普通化学电子教案(共88页)

1、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： x = d x / dt (瞬时速率） = xD / Dt （平均速率）举例说明：3H2 (g) + N2 (g) = 2NH3 (g)t = 0 s (mol) 3.0 1.0 0.0 t = 0.1 s (mol) 1.5 0.5 1.0以H2计算反应进度 x = DnH2 / nH2 = (1.5- 3.0) mol / -3 = 0.5 mol计算其反应速率：x = 0.5 mol / 0.1

2、 s = 5.0 mol / s注意要点：a.反应速率的单位：mol s-1b.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 2NO N2O2 （快） （1） N2O2+H2 N2O+H2O （慢） （2） N2O+H2 N2+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 =k ca (A

3、) 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 =k ca (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 = k c (O2) (3) k 、r 的量纲 r 的量纲为ct-1 如moldm-3 s-11.5. 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：

4、 上式称为“阿伦尼乌斯公式”。式中： R=8.315 J mol-1 K-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

5、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： D 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。 D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：P 30-1，3 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

6、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。DU = 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

7、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： U = 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U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 (DV) = p (V2-V1) 因此，环境对体系所做的功： W = -p (DV) = - p (V2-V1)于是根据热力学第一定律，有如下的关系： U2 - U1 = DU = Q + W = Qp - p (DV) = 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 = DH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DH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DH不等于热效应，但并非说，焓变值DH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H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H要改变符号即：

《普通化学电子教案(共88页)》由会员鲁**分享，可在线阅读，更多相关《普通化学电子教案(共88页)》请在金锄头文库上搜索。