第 44 次课 2 学时
第十一章 化学动力学基础（二）
本章介绍化学动力学的两个速率理论，碰撞理论和过渡状态理论。同时还介绍溶液中的反应、光化反应和催化反应等特殊反应的动力学规律。
§ 12.1 碰撞理论
1．速率理论的共同点
与热力学的经典理论相比，动力学理论发展较迟。先后形成的碰撞理论、过渡态理论都是20世纪后建立起来的，尚有明显不足之处。
理论的共同点是：首先选定一个微观模型，用气体分子运动论（碰撞理论）或量子力学（过渡态理论）的方法，并经过统计平均，导出宏观动力学中速率系数的计算公式。
由于所采用模型的局限性，使计算值与实验值不能完全吻合，还必须引入一些校正因子，使理论的应用受到一定的限制。
2．气体碰撞理论的要点
①气体分子必须经过碰撞才能发生反应，相撞分子称作相撞分子对。
反应速率∝碰撞数
②相撞分子对的动能有大有小，各不相同。分子互碰并不是每次都发生反应，只有相对平动能在连心线上的分量大于阈能C ε的碰撞才是有效的。
q =C εε≥的碰撞数/总碰撞数，q 称作碰撞的有效分数。则
反应速率∝q
③ 反应速率=碰撞数×q 3．两个分子的一次碰撞过程
两个分子在相互的作用力下，先是互相接近，接近到一定距离，分子间的斥力随着距离的减小而很快增大，分子就改变原来的方向而相互远离，完成了一次碰撞过程。
4．有效碰撞直径和碰撞截面
运动着的A 分子和B 分子，两者质心的投影落在直径为AB d 的圆截面之内，都有可能发生碰撞。
AB d 称为有效碰撞直径，数值上等于A 分子和B 分子的半径之和。
虚线圆的面积称为碰撞截面（collision cross
section ）。数值上等于2
AB d π。
5．互碰分子的碰撞数
①A 与B 分子互碰频率（碰撞数）
将A 和B 分子看作硬球，根据气体分子运动论，它们以一定角度相碰。其碰撞频率为
2
1/2
A B AB AB
8()N N RT Z d V V ππμ= 2
21/2AB AB 8 (
)[A][B] RT
Z d L ππμ
=或
A B
A B
M M RT
M M μπμ
=
+1/2
8式中 (
)为两分子相对运动速度， 为折合质量，
A B [A] , [B]N N
L L V V
==， 分别为单位体积中A 、B 分子的数目。 ②两个A 分子的互碰频率
当体系中只有一种A 分子，两个A 分子互碰的相对速度为：
1/2
r A
8(2)RT u M π=?
每次碰撞需要两个A 分子，为防止重复计算，在碰撞频率中除以2，所以两个A 分子互碰频率为：
2
21/2A AA AA A
8()()2N RT Z d V M π=
221/2A AA
A 2()()N RT d V M ππ= 2
21/22
AA A
2(
)[A]RT d L M ππ= 6．有效碰撞分数
分子互碰并不是每次都发生反应，只有相对平动能在连心线上的分量大于阈能的碰撞才是有效的，所以绝大部分的碰撞是无效的。
反应阈能又称为反应临界能。两个分子相撞，相对动能在连心线上的分量必须大于一个临界值 E c ，这种碰撞才有可能引发化学反应，这临界值E c 称为反应阈能。E c 值与温度无关，实验尚无法测定，而是从实验活化能E a 计算。
有效碰撞分数的计算公式： c
e x p (
)E q RT
=-
7．碰撞理论计算速率系数的公式
d[A]
A B P [A][B]d r k t
+??→=-
=有 由碰撞理论 A d ()
d [A ]
d d AB N V r L Z q t t
=-=-?=?碰 ， AB d[A]d Z r q t L =-=? 所以 2
1/2
c
AB 8(
)[A][B]exp()E RT
r d L RT
ππμ
=?-
2
1/2c
B AB B 8: (
)exp() (1)k T
k d L k T
εππμ
=-
则
2
1/2c
AB 8(
)exp() (2)E RT
k d L RT
ππμ
=-
(1)(2)式完全等效，(1)式以分子计，(2)式以1mol 计算。
21/2
c AA A 8 2A p )exp( ) (3)2E RT k
d L M RT
π??→=
-（ 8．反应阈能与实验活化能的关系
对(3)式取对数（将与T 无关的物理量总称为B ）有
c 1
ln ln ln 2
E k T B RT =-
++ c 2d ln 1d 2E k T RT T
=+ 实验活化能的定义：
2a d ln d k E RT T =， c c 22
1
d ln 12d 2E RT E k T RT T RT
+=+= 比较之 c a 1
2
E E RT =-
总结：阈能E c 与温度无关，但无法测定，要从实验活化能E a 计算。在温度不太高时，E a ≈ E c
9．概率因子（probability factor ）
由于简单碰撞理论所采用的模型过于简单，没有考虑分子的结构与性质，所以用概率因子来校正理论计算值与实验值的偏差。
P=k (实验)/k (理论)
概率因子又称为空间因子或方位因子。 理论计算值与实验值发生偏差的原因主要有：
(1)从理论计算认为分子已被活化，但由于有的分子只有在某一方向相撞才有效； (2)有的分子从相撞到反应中间有一个能量传递过程，若这时又与另外的分子相撞而失去能量，则反应仍不会发生；
(3)有的分子在能引发反应的化学键附近有较大的原子团，由于位阻效应，减少了这个键与其它分子相撞的机会等等。
10．.碰撞理论的优缺点
优点：碰撞理论为我们描述了一幅虽然粗糙但十分明确的反应图像，在反应速率理论的发展中起了很大作用。
对阿仑尼乌斯公式中的指数项、指前因子和阈能都提出了较明确的物理意义，认为指数项相当于有效碰撞分数，指前因子A 相当于碰撞频率。
它解释了一部分实验事实，理论所计算的速率系数k 值与较简单反应的实验值相符。 缺点：但模型过于简单，所以要引入概率因子，且概率因子的值很难具体计算。阈能还必须从实验活化能求得，所以碰撞理论还是半经验的。
§ 12.2 过渡态理论
1.过渡态理论(transition state theory)简介
过渡态理论是1935年由艾林(Eyring)和波兰尼（Polany)等人在统计热力学和量子力学的基础上提出来的。
他们认为由反应物分子变成生成物分子,中间一定要经过一个过渡态,而形成这个过渡态必须吸取一定的活化能，这个过渡态就称为活化络合物，故又称为活化络合物理论。
用该理论，只要知道分子的振动频率、质量、核间距等基本物性，就能计算反应的速率系数，所以又称为绝对反应速率理论(absolute rate theory)。
2.双原子分子的莫尔斯势能曲线
该理论认为反应物分子间相互作用的势能是分子间相对位置的函数。莫尔斯(Morse)公式是对双原子分子最常用的计算势能E p 的经验公式：
p e 00()[exp{2()}2exp{()}]E r D a r r a r r =----- 式中r 0是分子中双原子分子间的平衡核间距，D e 是势能曲线的井深，a 为与分子结构有关的常数。
AB 双原子分子根据该公式画出的势能曲线如图所示。
当r>r 0时,有引力,即化学键力。当r 3.三原子分子的核间距 以三原子反应为例： A BC [A B C]AB C ≠+→+ 当A 原子与双原子分子BC 反应时首先形成三原子分子的活化络合物，该络合物的势能是3个内坐标的函数： P P AB BC CA P P AB BC ABC (,,) (,,)E E r r r E E r r ==∠或 这要用四维图表示,现在令∠ABC=180°，即A 与BC 发生共线碰撞,活化络合物为线型分子，则E P =E P (r AB ，r BC )，就可用三维图表示。 4.势能面 对于反应：A BC [A B C]AB C ≠+→+，令∠ABC=180°, E P =E P (r AB ，r BC )。 随着核间距r AB 和r BC 的变化，势能也随之改变。这些不同点在空间构成高低不平的曲面，称为势能面，如图所示。 图中R 点是反应物BC 分子的基态,随着A 原子的靠近,势能沿着RT 线升高，到达T 点形成活化络合物。 随着C 原子的离去，势能沿着TP 线下降，到P 点是生成物AB 分子的稳态。 D 点是完全离解为A,B,C 原子时的势能；O E P 一侧,是原子间的相斥能,也很高。 5.反应坐标(reaction coordinate) 反应坐标是一个连续变化的参数，其每一个值都对应于沿反应体系中各原子的相对位置。如在势能面上，反应沿着RT →TP 的虚线进行， 反应进程不同，各原子间相对位置也不同，体系的能量也不同。 如以势能为纵坐标，反应坐标为横坐标，画出的图可以表示反应过程中体系势能的变化，这是一条能量最低的途径。 第 45 次课 2 学时 注：本页为每次课教案首页 §12.2 过渡态理论 6.马鞍点(saddle point) 在势能面上，活化络合物所处的位置T点称为马鞍点。 该点的势能与反应物和生成物所处的稳定态能量R点 和P点相比是最高点，但与坐标原点一侧和D点的势能相 比又是最低点。 如把势能面比作马鞍的话，则马鞍点处在马鞍的中心。 从反应物到生成物必须越过一个能垒。 7.势能面投影图 将三维势能面投影到平面上，就得到势能面的投影图。 图中曲线是相同势能的投影，称为等势能线，线上数 字表示等势能线的相对值。等势能线的密集度表示势能变 化的陡度。 靠坐标原点(O点)一方，随着原子核间距变小，势能急 剧升高，是一个陡峭的势能峰。 在D点方向，随着r AB和r BC的增大，势能逐渐升高，这平缓上升的能量高原的顶端是三个孤立原子的势能，即D点。 反应物R经过马鞍点T到生成物P，走的是一条能量最低通道。 8.势能面剖面图 沿势能面上R-T-P虚线切剖面图，把R-T-P曲线作横 坐标，这就是反应坐标。以势能作纵坐标，标出反应进程 中每一点的势能，就得到势能面的剖面图。 从剖面图可以看出：从反应物A+BC到生成物走的是 能量最低通道，但必须越过势能垒E b。E b是活化络合物与 反应物最低势能之差，E0是两者零点能之间的差值。 这个势能垒的存在说明了实验活化能的实质。 9.三原子体系振动方式 对于线型三原子分子，有3个平动自由度，2个转振动自由度和4个振动自由度。即有四种振动方式，如图所示。 (a)为对称伸缩振动，r AB与r BC相等； (b)为不对称伸缩振动，r AB 与r BC 不等； (c)和(d)为弯曲振动，分别发生在相互垂直的两个平面内，但能量相同。 对于稳定分子，这四种振动方式都不会使分子破坏。 但对于过渡态分子，不对称伸缩振动（图中(b)）没有回收力，会导致它越过势垒分解为产物分子。 所以这种不对称伸缩振动每振一次，就使过渡态分子分解，这个振动频率就是过渡态的分解速率系数。 10.统计热力学方法计算速率系数 过渡态理论假设： ①反应物与活化络合物能按达成热力学平衡的方式处理； ②活化络合物向产物的转化是反应的决速步。 以三原子反应为例。设ν≠是导致络合物分解的不对称伸缩振动的频率，其数值很小(可假定h ν≠< A+BC [ABC]AB+C ≠→ [ABC]/(1) [A]/[BC]/c K c c ≠≠ =$ $$$ 1 [ABC]()[A][BC]n K c -≠≠=$$ 1(2) [ABC]()[A][BC]n r K c νν-≠≠≠≠==$ $[A][BC]k = 1()n k K c ν-≠≠=$ $ 根据用统计热力学求平衡常数的公式： A BC [ABC][A][BC]q K q q ≠≠≠= =$ 0A BC exp E f f f RT ≠?? =- ??? (分离出零点能) 从f ≠中分出不对称伸缩振动的配分函数： ' B 1 1exp f f h k T ν≠≠≠=?? -- ? ?? 'B B ()k T f h k T h νν≠≠≠≈<< '0B A BC exp E k T f K h f f RT ν≠≠ ≠??= ??? $ 1()n K c k ν-≠≠ =$$'10B A BC ()exp n E k T f c h f f RT -≠??=- ??? $ '10B A BC ()exp n E k T f k c h f f RT -≠??= ??? $() ' 1B ()n k T c K h -≠ =$$ () ' K ≠ $ 是反应物与活化络合物达成平衡时的平衡常数。 11.热力学方法计算速率系数 A+BC [ABC]AB+C ≠→ '[ABC]()[A][BC] K ≠≠ =$ 'r m ln () G RT K ≠≠?=-$$ 'r m () exp () G K RT ≠≠?=-$$ r m r m r m G H T S ≠≠≠?=?-?$$$ 1B r m r B m m 1r ()exp e ()e xp xp n n k T G k c RT h k T S H c R RT h ≠≠≠--???? ? ?? ? ? = ? ??????? ??= -?-?$$$$$ 12.活化焓与实验活化能的关系 () ' 1B ()n k T k c K h -≠= $$， () ' l n l n l n l n k K T B ≠ =++$ () ' dln d ln 1 d d K k T T T ≠ =+$ ， () ' r m 2 dln d K U T RT ≠ ?=$ $ 2 a r m d ln d k E RT U RT T ≠==?+$r m ()H pV RT ≠=?-?+$ 对凝聚相反应： a r m E H R T ≠=?+$ 对气相反应：(设n 为气相反应物分子数) ()pV nRT ?=?(1)n RT =- a r m E H nRT ≠=?+$ 13.过渡态理论的优缺点 优点： ⑴形象地描绘了基元反应进展的过程； ⑵原则上可以从原子结构的光谱数据和势能面计算宏观反应的速率常数； ⑶对阿仑尼乌斯的指前因子作了理论说明，认为它与反应的活化熵有关； ⑷形象地说明了反应为什么需要活化能以及反应遵循的能量最低原理。 缺点： 引进的平衡假设和速决步假设并不能符合所有的实验事实；对复杂的多原子反应，绘制势能面有困难，使理论的应用受到一定的限制。 微观可逆性原理(principle of micro reversibility) 这是力学中的一个基本原理。在力学方程中，时间t 用-t 代替，速度u 用-u 代替，力学方程不变，意味着力学方程是可逆的，这是力学中的微观可逆原理。 基元反应是分子的一次碰撞行为，应该服从力学的基本定律。将该原理用于基元反应，可表述为： 一个基元反应的逆反应也必然是基元反应，而且逆反应需按原来的途径返回，有相同的过渡态。 § 12.3 单分子反应理论 1.单分子反应理论 单分子反应按照定义应该是由一个分子所实现的基元反应。但是一个处于基态的孤立的分子是不能自发的发生反应的。要使这类反应发生，反应物分子必须获得足够的能量。 如何获得能量？如果反应物分子不是以其它方式（如光照、辐射等）获得能量，那只有通过分子间的碰撞来获得。而碰撞理论则认为每次碰撞至少要两个分子，因此严格讲它就不是单分子反应，应该称之为准单分子反应。 1922年林德曼（Lindemann ）对单分子气体反应A P →提出的历程为： （1） 11 *A A A A k k -++ （2） *2A P k ?? → 分子通过碰撞产生了活化分子A*，A*有可能再经碰撞而失活，也有可能分解为产物P 。 根据林德曼观点，分子必须通过碰撞才能获得能量，所以不是真正的单分子反应。 2.时滞（time lag ） 活化后的分子还要经过一定时间才能离解，这段从活化到反应的时间称为时滞。 在时滞中，活化分子可能通过碰撞而失活，也可能把所得能量进行内部传递，把能量集中到要破裂的键上面，然后解离为产物。 对多分子的复杂反应，需要的时间要长一点。 林德曼提出的单分子反应理论就是碰撞理论加上时滞假设，很好的解释了时滞现象和为什么单分子反应在不同压力下会体现不同的反应级数等实验事实。 3.单分子反应的级数 用稳态法，根据林德曼机理推导速率方程： （1） 11 *A A A A k k -++， （2） *2A P k ?? → *2d[P] [A ]d r k t = = *2**112d[A ] [A][A][A ][A ]0d k k k t -=--= 2 * 112 [A][A ][A]k k k -= + 21212 [A]d[P] d [A]k k t k k -= + 12-121[A]d[P] [A] d k k k k t k ->>=时高压一级反应 2-121d[P] [A] [A] d k k k t <<=低压时二级反应 对于某些气相反应，在高压下，[A]值很大，分子的互撞机会多，活化分子失活的速率也大，则反应表现为一级；同一反应，如果在低压下进行，由于碰撞而失活的速率就小，相对而言，活化分子分解为产物的速率就大，反应表现为二级。偶氮甲烷在603K 时的热分解就是如此。在低压下是二级反应，在高压下是一级反应，中间压力时则为过渡区。 4. RRKM 理论 二十世纪50年代，Marcus 把30年代由RRK （Rice-Ramsperger-Kassel ）提出的单分子反应理论与过渡态理论结合，对林德曼的单分子理论加以修正，提出了RRKM 理论， 该理论提出的反应机理为： （1） 11 *A A A A k k -++ （2） * 2()*A A P k E k ≠ ≠???→??→ 富能分子A *要转变成产物P 必须先变成过渡态A ≠ ，消耗一部分能量来克服势能垒 E b ，这过程就是林德曼理论中的时滞。他们认为 k 2 是 E * 的函数，当E * 第 46 次课 2 学时 注：本页为每次课教案首页 § 12.5 在溶液中进行反应 1.溶剂在溶液反应中的作用 在均相反应中，溶液中的反应远比气相中的反应多得多。但研究溶液中反应的动力学要考虑溶剂分子所起的物理的或化学的影响。 本节分两种情况来讨论。一种情况是溶剂分子与反应分子没有显著作用，溶剂仅起介质作用的情况，讨论笼效应和扩散控制的反应；另一种情况是溶剂分子与反应分子有显著作用的情况，讨论几种影响因素，重点讨论原盐效应。 2.笼效应（cage effect ） 在溶液反应中，溶剂是大量的，溶剂分子环绕在反应物分子周围，好像一个笼把反应物围在中间，使同一笼中的反应物分子进行多次碰撞，其碰撞频率并不低于气相反应中的碰撞频率，因而发生反应的机会也较多，这种现象称为笼效应。 对有效碰撞分数较小的反应，笼效应对其反应影响不大；对自由基等活化能很小的反应，一次碰撞就有可能反应，则笼效应会使这种反应速率变慢，分子的扩散速度起了速决步的作用。 3.一次遭遇（one encounter ） 反应物分子处在某一个溶剂笼中，发生连续重复的碰撞，称为一次遭遇，直至反应物分子挤出溶剂笼，扩散到另一个溶剂笼中。 在一次遭遇中，反应物分子有可能发生反应，也有可能不发生反应。 每次遭遇在笼中停留的时间约为10-12~10-11s ，进行约100~1000次碰撞，频率与气相反应近似。 4.扩散控制反应 溶液中所进行的反应是在遭遇分子间进行的。反应速率必定与A 、B 通过扩散而形成“遭遇对”[AB]的速率有关。反应机理为： []d r d k k k A B AB P -+=??→ k d 为形成遭遇对[AB]时的速率常数，k -d 是遭遇对分离时的速率常数，k r 是遭遇对进行反应时的速率常数。反应达稳态时 [] [][][][]0d d r d AB k A B k AB k AB dt -=--= 解得： [][] []d d r k A B AB k k -= + 总反应速率为 [][] [][][] r d r d r k k A B r k AB k A B k k -===+ 反应可能有两种情况： （1）溶剂黏度大，或反应的活化能很小，k r 〉〉k -d ，则k = k d ，即 r = k d [A][B] 。这时反应受扩散控制。由扩散定律 k d =8 k BT/(3η)， η=A exp(E a/RT) 是溶剂的黏度，代入得 k d =8 k BT/(3A ) exp (-E a/RT)。 （2）反应的活化能很大, k r 《k -d ，则k =k r k d /k -d = k r K 这时为反应控制,K 是反应物分子形成遭遇对的平衡常数。 5.溶剂对反应速率的影响因素 溶剂对反应速率的影响是十分复杂的，主要有： （1）溶剂介电常数的影响： 介电常数大的溶剂会降低离子间的引力，不利于离子间的化合反应。 （2）溶剂极性的影响： 如果生成物的极性比反应物大，极性溶剂能加快反应速率，反之亦然。 （3）溶剂化的影响： 反应物分子与溶剂分子形成的化合物较稳定，会降低反应速率；若溶剂能使活化络合物的能量降低，从而降低了活化能，能使反应加快。 （4）离子强度的影响： 离子强度会影响有离子参加的反应速率，会使速率变大或变小，这就是原盐效应。 6.原盐效应 稀溶液中，离子强度对反应速率的影响称为原盐效应。例如有反应： A B A B A B [AB]P z z z z ≠+→ 根据过渡态理论的热力学处理方法：B c k T k K h ≠ = $$1 $$ /()(/)(/)n a c A B A B A B A B a c c K K c a a c c c c γγγγγγ≠≠≠≠≠ ≠-==?=???? $1()n A B c a K K c γγγ ≠≠ -≠ ?=? $10()n B A B A B a k T k K c k h γγγγγγ ≠ -≠≠= ??=? 0A B k k γγγ ≠= 取对数后再使用德拜-休克尔极限公式 A B 0 lg 2k z z k =k 和k 0分别为无电解质和有电解质时的速率系数。 结果分析： （1） z A z B >0，离子强度增大，k 增大，正原盐效应。 （2） z A z B <0，离子强度增大，k 下降，负原盐效应。 （3） z A z B =0，离子强度不影响k 值，无原盐效应。 § 12.7 光化学反应 由于吸收光而引起的化学反应称为光化学反应。如绿色植物的光合作用，胶片的感光作用，染料的退色等等都是光化学反应。 1.光的波长与能量 光子也称为光量子，一个光量子的能量可以表示为：/h hc ενλ==。一摩尔光量子能量称为一个“Einstein ”，u Lh ν=。 可见光的波长范围在400～800nm ，长波端为红色，短波端为紫色，比紫色更短波长的光是紫外光，比红色波长更长的光是红外和远红外光。波长越短，能量越高。紫外、可见光能引发化学反应。 2.光化学反应过程 一般的光化学反应过程包括初级过程、次级过程。初级过程是反应物分子或原子吸收光子由基态变至较高能量的激发态的过程；由激发态的分子或原子引发而进行的一系列变化过程，称为次级过程，次级过程是光化学反应的后续过程；激发态的分子与其它分子或器壁碰撞发生无辐射的失活而回到基态的过程，称为淬灭。淬灭属于次级过程。 例如HI(g)的光解反应： HI h H I ν+→+ 初级过程（光化反应） 22 H HI H I I I I +→++→ 次级过程(热反应） 3.光化学基本定律 (1).光化学第一定律 只有被分子吸收的光才能引发光化学反应。该定律在1818年由格罗杜斯(Grotthus)和德拉波(Draper)提出，故又称为Grotthus-Draper 定律。 (2).光化学第二定律 在初级过程中，一个被吸收的光子只活化一个分子。该定律在1908～1912年由Einstein 和斯塔克(Stark)提出，故又称为 Einstein-Stark 定律。 (3).Beer-Lambert 定律 平行的单色光通过浓度为c ，长度为d 的均匀介质时，未被吸收的透射光强度I t 与入射光强度I 0之间的关系为(ε为摩尔消光系数) t 0=exp(-)I I dc ε 4.量子效率(quantum efficiency) Φ′def = =发生反应的分子数发生反应的物质的量 吸收光子数吸收光子的物质的量 当Φ′>1，是由于初级过程活化了一个分子，而次级过程中又使若干反应物发生反应。 如：H 2+Cl 2→2HCl 的反应，1个光子引发了一个链反应，量子效率可达106。 当Φ′<1，是由于初级过程被光子活化的分子，尚未来得及反应便发生了分子内或分子间的传能过程而失去活性。 5.量子产率(quantum yield) Φdef = =生成产物的分子数生成产物的物质的量 吸收光子数吸收光子的物质的量 由于受化学反应式中计量系数的影响，量子效率与量子产率的值有可能不等。例如，下列反应的量子效率为2，量子产率却为1。 2HBr+h ν→H 2+Br 2 在光化反应动力学中，用下式定义量子产率更合适： def a r I Φ 式中r 为反应速率，用实验测量， I a 为吸收光强度，用露光计测量。 6.光化学反应动力学 总包反应：2A 2A h ν+→ 反应机理： *22a *22*2223 1) A A 2) A 2A 3) A A 2A h I k k ν+→→+→ 反应(1)中,速率只与I a 有关,与反应物浓度无关。 建立动力学方程 *221d[A] [A ]2d r k t = = ***2a 22322d[A ][A ][A ][A ]0d I k k t =--= *a 2232[A ][A ] I k k = + 2a 2321d[A] 2d [A ] k I r t k k = = + Φ2232[] a k r I k k A = = + 7.光化学反应的特点 1).等温等压条件下，能进行r 0G ?>的反应。 2).反应温度系数很小，有时升高温度，反应速率反而下降。 3).光化反应的平衡常数与光强度有关。 8.光敏剂(sensitizer) 有些物质对光不敏感，不能直接吸收某种波长的光而进行光化学反应。如果在反应体系中加入另外一种物质，它能吸收这样的辐射，然后将光能传递给反应物，使反应物发生作用，而该物质本身在反应前后并未发生变化，这种物质就称为光敏剂，又称感光剂。 例如，用波长为253.7nm的紫外光照射氢气时，氢气不会发生离解。只有在氢气中混入少量的汞蒸气后，氢分子立即分解。这里汞蒸气即为光敏剂。 植物光合作用的结果是CO2+H2O →(C6H12O6)n+O2。植物的叶绿素为光敏剂，它吸收太阳的光能使CO2和H2O合成为碳水化合物。 9.化学发光（chemiluminescence） 化学发光可以看作是光化反应的反面过程。 在化学反应过程中，产生了激发态的分子，当这些分子回到基态时放出的辐射，称为化学发光。 这种辐射的温度较低，故又称化学冷光。不同反应放出的辐射的波长不同。有的在可见光区，也有的在红外光区，后者称为红外化学发光，在化学反应动态学中，研究这种辐射，可以了解初生态产物中的能量分配情况。 平衡计分卡优劣 平衡计分卡反映了财务与非财务衡量方法之间的平衡，长期目标与短期目标之间的平衡，外部和内部的平衡，结果和过程平衡，管理业绩和经营业绩的平衡等多个方面。所以能反映组织综合经营状况，使业绩评价趋于平衡和完善，利于组织长期发展。固有的优点，常常也带有天生的缺点，平衡计分卡得优缺点如下： 优点 平衡计分卡不仅是一种管理手段，也体现了一种管理思想，就是： （1）只有量化的指标才是可以考核的；必须将要考核的指标进行量化。 （2）组织愿景的达成要考核多方面的指标，不仅是财务要素，还应包括客户、业务流程、学习与成长。自平衡计分卡方法提出之后，其对企业全方位的考核及关注企业长远发展的观念受到学术界与企业界的充分重视，许多企业尝试引入平衡计分卡作为企业管理的工具。 实施平衡计分卡的管理方法主要有以下优点： （1）克服财务评估方法的短期行为； （2）使整个组织行动一致，服务于战略目标； （3）能有效地将组织的战略转化为组织各层的绩效指标和行动； （4）有助于各级员工对组织目标和战略的沟通和理解； （5）利于组织和员工的学习成长和核心能力的培养； （6）实现组织长远发展； （7）通过实施BSC，提高组织整体管理水平。 缺点 平衡计分卡并不能在以下两个重要方面发挥推动企业进步的作用： 它不适用于战略制定。卡普兰和诺顿特别指出，运用这一方法的前提是，企业应当已经确立了一致认同的战略。 它并非是流程改进的方法。类似于体育运动计分卡，平衡计分卡并不告诉你如何去做，它只是以定量的方式告诉你做得怎样。 平衡计分卡在业绩考核层面运用时，我们需要获得以下突破：平衡计分卡是对传统绩效评价方法的一种突破，但是不可避免地也存在自身的一些缺点。 1.实施难度大 一、可逆反应与不可逆反应 溶解平衡的建立 开始时v（溶解）＞v(结晶) 平衡时v（溶解）=v（结晶） 结论：溶解平衡是一种动态平衡 二、化学平衡状态 1、定义：指在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。 ［板书］第三节化学平衡 ［讲］如果对于一个能顺利进行的、彻底的化学反应来说，由于反应物已全部转化为生成物，如酸与碱的中和反应就不存在什么反应限度的问题了，所以，化学平衡主要研究的是可逆反应的规律。 [板书]一、可逆反应与不可逆反应 [思考］大家来考虑这样一个问题，我现在在一个盛水的水杯中加蔗糖，当加入一定量之后，凭大家的经验，你们觉得会怎么样呢？ 开始加进去的很快就溶解了，加到一定量之后就不溶了。 ［问］不溶了是否就意味着停止溶解了呢？ ［讲］回忆所学过的溶解原理，阅读教材自学思考后回答：没有停止。因为当蔗糖溶于水时，一方面蔗糖分子不断地离开蔗糖表面，扩散到水里去；另一方面溶解在水中的蔗糖分子不断地在未溶解的蔗糖表面聚集成为晶体，当这两个相反的过程的速率相等时，蔗糖的溶解达到了最大限度，形成蔗糖的饱和溶液。［讲］所以说刚才回答说不溶了是不恰当的，只能说从宏观上看到蔗糖的量不变了，溶解并没有停止。我这里把这一过程做成了三维动画效果，以帮助大家理解溶解过程。 ［投影］演示一定量蔗糖分子在水中的溶解过程。 ［讲］这时候我们就说，蔗糖的溶解达到了平衡状态，此时溶解速率等于结晶速率，是一个动态平衡。 ［板书］溶解平衡的建立 开始时v （溶解）＞v (结晶) 平衡时v （溶解）=v （结晶） 结论：溶解平衡是一种动态平衡 [探讨]我们学过那些可逆反应？可逆反应有什么特点？ 在同一条件下,既能向正反应方向进行,同时又能向逆反应方向进行的反应,叫做可逆反应.可逆反应不能进行完全， ［讲］在容积为1L 的密闭容器里，加0.01molCO 和0.01molH 2O(g),的体系中各组分的速率与浓度的变化 ［投影］ ［讲］开始时c(CO) 、c(H 2O)最大，c(CO 2) 、c(H 2)=0。 相等 V 正 时间 速率 V 逆 新人教版化学选修4高中《化学平衡》教案一 姓名班级学号 【课标要求】： 1．了解浓度、压强、温度等外界条件对化学平衡移动的影响。 2．掌握用化学平衡的移动原理来定性定量地分析化学平衡问题。 3．了解平衡移动原理的重要意义，学会解决问题的科学方法。 【重点】 浓度、压强、温度等外界条件对化学平衡移动的影响。 【难点】 用化学平衡的移动原理来定性定量地分析化学平衡问题。 阅读教材：P26-28 知识要点： 一、化学平衡的移动 化学平衡的研究对象是___________，化学平衡是有条件限制的___________平衡，只有在______________时才能保持平衡，当外界条件（浓度、温度、压强）改变时，化学平衡会被______________，反应混合物里各组分的含量不断___________，由于条件变化对正逆反应速率的影响不同，致使v正__________v 逆 ，然后在新条件下建立___________ 1、化学平衡移动的定义：化学上把这种可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡建立的过程叫做化学平衡的移动 2、化学平衡移动的性质： ⑴、若外界条件变化引起v 正＞ v 逆 ：平衡向______方向移动 ⑵、若外界条件变化引起v 正＜ v 逆 ：平衡向______方向移动 ⑶、若外界条件变化引起v 正＝ v 逆 ：旧平衡未被破坏，平衡_________ 巧记：化学平衡总往反应速率______的方向移动二、影响化学平衡的条件 （一）、浓度对化学平衡的影响 增大反应物浓度，正反应速率___________，平衡向___________移动 增大生成物浓度，逆反应速率 ，平衡向 移动 减小反应物浓度，正反应速率 ，平衡向 移动 减小生成物浓度，逆反应速率 ，平衡向 移动 【结论】： 当其他条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度，化学平衡向____反应方向移动； 增大生成物浓度或减小反应物浓度，化学平衡向_____反应 方向移动。 【练习】 1、 在水溶液中橙红色的Cr 2O 72—与黄色的CrO 4—有下列平衡关系：Cr 2O 72— +H 2O 2CrO 4—+2H +把重铬酸钾（K 2Cr 2O 7）溶于水配成稀溶液是橙色。 ⑴向上述溶液中加入NaOH 溶液，溶液呈 色，因为 ⑵向已加入NaOH 溶液的⑴中再加入过量的H 2SO 4溶液，溶液呈 色，因为 。 ⑶向原溶液中加入Ba(NO 3)2溶液（已知Ba(CrO 4)2为黄色沉淀），溶液呈 色，因为 。 2、对于密闭容器中进行的反应：SO 2(g)+ 12O 2(g) SO 3(g)，如果温度保持 不变，下列说法中正确是（ ） A 增加的SO 2浓度，正反应速率先增大，后保持不变 B 增加的O 2浓度，正反应速率逐渐增大 C 增加的SO 2浓度，逆反应速率先增大，后保持不变 D 增加的O 2浓度，逆反应速率逐渐增大 （二）、压强对化学平衡的影响 ， 规律：增大压强，化学平衡向____________________________________移动； 减小压强，化学平衡向____________________________________移动； 高中化学选修四第一章 第一节《化学反应与能量的变化》 [教学目标]： 1、使学生了解化学反应中能量转化的原因和常见的能量转化形式； 2、认识化学反应过程中同时存在着物质和能量的变化，而且能量的释放或吸收 是以发生的物质为基础的，能量的多少决定于反应物和生成物的质量； 3、了解反应热和焓变的含义； 4、认识热化学方程式的意义并能正确书写热化学方程式。 [重点、难点]：1、化学反应中的能量变化，热化学方程式的书写； 2、△H的“+”与“-”。 [教学过程]： [引入]能量是推动人类进步的“杠杆”！能量使人类脱离了“茹毛饮血”的野蛮，进入繁华多姿的文明。化学反应所释放的能量是现代能量的主要来源 之一（一般以热和功的形式与外界环境进行能量交换）。所以，研究化 学反应中的能量变化，就显得极为重要。 引言:我们知道：一个化学反应过程中，除了生成了新物质外，还有 思考： （1）你所知道的化学反应中有哪些是放热反应？能作一个简单的总结吗？ 活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应 反应物具有的总能量 > 生成物具有的总能量 （2）你所知道的化学反应中有哪些是吸热反应？能作一个简单的总结吗？ 多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧碳生成一氧化碳反应物具有的总能量 < 生成物具有的总能量 [讲述]我们不仅要知道化学反应是吸热还是放热，还要会表示它。 [提问] 1、如何表示化学反应热？ 2、△H（焓变）所表示的意义？ 3、用△H（焓变）如何表示放热还是吸热呢？ 【查阅资料和课本讨论后口述】 △H（焓变）即化学反应过程中所吸收或放出的热量 △H（焓变）=反应物的总键能-生成物的总键能=生成物的总能量-应物的总能量单位：kJ/mol △ H（焓变）〉0表示吸热反应 H（焓变）〈0表示放热 【引导】现在大家看到的都是直观和表面的信息，有没有更深层次的信息？或者我们将得到的信息稍稍处理一下，能否得到更有价值的信息呢？ [板书]一、反应热焓变 1、概念：化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或转换成相应的 热量）来表述，叫做反应热，又称为“焓变”。符号：ΔH，单位：kJ/mol 或 kJ?mol-1 2、反应热的表示方法： 反应热用ΔH表示，其实是从体系的角度分析的。 放热反应：体系环境，体系将能量释放给环境，体系的能量降低，因此，放热反应的ΔH＜0，为“－” 吸热反应：环境体系，体系吸收了环境的能量，体系的能量升高，因此， 吸热反应的ΔH＞0，为“＋” 化学变化过程中的能量变化见下图： 3、反应热与化学键键能的关系 能量 能量 化学反应速率化学平衡 ［考纲要求］1. 了解化学反应速率的概念和定量表示方法，能正确计算化学反应的转化率 (a )。2. 了解反应活化能的概念，了解催化剂的重要作用。 3. 了解化学反应的可逆性及化学 平衡的建立。4.掌握化学平衡的特征，了解化学平衡常数K的含义，能利用化学平衡常数进 行相关计算。5.理解外界条件(浓度、温度、压强、催化剂等)对反应速率和化学平衡的影响, 能用相关理论解释其一般规律。 6. 了解化学反应速率和化学平衡的调控在生活、生产和科学研究领域中的重要作用。 考点一化学反应速率及其影响因素 (一)化学反应速率的计算及速率常数 1 .化学反应速率的计算 (1)根据图表中数据和定义计算： 一1 v(X)=XS化量s 或蔦L h '即v(X) J ；c|= Vt， 计算时一定要注意容器或溶液的体积, 不能忽视容器或溶液的体积V盲目地把△ n当作△ c 代入公式进行计算，同时还要注意单位及规范书写，还要根据要求注意有效数字的处理。 ⑵根据化学方程式计算：对于反应“m A+ n B===p C+ qD',有v(A) : v(B) ：v(C) ：v(D)= m： n ：p : q。 2 .速率常数 (1) 假设基元反应(能够一步完成的反应)为a A(g) + b B(g)===c C(g) + d D(g)，其速率可表示为 v = kc a(A) c b(B)，式中的k称为反应速率常数或速率常数，它表示单位浓度下的化学反应速率，与浓度无关，但受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响，通常反应速率常数越大，反应进行得越快。不同反应有不同的速率常数。 (2) 正、逆反应的速率常数与平衡常数的关系 a b 对于基元反应a A(g) + b B(g) c C(g) + d D(g) , v 正=k 正? c (A) ? c (B) , v 逆=k c d 逆? c c(C) ? c d(D)，平衡常数K= c r-C一c b D = k一—，反应达到平衡时v正=v逆，故K= k。c A ? c B 血? v正' k逆 (二)正确理解化学反应速率的影响因素 1?内因一一活化能 活化能是指为了能发生化学反应，普通分子(具有平均能量的分子)变成活化分子所需要吸收 的最小能量，即活化分子比普通分子所多出的那部分能量。相同条件下，不同化学反应的速率不同，主要是内因一一活化能大小不同所致，活化能小的化学反应速率快，活化能大的反应速率慢。 注意反应热为正、逆反应活化能的差值。 考纲要求 1.了解化学反应的可逆性及化学平衡的建立。2.掌握化学平衡的特征。3.理解外界条件(浓度、温度、压强、催化剂等)对化学平衡的影响，能用相关理论解释其一般规律。 考点一可逆反应与化学平衡建立 1．可逆反应 (1)定义 在同一条件下既可以向正反应方向进行，同时又可以向逆反应方向进行的化学反应。 (2)特点 ①二同：a.相同条件下；b.正、逆反应同时进行。 ②一小：反应物与生成物同时存在；任一组分的转化率都小于(填“大于”或“小于”)100%。 (3)表示 在方程式中用“”表示。 2．化学平衡状态 (1)概念 一定条件下的可逆反应中，正反应速率与逆反应速率相等，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度保持不变的状态。 (2)化学平衡的建立 (3)平衡特点 深度思考 1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×” (1)2H2O电解 2H2↑＋O2↑为可逆反应( ) 点燃 (2)可逆反应不等同于可逆过程。可逆过程包括物理变化和化学变化，而可逆反应属于化学变化( ) (3)化学反应达到化学平衡状态时正、逆反应速率相等，是指同一物质的消耗速率和生成速率相等，若用不同物质表示时，反应速率不一定相等( ) (4)一个可逆反应达到的平衡状态就是这个反应在该条件下所能达到的限度( ) 2SO3(g) ΔH＝2．向含有2 mol的SO2的容器中通入过量氧气发生2SO2(g)＋O2(g)催化剂 加热 －Q kJ·mol－1(Q＞0)，充分反应后生成SO3的物质的量 2 mol(填“＜”、“>”或“＝”，下同)，SO2的物质的量 0 mol，转化率 100%，反应放出的热量Q kJ。 题组一极端假设，界定范围，突破判断 1．一定条件下，对于可逆反应X(g)＋3Y(g)2Z(g)，若X、Y、Z的起始浓度分别为c1、c2、c3(均不为零)，达到平衡时，X、Y、Z的浓度分别为mol·L－1、mol·L－1、mol·L－1， 《化学反应的热效应第二课时》教案 教学目标 1 ?知识与技能 盖斯定律及其应用。 2.过程与方法 ⑴通过“联想.质疑”等活动，训练学生的思维能力； (2)通过“活动探究”等实践活动，对学生进行定量实验的基本训练； (3)通过“交流研讨”等学生互动和师生互动活动，培养学生的动手、动脑能力以及获取、分析处理、归纳信息的能力； (4)通过阅读“拓展视野” “资料在线” “方法导引” “追根寻源”等资料，扩大学生的知识面，增加学生全面的能力。 3.情感态度与价值观 使学生能从能量角度比较深刻的了解化学科学对人类的贡献，通过进一步了解化学的研究特点，激发学习的兴趣，建立基本的化学科学思维。 教学重点 盖斯定律及英应用。 教学难点 盖斯定律及其应用。 教学用品 多媒体教学课件，学案。 教学过程 【新课导入】讨论：C(s)+l/2O2(g)=CO(g) AHi=? 上述反应在氧气供应充足时，可燃烧生成CCh，氧气供应不充分时，虽可生成CO,但同时生成部分C02,因此该反应的2\比无法直接测得。参考P8图思考如何间接计算该反应的反应热？ 【探究结果】 ?C(s)4-l/2O2(g)=CO(g) AHi=? ②CO(g)+1 /2O2(g)=CO2(g) AH2=-283.0kJ/mol ③C(s)+O2(g)=CO2(g) AH3=-393.5kJ/mol ①+②=③，贝1JAH1+AH2=AH3 所以，AH1=AH3?AH2，AHi=-393.5kJ/mol+ 283.0kJ/mol=-110.5kJ/mol 【讲述】不管化学反应是分一步完成或分儿步完成，其反应热是相同的。 化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。这就是盖斯定律。 如何理解盖斯定律？ (1)请用自己的话描述一下盖斯定律。 ①某人从山下A到达山顶B,无论是翻山越岭攀登而上，还是坐缆车直奔山顶，其所处的 海拔都高了300g即山的高度与A、B点的海拔有关，而与由A点到达B点的途径无关。 ②这里的A相当于反应体系的始态，B相当于反应体系的终态，山的高度相当于化学反应的反应热。 ③如图理解 海技400 m 海拔100 m 反应焙变的计算方法：由盖斯定律可知，若一个化学方程式可由另外儿个化学方程式相加 减而得到，则该化学反应的焰变即为这几个化学反应焰变的代数和。因此可利用已知化学反应 的热效应，通过代数的加减来求得某一反应的热效应。但运算时必须注意，欲消去的物质的种 类、状态均应该相同。 同素异形体相互转化但反应热相当小而且转化速率慢，有时还很不完全，测定反应热很困 难。现在可根据盖斯提出的观点“不管化学反应是一步完成或分几步完成，这个总过程的热效 应是相同的”。已知P4(s、白磷)+5O2(g)=P4O10(s) AH =-2983.2 kJ/mol P(s、红磷)+ +5O2(g)=P4O10(s) AH 二738.5 kJ/mol 试写出白磷转化为红磷的热化学方程式___________________________________° 【例1】(08山东卷)北京奥运会“祥云”火炬燃料是丙烷(C3H8),亚特兰大奥运会火炬燃料 是丙烯(C3H6)O (1)丙烷脱氢可得丙烯。已知： C3H8(g)一一CH4(g)+HC=CH(g)+H2(g) AH i =+156.6kJ/mol CH3CH=CH2(g)一-CH4(g)+HC=CH(g) AH2=+32.4kJ/mol 则相同条件下，以下反应C3HMg)=CH3CH = CH2(g)+H2(g)的AH尸__________ K J/molo 【答案】+124.2 化学平衡教学反思范文（精选3篇） 化学平衡教学反思范文（精选3篇） 身为一名到岗不久的人民教师，我们都希望有一流的课堂教学能力，对学到的教学技巧，我们可以记录在教学反思中，那么应当如何写教学反思呢？以下是小编收集整理的化学平衡教学反思范文，供大家参考借鉴，希望可以帮助到有需要的朋友。 化学平衡教学反思1化学平衡是中学化学的重要理论知识，在中学化学理论中占重要地位。它的大部分知识内容抽象、理论性很强，学生学起来觉的很吃力。因此课堂教学的主体目标应该是培养学生科学的思维方法，重点是培养学生分析问题、解决问题的能力，学法上老师精讲，学生多练以达到掌握知识的目的。 回顾化学平衡的教学过程，反思教学设计、教学实施和教学效果，有以下感想： 一、努力做到课堂精讲精练 精讲精练字面上可以说是陈词滥调，但在教学实际中它是一个永恒的主题。它需要不断创新，不断充入新的教学理 念、教学思维和教学探究，努力做到每一堂课的精讲精练，是一个教师时时刻刻必须追求的课堂教学目标。 备课过程中我首先对章节知识的大结构进行粗框架、主线索的大扫描，定好大方向后，再侧重知识点之间的有机衔接和知识梯度的合理铺设，重难点知识要自然合理穿插引入，努力实现学生课堂和课后自我突破，使学生在表观抽象、散乱、灵活的化学理论知识面前轻松领略逻辑和本质在化学理论推证、分析应用中的魅力。真正实现课堂教学培养学生科学思维方法的教学目标。对于课上例题及课后练习都按照题型进行精心的筛选，使学生在练习时能够有的放矢，事半功倍，扎扎实实。 对教材的处理，我觉得应该注意以下问题： 1、化学平衡概念的引入建立于对同学门已经很熟悉的溶解结晶平衡的复习基础之上，类比于化学平衡，找出化学平衡状态的特征——动、等、逆、定、变，为避免部分同学将达平衡时“浓度不变”理解为“浓度相等”，课本上反应达平衡后CO、H2O、CO 2、H2浓度示例数据可稍做改动，以免误导。 2、化学平衡部分知识的检测主要体现在三方面：平衡状态的判定、化学平衡的有关计算、等效平衡的判定。这三方面均为重难点。教师在处理这类知识应用时，应牢牢把握一个解题原则：万变不离其踪。 高中化学化学反应热的计算教案新人教版选修 HUA system office room 【HUA16H-TTMS2A-HUAS8Q8-HUAH1688】 第三节化学反应热的计算 教学目标： 知识与技能： 1、从能量守恒角度理解并掌握盖斯定律； 2、能正确运用盖斯定律解决具体问题； 3、学会化学反应热的有关计算。 过程与方法： 培养学生的自学能力、灵活运用知识分析问题解决问题的能力 教学重点： 盖斯定律的应用，化学反应热的有关计算 教学难点： 盖斯定律的应用 课时安排：1课时 教学方法：读、讲、议、练，启发式，多媒体辅助教学 教学过程： 【引入】在化学科学的研究中，常常需要知道物质在发生化学反应时的反应热，但有些反应的反应热很难直接测得，那么如何获得它们的反应热数据呢这就是这节课要研究的内容。 【板书】第三节化学反应热的计算 【知识回顾】已知石墨的燃烧热：△H=-393.5kJ/mol 1）写出石墨的完全燃烧的热化学方程式 2）二氧化碳转化为石墨和氧气的热化学方程式 【讲解】正逆反应的反应热效应数值相等，符号相反。“+”不能省去。 【思考】298K，101kPa时，合成氨反应的热化学方程式： N2(g)+3H2(g)=2NH3(g);△H = -92.38kJ/mol在该温度下，取1 mol N2(g)和3 mol H2(g)放在一密闭容器中，在催化剂存在进行反应，测得反应放出的热量总是少于92.38kJ，其原因是什么？ 【学生讨论后回答，教师总结】该反应是可逆反应，在密闭容器中进行该反应将达到平衡状态， 1 mol N2(g)和3 mol H2(g)不能完全反应生成2 mol NH3(g)，因而放出的热量总小于92.38kJ。 【思考】如何测出这个反应的反应热： C(s)+1/2O2(g)==CO(g) ΔH1=? 【学生回答】不能测量，因为C燃烧很难使其完全生成CO而没有CO2. 【过渡】既然不能测量，那应如何才能知道该反应的反应热呢？ 【学生回答】通过盖斯定律进行计算。 【指导阅读】阅读教材相关内容，讨论并回答下列问题： （1）什么是盖斯定律？ （2）盖斯定律在科学研究中有什么重要意义？ （3）认真思考教材以登山经验“山的高度与上山的途径无关”的道理，深刻理解盖斯定律。 【学生讨论后回答，教师板书】 一、盖斯定律 压强对化学平衡的影响(教案) 压强对化学平衡的影响 化学化工学院2011级师范222011316011207 成文婵 学习需求分析： 以化学平衡的概念及影响其的因素（浓度、温度）为知识的基点，进一步学习压强如何影响化学平衡，而与前2个因素不一样的是压强只对于特定的化学平衡才适用。这对完善影响化学平衡的因素有着重要的作用，而且这个因素在工业生产上也占着重要的地位。化学来源于生活也服务于生活，利用生活中的常见的现象进行可的讲授，既增加的学生学习的兴趣也提高了学生的理解能力。 对于教材，它选自选修四化学反应原理第二章第三节第二小节，既是对前面所学习的内容的一个升华与补充，也联系这必修2 第二章第三节的化学反应的快慢与限度，两者之前相互补充相互联系，让知识间的结构更加完整，而且也指导着后期弱电解质的电离平衡的影响因素的学习。不仅如此，它更加影响着学生整个高中的化学反应的学习，学好化学反应影响因素对化学学习有着重要的作用。在教材中对于压强对化学平衡的影响描述的很少，但是它确实一个比较重要的知识点，所以在教学设计时，我利用生活中常见的现象为例子进行详细讲解压强是如何影响化学平衡（必须强调的是由于固态或液态的物质参加的化学平衡受压强的影响很小，所以压强只对适用气体参加的化学平衡），进一步导出著名的列夏特列原理，它也是作为当外界条件改变时，判断平衡移动的依据。做相应的课堂练习检查学生的理解状况。 学情分析： 知识层面：学生已经学习了可逆反应和化学平衡的基本定义，对化学平衡概念及特征初步的认识，但不能正确判断外界条件改变将怎么样影响化学平衡（根据奥苏贝尔的同化理论，在学习新课时要适当复习旧知识，让学生在新旧知识间产生一定的联系，构建有意义的学习），且对化学平衡的知识容易出现遗忘，所以在讲授新知识前应先回顾旧知识。 能力层面：高中阶段学生的思维发展处于形式运算阶段，计算能力、逻辑 化学反应的热效应 最新考纲 1.了解化学反应中能量转化的原因及常见的能量转化形式。2.了解化学能与热能的相互转化，了解吸热反应、放热反应、反应热等概念。3.了解热化学方程式的含义，能正确书写热化学方程式。4.了解焓变(ΔH)与反应热的含义。5.理解盖斯定律，并能运用盖斯定律进行有关反应焓变的计算。6.了解能源是人类生存和社会发展的重要基础，了解化学在解决能源危机中的重要作用。 考点一焓变、热化学方程式 1．反应热(焓变) (1)概念：在恒压条件下进行的反应的热效应。 符号：ΔH。 单位：kJ·mol－1或kJ/mol。 (2)表示方法 吸热反应：ΔH>0；放热反应：ΔH<0。 2．放热反应和吸热反应的判断 (1)从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析，如图所示。 (2)从反应热的量化参数——键能的角度分析 (3)记忆常见的放热反应和吸热反应 放热反应：①可燃物的燃烧；②酸碱中和反应；③大多数化合反应；④金属跟酸的置换反应； ⑤物质的缓慢氧化等。 吸热反应：①大多数分解反应；②盐的水解；③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应；④碳和水蒸气、C和CO2的反应等。 3．理解反应历程与反应热的关系 图示 意义a表示正反应的活化能；b表示逆反应的活化能。c表示该反应的反应热。 ΔH 图1：ΔH＝(a－b) kJ·mol－1＝－c kJ·mol－1，表示放热反应图2：ΔH＝(a－b) kJ·mol－1＝c kJ·mol－1，表示吸热反应 4.热化学方程式 (1)概念 表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。 (2)意义 表明了化学反应中的物质变化和能量变化。 如：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6 kJ·mol－1 表示：2 mol氢气和1 mol氧气反应生成2 mol液态水时放出571.6 kJ的热量。 (3)书写要求 ①注明反应的温度和压强(25 ℃、101 kPa下进行的反应可不注明)。 ②注明反应物和生成物的状态：固态(s)、液态(l)、水溶液(aq)、气态(g)。 ③热化学方程式中各物质的化学计量数只表示物质的物质的量，而不表示分子个数(或原子个数)，因此可以写成分数。 ④热化学方程式中不用“↑”和“↓”。 ⑤由于ΔH与反应物的物质的量有关，所以热化学方程式中物质的化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。当反应向逆反应方向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。 (1)放热反应不需要加热就能反应，吸热反应不加热就不能反应(×) (2)物质发生化学变化都伴有能量的变化(√) (3)吸热反应在任何条件下都不能发生(×) (4)活化能越大，表明反应断裂旧化学键需要克服的能量越高(√) (5)吸热反应中，反应物化学键断裂吸收的总能量高于生成物形成化学键放出的总能量(√) (6)同温同压下，反应H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH不同(×) 解析焓变与反应条件无关。 (7)可逆反应的ΔH表示完全反应时的热量变化，与反应是否可逆无关(√) (1)已知：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)ΔH＝－92.4 kJ·mol－1，若向一定体积密闭容器中加入1 mol N2和3 mol H2，充分反应后，放出热量(填“＞”“＜”或“＝”)92.4 kJ，说明判断的理由。 答案＜上述反应为可逆反应，1 mol N2和3 mol H2不可能完全反应，因而放出的热量小于92.4 kJ。 (2)若体积不变，向密闭容器中再充入2 mol NH3，则该反应的焓变ΔH＝。 答案－92.4 kJ·mol－1 题组一化学反应过程中能量变化原因的分析 1．化学反应①A B和②B C的能量反应过程图如图所示。下列有关该反应的叙述错误的是() 影响化学反应平衡的条件及其因素说明： 1、化学平衡移动的实质是外界因素破坏了原平衡状态时v正= v逆的条件，使正、逆反应速率不再相等，然后在新的条件下使正、逆反应速率重新相等，从而达到新的化学平衡。也就是说，化学平衡的移动是：平衡状态→不平衡状态→新平衡状态。 2、浓度对化学平衡移动的影响：增大浓度，反应速率加快，降低浓度，反应速率减慢，浓度是通过改变反应速率来影响化学平衡状态的： 即增大反应物浓度，降低生成物浓度，平衡正向移动；降低反应物浓度，增大生成物浓度，平衡逆向移动。 3、固体及纯液体的浓度是一定值，不因量的多少而改变，所以增加或减少固体及纯液体的量，不会影响平衡状态。 4、压强对化学平衡移动的影响：对于有气体参加的可逆反应，增大压强，反应速率加快，降低压强，反应速率减慢。 对于反应：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，增大或降低压强对平衡的影响： 当：①m＋n>p＋q时 ②m＋n 《化学反应的热效应》教学设计 一、教学内容分析： 鲁科版化学选修四——《化学反应原理》第一章第一节化学反应的热效应，第一课时。 本节内容是在必修二第二章对化学反应中能量的变化有初步介绍的基础上的进一步深化和再认识。本节以能量变化的一部分——热效应为主线索，首先定义了反应热的概念，然后重点介绍了定量测定反应热的实验方法。使学生对反应热有个初步概念，并学会测定反应热的基本原理和方法，同时提高学生动手以及分析解决问题的能力。在本节学完之后是学生不但对化学反应中能量变化的实质过程有了更充分的认识，而且打下了化学热力学的初步基础，为以后的进一步深入研究提供了巨大的方便。 二、学生学习情况分析： 学生已掌握了化学反应过程中，破坏旧化学键，需要吸收一定的能量；形成新化学键时，又要释放一定的能量。即化学反应过程中，存在化学能与热能之间的转化。也了解几种常见的放热反应和吸热反应。但本节内容均为化学原理，学习起来比枯燥难懂。另外测定中和反应的反应热这个定量实验与以往所做的物质定性实验有所不同。学生要学会对实验数据进行分析、判断实验误差和操作正确与否。这是学生学习过程中存在的难度。 三、设计思想： 由于本节内容较抽象难懂，与以前所学知识联系较少，故在教学中采用多台阶、小步伐的方法，层层推进，并结合实验探究等方法使学生的能力在不知不觉中得到提高。具体教学环节在引入时可通过铝热反应、氯化铵与消石灰的放热反应和吸热反应的不同来吸引学生的注意力，同时提出问题：为什么会有这样的区别此时提出反应热的定义，同时进行讲解与说明。再介绍反应热的测量仪器——量热计，大体介绍其结构、工作原理等，此时可比较热容和比热的概念的区别，然后组织学生进行探究活动——测定中和反应的反应热实验，同时体会反应热的求算公式。探究活动后，再组织学生分析实验数据，针对“如何提高测定结果的准确性”这一问题展开讨论，使学生进一步明确该实验操作中的注意问题；同时使学生体会定量实验的特点及其与定性实验的区别。也是本节课应重点说明的地方。最后应做一定量的巩固训练，本节课即以完成。 四、教学目标： 知识与技能目标： 通过对化学反应热效应相关知识的学习，使学生能在定量的水平上重新认识与描述化学反应的能量变化。 过程与方法目标： 通过“联想·质疑”等活动，训练学生的思维能力；通过“活动·探究”等实践活动，对学生进行定量试验的基本训练；通过“交流·研讨”等学生互动和师生互动活动，培养学生的动手、动脑能力以及获取、分析处理、归纳信息的能力；通过阅读“拓展视野”“资料在线”等资料，扩大学生的知识面，增加学生全面的能力。 情感态度价值观目标： 通过本节的学习使学生能从能量角度比较深刻的了解化学科学对人类的贡献，通过进一步了解化学的研究特点，激发学习的兴趣，建立基本的化学科学思维。 五、教学重点和难点： 2-3 化学平衡 【教学目标】之知识与技能 1、了解可逆反应和不可逆反应的概念 2、描述化学平衡建立的过程，建立起化学平衡的概念 3、通过实验探究温度、浓度和压强对化学平衡的影响 4、掌握平衡移动原理（勒夏特列原理）并能运用其解决平衡问题 【教学目标】之过程与方法 1、从学生已有的关于饱和溶液的溶解平衡，导入化学平衡，通过对溶液节平衡的理解和迁移，让学生建立起化学平衡是个动态平衡的概念 2、通过边讲边实验的形式引导学生认真观察实验现象，启发学生充分讨论。师生共同归纳出平衡移动原理，达到既激发学生兴趣又启发思维的目的 【教学目标】之情感态度与价值观 1、化学平衡是宇宙中各种平衡的一个小小分支，它和日常生活中的溶解、环境、生态等平衡问题都与生活息息相关；27中“生命元素”在人体中为此着平衡，其含量由生命活动需要而定，既不可多，也不可少，否则就会破坏平衡，影响人体健康——化学与生命息息相关 【教学重点】?????1、化学平衡概念的建立 2、温度、浓度、压强对化学平衡的影响 3、化学平衡移动原理的应用 【教学难点】?????1、化学平衡概念的建立 2、温度、浓度、压强对化学平衡的影响 3、化学平衡移动原理的应用 【教学方法】实验探究、推理、讨论 【课时安排】10课时 【教学过程】 第一课时 【知识回顾】什么是可逆反应？可逆反应有什么特点？ 一、可逆反应 1、定义：在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应 2、表示方法：用“”表示。如：H 2 + I 22HI 【讲解】可逆反应中所谓的正反应、逆反应是相对的，一般把向右进行的反应叫做正反应， 向左进行的反应叫做逆反应。 【学与问】反应2H 2 + O 2 2H 2O 与2H 2O 2H 2↑ + O 2↑是否是可逆反应？ 【讲解】可逆反应是在同一个条件下，同时向两个方向发生的反应才叫可逆反应。这两个反 应是在不同条件下进行的反应，因此不是可逆反应 【讲解】由于可逆反应同时向两个方向发生反应，因此无论反应多长时间，都不能向任何一 个方向进行到底，如3H 2+ 2N 2 2NH 3 ，只能尽可能多地将氮气和氢气转 化为氨气，反应最终能进行到什么程度，这就是我们今天要研究的问题——化学平衡 3、特点：参加反应的物质不能完全转化 二、化学平衡 1、化学平衡状态的建立 ⑴溶解平衡的建立 催化剂 高温高压 电解 点燃 反思： 本节知识较难理解，概念少讲，在练习过程中逐步融会贯通 名师精编优秀教案 化学反应与能量变化教学设计 【教材分析】本节内容选自人教版高中《化学4（选修）》，该内容属于化学反应与能量变化范畴。化学课程标准关于化学反应与能量的内容在初中化学、高中化学2和选修4均有安排，体现了知识生长与学习的层次性，本节将从科学概念的层面和定量的角度深入学习“化学与能量”。 【教学目标】 知识与技能：1.知道化学反应中释放能量的形式。 2.理解化学反应中能量变化的原因。 3.掌握焓变与反应热的关系。 } 过程与方法： 学会用观察、实验探究等方法获取信息、理解信息。通过对化学反应中能量变化的原因分析，培养学生从现象到本质的自然科学思维方法。 情感态度与价值观：1.列举生活实例和能源发展里程碑，让学生认识化学科学的发展对人类生活质量的积极影响。 2.通过实验探究和研究性学习活动培养探究能力 和实践能力。 【学情分析】 知识基础：学生知道化学反应能提供能量，知道一些具体的吸热反应和放热反应，同时能够从化学键的角度认识化学反应的本质，但学生渴望利用所学化学知识解决生是缺少用定量的思想去分析问题。． 名师精编优秀教案 活中的实际问题，所以用暖宝宝探讨学习。 ； 学情及年龄特征：学生对生活中的实例有浓厚的探究兴趣，对未知知识和应用有强烈的探究欲。 【教学重点】分析化学反应中热效应与焓变的关系。 【教学难点】培养学生用微观理论解释宏观现象的原因。 【教学方法】现代教学方法中重视知识形成过程，所以出现了情景教学、探究教学等，对于焓变这样高度抽象的知识教学中，采用单一的实验探究不易激发学生的兴趣，所以在本节的教学方法中采用实验探究、层层引进、多媒体演示等辅助教学。 【教学资源】电脑多媒体投影、实物暖宝宝 【教学流程】 教师活动学生活动 “平衡计分卡”（BSC）的原理方法 一、“平衡计分卡”的起源 20世纪初，杜邦公司创立了杜邦财务指标分析体系。它以净资产收益率为起点和基础，从影响净资产收益率的因素着手，层层分解，构建起一个包含销售利润率、投资报酬、每股收益、现金流量、内部报酬率等的财务指标体系。随后，特别是进入20世纪90年代后，非财务指标的评价在企业经营者绩效评价中的作用日益突出，经营者绩效评价更多地转向企业长期竞争优势的形成和保持上，转向了以企业价值为核心的综合指标体系。 为探求一种更为可行有效的经营者业绩评价方法，由罗伯特.卡普兰和大卫.诺顿于1992年提出的平衡计分卡。根据平衡计分卡的原理，可以在企业价值的基础上进行企业经营者业绩评价指标的设计探索。 平衡计分卡以组织战略为导向，寻找能够驱动战略成功的关键成功因素，并建立与之具有密切因果联系的指标体系来衡量战略实施过程的状态和采取必要的修改以维持战略的持续成功，其工作原理是通过在四个常常冲突的衡量标准中实现平衡而发挥作用，将管理层制定的战略与运作层面的活动整合起来。 二、“四个维度”及其因果关系 1.财务角度——目标是解决"股东如何看待我们?"问题。 主要考量管理者的努力是否对企业经济收益产生了积极的作用，因此是其他三个方面的出发点和归宿。财务指标主要包括收入增长指 标如销售额、利润额，成本减少或生产率提高指标，资本利用率或投资战略指标等，由于财务数据是有效管理企业的重要因素，因此财务目标大多是管理者优先考虑的目标。 2.客户角度——目标是解决"客户如何看待我们?"问题。“顾客满意度的高低是企业成败的关键”，因此现代企业的活动必须以客户价值为出发点，以顾客角度从时间(交货周期)、质量、服务和成本几个方面关注市场份额以及顾客的需求和满意程度来看一个企业。顾客指标体现了企业对外界变化的反映，主要包括市场份额、客户保留度、客户获取率、客户满意度、客户利润贡献率、送货准时率、产品退货率、合同取消数等。 3.内部运营角度——目标是解决"我们擅长什么?"问题。它反映企业内部效率，关注导致企业整体绩效更好的，特别是对顾客满意度有重要影响的过程、决策和行动。主要指标有： （1）评价企业创新能力的指标，如新产品开发所用的时间、新产品销售额在总销售额中所占的比例、所耗开发费用与营业利润的比例等； （2）评价企业生产经营绩效的指标，如产品生产时间和经营周转时间、产品和服务的质量、产品和服务的成本等； （3）评价企业售后服务绩效的指标，如企业对产品故障的反应时间和处理时间、售后服务的一次成功率等。 4.学习与成长角度——目标是解决“我们是在进步吗?”问题。 高考化学一轮复习化学反应速率和化学平衡图象教案新 人教版 考试大纲要求 1．了解化学反应的可逆性。理解化学平衡的涵义。掌握化学平衡与反应速率之间的内在联系。 2．理解勒沙特列原理的涵义。掌握浓度、温度、压强等条件对化学平衡移动的影响。 3．能够通过对图形、图表的观察，获取有关的感性知识和印象，并对这些感性知识进行初步加工和记忆。 知识规律总结 一、化学反应速率概念： 用单位时间里反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。 1．表示方法：v=△c/△t 2．单位:mol/(L·s);mol/(L·min);mol/L·S。 3．相互关系：4NH 3+5O24NO+6H2O（g） v(NH3)∶v(O2)∶v(NO)∶v(H2O)=4∶5∶4∶6 二、影响化学反应速率的因素 1．内因：反应物本身的性质（如：硫在空气中和在氧气中燃烧的速率明显不同）。 2．外内： （1）浓度：浓度越大，分子之间距离越短，分子之间碰撞机会增大，发生化学反应的几率加大，化学反应速率就快；因此，化学反应速率与浓度有密切的关系，浓度越大，化学反应速率越快。增大反应物的浓度，正反应速率加快。 （2）温度：温度越高，反应速率越快（正逆反应速率都加快）。 （3）压强：对于有气体参与的化学反应，通过改变容器体积而使压强变化的情况： PV=nRT, P=CRT。压强增大，浓度增大（反应物和生成物的浓度都增大，正逆反应速率都增大，相反，亦然）。 （4）催化剂：改变化学反应速率（对于可逆的反应使用催化剂可以同等程度地改变正逆反应速率）。 三、化学平衡的概念： 在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组成成分的含量保持不变的状态叫做化学平衡。 1．“等”——处于密闭体系的可逆反应，化学平衡状态建立的条件是正反应速率和逆反应速率相等。即v(正)=v(逆)≠0。这是可逆反应达到平衡状态的重要标志。 2．“定”——当一定条件下可逆反应一旦达平衡（可逆反应进行到最大的程度）状态时，在平衡体系的混合物中，各组成成分的含量（即反应物与生成物的物质的量，物质的量浓度，质量分数，体积分数等）保持一定而不变（即不随时间的改变而改变）。这是判断体系是否处于化学平衡状态的重要依据。 3．“动”——指定化学反应已达化学平衡状态时，反应并没有停止，实际上正反应与逆反应始终在进行，且正反应速率等于逆反应速率，所以化学平衡状态是动态平衡状态。 第1节化学反应的热效应 知识与技能：通过反应热定义的学习，了解反应热效应的定量描述与反应条件有关；通过中和热的实验，了解反应热效应的定量测定原理和方法；通过反应焓变定义的学习，了解反应热和反应焓变的关系；通过热化学方程式的学习，了解热化学方程式的意义，了解燃烧热的概念，体会热力学的严谨性；通过盖斯定律求算反应焓变，了解反应焓变与变化途径无关，仅仅与状态有关；通过键能的变化求算反应焓变，了解物质的结构与其能量变化的关系。 过程与方法：通过反应热定义的学习，理解实验研究和理论研究在科学探究方面的意义；在学习过程中，学会运用观察、对比、分析、思考等方法对所获得的信息进行处理；通过反应焓变概念的学习，了解实验研究和理论研究在科学探究方面的意义；在学习过程中，学会运用观察、分析、迁移等思维方法来建构新的概念；通过盖斯定律求算反应焓变的过程，体会数学、物理在学习化学中的重要性，注意理科之间的相互渗透和影响。 情感态度与价值观：体会实验成功的喜悦，感悟科学探究的乐趣；养成良好的实事求是的科学态度；体会思考带给人的愉快情感体验，感悟化学学科学习的乐趣；养成良好的实事求是的科学态度。 教学重点：反应热概念的含义；热化学方程式的正确书写以及反应焓变的计算。 教学难点：反应焓变的计算 课时安排：共五课时(新课3课时复习练习2课时) 教学过程： 第一课时 【引入新课】从物质结构的角度看，化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的 生成，因此几乎所有的化学反应都伴随着能量的释放或吸收。通过过去对化学的学习，我们知道在化学反应中，化学能可以与多种形式的能量发生转化，其中最普遍的能量转化是化学能与热能之间的转化。因此可以将化学反应分为放热反应和吸热反应。 【板书】第1章化学反应与能量转化 第1节化学反应的热效应 【投影】 类型比较放热反应吸热反应 定义有热量放出的化学反应吸收热量的化学反应 形成原因反应物具有的总能量大于生成物 具有的总能量反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量 与化学键强弱关系生成物分子成键时释放出的总能 量大于反应物分子断裂旧键时吸 收的总能量 生成物分子成键时释放出的总能量 小于反应物分子断裂旧键时吸收的 总能量平衡计分卡优劣
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