第一单元 化学反应中的热效应教学设计实例

第一单元

化学反应中的热效应

第一课时

化学反应的焓变教学设计

宁夏银川九中

马会林

[素养目标要求]

1．了解吸热反应、放热反应的定义，了解反应热和焓变的含义。

2．知道键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。

3．认识热化学方程式的意义并能正确书写热化学方程式。

[教学重点] 1．.吸热反应、放热反应的概念。

2．化学反应种能量变化的原因

3．热化学方程式及书写原则

[教学难点] 化学反应种能量变化的原因

[教学方法]

实验宏观感知、微观探究理解、归纳生成结论

[教学过程]

[考点透析Ⅰ]－化学反应的焓变

1．反应热

在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或放出的热量。

2．焓变

(1)焓(H)：与内能有关的物理量。

(2)焓变(ΔH)：生成物与反应物的焓值差，即ΔH＝H(生成物)－H(反应物)。

(3)焓变与反应热：恒压条件下的反应热等于焓变。

(4)焓变概念：在恒温、恒压条件下，化学反应过程中吸收或释放的热量，单位kJ·mol1。

－(5)ΔH与吸热反应、放热反应的关系

①吸热反应：ΔH>0；②放热反应：ΔH<0。

3．化学反应伴随有能量变化的原因

(1)从反应物断键和生成物成键角度

①化学反应过程：

1

②化学键变化与反应热的关系：

若E1>E2，反应吸收能量，ΔH>0，为吸热反应；

若E1

(2)从反应物和生成物总能量大小角度

若反应物的总能量小于生成物的总能量，则反应过程中吸收能量；若反应物的总能量大于生成物的总能量，则反应过程中放出能量。如果反应中的能量变化主要表现为热的形式，就是吸热反应和放热反应。

[归纳生成]

1.吸热反应和放热反应的比较（从宏微辨识方面）

类型

比较

定义

总能量关系

总键能关系

吸收热量的化学反应

放出热量的化学反应

吸热反应

放热反应

∑E(反应物)＜∑E(生成物)

∑E(反应物)＞∑E(生成物)

实质

反应物的总键能＞生成物的总键能

或Q(吸) ＞Q(放) 反应物的总键能＜生成物的总键能

或Q(吸) ＞Q(放) 表示方法

能量

⊿H

＞

0 能量

生成物的能量

⊿H＜

0 反应物的能量

放出能量

吸收能量

生成物的能量

反应过程

图示

反应物的能量

反应过程

2

反应类型或实例

①

所有的水解反应

②

所有的电离反应

③

大多数的分解反应

④

Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应

⑤

C＋H2O

CO＋H2

①

所有的中和反应

②

所有的燃烧反应

③

大多数的化合反应

④绝大多数的置换反应

⑤2H2O2=2H2O+O2↑

2．吸热反应和放热反应及物质稳定性的判断方法：

由能量守恒定律：E(反应物)Q（吸）E(生成物)Q(放)，可知：

⑴∑E(反应物)＜∑E(生成物)、反应物的总键能＞生成物的总键能（或Q(吸) ＞Q(放)），反应吸热，⊿H

＞

0，反应物的稳定性低于生成物。

⑵∑E(反应物) ＞∑E(生成物)、反应物的总键能＜生成物的总键能（或Q(吸) ＜Q(放)），反应吸热，⊿H

＜

0，反应物的稳定性高于生成物。

3.ΔH的计算方法

(1)ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。

(2)ΔH＝生成物所具有的总能量－反应物所具有的总能量。

[考点透析Ⅱ]－热化学方程式

1．概念

能够表示反应热的化学方程式。

2．意义

(1)热化学方程式既表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。

1－(2)对于热化学方程式H2(g)＋O2(g)===H2O(l)

ΔH＝－285.8 kJ·mol1，表示在2125 ℃(298 K)、101 kPa时，1 mol H2与

mol O2完全反应生成液态水时放出的热量是285.8 2kJ。

3．书写原则

(1)热化学方程式的化学计量数只表示物质的量，不表示分子个数，可以用整数也可以用分数。

(2)必须注明物质的状态、ΔH的“＋、－”和单位。

(3)应标明反应的温度和压强。若不标明，则表示是在25 ℃(298 K)、101 kPa条件下的反应热。

(4)对于相同反应，ΔH的数值必须与化学计量数对应。

4．实例

8 g甲烷完全燃烧生成液态水时放出445 kJ的热量，该反应的热化学方程式为CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)

ΔH＝－890 kJ·mol1。

－

3

[归纳生成]

热化学方程式的书写步骤与注意事项

1．书写“三”步骤

2．注意“五”事项

(1)要在物质的化学式后面用括号注明各物质的聚集状态。一般用英文字母g、l和s分别表示气态、液态和固态，水溶液中的溶质则用aq表示。

(2)ΔH的单位是kJ·mol1。

－(3)根据焓的性质，对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其ΔH也不同。若化学方程式中各物质的化学计量数加倍，则ΔH的数值也加倍。

(4)热化学方程式中不用“↑”“↓”，“===”上不用标明反应条件。

(5)必须标明ΔH的符号，放热反应ΔH为“－”，吸热反应ΔH为“＋”，正负号不可省略。

[方法技巧]

四看法判断热化学方程式的正误

[课堂小结] 1.化学反应的焓变

2.热化学方程式

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