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(chǎn)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(jīng)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(jīng)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(jīng)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(chǎn)物總熵-反應物總熵 [講述]產(chǎn)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。