第二单元 化学反应中的能量教学设计和教学实录

专题二

第二单元

化学反应中的热量

第1课时

化学反应中的热量变化

教学目标：

（一）知识与技能：

1．知道化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因：化学键的断裂要吸收能量，化学键的形成要放出能量，知道一个化学反应是吸收能量还是放出能量，取决于反应物的总能量与生成物的总能量的相对高低

2．初步学会热化学方程式的书写

（二）过程与方法：

从学生熟悉的燃料的燃烧释放能量入手，了解“旧的化学键的断裂和新的化学键的生成”是化学反应中能量变化的主要原因；通过实验探究体验科学研究的一般过程

（三）情感与价值观：

初步体会通过实验认识和研究化学反应原理的方法与价值；能发现并学习与生产、生活有关的化学问题，建立化学为生产、生活服务的观点

教学重点：放热反应和吸热反应；化学反应中能量变化与反应物、生成物总能量的关系；热化学方程式的书写及其简单计算

教学难点：化学反应能量变化与反应物、生成物总能量的关系；有关热化学方程式的计算

教学过程：

一、放热反应与吸热反应

1.概念：放热反应：有热量放出的化学反应。

吸热反应：有吸收热量的化学反应。

2.常见的放(吸)热反应

放热反应：（1）金属与H2O或酸的反应：2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑

点燃（2）燃料的燃烧反应：如C＋O2=====CO2

（3）酸碱中和反应：OH－＋H＋===H2O （4）大多数化合反应

吸热反应：（1）氢氧化钡晶体与氯化铵晶体的反应

高温（2）

C(s) + CO2(g)

=====2CO(g)

高温（3）

C(s) + H2O(g) =====CO(g) + H2(g) 高温（4）大多数分解反应：CaCO3(s) =====

CaO(s) +CO2(g)

二、化学反应中的能量变化

1．从宏观角度分析:

①∑E（反应物）＞∑E（生成物）

为放热反应

①∑E（反应物）＜∑E（生成物）

为吸热反应

2．从微观角度分析:

（1）

化学反应的本质是：旧化学键的断裂与新化学键的形成。

断开旧的化学键要吸收能量，而形成新的化学键要放出能量。

（2）键能：拆开1mol气态物质中某种共价键需要吸收的能量，就是该共价键的键能。共价键的键能越大，该共价键越牢固。

①旧键断裂吸收的能量＜新键形成放出的能量

为放热反应

②旧键断裂吸收的能量

＞新键形成放出的能量

为吸热反应

三、反应热：

1、定义：化学反应过程中放出或吸收的热量

2、符号：△H 3、单位：KJ·mol-1

4、规定：H为“—”或H<0时，为放热反应

H为“+”或H>0时，为吸热反应

例：已知1molH2(g)和1molCl2(g)反应生成2molHCl时，放出的热量为184.6KJ。该反应的反应热为△H=-184.6KJ·mol-1

四、热化学方程式

(1)定义：用来表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式。

(2)意义：不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的热量变化。

例如：热化学方程式：

N2(g)+3H2(g)2NH3(g)

△H = - 92.38kJ·mol-1

表示的意义为：1mol氮气和3mol氢气完全反应生成2mol氨气，放出92.38kJ的热量。

再如：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) △H = - 285.8kJ·mol-1

表示的意义为：1mol氢气和1/2mol氧气反应生成1mol液态水，放出285.8kJ的热量。

(3)书写

①写符合质量守恒的化学方程式

②标明物质的状态（用s,l,g分别代表气态、液态、固态）

③用△H表明反应放出或吸收的热量（用“

；”与方程式隔开），

单位：kJ •mol1

放热反应：△H取负值（△H<0）

吸热反应：△H取正值（

△H>0）

（4）书写热化学方程式的注意事项： ①不需注明反应条件，但要注明反应物和生成物的状态。

（g: 气态l：液态s：固态）；

②△H表示反应热，“ —

”表示放热，“ + ”表示吸热，单位一般采用kJ/mol；

③热化学方程式中的系数表示该物质的物质的量，可以取分数，数值与ΔH数值要对应； －

④应注明反应时的温度和压强，如不注明则指25 ℃、101 kPa。

⑤对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也

不同，即△H 的值与计量数成正比。 例：已知1molH2(g)和1molCl2(g)反应生成2molHCl时，放出的热量为184.6KJ。该反应的热化学方程式为：

例

：250C 1.01×105Pa下，1g 硫粉在氧气中充分燃烧放出

9.36kJ热量，写出硫燃烧的热化学方程式。

S ( s) + O2 (g) = SO2 ( g )

;△H =-299.62 kJ •mol-1

四、盖斯定律

化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关。即如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。

例：

C(s)+O2(g) ＝CO2(g)

;

△H1 = －393.5 kJ/mol

CO(g)+1/2O2(g) ＝CO2(g) ;

△H2 = －283.0kJ/mol

求：C(s)+1/2O2(g) ＝CO(g) 的

△H3

=

－110. 5 kJ/mol