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化学反应原理(全套课件)

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选修4化学反应原理全章上课

选修4化学反应原理全章上课

原理：基于牛顿 运动定律和分子 力场，模拟大量 分子的动力学演 化
应用：预测反应 速率、反应机理、 分子结构和性质 等
优势：能够考虑 分子间的相互作 用和溶剂效应， 提供更准确的预 测结果
蒙特卡罗模拟方法
定义：蒙特卡罗模拟是一种基于概率的数学方法，通过随机抽样来模拟系统的行为。
原理：通过大量随机抽样，对系统状态进行统计平均，从而得到系统行为的近似结果。
应用：在化学反应模拟中，蒙特卡罗模拟可以用来模拟分子间的相互作用和碰撞，以及反应的概率 和速率。
优点：能够处理复杂系统，提供定量的预测结果，并且可以处理不确定性。
计算化学在药物设计中的应用
计算化学在药物设计中 的作用：预测分子的性 质和行为，优化药物设 计过程
计算化学在药物筛选中 的应用：通过计算机模 拟，快速筛选出具有潜 在活性的候选药物
计算公式： ΔH=ΣE(反应物)ΣE(生成物)，其中ΣE 表示反应物和生成物 的总能量的和。
焓变与反应热的关系： 焓变是指体系的状态函 数变化量，其值等于反 应热与温度的比值。
焓变的意义：焓变可 以用来判断反应是否 自发进行，也可以用 来计算反应的平衡常 数和反应速率等。
熵变和自由能变
熵变：表示系 统混乱度的变 化，影响反应 自发进行的方
氢能源的储存和运输：采用高压或低温液态形式储存，通过管道或车辆运输
氢能源的应用场景：燃料电池汽车、电力储能、航空航天等
工业生产中的化学反应过程优化
反应原理的应用：通过了解化学反应原理，优化工业生产中的化学反应过程，提 高生产效率和产品质量。
催化剂的选择与优化：选择合适的催废物产生。
化学反应原理的应用领域
能源领域：燃料燃烧、核能利用等 工业生产：化工、冶金、制药等 环境保护：处理废弃物、降低污染等 科学研究：化学分析、材料合成等

化学选修4化学反应原理-全部课件

化学选修4化学反应原理-全部课件

一、反应热 （焓变）
化学反应过程中所释放或吸收的能量,都可 以用热量(或换算成相应的热量)来表述,叫做
反应热,在恒压条件下又称为焓变。
PS：
ΔH=生成物能量-反应物能量 放热反应：ΔH<0或 ΔH为“-” 吸热反应：ΔH>0 或ΔH为“+”
从化学键的角度理解反应与能量变化的关系
以H2+Cl2=2HCl为例
表现 行式
放热反应
吸热反应
△H﹤0或△H为“—” △H﹥0或△H为“+”
形成 原因
与化 学键 强弱 的关
系
反应物具有的总能量大 于生成物具有的总能量
生成物释放的总能量 大于反应物吸收的总 能量
反应物具有的总能量小 于生成物具有的总能量
生成物释放的总能量 小于反应物吸收的总 能量
联系 键能越大，物质能量越低，越稳定，反之键能越 小，物质能量越高，越不稳定。
热化学方程式
能表示参加反应物质的量和反应热的关系
的化学方程式
H2H24822((15gg..88))++kkJJ1212//mmOO22oo((llgg))====HH22OO((gl))
△H=－ △H=－
3、热化学方程式需注明各物质的状态。 普通化学方程式不需注明物质的状态。
★书写热化学方程式的注意事项Байду номын сангаас
燃烧的热化学方程式正确的是 B
A. 2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l) △H=-4b kJ B. 2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l) △H=-4b
kJ/mol
C. C2H2(g)+5/2O2(g)=2CO2(g)+H2O(g) △H=-4b kJ/mol

人教课标版高中化学必修一《化学反应原理全套精品课件》教学PPT

人教课标版高中化学必修一《化学反应原理全套精品课件》教学PPT
200℃ △H= －14.9kJ/mol 2HI (g) 101KPa
H2 (g)+ I2 (g)
热化学方程式书写要点
①需注明反应的温度和压强 如在25℃、101KPa下进行的反应，可不注 明温度和压强 ②应注明反应物和生成物的状态 气体用g；液体用l；固体用s；溶液用aq
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H1=-Q1kJ/mol 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H2=-Q2kJ/mol
3、反应热产生的原因
①从物质所具有的能量角度
放热反应： 反应物的总能量＞生成物的总能量 △H<0
吸热反应： 生成物的总能量＞反应物的总能量
△H>0
ΔH= -183 kJ/mol（理论值） ΔH= -184.6 kJ/mol（实验值）√
②从化学键的角度 化学键断裂——吸热
化学键形成——放热
4、常见吸热反应与放热反应
认为甲烷的燃烧热是445.15kJ/mol？ 2、已知： 2H2( g ) + O2 ( g) = 2H2O ( l ) ΔH= - 571.6 kJ/mol
H2( g ) +1/2 O2 ( g) = H2O ( g ) ΔH= - 241.8 kJ/mol
求氢气的燃烧热。
答:ΔH=-285.8 kJ/mol
1 、已知在 25℃， 101kpa 下， 1gC8H18( 辛烷 ) 燃 烧生成二氧化碳和液态水时放出 48.40kJ 热 量，表示上述反应的热化学方程式正确的是
A．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(g) Δ H=-48.40 kJ·mol-1 B．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) Δ H=-5518 kJ·mol-1 C．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) Δ H=+5518 kJ·mol-1 D．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) Δ H=-48.40 kJ·mol-1

化学反应原理 PPT

化学反应原理 PPT

包权
人书友圈7.三端同步
反应热 焓变
定义：在化学反应过程中放出或吸收的热 量,通常叫做反应热,也称“焓变” 。
符号：用△H表示。 单位：一般采用kJ/mol。 △H=反应物的鍵能总和-生成物的鍵能总和 可直接测量，测量仪器叫量热计。
热化学方程式
1. △H写在方程式的右边，用空格隔开，△H值“-” 表示放热反应， △H值“+”表示吸热反应。单位
可逆反应达到平衡的标志：
①正逆反应速率相等 V正=V逆。 ②各组分浓度保持不变。相关物理量
恒定不变（压强、密度、体系颜色、 体积、混合气体的平均分子量等）。
2、在一定温度下密闭容器中，不能表示反应 N2 + 3H2====2NH3达到平衡状态的标志是 （） A、NH3的生成速率与NH3分解的速率相等 B、单位时间内生成2 molN2,同时生成6 molH2 C、N2 、H2、NH3的浓度不再变化 D、容器内压强不随时间的变化而变化
水(稀溶液)离子积为
＋弱电解质的生
常数→稀溶液酸碱性
成→盐类水解→水
及表示方法pH→pH
解的应用(平衡移动)
应用
第四章知识结构
电化学基础
氧化还 原反应
§1原电池 化学能转 化 §3电解池
为电能，自
§2化学电源
发进行
电能转化为
化学能，外
§4金属的电化学腐蚀与防护 界能量推动
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《化学反应基本原理》PPT课件

《化学反应基本原理》PPT课件

6. 化学反应热效应的计算
（1）由盖斯定律计算
例2 N2H4（l）+ O2（g）=N2（g）+2H2O（l） △rHmΘ1=-622.3 kJ •mol-1
H2O（l）+1/2O2（g）=H2O2（g） △rHmΘ2=149.5 kJ •mol-1
H2O2（g）=H2O2（l） △rHmΘ3= -51.5 kJ •mol-1
H2 + ½ O2 = H2O （l） △rHmΘ = △f HmΘ (H2O ，l) C（石墨）= C（金刚石）
△rHmΘ (T)=△f HmΘ (金刚石，T)=1.897kJ •mol-1
C（s）+ O2（g）= CO2（g） △rHmΘ = △f HmΘ (CO2 ) 2NH3（g）= N2（g）+3H2（g）
3.1 化学反应中的能量关系 3.2 化学反应的方向 3.3 化学反应速率 3.4 化学反应的限度
伴随化学反应的发生，能量也发生变化，对于 大多数化学反应，能量转化主要表现为化学能和热 能间的转化。
当今世界大部分能量来源于石油、煤和天然气 的燃烧反应，但这些资源越来越少，人们不得不寻 找新的能源，除了核能和太阳能，能量的获得离不 开化学反应。可见，研究化学反应中能量转化及其 规律有重要意义。
aA + mM = gG + dD
-aA –mM + gG + dD = 0
BB 0
nB()BnB(0) nBBBmol
nAA nM M nG G nD D
ξ=1mol时，表示参与反应的物质按所给的 计量数关系进行了一个单位的化学反应。
2. 焓和焓变 恒压只做体积功
W = -P△V
ΔU = Q+W = Qp+W = Qp -P△V 恒压反应热 QP=△U-W =△U+P△V

化学反应原理PPT课件

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o
反应过程
（直接原因）
（本质原因）
7
反应热与热化学方程式的概念
➢ 反应热：指在化学反应过程中，当反应物和 生成物具有相同温度时，所吸收（放出）的 热量（焓变包涵与内）
➢ 热化学方程式：表示反应热的化学方程式
8
热化学方程式的书写
➢标明反应物和生成物的状态、反应温度和压
强（未标明表示常温常压——25℃（298K）、
3
第一单元 化学反应中的热效应
化学反应的焓变
➢ 抽象概念：在恒温、恒压下化学反应过程中
吸收（释放）的热量。 ➢ 严格概念*：在恒温、恒压的条件下，体系
仅做体积功、不做其他功的变化过程中的热 效应。 ➢ 符号：ΔH；常用单位：kJ·mol-1
4
焓变产生的原因和条件：
➢ 反应物和生成物都具有能量
➢ 标准燃烧热：在101kPa（一个大气压）下， 1mol物质完全燃烧（产生的是稳定的化合物）
的反应热，单位：kJ·mol-1
➢ 热值：1g(单位质量或体积)·cm-1
13
第二单元 化学能与电能的转化
化学能→电能——原电池
原电池的构造： 1.不同活动性的金属电极（使其自发进行）；
（注：abcd表示化学计量数，AB表示反应物，CD表示 生成物，wxyz表示物质状态，Q表示吸收或放出的能量。）
10
盖斯定律：
一个化学反应，不论是一步完成，还是分 几步完成，其总的热效应是完全相同的。即焓
变ΔH只与反应的起末状态有关。
（我们可以由此求未知反应的焓变，如中间反应）
11
能源的分类
构成闭合电路
21
电解池的工作原理
➢电流：阴极→阳极 ➢电子：阳极→阴极

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30.5g
ห้องสมุดไป่ตู้
备用： 已知：S(s)+O2(g)=SO2(g) △H=- 290.6 kJ/mol 求1.6g硫燃烧成为SO2气体,放出多少热量？
14.53kJ
三、中和反应反应热的测定
1、中和热
酸与碱反应生成1mol H2O时释放的热量 称中和热。 数值：稀溶液中，强酸和强碱中和时 △H= -57.3kJ/mol
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H1=-Q1kJ/mol 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H2=-Q2kJ/mol
③右端标注热量数值和符号， △H：吸热用“+”，放热用：“-”。
化学计量数可以是整数，可以是分数。 ⑤化学计量数与△H成正比，当化学计量数不 同时，其△H不同
④化学计量数表示物质的量，而不是分子个数。
化学 选修四
第一章： 第一节
第二章 ：第一节 第三章 ：第一节 第四章 ：第一节
第二节
第二节 第二节 第二节
第三节
第三节 第四节 第三节 第四节 第三节 第四节
一、元素周期表
1、元素周期表
①元素周期表 34
40
38
36 体
楷 体
楷体
（一）、元素周期表
楷体
元素周期表 34 黑体 蓝字：记录 绿字：了解
4、比较Q1和Q2的大小、 △H1和△H2的大小
2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)，△H1=-Q1kJ/mol H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)，△H2=-Q2kJ/mol
Q1﹥Q2
△H1 ＜△H2
注意：热量比较比数值， △H比较带符号
练：⑴比较Q1＜Q2的大小、△H1 ＞△H2的大小
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化学平衡状态的特征
可逆反应； (1)逆：
(2)等： 正反应速率=逆反应速率
(3)动： 动态平衡（正逆反应仍在进行）
(4)定：反应混合物中各组分的浓度保持不变，
各组分的含量一定。
(5)变: 条件改变，原平衡被破坏，在新的条
件下建立新的平衡。
(6)同： 条件相同，某一可逆反应无论是从正反
应开始还是从逆反应开始，最终均可达 到同一平衡状态。
在一定温度下，反应X2(g)＋Y2(g)
2XY(g)
达到平衡的标志是
⑺ X2、Y2或XY的浓度不再随时间的改变而改变
⑻ 容器中X2、Y2、XY物质的量之比为 1∶1∶2
⑼ X2、Y2的物质的量浓度相等 ⑽ 容器中气体的总质量不随时间的改变而改变 ⑾ 若只有X2有颜色，容器中的颜色不随时间的 改变而改变
第二章 化学反应速率和化学平衡
第二节 影响化学反应速率的因素
化 学 反 应 速 率 的 影 响 因 素
主要因素：参加反应的物质的性质
次要因素:
外界条件：
浓度、压强、温度、催化剂等 光、电磁波、超声波、反应物颗粒的大 小、溶剂的性质、原电池等。
一、浓度对反应速率的影响
1、结论：当其它条件不变时，增加 反应物的浓度，可增大反应速率。 2、微观解释
V正＝V逆
V逆
●
t
这时，反应仍在进行，但是四种物质的浓度均保持不变，达 到动态平衡，这就是我们今天要重点研究的重要概念—化学 平衡状态
二、化学平衡状态
1、化学平衡状态
指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
组分的质量或浓度保持不变的状态。
强 调 三 点
前提：可逆反应，反应物产物 率=逆反应速率 标志：反应混合物中各组分的 浓度保持不变的状态
活化分子百分数不变（与温度、活化能有关）
3、适用范围
只适用于气体
（必须引起反应或生成物气体浓度改变）
三、温度对反应速率的影响
1、结论：当其它条件不变时，升高温度，化 学反应速率一般要加快。 2、微观解释
活化分子百分数增加（主要） 碰撞频率提高（次要）
3、适用范围
所有状态 所有反应 温度每升高10 ℃ ，v增大到原来的 2 ~ 4 倍
G、将CaCO3用CaCO3粉末代替
下列四种情况中最早出现浑浊的是： （C ） （1）10℃时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各 5 mL （2）10℃时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4 各5 mL，加水10mL （3） 20℃ 时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各 5 mL （4） 20℃ 时0.2mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各5 mL，加水10 mL
在一定温度下，反应X2(g)＋Y2(g) 2XY(g) 达到平衡的标志是 ⑴ 单位时间内同时生成 n mol X2 和n mol XY ⑵ 单位时间内生成 2n molXY的同时生成n mol Y2 ⑶ 容器内总压强不随时间变化 ⑷ 单位时间内有 n mol X—X键断裂，同时有n mol Y—Y键断裂 ⑸ 单位时间内生成 n mol X2 同时生成n mol Y2 ⑹ V正 ＝ V逆 ＝ 0
2、硫代硫酸钠（ Na2S2O3）与稀硫酸发生如下 反应：Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2+S↓+H2O
第二章 化学反应速率和化学平衡
第三节 化学平衡
一、可逆反应与不可逆反应
1、可逆过程
溶解 固体溶质
结晶
溶液中的溶质
本质：溶解速率 = 析出速率 现象：浓度不变或溶质质量不变 过程的可逆性是了解过程限度的基础， 过程的限度取决于过程可逆性的大小。
四、催化剂对反应速率的影响
1、结论：使用催化剂可加快化学反应速率 2、微观解释
降低反应所需的活化 能使得活化分子百 分数增加
活化分子能量
有催化剂
反应物平均能量
生成物平均能量
3、适用范围
催化剂具有专一性
1、足量铁粉与一定量盐酸反应，为了减慢反
应速率，但不减少氢气的产量，可加入下列
物质中的
A、水
B、NaOH固体
C、恒压，充入He
D、恒容，充入He
增大反应物的浓度使反应速率加快的主要原因（ A ） 对于气体参与体系增大压强使反应速率加快的主要原因 是（ A ） 升高温度使反应速率加快的主要原因是（ C） 使用催化剂使反应速率加快的主要原因是（ D） A、活化分子百分数不变，但提高单位体积内活化分子的 总数 B、 增大分子的运动速率而使有效碰撞增加 C、 升高反应物分子的能量，使活化分子的百分数增加 D、降低反应所需的能量，使活化分子百分数增加
单位体积内活化分子数增多 有效碰撞次数增多，反应速率加快
活化分子百分数不变（与温度、活化能有关）
3、适用范围
适用范围：气体、溶液
（固体或纯液体的浓度视为常数）
二、压强对反应速率的影响
1、结论：当其它条件不变时，增加压强， 可增大反应速率。 2、微观解释
单位体积内活化分子数增多 有效碰撞次数增多，反应速率加快
C、Na2CO3固体
D、NaCl溶液
2、增加压强，下列反应速率不会变大的是 A、碘蒸气和氢气化合成碘化氢 B、稀硫酸和氢氧化钠溶液反应 C、二氧化碳通入澄清石灰水中 D、氨的催化氧化
5、在一定温度下的密闭容器中发生的反应
N2＋2O2＝2NO2，下列措施能加快反应速率
的是
A、缩小体积使压强增大
B、恒容，充入氮气
1、将一定浓度的盐酸倒入碳酸钙中，若作如下改变的情况，其 中能使最初的化学反应速率增大的是 A、盐酸的浓度不变，而使盐酸的用量一倍 （ BG ）
B、盐酸的浓度增大一倍，而使盐酸的用量减少到原来的一半
C、盐酸的浓度和用量都不变，增加碳酸钙的量 D、盐酸和碳酸钙不变，增大压强一倍 E、加入CaCl2溶液 F、加入CaCl2固体
2、可逆反应
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
特点：同一条件、同时进行、反应物生成物 同时存在（反应不能进行到底）
V=1L的密闭容器，800℃，1atm,
CO + H2O
催化剂
高温
CO2 + H2
根据浓度对反应速率的影响 试画出该反应的速率与时间的图象
V
V正
●
V正 V逆