化学反应及反应中的能量变化

1、化学反应及反应中的能量变化【教学目标】知识技能：掌握化学反应的四种基本类型：化合、分解、置换、复分解。理解氧化和还原、氧化性和还原性、氧化剂和还原剂等概念。能判断氧化还原反应中电子转移的方向和数目，并能配平反应方程式。掌握离子方程式的概念，能正确书写及判断离子方程式。掌握离子共存的判断方法。掌握电解质在溶液中反应的微观实质。掌握反应热的概念，能正确书写及判断热化学方程式，并进行反应热的有关计算。能力培养：培养学生把所学知识进行归类、总结的能力。培养分析问题、解决问题的能力。培养学生对相近和易混淆的概念进行分析、比较的能力，在对比中找出其本质区别和联系，形成系统的知识体系。科学思想：通过化学方程

2、式配平、离子方程式及热化学的书写，树立物质转化过程中质量、得失电子、电荷等守恒的思想。科学品质：培养学生认识事物应分析其本质的品质及对科学概念准确理解的品质和实事求是的科学态度。科学方法：比较和辨析、分类、分析和综合逻辑方法。【重点、难点】 氧化还原反应，离子方程式、离子共存，热化学方程式。基础知识一、化学反应分类二、氧化还原反应1、概念：一种物质被氧化，同时另一种物质被还原的反应。2、特征：有化合价的变化（化合价-基石）3、本质：电子的转移（电子的得失、共用电子对的偏移）4、基本概念：氧化还原对立统一关系物 质变化化判 断实 质产 物性 质 e- 化合价 氧化 剂 性 产物 e- 化合价 还

3、原 剂 性 产物概念串联-用双线桥法表示氧化还原方程式 化合价降低、被还原氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物 化合价升高、被氧化5、氧化性、还原性强弱判断的一般方法（1）根据金属的活动性顺序判断： 单 质 的 还 原 性 K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 离 子 的 氧 化 性 （2）根据元素周期表比较：非金属性越强、其单质的 性越强，则阴离子的 性越弱金属性越强、其单质的 性越强，则阳离子的 性越弱（3）通过氧化-还原反应方程式判断：氧化性：氧化剂 氧化产物；还原性：还原剂 还原产物（填“”或“”)（4）同种元素处于不同价态

4、时：元素处于最高价态只有 性，最低价态只有 性，中间价态 。（5）通过原电池电极反应判断： 性强的是电子流出的一极。（6）与同种物质反应时所需条件越低则氧化剂的氧化性 ，还原剂的还原性 。6、常见的氧化剂和还原剂 非金属单质（如X2、O2、S等）氧化剂 具有最高或较高化合价的元素的化合物 （如KMnO4、H2SO4、HNO3、Fe3+、H2O2、Na2O2等） 金属单质 还原剂 某些非金属单质（如C、H2等） 具有最低或较低化合价的元素的化合物（如CO.I-.H2S.S2-.Fe2+.SO2.SO32-等）7、规律：守恒律、价态律、先后律、强弱律。8、配平 原则：电子守恒、电荷守恒、质量守恒。

5、 步骤：一、标（标明变价元素的化合价）二、等（找最小公倍数，使得失电子数相等）三、定（依据得失电子数相等，确定变价元素的反应物和生成物的系数）四、平（用观察法配平其它各物质的系数）五、查（检查各原子总数是否守恒）9、氧化还原反应和四种基本反应类型之间的关系 三、离子反应和离子方程式1、电解质与非电解质 非电解质：非金属氧化物、多数有机化合物 电解质 强电解质：强酸、强碱、多数盐 弱电解质：弱酸、弱碱、水 电离-电解质导电的前提（内因） 电离方程式 导电性的强弱：自由移动离子浓度的大小2、离子反应指的是 。包括有 和 两大类。2、离子方程式 定义： 意义：离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，

6、而且还表示所有同一类型的离子反应。同时它只表示发生在溶液中的离子反应。 书写：写、拆、删、查 注意：（1）化合物电离出的阴、阳离子的个数比要正确。（2）微溶物（如：Ca（OH）2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等）以澄清或饱和溶液的形式作为反应物时，可拆为离子形式，生成物中微溶物一般不拆为离子形式。（3）固体与固体之间、固体与浓硫酸之间的反应一般不写为离子方程式。（4）浓硫酸一般不写为离子形式，而浓硝酸、浓盐酸写为离子形式。（5）盐类的水解一般不完全，是可逆的，其离子方程式一般用可逆号。 （1）检查反应能否发生。（2）检查反应物、生成物是否正确。判断： （3）检查各物质拆分是否正确。（4）检查是否符合守恒关系（如：质量守恒和电荷守恒等）。（5）检查是否符合原化学方程式。3、离子共存问题：离子不能大量共存的条件主要有： 四、化学反应中的能量变化放热反应和吸热反应： 从物质内能角度看：反应物的总能量生成物的总能量-放热反应 反应物的总能量旧键断裂吸收的能量-放热反应 新键形成释放出的能量旧键断裂吸收的能量-吸热反应2、反应热： 概念： 概念： 表示：热化学方程式 意