课件19张PPT。选修4第一章第三讲 原电池第一课时一、原电池
1．概念：把 的装置。
2．工作原理：(以锌—铜——H2SO4电池为例)【知识梳理】化学能转化为电能Zn+ 2H+ =H2 + Zn2+氧化还原负正极Zn-2e-=Zn2+2H+ +2e-=H23还原剂(Zn)失去电子，发生氧化反应氧化剂(H+)在铜电极上得到电子，发生还原反应还原剂失去的电子从锌极流出流入铜极.经外电路Zn2+H+SO42-原电池工作原理盐桥：在U型管中装满用饱和KCl溶液和琼胶作成的冻胶。盐桥的作用：
（1）形成闭合回路。
（2）平衡电荷。盐桥的作用1：则是沟通内电路，作为正、负离子通道，使两个“半电池”的溶液都保持电中性，维持电路畅通。 (-) Zn | ZnSO4 | | CuSO4 | Cu(+)盐桥的作用2: 使Cl-向锌盐方向移动，K+向铜盐方向移动，使Zn盐和Cu盐溶液一直保持电中性，从而使电子不断从Zn极流向Cu极3.原电池构成条件
(1)两个 的电极。
(2)将电极插入 中。
(3)用导线连接电极构成 。
(4)能自发进行的 。活泼性不同电解质溶液闭合回路氧化还原反应①活泼性不同的金属（或一种金属和一种非金属导体—石墨）
②惰性电极－石墨或Pt等（燃料电池电极）
③金属和金属氧化物(铅蓄电池，银锌电池） 4、原电池的正负极的判断方法活泼的金属不活泼的金属或能导电的非金属氧化反应还原反应电子流出的极电子流入的极阴离子移向阳离子移向金属溶解或者质量减轻（变细）有气体析出或金属单质析出或质量增加（变粗）注意：判断电极时，不能简单地依据金属的活动性顺序来判断，要看反应的具体情况，
例如：a.Al在强碱性溶液中比Mg更易失电子，Al作负极，Mg作正极；
b.Fe、Al在浓HNO3中钝化后，比Cu等金属更难失电子，Cu等金属作负极，Fe、Al作正极。灵犀一点：二、化学电源
1．一次电池
（1）碱性锌锰干电池Zn+2OH- — 2e- = ZnO+H2OMnO2 +2H2O + 2e— = Mn(OH) 2 +2OH- Zn+MnO2 +H2O = Mn(OH) 2 + ZnO总反应式：正极（石墨）：负极（锌筒）：负极是Zn：
正极是Ag2O：
电池总反应：pH变化负极：减小正极：增大电极材料分别为Ag2O和Zn，电解质溶液为KOH溶液。Zn+2OH- - 2e- = Zn(OH)2Ag2O +H2O + 2e- = 2Ag +2OH-Zn+Ag2O+H2O=2Ag+Zn(OH)2另一写法
Zn+2OH- - 2e- = ZnO+H2O
Ag2O +H2O + 2e- = 2Ag +2OH-
Zn+Ag2O=2Ag+ZnO（ 2 ）银锌纽扣电池（蓄电池）（3）锂电池锂亚硫酰氯电池(Li-SOCl2)：
8Li+3SOCl2=6LiCl+Li2SO3+2S
负极： ；
正极： 。用途：质轻、高能(比能量高)、高工作效率、高稳定电压、工作温度宽、高使用寿命，广泛应用于军事和航空领域。8Li-8e-=8Li+3SOCl2+8e-=6Cl-+SO32-+2S2．二次电池(可充电电池)——（1）铅蓄电池
铅蓄电池是常见的二次电池，负极材料是________，正极材料是________，电解质溶液是________。PbPbO2（1）试写出放电时的负、正极反应式
负极:______________________________________
正极:______________________________________
（2）试写出充电时的阴、阳极反应式
阴极:______________________________________
阳极:______________________________________PbO2+4H++SO42- +2e- =PbSO4+2H2OPb+ SO42-－2e- =PbSO4PbSO4+2H2O-2e- =PbO2 + 4H++SO42- PbSO4 +2e- =Pb + SO42-H2SO4溶液放电是原电池原理，充电是电解原理 还原反应 氧化反应 还原反应 氧化反应可充电电池充电时的电极接法为：可充电电池电极反应式的书写
在书写可充电电池电极反应式时，要明确电池和电极，放电为原电池，充电为电解池。
(1)原电池的负极与电解池的阳极均发生氧化反应，对应元素化合价升高。
(2)原电池的正极与电解池的阴极均发生还原反应，对应元素化合价降低。（2）镍镉电池负极材料：Cd；正极材料：涂有NiO2，
电解质：KOH溶液。 特点：比铅蓄电池耐用，可密封反复使用。 负极：
Cd+2OH- - 2e- =Cd(OH)2
正极：
NiO2+2H2O+2e-=Ni(OH)2+2OH-2H2 - 4e- = 4H+ O2 + 4H+ + 4e- = 2H2O2H2 - 4e- = 4H+ O2 + 2H2O + 4e- = 4OH-2H2 + 4OH- - 4e- = 4H2O O2 + 2H2O + 4e- = 4OH-3．燃料电池（1）氢氧燃料电池燃料电池电极反应式的书写
电极：惰性电极。
燃料包含：H2、CO、烃(如CH4、C2H6)、醇(如CH3OH 、C2H5OH)等。
电解质包含：①酸性电解质溶液，如H2SO4溶液；
②碱性电解质溶液如NaOH溶液或KOH溶液
③中性电解质溶液如Na2SO4溶液
④熔融盐，如K2CO3等。第一步：写出电池总反应式
燃料电池的总反应与燃料的燃烧反应一致，若产物能和电解质反应则总反应为加合后的反应。第二步：写出电池的正极反应式
根据燃料电池的特点，一般在正极上发生还原反应的物质都是O2，随着电解质溶液的不同，其电极反应有所不同，其实，我们只要熟记以下四种情况：
(1)酸性电解质溶液电极反应式：
O2＋4H＋＋4e－=2H2O
(2)中性、碱性电解质溶液电极反应式：
O2＋2H2O＋4e－=4OH－
(3)固体电解质(高温下能传导O2－)电极反应式：
O2＋4e－=2O2－
(4)熔融碳酸盐(如：熔融K2CO3)电极反应式：
O2＋2CO2＋4e－=2CO3 2－ 第三步：根据电池总反应式和正极反应式写出电池的负极反应式CH4+2O2= CO2+2H2O 它是以铂或石墨作为两个电极，CH4、O2、 盐酸组成的燃料电池 2O2+8H++8e－=4H2O CH4-8e－+2H2O =CO2+8H+（2）甲烷酸性燃料电池负极：
正极：
总反应：负极：
正极：
总反应：2O2+ 4H2O +8e-= 8OH -CH4+ 10OH --8e-= CO32- + 7H2OCH4+ 2O2 + 2KOH = K2CO3 + 3H2O分析溶液的pH变化。电解质为KOH溶液
若用CH3OH呢？（3） CH4碱性燃料电池 CH4+2OH-+2O2 = CO3 2 -+3H2O它是以铂或石墨作为两个电极，CH4、O2、 KOH溶液组成的燃料电池 （4） CH3OH燃料电池、电解质为KOH溶液
负极：
正极：
电池总反应：3O2+6H2O +12e-= 12OH -2CH3OH+ 16OH --12e-= 2CO32- + 12H2O2CH3OH+ 3O2 + 4KOH = 2K2CO3 + 6 H2O2CH3OH+3O2+4OH-=2CO32-+6H2O （5）铝——空气燃料电池（海水）：
负极：
正极：
电池总反应：3O2 +12e- + 6H2O =12OH-4Al -12e- = 4Al3+4Al +3O2 +6H2O = 4Al(OH)3课件11张PPT。选修4第一章第三讲 原电池第三课时电极反应书写规律：（1）没给总方程式①判断正负极（把总反应式拆成氧化反应和还原反应）
②写出电解反应式（注意生成的新离子能不能稳定存在电解质溶液中，若不能，在写反应式时应写出最稳定的物质）
③两式加，验总式复杂电极反应式的书写（2）给出总方程式 已知甲烷燃料电池总反应式为： CH4 + O2 + 2OH— = CO32— + 3H2O 写出电极反应式负极：CH4 + 10OH— → CO32- + 7H2O + 8e- （总—正）正极好写：4H2O + 2O2 + 8e- → 8OH-特别提醒：原电池电极反应的书写技巧
1、仅有一个电极材料参与反应的原电池：负极：M - ne- = Mn+
(活泼金属失去电子，被氧化，被溶解，被腐蚀）正极：析氢或吸氧或析出不活泼金属
1）2H+ + 2e- = H2↑（酸性溶液）
2) Mn+ + ne- = M (不活泼金属的盐溶液
3） O2 + 2H2O + 4e- = 4OH-
(中性碱性、弱酸性条件下的吸氧腐蚀） 2、两个电极均参与反应的原电池（如二次电池)
①电极材料：金属为负极，金属化合物为正极
②电子得失均由两电极本身发生．
③电极反应需考虑电解质溶液的参与．若电解质溶液中的离子与生成的离子不共存，则该离子应写入电极反应式。3、电极材料本身均不参与反应的电池（燃料电池）
①两电极材料均为惰性电极．
②可燃性气体在负极失电子,助燃性气体在正极得电子．
③电极反应考虑电解质溶液．若电解质溶液中的离子与生成的离子不共存，则该离子应写入电极反应式。注意原子守恒、得失电子守恒和电荷守恒的运用(1)固体电解质(高温下能传导O2－)
燃料电池总反应式：CH4＋2O2=CO2＋2H2O燃料电池负极反应式：CH4＋4O2－－8e－=CO2＋2H2O负极反应：2CO+2CO32- — 4e-=4CO2 （2）用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作电解质， CO为负极燃气， 空气与 CO2的混合气体为正极助燃气，制得在 650℃下工作的燃料电池。燃料电池正极反应式：O2＋4e－=2O2－总反应：2CO+O2=2CO2正极反应：O2+2CO2+4e-=2CO32- 总反应：2Al+2OH-+6H2O=2[Al(OH)4] —+3H2↑（4）当Al—Cu——浓硝酸溶液，
原电池总反应：
负极电极反应式:
正极电极反应式：Cu+4H++2NO3-=Cu2++2NO2↑+2H2OCu-2e-=Cu2+4H++2NO3-+2e- =2NO2↑+2H2O（3）Al—Mg—NaOH原电池：正极（Mg）：6H2O+6e—=3H2↑+6OH—负极（Al）：2Al+8OH—=2[Al(OH)4]—+6e—肼—空气燃料电池是一种碱性燃料电池，电解质溶液是20%~30%的KOH溶液，肼—空气燃料电池肼（N2H4）又称联氨，是一种可燃性的液体，可用作火箭燃料。 N2H4+4OH－－4e－=4H2O+N2↑（5）肼—空气燃料电池负极正极总反应: N2H4+O2=N2+2H2OO2+4e－+2H2O=4OH-负极：Zn-2e-=Zn2+
正极： 2H2O + O2 + 4e- = 4OH-
总：2Zn+ 2H2O + O2 = 2Zn(OH)2↓负极： Fe - 2e- = Fe2+
正极： 2H+ + 2e- = H2↑
总：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑负极： 2Fe -4e- = 2Fe2+
正极： 2H2O + O2 + 4e- = 4OH-
总：2Fe + 2H2O + O2 = 2Fe(OH)2↓(6)电化学腐蚀课件14张PPT。选修4第一章第三讲 原电池第二课时二、金属的腐蚀及其防护
1．金属腐蚀的本质
金属原子在反应中________电子被________：_____________。
2．金属腐蚀的类型
(1)化学腐蚀失去氧化M－ne－=Mn＋(2)电化学腐蚀
______的金属跟___________接触，因发生________反应而引起的腐蚀。电化学腐蚀包括___________和___________两类。不纯电解质溶液原电池析氢腐蚀 吸氧腐蚀3．电化学腐蚀的分类(钢铁腐蚀) 2Fe＋O2＋2H2O=2Fe(OH)2 2H＋＋2e－=H2↑强酸性（pH≤4.3） O2 ＋2H2O＋4e－=4OH－ 弱酸性、中性或碱性注意：氢前面的金属既能发生吸氧腐蚀也能发生析氢腐蚀，而氢后面的金属只能发生吸氧腐蚀。课堂练习1.如图, 水槽中试管内有一枚铁钉，放置数天观察：（2）若液面上升，则溶液呈 性，发生
腐蚀,电极反应式为：负极： ,
正极：若液面下降，则溶液呈 性，发生 腐蚀，电极反应式为：负极：
正极： 。（3）较弱酸性或中性或碱性 吸氧Fe–2e-＝Fe2+O2+2H2O+4e-＝4OH－较强酸性析氢Fe–2e-＝Fe2+2H++2e-＝H2↑ (1) 铁钉在逐渐生锈，则铁钉的腐蚀属于________腐蚀。电化学4.金属防护
(1)改变金属内部组织结构：如制成______、______等。
(2)金属表面加保护层，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀或表面钝化等方法。
(3)电化学保护
①牺牲阳极的阴极保护法——________原理
被保护的金属上连接一种更________的金属，被保护的金属作原电池的________极。②外加电流的阴极保护法——________原理
被保护的金属与电源的________极相连，作电解池的________极。 合金不锈钢原电池活泼正电解池负阴外加电流的阴极保护法牺牲阳极的阴极保护法在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：
电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施的腐蚀5.金属腐蚀的快慢规律下列各情况，在其中Fe片腐蚀由快到慢的顺序是(5)(2)(1)(3)(4)防护措施由好到坏的顺序如下：
外接电源的阴极保护法＞牺牲阳极的阴极保护法＞有一般防腐条件的腐蚀＞无防腐条件的腐蚀三、原电池的主要应用：2．加快化学反应速率
由于原电池将氧化还原反应拆成两个半反应且有电流产生，因而反应速率加快。
如Zn与稀H2SO4反应制氢气时，可向溶液中滴加少量CuSO4溶液，形成Cu—Zn原电池，加快反应进行。1．比较不同金属的活动性强弱
原电池中，一般活泼性强的金属作负极，而活泼性弱的金属(或碳棒)作正极。3．用于金属的防护——牺牲阳极的阴极保护护法
使被保护的金属制品作原电池正极而得到保护。2、根据电极反应式确定电极材料
负极就是失电子的物质，如发生氧化反应的物质为金属单质，可用该金属直接做负极，如为气体或溶液中的还原性离子可用惰性电极做负极，正极用比负极活泼性差的金属即可，也可以用石墨4．设计电池，制造化学电源
理论上能自发进行的氧化还原反应都可以设计成原电池。1、将氧化还原反应拆成氧化反应和还原反应两个半反应，写出电极反应式电解质溶液一般要能够与负极发生反应，或者电解质溶液中溶解的其他物质能与负极发生反应(如空气中的氧气)。但如果两个半反应分别在两个容器中进行(中间连接盐桥)，则左右两个容器中的电解质溶液选择与电极材料相同的阳离子。3、确定电解质溶液4、按要求画出原电池装置图。【例】根据反应：Cu+2Fe3+=Cu2++2Fe2+
设计一个原电池，画出装置图，写出电极反应式。正极： 2Fe3+ + 2e- =2Fe2+ 负极：Cu -2e- = Cu2+ C CuFeCl3CuSO4原电池的两极是否一定要插入同一池内?(1)单一电池：先分析有无外接电源，
若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池。当阳极金属与电解质溶液中的金属阳离子相同则为电镀池，其他情况为电解池。1．“三池”的判断技巧若无外接电源，可能为原电池，然后依据原电池的形成条件分析判断，主要是“四看”：看电极——两极为导体且存在活泼性差异(燃料电池的电极一般为惰性电极)；看溶液——两极插入溶液中；看回路——形成闭合回路或两极直接接触；看本质——是否自发氧化还原反应2．串联电路中“原电池”与“电解池”的判断
若无外接电源，必有一个是原电池，根据原电池的构成条件进行判断，一般含活泼金属，且两极活泼性差异最大的一池为原电池，其余都是在原电池带动下的电解池。若有外接电源，则全是电解池。课件19张PPT。第五章第一讲 原子结构原子 →决定 种类→决定 种类→（同位素）→最外层电子数决定元素的化学性质一、原子的构成
1．原子元素 核素 ZN质子数=核电荷数=原子核外电子数=原子序数质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）=近似相对原子质量(2)有关微粒间的关系阴离子的核外电子数＝质子数＋????? ????阳离子所带的电荷数 阴离子所带的电荷数 阳离子的核外电子数＝质子数－????? ????阳离子：阴离子：3．某元素的阳离子Rn＋，核外共用x个电子，原子的质量数为A，则该元素原子里的中子数为
（A）A－x－n （B）A－x＋n
（C）A＋x－n （D）A＋x＋nA特别提醒 (1)任何微粒中，质量数＝质子数＋中子数，但质子数和中子数不一定相等；质子数与电子数不一定相等。
(2)质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如Ne和H2O。
(3)任何微粒都有质子，但不一定有中子，也不一定有核外电子，如H＋，只有质子，没有中子和电子。（1）元素：具有相同核电荷数（或质子数）的同一 类原子的总称。（2）核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。（3）同位素：质子数相同而中子数不同的同一种
元素的不同原子互称为同位素。即同一元素的不同
核素之间互称为同位素。3、元素、核素、同位素考古 制原子弹、核燃料制氢弹4、元素的相对原子质量，是按照该元素的各种核素原子所占的一定百分比算出的平均值。注意事项1、同种元素的各种同位素化学性质几乎完全 相同，物理性质有差异。3、同种元素的不同的同位素原子也可组成不同的单质或化合物的分子。 如单质：H2、D2、T2、H-D、H-T、D-T 化合物：H2O、D2O、T2O、HDO 、 HTO 、 DTOH2与D2之间既不是同位素关系，也不是同素异形体关系．2、在天然存在的某种元素里，不论是游离态 还是化合态，各种同位素的原子个数百分比(丰度)一般为定值。同素异形体、同位素、同系物和同分异构体：同一种元素的不同单质相同质子数、不同中子数的原子结构相似,组成相差若干个CH2分子式相同,结构不同单质原子有机化合物白磷和红磷CH4和C2H6正丁烷、
异丁烷无机、有机化合物 二. 核外电子排布由近及远由低到高2.核外电子排布规律
(1)能量最低原则
核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐升高的电子层里。
(2)分层排布原则
①每层最多容纳的电子数为____。
②最外层不超过____ (K层为最外层时不超过____)。
③次外层不超过____，倒数第三层不超过_____。2n28个2个18个32个核电荷数为1~20的元素原子核外电子层排布（4）原子结构的表示方法——原子结构示意图或离子结构示意图。离子结构示意图2+1282+17882+118Mg2+Na+O2-Cl-1－18号元素微粒结构的特点：②与Ne原子电子层结构相同的阴、阳离子：H-、Li＋、Be2+O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+S2-、Cl-、K+、Ca2+①与He原子电子层结构相同的阴、阳离子：③与Ar原子电子层结构相同的阴、阳离子：7、关于1~18号元素原子的结构特征：（用原子结构示意图推）
(1)最外层电子数为1的原子有___________
(2)最外层电子数为2的原子有___________
(3)最外层跟次外层电子数相等的原子有_________H、Li、NaHe、Be、MgBe、Ar(4)最外层是次外层电子数2倍的原子有___
(5)最外层是次外层电子数3倍的原子有___CO(6)次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有_______
(7)电子层数跟最外层电子数相等的原子有____________Li、SiH、Be、Al(8)电子层数是最外层电子数两倍的原子有_____
(9)内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有_______
(10)最外层电子数是电子层数3倍的有____LiLi、PO2．原子结构与元素性质的关系(一般规律)＜4易失正价阳离子＞4易得负价阴离子不易得也不易失稳定结构是指类似于稀有气体元素原子的最外层电子数达到2个或8个的结构。化合价变化规律：①最高正价= = 。②最低负价= 最高正价 - 8主族序数最外层电子数③在化合物中，O 一般无最高正价，F只显-1价；金属元素只有正价而无负价1．核外有10个电子的微粒
（1）分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4
（2）阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H3O+
（3）阴离子：N3-、O2-、F—、OH—、NH2—
2．核外有18个电子的微粒
（1）分子：SiH4、PH3、H2S、HCl、Ar、F2、H2O2、C2H6、CH3OH 、 N2H4
（2）阳离子：K+、Ca2+
（3）阴离子：S2-、HS-、Cl-补充：特殊微粒3、10电子微粒之间的反应补充：特殊微粒课件24张PPT。选修4第一章第二讲 电解原理第一课时一、电解原理
1．电解定义
让_______通过电解质溶液或熔融的电解质，在两个电极上分别发生_________和_________的过程。
2．能量转化形式
_____转化为_______。直流电氧化反应还原反应电能化学能3. 特点
①电解过程是非自发的。4.电解池: 把电能转化为化学能的装置。也叫电解槽。(1) 。
(2) 溶液或________电解质
(3)两个电极
①阳极：与电源 相连的电极，发生 反应。
②阴极：与电源 相连的电极，发生 反应。
(4)形成闭合回路。直流电源电解质熔融正极氧化负极还原5．电解池的组成条件(惰性材料做电极，电解CuCl2溶液)氧化还原阳极阴极6.电子和离子移动方向
①电子：从电源_____流向电解池的_____；从电解池的_____流向电源的_____。
②离子：阳离子移向电解池的_____；阴离子移向电解池的_____。负极阳极正极阴极阴极阳极（注：电子只在外电路定向移动，不能在溶液中移动，通过电解质溶液中的离子定向移动形成闭合回路）电源负极
↓
电解池阴极
↓
溶液中的阳离子在阴极获得电子
同时溶液中的阴离子向阳极移动
↓
在阳极表面失去电子
↓
电子沿阳极回到电源正极7．电解池阴阳极的判断【电子的流向】外加电源的_____流出，流到电解池的_____ ，然后由_____流回电源的_____ 。析出金属或者析出氢气的极为_____ ，析出氧气或者氯气的极为_____现象：电解时某极变粗或质量增加，则该极为_____ ，某极变细或质量减少或溶解，该极为_____ 。阳极：与电源 相连
阴极：与电源 相连阳极： 电子 反应
阴极： 电子 反应【离子移动的方向】 阳离子向 移动,
阴离子向 移动.正极负极失得氧化还原阴极阳极负极阳极正极阴极阴极阳极阴极阳极惰性电极(铂、金、石墨)：仅仅导电，不参与反应
活性电极（除铂、金外的金属）：既可以导电、又可以参与电极反应8.离子放电顺序 （要记住）阴离子失去电子而阳离子得到电子的过程叫放电。 活泼金属阳极>S 2->SO32- > I ->Br ->Cl ->OH ->NO3-、SO42-(等含氧酸根离子）>F-阳极：首先看电极材料是惰性还是活性金属阴离子的放电顺序是：①电极材料为活性电极时：活泼金属在阳极失电子被氧化成阳离子进入溶液(Fe变成Fe2＋)，阴离子不放电。②电极材料为惰性电极(Pt、Au、石墨等)时：溶液中的阴离子失电子，生成相应的单质或高价化合物。阴极:阳离子在阴极上放电顺序是：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+酸>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>(H+)水> Al3+>Mg2+>Na+>Ca+>K+无论是惰性电极还是活性电极都不参与电极反应，一定是溶液中的阳离子放电。即氧化性强的离子先得电子，生成相应的单质或低价化合物。[特别提醒] (1)Al3＋、Mg2＋、Na＋、Ca2＋、K＋在溶液中不会放电，只有在熔化状态下放电。
(2) 在水溶液中，含氧酸根和活泼金属离子一般不放电，而是OH－和H＋放电。3．电极反应式和电解总反应式的书写
(1)电极反应式
①确定电极：与电源正极相连的为阳极，与电源负极相连的为阴极。
②确定电极反应
阳极发生氧化反应。若是活泼金属电极，电极材料放电；若是惰性电极，溶液中阴离子放电。阴极发生还原反应，溶液中的阳离子放电。根据离子的放电顺序，分析电极反应，判断电极产物。③写电极反应式
在原子守恒和电荷守恒的基础上写出电极反应式。(2)电解总反应式
①在确保两极转移电子数目相同的条件下，将两电极反应式合并即得总反应式。
应用：某一电极反应式等于电极反应的总方程式与另一电极反应式的差。
②总反应式必须在反应符号“=”上标明：“通电或电解”。书写电解方程式时，首先看清电解的是电解质溶液或熔融的电解质。 当电解的是水和电解质时，电极反应式中有H＋或OH－放电，若电解的H＋或OH－来自于H2O，但在总反应式中要将H＋和OH－换为H2O。1.电解质溶液用惰性电极电解的规律小结： 阳极：4OH—-4e—=O2↑+2H2O阴极：4H++4e—=2H2↑
阳极2Cl—-2e— =Cl2↑
阴极：2H++2e—=H2↑阳极2Cl—-2e- =Cl2↑阴极：Cu2++2e—=Cu
阳极2Cl—-2e— = Cl2↑阴极：2H2O+2e—=H2↑+2OH- 阳极：4OH—-4e—=O2↑+2H2O阴极：2Cu2++4e—=2Cu减小增大不变增大增大减小H2O电解水型！电解电解质型！放氧生酸型！放氢生碱型！基本不变HCl(g)CuCl2 (s) HCl(g)CuO或CuCO3 变大不变 加
H2O
变大变小如含氧酸：H2SO4 、 HNO3
强碱：KOH 、NaOH 、Ba(OH)2 、Ca(OH)2
活泼金属的含氧酸盐：Na2SO4 、 K2SO4 、 KNO3 、 NaNO3 、 Ba(NO3 )2 、 Ca(NO3 ) 2 、MgSO4 、 Mg(NO3 )2 、Al2 (SO4 )3 、 Al (NO3 )3如：无氧酸： HCl 、 HBr 、 HI
不活泼金属的无氧酸盐： CuCl2 、 CuBr2、CuI2
氟化物例外活泼金属的无氧酸盐： BaCl２ 、KCl、CaCl２ 、NaCl 、MgCl２ 、Al Cl3
KBr、CaBr２ 、NaBr 、MgBr２
KI 、 NaI不活泼金属的含氧酸盐
CuSO4、 Cu(NO3 )2 、AgNO3[特别提醒](1)用惰性电极电解电解质溶液时，若要使电解后的溶液恢复到原状态，应遵循“缺什么加什么，缺多少加多少”的原则，一般加入阴极产物与阳极产物的化合物。(3)在电解池中阳极生成的气体一般是O2或Cl2，阴极生成的气体一定是H2。(2) 在框图推断中若出现“A＋H2O==B＋C＋D”的模式，则A一般为CuSO4、NaCl或AgNO3，视条件而定。（2）电解质溶液中 （1）电解时，只生成H2而不生成O2，则溶液的pH 。
（2）电解时，只生成O2而不生成H2，则溶液的pH 。
（3）电解时，既生成H2又生成O2，则实际为电解水。
①若为酸性 pH ，
②若碱性溶液，则溶液的pH ，
③若为中性，则pH 。增大减小减小增大不变（1）电极区域 A.阴极 H+放电产生H2，阴极区域pH 。
B.阳极OH-放电产生O2，阳极区域pH 。2.电解过程中pH（电极附近及溶液）的变化。增大减小3、活性电极电解时电极反应的书写活性电极：
若活性电极为阴极，只起导电作用
若为阳极，则是活性电极失电子发生氧化反应，而不是溶液中的阴离子放电。例： Cu -2e- = Cu2+ 2H++2e-= H2阳极：
阴极：总反应： Cu +2H+ = Cu2+ + H2 ↑如果将溶液换为Na2SO4 、 NaOH呢？三．电解原理的应用
1、氯碱工业
电极反应式
阳极：_______________________；
阴极：______________________；2Cl-- 2e- = Cl 2↑2H ++ 2e- = H2 ↑总反应：
总离子方程式:现象:1．阴极产生无色气体。滴加酚酞后阴极附近溶液变为红色。
2．阳极产生黄绿色、刺激性气味的气体，能使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝。粗盐(泥沙Ca2+、Mg2+、SO42-等) 粗盐水 ①加入过量BaCl２除 , ②加过量 NaOH除 , ③加过量 Na2CO3除 , ④过滤 ⑤加盐酸除去CO32- 、OH－加热，调节溶液PH=7，精制食盐水 SO42-Mg2+Ca2+、过量Ba2+粗盐的提纯Cl2Cl2Cl—H2H+OH—淡盐水NaOH溶液精制饱和NaCl溶液H2O（含少量NaOH）阳离子交换膜阳极室阴极室阳离子交换膜：只允许阳离子通过(Cl－、OH－离子和气体不能通过)离子交换膜的作用：
a、防止氢气和氯气混合而引起爆炸；
b、避免氯气和氢氧化钠反应生成 ，而影响氢氧化钠的产量。2、铜的电解精炼粗铜 含杂质(Zn Fe Ni Ag Pt Au 等)阳极（粗铜） Zn —2e- == Zn2+
Fe — 2e- == Fe2+
Ni — 2e- == Ni2+
Cu — 2e- == Cu2+
Zn Fe Ni
CuAg
Pt
Au
阴极（精铜）: Cu2+ + 2e- = Cu阳极泥+-纯铜粗铜 电解液
(CuSO4溶液)注意：1、电解质溶液硫酸铜的浓度略有减小。
2、阳极质量减少不等于阴极质量增加可以提炼金、银等贵重金属。3、电镀1、定义：利用电解原理在某些金属的表面镀上一薄层其它金属或是合金的过程。3、电镀的特点：1）阳极本身参加电极反应
2）电解质溶液的浓度保持不变2、电镀池形成条件
a．待镀金属作______极；
b．镀层金属作______极；
c．含有___________ 溶液作电镀液；阴阳镀层金属离子练习：铁制品表面镀上一层银4、电解法冶炼金属：
对于活泼的金属单质，如：锂、钠、钙、镁、铝等，由于难有还原剂从它们的化合物中还原出来,采用电解法几乎是得到它们的唯一方法。 电解2Al2O3 (熔融) ==== 4Al+3O2↑ 电解 电解 MgCl2 (熔融)==Mg+Cl2 ↑2NaCl(熔融)==2Na+Cl2↑ Na3AlF6氯化铝的熔点很低，为何工业上不用电解氯化铝，而是电解氧化铝？阳极C阴极C电解质Al2O3
Na3AlF6铝的冶炼钢壳阳极：6O2--12 e- =3O2↑
阴极：4Al3+ + 12e- =4Al助熔剂：冰晶石（Na3AlF6 六氟合铝酸钠）
降低氧化铝的熔点氧化铝在熔融状态下以O2-和Al3+的形式存在课件8张PPT。选修4第一章第二讲 电解原理第三课时电解的有关计算
(1)常见计算类型：
①两极产物的定量计算(求析出固体的质量、产生气体的体积等)；
②溶液pH的计算；
③相对原子质量和阿伏加德罗常数测定的计算；
④某元素的化合价或确定物质的化学式；
⑤根据电量求产物的量或根据产物的量求电量等。电解计算——电子守恒法解题依据是得失电子守恒，解题方法如下：
(1)根据得失电子守恒法计算：
用于串联电路、阴阳两极产物、正负两极产物、相同电量等类型的计算，其依据是电路中转移的电子数相等。(2)根据总反应式计算：
先写出电极反应式，再写出总反应式，最后根据总反应式计算。
(3)根据关系式计算：
根据得失电子守恒关系，在已知量与未知量之间，建立计算所需的关系式。最常见的关系式如下物质：4e－ ～ O2～2Cl2 ～ 2H2～ 2Cu～4Ag～4H＋～4OH－【规律方法】 ①解答有关电解的计算，关键是正确判断离子的放电顺序及电极产物。
②利用电子守恒法计算时，务必弄清电极(或线路)上通过的电子的物质的量与已知量及未知量之间的关系。阳极 4e- ~ 2Cl2 (Br2、 I2) ↑ ~ O2↑ ～ 4H＋
阴极 4 e- ~ 2H2↑ ~ 4Ag ~ 2Cu ～ 4OH－题型一：单一电解池的计算方法1、（07年全国理综一）以惰性电极电解CuSO4溶液。若阳极上产生气体的物质的量为0.01mol，则阴极上析出Cu的质量为（ ）
A．0.64g B．1.28g C．2.56g D．5.12gB解题思路：1、电解计算中最重要一点：阳极失电子总数等于阴极得电子总数
2、解题过程可以用电极反应式，也可以用电解总反应方程式如图中，甲烧杯中盛有100 mL 4.0 mol·L－1 AgNO3溶液，乙烧杯中盛有100 mL 2.0 mol·L－1 CuCl2溶液，A、B、C、D均为质量相同的石墨电极，如果电解一段时间后，发现A极增重21.6 g(1)B极的电极反应式为_______，析出气体________ L(标准状况)
(2)C极的电极反应式为_______，析出的物质________ g。
(3)D极的电极反应式为________，析出气体________L(标准状况)(1)4OH－－4e－===2H2O＋O2↑ 1.12
(2)Cu2＋＋2e－===Cu 6.4
(3)2Cl－－2e－===Cl2↑ 2.24题型2：多个电解池的计算方法解题思路：在电解过程中，串联电解池的每个电极电子转移总数相等。4e－ ～2H2～O2～2Cl2～2Cu～4Ag～4H＋～4OH－阳极 4mol e- ~ 2Cl2↑ ~ O2↑ ～ 4H＋
阴极 4mol e- ~ 2H2↑ ~ 4Ag ~ 2Cu ～ 4OH－题型3 多种电解质电解池计算方法1、电解过程中有多个离子放电时要注意离子的放电顺序
2、考虑溶液中的离子共存问题将1L 含有0.4mol CuSO4和0.2mol NaCl 的水溶液用惰性电极电解一段时间后，若在一个电极上得到0.3mol Cu，求:(1)另一电极上析出的气体(在标准状况下)的体积是多少？电极上析出的气体：0.1molCl2+0.1molO2=0.2mol。在标准状况下的体积：4.48L。课件24张PPT。选修4第一章第二讲 电解原理第一课时一、电解原理
1．电解定义
让_______通过电解质溶液或熔融的电解质，在两个电极上分别发生_________和_________的过程。
2．能量转化形式
_____转化为_______。直流电氧化反应还原反应电能化学能3. 特点
①电解过程是非自发的。4.电解池: 把电能转化为化学能的装置。也叫电解槽。(1) 。
(2) 溶液或________电解质
(3)两个电极
①阳极：与电源 相连的电极，发生 反应。
②阴极：与电源 相连的电极，发生 反应。
(4)形成闭合回路。直流电源电解质熔融正极氧化负极还原5．电解池的组成条件(惰性材料做电极，电解CuCl2溶液)氧化还原阳极阴极6.电子和离子移动方向
①电子：从电源_____流向电解池的_____；从电解池的_____流向电源的_____。
②离子：阳离子移向电解池的_____；阴离子移向电解池的_____。负极阳极正极阴极阴极阳极（注：电子只在外电路定向移动，不能在溶液中移动，通过电解质溶液中的离子定向移动形成闭合回路）电源负极
↓
电解池阴极
↓
溶液中的阳离子在阴极获得电子
同时溶液中的阴离子向阳极移动
↓
在阳极表面失去电子
↓
电子沿阳极回到电源正极7．电解池阴阳极的判断【电子的流向】外加电源的_____流出，流到电解池的_____ ，然后由_____流回电源的_____ 。析出金属或者析出氢气的极为_____ ，析出氧气或者氯气的极为_____现象：电解时某极变粗或质量增加，则该极为_____ ，某极变细或质量减少或溶解，该极为_____ 。阳极：与电源 相连
阴极：与电源 相连阳极： 电子 反应
阴极： 电子 反应【离子移动的方向】 阳离子向 移动,
阴离子向 移动.正极负极失得氧化还原阴极阳极负极阳极正极阴极阴极阳极阴极阳极惰性电极(铂、金、石墨)：仅仅导电，不参与反应
活性电极（除铂、金外的金属）：既可以导电、又可以参与电极反应8.离子放电顺序 （要记住）阴离子失去电子而阳离子得到电子的过程叫放电。 活泼金属阳极>S 2->SO32- > I ->Br ->Cl ->OH ->NO3-、SO42-(等含氧酸根离子）>F-阳极：首先看电极材料是惰性还是活性金属阴离子的放电顺序是：①电极材料为活性电极时：活泼金属在阳极失电子被氧化成阳离子进入溶液(Fe变成Fe2＋)，阴离子不放电。②电极材料为惰性电极(Pt、Au、石墨等)时：溶液中的阴离子失电子，生成相应的单质或高价化合物。阴极:阳离子在阴极上放电顺序是：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+酸>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>(H+)水> Al3+>Mg2+>Na+>Ca+>K+无论是惰性电极还是活性电极都不参与电极反应，一定是溶液中的阳离子放电。即氧化性强的离子先得电子，生成相应的单质或低价化合物。[特别提醒] (1)Al3＋、Mg2＋、Na＋、Ca2＋、K＋在溶液中不会放电，只有在熔化状态下放电。
(2) 在水溶液中，含氧酸根和活泼金属离子一般不放电，而是OH－和H＋放电。3．电极反应式和电解总反应式的书写
(1)电极反应式
①确定电极：与电源正极相连的为阳极，与电源负极相连的为阴极。
②确定电极反应
阳极发生氧化反应。若是活泼金属电极，电极材料放电；若是惰性电极，溶液中阴离子放电。阴极发生还原反应，溶液中的阳离子放电。根据离子的放电顺序，分析电极反应，判断电极产物。③写电极反应式
在原子守恒和电荷守恒的基础上写出电极反应式。(2)电解总反应式
①在确保两极转移电子数目相同的条件下，将两电极反应式合并即得总反应式。
应用：某一电极反应式等于电极反应的总方程式与另一电极反应式的差。
②总反应式必须在反应符号“=”上标明：“通电或电解”。书写电解方程式时，首先看清电解的是电解质溶液或熔融的电解质。 当电解的是水和电解质时，电极反应式中有H＋或OH－放电，若电解的H＋或OH－来自于H2O，但在总反应式中要将H＋和OH－换为H2O。1.电解质溶液用惰性电极电解的规律小结： 阳极：4OH—-4e—=O2↑+2H2O阴极：4H++4e—=2H2↑
阳极2Cl—-2e— =Cl2↑
阴极：2H++2e—=H2↑
阳极2Cl—-2e- =Cl2↑阴极：Cu2++2e—=Cu
阳极2Cl—-2e— = Cl2↑阴极：2H2O+2e—=H2↑+2OH- 阳极：4OH—-4e—=O2↑+2H2O阴极：2Cu2++4e—=2Cu减小增大不变增大增大减小H2O电解水型！电解电解质型！放氧生酸型！放氢生碱型！基本不变HCl(g)CuCl2 (s) HCl(g)CuO或CuCO3 变大不变 加
H2O
变大变小如含氧酸：H2SO4 、 HNO3
强碱：KOH 、NaOH 、Ba(OH)2 、Ca(OH)2
活泼金属的含氧酸盐：Na2SO4 、 K2SO4 、 KNO3 、 NaNO3 、 Ba(NO3 )2 、 Ca(NO3 )2 如：无氧酸： HCl 、 HBr 、 HI
不活泼金属的无氧酸盐： CuCl2 、 CuBr2、CuI2
氟化物例外活泼金属的无氧酸盐： BaCl２ 、KCl、CaCl２ 、NaCl 、MgCl２ 、Al Cl3
KBr、CaBr２ 、NaBr 、MgBr２
KI 、 NaI不活泼金属的含氧酸盐
CuSO4、 Cu(NO3 )2 、AgNO3[特别提醒](1)用惰性电极电解电解质溶液时，若要使电解后的溶液恢复到原状态，应遵循“缺什么加什么，缺多少加多少”的原则，一般加入阴极产物与阳极产物的化合物。(3)在电解池中阳极生成的气体一般是O2或Cl2，阴极生成的气体一定是H2。(2) 在框图推断中若出现“A＋H2O==B＋C＋D”的模式，则A一般为CuSO4、NaCl或AgNO3，视条件而定。（2）电解质溶液中 （1）电解时，只生成H2而不生成O2，则溶液的pH 。
（2）电解时，只生成O2而不生成H2，则溶液的pH 。
（3）电解时，既生成H2又生成O2，则实际为电解水。
①若为酸性 pH ，
②若碱性溶液，则溶液的pH ，
③若为中性，则pH 。增大减小减小增大不变（1）电极区域 A.阴极 H+放电产生H2，阴极区域pH 。
B.阳极OH-放电产生O2，阳极区域pH 。2.电解过程中pH（电极附近及溶液）的变化。增大减小3、活性电极电解时电极反应的书写活性电极：
若活性电极为阴极，只起导电作用
若为阳极，则是活性电极失电子发生氧化反应，而不是溶液中的阴离子放电。例： Cu -2e- = Cu2+ 2H++2e-= H2阳极：
阴极：总反应： Cu +2H+ = Cu2+ + H2 ↑如果将溶液换为Na2SO4 、 NaOH呢？三．电解原理的应用
1、氯碱工业
电极反应式
阳极：_______________________；
阴极：______________________；2Cl-- 2e- = Cl 2↑2H ++ 2e- = H2 ↑总反应：
总离子方程式:现象:1．阴极产生无色气体。滴加酚酞后阴极附近溶液变为红色。
2．阳极产生黄绿色、刺激性气味的气体，能使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝。粗盐(泥沙Ca2+、Mg2+、SO42-等) 粗盐水 ①加入过量BaCl２除 , ②加过量 NaOH除 , ③加过量 Na2CO3除 , ④过滤 ⑤加过量盐酸除去CO32- 、OH－加热，调节溶液PH=7，精制食盐水 SO42-Mg2+Ca2+、过量Ba2+粗盐的提纯Cl2Cl2Cl—H2H+OH—淡盐水NaOH溶液精制饱和NaCl溶液H2O（含少量NaOH）阳离子交换膜阳极室阴极室阳离子交换膜：只允许阳离子通过(Cl－、OH－离子和气体不能通过)离子交换膜的作用：
a、防止氢气和氯气混合而引起爆炸；
b、避免氯气和氢氧化钠反应生成 ，而影响氢氧化钠的产量。2、铜的电解精炼粗铜 含杂质(Zn Fe Ni Ag Pt Au 等)阳极（粗铜） Zn —2e- == Zn2+
Fe — 2e- == Fe2+
Ni — 2e- == Ni2+
Cu — 2e- == Cu2+
Zn Fe Ni
CuAg
Pt
Au
阴极（精铜）: Cu2+ + 2e- = Cu阳极泥+-纯铜粗铜 电解液
(CuSO4溶液)注意：1、电解质溶液硫酸铜的浓度略有减小。
2、阳极质量减少不等于阴极质量增加可以提炼金、银等贵重金属。3、电镀1、定义：利用电解原理在某些金属的表面镀上一薄层其它金属或是合金的过程。3、电镀的特点：1）阳极本身参加电极反应
2）电解质溶液的浓度保持不变2、电镀池形成条件
a．待镀金属作______极；
b．镀层金属作______极；
c．含有___________ 溶液作电镀液；阴阳镀层金属离子练习：铁制品表面镀上一层银4、电解法冶炼金属：
对于活泼的金属单质，如：锂、钠、钙、镁、铝等，由于难有还原剂从它们的化合物中还原出来,采用电解法几乎是得到它们的唯一方法。 电解2Al2O3 (熔融) ==== 4Al+3O2↑ 电解 电解 MgCl2 (熔融)==Mg+Cl2 ↑2NaCl(熔融)==2Na+Cl2↑ Na3AlF6氯化铝的熔点很低，为何工业上不用电解氯化铝，而是电解氧化铝？阳极C阴极C电解质Al2O3
Na3AlF6铝的冶炼钢壳阳极：6O2--12 e- =3O2↑
阴极：4Al3+ + 12e- =4Al助熔剂：冰晶石（Na3AlF6 六氟合铝酸钠）
降低氧化铝的熔点氧化铝在熔融状态下以O2-和Al3+的形式存在课件67张PPT。第三讲 化学反应速率 化学反应条件的优化1 ．了解化学反应速率的概念、反应速率的定量表示方法。
2．了解催化剂在生产、生活和科学研究领域中的重大作用。
3．理解外界条件(如浓度、温度、压强、催化剂等)对反应速率的影响，认识并能用相关理论解释其一般规律。
4．了解化学反应速率的调控在生产、生活和科学研究领域中的作用。
1．根据化学方程式及给定的条件，计算化学反应速率或判断不同物质表示的反应速率关系。
2．外界条件对化学反应速率的影响的分析及规律，多以图表形式呈现，选择题居多。
3．化学反应速率和化学平衡的调控在生产、生活和科研领域中的重大作用，如合成氨适宜条件的选择等，以主观题呈现并有较大的综合性。
对于反应体系体积不变的反应，通常用单位时间内某_____
_______ (或质量、物质的量等)的减小或某___________ (或质量、物质的量等)的增大来表示。其表达式为：v＝ 。
mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1。
对于任一反应mA＋nB===pY＋qZ，v(A)∶v(B)∶v(Y)∶v(Z)＝ ____________。
一、化学反应速率
1．表示方法2．单位3．同一反应用不同物质表示的化学反应速率之间的关系物浓度生成物浓度m∶n∶p∶q反应 (1)上述表达式所求v是化学反应的平均速率还是瞬时速率？
提示 一般来说，化学反应速率随着反应的进行而逐渐变化。因此，某一段时间内的反应速率，实际是一段时间内的平均速率，而不是指瞬时速率。
(2)可逆反应N2＋3H2 2NH3在不同时间段测得的反
应速率分别为v(N2)＝1 mol·L－1·s－1，v(H2)＝2.5 mol·L－1·
s－1，能否说明v(H2)＞v(N2)?
提示 比较化学反应速率大小时，必须使用同一物质的反应速率且单位一致，v(N2)换算成v(H2)时，相当于3 mol·L－1·
s－1，所以上述反应中v(N2)＞v(H2)。二、影响化学反应速率的因素
1．内因(主要因素)
反应物本身的性质，如Na、Mg、Al与水反应的速率由大到小的顺序为：____________。
2．外因(其他条件不变，只改变一个条件)
Na＞Mg＞Al 有人说压强对化学反应速率的影响是通过改变浓度实现的。这种说法是否正确，对此你如何理解？
N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) ΔH___0 ΔS ___0
(1)温度以______左右为宜；
(2)压强大致可分为_____ (1×107 Pa)、 ______2×107Pa～3×107Pa)和_____ (8.5×107Pa～1×108 Pa)三种类型；
(3)用_______做催化剂；
(4)按N2与H2的物质的量之比为______投料并及时分离出____。
＜＜700K低压中压高压铁触媒1∶2.8NH3三、合成氨
1．反应特点2．合成氨适宜条件的选择 化学反应速率快，转化率一定高吗？
提示 化学反应速率是描述反应进行快慢的物理量，反应快但转化率不一定高，但是单位时间内产物的产量大。
有关化学反应速率的注意事项
1．化学反应速率是一段时间内的平均速率，且无论用反应物还是用生成物表示均取正值。
2．在一定温度下，固体和纯液体物质，改变其用量，不影响化学反应速率。
3．同一化学反应在相同条件下，用不同物质表示的化学反应速率，其数值不同，但意义相同。
4．计算反应速率时，若给出的是物质的量的变化值，不要忘记转化为物质的量浓度的变化值。
四点注意…………………………………………………………………………………………“恒容”“恒压”影响
有气体参加的反应体系中充入惰性气体(不参与反应)时，对化学反应速率的影响：
(1)恒容：充入“惰性气体”→总压增大→物质浓度不变(活化分子浓度不变)→反应速率不变。
(2)恒压：充入“惰性气体”→体积增大→物质浓度减小(活化分子浓度减小)→反应速率减慢。
两个影响…………………………………………………………………………………………工业合成氨条件选择的依据
合成氨反应是一个气体体积减小的放热反应。
从反应速率考虑：高温、高压、催化剂。
从反应平衡和转化率考虑：低温、高压、不断补充原料，即时分离产物。
考虑设备、技术条件、催化剂活性等因素。
一种依据…………………………………………………………………………………………化学反应速率应用易错点
(1)对概念理解不清引起判断错误。
(2)对计算过程中“三段式”应用不熟练而出现的错误。
(3)比较化学反应速率大小时，注意使用同一物质的化学反应速率且单位一致。
(4)升高温度，不论对吸热反应还是放热反应，化学反应速率都是加快的。
(5)对化学反应速率图像横纵坐标理解出现偏差。
(6)“惰性”气体对化学反应速率的影响理解不到位。
我的警示………………………………………………………………………………………如何解释催化剂对化学反应速率的影响？
提示 催化剂参与化学反应，降低了反应的活化能，使大量在原反应中不是活化分子的反应物分子也变为活化分子，提高了活化分子的百分数，从而极大地加快了化学反应速率。这一过程的能量关系可用下图表示：问题征解………………………………………………………………………………………Ea1表示没使用催化剂时反应所需活化能；
Ea2表示使用催化剂后所需最大活化能。
必考点55 化学反应速率的简单计算求解化学反应速率的计算题一般按以下步骤：
①写出有关反应的化学方程式；
②找出各物质的起始量、转化量、某时刻量；
③根据已知条件利用化学反应速率计算公式或同一反应中不同物的速率关系进行计算。
3．化学反应速率的计算①用物质A表示反应的平均速率为0.3 mol·L－1·s－1
②用物质B表示反应的平均速率为0.6mol·L－1·s－1
③2 s时物质A的转化率为70%
④2 s时物质B的浓度为0.7 mol·L－1
其中正确的是 ( )
A．①③ B．①④ C．②③ D．③④
(2)若①②中用A、B表示反应的平均速率分别为0.3 mol·L－1
·s－1、0.6 mol·L－1·s－1，哪种物质表示的化学反应速率更快？【典例1】(3)若物质A的转化率经过计算为30%，那么，物质B的转化率为多少？你能迅速得出答案吗？
(2)把v(B)转化为v(A)可得，v(A)＝2v(B)＝2×0.6 mol·L－1·s－1＝1.2 mol·L－1·s－1，所以，用物质B表示的该反应的速率更快。
(3)通入A、B两气体的物质的量之比也等于化学计量数之比2∶1，消耗物质的量之比也为2∶1，则A、B的转化率相等，都为30%。
答案 (1)B (2)用B物质表示的化学反应速率更快 (3)30%，能迅速得出答案，因为通入和消耗的A、B的物质的量之比均为2∶1，则A、B转化率相等。
——化学反应速率大小的比较(1)求0～2 s用X物质表示的平均反应速率为___________。
(2)求物质Y在2 s时的转化率________________________。
(3)若上述反应是在甲、乙、丙三个相同的密闭容器中进行反应，经同一段时间后，测得三个容器中的反应速率分别为
甲：v(X)＝0.2 mol·L－1·s－1；
乙：v(Y)＝0.12 mol·L－1·s－1；
丙：v(Z)＝9.6 mol·L－1·min－1；
则用上述速率表示该反应由快到慢的顺序为__________。
【应用1】答案 (1)0.3 mol·L－1·s－1 (2)30% (3)乙＞甲＞丙
参加化学反应的物质的性质是决定化学反应速率的主要原因。反应的类型不同，物质的结构不同，都会导致反应速率不同。
当其他条件不变时：①浓度：增加反应物的浓度可以加快反应速率；②压强：对于有气体参加的化学反应，增大气体的压强，可以加快化学反应速率；③温度：升高温度，可以加快化学反应速率；④催化剂：加入催化剂可以加快化学反应速率；⑤其他因素：光、超声波、激光、放射线、电磁波、反应物表面积、扩散速率、溶剂等因素也都能影响化学反应的反应速率。
必考点56 外界条件对化学反应速率的影响1．影响化学反应速率的因素外界条件对化学反应速率的影响，实际是通过影响单位体积内活化分子的数量，改变有效碰撞次数来实现的，影响化学反应速率的外界条件主要有温度、浓度、压强和催化剂，我们可以将其进行归纳：
2．理论解释特别强调：(1)浓度、压强、温度、催化剂影响化学反应速率的实质——改变了单位体积内活化分子的数目，单位体积内的活化分子数目增加，反应速率加快；反之减慢。
(2)压强对反应速率的影响是通过改变体积而使浓度改变来实现的。
(3)温度改变对任何反应的速率都有影响。
(2010·课标全国卷)某同学在用稀硫酸与锌制取氢气的实验中，发现加入少量硫酸铜溶液可加快氢气的生成速率。请回答下列问题。
(1)上述实验中发生反应的化学方程式有_______________。
(2)硫酸铜溶液可以加快氢气生成速率的原因是_________。
(3)实验室中现有Na2SO4、MgSO4、Ag2SO4、K2SO4等4种溶液，可与上述实验中CuSO4溶液起相似作用的是_____。
(4)要加快上述实验中气体产生的速率，还可采取的措施有______________________(答两种)。
(5)为了进一步研究硫酸铜的量对氢气生成速率的影响，该同学设计了如下一系列的实验。将表中所给的混合溶液分别加入到6个盛有过量Zn粒的反应瓶中，收集产生的气体，记录获得相同体积的气体所需时间。【典例2】①请完成此实验设计，其中：V1＝________，V6＝________，V9＝________。
②反应一段时间后，实验A中的金属呈________色，实验E中的金属呈________色。
③该同学最后得出的结论为当加入少量CuSO4溶液时，生成氢气的速率会大大提高，但当加入的CuSO4溶液超过一定量时，生成氢气的速率反而会下降。请分析氢气生成速率下降的主要原因________________________________。
解析 (1)发生了两个反应：CuSO4＋Zn===ZnSO4＋Cu、Zn＋H2SO4===ZnSO4＋H2↑。(2)由于Zn与反应生成的Cu及H2SO4溶液组成了Cu—Zn微电池，大大加快了生成氢气的反应速率。(3)只要是比锌的金属性差的金属都可以与锌组成原电池，都可以加快生成氢气的反应速率，故在所给的物质中只有Ag2SO4符合题意。(4)要加快生成氢气的反应速率，还可以采取如下措施：升高温度、适当增大硫酸的浓度、增加锌粒的比表面积等。(5)因为要研究硫酸铜的量对反应速率的影响，故应保持硫酸的浓度在各组实验中相同，则硫酸溶液的体积均取30 mL，根据F中增加的水与硫酸铜溶液的体积之和为20 mL，可以求得V6＝10 mL，V7＝20 mL，V8＝19.5 mL，V9＝17.5 mL，V10＝15 mL。A组中无铜生成，反应后锌呈灰黑色，E中析出较多的铜，则显示了铜晶体的颜色：暗红色。由于析出的铜的量较多，会覆盖在锌的表面，使得锌与稀硫酸接触面积大大减小，故反应速率反而减慢了。
答案 (1)CuSO4＋Zn===ZnSO4＋Cu，Zn＋H2SO4===ZnSO4＋H2↑
(2)CuSO4和Zn反应产生的Cu与Zn可形成Cu－Zn微电池，加快了氢气产生的速率
(3)Ag2SO4 (4)升高反应温度、适当增大硫酸的浓度、增加锌的比表面积等(答两种即可)
(5)①30 10 17.5 ②灰黑 暗红 ③当加入一定量的CuSO4后，生成的单质Cu会沉积在Zn的表面，降低了Zn与H2SO4溶液的接触面积而使反应速率下降
影响化学反应速率的因素有多种，在探究相关规律时，需要控制其他条件不变，只改变某一个条件，探究这一条件对反应速率的影响。解答此类题时，要认真审题，清楚实验目的，弄清要探究的外界条件有哪些。然后分析题给图表，确定一个变量在其他几个量不变的情况下，这个变化量对实验结果的影响，进而总结出规律。然后再确定另一个变量，重新进行相关分析。
—— “定多变—法”在探究影响化学反应速率
的因素中的应用向四个体积相同的密闭容器中分别充入一定量的SO2和O2，开始反应时，按正反应速率由大到小顺序排列正确的是 ( )。
甲．在500 ℃时，SO2和O2各10 mol反应
乙．在500 ℃时，用V2O5作催化剂，10 mol SO2和10 mol O2反应
丙．在450 ℃时，8 mol SO2和5 mol O2反应
丁．在500 ℃时，8 mol SO2和5 mol O2反应
A．甲、乙、丙、丁 B．乙、甲、丙、丁
C．乙、甲、丁、丙 D．丁、丙、乙、甲
【应用2】解析 甲和乙相比，反应物浓度相同，温度相同，乙中有催化剂，则反应速率乙＞甲；甲与丁相比，温度相同，甲中反应物浓度大于丁中反应物浓度，则反应速率甲＞丁；丙与丁相比，反应物浓度相同，丙中温度比丁中低，则反应速率丁＞丙。故四个容器中的反应速率关系为：乙＞甲＞丁＞丙。
答案 C化工生产选择适宜条件的目的是尽可能加快反应速率和提高反应进行的程度，节约能源和降低成本。依据外界条件对反应速率及化学平衡影响的规律，其原则是：
(1)对任一可逆反应，增大反应物浓度，能提高反应速率和部分(或全部)反应物的转化率。实际生产中常利用提高廉价易得原料的浓度来提高另一原料的转化率，如合成氨中用过量的N2提高H2的转化率、工业制硫酸中用过量的空气(O2)提高SO2的转化率等。必考点57 合成氨适宜条件的选择原则与工业生产1．化工生产适宜条件的选择原则(2)对气体分子数减少的反应，增大压强既能提高反应速率又能使平衡向正方向移动。但压强越大，对设备和材料的强度要求及动力消耗就越高，使成本增加，故应综合考虑，选择适当的压强。
(3)对放热反应，升温虽能提高反应速率，但转化率降低；若温度太低，转化率虽然较高，反应速率又太慢，故需要选择适当的温度，能在较低的温度下较快地反应。对吸热反应，升温既能提高反应速率又能提高转化率，但要防止反应物或生成物的过热分解，还要考虑设备性能和成本。
(4)使用催化剂可大大提高反应速率，但不影响化学平衡，使用时必须注意其活性温度范围，并防止催化剂“中毒”。
合成氨工业的简要流程可用方框图表示为：
(1)原料气的制取
N2：将空气液化，蒸发分离出N2或者将空气中的O2与碳作用生成CO2，除去CO2后得N2。
H2：用水和燃料(煤、焦炭、石油、天然气等)在高温下制取。用煤和水制H2的主要反应为：
2．合成氨工业的简要流程(2)制得的N2、H2需净化除去杂质，再用压缩机压缩至高压。
(3)氨的合成：在适宜的条件下，在合成塔中进行。
(4)氨的分离：经冷凝使氨液化，将氨分离出来，使平衡向正反应方向移动提高原料的利用率，并将没有完全反应的N2和H2循环送入合成塔，使其充分被利用。
合成氨工业满足了人口的急剧增长对粮食的需求，也为有机合成提供了足够的原料——氨。合成氨反应是一个可逆反应，N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)，在298 K时：
ΔH＝－92.2 kJ·mol－1，K＝4.1×106(mol·L－1)－2。
(1)从平衡常数来看，反应的限度已经很大了，为什么还需要使用催化剂？______________________________________。
(2)试分析实际工业生产中采取700 K左右的温度的原因：___
__________________________________________________。
(3)298 K，1.01×105 Pa，在10 L密闭容器中充入10 mol氮气、30 mol氢气和20 mol氨气，开始的瞬间，反应向____(填“正”或“逆”)方向进行，反应进行5 min后体系能量的变化为【典例3】________(填“吸收”或“放出”)184.4 kJ，容器内压强变为原来的________倍。
(4)从开始至5 min时，用N2浓度变化表示该反应的平均速率为：________。
解析 (1)使用催化剂不是为了改变反应的限度，而是为了提高反应速率。
(2)适当高温可加快反应速率且提高催化剂的催化活性。
正反应为放热反应，当放热184 kJ时有2 mol N2、6 mol H2发生反应生成了4 mol NH3。
速率理论和平衡移动理论是化工生产条件选择的重要依据，但是同一条件对化学反应速率和化学平衡的影响可能与要求不一致，所以在应用理论分析问题时，也要重视实际情况对反应条件进行综合分析选择。
(2013·聊城模拟)合成氨时既要使合成氨的产率增大，又要使反应速率加快，可采取的办法是` ( )。
①减压 ②加压 ③升温 ④降温 ⑤及时从平衡混合气中分离出NH3 ⑥补充N2或H2 ⑦加催化剂 ⑧减小N2或H2的量
A．③④⑤⑦ B．②⑤⑥
C．②⑥ D．②③⑥⑦
答案 C【应用3】 化学反应速率是化学平衡移动的基础变量。化学反应速率的计算和外界条件对化学反应速率的影响，常结合化学平衡的应用进行综合考查，有时在选择题和填空题中单独考查，应注意理论联系实际，灵活分析。
Hold住考向名师揭秘1．(2012·福建理综，12)一定条件下，溶液的酸碱性对TiO2光催化染料R降解反应的影响如下图所示。下列判断正确的是 ( )。
化学反应速率的计算与判断A．在0～50 min之间，pH＝2和pH＝7时R的降解百分率相等
B．溶液酸性越强，R的降解速率越小
C．R的起始浓度越小，降解速率越大
D．在20～25 min之间，pH＝10时R的平均降解速率为0.04 mol·L－1·min－1
答案 AA．H2(g)的消耗速率与HI(g)的生成速率之比为2∶1
B．反应进行的净速率是正、逆反应速率之差
C．正、逆反应速率的比值是恒定的
D．达到平衡时，正、逆反应速率相等
解析 A项用各物质表示的化学反应速率之比等于其化学计量数之比，则有2v(H2，消耗)＝v(HI，生成)；C项随着反应的进行，v正不断减小，v逆不断增大，二者的比值也不断变化；D项达到平衡，对于某一物质来说，其正、逆反应速率相等，但对于不同物质，则不一定相等，如平衡时v(HI，逆)＝2v(H2，正)。
答案 B
1．(2012·上海化学，18)为探究锌与稀硫酸的反应速率[以v(H2)表示]，向反应混合液中加入某些物质，下列判断正确的是(双选) ( )。
A．加入NH4HSO4固体，v(H2)不变
B．加入少量水，v(H2)减小
C．加入CH3COONa固体，v(H2)减小
D．滴加少量CuSO4溶液，v(H2)减小
解析 A项，加入的NH4HSO4固体溶于水发生电离：NH4HSO4===NH4＋＋H＋＋SO42－使溶液中c(H＋)增大，v(H2)增大；D项，滴加少量CuSO4溶液，发生反应：Cu2＋＋Zn ===Cu＋Zn2＋，生成的Cu与Zn、稀H2SO4形成以Zn为负极，Cu为正极，稀H2SO4为电解质溶液的原电池，加快了反应速率，使v(H2)增大。
答案 BC外界条件对化学反应速率的影响答案 D
3．(2011·重庆理综，29节选)臭氧是一种强氧化剂，常用于消毒、灭菌等。
(1)O3与KI溶液反应生成的两种单质是____________和____________。(填分子式)
(2)O3在水中易分解，一定条件下，O3的浓度减少一半所需的时间(t)如下表所示。已知：O3的起始浓度为0.021 6 mol·L－1。
①pH增大能加速O3分解，表明对O3分解起催化作用的是________________。
②在30 ℃、pH＝4.0条件下，O3的分解速率为______ mol·L－1
·min－1。
③据表中的递变规律，推测O3在下列条件下分解速率依次增大的顺序为________。(填字母代号)
a．40 ℃、pH＝3.0 b．10 ℃、pH＝4.0 c．30 ℃、pH＝7.0答案 (1)I2 O2 (2)①OH－ ②1.00×10－4 ③b、a、c
1．化学反应速率和影响化学反应速率的因素，尤其是化学反应速率的计算和影响化学反应速率的外界因素一直是高考命题的重点，在近几年高考中几乎所有省份都有不同程度的考查，逐年“升温”。
有关化学反应速率的考查在高考中要关注以下几个方面命题：
①根据化学反应方程式，计算各物质的平均反应速率，或已知反应速率计算反应时间，判断浓度的变化。②根据外界条件对反应速率大小的影响，判断因外界条件改变而引起的反应速率变化，或比较同一反应在不同条件下反应速率的大小。③根据各物质的浓度与时间的关系图，写出反应的化学方程式。④有关影响化学反应速率因素的探究实验。
2．化学平衡一直是高考的重点和热点，在高考中备受出题者的青睐，这类题目相对于其他考点的题目难度较大，具有良好的区分度，选拔功能较强。
有关化学平衡的考查在高考中要关注以下几个方面的命题：
①判断化学反应是否处于平衡状态；②判断外界条件变化对化学反应速率、化学平衡的影响情况往往结合图像进行考查，考查学生读图识表，得出结论的能力；③运用转化率等概念来考查化学平衡移动情况；④用“等效问题”来考查有关化学平衡的计算能力；⑤化学平衡常数是高考新增热点，命题角度有二：一是表达式及计算，二是影响因素。在一定条件下，可逆反应N2(g)＋3H3(g) 2NH3(g) ΔH＜0达到平衡，当单独改变下列条件后，有关叙述错误的是 ( )。
A．加催化剂，v(正)、v(逆)都发生变化，且变化的倍数相等
B．加压，v(正)、v(逆)都增大，且v(正)增大的倍数大于v(逆)增
大的倍数
C．降温，v(正)、v(逆)都减小，且v(正)减小的倍数小于v(逆)减
小的倍数
D．通入氩气，v(正)、v(逆)都增大，且v(正)增大的倍数大于
v(逆)增大的倍数
【样题1】 影响化学反应速率的因素【常考题型】 选择题 填空题解析 A项，催化剂能同等程度地改变v(正)和v(逆)；B项，加压时，v(正)和v(逆)均增大，但v(正)增大的程度大于v(逆)；C项，降温时，v(正)和v(逆)均减小，但吸热反应速率减小倍数大于放热反应速率减小的倍数；D项，通入Ar时，若保持恒温、恒容，v(正)和v(逆)不变。
答案 D
其他条件不变时，增大反应物的浓度，会增大化学反应速率；减小反应物的浓度，会减小化学反应速率。
对于有气体参加的化学反应来说，当温度一定时，增大压强，则化学反应速率增大；减小压强，则化学反应速率减小。
压强对化学反应速率的影响归根到底是浓度的影响。
(1)若参加反应的物质为固体、液体或溶液时，由于压强的变化对它们的体积改变几乎无影响，因而对它们浓度改变的影响也很小，故可认为其反应速率不变。1．浓度对化学反应速率的影响：2．压强对化学反应速率的影响：(2)对于气体反应，有如下几种情况：
①恒温时，增大压强→体积减小→浓度增大→反应速率增大。
②恒容时，充入气体反应物→反应物浓度增大→总压强增大→反应速率增大；充入无关气体(稀有气体或与本反应无关的气体，如N2等)→总压强增大，但各反应物的分压不变，各物质的浓度不变→反应速率不变。
③恒压时，充入无关气体(稀有气体或与本反应无关的气体，如N2等)→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减小。
其他条件不变时，升高温度，化学反应速率增大，降低温度，化学反应速率减小。实验表明，温度升高10 ℃，化学反应速率通常增大到原来的2～4倍。
在其他条件不变时，催化剂一般可以大幅度增大化学反应速率。在可逆反应中，能同等程度地改变正逆反应速率。在使用时要注意催化剂的活化温度及防止催化剂中毒。
3．温度对化学反应速率的影响：4．催化剂对化学反应速率的影响： (1)1.4 MPa (2)2.1 MPa
平衡时M的体积分数与反应条件的关系图
【样题2】 勒夏特列原理的应用A．同温同压同z时，加入催化剂，平衡时Q的体积分数增加
B．同压同z时，升高温度，平衡时Q的体积分数增加
C．同温同z时，增加压强，平衡时Q的体积分数增加
D．同温同压时，增加z，平衡时Q的体积分数增加
解析 由图像可知M的体积分数随着温度升高而减小，因此正反应是吸热反应。催化剂只能改变反应达到平衡时所需的时间，而对化学平衡移动无影响。升高温度平衡正向移动，因此Q的体积分数增加。比较两图可知同温同z时增加压强，化学平衡逆向移动，Q的体积分数减小。同温同压时增加z，平衡时Q的体积分数不一定增加，因为N的物质的量增加不定，因此A、C、D选项错误，只有B正确。
答案 B
活用化学平衡移动原理
外界条件对化学平衡的影响可概括为“勒夏特列原理”：如果改变影响化学平衡的一个条件(如浓度、压强或温度等)，化学平衡就向着减弱这种改变的方向移动。
①对原理中“减弱这种改变”的正确理解是升高温度时，化学平衡向吸热反应的方向移动；增加反应物，化学平衡向反应物减少的方向移动；增大压强时，化学平衡向气体体积缩小的方向移动。
②移动的结果只是减弱了外界条件的变化，而不能完全抵消外界条件的变化。达到新化学平衡时，此物理量更靠近改变的方向。如增大反应物A的浓度，化学平衡右移，但达到新化学平衡时，A的浓度比原化学平衡时大；同理，若改变的条件是温度或压强等，其变化也相似。
③平衡移动原理不仅能用于判断化学平衡的移动方向，也能用于判断溶解平衡等其他平衡移动的方向，可以说，平衡移动原理对所有的动态平衡都适用，如电离平衡、水解平衡等。
④平衡移动原理能用来判断平衡移动的方向，但不能用来判断建立新平衡所需要的时间。
硝酸是一种重要的化工原料，工业上生产硝酸的主要过程如下：
?
(1)下列措施可以提高H2的转化率的是________(填选项序号)。
a．选择适当的催化剂 b．增大压强
c．及时分离生成的NH3 d．升高温度
【样题3】 化学反应速率与化学平衡在工业上的应用解析 (1)提高H2的转化率实则是使化学平衡右移，增大压强或移出NH3均可使平衡右移，而升高温度，使平衡左移，使用催化剂平衡不移动。
答案 (1)bc (2)12.5% ＜
课件19张PPT。第七章第一讲 化学反应方向 化学平衡状态第一课时1．自发过程 （1）含义：在一定条件下，不用借助外力就
可以自动进行的过程，如高山流水、自由落体。
（2）特点：
①体系趋向于从______状态转变为______状态
（体系对外部做功或者______能量）。
②在密闭条件下，体系________自发地转变为
________的倾向。高能低能释放有序无序一、自发过程、自发反应 （1）焓判据
放热反应过程中体系能量________，ΔH 0，具有自发进行的倾向，但有些吸热反应也可以自发进行，还有些吸热反应在室温条件下不能自发进行,但在较高温度下则能自发进行,因此,反应焓变是与反应能否自发进行有关的一个因素,但不是唯一因素?化学反应的方向2. 自发反应:在一定温度和压强下，无需外界帮助就能自动进行的反应.（1）铁器暴露在潮湿的空气中会生锈
（2）可燃物的燃烧
（3）酸碱中和反应二．化学反应方向的判据降低＜（2）影响熵的因素：
①同一条件下，不同物质熵不同
②同一物质，聚集状态不同熵不同 S(g)>S(l)>S(s)（3）反应的熵变:△S = S（反应产物）- S（反应物）（4）熵增加过程：固体溶解、物质的汽化、墨水的扩散、气体的扩散 熵增加的反应：产生气体的反应，气体的物质的量增加的反应△S>0说明：熵变是与反应能否自发进行有关的又一因素，但 也不是唯一因素。（5）熵增加有利于反应的自发进行.（2）熵判据
①熵：描述体系_________的物理量， 符号____，单位：J.mol-1 .k-1 混乱程度S3．复合判据在温度?压强一定的条件下,化学反应的方向是反应的焓变和熵变共同影响的结果,反应方向的判据为ΔH-TΔS?这个判据用文字表述为:在温度?压强一定的条件下,自发反应总是向ΔH-TΔS<0的方向进行,直至达到平衡状态?此判据指出的是在温度?压强一定的条件下,反应自动发生的趋势,即反应发生的可能性,它并不说明在该条件下可能自发进行的反应能否实际发生?因为反应能否实际发生还与反应速率有关。③ΔH－TΔS>0，反应 。①ΔH－TΔS<0，反应 。②ΔH－TΔS＝0，反应 。能自发进行达到平衡状态不能自发进行化学反应的方向判据的应用：
△H<0 △S>0 所有温度下反应都自发进行
△H>0 △S<0 所有温度下反应都不自发进行
△H>0 △S>0 高温下自发进行
△H<0 △S<0 低温下自发进行知识梳理·题型构建CB D 二、可逆反应： “ ”1. 定义：在同一条件下，能同时向正、反两个相反方向进行的反应。2. 特点：
（1）可逆反应不能进行到底，任一反应物转化率均小于100%,反应物和生成物共存于同一反应体系，得到的总是反应物与生成物的混合物.
（2）正、逆反应同时进行。
（3）既可以从正向开始，也可以从逆向开始，也可从两边开始。
（4）能量类型的正反互逆。（如果正反应是放热反应，则逆反应是吸热反应）在一密闭容器中进行如下反应：
2SO2(气)+O2(气) 2SO3(气)，已知反应过程中某一时刻SO2、O2、SO3的浓度分别为0.2mol/L、0.1mol/L、0.2mol/L，当反应达平衡时，可能存在的数据是A．SO2为0.4mol/L、O2为0.2mol/L
B．SO2为0.25mol/L
C．SO2、SO3均为0.15mol/L
D．SO3为0.4mol/LB1、在一定条件下可逆反应里，当正反应速率与逆反应速率相等时，反应混合物中各成分的含量保持不变的状态。三、化学平衡状态 2、化学平衡状态的特征(3)动：动态平衡（正逆反应仍在进行υ正 = υ逆≠ 0 ）(2)等： υ正 = υ逆 (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。(1)逆：可逆反应标志：
（1）、比正逆。v正＝v逆≠0；
（2）、比前后。反应混合物中各组分的 浓度或含量不再发生变化；
（3）、比K、Qc3、化学平衡的标志对可逆反应 N2＋3H2催化剂高温、高压2NH3， 若某一时刻，2υ正(N2)=υ逆(NH3)。此时反应是否达到平衡状态？
3υ正(H2)=2υ逆( NH3)呢？ （1）υ正 = υ逆 （本质特征）
① 同一种物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率。
② 不同的物质：速率之比等于方程式中各物质的计量数之比，但必须是不同方向的速率。⑤对于有颜色物质参加或生成的可逆反应，颜色不变。⑥对于同一物质而言，断裂化学键的数目与生成化学的数目相等。 在判断平衡状态时，我们只要抓住：“在反应中能够改变的量，如果保持不变，则达到平衡状态”这点来分析，可以减轻一些记忆上的麻烦。④ 反应物的转化率、产物的产率保持不变。 变量不变化学平衡状态的判断：平衡平衡平衡不一定平衡不一定不一定不一定平衡不一定平衡不一定平衡不一定可逆反应：2NO2(g) 2NO(g) + O2(g) ,在体积固定的密闭容器中，达到平衡状态的标志是（ ）
①单位时间内生成n molO2的同时生成2n molNO2 ②单位时间内生成n molO2的同时生成2n molNO ③用NO2、NO、O2表示的反应速率之比为2:2:1的状态 ④混合气体的颜色不再改变的状态 ⑤混合气体的密度不再改变的状态 ⑥混合气体的压强不再改变的状态 ⑦混合气体的平均相对分子质量不再改变的状态【例1】AA、①④⑥⑦ B、②③⑤⑦ C、①③④⑤ D、全部√×√√√××在一定温度下，向 a L 的密闭容器中加入1 molX气体和2 molY气体，发生如下反应：
X(g)+2Y(g) 2Z(g)，此反应达到平衡的标志是
A、容器内压强不随时间变化
B、容器内各物质的浓度不随时间变化
C、容器内X、Y、Z的浓度之比为1：2：2
D、单位时间内消耗0.1 mol X 同时生成0.2 mol ZAB3、下列说法可以证明反应
N2+3H2 2NH3 已达平衡状态的是( )
A.1个N≡N键断裂的同时,有3个H－H键形成
B.1个N≡N键断裂的同时,有3个H－H键断裂
C.1个N≡N键断裂的同时,有6个N－H键断裂
D.1个N≡N键断裂的同时,有6个N－H键形成AC2、在一定温度下，在恒容密闭容器中发生反应
2A (ｓ)+2B (ｇ) C(ｇ)＋ D(ｇ)
不能说明该反应已经达到平衡的是
A. 容器内的压强不随时间而变化 B. 混合气体的密度不再随时间变化 C. A的质量不再改变 D. 平衡混合气的平均相对分子质量不再改变A课件16张PPT。第七章 第一讲 化学反应方向 化学平衡状态第二课时一位山东籍语文老师，为学生朗读了陆游的题为《卧春》的古诗，要求学生听写出来。
语文老师朗读如下：有位学生听写如下：
《卧春》
暗梅幽闻花，
卧枝伤恨底，
遥闻卧似水，
易透达春绿。
岸似绿，
岸似透绿，
岸似透黛绿。《我蠢》
俺没有文化，
我智商很低，
要问我是谁，
一头大蠢驴。
俺是驴，
俺是头驴，
俺是头呆驴。化学反应的限度定义 :在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡状态时，生成物平衡浓度的系数次方之积与反应物平衡浓度的系数次方之积的比值是一个常数，这个常数称为化学平衡常数，简称平衡常数。用K表示。1、平衡常数 K2. 平衡常数的数学表达式； 对于反应: aA + bB cC + dD二、化学平衡常数与转化率单位：(mol·L-1)c+d-a-bK=[CO2](1)反应中的固体或纯液体（如水）不列入平衡常数的表达式中。(2)在稀溶液中进行的反应，若反应有水参加或生成，水不写入平衡常数的表达式中.K=[CrO42-]2[H+]2/[Cr2O72-]3、书写平衡常数表达式应注意的问题例如：N2+3H2 2NH3的K1值
与1/2N2+3/2H2 NH3的K2值不一样K1 = K22(3)化学平衡常数表达式与化学方程式的书写有关。同一个化学反应，方程式的书写方式不同，平衡常数表达式不同。(K 的表示与可逆反应的系数有关)但是一个有水生成或水参加的 有机反应 ，此时水的浓度不是一个常数，必须在平衡常数表达式中表示出来。K=[CH3COOC2H5][H2O]/[C2H5OH][CH3COOH](5)多重平衡规则：若干方程式相加(减)，则总反应的平衡常数等于分步平衡常数之乘积(商)
例如: 2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) K1
2NO2(g) N2O4 (g) K2
2NO(g) +O2(g) N2O4 (g) K 3
K 3 = K1 ? K2(4)同一化学反应, 正、逆反应的平衡常数互为倒数2NO2(g) 2NO(g) + O2(g) K2例如: 2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) K1K2 = 1/K1(1) 平衡常数K值的大小，可推断反应进行的程度平衡常数K≥105，正反应进行得较完全；
K≤10-5 ，这个反应的正反应很难进行(逆反应较完全）;
K=1,正、逆反应相当。4. 平衡常数K的影响因素化学平衡常数的大小只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关。5. 平衡常数K的应用若升高温度，K增大，则正反应为吸热反应；
若升高温度，K减小，则正反应为放热反应；注意：温度升高，化学平衡常数不一定增大，但反应速率一定增大；
对于弱电解质电离、盐类的水解平衡，温度升高，平衡常数一定增大。为什么？（2）利用K判断反应的热效应：起始浓度相同，平衡常数与温度的关系如下：Q=浓度商：化学反应的任意时刻，产物浓度系数次方的乘积与反应物浓度系数次方的乘积之比称为浓度商，用符号Q表示。当Q＞K时，反应逆向进行反应达到平衡状态反应正向进行 当Q = K时，当Q ＜ K时， V正
V逆V正=V逆(3) 判断在某温度下，某时刻反应是否达平衡.若未达平衡，反应进行的方向。 用平衡常数来表示反应的限度有时不够直观，常用平衡转化率α来表示反应限度。6、转化率与平衡转化率（α）平衡时转化的反应物的物质的量浓度与转化前该反应物的物质的量浓度之比，用来表示反应限度。——————————— x100% A的初始浓度—A的平衡浓度A的初始浓度———————x100% C0(A)—[A]C0(A)α(A)==注：使用平衡转化率时应指明具体反应物。=—————x100% △C(A)C0(A)2、三步法
mA(g)+nB(g) pC(g) + qD(g)
初始浓度 a b 0 0
变化浓度
平衡浓度三、化学平衡的有关计算1、主要类型
（1）求浓度或物质的量 （2）求转化率、分解率
（3）求压强变化或体积变化
（4）求混合气体的相对平均分子质量或气体的密度
（5）求化学计量数 （6）平衡常数x nx/m px/m qx/ma-x b-nx/m px/m qx/m（2）气体公式
①同温同压下，气体体积之比等于物质的量之比
②同温同体积下，气体压强之比等于物质的量之比
③同温同压下，气体密度之比等于相对分子质量之比（2）生成物：平衡浓度=初始浓度+变化浓度（3）各物质的变化浓度之比等于化学计量数之比（1）反应物：平衡浓度=初始浓度-变化浓度； （2011山东高考）⑴已知反应NO2（g）+SO2（g） SO3（g）+NO（g）的ΔH=-41.8 kJ·mol-1,一定条件下，将NO2与SO2以体积比1∶2置于密闭容器中发生上述反应，下列能说明反应达到平衡状态的是_______。
a．体系压强保持不变
b．混合气体颜色保持不变
c．SO3和NO的体积比保持不变
d．每消耗1 mol SO3的同时生成1 mol NO2
⑵测得上述反应平衡时NO2与SO2的体积比为1∶6，列式计算该反应的化学平衡常数K＝-----------------------b【信息提取】
⑴该反应前后气体体积无变化；
⑵该反应正反应为放热反应；练习2：高炉炼铁中发生的基本反应如下:
FeO(s)+CO(g) Fe(s)+CO2(g)。
(1)其平衡常数可表达为: K=____________，
(2) 已知1100℃，K=0.263
1100℃时，测得高炉中C(CO )=0.025mol/L，C(CO)=0.1mol/L，在这种情况下该反应是否处于平衡状态_______(填“是”或“否”)，此时化学反应速率是
V正____V逆(填“>”、“<”或“=”) 。
(3)若降温至1000 ℃， K=0.250，正反应的△H______0
(4) 1000℃时，若开始时CO浓度为1mol/L(FeO足量)，求达平衡时CO的转化率___________否>>220%知识梳理·题型构建向正反应方向正反应E850 ℃进行中1．在100 ℃时，把0.5 mol N2O4通入体积为5 L的真空密闭容器中，立即出现红棕色。反应进行到2 s时，NO2的浓度为0.02 mol·L－1。在60 s时，体系已达平衡，此时容器内压强为开始时的1.6倍。下列说法正确的是
A．前2 s以N2O4的浓度变化表示的反应速率为0.01 mol·L－1·s－1
B．在2 s时体系内的压强为开始时的1.1倍
C．在平衡时体系内含N2O4 0.25 mol
D．平衡时，N2O4的转化率为40%知识梳理·题型构建B 课件15张PPT。第七章第三讲 化学反应速率 合成氨的优化一、化学反应速率1、概念：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。单位为mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1。表示方法：ひ(A)=☆化学反应速率是一段时间内的平均速率，且只能取正值☆对于纯固体或纯液体参加的化学反应，因其浓度不改变，故通常不用它们表示反应速率，所以改变它们的量对反应速率无影响。
☆同一反应速率可以用不同物质浓度变化表示，其数值之比等于方程式化学计量数之比。如反应mA(g)+nB (g) =pC (g) +qD (g)则V(A):V(B):V(C):V(D) =m:n:p:q2．对于可逆反应A(g)＋3B(s)??2C(g)＋2D(g)，在不同条件下的化学反应速率如下，其中表示的反应速率最快的是
A．v(A)＝0.5 mol·L－1·min－1
B．v(B)＝1.2 mol·L－1·s－1
C．v(D)＝0.4 mol·L－1·min－1
D．v(C)＝0.1 mol·L－1·s－1D(2)换算成同一物质表示的速率，再比较数值的大小。比较反应的快慢 (1)看单位是否统一，若不统一，换算成相同的单位。有关计算：①求经历的时间性 ③求物质的量的变化②求浓度的变化二、影响化学反应速率的因素1.内因：—反应物本身的性质（决定因素）2.外因：浓度、压强、温度、催化剂是影响化学反应速率的四大因素另一个因素：原电池可以加快反应速率其它因素包括光、超声波、激光、放射线、电磁波、反应物颗粒的大小（接触面积）、扩散速度、溶剂等。①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。3．理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞。②活化能：(2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。单位体积内活化分子数越多，反应速率越快活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差活化分子具有的最低能量E1是反应的 。
E2是活化分子变成生成物分子放出的能量(逆反应的活化能)。
(3)反应热ΔH＝ 。活化能E1－E21、浓度对化学反应速率的影响 注意：1、浓度对反应速率的影响，只适用于气体与溶液，对于固体或纯液体物质，一般情况下其浓度可视为常数，因此改变固体或纯液体的用量对化学反应速率无影响。2、相同量的固体参加反应，表面积越大，反应速率越快。其他条件不变时，增大反应物的浓度，会增大化学反应速率；减小反应物的浓度，会减小化学反应速率。 增大反应物浓度时，单位体积内分子数_____，活化分子数_____，有效碰撞次数_____，化学反应速率 。增多增多增多增大2、压强对化学反应速率的影响 对于有气体参加的化学反应，其他条件不变，增大压强，可增大反应速率；减小压强，可减小反应速率。注意：①反应物为固体或液体时，可以认为压强对它的反应速率无影响。压强对于反应速率的影响是通过对浓度的影响实现的 知识梳理·题型构建反应速率不变气体反应体系中充入惰性气体(不参与反应)时，对反应速率的影响反应速率减小(1)恒容：充入“惰性气体”总压增大物质浓度不变
(活化分子浓度不变)(2)恒压：充入“惰性气体”体积增大物质浓度减小
(活化分子浓度减小)升高温度，反应物分子能量____，使一部分能量较低的分子变为_________，增加了反应物中活化分子的______，有效碰撞次数____，化学反应速率_____。增加活化分子百分数增加增大3.温度对化学反应速率的影响范托夫规律
温度每升高10℃，化学反应速率通常增大到原来的2～4倍。温度对反应速率的影响，无论是放热反应，还是吸热反应都适用。无论固体、液体、气体都适用。在其它条件不变时，温度升高，反应速率加快4、催化剂：注意：催化剂可以同等程度增大或正、逆反应的速率；未明确指明时所用催化剂一般指正催化剂。定义:凡是能改变反应速率而自身在化学变化前后化学性质和质量没有发生变化的物质叫催化剂。催化剂能改变化学反应发生的途径，降低反应所需的__，使更多的分子成为________，大大增加了单位体积内活化分子的_______，从而显著_____化学反应速率。活化能活化分子百分数提高外界条件对化学反应速率的影响（总结）不变不变减小不变不变增大增大增大增大增大增大增大增大增大不变不变增大增大增大增大改变外界条件对可逆反应v正、v逆的影响（1）增加反应物的浓度：v正突然增大，然后逐 渐减小，v逆逐渐增大。
（2）增大压强：对气体反应， v正、 v逆均增大，气体系数大的反应增加得更快些。
（3）升温： v正、 v逆均加快，吸热反应的速率增加 得更快些。
（ 4）加入催化剂： v正、 v逆同等倍数改变。从反应速率考虑：高温、高压、催化剂。
从反应平衡和转化率考虑：低温、高压、不断补充原料，即时分离产物。(1)温度以______左右为宜（催化剂活性最大）；
(2)压强大致可分为_____ (1×107 Pa)、 ______2×107Pa～3×107Pa)和_____ (8.5×107Pa～1×108 Pa)三种类型；
(3)用_______做催化剂；
(4)按N2与H2的物质的量之比为______投料并及时分离出____。＜＜700K低压中压高压铁触媒1∶2.8NH3三、合成氨
1．反应特点2．合成氨适宜条件的选择N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) ΔH___0 ΔS ___02．合成氨工业的简要流程(1)原料气的制取
N2：将空气液化，蒸发分离出N2或者将空气中的O2与碳作用生成CO2，除去CO2后得N2。
H2：用水和燃料(煤、焦炭、石油、天然气等)在高温下制取。用煤和水制H2的主要反应为：(2)制得的N2、H2需净化除去杂质，再用压缩机压缩至高压。
(3)氨的合成：在适宜的条件下，在合成塔中进行。
(4)氨的分离：经冷凝使氨液化，将氨分离出来，使平衡向正反应方向移动提高原料的利用率，并将没有完全反应的N2和H2循环送入合成塔，使其充分被利用。课件22张PPT。第七章 第二讲 化学平衡的移动第一课时 １. 化学平衡的移动当 改变时， 将被破坏，并在________下建立 ，即发生化学平衡的移动。原来的化学平衡新的条件新的化学平衡外界条件三、化学平衡的移动2.影响化学平衡的因素有哪些？温度、浓度、压强等。(1)、温度原因：温度对化学平衡的影响通过
改变 实现的。(在其他条件不变的情况下)：
①升高温度：化学平衡向 方向移动；
②降低温度：化学平衡向 方向移动。吸热反应放热反应(1)T升高→K →Qc K→化学平衡向 方向移动
(2)T降低→K →Qc K→化学平衡向 方向移动增大<吸热反应减小>放热反应温度的影响(假设正反应为吸热反应)化学平衡常数当 △H < 0 时：对于反应：m A + n B p C + q D △H当 △H > 0 时：小结：V正在上向向正移动，V逆在上向逆向移动。改变温度， v吸变化程度大 (2)、浓度 其他条件不变，增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动；增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动。原因：浓度变化导致浓度商(Q)改变，使Q≠K，进而影响化学平衡结论：增大反应物浓度或减少生成物的浓度，则Q减少反应物浓度或增大生成物的浓度，则Q>K，平衡逆向移动。注意:（1）改变固体或纯液体的量不能改变其浓度，平衡不移动。（2）对于溶液中进行的离子反应，改变实际参加反应的离子浓度，才能使平衡移动。①增大反应物浓度②减小生成物浓度③增大生成物浓度④减小反应物浓度【应用】①化工生产中，常通过增大某一廉价、易得反应物的浓度来提高另一贵重的反应物的转化率。
②生产过程中常将产物及时从体系中移走，使化学平衡不断向右移动。例如在硫酸工业里，常用过量的空气使二氧化硫充分氧化，以生成更多的三氧化硫。例如合成氨工业里，及时从平衡体系中移走氨，从而使平衡不断向右移动。①对有气体参加且反应前后体积发生变化的可逆反应，其他条件不变，增大压强，会使平衡向 的方向移动，减小压强，会使平衡向 的方向移动。
②气体体积反应前后保持不变的反应，则改变压强对平衡 。（3）、压强气体体积减小气体体积增大无影响③同等程度地改变反应混合物中各物质的浓度，应视为压强对平衡的影响。[注意] ①平衡混合物都是固体或液体的，改变压强不能使平衡移动 。（反应必须有气体参加或生成。）②压强的变化必须引起混合物浓度变化（即容器体积有变化）才能使平衡移动 惰性气体对化学平衡的影响②恒温、恒压时，充入惰性气体体积增大→浓度减小→相当于减压→①恒温、恒容时，充入惰性气体但体积不变→浓度不变→平衡不移动注意：对于反应前后气体体积不变（ m+n=p+q ）的可逆反应，充入惰性气体，不论什么情况，平衡都不会移动压强不变→ 平衡向体积增大方向移动压强增大→ （m+n≠p+q）①当 m + n ＞ p + q时：①增大压强②减小压强反应 m A (g) + n B (g) p C (g) + q D (g)②当 m + n ＜ p + q 时：对于反应前后气体总体积相等的反应，改变压强对平衡无影响；例：对如下平衡
A(气) ＋ B (气) 2C (气) ＋ D (固) 加压对化学平衡的影响减压对化学平衡的影响Ｖ正＝Ｖ逆Ｖ正＝Ｖ逆化学反应的限度加正催化剂Ｖ正＝Ｖ逆Ｖ正＝Ｖ逆加负催化剂催化剂能同等程度地改变正、逆反应速率，因此而化学平衡不移动，但是能改变反应到达平衡所需要的时间。(4)催化剂使用催化剂，能同等程度改变正、逆反应速率，但平衡不移动化学反应的限度（3）平衡移动原理（勒夏特列原理）如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度等),平衡就向能够减弱这种改变的方向移动①适用范围：所有的动态平衡体系（电离平衡，水解平衡等），只改变其中一个条件（如温度或浓度或压强等）时，平衡移动原理才适用。 ②是“减弱”这种改变，不是“消除”这种改变例：一定条件下，反应4NH3(g)+5O2 (g) 4NO(g)+6H2O(g)在一容器中达平衡状态，压强为P0，其它条件不变，将容器体积缩小为原来的一半，达平衡时压强为P1，则P0、P1、2P0的关系为：________。P0(2).系数不相等量相同
恒温恒压 :成比例例题5、在一个1L的密闭容器中，加入2molA和1molB ，发生下述反应：
?
达到平衡时，C的浓度为1.2mol/L , C的体积分数为a% 。
（1）维持容器的体积和温度不变，按下列配比作为起始物质，达到平衡后，C的浓度仍是1.2mol/L的是（ ）
A、3mol C+1mol D
B、1mol A+0.5mol B+1.5mol C+0.5mol D
C、1mol A+0.5mol B+1.5mol C
D、4mol A+2mol BA、B若D的状态为固态又会如何？（2）维持容器的压强和温度不变，按下列配比作为起始物质，达到平衡后，C的浓度仍是1.2mol/L（或C的体积分数仍是a%）的是（ ）
A、3mol C+1mol D
B、1mol A+0.5mol B+1.5mol C+0.5mol D
C、1mol A+0.5mol B+1.5mol C
D、4mol A+2mol BA、B、D（2）温度变化对反应平衡影响的原因及其图像移动方向
速率变化升高温度降低温度v正增大v逆同时增大v逆增大倍数大于v正增大倍数v逆> v正,
向逆反应△H<0△H>0△H<0△H>0v正增大v逆同时增大V正增大倍数大于v逆增大v正>v逆
向正反应v正减小V逆减小v正>v逆,
向正反应v逆减小倍数大于v正减小倍数v正减小V逆减小v逆>v正,
向逆反应v逆减小倍数小于v正减小倍数分别画出以上情况的v-t图：移动方向
速率变化减小反应物浓度减小生成物浓度增大生成物浓度增大反应物浓度平衡移动原因（1）浓度变化对反应平衡影响的原因及其图像v正首先增大v逆瞬间不变，
随后增大且v’正＞ v’逆正反应方向v逆首先增大v正瞬间不变随后增大且v’逆＞ v’正逆反应方向 v逆首先减小 v正瞬间不变，
随后减小且v’正＞ v’逆正反应方向v正首先减小v逆瞬间不变
随后减小且v’逆＞ v’正逆反应方向（3）压强变化对反应平衡影响的原因及其图像移动方向
速率变化增大压强减小压强v正增大v逆同时增大V正增大倍数大于v逆增大倍数V正> v逆,
向正反应m+n>p+qm+np+qm+nv正
向逆反应v正减小V逆减小V逆>v正,
向逆反应v逆减小倍数小于v正减小倍数v正减小V逆减小V正>v逆,
向正反应v逆减小倍数大于v正减小倍数对mA（g）＋nB（g） pC（g）＋qD（g）课件18张PPT。第七章 第二讲 化学平衡的移动第二课时(1)等效平衡的建立与途径无关，与外界条件和物质用量有关。（2）判断等效平衡的方法：注意外界条件——恒温恒容还是恒温恒压使用极限法或一边倒的方法将各种情况变换成同一反应物或生成物，然后观察有关物质的数量是否相当。四、等效平衡问题在相同的条件下，无论从正反应开始，还是从逆反应开始，还是正逆反应同时开始，只要投料相当，均可建立相同的平衡状态（表现为各组分的百分含量相等），这种情况被称为等效平衡等效平衡小结恒温恒容看系数(1).系数相等成比例
(2).系数不相等量相同
恒温恒压 :成比例例题5、在一个1L的密闭容器中，加入2molA和1molB ，发生下述反应：
?达到平衡时，C的浓度为1.2mol/L , C的体积分数为a% 。
（1）维持容器的体积和温度不变，按下列配比作为起始物质，达到平衡后，C的浓度仍是1.2mol/L的是（ ）
A、3mol C+1mol D
B、1mol A+0.5mol B+1.5mol C+0.5mol D
C、1mol A+0.5mol B+1.5mol C
D、4mol A+2mol B（2）维持容器的压强和温度不变，按下列配比作为起始物质，达到平衡后，C的浓度仍是1.2mol/L（或C的体积分数仍是a%）的是A、3mol C+1mol D
B、1mol A+0.5mol B+1.5mol C+0.5mol D
C、1mol A+0.5mol B+1.5mol C
D、4mol A+2mol BA、B若D的状态为固态又会如何？A、B、D增大减小（2）由于浓度改变而引起的平衡移动，必导致反应物转化率的改变。若减少生成物的浓度，则反应物的转化率必然 ；反之则 。增大减小五、外界条件对转化率影响的规律 恒容： 反应物只有一种：a A (g) b B (g) + c C (g)增加A的量，A的浓度增大，平衡正向移动，此种情况等效于加压，A的转化率与气态物质的化学计量数有关：（1）由于温度或压强的改变而引起的平衡移动，必导致反应物转化率的改变。若平衡向正反应方向移动，则转化率一定 ，反之则转化率一定 。反应物不止一种：a A (g) +b B (g) c C (g) + d D (g)若反应物A、B的物质的量同倍数的增加，平衡向正反应方向移动，此种情况等效于加压，反应物的转化率与气态物质化学计量数有关。转化率：牺牲一个，幸福全家（家里不只一个）1.若反应物起始物质的量之比等于化学计量数之比，达平衡后，它们的转化率相等。
2．若反应物起始量之比不等于化学计量数之比，达平衡后，过量的那种物质转化率较小。
如反应N2(g)＋3H2(g)?? 2NH3(g)【例3】 反应：PCl5(g)?? PCl3(g)＋Cl2(g)①
2HI(g)?? H2(g)＋I2(g)②
2NO2(g)?? N2O4(g)③
在一定条件下，达到化学平衡时，反应物的转化率均是a%。若保持各反应的温度和容器的体积都不改变，分别再加入一定量的各自的反应物，则转化率( )
A．均不变 B．①增大，②不变，③减小
C．均增大 D．①减小，②不变，③增大D六、化学学平衡中的图像题图像题是化学平衡中的常见题型，这类题目是考查自变量（如时间、温度、压强等）与因变量（如物质的量、浓度、百分含量、转化率）之间的定量或定性关系。 看特点。即分析可逆反应化学方程式，观察物质的状态、气态物质分子数的变化(正反应是气体分子数增大的反应，还是气体分子数减小的反应)、热效应(正反应是放热反应，还是吸热反应)等。小结： 技巧 (1)先拐先平，数值大
在含量(转化率)—时间曲线中，先出现拐点的则先达到平衡，说明该曲线反应速率快，表示温度高、压强大等。 (2)定一议二
当图像中有三个量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量的关系，有时还需要作辅助线。 (3)三步分析法
一看反应速率是增大还是减小；二看v正、v逆的相对大小；三看化学平衡移动的方向。A(g)+2B(g) 2C(g)引起平衡移动的因素是 ，平衡将向 方向移动。1、速度-时间图： 可用于：
1) 表示反应速率的变化和化学平衡的移动。
2) (已知反应)判断引起平衡移动的因素。增大反应物浓度正引起平衡移动的因素是 ，平衡将向 方向移动。减小生成物浓度正已知对某一平衡改变温度时有如下图变化，则温度的变化是 (升高或降低)，平衡向 反应方向移动，正反应是 热反应。升高正吸对于mA (g) +nB (g) pC (g) +qD (g) ，改变压强时有如下图变化，则压强变化是 (增大或减小)，平衡向 反应方向移动，m+n (>、<、=)p+q。增大逆<对于反应A (g) +3B (g) 2C (g) +D (g) △H<0
有如下图所示的变化，请分析引起平衡移动的因素可能是什么？并说明理由。由于v正、v逆均有不同程 度的增大，引起平衡移动的因素可能是 a.升高温度 b.增大压强。根据反应方程式，升高温度平衡向逆反应方向移动，与图示相符；增大压强平衡向正反应方向移动，与图示不相符。故此题中引起平衡移动的因素是升高温度。速率 - 时间图的关键：
①看出反应速率的变化
②判断化学平衡的移动方向
③判断影响化学反应速率和化学平衡的因素3、某物质的转化率(或百分含量)-时间-温度(或压强)图：对于反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)T1 T2;P1 P2;m+n p+q△H 0>><<对于反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)某物质的转化率(或百分含量)-时间-温度(或压强)图的关键：
①判断温度（或压强）的大小
②学会“定一议二”法。T1 T2;P1 P2;m+n p+q△H 0>><<4、某物质的转化率(或百分含量)-温度－压强图：对于反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)m+n p+q△H 0m+n p+q△H 0>>>>某物质的转化率(或百分含量)-温度-压强图的关键：
学会“定一议二”法，找出条件改变对平衡的影响。在一固定体积的容器中，在一定条件下发生反应A(s)＋2B(g) 2C(?)。且达到化学平衡。当升高温度时，容器内气体的密度随温度的变化如图所示A.若C是气体，正反应是放热反应
B.若C是气体，正反应是吸热反应
C.若C是非气体，正反应是放热反应
D.若C是非气体，正反应是吸热反应√√5、其它：对于反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)m+n p+q<△H 0△H 0><△H 0>该图表示的是可逆反应从开始到建立平衡状态，然后平衡发生移动整个过程中温度、压强与物质的百分含量的关系，M点表示恰好达到平衡状态。MM课件24张PPT。第五章第三讲 化学键第一课时一、化学键相邻原子间直接的强烈的相互作用叫化学键1、化学键的概念① “相邻”指原子间直接相邻，而非间接相邻。③ “强烈”化学键是强烈的相互作用，不是微弱的。④ “相互作用” 既包括相互吸引，又包括相互排斥，是相互吸引与相互排斥的平衡。注意：并非所有的物质都有化学键，如：稀有气体是单原子分子，无化学键。② “原子”是广义上的原子，包括原子、离子、原子团化学键离子键共价键非极性键极性键金属键化学反应的实质：化学反应是原子的重新组合；
从化学键的角度看，化学反应的实质：旧化学键的断裂和新化学键的形成。阴阳离子通过静电作用形成的化学键2、离子键静电作用：（静电引力和斥力） ③NH4＋和酸根离子（或活泼非金属元素）形成的盐。酸根离子：SO42-、NO3-、 CO32- 、 Cl-；阴离子S2- 、 OH-（1）形成离子键的条件：①活泼的金属元素（IA，IIA）和活泼的非金属元素（VIA，VIIA）之间的化合物。② 活泼的金属元素和酸根离子形成的盐（2）离子键强弱影响因素：离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强决定:稳定性及某些物理性质，如熔点等。
比较离子键强弱：熔点NaCl>KCl；Al2O3与MgO均为高熔点物质，常用做耐火材料，原因是：3、共价键原子之间通过共用电子对所形成的化学键（1）形成共价键条件：
同种或不同种非金属元素原子结合；
包括非金属单质（N2 、O2 、金刚石）
、化合物、复杂离子相结合的原子团（SO42- 、 NH4+ 、 OH-)等
部分金属元素原子与非金属元素原子，如AlCl3如：H—H同种元素原子不同种元素原子如：H—Cl同种原子不同种原子 相同不相同不偏向任何一个原子 偏向吸引电子能力强的原子一方 不显电性 显电性非极性键 A－A 极性键
A－B 非极性键和极性键比较 化学键总结二、化学键与物质的构成包括：强碱及大多数盐、活泼金属的氧化物1、离子化合物：含有离子键的化合物。2、共价化合物：只含有共价键的化合物。一般包括非金属的氧化物、氢化物、强酸、有机物等，如：H2O、SO2、H2S、HNO3等。如：NaOH、KOH、Ca(OH)2、NaCl、MgCl2、Na2O、Na2O2 、 CaO等。注意：
a、离子化合物中一定存在离子键，还可能含有共价键（Na2O2、NaOH、NH4Cl） 。如： Na2O2 、 含CaC2 含离子键、非极性键; NaOH 、 NH4Cl含离子键、极性键 。b、共价化合物中只存在共价键，一定不存在离子键。c、含有金属元素的化合物不一定是离子化合物，共价化合物可由金属与非金属构成。如：AlCl3d、离子化合物也可以只由非金属元素构成，如：铵盐NH4NO3、NH4Cl，即含有（ NH4+ ）。e、熔化状态下能导电的化合物是离子化合物，熔化状态下不导电的化合物是共价化合物。f、离子化合物在通常状态下是晶体，不存在分子，其化学式代表阴阳离子个数比，并不代表分子式。如NaCl晶体中不存在NaCl的分子。三、电子式1. 原子的电子式表示在元素符号周围用小黑点 · (或×)来表示原子的最外层电子。这种式子叫做电子式。H·Na.·Mg·(1)简单阳离子的电子式只用离子符号表示,多核阳离子要加[ ]，右上角注明电荷数。2、离子的电子式(2)阴离子的电子式,不但要画出最外层电子数8个，而且还用括号“[ ]”括起来，并在右上角注明所带电荷，如：Na+Mg2+Ca2+NH4+3、离子化合物例如：NaOH、Na2O2、NaCl、NaClO、 CaC2、 NH4Cl离子化合物的电子式：由阳离子+阴离子的电子式组成，但相同离子不能合并（离子键 非极性键）（离子键 极性键）（离子键 极性键） CaC2 4、含共价键的物质：非金属单质、共价化合物、原子团不用括号、不标电荷如：H2、N2、Cl2、O2HCl、H2O、NH3、CH4 、 CCl4、 CO2、CS2、 H2O2、 HClO、C2H4、C2H2、N2H4如Cl2的结构式为Cl-Cl，N2的结构式为N≡N（2）结构式 ：用一根短线来表示一对共用电子判断分子中原子的最外层电子是否满足8电子
1、分子中含有H元素，则H元素不满足8电子。
2、分子中不含H元素，某元素化合价的绝对值与其最外层电子数之和等于8，则该元素满足最外层8电子结构。注意：
a、共价键数目(共用电子对数目)=8-最外层电子数=最低负价的绝对值
b、并不是所有原子都能达到8电子稳定结构。如：PCl5、BF3等（1）直线形分子：
（2）角形或V形分子：
（3）三角锥形分子：
（4）正四面体分子：CO2、CS2、C2H2；H2、HX等（双原子分子）H2O、H2SNH3CH4、CX4、SiH4、SiX4、P4 四、分子间作用力和氢键1.分子间作用力 ： 定义： 把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力（也叫范德华力）。（1）分子间作用力不是化学键，比化学键弱得多，是一种微弱的相互作用，它主要影响物质的熔、沸点等物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质。（2）分子间作用力存在于分子与分子之间，由分子构成的物质中，如：多数非金属单质、稀有气体、非金属氧化物、酸、氢化物、有机物等。（3）分子间作用力的范围很小,只有分子间的距离很小时才有。 （4）一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高。如卤素单质：一些氢化物的沸点CH4、SiH4、GeH4、SnH4的熔沸点依次升高为什么HF、H2O和NH3的沸点会反常偏高呢？2.氢键1)形成条件：原子半径较小，非金属性很强的原子X，（N、O、F）与H原子形成强极性共价键，与另一个分子中非金属性很强的原子Y （N、O、F），在分子间H与Y产生较强的分子间作用，形成氢键2)表示方法：X—H…Y—H（X.Y可相同或不同，一般为N、O、F）。3)氢键能级：比化学键弱很多，但比分子间作用力稍强特别说明：氢键不是化学键，氢键属于分子间作用力4）特征：具有方向性。5)氢键作用（1）NH3、H2O、HF在相应一系列物质中熔沸点反常高
（2）能与水形成氢键的物质易溶于水、且溶解度大如：乙醇与水任意比互溶
（3）分子间能形成氢键的物质，易液化。
（4）H2O由液体变为固体时，体积增大，密度减小原子间分子之间作用力大作用力小影响化学性质和
物理性质影响物理性质
（熔沸点等）分子之间、
分子内影响物理性质
（熔沸点等）作用力远小于
化学键，略大于
范德华力分子间作用力、氢键与化学键的比较阴、阳离子分子原子金属阳离子与自由电子离子键范德华力共价键金属键较高低很高较高较大较小很大较大溶于水或熔融态下均熔融态不导电不导电导电相似相溶一般不溶大多数溶基本不溶有单个分子存在；化学式就是分子式。无单个分子存在；NaCl不表示分子式。无单个分子存在； SiO2不表示分子式。无单个分子存在原子晶体＞离子晶体＞分子晶体非金属单质(除金刚石、晶体硅外)、气态氢化物、酸(如HCl、H2SO4)、非金属氧化物(除SiO2外)、绝大多数有机物(如CH4，有机盐除外)
金刚石、晶体硅、SiC、SiO2及一些高温结构材料
金属单质与合金(如Na、Al、Fe、
青铜)
强碱、大多数盐类、活泼金属氧化物。NaCl晶体结构示意图干冰晶体结构示意图金刚石晶体结构示意图课件26张PPT。第三课时 第五章 第二讲 元素周期律 元素周期表原子结构在周期表中的位置元素性质质子数＝原子序数电子层数＝周期数最外层电子数＝ 主族序数三、元素周期表和元素周期律的应用 1、元素的位置、结构、性质三者之间的关系及其应用电子层数最外层电子数金属性、非金属性强弱（主族）最外层电子数 = 最高正价 最外层电子数－8 = 负价 相似性
递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱）同周期同主族递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）1．结构与位置互推
(1)掌握三个关系式
①电子层数＝周期数
②质子数＝原子序数
③最外层电子数＝主族序数=最高正价=8－最低负价的绝对值(O、F除外)。(2)熟练掌握周期表中的一些特殊规律
①各周期所能容纳元素种数2 10 18 36 54 86 1、第ⅠA族、第ⅡA族，同一主族相邻元素原子序数相差为上一周期所含元素的种数；即A、B在过渡元素左侧，则y＝x＋A所在周期包含元素种数即A、B在过渡元素右侧，y＝x＋ B所在周期包含元素种数若同主族元素A、B在周期表中上下相邻，设A的原子序数为x，B的原子序数为y2、在第ⅢA～ⅦA族、0族，相邻元素原子序数相差为下一周期所含元素的种数。③同主族上下相邻元素原子序数的关系规律总结：同主族元素原子序数差：
相邻周期同一主族可能相差2、8、8、18、18、32，
不相邻则为2、8、8、18、18、32中某几个连续数的加和。规律总结： 同周期IIA、 IIIA族原子序数差：
第2、3周期：1
第4、5周期：11（间隔了10种过渡元素）
第6、7周期：25（再多14种镧系或锕系元素）例如：①比较不同周期、不同族邻位元素的性质：如金属性Mg>Al，Ca>Al，则碱性Mg(OH)2>Al(OH)3，Ca(OH)2>Al(OH)3。四、元素推断题的解题策略如已知Ca(OH)2微溶于水，Mg(OH)2难溶于水，可推知Be(OH)2更难溶；又如卤族元素的性质递变规律，可推知砹(At)应为黑色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈强酸性，AgAt难溶于水等。 ②预测元素的性质(由递变规律推测)
常见的题目给出一种不常见的主族元素(如砹、碲、铋、铅、铟、镭、铯等)，或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。解答的关键是根据该元素所在族的熟悉的元素的性质，根据递变规律，加以推测判断。练习：镭是元素周期表中第七周期的ⅡA族元素，下列关于镭的性质的描述中不正确的是 A．在化合物中呈+2价
B．氢氧化物呈两性
C．单质使水分解，放出氢气
D．碳酸盐难溶于水 B下列对于铯(Cs)的性质的预测中，正确的是
A．CsOH是弱碱
B．它与水剧烈反应
C．Cs＋具有很强的氧化性
D．CsHCO3受热不易分解B3. 已知硒是元素周期表中第4周期ⅥA族元素，
关于硒的性质判断肯定不正确的是（ ）
硒的含氧化合物只能以SeO3形式存在
硒的含氢化合物以H2Se形式存在
硒的氢化物稳定性比硫化氢差
硒的最高价氧化物对应的水化物的
化学式为H2SeO4 A二、思维模型
模型一 由主族元素在周期表中的位置推断
1．牢记元素周期表的结构(能区分长短周期、主副族、每周期的元素种类等)是求解的基础，一定要“心中有表”。
2．元素推断题要把握以下几个要点：
①熟记元素的符号，直接导出；②掌握几种关系，列式导出；③利用排布规律，逐层导出；④弄清带电原因，分析导出；⑤抓住元素特征，综合导出;⑥根据量的关系,计算导出。必须掌握1-18号元素的性质模型二 由元素及其化合物的性质推断
掌握常见元素及其化合物的特性是关键，解决这一关键的关键在于平时的积累。
模型三 综合利用“位”、“构”、“性”的关系推断
这类题目综合性强，难度较大，但若对元素周期律的实质和元素周期表的结构知识熟练掌握,这一类问题便能顺利求解。答题规范
1.在解答化学填空题时，试题要求写“名称”
时，易不注意写成元素符号或化学式，造成自
己会做的题丢分。
2.写变价元素的含氧酸的化学式时，要注意价态
不同，含氧酸的化学式不同。
3.在审题时，特别注意以下几个字：“短周
期”、“主族”、“同周期”、“同主族”、
“最高价” “离子结构示意图” “原子结构示意图”
4 . 注意主族的写法，必须写罗马数字补充(1)族序数等于周期数(即电子层数)的元素：H、Be、Al。
(2)最外层电子数与次外层电子数的差等于周期数的元素：C。
(3)周期数是族序数2倍的元素：Li。
(4)族序数等于周期数2倍的元素：C、S。
(5)族序数等于周期数3倍的元素：O。
(6)周期数是族序数3倍的元素：Na。
(7)最高正价不等于族序数的元素：O、F。
(8)最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S。
(9)最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C、Si。
3.依据元素在周期表中的位置特征推断出属何种元素，进而确定其在周期表中的位置及性质4．依据元素性质、存在、用途等方面的特殊性质推断其是何种元素，进而确定其位置和性质。掌握常见元素及其化合物的特性是关键，解决这一关键的关键在于平时的积累。（1）形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素：C
（2）空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N
（3）地壳中含量最多的元素、氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O
(4)地壳中含量最多的金属元素：Al。（4）单质最轻的元素：H;最轻的金属单质：Li
（5）单质在常温下呈液态的非金属元素：Br;
金属元素：Hg
（6）最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Al
（7）元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物能起化合反应的元素：N；
(8)元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起氧化还原反应的元素：S。
(9)元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：S。（10）元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F
（11）最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元素是Cl
(12)最活泼的非金属元素或无正价的元素：F。
所形成气态氢化物最稳定的是HF
(13)最活泼的金属元素：Cs
(14)焰色反应呈黄色、紫色(透过蓝色钴玻璃)的元素：Na、K。
(15)常温下常见以气体形式存在单质共5种, N2、O2、H2、F2、Cl2、（1）燃烧时呈淡蓝色的有 ；呈苍白色火焰的是 ；燃烧是产生白烟的为 ；燃烧是产生棕黄色烟的是 ；
（2）能在CO2中燃烧又能在N2中燃烧的金属是 ，既能与酸有能与碱溶液反应放出气体的金属是 ；能跟碱溶液反应放出H2的非金属是 。H2、CO、H2S、CH4等H2在Cl2中燃烧Na、K在Cl2、O2中的燃烧Cu在Cl2中燃烧MgAlSi1—18号元素的结构性质特点 (1)H：
①原子半径最小；
②外层电子数=周期数；
③电子总数=电子层数；
④第ⅠA族中唯一形成共价化合物的元素；
⑤在化合物中该原子的数目虽有改变，但该元素原子质量分数改变不大；
⑥原子序数最小； ⑦没有中子；
⑧成酸、碱必需的元素；
⑨单质密度最小，最轻的气体；
⑩与氧可生成两种液体：H2O、H2O2；
单质是电解水产物之一；
单质可由金属与酸反应得到。1—18号元素的结构性质特点(6)C：
①最外层电子数是次外层的二倍；
②是形成化合物种类最多的元素；
③有石墨、金刚石、足球碳（C60）等几种同素异形体，（第六章后边将学到）；
④氧化物有CO、CO2；
⑤氢化物有多种最简单的是CH4；
⑥最高价含氧酸是H2CO3。(7)N：
①最外层电子比次外层多3个；
②单质在空气中含量最多；
③难与其它物质反应；
④化肥三元素之一（N、P、K）；
⑤氢化物为NH3；
⑥氧化物形式最多（6种：N2O,NO,N2O3,NO2,N2O5）；
⑦含氧酸有HNO3、HNO2；
⑧气态氢化物水溶液唯一呈碱性。
(8)O:
①最外层电子数目是次外层的三倍；
②地壳中含量最多；
③占空气体积的21%；
④能形成H2O2、H2O、Na2O2、Na2O等价态氧化物；
⑤ 单质助燃(9)F： ①最外层电子数比次外层多5个；
②除H后前18号元素中原子半径最小；
③无正价；
④不能被任何物质氧化；
⑤能与水反应置换水中的氧；
⑥CaF2难溶、AgF溶于水；
⑦无含氧酸；
⑧HF为弱酸。
(11)Na：①最外层电子数是最内层的1/2；
②前18号元素原子半径最大；
③氧化物对应的水化物为NaOH；
④能形成氧化物Na2O和过氧化物Na2O2；
⑤与K的合金形成原子能反应堆的导热材料。(12)Mg：
①最外层电子数=最内层电子数，次外层电子数是最外层电子数的4倍；
②Mg(OH)2是难溶性的中强碱；
③Mg遇冷水难反应，遇热水放H2；
④MgCl2为苦卤、MgSO4为泻盐。
(13)Al：
①最外层比次外层少5个电子；
②最外层电子数=电子层数；
③铝是金属元素但具有一定的非金属性；
④Al2O3是两性氧化物；
⑤Al(OH)3是两性氢氧化物；
⑥地壳中含量最多的金属元素。 (14)Si：
①最外层电子数是次外层的一半，最内层的2倍；
②地壳中含量排第二位；
③只有一种氧化物SiO2；
④气态氢化物SiH4；
⑤含氧酸为H4SiO4；
⑥H2SiO3是唯一难溶酸。
(15)P：
①最外层比次外层少3个电子；
②氢化物为PH3；
③对应的酸为H3PO4、H3PO3；
④常见白磷、红磷二种单质。 (16)S：
①最外层比次外层少2个电子；
②最外层与最内层电子数之和=次外层电子数；
③氢化物H2S、剧毒；
④氧化物有SO2、SO3；
⑤对应的水化物H2SO3、H2SO4；
⑥对应的盐常见的有Na2S、NaHS、Na2SO3、NaHSO3、Na2SO4、NaHSO4。
(17)Cl：
①最外层比次外层少一个电子，比最内层多5个电子；
②有多种化合价-1、+1、+3、+5、+7；
③对应的含氧酸有HClO、HClO2、HClO3、HClO4；
④HClO4是目前发现的含氧酸中的最强酸。 课件21张PPT。第二课时 第五章 第二讲 元素周期律 元素周期表一、微粒半径大小的比较(1)同种元素形成的微粒例如：r(Cl－)>r(Cl)；
r(Na+ ) < r(Na)，原子半径<相应的阴离子半径
原子半径>相应的阳离子半径 r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。电子数越多，半径越大。 【考点突破】比较微粒半径大小的依据：1.看电子层数：2.看核电荷数： 3.看最外层电子数(2)同周期元素原子，原子序数越大，原子半径越小。例如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。r(K＋)>r(Na＋)>r(Li＋)(3)同主族元素原子或离子，电子层数越多，原子（离子）半径越大。r(I)>r(Br)>r(Cl)>r(F)r(K)>r(Na ) )>r(Li)(4)电子层结构相同的离子，原子序数越大，离子半径越小。 r( S2-)> r( Cl-)> r( K+)> r( Ca2+) r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。(5)不同周期、不同主族元素的微粒，比较半径大小时要借助于参照物。如比较r(K)与r(Mg)原子半径，可利用同主族r(K)>r(Na)，然后利用同周期r(Na)>r(Mg)可得出r(K)>r(Mg)。阴前阳后 1.已知短周期元素aA n+、bB (n+1) +、cCn-、
dD (n+1) -都具有相同的电子层结构，根据以下要求填空：
A.原子序数：
B.原子半径：
C.离子半径：B>A>C>DA>B>D>CD>C>A>B二、金属性与非金属性的强弱判断(1)元素的失电子能力或金属性（还原性）强弱比较：①金属单质与水或酸反应的难易程度②元素最高价氧化物对应水化物R(OH)n碱性强弱③盐溶液金属间的置换反应；④金属活动性顺序表越易者金属性越强 一般活泼金属能置换不活泼金属(钾、钙、钠等极活泼金属除外)。碱性越强者金属性越强 单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱，元素的金属性越强K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)、Cu、Hg、Ag、Pt、AuK+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+(H+)Cu2+Fe3+Hg2+Ag+⑥在电解池中阴极阳离子的放电性顺序
先析出的金属其对应的元素金属性弱。
⑦原电池时电极材料：
原电池中作负极的金属一般金属性较强。同周期元素，从左到右，金属性逐渐减弱；
同主族元素，从上到下，金属性逐渐增强。⑤元素周期表(2)元素的得电子能力或非金属性（氧化性）强弱比较：①元素单质与氢气反应的难易程度以及气态氢化物的稳定性②元素最高价氧化物的水化物（HmXOn）的酸性强弱③盐溶液中非金属间的置换反应酸性越强，则元素的非金属性越强。一般活泼非金属能置换不活泼非金属(氟气除外)。注意：(1)气态氢化物的水溶液酸性强弱不能作为非金属性强弱的判断依据。
(2)氧化物对应含氧酸的酸性不能作为非金属性强弱的判断依据，而应该是最高价氧化物对应含氧酸的酸性强弱。越容易化合，氢化物越稳定，则其对应元素的非金属性越强。⑥在电解池中阴离子在阳极的放电顺序⑤元素周期表单质氧化性性越强，对应阴离子的还原性越弱（气态氢化物的还原性），非金属性越强④非金属活动性顺序表①同周期元素，从左到右，非金属性逐渐增强；
②同主族元素，从上到下，非金属性逐渐减弱。特别提醒：元素金属性、非金属性的强弱与元素原子失去或得到电子的难易程度有关，与失去或得到电子的数目无关。F2 O2 Cl2 Br2 I2 SF－ (OH－) Cl－ Br－ I－ S2－先放电的非金属性弱钠镁铝性质比较跟冷水剧
烈反应NaOH
强碱与冷水不反应，跟热水反应
放H2；跟酸
剧烈反应放
H2Mg(OH)2
中强碱铝与冷水不反应，跟沸水反应放H2；跟酸较为迅速反应
放H2Al(OH)3
两性
氢氧化物结论：金属性 Na>Mg>Al第三周期金属性质的变化规律非金属性逐渐增强第三周期非金属性质的变化规律 根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律: Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强用结构观点解释：电子层数相同核电荷数增多原子半径减小原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强同周期元素 从左到右原子核对最外层电子的吸引力增强族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
最外电子数 1 2 3 4 5 6 7
原子半径 大—————————————————————小
得(失)电子能力 弱（强）————————————————强（弱）
氧化(还原)性 弱（强）————————————————强（弱）
最高正价 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
对应氧化物 R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7
对应水化物 ROH R(OH)2 R(OH)3 H4RO4 H3RO4 H2RO4 HRO4
酸碱性 碱性逐渐减弱， 酸性逐渐增强
最低负价 -4 -3 -2 -1
对应氢化物 RH4 RH3 H2R HR
氢化物稳定性 逐渐增强
溶于水酸碱性 碱性逐渐减弱， 酸性逐渐增强同周期元素性质变化规律1.碱金属元素结构碱金属元素3111937551111123456最外
层都
有1个
电子核电荷数逐渐增多电子层数逐渐增多原子半径逐渐增大IA族元素的金属性递变规律碱金属的主要物理性质 Li Na K Rb Cs1.相似性:2.递变性:1.银白色有金属光泽(铯略带金色)
硬度小,都较柔软,有延展性
密度小
熔点低（均小于200℃）
导电、导热密度呈减小趋势(ρ石蜡< ρLi < ρ煤油< ρK < ρNa < ρ水 < ρRb < ρCs) (但K 反常)
熔、沸点逐渐降低与O2反应反应不如钠剧烈，生成Li2O点燃剧烈燃烧，生成Na2O2燃烧更加剧烈生成比过氧化物复杂的氧化物遇空气立即燃烧，生成更复杂的氧化物遇空气立即燃烧，生成更复杂的氧化物LiNaKRbCs与H2O反应剧烈，生成H2更剧烈，生成H2轻微的爆炸，生成H2遇水立即燃烧，爆炸结论金 属 性 逐 渐 增 强遇水立即燃烧，爆炸碱金属的化学性质碱性增强LiOHNaOHKOHRbOHCsOHIA族元素的金属性随元素原子序数递增的变化从上往下，
原子的电子层逐渐 ，
原子半径逐渐 。最高价氧化物对应水化物的碱性 。增加增大失电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ;增强增强逐渐增强相同点：最外层7个电子不同点：核电荷数递增电子层数递增原子半径依次增大核电荷数电子层排布FClBrI91735532,72,8,72,8,18,72,8,18.18,7VIIA族元素的非金属性递变规律 1．颜色： 浅黄绿色~黄绿色~深红棕色~紫黑色
2．状态： 气态—液态—固态
3．熔沸点： 逐渐升高
4．密度： 逐渐增大
5．溶解性： 逐渐减小F Cl Br I单质的物理性质卤族元素与H2的反应光照或点燃稳定
剧烈程度：F2>Cl2>Br2>I2
生成氢化物稳定性：HF>HCl>HBr>HIHClO4 HBrO4 HIO4最高价氧化物水化物酸性减弱2.同主族：F
Cl
Br
I 从上往下，
原子的电子层数逐渐 ，
原子半径逐渐 。得电子能力逐渐 ，非金属性逐渐 。最高价氧化物对应水化物的酸性 ;
氢化物的稳定性 .增加增大减弱逐渐减弱减弱逐渐减弱同主族元素：从上往下，
原子的电子层数逐渐增加，
原子半径逐渐增大。
原子核对最外层电子吸引力逐渐减弱
金属元素的金属性逐渐增强
非金属元素的非金属性逐渐减弱小结元素的金属性和非金属性递变规律非金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐增强课件15张PPT。第一课时 第五章 第二讲 元素周期律 元素周期表②将 相同的元素排成一横行，并且该横行称为 。一.元素周期表①按 递增的顺序从左到右排列。原子序数1、编排原则：电子层数族最外层电子数周期门捷列夫门捷列夫③把 相同的
元素（个别除外）按电子层数递增的顺序由上到下排成纵行，该纵行称为 。世界上第一张元素周期表是由俄国化学家 绘制完成的。原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1. 周期一、元素周期表的结构 周期（__个） 短周期不完全周期长周期226(32)321818887三短三长一不全周期数=电子层数第1周期：
第2周期：
第3周期：第4周期：
第5周期：
第6周期：3Li~10Ne11Na~18Ar19K ~36Kr37Rb~54Xe55Cs~86Rn1H~2He87Fr~112号第7周期2345671电子层数主族（A）由短周期、长周期元素共同组成ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA副族（B）全部由长周期元素组成ⅠB ⅡB ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB第Ⅷ族0族族（___个）1618纵行（7个）（7个）8、9、10三个纵行稀有气体元素主族序数＝最外层电子数=最高正价 七主七副八零族2. 族 的元素，既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性。分界线附近镧系元素：第六周期ⅢB族
镧57La – 镥71Lu 共15 种元素锕系元素：第七周期ⅢB族
锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素3．主族元素的变化规律递增相同二、元素周期律
1．定义
随着原子序数的递增而呈 变化的规律。
2．实质
元素原子 的周期性变化。元素的性质周期性核外电子排布1869年，门捷列夫最先提出。减小减小增大小→大大→小(除稀有气体)＋1→＋7－4→－1 →0减弱增强减弱增强增强减弱增强减弱减弱增强增强增强增强增强减弱减弱减弱减弱难(2)寻找新材料：
①半导体材料：在 附近的元素中寻找。
②在 中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
③在周期表中的 附近探索研制农药的材料。
(3)预测元素的性质(根据同周期、同主族性质的递变规律)。金属与非金属的分界线过渡元素氟、氯、硫、磷2．元素周期表和元素周期律应用的重要意义
(1)科学预测：
为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。内容到此结束原子核外电子排布的周期性变化原子半径周期性变化元素主要化合价的周期性变化课件16张PPT。第六章第一讲 化学反应的热效应1．反应热：指当化学反应在一定 下进行时，反应所 或 的热量，通常用符号Q表示，单位J·mol－1或kJ·mol－1。温度放出吸收2．反应热的测定实验目的：
测定强酸与强碱的中和热，体验化学反应的热效应中和热的测定（重要定量实验）反应吸热 Q>0 反应放热 Q<0药品：
0.5mol/L HCl（aq） 、 0.55mol/L NaOH（aq）各50 mL 1、组装量热器 (1)原理：Q＝－C(T2－T1)，式中C代表仪器和反应混合物的总热容，单位是kJ·K－1，T1、T2分别代表 ，单位是K。
(2) 仪器： 量热计反应前、后溶液的温度2、用一个量筒量取50 mL 0.50 mol/L盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记入下表。然后把温度计上的酸用水冲洗干净。3、用另一个量筒量取50 mL 0.50 mol/LNaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度，记入下表。4、把量筒中的NaOH溶液迅速倒入量热计（注意不要洒到外面）。立即盖上盖板,用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记为终止温度5、重复实验三次，取测量所得的平均值，做计算的依据
6、数据处理。3、中和热：（强＋强）>（强＋弱）>（弱＋弱）浓硫酸稀释时放热，反应放出的热量大于57.3 kJ。中和热
1、在稀溶液中，强酸与强碱中和生成1mol水，放出57.3kJ热量。H+(aq) + OH-(aq) = H2O(l) ?H＝－57.3kJ/mol2、弱酸与强碱、强酸与弱碱、弱酸与弱碱的中和热均小于57.3kJ/mol原因：弱酸、弱碱在水溶液中的电离是部分电离，电离过程要吸热，中和热的一部分被电离过程消耗。在常温常压下时，1mol物质完全燃烧生成
稳定的氧化物时所放出的热量，叫做
该物质的燃烧热 燃烧热★ 燃烧热是以1mol物质完全燃烧放出的热量来定义的，因此在书写它的热化学方程式时，应以燃烧1mol物质为标准来配平其余物质的系数。例如： C8H18的燃烧热为5518kJ／mol。
C8H18(g)+25/2O2（g）＝ 8CO2（g）十 9H2O(l)；△H＝－5518kJ／mol例如:C的燃烧热为393.5kJ／mol，表示:
在101kPa时1molC完全燃烧放出393.5kJ的热量。注意：(1)燃烧的物质必须为:1mol
(2)完全燃烧是指物质中下列元素完全转变成对应的物质：C→CO2，H→H2O(l)，S→SO2等。
(3)燃烧热通常由实验测得2．焓变
(1)焓(H)
用于描述物质 的物理量。
(2)焓变(ΔH)
ΔH＝ 。单位J·mol－1或kJ·mol－1。
(3)焓变与反应热的关系
对于 条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能，则如下关系： 。所具有能量H(生成物)—H(反应物)等压ΔH＝Qp(1)ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量。
(2)ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。（2）常见吸热反应：
①大多数分解反应；
②铵盐与碱的反应，如Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应；
③碳与水蒸气、C与CO2的反应。(1)常见放热反应：
①所有的燃烧反应；
②酸碱中和反应；
③大多数化合反应；
④金属与水或酸的置换反应；
⑤铝热反应。五、热化学方程式的书写 (1) 注明各物质的聚集状态。(气：g，液：l，固：s，溶液：aq) (2) △H“-”为放热反应，△H“+”为吸热反应，单位kJ/mol(3) 需注明反应的温度和压强，若不注明温度和压强，一般指250C ,1.01×105Pa系数只表示物质的量，可以是整数、小数或分数。(5)热化学方程式是表示反应已完成的数量。所以热化学方程式中各物质的系数必须与ΔH相对应，如果系数加倍，则ΔH也要加倍。反应逆向进行， △H符号改变，数值不变四个观察
判断热化学方程式正误的观察点：
“一观察”：化学原理是否正确，如燃烧热和中和热的热化学方程式是否符合燃烧热和中和热的概念。
“二观察”：状态是否标明。
“三观察”：反应热ΔH的符号和单位是否正确。
“四观察”：反应热的数值与物质的系数是否对应。四、盖斯定律
1． 对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都是一样。
即：化学反应的反应热只与反应体系的 有关，而与 无关。始态和终态反应的途径ΔH1＝aΔH2ΔH1＝－ΔH2ΔH＝ΔH1＋ΔH2(1)确定待求的热化学方程式；?
(2)找出待求的热化学方程式中各物质出现在已知热化学方程式的什么位置；?
(3)根据未知热化学方程式中各物质的系数和位置的需要对已知热化学方程式进行处理，或调整系数，或调整反应方向；将新得到的热化学方程式及对应的反应热进行叠加，即可求出待求反应的反应热。根据盖斯定律计算的一般步骤 应用盖斯定律计算反应热时六个注意
①首先要明确所求反应的始态和终态，各物质系数；判断该反应是吸热还是放热；
②不同途径对应的最终结果应一样；
③叠加各反应式时，有的反应要逆向写，ΔH符号也相反，有的反应式要扩大或减小倍数，ΔH也要相应扩大或减小相同倍数；④注意各分步反应的ΔH的正负；
⑤比较反应热大小时，反应热所带“＋”“－”均具有数学意义，参与大小比较；
⑥不要忽视弱电解质的电离、水解反应吸热，浓硫酸的稀释、氢氧化钠固体的溶解放热，都对反应热有影响。反应热(ΔH)的大小比较
对于放热反应来说，ΔH＝－Q kJ·mol－1，虽然“－”仅表示放热的意思，但在比较大小时要将其看成真正意义上的“负号”，即放热越多，ΔH反而越小。如：
1．同一反应，生成物状态不同时
A(g)＋B(g)===C(g) ΔH1＜0，
A(g)＋B(g)===C(l)ΔH2＜0，
因为C(g)===C(l) ΔH3＜0，则ΔH3＝ΔH2－ΔH1，所以ΔH2＜ΔH1。