2024年高中化學選修全冊教案

高中化學選修4全冊教案緒言一學習目的：1學習化學原理的目的2：化學反應原理所研究的范圍3：有效碰撞、活化分子、活化能、催化劑二學習過程1：學習化學反應原理的目的1）化學研究的關鍵問題是：化學反應2）化學中最具有發(fā)明性的工作是：設計和發(fā)明新的分子3）怎樣實現這個過程？一般是運用已發(fā)現的原理來進行設計并實現這個過程，因此我們必須對什么要清晰才能做到，對化學反應的原理的理解要清晰，我們才能懂得化學反應是怎樣發(fā)生的，為何有的反應快、有的反應慢，它遵照怎樣的規(guī)律，怎樣控制化學反應才能為人所用！這就是學習化學反應原理的目的。2：化學反應原理所研究的范圍是(1）化學反應與能量的問題(2）化學反應的速率、方向及程度的問題(3）水溶液中的離子反應的問題(4）電化學的基礎知識3：基本概念(1）什么是有效碰撞？引起分子間的化學反應的碰撞是有效碰撞，分子間的碰撞是發(fā)生化學反應的必要條件，有效碰撞是發(fā)生化學反應的充足條件，某一化學反應的速率大小與，單位時間內有效碰撞的次數有關。2）什么是活化分子？具有較高能量，可以發(fā)生有效碰撞的分子是活化分子，發(fā)生有效碰撞的分子一定是活化分子，但活化分子的碰撞不一定是有效碰撞。有效碰撞次數的多少與單位體積內反應物中活化分子的多少有關。3）什么是活化能？活化分子高出反應物分子平均能量的部分是活化能，如圖活化分子的多少與該反應的活化能的大小有關，活化能的大小是由反應物分子的性質決定，（內因）活化能越小則一般分子成為活化分子越輕易，則活化分子越多，則單位時間內有效碰撞越多，則反應速率越快。4）什么是催化劑？催化劑是能變化化學反應的速率，但反應前後自身性質和質量都不變化的物質，催化劑作用:可以減少化學反應所需的活化能,也就等于提高了活化分子的百分數,從而提高了有效碰撞的頻率.反應速率大幅提高.5）歸納總結：一種反應要發(fā)生一般要經歷哪些過程？為何可燃物有氧氣參與，還必須到達著火點才能燃燒？2、催化劑在我們技術改造和生產中，起關鍵作用，它重要作用是提高化學反應速率，試想一下為何催化劑能提高反應速率？第一節(jié)化學反應與能量的變化（第一課時）一學習目的:反應熱,焓變二學習過程1:引言:我們懂得：一種化學反應過程中，除了生成了新物質外，尚有思索1、你所懂得的化學反應中有哪些是放熱反應？能作一種簡樸的總結嗎？活潑金屬與水或酸的反應、酸堿中和反應、燃燒反應、多數化合反應反應物具有的總能量>生成物具有的總能量2、你所懂得的化學反應中有哪些是吸熱反應？能作一種簡樸的總結嗎？多數的分解反應、氯化銨固體與氫氧化鋇晶體的反應、水煤氣的生成反應、炭與二氧化碳生成一氧化碳反應物具有的總能量<生成物具有的總能量當能量變化以熱能的形式體現時：我們懂得：一種化學反應同步遵守質量守恒定律和能量守恒，那么一種反應中的質量與能量有無關系呢？有能量的釋放或吸取是以發(fā)生變化的物質為基礎，兩者密不可分，但以物質為主。能量的多少則以反應物和產物的質量為基礎。那么化學反應中能量究竟怎樣變化2:反應熱,焓變化學反應過程中為何會有能量的變化？（用學過的知識回答）化學反應的實質就是反應物分子中化學鍵斷裂，形成新的化學鍵，從新組合成生成物的分子的過程。舊鍵斷裂需要吸取能量，新鍵形成需要放出能量。而一般化學反應中，舊鍵的斷裂所吸取的總能量與新鍵形成所放出的總能量是不相等的，而這個差值就是反應中能量的變化。因此化學反應過程中會有能量的變化。反應熱焓變化學反應過程中所釋放或吸取的能量，都可以熱量（或換算成對應的熱量）來表述，叫做反應熱，又稱為“焓變”。符號：ΔH，單位：kJ/mol或kJ?mol-1?H為“－”為放熱反應?H為“＋”為吸熱反應思索:能量怎樣轉換的？能量從哪裏轉移到哪裏？體系的能量怎樣變化？升高是減少？環(huán)境的能量怎樣變化？升高還是減少？規(guī)定放熱反應的ΔH為“－”，是站在誰的角度？體系還是環(huán)境放熱反應ΔH為“—”或ΔH〈0吸熱反應ΔH為“+”或ΔH〉0?H＝E（生成物的總能量）－E（反應物的總能量）?H＝E（反應物的鍵能）－E（生成物的鍵能）3:練習1)1molC與1molH2O(g)反應失成lmolCO(g)和1molH2(g)，需要吸取131.5kJ的熱量，該反應的反應熱為△H= kJ/mol。2)拆開lmolH—H鍵、lmolN－H鍵、lmolN≡N鍵分別需要的能量是436kJ、391kJ、946kJ，則1molN2生成NH3的反應熱為 ，1molH2生成NH3的反應熱為 。3、H2+F2=2HFH2+Cl2=2HCl預測當生成2molHF和2molHCl時，哪個反應放出的熱量多？若干化學鍵的鍵能（kJ/mol，25℃）1、下列說法對的的是A、需要加熱方能發(fā)生的反應一定是吸熱反應B、放熱的反應在常溫下一定很易發(fā)生C、反應是放熱的還是吸熱的必須看反應物和生成物所具有的總能量的相對大小D、吸熱反應在一定的條件下也能發(fā)生?2、反應C(石墨)→C(金剛石)是吸熱反應,由此可知?A、石墨比金剛石更穩(wěn)定?B、金剛石和石墨可以互相轉化?C、金剛石比石墨穩(wěn)定?D、金剛石和石墨不能互相轉化第一節(jié)化學反應與能量的變化（第二課時）一學習目的：書寫表達化學反應熱的化學方程式二學習過程1．復習回憶1）、催化劑為何可以加緊反應速度？2）、什么是有效碰撞、活化分子、活化能？3）、化學反應中能量變化的重要原因？4）、你理解“即熱飯盒嗎？懂得是什么原理嗎？5）、什么是反應熱（焓變）2．引入閱讀書本：例1與例2與化學方程式相比，熱化學方程式有哪些不一樣？對的書寫熱化學方程式應注意哪幾點？3、熱化學方程式的書寫1）熱化學方程式定義：表達參與反應物質的量和反應熱的關系的化學方程式。2）對的書寫熱化學方程式應注意：（1）書寫熱化學方程式要注明反應的溫度和壓強，（為何？）而常溫、常壓可以不注明，即不注明則是常溫、常壓。（2）標出了反應物與生成物的狀態(tài)，（為何要標出？）（3）寫出了反應熱，還注明了“＋”，“－”（4）方程式中的計量系數可以是整數也可以是分數。4．注意點：反應物和生成物前的系數它代表了什么？在方程式中?H它表達了什么意義？?H的值與什么有關系？熱化學方程式中各物質前的化學計量數不表達分子個數，表達對應物質的物質的量。?H(KJ/mol)它表達每摩爾反應所放出的熱量，?H的值與方程式中的計量系數有關，即對于相似的反應，當化學計量數不一樣步，其?H不一樣。例題1、當1mol氣態(tài)H2與1mol氣態(tài)Cl2反應生成2mol氣態(tài)HCl，放出184.6KJ的熱量，請寫出該反應的熱化學方程式。2．寫出下列反應的熱化學方程式1）1molN2(g)與適量O2(g)反應生成NO(g)，需吸取68kJ的熱量；2）2molCu(s)與適量O2(g)反應生成CuO(s)，放出314kJ熱量；3）1g硫粉在氧氣中充足燃燒放出9.36kJ熱量，寫出硫燃燒的熱化學方程式。4）4gCO在氧氣中燃燒生成CO2，放出9.6kJ熱量，寫出CO燃燒的熱化學方程式。5）在一定條件下，氫氣和甲烷燃燒的化學方程式為：2H2(g)+O2(g)=2H2O(l);H=–572kJ/molCH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l);rH=–890kJ/mol由1mol氫氣和2mol甲烷構成的混合氣體在上述條件下完全燃燒時放出的熱量為多少。6、在一定條件下，氫氣和丙烷燃燒的化學方程式為：2H2(g)+O2(g)=2H2O(l);?H=–572kJ/molC3H8(g)+5O2(g)=3CO2(g)+4H2O(l);?H=–2220kJ/mol5mol氫氣和丙烷的混合氣完全燃燒時放熱3847kJ，則氫氣和丙烷的體積比為(A)1:3(B)3:1(C)1:4(D)1:17、已知（1）H2(g)＋1/2O2(g)＝H2O(g)ΔH1=akJ/mol（2）2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)ΔH2=bkJ/mol（3）H2(g)＋1/2O2(g)＝H2O(l)ΔH3=ckJ/mol（4）2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l)ΔH4=dkJ/mol則a、b、c、d的關系對的的是AC。A、a<c<0B、b>d>0C、2a=b<0D、2c=d>08．若2.6g乙炔（C2H2，氣態(tài)）完全燃燒生成液態(tài)水和CO2（g）時放熱130kJ。則乙炔燃燒的熱化學方程式為C2H2（g）＋5/2O2（g）＝2CO2（g）＋H2O（l）ΔH=－1300kJ/mol2C2H2（g）＋5O2（g）==4CO2(g)＋2H2O(l)ΔH=－2600kJ/mol第一節(jié)化學反應與能量的變化（第三課時）一學習目的：燃燒熱，中和熱，能源二學習過程1、燃燒熱什么是燃燒熱？是不是物質燃燒放出的熱量就叫燃燒熱呢？1）定義：在25℃,101kPa時，1mol物質完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱。燃燒熱一般可由試驗測得。2）在理解物質燃燒熱的定義時，要注意如下幾點：?①研究條件：25℃,101kPa?②反應程度：完全燃燒，產物是穩(wěn)定的氧化物。?③燃燒物的物質的量：1mol?④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）?⑤在未有尤其闡明的狀況下，外界壓強一般指25℃,101kPa.所謂完全燃燒也是完全氧化，它是指物質中的下列元素完全轉變成對應的穩(wěn)定物。如:C→CO2(g)、H→H2O（l）、S→SO2（g）［練習1］分析如下幾種熱化學方程式，哪個是表達固態(tài)碳和氣態(tài)氫氣燃燒時的燃燒熱的？為何？A.C（s）＋O2（g）===CO(g);ΔH=110.5kJ/molB.C（s）＋O2（g）===CO2(g);ΔH=－393.5kJ/molC.2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l);ΔH=－571.6kJ/molD.H2(g)＋1/2O2(g)===H2O(g);ΔH=－241.8kJ/mol你能根據題中信息寫出表達H2燃燒熱的熱化學方程式嗎？由于計算燃燒熱時，可燃物質是以1mol作為原則來計算的，因此熱化學方程式的化學計量系數常出現分數。2、燃燒熱的計算及應用［例題］1.在101kPa時，1molCH4完全燃燒生成CO2和液態(tài)H2O，放出890.3kJ的熱量，CH4的燃燒熱為多少？1000LCH4（原則狀況）燃燒後所產生的熱量為多少？CH4的燃燒熱為890.3kJ/mol，1000LCH4（原則狀況）完全燃燒產生的熱量為3.97×104kJ2.葡萄糖是人體所需能量的重要來源之一。葡萄糖燃燒的熱化學方程式為：C6H12O6（s）＋6O2（g）===6CO2（g）＋6H2O（l）ΔH=－2800kJ/mol葡萄糖在人體組織中氧化的熱化學方程式與它燃燒的熱化學方程式相似。計算100g葡萄糖在人體中完全氧化時所產生的熱量。2、中和熱1）定義：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應，生成1mol水時的反應熱叫做中和熱。2）中和熱的表達：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)；△H=-57.3kJ／mol。3）要點①條件：稀溶液。稀溶液是指溶于大量水的離子。②反應物：（強）酸與（強）堿。中和熱不包括離子在水溶液中的生成熱、電解質電離的吸熱所伴隨的熱效應。③生成1mol水，中和反應的實質是H+和OH-化合生成H20，若反應過程中有其他物質生成，這部分反應熱也不在中和熱內。④放出的熱量：57.3kJ/mol例：已知H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)；△H=-57.3kJ/mol，求下列中和反應中放出的熱量。（1）用20gNaOH配稀溶液跟足量稀鹽酸反應放出____________kJ的熱量。（2）用2molH2SO4配稀溶液跟足量稀NaOH反應，放出____________kJ的熱量。3燃燒熱和中和熱的區(qū)別與聯絡4、能源1）什么是能源？能源的作用？就是能提供能量的自然資源，包括化石燃料（煤、石油、天然氣）、陽光、風力、流水、潮汐以及柴草等。?能源的開發(fā)和運用可以用來衡量一種國家或地區(qū)的經濟發(fā)展和科學技術水平。2）當今世界上重要的能源是什么？怎樣處理能源枯竭問題？節(jié)省能源的重要措施是什么？什么是新能源？化石燃料：煤、石油、天然氣處理的措施：開源節(jié)流；即開發(fā)新能源，節(jié)省既有能源，提高能源的運用率。措施：科學地控制燃燒反應，使燃料充足燃燒，提高能源的運用率。新能源：太陽能、氫能、風能、地熱能、海洋能和生物能。3）有關思索題∶燃料充足燃燒的條件是什么?.燃料燃燒時,若空氣過量或局限性,會造成什么後果?為何固體燃料要粉碎後使用?煤在直接燃燒時會產生SO2、氮氧化物及煙塵等，嚴重影響空氣質量且易導致酸雨、溫室效應等，從而使環(huán)境受到嚴重污染，故通過清潔煤技術（如煤的液化和氣化，以及實行煙氣凈化脫硫等），大大減少燃煤對環(huán)境導致的污染，勢在必行。提高煤燃燒的熱運用率、開發(fā)新的能源也是大勢所趨。第一節(jié)化學反應與能量的變化（第四課時）一學習目的：蓋斯定律及其應用二學習過程1．引入：怎樣測出這個反應的反應熱：C(s)+1/2O2(g)==CO(g)①C(s)+1/2O2(g)==CO(g)ΔH1=?②CO(g)+1/2O2(g)==CO2(g)ΔH2=-283.0kJ/mol③C(s)+O2(g)==CO2(g)ΔH3=-393.5kJ/mol①+②=③，則ΔH1+ΔH2=ΔH3因此，ΔH1=ΔH3-ΔH2ΔH1=-393.5kJ/mol+283.0kJ/mol=-110.5kJ/mol2．蓋斯定律：不管化學反應是分一步完畢或分幾步完畢，其反應熱是相似的?；瘜W反應的反應熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應的途徑無關。3．怎樣理解蓋斯定律？1）請用自已的話描述一下蓋斯定律。2）蓋斯定律有哪些用途？4．例題1）同素異形體互相轉化但反應熱相稱小并且轉化速率慢，有時還很不完全，測定反應熱很困難。目前可根據蓋斯提出的觀點“不管化學反應是一步完畢或分幾步完畢，這個總過程的熱效應是相似的”。已知P4(s、白磷)+5O2(g)=P4O10(s)；ΔH=-2983.2kJ/molP(s、紅磷)+5/4O2(g)=1/4P4O10(s)；ΔH=-738.5kJ/mol試寫出白磷轉化為紅磷的熱化學方程式_________________________________。2）在同溫同壓下，下列各組熱化學方程式中Q2>Q1的是（B）A．H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g);△H=-Q11/2H2(g)+1/2Cl2(g)=HCl(g);△H=-Q2B.C(s)+1/2O2(g)=CO(g);△H=-Q1C(s)+O2(g)=CO2(g);△H=-Q2C.2H2(g)+O2(g)=2H2O(l);△H=-Q12H2(g)+O2(g)=2H2O(g);△H=-Q2D.S(g)+O2(g)=SO2(g);△H=-Q1S(s)+O2(g)=SO2(g);△H=-Q23、298K，101kPa時，合成氨反應的熱化學方程式N2(g)+3H2(g)=2NH3(g);△H=-92.38kJ/mol。在該溫度下，取1molN2(g)和3molH2(g)放在一密閉容器中，在催化劑存在進行反應，測得反應放出的熱量總是少于92.38kJ，其原因是什么。第二章第一節(jié)化學反應速率教案教學過程：一、化學反應速率1.定義：用單位時間內反應物濃度的減少或生成物的濃度增長來表達。若濃度用物質的量（C）來表達，單位為：mol/L，時間用t來表達，單位為：秒（s）或分（min）或小時（h）來表達，則化學反應速率的數學體現式為：V==△C/t單位是：mol/（L·s）或mol/（L·min）或mol/（L·h）化學反應速率是用單位時間內反應物或生成物的量變化來表達，一般用單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的增長來表達，其數學體現式可表達為【例題】在2L的密閉容器中，加入1mol和3mol的H2和N2，發(fā)生N2+3H22NH3，在2s末時，測得容器中具有0.4mol的NH3，求該反應的化學反應速率。解：N2+3H22NH3起始量（mol）：1302s末量（mol）：1-0.23-0.60.4變化量（mol）：0.20.60.4則VN2==0.2/2×2==0.05mol/（L·s）VH2==0.6/2×2==0.15mol/（L·s）VNH3==0.4/2×2==0.1mol/（L·s）【明確】理解化學反應速率的表達措施時應注意的幾種問題：1.上述化學反應速率是平均速率，而不是瞬時速率。2.無論濃度的變化是增長還是減少，一般都取正值，因此化學反應速率一般為正值。3.對于同一種反應來說，用不一樣的物質來表達該反應的速率時，其數值不一樣，但每種物質都可以用來表達該反應的快慢。4.在同一種反應中，各物質的反應速率之比等于方程式中的系數比。即：VN2：VH2：VNH3====1：3：25.對于在一種容器中的一般反應aA+bB==cC+dD來說有：VA：VB：VC：VD===△CA：△CB：△CC：△CD===△nA：△nB：△nC：△nD====a：b：c：d6.用化學反應速率來比較不一樣反應進行得快慢或同一反應在不一樣條件下反應的快慢時，應選擇同一物質來比較。例如：可逆反應A（g）+B（g）C（g）+D（g），在四種不一樣狀況下的反應速率如下，其中反應進行得最快的是（B）A.VA==0.15mol/L·minB.VB==0.6mol/L·minC.VC對化學反應速率要注意如下幾種問題：1、物質濃度是物質的量濃度以mol/L為單位，時間單位一般可用s、min、h表達，因此反應速率的與常見單位一般為mol/(l·s)、mol/(l·mon)或mol/(l·h)。2、化學反應速率可用反應體系中一種反應物或生成物濃度的變化來表達，一般是以最輕易測定的一種物質表達之，且應標明是什么物質的反應速率。3、用不一樣的物質表達同一時間的反應速率時其數值也許不一樣，但體現的意義是相似的，各物質表達的反應速率的數值有互相關系，彼此可以根據化學方程式中的各化學計量數進行換算：對于反應來說，則有。4、一般說在反應過程中都不是等速進行的，因此某一時間內的反應速率實際上是這一段時間內的平均速率。二、外界條件對化學反應速率的影響：（一）在其他條件不變的狀況下，濃度對化學反應速率的影響【表征性抽象】當其他條件不變時，增長反應物的濃度，可以增大反應的速率?！驹硇猿橄蟆繛楹卧龃蠓磻锏臐舛葧绊懛磻俾誓?？（明確）當增長反應物的濃度時，活化分子的數量增長，有效碰撞的頻率增大，導致反應速率增大?！緦Y論的再理解】1.一種反應的速率重要取決于反應物的濃度，與產物的濃度關系不大2.對于可逆反應aA+bBcC+dD來說，正反應的速率只取決于A、B兩種物質的濃度，與C、D兩種物質的濃度關系不大。而逆反應的速率只取決于C、D兩種物質的濃度，與A、B兩種物質的濃度關系不大。增長A或B的濃度只可以使正反應的速率增大，不會影響逆反應的速率。3.固體和純液體的濃度是一種常數，因此增長這些物質的量，不會影響反應的速率?！緫谩?.用飽和食鹽水替代水制乙炔，以減緩太快的反應速率。2.制Fe（OH）2時，通過減少NaOH溶液的含氧量（給溶液加熱）來減少Fe（OH）2被氧化的速率。（二）在其他條件不變的狀況下，壓強對化學反應速率的影響【提出問題】壓強是怎樣對化學反應速率進行影響的？【搜集事實】途徑：已經有的試驗知識（提出如下幾種試驗）對比1.10ml、0.1mol/L的Na2S2O3溶液與0.1摩/升的硫酸10毫升反應的試驗。2.CaO固體與SiO2固體在高溫下反應生成CaSiO3。3.SO2與O2在一密閉容器內反應生成SO3。（討論）給上述三個反應的容器加壓，三個反應的反應物的濃度是怎樣變化的？【事實的處理】列表比較編號反應物的狀態(tài)加壓後反應物濃度變化加壓後反應的速率變化123【表征性抽象】對于有氣體參與的反應來說，當溫度一定期，增大體系的壓力，反應速率會加大?！驹硇猿橄蟆繛楹卧龃髩簭姇绊懹袣怏w參與的化學反應的速率？（明確）1.一定量氣體的體積與其所受的壓強成正比。這就是說，假如氣體的壓強增大到本來的2倍，氣體的體積就縮小到本來的二分之一，單位體積內的分子數就增多到本來的2倍，即體系中各個物質的濃度都增長，因此化學反應速率增大。相反，減小壓強，氣體的體積就擴大，濃度減小，因而反應速率減小。2.假如參與反應的物質是固體、液體或溶液時，由于變化壓強對它們的體積變化很小，因而它們的濃度變化也很小，可以認為壓強與它們的反應速率無關?！窘Y論的再理解】1.壓強對反應速率的影響是通過變化濃度而影響反應速率的。我們在分析壓強對反應速率的影響時，應最終貫徹到濃度上，將壓強問題轉化為濃度問題。2.對于那些反應物和生成物均有氣體參與的可逆反應來說，增大體系的壓強，反應物和生成物的濃度都增長，因此，正反應的速率和逆反應的速率都增大。（三）在其他條件不變的狀況下，溫度對化學反應速率的影響【提出問題】溫度是怎樣對化學反應速率進行影響的？【搜集事實】途徑：1.觀測演示試驗。2.回憶過去已經有的化學知識和所掌握的試驗事實?！貉菔驹囼灐?0ml同濃度的Na2S2O3溶液分別在不一樣溫度下與0.1摩/升的硫酸10毫升反應的對比試驗『復習回憶』1.Cu與濃硫酸在常溫條件下和在加熱條件下反應狀況的對比。2.Mg條分別與冷水和沸水的反應狀況的對比?！驹囼炇聦嵉奶幚怼?.化學用語化（寫方程式）（1）Na2S2O3+H2SO4==Na2SO4+SO2+S↓+H2O或S2O32-+2H+==SO2+S↓+H2O（2）Cu+2H2SO4（濃）===CuSO4+2SO2↑+2H2O（3）Mg+2H2O===Mg（OH）2+2H2↑2.表格化（1）同濃度的Na2S2O3溶液在不一樣溫度下與0.1摩/升的硫酸10毫升反應的對比表編號0.1mol/L的Na2S2O30.1mol/L的H2SO4反應溫度（℃）反應中出現渾濁的時間（秒）110ml10ml冷水210ml10ml熱水(2）Cu與濃硫酸在常溫條件下和在加熱條件下反應狀況對比表編號Cu與濃硫酸在常溫條件下反應Cu與濃硫酸在加熱條件下反應12（3）Mg條分別與冷水和沸水的反應狀況對比表編號Mg條與冷水反應Mg條與熱水反應12【表征性抽象】在其他條件不變的狀況下，升高溫度，化學反應要加緊。通過試驗測定，溫度每升高10℃，反應速率一般要增大到本來的2~4倍?！驹硇猿橄蟆繛楹紊邷囟葧狗磻俾始泳o？（明確）當反應物濃度一定期，分子總數一定，升高溫度，反應物分子的能量增高，是活化分子的比例增大，因而活化分子數量增多，有效碰撞頻率增大，因此，反應速率加大。【對結論的再理解】對于可逆反應來說，升高體系的溫度，反應物和生成物中的活化分子數都增長，因此，正反應的速率和逆反應的速率都增大。【應用】1.在試驗室進行化學反應時，常常通過給反應物加熱來增大反應的速率。2.合成氨工業(yè)中，是在500℃的條件下進行反應，以加緊反應進行的速度。3.為防止食品變質，我們將食品放入冰箱中保留，以減少食品變質的速率。（四）催化劑對化學反應速率的影響【提出問題】催化劑是怎樣影響化學反應速率的？【搜集事實】途徑：1.觀測演示試驗。2.回憶已經有知識（演示試驗）過氧化氫分解的對比試驗（復習回憶）用KClO3制氧氣的試驗【試驗事實的處理】1.寫化學方程式（1）2H2O2==2H2O+O2↑（2）2KClO3==2KCl+3O2↑2.列表對比（1）過氧化氫分解試驗的對比表編號無催化劑時的反應狀況有催化劑時的反應狀況12（2）用KClO3制氧氣試驗的對比表編號無催化劑時的反應狀況有催化劑時的反應狀況12【表征性抽象】催化劑能加緊化學反應速率。【原理性抽象】為何催化劑能加緊化學反應速率？（明確）當溫度和反應物濃度一定期，使用催化劑可使反應途徑發(fā)生變化，從而減少了反應的活化能，使得活化分子的比例增大，因此活化分子的數目增多，有效碰撞頻率增大，故化學反應速率加大?！緦Y論的再認識】1.催化劑變化化學反應速率的原因僅僅是變化始態(tài)到終態(tài)的途徑，不變化反應的成果。例：（1）在加熱條件下：2Cu+O2==2CuO2CuO+2CH3CH2OH==2Cu+2CH3CHO+2H2O（2）氮的氧化物破壞臭氧：NO+O3==NO2+O2NO2+O==NO+O22.能加緊反應速率的催化劑叫正催化劑；能減慢化學反應速率的催化劑叫負催化劑。3.對可逆反應而言，正催化劑使正、逆反應速率都加緊，且加緊的程度相似。相反，負催化劑使正、逆反應速率都減小，且減小的程度相似?！緫谩看呋瘎┰诂F代化學和化工生產中占有極為重要的地位。大概85%的反應需要催化劑。尤其是現代大型化工業(yè)、石油工業(yè)中，諸多反應還必須使用性能良好的催化劑。例；接觸法制硫酸工業(yè)?！菊n堂練習】1.要使在容積恒定的密閉容器中進行的可逆反應2A（氣）+B（固）==2C（氣）+Q（Q＞0）的正反應速率明顯加緊，可采用的措施是（不考慮固、氣態(tài)間的接觸面積）（）A．降溫B.加入BC.增大體積使壓強減小D.加入A2.把除去氧化膜的鎂條放入一定濃度的稀鹽酸的試管中，發(fā)現H2的生成速度V隨時間t變化如圖。其中t1——t2速度變化的原因是___________________；t2——t3速度變化的原因是_________________________________。Vt1t2t3【試驗事實的處理】1.寫化學方程式或離子方程式（1.）Na2S2O3+H2SO4==Na2SO4+SO2+S↓+H2O或S2O32-+2H+==SO2+S↓+H2O（2.）2Mg+O2===2MgO（3.）CaC2+H2O===C2H2↑+Ca（OH）22.列表對比（1）不一樣濃度的Na2S2O3溶液與0.1摩/升的硫酸反應的對比試驗表編號Na2S2O3溶液水硫酸出現渾濁的時間（秒）110ml010ml25ml5ml10ml（2）.鎂條分別在空氣中和純氧中燃燒的狀況對比表編號鎂條與空氣反應鎂條與純氧氣反應現象速率（3）電石分別在水中和飽和食鹽水中反應的狀況對比表編號電石與水的反應電石與飽和食鹽水的反應現象速率第三節(jié)化學平衡（第一課時）教學目的1．使學生建立化學平衡的觀點，并通過度析化學平衡的建立，增強學生的歸納和形象思維能力。2．使學生理解化學平衡的特性，從而使學生樹立對立統(tǒng)一的辯證唯物主義觀點。教學重點化學平衡的建立和特性。教學難點化學平衡觀點的建立。教學過程[引言]：化學反應速率討論的是化學反應快慢的問題，不過在化學研究和化工生產中，只考慮化學反應進行的快慢是不夠的，由于我們既但愿反應物盡量快地轉化為生成物，同步又但愿反應物盡量多地轉化為生成物。例如在合成氨工業(yè)中，除了需要考慮怎樣使N2和H2盡快地轉變成NH3外，還需要考慮怎樣才能使更多的N2和H2轉變?yōu)镹H3，後者所說的就是化學反應進行的程度問題——化學平衡?？赡娣磻c不可逆反應（閱讀教材27頁理解可逆反應的概念）1、可逆反應的概念：在下，既可以向進行，同步，又可以向進行的反應。如：注意：1、2、3、2、不可逆反應：能進行究竟的反應如：H2的燃燒：酸堿中和：生成沉淀的發(fā)應：生成氣體的反應：某些氧化還原反應：二、化學平衡狀態(tài)思索1：對于不可逆反應存在化學平衡嗎？化學平衡的研究對象是什么？思索2：什么是化學平衡?化學平衡是怎樣建立的?下面我們就來討論這一問題。1、化學平衡的建立類比：溶解平衡的建立：（以蔗糖為例）開始時：平衡時：結論：。那么對于可逆反應來說，又是怎樣的情形呢?我們以CO和H2O(g)的反應為例來闡明化學平衡的建立過程。CO+H2O(g)CO2+H2開始濃度0．010．0100一段時間後0．0050．0050．0050．005如圖：歸納：反應開始：反應過程中：一定期間後：思索：當可逆反應到達平衡狀態(tài)時，反應與否停止了?2、化學平衡的定義：在下的反應裏，正反應和逆反應速率，反應混合物中各組分的或保持不變的狀態(tài)。3、化學平衡的特性：(1)條件：(2)對象：(3)等：(4)動：(5)定：4、應用：例1、可逆反應2NO22NO+O2在密閉容器中反應，到達平衡狀態(tài)的標志是()①單位時間內生成nmolO2的同步生成2nmolNO2②單位時間內生成nmolO2的同步，生成2nmolNO③用NO2、NO、O2的物質的量濃度變化表達的反應速率的比為2∶2∶1的狀態(tài)④混合氣體的顏色不再變化的狀態(tài)⑤混合氣體的密度不再變化的狀態(tài)⑥混合氣體的平均相對分子質量不再變化的狀態(tài)lA．①④⑥B．②③⑤C．①③④D．①②③④⑤⑥反饋練習：1、可以闡明密閉容器中可逆反應P（g）+Q（g）R（g）+S（g）在恒溫下已達平衡的是（）A.容器內壓強不隨時間變化B.P和S生成速率相等C.R和S的生成速率相等D.P、Q、R、S的物質的量相等2、下列措施中可以證明A(s)+2B2(g)2C2(g)+D2(g)已經到達平衡狀態(tài)的是______________________.⑴、單位時間內生成了2molC2的同步也生成了1molA⑵、一種B—B鍵的斷裂的同步有一種C—C鍵的生成⑶、反應速率v(B2)=v(C2)=1/2v(D2)⑷、C(B2):C(C2):C(D2)=2:2:1⑸、溫度、體積一定期，[B2]、[C2]、[D2]濃度不再變化⑹、溫度、體積一定期，容器內的壓強不再變化⑺、條件一定期，混合氣體的平均相對分子質量不再變化⑻、溫度、體積一定期，混合氣體的密度不再變化⑼、百分構成B2%=C2%=D2%3、在一定溫度下，可逆反應：A2(氣)+B2(氣)2AB(氣)到達平衡的標志是()(A)A2、B2、AB的濃度不再變化(B)容器中的壓強不再隨時間變化(C)單位時間內生成nmol的A2同步生成2nmol的AB(D)A2、B2、AB的濃度之比為1:1:24、在1大氣壓390℃時，可逆反應：2NO22NO+O2到達平衡，此時平衡混合氣體的密度是相似條件下H2密度的19.6倍，求NO2的分解率。第三節(jié)化學平衡（第二課時）教學目的：對的理解濃度、溫度對化學平衡的影響，并能運用勒夏特列原理加以解釋。教學重點：理解濃度、溫度對化學平衡的影響。教學難點：勒夏特列原理的歸納總結。教學過程【引入】：我們懂得：不一樣溫度下物質的溶解度不一樣。那么對于t0時到達溶解平衡狀態(tài)的飽和溶液，當升高或減少溫度至t1時：若：溶解度增大，固體溶質繼續(xù)溶解，則V（溶解）V（結晶）溶解度減小，固體溶質析出，則V（溶解）V（結晶）那么溶解平衡狀態(tài)被打破，繼而建立一種新的溶解平衡，也就是說：條件變化，溶解平衡移動。那么：化學平衡與否也只有在一定條件下才能保持？當條件（濃度、壓強、溫度等）變化時，平衡狀態(tài)與否也會發(fā)生移動？【試驗探究一】：探究濃度變化對化學平衡的影響試驗原理：已知在K2Cr2O7的溶液中存在如下平衡：Cr2O72－+H2O2CrO42－+2H+K2Cr2O7為橙色，K2CrO4為黃色。試驗環(huán)節(jié)：①取兩支試管各加入5ml0.1mol/LK2Cr2O7溶液，然後按下表環(huán)節(jié)操作，觀測并記錄溶液顏色的變化。環(huán)節(jié)滴加3~~10滴濃H2SO4滴加10~~20滴6mol/LNaOHK2Cr2O7溶液試驗結論：【試驗探究二】：探究濃度變化對化學平衡的影響試驗原理：Fe3＋＋3SCN－Fe（SCN）3（紅色）試驗環(huán)節(jié)：向盛有5ml0.005mol/LFeCl3溶液的試管中加入5ml0.01mol/LKSCN溶液，溶液顯紅色。（1）將上述溶液均分置于兩支試管中；向其中一支試管中加入飽和FeCl3溶液4滴，充足振蕩，觀測溶液顏色變化；向另一支試管滴加4滴1mol/LKSCN溶液，觀測溶液顏色變化。（2）向上述兩支試管中各滴加0.01mol/LNaOH溶液3~~5滴，觀測現象，填寫下表。編號12環(huán)節(jié)（1）滴加飽和FeCl3溶液滴加1mol/LKSCN溶液現象環(huán)節(jié)（2）滴加NaOH溶液滴加NaOH溶液現象結論【思索與交流】上述兩個試驗中，化學平衡狀態(tài)與否發(fā)生了變化？你是怎樣判斷的？2、從中你能否推知影響化學平衡狀態(tài)的原因？小結：（1）濃度對化學平衡的影響的規(guī)律在其他條件不變的狀況下，增大反應物濃度或減小生成物濃度，都可以使平衡向著移動；增大生成物濃度或減小反應物濃度，都可以使平衡向著移動。（2）用v-t圖表達化學平衡的移動：V′正V正vvV′正V正V′逆V正例：V′逆V正V逆V逆V逆V逆tt①舊的化學平衡②增大反應物的濃度請同學們用v-t圖表達下列平衡的移動：③減少反應物的濃度④增大生成物的濃度⑤減少生成物的濃度闡明：（1）（2）（3）（4）【試驗探究三】：溫度對化學平衡的影響（閱讀教材30頁試驗2-7）試驗原理：試驗環(huán)節(jié)：試驗現象：結論：v-t圖表達：化學反應速率、化學平衡、平衡移動三者之間的關系以一般反應：mA（氣）+nB（氣）=pC（氣）+qD（氣）+Q（仟焦）通式為例來討論濃度，溫度，壓強，催化劑等對三者的影響極其規(guī)律。反應特性變化條件v—t圖象變化條件瞬間到達平衡前平衡移動方向到達新平衡v正v逆v正與v逆的關系A轉化率B轉化率Q＞0升高溫度↑↑<←↓↓減少溫度Q<0升高溫度↑↑>→↑↑減少溫度m+n<p+q加入惰性氣體V不變——=———V變大↓↓>→↑↑V變小增大壓強減小壓強m+n=p+q加入惰性氣體V不變——=———V變大↓↓=———V變小增大壓強減小壓強m+n>p+q加入惰性氣體V不變——=———V變大↓↓<←↓↓V變小增大壓強減小壓強注:用“=”表達相等“↑”表達升高或增長“↓”表達減少或減少“—”表達無關或不變“V”表達體積“v”表達速率反饋練習：1、在密閉容器中存在下列平衡：，CO2的平衡濃度為C1摩/升，現再充入CO2使其濃度到達2C1摩/升，重新到達平衡後，CO2的濃度為C2摩/升(設溫度不變)，則C1和C2的關系是（）A.C1<C2 B.C1=C2 C.C1>C2 D.2C1=C2、既有可逆反應2A+B+H2OC+D已到達平衡，往平衡體系中加水稀釋，平衡向_____方向移動，理由是__________________________________3、對于mA(氣)+nB(氣)pC(氣)+qD(氣)的平衡體系，當升高溫度時，體系對氫氣的相對密度從16.5變成16.9，則下列說法對的的是（）A.m+n>p+q 正反應是放熱反應B.m+n>p+q 正反應是吸熱反應C.m+n<p+q 逆反應是放熱反應D.m+n<p+q 逆反應是吸熱反應4在密閉定容容器中，有可逆反應：nA（g）+mB（g）pC（g）+qD（g）ΔH>0處在平衡狀態(tài)（已知m+n>p+q），下列說法對的的是（）①升溫時C（B）/C（C）的值減小②降溫時，體系內混合氣體的平均相對分子質量增大③加入B後，A的轉化率變大A．①②③B．②③C．①②D．①③1、對于反應A2+3B22AB3如下表達的反應速率中，速率最大的是A、vA=0.4mol·L-1min-1B、vB=0.8mol·L-1min-1C、v=0.6mol·L-1min-1D、v=0.01mol·L-1·S-12、在2L密閉容器中，盛有2molX和2molY物質進行如下反應：X(s)+3Y(g)Z(g)，當反應進行到10s後，測得生成0.5molZ，這期間的平均反應速率為A、vX=0.05mol·s-1B、vX=0.025mol·L-1·s-1C、vy=0.05mol·L-1·s-1D、vy=0.075mol·L-1·s-13、既有三個體積相等的密閉容器中都進行如下反應：CO2+H2CO+H2O(g)，反應所處的溫度相似，但反應的起始濃度不一樣，其中甲：[H2]=[CO]=amol乙：[CO2]=amol[H2]=2amol丙[CO2]=[H2]=[H2O]=amol，到達平衡時，CO的濃度由大到小的次序排列對的的是A、丙>甲>乙B、甲>乙>丙C、乙>丙>甲D、乙>甲>丙4、在一種固定體積的密閉容器中，放入mmol的A和nmol的B，發(fā)生如下反應：mA(g)+nB(g)PC(g)，平衡時C的濃度是wmol·L-1，若維持容器的體積不變，起始時放入amolA、bmolB和cmolC，要使平衡時C的濃度仍為wmol·L-1，則a、b、c必須滿足的條件是A、a:b:c=m:n:pB、a:b=m:n和C、和D、a=,c=和c=5、對處在化學平衡的體系，以化學平衡與化學反應速率的關系可知：A、化學反應速率變化時，化學平衡一定發(fā)生移動。B、化學平衡發(fā)生移動時、化學反應速率一定變化。C、正反應進行的程度大、正反應速率一定大。D、只有催化劑存在下，才會發(fā)生化學反應速率變化，而化學平衡不移動的狀況。6、在PCl5(g)PCl3(g)+Cl2(g)，到達平衡後，其他條件不變，向平衡體系中加入37Cl2，到達新平衡後，含37Cl的PCl3的物質的量與原平衡相比A、增大B、減小C、不變D、不能確定7、下列事實不能用勒沙特列原理闡明的是A：往氫硫酸溶液中加入鹽酸，[S2-]減少。B：溫度不變時，敞口久置于空氣中的飽和KNO3溶液具有晶體析出。C：在合成氨的工業(yè)生產中，使用較高的溫度有助于提高產量。D：在密閉容器中，水面上方的蒸氣壓強隨溫度升高而增大。8：下列平衡：C2H2+H2C2H4……①2CH4C2H4+2H2……②當減少溫度時，①式向右移動，②式向左移動，試判斷下列式中C+2H2CH4+Q12C+H2C2H2+2Q22C+2H2C2H4+2Q3Q1、Q2、Q3的大小次序為A、Q1>Q2>Q3B、Q1>Q3>Q2C、Q2>Q1>Q3、D、Q2>Q3>Q19、在CuCl2水溶液中存在如下平衡：[Cu(H2O)4]2++4Cl-[CuCl4]2-+4H2O能使黃綠（藍）（綠）色CuCl2溶液向藍色轉化的操作是A、蒸發(fā)濃縮B、加水稀釋C、加入AgNO3D、加入食鹽晶體10、反應A(g)+xB(g)yC(g)，將A與B按體積比1:x混合反應當A的轉化率是50%時，反應前混合氣體的密度是反應後混合氣體密度的（同溫同壓），則x、y的值也許是A、3，4B、3，2C、3，3D、1，111、在容積一定的密閉窗口中，反應AB(g)+C(s)達平衡，若繼續(xù)升高溫度，容器內氣體的密度增大，下列判斷對的的是壓強對該反應的平衡移動沒有影響在平衡體系中加入C，混合氣體平均分子量增大若正反應為吸熱反應，則A為非氣態(tài)若正反應為放熱反應，則A為氣態(tài)某溫度下，反應H2(g)+I2(g)2HI(g)+Q,在一帶有活塞的密閉容器中到達平衡，下列說法不對的的是恒溫壓縮體積，平衡不移動，顏色加深恒壓迅速充入HI，開始時正反應速率減小恒容，升溫正反應速率減小恒容，充入H2，I2的比例含量減少二：填空1、t0C在VL密閉容器中加入vmolN2和3vmolH2，當反應N2+3H22NH3達平衡時，混合氣體中N2、H2、NH3分別為A、B、Cmol，仍在t0C，若只變化起始物的加入量，但要維持A、B、C值不變，則在N2、H2、NH3若X=0，Y=0，則Z=_______若X=0.75vmol，則Y=________Z=________X、Y、Z應滿足的一般條件，用X、Y、Z的方程式表達式是______________________________、________________________。2、在一定溫度下，把2體積N2和6體積H2通入一種帶有活塞的容積可變的容器中，活塞的一端與大氣相通，發(fā)生反應N2+3H22NH3+Q到達平衡，測得混合氣體為7體積（1）保持上述反應溫度不變，設a、b、c分別代表初始加入的N2、H2、NH3體積，若反應到達平衡後，混合氣體中各物質的百分含量仍與上述平衡完全相似，那么：若a=1,c=2則b=_____，在此狀況下，反應起始時將向_____方向進行。若規(guī)定起始時反應向逆方向進行，則C的取值范圍是______________（2）在上述裝置中，若起始時的a、b、c值均與（1）相似，但需控制平衡後混合氣體為6.5體積，則可采用措施是______，其原因是______。3、在一種容積不變的反應容器中，規(guī)定通過調整體系的溫度使下列反應到達平衡時保持容器內氣體總物質的量為12mol，A(g)+2B(g)2C(g)?，F向反應器中加入6.5molA，XmolB，2.0molC.（1）若x=5.5時，需要減少體系溫度使反應在平衡時到達題設條件，則正反應為_____熱反應。（2）欲使起始反應維持向逆方向移動，則x取值范圍是__________【答案】選擇題D2、AD3、D4、B5、B6、A7、C8、B9、BC10、BD11、CD12、C填空題：(1)2vmol(2)2.25v,0.5v(3)x+2z=vY+Z=3V(1)①3,逆②1<c≤4(2)降溫，由于正反應是放熱反應且是體積減小的反應（不能加壓由于與外界大氣相通）3、（1）放（2）2.5<x<3.5化學平衡常數【學習目的】：1、化學平衡常數的概念2、運用化學平衡常數對化學反應進行的程度判斷3、運用化學平衡常數進行計算，轉化率的計算【學習過程】：［引言］當一種可逆反應到達化學平衡狀態(tài)時，反應物和生成物的濃度之間有怎樣的定量關系，請完畢44頁［問題處理］，你能得出什么結論？一、化學平衡常數1、定義：在一定溫度下，當一種可逆反應到達平衡狀態(tài)時，生成物濃度以系數為指數的冪的乘積與反應物濃度以系數為指數的冪的乘積的比值是一種常數。這個常數就是該反應的化學平衡常數（簡稱平衡常數）2、體現式：對于一般的可逆反應，mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g）當在一定溫度下到達平衡時，K==cp(C)·cq(D)/cm(A)·cn(B)閱讀45頁表2-7，你能得出什么結論？3、平衡常數的意義：（1）平衡常數的大小反應了化學反應進行的程度（也叫反應的程度）。K值越大，表達反應進行得越完全，反應物轉化率越大；K值越小，表達反應進行得越不完全，反應物轉化率越小。（2）判斷正在進行的可逆與否平衡及反應向何方向進行：對于可逆反應：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，在一定的溫度下的任意時刻，反應物的濃度和生成物的濃度有如下關系：Qc=Cp(C)·Cq(D)/Cm(A)·Cn(B)，叫該反應的濃度商。Qc＜K，反應向正反應方向進行Qc＝K，反應處在平衡狀態(tài)Qc＞K，反應向逆反應方向進行（3）運用Ｋ可判斷反應的熱效應若升高溫度，Ｋ值增大，則正反應為吸熱反應(填“吸熱”或“放熱”)。若升高溫度，Ｋ值減小，則正反應為放熱反應(填“吸熱”或“放熱”)。閱讀45頁表2-8、2-9，你能得出哪些結論？二、使用平衡常數應注意的幾種問題：１、化學平衡常數只與有關，與反應物或生成物的濃度無關。2、在平衡常數體現式中：水(液態(tài))的濃度、固體物質的濃度不寫C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)，K=c(CO)·c(H2)/c(H2O)Fe(s)+CO(g)Fe(s)+CO2(g)，K=c(CO2)/c(CO)3、化學平衡常數體現式與化學方程式的書寫有關例如：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的平衡常數為K1，1/2N2(g)+3/2H2(g)NH3(g)的平衡常數為K2，NH3(g)1/2N2(g)+3/2H2(g)的平衡常數為K3；寫出K1和K2的關系式：K1=K22。寫出K2和K3的關系式：K2·K3=1。寫出K1和K3的關系式：K1·K32=1。三、某個指定反應物的轉化率=×100%或者=×100%或者=×100%轉化率越大，反應越完全！四、有關化學平衡常數的計算：閱讀46頁例1和例2。完畢47頁問題處理。【課堂練習】：1、設在某溫度時，在容積為1L的密閉容器內，把氮氣和氫氣兩種氣體混合，反應後生成氨氣。試驗測得，當到達平衡時，氮氣和氫氣的濃度各為2mol/L，生成氨氣的濃度為3mol/L，求這個反應在該溫度下的平衡常數和氮氣、氫氣在反應開始時的濃度。(答案:K=0.5625氮氣、氫氣在反應開始時的濃度分別為3.5mol/L和6.5mol/L)2、既有一定溫度下的密閉容器中存在如下反應：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)，知CO和H2O的起始濃度均為2mol/L經測定該反應在該溫度下的平衡常數K=2.60，試判斷，（1）當CO轉化率為50％時，該反應與否到達平衡狀態(tài)，若未到達，哪個方向進行？（2）達平衡狀態(tài)時，CO的轉化率應為多少？（3）當CO的起始濃度仍為2mol/L，H2O的起始濃度為6mol/L時，CO的轉化率為多少？(答案:（1）不平衡,反應向正方向進行,（2）61.7%（3）86.5%)3、在一定體積的密閉容器中，進行如下反應：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)，其化學平衡常數K和溫度t的關系如下表所示：t℃70080083010001200K0.60.91.01.72.6回答問題：⑴該反應化學平衡常數的體現式：K=c(CO)·c(H2O)/c(CO2)·c(H2)；⑵該反應為吸熱（填“吸熱”或“放熱”）反應；⑶下列說法中能闡明該反應達平衡狀態(tài)的是BA、容器中壓強不變B、混合氣體中c(CO)不變C、混合氣體的密度不變D、c(CO)=c(CO2)⑷某溫度下，各物質的平衡濃度符合下式：c(CO2)×c(H2)=c(CO)×c(H2O)，試判此時的溫度為830℃?；瘜W反應進行的方向【教學目的】理解反應的自發(fā)性與反應過程中能量變化及熵值變化的關系；可以用熵增原理判斷化學反應進行的方向?！窘虒W重難點】可以用熵增原理判斷化學反應進行的方向【教學過程設計】〖引入〗水往低處流，而不會自發(fā)的向上流；一般在室溫下，冰塊會融化，鐵器在潮濕空氣中會生銹，甲烷與氧氣的混合氣體遇明火就燃燒，這些過程都是自發(fā)的。這些不用借助于外力就可以自動進行的自發(fā)過程的共同特點是，體系會對外部做功或釋放熱量，即體系趨向于從高能狀態(tài)轉變?yōu)榈湍軤顟B(tài)。那與否就意味著放熱反應自發(fā)進行，吸熱反應就是非自發(fā)進行呢？〖副板書〗在25℃和1．01×105Pa時，2N2O5(g)==4NO2(g)+O2(g)?H=56．7kJ／mol(NH4)2CO3(s)==NH4HCO3(s)+NH3(g)?H=74．9kJ／mol〖分析〗不難看出，上述兩個反應都是吸熱反應，顯然只根據反應熱（焓變）來判斷反應進行的方向是不全面的。那么究竟怎樣來判斷反應的自發(fā)性呢？科學家根據體系存在著力圖使自身能量趨于“最低”和由“有序”變?yōu)椤盁o序”的自然現象，提出了互有關聯的能量判據和熵判據，為最終處理反應自發(fā)性問題提供了必要的根據。〖講解〗除自發(fā)的化學反應外，尚有一類自發(fā)過程，例如放在同一密閉容器中的氣體或液體物質(也包括可以揮發(fā)的固態(tài)物質)的蒸汽，不需要外界的任何作用，氣態(tài)物質會通過度子的擴散自發(fā)地形成均勻混合物。這種現象可以推廣到互相接觸的固體物質體系，通過長期放置後，人們可以找到通過擴散而進入的另一種固體中的原子或分子(這種現象可以作為純物質難以保留的最本質的解釋)。又如把硝酸銨溶于水雖然要吸熱，它卻可以自發(fā)地向水中擴散。為理解釋這樣一類與能量狀態(tài)的高下無關的過程的自發(fā)性，人們提出在自然界還存在著另一種可以推進體系變化的原因，即在密閉條件下，體系有由有序自發(fā)地轉變?yōu)闊o序的傾向。由于與有序體系相比，無序體系“愈加穩(wěn)定”，可以采用更多的存在方式。以撲克牌為例，通過多次的洗牌之後，嚴格按照花色和序號排列的機會與花色序號毫無規(guī)律的混亂排列的機會相比，大概要相差幾拾個數量級?？茖W家把這種原因稱作熵。〖板書〗熵：1、概念：描述體系混亂度的物理量2、符號：S3、單位：J?mol-1?K-14、熵判據：在與外界隔離的體系中，自發(fā)過程將導致體系的熵增大，這個原理也叫做熵增原理。在用來判斷過程的方向時，就稱為熵判據。5、同一物質的熵與其匯集狀態(tài)有關：S（g）>S（l）>S（s）6、熵變（?S）：?S==反應物總熵—生成物總熵7、反應進行方向的判斷措施：?H—T?S<0反應能自發(fā)進行?H—T?S=0反應到達平衡狀態(tài)?H—T?S>0反應不能自發(fā)進行〖講解〗在溫度、壓強一定的條件下，焓原因和熵原因共同決定一種化學反應的方向。放熱反應的焓變不不小于零，熵增長反應的熵變不小于零，都對?H—T?S<0有所奉獻，因此放熱和熵增長有助于反應自發(fā)進行?！佳a充習題〗1．下列說法中，對的的是()A．化學反應總是伴伴隨能量變化的B．可以自發(fā)進行的反應不一定都是放熱反應C．只有放熱反應才可以自發(fā)進行D．可以自發(fā)進行的反應就一定可以發(fā)生并完畢2．下列物質中，熵值(S)最大的是()A．金剛石B．Cl2(1)C．I2(g)D．Cu(s)3．水在273K、1．01×105Pa時可轉化為固態(tài)，在373K時則又可轉化為氣態(tài)。若分別用S(g)、S(1)、S(s)表達水的氣、液、固三種狀態(tài)的熵值，則下列體現式中，對的的是()A．S(g)<S(1)<S(s)B．S(g)>S(1)>S(s)C．S(g)>S(1)=S(s)D．S(g)>S(s)>S(1)4．已知反應2H2(g)+O2(g)==2H2O(1)?H==285．8kJ·mol-1，下列結論中，對的的是()A．E(反應物)>E(生成物)B．E(反應物)<E(生成物)C．反應放熱D．反應吸熱5．下列熱化學方程式中，放出的熱量最多的是()A．CH4(g)+2O2(g)==CO2(g)+2H2O(1)△HB．2CH4(g)+4O2(g)==2CO2(g)+4H2O(1)△HC．CH4(g)+2O2(g)==CO2(g)+2H2O(g)△HD．2CH4(g)+4O2(g)==2CO2(g)+4H2O(g)△H6．在25℃、1．01×105Pa條件下，反應2N2O5(g)==4NO2(g)+O2(g)?H==+56．7kJ·mol-1可以自發(fā)進行。從能量上分析，生成物的總能量比反應物的總能量，從反應前後的熵值看，反應後的熵值(填“增長”、“減小”或“不變”)?！继岣哳}〗7．已知：298K、1．01×105Pa下：石墨：△H===0．0kJ·mol-1、S==5．74J·mol-1·K-1；金剛石：△H==1．88kJ·mol-1、S==2．39J·mol-1·K-1。下列論述中，對的的是()A．根據焓和熵的觀點，石墨比金剛石穩(wěn)定B．根據焓和熵的觀點，金剛石比石墨穩(wěn)定C．根據熵的觀點，石墨比金剛石穩(wěn)定，但根據焓的觀點，金剛石比石墨穩(wěn)定D．根據焓的觀點，石墨比金剛石穩(wěn)定，但根據熵的觀點，金剛石比石墨穩(wěn)定8．某化學反應其△H==—122kJ·mol-1，?S==231J·mol-1·K-1，則此反應在下列哪種狀況下可自發(fā)進行()A．在任何溫度下都能自發(fā)進行B．在任何溫度下都不能自發(fā)進行C．僅在高溫下自發(fā)進行D．僅在低溫下自發(fā)進行9．煤中具有硫，燃燒時會產生有害的SO2，用生石灰可以消除SO2，減少污染，其反應為CaO(s)+SO2(s)==CaSO3(s)298K、1．01×1．01×105Pa時，此反應的△H==—402．0kJ·mol-1，?S==345．7J·mol-1·K-1，在室溫下自發(fā)進行。則保持此反應自發(fā)進行的最高爐溫是多少(焓變△H及熵變?S受溫度的影響可忽視)?第三章第一節(jié)：電離平衡教學目的：掌握弱電解質的電離平衡。理解電離平衡常數的概念。理解影響電離平衡的原因重點、難點：外界條件對電離平衡的影響，電離平衡常數。課時安排：共2課時（此為第二課時）。教學措施：類比、推理等教學措施結合使用。教學準備：習題及知識的總結、擴展可制作PPT或使用紙板。教學過程：今天學習的內容是：“電離平衡”知識。1．弱電解質電離過程（用圖像分析建立）2．當則弱電解質電離處在平衡狀態(tài)，叫“電離平衡”，此時溶液中的電解質分子數、離子數保持恒定，各自濃度保持恒定。3．與化學平衡比較（1）電離平衡是動態(tài)平衡：即弱電解質分子電離成離子過程和離子結合成弱電解質分子過程仍在進行，只是其速率相等。（2）此平衡也是有條件的平衡：當條件變化，平衡被破壞，在新的條件下建立新的平衡，即平衡發(fā)生移動。（3）影響電離平衡的原因A．內因的主導原因。B．外國有：①溫度：電離過程是一種吸熱過程，因此，升高溫度，平衡向電離方向移動。②濃度：問題討論：在的平衡體系中：①加入：②加入：③加入：各離子分子濃度怎樣變化：、、、溶液怎樣變化？（“變高”，“變低”，“不變”）（4）電離平衡常數（ⅱ）一元弱酸：（3）一元弱堿①電離平衡常數化是溫度函數，溫度不變K不變。②值越大，該弱電解質較易電離，其對應的弱酸弱堿較強；值越小，該弱電解質越難電離，其對應的弱酸弱堿越弱；即值大小可判斷弱電解質相對強弱。③多元弱酸是分步電離的，一級電離程度較大，產生，對二級、三級電離產生克制作用。如：隨堂練習1．足量鎂和一定量的鹽酸反應，為減慢反應速率，但又不影響的總量，可向鹽酸中加入下列物質中的（）A．B．C．D．2．是比碳酸還要弱的酸，為了提高氯水中的濃度，可加入（）A．B．C．D．3．濃度和體積都相似的鹽酸和醋酸，在相似條件下分別與足量固體（顆粒大小均相似）反應，下列說法中對的的是（）A．鹽酸的反應速率不小于醋酸的反應速率B．鹽酸的反應速率等于醋酸的反應速率C．鹽酸產生的二氧化碳比醋酸更多D．鹽酸和醋酸產生的二氧化碳同樣多4．下列論述中可闡明酸甲比酸乙的酸性強的是（）A．溶液導電性酸甲不小于酸乙B．鈉鹽溶液的堿性在相似物質的量濃度時，酸甲的鈉鹽比酸乙的鈉鹽弱C．酸甲中非金屬元素比酸乙中非金屬元素化合價高D．酸甲能與酸乙的銨鹽反應有酸乙生成5．有兩種一元弱酸的鈉鹽溶液，其物質的量濃度相等，現將這兩種鹽的溶液中分別通入適量的，發(fā)生如下反應：和的酸性強弱比較，對的的是（）A．較弱B．較弱C．兩者相似D．無法比較總結、擴展1．化學平衡知識與電離平衡知識對照比較。2．一元弱酸弱堿中與的求法：弱電酸中濃度：（酸為弱酸物質的量濃度）弱堿中濃度：（堿為弱堿物質的量濃度）3．討論中存在哪些微粒？（包括溶劑）4．擴展難溶電解質在水溶液中存在著電離平衡。在常溫下，溶液中各離子濃度以它們的系數為方次的乘積是一種常數，該常數叫溶度各（）。例如溶液中各離子濃度（加上其方次）的乘積不小于、等于溶度積時出現沉淀，反之沉淀溶解。（1）某溶液中，如需生成沉淀，應調整溶液的使之不小于。（2）要使0.2mol/L溶液中的沉淀較為完全（使?jié)舛葴p少至本來的仟分之一），則應向溶液裏加入溶液，使溶液為。布置作業(yè)第二課時P60一、填空題：2．3．4．P61四、板書設計第二課時一、電解質，非電解質1．定義：在水溶液中或熔融狀態(tài)下，能導電的化合物叫電解質。［思索］①，在水溶液中，不導電，它屬于非電解質嗎？為何？②溶于水能導電，則氨氣是電解質嗎？為何？③共價化合物在液態(tài)時，能否導電？為何？2．電解質導電實質，電解質溶液導電能力強弱的原因是什么？二、強電解質，弱電解質1．辨別電解質強弱的根據：電解質在溶液中“電離能力”的大小。2．電離方程式：電離方程式書寫也不一樣（1）強電解質：（2）弱電解質：3．強弱電解質與構造關系。（1）強電解質構造：強堿，鹽等離子化合物（低價金屬氧化物）；強酸，極性共價化合物；（2）弱電解質構造：弱酸，弱堿具有極性共價位的共價化合物。三、弱電解質電離平衡1．電離平衡定義在一定條件下（如溫度，濃度），當電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速度相等時，電離過程就到達了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。2．電離平衡與化學平衡比較“等”：電離速率與離子結合成分子的速率相等?！岸ā保弘x子、分子的濃度保持一定?！皠印保弘婋x過程與離子結合成分子過程一直在進行?！白儭保簻囟?、濃度等條件變化，平衡就被破壞，在新的條件下，建立新的平衡。3．影響電離平衡的外界原因（1）溫度：溫度升高，電離平衡向右移動，電離程度增大。溫度減少，電離平衡向左移動，電離程度減小。（2）濃度：電解質溶液濃度越大，平衡向右移動，電離程度減??；電解質溶液濃度越小，平衡向左移動，電離程度增大；4．電離平衡常數（1）一元弱酸電離平衡常數：（2）一元弱堿電離平衡常數：（3）多元弱酸是分步電離，每步各有電離常數。如：（4）電離平衡常數只隨溫度變化而變化，而與濃度無關。（5）K的意義：K值越大，弱電解質較易電離，其對應弱酸、弱堿較強。K值越小，弱電解質較難電離，其對應弱酸、弱堿較弱。教案點評：此教案體現了在教學提議中的措施，運用了知識的遷移措施，用化學平衡的知識的作為基礎，來學習電離平衡。同步，又運用了化學平衡移動的原理，應用于電離平衡。從而使電離平衡的學習變得相對輕易。第二節(jié)水的電離和溶液的pH第一課時教學目的：1、使學生理解水的電離和水的離子積2、生理解溶液的酸堿性與pH的關系3、通過水的離子積和溶液酸堿性等內容的教學，對學生進行矛盾的對立統(tǒng)一、事物間的互相關系和互相制約等辨證唯物主義觀點的教育教學重點：水的離子積，溶液酸堿性和溶液pH值的關系教學難點：水的離子積教學過程：引入：水是不是電解質？研究電解質溶液時往往波及溶液的酸堿性，而酸堿性與水的電離有親密的關系。那么水是怎樣電離的呢？精確的試驗證明，水是一種極弱的電解質，它能微弱地電離，生成H3O+和OH—：板書：一、水的電離1、水的電離H2O+H2OH3O++OH—簡寫為：H2OH++OH—試驗測定：25℃[H+]=[OH-]=1mol/L100℃[H+]=[OH-]=1mol/L水的電離與其他弱電解質的電離有何異同？不一樣點：水是“自身”作用下發(fā)生的極微弱的電離。相似點：均是部分電離，存在電離平衡提問：請學生計算水的濃度，1L純水的物質的量是55·6mol，經試驗測得250C時，發(fā)生電離的水只有1×10-7mol，兩者相比，水的電離部分太小，可以忽視不計。因此電離前後水的物質的量幾乎不變，可以視為常數，常數乘以常數必然為一種新的常數，用K板書2、水的離子積