【人教版】中学化学选修4高效课堂教学设计全集（42份）

高二化学教案（选修四）
课题：第四章
第一节原电池原理（2）
授课班级
课
时
第三课时
教学目的
知识与技能
体验化学能与电能相互转化的探究过程，初步认识原电池概念、原理、组成及应用。
过程与方法
引导学生动手实验、分析实验、自主学习、独立思考，根据实验现象，学会分析、解决问题
情感态度价值观
在活动中增强团结、协作的合作意识，培养学生学习化学的兴趣，以及对立统一的辩证唯物主义观点
重
点
通过对原电池实验的研究，引导学生从电子转移角度理解化学能向电能转化的本质，以及这种转化的综合利用价值。
难
点
从电子转移角度理解化学能向电能转化的本质
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
过渡：也就是构成原电池要具备怎样的条件？
二、原电池的构成条件1、活泼性不同的两电极2、电解质溶液3、形成闭合回路（导线连接或直接接触且电极插入电解质溶液4、自发的氧化还原反应(本质条件)思考：锌铜原电池的正负极可换成哪些物质？保证锌铜原电池原理不变，正负极可换成哪些物质？（
C、Fe、
Sn、
Pb、
Ag、
Pt、
Au等）判断是否构成原电池，是的写出原电池原理。（4）Zn/ZnSO4//Cu/CuSO4盐桥（充满用饱和氯化钠浸泡的琼脂）（5）铁和铜一起用导线相连插入浓硝酸中
镁和铝一起用导线相连插入氢氧化钠中思考：如何根据氧化还原反应原理来设计原电池呢？请将氧化还原反应
Zn
+
Cu2+
=
Cu
+
Zn2+设计成电池：此电池的优点：能产生持续、稳定的电流。其中，用到了盐桥什么是盐桥？盐桥中装有饱和的KCl溶液和琼脂制成的胶冻，胶冻的作用是防止管中溶液流出。
盐桥的作用是什么？可使由它连接的两溶液保持电中性，否则锌盐溶液会由于锌溶解成为Zn2+而带上正电，铜盐溶液会由于铜的析出减少了Cu2+而带上了负电。盐桥保障了电子通过外电路从锌到铜的不断转移，使锌的溶解和铜的析出过程得以继续进行。
导线的作用是传递电子，沟通外电路。而盐桥的作用则是沟通内电路。
三、原电池的工作原理：正极反应：得到电子
（还原反应）负极反应：失去电子
（氧化反应）总反应：正极反应+负极反应想一想：如何书写复杂反应的电极反应式？
较繁电极反应式=总反应式-简单电极反应式例：熔融盐燃料电池具有高的放电效率，因而受到重视，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作电解质，CO为负极燃气，空气与CO2的混合气为正极助燃气，已制得在6500C下工作的燃料电池，试完成有关的电极反应式：负极反应式为：2CO+2CO32--4e-=4CO2正极反应式为：2CO2+O2+4e-=2CO32-电池总反应式：2CO+O2=2CO2四、原电池中的几个判断1.正极负极的判断：正极：活泼的一极
负极：不活泼的一极思考：这方法一定正确吗？
2.电流方向与电子流向的判断电流方向：正→负
电子流向：负→正电解质溶液中离子运动方向的判断阳离子:向正极区移动
阴离子:向负极区移动
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第四章
第三节电解池
授课班级
课
时
第二课时
教学目的
知识与技能
1．理解电解原理，初步掌握一般电解反应产物的判断方法2．了解氯碱工业，电镀，冶金的原理3．掌握电解电极方程式的书写。
过程与方法
引导学生动手实验、分析实验、自主学习、独立思考，根据实验现象，学会分析、解决问题
情感态度价值观
在活动中增强团结、协作的合作意识，培养学生学习化学的兴趣，以及对立统一的辩证唯物主义观点
重
点
通过对电解原理及应用的研究
难
点
电解原理及应用
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
教学过程：我们知道化学能可以转变为热能，即反应热。化学能也能转变为电能，用原电池装置。今天这节课我们就来学习电能如何转化为化学能。第三节
电解池一、电解原理讲：首先我们来比较金属导电和电解质导电的区别。
金属电解质导电粒子导电状态温度影响导电实质电子定向移动过渡：电解质导电的实质是什么呢？一起看实验。实验：现象—一极有气泡，检验为氯气；另一极有红色的物质析出，分析为铜。讲：要分析此现象我们得研究此装置，首先看电极。1．电极阳极—与电源正极相连阴极—与电源负极相连隋性电极—只导电,不参与氧化还原反应(C/Pt/Au)活性电极—既导电又参与氧化还原反应(Cu/Ag)问：通电前和通电时分别发生了怎样的过程？通电前：CuCl2=Cu2++2Cl-
H2O
H++OH-通电中：阳离子（Cu2+,H+）向阴极移动被还原；阴离子（Cl-,OH-）向阳极移动被氧化讲：即在电极上分别发生了氧化还原反应，称电极反应。2．电极反应(
阳氧阴还
)阳极：2Cl-
-2e-=Cl2
(氧化)阴极：Cu2++2e-=Cu(还原)总电极方程式：___________________放电：阴离子失去电子或阳离子得到电子的过程叫放电。3．电解：电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应(被动的不是自发的)的过程叫电解。讲：所以电解质导电的实质便是——电解电解池：借助电流引起氧化还原反应的装置，即把电能转化为化学能的装置叫电解池或电解槽。
问：构成电解池的条件是什么？电源、电极、电解质构成闭和回路。思考：电解CuCl2水溶液为何阳极是Cl-放电而不是OH-放电，阴极放电的是Cu2+而不是H+
？4．离子的放电顺序阴极：（阳离子在阴极上的放电顺序(得e-)）Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
阳极(1)是惰性电极时：阴离子在阳极上的放电顺序（失e-）S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)(2)
是活性电极时：电极本身溶解放电问：放电能力弱于H+和OH–的物质在水溶液中放电吗？
否，但亚铁离子浓度远大于氢离子浓度时,亚铁离子放电。问：电解水时为了增强水的导电性常常需加入氢氧化钠或稀硫酸，为什么？可以加食盐吗？练习：电解碘化汞、硝酸铜、氯化锌、盐酸、硫酸、氢氧化钠的电极方程式。5．电解规律：
（1）电解含氧酸、强碱溶液及活泼金属的含氧酸盐，实质上是电解水，电解水型。问：初中电解水时加硫酸或氢氧化钠增强导电性，影响水的电解吗？电解硫酸和氢氧化钠时为何H2和O2之比大于2？氧气溶解度大于氢气又为何硫酸一定大于2，而氢氧化钠可能等于2？硫酸根可能放电。（2）电解不活泼金属的含氧酸盐，阳极产生氧气，阴极析出不活泼金属，放氧生酸型。练习：电解硫酸铜方程式。加入下列哪些物质可以恢复到硫酸铜原来的溶液：氧化铜、氢氧化铜、铜、碳酸铜。（3）电解不活泼金属无氧酸盐，实际上是电解电解质本身，分解电解质型。（4）电解活泼金属（K/Ca/Na）的无氧酸盐，阴极产生氢气，阳极析出非金属，放氢生碱型。6．电解中电极附近溶液pH值的变化。（1）电极区域
A．阴极H+放电产生H2，阴极区域pH变大。
B．阳极OH-放电产生O2，阳极区域pH变小。（2）电解质溶液中
A．电解过程中,既产生H2,又产生O2,则原溶液呈酸性的pH变小,原溶液呈碱性的pH变大,原溶液呈中性的pH不变（浓度变大）。
B．电解过程中,
无H2和O2产生,
pH几乎不变。但象CuCl2变大C．电解过程中,只产生H2,
pH变大。D．电解过程中,只产生O2,
pH变小。过渡：如果把阳极换成铜棒，阳极发生的反应就是铜自身溶解，如果电解质是硫酸，阴极析出的是什么？也是铜，这就是我们的铜的电解精炼法。二、电解原理的应用
1．铜的电解精炼
阳极：粗铜棒
阴极：精铜棒
电解质：含铜电解质问：精炼中硫酸铜的浓度怎样？基本不变，但变小。过渡：若把阴极精铜棒换成铁棒，电解过程变吗？不变，但不是精炼铜了，而叫电镀铜。2．电镀铜
阳极：镀层金属
阴极：待镀金属（镀件）
电镀液：含镀层金属的电解质。3．电解饱和食盐水——氯碱工业问：1、电解饱和食盐水的阴极产物、阳极产物分别是什么？2、转移的电子数和氢氧化钠的物质的量的关系？3、从Cl-
Cl2一定需要加氧化剂吗？4、阴极产物和阳极产物能接触吗？5、饱和食盐水为何需要精制？如何精制？精制：步骤一、1）先加过量的BaCl2和过量的NaOH（顺序可换），再加入过量的Na2CO3
2）过滤
3）加盐酸调节pH为7
步骤二、送入阳离子交换塔除去Ca2+、Mg2+等。
4．电冶金电解熔融氯化钠：2NaCl(熔融)＝（电解）2Na+Cl2适用范围：活泼金属K~Al【教学反思】
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第三章
第二节水的电离和溶液的酸碱性
(溶液的酸碱性和pH的计算)
授课班级
课
时
第四课时
教学目的
知识与技能
1、能进行溶液的pH的简单计算2、初步掌握测定溶液的pH的方法，知道溶液pH在工农业生产和科学研究中的重要应用3、理解溶液的pH。理解溶液的pH跟溶液中c(H+)之间的关系。
过程与方法
1、通过各种类型溶液pH的计算，掌握电解质溶液pH计算方法。2、通过不同溶液混合后pH的计算，掌握具体情况具体分析的思考方法，提高分析问题解决问题能力。3、通过溶液pH的测试方法，掌握实验室测试溶液酸碱性的方法。
情感态度价值观
通过用pH表示溶液的酸碱性，理解化学学科中对极小数值的表示方法，让学生体会化学学科的特有价值。
重
点
pH与溶液酸碱性的关系，有关溶液的pH的简单计算
难
点
各类溶液、各类混合后的c(H+)、pH的计算
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
回顾]水的电离、离子积常数、水电离平衡的影响因素、溶液的酸碱性.过渡]利用离子积计算溶液中的H＋或OH－浓度点击试题］例1、求25℃0.01mol/L盐酸的C(H＋)
分析]1、在该溶液中存在哪几种电离2、c(H＋)×c(OH－)中的c(H＋)应等于两者之和？
随堂练习］1、求25℃0.05mol/LBa(OH)2溶液C(H＋)2、求25℃0.05mol/L硫酸溶液由水电离出来的H＋］
三、pH1、定义：pH=－lgc(H＋)]
讲]溶液的pH指的是用C(H＋)的负常用对数来表示溶液的酸碱性强弱，即pH=－lgc(H＋)]，要注意的是的，当溶液中C(H＋)或C(OH―)大于1
mol
时，不用pH来表示溶液的酸碱性。广泛pH的范围为0-142、广泛pH的范围：0-14溶液的酸性越强，其pH越小；溶液的碱性越强，其pH越大。
过]那么，如何测定某溶液的酸碱性，即如何测定溶液的pH值呢？讲]用pH试纸、pH计3、pH的测定方法(1)
试纸的使用
设问]如何使用呢？要不要先用水浸湿呢？浸湿对测定结果有何影响？投影］图3-7过］除了试纸外，我们在实验室最常用的是酸碱指示剂。(2)
酸碱指示剂讲］酸碱指示剂一般是弱有机酸或弱有机碱，它们的颜色变化在一定的pH范围内发生的，因此，可以用这些弱酸、弱碱来测定溶液的pH。但只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。投影］指示剂甲基橙石蕊酚酞变色范围pH
3.1-4.45-88-10溶液颜色红-橙-黄红-紫-蓝无色-浅红-红讲］上述两种测定方法，都不是很精确，要想准确测定溶液的pH应该使用pH计(3)
pH计4、pH的应用投影]
图3-8
表3-3过渡]用pH来表示溶液的酸碱性，是十分方便，掌握有关的pH计算是十分重要的。四、pH的有关计算1、单一溶液的pH计算(1)
求强酸溶液的pH
例1：求1×10-3mol/LHCl溶液的PH
随堂练习］求1×10-3mol/LH2SO4溶液的PH
(2).求强碱溶液的pH
例2、求0.1mol/LNaOH溶液的PH
随堂练习］求0.1mol/LBa(OH)2溶液的PH
2.混合溶液的pH计算
(1)求强酸与强酸混合溶液的pH
例3、10mL0.1mol/LHCl与20mL0.2mol/LHCl混合，求该混合溶液的PH值。随堂练习］将PH=1和PH=3的盐酸溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值。
(2)求强碱与强碱混合溶液的PH例4、10mL0.1mol/LNaOH与20mL0.2mol/L
Ba(OH)2混合，求该混合溶液的PH值。随堂练习］将PH=11和PH=13的NaOH溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值。
(3)求强酸与强碱混合溶液的PH例5、10mL0.1mol/LHCl与10mL0.2mol/LNaOH混合，求该混合溶液的PH值。随堂练习］将PH=6的HCl和PH=10的NaOH溶液等体积混合，求该混合溶液的PH值。讲］当强酸溶液与强碱溶液等体积混合时，若pH酸+pH碱=14，溶液呈中性。pH酸+pH碱≠14，则H＋或OH过量，则先求剩余C(H＋)或C(OH―)，再求混合溶液的pH
投影］小结:
强酸、强碱溶液两两等体积混合时pH的计算混合物质两种溶液pH关系混合后溶液pHA、B均为酸pHA14(酸剩余)pHB-0.3注意：酸碱溶液的pH之差必须≥2，否则误差较大讲］当强酸溶液与强碱溶液混合呈中性时，二者体积与pH的关系投影］若pH酸+pH碱=14，V酸：V碱=1：1若pH酸+pH碱=A>14，V酸：V碱=10A-14若pH酸+pH碱=A<14，V酸：V碱=1：1014-A讲］相同体积酸溶液与碱溶液混合，若为一元弱酸，pH酸+pH碱=14，在未指定强、弱时，pH不一定是7。若为强碱弱酸，则混合后有弱酸有余，则pH＜7；若为强酸弱碱则混合后弱碱有余，则pH＞7。这种方法只能判断溶液的酸碱性，无法准确计算出pH　3、稀释的计算例6、0.0001mol/L的盐酸溶液，求其pH值，用水稀释10倍，求其pH值，用水稀释1000倍后，求其pH值。
pH＝4　　pH＝5　pH＝7（1）强酸
pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n（2）弱酸
pH=a，加水稀释10n倍，则pHpH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n（4）弱碱
pH=b，加水稀释10n倍，则pH>b-n随堂练习］在25℃时，有pH为a的盐酸和pH为b的NaOH溶液，取VaL该盐酸，同该NaOH溶液中和，需Vb
L
NaOH溶液，填空：（1）若a+b=14，则Va:Vb=____________（填数字）。（2）若a+b=13，则Va:Vb=____________（填数字）。（3）若a+b>14，则Va:Vb=_____________（填表达式），且Va_________
Vb（填：>、<、=）（题中a≤6、b≥8）。
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：
选修四第三章第一节第十五周晚练
授课班级
课
时
第一课时
教学目的
知识与技能
1、通过水的电离平衡分析，提高运用电离平衡基本规律分析问题的解决问题的能力。2、通过水的离子积的计算，提高有关的计算能力，加深对水的电离平衡的认识
过程与方法
学生自主学习
情感态度价值观
1、通过水的电离平衡过程中H+、OH-关系的分析，理解矛盾的对立统一的辩证关系。2、由水的电离体会自然界统一的和谐美以及“此消彼长”的动态美。
重
点
水的电离平衡
难
点
水的离子积的计算
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
高二化学第十五周晚练（理科）1．下列判断正确的是（）A、PH<7时溶液显酸性
B、PH=7时溶液显中性C、c(OH-)>10－7
mol·L－1时溶液显碱性
D、c(OH-)>
c(H+)时溶液显碱性2．将pH试纸用蒸馏水湿润后，去测定某溶液的pH，该溶液的pH将会A.偏高
B.偏低
C.不变
D.上述三种情况均有可能3、0.01
mol·L－1H
A溶液的pH=2，将溶液稀释100倍后，溶液的pH值可能为A、1
B、4
C、5
D、84、室温下，把1mL0.1mol/L的H2SO4加水稀释成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H+，其浓度接近于（
）
A.
1×10-4
mol/L
B.
1×10-8
mol/L
C.
1×10-11
mol/L
D.
1×10-10
mol/L5、关于下列水溶液的说法正确的是（
）A、HCl溶液中无OH－B、氢氧化钠溶液中无H+C、NaCl溶液中既无OH－也无H+D、常温下，任何物质的水溶液中都有H+和OH－，且KW=10－146、将纯水加热至较高温度，下列叙述正确的是()A.水的离子积变大，pH变小，呈酸性
B.水的离子积不变，pH不变，呈中性C.水的离子积变小，pH变大，呈碱性
D.水的离子积变大，pH变小，呈中性7、25
℃时，水的电离达到平衡：H2OH++OH-；ΔH>0，下列叙述正确的是A.向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，
c(OH-)减小B.向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H+)增大，KW不变C.向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H+)减小D.将水加热，KW增大，c(H+)增大，c(OH-)减小8、将体积均为10
mL、pH均为3的盐酸和醋酸，加入水稀释至a
mL和b
mL，测得稀释后溶液的pH均为5，则稀释后溶液的体积（
）A.a=b=100
mL
B.a=b=1000
mLC.a＜b
D.a＞b9、99mL0.1mol/L的盐酸和101mL0.05mol/L氢氧化钡溶液混合后，溶液的c(H+)为（
）（不考虑混合时的体积变化）。
A.
0.5×（10-8+10-10）mol/L
B.
（10-8+10-10）mol/L
C.（1×10-14-5×10-5）mol/L
D.
1×10-11
mol/L10、pH相同的氨水、氢氧化钠和氢氧化钡溶液，分别用蒸馏水稀释到原来的X倍、Y倍、Z倍，稀释后三种溶液的pH同，则X、Y、Z的关系是A.
X＝Y＝Z
B.X＞Y＝Z
C.X＜Y＝Z
D.X＝Y＜Z11、有甲、乙两种溶液，甲溶液的pH是乙溶液的两倍，则甲溶液中H＋]与乙溶液中H＋]的关系A.2︰1
B.100︰1
C.1︰100
D.无法确定12、在室温下，某溶液中由水电离出的H＋浓度为1.0×10－13
mol·L－1，则此溶液中一定不可能大量存在的离子组是(
)A.Fe3＋、NO3-、Cl－、Na＋
B.Ca2＋、HCO3-、Cl－、K＋C.NH4+、Fe2＋、SO42-、NO3-
D.Cl－、SO42-、K＋、Na＋
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第一章第一节：（一）化学反应与能量的变化
授课班级
课
时
第一课时
教学目的
知识与技能
①了解反应热和焓变的含义②理解吸热反应和放热反应的实质
过程与方法
从化学反应的本质即旧键断裂与新键形成的角度研究反应热产生的原因
情感态度价值观
通过了解简单过程中的能量变化中的热效应培养学生的求实、严谨和创新的优良品质；提高学生的学习兴趣
重
点
由键能计算反应热
难
点
热化学方程式写法
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
引
言:我们知道：一个化学反应过程中，除了生成了新物质外，还有思考：（1）你所知道化学反应中有哪些是放热反应？能作一个简单的总结吗？活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应反应物具有的总能量
>
生成物具有的总能量（2）你所知道的化学反应中有哪些是吸热反应？能作一个简单的总结吗？多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧碳生成一氧化碳反应物具有的总能量
<
生成物具有的总能量1：当能量变化以热能的形式表现时：我们知道：一个化学反应同时遵守质量守恒定律和能量守恒，那么一个反应中的质量与能量有没有关系呢？有能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础，二者密不可分，但以物质为主。能量的多少则以反应物和产物的质量为基础。那么化学反应中能量到底怎样变化2:反应热,焓变化学反应过程中为什么会有能量的变化？（用学过的知识回答）化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂，形成新的化学键，从新组合成生成物的分子的过程。旧键断裂需要吸收能量，新键形成需要放出能量。而一般化学反应中，旧键的断裂所吸收的总能量与新键形成所放出的总能量是不相等的，而这个差值就是反应中能量的变化。所以化学反应过程中会有能量的变化。反应热
焓变化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或换算成相应的热量）来表述，叫做反应热，又称为“焓变”。符号：
ΔH
，单位：kJ/mol
或
kJ mol-1 H为“－”
为放热反应, H为“＋”为吸热反应思考:能量如何转换的？能量从哪里转移到哪里？体系的能量如何变化？升高是降低？环境的能量如何变化？升高还是降低？规定放热反应的ΔH
为“－”，是站在谁的角度？体系还是环境 放热反应
ΔH为“—”或ΔH〈
0
吸热反应
ΔH为“+”或ΔH
〉0 H＝E（生成物的总能量）－
E（反应物的总能量） H＝E（反应物的键能）－
E（生成物的键能）3:练习1、1molC与1molH2O(g)反应失成lmol
CO(g)和1mol
H2(g)，需要吸收131.5kJ的热量，该反应的反应热为△H=
kJ/mol。2、拆开
lmol
H—H键、lmol
N－H键、lmolN≡N键分别需要的能量是436kJ、391kJ、946kJ，则1mol
N2生成NH3的反应热为
，1mol
H2生成NH3的反应热为
。3、下列说法正确的是A、需要加热方能发生的反应一定是吸热反应B、放热的反应在常温下一定很易发生C、反应是放热的还是吸热的必须看反应物和生成物所具有的总能量的相对大小D、吸热反应在一定的条件下也能发生4、反应C(石墨)
→
C(金刚石)是吸热反应,由此可知A、石墨比金刚石更稳定
B、金刚石和石墨可以相互转化C、金刚石比石墨稳定
D、金刚石和石墨不能相互转化
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：
选修四第二章第二节补充练习
授课班级
课
时
第二课时
教学目的
知识与技能
①理解浓度、压强、温度和催化剂对化学反应速率的影响；②能初步运用有效碰撞和活化分子等知识来解释浓度、压强、温度和催化剂等条件对化学反应速率的影响；
过程与方法
学生自主学习
情感态度价值观
培养学生透过现象看本质的能力。
重
点
影响化学反应速率的因素。
难
点
解题技巧
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
【模拟试题】（答题时间：30分钟）1.
决定化学反应速率的根本因素是（
）A.
温度和压强
B.
反应物的浓度C.
参加反应的各物质的性质
D.
催化剂的加入2.
下列条件一定能使反应速率加快的是（
）①
增加反应物的物质的量；②
升高温度；③
缩小反应容器的体积；④
加入生成物；⑤
加入MnO2A.
全部
B.
①②⑤
C.
②
D.
②③3.
反应4A（s）＋3B（g）≒2C（g）+D（g），经2min，B的浓度减少0.6mol/L，对此反应速率的表示，正确的是（
）A.
用A表示的反应速率是0.4
mol·L－1·min－1B.
分别用B、C、D表示反应速率，其比值是3：2：1C.
在2min末的反应速率，用B表示是0.3
mol·L－1·min－1D.
在这2min内用B和C表示的反应速率的值都逐渐减小4.
可逆反应mA+nB≒xC（A、B、C均为气体），已知＝amol·L－1·s－1，＝bmol·L－1·s－1，＝cmol·L－1·s－1，则x的值为（
）A.
bc/n
B.
ac/m
C.
nc/b
D.
mc/a5.
下列判断正确的是（
）A.
0.1mol/L盐酸和0.1mol/L醋酸分别与0.2mol/L氢氧化钠溶液反应的速率相同B.
0.1mol/L盐酸和0.1mol/L硝酸分别与大小相同的大理石反应的速率相同C.
铝和铁分别与0.1mol/L硫酸的反应速率相同D.
大理石块与大理石粉末分别与0.1mol/L盐酸反应的速率不同6.
升高温度能加快反应速率的主要原因是（
）A.
活化分子能量明显增加B.
降低活化分子的能量C.
增加活化分子百分数D.
降低反应所需的能量7.
100.0mL6.0mol/LH2SO4（aq）跟足量锌粉反应，在一定温度下，为了减缓反应进行的速率，但又不影响生成H2的总量，可向反应物中加入适量的（
）
A.
Na2CO3（s）
B.
水
C.
K2SO4（aq）
D.
（NH4）2SO4（s）8.
在下列事实中，什么因素影响了化学反应速率（1）集气瓶中H2和Cl2的混合气体，在瓶外点燃镁条时发生爆炸________；（2）夏天的食品易霉变，而冬天不易发生该现象________；（3）黄铁矿煅烧时要粉碎成颗粒______。9.
在恒温、恒容的密闭容器中进行反应A（g）≒B（g）+C（g）。若反应物的浓度由2mol/L降到0.8mol/L需20s，那么反应物浓度由0.8mol/L降到0.2mol/L所需反应时间为（
）
A.
10s
B.
大于10s
C.
小于10s
D.
无法判断10.
用铁片于稀硫酸反应制备氢气时，下列措施不能使氢气生成速率加快的是（
）A.
加热
B.
不用稀硫酸，改用98％浓硫酸C.
滴加少量CuSO4溶液
D.
不用铁片，改用铁粉11.
有效碰撞是指（
）A.
反应物分子间的碰撞
B.
反应物活化分子间的碰撞C.
能发生化学反应的碰撞
D.
反应物活化分子间有合适取向的碰撞12.
对于反应N2＋O2＝2NO，在密闭容器中进行，下列哪些条件能加快该反应速率（
）
A.
减小体积使压强增大
B.
体积不变充入N2使压强增大C.
体积不变充入He使压强增大
D.
压强不变充入N2使体积增大【试题答案】1.
C
2.
C
3.
B
4.
CD
5.
BD
6.
C
7.
BC8.
光照；温度；固体表面积。9.
B10.
B11.
CD12.
AB【试题解析】1.
根本原因是内因，为物质本身的性质，其他是外因。2.
关键是“一定”，①对于纯液体和固体不适用；③只对气体发生的反应有作用；④使反应速率减慢；⑤不是所有反应的催化剂。3.
A应是0.8
mol·L－1·min－1；C应是平均速率，而不是2min末的瞬时速率；D中C表示生成物，速率应是不断增大。4.
根据反应速率之比等于各物质的化学计量数之比，所以m:x=a:c，n:x=b:c，得出结论。5.
反应速率受物质本身的影响，A中醋酸是弱电解质，溶液中氢离子的浓度小，所以速率慢；C中铝的金属性强于铁，反应速率更快。6.
升高温度，使反应物能量增加，使得分子达到活化分子的数目增多。7.
因为是足量锌粉，所以氢气的多少决定于硫酸，所以不能改变氢离子的量，BC加入物质不会引起氢离子变化，但加水稀释，可以；A消耗氢离子，产生氢气少；D是强酸弱碱盐，水解，引起氢离子浓度变化。9.
随着反应的进行，反应物浓度不断降低，反应速率不断减小，所以所需时间更长。10.
B的浓硫酸使铁钝化，不产生氢气；C利用原电池的原理加快反应速率；D增大固体表面积反应速率加快。12.
A中缩小体积，相当于增大反应物的浓度；B中充入N2，相当于增加反应物的物质的量，即增大浓度；C充入He，与反应物无关，不改变浓度；D压强不变，则体积增大，N2的物质的量也增大，等于浓度不变。
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第二章
第二节影响化学反应速率的因素
授课班级
课
时
第二课时
教学目的
知识与技能
①理解浓度、压强、温度和催化剂对化学反应速率的影响；②能初步运用有效碰撞和活化分子等知识来解释浓度、压强、温度和催化剂等条件对化学反应速率的影响；③初步学会设计“对照实验”比较条件的改变对反应速率快慢的影响。
过程与方法
讲解
对比
归纳
情感态度价值观
培养学生透过现象看本质的能力。
重
点
1.温度，催化剂对化学反应速率的影响。2.温度，催化剂对化学反应速率的影响原因的解释。
难
点
1.温度，催化剂对化学反应速率的影响。2.温度，催化剂对化学反应速率的影响原因的解释。
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
复习：1.浓度是如何影响化学反应速率的？2.
压强是如何影响化学反应速率的？引入新课：1、温度对化学反应速率的影响：【实验2-3】，结论：其他条件不变时，反应温度越高，反应速率越快；温度越低，反应速率越慢。讨论：为什么升高温度会加快化学反应速率？解释：⑴浓度一定时，升高温度，反应物分子将获得能量，使一部分原来能量低的分子变成高能分子，活化分子的百分数增加，使单位体积内活化分子数增加，有效碰撞次数增多，化学反应速率加快。⑵由于反应温度升高，分子运动加快，单位时间内反应物分子碰撞次数增多，反应也会相应加快。实验表明，温度每升高10℃，化学反应速率通常增加到原来的2至4倍。思考1：反应体系温度升高对不同状态的反应物温度有何影响？气体、液体、固体反应物温度同时升高。结论：温度对反应速率的影响与反应物状态无关。思考2：可逆反应中体系温度升高对正、逆反应温度有何影响？正、逆反应温度同时升高。思考3：可逆反应中体系温度改变对正、逆反应速率有何影响？结论：升高温度将同时增大正反应和逆反应速率；降低温度将同时降低正反应和逆反应速率。但改变倍数不同。实验表明：温度改变时，反应速率变化大的方向为吸热反应方向。2、催化剂对化学反应速率的影响：【实验2－4】结论：催化剂能够明显的加快化学反应速率。讨论：催化剂是怎样改变化学反应速率的？使用催化剂，能够降低反应所需要的能量，使反应体系中更多的反应物分子变成活化分子，大大增加了单位体积内反应物分子中活化分子所占的百分数，使化学反应速率加快。规律：催化剂能改变化学反应速率，能够加快化学反应速率的催化剂叫做正催化剂；能够减慢化学反应速率的催化剂叫负催化剂。中学阶段若无特殊说明，只讨论正催化剂。注意：催化剂在化学反应中参与了化学反应，只不过在反应前期消耗多少，在反应后期则生成多少，催化剂在反应前后的质量未发生变化，但某些物理性质发生改变。结论：催化剂能明显改变化学反应速率，自身化学性质和质量不变。思考：催化剂能降低反应所需要的能量，在可逆反应中，正反应和逆反应降低的能量相同吗？正反应和逆反应的能量降低值相同。讨论：在可逆反应中催化剂对正、逆反应速率的改变相同吗？结论：催化剂能同步、等倍数的改变正、逆反应速率，但不能改变生成物的量。5、其他因素的影响：除了上述因素外，光、声、电、反应物颗粒大小、溶剂性质、紫外线、超声波、磁场等也会明显的改变化学反应速率。课堂小结：规律：⑴、C反↑：
v正↑，v逆↑；
C反↓：
v正↓，v逆↓⑵、P↑：v缩↑＞v扩↑；
P↓：v缩↓＜v扩↓⑶、T↑：v吸↑＞v放↑；
T↓：v吸↓＜v放↓⑷、使用催化剂：v正↑＝
v逆↑
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第三章
第三节盐类的水解
(盐溶液的酸碱性)
授课班级
课
时
第二课时
教学目的
知识与技能
1、理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解2、理解盐类水解的实质3、能运用盐类水解的规律判断盐溶液的酸碱性，会书写盐类水解的离子方程式
过程与方法
1、培养学生分析问题的能力，使学生会透过现象看本质。2、通过比较、分类、归纳、概括等方法得出盐类水解的规律，再揭示盐类水解的本质3、由实验中各种盐溶液的pH的不同分析其原因，进而找出影响盐类水解的因素及应用。
情感态度价值观
培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法的教育
重
点
盐类水解的概念和规律
难
点
盐类水解方程式的书写
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
引入]我们知道盐溶液中的H+和OH-都来源于水的电离，而水本身是中性的，为什么加入某些盐就会显酸性或碱性，而加入另一些盐仍呈中性呢？这节课我们就来研究这个问题。
第三节
盐类的水解
一、探究盐溶液的酸碱性问]由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系？
强碱弱酸盐的水溶液，呈碱性
强酸弱碱盐的水溶液，呈酸性
强酸强碱盐的水溶液，呈中性过渡]下面我们分别研究不同类型的盐溶液酸碱性不同的原因。思考与交流］根据下表，对三类不同盐溶液中存在的各种粒子（不要忘记水及电离）及粒子间的相互作用进行比较、分析，从中找出不同盐溶液呈现不同酸碱性的原因。NaCl溶液NH4Cl溶液CH3COONa溶液C（H＋）和C（OH－）相对大小　C（H＋）＝C（OH－）C（H＋）＞C（OH－）C（H＋）＜C（OH－）溶液中的粒子Na+、Cl-、H+、OH-、H2ONH4+、Cl-、H+、NH3·H2O、OH-、H2OCH3COOH-、Na+、H+、OH-、H2O、CH3COOH有无弱电解质生成无有有相关化学方程式H2OH+＋OH-NaCl
＝Na+
+
Cl-H2OH+＋OH-NH4++
OH-
NH3·H2OH2OH+＋OH-CH3COO-
+
H+
CH3COOH二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因讲］CH3COONa溶于水之后，完全电离。（因为CH3COONa是强电解质。）投影］CH3COONa
═
CH3COO-
+
Na+………⑴问］把CH3COONa溶于水之后，溶液中存在哪些电离平衡？投影］
H2O
H+
+
OH-………⑵讲］我们知道，CH3COOH是一种弱酸，在溶液中部分电离，溶液中既然存在CH3COO-和H+，根据，可逆反应，反应物和生成物同时共存，那么就一定有CH3COOH。投影］CH3COO-
+
H+
CH3COOH………⑶讲］把⑴⑵⑶式联立，可得到投影］水解方程式：CH3COONa
+
H2O
CH3COOH
+
NaOH讲］这说明CH3COONa溶于水后，反应有NaOH生成，所以溶液显碱性。把上述化学方程式改写成离子方程式。投影］CH3COO-
+
H2O
CH3COOH
+
OH-讲］随着CH3COONa的加入，对水的电离有什么影响呢？促进了水的电离，可以看作是使水分解了。醋酸钠与水反应的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生成弱电解质醋酸的过程。投影］1、弱酸强碱盐，水解显碱性
CH3COONa
=
CH3COO
+
Na+
投影］2、强酸弱碱盐，水解显酸性
NH4Cl
=
NH4+
+
Cl
投影］3、强酸强碱盐：不水解4、弱酸弱碱盐：双水解，水解程度增大。讲］根据刚才我们一起分析的各种盐在水溶液在的情况，大家思考：什么是盐的水解？盐的水解有什么规律？盐的水解与酸碱中和反应有和联系？1、盐类水解：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的过程中。讲］在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+
或
OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢离子或氢氧根离子浓度的变化。2、盐类水解的实质：是酸碱中和反应的逆反应
酸
+
碱
盐
+
水讲］通常盐类水解程度是很小的，且反应前后均有弱电解质存在，所以是可逆反应，不过有些盐能够彻底水解，不存在平衡问题，因此不是可逆反应，这是我们以后会详细介绍的双水解。问］盐类水解过程中，水的电离程度有何变化？
增大讲］可见盐类水解的实质是破坏水的电离平衡，使水的电离平衡正向移动的过程。3、盐类水解破坏了水的电离平衡，促进了水的电离讲］盐的水解可看作酸碱中和反应的逆反应，为吸热过程。讲］CH3COONa可以看作是弱酸CH3COOH和强碱NaOH生成的盐，这种盐叫做强碱弱酸盐。4、盐类水解的类型及规律(1)有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性。(2)
组成盐的酸越弱，水解程度越大讲］例如，已知物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和HB的相对强弱为HB>HA，这条规律可用于利用盐的pH值判断酸性的强弱。投影］酸的强弱顺序：H3PO4>H2SO3>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>Al(OH)3
(3)
同浓度的正盐与其酸式盐相比，正盐的水解程度比酸式盐的水解程度大。(4)
弱酸酸式盐的酸碱性要看酸式酸根电离和水解的相对强弱。HCO3-,HS-,HPO42-在溶液中以水解为主，其溶液显碱性；HSO3-,H2PO4-在溶液中以电离为主，其溶液显酸性问］请大家根据我们刚才书写水解方程式的方法，说说书写时，要注意哪些问题？5、盐类水解离子方程式的书写讲］一般盐类水解程度小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生水解，因此盐类水解的离子方程式中不标“↑”和“↓”，也不把生成物写成其分解产物的形式。讲］盐类水解是可逆反应，是中和反应的可逆反应，而中和反应是趋于完成的反应，所以盐的水解是微弱的，盐类水解不写==，而用“”(1)
写法：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成H＋
，阴离子水解生成OH―
；阴阳离子都水解，生成弱酸和弱碱。讲］多元弱酸的酸根离子水解是分步进行的，以第一步水解为主；而多元弱碱的阳离子水解的离子方程式较复杂，中学阶段只要求一步写到底即可。值得注意的是，其最终生成的弱碱不打“↓”，因其水解的量极少，不会生成沉淀，但可形成胶体，
(2)
注意的问题：水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。水解反应是可逆过程，因此要用可逆符号，并不标“↑”、“↓”
符号。
（Al2S3、Al2(SO4)3例外）多元酸盐的水解是分步进行的。如：CO32 +
H2OHCO3
+OH
HCO3
+H2O
H2CO3
+
OH 多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，如：
Cu2++2H2O
Cu(OH)2
+
2H+
Al3+
+
3H2O
Al(OH)3
+
3H+讲］多元弱酸的酸根离子既有水解倾向，又有电离倾向，以水解为主，溶液显碱性，以电离为主的，溶液显酸性。(3)
双水解方程式的书写：弱酸弱碱盐中阴、阳离子相互促进水解，我们称之为双水解。讲］在书写双水解方程式时，我们也要注意总结一些规律。投影］能相互促进水解的两离子，如果其一含有氢元素，写离子方程式时在反应物端不写H2O
，如果促进水解的两离子都不含氢元素，写离子方程式时反应物端必须写H2O
，有“==”和“↑”和“↓”
书写能相互促进水解的两离子的离子方程式时，按照电荷比较简单。常见的能发生相互促进水解的离子有：Al3＋
与S2―、HS―、CO32―、HCO3―、AlO2―；Fe3＋与AlO2―
、CO32―
、HCO3―
；NH4＋与AlO2―、SiO32-等。
教学回顾与反思
中和
水解
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：
选修四第三章第一节第十三周晚练
授课班级
课
时
第二课时
教学目的
知识与技能
1、了解电解质与非电解质，强电解质与弱电解质的概念。2．了解常见的强、弱电解质及电离方程式的书写。3．了解电解质在水溶液中的电离及溶液的导电性。
过程与方法
学生自主学习
情感态度价值观
通过本节课的学习，意识到整个自然界实际就是各类物种相互依存、各种变化相互制约的复杂的平衡体系
重
点
强弱电解质的概念和弱电解质的电离
难
点
弱电解质的电离的影响因素
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
高二化学第十三周晚练（理科）一、单项选择1、下表中物质的分类组合不正确的是(　　)编号ABCD强电解质KNO3H2SO4BaSO4HClO4弱电解质HFCaCO3HClONH3·H2O2、对于可逆反应：C(s)＋CO2(g)2CO(g)，在一定温度下其平衡常数为K，下列条件的变化中，能使K发生变化的是(　　)A．将C(s)的表面积增大
B．增大体系压强C．升高体系温度
D．使用合适的催化剂3、在CH3COOH H＋＋CH3COO－的电离平衡中，要使电离平衡右移且氢离子浓度增大，应采取的措施是（ ） A．加入NaOH B．加入盐酸 C．加水 D．升高温度4、下列说法正确的是(　　)A．相同温度下，饱和溶液的导电性一定比不饱和溶液的导电性强B．Na2O的水溶液能导电是因为Na2O与水反应生成的NaOH发生电离，所以NaOH是电解质，Na2O是非电解质C．强电解质水溶液的导电能力一定比弱电解质水溶液的导电能力强D．难溶于水的物质不一定是弱电解质5、下列各组物质中都属于弱电解质的一组物质是（ ） A．NH3、SO2、H2O、HI
B．HF、H2O、NH3 H2O、H2SO3 C．BaSO4、Cl2、HClO、H2S D．NaHSO3、H2O、CO2、H2CO3 6、用食用白醋（醋酸浓度约1 mol/L）进行下列实验，能证明醋酸为弱电解质的是（ ） A．白醋中滴入石蕊试液呈红色 B．白醋加入豆浆中有沉淀产生 C．蛋壳浸泡在白醋中有气体放出 D．pH试纸显示白醋的pH为2～37、下列叙述中正确的是 （ ） A．物质的溶解过程，实质上就是其电离过程
B．二氧化硫的水溶液能导电，所以二氧化硫是电解质 C．1 L 0.1 mol·L－1的H2SO4溶液中含有0.2 mol的H＋ D．1 L 0.1 mol·L－1的H2SO3溶液中含有0.2 mol的H＋ 8．在100mL0.1mol/L的醋酸溶液中，欲使醋酸的电离度增大，H+浓度减小，可采用的方法是（ ） A．加热
B．加入0.1mol/L 的醋酸溶液100mL C．加入少量的0.5mol/L的硫酸
D．加入少量的1mol/L 的NaOH溶液 9．20℃时H2S饱溶液1L，其浓度为0.1mol·L-1，其电离方程式为H2S===H++HS—，HS—===H++S2—， 若要使该溶液H+]及S2—]都减小，可采取的措施是（ ） A．加入适量的水
B．加入适量的NaOH固体C．通入适量的SO2 D．加入适量的CuSO4固体10、向氨水中加入NH4Cl晶体，溶液的碱性（ ） A．增强 B．减弱 C．不变 D．为零二、写出下列物质在水溶液中的电离方程式： H2SO4
H2CO3
NH3·H2O
NaOH
Al(OH)3
NaCl
NaHSO4
NaHCO3
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第二章第三节化学平衡
(影响化学平衡移动的因素)
授课班级
课
时
第二课时
教学目的
知识与技能
理解化学平衡的概念,使学生理解浓度、压强对化学平衡的影响
过程与方法
1、通过浓度实验，逐步探究平衡移动的原理及其探究的方法，引起学生在学习过程中主动探索化学实验方法，2、通过讨论、分析、对比的方法，培养学生的观察能力和实验探究能力
情感态度价值观
激发学生的学习兴趣，培养学生尊重科学、严谨求学、勤于思考的态度,树立透过现象看本质的唯物主义观点
重
点
浓度、压强、温度、催化剂对化学平衡的影响
难
点
平衡移动的原理分析及应用
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
讲]压强对化学平衡的影响：固态、液态物质的体积受压强影响很小，压强不使平衡移动。反应中有气体参加：压强减小→浓度减小→平衡向体积减小的方向移动，反之亦然。板书]二
压强对化学平衡的影响1、其他条件不变时，增大压强平衡向气体体积缩小的方向移动，减小压强；平衡向气体体积增大的方向移动。2、如反应前后气体体积没有变化的反应，改变压强不会使平衡移动。
板书]三、温度对化学平衡的影响：科学探究］实验2-7
投影］根据气体颜色变化指导学生填写表格。条件改变 平衡移动方向结果升高温度向吸热反应方向移动体系温度降低，但比原来的高降低温度向放热反应方向移动体系温度升高，但比原来的低板书]在其它条件不变的情况下，温度升高，会使化学平衡商着吸热反应的方向移动；温度降低，会使化学平衡向着放热反应的方向移动。讲］前面学习过催化剂对正反应速率和逆反应速率却是同样倍数的提高和降低。使用催化剂不影响化学平衡的移动板书］四、催化剂对化学平衡的影响使用催化剂不影响化学平衡的移动。
板书]五、可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立过程叫化学平衡的移动。投影］
板书]
勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度）平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。讲］需要我们注意的是，勒夏特列原理中的“减弱”这种改变，不是“消除”。勒夏特列原理只考虑有单个条件改变。勒夏特列原理适用于任何动态平衡体系。
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第四章
第一节原电池原理
授课班级
课
时
第二课时
教学目的
知识与技能
体验化学能与电能相互转化的探究过程，初步认识原电池概念、原理、组成及应用。
过程与方法
引导学生动手实验、分析实验、自主学习、独立思考，根据实验现象，学会分析、解决问题
情感态度价值观
在活动中增强团结、协作的合作意识，培养学生学习化学的兴趣，以及对立统一的辩证唯物主义观点
重
点
通过对原电池实验的研究，引导学生从电子转移角度理解化学能向电能转化的本质，以及这种转化的综合利用价值。
难
点
从电子转移角度理解化学能向电能转化的本质
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
【引入】电能是现代社会中应用最广泛，使用最方便、污染最小的一种二次能源，又称电力。例如，日常生活中使用的手提电脑、手机、相机、摄像机……这一切都依赖于电池的应用。那么，电池是怎样把化学能转变为电能的呢？我们这节课来一起复习一下有关原电池的相关内容。【板书】§4.1
原电池一、原电池实验探究讲：铜片、锌片、硫酸都是同学们很熟悉的物质，利用这三种物质我们再现了1799年意大利物理学家----伏打留给我们的历史闪光点！【实验探究】(铜锌原电池)实
验
步
骤现
象1、锌片插入稀硫酸
2、铜片插入稀硫酸
3、锌片和铜片上端连接在一起插入稀硫酸
【问题探究】1、锌片和铜片分别插入稀硫酸中有什么现象发生？2、锌片和铜片用导线连接后插入稀硫酸中，现象又怎样？为什么？3、锌片的质量有无变化？溶液中c
(H+)如何变化？4、锌片和铜片上变化的反应式怎样书写？5、电子流动的方向如何？讲：我们发现检流计指针偏转，说明产生了电流，这样的装置架起了化学能转化为电能的桥梁，这就是生活中提供电能的所有电池的开山鼻祖----原电池。【板书】（1）原电池概念：学能转化为电能的装置叫做原电池。问：在原电池装置中只能发生怎样的化学变化？学生：
Zn+2H+=Zn2++H2↑讲：为什么会产生电流呢？答：其实锌和稀硫酸反应是氧化还原反应，有电子的转移，但氧化剂和还原剂热运动相遇发生有效碰撞电子转移时，由于分子热运动无一定的方向，因此电子转移不会形成电流，而通常以热能的形式表现出来，激烈的时候还伴随有光、声等其他的形式的能量。显然从理论上讲，一个能自发进行的氧化还原反应，若能设法使氧化与还原分开进行，让电子的不规则转移变成定向移动，便能形成电流。所以原电池的实质就是将氧化还原的电子转移变成电子的定向移动形成电流。（2）实质：将一定的氧化还原反应的电子转移变成电子的定向移动。即将化学能转化成电能的形式释放。问：那么这个过程是怎样实现的呢？我们来看原电池原理的工作原理。
（3）原理：（负氧正还）问：在锌铜原电池中哪种物质失电子？哪种物质得到电子？学生：活泼金属锌失电子，氢离子得到电子
讲：当铜上有电子富集时，又是谁得到了电子？学生：溶液中的氢离子讲：整个放电过程是：锌上的电子通过导线流向用电器，从铜流回原电池，形成电流，同时氢离子在正极上得到电子放出氢气，这就解释了为什么铜片上产生了气泡的原因。讲：我们知道电流的方向和电子运动的方向正好相反，所以电流的方向是从铜到锌，在电学上我们知道电流是从正极流向负极的，所以，锌铜原电池中，正负极分别是什么？学生：负极（Zn）
正极（Cu）实验：我们用干电池验证一下我们分析的正负极是否正确！讲：我们一般用离子反应方程式表示原电池正负极的工作原理，又叫电极方程式或电极反应。一般先写负极，所以可表示为：
负极（Zn）：Zn－2e＝Zn2＋
（氧化）
正极（Cu）：2H＋＋2e＝H2↑（还原）讲：其中负极上发生的是氧化反应，正极上发生的是还原反应，负氧正还。注意：电极方程式要①注明正负极和电极材料
②满足所有守衡
总反应是：Zn+2H+=Zn2++H2↑讲：原来一个自发的氧化还原反应通过一定的装置让氧化剂和还原剂不规则的电子转移变成电子的定向移动就形成了原电池。转折：可以看出一个完整的原电池包括正负两个电极和电解质溶液，及导线。那么铜锌原电池中的正负极和硫酸电解质能否换成其他的物质呢？学生：当然能，生活中有形形色色的电池。
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第三章
第一节弱电解质的电离
(弱电解质的电离)
授课班级
课
时
第三课时
教学目的
知识与技能
能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论
过程与方法
通过实验，培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科学方法
情感态度价值观
通过本节课的学习，意识到整个自然界实际就是各类物种相互依存、各种变化相互制约的复杂的平衡体系
重
点
弱电解质的电离平衡
难
点
弱电解质的电离平衡的影响因素
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
讲］因为HCl不存在电离平衡，CH3COOH存在电离平衡，随着H＋的消耗，CH3COOH的电离平衡发生移动，使H＋得到补充，所以CH3COOH溶液中H+浓度降低得比HCl中慢，所以CH3COOH在反应过程中速率较快。问］请大家再回答一个问题：CH3COO－和H+在溶液中能否大量共存？讲］我们知道，醋酸加入水中，在水分子的作用下，CH3COOH会电离成CH3COO－和H＋，与此同时，电离出的CH3COO－和H+又会结合成CH3COOH分子，随着CH3COOH分子的电离，CH3COOH分子的浓度逐渐减小，而CH3COO－和H+浓度会逐渐增大，所以CH3COOH的电离速率会逐渐减小，CH3COO－和H+结合成CH3COOH分子的速率逐渐增大，即CH3COOH的电离过程是可逆的。1、CH3COO－+H＋
CH3COOH
讲］在醋酸电离成离子的同时，离子又在重新结合成分子。当分子电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率时，就达到了电离平衡状态。这一平衡的建立过程，同样可以用速率—时间图来描述。投影］图3-3弱电解质电离平衡状态建立示意图讲］请同学们根据上图的特点，结合化学平衡的概念，说一下什么叫电离平衡。2、在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。问］电离平衡也属于一种化学平衡，那么电离平衡状态有何特征？
学生讨论后回答］前提：弱电解质的电离；①达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等；②动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止；③达电离平衡时，离子和分子共存，其浓度不再发生变化；④指电离平衡也是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。3、电离平衡的特征：(1)
逆--弱电解质的电离是可逆的(2)
等--V电离=V结合≠
0(3)
动--电离平衡是一种动态平衡
(4)
定--条件不变，溶液中各分子、离子
的浓度不变，溶液里既有离子又有分子
(5)
变--条件改变时，电离平衡发生移动。
问］哪些条件改变可引起化学平衡移动？例］在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O
NH4＋+OH－下列几种情况能否引起电离平衡移动？向哪个方向移动？①加NH4Cl固体
②加NaOH溶液
③加HCl
④加CH3COOH溶液
⑤加热
⑥加水
⑦加压讲］加水时，会使单位体积内NH3·H2O分子、NH4＋、OH－粒子数均减少，根据勒沙特列原理，平衡会向粒子数增多的方向，即正向移动。但此时溶液中的NH4＋及OH－浓度与原平衡相比却减小了，这是为什么呢？请根据勒夏特列原理说明。4、影响因素：(1)内因：电解质本身的性质。通常电解质越弱，电离程度越小。讲］由于弱电解质的电离是吸热的，因此升高温度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。(2)
外因：①
浓度：温度升高，平衡向电离方向移动。讲］同一弱电解质，增大溶液的物质的量浓度，电离平衡将向电离方向移动，但电解质的电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡将向电离方向移动，且电解质的电离程度增大。但是虽然电离程度变大，但溶液中离子浓度不一定变大。②
浓度：溶液稀释有利于电离
讲］增大弱电解质电离出的某离子的浓度，电离平衡向将向离子结合成弱电解质分子的方向移动，弱电解质的电离程度将减小；减小弱电解质电离出的离子的浓度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，使电离平衡向逆方向移动讲］除此之外，我们还可以通过化学反应影响平衡移动，在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可以使电离平衡向电离方向移动。思考与交流]分析一元弱酸或弱减的电离平衡，完成下列问题：1、写出弱酸和弱减的电离方程式。2、填写下表中的空白。投影］HA电离过程中体系各离子浓度变化C（H+）C（A－）C（HA）HA初溶于水时小小大达到电离平衡前变大变大变小达到电离平衡时不再变化不再变化不再变化BOH电离过程中体系各离子浓度变化
C（OH－）C（B＋）C（HA）
等体积等浓度的B＋、OH－混和时
小小大达到电离平衡前变大变大变小不再变化不再变化不再变化随堂练习：弱电解质的电离方程式的书写与强电解质不同。试写出下列物质的电离方程式：1、H2CO3
2、H2S
3、
NaHCO3
4、NaHSO4
5、HClO小结］强电解完全电离，用“==”，弱电解质部分电离，用“”，多元弱酸的电离是分步进行的，以第一步电离为主。而多元弱碱则不分步。对于酸式盐的电离要格外注意，强酸的酸式盐要完全电离，弱酸的酸式盐电离的是酸式酸根投影］NaHSO4
(水溶液)==
Na＋+H＋+SO42―
NaHSO4(熔融)==
Na＋+HSO4―
NaHCO3==
Na＋+HCO3―
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第二章第一节：化学反应速率
授课班级
课
时
第一课时
教学目的
知识与技能
①
了解化学反应速率的含义②
理解化学反应速率的表达式及其简单计算③
了解化学反应速率的测量方法
过程与方法
通过学习化学反应速率的测量方法，培养设计实验的能力
情感态度价值观
通过对化学反应速率的学习，感悟其在生产、生活和科学研究中的作用，提高对化学科学的认识。
重
点
理解化学反应速率的表达式及其简单计算
难
点
理解化学反应速率的表达式及其简单计算
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
1.定义：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物的浓度增加来表示。若浓度用物质的量（C）来表示，单位为：mol/L，时间用t来表示，单位为：秒（s）或分（min）或小时（h）来表示，则化学反应速率的数学表达式为：
V
==
△C/
t
单位是：mol/（L·s）
或
mol/（L·min）
或
mol/（L·h）化学反应速率是用单位时间内反应物或生成物的量变化来表示，通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示，其数学表达式可表示为【例题】在2L的密闭容器中，加入1mol和3mol的H2和N2，发生
N2
+
3H2
2NH3
，在2s末时，测得容器中含有0.4mol的NH3，求该反应的化学反应速率。
解：
N2
+
3H2
2NH3
起始量（mol）：
1
3
0
2s末量（mol）：
1-0.2
3-0.6
0.4
变化量（mol）：
0.2
0.6
0.4
则
VN2==0.2/2×2==0.05
mol/（L·s）
VH2==0.6/2×2==0.15
mol/（L·s）
VNH3==0.4/2×2==0.1
mol/（L·s）
【明确】理解化学反应速率的表示方法时应注意的几个问题：1.上述化学反应速率是平均速率，而不是瞬时速率。2.无论浓度的变化是增加还是减少，一般都取正值，所以化学反应速率一般为正值。3.对于同一个反应来说，用不同的物质来表示该反应的速率时，其数值不同，但每种物质都可以用来表示该反应的快慢。4.在同一个反应中，各物质的反应速率之比等于方程式中的系数比。即：
VN2
：VH2
：
VNH3
====
1
：3
：2
5.对于在一个容器中的一般反应
aA
+
bB
==
cC
+
dD来说有：
VA
：VB
：VC
：VD
===
△CA
：△CB
：△CC
：△CD
===
△nA
：△nB
：△nC
：△nD====
a
：b
：c
：d6.用化学反应速率来比较不同反应进行得快慢或同一反应在不同条件下反应的快慢时，应选择同一物质来比较。例如：
可逆反应A（g）+
B（g）
C（g）+
D（g）
，在四种不同情况下的反应速率如下，其中反应进行得最快的是（
B
）A.
VA==0.15mol/L·min
B.
VB==0.
6
mol/L·min
C.
VC==0.4
mol/L·min
D.VD==0.01
mol/L·s对化学反应速率要注意以下几个问题：
1、物质浓度是物质的量浓度以mol/L为单位，时间单位通常可用s、min、h表示，因此反应速率的与常见单位一般为mol/(l·s)、mol/(l·mon)或mol/(l·h)。
2、化学反应速率可用反应体系中一种反应物或生成物浓度的变化来表示，一般是以最容易测定的一种物质表示之，且应标明是什么物质的反应速率。
3、用不同的物质表示同一时间的反应速率时其数值可能不同，但表达的意义是相同的，各物质表示的反应速率的数值有相互关系，彼此可以根据化学方程式中的各化学计量数进行换算：
对于反应来说，则有。4、一般说在反应过程中都不是等速进行的，因此某一时间内的反应速率实际上是这一段时间内的平均速率。
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第二章
第三节化学平衡
授课班级
课
时
第四课时
教学目的
知识与技能
1、理解化学平衡状态等基本概念。2、理解化学平衡状态形成的条件、适用范围、特征。
过程与方法
1、用化学平衡状态的特征判断可逆反应是否达到化学平衡状态，从而提高判断平衡状态、非平衡状态的能力。2、利用化学平衡的动态特征，渗透对立统一的辩证唯物主义思想教育。3、加强新知识的运用，找到新旧知识的连接处是掌握新知识的关键，培养学生严谨的学习态度和思维习惯。
情感态度价值观
通过从日常生活、基本化学反应事实中归纳化学状态等，提高学生的归纳和总结能力；通过溶解平衡、化学平衡、可逆反应之间的联系，提高知识的总结归纳能力。
重点
化学平衡状态的判断
难
点
化学平衡状态的判断
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
1.直接判断法(1)正反应速率＝逆反应速率＞0。(2)同一物质的消耗速率与生成速率相等。(3)各组分的浓度保持不变。2．间接判断法(1)各组分的百分含量保持不变。(2)各组分的物质的量保持不变。(3)各气体的体积不随时间的改变而改变。3．以反应mA(g)＋nB(g)??
pC(g)＋qD(g)为例来说明混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量、质量或物质的量分数、质量分数一定平衡②各气体的体积或体积分数一定平衡③总体积、总压强、总物质的量一定不一定平衡
正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了m
mol
A，同时也生成了m
mol
A，即υ(正)＝υ(逆)平衡
②在单位时间内消耗了n
mol
B的同时也消耗了p
mol
C，即υ(正)＝υ(逆)平衡③υ(A)∶υ(B)
∶
υ(C)
∶
υ(D)＝m
∶
n
∶
p
∶
q，υ(正)不一定等于υ(逆)(平衡与否该式都成立)不一定平衡④在单位时间内生成了n
mol
B的同时消耗了q
mol
D，均指υ(逆)不一定平衡压强①m＋n≠p＋q时，总压强一定(其他条件一定)
平衡②m＋n＝p＋q时，总压强一定(其他条件一定)
不一定平衡混合气体的平均相对分子质量①
当m＋n≠p＋q时平衡②
但m＋n＝p＋q时
不一定平衡温度任何化学反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时(其他不变)平衡气体的密度(ρ)密度一定不一定平衡颜色反应体系内有有色物质时，颜色稳定不变平衡
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：
高二化学反应与能量补充试题（理科）
授课班级
课
时
第4课时
教学目的
知识与技能
1、掌握反应热及其计算方法2、理解盖斯定律及其应用3、学会运用本节课的知识点解决实际问题
过程与方法
1、采取重点讲解和自主学习的方法，培养学生自学的能力和解决问题的本领。2、活动探究，通过反应热与能源的掌握学会归纳、比较能力。
情感态度价值观
通过习题的讲解和了解能源发展的历史与前景，使学生认识化学能源在反应热中要地位，体会化学的创造性和实用性，激发对化学科学学习的兴趣。
重
点
盖斯定律、反应热的应用
难
点
解题技巧
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
知识点一　反应热1．下列说法不正确的是(　　)
A．需要加热才能发生的反应不一定是吸热反应B．放热反应在常温下一定很容易发生C．反应是放热还是吸热必须看反应物和生成物所具有的总能量的相对大小D．吸热反应在一定条件下也能发生2．已知在相同状况下，要使同一化学键断裂需要吸收的能量等于形成该化学键放出的能量。下列说法正确的是(　　)A．电解熔融的Al2O3可以制得金属铝和氧气，该反应是一个放出能量的反应B．水分解产生氢气和氧气时放出能量C．相同状况下，反应2SO2＋O2===2SO3是一个放热反应，则反应2SO3===2SO2＋O2是一个吸热反应D．氯化氢分解成氢气和氯气时放出能量知识点二　反应热与化学键键能的关系3．通常人们把拆开1
mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能。现给出化学键的键能(见下表)：化学键H—HCl—ClCl—H键能/(kJ·mol－1)436243431请计算H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)的反应热(　　)A．＋862
kJ·mol－1
B．＋679
kJ·mol－1
C．－183
kJ·mol－1
D．＋183
kJ·mol－14．已知H—H键键能(断裂时吸收或生成时释放的能量)为436
kJ·mol－1，H—N键键能为391
kJ·mol－1，根据热化学方程式：N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g)　ΔH＝－92.4
kJ·mol－1。则NN键的键能是(　　)A．431
kJ·mol－1
B．946
kJ·mol－1
C．649
kJ·mol－1
D．896
kJ·mol－15.白磷的化学式为P4，分子的空间构型是正四面体(如图)。白磷在空气中燃烧生成十氧化四磷(P4O10)，在十氧化四磷分子里只存在P—O和P===O两种共价键。
已知几种共价键的键能：P—O
360
kJ·mol－1；P===O
585
kJ·mol－1；P—P
198
kJ·mol－1；O===O
498
kJ·mol－1。请问：在P4(s)＋5O2(g)===P4O10(s)中，ΔH＝______________。知识点三　反应热与反应物、生成物总能量的关系6．已知25
℃、101
kPa下，石墨、金刚石燃烧的热化学方程式分别为：C(石墨)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－393.5
kJ·mol－1①C(金刚石)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－395.4
kJ·mol－1②据此判断，下列说法正确的是(　　)A．由石墨制备金刚石是吸热反应；石墨的能量比金刚石的低B．由石墨制备金刚石是吸热反应；石墨的能量比金刚石的高C．由石墨制备金刚石是放热反应；石墨的能量比金刚石的低D．由石墨制备金刚石是放热反应；石墨的能量比金刚石的高7.由右图分析，有关叙述正确的是(　　)
A．A―→B＋C和B＋C―→A两个反应吸收或放出的能量不等B．A―→B＋C是放热反应C．A具有的能量高于B和C具有的能量总和D．A―→B＋C是吸热反应，则B＋C―→A必然是放热反应
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第四章
第二节化学（2）
授课班级
课
时
第三课时
教学目的
知识与技能
了解化学电源的优点及其在个方面的应用，认识一次电池，二次电池和燃料电池，了解废旧电池对环境的危害，树立环保意识。
过程与方法
引导学生动手实验、分析实验、自主学习、独立思考，根据实验现象，学会分析、解决问题
情感态度价值观
在活动中增强团结、协作的合作意识，培养学生学习化学的兴趣，以及对立统一的辩证唯物主义观点
重
点
通过对化学电源的研究，引导学生从电子转移角度理解化学能向电能转化的本质，以及这种转化的综合利用价值。
难
点
从电子转移角度理解化学能向电能转化的本质
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
3．银锌蓄电池
银锌电池是一种高能电池，它质量轻、体积小，是人造卫星、宇宙火箭、空间电视转播站等的电源。目前，有一种类似干电池的充电电池，它实际是一种银锌蓄电池，电解液为KOH溶液。
常见的钮扣电池也是银锌电池，它用不锈钢制成一个由正极壳和负极盖组成的小圆盒，盒内靠正极盒一端充由Ag2O和少量石墨组成的正极活性材料，负极盖一端填充锌汞合金作负极活性材料，电解质溶液为KOH浓溶液，溶液两边用羧甲基纤维素作隔膜，将电极与电解质溶液隔开。
负极：Zn＋2OH－2e
＝ZnOH2
正极：Ag2O＋H2O＋2e
＝2Ag＋2OH
银锌电池跟铅蓄电池一样，在使用放电一段时间后就要充电，充电过程表示如下：
阳极：2Ag＋2OH－2e
＝Ag2O＋H2O
阴极：ZnOH2＋2e
＝Zn＋2OH
总反应式：Zn＋Ag2O＋H2O
ZnOH2＋2Ag一粒钮扣电池的电压达159
V，安装在电子表里可使用两年之久。4．燃料电池：燃料电池是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池，所以燃料电池也是化学电源。它与其它电池不同，它不是把还原剂、氧化剂物质全部贮存在电池内，而是在工作时，不断地从外界输入，同时把电极反应产物不断排出电池。因此，燃料电池是名符其实地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”。燃料电池的正极和负极都用多孔炭和多孔镍、铂、铁等制成。从负极连续通入氢气、煤气、发生炉煤气、水煤气、甲烷等气体；从正极连续通入氧气或空气。电解液可以用碱如氢氧化钠或氢氧化钾等把两个电极隔开。化学反应的最终产物和燃烧时的产物相同。燃料电池的特点是能量利用率高，设备轻便，减轻污染，能量转换率可达70%以上。当前广泛应用于空间技术的一种典型燃料电池就是氢氧燃料电池，它是一种高效低污染的新型电池，主要用于航天领域。它的电极材料一般为活化电极，碳电极上嵌有微细分散的铂等金属作催化剂，如铂电极、活性炭电极等，具有很强的催化活性。电解质溶液一般为40%的KOH溶液。
电极反应式为：负极
H22H
2H＋2OH－2
e＝2H2O
正极
Ｏ2＋2H2O＋4
e＝4OH
电池总反应式为：2H2＋Ｏ2＝2H2O
另一种燃料电池是用金属铂片插入KOH溶液作电极，又在两极上分别通甲烷燃料和氧气氧化剂。电极反应式为：负极：CH4＋10OH－－8e
＝CO32-＋7H2O；正极：4H2O＋2O2＋8e
＝8OH。电池总反应式为：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O目前已研制成功的铝—空气燃料电池，它的优点是：体积小、能量大、使用方便、不污染环境、耗能少。这种电池可代替汽油作为汽车的动力，还能用于收音机、照明电源、野营炊具、野外作业工具等。5．锂电池：锂电池是金属锂作负极，石墨作正极，无机溶剂亚硫酰氯SO2Cl2在炭极上发生还原反应。电解液是由四氯铝化锂LiAlCl4溶解于亚硫酰氯中组成。它的总反应是锂与亚硫酰氯发生反应，生成氯化锂、亚硫酸锂和硫。
8Li＋3SO2Cl2＝6LiCl＋Li2SO3＋2S
锂是密度最小的金属，用锂作为电池的负极，跟用相同质量的其它金属作负极相比较，能在较小的体积和质量下能放出较多的电能，放电时电压十分稳定，贮存时间长，能在2163—3441K温度范围内工作，使用寿命大大延长。锂电池是一种高能电池，它具有质量轻、电压高、工作效率高和贮存寿命长的优点，因而已用于电脑、照相机、手表、心脏起博器上，以及作为火箭、导弹等的动力资源。
微型电池：常用于心脏起搏器和火箭的一种微型电池是锂电池。这种电池容量大，电压稳定，能在567℃—711℃温度范围内正常工作。
6．海水电池
1991年，我国首创以铝─空气─海水电池为能源的新型电池，用作海水标志灯已研制成功。
该电池以取之不尽的海水为电解质溶液，靠空气中的氧气使铝不断氧化而产生电流。只要把灯放入海水中数分钟，就会发出耀眼的白光，其能量比干电池高20─50倍。负极材料是铝，正极材料可以用石墨。电极反应式为：负极反应：Al－3
e＝Al3+，
正极反应：2H2O＋O2＋4
e＝4OH。
电池总反应式为：4Al＋3O26H2O＝4AlOH3
7．溴—锌蓄电池国外新近研制的的基本构造是用碳棒作两极，溴化锌溶液作电解液。电极反应式为：负极反应：Zn－2e＝Zn2+
正极反应：Br2＋2e＝2Br
电池总反应式为：Zn＋Br2＝ZnBr2二、相关考题和练习例1．熔融盐燃料电池具有高的发电效率，因而受到重视，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐
混合物作电解质，CO为阳极燃气，空气与CO2的混合气体为阴极助燃气，制得在650℃下工作的燃料电池，完成有关的电池反应式：阳极反应式：2CO+2CO32--4e-==
4CO2阴极反应式：_________________，电池总反应式：_______________。解析：作为燃料电池，总的效果就是把燃料进行燃烧。本题中CO为还原剂，空气中O2为氧化剂，电池总反应式为：2CO+O2==2CO2。用总反应式减去电池负极（即题目指的阳极）反应式，就可得到电池正极（即题目指的阴极）反应式：O2+2CO2+4e-==
2CO32-
。例2．氢镍电池是近年开发出来的可充电电池，它可以取代会产生污染的铜镍电池。氢镍电池的总反应式是：(1/2)H2+NiO(OH)
Ni(OH)2根据此反应式判断下列叙述中正确的是（
）A．电池放电时，电池负极周围溶液的pH不断增大
　B．电池放电时，镍元素被氧化C．电池充电时，氢元素被还原　
D．电池放电时，H2是负极解析：电池的充、放电互为相反的过程，放电时是原电池反应，充电时是电解池反应。根据氢镍电池放电时的总反应式可知，电解质溶液只能是强碱性溶液，不能是强酸性溶液，因为在强酸性溶液中NiO(OH)和Ni(OH)2都会溶解。这样可写出负极反应式：H2+2OH--2e-
==
2H2O，H2为负极，附近的pH应下降。放电时镍元素由+3价变为+2价，被还原，充电时氢元素由+1价变为0价，被还原。故答案为C、D项。
例3．有人设计出利用CH4和O2的反应，用铂电极在KOH溶液中构成原电池。电池的总反应类似于CH4在O2中燃烧，则下列说法正确的是（
）
①每消耗1molCH4可以向外电路提供8mole-②负极上CH4失去电子，电极反应式CH4+10OH-－8e-=CO32-+7H2O③负极上是O2获得电子，电极反应式为
O2+2H2O+4e-=4OH-④电池放电后，溶液PH不断升高A.①②
B.①③
C.①④
D.③④点拨]：本题是考查原电池原理在燃料电池中的具体应用，首先要判断出电池的正负极，其方法是确定在该电极上发生的是失电子还是得电子反应，若发生的是失电子反应是原电池的负极，反之是正极。CH4在铂电极上发生类似于CH4在O2燃烧反应，即CH4
→CO2严格讲生成的CO2还与KOH反应生成K2CO3，化合价升高，失去电子，是电池的负极，电极反应式为CH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O，1molCH4参加反应有8mole-发生转移，O2在正极上发生反应，获得电子，电极反应式为O2+2H2O+4e-=4OH-。虽然正极产生OH-，负极消耗OH-，但从总反应CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O可看出是消耗KOH，所以电池放电时溶液的PH值不断下降，故①②正确，③④错误。答案：A例4．下图为氢氧燃料电池原理示意图，按照此图的提示，下列叙述不正确的是
(
)A．a电极是负极
B．
b电极的电极反应为：4OH--4e-==
2H2O+O2↑C．氢氧燃料电池是一种具有应用前景的绿色电源D．氢氧燃料电池是一种不需要将还原剂和氧化剂全部储藏在电池内的新型发电装置解析：分析氢氧燃料电池原理示意图，可知a极为负极，其电极反应为：2H2-4e-==4H+，b极为正极，其电极反应为：O2+2H2O+4e-==4OH-，电池总反应式为：2H2+O2==2H2O。H2为还原剂，O2为氧化剂，H2、O2不需全部储藏在电池内。故答案为B项。
放电
充电
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第四章
第四节
金属的电化学腐蚀与防护
授课班级
课
时
第四课时
教学目的
知识与技能
1、了解金属腐蚀的危害及金属腐蚀的本质原因；2、了解金属腐蚀的种类，发生腐蚀的反应式的书写；掌握金属防护的方法。
过程与方法
1、培养学生依据事实得出结论的科学方法；2、培养学生的观察能力。
情感态度价值观
在活动中增强团结、协作的合作意识，培养学生学习化学的兴趣，以及对立统一的辩证唯物主义观点，增强学生的环保意识
重
点
金属的电化学腐蚀
难
点
金属的电化学腐蚀
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
引入]在日常生活中，我们经常可以看到一些美丽的金属器皿使用一段时间后会失去表面的光泽。如：铁器会生锈、铜器会长出铜绿。实际上金属的生锈，其主要原因与原电池的形成有关，下面我们就来分析一下金属腐蚀的原因。板书]第四节
金属的电化学腐蚀与防护阅读]请同学们阅读课本P84内容回答下列问题：什么是金属腐蚀？金属的腐蚀有哪几种？学生阅读后回答]金属腐蚀是指金属或合金与周围接触到的气体或液体进行化学反应而腐蚀损耗的过程。一般可分为化学腐蚀和电化学腐蚀。板书]一、金属的电化学腐蚀金属的腐蚀（1）概念：金属或合金与周围接触到的气体或液体进行化学反应而腐蚀损耗的过程提问]生活中你所了解的金属腐蚀有哪些？
回答]铁生锈、铜长出铜绿、铝锅出现白色的斑点等。提问]金属腐蚀的原因是什么？
回答]金属由单质变成化合物，使电子被氧化。板书]（2）金属腐蚀的本质：M—ne—=Mn+讲述]金属腐蚀为失电子，是内因。金属越活泼，越易失电子，越易被腐蚀。金属腐蚀还与外因有关，即与金属接触的介质不同，发生的腐蚀情况也不同。板书]（3）金属腐蚀的类型：①化学腐蚀：金属与接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀。例如铁丝在氧气中燃烧、铜在氯气中燃烧等。讲述]上面的腐蚀没有形成原电池，还有一类是在腐蚀过程中形成了原电池。板书]②电化学腐蚀：不纯金属与电解质溶液接触时比较活泼的金属失电子而被氧化的腐蚀。引导]请同学们讲述一下钢铁在潮湿的环境中生锈的过程。学生]在潮湿的空气中，，钢铁表面吸附了一层薄薄的水膜，这层水膜是含有少量H+和OH—还溶解了O2等气体，结果在钢铁表面形成了一层电解质溶液，它与钢铁里的铁和少量的碳恰好形成无数微小的原电池。投影]钢铁的电化学腐蚀示意图引导]根据以前所学内容，指出钢铁腐蚀时形成的原电池的正负极，写出电极反应方程式：指定学生板书]负极（Fe）：2Fe—4e—=2Fe2+正极（C）：O2+2H2O+4e—=4OH—总反应：2Fe+
O2+2H2O=2Fe(OH)2讲解]Fe(OH)2继续被氧气氧化生成Fe(OH)3，Fe(OH)3失去部分水转化为铁锈(Fe2O3.xH2O）。这种腐蚀是由于电解质溶液中溶有O2造成的。所以把这种腐蚀叫做吸氧腐蚀。这种腐蚀普遍存在，在电化学腐蚀中为主。如果电解质溶液中有CO2气体或H+时，会有H2放出（析出），所以这种电化学腐蚀也叫做析氢腐蚀。总之，无论是哪种腐蚀，其结果都是水膜中OH—浓度相对增加。板书]析氢腐蚀负极（Fe）：Fe—2e—=Fe2+正极（C）：2H++2e—=H2↑引导]请同学们根据以上学习比较化学腐蚀和电化学腐蚀的区别和联系，并填写下表：投影]（表中内容学生讨论后再显示）化学腐蚀电化学腐蚀条件金属与氧化剂直接接触不纯金属或合金与电解质溶液接触现象无电流产生有微弱电流产生本质金属被氧化的过程较活泼金属被氧化的过程相互联系化学腐蚀和电化学腐蚀往往同时发生过渡]金属腐蚀的现象在日常普遍存在，其中电化学腐蚀是造成金属腐蚀的主要原因，为了尽量减少金属腐蚀带来的损失，我们必须研究金属的防护。【板书】二、金属的防护【讲述】金属发生电化学腐蚀时作负极的金属总是被腐蚀，而作正极的金属则受到保护。根据这一现象，从原电池角度考虑应如何保护金属。【学生思考回答，教师板书】1、牺牲阳极的阴极保护发正极：要保护的金属
负极：比要保护金属活泼的金属【引导】以上是利用原电池原理保护金属，下面请同学们思考，如何利用电解池原理来保护金属？【学生思考回答，教师板书】2、外加电流的阴极保护法阴极：被保护的金属
阳极：惰性电极
两者均存在于电解质溶液中接上外接直流电源。【讨论】请同学们列举一些日常生活中还有哪些保护金属的例子？【学生回答】①改变金属的内部结构，制成不锈钢；②在金属表面覆盖保护层，如喷漆、涂油、电镀等。【思考题】①为什么镀锡铁在镀层破损后，生锈更厉害？
②用铜铆钉或铝铆钉把两张钢板铆在一起，各将发生什么现象？【总结】以上是人们根据金属腐蚀原理设计的一些防腐方法，但是还未达到预期的目的，因此，更为理想实用的防腐方法还有待于进一步的研究。【教学反思】
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第三章
第二节水的电离和溶液的酸碱性
(PH的应用)
授课班级
课
时
第一课时
教学目的
知识与技能
1、掌握酸碱中和滴定概念。2、理解酸碱中和反应的实质。3、熟记酸碱中和滴定实验用到主要仪器名称、仪器的用途。4、掌握中和滴定实验计算的步骤和方法。
过程与方法
1、通过中和反应实质、中和滴定原理的分析，体会化学家是怎样利用中和反应来设计化学定量测定方法的。2、掌握酸碱中和滴定反应中的化学计算方法。
情感态度价值观
通过酸碱中和反应的实质到中和滴定方法等相互之间的联系的分析，理解化学反应在工农业、科研中的应用。提高学习化学的兴趣。
重
点
中和滴定原理的认识
难
点
酸碱中和滴定有在关计算
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
投影]展示所画的滴定曲线图：3-10
小结]接近终点（pH≈7）时，很少量的酸和碱会引起pH突变，酸碱反应终点附近pH突变情况是定量测定酸或碱浓度时选择指示剂的重要依据。五、中和滴定的原理1、定义：用已知浓度的酸或碱来测定未知浓度的碱或酸的实验方法。讲］在酸碱中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完全中和，测出二者所用的体积，根据化学方程式中酸和碱完全中和时的物质的量的比值，从而求得求知浓度的碱或酸溶液的物质的量浓度。2、原理：C(B)==讲］酸碱中和滴定的关键有两个：其一是要准确测定出参加中和反应的酸、碱溶液的体积，这需要选用精确度较高的实验仪器，并正确使用，其二是要准确判断中和反应是否恰好完全反应，这需要选用适当的酸碱指示剂，并通过颜色变化来准确判断3、关键：(1)
准确地测定两种溶液的体积(2)
准确地判断滴定终点讲］中和滴定所用的实验仪器有酸式滴定管、碱式滴定管、移液管或量筒、滴定管夹、铁架台、锥形瓶等。中和滴定所用的试剂有已知浓度的酸或碱溶液，也称标准溶液、未知浓度的碱或酸溶液也称待测溶液、适当的指示剂。在这里最为关键的就是酸碱指示剂的选择。4、酸碱指示剂的选择讲］酸碱恰好完全中和的时刻叫滴定终点，为准确判定滴定终点，须选用变色明显，变色范围的pH与恰好中和时的pH吻合的酸碱指示剂。通常是甲基橙或酚酞指示剂而不能选用石蕊试液。投影］中和情况指示剂变色情况强碱滴定酸酚酞无色—粉红色酸滴定强碱粉红色—无色碱滴定强酸甲基橙红色—橙色强酸滴定碱黄色—红色
讲］指示剂的用量一般是2-3滴。当指示剂刚好变色，并在半分钟内不褪色，即认为已达到滴定终点。过］下面让我们讨论一下实验仪器的使用和基本操作六、实验操作1、滴定管的结构投影］图3-9讲］酸式滴定管有一玻璃活塞，因碱溶液与玻璃反应生成硅酸盐，是一种矿物胶，具有粘性，故不能把碱溶液装入酸式滴定管。而碱式滴定管有一段橡皮胶管，因此，不能装酸液，酸会腐蚀橡皮管；碱式滴定管也不能装有氧化性的溶液，氧化剂会把橡皮管氧化。问］在使用滴定管前要进行一些准备工作，其中最重要的是检查是否漏水。2、滴定管的使用(1)
检漏
（2）润洗仪器。讲］从滴定管上口倒入3～5mL盛装的溶液，倾斜着转动滴定管，使液体湿润全部滴定管内壁，然后用手控制活塞，将液体放入预置的烧杯中。在加入酸、碱反应液之前，洁净的酸式滴定管和碱式滴定管还要分别用所要盛装的酸、碱溶液润洗2-3次。(3)
装液讲］在滴定管下放一烧杯，调节活塞，是滴定管尖嘴部分充满溶液，并使液面处于0或0以下某一位置，准确读数，并记录。投影］图3-12过］下面以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例来讲述一下实验过程。板书］3、中和滴定操作投影]实验步聚：讲］（1）量取待测盐酸溶液20。00mL
于锥形瓶中，滴入2-3滴酚酞
，振荡。（2）把锥形瓶放在碱式滴定管的下面，并在瓶子底垫一块白瓷砖，小心滴入碱液，边滴边摇动锥形瓶，直到因加入一滴碱液后，溶液由元色变成红色，并在半分钟内不褪去为止，滴定结束。（3）参考实验记录表，每隔一定体积，记录并测pH：
（4）根据实验数据，以氢氧化钠体积为横坐标，以所测的pH为纵坐标绘制中和反应曲线：小结］中和滴定前，必须用滴定液多次润洗滴定管，以确保溶液的浓度不被剩余在滴定管中的水稀释变小；加入指示剂的量控制在2滴～3滴，以避免指示剂消耗酸或碱；临近终点时，滴液要慢，至指示剂变色“不立即”褪去或变为原色即为终点，避免过量。重视测定结果的复核。即重复实验测定2次以上，取实验平均值。根据计算公式，求出计算值。过］当实验结束后我们又应该如何处理数据呢？4、数据处理讲］此题有两种方法，法一，即教材所给出的，先求出三次滴定时消耗的盐酸的中，并求出其耗用盐酸的体积的平均值。本法适用于每次所取待测液体积相同时的数据处理。方法二是分别未别求出NaOH溶液待测溶液的体积，再求平均值。本法适用于每次所取待测注的体积不同时的数据处理，若计算出的三个浓度的数据相差较大，表明实验失败，应重做。过］滴定法测定待测液的浓度时，消耗标准溶液偏多，则结果偏高；消耗标准溶液偏少，则结果偏纸。其误差可从计算式分析，以用已知浓度的酸滴定未知浓度的碱为例。七、误差分析误差分析依据：C待=实验操作中可能引起C标和V待的变化，最终影响V标。产生误差的来源操作不当
滴定管的洗涤不当。讲］正确的方法是先水洗后润洗。投影］A、定管用水先后未用标准液润洗就直接注入标准液(实际消耗V标偏大，结果偏大)。B、滴定管用水洗后未用待测液润洗就直接注入锥形瓶(实际滴定的V测减小，消耗V标减小，结果偏小)。
锥形瓶的洗涤讲］正确的方法是只水洗。投影］A、锥形瓶用水洗后用待测液润洗(实际滴定的V测增大，消耗V标增大，结果偏大)B、锥形瓶用水洗后没有干燥(无影响)C、滴定前向锥形瓶中加入蒸馏水(无影响)
滴定管尖嘴部分留有气泡讲］正确的方法是移液或滴定前排尽滴定管尖嘴部分气泡投影］A、滴定前盛标准液的滴定管尖嘴有气泡，滴定后消失(实际消耗的V标多一个气泡体积，结果偏大)B、盛待测液的滴定管尖端嘴有气泡，移到锥形瓶后消失(锥形瓶中V测少一个气泡的体积，实际消耗的V标减少，结果偏小)
读数不规范讲］正确的读数方法是：滴定后等1-2
min待滴定管内壁附着液体自然流下再读数，视线与液体凹液面保持水平。俯视读数，结果偏小，仰视读数，结果偏大。投影］A、滴定前仰视，滴定后俯视(V标=滴定后读数一滴定前读数，V标数偏小，结果偏小。但实际放出的液体体积偏大)B、滴定完毕立即读数(V标读数偏大，结果偏大)(2)
终点判断不当。讲］终点判断是中和滴定的关键。以指示剂的变色，且半分钟不褪色为标准。投影］A、过早地估计终点(未完全中和，V标偏小，结果偏小)B、用HCl滴定NaOH，以甲基橙做指标剂，溶液由黄—橙---红作为终点(HCl
过量，V标读数偏大，结果偏大)(3)标准溶液配制不当讲］标准液的配制或存放不当，会因在滴定中消耗标准液的体积改变而造成实验误差。此类问题采用极端假设法帮助分析。
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第一章第四节：能源
授课班级
课
时
第3课时
教学目的
知识与技能
1.理解能源的分类。2.了解化学在解决能源危机中的重要作用，知道节约能源、提高能量利用率的实际意义。
过程与方法
通过反应热的计算掌握能源科学利用的过程与方法
情感态度价值观
通过能源的利用、盖斯定律应用与计算培养学生的求实、严谨和创新的优良品质；提高学生的学习化学兴趣，培养学生热爱自然科学的情感
重
点
能源的分类
难
点
对新能源的理解
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
二、能源1．能源是能提供能量的资源，它包括化石燃料(煤、石油、天然气)、阳光、风力、流水、潮汐以及柴草等。2．解决能源危机的方法(1)科学地控制燃烧反应，使燃料充分燃烧，提高能源的使用效率。(2)寻找新的能源，现正探索的新能源有太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能等，它们资源丰富，可以再生，没有污染或很少有污染。3．有关计算：（1）燃烧热是指1
mol可燃物充分燃烧生成稳定氧化物时放出的热量。已知H2(g)、C2H4(g)和C2H5OH(l)的燃烧热分别是－285.8
kJ·mol－1、－1
411.0
kJ·mol－1和－1
366.8
kJ·mol－1，则由C2H4(g)和H2O(l)反应生成C2H5OH
(l)的ΔH为(　　)A．－44.2
kJ·mol－1
B．44.2
kJ·mol－1C．－330
kJ·mol－1
D．330
kJ·mol－1答案　A（2）．一些烷烃的燃烧热如下表：化合物ΔH/(kJ·mol－1)化合物ΔH/(kJ·mol－1)甲烷－891.0正丁烷－2
878.0乙烷－1
560.8异丁烷－2
869.6丙烷－2
221.52 甲基丁烷－3
531.3下列说法正确的是(　　)A．正戊烷的燃烧热大约是－3
540
kJ·mol－1B．热稳定性：正丁烷>异丁烷C．乙烷燃烧的热化学方程式为2C2H6(g)＋7O2(g)===4CO2(g)＋6H2O(g)　ΔH＝－1
560.8
kJ·mol－1D．相同质量的烷烃，碳的质量分数越大，燃烧放出的热量越多答案　A（3）．在25°C、101
kPa下，1
g甲醇燃烧生成CO2和液态水时放热22.68
kJ，下列热化学方程式正确的是(　　)A．CH3OH(l)＋O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)
ΔH＝725.8
kJ·mol－1B．2CH3OH(l)＋3O2(g)===2CO2(g)＋4H2O(l)
ΔH＝－1
452
kJ·mol－1C．2CH3OH(l)＋3O2(g)===2CO2(g)＋4H2O(l)
ΔH＝－725.8
kJ·mol－1D．2CH3OH(l)＋3O2(g)===2CO2(g)＋4H2O(l)
ΔH＝1
452
kJ·mol－1答案　B（4）．(1)在101
kPa时，H2在1
mol
O2中完全燃烧生成2
mol液态水，放出571.6
kJ的热量，H2的燃烧热为________，表示H2燃烧热的热化学方程式为___________________。(2)1.00
L
1.00
mol·L－1硫酸与2.00
L
1.00
mol·L－1
NaOH溶液完全反应，放出114.6
kJ的热量，该反应的中和热为____________，表示其中和热的热化学方程式为____________。答案　(1)－285.8
kJ·mol－1　H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8
kJ·mol－1(2)－57.3
kJ·mol－1　H2SO4(aq)＋NaOH(aq)===Na2SO4(aq)＋H2O(l)　ΔH＝－57.3
kJ·mol－1（5）．(1)在101
kPa时，4.0
g硫粉在氧气中完全燃烧生成二氧化硫，放出27
kJ的热量，硫的燃烧热为________，硫燃烧的热化学方程式为________________________________。(2)在101
kPa时，氢气在1.0
mol氧气中完全燃烧，生成2.0
mol液态水，放出571.6
kJ的热量，氢气的燃烧热为________，表示氢气燃烧热的热化学方程式为________________________________________________________________________。答案　(1)－216
kJ·mol－1　S(s)＋O2(g)===SO2(g)；　ΔH＝－216
kJ·mol－1(2)－285.8
kJ·mol－1　H2(g)＋O2(g)===H2O(l)；　ΔH＝－285.8
kJ·mol－1
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第三章
第一节弱电解质的电离
(强弱电解质)
授课班级
课
时
第二课时
教学目的
知识与技能
了解强电解质和弱电解质
过程与方法
通过实验，培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科学方法
情感态度价值观
通过本节课的学习，意识到整个自然界实际就是各类物种相互依存、各种变化相互制约的复杂的平衡体系
重
点
强、弱电解质的概念和弱电解质的概念
难
点
强、弱电解质的概念和弱电解质的概念
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
回顾]什么是电解质？
投影］请大家根据电解质的概念，讨论以下几种说法是否正确，并说明原因。1.石墨能导电，所以是电解质。2.由于BaSO4不溶于水，所以不是电解质。3.盐酸能导电，所以盐酸是电解质。4.SO2、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。学与问］酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子，不同的电解质电离程度是否有区别？第三章
水溶液中的离子平衡第一节
弱电解质的电离思考与交流]盐酸与醋酸是生活中常用的酸，盐酸常用于卫生洁具的清洁和去除水垢，为什么不用盐酸代替醋酸呢？
问]醋酸的去水垢能力不如盐酸强，除浓度之外是否还有其它因素？投影]实验3-1：讲］在实验中我们要注意的是：(1)
HCl和CH3COOH都是电解质，在水溶液中都能发生电离。(2)
镁无论是与盐酸还是醋酸反应，其实质都是与溶液中的H＋反应。(3)
由于酸液浓度、温度、体积均相同，且镁条的量也相同，因此，实验中影响反应速率的因素只能是溶液中H＋的浓度的大小实验结果]
开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，pH值盐酸为1，醋酸小于1小组探讨]反应现象及pH值不同的原因？探讨结果]由于镁与盐酸反应速率较大，表明同体积、同浓度的盐酸比醋酸溶液中c(H＋)大，并由此推断：在水溶液中，HCl易电离，CH3COOH较难电离；由于相同物质的量浓度的盐酸比醋酸溶液的pH小，且盐酸的物质的量浓度与盐酸中的H＋浓度几乎相等，表明溶液中HCl分子是完全电离，而CH3COOH分子只有部分电离。结论］不同电解质在水中的电离程度不一定相同。一、强弱电解质电解质：在水溶液或熔化状态下能导电的化合物。强电解质:在水分子作用下，能完全电离为离子的化合物(如强酸、强碱和大多数盐)弱电解质:在水分子作用下，只有部分分子电离成为离子化合物(如弱酸、弱碱和水)投影小结］强弱电解质的比较
科学探究］实验：用两支试管分别取0.1
mol/L的盐酸溶液和0.1mol/L的醋酸溶液各5
mL，测其溶液的pH
另取两支小烧杯，分别盛50
mL蒸馏水。向其中一个烧杯内滴入1滴(约0.05
mL)0.1mol/L盐酸，向另一烧杯中滴入1滴
mol/L的醋酸，搅拌后，分别测其pH
。投影]图3-1
3-2结论：强电解质—HCl在水中是完全电离的，弱电解质—醋酸在水中只有部分部分分子发生电离。
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：
选修四第三章第一节第十四周晚练
授课班级
课
时
第四课时
教学目的
知识与技能
1、了解弱电解质的电离。2．了解弱电解质的电离的影响因素。
过程与方法
学生自主学习
情感态度价值观
通过本节课的学习，意识到整个自然界实际就是各类物种相互依存、各种变化相互制约的复杂的平衡体系
重
点
弱电解质的电离
难
点
弱电解质的电离的影响因素
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
高二化学第十四周晚练（理科）1、下列物质既能导电又属电解质的是：
A．硝酸钾溶液
B．硫酸铜晶体
C．熔融的氯化钠
D．无水乙醇2、某物质的水溶液能导电，且该物质属于非电解质，溶于水使化学键被破坏的是A.液溴
B.干冰
C.蔗糖
D.硫酸钡3、（双选）下列关于电解质电离的叙述中，正确的是A.碳酸钙在水中溶解度很小，其溶液的导电性很差，所以碳酸钙是弱电解质。B.碳酸钙在水中溶解度很小，但被溶解的碳酸钙全部电离，所以碳酸钙是强电解质。C.氯水和氨水的水溶液导电性都很好，所以它们是弱电解质D.水难电离，纯水几乎不导电，所以水是弱电解质4、下列叙述正确的是A.强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强B.因醋酸是弱电解质，盐酸是强电解质，因而中和等体积、物质的量浓度的醋酸和盐酸时，盐酸消耗的NaOH比醋酸多。C.NaHCO3溶于水，溶液中存在电离平衡。D.物质的量浓度相同的磷酸钠溶液和磷酸溶液中C(PO43-)相同。5、（双选）氢氰酸（HCN）的下列性质中,可以证明它是弱电解质的是A.
1mol/L氢氰酸溶液的pH约为3
B.
HCN易溶于水C.
10
mL1mol/LHCN恰好与10
mL
1mol/L
NaOH溶液完全反应D.
在相同条件下，HCN溶液的导电性比强酸溶液的弱6、将0.l
mol·
醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是A．溶液中c（H+）和c（OH-）都减小
B．溶液中c（H+）增大C．醋酸电离平衡向左移动
D．溶液的pH增大7、（双选）某浓度的氨水中存在下列平衡：NH3·H2ONH4+
+
OH-，如想增大NH4+的浓度，而不增大OH-的浓度，应采取的措施是A、适当升高温度
B、加入NH4Cl固体
C通入NH3
D、加入少量盐酸8、在0.1mol·L-1　CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+　，对于该平衡，下列叙述正确的是A.加入水时，平衡向逆反应方向移动
B.加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动C.加入少量0.1　mol·L-1　HCl溶液，溶液中c(H+)不变D.加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动9、用水稀释0.
1mol/L氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是A.
B.C.H+的物质的量
D.OH-的物质的量10、已知HClO的酸性比H2CO3弱，下列反应Cl2+H2OHCl
+
HClO达到平衡后，要使平衡体系中HClO的浓度增大，应采取的方法是A、光照
B、加入石灰石
C、加入固体NaOH
D、加水11、已知25℃时，下列酸的电离常数：
醋酸：
1.75×10-5
氢氰酸：
4.93×10-10
氢氟酸：7.2×10-4

甲酸：
1.77×10-4则物质的量浓度均为0.1mol·L-1的上述溶液pH最大的是A．醋酸
B．氢氰酸
C．氢氟酸 D．甲酸12、下列说法不正确的是
A、弱电解质的电离平衡常数受温度的影响，与溶液的浓度无关
B、电离平衡常数表征了弱电解质的电离能力
C、多元弱酸水溶液中H+主要是由第一步电离产生的
D、由于Ka(HF)＞Ka(CH3COOH)＞Ka(HCN),所以酸性顺序HF＜CH3COOH＜HCN13、用实验确定某酸HA是弱电解质。两同学的方案是：
甲：①称取一定质量的HA配制成0.1mol L－1的溶液100mL；
②用pH试纸测出该溶液的pH，即可证明HA是弱电解质。
乙：①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸，分别配制pH＝1的两种酸溶液各100mL；
②分别取这两种溶液各10mL，加水稀释为100mL；
③各取相同体积的两种稀释液装入两个试管中，同时加入纯度相同的锌粒，观察反应现象，即可证明HA是弱电解质。
（1）在两个方案的第①步中，都要用到的定量仪器是_______。
（2）甲方案中，说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH____1（选填“＞”、“＜”或“＝”）。乙方案中，说明HA是弱电解质的现象是_______（多选扣分）。
A.装HCl溶液的试管中放出H2的速率快
B.装HA溶液的试管中放出H2的速率快
C.两个试管中生成气体的速率一样快
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第一章第一节：（二）热化学方程式
授课班级
课
时
第二课时
教学目的
知识与技能
①书写表示化学反应热的化学方程式②有关热化学方程式的计算
过程与方法
通过实例理解化学方程式的局限性，介绍热化学方程式的必在性
情感态度价值观
通过热化学方程式的教学，培养学生勇于探索的科学态度培养学生的求实、严谨和创新的优良品质；提高学生的学习兴趣
重
点
书写表示化学反应热的化学方程式
难
点
有关热化学方程式的计算
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
1．复习回忆1）、催化剂为什么能够加快反应速度？2）、什么是有效碰撞、活化分子、活化能？3）、化学反应中能量变化的主要原因？4）、你了解“即热饭盒吗？知道是什么原理吗？5）、什么是反应热（焓变）2．引入
讲解课本：例1与例2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？3、热化学方程式的书写1）热化学方程式定义：表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。2）正确书写热化学方程式应注意：（1）书写热化学方程式要注明反应的温度和压强，（为什么？）而常温、常压可以不注明，即不注明则是常温、常压。（2）标出了反应物与生成物的状态，（为什么要标出？）（3）写出了反应热，还注明了“＋”，“－”（4）方程式中的计量系数可以是整数也可以是分数。4．注意点：反应物和生成物前的系数它代表了什么？在方程式中 H它表示了什么意义？
H的值与什么有关系？热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，表示对应物质的物质的量。 H(KJ/mol)它表示每摩尔反应所放出的热量， H的值与方程式中的计量系数有关，即对于相同的反应，当化学计量数不同时，其 H不同。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。2．写出下列反应的热化学方程式1）1molN2(g)与适量O2(g)反应生成NO
(g)，需吸收68kJ的热量；2）2molCu(s)与适量O2(g)反应生成CuO(s)，放出314kJ热量；3）
1g
硫粉在氧气中充分燃烧放出
9.36kJ热量，写出硫燃烧的热化学方程式。4）4g
CO在氧气中燃烧生成CO2，放出
9.
6kJ热量，写出CO燃烧的热化学方程式。5）在一定条件下，氢气和甲烷燃烧的化学方程式为：
2H2(g)
+
O2
(g)
=
2H2O
(l);
H
=
–
572
kJ
/mol
CH4(g)
+2O2
(g)
=
CO2(g)+2H2O
(l);
H
=
–
890
kJ/mol由1mol
氢气和2mol甲烷组成的混合气体在上述条件下完全燃烧时放出的热量为多少。6）在一定条件下，氢气和丙烷燃烧的化学方程式为：2H2(g)
+
O2
(g)
=
2H2O
(l);
H=
–
572
kJ/molC3H8(g)
+5O2(g)=
3CO2
(g)
+4H2O
(l); H
=
–
2220
kJ/mol5mol
氢气和丙烷的混合气完全燃烧时放热3847kJ，则氢气和丙烷的体积比为(A)
1:3
(B)
3:1
(C)
1:4
(D)
1:17）已知
（1）H2(
g
)＋1/2O2
(
g
)
＝
H2O
(
g
)
ΔH1
=
a
kJ/mol（2）2H2(
g
)＋O2
(
g
)
＝2H2O
(
g
)
ΔH2
=
b
kJ/mol（3）
H2(
g
)＋1/2O2
(
g
)
＝
H2O
(
l
)
ΔH3
=
c
kJ/mol（4）
2H2(
g
)＋O2
(
g
)
＝2H2O
(
l
)
ΔH4
=
d
kJ/mol则a、b、c、d的关系正确的是
A
C
。A、aB、b>d>0
C、2a=b<
0
D、2c=d>08）若2.6
g
乙炔（C2H2，气态）完全燃烧生成液态水和CO2（g）时放热130
kJ。则乙炔燃烧的热化学方程式为
C2H2（g）＋5/2O2（g）＝2CO2（g）＋H2O（l）ΔH=－1300
kJ/mol2C2H2（g）＋5O2（g）==4CO2(g)＋2H2O(l)
ΔH=－2600
kJ/mol
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：
高二化学反应与能量测试题（理科）
授课班级
课
时
第3课时
教学目的
知识与技能
1、掌握反应热及其计算方法2、理解盖斯定律及其应用3、学会运用本节课的知识点解决实际问题
过程与方法
1、采取重点讲解和自主学习的方法，培养学生自学的能力和解决问题的本领。2、活动探究，通过反应热与能源的掌握学会归纳、比较能力。
情感态度价值观
通过习题的讲解和了解能源发展的历史与前景，使学生认识化学能源在反应热中要地位，体会化学的创造性和实用性，激发对化学科学学习的兴趣。
重
点
盖斯定律、反应热的应用
难
点
解题技巧
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
高二化学反应与能量测试题（理科）10．含NaOH
20g的稀溶液与足量稀硫酸反应，放出28.7
kJ的热量，表示该反应中和热的热化学方程式正确的是
A．2NaOH(aq)＋H2SO4(aq)
＝
Na2SO4
(aq)＋2H2O(l)　
ΔH=+57.4
kJ／molB．NaOH(aq)＋H2SO4(aq)
＝
Na2SO4(aq)＋H2O(l)　ΔH=－28.7
kJ／molC．2NaOH(aq)＋H2SO4(aq)
＝
Na2SO4(aq)＋2H2O(l)　
ΔH=－114.8
kJ／molD．NaOH(aq)＋H2SO4(aq)
＝
Na2SO4(aq)＋H2O(l)　ΔH=－57.4
kJ／mol11．25℃、101
kPa下，2g氢气燃烧生成液态水，放出285.8kJ热量，表示该反应的热化学方程式正确的是A．2H2(g)+O2(g)
===
2H2O(l)
△H＝
―285.8kJ·mol－1B．2H2(g)+
O2(g)
===
2H2O(l)
△H＝
+571.6
kJ·mol－1C．2H2(g)+O2(g)
===
2H2O(g)
△H＝
―571.6
kJ·mol－1D．H2(g)+O2(g)
===
H2O(l)
△H＝
―285.8kJ·mol－1二、双项选择题
（每小题有两个正确答案，5小题，每小题6分，漏选且正确得3分，错选得0分，
共30分）12．已知反应：①
2C(s)＋O2(g)＝2CO(g)
ΔH＝－221
kJ／mol②
稀溶液中，H＋(aq)＋OH－(aq)＝H2O(l)
ΔH＝－57.3
kJ／mol，下列结论正确的是A．碳的燃烧热大于110.5
kJ／mol
B．右图可表示①的反应过程和能量关系C．稀硫酸与稀NaOH溶液反应的中和热为
57.3
kJ／mol
D．稀醋酸与稀NaOH溶液反应生成1
mol水，放出57.3
kJ
热量13、下列说法正确的是：A、活化分子之间有合适的取向发生碰撞就可能是有效碰撞，就能生成新的物质。B、1mol硫酸与1mol氢氧化钡完全反应所放出的热量在数值上等于中和热
C、1molC与氧气反应生成1molCO所放出的热量，就是C的燃烧热
D、对于反应：2SO2
+
O2
2SO3
△H＜0，升高温度时，正、逆反应速度都加快。14、下列说法错误的是A.
热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，表示物质的量B.
物质的燃烧热与参加反应的可燃物的物质的量有关C.
同一化学反应，化学计量数相同而状态不同，△H值也不相同D.
化学反应过程所吸收或放出的热量与参加反应的物质的物质的量无关15、如下图所示，△H1=－393.5
kJ mol-1，△H2=－395.4
kJ mol-1，下列说法正确的是（
）A.
C（s、石墨）==
C（s、金刚石）
△H=
+1.9
kJ mol-1B.
石墨和金刚石的转化是物理变化C.
金刚石的稳定性强于石墨D.
1
mol石墨的总键能比1
mol金刚石的总键能大1.9
kJ16.在同温 同压下,下列各组热化学方程式中,ΔH1>ΔH2的是A.
2H2(g)+O2(g)═2H2O(g)
ΔH1
2H2(g)+O2(g)═2H2O(l)
ΔH2B.
S(g)+O2(g)═SO2(g)
ΔH1
S(s)+O2(g)═SO2(g)
ΔH2C.
C(s)+
1/2O2(g)═CO(g)
ΔH1
C(s)+O2(g)═CO2(g)
ΔH2D.
H2(g)+Cl2(g)═2HCl(g)
ΔH1
1/2H2(g)+
1/2
Cl2(g)═HCl(g)
ΔH2三、填空题：.17、（15分）2SO2(g)+O2(g)
=2SO3(g)反应过程的能量变化如图所示。已知1mol
SO2(g)氧化为1mol
SO3(g)的ΔH=
—99kJ·mol-1。请回答下列问题：（1）图中A、C分别表示


、

，E的大小对该反应的反应热
（填“有”或“无”）影响。该反应通常用V2O5作催化剂，加V2O5会使图中B点
（填“升高”还是“降低”），△H
(填“变大”、“变小”或“不变”)。
（2）图中△H值为

；
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：
高二化学反应与能量总复习题（理科）
授课班级
课
时
第4课时
教学目的
知识与技能
1、掌握反应热及其计算方法
2、理解盖斯定律及其应用3、学会运用本节课的知识点解决实际问题
过程与方法
1、采取重点讲解和自主学习的方法，培养学生自学的能力和解决问题的本领。2、活动探究，通过反应热与能源的掌握学会归纳、比较能力。
情感态度价值观
通过习题的讲解和了解能源发展的历史与前景，使学生认识化学能源在反应热中要地位，体会化学的创造性和实用性，激发对化学科学学习的兴趣。
重
点
盖斯定律、反应热的应用
难
点
解题技巧
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
一、选择题（单项选择题，每题4分）1、下列说法正确的是：A、生成物的总能量大于反应物的总能量时，该反应一定是吸热反应B、形成化学键所吸收的总能量大于破坏化学键所放出的总能量时，该反应是吸热反应C、，硫与铁粉在加热条件下反应生成硫化亚铁，固该反应是吸热反应D、反应热与反应物、生成物的状态有关；与化学反应方程式的计量系数无关2、下列说法正确的是：活化分子之间发生碰撞就是有效碰撞，一定生成新的物质。B、1mol硫酸与1mol氢氧化钡完全反应所放出的热量在数值上等于中和热
C、1molC与氧气反应生成1molCO所放出的热量，就是C的燃烧热
D、对于反应：2SO2
+
O2
2SO3
△H＜0，升高温度时，正、逆反应速度都加快。3、下列说法错误的是A.
热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，表示物质的量B.
物质的燃烧热与参加反应的可燃物的物质的量有关C.
同一化学反应，化学计量数相同而状态不同，△H值也不相同D.
化学反应过程所吸收或放出的热量与参加反应的物质的物质的量成正比4、一定条件下反应N2(g)+3H2(g)
2NH3(g
)在2L的密闭容器中进行，测得2min内，N2的物质的量由2
mol减小到0.4mol，则2min内N2的反应速率为A．0.4mol／L·min
B．
0.8mol／(L·min)
C．1.6mol／L·min
D．0.4mol／(L·min)5、已知450℃时，反应2HI(g)
H2(g)＋I2(g)的K＝0.02，则该温度下，H2(g)＋I2(g)
2HI(g)反应的化学平衡常数为A．50
B．0.02
C．100
D．无法确定6．下列各组反应（表内物质均为反应物）刚开始时，生成H2的速率最大的是编号金属（粉末状）物质的量酸的浓度酸的体积反应温度AMg0.1mol4mol/L硝酸10mL60℃BMg0.1mol3mol/L盐酸10mL30℃CFe0.1mol3mol/L盐酸10mL60℃DMg0.1mol3mol/L盐酸10mL60℃二、选择题（有
2个选项符合题意，每题6分）7．在一定温度下的定容密闭容器中，当下列物理量不再变化时，能表明反应：A（固）＋2B（气）
C（气）＋D（气）已达平衡状态的是
A．混合气体的压强
B．混合气体的密度
C．υ（D消）=υ（C生）
D．υ（B消）=υ（C消）8、已知
2SO2（g）+O2（g）
2SO3
（g）
△H＜0，对该反应的下列说法中正确的是A、O2的能量一定高于SO3的能量
B．参加反应SO2和O2的总能量一定高于生成的SO3的总能量C、恒容条件下，升高温度，平衡时SO2浓度增大
D．缩小容器的体积使压强增大，正反应速率增大，逆反应速率减小，平衡向正反应方向
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第二章
第三节化学平衡
授课班级
课
时
第三课时
教学目的
知识与技能
1、理解化学平衡状态等基本概念。2、理解化学平衡状态形成的条件、适用范围、特征。
过程与方法
1、用化学平衡状态的特征判断可逆反应是否达到化学平衡状态，从而提高判断平衡状态、非平衡状态的能力。2、利用化学平衡的动态特征，渗透对立统一的辩证唯物主义思想教育。3、加强新知识的运用，找到新旧知识的连接处是掌握新知识的关键，培养学生严谨的学习态度和思维习惯。
情感态度价值观
通过从日常生活、基本化学反应事实中归纳化学状态等，提高学生的归纳和总结能力；通过溶解平衡、化学平衡、可逆反应之间的联系，提高知识的总结归纳能力。
重
点
化学平衡的概念及特征
难
点
化学平衡状态的判断
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
讲]化学反应速率讨论的是化学反应快慢的问题，但是在化学研究和化工生产中，只考虑化学反应进行的快慢是不够的，因为我们既希望反应物尽可能快地转化为生成物，同时又希望反应物尽可能多地转化为生成物。板书］第三节
化学平衡?讲］如果对于一个能顺利进行的、彻底的化学反应来说，由于反应物已全部转化为生成物，如酸与碱的中和反应就不存在什么反应限度的问题了，所以，化学平衡主要研究的是可逆反应的规律。板书]一、可逆反应与不可逆反应思考］大家来考虑这样一个问题，我现在在一个盛水的水杯中加蔗糖，当加入一定量之后，凭大家的经验，你们觉得会怎么样呢？开始加进去的很快就溶解了，加到一定量之后就不溶了。问］不溶了是否就意味着停止溶解了呢？讲］没有停止。因为当蔗糖溶于水时，一方面蔗糖分子不断地离开蔗糖表面，扩散到水里去；另一方面溶解在水中的蔗糖分子不断地在未溶解的蔗糖表面聚集成为晶体，当这两个相反的过程的速率相等时，蔗糖的溶解达到了最大限度，形成蔗糖的饱和溶液。讲］所以说刚才回答说不溶了是不恰当的，只能说从宏观上看到蔗糖的量不变了，溶解并没有停止。蔗糖的溶解达到了平衡状态，此时溶解速率等于结晶速率，是一个动态平衡。板书］溶解平衡的建立?开始时v（溶解）＞v(结晶)平衡时v（溶解）=v（结晶）?结论：溶解平衡是一种动态平衡?探讨]我们学过那些可逆反应？可逆反应有什么特点？在同一条件下,既能向正反应方向进行,同时又能向逆反应方向进行的反应,叫做可逆反应.可逆反应不能进行完全，讲］在容积为1L的密闭容器里，加0.01molCO和0.01molH2O(g),的体系中各组分的速率与浓度的变化
投影］讲］开始时c(CO)
、c(H2O)最大，c(CO2)
、c(H2)=0。随着反应的进行，c(CO)
、c(H2O)逐渐减小，正反应速率逐渐减小；c(CO2)
、c(H2)逐渐增大，逆反应速率逐渐增大，进行到一定程度，总有那么一刻，正反应速率和逆反应速率的大小相等，且不再变化
板书］二、化学平衡状态1、定义：指在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。投］化学平衡状态的特征：(1)动：动态平衡v(正)=v(逆)≠0(2)等：v(正)=
v(逆)(3)定：反应混合物中各组分的浓度保持一定，各组分的含量保持不变。(4)变：条件改变，原平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡。小结］对于不同类型的可逆反应，某一物理量不变是否可作为平衡已到达的标志，取决于该物理量在平衡到达前（反应过程中）是否发生变化。若是则可；否则，不行。
教学回顾与反思
相等
V正
时间
速率
V逆
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第二章
第二节影响化学反应速率的因素
授课班级
课
时
第一课时
教学目的
知识与技能
①理解浓度、压强、温度和催化剂对化学反应速率的影响；②能初步运用有效碰撞和活化分子等知识来解释浓度、压强、温度和催化剂等条件对化学反应速率的影响；③初步学会设计“对照实验”比较条件的改变对反应速率快慢的影响。
过程与方法
讲解
对比
归纳
情感态度价值观
培养学生透过现象看本质的能力。
重
点
1.浓度，压强对化学反应速率的影响。2.浓度，压强对化学反应速率的影响原因的解释。
难
点
1.浓度，压强对化学反应速率的影响。2.浓度，压强对化学反应速率的影响原因的解释。
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
复习：化学反应的碰撞理论：活化分子数
＝
反应物分子总数×活化分子百分数新课：影响化学反应速率的根本原因是：一、内因：参加反应的物质自身的结构和性质，这是决定化学反应速率的根本因素。二、外因：主要包括：浓度、压强、温度和催化等。1、浓度对反应速率的影响【实验2－2】结论：当其他条件不变时，增加反应物浓度，可以增大化学反应速率，减小反应物浓度，可以减小化学反应速率。思考：怎样从理论上解释上述结论？在其他条件不变时，活化分子在反应物分子中所占的百分比不变。所以，单位体积内活化分子的数目与与单位体积内反应物分子总数呈正比，也就是和反应物浓度呈正比。当反应物浓度增大时，单位体积内的反应物分子数增多，活化分子数增多，有效碰撞次数增多，反应速率增大。注意：⑴、此规律只适用于气体反应或溶液中进行的反应。⑵、对于纯固体和纯液体来说，其浓度为一常数，其用量的改变不会引起化学反应速率的改变。⑶、固体反应物表面积越大，接触面积越大，反应速率越大，表面积越小，接触面积越小，反应速率越小。⑷、纯水作为反应物时，用量的改变不会引起反应速率的改变。⑸、在可逆反应中，逆反应速率与生成物浓度有关，生成物浓度增大，逆反应速率增大，生成物浓度减小，逆反应速率减小。2、压强对反应速率的影响思考：其他条件不变时，改变压强，气、液、固体体积怎样变化？由实验可知：其他条件不变时，压强增大，气体体积减小，压强减小，气体体积增大。压强的改变对液体和固体的体积影响不大。对于有气体参加的反应，增大压强，气体的体积（减小），反应物的浓度（增大），单位体积的活化分子数（增多），单位时间内的有效碰撞次数（增多），化学反应速率（增大）。结论：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增大压强，化学反应速率增大，减小压强，化学反应速率减小。注意：1、压强的变化只影响有气体参加的反应的反应速率。2、压强改变时，必须引起浓度的改变，化学反应速率才能改变。3、压强的改变对固体和液体物质的体积影响不大，所以，压强的改变不影响固体和液体物质的反应速率。4、对于气体反应体系，有以下几种情况：①、温度恒定，增大压强
→
气体体积减小
→
气体浓度增大
→
反应速率增大；②、体积恒定，充入反应物
→
气体浓度增大→气体压强增大
→
反应速率增大；③、在反应体系中充入与反应无关的气体：ⅰ、容积不变时，气体总压增大，但各气体分压不变，体积不变，气体浓度不变，化学反应速率不变；ⅱ、压强不变时，充入与反应无关的气体，气体体积增大，各反应物质浓度减小，反应速率减小（相当于压强减小的变化）；
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：选修四第二章第二节练习册习题P23、P24、P25
授课班级
课
时
第三课时
教学目的
知识与技能
①理解浓度、压强、温度和催化剂对化学反应速率的影响；②能初步运用有效碰撞和活化分子等知识来解释浓度、压强、温度和催化剂等条件对化学反应速率的影响；
过程与方法
学生自主学习
情感态度价值观
培养学生透过现象看本质的能力。
重
点
影响化学反应速率的因素。
难
点
影响化学反应速率的因素。
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
题号
答案
P23尝试应用1、
应用思考2、
P24例1、
变式应用1、
尝试应用2、
例2、
变式应用2、
P25水平测试1、
2、
3、
4、
5、
PAGE
Ks5u,您身边的高考专家高二化学教案（选修四）
课题：第二章
第三节化学平衡
(化学平衡常数)
授课班级
课
时
第一课时
教学目的
知识与技能
理解化学平衡常数的概念，掌握有关化学平衡常数的简单计算
过程与方法
能用化学平衡常数、转化率判断化学反应进行的程度
情感态度价值观
培养学生的逻辑思维能力和科学态度；培养学生理论联系实际能力
重
点
理解化学平衡常数的概念及化学平衡常数的简单计算
难
点
理解化学平衡常数与反应进行方向和限度的内在联系
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
三、化学平衡常数(chemical
equilibrium
constant)1.
定义：在一定温度下，可逆反应达到平衡时，生成物的浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比是一个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常数，简称平衡常数，用符号K表示。2.
表达式对于任意反应?mA+nB
pC+qD
K=3、书写平衡常数表达式时，要注意：(1)
反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，由于其浓度可以看做“1”而不代入公式。(2)
化学平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关4.
化学平衡常数的意义：K只受温度影响，K越大，反应进行的程度越大，反应的转化率也越大；反之K越小，表示反应进行的程度越小，反应物的转化率也越小。5、化学平衡常数的应用（1）平衡常数的大小反映了化学反应进行的程度（也叫反应的限度）。K值越大，表示反应进行得越完全，反应物转化率越大；K值越小，表示反应进行得越不完全
，反应物转化率越小
。（2）判断正在进行的可逆是否平衡及反应向何方向进行：对于可逆反应：mA(g)+
nB(g)pC(g)+
qD(g)，在一定的温度下的任意时刻，反应物的浓度和生成物的浓度有如下关系：Qc=Cp(C)·Cq(D)/Cm(A)·Cn(B)，叫该反应的浓度商。Qc＜K
，V正>V逆，反应向正反应方向进行Qc＝K
，V正==V逆，反应处于平衡状态Qc＞K
，V正【例1】在某温度下，将H2和I 2各0.10mol的气态混合物充入10L的密闭容器中，充分反应，达到平衡后，测得c(H2)=0.008
0
mol/L。
（1）求该反应的平衡常数。
（2）在上述温度下，该容器中若通入H2和I2蒸气各0.20
mol，试求达到化学平衡状态时各物质的浓度。【解】（1）依题意可知，平衡时c(H2)=0.008
0
mol/L，消耗c(H2)=0.002
0
mol/L，生成c(HI)=0.004
0
mol/L
H2
+
I2
2HI起始时各物质浓度/mol·L—1
0.010
0.010
0平衡时各物质浓度/
mol·L—1
0.008
0
0.008
0
0.004
0
答：平衡常数为0.25。（2）依题意可知，c(H2)=0.020
mol/L，
c(I2)=0.020
mol/L设H2的消耗浓度为x。则：
H2
+
I2
2HI平衡时各物质浓度/
mol·L—1
0.020－x
0.020－x
2x
因为K不随浓度发生变化，解得x=0.004
0
mol/L平衡时c(H2)=
c(I2)=0.016
mol/L
c(HI)=0.008
0
mol/L答：c(H2)=
c(I2)=0.016
mol/L，c(HI)=0.008
0
mol/L。
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：复习第一章内容
授课班级
课
时
第2课时
教学目的
知识与技能
1.掌握焓、焓变及反应热、燃烧热的概念及计量方法
2、盖斯定律的概念与计算
过程与方法
通过盖斯定律与反应热的计算掌握科学的推理过程与方法
情感态度价值观
通过焓变、反应热及盖斯定律培养学生的求实、严谨和创新的优良品质；提高学生的学习化学兴趣，培养学生热爱自然科学的情感
重
点
焓变、反应热及盖斯定律的概念与应用
难
点
反应热的计算、盖斯定律的应用
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
一、燃烧热1．概念101_kPa时，1_mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位kJ·mol－1。2．燃烧热与中和热的重要区别(1)反应环境的区别：燃烧热必须是燃烧反应而且是完全燃烧，有O2参加；而中和热是稀溶液中的酸碱中和反应。(2)反应实质不同：燃烧反应是氧化还原反应；中和反应是复分解反应。(3)规定物质不同：燃烧热是1
mol纯物质被燃烧；中和热是生成1_mol_H2O。二、能源1．能源是能提供能量的资源，它包括化石燃料(煤、石油、天然气)、阳光、风力、流水、潮汐以及柴草等。2．解决能源危机的方法(1)科学地控制燃烧反应，使燃料充分燃烧，提高能源的使用效率。(2)寻找新的能源，现正探索的新能源有太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能等，它们资源丰富，可以再生，没有污染或很少有污染。二、中和热的测定1．实验原理在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成1_mol_H2O，这时的反应热叫做中和热。本实验通过测定酸碱中和反应前后溶液温度的变化来计算反应过程中所放出的热量，并由此求得中和热。2．实验仪器及试剂仪器：大烧杯(500
mL)、小烧杯(100
mL)、环形玻璃搅拌棒、温度计、量筒(50_mL)两个、碎泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板(中心有两个小孔)；药品：盐酸(0.50
mol·L－1)、氢氧化钠溶液(0.55
mol·L－1)。3．实验步骤(1)制作简易的量热器(如图所示)(2)用量筒准确量取反应溶液，准确测量温度(精确到0.1
℃)。(3)将溶液混合反应，记录终止温度。(4)重复实验步骤(2)～(3)三次。实验次数起始温度t1/℃终止温度t2/℃温度差(t2－t1)/℃HClNaOH平均值1234.实验数据的处理ΔH＝－，其中Q＝c·m·Δt。
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第一章第一节：中和热
授课班级
课
时
第三课时
教学目的
知识与技能
1.掌握中和热的测量及计量方法
2、能源及能源的分类
过程与方法
通过中和热实验的原理与操作掌握科学的实验过程
情感态度价值观
通过实验培养学生的求实、严谨和创新的优良品质；提高学生的学习兴趣
重
点
中和热实验操作过程
难
点
中和热的计算
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
一、中和热的测定1．实验原理在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成1_mol_H2O，这时的反应热叫做中和热。本实验通过测定酸碱中和反应前后溶液温度的变化来计算反应过程中所放出的热量，并由此求得中和热。2．实验仪器及试剂仪器：大烧杯(500
mL)、小烧杯(100
mL)、环形玻璃搅拌棒、温度计、量筒(50_mL)两个、碎泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板(中心有两个小孔)；药品：盐酸(0.50
mol·L－1)、氢氧化钠溶液(0.
55
mol·L－1)。3．实验步骤(1)制作简易的量热器(如图所示)(2)用量筒准确量取反应溶液，准确测量温度(精确到0.1
℃)。(3)将溶液混合反应，记录终止温度。(4)重复实验步骤(2)～(3)三次。实验次数起始温度t1/℃终止温度t2/℃温度差(t2－t1)
/℃HClNaOH平均值1234.实验数据的处理ΔH＝－，其中Q＝c·m·Δt。二、知识点一　中和热的测定1．在一800
mL的大烧杯中放入碎纸屑，把盛有50
mL
0.50
mol·L－1盐酸的200
mL烧杯放到大烧杯中，两只烧杯间填满碎纸屑。用泡沫塑料板做成大烧杯盖，通过盖子插入一根玻璃搅拌棒(末端呈半圆环的玻璃棒)和一只温度计，测定溶液的温度。迅速往盐酸溶液中加入50
mL
0.55
mol·L－1烧碱溶液，盖好，搅拌溶液，观察温度的变化。当温度保持稳定时，记录读数，取出装反应液的烧杯，倒出溶液，清洗干净，保持内外杯壁干燥。重复进行三次实验。用这一实验可以粗略测定中和热。(1)烧杯间填满碎纸屑的作用是________________________________________________________________________。(2)要重复进行三次实验的目的是________________________________________________________________________。(3)烧杯如果不盖泡沫塑料板，所求得的中和热数值将________(填“偏大”、“偏小”或“无影响”)。(4)实验中若改用60
mL
0.50
mol·L－1盐酸和50
mL
0.55
mol·L－1烧碱溶液进行上述反应，与上述实验相比，所放出的热量________(填“相等”或“不相等”)，所求中和热________(填“相等”或“不相等”)，理由是_______________________________________________________________________________________________________________________。(5)三次平行操作测得的数据中，起始时盐酸与烧碱溶液温度相同，而终止温度与起始温度之差(t2－t1)分别为①2.3
℃，②2.4
℃，③2.9
℃，则最终代入计算式的温度差的平均值为________
℃。答案　(1)保温、隔热，减少实验过程中热量的损失(2)减少实验过程中的误差(3)偏小(4)不相等　相等　因为60
mL
0.50
mol·L－1盐酸和50
mL
0.55
mol·L－1烧碱溶液反应能生成0.027
5
mol
H2O，而50
mL
0.50
mol·L－1盐酸与50
mL
0.55
mol·L－1烧碱溶液反应只能生成0.025
mol
H2O，因此所放出的热量不同。但中和热是指酸与碱发生中和反应生成1
mol
H2O时所放出的热量，与酸、碱的用量无关，因此所求中和热相等(5)2.35
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第三章
第四节难溶电解质的溶解平衡
(难溶电解质的溶解平衡)
授课班级
课
时
第二课时
教学目的
知识与技能
让学生掌握难溶电解质的溶解平衡及溶解平衡的应用，并运用平衡移动原理分析、解决沉淀的溶解和沉淀的转化问题。培养学生的知识迁移能力、动手实验的能力和逻辑推理能力。
过程与方法
引导学生根据已有的知识经验，分析推理出新的知识。
情感态度价值观
认识自然科学中的对立统一的辨证唯物主义。
重
点
难溶电解质的溶解平衡
难
点
难溶电解质的溶解平衡
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
引入］
用初中学习的溶解度知识和高中学习的化学平衡理论。来分析NaCl溶解于水的几种情况，引入新课。设问］在NaCl溶液中，再加入固体溶质，固体有没有溶解过程？当v（结晶）=v（溶解）时，体系处于什么状态？投影］
NaCl(s)
Na+(aq)
+
Cl-(aq)设问］
NaCl能不能和盐酸反应？补充演示实验——1］
向饱和NaCl溶液中加浓盐酸学生］观察实验现象，并运用平衡移动原理，讨论产生现象的原因过渡］可溶电解质既然存在溶解平衡，那么难溶电解质是否也存在溶解平衡？第四节
难溶电解质的溶解平衡讲］我们知道，溶液中有难溶于水的沉淀生成是离子反应发生的条件之一。例如，AgNO3溶液与NaCl溶液混合，生成白色沉淀AgCl：如果上述两种溶液是等物质的量浓度、等体积的，一般认为反应可以进行到底。设问］Ag＋和Cl—的反应真的能进行到底吗？思考与交流］指导学生阅读P61-62，一、Ag＋和Cl—的反应真的能进行到底吗？问］1、当AgNO3与NaCl反应生成难溶AgCl时，溶液中是否含有Ag+和Cl-？2、难溶电解质的定义是什么？难溶物的溶解度是否为0？讲］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(生成AgCl沉淀后的溶液中三种有关反应的粒子在反应体系中共存)。讲］生成沉淀的离子反应反应之所以能够发生，在于生成物的溶解度小。化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于10-5mol/L时,沉淀达到完全。问］3、难溶电解质（如AgCl）是否存在溶解平衡？如何表示？讲］是
Cl－（aq）＋Ag＋（aq）
AgCl
(s)问］4、什么情况下就到达溶解平衡？讲］在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，就到达溶解平衡。1、难溶电解溶解平衡的概念：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。（也叫沉淀溶解平衡）2、表达式：如：
AgCl
(s)
Cl－（aq）＋Ag＋（aq）讲］尽管AgCl
溶解度很小并非绝对不容，生成AgCl沉淀会有少量溶解。从固体溶解平衡的角度，不难理解AgCl在溶液中存在下述两个过程：在AgCl溶液中，一方面，在水分子作用下，少量Ag＋
和Cl―脱离AgCl的表面溶入水中；另一方面，溶液中的Ag＋和Cl―受AgCl表面正、负离子的吸引，回到AgCl的表面析出沉淀。在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，得到AgCl的饱和溶液，即建立了动态的溶解平衡。过］根据我们前面所学的知识，请同学们归纳出溶解平衡的特征。3、特征：逆、动、等、定、变，是一个多相的、动态的平衡讲］溶解平衡具有等、动、定、变的平衡特征。任何平衡都是相对的、暂时的和有条件的。当改变影响平衡的一个条件，平衡就会发生移动。随堂练习］书写碘化银、氢氧化镁溶解平衡的表达式
AgI(s)
Ag＋(aq)+I―(aq)4、影响溶解平衡的因素：问］应该从那几方面去分析？（1）内因：电解质本身的性质讲］不同的电解质在水溶液中溶解的程度不一样，而且差别很大，有的能溶解很多，像NaCl、KCl、NaOH等，这些物质的溶解度大于0.1克，我们通常把它们称作易溶物质。有的溶解的不多，如CaSO4、Ca(OH)2等，这些物质的溶解度在0.01克到0.1克之间，我们通常把它们称作微溶物质，有的溶解的很少，像CaCO3、AgCl、AgS等，这些物质的溶解度小于0.01克，我们通常把它们称作难溶物质，在水溶液中我们把它们称作沉淀。投影］
难溶
微溶
易溶
0.01
0.1
m(g)①、绝对不溶的电解质是没有的。②、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。③、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。过］根据前面所学知识大家一起来探讨影响溶解平衡的外界因素：（2）外因：讲］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。下面请同学们考虑浓度、温度对溶解平衡分别有什么影响？讲］若向沉淀溶解平衡体系中加入相同的离子，平衡向生产沉淀的方向移动。若向沉淀溶解平衡体系中加入某些离子，可与体系中某些离子反应生成难溶的物质或气体，则平衡向溶解的方向移动。①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。讲］多数难溶电解质的溶解度随温度的升高而增大，升高温度，平衡向溶解方向移动；但也有少数电解质，溶解度随温度升高而减小。升高温度，平衡向沉淀方向移动。随堂练习］
石灰乳中存在下列平衡：Ca(OH)2(s)
Ca2+(aq)+2
OH―
(aq),加入下列溶液，可使Ca(OH)2减少的是（
A
B
）A.
Na2CO3溶液
B.
AlCl3溶液
C.
NaOH溶液
D.
CaCl2溶液小结］难溶电解质的溶解平衡作为一种平衡体系，遵从平衡移动原理。沉淀溶解平衡跟其他平衡一样也有平衡常数，这个平衡常数应该怎样表示呢？科学视野］指导学生阅读P65科学视野有关内容5、溶度积（平衡常数）——Ksp(1)
对于沉淀溶解平衡：（平衡时）
MmAn
(s)
mMn＋（aq）＋
nAm—（aq）
Ksp＝
c
(Mn＋)]m·c(Am—
)]n
在一定温度下，Ksp
是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积。(2)
溶度积常数的意义：对于相同类型的电解质，Ksp越大，其在水中的溶解能力越大。Ksp
和S均可衡量物质在水中的溶解能力，只有相同类型的物质，才有Ksp
越大S越大的结论。同一物质的Ksp与温度有关，与溶液中的溶质离子浓度无关。讲］通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积---离子积Qc的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。(3)
溶度积规则若任意时刻有：Qc
＝
c
(Mn＋)
]m·c(Am—
)]n则有：Qc
>
Ksp
过饱和，析出沉淀，Qc
＝
Ksp
饱和，平衡状态Qc
<
Ksp
未饱和。拓展训练］溶度积的应用1、已知溶度积求离子浓度例1、已知室温下PbI2的溶度积为7.1×10-9，求饱和溶液中Pb2+和I―
的浓度;在c(I―
)=0.1mol·L-1的溶液中,
Pb2+的浓度最大可达到多少 2、已知溶度积求溶解度：例2、已知
298K
时Mg(OH)2
的
Ksp
=
5.61×10－12，求其溶解度S。3、已知溶解度求溶度积例3.
已知AgCl
298
K
时在水中溶解了1.92×10-3g·L-1，计算其Ksp。4、利用溶度积判断离子共存例4、已知298K时，
MgCO3的Ksp
=
6.82×10-6，溶液中c(Mg2＋
)
=
0.0001
mol·L-1，c(CO32―
)
=
0.0001mol·L-1，此时Mg2＋
和CO32―
能否共存？小结］本节课我们初步认识了沉淀溶解平衡，了解到难溶电解质也存在溶解平衡。并在前面所学的几种平衡的基础上一起探究了沉淀溶解平衡的特征和影响平衡移动的几个因素，以及溶解平衡常数——溶度积。要求同学们能够理解概念，掌握特征和影响平衡移动的因素以及学会将溶度积常数用于相关的判断和计算。
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第四章
第二节化学电源
授课班级
课
时
第二课时
教学目的
知识与技能
了解化学电源的优点及其在个方面的应用，认识一次电池，二次电池和燃料电池，了解废旧电池对环境的危害，树立环保意识。
过程与方法
引导学生动手实验、分析实验、自主学习、独立思考，根据实验现象，学会分析、解决问题
情感态度价值观
在活动中增强团结、协作的合作意识，培养学生学习化学的兴趣，以及对立统一的辩证唯物主义观点
重
点
通过对化学电源的研究，引导学生从电子转移角度理解化学能向电能转化的本质，以及这种转化的综合利用价值。
难
点
从电子转移角度理解化学能向电能转化的本质
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
【引入】电能是现代社会中应用最广泛，使用最方便、污染最小的一种二次能源，又称电力。例如，日常生活中使用的手提电脑、手机、相机、摄像机……这一切都依赖于电池的应用。【化学电池】：借助于化学能直接转变为电能的装置。化学电池的主要部分是电解质溶液，和浸在溶液中的正极和负极，使用时将两极用导线接通，就有电流产生，因而获得电能。化学电池放电到一定程度，电能减弱，有的经充电复原又可使用，这样的电池叫蓄电池，如铅蓄电池、银锌电池等；有的不能充电复原，称为原电池，如干电池、燃料电池等。
下面介绍化学电池的种类：
1．干电池：普通锌锰干电池的简称，在一般手电筒中使用锌锰干电池，是用锌皮制成的锌筒作负极兼做容器，中央插一根碳棒作正极，碳棒顶端加一铜帽。在石墨碳棒周围填满二氧化锰和炭黑的混合物，并用离子可以通过的长纤维纸包裹作隔膜，隔膜外是用氯化锌、氯化铵和淀粉等调成糊状作电解质溶液；电池顶端用蜡和火漆封口。在石墨周围填充ZnCl2、NH4Cl和淀粉糊作电解质，还填有MnO2作去极化剂吸收正极放出的H2，防止产生极化现象，即作去极剂，淀粉糊的作用是提高阴、阳离子在两个电极的迁移速率。
电极反应为：负极
Zn－2
e＝Zn2+
正极
2NH4+＋2
e＝2NH3＋H2
H2＋2MnO2＝Mn2O3＋H2O
正极产生的NH3又和ZnCl2作用：Zn2+＋4NH3＝ZnNH34]2+
干电池的总反应式：Zn＋2NH4Cl＋2MnO2＝ZnNH32Cl2＋Mn2O3＋H2O或
2Zn＋4NH4Cl＋2MnO2＝ZnNH32]Cl2＋ZnCl2＋Mn2O3＋H2O
正极生成的氨被电解质溶液吸收，生成的氢气被二氧化锰氧化成水。干电池的电压15
V—16
V。在使用中锌皮腐蚀，电压逐渐下降，不能重新充电复原，因而不宜长时间连续使用。这种电池的电量小，在放电过程中容易发生气涨或漏液。而今体积小，性能好的碱性锌—锰干电池是电解液由原来的中性变为离子导电性能更好的碱性，负极也由锌片改为锌粉，反应面积成倍增加，使放电电流大加幅度提高。碱性干电池的容量和放电时间比普通干电池增加几倍。2．铅蓄电池：铅蓄电池可放电亦可充电，具有双重功能。它是用硬橡胶或透明塑料制成长方形外壳，用含锑5%～8%的铅锑合金铸成格板，在正极格板上附着一层PbO2，负极格板上附着海绵状金属铅，两极均浸在一定浓度的硫酸溶液密度为125—128
g
/
cm3中，且两极间用微孔橡胶或微孔塑料隔开。放电的电极反应为：负极：Pb＋SO42-－2e
＝PbSO4↓正极：PbO2＋4H+＋＋2e
＝PbSO4↓＋2H2O
铅蓄电池的电压正常情况下保持20
V，当电压下降到185
V时，即当放电进行到硫酸浓度降低，溶液密度达118
g
/
cm3时即停止放电，而需要将蓄电池进行充电，其电极反应为：
阳极：PbSO4＋2H2O－2e
＝PbO2＋4H+＋SO42-
阴极：PbSO4＋2e
＝Pb＋SO42-
当密度增加至128
g
/
cm3时，应停止充电。这种电池性能良好，价格低廉，缺点是比较笨重。
蓄电池放电和充电的总反应式：PbO2＋Pb＋2H2SO4
2PbSO4↓＋2H2O
目前汽车上使用的电池，有很多是铅蓄电池。由于它的电压稳定，使用方便、安全、可靠，又可以循环使用，因此广泛应用于国防、科研、交通、生产和生活中。
放电
充电
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：复习第一章内容
授课班级
课
时
第1课时
教学目的
知识与技能
1.掌握焓、焓变及反应热、燃烧热的概念及计量方法
2、盖斯定律的概念与计算
过程与方法
通过盖斯定律与反应热的计算掌握科学的推理过程与方法
情感态度价值观
通过焓变、反应热及盖斯定律培养学生的求实、严谨和创新的优良品质；提高学生的学习化学兴趣，培养学生热爱自然科学的情感
重
点
焓变、反应热及盖斯定律的概念与应用
难
点
反应热的计算、盖斯定律的应用
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
一、思考：（1）你所知道化学反应中有哪些是放热反应？能作一个简单的总结吗？活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应反应物具有的总能量
>
生成物具有的总能量（2）你所知道的化学反应中有哪些是吸热反应？能作一个简单的总结吗？多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧碳生成一氧化碳反应物具有的总能量
<
生成物具有的总能量1：当能量变化以热能的形式表现时：我们知道：一个化学反应同时遵守质量守恒定律和能量守恒，那么一个反应中的质量与能量有没有关系呢？有能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础，二者密不可分，但以物质为主。能量的多少则以反应物和产物的质量为基础。那么化学反应中能量到底怎样变化2:反应热,焓变化学反应过程中为什么会有能量的变化？（用学过的知识回答）化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂，形成新的化学键，从新组合成生成物的分子的过程。旧键断裂需要吸收能量，新键形成需要放出能量。而一般化学反应中，旧键的断裂所吸收的总能量与新键形成所放出的总能量是不相等的，而这个差值就是反应中能量的变化。所以化学反应过程中会有能量的变化。反应热
焓变化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或换算成相应的热量）来表述，叫做反应热，又称为“焓变”。符号：
ΔH
，单位：kJ/mol
或
kJ mol-1 H为“－”
为放热反应, H为“＋”
为吸热反应热化学方程式的书写二、热化学方程式定义：表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。2）正确书写热化学方程式应注意：三、盖斯定律1．内容不管化学反应是一步完成或分几步完成，其总的热效应是完全相同的。或者说，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。2．解释能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的，二者密不可分，但以物质为主。3．应用对于进行得很慢的反应，不容易直接发生的反应，产品不纯(即有副反应发生)的反应，测定反应热有困难，如果应用盖斯定律，就可以间接地把它们的反应热计算出来。例如：C(s)＋O2(g)===CO(g)上述反应在O2供应充分时，可燃烧生成CO2；O2供应不充分时，虽可生成CO，但同时还部分生成CO2。因此该反应的ΔH无法测定，但是下述两个反应的ΔH却可以直接测得：(1)C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－393.5
kJ·mol－1(2)CO(g)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－283.0
kJ·mol－1根据盖斯定律，就可以计算出欲求反应的ΔH。分析上述两个反应的关系，即知：ΔH＝ΔH1－ΔH2。则C(s)与O2(g)生成CO(g)的热化学方程式为C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH＝－110.5
kJ·mol－1。
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第三章
第一节弱电解质的电离
(电离平衡常数)
授课班级
课
时
第四课时
教学目的
知识与技能
了解电离平衡常数及其意义
过程与方法
通过实验，培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科学方法
情感态度价值观
通过本节课的学习，意识到整个自然界实际就是各类物种相互依存、各种变化相互制约的复杂的平衡体系
重
点
了解电离平衡常数及其意义
难
点
了解电离平衡常数及其意义
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
过渡］氢硫酸和次氯酸都是弱酸，那么它们的酸性谁略强一些呢？那就要看谁的电离程度大了，弱酸电离程度的大小可用电离平衡常数来衡量。三、电离平衡常数讲］对于弱电解质，一定条件下达到电离平衡时，各组分浓度间有一定的关系，就像化学平衡常数一样。如弱电解质AB：1、定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积嗖溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，用K表示。2、表示方法：AB
A++B－
讲］弱电解质的电离常数表达式中的C(A+)、C(B-)和C(AB)均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值，并不是直接指溶质的物质的量浓度值。并且，在温度一定时，其电离常数就是一个定值。讲］电离常数随着温度而变化，但由于电离过程热效应较小。温度改变对电离常数影响不大，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。3、同一弱电解质在同一温度下发生浓度变化时，其电离常数不变。讲］弱酸的电离平衡常数一般用Ka表示，弱碱用Kb表示。请写出CH3COOH和NH3·H2O的电离平衡常数表达式投影］Ka=
Kb=4、K值越大，电离程度越大，相应酸
(或碱)的酸(或碱)性越强。K值只随温度变化。启发］电离平衡常数和化学平衡常数一样，其数值随温度改变而改变，但与浓度无关。电离平衡常数要在相同温度下比较。投影]实验3－2：向两支分别盛有0.1mol/LCH3COOH和硼酸的试管中加入等浓度的碳酸钠溶液，观察现象。
结论：酸性：CH3COOH>碳酸>硼酸。5、同一温度下，不同种弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。讲］弱电解质的电离常数越大，只能说明其分子发生电离的程度越大，但不一定其溶液中离子浓度大，也不一定溶液的导电性强。讲］多元弱酸是分步电离的，每步都有各自的电离平衡常数，那么各步电离平衡常数之间有什么关系？多元弱酸与其他酸比较相对强弱时，用哪一步电离平衡常数来比较呢？请同学们阅读课本43有关内容。6、多元弱酸电离平衡常数：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步电离决定。讲］电离难的原因：
a、一级电离出H＋
后，剩下的酸根阴离子带负电荷，增加了对H＋
的吸引力，使第二个H＋
离子电离困难的多；b、一级电离出的H＋
抑制了二级的电离。学生活动］请打开书43页，从表3－1中25℃时一些弱酸电离平衡常数数值，比较相对强弱。
草酸>磷酸>柠檬酸>碳酸。投影］p43页
表3-1讲］对于多元弱碱的电离情况与多元弱酸相似，其碱性由第一步电离的电离平衡常数决定。投影］知识拓展------电离度1、定义：弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数(包括已电离的和未电离的)百分率，称为电离度，通常用α表示。2、表达式：
3、意义：(1)
电离度实质上是一种平衡转化率。表示弱电解质在水中的电离程度
(2)温度相同，浓度相同时，不同弱电解质的电离度不同的，α越大，表示酸类的酸性越强。(3)
同一弱电解质的浓度不同，电离度也不同，溶液越稀，电离度越大。
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第二章
第三节化学平衡
(影响化学平衡移动的因素)
授课班级
课
时
第一课时
教学目的
知识与技能
理解化学平衡的概念,使学生理解浓度、压强对化学平衡的影响
过程与方法
1、通过浓度实验，逐步探究平衡移动的原理及其探究的方法，引起学生在学习过程中主动探索化学实验方法，2、通过讨论、分析、对比的方法，培养学生的观察能力和实验探究能力
情感态度价值观
激发学生的学习兴趣，培养学生尊重科学、严谨求学、勤于思考的态度,树立透过现象看本质的唯物主义观点
重
点
浓度、压强、温度、催化剂对化学平衡的影响
难
点
平衡移动的原理分析及应用
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
一、浓度对化学平衡的影响科学探究］实验2-5
滴加3～10滴浓硫酸滴加10～20滴6
mol/LNaOHK2Cr2O7溶液橙色黄色科学探究］实验2-6
编号12步骤（1）滴加饱和FeCl3溶液滴加浓的KSCN溶液现象颜色加深颜色加深C生增大增大步骤（2）滴加NaOH溶液滴加NaOH溶液现象试管都有红褐色沉淀，且溶液颜色变浅C生都减小活动］结合溶液颜色变化，进行分析，填写表格。操作现象C生V正V逆V正与V逆平衡原混合液保持不变保持不变保持不变保持不变相等不移动滴加浓FeCl3溶液后达到平衡加深增大增至最大后减小增大V正>V逆向右移动问］上述两个实验中，化学平衡状态是否发生了变化，你是如何判断的？从中你能否知化学平衡的因素？投影］填写下列表格，总结浓度是如何影响化学平衡的浓度的变化
v正
v逆的变化
结果平衡移动平衡移动结果增大反应物浓度
减少反应物浓度增大生成物浓度减少生成物浓度活动］根据表格，完成V-T图板书］在其它条件不变的情况下，增大反应物浓度，正反应速率加快，平衡向正反应方向移动，增大生成物浓度，逆反应速率加快，平衡向逆反应方向移动。
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：
高二化学反应与能量测试题（理科）
授课班级
课
时
第2课时
教学目的
知识与技能
1、掌握反应热及其计算方法2、理解盖斯定律及其应用3、学会运用本节课的知识点解决实际问题
过程与方法
1、采取重点讲解和自主学习的方法，培养学生自学的能力和解决问题的本领。2、活动探究，通过反应热与能源的掌握学会归纳、比较能力。
情感态度价值观
通过习题的讲解和了解能源发展的历史与前景，使学生认识化学能源在反应热中要地位，体会化学的创造性和实用性，激发对化学科学学习的兴趣。
重
点
盖斯定律、反应热的应用
难
点
解题技巧
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
高二化学反应与能量测试题（理科）一、单选题（本题11小题，每小题5分，共55分，每小题只有一个选项符合题意）1.下列各图所表示的反应是吸热反应的是(
)2．自行车、电动车、F1赛车消耗能量的类型分别是(
)①生物能
②核能
③电能
④太阳能
⑤化学能A．①④⑤
B．①③⑤
C．①②③
D．①③④3．
白磷在高压下隔绝空气加热后急速冷却，可得钢灰色固体黑磷，其转化过程中能量变化如图所示。下列叙述中正确的是(　　)A．黑磷比白磷稳定B．黑磷与白磷互为同分异构体C．白磷转化为黑磷是氧化还原反应D．白磷转化为黑磷是吸热反应4.已知中和热的数值是57.3KJ/mol。下列反应物混合时，产生的热量等于57.3KJ的
是（
）A.1mol/L稀HCl（aq）和1mol/L稀NaOH（aq）
B.500mL2.0mol/L的HCl（aq）和500mL2.0mol/L的NaOH（aq）C.500mL2.0mol/L的CH3COOH（aq）和500mL2.0mol/L的NaOH（aq）D.1mol/L稀CH3COOH（aq）和1mol/L稀NaOH（aq）5.
甲烷是一种高效清洁的新能源，0.25mol甲烷完全燃烧生成液态水时放出222.5kJ热量，则下列热化学方程式中正确的是
（
）A.
2CH4(g)
+
4O2(g)
=
2CO2(g)
+
4H2O(l)
ΔH=
+890
kJ·mol-1B.
CH4(g)
+
2O2(g)
=
CO2(g)
+2H2O(l)
ΔH=
+890
kJ·mol-1C.
CH4(g)
+
2O2(g)
=
CO2
(g)
+2H2O(l)
ΔH=
－890
kJ·mol-1D.
2CH4(g)
+
4O2(g)
=
2CO2(g)
+
4H2O(l)
ΔH=
－890
kJ·mol-16.根据以下3个热化学方程式：2H2S(g)+3O2(g)＝2SO2(g)+2H2O(l)
△H＝―Q1
kJ/mol2H2S(g)+O2(g)＝2S
(s)+2H2O(l)
△H＝―Q2
kJ/mol2H2S(g)+O2(g)＝2S
(s)+2H2O(g)
△H＝―Q3
kJ/mol判断Q1、Q2、Q3三者关系正确的是(
)A．
Q1>Q2>Q3
B．
Q1>Q3>Q2
C．
Q3>Q2>Q1
D．
Q2>Q1>Q37．表示氢气燃烧热的是
A．H2(g)
+
1/2O2(g)＝H2O(g)
△H＝-241.8
kJ/mol
B．2H2(g)
+
O2(g)＝2H2O(g)
△H＝-483.6
kJ/mol
C．H2(g)
+
1/2O2(g)＝H2O(l)
△H＝-285.8
kJ/mol
D．2H2(g)
+
O2(g)＝2H2O(l)
△H＝-571.6
kJ/mol8．已知：（1）Zn（s）+
1/2O2（g）＝ZnO(s)
，ΔH＝-350
kJ·mol-1
，
（2）2Ag(s)
+
1/2O2（g）＝Ag2O(s)
，ΔH＝
-25
kJ·mol-1
，则Zn（s）+
Ag2O(s)＝ZnO(s)+
2Ag(s)的ΔH等于A．-375
kJ·mol-1
B．-325
kJ·mol-1
C．+375
kJ·mol-1
D．
+325
kJ·mol-19．化学反应是旧键断裂和新键形成的过程。共价键的键能是两种原子间形成1
mol共价键(或其逆过程)时释放(或吸收)的能量。已知下面化学键的键能：H—HBr—BrH—Br键能(kJ·mol－1)436193366则Br2(g)＋H2(g)＝2HBr(g)的反应热ΔH等于A．-183
kJ·mol－1
B．183
kJ·mol－1
C．-103
kJ·mol－1
D．103
kJ·mol－110．含NaOH
20g的稀溶液与足量稀硫酸反应，放出28.7
kJ的热量，表示该反应中和热的热化学方程式正确的是A．2NaOH(aq)＋H2SO4(aq)
＝
Na2SO4(aq)＋2H2O(l)　
ΔH=+57.4
kJ／molB．NaOH(aq)＋H2SO4(aq)
＝
Na2SO4(aq)＋H2O(l)　ΔH=－28.7
kJ／molC．2NaOH(aq)＋H2SO4(aq)
＝
Na2SO4(aq)＋2H2O(l)　
ΔH=－114.8
kJ／molD．NaOH(aq)＋H2SO4(aq)
＝
Na2SO4(aq)＋H2O(l)　ΔH=－57.4
kJ／mol11．25℃、101
kPa下，2g氢气燃烧生成液态水，放出285.8kJ热量，表示该反应的热化学方程式正确的是A．2H2(g)+O2(g)
===
2H2O(l)
△H＝
―285.8kJ·mol－1B．2H2(g)+
O2(g)
===
2H2O(l)
△H＝
+571.6
kJ·mol－1C．2H2
(g)+O2(g)
===
2H2O(g)
△H＝
―571.6
kJ·mol－1D．H2(g)+O2(g)
===
H2O(l)
△H＝
―285.8kJ·mol－1二、双项选择题
（每小题有两个正确答案，5小题，每小题6分，漏选且正确得3分，错选得0分，
共30分）12．已知反应：①
2C(s)＋O2(g)＝2CO(g)
ΔH＝－221
kJ／mol②
稀溶液中，H＋(aq)＋OH－(aq)＝H2O(l)
ΔH＝－57.3
kJ／mol，下列结论正确的是A．碳的燃烧热大于110.5
kJ／mol
B．右图可表示①的反应过程和能量关系C．稀硫酸与稀NaOH溶液反应的中和热为
57.3
kJ／mol
D．稀醋酸与稀NaOH溶液反应生成1
mol水，放出57.3
kJ
热量13、下列说法正确的是：A、活化分子之间有合适的取向发生碰撞就可能是有效碰撞，就能生成新的物质。B、1mol硫酸与1mol氢氧化钡完全反应所放出的热量在数值上等于中和热
C、1molC与氧气反应生成1molCO所放出的热量，就是C的燃烧热
D、对于反应：2SO2
+
O2
2SO3
△H＜0，升高温度时，正、逆反应速度都加快。14、下列说法错误的是A.
热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，表示物质的量B.
物质的燃烧热与参加反应的可燃物的物质的量有关C.
同一化学反应，化学计量数相同而状态不同，△H值也不相同D.
化学反应过程所吸收或放出的热量与参加反应的物质的物质的量无关15、如下图所示，△H1=－393.5
kJ mol-1，△H2=－395.4
kJ mol-1，下列说法正确的是（
）A.
C（s、石墨）==
C（s、金刚石）
△H=
+1.9
kJ mol-1B.
石墨和金刚石的转化是物理变化C.
金刚石的稳定性强于石墨D.
1
mol石墨的总键能比1
mol金刚石的总键能大1.9
kJ16.在同温 同压下,下列各组热化学方程式中,ΔH1>ΔH2的是A.
2H2(g)+O2(g)═2H2O(g)
ΔH1
2H2(g)+O2(g)═2H2O(l)
ΔH2B.
S(g)+O2(g)═SO2(g)
ΔH1
S(s)+O2(g)═SO2(g)
ΔH2C.
C(s)+
1/2O2(g)═CO(g)
ΔH1
C(s)+O2(g)═CO2(g)
ΔH2D.
H2(g)+Cl2(g)═2HCl(g)
ΔH1
1/2H2(g)+
1/2
Cl2(g)═HCl(g)
ΔH2三、填空题：.17、（15分）2SO2(g)+O2(g)
=2SO3(g)反应过程的能量变化如图所示。已知1mol
SO2(g)氧化为1mol
SO3(g)的ΔH=
—99kJ·mol-1。请回答下列问题：（1）图中A、C分别表示


、

，E的大小对该反应的反应热
（填“有”或“无”）影响。该反应通常用V2O5作催化剂，加V2O5会使图中B点
（填“升高”还是“降低”），△H
(填“变大”、“变小”或“不变”)。
（2）图中△H值为

；
能量
A、
反应过程
反应物
生成物
能量
B、
反应过程
反应物
生成物
能量
C、
反应过程
反应物
生成物
能量
D、
反应过程
反应物
生成物
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第三章
第二节水的电离和溶液的酸碱性
(水的电离)
授课班级
课
时
第三课时
教学目的
知识与技能
知道水的离子积常数
过程与方法
1、通过水的电离平衡分析，提高运用电离平衡基本规律分析问题的解决问题的能力。2、通过水的离子积的计算，提高有关的计算能力，加深对水的电离平衡的认识
情感态度价值观
1、通过水的电离平衡过程中H+、OH-关系的分析，理解矛盾的对立统一的辩证关系。2、由水的电离体会自然界统一的和谐美以及“此消彼长”的动态美。
重
点
水的离子积
难
点
水的离子积
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
实验导课］用灵敏电流计测定纯水的导电性。现象：灵敏电流计指针有微弱的偏转。
说明：能导电，但极微弱。分析原因：纯水中导电的原因是什么？结论：水分子能够发生电离，水分子发生电离后产生的离子分别是H3O+和OH―
，发生电离的水分子所占比例很小。水是一种极弱电解质，存在有电离平衡：第二节
水的电离和溶液酸碱性一、水的电离讲]水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。投影]水分子电离示意图：实验测定：25℃
c（H＋）=
c（OH－）=1×10－7mol/L100℃
c（H＋）=
c（OH－）=
1×10－6mol/L
1、H2O
+
H2O
H3O＋
+
OH-
简写：
H2O
H＋+
OH-讲］与化学平衡一样，当电离达到平衡时，电离产物H＋和OH―浓度之积与未电离的H2O的浓度之比也是一个常数。2、
H2O的电离常数K电离＝＝
3、水的离子积：25℃
K
W=
c（H＋）·
c（OH－）=
=
1.0×10－14。投影]
表3-2
总结水的电离的影响因素。4、影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，投影］知识拓展---影响水电离平衡的因素1、温度：
水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡右移，电离程度增大，C(H＋)和C(OH―)同时增大，KW增大，但由于C(H＋)和C(OH―)始终保持相等，故仍呈中性。2、酸、碱
向纯水中加入酸或碱，由于酸(碱)电离产生的H＋(OH―)，使溶液中的C(H＋)或C(OH―)增大，使水的电离平衡左移，水的电离程度减小。3、含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐在纯水中加入含有弱酸根离子或弱碱阳离子的盐，由于它们能跟水电离出的H＋和OH―结合生成难电离物，使水的电离平衡右移，水的电离程度增大。4、强酸的酸式盐向纯水中加入强酸的酸式盐，如加入NaHSO4，由于电离产生H＋，增大C(H＋)，使水的电离平衡左移，抑制了水的电离5、加入活泼金属
向纯水中加入活泼金属，如金属钠，由于活泼金属能与水电离的H＋直接作用，产生氢气，促进水的电离。5、KW不仅适用于纯水，还适用于酸性或碱性的稀溶液，不管是哪种溶液均有：C(H＋)H2O
==
C(OH―)H2O
KW==
C(H＋)溶液·C(OH―)溶液过渡]由水的离子积可知，在水溶液中，H＋和OH-离子共同存在，无论溶液呈酸性或碱性。由此我们可以进行有关c（H＋）、
c（OH－）的简单计算。二、溶液的酸碱性与pH1、溶液的酸碱性学生阅读p46页
思考与交流]
讲]碱溶液中：H2O
H＋
+
OH－
NaOH
==
Na＋
+
OH－，
c（OH－）升高，
c（H＋）下降，水的电离程度降低。酸溶液中：H2O
H＋
+
OH－
HCl
==
H＋
+
Cl－
，
c（H＋）升高，c（OH－）下降，水的电离程度降低。实验证明：在稀溶液中：Kw
=
c（H＋）·c（OH－）
25℃
Kw=1×10－14稀溶液中25℃：
Kw
=
c（H＋）·c（OH－）=1×10-14常温下：中性溶液：c（H＋）=c（OH－）=1×10－7mol/L酸性溶液：c（H＋）>
c（OH－）,
c（H＋）>1×10－7mol/L碱性溶液：c（H＋）<
c（OH－）,
c（H＋）<1×10－7mol/L
c（OH－）>1×10－7mol/L
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第一章第二节：燃烧热、能源
授课班级
课
时
第四课时
教学目的
知识与技能
1.掌握燃烧热的概念及计量方法
2、能源及能源的分类
过程与方法
通过燃烧热的原理与操作掌握科学的推理过程
情感态度价值观
通过细节的条件培养学生的求实、严谨和创新的优良品质；提高学生的学习化学兴趣
重
点
燃烧热的概念
难
点
燃烧热的计算
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
一、燃烧热1．概念101_kPa时，1_mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位kJ·mol－1。2．燃烧热与中和热的重要区别(1)反应环境的区别：燃烧热必须是燃烧反应而且是完全燃烧，有O2参加；而中和热是稀溶液中的酸碱中和反应。(2)反应实质不同：燃烧反应是氧化还原反应；中和反应是复分解反应。(3)规定物质不同：燃烧热是1
mol纯物质被燃烧；中和热是生成1_mol_H2O。二、能源1．能源是能提供能量的资源，它包括化石燃料(煤、石油、天然气)、阳光、风力、流水、潮汐以及柴草等。2．解决能源危机的方法(1)科学地控制燃烧反应，使燃料充分燃烧，提高能源的使用效率。(2)寻找新的能源，现正探索的新能源有太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能等，它们资源丰富，可以再生，没有污染或很少有污染。1．下列关于燃烧热的说法中正确的是(　　)A．1
mol物质燃烧所放出的热量B．常温下，可燃物燃烧放出的热量C．在25
℃、1.01×105
Pa时，1
mol物质燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量D．燃烧热随化学方程式前的化学计量数的改变而改变答案　C2．下列热化学方程式中ΔH的数值表示可燃物燃烧热的是(　　)A．CO(g)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－283
kJ·mol－1B．CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)
ΔH＝－802.3
kJ·mol－1C．2H2
(g)＋O2(g)===2H2O(l)
ΔH＝－571.6
kJ·mol－1D．H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)
ΔH＝－184.6
kJ·mol－1答案　A3．已知H2的燃烧热为－285.8
kJ·mol－1，CO的燃烧热为－282.8
kJ·mol－1；现有H2和CO组成的混合气体
5.6
L(标准状况)，经充分燃烧后，放出总热量为71.15
kJ，并生成液态水。下列说法正确的是(　　)A．CO燃烧的热化学方程式为2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)　ΔH＝－282.8
kJ·mol－1B．H2燃烧的热化学方程式为2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH＝－571.6
kJ·mol－1C．燃烧前混合气体中CO的体积分数为60%D．燃烧后的产物全部与足量的过氧化钠作用可产生0.125
mol
O2答案　D知识点二　能源4．关于能源，以下说法中不正确的是(　　)A．煤、石油、天然气等燃料的最初来源都可追溯到太阳能B．柴草燃烧时释放的能量是生物能C．核能和地热能来自地球自身D．潮汐能来源于月球引力做功答案　B
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：
高二化学反应与能量总复习题（理科）
授课班级
课
时
第1课时
教学目的
知识与技能
1、掌握反应热及其计算方法
2、理解盖斯定律及其应用3、学会运用本节课的知识点解决实际问题
过程与方法
1、采取重点讲解和自主学习的方法，培养学生自学的能力和解决问题的本领。2、活动探究，通过反应热与能源的掌握学会归纳、比较能力。
情感态度价值观
通过习题的讲解和了解能源发展的历史与前景，使学生认识化学能源在反应热中要地位，体会化学的创造性和实用性，激发对化学科学学习的兴趣。
重
点
盖斯定律、反应热的应用
难
点
解题技巧
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
三、填空题：9．（16分，每空2分）一定条件下，可逆反应N2
+3H22NH3
△H＜0，达到平衡后，1）加催化剂，V正、V逆
都发生变化，且变化的倍数
（选填：相等。不相等）
2）缩小体积使体系压强增大，则V正
，V逆
（选填：增大、减小、不变）V正
变化的倍数
V逆
变化的倍数（选填：大于、小于、等于）
3）降温，V正、
V逆
（选填：增大、减小、不变），
4）
恒容下再通入一定量的氮气，达新平衡时，
N2
转换率
，H2转化率
（选填：增大、减小、不变），10.（16分，每空2分）已知某些化学键键能的数据如表所示化学键Cl-ClBr-BrI-IH-ClH-BrH-IH-H键能(kJ/mol)243193151432366298436（1）下列物质最不稳定的是
A.
HCl
B.
HBr
C.
HI
（2）氢气与氯气反应生成氯化氢气体的热化学方程式为：
，该反应是
（选填“吸热反应”或“放热反应”）。相同条件下，1molCl2和1molH2
的总能量
2molHCl的总能量（选填：大于、小于或等于）（3）I2（g）+
H2
（g）=
2HI（g）
△H1
I2（s）+
H2
（g）=
2HI（g）
△H2
I2（s）=
I2（g）
△H3
则△H1
△H2
△H3之间的关系为：△H1
=
（用△H2
△H3代数式表示）（4）
H2和O2反应生成1mol水蒸气放热241.8kJ，写出该反应的热化学方程式
。若1g水蒸气转化成液态水时放热a
kJ热量，则反应
H2(g)
+
1/2O2(g)
==
H2O(l)
的△H=____；4g
H2完全燃烧生成水蒸气时放出的热量为：
（可能用上的相对原子质量：H
1
O
16）11、（16分，每空3分，）PCl5的热分解反应如下：PCl5（g）PCl3（g）+Cl2（g）1）该反应的平衡常数表达式为：K=
。2）若某温度下，在容积为1.0L的密闭容器中充入0.20mol
PCl5,达到平衡后，测得容器内PCl3的浓度为0.15mol/L,
（1）平衡时，PCl5的浓度为：
（2）平衡时，Cl2的浓度为：
（3）该温度下的平衡常数为：
。3）相同条件下，在容积为1.0L的密闭容器中充入0.20mol
PCl3和0.20mol
Cl2,达到平衡后，其平衡常数为：
。(保留两位小数)
（2分）4）某温度下，合成氨反应的热化学方程式为N2（g）+
3H2（g）
2NH3（g）△H=-92.4kJ/mol在该温度下，将1
mol
N2和3
mol
H2放入密闭容器中，在有催化剂存在的条件下充分反应，测得反应放出的热量总是小于92.4kJ，其原因是：
（2分）12、条件下SO2的转化率为b%
；恒容绝热条件下SO2的转化率为c%
；则它们之间的关系是：（选填：　＞　＜　　＝
条件不够无法确定）a%
b%
a%
c%
b%
c%
12．(9分)化学反应与能量有密切的关系，化学反应过程总是伴随着能量的变化，而能量之间可以相互转化。（1）由氢气和氧气反应生成0.5mol水蒸气放热120.9kJ，若H2O(l)＝H2O(g)；ΔH＝+44kJ/mol，则H2的燃烧热△H
=
_________
。（2）已知：Na2CO3·10H2O(s)=Na2CO3(s)+10H2O(g)
ΔH1=+532.36
kJ·mol–1Na2CO3·10H2O(s)=Na2CO3·H2O(s)+9H2O(g)
ΔH2=+473.63
kJ·mol–1写出Na2CO3·H2O脱水反应的热化学方程式　　
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第三章
第四节难溶电解质的溶解平衡
(沉淀溶解平衡的应用)
授课班级
课
时
第三课时
教学目的
知识与技能
了解沉淀溶解平衡在生产生活中的应用(沉淀生成、分步沉淀，沉淀的溶解和转化)
过程与方法
引导学生动手实验、分析实验、自主学习、独立思考，根据实验现象，学会分析、解决问题
情感态度价值观
在活动中增强团结、协作的合作意识，培养学生学习化学的兴趣，以及对立统一的辩证唯物主义观点
重
点
难溶电解质的溶解平衡，沉淀的转化
难
点
沉淀的转化和溶解
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
新课引入］难溶电解质的沉淀溶解平衡作为一种动态的平衡，我们可以通过改变条件，控制其进行的方向，沉淀转为溶液中的离子，或者溶液中的离子转化为沉淀。本节课我们共同探究沉淀反应的应用。二、沉淀溶解平衡的应用探究］向饱和NaCl溶液中加浓盐酸会有什么现象？运用平衡移动原理，讨论产生现象的原因
讲］加入相同离子，平衡向沉淀方向移动。问］以上是存在溶解平衡时的情况，如果不存在溶解平衡，如何生成沉淀呢？探究］如何处理工业废水中的Fe3+？讲］加入含OH－的溶液将Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀，OH－的溶液就是“沉淀剂”。还可以通过调节溶液的pH值来使Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀1、沉淀的生成（1）方法：A、调节PH法
B、加沉淀剂法
C、同离子效应法
D、氧化还原法1、
沉淀剂的选择：要求除去溶液中的某种离子，又不能影响其他离子的存在，并且由沉淀剂引入溶液的杂质离子还要便于除去。如：沉淀Ag+，可用NaCl作沉淀剂，因为它的溶解度小。溶液中沉淀物的溶解度越小，被沉淀离子沉淀越完全。如：被沉淀离子为Ca2+离子，可用生成CaCO3，CaSO4或CaC2O4形成沉淀出来，但这三种沉淀物中以CaC2O4的溶解度最小，因此，沉淀成CaC2C4的形式，Ca2+离子去除的最完全。2、形成沉淀和沉淀完全的条件：由于难溶电解质溶解平衡的存在，在合理选用沉淀剂的同时，有时还要考虑溶液的pH和温度的调控。加入适当过量沉淀剂，使沉淀完全，一般过量20%--50%。要注意沉淀剂的电离程度。如欲使Mg2+离子沉淀为Mg(OH)2，用NaOH做沉淀剂比用氨水的效果要好。 3、控制溶液PH值，对于生成难溶氢氧化物或硫化物的反应，必须控制溶液的PH值。4、通过氧化还原反应等方式改变某离子的存在形式，促使其转变为溶解度更小的难电解质以便分离出去思考与交流］P63,
指导学生思考讨论两个问题。
从溶解度角度考虑，应选择钡盐（2）原则：生成沉淀的反应能发生，且进行得越完全越好（3）意义：物质的检验、提纯及工厂废水的处理等讲］生成难溶电解质的沉淀，是工业生产、环保工程和科学研究中除杂质或提纯物质的重要方法之一，但不是唯一方法。(4)
不同沉淀方法的应用1
直接沉淀法：除去指定的溶液中某种离子或获取该难溶电解质2
分步沉淀法：鉴别溶液中含有哪些离子或分别获得不同难溶电解质3
共沉淀法：除去一组某种性质相似的离子，加入合适的沉淀剂4
氧化还原法：改变某离子的存在形式，促使其转变为溶解度更小的难溶电解质便于分离除去随堂练习］为除去MgCl2溶液中的FeCl3，可在加热搅拌的条件下加入的一种试剂是（
D
）A、NaOH
B、Na2CO3
C、氨水
D、MgO过］既然已经存在沉淀，就存在沉淀溶解平衡。沉淀的溶解就要从沉淀向溶解方向移动考虑。问］结合以前的知识，如果想溶解碳酸钙，可以用什么方法？为什么？2、沉淀的溶解(1)
酸碱溶解法投影］CaCO3的溶解
（p63页）讲］在上述反应中，气体CO2的生成和逸出使CaCO3溶解平衡体系中的CO32―浓度不断减小，平衡向沉淀溶解方向移动。难溶电解质FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2也可溶于强酸，其反应如下：FeS+2H＋==Fe2＋+H2S；Al(OH)3+3H＋
==Al3＋+3H2O；Cu(OH)2+2H＋==Cu2＋+2H2O
过］除了酸之外，某些盐溶液也可用来溶解沉淀。(2)
盐溶解法投影实验3-3］滴加试剂蒸馏水盐酸氯化氨溶液现象固体无明显溶解现象迅速溶解逐渐溶解思考与交流1］分析：对于难溶氢氧化物来说，如Mg(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2……，加酸，由于形成弱电解质水促使沉淀溶解。例如Mg(OH)2可溶于盐酸，表示如下：由于溶液中生成水，OH-离子浓度降低，使Mg(OH)2沉淀溶解平衡向右移动，从而促使Mg(OH)2沉淀溶解。Mg(OH)
2、Mn(OH)2等溶解度较大的氢氧化物还能溶于NH4Cl溶液中。表示为：
由于溶液中生成弱电解质NH3·H2O，使OH-离子浓度降低，Mn(OH)2沉淀溶解平衡向右移动，从而促使Mn(OH)2沉淀溶解。小结］上面两个反应中，Mg(OH)2在水中少量溶解、电离出的OH―分别与酸和盐电离出的H＋、NH4＋作用，生成弱电解质H2O和NH3·H2O，它们的电离程度小，在水中比Mg(OH)2更难释放出OH―，H2O和NH3·H2O的生成使Mg(OH)2的溶解沉淀平衡向溶解方向移动，直至完全溶解。过］除此之外，还有一些其他方法。例如，AgCl可溶于NH3·H2O，银氨溶液的配制过程其实质都是生成配合物沉淀溶解(3)
生成配合物使沉淀溶解(4)
发生氧化还原反应使沉淀溶解
讲］如有些金属硫化物(CuS、HgS等)不溶于非氧化性酸，只能溶于氧化性酸，通过减少C(S2―)而达到沉淀溶解的目的。例如：3CuS+8HNO3
==
3Cu(NO3)2
+S+2NO+4H2O
过渡］当向AgNO3和NaCl恰好完全反应的平衡体系中加入I－，若再加入S2－，会看到什么现象？投影实验］根据实验3-4的实验步骤，指导学生完成实验。设问］通过实验你观察到了什么现象？投影］步骤AgCl和AgNO3溶液混合向所得固体混合物中滴加KI溶液向新得固体混合物中滴加Na2S溶液现象又白色沉淀析出白色沉淀转化为黄色黄色沉淀转化为黑色演示实验3－5］根据实验3-4的实验步骤，指导学生完成实验。步骤向MgCl2
溶液中滴加NaOH
溶液向有白色沉淀的溶液中滴加FeCl3
溶液静置现象有白色沉淀析出白色沉淀变红褐色红褐色沉淀析出溶液褪至无色3、沉淀的转化
(1)
方法：加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子。使平衡向溶解的方向移动。讲］沉淀的转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。一般来说，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现(2)
实质：生成溶解度更小的难溶物总结］沉淀的生成、溶解、转化本质上都是沉淀溶解平衡的移动问题，其基本依据主要有：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。③加入相同离子，平衡向沉淀方向移动。④加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子。使平衡向溶解的方向移动。
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：第三章
第三节盐类的水解(盐类水解的影响因素和盐类水解反应的利用)
授课班级
课
时
第三课时
教学目的
知识与技能
1、了解盐类水解在工农业生产和日常生活的应用
过程与方法
1、培养学生分析问题的能力2、培养学生归纳思维能力和逻辑推理能力
情感态度价值观
1、通过对盐类水解规律的总结，体会自然万物变化的丰富多彩
重
点
盐类水解的影响因素
难
点
盐类水解的应用
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
集体备课教案
个人备课教案
回顾］盐类水解属于离子反应，其实质是：在溶液中盐电离出来的离子与水所电离出来的H＋
或OH―
结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。水解平衡就是一种化学平衡，盐类水解的程度大小与物质的本性相关。因此，反应中形成的弱酸或弱碱电离程度越小，则盐的水解程度越大。盐类水解也是酸碱中和反应的逆过程。中和反应是放热反应，因此水解反应是吸热反应。P57页科学探究］投影小结］1、因FeCl3属于强酸弱碱盐，生成的Fe(OH)3是一种弱碱，并且难溶，所以FeCl3易水解。其水解反应的化学方程式：Fe3＋+3H2O
Fe(OH)3
+3H＋
2、影响FeCl3水解的因素有：(1)
加入少量FeCl3晶体，增大C(Fe3＋)；(2)加水稀释；(3)
加入少量盐酸，增大C(H＋)；
(4)
加入少量NaF
晶体，降低C(Fe3＋
)；(5)
加入少量NaHCO3，降低C(H＋)；(6)
升高温度
判断上述水解平衡移动的方向依据有多种，一是平衡原理，二是可以通过溶液颜色深浅变化作判断(如加热时，溶液颜色明显变深，表明平衡是向水解方向移动)；三是通过溶液酸度变化(如加入少量FeCl3晶体前后，测溶液PH的变化)；四是观察有无红褐色沉淀析出(如加入少量NaHCO3后，使Fe3＋的水解程度趋向完全)3、通过实验得出的主要结论有：（1）Fe3＋水解是一个可逆过程（2）水解平衡也是一个动态平衡（3）Fe3＋的水解属于吸热反应（4）改变平衡的条件（如温度、浓度等），水解平衡就会发生移动（5）当加入的物质能与溶液中的离子结合成很难电离的弱电解质，Fe3＋的水解程度就可能趋向完全引入］这节课我们就来系统研究水解的影响因素有哪些？三、盐类水解的影响因素讲］当水解速率与中和反应速率相等时，处于水解平衡状态。若改变条件，水解平衡就会发生移动，遵循勒沙特列原理。1、内因：盐本身的性质2、外因：(1)
温度：升温促进水解(2)
浓度：稀释促进水解(3)
外加酸碱讲］盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。稀释盐溶液，可促进水解，盐的浓度越小，水解程度越大；但增大盐的浓度，水解平衡虽然正向移动，但水解程度减小。外加酸碱能促进或抑制盐的水解，例如，水解酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H＋，使平衡向水解方向移动而促进水解，若加酸则抑制水解。3、不考虑水解的情况讲］不水解的两种可溶性强酸强碱盐溶液相混合，按复分解进行分析，如BaCl2＋Na2SO4＝＝BaSO4＋2NaCl。水解反应不能相互促进的、可溶性强酸强碱盐相混合，一般按复分解进行，如BaCl2＋Na2CO3＝＝BaCO3＋2NaCl。若是具有氧化性的盐和具有还原性的盐溶液反应时，一般可发生氧化还原反应：2FeCl3＋Na2S＝＝2FeCl2　＋2NaCl＋S四、盐类水解的应用讲］盐类水解的程度一般很微弱，通常不考虑它的影响，但遇到下列情况时，必须考虑水解。1、分析判断盐溶液酸碱性（或PH范围）要考虑水解讲］等体积、等物质的量浓度的氨水和盐酸混合后，因为完全反应生成强酸弱碱盐NH4Cl，所以PH＜7，溶液显酸性练习］1、有学生做如下实验：将盛有滴加酚酞的NaHCO3溶液（0.1mol/L）的试管微热时，观察到该溶液的浅红色加深；若冷却至室温时，则又变回原来的浅红色。发生该现象的主要原因是＿＿＿＿＿2、相同温度、相同物质的量浓度的四种溶液：①ＣＨ3ＣＯＯＮａ，②ＮａＨＳＯ4，③ＮａＣｌ，④，按ｐＨ由大到小排列正确的是（??）。
??Ａ．①＞④＞③＞②
??Ｂ．①＞②＞③＞④
??Ｃ．④＞③＞①＞②
??Ｄ．④＞①＞③＞②2、比较盐溶液离子浓度大小或离子数时要考虑水解。讲］例如在磷酸钠晶体中，n(Na＋
)=3n(PO43―)，但在Na3PO4溶液中，由于PO43―的水解，有c(Na＋)>3c(PO43―),又如，在0.1mol/L
Na2CO3
溶液中，阴离子浓度的大小顺序为：c(CO32―)>c(OH―)>c(HCO3―)3、配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解讲］配制强酸弱碱溶液时，需滴几滴相应的强酸，可使水解平衡向左移动，抑制弱碱阳离子的水解，如配制FeCl3、SnCl2溶液时，因其阳离子发生诸如Fe3＋
+3H2O
Fe(OH)3
+3H＋
的水解而呈浑浊状，若先将FeCl3溶于稀HCl中，再用水稀释到所需浓度，可使溶液始终澄清。同样配制CuSO4溶液，可先将CuSO4溶于稀H2SO4中，然后加水稀释。配制强碱弱酸盐溶液时，需几滴相应的强碱，可使水解平衡向左移动，抑制弱酸根离子的水解。如配制Na2CO3、Na2S溶液时滴几滴NaOH溶液。4、制备某些无水盐时要考虑盐的水解讲］例如将挥发性酸对应的盐(AlCl3、FeBr2、Fe(NO3)3等)的溶液加热蒸干，得不到盐本身。以蒸干AlCl3溶液来说，AlCl3溶液中AlCl3+3H2O
Al(OH)3
+3HCl，蒸干过程中，HCl挥发，水解平衡向右移，生成Al(OH)3，Al(OH)
3
加热分解：2Al(OH)3==Al2O3+3H2O，故最终加热到质量不再变化时，固体产物是Al2O3。又如，有些盐(如Al
2S3)会发生双水解(能进行几乎彻底的水解)，无法在溶液中制取，只能由单质直接反应制取。5、判断离子能否大量共存时要考虑盐的水解。讲］弱碱阳离子与弱酸根离子在溶液中若能发生双水解，则不能大量共存，能发生双水解反应的离子有：Al3＋与CO32―、HCO3―、S2―、HS―、AlO2―等；Fe3＋
与CO32―、HCO3―、AlO2―等；NH4＋与SiO32―
、AlO2―等。这里还需要我们注意的是Fe3＋与S2―、HS―也不能共存，但不是因为发生双水解，而是因为发生氧化还原反应6、化肥的合理施用，有时也要考虑盐类的水解讲］铵态氮肥与草木灰不能混合施用。因草木灰的成分是K2CO3
水解呈碱性；CO32―+H2O
HCO3―+OH―，铵态氮肥中NH4＋遇OH―逸出NH3，使氮元素损失，造成氮肥肥效降低；过磷酸钙不能与草木灰混合施用，因Ca(H2PO4)2水溶液显酸性，K2CO3溶液显碱性，两者混合时生成了难溶于水的CaCO3、Ca3(PO4)2
或CaHPO4
，不能被作物吸收。
长期施用
(NH4)2SO4的土壤因NH4＋的水解而使土壤的酸性增强：NH4＋+H2O
NH3·H2O＋H＋　7、某些试剂的实验室贮存要考虑盐的水解讲］例如Na2CO3、NaHCO3溶液因CO32―、HCO3―水解，使溶液呈碱性，OH―与玻璃中的SiO2反应生成硅酸盐，使试剂瓶颈与瓶塞粘结，因而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存，必须用带橡皮塞的试剂瓶保存。8、用盐作净水剂时需考虑盐类水解讲］例如，明矾KAl(SO4)2
·12H2O净水原理：Al3＋+3H2O
Al(OH)3
(胶体)+3H＋
，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。9、Mg、Zn等较活泼金属溶于强酸弱碱盐(如NH4Cl、AlCl3、FeCl3等)溶液中产生H2
讲］将Mg条投入NH4Cl溶液中，有H2、NH3产生，有关离子方程式为NH4＋+H2O　　NH3·H2O＋H＋，Mg＋2H＋＝＝Mg2＋＋H2　Mg与FeCl3、AlCl3、NH4Cl溶液均能反应10、某些盐的分离除杂要考虑盐类水解讲］例如为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3＋可在加热搅拌条件下加入氧化镁，氧化镁与Fe3＋水解产生H＋反应：MgO＋2H＋＝＝Mg2＋＋H2O，使水解平衡Fe3＋＋3H2O
Fe(OH)3
+3H＋
不断向右移动，Fe3＋会生成Fe(OH)3沉淀而被除去。11、工农业生产、日常生活中，常利用盐的水解知识讲］泡沫灭火器产生泡沫是利用了Al2（SO4）3　和NaHCO3相混合发生双水解反应，产生了CO2，Al3＋＋3HCO3―＝＝Al(OH)3＋3CO2　；日常生活中用热碱液洗涤油污制品比冷碱液效果好，是由于加热促进了Na2CO3水解，使溶液碱性增强。；水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2，基本上不会生成MgCO3
，是因为MgCO3微溶于水，受热时水解生成更难溶的Mg(OH)2　；小苏打片可治疗胃酸过多；磨口试剂瓶中不能盛放Na2SiO3、Na2CO3等试剂。12、加热蒸干盐溶液析出固体讲］不水解、不分解的盐的溶液加热蒸干时，析出盐的晶体，如NaCl；但能水解，生成的酸不挥发，也能析出该盐的晶体，如Al2(SO4)3
；能水解，但水解后生成的酸有挥发性，则析出金属氢氧化物，若蒸干后继续加热，则可分解为金属氧化物，如AlCl3；若盐在较低温度下受热能水解，则加热蒸干其溶液时，盐已分解，如
Ca(HCO3)2。13、判断盐对应酸的相对强弱讲］例如，已知物质的量浓度相同的两种盐溶液，NaA和NaB，其溶液的pH前者大于后者，则酸HA和HB的相对强弱为HB>HA
教学回顾与反思
PAGE高二化学教案（选修四）
课题：选修四第二章第二节练习册习题P25、P26、
授课班级
课
时
第四课时
教学目的
知识与技能
①理解浓度、压强、温度和催化剂对化学反应速率的影响；②能初步运用有效碰撞和活化分子等知识来解释浓度、压强、温度和催化剂等条件对化学反应速率的影响；
过程与方法
学生自主学习
情感态度价值观
培养学生透过现象看本质的能力。
重
点
影响化学反应速率的因素。
难
点
影响化学反应速率的因素。
课型
讲授：
习题：
复习：
讨论：
其他：
题号
答案
P25水平测试6、
（1）（2）（3）（4）（5）
能力提升7、
8、
9、
（1）（2）（3）（4）（5）（6）
P2610、
（1）（2）（3）
PAGE
Ks5u,您身边的高考专家