高考《化学基本理论—化学反应与能量》探析.doc

XueDaEducationTechnology (Bei 《化学基本理论——化学反应与能量》 教学目标 1.了解化学反应中能量转化的原因和常见的能量转化形式； 2.理解反应热、放热反应、吸热反应、焓及焓变等概念。 3.掌握简单的热化学方程式的书写五个步骤及六个书写注意事项。 4.初步学习数据的几种表达方式，能够识别吸热反应和放热反应的图像并画出相应的示意图。 5.理解盖斯定律的含义，能通过运用盖斯定律求有关的反应热，进一步理解反应热的概念。 二、教学重点 热化学方程式的书写及书写注意事项，利用盖斯定律求解反应热 教学难点 盖斯定律的应用 知识讲解 焓变与反应热 1．焓变、反应热 (1)焓(H)：用于描述物质所具有能量的物理量。 (2)焓变(ΔH)：ΔH＝H(生成物)—H(反应物)。单位J·mol－1或kJ·mol－1。 (3)反应热：指当化学反应在一定温度下进行时，反应所放出或吸收的热量，通常用符号Q表示，单位J·mol－1或kJ·mol－1。 (4)焓变与反应热的关系：对于等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能，则有如下关系：ΔH＝Qp。 2．吸热反应和放热反应 (1)从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析，如图所示。 (2)从反应热的量化参数——键能的角度分析 (3)常见放热反应 ①可燃物的燃烧；②酸碱中和反应；③大多数化合反应；④金属与酸的置换反应；⑤物质的缓慢氧化。 (4)常见吸热反应 ①大多数分解反应；②盐的水解和弱电解质的电离；③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应； ④碳与水蒸气、C与CO2的反应。 【注意】(1)物质的物理变化过程中，也会有能量的变化，不属于吸热反应或放热反应。但在进行反应热的有关计算时，必须要考虑到物理变化时的热效应，如物质的三态变化。 (2)化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件没有必然联系。如吸热反应NH4Cl与Ba(OH)2·8H2O在常温常压下即可进行，而很多放热反应需要在加热的条件下才能进行。 【归纳总结】 1.正确理解活化能与反应热的关系 (1)E1为正反应活化能，E2为逆反应活化能，ΔH＝E1－E2；(2)催化剂能降低反应所需活化能，但不影响焓变的大小。 2.熟记反应热ΔH的基本计算公式 ΔH＝生成物的总能量-反应物的总能量 ΔH＝反应物的总键能之和-生成物的总键能之和 （二）热化学方程式的书写与判断正误 1.概念：表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。 2.意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。 如：C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－393.5 kJ·mol－1表示在25 ℃，101 kPa时，1mol固体碳和1mol氧气反应生成1mol二氧化碳，同时放出393.5kJ的热量。 3.书写 (1)注明反应条件：反应热与测定条件(温度、压强等)有关。绝大多数反应是在25 ℃、101 kPa下进行的，可不注明。 (2)注明物质状态：常用s、l、g、aq分别表示固体、液体、气体、溶液。 (3)注意符号单位：ΔH应包括“＋”或“－”、数字和单位(kJ·mol－1)。 (4)注意守恒关系：①原子守恒和得失电子守恒；②能量守恒。(ΔH与化学计量数相对应) (5)区别于普通方程式：一般不注“↑”、“↓”以及“点燃”、“加热”等反应条件。 (6)注意热化学方程式的化学计量数：热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，可以是整数，也可以是分数。且化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。 【注意】 ΔH与反应的“可逆性” 可逆反应的ΔH表示反应完全反应时的热量变化，与反应是否可逆无关。如 N2 (g)＋3 H2 (g)2NH3(g) ΔH＝ － 92.4 kJ·mol－1。 表示在 298 K时，1 mol N2(g)和 3 mol H2 (g)完全反应生成 2 mol NH3 (g) 时放出 92.4 kJ 的热量。但实际上 1 mol N2(g)和 3 mol H2(g)充分反应，不可能生成 2 mol NH3(g)，故实际反应放出的热量小于 92.4 kJ。 燃烧热、中和热及盖斯定律 1.燃烧热、中和热及其测定 （1）燃烧热 a.概念：在101 kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。燃烧热的单位一般用kJ·mol－1表示。 燃烧热的限定词有恒压(101 kPa时)、可燃物的物质的量(1 mol)、完全燃烧、稳定的氧化物等，其中的“完全燃烧”，是指物质中下列元素完全转变成对应的氧化物：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)等。 b.表示的意义：例如C的燃烧热为393.5 kJ·mol－1，表示在101 kP