人教版高中化学选修4《化学反应原理》全册说课稿
各位老师大家好！
我要说课的内容是人教版高中化学选修4《化学反应原理》，依据新课标理念，教育改革精神，课程标准的要求及学生的实际情况，下面我对本册书作如下说明：
教材的地位和作用
选修4《化学反应原理》是高中化学八大课程标准之一，是在高一必修课基础之上，根据学生的个性发展所设置的课程模块。重在学习化学反应的基本原理，认识化学反应中能量转化的基本规律，了解化学反应原理在生产生活和科学研究中的应用。旨在帮助学生进一步从理论上认识一些化学反应原理的基础知识和研究问题的方法。
绪言
绪言作为全书的开篇，目的在于让学生从一开头就对本书的基本内容，学习方法有一个初步的了解，并简要的介绍有效碰撞理论、活化分子与活化能的概念模型，以及催化剂对化学科学和化工生产的巨大作用，以起到提纲挈领、激发学生学习化学反应原理兴趣的作用。
教学重、难点
1、 了解化学反应原理的基本学习方法—概念模型法；
2、 有效碰撞和活化分子与活化能的概念模型；
教学方法
通过列举事例；逐步抽象，揭示本质，概念模型法。
课时安排 1课时
第 一 章 化学反应与能量
本章属于热化化学基础知识，其中常涉及的内容有：书写热化学方程式或判断热化学方程式的正误；有关反应热的计算；比较反应热的大小等。
教学目标
1、 了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能量转化形式；
2、 了解化学能与热能的相互转化，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，能用盖斯定律进行有关反应热的计算，从中培养学生观察问题，分析问题，解决问题的能力。
教学重，难点
1、 反应热，燃烧热，中和热的概念；
2、 热化学方程式的书写，运用盖斯定律等方法求有关反应热的计算；
高中化学知识点——化学反应与能量
一．反应热焓变
1．定义：化学反应过程中吸收或放出的能
量都属于反应热，又称为焓变（ΔH），单位kJ/mol。
解释：旧键的断裂：吸收能量；新键的形成：放出能量，某一化学反应是吸热反应还是放热反应取决于上述两个过程能量变化的相对大小。吸热：吸收能量>放出能量；放热：吸收能量＜放出能量。
2.化学反应中能量变化与反应物和生成物
总能量的关系
3．放热反应：放出热量的化学反应，(放热>吸热)ΔH＜0；吸热反应，吸收热量的化学反应(吸热>放热)ΔH＞0。 【学习反思】
⑴常见的放热、吸热反应：
①常见的放热反应有
a燃烧反应
b酸碱中和反应
c活泼金属与水或酸的反应
d大多数化合反应
②常见的吸热反应有：
a氢氧化钡晶体和氯化铵晶体混合发生反应
bCO2+C=2CO
c大多数的分解反应⑵△H＜0时反应放热；△H＞0时反应吸热。
【概括总结】焓变反应热
在化学反应过程中，不仅有物质的变化，同时还伴有能量变化。
1．焓和焓变
焓是与物质内能有关的物理量。单位：kJ·mol－1，符号：H。
焓变是在恒压条件下，反应的热效应。单位：kJ·mol－1，符号：ΔH。
2．化学反应中能量变化的原因
化学反应的本质是反应物分子中旧化学键断裂和生成物生成时新化学键形成的过程。
任何化学反应都有反应热，这是由于在化学反应过程中，当反应物分子间的化学键断裂时，需要克服原子间的相互作用，这需要吸收能量；当原子重新结合成生成物分子，即新化学键形成时，又要释放能量。
ΔH＝反应物分子中总键能－生成物分子中总键能。 3．放热反应与吸热反应
当反应完成时，生成物释放的总能量与反应物吸收的总能量的相对大小，决定化学反应是吸热反应还是放热反应。
(1)当ΔH为“－”或ΔH<0时，为放热反应，反应体系能量降低。
(2)当ΔH为“＋”或ΔH>0时，为吸热反应，反应体系能量升高。
4．反应热思维模型：
(1)放热反应和吸热反应
化学反应与能量变化的12345
一、1个符号ΔH：
H表示的焓，加上Δ后表示的是焓变。
二、2个计量：
1、ΔH有单位：kJ·mol－1或者J·mol－1
2、ΔH有符号：若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”
三、三个定义及三热比较：
能量名称 反应热 燃烧热 中和热
概念 一定温度下，在反应过程中所放出或吸收的热量 在25 ℃、101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量 在稀溶液中，强酸与强碱发生中和反应生成1
mol 水时所放出的热量
变化类型 放热反应或吸热反应 放热反应 放热反应
ΔH的正负 放热时，ΔH<0吸热时，ΔH>0 ΔH<0 ΔH<0
单位 kJ·mol－1 kJ·mol－1 kJ·mol－1
反应条件 一定温度下 25 ℃、101 kPa 稀溶液
反应物的量 不限量 1 mol 可燃物 不限量
生成物的量 不限量 不限量 1 mol 水
四、4种计算方法：
1、ΔH＝E(生成物的总能量)－E(反应物的总能量)
2、ΔH＝E(反应物的键能之和)－E(生成物的键能之和)
3、ΔH＝E(正反应所需活化能)－E(逆反应所需活化能)
4、热化学方程式的叠加。
即用几个已知的热化学方程式经过扩大或者缩小若干倍后再进行叠加得到所求的热化学方程式，其反应热也对应进行计算。
表示方法：，ΔH＝ΔH1＋ΔH2
五、书写热化学方程式时的“六个”注意
(1)注意ΔH的符号和单位
若为放热反应，ΔH为“－”；若为吸热反应，ΔH为“＋”。ΔH的单位为kJ·mol－1。
(2)注意反应热的测定条件
书写热化学方程式时应注明ΔH的测定条件(温度、压强)，但绝大多数的ΔH是在25 ℃、101 kPa下测定的，此时可不注明温度和压强。
(3)注意热化学方程式中的化学计量数
热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数。因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。
化学反应中的能量关系
能量类型 描述 示例
反应物总能量 反应开始前，所有反应物的能量总和 A(g) + B(g) → 总能量（反应物）
生成物总能量 反应结束后，所有生成物的能量总和 C(g) + D(g) → 总能量（生成物）
反应热（ΔH） 反应物总能量与生成物总能量之差 ΔH = 总能量（反应物）
- 总能量（生成物）
键能 化学键形成或断裂时释放或吸收的能量 键能（A-B）表示A和B原子间化学键的能量
活化能 反应物达到可以进行化学反应所需的最小能量状态所需的能量 Ea表示活化能
焓变（ΔH°） 在标准状态下，反应热的变化量 ΔH° = ΣH(生成物) -
ΣH(反应物)（在标准状态下）
熵变（ΔS） 反应过程中系统的无序度变化 ΔS = ΣS(生成物) -
ΣS(反应物) 自由能变化（ΔG） 反应在恒温恒压下进行的自发性指标 ΔG = ΔH - TΔS（在恒温恒压下）
说明：
反应物总能量：在化学反应开始之前，所有参与反应的物质的能量总和。
生成物总能量：在化学反应结束后，所有生成的物质的能量总和。
反应热（ΔH）：反应物总能量与生成物总能量之差，表示反应是放热还是吸热。如果ΔH为负，则反应是放热的；如果ΔH为正，则反应是吸热的。
键能：化学键形成或断裂时涉及的能量。键能越大，表示化学键越稳定。
活化能：反应物达到活化状态所需的能量，是反应进行的一个关键能量障碍。
焓变（ΔH°）：在标准状态下（即特定温度、压力和浓度），反应热的变化量。
熵变（ΔS）：反应过程中系统的无序度或混乱度的变化。如果ΔS为正，表示系统变得更加混乱；如果ΔS为负，表示系统变得更加有序。
自由能变化（ΔG）：反应在恒温恒压下进行的自发性指标。如果ΔG为负，则反应在给定条件下是自发进行的；如果ΔG为正，则反应不是自发进行的。
