2019-2020年高中化學 《化學反應與能量的變化》教案9 新人教版選修4.doc

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2019-2020年高中化學 《化學反應與能量的變化》教案9 新人教版選修4 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(chǎn)生的原因： [設疑]例如：H2(g)＋Cl2(g) = 2HCl(g) 實驗測得 lmol H2與 lmol Cl2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熱。 [板書] （6）反應熱表示方法： [學生閱讀教材小結]①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 =-184.6 kJ/mol。 ②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。 [板書] △H為“＋”或△H＞0時為吸熱反應；△H為“一”或△H＜0時為放熱反應。 [投影] [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 CO(g)和1mol H2(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： 23391kJ/mol-946kJ/mol-3436kJ/mol=92kJ/mol 而 lmol H2只與mol N2反應，所以反應熱△H=，則此題lmolN2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(zhì)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)＋I2(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(zhì)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(zhì)的聚集狀態(tài)，與它們所具有的能量有關。 []討論]例如：H2(g)＋O2(g) = H2O(g)；△H=-241.8 kJ/mol H2(g)十O2 (g)＝H2O(l)；△H=-285.8kJ/mol 從上述兩個熱化學方程式可看出，lmol H2反應生成H2O(l)比生成H2O(g)多放出44kJ/mol的熱量。產(chǎn)生的熱量為什么不同？ [板書](3)熱化學方程式各物質(zhì)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(zhì)的反應，當化學計量數(shù)不同時，其△H也不同。 [投影]例如：H2(g)+C12(g) = 2HCl(g)；△H=-184.6 kJ/mol H2(g)+ Cl2(g) = HCl(g)；△H＝－92.3 kJ/mol [板書]3．熱化學方程式的含義 [投影]例：H2(g)＋O2(g) = H2O(g)；△H=-241.8 kJ/mol，表示 lmol氣態(tài) H2 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) H2(g)十O2 (g)＝H2O(l)；△H=-285.8kJ/mol，表示lmol氣態(tài)H2與mo氣態(tài)O2反應在101 kPa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(zhì)，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 (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( ) A．；△H＝－48.40kJ/mol B．；△H＝－5518kJ/mol C．；△H＝+5518kJ/mol D．；△H＝－11036kJ/mol 分析與解答 1 mol 燃燒放出熱量48.40kJ/g114g＝5518kJ。答案 BD 例2 0.3mol的氣態(tài)高能燃料乙硼烷()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＝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 1 mol 燃燒放出熱量，0.5mol 燃燒生成液態(tài)水(1.5mol)放出熱量為，1.5mol 變?yōu)?.5mol 需吸收熱量為66kJ，所以，0.5mol 燃燒生成氣態(tài)水時放出熱量為： 答案 ；△H＝－2165kJ/mol 1016.5 [小結]略 [作業(yè)]P5 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(chǎn)生的原因： （6）反應熱表示方法： ①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 ②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(zhì)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(zhì)的反應，當化學計量數(shù)不同時，其△H也不同。 3．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(zhì)，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GB3100～3102-93“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(zhì)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) + O2(氣) = CO2(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(zhì)的化學式具有表示物種及其質(zhì)量之意義，化學方程式揭示的又是物質(zhì)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(zhì)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(nèi)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 －(P2V2－P1V1) 依據(jù)焓(H )的定義：H = U + PV ，顯然： QP = (U2－U1)+(P2V2－P1V1) = (U2+P2V2)－(U1+P1V1) = H2－H1 =△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(nèi)，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(nèi)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(zhì)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(solid)、“l(fā)”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(jīng)廢除： C(固) + O2(氣) = CO2(氣) + 393.5 kJ C(固) + H2O(氣) = CO(氣) + H2(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(zhì)的聚集狀態(tài)。然后寫出該反應的摩爾焓[變]△rHm(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“△rHmΘ” 表示(上標“Θ”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) = CO2(g)； △rHmΘ(298.15 K) =－393.5 kJ/mol C(s)+H2O(g) = CO(g)+H2(g)； △rHmΘ(298.15 K) =+131.5 kJ/mol 由于△rHm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“△rHmΘ(298.15K)”簡寫為△H 來表示。例如： C(s)+O2(g) = CO2(g)； △H =－393.5 kJ/mol C(s)+H2O(g) = CO(g)+H2(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ξ)”這個物理量。但應明確，△rHm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(簡稱SI)單位，而不是物質(zhì)的量的單位。 反應進度的定義為：對于化學反應 0 = ∑νBB ， nB(ξ) = nB(0) +νBξ 式中“nB(0)”和“nB(ξ)”分別為反應進度ξ=0(反應未開始)和ξ=ξ時B的物質(zhì)的量，“νB”為反應中B物質(zhì)的化學計量數(shù)(對于反應物其為負，對于產(chǎn)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： dξ=νB－1dnB 對于反應系統(tǒng)發(fā)生有限的變化，則有： △ξ=νB－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(zhì)B無關。反應進度與物質(zhì)的量具有相同的量綱，SI單位為mol。由于ξ的定義與νB有關，因此在使用ξ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：△rHmΘ(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 =∑νBB”，反應的摩爾焓[變]△rHm，一般可由測量反應進度ξ1→ξ2時的焓變△H，除以反應進度變△ξ而得，即： △rHm = △H／△ξ 由于反應進度(ξ)的定義與化學方程式的寫法(即與反應方程式中物質(zhì)B的νB)有關，因此反應的摩爾焓[變]△rHm也與化學方程式的寫法有關，即對同一實驗數(shù)據(jù)，由于計算△ξ所依據(jù)的化學方程式不同，使得△rHm也不同。所以在使用△rHm時，必須指明對應的化學方程式。例如： 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g)；△rHmΘ(298.15 K) =－483.6 kJ/mol ① H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(g)；△rHmΘ(298.15 K) =－241.8 kJ/mol ② 對于反應①來說，2molH2(g)和1molO2(g)完全反應生成2molH2O(g)表示反應進度“ξ=1mol”的反應，對于反應②來說，1molH2(g)和0.5molO2(g)完全反應生成1molH2O(g)也表示反應進度“ξ=1mol”的反應，前者放熱483.6kJ，后者放熱241.8kJ。因此，兩個反應的△rHm不同，反應①的△rHm是反應②的兩倍。 由上可見： (1)反應的摩爾焓[變]△rHm，實際上是單位反應進度的焓變?！鱮Hm的單位“J/mol”或“kJ/mol”中的“mol”是“指定反應”的反應進度的SI單位，mol－1是每單位反應進度的SI單位。 (2)對于某個反應系統(tǒng)，當其指定反應的化學方程式的寫法不同時，每單位反應進度的反應所表示的意義是不同的，當然相對應的△rHm也是不同的。 總之，引入△H后，熱化學方程式的表示方法同舊教材相比有了較大的變動，其表達方式以熱力學理論為根據(jù)，以《國家標準》為規(guī)范，因此，具有了更強的科學性和規(guī)范性。教學中應做到心中有數(shù)，但不要過分引深，以避免不必要的深究。