2019-2020年高中化學 第二章 化學反應速率和化學平衡 第四節(jié) 化學反應進行的方向教案（2） 新人教版選修4.doc

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2019-2020年高中化學 第二章 化學反應速率和化學平衡 第四節(jié) 化學反應進行的方向教案（2） 新人教版選修4 [聯(lián)想、質疑]汽車尾氣中的主要污染物是一氧化氮以及燃料不完全燃燒所產生的一氧化碳，它們是現(xiàn)代城市中的大氣污染物，為了減輕大氣污染，人們提出通過以下反應來處理汽車尾氣：2NO（g） + 2CO（g） = N2（g） + 2CO2（g），你能否判斷這一方案是否可行？理論依據(jù)是什么？ [課的引入]上述問題是化學反應的方向的問題。反應進行的方向、快慢和限度是化學反應原理的三個重要組成部分。通過前三節(jié)的學習和討論，我們已經初步解決了后兩個問題，即反應的快慢和限度問題，這節(jié)課我們來討論反應的方向的問題。 [設問]根據(jù)生活經驗，舉例說說我們見過的自發(fā)過程（在一定條件下不需外力作用就能自動進行的過程）。 [學生討論]…… [總結]生活中的自發(fā)過程很多，如：水由高處往低處流，自由落體，電流由電位高的地方向電位低的地方流，鐵器暴露于潮濕的空氣中會生銹，室溫下冰塊會融化，……這些都是自發(fā)過程，它們的逆過程是非自發(fā)的。 科學家根據(jù)體系存在著力圖使自身能量趨于“最低”和由“有序”變?yōu)椤盁o序”的自然現(xiàn)象，提出了互相關聯(lián)的焓判據(jù)和熵判據(jù)，為反應方向的判斷提供了必要的依據(jù)。 [板書]一、反應方向的焓判據(jù)。 [交流討論]19世紀的化學家們曾認為決定化學反應能否自發(fā)進行的因素是反應熱：放熱反應可以自發(fā)進行，而吸熱反應則不能自發(fā)進行。你同意這種觀點嗎？結合曾經學習的反應舉例說明。 [學生討論交流]…… [匯報交流結果]我們知道的反應中下列反應可以自發(fā)進行： NaOH（aq） + HCl（aq）= NaCl（aq） + H2O（aq） △H = -56KJ/mol； 2Na（s）+ 2H2O（l）= 2NaOH（aq） + H2（g）； Al（s） + HCl（aq） = AlCl3（aq） + H2（g）； CaO（s） + H2O（l）= Ca（OH）2（aq） [追問]上述反應是吸熱還是放熱？ [學生回答后總結、板書]焓判據(jù)：放熱反應過程中體系能量降低，因此具有自發(fā)進行的傾向。 [指出]多數(shù)自發(fā)進行的化學反應是放熱反應，但也有不少吸熱反應能自發(fā)進行。如： N2O5（g）= 4NO2（g）+ O2（g） △H = ＋56.7KJ/mol； NH4HCO3（s）+ CH3COOH（aq）= CO2（g）+CH3COONH4（aq）+ H2O（l） △H = ＋37.3KJ/mol； 因此，反應焓變是與反應能否自發(fā)進行有關的一個因素，但不是唯一因素。 [板書]二、反應方向的熵判據(jù)。 [交流討論]我們知道，固體硝酸銨溶于水要吸熱，室溫下冰塊的溶解要吸熱，兩種或兩種以上互不反應的氣體通入一密閉容器中，最終會混合均勻，這些過程都是自發(fā)的，與焓變有關嗎？是什么因素決定它們的溶解過程能自發(fā)進行？ [閱讀思考]課本P37相關內容。 [匯報交流、自主學習成果]上述自發(fā)過程與能量狀態(tài)的高低無關，受另一種能夠推動體系變化的因素的影響，即體系有從有序自發(fā)地轉變?yōu)闊o序的傾向。 [總結、板書]熵判據(jù)：體系有自發(fā)地向混亂度增加（即熵增）方向轉變的傾向。 [釋疑]如何理解“熵”的含義？ [板書]混亂度：表示體系的不規(guī)則或無序狀態(tài)。 [指出]混亂度的增加意味著體系變得更加無序。 [板書]熵：熱力學上用來表示混亂度的狀態(tài)函數(shù)。 [指出]體系的有序性越高，即混亂度越低，熵值就越小。有序變?yōu)闊o序——熵增的過程。 [板書]熵值的大小判斷： （1）氣態(tài) > 液態(tài) > 固態(tài) （2）與物質的量成正比 [板書]反應熵變△S=反應產物總熵-反應物總熵 [講述]產生氣體的反應，氣體物質的量增大的反應，△S通常為正值，為熵增加反應，反應自發(fā)進行。 [學與問]發(fā)生離子反應的條件之一是生成氣體。試利用上面講的熵判據(jù)加以解釋，由此你對于理論的指導作用是否有新的體會。 [指出]有些熵減小的反應在一定條件下也可以自發(fā)進行，如： -10℃的液態(tài)水會自動結冰成為固態(tài)，就是熵減的過程（但它是放熱的）； 2Al（s）+ Fe2O3（s）= Al2O3（s）+ 2Fe（s） △S = -39.35Jmol-1K-1。 因此，反應熵變是與反應能否自發(fā)進行有關的又一個因素，但也不是唯一因素。 [板書]三、焓變與熵變對反應方向的共同影響。 [講述]在一定條件下，一個化學反應能否自發(fā)進行，既與反應焓變有關，又與反應熵變有關。研究表明，在恒溫、恒壓下，判斷化學反應自發(fā)性的判據(jù)是： [板書]體系自由能變化（△G、單位：KJ/mol）：△G = △H - T△S [指出] 體系自由能變化綜合考慮了焓變和熵變對體系的影響。 [板書] △H - T△S < 0 反應能自發(fā)進行； △H - T△S = 0 反應達到平衡狀態(tài)； △H - T△S > 0 反應不能自發(fā)進行。 [展示] [舉例]對反應CaCO3（s）= CaO（s）+ CO2（g） △H = + 178.2 KJmol-1 △S = +169.6 Jmol-1K-1 室溫下，△G =△H-T△S =178.2KJmol-1–298K169.610-3KJmol-1K-1 =128 KJmol-1>0 因此，室溫下反應不能自發(fā)進行； 如要使反應自發(fā)進行，則應使△H - T△S < 0， 則T>△H/△S=178.2 KJmol-1/0.1696 KJmol-1K-1 = 1051K。 [知識應用]本節(jié)課一開始提出處理汽車尾氣的反應： 2NO（g） + 2CO（g） = N2（g） + 2CO2（g）， 已知，298K、101KPa下，該反應△H = - 113.0 KJmol-1 ，△S = -143.5 Jmol-1K-1 則△G =△H-T△S = - 69.68 KJmol-1 < 0 因此，室溫下反應能自發(fā)進行。 [指出]但該反應速率極慢，需要使用催化劑來加速反應。 [總結]能量判據(jù)和熵判據(jù)的應用： 1、由能量判據(jù)知∶放熱過程（△H﹤0）常常是容易自發(fā)進行； 2、由熵判據(jù)知∶許多熵增加（△S﹥0）的過程是自發(fā)的； 3、很多情況下，簡單地只用其中一個判據(jù)去判斷同一個反應，可能會出現(xiàn)相反的判斷結果，所以我們應兩個判據(jù)兼顧。由能量判據(jù)（以焓變?yōu)榛A）和熵判據(jù)組合成的復合判據(jù)（體系自由能變化：△G = △H - T△S）將更適合于所有的反應過程； 4、過程的自發(fā)性只能用于判斷過程的方向，不能確定過程是否一定會發(fā)生和過程的速率； 5、在討論過程的方向時，我們指的是沒有外界干擾時體系的性質。如果允許外界對體系施加某種作用，就可能出現(xiàn)相反的結果； 6、反應的自發(fā)性也受外界條件的影響。 [課堂練習] 1．下列說法正確的是（ ） A．凡是放熱反應都是自發(fā)的，由于吸熱反應都是非自發(fā)的； B．自發(fā)反應一定是熵增大，非自發(fā)反應一定是熵減少或不變； C．自發(fā)反應在恰當條件下才能實現(xiàn)； D．自發(fā)反應在任何條件下都能實現(xiàn)。 2．自發(fā)進行的反應一定是（ ） A．吸熱反應； B．放熱反應； C．熵增加反應； D．熵增加或者放熱反應。 3．下列說法正確的是（ ） A．放熱反應一定是自發(fā)進行的反應； B．吸熱反應一定是非自發(fā)進行的； C．自發(fā)進行的反應一定容易發(fā)生； D．有些吸熱反應也能自發(fā)進行。 4．250C和1.01105Pa時，反應2N2O5（g）=4NO2（g）+ O2（g） △H=＋56.76kJ/mol，自發(fā)進行的原因是（ ） A．是吸熱反應； B．是放熱反應； C．是熵減少的反應； D．熵增大效應大于能量效應。 5．下列過程屬于熵增過程的是（ ） A．硝酸鉀溶解在水里面； B．氨氣和氯化氫反應生成氯化銨晶體； C．水蒸氣凝結為液態(tài)的水； D．(NH4)2CO3分解生成二氧化碳、氨氣和水。 6．以下自發(fā)反應可用能量判據(jù)來解釋的是( ) A．硝酸銨自發(fā)地溶于水； B．2N2O5(g) = 4NO2(g)+ O2(g) △H=+56.7kJ/mol； C．(NH4 )2CO3(s)=NH4HCO3(s)+NH3(g) △H=+74.9 kJ/mol； D．2H2(g)+ O2(g)=2H2O(l) △H=-571.6 kJ/mol。 [布置作業(yè)] [板書設計] 第四節(jié) 化學反應進行的方向 一、反應方向的焓判據(jù)。 焓判據(jù)：放熱反應過程中體系能量降低，因此具有自發(fā)進行的傾向。 二、反應方向的熵判據(jù)。 熵：熱力學上用來表示混亂度的狀態(tài)函數(shù)。 三、焓變與熵變對反應方向的共同影響。 △H - T△S < 0 反應能自發(fā)進行； △H - T△S = 0 反應達到平衡狀態(tài)； △H - T△S > 0 反應不能自發(fā)進行。