课件37张PPT。第一章 化学反应与能量第一节 化学反应与能量的变化
第一课时 焓变 反应热2018年10月15日星期一 化学反应过程中为什么会有能量的变化？
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，重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都会有能量的变化。思考：1、你所知道的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、炭与二氧化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< 一、反应热 化学反应过程中所释放或吸收的能量,都可以用热量(或换算成相应的热量)来表述,叫做反应热,在恒压条件下又称为焓变。 （焓变）PS：
1、符号：△H 单位： kJ/mol 或 kJ·mol-1
2、反应热描述的是化学反应前后的热量变化
3、反应热描述的是一定温度下的热量变化
4、任何化学反应都有反应热，表现为吸热反应或者放热反应一、反应热 化学反应过程中所释放或吸收的能量,都可以用热量(或换算成相应的热量)来表述,叫做反应热,在恒压条件下又称为焓变。 （焓变）PS：
ΔH=生成物能量-反应物能量
放热反应：ΔH<0或 ΔH为“-”
吸热反应：ΔH>0 或ΔH为“+”
从化学键的角度理解反应与能量变化的关系以H2+Cl2=2HCl为例键能数据：
H-H 436 kJ/mol
Cl-Cl 243 kJ/mol
H-Cl 431 kJ/mol一般用实验数据表示反应热比较：由实验测得的反应热为186.4kJ/mol小试一下： 上述反应的反应热表示为： ΔH=-184.6kJ/mol，下面的反应该如何表示它的反应热呢？
例1：1molC与1mol水蒸气反应生成1molCO和1molH2，需要吸收131.5kJ的热量。ΔH=+131.5kJ/mol 例 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 。 -92KJ/mol-30.6KJ/mol反应热与物质的量的关系：
质量守恒
能量守恒
某一反应中，质量和能量成正比关系
热量用Q表示
①体系向环境做正功，Q>0，释放能量→放热反应
②体系向环境做负功，Q<0，得到能量→吸热反应★判断一个反应是吸热反应还是放热反应的方法:
Ⅰ: △H=E2 － E1 > 0为吸热反应
E1不能通过实验测得，∴没有实际的计算意义
Ⅱ：反应物分子断键时吸收的总能量Σ反与生成物分子形成新化学键时释放的能量Σ生的相对大小
△H= Σ反－ Σ生
若： △H > 0 则为吸热反应 △H为“+” ， Q<0
△H < 0 则为放热反应 △H为“-” ， Q>0
Ⅲ：通过实验直接测得→掌握中和热的测定
阅读P3《资料●体系与环境》键能:破坏1 mol 共价键吸收的能量或形成1 mol 共价键放出的能量键能恒取正值反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量1、下列叙述正确的是 （ ）
A.化学反应一定伴随热量的变化
B.凡是吸热或放热过程中热量的变化均称为反应热
C.若△H<0，则反应物的能量高于生成物的能量
D.若△H>0，则反应物的能量高于生成物的能量
2、已知：H + H ═ H2；△H=－436KJ/mol，则下列叙述正确的是 （ ）
A.2个H原子的能量高于1个H2的能量
B.2个H原子的能量低于1个H2的能量
C. H原子比H2分子稳定
D.H2分子比H原子稳定A CA D3、下列变化过程中会放出热量的是 （ ）
①硝酸铵溶于水②物质的燃烧③苛性钠溶于水
④生石灰放入水中 ⑤醋酸的电离
A．仅①⑤ B．仅②③
C．仅②④ D．②③④D4、下列变化中，属于放热反应的是 （ ）
A.Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应
B.点燃的镁条在二氧化碳中继续燃烧
C.灼热的碳与二氧化碳的反应
D.氯化钠溶于水B小 结一、反应热、焓变
从反应热角度看：ΔH＝生成物能量－反应物能量从键能角度看：ΔH＝反应物总键能－生成物总键能第一章 化学反应与能量第一节 化学反应与能量的变化
第二课时 热化学方程式实验中学 高二化学备课组2018年10月15日星期一?H＝E（生成物的总能量）－ E（反应物的总能量）?H＝E（反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量）－ E （生成物分子化学键形成时所释放的总能量）我们已经认识了反应热，那么如何在化学方程式中正确反映其热量的变化？二、热化学方程式什么是热化学方程式？表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。思考
交流与化学方程式相比，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？请看以下几个例子，再思考！热化学方程式 能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式H2(g)+I2(g)======2HI(g) △H=－14.9kJ/mol200℃
101kPa1、热化学方程式包含物质变化和能量变化两个部分，二者缺一不可。
普通化学方程式只包含物质变化一个部分。物质变化能量变化★书写热化学方程式的注意事项1、化学方程的右边必须写上△H，并用“空格”隔开，
△H：吸热用“+”，放热用：“－”， 单位是kJ/mol或J/mol热化学方程式 能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式H2(g)+I2(g)======2HI(g) △H=－14.9kJ/mol200℃
101kPa2、热化学方程式需注明反应时的温度和压强。对于 25℃ 101kPa时进行的反应可不注明。普通化学方程式不需注明温度和压强。？★书写热化学方程式的注意事项1、化学方程的右边必须写上△H，并用“空格”隔开,△H：吸热用“+”，放热用：“－”，单位是kJ/mol或J/mol;2、需注明反应的温度和压强，如不注明条件，即指: 25℃ 1.01×105Pa；热化学方程式 能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式3、热化学方程式需注明各物质的状态。
普通化学方程式不需注明物质的状态。★书写热化学方程式的注意事项1、化学方程的右边必须写上△H，并用“空格”隔开， △H：吸热用“+”，放热用：“－”，单位是kJ/mol或J/mol2、需注明反应的温度和压强，如不注明条件，即指: 25℃ 1.01×105Pa；3、物质后需标聚集状态（s、l、g、aq）热化学方程式 能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式4、热化学方程式中化学计量数表示参加反应的各物质的物质的量，可为整数或分数。
普通化学方程式中化学计量数宏观上表示各物质的物质的量，微观上表示原子分子数目，只能为整数，不能为分数。阅读 P4 《资料卡片》★kJ/mol的含义：每mol反应的焓变★书写热化学方程式的注意事项1、化学方程的右边必须写上△H，并用“空格”隔开， △H：吸热用“+”，放热用：“－”，单位是kJ/mol或J/mol2、需注明反应的温度和压强，如不注明条件，即指: 25℃ 1.01×105Pa；3、物质后需标聚集状态（s、l、g、aq）4、热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示物质的量并不能表示物质的分子数或原子数，因此化学计量数可以是整数也可以是分数5、根据焓的性质，若化学方程式中各物质的系数加倍，则△H的数值也加倍；若反应逆向进行，则△H改变符号，但绝对值不变热化学方程式表示的意义1、反应物和生成物的种类、聚集状态
2、反应中各物质的物质的量比和质量比
3、反应中放出或吸收的热量。综上所述问题：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
它的值与什么有关系？ 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吸收或放出的热量，?H它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。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/mol练习：而这些书写也是对的！！！（练习与巩固）依据事实，写出下列反应的热化学方程式∶（１）1mol碳完全燃烧放出393.5KJ的热量；
（２）1克甲醇燃烧生成二氧化碳和液态水时放热22.68KJ；
（３）1mol氯气和水蒸气通过灼热的炭层反应，生成氯化氢和二氧化碳放出145KJ的热量。你写对了吗？^_^写出下列反应的热化学方程式
（1）1molC(固态)与适量H2O(气态) 反应,生成CO(气态)和H2(气态),吸收131.3kJ的热量
（2）0.5molCu(固态) 与适量O2(气态) 反应, 生成CuO(固态), 放出78.5 kJ的热量
C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) △H=+131.3KJ/mol2Cu(s)+O2(g)=2CuO(s) △H= － 314KJ/mol 2.00gC2H2完全燃烧生成液态水和CO2放出的热量为99.6KJ，写出C2H2燃烧的热化学方程式。
2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l)
△H=－2589.6KJ/mol2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l) △H=-4b kJ
2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l) △H=-4b kJ/mol
C. C2H2(g)+5/2O2(g)=2CO2(g)+H2O(g) △H=-4b kJ/mol
D. 2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l) △H=+4b kJ/mol
E. 2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l) △H=-2b kJ/mol2、已知充分燃烧a g 乙炔气体时生成1mol二氧化碳气体和液态水，并放出热量bkJ，则乙炔燃烧的热化学方程式正确的是B点拨：热化学方程式书写正误的判断可从物质的聚集状态、△H的正负号、物质的量的大小、单位等主要方面入手3、沼气是一种能源，它的主要成分是CH4。0.5 mol CH4完全燃烧生成CO2和H2O时，放出445 kJ的热量。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
B、 CH4 ＋2 O2 ＝ CO2 ＋ H2O ΔH = －890 kJ/mol
C、 CH4 ( g )＋2 O2 ( g ) ＝ CO2 ( g ) ＋ 2 H2O ( l ) ΔH = －890 kJ/mol
D、 1/2CH4 ( g )＋O2 ( g ) ＝ 1/2CO2 ( g ) ＋ H2O ( l ) ΔH = -890 kJ/mol
C4、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
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 A5、在200℃、101kP时，1molH2与碘蒸气作用生成HI反应，科学文献表示为：
H2（g）＋I2（g） 2HI（g） ?
△H=－14.9kJ/mol
以上化学方程式指出了反应时的 和 ；括号中的符号表示反应物或生成物的 。
6、在25℃、101kPa时，有两个由H2和 O2 化合成1mol H2O的反应，一个生成气态水，一个液态水，化学方程式如下：
H2（g）＋1/2 O2（g） = H2O（g） ?
△H=－241.8Kj/mol
H2（g）＋1/2 O2（g）= H2O（I） ?
△H= － 285.8kJ/ mol
以上两个反应，产物都是 ，但产物的 不同， 温度 压强 状态 水 状态8、热化学方程式：
S(g)+O2(g)=SO2(g) ΔH=－297.3kJ/mol
分析下列说法中正确的是（ ）
A．S(g)+O2(g)=SO2(l) ΔH>297.3KJ/mol
B．S(g)+O2(g)=SO2(l) ΔH<297.3KJ/mol
C．1molSO2的键能总和大于1molS和1molO2键能之和
D．1molSO2的键能总和小于1molS和1molO2键能之和B D课件23张PPT。第一章 化学反应与能量中和热 燃烧热 能源一、燃烧热例2：实验测得101kPa时1molH2完全燃烧放出285.8 kJ的热量，这就是H2的燃烧热。
H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) ΔH=－285.8 kJ/mol例1：实验测得101kPa时1molC完全燃烧放出393.5 kJ的热量，这就是C的燃烧热。
C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH=－393.5kJ/mol
一、燃烧热1.燃烧热的的概念:
在25℃、101kPa时,1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。为什么指定温度和压强? 生成物不能继续燃烧C -- CO2 （g）
S – SO2 （g）
H– H2O（l）单位: kJ/mol限定燃料的物质的量2C8H18（l）+25O2(g)=16CO2+18H2O(l) △H=－11036KJ/mol思考:①C8H18的燃烧热是多少? △H=－5518KJ/mol ②1mol C8H18燃烧时放出了多少热? 5518KJ一、燃烧热1.燃烧热的的概念:
在25℃、101kPa时,1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。PS：
Ⅰ、在101kPa时，完全燃烧生成稳定的氧化物
如:C→C02，H→H20(l)，S→S02等
Ⅱ、燃烧热通常由实验测得
Ⅲ、可燃物以1mol为标准进行测量
Ⅳ、系数常用分数表示2.表示的意义： 如: CH4的燃烧热为890.3KJ/mol.
含义: 在101KPa时, 1molCH4完全燃烧时,放出890.3KJ的热量. 3.表示燃烧热的热化学方程式的书写： 应以1mol物质的标准来配平其余物质的化学计量数(常出现分数) 4.一定量可燃物完全燃烧时放出的热量Q放=n(可燃物) × △HCH4（g）+2O2（g）=CO2（g）+2H2O（g）
△H=－890.31KJ/mol【例1】? 在 101 kPa时，1mol CH4 完全燃烧生成CO2和液态H2O，放出 890 kJ的热量，CH4 的燃烧热为多少？1000 L CH4（标准状况）燃烧后所产生的热量为多少？【解】根据题意，在 101 kPa时，1mol CH4 完全燃烧的热化学方程式为：
CH4(g)＋2O2(g)= CO2(g)＋ 2H2O(l) ΔH=－890 kJ／mol
即CH4的燃烧热为 890 kJ／mol。
1000 L CH4 (标准状况)的物质的量为：
n(CH4)=V(CH4)/Vm=1000L/22.4L·mol-1 = 44.6mol
1mol CH4 完全燃烧放出890kJ的热量，44.6 molCH4 完全燃烧放出的热量为：
44.6 mol×890 kJ／mol＝3.97×104kJ
答：CH4的燃烧热为 890 kJ／mol，1000 L CH4(标准状况)完全燃烧产生的热量为 3.97×104kJ。【例2】? 葡萄糖是人体所需能量的重要来源之一。葡萄糖燃烧的热化学方程式为： C6H12O6(s)＋6O2(g)＝ 6CO2(g)＋6H2O(l) ΔH=－2 800 kJ／mol 葡萄糖在人体组织中氧化的热化学方程式与它燃烧的热化学方程式相同。计算 100 g葡萄糖在人体中完全氧化时所产生的热量。 解:根据题意，葡萄糖的燃烧热为2800kJ/mol。
100 g葡萄糖的物质的量为：
n(C6H12O6)= m(C6H12O6 )/M(C6H12O6 )
=100g/180g·mol-1=0.556mol
1mol C6H12O6完全燃烧放出2800 kJ的热量，0.556 mol C6H12O6完全燃烧放出的热量为：
0.556 mol×2800 kJ／mol=1560 kJ
答：100g葡萄糖在人体中完全氧化时产生1560 kJ的热量。二、中和热 1、酸和碱的中和反应有热量放出，可以通过实验测得中和反应的反应热。当1L1mol／L的稀盐酸跟1L1 mol／L的NaOH溶液起中和反应时，能放出57.3kJ的热量。
NaOH(aq)＋HCI(aq)=NaCl(aq)＋H2O(l)
ΔH=－57.3 kJ／mol2、如果用1L1mol／L的 KOH溶液中和 1L1mol／L的HNO3溶液，也能放出57.3 kJ的热量。
KOH(aq)＋HNO3(aq)=KNO3(aq)＋H2O(l)
ΔH=－57.3 kJ／mol 二、中和热
1．定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应，生 成1mol水时的反应热叫做中和热。
2. 中和热的表示：
H+(aq)+OH-(aq)=H2O (1) △H=-57.3kJ／mol
3.要点：
Ⅰ、条件：稀溶液。稀溶液是指溶于大量水的离子
Ⅱ、反应物： （强）酸与（强）碱。中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应
Ⅲ、生成1mol水。中和反应的实质是H+和OH-化合生成H20，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热之内
Ⅳ、放出的热量：57.3kJ/mol例：已知H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)；
?H=-57.3kJ/mol ，求下列中和反应中放出的热量。
（1）用20gNaOH配稀溶液跟足量稀盐酸反应放出_______ kJ的热量。
（2）用28gKOH配稀溶液跟足量稀硝酸反应，放出______kJ的热量。
28.728.7★燃烧热与中和热的区别与联系2H2(g)+O2g)=2H2O(l) ΔH=-571.6 kJ/mol
H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) ΔH=-241.8 kJ/mol
求氢气的燃烧热。1、已知：2、石墨与金刚石的燃烧热是否相同，为什么？
请分别写出石墨和金刚石燃烧的热化学方程式。答:ΔH=-285.8 kJ/mol 不相同,因为石墨与金刚石的晶体结构不同,共具有的能量也不相同
C(石墨s）+ O2（g）= CO2（g) ΔH= -393.5 kl/mol
C(金刚石s）+ O2（g）= CO2（g) ΔH= -395.0 kl/mol
说明金刚石具有的总能量高，不稳定3、下列各组物质的燃烧热相等的是：（ ）
A.碳和一氧化碳 B.1moL碳和2moL碳
C.1moL乙炔和2moL碳 D.淀粉和纤维素B285.8 kJ/mol1、能源就是能提供 自然资源，包括
等。
2、我国目前使用的主要能源是 ，是能不 。
3、能源是国民经济和社会发展的重要物质基础，它的开发和利用情况，可以用来衡量一个国家或地区的经济发展和科学技术水平
3.解决能源的办法是 ，即开发 和节约
，提高能源的 。
4.现在探索开发的新能源有
等，
新能源的主要优势是 。
能量 化石燃料(煤、石油、天然气) 、阳光、生物能、风能、地热能、海洋(潮汐)能 化石燃料 再生 开源节流 新的能源 现有能源 利用率 太阳能、氢能、地热能、海洋（潮汐）能、生物能 资源丰富，可以再生，污染少 三、能源讨论下列问题：
1、能源、一级能源、二级能源 例:下列属于一级能源的是：
属于二级能源的是：
A 风能 B电能 C 氢能 D 阳光 E 天然气 A D EB C能 源：能提供能量的资源
一级能源：来自自然界未经转化的能源。
二级能源：一级能源经过转化得到的能源形式。☆阅读P9《科学视野》
找出并识记：太阳能、氢能、地热能、风能各自的优缺点1、选择燃料的标准是什么?
燃烧热、燃料的储量、开采运输储存的条件、价格、对生态环境的影响，等各方面综合考虑。
2、煤作为燃料的利弊?提高煤燃烧效率的措施有哪些?思考与交流1、分析以下几个热化学方程式，哪个是表示固态碳和气态氢气燃烧时的燃烧热的？为什么？
A.C（s）＋O2（g）==CO(g) ΔH=－110.5 kJ/mol
B.C（s）＋O2（g）==CO2(g) ΔH=－393.5 kJ/mol
C.2H2(g)＋O2(g)==2H2O(l) ΔH=－571.6 kJ/mol
D.H2(g)＋O2(g)==H2O(g) ΔH=－241.8 kJ/mol随堂
练习B2、酸雨危害可包括( )
①对人体的直接危害,引起肺部疾病而使人致死,②引起河流,湖泊的水体酸化,严重影响水生动植物的生长,③破坏土壤,植被,森林 ④腐蚀金属,油漆,皮革,纺织品及建筑材料等,⑤渗入地下,可能引起地下水酸化.
A.①③⑤ B.①②③④
C.①③④⑤ D.①②③④⑤
D3、1998年出现的全球温度大幅度升高，产生了显著的“厄尔尼诺”现象．干旱和暴雨灾难，危害了许多地区。为了防止气候变暖的进一步恶化，联合国环境保护组织于1998年通过大会要求各国减少工业排放量的气体是( )
A. 二氧化硫 B. 二氧化碳
C. 氮的氧化物 D. 碳氢化合物
4、我国三峡工程所提供的清洁．廉价强劲．可再生的水电，相当于每年燃烧3×106t原煤的火力发电厂产生的电能。因此，三峡工程有助于控制 ( )
A. 温室效应 B. 酸雨
C. 白色污染 D. 破坏大气臭氧层BA5.下列说法不正确的是 ( )
A. 化石燃料在任何条件下都能充分燃烧
B. 化石燃料在燃烧过程中能产生污染环境的CO、SO2等有害气体
C. 直接燃烧煤不如将煤进行深加工后再燃烧的效果好
D. 固体煤变为气体燃料后，燃烧效率将提高
6.为了减少大气污染，许多城市正大力推广汽车清洁燃料。目前使用的清洁燃料主要有两类，一类是压缩天然气(CNG)，另一类是液化石油气(LPG)。这两类燃料的主要成分均为 （ ）
A．碳氢化合物 B．碳水化合物
C．氢气 D．醇类AA课件9张PPT。燃烧热 能源 学习目标：
燃烧热
中和热
能源燃烧热 在25℃、101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量 单位一般用kJ／mol 表示的意义 C的燃烧热为393.5kJ/mol，
表示在101kPa时，1molC完全燃烧放出393.5kJ的热量 表示为：△H =-393.5kJ/mol 研究的条件燃烧物的量反应程度反应程度◆能否根据式子：CH4(g)+O2(g)= CO2(g)+H2O(l) ΔH=-445.15kJ/mol认为甲烷的燃烧热是445.15kJ/mol? 不能 燃烧热的计算 例：0.3mol的气态高能燃料乙硼烷（B2H6）在氧气中完全燃烧，生成固态B2O3和液态水，放出649.5kJ热量，其热化学方程式为
。 B2H6(g)+3O2(g)=B2O3(s)+3H2O(l)；△H=-2165kJ/mol 思考与交流 应根据什么标准来选择燃料?物质的燃烧热 燃料的储量 燃料的开采、运输 燃料储存的条件、价格 燃料对生态环境的影响 例：丙烷燃烧热值高石油中储量丰富开采容易燃烧时污染小储存、运输不方便能
源 化石燃料——煤、石油、天然气阳光风力流水潮汐柴草……能提供能量的资源蕴藏量有限
不能再生
污染严重开
源
节
流开发新能源节约现有能源提高能源利用率太阳能 氢能
风能 地热能
海洋能 生物质能资源丰富
可以再生
污染少燃料的充分燃烧热点话题中国是否应该大力发展私人轿车工业？
还是开展公共交通建设？我国提出建设“节约型社会”的口号，请你从互联网、报章、书籍等各方面收取信息，结合本节书内容，形成论文，论述“节约型中国”的现实意义。 [科学论文]课件13张PPT。反应热的测量2018-10-151●实验目的
测定强酸、强碱反应的中和热●学习重点
中和热的测定原理和方法。●实验用品
大烧杯（500 mL）、小烧杯（100 mL）
温度计、量筒（50 mL）两个、泡沫塑料 或纸条、泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）、环形玻璃搅拌棒。
0.50 mol/L 盐酸、0.55 mol/L NaOH溶液2018-10-151［问题］1.我们利用什么原理来测定酸、碱反应的中和热呢？
2.中和热与反应热是否相同？它们之间有什么区别和联系？ 不同;它们都是指化学反应放出的能量，但中和热仅指在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1 mol水时的反应热。任何一个化学反应发生所放出的热量都叫反应热，但却不一定是中和热。本节课，我们取一定量的盐酸和氢氧化钠溶液发生中和反应，哪些数据可以帮助我们测出它们的反应热呢？请大家讨论回答。2018-10-151Q =m c Δt? ①
Q:中和反应放出的热量。
m：反应混合液的质量。
c：反应混合液的比热容。
Δt：反应前后溶液温度的差值。我们如何得到上述数据呢？m的质量为所用酸、碱的质量和，测出参加反应的酸、碱质量相加即可；c 需要查阅，Δt可用温度计测出反应前后的温度相减得到。［问］酸、碱反应时，我们用的是它的稀溶液，它们的质量应怎样得到？量出它们的体积，再乘以它们的密度即可。 2018-10-151Q =（V酸ρ酸＋V碱ρ碱）·c·（t2－t1） ② 本实验中，我们所用一元酸、一元碱的体积均为50 mL，它 们的浓度分别为0.50 mol/L和0.55 mol/L。由于是稀溶液，且为了计算简便，我们近似地认为，所用酸、碱溶液的密度均为1 g/cm3，且中和后所得溶液的比热容为 4.18 J/（g·℃)已知 V酸=V碱=50 mL。
c酸=0.50 mol/L c碱=0.55 mol/L。
ρ酸=ρ碱=1 g/cm3
c=4.18 J/（g·℃）
请把以上数据代入式②,得出Q的表示式。其中热量的单位用kJ。 得出结果。 Q = 0.418（t2－t1）kJ ③思考：③式表示的是不是该反应的反应热？是中和热吗？为什么？2018-10-151③式不是该反应的反应热，因为反应热是有正负的，中和反应放热，故其ΔH为“－”。中和热是稀的酸、碱中和生成 1 mol水的反应热，而50 mL 0.50 mol/L的盐酸与50 mL 0.55 mol/L 氢氧化钠反应后生成的水只有0.025 mol，故③式表示的也不是中和热。 ［问题］该反应的中和热应怎样表示呢？2018-10-151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？2018-10-151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。2018-10-1513.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？2018-10-151 为了保证0.50 mol/L的盐酸完全被NaOH中和，采用0.55 mol/L NaOH溶液，使碱稍稍过量。若使盐酸过量，亦可。5.重复实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算依据。 2018-10-151［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而便立即去测碱的温度，致使热量损失而引起误差。 2018-10-151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.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）。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.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）？2018-10-151［练习］50 mL 0.50 mol/L盐酸与50 mL 0.55 mol/L －1NaOH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 2018-10-151课件9张PPT。 反应热的测量与计算反应热的测定与计算 一 几个相关概念见的关系
重点研究中和热和燃烧热反应热中和热燃烧热…….1.中和热
(1).概念: 在稀溶液中,酸与碱中和反应时生成1molH2O,这时的反应热叫中和热.
对概念中酸.碱的理解与说明
①强(弱)酸与弱(强)碱,弱酸与弱碱反应测得的反应热均偏小(原因是部分热量用来补偿弱电解质的电离消耗的能量).
②强酸与强碱的稀溶液反应测的并计算的中和热△H较准确
对概念中溶液浓度的理解与说明
①溶液的浓度宜小不宜大.
a.如酸是 浓H2SO4或HNO3,碱是浓NaOH溶液,由于稀释过程中放出大量热,可能使测定值偏大.
b.如是一般酸碱浓溶液稀释放出的热远小于离解吸收的热则测定值偏小
(2).测定原理 (测量 计算 )
药品: 50ml 0.50mol∕L的 HCl + 50ml 0.50mol∕L的 NaOH
方法: 通过先测量稀的强酸与强碱发生中和反应的反应热,然后计算酸碱反应的中和热.
H (aq) + OH (aq) = H2O
0.025mol 0.025mol 0.025mol 测定值△H1
1mol 中和热△H=?+--
(3),计算公式:△H= - △H1 kJ/mol = -C△tⅹ10 kJ/mol
0.025 0.025
C : 热容(一定量物质升高1℃所需吸收的热量)
△t : 温度的变化
[问题讨论]
为什么不直接用100ml 10mol∕L的 HCl + 100ml 10mol∕L的 NaOH或1000ml 1.0mol∕L的 HCl + 1000ml 1.0mol∕L的 NaOH直接得到1moL的H2O,从而直接测得 中和热呢?
答: 10mol∕L的 HCl 浓度太大.
1000ml 1.0mol∕L的 体积太大,既浪费,而且体积太大热耗大.使测量值偏小.
-3补充实验(实验室测定反应热的简易装置)的注意事项:
(1).为确保50ml 0.50mol∕L的HCl完全被NaOH溶液中和,应选用0.55mol∕L NaOH溶液,使碱稍稍过量.
(2).大小烧杯口应持平,以减少热量的散失.
(3).用0.1分刻度的温度计,温度计的水银球要完全悬浸在溶液中,等稳定一段时间后读数为准,要估读.
(4).动作要快,以尽量减少热量的损失.
二.盖斯定律
内容: 一个化学反应,不论是一步完成,还是分几步完成, 其 总热效应(△H)是完全相同的.
如果 A B
C
则△H= △H 1+ △H2
( 与路径无关,只与初始状态和最终状态有关)
例: 已知下列热化学方程式:
2Zn(s)+O2(g)=2ZnO(s) △H1= -702.2 kJ/mol
2Hg(l)+O2(g)=2HgO (s) △H2= -181.4 kJ/mol
由此可知Zn(s)+ HgO (s)= ZnO(s)+ Hg(l)其中的△H值是
△H△H1△H2 [问题解决] 根据下列反应的焓变,计算C(石墨)与H2(g)反应生成1moLC2H2(g)的焓变.
① C(石墨) + O2(g) = CO2(g) △H1=-393.5 kJ/mol
② 2H2(g + O2(g) = 2H2O(L) △H2=-571.6 kJ/mol
③ 2C2H2(g) + 5O2(g) = 4CO2(g) + 2H2O(L)
△H3=-2599.2 kJ/mol
∵ (①×4 +② －③) ÷2得到2C(石墨)+H2(g) =C2H2(g)
∴ △H=(△H1 ×4 + △H2－ △H3) ÷2总结:1.充分理解概念.
2.理解反应热测定的原理.正确分析误差.
3.能够用盖斯定律计算多步反应的焓变课件21张PPT。第一章 化学反应与能量盖斯定律及其应用1、已知：H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) △H=-184.6kJ/mol
则反应HCl(g)=1/2H2(g)+1/2Cl2(g)的△H为（ ）A.+184.6 kJ/mol B.-92.3 kJ/mol
C.-369.2 kJ/mol D.+92.3 kJ/mol复习:D2、甲硅烷（SiH4）是一种无色气体，遇到空气能发生爆炸性自燃，生成SiO2和水。已知室温下1g甲硅烷自燃放出44.6kJ热量，其热化学方程式为：
_____________________________________________ SiH4(g)+O2(g)=SiO2(s)+H2O(l) △H=-1427.2kJ/mol规律: “正逆”反应的反应热效应数值相等，符号相反3、已知H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) △H=-57.3kJ/mol，计算下列反应中放出的热量。
（1）用20g NaOH 配成稀溶液跟足量稀盐酸反应，放出热量为 kJ。
（2）用0.1molBa(OH)2配成稀溶液跟足量稀硝酸反应，放出热量为 kJ。
（3）用1mol醋酸稀溶液和足量NaOH溶液反应，放出的热量 （大于、小于、等于）57.3kJ，理
由是 。28.6511.46小于醋酸是弱电解质，只是少部分电离，发生电离时要吸热，中和时放热较少 298K，101kPa时，合成氨反应的热化学方程式N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) △H =- 92.38kJ/mol。
在该温度下，取1 mol N2(g)和3 mol H2(g)放在一密闭容器中，在催化剂存在下进行反应，测得反应放出的热量总是少于92.38kJ，其原因是什么？ 该反应是可逆反应，在密闭容器中进行,该反应将达到平衡状态,1molN2(g)和3molH2(g)不能完全反应生成2 mol NH3(g)，因而放出的热量总小于92.38kJ温故知新 H2(g)+1/2O2(g)==H2O(g) △H1=-241.8kJ/mol
那么，H2的燃烧热△H究竟是多少？如何计算？
已知： H2O(g)==H2O(l) △H2=-44kJ/mol
H2(g)+1/2O2(g)==H2O(l)
△H=△H1+△H2=-285.8kJ/mol
下列数据△H1表示燃烧热吗？判断①②③①+②=③思考如何测出下列反应的反应热：
C(s)+1/2O2(g)==CO(g) ΔH1=?①C(s)+1/2O2(g)==CO(g) ΔH1=?
②CO(g)+1/2O2(g)== CO2(g) ΔH2=-283.0kJ/mol
③C(s)+O2(g)==CO2(g) ΔH3=-393.5kJ/mol不能很好的控制反应的程度，故不能直接通过实验测得△H1① + ② = ③ ，
则 ΔH1 + ΔH2 =ΔH3
所以，ΔH1=ΔH3-ΔH2 =-393.5kJ/mol+283.0kJ/mol
=-110.5kJ/mol上两例应用了什么规律？影响反应热的因素1、与温度、压强有关
2、与物质的状态有关
3、与反应物的用量有关
4、与反应条件（途径）无关
——盖斯定律盖斯定律 不管化学反应是分一步完成 或分几步完成，其反应热是相同的。
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。AB请思考：由起点A到终点B有多少条途径？
从不同途径由A点到B点的位移有什么关系?登山的高度与上山的途径无关，只与起点和终点的相对高度有关△H2 > 0△H1 < 0S（始态）L（终态）△H1 +△H2 ≡ 0如何理解盖斯定律？ ΔH、ΔH1、ΔH2
之间有何关系？ΔH=ΔH1+ΔH2BΔHACΔH1ΔH2 有些化学反应进行很慢或不易直接发生，很难直接测得这些反应的反应热，可通过盖斯定律获得它们的反应热数据。2、盖斯定律的应用关键：目标方程式的“四则运算式”的导出。方法：写出目标方程式确定“过渡物质”（要消去的物质）
然后用消元法逐一消去“过渡物质”，导出“四则运算式”。例1：已知下列各反应的焓变
①Ca(s)+C(s,石墨)+3/2O2(g)=CaCO3(s)
△H1 = -1206.8 kJ/mol
②Ca(s)+1/2O2(g)=CaO(s)
△H2= -635.1 kJ/mol
③C(s,石墨)+O2(g)=CO2(g)
△H3 = -393.5 kJ/mol
试求④CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)的焓变△H4=+178.2kJ/mol④=②＋③－①例2：按照盖斯定律，结合下述反应方程式回答问题,已知：
①NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s) △H1=-176kJ/mol
②NH3(g)+H2O(l)=NH3(aq) △H2=-35.1kJ/mol
③HCl(g) +H2O(l)=HCl(aq) △H3=-72.3kJ/mol
④NH3(aq)+ HCl(aq)=NH4Cl(aq) △H4=-52.3kJ/mol
⑤NH4Cl(s)+2H2O(l)= NH4Cl(aq) △H5=？
则第⑤个方程式中的反应热△H是________。
根据盖斯定律和上述反应方程式得：
⑤=④+③+②-①，
即△H5 = +16.3kJ/mol例3：写出石墨变成金刚石的热化学方程式 (25℃,101kPa时)石墨能直接变成金刚石吗？查燃烧热表知：
①C(石墨，s)+O2(g)=CO2(g) △H1=-393.5kJ/mol
②C(金刚石，s)+O2(g)=CO2(g) △H2=-395.0kJ/mol所以， ①- ②得：
C(石墨，s) = C(金刚石，s) △H=+1.5kJ/mol例4：同素异形体相互转化但反应热相当小而且转化速率慢，有时还很不完全，测定反应热很困难。现在可根据盖斯提出的观点“不管化学反应是一步完成或分几步完成，这个总过程的热效应是相同的”。已知：①P4(s、白磷)+5O2(g)=P4O10(s)△H1=-2983.2 kJ/mol②P(s、红磷)+5/4O2(g)=1/4P4O10(s) △H2= -738.5 kJ/mol试写出白磷转化为红磷的热化学方程式 。 P4(s、白磷)= 4P(s、红磷) △=-29.2kJ/mol①－4×②：你知道神六的火箭燃料是什么吗？例5：某次发射火箭，用N2H4（肼）在NO2中燃烧，生成N2、液态H2O。已知：
①N2(g)+2O2(g)==2NO2(g) △H1=+67.2kJ/mol
②N2H4(g)+O2(g)==N2(g)+2H2O(l) △H2=-534kJ/mol
假如都在相同状态下，请写出发射火箭反应的热化学方程式。
2 N2H4(g)+ 2NO2(g)= 3N2(g)+4H2O(l) △H=-1135.2kJ/mol 2 × ②－①：思考：为什么在热化学反应方程式中通常可不表明反应条件？正逆反应的反应热效应数值相等，符号相反。
“+”不能省去。练习1.已知石墨的燃烧热：△H=-393.5kJ/mol
(1)写出石墨的完全燃烧的热化学方程式
(2)二氧化碳转化为石墨和氧气的热化学方程式热化学方程式还可以表示理论可进行实际难进行的化学反应①C(石墨，s)+O2(g)=CO2(g) △H =-393.5kJ/mol
②CO2(g)=C(石墨，s)+O2(g) △H =+393.5kJ/mol2.已知25℃、101kPa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) △H=－393.51kJ·mol－1
C(金刚石)+O2(g)=CO2(g) △ H=－395.41kJ·mol－1
据此判断，下列说法中正确的是( )
A、由石墨制备金刚石是吸热反应；等质量时，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；等质量时，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；等质量时，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；等质量时，石墨的能量比金刚石的高A3.已知
① CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) ΔH1= －283.0 kJ/mol
② H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) ΔH2= －285.8 kJ/mol ③C2H5OH(l)+ 3O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l) ΔH3=-1370 kJ/mol 试计算④2CO(g)＋4H2(g)=H2O(l)＋C2H5OH(l)的ΔH?【解】：根据盖斯定律，反应④不论是一步完成还是分几步完成，其反应热效应都是相同的。下面就看看反应④能不能由①②③三个反应通过加减乘除组合而成，也就是说，看看反应④能不能分成①②③几步完成。
①×2 + ②×4 - ③ = ④ ?? 所以，ΔH＝ΔH1×2 ＋ΔH2×4 －ΔH3 ????? ＝－283.2×2 －285.8×4 ＋1370
＝－339.2 kJ/mol 4. 在100 g 碳不完全燃烧所得气体中，CO占1/3体积，CO2占2/3体积，且
C(s)+1/2O2(g)=CO(g) △H=－110.35kJ/mol
CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) △H=－282.57kJ/mol
与这些碳完全燃烧相比，损失的热量是（ ）
392.92 kJ B. 2489.44 kJ
C. 784.92 kJ D. 3274.3 kJC课件16张PPT。第二章 化学反应速率和化学平衡第一节 化学反应速率回忆钠和钾分别与水反应的现象。 比较等物质的量浓度的盐酸和醋酸与大理石反应的快慢。 不同的化学反应快慢是不一样的。怎么样来比较和描述不同反应的快慢呢？ 化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的一个物理量。 化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。浓度常用单位：mol/L时间常用单位：s 、 min、h化学反应速率常用单位:mol/(L·s) 或 mol/(L·min)表达式：v = △c/△t一、化学反应速率的表示v = △n/(V·△t)PS：1、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，所以反应速率是正值。2、中学阶段的化学反应速率是平均速率。3、浓度仅指溶液或气体的，固体、纯液体无浓度可言。【例题】在2L的密闭容器中，加入1molN2和3molH2，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。起始浓度(mol/L)2s末浓度(mol/L) 观察并回答，分别用三种物质表示的反应速率之间有什么关系？问题1变化浓度(mol/L) 三步法0.51.500.20.20.30.10.41.2 同一个反应，用不同的物质来表示反应速率，数值是不一样的，所以应注明是由哪种物质表示的。
同一反应中，各物质的速率之比等于他们在化学方程式中的化学计量数之比。如在N2 + 3H2 =?2NH3 中， v(N2):v(H2):v(NH3)=1:3:2结论1常见题型例举1、用不同的物质来表示反应速率。例1、反应4NH3 + 5O2 === 4NO + 6H2O 在5L的密闭容器中进行，30s后，NO的物质的量增加了0.3mol，则此反应的平均速率可表示为：
A、v (O2)=0.01 mol/L·s B、 v (NO)=0.008 mol/L·s
C、 v (H2O)=0.003 mol/L·s D、 v (NH3)=0.002 mol/L·s v (NO)=0.3/（5×30） =0.002 mol/L·s 2、比较反应速率的大小例2、反应A + 3B == 2C + 2D在四种不同情况下的反应速率分别为①VA = 0.15mol·L-1·s-1 ②VB = 0.6mol·L-1·s-1
③Vc = 0.4mol·L-1·s-1 ④VD = 0.45mol·L-1·s-1
则该反应在不同条件下速率快慢顺序是 ④﹥ ②= ③﹥ ①结论2：在同一反应中，反应速率的大小不能单纯地看数值大小。应化为同一种物质的反应速率再进行比较。3、根据各物质的反应速率之比写出化学方程式。例3、某温度下，浓度都是1mol/L的两种气体X2和Y2，在密闭容器中反应生成气体Z，经过t min后，测得物质的量浓度分别为：c(X2)=0.4mol/L，c(Y2)=0.8mol/L ，c(Z)=0.4mol/L，则该反应的反应方程式可表示为：3X2 + Y2 === 2Z3X2 + Y2 === 2X3Y习题：已知反应N2 +3H2 2NH3 ，根据下图判断1、A是______物质的量浓度变化情况2、C是______物质的量浓度变化情况3、2分钟内N2的平均速率是多少？H2NH30.5mol/(L· min )化学反应速率的测量 2、化学反应进行的时候，反应物和生成物的浓度都在不断地变化，由于反应体系中一种反应物浓度的变化，必然引起其他物质浓度发生相应的变化。因此，化学反应速率只要用反应体系中任何一种物质（反应物或生成物）的浓度变化来表示，一般以最容易测定的物质表示。3、在物质的诸多性质中,特别是在溶液中,当反应物或生成本身有比较明显的颜色时,人们常常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应的速率.1、化学反应速率是通过实验测定的。 1、 下列反应中 2 SO2 + O2 2 SO3
起始浓度（mol/L） 0.4 0.2 0
2 s后浓度（mol/L） 0.2
求：V（SO2）、V（O2）、V（SO3）2、在500 mL的密闭容器中装入1.5 mol H2，0.5 mol N2和0.05 mol NH3。若该反应的反应速率 V（H2）= 0.3 mol/（L·min）时，求3分钟末时NH3的浓度？ 3、把0.6molX气体的0.4molY气体混合于2L容器中，使它们发生如下反应：3X+Y= nZ+2W。2min末已生成0.2molW，若测知V(z)=0.1mol/(L·min)，则
⑴上述反应中Z气体的计量数n的值是( )
A.1 B.2 C.3 D.4
⑵上述反应在2min末时，已消耗的Y占原来的百分比是( )
A.20% B.25% C.33% D.50%DB4、在4个不同的容器中，在不同的条件下进行合成氨反应，根据在相同时间内测定的结果判断，生成氨的速率最快的是（ ）
A．V（H2）= 0.1 mol/L·min
B．V（N2）= 0.2 mol/L·min
C．V（NH3）= 0.15 mol/L·min
D．V（H2）= 0.3 mol/L·min注：此类题均换算为同一物质的速率为标准比较 B5、一定温度下，向一个容积为2L的事先装入催化剂的真空密闭容器中通入1molN2和3mol H2，3min末测此容器内压强是起始时压强的0.9倍。在此时间内用 H2的量的变化来表示该反应的平均反应速率 是（?? ） A、0.2 mol/L·min ? B、0.6 mol/L·min C 、0.1 mol/L·min ??? D、0.1 mol/L·minC6、将固体NH4Br置于密闭容器中，在某温度下，发生下列反应：
NH4Br(s) NH3(g)+HBr(g),
2HBr(g) Br2(g)+H2(g)
2min后，测知H2的浓度为0.5mol/L，HBr的浓度为4mol/L，若上述反应速率用V(NH3)表示，求V(NH3)7、某温度时，在2 L容器中，X、Y、Z三种气体物质的物质的量随时间变化的曲线图，由图中数据分析，该反应的化学方程式为？反应开始至2 min，Z的平均反应速率？ 由图知，2 min内X、Y、Z物质的量的变化为0.3 mol、0.1 mol、0.2 mol比值为3∶1∶2，可知
3 X + Y = 2 Z，
V（Z）= = 0.05 mol/（L?min） 课件28张PPT。第二章 化学反应速率和化学平衡第二节 影响化学反应速率的因素 1、 在通常情况下，Na与水的反应和Mg与水的反应哪个剧烈(反应速率快)？为什么？
2、将等物质的量的碳酸钠与碳酸氢钠放入等体积等浓度的盐酸中，产生CO2的速率哪个较快？为什么？
3、石油的形成要多少年？炸药的爆炸呢？
以上说明化学反应速率的决定因素是什么？决定化学反应速率的主要因素 决定化学反应速率的因素是参加反应的物质本身的化学性质。 影响反应速率的因素（2）外部因素：（1）内部因素（主要因素):参加反应物质的性质①浓度：②压强：③温度：④催化剂：
⑤其他因素：光、颗粒大小、溶剂等。没合适的取向没足够的能量足够的能量 +合适的取向类比法：借鉴投篮 碰 撞 理 论 n活=n总×活%活化分子百分数： （活化分子数/反应物分子数）×100%化学反应速率主要取决于：所有能够改变内能,运动速率,以及碰撞几率的方法，都可以用来改变、控制反应的速率。一个反应经历的过程普通
分子活化
能活化
分子合理
取向的
碰撞有效
碰撞新物质能量有效碰撞的几率一、浓度对反应速率的影响浓度增大→单位体积内n总↑T不变，活%不变n活增大→有效碰撞↑→V↑1、在其他条件不变时，增大反应物浓度，可以增大反应速率实验2-2结论：浓度大的H2C2O4（aq）先褪色2KMnO4 + 5H2C2O4 +3H2SO4=K2SO4 +2MnSO4 +10CO2↑+8H2O规律：其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大反应速率；减小反应物的浓度，可以减小化学反应的速率。浓度对反应速率的影响本质原因反应物浓度增大，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的频率增加，反应速率增大。 a、此规律只适用于气体或溶液的反应，对于纯固体或液体的反应物，一般情况下其浓度是常数，因此改变它们的量一般不会改变化学反应速率。 c、随着化学反应的进行，反应物的浓度会逐渐减小，因此一般反应速率也会逐渐减小。注意：?应用1：
一定条件下，在CaCO3(块状)+2HCl=CaCl2+H2O+CO2?
反应中，为了加快反应的速率，下列那些方法可行：
A、增加HCl的浓度 B、加水
C、增加同浓度盐酸的量 D、改加CaCO3粉末 b、一般来说，固体反应物表面积越大，反应速率越大，固体反应物表面积越小，反应速率越小。原因：对气体来说，若其他条件不变，增大压强，就是增加单位体积的反应物的物质的量，即增加反应物的浓度，因而可以增大化学反应的速率。2、压强对反应速率的影响。 请试根据浓度对化学反应速率的影响推出压强对化学反应速率的影响情况 规律：对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，气体体积缩小，浓度增大，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。压强增大 → 体积减小
其他条件不变→V↑→C增大 压强对于反应速率的影响是通过对浓度的影响实现的
P增大→C成比例增大，P减小→C成比例减小
压强只对于有气体参加的反应的速率有影响发散思考：压强对于任意化学反应的速率都有影响吗？思考:在N2+3H2 ? 2NH3中，当其他外界条件不变时：
Ⅰ减小体系压强，该反应的速率怎么变？
Ⅱ在反应中保持体系容积不变，充入N2 ，反应的速率怎么变？
Ⅲ在反应中保持体系容积不变，充入He，反应的速率怎么变？
Ⅳ在反应中保持体系压强不变，充入He，反应的速率怎么变？压强对反应速率的影响 压强影响反应速率，必须伴随有压强改变时体积的改变现象。否则，压强的变化并没有作用到反应的体系上。即压强变则体积变，实际是浓度的变化。若容器的体积不变，因为各气体的浓度没有变，则速率不变。如在密闭容器中通入惰性气体。注意：对于气体有下列几种情况:1、恒温时：增大压强→体积减少→C增大→反应速率增大2、恒容时：
A、充入气体反应物→反应物浓度增大→总压增大→反应速率增大；
B、冲入“无关气体”（如He、N2等）→引起总压增大，但各反应物的分压不变，各物质的浓度不变→反应速率不变3、恒压时：冲入“无关气体”（如He等）→引起体积增大， →各反应物浓度减少→反应速率减慢。例：对于反应N2+O2=2NO在密闭容器中进行，下列条件哪些不能加快该反应的化学反应速率（ ）
A、缩小体积使压强增大
B、体积不变充入 N2 使压强增大
C、体积不变充入 O2使压强增大
D、使体积增大到原来的2倍
E、体积不变充入氦气使压强增大压强对反应速率的影响DE三、温度对反应速率的影响实验2-3结论：温度高的溶液先出现浑浊Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2+S↓+H2O1、其他条件不变，温度升高，反应速率加快T↑→普通分子变为活化分子→活%↑→ n活↑→V↑2、一般说来，温度每升高10℃，速率增加2-4倍。V×倍数值（t2-t1)/10 = 变化后的反应速率3、温度对反应速率影响的规律，对吸热反应，放热反应都适用。4、反应若是可逆反应，升高温度，正、逆反应速率都加快，降低温度，正、逆反应速率都减小。四、催化剂对反应速率的影响实验2-4结论：加入催化剂可以加快反应的速率使用催化剂，能够降低反应所需的能量，这样会使更多的反应物的分子成为活化分子，大大增加单位体积内反应物分子中活化分子所占的百分数。因而使反应速率加快。催化剂：能改变化学反应速率而自身的化学组成和质量在反应前后保持不变加快化学反应速率减慢化学反应速率注：不说明指正催化剂四、催化剂对反应速率的影响能量反应过程E1E2反应物生成物活化分子活化能活化分子变成生成物分子放出的能量反应热没加催化剂加了催化剂 ?凡是能改变反应速率而自身在化学变化前后化学性质和质量没有发生变化的物质叫催化剂。
?使用催化剂同等程度的增大（减慢）正逆反应速率，从而改变反应到达平衡所需时间。
?没特别指明一般指正催化剂
?催化剂只能催化可能发生的反应，对不发生的反应无作用
?催化剂一定的具有选择性
?催化剂中毒：催化剂的活性因接触少量的杂质而明显下降甚至遭到破坏，这种现象叫催化剂中毒。
注意：五、其他如光照、反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、溶剂的性质等，也会对化学反应的速率产生影响。 各条件对速率的影响大小是：
催化剂 >>温度>浓度=压强(体积变化引起的)。
各种影响都有其局限性，要针对具体反应具体分析。总结:
外界条件对化学反应速率的影响（总结）增加不变不变不变不变不变增加增加增加增加增加增加增加增加增加不变练习1：对于在溶液间进行的反应，对反应速率影响最小的因素是（ ） A、温度 B、浓度 C、压强 D、催化剂练习2：下列条件的变化，是因为降低反应所需的能量而增加单位体积内的反应物活化分子百分数致使反应速率加快的是（ ） A、增大浓度 B、增大压强 C、升高温度 D、使用催化剂√√练习3： 设NO+CO2 2CO(正反应吸热)反应速率为v1；N2+3H2 2NH3(正反应放热)反应速率为v2。对于前述反应，当温度升高时，v1和v2变化情况为（ ） A、同时增大 B、 同时减小 C、 v1减少，v2增大 D、 v1增大，v2减小√练习4：在密闭容器里，通入x mol
H2和y molＩ2(ｇ)，改变下列条件，
反应速率将如何改变?
(1)升高温度 ；
(2)加入催化剂 ；
(3)充入更多的H2 ；
(4)扩大容器的体积 ；
(5)容器容积不变，通入氖气 。 练习5：KClO3和NaHSO3间的反应生成Cl-和H+、SO42-离子的速度与时间关系如图所示，已知反应速率随c(H+)的增加而加快，试说明：(1)为什么反应开始时，反应速率增大？ (2)反应后期速率降低的主要原因是什么？ 反应速率时间 增大反应物的浓度使反应速率加快的主要原因（ ）
对于气体参与体系增大压强使反应速率加快的主要原因是（ ）
升高温度使反应速率加快的主要原因是（ ）
使用催化剂使反应速率加快的主要原因是（ ）
A、活化分子百分数不变，但提高单位体积内活化分子的总数
B、 增大分子的运动速率而使有效碰撞增加
C、 升高反应物分子的能量，使活化分子的百分数增加
D、降低反应所需的能量，使活化分子百分数增加AAC D练习6： 将一定浓度的盐酸倒入碳酸钙中，若作如下改变的情况，其中能使最初的化学反应速率增大的是 （ ）
A、盐酸的浓度不变，而使盐酸的用量一倍
B、盐酸的浓度增大一倍，而使盐酸的用量减少到原来的一半
C、盐酸的浓度和用量都不变，增加碳酸钙的量
D、盐酸和碳酸钙不变，增大压强一倍
E、加入CaCl2溶液
F、加入CaCl2固体
G、将CaCO3用CaCO3粉末代替BG练习7：硫代硫酸钠(Na2S2O3)与稀硫酸发生如下反应：Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2+S↓+H2O 下列四种情况中最早出现浑浊的是： （ ）
A、10℃时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各 5 mL
B、10℃时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4 各5 mL，加水10mL
C 、20℃时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各 5 mL
D、 20℃ 时0.2mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各5 mL，加水10 mLC练习8：课件18张PPT。第三节 化学平衡（第一课时）习题：下列反应不属于可逆反应的是（ ）
A. Cl2溶于水
B. NH3溶于水
C. 可充电电池的反应，如H2O+Zn+Ag2O
Zn(OH)2+2Ag
D. 电解水生产氢气和氧气，点燃氢气
和氧气的混合物生成水
充电 放电 CD 一、化学平衡的研究对象——可逆反应定义：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。3.可逆反应总是不能完全进行到底，得到的总是反应物与生成物的混合物。注意：1.可逆符号2.同一条件，同时可逆反应练习： 在密闭容器中充入SO 2和 18O原子组成的氧气，在一定条件下开始反应，在达到平衡后， 18O存在于（ ）
A. 只存在O2 中
B. 只存在于SO2 中
C. 只存在于SO2 和SO3 中
D. SO2 、 SO3 、 O2 中都有可能存在 D蔗糖溶解溶解平衡的建立过程：
开始时：V溶解 ＞ V结晶
平衡时：V溶解 = V结晶蔗糖晶体 蔗糖溶液溶解结晶化学平衡 在1L的密闭容器里，加0.01molCO和0.01mol H2 O(g), 发生反应CO(g)＋H2 O(g) CO2 (g)＋H2 (g)。 υ正：生成物的消耗；反应物的生成
υ逆：反应物的生成；生成物的消耗1、反应刚开始时：
反应物浓度————，正反应速率———— ，生成物浓度为————，逆反应速率为——。最大最大00逐渐减小逐渐减小逐渐增大逐渐增大2、反应过程中：反应物浓度———————，正反应速率——————— ，生成物浓度——————，逆反应速率————化学平衡CO(g)＋H2O(g) CO2 (g)＋H2 (g)。 化学平衡的建立：开始时：υ正 ＞ υ逆 平衡时：υ正 = υ逆 二、化学平衡状态1. 定义：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。注意：1、前提：一定条件下2、对象：一切的可逆反应3、实质：正反应速率 = 逆反应速率 ≠ 0
4、标志：反应混合物中各组分的浓度保持不变2.化学平衡状态的特征：①逆：可逆反应②等：正反应速率=逆反应速率③动：动态平衡（ υ正 = υ逆 ≠0 ）④定：反应混合物中各组分的浓度保持不变，各组
分的含量保持一定⑤变：条件改变，原平衡被破坏，在新的条件下建
立新的平衡3.判断化学平衡状态的标志：（1）υ正 = υ逆（本质标志） ①同一种物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率②不同的物质：速率之比等于方程式中各物质的计量
数之比，但必须是不同方向的速率
（将不同物质转化为同一种物质进行考虑）（2）反应混合物中各组成成分的含量保持不变化学平衡状态的判断：1.在500℃、钒触媒的作用下，某密闭容器中反应 2SO2 ＋ O2 2SO3 达到化学平衡状态时的标志是（ ）
A. SO2 的消耗速率等于SO3 的生成速率
B. SO2 的生成速率等于SO3 的生成速率
C. SO2 的消耗速率等于O2 消耗速率的2倍
D. SO3 的生成速率等于O2 生成速率的2倍BD2.下列说法可以证明反应N2 + 3H2 2NH3 已达平衡状态的是( )
A.1个N≡N键断裂的同时,有3个H－H键形成
B.1个N≡N键断裂的同时,有3个H－H键断裂
C.1个N≡N键断裂的同时,有6个N－H键断裂
D.1个N≡N键断裂的同时,有6个N－H键形成AC化学平衡状态的判断：3.在一定条件下，将1mol N2和3mol H2的密闭容器中，发生反应：N2 + 3H2 2NH3 ，下列哪些量不再变化时，不能说明已达平衡状态的是( )
A.混合气体的密度
B.混合气体的总物质的量
C.混合气体的压强
D.混合气体的平均相对分子质量A化学平衡状态的判断：4.下列各项中，可以说明2HI(g) H2(g)+I2（g）已经达到平衡状态的是 （ ）
（1）单位时间内，生成nmolH2的同时生成nmolHI。
（2）一个H—H键断裂的同时，有2个H—I键断裂。
（3）温度和体积一定时，某一生成物浓度不再变化。
（4）温度和体积一定时，容器内压强不再变化。
（5）条件一定，混合气体的平均相对分子质量不再变化。
（6）温度和体积一定时，混合气体的颜色不再变化。
2361）对于反应前后的气体物质的分子总数不相等的可逆反应（如2SO2+O2 2SO3）来说，可利用混合气体的总压(体积一定条件下）、总物质的量是否随着时间的改变而改变来判断是否达到平衡。
2）对于反应前后气体物质的分子数相等的可逆反应（如H2(g)+I2(g) 2HI（g）），不能用此标志判断平衡是否到达，因为在此反应过程中，气体的总压(体积一定条件下）、总物质的量都不随时间的改变而改变。
总结 习题：在一定温度下的定容密闭容器中，当物质的下列物理量不再变化时，表明反应A（s）+2B（g） C（g）+ D（g）达到平衡。（ ）
A.混合气体的压强
B.混合其他的密度
C. B的物质的量浓度
D.气体的总物质的量BC 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，取决于该物理量在反应过程中是否发生变化。——能变化的物理量保持不变则达到平衡1、定义（前提、对象、实质、标志）
2、特征（逆、动、等、定、变）
3、判断标志（ υ正 = υ逆、反应混合物中各组成成分的含量保持不变）
4、规律：能变化的物理量保持不变
一、研究对象：可逆反应
二、化学平衡状态课件77张PPT。第二章 化学反应速率和化学平衡第三节 化学平衡（第一课时）复习：什么叫可逆反应？可逆反应有哪些特点？ 在相同条件下，既能向正反应方向进行，同时，又能向逆反应方向进行的化学反应，叫做可逆反应。思考：化学反应速率研究反应的快慢，研究一个化学反应还需要讨论哪些内容？可逆反应的特点：
①同一条件、同时反应、方向对立
②不可能完全转化还需要研究化学反应进行的程度——化学平衡第三节 化学平衡讨论：可逆反应为什么有“度”的限制？“度”
是怎样产生的？分析：在一定温度下，将一定
质量的蔗糖溶于100mL水的过程如右图，蔗糖在溶解时，一方面，蔗糖分子不断离开蔗糖表面扩散到水中，另一方面，溶液中的蔗糖分子又不断在未溶解的蔗糖表面聚集成为晶体。蔗糖晶体 蔗糖溶液溶解结晶过程分析：①开始时，v溶解 —————，v结晶＝———②然后， v溶解 —————，v结晶 ——————最大0逐渐减小逐渐增大③最后， v溶解 —— v结晶＝ 建立溶解平衡，形成饱和溶液，即溶解的蔗糖的质量与结晶的蔗糖质量相等，固体质量不再减少了。讨论：在一定条件下，达到溶解平衡后，蔗糖晶体的质量和溶液的浓度是否变化？溶解和结晶过程是否停止？晶体质量和溶液的浓度不会发生改变，但溶解和结晶过程并未停止， v溶解＝v结晶，蔗糖溶解多少则结晶多少。“度”（限度）的产生— 消耗量等于生成量，量上不再变化一、化学平衡的建立过程在反应CO+H2O CO2+H2中，将0.01 mol CO和0.01 mol H2O (g)通入1L密闭容器中，反应一段时间后，各物质浓度不变。1、反应刚开始时：
反应物浓度————，正反应速率———— ，生成物浓度为————，逆反应速率为——。最大最大00逐渐减小逐渐减小逐渐增大逐渐增大2、反应过程中：反应物浓度———————，正反应速率——————— ，生成物浓度——————，逆反应速率————3、一定时间后，必然出现V正反应速率＝V逆反应速率···4、t1时刻后， v正＝ v逆 ,即正反应消耗的反应物的量与逆反应生成的反应物的量相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化 ——化学平衡二、化学平衡1、概念：
在外界条件不变的情况下，可逆反应进行到一定的程度时，V正反应速率=V逆反应速率，化学反应进行到最大限度，反应物和生成物的浓度不再发生变化，反应混合物处于化学平衡状态，简称化学平衡⑴反应条件：2、化学平衡的性质：温度、压强、浓度等不变可逆反应，不可逆反应一般不会出现平衡状态——条件不变是基础⑵研究对象：——可逆反应是前提⑶本质： v正＝ v逆
即同一物质消耗速率与生成速率相等——速率相等是实质⑷现象：反应混合物组成成分的浓度保持不变——浓度不变是标志注意：
平衡时，反应混合物各组成成分的物质的量浓度、百分含量恒定，但不相等。同时，平衡状态下，反应体系的压强恒定、 反应混合气体的相对分子质量恒定3、化学平衡的特征：逆、动、等、定、变、同⑴逆：研究的对象是可逆反应。⑵动：化学平衡是动态平衡，虽然达到平衡状态，但正反应和逆反应并未停止，是一个动态平衡。⑶等：达到化学平衡时，v正＝ v逆＞0⑷定：反应混合物各组分的浓度保持一定。⑸变：化学平衡建立在一定条件下，条件改变时，平衡就会被破坏，变为不平衡，并在新条件下建立新的平衡。⑹同：在一定条件下，可逆反应不论是从正反应还是逆反应开始，还是正逆反应同时开始，只要起始浓度相当，均可以建立相同的化学平衡。即平衡的建立与途径无关。4、达到化学平衡的标志：V正=V逆和反应混合物各组分浓度保持不变是判断平衡的两大主要标志。⑴直接标志：①速率关系： v正＝ v逆应用：判断平衡时，要注意用“同”、“等”、“逆”的原则同：同一种物质的V正和V逆才能比较等：转化后的反应速率必须相等逆：反应方向必须对立②含量关系：反应混合物各组分的浓度、质量分数、物质的量、摩尔分数、体积分数、分子数之比保持不变以反应mA(g)+nB (g) pC(g)为例，达到
平衡的标志为： A的消耗速率与A的生成速率—————
A的消耗速率与C的———速率之比等于———
B的生成速率与C的———速率之比等于———
A的生成速率与B的———速率之比等于———相等消耗m ：p生成n ：p消耗m ：n异边同向，同边异向，比例计量例1、一定条件下，反应A2(g)+B2(g) 2AB(g)达到平衡的标志是
A、单位时间内生成n mol A2同时生成n molAB
B、单位时间内生成2n mol AB 同时生成n mol B2
C、单位时间内生成n mol A2 同时生成n mol B2
D、单位时间内生成n mol A2 同时消耗n mol B2 √√例2、一定条件下，反应N2+3H2 2NH3达到平衡的标志是
A、一个N≡N键断裂的同时，有三个H－H键形成
B、一个N≡N键断裂的同时，有三个H－H键断裂
C、一个N≡N键断裂的同时，有六个N－H键断裂
D、一个N≡N键断裂的同时，有六个N－H键形成 √√在判断化学平衡时，要注意化学键数与反应物质的物质的量之间的联系，同时要注意成键、断键与反应方向之间的关系。⑵间接标志：以反应mA(g)+nB (g) pC(g)为例①混合气体的总压强、总体积、总物质的量不随时间改变而———，（适用于—————————————）改变m+n≠p 的反应②、混合气体的平均相对分子质量、密度不随时间改变而————，（适用于—————————————）改变m+n≠p 的反应③各气体体积、气体分压、各物质的物质的量不随时间改变⑶、特殊标志：①对于有色物质参加反应，如果体系颜色不变，反应达到平衡②对于吸热或放热反应，如果体系温度不变，反应达到平衡 气体的总压、气体的总的物质的量、混合气体的平均相对分子质量、混合气体的密度、反应混合物平衡时物质的量之比⑷在等系数的气体反应中不能作为平衡判据的是：例3、在一定温度下，向aL密闭容器中加入1molX
气体和2molY气体发生如下反应：
X(g)+2Y(g) 2Z(g），此反应达到平衡的标志是：
A、容器内压强不随时间变化
B、容器内各物质的浓度不随时间变化
C、容器内X、Y、Z的浓度之比为1:2:2
D、单位时间消耗0.1molX的同时生成0.2molZ√√课堂练习： 【１】 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. C的生成速率与C分解的速率相等
B. 单位时间内生成n molA,同时生3n molB
C. A、B、C的浓度不再变化
D. A、B、C的分子数比为1:3:2AC【2】 下列说法中可以充分说明反应:
P(g)+Q(g) R(g)+S(g) , 在恒温下已达平衡状态的是（ ）
反应容器内压强不随时间变化
B. P和S的生成速率相等
C. 反应容器内P、Q、R、S四者共存
D. 反应容器内总物质的量不随时间而变化 B 【3】在一定温度下的恒容容器中,当下列物理量不再发生变化时,表明A(s)+3B(g) 2C(g)+D(g)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.B的物质的量浓度
D.气体的总物质的量
BC【4】 在一定温度下,下列叙述不是可逆反应A(g)+3B(g) 2C(g)+2D(s)达到平衡的标志的是
①C的生成 速率与C的分解速率相等
②单位时间内生成a molA,同时生成3a molB
③A、B、C的浓度不再变化
④A、B、C的分压强不再变化
⑤混合气体的总压强不再变化⑥混合气体的物质的量不再变化
⑦ A、B、C、D的分子数之比为1:3:2:2
A.② ⑦ B.②⑤⑦
C.①③④⑦ D.②⑤⑥⑦
( A )第二章 化学反应速率和化学平衡实验中学 高二化学备课组2018年10月15日星期一第三节 化学平衡（第二课时）★影响化学平衡的条件思考：反应条件改变是如何影响化学平衡？一定条件下的化学平衡v正＝ v逆，反应混合物中各组分的含量恒定条件改变反应速率改变，且变化量不同非平衡状态平衡被破坏 v正≠ v逆，反应混合物中各组分的含量不断变化一定时间后新条件下的新化学平衡v’正＝ v’逆，反应混合物中各组分的含量恒定平衡状态Ⅰ平衡状态Ⅱ化学平衡的移动一、化学平衡的移动总结：化学平衡的研究对象是——————，化学平衡是有条件限制的————平衡，只有在————————时才能保持平衡，当外界条件（浓度、温度、压强）改变时，化学平衡会被————，反应混合物里各组分的含量不断—— — ——，由于条件变化对正逆反应速率的影响不同，致使v正—— v逆，然后在新条件下建立— ———可逆反应动态条件一定破坏发生变化新的平衡≠1、化学平衡移动的定义：
化学上把这种可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡建立的过程叫做化学平衡的移动2、化学平衡的移动方向的速率判断：⑴若外界条件变化引起v正＞ v逆：平衡向正反应方向移动⑵若外界条件变化引起v正＜ v逆：平衡向逆反应方向移动⑶若外界条件变化引起v正＝ v逆：旧平衡未被破坏，平衡不移动二、影响化学平衡的条件1、浓度对化学平衡的影响【实验2－5】
【实验2－6】结论：增大任何一种反应物浓度使化学平衡
向———反应方向移动正移动方向
速率变化减小反应物浓度减小生成物浓度增大生成物浓度增大反应物浓度平衡移动原因浓度变化对反应速率的影响v正首先增大v逆随后增大且v’正＞ v’逆正反应方向v逆首先增大v正随后增大且v’逆＞ v’正逆反应方向 v逆首先减小 v正随后减小且v’正＞ v’逆正反应方向v正首先减小v逆随后减小且v’逆＞ v’正逆反应方向结论：当其他条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度，化学平衡向————反应方向移动；增大生成物浓度或减小反应物浓度，化学平衡向————反应方向移动。正逆思考：某温度下，反应C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)达到平衡后，增加或移去一部分碳固体，化学平衡移动吗？为什么？结论：平衡不移动，因为固体或纯液体的浓度是常数，其用量的改变不会影响v正和 v逆，化学平衡不移动强调：气体或溶液浓度的改变会引起反应速
率的变化，纯固体或纯液体用量的变化不会
引起反应速率改变，化学平衡不移动2、压强对化学平衡的影响讨论：压强的变化对化学反应速率如何影响？
v正和 v逆怎样变化？结论：压强增大， v正和 v逆同时增大，压强减小，v正和 v逆同时减小。问题：压强的变化如何改变不同反应的 v正和 v逆的倍数？N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)反应中，压强变化和NH3含量的关系结论：压强增大， NH3％增大，平衡向
正反应方向移动。增大压强，平衡向气体体积缩小方向移动。减小压强，平衡向气体体积增大方向移动。思考：对于等体积的气体反应，压强改变
将怎样影响化学平衡？结论：由于压强变化同时、同步、等倍数影响正、逆反应速率，v’正= v’逆，化学平衡不移动，但反应速率改变。例、在反应I2(g)+H2 (g) 2HI (g)中增大压强讨论：压强的变化不会影响固体或气体物质的反应速率，压强的变化会使固态或液态反应的化学平衡移动吗？结论：无气体参加的反应，压强的改变，不能使化学平衡移动强调：压强变化若没有浓度的变化，化学反应速率——————，化学平衡——————。不变不移动讨论：在N2(g)+3H2 (g) 2NH3 (g)密闭反应体系中，充入He气体：
⑴容积不变时，反应物质浓度—————，反应速率————，化学平衡——————；
⑵气体压强不变时，容器的体积________，各气体的浓度_____， 反应速率—————，化学平衡向—————— 方向移动不变不变不移动减小增大逆反应减小3、温度对化学平衡的影响讨论：温度的变化对化学反应速率如何影响？
v正和 v逆怎样变化？结论：温度升高， v正和 v逆同时增大；温度降低，v正和 v逆同时减小。问题：温度的变化如何改变不同反应的v正和 v逆的倍数？【实验2-7】2NO2 N2O4 △H＜0实验现象：温度升高，混合气体颜色加深，——————————，平衡向—————— 方向移动；温度降低，混合气体颜色变浅，
————————————，平衡向—————— 方向移动NO2浓度增大逆反应NO2浓度减小正反应结论：升高温度化学平衡向—————————移动，吸热反应方向降低温度化学平衡向—————————移动，放热反应方向
4、化学平衡移动原理——勒夏特列原理原理：如果改变影响平衡的一个条件（浓度、温度、压强等），化学平衡就向减弱这种改变的方向移动。①此原理只适用于已达平衡的体系②平衡移动方向与条件改变方向相反。ps：③移动的结果只能是减弱外界条件的该变量，但不能抵消。讨论：反应N2(g)+3H2 (g) 2NH3 (g) △H＜0 ，达到化学平衡，改变下列条件，根据反应体系中的变化填空：①若N2的平衡浓度为a mol/L，其他条件不变时，充入N2使其浓度增大到b mol/L后平衡向——————方向移动，达到新平衡后， N2的浓度为c mol/L，则a、b、c的大小为———————；
②若平衡体系的压强为P1 ，之后缩小反应体系体积使压强增大到P2 ，此时平衡向——————方向移动，达到新平衡后 体系的压强为P3 ，则P1 、 P2、 P3 的大小为——————————；
③若平衡体系的温度为T1 ，之后将温度升高到 T2 ，此时平衡向——————方向移动，达到新平衡后 体系的温度为T3 ，则T1 、 T2、 T3 的大小为——————————。正反应 a＜ c ＜ b正反应P1 ＜ P3＜ P2逆反应T1 ＜ T3＜ T25、催化剂对化学平衡的影响讨论：催化剂怎样改变v正和 v逆？小结：同步、等倍数改变v正和 v逆结论：催化剂不能使化学平衡发生移动；不能改变反应混合物的百分含量；但可以改变达到平衡的时间。1.已建立化学平衡的某可逆反应，当改变条件使化学平衡向正反应方向移动时，下列有关叙述正确的是
① 生成物的百分含量一定增加② 生成物的产量一定增加③ 反应物的转化率一定增大④ 反应物浓度一定降低⑤ 正反应速率一定大于逆反应速率⑥ 使用了合适的催化剂
A、 ① ② B、② ⑤ C、 ③ ⑤ D、 ④ ⑥
B2.恒温下, 反应aX(g) bY(g) +cZ(g)达到平衡后, 把容器体积压缩到原来的一半且达到新平衡时, X的物质的量浓度由0.1mol/L增大到0.19mol/L, 下列判断正确的是: A. a＞b+c B. a＜b+c C. a＝b+c D. a＝b=c A3、容积固定的密闭容器中存在已达平衡的
可逆反应2A（g） 2B+C(△H>0)，若随着温度升高，气体平均相对分子质量减小，则下列判断正确的是（ ）
A、B和C可能都是液体
B、B和C肯定都是气体
C、B和C可能都是固体
D、若C为固体，则B一定是气体D第二章 化学反应速率和化学平衡实验中学 高二化学备课组2018年10月15日星期一第三节 化学平衡（第三课时）三、化学平衡常数化学平衡常数： 是指在一定温度下,可逆反应无论从正反应开始,还是从逆反应开始,也无论反应物起始浓度的大小,最后都能达到平衡,这时各种生成物浓度的系数次方的乘积除以各反应物浓度的系数 次方的乘积所得的比值。它是个常数，用K表示，例如：mA + nB pC + qD化学平衡常数同阿伏加德罗常数以及物理中
的万有引力常数一样都是一个常数，只要温
度不变，对于一个具体的可逆反应就对应一
个具体的常数值。1.使用化学平衡常数应注意的问题：
（1）化学平衡常数只与温度有关，与反应物或
生成物的浓度无关。
（2）反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，由于其浓度可看做常数“1”而不代入公式
（3）化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数改变。若方程式
中各物质的系数等倍扩大或缩小，尽管是同一个反应，平衡常数也会改变。2.化学平衡常数的应用。
（1）化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。它能够表示出可逆反应进行的完全程度。一个反应的K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，反应物的浓度越小，反应物转化率也越大。可以说，化学平衡常数是一定温度下一个反应本身固有的内在性质的定量体现。
（2）可以利用平衡常数的值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。如：对于可逆反应
mA(g) + nB(g) pC(g) +qD(g) ，在一定温度的任意时刻，反应物与生成物的浓度如下关系：Qc ,叫做该反应的溶液商。Qc 〈 K，反应向正反应方向进行
Qc = K，反应处于平衡状态
Qc > K，反应向逆方向进行3.利用K可判断反应的热效应若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应；
若升高温度，K值减小，则正反应为放热反应。四、有关化学平衡的计算：起始量、变化量、平衡量的计算关系n1n200 ax bxcxdxn1-ax n2-bxcxdx单位
统一已知条件计量系数之比加、减计算⑴、物质浓度的变化关系：①、反应物：平衡浓度＝ ————————————————起始浓度－变化浓度②、生成物：平衡浓度＝ ————————————————起始浓度＋变化浓度③、各物质的变化浓度之比＝ ————————————————反应式计量系数之比⑵、反应物的转化率：反应物转化为生成物的百分率解：∵mol20.1×5×4133422①、 ∵2 : x ＝ 2 : (0.1×5×4)∴ x ＝ 2 解析：这是一个连续平衡的计算，计算思路为：第一个反应的平衡量作为第二个反应的起始量∴解：∵mol400 x x x4- x x x x 0 xyyy x - yy x +y x – y = 1.62 x +y = 4.50解得： x = 3.06 mol y = 1.44 mol 故：C N2O5 = (4 – 3.06) mol / 1L=0.94 mol/L C N2O = 1.44 mol / 1L=1.44 mol/L 实验中学 高二化学备课组2018年10月15日星期一平衡移动与反应物的转化率间的关系思考：化学平衡是暂时的，一旦外界条件改变，原有的固定的各种数量关系皆会因平衡的移动而发生改变，平衡移动时反应物的转化率如何变化 ？这要根据具体反应及引起平衡移动等具体原因而定，不可一概而论。 一、由于压强改变而引起平衡正向移动时，反应物的转化率必定增大。反之，平衡逆向移动时，反应物的转化率必定减小。PS：1、这里的压强改变方式指容积的变化。若为加压，平衡正向移动，则正反应是一气体体积缩小的反应；若为减压，平衡正向移动，则正反应是一气体体积增大的反应。2、若TV不变条件下，向平衡体系中加入惰性气体，这时体系的总压增大，但平衡不移动，反应物转化率不变。因加入无关气体后，由于体积不变，所以平衡体系中有关物质的浓度没有变，因而不影响原平衡。平衡移动与反应物的转化率间的关系AD解析：由于体积减小一半，则体系压强为原来的两倍，若平衡不移动，则A、B、C、的的浓度应为原来的两倍，今B和C的浓度均是原来的2.2倍，故平衡应正向移动。而加压平衡向气体体积减小方向移动，所以ｍ>2ｎ故答案为A、D。练习：恒温下, 反应aX(g) bY(g) +cZ(g)达到平衡后, 把容器体积压缩到原来的一半且达到新平衡时, X的物质的量浓度由0.1mol/L增大到0.19mol/L, 下列判断正确的是: （ ） A. a＞b+c B. a＜b+c C. a＝b+c D. a＝b=c A二：由于温度改变而引起平衡正向移动时，反应物的转化率必定增大。反之，平衡逆向移动时，反应物的转化率必定减小。PS：当温度升高，平衡正向移动，则正反应是一吸热的反应；若为降温，平衡正向移动，则正反应是一放热的反应；无论哪种情况，由于反应物的初始量未变，将会有更多的反应物转化为生成物。例2：（99上海）可逆反应：3A(g)?3B(?)+C(?)-Q，随着温度升高，气体平均相对分子质量有变小趋势，则下列判断正确的是 （ ）
A、 B和C可能都是固体 B 、B和C一定都是气体
C、若C 为固体，则B一定是气体 D、B和C可能都是气体CD解析：此题虽然没有直接问A的转化率。当温度升高，气体的相对分子质量变小，而正反应是吸热反应，所以平衡正向移动，由于没有改变A的初始量，则A的转化率必然提高。气体平均相对分子质量=m/n，若B和C都是固体，则气体只有A，其相对分子质量不变；若B和C都是气体，则m不变，而n变大，气体的相对分子质量变小；若C 为固体，则B一定是气体，这时气体的n不变，而m变小，气体的相对分子质量变小，正确答案为CD。三、由于增大反应物浓度（TV不变）引起平衡移动时，有以下几种情况：D解析：可将第二次的平衡的建立看作是投入2 a mol NO2在两倍大的容器中同温下进行。这时两个平衡等效，再将第二次的体积加压为与第一次一样，则平衡将正向移动。由于气体总质量不变，而气体总物质的量减少，所以相对平均分子质量增大，所以A、B均对。D不难判断是错的。气体颜色取决于NO2的浓度，由于NO2的浓度的增大比移动后使其浓度减小的大得多，C项也对。故错误的是D。例4：将装有1molNH3的密闭容器加热，部分NH3分解后达到平衡，此混合气体中NH3的体积分数为x%；若在同一容器中最初充入的是2 mol NH3，密封、加热到相同温度，反应达到平衡时，设此时混合气体中NH3的体积分数为y%。则x和y的正确关系是（ ）
Ａ、ｘ＞ｙ Ｂ、ｘ＜ｙ Ｃ、ｘ=ｙ Ｄ、ｘ≥ｙ解析：可先将后一种看做是两倍体积的容器中于同温下建立平衡，此时两平衡等效，再将后者体积缩小为前者一样大，即加压，平衡向气体体积缩小方向移动，即逆向移动。所以后者氨的转化率变小，故答案为A。A三、由于增大反应物浓度（TV不变）引起平衡移动时，有以下几种情况：⑵、若两反应物的浓度按同比例增大，这时相当于将两个一样的平衡加压，平衡将向气体体积减小的方向移动，若m+n>p+q，则两反应物的转化率均增大，若m+n
A. N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) B. 2HI(g) H2(g)+I2(g)
C.PCl5(g) PCl3(g)+Cl2(g) D. 2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)B4、 某温度时，一定压强下的密闭容器中发生反应：
aX(g)+bY(g) cZ(g)+dW(g)，达平衡后，保持温度不变压强增大至原来的2倍，当再达到平衡时，W的浓度为原平衡状态的1.8倍，下列叙述正确是（ ）
A. 平衡正移 B. (a+b)>(c+d)
C. Z的体积分数变小 D. X的转化率变大C第二章 化学反应速率和化学平衡实验中学 高二化学备课组2018年10月15日星期一第三节 化学平衡（第四课时）一、等效平衡⑴定义：
化学平衡的建立与反应途径无关，可逆反应在相同状况下，不论从正反应开始还是从逆反应开始，或者正逆反应同时进行，只要初始时有关物质的量“相当”，它们即可以达到相同平衡状态，称为“等效平衡”。此时，等效平衡中各物质的百分含量相等。 无论平衡从哪个方向建立，在判断时都可根据题给条件和反应计量系数把生成物全部推算为反应物或把反应物全部推算成生成物再与原平衡加入的物质的量相比较，若物质的量“相当”，则为等效平衡，推算式为：某反应物的物质的量(mol)+变成生成物而消耗的该反应物的物质的量(mol)＝原来该反应物的物质的量(mol)⑵等效平衡的解法 — 极值转换法 二、等效平衡的分类①恒温、恒容时，只要反应物和生成物的量相当（反应物换算成生成物或生成物换算成反应物后与原起始量相同）则为等效平衡例1、在一定温度下，将2mol N2和6mol H2充入固定容积的密闭容器中，发生 N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)，达到化学平衡后，若保持温度不变，令a、b、c分别为N2、H2、NH3的物质的量，重新建立平衡，混合物中个物质的量仍和上述平衡相同，填空
⑴、若a=0，b=0，则c=———
⑵、若a=1， c =2，则 b =————
⑶、若a、 b 、 c取值必须满足的一般条件为（用两个式子表示，一个只含a和c，一个只含b和c ————————、 ————————4 3a+c/2 = 2b+3c/2 = 6例2、在一个固定容积的密闭容器中，加入2molA和1molB，发生 2A(g)＋B (g) 3C(g) +D(g) ，达到化学平衡时，C的浓度为w mol/L。若保持温度容积不变，改变起始物质的用量，达到平衡后，C的浓度仍为 w mol/L的是：
A.4molA+2molB B.1molA+0.5molB+1.5molC+0.5molD
C.3molC+1molD+1molB D.3molC+1molD√√②恒温、恒容时，反应前后气体体积不变（等计量系数）的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量比例与起始状态相等，则二平衡等效。③恒温、恒压时，改变起始加入量，只要按化学计量数换算成平衡式左右两边同一边物质的量之比与原状态相同，则二平衡等效。例3、温度压强不变时，将1molN2和4molH2充入一个装有催化剂容积可变的密闭容器中，发生N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)，达到化学平衡后生成a mol的NH3，在相同温度和压强下，保持平衡时各组分的体积分数不变，填表：1.5a00.52(n-4m)(n-3m)a1.在一定温度下，把1 mol CO和2 mol H2O通入一个密闭容器中，发生如下反应：CO(g)+H2O (g) CO2(g)+H2(g)，一定时间后达到平衡，此时，CO的含量为p%，若维持温度不变，改变起始加入物质的物质的量，平衡时CO的含量仍为p%的是（ ）
A.1molCO２ 、2molH２
B. 0.2molCO２ 、0.2molH２ 、
0.8molCO 、 1.8molH2O
C.1molCO２、1molH2O
D.1molCO２ 、1molH２ 、1molH2OBD2. （98全国）体积相同的甲、乙两个容器中，分别都充有等物质的量的SO2和O2，在相同温度下发生反应：2SO2+O2 2SO3，并达到平衡。在这过程中，甲容器保持体积不变，乙容器保持压强不变，若甲容器中SO2的转化率为p%，则乙容器中SO2的转化率( )
A、等于p% B、大于p%
C、小于p% D、无法判断B3.某温度下，在一容积可变的容器中，反应2A(g)＋B(g) 2C(g)达到平衡时，A、B和C的物质的量分别为4mol、2mol和4mol。保持温度和压强不变，对平衡混合物中三者的物质的量做如下调整，可使平衡右移的是( )
A．均减半 B．均加倍
C．均增加1mol D．均减少1molC4.将2mol SO2气体和2mol SO3气体混合于固定体积的密闭容器中，在一定条件下发生反应: 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)。达到平衡时SO3为n mol。在相同温度下，分别按下列配比在相同密闭容器中放入起始物质，平衡时SO3等于n mol的是( )
A.1.6molSO2+0.3molO2+0.4molSO3 B.4molSO2+1molO2
C.2molSO2+1molO2+2molSO3 D.3molSO2+1molO2+1molSO3
B课件29张PPT。第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离一、电解质与非电解质1、电解质：
2、非电解质：
在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物。
（包括酸、碱、盐、水、大多数金属氧化物）
如：NaCl、HCl、CH3COOH 、MgO
在水溶液中和熔融状态时都不能导电的化合物。
（包括多数有机物、某些非金属氧化物）
如： CH3CH2OH、CO2 、SO2二、强电解质与弱电解质1、强电解质：
2、弱电解质：能完全电离的电解质。
如强酸、强碱和大多数盐。
HCl == H+ + Cl-
Na2SO4 ==2 Na+ + SO42-
能部分电离的电解质。
如弱酸、弱碱、水。
CH3COOH CH3COO- +H+
1.下列电解质中， ① NaCl、 ② NaOH，
③ NH3·H2O、 ④ CH3COOH， ⑤ BaSO4 、
⑥ AgCl 、 ⑦ Na2O 、 ⑧ K2O， ⑨ H2O
哪些是强电解质，那些是弱电解质?
强电解质: ① ② ⑤ ⑥ ⑦ ⑧弱电解质:③ ④ ⑨课堂练习：习题1 现有如下各化合物：①酒精，②氯化铵，③氢氧化钡，④氨水，⑤蔗糖，⑥高氯酸，⑦氢硫酸，⑧硫酸氢钾，⑨磷酸，⑩硫酸。请用物质的序号填写下列空白。
Ⅰ、属于电解质的有___________________;
Ⅱ、属于强电解质的有_________________;
Ⅲ、属于弱电解质的有_________________。习题2②③⑥⑦⑧⑨⑩②③⑥⑧⑩⑦⑨2. 下列说法是否正确？为什么？
（1）强电解质溶液的导电能力一定强于弱电解质溶液的导电能力。
（2）虽然氯气溶于水后，溶液可以导电，但氯气不是电解质，而是非电解质。
不正确。导电能力和溶液中离子浓度有关，而强弱电解质是指电离能力的不正确。氯气是单质，不是非电解质。习题3注意：课堂练习：习题4C习题5D课堂练习：DBD混合物AD2000年
上海 7三、电解质的电离方程式1、强电解质完全电离，符号选用“＝”2、弱电解质部分电离，符号选用“ ”①② 多元弱碱分步电离，但用一步电离表示。③ 两性氢氧化物双向电离④ 酸式盐的电离a 强酸的酸式盐完全电离b 弱酸的酸式盐第一步完全电离习题9写出下列各物质的电离方程式课堂练习： 习题10四、弱电解质的电离平衡P41思考与交流分析一元弱酸（设化学式为HA）、一元弱碱（设化学式为BOH）的电离平衡过程，并完成下列问题：
1、写出弱酸、弱碱的电离方程式；2、填写下表的空白。最小最小最大变大变大变小不变不变不变最大最大最小变小变小变大达到平衡时吸：弱电解质的电离过程是吸热的① 温度：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浓度：增大电解质分子的浓度或减少相应离子的浓度，都会使弱电解质分子向电离为离子的方向移动。加水稀释弱电解质溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。五、影响电离平衡的因素(1)内因：电解质本性。通常电解质越弱，电离程度越小。(2)外因：溶液的浓度、温度等。③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时，电离平衡向逆反应方向移动。④化学反应 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，可使平衡向电离的方向移动。课堂练习：向左向右向左课堂练习：课堂练习：1996年全国，13B练习：在甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（ ）
A、1mol/L甲酸溶液中c(H+)约为1×10-2mol/L
B、甲酸能与水以任意比互溶
C、10mL 1mol/L甲酸恰好跟10 mL 1mol/L NaIOH溶液完全反应
D、在相同条件下，甲酸的导电性比强酸溶液的导电性弱。AD六、电离度和电离常数科学视野1、电离度（1）定义：达到电离平衡时，已电离的弱电解质浓度与弱电解质的初始浓度的比。
（2）表示：
（3）影响因素：温度和浓度。温度越高，电离度增大，一般而言，弱电解质的浓度越大，电离度越小，浓度越小，电离度越大。
（4）意义：反映弱电解质的电离程度，比较同温度、同浓度时弱电解质的相对强弱。六、电离度和电离常数（1）、定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离出来的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度之比值是个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。（2）、表达式：2、电离常数 Ⅰ、弱电解质的电离常数表达式中的c(A 十）、 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。注意：Ⅱ、当温度一定时，其电离常数是定值。Ⅲ、电离常数的大小反映强弱电解质的电离程度。K值越大，弱电解质越易电离，其对应的弱酸（弱碱）越强。Ⅳ、多元弱酸是分步电离的，一级电离常数程度最大，一般有K1 》K2 》K3。3、电离常数的意义：判断弱酸、弱碱的相对强弱。
电离平衡的移动2007年上海高考题BD课件63张PPT。第三章 水溶液中的离子平衡第二节 水的电离和溶液的酸碱性复习巩固1、溶液导电性强弱是由 ________________________决定的。溶液中自由移动离子浓度2、水是不是电解质？ 思考与交流 研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性，而酸碱性与水的电离有密切的关系。那么水是如何电离的呢? 水是极弱的电解质？ （正反应吸热）一、水的电离1、水的电离实验测定：25℃ C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L
100℃ C(H+) = C(OH-) = 1×10-6mol/L思考： 既然一定温度下纯水中C(H+)和C(OH-)浓度是定值，那么乘积呢？ Kw =C（H+）·C（OH-）说明：1.常温（25℃ ）Kw = 1× 10-14
2.稀溶液
3.温度升高, Kw变大2、水的离子积(常数)：定义：在一定温度下，水（稀溶液）中H+与OH-浓度的乘积，用Kw表示。问题与讨论1、在水中加入强酸(HCl)后，水的离子积是否发生改变？2、在水中加入强碱(NaOH)后，水的离子积是否发生改变？升温呢？3、在酸碱溶液中，水电离出来的C(H+)和C(OH-)是否相等？4、100℃时，水的离子积为10-12，求C(H+)为多少？5、在酸溶液中水电离出来的C(H+)和酸电离出来的C(H+)什么关系？加入酸：增大减少平衡逆向移动但Kw保持不变C(H+)C(OH-)加入碱：减小增大平衡逆向移动但Kw保持不变C(H+)C(OH-)升高温度： 平衡正向移动 C（H+）和C（OH-）都增大 Kw增大（正反应吸热）二、影响水的电离平衡的因素1、酸2、碱3、温度抑制水的电离，Kw保持不变升高温度促进水的电离，Kw增大 注意：Kw是一个温度函数，只随温度的升高而增大.三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系1.重要规律： 在一定温度时,稀电解质溶液里C(H+)与C(OH-)的乘积是一个常数。经科学实验进一步证明C(稀) ≤1mol/L例：25℃时，Kw=1×10-14
100℃时，Kw=1×10-12三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系2.关系(25℃)：中性溶液：酸性溶液：碱性溶液：注 意①水溶液中H+与OH-始终共存②酸性溶液：C(H+)>C(OH-) ;C(H+)越大酸性越强③碱性溶液：C(H+)C(OH-) C(H+)>1×10-7mol/LC(H+) A、H+ B、OH-
C、S2- D、Na+
D 3、下列物质溶解于水时，电离出的阴离子能使水的电离平衡向右移动的是（ ）
A4、某温度下纯水中C(H+) = 2×10-7 mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。
若温度不变，滴入稀盐酸使C(H+) = 5×10-6 mol/L，则此时溶液中的C(OH-) = ___________。2×10-7 mol/L8×10-9 mol/L5、在常温下，0.1mol/L的盐酸溶液中水电离出的C(H＋ )和C(OH－)是多少?6、在常温下， 0.1mol/L的NaOH溶液中水电离出的C(H＋)和C(OH－)是多少?水电离出的C(OH-)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L
= C(H＋ )7、在25 ℃，在某无色溶液中由水电离出的C(OH-)= 1×10-13，一定能大量共存的离子组是（ ）
NH4+ K+ NO3- Cl-
NO3- CO3 2 - K+ Na+
K+ Na+ Cl- SO42-
Mg2+ Cu2+ SO42- Cl-
C8、根据水的电离平衡H2O?H++OH- 和下列条件的改变，填空：升高30 ℃加入NaCl加入NaAc加入HClKw[OH-]变化[H+]变化水的电离平衡移动方向改变条件← ↑ ↓ —
→ ↓ ↑ —
— — — —
→ ↑ ↑ ↑9、水的电离过程为H2O H+ + OH-，在不同温度下其离子积为KW25℃=1×10-14， KW35℃ =2.1 ×10-14。则下列叙述正确的是：
A、[H+] 随着温度的升高而降低
B、在35℃时，纯水中 [H+] ＞[OH-]
C、水的电离常数K25 ＞K35
D、水的电离是一个吸热过程D
11、 25℃、浓度均为0.1mol/L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
10、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，则该溶液一定是纯水。 √×× ③ 〉④ 〉① 〉②实验中学 高二化学备课组2018年10月15日星期一第二节 水的电离和溶液的酸碱性溶液pH的计算（2）水的电离是可逆的，存在电离平衡，它的逆反应为中和反应一、水的电离 结论（1）水是极弱的电解质，它能微弱“自身”电离生成H+与OH-1、水的电离方程式(2) 注意点：A、水的电离过程是吸热，升高温度， Kw将增大25℃时，Kw=c（H+）·c（OH-） =1×10-14B、水的离子积不仅适用纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液Kw=c（H+）·c（OH-）2、水的离子积常数Kw(1)定义：在一定温度下，水中c（H+）和c（OH-）的乘积是一个常数，用Kw表示 ，叫做水的离子积常数。(3 )影响因素： A、酸、碱：温度不变，在纯水中加入酸或碱，均使水的电离左移 ， Kw不变 ,α(H2O) 变小 B、温度C、易水解的盐： 在纯水中加入能水解的盐，不管水解后显什么性，均促进水的电离，但只要温度不变， Kw不变。 D、其他因素：如：向水中加入活泼金属二、溶液的酸碱性与pH值1、定义：化学上常采用H+的物质的量浓度的负对数来表示溶液的酸碱性。3、溶液的酸碱性与pH值的关系酸性溶液： c（H+）>c（OH—） pH<7
中性溶液： c（H+）=c（OH—） pH=7
碱性溶液： c（H+）72、表示方法：pH= - lg c(H+)注意：pOH -----采用OH -的物质的量浓度的负对数来表示溶液的酸碱性
pOH + pH ==14注意:pH=0 并非无H+，而是c（H+）=1mol/L，pH=14 并非无OH -，而是c（OH -）=1mol/L有关溶液pH的计算：1、单一溶液的计算：2、强酸、强碱的稀释：例1、0.001 mol/L盐酸的pH =____，加水稀释到原来的10倍，pH=___，加水到原来的103倍，pH =___,加水到原来的104 倍pH= _____,加水到原来的106倍，pH=______例2、pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的10倍，则溶液的pH=_____，pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的102倍，则溶液的pH=_______34698pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的103倍，则溶液的pH=___，pH=10的NaOH溶液加水稀释到原来的105倍，则溶液的pH=___注意：pH=6或8时，不可忽略水的电离，只能接近7，酸碱溶液无限稀释，pH只能约等于7或接近7：酸不能大于7；碱不能小于7结论：强酸(碱)每稀释10倍，pH值向7靠拢一个单位。3、弱酸、弱碱的稀释
例3、pH=3HAc加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围_________；
pH=12氨水加水稀释到原来10倍，溶液的pH值范围___________。
?结论：弱酸(碱)每稀释10倍，pH值向7靠拢不到一个单位；4、两种pH值不同的同种强酸（碱）溶液等体积混合例4、pH=10和pH=8的两种NaOH溶液等体积混合，求混合溶液的pH值。例5、pH=4和pH=5的两种盐酸溶液等体积混合，求混合溶液的pH值 结论：
1、两种强酸溶液等体积混合，溶液的pH值等于浓溶液的pH加0.3。?
总结论：
两种强酸（碱）溶液等体积混合，溶液的pH值以原浓溶液的pH向7靠拢0.3个单位。
2、两种强碱溶液等体积混合，溶液的pH值等于浓溶液的pH减0.3。例8、0.1L pH=2盐酸和0.1L pH=11的NaOH溶液相混合，求混合后溶液的pH值。
?
?
?
例9、pH=2盐酸和pH=12的Ba(OH)2溶液等体积相混合，求混合后溶液的pH值。
5、强酸、强碱溶液的混合结论：1、pH1+ pH2<14的强酸强碱等体积混合后，pH混= pH酸+0.3
2、pH1+ pH2=14的强酸强碱等体积混合后，pH混= 7
3、pH1+ pH2>14的强酸强碱等体积混合后，
pH混= pH碱-0.3
方法：1、先反应
2、按过量的计算，若酸过量，求c（H+），再算pH值。
若碱过量，求c（OH-），求c（H+），再算pH值五、弱酸强碱或强酸弱碱混合
例10、
（1）PH为12 的NaOH溶液和PH为2的醋酸溶液等体积相混合，则混合液呈_____性
（2）PH为12 的氨水和PH为2 的盐酸等体积相混合，则混合液呈 ____性
（3）PH为2 的盐酸和PH为12 的某碱等体积相混合，则混合液PH_______
（4）PH为12 的NaOH溶液和PH为2的某酸溶液等体积相混合，则混合液PH _____
（5）盐酸的PH值为X，NaOH溶液的PH为Y，体积相混合，则混合液PH _____己知X+Y=14，它们等体积相混合，混合液的PH值 。
己知X+Y<14，它们等体积相混合，混合液的PH值 ____________。
己知X+Y>14，它们等体积相混合，混合液的PH值 ____________。（5）盐酸的PH值为X，NaOH溶液的PH为Y，体积相混合，则混合液PH _____1、某酸溶液的PH为2 ，某碱溶液的PH为12 ，两者等体积相混合后，有关PH值的变化正确的是（ ）
A、大于7 B、小于7
C、等于7 D、三种都有可能2、常温下一种PH为2 的酸溶液与一种PH为12 的碱溶液等体积相混合，对溶液的酸碱性的说法正确的是（ ）
A、 若是二元强酸和一元强碱，混合液为酸性
B、 若是浓的强酸和稀的强碱，混合液中呈酸性
C、 若是浓的弱酸和稀的强碱，混合液呈碱性
D、若是强酸和强碱相混合，溶液反应后呈中性DD练习：3、同体积的PH为3 的盐酸、硫酸、醋酸和硝酸四种溶液，分别加入足量的锌粉，叙述正确的是（ ）
A、 硫酸溶液中放出的氢气的量最多
B、 醋酸溶液中放出的氢气的量最多
C、 盐酸和硝酸中放出的氢气的量相等
D、盐酸比硝酸放出的氢气的量多
BD4、向体积均是1L，PH值也相等的盐和醋酸两溶液中加入表面积质量均相等的锌块，下列叙述可能正确的是（ ）
A、 反应开始时，盐酸的速率比醋酸快
B、 反应过程中，醋酸的速率比盐酸快
C、 充分反应后，两者产生的氢气的体积可能相等
D、充分反应后，若有一种溶液中的锌有多余，则一定是盐酸的锌有余
BCD5、酸HA、HB两溶液的PH值为3，且体积相同，加水稀释两溶液，PH值与加入水的体积关系如图所示，则两者酸性较强的是（ ）HB6、酸HA、HB、HC三溶液的物质的量浓度相同，体积也相同，测得它们的PH值分别为2、2.7、3，分别与足量的锌反应，产生的氢气的物质的量 ，初始时，三者的反应速率 ，反应过程中的平均速率 ；
若三种酸的体积与PH值均相等时，分别加入足量的表面积和质量均相等的锌，初始时，三者的反应速率 ，反应过程中的平均速率_________；充分反应后，产生的氢气的物质的量的大小关系 ________，
相同7、判断下列说法是否正确：
（1）pH=7的溶液是中性溶液。 ( )
（2）H2S溶液中c(H+)：c(S2-)=2：1 。 ( )
（3）0.1 mol/L的HAc中c(H+)是0.2 mol/L HAc中c(H+)的1/2。 ( )
（4）0.1 mol/L的HAc中c(H+) c(HAc)大于0.01 mol/L 的HAc中 c(H+) c(HAc) 。 ( )
（5）0.1 mol/L的HAc中c(OH-) c(HAc)大于0.01 mol/L的HAc中c(OH-) c(HAc) 。 ( )
（6）中性溶液中c(H+)=c(OH-) 。 ( )实验中学 高二化学备课组2018年10月15日星期一第二节 水的电离和溶液的酸碱性酸碱中和滴定一、酸碱中和滴定1、定义：用已知物质的量的浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法 2、原理：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，测出二者的体积，根据化学方程式中酸和碱的物质的量的比值，就可以计算出碱或酸的溶液浓度。 3、公式：4、实验的关键:(1)准确测量参加反应的两种溶液的体积(2)准确判断中和反应是否恰好完全反应c酸v酸=c碱v碱(一元酸和一元碱)5、实验仪器及试剂: 仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、 铁架台、滴定管夹、烧杯、白纸，有时还需要移液管试剂：标准液、待测液、指示剂2、酸碱指示剂：一般是有机弱酸或有机弱碱（定性测定） 对应溶液
的 颜 色变色范围
红3.1橙4.4黄酚酞溶液红5 紫 8蓝
1、原则：1）终点时，指示剂的颜色变化明显2）变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏二、指示剂的选择：（1）甲基橙和酚酞的变色范围较小：4.4-3.1=1.3 10-8=2 对溶液的酸碱性变化较灵敏（2）溶液使指示剂改变颜色，发生的化学变化。指示剂滴加太多比将消耗一部分酸碱溶液（一般为1~2滴）。
（3）操作：用镊子取一小块pH试纸放在洁净的表面皿或玻璃片上，然后用玻璃棒沾取少量待测液点在试纸中央，试纸显色后再与标准比色卡比较，即知溶液的pH值。3、pH试纸（定量测定）（1）成分：含有多种指示剂（2）本身颜色：淡黄色（1）强酸强碱间的滴定：（2）强酸滴定弱碱 两者正好完全反应，生成强酸弱碱盐，酸性选用甲基橙作指示剂（3）强碱滴定弱酸4、酸碱中和滴定中指示剂的选择： 两者正好完全反应，生成强碱弱酸盐，碱性选用酚酞作指示剂酚酞溶液、甲基橙三、实验步骤： 1、查漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是否灵活； 2、洗涤：用水洗净后，各用少量待装液润洗滴定管2－3次； 3、装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，使液面高于刻度2-3cm4、赶气泡：酸式滴定管：快速放液碱式滴定管：橡皮管向上翘起5、调液：调节滴定管中液面高度，并记下读数，记做。6、取液：（1）从碱式滴定管中放出25.00ml氢氧化钠溶液于锥形瓶中（2）滴入2滴酚酞试液，将锥形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底衬一张白纸。7、滴定：左手_____________________________，右手
________________________________________________
眼睛_______________________________________
控制酸式滴定管活塞拿住锥形瓶瓶颈，边滴入盐酸，边不断顺时针方向摇动，要始终注视锥形瓶溶液的颜色变化。9、计算：整理数据进行计算。8、记录：当看到加一滴盐酸时，锥形瓶中溶液红色突变无色时，停止滴定，准确记下盐酸读数，并准确求得滴定用去的盐酸体积。酸碱中和滴定：http://www.tudou.com/programs/view/nmBrcceCmCE/★五、误差分析：例题：用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液（氢氧化钠放于锥形瓶中）下列操作（其它操作均正确），对氢氧化钠溶液浓度有什么影响？一、酸式滴定管
1、未用标准液(HCl)润洗酸式滴定管 （ ）
2、滴定管内壁不干净，滴定后，酸式滴定管内壁挂水珠 （ ）
3、滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失（ ）
4、滴定操作时，有少量盐酸滴于锥形瓶外（ ）
5、滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度（ ）
偏高偏高偏高偏高偏低滴定前仰视，滴定后俯视。分析：V标偏小，导致C测偏小。滴定前俯视，滴定后仰视。分析：V标偏大，导致C测偏大。二、锥形瓶
6、锥形瓶内用蒸馏水洗涤后，再用待测氢氧化钠润洗 2-3次，将润洗液倒掉，再装NaOH溶液（ ）
7、锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH溶液（ ）
8、滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的溶液溅出一部分。（ ）
9、指示剂滴加过多（ ）
偏高无影响偏低偏低三、碱式滴定管
10、碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗 （ ）
11、取待测液时，未将盛待测液的碱式滴定管尖嘴的气泡排除。取液后滴定管尖嘴充满溶液（ ）
偏低偏低 四、含杂质
12、在配制待测氢氧化钠溶液过程中，称取一定质量的氢氧化钠时，内含少量的氢氧化钾，用标准盐酸溶液进行滴定。（ ）
13、同上情况，若氢氧化钠中含有少量的碳酸钠，结果如何（ ）
偏低偏低课件24张PPT。
甲基橙——— 3.1 ——— 4.4 ———酸性 中间色 碱性红色 橙色——— 5.0 ——— 8.0 —————— 8.2 ——— 10.0 ———红色 紫色 蓝色粉红色无色红色黄色常用指示剂的变色范围 石 蕊酚 酞酸碱中和滴定学习目标1、理解酸碱中和滴定的原理 一、定义 利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)浓度的实验方法叫做酸碱中和滴定。已知浓度的溶液——标准液
未知浓度的溶液——待测液酸碱中和滴定二、原理 酸HmR和碱M(OH)n反应，当恰好完全反应时，酸提供的H+的物质的量等于碱提供的OH－的物质的量，即： C(酸)·m·V(酸) =C(碱)· n ·V(碱)中和反应的实质n(H+)=n(OH-)H+ + OH- = H2O三、仪器
酸式滴定管、碱式滴定管、烧杯、滴定管夹、铁架台、锥形瓶（用来盛装待测溶液）等。 学习目标2、认识酸式滴定管、碱式滴定管并记住
滴定管使用时的注意事项1、酸式滴定管和碱式滴定管的区别和使用方法注意：酸式滴定管不能用于装碱性溶液，（粘结活塞）；碱式滴定管不能用于装酸性溶液或会腐蚀橡胶的溶液（如强氧化性的溶液）。 （氧化胶管） 玻璃活塞橡胶管玻璃球滴定管的构造①上端标有： 、 、 ；温度0刻度容积2025mL50mL全部盛满溶液时，体积 所标容积。大于下端②滴定管的最小刻度为 ,允许估计至 ，因此读数的精确度为 mL。0.1mL0.010.012、滴定管的刻度特点和读数方法0刻度处25mL刻
度处①0刻度在上方
②精密度：0.01mL，所以读数时要读到小数点后两位。
③实际滴出的溶液体积
=滴定后的读数-滴定前的读数练习：读出以下液体体积的读数25 mL酸式滴定管学习目标3、记住酸碱中和滴定的操作步骤
会分析指示剂如何选择教师演示：酸碱中和滴定实验学生观察、思考、总结1、实验仪器2、滴定操作实验步骤及注意事项四、滴定操作步骤 （1） →洗涤 →润洗→装液→调液→读数（2）移液（放液）→滴加指示剂→滴定终点→读数→重复2-3次→计算将几次滴定用去盐酸体积的平均值代入关系式计算检漏强调：滴定管操作方法 左手控制滴定管活塞，右手振荡锥形瓶（向同一方向做圆周运动）；眼睛注视锥形瓶内溶液的颜色变化，至指示剂变色半分钟不褪色即为终点。滴加速度先快后慢，直至指示剂颜色突变。左手右手视线与凹液
面水平相切滴加速度先快后慢眼睛注视瓶内颜色变化半分钟颜色不变滴定管保持垂直 指示剂的选择 选择指示剂时，一般要求变色明显（所以一般不选用石蕊），指示剂的变色范围与恰好中和时的pH值要一致。 强酸强碱相互滴定，可选择酚酞作指示剂。酚酞：酸滴定碱——颜色由红刚好褪色 碱滴定酸——颜色由无色到粉红色突变范围20.02mL19.98mL加入NaOH溶液的体积V(mL)溶液的pH“突跃”的存在为准确判断终点提供了方便复习提问：
1、滴定管使用时的准备
2、滴定的关键是什么？学习目标4、会依据中和滴定原理进行酸碱滴
定实验的误差分析 误差分析 酸碱中和滴定正确视线仰视视线正确读数仰视读数读数偏大正确视线俯视视线正确读数俯视读数读数偏小0中和滴定操作误差分析 1、锥形瓶含有少量蒸馏水2、滴定前仰视，滴定完俯视6、滴定管开始有气泡，滴定完气泡消失 4、锥形瓶用待测液润洗 5、锥形瓶未用待测液润洗 3、滴定管未用标准液润洗无影响偏小偏大偏大无影响偏大练习：用标准盐酸滴定待测烧碱，下列错误操作将对V（酸）和C（碱）有何影响？（偏大、偏小和无影响）
A、盛标准酸的滴定管尖嘴部分有气泡未排除就开始滴定 。
B、振荡时液体飞溅出来 。
C、开始读标准酸时用仰视 。
D、终点读标准酸时用俯视 。
E、滴定前盛放氢氧化钠溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥 。 偏大偏小偏小 偏小无影响课件50张PPT。第三章 水溶液中的离子平衡
第三节 盐类的水解第一、二课时根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可以分成哪几类？酸 + 碱 == 盐 + 水 （中和反应）酸强酸弱酸弱碱强碱碱生成的盐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【知识回顾】【回忆思考】Na2CO3俗称什么？分别往Na2CO3和NaHCO3的
溶液中滴加酚酞，可观察到什么现象？？NaHCO3溶液Na2CO3溶液一、寻找规律探究盐溶液的酸碱性中性碱性碱性酸性中性碱性酸性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一、盐的类型与盐溶液酸碱性的关系：中性酸性碱性二、探究原因盐溶液呈现不同酸碱性的原因H2O H+ + OH–纯水中：当分别加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，请思考：（1）相关的电离方程式？
（2）盐溶液中存在哪些粒子？
（3）哪些粒子间可能结合（生成弱电解质）？
（4）对水的电离平衡有何影响？
（5）相关的化学方程式？分析后，填写书 P55 表格【探究1】 往水中加NaCl形成溶液。Na+、Cl–、H+、OH–、H2O无c(H+) c(OH–)=中性无（对水的电离平衡无影响）【探究2】 往水中加NH4Cl形成溶液。+有（促进水的电离） NH3 · H2O c(H+) c(OH–)>酸性Cl–、NH4+、H+、OH–、H2O、
NH3 · H2O水解方程式【探究3】 往水中加CH3COONa形成溶液。+有（促进水的电离） CH3COOH c(H+) c(OH–)<碱性Na+、CH3COO–、OH–、H+、H2O、CH3COOH水解方程式CH3COONa == Na+ + CH3COO –NH4Cl == Cl – + NH4+ 二、盐溶液呈不同酸碱性的原因：盐类的水解三、盐类水解： 在溶液中盐电离出来的弱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。(弱酸、弱碱)以CH3COONa和NH4Cl的水溶液的酸碱性为例：1、概念：盐 + 水 酸 + 碱盐 + 水 酸 + 碱盐易溶，有弱离子。促进水的电离。2、水解的条件：3、水解的实质：使 c (H+) ≠ c (OH–)生成弱电解质；4、水解的特点：⑴ 可逆⑵ 吸热⑶ 一般很微弱⑷ 水解平衡（动态）中和水解一般不用“↑”或“↓”；
一般不写“ ”，而写“ ”。，必有弱酸或弱碱生成⑸ 多元弱酸根离子分步水解，以第一步水解为主。5、水解的规律：⑴ 有__就水解；无__不水解；
⑵ 越__越水解；都__双水解；
⑶ 谁__显谁性；同强显__性。弱弱弱弱强中NaAc能弱酸
阴离子促进水的
电离碱性NH4Cl能弱碱
阳离子促进水的
电离酸性NaCl不能无无中性记住啦！ 在溶液中，不能发生水解的离子是（ ）
A、ClO – B、CO3 2 –
C、Fe 3+ D、SO4 2 –DExercises下列盐的水溶液中，哪些呈酸性（ ）
哪些呈碱性（ ）
① FeCl3 ② NaClO ③ (NH4)2SO4
④ AgNO3 ⑤ Na2S ⑥ K2SO4①③④②⑤Exercises3. 等物质的量浓度、等体积的酸HA与碱NaOH
混合后，溶液的酸碱性是（ ）A、酸性 B、中性 C、碱性 D、不能确定D4. 下列物质分别加入到水中，因促进水的电离而使 溶液呈酸性的是（ ）
A、硫酸 B、NaOH C、硫酸铝 D. 碳酸钠C酸性碱性5. 在Na2S溶液中，c (Na+) 与 c (S2–) 之比值（ ）于2。A、大 B、小 C、等 D、无法确定A6. 盐类水解的过程中正确的说法是（ ）
A、盐的电离平衡破坏
B、水的电离平衡发生移动
C、溶液的pH减小
D、没有发生中和反应 BExercises【课堂小结】一、盐的类型与盐溶液酸碱性的关系：二、盐溶液呈不同酸碱性的原因：三、盐类水解：1、概念：2、水解的条件：3、水解的实质：4、水解的特点：5、水解的规律：溶液中盐电离出来的弱离子跟水所电离出来的H+ 或OH –结合生成弱电解质的反应。盐易溶，有弱离子。破坏水的电离平衡。生成弱电解质；可逆；吸热；一般微弱；水解平衡。⑴ 有弱就水解；无弱不水解；
⑵ 越弱越水解；都弱双水解；
⑶ 谁强显谁性；同强显中性。盐 + 水 酸 + 碱四、盐类水解方程式的书写：先找“弱”离子。
一般水解程度小，水解产物少。So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+ ) 四、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）弱碱强酸盐水解如：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）弱酸弱碱盐水解1、一般双水解，如：CH3COONH4CH3COO– + NH4+ + H2O CH3COOH + NH3·H2O(NH4)2CO3
NH4HCO32、“完全双水解”的，用“ == ”、“↑”、“↓”。Al 3+ + 3HCO3– Al(OH)3 + 3CO2请书写下列物质水解的方程式：Al2S3、Mg3N2 Al3+与AlO2–、HCO3–、CO32–、S2–、HS–、ClO–Fe3+与AlO2–、HCO3–、CO32–
NH4+与SiO32–Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S以上为“完全双水解”，进行得非常充分，故用“==”连接，
且标上“ ”、“ ”符号。常见“完全双水解”的弱离子组合——如: (NH4)2CO3 、NH4HCO3、 CH3COONH4但有些弱酸弱碱盐是进行“一般双水解”。（五）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⑶ NaH2PO4溶液呈弱酸性⑷ Na2HPO4溶液呈弱碱性1. 下列溶液pH小于7的是A、氯化钾 B、硫酸铜 C、硫化钠 D、硝酸钡2. 下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是A. 碳酸钾 B. 硫酸氢钠 C. 碳酸氢钠 D. 氯化铁3. 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 –4.?氯化铵溶液中离子浓度从大到小排列正确的是A. NH4+ 、H + 、OH –、Cl –
B. Cl – 、 NH4+ 、H + 、OH –
C. H +、 Cl – 、 NH4+ 、OH –
D. Cl – 、 NH4+ 、 OH – 、H +【课堂练习】五、盐类水解平衡（一）定义：在一定条件下，当盐类的水解速率等于
中和速率时，达到水解平衡。（动态平衡）（二）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) NaHCO3 (aq) MgCl2 (aq) AlCl3 (aq) 对应的酸HClO H2CO3<>碱 性② 不同弱碱对应的盐对应的碱酸 性Mg(OH)2 Al(OH)3<>161、内因：盐本身的性质。（越弱越水解）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>④ 多元弱酸对应的酸式盐：一般来说，
水解趋势 电离趋势 ( NaH2PO4和NaHSO3 例外)Na3PO4 Na2HPO4 NaH2PO4 H3PO4Na2SO3 Na2SO4 NaHSO3 NaHSO4pH值> > >> > >⑤ 弱酸弱碱盐：水解程度较大>112、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HCl10对于水解平衡棕黄色变深棕黄色变浅棕黄色变浅棕黄色变浅，冒气泡，可能产生红褐色沉淀。棕黄色变浅，冒气泡，产生红褐色沉淀。棕黄色变深产生红褐色沉淀对于水解平衡CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–盐类水解
的应用六、盐类水解的应用：(一) 易水解盐溶液的配制与保存：配制 FeCl3溶液：加少量 ；配制 FeCl2溶液：加少量 ；保存NH4F溶液 ：加相应的酸或碱稀盐酸稀盐酸和Fe粉不能存放在玻璃瓶中！铅容器或塑料瓶配制 FeSO4溶液：加少量 ；稀硫酸和Fe粉（考点）(二) 判断盐溶液的酸碱性：NaCl溶液CH3COONa溶液NH4Cl溶液中性碱性酸性CH3COONH4溶液中性NaHCO3溶液碱性NaHSO3溶液酸性NaH2PO4溶液酸性Na2HPO4溶液碱性（相同温度和浓度）(三) 判定离子能否大量共存：Al3+ 与 AlO2–Al3+ 与 HCO3–Al3+ 与 CO32–Al3+ 与 S2–Al 3+ + 3AlO2 – + H2OAl(OH)346Al 3+ + 3HCO3 – Al(OH)3 + 3CO22Al3+ + 3CO32– + 3H2O 2Al(OH)3 + 3CO22Al 3+ + 3S 2– + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S（四）盐作净化剂的原理：明矾、FeCl3 等本身无毒，胶体可吸附不溶性杂质，起到净水作用。（五）某些化肥的使用使土壤酸碱性变化(NH4)2SO4（硫铵）Ca(OH)2、K2CO3（草木灰）酸性碱性它们不能混合使用，（六）利用盐类水解除杂否则会因双水解而降低肥效。如： MgCl2溶液中混有FeCl3杂质。① 加入Mg(OH)2② 加入MgO③ 加入MgCO3④ 加入Mg不引入新杂质！(主)(次)(八) 某些盐的无水物，不能用蒸发溶液的方法制取AlCl3溶液蒸干Al(OH)3灼烧Al2O3MgCl2· 6H2OMg(OH)2MgO晶体只有在干燥的HCl气流中加热，才能得到无水MgCl2Fe2O3Fe2O3Fe2(SO4)3Na2CO3Na2CO3CuSO4Na2SO4CaCO3(七) 热的纯碱去污能力更强，Why？升温，促进CO32–水解。下列盐溶液加热蒸干后，得到什么固体物质？(八) 某些盐的无水物，不能用蒸发溶液的方法制取AlCl3溶液蒸干Al(OH)3灼烧Al2O3MgCl2· 6H2OMg(OH)2MgO晶体只有在干燥的HCl气流中加热，才能得到无水MgCl2(七) 热的纯碱去污能力更强，Why？升温，促进CO32–水解。 制备纳米材料。如：用TiCl4制备TiO2书 P61(九) 泡沫灭火器的原理塑料内筒装有Al2(SO4)3溶液外筒装有NaHCO3溶液 Al2(SO4)3 和 NaHCO3溶液：Al 3+ + 3HCO3– Al(OH)3 + 3CO2 速度快
耗盐少混合前
混合后七、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）1、电离理论：② 多元弱酸电离是分步，主要决定第一步① 弱电解质电离是微弱的如： NH3 · H2O 溶液中：
c (NH3 · H2O) c (OH–) c (NH4+) c (H+) 如：H2S溶液中：
c (H2S) c (H+) c (HS–) c (S2–) c (OH–)> > > > > >>对于弱酸、弱碱，其电离程度小，产生的离子浓度远远小于弱电解质分子的浓度。2、水解理论：① 弱离子由于水解而损耗。如：KAl(SO4)2 溶液中：c (K+) c (Al3+)② 水解是微弱③ 多元弱酸水解是分步，主要决定第一步c (Cl–) c (NH4+) c (H+) c (NH3·H2O) c (OH–)如：Na2CO3 溶液中：
c (CO3–) c (HCO3–) c (H2CO3)> > > > > > > 单水解程度很小，水解产生的离子或分子浓度远远小于弱离子的浓度。 如：NH4Cl 溶液中：七、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）3、电荷守恒 如：NH4Cl 溶液中
阳离子： NH4+ H+
阴离子： Cl– OH–
正电荷总数 == 负电荷总数
n ( NH4+ ) + n ( H+ ) == n ( Cl– ) + n ( OH– )溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。c ( NH4+ ) + c ( H+ ) == c ( Cl– ) + c ( OH– )七、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）七、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）3、电荷守恒阳离子： Na+ 、H+ 阴离子： OH– 、 S2– 、 HS–又如：Na2S 溶液
Na2S == 2Na+ + S2– H2O H+ + OH–
S2– + H2O HS– + OH–
HS– + H2O H2S + OH– c (Na+ ) + c ( H+ ) == c ( OH– ) + 2c ( S2–) + c ( HS– )溶液中阴离子和阳离子所带的电荷总数相等。∵ 正电荷总数 == 负电荷总数七、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）4、物料守恒（元素or原子守恒）溶液中，尽管有些离子能电离或水解，变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不变的。是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。七、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）4、物料守恒是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。如：a mol / L 的Na2CO3 溶液中
Na2CO3 == 2 Na+ + CO32– H2O H+ + OH–
CO32– + H2O HCO3– + OH–
HCO3– + H2O H2CO3 + OH– ∴ c (Na+ ) = 2 [c (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) ]c (Na+ ) = 2 a mol / Lc (CO32–) + c (HCO3–) + c (H2CO3) = a mol / L（元素or原子守恒）即 c (Na+) : c (C) ＝2 : 1七、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）如：Na2S 溶液
Na2S == 2 Na+ + S2– H2O H+ + OH–
S2– + H2O HS– + OH–
HS– + H2O H2S + OH– 因此：c (Na+ ) == 2 [ c ( S2–) + c (HS–) + c (H2S) ]4、物料守恒是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。（元素or原子守恒）∵ c (Na+) : c (S) ＝2 : 1七、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）如：NaHCO3溶液4、物料守恒是指某一元素的原始浓度应该等于该元素在溶液中各种存在形式的浓度之和。（元素or原子守恒）∵ c (Na+) : c (C) ＝ 1 : 1因此
c (Na+)＝c (HCO3–) + c (CO32–) + c (H2CO3)七、水溶液中微粒浓度的大小比较：（考点）5、质子（H+）守恒电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。如：NH4HCO3 溶液中 为得到质子后的产物，
为失去质子后的产物，
因此：H3O+、H2CO3NH3、OH–、CO32–c(H3O+) + c(H2CO3) = c(NH3) + c(OH–) + c(CO32–) 解题指导 电解质溶液中离子浓度大小比较问题，是高考的“热点”之一。 多年以来全国高考化学试卷年年涉及这种题型。这种题型考查的知识点多，灵活性、综合性较强，有较好的区分度，它能有效地测试出学生对强弱电解质、电离平衡、电离度、水的电离、pH值、离子反应、盐类水解等基本概念的掌握程度及对这些知识的综合运用能力。
首先必须有正确的思路;
其次要掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒（电荷守恒、物料守恒及质子守恒）。对每一种思维基点的关键、如何切入、如何展开、如何防止漏洞的出现等均要通过平时的练习认真总结，形成技能。
第三，要养成认真、细致、严谨的解题习惯，要在平时的练习中学会灵活运用常规的解题方法，例如：淘汰法、定量问题定性化、整体思维法等。例1：在氯化铵溶液中，下列关系式正确的是
A．[Cl–]＞[NH4+]＞[H+]＞[OH–]????
B．[NH4+]＞[Cl–]＞[H+]＞[OH–]
C．[Cl–]＝[NH4+]＞[H+]＝[OH–]????
D．[NH4+]＝[Cl–]＞[H+]＞[OH–] 解析： NH4Cl是可溶性的盐，属于强电解质，在溶液中完全电离 NH4Cl＝NH4+＋Cl–。因为NH4Cl是强酸弱碱所生成的盐，在水中要发生水解；
NH4++H2O NH3·H2O+H+，∴ [NH4+]比[H+]及[OH–]大得多；溶液因水解而呈酸性，所以[H+]＞[OH-]。综合起来，不难得出：[Cl–]＞[NH4+]＞[H+]＞[OH–]。 例题分析 A例2：在0.1 mol/L的NH3·H2O溶液中，关系正确的是
A．c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+)
B．c (NH4+) ＞ c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (H+)
C．c (NH3·H2O) ＞ c (NH4+) ＝ c (OH–) ＞ c (H+)??
D．c (NH3·H2O) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+) ＞ c (OH–) 解析： NH3·H2O是一元弱碱，属于弱电解质，在水溶液中少部分发生电离（NH3·H2O ? NH4+ ＋ OH–），所以 c (NH3·H2O) 必大于 c (NH4+)及 c (OH–)。
因为电荷守恒 c (OH–) ＝ c (H+) ＋ c (NH4+)，所以
c (OH–) ＞ c (NH4+)。综合起来，
c (NH3·H2O) ＞ c (OH–) ＞ c (NH4+) ＞ c (H+)。A例3：（2000年高考）用1L 10mol／L NaOH溶液吸收0.8molCO2，所得溶液中CO32–和HCO3–的物质的量浓度之比是??
Ａ．1 : 3??????Ｂ．2 : 1??? ??Ｃ．2 : 3 ???????Ｄ．3 : 2解析：设反应生成的Na2CO３的物质的量为ｘ，
生成的NaHCO3的物质的量为ｙ。
?????????? 2x+y＝10mol/L×１Ｌ（Na＋守恒）
x+y＝0.8mol（C守恒）
求出：ｘ＝0.2mol，ｙ＝0.6mol。
则 c (CO32–) : c (HCO3–) ＝１:３A例4：用均为0.1 mol的CH3COOH和CH3COONa配制成1L混合溶液，已知其中 c (CH3COO–) ＞ c (Na+)，对该混合溶液的下列判断正确的是
A. c (OH–) ＞ c (H+)
B. c (CH3COOH) ＋ c (CH3COO– ) ＝ 0.2 mol/L
C. c (CH3COOH) ＞ c (CH3COO– )?????
D. c (CH3COO– )?＋ c (OH– ) ＝ 0.2 mol/L 解析： CH3COOH和CH3COONa的混合溶液中，H3COOH的电离和CH3COONa的水解因素同时存在。已知[CH3COO-]＞[Na+]，根据电荷守恒[CH3COO-]＋[OH-]＝[Na+]＋[H+]，可得出[OH-]＜[H+]。说明混合溶液呈酸性，进一步推测出0.1mol/L的CH3COOH和0.1mol/L的CH3COONa溶液中，电离和水解这一对矛盾中起主要作用是电离，即CH3COOH的电离趋势大于CH3COO-的水解趋势。根据物料守恒，可推出（B）是正确的。 因为Al(OH)3的电离有2种方式：Al(OH)3Al 3+ + 3OH –H + + AlO2 – + H2O所以 Al(AlO2)3 的水解离子方程式：Al 3+ + 3AlO2 – + H2OAl(OH)3+ 3OH –Al(OH)3+ 3H ++ 3H2O3Al(OH)34即 3H2O6课件19张PPT。第三章 水溶液中的离子平衡第四节 难溶电解质的溶解平衡第四节 难溶电解质的溶解平衡
一、 难溶电解质的溶解平衡
1、沉淀溶解平衡：
（1）概念：在一定条件下，当难溶电解质的溶解速率与溶液中的有关离子重新生成沉淀的速率相等时，此时溶液中存在的溶解和沉淀间的动态平衡，称为沉淀溶解平衡。溶解平衡时的溶液是饱和溶液。
（2）特征：逆、等、动、定、变
（3）影响因素：内因、外因（浓度、温度）
（4）过程表示：
例如：AgCl(s） Ag+(aq) + Cl-(aq) 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。
例如，AgCl 20℃时在100g水中仅能溶解1.5×10-4g。尽管AgCl溶解很小，但并不是绝对不溶（溶解是绝对的），生成的AgCl沉淀会有少量溶解。因此，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。难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0。大于10g 易溶；1g～10g 可溶
0.01g～1g 微溶；小于0.01g 难溶 0.01g 的量是很小的，一般情况下，相当量的离子相互反应生成难溶电解质，可以认为反应完全了。 化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10-5 mol/L，沉淀就达完全。课堂练习1、下列说法中正确的是（ ）
A.不溶于不的物质溶解度为0
B.绝对不溶解的物质是不存在的
C.某离子被沉淀完全是指该离子在溶液中的浓度为0
D.物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水
2、下列各组离子，在水溶液中能以较高浓度大量共存的是（ ）
①I－ ClO－ NO3－ H＋ ②K＋ NH4＋ HCO3－ OH－
③ SO42－ SO32- Cl－ OH－ ④Fe3+ Cu2+ SO42－ Cl －
⑤H＋ K＋ AlO2－ HSO3－ ⑥Ca2＋ Na＋ SO42- CO32-
A．①⑥ B．③④ C．②⑤ D．①④BB课堂练习3、试利用平衡移动原理解释下列事实：
(1)FeS不溶于水，但能溶于稀盐酸中
(2)CaCO3难溶于稀硫酸，却能溶于醋酸中
(3)分别用等体积的蒸馏水和0．010mol/L硫酸洗涤
BaSO4沉淀，用水洗涤造成BaSO4的损失量大于用稀硫酸洗涤的损失量 2. 溶度积常数
（1）难溶电解质的溶度积常数的含义
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
当溶解与结晶速度相等时，达到平衡状态
Ksp，AgCl =CAg+·CCl- 为一常数，该常数称为难溶电解质的溶度积常数，简称溶度积。
（2）难溶电解质的溶度积常数用Ksp表示。 通式：AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq) 则Ksp, AnBm= CAm+n . CBn-m
练习：BaSO4、Ag2CrO4、Mg(OH)2、Fe(OH)3的溶度积3、溶度积与溶解度之间的关系例1、已知Ksp,AgCl＝1.56?10-10， Ksp,Ag2CrO4＝9.0?10-12，试求AgCl和Ag2CrO4的溶解度（用g/L表示）在水中：AgCl溶解度小于Ag2CrO4的溶解度
例2、把足量的AgCl放入1L 1 .0 mol ／L的盐酸溶液中溶解度是多少？（g/L）AgCl在盐酸溶液中溶解度比在水中的小。4、溶度积规则 ①离子积 AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq) Q c >Ksp 时，沉淀从溶液中析出（溶液过饱和），体系中不断析出沉淀，直至达到平衡（此时Q c =Ksp ）
(2)Q c =Ksp 时，沉淀与饱和溶液的平衡
Q c Qc称为离子积，其表达式中离子浓度是任意的，为此瞬间溶液中的实际浓度，所以其数值不定，但对一难溶电解质，在一定温度下，Ksp 为一定值。②溶度积规则例：下列情况下，有无CaCO3沉淀生成？已知Ksp,CaCO3=4.96 ?10-9
（1）往盛有1.0 L纯水中加入0.1 mL浓度为0.01 mol /L 的CaCl2和Na2CO3；
（2）改变CaCl2和Na2CO3的浓度为1.0 mol /L 呢？ [Ca2+] =[CO32-] = 0.1?10-3?0.01/1.0 = 10-6 mol /L Qc = [Ca2+]×[CO32-] = 10-12 < Ksp,CaCO3=4.96 ?10-9
因此无 CaCO3沉淀生成。[Ca2+]×[CO32-] = 10-4 mol /L
Qc = [Ca2+]×[CO32-] = 10-8 >Ksp,CaCO3
因此有CaCO3沉淀生成。二、沉淀溶解平衡的应用1. 沉淀的生成
加入沉淀剂，应用同离子效应，控制溶液的pH，当 时有沉淀生成。
①调节pH法：加入氨水调节pH至7~8，可除去氯化铵中的杂质氯化铁。②加沉淀剂法：以Na2S、H2S等作沉淀剂，使Cu2+、Hg2+等生成极难容的硫化物CuS、HgS沉淀。例1、向1.0×10-3 mol?L-3 的K2CrO4溶液中滴加AgNO3溶液,求开始有Ag2CrO4沉淀生成时的[Ag+] =? CrO42-沉淀完全时, [Ag+]= ?
已知：Ksp，Ag2CrO4=9.0×10-12CrO42-沉淀完全时的浓度为1.0 ×10-5 mol?L-3
故有2. 沉淀的溶解
Qc < Ksp 时,沉淀发生溶解，使Qc减小的方法有：
(1) 利用氧化还原方法降低某一离子的浓度。
(2) 生成弱电解质。如：
H2S
FeS Fe2+ + S2-
S + NO + H2O
(3) 生成络合物，例银铵溶液的配制3. 分步沉淀
溶液中含有几种离子，加入某沉淀剂均可生成沉淀，沉淀生成的先后顺序按离子积大于溶度积的先后顺序沉淀，叫作分步沉淀。
Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀越完全;如AgCl、AgBr、AgI、Ag2S
一般认为沉淀离子浓度小于1.0×10-5 mol/L时,则认为已经沉淀完全课堂练习3、以MnO2为原料制得的MnCl2溶液中常含有Cu2+、Pb2+、Cd2+等金属离子，通过添加过量难溶电解质MnS，可使这些金属离子形成硫化物沉淀，经过滤除去包括MnS在内的沉淀，再经蒸发、结晶，可得纯净的MnCl2。根据上述实验事实，可推知MnS具有的相关性质是（ ）
A.具有吸附性
B.溶解度与CuS、PbS、CdS等相同
C.溶解度大于CuS、PbS、CdS
D．溶解度小于CuS、PbS、CdSC例1：如果溶液中Fe3+和Mg2+的浓度均为0.10 mol／L, 使Fe3+完全沉淀而使Mg2+不沉淀的pH条件是什么? 相应的Ksp查阅教材P65页表格中数据。pH = 3.2解: Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH-
Ksp = [Fe3+]×[OH-]3 = 4.0 ×10-39
Fe3+ 沉淀完全时的[OH-]为:Mg2＋开始沉淀的pH值为:pH =9.1因此, 只要控制pH值在3.2 ~ 9.1之间即可使Fe3+定量沉淀而使Mg2+不沉淀。4、 同离子效应
（1）同离子效应的来源
HAc H+ + Ac-
加入NaAc，
NaAc ＝ Na+ + Ac- 溶液中Ac-大大增加，平衡向左移动，降低了HAc的电离度.
同离子效应：向弱电解质中加入具有相同离子(阳离子或阴离子)的强电解质后，解离平衡发生左移，降低电解质电离度的作用称为同离子效应，电离度降低。（2）同离子效应在沉淀溶解平衡中应用
AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
加入AgNO3，平衡向沉淀方向移动， Cl-减少。 课件40张PPT。第四章 电化学基础第一节 原电池1、电化学：
2、从反应产物与电流的关系分类：阅读教材P70 回答研究化学能与电能相互转换的装置、过程和效率的科学①产生电流的反应→→原电池②借助电流而发生的反应→→原电池复习回顾1、原电池是______________________的装置。
原电池反应的本质是____________________反应。将化学能转化为电能氧化还原反应2、如右图所示，组成的原电池：
（1）当电解质溶液为稀H2SO4时：
Zn电极是____（填“正”或“负”）极，
其电极反应为_______________，该反应
是______（填“氧化”或“还原”，下同）反应；
Cu电极是______极，其电极反应为
_______________,该反应是_________反应。（2）当电解质溶液为CuSO4溶液时： Zn电极
是____极，其电极反应为_____________，
该反应是________反应；Cu电极是____极，
其电极反应为_______________,该反应_____反应.负Zn－2e- = Zn2+氧化正2H+ +2e- =H2↑还原负Zn－2e- =Zn2+氧化正Cu2+ +2e- = Cu还原氧化反应Zn-2e=Zn2+ 铜锌原电池电解质溶液
失e，沿导线传递，有电流产生还原反应Cu2++2e- =Cu阴离子阳离子总反应：负极正极 Cu2++2e- =CuZn-2e- =Zn2+Zn+Cu2+=Zn2++CuZn+CuSO4=ZnSO4+Cu(离子方程式）（化学方程式）电极反应正极：负极：（氧化反应）（还原反应）阳离子原 电 池 原 理外电路内电路与原 电 池 相关的概念1.电路：外电路内电路电子流向：失电子的一极向得电子的一极电流方向：与电子流动方向相反阴离子流动方向与电子流动方向一致阳离子流动方向与电流方向一致2.电极：正极：电子流入的一极负极：电子流出的一极3.电极反应式：正极： 2H++ 2e-＝ H2↑负极： Zn－2e-＝ Zn2+4.总反应式：Zn+ 2H+ ＝ Zn2+ + H2↑ 锌铜原电池工作原理提出问题：
上图是我们在必修2中学习过的将锌片和铜片置于稀硫酸
的原电池，如果用它做电源，不但效率低，而且时间稍长
电流就很快减弱，因此不适合实际应用。这是什么原因造
成的呢？有没有什么改进措施？造成的主要原因：由于在铜极上很快就聚集了许多氢气泡，把铜极跟稀硫酸逐渐隔开，这样就增加了电池的内阻，使电流不能畅通。这种作用称为极化作用。一、对锌铜原电 池工作原理的进一步探究为了避免发生这种现象，设计如下图（书P71图4-1）所示的原电池装置，你能解释它的工作原理吗？此电池的优点：
能产生持续、稳定的电流。盐桥制法：1)将热的琼胶溶液倒入U形管中(注意不要产生裂隙)，将冷却后的U形管浸泡在KCl或NH4NO3的饱和溶液中即可。2)将KCl或NH4NO3的饱和溶液装入U形管，用棉花都住管口即可。实验三（书71页实验4-1）实验探索实验现象：分析：改进后的装置为什么能够持续、稳定的产生电流？盐桥在此的作用是什么？参考教材72页 第三段 有盐桥存在时电流计指针发生偏转，即有电流通过电路。
取出盐桥，电流计指针即回到零点，说明没有电流通过。盐桥的作用：
（1）使整个装置构成通路，代替两溶液直接接触。 由于盐桥（如KCl）的存在，其中阴离子Cl-向ZnSO4溶液扩散和迁移，阳离子K+则向CuSO4溶液扩散和迁移，分别中和过剩的电荷，保持溶液的电中性，因而放电作用不间断地进行，一直到锌片全部溶解或 CuSO4溶液中的 Cu2+几乎完全沉淀下来。若电解质溶液与KCl溶液反应产生沉淀，可用NH4NO3代替KCl作盐桥。（2）平衡电荷。
在整个装置的电流回路中，溶液中的电流通路是靠离子迁移完成的。取出盐桥，Zn失去电子形成的Zn2+进入ZnSO4溶液，ZnSO4溶液因Zn2+增多而带正电荷。同时，CuSO4则由于Cu2+变为Cu，使得SO42-相对较多而带负电荷。溶液不保持电中性，这两种因素均会阻止电子从锌片流向铜片，造成电流中断。请同学们思考：上述原电池装置是将什么反应的化学能转换成电能的？指出电池的正负极，并分别写出其中负极和正极的电极反应式以及该电池的总反应方程式。ZnSO4溶液 CuSO4溶液负极（锌片）： Zn－2e- =Zn2+ （氧化反应）正极（铜片）： Cu2+ +2e-=Cu （还原反应）电池反应（总化学方程式）：Zn + Cu2+ = Zn 2+ + Cu 电池符号： Zn ︱ ZnSO4‖ CuSO4 ︱ Cu
负极 盐桥 正极一、对锌铜原电 池工作原理的进一步探究?二、由两个半电池组成原电池的工作原理（1）把氧化反应和还原反应分开在不同区域进行，再以适当方式连接，可以获得电流。①在这类电池中，用还原性较强的物质作为负极，负极向外电路提供电子；用氧化性较强的物质作为正极，正极从外电路得到电子。
②在原电池的内部，两极浸在电解质溶液中，并通过阴阳离子的定向运动而形成内电路。练习：锌铜原电池产生电流时，阳离子（ ）
A 移向Zn 极，阴离子移向Cu 极
B 移向Cu 极，阴离子移向Zn 极
C 和阴离子都移向Zn极
D 和阴离子都移向Cu 极B二、实验探究形成原电池的条件（可以）（可以）（可以）（不可以）形成条件一：
活泼性不同的两个电极负极：较活泼的金属
正极：较不活泼的金属、石墨等（可以）（不可以）形成条件二：电极需插进电解质溶液中；实验探究形成原电池的条件实验探究形成原电池的条件形成条件三：必须形成闭合回路（不可以）可以（2）组成原电池的条件?（1）有两种活动性不同的金属（或一种是非金属单质或金属氧化物）作电极。 ? （2）电极材料均插入电解质溶液中。 ? （3）两极相连形成闭合电路。 ? （4）内部条件：能自发进行氧化还原反应。ABCDEFMN1.下列哪几个装置能形成原电池？OVXVVXXXXV2.一个电池反应的离子方程式是 Zn+Cu2+=Zn2+ +Cu,该反应的的原电池正确组合是（ ）C三、原电池的正负极的判断方法 微观判断
（根据电子流动方向）电子流出的极
电子流入的极——负极
——正极较活泼的电极材料
较不活泼的电极材料 质量增加的电极
工作后
质量减少的电极——负极
——正极——正极
——负极工作后，有气泡冒出的电极为正极发生氧化反应的极
发生还原反应的极宏观判断：
①根据电极材料
②根据原电池电极发生
的反应
③根据电极增重还是减重
④根据电极有气泡冒出：——负极
——正极1.某金属能跟稀盐酸作用发出氢气，该金属与锌组成原电池时，锌为负极，此金属是( )
A.Mg B.Fe C.Al D.Cu
B2.由铜锌和稀硫酸组成的原电池工作时，电解质溶液的 pH( )
A.不变 B先变大后变小
C逐渐变大 D.逐渐变小C3.把a、b、c、d四块金属片浸入稀硫酸中，用导线两两相连组成原电池。若a、b相连时，a为负极；c、d相连时，电流由d到c；a、c相连时，c极上产生大量气泡，b、d相连时，b上有大量气泡产生，则四种金属的活动性顺序由强到弱的为 ( )
A．a > b > c > d B．a > c > d > b
C．c > a > b .> d D．b > d > c > a B4、如图所示，在铁圈和银圈的焊接处，用一根棉线
将其悬在盛水的烧杯中，使之平衡；小心的向烧杯
中央滴入CuSO4溶液，片刻后可观察到的现象是( D )A. 铁圈和银圈左右摇摆不定
B. 保持平衡状态
C. 铁圈向下倾斜，银圈向上倾斜
D. 银圈向下倾斜，铁圈向上倾斜?1.简单原电池电极方程式的写法
①判断右边原电池的正、负极，并写出电极反应式。 Cu CFeCl3溶液负极： Cu 失电子 Cu - 2e- = Cu2+
正极： Fe3+得电子 2Fe3+ + 2e- = 2Fe2+ Cu+2FeCl3 =CuCl2 +2FeCl2先写出总反应：即 负极与电解质溶液反应拆成离子方程式：Cu + 2Fe3＋ = Cu2＋ + 2Fe2＋根据化合价升降判断正负极三、电极方程式的书写1.简单原电池电极方程式的写法②请写出右边原电池的电极方程式。总反应方程式：负极：Al，失e-
2Al - 6e－ ＝ 2Al3+2Al3+ + 8OH- =2AlO2- + 4H2O 负极总反应： 2Al +8OH- －6e－ ＝2AlO2- + 4H2O 正极：总反应－负极反应6H2O ＋6e－ ＝6OH—＋ 3H2↑拆成离子方程式：2Al + 2OH－ + 2H2O = 2AlO2－ + 3H2↑根据化合价升降判断正负极2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2↑2.燃料电池电极方程式的写法
总反应： 实际上就是燃料的完全燃烧。
负极（通入燃料）： 为燃料失去电子的氧化反应，
正极（通入氧化剂）： 为氧化剂得到电子的还原反应。
以Pt为电极，电解质溶液为 KOH溶液的氢氧燃料电池为例负极总反应: 2H2 - 4e- + 4OH- ＝4H2O正极: 总反应－负极反应 总反应：2H2+ O2＝2H2O负极: H2 失e－4H+ + 4OH- ＝4H2O2H2 - 4e- ＝ 4 H＋O2 + 2H2O + 4e- ＝4OH-3.复杂原电池电极方程式的书写
方法点拨：写电极方程式的时候，要根据“得电子显负电；失电子显正电”的原则，
利用“电荷守恒”，通过巧用H＋、OH－和水写出电极方程式 Pb ＋SO42－ － 2e－ ＝ 2PbSO4↓正极： PbO2 得电子＋4H＋ ＋ 2H2O 正极： PbO2＋SO42－ ＋ 2e－ ＝PbSO4↓银锌电池（电解质为KOH）的电池总反应为：
Zn＋ Ag2O ＝ ZnO＋ 2Ag
写出其正、负极反应。 Zn － 2e－ ＝ ZnO ＋2 OH－ ＋ H2O Ag2O ＋2e－ ＝ 2Ag＋H2O ＋2OH－负极：正极：四、原电池的设计①活泼性不同 的两种金属。如锌铜原电池，锌作负极，铜作正极
②金属和非金属。如锌锰干电池，锌作负极，石墨棒作正极
③金属和化合物。如铅蓄电池，铅版作负极，PbO2作正极
④惰性电极。如氢氧燃料电池中，两根电极均可用Pt（电池的电极必须导电）电解质溶液一般要能够与负极发生反应。但若是两个半反应分别在两个烧杯中进行，则左右两个烧杯中的电解质溶液应 与电极材料具有相同的阳离子。请根据氧化还原反应 :
Cu +2 Fe3+ = Cu2+ + 2Fe2+
设计成原电池。你有哪些可行方案?Cu Cu – 2e- = Cu2+比Cu不活泼的金属或石墨
2Fe3+ + 2e- = 2Fe2+ Fe2(SO4 )3、FeCl3等负极：
正极：
电解质溶液：练一练若是采用烧杯和盐桥装置图，采用的电解质溶液又是什么？试画出原电池的装置简图。1.利用原电池原理设计新型化学电池；2.改变化学反应速率，如实验室用粗锌与硫酸反应制取氢气；3.进行金属活动性强弱比较；4.电化学保护法，即将金属作为原电池的正极而受到保护。如在铁器表面镀锌。五、原电池的主要应用：5.解释某些化学现象(1)比较金属活动性强弱。例1：下列叙述中，可以说明金属甲比乙活泼性强的是C.将甲乙作电极组成原电池时甲是负极；A.甲和乙用导线连接插入稀盐酸溶液中，乙溶解，甲 上有H2气放出；B.在氧化–还原反应中，甲比乙失去的电子多；D.同价态的阳离子，甲比乙的氧化性强；（C）原电池原理应用：(2)比较反应速率例2 ：
下列制氢气的反应速率最快的是粗锌和 1mol/L 盐酸；B.A.纯锌和1mol/L 硫酸；纯锌和18 mol/L 硫酸；C.粗锌和1mol/L 硫酸的反应中加入几滴CuSO4溶液。D.（ D ）原电池原理应用：(3)比较金属腐蚀的快慢例3：下列各情况，在其中Fe片腐蚀由快到慢的顺序是(5)(2)(1)(3)(4)原电池原理应用：例4：下列装置中四块相同的Zn片，放置一段时间后腐蚀速
率由慢到快的顺序是(4)(2)(1)(3)(4)判断溶液pH值变化例5：在Cu-Zn原电池中，200mLH2SO4 溶液的浓度为0.125mol/L , 若工作一段时间后，从装置中共收集到 0.168L升气体，则流过导线的电子为———— mol,溶液的pH值变_________？（溶液体积变化忽略不计）0.2解得：y ＝0.015 (mol)x ＝0.015 (mol)＝＝3.75× 10﹣ 4(mol/L )∴pH ＝-lg3.75 ×10－4＝4 -lg3.75 答：……－0.015根据电极反应：正极：负极：Zn－2e-＝Zn2+2H++2e- ＝H2↑得：2 2 22.4x y 0.168解：0.2×0.125×2c(H+)余∴2H+ —— 2e——H2↑大 0.015原电池原理应用：(5)原电池原理的综合应用例6：市场上出售的“热敷袋”的主要成分为铁屑、炭粉、木屑、少量氯化钠和水等。 “热敷袋”启用之前用塑料袋使其与空气隔绝，启用时，打开塑料袋轻轻揉搓就会放出热量。使用完后，会发现有大量铁锈存在。
“热敷袋”是利用 放出热量。
2)炭粉的主要作用是 。
3)加入氯化钠的主要作用是 。
4)木屑的作用是 。铁被氧化与铁屑、氯化钠溶液构成原电池，加速铁屑的氧化氯化钠溶于水、形成电解质溶液使用“热敷袋”时受热均匀原电池原理应用： 拓展练习
（1）若烧杯中溶液为稀硫酸，则观察到的
现象。
两极反应式为：正极 ；
负极 。
该装置将 能转化为 能。
（2）若烧杯中溶液为氢氧化钠溶液，
则负极为 ，
总反应方程为 。
镁逐渐溶解，铝极上有气泡冒出，电流表指针发生偏转；2H++2e—=H2↑Mg－2e—=Mg2+ 化学能电能Al2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑小 结１定义:（1）由两个半电池组成的锌铜原电池的工作原理 原电池把化学能转化成电能的装置。2、原电池的工作原理
较活泼的金属发生氧化反应,电子从较活泼的金属(负极)通过外电路流向较不活泼的金属(正极)。 （2）形成原电池的条件（3）原电池的正负极的判断方法（4）电极材料的选择（电池的电极必须导电）课件13张PPT。第四章 电化学基础第二节 化学电源发明电池的故事 伏特是意大利帕维亚大学的研究电学的物理学家。
? 有一天，伏特看了一位名叫加伐尼的解剖学家的一篇论文，说动物肌肉里贮存着电，可以用金属接触肌肉把电引出来。看了这篇论文，伏特非常兴奋，便决定亲自来做这个实验。他用许多只活青蛙反复实验，终于发现，实际情况并不像加伐尼所说的那样，而是两种不同的金属接触产生的电流，才使蛙腿的肌肉充电而收缩。为了证明自己的发现是正确的，伏特决定更深入地了解电的来源。 发明电池的故事 一天，他拿出一块锡片和一枚银币，把这两种金属放在自己的舌头上，然后叫助手将金属导线把它们连接起来，刹时，他感到满嘴的酸味儿。
?? 接着，他将银币和锡片交换了位置，当助手将金属导线接通的一瞬间，伏特感到满嘴的咸味。
?? 这些实验证明，两种金属在一定的条件下就能产生电流。伏特想，只要能把这种电流引出来，就能大有作用。
?? 伏特经过反复实验，终于发明了被后人称做“伏特电堆”的电池，这就是在铜板和锌板中间夹上卡纸和用盐水浸过的布片，一层一层堆起来的蓄电池。这种电池，今天仍然在使用着 为了纪念他的贡献，人们把电压的计量单位叫做伏特，简称伏，符号V。比如我们手电筒里的电池的电压是1.5伏特，我们家里的电灯的电压是220伏特。 化学电池的分类一次电池（干电池）：活性物质消耗到一定程度，就不能使用；
二次电池（充电电池或蓄电池）：放电后可以再充电使活性物质获得再生；
燃料电池：一种连续将燃料和氧化剂的化学能直接转换成电能的化学电池。电池的优点①能量转化率较高
②供能稳定可靠
③可以制成各种形状和大小、不同容量的电压的电池及电池组
④使用方便，易于维护，并可在各种环境下工作衡量电池优劣的指标比能量：电池单位质量或单位体积所能输出电能的多少，符号(W·h)/kg ,(W·h)/L
比功率：电池单位质量或单位体积所能输出功率的大小，符号W/kg ,W/L
储存时间：电池的可储存时间的长短
除特殊情况外，质量轻、体积小而输出电能多、功率大、储存时间长的电池，更适合使用者的需要。一次电池普通锌锰干电池：活性物质为NH4Cl和淀粉糊作电解质，还填有MnO2 和炭黑。电极反应式：
负 极：Zn - 2e－?＝ Zn2+
正 极：2NH4+ + 2e－+2MnO2＝ Mn2O3+ 2NH3↑＋ H2O
总反应：Zn + 2NH4+ +2MnO2＝ Zn2+ +Mn2O3+ 2NH3↑＋ H2O
碱性锌锰干电池：活性物质为KOH和淀粉糊作电解质，还填有MnO2 和炭黑。电极反应式：
负 极：Zn - 2e－ + 2OH- ＝ Zn(OH)2
正 极：2MnO2 + 2e－+ 2H2O ＝ 2MnOOH + 2OH-
总反应：Zn + 2MnO2 + 2H2O＝ 2MnOOH + Zn(OH)2二次电池铅蓄电池：其电池反应可以正向和逆向进行．蓄电池放电时为自发电池，充电时为电解池．充电后电池容量得到恢复，充放电次数可达千百次 。放电时电极反应式：
负 极：Pb + SO42- -2e-＝PbSO4
正 极：PbO2 + 4H+ + SO42- + 2e-＝PbSO4 + 2H2O
总反应：Pb + PbO2 + 2H2SO4＝2PbSO4 + 2H2O
充电时电极反应式与放电时电极反应式相反，所以可以把上述反应写成一个可逆反应式：
Pb + PbO2 + 2H2SO4＝＝2PbSO4 + 2H2O燃料电池一种连续将燃料和氧化剂的化学能直接转换成电能的化学电池。电池的电极本身不包含活性物质，只是一个催化转化元件。工作时，燃料和氧化剂连续地由外部供给，在电极上不断地进行反应，生成物不断地被排除，于是电池就连续不断地提供电能。清洁、能量转换率高的特点。燃料电池燃料电池氢氧燃料电池：一种高效低污染的新型电池。
负 极：2H2 - 4e-＝4H+
正 极：O2 + 4H+ + 4e-＝2H2O
总反应：2H2 + O2＝2H2O
练习例1、氢镍电池是近年开发出来的可充电电池，它可以取代会产生镉污染的镉镍电池。氢镍电池的总反应式是
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值不断增大
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 C镍氢（MH-Ni) 电池电池反应：H2 + 2NiOOH =2Ni(OH)2 负极： H2 + 2OH- - 2e- = 2H2O 正极： 2NiOOH + 2H2O + 2e-= 2Ni(OH)2 +2 OH-课件80张PPT。第四章 电化学基础第三节 电解池
第一课时有关电解 金属钠是在1807年通过电解氢氧化钠制得的，这个原理应用于工业生产，约在1891年才获得成功。1921年电解氯化钠制钠的工业方法实现了。由于金属钠在现代技术上得到重要应用，它的产量显著地增加。目前，世界上钠的工业生产多数是用电解氯化钠的方法，少数仍沿用电解氢氧化钠的方法。
电解是将电能转化为化学能的一种重要方法。一、电解原理（以电解氯化钠为例）实验：用惰性（石墨）电极电解熔融的氯化钠现象：
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：有金属钠析出阴极阳极氯
气钠熔融NaCl ☆实验分析：通电前：分析熔融电解质中的离子情况
阳离子：Na+ 阴离子：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）
与电极材料无关 （2）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：2Na+ +2e-=2Na 还原反应
总式：
电解:使电流通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应的过程。电解池:借助氧化还原反应，把电能转化为化学能的装置。★构成条件:
(1)外加直流电源
(2)与电源相连的两个电极：
接电源正极的为阳极，发生氧化反应
接电源负极的为阴极，发生还原反应
(3)电解质溶液或熔化的电解质
电子的流向: 电子从外加电源的负极流出，流到电解池的阴极，再从阳极流回电源正极。（注：电子只在外电路定向移动，不能从溶液中移动）
离子定向移动的方向:
阳离子向 阴极移动, 阴离子向 阳极移动.惰性电极与活性电极：
惰性电极(铂、金、石墨)：仅仅导电，不参与反应
活性电极（除铂、金外的金属）：既可以导电、又可以参与电极反应 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。以电解氯化铜为例实验：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）
与电极材料无关
（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：Cu2+>H+ 阴离子：Cl->OH-（4）分析电解质溶液的变化情况：
CuCl2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入溶液，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（由难到易）是：S 2->SO32->I ->Br ->Cl ->OH ->NO3 -、SO42-(等含氧酸根离子）>F-Ag+>Fe3+ >Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>(H+)> Al3+>Mg2+>Na+>Ca+>K+
注：当离子浓度相差较大时，放电顺序要发生变化，相同时按H+,不同时按（H+） 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：阳极：阴极:★电解规律阴极阳极氯
气铜阳极：2Cl--2 e- =Cl2↑阴极：Cu2++ 2e-=2Cu↓减小减小CuCl2CuCl2溶液1、电解电解质型阳极阴极氧气氢
气阳极: 4OH- -4e- = 2H2O+O2↑阴极: 4H ++ 4e- = 2H2 ↑变大不
变 加H2O
Na2SO4溶液2H2O 2H2↑ +O2↑2、电解水型阳极阴极氯气氢
气阳极: 2Cl--2e- =Cl2↑ 阴极: 2H ++ 2e- =H2 ↑2NaCl+2H2O 2NaOH+H2 ↑ + Cl2 ↑减小增
大 加
HCl
NaCl溶液3、放氢生碱型阳极阴极氧
气铜阳极: 4OH- - 4e- = 2H2O+O2↑阴极：Cu2++ 2e- =Cu减小减小 加
CuOCuSO4溶液3、放氧生酸型电解规律（惰性电极）小结 阳极：S2- > I- > Br- > Cl- > OH- > 含氧酸根 > F- Ⅰ与Ⅲ区：电解本身型 如CuCl2 、HCl
Ⅰ与Ⅳ区：放氢生碱型 如NaCl
Ⅱ与Ⅲ区：放氧生酸型 如CuSO4、AgNO3
Ⅱ与Ⅳ区：电解水型 如Na2SO4、H2SO4 、NaOH阴极：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Fe2+>Zn2+>（H+）>Al3+>Mg2+>Na+1.写出下列装置的电极反应式，并判断A、B、C溶液PH值的变化。巩固练习2.如上图所示，通电后A极上析出Ag，对该装置的有关叙述正确的是?
A.P是电源的正极
B.F极上发生的反应为：4OH- - 4e-=2H2O+O2↑
C.电解时，甲、乙、丙三池中，除E、F两极外，其余电极均参加了反应
D.通电后，甲池的PH减小，而乙、丙两池溶液的PH不变
?
B 3.在下图所示装置中，a、b都是惰性电极，通电一段时间后，b极附近溶液呈红色。下列说法正确的是
A．X是正极，Y是负极
B．X是负极，Y是正极
C．CuSO4溶液的PH值逐渐减小
D．CuSO4溶液的PH值不变
AC 4.用两支惰性电极插入50mLAgNO3溶液中，
通电电解。当电解液的pH值从6.0变为3.0时(设电
解时阴极没有氢气析出，且电解液在电解前后体
积变化可以忽略)，电极上析出银的质量大约是：
A、27mg B、54mg
C、108mg D、216mgB第四章 电化学基础实验中学 高二化学备课组2018年10月15日星期一第三节 电解池
第二课时二、电解原理的应用电解饱和食盐水反应原理 思考:
（1）电解池的两极各产生什么现象?若在两极附近均滴加酚酞试液，会有什么现象?
（2）怎样初步检验两极产物的生成?
（3）结合教材，分析产生这种现象的原因。 在U型管里装入饱和食盐水，用一根碳棒作阳极，一根铁棒作阴极。接通直流电源1.电解食盐水现象：
阳极：有气泡产生，使湿润的淀粉－KI溶液变蓝
阴极：有气泡产生，滴加酚酞溶液变红
阳极：2Cl--2e- =Cl2↑
阴极：2H++2e- =H2↑
总式：2NaCl+2H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑
(条件:通电)（1）生产设备名称：离子交换膜电解槽
阴极：碳钢 阳极：钛
阳离子交换膜：只允许阳离子通过(Cl－、OH－离子和气体不能通过)，把电解槽隔成阴极室和阳极室。
（2）离子交换膜的作用：
a、防止氢气和氯气混合而引起爆炸；
b、避免氯气和氢氧化钠反应生成 ，而影响氢氧化钠的产量。氯碱工业:离子交换膜法制烧碱
Cl2Cl2Cl—H2H+OH—淡盐水NaOH溶液精制饱和NaCl溶液H2O（含少量NaOH）离子交换膜阳极室阴极室粗盐的成份：
泥沙、Ca2+、Mg2+、Fe3+、SO42－杂质，会与碱性物质反应产生沉淀，损坏离子交换膜精制食盐水杂质的除去过程：粗盐水 含少量Ca2+.Mg2+精制盐水2.铜的电解精炼
一般火法冶炼得到的粗铜中含有多种杂质（如锌、铁、镍、银、金等），这种粗铜的导电性远不能满足电气工业的要求，如果用以制电线，就会大大降低电线的导电能力。因此必须利用电解的方法精炼粗铜。粗铜 含杂质(Zn Fe Ni Ag Au 等)纯铜粗铜阳极： Zn→ Zn2+＋2e-
Fe → Fe2+＋2e-
Ni → Ni2+＋2e-
Cu→ Cu2+＋2e-
Zn Fe Ni
CuAg Au
阴极: Cu2+ + 2e- → Cu阳极泥问：电解完后，CuSO4溶液的浓度有何变化？CuSO4溶液3. 电镀电镀是利用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的过程，它是电解原理的又一重要应用。电镀可以使金属更加美观耐用，增强防锈抗腐能力。例如，钢铁是人们最常用的金属，但钢铁有个致命的缺点，就是它们易被腐蚀。防止钢铁发生腐蚀的一种最常用方法就是在其表面镀上其他金属，如锌、铜、铬、镍等。电镀：电镀是利用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的过程，①电极：
阳极——镀层金属 或惰性电极
阴极——待镀金属制品 ②电镀液：含有镀层金属离子的电解质溶液。 溶液中CuSO4的浓度保持不变或变小阳极：6O2--12 e- =3O2↑
阴极：4Al3+ + 12e- =4Al4.冶炼铝原理:助熔剂：冰晶石（Na3AlF6 六氟合铝酸钠）
阳极材料(碳)和熔融氧化铝需要定期补充思考:工业上为什么用电解熔融氧化铝的方法冶炼铝而不用AlCl3?冶炼铝设备图烟罩电解池、电解精炼池、电镀池的比较将电能转变成化学能的装置。应用电解原理在某些金属表面镀上一层其它金属的装置。①两电极接直流电源
②电极插人电解质溶液
③形成闭合回路①镀层金属接电源正极待镀金属接电源负极
②电镀液须含有镀层金属的离子阳极：电源正极相连
阴极：电源负极相连阳极：镀层金属；
阴极：镀件阳极：氧化反应
阴极：还原反应阳极：氧化反应
阴极：还原反应应用电解原理将不纯的金属提纯的装置。①不纯金属接电源正极纯的金属接电源负极
②电解质溶液须待提纯金属的离子阳极：不纯金属；
阴极：纯金属阳极：氧化反应
阴极：还原反应1. a 、b哪一极为正极？2. 若要给铁叉镀锌，
a极选用什么材料？
选择何种溶液？3. 若要给铁叉镀金，
a极选用什么材料？
选择何种溶液？思考:e-金属性强弱的判断
已知①M+N2+=M2++N ②Pt极电解相同浓度P和M的硫酸盐，阴极先析出M ③N与E有导线相连放入E的硫酸盐溶液,电极反应：E2++2e-=E，N-2e-=N2+，则四种金属活泼性由强到弱为 答案：P>M>N>E工业上采用Fe、C为电极电解K2MnO4溶液制KMnO4
1.电解时,应以 作阴极，电解过程中阴极附近溶液pH将会 ,
2.阳极反应式为 ,
3.总电解反应式为 .
2K2MnO4+2H2O=2KMnO4+2KOH+H2↑答案:Fe 增大 MnO42—_e- =MnO4— 电解计算——电子守恒法
例一 ： 铂电极电解1LCu(NO3)2和KNO3混合溶液,通电一段时间,两极均产生11.2L(S.T.P)气体.求电解后溶液的pH,并确定析出铜的物质的量.解析：阳极 4OH--4e-=2H2O+O2↑
阴极 Cu2++2e- =Cu↓ 2H++2e- =H2↑
阳极转移电子的物质的量为: 0.5×4 = 2mol,消耗4OH- 2mol,即产生H+ 2mol.
阴极生成0.5molH2,消耗H+ 1mol;所以溶液中C(H+)=1mol/L pH=0
生成H2转移的电子:0.5 ×2=1mol,故还有1mole- 用于还原Cu2+,可析出铜为0.5mol. O2～2Cu～4Ag～4H＋～2H2～2Cl2～4OH－计算关系式：例二 ： 用石墨电极电解100mL H2SO4与CuSO4的混合液，通电一段时间后，两极均收集到2.24L（标况）气体，则原混合液中Cu2+的物质的量浓度为（ ）
A.1mol/L B.2mol/L C.3mol/L D.4mol/LA阳极O2为0.1mol，电子为0.4mol则H2为0.1mol，所以Cu为0.1mol，浓度为A例三 ： 某硝酸盐晶体化学式为M(NO3)x·nH2O，式量为242，将1.21g该晶体溶于水配成100mL溶液，用惰性电极进行电解。当有0.01 mol 电子转移时，溶液中金属离子全部析出，此时阴极增重0.32g。求：
①金属M的相对原子质量及 x、n 值；
②电解溶液的pH（溶液体积仍为100mL）。 Mx+ + xe- = M
0.005mol 0.01mol 0.32g所以：x = 2 ；M = 64 ；n = 3产生H+为0.01mol，pH=1 1.右图中x、y分别是直流电源的两极,通电后发现a极板质量增加,b极板处有无色无臭气体放出,符合这一情况的A 练 习2. 根据金属活动顺序表，Cu不能发生如下反应：
Cu + 2H2O=Cu(OH)2↓+ H2↑。但选择恰当电极材料
和电解液进行电解，这个反应就能变为现实。下列四
种电极材料和电解液中，能实现该反应最为恰当的是
B3.德国人哈伯发明了合成氨技术而获得1918年诺贝尔化学奖，但该方法须在高温高压催化剂，否则难以自发进行。2000年希腊化学家斯佳在《科学》杂志上公布了他的新发明在常压下把氢气与氮气通入一加热到570℃的电解池（如图）氢氮在电极上合成氨，而且转化率高于哈伯法的五倍，达到80%. 该电解池采用了能传导某种离子（ H+、 Li+、F-、 O2- ）的固体复合氧化物为电解质（简称SCY），吸附在SCY内外侧表面的金属钯多孔多晶薄膜为电极。
写出上文中电解池的阴阳极反应式和电解池总反应式。固体复合氧化物4.在如下的装置中进行电解，并已知铁极的质量减小11.2克。
（1）A是电源的 极
（2）电解过程中，电路中通过 摩电子
（3）Ag极的电极反应是 ；析出物质是 克
（4）Cu(a)的电极反应是 ；
（5）Cu(b)的电极反应是 。5.按照下图接通线路，反应一段时间后，回答下列问题（假设所提供的电能可以保证电解反应的顺利进行）：
（1）U型管内发生什么现象?写出有关反应的化学方程式
（2）在A b烧杯中发生什么现象
（3）如果小烧杯中有0.508克碘析出，问大烧杯中，负极减轻多少克?6.按下图的装置进行电解实验：A极是铜锌合金，B极为纯铜，电解质中含有足量的铜离子。通电一段时间后，若A极恰好全部溶解，此时B极质量增加7.68克，溶液质量增加0.03克，则A合金中Cu、Zn原子个数比为
A 4︰1 B 3︰1 C 2︰1 D 任意比电化学专题３＼４1、写出下列装置的电极反应，并标明氧化反应还原反应ABDC练 习2、写出下列装置的极反应，并判断A、B、C溶液PH值的变化。练 习1、池型的判断有外加电源一定为电解池，无外加电源一定为原电池；多池组合时，一般含活泼金属的池为原电池，其余都是在原电池带动下的电解池。小结：一、原电池与电解池的比较及判断：3、电解池放电顺序的判断阳极放电： 1）惰性电极：则溶液中阴离子放电。
2）非惰性电极：电极材料首先失电子。阴极放电：电极材料受保护，溶液中阳离子放电。2、电极的判断原电池，看电极材料，电解池看电源的正负极。4、判断溶液的pH变化：先分析原溶液的酸碱性，再看电极产物。（1）如果只产生氢气而没有氧气，只pH变大； （2）如果只产生氧气而没有氢气，只pH变小；（3）如果既产生氢气又产生氧气 ①若原溶液呈酸性则pH减小；②若原溶液呈碱性pH增大；③若原溶液呈中性pH不变。 3.右图中x、y分别是直流电源的两极,通电后发现a极板质量增加,b极板处有无色无臭气体放出,符合这一情况的A 练 习①电极： 阳极——镀层金属 阴极——待镀金属制品 小结：二、电解池的应用----电镀及氯碱工业②电镀液：含有镀层金属离子的电解质溶液。③电解质溶液：溶液中CuSO4的浓度保持不变。1、电镀⒉氯碱工业原理 举例：
1、a 极变细，b 极变粗：
2、a 极变细，b 极有气泡：
3、a 极变粗， b 极有气泡：
4、a 极有气泡, b 极有气泡，且气体体积比为2 ：1
5、a 极有气泡, b 极有气泡;阴极加酚酞变红
拓展练习4、下列图一、图二是铁钉在水中被腐蚀的实验 数天后数天后图一图二（1）上述两装置中铁钉发生变化的共性是：
（2）图一说明原溶液呈 性，铁钉发生 腐蚀，
电极反应为：
（3）图二说明原溶液呈 性，铁钉发生 腐蚀，
电极反应为： 发生了原电池 反应中性或弱碱吸氧负极：Fe -2e = Fe2+ ； 正极：2H2O +O2 +2e =4OH- 负极：Fe -2e = Fe2+ ；正极：2H+ +2e = H2↑较强酸性析氢练 习小结：三、电解池及原电池的应用----金属的防护1）金属腐蚀快慢的判断①电解原理引起的腐蚀>原电池原理引起的腐蚀> 化学腐蚀> 有防腐蚀措施的腐蚀
②同一种金属的腐蚀：
强电解质>弱电解质>非电解质2）金属的防护方法①改变金属内部结构②覆盖保护层③电化学保护法外加电源的阴极保护法牺牲负极的正极保护法5.下列装置暴露空气中一段时间,铁的腐蚀由快到慢
顺序 .FeFeCFeZnA(海水)B(海水)C(海水)D(海水)F(天然水)E(海水)拓展练习6、汽车上用的铅蓄电池是以一组充满海绵状灰铅的铅板和另一组结构相似的充满二氧化铅的铅板组成，用H2SO4作电解液。总
反应式为：Pb+PbO2+2H2SO4 2PbSO4+2H2O
（1）试写出放电时的正、负极反应式
正极:______________________________________
负极:______________________________________
（2）试写出充电时的阳、阴极反应式
阳极:______________________________________
阴极:______________________________________PbO2+4H++SO42- +2e- =PbSO4+2H2OPb+ SO42-－2e- =PbSO4练 习PbSO4+2H2O-2e- =PbO2 + 4H++SO42- PbSO4 +2e- =Pb + SO42-小结：四、原电池电解池的应用----可充电电池阴极：正极：放电：原电池充电：电解池 负极：阳极：?
此电池放电时，负极发生反应的物质为
A．Ag B．Zn(OH)2 C．Ag2O D．Zn
充电
放电
2Ag + Zn(OH)2
Ag2O + Zn + H2O
7．银锌电池广泛用于电子仪器的电源，它的充电和放电过程可表示为：
D 拓展练习1．如上图所示，通电后A极上析出Ag，对该装置的有关叙述正确的是?
?A、P是电源的正极
B、F极上发生的反应为：4OH- - 4e-=2H2O+O2↑
C、电解时，甲、乙、丙三池中，除E、F两极外，其余电极均参加了反应
D、通电后，甲池的PH减小，而乙、丙两池溶液的PH不变
?
B 巩固练习2．如图为一种钮扣微型电池，其电极分别为Ag2O和Zn电解质溶液是KOH溶液，俗称银锌电池，该电池的电极反应式为：Zn +Ag2O== ZnO+2Ag根据以上提供的资料，判断下列说法正确的是
A、锌为负极，Ag2O为 正极；
B、放电时正极附近溶液的PH值升高；
C、放电时负极附近溶液的PH值升高；
D、溶液中阴离子向正极方向移动，阳离子向负极方向移动。
AB 巩固练习10．为下图所示装置中，a、b都是惰性电极，通电一段时间后，b极附近溶液呈红色。下列说法正确的是
A．X是正极，Y是负极
B．X是负极，Y是正极
C．CuSO4溶液的PH值逐渐减小
D．CuSO4溶液的PH值不变
AC 练 习11、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只能将氧化剂和燃料全部储藏在电池内的发电装置
BD 12．一种新型的燃料电池，它以多孔镍板为电极插入KOH溶液中，然后分别向两极通入乙烷和氧气，其总反应为：2C2H6+7O2+8KOH==4K2CO3+10H2O，有关此电池的推断正确的是
A．负极反应为14H2O+7O2+28e-==28OH-
B．放电一段时间后，负极周围的pH减低
C．每消耗1molC2H6，则电路上转移的电子为14mol
D．放电过程中KOH的物质的量浓度不变
B C练 习第四章 电化学基础实验中学 高二化学备课组2018年10月15日星期一第四节 金属的电化学腐蚀与防护 是指金属或合金跟接触的气体或液体发生氧化还原反应而腐蚀损耗的过程。金属阳离子失e-（氧化反应）金属腐蚀的类型化学腐蚀电化学腐蚀一、金属的电化学腐蚀金属原子金属腐蚀的本质：1. 金属腐蚀M – ne- → Mn+— 直接反应—原电池反应接触到的气体或液体不同[实验探究] 将经过酸洗除锈的铁钉，用饱和食盐水浸泡一下，放入下图具支试管中，观察导管中水柱变化，并思考引起变化的原因？ 吸氧腐蚀2. 电化学腐蚀⑴ 吸氧腐蚀：发生条件：中性或酸性很弱条件下2Fe - 4e- = 2Fe2+O2 + 2H2O + 4e-= 4OH-2Fe+ O2+2H2O =2Fe(OH)24Fe(OH)2 +O2 + 2H2O = 4 Fe(OH)3
2Fe(OH)3=Fe2O3·xH2O+(3-x) H2O进一步反应：负极：正极：电池反应：2H++ 2e- =H2 ↑Fe - 2e- = Fe2+Fe + 2H+ =Fe2+ + H2↑⑵ 析氢腐蚀：负极：正极：电池反应：当钢铁处于酸性环境中★析氢腐蚀和吸氧腐蚀都属于电化学腐蚀。金属跟干燥气体或非电解质液体直接接触不纯金属或合金
跟电解质溶液接触无电流产生有微弱电流产生金属被氧化较活泼金属被氧化化学腐蚀与电化学腐蚀的比较与接触物质的氧化性及温度有关与电解质溶液的酸碱性及金属活性有关两者往往同时发生，电化学腐蚀更普遍 下列各情况下，其中Fe片腐蚀由快到慢的顺序是 。(5)(2) (1)(3)(4)讨论与交流结论 判断金属腐蚀快慢的规律电解池→外界力量→外力无法抗拒电解池的阳极＞原电池的负极＞化学腐蚀＞原电池的正极＞电解池的阴极1、电解原理引起的腐蚀 ＞ 原电池原理引起的腐蚀 ＞ 化学腐蚀＞防腐措施的腐蚀2、对同一种金属来说，腐蚀的快慢：强电解质溶液 ＞ 弱电解质溶液 ＞ 非电解质溶液3、活泼性不同的两金属，活泼性差别越大，腐蚀越慢。4、对同一种电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大，腐蚀越快。原理 ：形成原电池时，让被保护金属作正极(阴极)，不反应受到保护；而活泼金属作负极(阳极)，反应受到腐蚀。1.牺牲阳极的阴极保护法二、金属的电化学防护 科学探究2.外加电流的阴极保护法原理 ：将被保护金属与另一附加电极作为电解池的两个极，使被保护的金属作为阴极，在外加直流电的作用下使阴极得到保护。此法主要用于防止土壤、海水及水中金属设备的腐蚀。除此以外还有哪些防护方法？金属防护的几种重要方法:
①在金属表面覆盖保护层。
②改变金属内部的组成结构，制成合金。
③电化学保护法，即将金属作为原电池的正极或电解池的阴极而受到保护。归纳与整理1、如图, 水槽中试管内有一枚铁钉，放置数天观察：（1）若液面上升，则溶液呈 性，发生 腐蚀，电极反应式为：
负极：
正极：若液面下降，则溶液呈 性，
发生 腐蚀，电极反应式为：
负极：
正极： （2）中性或碱性 吸氧Fe–2e-＝Fe2+O2+2H2O+4e-＝4OH－酸性析氢Fe–2e-＝Fe2+2H++2e-＝H2↑ 课堂练习课件341张PPT。第一章 化学反应与能量第一节 化学反应与能量的变化 从物质的角度：有新物质生成从微粒的角度：原子重新组合的过程从化学键的角度：旧键的断裂和新键的形成从能量的角度:释放或贮存能量的过程化学反应的本质一、焓变 反应热1、反应热 恒(等)压过程：反应前后压强不变，体积改变
例如： 敞口、针筒、活塞在化学反应过程中放出或吸收的热量恒(等)容过程：反应前后体积不变，压强改变
例如：密闭容器、体积不变容器2、焓变 焓：热力学状态函数。 焓变：在一定条件下（恒压）的反应热
生成物与反应物的焓值差①焓变符号：△H②焓变单位：kJ/mol ③测量条件：恒压下，一般为敞口容器中④“+”：吸热，环境对体系做功自身能量增加
“-”：放热，体系对环境做功自身能量减少3、反应热产生的原因 ①从物质所具有的能量角度 反应物的总能量＞生成物的总能量生成物的总能量＞反应物的总能量△H>0△H<0放热反应：吸热反应：-183 kJ/mol（理论值）ΔH= -184.6 kJ/mol（实验值）√ΔH=化学键断裂——吸热
化学键形成——放热②从化学键的角度 ?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）小结：
1、?H 计算方法：2、常见吸热反应与放热反应 ①放热反应 是指放出热量的化学反应，△H 为“-”或△H <0 常见放热反应：⑴中和反应
⑵燃烧反应
⑶活泼金属与酸反应
⑷大多数化合反应②吸热反应 指吸收热量的化学反应，△H 为“+”或△H >0常见的吸热反应：
⑴大多数分解反应
⑵某些金属氧化物的还原反应
⑶C+CO2 —
⑷C+H2O —
⑸Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl— 1、 已知拆开1mol H2中的化学键要吸收436 kJ的能量，拆开1mol O2中的化学键要吸收496 kJ的能量，形成水分子中的1mol H—O键要放出463 kJ的能量，试说明 2H2+ O2 = 2H2O中的能量变化。练习△H=436×2+496--463×4
=-484kJ/mol2、1molC与1molH2O(g)反应生成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。3、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 。 ＋131.5-92KJ/mol-30.7KJ/mol解：436×3+946—391×6= -92KJ/mol
-92KJ/mol÷3= -30.7KJ/mol4、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
5、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（D）（AB）作业： H2 + F2 = 2HF H2 + Cl2 = 2HCl 预测当生成2 mol HF和2 mol HCl时，哪个反应放出的热量多？
若干化学键的键能（ kJ/mol，25 ℃ ）生成HF：
△H=436+157－568×2=-543 kJ/mol生成HCl:
△H=436+243－432×2=-185 kJ/mol
第2课时
2011.9.7二、热化学方程式 表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。例1：在200 0C、101kPa时，1molH2与碘蒸气作用生成HI的反应。热化学方程式书写要点①需注明反应的温度和压强如在25℃、101KPa下进行的反应，可不注明温度和压强②应注明反应物和生成物的状态气体用g；液体用l；固体用s；溶液用aq2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H1=-Q1kJ/mol
2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H2=-Q2kJ/mol
③右端标注热量数值和符号，
△H：吸热用“+”，放热用：“-”。④化学计量数表示物质的量，而不是分子个数。化学计量数可以是整数，可以是分数。⑤化学计量数与△H成正比，当化学计量数不同时，其△H不同H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)△H=-285.8kJ/mol2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H=-571.6kJ/mol例2：P41、已知在25℃，101kpa下，1gC8H18(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(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(g)
ΔH=-48.40 kJ·mol-1
B．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1)
ΔH=-5518 kJ·mol-1
C．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1)
ΔH=+5518 kJ·mol-1
D．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1)
ΔH=-48.40 kJ·mol-1
B2、1克甲烷在空气中燃烧，恢复常温下测得放出热量55.625KJ，试写出热化学方式。CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) △H=- 890 kJ/mol3、常温下14克CO在足量氧气中充分燃烧，
放出141.3KJ热量，写出该热化学方程式。CO(g) + 1/2O2(g)=CO2(g) △H=- 282.6 kJ/mol2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)，△H1=-Q1kJ/mol
H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)，△H2=-Q2kJ/mol4、比较Q1和Q2的大小、 △H1和△H2的大小Q1﹥Q2△H1 ＜△H2注意：热量比较比数值，△H比较带符号 5、比较下列 Q1＜Q2的大小、△H1 ＞△H2的大小S(g)+O2(g)==SO2(g) △H1=- Q1 kJ/mol
S(s)+O2(g)==SO2(g) △H2=- Q2 kJ/molQ1>Q2△H1 <△H2注意：对于可逆反应，
①当反应逆向进行时，其反应热与正反应的数值相等，符号相反。②其反应热是指反应物完全转变成生成物放出或吸收的热量。7、已知：C(s)+O2(g)==CO2(g) △H=-393.5 kJ/mol
要获得1000kJ热量，需燃烧多少克碳？1000÷393.5×12=30.5g8、已知：S(s)+O2(g)=SO2(g) △H=-290.6 kJ/mol
求1.6g硫燃烧成为SO2气体,放出多少热量？290.6×1.6÷32=14.53kJ作业：
P6 3 中和反应反应热的测定第 3 课 时2011.9.9三、中和反应反应热的测定1、中和热酸与碱反应生成1mol H2O时释放的热量称中和热。数值：稀溶液中，强酸和强碱中和时
△H= -57.3kJ/mol（1）、实验目的：测定强酸、强碱反应的中和热（2）、学习重点：中和热的测定原理和方法。 （3）、实验用品
仪器：大烧杯（500 mL）、小烧杯（100 mL）
温度计、量筒（50 mL）两个、泡沫塑料 或纸条、泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）、环形玻璃搅拌棒。
药品：0.50 mol/L 盐酸、0.55 mol/L NaOH溶液2、中和反应反应热的测定 ［问题］
1.我们利用什么原理来测定酸、碱反应的中和热呢？
2.中和热与反应热是否相同？它们之间有什么区别和联系？ 不同;它们都是指化学反应放出的能量，但中和热仅指在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1 mol水时的反应热。任何一个化学反应发生所放出的热量都叫反应热，但却不一定是中和热。3、实验步骤： 中和热的测定
思考：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：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。（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。 2、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？ 答：为了保证0.50 mol/L的盐酸完全被NaOH中和，采用0.55 mol/L NaOH溶液，使碱稍稍过量。若使盐酸过量，亦可。.思考
1、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？ 答：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。（5）.重复实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算依据。 中和热的测定视频实验数据处理１、取三次测量所得数据的平均值作为计算的依据２、计算反应热［议一议］你所测得的数据是否为57.3kJ/mol，若不是，分析产生误差的原因。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而便立即去测碱的温度，致使热量损失而引起误差。 讨论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？ 答：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。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）。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）？环形玻璃搅拌棒减少实验过程中的热量损失偏小（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”）不等相等 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 4、小结（1）、实验目的： 测定强酸、强碱反应的中和热（2）、实验用品：环形玻璃搅拌棒（3）、计算反应热作业：第一章 化学反应与能量第二节 燃烧热 能源
2011.9.14练习：
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反应热燃烧热中和热。。。溶解热燃烧热、中和热、溶解热、反应热关系：一、燃烧热 1、定义101kPa时，1mol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。例子：CH4(g)+2O2 (g) =CO2 (g) +2H2O (l)
ΔH=-890.3kJ/mol
890.31kJ/mol就是甲烷的燃烧热2、注意问题：④研究内容：放出的热量（ΔH<0，单kJ/mol）①研究条件：25℃、 101 kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。③燃烧物的物质的量：1 mol→ CO2(g)
→ H2O（l）
→ SO2（g）如:C
H
S 一些物质燃烧热 1、能否根据式子：
1/2CH4(g)+O2 (g) =1/2CO2 (g) +H2O(l) ΔH=-445.15kJ/mol
认为甲烷的燃烧热是445.15kJ/mol？2、已知：（1）2H2( g ) + O2 ( g) = 2H2O ( l ) ΔH= - 571.6 kJ/mol
（2）H2( g ) +1/2 O2 ( g) = H2O ( g ) ΔH= - 241.8 kJ/mol
求氢气的燃烧热。答:ΔH=-285.8 kJ/mol 。提示:将式（1）÷ 2练习2、请分别写出石墨和金刚石燃烧的热化学方程式。C(石墨s）+ O2(g) = CO2(g) ΔH= -393.5 kJ/mol
C(金刚石s）+ O2(g) = CO2(g) ΔH= -395.0 kJ/mol因为石墨与金刚石的晶体结构不同,其具有的能量也不相同石墨与金刚石的燃烧热为什么不相同？小结：燃烧热与中和热的区别与联系放热反应ΔH<0 , 单位 kJ/mol1mol可燃物可能是1mol也可以是0.5mol(不限)不限量H2O 1mol1mol可燃物完全燃烧时放出的热量;不同的物质燃烧热不同酸碱中和生成1molH2O时放出的热量,强酸强碱间的中和反应中和热大致相同,均约为57.3kJ/mol二、能源 1、能源定义2、能源种类3、我国现阶段能源构成4、能源研究热点课题：能提供能量的资源﹛一次能源二次能源化石燃料（1）提高燃料燃烧效率
（2）寻找新能源练习1、下列性质中，能说明乙醇宜作燃料的是
①燃烧时发生氧化反应
②充分燃烧的产物不污染环境
③乙醇是一种再生能源
④燃烧时放出大量的热 A. ①②③ B. ①②④ C. ①③④ D. ②③④ D2、1.5g火箭燃料二甲基肼（CH3NHNHCH3）完全燃烧，放出50kJ热量，则二甲基肼的燃烧热为：A.1000kJ/mol B.1500kJ/mol C.2000kJ/mol D.3000kJ/mol C分子式：C2N2H8 摩尔质量：60g/mol
1.5g 二甲基肼n=1.5÷60=0.025mol
3.家用液化气中主要成分是丁烷，当10kg 丁烷完全燃烧并生成二氧化碳和液态水时，放出热量5×105kJ。
写出丁烷燃烧的热化学方程式。C4H10 (l)+ O2(g) = CO2(g)+ H2O(g) ΔH=-2900kJ/mol小结：1、几种关系
燃烧热中和热反应热2、能源作业：完成印发资料溶解热第一章 第一节化学反应与能量
小测试讲评2011.9.161、D A错：所有的物质燃烧都是放热反应；
B错：放热反应要在一定条件才能发 生，如加热、光照等吸收能量；
C错：反应物比生成物总能量小都可以
2、D A错：计量数只表示物质的量
B错：要标明物质状态、反应热△H、反应的温度、压强。
C错：反应热指在等温等压过程中发生物理或化学变化时放出或吸收的热量3、CD 所有放热反应△H<0 4、A 液体变气体要吸热，气体变液体会放热 5、A ∵燃烧放热△H<0，∴C D错
B错：题中水是气体，状态用 g6、C 可逆反应反应不完全7、A 原电池必须是氧化还原反应8、B 要看清图中的箭头能量从低到 高，总能量（2A+B）>2C 9、C Q1<57.3 ∵CH3COOH是弱酸，电 离时吸热
Q2>57.3 ∵浓H2SO4 溶于水时放热
Q3=57.3 ∵符合强酸、强碱在稀溶液中反应3、家用液化气中主要成分是丁烷，当10kg 丁烷完全燃烧并生成二氧化碳和液态水时，放出热量5×105kJ。 写出丁烷燃烧的热化学方程式。C4H10 (l)+ 13/2O2(g) =4 CO2(g)+ 5 H2O(l) ΔH=-2900kJ/mol10、上节课的练习解:ΔH= — 5×105kJ ÷（10000g÷58 g/mol)
= —2900KJ/mol
当水是气态时，放热2900-5×44=-2680KJ/mol11、（1）A 键能越大，具有的能量越小，越 稳定
（2）放热反应
（3）Cl2化学键断裂——吸热
化学键形成——放热②从化学键的角度 ?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）小结：
1、?H 计算方法：ΔH=436 kJ/mol +243 kJ/mol - 2×432 kJ/mol
=-185kJ/mol生成HBr:
ΔH=436 kJ/mol +193 kJ/mol - 2×366 kJ/mol
= — 103 kJ/mol
生成HI:
ΔH=436 kJ/mol +151kJ/mol - 2×298 kJ/mol
= — 9 kJ/mol第二节燃烧热 能源同步测试讲评1、A 2、A 3、C 1g C是1/12 mol , 1molC放出热量是32.79KJ ÷1/12 = 393.5 KJ4、A C6H12O6→ 6H2O △H=-2804KJ/mol
6×18=108g 2804KJ
1g X
X=2804/108=26KJ5、A 6、C 7、C 8、A 9、D 11、A 12、AD6、损失的热量是还未燃烧的CO的量：
100gC产生CO、CO2的物质的量：100/12 mol
其中CO：100/12 ×1/3 × 282.57=784.92 KJ8、设：CO的物质的量为X，则CH4的物质的量为（4 —X）mol。
283X+890（4 —X）=2953
解得X=1mol ∴CH4的物质的量是：4-1=3mol
∴CO和CH4的体积比为1：3，选A9、考查燃烧热的概念：可燃物的量是1mol、生成稳定氧化物、放出热量14、2molCH4燃烧放出的热量是：283×6.3=1782.9KJ
∴ CH4(g) + 2O2(g) = CO2 (g)+2H2O(l) △H= - 891.45KJ/mol16、 H2(g) + 1/2O2(g) = H2O(g) △H= -241.8KJ/mol
当H2O是液态时：△H= - 241.8+（- 2.444KJ/g ×18g/mol）= - 285.792KJ/mol第一章 化学反应与能量第三节 化学反应热的计算 第 1 课 时
2011.9.19 H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) △H1=－241.8kJ/mol已知： H2O(g)=H2O(l) △H= － 44kJ/mol
是否可以求出氢气的燃烧热？H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) △H2=△H1+△H
= － 285.8kJ/mol∴H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) △ H2=－285.8kJ/mol上式中的△H1是否表示氢气的燃烧热？不可以，因为水是气态，不是液态。一、盖斯定律 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。——条条大路通罗马 CO(g)C(s)CO2(g)已知
CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) ΔH2=-283.0kJ/mol
C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH3=-393.5kJ/mol
求算C(s)+1/2O2(g)=CO(g) ΔH1=? C(s)+1/2O2(g)=CO(g) ΔH1=?
CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) ΔH2=-283.0kJ/mol
C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH3=-393.5kJ/mol方法：1、 写出目标方程式;2、确定“中间产物”（要消去的物质）; 3、变换方程式, ΔH要同时变化 4、然后用消元法逐一消去“中间产物”; 5、得到目标方程式并进行相应的运算。第2课时 反应热的计算
2011.9.21 写出石墨变成金刚石的热化学方程式 (25℃,101kPa时)
说明： （1）可以在书中查找需要的数据
（2）并告诉大家你设计的理由。用一用盖斯定律石墨能直接变成金刚石吗？先思考，之后小组讨论汇报二、反应热的计算查燃烧热表知：
①C(石墨，s)+O2(g)=CO2(g) △H1=-393.5kJ/mol
②C(金刚石，s)+O2(g)=CO2(g) △H2=-395.0kJ/mol所以， ①- ②得：
C(石墨，s)= C(金刚石，s) △H=+1.5kJ/mol【例1】25 0C、101KPa时，使1.0g钠与足量的氯气反应，生成氯化钠晶体并放出17.87KJ的热量，求生成1molNaCl的反应热。课本P12—13解：设生成1molNaCl的反应热为X。Na(s) + Cl2(g) = NaCl(s) △H23 g X ×1mol
1.0g — 17.8kJ=解得：X= - 411KJ/mol答：由钠与氯气反应生成氯化钠的反应热为了-411KJ/mol【例2】乙醇的燃烧热△H= - 1366.8KJ/mol,在250C、101KPa时，1kg乙醇充分燃烧后放出多少热量？解：设1kg乙醇燃烧后放出的热量为X。
C2H5OH(l)+O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l) △H=-1366.8KJ/mol 46g 1366.8KJ/mol×1mol
1000g x解得：x=2.971×104答：例3：已知：(1) (2) (3)
求：2C(s)+2H2(g)+O2(g)=CH3COOH(l) △H=?
分析：来自于反应(2)和(3)的反应物，来自于反应（1）的反应物。
可将式(1) ×2+(2) ×2 —(1)得：
2C(s)+2H2(g)+O2(g)=CH3COOH(l) △H=2×△H2+2×△H3—△H1
=2×(-393.5)+2×(-285.8) —(-870.3)
= - 488.3KJ/mol
你知道神六的火箭燃料是什么吗？例4：某次发射火箭，用N2H4（肼）在NO2中燃烧，生成N2、液态H2O。已知：
N2(g)+2O2(g)==2NO2(g) △H1=+67.2kJ/mol
N2H4(g)+O2(g)==N2(g)+2H2O(l) △H2=-534kJ/mol
假如都在相同状态下，请写出发射火箭反应的热化学方程式。
2 N2H4(g)+ 2NO2(g)=3N2(g)+4H2O(l) △H=-1135.2kJ/mol 2、反应热的计算 小结：1、盖斯定律作业：课本P14 6
三维设计P90 11第二章 化学反应速率和化学平衡第一节 化学反应速率 一、化学反应速率 用单位时间内反应物或生成物浓度的变化来表示。符号：v 单位： moL / ( L · min ) 或moL / ( L · s )等 表达式 1、化学反应速率 ②反应速率比=方程式系数比=浓度变化量比①指明反应速率所属物质
同一反应，如用不同物质表示，数值可能不同，但表示的意义相同。2、注意问题 ③化学反应速率为平均速率且速率取正值 练习：反应 A + 3B = 2C + 2D 在四种不同条件下的反应速率为：
(1)v(A)=0.3mol/（L·s ）
(2)v(B)=0.6mol/ （L·s ）
(3)v(C)=0.4mol/ （L·s ）
(4)v(D)=0.45mol/ （L·s ）
则该反应速率的快慢顺序为—————————。(1)>(4)>(2)=(3) 练习：在25℃时，向100mL含HCl 14.6g的盐酸中，放入5.6g铁粉，反应进行到2s时收集到氢气1.12L(标况)，之后反应又进行了4s，铁粉全溶解。若不考虑体积变化，则：
(1)前2s内用FeCl2表示的平均反应速率为 ；
(2)后4s内用HCl表示的平均反应速率为 ；
(3)前2s与后4s比较，反应速率 较快，其原因可能 。0.25mol/(L·s)0.25mol/(L·s)前2s前2s时段盐酸浓度比后4s时段大练习： 1、在2L的密闭容器中，发生下列反应： 3A(g)+ B(g)=2C(g)+D(g)。若最初加入的A 和B 都是4mol，在前10sA 的平均反应速率为0.12mol/L·s，则10s时，容器中B的物质的量为 。 2、一定温度下，向一容积为2L的真空容器中加入1mol氮气，3mol氢气，3min后测得容器内的压强是起始时压强的0.9倍，在此时间内用氢气的变化来表示反应速率为 。3.2mol0.1mol/(L·min )根据下图填空:(1)反应物是_____;生成物是_____。
(2)2min内A、B、C三者的反应速率是多少？该反应的化学方程式是___ _________Ａ、ＢＣ３Ａ＋２Ｂ ３Ｃ二、化学反应速率模型 1、有效碰撞并不是每次碰撞都能发生化学反应，只有其中的部分气体的碰撞能发生化学反应
——有效碰撞活化分子、正确取向（1）碰撞过轻??? （2）碰撞取向不好?（3）活化分子的有效碰撞? HI分子的几种可能的碰撞模式 分子
运动分子具有
足够能量有合适的取向n活=n总×活%有效碰撞理论反应速率与活化分子的百分率（活%）成正比二、化学反应速率模型2、活化分子具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子发生有效碰撞的分子一定是活化分子，
但活化分子的碰撞不一定是有效碰撞。二、化学反应速率模型3、活化能E1是反应的活化能E2是活化分子变成生成物分子放出的能量E2-E1是反应热第二章 化学反应速率和化学平衡第二节 影响化学反应速率的因素 主要因素：参加反应的物质的性质外界条件：浓度、压强、温度、催化剂等光、电磁波、超声波、反应物颗粒的大小、溶剂的性质、原电池等。次要因素:化学反应速率的影响因素 一、浓度对反应速率的影响 1、结论：当其它条件不变时，增加 反应物的浓度，可增大反应速率。 2、微观解释单位体积内活化分子数增多活化分子百分数不变（与温度、活化能有关）有效碰撞次数增多，反应速率加快3、适用范围适用范围：气体、溶液
（固体或纯液体的浓度视为常数）二、压强对反应速率的影响 1、结论：当其它条件不变时，增加压强， 可增大反应速率。 2、微观解释单位体积内活化分子数增多活化分子百分数不变（与温度、活化能有关）有效碰撞次数增多，反应速率加快只适用于气体
（必须引起反应或生成物气体浓度改变）3、适用范围三、温度对反应速率的影响 1、结论：当其它条件不变时，升高温度，化学反应速率一般要加快。2、微观解释活化分子百分数增加（主要）碰撞频率提高（次要）3、适用范围所有状态 所有反应温度每升高10 ℃ ，v增大到原来的 2 ~ 4 倍四、催化剂对反应速率的影响 1、结论：使用催化剂可加快化学反应速率2、微观解释降低反应所需的活化能使得活化分子百分数增加3、适用范围催化剂具有专一性1、决定化学反应的主要因素是
A、温度 B、压强 C、浓度
D、催化剂 E、反应物本身的性质
2、盐酸与碳酸钙固体反应时，能使反应的初
速率明显加快的是
A、增加碳酸钙固体的量
B、盐酸的量增加一倍
C、盐酸的用量减半，浓度加倍
D、碳酸钙固体减半，盐酸浓度加倍3、足量铁粉与一定量盐酸反应，为了减慢反
应速率，但不减少氢气的产量，可加入下列
物质中的
A、水 B、NaOH固体 C、Na2CO3固体
D、NaCl溶液 4、增加压强，下列反应速率不会变大的是
A、碘蒸气和氢气化合成碘化氢
B、稀硫酸和氢氧化钠溶液反应
C、二氧化碳通入澄清石灰水中
D、氨的催化氧化5、在一定温度下的密闭容器中发生的反应
N2＋2O2＝2NO2，下列措施能加快反应速率
的是
A、缩小体积使压强增大
B、恒容，充入氮气
C、恒压，充入He
D、恒容，充入He
E、恒压，充入氮气 增大反应物的浓度使反应速率加快的主要原因（ ）
对于气体参与体系增大压强使反应速率加快的主要原因是（ ）
升高温度使反应速率加快的主要原因是（ ）
使用催化剂使反应速率加快的主要原因是（ ）
A、活化分子百分数不变，但提高单位体积内活化分子的总数
B、 增大分子的运动速率而使有效碰撞增加
C、 升高反应物分子的能量，使活化分子的百分数增加
D、降低反应所需的能量，使活化分子百分数增加AAC D1、将一定浓度的盐酸倒入碳酸钙中，若作如下改变的情况，其中能使最初的化学反应速率增大的是 （ ）
A、盐酸的浓度不变，而使盐酸的用量一倍
B、盐酸的浓度增大一倍，而使盐酸的用量减少到原来的一半
C、盐酸的浓度和用量都不变，增加碳酸钙的量
D、盐酸和碳酸钙不变，增大压强一倍
E、加入CaCl2溶液
F、加入CaCl2固体
G、将CaCO3用CaCO3粉末代替BG2、硫代硫酸钠（ Na2S2O3）与稀硫酸发生如下反应：Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2+S↓+H2O 下列四种情况中最早出现浑浊的是： （ ）
（1）10℃时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各 5 mL
（2）10℃时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4 各5 mL，加水10mL
（3） 20℃ 时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各 5 mL
（4） 20℃ 时0.2mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各5 mL，加水10 mLC第二章 化学反应速率和化学平衡第三节 化学平衡 一、可逆反应与不可逆反应 1、可逆过程溶解结晶现象：浓度不变或晶体质量不变本质：溶解速率 = 析出速率为什么饱和溶液不再溶解溶质？2、可逆反应在同一条件下，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特点：同一条件、同时进行、反应物生成物同时存在（反应不能进行到底） V=1L的密闭容器，800℃，1atm,
CO + H2O CO2 + H2催化剂高温根据浓度对反应速率的影响
试画出该反应的速率与时间的图象 V正 V逆V正＝V逆二、化学平衡状态 1、化学平衡状态 指在一定条件下的可逆反应里，正反应
和逆反应的速率相等，反应混合物中各
组分的浓度保持不变的状态。①前提条件：一定条件（T、P、V）②研究对象：密闭容器的可逆反应③平衡本质：V 正 = V 逆≠0④平衡标志：各物质的浓度不变 V=1L的密闭容器，800℃，1atm,
CO + H2O CO2 + H2始 0. 1 0. 1 0 0（mol/L)
0.5min 0.08 0.08 0.02 0.02
1min 0.06 0.06 0.04 0.04
2min 0.05 0.05 0.05 0.05
4min 0.05 0.05 0.05 0.05催化剂高温2、化学平衡的特征①动：动态平衡②等：V正=V逆≠0③定：反应条件一定,反应混合物中各组分的浓度一定④变：条件改变，平衡将被破坏。 在一定温度下，反应X2(g)＋Y2(g) 2XY(g)
达到平衡的标志是
⑴ 单位时间内同时生成 n mol X2 和n mol XY
⑵ 单位时间内生成 2n molXY的同时生成n mol Y2
⑶ 容器内总压强不随时间变化
⑷ 单位时间内有 n mol X—X键断裂，同时有n mol Y—Y键断裂
⑸ 单位时间内生成 n mol X2 同时生成n mol Y2
⑹ V正＝V逆＝0 在一定温度下，反应X2(g)＋Y2(g) 2XY(g)
达到平衡的标志是
⑺ X2、Y2或XY的浓度不再随时间的改变而改变
⑻ 容器中X2、Y2、XY物质的量之比为 1∶1∶2
⑼ X2、Y2的物质的量浓度相等
⑽ 容器中气体的总质量不随时间的改变而改变
⑾ 若只有X2有颜色，容器中的颜色不随时间的
改变而改变 3、化学平衡状态的判定①浓度、温度、颜色、各种分数、转化率②总压强、总体积、总物质的量、密度
平均分子量③速率相等同一物质，正逆反应不同物质，正逆反应速率成比例三、化学平衡的影响因素 1、浓度因素增大反应物浓度，平衡向正向移动 黄 红 橙 黄 2、温度因素升高温度，平衡向吸热反应正向移动 红棕色 无色 3、压强因素同浓度
增大压强，向气体系数和小的方向移动4、催化剂因素（不使平衡移动）5、勒夏(沙)特列原理如果改变影响平衡的条件之一，平衡将向
着减弱这种改变的方向移动练习：判断平衡移动的方向PT加C通入O2通入O2加入CaCO3加入NH4Cl练习：1、2NO2 N2O4P正P逆2、2NH3 N2 +3H2逆正3、3NO2 +H2O 2HNO3 +NO正逆4、CO +H2O(g) CO2 +H25、CH3COOH +C2H5OH CH3COOC2H5（液） +H2O 牙齿的损坏实际是牙釉质[Ca5(PO4)3OH]
溶解的结果。在口腔中存在着如下平衡：
Ca5(PO4)3OH 5Ca2+ + 3PO43- + OH-
当糖附着在牙齿上发酵时，会产生H+，试用
化学平衡理论说明经常吃甜食对牙齿的影响。联系实际 健康生活练习1 : 在新制的氯水中存在下列平衡：
Cl2 + H2O HCl + HClO，若向氯水中投入少量CaCO3粉末,则：
A、平衡不移动
B、平衡向正反应方向移动，氯水颜色变浅
C、平衡移动，且HClO浓度减小
D、平衡移动，且HClO浓度增大 B、D练习2 : 在某容器中，C+H2O(g) CO +H2反应达到平衡，在温度、体积不变的情况下，向容器中充入一定量H2，当建立新平衡时：
A、CO、H2的浓度都比原平衡时的要小
B、CO、H2的浓度都比原平衡时的要大
C、H2、H2O(g)的浓度都比原平衡时的要大
D、CO、H2O(g)的浓度都比原平衡时的要大C练习3 : 当化学反应PCl5 PCl3 + Cl2处于
平衡状态时，向其中加入一种37Cl含量较
多的Cl2，平衡发生移动。在建立新平衡以
前，PCl3中所含37Cl的质量分数比原平衡
状态时（“增加”或“减少”） ，理由是 增加平衡左移，使PCl5中37Cl增加，
PCl5分解生成的PCl3中37Cl也
会增加。四、化学平衡图像 1、速率平衡图像像谁动，谁在上
上下动，看速率 上图表示该反应的速率（v）随时间（t）变化的关系，t2、t3、t5时刻外界条件有所改变，但都没有改变各物质的初始加入量。下列说法中正确的是 （ ）
A．t2时加入了催化剂 B．t3时降低了温度
C．t5时增大了压强 D．t5时增大了X浓度A2、拐点图像先拐先平数值大，固定一个看其他mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g); △H =QkJ/mol 0T1 T2Q 0>>判断:mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g); △H =QkJ/mol P2P1A转化率时间0判断:P1 P2m+n p+q<<在相同压强不同温度下的反应：
A(g)+B(g) C(g)；
A的含量和温度的关系如右图所示，下列结论正确的是 （ ）
A．T1>T2，正反应吸热
B．T1 C．T1>T2，正反应放热
D．T1M（g）+N（g） R（g）+2L,在不同条件下R的百分含量R%的变化情况如下图，下列叙述正确的是（ ）
A、正反应吸热，L是气体
B、正反应吸热，L是固体
C、正反应放热，L是气体
D、正反应放热，L是固体或液体C判断：A转
化
率温度0TmA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)； △H＝ＱkJ/mol m+n p+q>Q 0等温线<3、等温、等压图像竖直做垂线判断：mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)； △H＝ＱkJ/mol ><300?C转
化
率压强0P等压线200?C100?Cm+n p+qＱ 0 五、等效平衡 在一定条件下(恒温恒容或恒温恒压),由不同
的起始加入达到相同的平衡效果,即平衡时
各物质的百分含量分别相同。这样的化学平
衡互称为等效平衡。1、恒温恒容，ａ＋ｂ≠ｃ＋ｄ将生成物按反应方程式完全转化至反应物，若反应物物质的量相同，即可达到同一平衡状态，也互为等效平衡。 2SO2 + O2 2SO3(气)（１） ２ １ ０（２） ０ ０ ２（３）１．４０.７０．６某ｔ ０.８０.４１.２ 在一个恒温恒容的密闭容器中，加入２mol A和 1mol B，发生反应 ：
2 A（气）+ B（气） ４C （气）
下列配比作为起始物质，可达到同一平衡状态的是（ ）A、4mol A + 2 mol BB、4mol C C、1.6 mol A + 0.8mol B + 0.８mol C D、 4mol A + 2 mol B + 3mol C ＢＣ2、恒温恒容，ａ＋ｂ＝ｃ＋ｄ将生成物按反应方程式完全转化至反应物，若反应物物质的量比相同，即互为等效平衡状态3、恒温恒压条件将生成物按反应方程式完全转化至反应物，若反应物物质的量相同，即可达到同一平衡状态，也互为等效平衡。在一个恒温恒容的密闭容器中，充入２molA和１molB，发生反应：２A + B ｘC 达平衡后，C的体积分数为ａ％，若维持容器体积不变，0.6molA、0.３molB、１.４molC为起始物质，达到平衡后，C的体积分数不变，则ｘ值为Ｃ．可能为２，也可能为３Ｂ．只能为３Ａ．只能为２Ｄ．无法确定Ｃ恒温恒压下 ,以下列配比发生反应:N2 + 3 H2 2 NH3互为等效平衡状态的是
N2 H2 NH3
A. 1 mol 3 mol 0 mol
B. 0.5 mol 1.5 mol 0 mol
C. 2 mol 6 mol 0 mol
D. 0 mol 0 mol 2 mol ＡＢＣＤ 在一个体积恒定的密闭容器中，加入２mol A和 1mol B，发生反应 ：2 A（气）+ B（气） 3C （气） + D （气） ，若达平衡时，C的浓度为W mol/L。在恒温恒容条件下，按下列配比作为起始物质，达平衡后，C的浓度仍为W mol/L的是:A、4mol A + 2 mol BB、3mol C + 1 mol DC、1 mol A + 0.5mol B + 1. 5mol C + 0. 5mol DD、 4mol A + 2 mol B + 3mol C + 1 mol D
BC在一个体积恒定的密闭容器中,N2与H2反应合成氨的反应达到平衡后,容器中含 1molN2． 3molH2 ．1molNH3,保持温度不变，向该容器中再加1molN2． 3molH2．1molNH3，下列说法正确的是（ ）
Ａ．正．逆反应速率同时增大，平衡不移动
Ｂ．正．逆反应速率同时增大，ＮＨ３百分含量增大
Ｃ．正反应速率增大，逆反应速率减小，平衡向逆反应移动
Ｄ．正．逆反应速率不变，平衡不移动 B 有两只密闭容器A 和B，Ａ有一个可移动的活塞，保持恒压，Ｂ保持恒容．开始时向Ａ．Ｂ中分别充入等量的体积比为２：１的ＳＯ２和Ｏ２的混合气体，并使二者容积相等，试判断：
１）反应开始时及反应进行中Ａ与Ｂ反应速率的大小关系
２）当两容器均达平衡后，ＳＯ２转化率的大小关系
３）达平衡后，向Ａ．Ｂ中再分别充入等量的体积比为
２：１的ＳＯ２和Ｏ２的混合气体 重新达到平衡后，Ａ中ＳＯ３的质量分数（ ），Ｂ中ＳＯ３的质量分数（ ）[增大，减小，不变］综合练习2：增大不变六、化学平衡常数 1、定义 在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常数（简称平衡常数）。2、表达式及单位 K的单位为(mol·L-1)?n3、注意问题 ①K只受到温度影响，与浓度无关 ②纯固体、液体浓度，一般不出现在表达式中 ③同一反应，系数不同，K值不同 K1 ? K2 ， K1 = K22一般来说，
K ＞105，认为正反应进行得较完全
K ＜10-5 认为 正反应很难进行（逆反应较完全） 10-5 ≤K ≤ 105 认为是可逆反应N2(g)+O2(g) 2NO(g) K =1×10-30(298K)①判断反应进行的程度4、化学平衡常数意义若正反应是吸热反应,升高温度,K 值增大;若正反应是放热反应,升高温度,K值减少。②判断反应△H ③判断反应方向 例题:高炉炼铁中发生的反应有:
FeO(s)+CO(g) Fe(s)+CO2(g); △H < 0
(1)该反应的浓度平衡常数表达式K =_________;
(2)已知1100℃时,K =0.263.温度升高,化学平衡移动后达到新的平衡,平衡常数K ________(填增大,减小或不变).
(3) 1100℃时,测得高炉中c(CO2)=0.025mol/L,c(CO)=0.1mol/L,在这种情况下,该反应是否处于平衡状态________(填是或否),此时反应速率是v正________v逆(填 >, <, =).减小否＞例1：在某温度下，将H2(g)和I2(g)各0.1mol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）=0.0080mol/L，求：
(1)该反应的平衡常数
(2)在上述温度下，若充入的H2(g)和I2(g)各0.2mol,求达平衡时各物质的浓度。例2:在密闭容器中充入 2.0mol CO和 10mol H2O(g),发生反应：
CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)
800℃时反应达平衡,若k=1.
求： CO转化为CO2的 转化率。
1 、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．ＡＤ2、在一定体积密闭容器中，进行如下反应： CO2(g)+H2(g) CO(g) +H2O(g),
其平衡常数Ｋ和温度t的关系如下：
(1)k的表达式为：
(2)该反应为 反应（“吸热”或“放热”）
吸热(3)能判断该反应是否达到化学平衡状态的依据（ ）
Ａ.容器中压强不变 Ｂ.混合气体中ＣＯ浓度不变
Ｃ.v(H2)正=v(H2O)逆 D.c(CO2)=c(CO)
(4)若c(CO2) .c(H2)=c(CO) .c(H2O),此时温度为 . 例1:合成氨的反应N2+3H2?2NH3在某温度下各物质的浓度平衡是:[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。
K=7.32×10-3
初始[N2]、[H2]为5、15mol·L-1。多重平衡规则
若干方程式相加(减)，则总反应的平衡
常数等于分步平衡常数之乘积(商)
例1: 2NO (g) + O2 (g) 2NO2 K1
2NO2 (g) N2O4 K2
2NO (g) +O2(g) N2O4 (g) K = K1? K2
例2:
C (s) + CO2(g) 2CO(g) K
C (s) + H2O (g) CO (g) + H2 (g) K1
CO (g) +H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) K2
K = K1/K2
QC > k QC = kQC < k 逆向进行平衡不移动正向进行K ＞105，认为正反应进行得较完全
K ＜10-5 认为 正反应很难进行（逆反应较完全） 10-5 ≤K ≤ 105 认为是可逆反应N2(g)+O2(g) 2NO(g) K =1×10-30(298K)D. CO(g)＝C(s)＋1/2O2B. 2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)A. (NH4 )2CO3(s)＝NH4HCO3(s)+NH3(g)C. MgCO3(s)＝MgO(s)＋CO2(s)常温下下列反应向那个方向进行？化学反应进行的快慢化学反应的限度化学反应进行的方向——化学反应速率——化学平衡—— ?化学反应原理第二章 化学反应速率和化学平衡第四节 化学反应进行的方向 镁条燃烧；
酸碱中和；
铁器暴露在潮湿空气中会生锈；
甲烷和氧气的混合气体遇明火就燃烧，
锌遇CuSO4溶液自动反应生成Cu和ZnSO4等①自然界中水总是从高处往低处流；
②电流总是从高电势流向低电势；
③室温下冰块自动融化；
④墨水扩散；
⑤食盐溶解于水；
⑥火柴棒散落等。自发过程：在一定条件下，不借助外部力量就能自动进行的过程自发反应：在给定的一组条件下，一个反应可以自发地进行到显著程度，就称为自发反应。镁条燃烧；
酸碱中和；
甲烷和氧气的混合气体遇明火就燃烧自然界中水总是从高处往低处流；
电流总是从高电势流向低电势；1、反应方向的焓判据（能量判据）体系趋向于从高能状态转变为低能状态
△H<0的放热反应有利于反应自发进行这时体系会对外做功或者释放热量“放热反应可以自发进行，吸热反应不能自发进行”，你同意这种观点吗？NH4HCO3(s)+CH3COOH(aq)= CO2(g)+CH3COONH4(aq)+H2O(l) △H=＋37.3KJ/mol(NH4)2CO3(s)= NH4HCO3(s)+NH3 (g) △H=＋37.3KJ/mol室温下冰块自动融化；
室温下水变水蒸气
硝酸铵溶解于水；
墨水扩散；
火柴棒散落等。2、反应方向的熵判据（混乱度判据）状态函数，符号为“S”.单位： J?mol-1?K-1 ①熵混乱度越高，熵值就越大。热力学上用来表示混乱度△S=S生成物总熵－S反应物总熵S（s） ＜ S（l） ＜ S（g）②熵判据大多数自发进行的反应趋向于使体系的混乱度增大（即熵变△S>0）的倾向，化学反应的△Ｓ越大，越有利于反应自发进行在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，这个原理叫做熵增原理
△S＞0△S＞0△S＞0△S＜0少数熵减小的反应，在一定条件下也可以自发地进行自发进行不自发进行不能定性判断不能定性判断?H<0?H<0?H>0?H>0?S>0?S>0?S<0?S<0CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) △H>0
反应在常温常压下不能自发进行，但在较高温度下可以自发进行反应能否自发进行，还与什么因素有关？3、自由能判据（复合判据）△G= △H—T·△SG：自由能，状态函数
△G：自由能变化量（自由能变）△G<0的反应可自发进行△G>0的反应不可自发进行练习3碳铵[(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、碳铵分解是因为生成了易挥发的气
体，使体系的熵增大。
B、碳铵分解是因为外界给予了能量
C、碳铵分解是吸热反应，根据能量判据
不能自发分解
D、碳酸盐都不稳定，都能自发分解。A信息：体系自由能变化（ ?G ）综合考虑了焓变和熵变对反应体系的影响： ?G= ?H-T?S（Ｔ为热力学温度）。在恒温、恒压下，用?G判断化学反应自发进行的方向显得更为科学（当?G <0时可自发进行）［吉布斯自由能］。＜０自发进行＞０不自发进行低温时＞０,高温时＜０低温时＜０,高温时＞０低温不自发,高温自发低温自发,高温不自发?H?Ｓ?Ｇ练习: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。
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
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。D 某化学反应其△H= —122 kJ·mol-1，
?S=231 J·mol-1·K-1，则此反应在下列
哪种情况下可自发进行 ( )
A．在任何温度下都能自发进行
B．在任何温度下都不能自发进行
C．仅在高温下自发进行
D．仅在低温下自发进行
A2KClO3(s)==2KCl(s)+3O2(g)△H = -78.03 kJ·mol-1△S = 494.4 J·mol-1·K-1CO(g)==C(s,石墨)+1/2O2(g)△H = 110.5 kJ·mol-1△S = -89.36 J·mol-1·K-1第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离 一、强弱电解质 1、电解质与非电解质①电解质 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物化合物常见的电解质：金属氧化物酸 碱 盐水范围：前提：水溶液或熔化状态导电自身②非电解质 在水溶液中和熔化状态下都不导电的化合物常见的非电解质非金属氧化物（除H）
乙醇等绝大多数有机物
NH3 练习：
指出下列物质属于电解质、非电解质
H2SO4、HCl、SO3、Cl2、KOH、
AgNO3、CO、H2O、NH3、Na2SO4、
BaSO4、Al(OH)3、CuSO4·5H2O、Cu、
盐酸、CH3COOH 练习：
指出下列物质属于电解质、非电解质
H2SO4、HCl、SO3、Cl2、KOH、
AgNO3、CO、H2O、NH3、Na2SO4、
BaSO4、Al(OH)3、CuSO4·5H2O、Cu、
盐酸、CH3COOHNa b. Br2 c.CaO d.Al2O3
e. SO3 f. H2S g. H2SO4 h. HCl
HClO j. HF k. Ba(OH)2
NH3?H2O m. NaCl n. BaSO4
o. H2O p. C2H5OH
(1) 属于电解质的有
(2) 属于非电解质的有
(3) 属于强电解质的有
(4) 属于弱电解质的有c d f g h i j k l m n oe pc d g h k m nf i j l o物质 纯净物 混合物 单质 化合物 电解质非电解质 为什么有强酸，弱酸? 为什么有强碱，弱碱? 2、强弱电解质 ①强电解质 在水中能够全部电离的电解质 强酸 强碱 大多数盐 在水中只能部分电离的电解质②弱电解质 弱酸 弱碱 水 3、电解质导电的原因在水溶液或熔融状态下
电离出自由移动的带电微粒（离子） 在水中只能部分电离的电解 什么是弱电解质？ 既然是部分电离以CH3COOH为例
在水中都存在哪些例子 CH3COOHH+CH3COO—+电离：电解质，溶于水或熔融状态下
离解出自由移动离子的过程 KCl =K++Cl— 电离方程式 二、弱电解质的电离 1、强酸、强碱的电离H2SO4HClNaOH=H++Cl—=2H++SO42—=Na++OH—强酸、强碱一步、完全电离2、弱电解质的电离CH3COOHH+ + CH3COO—弱酸、弱碱可逆电离NH３·H2OH2CO3HCO3 — Mg2+ + 2OH — 多元弱酸分步、可逆电离，第一步为主主NH4+ + OH—H+ + HCO3 —H+ + CO32 — Mg(OH)23、盐类的电离NaCl NaHSO4 =Na++Cl— =Na++H++SO42— 水溶液NaHSO4 =Na++HSO4— 熔融状态NaHCO3 =Na++HCO3— HCO3 — H++ CO32 — 酸式酸根继续可逆电离 写出下列物质的电离方程式
（1） HClO
（2） KHSO4
（3） CaCO3
（4） Cu（OH）2H++ClO-= K++H++SO42-= Ca2++CO32-Cu2++2OH-（5） NaHCO3= Na++HCO3-HCO3- H+ + CO32-下列电离方程式书写正确的是（ ）
A. BaSO4 Ba2++SO42-
B. H3PO4 3H++PO43-
C. Al（OH）3 H++AlO2-+H2O
D. NaHS=Na++H++S2-
C3、电离平衡常数 H2CO3HCO3 — 主H+ + HCO3 —H+ + CO32 — =4.4×10—7 =4.7×10—11 K1>>K2，因此以第一步电离为主 在醋酸溶液中，存在如下电离平衡：加入固体NaOH，电离平衡向______反应方向移动，c(H＋)____________加入固体CH3COONa，电离平衡向______反应方向移动，c(H＋)____________滴入少量浓硫酸，电离平衡向______反应方向移动， c(H＋)____________加入同浓度的醋酸，电离平衡______，
c(H＋)____________正减小减小逆逆增大不变不变4、电离平衡的移动 电离吸热越稀越电离，越热越电离升高温度，电离平衡向______反应方向移动，c(H＋)____________加水，电离平 衡向 反应方向移动，C（H+） 。 正正减小增大>>.下列叙述正确的是（ ）
A.强弱电解质的根本区别在于电离时是否存在电离平衡
B.所有的离子化合物都是强电解质，所有的共价化合物都是弱电解质
C.强电解质的水溶液中只有离子，没有分子
D.强电解质融化状态下都能导电A一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为减缓反应速率而不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（ ）
A.NaOH(固） B.H2O C.NH4Cl（固） D.CH3COONa (固）
BDE.降低温度 F. NaCl溶液EF有H+浓度相同、体积相等的三种酸
a、盐酸 b、硫酸 c、醋酸，同时加入足量的锌，则开始反应时速率______，反应完全后生成H2的质量_________。a=b=ca=b（C）开始反应时两种酸液的反应速率相等，但醋酸的反应速率下降较快。
（D）完全反应后两种酸液产生的氢气的量相同已知盐酸和醋酸的溶液中C（H+）相等。现将这两种溶液各10毫升，分别跟足量的锌片反应。在如下的叙述中正确的是（A）两种酸液的物质的量浓度相等。 把0.05molNaOH固体分别加入100mL下列液体中，溶液的导电性变化不大的是（ ）
A.自来水
B. 0.5mol/LNH4Cl溶液
C. 0.5mol/L 醋酸
D. 0.5mol/L盐酸 BD第三章 水溶液中的离子平衡第二节 水的电离和
溶液的酸碱性 一、水的电离 1、水的电离2、水的离子积常数Kw水的离子积常数，简称水的离子积25℃ ， KW= 10—14T升高KW增大KW只与温度有关，与氢离子，氢氧根浓度无关不动←←—
—↓
↓↓
↓—
—↑
↓↓
↑=><10-14 10-14 10-14 酸碱中二、溶液的酸碱性与pH 1、溶液的酸碱性常温下中性溶液CH+ = COH-酸性溶液CH+ ＞ 1×10—7mol/L碱性溶液CH+＜COH-COH-＞1×10—7mol/L= 1×10—7mol/LCH+＞COH-有关水的离子积1、在水中加入稀盐酸后，水的离子积是否发生改变？2、在水中加入强碱后，水的离子积是否发生改变？3、在酸碱溶液中，水电离出来的C H+和COH-是否相等？4、100℃时，水的离子积为10-12，求C H+为多少？5、求1mol/L盐酸溶液中水电离出来C H+的为多少？6、在酸溶液中水电离出来的C H+和酸电离出来的C H+什么关系？练习：有关溶液的酸碱性---正误判断1、如果C H+不等于COH-则溶液一定呈现酸碱性。2、在水中加酸会抑制水的电离，3、如果CH+/ COH-的值越大则酸性越强。4、任何水溶液中都有CH+和COH-。5、 CH+等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。6、对水升高温度， CH+增大，酸性增强。√√√√××250C，口算下列溶液的c(H＋)：
⑴ 0.01mol/L H2SO4
⑵ 1.0×10－4 mol/L HCl溶液
⑶ 1.0×10－4 mol/L NaOH溶液
⑷ 0.005 mol/L Ba(OH)2溶液练习 1、在25℃时，0.1 mol·L－1 的硫酸中，水的KW值为
A．大于1×10－14 B．小于1×10－14
C．等于1×10－14 D．无法确定2、在下列叙述中，正确的是
A．在任何条件下，纯水的c (H＋)＝10－7 mol·L－1
B．在任何条件下，纯水都呈中性
C．在100℃时，纯水的 c (H＋) ＜ 10－7 mol·L－1
D．在100℃时，纯水中 c (H＋) ＞ 10－7 mol·L－1 CBD3、在25℃时，水的离子积常数KW＝1×10－14 ，在100℃时，KW＝1×10－12 ，说明
A．水的电离过程是一个吸热过程
B．100℃时，KW 较大
C．KW 与电离平衡无直接关系
D．25℃时的c(H＋)比100℃的时c(H＋)大4、往纯水中加入下列物质，能使水的电离平衡发生移动的是
A．NaCl固体 B．NaOH固体
C．乙醇 D．CH3COOH ABBD2、溶液的酸碱性pHpH= —lg c(H+)① pHpOH= —lg c(OH—)pOH+ pH = —[lg c(OH—)+ lg c(H+) ]= —lg [c(OH—)·c(H+) ]= —lg (Kw)= —lg (1×10—14)= 142、溶液的酸碱性pHpH= —lg c(H+)① pHpOH= —lg c(OH—)pOH+ pH = 14CH+ ↑CH+ ↓，pH ↓，pH ↑②pH与溶液酸碱性的关系中性溶液CH+ = COH-酸性溶液碱性溶液CH+＜COH-CH+＞COH-pH =7pH>7pH<7③pH的适用范围注意:当 CH+﹥ 1 mol/L 或 COH-﹥1 mol/L时，一般不用 pH 表示，而直接用浓度表示。10—14 mol/L ≤ CH+≤ 1mol / L取值范围：14 ≥ pH ≥ 0④pH的计算酸性溶液，直接求pH碱性溶液，先求pOH，再求pH混合溶液，先判断酸碱性，在根据以上方法求无限稀释接近7三、pH的应用 1、酸碱指示剂的变色①甲基橙：酸红，碱黄②石蕊：酸红，中紫，碱蓝③酚酞：酸无色，碱红色【例1】 现有浓度为0.1mol/L的HCl溶液和0.1mol/L的NaOH溶液，按下列比例混合后，求新溶液的pH（0.05mL约为一滴溶液的体积）5710紫红蓝【例2】 现有某未知浓度的HCl溶液和0.1mol/L的NaOH溶液，按下列比例混合，求HCl溶液的pH（0.04mL约为一滴溶液的体积）0.10020.10000.09982、酸碱滴定突跃四、实验测定酸碱滴定曲线 1、仪器滴定管
的使用酸式滴定管：碱式滴定管：装酸，
玻璃旋塞，碱溶液腐蚀装碱（胶皮管）高锰酸钾铁架台滴定管夹锥形瓶滴定管刻度：0刻度在上（与量筒不同）取液：在刻度范围内取液，不够再装，液体不能放完。放液：酸式：旋转旋塞碱式：挤压玻璃球2、药品：指示剂（甲基橙或酚酞）
已知酸（碱）未知碱（酸）3、滴定的关键：准确测定两溶液的体积
准确判断滴定终点4、操作：（1）滴前准备：①检查漏不漏活塞是否灵活橡皮，玻璃球②洗涤仪器滴定管：自来水，蒸馏水，盛装液（润洗）锥形瓶：自来水，蒸馏水 (不用盛装液洗）（2）装液：标准液：装入滴定管中（排、调、记）未知液：锥形瓶中（加指示剂2~3滴）（3）滴定：右手：持锥形瓶左手：控制旋塞（或玻璃球）眼睛：注视锥形瓶内溶液颜色的变化注意：①先快后慢 ②滴定终点：半分钟不褪色（4）读数：平视（小数点后两位）(5) 重复2~3次(6) 计算：取平均值5、误差分析：仪器洗涤：（1）盛标准液的滴定管未用标准液洗偏高（2）锥形瓶用待测液洗偏高视线：（1）滴前仰视，滴后平视偏低（2）滴前平视，滴后俯视偏低（3）滴前仰视，滴后俯视偏低其它（1）滴定管尖嘴有气泡（开始有，终时无）偏高（2）滴完悬液滴偏高（3）震荡锥形瓶把液体溅出偏低（4）纯水入锥形瓶不变第三章 水溶液中的离子平衡第三节 盐类的水解 一、探究盐溶液的酸碱性 酸酸碱碱碱中中强酸强碱弱酸强碱弱酸强碱强酸强碱强酸强碱强酸强碱强酸强碱谁强显谁性CH+ COH-CH3COONa=Na+ + CH3COO—以CH3COONa为例写出溶液中存在的平衡＜溶液碱性，水的电离平衡向 向移动正发生了什么
？CH+哪里去了？二、盐溶液呈不同酸碱性的原因 1、盐类水解①定义水溶液中盐电离出的离子跟水电离出的H+或OH－生成弱电解质的反应。 ②实质电离出的弱酸根或弱阳离子与水电离出的H+或OH－结合成弱电解质促进水的电离③条件有弱阴离子或弱阳离子2、盐类水解规律谁弱谁水解谁强显谁性能溶才水解1. 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2. 下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是A 、碳酸钾 B、 硫酸氢钠
C、 碳酸氢钠 D、 氯化铁3.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_4.氯化铵溶液中离子浓度从大到小排列正确的是：A NH4+ 、H + 、OH-、Cl_
B Cl _ 、 NH4+ 、H + 、OH _
C H +、 Cl_ 、 NH4+ 、OH _
D Cl、 NH4+ 、 OH- 、H +同物质的量浓度NaX、NaY、NaZ三种正盐溶液，测得溶液的pH分别是7、9、10，则相对应的酸：HX、HY、HZ的酸性比较。HX＞HY＞HZ相同条件，相同物质的量浓度的下列七种溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4，
pH值由大到小的顺序为：NaOH>NaClO>Na2CO3>CH3COONa>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4 >7:<7:=7:3、盐类水解方程式的书写谁弱写谁盐类的水解可以看作酸碱中和反应的逆过程。 一般来说水解程度很微弱“ ”
一般不生成沉淀与气体，无“ ”或“ ”↑↓多元弱酸根分步水解①常见阴离子NH4+、 Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+CH3COO—、 ClO— 、CN—、F—、AlO2 — ②常见阳离子CO32—、 SiO32—、 SO32—、 S2—、 PO43— HCO3—、 HSO3—、 HS—、HPO42— 、H2PO4— 三、影响盐类水解的主要因素 和盐类水解反应的利用 1、影响盐类水解的主要因素 ①内部因素 盐的本性 ：越弱越易水解②外部
因素水解反应△H>0越热越水解浓度：温度：越稀越水解溶液的酸、碱性：加酸加碱加盐3mL CH3COONa溶液后，滴加酚酞，有何现象？
将溶液加热后，颜色有何变化？0.1mol/L的NaCl溶液中Na+、Cl、H+、OH—②设[Na+] 、[Cl—] 、[H+] 、[OH—]分别表示四种离子的物质的量浓度，则完成下列各关系式子①存在哪些离子建立一个只含有[Na+]、[Cl—]的等式建立一个只含有[Na+] 、[Cl—] 、[H+] 、[OH—]的等式建立一个只含有[H+]、[OH—]的等式a.建立一个只含有[Na+]、[Cl—]的等式b.建立一只含有[Na+] 、[Cl—] 、[H+] 、[OH—]的等式c.建立一个只含有[H+]、[OH—]的等式[Na+]=[SO42—][Na+]+[H+]=[Cl—]+[OH—][H+]=[OH—]0.1mol/L的Na2SO4溶液中Na+、SO42—、H+、OH—②设[Na+] 、[SO42—] 、[H+] 、[OH—]分别表示四种离子的物质的量浓度，则完成下列各关系式子①存在哪些离子建立一个只含有[Na+]、[SO42—]的等式建立一个只含有[Na+] 、[SO42—] 、[H+] 、[OH—]的等式建立一个只含有[H+]、[OH—]的等式a.建立一个只含有[Na+]、[SO42—]的等式b.建立一个只含有[Na+] 、[SO42—] 、[H+] 、[OH—]的等式c.建立一个只含有[H+]、[OH—]的等式[Na+]+[H+]=2[SO42—]+[OH—][H+]=[OH—]溶质浓度关系溶液中的电荷关系水电离出的两种离子的关系4、水溶液中的三个守恒①物料守恒溶液中某一组分的原始浓度应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和 ②电荷守恒溶液中正负电荷总数相等③质子守恒水电离出的H+存在形式各浓度之和与
水电离出的OH—存在形式各浓度之和相等【例1】写出CH3COONa溶液中的三个守恒Na+、CH3COO—、 CH3COOH、H+、OH—物料守恒电荷守恒质子守恒[CH3COO—]+[CH3COOH]=[Na+][CH3COO—]+[OH—]=[Na+]+[H+][OH—]=[CH3COOH]+[H+]【例2】写出Na2CO3溶液中的三个守恒Na+、 CO3 2— 、HCO3 — 、 H2CO3、H+、OH—物料守恒电荷守恒质子守恒[H+]+[Na+]=2[CO3 2—]+[HCO3—] +[OH—][OH—] =[HCO3—] +2[H2CO3]+[H+]写出NH4Cl溶液中的三个守恒写出CuCl2溶液中的三个守恒 相同浓度的下列溶液中，c(CO32-)的大小关系依次（ ）
① Na2CO3 ②NaHCO3
③ NH4HCO3④(NH4)2CO3
5、盐类水解反应的利用实验室配制 FeCl3 CuSO4 溶液为何易浑浊，如何克服？将FeCl3 CuSO4 溶液蒸干灼烧，最终得到什么物质？①盐类水解与温度为什么生活中常用Na2CO3溶液代替NaOH溶液去油污？热水好还是冷水好？②双水解泡末灭火器是 Al2(SO4)3 溶液和 NaHCO3 溶液混合产生 大量 CO2 来灭火的，分析产生CO2的原理草木灰不能与铵态氮肥混用③胶体（纳米材料）制备明矾为何会净水氢氧化铁胶体的制备长期使用 (NH4)2SO4 化肥，土壤会酸化Mg 放入 NH4Cl 溶液中会有小气泡相同浓度，相同温度的Na2CO3 、NaHCO3水解程度哪个大，pH值哪个大？要使CH3COONa中 CH3COO- 浓度与 Na+ 浓度相等，应采取什么措施？④其它问题第三章 水溶液中的离子平衡第四节 难溶电解质的溶解平衡 溶解结晶现象：浓度不变或晶体质量不变本质：溶解速率 = 析出速率为什么饱和溶液不再溶解溶质？【知识回顾】§2-3可逆过程向小试管加少量水中，再加入AgCl，则溶液是否达到饱和呢？如何来表示呢？一、Ag+和Cl—的反应真能进行到底吗？ 1、沉淀溶解平衡在一定条件下，难溶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2、沉淀溶解平衡的表示3、沉淀溶解平衡的特点动、等、定、变（一切平衡的特点）4、沉淀溶解平衡的影响因素①内因：电解质本身的性质。只要是饱和溶液都存在溶解平衡。绝对不溶的物质是没有的不同难物其溶解度差别也很大0.01g10gm难溶微溶易溶可溶1g②外因加相同离子，沉淀。温度：升温，多数溶解浓度：加水，溶解；压强（气体）：加压，多数溶解(气体，Ca(OH)2除外)5、沉淀溶解平衡常数沉淀溶解平衡常数KSP，又称溶度积二、沉淀反应的应用 1、沉淀的生成①调pH值如：工业原料氯化铵中混有氯化铁，加氨水调pH值至7－8Fe3＋ + 3NH3?H2O=Fe(OH)3↓+3NH4＋工业除去沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀剂Cu2＋+S2－=CuS↓ Hg2＋+S2－＝HgS↓②加沉淀剂2、沉淀的溶解原理:化学平衡移动FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2溶于强酸①难溶于水的盐溶于酸中CaCO3溶于盐酸如：AgCl溶于NH3的水溶液中②难溶于水的盐溶其它物质中3、沉淀的转化原理:不同物质的Ksp不同，以此进行转化锅炉水垢中含有CaSO4 ，可先用Na2CO3溶液处理，使 之转化为疏松、易溶于酸的CaCO3①锅炉除水垢当 Qc > Ksp时
过饱和溶液，有沉淀生成
当 Qc = Ksp时
饱和溶液，为溶解平衡状态
当 Qc < Ksp时
不饱和溶液，无沉淀生成②矿物的转化③分步沉淀第四章 电化学基础第一节 原电池 思考题1、锌片和铜片插入稀硫酸的现象是什么？
2、锌片和铜片用导线连接后插入稀硫酸中，
现象是什么？
3、铜片为什么有气泡产生？
4、如何检验证明是那种情况?
5、电子流向如何？
6、该装置实现了怎样的能量转化?1、原电池的构成条件 把化学能直接转化为电能的装置——原电池 ①两极： 正极： 负极： 较不活泼的金属或非金属(如石墨) 较活泼的金属 ②电解质溶液 ③形成闭合回路下列装置中属于原电池的是氧化反应Zn－2e－＝Zn2＋电解质溶液失e－,沿导线传递，有电流产生还原反应2H＋＋2e－＝H2↑阴离子阳离子负极 正极 Zn－2e－＝Zn2＋
2H＋＋2e－＝H2↑
Zn＋2H＋＝Zn2＋＋H2↑ (离子方程式）
Zn＋H2SO4＝ZnSO4＋H2↑ （化学方程式）电极反应负极：
正极：
总反应： （氧化反应）
（还原反应）锌——铜
原电池2、原电池反应原理 ①粒子流向 电子：负极→正极 电流：正极→负极 溶液中阴离子→负极 溶液中阳离子→正极 ②电极
反应 负极：氧化反应 活泼金属失电子变阳离子 正极：还原反应 溶液中离子得电子 总反应：负极金属与电解液的离子反应 3、化学电池的反应本质 氧化还原反应原电池将自发的氧化还原反应分割为氧化、还原两个反应在负、正两极同时不同地进行，正负两极上进出电子总数相等。根据电子守恒原理进行计算练习1、判断下列哪些装置构成了原电池？若不是，请说明理由；若是，请指出正负极名称，并写出电极反应式.①②③(×)(×)(∨)2H＋＋2e＝H2↑负极：总反应：正极：Zn－2e＝Zn2＋Zn＋2H＋＝Zn2＋＋H2↑⑤④(∨)(∨)负极：正极：总反应：正极：负极：总反应：Zn－2e－＝Zn2＋2H＋＋2e－＝H2↑Zn＋2H＋＝Zn2＋＋H2↑Fe－2e－＝Fe2＋Cu2＋＋2e－＝CuFe＋Cu2＋＝Fe2＋＋CuFe＋CuSO4＝Cu＋FeSO4 ⑦⑥(×)(∨)负极：正极：总反应：Zn－2e－＝Zn2＋Cu2＋＋2e－＝CuZn＋Cu2＋＝Zn2＋＋Cu或 Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu2、如图所示，在铁圈和银圈的焊接处，用一根棉线将其悬在盛水的烧杯中，使之平衡；小心的向烧杯中央滴入CuSO4溶液，片刻后可观察到的现象是( D )A. 铁圈和银圈左右摇摆不定；
B. 保持平衡状态；
C. 铁圈向下倾斜；
D. 银圈向下倾斜；等质量的两份锌粉a、b，分别加入过量的稀H2SO4，同时向a中加入少量的CuSO4溶液，下列图表示产生H2的体积（V）与时间（t）的关系，其中正确的是： DX、Y、Z都是金属，把X浸入Z的硫酸盐溶液中，X的表面有Z析出，X与Y组成原电池时，Y为负极。X、Y、Z三种金属的活动性顺序为A、X＞Y ＞ Z
B、X ＞ Z ＞ Y
C、Y ＞ X ＞ Z
D、Y ＞ Z ＞ XC把A、B、C、D四块金属片用导线两两相连，浸入稀硫酸中组成原电池。若A、B相连时，A为负极；C、D相连时，D上产生大量气泡；A、C相连时，电流由C经导线流向A；B、D相连时，电子由D经导线流向B，则此4种金属的活动性由强到弱的顺序为 A、A＞B＞C ＞ D
B、A ＞ C ＞ D ＞ B
C、C ＞ A ＞ B ＞ D
D、 B ＞ A ＞ C ＞ DB4、原电池电极反应的书写方法 ③正极反应 ②负极反应 ①总反应 负极金属与电解质溶液的离子反应 负极金属失电子变成阳离子的反应 总反应减去负极反应 第四章 电化学基础第二节 化学电源 一、一次电池 1、碱性锌锰电池放电之后不能充电(内部的氧化还原反应不可逆) 一次电池 碱性锌锰干电池总反应：
2MnO2＋2H2O＋Zn＝Zn(OH)2＋2MnOOH 负极是Zn、正极是MnO2 、电解质是KOH 正极：
2MnO2＋2H2O＋2e－＝2MnOOH＋2OH－ 负极：Zn＋2OH－－2e－＝Zn(OH)2 2、银锌纽扣电池总反应：
Ag2O＋Zn＝ZnO＋2Ag 负极是Zn、正极是Ag2O 、电解质是KOH 正极：
Ag2O＋H2O＋2e－＝2Ag＋2OH－ 负极：Zn＋2OH－－2e－＝ZnO+H2O 二、二次电池 能量： 化学能电能 放电 充电 蓄电池放电过程工作原理正极：PbO2 PbO2 ＋2e － ＋SO42－＋4H ＋ ＝PbSO4 ＋2H2O 负极：Pb Pb－2e－＋SO42－ ＝PbSO4 总反应：
Pb ＋ PbO2 ＋2H2SO4 ＝2PbSO4 ＋2H2O
（难溶于水）放电过程为化学电池！镍镉电池： 负极：Cd正极：NiO(OH)电解质：KOH镍镉电池应用：收录机、无线对讲机、电子闪光灯、电动剃须刀等缺点：如不会回收会严重污染环境锂锂电池：可充电的绿色电池负极：应用：常用在电话机、照相机、汽车、计算机等中，
此外在工业、医学、军事上也有广泛的应用。三、燃料电池 电极材料 ：多孔性镍、铂 电解质溶液 ：
KOH等强碱、 H2SO4等强酸、NaCl等盐溶液1、燃料电池的构成 ②再写正极
反应：O2＋2H2O＋4e－＝4OH－ 酸性 ①先写总反应：燃料在氧气中的燃烧2、燃料电池的电极反应的书写若有CO2生成，且电解质为强碱时，
考虑CO2+2OH—=CO32—+H2OO2＋4H+＋4e－＝ 2H2O 碱性 ③最后写负极反应：总反应减去正极反应常见燃料：H2、NH3、CO、CH4、CH3OH等 第四章 电化学基础第三节 电解池 下列属于原电池装置的是B装置会出现怎么样的现象呢？一、电解原理 1、电解池的构成条件把电能转变为化学能的装置，又叫电解池 ①两极 阴极： 阳极： 与电源负极相连 与电源正极相连②电解质溶液 ③形成闭合回路两极材料可同可不同石墨、 Au 或Pt作为电极时称惰性电极④直流电源2、电解池的反应原理还原反应Cu2＋＋ 2e－＝Cu电解质溶液氧化反应2Cl－－2e－＝Cl2↑阴离子 阴极 阳极 石墨||石墨正极负极阳离子←e—↓e—↑e—←e—总反应：①粒子
流向 电子：电流：溶液中阴离子溶液中阳离子②电极
反应 阳极：氧化反应 电极金属或溶液阴离子失电子阴极：还原反应 溶液阳离子得电子变单质总反应：阴阳极反应相加 2、电解池的反应原理阳极→正极 负极→阴极正极→阳极阴极→负极放电放电阳氧阴还→阳极→阴极3、电解池中离子放电顺序金属＞S2－＞ I－＞ Br－＞ Cl－＞ OH－
＞含氧酸根＞ F－金属要求活动性Ag以前①阳极：②阳极：Ag＋＞Hg2＋＞Fe3＋＞Cu2＋＞H＋＞
Pb2＋＞Sn2＋＞Fe2＋＞Zn2＋＞H＋＞
Al3＋＞Mg2＋＞Na＋＞Ca2＋＞K＋较大浓度时先于H＋放电 3、电解池中离子放电顺序金属＞S2－＞ I－＞ Br－＞ Cl－＞ OH－ 金属要求活动性Ag以前①阳极：②阳极：Ag＋＞Hg2＋＞Fe3＋＞Cu2＋＞H＋＞
Al3＋＞Mg2＋＞Na＋＞Ca2＋＞K＋4、电解反应的书写①找出溶液中所有离子 ②按放电顺序写出阴阳极反应③加和得到总反应若H+、OH－由水电离
则总反应中需将其变成H2O
所有总反应的条件均为电解可以相同可以不同不同阴阳极由外电源决定
与电源负极相连的为阴极
与电源正极相连的为阳极正负极由电极材料决定
活泼性较强的金属做负极阳极：氧化反应
阴极：还原反应负极：氧化反应
正极：还原反应电能→化学能化学能→电能有外加电源本身是电源，外接用电器负→阴 阳→正负→导线→正下列装置是否属于电解池？若是，写出电极反应练习：H2SO4
NaOH
Na2SO4H2O增大增大增大增大减小不变加H2O加H2O加H2OHCl
CuCl2HCl
CuCl2减小减小增大增大加HCl
加CuCl2NaCl
CuSO4电解质和水部分离子浓度减小部分离子浓度减小增大减小加HCl加CuO 阳极:
4OH--4e- =2H2O+O2↑
阴极:
4H++ 4e- =2H2 ↑阳: 2Cl--2e - =Cl2 ↑
阴: 2H++ 2e - =H2 ↑阳: 2Cl--2e - =Cl2 ↑
阴: Cu 2++ 2e - = Cu阳: 2Cl--2e - =Cl2 ↑
阴: 2H++ 2e - =H2 ↑阳: 4OH--4e- =2H2O+O2↑
阴: 2Cu 2++ 4e- =2 Cu二、电解原理的应用 1、电解饱和食盐水制烧碱、氯气、氢气工业上用电解饱和食盐水溶液的方法来制取NaOH、Cl2和H2，并以它们为原料生产一系列化工产品，称为氯碱工业阳：2Cl－ —2e－=Cl2↑
阴：2H++2e－ =H2 ↑
总：2NaCl+2H2O = 2NaOH + H2↑+Cl2↑电解2、电镀是利用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的过程电镀液：含镀层金属离子的溶液①定义②装置阳极：镀层金属（与电源正极相连）阴极：待镀金属制品（与电源负极相连）阳极：（镀层） M —ne— = Mn+
阴极：（待镀） Mn++ne— =M③电极反应3、电冶金①对象：钠、钙、镁、铝这样的活泼金属②电解液： 熔融的态电解质③实例不能用AlCl3代替Al2O3冰晶石用来降低Al2O3熔点第四章 电化学基础第四节 金属的电化学腐蚀与防腐 金属腐蚀
我国作为世界上钢铁产量最多的国家（2005年全国生产钢材37117.02万吨） ，每年被腐蚀的铁占到我国钢铁年产量的十分之一，因为金属腐蚀而造成的损失占到国内生产总值的2%~4%；约合人民币：3000亿元（ 2005年我国国内生产总值将达15万亿元） 。
根据各国调查结果，一般说来，金属腐蚀所造成的经济损失大致为该国国民生产总值的4%左右。
另据国外统计，金属腐蚀的年损失远远超过水灾、火灾、风灾和地震（平均值）损失的总和，在这里还不包括由于腐蚀导致的停工、减产和爆炸等造成的间接损失。阅读：你有何感想？金属腐蚀的主要害处，不仅在于金属本身的损失，更严重的是金属制品结构损坏所造成的损失比金属本身要大到无法估量。
腐蚀不仅造成经济损失，也经常对安全构成威胁。
国内外都曾发生过许多灾难性腐蚀事故，如飞机因某一零部件破裂而坠毁；桥梁因钢梁产生裂缝而塌陷；油管因穿孔或裂缝而漏油，引起着火爆炸；化工厂中储酸槽穿孔泄漏，造成重大环境污染；管道和设备跑、冒、滴、漏，破坏生产环境，有毒气体如Cl2、H2S、HCN等的泄漏，更会危及工作人员和附近居民的生命安全。
面对这样惊人的数据和金属腐蚀危害事实，大家有没有想过，铁怎么会被腐蚀？怎样防腐？一、金属的电化学腐蚀 1、金属腐蚀2、金属腐蚀类型是指金属或合金跟接触的气体或液体发生氧化还原反应而腐蚀损耗的过程。①化学腐蚀金属与接触到的干燥气体（O2、Cl2、SO2）或非电解质液体（石油）等发生化学反应而引起的腐蚀②电化学腐蚀不纯金属与电解质溶液接触，形成原电池，使金属失去电子被氧化2、金属的电化学腐蚀类型①析氢腐蚀发生条件：酸性负极Fe：Fe-2e-=Fe2+正极C：2H++2e-=H2↑总反应:Fe + 2H+ =Fe2+ + H2 ↑②吸氧腐蚀发生条件：中性、碱性常见Fe2O3 · nH2O（铁锈）2Fe-4e-=2Fe2+O2+2H2O+4e-=4OH—2Fe+2H2O+O2= 2Fe(OH)24Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3负极Fe：正极C：总反应:课堂练习1、如图, 水槽中试管内有一枚铁钉，放置数天观察：（1）若液面上升，则溶液呈 性，发生
腐蚀,电极反应式为：负极： ,
正极：若液面下降，则溶液呈 性，发生 腐蚀，电极反应式为：负极：
正极： 。（2）中性或碱性 吸氧Fe–2e-＝Fe2+O2+2H2O+4e-＝4OH－酸性析氢Fe–2e-＝Fe2+2H++2e-＝H2↑ 原理 ：形成原电池反应时，让被保护金属做正极，不反应，起到保护作用；而活泼金属反应受到腐蚀。二、金属的电化学防腐 1、牺牲阳极法将被保护金属与另一附加电极作为电解池的两个极，使被保护的金属作为阴极，在外加直流电的作用下使阴极得到保护。此法主要用于防止土壤、海水及水中金属设备的腐蚀。外加电流的阴极保护法示意图2、外加电流法