化學反應與能量教案設計

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、瞭解化學反應中能量轉化的原因和常見的能量轉化形式

　　2、瞭解反應熱和焓變的含義

　　3、認識熱化學方程式的意義並能正確書寫熱化學方程式

　　要點精講

　　1、焓變與反應熱

　　（1）化學反應的外觀特徵

　　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、生成沉澱等現象的發生。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：由於在化學反應過程中，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

　　對於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於反應前後物質的焓的改變，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。如果生成物的焓大於反應物的焓，說明反應物具有的總能量小於產物具有的總能量，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。

　　如果生成物的焓小於反應物的焓，說明反應物具有的總能量大於產物具有的總能量，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絡

　　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註明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，並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，必須註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，要註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。

　　由於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並使之迅速混合，測量反應前後溶液溫度的變化值，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後體系的溫度。

　　（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溶液濃度的配製須準確，且NaOH溶液的濃度須大於鹽酸的濃度。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，這樣酸鹼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，且測量時儘可能讀準，並估讀到小數點後第二位。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後再讀數，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。由於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，酸與鹼發生中和反應生成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、瞭解資源、能源是當今社會的重要熱點問題

　　3、常識性瞭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，並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）屬於不完全燃燒，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，來配平其餘物質的化學計量數，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

　　瞭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。

　　2、能源

　　能提供能量的自然資源，叫做能源。能量之間的相互轉化關係如下：

　　（1）能源的分類

　　①一次能源與二次能源

　　從自然界直接取得的自然能源叫一次能源，如原煤、原油、流過水壩的水等；一次能源經過加工轉換後獲得的能源稱為二次能源，如各種石油製品、煤氣、蒸氣、電力、氫能、沼氣等。

　　②常規能源與新能源在一定歷史時期和科學技術水平下，已被人們廣泛利用的能源稱為常規能源，如煤、石油、天然氣、水能等。人類採用先進的方法剛開始加以利用的古老能源以及利用先進技術新發展的能源都是新能源，如核聚變能、風能、太陽能、海洋能等。

　　③可再生能源與非再生能源可連續再生、永遠利用的一次能源稱為可再生能源，如水力、風能等；經過億萬年形成的、短期內無法恢復的能源，稱為非再生能源，如石油、煤、天然氣等。

　　（2）人類對能源利用的三個時代

　　①柴草能源時代：草木、人力、畜力、大陽、風和水的動力等。

　　②化石能源時代：煤、石油、天然氣。

　　③多能源時代：核能、太陽能、氫能等。

　　（3）燃料充分燃燒的條件

　　①要有足夠的空氣

　　②燃料與空氣要有足夠大的接觸面

　　注意：足夠的空氣不是越多越好，而是通入量要適當，否則過量的空氣會帶走部分熱量，造成浪費。擴大燃料與空氣的接觸面，工業上常採用固體燃料粉碎或液體燃料以霧狀噴出的方法，從而提高燃料燃燒的效率。

　　（4）我國目前的能源利用狀況

　　目前主要能源是化石燃料，它們蘊藏有限且不能再生，終將枯竭，且從開採、運輸、加工到終端的利用效率都很低。我們目前使用的最多的燃料，仍是化石燃料，它們都是古代動植物遺體埋在地下經過長時間複雜變化形成的，除含有C、H等元素外，還有少量S、N等元素，它們燃燒產生SO2、氮的氧化物，對環境造成汙染，形成酸雨。此外，煤的不充分燃燒，還產生CO，既造成浪費，也造成汙染。

　　（5）解決能源危機的方法：節約能源；開發新能源。

　　3、有關燃燒熱的計算

　　（1）計算公式：Q放=n（可燃物）×ΔΗ

　　（2）含義：一定量的可燃物完全燃燒放出的熱量，等於可燃物的物質的量乘以該物質的燃燒熱。

　　（3）應用：“熱量值與熱化學方程式中各物質的化學計量數（應相對應）成正比”進行有關計算。

　　（4）應用：“總過程的反應熱值等於各分過程反應熱之和”進行有關計算。

　　4、燃燒熱和中和熱的比較

　　本節知識樹

　　三、化學反應熱的計算

　　課標要求

　　1、從能量守恆角度理解並掌握蓋斯定律

　　2、能正確運用蓋斯定律解決具體問題

　　3、學會化學反應熱的有關計算

　　要點精講

　　1、蓋斯定律

　　（1）蓋斯定律的內容

　　化學反應的焓變只與反應體系的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與反應的途徑無關。如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應焓變之和與該反應一步完成時的焓變是相同的，這就是蓋斯定律。

　　（2）特點

　　①反應熱效應只與始態、終態有關，與過程無關。

　　②反應熱總值一定。

　　（3）意義

　　有些反應很慢，有些反應不容易直接發生，有些反應的產品不純（有副反應發生），給測定反應熱造成了困難。應用蓋斯定律，可以間接地把它們的反應熱計算出來。

　　2、反應熱的計算

　　（1）依據

　　①熱化學方程式與數學上的方程式相似，可以移項（同時改變正、負號）；各項的係數（包括ΔΗ的數值）可以同時擴大或縮小相同的倍數。

　　②根據蓋斯定律，可以將兩個或兩個以上的熱化學方程式（包括其ΔΗ）相加或相減，從而得到一個新的熱化學方程式。

　　③可燃物完全燃燒產生的熱量=可燃物的物質的量×燃燒熱。

　　注：計算反應熱的關鍵是設計合理的反應過程，正確進行已知方程式和反應熱的加減合併。

　　（2）計算方法

　　列出方程或方程組計算求解。

　　①明確解題模式：審題→分析→求解。

　　②有關熱化學方程式及有關單位書寫正確。

　　③計算準確。

　　（3）進行反應熱計算的注意事項：

　　①反應熱數值與各物質的化學計量數成正比，因此熱化學方程式中各物質的化學計量數改變時，其反應熱數值需同時做相同倍數的改變。

　　②熱化學方程式中的反應熱，是指反應按所給形式完全進行時的反應熱。

　　③正、逆反應的反應熱數值相等，符號相反。

　　④用某種物質的燃燒熱計算反應放出的總熱量時，注意該物質一定要滿足完全燃燒且生成穩定的氧化物這一條件。