归纳与整理课时教案

第二章

化学反应与能量

三维目标

知识与技能：

掌握化学能与热能：化学能与电能的关系；化学反应速率与限度的概念及其意义

过程与方法：

1、学会应用观察：实验、查阅资料等多种手段获取信息并应用比较、分类、归纳、概括等方法对信息进行加工。

2、通过典型例题的分析学习，掌握分析问题、解决分体的方法。

情感、态度与价值观：

有将化学知识应用与生产、生活实践的意识，能够对于化学有关的社会和生活问题作出合理的判断

教学准备：多媒体课件，章末测验

第一节

化学能与热能

一．化学键与能量变化关系

关系：在任何的化学反应中总伴有能量的变化。

原因：当物质发生化学反应时，从微观来看，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。

化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个确定的化学反应在发生过程中是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。

2、常见的放热反应和吸热反应

（1）常见的放热反应：

①

所有的燃烧；②酸碱中和反应（中和热）；③金属与酸或与水的反应；

④大多数化合反应（特殊：C＋CO2=2CO是吸热反应）；⑤缓慢氧化

注：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1 mol液态水时的反应热叫做中和热． ⅰ. 必须是酸和碱的稀溶液，因为浓酸溶液和浓碱溶液在相互稀释时会放热 ⅱ. 强酸和强碱的稀溶液反应才能保证H+(aq)+OH-(aq)====H2O(l)中和热均为57.3 kJ·mol-1，而弱酸或弱碱在中和反应中由于电离吸收热量，其反应热小于57.3 kJ·mol-1；ⅲ.以生成1 mol水为基准．

（2）常见的吸热反应：

① C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g)。

②

盐和碱的反应如Ba(OH)2·8H2O＋2NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O ③

多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。（但过氧化氢的分解是放热反应）

④

水解，弱电解质的电离

第二节

化学能与电能

（1）概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。

（2）原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。

（3）构成原电池的条件：①有活泼性不同的两个电极

“两极”；

②

电解质溶液

“一液”

；③必须构成闭合回路

④

自发的氧化还原反应“一反应”；

（4）原电池正负极的判断方法：

①依据原电池两极的材料：

较活泼的金属作负极（K、Ca、Na太活泼，不能作电极）；

较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）等作正极。

②根据电流方向或电子流向：（外电路）

电流由正极流向负极；电子则由负极经外电路流向原电池的正极。

③据内电路离子的迁移方向：

阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。

④据原电池中的反应：

失电子的反应→氧化反应→负极

得电子的反应→还原反应→正极

③

根据现象判断

电极不断溶解：负极 有气泡冒出、有固体析出：正极

（5）原电池电极反应的书写方法：

（i）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下：

①写出总反应方程式。

②把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。

③氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。

（ii）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。

（6）原电池的应用：①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。②比较金属活动性强弱。③设计原电池。④金属的防腐。

2.一次电池

（1）常见一次电池：普通（酸性）锌锰电池、碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池

①锌锰电池是最早使用的干电池。锌锰电池的电极分别是锌（负极）和碳棒（正极），内部填充的是糊状的MnO2和NH4Cl。

②碱性锌锰电池。用KOH电解质溶液代替NH4Cl作电解质时，无论是电解质还是结构上都有较大变化，电池的比能量和放电电流都能得到显著的提高。

（2）二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。

①铅蓄电池

放电：负极（铅）： Pb＋SO2-4－2e＝PbSO4↓ 正极（氧化铅）： PbO2＋4H＋

＋2e＝PbSO4↓＋2H2O +2-充电：阴极： PbSO4＋2H2O－2e＝PbO2＋4H＋SO2-4 阳极： PbSO4＋2e＝Pb＋SO4 +两式可以写成一个可逆反应： PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O

充电

②镍铬电池。优势是：放电时电压变化不大，内阻小，对轻度的过充过放相对镍氢电池和锂电池来说容忍度较大。（易造成污染）镍镉电池最致命的缺点是，在充放电过程中如果处理不当，会出现严重的“记忆效应”，使得服务寿命大大缩短。

负极反应：Cd+2OH＝Cd(OH)2+2e 正极反应：2e+NiO2+2H2O＝Ni(OH)2+2OH

总反应：Cd+NiO2+2H2O＝Cd(OH)2+Ni(OH)2

3.燃料电池

①氢气与氧气混合，总反应方程式：2H2＋Ｏ2＝2H2O 当电解质溶液呈酸性时： +

+

负极：2H2－4e＝4H正极：Ｏ2＋4 e+4H＝2H2O当电解质溶液呈碱性时： 负极：2H2＋4OH－4e＝4H2O 正极：Ｏ2＋2H2O＋4 e＝4OH

②另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH（碱性）溶液作电极，又在两极上分别通甲烷（燃料）和氧气（氧化剂）。电池总反应式为：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O

电极反应式为：

2负极：CH4＋10OH－8e＝CO3＋7H2O 正极：4H2O＋2O2＋8e＝8OH

----

放电

总结：化学电源

第三节 化学反应的速率和限度

1、化学反应的速率

（1）概念：化学反应速率通常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。 计算公式：v(B)＝

单位：mol/(L•s)或mol/(L•min) 1mol/(L•s)=60mol/(L•min) 规律：

①

Δt 为一段时间，故υ表示平均反应速率，而不是瞬时速率。 ②

无论浓度的变化是增加还是减少，化学反应速率均为正值。

③

固体和纯液体的c是常数，所以通常不用固体和纯液体表示化学反应速率

④

一个化学反应涉及反应物生成物多种物质时，表示化学反应速率时，必须指明是用反应体系中的哪种物质做标准

⑤

同一反应中，各物质的反应速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比，

也等于各物质的浓度变化量之比。

（2）影响化学反应速率的因素：

内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。

外因：①温度：升高温度，增大速率

②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂）

③浓度：增加C反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言）

⑥

压强：增大压强，增大速率（影响对象：

压强只影响有气体参与的反应的反应速率）

⑦

其它因素：固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原电池等也会改变化学反应速率。

2、化学反应的限度——化学平衡

（1）

化学平衡状态的定义：

一定条件下的可逆反应，当正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变时，达到化学平衡状态.这就是这个反应所能达到的限度。

（2）化学平衡状态的特征：逆、等、定、动、变。

逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。

注：可逆反应：在同一条件下，同时向正、

反两个方向进行的化学反应称为可逆反应。

前提：反应物和产物必须同时存在于同一反应体系中，而且在相同条件下，正、逆反应都能自动进行。

等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。即v正＝v逆≠0。

定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。

动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。

变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。

（3）判断化学平衡状态的标志：

① VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物质比较）

②各组分浓度、质量、体积保持不变或百分含量不变

⑧

颜色不变判断（有一种物质是有颜色的）

⑨

物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变（前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应xA＋yB=zC，x＋y≠z

）

⑩

对于有固体与气体参加的反应，密度不变