鲁科版化学选修4全册课件打包（18课打包）

(共21张PPT)
第2节 电能转化为化学能----电解
一、电解原理
已知：1molNa在氯气中燃烧放出411kJ的热量，试写出该反应的热化学方程式。
联想*质疑
金属钠是在1807年通过电解氢氧化钠制得的，这个原理应用于工业生产，约在1891年才获得成功。1921年电解氯化钠制钠的工业方法实现了。由于金属钠在现代技术上得到重要应用，它的产量显著地增加。目前，世界上钠的工业生产多数是用电解氯化钠的方法，少数仍沿用电解氢氧化钠的方法。
电解是将电能转化为化学能的一种重要方法
一、电解原理（以电解氯化钠为例）
实验：用惰性（石墨）电极电解熔融的氯化钠
现象：
阳极：有气泡，有刺激性气味，并能使 湿润的KI-淀 粉试纸变蓝（Cl2)
阴极：有金属钠析出
阴极
阳极
氯
气
钠
熔融NaCl
实验分析：
通电前：分析熔融电解质中的离子情况
阳离子：Na+
阴离子：Cl-
做无规则运动
通电后：（必须直流电）
（1）确定电极名称：
阳极（接电源正极）
阴极（接电源负极）
与电极材料无关
（2）判断电极产物并书写电极反应:
阳离子移向阴极放电，阴离子移向阳极放电
阳极：2Cl-→Cl2↑ + 2e- 氧化反应
阴极：2Na+ +2e-→2Na 还原反应
总式：
2NaCl 2Na+Cl2 ↑
通电
电解: 使电流通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应的过程。
电解池: 借助氧化还原反应，把电能转化为化学能的装置.
构成条件:
(1)外加直流电源
(2)与电源相连的两个电极：
接电源正极的为阳极，发生氧化反应
接电源负极的为阴极，发生还原反应
(3)电解质溶液或熔化的电解质
电子的流向: 电子从外加电源的负极流出，流到电解池的阴极，再从阳极流回电源正极。（注：电子只在外电路定向移动，不能从溶液中移动）
离子定向移动的方向:
阳离子向 阴极移动, 阴离子向 阳极移动.
惰性电极与活性电极：
惰性电极(铂、金、石墨)：仅仅导电，不参与反应
活性电极（除铂、金外的金属）：既可以导电、又可以参与电极反应
电解过程不仅可以在熔融电解质中进行，也可以在电解质溶液中进行。
以电解氯化铜为例
实验：用惰性（石墨）电极电解氯化铜溶液
现象：
阳极：有气泡，有刺激性气味，并能使 湿润的KI-淀 粉试纸变蓝（Cl2)
阴极：碳棒上有一层红色的铜析出
阴极
阳极
氯
气
铜
CuCl2溶液
实验分析：
通电前：分析电解质溶液中的离子情况
阳离子：H+、Cu2+
阴离子：OH-、Cl-
做无规则运动
通电后：（必须直流电）
（1）确定电极名称：
阳极（接电源正极）
阴极（接电源负极）
与电极材料无关
（3）判断电极产物并书写电极反应:
阳离子移向阴极放电，阴离子移向阳极放电
阳极：2Cl-→Cl2 ↑ + 2e-氧化反应
阴极：Cu2++2e- → Cu 还原反应 总式：
（2）判断离子的放电顺序： 阳离子：Cu2+>H+ 阴离子：Cl->OH-
（4）分析电解质溶液的变化情况：
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（由难到易）是：
S 2->SO32->I ->Br ->Cl ->OH ->NO3 ->SO42-(等含氧酸根离子）>F-
Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>(H+)> Al3+>Mg2+>Na+>Ca+>K+
注：当离子浓度相差较大时，放电顺序要发生变化，相同时按H+,不同时按（H+）
无论是惰性电极还是活性电极都不参与电极反应，发生反应的是溶液中的阳离子。
阳离子在阴极上放电顺序是：
阳极：
阴极:
电解规律
阴极
阳极
氯
气
铜
实例
电极反应
浓度
PH值
复原
CuCl2





阳极：2Cl--2 e- =Cl2↑
阴极：Cu2++ 2e-=2Cu↓
减小
减小
CuCl2
CuCl2溶液
CuCl2 Cu+Cl2 ↑
电解
阳极
阴极
氧气
氢
气
实例
电极反应
浓度
PH值
复原
Na2SO4





实例
电极反应
浓度
PH值
复原
Na2SO4





阳极: 4OH- → 4e- ＋ 2H2O+O2 ↑
阴极: 4H ++ 4e- → 2H2 ↑
变大
不
变
加
H2O
Na2SO4溶液
2H2O 2H2 ↑ + O2 ↑
电解
阳极
阴极
氯气
氢
气
实例
电极反应
浓度
PH值
复原
NaCl





阳极: 2Cl- → 2e- ＋ Cl 2↑
阴极: 2H ++ 2e- → H2 ↑
2NaCl+2H2O 2NaOH+H2 ↑ + Cl2 ↑
电解
减小
增
大
加
HCl
NaCl溶液
实例 电极反应 浓度 PH值 复原
CuSO4
阳极
阴极
氧
气
铜
阳极: 4OH- → 4e- ＋ 2H2O+O2 ↑
阴极：Cu2++ 2e- → Cu
减小
减小
加
CuO
CuSO4溶液
2CuSO4+ 2H2O 2Cu +O2 ↑+ 2H2SO4
电解
电解规律（惰性电极）小结
阳极：S2- > I- > Br- > Cl- > OH- > 含氧酸根 > F-
Ⅰ
Ⅱ
Ⅲ
Ⅳ
Ⅰ与Ⅲ区：电解本身型 如CuCl2 、HCl
Ⅰ与Ⅳ区：放氢生碱型 如NaCl
Ⅱ与Ⅲ区：放氧生酸型 如CuSO4、AgNO3
Ⅱ与Ⅳ区：电解水型 如Na2SO4、H2SO4 、NaOH
阴极：Ag+>Fe3+>Cu2+>H+>Fe2+>Zn2+>（H+）>Al3+>Mg2+>Na+
电解质溶液用惰性电极电解的示例：
电解
类型 举 例 电极反应 溶液PH
变化 溶液复原方法
物质类别 实例
仅溶剂
水电解
仅溶质
电解
溶质和
溶剂同
时电解
含氧酸
H2SO4
强碱
NaOH
活泼金属的含氧酸盐
Na2SO4
无氧酸
HCl
阳极：4OH-→4e-＋O2+2H2O
阴极：4H+ + 4e- → 2H2↑
减小
增大
不变
H2O
阳极：2Cl- → 2e-＋Cl2↑
阴极：2H++2e- → H2↑
增大
HCl
不活泼金属的无氧酸盐
CuCl2
阳极：2Cl- → 2e- ＋Cl2↑
阴极：Cu2++2e- → Cu↓
减少
CuCl2
活泼金属的无氧酸盐
NaCl
阳极：2Cl- → 2e- ＋Cl2↑
阴极：2H++2e- → H2↑
增大
HCl
不活泼金属的含氧酸盐
CuSO4
阳极：4OH- → 4e- ＋O2↑+2H2O
阴极：2Cu2++4e- → 2Cu↓
减小
CuO
（ A ）
（B）
（C）
（D）
CuSO4
AgNO3
AgNO3
NaHSO4
Ag
Cu
Cu
C
Pt
Pt
Ag
Fe
1.写出下列装置的电极反应式，并判断A、B、C溶液PH值的变化。
巩固练习
2.如上图所示，通电后A极上析出Ag，对该装置的有关叙述正确的是
A.P是电源的正极
B.F极上发生的反应为：4OH- - 4e-=2H2O+O2↑
C.电解时，甲、乙、丙三池中，除E、F两极外，其余电极均参加了反应
D.通电后，甲池的PH减小，而乙、丙两池溶液的PH不变

B
3.为下图所示装置中，a、b都是惰性电极，通电一段时间后，b极附近溶液呈红色。下列说法正确的是
A．X是正极，Y是负极
B．X是负极，Y是正极
C．CuSO4溶液的PH值逐渐减小
D．CuSO4溶液的PH值不变
a
X Y
b
Pt
Cu
CuSO4溶液
NaCl和酚酞溶液
AC
4.用两支惰性电极插入50mLAgNO3溶液中，
通电电解。当电解液的PH值从6.0变为3.0时(设电
解时阴极没有氢气析出，且电解液在电解前后体
积变化可以忽略)，电极上析出银的质量大约是：
A、27mg B、54mg
C、108mg D、216mg
B(共16张PPT)
化学电源
我们所学的原电池的缺点：
实用电池的特点：
反应一段时间后，铜极上聚集了许多氢气泡，
把铜极与硫酸隔开就不再产生电流，且携带不
方便。
能产生稳定且具有较高电压的电流；
安全且携带方便；
能适用特殊用途；
便于回收处理，不污染环境或对环境产生影响小。
（3）燃料电池 又称为连续电池，一般以天然燃料或其它可燃物质如氢气、甲醇、天然气、煤气等作为负极的反应物质，以氧气作为正极反应物质组成燃料电池。
化学电源分类
（2）二次化学电源 二次电池在放电后经充电可使电池中的活性物质恢复工作能力。铅蓄电池和可充电电池都是二次电池。
（1）一次化学电源 电池中的反应物质进行一次氧化还原反应并放电之后，就不能再次利用，如干电池。
二，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：
3
4(共17张PPT)
第一节 化学反应的方向
学习要求
1、理解能量判据、熵的概念
2、利用能量判据判断反应进行的方向
3、利用熵变判断反应进行的方向
化学反应进行的快慢
化学反应的限度
化学反应进行的方向
——化学反应速率
——化学平衡
——能量判据和熵判据
生活中的自发过程
(1)自然界中水由高处往低处流，而不会自动从低处往高处流；
(2) 铁器暴露在潮湿空气中会生锈；这些过程都是自发的，其逆过程就是非自发的。
这些生活中的现象将向何方发展，我们非常清楚，因为它们有明显的自发性——其中是否蕴藏了一定的科学原理？
化学反应中的自发过程
(1)甲烷燃烧：
CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g)
△H=－802.3 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=－571.6 kJ/mol
共同点——放热反应
E反 >E生
一、自发过程与能量判据
1、自发过程：在一定条件下不需要外力作用就能自动进行的过程。
☆共同特点：体系趋向于从高能状态转变为低能状态
2、能量判据：自发过程的体系取向于从高能状态转变为低能状态(这时体系会对外部做功或释放热量)，这一经验规律就是能量判据，是判断化学反应进行方向的判据之一。
练习1
已知金刚石和石墨在氧气中完全燃烧的热化学方程式为：
① C(金刚石、s)+O2(g)==CO2(g)
△H1＝－395.41kJ/mol
② C(石墨、s)+O2(g)==CO2(g)
△H2＝－393.51kJ/mol
关于金刚石与石墨的转化，下列说法正确的是
A.金刚石转化成石墨是自发进行的过程
B.石墨转化成金刚石是自发进行的过程 C.石墨比金刚石能量低
D.金刚石比石墨能量低
AC
练习2
知道了某过程有自发性之后，则
可判断出过程的方向
可确定过程是否一定会发生
可预测过程发生完成的快慢
可判断过程的热效应
A
有些过程也是自发的，这当中有的与物质的能量高低无关，有的虽与能量高低有关，但用能量判据却无法解释清楚，例如：
两种理想气体的混合可顺利自发进行，无须借助外力
N2O5分解： 2N2O5(g)===4NO2(g)+O2(g)；
△H=+56.7kJ/mol
碳铵的分解：(NH4 )2CO3(s)=NH4HCO3(s)+NH3(g);
△H=+74.9 kJ/mol
自发进行的吸热反应
二、熵与熵判据
1．在密闭条件下，体系有由有序自发地转变为无序的倾向，这种推动体系变化的因素称作熵。
2、熵判据：在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，这一经验规律叫做熵增原理，是判断化学反应方向的另一判据——熵判据。
3．同一物质，在气态时熵最大，液态时次之，固态时最小。
体系混乱度有增加的倾向
三、能量判据和熵判据的应用
能量判据中，自发过程取向于最低能量状态的倾向
熵判据中，自发过程取向于最大混乱度的倾向
很多情况下，简单地只用其中一个判据判断同一个反应，可能会出现相反的判断结果，所以应两个判据兼顾。由能量判据(以焓变为基础)和熵判据组合成的复合判据将更适合于所有的过程。
练习3
碳铵[(NH4)2CO3]在室温下就能自发地分解产生氨气，对其说法中正确的是
A、碳铵分解是因为生成了易挥发的气体，使体系的熵增大。
B、碳铵分解是因为外界给予了能量
C、碳铵分解是吸热反应，根据能量判据不能自发分解
D、碳酸盐都不稳定，都能自发分解。
A
练习4
下列反应中，在高温下不能自发进行的是
D. CO(g)＝C(s)＋1/2O2
B. 2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)
A. (NH4 )2CO3(s)＝NH4HCO3(s)+NH3(g)
C. MgCO3(s)＝MgO(s)＋CO2(s)
D
熵减
熵增
熵增
熵增
1．过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的速率。例如金刚石有向石墨转化的倾向，但是能否发生，什么时候发生，多快才能完成，就不是能量判据和熵判据能解决的问题了。
注意
2．在讨论过程的方向时，指的是没有外界干扰时体系的性质。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。例如石墨经高温高压还是可以变为金刚石的。
小结
一、化学反应进行方向的判据
1．能量判据
2．熵判据
二、理解熵的含义和熵的变化
1、放热的自发过程可能是熵减小的过程，如铁生锈、氢气燃烧等；也可能是熵无明显变化或增加的过程，如金刚石和石墨的互变熵不变；活泼金属与酸的置换反应熵增等……
2、吸热的自发过程应为熵增加的过程，如冰的融化、硝酸铵溶于水等。
3、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。(共14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
（第1课时）
举出几例你在生活中所遇到的与化学反应快慢有关的事例。
溶洞的形成需要几百年甚至上千年
有些反应可以瞬间完成，例如酸碱中和反应、炸弹爆炸
有些反应进行得很慢，例如牛奶变质、铁桥生锈等
一、化学反应速率
1、化学反应速率的含义：
化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的尺度。它与两个因素有关：一个是反应的时间；另一个是反应物或生成物的浓度。反应物浓度随着反应的进行而不断减小，生成物浓度随着反应的不断进行而增大。
2、化学反应速率的表示：
化学反应速率用单位时间（如每秒，每分，每小时）内反应物浓度的减小或生成物浓度的增大来表示。
某一物质的化学反应速率的计算式为：
v = ——
试根据以上计算式推出v的单位是什么？
⊿c
⊿ t
例题：反应4NH3+5O2 4NO+6H2O 在5升的密闭容器中进行，30秒后，NO 的物质的量增加了0.3mol，此反应的平均反应速率用NO来表示为多少？
问题1：若用O2的浓度变化来表示此反应速率是多少？
问题2：v(NO)=0.002mol/L·s 与v(O2)=0.0025mol/L·s是否表示此反应的同一种速率？数值上有何规律？
v(NO)=0.002mol/L·s
v(O2)=0.0025mol/L·s
问题3：小结化学反应速率表示时的注意点、规律。
注意：1、在同一反应体系中用不同的物质来表示反应速率时，其数值是可以不同的，但是这些数值都表示同一个反应速率。因此化学反应速率的表示必须用下标说明用哪种物质来做标准。
2、用同一反应体系中不同物质表示同一速率时，其数值比一定等于化学方程式中相应的化学计量数之比。
3、一般来说，化学反应的速率随着反应的进行可不断变化。因此某一时间段内的反应速率实际是指这一时间段内的平均速率，而不是指瞬时速率。v>0
练习：反应 A + 3B = 2C + 2D 在四种不同条件下的反应速率为：
(1)v(A)=0.3mol/L·s (2)v(B)=0.6mol/L·s (3)v(C)=0.4mol/L·s (4)v(D)=0.45mol/L·s
则该反应速率的快慢顺序为—————————。
(1)>(4)>(2)=(3)
所以比较反应速率大小时，不仅要看反应速率数值本身的大小，还要结合化学方程式中物质的化学计量数的大小来说明。
练习：在25℃时，向100mL含HCl 14.6g的盐酸中，放入5.6g铁粉，反应进行到2s时收集到氢气1.12L(标况)，之后反应又进行了4s，铁粉全溶解。若不考虑体积变化，则：
(1)前2s内用FeCl2表示的平均反应速率为 ；
(2)后4s内用HCl表示的平均反应速率为 ；
(3)前2s与后4s比较，反应速率 较快，其原因可能 。
0.25mol/(L·s)
0.25mol/(L·s)
前2s
前2s时段盐酸浓度比后4s时段大
3、某温度时，在2L容器中，X、Y、Z三种物质的变化曲线如图所示
由图中数据分析该反应的化学方程式：
反应开始至2min，Z的平均反应速率：
Z
X
Y
0.2
0.7
0.9
时间（min)
物质的量（mol）
3X+Y 2Z
1.0
1
0.8
0
0.4
0.6
0.2
2
3
Vz= 0.2÷2 =0.05mol/(L.min)
2
练习： 1、在2L的密闭容器中，发生下列反应： 3A(g)+ B(g)=2C(g)+D(g)。若最初加入的A 和B 都是4mol，在前10sA 的平均反应速率为0.12mol/L·s，则10s时，容器中B的物质的量为 。
2、一定温度下，向一容积为2L的真空容器中加入1mol氮气，3mol氢气，3min后测得容器内的压强是起始时压强的0.9倍，在此时间内用氢气的变化来表示反应速率为 。
3.2mol
0.1mol/(L·min )
4、一定条件下反应xA2 (g) +yB2 (g) 2C(g)在2min内可表示为 VA =0.5mol/L.min,VB =1.5mol/L.min则x和y的值为（ ）
A、3 2 B、1 3 C、3 1 D、2 1
5、在2L密闭容器中进行如下反应：mX(g)+nY(g) = pZ (g)+qQ(g) ,2s时间内Z表示的平均反应速率为0.3mol/L.s，则2s时间内，Q物质增加的物质的量为（ ）mol
A、1.2q/p B、1.2 m/p C、1.6 p/q D、0.6 q/p 6、在铝与稀硫酸的反应中，已知10S末，硫酸浓度减少了0.6mol/L,若不考虑反应过程中溶液的体积变化，则10s内生成硫酸铝的平均反应速率是（ ） mol/(L.min)
A、0.02 B、1.8 C、1.2 D、0.18
2
2
B
A
C(共18张PPT)
思考：
1、在通常情况下，Na与水的反应和Mg与水的反应哪个剧烈(反应速率快)？为什么？
2、夏天，人们常把食物存放在冰箱中，这样做的依据是什么？
3、实验室中用双氧水制氧气为什么通常加入二氧化猛？
影响化学反应速率的因素
影响化学反应速率的因素
内因：反应物本身的性质(决定因素）
外因： 浓度、温度、压强、 催化剂
固体接触面的大小
光、电磁波等
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 0.00760 0.0153 0.0227 0.0151 0.0228
交流.研讨
298K时，反应H2O2+2HI==2H2O+I2在不同浓度时的化学反应速率
根据表中数据，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
浓度对化学反应速率的影响
当其它条件不变时，
增大反应物的浓度，可以增大反应的速率；
减小反应物的浓度，可以减小反应的速率。
速率方程：V = k c(H2O2) c(HI)
　化学反应速率与反应物浓度之间存在定量关系，即
注：速率方程是由实验数据测定的结果，与化学方程式无确定的关系（如表２－３－２）
K为反应速率常数, K越大, 反应速率V越大
K受温度、催化剂、固体表面性质等因素影响
一、浓度对化学反应速率的影响
（结合速率表达式）思考：
1、对固体、纯液体物质反应物，增加它们的量会改变反应速率吗？
2、对有气体参与的反应，增加压强，化学反应速率改变吗？
对于气体参加的反应，
增大压强，可以增大反应的速率；
减小压强，可以减小反应的速率。
二、压强对化学反应速率的影响
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
范托夫规律：对于在溶液中发生的反应，温度每升高10K,反应速率增加到2-4倍
联想.质疑：通过必修的学习，你己知道温度可以影响化学反应的速率，温度与化学反应速率之间是否也存在定量关系呢？
说明：这只是经验规律，适用范围有限
交流研讨：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:
温度对化学反应速率有怎样的影响
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 为什么？
温度对不同化学反应的反应速率的影响程度不一样
序号 化学反应 K(308K)/ K(298K)
A NO+O3=NO2+O2 1.15
B H2+I2=2HI 8.99
C NH4CNO=(NH2)2CO 3.58
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
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
反应进程
能量
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:
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
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
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
小结
影响化学反应速率的因素：
　1.内因
2.外因：(反应物的浓度、温度、体系 的压强、催化剂、溶剂、光、颗粒大小等)
(1)浓度对化学反应速率的影响
(2)压强对化学反应速率的影响
(3)温度对化学反应速率的影响
(4)催化剂对化学反应速率的影响
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(共22张PPT)
二、电解原理的应用及计算
电解饱和食盐水反应原理
思考:
（1）电解池的两极各产生什么现象 若在两极附近均滴加酚酞试液，会有什么现象
（2）怎样初步检验两极产物的生成
（3）结合教材，分析产生这种现象的原因。
在U型管里装入饱和食盐水，用一根碳棒作阳极，一根铁棒作阴极。接通直流电源
实验装置
1.电解食盐水
现象：
阳极：有气泡产生，使湿润的淀粉－KI溶液变蓝
阴极：有气泡产生，滴加酚酞溶液变红
阳极：2Cl--2e- =Cl2↑
阴极：2H++2e- =H2↑
总式：2NaCl+2H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑
(条件:通电)
实验装置
（1）生产设备名称：离子交换膜电解槽
阴极：碳钢 阳极：钛
阳离子交换膜：只允许阳离子通过(Cl－、OH－离子和气体不能通过)，把电解槽隔成阴极室和阳极室。
（2）离子交换膜的作用：
a、防止氢气和氯气混合而引起爆炸；
b、避免氯气和氢氧化钠反应生成 ，而影响氢氧化钠的产量。
氯碱工业:离子交换膜法制烧碱
－
+
Cl2
Cl2
Cl—
H2
Na+
H+
OH—
淡盐水
NaOH溶液
精制饱和NaCl溶液
H2O（含少量NaOH）
离子交换膜
阳 极
金属钛网
阴 极
碳钢网
阳极室
阴极室
粗盐的成份：
泥沙、Ca2+、Mg2+、Fe3+、SO42－杂质，会与碱性物质反应产生沉淀，损坏离子交换膜
精制食盐水
杂质的除去过程：
粗盐水
含少量Ca2+.Mg2+
精制盐水
2.铜的电解精炼
　　一般火法冶炼得到的粗铜中含有多种杂质（如锌、铁、镍、银、金等），这种粗铜的导电性远不能满足电气工业的要求，如果用以制电线，就会大大降低电线的导电能力。因此必须利用电解的方法精炼粗铜。
粗铜 含杂质(Zn Fe Ni Ag Au 等)
纯铜
粗铜
阳极：
Zn→ Zn2+＋2e-
Fe → Fe2+＋2e-
Ni → Ni2+＋2e-
Cu→ Cu2+＋2e-
Zn Fe Ni
CuAg Au
阴极: Cu2+ + 2e- → Cu
阳极泥
问：电解完后，CuSO4溶液的浓度有何变化？
CuSO4溶液
3. 电镀
电镀是利用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的过程，它是电解原理的又一重要应用。电镀可以使金属更加美观耐用，增强防锈抗腐能力。例如，钢铁是人们最常用的金属，但钢铁有个致命的缺点，就是它们易被腐蚀。防止钢铁发生腐蚀的一种最常用方法就是在其表面镀上其他金属，如锌、铜、铬、镍等。
电镀：电镀是利用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的过程，
铁片
铜片
硫酸铜溶液
①电极：
阳极——镀层金属 或惰性电极
阴极——待镀金属制品
②电镀液：含有镀层金属离子的电解质溶液。
溶液中CuSO4的浓度保持不变或变小
阳极：6O2--12 e- =3O2↑
阴极：4Al3+ + 12e- =4Al
4.冶炼铝
通电
总式：2Al2O3 4Al+3O2 ↑
原理:
助熔剂：冰晶石（Na3AlF6 六氟合铝酸钠）
阳极材料(碳)和熔融氧化铝需要定期补充
思考:工业上为什么用电解熔融氧化铝的方法冶炼铝而不用AlCl3
冶炼铝设备图
阳极C
电解质
烟罩
熔融态铝
钢壳
钢导电棒
阴极C
耐火材料
电解池、电解精炼池、电镀池的比较
电解池 电解精炼池 电镀池
定义
形成
条件
电极
名称
电极
反应
将电能转变成化学能的装置。
应用电解原理在某些金属表面镀上一层其它金属的装置。
①两电极接直流电源
②电极插人电解质溶液
③形成闭合回路
①镀层金属接电源正极待镀金属接电源负极
②电镀液须含有镀层金属的离子
阳极：电源正极相连
阴极：电源负极相连
阳极：镀层金属；
阴极：镀件
阳极：氧化反应
阴极：还原反应
阳极：氧化反应
阴极：还原反应
应用电解原理将不纯的金属提纯的装置。
①不纯金属接电源正极纯的金属接电源负极
②电解质溶液须待提纯金属的离子
阳极：不纯金属；
阴极：纯金属
阳极：氧化反应
阴极：还原反应
1. a 、b哪一极为正极？
2. 若要给铁叉镀锌，
a极选用什么材料？
选择何种溶液？
3. 若要给铁叉镀金，
a极选用什么材料？
选择何种溶液？
思考:
e-
金属性强弱的判断
已知①M+N2+=M2++N ②Pt极电解相同浓度P和M的硫酸盐，阴极先析出M ③N与E有导线相连放入E的硫酸盐溶液,电极反应：E2++2e-=E，N-2e-=N2+，则四种金属活泼性由强到弱为
答案：P>M>N>E
工业上采用Fe、C为电极电解K2MnO4溶液制KMnO4
1.电解时,应以 作阴极，电解过程中阴极附近溶液pH将会 ,
2.阳极反应式为 ,
3.总电解反应式为 .
2K2MnO4+2H2O=2KMnO4+2KOH+H2↑
答案:Fe 增大 MnO42—_e- =MnO4—
电解计算——电子守恒法
例一 ： 铂电极电解1LCu(NO3)2和KNO3混合溶液,通电一段时间,两极均产生11.2L(S.T.P)气体.求电解后溶液的pH,并确定析出铜的物质的量.
解析：阳极 4OH--4e-=2H2O+O2↑
阴极 Cu2++2e- =Cu↓ 2H++2e- =H2↑
阳极转移电子的物质的量为: 0.5×4 = 2mol,消耗4OH- 2mol,即产生H+ 2mol.
阴极生成0.5molH2,消耗H+ 1mol;所以溶液中C(H+)=1mol/L pH=0
生成H2转移的电子:0.5 ×2=1mol,故还有1mole- 用于还原Cu2+,可析出铜为0.5mol.
O2～2Cu～4Ag～4H＋～2H2～2Cl2～4OH－
计算关系式：
例二 ： 用石墨电极电解100mL H2SO4与CuSO4的混合液，通电一段时间后，两极均收集到2.24L（标况）气体，则原混合液中Cu2+的物质的量浓度为（ ）
A.1mol/L B.2mol/L C.3mol/L D.4mol/L
A
阳极O2为0.1mol，电子为0.4mol
则H2为0.1mol，所以Cu为0.1mol，浓度为A
例三 ： 某硝酸盐晶体化学式为M(NO3)x·nH2O，式量为242，将1.21g该晶体溶于水配成100mL溶液，用惰性电极进行电解。当有0.01 mol 电子转移时，溶液中金属离子全部析出，此时阴极增重0.32g。求：
①金属M的相对原子质量及 x、n 值；
②电解溶液的pH（溶液体积仍为100mL）。
Mx+ + xe- = M
0.005mol 0.01mol 0.32g
所以：x = 2 ；M = 64 ；n = 3
产生H+为0.01mol，pH=1
1.右图中x、y分别是直流电源的两极,通电后发现a极板质量增加,b极板处有无色无臭气体放出,符合这一情况的
A
练 习
2. 根据金属活动顺序表，Cu不能发生如下反应：
Cu + 2H2O=Cu(OH)2↓+ H2↑。但选择恰当电极材料
和电解液进行电解，这个反应就能变为现实。下列四
种电极材料和电解液中，能实现该反应最为恰当的是
A B C D
阳极 石墨 Cu Cu Cu
阴极 石墨 石墨 Fe Pt
电解液 CuSO4溶液 Na2SO4溶液 H2SO4溶液 H2O
B
3.德国人哈伯发明了合成氨技术而获得1918年诺贝尔化学奖，但该方法须在高温高压催化剂，否则难以自发进行。2000年希腊化学家斯佳在《科学》杂志上公布了他的新发明在常压下把氢气与氮气通入一加热到570℃的电解池（如图）氢氮在电极上合成氨，而且转化率高于哈伯法的五倍，达到80%.
该电解池采用了能传导某种离子（ H+、 Li+、F-、 O2- ）的固体复合氧化物为电解质（简称SCY），吸附在SCY内外侧表面的金属钯多孔多晶薄膜为电极。
写出上文中电解池的阴阳极反应式和电解池总反应式。
固体复合氧化物
答案：
阳极：3H2→6H+＋6e－
阴极：N2+6H++6e→2NH3
通电
电解反应 ：N2+3H2 2NH3(共30张PPT)
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？
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
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
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。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。
(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：
基本规律：
所有的水解和电离过程都是吸热反应
燃烧反应、中和反应都是放热反应
大多数分解反应都是吸热反应
大多数化合反应都是放热反应
也有例外：
H2 + I2 = 2HI
N2 + O2 = 2NO
C + H2O(g) = CO + H2
N2O4 = 2NO2
氢氧化钡与铵盐的反应
2、下列变化中，属于吸热反应的是( )
A.氮气与氢气合成氨
B.酸碱中和
C.二氧化硫与氧气反应生成三氧化硫
D.焦炭与高温水蒸气反应
D
[练习]
1、下列变化中，属于放热反应的是( )
A.Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应
B.点燃的镁条在二氧化碳中继续燃烧
C.灼热的碳与二氧化碳的反应
D.氯化铝的水解
B
当 H为“－”（ H<0）时，为放热反应
当 H为“＋”（ H>0）时，为吸热反应
二、化学反应的焓变
1、焓定义：用来描述物质所具有能量的物理量，符号：H，单位：kJ/mol
2、影响因素：
3、在恒温、恒压的条件下，化学反应过程
中能量变化全部转化为热能，则焓变等于QP。
4、热化学方程式:
1）、概念：能够表示物质变化与焓变的做化学方程式叫热化学方程式。
H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)； = -184.6 kJ/mol
H
CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)； = -890.3 kJ/mol
H
NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O(l)； = -57.3 kJ/mol
H
反应放出或吸收的热量的多少与外界的温度和压强有关，需要注明，不注明的指101kPa和25℃时的数据。
因为物质的聚集状态不同所含的能量也不同。
固态
液态
吸热
气态
吸热
吸热
（1）要注明温度和压强:
（2）反应物和生成物要注明聚集状态:
2）、书写热化学方程式应注意以下几点
　H2（g)+ O2(g)=H2O(l)；△H=－285.8KJ/mol
H2（g)+ O2(g)=H2O(g)；△H=－241.8KJ/mol
∴H2O(l)═H2O(g)；△H=+44KJ/mol
（3）热化学方程式中各物质前的化学计量数表示物质的量不表示分子数,因而必要时可用简单分数。一般出现分数时是以某一反应物或生成物为“1mol”时其它物质才出现的。
H2（g）+Cl2(g)=2HCl(g)；△H=－184.6KJ/mol
H2（g）+ Cl2(g)=HCl(g)；△H=－92.3KJ/mol
2H2（g)+O2(g)=2H2O(l)；△H=－571.6KJ/mol
　H2（g)+ O2(g)=H2O(l)；△H=－285.8KJ/mol
交流。讨论P6页 题1
（4） △H的表示：
热化学方程式中的△H的“＋”与“－”一定要注明， “＋”代表吸热， “－”代表放热
无论热化学方程式中化学计量数为多少，△H的单位总是KJ/mol，但△H的数值与反应式中的系数成比例
３）、热化学方程式表示的意义
（1）表示什么物质参加反应，结果生成什么物质
（2）反应物和生成物之间的质量比、物质的量比
（3）反应物完全变成生成物后所放出或吸收的热量。
质→量→能
H2（g)+ O2(g)=H2O(g)；△H=－241.8KJ/mol
１、在同温同压下，下列各组热化学方程式中Q2>Q1的是（ ）
A. H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g);△H=-Q1
1/2H2(g)+1/2Cl2(g)=HCl(g);△H=-Q2
B. C(s)+1/2O2(g)=CO (g);△H=-Q1
C(s)+O2(g)=CO2 (g);△H=-Q2
C. 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l);△H=-Q1
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g);△H=-Q2
D. S(g)+O2(g)=SO2 (g);△H=-Q1
S(s)+O2(g)=SO2 (g);△H=-Q2
B
练一练
A
２、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
３、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
与反应条件（途径）无关
P8例题
盖斯定律 P7
例：已知：
C(s)+O2(g)=CO2(g); △H1= - Q1kJ/mol
2C(s)+O2(g)=2CO(g); △H2= - Q2kJ/mol
写出CO燃烧的热化学方程式
燃烧热
在101kPa (25℃)时，1mol物质完全燃烧，生成稳定氧化物时所放出的热量。
101kPa (25℃)
1mol 可燃物（纯净物—单质或化合物）
完全燃烧、生成稳定氧化物
C(s) →CO2(g) H2(g) →H2O(l) S(s)→SO2(g)
△H kJ/mol
碳的燃烧热为393.5 kJ/mol或△H =-393.5 kJ/mol
* 燃烧热是物质的属性，与用量无关
1、研究条件：
3、燃烧程度：
4、符号、单位：
5、表示方法：
2、研究对象：
6、燃烧热的热化学方程式与燃烧的热化学方程式：
1）燃烧热的热化学方程式：
2）燃烧的热化学方程式：
①可燃物序数为1，其它可为分数
②生成稳定的氧化物
* 此时反应热既是燃烧热
普通的热化学方程式
特定条件下的热化学方程式
例如：碳的燃烧热为393.5 kJ/mol，写出碳燃烧热的热化学方程式和碳燃烧的热化学方程式。
中和热
在稀溶液中，酸碱中和生成1mol水，这时的反应热就叫中和热。
酸碱中和，且生成1mol水
△H kJ/mol
稀溶液（C≤1mol/L） ？
2、研究对象：
3、符号、单位：
4、表示方法：
1、研究条件：
0.5mol/L NaOH 与0.5mol/LHCl
中和热为57.3kJ/mol 或 △H = –57.3kJ/mol
* 中和热与酸碱用量无关但与酸碱的强弱有关
5、中和热的热化学方程式与中和的热化学方程式：
1）中和热的热化学方程式：
2）中和的热化学方程式：
①生成物水的序数为1，其它可为分数
②状态水为（l）其它为(aq)
普通的热化学方程式
特定条件下的热化学方程式
6、中和热的两种常见方式：
1）强酸与强碱的中和热相同均为 57.3kJ/mol
2）强酸（碱）与弱碱（酸）的中和热与电离有关。
已知：
1/2H2SO4(浓)+NaOH(aq)= 1/2Na2SO4(aq)+H2O(l);
△H1 = – Q1 kJ/mol
HAc(aq)+NaOH(aq)= NaAc(aq)+H2O(l);
△H2 = – Q2 kJ/mol
HCl(aq)+NaOH(aq)= NaCl(aq)+H2O(l);
△H3 = – Q3 kJ/mol
则Q1、Q2、Q3； △H1 、 △H2 、△H3之间的关系为 ， 。
写出下列反应的热化学方程式
课堂练习
1、1molN2(g)与适量O2(g)反应生成NO (g)，需吸收68kJ的热量；
2、 1g 硫粉在氧气中充分燃烧放出 9.36kJ热量，写出硫燃烧的热化学方程式。
3、2.3g某液态有机物和一定量的氧气混合点燃
恰好完全燃烧，生成2.7gH2O和2.24LCO2(标准
状况)，并放出68.35KJ的热量，则该反应的燃烧
热为多少？
4、已知
H2( g )＋1/2O2 ( g ) ＝ H2O ( g ) ΔH1 = a kJ/mol
2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( g ) ΔH2 = b kJ/mol
H2( g )＋1/2O2 ( g ) ＝ H2O ( l ) ΔH3 = c kJ/mol
2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( l ) ΔH4 = d kJ/mol
则a、b、c、d的关系正确的是 。
A、ad>0 C、2a=b< 0 D、2c=d>0
C(共23张PPT)
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？
动画模拟原电池的原理
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。
Zn
参考设计
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(共48张PPT)
化学反应条件的优化
----工业合成氨
第一课时
复习
影响化学反应速率和化学平衡的重要因素有哪些
化学反应速率 化学平衡
温度
气体压强
催化剂
浓度
温度越高,反应速率越大
压强越大,反应速率越大
正催化剂加快反应速率
反应物浓度越大,反应速率越大
升高温度,平衡向吸热方向移动
增大压强,平衡向气态物质系数减小的方向移动
催化剂对平衡无影响
增大反应物浓度,平衡正向移动
弗里茨·哈伯：
弗里茨·哈伯与合成氨
合成氨从第一次实验室研制到工业化投产经历了约150年的时间。德国科学家哈伯在10年的时间内进行了无数次的探索，单是寻找高效稳定的催化剂，2年间他们就进行了多达6500次试验，测试了2500种不同的配方，最后选定了一种合适的催化剂--铁，使合成氨的设想在1913年成为工业现实。鉴于合成氨工业的实现，瑞典皇家科学院于1918年向哈伯颁发了诺贝尔化学奖。
化学热力学
化学动力学
化学反应的方向
化学反应的限度
化学反应的速率
合成氨反应能否自发进行？
怎样能促使化学平衡向合成氨方向移动？
怎样能提高合成氨反应速率？
适宜的合成氨条件
工艺流程
化学工艺学
高压对设备材质、
加工制造的要求、温度
的催化剂活性的影响等
【交流·研讨】
合成氨反应是一个可逆反应: N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)
已知298K时: △H= -92.2KJ·mol-1
△S = -198.2J·K-1·mol-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？
298K下合成氨反应的平衡常数K为４.１×１０６（mol·L-1)-2
书P65
合成氨反应的特点：
①可逆反应
③正反应气态物质系数减小
④正反应是放热反应
②熵减小的反应
N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) △H ＝-92.2kJ/mol
(1体积) (3体积) (2体积)
△S = -198.2J·K-1·mol-1
一、合成氨反应的限度
【交流·研讨】
请利用化学平衡移动的知识分析什么条件有利于氨的合成．
书P65
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
___温度、___压强有利于化学平衡向生成氨的方向移动，N2、H2体积比为_____时平衡混合物中氨的含量最高。
增大
降低
1：3
二、合成氨反应的速率
【交流·研讨】
1、你认为可以通过控制那些反应条件来提高合成氨反应的速率？
2、实验研究表明，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)
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？
书P66
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：
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(700k)
使用Fe催化剂 167
1.升高温度
2.增大压强
3.增大反应物浓度
4.使用催化剂
5.增大N2`H2浓度,将氨及时从混合气中分离出去
使用催化剂可使合成氨反应的速率提高上万亿倍。
合成氨的适宜条件的选择
生成物氨的浓度
反应物的浓度
催化剂
温度
压强
速率分析
使NH3生产得快
外界条件
高压
高温
使用
增大浓度
减小浓度
平衡分析
使NH3生产得多
高压
低温
无影响
增大浓度
减小浓度
【交流·研讨】
研讨的内容 研讨的问题
1、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？
压强怎么定？
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？
3 、催化剂对化学平衡的移动没有影响， 在合成氨工业中要不要使用催化剂，为什么？
温度怎么选择？
要不要用催化剂？
1、压强怎么选？
分析：
①合成氨反应是气态物质系数减小的气体反应，增大压强既可以增大反应速率，又能使平衡正向移动，所以理论上压强越大越好。
②但是压强越大，对设备的要求高、压缩H2和N2所需要的动力大，因此选择压强应符合实际科学技术。
综合以上两点:根据反应器可使用的钢材质量及综合指标来选择压强。实际生产中压强一般选择在200～500大气压之间。
2、温度怎么选择？
分析：
①因为正反应方向是放热的反应，所以降低温度有利于平衡正向移动。
②可是温度越低，反应速率越小，达到平衡所需要的时间越长，因此温度也不宜太低。
③催化剂要在一定温度下催化活性最大。
综合以上因素:实际生产中温度一般选择在700K左右（主要考虑催化剂的活性）。
3、用不用催化剂？
实际生产中选用铁为主体的多成分催化剂（铁触媒），它在700K时活性最高。
分析:
经济效益和社会效益要求化学反应速度要快， 原料的利用率要高，单位时间的产量要高。
4、浓度怎么定？ N2 和H2的比例怎么定？
增大反应物的浓度可以增大反应速率，减小生成物的浓度可以使平衡正向移动。从化学平衡的角度分析，在氮气和氢气的物质的量比为1：3时，平衡转化率最大，但是实验测得适当提高N2的浓度，即N2和H2的物质的量比为1：2.8时，更能促进氨的合成。
实际生产中的处理方法：及时将气态氨冷却液化分离出去；及时将氮气和氢气循环利用，使其保持一定的浓度。即N2和H2的物质的量比为1：2.8
（阅读书本67页）
外部条件 工业合成氨的适宜条件
压强
温度
催化剂
浓度
研讨的结果
根据反应器可使用的钢材质量及综合指标来选择压强
适宜温度
700K左右
使用铁触媒作催化剂
N2和H2的物质的量比为1：2.8的投料比, 氨及时从混合气中分离出去
【总结】
工业上利用某可逆反应生产产品：
一般要使用催化剂：这样可以大大加快化学反应速率，提高生产效率，也提高了经济效益；
选择合适的温度：该温度是催化剂活性最大的温度；
选择合适的压强：既要考虑化学反应速率和化学平衡，还要考虑动力、材料、设备等。
【小结·反思】
第二课时
二、合成氨工业简述：
1、主要流程：
原料气制取 净化 压缩 合成 分离 液氨
2、原料气制取：
空气
压缩
碳
液态空气 N2(先逸出) 物理方法
蒸发
CO2(+N2) N2 化学方法
分离出CO2
制氮气:
（造气）
（净化）
（合成氨）
制氢气:
天然气 CO+H2 CO2+H2 H2
H2O(气)
分离出CO2
CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g)
CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)
H2O(气)
我国合成氨工业的发展情况：
解放前我国只有两家规模不大的合成氨厂；
1949年全国氮肥产量仅0.6万吨；
2000年达到3363.7万吨，成为世界上产量最高的国家之一。拥有多种原料、不同流程的大、中、小合成氨厂1000多家.
例题 ：
能使合成氨反应进行程度增大的方法是（ ）
A、升高温度 B 、降低压强
C、使用催化剂 D 、及时分离出氨气
D
1．在合成氨工业中，为增加NH3的日产量，下列变化过程不能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
练一练：
BC
2、合成氨所需的H2可由煤和水蒸气反应而制得，其中一步的反应为：
CO(g)+H2O（g） CO2(g)+H2(g)（正反应放热），下列措施中，能提高CO转化率的是（ ）
A、增大压强 B、降低温度
C、增大水蒸气浓度 D、增大CO浓度
BC
3、在合成氨反应中，入口气体体
积比 N2:H2:NH3 为6:18:1，出口
气体体积比为9:27:8，则H2的转
化率为________。
25%
N2+3H2 2NH3
起始 6 18 1
变化 X 3X 2X
6-X : 1+2X=9:8 X=1.5
H2转化率= ×100%=25%
1.5×3
18
4、在合成氨时，可以提高H2转化率的措施是（ ）
(A)延长反应时间 (B)充入过量H2
(C)充入过量N2 (D)升高温度
C
5、关于氨的合成工业的下列说法正确的是 （ ）
(A)从合成塔出来的气体，其中氨一般占15%，所以生产氨的工业的效率都很低
(B)由于NH3易液化，N2、H2可循环使用，则总的说来氨的产率很高
(C)合成氨工业的反应温度控制在500 ℃左右，目的是使平衡向正反应方向进行
(D)合成氨工业采用20 MPa ---- 50MPa ，是因该条件下催化剂的活性最好
B
6.下列反应达到平衡时，哪种条件下生成物的含量最高：X2(g)+2Y2 (g) X2Y4 (g) （正反应为放热反应）( )
A.高温 高压 B.低温 低压
C.高温 低压 D.高压 低温
D
7.对于反应: 2SO2(g)+O2 (g) 2SO3 (g)
下列判断正确的是( )
A.2体积SO2和足量O2反应,必定生成2体积SO3
B.其他条件不变,增大压强,平衡向右移动
C.平衡时, SO2消耗速率必定等于O2的生成速率
的两倍
D.平衡时, SO2浓度必定等于O2浓度的两倍.
BC
8.在一定条件下,合成氨反应达到平衡后,混合
气体中NH3的体积占25%,若反应前后条件保持
不变,则反应后缩小的气体体积与原反应物体
积的之比是( )
A B C D
A
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。(共25张PPT)
第二节 弱电解质的电离
盐类的水解
开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，说明1mol/LHCl中氢离子浓度大，即氢离子浓度为1mol/L，说明HCl完全电离；而开始1mol/LCH3COOH与镁条反应较慢，说明其氢离子浓度较盐酸小，即小于1mol/L，说明醋酸在水中部分电离。HCl是强电解质，CH3COOH是弱电解质。
探究结果：
一、弱电解质的电离平衡
思考与讨论：
1、开始时，V电离 和 V结合怎样变化？
2、当V电离 = V结合时，可逆
过程达到一种什么样的状态？
画出V～t图。
CH3COOH CH3COO - + H+
电离
结合
弱电解质电离的V-t图像
V电离
V结合
0
t1
t2
V电离= V结合
平衡状态Ⅰ
t
V
电离平衡
在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态——
思考与讨论：
例、 在氨水中存在怎样的电离平衡？向其中分别加入适量的盐酸、NaOH溶液、NH4Cl溶液以及大量的水，对平衡有什么影响？
NH3·H2O NH4 + + OH -
加入
物质 盐 酸 NaOH溶 液 NH4Cl溶 液 加大量水
平衡移动方向
右
左
左
右
影响电离平衡有哪些因素
（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。
（2）浓度
浓度越大，电离程度越小。
（3）其他因素
说明：
①电离平衡是动态平衡，平衡移动符合勒夏特列原理
②多元弱酸，分步电离，第一步电离大于第二步电离，第二步电离远大于第三步电离……，
例如:0.1mol/LH2S溶液中各步电离[H+]为：
H2S H++HS- [H+]=1×10-4mol/L
HS- H++S2- [H+]=1×10-13mol/L
电离难的原因：
a、一级电离出H+后，剩下的酸根阴离子带负电荷，增加了对H+的吸引力，使第二个H+离子电离困难的多；
b、一级电离出的H+抑制了二级的电离。
例、0.1mol/L的CH3COOH溶液 CH3COOH CH3COO-+H+
电离程度 n(H+) C(H+) 导电能力
加水
升温
加NH4Cl
加HCl
加NaOH
问题：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？
电离平衡常数（K）
看课本自学相关内容并思考：
（1）什么叫电离平衡常数？
（2）电离平衡常数的化学含义是什么？
（3）怎样用电离平衡常数比较弱电解质的相对强弱？
（4）影响电离平衡常数的因素是什么？
电离平衡常数
1、电离平衡常数只随温度变化而变化，而与浓度无关。
2K的意义：
K值越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较强。
K值越小，弱电解质较难电离，其对应弱酸、弱碱较弱。
①取少量CH3COONa溶于水，滴加几滴酚酞试剂，观察颜色变化。
②取少量NH4Cl溶于水，滴加几滴紫色石蕊试剂，观察颜色变化。
③取少量NaCl，溶于水，找一名同学测一下pH值。
实验探究
盐溶液 PH值 酸碱性
NaCl溶液
NH4Cl溶液
CH3COONa溶液
中性
碱性
酸性
PH<7
PH>7
PH=7
实验结果记录及分析盐的类型
盐的类型
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
弱酸强碱盐
CH3COONa = CH3COO- + Na+
+
CH3COOH
探讨与交流 （以CH3COONa溶液例）：
C(H+) < C(OH-)
碱性
CH3COONa
溶液
H2O H + + OH -
二、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…
在盐溶液中，盐电离出的离子（弱酸阴离子
或弱碱阳离子）跟水所电离出的H+或OH-
结合生成弱电解质分子的反应就叫做盐类的
水解。
从盐的组成以及其溶液的酸碱性分析归纳，下列问题：
1、结合盐类水解的定义分析盐类水解的条件、实质是什么？有什么规律？
2、盐类水解反应与中和反应的关系如
何？
小结
1:水解的过程 盐电离出的离子（弱酸阴离子或弱碱 阳离子）跟水所电离出的H+或OH-结合生成弱电解质分子
2:水解的实质
破坏了水的电离平衡,促进了水的电离。
3:水解的规律
谁弱谁水解;谁强显谁性;
无弱不水解;都强显中性。
盐溶液 组成分类 酸碱性
√ CH3COONa溶液
Na2CO3溶液
√ (NH4)2SO4溶液
AlCl3溶液
√ NaCl溶液
K2SO4溶液
中性
碱性
酸性
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
强酸强碱盐
按照盐的组成分类 ，为什么不同类型盐溶液的酸碱性不同呢？ 分组讨论、交流… …
提示： 可以从下列角度和顺序思考：盐溶液中存在哪些离子？哪些离子间可能相互结合？为什么可以结合 离子结合后对水的电离平衡有何影响？
探究问题：
CH3COONa = CH3COO- + Na+
+
CH3COOH
探讨与交流 : （以CH3COONa溶液例）
C(H+) < C(OH-)
CH3COOH CH3COO- + H +
碱性
CH3COONa
溶液
H2O H + + OH -
小结 在强碱弱酸盐溶液中
化学方程式：
CH3COONa+H2O CH3COOH+NaOH
离子方程式：
CH3COO_+H2O CH3COOH+OH_
过程:
弱酸的阴离子 + 水 = 弱电解质 + 氢氧根离子
结果:
氢氧根离子的浓度 > 氢离子的浓度
溶液呈碱性
NH4Cl = NH4+ + Cl-
+
NH3·H2O
H2O OH- + H+
探讨与交流 （以NH4Cl溶液为例）
NH3·H2O NH4+ + OH -
酸性
NH4Cl溶液
C(OH-) < C(H+)
小结 在强酸弱碱盐溶液中
化学方程式：
NH4+ + H2O NH3 . H2O + H+
离子方程式：
过程:
弱碱阳离子 + 水 = 弱电解质 + 氢离子
结果:
氢离子的浓度 > 氢氧根离子的浓度
溶液呈酸性
NH4Cl + H2O NH3 . H2O + HCl
四.影响盐类水解的因素
影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质。另外还受外在因素影响：
1、温度：盐的水解反应是吸热反应，升高温度水解程度增大。
2、浓度：盐的浓度越小，一般水解程度越大。加水稀释盐的溶液，可以促进水解。
3、溶液的酸、碱性：盐类水解后，溶液会呈不同的酸、碱性，因此控制溶液的酸、碱性，可以促进或抑制盐的水解，故在盐溶液中加入酸或碱都能影响盐的水解。
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+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
思考
五、水解的应用
1、离子共存：Al3+ 和HCO3-说明双水解反应能进行到底的原因？
2、溶液配置：FeCl3的配制？
3、判断等浓度碳酸钠、碳酸氢钠溶液的pH值大小？
4、氯化铝、偏铝酸钠、氯化铁分别蒸干灼烧后的产物是什么？(共18张PPT)
第四节 离子反应
教学目标：
1. 理解离子反应的概念及实质
2. 掌握离子反应发生的条件。
3. 运用离子反应的知识解决生活问题。
交流与研讨
1．以下两种物质混合时，溶液中存在哪些离子 哪些离子之间会发生反应 写出有关反应的离子方程式。
(1)Na2S04溶液与BaCl2溶液。
(2)石灰乳[Ca(OH)2浊液]与Na2C03溶液。
(3)Na2C03溶液与盐酸。
(4)盐酸与锌粒
(5)CH3COONa溶液与盐酸
(6)KI溶液与溴水
2．你还学过哪些离子反应 它们各有什么特点 你认为在满足哪些条件时离子反应能够发生 为什么在这些条件下离子反应能够发生
问题：
1.是不是任意两种(或多种)电解质溶液 混合就能够发生离子反应
实验探究1：
项目 实验1 实验2
实验内容 向盛有2mlNa2SO4溶液的试管里加2ml
NaCl溶液。 向盛有2mlNa2SO4溶液的试管里加2mlBaCl2溶液。
实验现象
化学方程式
结 论
无明显现象
有白色沉淀生成
Na2SO4 + BaCl2 ═2 NaCl + BaSO4↓
不是任意两种(或多种)电解质溶液混合就能够发生离子反应
问题2：是不是所有的离子反应都有沉淀生成
实验探究2：
项目 实验3
实验内容 向盛有2mlNaOH溶液的试管里滴入几滴酚酞溶液，再用滴管慢慢滴入1-2ml盐酸,并摇匀。
实验现象
化学方程式
结 论
NaOH + HCl ═ NaCl + H2O
溶液逐渐变为无色透明
不是所有的离子反应都有沉淀生成
项目 实验2-2
实验内容 向盛有2mlNa2CO3溶液的试管里加入2ml盐酸
实验现象
化学方程式
结 论
实验探究3
有气体生成
Na2CO3 + 2HCl == 2NaCl + H20+CO2↑
不是所有的离子反应都有沉淀生成
思考
1.(NH4)2SO4溶液与NaOH溶液混合时，
可发生怎样的离子反应？如何书写该离子反应？
2.当反应物的浓度较大(如用NaOH浓溶液)时，
反应有和改变？离子反应方程式又该如何书写？
3.实验室里如何检验溶液中有无NH4+存在？
［思考与交流］
1.当上述离子反应发生后，溶液中的离子的数目有何变化
部分离子数目减少了
能发生氧化还原反应的离子
2. 还有什么反应可以使离子数目明显减少
项目 实验3
实验内容 向盛有2mL KMn04溶液的试管里加入2mL FeSO4
实验现象
化学方程式
结 论
实验探究4
溶液颜色有紫色变黄色
5 Fe2+ + Mn04- + 8H+
5Fe3+ + Mn2+ + 4H20
氧化性离子与还原性的离子可发生
离子反应
练习：请写出下列反应的离子方程式：
1、盐酸与澄清石灰水
2、石灰石与硝酸溶液
3、硝酸银与氯化钠
4、氢氧化钡与稀硫酸
5、氯化钡与硫酸
二、离子反应的应用
1．(1)用于物质检验
实验探究5
检验离子 所需试剂 现象
I一
SO42-
Fe3+
NH4+
A13+
-----酸碱中和滴定原理。
定义：用已知物质的量浓度的酸或碱（标准溶液）来测定未知物质的量浓度的碱或酸（待测溶液或未知溶液）的方法叫做酸碱中和滴定。
原理：以酸碱中和反应为基础，
H+ + OH- = H2O
在滴定达到终点(即酸碱恰好反应)时：
1mol
1mol
有 n(H+) = n(OH-)
(2)离子含量的测定
上述酸碱中和滴定的实验数据如下表所示，试通过计算确定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 0.1154 26.72 25.00
2 0.1154 26.70 25.00
3 0.1154 26.71 25.00
解：
26.72 m L +26.70 m L +26.71 m L
3
=
c(HCl) V[HCl(aq)]
V[NaOH(aq)]
=
c（NaOH ）
=
0.1154mol/L×0.02671L
0.02500L
= 0.1233mol/L
答：测得NaOH的物质的量浓度为0.1233mol/L。
26.71 m L
计算滴定结果。
cAVA
VB
=
cB
cBVB
VA
=
cA
操作2～３次取平均值代入公式计算：
次
数 待测液体积（Ｌ） 标准液体积（Ｌ）
滴定前 滴定后 实际 平均值
1
2
2．用于物质制备与纯化
思考：1、氯化钠溶液中含有少量Ca2+、
Mg2+、SO42-，如何提纯氯化钠？
2、如何提纯粗铜？
3．生活中常见的离子反应
交流讨论1、胃酸过多的人常常胃疼并有烧心
的感觉，为何服用适量的胃舒平可以缓解症状？
交流讨论2、硬水的软化涉及到那些离子反应？
二、 离子反应发生的条件：
（1）生成难溶物
（2）生成水
（3）放出气体
（4）发生氧化还原反应
课堂小结：
一、离子反应的实质使溶液中
某种或某些离子浓度降低。
1、用于物质检验和含量测定
2．用于物质制备与纯化
3、生活中离子反应的应用
三、离子反应的应用(共11张PPT)
第3节 沉淀溶解平衡
联想 质疑
（1）加热硬水Ca(HCO3)2和Mg(HCO3)2会转化为CaCO3和Mg(OH)2,你知道它们是怎样生成的吗？
（2）处理污水时，向其中加入FeS固体,以除去Cu2+、Hg2+、Pb2+等重金属离子，发生了那些化学反应？
CaCO3、FeS、Mg(OH)2等碱和盐是难溶电解质，尽管难溶电解质难溶于水，但在水中也会建立一动态平衡。
一、沉淀溶解平衡与溶度积
观察 思考
取有PbI2沉淀的饱和溶液中上层清液，即PbI2的饱和溶液滴加几滴KI溶液，观察现象。你能解释观察到的现象吗？
2、溶度积常数或溶度积(Ksp )：
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）。其离子浓度的方次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。
PbI2(s) Pb2+ + 2I-
25℃时， Ksp = [Pb2+][I-]2 = 7.1×10-9 mol3 L-3
1、沉淀溶解平衡：
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：PbI2 (s) Pb2+ + 2I-
3、溶度积(Ksp )的性质
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.不同的难溶电解质在相同温度下Ksp不同。
几种难熔电解质在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+][Br-] = 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) > Ksp (AgBr) > Ksp (AgI)
二、沉淀溶解平衡的应用
1、沉淀的溶解与生成
离子的浓度商Qc和离子积Ksp的关系：
(1).当 Qc > Ksp时是过饱和溶液，离子生成沉淀即反应向生成沉淀方向进行，直到平衡状态（饱和为止）。
(2).当 Qc = Ksp时是饱和溶液，已达到沉淀溶解平衡状态。
(3).当 Qc < Ksp时是不饱和溶液，沉淀溶解即反应向沉淀溶解的方向进行，直到平衡状态（饱和为止）。
以上规则称为溶度积规则。沉淀的生成和溶解这两个相反的过程它们相互转化的条件是离子浓度的大小，控制离子浓度的大小，可以使反应向所需要的方向转化。
（1）沉淀的溶解
思考：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”。
交流 研讨
1.溶洞里美丽的石笋、钟乳是如何形成的？
2.海洋中的多彩珊瑚又是怎样生长形成的？
2.沉淀的转化
ZnS沉淀转化为CuS沉淀
(1).在1试管中加入ZnSO4溶液，再滴入Na2S溶液，观察现象。
(2).静置后倾去上层清液，蒸馏水洗涤沉淀2-3次。
(3).向沉淀中滴加适量的CuSO4溶液，观察现象。
实验现象：有白色沉淀出现，白色沉淀转化成为黑色沉淀。
为什么白色的ZnS沉淀会转化成为黑色的CuS沉淀？
观察 思考
ZnS在水中存在沉淀溶解平衡：
CuS在水中存在沉淀溶解平衡：
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。
当向ZnS沉淀上滴加CuSO4溶液时， ZnS溶解产生的S2-与 CuSO4溶液中的Cu2+足以满足Qc>Ksp(CuS)的条件， S2-与Cu2+结合产生CuS沉淀并建立沉淀溶解平衡。 CuS沉淀的生成，使得S2-的浓度降低，导致S2-与Zn2+的QcZnS(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
(1)ZnS沉淀转化为CuS沉淀的定性解释
ZnS(s) Zn2+(aq) + S2-(aq)
+
Cu2+(aq)
CuS(s)
平衡向右移动
ZnS沉淀转化为CuS沉淀的总反应：
ZnS(s) + Cu2+(aq) = CuS(s) + Zn2+
沉淀转化的实质：沉淀溶解平衡的移动。一种沉淀可转化为更难溶的沉淀，难溶物的溶解度相差越大，这种转化的趋势越大。
如：在AgCl(s)中加入NaI溶液可转化为AgI(s)沉淀。
在CaSO4(s)加入Na2CO3溶液可转化为CaCO3(s)沉淀。
水垢中的Mg(OH)2是怎样生成的
硬水:是含有较多Ca2+、Mg2+、HCO3-、Cl-和SO42-的水.
加热时： Ca2+ + 2HCO3- = CaCO3 +CO2 + H2O
Mg2+ + 2HCO3- = MgCO3 +CO2 + H2O
MgCO3+ H2O = Mg(OH)2 +CO2
为什么在水垢中镁主要以Mg(OH)2沉淀形式存在，而不是以MgCO3沉淀的形式存在？比较它们饱和时[Mg2+]的大小。
因为Qc > Ksp(Mg(OH)2),所以有Mg(OH)2沉淀析出。即加热后，MgCO3沉淀转化为Mg(OH)2。
因此硬水加热后的水垢的主要成分是CaCO3和Mg(OH)2而不是CaCO3 和MgCO3.
洗涤水垢的方法：除出水垢中的CaCO3和Mg(OH)2用食醋， CaCO3+2CH3COOH=(CH3COO)2Ca +CO2 +H2O
Mg(OH)2+2CH3COOH= =(CH3COO)2Mg+2H2O(共498张PPT)
第一章 化学反应与能量
第一节 化学反应与能量的变化
第一课时 焓变 反应热
*
化学反应过程中为什么会有能量的变化？
化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂，形成新的化学键，重新组合成生成物的分子的过程。
旧键断裂需要吸收能量，
新键形成需要放出能量。
而一般化学反应中，旧键的断裂所吸收的总能量与新键形成所放出的总能量是不相等的，而这个差值就是反应中能量的变化。所以化学反应过程中都会有能量的变化。
思考：
1、你所知道的化学反应中有哪些是放热反应？能作一个简单的总结吗？
活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应
2、你所知道的化学反应中有哪些是吸热反应？能作一个简单的总结吗？
多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳
反应物具有的总能量 生成物具有的总能量
<
一、反应热
化学反应过程中所释放或吸收的能量,都可以用热量(或换算成相应的热量)来表述,叫做反应热,在恒压条件下又称为焓变。
（焓变）
PS：
1、符号：△H 单位： kJ/mol 或 kJ·mol-1
2、反应热描述的是化学反应前后的热量变化
3、反应热描述的是一定温度下的热量变化
4、任何化学反应都有反应热，表现为吸热反应或者放热反应
一、反应热
化学反应过程中所释放或吸收的能量,都可以用热量(或换算成相应的热量)来表述,叫做反应热,在恒压条件下又称为焓变。
（焓变）
PS：
ΔH=生成物能量-反应物能量
放热反应：ΔH<0或 ΔH为“-”
吸热反应：ΔH>0 或ΔH为“+”
从化学键的角度理解反应与能量变化的关系
以H2+Cl2=2HCl为例
键能数据：
H-H 436 kJ/mol
Cl-Cl 243 kJ/mol
H-Cl 431 kJ/mol
一般用实验数据表示反应热
比较：由实验测得的反应热为186.4kJ/mol
小试一下：
上述反应的反应热表示为： ΔH=-184.6kJ/mol，下面的反应该如何表示它的反应热呢？
例1：1molC与1mol水蒸气反应生成1molCO和1molH2，需要吸收131.5kJ的热量。
ΔH=+131.5kJ/mol
例 2：拆开 lmol H—H键、lmol N－H键、lmolN≡N键分别需要的能量是436kJ、391kJ、946kj，则1mol N2生成NH3的反应热为 ，1mol H2生成NH3的反应热为 。
-92KJ/mol
-30.6KJ/mol
反应热与物质的量的关系：
质量守恒
能量守恒
某一反应中，质量和能量成正比关系
热量用Q表示
①体系向环境做正功，Q>0，释放能量→放热反应
②体系向环境做负功，Q<0，得到能量→吸热反应
★判断一个反应是吸热反应还是放热反应的方法:
Ⅰ: △H=E2 － E1 > 0为吸热反应
E1不能通过实验测得，∴没有实际的计算意义
Ⅱ：反应物分子断键时吸收的总能量Σ反与生成物分子形成新化学键时释放的能量Σ生的相对大小
△H= Σ反－ Σ生
若： △H > 0 则为吸热反应 △H为“+” ， Q<0
△H < 0 则为放热反应 △H为“-” ， Q>0
Ⅲ：通过实验直接测得→掌握中和热的测定
阅读P3《资料●体系与环境》
键能:
破坏1 mol 共价键吸收的能量或形成1 mol 共价键放出的能量
键能恒取正值
放热反应 吸热反应
表现
行式 △H﹤0或△H为“—” △H﹥0或△H为“+”
形成原因
与化学键强弱的关系
联系 键能越大，物质能量越低，越稳定，反之键能越小，物质能量越高，越不稳定。
反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量
反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量
生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量
生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量
1、下列叙述正确的是 （ ）
A.化学反应一定伴随热量的变化
B.凡是吸热或放热过程中热量的变化均称为反应热
C.若△H<0，则反应物的能量高于生成物的能量
D.若△H>0，则反应物的能量高于生成物的能量
2、已知：H + H ═ H2；△H=－436KJ/mol，则下列叙述正确的是 （ ）
A.2个H原子的能量高于1个H2的能量
B.2个H原子的能量低于1个H2的能量
C. H原子比H2分子稳定
D.H2分子比H原子稳定
A C
A D
课堂练习
3、下列变化过程中会放出热量的是 （ ）
①硝酸铵溶于水②物质的燃烧③苛性钠溶于水
④生石灰放入水中 ⑤醋酸的电离
A．仅①⑤ B．仅②③
C．仅②④ D．②③④
D
4、下列变化中，属于放热反应的是 （ ）
A.Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应
B.点燃的镁条在二氧化碳中继续燃烧
C.灼热的碳与二氧化碳的反应
D.氯化钠溶于水
B
小 结
一、反应热、焓变
从反应热角度看：
ΔH＝生成物能量－反应物能量
从键能角度看：
ΔH＝反应物总键能－生成物总键能
放热反应：
吸热反应：
ΔH＜0或 ΔH为“－”
ΔH＞0 或ΔH为“＋”
第一章 化学反应与能量
第一节 化学反应与能量的变化
第二课时 热化学方程式
实验中学 高二化学备课组
*
H＝
E（生成物的总能量）－ E（反应物的总能量）
H＝
E（反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量）－ E （生成物分子化学键形成时所释放的总能量）
我们已经认识了反应热，那么如何在化学方程式中正确反映其热量的变化？
二、热化学方程式
什么是热化学方程式？
表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
思考
交流
与化学方程式相比，热化学方程式有哪些不同？
正确书写热化学方程式应注意哪几点？
请看以下几个例子，再思考！
热化学方程式
能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式
H2(g)+I2(g)======2HI(g) △H=－14.9kJ/mol
200℃
101kPa
1、热化学方程式包含物质变化和能量变化两个部分，二者缺一不可。
普通化学方程式只包含物质变化一个部分。
物质变化
能量变化
★书写热化学方程式的注意事项
1、化学方程的右边必须写上△H，并用“空格”隔开，
△H：吸热用“+”，放热用：“－”， 单位是kJ/mol或J/mol
热化学方程式
能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式
H2(g)+I2(g)======2HI(g) △H=－14.9kJ/mol
200℃
101kPa
2、热化学方程式需注明反应时的温度和压强。对于 25℃ 101kPa时进行的反应可不注明。普通化学方程式不需注明温度和压强。
H2(g)+ O2(g)==H2O(g) △H=－241.8kJ/mol
1
2
★书写热化学方程式的注意事项
1、化学方程的右边必须写上△H，并用“空格”隔开,△H：吸热用“+”，放热用：“－”，单位是kJ/mol或J/mol;
2、需注明反应的温度和压强，如不注明条件，即指: 25℃ 1.01×105Pa；
热化学方程式
能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式
3、热化学方程式需注明各物质的状态。
普通化学方程式不需注明物质的状态。
H2(g)+ O2(g)==H2O(g) △H=－241.8kJ/mol
1
2
H2(g)+ O2(g)==H2O(l) △H=－285.8kJ/mol
1
2
★书写热化学方程式的注意事项
1、化学方程的右边必须写上△H，并用“空格”隔开， △H：吸热用“+”，放热用：“－”，单位是kJ/mol或J/mol
2、需注明反应的温度和压强，如不注明条件，即指: 25℃ 1.01×105Pa；
3、物质后需标聚集状态（s、l、g、aq）
热化学方程式
能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式
4、热化学方程式中化学计量数表示参加反应的各物质的物质的量，可为整数或分数。
普通化学方程式中化学计量数宏观上表示各物质的物质的量，微观上表示原子分子数目，只能为整数，不能为分数。
H2(g)+ O2(g)==H2O(g) △H=－241.8kJ/mol
1
2
2H2(g)+ O2(g)==2H2O(g) △H=－483.6kJ/mol
阅读 P4 《资料卡片》
★kJ/mol的含义：
每mol反应的焓变
★书写热化学方程式的注意事项
1、化学方程的右边必须写上△H，并用“空格”隔开， △H：吸热用“+”，放热用：“－”，单位是kJ/mol或J/mol
2、需注明反应的温度和压强，如不注明条件，即指: 25℃ 1.01×105Pa；
3、物质后需标聚集状态（s、l、g、aq）
4、热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示物质的量并不能表示物质的分子数或原子数，因此化学计量数可以是整数也可以是分数
5、根据焓的性质，若化学方程式中各物质的系数加倍，则△H的数值也加倍；若反应逆向进行，则△H改变符号，但绝对值不变
热化学方程式表示的意义
1、反应物和生成物的种类、聚集状态
2、反应中各物质的物质的量比和质量比
3、反应中放出或吸收的热量。
问题：
反应物和生成物前的系数它代表了什么？
在方程式中 H它表示了什么意义？ H
它的值与什么有关系？
热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，表示对应物质的物质的量。
H(KJ/mol)它表示每摩尔反应所吸收或放出的热量， H它的值与方程式中的计量系数有关，即对于相同的反应，当化学计量数不同时，其 H不同。
1、当1mol气态H2与1mol气态Cl2反应
生成2mol气态HCl，放出184.6KJ的热
量，请写出该反应的热化学方程式。
H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) H =-184.6KJ/mol
而这些书写也是对的！！！
（练习与巩固）依据事实，写出下列反应的热化学方程式∶
（１）1mol碳完全燃烧放出393.5KJ的热量；
（２）1克甲醇燃烧生成二氧化碳和液态水时放热22.68KJ；
（３）1mol氯气和水蒸气通过灼热的炭层反应，生成氯化氢和二氧化碳放出145KJ的热量。
写出下列反应的热化学方程式
（1）1molC(固态)与适量H2O(气态) 反应,生成CO(气态)和H2(气态),吸收131.3kJ的热量
（2）0.5molCu(固态) 与适量O2(气态) 反应, 生成CuO(固态), 放出78.5 kJ的热量
C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) △H=+131.3KJ/mol
2Cu(s)+O2(g)=2CuO(s) △H= － 314KJ/mol
2.00gC2H2完全燃烧生成液态水和CO2放出的热量为99.6KJ，写出C2H2燃烧的热化学方程式。
2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l)
△H=－2589.6KJ/mol
2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l) △H=-4b kJ
2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l) △H=-4b kJ/mol
C. C2H2(g)+5/2O2(g)=2CO2(g)+H2O(g) △H=-4b kJ/mol
D. 2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l) △H=+4b kJ/mol
E. 2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l) △H=-2b kJ/mol
2、已知充分燃烧a g 乙炔气体时生成1mol二氧化碳气体和液态水，并放出热量bkJ，则乙炔燃烧的热化学方程式正确的是
B
点拨：热化学方程式书写正误的判断可从物质的聚集状态、△H的正负号、物质的量的大小、单位等主要方面入手
3、沼气是一种能源，它的主要成分是CH4。0.5 mol CH4完全燃烧生成CO2和H2O时，放出445 kJ的热量。则下列热化学方程式中正确的是
A、 2CH4 ( g )＋4O2 ( g ) ＝ 2CO2 ( g ) ＋ 4H2O ( l ) ΔH = +890 kJ/mol
B、 CH4 ＋2 O2 ＝ CO2 ＋ H2O ΔH = －890 kJ/mol
C、 CH4 ( g )＋2 O2 ( g ) ＝ CO2 ( g ) ＋ 2 H2O ( l ) ΔH = －890 kJ/mol
D、 1/2CH4 ( g )＋O2 ( g ) ＝ 1/2CO2 ( g ) ＋ H2O ( l ) ΔH = -890 kJ/mol
C
4、已知在1×105Pa，298K条件下，2mol氢气燃烧生成水蒸气放出484kJ热量，下列热化学方程式正确的是 ( )
A. H2O（g）＝H2（g）＋1/2O2（g）
ΔH＝＋242kJ·mol－1
B. 2H2（g）＋O2（g）＝2H2O
ΔH＝－484kJ·mol－1
C. H2（g）＋1/2O2（g）＝H2O（g）
ΔH＝＋242kJ·mol－1
D. 2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（g）
ΔH＝＋484kJ·mol－1
A
5、在200℃、101kP时，1molH2与碘蒸气作用生成HI反应，科学文献表示为：
H2（g）＋I2（g） 2HI（g）
△H=－14.9kJ/mol
以上化学方程式指出了反应时的 和 ；括号中的符号表示反应物或生成物的 。
6、在25℃、101kPa时，有两个由H2和 O2 化合成1mol H2O的反应，一个生成气态水，一个液态水，化学方程式如下：
H2（g）＋1/2 O2（g） = H2O（g）
△H=－241.8Kj/mol
H2（g）＋1/2 O2（g）= H2O（I）
△H= － 285.8kJ/ mol
以上两个反应，产物都是 ，但产物的 不同，
温度
压强
状态
水
状态
8、热化学方程式：
S(g)+O2(g)=SO2(g) ΔH=－297.3kJ/mol
分析下列说法中正确的是（ ）
A．S(g)+O2(g)=SO2(l) ΔH>297.3KJ/mol
B．S(g)+O2(g)=SO2(l) ΔH<297.3KJ/mol
C．1molSO2的键能总和大于1molS和1molO2键能之和
D．1molSO2的键能总和小于1molS和1molO2键能之和
B D
第一章 化学反应与能量
实验中学 高二化学备课组
*
中和热 燃烧热 能源
一、燃烧热
例2：实验测得101kPa时1molH2完全燃烧放出285.8 kJ的热量，这就是H2的燃烧热。
H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) ΔH=－285.8 kJ/mol
例1：实验测得101kPa时1molC完全燃烧放出393.5 kJ的热量，这就是C的燃烧热。
C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH=－393.5kJ/mol
一、燃烧热
1.燃烧热的的概念:
在25℃、101kPa时,1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
为什么指定温度和压强
生成物不能继续燃烧
C -- CO2 （g）
S – SO2 （g）
H– H2O（l）
单位: kJ/mol
限定燃料的物质的量
2C8H18（l）+25O2(g)=16CO2+18H2O(l) △H=－11036KJ/mol
思考:①C8H18的燃烧热是多少
△H=－5518KJ/mol
②1mol C8H18燃烧时放出了多少热
5518KJ
一、燃烧热
1.燃烧热的的概念:
在25℃、101kPa时,1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。
PS：
Ⅰ、在101kPa时，完全燃烧生成稳定的氧化物
如:C→C02，H→H20(l)，S→S02等
Ⅱ、燃烧热通常由实验测得
Ⅲ、可燃物以1mol为标准进行测量
Ⅳ、系数常用分数表示
2.表示的意义：
如: CH4的燃烧热为890.3KJ/mol.
含义: 在101KPa时, 1molCH4完全燃烧时,放出890.3KJ的热量.
3.表示燃烧热的热化学方程式的书写：
应以1mol物质的标准来配平其余物质的化学计量数(常出现分数)
4.一定量可燃物完全燃烧时放出的热量
Q放=n(可燃物) × △H
CH4（g）+2O2（g）=CO2（g）+2H2O（g）
△H=－890.31KJ/mol
【例1】 在 101 kPa时，1mol CH4 完全燃烧生成CO2和液态H2O，放出 890 kJ的热量，CH4 的燃烧热为多少？1000 L CH4（标准状况）燃烧后所产生的热量为多少？
【解】根据题意，在 101 kPa时，1mol CH4 完全燃烧的热化学方程式为：
CH4(g)＋2O2(g)= CO2(g)＋ 2H2O(l) ΔH=－890 kJ／mol
即CH4的燃烧热为 890 kJ／mol。
1000 L CH4 (标准状况)的物质的量为：
n(CH4)=V(CH4)/Vm=1000L/22.4L·mol-1 = 44.6mol
1mol CH4 完全燃烧放出890kJ的热量，44.6 molCH4 完全燃烧放出的热量为：
44.6 mol×890 kJ／mol＝3.97×104kJ
答：CH4的燃烧热为 890 kJ／mol，1000 L CH4(标准状况)完全燃烧产生的热量为 3.97×104kJ。
【例2】 葡萄糖是人体所需能量的重要来源之一。葡萄糖燃烧的热化学方程式为：
C6H12O6(s)＋6O2(g)＝ 6CO2(g)＋6H2O(l) ΔH=－2 800 kJ／mol
葡萄糖在人体组织中氧化的热化学方程式与它燃烧的热化学方程式相同。计算 100 g葡萄糖在人体中完全氧化时所产生的热量。
解:根据题意，葡萄糖的燃烧热为2800kJ/mol。
100 g葡萄糖的物质的量为：
n(C6H12O6)= m(C6H12O6 )/M(C6H12O6 )
=100g/180g·mol-1=0.556mol
1mol C6H12O6完全燃烧放出2800 kJ的热量，0.556 mol C6H12O6完全燃烧放出的热量为：
0.556 mol×2800 kJ／mol=1560 kJ
答：100g葡萄糖在人体中完全氧化时产生1560 kJ的热量。
二、中和热
1、酸和碱的中和反应有热量放出，可以通过实验测得中和反应的反应热。当1L1mol／L的稀盐酸跟1L1 mol／L的NaOH溶液起中和反应时，能放出57.3kJ的热量。
NaOH(aq)＋HCI(aq)=NaCl(aq)＋H2O(l)
ΔH=－57.3 kJ／mol
2、如果用1L1mol／L的 KOH溶液中和 1L1mol／L的HNO3溶液，也能放出57.3 kJ的热量。
KOH(aq)＋HNO3(aq)=KNO3(aq)＋H2O(l)
ΔH=－57.3 kJ／mol
二、中和热
1．定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应，生 成1mol水时的反应热叫做中和热。
2. 中和热的表示：
H+(aq)+OH-(aq)=H2O (1) △H=-57.3kJ／mol
3.要点：
Ⅰ、条件：稀溶液。稀溶液是指溶于大量水的离子
Ⅱ、反应物： （强）酸与（强）碱。中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应
Ⅲ、生成1mol水。中和反应的实质是H+和OH-化合生成H20，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热之内
Ⅳ、放出的热量：57.3kJ/mol
例：已知H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)；
H=-57.3kJ/mol ，求下列中和反应中放出的热量。
（1）用20gNaOH配稀溶液跟足量稀盐酸反应放出_______ kJ的热量。
（2）用28gKOH配稀溶液跟足量稀硝酸反应，放出______kJ的热量。
28.7
28.7
★燃烧热与中和热的区别与联系
相
同
点 燃烧热 中和热
能量变化 放热反应
ΔH ΔH<0 , 单位 kJ/mol
不
同
点 反应物的量 1mol可燃物 可能是1mol也可以是0.5mol(不限)
生成物的量 不限量 1mol H2O
反应热
的含义 1mol反应物完全燃烧时放出的热量;不同的物质燃烧热不同 酸碱中和生成1molH2O时放出的热量,强酸强碱间的中和反应中和热大致相同,均约为57.3kJ/mol
2H2(g)+O2g)=2H2O(l) ΔH=-571.6 kJ/mol
H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) ΔH=-241.8 kJ/mol
求氢气的燃烧热。
1、已知：
2、石墨与金刚石的燃烧热是否相同，为什么？
请分别写出石墨和金刚石燃烧的热化学方程式。
答:ΔH=-285.8 kJ/mol
不相同,因为石墨与金刚石的晶体结构不同,共具有的能量也不相同
C(石墨s）+ O2（g）= CO2（g) ΔH= -393.5 kl/mol
C(金刚石s）+ O2（g）= CO2（g) ΔH= -395.0 kl/mol
说明金刚石具有的总能量高，不稳定
3、下列各组物质的燃烧热相等的是：（ ）
A.碳和一氧化碳 B.1moL碳和2moL碳
C.1moL乙炔和2moL碳 D.淀粉和纤维素
B
H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) = -285.8 kJ/mol
H
H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) = -241.8 kJ/mol
H
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) = -483.6 kJ/mol
H
2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) = -571.6 kJ/mol
H
4.已知热化学方程式：
则氢气的燃烧热为：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿
285.8 kJ/mol
1、能源就是能提供 自然资源，包括
等。
2、我国目前使用的主要能源是 ，是能不 。
3、能源是国民经济和社会发展的重要物质基础，它的开发和利用情况，可以用来衡量一个国家或地区的经济发展和科学技术水平
3.解决能源的办法是 ，即开发 和节约
，提高能源的 。
4.现在探索开发的新能源有
等，
新能源的主要优势是 。
能量
化石燃料(煤、石油、天然气) 、阳光、生物能、风能、地热能、海洋(潮汐)能
化石燃料
再生
开源节流
新的能源
现有能源
利用率
太阳能、氢能、地热能、海洋（潮汐）能、生物能
资源丰富，可以再生，污染少
三、能源
讨论下列问题：
1、能源、一级能源、二级能源
例:下列属于一级能源的是：
属于二级能源的是：
A 风能 B电能 C 氢能 D 阳光 E 天然气
A D E
B C
能 源：能提供能量的资源
一级能源：来自自然界未经转化的能源。
二级能源：一级能源经过转化得到的能源形式。
☆阅读P9《科学视野》
找出并识记：太阳能、氢能、地热能、风能各自的优缺点
1、选择燃料的标准是什么
燃烧热、燃料的储量、开采运输储存的条件、价格、对生态环境的影响，等各方面综合考虑。
2、煤作为燃料的利弊 提高煤燃烧效率的措施有哪些
思考与交流
1、分析以下几个热化学方程式，哪个是表示固态碳和气态氢气燃烧时的燃烧热的？为什么？
A.C（s）＋O2（g）==CO(g) ΔH=－110.5 kJ/mol
B.C（s）＋O2（g）==CO2(g) ΔH=－393.5 kJ/mol
C.2H2(g)＋O2(g)==2H2O(l) ΔH=－571.6 kJ/mol
D.H2(g)＋O2(g)==H2O(g) ΔH=－241.8 kJ/mol
随堂
练习
B
2、酸雨危害可包括( )
①对人体的直接危害,引起肺部疾病而使人致死,②引起河流,湖泊的水体酸化,严重影响水生动植物的生长,③破坏土壤,植被,森林 ④腐蚀金属,油漆,皮革,纺织品及建筑材料等,⑤渗入地下,可能引起地下水酸化.
A.①③⑤ B.①②③④
C.①③④⑤ D.①②③④⑤
D
3、1998年出现的全球温度大幅度升高，产生了显著的“厄尔尼诺”现象．干旱和暴雨灾难，危害了许多地区。为了防止气候变暖的进一步恶化，联合国环境保护组织于1998年通过大会要求各国减少工业排放量的气体是( )
A. 二氧化硫 B. 二氧化碳
C. 氮的氧化物 D. 碳氢化合物
4、我国三峡工程所提供的清洁．廉价强劲．可再生的水电，相当于每年燃烧3×106t原煤的火力发电厂产生的电能。因此，三峡工程有助于控制 ( )
A. 温室效应 B. 酸雨
C. 白色污染 D. 破坏大气臭氧层
B
A
5.下列说法不正确的是 ( )
A. 化石燃料在任何条件下都能充分燃烧
B. 化石燃料在燃烧过程中能产生污染环境的CO、SO2等有害气体
C. 直接燃烧煤不如将煤进行深加工后再燃烧的效果好
D. 固体煤变为气体燃料后，燃烧效率将提高
6.为了减少大气污染，许多城市正大力推广汽车清洁燃料。目前使用的清洁燃料主要有两类，一类是压缩天然气(CNG)，另一类是液化石油气(LPG)。这两类燃料的主要成分均为 （ ）
A．碳氢化合物 B．碳水化合物
C．氢气 D．醇类
A
A
第一章 化学反应与能量
实验中学 高二化学备课组
*
盖斯定律及其应用
1、已知：H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) △H=-184.6kJ/mol
则反应HCl(g)=1/2H2(g)+1/2Cl2(g)的△H为（ ）
A.+184.6 kJ/mol B.-92.3 kJ/mol
C.-369.2 kJ/mol D.+92.3 kJ/mol
复习:
D
2、甲硅烷（SiH4）是一种无色气体，遇到空气能发生爆炸性自燃，生成SiO2和水。已知室温下1g甲硅烷自燃放出44.6kJ热量，其热化学方程式为：
_____________________________________________
SiH4(g)+O2(g)=SiO2(s)+H2O(l) △H=-1427.2kJ/mol
规律: “正逆”反应的反应热效应数值相等，符号相反
3、已知H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) △H=-57.3kJ/mol，计算下列反应中放出的热量。
（1）用20g NaOH 配成稀溶液跟足量稀盐酸反应，放出热量为 kJ。
（2）用0.1molBa(OH)2配成稀溶液跟足量稀硝酸反应，放出热量为 kJ。
（3）用1mol醋酸稀溶液和足量NaOH溶液反应，放出的热量 （大于、小于、等于）57.3kJ，理
由是 。
28.65
11.46
小于
醋酸是弱电解质，只是少部分电离，发生电离时要吸热，中和时放热较少
298K，101kPa时，合成氨反应的热化学方程式N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) △H =- 92.38kJ/mol。
在该温度下，取1 mol N2(g)和3 mol H2(g)放在一密闭容器中，在催化剂存在下进行反应，测得反应放出的热量总是少于92.38kJ，其原因是什么？
该反应是可逆反应，在密闭容器中进行,该反应将达到平衡状态,1molN2(g)和3molH2(g)不能完全反应生成2 mol NH3(g)，因而放出的热量总小于92.38kJ
温故知新
H2(g)+1/2O2(g)==H2O(g) △H1=-241.8kJ/mol
那么，H2的燃烧热△H究竟是多少？如何计算？
已知： H2O(g)==H2O(l) △H2=-44kJ/mol
H2(g)+1/2O2(g)==H2O(l)
△H=△H1+△H2=-285.8kJ/mol
下列数据△H1表示燃烧热吗？
①
②
③
①+②=③
如何测出下列反应的反应热：
C(s)+1/2O2(g)==CO(g) ΔH1=
①C(s)+1/2O2(g)==CO(g) ΔH1=
②CO(g)+1/2O2(g)== CO2(g) ΔH2=-283.0kJ/mol
③C(s)+O2(g)==CO2(g) ΔH3=-393.5kJ/mol
不能很好的控制反应的程度，故不能直接通过实验测得△H1
① + ② = ③ ，
则 ΔH1 + ΔH2 =ΔH3
所以，ΔH1=ΔH3-ΔH2 =-393.5kJ/mol+283.0kJ/mol
=-110.5kJ/mol
上两例应用了什么规律？
影响反应热的因素
1、与温度、压强有关
2、与物质的状态有关
3、与反应物的用量有关
4、与反应条件（途径）无关
——盖斯定律
不管化学反应是分一步完成 或分几步完成，其反应热是相同的。
化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
A
B
请思考：由起点A到终点B有多少条途径？
从不同途径由A点到B点的位移有什么关系
登山的高度与上山的途径无关，只与起点和终点的相对高度有关
△H2 > 0
△H1 < 0
S（始态）
L（终态）
△H1 +△H2 ≡ 0
如何理解盖斯定律？
ΔH、ΔH1、ΔH2
之间有何关系？
ΔH=ΔH1+ΔH2
B
ΔH
A
C
ΔH1
ΔH2
有些化学反应进行很慢或不易直接发生，很难直接测得这些反应的反应热，可通过盖斯定律获得它们的反应热数据。
2、盖斯定律的应用
关键：目标方程式的“四则运算式”的导出。
方法：写出目标方程式确定“过渡物质”（要消去的物质）
然后用消元法逐一消去“过渡物质”，导出“四则运算式”。
例1：已知下列各反应的焓变
①Ca(s)+C(s,石墨)+3/2O2(g)=CaCO3(s)
△H1 = -1206.8 kJ/mol
②Ca(s)+1/2O2(g)=CaO(s)
△H2= -635.1 kJ/mol
③C(s,石墨)+O2(g)=CO2(g)
△H3 = -393.5 kJ/mol
试求④CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)的焓变
△H4=+178.2kJ/mol
④=②＋③－①
例2：按照盖斯定律，结合下述反应方程式回答问题,已知：
①NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s) △H1=-176kJ/mol
②NH3(g)+H2O(l)=NH3(aq) △H2=-35.1kJ/mol
③HCl(g) +H2O(l)=HCl(aq) △H3=-72.3kJ/mol
④NH3(aq)+ HCl(aq)=NH4Cl(aq) △H4=-52.3kJ/mol
⑤NH4Cl(s)+2H2O(l)= NH4Cl(aq) △H5=？
则第⑤个方程式中的反应热△H是________。
根据盖斯定律和上述反应方程式得：
⑤=④+③+②-①，
即△H5 = +16.3kJ/mol
例3：写出石墨变成金刚石的热化学方程式 (25℃,101kPa时)
查燃烧热表知：
①C(石墨，s)+O2(g)=CO2(g) △H1=-393.5kJ/mol
②C(金刚石，s)+O2(g)=CO2(g) △H2=-395.0kJ/mol
所以， ①- ②得：
C(石墨，s) = C(金刚石，s) △H=+1.5kJ/mol
例4：同素异形体相互转化但反应热相当小而且转化速率慢，有时还很不完全，测定反应热很困难。现在可根据盖斯提出的观点“不管化学反应是一步完成或分几步完成，这个总过程的热效应是相同的”。已知：
①P4(s、白磷)+5O2(g)=P4O10(s)△H1=-2983.2 kJ/mol
②P(s、红磷)+5/4O2(g)=1/4P4O10(s) △H2= -738.5 kJ/mol
试写出白磷转化为红磷的热化学方程式 。
P4(s、白磷)= 4P(s、红磷) △=-29.2kJ/mol
①－4×②：
你知道神六的火箭燃料是什么吗？
例5：某次发射火箭，用N2H4（肼）在NO2中燃烧，生成N2、液态H2O。已知：
①N2(g)+2O2(g)==2NO2(g) △H1=+67.2kJ/mol
②N2H4(g)+O2(g)==N2(g)+2H2O(l) △H2=-534kJ/mol
假如都在相同状态下，请写出发射火箭反应的热化学方程式。
2 N2H4(g)+ 2NO2(g)= 3N2(g)+4H2O(l) △H=-1135.2kJ/mol
2 × ②－①：
思考：为什么在热化学反应方程式中通常可不表明反应条件？
正逆反应的反应热效应数值相等，符号相反。
“+”不能省去。
练习
1.已知石墨的燃烧热：△H=-393.5kJ/mol
(1)写出石墨的完全燃烧的热化学方程式
(2)二氧化碳转化为石墨和氧气的热化学方程式
热化学方程式还可以表示理论可进行实际难进行的化学反应
①C(石墨，s)+O2(g)=CO2(g) △H =-393.5kJ/mol
②CO2(g)=C(石墨，s)+O2(g) △H =+393.5kJ/mol
2.已知25℃、101kPa下，石墨、金刚石燃烧的热化学方程式分别为
C(石墨)+O2(g)=CO2(g) △H=－393.51kJ·mol－1
C(金刚石)+O2(g)=CO2(g) △ H=－395.41kJ·mol－1
据此判断，下列说法中正确的是( )
A、由石墨制备金刚石是吸热反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的低
B、由石墨制备金刚石是吸热反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的高
C、由石墨制备金刚石是放热反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的低
D、由石墨制备金刚石是放热反应；等质量时，石墨的能量比金刚石的高
A
3.已知
① CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) ΔH1= －283.0 kJ/mol
② H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) ΔH2= －285.8 kJ/mol ③C2H5OH(l)+ 3O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l) ΔH3=-1370 kJ/mol 试计算④2CO(g)＋4H2(g)=H2O(l)＋C2H5OH(l)的ΔH
【解】：根据盖斯定律，反应④不论是一步完成还是分几步完成，其反应热效应都是相同的。下面就看看反应④能不能由①②③三个反应通过加减乘除组合而成，也就是说，看看反应④能不能分成①②③几步完成。
①×2 + ②×4 - ③ = ④ 　　　 所以，ΔH＝ΔH1×2 ＋ΔH2×4 －ΔH3 ＝－283.2×2 －285.8×4 ＋1370
＝－339.2 kJ/mol
4. 在100 g 碳不完全燃烧所得气体中，CO占1/3体积，CO2占2/3体积，且
C(s)+1/2O2(g)=CO(g) △H=－110.35kJ/mol
CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) △H=－282.57kJ/mol
与这些碳完全燃烧相比，损失的热量是（ ）
392.92 kJ B. 2489.44 kJ
C. 784.92 kJ D. 3274.3 kJ
H
C
第二章 化学反应速率和化学平衡
实验中学 高二化学备课组
*
第一节 化学反应速率
回忆钠和钾分别与水反应的现象。
比较等物质的量浓度的盐酸和醋酸与大理石反应的快慢。
不同的化学反应快慢是不一样的。怎么样来比较和描述不同反应的快慢呢？
化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的一个物理量。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
浓度常用单位：mol/L
时间常用单位：s 、 min、h
化学反应速率常用单位:mol/(L·s) 或 mol/(L·min)
表达式：v = △c/△t
一、化学反应速率的表示
v = △n/(V·△t)
PS：
1、通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示，所以反应速率是正值。
2、中学阶段的化学反应速率是平均速率。
3、浓度仅指溶液或气体的，固体、纯液体无浓度可言。
【例题】在2L的密闭容器中，加入1molN2和3molH2，发生 N2+3H2 = 2NH3 ，在2s末时，测得容器中含有0.4mol的NH3，求该反应的化学反应速率。
起始浓度(mol/L)
2s末浓度(mol/L)
观察并回答，分别用三种物质表示的反应速率之间有什么关系？
问题1
变化浓度(mol/L)
三步法
0.5
1.5
0
0.2
0.2
0.3
0.1
0.4
1.2
同一个反应，用不同的物质来表示反应速率，数值是不一样的，所以应注明是由哪种物质表示的。
同一反应中，各物质的速率之比等于他们在化学方程式中的化学计量数之比。
如在N2 + 3H2 = 2NH3 中， v(N2):v(H2):v(NH3)=1:3:2
结论1
常见题型例举
1、用不同的物质来表示反应速率。
例1、反应4NH3 + 5O2 === 4NO + 6H2O 在5L的密闭容器中进行，30s后，NO的物质的量增加了0.3mol，则此反应的平均速率可表示为：
A、v (O2)=0.01 mol/L·s B、 v (NO)=0.008 mol/L·s
C、 v (H2O)=0.003 mol/L·s D、 v (NH3)=0.002 mol/L·s
v (NO)=0.3/（5×30） =0.002 mol/L·s
2、比较反应速率的大小
例2、反应A + 3B == 2C + 2D在四种不同情况下的反应速率分别为①VA = 0.15mol·L-1·s-1 ②VB = 0.6mol·L-1·s-1
③Vc = 0.4mol·L-1·s-1 ④VD = 0.45mol·L-1·s-1
则该反应在不同条件下速率快慢顺序是
④﹥ ②= ③﹥ ①
结论2：在同一反应中，反应速率的大小不能单纯地看数值大小。应化为同一种物质的反应速率再进行比较。
3、根据各物质的反应速率之比写出化学方程式。
例3、某温度下，浓度都是1mol/L的两种气体X2和Y2，在密闭容器中反应生成气体Z，经过t min后，测得物质的量浓度分别为：c(X2)=0.4mol/L，c(Y2)=0.8mol/L ，c(Z)=0.4mol/L，则该反应的反应方程式可表示为：
3X2 + Y2 === 2Z
3X2 + Y2 === 2X3Y
习题：已知反应N2 +3H2 2NH3 ，根据下图判断
1、A是______物质的量浓度变化情况
2、C是______物质的量浓度变化情况
3、2分钟内N2的平均速率是多少？
H2
NH3
0.5mol/(L· min )
化学反应速率的测量
2、化学反应进行的时候，反应物和生成物的浓度都在不断地变化，由于反应体系中一种反应物浓度的变化，必然引起其他物质浓度发生相应的变化。因此，化学反应速率只要用反应体系中任何一种物质（反应物或生成物）的浓度变化来表示，一般以最容易测定的物质表示。
3、在物质的诸多性质中,特别是在溶液中,当反应物或生成本身有比较明显的颜色时,人们常常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应的速率.
1、化学反应速率是通过实验测定的。
1、 下列反应中 2 SO2 + O2 2 SO3
起始浓度（mol/L） 0.4 0.2 0
2 s后浓度（mol/L） 0.2
求：V（SO2）、V（O2）、V（SO3）
2、在500 mL的密闭容器中装入1.5 mol H2，0.5 mol N2和0.05 mol NH3。若该反应的反应速率 V（H2）= 0.3 mol/（L·min）时，求3分钟末时NH3的浓度？
3、把0.6molX气体的0.4molY气体混合于2L容器中，使它们发生如下反应：3X+Y= nZ+2W。2min末已生成0.2molW，若测知V(z)=0.1mol/(L·min)，则
⑴上述反应中Z气体的计量数n的值是( )
A.1 B.2 C.3 D.4
⑵上述反应在2min末时，已消耗的Y占原来的百分比是( )
A.20% B.25% C.33% D.50%
D
B
反应物的消耗量
转化率=
反应物的起始量
×100%
4、在4个不同的容器中，在不同的条件下进行合成氨反应，根据在相同时间内测定的结果判断，生成氨的速率最快的是（ ）
A．V（H2）= 0.1 mol/L·min
B．V（N2）= 0.2 mol/L·min
C．V（NH3）= 0.15 mol/L·min
D．V（H2）= 0.3 mol/L·min
注：此类题均换算为同一物质的速率为标准比较
B
5、一定温度下，向一个容积为2L的事先装入催化剂的真空密闭容器中通入1molN2和3mol H2，3min末测此容器内压强是起始时压强的0.9倍。在此时间内用 H2的量的变化来表示该反应的平均反应速率 是（ ） 　A、0.2 mol/L·min B、0.6 mol/L·min C 、0.1 mol/L·min D、0.1 mol/L·min
C
6、将固体NH4Br置于密闭容器中，在某温度下，发生下列反应：
NH4Br(s) NH3(g)+HBr(g),
2HBr(g) Br2(g)+H2(g)
2min后，测知H2的浓度为0.5mol/L，HBr的浓度为4mol/L，若上述反应速率用V(NH3)表示，求V(NH3)
7、某温度时，在2 L容器中，X、Y、Z三种气体物质的物质的量随时间变化的曲线图，由图中数据分析，该反应的化学方程式为？反应开始至2 min，Z的平均反应速率？
由图知，2 min内X、Y、Z物质的量的变化为0.3 mol、0.1 mol、0.2 mol比值为3∶1∶2，可知
3 X + Y = 2 Z，
V（Z）= = 0.05 mol/（L min）
第二章 化学反应速率和化学平衡
实验中学 高二化学备课组
*
第二节 影响化学反应速率的因素
1、 在通常情况下，Na与水的反应和Mg与水的反应哪个剧烈(反应速率快)？为什么？
2、将等物质的量的碳酸钠与碳酸氢钠放入等体积等浓度的盐酸中，产生CO2的速率哪个较快？为什么？
3、石油的形成要多少年？炸药的爆炸呢？
以上说明化学反应速率的决定因素是什么？
决定化学反应速率的主要因素
决定化学反应速率的因素是参加反应的物质本身的化学性质。
影响反应速率的因素
（2）外部因素：
（1）内部因素（主要因素):参加反应物质的性质
①浓度：②压强：③温度：④催化剂：
⑤其他因素：光、颗粒大小、溶剂等。
没合适的取向
没足够的能量
足够的能量 +合适的取向
类比法：借鉴投篮
碰 撞 理 论
n活=n总×活%
活化分子百分数： （活化分子数/反应物分子数）×100%
化学反应速率主要取决于：
所有能够改变内能,运动速率,以及碰撞几率的方法，都可以用来改变、控制反应的速率。
一个反应经历的过程
普通
分子
活化
能
活化
分子
合理
取向的
碰撞
有效
碰撞
新物质
能量
有效碰撞的几率
一、浓度对反应速率的影响
浓度增大
→单位体积内n总↑
T不变，活%不变
n活增大
→有效碰撞↑
→V↑
1、在其他条件不变时，增大反应物浓度，可以增大反应速率
实验2-2结论：浓度大的H2C2O4（aq）先褪色
2KMnO4 + 5H2C2O4 +3H2SO4=K2SO4 +2MnSO4 +10CO2↑+8H2O
规律：其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大反应速率；减小反应物的浓度，可以减小化学反应的速率。
浓度对反应速率的影响
本质原因
反应物浓度增大，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的频率增加，反应速率增大。
a、此规律只适用于气体或溶液的反应，对于纯固体或液体的反应物，一般情况下其浓度是常数，因此改变它们的量一般不会改变化学反应速率。
c、随着化学反应的进行，反应物的浓度会逐渐减小，因此一般反应速率也会逐渐减小。
注意：
应用1：
一定条件下，在CaCO3(块状)+2HCl=CaCl2+H2O+CO2
反应中，为了加快反应的速率，下列那些方法可行：
A、增加HCl的浓度 B、加水
C、增加同浓度盐酸的量 D、改加CaCO3粉末
b、一般来说，固体反应物表面积越大，反应速率越大，固体反应物表面积越小，反应速率越小。
原因：对气体来说，若其他条件不变，增大压强，就是增加单位体积的反应物的物质的量，即增加反应物的浓度，因而可以增大化学反应的速率。
2、压强对反应速率的影响。
请试根据浓度对化学反应速率的影响推出压强对化学反应速率的影响情况
规律：对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，气体体积缩小，浓度增大，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。
压强增大
→ 体积减小
其他条件不变
→V↑
→C增大
压强对于反应速率的影响是通过对浓度的影响实现的
P增大→C成比例增大，P减小→C成比例减小
压强只对于有气体参加的反应的速率有影响
发散思考：压强对于任意化学反应的速率都有影响吗？
思考:在N2+3H2 ? 2NH3中，当其他外界条件不变时：
Ⅰ减小体系压强，该反应的速率怎么变？
Ⅱ在反应中保持体系容积不变，充入N2 ，反应的速率怎么变？
Ⅲ在反应中保持体系容积不变，充入He，反应的速率怎么变？
Ⅳ在反应中保持体系压强不变，充入He，反应的速率怎么变？
压强对反应速率的影响
压强影响反应速率，必须伴随有压强改变时体积的改变现象。否则，压强的变化并没有作用到反应的体系上。即压强变则体积变，实际是浓度的变化。若容器的体积不变，因为各气体的浓度没有变，则速率不变。如在密闭容器中通入惰性气体。
注意：
对于气体有下列几种情况:
1、恒温时：增大压强→体积减少→C增大→反应速率增大
2、恒容时：
A、充入气体反应物→反应物浓度增大→总压增大→反应速率增大；
B、冲入“无关气体”（如He、N2等）→引起总压增大，但各反应物的分压不变，各物质的浓度不变→反应速率不变
3、恒压时：冲入“无关气体”（如He等）→引起体积增大， →各反应物浓度减少→反应速率减慢。
例：对于反应N2+O2=2NO在密闭容器中进行，下列条件哪些不能加快该反应的化学反应速率（ 　） 　　　　　　　　　
A、缩小体积使压强增大
B、体积不变充入 N2 使压强增大
C、体积不变充入 O2使压强增大
D、使体积增大到原来的2倍
E、体积不变充入氦气使压强增大
压强对反应速率的影响
DE
三、温度对反应速率的影响
实验2-3结论：温度高的溶液先出现浑浊
Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2+S↓+H2O
1、其他条件不变，温度升高，反应速率加快
T↑
→普通分子变为活化分子
→活%↑
→ n活↑
→V↑
2、一般说来，温度每升高10℃，速率增加2-4倍。
V×倍数值（t2-t1)/10 = 变化后的反应速率
3、温度对反应速率影响的规律，对吸热反应，放热反应都适用。
4、反应若是可逆反应，升高温度，正、逆反应速率都加快，降低温度，正、逆反应速率都减小。
冰箱延长食物保鲜期
你能举出生活中利用改变温度改变反应速率的例子吗
四、催化剂对反应速率的影响
实验2-4结论：加入催化剂可以加快反应的速率
使用催化剂，能够降低反应所需的能量，这样会使更多的反应物的分子成为活化分子，大大增加单位体积内反应物分子中活化分子所占的百分数。因而使反应速率加快。
催化剂：
能改变化学反应速率而自身的化学组成和质量在反应前后保持不变
催化剂
正催化剂
负催化剂
加快化学反应速率
减慢化学反应速率
注：不说明指正催化剂
四、催化剂对反应速率的影响
能量
反应过程
E1
E2
反应物
生成物
活化分子
活化能
活化分子变成生成物分子放出的能量
反应热
没加催化剂
加了催化剂
　　　 凡是能改变反应速率而自身在化学变化前后化学性质和质量没有发生变化的物质叫催化剂。
　　 使用催化剂同等程度的增大（减慢）正逆反应速率，从而改变反应到达平衡所需时间。
　　 没特别指明一般指正催化剂
　　 催化剂只能催化可能发生的反应，对不发生的反应无作用
　　 催化剂一定的具有选择性
　　 催化剂中毒：催化剂的活性因接触少量的杂质而明显下降甚至遭到破坏，这种现象叫催化剂中毒。
注意：
五、其他如光照、反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、溶剂的性质等，也会对化学反应的速率产生影响。
各条件对速率的影响大小是：
催化剂 >>温度>浓度=压强(体积变化引起的)。
各种影响都有其局限性，要针对具体反应具体分析。
总结:
外界条件对化学反应速率的影响（总结）
影响因素 分子总数 活化分子
百分数 活化分子总数 活化分子浓度
（单位体积活化分子数）
增大浓度
增大压强
升高温度
正催化剂
增加
不变
不变
不变
不变
不变
增加
增加
增加
增加
增加
增加
增加
增加
增加
不变
练习1：对于在溶液间进行的反应，对反应速率影响最小的因素是（ ） A、温度 B、浓度 C、压强 D、催化剂
练习2：下列条件的变化，是因为降低反应所需的能量而增加单位体积内的反应物活化分子百分数致使反应速率加快的是（ ） A、增大浓度 B、增大压强 C、升高温度 D、使用催化剂
√
√
练习3： 设NO+CO2 2CO(正反应吸热)反应速率为v1；N2+3H2 2NH3(正反应放热)反应速率为v2。对于前述反应，当温度升高时，v1和v2变化情况为（ ） A、同时增大 B、 同时减小 C、 v1减少，v2增大 D、 v1增大，v2减小
√
练习4：在密闭容器里，通入x mol
H2和y molＩ2(ｇ)，改变下列条件，
反应速率将如何改变
(1)升高温度 ；
(2)加入催化剂 ；
(3)充入更多的H2 ；
(4)扩大容器的体积 ；
(5)容器容积不变，通入氖气 。
练习5：KClO3和NaHSO3间的反应生成Cl-和H+、SO42-离子的速度与时间关系如图所示，已知反应速率随c(H+)的增加而加快，试说明：(1)为什么反应开始时，反应速率增大？ (2)反应后期速率降低的主要原因是什么？
反应速率
时间
增大反应物的浓度使反应速率加快的主要原因（ ）
对于气体参与体系增大压强使反应速率加快的主要原因是（ ）
升高温度使反应速率加快的主要原因是（ ）
使用催化剂使反应速率加快的主要原因是（ ）
A、活化分子百分数不变，但提高单位体积内活化分子的总数
B、 增大分子的运动速率而使有效碰撞增加
C、 升高反应物分子的能量，使活化分子的百分数增加
D、降低反应所需的能量，使活化分子百分数增加
A
A
C
D
练习6：
将一定浓度的盐酸倒入碳酸钙中，若作如下改变的情况，其中能使最初的化学反应速率增大的是 　（ 　　 ）
A、盐酸的浓度不变，而使盐酸的用量一倍
B、盐酸的浓度增大一倍，而使盐酸的用量减少到原来的一半
C、盐酸的浓度和用量都不变，增加碳酸钙的量
D、盐酸和碳酸钙不变，增大压强一倍
E、加入CaCl2溶液
F、加入CaCl2固体
G、将CaCO3用CaCO3粉末代替
BG
练习7：
硫代硫酸钠(Na2S2O3)与稀硫酸发生如下反应：Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2+S↓+H2O
下列四种情况中最早出现浑浊的是：　　　　（　　）
A、10℃时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各 5 mL
B、10℃时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4 各5 mL，加水10mL
C 、20℃时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各 5 mL
D、 20℃ 时0.2mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各5 mL，加水10 mL
C
练习8：
第二章 化学反应速率和化学平衡
实验中学 高二化学备课组
*
第三节 化学平衡（第一课时）
复习：什么叫可逆反应？可逆反应有哪些特点？
在相同条件下，既能向正反应方向进行，同时，又能向逆反应方向进行的化学反应，叫做可逆反应。
思考：化学反应速率研究反应的快慢，研究一个化学反应还需要讨论哪些内容？
可逆反应的特点：
①同一条件、同时反应、方向对立
②不可能完全转化
还需要研究化学反应进行的程度——化学平衡
第三节 化学平衡
讨论：可逆反应为什么有“度”的限制？“度”
是怎样产生的？
分析：在一定温度下，将一定
质量的蔗糖溶于100mL水的过程
如右图，蔗糖在溶解时，一方面，蔗糖分子不断离开蔗糖表面扩散到水中，另一方面，溶液中的蔗糖分子又不断在未溶解的蔗糖表面聚集成为晶体。
蔗糖晶体 蔗糖溶液
溶解
结晶
过程分析：
①开始时，v溶解 —————，v结晶＝———
②然后， v溶解 —————，v结晶 ——————
最大
0
逐渐减小
逐渐增大
③最后， v溶解 —— v结晶
＝
建立溶解平衡，形成饱和溶液，即溶解的蔗糖的质量与结晶的蔗糖质量相等，固体质量不再减少了。
讨论：在一定条件下，达到溶解平衡后，蔗糖晶体的质量和溶液的浓度是否变化？溶解和结晶过程是否停止？
晶体质量和溶液的浓度不会发生改变，但溶解和结晶过程并未停止， v溶解＝v结晶，蔗糖溶解多少则结晶多少。
“度”（限度）的产生— 消耗量等于生成量，量上不再变化
一、化学平衡的建立过程
在反应CO+H2O CO2+H2中，将0.01 mol CO和0.01 mol H2O (g)通入1L密闭容器中，反应一段时间后，各物质浓度不变。
1、反应刚开始时：
反应物浓度————，正反应速率———— ，生成物浓度为————，逆反应速率为——。
最大
最大
0
0
逐渐减小
逐渐减小
逐渐增大
逐渐增大
2、反应过程中：反应物浓度———————，正反应速率——————— ，生成物浓度——————，逆反应速率————
3、一定时间后，必然出现
V正反应速率＝V逆反应速率
·
·
·
v
t
v正
v逆
v’正＝ v’逆
t1
4、t1时刻后， v正＝ v逆 ,即正反应消耗的反应物的量与逆反应生成的反应物的量相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化 ——
化学平衡
二、化学平衡
1、概念：
在外界条件不变的情况下，可逆反应进行到一定的程度时，V正反应速率=V逆反应速率，化学反应进行到最大限度，反应物和生成物的浓度不再发生变化，反应混合物处于化学平衡状态，简称化学平衡
⑴反应条件：
2、化学平衡的性质：
温度、压强、浓度等不变
可逆反应，不可逆反应一般不会出现平衡状态
——条件不变是基础
⑵研究对象：
——可逆反应是前提
⑶本质：
v正＝ v逆
即同一物质消耗速率与生成速率相等
——速率相等是实质
⑷现象：
反应混合物组成成分的浓度保持不变
——浓度不变是标志
注意：
平衡时，反应混合物各组成成分的物质的量浓度、百分含量恒定，但不相等。同时，平衡状态下，反应体系的压强恒定、 反应混合气体的相对分子质量恒定
3、化学平衡的特征：
逆、动、等、定、变、同
⑴逆：
研究的对象是可逆反应。
⑵动：
化学平衡是动态平衡，虽然达到平衡状态，但正反应和逆反应并未停止，是一个动态平衡。
⑶等：
达到化学平衡时，v正＝ v逆＞0
⑷定：
反应混合物各组分的浓度保持一定。
⑸变：
化学平衡建立在一定条件下，条件改变时，平衡就会被破坏，变为不平衡，并在新条件下建立新的平衡。
⑹同：
在一定条件下，可逆反应不论是从正反应还是逆反应开始，还是正逆反应同时开始，只要起始浓度相当，均可以建立相同的化学平衡。即平衡的建立与途径无关。
4、达到化学平衡的标志：
V正=V逆和反应混合物各组分浓度保持不变是判断平衡的两大主要标志。
⑴直接标志：
①速率关系： v正＝ v逆
应用：判断平衡时，要注意用“同”、“等”、“逆”的原则
同：同一种物质的V正和V逆才能比较
等：转化后的反应速率必须相等
逆：反应方向必须对立
②含量关系：反应混合物各组分的浓度、质量分数、物质的量、摩尔分数、体积分数、分子数之比保持不变
以反应mA(g)+nB (g) pC(g)为例，达到
平衡的标志为：
A的消耗速率与A的生成速率—————
A的消耗速率与C的———速率之比等于———
B的生成速率与C的———速率之比等于———
A的生成速率与B的———速率之比等于———
相等
消耗
m ：p
生成
n ：p
消耗
m ：n
异边同向，同边异向，比例计量
例1、一定条件下，反应A2(g)+B2(g) 2AB(g)达到平衡的标志是
A、单位时间内生成n mol A2同时生成n molAB
B、单位时间内生成2n mol AB 同时生成n mol B2
C、单位时间内生成n mol A2 同时生成n mol B2
D、单位时间内生成n mol A2 同时消耗n mol B2
√
√
例2、一定条件下，反应N2+3H2 2NH3达到平衡的标志是
A、一个N≡N键断裂的同时，有三个H－H键形成
B、一个N≡N键断裂的同时，有三个H－H键断裂
C、一个N≡N键断裂的同时，有六个N－H键断裂
D、一个N≡N键断裂的同时，有六个N－H键形成
√
√
在判断化学平衡时，要注意化学键数与反应物质的物质的量之间的联系，同时要注意成键、断键与反应方向之间的关系。
⑵间接标志：
以反应mA(g)+nB (g) pC(g)为例
①混合气体的总压强、总体积、总物质的量不随时间改变而———，（适用于—————————————）
改变
m+n≠p 的反应
②、混合气体的平均相对分子质量、密度不随时间改变而————，（适用于—————————————）
改变
m+n≠p 的反应
③各气体体积、气体分压、各物质的物质的量不随时间改变
⑶、特殊标志：
①对于有色物质参加反应，如果体系颜色不变，反应达到平衡
②对于吸热或放热反应，如果体系温度不变，反应达到平衡
气体的总压、气体的总的物质的量、混合气体的平均相对分子质量、混合气体的密度、反应混合物平衡时物质的量之比
⑷在等系数的气体反应中不能作为平衡判据的是：
例3、在一定温度下，向aL密闭容器中加入1molX
气体和2molY气体发生如下反应：
X(g)+2Y(g) 2Z(g），此反应达到平衡的标志是：
A、容器内压强不随时间变化
B、容器内各物质的浓度不随时间变化
C、容器内X、Y、Z的浓度之比为1:2:2
D、单位时间消耗0.1molX的同时生成0.2molZ
√
√
课堂练习：
【１】 在一定温度下,可逆反应A(g)+3B(g) 2C(g)达到平衡的标志是　（ ）
A.　C的生成速率与C分解的速率相等
B.　单位时间内生成n molA,同时生3n molB
C.　A、B、C的浓度不再变化
D.　A、B、C的分子数比为1:3:2
AC
【2】 下列说法中可以充分说明反应:
P(g)+Q(g) R(g)+S(g) , 在恒温下已达平衡状态的是（　）
反应容器内压强不随时间变化
B.　P和S的生成速率相等
C.　反应容器内P、Q、R、S四者共存
D.　反应容器内总物质的量不随时间而变化
B
【3】在一定温度下的恒容容器中,当下列物理量不再发生变化时,表明A(s)+3B(g) 2C(g)+D(g)已达平衡状态的是 ( )
A.混合气体的压强
B.混合气体的密度
C.B的物质的量浓度
D.气体的总物质的量
BC
【4】 在一定温度下,下列叙述不是可逆反应A(g)+3B(g) 2C(g)+2D(s)达到平衡的标志的是
①C的生成 速率与C的分解速率相等
②单位时间内生成a molA,同时生成3a molB
③A、B、C的浓度不再变化
④A、B、C的分压强不再变化
⑤混合气体的总压强不再变化
⑥混合气体的物质的量不再变化
⑦ A、B、C、D的分子数之比为1:3:2:2
A.② ⑦ B.②⑤⑦
C.①③④⑦ D.②⑤⑥⑦
( A )
第二章 化学反应速率和化学平衡
实验中学 高二化学备课组
*
第三节 化学平衡（第二课时）
★影响化学平衡的条件
思考：反应条件改变是如何影响化学平衡？
一定条件下的化学平衡v正＝ v逆，反应混合物中各组分的含量恒定
条件改变
反应速率改变，且变化量不同
非平衡状态平衡被破坏 v正≠ v逆，反应混合物中各组分的含量不断变化
一定时间后
新条件下的新化学平衡v’正＝ v’逆，反应混合物中各组分的含量恒定
平衡状态Ⅰ
平衡状态Ⅱ
化学平衡的移动
一、化学平衡的移动
总结：化学平衡的研究对象是——————，化学平衡是有条件限制的————平衡，只有在————————时才能保持平衡，当外界条件（浓度、温度、压强）改变时，化学平衡会被————，反应混合物里各组分的含量不断—— — ——，由于条件变化对正逆反应速率的影响不同，致使v正—— v逆，然后在新条件下建立— ———
可逆反应
动态
条件一定
破坏
发生变化
新的平衡
≠
1、化学平衡移动的定义：
化学上把这种可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡建立的过程叫做化学平衡的移动
2、化学平衡的移动方向的速率判断：
⑴若外界条件变化引起v正＞ v逆：
平衡向正反应方向移动
⑵若外界条件变化引起v正＜ v逆：
平衡向逆反应方向移动
⑶若外界条件变化引起v正＝ v逆：
旧平衡未被破坏，平衡不移动
二、影响化学平衡的条件
1、浓度对化学平衡的影响
【实验2－5】
【实验2－6】
结论：增大任何一种反应物浓度使化学平衡
向———反应方向移动
正
移动方向
速率变化
减小反应物浓度
减小生成物浓度
增大生成物浓度
增大反应物浓度
平衡移动原因
浓度变化对反应速率的影响
v正首先增大
v逆随后增大
且v’正＞ v’逆
正反应方向
v逆首先增大
v正随后增大
且v’逆＞ v’正
逆反应方向
v逆首先减小
v正随后减小
且v’正＞ v’逆
正反应方向
v正首先减小
v逆随后减小
且v’逆＞ v’正
逆反应方向
结论：当其他条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度，化学平衡向————反应方向移动；增大生成物浓度或减小反应物浓度，化学平衡向————反应方向移动。
正
逆
思考：某温度下，反应C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)达到平衡后，增加或移去一部分碳固体，化学平衡移动吗？为什么？
结论：平衡不移动，因为固体或纯液体的浓度是常数，其用量的改变不会影响v正和 v逆，化学平衡不移动
强调：气体或溶液浓度的改变会引起反应速
率的变化，纯固体或纯液体用量的变化不会
引起反应速率改变，化学平衡不移动
2、压强对化学平衡的影响
讨论：压强的变化对化学反应速率如何影响？
v正和 v逆怎样变化？
结论：压强增大， v正和 v逆同时增大，压强减小，v正和 v逆同时减小。
问题：压强的变化如何改变不同反应的 v正和 v逆的倍数？
N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)反应中，压强变化和NH3含量的关系
压强（MPa) 1 5 10 30 60 100
NH3 % 2.0 9.2 16.4 35.5 53.6 69.4
结论：压强增大， NH3％增大，平衡向
正反应方向移动。
增大压强，平衡向气体体积缩小方向移动。
减小压强，平衡向气体体积增大方向移动。
思考：对于等体积的气体反应，压强改变
将怎样影响化学平衡？
结论：由于压强变化同时、同步、等倍数影响正、逆反应速率，v’正= v’逆，化学平衡不移动，但反应速率改变。
例、在反应I2(g)+H2 (g) 2HI (g)中增大压强
v
t
v’正= v’逆
v正= v逆
讨论：压强的变化不会影响固体或气体物质的反应速率，压强的变化会使固态或液态反应的化学平衡移动吗？
结论：无气体参加的反应，压强的改变，不能使化学平衡移动
强调：压强变化若没有浓度的变化，化学反应速率——————，化学平衡——————。
不变
不移动
讨论：在N2(g)+3H2 (g) 2NH3 (g)密闭反应体系中，充入He气体：
⑴容积不变时，反应物质浓度—————，反应速率————，化学平衡——————；
⑵气体压强不变时，容器的体积________，各气体的浓度_____， 反应速率—————，化学平衡向—————— 方向移动
不变
不变
不移动
减小
增大
逆反应
减小
3、温度对化学平衡的影响
讨论：温度的变化对化学反应速率如何影响？
v正和 v逆怎样变化？
结论：温度升高， v正和 v逆同时增大；温度降低，v正和 v逆同时减小。
问题：温度的变化如何改变不同反应的v正和 v逆的倍数？
【实验2-7】
2NO2 N2O4 △H＜0
实验现象：温度升高，混合气体颜色加深，——————————，平衡向—————— 方向移动；温度降低，混合气体颜色变浅，
————————————，平衡向—————— 方向移动
NO2浓度增大
逆反应
NO2浓度减小
正反应
结论：
升高温度化学平衡向—————————移动，
吸热反应方向
降低温度化学平衡向—————————移动，
放热反应方向
4、化学平衡移动原理——勒夏特列原理
原理：如果改变影响平衡的一个条件（浓度、温度、压强等），化学平衡就向减弱这种改变的方向移动。
①此原理只适用于已达平衡的体系
②平衡移动方向与条件改变方向相反。
ps：
③移动的结果只能是减弱外界条件的该变量，但不能抵消。
讨论：反应N2(g)+3H2 (g) 2NH3 (g) △H＜0 ，达到化学平衡，改变下列条件，根据反应体系中的变化填空：
①若N2的平衡浓度为a mol/L，其他条件不变时，充入N2使其浓度增大到b mol/L后平衡向——————方向移动，达到新平衡后， N2的浓度为c mol/L，则a、b、c的大小为———————；
②若平衡体系的压强为P1 ，之后缩小反应体系体积使压强增大到P2 ，此时平衡向——————方向移动，达到新平衡后 体系的压强为P3 ，则P1 、 P2、 P3 的大小为——————————；
③若平衡体系的温度为T1 ，之后将温度升高到 T2 ，此时平衡向——————方向移动，达到新平衡后 体系的温度为T3 ，则T1 、 T2、 T3 的大小为——————————。
正反应
a＜ c ＜ b
正反应
P1 ＜ P3＜ P2
逆反应
T1 ＜ T3＜ T2
5、催化剂对化学平衡的影响
讨论：催化剂怎样改变v正和 v逆？
小结：同步、等倍数改变v正和 v逆
结论：催化剂不能使化学平衡发生移动；不能改变反应混合物的百分含量；但可以改变达到平衡的时间。
v
t
v’正= v’逆
v正= v逆
含量
t
t1
t2
1.已建立化学平衡的某可逆反应，当改变条件使化学平衡向正反应方向移动时，下列有关叙述正确的是
① 生成物的百分含量一定增加② 生成物的产量一定增加③ 反应物的转化率一定增大④ 反应物浓度一定降低⑤ 正反应速率一定大于逆反应速率⑥ 使用了合适的催化剂
A、 ① ② B、② ⑤ C、 ③ ⑤ D、 ④ ⑥
B
2.恒温下, 反应aX(g) bY(g) +cZ(g)达到平衡后, 把容器体积压缩到原来的一半且达到新平衡时, X的物质的量浓度由0.1mol/L增大到0.19mol/L, 下列判断正确的是: A. a＞b+c B. a＜b+c C. a＝b+c D. a＝b=c
A
3、容积固定的密闭容器中存在已达平衡的
可逆反应2A（g） 2B+C(△H>0)，若随着温度升高，气体平均相对分子质量减小，则下列判断正确的是（ ）
A、B和C可能都是液体
B、B和C肯定都是气体
C、B和C可能都是固体
D、若C为固体，则B一定是气体
D
第二章 化学反应速率和化学平衡
实验中学 高二化学备课组
*
第三节 化学平衡（第三课时）
三、化学平衡常数
化学平衡常数： 是指在一定温度下,可逆反应无论从正反应开始,还是从逆反应开始,也无论反应物起始浓度的大小,最后都能达到平衡,这时各种生成物浓度的系数次方的乘积除以各反应物浓度的系数 次方的乘积所得的比值。它是个常数，用K表示，例如：
mA + nB pC + qD
K=
[C（C）] p×[C（D）] q
[C（A）] m×[C（B）] n
化学平衡常数同阿伏加德罗常数以及物理中
的万有引力常数一样都是一个常数，只要温
度不变，对于一个具体的可逆反应就对应一
个具体的常数值。
1.使用化学平衡常数应注意的问题：
（1）化学平衡常数只与温度有关，与反应物或
生成物的浓度无关。
（2）反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，由于其浓度可看做常数“1”而不代入公式
（3）化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数改变。若方程式
中各物质的系数等倍扩大或缩小，尽管是同一个反应，平衡常数也会改变。
2.化学平衡常数的应用。
（1）化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。它能够表示出可逆反应进行的完全程度。一个反应的K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，反应物的浓度越小，反应物转化率也越大。可以说，化学平衡常数是一定温度下一个反应本身固有的内在性质的定量体现。
（2）可以利用平衡常数的值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。如：对于可逆反应
mA(g) + nB(g) pC(g) +qD(g) ，在一定温度的任意时刻，反应物与生成物的浓度如下关系：
Qc =
[C（C）] p×[C（D）] q
[C（A）] m×[C（B）] n
Qc ,叫做该反应的溶液商。
Qc 〈 K，反应向正反应方向进行
Qc = K，反应处于平衡状态
Qc > K，反应向逆方向进行
3.利用K可判断反应的热效应
若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应；
若升高温度，K值减小，则正反应为放热反应。
四、有关化学平衡的计算：
起始量、变化量、平衡量的计算关系
在反应aA(g)+bB (g) cC (g)+ dD (g)中，计算关系为：
aA(g)+ bB (g) cC (g)+ dD (g)
起
变
平
n1
n2
0
0
ax
bx
cx
dx
n1-ax
n2-bx
cx
dx
单位
统一
已知条件
计量系数之比
加、减计算
⑴、物质浓度的变化关系：
①、反应物：平衡浓度＝ ————————————————
起始浓度－变化浓度
②、生成物：平衡浓度＝ ————————————————
起始浓度＋变化浓度
③、各物质的变化浓度之比＝ ————————————————
反应式计量系数之比
⑵、反应物的转化率：反应物转化为生成物的百分率
例1、将6mol A气体和5mol B气体混合放入4L密闭容器中，发生下列反应：3A (g) + B (g) 2C (g) + xD (g) ，经过5min达到化学平衡，此时生成C为2mol，测得D的反应速率为0.1mol/L·min，计算：①、x的值；②、平衡时B的转化率；③、A的平衡浓度。
3A (g) + B (g) 2C (g) + xD (g)
解：∵
起
变
平
mol
6
5
0
0
2
0.1×5×4
1
3
3
4
2
2
①、 ∵2 : x ＝ 2 : (0.1×5×4)
∴ x ＝ 2
例2、加热N2O5时，发生下列两个分解反应：
N2O5 N2O3＋O2 ， N2O3 N2O＋O2；在1L密闭容器中加热4mol N2O5达到化学平衡时O2的浓度为4.50 mol/L， N2O3的浓度为1.62 mol/L，求其他各物质的平衡浓度。
解析：这是一个连续平衡的计算，计算思路为：第一个反应的平衡量作为第二个反应的起始量
∴
解：∵
N2O5 N2O3＋O2
N2O3 N2O＋O2
起
变
平
mol
4
0
0
x
x
x
4- x
x
x
x
0
x
y
y
y
x - y
y
x +y
x – y = 1.62
x +y = 4.50
解得：
x = 3.06 mol
y = 1.44 mol
故：C N2O5 = (4 – 3.06) mol / 1L=0.94 mol/L
C N2O = 1.44 mol / 1L=1.44 mol/L
例3、在密闭容器中，用等物质的量的A和B发生下列反应： A (g) + 2B (g) 2C (g) 反应达到平衡时，若混合气体中A 和B的物质的量之和与C的物质的量相等，求B的转化率
解：∵
A (g) + 2B (g) 2C (g)
起
变
平
n
n
0
x
2x
2x
n - x
n - 2x
2x
由题意可知：
n - x + n - 2x = 2 x
x = 0.4n
解题的一般步骤：
列出三栏数据
根据题意列方程
求解
气体反应计算时经常使用的推论：
实验中学 高二化学备课组
*
平衡移动与反应物的转化率间的关系
思考：化学平衡是暂时的，一旦外界条件改变，原有的固定的各种数量关系皆会因平衡的移动而发生改变，平衡移动时反应物的转化率如何变化 ？
这要根据具体反应及引起平衡移动等具体原因而定，不可一概而论。
一、由于压强改变而引起平衡正向移动时，反应物的转化率必定增大。反之，平衡逆向移动时，反应物的转化率必定减小。
PS：1、这里的压强改变方式指容积的变化。若为加压，平衡正向移动，则正反应是一气体体积缩小的反应；若为减压，平衡正向移动，则正反应是一气体体积增大的反应。
2、若TV不变条件下，向平衡体系中加入惰性气体，这时体系的总压增大，但平衡不移动，反应物转化率不变。因加入无关气体后，由于体积不变，所以平衡体系中有关物质的浓度没有变，因而不影响原平衡。
平衡移动与反应物的转化率间的关系
AD
解析：由于体积减小一半，则体系压强为原来的两倍，若平衡不移动，则A、B、C、的的浓度应为原来的两倍，今B和C的浓度均是原来的2.2倍，故平衡应正向移动。而加压平衡向气体体积减小方向移动，所以ｍ>2ｎ故答案为A、D。
例1：在一密闭容器中，反应ｍA(ｇ) ｎB(ｇ)＋ｎC(ｇ)达平衡后，保持温度不变，将容器容积压缩到原来的一半，当达到新的平衡时，B和C的浓度均是原来的2.2倍，则错误的为： （ ）
A.平衡向逆反应方向移动了 B.物质A的转化率增加了
C.物质C的质量分数增加了 D. ｍ＜2ｎ
练习：恒温下, 反应aX(g) bY(g) +cZ(g)达到平衡后, 把容器体积压缩到原来的一半且达到新平衡时, X的物质的量浓度由0.1mol/L增大到0.19mol/L, 下列判断正确的是: （ ） A. a＞b+c B. a＜b+c C. a＝b+c D. a＝b=c
A
二：由于温度改变而引起平衡正向移动时，反应物的转化率必定增大。反之，平衡逆向移动时，反应物的转化率必定减小。
PS：当温度升高，平衡正向移动，则正反应是一吸热的反应；若为降温，平衡正向移动，则正反应是一放热的反应；无论哪种情况，由于反应物的初始量未变，将会有更多的反应物转化为生成物。
例2：（99上海）可逆反应：3A(g) 3B( )+C( )-Q，随着温度升高，气体平均相对分子质量有变小趋势，则下列判断正确的是 （ ）
A、 B和C可能都是固体 B 、B和C一定都是气体
C、若C 为固体，则B一定是气体 D、B和C可能都是气体
CD
解析：此题虽然没有直接问A的转化率。当温度升高，气体的相对分子质量变小，而正反应是吸热反应，所以平衡正向移动，由于没有改变A的初始量，则A的转化率必然提高。气体平均相对分子质量=m/n，若B和C都是固体，则气体只有A，其相对分子质量不变；若B和C都是气体，则m不变，而n变大，气体的相对分子质量变小；若C 为固体，则B一定是气体，这时气体的n不变，而m变小，气体的相对分子质量变小，正确答案为CD。
三、由于增大反应物浓度（TV不变）引起平衡移动时，有以下几种情况：
1、对于反应物只有一种的可逆反应（并规定起始时只有反应物）：
aA(g) bB(g)+cC(g)
⑴、若反应前后气体分子数不变，即a=b+c，增加反应物的浓度时，平衡等效。反应物转化率不变：如2HI(g) H2(g)+I2(g)，则无论增大或减小HI的浓度，相当于对体系加压或减压，平衡不移动，HI的转化率都不改变。
⑵、若反应后气体分子数减少、即a>b+c，增大反应物浓度，平衡正向移动。反应物转化率变大：如2NO2（g） N2O4（g），则增大NO2的浓度，相当于对体系加压，平衡向气体体积缩小的方向移动，即正向移动。NO2的转化率增大。
例3：在一定温度下，向容积固定不变的密闭容器中充入a mol NO2发生如下反应2NO2（g） N2O4（g），达平衡后再向容器中充入a mol NO2 ，达到新平衡后，与原来的平衡比较错误的是…………………………………………（ ）
A、相对平均分子质量增大 B、NO2的转化率提高
C、体系的颜色变深 D、NO2的质量分数增大
D
解析：可将第二次的平衡的建立看作是投入2 a mol NO2在两倍大的容器中同温下进行。这时两个平衡等效，再将第二次的体积加压为与第一次一样，则平衡将正向移动。由于气体总质量不变，而气体总物质的量减少，所以相对平均分子质量增大，所以A、B均对。D不难判断是错的。气体颜色取决于NO2的浓度，由于NO2的浓度的增大比移动后使其浓度减小的大得多，C项也对。故错误的是D。
例4：将装有1molNH3的密闭容器加热，部分NH3分解后达到平衡，此混合气体中NH3的体积分数为x%；若在同一容器中最初充入的是2 mol NH3，密封、加热到相同温度，反应达到平衡时，设此时混合气体中NH3的体积分数为y%。则x和y的正确关系是（ ）
Ａ、ｘ＞ｙ Ｂ、ｘ＜ｙ Ｃ、ｘ=ｙ Ｄ、ｘ≥ｙ
解析：可先将后一种看做是两倍体积的容器中于同温下建立平衡，此时两平衡等效，再将后者体积缩小为前者一样大，即加压，平衡向气体体积缩小方向移动，即逆向移动。所以后者氨的转化率变小，故答案为A。
⑶、若反应后气体分子数增大，即aA
三、由于增大反应物浓度（TV不变）引起平衡移动时，有以下几种情况：
2、对于反应物（不考虑固体反应物）不只一种的可逆反应：mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
⑴、当只增加反应物之一的浓度时，该反应物的转化率降低，而另一反应物的转化率则增大。如：N2+3H2 2NH3平衡时增加N2的浓度，平衡正向移动，H2的转化率增大而N2的转化率降低。
即：浓度增大的反应物的转化率降低、而另一反应物转化率则升高。
⑵、若两反应物的浓度按同比例增大，这时相当于将两个一样的平衡加压，平衡将向气体体积减小的方向移动，若m+n>p+q，则两反应物的转化率均增大，若m+n练习：1. 一定温度下，将a mol PCl5通入一个容积不变的密闭容器中，达到如下平衡：PCl5(g) PCl3(g)+Cl2(g)，测得平衡混合气体的压强为P1，此时维持温度不变，再向容器中通入a mol PCl5，再达平衡时测得平衡混合气体的压强为P2，则P1与P2的关系是（ ）。
A.2P1< P2 B. 2P1>P2 C. 2P1=P2 D.无法判断
2.在两个恒容容器中有平衡体系：A(g) 2B(g)和2C(g) D(g)，X1和X2分别是A和C的转化率。在温度不变情况下，均增加相同的A和C的物质的量，下列判断正确的是（ ）
A．X1降低，X2增大 B．X1、X2均降低
C．X1增大，X2降低 D．X1、X2均增大
B
A
3、当下列反应达到平衡时，保持温度不变，向容器中充入氩气，平衡一定不移动的是（ ）
A. N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) B. 2HI(g) H2(g)+I2(g)
C.PCl5(g) PCl3(g)+Cl2(g) D. 2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)
B
4、 某温度时，一定压强下的密闭容器中发生反应：
aX(g)+bY(g) cZ(g)+dW(g)，达平衡后，保持温度不变压强增大至原来的2倍，当再达到平衡时，W的浓度为原平衡状态的1.8倍，下列叙述正确是（ ）
A. 平衡正移 B. (a+b)>(c+d)
C. Z的体积分数变小 D. X的转化率变大
C
第二章 化学反应速率和化学平衡
实验中学 高二化学备课组
*
第三节 化学平衡（第四课时）
一、等效平衡
⑴定义：
化学平衡的建立与反应途径无关，可逆反应在相同状况下，不论从正反应开始还是从逆反应开始，或者正逆反应同时进行，只要初始时有关物质的量“相当”，它们即可以达到相同平衡状态，称为“等效平衡”。此时，等效平衡中各物质的百分含量相等。
无论平衡从哪个方向建立，在判断时都可根据题给条件和反应计量系数把生成物全部推算为反应物或把反应物全部推算成生成物再与原平衡加入的物质的量相比较，若物质的量“相当”，则为等效平衡，推算式为：某反应物的物质的量(mol)+变成生成物而消耗的该反应物的物质的量(mol)＝原来该反应物的物质的量(mol)
⑵等效平衡的解法 — 极值转换法
二、等效平衡的分类
①恒温、恒容时，只要反应物和生成物的量相当（反应物换算成生成物或生成物换算成反应物后与原起始量相同）则为等效平衡
例1、在一定温度下，将2mol N2和6mol H2充入固定容积的密闭容器中，发生 N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)，达到化学平衡后，若保持温度不变，令a、b、c分别为N2、H2、NH3的物质的量，重新建立平衡，混合物中个物质的量仍和上述平衡相同，填空
⑴、若a=0，b=0，则c=———
⑵、若a=1， c =2，则 b =————
⑶、若a、 b 、 c取值必须满足的一般条件为（用两个式子表示，一个只含a和c，一个只含b和c ————————、 ————————
4
3
a+c/2 = 2
b+3c/2 = 6
例2、在一个固定容积的密闭容器中，加入2molA和1molB，发生 2A(g)＋B (g) 3C(g) +D(g) ，达到化学平衡时，C的浓度为w mol/L。若保持温度容积不变，改变起始物质的用量，达到平衡后，C的浓度仍为 w mol/L的是：
A.4molA+2molB B.1molA+0.5molB+1.5molC+0.5molD
C.3molC+1molD+1molB D.3molC+1molD
√
√
②恒温、恒容时，反应前后气体体积不变（等计量系数）的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量比例与起始状态相等，则二平衡等效。
③恒温、恒压时，改变起始加入量，只要按化学计量数换算成平衡式左右两边同一边物质的量之比与原状态相同，则二平衡等效。
例3、温度压强不变时，将1molN2和4molH2充入一个装有催化剂容积可变的密闭容器中，发生N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)，达到化学平衡后生成a mol的NH3，在相同温度和压强下，保持平衡时各组分的体积分数不变，填表：
已知
编号 起始物质的量（mol） 平衡时NH3的量 mol
N2 H2 NH3
1 4 0 a
① 1.5 6 0
② 1 0.5a
③ m n(n≥4m)
1.5a
0
0.5
2(n-4m)
(n-3m)a
1.在一定温度下，把1 mol CO和2 mol H2O通入一个密闭容器中，发生如下反应：CO(g)+H2O (g) CO2(g)+H2(g)，一定时间后达到平衡，此时，CO的含量为p%，若维持温度不变，改变起始加入物质的物质的量，平衡时CO的含量仍为p%的是（　　）
A.1molCO２ 、2molH２
B. 0.2molCO２ 、0.2molH２ 、
0.8molCO 、 1.8molH2O
C.1molCO２、1molH2O
D.1molCO２ 、1molH２ 、1molH2O
BD
2. （98全国）体积相同的甲、乙两个容器中，分别都充有等物质的量的SO2和O2，在相同温度下发生反应：2SO2+O2 2SO3，并达到平衡。在这过程中，甲容器保持体积不变，乙容器保持压强不变，若甲容器中SO2的转化率为p%，则乙容器中SO2的转化率( )
A、等于p% B、大于p%
C、小于p% D、无法判断
B
3.某温度下，在一容积可变的容器中，反应2A(g)＋B(g) 2C(g)达到平衡时，A、B和C的物质的量分别为4mol、2mol和4mol。保持温度和压强不变，对平衡混合物中三者的物质的量做如下调整，可使平衡右移的是( )
A．均减半 B．均加倍
C．均增加1mol　 D．均减少1mol
C
4.将2mol SO2气体和2mol SO3气体混合于固定体积的密闭容器中，在一定条件下发生反应: 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)。达到平衡时SO3为n mol。在相同温度下，分别按下列配比在相同密闭容器中放入起始物质，平衡时SO3等于n mol的是( )
A.1.6molSO2+0.3molO2+0.4molSO3 B.4molSO2+1molO2
C.2molSO2+1molO2+2molSO3 D.3molSO2+1molO2+1molSO3
B
第三章 水溶液中的离子平衡
实验中学 高二化学备课组
*
第一节 弱电解质的电离
一、电解质与非电解质
1、电解质：
2、非电解质：
在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物。
（包括酸、碱、盐、水、大多数金属氧化物）
如：NaCl、HCl、CH3COOH 、MgO
在水溶液中和熔融状态时都不能导电的化合物。
（包括多数有机物、某些非金属氧化物）
如： CH3CH2OH、CO2 、SO2
二、强电解质与弱电解质
1、强电解质：
2、弱电解质：
能完全电离的电解质。
如强酸、强碱和大多数盐。
HCl == H+ + Cl-
Na2SO4 ==2 Na+ + SO42-
能部分电离的电解质。
如弱酸、弱碱、水。
CH3COOH CH3COO- +H+
1.下列电解质中， ① NaCl、 ② NaOH，
③ NH3·H2O、 ④ CH3COOH， ⑤ BaSO4 、
⑥ AgCl 、 ⑦ Na2O 、 ⑧ K2O， ⑨ H2O
哪些是强电解质，那些是弱电解质
强电解质:
① ② ⑤ ⑥ ⑦ ⑧
弱电解质:
③ ④ ⑨
习题1
现有如下各化合物：①酒精，②氯化铵，③氢氧化钡，④氨水，⑤蔗糖，⑥高氯酸，⑦氢硫酸，⑧硫酸氢钾，⑨磷酸，⑩硫酸。请用物质的序号填写下列空白。
Ⅰ、属于电解质的有___________________;
Ⅱ、属于强电解质的有_________________;
Ⅲ、属于弱电解质的有_________________。
习题2
②③⑥⑦⑧⑨⑩
②③⑥⑧⑩
⑦⑨
2. 下列说法是否正确？为什么？
（1）强电解质溶液的导电能力一定强于弱电解质溶液的导电能力。
（2）虽然氯气溶于水后，溶液可以导电，但氯气不是电解质，而是非电解质。
不正确。导电能力和溶液中离子浓度有关，而强弱电解质是指电离能力的
不正确。氯气是单质，不是非电解质。
习题3
习题4
C
习题5
D
习题6
习题7
习题8
混合物
2000年
上海 7
三、电解质的电离方程式
1、强电解质
完全电离，符号选用“＝”
2、弱电解质
部分电离，符号选用“ ”
①
② 多元弱碱分步电离，但用一步电离表示。
③ 两性氢氧化物双向电离
Fe(OH)3 Fe3++3OH-
H++AlO2-+H2O Al(OH)3+Al3++3OH-
④ 酸式盐的电离
a 强酸的酸式盐完全电离
b 弱酸的酸式盐第一步完全电离
习题9
写出下列各物质的电离方程式
习题10
四、弱电解质的电离平衡
分析一元弱酸（设化学式为HA）、一元弱碱（设化学式为BOH）的电离平衡过程，并完成下列问题：
1、写出弱酸、弱碱的电离方程式；2、填写下表的空白。
C(H+ ) C(A-) C(HA)
HA初溶于水时
达到电离平衡前
达到电离平衡时
C(B+) C(OH- ) C(BOH)
等体积等浓度的B+、OH-溶液相混合时
达到电离平衡前
不变 不变 不变
最小
最小
最大
变大
变大
变小
不变
不变
不变
最大
最大
最小
变小
变小
变大
达到平衡时
吸：
弱电解质的电离过程是吸热的
① 温度：由于弱电解质的电离是吸热的，因此升高温度，电离平衡将向电离方向移动，弱电解质的电离程度将增大。
②浓度：增大电解质分子的浓度或减少相应离子的浓度，都会使弱电解质分子向电离为离子的方向移动。加水稀释弱电解质溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
五、影响电离平衡的因素
(1)内因：电解质本性。通常电解质越弱，电离程度越小。
(2)外因：溶液的浓度、温度等。
③同离子效应
在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质时，电离平衡向逆反应方向移动。
④化学反应
在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质时，可使平衡向电离的方向移动。
向左
向右
向左
把Ca(OH)2放入蒸馏水中，一定时间后达到如下平衡:
Ca(OH)2(s) Ca2+ + 2OH-
加入以下溶液，可使Ca(OH)2减少的是（ ）
A、Na2S溶液 B、AlCl3溶液
C 、NaOH溶液 D、CaCl2溶液
1996年全国，13
练习：在甲酸的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是（ ）
A、1mol/L甲酸溶液中c(H+)约为1×10-2mol/L
B、甲酸能与水以任意比互溶
C、10mL 1mol/L甲酸恰好跟10 mL 1mol/L NaIOH溶液完全反应
D、在相同条件下，甲酸的导电性比强酸溶液的导电性弱。
AD
六、电离度和电离常数
科学视野
1、电离度
（1）定义：达到电离平衡时，已电离的弱电解质浓度与弱电解质的初始浓度的比。
（2）表示：
α= ×100％
已电离的弱电解质浓度
弱电解质的初始浓度
（3）影响因素：温度和浓度。温度越高，电离度增大，一般而言，弱电解质的浓度越大，电离度越小，浓度越小，电离度越大。
（4）意义：反映弱电解质的电离程度，比较同温度、同浓度时弱电解质的相对强弱。
六、电离度和电离常数
（1）、定义：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，溶液中电离出来的各种离子浓度的乘积跟溶液中未电离的分子浓度之比值是个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。
（2）、表达式：
C
C
C
C
C
C
2、电离常数
Ⅰ、弱电解质的电离常数表达式中的c(A 十）、 c(B-） 和c(AB） 均为达到电离平衡后各粒子在溶液中的浓度值。
Ⅱ、当温度一定时，其电离常数是定值。
Ⅲ、电离常数的大小反映强弱电解质的电离程度。K值越大，弱电解质越易电离，其对应的弱酸（弱碱）越强。
Ⅳ、多元弱酸是分步电离的，一级电离常数程度最大，一般有K1 》K2 》K3。
3、电离常数的意义：判断弱酸、弱碱的相对强弱。
电离平衡的移动
实例（稀溶液）
改变条件 平衡移动方向 n(H+) c(H+) c(CH3COO-) c(CH3COOH) 电离度(α) 导电能力 Ka
加水稀释
加入少量冰醋酸
加HCl(g)
加NaOH(s)
加入（ CH3COONa)
加入镁粉
升高温度
CH3COOH CH3COO- +H+ ；△>0
减小
增大
增大
增大
增大
向右
增强
增大
减小
增大
减小
减小
增大
向右
减弱
不变
减小
增大
增大
增大
增大
向右
增强
不变
减小
减小
增大
增大
增大
向左
增强
不变
减小
减小
减小
增大
增大
向右
增强
不变
减小
减小
增大
增大
减小
向左
增强
不变
向右
增大
减小
减小
减小
增大
增强
不变
已知0.1mol/L的醋酸溶液中在电离平衡：
CH3COOH CH3COO- +H+，要使溶液中c(H+)/c(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是（ ）
A、加入少量烧碱溶液
B、升高温度
C、加少量冰醋酸
D、加水
2007年上海高考题
BD
第三章 水溶液中的离子平衡
实验中学 高二化学备课组
*
第二节 水的电离和溶液的酸碱性
复习巩固
1、溶液导电性强弱是由 ________________________决定的。
溶液中自由移动离子浓度
2、水是不是电解质？
思考与交流
研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性，而酸碱性与水的电离有密切的关系。那么水是如何电离的呢
水是极弱的电解质？
（正反应吸热）
H2O H+ + OH-
一、水的电离
1、水的电离
实验测定：25℃ C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L
100℃ C(H+) = C(OH-) = 1×10-6mol/L
思考：
既然一定温度下纯水中C(H+)和C(OH-)浓度是定值，那么乘积呢？
Kw =C（H+）·C（OH-）
说明：1.常温（25℃ ）Kw = 1× 10-14
2.稀溶液
3.温度升高, Kw变大
2、水的离子积(常数)：
定义：在一定温度下，水（稀溶液）中H+与OH-浓度的乘积，用Kw表示。
温度 0℃ 20℃ 25℃ 50℃ 90℃ 100℃
Kw 1.14×10-15 6.81×10-15 1×10-14 5.47×10-14 3.8×10-13 1×10-12
问题与讨论
1、在水中加入强酸(HCl)后，水的离子积是否发生改变？
2、在水中加入强碱(NaOH)后，水的离子积是否发生改变？升温呢？
3、在酸碱溶液中，水电离出来的C(H+)和C(OH-)是否相等？
4、100℃时，水的离子积为10-12，求C(H+)为多少？
5、在酸溶液中水电离出来的C(H+)和酸电离出来的C(H+)什么关系？
加入酸：
增大
减少
平衡逆向移动
但Kw保持不变
H2O H+ + OH-
C(H+)
C(OH-)
加入碱：
减小
增大
平衡逆向移动
但Kw保持不变
H2O H+ + OH-
C(H+)
C(OH-)
升高温度：
平衡正向移动
C（H+）和C（OH-）都增大
Kw增大
（正反应吸热）
H2O H+ + OH-
二、影响水的电离平衡的因素
1、酸
2、碱
3、温度
抑制水的电离，Kw保持不变
升高温度促进水的电离，Kw增大
注意：Kw是一个温度函数，只随温度的升高而增大.
三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系
1.重要规律：
在一定温度时,稀电解质溶液里C(H+)与C(OH-)的乘积是一个常数。
经科学实验进一步证明
C(稀) ≤1mol/L
例：25℃时，Kw=1×10-14
100℃时，Kw=1×10-12
三、溶液的酸、碱性跟C(H+)、C(OH-)的关系
2.关系(25℃)：
中性溶液：
酸性溶液：
碱性溶液：
注 意
①水溶液中H+与OH-始终共存
②酸性溶液：C(H+)>C((共26张PPT)
知识回顾
已知合成氨反应: N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)
在298K时:ΔH=－92.2kJ·mol－1
ΔS= －198.2J·K －1 ·mol－1
请根据反应的焓变和熵变分析298K时合成氨反应能否自发进行。
根据判据计算：
ΔH － TΔS
= －92.2kJ·mol－1 －298K×（－198.2×10－3
kJ·K －1 ·mol－1 ） =－33.1 kJ·mol－1 ＜0
该反应常温下能自发进行，这是否就足够了呢？
第二节 化学反应的限度
第一课时
想一想
可逆反应进行到一定程度就会达到平衡状态，你知道这时平衡体系中反应物和生成物各占多少吗？反应到底进行到什么程度？
为更准确的了解可逆反应的进程，定量的描述化学反应的限度，我们将学习一个新的概念——
化学平衡常数
教学目标
1、了解化学平衡常数的涵义。
2、通过对“化学平衡常数”问题的研讨，培养学生分析、处理实验数据的能力，以及从数据中获取信息、总结规律的能力。
序号 起始时浓度mol/L
698.6K 平衡时浓度mol/L
698.6K
平衡时
c0 (H2) c0(I2) c0 (HI) [H2] [I2] [HI]
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 0.0007378 0.01354
4 0 0 0.01069 0.001141 0.001141 0.008410
I2(g) + H2(g) 2HI(g)
54.5
54.6
54.4
54.3
根据表中的数据计算出平衡时 的值，并分析其中规律。

730.6K
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。
一、化学平衡常数
K =
定义： 在一定温度时，当一个可逆反应达到平衡状态时，生成物平衡浓度的幂之积与反应物平衡浓度的幂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。
mA + nB pC + qD
书写平衡常数关系式规则一
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]
学海无涯
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，平衡常数的数值越大，说明反应进行得越完全。
一般说来，如果一个反应的平衡常数大于105，通常认为反应可以进行得较完全；相反，如果一个反应的平衡常数小于10－5，则认为这个反应很难进行。
写出下表中各反应的平衡常数表达式。
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)
mol·L－1
1
(mol·L－1 )2
书写平衡常数关系式的规则二
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、生成物的化学计量数不同，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关系式及相应的平衡常数。
对于同一个反应，正反应和逆反应的平衡常数互为倒数。
平衡常数的单位与化学方程式表示形式相对应。
化学平衡常数的重要应用
aA+bB cC+dD
= K
Q =
浓度商
当Q＞K时，
反应会逆向进行达到平衡。
当Q=K时， 反应为平衡状态，平衡不移动。
当Q＜K时， 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。
走近高考
例1、(2006上海,25)
(1)化学平衡常数K表示可逆反应的进行程度,K值越大,表示＿＿＿＿＿＿ , K值大小与温度的关系是温度升高,K值＿＿＿＿＿＿ ＿＿。(填“一定增大”“一定减小”或“可能增大也可能减小”)。
(后略)
化学反应进行的程度越大
可能增大也可能减小
例2、(2007上海，25)
一定条件下,在体积为3L的密闭容器中,一氧化碳与氢气反应生成甲醇(催化剂为Cu2O/ZnO)：
CO(g)+2H2(g)=CH3OH(g)
(1)反应达到平衡时,平衡常数表达式K=＿＿＿＿＿,
升高温度,K值 ＿＿＿ (填“增大”“减小”或“不变”)。
（后略）
300℃
500℃
o
tB
tA
时间(min)
nA
nB
甲醇的物质的量
(mol)
减小
例3、(2007山东,28)
二氧化硫和氮的氧化物是常用的化工原料,但也是大气的主要污染物。综合治理其污染是环境化学当前的重要研究内容这一。
(1)硫酸生产中,SO2催化氧化生成SO3:
2SO2(g)+O2 2SO3(g)
某温度下，SO2的平衡转化率(α)与体系总压强(p)的关系如图所示。
α
0.85
0.80
0.10
0.50
p/MPa
A
B
根据图示回答下列问题:
①将2.0molSO2和1.0molO2置于10L密闭容器中,反应达平衡后体系总压强为0.10MPa.该反应的平衡常数等于＿＿＿＿
②平衡状态由A变到B时,平衡常数K(A)＿＿K(B)(填“>”“<”或“=”)
例4．(2008山东,14)
高温下，某反应达到平衡，平衡常数＝ 。恒容时，温度升高，H2浓度减小。下列说法正确的是
A．该反应是焓变为正值
B．恒温恒容下，增大压强，H2浓度一定减小催化剂高温
C．升高温度，逆反应速率减小
D．该反应化学方程式为CO＋H2O CO2＋H2
催化剂
高温
知识链接
c(B)、［B］都可以表示物质B的物质的量浓度。我们用c(B)表示反应体系中物质B任意状态时的浓度，用c0(B)表示物质B的初始浓度，用［B］表示物质B在化学平衡状态时的浓度。
我思故我在
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？
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？(共18张PPT)
1、了解离子反应的应用：
① 定性检验；
② 定量测定；
学习目标
2、理解酸碱中和滴定的原理和方法
3、掌握滴定的操作，掌握实验基本操作规范。
① 污水如果含有OH- 该如何检验
1、定性检验-离子特征反应
酚酞或PH试纸
污水如果含有OH-该含量如何测定？
２、定量测定
酸碱中和滴定法 实质：Ｈ＋＋ OH-＝Ｈ２Ｏ
称沉淀
演示：用胶头滴管往盛有一定体积未知浓度氢氧化钠溶液锥形瓶滴加已知浓度盐酸 。
１、何时停止滴加HCl？
２、滴入盐酸量能不能确定？
３、一定体积的氢氧化钠该用何种仪器准确量取？
思考
１、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刻线位置在儿？最小刻度是多少？读到小数点后几位？
让我
好好想想
？？？
三、滴定管 的构造特点
应读到小数点后几位？
两位
酸碱中和滴定
如何用0.1000mol/L的盐酸标准溶液测定未知浓度的NaOH溶液，设计实验方案
分析
原理：HCl +NaOH=NaCl+H2O
C(NaOH)
C (HCl)
V(NaOH)
.
V(HCl)
.
=
方案： 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　
主要仪器: 铁架台 滴定管夹 滴定管 锥形瓶
烧杯等
酚酞
滴定前：查漏－洗涤－润洗－除气　　　　　　　　　　　　　　　　　　泡－调夜面－记刻度Ｖ１
滴定：左控塞、右转瓶、眼观色变和流速、３０Ｓ不变记刻度Ｖ２
例 上述酸碱中和滴定的实验数据如下表所示，试通过计算确定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
解：
10.10 m L +10.00 m L +9.90 m L
3
=
c(HCl) V[HCl(aq)]
V[NaOH(aq)]
=
c（NaOH ）
=
0.100mol/L×0.01000L
0.01000L
= 0.1000mol/L
答：测得NaOH的物质的量浓度为0.1000mol/L。
10.00m L
1、定性检验－离子特征反应
2、定量测定
[课堂小结]
二、离子反应的应用
这堂课你学了什么？
练一练
练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
练2：量取25.00mL，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
课后作业
总结一些常见离子的检验并设计实验方案，同时预习物质制备与纯化和生活中常见的离子反应(共19张PPT)
《化学反应原理》(选修)
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
（第二课时）
【目标聚焦】
知识与技能：通过实验探究温度、浓度对化学平衡
的影响，并能用相关理论加以解释。
过程与方法：通过探究活动，形成实验探究的能力。
情感、态度与价值观：通过学习，认识化学科学对个
人和社会发展的贡献。
【学习重点】温度、浓度对化学平衡的影响。
【学习难点】温度、浓度对化学平衡的影响。
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
活动 探究
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
活动·探究
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
活动·探究
浓度对化学平衡的影响
Fe3++3SCN- 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。
改变浓度，若QK，平衡逆向移动。
溶液呈血红色后加深
正向移动
溶液呈血红色后加深
正向移动
活动·探究
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。
思考
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
小结
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
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
BD
练习
2.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)。
3.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
自我评价
通过对本节课的探究学习，你对化学反应的限度又有哪些新的认识？有什么感受和体会？
1.课本第54页第1题
2.查阅资料：奇妙的化学振荡反应
参考网址：http://www.zspt.
作业(共17张PPT)
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
1、金属的腐蚀的电化学原理
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
1、金属腐蚀的电化学原理
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
1、金属的腐蚀的电化学原理
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、金属的防护
（2）、牺牲阳极的阴极保护法： P86
二、金属的电化学防护
（3）、外加电源的阴极保护法： P86
辅助阳极（不溶性）
2、金属的防护
交流探讨： P32
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
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28张PPT)
第三章
物质在水溶液中的行为
第一节：水溶液
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
定性：精确的实验证明，纯水能微弱地电离，生成自由移动的H+和OH-，所以水是一种极弱的电解质。
水的电离是水分子和水分子相互作用发生。
电离方程式是：
定量：25℃时，1L纯水（约55.6molH2O）
中只有1×10-7molH2O发生电离，
其电离度为1.8×10－7％
2H2O H3O++OH- △H>0
简写为：H2O H++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-]
1 .在水中 H+，OH-，H2O共存
2.水的电离是吸热过程
注意：
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？
条件
变化
电离平衡移动 Kw变化
升温
降温
加H2SO4
加NaOH
向右移动
向左移动
向左移动
向左移动
外界条件对水的电离平衡 的影响
H2O H＋ ＋OH－
增大
减小
不变
不变
Kw 是 温度的函数, 随温度的升高而增大 与溶液的成分无关
抑制水的电离
促进水的电离
抑制水的电离
酸
碱
交流研讨1
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
A D
3、水的电离过程为H2O H+ + OH-，在不同温度下其离子积为KW25℃=1×10-14， KW35℃ =2.1 ×10-14。则下列叙述正确的是( )
A、[H+] 随着温度的升高而降低
B、在35℃时，纯水中 [H+] ＞[OH-]
C、水的电离常数K25 °＞K35 °
D、水的电离是一个吸热过程
D
观察思考—（实验）
等体积的溶液浓度(mol/L) 电解质溶液 灯泡亮度 导电能力
0.5 HCl
0.5 NaOH
0.5 NaCl
0.5 CH3COOH
强
强
强
弱
亮
亮
亮
暗
1.以上水溶液导电能力有何不同？溶液导电能力取决于什么？
2.氯化氢、醋酸等电解质在溶于水时发生了哪些变化？ 它们最终的存在形式如何？
溶液导电能力取决于自由移动离子浓度大小和离子所带电荷
二、电解质在水溶液中的存在形态
1.强电解质：在稀的水溶液里能完全电离的电解质。
包括强酸、强碱、大部分盐
存在形态：水合离子。
2.弱电解质：在稀的水溶液里部分电离的电解质。
包括弱酸、弱碱、水、少数盐、两性氢氧化物 存在形态：水合分子（主要）和水合离子。
强电解质的电离过程是不可逆的，电离方程式用“＝”，如：HCl＝H＋＋Cl－
3.溶剂化作用：溶质分子或离子与溶剂相互吸引的作用
弱电解质的电离过程是可逆的，电离方程式用“ ”，如：HAc H＋＋Ac－
第二课时
注意：
进一步实验证明：
KW不仅适用于纯水也适用于酸、碱、盐的稀溶液(［H+］或［OH-］<1 mol/L 的溶液）
判断正误：
1.任何水溶液中都存在水的电离平衡。
2. 任何水溶液中（不论酸、碱或中性） ，都存在 Kw=10-14 mol2/L2
3.某温度下，某液体[H+]= 10-7mol/L，则该溶液
一定是纯水。
√
×
×
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－］
P76
三、溶液的酸碱性与PH
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：
1.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
2.由水电离出的［H＋］或［OH－］均为10-12时,溶 液酸溶液,还是为碱溶液？ 酸或碱
溶液酸碱度的表示方法: pH
pH = - lg [H+ ] [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
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。
思考
在100℃时，纯水的KW＝5.5×10－13mol2 L-2, 此时pH=7的溶液是中性溶液吗？
[H+]=1.0 ×10-7mol/L
[OH-] = KW∕ [H+]=5.5 ×10-6mol/L
[H+]<[OH-]，溶液显碱性
注意:1.利用pH判断溶液酸碱性一定注意温度
2.利用溶液pH判断酸碱性,适用于pH =1～14
的溶液
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
交流研讨
练习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+)
A D
室温下,下列四种溶液
A、pH=4
B、c(H+) = 1×10－5 mol/L
C、c(OH-)= 1×10－11 mol/L
D、PH = 10
其中酸性最强的是______
碱性最强的是______
pH=5
c(H+) = 1×10－3mol/L
pH=3
c
D
c(H+) = 1×10－4mol/L
c(H+) = 1×10－10mol/L
练习2
小 结
一、水的电离
H2O H+ + OH-
KW =[H+] ·[OH-]
强电解质：HCl＝H＋＋Cl－
弱电解质：HAc H＋＋Ac－
二、电解质在水溶液中的存在形态
三.溶液的酸碱性与pH
1.水溶液的酸碱性与[H+]和[OH-]的相对大小关系为
2.溶液酸碱度的表示方法: pH=- lg [H+ ]