高二化學開學第一課2023年高中秋季開學指南之愛上化學課

蛻變高一綻放高二收拾心情整裝待發(fā)你都干了啥?收拾心情整裝待發(fā)旅游學習躺平釣魚游戲收拾心情整裝待發(fā)醒醒吧我們高二了序言高一物質的量高二選必修一經歷過必修一物質的量摧殘后，我們即將迎來新的挑戰(zhàn)——化學反應原理。收拾心情整裝待發(fā)收拾心情整裝待發(fā)比較難，原理性的內容較多，知識點比高一的會更復雜，需要理解的內容更多總體難度難度分界嶺化學平衡狀態(tài)及平衡圖像分析蓋斯定律溶解平衡電化學基礎鹽類水解電離平衡收拾心情整裝待發(fā)難點，較抽象難理解，但規(guī)律性比較強，其知識點具有一定的連貫性和系統(tǒng)性總體難度難度分界嶺構造原理價層電子對互斥模型雜化軌道理論晶胞晶體模型配合物收拾心情整裝待發(fā)總體難度難度分界嶺有機化學入門最難，其規(guī)律性更強，一旦摸準了規(guī)律，學起來還是比無機輕松些的，有機化學里物質多、結構比較復雜，學時要按照體系來，烷烴，烯烴，鹵代烴，醇和酚，醛和酮，羧酸，酯，記住它們的結構和官能團的特性，記住結構決定性質，一半的有機就已經可以掌握了烴同分異構鹵代烴等效氫醇和酚波普分析醛和酮羧酸酯高聚物實驗復習周期：課后復習、單元復習、章節(jié)復習復習方法：復述、默寫、找聯(lián)系多記憶：基本概念和原理，化學方程式以及其他知識通覽課本；課前預習：精讀新課內容，標記不懂，做課本上的練習；帶著疑問、難點，聽課課本為主線，吃透課本；課前預讀、課后細讀、經常選讀(邊讀邊思考)認真、細致地觀察老師的演示實驗，對實驗所用的儀器、藥品、裝置以及實驗原理、步驟、現(xiàn)象和注意事項，都必須弄清、記熟學習建議預習標記復習記憶吃透課本重視實驗艾賓浩斯遺忘曲線學習建議0%21%23%26%44%58%記憶數(shù)量20分鐘忘記42%60分鐘忘記56%1天忘記74%學習后的時間1周忘記77%1個月忘記79%一切由開始從實現(xiàn)第一節(jié)反應熱第1課時化學反應的熱效應第一章新課第一課時從宏觀和微觀兩個視角認識反應熱2反應熱的概念及中和反應反應熱的測定原理1本節(jié)重點本節(jié)難點木炭在空氣里燃燒木炭在氧氣里燃燒木炭在液氧里燃燒化學反應中的能量變化是以物質變化為基礎的，能量變化的多少與參加反應的物質種類和多少密切相關。與研究化學反應中的物質變化一樣，研究化學反應中的能量變化同樣具有重要意義。那么，如何定量描述化學反應中釋放或者吸收的熱量呢？體系(系統(tǒng))反應熱及其測定研究反應熱時，需要明確體系和環(huán)境示例：鹽酸與NaOH溶液的反應試管中的鹽酸、NaOH溶液及發(fā)生的反應等看作一個反應體系被研究的物質系統(tǒng)環(huán)境盛溶液的試管和溶液之外的空氣等看作環(huán)境因溫度不同而在體系與環(huán)境之間交換或傳遞的能量熱量與體系相互影響的其他部分一些說明反應熱及其測定化學反應的熱效應(反應熱)熱量化學反應的熱效應(反應熱)反應前后體系的溫度相等體系環(huán)境一些說明等溫條件下，化學反應體系向環(huán)境釋放或從環(huán)境吸收的熱量反應熱及其測定許多反應熱可以通過量熱計直接測定一些說明反應熱的測定工具例如，鹽酸與NaOH溶液反應的過程中會放出熱量，導致體系與環(huán)境之間的溫度產生差異。在反應前后，如果環(huán)境的溫度沒有變化，則反應放出的熱量就會使體系的溫度升高，這時可以根據(jù)測得的體系的溫度變化和有關物質的比熱容等來計算反應熱c：比熱容m:體系的質量t1、t2：反應前和反應后體系的溫度Q：放出的熱量Q＝c

·m·(t2－t1)反應熱的計算公式為了保證HCl被完全中和中和反應反應熱的測定實驗探究反應熱及其測定實驗測量用量筒量取50mL0.50mol/L鹽酸，打開杯蓋，倒入量熱計的內筒，蓋上杯蓋，插入溫度計，測量并記錄鹽酸的溫度(數(shù)據(jù)填入下表)。用水把溫度計上的酸沖洗干凈，擦干備用。步驟一用另一個量筒量取50mL0.55mol/LNaOH溶液①，用溫度計測量并記錄NaOH溶液的溫度(數(shù)據(jù)填入下表)。步驟二測量項目一反應物溫度的中和反應反應熱的測定實驗探究反應熱及其測定打開杯蓋，將量筒中的NaOH溶液迅速倒入量熱計的內筒，立即蓋上杯蓋，插入溫度計，用攪拌器勻速攪拌。密切關注溫度變化，將最高溫度記為反應后體系的溫度(t2)。步驟三步驟四重復上述步驟(

1)至步驟(2)兩次。測量項目二反應后體系溫度實驗測量目的是減少誤差中和反應反應熱的測定實驗探究反應熱及其測定數(shù)據(jù)處理取鹽酸溫度和NaOH溶液溫度的平均值記為反應前體系的溫度(

t1)。計算溫度差(

t2-t1)，將數(shù)據(jù)填入下表。實驗次數(shù)反應物的溫度/℃反應前體系的溫度/℃反應后體系的溫度/℃溫度差鹽酸NaOH溶液t1/℃t2/℃(

t2-t1)/℃123中和反應反應熱的測定實驗探究反應熱及其測定數(shù)據(jù)處理為了計算簡便，可以近似地認為實驗所用酸、堿稀溶液的密度、比熱容與水的相同，并忽略量熱計的比熱容，則：①50mL0.50mol/L鹽酸的質量m1=50g，50mL0.55mol/LNaOH溶液的質量m2=50g；②反應后生成的溶液的比熱容c=4.18J/(g·℃)，50mL0.50mol/L鹽酸與50mL0.55mol/LNaOH溶液發(fā)生中和反應時放出的熱量為：(m1+m2)·c·(t2-t1)=_________________③生成1molH2O時放出的熱量為______________。取三次測量所得溫度差的平均值作為計算依據(jù)。根據(jù)溫度差和比熱容等計算反應熱。多次計算求平均值以減小實驗誤差中和反應反應熱的測定實驗探究反應熱及其測定注意事項01準確測量酸、堿溶液的初始溫度及反應后溶液的最高溫度。酸、堿溶液應當用稀溶液，且配好后要充分冷卻至室溫才能使用02該實驗中只用一個溫度計，每次測量完溫度后，必須用水洗凈并用濾紙擦干后再使用03在測量反應混合液的溫度時要隨時讀取溫度值，并記錄最高溫度值。在上述過程中，提高測定反應熱準確度的措施有哪些？A使用比較精確的溫度計讀出溫度變化B需要保溫裝置，保證反應過程中，不與外界發(fā)生熱交換C攪拌器攪拌，保證溶液溫度均勻D……中和反應反應熱的測定實驗探究反應熱及其測定實驗測量大量實驗測得，25℃和101kPa下，強酸與強堿稀溶液發(fā)生中和反應生成1mol水時，放出57.3kJ的熱量。中和反應反應熱中和反應反應熱是反應熱的一種！??！【例1】為了測定酸堿反應的中和熱，計算時至少需要的數(shù)據(jù)是(

)①酸溶液的濃度和體積②堿溶液的濃度和體積③比熱容④反應后溶液的質量(單位：kg)

⑤生成水的物質的量⑥反應前后溫度變化⑦操作所需的時間A．①②③⑥ B．①③④⑤C．③④⑤⑥ D．全部C化學反應為什么會產生反應熱？體系內能改變產生反應熱內能是體系內物質的各種能量的總和，受溫度、壓強和物質的聚集狀態(tài)等影響在科學研究和生產實踐中，化學反應通常是在等壓條件下進行的。為了描述等壓條件下的反應熱，科學上引入了一個與內能有關的物理量——焓(符號為H)。化學反應為什么會產生反應熱？等壓體系內能改變產生反應熱反應熱(焓變)研究表明，等壓條件下進行的化學反應(嚴格地說，對反應體系做功還有限定，中學階段一般不考慮)，其反應熱等于反應的焓變，用符號ΔH表示化學反應中焓的變化宏觀分析反應物具有的總能量高生成物具有的總能量低化學反應向環(huán)境釋放能量放熱反應∑H

(反應物)＞∑H(生成物)根據(jù)規(guī)定，當反應體系放熱時其焓減小，ΔH為負值，即ΔH＜0圖示?H<0當反應體系吸熱時其焓增大，ΔH為正值，即ΔH＞0化學反應中焓的變化宏觀分析生成物具有的總能量高反應物具有的總能量低化學反應從環(huán)境吸收能量吸熱反應∑H

(反應物)＜∑H(生成物)圖示?H>0化學反應為什么會產生反應熱？等壓體系內能改變產生反應熱反應熱(焓變)研究表明，等壓條件下進行的化學反應(嚴格地說，對反應體系做功還有限定，中學階段一般不考慮)，其反應熱等于反應的焓變，用符號ΔH表示?H＝

H生成物－H反應物單位：kJ/mol或kJ?mol-1化學反應中焓的變化微觀分析以H2與Cl2反應生成HCl為例，從微觀角度來討論反應熱的實質HH鍵斷裂，吸收能量鍵形成，釋放能量436kJ/mol436kJ/mol鍵能：25℃和101kPa下，斷開1mol氣態(tài)分子AB(g)中的共價鍵，使其生成氣態(tài)原子A(g)和B(g)所吸收的能量化學反應中焓的變化微觀分析以H2與Cl2反應生成HCl為例，從微觀角度來討論反應熱的實質度來討論反應熱的實質圖示焓(H)

?H2＝?436kJ/mol

H2(g)2H(g)?H1＝+436kJ/mol化學反應中焓的變化微觀分析以H2與Cl2反應生成HCl為例，從微觀角度來討論反應熱的實質度來討論反應熱的實質H2(g)+Cl2(g)2HCl(g)

?H＝？釋放431kJ/mol×2mol＝862kJ?H＝?183kJ/mol吸收436kJ+243kJ＝679kJ

化學反應中焓的變化微觀分析以H2與Cl2反應生成HCl為例，從微觀角度來討論反應熱的實質度來討論反應熱的實質圖示吸收能量679kJ釋放能量862kJ反應熱?H＝?183kJ/mol化學鍵斷裂和形成時的能量變化是化學反應中能量變化的主要原因。實驗測得與理論分析的數(shù)據(jù)接近，說明了什么？

?H＝?183kJ/mol鍵能估算實驗測得

?H＝?184.6kJ/molH2(g)+Cl2(g)2HCl(g)

?H＝？實驗測得與理論分析的數(shù)據(jù)化學反應中焓的變化焓變估算反應物生成物化學反應鍵斷裂鍵生成原子重新組合吸收能量放出能量吸收能量＞釋放能量吸熱反應吸收能量＜釋放能量放熱反應

?H(估算)＝∑E

(反應物鍵能)－∑E

(生成物鍵能)

【例1】依據(jù)信息估算2molH2(g)和1molO2(g)反應生成2molH2O(g)的反應熱?H＝？

?H(估算)＝∑E

(反應物鍵能）－∑E

(生成物鍵能）＝2×436kJ/mol＋498kJ/mol－4×463.4kJ/mol＝?483.6kJ/mol

2H2(g)+O2(g)2H2O(g)

?H＝？2H2O24H2O2H2O1molH2(g)中的H－H鍵斷裂吸收436kJ能量1molO2(g)中的化學鍵斷裂吸收498kJ能量形成H2O(g)中1molH－O鍵釋放463.4kJ能量基元反應、過渡態(tài)理論及活化能基元反應研究發(fā)現(xiàn)，大多數(shù)化學反應并不是經過簡單碰撞就能完成的，往往要經過多個反應步驟才能實現(xiàn)。每一步反應都稱為基元反應。過渡態(tài)理論過渡態(tài)理論認為，反應物分子并不只是通過簡單碰撞直接形成產物，而是必須要經過一個過渡狀態(tài)，并且達到這個過渡狀態(tài)需要一定的活化能。1．下列說法正確的是(

)A．吸熱反應使環(huán)境的溫度升高B．當反應放熱時ΔH＞0，反應吸熱時ΔH＜0C．化學反應中，當反應物的總能量大于生成物的總能量時，反應放熱，ΔH為負值D．需要加熱才能發(fā)生的反應一定是吸熱反應C2．化學反應A2(g)＋B2(g)===2AB(g)的能量變化如圖所示。下列有關敘述正確的是(

)A．該反應每生成2molAB(g)吸收bkJ熱量B．反應熱ΔH＝＋(a－b)kJ·mol－1C．該反應中反應物的總能量高于生成物的總能量D．斷裂1molA—A和1molB—B放出akJ能量B3．SF6是一種優(yōu)良的絕緣氣體，分子結構中只存在S—F。已知：1molS(s)轉化為氣態(tài)硫原子吸收能量280kJ，斷裂1molF—F、S—F需吸收的能量分別為160kJ、330kJ。則