第二章化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡復(fù)習(xí)教案

第二章化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡復(fù)習(xí)教案1.了解化學(xué)反應(yīng)速率的概念，反應(yīng)速率的表示方法，外界條件(濃度、溫度、壓強、催化劑等)對反應(yīng)速率的影響。2.了解化學(xué)反應(yīng)的可逆性，理解化學(xué)平衡的含握化學(xué)平衡與反應(yīng)速率之間的內(nèi)在聯(lián)系。3.理解勒沙特列原理的涵義，掌握濃度、溫度、壓強等條件對化學(xué)平衡移動的影響。4.化學(xué)平衡的計算，知道化學(xué)平衡常數(shù)的含義，并能利用化學(xué)平衡常數(shù)進行計算；5.能利用焓變和熵變判斷反應(yīng)進行的方向。1．化學(xué)反應(yīng)原理的三個重要組成部分是、、；2．化學(xué)反應(yīng)速率是研究；化學(xué)平衡是研究；一、化學(xué)反應(yīng)速率學(xué)反應(yīng)速率的表示方單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或者生成物濃度的增加來表示。表達式：＝（△C—濃度變化量；△t—反應(yīng)時間）注意點：①同一反應(yīng)里，用不同物質(zhì)濃度的改變量來表示反應(yīng)速率時，其數(shù)值，故應(yīng)標(biāo)明是哪種物質(zhì)表示的化學(xué)反應(yīng)速率，但這些數(shù)值表示的意義是均表示該化學(xué)反應(yīng)的快慢。②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)計量系數(shù)比。例：對于反應(yīng)：mA+nBpC+qDVA∶VB∶VC∶VD＝m∶n∶p∶q③熟悉三種濃度：起始濃度：指反應(yīng)物或生成物開始反應(yīng)時的濃度。常用c（起始）表示。終了濃度：指反應(yīng)物或生成物經(jīng)過一段時間后的濃度。常用c（終了）表示。變化濃度：指化學(xué)反應(yīng)過程中某一段時間內(nèi)反應(yīng)物減少的濃度或生成物增加的濃度2、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素。(1)、有效碰撞理論eq\o\ac(○,1)化學(xué)反應(yīng)發(fā)生的先決條件是：活化分子能夠發(fā)生有效碰撞。eq\o\ac(○,2)活化分子:是指反應(yīng)中能量較高的分子。（其它條件不變時，對某一反應(yīng)而言，活化分子在反應(yīng)物分子中所占的比例是不變的）eq\o\ac(○,3)有效碰撞概念：活化分子相互碰撞時，且有合適的取向時，使化學(xué)鍵斷裂，發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，這樣的碰撞叫做有效碰撞。(2)、影響反應(yīng)速率因素①內(nèi)因（主要因素）是指參加反應(yīng)的物質(zhì)的性質(zhì)。②外界條件對化學(xué)反應(yīng)速率的影響：反應(yīng)物的濃度、壓強、溫度、催化劑等同一化學(xué)反應(yīng)的速率大小與外界條件（外因）有關(guān)。具體規(guī)律如下：二、化學(xué)平衡1.化學(xué)平衡狀態(tài)概念：在一定條件下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)混合物中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。2平衡狀態(tài)下的可逆反應(yīng)，改變條件時平衡移動方向的判斷1）、平衡移動的根本原因是V正≠V逆，通過比較速率，可判斷平衡移動方向當(dāng)V正＞V逆時，平衡向正反應(yīng)方向移動當(dāng)V正＜V逆時，平衡向逆反應(yīng)方向移動2）平衡移動方向判斷依據(jù)：.化學(xué)平衡移動原理（勒夏特列原理）：如果改變影響化學(xué)平衡的一個條件(如濃度、溫度、壓強等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。注意：勒沙特列原理的適用范圍是：化學(xué)平衡，電離平衡，溶解平衡，水解平衡等。條件變化平衡移動方向說明濃度變化增大反應(yīng)物或減小生成物方向固體及純液體的濃度是一定值，所以增加或減少固體及純液體的量，不會影響平衡狀態(tài)。減小反應(yīng)物或增大生成物方向壓強變化增大壓強方向?qū)嵸|(zhì)：濃度的改變減小壓強方向溫度變化升高溫度方向降低溫度方向催化劑催化劑能同等程度地改變正、逆反應(yīng)速率，因此不影響化學(xué)平衡，但可大大地縮短反應(yīng)達到平衡所需的時間。3.可逆反應(yīng)進行程度的描述方法——轉(zhuǎn)化率、產(chǎn)率。(1)反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率＝反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化量/該反應(yīng)物起始量×100%(2)產(chǎn)物的產(chǎn)率＝產(chǎn)物的實際量/該產(chǎn)物的理論量×100%四、化學(xué)平衡常數(shù)定義：在一定溫度下，當(dāng)一個可逆反應(yīng)達到化學(xué)平衡時，各生成物濃度的化學(xué)計量數(shù)次冪的乘積與各反應(yīng)物濃度的化學(xué)計量數(shù)次冪的乘積的比值是一個常數(shù)，這個常數(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。Cm(A)·CCm(A)·Cn(B)Cp(C)·Cq(D)K=注意：①對于有固體或純液體參加的反應(yīng)，它們的濃度不列入K的表達式。②只受溫度影響。不指明溫度，K值無意義。K值與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)，即在一定溫度下，平衡常數(shù)保持不變。。應(yīng)用：①判斷反應(yīng)進行的程度：K值越大，說明平衡體系中所占的比例越大，反應(yīng)物的越大，反應(yīng)進行的程度越大，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高。②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)平衡常數(shù)數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進行程度的標(biāo)志。K>105，該反應(yīng)進行得基本完全了五、化學(xué)反應(yīng)自發(fā)進行的方向的判斷3、自發(fā)反應(yīng)：是指在一定溫度壓力條件下，靠體系自身力量不借助外力而發(fā)生的一種反應(yīng)的趨勢。①反應(yīng)過程放熱，焓（增大或減?。?，△H0；反應(yīng)過程吸熱，焓（增大或減?。?，△H0；②固體變?yōu)橐后w，液體變?yōu)闅怏w，固體變?yōu)闅怏w，體系的混亂度都，△S0；液體變?yōu)楣腆w，氣體變?yōu)橐后w，氣體變?yōu)楣腆w，體系的混亂度都，△S0；eq\o\ac(○,3)判斷化學(xué)反應(yīng)進行的方向：焓判據(jù)和熵判據(jù)熵增大熵減小焓變大焓減小根據(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。即反應(yīng)熱ΔH混亂度ΔSΔG=ΔH－TΔS<0，反應(yīng)能自發(fā)進行ΔG=ΔH－TΔS＝0，反應(yīng)處于平衡狀態(tài)ΔG=ΔH－TΔS<0，反應(yīng)不能自發(fā)進行第三章水溶液中的離子平衡（復(fù)習(xí)）學(xué)案弱電解質(zhì)的電離平衡1.弱電解質(zhì)在水中的電離是______(可逆或不可逆)的.1.電離平衡的概念：在一定條件（如：溫度、濃度）下，當(dāng)電解質(zhì)電離成的速率和重新結(jié)合成的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。3.弱電解質(zhì)電離平衡的移動弱電解質(zhì)的電離平衡勒夏特列原理原理。電離平衡的影響因素內(nèi)因：由電解質(zhì)本身的性質(zhì)決定。電離度=×100%外因：主要是溫度、濃度、同離子效應(yīng)。a.溫度：升溫使電離平衡向的方向移動，因為是吸熱過程。b.濃度：濃度，電離平衡向電離的方向移動。c.同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入同弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，電離平衡向方向移動。④加入能反應(yīng)的物質(zhì)，將電離。氨水中存在電離平衡:NH3·H2ONH4++OH-,加入下列物質(zhì),將對電離平衡產(chǎn)生怎樣的影響?完成下列表格:加入物質(zhì)鹽酸NaOH溶液NH4Cl溶液水升高溫度平衡移動方向一、水的電離1、水電離平衡：H2OH++OH-實驗測得，在室溫下1LH2O中只有1×10-7molH2O電離，則25℃時,[H+]=[OH-]=10-7mol/L2．水的離子積：KW=[H+]·[OH-]注：(1)KW只與溫度有關(guān)，一定溫度時，KW是個常數(shù)，KW只與有關(guān)，越高KW越。25℃時;KW=[H+]·[OH-]=10-14100℃時，KW=10-12。(2)KW不僅適用于純水，也適用于酸、堿、鹽的稀溶液。任何水溶液中，由水所電離而生成的C(H+)C(OH-)。2、水電離特點：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱二、溶液的酸堿性和pH1．影響水的電離平衡的因素（1）升高溫度，促進水的電離KW增大（2）酸、堿抑制水的電離(3)能水解的鹽：促進水的電離鹽的組成與鹽溶液酸堿性的關(guān)系：鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽強堿弱酸鹽溶液的酸堿性[總結(jié)歸納]：（1）這種在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH－結(jié)合生成弱電解質(zhì)(弱酸或弱堿)的反應(yīng)，叫做鹽類的水解。（2）鹽類水解使水的電離平衡發(fā)生了移動，并使溶液顯酸性或堿性。鹽類水解反應(yīng)是酸堿中和反應(yīng)的逆反應(yīng)。水解的規(guī)律是：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱雙水解。誰強顯誰性，同強顯中性【討論】改變下列條件水的電離平衡是否移動？向哪個方向移動？水的離子積常數(shù)是否改變？是增大還是減?。竣偕邷囟娶诩尤隢aCl③加入NaOH④加入HCl二、溶液的酸堿性和pH⒈定義：PH=，廣泛pH的范圍為0～14。注意：當(dāng)溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。⒉意義：溶液的酸堿性常溫（25℃）中性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7酸性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7堿性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7三、混合液的pH值計算方法公式1、強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子數(shù)相加除以總體積，再求其它）[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）2、強堿與強堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子數(shù)相加除以總體積，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意:不能直接計算[H+]混)3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)H++OH-==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）注意：在加法運算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不計?。憾ふ饮}溶液呈現(xiàn)不同酸堿性的原因鹽類水解的定義及規(guī)律1、鹽類水解的定義：鹽電離出的或可分別與水電離出的或生成，使得溶液中，因而使溶液呈現(xiàn)或。2、鹽類水解的實質(zhì)是：鹽電離出的弱酸根或弱堿陽離子與水電離出的或結(jié)合，生成難電離的或，破壞了，使水的電離平衡向移動。3、鹽類水解的條件①；②鹽在組成上必須具有4、鹽類水解的規(guī)律：概括為“有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱雙水解；誰強顯水性，同強顯中性?！?、影響鹽類水解的外界因素：①溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱）②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸堿：促進或抑制鹽的水解（H+促進陰離子水解而抑制陽離子水解；OH-促進陽離子水解而抑制陰離子水解）三、電解質(zhì)溶液中的守恒關(guān)系：（１）電荷守恒：電解質(zhì)溶液中無論含多少種離子，但溶液總是呈電中性的。即整個溶液中___所帶的負電荷總數(shù)一定等于___所帶正電荷總數(shù)。如在ＮＨ４Ｃｌ溶液中有（２）原子守恒（物料守恒）：電解質(zhì)溶液中盡管有些離子水解、電離等原因發(fā)生改變，但某原子總數(shù)是保持不變的。如ＮＨ４Ｃｌ中存在__________________.一、溶解平衡[思考與交流]指導(dǎo)學(xué)生閱讀P61-62，思考：

1、難溶電解質(zhì)的定義是什么？難溶物的溶解度是否為0？在20℃時電解質(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2、當(dāng)AgNO3與NaCl反應(yīng)生成難溶AgCl時，溶液中是否含有Ag+和Cl-？此溶液是否為AgCl的飽和溶液？

3、難溶電解質(zhì)（如AgCl）是否存在溶解平衡？仔細閱讀、思考理解，并寫出AgCl的溶解平衡表達式。4、溶解平衡的特征：二、沉淀反應(yīng)的應(yīng)用（1）沉淀的生成①沉淀生成的應(yīng)用：在涉及無機制備、提純工藝的生產(chǎn)、科研、廢水處理等領(lǐng)域中，常利用生成沉淀達到分離或某些離子的目的。②廢水處理化學(xué)沉淀法工藝流程示意圖（見教材P63）③沉淀的方法a調(diào)節(jié)PH法：b加沉淀劑法：寫出使用Na2S、H2S作沉淀劑使Cu2+、Hg2+形成沉淀的離子方程式.（3）沉淀的轉(zhuǎn)化①沉淀轉(zhuǎn)化的實驗探究（實驗3-4）實驗一實驗步驟NaCl和AgNO3溶液混合向所得固液混合物中KI溶液向新得固液混合物中Na2S溶液實驗現(xiàn)象實驗結(jié)論實驗二實驗步驟向MgCl2溶液中滴加NaOH溶液向白色沉淀中滴加FeCl3溶液靜置實驗現(xiàn)象實驗結(jié)論②沉淀轉(zhuǎn)化的方法及實質(zhì)③沉淀轉(zhuǎn)化的應(yīng)用（閱讀教材P64-65）三、溶度積（Ksp）（閱讀教材P65-66）（1）概念：（2）表達式：對于沉淀溶解平衡MmAnMmn+(aq)+Nam-(aq)，Ksp=（3）溶度積規(guī)則：比較Ksp與溶液中有關(guān)離子濃度冪的乘積（離子積Qc）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Qc＝Ksp時Qc＜Ksp時五、Qc與KQc為濃度商：是指剛開始反應(yīng)（但未反應(yīng)）時平衡體系各物質(zhì)濃度冪次方之積之比（對于溶液是指混合后但不反應(yīng)時的濃度）K為平衡常數(shù)：是指可逆反應(yīng)達到平衡時體系各物質(zhì)濃度冪次方之積之比。在化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分別有不同的名稱：化學(xué)平衡常數(shù)(K)、電離常數(shù)(Ka)、水解常數(shù)(Kh)、溶度積(Ksp)。Qc與K的相對大小可反映出體系是否為平衡狀態(tài)：Qc>K，過平衡狀態(tài)，反應(yīng)將逆向進行；Qc=K，平衡狀態(tài)；Qc<K，未平衡狀態(tài)，反應(yīng)將正向進行已知25℃時CaSO4的Ksp=9.1×10-6，若將0.02mol/L的Na2SO4溶液與0.004mol/LCaCl2溶液等體積混合，試通過計算溶液中是否有沉淀析出十、溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識（1）溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。生成難溶電解質(zhì)的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。（2）反應(yīng)后離子濃度降至1×10-5mol/L以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)，用“=”。如酸堿中和時[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠低于10-5mol/L，故均用“=”。（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。（4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書寫注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“”。如：Ag2S(s)2Ag++S2-3、沉淀生成的三種主要方式（1）加沉淀劑法：Ksp越?。闯恋碓诫y溶），沉淀越完全；沉淀劑過量能使沉淀更完全。（2）調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽離子：常加入難溶性的MO、M(OH)2、MCO3等除M2+溶液中易水解的陽離子。如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。（3）氧化還原沉淀法：加氧化劑或還原劑將要除去的離子變成沉淀而除去（較少見）4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動。常采用的方法有：①加水；②加熱；③減少生成物（離子）的濃度。使沉淀溶解的方法一般為減少生成物的濃度，∵對于難溶物加水和加熱對其溶解度的影響并不大。5、沉淀的轉(zhuǎn)化：溶液中的沉淀反應(yīng)總是向著離子濃度減少的方向進行，簡而言之，即溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。量減少考點2沉淀溶解平衡的應(yīng)用1、在難溶電解質(zhì)溶液中，當(dāng)時，就會有沉淀生成，如沉淀溶液中，可以加入的沉淀劑是。2、當(dāng)時，就會使沉淀溶解。常用的方法有，如要使CaCO3沉淀溶解，可以加入降低的濃度，使平衡向溶解的方向移動；，如使CuS沉淀溶解，可以加入，減少溶液中的濃度，使平衡向溶解的方向移動；，如溶解AgCl可以加入以生成而使其溶解。3、沉淀轉(zhuǎn)化的實質(zhì)是，通常一種沉淀可以轉(zhuǎn)化為更難溶的沉淀，這兩種難溶物的差別越大，這種轉(zhuǎn)化的趨勢就越大。如：在ZnS的溶解平衡體系中加入CuSO4溶液，可以將其轉(zhuǎn)化為更難溶的CuS沉淀，這說明溶解度﹥。轉(zhuǎn)化的方程式可以表示為第六講難溶電解質(zhì)的溶解平衡1．難溶電解質(zhì)思考：難溶電解質(zhì)的定義是什么？難溶物的溶解度是否為0？試填寫下表在20℃時電解質(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小結(jié)：溶解度再小也不可能等于0?！敖^對不溶”的物質(zhì)是不存在的。2．難溶電解質(zhì)的溶解平衡1)思考：當(dāng)AgNO3與NaCl反應(yīng)生成難溶AgCl時，溶液中有哪些離子？向Mg(OH)2溶液中滴入酚酞試劑，有現(xiàn)象嗎？有何現(xiàn)象？如何解釋？小結(jié)：難溶電解質(zhì)（如AgCl、Mg(OH)2等）存在溶解平衡。此平衡與化學(xué)平衡、電離平衡等平衡一樣具有等特點。試用離子方程式表示上述兩種難溶電解質(zhì)的動態(tài)平衡。2)溶度積與離子積的大小比較，判斷難溶電解質(zhì)在給定條件下能否生成沉淀或是溶解對于沉淀溶解平衡：（平衡時）MmAn(s)mMn＋(aq)＋nAm－(aq)Ksp＝[c(Mn＋)]m·[c(Am－)]n溶度積規(guī)則：任意時刻有離子積Qc