2017-2018学年鲁科版化学选修4同步教学课件（29份）

(共42张PPT)
第1章 化学反应与能量转化
第1节 化学反应的热效应
联想●质疑
化学反应中常伴随有能量变化，结合前面知识思考:
1、化学反应中为什么有能量变化
3、例举生产生活中常见的化学反应能量变化的应用.
化学反应中释放与吸收能量与我们生活息息相关，这就需要一个化学量来定量描述研究反应热
2、哪些反应是放热反应？哪些反应是吸热反应？
4、如何定量描述一个化学反应释放或吸收的热量？
5、用什么方法可以准确地测量这些热量？
6、通过理论方法如何计算这些热量？
所有的化学反应都有能量的变化，其中大部分都是热量的变化
化学反应包括两个过程：打断旧键和形成新键，前者吸收能量，后者放出能量，这两个过程的能量不同，所以有能量变化，整个反应放热还是吸热取决于两个过程能量的相对大小。
常见的放热反应和吸热反应
⑴常见的放热反应
①活泼金属与水或酸的反应。如2Al+6HCl＝2AlCl3+3H2↑
②酸碱中和反应。如2KOH+H2SO4＝K2SO4+2H2O
③燃烧反应。如C、CO、C2H5OH等的燃烧
④多数化合反应。如Na2O+H2O ＝2NaOH，SO3+H2O=H2SO4
⑵常见的吸热反应
①多数分解反应，如CaCO3 CaO+CO2↑
②2NH4Cl（s）+Ba(OH)2·8H2O （s）＝BaCl2+2NH3 ↑+10H2O
③C(s)+H2O(g) CO+H2
④CO2+C 2CO
高温
高温
高温
一、化学反应的反应热
1、什么是反应热
2、反应热的符号是什么？
怎样表示反应吸、放热？
4、如何获得一个反应的反应热呢？
3、反应热的单位是什么
为了更准确的描述反应，我们引入了反应热的定义。
一、反应热的涵义
1、化学上规定，当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量为该反应在此温度下的热效应。
2、符号：用Q表示
Q<0，表示放热；Q>0，表示吸热；
3、单位：J/mol或kJ/mol
如何获得一个反应的反应热呢？
如何求算一个体系放出或吸收的热量呢？
Q= - C(T2 -T1)＝- C0m(T2-T1)
C—热容，当物质吸收热量温度升高时，温度每升高1K所吸收的热量，称为该物质的热容；
C0—比热容，单位质量物质的热容；
T—热力学温度，也叫开尔文温度，
单位为k，T(k)=t(0c)+273.15
中和热
在稀溶液中,强酸和强碱反应生成1摩尔水放出的热量.
简易量热计示意图
1、仪器：
2、药品：
量热计、量筒（100ml）、温度计、烧杯（250ml）
1.0mol/L的盐酸 1.0mol/L的NaOH溶液
1.0mol/L的盐酸 1.0mol/L的KOH溶液
1.0mol/L的硝酸 1.0mol/L的NaOH溶液
活动●探究
测定中和反应的反应热
3、测定中和反应的反应热
1、向量热计内筒中加入1.0mol/L的盐酸100mL，盖上杯盖，插入温度计，匀速搅拌后记录初始温度T1
2、向250 mL烧杯中加入1.0mol/L的NaOH溶液100mL，调节其温度，使与量热计中盐酸的温度相同。
3、快速将烧杯中的碱液倒入量热计中，盖好杯盖，匀速搅拌，记录体系达到的最高温度T2。
4、假设溶液的比热等于水的比热并忽略量热计的热容，根据溶液温度升高的数值，计算此中和反应的反应热。
各组按要求实验记录数据计算各反应的反应热
试验组 实 验 溶液初始温度T1 溶液最高温度T2 反应热
1 NaOH溶液与盐酸
2 KOH溶液与盐酸
3 NaOH溶液与硝酸
实验步骤
1.在大烧杯底部垫泡沫塑料（或纸条），使放入的小烧杯杯口与大烧杯杯口相平。然后再在大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料（或纸条），大烧杯上用泡沫塑料板（或硬纸板）作盖板，在板中间开两个小孔，正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过，如下图所示。
　中和热的测定
大、小烧杯放置时，为何要使两杯口相平？填碎纸条的作用是什么？对此装置，你有何更好的建议？
答案：两杯口相平，可使盖板把杯口尽量盖严，从而减少热量损失；填碎纸条的作用是为了达到保温隔热、减少实验过程中热量损失的目的。若换用隔热、密封性能更好的装置（如保温杯）会使实验结果更准确。
2.用一个量筒最取50 mL 0.50 mol/L盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记入下表。然后把温度计上的酸用水冲洗干净。
　　温度计上的酸为何要用水冲洗干净？冲洗后的溶液能否倒入小烧杯？为什么？
因为该温度计还要用来测碱液的温度，若不冲洗，温度计上的酸会和碱发生中和反应而使热量散失，故要冲洗干净；冲洗后的溶液不能倒入小烧杯，若倒入，会使总溶液的质量增加，而导致实验结果误差。
3.用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度，记入下表。
.酸、碱混合时，为何要把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯而不能缓缓倒入？
.　　因为本实验的关键是测反应的反应热，若动作迟缓，将会使热量损失而使误差增大。
4.把温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯（注意不要洒到外面）。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记为终止温度，记入下表。
　实验中所用HCl和NaOH的物质的量比为何不是1∶1而是NaOH过量？若用HCl过量行吗？
在测定过程中应注意什么问题
(1)用保温性能好的仪器测量。
(2)混合好后，迅速盖好装置盖子，减少热量的损失。
(3)所用药品浓度的配制须准确,用强酸和强碱溶液,而且要是稀溶液。
(4)宜用有0.1分刻度的温度计，读数尽可能准确，且估读至小数点后二位。同时应注意水银球部位要完全浸没在溶液中，而且要稳定一段时间后再读数，以提高所测的精度。
(5)记录最高温度。
［议一议］你所测得的数据是否为57.3 kJ/mol，若不是，分析产生误差的原因。
可能的原因有：
1.量取溶液的体积有误差（测量结果是按50 mL的酸、碱进行计算，若实际量取时，多于50 mL或小于50 mL都会造成误差）
2.温度计的读数有误。
3.实验过程中有液体洒在外面。
4.混合酸、碱溶液时，动作缓慢，导致实验误差。
5.隔热操作不到位，致使实验过程中热量损失而导致误差。
6.测了酸后的温度计未用水清洗便立即去测碱的温度，致使热量损失而引起误差。
反应热测定的误差分析
讨论下列问题
1.本实验中若把50 mL 0.50 mol/L的盐酸改为50 mL 0.50 mol/L醋酸，所测结果是否会有所变化？为什么？
2.若改用100 mL 0.50 mol/L的盐酸和100 mL 0.55 mol/L的NaOH溶液，所测中和热的数值是否约为本实验结果的二倍（假定各步操作没有失误）？
答案：1.会有所变化。因为醋酸为弱电解质，其电离时要吸热，故将使测得结果偏小。
2.否。因中和热是指酸与碱发生中和反应生成1 mol H2O时放出的热量，其数值与反应物的量的多少无关，故所测结果应基本和本次实验结果相同（若所有操作都准确无误，且无热量损失，则二者结果相同）。
［练习］50 mL 0.50 mol/L盐酸与50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液在图示的装置中进行中和反应。通过测定反应过程中所放出的热量可计算中和热。回答下列问题：
（1）从实验装置上看，图中尚缺少的一种玻璃用品是 。
（2）烧杯间填满碎纸条的作用是 。
（3）大烧杯上如不盖硬纸板，求得的中和热数值 （填“偏大”“偏小”“无影响”）。
（4）实验中改用60 mL 0.50 mol/L盐酸跟50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量 （填“相等”“不相等”），所求中和热 （填“相等”“不相等”），简述理由： 。
（5）用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行上述实验，测得的中和热的数值会 ；用50 mL 0.50mol/L NaOH溶液进行上述实验，测得的中和热的数值会 。（均填“偏大”“偏小”“无影响”）
环形玻璃搅拌棒
减少实验过程中的热量损失
偏小
不相等
相等
因为中和热是指酸跟碱发生中和反应生成1 mol H2O所放出的能量，与酸碱的用量无关
偏小
偏小
为保证测定结果的准确性，在测定过程中应注意什么？
(1)为了使中和反应进行完全，可以让酸或碱略 稍过量。
(2)为了使测得的中和热更准确，所用酸和碱的浓度宜小不宜大。
(3)宜使用有0.1℃刻度的温度计。
(4)记录最高温度。
(5)进行反应热的计算式进行了以下处理：
a、忽略量热记的热容；
b、认为稀溶液与水的比热相同；
c、认为热容不随温度的变化而变化。
一、化学反应的热效应
（一）反应热
1、概念：一定温度
释放或吸收
＋吸热
2、表示 Q
－放热
3、获取反应热数据的方法
理论计算
实验测定
（二）反应热的实验测定
1、原理Q= C(T2－T1)
= cm(T2－T1)
2、实验
课堂小结
｝
热化学
下列说法正确的是 ( )
A、物质发生反应时放出的热量来源于
对反应的加热
B、化学反应除了生成新物质外，还发
生能量变化。
C、化学反应中放出的热才是反应热
D、需要加热方能发生的反应一定是吸
热反应
B
练习：
二、化学反应的焓变
1。焓（H）：是与体系的内能、压强、体积有关的一个物理量
2。焓变（△H） ： △H=H生成物-H反应物
在等温等压条件下的化学反应，如果不做非体积功（即没有转化为电能、光能等其他形式的能），则该反应的反应热等于反应前后物质的焓变。即：Qp= △H
∵ Qp>0为吸热反应，Qp<0为放热反应
∴ 当ΔH ＞0时，为吸热反应。
当ΔH ＜0时，为放热反应。
当 H为“－”（ H<0）时，为放热反应
当 H为“＋”（ H>0）时，为吸热反应
H2 ( g )＋I2 ( g ) ==== 2HI ( g ) ΔH = －14.9 kJ/mol
200 ℃
101 kPa
与化学方程式相比，热化学方程式有哪些不同？
正确书写热化学方程式应注意哪几点？
交流研讨
下列方程式属于热化学方程式：
意义:热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，
也表明了化学反应中的能量变化。
1.定义：可表示参加反应物质的量和反应热的关系的方程式，叫做热化学方程式。
2.写法：
1)热化学方程式要注明反应的温度、压强（298 K,101 kPa时不写）一般不写其他反应条件；不标明生成沉淀或气体符号。
2)要注明反应物和生成物的聚集状态，常用s、l、g表示固体、液体、气体。
三、热化学方程式
3) ΔH后要注明反应温度，ΔH的单位为J·mol-1或KJ·mol-1
4)ΔH的值必须与方程式的化学计量数对应。计量数加倍时， ΔH也要加倍。当反应逆向进行时， 其ΔH与正反应的数值相等，符号相反。
5)方程式中的化学计量数以“mol”为单位，不表示分子数，因此可以是整数，也可以是小数或分数。
6) 可逆反应的ΔH表明的是完全反应时的数据。
例 题
1、当1mol气态H2与1mol气态Cl2反应
生成2mol气态HCl，放出184.6KJ的热
量，请写出该反应的热化学方程式。
H2(g) + Cl2(g) =2HCl(g) H =-184.6KJ/mol
A
1、已知在1×105Pa，298K条件下，2mol氢气燃烧生成水蒸气放出484kJ热量，下列热化学方程式正确的是
( )
A. H2O（g）＝H2（g）＋1/2O2（g）；ΔH＝＋242kJ·mol－1
B. 2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（l）；ΔH＝－484kJ·mol－1
C. H2（g）＋1/2O2（g）＝H2O（g）；ΔH＝＋242kJ·mol－1
D. 2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（g）；ΔH＝＋484kJ·mol－1
课堂练习
2、已知在25℃、101kPa下，1g
　C8H18(辛烷)燃烧生成二氧化碳和液态水时放
　出48.40kJ 热量。表示上述反应的热化学方程
　式正确的是 　　　　　　　　　　　 ( 　 )
A、C8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2(g) +9H2O(g)
△H= - 48.40kJ·mol -1
B、C8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2 (g) +9H2O(l)
△H= - 5518kJ·mol -1
C、C8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2(g) + 9H2O(l)
△H= + 5518kJ·mol -1
D、C8H18(l)+25/2O2(g)=8CO2 (g)+ 9H2O(l)
△H= - 48.40kJ·mol -1
B
四、反应焓变的计算
（一）、盖斯定律
不管化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应焓变是相同的。
化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
C（s）+ O2（g）=CO（g）因为C燃烧时不可能完全生成CO，总有一部分CO2生成，因此这个反应的ΔH无法直接测得，请同学们自己根据盖斯定律设计一个方案计算该反应的ΔH。
提示（1) C(s) + O2(g) = CO2(g)
△H1=-393.5 kJ/mol
(2) CO(g) + O2(g) = CO2(g)
△H3=-283.0 kJ/mol
△H1= △H2+ △H3
△H2 = △H1- △H3
= -393.5 kJ/mol -(-283.0 kJ/mol)
= -110.5 kJ/mol
C (s) + O2 (g) = CO(g)
△H=-110.5 kJ/mol
（二）、反应热的计算
有关热化学方程式的计算
【例1】25℃、101kPa时，使1.0 g钠与足量的氯气反应，生成氯钠晶体并放出17.87 kJ的热量，求生成1 mol氯化钠的反应热。
【解】Na(g) + Cl2(g) == NaCl(s)
Q=17.87 kJ / 1g × 23 g / mol
= 411 kJ / mol
答：生成1 mol NaCl时放出热量411 kJ。
应用盖斯定律的计算
【例2】已知下列反应的反应热为
⑴ CH3COOH (l) + 2O2(g) == 2CO2(g) + 2H2O(l)
△H1= -870.3 kJ/mol
⑵ C(s) + O2 (g) == CO2(g)
△H2= -393.5 kJ/mol
⑶ H2(g) + O2(g) == H2O(l)
△H3= -285.8 kJ/mol
试计算下述反应的反应热：
2C(s) + 2H2 (g) + O2 (g) == CH3COOH (l)
【解】分析各方程式的关系，知
将方程式按2[⑵ + ⑶] - ⑴组合得上述反应方程式
即：△H = 2[△H 2 + △H3] - △H1
△H =2[(-393.5kJ/mol) + (-285.8kJ/mol)]
-(-870.3kJ/mol)
= - 488.3kJ/mol
答：反应2C(s) + 2H2 (g) + O2 (g) == CH3COOH (l)
反应热为- 488.3kJ/mol
已知：N2 (g) + 2O2 (g) = 2NO2 (g)
△H = 68 kJ/mol
N2H4(l) + O2 (g) = N2(g) +2 H2O(l)
△H = - 622kJ/mol
火箭发射时用肼N2H4(l)作燃料，NO2作氧化剂，反应生成N2和H2O(l)，写出该反应的热化学方程式。
练习1
N2H4(l) + NO2 (g) = 3/2 N2(g) +2 H2O(l)
△H =-622kJ/mol –( 68kJ/mol )/2
=-656kJ/mol
将焦炭转化为水煤气的主要反应为:
C (s) + H2O(g) = CO(g) + H2(g)
已知:
C (s) + O2(g) = CO2(g) △H1=-393.5kJ/mol
H2(g) + O2(g) = H2O(g) △H2=-242.0kJ/mol
CO(g) + O2(g) = CO2(g) △H2=-283.0kJ/mol
⑴写出制取水煤气的热化学方程式.
练习2
C (s) + H2O(g) = CO(g) + H2(g)
△H=131.5kJ/mol
⑵比较反应热数据可知,1mol H2和1mol CO完全燃烧放出的热量之和比1mol C (s)完全燃烧放出的热量（ ）。
多
甲同学据此认为“煤炭燃烧时加少量水可以使煤炭燃烧时放出更多的热量”。
乙同学根据盖斯定律通过计算，认为“将煤转化为水煤气再燃烧放出的热量与直接燃烧煤放出的热量一样多”。
你的观点呢？
乙同学是怎样计算的？你能重现乙的计算过程吗？
乙同学的计算过程：
C (s) + H2O(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(g) △H1
C (s) + H2O(g) = CO(g) + H2(g)
△H2=131.5kJ/mol
H2(g) + O2(g) = H2O(g) △H3=-242.0kJ/mol
CO(g) + O2(g) = CO2(g) △H4=-283.0kJ/mol
则有： △H1 = △H2+△H3+ △H4(共15张PPT)
第1章 化学反应与能量转化
第1节 化学反应的热效应
第1课时
燃 烧 图 片
每一个化学反应都伴随着能量的变化，有的释放能量，有的吸收能量。
吸收能量的化学反应
释放能量的化学反应
1、所有的燃烧反应
2、酸碱中和反应
3、活泼金属和酸或水发生的反应
4、铝热反应
2、大多数分解反应
1、铵盐与碱 的反应：如氢氧化钡晶体与氯化铵固体的反应
3、以C、H2、CO为还原剂还原氧化物的氧化还原反应
5、一般的化合反应（C与CO2 反应等除外）
知识回顾
Q < 0
Q > 0
回顾:从化学反应中物质变化的实质分析为什么会有热效应
旧键断裂 ---- 新键生成
E1
E2
△E=
E1- E2
△E的大小决定反应是放热还是吸热
实质:
结合下面问题，全面掌握反应热的定义：
问题1．反应热用什么符号表示？怎样衡量反应是放热反应还是吸热反应？
问题2 ．定义中有“在一定温度下进行时”，“称为该温度下的反应热”等词语，这说明反应热与什么有关？
问题3 ．反应热的数值来源？
一.反应热
概念: 见课本 P2
符号：Q
单位：J
化学反应的热效应
二.活动探究
测量中和反应的反应热 见课本P3-4
中和热
强酸和强碱反应的中和热
H+(aq)+OH- (aq)= H2O(l)；
△H=-57.3KJ/mol
讨论:弱酸或弱碱在发生中和反应生成1mol水的中和热大小如何
小于57.3kJ/mol。
1、实验室用什么原理来测定反应热？
2、测定反应热的理论计算公式是怎样的？其中各个符号代表什么含义？
3、反应热用什么仪器测量？仪器有怎样的构造？
问题与讨论：
随堂练习
1、下列说法正确的是 ( )
A、物质发生反应时放出的热量来源于对反应的加热
B、化学反应除了生成新物质外，还发生能量变化。
C、化学反应中放出的热才是反应热
D、化学反应总是放出热量
B
随堂练习
2、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、放热反应在常温下一定很容易发生
C、化学反应中放出的热量一定等于吸收的热量
D、吸热反应在一定条件下也能发生
D
随堂练习
3、中和热测定实验中，下列操作一定使测定结果偏低的是 （ ）
A．量筒量取所用药品
B．NaOH溶液在倒入小烧杯中时，有少量的溅出
C．量热计的保温材料质量高
D．测量HCI溶液温度时的温度计未用水洗，则用来测NaOH溶液的温度
BD
为保证测定结果的准确性，在测定过程中应注意什么问题？
(1)用保温性能好的仪器测量。
(2)混合好后，迅速盖好装置盖子，减少热量的损失。
(3)所用药品浓度的配制须准确。
(4)宜用有0.1分刻度的温度计，读数尽可能准确，且估读至小数点后二位。同时应注意水银球部位要完全浸没在溶液中，而且要稳定一段时间后再读数，以提高所测的精度。
(5)记录最高温度。
随堂练习
（2）烧杯间填满碎纸条的作用是 。
（3）大烧杯上如不盖硬纸板，求得的中和热数值将 （填“偏大”、“偏小”或“无影响”）。
（4）实验中改用60mL 0.5 mol·L-1盐酸跟50mL0.55 mol·L-1 NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量 （填“相等”或“不相等”），
4、50mL 0.5 mol·L-1盐酸与50mL0.55mol·L-1 NaOH溶液在图中所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，图中缺少的一个仪器是 。
减少实验过程中的热量损失
搅拌器
偏小
不相等(共14张PPT)
第1章 化学反应与能量转化
第1节 化学反应的热效应
第2课时
------物质所具有的能量
焓
思考:焓这个物理量的大小可能与什么因素有关
温度,压强,物质的量等
焓变---
理想状态:等压焓变且能量变化全部变为热量时
△H
△H ＝ Qp 恒压下的化学反应热
化学反应的焓变
Qp＝ △H 恒压下的化学反应热
△H ＝ H（生成物）－ H（反应物）
△H > 0 吸热反应
△H < 0 放热反应
分析:H2 (g)+1/2O2(g)=H2O(l)
△H(298k) =-285.8kJ/mol 反应放热还是吸热
1.反应物的总焓高于生成物的总焓
2.生成物比反应物更稳定
△H ＝ H（生成物）－ H（反应物）
分析:1.C( S,金刚石) +O2(g)=CO2(g)
△H(298k) =-395.41kJ/mol
2.C( S,石墨) +O2(g)=CO2(g)
△H(298k) =-393.51kJ/mol
◇这两个反应都是 (放或吸)热反应
◇从数据分析,石墨和金刚石谁更稳定
放
放热反应：
吸热反应：
ΔH＜0或 ΔH为“－”
ΔH＞0 或ΔH为“＋”
放热
反应物
生成物
能量
反应过程
△H＜0
ΔH＝生成物能量－反应物能量
吸热
反应物
生成物
能量
反应过程
△H＞0
燃烧热
什么是燃烧热？是不是物质燃烧放出的热量就叫燃烧热呢？
在101 kPa时，1 mol 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。
⑴燃烧热通常可由实验测得。
⑵在理解物质燃烧热的定义时，要注意以下几点：
①研究条件：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
④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）
⑤在未有特别说明的情况下，外界压强一般指101 kPa所谓完全燃烧也是完全氧化，它是指物质中的下列元素完全转变成对应的稳定物
燃烧热：
25℃、101KPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定化合物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位是KJ/mol。
注：一般规定:
C生成的稳定化合物为CO2(g)
H生成的稳定化合物为H2O(l)
如:C CO2(g)、H H2O（l）、S SO2（g）
［练习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
解析: A项 C（s）燃烧未生成稳定氧化物CO2(g)，故其反应热不能叫燃烧热；B项符合燃烧热的定义；C项H2虽然转变成了稳定的氧化物H2O（l），但由于其反应热表示的是2 mol H2 完全燃烧时的热量变化，故不能叫燃烧热；D项参加燃烧的H2虽然是1 mol，但其生成H2O（g），而不是H2O（l），故它的反应热也不为H2的燃烧热。
你能根据题中信息写出表示H2燃烧热的热化学方程式吗？
285.8kJ/mol
2H2(g)+ O2(g) = 2H2O(g)；
△H=-483.6KJ/mol
2H2(g)+ O2(g) = 2H2O(l)；
△H=-571.6KJ/mol
则H2的燃烧热是 。
已知：
H2(g)+ O2(g)=H2O(l)；
1
2
△H=-285.8KJ/mol
1mol
H2（g）＋ 1/2O2（g）== H2O（l）；ΔH=－285.8 kJ/mol
由于计算燃烧热时，可燃物质是以1 mol 作为标准来计算的，所以热化学方程式的化学计量系数常出现分数。
热化学方程式
H2(g)+ O2(g)=H2O(g)；
1
2
△H=-241.8kJ/mol
H2(g)+ O2(g)=H2O(l)；
1
2
△H=-285.8kJ/mol
表示化学反应中物质的变化和反应的焓变
★必须标明温度(热力学) 和 物质状态
★焓变数值大小与化学计量数相关
2H2(g)+ O2(g) = 2H2O(g)；
△H=-483.6kJ/mol
[例题2]
同温、同压下，比较Q1与Q2数值的大小：
S(g)+O2(g)==SO2(g) Q1
S(s)+O2(g)==SO2(g) Q2
Q1>Q2
[例题1] 1克甲烷在空气中燃烧，恢复常温下测得放出热量55.625kJ，试写出热化学方程式。
[自我检测]
3mol CH4燃烧时，生成液态水和CO2 同时
放出2670.9KJ的热。请写出热化学方程式。
2. 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。
1. CH4(气)+2O2(气)=CO2(气)+2H2O(液)
△H = - 890.3KJ /mol
2. CO(气)+ 1/2 O2(气)=CO2(气)
△H = - 282.6KJ /mol
焓 H ---- 焓变△H
反应热Q
热化学方程式
表示
总焓变大,吸热反应
总焓变小,放热反应
△H > 0
△H < 0(共27张PPT)
第1章 化学反应与能量转化
第1节 化学反应的热效应
第3课时
*
有关热化学方程式的计算
例1、在一定条件下,CO和CH4燃烧的热化学方程式
分别为:
2CO(g)+O2(g)=2CO2(g)；△H=－566KJ/mol
CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)；△H=－890KJ/mol
由1摩CO和3摩CH4组成的混和气在上述条件下完全燃烧时,释放的热量为( )
A．2912KJ B. 2953KJ
C. 3236KJ D. 3867KJ
B
*
如何测定C(s)+1/2O2(g)==CO(g)的反应热△H1
①能直接测定吗？如何测？
②若不能直接测，怎么办？
*
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
① + ② = ③ ，
则 ΔH1 + ΔH2 =ΔH3
所以， ΔH1 =ΔH3- ΔH2 =-393.5kJ/mol+ 283.0kJ/mol=-110.5kJ/mol
应用了什么规律？
*
不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
化学反应的焓变（ΔH）只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
*
一．盖斯定律：
1.盖斯定律的内容:
不管化学反应是一步完成或分几步完成,其反应热是相同.换句话说,化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应的途径无关。
*
△H＝△H1+△H2
2.盖斯定律直观化
*
CO(g)
C(s)
CO2(g)
H2
H1
H3
H2
H1
H3
= +
实例1
*
C(s)+1/2O2(g)==CO(g) △H1＝？
CO(g)+1/2O2(g)==CO2(g) △H2＝-283.0 kJ/mol
C(s)+O2(g)==CO2(g) △H3＝-393.5 kJ/mol
+)
△H1 + △H2 = △H3
∴△H1 = △H3 － △H2
= -393.5 kJ/mol －(-283.0 kJ/mol)
= -110.5 kJ/mol
*
若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。
总结规律：
注意：
1、计量数的变化与反应热数值的变化要对应
2、反应方向发生改变反应热的符号也要改变
总结思考：
在用方程式叠加计算反应热时要注意哪些问题？
*
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”。
*
阅读课本P7，总结用盖斯定律进行计算的过程，并仿照课本的计算过程做以下练习：
例1、已知： H2O(g)==H2O(l) △H2=-44kJ/mol
H2(g)+1/2O2(g)==H2O(g) △H1=-241.8kJ/mol
那么，H2的燃烧热△H是多少？H2(g)+1/2O2(g)==H2O(l) △H=？kJ/mol
△H=△H1+△H2=-285.8kJ/mol
*
例2、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)的△H值是？
△H= 0.5( — )
△H1
△H2
*
【例题3】已知
① CO(g) + 1/2 O2(g) ====CO2(g) ΔH1= －283.0 kJ/mol
② H2(g) + 1/2 O2(g) ====H2O(l) ΔH2= －285.8 kJ/mol
③C2H5OH(l) + 3 O2(g) ==== 2 CO2(g) + 3 H2O(l) ΔH3=-1370 kJ/mol 　　
试计算④2CO(g)＋ 4 H2(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
*
*
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
*
例5、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：
P4(s、白磷)+5O2(g)=P4O10(s)； = -2983.2 kJ/mol
H1
P(s、红磷)+5/4O2(g)=1/4P4O10(s)； = -738.5 kJ/mol
H2
试写出白磷转化为红磷的热化学方程式
。
P4(s、白磷)=4 P(s、红磷)； = -29.2 kJ/mol
H
*
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:
C(石墨)+O2(g)=CO2(g) △H1=-393.5KJ/mol
2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H2=-571.6KJ/mol
2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l) △H3=-2599.2KJ/mol
∵ (①×4 +② －③) ÷2得到2C(石墨)+H2(g) =C2H2(g)
∴ △H=(△H1 ×4 + △H2－ △H3) ÷2
△H=+226.8kJ/mol
*
二：若某一化学反应可分为多步进行，则其总反应热为各步反应的反应热之和。
　　　即△H= △H1+ △H2+ △H3+……
一： 若某化学反应从始态（S）到终态（L）其反应热为△H，而从终态（L）到始态（S）的反应热为△H ’，这两者和为０。
　　　即△H＋ △H ’ = ０
三：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。
小结：
*
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， 1 mol N2(g)和3 mol H2(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
学与思
*
1. 已知25℃、101kPa下，石墨、金刚石燃烧的热化学方程式分别为：
据此判断，下列说法正确的是（ ）
A. 由石墨制备金刚石是吸热反应；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
A
课堂练习
*
2.已知
①2C（S）+ O2（g） ===2CO（g）
△H=-221.0kJ/mol ，
②2H2（g）+O2（g）==2H2O（g ）
△H=-483.6kJ/mol 则制备水煤气的反应C(S)+H2O(g)==CO(g)+H2 (g) 的△H为( )
A、+262.6kJ/mol B、-131.3kJ/mol
C、-352. kJ/mol D、+131.3kJ/mol
D
*
练习
3.按照盖斯定律，结合下述反应方程式，回答问题，已知：
(1)NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s) △H1=-176kJ/mol
(2)NH3(g)+H2O(l)=NH3· H2O(aq) △H2=-35.1kJ/mol
(3)HCl(g) +H2O(l)=HCl(aq) △H3=-72.3kJ/mol
(4)NH3(aq)+ HCl(aq)=NH4Cl(aq) △H4=-52.3kJ/mol
(5)NH4Cl(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：
(4)+ (3)+ (2)- (1)= (5)，即△H5 = +16.3kJ/mol
*
4、在一定条件下，氢气和丙烷燃烧的
化学方程式为：
2H2(q)+ O2(q) = 2H2O( l )ΔH =- 571.6 kJ/mol
C3H8(q+5O2(= 3CO2(q+4H2O(l)ΔH =- 2220 kJ/mol
5mol 氢气和丙烷的混合气完全燃烧时放热
3847kJ 则氢气和甲烷的体积比为 ( )
(A) 1:3 (B) 3:1 (C) 1:4 (D) 1:1
B
*
解1 ：设H2、C3H8的物质的量分别为x，y
x + y = 5
(571.6/2)(x) + 2220y = 3847
V(H2):V(C3H8) =n(H2):n(C3H8) = 3.75:1.25 = 3:1
x = 3.75 mol
y = 1.25 mol
*
解2 ：1mol H2 燃烧放热 285.8 kJ
1mol 混合气 燃烧放热 3847kJ/5 = 769.4 kJ
H2 285.8
C3H4 2220
769.4
1450.6
483.6
3
1
=
*
解3 ：( 巧解）
5mol 混合气中，C3H8 物质的量必小于2mol，
H2 的物质的量必大于3mol。
∵ 2mol C3H8 燃烧放热 4440 kJ,
超过总放热量 3847 kJ
n (H2) : n (C3H8) 必大于 3 : 2
选 B(共32张PPT)
第2节 电能转化为化学能——电解
第1章 化学反应与能量转化
氧化还原反应：在反应过程中有元素化合价变化的化 学反应。
实质：电子转移
还原反应：元素化合价 的反应，即 电子的反应 。
氧化反应：元素化合价 的反应，即 电子的反应 。
电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。
从概念看，电解质导电的前提条件是 ： 。
即存在 的离子 。
升高
失去
降低
得到
溶于水或受热融化
自由移动
电解质溶液或熔融电解质导电的原因：离子的 。
定向移动
氯化钠中存在 键。氯化钠受热熔化时该化学键 （是、否）被破坏。
离子
√
钠和氯气的反应
2Na(s)+Cl2(g)=2NaCl(s)
△H(298K)=-822.3KJ.mol-1
NaCl → Na+Cl2↑
想一想
热化学方程式:
↑
能量
一、电解原理
[交流研讨]
1、熔融氯化钠中存在哪些离子？
通电前，这些离子是如何运动的？
2、通电后，这些离子又是如何运动的？
3、为什么会发生这样的运动？
4、这些离子运动之后的结果又会发生怎样
的变化？
Na+ 和 Cl-
无规则的自由移动
发生定向移动
实验1：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
Na+
Cl-
Cl—
Cl—
Cl—
Cl—
Na+
Na+
Cl—
Cl—
Cl—
Cl—
Na+
Na+
Cl
Cl
Cl
Cl
Na
Na
Cl2
Cl2
熔融氯化钠的微观反应过程
Na+、Cl—
无规则运动
Na+、Cl—
定向运动
Na+、Cl—
发生电子得失
阴阳两极上
生成Na、Cl2
e
e
【实验分析】
通电前：分析熔融电解质中的离子情况
通电后：（必须直流电）
Na+移向与电源负极相连的电极，得到电子变成Na，发生还原反应。
Cl-移向与电源正极相连的电极，失去电子变成Cl，发生氧化反应。
｝
做无规则运动
阳离子：Na+
阴离子：Cl-
1.电解的定义: 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。
2.电解池的概念: 借助氧化还原反应，把电能转化为化学能的装置.
3.构成条件
(1)外加直流电源
(2)与电源相连的两个电极
(3)电解质溶液或熔化的电解质
（4）用导线连接形成闭合回路
分析下图，属于电解池的有
③⑥
【巩固练习】
阳极：
阴极：
说明：1、惰性电极：用石墨、金、铂等材料
做的电极，一般通电条件下不发生反应；
2、活性电极：用铁、锌、铜等还原性
较强金属做的电极，活性电极作阳极时，
优先发生氧化反应。
与电源正极相连，阴离子移向此极，失去电子，发生氧化反应
与电源负极相连，阳离子移向此极，得到电子，发生还原反应
4.电极名称及电极反应式
＋
－
阴极　　　
阳极
ｅ－
阳离子
阴离子
得电子还原反应
失电子氧化反应
5.电极产物的判断，电极反应的书写
阳极：2Cl- →Cl2↑ + 2e- 氧化反应
阴极：2Na+ +2e- →2Na 还原反应
2NaCl 2Na+Cl2 ↑
通电
总反应式：
注意：书写电极反应式一定要遵守电子守恒
实验2：用惰性（石墨）电极电解氯化铜溶液
现象：
阳极：有气泡，有 刺激性气味，并能使 湿润的KI-淀 粉试纸 变蓝（Cl2)
阴极：碳棒上有一层
红色的铜析出
阴极
阳极
氯
气
铜
CuCl2溶液
实验：用惰性（石墨）电极电解氯化铜溶液
【实验分析】
通电前：分析氯化铜溶液中的离子情况
通电后：（必须直流电）
Cu2+ 、H+移向阴极， Cu2+得到电子变成Cu，发生还原反应。
Cl- 、OH-移向阳极， Cl-失去电子变成Cl2，发生氧化反应。
｝
做无规则运动
阳离子：Cu2+ 、H+
阴离子：Cl- 、OH-
电极反应式：
阳极：2Cl- →Cl2↑ + 2e- 氧化反应
阴极：Cu2+ +2e- →Cu 还原反应
CuCl 2 Cu+Cl2 ↑
通电
总反应式：
思考：如何才能正确判断出阴阳两极的电极产物？
了解阴、阳离子得、失电子能力的相对强弱
离子的放电顺序
阴离子 ：
阳离子 ：
与金属活动顺序相反。即
K +、Ca2+ 、Na + 、Mg2+ 、Al3+ 、 Zn2+ 、 Fe2+
Sn2+ 、Pb2+ (H+) Cu2+ 、Fe3+ 、 Hg2+ 、 Ag+.
得e能力依次增强
活性电极﹥阴离子。即：
失e 能力依次减弱
Cu 、 Hg 、 Ag ﹥S2－、I － 、 Br －、 Cl －、
OH － ﹥ （ NO3 －、SO4 2－ 含氧酸根）
【知识支持】
实例 电极反应 浓度
变化 如何
复原
氯化钠溶液
阳极: 2Cl- → 2e- ＋ Cl 2↑
阴极: 2H ++ 2e- → H2 ↑
2NaCl+2H2O 2NaOH+H2 ↑ + Cl2 ↑
电解
减 小
加HCl
阳极
阴极
氯气
氢
气
NaCl溶液
[趁热打铁]
自我小结：
1、学习了电解原理、电解池、阴极、阳极、电极反应等基本概念。
2、学习了电极反应的书写方法和离子的放电顺序以及电极产物的判断方法。
1. 下列说法正确的是( )
①电解是把电能转变成化学能；
②电解是化学能转变成电能；
③电解质溶液导电是化学变化；
④任何电解过程，必将导致氧化还原反应的发生；
①
③
④
【随堂练习】
2.电解熔融的氧化铝可制得金属铝.试写出
电极反应和总的反应方程式。
阳极 6O2- → 3O2↑ +12e-
阴极 4Al3++12e- →4Al
电极总反应 2Al2O3 4Al+3O2 ↑
＝
通电
提示：氧化铝在熔融状态下以O2-和Al3+的形式存在
3、以石墨作电极分别电解下列溶液，在阴极不能得到氢气的是（ ）
A. Na2SO4 B. AgNO3 C. NaCl D. NaOH
B
1.在NaCl溶液中,NaCl电离出 ，H2O电离出 。
通电后，在电场的作用下， 向阴极移动，
向阳极移动。
在阳极，由于 容易失去电子，被氧化生成 。
阳极方程式： ;
2.在阴极，由于 容易得到电子被还原生成 ．
使H2O 电离向右移动，因此阴极 浓度增大，PH 。
阴极方程式： 。
2Cl- - 2e- = Cl2
2H+ + 2e- = H2
Na+、Cl-
H+、OH-
Cl-、OH-
Cl-
Cl2
H+
H2
OH-
增大
Na+、H+
二.电解原理的应用
（一）电解饱和食盐水制备烧碱、氢气和氯气
总化学方程式： ;
总离子方程式: .
(3)电解前向溶液中滴加酚酞，通电后现象为：
___________ ，两极极板上都有气体产生，如何检验气体的种类？
阴极附近的溶液无色变为红色
阳极:把湿润的碘化钾淀粉试纸放在阳极 附近,产生气体可以使湿润KI淀粉试 纸变蓝色.
2NaCl+2H2O 2NaOH+H2 ↑+Cl2 ↑
通电
2Cl- +2H2O 2OH-+H2 ↑+Cl2 ↑
通电
(2)避免生成物H2和Cl2混合,
因为: .
(1)避免Cl2接触NaOH溶液会反应,使产品不纯,
反应方程式: .
第一个问题:
Cl2 +2 NaOH =NaCl + NaClO + H2O
混合遇火或遇强光爆炸
解决方法:使用离子交换膜
提示：
第二个问题：精制食盐水
由于粗盐中含有泥沙、Ca2+ 、Mg2+、 Fe3+ 、SO42—等杂质，会在碱液中形成沉淀从而损坏离子交换膜，那么如何除去这些杂质呢？
3、所有试剂只有过量才能除尽，你能设计一个
合理的顺序逐一除杂吗？
2、用什么试剂除去Ca2+ 、Mg2+、 Fe3+ 、SO42—
1、用什么方法除去泥沙？
泥沙、Na+、 Cl-、Mg2+、 Ca2+、 Fe3+ 、SO42-
Na+、 Cl-、 .Mg2+、 Ca2+、 Fe3+ 、 SO42-
Na+、 Cl-、 Mg2+、 Ca2+、 Fe3+ 、引入Ba2+
Na+、 Cl-、 Ca2+ 、 Ba2+ 、引入OH-
Na+、 Cl-、CO32-、OH-
Na+、 Cl-
沉降
除泥沙
加入略过量BaCl2 溶液
除SO42-
加入略过量Na2CO3 溶液
除Ca2+. Ba2+
加入略过量NaOH 溶液
除Fe3+ , Mg2+
过滤后加入适量HCl溶液
调节PH 除CO32- 、OH-
（1）如果粗盐中SO42－ 含量较高，必须添加钡试剂除去SO42－，该钡试剂可以是__________。
A．Ba (OH)2 B．Ba (NO3 )2 C．BaCl2
A、C
（2）为有效除去Ca2＋ 、Mg2＋ 、 SO42－，加入试剂的合理顺序为_______
（选填A、B、C，多填扣分）。
A．先加NaOH，后加 Na2CO3，再加钡试剂。B．先加NaOH，后加钡试剂，再加Na2CO3。
C．先加钡试剂，后加NaOH，再加Na2CO3.
B、C
练习
（二）铜的电解精炼
⑴、粗铜所含的杂质
Zn、Fe、Ni、Ag、
Au、Pt等
+
纯铜
粗铜
－
CuSO4溶液
⑵、粗铜的精炼
以粗铜为阳极，以纯铜
为阴极， 以CuSO4溶液
为电解质溶液进行电解.
阳极： Zn －2e－＝Zn2+ Fe－2e－＝Fe2+
Ni －2e－＝Ni2+ Cu－2e－＝Cu2+
阴极： Cu2+ +2e－＝Cu 阳极泥： Ag、Au、Pt
减小
思考：1.硫酸铜溶液浓度 .
2.阳极减少的质量 阴极增加的质量。
大于
（三）电镀
⑴、概念：应用电解原理在某些金属表面镀上一层
其它金属或合金的过程。
⑵、电镀池形成条件
+
镀件
镀层金属
－
含镀层金属离子的盐溶液
①镀件作阴极
②镀层金属作阳极
③含镀层金属离子
的盐溶液作电解质溶液
⑶、电镀的特点
电镀液的组成及酸碱性保持不变
如：在铁上镀铜
阳极 ，
阴极 ，
以 为电解质
溶液进行电解.
阳极： Cu－2e－＝Cu2+
阴极： Cu2+ +2e－＝Cu
不变
铜
铁
CuSO4溶液
电极反应
硫酸铜溶液浓度 .
阳极减少的质量和阴极增加的质量 。
相等
+
铁
铜
－
CuSO4溶液(共37张PPT)
第2节 电能转化为化学能——电解
第1章 化学反应与能量转化
物以稀为贵，在100多年前，铝曾是一种稀有的金属，被称为“银色的金子”。
法国皇帝拿破仑三世为了显示自己的富有和尊贵，制造了一顶名贵的皇冠——铝皇冠。在举行盛大宴会时，只有他使用一套铝餐具。
为什么铝制品在当时那么昂贵呢？但是今天铝制品却被广泛使用，这又是为什么呢？
想一想：
因为当时铝的冶炼比较困难，但是今天我们找到了铝的冶炼方法——电解法
质疑：在生产实践中，人们是如何通过提供电能使氯化钠分解而制得金属钠的？
联想：金属钠与氯气的反应。
以电解熔融氯化钠为例
实验1
交流 研讨
1. 通电前，熔融氯化钠中有哪些离子？这些离子的运动情况怎样？
2. 电解时，外电路上的电流方向怎样？
3. 接通电源后，熔融氯化钠中Na+和Cl-各向哪个方向移动？
4. 移动到两极表面的Na+和Cl-将发生什么变化？
熔融NaCl
石墨电极
铁电极
交流·研讨
1.通电前，熔融NaCl里有哪些离子？它们的运动情况如何？
熔融NaCl
无规则运动
2.通电时，外电路的电流方向如何？
+
—
e
阴极
阳极
3.接通电源后， 和 往哪个方向移动？
+ --
e-
2Na+ +2e-→2Na
还原反应
2Clˉ—2e- →Cl2↑
氧化反应
实验现象：
石墨片上有————产生，并可闻到——————气味；
铁片上逐渐覆盖一层——————物质。
实验结论：
在通直流电条件下，熔融氯化钠发生了化学变化，其化学方程式为
钠生成于与电源———极相连的铁片上，氯气生成于与电源————极相连的石墨片上
气体
刺激性
银白色
NaCl====Na+Cl2↑
通电
负
正
原理分析：
通电前，熔融氯化钠完全电离为————和————，
离子作————————————运动。
通电后，自由移动的离子改做定向移动，在电场作用下，Na+移向与电源的————极相连的电极，Cl-移向与电源的———极相连的电极。与电源负极相连的电极带有————，————在这个电极上————电子， 被还原为—————，可用式子表示为——————————； 与电源————极相连的电极带有————电荷，———— 将电子转移给这个电极，自身被氧化为————， 最终生成__，可用式子表示为——————————,将两个电极上所发生的反应组合起来，就是电解NaCl制备金属Na的化学反应，化学方程式为————————
Na+
Cl-
无规则自由运动
负
正
电子
Na+
得
Na
Na++e-→Na
正
正电荷
Cl-
Cl
Cl2
2Cl-→Cl2↑+2e-
2NaCl===2Na+Cl2↑
通电
一. 电解的概念：
在————作用下，电解质在两个电极上分别发生—————— 和——————的过程
注意：
电解时所用电流必须是———电，
而不是———电。
熔融态电解质可以被电解，————溶液也可
被电解。
电解过程中，电能转化为————能而“储存”在反应产物中。
直流电
氧化反应
还原反应
直流
交流
电解质
化学能
氧化反应
还原反应
一、电解的原理
电解池的形成条件有哪些？
电解池的构成条件：
（1） 直流电源。
（2）两个固体电极，与电源正极相连的叫————，
与电源负极相连的叫————。
（3）熔融态电解质或电解质溶液。
（4）构成闭合回路。
阳极
阴极
三. 电极反应：
（1）电极上进行的——————叫电极反应。
（2）阳极(+)发生————反应，阴极(-)发生————反应。
（3）电解熔融氯化钠时的电极反应式为
阳极：——————————————（氧化反应）
阴极：——————————————（还原反应）
半反应
氧化
还原
2Cl-→Cl2↑+2e-
2Na++2e-→2Na
电离 电解
条件
电解质————或————的状态下。
电解质电离后受——————的作用。
过程
电解质离解成——————。
阴阳离子的——————，在两
极上——————————
举例
NaCl==______________
2NaCl===_______________
特点
只产生—————————
发生————————生成新物质，————能转化为————能。
联系
电解必须建立在电离的基础上
思考：电解和电离的区别和联系
溶于水
熔融
电场
自由移动离子
定向移动
得失电子
Na++Cl-
2Na+Cl2
通电
自由移动离子
氧化还原反应
电
化学
巩固提高：
1、判断
（1）电解、电离均需要通电才能实现（ ）
（2）电解质溶液导电过程就是电解过程( ）
×
√
2.下列关于电解池的说法正确的是（ ）
A 电源的负极就是阴极
B 与直流电流正极相连的是阴极
C 与直流电源负极相连的电极上发生还原反应
D 阳极上发生还原反应
AC
电解过程不仅可以在熔融电解质中进行，也可以在电解质溶液中进行。
以电解氯化铜溶液为例
实验2：用惰性（石墨）电极电解氯化铜溶液
现象：
阳极：有气泡，有 刺激性气味，并能使 湿润的KI-淀 粉试纸 变蓝（Cl2)
阴极：碳棒上有一层
红色的铜析出
阴极
阳极
氯
气
铜
CuCl2溶液
实验分析：
通电前：分析电解质溶液中的离子情况
阳离子：H+、Cu2+
阴离子：OH-、Cl-
做无规则运动
通电后：（必须直流电）
（1）确定电极名称：
阳极（接电源正极）
阴极（接电源负极）
（3）判断电极产物并书写电极反应:
阳离子移向阴极放电，阴离子移向阳极放电
阳极：2Cl- _2e- →Cl2 ↑ 氧化反应
阴极：Cu2++2e- → Cu 还原反应 总式：
（2）判断离子的放电顺序： 阳离子氧化性：Cu2+>H+ 阴离子还原性：Cl->OH-
（4）分析电解质溶液的变化情况：
氯化铜溶液浓度降低
CuCl2 Cu+Cl2 ↑
电解
离子放电顺序：
阴离子失去电子而阳离子得到电子的过程叫放电。
①活性材料作电极时：金属在阳极失电子被氧化成阳离子进人溶液，阴离子不容易在电极上放电。
②用惰性电极(Pt、Au、石墨、钛等)时：溶液中阴离子的放电顺序（由易到难）是：
S 2->SO32->I ->Br ->Cl ->OH ->SO42- >NO3 - (等含氧酸根离子）>F-
阳极：
Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>(H+)> Al3+>Mg2+>Na+>Ca+>K+
无论是惰性电极还是活性电极都不参与电极反应，发生反应的是溶液中的阳离子。
阳离子在阴极上放电顺序是：
阴极:
☆本质是电解水型：
含氧酸　 强碱　　活泼金属的含氧酸盐
☆本质是电解电解质本身
无氧酸 不活泼金属的无氧酸盐 氟化物例外
☆放氢生碱型
活泼金属的无氧酸盐
☆放氧生氢型
不活泼金属的含氧酸盐
如NａＯＨ,KNO3,H2SO4
如HI,CuCl2
如MｇCｌ２，
如CｕSO4，
惰性电极电解电解质溶液的规律
－
＋
e
阴极
阳极
阳离子得电子发生还原反应
电极材料或阴离子失电子发生氧化反应
电解质溶液
电解原理工作示意图
原电池和电解池的比较
装置 原电池 电解池
能量转化
电极名称
电极反应
电子流动
方向
化学能转化为电能
电能转化为化学能
正极、负极
阴极、阳极
负极：本身失电子，发生氧化反应
正极：溶液中阳离子（或O2）得电子,发生还原反应
阴极：阳离子得电子，发生还原反应
阳极：①惰性电极：阴离子失电子发生氧化反应
②活性电极：本身失电子，发生氧化反应
电子由负极流出经外电路流入正极
电子由电源负极流出经导线流向阴极阳离子得电子；阴离子在阳极失电子经导线流向电源正极
1、以石墨作电极分别电解下列溶液，在阴极不能得到氢气的是（ ）
A. Na2SO4 B. AgNO3 C. NaCl D. NaOH
2、以石墨作电极分别电解下列溶液，电解质和水的量都发生变化的是（ ）
A. Na2SO4 B. AgNO3 C. NaCl D. NaOH
3、以石墨作电极电解水时，可用来增强导电性的物质是（ ），溶液pH值变大的是（ ）
A. Na2SO4 B. AgNO3 C. NaCl D. NaOH
B
BC
AD
CD
4、以石墨作电极分别电解下列溶液，
1、 Na2S溶液
2、AgNO3溶液
以上溶液，电解后碱性增强的有 ，
电解后酸性增强的有 。
1，3
2，4
3、 FeCl2溶液
4、 NaHSO4溶液
5、串联电解熔融KCl、MgCl2、Al2O3一段时间后，析出K、Mg、Al的物质的量之是 。
d
a
b
c
KI淀粉试纸
6、c作为笔在左边纸上写字，字迹变蓝，则b是——极，c上发生的反应为————————————，d的总化学反应方程式为——————。
6:3:2
正
2I--2e- =I2
2KI+2H2O == H2+I2+2KOH
电解
二、电解原理的重要应用
H+
Na+
Cl-
OH-
阳极放出有刺激性气味的气体
阴极放出无色无味的气体
1、电解饱和食盐水
电极反应方程式
阴极： 2H+ +2e- === H2
阳极：2Cl- - 2e- === Cl2
总式：2NaCl +2H2O === 2NaOH + Cl2 + H2
通电
注意：阴极区pH值升高，酚酞变红（阴极与负极相连）
+
-
纯铜
粗铜
电解液
(CuSO4溶液)
阴极： Cu2+ + 2e- == Cu （还原反应）
阳极： Cu — 2e- == Cu2+ （氧化反应）
特征
纯铜作阴极，粗铜作阳极
阳极主要金属与电解质中的阳离子相同
电解液CuSO4的浓度基本不变，有杂质离子Zn2+、Fe2+、Ni2+
杂质Zn、Fe、Ni、Ag、Au如何除去？
2、精炼铜
阳极还包含Zn、Fe、Ni失电子，且比Cu先失电子
+
-
铁片
铜片
电镀液
(CuSO4溶液)
阴极： Cu2+ + 2e- == Cu （还原反应）
阳极： Cu — 2e- == Cu2+ （氧化反应）
特征
被镀件作阴极，镀层金属作阳极
阳极金属与电解质溶液中的阳离子相同
电镀液CuSO4的浓度基本不变
3、电镀铜
电镀的定义：
电镀的意义：
+
-
铁片
锌片
电镀液
(ZnCl2溶液)
[Zn2+] [H+]，则Zn2+放电
4、电镀锌
阴极： Zn2+ + 2e- == Zn （还原反应）
　因Ｚｎ离子浓度远大于Ｈ离子浓度　　　　　　
阳极： Zn — 2e- == Zn2+ （氧化反应）
关于电镀的生产和污染及防治
阳极
阴极
电解质Al2O3
Na3AlF3
碳块
阴极： 4Al3+ + 12e- == 4Al
阳极： 6O2- - 12e- == 3O2
总式： 2Al2O3 ==== 4Al + 3O2
电解
氯化铝的熔点很低，为何工业上不用电解氯化铝，而是电解氧化铝？
5、铝的冶炼
铝
电解池
将电能转化为化学能的装置
阳极：与外接电源的正极相联
阴极：与外接电源的负极相联
惰性电极
阳极：阴离子放电（S2-、I－、Br－、Cl－、OH－）
阴极：阳离子放（Ag+、 Fe3+、 Cu2+、Fe2+、 Zn2+） 　
非惰性电极
阳极自身放电(共22张PPT)
第1章 化学反应与能量转化
第3节 化学能转化为电能——电池
第1课时
1780年，伽伐尼(Galvani,L.) 青蛙抽搐实验。
原电池的雏形
理论解释 ：生物电观点！
（意大利生物学家伽伏尼）
伏打对生物电观点的质疑
（Volta,A.1745-1827）
1800年建立伏打电堆模型。
伏打电池是
实用电池的开端。
普通干电池
手机电池
钮扣电池
笔记本电脑
专用电池
摄像机
专用电池
“神六”用
太阳能电池
实验探究：原电池工作原理
1．为什么装置中的铜片上会有气泡出现呢？该现象和铜片与稀硫酸不反应的结论相矛盾吗？
2．铜片上的电子从哪来？
3．锌片的质量有无变化？溶液中c(H+)如何变化？
4．写出锌片和铜片上变化的离子方程式。
5．电流表中指针发生偏转说明有电流通过，这又证明了什么呢？
6． 根据物理知识，判断上述原电池的正负极。
交流与讨论
【问题】
Cu
Zn
-
为什么H+在铜片上得到电子，而不是在锌片上得到电子？溶液中阴阳离子分别向哪一个电极运动？
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
Zn2+
H+
负极
正极
静电斥力
静电引力
条件一 原电池的电极材料
结论一
H2SO4溶液
Cu
Zn
G
H2SO4溶液
C
Zn
G
H2SO4溶液
Zn
Zn
G
有两种活动性不同的金属（或一种金属和一种非金属导体）做电极，较活泼的金属为负极，较不活泼的金属（碳棒）为正极．
A
B
铜锌原电池
条件二 溶液的性质
结论二
H2SO4溶液
Cu
Zn
G
乙 醇
Cu
Zn
G
两个电极插入电解质溶液中。
两个电极插入电解质溶液中。
C
铜锌原电池
稀 硫 酸
Zn
稀 硫 酸
Cu
条件三 线路的连接
结论三
两个电极用导线相连构成闭合回路。
H2SO4溶液
Cu
Zn
G
D
铜锌原电池
Cu
Zn
稀硫酸
-
-
-
Zn2+
H+
H+
灯泡
等效电路
原电池的正负极判断
正极 负极
电流流向
电子流向
-
-
-
负极：电子流出的一极
正极：电子流入的一极
负极
正极
Zn-2e-=Zn2+
2H+ +2e-=H2
还原剂(Zn)失去电子，发生氧化反应
氧化剂(H+)在铜极上得到电子，发生还原反应
还原剂失去的电子从锌极流出
流入铜极.
经外电路
Zn2+
H+
SO42-
电流方向
1、原电池是如何构成的？
用_____连接_______________________极板插入____________中。
在原电池中，______金属极板发生氧化反应，电子经导线从_______金属一极流向________金属极板，溶液中易得到电子的______在不活泼的金属极板发生________。 在原电池中，相对活泼的金属为___极，相对不活泼的金属(或石墨电极)为___极。上述原电池发生的反应是： 在锌电极(负极)： ________________ 在铜电极(正极)：_________________ 电子流方向：电子流从原电池的_____经导线流向_____。 溶液中离子运动方向：阳离子向____运动，阴离子向____运动。电流方向：电流从原电池的____经导线流向____。再从_____经内电路流向______，从而形成闭合回路。
2、原电池是如何工作的？
导线
两块活动性不同的金属
电解质溶液
较活泼
较活泼
较不活泼
阳离子
还原反应
负
正
Zn-2e-=Zn2+
负极
正极
正极
负极
正极
负极
2H+ +2e-=H2
负极
正极
研习
1、请你根据化学反应:
Cu+2FeCl3 =CuCl2 +2FeCl2
判断右边原电池的正、负极，
并写出电极反应式。
Cu C
A
FeCl3溶液
2、请判断右边原电池的正、负极.
A
NaOH溶液
Mg Al
负极：Cu-2e =Cu
正极：2Fe +2e =2Fe
- 2+
3+ - 2+
提示：
2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑
稀硫酸溶液
3.下列说法中正确的是（ ）
A.原电池是把 的装置
B.原电池中电子流出的一极是 ，
发生氧化反应
C.原电池两极 氧化反应
和还原反应
D.原电池中的阳离子向正极移动
D
化学能转化为电能
电能转化为化学能
正极
负极
均发生
分别发生
4.将锌片和铜片用导线连接置于稀硫酸
中,下列说法正确的是( )
A锌片的质量逐渐
B电流方向是从铜片向锌片
C H+在铜片表面被
D 极附近SO42-浓度逐渐增大
B
增大
减小
还原
氧化
正
负
5.X、Y、Z、W四种金属片进入稀盐酸中,用导线连接,可以组成原电池,实验结果如下图所示:
则四种金属的活泼性由强到弱的顺序为_________________
Z>Y>X>W
负极:还原剂-ne- →氧化产物（氧化反应)
正极:氧化剂+ne- →还原产物 (还原反应)
还原剂失去的电子流向正极，形成定向移动的电子流，使氧化反应和还原反应被分开在两极发生,使化学能转化成电能。
小结
源于生活中的偶然现象
创新与发明
(原电池原理)
应用于生活
(各种电池)
电解质溶液
G
较活泼金属
（–）
氧化反应
较不活泼金属（或非金属导体）
（+）
还原反应
e-
课堂小结：
两 极 一 液 成 回 路
氧 化 还 原 是 核 心(共19张PPT)
第1章 化学反应与能量转化
第3节 化学能转化为电能——电池
第2课时
复习回顾
1、构成原电池的条件
（4）有自发的氧化还原反应。
（1）有二种活泼性不同的金属（或金属与非金属） 做电极；
（2）两电极在电解质溶液中；
（3）形成闭合回路;
A
锌
e-
—
铜
SO42-
Cu2+
Zn2+
Cu2+
CuSO4溶液
SO42-
e-
e-
e-
e-
+
2、原电池的工作原理
负极：Zn-2e-=Zn2+
正极：Cu2++2e-=Cu
总反应离子方程式：
Zn+ Cu2+ ＝ Zn2+ + Cu
3、原电池两极的判断方法
（1）根据电极材料判断：（泼负）
一般，相对活泼的金属为负极，活泼性较弱的金属或能导电的非金属为正极。
（2）根据电流方向（或电子流向）判断
电流：正极→负极 电子：负极→正极
（3）根据溶液中离子的移动方向判断
阳离子向 正极移动，阴离子向负极移动
（4）根据现象判断：
一般，电极变细的为负极，有气泡产生或变粗的一极为正极
（5）根据发生的反应判断（负失氧，正得还）
（化学电源）
A
Cu
Zn
稀H2SO4
KOH溶液
CH4
O2
H2O
a极 b极
我们所学的原电池的缺点：
实用电池的特点：
反应一段时间后，铜极上聚集了许多氢气泡，
把铜极与硫酸隔开就不再产生电流，且携带不
方便。
能产生稳定且具有较高电压的电流；
安全且携带方便；
能适用特殊用途；
便于回收处理，不污染环境或对环境产生影响小。
（3）燃料电池 又称为连续电池，一般以天然燃料或其它可燃物质如氢气、甲醇、天然气、煤气等作为负极的反应物质，以氧气作为正极反应物质组成燃料电池。
化学电源分类
（2）二次化学电源 二次电池在放电后经充电可使电池中的活性物质恢复工作能力。铅蓄电池和可充电电池都是二次电池。
（1）一次化学电源 电池中的反应物质进行一次氧化还原反应并放电之后，就不能再次利用，如干电池。
二、化学电源
锂电池
干电池
叠层电池
纽扣电池
（各类电池）
1.干电池（普通锌锰电池）
电极反应方程式：
负极：
正极：
Zn – 2e- = Zn2+
2MnO2 + 2NH4+ + 2e- = Mn2O3 + 2NH3↑ + H2O
反应总的方程式
2MnO2+2NH4++ Zn=Mn2O3+2NH3↑+H2O+Zn2+
碱性锌锰干电池以氢氧化钾代替氯化铵
做电解质，结构如图1—3—8所示，
其电极反应为：
锌锰碱性电池：
　锌锰碱性电池是一种新型的干电池。负极材料由锌片改为锌粉，正极材料为MnO2 ,还原产物为Mn2O3 ,电解质是KOH溶液，其放电曲线如图所示：该电池有何优点？
优点: 工作电动势稳定,电池的容量和放电时间增加了几倍
锂电池
2、铅蓄电池
Pb + PbO2 + 2H2SO4 = PbSO4 + H2O
负极材料：
正极材料：
电解质：
Pb
PbO2
H2SO4
不溶于水的白色沉淀
电池反应方程式：
放电是原电池原理； 充电是电解原理
3、新型燃料电池
原理相同：
工作时发生的仍然是氧化还原反应
特点：
工作时氧化剂和还原剂是从外界不断输入的，同时将电极产物不断排出电池。
燃料电池是名副其实的把能源中燃料燃烧反应的化学能直接转化为电能的“能量转换器”。能量转换率很高。
燃料电池
氢氧燃料电池
电池反应为：
燃料电池优点:
能量利用效率高、可连续使用和污染轻等优点
在碱性条件下，氢氧燃料电池中的电极反应：
在酸性条件下，氢氧燃料电池中的电极反应：
总反应：
总反应：(共26张PPT)
第1章 化学反应与能量转化
第3节 化学能转化为电能——电池
第3课时
铅蓄电池
负极材料： 正极材料： 电解质：
Pb
PbO2
H2SO4
电池反应方程式：
知识回顾：
Pb + PbO2 + H2SO4 PbSO4 + 2 H2O
C．放电时，正极反应是
Pb － 2e - ＋ SO42- == PbSO4
铅蓄电池是一种典型的可充电电池，电池总反应式为
Pb + PbO2 + 4 H+ +2SO42- PbSO4 + 2 H2O
则下列说法正确的是 （ ）
A．放电时，电流方向由B过M到A
B．充电时，铅蓄电池的正极应与充电器电源的负极相连
D．充电时，阳极反应是：
PbSO4 － 2e - ＋2 H2O == PbO2 ＋ SO42- ＋ 4 H+
-
+
D
氢氧燃料电池
电池反应为：
在碱性条件下，氢氧燃料电池中的电极反应：
在酸性条件下，氢氧燃料电池中的电极反应：
甲烷燃料电池
思：试写甲醇燃料电池正负极反应式？
+2CO32-
思考与小结
在构成原电池时，负极的金属发生什么变化？
除了构成原电池使金属发生腐蚀外，现实生活中还有什么形式也会使金属腐蚀？
金属阳离子
失e-
氧化反应
化学腐蚀
电化腐蚀
（常见普遍）
金属原子
3.金属腐蚀的本质：
金属的腐蚀与防护
1.金属腐蚀：
金属表面与周围的物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏，称为金属腐蚀。
2.金属腐蚀的类型：
金属的腐蚀与防护
联想.质疑
铁生锈的现象随处可见。你有没有想过，为什么铁在潮湿的环境中比在干燥的环境中更容易生锈？为什么当一块铜板上有铁铆钉时，铁铆钉特别容易生锈？
金属的腐蚀与防护
Cu
Cu
Fe
Fe2+
2e-
OH-
H2O
O2
Fe-2e=Fe2+
负极：(Fe)
正极：(Cu)
电解质溶液：
空气中的SO2 , CO2溶于水膜中
O2+2H2O+4e-=4OH-
2Fe+2H2O+O2= 2 Fe(OH)2
电池总反应：
4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3
后续反应：
Fe2O3 · nH2O
（铁锈）
金属的腐蚀与防护
Fe-2e=Fe2+
负极：(Fe)
正极：(Cu)
电解质溶液：
空气中的SO2 , CO2溶于水膜中
O2+2H2O+4e-=4OH-
2Fe+2H2O+O2= 2 Fe(OH)2
电池总反应：
4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3
后续反应：
Fe2O3 · nH2O
（铁锈）
有人将还原的电极（正极） 的电极反应写为：
这两种写法反映了反应条件有什么区别？
O2+4H++4e- =2H2O
钢铁的析氢腐蚀示意图
钢铁的吸氧腐蚀示意图
金属的腐蚀与防护
思考：你能写出它们的电极反应式吗？
钢铁的析氢腐蚀和吸氧腐蚀比较
Fe2O3 · nH2O
（铁锈）
通常两种腐蚀同时存在，但以后者更普遍。
析氢腐蚀
吸氧腐蚀
条件
水膜呈酸性。
水膜呈中性或酸性很弱。
电极反应
负极Fe(- )
Fe-2e=Fe2+
2Fe-4e=2Fe2+
正极C(+)
2H++ 2e－ = H2↑
O2+2H2O+4e=4OH-
总反应:
Fe + 2 H+ == Fe2+ H2↑
2Fe+2H2O+O2= 2 Fe(OH)2
4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3
联系
化学腐蚀与电化学腐蚀
化学腐蚀 电化学腐蚀
条件
现象
本质
联系
金属跟周围物质（气体或溶液）直接接触被氧化
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
两者往往同时发生，电化学腐蚀更普遍
金属的防护
改变金属内部的组织结构，制成合金（如不锈钢）
在金属表面覆盖保护层
如喷油漆、涂油、电镀等
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
1、覆盖保护层
思考：根据金属腐蚀的原理，你能想出什么防止金属腐蚀的方法？
衣架和电线的外面包上一层塑料层
某些工具的“机械转动部位”选用油脂来防锈，为什么不能用油漆
生活中常见的一些防护措施
给链条涂上机油, 给支架烤上一层漆,将齿轮镀上一层铬并涂上机油。
健身器材刷油漆以防锈
自行车的钢圈和车铃是在钢上镀上一层既耐腐蚀又耐磨的Cr
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。航海船只的船底四周镶嵌锌块，就是利用牺牲阳极保护法来保护船体的。
2、牺牲阳极的阴极保护法
金属的电化学防护
航海的船只的船底四周镶嵌锌块（白色），就是利用牺牲阳极的阴极保护法。
用牺牲锌块的方法来保护船身，锌块必须定期更换
锌块
金属的腐蚀与防护
牺牲阳极的阴极保护法示意图
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。
3、阴极电保护法
金属的电化学防护
废铁
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）
中性或弱酸
吸氧
Fe–2e-→Fe2+
O2+2H2O+4e-→4OH－
酸
析氢
Fe–2e-→Fe2+
2H++2e-→H2↑
金属的腐蚀与防护
2.下列各情况，在其中Fe片腐蚀由快到慢的顺序是
(5) (2) (1) (3) (4)
防腐措施由好到坏的顺序如下：
外接电源的阴极保护法＞牺牲阳极的阴极保护法＞有一般防腐条件的腐蚀＞无防腐条件的腐蚀
金属的腐蚀与防护
3、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： （ ）
D
4、下列事实不能用电化学原理解释的是（ ）
A 铝片不需要特殊的保护方法。
B 炒过菜的铁锅未清洗易生锈。
C 轮船水线以下的船壳上镶有一定数量的锌。
D 镀锌铁比镀锡铁耐腐蚀。
A(共52张PPT)
第3节 化学能转化为电能——电池
第1章 化学反应与能量转化
水电站
直接从自然界取得的能源称为一次能源
火电站
一次能源经加工、转换得到的能源称为二次能源。
火力发电中能量是如何转化的呢？
科学视野
燃烧
发电机
化学能
热能
机械能
电能
蒸汽
能不能直接转化？
1780年意大利著名生物学家伽伐尼在解剖青蛙时，已死去的青蛙竟然发生了抽搐。伽伐尼做了如下实验：
实验1: 用一枝铜钩插入死青蛙的脊髓中，再挂在铁栏杆上，当青蛙腿碰到铁栏杆时，就发生抽搐。
实验2:将青蛙放到铜制的解剖盘里，当解剖刀接触蛙腿时，蛙腿发生抽搐。
他根据实验得出：青蛙自身肌肉和神经里的“生物电”是导致抽搐的原因。1791年，伽伐尼发表了《论肌肉中的生物电》论文，引起广泛关注。
科学史话
伏打与电池的发明
　 善于质疑的意大利物理学家伏打，提出了疑问：为什么只有青蛙腿和铜器和铁器接触时才发生抽搐？实验如下：
实验1:将青蛙腿放在铜盘里，用解剖刀去接触，蛙腿抽搐。
实验2:将青蛙腿放在木盘里，用解剖刀去接触，蛙腿不动。
经过一番研究，伏打用实验推翻了伽伐尼的结论，他发现两种活泼性不同的金属同时接触蛙腿，蛙腿就会抽搐，蛙腿只是起了显示电流通过的作用，所谓特殊的“动物电”是不存在的。
联想到肌肉、神经类似于能导电的电解质的溶液，那么，电解质溶液与活泼性不同的金属作用会不会产生电流呢？
实 验1
将锌片和铜片平行插入稀硫酸溶液中，观察实验现象；再使锌片和铜片接触，观察实验现象。
Zn + 2H+ == Zn2+ + H2↑
2e-
实验现象：
电流计指针发生偏转，
Cu片上有气泡产生
将锌片和铜片用导线连接起来，在导线之间接入电流表。平行插入稀硫酸溶液中观察实验现象。(注意观察铜片表面和电流计指针)
实 验2
原电池的定义
这种将化学能直接转化为电能
的装置叫做原电池。
化学能
电能
从能量变化的角度分析这是什么装置
G
e
e
负极
正极
1．电子从哪里来，到哪里去？
2．在锌片和铜片表面分别发生了哪些变化？
3. 电池的正极和负极分别是什么？判断依据是什么？
溶液中有哪些看不见的动作？
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
2H++2e- =H2↑
阴离子
阳离子
负极
正极
阳离子
归 纳 与 整 理
Zn + 2H+ == Zn2+ + H2↑
2e-
电极反应总式：
化学能
电能
氧化还原反应
原电池反应本质：
伏打指出，伽伐尼实验中连接起来的是两种不同的金属(他称为第一类导体或干导体)和含液体的青蛙肌肉(他称为第二类导体或湿导体)。伏打把不同的金属板浸入同一种电解液里，组成了第一个直流电源——伏打电池。他用几个容器盛了盐水，把插在盐水里的铜板、锌板连接起来，电流就产生了。
活动2
根据已具备的氧化还原反应知识和上述信息，试
说明化学电池由几部分组成，它的组成条件是什么？
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
第一组实验
（可以）
（不可以）
形成条件二：电极需插进电解质溶液中；
第二组实验
实验探究形成原电池的条件
第三组实验
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）
原电池的形成条件
—— 电极材料均插入电解质溶液中
—— 两极相连形成闭合电路
1. 电极
—— 两个电极（活泼性不同）
负极：较活泼的金属
正极：较不活泼的金属、石墨等
2. 溶液
3. 回路
归 纳 与 整 理
实 践 活 动
方式：最好先独立设计，并动手试验，边做边改进，也可与邻座同学相互讨论和观摩，或请老师指导。
如果你还有疑问，请选做“活动二”实验探究” 然后用下列材料：电极（Zn片、Cu片、石墨棒、Fe钉等可任选）导线、土豆（2个）、电流计，设计一个装置使电流计指针发生偏转。
完成探究：完成活动探究表
解决问题：了解一个真正的电池，看看哪
些地方运用到今天大家的研究
成果。
课 后 作 业
化学电源
我们所学的原电池的缺点：
实用电池的特点：
反应一段时间后，铜极上聚集了许多氢气泡，
把铜极与硫酸隔开就不再产生电流，且携带不
方便。
能产生稳定且具有较高电压的电流；
安全且携带方便；
能适用特殊用途；
便于回收处理，不污染环境或对环境产生影响小。
（3）燃料电池 又称为连续电池，一般以天然燃料或其它可燃物质如氢气、甲醇、天然气、煤气等作为负极的反应物质，以氧气作为正极反应物质组成燃料电池。
化学电源分类
（2）二次化学电源 二次电池在放电后经充电可使电池中的活性物质恢复工作能力。铅蓄电池和可充电电池都是二次电池。
（1）一次化学电源 电池中的反应物质进行一次氧化还原反应并放电之后，就不能再次利用，如干电池。
认识几种电池
锂电池
干电池
叠层电池
纽扣电池
各类电池
1.干电池（普通锌锰电池）
电极反应方程式：
负极：
正极：
Zn – 2e- = Zn2+
2MnO2 + 2NH4+ + 2e- = Mn2O3 + 2NH3↑ + H2O
反应总的方程式
2MnO2+2NH4++ Zn=Mn2O3+2NH3↑+H2O+Zn2+
碱性锌锰干电池以氢氧化钾代替氯化铵
做电解质，结构如图1—3—8所示，
其电极反应为：
2、蓄电池
(铅蓄电池)
正极材料上涂有棕褐色的PbO2，负极材料是海绵状的金属铅，两极浸在H2SO4溶液中。写出电极反应式。
铅蓄电池是二次电池，能放电又能充电。
放电是原电池原理； 充电是电解原理
3、新型燃料电池
原理相同：
工作时发生的仍然是氧化还原反应
特点：
工作时氧化剂和还原剂是从外界不断输入的，同时将电极产物不断排出电池。
燃料电池是名副其实的把能源中燃料燃烧反应的化学能直接转化为电能的“能量转换器”。能量转换率很高。
燃料电池
3.氢氧燃料电池
交流·研讨
图1---3一10为一种氢氧燃料电池结构
示意图，电解质溶液为KOH溶液，电极
材料为石墨，氢气和氧气(或空气)源源
不断地通到电极上。请你写出该电池的
电极反应和电池反应。
氢氧燃料电池的电极反应为：
电池反应为：
燃料电池优点:
能量利用效率高、可连续使用和污染轻等优点
在酸性条件下，氢氧燃料电池中的电极反应：
在碱性条件下，氢氧燃料电池中的电极反应：
例
例
*
三、金属的腐蚀与防护
*
铁与酸反应，铁被腐蚀。腐蚀速率较慢。
铁作负极（阳极）被腐蚀腐蚀速率较快。
实验一：（按下图进行实验）请比较下列现象的异？
图一
*
金属表面与周围的物质发生化学反应或因电化学作用而遭到的破坏，称为金属腐蚀。
金属腐蚀分为
｛
化学腐蚀
电化学腐蚀
1、金属的腐蚀的电化学原理
*
（1）、化学腐蚀与电化腐蚀
化学腐蚀 电化腐蚀
条件 金属跟非金属单质直接接触 不纯金属或合金
跟电解质溶液接触
现象 无电流产生 有微弱电流产生
本质 金属被氧化 较活泼金属被氧化
联系 两者往往同时发生，电化腐蚀更普遍
*
实验二：按下图进行对比实验
图二
A
无离子水
A
A
（往水中吹二氧化碳制得碳酸溶液）
指针无偏转
指针偏转
指针偏转
*
负极： Fe - 2e- = Fe2+
正极： 2H++ 2e- =H2
溶液反应：
Fe2++ 2OH- =Fe(OH)2
4Fe(OH)2 +O2 + 2H2O =4 Fe(OH)3
2Fe(OH)3=Fe2O3·nH2O+(3-n) H2O
正极： O2 + 2H2O + 4e-= 4OH-
请写出下列电极方程式？
A
A
*
钢铁的析氢腐蚀示意图
钢铁的吸氧腐蚀示意图
H2O
*
析氢腐蚀 吸氧腐蚀
电压 0.204V 1.433V
条件
正极
负极
溶液
（2）、析氢腐蚀与吸氧腐蚀（以Fe为例）
2H++ 2e- =H2
O2 + 2H2O + 4e-= 4OH-
Fe - 2e- = Fe2+
Fe2++ 2OH- =Fe(OH)2
4Fe(OH)2 +O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
2Fe(OH)3=Fe2O3·nH2O+(3-n) H2O
水膜酸度较高
水膜酸性很弱或中性
*
铜板上的铁铆钉为什么特别容易生锈？
*
练习
银质奖章较长时间后变黑， 形成黑锈，可以采用抛光的方法恢复光泽，抛光的简单方法是：将变质的奖章放入盛有食盐的铝锅中，放置一段时间后，黑锈就被除去,而银不会损失。
（1）形成黑锈的原因：
（2）除锈的原理：
4Ag+2H2S+O2=2Ag2S+2H2O
负极： 2Al -6e- = 2Al3+
正极： 3Ag2S + 6e- = 6Ag+3S2-
2Al3+ +3S2-+6H2O=3H2S +2Al(OH)3
2Al +3Ag2S+6H2O=3H2S +2Al(OH)3 +6Ag
*
在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：
电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施的腐蚀
小结
*
①改变金属内部的组织结构，制成合金(如不锈钢）。 ②在金属表面覆盖保护层。如油漆、油脂等，电镀Zn,Cr等易氧化形成致密的氧化物薄膜作保护层。
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。
2、金属的防护
（1）、金属防护的几种重要方法
原理：隔绝金属与外界空气、电解质溶液的接触。
*
（2）、牺牲阳极的阴极保护法：
*
（3）、外加电源的阴极保护法：
辅助阳极（不溶性）
*
小结
在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下：
电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施的腐蚀
防腐措施由好到坏的顺序如下：
外接电源的阴极保护法＞牺牲阳极的阴极保护法＞有一般防腐条件保护＞无防腐条件
*
例：
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)
*
改变金属的内部组织结构 防腐
2000年5月，保利集团在香港拍卖会上花费3000多万港币购回在火烧圆明园时流失的国宝：铜铸的牛首、猴首和虎首，普通铜器时间稍久容易出现铜绿，其主要成分是[Cu2(OH)2CO3]这三件1760年铜铸的国宝在240 年后看上去仍然熠熠生辉不生锈，下列对起原因的分析，最可能的是（ D ）
A.
C.
铜的金属活动性比氢小，因此不宜被氧化；
B.
D.
它们的表面都电镀上了一层耐腐蚀的黄金；
环境污染日趋严重，它们表面的铜绿被酸雨溶解洗去；
它们是含一定比例金、银、锡、锌的合金；
练 习(共17张PPT)
第2章 化学反应的方向、限度与速率
第1节 化学反应的方向
第1节　化学反应的方向
ZnSO4+H2↑
Zn+H2SO4
2H2O
2H2 + O2
点燃
通电
2NH3
N2+3H2
高温高压
催化剂
达到着火点时,自发进行。
探究内容：
自发过程：在某一温度和压强下，不借助光、电等外部力量就能自动进行的过程。
『知识支持』
1.化学反应在一定条件下朝哪个方向自发进行？
2.化学反应在什么条件下能按我们希望的方向自发进行？
生活中的自发过程
共同特点：能量由高向低转化。
讨论：列举能自发进行的化学反应，并讨论自发反应与焓变有没有关系？
一、反应焓变与反应方向
结论：
1、放热反应（△H < 0）有利于化学反应自发进行。 　　　
2、反应焓变是反应能否自发进行有关的一个重要因素，但不是唯一因素。 　　　
　　NH4NO3(s) 、NaOH(s)、 NaC1(s)和蔗糖都能溶于水，它们的溶解过程与焓变有关吗？是什么因素决定它们的溶解能自发进行？
NaCl型晶体
结论：体系会自发地从有序状态→无序状态(混乱度增大)。
NaCl溶液
1、熵： 描述体系的混乱（无序）程度的物理
量，单位：J mol-1 K-1 。　　
　
克劳修斯 （德国）
二、反应熵变与反应方向
69.9Jmol-1K-1
47.9Jmol-1K-1
188.7Jmol-1K-1
S(g)>S(l)>S(s)
三种状态下水的熵
冰 水 水蒸气
S(高温）> S(低温)
不同物质：组成结构越复杂，熵值越大
物质状态 S(g)>S(l)>S(s)
熵值的影响因素：
同一物质：
温度：
△S= ∑S（生成物）- ∑S（反应物）
△S＞０，
熵减
△S＜０，
熵增
反应前后体系的混乱程度增大
反应前后体系的混乱程度减小
2、反应的熵变（△S）：
你能举出生活中熵增的过程吗？
事实证明: 熵增有利于化学反应的自发进行。
思考：在一定温度和压强下，熵值增大有利于反应的自发进行，那熵减小的反应是不是就不能自发进行呢？你同意这种观点吗？为什么？
反应熵变是与反应能否自发进行有关的又一个因素，但也不是唯一因素。
结论：
NH4HCO3(s)+CH3COOH(aq)=CH3COONH4(aq)+ +H2O(l)
△H=+37.3kJ/mol
C(s,石墨)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) △H= +131.3 KJ/mol
思考：
这两个反应都是吸热反应，为什么能自发进行？
CO2(g)
产生气体的反应，气体物质的量增大的反应，通常是熵增加反应，有利于反应自发进行。
焓判据：放热反应（△H < 0）有利于化学反
应自发进行。
熵判据：熵增反应（△S> 0）有利于化学反
应自发进行。
化学反应方向的判据
兴趣探究
汽车尾气中主要污染物是一氧化氮和一氧化碳，它们是现代化城市中的大气污染物。为了减轻大气污染，人们提出通过以下反应来处理汽车尾气：
298K、100KPa时，
△H=-746.8KJ mol-1， △S=-197.5J mol-1 K-1，
这个反应在常温常压下能否自发进行？
2NO(g)+2CO(g)=N2(g)+2CO2(g)(共23张PPT)
第2章 化学反应的方向、限度与速率
第1节 化学反应的方向
我们生活中越来越多的汽车带来的大气污染，有人设想让CO与NO反应产生两种无毒的气体，其中一种是空气的主要成分之一，写出此反应的化学方程式
2CO+2NO=2CO2+N2
自然界中有许多自然而然发生的现象，那么是否所有的化学反应都能够自发进行呢？
自发过程
在温度和压强一定的条件下，不借助光、电等外部力量就能自动进行的过程。
【探究】
探究以下自发过程中有哪些共同的变化趋势
（1）自然界中水总是从高处往低处流；
（2）电流总是从电位高的地方向电位低的地方流动；
（3）水蒸气冷凝成水
共同点：高能向低能转化
观察下列几个自发反应，找出它们的共同之处 （1）钠与水反应 2Na(s)+2H2O(l)=2NaOH(aq)+H2(g)
△H=－368 kJ/mol
(2)铁生锈：3Fe (s)+3/2O2 (g)=Fe2O3 (s)
　 △H=－824 kJ/mol
(3)氢气和氧气反应：2H2(g)+O2(g)=2H2O(l )
△H=－571.6kJ/mol
共同点： △H＜0 焓减小 放热反应　
一、焓变与反应方向
焓减小有利于反应自发进行
结论:反应焓变是与反应能否自发进行有关
的一个因素,但不是唯一因素
（4）NH4HCO3(s)+CH3COOH(aq)＝ CH3COONH4(aq)+CO2(g)+H2O(l)
△H=+37.3 kJ/mol
（5）碳酸钙分解
CaCO3 (S) = CaO（s）+ CO2（g）
△H（298K）=+178.2kJ/mol
△H（1200K）=+176.5kJ/mol
[探讨]固体硝酸铵、氢氧化钠、氯化钠与蔗都能溶于水，它们溶解的过程与焓变有关么？这些过程的共同特点是什么？是什么因素决定它们能自发进行？
二 、熵与反应方向
1、熵（S）:描述体系混乱度的物理量
单位：J mol-1 K-1
2、大小判据：
（1）物质的混乱度：体系混乱度越大，熵值越大；
（2）同一条件：不同物质的熵值不同；
（3）物质的存在状态：S(g) > S(l) > S(s)
69.9Jmol-1K-1
47.9Jmol-1K-1
188.7Jmol-1K-1
三种状态下水的熵
冰 水 水蒸气
3、反应熵变
（1）符号：△S
( 2 )表达式:△S = S总和(生成物) – S总和(反应物)
( 3 )正负判断：
①气体体积增大的反应，△S>0,熵增加反应
②气体体积减小的反应，△S<0,熵减小反应
火柴散落、墨水扩散过程混乱度如何变化？
熵增加(即△S > 0 )有利于反应自发进行。
从混乱度角度分析它们为什么可以自发？
【思考与交流】
【归纳与总结】
自发过程的体系趋向于由有序转变为无序，导致体
系的熵增大，这一经验规律叫做熵增原理，是反应
方向判断的熵判据
自发反应一定是熵增加的反应吗？
2Al(s)+Fe2O3(s)=Al2O3(s)+2Fe(s)
△S=－39.4J mol-1 K-1
【思考与交流】
熵变是反应能否自发进行一个因素, 但也不是唯一因素。
三、焓变与熵变对反应方向的共同影响
1.判据：△H-T△S
△H-T△S < 0 反应正向自发
△H-T△S = 0 达平衡状态
△H-T△S > 0 反应正向不能自发
总结
类型
△H
△S
△H-T△S
反应的自发性
1
-
+
2
+
-
3
-
-
4
+
+
一定为负
任何温度都自发
一定为正
任何温度都非自发
高温为正
低温为负
低温自发
高温非自发
高温为负
低温为正
高温自发
低温非自发
2、使用判据应注意的问题：
（1）判断反应的自发性要结合△H和△S，
利用△H-T△S
（2）条件是一定温度、压强下
（3）反应具有自发性，只能说明这个反应有进行的趋势，但这个反应到底能不能发生，还要涉及反应限度和反应速率问题。
影响因素：
化学反应的方向
反应焓变
反应熵变
共同影响
吸热
放热
熵增
熵减
小结
焓减小有利于反应自发，熵增大有利于反应自发
规律方法总结
自发反应中的焓变和熵变的关系
1、在温度、压力一定的条件下，放热的熵增加的反应一定能自发进行
2、在温度、压力一定的条件下，吸热的熵减少的反应一定不能自发进行
3、当焓变和熵变的作用相反时，如果二者大小相差悬殊，可能某一因素占主导地位
4、当焓变和熵变的作用相反且二者相差不大，温度可能对反应的方向起决定性作用
5、无热效应的自发过程是熵增加的过程，如两种理想
气体的混合等。
【课堂测试】
1 下列过程是非自发的是∶（ ）
A、水由高处向低处流； B、天然气的燃烧；C、铁在潮湿空气中生锈； D、室温下水结成冰。
2 碳酸铵〔（NH4）2CO3〕在室温下就能自发地分解产生氨气，对其说法中正确的是∶（ ）
A、其分解是因为生成了易挥发的气体，使体系的熵增大；
B、其分解是因为外界给予了能量；
C、其分解是吸热反应，据能量判据不能自发分解；
D、碳酸盐都不稳定，都能自发分解。
D
A
3、下列说法正确的是∶（ ）
A、凡是放热反应都是自发的，由于吸热反应都是非自发的；
B、自发反应一定是熵增大，非自发反应一定是熵减少或不变；
C、自发反应在恰当条件下才能实现；
D、自发反应在任何条件下都能实现。
4、自发进行的反应一定是∶（ ）
A、吸热反应； B、放热反应；
C、熵增加反应； D、熵增加或者放热反应。
C
D
5、250C和1.01×105Pa时，反应2N2O5（g）=4NO2（g）+O2（g）； △H=＋56.76kJ/mol，自发进行的原因是∶（ ）
A、是吸热反应；
B、是放热反应；
C、是熵减少的反应；
D、熵增大效应大于能量效应。
D
6、下列说法不正确的是（ ）
A. 焓变是一个与反应能否自发进行有关的因素，多数的能自发进行的反应都是放热反应。
B. 在同一条件下不同物质有不同的熵值，其体系的混乱程度越大，熵值越大。
C. 一个反应能否自发进行取决于该反应放热还是吸热
D. 一个反应能否自发进行，与焓变和熵变的共同影响有关
C(共53张PPT)
第2章 化学反应的方向、限度与速率
第2节 化学反应的限度
化学反应中，反应物能全部转化为生成物吗？举例说明。
有些化学反应能进行完全，如镁的燃烧，钠与水的反应；
有些化学反应不能进行完全，如合成氨，二氧化硫的催化氧化等。
可逆反应
定义：在相同条件下同时向正、反两个方向进行的反应称可逆反应。
2SO2+O2 2SO3
3H2+N2 2NH3
（1）不能进行到底，有一定限度
（2）正反两个方向的反应在同时进行
（3）一定条件下，正逆反应达平衡
可逆反应的特点
化学反应限度决定原料利用率和产品的产率，因此，研究可逆反应，提高化学反应的限度具有重要意义。
人们利用可逆反应进行化工生产时要同时考虑两个因素：
反应进行的速率
反应进行的限度
[HI]2/ [H2][I2]
初始浓度（mol/L）
平衡浓度（mol/L）
C0（H2）
C0(I2)
C0(HI)
[H2]
[I2]
[HI]
0.01067
0.01196
0
0.001831
0.003129
0.01767
0.01135
0.009044
0
0.003560
0.001250
0.01559
0.01134
0.007510
0
0.004565
0.0007378
0.01354
0
0
0.004489
0.0004798
0.0004798
0.003531
0
0
0.01069
0.001141
0.001141
0.008410
54.50
54.61
54.43
54.16
54.32
实验测得反应H2（g）＋ I2（g） 2HI（g）在698.6K时各物质的初始浓度和平衡浓度。
问题︰请分析计算所得数据，寻找其中的规律。
交流·研讨
不管H2，I2和HI的初始浓度是多大，只要保持反应体系的温度不变，达到化学平衡状态后， 就为常数。
————
[HI]2
[H2 ][I2 ]
我们通常把这个常数称为
化学平衡常数
思考·发现
在一定温度下，某个可逆反应达到平衡时，产物浓度系数次方的乘积与反应物浓度系数次方的乘积之比是一个常数。这个常数称为化学平衡常数（K）
一、化学平衡常数
对于任一可逆反应：
aA（g）+bB（g） cC（g）+ dD（g）， 试写出其化学平衡常数的表达式。
[C]c[D]d
[A]a[B]b
K ＝
注意：对于纯固体和纯液体参加的反应，不列入平衡常数表达式中 ，表达式中只包括气态物质和溶液中各溶质的浓度。
试一试
1、写出反应：2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) 的化学平衡常数表达式。
2、写出反应：FeO(s) ＋ CO(g) Fe(s)＋CO2(g)
的化学平衡常数表达式。
巩固练习
拓展练习
1
mol·L-1
[NH3]
[N2]1/2 [H2]3/2
[ NH3]2
[N2 ] [H2]3
[N2 ] [H2]3
[ NH3]2
[NH4+] [OH-]
[NH3·H2O]
[CO2]
[CO]
[Ag+] [Cl-]
(mol·L-1)2

反应
K
单位
1
1/2N2(g)＋3/2 H2(g) NH3(g)

(mol/L)—1
2
N2（g）＋ 3H2(g) 2NH3(g)

(mol/L)—2
3
2NH3(g) N2(g)＋ 3H2(g)

(mol/L)2
4
NH3·H2O(aq) NH4＋(aq)＋ OH—(aq)


5
FeO(s) ＋ CO(g) Fe(s)＋ CO2(g)


6
AgCl(s) Ag＋(aq) ＋ Cl—(aq)


问题：通过上面的练习，你在书写平衡表达式时有了哪些发现？
1、平衡常数的表达式与反应方程式的书写方式有关
（1）与物质的系数有关 （2）正、逆反应的平衡常数互为倒数K正＝1/K逆
2、平衡常数K有单位，且K的单位与反应式的书写也 有关系。
3、有纯固体或纯液体参与的化学反应，它们的浓度视 为常数，不列入平衡常数的表达式；只有溶液和气体的浓度列入 表达式。
二、平衡常数表达式书写的注意事项常数
注意：K的值与反应物的起始浓度无关，只随温度变化而变化
　在2000K时,反应CO(g)+1/2O2(g） CO2（g） 的平衡常数为K1,则相同温度下反应
2CO2（g） 2CO(g) + O2（g）的平衡常数K2为
（ ）
A、 1/K1 B、 K12 C、 1/K12 D、 K1-1/2
C
巩固练习
化 学 反 应 K的数值 反应程度
2NO(g)+2CO(g) N2(g)+2CO2(g)（570K）
约为1059
2HCl(g) H2(g)+Cl2(g) (300K)
约为10－33
PCl3(g)+Cl2(g) PCl5(g) (470K)
约为１
正反应
接近完全
正逆反应相当
正反应几乎不发生
资料在线
1、在相同的温度下，已知反应
①N2(g)+O2(g) 2NO(g) 平衡常数K=3.84×10-31;
②2SO2(g)+O2 (g) 2SO3平衡常数K=3.1×1026(mol/L)-1.
则在该温度下，两个化学反应的反应程度之间的关系为
（ ）
A、①＞② B、①＜② C、① ＝② D、不能确定
B
巩固练习
1、判断反应进行的程度，估计反应的可能性。
K值越大，反应越完全；
K值越小，反应越不完全。
　　
2、判断反应进行的方向，判断反应是否达到平衡状态
三、平衡常数的应用
知识点击
cc (C) c d(D)
Q=
ca (A) c b(B)
对于任一可逆反应：
aA（g）+bB（g） cC（g）+ dD（g）浓度商表达式。
化学反应任意时刻，产物浓度系数次方的乘积与反应物浓度系数次方的乘积之比称为浓度商，用符号Qc表示。
如何利用Q和K的相对大小判断反应是否达到平衡或反应进行的方向
[C]c[D]d
K=
[A]a[B]b
cc (C) c d(D)
Q=
ca (A) c b(B)
1、根据K的大小判断反应进行的程度。
2、判断反应是否达到平衡或反应进行的方向 。
Q = K 处于平衡状态 V正 = V逆
Q > K 反应向逆向进行 V正 < V逆
Q < K 反应向正向进行 V正 > V逆
K的意义
某温度下SO3的转化反应　　　　　　　　　　　　　　
的Ｋ＝45.89，下面三个混合体系中各物质的浓度(mol/L)如下表，试判断各体系是否达到平衡状态．
　　　　　　
体系 SO2 O2 SO３ 是否平衡 反应方向
１ 0.04 0.04 0.20 　
２ 0.096 0.30 0.50
否
逆向
否
逆向
巩固练习
298K时，某密闭容器中反应N2(g)+O2(g) 2NO(g) 达到平衡。
①写出该反应的平衡常数表达式_________________；
②若298K时，K=1×10-30，测得平衡时N2与O2的浓度均为1mol/L，试求NO的平衡浓度；
③保持温度不变，测得反应进行的某一时刻，N2、O2、NO浓度分别为10 mol/L、10 mol/L、1×10—5mol/L，此时该反应是否达到平衡状态？若要达到平衡，反应应向 方向进行，为什么？
巩固练习
[NO]= 1×10-15 mol/L
[NO]2 [N2][O2]
逆
QC＞K
张同学是高二化学兴趣小组的成员,在学习化学平衡常数之后他仿照课本中的表格在实验室进行化学平衡常数的探究，测量了一组初始浓度和平衡浓度，数据如下:
温度(K) 初始浓度
(mol/L) 平衡浓度
(mol/L) [HI]2/ [H2][I2]
C0(H2) C0(I2) C0(HI) [H2] [I2] [HI]
698.6 0.01067 0.01196 0 0.001831 0.003129 0.01767 54.49783
798.6 0.01135 0.00904 0 0.00456 0.00195 0.00859 8.29826
张同学发现对应平衡常数的数值不一样了,你能帮他找出其中的原因吗？
H2（g）＋ I2（g） 2HI（g）
思考
温 度 数值
700K 约为48.2
698.6K 约为54.4
500K 约为80.3
450K 约为120
思考：
通过这些数据，
你有什么发现呢？
H2(g)＋I2(g) 2HI(g)
温度 改变，平衡常数也发生改变
资料在线
用平衡常数来表示反应的限度有时不够直观，常用平衡转化率α来表示反应限度。
表达式：反应物A的平衡转化率：
二、平衡转化率
定义：平衡时已转化了的某反应物的量与转化前该反应物的量之比。
例：反应CO+H2O H2+CO2在773K时平衡常数K=9，如反应开始C(H2O)=C(CO)=0.020
mol·L-1求CO的转化率。
　解： CO +　H2O　 　H2+CO2　　　　　　　 初始　0.02　 0.02　　 0　 0
　变化 x x x x
平衡 0.02-x 0.02-x x x
　　K=[x/(0.02-x)]2=9 　x/(0.02-x)=3
　　解得 x=0.015mol·L-1
　　转化率=(0.015/0.020)×100％=75％
(1)已知初始浓度和平衡浓度求平衡常数和平衡转化率
注：温度一定时，对于一个化学反应，平衡常数虽然一定，但不同的反应物的平衡转化率可能不同。不能脱离具体的反应物谈平衡转化率。
练习1.在密闭容器中，将NO2加热到某温度时，可进行如下反应：2NO2 2NO+O2，在平衡时各物质的浓度分别是：[NO2]=0.06mol/L,[NO]=0.24mol/L,
[O2]=0.12mol/L.试求：
（1）该温度下反应的平衡常数。
（2）开始时NO2的浓度。
（3） NO2的转化率。
（1） 1.92
（2） 0.3mol/L
（3） 80%
(2)已知平衡转化率和初始浓度求平衡常数
练习2:已知某温度下反应:2NO2 (g) N2O4(g) 若在体积为2L的密闭容器中充入2mol的NO2(g),达平衡时NO2的转化率为50%,求
（1）该温度下反应的浓度平衡常数。
（2）若温度不变，当NO2的初始浓度为2mol/L时，NO2的转化率为多少。
（1） 1
（2） 61.3%
练习3:在2L的容器中充入 1mol CO和 1mol 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：
（1）CO的平衡浓度和转化率。
（2）若温度不变，上容器中充入 的是1mol CO和 2mol H2O(g)， CO和H2O(g)的平衡浓度和转化率各是多少。
（3）若温度不变，上容器中充入 的是1mol CO和 4mol H2O(g)， CO和H2O(g)的平衡浓度和转化率是多少。
（4）若温度不变，要使CO的转化率达到90%，在题干的条件下还要充入 H2O(g) 物质的量为多少。
（1） 0.025mol/L、50%
CO: 1/6mol/L、66.7% H2O:2/3、33.3%
CO: 0.1mol/L、80% H2O:1.6、20%
（ 4） 8.9mol
（3）已知平衡常数和初始浓度求平衡浓度及转化率。
练 吧
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．
ＡＤ
2.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”）　　　　　　　　　
t/ C 700 800 830 1000 1200
k 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6
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 .　
BC
830 C
序号 实验内容 实验记录 实验结论
(平衡移动方向)
温度变化 混合气体颜色 c(NO2)
1 将充有NO2的烧瓶放入冷水中
2 将充有NO2的烧瓶放入热水中
活动 探究
温度对化学平衡的影响
2NO2(g) N2O4(g) △H=-57.2 kJ·mol-1
红棕色 无色
降温
颜色变浅
升温
颜色变深
减小
增大
正向
逆向
三、反应条件对化学平衡的影响
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) △H＜0
原平衡状态浓度
(mol·L-1) 改变
条件 新平衡状态浓度
(mol·L-1) 移动
方向
[N2] = 20
[H2] = 40
[NH3] = 10
降温 [N2] = 19.5
[H2] = 38.5
[NH3] = 11
正向
2HI(g) H2(g) + I2(g) △H＞0
原平衡状态浓度
(mol·L-1) 改变
条件 新平衡状态浓度
(mol·L-1) 移动
方向
[HI]= 1.20
[H2]= 0.20
[I2]= 0.20
升温 [HI]= 0.80
[H2]= 0.40
[I2]= 0.40
正向
升高温度，平衡向吸热方向移动；
降低温度，平衡向放热方向移动。
2NO2(g) N2O4(g) △H= 57.2 kJ·mol-1
T(K) 298 333
K 6.8 0.601
2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) △H= + 92.2 kJ·mol-1
T(K) 473 673 873
K 0.0015 2.0 100
温度对化学平衡的影响是否改变平衡常数？
温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。
在一定体积的 密闭容器中，反应CO2(g) + H2(g)
CO(g) + H2O(g) 的化学平衡常数和温度的关系如下表：
t /℃ 700 800 830 1000 1200
K 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6
回答下列问题：
(1)该反应的化学平衡常数表达式K= 。
(2)该反应的正反应为 反应(填“吸热”或“放热”)。
(3)某温度下,平衡浓度符合下式：
c(CO2)c(H2) =c(CO) c(H2O)，可判断此时的温度为
℃。
[CO][H2O]
[CO2][H2]
吸热
830
请根据反应Fe3+(aq) + 3SCN-(aq) Fe(SCN)3(aq)
的平衡常数K 与浓度商Q = 的关
系,讨论改变反应物或生成物浓度对化学平衡的影响。
c(Fe3+)c3(SCN-)
c[Fe(SCN)3]
改 变 浓 度 Q、K关系 平衡移动方向
增大反应物 增大c(FeCl3)或c(KSCN)
增大生成物 增大c[Fe(SCN)3]
Q < K
正向
Q > K
逆向
交流 研讨
改变浓度，若QK，平衡逆向移动。移动方向由Q和K的相对大小来判定。
请根据提供的试剂和仪器，按照设计的实验方案证明上述预测。
试剂：0.01 mol/L FeCl3溶液、0.03 mol/L KSCN溶
液、 1 mol/L FeCl3溶液、1 mol/L KSCN溶液
仪器：胶头滴管、点滴板等
实验内容 现象 结论
1 先加5滴0.03 mol/L KSCN溶液，再取2滴0.01 mol/L FeCl3溶液与之混合，观察颜色变化；然后再加2滴1mol/L FeCl3溶液，观察颜色变化。
2 先加5滴0.03 mol/L KSCN溶液，再取2滴0.01 mol/L FeCl3溶液与之混
合，观察颜色变化；然后再加2滴1mol/L KSCN溶液，观察颜色变化。
溶液呈血红色后加深
溶液呈血红色后加深
Fe3+(aq) + 3SCN-(aq) Fe(SCN)3(aq)
平衡正向移动
平衡正向移动
总结：影响化学平衡的因素
升高温度，平衡向_____方向移动；
降低温度，平衡向_____方向移动。
改变浓度，若Q若Q>K，平衡_____移动。
改变压强，若Q若Q>K，平衡_____移动。
催化剂， 平衡不移动。
吸热
放热
正向
逆向
正向
逆向
改变压强实质是同时改变了平衡体系中各组分的浓度。
[例1]在一定条件下，反应 2NO + O2 2NO2达到平衡的标志是( )
A. NO、O2、NO2分子数目比是2∶1∶2
B. 反应混合物中各组分物质的浓度相等
C. 混合气体的颜色不再变化
D. 混合气体的平均相对分子质量不变
C D
平衡体系中各组分的浓度(或物质的量)不再改变。
气体质量
气体的平均相对质量=
气体的物质的质量
[例2]已知反应 mX(g) + nY(g) qZ(g)
△H<0, m+n>q,在恒容密闭容器中反应达到平衡时，下列说法正确的是( )
A. 通入稀有气体使压强增大，平衡将正向移动 B. X的正反应速率是Y的逆反应速率的m/n倍 C. 降低温度，混合气体的平均相对分子质量变小 D. 增加X的物质的量，Y的转化率降低
B
Qc=
cq(Z)
cm(X)cn(Y)
气体质量
气体的平均相对质量=
气体的物质的质量
c0(Y)
c0(Y) -[Y]
α(Y)=
×100%
1. 关节炎病因是在关节滑液中形成尿酸钠晶体，尤其在寒冷季节易诱发关节疼痛。其化学机理为：①HUr + H2O Ur- + H3O+
尿酸 尿酸根离子
②Ur-(aq) + Na+(aq) NaUr(s)
下列对反应②叙述中正确的是( )
A. 正反应的△H>0
B. 正反应的△H<0
C. 升高温度，平衡正向移动
D. 降低温度，平衡正向移动
练习
B D
2.反应2A(g) + B(g) 2C(g)；△H >0。下列反应有利于生成C的是( )
A. 低温、低压 　　　 B. 低温、高压
C. 高温、高压 　　　 D. 高温、低压
C
练习
3.某温度下，体积一定的密闭容器中进行如下可逆反应：X(g)＋Y(g) Z(g)＋W(s)；△H＞0。下列叙述正确的是 ( )
A. 加入少量W，逆反应速率增大
B. 当容器中气体压强不变时，反应达到平衡
C. 升高温度，平衡逆向移动
D. 平衡后加入X，上述反应的△H增大
B
练习
练习
4.铬酸钾(K2CrO4)与重铬酸钾(K2Cr2O7)有如下转
化: 2CrO42-+ 2H+ Cr2O72- + H2O
黄色 橙红色
已知重铬酸钾的稀溶液呈橙红色。
(1)向重铬酸钾的稀溶液中加入NaOH，溶液呈____色；
(2)向 (1)的溶液中再加入过量的H2SO4，溶液呈____色；
(3)向重铬酸钾的稀溶液中加入Ba(NO3)2溶液(BaCrO4为黄色沉淀),则平衡向___移动(填“左”或“右”)。
黄
橙红
左
5. 在一定条件下，反应H2(g) + Br2(g) 2HBr(g) 的△H<0，达到化学平衡状态且其它条件不变时：
(1)如果升高温度,平衡混合物的颜色______；
(2)如果在体积固定的容器中加入一定量的氢气，化学平衡______移动，Br2(g)的平衡转化率______
(变大、变小或不变)。
变深
正向
变大
练习
在一定条件下,反应CO + NO2 CO2 + NO达到平衡后，降低温度，混合气体的颜色变浅。下列判断正确的是( )
A. 正反应为吸热反应
B. 正反应为放热反应
C. CO的平衡转化率降低
D. 各物质的浓度不变
B
A. 达到平衡后，若使用催化剂，C的质量分数增大
B. 平衡后，若升高温度，则平衡向逆反应方向移动
C. 平衡后，增大A的量，有利于平衡正向移动
D. 化学方程式中一定有n＞p+q
可逆反应mA(s) + nB(g) pC(g) + qD(g)。
反应中，当其它条件不变时，C的质量分数与温度
(T)和压强(P)的关系如上图，根据图中曲线分析，
判断下列叙述中正确的是( )
B
T1
T2
时间
C%
O
P1
P2
时间
C%
O
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) △H = _ 197.8 kJ/mol是硫酸制造工业的基本反 应。在生产中通常采用通入过量的空气的方法。为什么？
提高O2在原料气中的比例，使SO2的平衡转化率提高，从而降低生产成本。
思考
原平衡状态
新平衡状态
平衡移动
借助Q与K的相对大小进行判断
升高温度，平衡向吸热方向移动
降低温度，平衡向放热方向移动
温度：温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数来实现的
若Q>K，平衡逆向移动
若Q小结
改变浓度
(或压强)：
化学平衡常数和平衡转化率
a A + b B c C + d D
Qc= Kc处于平衡状态
c0(A)
c0(A) -[A]
α=
×100%
Kc=
[C]c[D]d
[A]a[B]b
Qc=
cc(C)cd(D)
ca(A)cb(B)
×100%
起始的物质的量
转化的物质的量
=(共62张PPT)
第2章 化学反应的方向、限度与速率
第2节 化学反应的限度
N2 + 3 H2 2NH3 + Q
该反应在一定条件下是不可能进行完全的，即存在一定的限度，而反应的限度的大小对于生产和生活实际有着直接影响。因此仅研究化学反应的方向是不够的，还需要关注化学反应的限度问题。怎样定量描述化学反应的限度呢？化学反应中反应物的转化率受到哪些因素的影响？
什么叫化学平衡状态？化学平衡有哪些特点？
在研究了大量实验的基础上，人们发现可以用化学平衡常数来定量描述化学反应的限度。
1、可逆反应
定义：在相同条件下同时向正、反两个方向进行的反应称可逆反应。
2SO2+O2 2SO3
3H2+N2 2NH3
交流 · 研讨
下列说法是否正确：
1、氢气在氧气中燃烧生成水，水在电解时生成氢气和氧气，H2+O2=H2O是可逆反应。
2、硫酸铜晶体加热变成白色粉末，冷却又变成蓝色，所以无水硫酸铜结合结晶水的反应是可逆反应。
3、氯化铵加热变成氨气和氯化氢气体，两种气体又自发变成氯化铵，氯化铵的分解是可逆反应。
1、可逆反应
可逆反应的特点：
（1）不能进行到底，有一定限度
（2）正反两个方向的反应在同时进行
（3）一定条件下，正逆反应达平衡
1、可逆反应
人们利用可逆反应进行化工生产时要同时考虑两个因素：
反应进行的速率和反应进行的限度。
化学反应限度决定原料利用率和产品的产率，因此，研究可逆反应，提高化学反应的限度具有重要意义。
2、化学平衡
定义：在一定条件下可逆反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。
要点：对象——可逆反应
条件——一定条件下，V正=V逆
特征——各成份的浓度不再变化
特点
动—化学平衡是一种动态平衡
V正＝V逆≠0；
定—反应混合物中各组成的浓度
保持不变；
变—当外界条件（C、P、T）改变
时，V正≠V逆 ，平衡发生改变
2、化学平衡
练习
1、N2+3H2 2NH3反应达到平衡时，下列说法正确的是（ ）
A、N2和H2不再化合了
B、N2、H2、NH3的浓度相等
C、平衡建立前体系的总质量在不断变化而平衡建立后体系的总质量就不再变了
D、N2、H2、NH3的浓度保持不变
D
2、在一定温度下，可逆反应：
A(g)+3B(g) 2C(g)达到平衡的标志是( )
A.A生成的速率与C分解的速率相等
B.A、B、C的浓度不再变化
C.单位时间生成n molA同时消耗3n molB
D.A、B、C的分子数之比为1：3：2
BC
3、在一定温度下反应A2(g) + B2(g) 2AB(g) 达到平衡的标志是（ ）
C
A、单位时间生成1moLA2的同时生成1moL的B2
B、容器内的总物质的量不随时间变化
C、单位时间生成2moLAB的同时生成1moL的B2
D、单位时间生成1moLA2的同时消耗2moL的2AB
温度（K） 序
号 初始浓度（mol/L） 平衡浓度（mol/L）
C0(H2) C0(I2) C0(HI) [H2] [I2] [HI]
698.6 ① 0.01067 0.01196 0 0.001831 0.003129 0.01767
② 0.01135 0.009044 0 0.003560 0.001250 0.01559
③ 0.01134 0.007510 0 0.004565 0.007378 0.01354
④ 0 0 0.004489 0.0004798 0.0004798 0.003531
⑤ 0 0 0.010690 0.001141 0.001141 0.008410
798.6 ⑥ 0.01135 00.009040 0 0.004560 0.001950 0.008590
⑦ 0 0 0.01655 0.003390 0.003390 0.009770
⑧ 0 0 0.01258 0.002580 0.002580 0.007420
【交流.研讨一】测量获得反应H2(g)＋I2(g) 2HI (g) ，在698.6K或798.6K时各物质的初始浓度和平衡浓度，结果如下表
54.50
54.43
54.16
54.33
8.298
8.306
8.271
1 请根据表中的实验数据计算平衡时 的值，将计算结果填入表中。
54.62
温度（K） 序
号 初始浓度（mol/L） 平衡浓度（mol/L）
C0(H2) C0(I2) C0(HI) [H2] [I2] [HI]
698.6 ① 0.01067 0.01196 0 0.001831 0.003129 0.01767
② 0.01135 0.009044 0 0.003560 0.001250 0.01559
③ 0.01134 0.007510 0 0.004565 0.007378 0.01354
④ 0 0 0.004489 0.0004798 0.0004798 0.003531
⑤ 0 0 0.010690 0.001141 0.001141 0.008410
798.6 ⑥ 0.01135 00.009040 0 0.004560 0.001950 0.008590
⑦ 0 0 0.01655 0.003390 0.003390 0.009770
⑧ 0 0 0.01258 0.002580 0.002580 0.007420
【交流.研讨一】测量获得反应H2(g)＋I2(g) 2HI (g) ，在698.6K或798.6K时各物质的初始浓度和平衡浓度，结果如下表
54.50
54.43
54.16
54.33
8.298
8.306
8.271
请分析计算所得数据，寻找其中的规律。
（1）请分析计算所得的数据，回答在相同温度下数据大小有何特点？
（2）该常数大小与反应的初始浓度大小有无关系？
54.62
温度（K） 序
号 初始浓度（mol/L） 平衡浓度（mol/L）
C0(H2) C0(I2) C0(HI) [H2] [I2] [HI]
698.6 ① 0.01067 0.01196 0 0.001831 0.003129 0.01767
② 0.01135 0.009044 0 0.003560 0.001250 0.01559
③ 0.01134 0.007510 0 0.004565 0.007378 0.01354
④ 0 0 0.004489 0.0004798 0.0004798 0.003531
⑤ 0 0 0.010690 0.001141 0.001141 0.008410
【交流.研讨一】测量获得反应H2(g)＋I2(g) 2HI (g) ，在698.6K或798.6K时各物质的初始浓度和平衡浓度，结果如下表所示
2 请分析计算所得数据，寻找其中的规律。
（3）由1、2、3组所给的初始浓度数据判断刚开始时化学反应进行的方向？由4、5两组所给的初始浓度数据判断刚开始时化学反应进行的方向？由此你能否得出该常数与化学反应方向的关系？
54.50
54.62
54.43
54.16
54.33
温度（K） 序
号 初始浓度（mol/L） 平衡浓度（mol/L）
C0(H2) C0(I2) C0(HI) [H2] [I2] [HI]
698.6 ① 0.01067 0.01196 0 0.001831 0.003129 0.01767
② 0.01135 0.009044 0 0.003560 0.001250 0.01559
③ 0.01134 0.007510 0 0.004565 0.007378 0.01354
④ 0 0 0.004489 0.0004798 0.0004798 0.003531
⑤ 0 0 0.010690 0.001141 0.001141 0.008410
【交流.研讨一】测量获得反应H2(g)＋I2(g) 2HI (g) ，在698.6K或798.6K时各物质的初始浓度和平衡浓度，结果如下表所示
2 请分析计算所得数据，寻找其中的规律。
（4）由前5组平衡浓度的数据判断建立的平衡状态相同吗？你能否得出该常数与建立的平衡状态有无关系？由此你能得到什么结论？
54.50
54.62
54.43
54.16
54.33
温度（K） 序
号 初始浓度（mol/L） 平衡浓度（mol/L）
C0(H2) C0(I2) C0(HI) [H2] [I2] [HI]
698.6 ① 0.01067 0.01196 0 0.001831 0.003129 0.01767
② 0.01135 0.009044 0 0.003560 0.001250 0.01559
③ 0.01134 0.007510 0 0.004565 0.007378 0.01354
④ 0 0 0.004489 0.0004798 0.0004798 0.003531
⑤ 0 0 0.010690 0.001141 0.001141 0.008410
798.6 ⑥ 0.01135 00.009040 0 0.004560 0.001950 0.008590
⑦ 0 0 0.01655 0.003390 0.003390 0.009770
⑧ 0 0 0.01258 0.002580 0.002580 0.007420
【交流.研讨一】测量获得反应H2(g)＋I2(g) 2HI (g) ，在698.6K或798.6K时各物质的初始浓度和平衡浓度，结果如下表
54.50
54.43
54.16
54.33
8.298
8.306
8.271
2 请分析计算所得数据，寻找其中的规律。
（5）纵观以上8组实验数据，你还能得到什么结论？
54.62
规律小结
通过分析实验数据得出：
(1)温度相同时，达到化学平衡状态 为一常数；
(2)这个常数与反应的起始浓度大小无关；
(3)这个常数与正向建立还是逆向建立平衡无关即与平衡建立的过程无关。
(4)同一温度下可以有多个平衡状态，但平衡时只有一个常数。
(5) 温度不同，平衡时常数大小不同。
不管H2 I2和HI的初始浓度是多大，只要保持反应体系的温度不变，达到化学平衡状态后， 总是一个常数。
一、化学平衡常数
K =
1 化学平衡常数表达式
含义：在一定温度时，当一个可逆反应达到平衡状态时，生成物平衡浓度系数次方之积与反应物平衡浓度系数次方之积的比值是一个常数，这个常数称为化学平衡常数简称平衡常数。
单位：（mol L-1）c+d-a-b
如果反应中有固体和纯液体参加，它们的浓度不应写在平衡关系式中，因为它们的浓度是固定不变的，化学平衡关系式中只包括气态物质和溶液中各溶质的浓度。如：
CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g)
K=[CO2]
CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(l)
K=[CO]/([CO2][H2])
书写平衡常数关系式的注意事项
巩固练习
1 请写出下列反应的平衡常数表达式
2 平衡常数K的意义
平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度(即反应的限度），平衡常数的数值越大，说明反应进行得越完全。
化学反应 K 反应程度
2NO(g)+2CO(g) N2(g)+2CO2(g)(570K) 约为1059moL·L-1 正反应可接近完全
PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g)(470K) 约为1moL·L-1 正、逆反应相当
2HCl(g) H2(g)+Cl2(g)(300k) 10－33 正反应几乎不发生
一般来说，如果一个反应的平衡常数大于105，通常认为反应可进行得比较完全，相反，如果一个反应的平衡常数小于在10-5，则认为这个反应很难进行。
反应 K 单位
1 1/2N2(g)+3/2H2(g) NH3(g) (mol·L－1)－1
2 N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) (mol·L－1) -2
3 2NH3(g) N2(g)+3H2(g) (mol·L－1) 2
4 NH3·H2O(aq) NH4+(aq)+OH-(aq)
5 FeO(s)+CO(g) Fe(s)+CO2(g)
6 AgCl(s) Ag+(aq)+Cl －(aq)
【交流.研讨二】写出下表中各反应的平衡常数表达式。并讨论下面的问题
反应 K 单位
1 1/2N2(g)+3/2H2(g) NH3(g) (mol·L－1)－1
2 N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) (mol·L－1) -2
3 2NH3(g) N2(g)+3H2(g) (mol·L－1) 2
（1）对于一个反应，其平衡常数的表达式是唯一的吗？平衡常数的表达式与哪些因素有关？
（2）对于一个反应，其正反应和逆反应的平衡常数之间有什么关系？
反应 K 单位
4 NH3·H2O(aq) NH4+(aq)+OH-(aq)
5 FeO(s)+CO(g) Fe(s)+CO2(g)
6 AgCl(s) Ag+(aq)+Cl -(aq)
（3）我们将物质的量浓度单位为mol·L-1 带入化学平衡常数表达式，可得到K的单位。请写出上表中三个反应的K的单位，并由所得结果分析K的单位与反应的化学方程式之间有什么关系。
mol·L-1
(mol·L-1)2
3.平衡常数的有关规律
1 同一个可逆反应，平衡常数的表达式不是唯一的，它与化学方程式的书写方式有关。书写方式不同，各反应物、生成物的系数不同，平衡常数表达式就不同。每个化学方程式都有自己的平衡常数表达式及相应的平衡常数。
2 对于同一个反应，正反应和逆反应的平衡常数互为倒数。
3 平衡常数的单位与化学方程式表示形式相对应。
4. 化学平衡常数的应用
aA+bB cC+dD
K =
Q =
浓度商
当Q＞K时，
反应会逆向进行达到平衡。
反应为平衡状态。
反应要正向进行达到平衡。
在某温度下，某时刻反应是否达平衡，可用该时刻浓度商Q与K比较大小来判断。
当Q = K时，
当Q ＜ K时，
对于可逆反应达到平衡后各物质的浓度变化关系，在计算中注意：
（2）生成物：平衡浓度=初始浓度+转化浓度
生成物D: [D] = c0(D) +△c(D)
（3）各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中相应的化学计量数之比。△c(A):△c(D)=a:d
（1）反应物：平衡浓度=初始浓度-转化浓度；
反应物A: [A]=c0(A) - △c(A)
5、与平衡常数有关的计算
例:合成氨的反应N2+3H2 2NH3在某温度下各物质的平衡浓度是:[N2]=3mol·L-1,
[H2]=9mol·L-1,[NH3] =4mol·L-1求该反应的平衡常数和N2、H2的初始浓度。
　　解：①求平衡常数K
　Kc=[NH3]2/([N2][H2]3)=16/(3×93)=7.32×10-3
　　②求N2、H2的初始浓度。　　
　　　　　　　 N2　+　3H2　 2NH3　　　　　　　　　
初始(mol·L-1)
变化(mol·L-1) 2 6 4
平衡(mol·L-1) 3　 9 　 4
(3+2)　 (9+6)　　0
练习：对于反应2SO3(g) 2SO2(g)+ O2(g),若在一定温度下，将2mol的SO3(g)放入一体积为2L的密闭容器中，当达到平衡状态时，测得O2(g)的物质的量为0.6mol,试求此反应的平衡常数。
0.675
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．
AD
用平衡常数来表示反应的限度有时不够直观，常用平衡转化率α来表示反应限度。
表达式：反应物A的平衡转化率：
二、平衡转化率
定义：平衡时已转化了的某反应物的量与转化前该反应物的量之比。
例：反应CO+H2O H2+CO2在773K时平衡常数K=9，如反应开始时C(H2O)=C(CO)=0.020mol·L-1求CO的转化率。
　解： CO +　H2O　 　H2+CO2　　　　　　　 初始　0.02　 0.02　　 0　 0
　变化 x x x x
平衡 0.02-x 0.02-x x x
　　K=[x/(0.02-x)]2=9 　x/(0.02-x)=3
　　解得 x=0.015mol·L-1
　　转化率=(0.015/0.020)×100％=75％
(1)已知初始浓度和平衡浓度求平衡常数和平衡转化率
例1：对于反应2SO2(g)+ O2(g) 2SO3(g) ,若在一定温度下，将0.1mol的SO2(g)和0.06mol O2(g)注入一体积为2L的密闭容器中，当达到平衡状态时，测得容器中有0.088mol的SO3(g)试求在该温度下
（1）此反应的平衡常数。
（2）求SO2(g)和O2(g)的平衡转化率。
注：温度一定时，对于一个化学反应，平衡常数虽然一定，但不同的反应物的平衡转化率可能不同。不能脱离具体的反应物谈平衡转化率。
练习1.在密闭容器中，将NO2加热到某温度时，可进行如下反应：2NO2 2NO+O2，在平衡时各物质的浓度分别是：[NO2]=0.06mol/L,[NO]=0.24mol/L,
[O2]=0.12mol/L.试求：
（1）该温度下反应的平衡常数。
（2）开始时NO2的浓度。
（3） NO2的转化率。
（1） 1.92
（2） 0.3mol/L
（3） 80%
(2)已知平衡转化率和初始浓度求平衡常数
例2:反应SO2(g)+ NO2(g) SO3(g)+NO(g) ,若在一定温度下，将物质的量浓度均为2mol/L的SO2(g)和NO2(g)注入一密闭容器中，当达到平衡状态时，测得容器中SO2(g)的转化率为60%，试求：在该温度下。
（1）此反应的浓度平衡常数。
（2）若SO2、NO2的初始浓度均增大到3mol/L,则SO2转化率变为多少？
（1） 2.25
（2） 60%
练习2:已知某温度下反应:2NO2 (g) N2O4(g) 若在体积为2L的密闭容器中充入2mol的NO2(g),达平衡时NO2的转化率为50%,求
（1）该温度下反应的浓度平衡常数。
（2）若温度不变，当NO2的初始浓度为2mol/L时，NO2的转化率为多少。
（1） 1
（2） 61.3%
（3）已知平衡常数和初始浓度求平衡浓度及转化率。
例3、在1200℃时测得下列反应达平衡时,k=2.25. CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g) 。若反应从CO2(g)和H2(g)开始，且CO2(g)和H2(g)的初始浓度分别为A、B、C三种情况。试计算A情况下各物质的平衡浓度及CO2(g)和H2(g)平衡转化率。
初始浓度 A B C
Co(H2)mol/L 0.0100 0.0120 0.0080
Co(CO2)mol/L 0.0100 0.0100 0.0100
（ A） 0.004、0.006 60%
2NO2(g) N2O4(g) △H=－57.2kJ·mol-1
红棕色 无色
序号 实验内容 实验记录 实验结论
(平衡移动
方向)
温度变化 混合气体颜色 c(NO2)
1 将充有NO2的烧瓶放入冷水中
2 将充有NO2的烧瓶放入热水中
温度对化学平衡的影响
温度对化学平衡的影响
2NO2(g) N2O4(g)
红棕色
无色
△H ＝－ 57.2kJ.mol-1
2NO2(g) N2O4(g) △H=－57.2kJ·mol-1
红棕色 无色
序号 实验内容 实验记录 实验结论
(平衡移动
方向)
温度变化 混合气体颜色 c(NO2)
1 将充有NO2的烧瓶放入冷水中
2 将充有NO2的烧瓶放入热水中
降温
颜色变浅
减小
正向
升温
颜色变深
增大
逆向
温度对化学平衡的影响
正 向
正 向
升高温度，平衡向吸热方向移动；
降低温度，平衡向放热方向移动。
降温
[HI] =0.80mol·L-1
[H2] =0.40mol·L-1
[I2] =0.40mol·L-1
升温
[HI] =1.20mol·L-1
[H2] =0.20mol·L-1
[I2] =0.20mol·L-1
[N2]= 19.5 mol·L-1
[H2] =38.5 mol·L-1
[NH3] =11 mol·L-1
[N2] =20mol·L-1
[H2] =40mol·L-1
[NH3] =10mol·L-1
N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)
△H<0
移动
方向
新平衡状态
改变
条件
原平衡状态
可逆反应
2HI(g) H2(g)+I2(g)
△H>0
2NH3(g) N2(g) + 3H2(g)
△H= + 92.2kJ·mol-1
100
2.0
0.0015
K/ (mol·L-1)2
873
673
473
T/K
0.601
6.8
K/ (mol·L-1)-1
333
298
T/K
2NO2(g) N2O4(g)
△H= － 57.2kJ·mol-1
温度对化学平衡的影响是通过改变平衡常数实现的。
在一定体积的 密闭容器中，反应CO2(g) + H2(g)
CO(g) + H2O(g) 的化学平衡常数和温度的关系如下表：
t/℃ 700 800 830 1000 1200
K 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6
回答下列问题：
(1)该反应的化学平衡常数表达式K= 。
(2)该反应的正反应为 反应(填”吸热”或”放热”)。
(3)某温度下,平衡浓度符合下式：
c(CO2)c(H2) =c(CO) c(H2O)，可判断此时的温度为 ℃。
吸热
[CO][H2O]
[CO2][H2]
830
改 变 浓 度 Q、K关系 平衡移动方向
增大反应物 增大c(FeCl3)或c(KSCN）
增大生成物 增大c[Fe(SCN)3]
正 向
逆 向
请根据反应 Fe3+(aq) + 3SCN-(aq) Fe(SCN)3(aq)的平衡常数K 与
浓度商Q = 的关系,讨论改变反应物或生成物浓度对化学
平衡的影响。
Q < K
Q > K
交流 研讨
c(Fe3+)c3(SCN-)
c[Fe(SCN)3]
请根据提供的试剂和仪器，按照设计的实验
方案证明上述预测。
试剂：0.01 mol·L-1 FeCl3溶液、0.03 mol·L-1KSCN溶液、
1mol·L-1 FeCl3溶液、1mol·L-1KSCN溶液
仪器：胶头滴管、点滴板等
编号 实验内容 实验现象 实验结论
1 先加5滴0.03mol·L-1KSCN溶液，再取2滴0.01 mol·L-1 FeCl3溶液与之混合，观察颜色变化；然后再加2滴1mol·L-1 FeCl3溶液，观察颜色变化。
2 先加5滴0.03mol·L-1KSCN溶液，再取2滴0.01 mol·L-1 FeCl3溶液与之混合，观察颜色变化；然后再加2滴1mol·L-1 KSCN溶液，观察颜色变化。
溶液呈血红色后加深
溶液呈血红色后加深
正向移动
正向移动
改变浓度，若QK，平衡逆向移动。
浓度对化学平衡的影响
Fe3++3SCN- Fe(SCN)3
2、浓度对化学平衡的影响
结论：(其它条件不变的情况下）
条件改变 平衡移动方向
C反增大
C生增大
C反减小
C生减小
向正反应方向移动
向逆反应方向移动
向逆反应方向移动
向正反应方向移动
浓度对化学平衡影响的原因
改变了浓度商(Q)，使Q≠K,进而影响化学平衡
浓度对平衡影响的适用范围：
只适用于气体或溶液
说明： 改变纯固体、纯液体的量对化学平衡无影响。
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) △H = _ 197.8kJ·mol-1
是硫酸制造工业的基本反 应。在生产中通常采用通入过量的空气的方法。为什么？
提高O2在原料气中的比例，使SO2的平衡转化率提高，从而降低生产成本。
原平衡状态
新平衡状态
平 衡 移 动
浓度
借助Q与K的相对大小进行判断
升高温度，平衡向吸热方向移动
降低温度，平衡向放热方向移动
温度
温度对化学平衡的影响是
通过改变平衡常数来实现的
改变浓度，若Q > K，平衡逆向移动
改变浓度，若Q < K，平衡正向移动
三支针筒中均抽入10mlNO2气体，将针筒前端闭。
原理：N2O4 2NO2
（1）将第二支针筒活塞迅速推至5ml处（现象如下图中
a b c 所示）
（2）将第三支针筒活塞迅速拉至20ml处。（现象如下图中
A1 b1 c1 所示）
请观察针筒中气体颜色变化，并尝试用化学平衡移动的观点进行解释。
a1
b1
c1
[观察.思考]
b
c
a
再如：
向气体体积缩小的方向移动
向气体体积增大的方向移动
条件改变 平衡移动方向
压强增大
压强减小
　N2(气) + 3H2 (气) 　　2NH3(气)
压强(Mpa) 1 5 10 30 60 100
ωNH3 (%) 2.0 9.2 16.4 35.5 53.6 69.4
4500C时N2与H2反应合成NH3的数据
分析：
B：减小压强，会使化学平衡向着气体体积增大的方向移动。
3、压强对化学平衡的影响
结论: (在其它条件不变的情况下)
(对于反应前后气体体积改变的反应)
A：增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动。
(对于反应前后气体体积不变的反应)
C: 改变压强，化学平衡不移动。
早在1888年，法国科学家勒﹒夏特列就发现了这其中的规律，并总结出著名的勒﹒夏特列原理，也叫化学平衡移动原理：改变影响化学平衡的一个因素，平衡将向能够减弱这种改变的方向移动。
在一定条件下,反应CO + NO2 CO2 + NO达到平衡后，降低温度，混合气体的颜色变浅。下列判断正确的是( )
A. 正反应为吸热反应
B. 正反应为放热反应
C. CO的平衡转化率降低
D. 各物质的浓度不变
B
2．已知化学反应2A( )+B(g) 2C( )达到平衡，当增大压强时，平衡向逆反应方向移动，则 ( )
A．A是气体，C是固体 B．A、C均为气体
C．A、C均为固体 D．A是固体，C是气体
1．某一化学反应，反应物和生成物都是气体，改变下列条件一定能使化学平衡向正反应方向移动的是 ( )
A．增大反应物浓度 B．减小反应容器的体积
C．增大生成物浓度 D．升高反应温度
A
D
3.关节炎病因是在关节滑液中形成尿酸钠晶体，尤其在寒冷季节易诱发关节疼痛。其化学机理为：
①HUr + H2O Ur -+ H3O+
尿酸 尿酸根离子
②Ur-(aq)+Na+(aq) NaUr(s)
下列对反应②叙述中正确的是( )
A. 正反应的△H>0
B. 正反应的△H<0
C. 升高温度，平衡正向移动
D. 降低温度，平衡正向移动
BD
4.在一定条件下，反应H2(g)+Br2(g) 2HBr(g) 的△H<0，达到化学平衡状态且其它条件不变时：
(1)如果升高温度,平衡混合物的颜色 ；
(2)如果在体积固定的容器中加入一定量的氢气，化学平衡 移动，Br2(g)的平衡转化率 (变大、变小或不变)。
5.铬酸钾(K2CrO4)与重铬酸钾(K2Cr2O7)有如下转化:
2CrO42-+ 2H+ Cr2O72- + H2O
黄色 橙红色
已知重铬酸钾的稀溶液呈橙红色。
(1)向重铬酸钾的稀溶液中加入NaOH，溶液呈 色；
(2)向 (1)的溶液中再加入过量的H2SO4，溶液呈 色；
(3)向重铬酸钾的稀溶液中加入Ba(NO3)2溶液(BaCrO4为 黄色沉淀),则平衡向 移动(填“左”或“右”)。
变深
正向
变大
黄
橙红
左(共17张PPT)
第2章 化学反应的方向、限度与速率
第3节 化学反应的速率
表示方法：ひ(A)=
△ C (A)
△t
————
2、单位：
mol/(L·S)或 mol/(L·min)
3、特点：
⑴化学反应速率是一段时间内的平均速率，且取正值。
⑵在同一反应中用不同的物质来表示反应速率时其数值是不同的 , 应标明是哪一种物质。
1、定义：单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量，可以表示出反应进行的快慢程度。
练一练:反应4NH3+5O2 == 4NO+6H2O
在2升的密闭容器中进行，20秒后，NO 的物质的量增加了1.6mol，此反应的反应速率用NO来表示为多少？
解：V（ NO ）=
△ C（ NO ）
△ t
=
△ n（ NO ）／V
△ t
1.6mol ／2 L
20s
=
=0.04mol/(L·s)
提示:因为NO 的物质的量增加了1.6mol，所以O2的物质的量减少了2mol
则：V（ O2 ）=
2mol ／2 L
20s
=0.05mol/(L·s)
练一练:反应4NH3+5O2 == 4NO+6H2O
在2升的密闭容器中进行，20秒后，NO 的物质的量增加了1.6mol，此反应的反应速率用NO来表示为多少？
问题2：若用O2来表示，此反应速率是多少？
问题3：v(NO)=0.04mol/(L·s) 与v(O2)=0.05mol/(L·s)是否表示此反应的同一种速率？数值上有何规律？
练一练:反应4NH3+5O2 == 4NO+6H2O
在2升的密闭容器中进行，20秒后，NO 的物质的量增加了1.6mol，此反应的反应速率用NO来表示为多少？
2.表示化学反应速率的时候必须注明物质
1. 对反应 aA + bB = c C + dD,
有V(A):V(B):V(C):V(D)=a:b:c:d
[例] 某温度时，在2L密闭容器中，X、Y、Z三种物质的物质的量随时间变化曲线如右图所示。由图中数据分析，该反应的化学方程式为_____________________________。反应开始至2min，Z的平均反应速率为
______________________。
[解析] 从图分析，2min之内，X消耗了0.3mol，Y消耗了0.1mol而Z增加了0.2mol。
物质发生化学变化时，反应物减少的物质的量与生成物生成的物质的量之比等于化学反应方程式中各对应物质前计量数之比。
因 nX∶nY∶nZ＝0.3mol∶0.1mol∶0.2mol==3 ∶1 ∶ 2
Z的平均反应速率为＝ ＝ ＝0.05mol/（L ·min ）
所以化学方程式为： 3X＋Y 2Z
二、影响化学反应速率的因素
参加反应的物质的结构和反应的历程，是决定化学反应速率的主要因素。
(2)多步化学反应速率取决于最慢的反应
(1)反应历程不同，原理不同，速率不同。
例：离子反应通常比有机反应要快得多。
1、内因：
木桶原理
是影响化学反应速率的四大主要因素
此外还有
等也影响了反应速率。
2、外因
浓度、压强、温度、催化剂
光、
超声波、
激光、
放射性、
电磁波、
反应物的颗粒的大小
浓度对反应速率的影响
规律：其他条件不变时，增大反应物浓度，可以增大化学反应速率；减小反应物浓度，可以减小化学反应速率。
注意：① 对于纯液体和或固体反应物，其浓度是常数，因此改变它们的量不会改变化学反应速率。
2. 压强对反应速率的影响
规律：对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快，减小压强，反应速率减慢。
注意：① 对于纯液体、溶液或固体反应物，由于压强的变化对它们的浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
② 对于有气体参加和有气体生成的可逆反应，增大压强，反应物和生成物浓度都增大，其正、逆反应速率都增大；减小压强，其正、逆反应速率都减小。
3. 温度对反应速率的影响
规律：若其他条件不变，升高温度，反应速率加快，降低温度，反应速率减慢。
注意：① 一般温度每升高10℃，反应速率增加2-4倍。
② 对于可逆反应，升高（或降低）温度，其正、逆反应速率都增大（或减小）
4. 催化剂对反应速率的影响
规律：在反应中，催化剂能大大加快反应速率。
反 应 条 件 影 响 原 因 结 论
①增大反应
物浓度
②增加气体
压强
③升高 温度
④合适
催化剂
⑵外界条件对化学反应速率影响的原因
单位体积内分子数增加(活化分子百分数不变)，活化分子数相应增加
反应物分子能量增加，活化分子百分数增加，活化分子数增加。
降低反应所需的能量，使活化分子百分数增加，活化分子数增加。
单位体积内活化分子数增加，有效碰撞次数增多，
反应速率
加快。
1. 把除去氧化膜的镁条投入到盛有少量稀盐酸的试管中，发现氢气发生的速率变化情况
如图所示，其中t1～t2速率变化的主要
原因是_________________________
_________________________；
t2～t3速率变化的主要原因是
______________________________
___________________。
反应是放热反应，温度升高使化学反应速率提高
HCl物质的量浓度变小使化学反应速率降低
2. 对于反应I2(g)＋H2(g) 2HI(g)，在其他条件相同时，采取下列措施，压强如何变化，反应速率如何变化
(1)缩小体积；
(2)保持体积不变，通入惰性气体He；
(3)保持压强不变，通入惰性气体He；
(4)保持体积不变，通入少量H2。
(1) 缩小体积 压强增大，浓度增大 反应速率增大
(2) 体积不变，通入He 混合气体的总压增大，但反应物压强和浓度没有变化
反应速率不变
(3) 压强不变，通入He 体积增大，体系各物质浓度减少 反应速率减小
(4) 通入H2，因体积不变，压强增大 c(H2)增大， 反应速率增大
3. 现有反应：A (g) +B (g) === C (g)，
从正反应开始，在其他条件不变时，某一反应
物的浓度、反应时间、反应温度跟反应速率之
间的关系曲线如图所示，其中明显错误的是
（ ）
ひ
C (A)
O
(A)
ひ
C (B)
O
ひ
时间
O
ひ
温度
O
(B)
(C)
(D)
B
单位体积内 有效
碰撞次数 化学反应
的速率
分子总数 活化分子数 活化分子百分数
增大反应物浓度
增大压强
升高温度
使用正催化剂
试将外界条件对反应速率的影响结果填入下表中：
影响
结果
外界
条件改变
〖思考与练习〗(共25张PPT)
第2章 化学反应的方向、限度与速率
第3节 化学反应的速率
一个化学反应是否具有利用价值不仅决定于它是否有可能发生以及反应进行的程度,还决定于 。
要想有效地控制化学反应，必须要了解化学反应是怎样进行的，并能定量分析浓度、温度、催化剂等反应条件对化学反应速率的影响程度
化学反应速率的快慢
影响化学反应速率的因素有哪些
如何定量描述化学反应的速率
浓度
温度
压强
催化剂
体验教材P55《活动·探究》
反应物间的接触面积
分别取浓度为2.0、1.5、1.0（mol·L-1)的盐酸各50ml与0.3g镁条反应，记录比较镁条完全溶解所需反应时间
反应开始
反应结束
思考二
若用单位时间内盐酸浓度的减小或氯化镁浓度的增大来表示该化学反应的速率，需要哪些数据呢？二者在数值上相等吗？为什么？
思考一
实验中化学反应速率可用哪些方法表示？
单位时间内盐酸溶液或氯化镁的浓度变化
单位时间内镁的质量变化
单位时间内镁的物质的量的变化
需要准确量取盐酸的体积，并利用关系式计算出反应中消耗的氯化氢或生成的氯化镁的物质的量
一、化学反应速率
1.概念及计算公式
对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增大来表示化学反应速率
2.应用中应注意的问题
计算公式
①概念中的反应速率实际上是某段时间间隔内的平均反应速率。时间间隔越短，在这段时间发生的浓度变化越接近瞬时反应速率（指在某一瞬间的反应速率）
单位
mol·L-1·min-1
mol·L-1·s-1
②对某一具体化学反应来说，在用不同物质表示化学反应速率时所得数值往往不同。用各物质表示的化学反应速率的数值之比等于化学方程式中各物质的系数之比
在2A＋B == 3C＋4D反应中，下面表示的反应速率最快的是（ ）
A. VA＝3.0mol·L－1·min－1
B. VB＝0.28mol·L－1·S－1
C. VC＝4.8mol·L－1·min－1
D. VD＝1.0mol·L－1·S－1
B
2.可逆反应m A(g)+n B(g) x C(g)，已 知VA=a mol/L.min，VB=b mol/L.min，VC=c mol/L.min，则x的值为（ ）
A. bc/n B. ac/m
C. nc/b D. mc/a
3.已知4NH3+5O2 4NO+6H2O,若反应速率分别用υ(NH3)、υ(O2)、υ(NO)、υ(H2O) [mol/（L·s）]表示，下列关系式正确的是（ ） A．4υ(NH3) =5υ(O2) Ｂ．5υ(O2)=6υ(H2OＣ.2υ(NH3) =3υ(H2O) Ｄ.4υ(O2)= 5υ(NO)
CD
D
反应物的浓度与化学反应的速率之间的定量关系探究：
二、浓度对化学反应速率的影响
小组完成教材Ｐ５7《交流·研讨》
实验编号 1 2 3 4 5
C(HI)/mol·L-1 0.100 0.200 0.300 0.100 0.100
C(H2O2)/mol·L-1 0.100 0.100 0.100 0.200 0.300
v/mol·L-1·s-1 0.0076 0.0153 0.0227 0.0151 0.0228
请找出化学反应速率与C(HI)、 C(H2O2)之间的关系,并尝试写出相应的数学表达式
反应速率常数
1.表示单位浓度下的化学反应速率
2.通常反应速率常数越大，反应进行得越
3.与浓度无关，但受 、 、 等因素的影响
4.反应速率常数有单位。在不同的速率表达式中，反应速率常数的单位可能不同，单位不同的速率常数没有可比性
V=kc(H2O2)c(HI)
快
温度
催化剂
固体表面性质
结合教材P58表2-3-2，理解如下两点：
1.反应物浓度对化学反应速率的影响程度与其在化学方程式中的系数并无确定的关系，不能根据化学方程式写出速率方程
2.压强对化学反应速率的影响实质是通过改变反应物质浓度实现的，因此压强的改变会对气体参与的化学反应速率产生影响，而对于只涉及液体和固体的反应几乎没有影响
三、温度对化学反应速率的影响
经验规律（范托夫经验规则）
通常情况下，温度每升高10℃，化学反应速率将增大到原来的2～4倍
　对于反应M＋N→P，如果温度每升高10℃，速率增加为原来的3倍。在10℃时完成反应的10%需要54min，将温度提高到40℃完成反应的10%需要的时间为（ ） A. 2min B. 3min C. 6min D. 9min
A
小组交流研讨教材P59表2-3-3,联系化学反应速率与参与反应的物质的浓度的关系式,分析表中提供的数据思考:
范托夫经验规则是否普遍适用
温度对化学反应速率有怎样的影响
范托夫经验规则与表中提供的数据相矛盾,这说明此规则适用范围有限,只能对一些反应的化学反应速率做粗略估计
温度越高,反应速率常数越大,化学反应速率越快
升高相同温度,对不同化学反应的反应速率的影响程度一样吗
温度对不同化学反应的反应速率的影响程度不一样,温度对反应速率常数的影响与活化能有关
2.活化能(Ea)
能发生化学反应的分子必须是吸收能量后形成的活化分子,而活化能是普通反应物分子形成活化分子所吸收的能量
活化能越高,反应越 进行,反应速率常数越 .
AB+C
△H
Ea
A ··· B···C
A+BC
难
小
只有基元反应的活化能才是活化分子平均能量与普通反应物分子平均能量的差值
Ea’
反应进程
能量
K 反应速率常数
A 比例常数
e 自然对数的底
R 摩尔气体常量
阿仑尼乌斯公式
阿仑尼乌斯工作照
Ea 活化能 活化能单位: J·mol-1 kJ·mol-1
当Ea>0时,升高温度,反应速率常数增大,化学反应速率随之增大
由阿仑尼乌斯公式可知,Ea值越大,改变温度对反应速率的影响程度就越大,这就是升高相同温度时不同化学反应的速率增加的倍数不同的原因
阿仑尼乌斯公式
小组交流研讨分析教材P61表2-3-5所列出的数据信息,并根据表中数据讨论:
概念：能加快化学反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变的物质
催化剂通过参与反应改变反应历程降低反应的活化能来提高化学反应速率（以氯催化臭氧分解历程为例分析）
催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不能改变平衡转化率
催化剂具有选择性，催化活性受　　　　影响较大．
四、催化剂对化学反应速率的影响
思考一
催化剂对化学反应速率有怎样的影响
催化剂对化学反应速率常数是否有影响
思考二
实验与其他因素相比,催化剂对化学反应速率影响程度如何 为什么
温度
思考二
实验与其他因素相比,催化剂对化学反应速率影响程度如何 为什么
由于催化剂参与反应改变反应历程，因此可以较大幅度地降低反应的活化能，从而能有效地提高化学反应速率．
能
量
化学反应速率
１.概念　公式　单位　计算
２.外界条件对化学反应速率的影响
外界
条件 作用规律实质 相关公式 注意
浓度 通常增大反应物浓度可以提高化学反应速率 反应速率与反应物浓度关系式 不影响反应速率常数，关系式与方程式中系数并无确定的关系
温度 温度升高速率常数增大反应速率提高 ①范托夫规则
②阿仑尼乌斯公式 化学反应的活化能越大,温度对化学反应速率的影响越大
压强 实质是改变反应物质浓度 只对气体参与的化学反应速率产生影响，而对于只涉及液体和固体的反应几乎没有影响
催
化
剂 参与反应，改变反应历程降低反应的活化能有效地提高化学反应速率．
不能改变化学反应的平衡常数，不能改变平衡转化率，能改变化学反应速率常数;具有选择性
外界
条件 作用实质 相关公式 活化分子百分数 注意
浓度 改变单位体积活化分子总数 反应速率与反应物浓度关系式 不变 不影响反应速率常数关系式与方程式中系数并无确定的关系
温度 改变单位体积活化分子百分数 ①范托夫规则
②阿仑尼乌斯公式 增大 Ea>0时,升高温度,反应速率常数增大,化学反应速率增大
压强 改变单位体积活化分子总数 不变
压强的改变只对气体参与的化学反应速率产生影响，而对于只涉及液体和固体的反应几乎没有影响
催化剂 参与反应改变反应历程降低反应的活化能有效地提高化学反应速率．
增大 不能改变化学反应的平衡常数不能改变平衡转化率;具有选择性
思考三
某同学经过一系列测定，绘制出的溶液的PH随反应时间的变化曲线如下，试分析整个反应过程中溶液PH的变化先快后慢的原因 。
PH
反应时间
答案
镁与盐酸反应放热，随着溶液温度升高，反应速率加快；经过一段时间后，溶液温度不再有明显变化，溶液浓度降低，反应速率减慢(共25张PPT)
第2章 化学反应的方向、限度与速率
第4节 化学反应条件的优化
——工业合成氨
弗里茨·哈伯：
用空气制造面包的天使
自1784年发现氨以后，人们一直在研究如何利用化学方法由氮气和氢气合成氨，但直到1913年哈伯领导的科研团队实现了合成氨的工业生产，大大提高了粮食的产量。
考试说明解读
了解如何应用化学反应速率和化学平衡原理分析合成氨的适宜条件。
了解应用化学反应原理分析化工生产条件的思路和方法，体验实际生产的选择与理论分析的差异。
通过对合成氨适宜条件的分析，认识化学反应速率和化学平衡的调控在工业生产中的重要作用。
教学重点、难点
应用化学反应速率和化学平衡原理选择合成氨的适宜条件
假如你是一个工厂的厂长，对工业生产你主要应考虑哪些问题？
　
增大化学反应速率
单位时间内产率高
增大化学反应限度
原料的利用率高
另外还要考虑生产中的消耗能源、原料来源、设备条件、环境保护等因素。
△H= -92.2 kJ·mol-1 △S= - 198.2J·K-1·mol-1
1.请根据正反应的焓变和熵变分析298K下合成氨反应能否自发进行？ (只需要估算即可)
△H-T△S = -33.14 kJ·mol-1<0 自发
N2(g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
合成氨反应原理
已知298K时：
交流·研讨1（课本Ｐ65页）
2. 请利用化学平衡移动的知识分析采取什么措施有利于氨的生成？
一.合成氨反应的限度
数据分析
1:1 1:2 1:3 1:4 1:5 1:6
0.6
0.5
0.4
0.3
0.2
0.1
NH3%
N2:H2
N2、H2体积比对产率的影响
1、你认为可以通过控制哪些反应条件来提高合成氨反应的速率？
二.合成氨反应的速率
交流·研讨2（课本P66页）
2.实验表明，在特定条件下，合成氨反应的速率与参与反应的物质的浓度的关系为v =kc(N2)c1.5(H2)c-1(NH3)
请你根据关系式分析：各物质的浓度对反应速率有哪些影响？可以采取哪些措施来提高反应速率？
3. 请你根据下表所给的数据分析催化剂对合成氨反应速率的影响：
条件 E a
KJ·mol-1 k(催)/k(无)
无催化剂 335 3.4×1012(700k)
使用Fe催化剂 167
反应限度 反应速率 适宜条件
无影响
降温
高压
增大c(N2）、c(H2)，减小c(NH3），保持N2，H2体积比为1:3
催化剂
浓度
温度
压强
使用
升温
高压
增c(N2）、c(H2)，减小c(NH3)
使用铁触媒做催化剂
适宜高温
700K左右
保持n(N2):n(H2)=1:2.8的投料比，将氨气及时液化从体系中分离出去。
适当高压
20～50 MPa
在中压的工艺条件下，合成氨厂出口气中的氨含量一般为13%——14%，那么剩余的N2和H2该如何处理呢？
P69合成氨工业生产流程示意图
选择合成氨的条件时，既不能…..也不能……，而应该……
为了提高合成氨生产的能力，还可以在哪些方面做进一步改进？
仿生固氮酶催化剂
抗毒能力的新型催化剂
我国合成氨工业的发展情况：
我国合成氨工业开始于20世纪30年代，1949年新中国成立时合成氨厂只有3家，年生产能力不到0.6万吨。经过几十年的努力，我国已经拥有多种原料、不同流程的大、中、小合成氨厂1000多家；到2000年，合成氨年产量达到3363.7万吨，从生产能力和产量上都位居世界前列。
化学反应的方向
化学反应的限度
化学反应的速率
理论依据
实际生产
指导
1.工业合成氨反应是700 K左右进行的，这主要原因是（ ）
700 K 时氨的平衡浓度最大
700 K 时此反应速率最快　　　　
C.700 K 时氨的转化率最高　　　　
D.700 K 该反应的催化剂能发挥最大的作用
D
2. 在合成氨工业中，下列操作使平衡向右移动的是（ ）
（A）不断将NH3分离出来
（B）使用催化剂
（C）采用700K左右的高温
（D）采用2×107～5×107Pa的压强
当堂训练
AD
3.有关合成氨工业的说法中，正确的是（ ）
A.从合成塔出来的混合气体，其中NH3只占约13%～14 % ，所以生产氨的工厂效率都很低。
B.由于氨易液化，N2、H2在实际生产中是循环使用，所以总体来说氨的产率很高。
C.合成氨工业的反应温度控制在700K左右,目的是使化学平衡向正反应方向移动。
D.合成氨厂采用的压强是20～50 MPa，因为该压强下铁触媒的活性最大。
B
4.已知2SO2(g)+O2(g) 2SO3 (g) △H＜0。催化剂V2O5在400～500 ℃时催化效果最好。
(1) 应选用的温度是______。
应采用的压强是______，理由是___________
_________________________________________________________________________________
450℃
常压
因为常压下SO2
的转化率已经很高，若采用较大压强，SO2的转化率提高很少，但需要的动力更大，对设备的要求更高。
5.氨的合成反应，生产中采用的适宜条件是（ ）。
A、低温、高压、适当的催化剂
B、高温、常压
C、尽可能高温、高压
D、适当的温度、适当的高压、适宜催化剂
D(共27张PPT)
第2章 化学反应的方向、限度与速率
第4节 化学反应条件的优化
——工业合成氨
第四节 化学反应条件的优化
——工业合成氨
合成氨反应的限度
合成氨反应的速率
合成氨的适宜条件
合成氨工业生产流程
合成氨工业发展现状及前景展望
分析：合成氨的反应特点
N2+3H2 2NH3 △H<0
_____反应
正反应为_____反应
正反应为气体体积_____的反应
反应特点
可逆
放热
减小
生产宗旨
产品的产率高
（生产的多） → 化学反应限度问题
产品生产周期短
（生产的快） → 化学反应速率问题
（一）合成氨的反应限度
请同学们根据合成氨反应的特点，利用影响化学平衡移动的因素，分析什么条件有利于氨生成的多？
___温、___压有利于化学平衡正向移动，N2、H2浓度比为_____有利于化学平衡正向移动。
高
低
1：3
（二）合成氨反应的速率
结合影响反应速率的因素，思考什么条件 能使氨生成的快？
升高温度
增大压强
增大反应物浓度
使用催化剂
(三)合成氨的适宜条件的选择
据合成氨反应的特点应分别采取什么措施提高反应的平衡转化率和反应速率？请填写下表
生成氨的浓度
反应物的浓度
催化剂
温度
压强
速率分析
平衡分析
使NH3生产的快
使NH3生产的多
外界条件
高压
高压
低温
高温
使用
无影响
增大浓度
增大浓度
减小浓度
减小浓度
讨论：
3、既然增大压强既可提高反应速率,又可提高氨的产量,那么在合成氨工业中压强是否越大越好？
4、合成氨中反应物浓度(气体体积比)是如何确定的
2、既然降低温度有利于平衡向生成氨的方向移动，那么生产中是否温度越低越好？
1、在合成氨工业中要使用催化剂，既然催化剂对 化学平衡的移动没有影响，为什么还要使用呢？
(四)工业流程
造气
净化
合成氨
防催化剂中毒
净化
压缩
合成
分离
H2 : N2
（3:1)
造气
液氨
N2和H2循环利用
(五)现状及发展前景
永 利 碱 厂
上海吴泾化工厂是年产30万吨氮肥的大型化肥厂
应用结论，解决实际问题
研究过程
已知2SO2(g)+O2(g) 2SO3 (g) △H＜0其实验数据见表
(1) 应选用的温度是______。
应采用的压强是______，理由是___________
_________________________________________________________________________________。
450℃
常压
因为常压下SO2
的转化率已经很高，若采用较大压强，SO2的转化率提高很少，但需要的动力更大，对设备的要求更高。
1.氨的合成反应，生产中采用的适宜条件是（ ）。
A、低温、高压、适当的催化剂
B、高温、常压
C、尽可能高温、高压
D、适当的温度、适当的高压、适宜催化剂
D
练一练：
2. 合成氨中，原料气（N2、H2及少量的CO、NH3混合气）在进入合成塔前常用醋酸二氨合铜溶液来吸收原料气中的CO，其反应是：
（1）醋酸二氨合铜吸收CO的生产适宜条件应是__________。
（2）吸收CO后的醋酸铜氨液经过适当处理又可再生，恢复其吸收的CO的能力以供循环使用。醋酸铜氨液再生的生产适宜条件应是____________。
低温高压
[
(
)
]
[
(
)
]
Cu
NH
Ac
CO
NH
Cu
NH
Ac CO
3
2
3
3
3
+
+
(放热反应)
高温低压
1、氮气
氮气
氧气
2、氢气
煤、石油、天然气、石脑油等
CO+H2O（气） CO2 +H2

蒸发
空气液化
燃烧炭
CO2
N2
除CO2
N2
水煤气法
原料
C+H2O（气） CO +H2

与氧反应
氢氮比
平衡时NH3含量
请你根据下表所给的数据分析催化剂对合成氨反应速率的影响：
催化剂对合成氨反应速率的影响
条件 △ E /KJ/mol K(催)/k(无)
无催化剂 335 3.4×1012(100k)
使用Fe催化剂 167
使用催化剂可使合成氨反应的速率提高上万亿倍。
铁的催化剂能力
实验表明，在特定条件下，合成氨反应的速率与反应的物质的浓度的关系为
ν =κC(N2)C1.5(H2)C-1(NH3)
增大N2`H2浓度,将氨及时从混合气中分离出去(共35张PPT)
第3章 物质在水溶液中的行为
第1节 水溶液
一、电解质及其电离
1、电解质、非电解质
定义：
电解质：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物；
非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能导电的
化合物；
电解质，非电解质是都属于化合物；单质和混合物即不是电解质，也不是非电解质
注意：
知识回顾：
酸、碱、盐都是电解质。
蔗糖、乙醇都是非电解质。
区分电解质和非电解质的三个条件：
1.化合物
2.在熔融状态下或者水溶液里能导电
3.自身电离
现有①固体NaCl ②干冰 ③醋酸 ④铜 ⑤酒精
⑥蔗糖 ⑦硫酸溶液
属于电解质的是_____
属于非电解质的是 _____
① ③
② ⑤ ⑥
2.强电解质和弱电解质
强酸：
强电解质
（1）概念：
（2）电离：
（3）存在形态：
（4）物质属类：
强碱：
绝大多数盐：
在稀的水溶液中，完全电离的电解质称为强电解质。
完全，不可逆
离子
HCl、H2SO4、HNO3等
NaOH、KOH、Ba(OH)2、 Ca(OH)2等
NaCl、K2CO3 、BaSO4、 CaCO3等
弱酸：
弱电解质
（1）概念：在稀的水溶液中，部分电离的电解质称为弱电解质。
（2）电离：不完全，可逆
（3）存在形态：分子、离子
（4）物质属类：
弱碱：
水：
CH3COOH、H2CO3、 HClO 等
H2O
氨水
3、电离方程式的书写
如： HCl＝H＋＋Cl－；
NaCl＝Na＋＋Cl－；
H2SO4＝2H＋＋SO42－
1）．强电解质的电离方程式
2）．弱电解质的电离方程式
如：CH3COOH
CH3COO－＋H＋；
NH4＋＋OH－；
NH3·H2O
一、水的电离
1、水的电离方程式是：
2H2O H3O++OH-
简写为：H2O H++OH-
电离平衡常数为：
K =
[H+][OH-]
[H2O]
变形为：K [H2O]= [H+] [OH-]
若常温时水的密度为1g/cm3,试计算[H2O]。
H2O H+ + OH-
电离出的各离子浓度的系数次方的乘积，跟溶液中未电离分子的浓度系数次方的乘积之比
令：K [H2O]= KW
KW叫水的离子积常数，简称水的离子积
2、水的离子积常数
规律：
1）室温时25℃ ，纯水的 [H+]=[OH-]=10-7mol/L，则，
KW = 1×10-14mol2·L-2
2）水电离吸热，
温度升高，Kw增大，温度降
低，Kw减小； Kw仅受温度影响 。
3） KW适用范围：
4）在任何溶液中，由水电离的H+和OH-的浓度一定相等。
任何稀水溶液中， [H+]、[OH-]的乘积都等于Kw
纯水或酸、碱、盐的稀溶液。
1、如果25℃时某氢氧化钠溶液中[OH-]=10-2 mol/L,
该氢氧化钠溶液中的[H+]是多少？
2、上题中由水电离的氢氧根离子浓度是多少？
10-12mol/L
[H+]H2O=[OH-]H2O=10-12mol/L
3、25℃ 时，0.01mol·L-1盐酸溶液中。 [H+]、[OH-]分别为多少？
25℃时， 0.01mol·L-1 NaOH溶液中。 [H+]、[OH-]分别为多少？
4、 25℃、浓度均为0.1mol·L-1的下列溶液中[H+]由大到小的排列顺序：①氨水 ②NaOH ③盐酸 ④醋酸
1、判断正误：
任何水溶液中都存在水的电离平衡。
任何水溶液中（不论酸、碱或中性） ，都存在Kw=10-14 。
某温度下，某液体[H+]= 10-7mol·L-1，则该溶液一定是纯水。
利用Kw的定量计算——求溶液中的[H+]或[OH-]
√
×
×
[H+]＝ 10-2mol·L-1、[OH-] ＝ 10-12 mol·L-1
[H+]＝ 10-12mol·L-1 、[OH-] ＝ 10-2mol·L-1
③＞④＞①＞②
2、已知KW100℃=10-12，在100 ℃ 时，纯水中[H+] 为多少？
迁 移 · 应 用
1、0.01mol·L-1盐酸溶液中。由水电离出的[H+]H2O、[OH-]H2O分别是多少？
[H+]H2O＝ 10-12 mol·L-1 、[OH-]H2O ＝ 10-12 mol·L-1
2、 0.01mol·L-1 NaOH溶液中。由水电离出的[H+]H2O、[OH-]H2O分别是多少？
[H+]H2O＝ 10-12 mol·L-1 、[OH-]H2O ＝ 10-12 mol·L-1
3、25℃时，某溶液中由水电离产生的[H+]H2O= 10-11 mol·L-1 ，则该溶液呈酸性还是碱性？并求算该溶液中 [H+]的可能值 ？
可能为酸性，也可能为碱性！
酸液：[H+] ＝ 10-3 mol·L-1 、 [OH-] ＝ 10-11 mol·L-1
碱液：[H+] ＝ 10-11 mol·L-1 、 [OH-] ＝ 10-3 mol·L-1
利用Kw的定量计算——求[H+]H2O或[OH-] H2O
条件 移动方向 电离程度 KW 溶液中［H+］ 水电离出［H+］
加热
加酸
加碱
加NaCl
→
↑
↑
↑
↑
←
←
↓
↓
不变
不变
↑
↓
↓
↓
3、影响水电离平衡的因素:
H2O H+ + OH-
不移动
不变
不变
不变
不变
二、电解质在水溶液中的存在形态
实验
盐酸 氨水 醋酸 氯化钠溶液
3.溶剂化作用：溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用
知识回顾：
1、水的离子积常数
2.规律：
1）室温时25℃ ， 纯水的[H+]=[OH-]=10-7mol/L，则，
KW = 1×10-14mol2·L-2
2）水电离吸热，
温度升高，Kw增大，温度降
低，Kw减小。 Kw仅受温度影响 。
3） KW适用范围：
纯水或酸、碱、盐的稀溶液。
任何稀水溶液中， [H+]、[OH-]的乘积都等于Kw
4）在任何溶液中，由水电离的H+和OH-的浓度一定相等。
条件 移动方向 电离程度 KW 溶液中［H+］ 水电离出［H+］
加热
加酸
加碱
加NaCl
→
↑
↑
↑
↑
←
←
↓
↓
不变
不变
↑
↓
↓
↓
3、影响水电离平衡的因素:
H2O H+ + OH-
不移动
不变
不变
不变
不变
化合物
HCl
HNO3
NaOH
H2O
KOH
C /
mol L-1
[H+] /
mol L-1
[OH-] /
mol L-1
1.0×10－2
1.0×10－3
1.0×10－2
1.0×10－3
计算室温下，下列水溶液的[H+]、[OH-]
1.0×10－2
1.0×10－12
1.0×10－3
1.0×10－11
1.0×10－7
1.0×10－7
1.0×10－2
1.0×10－12
1.0×10－11
1.0×10－3
【归纳】由表中的数据能得出什么规律？
H2O
HCl
HNO3
NaOH
KOH
【归纳】 中性溶液， [H+]=[OH-];
酸性溶液， [H+]>[OH-]，且[H+]越大，酸性越强;
碱性溶液， [OH-]>[H+]，且[OH-]越大，碱性越强；
二、溶液的酸碱性
1.水溶液的酸碱性与[H+]和[OH-]的相对大小关系为:
[H+]=[OH-],溶液呈中性
[H+]>[OH-],溶液呈酸性，且［H＋］越大酸性越强
[H+]<[OH-],溶液呈碱性，且［OH-］越大碱性越强
思考：
当溶液中［H＋］>10-7时，一定是酸性溶液吗？
2.酸碱性强弱表示方法——pH值
1）pH值：
pH = - lg [H+]
规律总结：溶液的酸性越强， 其PH越小；
溶液的碱性越强， 其PH越大。
2）pH值的范围
pH适用于［H+］或［OH-］≤1 mol/L 的溶液
pH适用范围为：0～14
10-pH=[H+]
3）PH值与溶液酸碱性的关系（常温25℃时）
溶液的酸碱性 [H+]
mol/L [OH-]
mol/L [H+]与[OH-]的相对大小 PH值 KW
酸性
中性
碱性
10-14
[H+]>[OH-]
[OH-]>[H+]
[H+]=[OH-]
＝
＝
>10-7
＜10-7
＜7
＜10-7
>10-7
＝7
＞7
在100℃时，纯水的KW＝5.5×10－13mol2 L-2,此时中性溶液中的［H＋］是多少？pH还是7吗？
[误区警示]：
判断溶液的酸碱性关键是看溶液中[H+]与[OH-]的相对大小；
而PH与7的关系仅适用于常温25℃时的判断。
3、溶液pH的测量方法：
① 粗略测量溶液的pH-------pH试纸
标准比色卡
pH试纸的使用方法：把一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用沾有待测液的玻璃棒点试纸的中部，待30秒与标准比色卡对比来粗略确定溶液的pH， pH读数只取整数。
注意：
不能把试纸放在待测液中，也不能用水湿润再测定PH值。
4、有关pH的简单计算
1）、强酸或强碱溶液的pH
例1： 室温下，求5×10-3mol/LH2SO4溶液的pH
解析:
[H+] = [H+]H2SO4 +[H+] H2O ≈ [H+]H2SO4
=2c(H2SO4)=2×5×10-3mol/L= 1×10-2mol/L
pH=-lg[H+]=-lg(1×10-2)= 2
强酸：c（酸）→［H+］ →pH
例2 室温，求5×10-3mol/LBa(OH)2溶液的pH
解析: 由Ba(OH)2= Ba 2+ + 2OH-知:
[OH-]=2×c[Ba(OH)2]=2×5×10-3mol/L
=1×10-2mol/L
[H+]= =
=1.0×10-12mol/L
PH=-lg[H+]=-lg1.0×10-12=12
Kw
[OH-]
1.0×10-14mol2·L-2
1×10-2mol·L-1
强碱: c（碱）→［OH-］ →［H+］→pH
Kw
2） 强酸与强碱溶液混合
注意：先判断谁过量，然后再计算
要从以下三种可能去考虑：
（1）若n（H+）=n（OH-），恰好中和，pH=7
（2）若n（H+）>n（OH-），
酸过量，计算剩下 的［H+］，再算pH
（3）若n（H+）碱过量，计算剩下的［OH-］，再算pH
例：在25℃时，100ml 0.6mol/L的盐酸与等体积0.4mol/L的氢氧化钠溶液混合后，溶液呈 性（酸、碱、中）？溶液的pH值等于多少？
解： NaOH + HCl = NaCl + H2O
0.04mol 0.06mol
pH=-lg[H+]
=-lg0.02/(0.1+0.1)
=-lg10-1
=1
酸过量，溶液呈酸性。
课堂练习
通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积为二者体积之和
酸过量的计算公式：
先求[H+]余=
[H+] ×V[H+]-[OH-] ×V(OH-)
V(H+)+V(OH-)
练：将0.1mol/L盐酸和0.06mol/L氢氧化钡溶液以等体积混合后，求混合溶液的pH。
碱过量的计算公式：
先求[OH-]余=
[OH-] ×V(OH-)-[ H+] ×V[H+]
V(H+)+V(OH-)
再求[H+]=Kw/[OH-]余，最后求PH
3）强酸与强酸、强碱与强碱混合
例1：pH=2和pH=5的两种盐酸溶液等体积混合后求溶液的pH是多少？
例2：pH=8和pH=12的氢氧化钠溶液等体积混合后溶液的pH是多少？
lg2=0.3
强酸与强酸混合，先算混合后的n(H+)，再求［H+］，最后再算pH；
强碱与强碱混合，先算混合后的n(OH-) ，再求［OH-］，最后求［H+］及pH
归纳：
4）溶液加水稀释规律
强酸pH=a，加水稀释10n倍，
则pH=a+n；
例题：
（1）pH=2的盐酸溶液稀释100倍后溶液的pH？
（2）pH=2的盐酸稀释1000倍后的溶液的pH？
pH=6的盐酸稀释100倍后的溶液的pH？
酸溶液无限稀释时，pH只能接近7，但不能大于7
4）溶液加水稀释规律
例题：
（3）pH=11的氢氧化钠稀释100倍后的溶液的pH？
（4）pH=11的氢氧化钠溶液稀释1000倍后溶液的pH？
碱溶液无限稀释时，pH只能接近7，但不能小于7
强碱pH=b，加水稀释10n倍，
则pH=b-n；
100℃水的离子积常数Kw=1.0×10-12mol2·L-2
100 ℃, 求1×10-3mol/LNaOH溶液的pH
[OH-]=c(NaOH)=1×10-3mol/L
[H+]= =
= 1×10-9mol/L
Kw
[OH-]
1.0×10-12mol2·L-2
1×10-3mol/L
pH=－lg[H+]=－lg(1×10-9)=9
交流研讨
已知100℃水的离子积常数
Kw=1.0×10-12mol2·L-2
100℃纯水的[H+]=___________
纯水的pH=___________
100℃纯水的pH＜7, 说明该温度下的纯水是否为酸性的
任意条件下判断溶液酸碱性看
[H+]与[OH-]的相对大小
1×10－6mol/L
6
注
意
[H+]==[OH-],故溶液为中性(共14张PPT)
第3章 物质在水溶液中的行为
第1节 水溶液
第1课时
冰醋酸
不导电
导电
×
加水
×
联想·质疑：
酸、碱、盐的水溶液能导电，
纯水能导电吗？
一、水的电离
1.实验
2.现象
：指针偏转 ：不亮
G
×
3.结论
水是一种极弱的电解质
4.原因
G
×
+
+
+
-
H2O H＋ ＋OH－
2H2O H3O＋ ＋ OH－
水的电离是一个可逆的过程，在一定温度下可以达到电离平衡。其过程遵循化学平衡移动原理。电离平衡常数为：
K =
[H+][OH-]
[H2O]
变形为：K · [H2O]= [H+] [OH-]
实验证明25℃时，KW= [H+][OH-]=1×10-14mol2·L-2
KW叫水的离子积常数，简称水的离子积
在一定温度下， K· [H2O]是常数，则[H+][OH-]也为常数： KW= [H+][OH-]
进一步实验证明： KW适用于酸、碱、盐的稀溶液
t/℃ K W/mol2·L-2
25 1.0×10-14
55 7.3×10-14
80 2.5×10-13
100 5.5×10-13
不同温度下水的离子积常数
分析上表数据可得出怎样的结论？
KW只与温度有关，温度越高， KW 越大
根据平衡移动原理分析影响水的电离平衡的因素有哪些？
练习：
1.下列说法正确的是（ ）
A、HCl溶液中无OH-
B、NaOH溶液中无H+
C、NaCl溶液中既无OH-也无H+
D、常温下，任何物质的水溶液中都有H+和OH-，且Kw=[H+][OH-]=10-14
D
2.Kw仅仅是温度的函数。下列关于Kw与温度关系的叙述中，正确的是（ ）
A、温度越高， Kw越大
B、温度越低， Kw越大
C、随着温度的升高， Kw可能增大，也 可能减小
D、随着温度的升高， Kw肯定增大，H+和OH-浓度同时升高
AD
交流研讨
根据室温条件下水的离子积，计算并填写下表空缺：
化合物 c/mol L-1 [H+]/mol L-1 [OH-]/mol L-1
HCl 1.0×10-2 1.0×10-2
HNO3 1.0×10-3 1.0×10-3
NaOH 1.0×10-2 1.0×10-2
KOH 1.0×10-3 1.0×10-3
1.0×10-12
1.0×10-12
1.0×10-11
1.0×10-11
由表中的数据能得出什么规律？
酸性或碱性溶液中均存在H＋和OH－，只是[H＋]和[OH－]的相对大小不同：
酸性溶液中［H＋］>［OH－］
碱性溶液中［H＋］<［OH－］
由水电离出的［H＋］或［OH－］均为10-12时,溶液可能为酸溶液,也可能为碱溶液
P76
二、溶液的酸碱性
水溶液的酸碱性与[H+]和[OH-]的相对大小关系为:
[H+]=[OH-],溶液呈中性
[H+]>[OH-],溶液呈酸性，且［H＋］越大酸性越强
[H+]<[OH-],溶液呈碱性，且［OH-］越大碱性越强
思考：
当溶液中［H＋］>10-7时，一定是酸性溶液吗？
不一定，可能是酸性溶液，也可能为中性溶液
注意：因溶液的酸碱性与水的电离平衡有关，所以必须指明温度
1、一个平衡-----水的电离平衡
一个常数--------水的离子积常数
2、矛盾对立统一，此消彼长的辨证 唯物主义观点
小结
Kw=〔H+〕〔OH-〕=f（T）
存在水与任意溶液中
三特点: 可逆,吸热,程度小
1.某温度时，水的离子积常数为1×10- 12moL2·L-2，若该溶液中H+浓度为1×10-7moL·L-1，则该溶液（ ）
A、呈碱性 B、呈酸性
C、呈中性 D、c(OH-)=100c(H+)
AD
练习
2.水的电离过程为H2O H+ + OH-，
在不同温度下其离子积为
KW25℃=1.0×10-14 mol2·L－2，
KW35℃ =2.1 ×10-14 mol2·L－2
则下列叙述正确的是（ ）
A、纯水中[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KW25℃＞KW35℃
D、水的电离是一个吸热过程
D(共21张PPT)
第3章 物质在水溶液中的行为
第1节 水溶液
第2课时
溶液酸碱度的表示方法: pH
pH = - lg [H+ ] 则[H+]=10-PH
[H+]:100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
中性
酸性增强
碱性增强
25℃时pH与［H＋］及溶液酸碱性的关系：
中性：［H＋］=10-7mol/L pH=7
酸性： ［H＋］>10-7mol/L pH<7
碱性： ［H＋］=10-7mol/L pH>7
pH的物理意义：表示溶液酸碱性的强弱
pH的适用范围：
①pH适用于［H+］或［OH-］≤1 mol/L 的溶液
② pH适用范围为0～14，当PH=0时，[H+]= 1 mol/L 当PH=14时，[OH-]= 1 mol/L
通常将［OH－］的负对数称作pOH:
pOH = - lg [OH- ]
25℃时： pH ＋pOH＝14
③当PH改变n个单位时，［H+］或［OH-］改变10n倍
1、体积相同的下列溶液，所含H+离子的个数最少的是（ ）
A、蒸馏水
B、0.1mol·L-1H2SO4
C、0.1mol·L-1NaOH
D、0.1mol·L-1Ba（OH)2
D
2、25℃的下列溶液中，碱性最强的是（ ）
A、PH=11的溶液
B、[OH-]=0.12mol·L-1的溶液
C、1L中含有4克NaOH的溶液
D、[H+]=1×10-10mol·L-1的溶液
B
测定溶液酸碱性的方法
（2）pH试纸
（1）石蕊（红色、蓝色、紫色）石蕊试纸
定性判断溶液的酸碱性
粗略测定溶液酸碱性的强弱
pH试纸的使用方法：用PH试纸测定溶液的PH值,一般先把一小块放在表面皿或玻璃片上，用沾有待测液的玻璃棒点试纸的中部，待30秒后与标准比色卡对比来粗略确定溶液的pH， pH读数只取整数。不能把试纸放在待测液中，也不能用水湿润再测定PH值。
注意：
1、玻璃棒要洁净、干燥
2、PH试纸用镊子夹取，测溶液时不能用蒸馏水湿润，否则PH可能偏大、偏小或不变
3、半分钟后，变色的PH试纸与标准比色卡对照比较
4、如果用PH试纸检验气体溶入水后的酸碱度，应先将试纸湿润，再检验。
指示剂 酸 碱 指 示 剂 变 色 范 围
甲基橙 < 3.1红色 3.1 — 4.4橙色 > 4.4黄色
石蕊 <5.0红色 5.0—8.0紫色 > 8.0蓝色
酚酞 < 8.2无色 8.2—10.0浅红色 > 10红色
（4）酸碱指示剂
（3）pH计（又叫酸度计）
精确测定溶液的pH
检测溶液的pH范围
练习：下列试纸使用中，在测溶液的性质时，预先不能用蒸馏水润湿的是（ ）
A、蓝色石蕊试纸
B、红色石蕊试纸
C、KI淀粉试纸
D、PH试纸
D
交流研讨
在100℃时，纯水的KW＝5.5×10－13mol2 L-2,此时溶液显什么性质？溶液中的［H＋］是多少？pH还是7吗？
解题思路：
KW＝［H＋］ ［OH－］
中性溶液中［H＋］＝［OH－］
［H＋］＝
pH = - lg [H+ ]
有关pH计算
基本关系：
酸：一元强酸 ［H＋］＝c酸
二元强酸 ［H＋］＝2c酸
一元弱酸 ［H＋］＝c酸 α
碱：一元强碱 ［OH－］＝c碱
二元强碱 ［OH－］＝2c碱
一元弱碱 ［OH－］＝c碱 α
熟记： lg2＝0.3 lg3＝0.48 lg5＝0.67
pH=-lg[H+]
先求［H＋］再求pH或先求pOH再求pH
1、不同温度下纯水或中性溶液的pH
只有25℃才等于7，其余温度下用pH公式算
[例题]计算100℃时纯水的pH（已知：Kw=1×10-12moL2·L-2）
常见类型：
2、强酸或强碱溶液的pH
强酸：c→［H+］ →pH
强碱: c→［OH-］ →［H+］→pH
3、已知水电离出的［H+］或［OH-］，求溶液的pH
这种情况需要讨论溶液显什么性质，再求算。
例题：计算0.5mol/LBa(OH)2溶液的pH是多少？
例题：在常温时,某溶液中由水电离出来的[H+]=1×10-11mol/L, 则该溶液的PH是多少？
3或11
14
例：（2）pH=8和pH=12的氢氧化钠溶液等体积混合后溶液的pH是多少？
2.3
11.7
4、强酸与强酸、强碱与强碱混合
强酸与强酸混合，先算混合后的［H+］，再算pH
强碱与强碱混合，先算混合后的［OH-］，再由Kw求［H+］及pH，或先算混合后的［OH-］及pOH，再求pH
（注意：绝对不能先直接求［H+］再按之来算pH）
[H+]混=
c1(H+)V1+c2(H+)V2
V1+V2
通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积为二者体积之和
经验公式：
已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=pH小+0.3
已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3
（其中0.3是lg2的近似值）
例题：
（1）pH=2和pH=5的两种盐酸溶液等体积混合后求溶液的pH是多少？
例题：
（1）pH=2的盐酸溶液稀释100倍后溶液的pH？
（2）pH=12的氢氧化钠溶液稀释100倍后溶液的pH？
（3）pH=9的氢氧化钠稀释1000倍后的溶液的pH？
（4）pH=5的盐酸稀释1000倍后的溶液的pH？
4
10
约7
约7
5、酸碱溶液加水稀释规律
注意：
（1）强酸的稀释根据c(H+)计算，强碱的的稀释首先应c(OH-)浓计算出稀c(OH-)，让后据Kw计算出c（H+），再计算出PH，不能直接根据c(H+)计算。
(2)在稀释时，当他们的浓度大于10-5moL·L-1时，不考虑水的电离；当他们的浓度小于10-5moL·L-1时，应考虑水的电离。
（3）与强酸强碱的稀释相比，弱酸、弱碱的稀释过程中既有浓度的变化，又有电离平衡的移动，我们一般不能求得具体的数值，只能确定其范围。如：PH=10的NH3·H2O溶液稀释100倍，稀释后的8﹤PH﹤10
① 强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n；
弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则a强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n；
弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则b>pH>b-n；
②酸、碱溶液无限稀释时，pH只能接近7，但酸不能大于7，碱不能小于7（室温时）
③对于浓度（或pH）相同的强酸和弱酸，稀释 相同倍数，强酸的pH变化幅度大。（强碱、 弱碱相似）
6、强酸与强碱溶液混合
其反应的实质是H++OH-=H2O，所以在计算时
用离子方程式做比较简单
要从以下三种可能去考虑：(室温时）
（1）若n（H+）=n（OH-），恰好中和，pH=7
（2）若n（H+）>n（OH-），酸过量，计算剩
下 的［H+］，再算pH
（3）若n（H+）的［OH-］，再算pH
例题：将0.1mol/L盐酸和0.06mol/L氢氧化钡溶液以等体积混合后，求混合溶液的pH。
酸过量的计算公式：
先求[H+]余=
[H+] ×V[H+]-[OH-] ×V(OH-)
V(H+)+V(OH-)
12
碱过量的计算公式：
先求[OH-]余=
[OH-] ×V(OH-)-[ H+] ×V[H+]
V(H+)+V(OH-)
再求[H+]=Kw/[OH-]余，最后求PH
例、常温下有体积为V1mlPH为m的稀硫酸和体积为V2mlPH为n的NaOH溶液混合后：
（1）如果V1=V2时，m+n=13，则溶液呈
性； m+n=15，则溶液的PH 7（填“＞”“＜ “”=“）
（2）如果混合后PH=7时， m+n=14，则V1/V2= (填表达式，下同）； m+n=13，则V1/V2= ； m+n＞14，则V1/V2= ， 且V1 V2
＞
酸
＞
1
1/10
m+n-14
练习：
1、1体积PH=2.5的盐酸与10体积某一元强碱溶液恰好完全反应，则该溶液的PH等于( )
A、9.0 B、9.5 C、10.5 D、11
C
2、PH=13的强碱溶液与PH=2的强酸溶液混合，所得溶液的PH=11,则强碱与强酸的体积比是（ ）
A、11：1 B、9：1
C、1:11 D、1：9
D
3、99℃时，水的离子积为1×10-12，若把PH=12的NaOH溶液从25 ℃升温到99 ℃（水的蒸发忽略不计），则溶液的PH（ ）
A、仍为12 B、增至13
C、减为10 D、减为11
C
4、常温下某强酸溶液和强碱溶液的PH之和为13，将这种酸和这种碱按一定比例混合，溶液恰呈中性，混合时酸和碱的体积比是（ ）
A、10:1 B、1：10 C、1:1 D、1：2
B
溶液酸碱性判定规律
（1）PH相同的酸（或碱），酸（或碱）越弱，其物质的量浓度越大。
（2）PH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液PH变化大；碱也如此。
（3）酸和碱的PH之和为14，等体积混合
A、若为强酸与强碱 ，则PH=7
B、若为强酸与弱碱。则PH﹥7
C、若为弱酸与强碱，则PH﹤7
（4）等体积的强酸和强碱混合
A、若二者PH之和为14，则溶液呈中性，PH=7
B、若二者PH之和大于14，则溶液呈碱性。
C、若二者PH之和小于14，则溶液呈酸性。(共17张PPT)
第2节 弱电解质的电离 盐类水解
——弱电解质的电离平衡
第3章 物质在水溶液中的行为
电解质：
在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。
非电解质：
在水溶液里或熔融状态下不能够导电的化合物。
思考：把化合物分成电解质与非电解质的根本标准是什么？
一定条件下能否电离：
水溶液里或熔化状态能电离-----电解质
水溶液里或熔化状态不能电离----非电解质
复习回顾
判断正误
1.液态HCl不导电,所以HCl不是电解质
2.一种物质不是电解质就是非电解质
3.SO3水溶液能导电,但SO3是非电解质
4.硫磺是单质不导电.因此硫磺就是非电解质
5.电解质一定能导电.能导电的不一定是电解质
错
错
对
错
错
强电解质：
弱电解质：
在水溶液里或熔融状态下全部电离成离子的电解质(其离子无 分子化倾向)。包括大多数盐类、强酸、强碱、一些金属氧化物或过氧化物.
在水溶液里部分电离成离子的电解质(其离子有分子化倾向)包括弱酸(如HAc、H2S)、弱碱(如NH3·H2O)、水。
NaCl = Na++Cl-
HAc H++Ac-
已知多元弱酸在水溶液中的电离是分步的。
例：H2CO3 H++HCO3- 一(1)
HCO3- H++CO32- 一(2)
练习:写出H3PO4在水溶液中的电离方程式。
H3PO4
H+ + H2PO4- 一(1)
H2PO4-
H+ + HPO42- 一(2)
HPO42-
H+ + PO43- 一(3)
就电离本身而言，你推测每一步的电离程度如何变化，为什么？
每一步的电离程度是不一样的。
对于多元酸：
多元弱酸是分步电离的，多元弱酸的酸性由第一步电离决定。
讨论：
1、硫酸钡、氢氧化铁、氢氧化铝等难溶物质属于弱电解质还是强电解质？
2、溶液的导电能力跟电解质的强弱有无必然的联系？
一、弱电解质的电离平衡
v
t’
t
v电离
v分子化
电离平衡
1.电离平衡
(1)定义:
(2)特征
在一定条件下（如：温度、压强），当弱电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡 .
电离平衡也是化学平衡的一种.请同学们根据化学平衡的特征试着分析电离平衡的特征
“等”、“定”、“动”、“变”的特征。
思考:
怎样定量的比较弱电解质的相对强弱？电离程度相对大小怎么比较？
弱电解质电离程度相对大小的参数一
2.电离平衡常数（K）
对于一元弱酸 HA H++A-，平衡时
Ka=
c ( H+) .c( A-)
c(HA)
对于一元弱碱 MOH M++OH-，平衡时
Kb=
c ( M+).c( OH- )
c(MOH)
意义：K值越大，电离程度越大，相应酸 (或碱)的酸(或碱)性越强。K值只随温度变化。
3.影响电离平衡有哪些因素
内因:电解质本身的性质
（1）温度
电离过程是吸热过程，平衡温 度升高向电离方向移动。
外因:
⑵ 浓度：
稀释：
电离，平衡 移，电离后的
离子数（或n） ，但浓度 。
1mol/L和0.1mol/L的盐酸中，C(H+)比值 10
1mol/L和0.1mol/L的醋酸中，C(H+)比值 10
促进
右
增多
减小
=
小于
（3）外加试剂:
增大弱电解质电离出的某种离子的浓
度，平衡 移动。
逆向
弱电解质电离程度相对大小的另一种参数-------
4.电离度α
α =
已电离的分子数
弱电解质分子总数
1、在醋酸溶液中，要使CH3COOH电离程度增大，且[H+]增大，可采取的方法是（ ）
A.加入浓盐酸 B.加入NaOH固体
C.加热 D.加CH3COONa固体
本节总结
弱电解质的电离平衡
弱电解质的电离平衡常数、电离度
影响电离平衡的因素(共19张PPT)
第2节 弱电解质的电离 盐类水解
第3章 物质在水溶液中的行为
为什么碳酸钠俗称纯碱？
探究:
不仅碳酸钠溶液显碱性，CH3COONa溶液也显碱性。分析其原因
CH3COONa溶液中存在哪些离子？
CH3COONa溶液中哪些离子能共存？哪些离子不能共存 写出离子方程式
CH3COONa 在水溶液中反应的本质和结果是什么？
CH3COONa溶液中存在哪些电离？
CH3COONa=CH3COO - + Na+
H2O H+ + OH-
离子方程式 CH3COO- +H2O CH3COOH+OH-
CH3COOH
最终
[OH-]>[H+]
溶液呈碱性
促进水的电离
NH4Cl = NH4+ + Cl-
+
H2O OH- + H+
NH3·H2O
水解离子方程式：NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
最终
[H+]>[OH-]
溶液呈酸性
促进水的电离
盐类的水解
1、定义：在溶液中盐电离产生的离子与
水电离产生的H+或OH-结合生成弱
电解质的反应，叫做盐类的水解。
2、实质：盐电离出的离子与水电离出的
离子反应生成弱电解质，破坏了水
的电离平衡,促进了水的电离。
弱酸阴离子或
弱碱阳离子
归纳 总结
3、结果：破坏了H+和OH-浓度的等量关系
使溶液呈酸性或碱性。
①属可逆反应，是中和反应的逆反应。
②水解程度一般比较微弱。
③盐类水解是吸热的。
4、 特征：
5、盐类水解的条件：
（1）必须溶于水；（2）必须含弱酸阴离子或弱碱阳离子
思考：什么样的盐才能水解呢
酸 碱 盐的类型 是否水解 盐溶液的
酸碱性
强酸 强碱
弱酸 强碱
强酸 弱碱
弱酸 弱碱
强酸强碱盐
弱酸强碱盐
强酸弱碱盐
弱酸弱碱盐
否
(无弱不水解)
中性
是
(酸弱酸水解)
碱性
(NaCl)
(CH3COONa)
(NH4Cl)
是
(碱弱碱水解)
(CH3COONH4)
酸性
是
(都弱都水解)
谁强显谁性
酸
强酸
弱酸
碱
弱碱
强碱
例：判断下列盐类是否能够水解，若能水解，则水解后的酸碱性是怎样的？
NaCl K2SO4
NaAC Na2CO3
AlCl3
CH3COONH4
强酸强碱盐不水解，显中性
强碱弱酸盐水解显碱性
强酸弱碱盐水解显酸性
CH3COONH4 = CH3COO- + NH4+
H2O H+ + OH-
CH3COOH NH3·H2O
盐类水解的规律：
有弱才水解
都弱双水解
无弱不水解
同强显中性
越弱越水解
谁强显谁性
影响水解的因素：
1.内因：反应物本身的性质
2.外因：（符合勒夏特列原理）
(1)、温度
由于盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的
水解是吸热反应，温度升高，水解程度增大。
(2)、浓度
溶液浓度越小，盐的水解程度增大
(3)、外加电解质
能够抑制或促进水解
HCO3- +H2O H2CO3+OH-
NH4++H2O NH3·H2O+H+
CO32-+H2O HCO3- +OH-
判断下列盐溶液的酸碱性,写出水解离子方程式
NH4NO3 Na2CO3 KAl(SO4)2 FeCl3
CO32-+H2O H2CO3+2OH-
Al3+ +3H2O Al(OH)3+3H+
分步水解
以第一步为主
Fe3+ +3H2O Fe (OH)3+3H+
2.多元弱酸根离子分步水解，第一步较易发生，水解方程式一般只需写第一步的水解.
-----不能标
1.用可逆符号：
书写离子方程式的注意事项
3.对于沉淀气体符号↓或↑
原因：一般盐类的水解的程度很小，水解产物也很少,通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。
小 结
盐的弱离子跟水电离的离子生成弱电解质
生成弱电解质,促进了水的电离平衡
盐溶液呈酸性或碱性
可溶,弱离子
有弱才水解,谁强显谁性
多元弱酸的酸根离子分步水解
定义:
实质:
结果:
条件:
规律:
补充:
水解方程式的书写
例题:
PH=5的NH4Cl溶液中由水电离的[H+]=_____,
PH=9的CH3COONa溶液中由水电离的[OH-] ,
10-5mol/L
10-5mol/L
1、下列水解离子方程式正确的是( )
A．Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+
B．Br- + H2O HBr + OH-
C．CO32- + 2H2O H2CO3 + 2OH-
D．NH4+ +2H2O NH3·H2O + H3O+
迁移 运用
A
2、在25。C时，在浓度为1mol/L的NH4HSO4、
NH4HCO3、NH4Cl的溶液中，测得c(NH4+)分别
为a、b、c（单位为mol/L），下列判断正确的
是（ ）
A :a=b=c B: a﹥b﹥c
C : a﹥c﹥b D: c﹥a﹥b
C
迁移 运用
3、NH4Cl溶液中，离子浓度由大到小的顺序正确的是 （ ）
A．c(NH4+)>c(Cl-)>c(H+)>c(OH-)
B. c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH-)
C. c(H+)>c(OH-)>c(NH4+)>c(Cl-)
D. c(Cl-)>c(NH4+)>c(OH-)>c(H+)
迁移 运用
B(共93张PPT)
第2节 弱电解质的电离 盐类水解
第3章 物质在水溶液中的行为
电解质
非电解质
化合物
纯净物
物 质
混合物
单 质
旧知回顾
既不是电解质也不是非电解质
旧知回顾
在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物
电解质
非电解质
在水溶液中和熔融状态下都不导电的化合物
（如：酸、碱、盐、活泼金属氧化物、水等）
（如：多数有机物、非金属氧化物等）
0.1mol/L的盐酸中含有哪些溶质微粒？
其中的H+浓度是多少？
旧知回顾
请写出HCl在水中的电离方程式并分析：
HCl=H++Cl-
H+ Cl-
C(H+)=0.1mol/L
新知探讨
0.1mol/L的醋酸溶液中是否只含有H+ 和 CH3COO-这两种溶质微粒？
其中的H+浓度是否等于0.1mol/L ？
如何设计实验来验证？
遇到问题：0.1mol/L的醋酸溶液中H+浓度是否等于0.1mol/L？
实验设计
问题转化
0.1mol/L醋酸溶
液中H+浓度是
否等于0.1mol/L
盐酸中的H+浓
度？
方法探寻
可以通过哪些
方法来定性对
比、定量检测
溶液中的H+浓
度？
方案二：测定相同浓度的盐酸和醋酸溶液的pH
方案一：比较相同浓度的盐酸、醋酸溶液与
等量等形状的金属(如镁)反应的速率
方案探讨
……
方案三：测定相同浓度的盐酸和醋酸溶液其导电
性强弱
实验3-1：等体积、等浓度的盐酸和醋酸溶液与等量
镁条反应，并测量这两种溶液的pH(常温下)
0.1mol/LHCl 0.1mol/LCH3COOH
与镁条反应现象
溶液的pH
探究验证
剧烈
相对缓慢
1
3
提示：测定溶液pH时，要将试纸放在表面皿（或点滴板）上进行
①镁无论是与盐酸还是与醋酸反应，其实质都是与溶液中的 反应
H+
实验分析
②反应剧烈程度的不同，是由于溶液中的 不同而引起的
③镁与盐酸反应比镁与醋酸反应剧烈，定性说明盐酸中c（H+） 醋酸中c（H+）
＞
H+浓度
④在数值上，pH（盐酸）＜ pH（醋酸）,定量证明盐酸中c（H+） 醋酸中c（H+）
＞
c（ H+，盐酸） c（ H+，醋酸）
醋酸在水溶液中 电离
得出结论
部分
相同浓度的盐酸与醋酸溶液中
＞
强电解质：
弱电解质：
在水溶液中，能够全部电离的电解质称为强电解质
在水溶液中，只能部分电离的电解质称为弱电解质
概念生成
强电解质和弱电解质比较
电解质
电解质
在水溶液里完全电离
在水溶液里部分电离
电离能力弱
如HCl
如CH3COOH
强电解质
弱电解质
相同点
不同点
水溶液中存在的溶质微粒
只有阴、阳离子
阴、阳离子，
电解质分子
电离能力强
对比区分
常见的弱电解质
（1）弱酸：如CH3COOH、H2CO3、H2SiO3、
H2S、 H2SO3、HF、HClO等
（2）弱碱:如NH3.H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等
常见的强电解质
（1）强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、 HI、HBr等
（2）强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等
（3）大部分盐类: 如NaCl等,包括部分难溶性的盐，如CaCO3、 BaSO4、AgCl等
分类举例
（3）水
那么，溶液中是否存在H+ 和 CH3COO-离子结合成CH3COOH的过程呢？
CH3COOH → H+ + CH3COO-
醋酸溶于水时，醋酸分子在水溶液中发生了部分电离：
深入探讨
在一定量0.1mol/LHCl溶液中加入少量的CH3COONa固体，经科学方法测定混合溶液中c(H+)小于0.1mol/L。请分析其原理。
H+ + CH3COO- → CH3COOH
阅读分析
CH3COOH → H+ + CH3COO-
醋酸溶液中同时存在以下过程：
醋酸在水中的电离过程是 过程
理论提升
可逆
CH3COOH 　H+ + CH3COO－
H+ + CH3COO- → CH3COOH
方法小结
弱电解质电离方程式的正确书写
(1)弱电解质在溶液中部分电离，用“ ”表示
(2)多元弱酸分步电离，必须分步写出，不可合并（其中以第一步电离为主）
(3)多元弱碱分步电离，中学阶段要求一步写出
H2CO3 H+ + HCO3－
HCO3－ H+ + CO32－
Fe(OH)3 Fe3++3OH－
（主）
（次）
弱电解质的电离平衡：在一定的条件下(如温度、浓度一定),当溶液中的弱电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时的状态
v（电离）=v（结合）≠0
见微知著
逆、等、动、定、变
t1
速率(v)
时间（t）
v（电离）
v（结合）
在一定条件（如温度、浓度）下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等且溶液中分子和离子的浓度保持不变时，电离过程就达到了平衡状态，叫做电离平衡。
二、弱电解质的电离平衡
1.概念
写出一元弱酸（HA）的电离方程式，并分析HA在电离过程中各微粒浓度有哪些变化，完成下表。
c(HA) c(H+) c(A-)
HA初溶于水时
达到平衡前
达到平衡时
最大　　
变小　　　
不变　
类化分析
不变
最小
变大
变大
最小
不变
请写出一元弱碱（BOH）的电离方程式，分析B+
与OH-结合过程中各微粒浓度的变化，完成下表。
c(B+) c(OH-) c(BOH)
等体积等浓度的B+、OH-溶液混合时
达到平衡前
达到平衡时
不变　
触类旁通
最大　
最大　
最小　
变小　
变小　
变大　
不变　
不变　
2.外界因素对电离平衡移动的影响
思考：影响化学平衡的因素有哪些？
（1）温度
弱电解质的电离是吸热的，其他条件不变时，升高温度，平衡向着电离的方向移动
2.外界因素对电离平衡移动的影响
（2）浓度
通过物质的加入使平衡中某种物质的浓度发生改变，根据勒夏特列原理，平衡就向减弱这种改变的方向移动。
加入的物质 平衡移动方向 c(CH3COOH) c(H+) c(CH3COO-)
冰醋酸
醋酸钠固体
NaOH固体
正
逆
增大
减小
增大
增大
增大
减小
增大
增大
正
减小
在CH3COOH溶液中分别加入少量下列物质，对CH3COOH的电离平衡各有什么影响？
CH3COOH CH3COO - + H+
【知识应用】
石蕊溶液为什么能够指示溶液的酸碱性？
资料：酸碱指示剂是一些有机弱酸或弱碱，在溶液中存在电离平衡，而其分子与电离出的离子呈不同的颜色．如石蕊（以HIn表示）的电离平衡和颜色变化为：
HIn In- + H+
红色
蓝色
3.电离常数（K）——电离平衡的平衡常数
CH3COOH CH3COO- + H+
c( CH3COO-) . c( H+)
c(CH3COOH)
K=
K 值越大，电离程度越大
请写出HClO、NH3·H2O的电离常数表达式
K 的意义:
弱酸 电离常数(K)
H3PO4
CH3COOH
H2CO3
几种常见弱酸的电离常数（25℃）
K 值越大，相应弱酸(或弱碱)的酸(或碱)性越强。
K1=7.1×10-3
K2=6.3×10-8
K3=4.2×10-13
K=1.75×10-5
K1=4.4×10-7
K2=4.7×10-11
25℃时不同浓度的醋酸溶液中
溶液浓度（mol/L） K
0.2 1.75×10-5
0.1 1.75×10-5
0.001 1.75×10-5
K 值与浓度无关。
CH3COOH CH3COO - + H+
不同温度下0.1mol/LCH3COOH的电离常数
（不考虑醋酸的挥发）
温度(℃) K
0 1.657×10-5
10 1.729×10-5
20 1.753×10-5
25 1.754×10-5
温度越高,K 值越大
结 论:
CH3COOH CH3COO - + H+
CH3COOH稀溶液加水稀释，对CH3COOH的电离平衡有什么影响？
CH3COOH CH3COO - + H+
K=
c ( H+) .c( CH3COO-)
c(CH3COOH)
c ( H+) . c( CH3COO-)
c(CH3COOH)
加水稀释，平衡向着电离的方向移动
＝K
【思考·交流】
【本节小结】
电解质
强电解质
弱电解质
概念
电离平衡
电离常数
影响因素
存在
通过本节课的学习，你有何收获和体会？
小结分享
知识点小结：
1.概念：强、弱电解质
2.原理：弱电解质的电离平衡
3.方法：电离方程式的书写
D
新知应用
1.下列叙述中，能证明某物质是弱电解质的是（ ）
A.熔融时不导电
B.水溶液的导电能力很差
C.不是离子化合物，而是共价化合物
D.溶液中已电离的离子和未电离的分子共存
2.一定量的盐酸跟足量镁粉反应时，为了减缓化学反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（ ）
A.NaOH固体 B.H2O
C.NaCl溶液 D．醋酸
新知应用
B C
3.下列对氨水溶液中存在的电离平衡
叙述正确的是（ ）
A.加水后，溶液中n(OH-)增大
B.加入少量浓硫酸，溶液中c(OH-)增大
C.加入少量浓氢氧化钠溶液，电离平衡正向移动
D.加入少量NH4Cl固体，溶液中c(NH4+)减少
新知应用
D
NH3 H2O NH4++OH-

4.一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如下图所示，请回答：
⑴O点导电能力为0的理由是
⑵a、b、c 3点所对应的溶液中H+浓度由大到小的顺序是
新知应用
冰醋酸未电离，无自由移动的离子
b＞a＞c
第三节 盐类的水解
人教版 选修4 《化学反应原理》
第三章 水溶液中的离子平衡
（第一课时）
【问题情境】
【新闻链接】被蜂蛰伤莫大意——大妈差点送了命！
当蜜蜂叮咬后应如何利用家庭常用物质加以处理？
酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，盐溶液一定显中性吗？如何设计实验证明？
探究盐溶液的酸碱性：
（常温，中性溶液pH=7，判断溶液酸碱性最简易方案：用pH试纸测pH）
一、寻找盐类水解规律
盐溶液 NaCl Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl KNO3 CH3COONa (NH4)2SO4
酸碱性
pH值
盐的
类型
实验内容：
分别测以下7种盐溶液的pH值，确定它们的酸碱性。用洁净的玻璃棒蘸取待测液滴于试纸中央，待变色后，与标准比色卡对比。
中性
酸性
碱性
中性
碱性
碱性
酸性
=7
＞7
＜7
=7
＞7
＞7
＜7
强酸强碱 盐
强碱弱酸 盐
强碱弱酸 盐
强酸弱碱 盐
强酸强碱 盐
强碱弱酸 盐
强酸弱碱 盐
盐的分类
酸 + 碱 == 盐 + 水 （中和反应）
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、 K2SO4
FeCl3、NH4Cl
CH3COONH4、(NH4)2CO3
CH3COONa、K2CO3
酸
强酸
弱酸
弱碱
强碱
碱
二：探寻盐溶液酸碱性的原因
思考与交流：为什么不同类型的盐溶液会呈现不同的酸碱性？你能从离子浓度变化的角度来分析一下吗？
盐溶液 CH3COONa溶液 NH4Cl 溶液 NaCl 溶液
相关方程式
溶液中的粒子
有无弱电解质生成
水的电离平衡是否移动
C(H+)和C(OH-)
相对大小
CH3COO-, Na+, H+, OH-,H2O,CH3COOH
Cl-, NH4+, H+, OH-H2O,NH3 · H2O
Cl-, Na+, H+, OH-,H2O
有
有
无
是
是
否
C(H+) ＜ C(OH-)
C(H+) ＝ C(OH-)
C(H+) ＞ C(OH-)
CH3COONa = CH3COO_ + Na+
H2O H+ + OH_
+
CH3COOH
CH3COO ˉ +H2O CH3COOH+OH_
CH3COONa + H2O CH3COOH+NaOH
达到新的平衡时，
C（OH-） C（H+）
＞
溶液显碱性
微观分析
二：探寻盐溶液酸碱性的原因
NH4Cl +H2O NH3.H2O + HCl
NH4+ +H2O NH3.H2O + H+
NH4Cl = NH4+ + Cl-
H2O OH- +H+
+
NH3.H2O
二：探寻盐溶液酸碱性的原因
达到新的平衡时，
C（OH-） C（H+）
＜
溶液显酸性
微观分析
1.盐类水解的定义：
定义：在盐溶液中，盐电离出的离子跟水所电离出的H+或OH-结合生成弱电解质的反应就叫做盐类的水解。
H2O H + + OH -
CH3COONa = Na+ + CH3COO-
NH4Cl = Cl- + NH4+
结合CH3COONa和NH4Cl的水解机理，分析归纳…
二：探寻盐溶液酸碱性的原因
弱酸阴离子或
弱碱阳离子
弱酸或弱碱
(3)特点：是中和反应的逆反应，存在水解平衡
(4)盐类水解程度很小，故水解产物极少，盐溶液的酸碱性较弱
2.对概念的理解：
盐 + 水 酸 + 碱 △H ＜ 0
二：探寻盐溶液酸碱性的原因
水解
中和
(1) 条件： ①盐必须溶于水
②盐必须有“弱”离子
(2)水解的实质：
破坏并促进了水的电离平衡。
水解规律
有弱才水解 无弱不水解
都弱都水解 越弱越水解
谁强显谁性 同强显中性
蜜蜂蛰了后用肥皂水及纯碱溶液涂抹的原因？
解 释
人体血液中存在血液酸碱平衡，蜜蜂蜇人后注入的酸性物质导致人体血液酸碱平衡被破坏，轻者伤处出现红斑、有烧灼感及刺痛，重者伤处一片潮红、肿胀、水疱形成，局部剧痛或搔痒，有发热、头痛、恶心呕吐、烦躁不安、痉挛、昏迷。有特异体质者对蜂毒过敏，可迅速发生颜面、眼睑肿胀，荨麻疹，喉头水肿，腹痛腹泻，呼吸困难，血压下降，神志不清等过敏性休克现象，终因呼吸、循环衰竭而亡。
蜜蜂毒液是酸性的（蚁酸），故可选用牙膏（NaF）、肥皂水（硬脂酸钠）、稀氨水、5％碳酸氢纳液、纯碱溶液等洗敷伤口。
1.先找“弱”离子：找出盐类组成中会发生水解的离子（弱酸阴离子或弱碱阳离子）直接写出弱酸弱碱离子于水反应的离子方程式。
三、盐类水解方程式的书写：
盐 + 水 酸 + 碱
2.一般水解程度小，水解产物少。所以常用“ ” ；不写“ == ”、“↑”、“↓”；
也不把生成物（如NH3·H2O、H2CO3）写成
分解产物的形式。
多元弱酸盐分步水解，但以第一步水解为主。
多元弱碱盐的水解，常写成一步完成。
弱离子 + 水 弱酸(or弱碱) + OH– ( or H+ )
盐类水解方程式的书写：
（一）一元弱酸强碱盐
如：CH3COONa、NaF
化学方程式：
离子方程式：
CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH
CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–
化学方程式：
离子方程式：
NaF + H2O HF + NaOH
F– + H2O HF + OH–
（二）多元弱酸强碱盐
如：Na2CO3、 Na3PO4
离子方程式：
HCO3 – + H2O H2CO3 + OH –
CO3 2– + H2O HCO3 – + OH –
(主)
(次)
Na2CO3溶液中含有的粒子？
5种离子，2种分子。
？
（三）强酸弱碱盐水解
如：NH4Cl、CuSO4、AlCl3
水解的离子方程式：
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
Cu2+ + 2H2O Cu(OH)2 + 2H+
Al 3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+
（四）酸式盐(NaHA)的酸碱性
①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4）
②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小
电离＞水解，呈酸性：如HSO3-、H2PO4-
电离＜水解，呈碱性：如HCO3-、HS-、 HPO42-
电离：HA- H+ + A2- （显酸性）
水解：HA- + H2O H2A + OH- （显碱性）
多元弱酸酸式酸根的水解与电离的区别：
⑴ NaHCO3
HCO3 – + H2O H2CO3 + OH –
①
②
HCO3 – + H2O CO32– + H3O +
① 水解
② 电离
程度：
>
∴溶液呈 性
碱
⑵ NaHSO3
HSO3 – + H2O H2SO3 + OH –
①
②
HSO3 – + H2O SO32– + H3O +
① 水解
② 电离
程度：
<
∴溶液呈 性
酸
（五） 、某些盐溶液在混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子，在一起都发生水解，相互促进对方的水解，水解趋于完全。可用“=”连接反应物和生成物，水解生成的难溶物或挥发物质可加“↓”、“↑”。此种现象叫做盐类的双水解反应。
能够发生双水解之间的离子之间不能大量共存。
常见的离子间发生双水解的有：
Fe3+与CO32-、HCO3-……
Al3+与CO32-、HCO3- 、S2- 、HS-、AlO2- ……
NH4+与SiO32-……
但并不是所有的弱酸弱碱盐水解都能进行“完全双水解”.
如:(NH4)2CO3 、NH4HCO3、 CH3COONH4
注 意：
思考：下列各式中属于正确的水解反应离子方程式的是（ ）
A. NH4++H2O NH３·H2O+H+
B. S2-+2H2O H2S+2OH-
C. CH3COOH+H2O CH3COO-+H3O+
D. CH3COOH+OH - CH3COO-+H2O
E.Fe3+＋3H2O Fe(OH)3↓＋3H＋
A
S2-+H2O HS-+OH-，
HS-+H2O H2S+OH-
或只写S2-+H2O HS-+OH-
课题检测
3.下列溶液能使酚酞指示剂显红色的是（ ）
A )K2CO3 B)NaHSO4 C)Na2SO4 D)FeCl3
A
1．请判断下列盐溶液的酸碱性：CuSO4；FeCl3；Na2S；KNO3；BaCl2；Na2SO3。
2.下列离子在水溶液中不会发生水解的是（ ）
A) NH4+ B) SO42_ C) Al3+ D) F_
B
4. 下列溶液pH小于7的是（ ）
A、溴化钾 B、 硫酸铜
C、硫化钠 D、 硝酸钡
B
盐类的水解
1.水解的定义
2.水解的实质：破坏并促进水的电离
3.水解的条件
4.水解反应与中和反应的关系:
5. 水解规律：
有弱才水解；无弱不水解；
谁弱谁水解；谁强显谁性；
同强显中性。
思 考
CH3COONa、Na2CO3同样为强碱弱酸盐溶液，但浓度相同的这两种却表现出不同的碱性，这是为什么？
布置作业
第二课时
盐类水解的影响因素
2、盐类水解平衡影响因素
1、内因：
盐本身的性质。
（越弱越水解）
① 不同弱酸对应的盐
NaClO (aq) CH3COONa (aq)
MgCl2 (aq) AlCl3 (aq)
对应的酸
HClO CH3COOH
<
>
碱 性
② 不同弱碱对应的盐
对应的碱
酸 性
Mg(OH)2 Al(OH)3
<
>
③ 同一弱酸对应的盐
Na2CO3 (aq) NaHCO3 (aq)
对应的酸
HCO3– H2CO3
<
>
碱 性
∴ 正盐的水解程度 酸式盐的水解程度
>
相同物质的量浓度的正盐比对应酸式盐的水解程度大得多，故Na2CO3溶液碱性比NaHCO3强。
注 意：
1、FeCl3溶液能否发生水解？如果可以，请写出水解方程式。
2、应用平衡移动原理，分析影响其水解的因素有哪些？
盐浓度、溶液酸碱性、温度
思考：
条件 移动方向 H+数目 pH Fe3+水解率 现象
升温
通HCl
加H2O
加Fe粉
加NaHCO3
Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+在不同条件下FeCl3的水解平衡将发生不同变化，当条件改变时，将相关内容填入表格中：
正反应
增加
降
增大
颜色变深
逆反应
正反应
逆反应
正反应
增加
增加
减少
减少
降
升
升
升
减小
增大
减小
增大
颜色变浅
颜色变浅
颜色变浅
红褐色沉淀，无色气体
2、外因：
① 温度：
升温，促进水解。
② 浓度：
加水稀释，促进水解。
③ 加酸：
弱碱阳离子的水解。
弱酸根离子的水解。
抑制
促进
④ 加碱：
弱碱阳离子的水解。
弱酸根离子的水解。
促进
抑制
配制FeCl3溶液需要注意什么问题？
加入一定量的 ，抑制FeCl3的水解。
Fe 3+ + 3H2O Fe (OH)3 + 3H +
HCl
H2SO4？
温度越高越水解．
浓度越稀越水解．
对于水解平衡
CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–
改变条件 方向 c(Ac–) c(HAc) c(OH–) c(H+) pH 水解程度
升温
加H2O
加醋酸
加
醋酸钠
通HCl(g)
加NaOH
1.为什么KAl(SO4)2 , FeCl3 等盐可用做净水剂？
思考：
4.在必修I学习胶体性质时，我们知道制取氢氧化铁胶体时是在沸水中滴入FeCl3溶液，你现在知道其中的原理了吗？
2.纯碱为什么能去污力？去污是为何用热水？
3.泡沫灭火器的化学反应原理是什么？
混施化肥
泡沫
灭火剂
制备胶体
明矾净水
判断溶液
酸碱性
离子浓度
比较
试剂贮存
盐溶液
的蒸发
溶液配制
盐类水解
的应用
（1）配制和保存易水解的盐溶液
问题1：为什么用热水配制CuCl2溶液,溶液会出现浑浊？怎样配制澄清溶液？
热水：升温能够促进水解
CuCl2+2H2O Cu(OH)2+2HCl(吸热)
或Cu2++2H2O Cu(OH)2+2H+ (吸热)
配制CuCl2溶液，为防止出现浑浊，应加少量的
_______
稀盐酸
三、化学实验中的盐类水解问题
问题2：用热水配制硫酸铁溶液时，同样会产生混浊？怎样才能用热水配制出澄清的硫酸铁溶液？
[小结]：配制易水解的金属盐溶液应加少量的______________
配制Fe2(SO4)3溶液，要先加少量的稀H2SO4。
阴离子所对应的酸
（2）试剂瓶的选用：
问题3、盛放Na2S 、Na2CO3的试剂瓶为什么不能用玻璃塞？NaF溶液能否用玻璃瓶？
注意：实验室贮存碱性溶液的试剂瓶一律使
用橡胶塞
（3）加热蒸发可水解的盐溶液
问题4：把FeCl3溶液蒸干灼烧，最后得到的固体产物是什么，为什么？
△
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3HCl
⑴加热促进水解 ⑵HCl挥发
加热蒸干AlCl3、MgCl2、FeCl3等溶液时,得不到AlCl3、MgCl2、FeCl3晶体,必须在蒸发过程中不断通入HCl气体,以抑制FeCl3的水解,才能得到其固体.。
尽管Al3+水解生成Al(OH)3和H2SO4，但由于H2SO4是高沸点酸，不易挥发，加热最终只是把水蒸去，因此仍得Al2(SO4)3固体。
问题5：Al2(SO4)3溶液加热蒸干后得到固体是什么？
Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4
将溶液经蒸干、灼烧最终所得物质填入右表(想想看,发现了什么规律？)
AlCl3
FeCl3
CuCl2
MgCl2
Al2(SO4)3
FeCl2
NH4Cl
NaHCO3
Na2CO3
Al2O3
Fe2O3
CuO
MgO
Al2(SO4)3
Fe2O3
无
Na2CO3
Na2CO3
★[关于溶液的蒸干]:
盐溶液的蒸干,一要考虑盐本身的受热分解,二要考虑其存在的水解平衡,并考虑温度对水解平衡的影响.
①KMnO4溶液,NaHCO3溶液蒸干后得到K2MnO4和MnO2、Na2CO3溶液。NH4HCO3蒸干后无固体。
②AlCl3、Al(NO3)3等盐水解后生成的酸能挥发,加热促进水解,最终所得固体产物为Al2O3。
③Al2(SO4)3水解后生成的酸难挥发,最后所得固体为Al2(SO4)3 。
④Na2SO3等盐在加热蒸干过程中要发生氧化还原反应,最后得到的固体为Na2SO4。
Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
(4)除杂：
问题6、除去KNO3溶液中少量的Fe3+离子可用方法，说明理由？
练：为了除去氯化镁酸性溶液中的Fe3+离子，可在加热搅拌下加入一种试剂，过滤后再加入适量盐酸。这种试剂是（ ）
A．氧化镁 B.氢氧化钠
C.碳酸钠 D. 碳酸镁
溶液中，某些离子的除杂，需考虑盐的水解。
AD
２.农业生产中的盐类水解问题
问题7：化肥的使用——草木灰不能和铵态氮肥混合使用，为什么？
农业谚语 ：
“灰混粪，粪混灰，灰粪相混损肥分。”
思考：为什么会损肥分
草木灰不宜与铵态氮肥混合施用：
草木灰的成分：K2CO3，水解呈碱性
CO32-＋H2O HCO3- +OH-，
HCO3-＋H2O H2CO3 +OH-，
铵态氮肥——铵盐，水解呈酸性。
NH4+＋H2O NH3·H2O+ H+，
混施后，OH-与H+中和成水，使两种盐的水解平衡强烈地向右移动，以至生成大量的NH3·H2O，进一步分解成NH3逸出了，从而降低了肥效。
双水解
或Al3+ + 3HCO3- ═ Al(OH)3↓+3CO2↑
Al3++3H2O Al(OH)3+3H+,
HCO3-＋H2O H2CO3 +OH-，
总式：Al3++3HCO3- = Al(OH)3↓+3CO2↑；
泡沫灭火器的原理应用双水解
药品：Al2(SO4)3溶液、NaHCO3溶液
①为什么不能把溶解度大的Na2CO3代
替NaHCO3
原因是：等物质的量的Al2(SO4)3产生的CO2少且生成CO2的速率慢。
Al3+ + 3HCO3- ═ Al(OH)3↓+3CO2↑
2Al3+ + 3CO32- +3H2O═2 Al(OH)3↓+3CO2↑
②为什么把硫酸铝放在玻璃桶内，
把碳酸氢钠放在铁桶内？
３.日常生活中盐类水解问题
问题8： 明矾（KAl(SO4)2·12H2O）能够用来净水的原理。
Al3++3H2O 　Al（OH）3 (胶体）+3H+
　　Al(OH)3胶体表面积大，吸附能力强，能吸附水中
悬浮杂质生成沉淀而起到净水作用。
在碱性条件下去油污能力强
CO32-＋H2O HCO3- +OH- （吸热）
HCO3-＋H2O H2CO3 +OH- （吸热）
问题9：为什么用热的纯碱溶液洗涤油污效果好？
热纯碱水去油污能力强：
在碱性条件下去油污能力强
CO32-＋H2O HCO3- +OH- (吸热)
HCO3-＋H2O H2CO3 +OH- (吸热)
[生活常识] 为什么用肥皂洗衣服时用温水比冷水洗得干净一些？
肥皂主要成分：硬脂酸钠(C17H35COONa)
硬脂酸(C17H35COOH)是一种一元弱酸
C17H35COO-+H2O C17H35COOH+OH- (吸热)
问题10：金属镁与水反应比较困难，若加一些NH4Cl马上产生大量气体？为什么？
总方程式：Mg+2NH4Cl=MgCl2+2NH3 +H2
“焊药”—金属焊接时常用于除去金属表面的氧化膜，常用ZnCl2、NH4Cl。
４.工业生产中的盐类水解问题
NH4++H2O NH3 H2O + H+
△
NH3 H2O = NH3 ↑ + H2O
Mg+ 2H+ = Mg2+ + H2↑
1、判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时
如：相同条件，相同物质的量浓度的下列八种溶液：Na2CO3、NaClO、NaAc、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、(NH4)2SO4、NaHSO4、等溶液，PH值由大到小的顺序为：
NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>NaAc
>Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHSO4
以下情况应考虑盐类水解的应用
盐类水解的应用
2、比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时
练：25℃时，在浓度均为1mo/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2三种溶液中，若测得其中c(NH4+)分别为a、b、c（单位为mo/L）,则下列判断正确的是（ ）
A.a=b=c B.c>a>b
C.b>a>c D.a>c>b
B
盐类水解的应用
3、判断溶液中离子能否大量共存。当有弱碱阳离子和弱酸阴离子之间能发生完全双水解，则不能在溶液中大量共存。
如：Al3+与HCO3-、CO32-、S2-、AlO2-
Fe3+和CO32-(HCO3-)， SiO32与NH4＋等， 不能在溶液中大量共存。
但不是所有弱碱阳离子和弱酸阴离子都要双水解而不能共存， NH4Ac，(NH4)2CO3。
1、0.1mol/l下列溶液PH值由大到小的顺序是 _________________
①H2SO4 ② NH3.H2O ③ NaOH ④NH4Cl ⑤NaCl ⑥CH3COONa ⑦ HCl ⑧ CH3COOH ⑨Ba(OH)2
2、将10mL0.1mol/L氨水和10mL0.1mol/L盐酸混合后, 溶液里各种离子物质的量浓度的关系是 ( )
A.C(Cl-)+C(OH-)=C(NH4+)+C(H+)
B. C(Cl-)> C(NH4+)> C(H+) > C(OH-)
C.C (H+) > C(OH-)>C (Cl--)>C(NH4+)
D. C(Cl-)> C(H+) >C (NH4+)>C (OH-)
AB
⑨>③>②>⑥>⑤>④>⑧>⑦>①
练习：
一些特殊情况分析
完成下列方程式：
FeCl3+ AgNO3==
CuSO4+ Na2S==
ZnSO4+ Na2S ==
3Fe(NO3)3+3AgCl
Na2SO4+CuS
Na2SO4+ZnS
有些盐在加热时水解程度增大甚至能进行到底。如煮沸含有Mg(HCO3)2的硬水。
问：AlO2-和HCO3-能否大量共存 (共33张PPT)
第3章 物质在水溶液中的行为
第3节 沉淀溶解平衡
观察.思考
（1）在装有少量难溶的PbI2黄色固体的试管中，加入约3ml蒸馏水的试管中，充分振荡静置。
你能解释所观察到的现吗？
（2）待上层液体变澄清后，即得到PbI2饱和溶液，向其中滴加几滴0.1mol.L-1KI溶液，观察实验现象。
思 考
一、沉淀溶解平衡
实验步骤：
在上层清液中滴加KI溶液后，有黄色沉淀产生。
实验现象：
结论解释：
1滴管PbI2溶液
静置，待上层
液体变澄清
几滴
同浓度
KI溶液
PbI2
PbI2(s) Pb2＋(aq) + 2I－(aq)
解释:上层清液中存在平衡，
当加入KI溶液后，I- 浓度增大，平衡向逆方向移动，从而有黄色沉淀PbI2产生
结论：说明上层清液中有Pb2+.
实验结论：难溶物也有部分溶解，也存在溶解平衡。
溶解
PbI2(s) Pb2＋(aq) + 2l-(aq)
沉淀
Pb2+
l-
PbI2在水中溶解平衡
尽管PbI2固体难溶于水，但仍有部分Pb2＋和 I-离开固体表面进入溶液，同时进入溶液的Pb2＋和 I-又会在固体表面沉淀下来，当这两个过程速率相等时Pb2＋和 I-的沉淀与PbI2固体的溶解达到平衡状态即达到沉淀溶解平衡状态. PbI2固体在水中的沉淀溶解平衡可表示为：
K= [Pb2+ ][I-]2
一定温度下，沉淀溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，形成饱和溶液，固体质量和溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
1、定义：
一、 沉淀溶解平衡
①沉淀溶解平衡与化学平衡、电离平衡一样，合乎平衡的基本特征、满足平衡的变化基本规律，其基本特征是什么？
思考：
2、特征：
动、等、定、变
例如：AgCl(s) Ag+ + Cl-
PbI2 (s)
Pb2＋(aq)＋2I－(aq)
溶解
沉淀
v溶解
v沉淀
==
==
0
速率V
0
时间t
.
.
v溶解
v沉淀
t1
3、表示方法：沉淀溶解平衡表达式
一般难溶电解质：
AmBn(s) mAn+(aq) + nBm-(aq)
难溶固体在溶液中达到沉淀溶解平衡状态时，离子浓度保持不变（或一定）。其离子浓度的系数次方的乘积为一个常数这个常数称之为溶度积常数简称为溶度积，用Ksp表示。
4、溶度积常数或溶度积(Ksp )：
如 PbI2 (s) Pb2 + (aq) +2I- (aq)
表达式
概念：
25℃时， Ksp=
[Pb2+ ][I-]2
练习：BaSO4、Fe(OH)3、Mg(OH)2的溶度积表达式
Ksp（BaSO4）= [Ba2+][SO42-] 单位： mol2 L-2
Ksp [Fe(OH)3]= [Fe3+][OH-]3 单位： mol4 L-4
Ksp[Mg(OH)2]= [Mg2+][OH-]2 单位： mol3 L-3
【巩固训练1】
1、下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是（ ）
A．反应开始时，溶液中各离子浓度相等
B．沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率与溶解的速率相等
C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中离子的浓度相等且保持不变
D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入该沉淀物，将促进溶解
B
2、下列有关AgCl的说法正确的是（ ）
A. AgCl难溶于水，溶液中没有Ag+和Cl—
B. 在AgCl饱和溶液中，AgCl溶解已经停止了
C. AgCl是一种难溶物，所以是弱电解质
D.在AgCl饱和溶液中，AgCl生成和溶解不
断进行，但速率相等。
D
5 、影响沉淀溶解平衡的因素：
内因：难溶物质本身性质——决定因素
外因：
（1）浓度—
（2）温度—
（3）同离子效应—
加水，平衡向溶解方向移动
升温，多数平衡向溶解方向移动
向平衡体系中加入相同的离子
使平衡向沉淀方向移动
（4）其他—向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或气体时，平衡正移
CaCO3 Ca2+ + CO32-
对于平衡AgCl（S）≒ Ag+(aq) + Cl-(aq) 若改变条件，对其有何影响
改变条件 平衡移动方向 C（Ag+ ） C（Cl-）
升 温
加 水
加AgCl（s）
加NaCl（s）
加NaI（s）
加AgNO3(s)
加NH3·H2O
→ ↑ ↑
→ 不变 不变
不移动 不变 不变
← ↓ ↑
→ ↓ ↑
← ↑ ↓
→ ↓ ↑
3、（双选）石灰乳中存在下列平衡：
Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2 OH― (aq),加入下列溶液，可使Ca(OH)2减少的是（ ）
A. Na2CO3溶液 B. AlCl3溶液
C. NaOH溶液 D. CaCl2溶液
A B
难溶物 Ksp表达式
AgCl
AgBr
AgI
Mg(OH)2
Cu(OH)2
=[Ag+ ] [Cl- ]
=[Ag+ ] [Br- ]
=[Ag+ ] [I- ]
=[Mg2+ ] [OH- ]2
=[Cu2+ ] [OH- ]2
Ksp值（25℃） 溶解度（g）
1.8×10-10 mol2 L-2 1.8×10-4
5.0×10-13 mol2 L-2 8.4×10-6
8.3×10-17 mol2 L-2 2.1×10-7
5.6×10-12 mol3 L-3 6.5×10-3
2.2×10-20 mol3 L-3 1.7×10-5
问题探究
（1）溶度积和溶解度都可以表示物质的溶解能力，请根据下表分析，溶度积与溶解度有什么关系？
试一试
写出下列难溶物的溶度积表达式
Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力 。相同类型（化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时）的难溶电解质的Ksp越小，溶解度越小，越难溶。
结合化学平衡与电离平衡回答：影响Ksp的因素；Ksp的意义。
（1）Ksp值的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关。
（2）Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力。
同类型的难溶电解质，在同温度下，Ksp越大，溶解度越大；
不同类型的难溶电解质，应通过计算才能进行比较。
二、沉淀溶解平衡的应用
1、沉淀的溶解与生成
①如何利用Q与K来判断平衡移动的方向？
②如何判断沉淀的生成与溶解？
①Q = Ksp时难溶电解质达到沉淀溶解平衡状态，溶液是饱和溶液。
②Q＞Ksp溶液中将析出沉淀，直到溶液中的Q = Ksp为止。
③Q＜Ksp溶液为不饱和溶液，将足量的难溶电解质固体放入，固体将溶解，直到溶液中Q = Ksp时，溶液达到饱和。
解释前面[观察 思考]中的实验现象。
如果将2×10-4mol·L-1的CaCl2溶液与3×10-4
mol·L-1的Na2CO3溶液等体积混合，问能否产生沉淀？[已知CaCO3的Ksp=5.0×10-9(mol·L-1)2]
Qc=1.5×10-8(mol·L-1)2﹥Ksp
结论是能产生沉淀
迁移应用一
将0.001mol/L NaCl溶液和0.001mol/L AgNO3溶液等体积混合,是否有AgCl沉淀生成
Q＝[Ag+ ] [Cl- ]
＝2.5×10－7mol2/L-2
＝ 0.0005mol/L× 0.0005 mol/L
> KSP
离子结合生成沉淀
(AgCl的KSP=1.8×10－10 mol2 L-2)
CaCO3（s） Ca2+ (aq)+ CO32-(aq)
常温下， CaCO3的Ksp=2.8×10-9mol2.L-2,Ca2+和CO32-的浓度分别为2×10-3mol.L-1、3 ×10-3mol.L-1，试判断CaCO3的质量变化如何？
解析：
Q=c(CO32-)c(Ca2+)
=2×10-3mol.L-1 × 3 ×10-3mol.L-1
=6×10-6mol2.L-2
>2.8×10-9mol2.L-2
即Q>Ksp ，所以平衡向逆方向移动
因此，CaCO3沉淀的质量增加
第四组：大规模砍伐森林等人类活动对珊瑚虫生长的影响。
应用知识：
第一组：已知BaSO4与BaCO3都难溶于水，且Ksp相差很小，利用X射线进行消化系统透视时，却用BaSO4而不用BaCO3作造影剂，原因何在？
第二组：Ba2+ 有毒，如遇钡离子中毒，应尽快用5.0%的Na2SO4溶液洗胃，能解毒吗？
第三组：美丽溶洞的形成原因
为什么医学上常用BaSO4作为内服造影剂“钡餐”，而不用BaCO3作为内服造影剂“钡餐”
BaSO4 和BaCO3的沉淀溶解平衡分别为：
BaSO4 Ba2+ + SO42- Ksp=1.1×10-10mol2 L-2
BaCO3 Ba2+ + CO32- Ksp=5.1×10-9mol2 L-2
由于人体内胃酸的酸性较强(pH0.9-1.5)，如果服下BaCO3,胃
酸会与CO32-反应生成CO2和水，使CO32-离子浓度降低，使
Qc < Ksp，使BaCO3的沉淀溶解平衡向右移动，使体内的Ba2+
浓度增大而引起人体中毒。
BaCO3 Ba2+ + CO32-
+
H+
CO2+H2O
所以，不能用BaCO3作
为内服造影剂“钡餐”。
而SO42-不与H+结合生成硫酸，胃酸中的H+对BaSO4的溶解平衡没有影响，Ba2+浓度保持在安全浓度标准下，所以用BaSO4 作“钡餐”。
CaCO3 Ca2+ + CO32-
+
2HCO3-
H2O+CO2
CaCO3 +H2O+CO2
+2HCO3-
Ca2+
水滴石穿
溶洞的形成
溶洞中美丽的石笋、钟乳石和石柱是大自然创造的奇迹。石灰岩里不溶性的碳酸钙与水及二氧化碳反应能转化为微溶性的碳酸氢钙。
溶有碳酸氢钙的水从溶洞顶向溶洞底滴落时，水分蒸发，二氧化碳压强减小以及温度的变化都会使二氧化碳溶解度减小而析出碳酸钙沉淀。这些沉淀经过千百万年的积聚，渐渐形成了钟乳石、石笋等。
交流·研讨
珊瑚虫是海洋中的一种腔肠动物，它们可以从周围海水中获取Ca2+和HCO3-，经反应形成石灰石外壳：
Ca2+ +2HCO3- CaCO3↓ +CO2↑+H2O
珊瑚周围的藻类植物的生长会促进碳酸钙的产生，对珊瑚的形成贡献很大。人口增长、人类大规模砍伐森林、燃烧煤和其他的化石燃料等因素，都会干扰珊瑚的生长，甚至造成珊瑚虫死亡。
珊瑚虫是海洋中的一种腔肠动物，可从周围的海水中获取Ca2＋和HCO3-，经反应形成石灰石外壳。珊瑚周围的藻类植物的生长会促进碳酸的产生，对珊瑚的形成贡献巨大。人口增长、人类大规模砍伐森林、燃烧煤和其他化学燃料等因素导致空气中二氧化碳增多，使海水中二氧化碳浓度增大，干扰珊瑚的生长，甚至造成珊瑚虫的死亡。
美丽的珊瑚礁
实验内容 实验现象 相应的离子方程式或结论
2mlZnSO4溶液中滴加1mol.L-1 Na2S
向洗涤后的沉淀中滴加0.1mol.L-1
CuSO4溶液
观察.思考
产生白色
沉淀
Zn2+ + S2- = ZnS↓
沉淀转化为黑色
ZnS(s)+Cu2+(aq)=CuS(s)+Zn2+（aq）
三、沉淀的转化
ZnS(s) Zn2+(aq) + S2-(aq)
+
Cu2+(aq)
CuS(s)
平衡向右移动
1、沉淀转化的实质：沉淀溶解平衡的移动。
2、沉淀转化的条件：
难溶电解质转化成更加难溶的物质
ZnS与CuS是同类难溶物，Ksp(ZnS) >Ksp(CuS),CuS的溶解度远小于ZnS的溶解度。
ZnS(s) Zn2+(aq)+S2-(aq) Ksp=1.6×10-24mol2 L-2
CuS(s) Cu2+(aq)+S2-(aq) Ksp=1.3×10-36mol2 L-2
利用沉淀转化原理，在工业废水的处理过程中，常用FeS(s)、MnS(s)等难溶物作为沉淀剂除去废水中的Cu2+、Hg2+、Pb2+等重金属离子。
Ksp(FeS)=6.3×10-18mol2 L-2
Ksp(CuS)=1.3×10-36mol2 L-2
Ksp(HgS)=6.4×10-53mol2 L-2
Ksp(PbS)=3.4×10-28mol2 L-2
FeS(s) + Cu2+(aq) = CuS(s) + Fe2+
FeS(s) + Pb2+(aq) = PbS(s) + Fe2+
FeS(s) + Hg2+(aq) = HgS(s) + Fe2+
练习：写出FeS(s)与废水中的Cu2+、Hg2+、Pb2+的反应离子方程式。
水垢中的Mg(OH)2是怎样生成的
硬水:是含有较多Ca2+、Mg2+、HCO3-、Cl-和SO42-的水.
加热时： Ca2+ + 2HCO3- = CaCO3 +CO2 + H2O
Mg2+ + 2HCO3- = MgCO3 +CO2 + H2O
MgCO3+ H2O = Mg(OH)2 +CO2
为什么在水垢中镁主要以Mg(OH)2沉淀形式存在，而不是以MgCO3沉淀的形式存在？比较它们饱和时[Mg2+]的大小。
学以致用三
因为Qc > Ksp(Mg(OH)2),所以有Mg(OH)2沉淀析出。即加热后，MgCO3沉淀转化为Mg(OH)2。
因此硬水加热后的水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2而不是CaCO3 和MgCO3.
洗涤水垢方法：除出水垢中的CaCO3和Mg(OH)2用食醋
CaCO3+2CH3COOH=(CH3COO)2Ca +CO2 +H2O
Mg(OH)2+2CH3COOH= =(CH3COO)2Mg+2H2O
生成的MgCO3在水中建立以下平衡
MgCO3 Mg2++CO32-
而弱酸酸根离子CO32-发生的水解反应：
CO32-+H2O HCO3-+OH-,使水中OH-浓度增大，对于Mg(OH)2 Mg2++2OH-而言，
龋齿和含氟牙膏
（1）钙、磷在骨骼牙齿中的存在形式
Ca5(PO4)3OH
羟基磷灰石
（2）存在的溶解平衡
Ca5(PO4)3OH(s)
5Ca2+(aq) + 3PO43-(aq) + OH- (aq)
迁移应用
四
（3）吃糖为何会出现龋齿？
沉淀溶解平衡理论
（4）含氟牙膏的使用
5Ca2+ + 3PO43- + F- = Ca5(PO4)3F
使用含氟牙膏，可以使难溶物转化为更难溶物质。氟磷灰石更能抵抗酸的侵蚀,使牙齿更坚固
注：氟过量会导致氟斑牙，因此，生活在水中含氟量
　　较高的地区的人，不宜使用含氟牙膏
Ca5(PO4)3OH(s)
5Ca2+(aq) + 3PO43-(aq) + OH- (aq)
提示:糖在酶的作用下产生了一种有机弱酸(共43张PPT)
第3章 物质在水溶液中的行为
第3节 沉淀溶解平衡
在NaCl的水溶液中，再加入固体
溶质，固体有没有溶解过程
探究：
饱和NaCl溶液
形状不规则的NaCl固体
形状规则的NaCl固体
一昼夜后观察发现：固体变为规则的立方体；质量并未发生改变
思考：
得到什么启示？
一昼夜后……
探究：
饱和
溶液中
v(结晶)=v(溶解)
NaCl(S) Na+ + Cl-
迁移应用：可溶的电解质溶液中存在溶解平衡，难溶的电解质在水中是否也存在溶解平衡呢？
实验探究
实验步骤：
在上层清液中滴加KI溶液后，有黄色沉淀产生。
实验现象：
结论解释：
1滴管PbI2溶液
静置，待上层
液体变澄清
几滴
同浓度
KI溶液
PbI2(s) Pb2＋(aq) + 2I－(aq)
PbI2
溶解
PbI2s) Pb2＋ aq) + 2l-(aq)
沉淀
Pb2+
l-
PbI2在水中溶解平衡
尽管PbI2固体难溶于水，但仍有部分Pb2＋和 I-离开固体表面进入溶液，同时进入溶液的Pb2＋和 I-又会在固体表面沉淀下来，当这两个过程速率相等时， Pb2＋和 I-的沉淀与PbI2固体的溶解达到平衡状态即达到沉淀溶解平衡状态. PbI2固体在水中的沉淀溶解平衡可表示为：
一、沉淀溶解平衡
3)特征：
逆、动、等、定、变
练：书写碳酸钙溶解平衡的表达式
一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平衡状态，我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡 。
2)表达式：
1)概念：
Mg(OH)2 (s) Mg2+ (aq) +2OH- (aq)
沉淀溶解平衡和化学平衡、电离平衡一样，符合平衡的基本特征、满足平衡的变化基本规律。
CaCO3 (s) Ca2+ (aq) +CO32- (aq)
动态平衡
外界条件一定，溶液中各粒子的浓度保持不变
外界条件改变，溶解平衡发生移动。
V溶解=V析出≠0
动：
等：
定：
变：
练一练
1、下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是（ ）
A．反应开始时，溶液中各离子浓度相等
B．沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率与溶解的速率相等
C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中离子的浓度相等且保持不变
D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入该沉淀物，将促进溶解
B
思考：难溶等于不溶吗？
习惯上,将溶解度小于0.01克的电解质称为难溶电解质。难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0 ，没有绝对不溶的物质。
难溶 微溶 可溶 易溶
0.01 1 10 (Sg/100g水)
4)影响溶解平衡的因素：
①内因：电解质本身的性质
a、绝对不溶的电解质是没有的。
b、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。
c、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。
②外因：
a)浓度：
b)温度：
AgCl(s) Ag＋(aq) + Cl－(aq)
通常我们讲的外因包括浓度、温度、压强等。对于溶解平衡来说，在溶液中进行，可忽略压强的影响。
平衡右移
平衡左移
多数平衡向溶解方向移动
升温
①加水
②增大相同离子浓度
思考：对于平衡 AgCl Ag++Cl-
若改变条件，对其有何影响
改变条件 平衡移动方向 C（Ag+ ） C（Cl-）
升 温
加AgCl（s）
加NaCl（s）
加AgNO3(s)
→ ↑ ↑
不移动 不变 不变
← ↓ ↑
← ↑ ↓
交流·研讨
珊瑚虫是海洋中的一种腔肠动物，它们可以从周围海水中获取Ca2+和HCO3-，经反应形成石灰石外壳：
Ca2+ +2HCO3- CaCO3↓ +CO2↑+H2O
珊瑚周围的藻类植物的生长会促进碳酸钙的产生，对珊瑚的形成贡献很大。人口增长、人类大规模砍伐森林、燃烧煤和其他的化石燃料等因素，都会干扰珊瑚的生长，甚至造成珊瑚虫死亡。分析这些因素影响珊瑚生长的原因。
2、牙齿表面由一层硬的、组成为Ca5(PO4)3OH
的物质保护着，它在唾液中存在下列平衡：
Ca5(PO4)3OH（s） 5Ca2++3PO43-+OH- 进食后，细菌和酶作用于食物，产生有机酸，这时牙齿就会受到腐蚀，其原因是 。
生成的有机酸能中和OH-，使平衡向脱矿方向移动，加速腐蚀牙齿
难溶固体在溶液中达到沉淀溶解平衡状态时，离子浓度保持不变（或一定）。其离子浓度的系数次方的乘积为一个常数这个常数称之为溶度积常数简称为溶度积，用Ksp表示。
二、溶度积常数或溶度积(Ksp )：
如 Mg(OH)2 (s) Mg2 + (aq) +2OH- (aq)
表达式
概念：
①溶度积(Ksp )的大小与难溶电解质性质和温度有关，与沉淀的量无关.离子浓度的改变可使平衡发生移动,而不能改变溶度积.
溶度积(Ksp )的性质
25℃时， Ksp=
[Mg2+ ][OH-]2 = 5.6×10-12mol3 L-3
练：请写出 BaSO4 、 Al(OH)3 的沉淀溶解平衡与溶度积KSP表达式。
BaSO4 (s) Ba2+ (aq) + SO42- (aq) KSP=[Ba2+][SO42-]
Al(OH)3 (s) Al3+ (aq) + 3OH- (aq) KSP=[Al3 + ][OH-]3
几种难溶电解质在25℃时的溶解平衡和溶度积：
AgCl(s) Ag+ + Cl- Ksp= [Ag+][Cl-] = 1.8×10-10mol2 L-2
AgBr(s) Ag+ + Br- Ksp= [Ag+][Br-] = 5.0×10-13mol2 L-2
AgI(s) Ag+ + I- Ksp= [Ag+][I-] = 8.3×10-17mol2 L-2
Mg(OH)2(s) Mg2++2OH- Ksp= [Mg2+][OH-] 2 = 5.6×10-12mol3 L-3
相同类型(如AB型)的难溶电解质的Ksp越小，溶解度越小，越难溶。
如: Ksp (AgCl) > Ksp (AgBr) > Ksp (AgI)
溶解度:AgCl > AgBr > AgI
② Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解度
练一练
1、下列叙述正确的是（ ）
A.由于AgCl水溶液导电性很弱，所以它是弱电解质
B.难溶电解质离子浓度的乘积就是该物质的溶度积常数
C.溶度积常数大者，溶解度也大
D.用水稀释含有AgCl固体的溶液时， AgCl的溶度积常数不变。
D
沉淀溶解平衡
生活
自然界
生产
溶液中的化学反应
三、沉淀溶解平衡的应用
1、沉淀的生成
（1）意义：在物质的检验、提纯及工厂废水的处理等方面有重要意义。
（2）方法：
A、调节PH法
例：工业原料氯化铵中混有氯化铁，加氨水调PH值至7－8
Fe3+ + 3NH3 H2O=Fe(OH)3↓+3NH4+
B、加沉淀剂法
如:沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S做沉淀剂
（3）原则：生成沉淀的反应能发生，且进行得越完全越好
注意：当剩余离子即平衡离子浓度≤10-5mol/L时，认为离子已沉淀完全或离子已有效除去。
2、沉淀的溶解
根据平衡移动原理，对于在水中难溶的电解质，如果能设法不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。例如医院中进行钡餐透视时，用BaSO4做内服造影剂，为什么不用BaCO3做内服造影剂？
BaSO4 和BaCO3的沉淀溶解平衡分别为：
BaSO4 Ba2+ + SO42- Ksp=1.1×10-10mol2 L-2
BaCO3 Ba2+ + CO32- Ksp=5.1×10-9mol2 L-2
由于人体内胃酸的酸性较强(pH0.9-1.5)，如果服下BaCO3,胃
酸会与CO32-反应生成CO2和水，使CO32-离子浓度降低，使
Qc < Ksp，使BaCO3的沉淀溶解平衡向右移动，使体内的Ba2+
浓度增大而引起人体中毒。
BaCO3 Ba2+ + CO32-
+
H+
CO2+H2O
所以，不能用BaCO3作
为内服造影剂“钡餐”。
而SO42-不与H+结合生成硫酸，胃酸中的H+对BaSO4的溶解平衡没有影响，Ba2+浓度保持在安全浓度标准下，所以用BaSO4 作“钡餐”。
陕西商洛柞水县柞水溶洞
山东淄博博山溶洞
当我们外出旅游，沉醉于秀美的湖光山色时，一定会惊叹大自然的鬼斧神工。石灰石岩层在经历了数万年的岁月侵蚀之后，会形成各种奇形异状的溶洞。你知道它是如何形成的吗？
问题1：溶洞里美丽的石笋、钟乳是如何形成的？
Ca2++2HCO3- CaCO3+CO2+H2O
CaCO3+CO2+H2O Ca2++2HCO3-
问题2：人口增长、燃烧煤和其他化石燃料为什么会干扰珊瑚的生长？
学以致用
沉淀的溶解
BaCO3(s) 等难溶盐溶解在强酸溶液中:
BaCO3(s) +2H+=CO2 +H2O+Ba2+
CaCO3(s)+2H+=CO2 +H2O+Ca2+
ZnS(s)+2H+ = Zn2++H2S
难溶于水的氢氧化物溶解在酸中：
Mg(OH)2(s)+2H+=Mg2++2H2O
Fe(OH)3(s) +3H+=Fe3++3H2O
Mg(OH)2(s)溶解在氯化铵等酸性的盐溶液中:
Mg(OH)2(s)+2NH4+=Mg2++H2O+2NH3
沉淀的溶解原理
实质是设法不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动
例：CaCO3难溶于H2SO4,易溶于HCl
a.酸碱溶解法
例：Al(OH)3既溶于HCl，又溶于NaOH
b.难溶于水的电解质溶于某些盐溶液
例：Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液
欲使某物质溶解，需必要条件Qi＜Ksp
c、其它沉淀溶解的方法
利用氧化还原反应使沉淀溶解
CuS、HgS等不能溶于非氧化性的强酸，如盐酸，只能溶于氧化性的强酸，如硝酸，甚至是王水，其间发生了氧化还原反应
生成配位化合物使沉淀溶解
银氨溶液的制取就是典型的例子利用生成稳定的可溶配位化合物[Ag(NH3) 2] OH来溶解沉淀AgOH
（常用于溶解某些具有明显氧化性或还原性的难溶物）
向盛有2mL 0.1mol/L ZnSO4溶液的试管中加入几滴Na2S (0.1mol/L) 溶液，再向其中滴加CuSO4溶液，观察沉淀颜色的变化。
探究实验2:
物质 ZnS CuS
Ksp
(mol2·L-2) 1.6×10-24 1.3×10-36
沉淀颜色 白色 黑色
3、沉淀的转化
ZnS(s) Zn2+(aq) + S2-(aq)
+
Cu2+(aq)
CuS(s)
平衡向右移动
沉淀转化的实质：沉淀溶解平衡的移动，一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀，两种难溶物的溶解能力差别越大，这种转化的趋势越大。
例：在ZnS沉淀加入10mL0.001mol/L的CuSO4溶液是否有CuS
沉淀生成？已知:Ksp(ZnS)=1.6×10-24
Ksp(CuS)=1.3×10-36mol2 L-2
解：ZnS沉淀中的硫离子浓度为：
[S2-]=[Zn2+]=(Ksp)1/2=(1.6×10-24)1/2=1.26×10-12(mol/L)
Qc=[Cu2+][S2-]=1.0×10-3mol/L×1.26×10-12mol/L
=1.26×10-15mol2 L-2
因为：Qc(CuS) > Ksp(CuS),所以ZnS沉淀会转化为CuS沉淀
练习:已知Ksp(MnS)=2.5×10-13 Ksp(PbS)=3.4×10-28mol2 L-2通过计算说明MnS沉淀中滴加0.01mol/L的Pb(NO3)2溶液是否有PbS沉淀析出。
(2).ZnS沉淀为什么转化为CuS沉淀的定量计算
利用沉淀转化原理，在工业废水的处理过程中，常用FeS(s)MnS(s)等难溶物作为沉淀剂除去废水中的Cu2+、Hg2+、Pb2+等重金属离子。
Ksp(FeS)=6.3×10-18mol2 L-2
Ksp(CuS)=1.3×10-36mol2 L-2
Ksp(HgS)=6.4×10-53mol2 L-2
Ksp(PbS)=3.4×10-28mol2 L-2
练习：写出FeS(s)与废水中的Cu2+、Hg2+、Pb2+的反应离子方程式。
FeS(s) + Cu2+(aq) = CuS(s) + Fe2+
FeS(s) + Pb2+(aq) = PbS(s) + Fe2+
FeS(s) + Hg2+(aq) = HgS(s) + Fe2+
Cu2+ + MnS(s) = CuS(s)+Mn2+
Cu2+ + H2S = CuS +2H+
Cu2+ + S2- = CuS
Cu2+ + HS- = CuS +H+
用MnS、H2S、Na2S、NaHS、(NH4)2S作沉淀剂都能除去工
业废水中的Cu2+、Hg2+、Pb2+等重金属离子。
水垢中的Mg(OH)2是怎样生成的
硬水:是含有较多Ca2+、Mg2+、HCO3-、Cl-和SO42-的水.
加热时： Ca2+ + 2HCO3- = CaCO3 +CO2 + H2O
Mg2+ + 2HCO3- = MgCO3 +CO2 + H2O
MgCO3+ H2O = Mg(OH)2 +CO2
为什么在水垢中镁主要以Mg(OH)2沉淀形式存在，而不是以MgCO3沉淀的形式存在？比较它们饱和时[Mg2+]的大小。
MgCO3沉淀溶解平衡：MgCO3(s) Mg2+ + CO32-
CO32-水解平衡：CO32- + H2O HCO3- + OH-
因为Qc > Ksp(Mg(OH)2),所以有Mg(OH)2沉淀析出。即加热后，MgCO3沉淀转化为Mg(OH)2。
因此硬水加热后的水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2而不是CaCO3 和MgCO3.
洗涤水垢的方法：除出水垢中的CaCO3和Mg(OH)2用食醋， CaCO3+2CH3COOH=(CH3COO)2Ca +CO2 +H2O
Mg(OH)2+2CH3COOH =(CH3COO)2Mg+2H2O
小 结
沉淀溶解平衡
溶度积
沉淀溶解平衡的应用
1.沉淀的溶解与生成
2.沉淀的转化
1.将4×10-3mol/L的Pb(NO3)2溶液与4×10-3mol/L的KI溶液等体积混合能否有沉淀析出？
(Ksp(PbI2)= 7.1×10-9mol3 L-3)
2、讨论：对于平衡AgCl（S） Ag+(aq) + Cl-(aq)
若改变条件，对其有何影响
改变条件 平衡移动方向 C（Ag+ ） C（Cl-）
升 温
加 水
加AgCl（s）
加NaCl（s）
加NaI（s）
加AgNO3(s)
加NH3·H2O
→ ↑ ↑
→ 不变 不变
不移动 不变 不变
← ↓ ↑
→ ↓ ↑
← ↑ ↓
→ ↓ ↑
溶度积规则
1、Q > Ksp 时，过饱和溶液 ，生成沉淀
2、Q = Ksp 时，沉淀溶解平衡
3、Q < Ksp 时，不饱和溶液 ，沉淀溶解
知识回顾
一定温度下，可逆反应：
aA＋bB cC＋dD
K =
cc（C）cd（D）
ca（A）cb（B）
意义：
K的大小说明反应进行的限度
一定温度下，利用K与任意时刻浓度商Q的大小比较，可预测反应进行的方向。
Q＞K，
Q = K，
Q＜K，
平衡逆向移动，直至达新的化学平衡状态
化学平衡状态
平衡正向移动，直至达新的化学平衡状态
溶解度与溶度积本质区别：
溶解度指一定 温度下，某溶质在100克溶剂中形成饱和溶液时，所溶解的质量。不仅与难溶电解质的性质和温度有关，还受溶液中离子浓度的影响。
溶度积只与电解质的性质和温度有关。
Ksp= c(An+)m c(Bm-)n
AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)
溶解度：S mS nS
(mol/L)
= (mS)m (nS)n
Ksp= S2 4S3 27S4 108S5 ……
从Ksp∽S：
化合物类型：AB A2B A3B A2B3 ……
(2).溶度积Ksp与难溶电解质的溶解度的有关换算
小结
1.理解难溶电解质的溶解平衡。
2.溶度积和溶度积规则。
3.利用平衡移动原理分析沉淀
的生成。(共23张PPT)
第3章 物质在水溶液中的行为
第4节 离子反应
离子反应发生的条件
4、发生氧化还原反应
3、生成气体
2、生成弱电解质
1、生成沉淀
生成沉淀
（1）生成沉淀 两溶液能 ，则离子反应就能进行，由于生成沉淀的反应迅速且现象明显，因此常用于 。
例如，可根据有无不溶于稀硝酸的氯化银白色沉淀生成来检验溶液中有无 或 存在；
根据有无不溶于稀盐酸的硫酸钡白色沉淀生成来检验溶液中有无 或 存在。
生成沉淀
离子的检验
Ag+ Cl-
SO42- Ba2+
（2）沉淀转化 沉淀转化是一种由 在水中溶解生成的离子与其他离子反应生成另外一种 ，使相应的离子度 ，促进原沉淀溶解而转化为新的沉淀。如
1、MgCO3与NaOH溶液反应的离子方程式为：
2、AgCl与NaI溶液反应的离子方程式为：
从上述反应可以看出MgCO3、AgCl沉淀能转化为溶解度 的Mg(OH)2、AgI沉淀。
生成沉淀
难溶电解质
难溶电解质
降低
MgCO3+2OH-=Mg(OH)2+CO32-
AgCl+I-=AgI+Cl-
更小
生成弱电解质
（1）生成弱电解质
若两溶液相互结合生成 ,复分解反应就能进行。弱电解质包括弱酸、弱碱、水及极少部分盐。
弱电解质
H++OH-=H2O
CH3COO-+H+=CH3COOH
NH4++OH-=NH3·H2O
如:
NaOH + HCl的反应离子方程式为：
CH3COONa与盐酸反应的离子方程式为：
NH4Cl与NaOH溶液反应的离子方程式为：
（2）弱电解质转化为更弱的电解质 CaCO3 + 2CH3COOH==
生成弱电解质
CH3COO-+Ca2++CO2+H2O
酸性弱
强于
此反应之所以能进行是因为H2CO3(CO2 + H2O )比CH3COOH ，或酸性CH3COOH H2CO3
生成气体
如果两溶液能相互反应生成 ，则离子反应就能够进行，如:Na2CO3溶液与盐酸反应的离子方程式为：
NH4Cl溶液与NaOH浓溶液反应的离子方程式为：
实验室常用上面这个反应检验溶液中有无 存在，因为中学阶段我们学过的溶于水显碱性的气体只有 .
气体
CO32-+2H+=CO2↑+H2O
NH4++OH-=NH3↑+H2O
NH3
CO32-和NH4+
发生氧化还原反应
（1）非原电池、电解池的反应 在溶液中，具有 性和 性的离子相遇时,二者能发生氧化还原反应而使离子浓度 ,从而发生了 。
氧化
还原
降低
离子反应
b、电解池
如电解饱和的食盐水 阳极
阴极　　　　　　　　　总的离子方程式为：
(2)原电池、电解池的反应
a、原电池
如 (－) Zn ∣CuSO4∣Cu(＋) 原电池的电极反应及总的离子反应方程式分别是
负极 正极 ；
总的离子方程式 ：
发生氧化还原反应
Zn－2e＝Zn2+
Zn+Cu2+＝Zn2++Cu
Cu2++2e＝Cu
2Cl－－2e－ ＝ Cl2↑
2H+ + 2e－＝H2↑
2Cl－ + 2H2O 2OH－ + H2↑ + Cl2↑
电解
一、物质的检验与含量测定
1.利用离子的特征反应检验一些常见离子
[分组实验]
[现 象]依次为 、 、
、 。
[离子方程式] 、
。
AgNO3溶液
KSCN溶液
NaCl溶液
NaI溶液
NaBr溶液
FeCl3溶液
Ag++X-=AgX↓（X分别为Cl、Br、I）
产生浅黄色沉淀
产生黄色沉淀
溶液变红
产生白色沉淀
Fe3++3SCN-=Fe(SCN)3
[结 论]可利用上述离子反应来检验Cl-、Br-、I-、
Fe3+。此外，还可利用有关的离子反应检
验Ba2+、Ca2+、Cu2+、Al3+、Fe2+、NH4+、Ag+、
Al3+、CO32-、SO32-、SO42-等离子。
离子反应的应用
⑴沉 淀 法
⑵氧化还原滴定法
2.利用离子反应测定测定溶液中相关离子的浓度
一定体积未知浓度
的NaOH溶液
⑶中和滴定法：用已知物质的量浓度的 来测
定未知物质的量浓度的 的方法。
【分组实验】
【想 一 想】
①何时停止滴加HCl？能否确定什么时候两者恰好反应？
②滴入盐酸量能不能确定？如何准确确定滴入盐酸的体积？
③一定体积的氢氧化钠溶液该用何种仪器准确量取？
已知浓度的HCl溶液
酸（或碱）
碱（或酸）
滴定管
滴定管的构造特点
两位
【思考】滴定管有几种？有什么区
别？分别盛放什么溶液？
滴定管上有什么标注？0
刻线位置在哪里？最小分
刻度是多少？读数时读到
小数点后几位？向左图所
示的滴定管注入溶液后，
液面处于0刻度处，再将
滴定管中的液体全部放出，
放出的液体是否为25.00mL？
1、50ml的滴定管盛有溶液，液面恰好在20.0处，若把
滴定管中溶液全部排出，则体积 （ ）
A.等于30ml B.等于20ml
C.大于30 ml D.小于30ml
√
2、量取25.00mL的KMnO4溶液可选用仪器 （ ）
A.50mL量筒 B.100mL量筒
C.50mL酸式滴定管 D.50mL碱式滴定管
√
原理：
c(HCl)
c (NaOH)
V(HCl)
.
V(NaOH)
.
=
设计实验方案用0.1000mol·L-1的盐酸标准溶液测
定未知浓度的NaOH溶液。
方案：
仪器：
主要仪器:
滴定管、铁架台、滴定管
夹、锥形瓶、胶头滴管等.
指示剂：酚酞
HCl+NaOH=NaCl+H2O
量取一定体积的未知浓度的氢氧化钠溶液于锥
形瓶中并滴入2～３滴酚酞，然后滴入已知浓度
的盐酸溶液至恰好完全中和，测出消耗盐酸溶
液体积，即可计算出未知氢氧化钠的浓度。
滴定前：查漏→洗涤→润洗→除气泡 →
调夜面→记刻度Ｖ１
滴 定：左控塞、右摇瓶、眼观色变和
流速、半分钟不变记刻度Ｖ２
[主要操作]
某中和滴定的实验数据如下表所示，通过计
算确定NaOH的物质的量浓度。
实验编号 盐酸的浓度
(mol/L) 滴定完成时滴入盐酸的体积（m L） 待测液NaOH溶液的体积（m L）
1 0.1000 10. 10 10.00
2 0.1000 10.00 10.00
3 0.1000 ９.９0 10.00
[计 算]
[分组实验]用0.1000mol·L-1的盐酸测定10.00mLNaOH溶
液的物质的量浓度。
解：
10.10 m L +10.00 m L +9.90 m L
3
=
c（NaOH ）
=
0.100mol/L×0.01000L
0.01000L
= 0.1000mol/L
10.00m L
[误差分析]以已知浓度的盐酸（或NaOH溶液）滴定未知
浓度的NaOH溶液（或盐酸）为例。
c（标）× V（标）= c（测）× V（测）
c（测）=
V（测）
c（标）× V（标）
我不变
我不变
看 我！
用已知浓度的盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，下列操
作会使所测的NaOH溶液浓度偏高、偏低还是不变？
操 作 误 差
滴定管未用标准液润洗
用待测液润洗锥形瓶
盛标准液的滴定管开始时有气泡，
滴定完毕气泡消失
滴定过程中有液滴滴在瓶外
滴定完毕时俯视读数
偏 高
偏 高
偏 高
偏 高
偏 低
操 作 误 差
滴定前仰视，滴定完毕俯视读数
向锥形瓶里加入一定体积的待测
液的滴定管未润洗
锥形瓶不干燥，含有少量蒸馏水
滴定后，滴定管尖端挂有液滴未
滴入锥形瓶中
偏 低
偏 低
不 变
偏 高
二、利用离子反应制备与净化物质
1.制备物质（酸、碱、盐、气体）：如
CH3COO-+H+=CH3COOH Cu2++2OH-=Cu(OH)2↓
Fe+2Fe3+=3Fe2+ CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H2O
2Cl-+2H2O===2OH-+Cl2↑+H2↑
2.净化物质
除去NaCl中混有的少量Ca2+、Mg2+、SO42-
用FeS除去污水中的Cu2+等重金属离子
通电
三、生活中常见的离子反应
1.服用适量的胃舒平[主要成分为Al（OH）3]能消除
过多的胃酸，反应为： 。
2.硬水（自然界里含Ca2+、Mg2+较多的水）的形成与
软化
Al（OH）3+3H+=Al3++3H2O
⑴暂时硬水的形成：
CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-
MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-
⑵硬水的软化：
①加热法：
Ca2++2HCO3- = CaCO3↓+CO2↑+H2O
Mg2++2HCO3- = MgCO3↓+CO2↑+H2O
②沉淀法：加入沉淀剂Na2CO3等
Ca2++CO32-=CaCO3↓
Mg2++CO32-=MgCO3↓
△
△
一、物质的检验与含量测定
1.利用离子的特征反应检验一些常见离子
2.利用离子反应测定测定溶液中相关离子的浓度
二、利用离子反应制备与净化物质
三、生活中常见的离子反应
1.服用胃舒平消除过多的胃酸
2.硬水的形成与软化(共28张PPT)
大夫，我胃疼，烧心！
你是胃酸过多，服用为酸牌 碳酸氢钠片就行！
我烧心，胃疼！
大夫说了，胃疼就用为酸牌碳酸氢钠片！
这是为什么呢？
请用离子方程式解释以上两种药物治疗胃酸过多的原理。
结果，服用后疼得更厉害了！
送往大医院，经检查患胃酸过多伴有胃溃疡，服用了碳酸氢钠，便得了胃穿孔。
大夫说，应该用胃舒平。
HCO3- + H+ = H2O + CO2 ↑
Al（OH）3 + 3H+ =Al3+ +3H2O
1、离子反应在生产生活中的应用
治疗胃酸过多
硬水软化
氯碱工业: 电解饱和食盐水
饱和食盐水的纯化:
生活中
生产中
…
…
离子反应的应用
2、离子反应在科学研究中的应用
——物质的检验与含量测定
离子检验
含量测定
实验室里有一瓶未知浓度的NaOH溶液，请你设计实验方案测定它的浓度。
活动 探究
可供选用的试剂和仪器有：0.1000mol/L的盐酸、酚酞溶液、甲基橙溶液、酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、铁架台。
(1)、酸碱中和滴定的原理
中和反应的实质是什么？
H+ + OH- = H2O
求NaOH浓度的表达式为：
C(HCl)·V(HCl) = C(NaOH)·V(NaOH)
C(NaOH) =
C(HCl)·V(HCl)
V(NaOH)
酸碱中和滴定：
用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法就叫做酸碱中和滴定。
标准液 已知物质的量浓度的酸（或碱）
待测液 未知物质的量浓度的碱（或酸）
思考讨论：
中和反应有什么现象？
如何判断中和反应恰好完成？
（滴定终点）
3. 为确保实验结果准确，关键有哪两点？
(1)、酸碱中和滴定的原理
酸性 中性 碱性
石 蕊 红 紫 蓝
酚酞 无 粉红 红色
常见酸碱指示剂及变色范围
如何控制酸碱中和反应恰好完成？
选择适当的仪器
讨论
仪器的使用1
仪器的使用
（2）中和滴定操作步骤：
1.检漏：检查滴定管头部是否漏液，若漏液，酸式滴定管可涂上凡士林，碱式滴定管看玻璃小球大小与橡皮管是否匹配。
2.洗涤：a.用蒸馏水洗涤滴定管和锥形瓶；
b.用待装液润洗滴定管2~3次，用量3~5ml。
3.装液：把待装液注入滴定管中到0刻度以上，调整液面到0刻度或0刻度以下，注意排除尖嘴部分的气泡；
4.取液：从滴定管中放出20.00ml待测液注入锥形瓶，并滴入2~3滴酚酞，摇匀；
5.滴定：向锥形瓶中逐滴滴入标准液，边加边振荡，当滴入最后一滴，待测液的颜色恰好改变，即为滴定终点；
6.记录：读取滴定管上的数据，并记录；
7.如上操作重复2~3次；
8.计算：取三次滴定所耗标准液的平均值，求出待测液的浓度：
C（标）V（标）
C（待）=
V（待）
实验方案
数据记录 编号 碱溶液体积 酸溶液体积 待测溶液浓度
V1 V2 V碱 V1 V2 V酸 C碱 C碱
平均
① 0
② 0
③ 0
20.00
20.00
20.00
16.00
16.10
15.90
n(HCl) = n(NaOH)
C(NaOH) =
C(HCl)·V(HCl)
V(NaOH)
= 0.0800mol/L
C(HCl)·V(HCl) = C(NaOH)·V(NaOH)
0.1000mol/L×16.00mL
20.00mL
=
中和滴定小结
中和滴定的原理、操作
拓展：
用已知浓度的高锰酸钾测定Fe2+的浓度,
是否可以用滴定法？
MnO4 - +5Fe2+ + 8H+ =Mn2+ +5Fe3++ 4H20
如果能用滴定法，是否需要指示剂？
如何选择滴定管装液？
小结：离子反应的应用
1、离子反应在生产生活中的应用
2、离子反应在科学研究中的应用
——物质的检验与含量测定
中和滴定的原理、操作步骤
您读得准吗？
25.60
1、（1）图I表示10mL量筒中液面的位置，A与B,B与C刻度间相差1mL, 如果刻度A为4，量筒中液体的体积是______mL。 （2）图II表示50mL滴定管中液面的位置，如果液面处的读数是a ，则滴定管中液体的体积（填代号）____________。 　A. 是amL　　　　　　　　B.是（50-a)mL 　C. 一定大于amL　　　　　D.一定大于（50-a)mL
3.2
D
2、误差分析
1.滴定结束时，仰视滴定管读数，计算结果怎样？
2.滴定结束时，俯视滴定管读数，计算结果怎样？
3.锥型瓶内滴定前有蒸馏水，计算结果怎样？
4.滴定管未用标准液润洗？
锥形瓶不用待测液润洗
V（标）偏大，结果偏大
V（标）偏小，结果偏小
C（标）变小，消耗V（标）偏多，结果偏大
选用适当的酸碱指示剂，加入待测溶液中，再逐滴加入标准液，当滴入最后一滴，颜色恰好变化，说明酸碱反应完全，即为滴定终点
酸碱中和滴定：
用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的方法就叫做酸碱中和滴定。
标准液 已知物质的量浓度的酸（或碱）
待测液 未知物质的量浓度的碱（或酸）(共20张PPT)
《三国演义》第89回：
后主建兴三年(公元225年)诸葛亮为了擒拿南王孟获（历史上有名的七擒七纵），率军南征至云南西洱河，遇四口毒泉。其中一口为“哑泉”。
时逢天气好生炎热，人马饮用了哑泉泉水后，一个个说不出话来，后来得一智者指教，复饮“安乐泉”泉水，
哑泉
“人若饮之，则不能言，不过旬日必死”。
安乐泉
“随即吐出恶涎，便能言语”。
1995年10月国内某刊报道，经研究“哑泉”水中溶有CuSO4，“安乐泉”水质偏碱性。
“安乐泉”能解“哑泉”之毒的原理可能为Cu2++2OH- = Cu(OH)2↓
“安乐泉” 解“哑泉”之毒
一、离子反应
1、定义：
通常将溶液中离子之间，以及离子与原
子或分子之间发生的反应称为离子反应。
[交流·研讨] 离子反应发生的条件
以下两种物质混合时，溶液中大量存在哪些离子？哪些离子之间会发生反应？写出有关反应的离子方程式。
(1) Na2SO4溶液与BaCl2溶液
（2）石灰乳[Ca(OH) 2浊液]与Na2CO3溶液
（3）Na2CO3溶液与盐酸
（4）CH3COONa溶液与盐酸
（5）(NH4)2SO4溶液与NaOH浓溶液
（6）盐酸与锌粒
（7）溴水和KI溶液
离子反应 离子反应发生条件 反应类型
Na2SO4溶液与
BaCl2溶液
石灰乳与Na2CO3溶液
Na2CO3溶液与盐酸
CH3COONa溶液
与盐酸
(NH4)2SO4溶液与
NaOH浓溶液
盐酸与锌粒
溴水和KI溶液
生成沉淀
生成沉淀
生成气体(弱电解质)
发生氧化还原反应
生成弱电解质
发生氧化还原反应
氧化还原反应
氧化还原反应
Ca(OH)2+CO32-
=CaCO3↓+OH-
SO42-+Ba2+=BaSO4↓
CO32+2H+=H2O+
CO2↑
Br2+2I-=2Br-+I2
CH3COO-+H+=
CH3COOH
Zn+2H+=Zn2++H2↑
NH4++OH-=
NH3↑+H2O
生成气体(弱电解质)
复分解反应
复分解反应
复分解反应
复分解反应
复分解反应
AgCl + I- AgI + Cl-
迁移·应用
已知在18℃~25℃难溶电解质 Ksp 单位省略
AgCl 1.8×10-10
AgI 8.3×10-17
怎样验证相同条件下AgCl的溶解度大于AgI 根据所
提供的试剂设计实验并进行验证。
提供试剂：AgNO3溶液、NaCl溶液、NaI溶液
+
AgCl(s)
Ag+(aq)+Cl-(aq)
NaI(aq) == I- (aq) + Na+ (aq)
AgI(s)
Ｑ＞Ｋsp
a、向NaCl溶液中逐滴加入少量AgNO3溶液；
b、将a所得混合物分为两份,向期中一份逐滴加入NaI溶液至出现现象后，停止滴加。
实验方案：
沉淀转化：
沉淀的转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减小的方向进行。简而言之，即溶解度大的物质生成溶解度小的物质，溶解度小的物质生成溶解度更小的物质。
迁移·应用
你能得出沉淀转化的规律吗？
你能举出沉淀转化的其它实例吗？
MgCO3+2NaOH==Mg(OH)2+Na2CO3
MgCO3+2OH-==Mg(OH)2+CO32-
ZnS+Cu2+==Zn2++CuS
1、正确使用胶头滴管
2、药品用量:加入4mL
(约两半滴管)0.1mol·L-1
NaCl溶液，滴加两滴0.1mol·L-1硝酸银溶液。
3、把上述混合物分成两份，向其中一份逐滴加入0.1mol·L-1的NaI溶液至出现现象。
2、离子反应发生的条件
（1）生成难溶物质
（2）生成弱电解质
（3）生成易挥发物质
（4）发生氧化还原反应
实验结论
实质：
使某种离子浓度减少
1、在酸性溶液中Fe2+与MnO4-能否共存？
2、向同浓度NaBr与NaI的混合溶液中通入氯气，哪种离子先被氧化？
3、向同浓度的Cu（NO3）2与AgNO3混合溶液中加入铁屑，哪种离子先被还原？
5Fe2++MnO4-+8H+=5Fe3++Mn2++4H2O
I-先被氧化。
Ag+先被还原。
结论:几种还原性不同但浓度相同的离子与同种氧化剂反应,通常还原性强的先被氧化。
结论:几种氧化性不同但浓度相同的离子与同种还原剂反应,通常氧化性强的先被还原。
实验验证:取1ml硫酸亚铁溶液,逐滴加入酸性高锰酸钾溶液至出现现象。
离子反应发生的理论判据
焓变与熵变判据
离子反应
Ba2++SO42-=BaSO4 ↓
H++OH-=H2O
2H++CO32-=H2O+CO2 ↑
Zn+2H+=Zn2++H2↑
-212.5＜0
422.2 ＞0
Cu2++Zn=Cu+Zn2+
2Cl-+2H2O=2OH-+H2↑+Cl2↑
△H-T△S/kJ·mol-1
-56.63＜0
-79.88 ＜ 0
-95.29 ＜0
-147.0 ＜0
Cu
CuSO4溶液
铜锌原电池
电解NaCl溶液
追根寻源
离子反应发生的理论判据
平衡常数判据
注：在此省略平衡常数的单位
追根寻源
K=1/Kw=1.0×1014
K=1/Ka2=1.8×1010
K=1/Ksp=9.1×109
K=1/Ka1=2.4×106
K=1/Ka=5.9×104
H++OH- H2O
H++CO32- HCO3-
Ba2++SO42- BaSO4
H++HCO3- H2O+CO2
H++CH3COO- CH3COOH
生成沉淀
生成弱电解质
生成气体
发生氧化还原反应
平衡角度分析
生成沉淀
生成弱电离物质
生成易挥发物质
发生氧化还原反应
焓变和熵变判据
平衡常数判据
离子反应
共同点：
使某种离子
浓度减少
总结
实验结论
理论判据
离子反应
1.定义
2.离子反应发生条件
1、下列叙述正确的是　　　　　　　( 　)
　　A．凡是离子化合物在离子方程式中都要以离子式来表示
　　B ．离子反应总是向着溶液中某离子浓度减小的方向进行
　　C ． 酸碱中和反应的实质是H+和OH-结合生成水，故酸碱中
和反应的离子方程式都是H++OH-＝H２O
　　D ． 复分解反应必须具备离子反应生成的三个条件才能进行
B
2、除去NaNO3溶液中混有的AgNO3，所用下列试
剂中效果最好的是 （ ）
A ． NaCl溶液 B ． NaBr溶液
C ． NaI溶液 D ． Na2S溶液
D
3、将铁屑溶于过量盐酸后，再加入下列物质，会
有Fe3+生成的是 （ ）
A ．稀硫酸 B ．氯水
C ．硝酸锌 D ．氯化铜
BC
4、下列离子方程式正确的是（ ）
A、碳酸钡与盐酸反应 2H＋＋CO32－＝H2O＋CO2↑
B、氢氧化钡溶液与稀硫酸混合
Ba2＋＋SO42－＋H＋＋OH－＝BaSO4↓＋H2O
C、氯气通入氢氧化钠溶液中
Cl2＋2OH－＝Cl－＋ClO－＋H2O
D、CO2通入澄清石灰水中
CO2＋Ca(OH)2＝CaCO3↓＋H2O
C
5、下列溶液中的各组离子，因发生氧化还原反应而不能大量共存的是（ ）
A．H+、Na+、NO3-、SO32-
B．MnO4-、Fe2+、Na+、NH4+
C．Fe3+、SCN－、SO42-、Cl－
D．Fe3+、HCO3-、Cl－、NH4+
AB
如何检验溶液中含有NH4+？
方法：在待检验溶液中加入浓碱溶液，再将混合液加热，用pH试纸或红色石蕊试纸检验放出的气体。
NH4++OH-=NH3·H2O
NH3·H2O=NH3↑+H2O
NH4++OH-=NH3↑+H2O
思考：生成气体与生成弱电解质的离子反应的条件实质有何相同之处？
实质上是相同的，它们都生成了弱电解质，只是由于某些弱电解质不稳定进一步分解生成气体或者某些弱电解质因溶解度较小从溶液中逸出，从而发生有关的离子反应。
课后探究