课件42张PPT。第1章 化学反应与能量转化第1节 化学反应的热效应联想●质疑化学反应中常伴随有能量变化，结合前面知识思考:1、化学反应中为什么有能量变化?3、例举生产生活中常见的化学反应能量变化的应用. 化学反应中释放与吸收能量与我们生活息息相关，这就需要一个化学量来定量描述研究反应热2、哪些反应是放热反应？哪些反应是吸热反应？4、如何定量描述一个化学反应释放或吸收的热量？5、用什么方法可以准确地测量这些热量？6、通过理论方法如何计算这些热量？所有的化学反应都有能量的变化，其中大部分都是热量的变化
化学反应包括两个过程：打断旧键和形成新键，前者吸收能量，后者放出能量，这两个过程的能量不同，所以有能量变化，整个反应放热还是吸热取决于两个过程能量的相对大小。
常见的放热反应和吸热反应⑴常见的放热反应①活泼金属与水或酸的反应。如2Al+6HCl＝2AlCl3+3H2↑
②酸碱中和反应。如2KOH+H2SO4＝K2SO4+2H2O
③燃烧反应。如C、CO、C2H5OH等的燃烧
④多数化合反应。如Na2O+H2O ＝2NaOH，SO3+H2O=H2SO4⑵常见的吸热反应①多数分解反应，如CaCO3 CaO+CO2↑
②2NH4Cl（s）+Ba(OH)2·8H2O （s）＝BaCl2+2NH3 ↑+10H2O
③C(s)+H2O(g) CO+H2
④CO2+C 2CO一、化学反应的反应热1、什么是反应热? 2、反应热的符号是什么？
怎样表示反应吸、放热？4、如何获得一个反应的反应热呢？ 3、反应热的单位是什么为了更准确的描述反应，我们引入了反应热的定义。一、反应热的涵义
1、化学上规定，当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量为该反应在此温度下的热效应。
2、符号：用Q表示
Q<0，表示放热；Q>0，表示吸热；
3、单位：J/mol或kJ/mol如何获得一个反应的反应热呢？ 如何求算一个体系放出或吸收的热量呢？
Q= - C(T2 -T1)＝- C0m(T2-T1)
C—热容，当物质吸收热量温度升高时，温度每升高1K所吸收的热量，称为该物质的热容；
C0—比热容，单位质量物质的热容；
T—热力学温度，也叫开尔文温度，
单位为k，T(k)=t(0c)+273.15中和热在稀溶液中,强酸和强碱反应生成1摩尔水放出的热量.简易量热计示意图1、仪器：2、药品：量热计、量筒（100ml）、温度计、烧杯（250ml）1.0mol/L的盐酸 1.0mol/L的NaOH溶液
1.0mol/L的盐酸 1.0mol/L的KOH溶液
1.0mol/L的硝酸 1.0mol/L的NaOH溶液活动●探究测定中和反应的反应热3、测定中和反应的反应热1、向量热计内筒中加入1.0mol/L的盐酸100mL，盖上杯盖，插入温度计，匀速搅拌后记录初始温度T1
2、向250 mL烧杯中加入1.0mol/L的NaOH溶液100mL，调节其温度，使与量热计中盐酸的温度相同。
3、快速将烧杯中的碱液倒入量热计中，盖好杯盖，匀速搅拌，记录体系达到的最高温度T2。
4、假设溶液的比热等于水的比热并忽略量热计的热容，根据溶液温度升高的数值，计算此中和反应的反应热。各组按要求实验记录数据计算各反应的反应热 实验步骤1.在大烧杯底部垫泡沫塑料（或纸条），使放入的小烧杯杯口与大烧杯杯口相平。然后再在大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料（或纸条），大烧杯上用泡沫塑料板（或硬纸板）作盖板，在板中间开两个小孔，正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过，如下图所示。 中和热的测定
大、小烧杯放置时，为何要使两杯口相平？填碎纸条的作用是什么？对此装置，你有何更好的建议？答案：两杯口相平，可使盖板把杯口尽量盖严，从而减少热量损失；填碎纸条的作用是为了达到保温隔热、减少实验过程中热量损失的目的。若换用隔热、密封性能更好的装置（如保温杯）会使实验结果更准确。2.用一个量筒最取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。 温度计上的酸为何要用水冲洗干净？冲洗后的溶液能否倒入小烧杯？为什么？ 因为该温度计还要用来测碱液的温度，若不冲洗，温度计上的酸会和碱发生中和反应而使热量散失，故要冲洗干净；冲洗后的溶液不能倒入小烧杯，若倒入，会使总溶液的质量增加，而导致实验结果误差。3.用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度，记入下表。.酸、碱混合时，为何要把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯而不能缓缓倒入？. 因为本实验的关键是测反应的反应热，若动作迟缓，将会使热量损失而使误差增大。4.把温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯（注意不要洒到外面）。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，记入下表。 实验中所用HCl和NaOH的物质的量比为何不是1∶1而是NaOH过量？若用HCl过量行吗？在测定过程中应注意什么问题(1)用保温性能好的仪器测量。
(2)混合好后，迅速盖好装置盖子，减少热量的损失。
(3)所用药品浓度的配制须准确,用强酸和强碱溶液,而且要是稀溶液。
(4)宜用有0.1分刻度的温度计，读数尽可能准确，且估读至小数点后二位。同时应注意水银球部位要完全浸没在溶液中，而且要稳定一段时间后再读数，以提高所测的精度。
(5)记录最高温度。 ［议一议］你所测得的数据是否为57.3 kJ/mol，若不是，分析产生误差的原因。可能的原因有：
1.量取溶液的体积有误差（测量结果是按50 mL的酸、碱进行计算，若实际量取时，多于50 mL或小于50 mL都会造成误差）
2.温度计的读数有误。
3.实验过程中有液体洒在外面。
4.混合酸、碱溶液时，动作缓慢，导致实验误差。
5.隔热操作不到位，致使实验过程中热量损失而导致误差。
6.测了酸后的温度计未用水清洗便立即去测碱的温度，致使热量损失而引起误差。 反应热测定的误差分析讨论下列问题 1.本实验中若把50 mL 0.50 mol/L的盐酸改为50 mL 0.50 mol/L醋酸，所测结果是否会有所变化？为什么？
2.若改用100 mL 0.50 mol/L的盐酸和100 mL 0.55 mol/L的NaOH溶液，所测中和热的数值是否约为本实验结果的二倍（假定各步操作没有失误）？答案：1.会有所变化。因为醋酸为弱电解质，其电离时要吸热，故将使测得结果偏小。
2.否。因中和热是指酸与碱发生中和反应生成1 mol H2O时放出的热量，其数值与反应物的量的多少无关，故所测结果应基本和本次实验结果相同（若所有操作都准确无误，且无热量损失，则二者结果相同）。［练习］50 mL 0.50 mol/L盐酸与50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液在图示的装置中进行中和反应。通过测定反应过程中所放出的热量可计算中和热。回答下列问题：
（1）从实验装置上看，图中尚缺少的一种玻璃用品是 。
（2）烧杯间填满碎纸条的作用是 。
（3）大烧杯上如不盖硬纸板，求得的中和热数值 （填“偏大”“偏小”“无影响”）。
（4）实验中改用60 mL 0.50 mol/L盐酸跟50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量 （填“相等”“不相等”），所求中和热 （填“相等”“不相等”），简述理由： 。
（5）用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行上述实验，测得的中和热的数值会 ；用50 mL 0.50mol/L NaOH溶液进行上述实验，测得的中和热的数值会 。（均填“偏大”“偏小”“无影响”）环形玻璃搅拌棒减少实验过程中的热量损失偏小不相等相等 因为中和热是指酸跟碱发生中和反应生成1 mol H2O所放出的能量，与酸碱的用量无关偏小偏小 为保证测定结果的准确性，在测定过程中应注意什么？ (1)为了使中和反应进行完全，可以让酸或碱略 稍过量。
(2)为了使测得的中和热更准确，所用酸和碱的浓度宜小不宜大。
(3)宜使用有0.1℃刻度的温度计。
(4)记录最高温度。
(5)进行反应热的计算式进行了以下处理：
a、忽略量热记的热容；
b、认为稀溶液与水的比热相同；
c、认为热容不随温度的变化而变化。
课堂小结｝热化学下列说法正确的是 ( )
A、物质发生反应时放出的热量来源于
对反应的加热
B、化学反应除了生成新物质外，还发
生能量变化。
C、化学反应中放出的热才是反应热
D、需要加热方能发生的反应一定是吸
热反应B练习：二、化学反应的焓变 1。焓（H）：是与体系的内能、压强、体积有关的一个物理量
2。焓变（△H） ： △H=H生成物-H反应物
在等温等压条件下的化学反应，如果不做非体积功（即没有转化为电能、光能等其他形式的能），则该反应的反应热等于反应前后物质的焓变。即：Qp= △H
∵ Qp>0为吸热反应，Qp<0为放热反应
∴ 当ΔH ＞0时，为吸热反应。
当ΔH ＜0时，为放热反应。当?H为“－”（ ?H<0）时，为放热反应当?H为“＋”（ ?H>0）时，为吸热反应与化学方程式相比，热化学方程式有哪些不同？
正确书写热化学方程式应注意哪几点？交流研讨 下列方程式属于热化学方程式： 意义:热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，
也表明了化学反应中的能量变化。1.定义：可表示参加反应物质的量和反应热的关系的方程式，叫做热化学方程式。
2.写法：
1)热化学方程式要注明反应的温度、压强（298 K,101 kPa时不写）一般不写其他反应条件；不标明生成沉淀或气体符号。
2)要注明反应物和生成物的聚集状态，常用s、l、g表示固体、液体、气体。三、热化学方程式3) ΔH后要注明反应温度，ΔH的单位为J·mol-1或KJ·mol-1
4)ΔH的值必须与方程式的化学计量数对应。计量数加倍时， ΔH也要加倍。当反应逆向进行时， 其ΔH与正反应的数值相等，符号相反。
5)方程式中的化学计量数以“mol”为单位，不表示分子数，因此可以是整数，也可以是小数或分数。
6) 可逆反应的ΔH表明的是完全反应时的数据。例 题1、当1mol气态H2与1mol气态Cl2反应
生成2mol气态HCl，放出184.6KJ的热
量，请写出该反应的热化学方程式。H2(g) + Cl2(g) =2HCl(g) ?H =-184.6KJ/molA1、已知在1×105Pa，298K条件下，2mol氢气燃烧生成水蒸气放出484kJ热量，下列热化学方程式正确的是
( )A. H2O（g）＝H2（g）＋1/2O2（g）；ΔH＝＋242kJ·mol－1
B. 2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（l）；ΔH＝－484kJ·mol－1
C. H2（g）＋1/2O2（g）＝H2O（g）；ΔH＝＋242kJ·mol－1
D. 2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（g）；ΔH＝＋484kJ·mol－1 课堂练习2、已知在25℃、101kPa下，1g
C8H18(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(l)+25/2O2(g)=8CO2(g) +9H2O(g)
△H= - 48.40kJ·mol -1
B、C8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2 (g) +9H2O(l)
△H= - 5518kJ·mol -1
C、C8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2(g) + 9H2O(l)
△H= + 5518kJ·mol -1
D、C8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2 (g)+ 9H2O(l)
△H= - 48.40kJ·mol -1B四、反应焓变的计算 （一）、盖斯定律不管化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应焓变是相同的。
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。C（s）+ ? O2（g）=CO（g）因为C燃烧时不可能完全生成CO，总有一部分CO2生成，因此这个反应的ΔH无法直接测得，请同学们自己根据盖斯定律设计一个方案计算该反应的ΔH。提示（1) C(s) + O2(g) = CO2(g)
△H1=-393.5 kJ/mol
(2) CO(g) + ?O2(g) = CO2(g)
△H3=-283.0 kJ/mol
△H1= △H2+ △H3
△H2 = △H1- △H3
= -393.5 kJ/mol -(-283.0 kJ/mol)
= -110.5 kJ/mol
C (s) + ? O2 (g) = CO(g)
△H=-110.5 kJ/mol （二）、反应热的计算有关热化学方程式的计算
【例1】25℃、101kPa时，使1.0 g钠与足量的氯气反应，生成氯钠晶体并放出17.87 kJ的热量，求生成1 mol氯化钠的反应热。
【解】Na(g) + ? Cl2(g) == NaCl(s)
Q=17.87 kJ / 1g × 23 g / mol
= 411 kJ / mol
答：生成1 mol NaCl时放出热量411 kJ。应用盖斯定律的计算
【例2】已知下列反应的反应热为
⑴ CH3COOH (l) + 2O2(g) == 2CO2(g) + 2H2O(l)
△H1= -870.3 kJ/mol
⑵ C(s) + O2 (g) == CO2(g)
△H2= -393.5 kJ/mol
⑶ H2(g) + ? O2(g) == H2O(l)
△H3= -285.8 kJ/mol
试计算下述反应的反应热：
2C(s) + 2H2 (g) + O2 (g) == CH3COOH (l) 【解】分析各方程式的关系，知
将方程式按2[⑵ + ⑶] - ⑴组合得上述反应方程式
即：△H = 2[△H 2 + △H3] - △H1
△H =2[(-393.5kJ/mol) + (-285.8kJ/mol)]
-(-870.3kJ/mol)
= - 488.3kJ/mol
答：反应2C(s) + 2H2 (g) + O2 (g) == CH3COOH (l)
反应热为- 488.3kJ/mol
已知：N2 (g) + 2O2 (g) = 2NO2 (g)
△H = 68 kJ/mol
N2H4(l) + O2 (g) = N2(g) +2 H2O(l)
△H = - 622kJ/mol
火箭发射时用肼N2H4(l)作燃料，NO2作氧化剂，反应生成N2和H2O(l)，写出该反应的热化学方程式。
练习1 N2H4(l) + NO2 (g) = 3/2 N2(g) +2 H2O(l)
△H =-622kJ/mol –( 68kJ/mol )/2
=-656kJ/mol
将焦炭转化为水煤气的主要反应为:
C (s) + H2O(g) = CO(g) + H2(g)
已知:
C (s) + O2(g) = CO2(g) △H1=-393.5kJ/mol
H2(g) + ? O2(g) = H2O(g) △H2=-242.0kJ/mol
CO(g) + ? O2(g) = CO2(g) △H2=-283.0kJ/mol
⑴写出制取水煤气的热化学方程式.练习2 C (s) + H2O(g) = CO(g) + H2(g)
△H=131.5kJ/mol
⑵比较反应热数据可知,1mol H2和1mol CO完全燃烧放出的热量之和比1mol C (s)完全燃烧放出的热量（ ）。 多 甲同学据此认为“煤炭燃烧时加少量水可以使煤炭燃烧时放出更多的热量”。
乙同学根据盖斯定律通过计算，认为“将煤转化为水煤气再燃烧放出的热量与直接燃烧煤放出的热量一样多”。
你的观点呢？
乙同学是怎样计算的？你能重现乙的计算过程吗？乙同学的计算过程：
C (s) + H2O(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g) △H1
C (s) + H2O(g) = CO(g) + H2(g)
△H2=131.5kJ/mol
H2(g) + ? O2(g) = H2O(g) △H3=-242.0kJ/mol
CO(g) + ? O2(g) = CO2(g) △H4=-283.0kJ/mol
则有： △H1 = △H2+△H3+ △H4
课件37张PPT。第2节 电能转化为化学能——电解第1章 化学反应与能量转化 物以稀为贵，在100多年前，铝曾是一种稀有的金属，被称为“银色的金子”。
法国皇帝拿破仑三世为了显示自己的富有和尊贵，制造了一顶名贵的皇冠——铝皇冠。在举行盛大宴会时，只有他使用一套铝餐具。 为什么铝制品在当时那么昂贵呢？但是今天铝制品却被广泛使用，这又是为什么呢？想一想：因为当时铝的冶炼比较困难，但是今天我们找到了铝的冶炼方法——电解法质疑：在生产实践中，人们是如何通过提供电能使氯化钠分解而制得金属钠的？联想：金属钠与氯气的反应。以电解熔融氯化钠为例 实验1交流?研讨 1. 通电前，熔融氯化钠中有哪些离子？这些离子的运动情况怎样？
2. 电解时，外电路上的电流方向怎样？
3. 接通电源后，熔融氯化钠中Na+和Cl-各向哪个方向移动？
4. 移动到两极表面的Na+和Cl-将发生什么变化？熔融NaCl 石墨电极铁电极交流·研讨1.通电前，熔融NaCl里有哪些离子？它们的运动情况如何？熔融NaCl 无规则运动2.通电时，外电路的电流方向如何？+—e阴极阳极3.接通电源后， 和 往哪个方向移动？+ --
e-2Na+ +2e-→2Na
还原反应2Clˉ—2e- →Cl2↑
氧化反应实验现象：石墨片上有————产生，并可闻到——————气味；
铁片上逐渐覆盖一层——————物质。实验结论：? 在通直流电条件下，熔融氯化钠发生了化学变化，其化学方程式为? 钠生成于与电源———极相连的铁片上，氯气生成于与电源————极相连的石墨片上气体刺激性银白色NaCl====Na+Cl2↑通电负正原理分析：通电前，熔融氯化钠完全电离为————和————，
离子作————————————运动。通电后，自由移动的离子改做定向移动，在电场作用下，Na+移向与电源的————极相连的电极，Cl-移向与电源的———极相连的电极。与电源负极相连的电极带有————，————在这个电极上————电子， 被还原为—————，可用式子表示为——————————； 与电源————极相连的电极带有————电荷，———— 将电子转移给这个电极，自身被氧化为————， 最终生成__，可用式子表示为——————————,将两个电极上所发生的反应组合起来，就是电解NaCl制备金属Na的化学反应，化学方程式为————————Na+Cl-无规则自由运动负正电子Na+得NaNa++e-→Na正正电荷Cl-ClCl22Cl-→Cl2↑+2e-2NaCl===2Na+Cl2↑通电一. 电解的概念： 在————作用下，电解质在两个电极上分别发生—————— 和——————的过程注意：? 电解时所用电流必须是———电，
而不是———电。? 熔融态电解质可以被电解，————溶液也可
被电解。? 电解过程中，电能转化为————能而“储存”在反应产物中。直流电 氧化反应还原反应直流交流电解质化学能氧化反应还原反应一、电解的原理交流*研讨电解池的形成条件有哪些？电解池的构成条件：（1） 直流电源。（2）两个固体电极，与电源正极相连的叫————，
与电源负极相连的叫————。（3）熔融态电解质或电解质溶液。（4）构成闭合回路。阳极阴极三. 电极反应：（1）电极上进行的——————叫电极反应。（2）阳极(+)发生————反应，阴极(-)发生————反应。（3）电解熔融氯化钠时的电极反应式为阳极：——————————————（氧化反应）阴极：——————————————（还原反应）半反应氧化还原2Cl-→Cl2↑+2e-2Na++2e-→2Na思考：电解和电离的区别和联系溶于水熔融电场自由移动离子定向移动得失电子Na++Cl-2Na+Cl2通电自由移动离子氧化还原反应电化学巩固提高：1、判断
（1）电解、电离均需要通电才能实现（ ）（2）电解质溶液导电过程就是电解过程( ）×√2.下列关于电解池的说法正确的是（ ）
A 电源的负极就是阴极
B 与直流电流正极相连的是阴极
C 与直流电源负极相连的电极上发生还原反应
D 阳极上发生还原反应AC电解过程不仅可以在熔融电解质中进行，也可以在电解质溶液中进行。以电解氯化铜溶液为例实验2：用惰性（石墨）电极电解氯化铜溶液现象：
阳极：有气泡，有 刺激性气味，并能使 湿润的KI-淀 粉试纸 变蓝（Cl2) 阴极：碳棒上有一层
红色的铜析出阴极阳极氯
气铜CuCl2溶液实验分析：通电前：分析电解质溶液中的离子情况
阳离子：H+、Cu2+
阴离子：OH-、Cl-
做无规则运动通电后：（必须直流电）
（1）确定电极名称：
阳极（接电源正极）
阴极（接电源负极）
（3）判断电极产物并书写电极反应:
阳离子移向阴极放电，阴离子移向阳极放电
阳极：2Cl- _2e- →Cl2 ↑ 氧化反应
阴极：Cu2++2e- → Cu 还原反应 总式：（2）判断离子的放电顺序： 阳离子氧化性：Cu2+>H+ 阴离子还原性：Cl->OH-（4）分析电解质溶液的变化情况：
氯化铜溶液浓度降低离子放电顺序：阴离子失去电子而阳离子得到电子的过程叫放电。 ①活性材料作电极时：金属在阳极失电子被氧化成阳离子进人溶液，阴离子不容易在电极上放电。
②用惰性电极(Pt、Au、石墨、钛等)时：溶液中阴离子的放电顺序（由易到难）是：S 2->SO32->I ->Br ->Cl ->OH ->SO42- >NO3 - (等含氧酸根离子）>F-阳极：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>(H+)> 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，发生反应的是溶液中的阳离子。
阳离子在阴极上放电顺序是：阴极:☆本质是电解水型：含氧酸 强碱 活泼金属的含氧酸盐☆本质是电解电解质本身无氧酸 不活泼金属的无氧酸盐 氟化物例外☆放氢生碱型活泼金属的无氧酸盐☆放氧生氢型不活泼金属的含氧酸盐如NａＯＨ,KNO3,H2SO4如HI,CuCl2如MｇCｌ２，如CｕSO4，惰性电极电解电解质溶液的规律电解原理工作示意图原电池和电解池的比较化学能转化为电能电能转化为化学能正极、负极阴极、阳极负极：本身失电子，发生氧化反应
正极：溶液中阳离子（或O2）得电子,发生还原反应阴极：阳离子得电子，发生还原反应
阳极：①惰性电极：阴离子失电子发生氧化反应
②活性电极：本身失电子，发生氧化反应电子由负极流出经外电路流入正极电子由电源负极流出经导线流向阴极阳离子得电子；阴离子在阳极失电子经导线流向电源正极1、以石墨作电极分别电解下列溶液，在阴极不能得到氢气的是（ ）
A. Na2SO4 B. AgNO3 C. NaCl D. NaOH2、以石墨作电极分别电解下列溶液，电解质和水的量都发生变化的是（ ）
A. Na2SO4 B. AgNO3 C. NaCl D. NaOH3、以石墨作电极电解水时，可用来增强导电性的物质是（ ），溶液pH值变大的是（ ）
A. Na2SO4 B. AgNO3 C. NaCl D. NaOH练习BBCADCD4、以石墨作电极分别电解下列溶液，1、 Na2S溶液2、AgNO3溶液以上溶液，电解后碱性增强的有 ，
电解后酸性增强的有 。1，32，43、 FeCl2溶液4、 NaHSO4溶液5、串联电解熔融KCl、MgCl2、Al2O3一段时间后，析出K、Mg、Al的物质的量之是 。6、c作为笔在左边纸上写字，字迹变蓝，则b是——极，c上发生的反应为————————————，d的总化学反应方程式为——————。6:3:2正2I--2e- =I2二、电解原理的重要应用阳极放出有刺激性气味的气体阴极放出无色无味的气体1、电解饱和食盐水电极反应方程式 阴极： 2H+ +2e- === H2阳极：2Cl- - 2e- === Cl2注意：阴极区pH值升高，酚酞变红（阴极与负极相连）+-纯铜粗铜 电解液
(CuSO4溶液)阴极： Cu2+ + 2e- == Cu （还原反应）
阳极： Cu — 2e- == Cu2+ （氧化反应）特征纯铜作阴极，粗铜作阳极
阳极主要金属与电解质中的阳离子相同
电解液CuSO4的浓度基本不变，有杂质离子Zn2+、Fe2+、Ni2+
杂质Zn、Fe、Ni、Ag、Au如何除去？2、精炼铜阳极还包含Zn、Fe、Ni失电子，且比Cu先失电子+-铁片铜片 电镀液
(CuSO4溶液)阴极： Cu2+ + 2e- == Cu （还原反应）
阳极： Cu — 2e- == Cu2+ （氧化反应）特征被镀件作阴极，镀层金属作阳极
阳极金属与电解质溶液中的阳离子相同
电镀液CuSO4的浓度基本不变3、电镀铜电镀的定义：电镀的意义：+-铁片锌片 电镀液
(ZnCl2溶液)[Zn2+]?[H+]，则Zn2+放电4、电镀锌阴极： Zn2+ + 2e- == Zn （还原反应）
因Ｚｎ离子浓度远大于Ｈ离子浓度
阳极： Zn — 2e- == Zn2+ （氧化反应）关于电镀的生产和污染及防治阳极阴极电解质Al2O3
Na3AlF3碳块阴极： 4Al3+ + 12e- == 4Al阳极： 6O2- - 12e- == 3O2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？5、铝的冶炼铝小结电解池
将电能转化为化学能的装置
阳极：与外接电源的正极相联
阴极：与外接电源的负极相联
惰性电极
阳极：阴离子放电（S2-、I－、Br－、Cl－、OH－）
阴极：阳离子放（Ag+、 Fe3+、 Cu2+、Fe2+、 Zn2+）
非惰性电极
阳极自身放电课件19张PPT。第1章 化学反应与能量转化第3节 化学能转化为电能——电池复习回顾1、构成原电池的条件（4）有自发的氧化还原反应。（1）有二种活泼性不同的金属（或金属与非金属） 做电极；（2）两电极在电解质溶液中；（3）形成闭合回路;A锌e-—铜SO42-Cu2+Zn2+Cu2+CuSO4溶液SO42-e-e-e-e-+2、原电池的工作原理负极：Zn-2e-=Zn2+正极：Cu2++2e-=Cu总反应离子方程式：
Zn+ Cu2+ ＝ Zn2+ + Cu3、原电池两极的判断方法（1）根据电极材料判断：（泼负）
一般，相对活泼的金属为负极，活泼性较弱的金属或能导电的非金属为正极。（2）根据电流方向（或电子流向）判断电流：正极→负极 电子：负极→正极（3）根据溶液中离子的移动方向判断阳离子向 正极移动，阴离子向负极移动（4）根据现象判断：一般，电极变细的为负极，有气泡产生或变粗的一极为正极（5）根据发生的反应判断（负失氧，正得还）（化学电源）我们所学的原电池的缺点：
实用电池的特点：反应一段时间后，铜极上聚集了许多氢气泡，
把铜极与硫酸隔开就不再产生电流，且携带不
方便。能产生稳定且具有较高电压的电流；
安全且携带方便；
能适用特殊用途；
便于回收处理，不污染环境或对环境产生影响小。（3）燃料电池 又称为连续电池，一般以天然燃料或其它可燃物质如氢气、甲醇、天然气、煤气等作为负极的反应物质，以氧气作为正极反应物质组成燃料电池。化学电源分类（2）二次化学电源 二次电池在放电后经充电可使电池中的活性物质恢复工作能力。铅蓄电池和可充电电池都是二次电池。（1）一次化学电源 电池中的反应物质进行一次氧化还原反应并放电之后，就不能再次利用，如干电池。二、化学电源锂电池干电池叠层电池纽扣电池（各类电池）1.干电池（普通锌锰电池）电极反应方程式：负极：正极：Zn – 2e- = Zn2+2MnO2 + 2NH4+ + 2e- = Mn2O3 + 2NH3↑ + H2O反应总的方程式2MnO2+2NH4++ Zn=Mn2O3+2NH3↑+H2O+Zn2+碱性锌锰干电池以氢氧化钾代替氯化铵
做电解质，结构如图1—3—8所示， 其电极反应为：锌锰碱性电池： 锌锰碱性电池是一种新型的干电池。负极材料由锌片改为锌粉，正极材料为MnO2 ,还原产物为Mn2O3 ,电解质是KOH溶液，其放电曲线如图所示：该电池有何优点？优点: 工作电动势稳定,电池的容量和放电时间增加了几倍锂电池2、铅蓄电池Pb + PbO2 + 2H2SO4 = PbSO4 + H2O负极材料：
正极材料：
电解质：PbPbO2H2SO4不溶于水的白色沉淀电池反应方程式： 放电是原电池原理； 充电是电解原理3、新型燃料电池原理相同：
工作时发生的仍然是氧化还原反应
特点：
工作时氧化剂和还原剂是从外界不断输入的，同时将电极产物不断排出电池。
燃料电池是名副其实的把能源中燃料燃烧反应的化学能直接转化为电能的“能量转换器”。能量转换率很高。燃料电池氢氧燃料电池电池反应为： 燃料电池优点:能量利用效率高、可连续使用和污染轻等优点在碱性条件下，氢氧燃料电池中的电极反应：在酸性条件下，氢氧燃料电池中的电极反应：总反应：总反应：课件23张PPT。第2章 化学反应的方向、限度与速率第1节 化学反应的方向我们生活中越来越多的汽车带来的大气污染，有人设想让CO与NO反应产生两种无毒的气体，其中一种是空气的主要成分之一，写出此反应的化学方程式 2CO+2NO=2CO2+N2自然界中有许多自然而然发生的现象，那么是否所有的化学反应都能够自发进行呢？自发过程
在温度和压强一定的条件下，不借助光、电等外部力量就能自动进行的过程。
【探究】
探究以下自发过程中有哪些共同的变化趋势
（1）自然界中水总是从高处往低处流；
（2）电流总是从电位高的地方向电位低的地方流动；
（3）水蒸气冷凝成水 共同点：高能向低能转化 观察下列几个自发反应，找出它们的共同之处 （1）钠与水反应 2Na(s)+2H2O(l)=2NaOH(aq)+H2(g)
△H=－368 kJ/mol
(2)铁生锈：3Fe (s)+3/2O2 (g)=Fe2O3 (s)
△H=－824 kJ/mol
(3)氢气和氧气反应：2H2(g)+O2(g)=2H2O(l )
△H=－571.6kJ/mol共同点： △H＜0 焓减小 放热反应 一、焓变与反应方向焓减小有利于反应自发进行结论: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 [探讨]固体硝酸铵、氢氧化钠、氯化钠与蔗都能溶于水，它们溶解的过程与焓变有关么？这些过程的共同特点是什么？是什么因素决定它们能自发进行？ 二 、熵与反应方向
1、熵（S）:描述体系混乱度的物理量
单位：J?mol-1?K-12、大小判据：
（1）物质的混乱度：体系混乱度越大，熵值越大；
（2）同一条件：不同物质的熵值不同；
（3）物质的存在状态：S(g) > S(l) > S(s) 69.9Jmol-1K-147.9Jmol-1K-1188.7Jmol-1K-1三种状态下水的熵 冰 水 水蒸气 3、反应熵变
（1）符号：△S
( 2 )表达式:△S = S总和(生成物) – S总和(反应物)
( 3 )正负判断：
①气体体积增大的反应，△S>0,熵增加反应
②气体体积减小的反应，△S<0,熵减小反应 火柴散落、墨水扩散过程混乱度如何变化？ 熵增加(即△S > 0 )有利于反应自发进行。从混乱度角度分析它们为什么可以自发？【思考与交流】【归纳与总结】自发过程的体系趋向于由有序转变为无序，导致体
系的熵增大，这一经验规律叫做熵增原理，是反应
方向判断的熵判据自发反应一定是熵增加的反应吗？2Al(s)+Fe2O3(s)=Al2O3(s)+2Fe(s)
△S=－39.4J?mol-1?K-1 【思考与交流】 熵变是反应能否自发进行一个因素, 但也不是唯一因素。化学反应的最终判据到底是什么呢？三、焓变与熵变对反应方向的共同影响 1.判据：△H-T△S
△H-T△S < 0 反应正向自发
△H-T△S = 0 达平衡状态
△H-T△S > 0 反应正向不能自发总结一定为负任何温度都自发一定为正任何温度都非自发高温为正
低温为负低温自发
高温非自发高温为负
低温为正高温自发
低温非自发2、使用判据应注意的问题：
（1）判断反应的自发性要结合△H和△S，
利用△H-T△S
（2）条件是一定温度、压强下
（3）反应具有自发性，只能说明这个反应有进行的趋势，但这个反应到底能不能发生，还要涉及反应限度和反应速率问题。
影响因素：小结焓减小有利于反应自发，熵增大有利于反应自发规律方法总结自发反应中的焓变和熵变的关系1、在温度、压力一定的条件下，放热的熵增加的反应一定能自发进行
2、在温度、压力一定的条件下，吸热的熵减少的反应一定不能自发进行
3、当焓变和熵变的作用相反时，如果二者大小相差悬殊，可能某一因素占主导地位
4、当焓变和熵变的作用相反且二者相差不大，温度可能对反应的方向起决定性作用
5、无热效应的自发过程是熵增加的过程，如两种理想
气体的混合等。【课堂测试】1 下列过程是非自发的是∶（ ）
A、水由高处向低处流； B、天然气的燃烧；C、铁在潮湿空气中生锈； D、室温下水结成冰。
2 碳酸铵〔（NH4）2CO3〕在室温下就能自发地分解产生氨气，对其说法中正确的是∶（ ）
A、其分解是因为生成了易挥发的气体，使体系的熵增大；
B、其分解是因为外界给予了能量；
C、其分解是吸热反应，据能量判据不能自发分解；
D、碳酸盐都不稳定，都能自发分解。
DA3、下列说法正确的是∶（ ）
A、凡是放热反应都是自发的，由于吸热反应都是非自发的；
B、自发反应一定是熵增大，非自发反应一定是熵减少或不变；
C、自发反应在恰当条件下才能实现；
D、自发反应在任何条件下都能实现。
4、自发进行的反应一定是∶（ ）
A、吸热反应； B、放热反应；
C、熵增加反应； D、熵增加或者放热反应。CD
5、250C和1.01×105Pa时，反应2N2O5（g）=4NO2（g）+O2（g）； △H=＋56.76kJ/mol，自发进行的原因是∶（ ）
A、是吸热反应；
B、是放热反应；
C、是熵减少的反应；
D、熵增大效应大于能量效应。D6、下列说法不正确的是（ ）
A. 焓变是一个与反应能否自发进行有关的因素，多数的能自发进行的反应都是放热反应。
B. 在同一条件下不同物质有不同的熵值，其体系的混乱程度越大，熵值越大。
C. 一个反应能否自发进行取决于该反应放热还是吸热
D. 一个反应能否自发进行，与焓变和熵变的共同影响有关C课件62张PPT。第2章 化学反应的方向、限度与速率第2节 化学反应的限度 该反应在一定条件下是不可能进行完全的，即存在一定的限度，而反应的限度的大小对于生产和生活实际有着直接影响。因此仅研究化学反应的方向是不够的，还需要关注化学反应的限度问题。怎样定量描述化学反应的限度呢？化学反应中反应物的转化率受到哪些因素的影响？ 什么叫化学平衡状态？化学平衡有哪些特点？ 在研究了大量实验的基础上，人们发现可以用化学平衡常数来定量描述化学反应的限度。1、可逆反应定义：在相同条件下同时向正、反两个方向进行的反应称可逆反应。交流 · 研讨下列说法是否正确：
1、氢气在氧气中燃烧生成水，水在电解时生成氢气和氧气，H2+O2=H2O是可逆反应。
2、硫酸铜晶体加热变成白色粉末，冷却又变成蓝色，所以无水硫酸铜结合结晶水的反应是可逆反应。
3、氯化铵加热变成氨气和氯化氢气体，两种气体又自发变成氯化铵，氯化铵的分解是可逆反应。1、可逆反应可逆反应的特点：
（1）不能进行到底，有一定限度
（2）正反两个方向的反应在同时进行
（3）一定条件下，正逆反应达平衡1、可逆反应人们利用可逆反应进行化工生产时要同时考虑两个因素：
反应进行的速率和反应进行的限度。
化学反应限度决定原料利用率和产品的产率，因此，研究可逆反应，提高化学反应的限度具有重要意义。2、化学平衡定义：在一定条件下可逆反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。要点：对象——可逆反应
条件——一定条件下，V正=V逆
特征——各成份的浓度不再变化特点动—化学平衡是一种动态平衡
V正＝V逆≠0； 定—反应混合物中各组成的浓度
保持不变； 变—当外界条件（C、P、T）改变
时，V正≠V逆 ，平衡发生改变 2、化学平衡练习1、N2+3H2 2NH3反应达到平衡时，下列说法正确的是（ ）
A、N2和H2不再化合了
B、N2、H2、NH3的浓度相等
C、平衡建立前体系的总质量在不断变化而平衡建立后体系的总质量就不再变了
D、N2、H2、NH3的浓度保持不变D2、在一定温度下，可逆反应：
A(g)+3B(g) 2C(g)达到平衡的标志是( )
A.A生成的速率与C分解的速率相等
B.A、B、C的浓度不再变化
C.单位时间生成n molA同时消耗3n molB
D.A、B、C的分子数之比为1：3：2BC3、在一定温度下反应A2(g) + B2(g) 2AB(g) 达到平衡的标志是（ ）CA、单位时间生成1moLA2的同时生成1moL的B2B、容器内的总物质的量不随时间变化C、单位时间生成2moLAB的同时生成1moL的B2D、单位时间生成1moLA2的同时消耗2moL的2AB【交流.研讨一】测量获得反应H2(g)＋I2(g)?? 2HI (g) ，在698.6K或798.6K时各物质的初始浓度和平衡浓度，结果如下表54.5054.4354.1654.338.2988.3068.2711 请根据表中的实验数据计算平衡时 的值，将计算结果填入表中。
54.62【交流.研讨一】测量获得反应H2(g)＋I2(g)?? 2HI (g) ，在698.6K或798.6K时各物质的初始浓度和平衡浓度，结果如下表54.5054.4354.1654.338.2988.3068.271请分析计算所得数据，寻找其中的规律。
（1）请分析计算所得的数据，回答在相同温度下数据大小有何特点？
（2）该常数大小与反应的初始浓度大小有无关系？
54.62【交流.研讨一】测量获得反应H2(g)＋I2(g)?? 2HI (g) ，在698.6K或798.6K时各物质的初始浓度和平衡浓度，结果如下表所示2 请分析计算所得数据，寻找其中的规律。
（3）由1、2、3组所给的初始浓度数据判断刚开始时化学反应进行的方向？由4、5两组所给的初始浓度数据判断刚开始时化学反应进行的方向？由此你能否得出该常数与化学反应方向的关系？
54.5054.6254.4354.1654.33【交流.研讨一】测量获得反应H2(g)＋I2(g)?? 2HI (g) ，在698.6K或798.6K时各物质的初始浓度和平衡浓度，结果如下表所示2 请分析计算所得数据，寻找其中的规律。
（4）由前5组平衡浓度的数据判断建立的平衡状态相同吗？你能否得出该常数与建立的平衡状态有无关系？由此你能得到什么结论？
54.5054.6254.4354.1654.33【交流.研讨一】测量获得反应H2(g)＋I2(g)?? 2HI (g) ，在698.6K或798.6K时各物质的初始浓度和平衡浓度，结果如下表54.5054.4354.1654.338.2988.3068.2712 请分析计算所得数据，寻找其中的规律。
（5）纵观以上8组实验数据，你还能得到什么结论？
54.62规律小结通过分析实验数据得出：
(1)温度相同时，达到化学平衡状态 为一常数；
(2)这个常数与反应的起始浓度大小无关；
(3)这个常数与正向建立还是逆向建立平衡无关即与平衡建立的过程无关。
(4)同一温度下可以有多个平衡状态，但平衡时只有一个常数。
(5) 温度不同，平衡时常数大小不同。
不管H2 I2和HI的初始浓度是多大，只要保持反应体系的温度不变，达到化学平衡状态后， 总是一个常数。 一、化学平衡常数K =1 化学平衡常数表达式含义：在一定温度时，当一个可逆反应达到平衡状态时，生成物平衡浓度系数次方之积与反应物平衡浓度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。
单位：（mol?L-1）c+d-a-b如果反应中有固体和纯液体参加，它们的浓度不应写在平衡关系式中，因为它们的浓度是固定不变的，化学平衡关系式中只包括气态物质和溶液中各溶质的浓度。如：
CaCO3(s)?CaO(s)+CO2(g)
K=[CO2]
CO2(g)+H2(g)?CO(g)+H2O(l)
K=[CO]/([CO2][H2])书写平衡常数关系式的注意事项巩固练习1 请写出下列反应的平衡常数表达式 2 平衡常数K的意义
平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应的限度），平衡常数的数值越大，说明反应进行得越完全。
一般来说，如果一个反应的平衡常数大于105，通常认为反应可进行得比较完全，相反，如果一个反应的平衡常数小于在10-5，则认为这个反应很难进行。【交流.研讨二】写出下表中各反应的平衡常数表达式。并讨论下面的问题（1）对于一个反应，其平衡常数的表达式是唯一的吗？平衡常数的表达式与哪些因素有关？
（2）对于一个反应，其正反应和逆反应的平衡常数之间有什么关系？（3）我们将物质的量浓度单位为mol·L-1 带入化学平衡常数表达式，可得到K的单位。请写出上表中三个反应的K的单位，并由所得结果分析K的单位与反应的化学方程式之间有什么关系。mol·L-1(mol·L-1)23.平衡常数的有关规律1 同一个可逆反应，平衡常数的表达式不是唯一的，它与化学方程式的书写方式有关。书写方式不同，各反应物、生成物的系数不同，平衡常数表达式就不同。每个化学方程式都有自己的平衡常数表达式及相应的平衡常数。
2 对于同一个反应，正反应和逆反应的平衡常数互为倒数。
3 平衡常数的单位与化学方程式表示形式相对应。4. 化学平衡常数的应用 aA+bB cC+dDK = Q =浓度商当Q＞K时，反应会逆向进行达到平衡。 反应为平衡状态。 反应要正向进行达到平衡。 在某温度下，某时刻反应是否达平衡，可用该时刻浓度商Q与K比较大小来判断。
当Q = K时，当Q ＜ K时， 对于可逆反应达到平衡后各物质的浓度变化关系，在计算中注意：（2）生成物：平衡浓度=初始浓度+转化浓度
生成物D: [D] = c0(D) +△c(D)（3）各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中相应的化学计量数之比。△c(A):△c(D)=a:d（1）反应物：平衡浓度=初始浓度-转化浓度；
反应物A: [A]=c0(A) - △c(A)5、与平衡常数有关的计算 例:合成氨的反应N2+3H2?2NH3在某温度下各物质的平衡浓度是:[N2]=3mol·L-1,
[H2]=9mol·L-1,[NH3] =4mol·L-1求该反应的平衡常数和N2、H2的初始浓度。 解：①求平衡常数K
Kc=[NH3]2/([N2][H2]3)=16/(3×93)=7.32×10-3
②求N2、H2的初始浓度。
N2 + 3H2 ? 2NH3
初始(mol·L-1)
变化(mol·L-1) 2 6 4
平衡(mol·L-1) 3 9 4 (3+2) (9+6) 00.6751.在某温度下，可逆反应：
mA(g)+nB(g) pC(g) + qD(g)的平衡常数为Ｋ，下列说法正确的是（ ）
Ａ.Ｋ越大，达到平衡时，反应进行的程度越大．
Ｂ.Ｋ越小，达到平衡时，反应物的转化率越大．
Ｃ.Ｋ随反应物浓度改变而改变．
Ｄ.Ｋ随温度改变而改变．AD 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。表达式：反应物A的平衡转化率：二、平衡转化率 定义：平衡时已转化了的某反应物的量与转化前该反应物的量之比。 例：反应CO+H2O?H2+CO2在773K时平衡常数K=9，如反应开始时C(H2O)=C(CO)=0.020mol·L-1求CO的转化率。
解： CO + H2O ? H2+CO2 初始 0.02 0.02 0 0
变化 x x x x
平衡 0.02-x 0.02-x x x
K=[x/(0.02-x)]2=9 x/(0.02-x)=3
解得 x=0.015mol·L-1
转化率=(0.015/0.020)×100％=75％(1)已知初始浓度和平衡浓度求平衡常数和平衡转化率注：温度一定时，对于一个化学反应，平衡常数虽然一定，但不同的反应物的平衡转化率可能不同。不能脱离具体的反应物谈平衡转化率。（1） 1.92（2） 0.3mol/L（3） 80%(2)已知平衡转化率和初始浓度求平衡常数（1） 2.25（2） 60%（1） 1 （2） 61.3% （3）已知平衡常数和初始浓度求平衡浓度及转化率。（ A） 0.004、0.006 60% 2NO2(g) N2O4(g) △H=－57.2kJ·mol-1
红棕色 无色 温度对化学平衡的影响温度对化学平衡的影响2NO2(g) N2O4(g) 红棕色无色△H ＝－ 57.2kJ.mol-12NO2(g) N2O4(g) △H=－57.2kJ·mol-1
红棕色 无色 减小正向增大逆向温度对化学平衡的影响正 向正 向 升高温度，平衡向吸热方向移动；
降低温度，平衡向放热方向移动。交流 研讨 温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。交流 研讨 在一定体积的 密闭容器中，反应CO2(g) + H2(g)
CO(g) + H2O(g) 的化学平衡常数和温度的关系如下表：回答下列问题：
(1)该反应的化学平衡常数表达式K= 。
(2)该反应的正反应为 反应(填”吸热”或”放热”)。
(3)某温度下,平衡浓度符合下式：
c(CO2)c(H2) =c(CO) c(H2O)，可判断此时的温度为 ℃。吸热830迁移 应用正 向逆 向 请根据反应 Fe3+(aq) + 3SCN-(aq) Fe(SCN)3(aq)的平衡常数K 与
浓度商Q = 的关系,讨论改变反应物或生成物浓度对化学
平衡的影响。
Q < KQ > K交流 研讨 请根据提供的试剂和仪器，按照设计的实验
方案证明上述预测。
试剂：0.01 mol·L-1 FeCl3溶液、0.03 mol·L-1KSCN溶液、
1mol·L-1 FeCl3溶液、1mol·L-1KSCN溶液
仪器：胶头滴管、点滴板等
溶液呈血红色后加深溶液呈血红色后加深正向移动
正向移动 改变浓度，若QK，平衡逆向移动。浓度对化学平衡的影响Fe3++3SCN- Fe(SCN)32、浓度对化学平衡的影响结论：(其它条件不变的情况下）向正反应方向移动向逆反应方向移动向逆反应方向移动向正反应方向移动浓度对化学平衡影响的原因改变了浓度商(Q)，使Q≠K,进而影响化学平衡浓度对平衡影响的适用范围：只适用于气体或溶液说明： 改变纯固体、纯液体的量对化学平衡无影响。 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) △H = _ 197.8kJ·mol-1
是硫酸制造工业的基本反 应。在生产中通常采用通入过量的空气的方法。为什么？ 提高O2在原料气中的比例，使SO2的平衡转化率提高，从而降低生产成本。原平衡状态 新平衡状态 平 衡 移 动浓度
借助Q与K的相对大小进行判断温度
温度对化学平衡的影响是
通过改变平衡常数来实现的三支针筒中均抽入10mlNO2气体，将针筒前端闭。
原理：N2O4 2NO2
（1）将第二支针筒活塞迅速推至5ml处（现象如下图中
a b c 所示）
（2）将第三支针筒活塞迅速拉至20ml处。（现象如下图中
A1 b1 c1 所示）
请观察针筒中气体颜色变化，并尝试用化学平衡移动的观点进行解释。a1b1c1[观察.思考]bca再如：向气体体积缩小的方向移动向气体体积增大的方向移动 N2(气) + 3H2 (气) 2NH3(气)4500C时N2与H2反应合成NH3的数据分析：B：减小压强，会使化学平衡向着气体体积增大的方向移动。3、压强对化学平衡的影响结论: (在其它条件不变的情况下)(对于反应前后气体体积改变的反应)A：增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动。(对于反应前后气体体积不变的反应)C: 改变压强，化学平衡不移动。早在1888年，法国科学家勒﹒夏特列就发现了这其中的规律，并总结出著名的勒﹒夏特列原理，也叫化学平衡移动原理：改变影响化学平衡的一个因素，平衡将向能够减弱这种改变的方向移动。精题点拨 在一定条件下,反应CO + NO2 CO2 + NO达到平衡后，降低温度，混合气体的颜色变浅。下列判断正确的是( )
A. 正反应为吸热反应
B. 正反应为放热反应
C. CO的平衡转化率降低
D. 各物质的浓度不变B2．已知化学反应2A(?)+B(g) 2C(?)达到平衡，当增大压强时，平衡向逆反应方向移动，则 ( )
A．A是气体，C是固体 B．A、C均为气体
C．A、C均为固体 D．A是固体，C是气体 1．某一化学反应，反应物和生成物都是气体，改变下列条件一定能使化学平衡向正反应方向移动的是 ( )
A．增大反应物浓度 B．减小反应容器的体积
C．增大生成物浓度 D．升高反应温度AD 3.关节炎病因是在关节滑液中形成尿酸钠晶体，尤其在寒冷季节易诱发关节疼痛。其化学机理为：
①HUr + H2O Ur -+ H3O+
尿酸 尿酸根离子
②Ur-(aq)+Na+(aq) NaUr(s)
下列对反应②叙述中正确的是( )
A. 正反应的△H>0
B. 正反应的△H<0
C. 升高温度，平衡正向移动
D. 降低温度，平衡正向移动BD 4.在一定条件下，反应H2(g)+Br2(g) 2HBr(g) 的△H<0，达到化学平衡状态且其它条件不变时：
(1)如果升高温度,平衡混合物的颜色 ；
(2)如果在体积固定的容器中加入一定量的氢气，化学平衡 移动，Br2(g)的平衡转化率 (变大、变小或不变)。 5.铬酸钾(K2CrO4)与重铬酸钾(K2Cr2O7)有如下转化:
2CrO42-+ 2H+ Cr2O72- + H2O
黄色 橙红色
已知重铬酸钾的稀溶液呈橙红色。
(1)向重铬酸钾的稀溶液中加入NaOH，溶液呈 色；
(2)向 (1)的溶液中再加入过量的H2SO4，溶液呈 色；
(3)向重铬酸钾的稀溶液中加入Ba(NO3)2溶液(BaCrO4为 黄色沉淀),则平衡向 移动(填“左”或“右”)。变深正向变大黄橙红左课件25张PPT。第2章 化学反应的方向、限度与速率第3节 化学反应的速率一个化学反应是否具有利用价值不仅决定于它是否有可能发生以及反应进行的程度,还决定于 。
要想有效地控制化学反应，必须要了解化学反应是怎样进行的，并能定量分析浓度、温度、催化剂等反应条件对化学反应速率的影响程度引入意义化学反应速率的快慢影响化学反应速率的因素有哪些?
如何定量描述化学反应的速率知识重温浓度温度压强催化剂体验教材P55《活动·探究》反应物间的接触面积分别取浓度为2.0、1.5、1.0（mol·L-1)的盐酸各50ml与0.3g镁条反应，记录比较镁条完全溶解所需反应时间反应开始反应结束思考二
若用单位时间内盐酸浓度的减小或氯化镁浓度的增大来表示该化学反应的速率，需要哪些数据呢？二者在数值上相等吗？为什么？思考一
实验中化学反应速率可用哪些方法表示？单位时间内盐酸溶液或氯化镁的浓度变化单位时间内镁的质量变化单位时间内镁的物质的量的变化需要准确量取盐酸的体积，并利用关系式计算出反应中消耗的氯化氢或生成的氯化镁的物质的量一、化学反应速率1.概念及计算公式对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增大来表示化学反应速率2.应用中应注意的问题计算公式①概念中的反应速率实际上是某段时间间隔内的平均反应速率。时间间隔越短，在这段时间发生的浓度变化越接近瞬时反应速率（指在某一瞬间的反应速率）单位mol·L-1·min-1mol·L-1·s-1②对某一具体化学反应来说，在用不同物质表示化学反应速率时所得数值往往不同。用各物质表示的化学反应速率的数值之比等于化学方程式中各物质的系数之比在2A＋B == 3C＋4D反应中，下面表示的反应速率最快的是（ ） A. VA＝3.0mol·L－1·min－1 B. VB＝0.28mol·L－1·S－1 C. VC＝4.8mol·L－1·min－1 D. VD＝1.0mol·L－1·S－1 练习B2.可逆反应m A(g)+n B(g) x C(g)，已 知VA=a mol/L.min，VB=b mol/L.min，VC=c mol/L.min，则x的值为（ ） A. bc/n B. ac/m C. nc/b D. mc/a 3.已知4NH3+5O2 4NO+6H2O,若反应速率分别用υ(NH3)、υ(O2)、υ(NO)、υ(H2O) [mol/（L·s）]表示，下列关系式正确的是（ ） A．4υ(NH3) =5υ(O2) Ｂ．5υ(O2)=6υ(H2OＣ.2υ(NH3) =3υ(H2O) Ｄ.4υ(O2)= 5υ(NO) CDD反应物的浓度与化学反应的速率之间的定量关系探究：二、浓度对化学反应速率的影响小组完成教材Ｐ５7《交流·研讨》请找出化学反应速率与C(HI)、 C(H2O2)之间的关系,并尝试写出相应的数学表达式反应速率常数
1.表示单位浓度下的化学反应速率
2.通常反应速率常数越大，反应进行得越
3.与浓度无关，但受 、 、 等因素的影响
4.反应速率常数有单位。在不同的速率表达式中，反应速率常数的单位可能不同，单位不同的速率常数没有可比性V=kc(H2O2)c(HI)快温度催化剂固体表面性质结合教材P58表2-3-2，理解如下两点：1.反应物浓度对化学反应速率的影响程度与其在化学方程式中的系数并无确定的关系，不能根据化学方程式写出速率方程2.压强对化学反应速率的影响实质是通过改变反应物质浓度实现的，因此压强的改变会对气体参与的化学反应速率产生影响，而对于只涉及液体和固体的反应几乎没有影响三、温度对化学反应速率的影响经验规律（范托夫经验规则）
通常情况下，温度每升高10℃，化学反应速率将增大到原来的2～4倍 对于反应M＋N→P，如果温度每升高10℃，速率增加为原来的3倍。在10℃时完成反应的10%需要54min，将温度提高到40℃完成反应的10%需要的时间为（ ） A. 2min B. 3min C. 6min D. 9min A练习小组交流研讨教材P59表2-3-3,联系化学反应速率与参与反应的物质的浓度的关系式,分析表中提供的数据思考:
范托夫经验规则是否普遍适用?
温度对化学反应速率有怎样的影响?
范托夫经验规则与表中提供的数据相矛盾,这说明此规则适用范围有限,只能对一些反应的化学反应速率做粗略估计温度越高,反应速率常数越大,化学反应速率越快升高相同温度,对不同化学反应的反应速率的影响程度一样吗? 温度对不同化学反应的反应速率的影响程度不一样,温度对反应速率常数的影响与活化能有关2.活化能(Ea)能发生化学反应的分子必须是吸收能量后形成的活化分子,而活化能是普通反应物分子形成活化分子所吸收的能量
活化能越高,反应越 进行,反应速率常数越 .AB+C△HEaA ··· B···CA+BC难小只有基元反应的活化能才是活化分子平均能量与普通反应物分子平均能量的差值Ea’反应进程能量K 反应速率常数
A 比例常数
e 自然对数的底
R 摩尔气体常量
阿仑尼乌斯公式阿仑尼乌斯工作照Ea 活化能 活化能单位: J·mol-1 kJ·mol-1当Ea>0时,升高温度,反应速率常数增大,化学反应速率随之增大
由阿仑尼乌斯公式可知,Ea值越大,改变温度对反应速率的影响程度就越大,这就是升高相同温度时不同化学反应的速率增加的倍数不同的原因阿仑尼乌斯公式小组交流研讨分析教材P61表2-3-5所列出的数据信息,并根据表中数据讨论:
概念：能加快化学反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变的物质
催化剂通过参与反应改变反应历程降低反应的活化能来提高化学反应速率（以氯催化臭氧分解历程为例分析）
催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不能改变平衡转化率
催化剂具有选择性，催化活性受 影响较大．四、催化剂对化学反应速率的影响思考一
催化剂对化学反应速率有怎样的影响?催化剂对化学反应速率常数是否有影响?思考二
实验与其他因素相比,催化剂对化学反应速率影响程度如何?为什么?温度思考二
实验与其他因素相比,催化剂对化学反应速率影响程度如何?为什么?由于催化剂参与反应改变反应历程，因此可以较大幅度地降低反应的活化能，从而能有效地提高化学反应速率．
能
量
化学反应速率１.概念 公式 单位 计算课堂小结２.外界条件对化学反应速率的影响思考三
某同学经过一系列测定，绘制出的溶液的PH随反应时间的变化曲线如下，试分析整个反应过程中溶液PH的变化先快后慢的原因 。答案
镁与盐酸反应放热，随着溶液温度升高，反应速率加快；经过一段时间后，溶液温度不再有明显变化，溶液浓度降低，反应速率减慢课件27张PPT。 第2章 化学反应的方向、限度与速率第4节 化学反应条件的优化
——工业合成氨第四节 化学反应条件的优化 ——工业合成氨 合成氨反应的限度
合成氨反应的速率
合成氨的适宜条件
合成氨工业生产流程
合成氨工业发展现状及前景展望分析：合成氨的反应特点可逆放热减小生产宗旨 产品的产率高
（生产的多） → 化学反应限度问题
产品生产周期短
（生产的快） → 化学反应速率问题（一）合成氨的反应限度请同学们根据合成氨反应的特点，利用影响化学平衡移动的因素，分析什么条件有利于氨生成的多？___温、___压有利于化学平衡正向移动，N2、H2浓度比为_____有利于化学平衡正向移动。高低1：3（二）合成氨反应的速率结合影响反应速率的因素，思考什么条件 能使氨生成的快？升高温度
增大压强
增大反应物浓度
使用催化剂高压高压低温高温使用无影响增大浓度增大浓度减小浓度减小浓度讨论：3、既然增大压强既可提高反应速率,又可提高氨的产量,那么在合成氨工业中压强是否越大越好？
4、合成氨中反应物浓度(气体体积比)是如何确定的?
2、既然降低温度有利于平衡向生成氨的方向移动，那么生产中是否温度越低越好？1、在合成氨工业中要使用催化剂，既然催化剂对 化学平衡的移动没有影响，为什么还要使用呢？ (四)工业流程 造气
净化
合成氨净化造气N2和H2循环利用简要流程 (五)现状及发展前景永 利 碱 厂 上海吴泾化工厂是年产30万吨氮肥的大型化肥厂应用结论，解决实际问题研究过程450℃常压1.氨的合成反应，生产中采用的适宜条件是（ ）。A、低温、高压、适当的催化剂B、高温、常压C、尽可能高温、高压D、适当的温度、适当的高压、适宜催化剂D练一练：2. 合成氨中，原料气（N2、H2及少量的CO、NH3混合气）在进入合成塔前常用醋酸二氨合铜溶液来吸收原料气中的CO，其反应是：（1）醋酸二氨合铜吸收CO的生产适宜条件应是__________。
（2）吸收CO后的醋酸铜氨液经过适当处理又可再生，恢复其吸收的CO的能力以供循环使用。醋酸铜氨液再生的生产适宜条件应是____________。
低温高压(放热反应)高温低压原料气的制备煤、石油、天然气、石脑油等平衡时NH3含量请你根据下表所给的数据分析催化剂对合成氨反应速率的影响：催化剂对合成氨反应速率的影响使用催化剂可使合成氨反应的速率提高上万亿倍。铁的催化剂能力实验表明，在特定条件下，合成氨反应的速率与反应的物质的浓度的关系为ν =κC(N2)C1.5(H2)C-1(NH3)增大N2`H2浓度,将氨及时从混合气中分离出去
课件35张PPT。第3章 物质在水溶液中的行为 第1节 水溶液 一、电解质及其电离1、电解质、非电解质定义：电解质：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物；
非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能导电的
化合物；电解质，非电解质是都属于化合物；单质和混合物即不是电解质，也不是非电解质注意：知识回顾：酸、碱、盐都是电解质。蔗糖、乙醇都是非电解质。区分电解质和非电解质的三个条件：1.化合物2.在熔融状态下或者水溶液里能导电3.自身电离现有①固体NaCl ②干冰 ③醋酸 ④铜 ⑤酒精
⑥蔗糖 ⑦硫酸溶液
属于电解质的是_____
属于非电解质的是 _____ ① ③② ⑤ ⑥2.强电解质和弱电解质强酸：强电解质（1）概念：（2）电离：（3）存在形态：（4）物质属类：强碱：绝大多数盐：在稀的水溶液中，完全电离的电解质称为强电解质。完全，不可逆离子HCl、H2SO4、HNO3等NaOH、KOH、Ba(OH)2、 Ca(OH)2等NaCl、K2CO3 、BaSO4、 CaCO3等弱酸：弱电解质（1）概念：在稀的水溶液中，部分电离的电解质称为弱电解质。（2）电离：不完全，可逆（3）存在形态：分子、离子（4）物质属类：弱碱：水：CH3COOH、H2CO3、 HClO 等H2O氨水3、电离方程式的书写如： HCl＝H＋＋Cl－；
NaCl＝Na＋＋Cl－；
H2SO4＝2H＋＋SO42－1）．强电解质的电离方程式2）．弱电解质的电离方程式如：CH3COOH CH3COO－＋H＋； NH4＋＋OH－；NH3·H2O 一、水的电离1、水的电离方程式是：电离平衡常数为：变形为：K [H2O]= [H+] [OH-]若常温时水的密度为1g/cm3,试计算[H2O]。H2O H+ + OH-电离出的各离子浓度的系数次方的乘积，跟溶液中未电离分子的浓度系数次方的乘积之比
令：K [H2O]= KWKW叫水的离子积常数，简称水的离子积2、水的离子积常数规律：1）室温时25℃ ，纯水的 [H+]=[OH-]=10-7mol/L，则，KW = 1×10-14mol2·L-22）水电离吸热，温度升高，Kw增大，温度降低，Kw减小； Kw仅受温度影响 。3） KW适用范围：4）在任何溶液中，由水电离的H+和OH-的浓度一定相等。
任何稀水溶液中， [H+]、[OH-]的乘积都等于Kw 纯水或酸、碱、盐的稀溶液。
1、如果25℃时某氢氧化钠溶液中[OH-]=10-2 mol/L,
该氢氧化钠溶液中的[H+]是多少？
2、上题中由水电离的氢氧根离子浓度是多少？10-12mol/L[H+]H2O=[OH-]H2O=10-12mol/L3、25℃ 时，0.01mol·L-1盐酸溶液中。 [H+]、[OH-]分别为多少？
25℃时， 0.01mol·L-1 NaOH溶液中。 [H+]、[OH-]分别为多少？
4、 25℃、浓度均为0.1mol·L-1的下列溶液中[H+]由大到小的排列顺序：①氨水 ②NaOH ③盐酸 ④醋酸1、判断正误：
任何水溶液中都存在水的电离平衡。
任何水溶液中（不论酸、碱或中性） ，都存在Kw=10-14 。
某温度下，某液体[H+]= 10-7mol·L-1，则该溶液一定是纯水。 利用Kw的定量计算——求溶液中的[H+]或[OH-]√×× [H+]＝ 10-2mol·L-1、[OH-] ＝ 10-12 mol·L-1 [H+]＝ 10-12mol·L-1 、[OH-] ＝ 10-2mol·L-1 ③＞④＞①＞②2、已知KW100℃=10-12，在100 ℃ 时，纯水中[H+] 为多少？ 迁 移 · 应 用1、0.01mol·L-1盐酸溶液中。由水电离出的[H+]H2O、[OH-]H2O分别是多少？
[H+]H2O＝ 10-12 mol·L-1 、[OH-]H2O ＝ 10-12 mol·L-1
2、 0.01mol·L-1 NaOH溶液中。由水电离出的[H+]H2O、[OH-]H2O分别是多少？
[H+]H2O＝ 10-12 mol·L-1 、[OH-]H2O ＝ 10-12 mol·L-1
3、25℃时，某溶液中由水电离产生的[H+]H2O= 10-11 mol·L-1 ，则该溶液呈酸性还是碱性？并求算该溶液中 [H+]的可能值 ？
可能为酸性，也可能为碱性！
酸液：[H+] ＝ 10-3 mol·L-1 、 [OH-] ＝ 10-11 mol·L-1
碱液：[H+] ＝ 10-11 mol·L-1 、 [OH-] ＝ 10-3 mol·L-1 利用Kw的定量计算——求[H+]H2O或[OH-] H2O→↑↑↑↑←←↓↓不变不变↑↓↓↓3、影响水电离平衡的因素:H2O H+ + OH-不移动不变不变不变不变二、电解质在水溶液中的存在形态 实验盐酸 氨水 醋酸 氯化钠溶液 3.溶剂化作用：溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用知识回顾：1、水的离子积常数2.规律：1）室温时25℃ ， 纯水的[H+]=[OH-]=10-7mol/L，则，KW = 1×10-14mol2·L-22）水电离吸热，温度升高，Kw增大，温度降低，Kw减小。 Kw仅受温度影响 。3） KW适用范围：纯水或酸、碱、盐的稀溶液。任何稀水溶液中， [H+]、[OH-]的乘积都等于Kw 4）在任何溶液中，由水电离的H+和OH-的浓度一定相等。→↑↑↑↑←←↓↓不变不变↑↓↓↓3、影响水电离平衡的因素:H2O H+ + OH-不移动不变不变不变不变1.0×10－21.0×10－121.0×10－31.0×10－111.0×10－71.0×10－71.0×10－21.0×10－121.0×10－111.0×10－3【归纳】由表中的数据能得出什么规律？H2OHClHNO3NaOHKOH【归纳】 中性溶液， [H+]=[OH-];酸性溶液， [H+]>[OH-]，且[H+]越大，酸性越强;碱性溶液， [OH-]>[H+]，且[OH-]越大，碱性越强；二、溶液的酸碱性1.水溶液的酸碱性与[H+]和[OH-]的相对大小关系为:
[H+]=[OH-],溶液呈中性
[H+]>[OH-],溶液呈酸性，且［H＋］越大酸性越强
[H+]<[OH-],溶液呈碱性，且［OH-］越大碱性越强思考：
当溶液中［H＋］>10-7时，一定是酸性溶液吗？2.酸碱性强弱表示方法——pH值1）pH值：pH = - lg [H+]规律总结：溶液的酸性越强， 其PH越小；
溶液的碱性越强， 其PH越大。2）pH值的范围pH适用于［H+］或［OH-］≤1 mol/L 的溶液pH适用范围为：0～1410-pH=[H+]3）PH值与溶液酸碱性的关系（常温25℃时）10-14[H+]>[OH-][OH-]>[H+][H+]=[OH-] ＝ ＝>10-7＜10-7＜7＜10-7>10-7＝7＞7在100℃时，纯水的KW＝5.5×10－13mol2?L-2,此时中性溶液中的［H＋］是多少？pH还是7吗？3、溶液pH的测量方法：① 粗略测量溶液的pH-------pH试纸 标准比色卡pH试纸的使用方法：把一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用沾有待测液的玻璃棒点试纸的中部，待30秒与标准比色卡对比来粗略确定溶液的pH， pH读数只取整数。注意：不能把试纸放在待测液中，也不能用水湿润再测定PH值。4、有关pH的简单计算1）、强酸或强碱溶液的pH例1： 室温下，求5×10-3mol/LH2SO4溶液的pH 解析:
[H+] = [H+]H2SO4 +[H+] H2O ≈ [H+]H2SO4
=2c(H2SO4)=2×5×10-3mol/L= 1×10-2mol/L
pH=-lg[H+]=-lg(1×10-2)= 2强酸：c（酸）→［H+］ →pH例2 室温，求5×10-3mol/LBa(OH)2溶液的pH解析: 由Ba(OH)2= Ba 2+ + 2OH-知:
[OH-]=2×c[Ba(OH)2]=2×5×10-3mol/L
=1×10-2mol/L
[H+]= =
=1.0×10-12mol/L
PH=-lg[H+]=-lg1.0×10-12=12
强碱: c（碱）→［OH-］ →［H+］→pHKw2） 强酸与强碱溶液混合注意：先判断谁过量，然后再计算要从以下三种可能去考虑：
（1）若n（H+）=n（OH-），恰好中和，pH=7
（2）若n（H+）>n（OH-），
酸过量，计算剩下 的［H+］，再算pH
（3）若n（H+）碱过量，计算剩下的［OH-］，再算pH例：在25℃时，100ml 0.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的氢氧化钠溶液混合后，溶液呈 性（酸、碱、中）？溶液的pH值等于多少？解： NaOH + HCl = NaCl + H2O0.04mol 0.06molpH=-lg[H+] =-lg0.02/(0.1+0.1)=-lg10-1=1酸过量，溶液呈酸性。课堂练习通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积为二者体积之和练：将0.1mol/L盐酸和0.06mol/L氢氧化钡溶液以等体积混合后，求混合溶液的pH。 3）强酸与强酸、强碱与强碱混合例1：pH=2和pH=5的两种盐酸溶液等体积混合后求溶液的pH是多少？例2：pH=8和pH=12的氢氧化钠溶液等体积混合后溶液的pH是多少？lg2=0.3强酸与强酸混合，先算混合后的n(H+)，再求［H+］，最后再算pH；强碱与强碱混合，先算混合后的n(OH-) ，再求［OH-］，最后求［H+］及pH归纳：4）溶液加水稀释规律强酸pH=a，加水稀释10n倍，
则pH=a+n；例题：
（1）pH=2的盐酸溶液稀释100倍后溶液的pH？
（2）pH=2的盐酸稀释1000倍后的溶液的pH？ pH=6的盐酸稀释100倍后的溶液的pH？酸溶液无限稀释时，pH只能接近7，但不能大于74）溶液加水稀释规律例题：
（3）pH=11的氢氧化钠稀释100倍后的溶液的pH？
（4）pH=11的氢氧化钠溶液稀释1000倍后溶液的pH？碱溶液无限稀释时，pH只能接近7，但不能小于7强碱pH=b，加水稀释10n倍，
则pH=b-n；100℃水的离子积常数Kw=1.0×10-12mol2·L-2
100 ℃, 求1×10-3mol/LNaOH溶液的pH[OH-]=c(NaOH)=1×10-3mol/LpH=－lg[H+]=－lg(1×10-9)=9 交流研讨已知100℃水的离子积常数
Kw=1.0×10-12mol2·L-2
100℃纯水的[H+]=___________
纯水的pH=___________
100℃纯水的pH＜7, 说明该温度下的纯水是否为酸性的?
任意条件下判断溶液酸碱性看
[H+]与[OH-]的相对大小 1×10－6mol/L6注
意[H+]==[OH-],故溶液为中性课件93张PPT。
第2节 弱电解质的电离 盐类水解
第3章 物质在水溶液中的行为电解质非电解质化合物纯净物物 质混合物单 质旧知回顾既不是电解质也不是非电解质
旧知回顾在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物电解质非电解质在水溶液中和熔融状态下都不导电的化合物（如：酸、碱、盐、活泼金属氧化物、水等）（如：多数有机物、非金属氧化物等）0.1mol/L的盐酸中含有哪些溶质微粒？
其中的H+浓度是多少？ 旧知回顾 请写出HCl在水中的电离方程式并分析：HCl=H++Cl-H+ Cl-C(H+)=0.1mol/L新知探讨0.1mol/L的醋酸溶液中是否只含有H+ 和 CH3COO-这两种溶质微粒？
其中的H+浓度是否等于0.1mol/L ？如何设计实验来验证？遇到问题：0.1mol/L的醋酸溶液中H+浓度是否等于0.1mol/L？实验设计问题转化0.1mol/L醋酸溶
液中H+浓度是
否等于0.1mol/L
盐酸中的H+浓
度？方法探寻可以通过哪些
方法来定性对
比、定量检测
溶液中的H+浓
度？ 方案二：测定相同浓度的盐酸和醋酸溶液的pH方案一：比较相同浓度的盐酸、醋酸溶液与
等量等形状的金属(如镁)反应的速率方案探讨……方案三：测定相同浓度的盐酸和醋酸溶液其导电
性强弱实验3-1：等体积、等浓度的盐酸和醋酸溶液与等量
镁条反应，并测量这两种溶液的pH(常温下)探究验证剧烈相对缓慢13提示：测定溶液pH时，要将试纸放在表面皿（或点滴板）上进行①镁无论是与盐酸还是与醋酸反应，其实质都是与溶液中的 反应
H+实验分析②反应剧烈程度的不同，是由于溶液中的 不同而引起的③镁与盐酸反应比镁与醋酸反应剧烈，定性说明盐酸中c（H+） 醋酸中c（H+）＞H+浓度④在数值上，pH（盐酸）＜ pH（醋酸）,定量证明盐酸中c（H+） 醋酸中c（H+）＞c（ H+，盐酸） c（ H+，醋酸）
醋酸在水溶液中 电离得出结论部分相同浓度的盐酸与醋酸溶液中＞强电解质：弱电解质：在水溶液中，能够全部电离的电解质称为强电解质在水溶液中，只能部分电离的电解质称为弱电解质概念生成 强电解质和弱电解质比较电解质电解质在水溶液里完全电离在水溶液里部分电离电离能力弱如HCl如CH3COOH强电解质弱电解质相同点不同点水溶液中存在的溶质微粒只有阴、阳离子阴、阳离子，
电解质分子电离能力强对比区分常见的弱电解质（1）弱酸：如CH3COOH、H2CO3、H2SiO3、
H2S、 H2SO3、HF、HClO等（2）弱碱:如NH3.H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等常见的强电解质（1）强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、 HI、HBr等（2）强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等（3）大部分盐类: 如NaCl等,包括部分难溶性的盐，如CaCO3、 BaSO4、AgCl等 分类举例（3）水那么，溶液中是否存在H+ 和 CH3COO-离子结合成CH3COOH的过程呢？CH3COOH → H+ + CH3COO-醋酸溶于水时，醋酸分子在水溶液中发生了部分电离：深入探讨 在一定量0.1mol/LHCl溶液中加入少量的CH3COONa固体，经科学方法测定混合溶液中c(H+)小于0.1mol/L。请分析其原理。H+ + CH3COO- → CH3COOH阅读分析CH3COOH → H+ + CH3COO-醋酸溶液中同时存在以下过程：醋酸在水中的电离过程是 过程理论提升可逆CH3COOH H+ + CH3COO－H+ + CH3COO- → CH3COOH方法小结弱电解质电离方程式的正确书写(1)弱电解质在溶液中部分电离，用“ ”表示(2)多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并（其中以第一步电离为主）(3)多元弱碱分步电离，中学阶段要求一步写出H2CO3 H+ + HCO3－HCO3－ H+ + CO32－Fe(OH)3 Fe3++3OH－（主）（次）弱电解质的电离平衡：在一定的条件下(如温度、浓度一定),当溶液中的弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时的状态v（电离）=v（结合）≠0见微知著逆、等、动、定、变t1速率(v)时间（t）v（电离）v（结合） 在一定条件（如温度、浓度）下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等且溶液中分子和离子的浓度保持不变时，电离过程就达到了平衡状态，叫做电离平衡。二、弱电解质的电离平衡1.概念写出一元弱酸（HA）的电离方程式，并分析HA在电离过程中各微粒浓度有哪些变化，完成下表。 最大 变小 不变 类化分析不变最小变大变大最小不变请写出一元弱碱（BOH）的电离方程式，分析B+
与OH-结合过程中各微粒浓度的变化，完成下表。 不变 触类旁通 最大 最大 最小 变小 变小 变大 不变 不变 2.外界因素对电离平衡移动的影响
思考：影响化学平衡的因素有哪些？（1）温度弱电解质的电离是吸热的，其他条件不变时，升高温度，平衡向着电离的方向移动2.外界因素对电离平衡移动的影响（2）浓度 通过物质的加入使平衡中某种物质的浓度发生改变，根据勒夏特列原理，平衡就向减弱这种改变的方向移动。正逆增大减小增大增大增大减小增大增大正减小 在CH3COOH溶液中分别加入少量下列物质，对CH3COOH的电离平衡各有什么影响？【知识应用】石蕊溶液为什么能够指示溶液的酸碱性？ 资料：酸碱指示剂是一些有机弱酸或弱碱，在溶液中存在电离平衡，而其分子与电离出的离子呈不同的颜色．如石蕊（以HIn表示）的电离平衡和颜色变化为：
HIn In- + H+红色蓝色 3.电离常数（K）——电离平衡的平衡常数c( CH3COO-) . c( H+) c(CH3COOH)K=K 值越大，电离程度越大请写出HClO、NH3·H2O的电离常数表达式 K 的意义: 几种常见弱酸的电离常数（25℃）K 值越大，相应弱酸(或弱碱)的酸(或碱)性越强。K1=7.1×10-3
K2=6.3×10-8
K3=4.2×10-13K=1.75×10-5K1=4.4×10-7
K2=4.7×10-1125℃时不同浓度的醋酸溶液中K 值与浓度无关。不同温度下0.1mol/LCH3COOH的电离常数
（不考虑醋酸的挥发）温度越高,K 值越大 结 论: CH3COOH稀溶液加水稀释，对CH3COOH的电离平衡有什么影响？ 加水稀释，平衡向着电离的方向移动＝K?【思考·交流】 【本节小结】电解质强电解质弱电解质概念电离平衡电离常数影响因素存在通过本节课的学习，你有何收获和体会？小结分享知识点小结：
1.概念：强、弱电解质
2.原理：弱电解质的电离平衡
3.方法：电离方程式的书写D新知应用1.下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是（ ）
A.熔融时不导电
B.水溶液的导电能力很差
C.不是离子化合物，而是共价化合物
D.溶液中已电离的离子和未电离的分子共存2.一定量的盐酸跟足量镁粉反应时，为了减缓化学反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（ ）
A.NaOH固体 B.H2O
C.NaCl溶液 D．醋酸新知应用B C3.下列对氨水溶液中存在的电离平衡
叙述正确的是（ ）
A.加水后，溶液中n(OH-)增大
B.加入少量浓硫酸，溶液中c(OH-)增大
C.加入少量浓氢氧化钠溶液，电离平衡正向移动
D.加入少量NH4Cl固体，溶液中c(NH4+)减少新知应用D?4.一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如下图所示，请回答：
⑴O点导电能力为0的理由是
⑵a、b、c 3点所对应的溶液中H+浓度由大到小的顺序是 新知应用冰醋酸未电离，无自由移动的离子b＞a＞c第三节 盐类的水解人教版 选修4 《化学反应原理》第三章 水溶液中的离子平衡（第一课时）【问题情境】【新闻链接】被蜂蛰伤莫大意——大妈差点送了命！
当蜜蜂叮咬后应如何利用家庭常用物质加以处理？问题引入 酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，盐溶液一定显中性吗？如何设计实验证明？探究盐溶液的酸碱性：
（常温，中性溶液pH=7，判断溶液酸碱性最简易方案：用pH试纸测pH）一、寻找盐类水解规律探究一：盐溶液的酸碱性实验内容：
分别测以下7种盐溶液的pH值，确定它们的酸碱性。用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴于试纸中央，待变色后，与标准比色卡对比。中性酸性碱性中性碱性碱性酸性=7＞7＜7=7＞7＞7＜7强酸强碱 盐强碱弱酸 盐强碱弱酸 盐强酸弱碱 盐强酸强碱 盐强碱弱酸 盐强酸弱碱 盐盐的分类酸 + 碱 == 盐 + 水 （中和反应）1、强酸强碱盐2、强酸弱碱盐3、强碱弱酸盐4、弱酸弱碱盐NaCl、 K2SO4FeCl3、NH4ClCH3COONH4、(NH4)2CO3CH3COONa、K2CO3探究二：对盐类重新分类
二：探寻盐溶液酸碱性的原因思考与交流：为什么不同类型的盐溶液会呈现不同的酸碱性？你能从离子浓度变化的角度来分析一下吗？CH3COO-, Na+, H+, OH-,H2O,CH3COOHCl-, NH4+, H+, OH-H2O,NH3 · H2OCl-, Na+, H+, OH-,H2O有有无是是否C(H+) ＜ C(OH-) C(H+) ＝ C(OH-) C(H+) ＞ C(OH-) CH3COONa = CH3COO_ + Na+H2O H+ + OH_+ CH3COOH CH3COO ˉ +H2O CH3COOH+OH_CH3COONa + H2O CH3COOH+NaOH＞溶液显碱性微观分析二：探寻盐溶液酸碱性的原因NH4Cl +H2O NH3.H2O + HClNH4+ +H2O NH3.H2O + H+NH4Cl = NH4+ + Cl-H2O OH- +H+ +NH3.H2O二：探寻盐溶液酸碱性的原因＜溶液显酸性微观分析1.盐类水解的定义：定义：在盐溶液中，盐电离出的离子跟水所电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应就叫做盐类的水解。 H2O H + + OH - CH3COONa = Na+ + CH3COO-NH4Cl = Cl- + NH4+ 结合CH3COONa和NH4Cl的水解机理，分析归纳…二：探寻盐溶液酸碱性的原因弱酸阴离子或
弱碱阳离子弱酸或弱碱
(3)特点：是中和反应的逆反应，存在水解平衡(4)盐类水解程度很小，故水解产物极少，盐溶液的酸碱性较弱2.对概念的理解：二：探寻盐溶液酸碱性的原因水解中和(1) 条件： ①盐必须溶于水
②盐必须有“弱”离子(2)水解的实质：破坏并促进了水的电离平衡。水解规律有弱才水解 无弱不水解
都弱都水解 越弱越水解
谁强显谁性 同强显中性蜜蜂蛰了后用肥皂水及纯碱溶液涂抹的原因？解 释 人体血液中存在血液酸碱平衡，蜜蜂蜇人后注入的酸性物质导致人体血液酸碱平衡被破坏，轻者伤处出现红斑、有烧灼感及刺痛，重者伤处一片潮红、肿胀、水疱形成，局部剧痛或搔痒，有发热、头痛、恶心呕吐、烦躁不安、痉挛、昏迷。有特异体质者对蜂毒过敏，可迅速发生颜面、眼睑肿胀，荨麻疹，喉头水肿，腹痛腹泻，呼吸困难，血压下降，神志不清等过敏性休克现象，终因呼吸、循环衰竭而亡。
蜜蜂毒液是酸性的（蚁酸），故可选用牙膏（NaF）、肥皂水（硬脂酸钠）、稀氨水、5％碳酸氢纳液、纯碱溶液等洗敷伤口。1.先找“弱”离子：找出盐类组成中会发生水解的离子（弱酸阴离子或弱碱阳离子）直接写出弱酸弱碱离子于水反应的离子方程式。三、盐类水解方程式的书写：盐 + 水 酸 + 碱
2.一般水解程度小，水解产物少。所以常用“ ” ；不写“ == ”、“↑”、“↓”；
也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）写成
分解产物的形式。
多元弱酸盐分步水解，但以第一步水解为主。
多元弱碱盐的水解，常写成一步完成。弱离子 + 水 弱酸(or弱碱) + OH– ( or H+ ) 盐类水解方程式的书写：（一）一元弱酸强碱盐如：CH3COONa、NaF化学方程式：离子方程式：CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOHCH3COO– + H2O CH3COOH + OH–化学方程式：离子方程式：NaF + H2O HF + NaOHF– + H2O HF + OH–（二）多元弱酸强碱盐如：Na2CO3、 Na3PO4离子方程式：HCO3 – + H2O H2CO3 + OH –CO3 2– + H2O HCO3 – + OH – (主) (次)Na2CO3溶液中含有的粒子？5种离子，2种分子。？（三）强酸弱碱盐水解如：NH4Cl、CuSO4、AlCl3水解的离子方程式：NH4+ + H2O NH3·H2O + H+Cu2+ + 2H2O Cu(OH)2 + 2H+Al 3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+（四）酸式盐(NaHA)的酸碱性
①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4）
②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小电离＞水解，呈酸性：如HSO3-、H2PO4-
电离＜水解，呈碱性：如HCO3-、HS-、 HPO42-电离：HA- ? H+ + A2- （显酸性）
水解：HA- + H2O ? H2A + OH- （显碱性）多元弱酸酸式酸根的水解与电离的区别：⑴ NaHCO3HCO3 – + H2O H2CO3 + OH –①②HCO3 – + H2O CO32– + H3O +① 水解② 电离程度：>∴溶液呈 性碱⑵ NaHSO3HSO3 – + H2O H2SO3 + OH –①②HSO3 – + H2O SO32– + H3O +① 水解② 电离程度：<∴溶液呈 性酸（五） 、某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子，在一起都发生水解，相互促进对方的水解，水解趋于完全。可用“=”连接反应物和生成物，水解生成的难溶物或挥发物质可加“↓”、“↑”。此种现象叫做盐类的双水解反应。能够发生双水解之间的离子之间不能大量共存。常见的离子间发生双水解的有：Fe3+与CO32-、HCO3-……Al3+与CO32-、HCO3- 、S2- 、HS-、AlO2- ……NH4+与SiO32-……但并不是所有的弱酸弱碱盐水解都能进行“完全双水解”. 如:(NH4)2CO3 、NH4HCO3、 CH3COONH4
注 意： 思考：下列各式中属于正确的水解反应离子方程式的是（ ）
A. NH4++H2O NH３·H2O+H+
? B. S2-+2H2O H2S+2OH-
? C. CH3COOH+H2O CH3COO-+H3O+
D. CH3COOH+OH - CH3COO-+H2O
E.Fe3+＋3H2O Fe(OH)3↓＋3H＋
A S2-+H2O HS-+OH-，
HS-+H2O H2S+OH-
或只写S2-+H2O HS-+OH-课题检测3.下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是（ ）A )K2CO3 B)NaHSO4 C)Na2SO4 D)FeCl3A1．请判断下列盐溶液的酸碱性：CuSO4；FeCl3；Na2S；KNO3；BaCl2；Na2SO3。
2.下列离子在水溶液中不会发生水解的是（ ）A) NH4+ B) SO42_ C) Al3+ D) F_B4. 下列溶液pH小于7的是（ ）A、溴化钾 B、 硫酸铜
C、硫化钠 D、 硝酸钡B盐类的水解1.水解的定义
2.水解的实质：破坏并促进水的电离
3.水解的条件
4.水解反应与中和反应的关系:
5. 水解规律：
有弱才水解；无弱不水解；
谁弱谁水解；谁强显谁性；
同强显中性。
思 考CH3COONa、Na2CO3同样为强碱弱酸盐溶液，但浓度相同的这两种却表现出不同的碱性，这是为什么？布置作业盐类水解第二课时盐类水解的影响因素2、盐类水解平衡影响因素1、内因：盐本身的性质。（越弱越水解）① 不同弱酸对应的盐NaClO (aq) CH3COONa (aq) MgCl2 (aq) AlCl3 (aq) 对应的酸HClO CH3COOH <>碱 性② 不同弱碱对应的盐对应的碱酸 性Mg(OH)2 Al(OH)3<>③ 同一弱酸对应的盐Na2CO3 (aq) NaHCO3 (aq) 对应的酸HCO3– H2CO3<>碱 性∴ 正盐的水解程度 酸式盐的水解程度>相同物质的量浓度的正盐比对应酸式盐的水解程度大得多，故Na2CO3溶液碱性比NaHCO3强。
注 意： 科学探究1、FeCl3溶液能否发生水解？如果可以，请写出水解方程式。
2、应用平衡移动原理，分析影响其水解的因素有哪些？盐浓度、溶液酸碱性、温度思考：正反应增加降增大颜色变深逆反应正反应逆反应正反应增加增加减少减少降升升升减小增大减小增大颜色变浅颜色变浅颜色变浅红褐色沉淀，无色气体2、外因：① 温度：升温，促进水解。② 浓度：加水稀释，促进水解。③ 加酸： 弱碱阳离子的水解。 弱酸根离子的水解。抑制促进④ 加碱： 弱碱阳离子的水解。 弱酸根离子的水解。促进抑制配制FeCl3溶液需要注意什么问题？加入一定量的 ，抑制FeCl3的水解。思考HClH2SO4？温度越高越水解．浓度越稀越水解．对于水解平衡CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–1.为什么KAl(SO4)2 , FeCl3 等盐可用做净水剂？ 思考：4.在必修I学习胶体性质时，我们知道制取氢氧化铁胶体时是在沸水中滴入FeCl3溶液，你现在知道其中的原理了吗？2.纯碱为什么能去污力？去污是为何用热水？ 3.泡沫灭火器的化学反应原理是什么？盐类水解
的应用（1）配制和保存易水解的盐溶液问题1：为什么用热水配制CuCl2溶液,溶液会出现浑浊？怎样配制澄清溶液？热水：升温能够促进水解CuCl2+2H2O Cu(OH)2+2HCl(吸热)
或Cu2++2H2O Cu(OH)2+2H+ (吸热)配制CuCl2溶液，为防止出现浑浊，应加少量的
_______ 稀盐酸三、化学实验中的盐类水解问题 问题2：用热水配制硫酸铁溶液时，同样会产生混浊？怎样才能用热水配制出澄清的硫酸铁溶液？[小结]：配制易水解的金属盐溶液应加少量的______________配制Fe2(SO4)3溶液，要先加少量的稀H2SO4。 阴离子所对应的酸 （2）试剂瓶的选用： 问题3、盛放Na2S 、Na2CO3的试剂瓶为什么不能用玻璃塞？NaF溶液能否用玻璃瓶？注意：实验室贮存碱性溶液的试剂瓶一律使
用橡胶塞（3）加热蒸发可水解的盐溶液 问题4：把FeCl3溶液蒸干灼烧，最后得到的固体产物是什么，为什么？ FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl⑴加热促进水解 ⑵HCl挥发 加热蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液时,得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶体,必须在蒸发过程中不断通入HCl气体,以抑制FeCl3的水解,才能得到其固体.。尽管Al3+水解生成Al(OH)3和H2SO4，但由于H2SO4是高沸点酸，不易挥发，加热最终只是把水蒸去，因此仍得Al2(SO4)3固体。问题5：Al2(SO4)3溶液加热蒸干后得到固体是什么？ Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4将溶液经蒸干、灼烧最终所得物质填入右表(想想看,发现了什么规律？)Al2O3Fe2O3CuOMgO Al2(SO4)3Fe2O3 无 Na2CO3Na2CO3★[关于溶液的蒸干]:
盐溶液的蒸干,一要考虑盐本身的受热分解,二要考虑其存在的水解平衡,并考虑温度对水解平衡的影响.
①KMnO4溶液,NaHCO3溶液蒸干后得到K2MnO4和MnO2、Na2CO3溶液。NH4HCO3蒸干后无固体。
②AlCl3、Al(NO3)3等盐水解后生成的酸能挥发,加热促进水解,最终所得固体产物为Al2O3。
③Al2(SO4)3水解后生成的酸难挥发,最后所得固体为Al2(SO4)3 。
④Na2SO3等盐在加热蒸干过程中要发生氧化还原反应,最后得到的固体为Na2SO4。Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+(4)除杂：问题6、除去KNO3溶液中少量的Fe3+离子可用方法，说明理由？ 练：为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+离子，可在加热搅拌下加入一种试剂，过滤后再加入适量盐酸。这种试剂是（ ）
A．氧化镁 B.氢氧化钠
C.碳酸钠 D. 碳酸镁 溶液中，某些离子的除杂，需考虑盐的水解。AD２.农业生产中的盐类水解问题 问题7：化肥的使用——草木灰不能和铵态氮肥混合使用，为什么？农业谚语 ：
“灰混粪，粪混灰，灰粪相混损肥分。” 思考：为什么会损肥分? 草木灰不宜与铵态氮肥混合施用： 草木灰的成分：K2CO3，水解呈碱性铵态氮肥——铵盐，水解呈酸性。
NH4+＋H2O NH3·H2O+ H+， 混施后，OH-与H+中和成水，使两种盐的水解平衡强烈地向右移动，以至生成大量的NH3·H2O，进一步分解成NH3逸出了，从而降低了肥效。或Al3+ + 3HCO3- ═ Al(OH)3↓+3CO2↑Al3++3H2O Al(OH)3+3H+,
HCO3-＋H2O H2CO3 +OH-，
总式：Al3++3HCO3- = Al(OH)3↓+3CO2↑；泡沫灭火器的原理应用双水解药品：Al2(SO4)3溶液、NaHCO3溶液①为什么不能把溶解度大的Na2CO3代
替NaHCO3?
原因是：等物质的量的Al2(SO4)3产生的CO2少且生成CO2的速率慢。Al3+ + 3HCO3- ═ Al(OH)3↓+3CO2↑
2Al3+ + 3CO32- +3H2O═2 Al(OH)3↓+3CO2↑②为什么把硫酸铝放在玻璃桶内，
把碳酸氢钠放在铁桶内？３.日常生活中盐类水解问题 问题8： 明矾（KAl(SO4)2·12H2O）能够用来净水的原理。 Al(OH)3胶体表面积大，吸附能力强，能吸附水中
悬浮杂质生成沉淀而起到净水作用。
在碱性条件下去油污能力强问题9：为什么用热的纯碱溶液洗涤油污效果好？ 热纯碱水去油污能力强： 在碱性条件下去油污能力强[生活常识] 为什么用肥皂洗衣服时用温水比冷水洗得干净一些？ 肥皂主要成分：硬脂酸钠(C17H35COONa)
硬脂酸(C17H35COOH)是一种一元弱酸C17H35COO-+H2O C17H35COOH+OH- (吸热)
问题10：金属镁与水反应比较困难，若加一些NH4Cl马上产生大量气体？为什么？ “焊药”—金属焊接时常用于除去金属表面的氧化膜，常用ZnCl2、NH4Cl。４.工业生产中的盐类水解问题 NH4++H2O NH3?H2O + H+Mg+ 2H+ = Mg2+ + H2↑ 1、判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时
如：相同条件，相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na2CO3、NaClO、NaAc、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、(NH4)2SO4、NaHSO4、等溶液，PH值由大到小的顺序为：
NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>NaAc
>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4 以下情况应考虑盐类水解的应用盐类水解的应用2、比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时
练：25℃时，在浓度均为1mo/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中，若测得其中c(NH4+)分别为a、b、c（单位为mo/L）,则下列判断正确的是（ ）
A.a=b=c B.c>a>b
C.b>a>c D.a>c>b B盐类水解的应用3、判断溶液中离子能否大量共存。当有弱碱阳离子和弱酸阴离子之间能发生完全双水解，则不能在溶液中大量共存。
如：Al3+与HCO3-、CO32-、S2-、AlO2-
Fe3+和CO32-(HCO3-)， SiO32与NH4＋等， 不能在溶液中大量共存。
但不是所有弱碱阳离子和弱酸阴离子都要双水解而不能共存， NH4Ac，(NH4)2CO3。1、0.1mol/l下列溶液PH值由大到小的顺序是 _________________
①H2SO4 ② NH3.H2O ③ NaOH ④NH4Cl ⑤NaCl ⑥CH3COONa ⑦ HCl ⑧ CH3COOH ⑨Ba(OH)2 2、将10mL0.1mol/L氨水和10mL0.1mol/L盐酸混合后, 溶液里各种离子物质的量浓度的关系是 ( )
A.C(Cl-)+C(OH-)=C(NH4+)+C(H+)
B. C(Cl-)> C(NH4+)> C(H+) > C(OH-)
C.C (H+) > C(OH-)>C (Cl--)>C(NH4+)
D. C(Cl-)> C(H+) >C (NH4+)>C (OH-)AB⑨>③>②>⑥>⑤>④>⑧>⑦>①练习： 一些特殊情况分析 完成下列方程式：
FeCl3+ AgNO3==
CuSO4+ Na2S==
ZnSO4+ Na2S == 3Fe(NO3)3+3AgCl
Na2SO4+CuS
Na2SO4+ZnS
有些盐在加热时水解程度增大甚至能进行到底。如煮沸含有Mg(HCO3)2的硬水。 问：AlO2-和HCO3-能否大量共存?课件43张PPT。第3章 物质在水溶液中的行为第3节 沉淀溶解平衡 在NaCl的水溶液中，再加入固体
溶质，固体有没有溶解过程探究：饱和NaCl溶液 一昼夜后观察发现：固体变为规则的立方体；质量并未发生改变思考：
得到什么启示？ 一昼夜后……探究：NaCl(S) Na+ + Cl- 迁移应用：可溶的电解质溶液中存在溶解平衡，难溶的电解质在水中是否也存在溶解平衡呢？实验探究实验步骤：在上层清液中滴加KI溶液后，有黄色沉淀产生。实验现象：结论解释：1滴管PbI2溶液几滴
同浓度
KI溶液PbI2 溶解
PbI2s) Pb2＋ aq) + 2l-(aq)
沉淀
PbI2在水中溶解平衡尽管PbI2固体难溶于水，但仍有部分Pb2＋和 I-离开固体表面进入溶液，同时进入溶液的Pb2＋和 I-又会在固体表面沉淀下来，当这两个过程速率相等时， Pb2＋和 I-的沉淀与PbI2固体的溶解达到平衡状态即达到沉淀溶解平衡状态. PbI2固体在水中的沉淀溶解平衡可表示为：
一、沉淀溶解平衡3)特征：逆、动、等、定、变练：书写碳酸钙溶解平衡的表达式 一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平衡状态，我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡 。 2)表达式：1)概念： Mg(OH)2 (s) Mg2+ (aq) +2OH- (aq) 沉淀溶解平衡和化学平衡、电离平衡一样，符合平衡的基本特征、满足平衡的变化基本规律。 动态平衡 外界条件一定，溶液中各粒子的浓度保持不变 外界条件改变，溶解平衡发生移动。 动：
等：
定：
变：练一练1、下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是（ ）
A．反应开始时，溶液中各离子浓度相等
B．沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率与溶解的速率相等
C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中离子的浓度相等且保持不变
D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入该沉淀物，将促进溶解 B思考：难溶等于不溶吗？ 习惯上,将溶解度小于0.01克的电解质称为难溶电解质。难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0 ，没有绝对不溶的物质。4)影响溶解平衡的因素：①内因：电解质本身的性质 a、绝对不溶的电解质是没有的。
b、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。
c、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。②外因： a)浓度：b)温度：通常我们讲的外因包括浓度、温度、压强等。对于溶解平衡来说，在溶液中进行，可忽略压强的影响。 平衡右移平衡左移 多数平衡向溶解方向移动升温①加水
②增大相同离子浓度 思考：对于平衡 AgCl Ag++Cl-
若改变条件，对其有何影响?→ ↑ ↑不移动 不变 不变← ↓ ↑← ↑ ↓ 交流·研讨 珊瑚虫是海洋中的一种腔肠动物，它们可以从周围海水中获取Ca2+和HCO3-，经反应形成石灰石外壳：
Ca2+ +2HCO3- CaCO3↓ +CO2↑+H2O
珊瑚周围的藻类植物的生长会促进碳酸钙的产生，对珊瑚的形成贡献很大。人口增长、人类大规模砍伐森林、燃烧煤和其他的化石燃料等因素，都会干扰珊瑚的生长，甚至造成珊瑚虫死亡。分析这些因素影响珊瑚生长的原因。
2、牙齿表面由一层硬的、组成为Ca5(PO4)3OH
的物质保护着，它在唾液中存在下列平衡：
Ca5(PO4)3OH（s） 5Ca2++3PO43-+OH- 进食后，细菌和酶作用于食物，产生有机酸，这时牙齿就会受到腐蚀，其原因是 。生成的有机酸能中和OH-，使平衡向脱矿方向移动，加速腐蚀牙齿 难溶固体在溶液中达到沉淀溶解平衡状态时，离子浓度保持不变（或一定）。其离子浓度的系数次方的乘积为一个常数这个常数称之为溶度积常数简称为溶度积，用Ksp表示。二、溶度积常数或溶度积(Ksp )：表达式概念： ①溶度积(Ksp )的大小与难溶电解质性质和温度有关，与沉淀的量无关.离子浓度的改变可使平衡发生移动,而不能改变溶度积.溶度积(Ksp )的性质25℃时， Ksp=[Mg2+ ][OH-]2 = 5.6×10-12mol3?L-3练：请写出 BaSO4 、 Al(OH)3 的沉淀溶解平衡与溶度积KSP表达式。 BaSO4 (s) Ba2+ (aq) + SO42- (aq) KSP=[Ba2+][SO42-]
Al(OH)3 (s) Al3+ (aq) + 3OH- (aq) KSP=[Al3 + ][OH-]3
相同类型(如AB型)的难溶电解质的Ksp越小，溶解度越小，越难溶。
如: Ksp (AgCl) > Ksp (AgBr) > Ksp (AgI)
溶解度:AgCl > AgBr > AgI ② Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解度练一练1、下列叙述正确的是（ ）
A.由于AgCl水溶液导电性很弱，所以它是弱电解质
B.难溶电解质离子浓度的乘积就是该物质的溶度积常数
C.溶度积常数大者，溶解度也大
D.用水稀释含有AgCl固体的溶液时， AgCl的溶度积常数不变。D三、沉淀溶解平衡的应用1、沉淀的生成
（1）意义：在物质的检验、提纯及工厂废水的处理等方面有重要意义。
（2）方法：
A、调节PH法
例：工业原料氯化铵中混有氯化铁，加氨水调PH值至7－8
Fe3+ + 3NH3?H2O=Fe(OH)3↓+3NH4+
B、加沉淀剂法
如:沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀剂
（3）原则：生成沉淀的反应能发生，且进行得越完全越好注意：当剩余离子即平衡离子浓度≤10-5mol/L时，认为离子已沉淀完全或离子已有效除去。2、沉淀的溶解 根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。例如医院中进行钡餐透视时，用BaSO4做内服造影剂，为什么不用BaCO3做内服造影剂？ 由于人体内胃酸的酸性较强(pH0.9-1.5)，如果服下BaCO3,胃
酸会与CO32-反应生成CO2和水，使CO32-离子浓度降低，使
Qc < Ksp，使BaCO3的沉淀溶解平衡向右移动，使体内的Ba2+
浓度增大而引起人体中毒。所以，不能用BaCO3作
为内服造影剂“钡餐”。而SO42-不与H+结合生成硫酸，胃酸中的H+对BaSO4的溶解平衡没有影响，Ba2+浓度保持在安全浓度标准下，所以用BaSO4 作“钡餐”。陕西商洛柞水县柞水溶洞 山东淄博博山溶洞 问题1：溶洞里美丽的石笋、钟乳是如何形成的？ 问题2：人口增长、燃烧煤和其他化石燃料为什么会干扰珊瑚的生长？学以致用沉淀的溶解BaCO3(s) 等难溶盐溶解在强酸溶液中:
BaCO3(s) +2H+=CO2?+H2O+Ba2+
CaCO3(s)+2H+=CO2?+H2O+Ca2+
ZnS(s)+2H+ = Zn2++H2S ?
难溶于水的氢氧化物溶解在酸中：
Mg(OH)2(s)+2H+=Mg2++2H2O
Fe(OH)3(s) +3H+=Fe3++3H2O
Mg(OH)2(s)溶解在氯化铵等酸性的盐溶液中:
Mg(OH)2(s)+2NH4+=Mg2++H2O+2NH3沉淀的溶解原理实质是设法不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动例：CaCO3难溶于H2SO4,易溶于HCla.酸碱溶解法例：Al(OH)3既溶于HCl，又溶于NaOHb.难溶于水的电解质溶于某些盐溶液
例：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液欲使某物质溶解，需必要条件Qi＜Kspc、其它沉淀溶解的方法利用氧化还原反应使沉淀溶解CuS、HgS等不能溶于非氧化性的强酸，如盐酸，只能溶于氧化性的强酸，如硝酸，甚至是王水，其间发生了氧化还原反应生成配位化合物使沉淀溶解银氨溶液的制取就是典型的例子利用生成稳定的可溶配位化合物[Ag(NH3) 2] OH来溶解沉淀AgOH（常用于溶解某些具有明显氧化性或还原性的难溶物）
向盛有2mL 0.1mol/L ZnSO4溶液的试管中加入几滴Na2S (0.1mol/L) 溶液，再向其中滴加CuSO4溶液，观察沉淀颜色的变化。探究实验2: 3、沉淀的转化
沉淀转化的实质：沉淀溶解平衡的移动，一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀，两种难溶物的溶解能力差别越大，这种转化的趋势越大。 例：在ZnS沉淀加入10mL0.001mol/L的CuSO4溶液是否有CuS
沉淀生成？已知:Ksp(ZnS)=1.6×10-24
Ksp(CuS)=1.3×10-36mol2?L-2 解：ZnS沉淀中的硫离子浓度为：
[S2-]=[Zn2+]=(Ksp)1/2=(1.6×10-24)1/2=1.26×10-12(mol/L)Qc=[Cu2+][S2-]=1.0×10-3mol/L×1.26×10-12mol/L
=1.26×10-15mol2?L-2因为：Qc(CuS) > Ksp(CuS),所以ZnS沉淀会转化为CuS沉淀练习:已知Ksp(MnS)=2.5×10-13 Ksp(PbS)=3.4×10-28mol2?L-2通过计算说明MnS沉淀中滴加0.01mol/L的Pb(NO3)2溶液是否有PbS沉淀析出。(2).ZnS沉淀为什么转化为CuS沉淀的定量计算 利用沉淀转化原理，在工业废水的处理过程中，常用FeS(s)MnS(s)等难溶物作为沉淀剂除去废水中的Cu2+、Hg2+、Pb2+等重金属离子。 Ksp(FeS)=6.3×10-18mol2?L-2
Ksp(CuS)=1.3×10-36mol2?L-2
Ksp(HgS)=6.4×10-53mol2?L-2
Ksp(PbS)=3.4×10-28mol2?L-2练习：写出FeS(s)与废水中的Cu2+、Hg2+、Pb2+的反应离子方程式。 FeS(s) + Cu2+(aq) = CuS(s) + Fe2+FeS(s) + Pb2+(aq) = PbS(s) + Fe2+FeS(s) + Hg2+(aq) = HgS(s) + Fe2+ Cu2+ + MnS(s) = CuS(s)+Mn2+
Cu2+ + H2S = CuS?+2H+
Cu2+ + S2- = CuS ?
Cu2+ + HS- = CuS ? +H+ 用MnS、H2S、Na2S、NaHS、(NH4)2S作沉淀剂都能除去工
业废水中的Cu2+、Hg2+、Pb2+等重金属离子。水垢中的Mg(OH)2是怎样生成的?硬水:是含有较多Ca2+、Mg2+、HCO3-、Cl-和SO42-的水.加热时： Ca2+ + 2HCO3- = CaCO3?+CO2? + H2O
Mg2+ + 2HCO3- = MgCO3?+CO2? + H2O
MgCO3+ H2O = Mg(OH)2 +CO2 ? 为什么在水垢中镁主要以Mg(OH)2沉淀形式存在，而不是以MgCO3沉淀的形式存在？比较它们饱和时[Mg2+]的大小。 因为Qc > Ksp(Mg(OH)2),所以有Mg(OH)2沉淀析出。即加热后，MgCO3沉淀转化为Mg(OH)2。 因此硬水加热后的水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2而不是CaCO3 和MgCO3.洗涤水垢的方法：除出水垢中的CaCO3和Mg(OH)2用食醋， CaCO3+2CH3COOH=(CH3COO)2Ca +CO2?+H2O
Mg(OH)2+2CH3COOH =(CH3COO)2Mg+2H2O小 结沉淀溶解平衡溶度积沉淀溶解平衡的应用1.沉淀的溶解与生成2.沉淀的转化随堂练习1.将4×10-3mol/L的Pb(NO3)2溶液与4×10-3mol/L的KI溶液等体积混合能否有沉淀析出？
(Ksp(PbI2)= 7.1×10-9mol3?L-3)2、讨论：对于平衡AgCl（S） Ag+(aq) + Cl-(aq)
若改变条件，对其有何影响→ ↑ ↑→ 不变 不变不移动 不变 不变← ↓ ↑→ ↓ ↑← ↑ ↓ → ↓ ↑溶度积规则1、Q > Ksp 时，过饱和溶液 ，生成沉淀
2、Q = Ksp 时，沉淀溶解平衡
3、Q < Ksp 时，不饱和溶液 ，沉淀溶解知识回顾一定温度下，可逆反应：
aA＋bB cC＋dD K =意义： K的大小说明反应进行的限度 一定温度下，利用K与任意时刻浓度商Q的大小比较，可预测反应进行的方向。Q＞K，
Q = K，
Q＜K，平衡逆向移动，直至达新的化学平衡状态化学平衡状态平衡正向移动，直至达新的化学平衡状态溶解度与溶度积本质区别：溶解度指一定 温度下，某溶质在100克溶剂中形成饱和溶液时，所溶解的质量。不仅与难溶电解质的性质和温度有关，还受溶液中离子浓度的影响。
溶度积只与电解质的性质和温度有关。Ksp= c(An+)m c(Bm-)nAmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)溶解度：S mS nS
(mol/L) = (mS)m (nS)nKsp= S2 4S3 27S4 108S5 …… (2).溶度积Ksp与难溶电解质的溶解度的有关换算小结1.理解难溶电解质的溶解平衡。2.溶度积和溶度积规则。3.利用平衡移动原理分析沉淀
的生成。
