普通化学电子教案.docx

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普通化学电子教案

普通化学电子教案

学科：

普通化学

章节：

第一章化学反应的基本规律

第一节化学反应速率

教学目的：

通过教学让学生掌握反应速率的表示方法，了解基元反应和复杂反应，反应级数，质量作用定律，阿伦尼乌斯公式，活化能的概念以及浓度、温度、催化剂对反应速率的影响。

教学重点：

反应速率的表示方法，基元反应和复杂反应，反应级数，质量作用定律。

阿伦尼乌斯公式。

活化能的概念，浓度、温度、催化剂对反应速率的影响。

教学难点：

质量作用定律。

阿伦尼乌斯公式

教学过程：

一、新课讲解（80分钟）

（一）、化学反应速率的表示方法

（1）、平均速率和瞬时速率

1.平均速率

通常用单位时间内反应物浓度的减少或产物浓度的增加来表示。

化学反应速率：

=d/dt（瞬时速率）

=/t（平均速率）

举例说明：

3H2（g）+N2（g）=2NH3（g）

t=0s（mol）3.01.00.0

t=0.1s（mol）1.50.51.0

以H2计算反应进度

=nH2/H2=（1.5-3.0）mol/-3=0.5mol

计算其反应速率：

=0.5mol/0.1s

=5.0mol/s

注意要点：

a.反应速率的单位：

mols-1

b.反应速率与物质的选择无关。

c.数学概念上分清平均速率与瞬时速率的不同。

（二）、影响化学反应速率的因素

1、浓度对化学反应速率的影响

1.1、基元反应与非基元反应（微观）

（1）、基元反应

2NO+2H2=N2+2H2O

2NON2O2（快）

（1）

N2O2+H2N2O+H2O（慢）

（2）

N2O+H2N2+H2O（快）（3）

反应物分子在碰撞中一步直接转化为生成物分子的反应称为基元反应。

（2）.非基元反应

不是一步直接转化为生成物分子的反应称为非基元反应。

1.2、简单反应和复合反应（宏观）

（1）.简单反应：

仅由一种基元反应构成的整体反应

（2）.复合反应:

由两种或两种以上的基元反应构成的整体反应。

复合反应中决定整个反应速率的那步基元反应，称为控速步

1.3.质量作用定律

在一定温度下,简单反应（或复合反应中任一基元反应）,反应速率与以反应式中化学计量数为指数的反应物浓度的乘积成正比

a（A）+b（B）=d（D）+e（E）（简单反应）

r=kca（A）cb（B）----速率方程

k—反应速率常数

简单反应

a（A）+b（B）=d（D）+e（E）

r=kca（A）cb（B）----速率方程

说明：

1.不同反应，反应速率常数k不同

2.同一反应，k随温度、溶剂、催化剂而变，与反应物浓度无关

1.4.应用速率方程注意事项

（1）若反应物为气体，可用分压代替浓度

（2）固体、纯液体、稀溶液中溶剂不写入表达式

C（s）+O2（g）=CO2（g）

r=kc（O2）

（3）k、r的量纲

r的量纲为[c][t]-1如mol·dm-3·s-1

1.5.速率方程的确定

a（A）+b（B）=d（D）+e（E）

速率方程表示为r=kcx（A）cy（B）

反应级数=x+y

x为A的反应级数

y为B的反应级数

（1）若为简单反应

则x=a，y=b，反应级数=a+b

（2）若为复合反应

则x、y由实验确定

2、温度对化学反应速率的影响

1887年瑞典化学家Arrhenius总结了大量的实验数据，发现化学反应速率常数与温度有如下的关系：

上式称为“阿伦尼乌斯公式”。

式中：

R=8.315Jmol-1K-1,摩尔气体常数。

Ea,活化能，

“阿伦尼乌斯公式”的用途：

1、对某一个实际反应，可用“阿伦尼乌斯公式”，求取其活化能。

方法：

在不同的温度下测量其反应速率常数，然后以lgk对1/T作图，可得一条直线。

此直线的斜率为-Ea/2.303,截距为A。

2、如果我们已知反应的活化能和某一温度下的反应速率，利用此公式，也可求得另一温度下的反应速率。

（三）.反应速率理论和活化能

（1）、碰撞理论要点

1.假设分子是无内部结构和内部运动的刚性小球。

2.分子间相互碰撞是发生反应的首要条件，但只有少数能量高的分子间碰撞，才能发生反应。

能发生反应的碰撞称有效碰撞。

能发生有效碰撞分子称活化分子

（2）、反应条件

1.反应物分子必须具有足够大的能量

2.有些反应物分子要定向碰撞

（3）、活化能

把反应物分子变成活化分子所需的能量。

单位：

kJ.mol-1

活化分子的平均能量E*与反应物分子平均能量Er之差：

Ea=E*-Er

1.不同反应有不同的Ea

2.Ea大，活化分子分数越小，单位时间内有效碰撞次数越少，反应速率越慢。

反之，Ea越小，反应速率越快。

用活化能的概念，解释浓度、温度对化学反应速率的影响：

∆当反应物的浓度增加时，活化分子的数量增加，反应速率自然随之增大。

∆当反应温度升高时，分子碰撞的次数增加，同时反应物分子中。

活化分子所占的比例升高，因而反应速率增大。

（四）.催化剂对反应速率的影响

（1）.催化剂：

一种能改变化学反应速率，而本身质量和组成保持不变的物质。

（2）.正催化剂：

加快反应速率的催化剂。

（3）.负催化剂：

减慢反应速率的催化剂。

催化剂之所以能改变反应速率，是由于参与反应过程，改变了原来反应的途径，因而改变了活化能。

（4）催化剂的作用原理

a提供活化中心

b是活化络合物的一部分

c改变了化学反应的具体历程

d降低了活化能

（5）催化剂的重要应用

化工生产,生物催化剂——酶

教学手段与方法：

多媒体演示

作业：

P30------1，3

学科：

普通化学

章节：

第一章化学反应的基本规律

第二节化学反应中的能量关系

教学目的：

通过教学让学生掌握化学反应中的质量守恒与能量守恒的基本概念与计算

教学重点：

化学反应中的能量变化：

恒容热效应与热力学能变；恒压热效应与焓变；标准摩尔生成焓，盖斯定律。

教学难点：

恒容热效应与热力学能变；恒压热效应与焓变；标准摩尔生成焓

教学过程：

一、复习旧课（5分钟）

提问：

1.什么是体系与环境？

2.过程和途径有何区别?

3.理想气体状态方程是怎样的?

二、新课讲解（80分钟）

（一）、化学反应的质量守恒定律

在化学反应中，物质的质量是守恒的。

即参加反应的全部物质的质量总和等于反应后生成物的质量总和。

（二）、能量守恒——热力学第一定律

1、热力学能（内能）

热力学能（内能）——体系内部能量的总和。

•构成：

分子的平动能、转动能，分子间势能、电子运动能、核能等。

•是一种热力学状态函数

•无法知道他的绝对值，但过程中的变化值却是可以测量的。

2、热力学第一定律——能量守恒定律

表述：

能量只可能在不同形式之间转换，但不能自生自灭。

∆U=U2-U1=Q+W

热力学第一定律有称能量守恒定律。

它是人们从生产实践中归纳总结出的规律，是自然界中普遍存在的基本规律。

2.1、热力学第一定律------U、W、Q的关系

U2=U1+Q+W

△U=U2-U1=Q+W

体系吸热，Q为+；体系放热，Q为-。

环境对体系作功，W为+；反之，W为-。

（三）、化学反应的热效应

1、恒容热效应与热力学能变

如果体系的变化是在恒容的条件下，且不做其他非膨胀功（W’=0，则：

W=We+W’=0）

此时：

ΔU=Q+W=QV

即：

热力学能变等于恒容热效应。

*在弹式量热计中,通过测定恒容反应热的办法，可获得热力学能变ΔU的数值.

2、恒压热效应与焓变

在我们的实际生产中，很多的化学反应都是在大气层中（一个大气压，103kpa）条件下进行的，这是一个体积有变化，但压力恒定的过程（恒压过程）。

为了方便地研究恒压过程中的问题，我们需要引入另一个重要的热力学状态函数——焓。

焓变——化学反应的恒压热效应

现设体系的变化是在恒压、只做膨胀功（不做其他功，如电功等）的条件下进行的

在此恒压过程中：

*体系吸收的热量记作Qp

*体系对环境所做的功p（∆V）=p（V2-V1）

因此，环境对体系所做的功：

W=-p（∆V）=-p（V2-V1）

于是根据热力学第一定律，有如下的关系：

U2-U1=∆U=Q+W

=Qp-p（∆V）

=Qp-p（V2-V1）

所以：

Qp=（U2-U1）+p（V2-V1）

=（U2+pV2）-（U1+pV1）

定义热力学状态函数焓，以H表示

H=U+pV

则：

Qp=（U2+pV2）-（U1+pV1）

=H2-H1=∆H

重点理解

焓H是一种状态函数，只与体系的起始状态有关。

与过程路径无关。

焓变值∆H等于体系在恒压过程中的热效应Qp。

在其他类型的变化过程中，焓变值∆H不等于热效应，但并非说，焓变值∆H为零。

焓代表了恒压条件下体系所包含的与热有关的能量，具有能量量纲，单位是J或kJ。

因为经常遇到的化学反应都是在大气层这样一个恒压环境中发生的，所以焓是一个极其重要的状态函数。

焓与与热力学能一样，其绝对值无法确定。

但状态变化时体系的焓变ΔH却是确定的，而且是可求的。

焓是体系的广度性质，它的量值与物质的量有关，具有加和性。

过程与焓

（1）对于一定量的某物质而言，由固态变为液态或液态变为气态都必须吸热，所以有:

H（g）>H（l）>H（s）

（2）当某一过程或反应逆向进行时，其ΔH要改变符号即：

ΔH（正）=-ΔH（逆）

（3）对于任何化学反应而言，其恒压反应热Qp可由下式求出：

Qp=ΔH=H生成物-H反应物

（在化学反应中，可把反应物看作始态，而把生成物看作终态）

ΔH>0为吸热反应，ΔH<0为放热反应。

由于大多数化学反应是在恒压条件下进行的，其ΔH=Qp，即为恒压反应热。

所以焓变比热力学能变更具有实用价值，用得更广泛、更普遍。

3．焓与热力学能的关系

由焓的定义：

H=U+pV

则：

ΔH=ΔU+Δ（pV）

i）对于恒压、只作体积功的化学反应，有：

ΔH=ΔU+pΔV

ii）对于固相和液相反应，由于反应前后体积变化不大，

故有：

ΔH≈ΔU

iii）对于气相反应，如果将气体作为理想气体处理，

则有：

ΔH=ΔU+Δn（RT）

式中Δn为生成物的量与反应物的量之差。

（四）、盖斯定律与反应热的计算

1．反应进度和热化学方程式

i）什么是“化学反应的进度”

——描述化学反应的进行程度的物理量。

在反应的某一阶段中，某反应物量（摩尔数）的改变值与其化学计量数的商。

单位：

mol用希腊字母ξ表示。

对于任一化学反应，有质量守恒定律：

0＝∑νBB，

例如下列给定反应：

dD+eE=gG+hH

通式为：

式中nB（ξ）和nB（0）分别表示反应进度为ξ和0时，B物质的量（mol）。

注意：

反应物的计量系数取负值，生成物的计量系数取正值。

举例说明：

3H2（g）+N2（g）=2NH3（g）

t=0s（mol）3.01.00.0

t=0.1s（mol）1.50.51.0

以H2计算反应进度

ξ=∆nH2/νH2=（1.5-3.0）mol/-3=0.5mol

以N2计算反应进度

ξ=∆nN2/νN2=（0.5-1.0）mol/-1=0.5mol

以NH3计算反应进度

ξ=∆nNH3/νNH3=（1.0-0.0）mol/2=0.5mol

ii）热力学标准态

热力学在处理化学反应体系时，必须选定某一状态作为“计算、比较的标准”，这一标准即称做热力学标准状态。

IUPAC规定：

100kPa为标准压力，以pθ表示之，处于标准压力之下的体系，称为体系的标准状态。

各种体系的标准状态规定如下：

纯固体、液体，当该物质处于外压为标准压力之下。

纯气体（理想气体）：

p=pθ=100kPa

混合气体：

pi=pθ=100kPa（pi某组分气体的分压力）

理想溶液：

p=pθ=100kPa，

c=cθ=1.0mol/dm3（c:

标准浓度）

注意事项：

上述标准状态并未指定温度，即：

H2（100kpa,298K）是标准状态，

H2（100kpa,200K）也是标准状态。

IUPAC推荐298.15K作为温度的一般参比标准，如不注明，则指的是298.15K，其他温度则须指明，用（T）表示。

iii）化学反应的标准焓变、标准摩尔焓变和热化学方程式

在特定的温度之下（如不特别指明，则为298K）如果参加化学反应的各物质（包括反应物和产物）都处于热力学标准状态（p=pθ=100kpa），此时在化学反应的过程中产生的焓变即称作：

标准焓变，以符号ΔrHθ表示之。

例如：

1.5H2（g）+0.5N2（g）=NH3（g）

ΔrHθ=-46.11kJ

但是：

化学反应的焓变，不仅与温度、压力等有关，还与反应中物质的量有关。

规定：

化学反应进度ξ=1时化学反应的焓变为化学反应的标准摩尔焓变。

以符号ΔrHmθ表示之。

ΔrHmθ=ΔrHθ/ξ

例如：

3H2+N2=2NH3（气体）

ΔrHmθ=—92.22KJ/mol

热化学方程式

表示出了化学反应过程中热效应的化学反应计量方程式称为热化学方程式（thermodynamicequation）。

例如，在298.15K时有：

1）H2（g）+1/2O2（g）=H2O（l）∆rHθm=-285.8kJ⋅mol-1

2）2H2（g）+O2（g）=2H2O（l）∆rHθm=-571.6kJ⋅mol-1

3）C（石墨）+O2（g）=CO2（g）∆rHθm=-393.5kJ⋅mol-1

2、物质的标准摩尔生成焓

定义：

在标准状态下，由最稳定单质生成1mol某种物质的反应的标准焓变，叫做该物质的标准摩尔生成焓，以符号ΔfHmθ表示之。

注意要点：

最稳定单质的标准摩尔生成焓为零。

什么是最稳定单质？

举例说明：

C（s,石墨）、I2（s）、H2（g）、S（s,斜方硫）

是指生成1mol物质，不是生成反应的标准摩尔焓变。

3、盖斯定律

俄国化学家G.H.Hess对化学反应的数据进行总结（1840）指出：

不管化学反应是一步完成，还是分几步完成，其化学反应的热效应是相同的。

根据以上所说的“盖斯定律”，对于任何指定化学反应，其标准摩尔焓变ΔrHmθ，等于所有生成物的标准生成焓，减去所有反应物的标准生成焓。

ΔrHmθ=∑νiΔfHmθ（生成物）-∑νjΔfHmθ（反应物）

教学手段与方法：

多媒体演示

作业：

复习本节内容，预习下节内容

学科：

普通化学

章节：

第一章化学反应的基本规律

第三节化学反应方向

教学目的：

通过教学让学生掌握用熵变和吉布斯自由能变来判断化学反应的方向

教学重点：

自发过程与化学反应方向，熵与混乱度，热力学第二定律；吉布斯自由能和吉布斯自由能变。

计算化学反应的ΔrHm，ΔrSm和ΔrGm。

用ΔrSm和ΔrGm判断化学反应的方向。

教学难点：

熵与混乱度，吉布斯自由能和吉布斯自由能变

教学过程：

一、复习旧课（5分钟）

提问：

1.何为热力学第一定律

2.恒容热效应与热力学能变有何关系

3.恒压热效应与焓变有何关系

二、新课讲解（80分钟）

（一）、自发过程与化学反应的方向性

1.什么是自发过程

2.什么是化学反应的方向

3.自发过程、自发反应有哪些共同的特点

1、什么是自发过程

无须外力的干涉，“任其自然，不去管它，便能自动进行下去的过程，称为自发过程。

2、什么是化学反应的方向

指的是化学反应自发进行的方向，例如：

2H2+O2=2H2O

Zn+H2SO4=ZnSO4+H2

AgNO3+NaCl=AgCl+NaNO3

3、自发过程、自发反应有哪些共同的特点？

a）正向自发，逆向则为非自发.

b）自发的过程进行有一定的限度，即最终达到平衡。

c）自发的过程的内在推动力是什么？

A、能量倾向于较低，例如放热反应

B、混乱度倾向于增加

历史上曾有人，用焓变作为化学反应的方向性的判据。

但对有些情况，遭到了失败。

例如：

水的蒸发（吸热）

NH4Cl的溶解

N2O5=2NO2+1/2O2

这种失败，其原因是，只考虑了化学反应能量这一个方面的因素。

但决定整个化学反应方向的还有另外一个重要因素，即：

“混乱度”的因素。

因此，要全面考察化学反应的方向，还必须引入一个新的热力学状态函数——熵。

（二）、物质的标准熵与化学反应的熵变

1、体系的混乱度与熵

混乱度：

排列的无规律、不整齐的程度

熵：

表征体系混乱度的一种状态函数

体系的熵，就是指体系的混乱度，指体系内部所有物质的微粒排列不整齐、无规则的程度。

什么情况下，混乱度增加？

物质的三态

固态<液态<气态

溶解的过程

溶质的分子与溶剂的分子混合到一起

化学反应

反应前后，气态物质的总分子数增加

CaCO3=CaO+CO2

温度

温度越高，混乱度越大，熵值越大

自发过程，往往是混乱度增加的过程

#墨水在清水中的扩散

#火柴棒散乱

#冰的融化，水的气化

#锌粒在酸溶液中反应溶解

2、热力学第三定律与物质的标准摩尔规定熵

既然熵指的是体系的混乱度，那么，对于一个特定的物质体系，什么时候物质的微粒排列最整齐，物质的熵值为零？

热力学第三定律就给我们指出了物质熵的零点.

热力学第三定律：

任何物质的完美晶体，在绝对0K时的熵值为零。

完美晶体：

无缺陷，所有微粒都整齐地排列于晶格节点处。

绝对0K:

没有热运动，是一种理想的完全有序状态。

有了熵的这个“零点”，则可通过热力学的方法，求出某一状态下的物质的绝对熵ST（又称规定熵）：

∆S=ST-S0

所以：

ST=∆S+S0

=∆S+0

=∆S

物质的标准摩尔规定熵（简称：

物质的标准熵）

在标准状态下（100kPa）,1mol纯物质的规定熵，称为该物质的标准摩尔规定熵，

以符号Sm（T）表示。

单位：

J•K-1•mol-1。

3、化学反应的标准摩尔熵变

在特定的温度之下（如不特别指明，则为298K）如果反应物和产物都处于热力学标准状态（p=pθ），此时化学反应的过程中的熵变即称作：

该反应的标准熵变，以符号ΔrS表示之。

当化学反应进度ξ=1时，化学反应的熵变为化学反应的标准摩尔熵变。

以符号ΔrSm表示之。

化学反应的标准摩尔熵变的计算：

aA+bB=dD+eE

ΔrSm=dSm（D）+eSm（E）-aSm（A）-bSm（B）

4、熵变和化学反应的方向——热力学第二定律

热力学第二定律：

在孤立体系中发生的任何化学反应或化学变化，总是向着熵值增大的方向进行，

即孤立体系的自发过程，ΔS孤立>0。

非孤立体系:

ΔS体系+ΔS环境>0

（三）、吉布斯自由能

1、吉布斯自由能变与自发反应的方向

前已述及：

自发的过程，其内在的推动因素有两个方面：

其一是能量的因素，其二还有混乱度即熵的因素。

ΔH仅考虑了能量的因素，不可作为判据，而ΔS仅考虑了混乱度的因素，也非全面。

为了同时考虑能量和混乱度两方面的因素，1876年美国化学家Gibbs提出一个新状态函数G作为等温、等压下化学反应方向的判据：

G=H–TS

ΔG=ΔH–Δ（TS）

在等温、等压下

ΔG=ΔH–TΔS

上式称为吉布斯—赫姆霍兹公式，从中我们看到，ΔG中包含了ΔH（能量）和ΔS（混乱度）两方面的影响。

化学热力学告诉我们：

在等温、等压、不做非膨胀功的条件下，自发的化学反应总是向着体系吉布斯自由能降低的方向进行。

ΔG判据：

ΔG<0,能自发进行

ΔG=0,处于平衡状态。

ΔG>0,不自发进行，但反向是自发的。

2、化学反应的标准摩尔吉布斯自由能变

a）物质的标准生成吉布斯自由能ΔfGm

在标准状态下，由1mol最稳定的单质生成1mol的纯物质的反应过程中的标准吉布斯自由能变，为该物质的标准生成吉布斯自由能,记作：

ΔfGm

注意：

只有相对值,无绝对值

单位：

KJmol-1

3、标准摩尔吉布斯自由能变的计算

aA+bB=dD+eE

ΔrGm=dΔfGm（D）+eΔfGm（E）-aΔfGm（A）-bΔfGm（B）

或ΔrGm=ΔrHm—TΔrSm

必须牢记：

化学反应的标准摩尔焓变、标准摩尔熵变随温度的变化很小，可以忽略不计。

但ΔrGm是一个温度的函数，同一个反应，在不同的温度下，有不同的ΔrGm值。

4、压力、浓度对反应吉布斯自由能变的影响

——非标准状态下化学反应的摩尔吉布斯自由能变（ΔrGm）

对于非标准状态下，化学反应的方向，我们必须通过计算，先确定ΔrGm的符号，以判断化学反应的方向。

a）压力对反应吉布斯自由能变的影响（气相反应）

aA+bB=dD+eE

其中：

PA、PB、PD、PE为气体的分压（kPa）

PA/Pθ等称为相对分压，无量纲。

而=Jp（相对分压商）

所以：

ΔrGm=ΔrGm+RTlnJp

c）浓度对反应吉布斯自由能变的影响（溶液反应）

aA+bB=dD+eE

其中：

CA、CB、CD、CE为浓度（mol/dm-3）

CA/Cθ等称为相对浓度，无量纲。

而=Jc（相对浓度商）

所以：

ΔrGm=ΔrGm+RTlnJc

总结

对于非标准状态下化学反应的吉布斯自由能变：

aA+bB=dD+eE

ΔrGm=ΔrGmθ+RTlnJ

上式称为化学反应范特霍夫等温式。

d）浓度、分压对化学反应方向的影响

浓度、分压对化学反应的影响，表现在：

分压商JP、浓度商JC对化学反应的摩尔吉布斯自由能变产生影响。

但是：

如