化学反应原理总教案
图片预览
文档简介
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）
教学目标:
1.知识与技能
①了解反应热和焓变的含义
②理解吸热反应和放热反应的实质
2．过程与方法
从化学反应的本质即旧键断裂与新键形成的角度研究反应热产生的原因
3．情感态度与价值观
通过了解简单过程中的能量变化中的热效应
教学重点
理解吸热反应和放热反应的实质
教学难点
能量变化中的热效应
教学用具：
投影仪
学习过程
引 言:我们知道：一个化学反应过程中，除了生成了新物质外，还有
思考
（1）你所知道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
反应物具有的总能量 > 生成物具有的总能量
（2）你所知道的化学反应中有哪些是吸热反应？能作一个简单的总结吗？
多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧碳生成一氧化碳w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
反应物具有的总能量 < 生成物具有的总能量
1：当能量变化以热能的形式表现时：
我们知道：一个化学反应同时遵守质量守恒定律和能量守恒，那么一个反应中的质量与能量有没有关系呢？
有能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础，二者密不可分，但以物质为主。
能量的多少则以反应物和产物的质量为基础。那么化学反应中能量到底怎样变化
2:反应热,焓变
化学反应过程中为什么会有能量的变化？（用学过的知识回答）
化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂，形成新的化学键，从新组合成生成物的分子的过程。旧键断裂需要吸收能量，新键形成需要放出能量。而一般化学反应中，旧键的断裂所吸收的总能量与新键形成所放出的总能量是不相等的，而这个差值就是反应中能量的变化。所以化学反应过程中会有能量的变化。
反应热 焓变
化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或换算成相应的热量）来表述，叫做反应热，又称为“焓变”。符号： ΔH ，单位：kJ/mol 或 kJ mol-1
H为“－” 为放热反应, H为“＋” 为吸热反应
思考:能量如何转换的？能量从哪里转移到哪里？体系的能量如何变化？升高是降低？环境的能量如何变化？升高还是降低？规定放热反应的ΔH 为“－”，是站在谁的角度？体系还是环境
放热反应 ΔH为“—”或ΔH〈 0
吸热反应 ΔH为“+”或ΔH 〉0
H＝E（生成物的总能量）－ E（反应物的总能量）
H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能）
3:练习
1)1molC与1molH2O(g)反应失成lmol CO(g)和1mol H2(g)，需要吸收131.5kJ的热量，
该反应的反应热为△H= kJ/mol。
2)拆开 lmol H—H键、lmol N－H键、lmolN≡N键分别需要的能量是436kJ、391kJ、946kJ，则1mol N2生成NH3的反应热为 ，1mol H2生成NH3的反应热为 。
3）H2 + F2 = 2HF H2 + Cl2 = 2HCl 预测当生成2 mol HF和2 mol HCl时，哪个反应放出的热量多？
若干化学键的键能（ kJ/mol，25 ℃ ）
1、下列说法正确的是
A、需要加热方能发生的反应一定是吸热反应
B、放热的反应在常温下一定很易发生
C、反应是放热的还是吸热的必须看反应物和生成物所具有的总能量的相对大小
D、吸热反应在一定的条件下也能发生
2、反应C(石墨) → C(金刚石)是吸热反应,由此可知
A、石墨比金刚石更稳定 B、金刚石和石墨可以相互转化
C、金刚石比石墨稳定 D、金刚石和石墨不能相互转化
教学反思：
第一节 化学反应与能量的变化
（第二课时）
教学目标：
知识与技能
①书写表示化学反应热的化学方程式
②有关热化学方程式的计算
2．过程与方法
通过实例理解化学方程式的局限性，介绍热化学方程式的必在性
3．情感态度与价值观
通过热化学方程式的教学，培养学生勇于探索的科学态度
教学重点
书写表示化学反应热的化学方程式
教学难点
有关热化学方程式的计算
学习过程
1．复习回忆
1）、催化剂为什么能够加快反应速度？
2）、什么是有效碰撞、活化分子、活化能？
3）、化学反应中能量变化的主要原因？
4）、你了解“即热饭盒吗？知道是什么原理吗？
5）、什么是反应热（焓变）
2．引入
阅读课本：例1与例2
与化学方程式相比，热化学方程式有哪些不同？
正确书写热化学方程式应注意哪几点？
3、热化学方程式的书写
1）热化学方程式定义：表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
2）正确书写热化学方程式应注意：
（1）书写热化学方程式要注明反应的温度和压强，（为什么？）而常温、常压可以不注明，即不注明则是常温、常压。
（2）标出了反应物与生成物的状态，（为什么要标出？）（3）写出了反应热，还注明了“＋”，“－”
（4）方程式中的计量系数可以是整数也可以是分数。
4．注意点：
反应物和生成物前的系数它代表了什么？在方程式中 H它表示了什么意义？ H的值与什么有关系？
热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，表示对应物质的物质的量。 H(KJ/mol)它表示每摩尔反应所放出的热量， H的值与方程式中的计量系数有关，即对于相同的反应，当化学计量数不同时，其 H不同。
例题
1、当1mol气态H2与1mol气态Cl2反应生成2mol气态HCl，放出184.6KJ的热量，请写出该反应的热化学方程式。
2．写出下列反应的热化学方程式
1）1molN2(g)与适量O2(g)反应生成NO (g)，需吸收68kJ的热量；
2）2molCu(s)与适量O2(g)反应生成CuO(s)，放出314kJ热量；
3） 1g 硫粉在氧气中充分燃烧放出 9.36kJ热量，写出硫燃烧的热化学方程式。
4）4g CO在氧气中燃烧生成CO2，放出 9. 6kJ热量，写出CO燃烧的热化学方程式。
5）在一定条件下，氢气和甲烷燃烧的化学方程式为：
2H2(g) + O2 (g) = 2H2O (l); H= – 572 kJ /mol
CH4(g) +2O2 (g) = CO2(g)+2H2O (l);
H= – 890 kJ/mol由1mol 氢气和2mol甲烷组成的混合气体在上述条件下完全燃烧时放出的热量为多少。
6）在一定条件下，氢气和丙烷燃烧的化学方程式为：
2H2(g) + O2 (g) = 2H2O (l); H= – 572 kJ/mol
C3H8(g) +5O2(g)= 3CO2 (g) +4H2O (l); H = – 2220 kJ/mol
5mol 氢气和丙烷的混合气完全燃烧时放热3847kJ，则氢气和丙烷的体积比为
(A) 1:3 (B) 3:1 (C) 1:4 (D) 1:1
7）已知
（1）H2( g )＋1/2O2 ( g ) ＝ H2O ( g ) ΔH1 = a kJ/mol
（2）2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( g ) ΔH2 = b kJ/mol
（3） H2( g )＋1/2O2 ( g ) ＝ H2O ( l ) ΔH3 = c kJ/mol
（4） 2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( l ) ΔH4 = d kJ/mol
则a、b、c、d的关系正确的是 A C 。
A、ad>0 C、2a=b< 0 D、2c=d>0
8）若2.6 g 乙炔（C2H2，气态）完全燃烧生成液态水和CO2（g）时放热130 kJ。则乙炔燃烧的热化学方程式为
C2H2（g）＋5/2O2（g）＝2CO2（g）＋H2O（l）ΔH=－1300 kJ/mol
2C2H2（g）＋5O2（g）==4CO2(g)＋2H2O(l) ΔH=－2600 kJ/mol
教学反思：
第二节 燃烧热 能源
教学目标：
1.知识与技能
① 理解燃烧燃烧的含义
③掌握表示燃烧热的热化学方程式的写法和有关燃烧热的简单的计算
2．过程与方法
通过对“应根据什么标准来选择燃料”的教学，让学生学会多角度的综合分析的方法
3．情感态度与价值观
通过结我国的能源现状的认识过程，培养学生的节能意识
教学重点
表示燃烧热的热化学方程式的写法和有关燃烧热的简单的计算
教学难点
表示燃烧热的热化学方程式的写法
学习过程
1、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？
1）定义：在25℃,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。燃烧热通常可由实验测得。
2）在理解物质燃烧热的定义时，要注意以下几点：
①研究条件： 25℃ ,101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol
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25℃ ,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。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)＋1/2O2(g)===H2O(g);ΔH=－241.8 kJ/mol
你能根据题中信息写出表示H2燃烧热的热化学方程式吗？
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。
2、燃烧热的计算及应用
［例题］
1.在101 kPa时，1 mol CH4 完全燃烧生成CO2和液态H2O，放出890.3 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？CH4的燃烧热为890.3 kJ/mol，1000 L CH4（标准状况）完全燃烧产生的热量为3.97×104 kJ
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。
3、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 (l)；△H=-57.3kJ／mol。
3）要点
①条件：稀溶液。稀溶液是指溶于大量水的离子。
②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。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
③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内。
④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2molH2SO4配稀溶液跟足量稀NaOH反应，放出____________kJ的热量。
3）燃烧热和中和热的区别与联系
4、能源
1）什么是能源？能源的作用？
就是能提供能量的自然资源，包括化石燃料（煤、石油、天然气）、阳光、风力、流水、潮汐以及柴草等。 能源的开发和利用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。
2）当今世界上重要的能源是什么？怎样解决能源枯竭问题？节约能源的重要措施是什么？什么是新能源？化石燃料：煤、石油、天然气解决的办法 ：开源节流；即开发新能源，节约现有能源，提高能源的利用率。
措施：科学地控制燃烧反应，使燃料充分燃烧，提高能源的利用率。
新能源：太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物能。
3）相关思考题∶燃料充分燃烧的条件是什么 .燃料燃烧时,若空气过量或不足,会造 成什么后果 为什么固体燃料要粉碎后使用
煤在直接燃烧时会产生SO2、氮氧化物及烟尘等，严重影响空气质量且易导致酸雨、温室效应等，从而使环境受到严重污染，故通过清洁煤技术（如煤的液化和气化，以及实行烟气净化脱硫等），大大减少燃煤对环境造成的污染，势在必行。提高煤燃烧的热利用率、开发新的能源也是大势所趋。
教学反思：
第三节 化学反应热的计算
第1课时 盖斯定律
教学目标：
1．知识与技能
①盖斯定律的本质，了解其科学研究中的意义。
②掌握有关盖斯定律的应用。
2．过程与方法
通过运用盖斯定律求有关物质的反应热，进一步理解反应热的概念。
3．情感态度与价值观
通过实例感受盖斯定律的应用，并以此说明盖斯定律在科学研究中的重要贡献。
教学重点
掌握有关盖斯定律的应用
教学难点
掌握有关盖斯定律的应用
教学用具：
多媒体课件
学习过程
1．引入：如何测出这个反应的反应热：C(s)+1/2 O2(g)==CO(g)
①C(s)+1/2 O2(g)==CO(g) ΔH1=
②CO(g)+1/2 O2(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 ΔH1=-393.5kJ/mol+ 283.0kJ/mol=-110.5kJ/mol
2．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。
3．如何理解盖斯定律？
1）请用自己的话描述一下盖斯定律。
2）盖斯定律有哪些用途？
4．例题
1）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)；ΔH = -2983.2 kJ/mol
P(s、红磷)+5/4O2(g)=1/4P4O10(s)；ΔH = -738.5 kJ/mol
试写出白磷转化为红磷的热化学方程式
_________________________________。
2）在同温同压下，下列各组热化学方程式中Q2>Q1的是（ B ）
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
3、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。
教学反思：
第2课时 反应热的计算
教学目标:
1.知识与技能
① 掌握有关反应热、燃烧热、热化学方程式的计算
2．过程与方法
① 通过有关反应热的计算的学习过程，使学生掌握有关反应热计算的方法和技巧，进一步提高化学计算能力。
3．情感态度与价值观
①通过有关反应热的计算的学习过程，进一步培养学生的节能意识和开发新能源的使命感、责任感；认识化学知识与人类生活、生产的密切关系。
教学重点：
掌握有关反应热、燃烧热、热化学方程式的计算
教学难点：
掌握有关反应热、燃烧热、热化学方程式的计算
教学用具：
多媒体课件
教学过程
一、怎样进行反应热的计算
1、热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项同时改变正、负号；各项的系数包括△H的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数。
2、根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其△H相加或相减，得到一个新的热化学方程式。
3、可燃物完全燃烧产生的热量＝n × △H
二、进行反应热计算常用的几种方法
1、列方程或方程组法
2、平均值法
3、极限分析法
4、十字交叉法
5、估算法（仅适于选择题）
[投影]例题见课本12、13页。
三、进行反应热的计算时应注意的问题：
1、反应热数值与各物质的化学计量系数成正比，因此热化学方程式中各物质的化学计量数改变时，其反应热数值需同时做同倍数的改京戏。
2、热化学方程式中的反应热是指反应按所给形式完全进行时的反应热。
3、正、逆反应的反应热数值相等，符号相反。
〖练习1〗298K，101KPa时，将1.0 g钠与足量的氯气反应，生成氯化钠晶体并放出17.87 KJ的热量，求生成1mol 氯化钠的反应热？
〖练习2〗乙醇的燃烧热是△H=-1366.8KJ/mol，在此温度下，1Kg乙醇充分燃烧后放出多少热量？
[投影]
〖练习3〗已知下列反应的反应热为：
(1)CH3COOH（l）+2O2（g）=2CO2(g)+2H2O(l) △H1=-870.3KJ/mol
(2)C(s)+O2(g)=CO2(g) △H=—393.5KJ/mol
(3) H2(g)+O2(g)=H2O(l) △H=—285.8KJ/mol
试计算下列反应的反应热：
2C(s)+2H2(g)+O2(g)=CH3COOH(l)
教学反思：
第二章．化学反应速率和化学平衡
第一节 化学反应速率
学习目标:
1、知识与技能
① 了解化学反应速率的含义
② 理解化学反应速率的表达式及其简单计算
③ 了解化学反应速率的测量方法
2．过程与方法
通过学习化学反应速率的测量方法，培养设计实验的能力
3．情感态度与价值观
通过对化学反应速率的学习，感悟其在生产、生活和科学研究中的作用，提高对化学科学的认识。
教学重点
理解化学反应速率的表达式及其简单计算
教学难点
理解化学反应速率的表达式及其简单计算
教学过程：
1.定义：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物的浓度增加来表示。
若浓度用物质的量（C）来表示，单位为：mol/L，时间用t来表示，单位为：秒（s）或分（min）或小时（h）来表示，则化学反应速率的数学表达式为：
V == △C/ t
单位是：mol/（L·s） 或 mol/（L·min） 或 mol/（L·h）
化学反应速率是用单位时间内反应物或生成物的量变化来表示，通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示，其数学表达式可表示为
【例题】在2L的密闭容器中，加入1mol和3mol的H2和N2，发生 N2 + 3H2 2NH3 ，在2s末时，测得容器中含有0.4mol的NH3，求该反应的化学反应速率。
解： N2 + 3H2 2NH3
起始量（mol）： 1 3 0
2s末量（mol）： 1-0.2 3-0.6 0.4
变化量（mol）： 0.2 0.6 0.4
则 VN2==0.2/2×2==0.05 mol/（L·s） VH2==0.6/2×2==0.15 mol/（L·s）
VNH3==0.4/2×2==0.1 mol/（L·s）
【明确】理解化学反应速率的表示方法时应注意的几个问题：
1.上述化学反应速率是平均速率，而不是瞬时速率。
2.无论浓度的变化是增加还是减少，一般都取正值，所以化学反应速率一般为正值。
3.对于同一个反应来说，用不同的物质来表示该反应的速率时，其数值不同，但每种物质都可以用来表示该反应的快慢。
4.在同一个反应中，各物质的反应速率之比等于方程式中的系数比。即：
VN2 ：VH2 ： VNH3 ==== 1 ：3 ：2
5.对于在一个容器中的一般反应 aA + bB == cC + dD来说有：
VA ：VB ：VC ：VD === △CA ：△CB ：△CC ：△CD === △nA ：△nB ：△nC ：△nD==== a ：b ：c ：d
6.用化学反应速率来比较不同反应进行得快慢或同一反应在不同条件下反应的快慢时，应选择同一物质来比较。例如：
可逆反应A（g）+ B（g） C（g）+ D（g） ，在四种不同情况下的反应速率如下，其中反应进行得最快的是（ B ）
A. VA==0.15mol/L·min B. VB==0.6 mol/L·min
C. VC==0.4 mol/L·min D.VD==0.01 mol/L·s
对化学反应速率要注意以下几个问题：
1、物质浓度是物质的量浓度以mol/L为单位，时间单位通常可用s、min、h表示，因此反应速率的与常见单位一般为mol/(l·s)、mol/(l·mon)或mol/(l·h)。
2、化学反应速率可用反应体系中一种反应物或生成物浓度的变化来表示，一般是以最容易测定的一种物质表示之，且应标明是什么物质的反应速率。
3、用不同的物质表示同一时间的反应速率时其数值可能不同，但表达的意义是相同的，各物质表示的反应速率的数值有相互关系，彼此可以根据化学方程式中的各化学计量数进行换算：w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
对于反应来说，则有。
4、一般说在反应过程中都不是等速进行的，因此某一时间内的反应速率实际上是这一段时间内的平均速率。
教学反思：
影响化学反应速率的因素
[教学目标]
1．知识与技能
（1）理解浓度、压强、温度和催化剂等条件对化学反应速率的影响。
（2）使学生能初步运用有效碰撞、碰撞的取向和活化分子等来解释浓度、压强、温度和催化剂等条件对化学反应速率的影响。
2．过程与方法
（1）掌握运用浓度、压强、温度和催化剂等条件比较反应速率大小的方法；
（2）通过识别有关化学反应速度与压强、温度或浓度等的图像，提高识图析图能力，培养从图像中挖掘化学信息的能力。
3、情感、态度与价值观
（1）通过实验培养学生严谨的科学态度，知道科学研究的一般方法。
（2）通过目前催化剂研究的遗憾，激发学生投身科学的激情。
[教学重点、难点]压强对化学速率的影响，用活化分子理论解释外界条件对化学反应速率的影响。
[教学过程]
[导入]有些反应速率很快，如盐酸与氢氧化钠的中和反应，而有些反应速率很慢，如石油的形成。可见，不同物质化学反应速率相差很大，决定化学反应速率的因素是反应物本身的性质。
[板书]
一、决定化学反应速率的因素：反应物本身的性质
二、外界条件对化学反应速率的影响：
（一）浓度对化学反应速率的影响
[演示]课本20页实验2-2草酸与酸性高锰酸钾的反应
加入试剂 4mL 0.01mol/L KMnO42mL 0.1mol/L H2C2O4 4mL 0.01mol/L KMnO42mL 0.2mol/L H2C2O4
实验现象
褪色时间
结论 在其它条件相同时，增大反应物浓度，反应速率增大。
[补充实验] 不同浓度的Na2S2O3溶液与0.1摩/升的硫酸反应的对比实验表
编号 Na2S2O3溶液 水 硫 酸 出现浑浊的时间（秒）
1 10ml 0 10ml
2 5ml 5ml 10ml
【板书】当其它条件不变时，增加反应物的浓度，可以增大反应的速率。
【实验解释】为什么增大反应物的浓度会影响反应速率呢？
（明确）当增加反应物的浓度时，单位体积内活化分子的数量增加，有效碰撞的频率增大，导致反应速率增大。
【对结论的再理解】
1.一个反应的速率主要取决于反应物的浓度，与产物的浓度关系不大
2.对于可逆反应aA +bB cC + dD来说，正反应的速率只取决于A、B两种物质的浓度，与C、D两种物质的浓度关系不大。而逆反应的速率只取决于C、D两种物质的浓度，与A、B两种物质的浓度关系不大。增加A或B的浓度只可以使正反应的速率增大，不会影响逆反应的速率。
3.固体和纯液体的浓度是一个常数，所以增加这些物质的量，不会影响反应的速率。
【应用】1.用饱和食盐水代替水制乙炔，以减缓太快的反应速率。
2. 制Fe（OH）2时，通过降低NaOH溶液的含氧量（给溶液加热）来降低Fe（OH）2被氧化的速率。
（二）压强对化学反应速率的影响
【提出问题】压强是怎样对化学反应速率进行影响的？
【收集事实】途径：已有的实验知识
（提出以下几个实验）对比
1. 10ml、0.1mol/L的Na2S2O3溶液与0.1摩/升的硫酸10毫升反应的实验。
2. CaO固体与SiO2固体在高温下反应生成CaSiO3。
3. SO2 与O2在一密闭容器内反应生成SO3。
（讨论）给上述三个反应的容器加压，三个反应的反应物的浓度是怎样变化的？
【事实的处理】列表比较
编号 反应物的状态 加压后反应物浓度变化 加压后反应的速率变化
1
2
3
【板书】对于有气体参加的反应来说，其他条件不变时，增大体系的压强，反应速率会加大。
【解释】为什么增大压强会影响有气体参加的化学反应的速率？
（明确）1.一定量气体的体积与其所受的压强成正比。这就是说，如果气体的压强增大到原来的2倍，气体的体积就缩小到原来的一半，单位体积内的分子数就增多到原来的2倍，即体系中各个物质的浓度都增加，所以化学反应速率增大。相反，减小压强，气体的体积就扩大，浓度减小，因而反应速率减小。
2.如果参加反应的物质是固体、液体或溶液时，由于改变压强对它们的体积改变很小，因而它们的浓度改变也很小，可以认为压强与它们的反应速率无关。
【结论的再理解】
1.压强对反应速率的影响是通过改变浓度而影响反应速率的。我们在分析压强对反应速率的影响时，应最终落实到浓度上，将压强问题转化为浓度问题。
2. 对于那些反应物和生成物都有气体参加的可逆反应来说，增大体系的压强，反应物和生成物的浓度都增加，所以，正反应的速率和逆反应的速率都增大。
3.恒容时加入惰性气体使压强增大，反应物和生成物的浓度都没有变化，所以化学反应速率不变。恒压时加入惰性气体使体积增大，反应物和生成物的浓度都减小，所以化学反应速率减小。
（三）温度对化学反应速率的影响
[演示]课本21页实验2-3
同浓度的Na2S2O3溶液在不同温度下与0.1摩/升的硫酸5毫升反应的对比表
编 号 0.1mol/L的Na2S2O3 0.1mol/L的H2SO4 反应温度 （℃） 反应中出现浑浊的时间（秒）
1 5ml 5ml 冷水
2 5ml 5ml 热水
【板书】在其它条件不变的情况下，升高温度，化学反应要加快。经过实验测定，温度每升高10℃，反应速率通常要增大到原来的2~4倍。
『回顾』1. Cu与浓硫酸在常温条件下和在加热条件下反应情况的对比。
2. Mg条分别与冷水和沸水的反应情况的对比。
【实验事实的处理】1.化学用语化（写方程式）
（1） Na2S2O3 + H2SO4 == Na2SO4 + SO2 + S↓+ H2O
或 S2O32- + 2H+ == SO2 + S↓+ H2O
（2）Cu + 2H2SO4（浓）=== CuSO4 +2 SO2↑+2 H2O
（3 ）Mg +2H2O === Mg（OH）2 + 2H2↑
【解释】为什么升高温度会使反应速率加快？
（明确）当反应物浓度一定时，分子总数一定，升高温度，反应物分子的能量增高，使活化分子的百分比增大，因而单位体积内活化分子数量增多，有效碰撞频率增大，所以，反应速率加大。
【对结论的再理解】对于可逆反应来说，升高体系的温度，反应物和生成物中的活化分子数都增加，所以，正反应的速率和逆反应的速率都增大。
【应用】
1.在实验室进行化学反应时，常常通过给反应物加热来增大反应的速率。
2. 合成氨工业中，是在500℃的条件下进行反应，以加快反应进行的速度。
3. 为防止食品变质，我们将食品放入冰箱中保存，以降低食品变质的速率。
【科学探究】课本21页科学探究：不同温度下碘化钾与稀硫酸反应（淀粉指示颜色）的速率不同。
（四）催化剂对化学反应速率的影响
【演示】22页演示实验2-4：过氧化氢分解的对比实验
（复习回顾）用KClO3制氧气的实验
【实验事实的处理】
（1） 2H2O2 == 2H2O + O2↑
（2） 2KClO3 == 2KCl +3O2↑
（1）过氧化氢分解实验的对比表
编号 无催化剂时的反应情况 有催化剂时的反应情况
1
（2）用KClO3制氧气实验的对比表
编号 无催化剂时的反应情况 有催化剂时的反应情况
【结论】催化剂能加快化学反应速率。
【解释】为什么催化剂能加快化学反应速率？
（明确）当温度和反应物浓度一定时，使用催化剂可使反应途径发生改变，从而降低了反应的活化能，使得活化分子的百分比增大，因此单位体积内活化分子的数目增多，有效碰撞频率增大，故化学反应速率加大。
【对结论的再认识】1.催化剂改变化学反应速率的原因仅仅是改变始态到终态的途径，不改变反应的结果。例：
（1）在加热条件下： 2Cu + O2 == 2CuO
2CuO +2 CH3CH2OH == 2Cu +2 CH3CHO + 2H2O
（2）氮的氧化物破坏臭氧： NO + O3 == NO2 + O2
NO2 + O ==NO + O2
2. 能加快反应速率的催化剂叫正催化剂；能减慢化学反应速率的催化剂叫负催化剂。如不作特殊说明，均指正催化剂。
3. 对可逆反应而言，正催化剂使正、逆反应速率都加快，且加快的程度相同。相反，负催化剂使正、逆反应速率都减小，且减小的程度相同。
【应用】催化剂在现代化学和化工生产中占有极为重要的地位。大约85%的反应需要催化剂。尤其是现代大型化工业、石油工业中，很多反应还必须使用性能良好的催化剂。例；接触法制硫酸工业。
（五）其它因素对化学反应速率的影响
光、磁场、超声波、颗粒大小、溶剂性质…等
[随堂练习]
1．一般都能使反应速率加快的方法是（ B ）。
升温；②改变生成物浓度；③增加反应物浓度；④加压
（A）①②③ （B）①③ （C）②③ （D）①②③④
2．NO和CO都是汽车尾气里的有害物质，它们能缓慢地起反应生成氮气和二氧化碳气体：2NO+2CO=N2+2CO2
对此反应，下列叙述正确的是（ AC ）
（A）使用催化剂能加快反应速率
（B）改变压强对反应速率没有影响
（C）冬天气温低，反应速率降低，对人体危害更大
（D）无论外界条件怎样改变，均对此化学反应的速率无影响
3．设 C+CO2 2CO-Q1，反应速率为υ1；N2+3H2 2NH3+Q2，反应速率为υ2。对于上述反应，当温度升高时，υ1和υ2的变化情况为（ A）。
（A）同时增大 （B）同时减小
（C）υ1增大，υ2减小（D）υ1减小，υ2 增大
4．把镁条投入到盛有盐酸的敞口容器中，产生H2的速率可由如图2-1-1表示，在下列因素中，①盐酸的浓度，②镁条的表面积，③溶液的温度，④氯离子的浓度，影响反应速率的因素是（ C ）。
（A） ①④ （B）③④ （C）①②③ （D）②③
5．煅烧硫铁矿产生二氧化硫，为了提高生成二氧化硫的速率，下列措施可行的是（ AB）。
（A）把块状矿石碾成粉末 （B）向炉内喷吹氧气
（C）使用Fe2O3作催化剂 （D）降低体系的温度
6．在密闭容器中发生2SO2+O2 2SO3反应，现控制下列三种不同的条件：
①在400℃时，10molSO2与5molO2反应；
②在400℃时，20molSO2与5molO2反应；
③在300℃时，10molSO2与5molO2反应；
问：开始时，正反应速率最快的是____②_；正反应速率最慢的是_③__。
教学反思：
第三节 化学平衡
教学目标：
1.能描述化学平衡建立的过程，知道化学平衡常数的涵义，能利用化学平衡常数计算反应物的转化率。
2.通过实验探究温度、浓度和压强对化学平衡的影响，并能用相关理论加以解释。
教学重点：描述化学平衡建立的过程。
教学难点：探究温度、浓度和压强对化学平衡的影响，并能用相关理论加以解释。
探究建议：
①实验探究：温度对加酶洗衣粉的洗涤效果的影响。②实验：温度、浓度对溴离子与铜离子配位平衡的影响。③查阅资料：奇妙的振荡反应。④讨论：合成氨反应条件选择的依据。
课时划分：三课时
教学过程：
第一课时
[导课]我们已经学过许多化学反应，有的能进行到底，有的不能进行到底。请同学们思考并举例说明。
[回答]学生举例化学反应存在的限度。
[讲述] 化学反应速率讨论的是化学反应快慢的问题，但是在化学研究和化工生产中，只考虑化学反应进行的快慢是不够的，因为我们既希望反应物尽可能快地转化为生成物，同时又希望反应物尽可能多地转化为生成物。例如在合成氨工业中，除了需要考虑如何使N2和H2尽快地转变成NH3外，还需要考虑怎样才能使更多的N2和H2转变为NH3，后者所说的就是化学反应进行的程度问题——化学平衡。
［板书］第三节 化学平衡?
［讲述］如果对于一个能顺利进行的、彻底的化学反应来说，由于反应物已全部转化为生成物，如酸与碱的中和反应就不存在什么反应限度的问题了，所以，化学平衡主要研究的是可逆反应的规律。
[板书]一、可逆反应与不可逆反应
[思考］大家来考虑这样一个问题，我现在在一个盛水的水杯中加蔗糖，当加入一定量之后，凭大家的经验，你们觉得会怎么样呢？
［回答］开始加进去的很快就溶解了，加到一定量之后就不溶了。
［追问］不溶了是否就意味着停止溶解了呢？
［回答］回忆所学过的溶解原理，阅读教材自学思考后回答：没有停止。因为当蔗糖溶于水时，一方面蔗糖分子不断地离开蔗糖表面，扩散到水里去；另一方面溶解在水中的蔗糖分子不断地在未溶解的蔗糖表面聚集成为晶体，当这两个相反的过程的速率相等时，蔗糖的溶解达到了最大限度，形成蔗糖的饱和溶液。
［讲述］所以说刚才回答说不溶了是不恰当的，只能说从宏观上看到蔗糖的量不变了，溶解并没有停止。我这里把这一过程做成了三维动画效果，以帮助大家理解溶解过程。
［动画］演示一定量蔗糖分子在水中的溶解过程。
［讲解］这时候我们就说，蔗糖的溶解达到了平衡状态，此时溶解速率等于结晶速率，是一个动态平衡。
［板书］溶解平衡的建立?
开始时v（溶解）＞v(结晶)
平衡时v（溶解）=v（结晶）?
结论：溶解平衡是一种动态平衡?
[探讨]我们学过那些可逆反应？可逆反应有什么特点？
[板书]二、化学平衡状态
1. 定义：是指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应体系中所有参加反应的物质的质量 （溶液中表现为浓度）可以保持恒定的状态。
［启发］大家能否从化学平衡状态的定义中，找出化学平衡有哪些基本特征？
［回答］分析定义，归纳总结，化学平衡的特征：（1）化学平衡研究的对象是可逆反应；（2）达到平衡时正反应速率等于逆反应速率；（3）达到平衡时反应混合物中各组分的浓度保持不变；（4）由于化学平衡状态时反应仍在进行，故其是一种动态平衡。
[板书] 2、化学平衡的特征：（1）反应物和所有产物均处于同一反应体系中，反应条件（温度、压强）保持不变。（2）达到平衡时反应混合物中各组分的浓度保持不变；由于化学平衡状态时反应仍在进行，故其是一种动态平衡。达到平衡时正反应速率等于逆反应速率。
［讲述］评价学生总结结果。大家还应注意化学平衡状态是维持在一定条件下的，一旦条件发生变化，平衡状态就将遭到破坏。动态平衡也体现了辩证唯物主义的基本观点，即运动是绝对的，而静止是相对的。
[思考]若对饱和溶液升温或降温，会有什么现象发生？试从化学平衡观点解释。
[回答]学生解释：升温或降温，溶解速率与结晶速率不在相等，继续溶解或析出，直到溶解速率与结晶速率再次相等，t1时达到新的溶解平衡状态。
[追问]对于化学平衡，条件发生变化，平衡状态怎样发生变化呢？
[实验2-5]两试管中各加入5ml0.1mol/L K2Cr2O7溶液,按要求操作,观察颜色的变化。
[记录实验卡片]
滴加3～10滴浓硫酸 滴加10～20滴6 mol/LNaOH
K2Cr2O7溶液 橙色 黄色
[板书]3、（1）浓度对化学平衡的影响：
Cr2O72－+H2O 2 CrO42－+2H+
橙色 黄色
[实验2—6]通过学生对实验归纳可知：增大反应物的浓度可促使化学平衡向正反应方向移动。
方程式：FeCl3+3KSCN Fe(SCN)3+3KCl
[思考与交流]1、你使如何判断上述化学平衡发生变化的？
2、你能否推知影响化学平衡的其它因素？
[板书]在其它条件不变的情况下，增大反应物浓度，正反应速率加快，平衡向正反应方向移动，增大生成物浓度，逆反应速率加快，平衡向逆反应方向移动。
[练习]填空：
浓度的变化 v正 v逆的变化 结果 平衡移动 平衡移动结果
增大反应物浓度
减少反应物浓度
增大生成物浓度
减少生成物浓度
[讲解] （2）压强对化学平衡的影响
1.固态、液态物质的体积受压强影响很小，压强不使平衡移动。
2.反应中有气体参加：压强减小→浓度减小→平衡向体积减小的方向移动，反之亦然。
[板书]（2） 压强对化学平衡的影响：①其他条件不变时，增大压强平衡向气体体积缩小的方向移动，减小压强；平衡向气体体积增大的方向移动。
②如反应前后气体体积没有变化的反应，改变压强不会使平衡移动。
[板书]（3）温度对化学平衡的影响：
[投影]以2NO2 N2O4；△H<0为例说明。
[板书]在其它条件不变的情况下，温度升高，会使化学平衡商着吸热反应的方向移动；温度降低，会使化学平衡向着放热反应的方向移动。
[练习]填空：
温度改变 v正 v逆的变化 结果 平衡移动 平衡移动结果
升高温度
降低温度
[讲解]化学平衡只有在一定的条件下才能保持，当一个可逆反应达到化学平衡状态后，如果改变浓度、压强、温度等反应条件，达到平衡的反应混合物里各组分的浓度也会随着改变，从而达到新的平衡状态。由此引出化学平衡的移动。
[阅读]P28相关内容 P
[板书]（4）可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立过程叫化学平衡的移动。
勒沙特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度）平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
[思考]催化剂对化学平衡有何影响？
[回答]阅读教材后回答：催化剂同等程度增加正逆反应速率，平衡不移动。
[小结]什么是化学平衡？浓度、温度、压强、催化剂如何影响化学平衡移动？
[作业]P32 1、2、3、4
[板书计划]
第三节 化学平衡
一、可逆反应与不可逆反应
二、化学平衡状态
1. 定义：
2.化学平衡的特征：
3.（1）浓度对化学平衡的影响：
（2） 压强对化学平衡的影响：
（3）温度对化学平衡的影响：
（4）勒沙特列原理：
教学反思：
第二课时
［复习提问］什么叫化学平衡？化学平衡的特征有哪些？?
［回答］化学平衡是是指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应体系中所有参加反应的物质的质量 （溶液中表现为浓度）可以保持恒定的状态。化学平衡的特征：（1）反应物和所有产物均处于同一反应体系中，反应条件（温度、压强）保持不变。（2）达到平衡时反应混合物中各组分的浓度保持不变；由于化学平衡状态时反应仍在进行，故其是一种动态平衡。达到平衡时正反应速率等于逆反应速率。
［过渡］尽管就这么几句话，但真正在学习中能否准确把握和处理好关于化学平衡的问题，还需大家对该概念及相关特征进行深入的理解。化学平衡状态的特征，不仅包括上边大家回答的那些，还有其他方面的特征，这就是今天咱们学习和讨论的主题——化学平衡常数。
［板书］三、化学平衡常数
［引导］请同学们阅读教材P28标题三下面的内容以及浓度关系数据表，分析并验算表中所给的数据，最后可以得到什么结论？
[探究活动］阅读教材和P29表2—1，对表中数据进行观察并归纳。
[总结]一定温度下：
［小结］在一定温度下，可逆反应无论是从正反应开始，还是从逆反应开始，又无论反应物起始浓度为多少，最后都能达到化学平衡。这时生成物的浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比是一个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常数，简称平衡常数，用符号K表示。
［板书］1. 定义：在一定温度下，可逆反应达到平衡时，生成物的浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比是一个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常数，简称平衡常数，用符号K表示。
[练习]计算平衡常数：
起始时各物质的浓度/mol·L-1 平衡时各物质的浓度/mol·L-1 平衡时
c(CO) c(H2O) c(CO2) c(H2) c(CO) c(H2O) c(CO2) c(H2)
0 0 0.01 0.01 0.005 0.005 0.005 0.005
结论：达到平衡时 =1.0（常数）
［启发］刚才得出的平衡常数K是由一个特殊的反应引出的，其，但如果对于任意一个可逆化学反应：mA+nB pC+qD其平衡常数K又该如何表示呢？
［回答］平衡常数实际上是平衡混合物中各生成物浓度的化学计量数次方的乘积除以反应物浓度的化学计量数次方的乘积。即 K=
［板书］2. 表达式对于任意反应?
mA+nB pC+qD
K=
［提问］化学平衡常数实际上是化学平衡的又一特征，那么化学平衡常数K的大小有什么意义呢？
［回答］了解K的意义并回答：可以从平衡常数K的大小推断反应进行的程度，K只受温度影响，K越大，表示化学反应达到平衡时生成物浓度对反应物浓度的比越大，也就是反应进行的程度越大，反应的转化率也越大；反之K越小，表示反应进行的程度越小，反应物的转化率也越小。
[板书]3. 化学平衡常数的意义：K只受温度影响，K越大，反应进行的程度越大，反应的转化率也越大；反之K越小，表示反应进行的程度越小，反应物的转化率也越小。
［提问］什么叫反应物的转化率？
［回答］某指定反应物的转化=×100%?
［讲解］根据平衡常数K的定义和表达式可知，即使是同一反应，若反应方程式书写不同则K的表示方式也不同。再则，这里所谓的浓度指的是气体或溶液的浓度，对于固体、纯液体的浓度一般规定为常数1，可以不写。
［练习］写出下列反应的平衡常数的表达式
①PCl5(g) PCl3(g)+Cl2(g)
②2HI(g) H2(g)+I2(g)
③CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g)
④Fe3O4(s)+4H2(g) 3Fe(s)+4H2O(g)
[解析]在写表达式时注意③、④中固体物质的浓度为1，不写出。
[答案]①K=，②K=,③K=c(CO2),④K=
[板书计划]
三、化学平衡常数
1. 定义：在一定温度下，可逆反应达到平衡时，生成物的浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比是一个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常数，简称平衡常数，用符号K表示。
2. 表达式对于任意反应?
mA+nB pC+qD
K=
3. 化学平衡常数的意义：K只受温度影响，K越大，反应进行的程度越大，反应的转化率也越大；反之K越小，表示反应进行的程度越小，反应物的转化率也越小。
教学反思：
第三课时
（第三节 化学平衡习题课）
［设问］是不是反应速率越快，生成物产量就越高？
［回答］不一定。
［问题］产量的高低取决于什么？
［回答］反应进行的限度。
［导课］反应进行的限度即化学平衡移动的有关问题，下面我们处理化学平衡有关的习题。
［板书］化学平衡习题课
［提问］什么叫化学平衡状态？
［回答］一定条件下的可逆反应，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
［学生回答时教师板书］定义
［提问］化学平衡有哪些特征？请同学们用几个字概括。
［学生回答时教师板书］特征：逆、等、动、定、变、同。
［指定学生分析以上几个字的含义］
［过渡］从平衡状态的特征来看，同一反应物的正、逆反应速率相等就说明达到了平衡状态，那么对于不同反应物或生成物，如何从速率间的关系证明反应达到了平衡状态呢？下面我们看一道题。
［投影］
例1. 在一定温度下，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的A2同时生成n mol AB。
B. 容器内的总压强不随时间变化?
C. 单位时间内生成2n mol的AB，同时生成n mol的B2。
D. 单位时间内生成n mol A2同时生成n mol B2。
解析：A. 根据生成n mol AB，说明消耗了n mol A2。而已知单位时间生成n mol的A2说明此可逆反应生成速率不等于消耗速率，未达平衡状态。
B. 该可逆反应全是气体且反应前后分子数相等。故不能通过容器内的总压强随时间的变化来判断它是否达到化学平衡状态。
C. 根据生成2n mol AB的同时生成n mol B2。“生成2n mol AB”同时说明消耗n mol B2，对于B2气体来说其生成速率等于消耗速率。说明该可逆反应的正、逆反应速率相等。
D.该选项已知条件中未给出消耗A2、B2的物质的量。因此不能说明正反应速率和逆反应速率间的关系。
答案：C
[练习］请同学们自己完成下面的练习题。
1. 对于一定条件下的可逆反应：A(g)+3B(g) 2C(g)达到平衡的标A. A、B、C的浓度不再变化。
B. 容器内总压强不再改变?
C. 单位时间内生成n mol A，同时生成3n mol B?
D. A、B、C的分子数之比为1∶3∶2?
答案:AB
2. 在2NO2(g) N2O4(g)的可逆反应中，下列不属于平衡状态的是
A. 反应物的转化率等于生成物的产率。
B. NO2在混合气体中体积分数保持不变。
C. 平衡体系的颜色不再改变。
D. 单位时间内有1 mol N2O4变为NO2的同时，有2 mol NO2变为N2O4。
答案：A
［问题］请同学们根据以上练习，总结一下化学平衡的标志有哪些？
［学生回答后教师小结并投影显示］
化学平衡状态的标志：?
1. 对于同一反应物或生成物的正反应速率等于其逆反应速率。
2. 一种物质的正反应速率与另一种物质的逆反应速率之比等于方程式化学计量数之比。
3. 各组分的浓度或分子数或含量不随时间改变而改变。
4. 反应物的转化率或生成物产率不随时间改变而改变。
5. 对于反应前后气体体积不相等的反应，容器内总压强或气体总体积不随时间改变而改变。
6. 对于反应体系某物质有颜色的反应，体系颜色不随时间改变而改变。也可说明已达平衡状态。
［过渡］如何衡量一个可逆反应达到平衡状态时，正反应进行的程度大小？
［回答］用化学平衡常数的大小来衡量。
［板书］化学平衡常数
［问题］请同学们写出下列反应达到化学平衡状态时平衡常数的数学表达式。
［投影显示］
①H2(g)+I 2(g) 2HI(g)?
②N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)?
教学反思：
第四节 化学反应进行的方向
教学目标
1、知识与技能：
（1）理解化学反应方向判断的焓判据及熵判据；
（2）能用焓变和熵变说明化学反应的方向。
2、过程与方法：
通过学生已有知识及日常生活中的见闻，使学生构建化学反应方向的判据。学会运用比较、归纳、概括等方法对信息进行加工，构建新知识。
3、情感态度与价值观：
通过本节内容的学习，使学生体会事物的发展、变化常常受多种因素的制约，要全面分析问题。
教学的重点和难点
焓减和熵增与化学反应方向的关系
教学方法
1、应用讨论交流的方法调动学生的积极性，充分发挥学生的想象力；
2、启发学生学会归纳、概括，对信息进行加工，得出结论；
3、注重从学生已有知识及日常生活的经验上构建新知识。
教学过程
[联想、质疑]汽车尾气中的主要污染物是一氧化氮以及燃料不完全燃烧所产生的一氧化碳，它们是现代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：2NO（g） + 2CO（g） = N2（g） + 2CO2（g），你能否判断这一方案是否可行？理论依据是什么？
[课的引入]上述问题是化学反应的方向的问题。反应进行的方向、快慢和限度是化学反应原理的三个重要组成部分。通过前三节的学习和讨论，我们已经初步解决了后两个问题，即反应的快慢和限度问题，这节课我们来讨论反应的方向的问题。
[设问]根据生活经验，举例说说我们见过的自发过程（在一定条件下不需外力作用就能自动进行的过程）。
[学生讨论]……
[总结]生活中的自发过程很多，如：水由高处往低处流，自由落体，电流由电位高的地方向电位低的地方流，铁器暴露于潮湿的空气中会生锈，室温下冰块会融化，……这些都是自发过程，它们的逆过程是非自发的。
科学家根据体系存在着力图使自身能量趋于“最低”和由“有序”变为“无序”的自然现象，提出了互相关联的焓判据和熵判据，为反应方向的判断提供了必要的依据。
[板书]一、反应方向的焓判据。
[交流讨论]19世纪的化学家们曾认为决定化学反应能否自发进行的因素是反应热：放热反应可以自发进行，而吸热反应则不能自发进行。你同意这种观点吗？结合曾经学习的反应举例说明。
[学生讨论交流]……
[汇报交流结果]我们知道的反应中下列反应可以自发进行：
NaOH（aq） + HCl（aq）= NaCl（aq） + H2O（aq） △H = -56KJ/mol；
2Na（s）+ 2H2O（l）= 2NaOH（aq） + H2（g）；
Al（s） + HCl（aq） = AlCl3（aq） + H2（g）；
CaO（s） + H2O（l）= Ca（OH）2（aq）
[追问]上述反应是吸热还是放热？
[学生回答后总结、板书]焓判据：放热反应过程中体系能量降低，因此具有自发进行的倾向。
[指出]多数自发进行的化学反应是放热反应，但也有不少吸热反应能自发进行。如：
N2O5（g）= 4NO2（g）+ O2（g） △H = ＋56.7KJ/mol；
NH4HCO3（s）+ CH3COOH（aq）= CO2（g）+CH3COONH4（aq）+ H2O（l） △H = ＋37.3KJ/mol；
因此，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。
[板书]二、反应方向的熵判据。
[交流讨论]我们知道，固体硝酸铵溶于水要吸热，室温下冰块的溶解要吸热，两种或两种以上互不反应的气体通入一密闭容器中，最终会混合均匀，这些过程都是自发的，与焓变有关吗？是什么因素决定它们的溶解过程能自发进行？
[阅读思考]课本P37相关内容。
[汇报交流、自主学习成果]上述自发过程与能量状态的高低无关，受另一种能够推动体系变化的因素的影响，即体系有从有序自发地转变为无序的倾向。
[总结、板书]熵判据：体系有自发地向混乱度增加（即熵增）方向转变的倾向。
[释疑]如何理解“熵”的含义？
[板书]混乱度：表示体系的不规则或无序状态。
[指出]混乱度的增加意味着体系变得更加无序。
[板书]熵：热力学上用来表示混乱度的状态函数。
[指出]体系的有序性越高，即混乱度越低，熵值就越小。有序变为无序——熵增的过程。
[板书]熵值的大小判断：
（1）气态 > 液态 > 固态
（2）与物质的量成正比
[板书]反应熵变△S=反应产物总熵-反应物总熵
[讲述]产生气体的反应，气体物质的量增大的反应，△S通常为正值，为熵增加反应，反应自发进行。
[学与问]发生离子反应的条件之一是生成气体。试利用上面讲的熵判据加以解释，由此你对于理论的指导作用是否有新的体会。
[指出]有些熵减小的反应在一定条件下也可以自发进行，如：
-10℃的液态水会自动结冰成为固态，就是熵减的过程（但它是放热的）；
2Al（s）+ Fe2O3（s）= Al2O3（s）+ 2Fe（s） △S = -39.35J·mol-1·K-1。
因此，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。
[板书]三、焓变与熵变对反应方向的共同影响。
[讲述]在一定条件下，一个化学反应能否自发进行，既与反应焓变有关，又与反应熵变有关。研究表明，在恒温、恒压下，判断化学反应自发性的判据是：
[板书]体系自由能变化（△G、单位：KJ/mol）：△G = △H - T△S
[指出] 体系自由能变化综合考虑了焓变和熵变对体系的影响。
[板书] △H - T△S < 0 反应能自发进行；
△H - T△S = 0 反应达到平衡状态；
△H - T△S > 0 反应不能自发进行。
[展示]
[举例]对反应CaCO3（s）= CaO（s）+ CO2（g）
△H = + 178.2 KJ·mol-1 △S = +169.6 J·mol-1·K-1
室温下，△G =△H-T△S =178.2KJ·mol-1–298K×169.6×10-3KJ·mol-1·K-1 =
128 KJ·mol-1>0
因此，室温下反应不能自发进行；
如要使反应自发进行，则应使△H - T△S < 0，
则T>△H/△S=178.2 KJ·mol-1/0.1696 KJ·mol-1·K-1 = 1051K。
[知识应用]本节课一开始提出处理汽车尾气的反应：
2NO（g） + 2CO（g） = N2（g） + 2CO2（g），
已知，298K、101KPa下，该反应△H = - 113.0 KJ·mol-1 ，△S = -143.5 J·mol-1·K-1
则△G =△H-T△S = - 69.68 KJ·mol-1 < 0
因此，室温下反应能自发进行。
[指出]但该反应速率极慢，需要使用催化剂来加速反应。
[总结]能量判据和熵判据的应用：
1、由能量判据知∶放热过程（△H﹤0）常常是容易自发进行；
2、由熵判据知∶许多熵增加（△S﹥0）的过程是自发的；
3、很多情况下，简单地只用其中一个判据去判断同一个反应，可能会出现相反的判断结果，所以我们应两个判据兼顾。由能量判据（以焓变为基础）和熵判据组合成的复合判据（体系自由能变化：△G = △H - T△S）将更适合于所有的反应过程；
4、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的速率；
5、在讨论过程的方向时，我们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；
6、反应的自发性也受外界条件的影响。
[课堂练习]
1．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。
2．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。
3．下列说法正确的是（ ）
A．放热反应一定是自发进行的反应； B．吸热反应一定是非自发进行的；
C．自发进行的反应一定容易发生； D．有些吸热反应也能自发进行。
4．250C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。
5．下列过程属于熵增过程的是（ ）
A．硝酸钾溶解在水里面； B．氨气和氯化氢反应生成氯化铵晶体；
C．水蒸气凝结为液态的水D．(NH4)2CO3分解生成二氧化碳、氨气和水。
6．以下自发反应可用能量判据来解释的是( )
A．硝酸铵自发地溶于水；
B．2N2O5(g) = 4NO2(g)+ O2(g) △H=+56.7kJ/mol；
C．(NH4 )2CO3(s)=NH4HCO3(s)+NH3(g) △H=+74.9 kJ/mol；
D．2H2(g)+ O2(g)=2H2O(l) △H=-571.6 kJ/mol。
教学反思：
第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离
教学目标：
1.能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论。
2.使学生了解电离平衡常数及其意义。
3.通过实验，培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科学方法。
教学重点：电离平衡的建立与电离平衡的移动，从化学平衡的建立和化学平衡的移动理论认识电离平衡的建立与电离平衡的移动。
教学难点：外界条件对电离平衡的影响。
课时安排：一课时
教学方法：实验、分析、讨论和总结归纳。
教学过程：
[提问]什么是电解质？什么是非电解质？
[回答]在水溶液或熔化状态下能导电的化合物叫电解质。
[投影］请大家根据电解质的概念，讨论以下几种说法是否正确，并说明原因。
1.石墨能导电，所以是电解质。
2.由于BaSO4不溶于水，所以不是电解质。
3.盐酸能导电，所以盐酸是电解质。
4.SO2、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。
[学与问］酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子，不同的电解质电离程度是否有区别？
[回答]有区别，电解质有强弱之分。
[板书] 第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离
[思考]盐酸与醋酸是生活中常用的酸，盐酸常用于卫生洁具的清洁和去除水垢，为什么不用盐酸代替醋酸呢？
[回答]醋酸腐蚀性比盐酸小，酸性弱。
[追问]醋酸的去水垢能力不如盐酸强，除浓度之外是否还有其它因素？
[实验]3-1：体积相同，氢离子浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条反应，并测量溶液的pH值。
1mol/LHCl 1mol/LCH3COOH
与镁条反应现象
溶液的pH值
[实验结果] 开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，pH值盐酸为1，醋酸小于1
[小组探讨]反应现象及pH值不同的原因？
[汇报]探讨结果：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。
[投影]
［提问］什么叫强电解质？什么叫弱电解质？
［板书］一、电解质有强弱之分
在水溶液里全部电离成离子的电解质叫强电解质；如强酸、强碱、绝大多数盐。
只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。如弱酸、弱减、水。
［过渡］勒沙特列原理不仅可用来判断化学平衡的移动方向，而且适用于一切动态平衡，当然也适用于电离平衡，像我们刚才提到的体积相同，氢离子浓度相同的盐酸和醋酸分别与足量的镁条反应，最后醋酸放出氢气多，就与醋酸存在电离平衡有关，请同学们想一想如何从电离平衡的移动去解释？
[板书]二、弱电解质的电离过程是可逆的
[回答］因为HCl不存在电离平衡，CH3COOH存在电离平衡，随着H＋的消耗，CH3COOH的电离平衡发生移动，使H＋得到补充，所以CH3COOH溶液中H+浓度降低得比HCl中慢，所以CH3COOH在反应过程中速率较快。
［提问］请大家再回答一个问题：CH3COO－和H+在溶液中能否大量共存？
［回答］不能。
［讲解］我们知道，醋酸加入水中，在水分子的作用下，CH3COOH会电离成CH3COO－和H＋，与此同时，电离出的CH3COO－和H+又会结合成CH3COOH分子，随着CH3COOH分子的电离，CH3COOH分子的浓度逐渐减小，而CH3COO－和H+浓度会逐渐增大，所以CH3COOH的电离速率会逐渐减小，CH3COO－和H+结合成CH3COOH分子的速率逐渐增大，即CH3COOH的电离过程是可逆的。
[板书]1、CH3COOH CH3COO－+H＋
［接着讲述］在醋酸电离成离子的同时，离子又在重新结合成分子。当分子电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率时，就达到了电离平衡状态。这一平衡的建立过程，同样可以用速率—时间图来描述。
［板书］
弱电解质电离平衡状态建立示意图
［归纳］请同学们根据上图的特点，结合化学平衡的概念，说一下什么叫电离平衡。
［学生叙述，教师板书］2、在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
［提问］电离平衡也属于一种化学平衡，那么电离平衡状态有何特征？
［学生讨论后回答］前提：弱电解质的电离；①达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等；②动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止；③达电离平衡时，离子和分子共存，其浓度不再发生变化；④指电离平衡也是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。
［提问］哪些条件改变可引起化学平衡移动？
［回答］浓度、温度、压强。
［投影］在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O NH4＋+OH－
下列几种情况能否引起电离平衡移动？向哪个方向移动？
①加NH4Cl固体 ②加NaOH溶液 ③加HCl ④加CH3COOH溶液 ⑤加热 ⑥加水 ⑦加压
［答案］①逆向移动 ②逆向移动 ③正向移动 ④正向移动 ⑤正向移动 ⑥正向移动 ⑦不移动
［讲述］加水时，会使单位体积内NH3·H2O分子、NH4＋、OH－粒子数均减少，根据勒沙特列原理，平衡会向粒子数增多的方向，即正向移动。但此时溶液中的NH4＋及OH－浓度与原平衡相比却减小了，这是为什么呢？请根据勒夏特列原理说明。
[回答］因为根据勒沙特列原理，平衡移动只会“减弱”外界条件的改变，而不能“消除”。
[板书]3、影响因素：①浓度 ②温度
[练习1]分析一元弱酸或弱减的电离平衡，完成下列问题：
1、写出弱酸和弱减的电离方程式。
2、填写下表中的空白。
HA电离过程中体系各离子浓度变化
C（H+） C（A－） C（HA）
HA初溶于水时 小 小 大
达到电离平衡前 变大 变大 变小
达到电离平衡时 不再变化 不再变化 不再变化
BOH电离过程中体系各离子浓度变化
C（OH－） C（B＋） C（HA）
等体积等浓度的B＋、OH－混和时 小 小 大
达到电离平衡前 变大 变大 变小
不再变化 不再变化 不再变化
[练习2]由于弱电解质存在电离平衡，因此弱电解质的电离方程式的书写与强电解质不同。试写出下列物质的电离方程式：
1、H2CO3 2、H2S 3、 NaHCO3 4、NaHSO4 5、HClO
1、H2CO3 H＋+HCO HCO H＋+CO
2、H2S H＋+HS－ HS－H＋+S2－
3、NaHCO3====Na＋+HCO HCOH＋+CO
4、NaHSO4====Na＋+H＋+SO 5、HClO H＋+ClO－
[过渡］氢硫酸和次氯酸都是弱酸，那么它们的酸性谁略强一些呢？那就要看谁的电离程度大了，弱酸电离程度的大小可用电离平衡常数来衡量。
［板书］三、电离平衡常数
［讲述］对于弱电解质，一定条件下达到电离平衡时，各组分浓度间有一定的关系，就像化学平衡常数一样。如弱电解质AB：
［板书］AB A++B－
［讲述］弱酸的电离平衡常数一般用Ka表示，弱碱用Kb表示。请写出CH3COOH和NH3·H2O的电离平衡常数表达式
［学生活动］Ka= Kb=
［讲解］从电离平衡常数的表达式可以看出，分子越大，分母越小，则电离平衡常数越大，即弱电解质的电离程度越大，电离平衡常数越大，因此，电离平衡常数可用来衡量弱电解质相对强弱。那么，用电离平衡常数来比较电解质相对强弱时，要注意什么问题呢？
［启发］电离平衡常数和化学平衡常数一样，其数值随温度改变而改变，但与浓度无关。电离平衡常数要在相同温度下比较。
[实验]3－2：向两支分别盛有0.1mol/LCH3COOH和硼酸的试管中加入等浓度的碳酸钠溶液，观察现象。
[结论]酸性：CH3COOH>碳酸>硼酸。
［讲述］多元弱酸是分步电离的，每步都有各自的电离平衡常数，那么各步电离平衡常数之间有什么关系？多元弱酸与其他酸比较相对强弱时，用哪一步电离平衡常数来比较呢？请同学们阅读课本43有关内容。
［学生看书后回答］多元弱酸电离平衡常数：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步电离决定。
［讲述］请打开书43页，从表3－1中25℃时一些弱酸电离平衡常数数值，比较相对强弱。
［回答］草酸>磷酸>柠檬酸>碳酸。
［讲述］对于多元弱碱的电离情况与多元弱酸相似，其碱性由第一步电离的电离平衡常数决定。
［小结并板书］
1.电离平衡常数的意义：判断弱酸、弱碱的相对强弱。
2.温度升高电离平衡常数增大，但浓度改变电离常数不变。
3.多元弱酸、多元弱碱分步电离，K1＞K2＞K3……，酸性或碱性由K1决定。
[作业]P44 1、2、3、4、5
[板书设计] 第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离
一、电解质有强弱之分
在水溶液里全部电离成离子的电解质叫强电解质；如强酸、强碱、绝大多数盐。
只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。如弱酸、弱减、水。
二、弱电解质的电离过程是可逆的
1、CH3COOH CH3COO－+H＋
弱电解质电离平衡状态建立示意图
2、在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
3、影响因素：①浓度 ②温度
三、电离平衡常数
AB A++B－
1.电离平衡常数的意义：判断弱酸、弱碱的相对强弱。
2.温度升高电离平衡常数增大，但浓度改变电离常数不变。
3.多元弱酸、多元弱碱分步电离，K1＞K2＞K3……，酸性或碱性由K1决定。
教学反思：
第二节 水的电离和溶液的酸碱性
第1课时
教学目标
1、了解水的电离和水的离子积
2、学会根据水的离子积计算溶液中H+ 和OH- 的浓度
教学重点
水的离子积
教学难点
在酸碱溶液中如何求H2O电离出的CH+ 和COH-
教学方法
启发、讨论、归纳
学法指导
自学，预习
主要教具
多媒体
教学过程
H3PO4中各种离子浓度的大小（不考虑水的电离）
写出下列物质的电离平衡方程式
H2SO4、HCIO、NH3·H2O、NaHCO3、KHSO4、
[新课的准备]
请学生回答弱电解质包括哪些物质？弱酸、弱碱和水。
复习初中化学中学习的PH与溶液酸碱性的关系。
[新课进行]
一、水的电离
1、用灵敏的电流计测定纯水的导电性可知：纯水具有导电性，但极其微弱，为什么呢？说明：
（1） 水是一种极微弱的电解质，只能微弱的电离，并存在着平衡。
水的电离方程式：H2O + H2O = H3O+ + OH-
简写为：H2O = H+ + OH-
（2）从纯水的导电性实验测得，25℃时，1L纯水中只有1×10—7mol H2O电离。
∴CH+ = COH-=1×10-7mol/L
而1L水的物质的量为55.6mol，这与发生电离的水1×10-7mol相比，水的电离部分忽略不计。所以，电离前后，水的物质的量几乎不变，可以看作是一个常数
[结论] ]CH+ ·COH-=KW
KW叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
KW= CH+ ·COH-=1×10-7×1×10-7=1×10-14
水的离子积常数反映了一定温度下的水的H+ 浓度和OH- 浓度之间的关系。
二、影响水的电离的因素
加入酸或碱，抑制水的电离，KW不变；
加入某些盐，促进水的电离，KW不变；
电离过程是一个吸热过程，升温能促进水的电离，KW增大，在100℃时，KW =1×10－12。
其它因素：如加入活泼金属，消耗H+，水的电离程度增大。
[讨论] CH+ =1×10-7mol/L的溶液一定呈中性吗？
说明：溶液或纯水呈中性，是因为溶液中CH+ = COH-
纯水中溶液H ＋、OH－ 浓度的计算方法：
CH+ = COH- =。
三、在酸、碱溶液中如何求H2O电离出的H+ 浓度和OH- 浓度
水的离子积常数反映了一定温度下的水的H+ 浓度和OH- 浓度之间的关系。
例1、0﹒1mol/LHCI中CH+ 以及水电离出的H+ 浓度和OH- 浓度
[分析]（1）酸影响了水的电离，抑制了水的电离，水电离平衡向左移动。所以，酸电离出的CH+ 很大，是主要的，水电离的CH+ 很小。所以溶液中CH+ 可以近似看作是酸电离出的H+浓度。
∴CH+=0﹒1mol/L
溶液中COH- =10-14/0﹒1=10-13 mol/L
此COH- 就是水电离出的OH- 浓度。
∴CH+（水）= COH-（水）=10-13 mol/L
结论：纯水中KW=10-14为单纯水的离子积常数。
对于酸或碱来说，溶液中的H+ 浓度和OH- 浓度的乘积是1×10-14，而抑制了水的电离，使水本身的离子积常数减小。
例2、0﹒1mol/L下列物质的溶液中，CH+ 和COH- 的大小顺序
（1）HCI （2）Ba（OH）2 （3）HF （4）NaOH (5)CH3COOH
例3、将水升温到95℃时，水的电离程度将 ，水的离子积常数将
水的H+ 浓度和OH- 浓度将 ，此时溶液呈 性，pH 7。
课后练习:
1.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、c(H+)随着温度的升高而降低 B、在35℃时，纯水中 c(H+) ＞c(OH-)
C、水的电离常数K25 ℃ ＞K35 ℃ D、水的电离是一个吸热过程
2. 1)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 。
(3)某温度下，某液体c(H+)= 10-7mol/L，则该溶液一定是纯水。
2)0.01mol/L盐酸溶液中。 c(H+)、 c(OH-)分别为多少？
c(H+) = 0.01mol/L c(OH-) = KW / c(H+) = 10-12 mol/L
3)0.01mol/L NaOH溶液中. c(H+) 、 c(OH-)分别为多少？
c(OH-) = 0.01mol/L c(H+) = KW / c(OH-) = 10-12 mol/L
3)25℃：A、B、C 三种溶液，其中A中c(H+) = 10—3mol/L ，B 中 c(OH-) = 510—7mol/L，C中c(H+) / c(OH-) = 106,则三种溶液的酸性强弱顺序如何？
A ＞ C ＞ B
4) 25℃、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中c(H+)由大到小的排列顺序：
①氨水 ②NaOH ③盐酸 ④醋酸
③ ＞ ④ ＞ ① ＞ ②
四、巩固练习
书面作业：1、教材上习题
2、求0﹒01mol/LNaOH溶液中COH- 以及水电离出的H+ 浓度和OH- 浓度
教学反思：
第二节 水的电离和溶液的酸碱性(第2课时)
教学目标
1、了解溶液的酸碱性和pH的关系
2、学会溶液pH的简单计算
教学重点
溶液的酸碱性和PH的关系
教学难点
关于溶液pH的计算
教学方法
推理法、讲述法、分析比较法
学法指导
自学，预习
主要教具
多媒体
教学过程
一、溶液的酸碱性
1、溶液的酸碱性与CH+ 、COH- 的关系
[提出问题]：
纯水中加入盐酸或氢氧化钠后，水的电离平衡如何移动？建立新平衡时溶液中的CH+ 、COH- 如何变化？
[分析讨论，总结规律]：
结论：无论酸性、中性、碱性溶液里，都同时存在着OH-、H+，常温下，CH+ 、COH- 的乘积是一个常数（1×10-14）
溶液酸碱性 CH+ COH CH+ 、COH CH+ ·COH
酸性 ＞107mol ＜107mol CH+＞COH 1×1014
中性 =107mol =107mol CH+ = COH
碱性 ＜107mol ＞107mol CH+＜COH
[强调指出]：任何水溶液中存在的H+ 和OH- 作为矛盾的双方，既互相依存，又互相制约，共同决定了溶液的酸碱性。（对立统一的观点）
2、溶液的pH
（1）为什么要引入溶液的pH
示例：植物适宜生长在中性的土壤中，要测土壤溶液的酸碱度；医生要检测病人的血液，尿液等，要测酸碱度，掌握病人的健康状况；有关部门需要经常测定雨水是否是酸雨；工厂要配制电镀液等都需要了解溶液的酸碱性，经常要用到一些CH+很小的溶液，这时就很不方便，因此要引入溶液的pH。
（2）表示方法： pH= -Ig CH+
（3）意义：表示溶液中CH+的大小，即能表示溶液的酸碱性的强弱。
（4）示例：
A、以教材中四种溶液的氢离子浓度为例，求四种溶液的pH.
B、求10ml的0.2 mol/L的H2SO4的pH. 如果将溶液稀释至10倍、100倍，求溶液的pH.
C、怎样求pOH？
二、溶液的酸性的强弱与酸的强弱
（1）酸的强弱是以电解质的电离来区分的：强电解质完全电离的酸是强酸，弱电解质只有部分电离的酸是弱酸；溶液的酸性是由溶液中CH+决定的，CH+越大的溶液，则酸性越强，反之越弱。
（2）观点：①强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强②酸性强的溶液不一定是强酸③酸性相同的溶液，弱酸浓度大，中和能力强④中和能力相同的酸提供H+的物质的量相同，但强酸溶液的酸性强。
安排学生课后阅读资料，并完成某些物质的pH的测定，以激发学生的兴趣，培养实验能力。
三、巩固练习
书面作业：计算0﹒01mol/LNaOH溶液、0.01 mol/L的H2SO4溶液的pH. 如果将它们等体积混合，确定溶液的酸碱性，并计算混合液的pH.
教学反思：
第二节 水的电离和溶液的酸碱性(第3课时)
教学目标
1.了解pH的测定方法
2.学会强酸强碱溶液的pH计算以及混合溶液的pH计算
教学重点
学会强酸强碱溶液的pH计算以及混合溶液的pH计算
教学难点
学会方法，训练思维，掌握基本计算格式
教学方法
推理法、讲述法、分析比较法
学法指导
分析、推理
主要教具
多媒体
教学过程
pH的测定
1、pH值的改变
①pH﹤7溶液呈酸性，pH越小，酸性越强；pH每减小1个单位，CH+ 增大10倍
②pH﹥7溶液呈碱性，pH越大，碱性越强。pH每增加1个单位，CH+ 减小10倍。
③pH小的酸性溶液，不一定是强酸溶液
④pH每升高一个单位，对于强酸需要稀释10倍，而对于弱酸稀释的倍数超过了10倍；pH每降低一个单位，对于强碱需要稀释10倍，而对于弱碱稀释的倍数超过了10倍。
2、测定方法：测定溶液的pH可用pH试纸，这种试纸使用时不能用水湿润，否则非中性溶液的pH测定值比实际的或大或小，使用时用玻璃棒蘸取少量的待测溶液与pH试纸接触，再与标准比色卡对比，读出pH值。另外也可用pH计准确测定。
二、关于pH值的计算
1、酸性溶液：按C→CH+→pH
2、碱性溶液：按C→COH-→CH+→pH
3、强酸、强碱溶液的稀释后的溶液：对于酸溶液中的CH+，每稀释10n倍，pH增大n个单位，但增大后不超过7，酸仍为酸！
对于碱溶液中的COH-，每稀释10 n倍，pH减少n个单位，但减少后不小于7，碱仍为碱！
PH值相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱），稀释相同的倍数，pH变化为强酸变化大，弱酸变化小。
极稀溶液中的pH值的计算，应考虑水的电离。
4、强酸与强弱溶液混合的计算：
反应的实质：H++OH-=H2O
三种情况：
（1）恰好中和，pH=7
（2）若余酸，先求中和后的CH+，再求pH。
（3）若余碱，先求中和后的COH-，再通过KW求出CH+，最后求pH。或先求pOH，再由pH=14-pOH。
5、已知酸和碱溶液的pH之和，判断等体积混合后的溶液的p H
（1）若强酸与强碱溶液的pH之和大于14，则混合后显碱性，pH大于7。
（2）若强酸与强碱溶液的pH之和等于14，则混合后显中性，pH等于7。
（3）若强酸与强碱溶液的pH之和小于14，则混合后显酸性，pH小于7。
（4）若酸与碱溶液的pH之和等于14，强、碱中有一强、一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱显谁性。这是因为酸和碱已电离的H+ 和OH- 恰好中和，谁弱谁的H+ 或OH- 有储备，中和后还能电离，显出酸、碱性来。
三、例题讲解
1、把1mL0﹒05mol/L的H2SO4加水稀释制成100mL溶液，求稀释前和稀释后溶液的pH. 以及由水电离产生的CH+. 答案：4 6 10-10 10-8
2、等体积混合0﹒1mol/L的盐酸和0﹒06mol/L的Ba（OH）2溶液后，溶液的pH等于多少？ 答案：12
3、室温时，将pH=5的H2SO4稀释10倍，则CH+：C(SO42-) =？将稀释后的溶液再稀释100倍，CH+：C(SO42-) =？ 答案：2：1 20：1
四、作业：将10mL0﹒1mol/L的盐酸和10mL0﹒1mol/L Ba（OH）2溶液混合求pH？
教学反思：
第二节 水的电离和溶液的酸碱性(第4课时)
教学目标
1．了解常用分析仪器。
2．理解酸碱中和滴定的原理。
3．使学生初步了解酸碱中和滴定的操作方法。
4．掌握酸碱滴定的误差分析。
教学重点
1．使学生初步了解酸碱中和滴定的操作方法。
2．掌握酸碱滴定的误差分析。
教学难点
掌握酸碱滴定的误差分析
教学方法
推理法、讲述法、分析比较法
学法指导
自学，预习
主要教具
多媒体
教学过程
一、酸碱中和滴定
1、定义：用已知物质的量的浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法
2、原理：在酸碱中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完全中和，测出二者的体积，根据化学方程式中酸和碱的物质的量的比值，就可以计算出碱或酸的溶液浓度。
3、公式：
c酸v酸=c碱v碱(一元酸和一元碱)
4、实验的关键:
(1)准确测量参加反应的两种溶液的体积
(2)准确中和反应是否恰好完全反应
5、实验仪器及试剂:
仪器:酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、 铁架台、滴定管夹、烧杯、白纸
试剂：标准液、待测液、指示剂
二、指示剂的选择：
1、原则：
1）终点时，指示剂的颜色变化明显
2）变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏
2、酸碱指示剂：一般是有机弱酸或有机弱碱（定性测定）
种类 变色范围
甲基橙溶液 红3.1橙4.4黄
酚酞溶液 无8.2浅红10红
石蕊溶液 红5 紫 8蓝
（1）甲基橙和酚酞的变色范围较小：4.4-3.1=1.3 10-8=2 对溶液的酸碱性变化较灵敏
（2）溶液使指示剂改变颜色，发生的化学变化。指示剂滴加太多比将消耗一部分酸碱溶液（一般为1~2滴）。
3、pH试纸（定量测定）
（1）成分：含有多种指示剂
（2）本身颜色：淡黄色
（3）操作：用镊子取一小块pH试纸放在洁净的表面皿或玻璃片上，然后用玻棒沾取少量待测液点在试纸中央，试纸显色后再与标准比色卡比较，即知溶液的pH值。
4、酸碱中和滴定中指示剂的选择：
强酸强碱间的滴定：酚酞溶液、甲基橙
三、实验步骤：
1、查漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是否灵活；
2、洗涤：用水洗净后，各用少量待装液润洗滴定管2－3次；
3、装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，使液面高于刻度2-3cm
4、赶气泡：酸式:快速放液
碱式:橡皮管向上翘起
5、调液：
调节滴定管中液面高度，在“0－1”ml之间，并记下读数。
6、取液：
（1）从碱式滴定管中放出25.00ml氢氧化钠溶液于锥形瓶中
（2）滴入2滴酚酞试液，将锥形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底衬一张白纸。
7、滴定：左手_控制酸式滴定管活塞，右手拿住锥形瓶瓶颈，
边滴入盐酸，边不断顺时针方向摇动，眼睛要始终注视锥形瓶溶液的颜色变化。
8、记：当看到加一滴盐酸时，锥形瓶中溶液红色突变无色时，并在半分钟内不恢复红色,停止滴定，准确记下盐酸读数，并准确求得滴定用去的盐酸体积。
9. 计算：重复以上操作三次,并计算三次所测体积的平均值. 整理数据进行计算。
五、误差分析：
例题：用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液（氢氧化钠放于锥形瓶中）下列操作（其它操作均正确），对氢氧化钠溶液浓度有什么影响？
一、酸式滴定管
1、未用标准盐酸标准液润洗酸式滴定管 （偏高）
2、滴定管内壁不干净，滴定后，酸式滴定管内壁挂水珠（偏高）
3、滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失（偏高）
4、滴定操作时，有少量盐酸滴于锥形瓶外（偏高）
5、滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度（偏低）
二、锥形瓶
6、锥形瓶内用蒸馏水洗涤后，再用待测氢氧化钠润洗 2-3次，将润洗液倒掉，再装NaOH溶液（偏高）
7、锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH溶液（无影响）
8、滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的溶液溅出一部分。（偏低）
9、指示剂滴加过多（偏低）
三、碱式滴定管
10、碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗 （偏低）
11、取待测液时，为将盛待测液的碱式滴定管尖嘴的气泡排除。取液后滴定管尖嘴充满溶液（偏低）
四、含杂质
12、在配制待测氢氧化钠溶液过程中，称取一定质量的氢氧化钠时，内含少量的氢氧化钾，用标准盐酸溶液进行滴定。（偏低）
13、同上情况，若氢氧化钠中含有少量的碳酸钠，结果如何（偏低 ）
教学反思：
第三节 盐类的水解（第一课时）
【教学目标】
1．使学生理解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解。
2．培养学生分析问题的能力，使学生会透过现象看本质。
3．培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法教育。
【教学重点】
盐类水解的本质
【教学难点】
盐类水解方程式的书写和分析
【教学方法】
启发式、实验引导法、归纳法
教学过程
【提问引入】酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，盐溶液是否都显中性？
探究盐溶液的酸碱性
根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可以分成哪几类？
酸 + 碱 == 盐 + 水 （中和反应）
【演示】用pH试纸检验下列溶液的酸碱性：
NaCl、Na2CO3、 Na2HCO3、NH4Cl、 Na2SO4、CH3COONa、（NH4）2SO4
（通过示范说明操作要领，并强调注意事项）
【讨论】 由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系？
【学生小结】1. 盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：
①强碱弱酸盐的水溶液 显碱性
②强酸弱碱盐的水溶液 显酸性
③强酸强碱盐的水溶液 显中性
【板书】二、探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因
【讲述】当向水中分别加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，请思考：
（1）相关的电离方程式？
（2）盐溶液中存在哪些粒子？
（3）哪些粒子间可能结合（生成弱电解质）？
（4）对水的电离平衡有何影响？
（5）相关的化学方程式？
【探究1】 往水中加NaCl形成溶液。
⑴ 电离方程式
⑵ c(H+)和c(OH–)相对大小
⑶ 盐溶液的酸碱性
⑷ 盐溶液中的粒子
⑸ 有无弱电解质生成
⑹ 相关化学方程式
【探究2】 往水中加NH4Cl形成溶液。
⑴ 电离方程式
⑵ c(H+)和c(OH–)相对大小
⑶ 盐溶液的酸碱性
⑷ 盐溶液中的粒子
⑸ 有无弱电解质生成
⑹ 相关化学方程式
【学生小结】NH4Cl溶于水时电离出的NH4+与水电离出的OH-结合成弱电解质NH3·H2O，消耗了溶液中的OH-，使水的电离平衡向右移动，产生更多的H+，建立新平衡时，c（H+）＞c（OH-），从而使溶液显酸性。
【【探究3】 往水中加CH3COONa形成溶液。
⑴ 电离方程式
⑵ c(H+)和c(OH–)相对大小
⑶ 盐溶液的酸碱性
⑷ 盐溶液中的粒子
⑸ 有无弱电解质生成
⑹ 相关化学方程式
【学生小结】CH3COONa溶于水时，CH3COONa电离出的CH3COO-和水电离出的H+结合生成难电离的CH3COOH，消耗了溶液中的H+，使水的电离平衡向右移动，产生更多的OH-，建立新平衡时，C（OH-）＞C（H+），从而使溶液显碱性。
【板书】三、 盐类的水解
这种在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
【板书总结】（1）
盐类 实例 能否水解 引起水解的离子 对水的电离平衡的影响 溶液的酸碱性
强碱弱酸盐 CH3COONa 能 弱酸阴离子 促进水的电离 碱性
强酸弱碱盐 NH4Cl 能 弱碱阳离子 促进水的电离 酸性
强酸强碱盐 NaCl 不能 无 无 中性
（2）只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+或OH-结合生成弱电解质。
（3）盐类水解使水的电离平衡发生了移动，并使溶液显酸性或碱性。
（4）盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
（5）盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“”号。
（6）水解的规律是：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性。
教学反思：
第三节 盐类的水解 （第二课时）
【教学目标】
1、理解盐类水解的实质，能根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性
2、掌握盐类水解及其应用
3、能正确书写盐类水解的离子方程式
【教学重点】
盐类水解的实质及其影响因素
【教学难点】
盐类水解方程式的书写和影响因素分析
【教学过程】
【复习巩固】师生共同回顾第一课时相关知识
【板书】四、盐类水解离子方程式的书写
【归纳】
1.盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“”号。 如CH3COO－+H2O CH3COOH+OH－
2.一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书写离子方程式时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）写成其分解产物的形式。个别水解程度较大的水解反应，有明显沉淀时用“↓”
3.多元弱酸的盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主。如Na2CO3的水解过程:
第一步：CO32－+H2O HCO3－+OH－（主要）
第二步：HCO3－+H2O H2CO3+OH－（次要）
4.多元弱碱的阳离子水解复杂，可看作是一步水解反应。如：
Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
总之，水解方程式的书写规律：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成弱碱，阴离子水解生成弱酸，阴阳离子都水解生成弱酸和弱碱。
写出下列盐水解的离子方程式：
CH3COONa
K2CO3
FeCl3
（NH4））2SO4
【反馈练习】
判断下列盐溶液的酸碱性，若该盐能水解，写出其水解反应的离子方程式。
（1）KF （2）NH4NO3 （3）Na2SO4 （4）FeCl3 （5）NaHCO3
【引入问题】
为什么相同浓度的Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液的PH值分别等于8、9、10？
【讨论】：盐类水解程度与什么因素有关，从化学平衡角度思考
【板书】五、影响盐类水解的因素
1．主要因素是盐本身的性质-内因
组成盐的酸根对应的酸越弱，水解程度也越大，碱性就越强， 越高。
组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度也越大，酸性就越强， 越低。
2．影响盐类水解的外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素。
（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度增大。
（2）浓度：盐浓度越小，水解程度越大；盐浓度越大，水解程度越小。
（3）外加酸碱能促进或抑制盐的水解。例如水解呈酸性的盐溶液加入碱，就会中和溶液中的 ，使平衡向水解方向移动而促使水解，若加酸则抑制水解。
【科学探究】通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件，理解影响盐类水解程度的因素。
写出FeCl3水解的化学方程式 ，设计实验完成下表
影响因素 实验操作 现象 平衡移动方向 Fe3+的水解程度 PH
浓度 加FeCl3
加水
溶液的酸碱度 加HCl
加少量的NaOH
加Na2CO3
温度 温度升高
【反馈练习】
1．能使Na2CO3溶液中Na+与CO32- 更接近2:1的措施是 （ ）
A 加水 B 加Na2CO3粉末 C 加KOH固体 D 加热
2．为什么热的纯碱溶液去污效果好
教学反思：
第三节 盐类的电离(第3课时)
【教学目标】
1进一步巩固盐类水解的实质的理解
2掌握盐类水解实质并解释一些日常生活中的现象
【教学重点】
盐类水解实质并解释一些日常生活中的现象，理解电解质溶液中存在的守恒关系
【教学难点】
电解质溶液中存在的守恒关系
【教学过程】
【复习引入】
应用平衡移动原理分析醋酸钠溶液水解平衡的移动情况，如下表所示：
条件变化 C(CH3COO-) C(CH3COOH) C(OH-) C(H+) PH 水解程度
升高温度
加水
加醋酸
加醋酸钠
加HCl(g)
加NaOH
【情景创设】联系生活，讨论盐类的水解在生活中的应用
1、人们常用硫酸铝钾或硫酸铝做净水剂，你能解释其中的原理吗？
2、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？
3、家里常用纯碱来清洁厨房用具，用加热过的纯碱液效果更好，为什么？
4、泡沫灭火器是常用的灭火器，其结构有两个筒，内筒为塑料筒，盛有硫酸铝溶液，外筒和内筒之间装有碳酸氢钠溶液，使用时将灭火器倒置，两种溶液混合即发生剧烈反应，产生大量泡沫而达到灭火效果，你能试着解释其中的原因吗？
【归纳】以上这些实际生活中出现的问题，都利用到我们学习的盐类水解的知识，都是盐类水解的知识在实际生活中的应用
【板书】六、盐类水解的应用
1．日常生活中的应用：
2．易水解盐溶液的配制与保存
3．判断溶液的酸碱性：
将0.1mol/L的下列溶液按PH由小到大的顺序排列①Na2CO3②NaHCO3 ③NaOH ④NaNO3 ⑤CH3COOH ⑥NaHSO4 ⑦NH4Cl_________________ ______
4．判断溶液中的离子能否共存：
5．把盐溶液蒸干制取无水盐晶体；
把下列盐溶液蒸干得到何种物质：
AlCl3____ ___ Al2（SO4）3 _____ ___ FeCl3______ __
Na2CO3______ _ CuSO4 __ ___
6．判断溶液中离子浓度的大小
【讨论】电解质溶液中存在哪些守恒关系？
七、电解质溶液中的守恒关系：
（1）电荷守恒：电解质溶液中无论含多少种离子，但溶液总是呈电中性的。即整个溶液中_____ _ _所带的负电荷总数一定等于__ _ _所带正电荷总数。如在NH4Cl溶液中有__________
（2）原子守恒（物料守恒）：电解质溶液中尽管有些离子水解、电离等原因发生改变，但某原子总数是保持不变的。
如NH4Cl中存在________ ___________.
（3）质子（H+）守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。
如NH4Cl中存在________ ___________.
[思考与交流]
写出下列溶液中的各种守恒关系：
0.1mol／L Na2CO3溶液中：
电荷守恒：________ ____
物料守恒：_____ _.
质子（H+）守恒
0.1mol/L H2S溶液中
电荷守恒_________
物料守恒_____
质子（H+）守恒
教学反思：
第四节 难溶电解质
第一节 化学反应与能量的变化
（第一课时）
教学目标:
1.知识与技能
①了解反应热和焓变的含义
②理解吸热反应和放热反应的实质
2．过程与方法
从化学反应的本质即旧键断裂与新键形成的角度研究反应热产生的原因
3．情感态度与价值观
通过了解简单过程中的能量变化中的热效应
教学重点
理解吸热反应和放热反应的实质
教学难点
能量变化中的热效应
教学用具：
投影仪
学习过程
引 言:我们知道：一个化学反应过程中，除了生成了新物质外，还有
思考
（1）你所知道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
反应物具有的总能量 > 生成物具有的总能量
（2）你所知道的化学反应中有哪些是吸热反应？能作一个简单的总结吗？
多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧碳生成一氧化碳w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
反应物具有的总能量 < 生成物具有的总能量
1：当能量变化以热能的形式表现时：
我们知道：一个化学反应同时遵守质量守恒定律和能量守恒，那么一个反应中的质量与能量有没有关系呢？
有能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础，二者密不可分，但以物质为主。
能量的多少则以反应物和产物的质量为基础。那么化学反应中能量到底怎样变化
2:反应热,焓变
化学反应过程中为什么会有能量的变化？（用学过的知识回答）
化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂，形成新的化学键，从新组合成生成物的分子的过程。旧键断裂需要吸收能量，新键形成需要放出能量。而一般化学反应中，旧键的断裂所吸收的总能量与新键形成所放出的总能量是不相等的，而这个差值就是反应中能量的变化。所以化学反应过程中会有能量的变化。
反应热 焓变
化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或换算成相应的热量）来表述，叫做反应热，又称为“焓变”。符号： ΔH ，单位：kJ/mol 或 kJ mol-1
H为“－” 为放热反应, H为“＋” 为吸热反应
思考:能量如何转换的？能量从哪里转移到哪里？体系的能量如何变化？升高是降低？环境的能量如何变化？升高还是降低？规定放热反应的ΔH 为“－”，是站在谁的角度？体系还是环境
放热反应 ΔH为“—”或ΔH〈 0
吸热反应 ΔH为“+”或ΔH 〉0
H＝E（生成物的总能量）－ E（反应物的总能量）
H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能）
3:练习
1)1molC与1molH2O(g)反应失成lmol CO(g)和1mol H2(g)，需要吸收131.5kJ的热量，
该反应的反应热为△H= kJ/mol。
2)拆开 lmol H—H键、lmol N－H键、lmolN≡N键分别需要的能量是436kJ、391kJ、946kJ，则1mol N2生成NH3的反应热为 ，1mol H2生成NH3的反应热为 。
3）H2 + F2 = 2HF H2 + Cl2 = 2HCl 预测当生成2 mol HF和2 mol HCl时，哪个反应放出的热量多？
若干化学键的键能（ kJ/mol，25 ℃ ）
1、下列说法正确的是
A、需要加热方能发生的反应一定是吸热反应
B、放热的反应在常温下一定很易发生
C、反应是放热的还是吸热的必须看反应物和生成物所具有的总能量的相对大小
D、吸热反应在一定的条件下也能发生
2、反应C(石墨) → C(金刚石)是吸热反应,由此可知
A、石墨比金刚石更稳定 B、金刚石和石墨可以相互转化
C、金刚石比石墨稳定 D、金刚石和石墨不能相互转化
教学反思：
第一节 化学反应与能量的变化
（第二课时）
教学目标：
知识与技能
①书写表示化学反应热的化学方程式
②有关热化学方程式的计算
2．过程与方法
通过实例理解化学方程式的局限性，介绍热化学方程式的必在性
3．情感态度与价值观
通过热化学方程式的教学，培养学生勇于探索的科学态度
教学重点
书写表示化学反应热的化学方程式
教学难点
有关热化学方程式的计算
学习过程
1．复习回忆
1）、催化剂为什么能够加快反应速度？
2）、什么是有效碰撞、活化分子、活化能？
3）、化学反应中能量变化的主要原因？
4）、你了解“即热饭盒吗？知道是什么原理吗？
5）、什么是反应热（焓变）
2．引入
阅读课本：例1与例2
与化学方程式相比，热化学方程式有哪些不同？
正确书写热化学方程式应注意哪几点？
3、热化学方程式的书写
1）热化学方程式定义：表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
2）正确书写热化学方程式应注意：
（1）书写热化学方程式要注明反应的温度和压强，（为什么？）而常温、常压可以不注明，即不注明则是常温、常压。
（2）标出了反应物与生成物的状态，（为什么要标出？）（3）写出了反应热，还注明了“＋”，“－”
（4）方程式中的计量系数可以是整数也可以是分数。
4．注意点：
反应物和生成物前的系数它代表了什么？在方程式中 H它表示了什么意义？ H的值与什么有关系？
热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，表示对应物质的物质的量。 H(KJ/mol)它表示每摩尔反应所放出的热量， H的值与方程式中的计量系数有关，即对于相同的反应，当化学计量数不同时，其 H不同。
例题
1、当1mol气态H2与1mol气态Cl2反应生成2mol气态HCl，放出184.6KJ的热量，请写出该反应的热化学方程式。
2．写出下列反应的热化学方程式
1）1molN2(g)与适量O2(g)反应生成NO (g)，需吸收68kJ的热量；
2）2molCu(s)与适量O2(g)反应生成CuO(s)，放出314kJ热量；
3） 1g 硫粉在氧气中充分燃烧放出 9.36kJ热量，写出硫燃烧的热化学方程式。
4）4g CO在氧气中燃烧生成CO2，放出 9. 6kJ热量，写出CO燃烧的热化学方程式。
5）在一定条件下，氢气和甲烷燃烧的化学方程式为：
2H2(g) + O2 (g) = 2H2O (l); H= – 572 kJ /mol
CH4(g) +2O2 (g) = CO2(g)+2H2O (l);
H= – 890 kJ/mol由1mol 氢气和2mol甲烷组成的混合气体在上述条件下完全燃烧时放出的热量为多少。
6）在一定条件下，氢气和丙烷燃烧的化学方程式为：
2H2(g) + O2 (g) = 2H2O (l); H= – 572 kJ/mol
C3H8(g) +5O2(g)= 3CO2 (g) +4H2O (l); H = – 2220 kJ/mol
5mol 氢气和丙烷的混合气完全燃烧时放热3847kJ，则氢气和丙烷的体积比为
(A) 1:3 (B) 3:1 (C) 1:4 (D) 1:1
7）已知
（1）H2( g )＋1/2O2 ( g ) ＝ H2O ( g ) ΔH1 = a kJ/mol
（2）2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( g ) ΔH2 = b kJ/mol
（3） H2( g )＋1/2O2 ( g ) ＝ H2O ( l ) ΔH3 = c kJ/mol
（4） 2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( l ) ΔH4 = d kJ/mol
则a、b、c、d的关系正确的是 A C 。
A、a
8）若2.6 g 乙炔（C2H2，气态）完全燃烧生成液态水和CO2（g）时放热130 kJ。则乙炔燃烧的热化学方程式为
C2H2（g）＋5/2O2（g）＝2CO2（g）＋H2O（l）ΔH=－1300 kJ/mol
2C2H2（g）＋5O2（g）==4CO2(g)＋2H2O(l) ΔH=－2600 kJ/mol
教学反思：
第二节 燃烧热 能源
教学目标：
1.知识与技能
① 理解燃烧燃烧的含义
③掌握表示燃烧热的热化学方程式的写法和有关燃烧热的简单的计算
2．过程与方法
通过对“应根据什么标准来选择燃料”的教学，让学生学会多角度的综合分析的方法
3．情感态度与价值观
通过结我国的能源现状的认识过程，培养学生的节能意识
教学重点
表示燃烧热的热化学方程式的写法和有关燃烧热的简单的计算
教学难点
表示燃烧热的热化学方程式的写法
学习过程
1、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？
1）定义：在25℃,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。燃烧热通常可由实验测得。
2）在理解物质燃烧热的定义时，要注意以下几点：
①研究条件： 25℃ ,101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol
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25℃ ,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。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)＋1/2O2(g)===H2O(g);ΔH=－241.8 kJ/mol
你能根据题中信息写出表示H2燃烧热的热化学方程式吗？
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。
2、燃烧热的计算及应用
［例题］
1.在101 kPa时，1 mol CH4 完全燃烧生成CO2和液态H2O，放出890.3 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？CH4的燃烧热为890.3 kJ/mol，1000 L CH4（标准状况）完全燃烧产生的热量为3.97×104 kJ
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。
3、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 (l)；△H=-57.3kJ／mol。
3）要点
①条件：稀溶液。稀溶液是指溶于大量水的离子。
②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。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
③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内。
④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2molH2SO4配稀溶液跟足量稀NaOH反应，放出____________kJ的热量。
3）燃烧热和中和热的区别与联系
4、能源
1）什么是能源？能源的作用？
就是能提供能量的自然资源，包括化石燃料（煤、石油、天然气）、阳光、风力、流水、潮汐以及柴草等。 能源的开发和利用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。
2）当今世界上重要的能源是什么？怎样解决能源枯竭问题？节约能源的重要措施是什么？什么是新能源？化石燃料：煤、石油、天然气解决的办法 ：开源节流；即开发新能源，节约现有能源，提高能源的利用率。
措施：科学地控制燃烧反应，使燃料充分燃烧，提高能源的利用率。
新能源：太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物能。
3）相关思考题∶燃料充分燃烧的条件是什么 .燃料燃烧时,若空气过量或不足,会造 成什么后果 为什么固体燃料要粉碎后使用
煤在直接燃烧时会产生SO2、氮氧化物及烟尘等，严重影响空气质量且易导致酸雨、温室效应等，从而使环境受到严重污染，故通过清洁煤技术（如煤的液化和气化，以及实行烟气净化脱硫等），大大减少燃煤对环境造成的污染，势在必行。提高煤燃烧的热利用率、开发新的能源也是大势所趋。
教学反思：
第三节 化学反应热的计算
第1课时 盖斯定律
教学目标：
1．知识与技能
①盖斯定律的本质，了解其科学研究中的意义。
②掌握有关盖斯定律的应用。
2．过程与方法
通过运用盖斯定律求有关物质的反应热，进一步理解反应热的概念。
3．情感态度与价值观
通过实例感受盖斯定律的应用，并以此说明盖斯定律在科学研究中的重要贡献。
教学重点
掌握有关盖斯定律的应用
教学难点
掌握有关盖斯定律的应用
教学用具：
多媒体课件
学习过程
1．引入：如何测出这个反应的反应热：C(s)+1/2 O2(g)==CO(g)
①C(s)+1/2 O2(g)==CO(g) ΔH1=
②CO(g)+1/2 O2(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 ΔH1=-393.5kJ/mol+ 283.0kJ/mol=-110.5kJ/mol
2．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。
3．如何理解盖斯定律？
1）请用自己的话描述一下盖斯定律。
2）盖斯定律有哪些用途？
4．例题
1）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)；ΔH = -2983.2 kJ/mol
P(s、红磷)+5/4O2(g)=1/4P4O10(s)；ΔH = -738.5 kJ/mol
试写出白磷转化为红磷的热化学方程式
_________________________________。
2）在同温同压下，下列各组热化学方程式中Q2>Q1的是（ B ）
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
3、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。
教学反思：
第2课时 反应热的计算
教学目标:
1.知识与技能
① 掌握有关反应热、燃烧热、热化学方程式的计算
2．过程与方法
① 通过有关反应热的计算的学习过程，使学生掌握有关反应热计算的方法和技巧，进一步提高化学计算能力。
3．情感态度与价值观
①通过有关反应热的计算的学习过程，进一步培养学生的节能意识和开发新能源的使命感、责任感；认识化学知识与人类生活、生产的密切关系。
教学重点：
掌握有关反应热、燃烧热、热化学方程式的计算
教学难点：
掌握有关反应热、燃烧热、热化学方程式的计算
教学用具：
多媒体课件
教学过程
一、怎样进行反应热的计算
1、热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项同时改变正、负号；各项的系数包括△H的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数。
2、根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其△H相加或相减，得到一个新的热化学方程式。
3、可燃物完全燃烧产生的热量＝n × △H
二、进行反应热计算常用的几种方法
1、列方程或方程组法
2、平均值法
3、极限分析法
4、十字交叉法
5、估算法（仅适于选择题）
[投影]例题见课本12、13页。
三、进行反应热的计算时应注意的问题：
1、反应热数值与各物质的化学计量系数成正比，因此热化学方程式中各物质的化学计量数改变时，其反应热数值需同时做同倍数的改京戏。
2、热化学方程式中的反应热是指反应按所给形式完全进行时的反应热。
3、正、逆反应的反应热数值相等，符号相反。
〖练习1〗298K，101KPa时，将1.0 g钠与足量的氯气反应，生成氯化钠晶体并放出17.87 KJ的热量，求生成1mol 氯化钠的反应热？
〖练习2〗乙醇的燃烧热是△H=-1366.8KJ/mol，在此温度下，1Kg乙醇充分燃烧后放出多少热量？
[投影]
〖练习3〗已知下列反应的反应热为：
(1)CH3COOH（l）+2O2（g）=2CO2(g)+2H2O(l) △H1=-870.3KJ/mol
(2)C(s)+O2(g)=CO2(g) △H=—393.5KJ/mol
(3) H2(g)+O2(g)=H2O(l) △H=—285.8KJ/mol
试计算下列反应的反应热：
2C(s)+2H2(g)+O2(g)=CH3COOH(l)
教学反思：
第二章．化学反应速率和化学平衡
第一节 化学反应速率
学习目标:
1、知识与技能
① 了解化学反应速率的含义
② 理解化学反应速率的表达式及其简单计算
③ 了解化学反应速率的测量方法
2．过程与方法
通过学习化学反应速率的测量方法，培养设计实验的能力
3．情感态度与价值观
通过对化学反应速率的学习，感悟其在生产、生活和科学研究中的作用，提高对化学科学的认识。
教学重点
理解化学反应速率的表达式及其简单计算
教学难点
理解化学反应速率的表达式及其简单计算
教学过程：
1.定义：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物的浓度增加来表示。
若浓度用物质的量（C）来表示，单位为：mol/L，时间用t来表示，单位为：秒（s）或分（min）或小时（h）来表示，则化学反应速率的数学表达式为：
V == △C/ t
单位是：mol/（L·s） 或 mol/（L·min） 或 mol/（L·h）
化学反应速率是用单位时间内反应物或生成物的量变化来表示，通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示，其数学表达式可表示为
【例题】在2L的密闭容器中，加入1mol和3mol的H2和N2，发生 N2 + 3H2 2NH3 ，在2s末时，测得容器中含有0.4mol的NH3，求该反应的化学反应速率。
解： N2 + 3H2 2NH3
起始量（mol）： 1 3 0
2s末量（mol）： 1-0.2 3-0.6 0.4
变化量（mol）： 0.2 0.6 0.4
则 VN2==0.2/2×2==0.05 mol/（L·s） VH2==0.6/2×2==0.15 mol/（L·s）
VNH3==0.4/2×2==0.1 mol/（L·s）
【明确】理解化学反应速率的表示方法时应注意的几个问题：
1.上述化学反应速率是平均速率，而不是瞬时速率。
2.无论浓度的变化是增加还是减少，一般都取正值，所以化学反应速率一般为正值。
3.对于同一个反应来说，用不同的物质来表示该反应的速率时，其数值不同，但每种物质都可以用来表示该反应的快慢。
4.在同一个反应中，各物质的反应速率之比等于方程式中的系数比。即：
VN2 ：VH2 ： VNH3 ==== 1 ：3 ：2
5.对于在一个容器中的一般反应 aA + bB == cC + dD来说有：
VA ：VB ：VC ：VD === △CA ：△CB ：△CC ：△CD === △nA ：△nB ：△nC ：△nD==== a ：b ：c ：d
6.用化学反应速率来比较不同反应进行得快慢或同一反应在不同条件下反应的快慢时，应选择同一物质来比较。例如：
可逆反应A（g）+ B（g） C（g）+ D（g） ，在四种不同情况下的反应速率如下，其中反应进行得最快的是（ B ）
A. VA==0.15mol/L·min B. VB==0.6 mol/L·min
C. VC==0.4 mol/L·min D.VD==0.01 mol/L·s
对化学反应速率要注意以下几个问题：
1、物质浓度是物质的量浓度以mol/L为单位，时间单位通常可用s、min、h表示，因此反应速率的与常见单位一般为mol/(l·s)、mol/(l·mon)或mol/(l·h)。
2、化学反应速率可用反应体系中一种反应物或生成物浓度的变化来表示，一般是以最容易测定的一种物质表示之，且应标明是什么物质的反应速率。
3、用不同的物质表示同一时间的反应速率时其数值可能不同，但表达的意义是相同的，各物质表示的反应速率的数值有相互关系，彼此可以根据化学方程式中的各化学计量数进行换算：w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
对于反应来说，则有。
4、一般说在反应过程中都不是等速进行的，因此某一时间内的反应速率实际上是这一段时间内的平均速率。
教学反思：
影响化学反应速率的因素
[教学目标]
1．知识与技能
（1）理解浓度、压强、温度和催化剂等条件对化学反应速率的影响。
（2）使学生能初步运用有效碰撞、碰撞的取向和活化分子等来解释浓度、压强、温度和催化剂等条件对化学反应速率的影响。
2．过程与方法
（1）掌握运用浓度、压强、温度和催化剂等条件比较反应速率大小的方法；
（2）通过识别有关化学反应速度与压强、温度或浓度等的图像，提高识图析图能力，培养从图像中挖掘化学信息的能力。
3、情感、态度与价值观
（1）通过实验培养学生严谨的科学态度，知道科学研究的一般方法。
（2）通过目前催化剂研究的遗憾，激发学生投身科学的激情。
[教学重点、难点]压强对化学速率的影响，用活化分子理论解释外界条件对化学反应速率的影响。
[教学过程]
[导入]有些反应速率很快，如盐酸与氢氧化钠的中和反应，而有些反应速率很慢，如石油的形成。可见，不同物质化学反应速率相差很大，决定化学反应速率的因素是反应物本身的性质。
[板书]
一、决定化学反应速率的因素：反应物本身的性质
二、外界条件对化学反应速率的影响：
（一）浓度对化学反应速率的影响
[演示]课本20页实验2-2草酸与酸性高锰酸钾的反应
加入试剂 4mL 0.01mol/L KMnO42mL 0.1mol/L H2C2O4 4mL 0.01mol/L KMnO42mL 0.2mol/L H2C2O4
实验现象
褪色时间
结论 在其它条件相同时，增大反应物浓度，反应速率增大。
[补充实验] 不同浓度的Na2S2O3溶液与0.1摩/升的硫酸反应的对比实验表
编号 Na2S2O3溶液 水 硫 酸 出现浑浊的时间（秒）
1 10ml 0 10ml
2 5ml 5ml 10ml
【板书】当其它条件不变时，增加反应物的浓度，可以增大反应的速率。
【实验解释】为什么增大反应物的浓度会影响反应速率呢？
（明确）当增加反应物的浓度时，单位体积内活化分子的数量增加，有效碰撞的频率增大，导致反应速率增大。
【对结论的再理解】
1.一个反应的速率主要取决于反应物的浓度，与产物的浓度关系不大
2.对于可逆反应aA +bB cC + dD来说，正反应的速率只取决于A、B两种物质的浓度，与C、D两种物质的浓度关系不大。而逆反应的速率只取决于C、D两种物质的浓度，与A、B两种物质的浓度关系不大。增加A或B的浓度只可以使正反应的速率增大，不会影响逆反应的速率。
3.固体和纯液体的浓度是一个常数，所以增加这些物质的量，不会影响反应的速率。
【应用】1.用饱和食盐水代替水制乙炔，以减缓太快的反应速率。
2. 制Fe（OH）2时，通过降低NaOH溶液的含氧量（给溶液加热）来降低Fe（OH）2被氧化的速率。
（二）压强对化学反应速率的影响
【提出问题】压强是怎样对化学反应速率进行影响的？
【收集事实】途径：已有的实验知识
（提出以下几个实验）对比
1. 10ml、0.1mol/L的Na2S2O3溶液与0.1摩/升的硫酸10毫升反应的实验。
2. CaO固体与SiO2固体在高温下反应生成CaSiO3。
3. SO2 与O2在一密闭容器内反应生成SO3。
（讨论）给上述三个反应的容器加压，三个反应的反应物的浓度是怎样变化的？
【事实的处理】列表比较
编号 反应物的状态 加压后反应物浓度变化 加压后反应的速率变化
1
2
3
【板书】对于有气体参加的反应来说，其他条件不变时，增大体系的压强，反应速率会加大。
【解释】为什么增大压强会影响有气体参加的化学反应的速率？
（明确）1.一定量气体的体积与其所受的压强成正比。这就是说，如果气体的压强增大到原来的2倍，气体的体积就缩小到原来的一半，单位体积内的分子数就增多到原来的2倍，即体系中各个物质的浓度都增加，所以化学反应速率增大。相反，减小压强，气体的体积就扩大，浓度减小，因而反应速率减小。
2.如果参加反应的物质是固体、液体或溶液时，由于改变压强对它们的体积改变很小，因而它们的浓度改变也很小，可以认为压强与它们的反应速率无关。
【结论的再理解】
1.压强对反应速率的影响是通过改变浓度而影响反应速率的。我们在分析压强对反应速率的影响时，应最终落实到浓度上，将压强问题转化为浓度问题。
2. 对于那些反应物和生成物都有气体参加的可逆反应来说，增大体系的压强，反应物和生成物的浓度都增加，所以，正反应的速率和逆反应的速率都增大。
3.恒容时加入惰性气体使压强增大，反应物和生成物的浓度都没有变化，所以化学反应速率不变。恒压时加入惰性气体使体积增大，反应物和生成物的浓度都减小，所以化学反应速率减小。
（三）温度对化学反应速率的影响
[演示]课本21页实验2-3
同浓度的Na2S2O3溶液在不同温度下与0.1摩/升的硫酸5毫升反应的对比表
编 号 0.1mol/L的Na2S2O3 0.1mol/L的H2SO4 反应温度 （℃） 反应中出现浑浊的时间（秒）
1 5ml 5ml 冷水
2 5ml 5ml 热水
【板书】在其它条件不变的情况下，升高温度，化学反应要加快。经过实验测定，温度每升高10℃，反应速率通常要增大到原来的2~4倍。
『回顾』1. Cu与浓硫酸在常温条件下和在加热条件下反应情况的对比。
2. Mg条分别与冷水和沸水的反应情况的对比。
【实验事实的处理】1.化学用语化（写方程式）
（1） Na2S2O3 + H2SO4 == Na2SO4 + SO2 + S↓+ H2O
或 S2O32- + 2H+ == SO2 + S↓+ H2O
（2）Cu + 2H2SO4（浓）=== CuSO4 +2 SO2↑+2 H2O
（3 ）Mg +2H2O === Mg（OH）2 + 2H2↑
【解释】为什么升高温度会使反应速率加快？
（明确）当反应物浓度一定时，分子总数一定，升高温度，反应物分子的能量增高，使活化分子的百分比增大，因而单位体积内活化分子数量增多，有效碰撞频率增大，所以，反应速率加大。
【对结论的再理解】对于可逆反应来说，升高体系的温度，反应物和生成物中的活化分子数都增加，所以，正反应的速率和逆反应的速率都增大。
【应用】
1.在实验室进行化学反应时，常常通过给反应物加热来增大反应的速率。
2. 合成氨工业中，是在500℃的条件下进行反应，以加快反应进行的速度。
3. 为防止食品变质，我们将食品放入冰箱中保存，以降低食品变质的速率。
【科学探究】课本21页科学探究：不同温度下碘化钾与稀硫酸反应（淀粉指示颜色）的速率不同。
（四）催化剂对化学反应速率的影响
【演示】22页演示实验2-4：过氧化氢分解的对比实验
（复习回顾）用KClO3制氧气的实验
【实验事实的处理】
（1） 2H2O2 == 2H2O + O2↑
（2） 2KClO3 == 2KCl +3O2↑
（1）过氧化氢分解实验的对比表
编号 无催化剂时的反应情况 有催化剂时的反应情况
1
（2）用KClO3制氧气实验的对比表
编号 无催化剂时的反应情况 有催化剂时的反应情况
【结论】催化剂能加快化学反应速率。
【解释】为什么催化剂能加快化学反应速率？
（明确）当温度和反应物浓度一定时，使用催化剂可使反应途径发生改变，从而降低了反应的活化能，使得活化分子的百分比增大，因此单位体积内活化分子的数目增多，有效碰撞频率增大，故化学反应速率加大。
【对结论的再认识】1.催化剂改变化学反应速率的原因仅仅是改变始态到终态的途径，不改变反应的结果。例：
（1）在加热条件下： 2Cu + O2 == 2CuO
2CuO +2 CH3CH2OH == 2Cu +2 CH3CHO + 2H2O
（2）氮的氧化物破坏臭氧： NO + O3 == NO2 + O2
NO2 + O ==NO + O2
2. 能加快反应速率的催化剂叫正催化剂；能减慢化学反应速率的催化剂叫负催化剂。如不作特殊说明，均指正催化剂。
3. 对可逆反应而言，正催化剂使正、逆反应速率都加快，且加快的程度相同。相反，负催化剂使正、逆反应速率都减小，且减小的程度相同。
【应用】催化剂在现代化学和化工生产中占有极为重要的地位。大约85%的反应需要催化剂。尤其是现代大型化工业、石油工业中，很多反应还必须使用性能良好的催化剂。例；接触法制硫酸工业。
（五）其它因素对化学反应速率的影响
光、磁场、超声波、颗粒大小、溶剂性质…等
[随堂练习]
1．一般都能使反应速率加快的方法是（ B ）。
升温；②改变生成物浓度；③增加反应物浓度；④加压
（A）①②③ （B）①③ （C）②③ （D）①②③④
2．NO和CO都是汽车尾气里的有害物质，它们能缓慢地起反应生成氮气和二氧化碳气体：2NO+2CO=N2+2CO2
对此反应，下列叙述正确的是（ AC ）
（A）使用催化剂能加快反应速率
（B）改变压强对反应速率没有影响
（C）冬天气温低，反应速率降低，对人体危害更大
（D）无论外界条件怎样改变，均对此化学反应的速率无影响
3．设 C+CO2 2CO-Q1，反应速率为υ1；N2+3H2 2NH3+Q2，反应速率为υ2。对于上述反应，当温度升高时，υ1和υ2的变化情况为（ A）。
（A）同时增大 （B）同时减小
（C）υ1增大，υ2减小（D）υ1减小，υ2 增大
4．把镁条投入到盛有盐酸的敞口容器中，产生H2的速率可由如图2-1-1表示，在下列因素中，①盐酸的浓度，②镁条的表面积，③溶液的温度，④氯离子的浓度，影响反应速率的因素是（ C ）。
（A） ①④ （B）③④ （C）①②③ （D）②③
5．煅烧硫铁矿产生二氧化硫，为了提高生成二氧化硫的速率，下列措施可行的是（ AB）。
（A）把块状矿石碾成粉末 （B）向炉内喷吹氧气
（C）使用Fe2O3作催化剂 （D）降低体系的温度
6．在密闭容器中发生2SO2+O2 2SO3反应，现控制下列三种不同的条件：
①在400℃时，10molSO2与5molO2反应；
②在400℃时，20molSO2与5molO2反应；
③在300℃时，10molSO2与5molO2反应；
问：开始时，正反应速率最快的是____②_；正反应速率最慢的是_③__。
教学反思：
第三节 化学平衡
教学目标：
1.能描述化学平衡建立的过程，知道化学平衡常数的涵义，能利用化学平衡常数计算反应物的转化率。
2.通过实验探究温度、浓度和压强对化学平衡的影响，并能用相关理论加以解释。
教学重点：描述化学平衡建立的过程。
教学难点：探究温度、浓度和压强对化学平衡的影响，并能用相关理论加以解释。
探究建议：
①实验探究：温度对加酶洗衣粉的洗涤效果的影响。②实验：温度、浓度对溴离子与铜离子配位平衡的影响。③查阅资料：奇妙的振荡反应。④讨论：合成氨反应条件选择的依据。
课时划分：三课时
教学过程：
第一课时
[导课]我们已经学过许多化学反应，有的能进行到底，有的不能进行到底。请同学们思考并举例说明。
[回答]学生举例化学反应存在的限度。
[讲述] 化学反应速率讨论的是化学反应快慢的问题，但是在化学研究和化工生产中，只考虑化学反应进行的快慢是不够的，因为我们既希望反应物尽可能快地转化为生成物，同时又希望反应物尽可能多地转化为生成物。例如在合成氨工业中，除了需要考虑如何使N2和H2尽快地转变成NH3外，还需要考虑怎样才能使更多的N2和H2转变为NH3，后者所说的就是化学反应进行的程度问题——化学平衡。
［板书］第三节 化学平衡?
［讲述］如果对于一个能顺利进行的、彻底的化学反应来说，由于反应物已全部转化为生成物，如酸与碱的中和反应就不存在什么反应限度的问题了，所以，化学平衡主要研究的是可逆反应的规律。
[板书]一、可逆反应与不可逆反应
[思考］大家来考虑这样一个问题，我现在在一个盛水的水杯中加蔗糖，当加入一定量之后，凭大家的经验，你们觉得会怎么样呢？
［回答］开始加进去的很快就溶解了，加到一定量之后就不溶了。
［追问］不溶了是否就意味着停止溶解了呢？
［回答］回忆所学过的溶解原理，阅读教材自学思考后回答：没有停止。因为当蔗糖溶于水时，一方面蔗糖分子不断地离开蔗糖表面，扩散到水里去；另一方面溶解在水中的蔗糖分子不断地在未溶解的蔗糖表面聚集成为晶体，当这两个相反的过程的速率相等时，蔗糖的溶解达到了最大限度，形成蔗糖的饱和溶液。
［讲述］所以说刚才回答说不溶了是不恰当的，只能说从宏观上看到蔗糖的量不变了，溶解并没有停止。我这里把这一过程做成了三维动画效果，以帮助大家理解溶解过程。
［动画］演示一定量蔗糖分子在水中的溶解过程。
［讲解］这时候我们就说，蔗糖的溶解达到了平衡状态，此时溶解速率等于结晶速率，是一个动态平衡。
［板书］溶解平衡的建立?
开始时v（溶解）＞v(结晶)
平衡时v（溶解）=v（结晶）?
结论：溶解平衡是一种动态平衡?
[探讨]我们学过那些可逆反应？可逆反应有什么特点？
[板书]二、化学平衡状态
1. 定义：是指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应体系中所有参加反应的物质的质量 （溶液中表现为浓度）可以保持恒定的状态。
［启发］大家能否从化学平衡状态的定义中，找出化学平衡有哪些基本特征？
［回答］分析定义，归纳总结，化学平衡的特征：（1）化学平衡研究的对象是可逆反应；（2）达到平衡时正反应速率等于逆反应速率；（3）达到平衡时反应混合物中各组分的浓度保持不变；（4）由于化学平衡状态时反应仍在进行，故其是一种动态平衡。
[板书] 2、化学平衡的特征：（1）反应物和所有产物均处于同一反应体系中，反应条件（温度、压强）保持不变。（2）达到平衡时反应混合物中各组分的浓度保持不变；由于化学平衡状态时反应仍在进行，故其是一种动态平衡。达到平衡时正反应速率等于逆反应速率。
［讲述］评价学生总结结果。大家还应注意化学平衡状态是维持在一定条件下的，一旦条件发生变化，平衡状态就将遭到破坏。动态平衡也体现了辩证唯物主义的基本观点，即运动是绝对的，而静止是相对的。
[思考]若对饱和溶液升温或降温，会有什么现象发生？试从化学平衡观点解释。
[回答]学生解释：升温或降温，溶解速率与结晶速率不在相等，继续溶解或析出，直到溶解速率与结晶速率再次相等，t1时达到新的溶解平衡状态。
[追问]对于化学平衡，条件发生变化，平衡状态怎样发生变化呢？
[实验2-5]两试管中各加入5ml0.1mol/L K2Cr2O7溶液,按要求操作,观察颜色的变化。
[记录实验卡片]
滴加3～10滴浓硫酸 滴加10～20滴6 mol/LNaOH
K2Cr2O7溶液 橙色 黄色
[板书]3、（1）浓度对化学平衡的影响：
Cr2O72－+H2O 2 CrO42－+2H+
橙色 黄色
[实验2—6]通过学生对实验归纳可知：增大反应物的浓度可促使化学平衡向正反应方向移动。
方程式：FeCl3+3KSCN Fe(SCN)3+3KCl
[思考与交流]1、你使如何判断上述化学平衡发生变化的？
2、你能否推知影响化学平衡的其它因素？
[板书]在其它条件不变的情况下，增大反应物浓度，正反应速率加快，平衡向正反应方向移动，增大生成物浓度，逆反应速率加快，平衡向逆反应方向移动。
[练习]填空：
浓度的变化 v正 v逆的变化 结果 平衡移动 平衡移动结果
增大反应物浓度
减少反应物浓度
增大生成物浓度
减少生成物浓度
[讲解] （2）压强对化学平衡的影响
1.固态、液态物质的体积受压强影响很小，压强不使平衡移动。
2.反应中有气体参加：压强减小→浓度减小→平衡向体积减小的方向移动，反之亦然。
[板书]（2） 压强对化学平衡的影响：①其他条件不变时，增大压强平衡向气体体积缩小的方向移动，减小压强；平衡向气体体积增大的方向移动。
②如反应前后气体体积没有变化的反应，改变压强不会使平衡移动。
[板书]（3）温度对化学平衡的影响：
[投影]以2NO2 N2O4；△H<0为例说明。
[板书]在其它条件不变的情况下，温度升高，会使化学平衡商着吸热反应的方向移动；温度降低，会使化学平衡向着放热反应的方向移动。
[练习]填空：
温度改变 v正 v逆的变化 结果 平衡移动 平衡移动结果
升高温度
降低温度
[讲解]化学平衡只有在一定的条件下才能保持，当一个可逆反应达到化学平衡状态后，如果改变浓度、压强、温度等反应条件，达到平衡的反应混合物里各组分的浓度也会随着改变，从而达到新的平衡状态。由此引出化学平衡的移动。
[阅读]P28相关内容 P
[板书]（4）可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立过程叫化学平衡的移动。
勒沙特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度）平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
[思考]催化剂对化学平衡有何影响？
[回答]阅读教材后回答：催化剂同等程度增加正逆反应速率，平衡不移动。
[小结]什么是化学平衡？浓度、温度、压强、催化剂如何影响化学平衡移动？
[作业]P32 1、2、3、4
[板书计划]
第三节 化学平衡
一、可逆反应与不可逆反应
二、化学平衡状态
1. 定义：
2.化学平衡的特征：
3.（1）浓度对化学平衡的影响：
（2） 压强对化学平衡的影响：
（3）温度对化学平衡的影响：
（4）勒沙特列原理：
教学反思：
第二课时
［复习提问］什么叫化学平衡？化学平衡的特征有哪些？?
［回答］化学平衡是是指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应体系中所有参加反应的物质的质量 （溶液中表现为浓度）可以保持恒定的状态。化学平衡的特征：（1）反应物和所有产物均处于同一反应体系中，反应条件（温度、压强）保持不变。（2）达到平衡时反应混合物中各组分的浓度保持不变；由于化学平衡状态时反应仍在进行，故其是一种动态平衡。达到平衡时正反应速率等于逆反应速率。
［过渡］尽管就这么几句话，但真正在学习中能否准确把握和处理好关于化学平衡的问题，还需大家对该概念及相关特征进行深入的理解。化学平衡状态的特征，不仅包括上边大家回答的那些，还有其他方面的特征，这就是今天咱们学习和讨论的主题——化学平衡常数。
［板书］三、化学平衡常数
［引导］请同学们阅读教材P28标题三下面的内容以及浓度关系数据表，分析并验算表中所给的数据，最后可以得到什么结论？
[探究活动］阅读教材和P29表2—1，对表中数据进行观察并归纳。
[总结]一定温度下：
［小结］在一定温度下，可逆反应无论是从正反应开始，还是从逆反应开始，又无论反应物起始浓度为多少，最后都能达到化学平衡。这时生成物的浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比是一个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常数，简称平衡常数，用符号K表示。
［板书］1. 定义：在一定温度下，可逆反应达到平衡时，生成物的浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比是一个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常数，简称平衡常数，用符号K表示。
[练习]计算平衡常数：
起始时各物质的浓度/mol·L-1 平衡时各物质的浓度/mol·L-1 平衡时
c(CO) c(H2O) c(CO2) c(H2) c(CO) c(H2O) c(CO2) c(H2)
0 0 0.01 0.01 0.005 0.005 0.005 0.005
结论：达到平衡时 =1.0（常数）
［启发］刚才得出的平衡常数K是由一个特殊的反应引出的，其，但如果对于任意一个可逆化学反应：mA+nB pC+qD其平衡常数K又该如何表示呢？
［回答］平衡常数实际上是平衡混合物中各生成物浓度的化学计量数次方的乘积除以反应物浓度的化学计量数次方的乘积。即 K=
［板书］2. 表达式对于任意反应?
mA+nB pC+qD
K=
［提问］化学平衡常数实际上是化学平衡的又一特征，那么化学平衡常数K的大小有什么意义呢？
［回答］了解K的意义并回答：可以从平衡常数K的大小推断反应进行的程度，K只受温度影响，K越大，表示化学反应达到平衡时生成物浓度对反应物浓度的比越大，也就是反应进行的程度越大，反应的转化率也越大；反之K越小，表示反应进行的程度越小，反应物的转化率也越小。
[板书]3. 化学平衡常数的意义：K只受温度影响，K越大，反应进行的程度越大，反应的转化率也越大；反之K越小，表示反应进行的程度越小，反应物的转化率也越小。
［提问］什么叫反应物的转化率？
［回答］某指定反应物的转化=×100%?
［讲解］根据平衡常数K的定义和表达式可知，即使是同一反应，若反应方程式书写不同则K的表示方式也不同。再则，这里所谓的浓度指的是气体或溶液的浓度，对于固体、纯液体的浓度一般规定为常数1，可以不写。
［练习］写出下列反应的平衡常数的表达式
①PCl5(g) PCl3(g)+Cl2(g)
②2HI(g) H2(g)+I2(g)
③CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g)
④Fe3O4(s)+4H2(g) 3Fe(s)+4H2O(g)
[解析]在写表达式时注意③、④中固体物质的浓度为1，不写出。
[答案]①K=，②K=,③K=c(CO2),④K=
[板书计划]
三、化学平衡常数
1. 定义：在一定温度下，可逆反应达到平衡时，生成物的浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比是一个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常数，简称平衡常数，用符号K表示。
2. 表达式对于任意反应?
mA+nB pC+qD
K=
3. 化学平衡常数的意义：K只受温度影响，K越大，反应进行的程度越大，反应的转化率也越大；反之K越小，表示反应进行的程度越小，反应物的转化率也越小。
教学反思：
第三课时
（第三节 化学平衡习题课）
［设问］是不是反应速率越快，生成物产量就越高？
［回答］不一定。
［问题］产量的高低取决于什么？
［回答］反应进行的限度。
［导课］反应进行的限度即化学平衡移动的有关问题，下面我们处理化学平衡有关的习题。
［板书］化学平衡习题课
［提问］什么叫化学平衡状态？
［回答］一定条件下的可逆反应，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
［学生回答时教师板书］定义
［提问］化学平衡有哪些特征？请同学们用几个字概括。
［学生回答时教师板书］特征：逆、等、动、定、变、同。
［指定学生分析以上几个字的含义］
［过渡］从平衡状态的特征来看，同一反应物的正、逆反应速率相等就说明达到了平衡状态，那么对于不同反应物或生成物，如何从速率间的关系证明反应达到了平衡状态呢？下面我们看一道题。
［投影］
例1. 在一定温度下，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的A2同时生成n mol AB。
B. 容器内的总压强不随时间变化?
C. 单位时间内生成2n mol的AB，同时生成n mol的B2。
D. 单位时间内生成n mol A2同时生成n mol B2。
解析：A. 根据生成n mol AB，说明消耗了n mol A2。而已知单位时间生成n mol的A2说明此可逆反应生成速率不等于消耗速率，未达平衡状态。
B. 该可逆反应全是气体且反应前后分子数相等。故不能通过容器内的总压强随时间的变化来判断它是否达到化学平衡状态。
C. 根据生成2n mol AB的同时生成n mol B2。“生成2n mol AB”同时说明消耗n mol B2，对于B2气体来说其生成速率等于消耗速率。说明该可逆反应的正、逆反应速率相等。
D.该选项已知条件中未给出消耗A2、B2的物质的量。因此不能说明正反应速率和逆反应速率间的关系。
答案：C
[练习］请同学们自己完成下面的练习题。
1. 对于一定条件下的可逆反应：A(g)+3B(g) 2C(g)达到平衡的标A. A、B、C的浓度不再变化。
B. 容器内总压强不再改变?
C. 单位时间内生成n mol A，同时生成3n mol B?
D. A、B、C的分子数之比为1∶3∶2?
答案:AB
2. 在2NO2(g) N2O4(g)的可逆反应中，下列不属于平衡状态的是
A. 反应物的转化率等于生成物的产率。
B. NO2在混合气体中体积分数保持不变。
C. 平衡体系的颜色不再改变。
D. 单位时间内有1 mol N2O4变为NO2的同时，有2 mol NO2变为N2O4。
答案：A
［问题］请同学们根据以上练习，总结一下化学平衡的标志有哪些？
［学生回答后教师小结并投影显示］
化学平衡状态的标志：?
1. 对于同一反应物或生成物的正反应速率等于其逆反应速率。
2. 一种物质的正反应速率与另一种物质的逆反应速率之比等于方程式化学计量数之比。
3. 各组分的浓度或分子数或含量不随时间改变而改变。
4. 反应物的转化率或生成物产率不随时间改变而改变。
5. 对于反应前后气体体积不相等的反应，容器内总压强或气体总体积不随时间改变而改变。
6. 对于反应体系某物质有颜色的反应，体系颜色不随时间改变而改变。也可说明已达平衡状态。
［过渡］如何衡量一个可逆反应达到平衡状态时，正反应进行的程度大小？
［回答］用化学平衡常数的大小来衡量。
［板书］化学平衡常数
［问题］请同学们写出下列反应达到化学平衡状态时平衡常数的数学表达式。
［投影显示］
①H2(g)+I 2(g) 2HI(g)?
②N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)?
教学反思：
第四节 化学反应进行的方向
教学目标
1、知识与技能：
（1）理解化学反应方向判断的焓判据及熵判据；
（2）能用焓变和熵变说明化学反应的方向。
2、过程与方法：
通过学生已有知识及日常生活中的见闻，使学生构建化学反应方向的判据。学会运用比较、归纳、概括等方法对信息进行加工，构建新知识。
3、情感态度与价值观：
通过本节内容的学习，使学生体会事物的发展、变化常常受多种因素的制约，要全面分析问题。
教学的重点和难点
焓减和熵增与化学反应方向的关系
教学方法
1、应用讨论交流的方法调动学生的积极性，充分发挥学生的想象力；
2、启发学生学会归纳、概括，对信息进行加工，得出结论；
3、注重从学生已有知识及日常生活的经验上构建新知识。
教学过程
[联想、质疑]汽车尾气中的主要污染物是一氧化氮以及燃料不完全燃烧所产生的一氧化碳，它们是现代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：2NO（g） + 2CO（g） = N2（g） + 2CO2（g），你能否判断这一方案是否可行？理论依据是什么？
[课的引入]上述问题是化学反应的方向的问题。反应进行的方向、快慢和限度是化学反应原理的三个重要组成部分。通过前三节的学习和讨论，我们已经初步解决了后两个问题，即反应的快慢和限度问题，这节课我们来讨论反应的方向的问题。
[设问]根据生活经验，举例说说我们见过的自发过程（在一定条件下不需外力作用就能自动进行的过程）。
[学生讨论]……
[总结]生活中的自发过程很多，如：水由高处往低处流，自由落体，电流由电位高的地方向电位低的地方流，铁器暴露于潮湿的空气中会生锈，室温下冰块会融化，……这些都是自发过程，它们的逆过程是非自发的。
科学家根据体系存在着力图使自身能量趋于“最低”和由“有序”变为“无序”的自然现象，提出了互相关联的焓判据和熵判据，为反应方向的判断提供了必要的依据。
[板书]一、反应方向的焓判据。
[交流讨论]19世纪的化学家们曾认为决定化学反应能否自发进行的因素是反应热：放热反应可以自发进行，而吸热反应则不能自发进行。你同意这种观点吗？结合曾经学习的反应举例说明。
[学生讨论交流]……
[汇报交流结果]我们知道的反应中下列反应可以自发进行：
NaOH（aq） + HCl（aq）= NaCl（aq） + H2O（aq） △H = -56KJ/mol；
2Na（s）+ 2H2O（l）= 2NaOH（aq） + H2（g）；
Al（s） + HCl（aq） = AlCl3（aq） + H2（g）；
CaO（s） + H2O（l）= Ca（OH）2（aq）
[追问]上述反应是吸热还是放热？
[学生回答后总结、板书]焓判据：放热反应过程中体系能量降低，因此具有自发进行的倾向。
[指出]多数自发进行的化学反应是放热反应，但也有不少吸热反应能自发进行。如：
N2O5（g）= 4NO2（g）+ O2（g） △H = ＋56.7KJ/mol；
NH4HCO3（s）+ CH3COOH（aq）= CO2（g）+CH3COONH4（aq）+ H2O（l） △H = ＋37.3KJ/mol；
因此，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。
[板书]二、反应方向的熵判据。
[交流讨论]我们知道，固体硝酸铵溶于水要吸热，室温下冰块的溶解要吸热，两种或两种以上互不反应的气体通入一密闭容器中，最终会混合均匀，这些过程都是自发的，与焓变有关吗？是什么因素决定它们的溶解过程能自发进行？
[阅读思考]课本P37相关内容。
[汇报交流、自主学习成果]上述自发过程与能量状态的高低无关，受另一种能够推动体系变化的因素的影响，即体系有从有序自发地转变为无序的倾向。
[总结、板书]熵判据：体系有自发地向混乱度增加（即熵增）方向转变的倾向。
[释疑]如何理解“熵”的含义？
[板书]混乱度：表示体系的不规则或无序状态。
[指出]混乱度的增加意味着体系变得更加无序。
[板书]熵：热力学上用来表示混乱度的状态函数。
[指出]体系的有序性越高，即混乱度越低，熵值就越小。有序变为无序——熵增的过程。
[板书]熵值的大小判断：
（1）气态 > 液态 > 固态
（2）与物质的量成正比
[板书]反应熵变△S=反应产物总熵-反应物总熵
[讲述]产生气体的反应，气体物质的量增大的反应，△S通常为正值，为熵增加反应，反应自发进行。
[学与问]发生离子反应的条件之一是生成气体。试利用上面讲的熵判据加以解释，由此你对于理论的指导作用是否有新的体会。
[指出]有些熵减小的反应在一定条件下也可以自发进行，如：
-10℃的液态水会自动结冰成为固态，就是熵减的过程（但它是放热的）；
2Al（s）+ Fe2O3（s）= Al2O3（s）+ 2Fe（s） △S = -39.35J·mol-1·K-1。
因此，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。
[板书]三、焓变与熵变对反应方向的共同影响。
[讲述]在一定条件下，一个化学反应能否自发进行，既与反应焓变有关，又与反应熵变有关。研究表明，在恒温、恒压下，判断化学反应自发性的判据是：
[板书]体系自由能变化（△G、单位：KJ/mol）：△G = △H - T△S
[指出] 体系自由能变化综合考虑了焓变和熵变对体系的影响。
[板书] △H - T△S < 0 反应能自发进行；
△H - T△S = 0 反应达到平衡状态；
△H - T△S > 0 反应不能自发进行。
[展示]
[举例]对反应CaCO3（s）= CaO（s）+ CO2（g）
△H = + 178.2 KJ·mol-1 △S = +169.6 J·mol-1·K-1
室温下，△G =△H-T△S =178.2KJ·mol-1–298K×169.6×10-3KJ·mol-1·K-1 =
128 KJ·mol-1>0
因此，室温下反应不能自发进行；
如要使反应自发进行，则应使△H - T△S < 0，
则T>△H/△S=178.2 KJ·mol-1/0.1696 KJ·mol-1·K-1 = 1051K。
[知识应用]本节课一开始提出处理汽车尾气的反应：
2NO（g） + 2CO（g） = N2（g） + 2CO2（g），
已知，298K、101KPa下，该反应△H = - 113.0 KJ·mol-1 ，△S = -143.5 J·mol-1·K-1
则△G =△H-T△S = - 69.68 KJ·mol-1 < 0
因此，室温下反应能自发进行。
[指出]但该反应速率极慢，需要使用催化剂来加速反应。
[总结]能量判据和熵判据的应用：
1、由能量判据知∶放热过程（△H﹤0）常常是容易自发进行；
2、由熵判据知∶许多熵增加（△S﹥0）的过程是自发的；
3、很多情况下，简单地只用其中一个判据去判断同一个反应，可能会出现相反的判断结果，所以我们应两个判据兼顾。由能量判据（以焓变为基础）和熵判据组合成的复合判据（体系自由能变化：△G = △H - T△S）将更适合于所有的反应过程；
4、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的速率；
5、在讨论过程的方向时，我们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；
6、反应的自发性也受外界条件的影响。
[课堂练习]
1．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。
2．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。
3．下列说法正确的是（ ）
A．放热反应一定是自发进行的反应； B．吸热反应一定是非自发进行的；
C．自发进行的反应一定容易发生； D．有些吸热反应也能自发进行。
4．250C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。
5．下列过程属于熵增过程的是（ ）
A．硝酸钾溶解在水里面； B．氨气和氯化氢反应生成氯化铵晶体；
C．水蒸气凝结为液态的水D．(NH4)2CO3分解生成二氧化碳、氨气和水。
6．以下自发反应可用能量判据来解释的是( )
A．硝酸铵自发地溶于水；
B．2N2O5(g) = 4NO2(g)+ O2(g) △H=+56.7kJ/mol；
C．(NH4 )2CO3(s)=NH4HCO3(s)+NH3(g) △H=+74.9 kJ/mol；
D．2H2(g)+ O2(g)=2H2O(l) △H=-571.6 kJ/mol。
教学反思：
第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离
教学目标：
1.能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论。
2.使学生了解电离平衡常数及其意义。
3.通过实验，培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类比等科学方法。
教学重点：电离平衡的建立与电离平衡的移动，从化学平衡的建立和化学平衡的移动理论认识电离平衡的建立与电离平衡的移动。
教学难点：外界条件对电离平衡的影响。
课时安排：一课时
教学方法：实验、分析、讨论和总结归纳。
教学过程：
[提问]什么是电解质？什么是非电解质？
[回答]在水溶液或熔化状态下能导电的化合物叫电解质。
[投影］请大家根据电解质的概念，讨论以下几种说法是否正确，并说明原因。
1.石墨能导电，所以是电解质。
2.由于BaSO4不溶于水，所以不是电解质。
3.盐酸能导电，所以盐酸是电解质。
4.SO2、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。
[学与问］酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子，不同的电解质电离程度是否有区别？
[回答]有区别，电解质有强弱之分。
[板书] 第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离
[思考]盐酸与醋酸是生活中常用的酸，盐酸常用于卫生洁具的清洁和去除水垢，为什么不用盐酸代替醋酸呢？
[回答]醋酸腐蚀性比盐酸小，酸性弱。
[追问]醋酸的去水垢能力不如盐酸强，除浓度之外是否还有其它因素？
[实验]3-1：体积相同，氢离子浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条反应，并测量溶液的pH值。
1mol/LHCl 1mol/LCH3COOH
与镁条反应现象
溶液的pH值
[实验结果] 开始1mol/LHCl与镁条反应剧烈，pH值盐酸为1，醋酸小于1
[小组探讨]反应现象及pH值不同的原因？
[汇报]探讨结果：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。
[投影]
［提问］什么叫强电解质？什么叫弱电解质？
［板书］一、电解质有强弱之分
在水溶液里全部电离成离子的电解质叫强电解质；如强酸、强碱、绝大多数盐。
只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。如弱酸、弱减、水。
［过渡］勒沙特列原理不仅可用来判断化学平衡的移动方向，而且适用于一切动态平衡，当然也适用于电离平衡，像我们刚才提到的体积相同，氢离子浓度相同的盐酸和醋酸分别与足量的镁条反应，最后醋酸放出氢气多，就与醋酸存在电离平衡有关，请同学们想一想如何从电离平衡的移动去解释？
[板书]二、弱电解质的电离过程是可逆的
[回答］因为HCl不存在电离平衡，CH3COOH存在电离平衡，随着H＋的消耗，CH3COOH的电离平衡发生移动，使H＋得到补充，所以CH3COOH溶液中H+浓度降低得比HCl中慢，所以CH3COOH在反应过程中速率较快。
［提问］请大家再回答一个问题：CH3COO－和H+在溶液中能否大量共存？
［回答］不能。
［讲解］我们知道，醋酸加入水中，在水分子的作用下，CH3COOH会电离成CH3COO－和H＋，与此同时，电离出的CH3COO－和H+又会结合成CH3COOH分子，随着CH3COOH分子的电离，CH3COOH分子的浓度逐渐减小，而CH3COO－和H+浓度会逐渐增大，所以CH3COOH的电离速率会逐渐减小，CH3COO－和H+结合成CH3COOH分子的速率逐渐增大，即CH3COOH的电离过程是可逆的。
[板书]1、CH3COOH CH3COO－+H＋
［接着讲述］在醋酸电离成离子的同时，离子又在重新结合成分子。当分子电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率时，就达到了电离平衡状态。这一平衡的建立过程，同样可以用速率—时间图来描述。
［板书］
弱电解质电离平衡状态建立示意图
［归纳］请同学们根据上图的特点，结合化学平衡的概念，说一下什么叫电离平衡。
［学生叙述，教师板书］2、在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
［提问］电离平衡也属于一种化学平衡，那么电离平衡状态有何特征？
［学生讨论后回答］前提：弱电解质的电离；①达电离平衡时，分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等；②动态平衡，即达电离平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止；③达电离平衡时，离子和分子共存，其浓度不再发生变化；④指电离平衡也是一定条件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。
［提问］哪些条件改变可引起化学平衡移动？
［回答］浓度、温度、压强。
［投影］在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O NH4＋+OH－
下列几种情况能否引起电离平衡移动？向哪个方向移动？
①加NH4Cl固体 ②加NaOH溶液 ③加HCl ④加CH3COOH溶液 ⑤加热 ⑥加水 ⑦加压
［答案］①逆向移动 ②逆向移动 ③正向移动 ④正向移动 ⑤正向移动 ⑥正向移动 ⑦不移动
［讲述］加水时，会使单位体积内NH3·H2O分子、NH4＋、OH－粒子数均减少，根据勒沙特列原理，平衡会向粒子数增多的方向，即正向移动。但此时溶液中的NH4＋及OH－浓度与原平衡相比却减小了，这是为什么呢？请根据勒夏特列原理说明。
[回答］因为根据勒沙特列原理，平衡移动只会“减弱”外界条件的改变，而不能“消除”。
[板书]3、影响因素：①浓度 ②温度
[练习1]分析一元弱酸或弱减的电离平衡，完成下列问题：
1、写出弱酸和弱减的电离方程式。
2、填写下表中的空白。
HA电离过程中体系各离子浓度变化
C（H+） C（A－） C（HA）
HA初溶于水时 小 小 大
达到电离平衡前 变大 变大 变小
达到电离平衡时 不再变化 不再变化 不再变化
BOH电离过程中体系各离子浓度变化
C（OH－） C（B＋） C（HA）
等体积等浓度的B＋、OH－混和时 小 小 大
达到电离平衡前 变大 变大 变小
不再变化 不再变化 不再变化
[练习2]由于弱电解质存在电离平衡，因此弱电解质的电离方程式的书写与强电解质不同。试写出下列物质的电离方程式：
1、H2CO3 2、H2S 3、 NaHCO3 4、NaHSO4 5、HClO
1、H2CO3 H＋+HCO HCO H＋+CO
2、H2S H＋+HS－ HS－H＋+S2－
3、NaHCO3====Na＋+HCO HCOH＋+CO
4、NaHSO4====Na＋+H＋+SO 5、HClO H＋+ClO－
[过渡］氢硫酸和次氯酸都是弱酸，那么它们的酸性谁略强一些呢？那就要看谁的电离程度大了，弱酸电离程度的大小可用电离平衡常数来衡量。
［板书］三、电离平衡常数
［讲述］对于弱电解质，一定条件下达到电离平衡时，各组分浓度间有一定的关系，就像化学平衡常数一样。如弱电解质AB：
［板书］AB A++B－
［讲述］弱酸的电离平衡常数一般用Ka表示，弱碱用Kb表示。请写出CH3COOH和NH3·H2O的电离平衡常数表达式
［学生活动］Ka= Kb=
［讲解］从电离平衡常数的表达式可以看出，分子越大，分母越小，则电离平衡常数越大，即弱电解质的电离程度越大，电离平衡常数越大，因此，电离平衡常数可用来衡量弱电解质相对强弱。那么，用电离平衡常数来比较电解质相对强弱时，要注意什么问题呢？
［启发］电离平衡常数和化学平衡常数一样，其数值随温度改变而改变，但与浓度无关。电离平衡常数要在相同温度下比较。
[实验]3－2：向两支分别盛有0.1mol/LCH3COOH和硼酸的试管中加入等浓度的碳酸钠溶液，观察现象。
[结论]酸性：CH3COOH>碳酸>硼酸。
［讲述］多元弱酸是分步电离的，每步都有各自的电离平衡常数，那么各步电离平衡常数之间有什么关系？多元弱酸与其他酸比较相对强弱时，用哪一步电离平衡常数来比较呢？请同学们阅读课本43有关内容。
［学生看书后回答］多元弱酸电离平衡常数：K1＞K2＞K3，其酸性主要由第一步电离决定。
［讲述］请打开书43页，从表3－1中25℃时一些弱酸电离平衡常数数值，比较相对强弱。
［回答］草酸>磷酸>柠檬酸>碳酸。
［讲述］对于多元弱碱的电离情况与多元弱酸相似，其碱性由第一步电离的电离平衡常数决定。
［小结并板书］
1.电离平衡常数的意义：判断弱酸、弱碱的相对强弱。
2.温度升高电离平衡常数增大，但浓度改变电离常数不变。
3.多元弱酸、多元弱碱分步电离，K1＞K2＞K3……，酸性或碱性由K1决定。
[作业]P44 1、2、3、4、5
[板书设计] 第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离
一、电解质有强弱之分
在水溶液里全部电离成离子的电解质叫强电解质；如强酸、强碱、绝大多数盐。
只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。如弱酸、弱减、水。
二、弱电解质的电离过程是可逆的
1、CH3COOH CH3COO－+H＋
弱电解质电离平衡状态建立示意图
2、在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
3、影响因素：①浓度 ②温度
三、电离平衡常数
AB A++B－
1.电离平衡常数的意义：判断弱酸、弱碱的相对强弱。
2.温度升高电离平衡常数增大，但浓度改变电离常数不变。
3.多元弱酸、多元弱碱分步电离，K1＞K2＞K3……，酸性或碱性由K1决定。
教学反思：
第二节 水的电离和溶液的酸碱性
第1课时
教学目标
1、了解水的电离和水的离子积
2、学会根据水的离子积计算溶液中H+ 和OH- 的浓度
教学重点
水的离子积
教学难点
在酸碱溶液中如何求H2O电离出的CH+ 和COH-
教学方法
启发、讨论、归纳
学法指导
自学，预习
主要教具
多媒体
教学过程
H3PO4中各种离子浓度的大小（不考虑水的电离）
写出下列物质的电离平衡方程式
H2SO4、HCIO、NH3·H2O、NaHCO3、KHSO4、
[新课的准备]
请学生回答弱电解质包括哪些物质？弱酸、弱碱和水。
复习初中化学中学习的PH与溶液酸碱性的关系。
[新课进行]
一、水的电离
1、用灵敏的电流计测定纯水的导电性可知：纯水具有导电性，但极其微弱，为什么呢？说明：
（1） 水是一种极微弱的电解质，只能微弱的电离，并存在着平衡。
水的电离方程式：H2O + H2O = H3O+ + OH-
简写为：H2O = H+ + OH-
（2）从纯水的导电性实验测得，25℃时，1L纯水中只有1×10—7mol H2O电离。
∴CH+ = COH-=1×10-7mol/L
而1L水的物质的量为55.6mol，这与发生电离的水1×10-7mol相比，水的电离部分忽略不计。所以，电离前后，水的物质的量几乎不变，可以看作是一个常数
[结论] ]CH+ ·COH-=KW
KW叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
KW= CH+ ·COH-=1×10-7×1×10-7=1×10-14
水的离子积常数反映了一定温度下的水的H+ 浓度和OH- 浓度之间的关系。
二、影响水的电离的因素
加入酸或碱，抑制水的电离，KW不变；
加入某些盐，促进水的电离，KW不变；
电离过程是一个吸热过程，升温能促进水的电离，KW增大，在100℃时，KW =1×10－12。
其它因素：如加入活泼金属，消耗H+，水的电离程度增大。
[讨论] CH+ =1×10-7mol/L的溶液一定呈中性吗？
说明：溶液或纯水呈中性，是因为溶液中CH+ = COH-
纯水中溶液H ＋、OH－ 浓度的计算方法：
CH+ = COH- =。
三、在酸、碱溶液中如何求H2O电离出的H+ 浓度和OH- 浓度
水的离子积常数反映了一定温度下的水的H+ 浓度和OH- 浓度之间的关系。
例1、0﹒1mol/LHCI中CH+ 以及水电离出的H+ 浓度和OH- 浓度
[分析]（1）酸影响了水的电离，抑制了水的电离，水电离平衡向左移动。所以，酸电离出的CH+ 很大，是主要的，水电离的CH+ 很小。所以溶液中CH+ 可以近似看作是酸电离出的H+浓度。
∴CH+=0﹒1mol/L
溶液中COH- =10-14/0﹒1=10-13 mol/L
此COH- 就是水电离出的OH- 浓度。
∴CH+（水）= COH-（水）=10-13 mol/L
结论：纯水中KW=10-14为单纯水的离子积常数。
对于酸或碱来说，溶液中的H+ 浓度和OH- 浓度的乘积是1×10-14，而抑制了水的电离，使水本身的离子积常数减小。
例2、0﹒1mol/L下列物质的溶液中，CH+ 和COH- 的大小顺序
（1）HCI （2）Ba（OH）2 （3）HF （4）NaOH (5)CH3COOH
例3、将水升温到95℃时，水的电离程度将 ，水的离子积常数将
水的H+ 浓度和OH- 浓度将 ，此时溶液呈 性，pH 7。
课后练习:
1.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、c(H+)随着温度的升高而降低 B、在35℃时，纯水中 c(H+) ＞c(OH-)
C、水的电离常数K25 ℃ ＞K35 ℃ D、水的电离是一个吸热过程
2. 1)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 。
(3)某温度下，某液体c(H+)= 10-7mol/L，则该溶液一定是纯水。
2)0.01mol/L盐酸溶液中。 c(H+)、 c(OH-)分别为多少？
c(H+) = 0.01mol/L c(OH-) = KW / c(H+) = 10-12 mol/L
3)0.01mol/L NaOH溶液中. c(H+) 、 c(OH-)分别为多少？
c(OH-) = 0.01mol/L c(H+) = KW / c(OH-) = 10-12 mol/L
3)25℃：A、B、C 三种溶液，其中A中c(H+) = 10—3mol/L ，B 中 c(OH-) = 510—7mol/L，C中c(H+) / c(OH-) = 106,则三种溶液的酸性强弱顺序如何？
A ＞ C ＞ B
4) 25℃、浓度均为0.1mol/L的下列溶液中c(H+)由大到小的排列顺序：
①氨水 ②NaOH ③盐酸 ④醋酸
③ ＞ ④ ＞ ① ＞ ②
四、巩固练习
书面作业：1、教材上习题
2、求0﹒01mol/LNaOH溶液中COH- 以及水电离出的H+ 浓度和OH- 浓度
教学反思：
第二节 水的电离和溶液的酸碱性(第2课时)
教学目标
1、了解溶液的酸碱性和pH的关系
2、学会溶液pH的简单计算
教学重点
溶液的酸碱性和PH的关系
教学难点
关于溶液pH的计算
教学方法
推理法、讲述法、分析比较法
学法指导
自学，预习
主要教具
多媒体
教学过程
一、溶液的酸碱性
1、溶液的酸碱性与CH+ 、COH- 的关系
[提出问题]：
纯水中加入盐酸或氢氧化钠后，水的电离平衡如何移动？建立新平衡时溶液中的CH+ 、COH- 如何变化？
[分析讨论，总结规律]：
结论：无论酸性、中性、碱性溶液里，都同时存在着OH-、H+，常温下，CH+ 、COH- 的乘积是一个常数（1×10-14）
溶液酸碱性 CH+ COH CH+ 、COH CH+ ·COH
酸性 ＞107mol ＜107mol CH+＞COH 1×1014
中性 =107mol =107mol CH+ = COH
碱性 ＜107mol ＞107mol CH+＜COH
[强调指出]：任何水溶液中存在的H+ 和OH- 作为矛盾的双方，既互相依存，又互相制约，共同决定了溶液的酸碱性。（对立统一的观点）
2、溶液的pH
（1）为什么要引入溶液的pH
示例：植物适宜生长在中性的土壤中，要测土壤溶液的酸碱度；医生要检测病人的血液，尿液等，要测酸碱度，掌握病人的健康状况；有关部门需要经常测定雨水是否是酸雨；工厂要配制电镀液等都需要了解溶液的酸碱性，经常要用到一些CH+很小的溶液，这时就很不方便，因此要引入溶液的pH。
（2）表示方法： pH= -Ig CH+
（3）意义：表示溶液中CH+的大小，即能表示溶液的酸碱性的强弱。
（4）示例：
A、以教材中四种溶液的氢离子浓度为例，求四种溶液的pH.
B、求10ml的0.2 mol/L的H2SO4的pH. 如果将溶液稀释至10倍、100倍，求溶液的pH.
C、怎样求pOH？
二、溶液的酸性的强弱与酸的强弱
（1）酸的强弱是以电解质的电离来区分的：强电解质完全电离的酸是强酸，弱电解质只有部分电离的酸是弱酸；溶液的酸性是由溶液中CH+决定的，CH+越大的溶液，则酸性越强，反之越弱。
（2）观点：①强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强②酸性强的溶液不一定是强酸③酸性相同的溶液，弱酸浓度大，中和能力强④中和能力相同的酸提供H+的物质的量相同，但强酸溶液的酸性强。
安排学生课后阅读资料，并完成某些物质的pH的测定，以激发学生的兴趣，培养实验能力。
三、巩固练习
书面作业：计算0﹒01mol/LNaOH溶液、0.01 mol/L的H2SO4溶液的pH. 如果将它们等体积混合，确定溶液的酸碱性，并计算混合液的pH.
教学反思：
第二节 水的电离和溶液的酸碱性(第3课时)
教学目标
1.了解pH的测定方法
2.学会强酸强碱溶液的pH计算以及混合溶液的pH计算
教学重点
学会强酸强碱溶液的pH计算以及混合溶液的pH计算
教学难点
学会方法，训练思维，掌握基本计算格式
教学方法
推理法、讲述法、分析比较法
学法指导
分析、推理
主要教具
多媒体
教学过程
pH的测定
1、pH值的改变
①pH﹤7溶液呈酸性，pH越小，酸性越强；pH每减小1个单位，CH+ 增大10倍
②pH﹥7溶液呈碱性，pH越大，碱性越强。pH每增加1个单位，CH+ 减小10倍。
③pH小的酸性溶液，不一定是强酸溶液
④pH每升高一个单位，对于强酸需要稀释10倍，而对于弱酸稀释的倍数超过了10倍；pH每降低一个单位，对于强碱需要稀释10倍，而对于弱碱稀释的倍数超过了10倍。
2、测定方法：测定溶液的pH可用pH试纸，这种试纸使用时不能用水湿润，否则非中性溶液的pH测定值比实际的或大或小，使用时用玻璃棒蘸取少量的待测溶液与pH试纸接触，再与标准比色卡对比，读出pH值。另外也可用pH计准确测定。
二、关于pH值的计算
1、酸性溶液：按C→CH+→pH
2、碱性溶液：按C→COH-→CH+→pH
3、强酸、强碱溶液的稀释后的溶液：对于酸溶液中的CH+，每稀释10n倍，pH增大n个单位，但增大后不超过7，酸仍为酸！
对于碱溶液中的COH-，每稀释10 n倍，pH减少n个单位，但减少后不小于7，碱仍为碱！
PH值相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱），稀释相同的倍数，pH变化为强酸变化大，弱酸变化小。
极稀溶液中的pH值的计算，应考虑水的电离。
4、强酸与强弱溶液混合的计算：
反应的实质：H++OH-=H2O
三种情况：
（1）恰好中和，pH=7
（2）若余酸，先求中和后的CH+，再求pH。
（3）若余碱，先求中和后的COH-，再通过KW求出CH+，最后求pH。或先求pOH，再由pH=14-pOH。
5、已知酸和碱溶液的pH之和，判断等体积混合后的溶液的p H
（1）若强酸与强碱溶液的pH之和大于14，则混合后显碱性，pH大于7。
（2）若强酸与强碱溶液的pH之和等于14，则混合后显中性，pH等于7。
（3）若强酸与强碱溶液的pH之和小于14，则混合后显酸性，pH小于7。
（4）若酸与碱溶液的pH之和等于14，强、碱中有一强、一弱，则酸、碱溶液混合后，谁弱显谁性。这是因为酸和碱已电离的H+ 和OH- 恰好中和，谁弱谁的H+ 或OH- 有储备，中和后还能电离，显出酸、碱性来。
三、例题讲解
1、把1mL0﹒05mol/L的H2SO4加水稀释制成100mL溶液，求稀释前和稀释后溶液的pH. 以及由水电离产生的CH+. 答案：4 6 10-10 10-8
2、等体积混合0﹒1mol/L的盐酸和0﹒06mol/L的Ba（OH）2溶液后，溶液的pH等于多少？ 答案：12
3、室温时，将pH=5的H2SO4稀释10倍，则CH+：C(SO42-) =？将稀释后的溶液再稀释100倍，CH+：C(SO42-) =？ 答案：2：1 20：1
四、作业：将10mL0﹒1mol/L的盐酸和10mL0﹒1mol/L Ba（OH）2溶液混合求pH？
教学反思：
第二节 水的电离和溶液的酸碱性(第4课时)
教学目标
1．了解常用分析仪器。
2．理解酸碱中和滴定的原理。
3．使学生初步了解酸碱中和滴定的操作方法。
4．掌握酸碱滴定的误差分析。
教学重点
1．使学生初步了解酸碱中和滴定的操作方法。
2．掌握酸碱滴定的误差分析。
教学难点
掌握酸碱滴定的误差分析
教学方法
推理法、讲述法、分析比较法
学法指导
自学，预习
主要教具
多媒体
教学过程
一、酸碱中和滴定
1、定义：用已知物质的量的浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法
2、原理：在酸碱中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸或碱溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完全中和，测出二者的体积，根据化学方程式中酸和碱的物质的量的比值，就可以计算出碱或酸的溶液浓度。
3、公式：
c酸v酸=c碱v碱(一元酸和一元碱)
4、实验的关键:
(1)准确测量参加反应的两种溶液的体积
(2)准确中和反应是否恰好完全反应
5、实验仪器及试剂:
仪器:酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、 铁架台、滴定管夹、烧杯、白纸
试剂：标准液、待测液、指示剂
二、指示剂的选择：
1、原则：
1）终点时，指示剂的颜色变化明显
2）变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏
2、酸碱指示剂：一般是有机弱酸或有机弱碱（定性测定）
种类 变色范围
甲基橙溶液 红3.1橙4.4黄
酚酞溶液 无8.2浅红10红
石蕊溶液 红5 紫 8蓝
（1）甲基橙和酚酞的变色范围较小：4.4-3.1=1.3 10-8=2 对溶液的酸碱性变化较灵敏
（2）溶液使指示剂改变颜色，发生的化学变化。指示剂滴加太多比将消耗一部分酸碱溶液（一般为1~2滴）。
3、pH试纸（定量测定）
（1）成分：含有多种指示剂
（2）本身颜色：淡黄色
（3）操作：用镊子取一小块pH试纸放在洁净的表面皿或玻璃片上，然后用玻棒沾取少量待测液点在试纸中央，试纸显色后再与标准比色卡比较，即知溶液的pH值。
4、酸碱中和滴定中指示剂的选择：
强酸强碱间的滴定：酚酞溶液、甲基橙
三、实验步骤：
1、查漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是否灵活；
2、洗涤：用水洗净后，各用少量待装液润洗滴定管2－3次；
3、装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，使液面高于刻度2-3cm
4、赶气泡：酸式:快速放液
碱式:橡皮管向上翘起
5、调液：
调节滴定管中液面高度，在“0－1”ml之间，并记下读数。
6、取液：
（1）从碱式滴定管中放出25.00ml氢氧化钠溶液于锥形瓶中
（2）滴入2滴酚酞试液，将锥形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底衬一张白纸。
7、滴定：左手_控制酸式滴定管活塞，右手拿住锥形瓶瓶颈，
边滴入盐酸，边不断顺时针方向摇动，眼睛要始终注视锥形瓶溶液的颜色变化。
8、记：当看到加一滴盐酸时，锥形瓶中溶液红色突变无色时，并在半分钟内不恢复红色,停止滴定，准确记下盐酸读数，并准确求得滴定用去的盐酸体积。
9. 计算：重复以上操作三次,并计算三次所测体积的平均值. 整理数据进行计算。
五、误差分析：
例题：用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液（氢氧化钠放于锥形瓶中）下列操作（其它操作均正确），对氢氧化钠溶液浓度有什么影响？
一、酸式滴定管
1、未用标准盐酸标准液润洗酸式滴定管 （偏高）
2、滴定管内壁不干净，滴定后，酸式滴定管内壁挂水珠（偏高）
3、滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失（偏高）
4、滴定操作时，有少量盐酸滴于锥形瓶外（偏高）
5、滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度（偏低）
二、锥形瓶
6、锥形瓶内用蒸馏水洗涤后，再用待测氢氧化钠润洗 2-3次，将润洗液倒掉，再装NaOH溶液（偏高）
7、锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装NaOH溶液（无影响）
8、滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的溶液溅出一部分。（偏低）
9、指示剂滴加过多（偏低）
三、碱式滴定管
10、碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗 （偏低）
11、取待测液时，为将盛待测液的碱式滴定管尖嘴的气泡排除。取液后滴定管尖嘴充满溶液（偏低）
四、含杂质
12、在配制待测氢氧化钠溶液过程中，称取一定质量的氢氧化钠时，内含少量的氢氧化钾，用标准盐酸溶液进行滴定。（偏低）
13、同上情况，若氢氧化钠中含有少量的碳酸钠，结果如何（偏低 ）
教学反思：
第三节 盐类的水解（第一课时）
【教学目标】
1．使学生理解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解。
2．培养学生分析问题的能力，使学生会透过现象看本质。
3．培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法教育。
【教学重点】
盐类水解的本质
【教学难点】
盐类水解方程式的书写和分析
【教学方法】
启发式、实验引导法、归纳法
教学过程
【提问引入】酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，盐溶液是否都显中性？
探究盐溶液的酸碱性
根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可以分成哪几类？
酸 + 碱 == 盐 + 水 （中和反应）
【演示】用pH试纸检验下列溶液的酸碱性：
NaCl、Na2CO3、 Na2HCO3、NH4Cl、 Na2SO4、CH3COONa、（NH4）2SO4
（通过示范说明操作要领，并强调注意事项）
【讨论】 由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱间有什么关系？
【学生小结】1. 盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：
①强碱弱酸盐的水溶液 显碱性
②强酸弱碱盐的水溶液 显酸性
③强酸强碱盐的水溶液 显中性
【板书】二、探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因
【讲述】当向水中分别加入NaCl、NH4Cl、CH3COONa形成溶液后，请思考：
（1）相关的电离方程式？
（2）盐溶液中存在哪些粒子？
（3）哪些粒子间可能结合（生成弱电解质）？
（4）对水的电离平衡有何影响？
（5）相关的化学方程式？
【探究1】 往水中加NaCl形成溶液。
⑴ 电离方程式
⑵ c(H+)和c(OH–)相对大小
⑶ 盐溶液的酸碱性
⑷ 盐溶液中的粒子
⑸ 有无弱电解质生成
⑹ 相关化学方程式
【探究2】 往水中加NH4Cl形成溶液。
⑴ 电离方程式
⑵ c(H+)和c(OH–)相对大小
⑶ 盐溶液的酸碱性
⑷ 盐溶液中的粒子
⑸ 有无弱电解质生成
⑹ 相关化学方程式
【学生小结】NH4Cl溶于水时电离出的NH4+与水电离出的OH-结合成弱电解质NH3·H2O，消耗了溶液中的OH-，使水的电离平衡向右移动，产生更多的H+，建立新平衡时，c（H+）＞c（OH-），从而使溶液显酸性。
【【探究3】 往水中加CH3COONa形成溶液。
⑴ 电离方程式
⑵ c(H+)和c(OH–)相对大小
⑶ 盐溶液的酸碱性
⑷ 盐溶液中的粒子
⑸ 有无弱电解质生成
⑹ 相关化学方程式
【学生小结】CH3COONa溶于水时，CH3COONa电离出的CH3COO-和水电离出的H+结合生成难电离的CH3COOH，消耗了溶液中的H+，使水的电离平衡向右移动，产生更多的OH-，建立新平衡时，C（OH-）＞C（H+），从而使溶液显碱性。
【板书】三、 盐类的水解
这种在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解。
【板书总结】（1）
盐类 实例 能否水解 引起水解的离子 对水的电离平衡的影响 溶液的酸碱性
强碱弱酸盐 CH3COONa 能 弱酸阴离子 促进水的电离 碱性
强酸弱碱盐 NH4Cl 能 弱碱阳离子 促进水的电离 酸性
强酸强碱盐 NaCl 不能 无 无 中性
（2）只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与H+或OH-结合生成弱电解质。
（3）盐类水解使水的电离平衡发生了移动，并使溶液显酸性或碱性。
（4）盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
（5）盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“”号。
（6）水解的规律是：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性。
教学反思：
第三节 盐类的水解 （第二课时）
【教学目标】
1、理解盐类水解的实质，能根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性
2、掌握盐类水解及其应用
3、能正确书写盐类水解的离子方程式
【教学重点】
盐类水解的实质及其影响因素
【教学难点】
盐类水解方程式的书写和影响因素分析
【教学过程】
【复习巩固】师生共同回顾第一课时相关知识
【板书】四、盐类水解离子方程式的书写
【归纳】
1.盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“”号。 如CH3COO－+H2O CH3COOH+OH－
2.一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。通常不生成沉淀或气体，也不发生分解。在书写离子方程式时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如H2CO3、NH3·H2O等）写成其分解产物的形式。个别水解程度较大的水解反应，有明显沉淀时用“↓”
3.多元弱酸的盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主。如Na2CO3的水解过程:
第一步：CO32－+H2O HCO3－+OH－（主要）
第二步：HCO3－+H2O H2CO3+OH－（次要）
4.多元弱碱的阳离子水解复杂，可看作是一步水解反应。如：
Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
总之，水解方程式的书写规律：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成弱碱，阴离子水解生成弱酸，阴阳离子都水解生成弱酸和弱碱。
写出下列盐水解的离子方程式：
CH3COONa
K2CO3
FeCl3
（NH4））2SO4
【反馈练习】
判断下列盐溶液的酸碱性，若该盐能水解，写出其水解反应的离子方程式。
（1）KF （2）NH4NO3 （3）Na2SO4 （4）FeCl3 （5）NaHCO3
【引入问题】
为什么相同浓度的Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液的PH值分别等于8、9、10？
【讨论】：盐类水解程度与什么因素有关，从化学平衡角度思考
【板书】五、影响盐类水解的因素
1．主要因素是盐本身的性质-内因
组成盐的酸根对应的酸越弱，水解程度也越大，碱性就越强， 越高。
组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度也越大，酸性就越强， 越低。
2．影响盐类水解的外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素。
（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度增大。
（2）浓度：盐浓度越小，水解程度越大；盐浓度越大，水解程度越小。
（3）外加酸碱能促进或抑制盐的水解。例如水解呈酸性的盐溶液加入碱，就会中和溶液中的 ，使平衡向水解方向移动而促使水解，若加酸则抑制水解。
【科学探究】通过实验探究促进或抑制FeCl3水解的条件，理解影响盐类水解程度的因素。
写出FeCl3水解的化学方程式 ，设计实验完成下表
影响因素 实验操作 现象 平衡移动方向 Fe3+的水解程度 PH
浓度 加FeCl3
加水
溶液的酸碱度 加HCl
加少量的NaOH
加Na2CO3
温度 温度升高
【反馈练习】
1．能使Na2CO3溶液中Na+与CO32- 更接近2:1的措施是 （ ）
A 加水 B 加Na2CO3粉末 C 加KOH固体 D 加热
2．为什么热的纯碱溶液去污效果好
教学反思：
第三节 盐类的电离(第3课时)
【教学目标】
1进一步巩固盐类水解的实质的理解
2掌握盐类水解实质并解释一些日常生活中的现象
【教学重点】
盐类水解实质并解释一些日常生活中的现象，理解电解质溶液中存在的守恒关系
【教学难点】
电解质溶液中存在的守恒关系
【教学过程】
【复习引入】
应用平衡移动原理分析醋酸钠溶液水解平衡的移动情况，如下表所示：
条件变化 C(CH3COO-) C(CH3COOH) C(OH-) C(H+) PH 水解程度
升高温度
加水
加醋酸
加醋酸钠
加HCl(g)
加NaOH
【情景创设】联系生活，讨论盐类的水解在生活中的应用
1、人们常用硫酸铝钾或硫酸铝做净水剂，你能解释其中的原理吗？
2、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？
3、家里常用纯碱来清洁厨房用具，用加热过的纯碱液效果更好，为什么？
4、泡沫灭火器是常用的灭火器，其结构有两个筒，内筒为塑料筒，盛有硫酸铝溶液，外筒和内筒之间装有碳酸氢钠溶液，使用时将灭火器倒置，两种溶液混合即发生剧烈反应，产生大量泡沫而达到灭火效果，你能试着解释其中的原因吗？
【归纳】以上这些实际生活中出现的问题，都利用到我们学习的盐类水解的知识，都是盐类水解的知识在实际生活中的应用
【板书】六、盐类水解的应用
1．日常生活中的应用：
2．易水解盐溶液的配制与保存
3．判断溶液的酸碱性：
将0.1mol/L的下列溶液按PH由小到大的顺序排列①Na2CO3②NaHCO3 ③NaOH ④NaNO3 ⑤CH3COOH ⑥NaHSO4 ⑦NH4Cl_________________ ______
4．判断溶液中的离子能否共存：
5．把盐溶液蒸干制取无水盐晶体；
把下列盐溶液蒸干得到何种物质：
AlCl3____ ___ Al2（SO4）3 _____ ___ FeCl3______ __
Na2CO3______ _ CuSO4 __ ___
6．判断溶液中离子浓度的大小
【讨论】电解质溶液中存在哪些守恒关系？
七、电解质溶液中的守恒关系：
（1）电荷守恒：电解质溶液中无论含多少种离子，但溶液总是呈电中性的。即整个溶液中_____ _ _所带的负电荷总数一定等于__ _ _所带正电荷总数。如在NH4Cl溶液中有__________
（2）原子守恒（物料守恒）：电解质溶液中尽管有些离子水解、电离等原因发生改变，但某原子总数是保持不变的。
如NH4Cl中存在________ ___________.
（3）质子（H+）守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。
如NH4Cl中存在________ ___________.
[思考与交流]
写出下列溶液中的各种守恒关系：
0.1mol／L Na2CO3溶液中：
电荷守恒：________ ____
物料守恒：_____ _.
质子（H+）守恒
0.1mol/L H2S溶液中
电荷守恒_________
物料守恒_____
质子（H+）守恒
教学反思：
第四节 难溶电解质