归纳与整理教学设计思路

一、化学能与热能

一个化学反应的的过程，本质上就是旧化学键断裂(吸收能量)和新化学键形成（放出能量）的过程。

化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。

定义：

形成1mol化学键时释放的能量或断开1mol化学键所吸收的能量叫做键能

能量公式：E（反应物）＝E（生成物）＋Q (能量守恒定律）：E（反应物）－E（生成物）＝Q Q>0为放热反应 Q<0为吸热反应

一个化学反应吸收能量还是放出能量：决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小

二、化学能与热能的相互转化

实验2－1 在一支试管中加入2~3ml6mol／L的盐酸，再插入用砂纸打磨光滑的铝条。观察现象，并用温度计测量溶液温度的变化。

现象

结论

铝与盐酸反应，放出大量气泡，温度升高

该反应是放热反应

实验2－2 八水氢氧化钡晶体与氯化铵晶体混合反应

现象：1、玻璃片会与小烧杯粘结在一起

2、有少许刺激性气味气体产生

3、有水生成

4、手摸杯底有冷的感觉

Ba(OH)2· 8H2O + 2NH4Cl＝BaCl2 +2NH3 玻璃棒的作用：搅拌，使混合物充分接触

反应物成糊状的原因：结冰粘结

结论：该反应是吸热反应

实验2－3 在50ml烧杯中加入20ml 2mol／L的盐酸，测其温度。另用量筒量取20ml 2mol／L氢氧化钠溶液，测其温度，并缓缓地倾入烧杯中，边加边用玻璃棒搅拌。观察反应中溶液温度的变化过程，并作好记录。

盐酸温度／℃

NaOH溶液温度／℃

反应后溶液温度／℃

20 ℃

20 ℃

23.5 ℃

结论：酸和碱反应是放热反应

中和热：酸与碱发生中和反应生成1molH2O时

所释放的热量称为中和热

常见的放热反应：

（化学上把放出热量的化学反应叫放热反应）

（1）所有的燃烧反应

（原）电池

定义：将化学能转变成电能的装置叫做原电池。

锌铜原电池原理

电极材料

现象

电子得失

电极反应

失

得

Zn－2e-＝ Zn

Cu片

有气体产生

2H + 2e-＝H2↑

总的离子反应方程式

Zn+2H＝Zn+H2↑

负极出电子，电子回正极

原电池的电极：

负极：较活泼金属，发生氧化反应，电子流出

正极：较不活泼金属，发生还原反应，电子流入

原电池反应的本质是: 氧化还原反应。

原电池形成条件：两极一液一连线

①

两种活泼性不同的金属（或其中一种为能导电的非金属，如“碳棒”）作电极。

其中较活泼金属为负极。较不活泼金属（或非金属）为正极（正极一般不参与电极反应，只起导电作用）。

②

电解质溶

③

形成闭合电路

④

能自发地发生氧化还原反应

原电池原理的应用：

①制作化学电源：各种电池 ②加快反应速率：

例如:实验室制H2时，由于锌太纯，反应一般较慢，可加入少量CuSO4以加快反应速率。

③判断金属活动性的强弱 ④揭示钢铁腐蚀的原因及防止钢铁的腐蚀。

因为钢铁中含有碳，可与Fe组成原电池，发生原电池反应而使钢铁遭到腐蚀。

判断原电池正、负极的方法

＊由组成原电池的两极材料判断：

一般是活泼的金属为负极 活泼性较弱的金属或能导电的非金属为正极

＊根据电流方向或电子流动方向判断：

电流是由正极流向负极 电子流动方向是由负极流向正极

＊根据原电池两极发生的变化来判断：

失电子的反应→氧化反应→负极 得电子的反应→还原反应→正极

+2++2+原电池的电极

负极

正极

Zn片溶解

Zn片

第三节教案

1、概念：

用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）来表示

2、数学表达式为：

浓度常用mol.L-1，时间常用s，min。

3 、单位：mol/(L·min)或mol/(L·s) 4 、ひ是平均速率，不是瞬时速率。

化学反应速率表示时的注意事项：

⑴化学反应速率实际上指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是某一时刻的速率

⑵对于有纯液体或固体参与的化学反应一般不用纯液体或固体来表示该反应的化学反应速率

⑶对于同一化学反应，在相同的时间内用不同的物质来表示其反应速率时，其数值可能不等，但这些不等的数值都是同一个反应的速率．因此在表示化学化学反应速率时必须指明是用哪种物质作为标准．

5 、对某一反应而言：化学反应速率之比等于化学方程式中的化学计量数之比．

mA(g)nB(g)pc(g)qD(g)

ひ(A)∶ひ(B)∶ひ(C)∶ひ(D) =m∶n∶p∶q 比较反应的快慢,应取同一参照物

6. 化学反应速率的影响因素：

内因（决定作用）:反应物本身的性质

外因（外界条件）:浓度、温度、压强、催化剂、固体的表面积、反应物的状态等

①温度：温度升高，化学反应速率加快。

②催化剂：催化剂能改变化学反应速率。 ③浓度：在其它条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大反应速率。

④压强： 对于有气体参加的化学反应，

增大压强，可以增大反应速率。

⑤固体的表面积：增大固体的接触面积，能增大反应速率。

⑥反应物的状态：液态或气态比固态反应速率快。

化学反应的限度——

化学平衡状态

1.恒温恒体积条件下,通入与反应无关的气体,压强增大,体积不变,反应物浓度不变,化学反应速率不变. 2.恒温恒压条件下,通入与反应无关的气体,压强不变,体积增大,反应物浓度减小,化学反应速率减小.

1 、可逆反应

是指在同一条件，正向反应和逆向反应同时进行的反应。

正向反应：反应物→生成物

逆向反应：生成物→反应物

2、概念：当一个可逆反应进行到正反应速率与逆反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是这个反应所能达到的限度

化学反应平衡的标志：ひ正＝ひ逆

反应混合物中各组分的浓度保持不变

3、化学平衡状态的特征：逆、等、动、定、变。

逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。

等：ひ(正)＝ひ(逆) （是化学平衡状态的本质）。

动：动态平衡，正、逆反应还在不断进

行，正、逆反应速率相等但不等于零。

定：平衡时，各组分的浓度保持一定

（是化学平衡状态的外观特征）。

变：当影响化学平衡的外界条件改变，平衡会发生移动。

4、任何化学反应的进程都有一定的限度

，只是不同反应的限度不同。

5、有些反应的可逆性很小，如Ag++Cl- = AgCl ↓,一般可视为不可逆反应。

6、化学反应的限度可以通过改变条件而改变。（化学平衡的移动）

影响平衡状态（反应限度)的因素：

1.改变温度、浓度，化学平衡（反应限度）一定改变。

2.改变压强，化学平衡不一定改变。

3.加入催化剂只能改变反应速率，

但不改变化学平衡（反应限度）。