高中化學人教版第二章化學反應與能量 全國優(yōu)質課

（046）§2化學反應與能量【教學目標】掌握化學能與熱能、化學能與電能的關系；化學反應速率與限度的概念及其意義。用探究實驗的方法解決化學反應中化學反應的速率和限度、能量的轉化等化學問題。【知識框架】1．整體建構：2.具體掌握：（1）化學能與熱能①化學反應中能量變化的主要原因：化學鍵的斷裂和形成②化學反應的一大特征：化學反應的過程中總是伴隨著能量變化，通常表現(xiàn)為熱量變化③化學反應吸收能量或放出能量的決定因素：反應物和生成物的總能量的相對大小a.吸熱反應：反應物的總能量小于生成物的總能量b.放熱反應：反應物的總能量大于生成物的總能量④常見的放熱反應：A.所有燃燒反應；B.中和反應；C.大多數(shù)化合反應；D.活潑金屬跟水或酸反應；E.物質的緩慢氧化⑤常見的吸熱反應：A.大多數(shù)分解反應；氯化銨與八水合氫氧化鋇的反應⑥中和熱：稀的強酸與強堿發(fā)生中和反應生成1molH2O（液態(tài)）時所釋放的熱量。（2）化學能與電能①原電池：將_化學能轉化為_電能的裝置。②原電池形成條件：能發(fā)生氧化還原反應，活性不同的兩個電極，電解質溶液,閉合回路。③電極名稱：簡略為：負氧正還負極：一般為活潑金屬，失電子，化合價升高，發(fā)生氧化反應。正極：一般為較不活潑金屬(或非金屬)，電極周圍的陽離子得電子，化合價降低，發(fā)生還原反應。④化學電源：干電池（鋅錳干電池、堿性鋅錳電池）、充電電池（鉛蓄電池、鎳鎘電池等）、燃料電池（氫氧燃料電池、甲烷燃料電池等）（3）化學反應速率I、用單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示。計算公式為V＝△C/△t時間：（如每秒、每分、每小時）反應速率的單位：mol/(L?s)mol/(L?min)mol/(L?h)II、應注意：①現(xiàn)表示的化學反應速率是平均速率，同一反應用不同物質表示的化學反應速率數(shù)值可能不同，必須注明物質。②起始濃度比不一定等于計量數(shù)比，但是轉化濃度比一定等于計量數(shù)比。③同一反應各物質的反應速率之比等于化學計量數(shù)之比即等于方程式中的系數(shù)比。例：2A(g)+3B(g)C(g)+4D(g)ν(A):ν(B):ν(C):ν(D)=2：3：1：4④當起始濃度比等于計量數(shù)比投入進行充分反應后，各反應物的轉化率相等。III、影響化學反應速率的重要外界因素：濃度、溫度、催化劑，還有壓強（對有氣體物質的反應）、光波、電磁波、超聲波、溶劑、固體的表面積等。①通常濃度越大(氣體或溶液)，反應速率越快；②溫度越高，反應速率越快；③壓強越大，反應速率越快（對有氣體物質的反應，為什么？）；④催化劑能改變化學反應速率。（4）化學反應的限度①反應限度：當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不在改變，達到表面上靜止的一種“化學平衡狀態(tài)”，這就是這個反應所能達到的限度。②化學平衡狀態(tài)：對于可逆反應，在一定條件下進行到一定程度時，正反應速率和逆反應速率相等，反應物和生成物的濃度不再發(fā)生變化，反應達到化學平衡狀態(tài)。反應開始：υ（正）>υ（逆）反應過程中：反應物濃度減小，生成物濃度增大；υ（正）漸減，υ（逆）漸增；平衡時：υ（正）=υ（逆）；各組分的濃度不再發(fā)生變化③化學平衡的特征：動：動態(tài)平衡υ≠0等：υ（正）=υ（逆）定：各組分的濃度不再發(fā)生變化變：如果外界條件改變，使υ（正）≠υ（逆）則原有的化學平衡狀態(tài)就被破壞。④意義：化學平衡必須是可逆反應在一定條件下建立的，不同的條件將建立不同的化學平衡狀態(tài)；通過反應條件的控制，可以改變或穩(wěn)定反應速率，可以使可逆反應朝著有利于人們需要的方向進行，這對于化學反應的利用和控制具有重要意義。同時，在具體工業(yè)生產(chǎn)中，既要考慮反應的速率也要考慮反應所能達到的限度。如工業(yè)合成氨時，就要通過控制反應器的溫度和壓強，使反應既快又能達到較大的限度。［思考］：如何判斷一個可逆反應在一定條件下達到平衡狀態(tài)？【自主檢測】1．完成P56—P57復習題2．已知為放熱反應，下列有關說法中正確的是（）A．O2的能量一定高于SO2的能量B．2molSO2和1molO2的總能量一定高于2molSO3的總能量C．SO2的能量一定高于SO3的能量D．因該反應為放熱反應，故不必加熱就可發(fā)生3．下列各個裝置中能組成原電池的是（）A．B．C．D．4．可逆反應H2(g)＋I2(g)2HI(g)達到平衡的標志是(碘蒸氣是紫色)A．H2、I2、HI的濃度保持不變B．H2、I2、HI的濃度相等C．混合氣體的密度保持不變D