高中化學(xué)全套教學(xué)案人教版選修4

1、第一章 化學(xué)反應(yīng)與能量 一、教學(xué)目標(biāo)：1、理解焓變（H） 反應(yīng)熱、熱化學(xué)方程式、燃燒熱、中和熱及化學(xué)反應(yīng)熱的計(jì)算教學(xué)重點(diǎn)：理解概念教學(xué)難點(diǎn)：化學(xué)反應(yīng)熱的計(jì)算二、問題導(dǎo)學(xué)1、焓變（H） 反應(yīng)熱 放熱反應(yīng) H 0 吸熱反應(yīng) H 0焓變（H）單位：KJ/mol2、 熱化學(xué)方程式 3、燃燒熱焓變（H） 反應(yīng)熱 注意點(diǎn)：1 2 3 書寫燃燒熱化學(xué)方程式應(yīng)以燃燒1mol純物質(zhì)為標(biāo)準(zhǔn)來配平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)。4、中和熱 三、問題探究：1.環(huán)形玻璃棒的作用 2.燒杯間填滿碎泡沫塑料的作用 3.大燒杯上如不蓋硬紙板，求得的中和熱數(shù)值 （填“偏大”、“偏小”或“無影響”）S，H04、書寫焓變（H） 反應(yīng)熱時(shí)應(yīng)注

2、意：1） 2） 3） 4） 5） 5、化學(xué)反應(yīng)熱的計(jì)算 蓋斯定律：化學(xué)反應(yīng)速率 假設(shè)反應(yīng)體系的始態(tài)為S，終態(tài)為L，若SL，H0；則L 四、課堂練習(xí) 見課本五、自主小結(jié)第二章 化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡一、教學(xué)目標(biāo)1、理解化學(xué)反應(yīng)速率、化學(xué)平衡移動(dòng)原理（勒夏特列原理）、等效平衡； 2、知道化學(xué)平衡常數(shù)并會計(jì)算3、能對化學(xué)反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向的判斷教學(xué)重點(diǎn)：對概念理解。二、問題導(dǎo)學(xué)1、化學(xué)反應(yīng)速率（1）概念： （2）表示方法： （用不同物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率之比等于化學(xué)方程式中的各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量系數(shù)比。）2、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素（1）內(nèi)因（主要因素） 。（2） 1）濃度： 。 有關(guān)解釋：在其他條件不變

3、時(shí)，對某一反應(yīng)，活化分子在反應(yīng)物中所占的百分?jǐn)?shù)是一定的。單位體積內(nèi)活化分子的數(shù)目與單位體積內(nèi)反應(yīng)物分子的總數(shù)成正比。當(dāng)反應(yīng)物濃度增大時(shí)，單位體積內(nèi)分子數(shù)增多，活化分子數(shù)也相應(yīng)增大，單位體積內(nèi)的有效碰撞次數(shù)也相應(yīng)增多，化學(xué)反應(yīng)速率增大。 2）壓強(qiáng)： 有關(guān)解釋：當(dāng)溫度一定時(shí)，一定物質(zhì)的量的氣體的體積與其所受的壓強(qiáng)成反比。若氣體的壓強(qiáng)增大到原來的2倍，體積就縮小到原來的一半，單位體積內(nèi)的分子數(shù)就增大到原來的2倍。故增大壓強(qiáng)，就是增加單位體積里反應(yīng)物的物質(zhì)的量，即增大反應(yīng)物的濃度，反應(yīng)速率相應(yīng)增大；相反，減小壓強(qiáng)，氣體的體積就擴(kuò)大，反應(yīng)物濃度減小，反應(yīng)速率隨之減小。說明： 若參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體、液體

4、或溶液，由于壓強(qiáng)的變化對它們的濃度幾乎無影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。與化學(xué)反應(yīng)無關(guān)的氣體對化學(xué)反應(yīng)速率是否有影響，要分情況而定。在一定溫度下于密閉容器中進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)N2(g)+3H2(g) 2 NH3 (g)： a、充入He并保持容器的容積不變時(shí)，雖容器內(nèi)氣體的總壓增大，但由于氣體的容積不變，反應(yīng)物氣體的物質(zhì)的量濃度不變，化學(xué)反應(yīng)速率不變，平衡不移動(dòng)。 b、充入He并保持容器內(nèi)的總壓不變時(shí)，必然是容器的容積增大。而氣體容積的增大，引起反應(yīng)物濃度的減小，化學(xué)反應(yīng)速率減小，平衡左移。 3）溫度： 。經(jīng)驗(yàn)規(guī)律：一般來說，溫度每升高10，反應(yīng)速率增大24倍。 有關(guān)解釋：在濃度一定時(shí)，升高溫度，反應(yīng)物

5、分子的能量增加，使一部分原來能量較低的分子變成活化分子，從而增加了反應(yīng)物分子中活化分子的百分?jǐn)?shù)，使有效碰撞次數(shù)增多，反應(yīng)速率增大。溫度升高，分子的運(yùn)動(dòng)加快，單位時(shí)間里反應(yīng)物分子間碰撞次數(shù)增加，反應(yīng)也相應(yīng)地加快，前者是反應(yīng)速率加快的主要原因。 說明：溫度對反應(yīng)速率的影響規(guī)律，對吸熱、放熱反應(yīng)都適用，且不受反應(yīng)物狀態(tài)的限制。4）催化劑： 。 5） 向反應(yīng)體系輸入能量，都有可能改變化學(xué)反應(yīng)速率。三、問題探究1、化學(xué)平衡移動(dòng)原理（勒夏特列原理）： 1）、濃度： 。 2）、壓強(qiáng)： 3）、溫度： 。2、等效平衡： 。（1）定溫、定容：反應(yīng)前后氣體體積改變： 值相同。反應(yīng)前后氣體體積不變： 比值相同。（2）

6、定溫、定壓： 與原平衡比值相同。3、化學(xué)平衡常數(shù)Cm (A)·C n (B)Cp (C)·Cq (D)K= 1）、定義：在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)就是該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)（簡稱平衡常數(shù)），用符號K表示。 如：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) （注意：對于有固體或純液體參加的反應(yīng)，它們的濃度不列入K的表達(dá)式。K值與濃度無關(guān)，只受溫度影響。不指明溫度，K值無意義。對于給定的化學(xué)反應(yīng)，正、逆反應(yīng)的平衡常數(shù)互為倒數(shù)。）應(yīng)用：判斷反應(yīng)進(jìn)行的程度：K值越大，反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化

7、率越高。 判斷反應(yīng)熱效應(yīng)：T升高，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)。 T降低，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)。4、化學(xué)反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向的判斷根據(jù)體系存在著力圖使自己的能量趨于“最低”和“有序”的自然規(guī)律，由焓變和熵變判據(jù)組合的復(fù)合判據(jù)適合于所有的過程。即G=HTS <0， 反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行 G=HTS 0，反應(yīng)處于平衡狀態(tài) G=HTS <0，反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行反應(yīng)熱H混亂度SG=HTS自發(fā)性>0>0低溫>0，高溫<0較高溫度能自發(fā)>0<0>0任何溫度都不能自發(fā)<0>0<0任何溫度都能自發(fā)<0<0高溫>0，低溫&l

8、t;0較低溫度能自發(fā)四、課堂練習(xí)五、自主小結(jié)第三章 電離平衡第一節(jié) 弱電解質(zhì)的電離一、 教學(xué)目標(biāo)1、理解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)及弱電解質(zhì)的電離平衡、電離平衡常數(shù)。教學(xué)重點(diǎn)：對概念理解。二、問題導(dǎo)學(xué)1、強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì) 強(qiáng)電解質(zhì)： 電解質(zhì) 電離程度 弱電解質(zhì)注意：化合物不是電解質(zhì)即為非電解質(zhì)難溶性化合物不一定就是弱電解質(zhì)。（例如：BaSO4難溶，但它溶解那部分是完全電離的，所以BaSO4等仍為強(qiáng)電解質(zhì)。）溶液的導(dǎo)電性與電解質(zhì)強(qiáng)弱沒有必然的關(guān)系電離方程式的書寫， 強(qiáng)電解質(zhì)電離用“=”，弱電解質(zhì)電離用“”三、問題探究1、弱電解質(zhì)的電離平衡1）、電離平衡概念： 2）、特點(diǎn)：（1） （3） （4）“變”：

9、 3）、影響電離平衡的因素（1）決定性因素弱電解質(zhì)的本性。（2）外因：溶液濃度同一弱電解質(zhì)，物質(zhì)的量濃度越大，離子濃度越大，電離度越小 溫度由于弱電解質(zhì)電離過程均要吸熱，因此溫度升高，電離度增大。4）、電離平衡常數(shù)（1）概念： （2）電離平衡常數(shù)的意義：K值越大， ；K值越小， 。（3）影響K的外界條件： 。（4）多元弱酸、多元弱堿的電離多元弱酸的電離 。多元弱堿 四、課堂練習(xí)五、自主小結(jié)第二節(jié) 水的電離和溶液的pH值1、水是極弱的電解質(zhì)，原因能發(fā)生自電離 H2O+H2OH3O+OH簡寫成H2OH+OH，與其它弱電解質(zhì)一樣，其電離程度大小受溫度及酸、堿、鹽等影響。2、水的離子積純水及電解質(zhì)稀溶

10、液中（c1mol·L1）有c(OH)·c(H+)=Kw，Kw只受溫度影響，常溫時(shí)（25）Kw=1×1014，溫度升高，水的電離程度增大。Kw亦增大，100，Kw=1×1012。計(jì)算題記牢公式c(OH)·c(H+)=Kw計(jì)算時(shí)看是否是常溫，不是常溫要看該溫度下的Kw值酸堿中和滴定1、儀器和試劑量取液體 ： 滴定管鐵架臺（滴定管夾）、錐形瓶、標(biāo)準(zhǔn)液和待測液、指示劑2、操作步驟：檢查滴定管是否漏水（操作方法） 蒸餾水洗滌 標(biāo)準(zhǔn)液或待測液潤洗滴定管 裝液和趕氣泡調(diào)零 滴定 讀數(shù)3、指示劑選用：變色要靈敏，變色范圍要小，且變色范圍盡量在pH突變范圍內(nèi)（因

11、此中和滴定一般選用酚酞、甲基橙，而不用石蕊試液。4、滴定終點(diǎn)不是酸堿恰好完全反應(yīng)，但是由于在酸堿恰好完全反應(yīng)前后，少加一點(diǎn)標(biāo)準(zhǔn)液或多加一滴標(biāo)準(zhǔn)液，會使pH發(fā)生很大的變化，可以使酸堿指示劑變色，對于結(jié)果影響不大。第三節(jié) 鹽類的水解（課時(shí)1、2）一、鹽溶液的酸堿性2.任何一種鹽都可以看作是 和 反應(yīng)的產(chǎn)物，按生成鹽的酸和堿的強(qiáng)弱可以把鹽分為： 水溶液呈 性 水溶液呈 性 水溶液呈 性弱酸弱堿鹽 水溶液的酸堿性要看弱酸和弱堿的相對強(qiáng)弱。（誰強(qiáng)顯誰性）要求：能夠根據(jù)化學(xué)式判斷鹽的種類，進(jìn)而推出前三種鹽溶液的酸堿性（1）常見的強(qiáng)酸有 、 、 、 、 、 。（1）常見的強(qiáng)堿有 、 、 、 。(另第IA族的

12、銣、銫, 第IIA族的鍶對應(yīng)的堿)例題：實(shí)驗(yàn)室有下列試劑：NaOH溶液 水玻璃 Na2S溶液 NH4Cl溶液 濃H2SO4，其中必須用帶橡膠塞的試劑瓶保存的是（ ）A、 B、 C、 D、二、鹽溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因溶液呈酸、堿性取決于 .強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液中沒有任何因素使c(H+)和c(OH)不相等,因此強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液呈 性.任何水溶液中都存在水的電離平衡 .強(qiáng)酸弱堿鹽在水溶液中完全電離,電離出 陽離子和 陰離子,則強(qiáng)酸弱堿鹽電離出來的 離子和水電離出來的 離子結(jié)合成 使H2O的電離平衡向 方向移動(dòng),到達(dá)新平衡時(shí)c(H+) c(OH),溶液呈 性.例:NH4Cl溶液: 水微弱電離,電離出 和 N

13、H4Cl在水溶液中完全電離,電離出 和 NH4Cl電離出的 和水電離出的 結(jié)合生成 , 使H2O的電離平衡向 方向移動(dòng),到達(dá)新平衡時(shí)c(H+) c(OH),溶液呈 性.化學(xué)方程式 離子方程式 NH4Cl水溶液存在的微粒有 種,分別是 .強(qiáng)堿弱酸鹽在水溶液中完全電離,電離出 陽離子和 陰離子,則強(qiáng)堿弱酸鹽電離出來的 離子和水電離出來的 離子結(jié)合成 (或 )使H2O的電離平衡向 方向移動(dòng),到達(dá)新平衡時(shí)c(H+) c(OH),溶液呈 性.例: CH3COONa在水溶液中完全電離,電離出 和 CH3COONa電離出的 和水電離出的 結(jié)合生成 , 使H2O的電離平衡向 方向移動(dòng),到達(dá)新平衡時(shí)c(H+)

14、c(OH),溶液呈 性.化學(xué)方程式 離子方程式 CH3COONa水溶液存在的微粒有 種,分別是 .三、鹽類的水解:在 中 電離出來的離子跟水所電離出來的 或 結(jié)合生成 的反應(yīng).1、必須在 中,不溶于水的部分不考慮.2、生成弱酸或弱堿（難電離微粒）3、實(shí)質(zhì)：復(fù)分解反應(yīng) 鹽水酸+堿 （中和反應(yīng)的逆反應(yīng)） 中和反應(yīng) 熱,所以水解 熱.中和反應(yīng)程度 ,所以水解程度 (較大、較小),書寫水解方程式時(shí)要用可逆符號.由于程度較小一般不標(biāo)明氣體,沉淀符號.另:多元弱酸根離子分步水解,以 為主（除SiO32-外），都要分步寫.要求:能夠判斷是否是水解反應(yīng),要能夠書寫水解的化學(xué)方程式和離子方程式3按要求寫出下列水

15、溶液中水解的化學(xué)方程式和離子方程式,并判斷溶液的酸堿性,(1) 硫酸鐵: (2)明礬 (3)硝酸銨 (4)硫酸銅 (5)氯化鎂 (6)硅酸鈉 (7)碳酸鉀 (8) 碳酸氫鋇 (9)偏鋁酸鈉 (10)次氯酸鈉 (11)硫化鈉 (12)NaCN (13)K2C2O4（草酸鉀、乙二酸鉀） (14)磷酸鈉 4寫出離子方程式（1）將NH4Cl加入到重水中 。（2）由FeCl3制Fe（OH）3膠體 第三節(jié) 鹽類的水解（課時(shí)3、4）四、鹽類的水解規(guī)律：（水解規(guī)律）（無弱不水解）有弱才水解，都弱雙水解，越弱越水解（都強(qiáng)顯中性）誰強(qiáng)顯誰性。注意：有弱還要看溶不溶，不溶也不一定不水解。（如MgCO3也水解，但是F

16、eS不水解。）中和反應(yīng)一般是完全進(jìn)行的，所以有弱電解質(zhì)參與的中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，其水解反應(yīng)程度很小，用可逆符號。誰強(qiáng)顯誰性，都強(qiáng)不水解顯中性，都弱看水解的相對強(qiáng)弱。多元弱酸的酸式酸根看電離與水解的相對強(qiáng)弱。（HSO3和H2PO4，電離程度>水解程度，所以NaHSO3和Na H2PO4的水溶液呈酸性，其他弱酸的酸式鹽一般水溶液呈堿性）例題:將0.05mol下列物質(zhì)置于500mL水中，充分?jǐn)嚢韬螅芤褐嘘庪x子數(shù)目最多的是（ ）A、NH4Br B、K2SO4 C、Na2S D、Mg(OH)2五、影響因素（1）內(nèi)因 （2）外因： 例： 以FeCl3水解為例：FeCl3水解離子方程式 條件變化對水解

17、方向的影響c(Fe3+)c(H+)pH現(xiàn)象水解程度（水解百分率）升高溫度加水加FeCl3（S）或濃FeCl3（aq）加入鎂粉加鹽酸加NaOH（S）加入Na2CO3（S）或NaHCO3（S）加入NaHSO4（S）加入NaCl（S）練習(xí)：CH3COONa的水解離子方程式 條件變化c(CH3COO)c(CH3COOH)c(OH)c(H+)pH水解程度升高溫度加水加醋酸加醋酸鈉加鹽酸加NaOH（S）推廣：濃度：增大鹽的濃度，水解平衡向 移動(dòng)，但水解程度 。道理與化學(xué)平衡相似，增大某反應(yīng)物濃度，平衡向 移動(dòng)，但該反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率一般要 。減小鹽的濃度（加水稀釋），平衡向 移動(dòng)。如CO32+H2OHCO3+O

18、H，加水稀釋c(HCO3)、c(OH)均 。故鹽的濃度越大，水解程度 ，但對應(yīng)的離子濃度 。溶液的酸堿性：對于水解呈酸性的溶液加酸 水解，加堿 水解。對于水解呈堿性的溶液加酸 水解，加堿 水解。（填促進(jìn)、抑制）（如a、FeCl3溶液在配制時(shí)加入鹽酸，抑制其水解。b、等物質(zhì)的量濃度的NH4HSO4和NH4Cl溶液，c(NH4+)顯然是NH4HSO4大于NH4Cl。）溫度：溫度越高，水解程度 。因鹽類水解是中和反應(yīng)的 ，中和反應(yīng)均為放熱反應(yīng)，水解反應(yīng)一定 。（如制備Fe (OH)3膠體利用了溫度對鹽類水解的影響。）同種元素陽離子的化合價(jià)價(jià)高者解程度更大，如Fe3+>Fe2+六、水解平衡中的三

19、個(gè)守衡關(guān)系：CH3COONa + H2OCH3COOH + NaOH CH3COO + H2O CH3COOH + OH以醋酸鈉溶液為例說明：（填>,< ,=）溶液呈電中性，所以溶液中n（正電荷）= n（負(fù)電荷）即：n（Na+） n（H+） n（CH3COO）+ n（OH）（兩邊同時(shí)除以體積）即：電荷守恒：c（Na+）c（H+） c（CH3COO）+ c（OH）CH3COONa固體中，n(Na+) n(CH3COO)但在CH3COONa溶液中，因?yàn)镃H3COO)水解，所以 n(Na+) n(CH3COO)即 c(Na+) c(CH3COO)；根據(jù)CH3COONa固體中，n(Na+)

20、 n(CH3COO)所以該溶液中n(Na+) n(CH3COO) + n（CH3COOH），（兩邊同時(shí)除以體積）即：物料守恒：c（CH3COOH）+ c（CH3COO）c（Na+）將上述兩式相加得到以下關(guān)系： 質(zhì)子守恒：c（OH）= c（H+）+ c（CH3COOH） 質(zhì)子守恒：根據(jù)水電離出的c（OH）= c（H+），溶液中的H+或OH雖與其他離子結(jié)合而以不同的形式存在，但其總量相同，第三節(jié) 鹽類的水解（課時(shí)5、6）七、鹽類水解的應(yīng)用：（1）判斷溶液的酸堿性：水解呈堿性的溶液，保存時(shí)試劑瓶要用橡膠塞。根據(jù)鹽溶液的酸堿性，可以證明酸、堿的強(qiáng)弱。酸：選其強(qiáng)堿鹽溶液，若該鹽溶液呈中性，說明該酸是 ；

21、若呈堿性說明該酸是 。堿：選其強(qiáng)堿鹽溶液，若該鹽溶液呈中性，說明該堿是 ；若呈酸性說明該堿是 。根據(jù)同濃度（相同）強(qiáng)堿（不同）弱酸鹽溶液的堿性強(qiáng)弱，可以比較弱酸的相對強(qiáng)弱。 弱酸越弱，說明對應(yīng)的弱酸根離子水解程度越 。幾種同濃度（相同）強(qiáng)堿（不同）弱酸鹽溶液堿性越強(qiáng)，對應(yīng)酸的酸的酸性越 。某些活潑金屬與強(qiáng)酸弱堿鹽反應(yīng)。（如：Mg放入NH4Cl、FeCl3溶液中產(chǎn)生氫氣。）判斷溶液中微粒種類：先看溶劑分子和溶劑電離產(chǎn)生的微粒，再看溶質(zhì)電離產(chǎn)生的微粒，最后看溶劑和溶液相互作用產(chǎn)生的微粒；（2）解釋一些化學(xué)現(xiàn)象無水AlCl3瓶蓋打開有白霧，試解釋原因： 明礬、三氯化鐵凈水。(水解的離子反應(yīng)方程式)明

22、礬凈水 三氯化鐵凈水 原因：膠體粒子的表面積 ，吸附能力 ， 而起凈水作用。用ZnCl2、NH4Cl作焊藥：（生活知識介紹）金屬表面往往存在氧化膜，這種氧化膜的存在會使焊接不牢固（即出現(xiàn)虛焊現(xiàn)象），而用NH4Cl或ZnCl2作為焊接時(shí)的焊藥則能夠保證焊接的牢固。原因是 NH4Cl或ZnCl2水解顯 ，這種酸性的溶液可以除去金屬表面的氧化膜。 油條的制作口訣是“一堿、二礬、三鹽”，其中堿、礬、鹽分別是指：NaHCO3、KAl(SO4)2·12H2O和NaCl，在面團(tuán)中Al3和HCO3發(fā)生雙水解反應(yīng)， Al33HCO3Al(OH)3 3CO2 當(dāng)面團(tuán)被投入到沸騰的油中時(shí)，面團(tuán)受熱，其中的

23、CO2體積增大， 致使面團(tuán)膨脹為油條。（3）鹽類水解平衡的移動(dòng)配制鹽溶液。配制FeCl3溶液要加入 ，配制Na2SiO3溶液加入 ，目的： 熱的純堿溶液清洗油污效果較好，原因： 制備Fe(OH)3膠體的操作： 為什么用沸水？ 。加熱時(shí)間能不能太長？ 原因 采用加熱的方法來促進(jìn)溶液中某些鹽的水解，使之生成氫氧化物沉淀，以除去溶液中某些金屬離子。判斷鹽溶液加熱蒸干的產(chǎn)物：提示：加熱盡管促進(jìn)水解，但是產(chǎn)生了NaOH，堿性條件下無CO2逸出。小結(jié)：鹽水解生成 時(shí)，蒸干后一般得到原物質(zhì)。 將FeCl3溶液加熱蒸干后得到 ，蒸干后再灼燒得到 提示：水解產(chǎn)生的HCl易揮發(fā)。最終會全部逸出。小結(jié)：鹽水解生成

24、時(shí)，蒸干后一般得到弱堿。 將Fe2（SO4) 3溶液加熱蒸干后得到 提示：水解產(chǎn)生的H2SO4不易揮發(fā)，最終仍和水解產(chǎn)生的Fe(OH)3反應(yīng)。小結(jié)：鹽水解生成 時(shí)，蒸干后一般得到原物質(zhì)。 將NaHCO3溶液加熱蒸干后得到 ，提示：因?yàn)镹aHCO3受熱分解，所以最終得到固體不是NaHCO3。小結(jié)：不穩(wěn)定性鹽的溶液加熱蒸干時(shí)得到的固體與原鹽的組成不同。 將Na2 SO3溶液加熱蒸干后得到 提示：因?yàn)镹a2 SO3具有還原性，容易被氧化。小結(jié)：還原性鹽的溶液加熱蒸干時(shí)得到的固體與原鹽的組成不同。推廣：將Al Cl3·6 H2O加熱最終得到 ，原因 化學(xué)方程式 ，如果要得到無水Al Cl3固

25、體，可以一邊加熱一邊通入 。目的 。制備納米材料。例如，用TiCl4制備TiO2，化學(xué)方程式 制備時(shí)加入大量的水,同時(shí)加熱,促進(jìn)水解趨于完全.所得 經(jīng)焙燒得TiO2（4）雙水解問題（弱酸弱堿鹽）（強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸同時(shí)溶于水）判斷離子共存問題： 發(fā)生水解且相互促進(jìn)反應(yīng)的離子不能大量共存，如Fe3+、Al3+分別與CO32、HCO3、AlO2，Al3+與S2等。生活實(shí)例：泡沫滅火器原理：Na HCO3水解 Al2（SO4）3水解 離子方程式 施用化肥：普鈣、氨態(tài)氮肥不能與 混用。原因： （5）分析鹽溶液中離子濃度大小第四節(jié) 溶解平衡（第1、2課時(shí)）【知識要點(diǎn)】一、對“Ag+與Cl的反應(yīng)不能進(jìn)行

26、到底”的理解1、不同電解質(zhì)在中的溶解度差別很大，有的很大，有的很小。在20時(shí)電解質(zhì)的溶解性與溶解度的關(guān)系如下：溶解性易溶可溶微溶難溶溶解度物質(zhì)在水中“溶”與“不溶”是相對的，“不溶”是指“難溶”，絕對不溶的物質(zhì)是沒有的。2、生成沉淀的離子反應(yīng)之所以能發(fā)生，是因?yàn)?。3、溶解平衡的建立：盡管AgCl溶解度很小，但并不是絕對不溶，生成的AgCl沉淀會有少量溶解。AgCl因此在生成AgCl沉淀后的溶液中三種有關(guān)反應(yīng)的粒子在反應(yīng)體系中共存。這樣，生成沉淀的反應(yīng)就轉(zhuǎn)化成我們熟悉的固體溶解的問題。從固體溶解的角度來看，AgCl在水中存在兩個(gè)過程：在水分子的作用下，少量Ag+與Cl脫離AgCl表面溶入水中，

27、溶液中的Ag+與Cl受AgCl表面正、負(fù)離子的吸引，回到AgCl表面析出沉淀。在一定溫度下，當(dāng)沉淀溶液和生成的速率相等時(shí)，得到AgCl的飽和溶液，即建立下列平衡：AgCl（s） Ag+（aq）+ Cl（aq）正是這種平衡的存在，決定了Ag+與Cl的反應(yīng)不能進(jìn)行到底。（1）定義：在一定條件下，難溶強(qiáng)電解質(zhì)溶于水，當(dāng)沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等時(shí)，形成溶質(zhì)的飽和溶液，達(dá)到平衡狀態(tài)，這種平衡稱為沉淀溶解平衡。思考1：將一塊形狀不規(guī)則的NaCl固體放入NaCl飽和溶液中，一晝夜后觀察發(fā)現(xiàn)，固體變?yōu)橐?guī)則的立方體，而質(zhì)量卻未發(fā)生變化，為什么？（2）特征：（與化學(xué)平衡相比較） ：可逆過程 ：v（溶解）

28、 v（沉淀） ：達(dá)到平衡時(shí)，溶液中各離子濃度保持不變 ：動(dòng)態(tài)平衡，v（溶解） v（沉淀） 0 ：當(dāng)外界條件改變時(shí)，溶解平衡將發(fā)生移動(dòng)，達(dá)到新的平衡。（3）生成難溶電解質(zhì)的離子反應(yīng)的限度 不同電解質(zhì)在水中的溶解度差別很大，例如AgCl和AgNO3。習(xí)慣上將溶解度小于0.01g的稱為難溶電解質(zhì)。對于常量的化學(xué)反應(yīng)來說，0.01g是很小的，所以一般情況下，相當(dāng)量的離子互相反應(yīng)生成難溶電解質(zhì)，就可以認(rèn)為反應(yīng)完全了。 化學(xué)上通常認(rèn)為殘留在溶液中的離子濃度小于 ，沉淀就達(dá)完全。（4）影響沉淀溶解平衡的因素（1）內(nèi)因： （2）外因：遵循 原理濃度：加水，平衡向 方向移動(dòng)。溫度：絕大數(shù)難溶鹽的溶解是吸熱過程，

29、升高溫度，多數(shù)平衡向 方向移動(dòng)。少數(shù)平衡向生成沉淀的方向移動(dòng)，如Ca(OH)2的溶解平衡。同離子效應(yīng)：向平衡體系中加入相同的離子，使平衡向 的方向移動(dòng)。二、溶度積 1、概念：在一定溫度下，難溶強(qiáng)電解質(zhì)MmAn溶于水形成飽和溶液時(shí)，溶質(zhì)的離子與該固態(tài)物質(zhì)之間建立動(dòng)態(tài)平衡，這時(shí)的離子濃度冪的乘積是一個(gè)常數(shù)，叫作溶度積常數(shù)，簡稱溶度積。符號為KSP 2、表達(dá)式 MmNn(s)mMn+(aq)nNm(aq)Ksp c（Mn+）m·c（Nm）n例如：AgCl（s） Ag+（aq）+ Cl（aq） Ksp=c（Ag+）·c（Cl）3、意義：溶度積Ksp反映了物質(zhì)在水中的溶解能力。溶度積

30、和溶解度都可以表示物質(zhì)的溶解能力，所以它們之間可以互相換算。知道溶解度可以求出溶度積，也可以由溶度積求溶解度。4、影響Ksp的因素：溫度絕大數(shù)難溶鹽的溶解是吸熱過程，升高溫度，向 移動(dòng)。Ksp 。少數(shù)鹽的溶解是放熱過程，升高溫度，向生成 移動(dòng)，Ksp 。如Ca(OH)2。5、判斷規(guī)則 通過比較溶度積與溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積(離子積)Qc的相對大小,可以判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下沉淀能否生成或溶解。Qc Ksp時(shí)： 溶液過飽和，平衡向生成沉淀的方向移動(dòng)有沉淀生成 Qc Ksp時(shí)： 溶液飽和，處于平衡狀態(tài)Qc Ksp時(shí)： 溶液不飽和，平衡向沉淀溶解的方向移動(dòng)沉淀溶解第四章 電化學(xué)基礎(chǔ)第一節(jié) 原

31、電池【知識要點(diǎn)】1、原電池定義：將 轉(zhuǎn)變?yōu)?的裝置。2、實(shí)質(zhì)：將氧化還原反應(yīng)的電子轉(zhuǎn)移變成電子的定向移動(dòng)。即將化學(xué)能轉(zhuǎn)化成電能3、組成原電池的條件：a 、有兩種活潑性不同的金屬作電極（或金屬與能導(dǎo)電的非金屬或化合物）注意：燃料電池中兩極可同選石墨或鉑b 、有電解質(zhì)溶液c 、構(gòu)成閉合的回路d 、能自發(fā)發(fā)生氧化還原反應(yīng)沿導(dǎo)線沿導(dǎo)線1、如圖：若在上述f裝置中接上檢流計(jì)并插入鹽橋（鹽橋通常是裝有飽和KCl瓊脂溶膠的U形管，溶液不致流出來，但離子則可以在其中自由移動(dòng)）。檢流計(jì)指針偏轉(zhuǎn)，說明有電流通過。從檢流計(jì)指針偏轉(zhuǎn)的方向可以知道電流的方向是Cu極Zn極。根據(jù)電流是從正極流向負(fù)極，因此，Zn極為負(fù)極，C

32、u極為正極。電子從Zn極Cu極。2、若取出鹽橋，檢流計(jì)指針歸零，重新放入鹽橋，指針又發(fā)生偏轉(zhuǎn)，說明鹽橋起到了使整個(gè)裝置構(gòu)成通路的作用。鹽橋是怎樣構(gòu)成原電池中的電池通路呢？Zn棒失去電子成為Zn2+進(jìn)入溶液中，使ZnSO4溶液中Zn2+過多，帶正電荷。Cu2+獲得電子沉積為Cu，溶液中Cu2+過少，SO42-過多，溶液帶負(fù)電荷。當(dāng)溶液不能保持電中性，將阻止放電作用的繼續(xù)進(jìn)行。鹽橋的存在，其中Cl-向ZnSO4 溶液遷移，K+向CuSO4 溶液遷移，分別中和過剩的電荷，使溶液保持電中性，反應(yīng)可以繼續(xù)進(jìn)行。鹽橋中離子的定向遷移構(gòu)成了電流通路，鹽橋既可溝通兩方溶液，又能阻止反應(yīng)物的直接接觸。4、電極名稱及其判斷：（1）根據(jù)電極材料：兩種金屬（或金屬與非金屬）組成電極，若它們都與（或都不與）電解質(zhì)溶液單獨(dú)能反應(yīng)，則較活潑的金屬作負(fù)極；若只有一種電極與電解質(zhì)溶液能反應(yīng)，則能反應(yīng)的電極作負(fù)極。 （2）根據(jù)電極反應(yīng)：失電子氧化反