1、第一章 化學反應的熱效應【教學目標】第一節 反應熱11、認識化學能與熱能的相互轉化，能分析化學變化和伴隨反應發生的能量轉化與物質微觀結構之間的關系。2恒溫恒壓條件下化學反應的反應熱可以用焓變表示；3、通過中和反應反應熱測定實驗，培養實驗探究、勤于實踐、善于合作的學科素養重點：難點：反應熱、焓變的含義；中和熱的測定【教學過程】一、導入新課【投影】展示圖片在化學反應過程中，物質變化的同時，一定伴隨著能量的變化。熱量的釋放或吸收是化學反應中能量變化的常見形式。二、新課講授1、反應熱【講解】在研究反應熱時，需要明確體系和環境。反應熱定義：熱量是指因溫度不同而在體系與環境之間交換或傳遞的能應的熱效應，簡

2、稱反應熱。2、系統與環境敞開系統：系統與環境間即有物質交換，又有能量交換封閉系統：系統與環境間沒有物質交換，只有能量交換孤立系統：系統與環境間無物質和能量的交換【思考交流】1、在我們的生活中，有哪些吸熱反應和放熱反應呢？【學生活動】【小結】放熱反應：（1）可燃物的燃燒；（2）酸堿中和反應；（3）大多數化金屬與酸（或水的置換反應碳、一氧化碳與氧化銅、氫氣與氧化銅的反應等。【思考交流】2、化學反應過程中為什么會有能量的變化？（試從宏觀和微觀兩個角度分析）【分析】宏觀上: 一個確定的化學反應在發生過程中是吸收能量還是放出能量， 決定于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。微觀上：化學鍵的斷裂和形

3、成，舊鍵斷裂需要能量，新鍵形成會 能量。成物的總能量不同，從而表現為化學反應吸收熱量、放出熱量。【思考交流】3、化學反應過程中能量的釋放還是吸收是以發生變化的物質本身為基礎的，那么能量的多少是以什么為基礎的？用什么來量度呢？【分析】2、反應熱與焓變（符U）和物質的聚集狀態等影響。為了描述等壓條件下的反應熱，科學上引入了一個與內能有關的物理H熱等于反應的焓變，用H來表示。HkJ/mol 。根據規定，當反應體系放熱時其焓減小，H為負值，即H 0。【講解】從能量守恒（宏觀）去探討從化學鍵的鍵能變化方面（微觀）去探討舊鍵斷裂 吸收能量新鍵形成 放出能量H=679kJ/mol 862kJ/mol = 1

4、83kJ/mol【小結】從能量守恒（宏觀）去探討： H生成物的總能量-反應物的總能量從化學鍵的鍵能變化方面（微觀）去探討： H 反應物的總鍵能-生成物的總鍵能注意：鍵能越大，能量越低,物質越穩定。【活學活用】1、判斷物質的穩定性C(石墨s )= C(金剛石 s ) H = +1.9kJ/mol石墨、金剛石哪個更穩定？2、相關計算1mol C與 1mol H2O(g)反應生成 lmol CO(g)和1mol 需要吸131.5kJ的熱量，該反應的反應熱為H =kJ/mol。拆開 1molHH1molNH1molNN436kJ391kJ、946kJ，則 1molN2則 1molH2NH3NH3的反應

5、熱為，的反應熱為。【師】那我們怎樣來測量一個反應吸熱還是放熱呢？中和反應反應熱的測定：實驗儀器：大燒杯、小燒杯、量筒、泡沫塑料或紙條、泡沫塑料或紙條、泡沫塑料板或硬紙板(中心有兩個小孔)、環形玻璃攪拌棒。實驗步驟：如圖組裝實驗裝置。50 mL 0.50 mol/L鹽酸的溫度，記入下表。并將溫度計上的酸用水沖洗干凈。50 mL 0.55 mol/LNaOH溶液的溫度，記入下表。NaOH數據記錄和處理計算。取三次測量的平均值為計算依據。結論：大量實驗測得，在25101kPa1 mol HO57.3 kJ2【講解】注：強酸與弱堿反應，強堿與弱酸、弱酸和弱堿反應生成1molHO2的熱小于 57.3KJ

6、/mol【活學活用】若將 1L1mol/LNaOH 溶液中加入稀醋酸、濃硫酸、稀硝酸，恰好完全反應時的熱效應分別為H 、H 、H；則三者的大小123關系為。【課堂小結】【板書設計】1反應熱定義放熱反應吸熱反應2、反應熱與焓變3、中和反應反應熱的測定第一章 化學反應的熱效應第一節 反應熱第 2 課時 熱化學方程式 燃燒熱【教學目標】1、認識化學能與熱能的相互轉化，能量的轉化遵循能量守恒定律；2、能用熱化學方程式表示反應中的能量變化；3、能運用反應焓變合理選擇和利用化學反應。【教學重難點】1.重點：熱化學反應方程式的書寫及正誤判斷。2.難點：熱化學方程式的書寫燃燒熱相關計算【教學過程】1.導入【思

7、考交流】 任何一個化學反應都包括物質的變化和能量的變化。那么，有什么表達式能把這兩種變化都表示出來？ 2.新課講授【板書】一、熱化學反應方程式【學生活動】閱讀教材相關內容，思考、討論、回答下列問題： 什么是熱化學方程式，有何意義？書寫原則？書寫熱化學方程式一定要注明什么？（讓學生回答，并歸納小結）學方程式。【師】正如大家所看到的熱化學反應方程式指明了反應時的溫度和壓強，若在 25C101kPa符號及單位、反應物和生成物的聚集狀態。1.定義2.意義例如：1molH2與 1mol 氣態碘完全反應，生成 2mol 氣態 HI 時，放出 14.9kJ的熱量。【觀察分析】2:25 ，101 kPaH2和

8、 O 化合成 1 mol H2O 的反應，2一個生成氣態水，一個生成液態水，其化學方程式可表示為:【小結】熱化學方程式表示的意義a.反應物和生成物的種類、聚集狀態 b.c.反應中放出或吸收的熱量。【思考交流】 H 單位中mol-1的含義是什么呢？【講解】 H 單位中“mol-1”表示每摩爾反應所放出的熱量， H 的值與方程式中的計量系數有關。【講解】4.書寫原則熱化學方程式中的化學計量數只表示物質的量,不表示分子個數,可以用整數也可以用分數。必須注明物質的聚集狀態、H需注明反應時的溫度和壓強。如不注明，即指常溫、常壓: 25 不用寫加熱、加壓、催化劑等反應條件。不用標【 】。若反應逆向進行，則

9、H 改變符號，但絕對值不變。【學生活動】完成隨堂練習11molH21molCl2反應生成 2mol 氣態 HCl，放出 184.6KJ的熱量，請寫出該反應的熱化學方程式。【師】同一個化學反應,是否只有一種形式的熱化學方程式?【生】不是的，化學計量數不同，熱化學方程式也會不同。【強調】熱化學方程式表示參加反應物質的物質的量和反應熱的關系,而H值與參加反應物質的物質的量有關,故熱化學方程式中化學計量數不同時,H 也不同,一個化學反應,可有多種形式的熱化學方程式。【歸納小結】總結書寫熱化學反應方程式時的書寫要點一般應注明反應的溫度、壓強；(250C101kPa一定標明各物質的狀態(s、l、g、aq)

10、 ；數、小數；HHH只放右邊(數值及單位)；放熱： H0；【學生活動】完成隨堂練習 2的量的大小、單位等主要方面入手【學生活動】思考，并回答。【過渡】根據化學反應的情況不同，反應熱分為多種，如中和熱、燃燒熱、溶解熱等。什么是“燃燒熱”呢？它的含義是什么？是不是物質燃燒放出的熱量就叫燃燒熱呢？【板書】二、燃燒熱【獲取概念】101 kPa, 1 mol 純物質完全燃燒生成指定產物時所放出的熱量。【設疑】什么是指定產物?【生】完全燃燒生成指定的產物：CCO(g)、SSO(g)、HHO(l)、NN2222。【師】CH1 299.6 kJmol-1 表示什么含義？2 225 、101 kPa1 mol

11、C和液態水時放出1 299.6 kJ2 22【思考】書寫表示物質燃燒熱的熱化學方程式時,如何確定各物質的化學計量數?【學生活動】思考，并回答。1mol1mol為標準再確定其他物質的化學計量數。【師】為了能夠正確理解“燃燒熱”，下面讓我們從不同的角度對其進行解讀。【投影】（1）反應條件25 和 101 kPa(書中給出的燃燒熱數值均為此條件下測得)。可燃物用量1 mol 純物質。CHO2CH (l)+25O(g) =16CO(g)+18HO(l)8 1828 18222H=-11036H551811036。8 18對“完全燃燒生成指定產物”的理解是指單質或化合物燃燒后生成最穩定的氧化物。完全燃燒

12、時,下列元素對應的穩定氧化物分別為:CCO,HHO(l),SSOC222COSSO3不能一步生成,SO3不是 S 的燃燒產物,生成的水為液態不能是氣態。例如,C 燃燒的熱化學方程式為C(s1 O(g)CO(g)22H=-110.5 kJmol-1C(s)+O(g)CO(g)22H=-393.5 kJmol-1則 C 的燃燒熱為 393.5 kJmol-1,而不是 110.5 kJmol-1。文字敘述時燃燒熱的表示用“正值”或“H”表示,例如,CH4的燃燒熱為 890.3 kJmol-1 或H=-890.3kJmol-1。注意1 mol1 mol數,故在其熱化學方程式中常出現分數。1 mol,物

13、質燃燒的熱化學方程式不強調可燃物的物質的量一定為 1 mol。【學生活動】完成隨堂練習 33、下列關于燃燒熱的說法中正確的是()A1 mol 物質燃燒所放出的熱量B常溫下，可燃物燃燒放出的熱量C25C、1.01105 Pa，1mol出的熱量D燃燒熱隨化學方程式前的化學計量數的改變而改變【學生活動】燃燒熱的計算及應用例題101kPa，1molCH4完全燃燒生成 CO2HO，890.3 kJ2的熱量，CH4的燃燒熱為多少？1000 L CH（標準狀況）燃燒后所產生的熱量為4多少？【講解】燃燒熱和中和熱的比較燃燒熱燃燒熱中和熱能量變化放熱反應相同點HkJ/mol不同點反應物的量1 mol不限量生成物

14、的量不限量1 mol HO2反應熱的定義101kPa，1物質完全燃燒生成穩定的化合物時放出的熱量；反應物不同， 燃燒熱不同1 mol HO2放出的熱量；強酸與強堿反應的中和熱都相同，均約為57.3 kJ/mol【學生活動】完成隨堂練習【課堂小結】【板書設計】第一節 熱化學反應方程式1、概念2、意義3、書寫規則 第二節 燃燒熱1、概念2、意義3、正確理解“燃燒熱”1.1.2 熱化學反應方程式、燃燒熱第一章 化學反應的熱效應第二節 反應熱的計算【教學目標】1、從能量守恒角度理解蓋斯定律的內容，了解其在科學研究中的意義。2、能正確運用蓋斯定律解決具體問題，說明蓋斯定律在科學研究中的重要作用。3、能用

15、蓋斯定律進行有關反應熱的簡單計算。1.重點：2.難點：通過蓋斯定律的理解和應用，學會用蓋斯定律解決實際問題。【教學過程】1.新課導入【投影】或一件事情的做法不同而都巧妙地達到同樣的目的。在化學反應中,也有一種類CCOCOCO2222CO,COOCO的反應途徑所釋放222出的熱量一樣多嗎?【學生活動】學生思考，并回答【師】在化學科研中,經常要測量化學反應的反應熱,但是某些物質的反應熱,由于種種原因不能直接測得,只能通過化學計算的方式間接結出一條規律:化學反應熱只與反應的始態(各反應物和終態(各生成物)有關,而與具體反應進行的途徑無關。如果一個反應可以分幾步進行,則各分步反應的反應熱之和與該反應一

16、步完成時的反應熱是相同的,這就是蓋斯定律。應的熱效應。下面讓我們一起來學習蓋斯定律。2.新課講授【板書】一、蓋斯定律其反應熱是相同的。這就是蓋斯定律。反應的途徑無關。【解釋】：能量的釋放或吸收是以發生變化的物質為基礎的,二者密不可分,但以物質為主。【講解】應用對于進行得很慢的反應,不容易直接發生的反應,產品不純(即有副反應發生) 的反應熱計算出來。1.的始態和終態有關？從反應物變成生成物，它們的差值是不會改變的，即反應的焓變是一樣的。2.C (g) +1/2O2為什么？(g) =CO (g) 的反應熱H 嗎？【提示】不能直接測出，在氧氣供應不足時，雖可生成 CO，但同時還有部分 CO可繼續被氧

17、化生成 CO 。2【師】蓋斯定律在生產和科學研究中有很重要的意義。有些反應的反應熱雖然無法直接測得，但利用蓋斯定律不難間接計算求得。【板書】5、蓋斯定律的意義【師】蓋斯定律常用的通常有兩種方法虛擬路徑法若反應物 A 變為生成物 D，可以有兩個途徑：由 A 直接變成 D，反應熱為H；由 A 經過 B 變成 C，再由C 變成 D，每步的反應熱分別為H 、H 、H ，如123圖所示：則有：HHHH123【回扣釋疑】見課件加和法確定待求反應的熱化學方程式。找出待求熱化學方程式中各物質出現在已知方程式中的位置(是同側還是異側)。利用同側相加、異側相減進行處理。根據待求方程式中各物質的化學計量數通過乘除來

18、調整已知反應的化學計量數，并消去中間產物。實施疊加并確定反應熱的變化。【演練獲得】見課件【小結】 6、應用蓋斯定律計算反應熱的解題流程第一步：先確定待求反應的化學方程式第二步：找出待求方程式中各物質在已知方程式中的位置，若在“同側”，計算H 定乘數”第四步：依據第二步、第三步的結論，計算待求反應【拓展提升】見課件【師】在實際應用中，常常需要計算反應熱。那么有關反應熱計算的依據和方法有哪些呢？【學生活動】思考、小組討論，并總結歸納。計算依據計算方法計算依據計算方法根據熱化學方程式熱化學方程式與數學上的方程式相似，可以左右顛倒同時改變正負號，各項的化學計量數包括 根據蓋斯定律可以將兩個或兩個以上的

19、熱化學方程式包括其H 相加或相減，得到一個新的熱化學方程式根據燃燒熱可燃物完全燃燒產生的熱量可燃物的物質的量其燃燒熱根據化學H反應物化學鍵鍵能總和生成物化學鍵鍵能總和鍵的鍵能根據反應物和生成物的總能量HE(生成物)E(反應物)【活學活用】見課件【歸納小結】2、反應熱的計算常用的解題方法：的關系直接求算反應熱。十字交叉法。得到需要的熱化學反應，再以此為依據計算求解或比較反應熱大小等。【思考交流】那么有了方法，我們在計算過程中需要注意哪些問題呢？【生】學生思考，并回答應用蓋斯定律計算反應熱時的注意事項標準狀況下氣體體積、反應熱等對應關系，列式進行簡單計算。“固液氣”變化時，會吸熱；反之會放熱。H化

20、學計量數加倍，則 相對應。熱化學方程式中的反應熱是指按所給形式反應完全時的反應熱。正、逆反應的反應熱數值相等，符號相反。【活學活用】見課件【課堂小結】用蓋斯定律解決實際問題【板書】1.2 反應熱的計算一、蓋斯定律1內容解釋應用對蓋斯定律的理解反應途徑角度能量守恒角度5.蓋斯定律在科學研究中的重要意義6運用蓋斯定律解題的常用方法。(1)虛擬路徑法(2)加和法第三節 反應熱的計算反應熱計算的依據和方法應用蓋斯定律計算反應熱時的注意事項第二章 化學反應速率與化學平衡【教學目標】第一節 化學反應速率第一課時 化學反應速率知道化學反應速率的表示方法。化學反應速率的快慢。重點：難點：化學反應速率計算【教學

21、過程】一、導入新課以舉出一些例子出來嗎？可以發現化學反應是有快慢之分的。二、新課講授【師】必修二我們學過化學反應速率，你都掌握了哪些內容，說來聽聽【學生】討論回答【講解】一、化學反應速率增加來表示（取正值。減少或生成物濃度的增加來表示表達式：V=c/t單位：mol/(Lmin)或 mol/(Ls)4NH+5O 4NO+6HO530322秒后，NO 的物質的量增加了 0.3mol，此反應的平均反應速率用 NO 來表示為多少？【學生】計算：v(NO)=0.002mol/Ls【思考交流】問題 1：若用 O 的濃度變化來表示此反應速率是多少？2【學生】計算：v(O)=0.0025mol/Ls2 與v(

22、O2的同一種速率？數值上有何規律？1但是這些數值都表示同一個反應速率。因此化學反應速率的表示必須 說明用哪種物質來做標準。2、用同一反應體系中不同物質表示同一速率時，其數值比一定等于化學方程式中相應的化學計量數之比。【思考交流】問題 3：小結化學反應速率表示時的注意點、規律【總結】有關化學反應速率的注意事項 1率，而不是在某一時刻的瞬時速率。化學反應速率均為正值，沒有負值。純液體或純固體參加的反應一般不用純固體或純液體來表示化學反應速率。對于同一化學反應，在相同的反應時間段內，用不同的物質來表用反應體系中的何種物質。【課堂專練】見課件【重難點詳解】二、化學反應速率的計算1化學反應速率的計算c（

23、B）利用化學反應速率的表達式：v(B) 。同一化學反應，用不同物質的濃度變化表示的化學反應速率之學反應速率的計算或換算的依據。求解化學反應速率的計算題一般按以下步驟：寫出有關反應的化學方程式。找出各物質的起始濃度，轉化濃度，某時刻濃度。(或起始物質的量，轉化物質的量，某時刻物質的量)例如：反應mA例如：反應mAnBpC起始濃度(mol/L)abnxcpx轉化濃度(mol/L)xmm nx某時刻濃度(mol/L)axbmcm【課堂專練】見課件【重難點詳解】三、化學反應速率的應用1、用不同的物質來表示反應速率。14NH3+ 5O2= 4NO + 6HO5L，30s2室溫時NO的物質的量增加了0.3

24、mol則此反應的平均速率可表示為（）A、v (O)=0.01 mol/Ls2B、 v (NO)=0.008 mol/LsCv (HO)=0.003 mol/Ls2Dv (NH)=0.002 mol/Ls32、比較反應速率的大小例 2、反應 A + 3B = 2C + 2D 在四種不同情況下的反應速率分別為V(A) = 0.15molL-1s-1V(B) = 0.6molL-1s-1V(C) = 0.4molL-1s-1V(D) = 0.45molL-1s-1則該反應在不同條件下速率快慢順序【歸納小結】(1(2計量數之后的數值。數值越大，反應進行得越快。3、根據各物質的濃度變化量之比寫出化學方程

25、式。31mol/LX2和 Y ，在密閉容器中反應生成2氣體 Zt minc(X)=0.4mol/L ，2c(Y)=0.8mol/L ，c(Z)=0.4mol/L，則該反應的反應方程式可表示為：24、根據各物質的反應速率之比寫出化學方程式。4、在密閉容器中ABC，其反應速率分別用V(A)V(BV(C)V(A)、V(B)、V(C)2V(B)=3V(A)，3V(C)=2V(B)。則此反應可表示為( )A、2A+3B=2CB、C、3A+B=2CD、A+B=C【課堂專練】見課件【講解】四、化學反應速率的測定1化學反應速率是通過實驗測定的。2(1)直接可測量或觀察的性質，如釋放出氣體的體積和顏色的深淺變化

26、。(2)依靠科學儀器才能測量的性質，如體系的壓強、光的吸收、光的發射、導電能力等。(3)在溶液中，當反應物或產物本身有比較明顯的顏色時，常常利用顏色深淺和顯色物質濃度間的正比關系來跟蹤反應的過程和測量反應速率。AB(40mL 1 molL1 和 40 mL 4 molL1 的硫酸后都立即產生氣泡，我們可以根據產生10mL的氫氣所需要的 A、B H2的體積來判【課堂專練】見課件【課堂小結】【板書設計】化學反應速率 12、化學反應速率的測定第二章 化學反應速率與化學平衡第一節 化學反應速率2【教學目標】通過實驗，從宏觀上認識溫度、濃度、壓強和催化劑對化學反應速率的【教學重難點】1、重點：濃度、壓強

27、對化學反應速率影響的一般規律。2、難點：運用有效碰撞理論解釋濃度、壓強對化學反應速率的影響。【教學過程】一、導入新課等因素也會影響反應速率，那么這幾種因素是如何影響化學反應速率的呢？二、講授新課（一） 定性和定量研究影響化學反應速率的因素【師】首先我們先來探究濃度對化學反應速率的影響。【實驗探究 1】探究濃度對化學反應速率的影響【學生活動】分組實驗，總結現象與結論。【投影】實驗記錄及結論實驗目的實驗目的試劑種類及用量實驗現象結論0.1mol/L0.1mol/L0.1mol/L2mLNaSO2 2 3HSO24探究濃度對反應速率的影響均出現黃色沉淀，且滴加0.5mol/LHSO24濃度越大，反應

28、速率越快0.1mol/L5mLNaSO2 2 3現黃色沉淀0.5mol/L H SO24溶液 2mL【師】當其他條件相同時，增大反應物濃度，化學反應速率增大；降低反應物濃度，化學反應速率減小【名師點撥】1.濃度對化學反應速率影響的注意事項固體和純液體的濃度可視為常數，改變其物質的量，對反應速率無影響。若某物質的濃度變化改變了其性質，反應實質可能發生改變，要具體分析反應速率的變化（但常溫下鐵遇濃硫酸鈍化。就越快，故塊狀固體可通過研磨來增大表面積，從而加快反應速率。反應速率的改變。【師】溫度又是怎樣影響反應速率的呢？【實驗探究 2】探究溫度對化學反應速率的影響【學生活動】分組實驗，總結現象與結論。

29、【投影】實驗記錄及結論實驗實驗目的試劑種類及用量溫度實驗現象結論0.1mol/L Na S O 溶0.1mol/L Na S O 溶2 2 3液 5mL蒸探究溫度對反應速率的影響0.1mol/L5mLH SO24餾水0.1mol/L5mLNaSO2 2 3均出現黃色沉淀，且熱水中的試管中先出現黃色沉淀溫度越高，反應速率越快0.1mol/L H SO 溶24液 5mL熱水【師】當其他條件相同時，升高溫度，化學反應速率增大；降低溫度，化學反應速率減小。【名師點撥】 2.溫度對化學反應速率影響的注意事項升高溫度，反應速率都增大，降低溫度，反應速率都減小。對于可逆反應，升高溫度，正、逆反應速率都增大，

30、但吸熱反應方向的反反應速率減小的程度更大。24【師】有些反應會用到催化劑，那么催化劑對于反應速率又有怎樣的影響？【實驗探究 3】探究催化劑對化學反應速率的影響【學生活動】分組實驗，總結現象與結論。【投影】實驗記錄及結論實驗目實驗目的試劑種類及用量實驗現象結論探究催5%HO2 2產生氣泡不明顯催化5%HO溶液+0.5mol/L FeCl 溶液產生大量氣2 23泡【師】他條件相同時，加催化劑能增大反應速率。【名師點撥】 3.催化劑對化學反應速率影響的注意事項同一催化劑能同等程度地改變化學反應的正、逆反應速率。）規律：選用合適的催化劑，能使反應速率增大。反應物之間同時發生多個反應時，催化劑有選擇性，

31、可以提高目標產物的比率。【師】壓強又是怎樣影響反應速率的呢？【講解針對有氣體參加的壓強的變化僅由反應容器的容積變化引起的反應大壓強(減小容器體積)反應物濃度反應速率，反之，反應速 ；對只有固體或純液體參加的反應，壓強變化幾乎不影響反應速率。【名師點撥】 4、對有氣體參加的反應，壓強對化學反應速率的影響可簡化理解如下【課堂專練】二、活化能下面通過活化能和簡單碰撞理論對這一問題進行討論。過多個反應步驟才能實現。都稱為基元反應。程又稱反應機理。自由基：像上述反應歷程中的 I 一樣，帶有單電子的原子或原子團叫自由基，如 O 自由基。次碰撞都能發生反應。能夠發生化學反應的碰撞我們稱之為有效碰撞。叫做反應

32、的活化能。【投影】【講解】如上圖所示，E 表示反應的活化能；E 表示活化分子變成生成物分子放12出的能量；EEH)。12【師】解釋化學反應過程【師】接下來我們一起來用有效碰撞理論解釋活化能與反應速率的關系【講解】在一定條件下，活化分子所占的百分數是固定不變的，活化分子的百分數越大單位體積內越多單位時間內 的次數越多化學反應速率就越快。【師】如何運用有效碰撞理論解釋外界條件對化學反應速率的影響(1)運用有效碰撞理論解釋濃度對化學反應速率的影響：規律：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，反應速率加快；反之，反應速率減慢。影響影響單位體積內外因有效碰撞次數化學反應速率分子總數活化分子數增大濃度(2)

33、運用有效碰撞理論解釋溫度對化學反應速率的影響：規律：當其他條件不變時，升高溫度，反應速率加快；反之，反應速率減慢。理論解釋：影響單位體積外因分子總數活化分子數有效碰撞次數化學反應速率升高溫度【名師點撥】分子百分數提高，活化分子間的有效碰撞頻率變大，故反應速率增大。【講解】 (3)運用有效碰撞理論解釋催化劑對化學反應速率的影響：規律：當其他條件不變時，使用適當的催化劑，較大程度地增大化學反應速率。理論解釋：影響單位體積外因分子總 活化分子數數有效碰撞次化學反應速數使用催化劑(4)運用有效碰撞理論解釋壓強對化學反應速率的影響：規律：當其他條件不變時，對于有氣體參加的反應，增大壓強(減少容器的容積)

34、相當于增大反應濃度，反應速率加快；減小壓強(增大容器的容積)相當于減小反應濃度，反應速率減慢。理論解釋：影響單位體積內有效碰撞次數化學反應速率外因分子總數活化分子數增大壓強【歸納小結】注意：變。率。【課堂專練】【課堂小結】【板書設計】2.1.2 影響化學反應速率的因素一、定性和定量研究影響化學反應速率的因素1：2：3：二、活化能1、基元反應與反應歷程2、有效碰撞與活化能3、活化分子和活化能第二章 化學反應速率與化學平衡第二節 化學平衡第 1 課時 教學設計【教學目標】 1知道化學平衡狀態的特征，判斷反應是否達到化學平衡狀態。【教學重難點】化學平衡狀態的判斷【教學過程】1.新課導入【回顧舊知】【

35、基礎初探】并不陌生，比如某種固體在水中的溶解就存在限度固體，其質量雖然不變，但是他的外形卻在變化，小晶體會長大，有的棱角會消失。【思考交流】既然“固體溶解”和“溶液結晶”這兩個過程一直存在，為什么在起初，我們只看到了其中之一的“固體溶解”；而在溶液飽和后，一個也看不到了。2.新課講授【板書】一、可逆反應【設疑】很多化學反應是可逆的。什么是可逆反應？可逆反應有什么特點？【師】1、在相同條件下，既能向正反應方向進行又能向逆反應方向進行的化學反應。可逆反應用反應。連接，把從左向右進行的反應稱作正反應，從右向左的進行的反應稱作逆2、特點：可逆反應具有雙向性、雙同性、共存性。3、常見的可逆反應【思考交流

36、】只有可逆反應才有限度，才有化學平衡，那么什么是化學平衡？【師】以CO+H2OCO2+H2為例，有關物質的濃度隨時間變化如圖所示。0，逆反應速率為【師】我們可以借助圖像來理解化學平衡的建立。【板書】二、化學平衡的建立【師】 當正、逆反應的速率相等時，反應物和生成物的濃度均保持不變，即體系的組學平衡狀態，簡稱化學平衡。化學平衡是一種動態平衡。【板書】三、化學平衡狀態強調：對象：可逆反應實質：正反應速率=逆反應速率標志：反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態【師】根據化學平衡的概念，想一想化學平衡的使用范圍、內在本質、外在標志、條件及特征。【生】思考并回答。【板書】四、化學平衡的特征【講解】逆 研

37、究的對象是可逆反應等 即正反應速率和逆反應速率相等動 正、逆反應速率相等但不為 0，化學平衡為一動態平衡定 條件一定時，平衡體系中各組分的含量保持不變變 改變條件，平衡一般要發生移動，直至建立新的平衡【思考交流】怎樣證明一個可逆反應達到平衡狀態了？就是找證據： 正逆相等；變量不變。物中各組分的濃度保持不變的狀態。這也是判斷化學平衡的直接依據。【設疑】判斷化學平衡還有哪些依據？【板書】五、化學平衡狀態的判斷方法【總結】化學平衡狀態的判斷方法1.直接判斷：v=v(2)各物質的濃度保持不變。2.間接判斷：各物質的百分含量保持不變(3)各氣體的體積不隨時間的改變而改變。(4)反應物的轉化率保持不變。(

38、5)平衡體系的顏色保持不變。(6)絕熱的恒容反應體系中的溫度保持不變。3.特殊判斷：混合氣體的總壓強、總體積、總物質的量不隨時間改變而改變，（適用于m+np 的反應）混合氣體的平均相對分子質量混合氣體的密度在等系數的氣體反應中不能作為平衡判據的是氣體的總壓、氣體的總的物質的量、混合氣體的平均相對分子質量、混合氣體的密度、反應混合物平衡時物質的量之比。【課堂練習】例3、在一定溫度下，向aL密閉容器中加入1molX氣體和2molY氣體發生如下反應X(g)+2Y(g)此反應達到平衡的標志是：（ ）A、容器內壓強不隨時間變化B、容器內各物質的濃度不隨時間變化 C、容器內、YZD、單位時間消耗 0.1m

39、olX 的同時生成 0.2molZ【課堂小結】【板書設計】化學平衡狀態第一節 化學平衡的建立二、化學平衡的狀態判斷化學平衡狀態的依據v正=v逆0各物質的濃度保持不變。第二章 化學反應速率與化學平衡第二節 化學平衡第 2 課時 化學平衡常數【教學目標】知道化學平衡常數的含義，會根據化學反應書寫化學平衡常數表達式。應用化學平衡常數判斷可逆反應進行的程度、方向以及反應的熱效應。能夠利用化學平衡常數進行簡單的計算。【教學重難點】1.重點(2)運用化學平衡常數進行簡單計算2.難點運用化學平衡常數進行簡單計算【教學過程】1.新課導入【探究活動】在一定溫度下，化學平衡體系中反應物濃度與生成物濃度之間有什么關

40、系呢？我們以反應 H（g）+I（g）22后可以得到什么結論？2HI（g）為例進行分析。分析并驗算表中所給的數據，最【投影】在 457.6時，該反應體系中各物質的濃度如下表所示：【師】分析上表的數據，可以得出以下結論：【投影】結論通過分析實驗數據得出：c 2 (HI)1、溫度不變時，c(H) c(I2)K22、常數K 與反應的起始濃度大小無關；3、常數K 與正向建立還是逆向建立平衡無關即與平衡建立的過程無關。2.新課講授【板書】 一、化學平衡常數K投影1.K 表示。【師】剛才得出的平衡常數K是由一個特殊的反應引出的其，但如果對于任意一個可逆化學反應pC+qD其平衡常數K又該如何表示呢？K【板書】

41、2. 表達式對于任意反應mA+nBpC+qD K=【師】那么有哪些注意事項呢？【學生活動】(3)化學平衡常數是指某一具體反應的平衡常數。若反應方向改變,則平衡常數改變。若化學方程式中各物質的化學計量數成比例擴大或縮小,盡管是同一反應,平衡常數也會改變。【提問】化學平衡常數實際上是化學平衡的又一特征，那么化學平衡常數 K 的大小有什么意義呢？【講解】可以從平衡常數K轉化率也越大；反之K【投影】4. 化學平衡常數的意義：平衡常數的大小反映了化學反應進行的程度。一般來說, 當 K105 時,通常認為反應基本進行完全;當 K105 時，該反應進行得就基本完全。【板書】（2）利用可判斷反應的熱效應1:H

42、(g)+I(g)-2HI(g),的平衡常數與溫度的關系如下：溫度623K溫度623K698K763K濃度平衡常數66 .954.445.9通過改變溫度，平衡常數大小的變化趨勢可以判斷上面可逆反應的正方向是.【板書】（3）判斷正在進行的可逆是否平衡及反應向何方向進行：對于可逆反應：mA(g)+nB(g)pC(g)+ qD(g)，在一定的溫度下的任意時刻，反應物濃度和生成物的濃度有如下關系：Qc=Cp(C)Cq(D)/Cm(A)Cn(B)，叫該反應的濃度商。思考：在平衡之前，Q 一直在變大，為什么？小結：任何可逆反應的最終目標都是Q=KQK ，V V ，反應向正反應方向進行c正逆QK ，V =V

43、，反應處于平衡狀態c正逆QK ，V 0(s)(g)(s)2(g)其平衡常數可表達為: K=(CO2)(CO)，已知 1100，K=0.263；1100時，測得高爐中 (C2)=0.025mol/，(CO)=0.1mol/，在這種情況下該反應是否處于平衡狀態 填 “是”或“否此時化學反應向方向進行，其原因是利用可計算轉化率【提問】什么叫反應物的轉化率？【副板書】某指定反應物的轉化率= 指定反應物的起始濃度 指定反應物的平衡濃度 100%指定反應物的起始濃度反應物的轉化率。正反應方向移動。【課堂專練】3、在某溫度下，將H2(gI2(g0.1mol10L器中，充分反應達到平衡時，測得c(H2)=0.

44、0080mol/L反應的平衡常數其它條件不變，充入的H2(g)和I2(g0.2mol,求達平衡時各物質的平衡濃度。【課堂小結】化學方程式不同，平衡常數表達式也不同。 2在溫度一定時，對某一具體化學反應來說，化學平衡常數是一個常數，它與濃度無關；但計算平衡常數時又必須用到化學平衡狀態下的各物質的濃度。 3利用化學平衡常數進行計算、判斷時，要理清是什么狀態下的濃度。【板書】一、化學平衡常數1.定義表達式K二、化學平衡常數的應用1.判斷反應進行的程度利用K計算轉化率判斷平衡移動方向化學平衡常數第二章 化學反應速率與化學平衡第二節 化學平衡3【教學目標】 1了解外界條件（濃度、溫度、壓強、催化劑等）方

45、向。了解勒夏特列原理在生產生活和科學研究領域中的重要作用。1.重點2.難點了解勒夏特列原理，培養分析、推理、歸納、總結的能力。【教學過程】1.新課導入引入自制汽水。思考交流1、瓶中怎么會有大量氣泡？2、隨著時間推移，瓶中氣泡逐漸減少，你能分析原因嗎？3、是什么因素影響了氣體的溶解度？研究。2.新課講授板書 2.2.3 影響化學平衡的因素一、化學平衡的移動后，vv投影師我們應該如何判斷平衡移動的方向呢？同學們思考一下。學生活動學生思考并回答：若v 正v 逆：平衡向正反應方向移動；若v 正v 逆： 反應達到平衡狀態，平衡不移動。若v 正v 逆：平衡向逆反應方向移動。平衡向正反應方向移動。【思考交流

46、】 如何通過改變條件來打破舊平衡？學生活動可通過改變影響反應速率的條件來打破原有平衡，建立新平衡。實驗探究 1.2滴加飽和 FeCl3溶液滴 1mol/L KSCN 溶液滴加NaOH溶液現象紅色加深紅色加深有紅褐色沉淀生成， 液紅色變淺【結論】增大反應物的濃度平衡向正反應方向移動減小反應物的濃度平衡向逆反應方向移動實驗探究 3、4滴加310滴濃HSO滴加1020滴6mol/LNaOH24KCr溶液溶液橙色加深溶液黃色加深22 7【結論】增大生成物的濃度平衡向逆反應方向移動減小生成物的濃度平衡向正反應方向移動【小結】濃度對化學平衡的影響的規律在其他條件不變時 ,增大反應物濃度或減小生成物的濃度

47、,化學平衡向正反應方向移動;減小反應物濃度或增大生成物的濃度化學平衡向逆反應方向移動化學平衡aAbBcCdD(A、CD為非固)濃度變化增大反應物濃度v(速率變化隨后增大，v(正)增大生成物濃度v(隨后增大， v(減小反應物濃度v(隨后減小，減小生成物濃度v(隨后減小，v(v(正)平衡移動方向v(逆) 正反應方向v(正)v(逆)v(正)v(逆)逆反應方向逆反應方向v(逆) 正反應方向vt 圖像在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減小生成物的濃度，都可以使規律學平衡向正反應方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使學平衡向逆反應方向移動隨堂練習見課件拓展提2、可逆反應HO(g)

48、+ C(s)CO(g) +H(g)在一定條件下達22到平衡狀態，改變下列條件，能否引起平衡移動？CO 的濃度有何變化？增大水蒸氣濃度加入更多的碳增加H2濃度強調增加固體或純液體的量，因濃度為一常數，變化量為0在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小v(v移動。作為離子反應，只有改變實際參加反應的離子濃度才對平衡有影響，像 FeCl33KSCN Fe(SCN)3KCl，增加KClKCl3提高另一價格較高的反應物的轉化率，以降低生產成本。思考交流化學平衡的移動能完全抵消濃度改變給可逆反應所帶來的影響嗎？師 總的來說：化學平衡的移動能削弱濃度改變給可逆反應所帶來的影響，但并

49、不能完全抵消。減弱這種改變的方向移動。這就是勒夏特列原理。板書 三、勒夏特列原理改變影響平衡的一個條件，如溫度、濃度或壓強等。強調平衡移動原理中的“減弱”具有雙重含義：從結果看，平衡移動的結果只是減弱了外界條件的變化，而不能完全消除外界條件的改變。如平衡體系的壓強為p，若其他條件不變，將體系的壓強增大到 2p，平衡將向氣態物質體積減小的方向移動，達到新平衡時體系的壓強介于p2p 之間。條件，化學平衡狀態是否會發生變化？如何變化？過渡對于放熱或吸熱的可逆反應，當反應達到平衡后，改變溫度也會使化學平衡發生移動。實驗探究 5、6思考與交流：請用勒夏特列原理解釋以上現象，并畫出v-t 圖像？ 投影2.

50、溫度對化學平衡的影響化學平衡aAbB cCdD H0aAbBaAbBaAbB cCdD H0cCdD H0cCdD 升溫升溫升溫升溫降溫降溫v(正)、v(逆) 同時增大， v(正)v (逆)v(正)、v(逆) 同時增大，v(逆)v(正)v(正)、v(逆) 同時減小，v(正)v(逆)v(正)、v(逆) 同時減小， v(逆)v (正)正反應方向逆反應方向正反應方向逆反應方向速率變化平衡移動方向vt 圖像在其他條件不變的情況下，升高溫度平衡向吸熱方向移動，降低溫度平衡向規律放熱方向移動隨堂練習見課件小結總的來說：化學平衡的移動能削弱溫度改變給可逆反應所帶來的影響，但并不能完全抵消。（減小容器的容積）

51、會使化學平衡向氣體體積縮小的方向移動；減小壓強（增大容器的容積，小壓強都不能使化學平衡發生移動。實驗探究 7、8現象：B.投影3.壓強對化學平衡的影響aA(g)bB(g)化學cC(g)dD(g)平衡aA(g)bB(g)cC(g)dD(g)aA(g)bB(g)cC(g)dD(g)abcdabcdabcd體系壓強增大壓強減小壓強增大壓強減小壓強增大壓強減小壓強的變化v正v逆v正v逆v正v逆v正v逆v正v逆v正v逆速率變同時增大， 同時減小，同時增大， 同時減小，同時增大，同時減小，化且 v 正 且 v 逆且 v 逆 且 v 正且v正且v正v逆v正v正v逆v逆v逆平衡移動方向正反應方向 逆反應方向逆

52、反應方向 正反應方向不移動不移動vt 圖像在其他條件不變的情況下，增大壓強，平衡向氣態物質體積減小的方向移動；減小 規律壓強平衡向氣態物質體積增大的方向移動反應物與生成物的氣體分子數相等時改變壓強平衡不移動強調(1)無氣體參與的化學反應，由于改變壓強不能改變化學反應速率，所以改變壓強不能使無氣體物質存在的化學平衡發生移動。程度地改變，因此增大或減小壓強不能使其化學平衡發生移動。各反應組分的濃度減小。隨堂練習見課件4、催化劑對于化學平衡的影響劑可影響可逆反應達到平衡的時間。隨堂練習見課件【課堂小結】物濃度，平衡向逆反應方向移動。升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動；降低溫度，平衡向放熱反應方向移動。

53、3.體體積增大的方向移動。4.催化劑能夠同等程度地改變正、逆反應速率，對化學平衡移動沒有影響。【板書設計】二、勒夏特列原理三、影響化學平衡的因素濃度、壓強、溫度影響化學平衡的因素第二章 化學反應速率與化學平衡第二節 化學反應的方向教學目標1、知道化學反應是有方向的。2、知道化學反應的方向與反應的焓變和熵變有關。3、能判斷熵的變化（熵增或熵減）4、能判斷簡單反應能否自發進行。教學重難點重點：難點：教學過程一、導入新課【展示】瀑布和人工排水【則需要借助水泵,持續消耗電能,將低處的水送至高處。通過這兩個現象,我們可以清楚的知道什么是自發過程。二、新課講授【生】一定的條件下,不需要其它外力作用就能自動

54、進行的反應稱為自發過程。【師】列舉生活中的自發過程。【生】冰融化、墨水擴散等。應稱為自發反應。比如:金屬生銹、酸堿中和反應等。1是非自發的氣和氧氣。【深入理解 2發生的速率。非自發“也不代表不能發生。比如:處于高水位的水有向低處流動的趨勢但是現在被大攔截,此過程并沒有實際發生,但是有發生的趨勢。【師】自發過程是在一定條件下不需要外力自動進行的過程。【提問】自發過程有什么特點呢？【學生】討論回答【師】體系趨向于從高能狀態轉變為低能狀態 (體系對外部做功或者釋放熱量)。在密閉條件下，體系有從有序自發轉變為無序的傾向。【提問】你們認為什么類型的化學反應更容易發生呢？【學生】討論回答【過渡】對于一個化

55、學反應,我們如何判斷反應方向呢? 任務一：分析下列反應進行的方向與H 之間的關系:2Na(s)+2HO(l)=2NaOH(aq)+H(g),該反應是熱反應,H0,常溫下22 自發進行。4Fe(OH)(s)+2HO(l)+O(g)=4Fe(OH)(s)2223應的H0。【生】分析:該反應是放熱反應 AH0 常溫下能自發進行。在常溫下能自發進行該反應的H0 的吸熱反應則不能自發進行提出用焓變來判斷反應進行的方向這就是所謂的焓判據。能量趨于降低，HS(l)S(s)2態物質生成較多的氣態物質，體系的混亂度也增大【歸納小結】熵的大小規律（混亂度大，而液態分子比固態分子的間隔要大，所以，S(g)S(l)S

56、(s)，即氣態液態固態。與物質的量有關：物質的量越大，分子數越多，熵值越大。不同物質熵值間的關系：物質的組成越復雜，其熵值越大，一般組成物【提問】請說說下列吸熱反應能夠自發進行的原因。 2N O (g)=4NO(g)+O(g) H= +56.7kJ/mol2 522(NH)CO(s)=NHHCO(s)+NH(g) H=+74.9kJ/mol4 23433【提問】熵減的反應一定不能自發進行嗎？【學生】不一定【師】有些熵值減小的反應，在一定條件下也能自發進行。例如：乙烯聚合為聚乙烯的反應，就是熵減的過程，即S 0，再如：2NO(g)+2CO(g)=N(g)+2CO(g)4Fe(OH)(s)+O(g

57、)+2HO(l)=4Fe(OH)(s)222223焓變和熵變。任務三 化學反應方向的復合判據體系自由能變化（符號為G，單位為kJ/mol）綜合考慮了焓變和熵變對體系的影響，用來定量評價焓變和熵變在反應過程中作用的關系稱之為吉布斯公式：G=H-TS，G 為吉布斯自由能。【師】利用吉布斯自由能的大小，可以判斷反應的自發性：G=H-T0，S0H0，S0H、S 的具體數值而定。【深入認識】【活學活用】見課件板書設計一.自發過程二.化學反應的自發反應1、化學反應的方向2、自發過程與自發反應3、焓變與反應方向三熵變與反應方向第二章 化學反應速率與化學平衡第四節 化學反應的調控教學目標1、認識化學反應速率和

58、化學平衡的綜合調控在生產、生活和科學研究中的重要意義，能討論化學反應條件的選擇和優化。2、能從限度、速率等角度對化學反應和化工生產條件進行綜合分析。教學重難點重點：利用所學的化學反應速率和化學平衡理論解釋合成氨中的相關問題。難點：利用所學的化學反應速率和化學平衡理論解釋合成氨中的相關問題。教學過程一、導入新課合成氨的發展：2030發展，我國已經擁有了許多不同流程、不同規模的合成氨工廠。1/3。合成氨的應用：合成氨工業是關系我國國民經濟的重要行業，是我國化肥工業的基礎，也是傳統煤化工的重要組成部分。氨是重要的化工原料，主要用于制造氮肥、硝酸、丁腈橡膠等；氨在冶金、機械加工、電子、造紙等行業用途廣

59、泛。二、新課講授【展示】合成氨的熱化學方程式【設疑】根據熱化學方式你能概括出合成氨反應的特點嗎？【學生概括】可逆性：反應為反應體積變化：正反應是氣體體積的反焓變： H0提高平衡混合物中按的含量？請填入下表。影響因素影響因素對合成氨反應的影響濃度溫度壓強催化劑增大合成氨的反應速率提高平衡混合物中氨的含量的反應速率增大且有利于提高平衡混合物中氨的含量。催化劑可以增大反應速 氨的含量/%量的變化情況(初始時氮氣和氫氣的體積比是 13)。分析表中數據，結合合成氨的含量/%溫度/0.1 MPa10 MPa20 MPa30 MPa60 MPa100 MPa20015.381.586.489.995.498

60、.83002.2052.064.271.084.292.64000.4025.138.247.065.279.85000.1010.619.126.442.257.56000.054.509.1013.823.131.410 MPa30 MPa。根據平衡移動原理，合成氨應該采用低溫以提高平衡轉化率。實驗數據也說明了這一點。但是，溫度降低會使化學反應速率減小，達到平衡所需時間變長， 這在工業生產中是很不經濟的。因此，需要選擇一個適宜的溫度。目前，在實際生產中一般采用的溫度為 400500 。【提問】合成氨采用低溫時可提高轉化率，但為何未采用更低的溫度？【學生】小組討論并回答。【師】溫度太低，反應