第一篇：人教版·選修4化學反應原理

人教版·選修4化學反應原理

【教學目標】

進一步認識原電池，了解原電池的工作原理；經過對簡單原電池裝置的優化，感受科學探究的過程；在學習中體驗并享受探究帶來的快樂，感受化學世界的奇妙。

【教學重點】簡單原電池的優化方法。

【教學難點】鹽橋原電池的功能與價值。

【教學方法】創設情境―探究―實驗，分析―推理―歸納。

【教學過程】

引入：氫氧燃料電池汽車視頻。（教師解說）

師：氫氧燃料電池是根據什么原理來設計的？

生：原電池。

師：今天我們繼續學習有關原電池的知識。

師：在必修二的學習中，我們學習了簡單原電池的構造和原理，請同學們根據鋅銅原電池的裝置圖，回顧相關知識，填寫學案。

板書：

一、回顧原電池

生：填寫正負極、電極反應、電子電流的方向等。

師：請同學們預測一下實驗現象。

生：銅片上有氣泡產生，鋅片溶解，有電流產生。

師：請同學們根據裝置圖和老師提供的實驗用品，組裝鋅銅原電池，觀察實驗想象。

生：連接實驗裝置，觀察實驗現象。

板書：

二、體驗原電池

師：請同學們匯報實驗現象，看看你有哪些新發現？

生1：銅片上有氣泡，鋅片上也有氣泡，而且鋅片上氣泡更多。

生2：電流表指針不穩定，一段時間后電流衰減。

師：請同學們分析這些異常現象，出現的原因可能是什么？

生：鋅片與稀硫酸直接接觸，所以鋅片上也有氣泡產生；一部分化學能轉化為熱能，所以溫度升高。

師：影響電流大小的因素有很多，讓我們借助數字化實驗――電流傳感器，進一步探討影響電流的因素有哪些？

師：演示：用電流傳感器測定電流的細微變化。（改變電極間距、相對面積、硫酸濃度，看電流的變化走勢）

師：我們采用控制變量的方法，繼續討論影響電池效率的主要原因是什么？

生：鋅片與稀硫酸直接接觸。

師：如何改進原電池裝置？

板書：

三、改進原電池

生：讓鋅片與稀硫酸不直接接觸，將兩個電極分別放在不同的燒杯中。

師：如何選擇電解質溶液？

生：鋅片放在與之不反應的鹽溶液中，銅片放在稀硫酸中。

師：這樣就能產生電流了嗎？

生：不行，沒有形成閉合回路。

師：如何在兩個燒杯中搭起一座橋梁？用什么“材料”呢？

生：用離子，用電解質溶液架起一座“鹽橋”。

師：請同學們利用事先準備好的氯化鈉“簡易鹽橋”，大膽實踐你的想法。

生：動手實驗，匯報實驗現象。

師：通過剛才的改進，我們提升了電池轉化的效率，請同學們分析“鹽橋”在裝置中起到了什么作用？

生：平衡電荷差，形成閉合回路，將氧化劑和還原劑徹底分開。

師：能否用其他的鹽溶液代替氯化鈉？效果怎么樣？我們來看一段資料。

師：展示：科學視野――溶液的導電能力與離子遷移速率的關系。

師：同學們一定對剛才的探究過程大呼過癮，然而我們十幾分鐘的體驗，科學家卻用了100多年。下面就讓我們共同回顧一下這一段歷史。

師：展示：微視頻：科學發現的歷程――原電池。

師：希望大家在今后的學習中，插上辯證思維的電極，架起獲取知識的鹽橋，形成理性思維的通路，徜徉于知識的海洋中，為自己和社會的發展不斷輸出正能量。

研究性學習：

設計水果電池：（1）影響因素；（2）實施方案；（3）實踐活動。

布置作業：

課后練習及課外活動：探究水果電池或家用電池的構造及原理。

【教學反思】

本節教學的重點應該放在引導學生分析異常現象產生的原因，體會單液原電池的缺點，并利用數字化實驗系統，發現不易觀察到的變化，讓學生體會鹽橋的設置不僅僅是一個普通的實驗技術的改進，而是對舊的思維模式的一個質的突破，在有鹽橋的原電池這種特定裝置中，氧化劑、還原劑近乎完全隔離卻能實現電子的定向轉移，其優點是能持續、穩定地產生電流，這也為原電池原理的實用性開發奠定了理論基礎。

？?S編輯 楊兆東

第二篇：化學選修4化學反應原理 教師用書

《化學反應原理》教師參考書

說明

本書是根據中華人民共和國教育部制訂的《普通高中化學課程標準（實驗）》和《普通高中課程標準實驗教科書化學選修4化學反應原理》的內容和要求編寫的，供高中化學教師參考。

根據課程標準，《化學反應原理》課程要求學生學習化學反應與能量、化學反應速率和化學平衡以及溶液中的離子平衡等內容，并要求達到以下學習目標：

1.認識化學變化所遵循的基本原理，初步形成關于物質變化的正確觀念；

2.了解化學反應中能量轉化所遵循的規律，知道化學反應原理在生產、生活和科學研究中的應用；

3.贊賞運用化學反應原理合成新物質對科學技術和人類社會文明所起的重要作用，能對生產、生活和自然界中的有關化學變化現象進行合理的解釋； 4.增強探索化學反應原理的興趣，樹立學習和研究化學的志向。

《化學反應原理》課程共36課時，各章的課時分配建議如下：

緒論 1課時

第一章 6課時

第二章 11課時

第三章 10課時

第四章 6課時

復習2課時

本書按章編排，每章分為―本章說明‖、―教學建議‖和―教學資源‖三部分。

―本章說明‖包括教學目標、內容分析和課時分配建議等。教學目標反映知識與技能、過程與方法和情感態度與價值觀幾方面的教學目的要求。內容分析主要說明本章教材的內容及其在教學中的地位和功能、知識間的邏輯關系以及教材的特點。課時分配建議可供教師安排課時參考。

教學建議分節編排，包括本節的教學目標、教學重點、難點、教學設計的思路、活動建議、問題交流和習題參考等部分。活動建議主要是對如何組織實驗、科學探究和調查研究等教學活動的建議。問題交流主要介紹―學與問‖、―思考與交流‖的設計意圖或對欄目活動的組織提出建議，有些還給出了相應的參考答案。習題參考包括提示、參考答案以及補充習題等。

教學資源主要編入一些本章教材的注釋或疑難問題的解答，及與本章內容有關的原理拓展、科技信息、化學史、國內外化學與化工生產中的某些新成就等。這些內容意在幫助教師理解和掌握教材，一般不宜對學生講授，以免增加學生的負擔。

應該指出的是，教參是供教師備課時參考的，而采用什么教學方法，應該由教師根據具體情況決定。

本書編寫者：何少華、裴群、金仲嗚、冷燕平、黃明建（按編寫順序）本書審定者：李文鼎、王晶

責任編輯：冷燕平

責任繪圖：李宏慶

人民教育出版社 課程教材研究所 化學課程教材研究開發中心 2006年4月

目錄

緒言

說明

教學建議

教學資源

第一章 化學反應與能量

本章說明

教學建議

第一節 化學反應與能量的變化

第二節 燃燒熱能源

第三節 化學反應熱的計算

教學資源

第二章 化學反應速率和化學平衡

本章說明

教學建議

第一節 化學反應速率

第二節 影響化學反應速率的因素

第三節 化學平衡

第四節 化學反應進行的方向

教學資源

第三章 水溶液中的離子平衡

本章說明

教學建議

第一節 弱電解質的電離

第二節 水的電離和溶液的酸堿性

第三節 鹽類的水解

第四節 難溶電解質的溶解平衡

教學資源 第四章電化學基礎

本章說明

教學建議

第一節 原電池

第二節 化學電源

第三節 電解池

第四節 金屬的電化學腐蝕與防護

緒言說明

一、教學目標

1.認識物質的各種化學性質是有規律可循的，而這些規律是化學的精髓，需要下功夫學習掌握。

2.了解本書的基本內容和學習方法，認識學習概念模型是學習和研究化學反應原理的基礎。3.初步了解―有效碰撞‖、―活化分子與活化能‖的概念模型，認識催化劑對于化學科學研究和化工生產的巨大作用，為其后的學習打下基礎。

二、內容分析 1.地位和功能

緒言作為全書的開篇，目的在于讓學生從一開頭就對本書的基本內容、學習方法有一個初步的了解，并簡要地介紹有效碰撞理論、活化分子與活化能的概念模型，以及催化劑對于化學科學和化工生產的巨大作用，以起到提綱挈領、引起學生學習化學反應原理興趣的作用。

在前面的學習中，學生已經知道了化學反應的發生是由于反應物分子之間發生激烈碰撞，破壞化學鍵，使得各原子間的組合發生變化形成新的化學鍵，產生了新的分子，同時也了解了化學鍵的斷裂和形成與化學反應中能量變化的關系。本模塊是以學生此前的化學學習為基礎，以學生對許多具體化學反應的知識積累為前提，為適應學生的學習心理發展需求而設立的選修課程，旨在幫助學生進一步從理論上認識一些化學反應原理的基礎知識和研究問題的方法。教科書中介紹的簡化后的有效碰撞模型和活化分子、活化能模型及催化劑的重要作用，將為學生后面的學習打下重要基礎。2.內容結構

緒言在內容上主要可分為兩個部分：一是第一、第二自然段，簡要地介紹本模塊的基本教學內容。教科書以大量事例說明，化學反應種類繁多，條件極其復雜，但都有規律可循。而這些規律恰好是化學的精髓，是吸引人們學習、鉆研化學科學的魅力所在。二是第三、第四自然段，凸顯研究問題的過程與方法，側重介紹了簡化后的有效碰撞模型的構建思路，及活化分子、活化能等概念。培養學生自覺地用辯證的觀點看待各種復雜的化學反應，認識事物 3 的存在具有多樣性，物質的穩定具有相對性，而化學變化的復雜性和規律性相輔相成。與此同時，還指出了學習化學反應原理的方法：（1）完成書中規定的實驗、活動。

（2）觀察周圍（包括大自然）發生的化學現象，思考或進行模擬實驗。（3）認真學習概念模型，它是學習、研究化學反應原理的基礎。

值得注意的是，緒言在論證了有效碰撞模型的合理性之后，坦陳現有理論的缺憾：―到目前為止，人們還沒有完全掌握計算或推測化學反應活化能的理論方法‖。這種客觀的科學態度不僅有利于學生對相關理論有一個客觀的認識，更對培養學生的情感態度與價值觀會起到潛移默化的作用。同時也會激發學生將來進行更深入探究的意識。緒言的內容結構如下圖所示：

3.內容特點

緒言中概括地介紹了課程的主要內容和學習方法與思路，同時還簡介了―有效碰撞理論‖和―活化分子與活化能‖兩個概念模型，對全書起著提綱挈領、畫龍點睛的作用。

三、課時分配建議

建議用1課時。教學建議

一、教學設計

由于本課的理論性較強，概念較為抽象，學生接受相關知識有較大難度，所以緒言教學采取以教師講授與學生探究活動相結合的方法為宜。教學中對概念模型的表述應盡量簡化，對概念模型的認識還需要在后面的學習中逐漸深入，這里更多地是強調研究問題的方法和意識。通過緒言的教學，應使學生在內容上對化學反應原理研究的范圍有所了解，在方法上對科學的研究方法——概念模型法有所領悟。

教學重點：了解化學反應原理的基本學習方法——概念模型法。

教學難點：―有效碰撞‖和―活化分子與活化能‖的概念模型。

教學建議：

根據緒言內容特點，本課可設計成下述教學模式：課前自學→查閱資料→課上交流討論→師生共同研究。教師在課前布置學生自學，然后將學生分成若干個小組，要求他們通過查閱資料、小組整理資料、先行討論形成共識，再通過課堂上的匯報、講解、交流和評價，完成對本課內容的學習。

新課引入首先教師指出，化學研究的核心問題是化學反應。化學中最有創造性的工作是設計和創造新的分子。化學家們通常是利用已發現的原理來進行設計并實現這個過程，如果對化學原理的理解不夠清楚則無法做到。化學反應是怎樣發生的？為什么有的反應快、有的反應慢？它遵循怎樣的規律？如何控制化學反應為人所用？這是我們學習化學反應原理的宗旨。化學反應原理所包含的內容及學習化學反應原理的方法正是本書要探討的問題。

教學中的主要過程可以結合學生匯報交流自學與討論的成果，圍繞下列問題展開： 1.化學反應原理研究的內容可列舉學生熟悉的化學反應進行分析。

情景1：

說明：同樣都與H2反應，由于O2、CuO、N2的性質不同，反應的難易程度不同。物質之間能否發生反應，是由物質本身的性質決定的，對于能夠發生的化學反應，影響化學反應速率的根本原因也是反應物本身的性質，我們稱之為―內因‖。

情景2：將H2+O2混合，在室溫條件下可以穩定存在數百年，但點燃后卻會發生劇烈的爆炸反應，而且只要配比相當，可以完全轉化成生成物。

說明：外界條件可以促使其反應發生。而且在一定的條件下，反應進行得比較―徹底‖。物質之間反應的―內因‖已經具備，―外因‖則是變化的條件。不同的外界條件都能夠改變化學反應的速率。

情景3：H2+N2即使在高溫、高壓、有催化劑的條件下反應，也不能完全轉化成生成物。說明：該反應是有一定限度的。

總結：化學反應速率、方向及限度正是―化學反應原理‖要研究的問題。此時有必要指出：在不同物質體系、不同的環境中，化學反應所遵循的規律是不同的，如在第三單元將介紹水溶液中的離子反應；在第一單元和第四單元將分別介紹化學反應中物質與能量之間的定量關系以及電化學的最基礎知識等等，這些都是―化學反應原理‖研究的范圍。這些基本原理與我們身邊經常發生的化學現象密切相關，只要我們注意觀察、研究，大自然將成為無所不在的大課堂。

2.研究化學反應原理的思路與方法——概念模型法。

教科書介紹了合理簡化的概念模型以及如何運用概念模型學習化學反應原理。對該段內容的處理可分三步進行：

（1）建立簡化的有效碰撞模型的設想：為了突出化學反應最重要的內涵，忽略其他因素的干擾作用，選擇氣相反應體系作為研究有效碰撞的基礎模型。其優點是：氣體分子運動空間遠大于自身體積所占有的空間，環境影響因素相對較少。該概念模型最重要的內涵也更加突出，更容易掌握。如在水溶液中的反應，水是較大量的，研究水溶液中的化學反應就不能忽略水分子的作用。

（2）模型的基本構架

模型的建構：在一潔凈的容器中，使氫氣與氧氣按體積比2∶1的比例混合，氣體分子因自由運動而不斷發生碰撞（互相接觸）——這是發生化學反應的必要條件。

假設與事實：研究結果表明，從分子的熱運動來看，分子發生碰撞的機會很多。如在常溫常壓下每個氫分子、氧分子自身或它們之間的碰撞幾率為2.355×1010次/秒。假如每次碰撞都能發生化學反應，則化學變化瞬間即可完成，但事實并非如此。

立論：并不是每次分子間的碰撞都會引發化學反應，只有其中部分的氣體分子碰撞是有效的，即有效碰撞——這是發生化學反應的充分條件。

（3）活化分子和活化能

對該模型的進一步認識可結合教科書上的圖示（圖1）。具有足夠能量（活化能）的分子——活化分子的碰撞是有效碰撞的必要條件，但不充分。只有當活化分子采取適合的取向進行碰撞時才能反應。

活化分子——具有較高能量，能夠發生有效碰撞的分子。

活化能——活化分子高出反應物分子平均能量部分

教科書以活化能為0的反應從另一個側面說明有效碰撞模型的合理性。進一步說明了活化能的大小與化學反應速率的關系。

結論：某一化學反應的速率大小與單位時間內有效碰撞次數有關；而有效碰撞次數的多少與單位體積內反應物中活化分子的多少有關；活化分子的多少又與該反應的活化能的大小有關。活化能的大小是由反應物分子的性質決定的，而反應物分子的性質又與分子的內部結構密切相關，可以說，反應物分子的內部結構是決定化學反應速率的內因。那么，對于一個特定反應，人類如何使用和控制，還需要研究外部條件對它的影響。這將在后面的學習中繼續討論。

最后教科書特別指出：化學反應的活化能可以用實驗方法測定，當實驗條件不同時，會得出不同的結果，催化劑的應用就是實例之一。人們尚未掌握化學反應活化能的有效的理論推算方法，這種留有缺憾的教學觀點值得關注，既有利于學生客觀地認識科學規律，也有利于培養學生的科學精神。

關于催化劑，在化學2中已有介紹，這里著重說明催化劑的作用、意義，在第二章中進一步從由于催化劑的參與改變了活化能，從而改變了反應速率來認識催化劑的作用。3.模型研究的意義

應該說學生根據自身的生活經驗，對于簡化后的有效碰撞模型接受起來并不難，由于缺乏相關的知識，要達到真正領會該模型的要點是不現實的。這也是教科書采取最簡化處理方法的原因。為了便于學生理解模型研究的方法和意義，教師還可以利用學生已有的可燃物燃燒條件的知識，建立下列模型：

可燃物必須有氧氣參與并達到著火點才能燃燒，產生新物質的同時有能量的釋放；不同的可燃物，其著火點不同；同樣道理，反應物分子獲得足夠的能量（活化能）并具有合理的取向才能發生有效碰撞，產生新物質并伴隨有能量的變化。

總結時教師強調：同其他科學研究一樣，當我們研究某個問題的時候，需要提取本質的內容而控制其他干擾因素來進行。概念模型是一種比較抽象的模型，需要有意識地忽略事物的某些特征，抽象出關鍵的因素，使各因素之間的關系更清晰，更利于研究對象的把握，以減 7 少可能引起的偏差。概念模型法是科學認識史上重要的方法之一，學生們通過本課的學習應獲得一定的認識。

二、活動建議

建議課前以小組為單位活動，對下列內容進行查閱和討論。

活動設計1：認識化學反應原理

可供討論的問題和教學設計意圖如下：

活動設計2：簡化后的有效碰撞模型、活化分子和活化能

要求學生簡要回答下列問題：

活動設計3：化學反應原理的重要領域——關于催化劑的研究

要求學生填寫下表：

教學資源

1.化學反應的活化能

實驗證明，只有發生碰撞的分子的能量等于或超過一定的能量Ec(可稱為臨界能)時，才可能發生有效碰撞。具有能量大于或等于Ec的分子稱為活化分子。

在一定溫度下，將具有一定能量的分子百分數對分子能量作圖，如圖1所示。從圖中可以看出，理論上來說，反應物分子的能量可以從0到∞，但是具有很低能量和很高能量的分子都很少，具有平均能量E的分子相當多。這種具有不同能量的分子百分數和能量的對應關系圖，叫做一定溫度下分子能量分布曲線圖。

圖1 等溫下的分子能量分布曲線

圖1中，E表示分子的平均能量，Ec是活化分子具有的最低能量，能量等于或高于Ec的分子可能產生有效碰撞。活化分子具有的最低能量Ec與分子的平均能量E之差叫活化能。

不同的反應具有不同的活化能。反應的活化能越低，則在指定溫度下活化分子數越多，反應就越快。

圖2 不同溫度下分子能量分布曲線

不同溫度下分子能量分布是不同的。圖2是不同溫度下分子的能量分布示意圖。當溫度升高時，氣體分子的運動速度增大，不僅使氣體分子在單位時間內碰撞的次數增加，更重要的是由于氣體分子能量增加，使活化分子百分數增大。圖2中曲線t1表示在t1 溫度下的分子能量分布，曲線t2表示在t2溫度下的分子能量分布(t2>t1)。溫度為t1時活化分子的多少可由面積A1反映出來；溫度為t2時，活化分子的多少可由面積A1+A2反映出來。從圖中可以看到，升高溫度，可以使活化分子百分數增大，從而使反應速率增大。一個化學反應體系的活化能Ea，通常是通過溫度對反應速率常數的影響來測定的，其關系式為阿累尼烏斯方程，即：

2.為什么活化分子的碰撞不一定都發生有效碰撞

反應物分子之間發生有效碰撞，必須同時滿足兩個條件，一是反應物分子的能量必須達到某一臨界數值，二是反應物分子必須按一定的方向互相碰撞。前者是能量因素，后者是空間因素。現以反應NO2+CO＝NO+CO2為例來說明。

當NO2和CO分子彼此靠近時，它們分子中的價電子云就互相影響，結果，分子的鍵長和分子的形狀都發生變化。NO2與CO分子在發生有效碰撞時，必須同時滿足空間因素和能量因素兩個條件。

(1)空間因素：NO2與CO分子只有在一定方向上碰撞，即N-O鍵和C-O鍵要在一條直線上發生碰撞，才能發生反應，如圖3所示。

圖3 NO2和CO的反應過程

很顯然，當N-O與C-O在一條直線時，兩個分子之間電子云相互影響最大，才有利于形成中間產物——活化絡合物。

(2)能量因素：NO2與CO分子發生有效碰撞，必須克服它們價電子云之間的排斥作用。只有那些能量大的分子，當其平均能量具有或超過活化分子所具有的能量時，才能克服這種電子云間的排斥作用，形成一個處于活化狀態的中間產物——活化絡合物。此時原有的N-O鍵部分斷裂，新的C…O鍵部分地形成。這種活化絡合物既可以分解而成反應物NO2和CO，又可以形成生成物NO和CO2。圖4反映了上述反應過程中能量的變化情況。

圖4 NO2和CO反應過程中能量的變化

圖4中，A點表示NO2+CO系統的平均能量，在此條件下，NO2與CO分子發生碰撞時并不發生反應。只有當NO2和CO分子的平均能量達到B處(或高于B處)時，碰撞才能形成活化絡合物ONO…CO，而后發生反應。C是反應產物NO+CO2系統的平均能量。從圖4還可以看到，E1是正反應的活化能，E2是逆反應的活化能。E2和E1之差是化學反應的熱效應。正反應是放熱反應，逆反應是吸熱反應。

從以上分析可知，活化分子雖然具有反應所必需的能量，但如果兩活化分子不在特定的相對位置發生碰撞，仍不能發生反應。

第一章 化學反應與能量

本章說明

一、1.了解化學反應中能量轉化的原因和常見的能量轉化形式。

2.認識化學反應過程中同時存在著物質和能量的變化，而且能量的釋放或吸收是以發生變化的物質為基礎的，能量的多少取決于反應物和生成物的質量。3.了解反應熱和焓變的涵義。

4.認識熱化學方程式的意義并能正確書寫熱化學方程式。

5.理解蓋斯定律的意義，能用蓋斯定律和熱化學方程式進行有關反應熱的簡單計算。6.理解燃燒熱的概念，認識能源是人類生存和發展的重要基礎，了解化學在解決能源危機中的重要作用。知道節約能源、提高能量利用效率的實際意義。

二、內容分析 1.地位和功能

本章包括―化學反應與能量的變化‖―燃燒熱能源‖和―化學反應熱的計算‖三節，屬于熱化學基礎知識。熱化學是研究化學反應熱現象的科學，曾為建立熱力學第一定律（能量守恒和轉教學目標

換定律）提供了實驗依據，反過來，它又是熱力學第一定律在化學反應中的具體應用。它主要解決各種熱效應的測量和計算問題。

在必修化學2中，學生初步學習了化學能與熱能的知識，對于化學鍵與化學反應中能量變化的關系、化學能與熱能的相互轉化有了一定的認識，本章是在此基礎上的擴展與提高。

能源是人類生存和發展的重要物質基礎，本章通過化學能與熱能轉化規律的研究幫助學生認識熱化學原理在生產、生活和科學研究中的應用，了解化學在解決能源危機中的重要作用，知道節約能源、提高能量利用率的實際意義。2.內容結構

（1）反應熱和焓變概念是本章學習的起點，必須讓學生對它們有一個初步的認識，為以后的學習打下基礎。由于課程標準對它們的要求不高，因此教科書做了簡化處理。

（2）熱化學方程式是反應熱計算的基礎，要求學生較好地掌握。為了提高學生學習的積極性，教科書采用啟發式的編寫方法，讓學生自己分析探討熱化學方程式的書寫規則，得出結論后再與章末的―歸納與整理‖對照更正，作為自己學習與歸納能力的一次測試。

（3）化學反應熱有多種，其中燃燒熱與燃料的品質有關，因而也就與能源有關，所以教科書將燃燒熱與能源放在一節來討論。這一節提供的燃燒熱數據，是計算反應熱的重要依據。教科書中編寫的關于能源的―資料‖和―科學視野‖，對于學生了解我國能源發展狀況以及如何節約能源和開發新能源均會有一定的幫助。

（4）化學反應熱的計算是本章的重點，因為熱化學研究的主要內容之一就是反應熱效應的計算。反應熱的計算對于燃料燃燒和反應條件的控制、熱工和化工設備的設計都具有重要意義。

在第三節中，蓋斯定律是個難點，為了便于學生理解，教科書以測山高為例，并用能量守恒定律來論證。學生在掌握了熱化學方程式和蓋斯定律的基礎上，利用燃燒熱的數據，就可以進行簡單的熱化學計算。

本章的內容結構如下圖所示：

3.內容特點

通過初中和高中必修化學課程的學習，對于化學反應中的能量變化，學生并不陌生，但系統地研究反應熱問題，這還是第一次。像焓變、燃燒熱、熱化學方程式、蓋斯定律等熱化學理論概念，學生學習起來會覺得抽象、艱深。為了適應學生的認知水平，能讓學生初步理解這些理論概念，編者在不影響科學性的前提下，行文注意把握分寸，力求簡明、通俗，回避對熱化學理論深入的討論和嚴格的數學推導。

三、課時分配建議

第一節 化學反應與能量的變化 2課時 第二節 燃燒熱能源 1課時 第三節 化學反應熱的計算 2課時 復習機動 1課時 小計 6課時

第一節 化學反應與能量的變化

一、教學設計

通過化學2的學習，學生已經知道物質發生化學反應產生新物質的同時，伴隨著能量變化；知道反應物中化學鍵的斷裂和生成物中化學鍵的形成是化學反應中能量變化的主要原因，并通過探究實驗體驗了化學能與熱能相互之間的轉化；同時還定性了解了吸熱反應和放熱反應，了解了這些能量變化通常表現為熱量變化，而目前人類所需能量的絕大部分是由化學反應產生的；了解了能源與人類社會發展的密切關系，并對研究化學反應及其能量變化的意義有了一定的認識。在此基礎上，本章將繼續引導學生加深對化學反應中物質變化和能量變化的認識，并通過定量地探討―質‖―能‖關系，來進一步理解化學反應的本質。

教科書密切聯系學生原有的知識，首先引出反應熱的概念、符號和一般采用的單位等，并以1 mol H2和1 mol Cl2反應生成2 mol HCl為例，結合實驗數據從微觀的角度定量地討論該反應中能量的變化，然后介紹熱化學反應方程式。這部分內容的呈現方式注意運用簡明的圖示說明抽象的內容，注重學生的學習過程和知識形成過程，在教學中應予充分利用。

本節教學重點：化學反應中的能量變化，熱化學方程式的書寫。本節教學難點：焓變，ΔH的―+‖與―-‖，熱化學方程式的書寫。教學建議如下：

根據教學內容，本節可按兩個環節來進行教學。

（一）關于焓變和反應熱

在教學中應注意并明確以下幾點：

1.教學方法上要充分調動學生利用已有的知識來學習新的內容，可采用講授與討論相結合的方法進行，注意啟發和問題驅動。

2.教學過程中可圍繞下列內容來落實：

（1）反應熱在特定條件下等于焓變，用ΔH表示，單位為kJ/mol；（2）反應熱產生的原因；

（3）根據質量守恒定律和能量守恒定律，一特定反應的反應熱數值應為生成物分子化學鍵形成時所釋放的總能量與反應物分子化學鍵斷裂時所吸收的總能量之差；

13（4）由于反應后放出的熱量使反應體系的能量降低（使環境的能量升高），故放熱反應的ΔH為―-‖，ΔH<0；而吸熱反應使反應體系的能量升高（使環境的能量降低），ΔH為―+‖，ΔH>0。

還需要說明的是：我們研究的對象是在恒定壓強的條件下發生的反應，有的反應產生的能量變化可以直接測量，有的尚不能直接測量。

3.由于內容抽象不好理解，在教學手段上，要充分利用好教科書中的兩個圖示，另外也可以采用電化教學手段，利用多媒體軟件進行形象化教學，以利于學生理解ΔH的涵義及與放熱反應、吸熱反應的關系。

本節教學的關鍵是反應熱的推求，教學設計可按下列流程進行：

對相關舊知識的簡單回顧（相關基礎）→提出問題（創設問題情景）→數據分析→討論交流→形成認識→鞏固理解

說明：

相關基礎：化學反應產生新物質的同時伴隨著能量的變化——回憶吸熱反應和放熱反應，并舉出實例。

問題情景：化學鍵的斷裂與形成和化學反應中能量的關系——從化學反應本質來認識。化學反應過程中為什么會有能量變化（以1 mol H2和1 mol Cl2反應生成2 mol HCl的反應為例）？從微觀的角度去分析，讓學生帶著問題去學習。

數據分析：出示H-H、Cl-Cl、H-Cl的鍵能數據及實驗測定的該反應熱數據，通過在反應的過程中，原子進行重新組合，舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成，從理論上推算出該反應熱的值，并與實驗值（184.6 kJ/mol）進行比較，說明二者很接近。

最后落實在其宏觀表現上。利用教科書中的圖1-2鞏固理解。

需要指出的是：化學反應中能量變化的多少首先取決于化學鍵的強弱，對一個特定反應，其能量大小也與物質質量有密切的關系（其認識對于后面正確書寫熱化學反應方程式以及進行相關計算十分重要）。

（二）關于熱化學方程式

教科書針對科學文獻上熱化學方程式的表示方法提出問題：它與我們熟知的化學方程式有什么不同？進而采用對比的方法啟發學生的思維。通過實例教學，學生能夠比較容易地理解化學方程式的局限性、介紹熱化學方程式的必要性以及熱化學方程式的定義。正確書寫熱化學方程式是教學的難點，一方面要指導學生對化學方程式和熱化學方程式進行對比總結，找出它們的區別與聯系，使學生理解為什么書寫熱化學方程式時必須注明物質的聚集狀態等，使學生在理解的基礎上正確書寫熱化學方程式。另一方面，要加強練習，及時鞏固，形成良好的書寫習慣。

建議本部分內容的學習采用自學的方法完成。具體辦法如下：

教師提出課題→學生自學教材→用對比的方法找出與化學方程式的異同點→歸納整理→交流（可列表匯報）。

提出課題：如何在化學方程式中正確反映其熱量變化？ 教師還可提出一些問題以強化正確規范的書寫。如： 1.書寫熱化學方程式是否要注明反應的溫度和壓強？（溫度壓強不同時，其ΔH也不同，如不注明，則一般是指101 kPa和25 ℃）

2.對于相同的物質的反應，當物質的聚集狀態不同時，其ΔH是否相同？

3.熱化學方程式各物質前的化學計量數是否表示分子個數？當化學計量數不同時，其ΔH是否相同？

4.放熱反應、吸熱反應與ΔH的―+‖與―-‖的表示是如何對應的？

二、活動建議

化學反應所釋放的能量是能量的主要來源之一。實際上反應熱不僅與我們的生活密切相關，研究反應熱對化工生產也有重要意義。為使學生加深對學習反應熱重要性的了解，體會知識在實際中的應用，建議學生查閱資料，進行交流，如出一期墻報等。【實踐活動】

1.作為量熱器的儀器裝置，其保溫隔熱的效果一定要好。可以用保溫杯來做，也可用塊狀聚苯乙烯泡沫塑料制成與小燒杯外徑相近的絕熱外套來做，以保證實驗時的保溫隔熱效果。如果按教材中的方法做，一定要使小燒杯杯口與大燒杯杯口相平，這樣可以減少熱量損失。

2.鹽酸和NaOH溶液濃度的配制須準確，且NaOH溶液的濃度須稍大于鹽酸的濃度。為使測得的中和熱更準確，所用鹽酸和NaOH溶液的濃度宜小不宜大，如果濃度偏大，則溶液中陰、陽離子間的相互牽制作用就大，表觀電離度就會減小，這樣酸堿中和時產生的熱量勢必要用去一部分來補償未電離分子的離解熱，造成較大誤差（偏低）。

3.宜用有0.1分刻度的溫度計，且測量時應盡可能讀準，并估讀到小數點后第二位。溫度計的水銀球部分要完全浸沒在溶液中，而且要穩定一段時間后再讀數，以提高所測溫度的精度。

4.實驗操作時動作要快，以盡量減少熱量的散失。

三、問題交流

【思考與交流】

建議組織學生認真思考，做出答案，進行小組交流，然后與本章―歸納與思考‖進行對比，加以補正。

四、習題參考

（一）參考答案

1.化學反應過程中所釋放或吸收的能量，叫做反應熱，在恒壓條件下，它等于反應前后物質的焓變，符號是ΔH，單位是kJ/mol。例如1 mol H2(g)燃燒，生成1 mol H2O(g)，其反應熱ΔH=-241.8 kJ/mol。

2.化學反應的實質就是反應物分子中化學鍵斷裂，形成新的化學鍵，重新組合成生成物的分子。舊鍵斷裂需要吸收能量，新鍵形成需要放出能量。當反應完成時，若生成物釋放的能量比反應物吸收的能量大，則此反應為放熱反應；若生成物釋放的能量比反應物吸收的能量小，反應物需要吸收能量才能轉化為生成物，則此反應為吸熱反應。

（二）補充習題

1．下列說法不正確的是（）。A．放熱反應不需加熱即可發生

B．化學反應過程中的能量變化除了熱能外，也可以是光能、電能等 C．需要加熱才能進行的化學反應不一定是吸熱反應 D．化學反應熱效應數值與參加反應的物質多少有關

2．將鐵粉和硫粉混合后加熱，待反應一發生即停止加熱，反應仍可持續進行，直至反應完全生成新物質硫化亞鐵。該現象說明了（）。A．該反應是吸熱反應 B．該反應是放熱反應

C．鐵粉和硫粉在常溫下難以發生反應

D．生成物硫化亞鐵的總能量高于反應物鐵粉和硫粉的總能量

3．沼氣是一種能源，它的主要成分是CH4。0.5 mol CH4完全燃燒生成CO2和H2O時，放出445 kJ熱量，則下列熱化學方程式中正確的是（）。

4.下列關系式中正確的是

A．a＜c ＜0 B．b＞d＞0 C．2a＝b＜0 D．2c＝d＞0 參考答案

1． A；2．B、C；3．C；4． C。

第二節 燃燒熱能源

一、教學設計

本節分為兩部分，第一部分簡單介紹了燃燒熱，其中突出了對燃燒熱定義的介紹，并引導學生從諸多因素出發討論選擇燃料的標準，培養學生綜合考慮問題的能力；第二部分，結合燃燒熱的利用介紹了能源的開發與利用，特別是化石燃料的利弊以及能源與人類生存和發展的關系。

在第一部分內容中，教科書對燃燒熱的定義做了介紹，并通過實例對其定義進行了說明，進而說明由于燃燒熱的定義規定，燃燒熱是以燃燒1 mol純物質作為標準來進行測量的（故而表示燃燒熱的熱化學方程式里的化學計量數常需用分數表示），同時還特別指出：―物質完全燃燒而生成的穩定化合物就意味著不能再燃燒了‖。

在第二部分內容中，教科書從人類對能源的需求以及如何合理利用并開發新能源的角度，通過資料展示介紹了能源在國民經濟和社會發展中的重要地位和作用，同時結合新能源的開發，通過科學視野簡單介紹了最有希望的太陽能、風能和氫能等能源，以開闊學生的眼界，加強化學與社會的聯系。特別指出：我們所使用的主要能源是化石燃料，而化石燃料是經過億萬年才形成的蘊藏量有限的非再生能源，社會的發展使得人類對能源的需求量越來越大，這是對人類的嚴峻考驗，同時也為我們提出了極具研究價值的課題。

本節教學重點和難點：燃燒熱的概念。教學建議如下：

1.對燃燒熱的學習要突出該定義中的―25 ℃、101 kPa‖——研究的條件，―1 mol物質‖——燃燒物的量，和―完全燃燒生成穩定的化合物‖——反應的程度等關鍵詞，并加以舉例說明，以明確研究燃燒熱的限定條件。因此，①燃燒熱其ΔH<0；②其熱化學方程式中可燃物的化學計量數為1，則以此為標準配平，其他反應物、生成物的化學計量數既可用整數表示，也可用分數表示；③燃燒熱是1 mol可燃物完全燃燒生成穩定化合物所釋放的熱量，是特殊條件下的反應熱。教學中應多舉實例。

2.資源、能源、環保是當今社會的重要熱點問題，教學中應結合教科書滲透資源、能源和環保的意識，激發學生學習化學的興趣，教育學生關心能源、環境等與現代社會有關的化學問題，以培養學生的社會責任感、使命感。教學中應盡量采用投影、錄像、多媒體等現代教學手段，以激發學生的學習興趣，通過自主學習、討論交流、分析評價等教學方法，培養學生的閱讀能力、調查研究能力、交流與合作的能力、綜合分析能力等。

3.在教學方法上，本節可以采用研究性學習的方式來進行。如課前布置學生結合教科書的【思考與交流】、【資料】及【實踐活動】等內容展開討論，然后課上進行交流。也可以以小組為單位，由學生自學教科書內容并設計相關的研究課題，經過教師和學生共同篩選，確定課題內容、研究目標，通過查閱資料、小組學習討論，然后各組派代表在課上匯報各自的研究成果。教師還可結合當地的實際情況，適當補充一些資料，或組織學生參觀等。通過聯系實際的學習討論，不僅可強化學生課外閱讀的意識和自學能力，也可培養學生對國家能源政策制訂的參與意識、經濟效益觀念以及綜合分析問題的能力。

4.在化學2中學生對中和熱已經有了一定的認識，并通過實驗感受了中和熱，知道它是反應熱的一種形式，在此可將其與燃燒熱進行比較，以加深對概念的理解。

二、活動建議

可就如何充分利用能源、節約能量、開發新能源、能源與我們的生存環境等內容進行討論、研究。如：

1.討論：煤作為燃料的利弊；從節約能源、提高燃燒效率的角度，闡述研究燃料充分燃燒的重要性。

2.研究：提高煤炭利用率及減少污染物排放的重要途徑。

3.調查：就家庭所用燃料問題進行專題調查，如市民對能源的認識和利用（可選擇某一社區進行）。

【實踐活動】

可查閱《中國經濟年鑒》《中國統計年鑒》和其他有關書籍或上網查詢。教科書上列出的4個題目，學生可任選一個，小論文可在班上交流。

以下是這些題目的參考答案。

1.關于國民生產總值與能源消耗的關系，可以研究以下數據表：

從以上數據可以看出，國家國民生產總值與能源消耗成正相關關系，即國民生產總值越高，消耗的能源越多。但二者不是嚴格的正比關系，因為隨著生產技術水平的提高，每創造一定量國民生產總值所消耗的能源將會逐步減少。這從1995年至2001年的數據可以看出，國民生產總值由58 478.1億元增加至95 933.3億元，增長了39%，而能耗由131 176萬噸標準煤增加至132 000萬噸標準煤，只增加了0.62%。說明在這7年里我國生產技術水平有了很大的提高。

2.人民的衣、食、住、行、文化娛樂都需要消耗能源，我國人民生活消耗的能源占總能源消耗的12%~17%。隨著人民生活水平的提高，生活消費能源總量會增大；隨著科學技術的進步，人均生活消費能源量又可能逐步降低。這可以從下表的數據看出。

3.能源與國防關系極為密切。現代化的軍隊是機械化、信息化的軍隊，開動坦克、軍車、艦艇、飛機均需要燃油；發射導彈、火箭需要高能燃料；開動核動力艦艇需要核燃料；開動雷達、通訊設備或使用激光武器需要電能，等等。因此說，現代化的國防是需要充足的能源作保證的。

4.節約現有能源的一個重要措施是科學地控制燃燒過程，使燃料充分燃燒，提高能源的利用率，開發新能源，如氫能、生物質能等，均是化學科學研究的重要課題。理想地解決這些問題，均需要化學科學去攻關，去創新。因此說，化學在節約現有能源和開發新能源中均能起到重要作用。

三、問題交流

【思考與交流】

書中已給出提示，但需要學生進一步舉例說明。學生個人能舉出的實例有限，大家可互相交流、補充。

四、習題參考

（一）參考答案

1.在生產和生活中，可以根據燃燒熱的數據選擇燃料。如甲烷、乙烷、丙烷、甲醇、乙醇、氫氣的燃燒熱值均很高，它們都是良好的燃料。

2.化石燃料蘊藏量有限，不能再生，最終將會枯竭，因此現在就應該尋求應對措施。措施之一就是用甲醇、乙醇代替汽油，農牧業廢料、高產作物（如甘蔗、高粱、甘薯、玉米等）、速生樹木（如赤楊、刺槐、桉樹等），經過發酵或高溫熱分解就可以制造甲醇或乙醇。由于上述制造甲醇、乙醇的原料是生物質，可以再生，因此用甲醇、乙醇代替汽油是應對能源危機的一種有效措施。

3.氫氣是最輕的燃料，而且單位質量的燃燒熱值最高，因此它是優異的火箭燃料，再加上無污染，氫氣自然也是別的運輸工具的優秀燃料。在當前，用氫氣作燃料尚有困難，一是氫氣易燃、易爆，極易泄漏，不便于貯存、運輸；二是制造氫氣尚需電力或別的化石燃料，成本高。如果用太陽能和水廉價地制取氫氣的技術能夠突破，則氫氣能源將具有廣闊的發展前景。

4.甲烷是一種優質的燃料，它存在于天然氣之中。但探明的天然氣礦藏有限，這是人們所擔心的。現已發現海底存在大量水合甲烷，其儲量約是已探明的化石燃料的2倍。如果找到了適用的開采技術，將大大緩解能源危機。

5.柱狀圖略。關于如何合理利用資源、能源，學生可以自由設想。在上述工業原材料中，能源單耗最大的是鋁；產量大，因而總耗能量大的是水泥和鋼鐵。在生產中節約使用原材料，加強廢舊鋼鐵、鋁、銅、鋅、鉛、塑料器件的回收利用，均是合理利用資源和能源的措施。

6.公交車個人耗油和排出污染物量為私人車的1/5，從經濟和環保角度看，發展公交車更為合理。

（二）補充習題

1．下列性質中，能說明乙醇宜作燃料的是（）。①燃燒時發生氧化反應②充分燃燒的產物不污染環境 ③乙醇是一種再生能源④燃燒時放出大量的熱 ①②③ B．①②④ C．①③④ D．②③④

2．1.5 g 火箭燃料二甲基肼（CH3-NH-NH-CH3）完全燃燒，放出50 kJ熱量，則二甲基肼的燃燒熱為（）。

C．2 000 kJ/mol D．3 000 kJ/mol 3．甲醇屬于可再生能源，可代替汽油作為汽車燃料。下列熱化學方程式中的反應熱能正確表示甲醇燃燒熱的是（）。

4．家用液化氣中主要成分之一是丁烷，當10 kg丁烷完全燃燒并生成二氧化碳和液態水時，放出熱量5×105 kJ。試寫出丁烷燃燒的熱化學方程式。

5．為減少大氣污染，一些城市公共汽車逐步使用CNG（壓縮天然氣）清潔燃料，實驗測得0.16 g該氣體燃料，完全燃燒生成224 mL CO2（標準狀況）和0.36 g液態水，并放出8.903 kJ的熱量。請寫出：CNG的化學式，其完全燃燒的熱化學方程式。參考答案

1．D；2．C；3．B。

第三節 化學反應熱的計算

一、教學設計

前面學生已經定性地了解了化學反應與能量的關系，通過實驗感受到了反應熱，并且了解了物質發生反應產生能量變化與物質的質量的關系，及燃燒熱的概念。在此基礎上，本節介紹了蓋斯定律，并從定量的角度來進一步認識物質發生化學反應伴隨的熱效應。

本節內容分為兩部分：

第一部分，介紹了蓋斯定律。教科書以登山經驗―山的高度與上山的途徑無關‖，淺顯地對特定化學反應的反應熱進行形象的比喻，幫助學生理解蓋斯定律。然后再通過對能量守恒定律的反證來論證蓋斯定律的正確性。最后通過實例使學生感受蓋斯定律的應用，并以此說明蓋斯定律在科學研究中的重要意義。

第二部分，利用反應熱的概念、蓋斯定律和熱化學方程式進行有關反應熱的計算，通過三道不同類型的例題加以展示。幫助學生進一步鞏固概念、應用定律、理解熱化學方程式的意義。

本節教學重點：蓋斯定律，反應熱的計算。本節教學難點：蓋斯定律的應用。教學建議如下：

（一）蓋斯定律的教學設計

1.提出問題在化學科學研究中，常常需要知道物質在發生化學反應時的反應熱，但有些反應的反應熱很難直接測得，那么如何獲得它們的反應熱數據呢？

2.創設情景例如，我們可以讓碳全部氧化成CO2，卻很難控制碳的氧化只生成CO而不繼續生成CO2，那么，C（s)+1/2 O2(g)== CO(g)的反應熱如何獲得呢？

3.引出定律蓋斯定律是本節的重點內容，可以從能量守恒的角度出發來介紹，說明蓋斯定律是能量守恒定律的必然結果，也是能量守恒定律在化學過程中的應用。由于這部分內容比較抽象，從課程標準中的要求和學生的認知水平來看，宜于簡化處理，重在應用。

4.問題研究經過討論、交流，設計合理的―路徑‖，根據蓋斯定律解決上述問題。5.歸納總結

（1）反應物A變為生成物D，可以有兩個途徑：①由A直接變成D，反應熱為ΔH；②由A經過B變成C，再由C變成D，每步的反應熱分別是ΔH1、ΔH2、ΔH3。如下圖所示：

21（2）蓋斯定律在科學研究中的重要意義。

（二）有關反應熱計算的教學設計

化學計算是運用數學工具從―量‖的方面來研究物質及其變化的規律，化學知識是化學計算的基礎。通過前面的學習，學生已經知道了化學反應中反應物和生成物之間的質量關系、物質的量的關系等，在這一節里，將進一步討論在特定條件下，化學反應中能量變化以熱效應表現時的―質‖―能‖關系，這既是理論聯系實際方面的重要內容，對于學生進一步認識化學反應規律和特點也具有重要意義。

這一節的內容實際上是前面所學知識和技能的綜合運用，涉及了有關的物理量及各物理量間的換算，綜合性較強，但屬基礎知識的綜合，與課程標準的要求是一致的。【例1】是依據反應熱的概念、鈉的摩爾質量，利用熱化學方程式即可求解。【例2】要求理解燃燒熱的計量是以燃燒1 mol可燃物作為標準的，并將1 kg C2H5OH轉換成物質的量，通過逆向思維來求解。【例3】是對蓋斯定律的應用。

教學中應注意以下問題：

1.要注意引導學生準確理解反應熱、燃燒熱、蓋斯定律等理論概念，熟悉熱化學方程式的書寫，重視概念和熱化學方程式的應用。

2.進行有關燃燒熱計算時，要強調燃燒熱規定以1 mol純物質為標準，因此須注意熱化學方程式中物質的化學計量數和反應的ΔH相對應（物質的化學計量數常出現分數的形式）。同時還要注意物質的量、物質的質量、氣體的體積等之間的換算關系，但關鍵還是應強調以1 mol物質完全燃燒作標準來進行計算。

3.有關反應熱的計算與有關物質的量的計算聯系很緊密，在計算過程中要注意培養學生綜合運用知識的能力。

4.可適當補充一些不同類型的習題作為課堂練習，發現問題并及時解決。如以煤、汽油和天然氣的主要成分發生燃燒的反應為例，不僅鞏固、落實了知識和計算技能，還能通過計算的結果說明這些物質燃燒時，其ΔH的數值都很大，進一步認識煤、石油、天然氣是當今世界上最重要的化石燃料。喚起學生資源利用和環境保護的意識和責任感。

5.在教學中還應注意以下幾點：（1）明確解題模式：審題→分析→求解。（2）有關熱化學方程式及有關單位書寫正確。（3）計算準確。

（4）反思解題關鍵處及錯誤易發處。

二、習題參考

（一）參考答案 1.C(s)+O2(g)== CO2(g)ΔH=-393.5 kJ/mol 2.5 mol C完全燃燒，ΔH=2.5 mol×(-393.5 kJ/mol）=-983.8 kJ/mol 2.H2(g)的燃燒熱ΔH=-285.8 kJ/mol 欲使H2完全燃燒生成液態水，得到1 000 kJ的熱量，需要H2 1 000 kJ÷285.8 kJ/mol=3.5 mol 3.設S的燃燒熱為ΔH

S(s)+O2(g)== SO2(g)32 g/mol ΔH 4 g-37 kJ ΔH=32 g/mol×(-37 kJ)÷4 g =-296 kJ/mol 4.設CH4的燃燒熱為ΔH

CH4(g)+O2(g)== CO2(g)+2H2O(g)16 g/mol ΔH 1 g-55.6 kJ ΔH=16 g/mol×(-55.6 kJ)÷1 g =-889.6 kJ/mol 5.（1）求3.00 mol C2H2完全燃燒放出的熱量Q C2H2(g)+5/2O2(g)== 2CO2(g)+H2O（l)26 g/mol ΔH 2.00 g-99.6 kJ ΔH=26 g/mol×(-99.6 kJ)÷2.00 g =-1 294.8 kJ/mol Q=3.00 mol×(-1 294.8 kJ/mol)=-3 884.4 kJ≈-3 880 kJ（2）從4題已知CH4的燃燒熱為-889.6 kJ/mol，與之相比，燃燒相同物質的量的C2H2放出的熱量多。

6.寫出NH3燃燒的熱化學方程式

NH3(g)+5/4O2(g)== NO2(g)+3/2H2O(g)將題中（1）式乘以3/2，得： 3/2H2(g)+3/4O2(g)== 3/2H2O(g)3/2ΔH1=3/2×(-241.8 kJ/mol)=-362.7 kJ/mol 將題中（2）式照寫：

1/2N2(g)+O2(g)== NO2(g)ΔH2=+33.9 kJ/mol 將題中（3）式反寫，得

NH3(g)== 1/2N2(g)+3/2H2(g)-ΔH3=46.0 kJ/mol 再將改寫后的3式相加，得：

7.已知1 kg人體脂肪儲存32 200 kJ能量，行走1 km消耗170 kJ，求每天行走5 km，1年因此而消耗的脂肪量：

170 kJ/km×5 km/d×365 d÷32 200 kJ/kg=9.64 kg 8.此人脂肪儲存的能量為4.2×105 kJ。快速奔跑1 km要消耗420 kJ能量，此人脂肪可以維持奔跑的距離為：4.2×105 kJ÷420 kJ/km=1 000 km 9.1 t煤燃燒放熱2.9×107 kJ 50 t水由20 ℃升溫至100 ℃，溫差100 ℃-20 ℃=80 ℃，此時需吸熱： 50×103 kg×80 ℃×4.184 kJ/(kg·℃)=1.673 6×107 kJ 鍋爐的熱效率=(1.673 6×107 kJ÷2.9×107 kJ）×100% =57.7% 10.各種塑料可回收的能量分別是： 耐綸5 m3×4.2×104 kJ/m3=21×104 kJ 聚氯乙烯50 m3×1.6×104 kJ/m3=80×104 kJ 丙烯酸類塑料5 m3×1.8×104 kJ/m3=9×104 kJ 聚丙烯40 m3×1.5×104 kJ/m3=60×104 kJ 將回收的以上塑料加工成燃料，可回收能量為

21×104 kJ+80×104 kJ+9×104 kJ+60×104 kJ=170×104 kJ=1.7×106 kJ

（二）補充習題

1．已知25 ℃、101 kPa下，石墨、金剛石燃燒的熱化學方程式分別為 C(石墨)＋O2（g）＝CO2（g）ΔH＝－393.51 kJ/mol C(金剛石)＋O2（g）＝CO2（g）ΔH＝－395.41 kJ/mol 據此判斷，下列說法中正確的是（）。A．由石墨制備金剛石是吸熱反應；等質量時，石墨的能量比金剛石的低 B．由石墨制備金剛石是吸熱反應；等質量時，石墨的能量比金剛石的高 C．由石墨制備金剛石是放熱反應；等質量時，石墨的能量比金剛石的低 D．由石墨制備金剛石是放熱反應；等質量時，石墨的能量比金剛石的高 2．已知2H2（g）+O2（g）=2H2O（l）ΔH＝－571.6 kJ/mol，CO（g）＋1/2O2（g）＝2CO2（g）ΔH＝－283.0 kJ/mol。

某H2 和CO的混合氣體完全燃燒時放出113.74 kJ熱量，同時生成3.6 g液態水，則原混合氣體中H2和CO的物質的量之比為（）。A.2∶1 B.1∶2 C．1∶1 D．2∶3 3．由氫氣和氧氣反應生成1 mol水蒸氣放熱241.8 kJ，寫出該反應的熱化學方程式：_______。若1 g水蒸氣轉化成液態水放熱2.444 kJ，則反應H2（g）+1/2O2（g）=H2O（l)的ΔH =____ kJ/mol。氫氣的燃燒熱為____kJ/mol。

4．火箭發射時可用肼（N2H4）為燃料，以二氧化氮作氧化劑，它們相互反應生成氮氣和水蒸氣。已知：N2（g）+2O2（g）=2NO2（g）ΔH=+67.7 kJ/mol N2H4（g）+O2（g）=N2（g）+2H2O（g）ΔH=-534 kJ/mol 則N2H4和NO2反應的熱化學方程式為_____________________。

5．已知CH4（g）＋2O2（g）＝CO2（g）＋2H2O（l）； ΔH＝－890 kJ/mol，現有CH4和CO的混合氣體共0.75 mol，完全燃燒后，生成CO2氣體和18 g液態H2O，并放出515 kJ熱量，CO燃燒的熱化學方程式為______________，寫出求算過程。參考答案 1．A；2．C。

3．H2（g）+1/2O2（g）=H2O（g）ΔH=-241.8 kJ/mol，-285.8 提示：可將反應H2（g）+1/2O2（g）=H2O（l)看成兩步：H2（g）+1/2O2（g）=H2O（g）和H2O（g）=H2O（l)，問題就迎刃而解。

4．2N2H4（g）+2NO2（g）=3N2（g）+4H2O（g）； ΔH=-1 135.7 kJ/mol 5．解：由于CO燃燒只生成CO2，故18 g液態水均由CH4燃燒產生，若生成18 g液態水放出的熱量為x，用去CH4 的量為y，則有：

CH4（g）＋2O2（g）＝CO2（g）＋2H2O（l）ΔH＝－890 kJ/mol 1 mol 2×18 g 890 kJ/mol y 18 g x x=445 kJ/mol 故由CO燃燒放出的熱量為：515 kJ-445 kJ=70 kJ y=05 moln(CO)=0.75 mol-0.5 mol=0.25 mol 則CO燃燒的熱化學方程式為：

2CO（g）＋O2（g）＝2CO2（g）ΔH＝－560 kJ/mol

第二章 化學反應速率和化學平衡

本章介紹

一、教學目標

1.知道化學反應速率的概念及表示方法；認識濃度、壓強、溫度和催化劑等對化學反應速率的影響。

2.了解化學平衡的建立，知道化學平衡常數的涵義，并能利用化學平衡常數進行簡單的計算，了解影響化學平衡的因素，認識化學反應速率和化學平衡的調控在生活、生產和科學研究領域中的重要作用。

3.初步了解焓變和熵變與反應進行的方向之間的關系。

4.結合實驗培養學生的觀察能力、記錄實驗現象及設計簡單實驗的能力，培養學生實事求是的科學態度。教學中注意提高學生分析問題、解決問題、交流和表達的能力。

二、內容分析 1.地位和功能

化學反應速率、化學平衡和反應進行的方向等化學反應原理知識，是在學習了化學反應與能量、物質結構、元素周期律等知識的基礎上學習的中學化學的重要理論之一，有助于加深理解以前所學的元素化合物知識及化學反應，后續學習的電離平衡、水解平衡等，實際上是化學平衡知識的延續，因此它還是后一章內容學習的基礎。2.內容結構

本章內容是按照如下順序安排的：化學反應速率→化學平衡→化學平衡常數→化學反應進行的方向。

化學反應速率屬于化學動力學的范疇。為了讓學生在研究化學反應進行的快慢及如何定量表述上有感性知識，教科書安排了簡單易行的實驗。在實驗過程中使學生體會到，要想準確表達化學反應進行的快慢，就必須建立起一套行之有效的方法：確定起點，確定時間單位，找出易于測量的某種量或性質的變化。要明確反應物的本質決定了反應速率，在影響速率的因素方面著重介紹濃度、壓強、溫度及催化劑等外界條件對化學反應速率的影響；通過實驗和理論分析，使學生由感性認識上升到理性認識。

化學平衡屬于化學熱力學的范疇。當化學反應的正反應速率和逆反應速率相等時，反應就達到在該條件下的最大限度，即達到了化學平衡狀態。化學平衡是一種動態平衡，它只與起始狀態和終了狀態有關，與變化途徑無關。這就為我們在思考問題時提供了靈活利用所學知識的可能，在始態和終態保持不變的前提下，我們可以設計不同的途徑來達到同一個平衡，從而使問題簡化。教科書通過實驗，介紹濃度、壓強（氣體反應）、溫度等外界條件對化學平衡的影響。由于有了化學反應速率的知識做基礎，學生可以通過實驗及相應的【思考與交流】、【學與問】等欄目的引導推理，得出正確的結論，認識化學平衡移動，是正反應速率和逆反應速率發生變化的結果，化學平衡總是向著反應速率變化幅度最大的方向移動。本章雖然沒有具體的化工生產內容，但選擇化工生產最適宜的條件必然涉及化學反應速率和化學平衡等理論的應用。可以引導學生學習分析具體反應的特點，如反應物的聚集狀態，氣體體積的變化，能量變化等，進而利用所學理論知識進行合理選擇。同時要學習全面思考問題，兼顧各種條件的相互影響，如溫度對平衡和速率的影響，高壓對平衡的影響及對設備材料的要求，在比較中趨利避害，取得最優化的條件。使學生了解化學理論對生產實際的指導作用。

化學平衡常數有利于從定量角度加深對化學平衡的認識理解，教科書利用某一反應體系的一組濃度數據，導出化學平衡常數以及化學平衡常數只隨溫度變化、不隨濃度變化的結論。

化學反應進行的方向涉及到反應的自由能變化（ΔG），要用到焓變和熵變知識，需要對化學反應的實質有更多的領悟，所以把它放在本章的最后（第四節），以知識介紹的方式呈現出來，讓學生了解決定反應進行方向的因素不是單一的焓變，熵變也是決定因素之一。教材通過生活中的實際事例，力爭使知識淺顯易懂，使學生從混亂度的角度形成對熵的概念的粗淺認識。只要求學生能利用化學反應原理知識解釋日常生活中某些現象，思考問題時能夠更加全面。

本章知識的內容結構如下圖所示：

3.內容特點

本章內容既抽象又具體。抽象在它的理論解釋對學生來說是全新的，有些反應的深層本質學生是接觸不到的，只能憑思考，想象，增大了學習的難度；說它具體，是在生活中有大量鮮活的事實。教科書利用數據、圖片等引發學生思考，把抽象的知識適度地直觀化，引發學生聯想，從而培養學生的思維能力和知識遷移能力。

三、課時建議

第一節 化學反應速率 1課時 第二節 影響反應速率的條件 2課時 第三節 化學平衡 5課時

第四節 化學反應進行的方向 1課時 復習機動 2課時 小計 11課時 1.熱化學簡介

（1）熱化學的研究對象

熱力學第一定律是自然界的一條普遍規律，它是人們在生產實踐和科學實驗的基礎上總結出來的，它又叫做能量守恒和轉化定律，恩格斯將它譽為19世紀自然科學中具有決定意義的三大發現之一。這個定律的主要內容是：能量有各種不同的形式，能從一種形式轉化為另一種形式，從一個物體傳遞給另一個物體，而在轉化和傳遞中，能量的數值保持不變。

把熱力學第一定律具體運用到化學反應上，用實驗測定和計算化學反應的熱量，研究這方面問題的科學稱為熱化學。

熱化學主要是研究化學反應中的熱量轉化問題的。化學反應除了以熱的形式與外界環境進行能量交換外，往往還以功的形式進行交換。例如，火藥爆炸產生膨脹功，化學電池在電動勢作用下輸送電荷而作電功等。教科書提到―在化學反應過程中，不僅有物質的變化，還有能量的變化，這種能量變化，常以熱能、電能、光能等形式表現出來‖，其中―常以‖是指除了以熱、電、光的形式外，還以功的形式進行能量交換。應當指出，熱化學里所討論的化學反應，都是在一定條件下只作膨脹功，而不作非膨脹功(如電功)的反應。

同一反應，在不同條件下熱量的變化不同。如果不指明反應條件而談熱量的多少，是沒有意義的。同時，要想比較不同的化學反應的反應熱，必須規定反應在同樣的條件下進行。為此，規定在壓強為101 kPa和25 ℃的條件下的反應熱為標準反應熱，以便于比較。按狀態變化過程的不同，反應熱可分為等壓反應熱、等容反應熱；按化學變化的類別不同，反應熱可分為生成熱、燃燒熱、中和熱等等。（2）熱化學發展簡史

化學作用的本質是什么?古希臘人認為它是導致物質化合和分解的―愛‖和―憎‖。早期化學家們接受了這種觀點，把導致化學反應得以發生的力稱為化學―親合力‖。近代有較大影響的親合力理論不下十幾種。用化學反應的熱效應來量度親合力的研究促進了化學與熱力學的結合。

早在1780年，拉瓦錫(A.L.Lavoisier 1743—1794)和拉普拉斯(P.Laplace 1749—1827)就在他們的論文中報道了他們關于化學反應熱的研究。他們設計了一臺簡陋的量熱計，想用它來 測定參加反應的熱量。由于受到熱質論的影響，這方面的研究中斷了五十多年，而且也未和當時熱力學研究的熱潮結合起來。

1836年，瑞士化學家蓋斯(G.H.Hess，1802—1850)在俄國測量了許多反應的熱效應，總結出一條規律：一個化學反應，不論是一步完成或經過幾個中間步驟完成，其總的熱效應是相等的。1840年他在圣彼得堡發表了他的研究結果，并將其稱為―總熱量守恒定律‖，后來人們以他的名字將這個規律命名為―蓋斯定律‖。這是熱化學領域發現的第一個定律，也是自然科學上首先得出的能量守恒和轉化的規律性結論。

19世紀50年代，法夫爾(R．A.Farue，1813—1880)和西爾伯曼(T．Silbermann，1806—1865)進行了熱化學研究工作，得到了比較精確的反應熱效應的數據。

丹麥物理學家湯姆生(J．Thomson，1826—1909)的研究工作在發展熱化學方面占有重要地位。他在1882~1886年間出版了四卷本的《熱化學》著作，提出吸熱和放熱概念，把反應熱作為反應物化學親合力的量度。

貝特羅（M.Berthelot）發明了精確測定燃燒熱的方法。他在發揮湯姆生關于反應熱是化學親合力的量度的原理時指出，只有伴隨著放熱過程的反應才能自發產生，在幾個可能發生的反應中，只有放出最大熱量的反應才能發生。這一原理被叫做貝特羅—湯姆生最大功原理。亥姆霍茲(H.V Helmholtz，1821—1894)對貝特羅的觀點提出質疑，引起了很大爭論，促進了熱力學的發展。

在化學家們研究反應熱效應的前后，熱力學接連取得許多成就，其中特別重要的是確立了熱力學第一定律(1842年)和熱力學第二定律(1865年)。

熱力學第一定律和第二定律的確立，為科學的發展提供了新的思想。第一定律強調的是能量轉化時的守恒性和等值性，它要求從能量的轉化恒等性上把握運動形式的變化，突破了僅用物質要素和成分解釋世界的僵化模式，為邊緣學科的形成提供了基礎。第二定律強調的是能量實際轉化的不可逆性(即變化有一定的方向與限度)，否定了牛頓理論中衍生出來的用可逆反應的觀點處理一切問題的簡單方法。這兩個定律在學術界的影響越來越大。直到1869年由霍斯特曼的工作開始，化學家們才逐步把熱力學的成果引入化學研究之中。霍斯特曼用熱力學第二定律研究了熱分解反應中分解壓力與溫度的作用，研究了升華過程的熱力學，建立了最大功與反應熱之間的關系。隨后，越來越多的物理學家和化學家走進了熱力學和化學結合的領域，形成了物理化學的重要分支——化學熱力學。2.焓與焓變

焓的定義是 H＝U＋PV 即焓是體系內能加上體系的壓強與體積乘積的一個物理量，無明確的物理意義。但是它具有以下性質：

（1）焓是狀態函數。因為U、P、V均為狀態函數，它們的組合（U＋PV）也必然是狀態函數。體系的焓值僅與體系所處的狀態有關，與通過什么途徑達到這個狀態無關。

（2）焓具有能量的量綱，因為U和PV的量綱都是能量的量綱。

當體系經受一個只作體積功的等壓變化過程，從狀態1變到狀態2時，體系的焓變為： ΔH＝H2－H1 此時ΔH數值正好等于這個過程的熱效應Qp。這樣這個等壓過程的焓變就有了一個明確的物理意義：

Qp＝H生成物－H反應物＝ΔH

ΔH<0時，為放熱反應；ΔH>0時，為吸熱反應。3.反應進度

我們知道，H2(g)與O2(g)反應生成H2O(g)時，其焓變ΔH與化學方程式的寫法有關，即： H2(g)＋1/2O2(g)== H2O(g)ΔH=－241.8 kJ/mol(1)2H2(g)＋O2(g)==2H2O(g)ΔH=－483.6 kJ/mol(2)也就是說，同一反應體系中各物質的組合方式不同時，摩爾焓變不同。不僅如此，在同一反應體系，當選擇不同的物質（如H2或 O2）發生1 mol 變化為基準時，其焓變也不一定相同。

為了處理化學反應的焓變，1922年唐德爾（Domder）引入了化學反應進度這個參量。反應進度是描述化學進展程度的狀態參變量。符號為ξ，單位是mol。

通常我們可以把任何化學方程式寫成：

式中νD、νE、νF、νG等是所給化學方程式中各物質的計量系數，是無量綱的量。對反應物，ν取負值，對生成物，ν取正值。

設某反應

將反應進度ξ定義為

式中下標B代表任一組分，n°B是任一組分B在反應起始時（即ξ＝0時）的物質的量，nB是B組分在反應進度為ξ時的物質的量。

引入反應進度這個量的最大優點是在反應進行到任意時刻時，可用任一反應物或任一生成物來表示反應進行的程度，所得值總是相等的。即

當反應按所給化學方程式的系數比例進行了一個單位的化學反應時，即ΔnB/mol=νB,這時反應進度ξ就等于1 mol。

假定O2和H2的混合體系在某個時刻發生的凈變化為：

ΔnO2=-0.2 mol ΔnH2=-0.4 mol ΔnH2O=0.4 mol 若按反應式（1）計算，反應進度為：

比較上述結果：

（1）Δξ1與Δξ2及Δξ′1與Δξ′2不相等，表明反應進度與化學計量反應式寫法有關。（2）同一反應，Δξ=ΔnB/ΔνB，說明ξ或Δξ與物質的選擇無關。

（3）Δξ′1>Δξ1,Δξ′2>Δξ2, 這表明，在不同的時刻反應進度不同，反應進度可量度反應的進展程度。Δξ越大，反應完成的程度越大。

（4）對于指定的反應，計量反應式中的計量系數的絕對值不同，則各物質變化的量ΔnB的絕對值也不相等。這說明，不能直接用一種物質的―Δn‖來表示所有物質或整個反應的進展情況。

（摘自劉士榮楊愛云《物理化學概念辨析》）

4.熱化學方程式

對于熱化學方程式如：

焓（H）左下角的r代表化學反應（reaction）；右下角m代表摩爾（mol）；右上角的（?）代表熱力學標準狀態（簡稱標態）；括號內的數字代表熱力學溫度，單位為K；ΔH則為焓變。氣態物質的標態用壓力表示，用101 kPa。溶液的標態則指溶質濃度或活度為1 mol·kg-1，對稀溶液而言，也可用1 mol·dm-3。液體和固體的標態則指處于標準壓力下的純物質。最常用的焓變值是298 K(25 ℃)的，嚴格地說焓變值是隨溫度變化的，但在一定溫度范圍內變化不大，凡未注明溫度的ΔH

就代表在298 K及標態時的焓變，也可以簡寫為

（T）代表壓力，隨后數值的單位用 kJ·mol-1。總之ΔH泛指任意狀態的焓變，在標態、溫度為T時化學反應的摩爾焓變的完整符號，而ΔH焓變的簡寫符號。

則為在標態和298 K時摩爾ΔH的單位用kJ·mol-1。焓是容量性質，ΔH的大小與物質的量成正比。書寫化學反應方程式時須注意焓變值應該與一定的反應式相對應（如在298 K）。

在此mol-1已不是指1 mol H2或1 mol O2，而是指―1 mol反應‖。所謂1 mol反應可以是1 mol H2和1/2 mol O2起反應，也可以是2 mol H2和1 mol O2起反應，前者放熱286 kJ，后者放熱572 kJ。這種單位表示方法是1977年國際純粹與應用化學聯合會（IUPAC）物理化學分會所推薦的。所以ΔH值應和化學方程式相對應，以使―1 mol反應‖有明確的含義，籠統地說反應熱是多少kJ·mol-1容易引起誤解。

由于物質狀態變化時總伴隨焓變，所以書寫熱化學方程式時應注明物態，如下列兩個反應

兩個ΔH值的不同在于：在標態及298 K下H2O（l）和H2O（g）的焓值不同，液態H2O變為氣態的H2O要吸熱，所以H2（g）和1/2O2（g）化合生成H2O（g）的放熱量要比生成H2O（l）的小些。5.關于反應熱的測量

有些化學反應的熱效應可以用實驗方法測得，用來測量反應熱的儀器被稱為―量熱器‖，測量操作是：將反應器置于充滿水的絕熱容器中，當反應放熱時，其熱量即傳入水中，根據水的質量、比熱，和水溫的變化求出反應所放出的熱量。一般，由于測量反應熱時，很難保證沒有熱的散失（如熱傳導或輻射等），故要準確測量反應的熱效應比較困難。如許多化學反應由于速率過慢，測量時間過長，因熱量散失而難于測準反應熱，也有一些化學反應由于條件難于控制，產物不純，也難于測準反應熱。于是如何通過熱化學方法計算反應熱，成為化學家關注的問題。6.生成焓

化學反應的焓變雖然是重要的、常用的數據，但任何一種化學手冊不可能記載成千上萬化學反應的ΔH值，因為化學反應種類太多，不勝刊載。能從手冊查到的僅是幾千種常見純凈物的標準生成焓。在標態和T（K）條件下由穩定態單質生成1 mol化合物（或不穩定態單質或其他形式的物種）的焓變叫作該物質在T（K）時的標準生成焓，簡稱生成焓（也稱生成熱），符號是符號可以簡寫為

（T），其中H的左下標―f‖表示生成，在298 K的標準生成焓的，例如在298 K

生成焓并非另一個新概念，而只是一種特定的ΔH。一種物質焓的絕對值H無法測定，生成焓是一種相對值，有些是實驗測定的，有些則是間接計算得到的。當知道了各種物質的生成焓后，我們就可以很容易地計算出許多化學反應的焓變。

任何一個反應的焓變等于生成物生成焓之和減去反應物生成焓之和：

這是一個非常有用的關系式，式中νi表示化學計量數。例如，對于反應：

下表列出的是一些常見化合物在298 K時的標準生成焓。

7.中和熱

發生中和反應時，由于所用的酸和堿有強弱不同，又有一元、二元或多元之分，因而中和熱各不相同。

(1)一元強酸與一元強堿的中和熱

一元強酸跟一元強堿中和時，中和熱為－57.3 kJ／mol。(2)一元強酸與一元弱堿或一元弱酸與一元強堿的中和熱

如果有一元弱酸或弱堿參加中和反應，其中和熱所放出熱量一般都低于57.3 kJ／mol，也有個別高于 57.3 kJ／mol的。這主要取決于弱酸或弱堿電離時吸熱還是放熱。

一般地說，弱酸或弱堿的電離是吸熱的，因此，中和反應所放出的熱量還要扣除電離時吸收的那部分熱量，中和熱也就低于57.3 kJ／mol。例如，1 mol CH3COOH與1 mol NaOH溶液反應時，中和熱是56.0 kJ／mol。

有的弱電解質電離時是放熱的。例如，1 mol氫氟酸電離時放出10.4 kJ／mol熱量。當它與l mol NaOH溶液反應時，中和熱是67.7 kJ／mol。

(3)二元酸與一元強堿的中和熱

二元酸的電離是分兩步進行的，兩個H+的中和熱各不相同。中和第一個H+的中和熱，等于57.3 kJ／mol減去二元酸電離出第一個H+所吸收的熱量ΔH1；中和第二個H+的中和熱，等于57.3 kJ／mol減去二元酸電離出第二個H+所吸收的熱量ΔH2。因此，二元酸與一元強堿的中和熱ΔH可用下式表示： ΔH＝-［2×57.3 kJ／mol－(ΔH1+ΔH2)］

(4)多元酸與一元強堿的中和熱

三元酸與一元強堿的中和熱為ΔH，三元酸里的三個H+電離時所吸收的熱量依次是 ΔH1、ΔH2、ΔH3，則得：ΔH＝-［3×57.3 kJ／mol－(ΔH1+ΔH2+ΔH3)］ 8.反應熱與化工生產的關系

化學反應中的熱量問題，對于化工生產有重要意義。例如，合成氨反應是放熱的，如果不設法將這些熱量移走，反應器內的溫度就會過高。這樣，不僅會破壞催化劑，使產量降低，還可能發生爆炸事故。在制造水煤氣的反應中，需要吸收大量的熱，如果不及時供應所需要的熱量，反應就不能順利進行，甚至停止。因此，在進行化工設計時，為了保證生產的正常進行，必須事先獲得準確的反應熱數據，作為制造熱交換設備和規定工藝操作條件的依據。

在化工生產中，熱能的綜合利用問題，不但直接關系到產品成本的高低，而且影響產率的大小。化工設備中的熱交換器、余熱鍋爐、熱風爐等的設計和使用，都是為了綜合利用熱能，以便提高產品產率，降低成本。

綜上所述，研究反應熱，對于化工生產適宜條件的選擇，設備的設計和使用，以及對熱能的綜合利用，都有很大的意義。9.節約能源是我國的一項基本國策

國民經濟的發展要求能源有相應的增長，人口的增長和生活條件的改善也需要消耗更多的能量。可以說現代社會是一個耗能的社會，沒有相當數量的能源是談不上現代化的。現代

主要能源是煤、石油和天然氣，它們都是短期內不可能再生的化石燃料，儲量都極其有限，因此必須節能。節能不是簡單地指少用能量，而是指要充分有效地利用能源，盡量降低各種產品的能耗，這也是國民經濟建設中一項長期的戰略任務。節能問題現已受到各國的普遍重視，作為能源經濟發展的重要政策。自1973年和1979年石油輸出國組織(OPEC)兩次大幅度提高石油價格以來，工業發達國家不可能再依靠廉價石油來發展經濟，美國、日本率先積極開展各種節能技術研究以緩解―能源危機‖的沖擊，使單位產品的能耗有明顯降低。例如國際先進水平是每煉1 t鋼需消耗0.37 t～0.9 t標準煤，而我國目前每噸鋼的能耗約為1.3 t標準煤，也就是說我國煉鋼的能耗是國際水平的1.6倍，所以在我國節能應該有很大的潛力可挖。

一個國家或一個地區能源利用率的高低一般是按生產總值和能源總消耗量的比值進行統計比較的，它與產業結構、產品結構和技術狀況有關。如在80年代末，上海市每萬元國民經濟生產總值要消耗5.08 t標準煤，浙江省是5.38 t，而有的省卻高達26 t，可見它們之間能源利用率差別很大。和國際相比，我國的能耗比日本高4倍，比美國高2倍，比印度高1倍，所以若能趕上印度的能源利用率，要實現生產翻一番，似乎不必增加能源消費量。要實現國民經濟現代化，既要開發能源，又必須降低能耗，開源節流必須同時并舉，并且要把節流放到更重要的位置。

能耗高的原因是復雜的，從化學變化釋放能量的角度看，無非一是燃燒是否完全，二是釋放的能量是否充分利用。我國的工業鍋爐和工業窯爐耗費全國總能源的65％，它們是節能潛力最大的行業。設計節能的爐型、選擇節能的燃氣比(燃料和空氣的比例)、控制鍋爐進水溫度、及時清理鍋爐積垢、積灰等等都可以節能。供電系統和電能利用系統也是能源消耗量大而能量利用率低的領域，節能潛力較大。火力發電是將化學能轉化為電能，通過電動機又將電能轉化為機械能，可以供機床、水泵、通風、電動車、照明等用，這些能量轉化過程中的利用率也大有潛力可挖。例如將發電站的余熱與城市供熱供暖相結合，組成電熱聯產，將分散的供熱(熱損耗很大)改為集中供熱，都可有效地提高能源利用率；電動機的材料質量、電機結構的改進可以大大降低損耗；白熾燈的照明效率是熒光燈的一半，研制高效節能燈，并推廣使用，也是節能措施之一。總之圍繞著節能工作有許多科學技術問題亟待研究，但要使節能工作真正落到實處，不是單純的技術問題，還要涉及行政管理、能源政策、節能法規、能源價格等各方面的因素。

我國長期面臨能源供不應求的局面，人均能源水平低，同時能源利用率低，單位產品能耗高。所以必須用節能來緩解供需矛盾，促進經濟發展，同時也有利于環境保護。因此節能是我國的一項基本國策。

(摘自浙江大學普通化學教研組編《普通化學》第4版)

第一節 化學反應速率

一、教學設計

在學生已有的物體運動速度的基礎上，引入化學反應速率的概念不會給學生帶來太大的困難，但化學反應速率的表示方法卻將是一個難點。為了增加學生的感性認識，用【實驗2－1】來引導學生，使他們得出只根據看到的氣泡產生的快、慢來表示反應的速率是模糊的、不準確的判斷。通過教科書圖2－1的提示，學生很容易想到可從測量H2的體積來比較反應

的快慢。這種測量可以是在相同的時間內看H2體積的多少，也可以看產生相同體積的H2所耗時間的多少。如果在相同時間內測量溶液中H+濃度的變化，測量鋅粒質量的變化，也都可以定量比較這個反應進行的快慢。學生通過討論交流，可以發現表示反應速率的方法有多種，因此可以通過多種實驗來測定某些化學反應的速率。在交流中得出：反應速率表示方法的共同之處，都是用在單位時間內反應前后的反應物或生成物的量（物質的量）的變化來表示。顯然該反應以測量H2的體積最為簡便易行。然后，引導學生得出：化學反應速率通常總是用單位時間內反應前后的反應物或生成物的濃度（物質的量濃度）的變化來表示。維果茨基指出：―在游戲中，一個孩子的行為總是超越于他的實際年齡，他的日常行為在游戲中比他本身的實際水平要高出一點‖。充分利用實驗教學的功能，可啟發引導學生的思維。

【實驗2-1】最好以邊講邊做的形式進行，在實驗中加深學生對知識的理解。也可以讓學生分組討論，列舉生活中的事例，由感性認識逐步上升為理性認識。

教學中應注意以下幾點：

1.準確把握教學要求，不要過分拓展教學內容，把規定的內容講透徹，講明白。2.讓學生調動、利用已有的知識儲備與新知識嫁接。

3.利用好教科書，給學生閱讀和思考的空間，把握化學反應速率表示方法的要點。4.充分利用好【實驗

】，讓學生討論清楚實驗目的和實驗方法，做好實驗。

5.準備1~2個練習題，強化化學反應速率是用單位時間內反應前后反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示的。

本節教學重點和難點：化學反應速率的表示方法。

二、活動建議

圖2-1 排水量氣裝置

【實驗2-1】注意檢驗裝置的氣密性，尤其是注射器的內外管是否密合得很好。酸的濃度要適中，否則，控制生成H2的速率會發生困難。氣體收集可以用排水量氣裝置代替，如圖2－1所示。

三、問題交流 【學與問1】

1.ν（H2）=1.2 mol/（L·min）

2.在同一個化學反應中，反應物濃度的減少和生成物濃度的增加都是按照化學方程式中各物質的計量數關系成比例變化的。當計量數不同時，在相同的時間內濃度變化量是按照其計量數關系增大或減少的，反應速率值自然不同。所以，在同一個化學反應中以不同物質為標準時，速率值可能不同，反應速率之比等于其計量數之比。例如：反應

在一定條件下發生，分別以四種物質表示的反應速率值之比為1∶1∶1∶1，而對反應值之比為2∶1∶2。【學與問2】

對于鋅粒和硫酸的反應，測定反應速率的方法不止一種，如測量溶液中H+濃度的變化，測量鋅粒質量的變化，甚至使用一些物理儀器測量溶液的電導變化、反應的熱量變化等，都可以比較出二者的反應速率的不同。不要限制學生的思路，要鼓勵學生敢想，多想，在眾多的正確答案中找出最簡單易行的方法。

可以考慮設計一些補充思考題，如：（1）化學反應速率是怎樣定義的？

（2）你是怎樣理解化學反應速率定義的？從反應物的聚集狀態、生產實際出發，應該如何表示反應速率為好？

四、習題參考

（一）參考答案 1.略。2.1∶3∶2。

3.（1）A；（2）C；（3）B。4.D。5.A。

（二）補充習題 在的反應中，經t秒后C的濃度增加m mol/L，則用B，分別以SO2、O2、SO3表示的反應速率濃度的變化來表示的反應速率是（）。

參考答案：C。

第二節 影響化學反應速率的因素

一、教學設計

奧蘇伯爾在代表作《教育心理學——認知觀點》的扉頁上寫道：―假如讓我把全部教育心理學僅僅歸納為一條原理的話，那么，我將一言以蔽之曰：影響學習的惟一最重要的因素，就是學習者已經知道了什么。要探明這一點，并應據此進行教學。‖

在學生積累了大量影響化學反應速率現象的感性認識之后，有必要從理論上給以升華，讓學生實現從現象到本質，進而利用理論指導實踐，完成一次認識的飛躍。為了讓學生清楚化學與生活息息相關，教科書列舉了生活中的常見事實，讓學生在觀察、體悟的過程中感受化學。

要明確反應物的本質決定了反應速率。在討論影響速率的因素時著重介紹濃度、壓強、溫度及催化劑等外界條件對化學反應速率的影響，并利用緒言中的有效碰撞模型加以解釋，其中除活化分子、活化能概念外，還提到了活化分子百分數，雖然這是新出現的概念，但從數學的觀點看不是新知識，應不難理解。教學中在利用理論模型加深學生對實驗現象的理解的同時，應注意讓學生體會理論模型的意義。催化劑在化工生產中是至關重要的，教科書簡單提到了它的選擇性，以及在尋找良好催化劑的研究上還需要理論上的重大突破，以激發學生努力學習、探究的欲望。

濃度、壓強、溫度、催化劑對化學反應速率的影響，是本章教學內容的重點。教科書安排了【實驗2－2】、【實驗2－3】和【實驗2－4】，意圖是通過實驗加深學生對濃度、溫度、催化劑對化學反應速率影響的認識，為后續化學平衡移動的學習打下基礎；同時通過科學探究激發學生的學習熱情，進一步加深他們對知識的理解。

濃度對化學反應速率的影響是教學中的重點。建議在教學中直接應用有關的名詞概念，不做進一步的擴展（根據學生情況，可讓學生自己查閱相關資料）。適度介紹其他條件對反應速率的影響，進而得出所有能向反應體系中輸入能量，增加有效碰撞機會的方法都能提高反應速率的結論。

具體教學建議如下：

1.盡可能采用邊講邊實驗的方式，增加學生動手的機會，加深體驗，有利于他們從中領悟教科書內容。

2.盡可能利用數據、動畫等方法進行說明，以使教學深入淺出、生動形象。3.可以自行設計、開發實驗，以增強教學效果，如：

（1）改變Na2S2O3和H2SO4的濃度，觀察出現渾濁所需的時間。

（2）用兩張濾紙條蘸FeSO4的濃溶液，其一置于空氣中，另一置于O2中，觀察紙條顏色變化的快慢。

（3）取30%的H2O2 2 mL于試管中，插入用砂紙打光的銅絲，有氣泡迅速生成。2H2O2 == 2H2O+O2↑

4.也可以設計思考題，如：

（1）請列舉生活中有關影響化學反應速率的事實。

（2）影響化學反應速率的因素有哪些？是如何影響的？怎樣解釋？

*（3）從化學鍵角度思考反應物分子中鍵能的高低對反應的活化能及反應速率的影響。

二、活動建議 【實驗2-2】

（1）KMnO4溶液的濃度不要大，否則溶液顏色過重，需要草酸的量及褪色時間都要發生相應變化。配制成0.01 mol·L-1比較合適。KMnO4溶液要用硫酸酸化。

（2）為保證KMnO4溶液的紫紅色徹底褪去，本實驗中草酸用量分別過量了1倍和3倍，可以調整草酸用量，探求更好的實驗效果。

（3）實驗開始時溶液褪色較慢，由于反應中生成的Mn2+具有催化作用，隨后褪色會加快。【實驗2-3】

本實驗所用的冷水用自來水即可，若用冰水混合物溫度更低，出現渾濁的時間更長，更利于比較。為了便于比較，使渾濁程度相同，可在試管背后做一個黑色標記，以其被遮住為準。最好用體育比賽用的秒表來連續計時。【實驗2-4】

MnO2的催化反應，根據H2O2的濃度來調整木條余燼距離液面的高度，直接使用濃度較高的（30%）H2O2時，余燼距離液面遠些（3 cm左右），否則會因泡沫過多而使余燼熄滅。開頭帶余燼的木條懸在液面上沒有明顯變化（說明H2O2沒有明顯分解），從漏斗加入MnO2粉末后，立刻看到木條余燼復燃，說明瓶中有大量氣體逸出（突顯了催化劑的作用）。H2O2濃度較低時余燼離液面應近些（2 cm左右），以免實驗現象不明顯。實驗時要把準備工作做好，當把帶余燼的木條放入錐型瓶時，要迅速從漏斗撒入MnO2粉末，不要讓余燼在瓶內停留時間過長，以免煙多影響觀察。【科學探究1】

1.因為方程式已經給出信息4I-+O2+4H+ == 2I2+2H2O，在不加酸的情況下，O2不能氧化I-，所以，要先向一定體積的KI溶液中滴加淀粉溶液，然后再加入稀硫酸。

2.直鏈淀粉主要是1，4-α-糖苷型的結合，它們盤旋成一個螺旋，每一圈約含6個葡萄糖單位，每個分子中的一個基團和另一個基團保持著一定的關系和距離。分子的結構不僅取決于分子中原子間的化學鍵聯系，還要看立體形象，而這個立體形象取決于分子中的長鏈的盤旋情況。直鏈淀粉形成螺旋后，中間的隧道恰好可以裝入碘分子，形成一個藍色絡合物。溫度高（近沸）時，淀粉中的氫鍵作用大大削弱，長鏈的螺旋結構被破壞，I2分子與淀粉的作用大大削弱，溶液呈無色。冷卻后長鏈的螺旋結構重新形成，又出現藍色。建議本實驗做室溫和0 ℃（冰水混合物）時的比較。【科學探究2】

1.向5%的H2O2中滴入FeCl3或CuSO4溶液時都有細小氣泡產生，滴入FeCl3溶液產生的氣泡更快些，說明催化劑是有選擇性的。可以參考【實驗2-1】把本實驗變成一個定量實驗。

2.本實驗是【實驗2-2】的延續。

由于Mn2+對KMnO4的氧化作用有催化功能，所以加入Mn2+的試液中的顏色褪色明顯快些。反應機理可能如下： Mn(Ⅶ)+Mn(Ⅱ)→ Mn(Ⅵ)+Mn(Ⅲ)Mn(Ⅵ)+Mn(Ⅱ)→ 2Mn(Ⅳ)Mn(Ⅳ)+Mn(Ⅱ)→ 2Mn(Ⅲ)Mn(Ⅲ)與C2O42-生成一系列絡合物，MnC2O4+、Mn(C2O4)2-、Mn(C2O4)33-等，它們慢慢分解為Mn(Ⅱ)和CO2。MnC2O4+ → Mn2++CO2+ ·CO2-Mn(Ⅲ)+·CO2-→ Mn2++CO2

總反應為：2MnO4-+5C2O42-+16H+ → 2Mn2++5CO2↑+8H2O 3.淀粉在酸的催化下可以水解生成葡萄糖

如果欲達到使淀粉水解完全的目的，需要很長時間；在淀粉溶液中加入碘水后，淀粉溶液變藍。實驗時，把另一支試管中事先備好的唾液倒入淀粉和碘水的混合溶液中，稍加振蕩，藍色迅速褪去。這是由于唾液中含有一種淀粉酶，它在很溫和的實驗條件下，具有很高的催化活性。

本實驗進一步說明了催化劑有選擇性。

三、習題參考

（一）參考答案

1.（1）加快。增大了反應物的濃度，使反應速率增大。

（2）沒有加快。通入N2后，容器內的氣體物質的量增加，容器承受的壓強增大，但反應物的濃度（或其分壓）沒有增大，反應速率不能增大。

（3）降低。由于加入了N2，要保持容器內氣體壓強不變，就必須使容器的容積加大，造成H2和I2蒸氣的濃度減小，所以，反應速率減小。

（4）不變。在一定溫度和壓強下，氣體體積與氣體的物質的量成正比，反應物的物質的量增大一倍，容器的容積增大一倍，反應物的濃度沒有變化，所以，反應速率不變。（5）加快。提高溫度，反應物分子具有的能量增加，活化分子的百分數增大，運動速率加快，單位時間內的有效碰撞次數增加，反應速率增大。

2.A。催化劑能夠降低反應的活化能，成千上萬倍地提高反應速率，使得緩慢發生的反應2CO+2NO== N2+2CO2迅速進行。給導出的汽車尾氣再加壓、升溫的想法不合乎實際。

（二）補充習題

1.從下列實驗事實所引出的相應結論正確的是（）。

2.在鋅與某濃度的鹽酸起反應的實驗中，一個學生得到下面的結果：

則下列說法正確的是（）。

①t1=75 s ②t2>200>t3③單位時間內消耗的鋅的質量mG>mF>mB A.① B.①② C.只有② D.全部正確 參考答案 1.A、C；2.C。

第三節 化學平衡

一、教學設計

隨著化學知識的不斷積累和對實驗現象的深入觀察，學生可能會產生是不是所有的化學反應都能進行完全（達到反應的限度）這樣的疑問。教學中可本著溫故知新的原則，從學生已有關于溶解的知識，從溶解平衡導入化學平衡。從一個熟悉的內容出發引領學生進行思考，充分利用學生的―最近發展區‖（最近發展區理論強調人的思維是有彈性、有潛力的，在不同

的社會環境中具有伸縮性。這樣，對同一內容的學習，在不同時間多次進行，而且每次都是經過改組的，目的不同的，分別著眼于問題的不同側面，就會使學生的認識逐步深入）。通過對溶解平衡的理解和遷移，讓學生建立起化學平衡是個動態平衡的概念。再用頗具啟發性的化學實驗引導學生得出使化學平衡移動的條件，達到既激發學習興趣，又啟發思維的目的。為了加深學生對化學平衡的認識，教科書列舉了H2(g)+I2(g)

2HI反應中的相關數據，從定量角度給以深化，希望學生能夠從變化的數據中找出規律，即化學平衡常數，并學會描述化學平衡的建立過程，知道化學平衡常數的涵義，能利用化學平衡常數計算反應物的轉化率。

對化學平衡的教學應重視實驗，教師應精心準備實驗，最好以邊講邊實驗的形式進行。引導學生認真觀察實驗現象，啟發學生充分討論，一方面要提供建構理解所需的基礎，同時又要留給學生廣闊的建構的空間，讓他們針對具體情境采用適當的策略，師生共同歸納出平衡移動原理。對于影響化學平衡的條件應重點講解濃度對化學平衡的影響，啟發學生運用濃度變化對化學反應速率的影響來解釋濃度變化對化學平衡的影響，進而推及壓強變化對化學平衡的影響；要通過實驗引導學生得出總是吸熱方向的反應速率對溫度的變化最敏感，變化幅度最大，從而得出溫度變化導致平衡移動的方向；要引導學生從化學平衡狀態的定義（各組分的百分含量保持不變）來理解化學平衡常數，學會利用數據，從中分析總結規律。對Kc而言，它只受溫度影響，不受濃度影響，不必進一步推導說明。

本節教學的重點和難點是： 1.建立化學平衡的概念。2.影響化學平衡移動的條件。3.勒沙特列原理的歸納總結。建議采用如下模式進行教學：

還可以設計提出下述思考題：

1.反應物濃度的變化如何影響化學平衡？加以理論解釋。2.能否把它們用于解釋壓強對氣體反應的化學平衡的影響？ 3.通過觀察2NO2何種推論？

4.怎樣用圖形表示濃度、壓強、溫度、催化劑等對化學平衡的影響？

N2O4這個平衡體系在冷水和熱水中顏色的變化，你可以得出5.K值的大與小說明了什么？在同一條件下，正、逆反應的化學平衡常數有何關系？

二、活動建議 【實驗2-5】

K2Cr2O7是橙紅色晶體。

為了使溶液的體積變化忽略不計，加酸和堿的濃度都要大些，以使加入量不多，且可避免生成多酸。可以在滴入酸觀察溶液顏色變化后，再滴入堿液，進行顏色對比。使學生留下清晰的印象。【實驗2-6】

在0.005 mol/L的FeCl3溶液中加入0.01 mol/L的KSCN溶液，振蕩，所得溶液的紅色較淺。本實驗的關鍵是第一次獲得的Fe(SCN)3溶液濃度要小，然后滴加濃的FeCl3、KSCN溶液時才會有明顯的顏色變化。

因為Fe(OH)3的溶解度非常小，滴加NaOH溶液后發生反應Fe3++3OH-== Fe(OH)3↓，使溶液中的Fe3+濃度降低，混合液的顏色變淺。NaOH溶液不要加入過多，只要使溶液的紅色變淺即可。【實驗2-7】

實驗時，可把NO2的平衡球在熱水和冰水中交替進行浸泡，觀察顏色變化。

三、問題交流 【思考與交流】

1.化學平衡狀態發生了改變。當滴加濃的FeCl3或KSCN溶液時，溶液顏色都變得更紅，說明Fe(SCN)3的濃度增大，化學平衡向正反應方向移動。當向溶液中滴加NaOH溶液時，紅色變淺，說明Fe(SCN)3的濃度變小。

2.通過上述實驗結果，可以推知：增大反應物濃度化學平衡向正反應方向移動，減小反應物濃度化學平衡向逆反應方向移動。【學與問】

對于已經達到化學平衡的可逆反應，減小反應物濃度正反應速率減小，平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度，正反應速率增大，平衡向正方反應方向移動。

四、習題參考

（一）參考答案

1.正、逆反應速率相等，反應物和生成物的質量（或濃度）保持不變。

2.3.反應混合物各組分的百分含量，濃度、溫度、壓強（反應前后氣體的物質的量有變化的反應），同等程度地改變正、逆反應，不能使。

4.（1）該反應是可逆反應，1 mol N2和3 mol H2不能完全化合生成2 mol NH3，所以，反應放出的熱量總是小于92.4 kJ。

45（2）適當降低溫度，增大壓強。5.B； 6.C； 7.C； 8.C。9.設：CO的消耗濃度為x。

（二）補充習題 1.某化學反應2A（g）

B（g）+D(g)在四種不同條件下進行，B、D起始濃度為零，反應物A的濃度隨反應時間的變化情況如下表：

根據上述數據，完成下列填空：（實驗序號1以（1）代表，余同）在（1）中，反應在10至20 min內平均速率為____mol·L-1·min-1。在（2）中，A的初始濃度c2=____mol·L-1。

設（3）的反應速率為v3，（1）的反應速率為v1，則v3 ___ v1（填＞、=、＜）且c3 ___ 1.0 mol·L-1）（填＞、=、＜）。

（4）比較（4）和（1），可推測該反應是反應（選填吸熱、放熱）。理由是____。2.某溫度下，在一容積可變的容器中，反應2A（g）+B(g)

2C(g)達到平衡時，A、B和C的物質的量分別為4 mol、2 mol和4 mol，保持溫度和壓強不變，對平衡混合物中三者的物質的量做如下調整，可使平衡右移的是（）。A.均減半 B.均加倍

C.均增加1 mol D.均減少1 mol 參考答案：

1.（1）0.013（2）1.0（3）＞，＞（4）吸熱，因為溫度升高時，平衡向右移動。【簡析】要學會分組對比，（1）和（2）反應溫度相同，雖然達到平衡濃度所需時間不同，但平衡濃度相同，只有起始濃度相等才行。為什么（2）達到平衡所需時間短，該反應是一個氣體Δn=0的反應，可以理解為（2）反應時的壓強較高或是加入了催化劑。（2）、（3）反應溫度相同，平衡濃度（3）＞（2），只有（3）的起始濃度大才行。（1）和（4）起始濃度相同，但（4）的反應溫度高、平衡濃度低，只有吸熱反應才行。2.C。【簡析】

本題是一個氣體物質的量減小的反應，它的特殊條件是：―容積可變的容器‖―保持溫度和壓強不變‖。在保持溫度和壓強不變的情況下，把平衡混合物中三者的物質的量―均減半‖或―均加倍‖，容器的容積必須減半或加倍。反應混合物的濃度沒有發生變化，對一個氣體物質的量減小的反應，改變條件后，反應混合物的濃度不發生變化，平衡是不移動的。

題目給的條件是A、B、C三種物質的物質的量之比為2∶1∶2，若把A、B、C三種物質各增加1 mol拆分為A、B、C，依次為1 mol、、1 mol，使之符合2∶1∶2，在―容積可變的容器‖―保持溫度和壓強不變‖的條件下，各物質的濃度仍然不變，多余了，就可以判斷為增大了反應物的濃度，使平衡向正反應方向移動。若各減少1 mol，思路與之相似，應向左移動。

第四節 化學反應進行的方向

一、教學設計

認識新知識與舊知識之間的聯系，并把新知識納入自己已有的學科知識結構，使知識成為自己的，是學生主動建構知識體系的必經之路。在學生學習了化學反應及其能量變化、化學反應速率、化學反應的限度之后，教科書安排了難度較大的化學反應進行的方向的內容。本節內容要用到自由能知識（ΔG=ΔH-TΔS），這對高中學生來說有一定難度。根據《普通高中化學課程標準》只要求學生―能用焓變和熵變說明化學進行的方向‖，對自由能知識沒有相關要求。從學生的知識基礎考慮，教材回避了焓判據、熵判據的理論推導，從學生的已有知識和生活經驗出發，分四個層次就化學反應的方向進行了介紹。首先，以學生熟悉的自發進行的放熱反應為例，介紹化學反應有向能量降低方向自發進行的傾向——焓判據；以生活現象為例，說明混亂度（熵）增加是自然界的普遍規律，也是化學反應自發進行的一種傾向——熵判據。其次，用實例說明單獨運用上述判據中的任一種，都可能出現錯誤，都是不全面的。第三，要正確的判斷化學反應進行的方向，需要綜合考慮焓變和熵變的復合判據，這一判據的推導是大學化學的內容，需留待以后學習。第四，在【科學視野】中簡單介紹了自由能判據的結論性內容。這只是為特別有興趣的學生準備的，教學中對此不作要求。為了使學生對化學反應方向判據形成科學的認識，教材利用日常生活中的見聞誘導學生得出：根據反應的焓變和熵變的大小，只能判斷反應自發進行的可能性，不能確定反應是否一定發生或反應速率的大小。教學中要通過上述知識的介紹，使學生體會事物的發展、變化常常受多種因素的制約，要全面分析問題。

本節教學重點和難點：焓減與熵增與化學反應方向的關系。

教學建議如下：教學中對于化學反應進行方向的問題要充分發揮學生的想象力，在他們的熱烈交流中，逐漸得出化學反應總是向著使體系能量降低的方向進行。反應的等壓熱效應（焓變）與反應熱是一致的，不必把焓變與反應的等容熱效應聯系起來。對熵的教學，建議也只停留在混亂度這個層面上，不必給出嚴格的熵的定義，以免使問題復雜化。在整個教學活動中要營造一個能讓學生展現自我的氛圍，充分發展學生的思維，要多向互動，充分交流，為學生主動構建、發展自己的知識體系提供幫助，達到能初步了解焓變和熵變對化學反應方向的影響的教學目的。

二、活動建議

可以提出一些問題、補充一些實驗，啟發學生思考。如可提出這樣的問題： 請列舉你所知道的自發進行的過程（酚酞試液在NaOH溶液中的擴散，香水香氣的擴散等），由此你能得出何種結論？

可補充氣體擴散的實驗：充滿NO2的集氣瓶上倒扣一個空集氣瓶，靜置，上瓶逐漸出現棕色。NO2自發擴散到空瓶中。

三、問題交流 【學與問】

由于反應中生成氣體是熵增大的過程，所以增大了反應的自發性。與之類似的如用濃磷酸與食鹽固體反應制取HCl氣體，對復分解反應來說看似矛盾，但生成了HCl氣體，是熵增大的過程，HCl脫離反應體系，使得反應得以正常進行。在熔融態，用金屬鈉與KCl反應制取鉀，把反應溫度控制在金屬鉀的沸點以上，使鉀以氣體形式產生，既是熵增大的過程，又是減少生成物濃度平衡向正反應方向移動等，都是利用理論知識使看似不能發生的反應得以進行。

四、習題參考 參考答案

1.銨鹽溶解常常是吸熱的，但它們都能在水中自發地溶解。把兩種或兩種以上彼此不發生反應的氣體依次通入到同一個密閉容器中，它們能自發地混合均勻。

2.在封閉體系中焓減和熵增的反應是容易自發發生的。在判斷化學反應的方向時不能只根據焓變ΔH＜0或熵增中的一項就得出結論，而是要全面考慮才能得出正確結論。教學資源1 1.化學反應速率

在等容體系中進行的化學反應，其反應速率通常是用一種反應物或產物的濃度在單位時間內的變化來表示。隨著反應的不斷進行，反應物的濃度在減小，生成物的濃度在增加，反應速率隨時都在變化，正反應速率減小，逆反應速率增大。所以，化學反應速率有平均反應速率和即時反應速率之分。

教科書中的計算方法求出的速率是平均速率，是在某一時間段內反應物或生成物濃度的變化量：

在濃度計算過程中，總是用某一時刻的濃度減去起始濃度來求濃度的變化。為了保證速率值為正值，在求算反應物的濃度變化時，要在差值前加一個負號―－‖，即反應物的濃度變化＝－（某一時刻的濃度－起始濃度）。

對于反應 aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)在進行時，反應物和生成物都是按其計量數比消耗和生成的，如果A的消耗濃度為w，B的消耗濃度則為bw/a，即A、B的消耗濃度之比為a∶b；同理，C、D的生成濃度之比為c∶d，所以在同一個化學反應中以不同物質表示的反應速率其數值可能不同，其關系為 νA∶νB∶νC∶νD=a∶b∶c∶d 表示化學反應的即時速率要用到高等數學中的微分學知識，如反應物A的即時速率為（無限小的濃度變化與無限小的時間變化之比），但其速率大小關系仍為

νA∶νB∶νC∶νD=a∶b∶c∶d 測定化學反應速率的方法一般分為化學方法和物理方法兩種。

化學方法利用化學分析方法來測定某時刻反應體系中各物質的濃度。使用這種方法測定反應速率時，必須讓取出的樣品立即停止反應，否則所測定的濃度值就不準確。使反應立即停止的方法有驟冷、沖稀、加入阻化劑或去除催化劑等。要根據具體反應的特點選擇適宜的方法，這種方法可以直接得出不同時刻的濃度數據。

物理方法通過反應物、生成物物理性質的測定來求出其對應的濃度。例如測定體系的旋光度、折光率、電導、電動勢、導熱率、吸收光譜、壓力或體積的變化等。利用這種方法進行測定，必須要先找出物質濃度與被測物理性質之間的關系才行。此類方法快速便捷，可以連續測定，自動記錄。2.催化劑加速化學反應的原理

催化作用原理十分復雜。幾十年來，有關催化劑的資料積累了許多，也提出過不少的催化理論，但至今還缺乏適用范圍廣泛的理論來闡明催化劑的作用原理，并指導人們更好地選擇催化劑。這是由于催化反應，特別是多相催化反應，是一個十分復雜的問題。它不僅涉及一般的化學反應機理，而且還涉及到固體物理學、結構化學和表面化學等學科，而這些都是人們至今還在探索的科學領域。另一方面，催化理論的研究，還必須借助于先進的實驗手段，但目前研究催化劑反應機理的實驗工具還不夠完善，至今人們還無法洞察催化反應在進行過程中催化劑表面的結構變化，以及反應物在具體催化過程中的轉化情況。目前催化理論落后于催化劑在工業生產中所獲得的巨大成就，所以必須加強催化學科基礎理論的研究。

催化劑與反應物同處于均勻的氣相或液相中的催化稱為單相催化(又叫均相催化)。單相催化一般認為是反應物與催化劑先生成一定的中間產物，然后催化劑又從這些中間產物中產生出來。反應物與催化劑形成中間產物，再由中間產物變為產物,其總的活化能，要比反應物之間直接反應成為生成物的活化能小得多。例如，乙醛分解為甲烷和一氧化碳的反應： CH3CHO → CH4+CO 49 在518 ℃時，如果沒有催化劑，此反應的活化能是190 kJ。但若有碘蒸氣作催化劑，此反應分兩步進行：

CH3CHO+I2 → CH3I＋HI+CO CH3I+HI → CH4+I2

兩步反應所需的總的活化能為136 kJ。用碘作催化劑后，活化能降低了54 kJ，使反應速率加大約1萬倍。

在水溶液中的單相催化，大都是由H+或OH-所引起的。例如，在水溶液中糖的轉化、酯的水解、酰胺及縮醛的水解等，都因有H+的參加而加速。

催化劑自成一相(固相)，在催化劑表面進行的催化作用叫做多相催化。對于多相催化反應，目前有三種理論：即活性中心理論、活化絡合物理論和多位理論。

(1)活性中心理論

活性中心理論認為，催化作用發生在催化劑表面上的某些活性中心。由于這些活性中心對反應物分子產生化學吸附，使反應物分子變形，化學鍵松弛，呈現活化狀態，從而發生催化作用。在固體表面，活性中心存在于棱角、突起或缺陷部位。因為這些部位的價鍵具有較大的不飽和性，所以具有較大的吸附能力。通常活性中心只占整個催化劑表面的很小部分。例如，合成氨的鐵催化劑的活性中心只占總表面積的％。活性中心理論可以解釋：為什么微量的毒物就能使催化劑喪失活性(毒物破壞或占據活性中心)，為什么催化劑的活性與制備條件有關(制備條件能影響晶體結構，即影響活性中心的形成)。

(2)活化絡合物理論

活化絡合物理論闡明了活性中心是怎樣使反應物活化的，這種理論認為，反應物分子被催化劑的活性中心吸附以后，與活性中心形成一種具有活性的絡合物(稱為活化絡合物)。由于這種活化絡合物的形成，使原來分子中的化學鍵松弛，因而反應的活化能大大降低，這就為反應的進行創造了有利條件。

(3)多位理論

活性中心理論和活化絡合物理論都沒有注意到催化劑表面活性中心的結構，因而不能充分解釋催化劑的選擇性。多位理論認為，表面活性中心的分布不是雜亂無章的，而是具有一定的幾何規整性。只有活性中心的結構與反應物分子的結構成幾何對應時，才能形成多位的活化絡合物，從而發生催化作用。這時催化劑的活性中心不僅使反應物分子的某些鍵變得松弛，而且還由于幾何位置的有利條件使新鍵得以形成。

上述的三種多相催化理論都能解釋一些現象，但還有許多事實不能說明。在這三種理論中，有兩點是共同的：第一，認為催化劑表面有活性中心存在，催化劑表面結構不是均勻的，催化能力不是各處一樣。第二，認為反應物分子與活性中心之間相互作用的結果使化學鍵發生改組，從而生成產物。至于活性中心的本質和活化絡合物的本質，是今后需進一步研究的重要課題。3.化學平衡常數

（1）平衡常數表達式及其意義

對于化學反應 mA+nB

pC+qD

第三篇：選修4化學反應與原理知識點總結

必修4

第一章 化學反應與能量

一、焓變 反應熱 1．反應熱的定義 2．焓變的意義

（1）符號

（2）單位

3.焓變產生原因

化學鍵斷裂—— 熱 化學鍵形成—— 熱 放熱反應(放熱>吸熱)△H 為“-” 或△H <0 吸熱反應（吸熱>放熱）△H 為“+” 或△H >0 4.可直接測量，測量儀器叫量熱計。☆ 常見的放熱反應：（6個）

☆ 常見的吸熱反應：（4個）

二、熱化學方程式

書寫化學方程式注意要點（5條）

三、燃燒熱 1．概念

2.注意事項（4條）①研究條件 ②反應程度

③燃燒物的物質的量 ④研究內容

四、中和熱 1．概念

2．強酸與強堿的中和反應其實質是什么，其熱化學方程式為 3．弱酸或弱堿參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol的原因4．中和熱的測定實驗

五、蓋斯定律

1．內容

2.蓋斯定律的應用 本章難點點撥：

難點一：焓變及其計算

難在：不能全面把握焓變要素，不能把方程與焓變對應 起來 難在：吸放與“+、-”，反應方向、狀態變化與焓變的關系 解決規律小結：

1、方程加，焓變加，方程減，焓變減。

2、反應的向變符不符：方向不同，焓變變號。

3、質變對不對：反應前后物質不同，焓變值不同。

4、態變符不符：狀態不同，焓變值不同。晶型不同，焓變不同。

5、量變配不配（焓變符號、焓變值、焓變單位）：焓變值為按系數完全進行的值。對可逆反應是不可能完全反應的，但焓變數值是對應與方程系數完全反應的數據。

6、反應條件符不符：如燃燒熱對應于101kPa、25℃

難點二：反應方向——（恒壓條件下）焓變、熵變以及溫度對反應方向的影響 難在:

1、ΔH和 ΔS的理解

2、反應方向判椐的理解和應用

ΔH-T ΔS<0，反應能自發進行

ΔH-T ΔS=0，反應達到平衡

ΔH-T ΔS>0，反應不能自發進行

3、易產生焓變正負、熵變正負、反應自發與否的片面關系

第二章 化學反應速率和化學平衡

必修4

一、化學反應速率

1.化學反應速率（v）⑴ 定義 ⑵ 表示方法

⑶ 計算公式及單位 ⑷ 影響因素：

① 決定因素（內因）② 條件因素（外因）

2.外界條件對化學反應速率影響的變化規律

① 反應物的濃度 ② 反應物的壓強 ③ 反應物的溫度 ④ 催化劑 3.注意事項（5條）

二、化學平衡

（一）1.定義

2、化學平衡的特征

3、判斷平衡的依據--判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據

（二）影響化學平衡移動的因素

1、濃度對化學平衡移動的影響

① 影響規律

② 增加固體或純液體的量，由于濃度不變，平衡移動方向

2、溫度對化學平衡移動的影響

3、壓強對化學平衡移動的影響

4、催化劑對化學平衡的影響

5、勒夏特列原理（平衡移動原理）

三、化學平衡常數

（一）定義 及符號

（二）使用化學平衡常數K應注意的問題

（三）化學平衡常數K的應用

1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明什么 K值越小，說明什么

2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）Q〈 K 表示什么意思

Q = K

表示什么意思 Q 〉K 表示什么意思

3、利用K值可判斷反應的熱效應

若溫度升高，K值增大，則正反應為

熱反應 若溫度升高，K值減小，則正反應為

熱反應

四、等效平衡

1、概念

2、分類

（1）定溫，定容條件下的等效平衡（2）定溫，定壓的等效平衡

五、化學反應進行的方向

1、反應熵變與反應方向：（1）熵的概念及符號、單位（2）什么叫做叫做熵增加原理

（3）同一物質，在氣、液、固時的熵

2、反應方向判斷依據

在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為：

ΔH-TΔS〈0 ΔH-TΔS=0 ΔH-TΔS〉0

必修4 本章難點點撥

難點一：化學反應速率——表示和影響因素

難在: 大小比較，用活化能、有效碰撞理論解釋 規律索引：

1、速率比等于系數比，相等；速率比高出系數比，速率大；速率比低于系數比，速率小

2、速率測量實驗的原理：圍繞測物質的濃度變化，圍繞測反應時間。

3、用活化能、有效碰撞理論理解影響速率的因素必須要注意思路

難點二：反應限度——化學平衡的定義、平衡常數的計算、影響化學平衡的因素

難在:

1、化學平衡狀態的識別

2、平衡常數及其計算,轉化率、產率計算

3、影響化學平衡的因素的定性定量解釋

4、等效平衡 解題對策：

1、化學平衡的定義抓住“反向速率比等于系數比”的標志

2、理解平衡常數、轉化率、產率的定義,注重在方程式中用變化量計算轉變為用起始量和平衡量表達變化量進行計算的訓練.3、定性定量解釋影響化學平衡的因素加強訓練，提高對這類知識的熟練程度。

4、理解等效平衡，務必理解清晰。

5、熟練掌握解決化學反應速率和化學平衡的簡單計算問題的模式——三階段法

第三章 水溶液中的離子平衡

一、弱電解質的電離

1、電解質、非電解質、強電解質、弱電解質的定義會區分

2、電解質與非電解質本質區別

3、電離平衡的定義

4、影響電離平衡的因素

① 溫度 ② 濃度

③ 同離子效應 ④ 其他外加試劑

5、電離方程式的書寫：弱酸、弱堿、水、強電解質、酸式鹽

6、電離常數定于及表示方

7、影響因素：

二、水的電離和溶液的酸堿性

1、水電離平衡

① 水的離子積的定義

②

25℃時水的離子積常數

③ 影響水的離子積常數的因素

2、水電離特點

3、影響水電離平衡的外界因素：

①酸、堿

②溫度

③易水解的鹽

4、溶液的酸堿性和pH：

（1）pH

（2）pH的測定方法及注意事項 三、混合液的pH值計算方法公式

1、強酸與強酸的混合

2、強堿與強堿的混合

3、強酸與強堿的混合

必修4

四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：

1、強酸溶液：稀釋10n倍時

2、弱酸溶液：稀釋10n倍時

3、強堿溶液：稀釋10n倍時

4、弱堿溶液：稀釋10n倍時

5、溶液，稀釋時pH如何變化

五、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規律

1、若等體積混合 pH1+pH2=14

pH1+pH2≥15

pH1+pH2≤132、若混合后顯中性

pH1+pH2=14

V酸：V堿 pH1+pH2≠14

V酸：V堿

六、酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

2、中和滴定的操作過程：

① 儀器 ② 藥品 ③ 步驟 ④ 試驗過程

3、酸堿中和滴定的誤差分析

七、鹽類的水解

1、鹽類水解

2、水解的實質

3、鹽類水解規律：

4、鹽類水解的特點

5、影響鹽類水解的外界因素

6、酸式鹽溶液的酸堿性：

HSO4-

HSO3-、H2PO4-

HCO3-、HS-、HPO42-

7、雙水解反應的定義

8、鹽類水解的應用：

八、溶液中微粒濃度的大小比較

☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關系： ①電荷守恒 ②物料守恒 ③質子守恒

九、難溶電解質的溶解平衡

1、難溶電解質的定義

2、溶解平衡方程式的書寫

4、沉淀的溶解的方法

5、沉淀的轉化：

6、溶度積（KSP）

① 定義 ② 表達式 ③ 影響因素： ④ 溶度積規則 QC（離子積）〉 KSP

QC

= KSP

QC 〈 KSP

本章難點點撥：

難點一：弱電解質的電離，溶液中的離子濃度大小（定性、定量）難在：

1、弱電解質溶液中離子濃度要根據電離平衡常數或電離度計算，不容易。

2、水的離子積的理解

3、酸堿溶液中H +、OH-離子濃度較小時不能忽視水的電離。

4、c(H+)化pH、c(OH-)化pOH

必修4 解決方向：

+-

1、(H)、c(OH)→pH、pOH 思路的總結(1)先將濃度取負對數,再整理(2)先將濃度整理,再取負對數

-PH-POH(3)先將pH、pOH化為10、10 ,再整理。難點六：難溶電解質的溶解平衡,難溶物的轉化 難在:

1、離子積與溶度度積的相對大小判斷沉淀是溶解還是生成

2、沉淀轉化涉及多平衡計算與分析

處理方略：控制擴展與加深。本考點在歷年高考中考察比重不大，但近兩年的高考中對計算能力的要求提高，故不排除會在此處開發題型。對此難點的挖掘要注意尺度，不可太深。

第四章 電化學基礎

第一節 原電池 原電池：

1、概念

2、組成條件

3、電子流向

4、電極反應：以鋅銅原電池為例

5、正、負極的判斷：

第二節

化學電池 一、一次電池

1、常見一次電池 二、二次電池

1、二次電池

2、電極反應：鉛蓄電池 為例

三、燃料電池

1、燃料電池定義

2、電極反應--以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質分為酸性、堿性和中性。

3、燃料電池的優點

四、廢棄電池的處理：回收利用 第三節

電解池

一、電解原理

1、電解池定義：把電能轉化為化學能的裝置也叫電解槽

2、電子流向：

（電源）負極

（電解池）陰極

（離子定向運動）電解質溶液

（電解池）陽極

（電源）正極

3、什么是陰陽極

4、電解CuCl2溶液的電極反應：

5、放電順序：

①

陽離子放電順序 ②

陰離子的放電順序

二、電解原理的應用

1、電解飽和食鹽水以制造燒堿、氯氣和氫氣

2、電鍍應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的方法

3、電極、電解質溶液的選擇

4、電鍍應用之一：銅的精煉

陽極：

陰極：

電解質溶液：

6、電冶金（1）、電冶金：使礦石中的金屬陽離子獲得電子，從它們的化合物中還原出來用于冶煉活潑金屬，如鈉、鎂、鈣、鋁（2）、電解氯化鈉：

第四節

金屬的電化學腐蝕和防護

必修4

一、金屬的電化學腐蝕

1、金屬腐蝕的分類：

2、化學腐蝕與電化腐蝕的比較

3、金屬腐蝕的本質：都是金屬原子失去電子而被氧化的過程

5、電化學腐蝕的分類：

①

析氫腐蝕 ②

吸氧腐蝕

6、金屬腐蝕快慢的規律

7、防腐措施由好到壞的順序如下：

二、金屬的電化學防護

1、利用原電池原理進行金屬的電化學防護

（1）、犧牲陽極的陰極保護法

（2）、外加電流的陰極保護法

2、改變金屬結構：把金屬制成防腐的合金

3、把金屬與腐蝕性試劑隔開：電鍍、油漆、涂油脂、表面鈍化等

本章難點點撥：

高中化學中電化學的的試題，由于題材廣、信息新、陌生度大，所以，大多數學生對這類試題感到難，而難在何處又十分迷茫。實際上這些題目主要考查的是學生遷移應用的能力。常見的幾種考查題型如下：

題型一：新型電池“放電”時正極、負極的判斷

知識基礎：在Zn－Cu(稀硫酸)原電池中，較活潑的金屬材料作負極，較不活潑

2＋＋－的金屬材料或非金屬材料作正極。負極：Zn－2e－―→Zn；正極：2H＋2e―→H2↑。解題指導：

? 新型電池中?元素化合價降低的物質

?正極材料發生還原反應的物質

??元素化合價升高的物質

負極材料?

?發生氧化反應的物質?

?????

＋

題型二：新型電池“放電”時正極、負極上電極反應式的書寫 知識基礎：鉛蓄電池[Pb－PbO2(H2SO4溶液)]電極反應的書寫：

負極：①Pb－2e―→Pb2；②Pb2＋SO2→PbSO4。把二者合起來，即負極4―

－

＋

＋

－

反應式：Pb－2e＋SO2→PbSO4。4―

－

－

正極：PbO2得電子變為Pb2，①PbO2＋2e＋4H―→Pb2＋2H2O；Pb2跟SO2

4＋

－

＋

＋

－

結合生成PbSO4，②Pb2＋SO2→PbSO4。把二者合起來，即正極反應式：PbO2＋2e＋4H＋4―

＋

－

－

＋

SO2→PbSO4＋2H2O。4―

－

總反應式＝正極反應式＋負極反應式，即：PbO2＋Pb＋4H＋2SO24===2PbSO4

＋

－

＋2H2O。

解題指導：首先分析物質得失電子的情況，然后再考慮電極反應生成的物質是否跟電解質溶液中的離子發生反應。對于較為復雜的電極反應，可以利用總反應—較簡單一極電極反應式＝較復雜一極電極反應式的方法解決。題型三：新型電池“充電”時陰極、陽極的判斷

知識基礎：充電的實質就是把放電時發生的變化再復原的過程。如鉛蓄電池：

必修4 解題指導：首先應搞明白原電池放電時的正、負極，再根據電池充電時，陽極接正極，陰極接負極的原理，進行分析。

題型四：新型電池充、放電時，電解質溶液中離子移動方向的判斷

知識基礎：原電池中，陽離子移向正極，陰離子移向負極，如Zn－Cu(稀H2SO4)電池中：

H移向Cu極；SO24移向Zn極。電解池中，陽離子移向陰極，陰離子移向陽＋－極，符合

帶電微粒在電場中的運動規律。

解題指導：首先應分清電池是放電還是充電；再判斷出正、負極或陰、陽極，進而即可確定離子的移動方向。

第四篇：蘇教版化學選修4《化學反應原理》作業本參考答案

專題1 化學反應與能量受化

第一單元 化學反應中的熱效應 1．化學反應的焓變(一)l ．△H=E1－E2 放 2．D 3．B 4．D 5．B 6．D 7．C 8．A 9．A 10．C 11．A 12．B 13．2H2(g)+O2(g)===2H2O(l)△H=-22.4QkJ?mol^-1 2．化學反應的焓變(二)

第三單元 鹽類的水解

1．鹽類的水解

1．B 2．D 3．D 4．B 5．D 6．B 7．A 8．D 9．B 10．D

第五篇：高中化學選修4《化學反應原理》知識點總結

《化學反應原理》知識點總結

第一章：化學反應與能量變化

1、反應熱與焓變：△H=H(產物)-H(反應物)

2、反應熱與物質能量的關系

3、反應熱與鍵能的關系

△H=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和

4、常見的吸熱、放熱反應 ⑴常見的放熱反應：

①活潑金屬與水或酸的反應

②酸堿中和反應

③燃燒反應

④多數的化合反應⑤鋁熱反應

⑵常見的吸熱反應

①多數的分解反應

②2NH4Cl(s)+Ba(OH)2·8H2O(s)=BaCl2+2NH3+10H2O ③ C(s)+ H2O(g)CO+H2

④CO2+ C2 CO

5、反應條件與吸熱、放熱的關系：反應是吸熱還是放熱與反應的條件沒有必然的聯系，而取決與反應物和產物具有的總能量（或焓）的相對大小。

6、書寫熱化學方程式除了遵循書寫化學方程式的要求外，還應注意以下幾點： ①放熱反應△H為“-”，吸熱反應△H為“+”，△H的單位為kJ/mol ②反應熱△H與測定條件（溫度、壓強等）有關，因此應注意△H的測定條件；絕大多數化學反應的△H是在298K、101Pa下測定的，可不注明溫度和壓強。

③熱化學方程式中各物質化學式前面的系數僅表示該物質的物質的量，并不表示物質的分子或原子數，因此化學計量數可以是分數或小數。必須注明物質的聚集狀態，熱化學方程式是表示反應已完成的數量，所以方程式中化學式前面的計量數必須與△H相對應；當反應逆向進行時，反應熱數值相等，符號相反。

7、利用蓋斯定律進行簡單的計算

8、電極反應的書寫：

活性電極：電極本身失電子

⑴電解：陽極：（與電源的正極相連）發生氧化反應

惰性電極：溶液中陰離子失電子（放電順序：I->Br->Cl->OH-）

陰極:（與電源的負極相連）發生還原反應，溶液中的陽離子得電子

（放電順序：Ag+>Cu2+>H+）

注意問題：①書寫電極反應式時，要用實際放電的離子來表示 ②電解反應的總方程式要注明“通電”

③若電極反應中的離子來自與水或其他弱電解質的電離，則總反應離子方程式中要用化學式表示

⑵原電池：負極：負極本身失電子，M→Mn+ +ne-

① 溶液中陽離子得電子

Nm++me-→N

正極：

2H++2e-→H2↑

②負極與電解質溶液不能直接反應：O2+4e-+2H2O→4OH-（即發生吸氧腐蝕）書寫電極反應時要注意電極產物與電解質溶液中的離子是否反應，若反應，則在電極反應中應寫最終產物。

9、電解原理的應用：

⑴氯堿工業：陽極(石墨):2Cl-→Cl2+2e-(Cl2的檢驗：將濕潤的淀粉碘化鉀試紙靠近出氣口，試紙變藍，證明生成了Cl2)。

陰極：2H++2e-→H2↑（陰極產物為H2、NaOH。現象（滴入酚酞）：有氣泡逸出，溶液變紅）。⑵銅的電解精煉：電極材料：粗銅做陽極，純銅做陰極。電解質溶液：硫酸酸化的硫酸銅溶液

⑶電鍍：電極材料：鍍層金屬做陽極（也可用惰性電極做陽極），鍍件做陰極。電解質溶液是用含有鍍層金屬陽離子的鹽溶液。

10、化學電源

⑴燃料電池：先寫出電池總反應（類似于可燃物的燃燒）；

再寫正極反應（氧化劑得電子，一般是O2+4e-+2H2O→4OH-（中性、堿性溶液）O2+4e-+4H+→2H2O(酸性水溶液)。負極反應=電池反應-正極反應（必須電子轉移相等）

⑵充放電電池：放電時相當于原電池，充電時相當于電解池（原電池的負極與電源的負極相連，做陰極，原電池的正極與電源的正極相連，做陽極），11、計算時遵循電子守恒，常用關系式：2 H2~ O2~2Cl2~2Cu~4Ag~4OH-~4H+~4e-

12、金屬腐蝕：電解陽極引起的腐蝕>原電池負極引起的腐蝕>化學腐蝕>原電池正極>電解陰極

鋼鐵在空氣中主要發生吸氧腐蝕。負極：2Fe→2Fe 2++4e-

正極：O2+4e-+2H2O→4OH-

總反應：2Fe + O2+2H2O＝2Fe(OH)2

第二章：化學反應的方向、限度和速度

1、反應方向的判斷依據：△H-T△S<0,反應能自發進行；△H-T△S=0，反應達到平衡狀態

△H-T△S>0反應不能自發。該判據指出的是一定條件下，自發反應發生的可能性，不能說明實際能否發生反應（計算時注意單位的換算）課本P40T3

2、化學平衡常數：

①平衡常數的大小反映了化學反應可能進行的程度，平衡常數越大，說明反應進行的越完全。②純固體或純溶劑參加的反應，它們不列入平衡常數的表達式

③平衡常數的表達式與化學方程式的書寫方式有關，單位與方程式的書寫形式一一對應。對于給定的化學反應，正逆反應的平衡常數互為倒數

④化學平衡常數受溫度影響，與濃度無關。溫度對化學平衡的影響是通過影響平衡常數實現的。溫度升高，化學平衡常數增大還是減小與反應吸放熱有關。

3、平衡狀態的標志：①同一物質的v正=v逆

②各組分的物質的量、質量、含量、濃度（顏色）保持不變

③氣體的總物質的量、總壓強、氣體的平均分子量保持不變只適用于△vg≠0的反應④密度適用于非純氣體反應或體積可變的容器

4、惰性氣體對化學平衡的影響

⑴恒壓時充入惰性氣體，體積必增大，引起反應體系濃度的減小，相當于減壓對平衡的影響 ⑵恒容時充入惰性氣體，各組分的濃度不變，速率不變，平衡不移動

⑶對于△vg=0的可逆反應，平衡體系中加入惰性氣體，恒容、恒壓下平衡都不會移動

5、⑴等效平衡：①恒溫恒壓，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化后物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，濃度相同，轉化率相同。②恒溫恒容，△vg=0的反應，只要使轉化后物質的量之比與最初加入的物質的量之比相同，均可達到等效平衡；平衡時各組分的百分含量相同，轉化率相同。

⑵等同平衡：恒溫恒容，適用于所有有氣體參加的可逆反應，只要使轉化后物質的量與最初加入的物質的量相同，均可達到等同平衡；平衡時各組分的物質的量相同，百分含量相同，濃度相同。

6、充氣問題：以aA(g)+bB(g)cC(g)⑴只充入一種反應物，平衡右移，增大另一種反應物的轉化率，但它本身的轉化率降低 ⑵兩種反應物按原比例充，恒容時相當于加壓，恒壓時等效平衡

⑶初始按系數比充入的反應物或只充入產物，平衡時再充入產物，恒容時相當于加壓，恒壓時等效平衡 化學反應速率: 速率的計算和比較；濃度對化學速率的影響（溫度、濃度、壓強、催化劑）； V-t圖的分析

第三章

物質在水溶液中的行為

1、強弱電解質：

⑴強電解質：完全電離，其溶液中無溶質分子，電離方程式用“＝”，且一步電離；強酸、強堿、大多數鹽都屬于強電解質。

⑵弱電解質：部分電離，其溶液中存在溶質分子，電離方程式用“”，多元弱酸的電離方程式分步寫，其余的弱電解質的電離一步完成；弱酸、弱堿、水都是弱電解質。

⑶常見的堿：KOH、NaOH、Ca(OH)

2、Ba(OH)2是強堿，其余為弱堿；

常見的酸：HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4是強酸，其余為弱酸；

注意：強酸的酸式鹽的電離一步完成，如：NaHSO4=Na++H++SO42-，而弱酸的酸式鹽要分步寫，如：NaHCO3=Na++HCO3-, HCO3-CO32-+H+

2、電離平衡

⑴ 電離平衡是平衡的一種，遵循平衡的一般規律。溫度、濃度、加入與弱電解質相同的離子或與弱電解質反應的物質，都會引起平衡的移動

⑵ 電離平衡常數（Ka或Kb）表征了弱電解質的電離能力，一定溫度下，電離常數越大，弱電解質的電離程度越大。Ka或Kb是平衡常數的一種，與化學平衡常數一樣，只受溫度影響。溫度升高，電離常數增大。

3、水的電離：

⑴ H2OH++OH-，△H>0。升高溫度、向水中加入酸、堿或能水解的鹽均可引起水的電離平衡的移動。

⑵ 任何稀的水溶液中，都存在，且[H+]·[OH-]是一常數，稱為水的離子積（Kw）；Kw是溫度常數，只受溫度影響，而與H+或OH-濃度無關。

⑶ 溶液的酸堿性是H+與OH-濃度的相對大小，與某一數值無直接關系。

⑷ 當溶液中的H+ 濃度≤1mol/L時，用pH表示。

無論是單一溶液還是溶液混合后求pH，都遵循同一原則：若溶液呈酸性，先求c(H+);若溶液呈堿性，先求c(OH-),由Kw求出c(H+)，再求pH。

⑸向水中加入酸或堿，均抑制水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH-)<10-7mol/L，但

c(H+)H2O=c(OH-)H2O。如某溶液中水電離的c(H+)=10-13mol/L，此時溶液可能為強酸性，也可能為強堿性，即室溫下，pH=1或13 向水中加入水解的鹽，促進水的電離，使水電離的c(H+)或c(OH-)>10-7mol/L，如某溶液中水電離的c(H+)=10-5mol/L，此時溶液為酸性，即室溫下，pH=5，可能為強酸弱堿鹽溶液。

4、鹽的水解

⑴在溶液中只有鹽電離出的離子才水解。本質是鹽電離出的離子與水電離出H+或OH-結合生成弱電解質，使H+或OH-的濃度減小，從而促進水的電離。

⑵影響因素：①溫度：升溫促進水解

②濃度：稀釋促進水解 ③溶液的酸堿性④ 同離子效應 ⑷水解方程式的書寫：

①單個離子的水解：一般很微弱，用，產物不標“↑”“↓”；多元弱酸鹽的水解方程式要分步寫 ②雙水解有兩種情況：Ⅰ水解到底，生成氣體、沉淀，用＝，標出“↑”“↓”。Ⅱ部分水解，無沉淀、氣體，用，產物不標“↑”“↓”；

⑸ 鹽類水解的應用：①判斷溶液的酸堿性

②判斷鹽溶液中的離子種類及其濃度大小

③判斷離子共存

④加熱濃縮或蒸干某些鹽溶液時產物的判斷，如AlCl3溶液

⑤某些鹽溶液的保存與配制，如FeCl3溶液

⑥某些膠體的制備，如Fe(OH)3膠體

⑦解釋生產、生活中的一些化學現象，如明礬凈水、化肥的施用等。（解釋時規范格式：寫上對應的平衡-----條件改變平衡移動-----結果）

5、沉淀溶解平衡：

⑴ Ksp:AmBnmAn++nBm-,Ksp=[An+]m[Bm-]n。

①Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，溶液中離子濃度的變化只能使平衡移動，不改變Ksp。②對于陰陽離子個數比相同的電解質，Ksp越大，電解質在水中的溶解能力越強。⑵ Q>Ksp,有沉淀生成；Q=Ksp，沉淀與溶解處于平衡狀態；Q

⑶ 一種沉淀可以轉化為更難溶的沉淀。如鍋垢中Mg(OH)2的生成，工業中重金屬離子的除去。

6、離子反應：

⑴ 與量有關的離子方程式的書寫：設量少的物質物質的量為1mol，與另一過量的物質充分反應。⑵ 離子共存推斷題解答時應注意：①判斷一種離子存在后，一定注意與之不共存的離子一定不存在；②前面加入的試劑對后面的鑒定是否有影響。

⑶ 離子（或物質）檢驗的一般步驟：取少量——加試劑——觀現象——定結論。