點：化學反應熱效應與反應的焓變之間的關系。探究建議：查閱資料、交流探究。課時劃分：一課時。教學過程： 討論 在我們學過的化學反應當中，有哪些反應伴隨著能量（熱量）變化？ 引言 通過討論知道，在化學反應當中，常件有能量變化，現(xiàn)在我們來學習化學反應中的能量變化。 板書 第一章化學反應與能量第一節(jié)化學反應與能量的變化一、反應熱焓變：在化學反應過程中放出或吸收的熱量、通常叫做反應熱。又稱焓變。（ 1 ）符號：用H表示。（ 2）單

2、位：一般采用kJ/mol 。（ 3）可直接測量，測量儀器叫量熱計。（ 4）研究對象：一定壓強下，在敞口容器中發(fā)生的反應所放出或吸收的熱量。（ 5）反應熱產生的原因： 設疑 例如：H2（g） Cl 2（g） = 2HCl（g）實驗測得lmol H 2與 lmol Cl 2反應生成2 mol HCl 時放出 184.6 kJ 的熱量，從微觀角度應如何解釋？ 電腦投影 析疑 化學鍵斷裂時需要吸收能量。吸收總能量為：436kJ 243kJ 679 kJ ，化學鍵形成時需要釋放能量。釋放總能量為：431kJ 431kJ 862 kJ ，反應熱的計算：862kJ 679kJ=183kJ 講述 任何化學反應

3、都有反應熱，這是由于反應物中舊化學鍵斷裂時，需要克服原子間的相互作用而吸收能量；當原子重新組成生成物、新化學鍵形成時，又要釋放能量。新化學鍵形成時所釋放的總能量與反應物中舊化學鍵斷裂時所吸收的總能量的差就是此反應的反應 板書 (6)反應熱表示方法： 學生閱讀教材小結 當生成物釋放的總能量大于反應物吸收的總能量時，反應為放熱反應，使反應本身能量降低，規(guī)定放熱反應H為“一”，所以H為“一”或H<0時為放熱反應。上述反應H2(g) Cl2(g) = 2HCl(g) ，反應熱測量的實驗數(shù)據(jù)為184.6 kJ/mol ，與計算數(shù)據(jù) 183kJ/mol 很接近，一般用實驗數(shù)據(jù)表示，所以H =-184

4、.6 kJ/mol 。當生成物釋放的總能量小于反應物吸收的總能量時，反應是吸熱反應，通過加熱、光照等方法吸收能量，使反應本身能量升高，規(guī)定H為“”，所以H為“”或H> 0時為吸熱反應。H為“一”或H<0時為放熱反應。 板書 H為“”或H>0時為吸熱反應； 講解 ( 1 )如果反應物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量，反應物轉化為生成物時放出熱量。反應為放熱反應。規(guī)定放熱反應H為“一”。( 2)如果反應物所具有的總能量小于生成物所具有的總能量，反應物轉化為生成物時吸收熱量。反應為吸熱反應。規(guī)定H為“”。 投影 例 1 ： 1molC與 1molH2O(g)反應失成lmol

5、CO(g) 和 1mol H 2(g) ，需要吸收131.5kJ 的熱量，該反應的反應熱為H=kJ/mol 。 ( 131.5)例 2 ：拆開 lmol H H鍵、lmol N H鍵、lmolN N鍵分別需要的能量是436kJ、 391kJ、946N，則1mol N2生成NH3的反應熱為， 1mol H2生成NH3的反應熱為。分析：N2(g) 3H2(g) 2NH3(g) ，因拆開lmol N H鍵和生成lmol N H鍵吸收和釋放出的能量相等，所以此反應的反應熱計算如下：2 × 3× 391kJ/mol-946kJ/mol- 3× 436kJ/mol=92kJ/

6、mol192而 lmol H 2只與 mol N 2反應，所以反應熱H= kJ/mol 30.6kJ/mol ，則此題33lmolN 2生成NH3的反應熱H = -92kJ/mol 。 過渡 什么是化學反應熱？如何表示？如何準確地描述物質間的化學反應及其能量變化？下面我們來學習熱化學方程式。 板書二、熱化學方程式1 定義：表明反應所放出或吸收的熱量的化學方程式，叫做熱化學方程式。例：H2(g) I 2(g)2HI(g) ；H= 14.9 kJ/mol 學生分析 熱化學方程式不僅表明了化學反應中的物質變化，也表明了化學反應中的能量變化。 板書 2 書寫熱化學方程式的注意事項：( 讓學生閱讀教材歸

7、納、總結)(1) 需注明反應的溫度和壓強。因反應的溫度和壓強不同時，其H不同。 講述 但中學化學中所用的H的數(shù)據(jù)，一般都是在101 kPa和 25 時的數(shù)據(jù)，因此可不特別注明。但需注明H的“”與“”。 板書 (2) 要注明反應物和生成物的狀態(tài)。物質的聚集狀態(tài)，與它們所具有的能量有關 討論 例如：H2(g) 1 O2(g) = H 2O(g) ；H=-241.8 kJ/mol2H2(g) 十 1 O2 (g) H2O(l) ；H=-285.8kJ/mol2從上述兩個熱化學方程式可看出，lmol H 2反應生成H2O(l) 比生成H2O(g)多放出44kJ/mol的熱量。產生的熱量為什么不同？ 板

8、書 (3) 熱化學方程式各物質前的化學計量數(shù)不表示分子個數(shù)，它可以是整數(shù)也可以是分數(shù)。對于相同物質的反應，當化學計量數(shù)不同時，其H也不同。 投影 例如：H2(g)+C1 2(g) = 2H Cl(g) ；H=-184.6 kJ/mol1 H2(g)+ 1 Cl 2(g) = HCl(g) ；H92.3 kJ/mol22 板書 3 熱化學方程式的含義 投影 例：H2(g) 1 O2(g) = H 2O(g)；H=-241.8 kJ/mol ，表示 lmol 氣態(tài)H221和mol氣態(tài)O2反應生成lmol 水蒸氣，放出241.8kJ 的熱量。(在 101kPa和 25 時 )2H2(g) 十 1 O

9、2 (g) H2O(l) ；H=-285.8kJ/mol ，表示 lmol 氣態(tài)H2與1 mo氣態(tài)O2反應在10122kPa和 25 時，生成lmol 液態(tài)水，放出 285.8kJ 的熱量。 學生歸納 描述在一定條件下，一定量某狀態(tài)下的物質，充分反應后所吸收或放出熱量的多少。 板書4 熱化學方程式的應用 投影例 1 已知在25，101kPa 下， 1g C8H18( 辛烷 ) 燃燒生成二氧化碳和液態(tài)水時放出48. 40kJ 熱量表示上述反應的熱化學方程式正確的是 ( )25A C8H18(1)O2(g) 8CO2(g) 9H2O(g)；H48. 40kJ/mol225B C8H 18 (1)2

10、 O2 (g) 8CO2 (g) 9H 2O(1) ；H5518kJ/mol25C C8H18(1)O2(g) 8CO2(g) 9H2O(1)；H +5518kJ/mol2D 2C8H18(1) 25O2(g) 16CO2(g) 18H2O(1)；H11036kJ/mol分析與解答1 mol C8H18燃燒放出熱量48. 40kJ/g × 114g 5518kJ。 答案 BD例 2 0 . 3mol 的氣態(tài)高能燃料乙硼烷( B2H6)在氧氣中燃燒，生成固態(tài)三氧化二硼和液態(tài)水 ， 放 出 649. 5kJ 熱 量 ， 其 熱 化 學 方 程 式 為 又 已 知 ：H 2O(1)H 2O

11、(g) ； H 44kJ 則 11. 2L(標準狀況) 乙硼烷完全燃燒生成氣態(tài)水時放出的熱量是 kJ 分析與解答649.5kJ1 mol B 2H 6 燃燒放出熱量2165kJ0. 5mol B 2 H 6燃燒生成液態(tài)水(1 . 5mol)0.3，1放出熱量為2 2165kJ， 1. 5mol H2O(1)變?yōu)?1. 5mol H2O(g) 需吸收熱量為66kJ，所以，0. 5mol B 2H 6燃燒生成氣態(tài)水時放出熱量為：1 2165kJ 1.5 44kJ 1016.5kJ2答案 B2H6(g) 3O2(g)B2O3(s) 3H2O(l) ；H2165kJ/mol 1016 . 5 小結 略

12、 作業(yè) P 5 1 、 2、 3、 4 板書計劃 第一節(jié)化學反應與能量的變化一、反應熱焓變：在化學反應過程中放出或吸收的熱量、通常叫做反應熱。又稱焓變。( 1 )符號：用H表示。( 2)單位：一般采用kJ/mol 。( 3)可直接測量，測量儀器叫量熱計。( 4)研究對象：一定壓強下，在敞口容器中發(fā)生的反應所放出或吸收的熱量。( 5)反應熱產生的原因：( 6)反應熱表示方法：當生成物釋放的總能量大于反應物吸收的總能量時，反應為放熱反應，H為“一”或 H< 0當生成物釋放的總能量小于反應物吸收的總能量時，反應是吸熱反應，H為“十”或 H> 0二、熱化學方程式1 定義：表明反應所放出或吸

13、收的熱量的化學方程式，叫做熱化學方程式。2 書寫熱化學方程式的注意事項：(1) 需注明反應的溫度和壓強；因反應的溫度和壓強不同時，其H不同。(2) 要注明反應物和生成物的狀態(tài)。(3) 熱化學方程式各物質前的化學計量數(shù)不表示分子個數(shù)，它可以是整數(shù)也可以是分數(shù)。對于相同物質的反應，當化學計量數(shù)不同時，其H也不同。(4) 熱化學方程式的舍義描述在一定條件下，一定量某狀態(tài)下的物質，充分反應后所吸收或放出熱量的多少。4熱化學方程式的應用 備課參考資料剖析中學化學教材中熱化學方程式的表示方法按照國家指令性規(guī)定，在使用“量和單位”的名稱、符號、書寫規(guī)則時都應符合中華人民共和國國家標準GB31003102-9

14、3 “量和單位” ( 以下簡稱國標)的規(guī)定。 全日制普通高級中學教科書( 試驗本 ) 化學 ( 以下簡稱“新教材”) 遵循國家的有關規(guī)定，結合中學化學教學特點，在物理量的引用上，積極貫徹“量和單位”國家標準，規(guī)范了教材中相關物理量的表述。本文就新教材里“化學反應中的能量變化”中引入熱力學函數(shù)“H”及其由此引發(fā)的熱化學方程式的表示方法問題作一些探討。一、新教材引入 H 的必要性和依據(jù)在化學反應中，物質發(fā)生化學變化的同時，還伴隨有能量的變化，通常以熱能的形式表現(xiàn)出來，稱為反應熱。這種化學反應的熱效應（反應中吸收或放出的熱量）可用熱化學方程式來表示。在舊教材中熱化學方程式是這樣表示的：C（固） +

15、O 2（氣 ） = CO 2（氣） + 393.5 kJ上式表示標準狀態(tài)（ 即反應體系在壓強為101kPa 和溫度為25時的狀態(tài)） 下， 1mol 固態(tài)碳和 1mol 氧氣反應生成1mol 二氧化碳氣體時放出393.5kJ 的熱量。這種表示方法的優(yōu)點是寫法直觀，容易為學生所理解。但由于物質的化學式具有表示物種及其質量之意義，化學方程式揭示的又是物質的轉化關系，而熱化學方程式的這種表示方法把反應中物質的變化和熱量的變化用加號連在一起是欠妥的。因此， 國標規(guī)定，熱量（ Q） 應當用適當?shù)臒崃W函數(shù)的變化來表示，例如用“T·S”或“ H”表示（ S 是熵的變化， H 是焓的變化） 。在中等

16、化學中，一般僅研究在一定壓強（ 即恒壓條件） 下，在敞開容器中發(fā)生的反應所放出或吸收的熱量。因此根據(jù)熱力學第一定律：系統(tǒng)在過程中的熱力學能（ 舊稱內能） 變化“ U”等于傳給系統(tǒng)的熱量“Q”與外界對系統(tǒng)所作功“W”之和，即： U = Q + W。當系統(tǒng)處于恒壓過程時，則有： U = QP + W若系統(tǒng)在反應過程中只有體積功，即：W= P（ V2 V1） = （ P2V2 P1V1） ，則有： U = QP （ P2V2P1V1）依據(jù)焓 （ H ） 的定義：H = U + PV，顯然：QP = （ U2 U1）+（ P2V2P1V1）= （ U2+P2V2） （ U1+P1V1） = H2 H1

17、 =H即有：QP = H式中“QP”叫恒壓熱，是指封閉系統(tǒng)不做除體積功以外的其他功時，在恒壓過程中吸收或放出的熱量。上式表明，恒壓熱等于系統(tǒng)焓的變化。所以，在中等化學所研究的反應范圍之內， Q = QP =H，這就是新教材中引入 H的依據(jù)。但需注意的是，限于中等化學學生的知識水平和接受能力，教材不便引入焓的概念，而仍稱“ H”為反應熱，教學中也不必引深。二、引入H 后的熱化學方程式表示方法新教材引入 H 這個物理量后，熱化學方程式的表示方法同舊教材相比發(fā)生了如下變化。1 根據(jù)國家標準，在熱力學中將內能U 改稱為熱力學能。其定義為：對于熱力學封閉系統(tǒng)， U = Q + W式中“Q”是傳給系統(tǒng)的能

18、量，“ W”是對系統(tǒng)所作的功。Q、 W都是以“系統(tǒng)”的能量增加為 “ +” 來定義的。而舊教材中，Q是以“環(huán)境” 的能量增加（或以 “系統(tǒng)” 的能量減少）為“+”來定義的，這樣，舊教材中熱化學方程式中反應熱的“+”、 “”所表示的意義正好與國家標準的規(guī)定相反。因此，引入 H 以后，當反應為放熱反應時， H 為“”或 H < 0 （ 表明系統(tǒng)能量減少） ；當反應為吸熱反應時， H 為“+”或 H > 0 （ 表明系統(tǒng)能量增加）。2 在舊教材里，熱化學方程式中物質的聚集狀態(tài)用中文表示，如固、 液、 氣等。 根據(jù) 國家標準 ，應當用英文字母（ 取英文詞頭） 表示，如“s ”代表固體 （s

19、olid） 、 “ l ”代表液體(liquid) 、 “ g”代表氣體(gas) 、 “ aq”表示水溶液(Aqueous solution) 等。3熱化學方程式中反應熱的單位不同。舊教材中反應熱的單位是J 或 kJ，而 H的單位為 J/mol 或 kJ/mol 。根據(jù)引入 H以后的這些變化，類似以下熱化學方程式的表示方法已經廢除：C(固 ) + O 2(氣 ) = CO 2(氣 ) + 393.5 kJC(固 ) + H 2O(氣 ) = CO( 氣 ) + H 2( 氣 ) 131.5 kJ正確的表示方法為：在化學方程式中用規(guī)定的英文字母注明各物質的聚集狀態(tài)。然后寫出該反應的摩爾焓變 r

20、Hm(下標“r”表示反應，“m”表示摩爾)。實際上通常給出的是反應體系處于標準狀態(tài) (指溫度為298.15K， 壓強為 101kPa時的狀態(tài))時的摩爾焓變 ， 即反應的標準摩爾焓 變 ，以“ rHm ” 表示 ( 上標“ ”表示標準 )。方程式與摩爾焓變 間用逗號或分號隔開。例如：C(s)+O2(g) = CO 2(g) ； rHm (298.15 K) = 393.5 kJ/molC(s)+H2O(g) = CO(g)+H 2(g) ； rHm (298.15 K) =+131.5 kJ/mol由于 r Hm與反應體系的溫度和壓強有關，對于非標準狀態(tài)下的反應體系，書寫熱化學方程式時還應注明反

21、應的溫度和壓強。但中等化學所用的 rHm的數(shù)據(jù)，一般都是反應的標準摩爾焓變 ，因此可不特別注明?？紤]到這一點和中等化學學生的知識水平和接受能力，新教材中將“ rHm ( 298.15K)”簡寫為 H 來表示。例如：C(s)+O 2(g) = CO 2(g) ； H = 393.5 kJ/molC(s)+H2O(g) = CO(g)+H 2(g) ； H = +131.5 kJ/mol三、 H 的單位與反應進度基于對中等化學知識的要求深度，新教材中沒有引入“反應進度 ( 代號為 ) ”這個物理量。但應明確， r Hm的單位“kJ/mol ”中的“mol”是指定反應體系的反應進度的國際單位制 (

22、簡稱 SI) 單位，而不是物質的量的單位。反應進度的定義為：對于化學反應0 = BB ，nB( ) = nB(0) + B式中 “ nB(0) ”和“nB( )”分別為反應進度 =0(反應未開始) 和 = 時 B的物質的量，“ B”為反應中B 物質的化學計量數(shù)( 對于反應物其為負，對于產物其為正) 。因“nB(0) ”為常數(shù)，則對于反應系統(tǒng)發(fā)生微小變化時有：d = B 1dnB對于反應系統(tǒng)發(fā)生有限的變化，則有： = B 1 nB在此所定義的反應進度，顯然只與指定反應系統(tǒng)的化學方程式的寫法有關，而與選擇系統(tǒng)中何種物質B無關。反應進度與物質的量具有相同的量綱，SI 單位為mol。由于 的定義與 B有關，因此在使用 及其與此相關的其它物理量時必須指明化學方程式，否則是無意義的。 例如， 說“氫氣跟氧氣反應生成水蒸氣的標準摩爾焓 變 為： rHm (298.15 K) = 483.6 kJ/mol ”是不明確的。反應進度是研究化學反應過程狀態(tài)變化的最基礎的物理量。由于化學中引入了此量，使涉及化學反應的量綱和單位的標準化大大前進了一步，也很好地解決了一系列物理量在量綱上出現(xiàn)的困難和矛盾。對于化學反應“0 = BB”，反應的摩爾焓 變 rHm，一般可由測量反應進度 1 2時的焓變H ，除以反應進度變 而得