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绪 言 化学反应原理 教学目标： 1、认识物质的化学性质是有规律可循的，这些规律正是化学的精髓 2、认识学习概念模型是学习和研究化学反应原理的基础 3、初步了解“有效碰撞”、“活化分子与活化能”的概念模型，认识催化技对化学研究与化工生产的巨大作用 1、化学研究的核心问题是： 2、化学中最具有创造性的工作是： 3、如何实现这个过程？ 化学反应 设计和创造新的分子 通常是利用已发现的原理来进行 设计并实现这个过程 4、实现这个过程的关键? 对化学反应的原理的理解要清楚 思考： 化学反应原理所研究的范围是 1、化学反应的速率、方向及限度的问题 2、水溶液中的离子反应的问题 3、化学反应与能量的问题 4、电化学的基础知识 如何来研究一个反应，研究化学反应原理的基本方法和思路是怎样？(哪些方面来认识一个反应) 几个概念: 1、有效碰撞 2、活化分子 3、活化能 4、催化剂 归 纳 总 结 一个反应要发生一般要经历哪些过程？ 普通 分子 活化 能 活化 分子 合理 取向的 碰撞 有效 碰撞 新物质 能量 第一章第一节 化学反应与能量的变化 复习思考： 1、我们可以从哪些方面对化学反应进行分类？ 3、化学反应中能量变化的原因是什么？ 2、常见的放热和吸热反应有哪些？ 常见的放热反应和吸热反应 放热反应 吸热反应 燃料的燃烧 中和反应 金属与酸 大多数化合反应 C+CO2 , H2+CuO C+H2O Ba(OH)2.8H2O+NH4Cl CaCO3高温分解 大多数分解反应 化学反应中能量变化的原因： 2、微观：断键、成键 1、宏观：能量守恒 （1）若E反总 E生总 （2）若E反总 E生总 放出能量 吸收能量 放热反应 吸热反应 （1）若E反断键吸热 E生成键放热 放热反应 吸热反应 （2）若E反断键吸热 E生成键放热 一、反应热 焓变 反应热：化学反应过程中所释放或吸收的热量 2、符号：ΔH 3、单位：kJ? mol-1 焓：是与内能有关的物理量 符号：H 焓变：生成物与反应物的焓值差 符号：△H 恒压条件下，化学反应的反应热等于焓变 1、定义： 4、规定：吸热反应:△H 0， 即为“+”值 放热反应:△H 0 ，即为“-”值 放热 反应物 生成物 能量 反应过程 △H＜0 （1）ΔH＝E(生成物能量)－E(反应物能量) 吸热 反应物 生成物 能量 反应过程 △H＞0 5、反应热的表达式 反应物 生成物 能量 反应过程 H2+Cl2=2HCl （2）ΔH＝E(反应物总键能)－E(生成物总键能) ΔH＝[436kJ/mol＋243kJ/mol]－ 431kJ/mol×2＝－183kJ/mol 二、热化学方程式 1、定义：能够表示化学反应热效应的化学方程式 H2(g)+I2(g)======2HI(g) △H=－14.9kJ/mol 200℃ 101kPa （1）热化学方程式包含物质变化和能量变化两个部分，二者缺一不可。 普通化学方程式只包含物质变化一个部分。 物质变化 能量变化 2、与化学方程式的区别 H2(g)+I2(g)======2HI(g) △H=－14.9kJ/mol 200℃ 101kPa （2）热化学方程式需注明反应时的温度和压强。对于 25℃、101kPa时进行的反应可不注明。 普通化学方程式不需注明温度和压强。 H2(g)+ O2(g)==H2O(g) △H=－241.8kJ/mol 1 2 (3)热化学方程式需注明各物质的状态。 普通化学方程式不需注明物质的状态。 H2(g)+ O2(g)==H2O(g) △H=－241.8kJ/mol 1 2 H2(g)+ O2(g)==H2O(l) △H=－285.8kJ/mol 1 2 H2O(g)==H2O(l) H2O(l)==H2O(g) △H=－44kJ/mol △H=＋44kJ/mol (4)热化学方程式中化学计量数表示参加反应的各物质的物质的量，可为整数或分数。 普通化学方程式中化学计量数宏观上表示各物质的物质的量，微观上表示原子分子数目，只能为整数，不能为分数。 H2(g)+ O2(g)==H2O(g) △H=－241.8kJ/mol 1 2 H2(g)+ O2(g)==H2O(l) △H=－285.8kJ/mol 1 2 H2(g)+ O2(g)==H2O(g) △H=－241.8kJ/mol 1 2 H2(g)+ O2(g)==H2O(l) △H=－285.8kJ/mol 1 2 2H2(g)+O2(g)==2H2O(g) △H=－483.6kJ/mol 3、书写热化学方程式的注意点： （1）需注明反应的温度和压强； (