1.1.1化学反应与能量变化.doc

化学反应与能量的变化(第一课时) 【学习目标】 1、了解化学反应中能量转化的原因和常见的能量转化形式；　　2、认识化学反应过程中同时存在着物质和能量的变化，而且能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的，能量的多少取决于反应物和生成物的质量；　　3、了解反应热和焓变的涵义；　　4、认识热化学方程式的意义并能正确书写热化学方程式。 【重点难点】　　1、化学反应中的能量变化，热化学方程式的书写。　　2、△H的“+”与“-”。 【新课导入】 化学反应不仅有物质的变化,常常也伴随着能量的变化，并以热能、电能、光能的形式表现出来。　 请列举学过的有热量变化的相关反应。哪些是我们日常生活中利用到的？把反应分为吸热反应和放热反应。质量守恒和能量守恒。能量的多少以反应物和产物的多少为基础。 引出【本章知识结构网络】 本节课学习化学反应与能量的变化，化学反应中能量变化的表示方法 【新课内容】 化学反应是吸热反应还是放热反应是由生成物和反应物的焓值差即焓变决定的，什么是焓？什么是反应热？ 　一、焓变 反应热　　1、焓变含义：焓是表述物质所具备的能量大小的物理量，符号为H。△H为生成物的总焓与反应物的总焓之差，称为化学反应的焓变。△H＝H（生成物）－H（反应物） 符号：ΔH 单位：kJ/mol 或 kJ·mol-1 2、反应热　 定义：在化学反应过程中放出或吸收的热量　　符号：用Q表示　　　　　Q0，表示吸热；Q0，表示放热　　单位： kJ/mol 3、反应热与焓变的关系　　热化学研究表明，对于等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化只转化成热能，而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反应的反应热就等于反应前后物质的焓变。在恒压条件下常用△H表示反应热。数学表达式：QP=?H，其中：Qp表示在压强不变的条件下化学反应的反应热。4、反应热（焓变）的微观解释　任何化学反应都有反应热，这是由于在化学反应过程中，反应物分子的化学键断裂时，，需要克服原子间的想互作用，旧的化学键断裂，需要吸收能量；当原子重新组合成生成物分子时，新的化学键形成，需要放出能量，而吸收的总能量和放出的总能量是有差距的。 例：H2与Cl2的反应　　如果反应完成时，生成物释放的总能量比反应物吸收的总能量大，这是放热反应。对于放热反应，由于反应后放出能量（释放给环境）而使反应体系的能量降低。反之，对于吸热反应，由于反应吸收能量（能量来自环境）而使反应体系的能量升高。　化学变化过程中的能量变化如下图：　　。 【学生小结】 （1）吸放热与化学键的关系 吸热反应：反应物分子断键时吸收的能量＞生成物分子成键时释放的能量 　　 放热反应：反应物分子断键时吸收的能量＜生成物分子成键时释放的能量　　 （2）吸放热与物质能量的关系 放热反应中：反应物总能量大于生成物总能量，体系 环境，体系将能量释放给环境，反应后体系能量降低；即△H＜0。 吸热反应中：反应物总能量小于生成物总能量，环境 体系，体系吸收了环境的能量，反应后体系能量升高；即△H＞0。 （3）△H的正负与吸放热的关系 放热反应：ΔH为“-”或△H＜0 吸热反应：ΔH为“+” 或△H＞0 （4）、放热反应与吸热反应比较 类型比较 放热反应 吸热反应 定 义 反应物总能量比生成物总能量大 反应物总能量比生成物总能量小 形成原因 反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量比生成物分子化学键形成时所释放的总能量小 反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量比生成物分子化学键形成时所释放的总能量大 表示方法 ΔH＜0 ΔH＞0 图 示 4、 反应热（焓变ΔH）的计算 　　（1）根据“研究对象是反应体系” ΔH ＝ E生成物总能量 －E反应物总能量　　（2）根据能量守恒，反应热等于反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量与生成物分子化学键形成时所释放的总能量之差（因为：反应物的总能量 + 反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量＝生成物的总能量 + 生成物分子化学键形成时所释放的总能量）。　　即ΔH ＝ E反应物分子化学键总键能 －E生成物分子化学键总键能 二、热化学方程式　　1．热化学方程式的意义　　热化学方程式是表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。 　　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氮气与3mol氢气反应完全生成2mol氨气，放出92.38kJ的热量。再如H2(g)+ O2(g)=H2O(1)；△H = －285.8kJ·mol-1 ，表示的意义为1mol氢气与mol氧气反应生成1mol液态水，放出285.8kJ的热量。 2．热化学方程式书写 （1）应注意反应温度和压强，因为反应的温度