化學反應與能量教案設計

一、化學反應與能量的變化

課標要求

　　1、了解化學反應中能量轉化的原因和常見的能量轉化形式

　　2、了解反應熱和焓變的含義

　　3、認識熱化學方程式的意義并能正確書寫熱化學方程式

要點精講

1、焓變與反應熱

　　（1）化學反應的外觀特征

　　化學反應的實質是舊化學鍵斷裂和新化學鍵生成，從外觀上看，所有的化學反應都伴隨著能量的釋放或吸收、發光、變色、放出氣體、生成沉淀等現象的發生。能量的變化通常表現為熱量的變化，但是化學反應的能量變化還可以以其他形式的能量變化體現出來，如光能、電能等。

　　（2）反應熱的定義

　　當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為反應在此溫度下的熱效應，簡稱為反應熱。通常用符號Q表示。

　　反應熱產生的原因：由于在化學反應過程中，當反應物分子內的化學鍵斷裂時，需要克服原子間的相互作用，這需要吸收能量；當原子重新結合成生成物分子，即新化學鍵形成時，又要釋放能量。生成物分子形成時所釋放的總能量與反應物分子化學鍵斷裂時所吸收的總能量的差即為該反應的反應熱。

　　（3）焓變的定義

　　對于在等壓條件下進行的化學反應，如果反應中物質的能量變化全部轉化為熱能（同時可能伴隨著反應體系體積的改變），而沒有轉化為電能、光能等其他形式的能，則該反應的反應熱就等于反應前后物質的焓的改變，稱為焓變，符號ΔΗ。

　　ΔΗ=Η（反應產物）—Η（反應物）

　　為反應產物的總焓與反應物總焓之差，稱為反應焓變。如果生成物的焓大于反應物的焓，說明反應物具有的總能量小于產物具有的總能量，需要吸收外界的能量才能生成生成物，反應必須吸熱才能進行。即當Η（生成物）>Η（反應物），ΔΗ>0，反應為吸熱反應。

　　如果生成物的焓小于反應物的焓，說明反應物具有的總能量大于產物具有的總能量，需要釋放一部分的能量給外界才能生成生成物，反應必須放熱才能進行。即當Η（生成物）<Η（反應物），ΔΗ<0，反應為放熱反應。

　　（4）反應熱和焓變的區別與聯系

2、熱化學方程式

　　（1）定義

　　把一個化學反應中物質的變和能量的變化同時表示出來的學方程式，叫熱化學方程式。

　　（2）表示意義

　　不僅表明了化學反應中的物質化，也表明了化學反應中的焓變。

　　（3）書寫熱化學方程式須注意的幾點

　　①只能寫在標有反應物和生成物狀態的化學方程式的右邊。

　　若為放熱反應，ΔΗ為“-”；若為吸熱反應，ΔΗ為“+”。ΔΗ的單位一般為kJ·mol-1。②焓變ΔΗ與測定條件（溫度、壓強等）有關。因此書寫熱化學方程式時應注明ΔΗ的測定條件。

　　③熱化學方程式中各物質化學式前面的化學計量數僅表示該物質的物質的量，并不表示物質的分子數或原子數。因此化學計量數可以是整數，也可以是分數。

　　④反應物和產物的聚集狀態不同，焓變ΔΗ不同。因此，必須注明物質的聚集狀態才能完整地體現出熱化學方程式的意義。氣體用“g”，液體用“l”，固體用“s”，溶液用“aq”。熱化學方程式中不用“↑”和“↓”。若涉及同素異形體，要注明同素異形體的名稱。

　　⑤熱化學方程式是表示反應已完成的量。

　　由于ΔΗ與反應完成的物質的量有關，所以方程式中化學式前面的化學計量數必須與ΔΗ相對應，如果化學計量數加倍，則ΔΗ也要加倍。當反應向逆向進行時，其焓變與正反應的焓變數值相等，符號相反。

　　（4）熱化學方程式與化學方程式的比較

3、中和反應反應熱的測定

　　（1）實驗原理

　　將兩種反應物加入儀器內并使之迅速混合，測量反應前后溶液溫度的變化值，即可根據溶液的熱容C，利用下式計算出反應釋放或吸收的熱量Q。

　　Q=-C（T2-T1）

　　式中：C表示體系的熱容；T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度。

　　（2）實驗注意事項：

　　①作為量熱器的儀器裝置，其保溫隔熱的效果一定要好。

　　②鹽酸和NaOH溶液濃度的配制須準確，且NaOH溶液的濃度須大于鹽酸的濃度。為了使測得的中和熱更準確，所用鹽酸和NaOH的濃度宜小不宜大，如果濃度偏大，則溶液中陰陽離子間相互牽制作用就大，電離度就會減少，這樣酸堿中和時產生的熱量勢必要用去一部分來補償未電離分子的離解熱，造成較大的誤差。

　　③宜用有0.1分度值的溫度計，且測量時盡可能讀準，并估讀到小數點后第二位。溫度計的水銀球部分要完全浸沒在溶液中，而且要穩定一段時間后再讀數，以提高所測溫度的

　　精度。

　　（3）實驗結論

　　所測得的三次中和反應的反應熱相同。

　　（4）實驗分析

　　以上溶液中所發生的反應均為H++OH-=H2O。由于三次實驗中所用溶液的體積相同，溶液中H+和OH-的濃度也是相同的，因此三個反應的反應熱也是相同的。

4、中和熱

　　（1）定義：在稀溶液中，酸與堿發生中和反應生成1molH2O（l）時所釋放的熱量為中和熱。中和熱是反應熱的一種形式。

　　（2）注意：中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、物質的溶解熱、電解質電離的吸收熱等。中和反應的實質是H+與OH-化合生成H2O，若反應過程中有其他物質生成，這部分反應熱也不在中和熱內。

5、放熱反應與吸熱反應的`比較

本節知識樹

二、燃燒熱能源

課標要求

　　1、掌握燃燒熱的概念

　　2、了解資源、能源是當今社會的重要熱點問題

　　3、常識性了解使用化石燃料的利弊及新能源的開發

要點精講

1、燃燒熱

　　（1）概念：25℃，101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱，單位為kJ·mol-1。如果是1g物質完全燃燒的反應熱，就叫做該物質的熱值。

　　（2）對燃燒熱的理解

　　①燃燒熱是反應熱的一種，并且燃燒反應一定是放熱反應，其ΔΗ為“-”或ΔΗ<0。

　　②25℃，101kPa時，可燃物完全燃燒時，必須生成穩定的化合物。如果該物質在燃燒時能生成多種燃燒產物，則應該生成不能再燃燒的物質。如C完全燃燒應生成CO2（g），而生成CO（g）屬于不完全燃燒，所以C的燃燒熱應該是生成CO2時的熱效應。

　　（3）表示燃燒熱的熱化學方程式書寫

　　燃燒熱是以員1mol物質完全燃燒所放出的熱量來定義的，因此在書寫表示燃燒熱的熱化學方程式時，應以燃燒1mol物質為標準，來配平其余物質的化學計量數，故在其熱化學方程

　　式中常出現分數。

　　（4）研究物質燃燒熱的意義

　　了解化學反應完成時產生熱量的多少，以便更好地控制反應條件，充分利用能源。