资源简介

高二化学 选择性必修一
目录
第一章 化学反应的热效应
第一节 反应热
反应热 焓变 ……………………………………………………………………………1页
热化学方程式 燃烧热 …………………………………………………………………6页
反应热的计算………………………………………………………………………………8页
第二章 化学反应速率与化学平衡
第一节 化学反应速率
第1课时 化学反应速率……………………………………………………………………………14页
第2课时 影响化学反应速率的因素………………………………………………………………18页
第二节 化学平衡
第1课时 化学平衡状态 化学平衡常数……………………………………………………………24页
第2课时 影响化学平衡的因素 ……………………………………………………………………30页
第三节 化学反应的方向……………………………………………………………………………37页
第四节 化学反应的调控……………………………………………………………………………41页
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡……………………………………………………………………………………45页
第二节 水的电离和溶液的PH
第1课时 水的电离 … ……………………………………………………………………………51页
第2课时 溶液的酸碱性与PH ……………………………………………………………………53页
第3课时 酸碱中和滴定……………………………………………………………………………56页
第三节 盐类的水解
第1课时 盐类的水解 ……………………………………………………………………………59页
第2课时 影响盐类水解的主要因素………………………………………………………………62页第四节 沉淀溶解平衡
第1课时 沉淀溶解平衡……………………………………………………………………………65页
第2课时 沉淀溶解平衡的应用……………………………………………………………………69页
第四章 化学反应与电能
第一节 原电池
第1课时 原电池的工作原理………………………………………………………………………72页 第2课时 化学电源…………………………………………………………………………………75页
第二节 电解池
第1课时 电解原理…………………………………………………………………………………79页
第2课时 电解原理的应用…………………………………………………………………………83页
第三节 金属的腐蚀与防护…………………………………………………………………………86页
第一章 化学反应的热效应
第一节 反应热
第1课时 反应热 焓变
教学目标
1、了解反应热的定义，知道化学反应、热效应与反应焓变之间的关系。
2、通过微观探析，认识宏观意义上的反应热与化学键的关系，以及反应热与反应物、生成物总能量的关系。
3、通过实验探究学会测定中和反应的反应热，初步学会测定化学反应反应热的实验方法，会分析测定反应热时误差产生的原因，并能采取适当措施减小实验误差，培养学生的创新意识。
教学重难点
1.重点：
（1）化学反应、热效应与反应焓变之间的关系。
（2）反应热与化学键的关系。
2.难点：
（1）中和反应的反应热的测定。
（2）理解化学反应中物质变化和能量变化的实质。
教学过程
一、导入新课
[导入]热量的释放或吸收是化学反应中能量变化的常见形式。化学反应过程中释放或吸收的热量在生活、生产和科学研究中具有广泛的应用。那么，在实际应用中，人们如何定量地描述化学反应过程中释放或吸收的热量呢？让我们一起通过本节课的学习来回答这个问题。
二、讲授新课
知识点一 反应热及其测定
[师]化学反应过程中为什么会有能量的变化？
[学生活动]用学过的知识回答。
[讲解]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。
[师]在等温条件下,化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量,称为化学反应的热效应,简称反应热。
[师]许多反应热可以通过量热计直接测定，下面我们通过盐酸与氢氧化钠的反应来测定反应热中很重要的一种——中和热。
(1)装置及仪器:
(2)测定过程:
[提问]在整个实验过程中，大家认为有什么需要注意是地方吗？
[学生活动]小组讨论，并派代表回答。
[生]多次测量取平均值,减小误差；要使用同一支温度计,温度计读数要尽可能准确;装置要尽可能做到保温、隔热;实验中所用的盐酸和氢氧化钠溶液配好后要充分冷却至室温,才能使用。
[补充]除了上面大家说的，还有几点也需要我们注意。实验操作时动作要快,尽量减少热量的损失。所用溶液的配制必须准确,且浓度要小;为保证盐酸完全被氢氧化钠中和,要使氢氧化钠稍过量。水银球部位一定要完全浸没在溶液中,且要稳定一段时间后再读数,以提高测量的精度;两次读数的时间间隔要短,这样才能读到最高温度,即最终温度。
[提问]实验中若用弱酸代替强酸,或用弱碱代替强碱,这个数值会变化吗？会怎么变化，偏大还是偏小？
[学生活动]学生思考并回答。
[讲解]因中和过程中弱酸或弱碱的电离吸热,会使测得的反应热数值的绝对值偏小。
[师]实验结论我们可以得到的是25 ℃和101 kPa下,强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol H2O时,放出57.3 kJ的热量。
[提问]25 ℃和101 kPa下,浓硫酸与强碱稀溶液发生中和反应生成1 mol H2O时,放出的热量还是57.3 kJ吗
[生]不是。放出的热量大于57.3 kJ,因为浓硫酸稀释过程中放热。
知识点二 反应热与焓变
[过渡]化学反应为什么会产生反应热。
[生]化学反应前后体系的内能发生了变化。内能受温度、压强和物质的聚集状态等影响。
[板书]等压条件下进行的化学反应,其反应热等于反应的焓变。焓变符号为ΔH ,单位是kJ/mol (或kJ·mol-1)。
[提问]“反应热等于焓变”这一说法正确吗？
[学生活动]学生思考并回答。
[讲解]不正确，反应热等于反应的焓变在特定条件下才成立，其条件是：等压条反应的能量变化只转化为热能而没有转化为电能、光能等其他形式的能，但可以有体积改变。
[师]焓变与我们学过的吸热反应与放热反应有什么联系呢？
[板书]放热反应:其焓减小,ΔH为负值,即ΔH < 0。
吸热反应:其焓增大,ΔH为正值,即ΔH > 0。
[过渡]我们已经认识了宏观意义上的反应热，那么微观上看又是怎样的呢？
[师]反应H2(g)+Cl2(g) === 2HCl(g)的能量变化如图所示。
[投影]
[讲解]由图可知,1 mol H2分子中的化学键断裂吸收的能量是436 kJ,1 mol Cl2分子中的化学键断裂吸收的能量是243 kJ,2 mol HCl分子中的化学键形成时释放的能量是862 kJ,则反应H2(g)+Cl2(g) === 2HCl(g)放出的能量为183 kJ。、
[小结]化学键的断裂与形成时的能量变化是化学反应中能量变化的主要原因。
板书设计
1.1.1 反应热、焓变
一、反应热及其测定
二、反应热与焓变
焓和焓变
化学反应产生反应热的原因:
从微观角度认识反应热的实质
化学反应的热效应
第一节 反应热
第2课时 热化学方程式 燃烧热
教学目标
1、了解热化学方程式的含义并能正确书写热化学方程式
2、了解燃烧热的定义
教学重难点
重点：
热化学反应方程式的书写及正误判断、燃烧热的计算
难点：
热化学反应方程式的书写及正误判断、燃烧热的计算
教学过程
一、导入新课
任何化学反应都有反应热，那么我们如何表示化学反应的反应热呢？化学反应同时存在着物质变化和能量变化，化学反应中的物质变化可用化学方程式表示，那么用什么方法可以既表示物质变化也表示其能量变化呢？如何建立物质变化和能量变化的定量关系呢？让我们一起来学习今天的课程——热化学反应方程式。
二、新课讲授
1、热化学反应方程式
【师】展示两个热化学反应方程式，请同学们对比化学反应方程式，观察热化学反应方程式与化学反应方程式的区别。
【学生】热化学反应方程式标明状态和焓变，化学计量数可为分数。
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。
书写热化学方程式的注意事项：
①需注明反应的温度和压强：因反应的温度和压强不同时，其△H不同。
对于25℃、101KPa时进行的反应可以不注明
②要注明反应物和生成物的状态。(不同物质中贮存的能量不同)
如：H2 (g) + O2 (g) = H2O(g)；△H= -241.8 kJ/mol
H2(g) + O2 (g) = H2O(l)；△H= -285.8 kJ/mol
③热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，它可以是整数也可以是分数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同。
2、燃烧热
定义：101 kPa，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量。
单位：kJ/mol
【师】在书写或判断燃烧热的热化学反应方程式要注意什么？
【学生】一看： 可燃物的化学计量数是否为1。
二看： 碳元素完全燃烧生成的氧化物是否为CO2(g)。
三看： 氢元素完全燃烧生成的氧化物是否为H2O(l)。
四看： ΔH是否为“—”及单位是否正确。
板书设计
化学反应的热效应
1、热化学反应方程式
热化学方程式定义
书写热化学方程式的注意事项
2、燃烧热
定义
单位
在书写或判断燃烧热的热化学反应方程式要注意什么
第一章 化学反应的热效应
第二节 反应热的计算
教学目标
1、从能量守恒角度理解盖斯定律的内容，了解其在科学研究中的意义。
2、能正确运用盖斯定律解决具体问题，说明盖斯定律在科学研究中的重要作用。
3、能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。
教学重难点
1.重点：有关化学反应热的计算。
2.难点：通过盖斯定律的理解和应用，学会用盖斯定律解决实际问题。
教学过程
一、导入新课
[导入]热化学奠基人盖斯总结出一条规律：在任何化学反应过程中的热量，不论该反应是一步完成的还是分步进行的，其总热量变化是相同的。该规律被命名为“盖斯定律”。今天让我们一起来学习盖斯定律！
二、讲授新课
知识点一 盖斯定律
[师]在科学研究和工业生产中，常常需要了解反应热。许多反应热可以通过实验直接测定，但是有些反应热是无法直接测定的。但有些反应热是工业中非常有用的数据，应该如何获得呢？这就要提到我们刚刚讲的盖斯定律，盖斯定律的温室解决了这个困扰了我们很久的难题。
[板书]1、内容：不管化学反应是一步或分几步完成，其反应热是相同的。
[师]盖斯定律表明，在一定条件下，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。这就是盖斯定律的特点。换句话说，反应热的总值是一定的，如图表示始态到终态的反应热。
[投影]
[提问]由始态到终态，这里有3条路径，那根据刚刚学习的盖斯定律，你能把ΔH表示出来吗？
[生]ΔH=ΔH1+ΔH2=ΔH3+ΔH4+ΔH5
[提问]能否从能量守恒的角度解释化学反应的热效应只与反应的始态和终态有关？
[提示]在指定状态下，各种物质的焓值都是唯一确定的，故无论经过哪些步骤从反应物变成生成物，它们的差值是不会改变的，即反应的焓变是一样的。
[提问]我们能直接测出反应C (g) +O2 (g) ==CO (g) 的反应热ΔH吗？为什么？
[提示]不能直接测出，在氧气供应不足时，虽可生成CO，但同时还有部分CO可继续被氧化生成CO2。
[师]盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义。有些反应的反应热虽然无法直接测得，但利用盖斯定律不难间接计算求得。
[师]盖斯定律常用的通常有两种求算方法
[投影]3、应用盖斯定律解题的常用方法
(1)虚拟路径法
若反应物A变为生成物D，可以有两个途径：
①由A直接变成D，反应热为ΔH；
②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3，如图所示：
则有：ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。
(2)加和法
①确定待求反应的热化学方程式。
②找出待求热化学方程式中各物质出现在已知方程式中的位置(是同侧还是异侧)。
③利用同侧相加、异侧相减进行处理。
④根据待求方程式中各物质的化学计量数通过乘除来调整已知反应的化学计量数，并消去中间产物。
⑤实施叠加并确定反应热的变化。
[师]学习了盖斯定律的求算方法，那么我们具体应该怎样运用盖斯定律计算反应热呢？
[小结]应用盖斯定律计算反应热的解题流程
第一步：先确定待求反应的化学方程式
第二步：找出待求方程式中各物质在已知方程式中的位置，若在“同侧”，计算ΔH时用" + "，若在“异侧"，计算ΔH时用"－"，即“同侧相加、异侧相减"
第三步：根据待求方程式中各物质的化学计量数确定对已知方程式的乘数，即“化学计量数定乘数”
第四步：依据第二步、第三步的结论，计算待求反应的ΔH
知识点二 反应热的计算
[师]下面我们具体来学习反应热的计算方法和类型
[投影]1、反应热的计算方法和类型
(1)根据热化学方程式计算：反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
(2)根据反应物和生成物的能量计算：ΔH＝生成物的能量和－反应物的能量和。
(3)根据反应物和生成物的键能计算：ΔH＝反应物的键能和－生成物的键能和。
(4)根据盖斯定律计算：将热化学方程式进行适当的“加”“减”等变形后，由过程的热效应进行计算、比较。
(5)根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)＝n(可燃物)×ΔH。
(6)根据公式进行计算：Q＝cmΔt。
[师]反应热的计算有一些常用的解题方法，例如列方程法、估算法、十字交叉法等。
[讲解](1)列方程法：思路是先写出热化学方程式，再根据热化学方程式所体现的物质与反应热间的关系直接求算反应热。
(2)估算法：根据热化学方程式所表示反应的热效应与混合物燃烧放出热量，大致估算各成分的比例。此法主要应用于解答选择题，根据题给信息找出大致范围，便可以此为依据找出答案，此法解题快速、简便。
(3)十字交叉法：混合物燃烧放热求比例问题，既可以采用常规的列方程组法，又可以采用十字交叉法。
(4)将热化学方程式看做数学中的代数方程，扩大或缩小一定倍数后，直接加减或移项变形，得到需要的热化学反应，再以此为依据计算求解或比较反应热大小等。
[师]那么有了方法，我们在计算过程中需要注意哪些问题呢？
[生]学生思考，并回答
[投影]3、反应热的计算应注意的问题
(1)运用热化学方程式进行反应热的计算，可以从反应式中各物质的物质的量、质量、标准状况下气体体积、反应热等对应关系，列式进行简单计算。
(2)注意热化学方程式中化学计量数只表示物质的物质的量，必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。尤其是利用盖斯定律计算反应热时，热化学方程式可以直接相加减，化学计量数必须与ΔH相对应。
(3)热化学方程式中的反应热是指按所给形式反应完全时的反应热。
(4)正、逆反应的反应热数值相等，符号相反。
板书设计
1.2反应热的计算
一、盖斯定律
1、内容
2、特点
3、应用盖斯定律解题的常用方法
(1)虚拟路径法 (2)加和法
4、应用盖斯定律计算反应热的解题流程
二、反应热的计算
1、反应热的计算方法和类型
2、反应热的计算常用的解题方法
3、反应热的计算应注意的问题
第二章 化学反应速率与化学平衡
第一节 化学反应速率
第1课时 化学反应速率
教学目标
1、了解化学反应速率的涵义；
2、知道化学反应速率的表示方法；
3、掌握化学反应速率的简单计算；
4、学会化学反应速率的测定方法，学会比较化学反应速率的快慢。
教学重难点
1、重点：化学反应速率的表示方法及计算。
2、难点：化学反应速率的计算及应用。
教学过程
一、导入新课
[情境导入]不同化学反应的速率有大有小。有的化学反应进行得很快，几乎是瞬间完成的，比如爆炸可以在瞬间完成，溶液中的一些离子反应在分秒之内就能实现，；有的反应却进行得很慢，比如自然界的岩石风化、溶洞形成则是要百年甚至千年才能完成。那么，如何表示化学反应速率呢？下面我们来一起学习。
二、讲授新课
知识点一 化学反应速率
[提问]哪位同学知道什么是化学反应速率？这一物理量又是如何定义的？
[生]化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的物理量。
[提问]那么，如何表示化学反应速率呢？
[学生活动]阅读课本并回答。
[讲解]任何化学反应的快慢都表现为有关物质的量随着时间变化的多少。因此，学反应速率可以用单位时间单位体积中反应物或生成物的物质的量变化来表示。如果反应体系的体积是恒定的，则化学区应速i用单位时间内反应物度的减小或生成物浓度的增加来表示。
[板书]表达式： 单位：mol/(L·s)或mol·L-1·s-1
[师]其中Δc表示反应物浓度或生成物浓度的变化，Δt表示反应时间的变化。反应速率都是正值。
[讲解]对于一个化学反应：mA + nB = pC + qD，可用任一种物质的物质的量浓度随时间的变化来表示该化学反应的速率。
[板书]v(A)＝- v(B)＝- v(C)＝ v(D)＝
[投影并讲解]例：在密闭容器中发生反应：反应开始时N2的浓度为0.8mol/L，5min后N2的浓度变为0.7 mol/L。当t=5 min时，c（N2）=﹣0.1 mol/L。
N2 + 3H2 2NH3
反应开始时浓度(mol/L) 0.8
5min时浓度(mol/L) 0.7
浓度变化量(mol/L) ﹣0.1 ﹣0.3 0.2
反应速率(mol L-1 min-1) 0.02 0.06 0.04
[师]同一化学反应在同一时间段内的反应速率时，化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。
[板书]即对于反应： mA + nB = pC + qD
v(A)：v(B)：v(C)：v(D) = m ：n：p：q
[讲解]化学反应速率是可以通过实验测定的。例如，对于在溶液中进行的反应，当反应物或生成物本身有比较明显的颜色时，人们常常利用颜色变化与浓度变化间的比例关系来测量反应速率。
知识点二 化学反应速率的计算与比较
[过渡]学习了反应速率这个概念，那么如何去计算化学反应速率呢？
[讲解]最基本的是要根据表达式进行计算，根据不同物质的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比进行计算，如反应mA + nB = pC + qD，其反应速率之比为：v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q。
[投影]运用“三段式”法进行计算
a.写出有关反应的化学方程式；
b.设未知数，列出各物质的起始量、转化量、某时刻量；
c.根据已知条件列方程式计算，得出各物质的转化浓度(Δc)；
d.根据计算反应速率。
板书设计
2.1.1 化学反应速率
一、化学反应速率
1、概念
2、表示
3、表达式
二、化学反应速率的计算与比较
1、化学反应速率的计算
2、化学反应速率大小的比较方法
(1)定性比较
(2)定量比较
第二章 化学反应速率与化学平衡
第一节 化学反应速率
第2课时 影响化学反应速率的因素
教学目标
1、了解温度、浓度、压强和催化剂对化学反应速率的影响；
2、知道化学反应是有历程的；
3、认识基元反应活化能对化学反应速率的影响。
教学重难点
1、重点：浓度、压强对化学反应速率影响的一般规律。
2、难点：运用有效碰撞理论解释浓度、压强对化学反应速率的影响。
教学过程
一、导入新课
[导入]在相同条件下，不同的化学反应会有不同的速率，这表明反应速率首先是由反应物的组成、结构和性质等因素决定的。浓度、压强、温度及催化剂等因素也会影响反应速率，那么这几种因素是如何影响化学反应速率的呢？应该如何测定化学反应速率？
二、讲授新课
知识点一 定性和定量研究影响化学反应速率的因素
[师]首先我们先来探究浓度对化学反应速率的影响。
[实验探究1]探究浓度对化学反应速率的影响
[学生活动]分组实验，总结现象与结论。
[投影]实验记录及结论
实验目的 试剂种类及用量 实验现象 结论
探究浓度对反应速率的影响 0.1mol/L Na2S2O3溶液5mL 0.1mol/L H2SO4溶液2mL 均出现黄色沉淀，且滴加0.5mol/L H2SO4溶液的试管中先出现黄色沉淀 浓度越大，反应速率越快
0.1mol/L Na2S2O3溶液5mL 0.5mol/L H2SO4溶液2mL
[师]当其他条件相同时，增大反应物浓度，化学反应速率增大；降低反应物浓度，化学反应速率减小
[师]浓度又是怎样影响反应速率的呢？
[实验探究2]探究温度对化学反应速率的影响
[学生活动]分组实验，总结现象与结论。
[投影]实验记录及结论
[师]当其他条件相同时，升高温度，化学反应速率增大；降低温度，化学反应速率减小。
[师]有些反应会用到催化剂，那么催化剂对于反应速率又有怎样的影响？
[实验探究3]探究催化剂对化学反应速率的影响
[学生活动]分组实验，总结现象与结论。
[投影]实验记录及结论
实验目的 试剂种类及用量 实验现象 结论
探究催化剂对反应速率的影响 5%H2O2溶液 产生气泡不明显 催化剂可加快反应速率
5%H2O2溶液+0.5mol/L FeCl3溶液 产生大量气泡
[师]他条件相同时，加催化剂能增大反应速率。
[强调]正催化剂加快化学反应速率，负催化剂减慢化学反应速率(不说明指正催化剂）。
[投影]外界条件对反应速率的影响规律
（1）浓度——增大反应物浓度，化学反应速率增大；减小反应物浓度，化学反应速率减小
（2）温度——升高温度，化学反应速率增大；降低温度，化学反应速率减小
（3）催化剂——催化剂可以改变化学反应速率（可以提高化学反应速率，也可以降低化学反应速率）
知识点二 活化能
[过渡]如何解释浓度、压强、温度及催化剂等因素对化学反应速率的影响呢？下面通过活化能和简单碰撞理论对这一问题进行讨论。
[讲解]研究发现，大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，而往往经过多个反应步骤才能实现。
[投影]基元反应：一个化学反应往往经过多个反应步骤才能实现，每一步反应都称为基元反应。
反应历程：与某化学反应有关的一组基元反应反映了该反应的反应历程，反应历程又称反应机理。
自由基：像上述反应历程中的I 一样，带有单电子的原子或原子团叫自由基，如O 自由基。
[师]基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞。以气体的反应为例，任何气体中分子间的碰撞次数都是非常巨大的。但并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应。能够发生化学反应的碰撞我们称之为有效碰撞。
[讲解]反应分子必须具有一定的能量；有合适的碰撞取向才可以使反应发生。有效碰撞能使化学键断裂，自由基可以重新组合形成新的化学键，从而发生化学反应。这就是化学反应的实质。
[过渡]发生有效碰撞的分子必须具有足够的能量，这种能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子。活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差，叫做反应的活化能。
[投影]
[讲解]如上图所示，E1表示反应的活化能；E2表示活化分子变成生成物分子放出的能量；E1－E2表示反应热(即ΔH)。
[师]在一定条件下，活化分子所占的百分数是固定的。活化分子的百分数越大，单位体积内活化分子数越多，单位时间内有效碰撞的次数越多，化学反应速率越大。
[师]接下来我们一起来用有效碰撞理论解释压强对化学反应速率的影响。
[讲解]当其他条件不变时，对于有气体参加的反应，增大压强(减少容器的容积)相当于增大反应浓度，反应速率加快；减小压强(增大容器的容积)相当于减小反应浓度，反应速率减慢。
[投影]对于气体有下列几种情况的规律：
1、恒温时：增大压强→体积减少→浓度增大→反应速率增大
2、恒容时：
A.充入气体反应物→反应物浓度增大→总压增大→反应速率增大；
B.充入“无关气体”（如He等）→引起总压增大，但各反应物的浓度不变→反应速率不变
3、恒压时：充入“无关气体”（如He等）→引起体积增大→各反应物浓度减少→反应速率减慢。
板书设计
2.1.2影响化学反应速率的因素
一、定性和定量研究影响化学反应速率的因素
实验探究1：探究浓度对化学反应速率的影响
实验探究2：探究温度对化学反应速率的影响
实验探究3：探究催化剂对化学反应速率的影响
二、活化能
1、基元反应与反应历程
2、有效碰撞与活化能
3、活化分子和活化能
第二节 化学平衡
第1课时 化学平衡状态 化学平衡常数
教学目标
1、了解化学反应的可逆性,能说出可逆反应的定义。
2、了解化学平衡建立的过程，掌握化学平衡的判定。
3、了解化学平衡常数的含义。
4、能利用化学平衡常数进行有关的化学计算。
教学重难点
1.重点：
（1）化学平衡的概念及特征。
（2）运用化学平衡常数进行简单计算。
2.难点：
（1）化学平衡状态的判断。
（2）运用化学平衡常数进行简单计算。
教学过程
一、导入新课
[复习导入]什么是可逆反应？可逆反应有什么特点？
可逆反应
1、定义：可逆反应就是在同一反应条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应。
2、表示方法：用“”表示，如：H2+I22HI
[讲解]可逆反应中所谓的正反应、逆反应是相对的，一般把向右进行的反应叫做正反应，向左进行的反应叫做逆反应。
[思考]反应2H2+O22H2O与2H2O2H2↑+O2↑是否是可逆反应？
[讲解]可逆反应是在同一个条件下，同时向两个方向发生的反应才叫可逆反应。这两个反应是在不同条件下进行的反应，因此不是可逆反应。
[讲解]由于可逆反应同时向两个方向发生反应，因此无论反应多长时间，都不能向任何一个方向进行到底，如，只能尽可能多地将氮气和氢气转化为氨气，反应最终能进行到什么程度，这就是我们今天要研究的问题——化学平衡。
3、特点：参加反应的物质不能完全转化
二、讲授新课
知识点一 化学平衡
[讲解]以可逆反应为例，若反应开始时只有N2和H2，没有NH3，此时c(N2)、c(H2)最大，因此v(正)最大，c(N2)=c(H2)==0mol/L，因此v(逆)=0。随着反应的进行，反应物不断减少，生成物逐渐增加，v(正)逐渐减小，v(逆)逐渐增大，当反应进行到某一时刻，v(正)=v(逆)，此时，反应达到了其“限度”，反应体系中各物质的物质的量、浓度等都不再发生变化，但反应仍然在进行着，只是v(正)=v(逆)，我们把这样的状态叫作化学平衡状态，简称化学平衡。
[板书]定义：在一定条件下的可逆反应里，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，就叫做化学平衡状态，简称化学平衡。
[思考与交流]根据前面的分析，请大家思考：化学平衡研究的对象是什么？
2、化学平衡的特征
（1）逆：化学平衡研究的对象是可逆反应
[思考与交流]当反应达到平衡时，有什么特点？
（2）等：化学反应处于化学平衡状态时，正反应速率等于逆反应速率，但都不等于零，即：v（正）=v（逆）>0
[思考与交流]反应是否还在进行？为什么？
（3）动：化学平衡是动态平衡，反应处于平衡状态时，化学反应仍在进行，反应并没有停。
[思考与交流]平衡状态下的反应体系中各成分的量是否发生变化？
（4）定：化学反应处于化学平衡状态时，反应化合物中各组分的浓度保持一定，体积分数保持一定
[思考与交流]平衡能否一直保持不变？
（5）变：化学平衡是有条件的平衡状态，当外界条件变化，原有的化学平衡被破坏，直到建立新的化学平衡。
3、化学平衡的标志
（1）微观标志：v（A 正）=v（A逆）>0 ——实质
[讲解]v（正）=v（逆）指的是同一物质的正反应速率与逆反应速率相等
（2）宏观标志：反应混合物中各组分的浓度和体积分数保持不变
4、化学平衡状态的判断
（1）基本依据
①v（A 正）=v（A逆）>0，只要能证明此即可
②反应混合物中各组成成分的质量分数保持不变
（2）常见方法：以xA+yBzC为例
①直接
I.速率
v（A 正）=v（A逆）
v（A 耗）=v（A生）
v（A 耗）：v（A生）==x：y
v（B耗）：v（C耗）=y：z
II.各物质的质量分数保持不变
[讲解]根据理想气体状态方程：pV=nRT我们还可以推导出下列结论：
②间接
a、混合气体的总压、总体积、总物质的量不随时间改变而改变（x+y≠z）
b、各物质的浓度、物质的量、质量不随时间改变而改变
c、各气体的压强、体积不随时间改变而改变
d、混合气密度、平均分子量、压强不随时间改变而改变（x+y≠z）
知识点二 化学平衡常数
[师]请同学们阅读教材P31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？
[师]对于一般的可逆反应，如，在任意时
刻的称为浓度商，常用Q表示。
[强调]浓度商适用于任何时刻的可逆反应，且固体或液体纯物质一般不列入浓度商。
[师]像表格中计算的是平衡时的浓度商，是一个定值，称为化学平衡常数。用符号K表示。
[讲解]分析上表的数据，可以得出以下结论：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），用符号K表示。例如，=K
[师]刚刚得出的平衡常数K是由一个特殊的反应引出的，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？
[讲解]对于一般的可逆反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在一定温度下达到平衡时，平衡常数K＝。
[强调]平衡常数表达式中，各物质的浓度均为平衡时的浓度。其书写形式与化学方程式的书写有关。
[提问]那平衡常数的提出有什么意义和应用呢？
[师]K值越大，平衡体系中生成物所占的比例越大，正向反应进行的程度越大，反应进行得越完全，反应物的转化率越大。反之，就越不完全，转化率就越小。当K>105时，该反应进行得就基本完全了。当K<105时，认为该反应很难进行。
[提问]什么是反应物的转化率，转化率又是如何计算的呢？
[投影]某指定反应物的转化率=×100%
[思考]大家想一想，什么是平衡转化率呢？又是如何来表示呢？
[投影]某指定反应物的转化率＝×100%＝×100%。
其Δn表示已转化的物质的量。
n始表示该物质起始时的物质的量
Δc表示消耗的该物质的浓度
c始表示起始时该物质的浓度。
板书设计
2.2.1 化学平衡状态与化学平衡常数
一、化学平衡
1、化学平衡状态的建立 2、化学平衡的特征
3、化学平衡的标志 4、化学平衡状态的判断
二、化学平衡常数
（一）化学平衡常数 （二）平衡转化率
第二章 化学反应速率与化学平衡
第二节 化学平衡
第2课时 影响化学平衡的因素
教学目标
1、明确化学平衡移动的含义，会根据反应速率的变化判断化学平衡的移动方向。　
2、通过实验探究，认识外界条件(浓度、温度、压强等)对化学平衡的影响规律。　3、了解催化剂在生活、生产和科学领域中的重要作用。
教学重难点
1.重点：化学平衡的影响因素
2.难点：勒夏特列原理
教学过程
一、导入新课
[导入]在一定条件下，当一个可逆反应达到平衡状态后,如果改变浓度、压强、温度等反应条件,化学平衡状态是否会发生变化？如何变化？请大家带着这个问题随老师一起进入今天的学习！
二、讲授新课
知识点一 化学平衡的移动
[教师活动]指导学生阅读课本找到平衡移动的概念。
[讲解]当一个可逆反应达到平衡状态后,如果改变浓度、压强、温度等反应条件,原来的平衡状态会被破坏(正、逆反应速率不再相等),直至正、逆反应速率再次相等,在新的条件下达到新的化学平衡状态。这种现象称作平衡状态的移动,简称平衡移动。
[提问]那平衡移动的具体过程是怎样的呢？请看图示。
[投影]
[讲解]那么由此可以看出化学平衡移动的根本原因就是条件发生了改变，导致正反应与逆反应的速率不相等，从而破坏了原有的平衡，导致平衡发生了移动。
[提问]化学移动的方向我们如何来判断呢？
[讲解]①若v正＞v逆，平衡向正反应方向移动；②若v正＜v逆，平衡向逆反应方向移动；③若v正＝v逆，平衡不移动。
[补充]是的，我们可以根据反应速率判断，还可以根据化学平衡常数进行判断。当条件改变时，若Q>K：平衡向逆反应方向移动；若Q=K：反应达到平衡状态，平衡不移动。若Q知识点二 影响化学平衡的因素
[过渡]回到刚上课时老师提出的那个问题，在一定条件下，当一个可逆反应达到化学平衡状态后，如果改变浓度、压强、温度等条件，化学平衡状态是否会发生变化？如何变化呢？
[投影]1、浓度对化学平衡的影响
(1)实验依据Fe3＋与SCN－存在的平衡：
Fe3＋ ＋ 3SCN－ Fe(SCN)3
（浅黄色）（无色）　 (红色)
[教师活动]演示实验
[师]请同学们认真观察实验现象并思考，填写学案。
[投影]
实验步骤(1)
现象 溶液颜色变深 溶液颜色变深
实验步骤(2) 向试管①中滴加0.01 mol·L－1 NaOH溶液 向试管②中滴加0.01 mol·L－1 NaOH溶液
现象 溶液颜色变浅 溶液颜色变浅
结论 对可逆反应Fe3＋＋3SCN－Fe(SCN)3，分别增大c(Fe3＋)和c(SCN－)后，Fe(SCN)3的浓度均增大，即化学平衡均向正反应方向移动。滴加NaOH溶液，由于3OH－＋Fe3＋===Fe(OH)3↓，减小了Fe3＋的浓度，Fe(SCN)3的浓度也减小，即化学平衡向逆反应方向移动了
[师]工业生产上常采用增大廉价反应物的浓度，来提高贵重物质转化率的措施，从而降低生产成本。
[师]请同学们根据刚刚学习到的知识，填写学案中的表格。
[小结]在其他条件不变的情况下，改变参与反应物质的浓度对化学平衡的影响
①增大反应物浓度或减小生成物浓度，使得v(正)大于v(逆)，化学平衡向正反应方向移动。
②减小反应物浓度或增大生成物浓度，使得v(正)小于v(逆)，化学平衡向逆反应方向移动。
[师]下面我们一起来了解一下浓度改变时平衡移动的图像是怎样的。
[投影]①平衡正向移动
②平衡逆向移动
[过渡]压强对化学平衡会有怎样的影响呢？我们由接下来的实验进行探讨。
[投影]
原理 2NO2(红棕色)N2O4(无色)　
实验步骤
实验现象 混合气体颜色瞬间加深，又逐渐变浅
实验结论 混合气体颜色加深，说明NO2浓度增大（体积压缩）；混合气体颜色颜色变浅，说明NO2浓度减小 ，即平衡向正反应方向移动
[讲解]实验表明，把注射器的活塞往外拉，管内容积增大，气体的压强减小，浓度减小，混合气体的颜色先变浅又逐渐变深。颜色逐渐变深是因为生成了更多的NO2。把注射器的活塞往里推，管内容积减小，气体的压强增大，浓度增大，混合气体的颜色先变深又逐渐变浅。颜色逐渐变浅是因为消耗了更多的NO2。
[小结]在其他条件不变的情况下，增大压强，化学平衡向气体体积减小的方向移动；减小压强，化学平衡向气体体积增大的方向移动
[师]无气态物质存在的化学平衡，由于改变压强不能改变化学反应速率，所以改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动。
[过渡]对于放热或吸热的可逆反应，当反应达到平衡后，改变温度也会使平衡发生移动。
[教师活动]演示实验2-3。
[学生活动]认真观看实验并填写学案相关部分。
[投影]3、温度对化学平衡的影响
原理 2NO2(红棕色)N2O4(无色)　ΔH＝－56.9 kJ/mol
实验步骤
实验现象 热水中混合气体颜色加深，冰水中混合气体颜色变浅
实验结论 混合气体受热颜色加深，说明NO2浓度增大，即平衡向逆反应方向移动；混合气体被冷却时颜色变浅，说明NO2浓度减小 ，即平衡向正反应方向移动
[讲解]实验表明，浸泡在热水中的烧瓶内红棕色加深，说明升高温度，NO2的浓度增大；浸泡在冰水中的烧瓶内红棕色变浅，说明降低温度，NO2的浓度减小。
知识点三 勒夏特列原理(又称为平衡移动原理)
[小结]大量实验证明，在其他条件不变的情况下，升高温度，会使化学平衡向吸热反应的方向移动；降低温度，会使化学平衡向放热反应的方向移动。
[师]任何化学反应都伴随着能量的变化(放热或吸热)，因此，改变温度，化学平衡一定发生移动。
[讲解]催化剂能够同等程度地改变正反应速率和逆反应速率，因此，它对化学平衡的移动没有影响。也就是说，催化剂不能改变达到化学平衡状态的反应混合物的组成，但是，使用催化剂能改变反应达到平衡所需的时间。
[师]综上所述，改变浓度、压强、温度等因素可以提高反应产率或者抑制反应进行的程度。法国化学家勒夏特列曾就此总结出一条经验规律：如果改变影响平衡的一个因素（如温度、压强及参加反应的物质的浓度），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。这就是勒夏特列原理，也称化学平衡移动原理。
[师]化学平衡移动原理是经过反复验证的，在化学工业和环境保护等领域有十分重要的应用。根据化学平衡移动原理，可以更加科学、有效地调控和利用化学反应，尽可能地让化学反应按照人们的需要进行。
板书设计
2.2.2 影响化学平衡的因素
一、化学平衡的移动
1、定义
2、图示：
3、化学平衡移动的根本原因：条件改变，v正≠v逆。
4、化学平衡移动的方向判断
二、影响化学平衡的因素
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、催化剂与化学平衡
三、勒夏特列原理(又称为平衡移动原理)
1、内容 2、适用范围
第三节 化学反应的方向
教学目标
1、结合学过的化学反应实例，了解自发反应和非自发反应的含义；
2、通过“有序”和“无序”的对比，了解熵和熵变的意义；
3、初步了解焓变和熵变对化学反应方向的影响；
4、能用焓变和熵变解释化学反应的方向，培养证据推理与模型认知能力。
教学重难点
1、重点：化学反应进行的方向。
2、难点：焓变和熵变对化学反应方向的影响。
教学过程
一、导入新课
[复习导入]我们学过的化学反应中有一些过程是自发进行的，下面我们一起来回顾常见的能自发进行的化学反应。
[投影]3个常见的能自发进行的化学反应：白磷在空气中放置；金属Zn与稀硫酸反应；氢氧化钡晶体与氯化铵晶体。
二、讲授新课
知识点一 自发过程与自发反应
[师]自然界有一些过程是自发进行的,而且是有方向性的，如水由高处流向低处。这种在一定条件下不需要外力作用就可以自动进行的过程就是自发过程。
[投影]1、自发过程：自然界有一些过程是自发进行的,而且是有方向性的。如水由高处流向低处。
[师]自然界有一些过程是自发进行的,而且是有方向性的。如水由高处流向低处。
有些化学反应也是自发进行的,而且有方向性。比如刚刚回顾的几个化学反应。像这种在给定的一组条件下，一个反应可以自发地进行到显著程度，就称为自发反应。
[投影]2、自发反应：有些化学反应也是自发进行的,而且有方向性。
[提问]有人认为，自发反应一定能自动进行，而非自发反应一定不能发生。这句话对吗？说明理由。
[提示]不对，某些自发反应需要在一定条件下才能自动进行，非自发反应具备了一定条件也能发生。
知识点二 化学反应进行方向的判据
[过渡]白磷自燃、酸碱中和等这些一定条件下能自发发生的反应有何共同特点？
[生]都是放热反应。
[讲解]是的，放热反应绝大多数都能自发进行,且反应放出的热量越多,体系能量降低得也越多,反应越完全。
[提问]那是不是就说明只有放热反应能够自发进行，而吸热反应不可以呢？
[学生活动]学生思考并回答。
[讲解]有些吸热反应也能自发进行。反应的焓变是制约化学反应能否自发进行的因素之一,但不是唯一因素。只根据焓变来判断反应方向是不全面的。
[师]实验还发现，自发过程进行的方向还与“混乱度”有关。自然界中的过程都是自发地从混乱度小（有序）向混乱度大（无序）的方向进行。这种推动体系变化的因素称作熵。熵是体系混乱度的量度，即熵是用来描述体系的混乱度。
[投影]熵是衡量一个体系混乱度的物理量,即表示体系的不规则或无序状态程度的物理量。混乱度越大,体系越无序,体系的熵就越大。熵的符号为S。
[讲解]对于同一物质,等物质的量的该物质其熵值大小与物质的存在状态有关,气态时熵值最大,固态时熵值最小,而液态时介于二者之间,物质的状态与熵大小的关系:S(g)>S(l)>S(s)。
[师]反应前后体系熵的变化叫做反应的熵变。用△S表示。在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，反应的△S越大，越有利于反应自发进行，这一经验规律叫做熵增原理。
[提问]自发反应一定是熵增加的反应吗？
[提示]△S＞0有利于反应自发进行，自发反应不一定要△S＞0
[提问]什么样的体系,自发过程才向着熵增加的方向进行
[提示]孤立体系或绝热体系。
[强调]焓判据中，自发过程趋向于最低能量状态。熵判据中，自发过程趋向于最大混乱度。熵变是影响反应自发进行的因素之一,但不是唯一因素。很多情况下，简单地只用其中一个判据判断同一个反应，可能会出现相反的判断结果，所以应两个判据兼顾。
[过渡]那么如何运用这两个判据来判断反应是否自发呢？
[师]体系的自由能变化综合考虑了焓变和熵变对体系的影响,可用于判断化学反应自发进行的方向。
[投影]表达式为ΔG=ΔH-TΔS。在温度、压强一定的条件下,自发反应总是向ΔG < 0的方向进行。
[讲解]可以看出，ΔG不仅与焓变和熵变有关,还与温度有关。
[投影]①ΔH < 0,ΔS > 0,则反应一定能自发进行;
②ΔH > 0,ΔS < 0,则反应一定不能自发进行;
③ΔH < 0,ΔS < 0或ΔH>0,ΔS > 0,反应可能自发进行,也可能不自发进行,与反应的温度有关。
板书设计
2.3 化学反应的方向
一、自发过程与自发反应
1、自发过程
2、自发反应
二、化学反应进行方向的判据
1、化学反应的自发性与反应焓变的关系
2、化学反应的自发性与熵变的关系
3、自由能与化学反应的方向
第二章 化学反应速率与化学平衡
第四节 化学反应的调控
教学目标
1、知道如何应用化学反应速率和化学平衡原理，选择合成氨的适宜条件。
2、初步掌握应用化学原理选择化工生产条件的思想和方法，培养科学态度与社会责任等方面的学科核心素养。
教学重难点
1、重点：合成氨反应适宜条件的选择。
2、难点：应用化学原理选择化工生产条件的思想和方法。
教学过程
一、导入新课
[复习导入]前面我们已经学过了化学反应速率及平衡移动的知识，化学反应的调控更多的是对于之前学过知识的运用。下面我们以工业合成氨生产条件的选择为例，研究化学反应的调控问题。
二、讲授新课
知识点一 合成氨反应条件的原理分析
[投影]合成氨的热化学方程式为N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　ΔH=-92.4 kJ·mol-1
[提问]温度和压强的改变对于反应速率及化学平衡具体会有什么影响呢？
[学生活动]根据所学知识完成学案的知识回顾部分。
[投影]升高温度,反应速率增大,平衡向逆反应方向移动;增大压强,反应速率增大,平衡向正反应方向移动。
[思考]根据这一热化学反应方程式你能概括出合成氨反应的那些特点？请从可逆性、体积变化、焓变三个方面来考虑。
[投影]反应特点:
可逆性:反应为可逆反应；体积变化:正反应是气体体积减小的反应；焓变:ΔH < 0
[投影]N2+3H22NH3
[师]由反应方程式我们可以知道合成氨的反应是在高温高压并且有催化剂的条件下进行的，那么大家知道实际生产中高温是多高的温度，高压又是指多高的压力吗？还有催化剂用的是什么呢？下面带大家一起来了解一下。
知识点二 实际合成氨工业中选择的生产条件
[投影]压强:合成氨厂一般采用的压强为10 MPa~30 MPa。
[思考]合成氨时压强越大越好,为何不采用比30 MPa更大的压强
[提示]压强越大,对材料的强度和设备的制造要求也越高,需要的动力也越大,这会加大生产投资,可能降低综合经济效益。
[投影]温度:一般采用的温度为400~500 ℃。
[思考]合成氨采用低温时可提高转化率,但为何未采用更低的温度
[提示]温度太低,反应速率太小,达到平衡所需的时间变长,不经济。另外,合成氨所需的催化剂铁触媒的活性在500 ℃左右活性最大。
[投影]催化剂:合成氨工业普遍使用的是以铁为主体的多成分催化剂,又称铁触媒。
[思考]合成氨工业采用迅速冷却法,使气态氨变为液氨后及时从混合物中分离出去的目的是什么
[提示]使化学平衡向生成氨的方向移动。
知识点三 工业生产中选择适宜生产条件的原则
[思考]那实际生产中到底是依据什么原理来选择这些适宜的条件的？
[投影]
外界条件 有利于增大反应速率的条件控制 有利于平衡正向移动的条件控制 综合分析结果
浓度 增大反应物的浓度 增大反应物的浓度、减小生成物的浓度 不断地补充反应物、及时地分离出生成物
催化剂 加合适的催化剂 不需要 加合适的催化剂
温度 高温 ΔH<0 低温 兼顾速率和平衡,考虑催化剂的适宜温度
ΔH>0 高温 在设备条件允许的前提下,尽量采取高温并考虑催化剂的活性
压强 高压(有气体参加) 反应后气体体积减小的反应 高压 在设备条件允许的前提下,尽量采取高压
反应后气体体积增大的反应 低压 兼顾速率和平衡,选取适宜的压强
板书设计
2.4 化学反应的调控
一、合成氨反应条件的原理分析
1、反应原理
2、反应特点
3、影响因素
二、实际合成氨工业中选择的生产条件
1、压强
2、温度
3、催化剂
三、工业生产中选择适宜生产条件的原则
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第一节 电离平衡
教学目标
1、从电离、离子反应和化学平衡的角度认识电解质水溶液的组成、性质和反应。
2、认识弱电解质在水溶液中存在电离平衡。
3、了解电离平衡常数的含义。
4、能用化学用语表示弱电解质水溶液中的电离平衡；能从电离的角度分析溶液的导电性。
5、能利用电离平衡常数进行相关计算。
教学重难点
1、重点：强、弱电解质的概念和弱电解质的电离平衡。
2、难点：弱电解质的电离平衡。
教学过程
一、导入新课
[复习引入]我们在前面已经学习过电解质和非电解质的知识了，下面让我们一起来回顾一下这部分的相关知识。
[知识回顾]电解质和非电解质
二、讲授新课
知识点一 强电解质和弱电解质
[师]盐酸和醋酸是生活中常用的酸。盐酸常用于卫生洁具的清洁或除去水垢。我们知道醋酸的腐蚀性比盐酸小，比较安全，为什么不用醋酸代替盐酸呢？下面让我们通过实验探究这个问题的答案。
[投影]请同学们观察实验现象并思考这个问题。
[生]盐酸和镁条剧烈反应，产生大量气泡；醋酸和镁条和镁条反应平缓，产生少量气泡。
[讲解]Mg与盐酸的反应速率大，而与相同物质的量浓度的醋酸的反应速率小，表明相同物质的量浓度时盐酸中的c(H+)较大，说明在水溶液中，HCl易电离，CH3COOH较难电离；由相同物质的量浓度的盐酸与醋酸的pH、导电能力及与活泼金属反应的剧烈程度知，在稀溶液中，HCl完全电离，CH3COOH部分电离。
[师]根据电解质在水溶液中是否全部电离，可把电解质分为强电解质和弱电解质。
[投影]强电解质：在水溶液中能够全部电离的电解质称为强电解质。
弱电解质：在水溶液中只有部分电离的电解质称为弱电解质。
知识点二 弱电解质的电离
[师]电解质在水溶液中或熔融状态下产生自由移动的离子的过程叫电离。表示电解质在水溶液中或熔融状态下电离成能够自由移动的离子式子叫做电离方程式。
[提问]电离方程式应该如何书写，有什么书写规则呢？
[投影]电离方程式的书写
(1)强电解质：完全电离，不可逆过程，只有电离出的离子，不存在电解质分子，用“ == ”。如：；
(2)弱电解质：部分电离，可逆过程，既有电离出的离子，又存在电解质分子，用“”。如：；
[师]以CH3COOH的电离过程为例，请大家完成下列表格。
[投影]
c(CH3COOH) c(CH3COO-) c(H+)
CH3COOH溶于水时 0 0
达到平衡前
达到平衡时
[讲解]当醋酸加入水中，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。
[师]在一定条件(如温度、浓度一定)下,弱电解质在溶液中电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等,电离过程就达到了平衡状态。
[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？
[学生活动]思考并回答。
[投影]电离平衡的特征
[师]与其他化学平衡一样，当某些条件改变时，电离平衡会发生移动。那么具体有哪些因素呢？
[讲解]首先是内因，电解质本身的性质决定了弱电解质在水中达到电离平衡时电离程度的大小。那么外因大家知道可能有哪些吗？
[学生活动]小组讨论并回答。
[投影]A.温度：一般情况下，由于弱电解质的电离过程吸热，因此升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大。
B.浓度：同一弱电解质，增大溶液的浓度，电离平衡向电离方向移动，但电离程度减小；稀释溶液时，电离平衡向电离方向移动，且电离程度增大，但往往会使溶液中离子的浓度减小。
C.加入其他试剂
a.同离子效应：增大(或减小)弱电解质电离出的某离子的浓度，可抑制
(或促进)弱电解质电离。
b.加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质：电离平衡向电离方向移动，电离程度增大。
知识点三 电离常数
[过渡]与其他化学平衡类似，在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定的关系。对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫做电离平衡常数，简称电离常数。弱酸、弱碱的电离常数通常分别用Ka、Kb表示。
[强调]由于多元弱酸是分步电离的,各级电离常数的大小关系一般是Ka1 Ka2 Ka3,所以其酸性主要决定于第一步电离。
[提问]电离平衡常数有哪些影响因素呢？
[师]电离平衡常数对于我们解题是很有必要的，比如我们可以据此来判断弱酸的酸性强弱。
[投影并讲解]CH3COOH的Ka和H2CO3的Ka1的大小比较
实验操作 向盛有2 mL 1mol/L 醋酸的试管中滴加1 mol/L Na2CO3溶液
实验现象 有气泡产生
原理 反应生成了CO2，化学方程式为 2CH3COOH + Na2CO3=2CH3COONa + H2O +CO2↑
结论 CH3COOH的酸性比H2CO3的强，Ka(CH3COOH)>Kal(H2CO3)
知识点四 电离度
[师]弱电解质在溶液中达到电离平衡状态时，已电离的电解质分子数占原有电解质分子总数（包括已电离和未电离）的百分率，称为电离度。
[投影]
[讲解]电离度实质上表示的是弱电解质达到电离平衡时的转化率，即表示弱电解质在水中的电离程度。
板书设计
3.1 电离平衡
一、强电解质和弱电解质
二、弱电解质的电离
1、电离方程式
2、电离方程式的书写
3、电离平衡
三、电离常数
1、概念
2、表达方式
3、影响因素
4、意义
四、电离度
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第二节 水的电离和溶液的pH
第1课时 水的电离
【教学目标】
1认识水的电离。
2 了解水的离子积常数。
3 了解水的电离平衡及影响因素。
【教学重难点】
影响水的电离平衡的因素
【教学过程】
1.新课导入
[设疑]通过前面的学习，我们已经知道水是弱电解质，通过实验表明，纯水大部分以水分子的形式存在，那么我们如何定量的得出水电离程度的大小呢？今天我们就来学习水的电离！
2.新课讲授
[展示]水分子的电离过程
[板书]、
[讲解]常温下，水中c(H+)=c(OH-)=1.0×10-7mol/L，也就是1L水中只有10-7mol发生了电离，而1L水的物质的量为55.6mol，c（H2O）几乎没变。当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积是一个常数，记作Kw。Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
[板书]
[补充]Kw可由实验测得，也可通过理论计算求得。
[展示]不同温度下的水的离子积常数。
[讲解]通过数据，我们可以知道室温下，水的离子积常数。
[板书]25℃，。
[强调]不仅适用于纯水还适用于酸、碱、盐的稀溶液。根据数据，我们可知，水的离子积只受温度的影响，温度升高，K增大。
[设疑]Kw＝c(H＋)·c(OH－)，c(H＋)、c(OH－)就是水电离出的c(H＋)和c(OH－)，是否正确？为什么？
[回答]不正确。c(H＋)和c(OH－)是整个溶液中的c(H＋)和c(OH－)，不一定都是由水电离出来的。
[追问]温度既然对水的离子积常数有影响，对水的电离平衡有什么影响？
[生]水的电离是吸热反应，所以升高温度，会使水的电离平衡右移，导致c(H+)增大，c(OH-)增大，Kw增大。
[学生活动]试分析其他条件的改变对水电离平衡的影响。
[回答]加入Na，消耗H+，会使水的电离平衡右移，导致c(H+)减小，c(OH-)增大，Kw不变。加入NH4Cl，消耗OH-，会使水的电离平衡右移，导致c(H+)增大，c(OH-)减小，Kw不变。加入CH3COONa，消耗H+，会使水的电离平衡右移，导致c(H+)减小，c(OH-)增大，Kw不变。加HCl，增加H+，会使水的电离平衡左移，导致c(H+)增大，c(OH-)减小，Kw不变。加NaOH，增加OH-，会使水的电离平衡左移，导致c(H+)减小，c(OH-)增大，Kw不变。
[强调]规律：
①加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变。
②加入弱碱阳离子或弱酸阴离子，促进水的电离，Kw不变。
③水电离出的H+、OH-永远相等。
④无论是酸溶液还是碱溶液中都同时存在H+和OH-！
3.课堂小结
[师]今天的课程就到这里了，我们一起来回顾一下本节课的内容。
4.板书
3.2.1水的电离
+
+
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第二节 水的电离和溶液的pH
第2课时 溶液的酸碱性和PH
【教学目标】
1.认识溶液的酸碱性及pH。
2.掌握检验溶液pH的方法。
3.了解溶液的pH的计算及溶液稀释时pH的变化规律。
4.了解溶液pH的调控在工农业生产和科学研究中的应用。
【教学重难点】
溶液酸碱性与pH的计算
【教学过程】
1.新课导入
[设疑]酸性溶液中只有H+，碱性溶液中只有OH-？
[讲解]纯水中，对水电离平衡是无影响的，c(H+)=c(OH-)=10-7，在纯水中，加入少量的HCl，引入了H+，导致平衡左移，c(H+)＞10-7，c(OH-)＜10-7，即c(H+)＞c(OH-)；在纯水中，加入少量的NaOH，引入了OH-，平衡左移，c(H+)＜10-7，c(OH-)＞10-7，即c(H+)＜c(OH-)。所以酸性溶液中存在OH-，碱性溶液中存在H+。
[追问]那么如何判断溶液的酸碱性？
2.新课讲授
[讲]通过表格我们可知，纯水中，溶液为中性，c(H+)=c(OH-)；在纯水中加入酸，溶液为酸性溶液，c(H+)＞c(OH-)；在纯水中加入碱，溶液为碱性溶液，c(H+)＜c(OH-)。
[强调]不能用c(H+)等于多少来判断溶液酸、碱性，只能通过c(H+)与c(OH-)的相对大小来判断。
[设疑]在初中化学中我们用pH表示溶液的酸碱度，那么pH与c(H+)又是什么关系呢？
[板书]pH=﹣lgc(H+)。
[讲解]酸性溶液，c(H+)＞10-7，pH＜7；中性溶液，c(H+)=10-7，pH=7；碱性溶液，c(H+)＜10-7，pH＞7。pH越小，溶液的酸性越强，碱性越弱，pH的适用范围是0~14。
[强调]pH越小，溶液的酸性越强，碱性越弱，pH的适用范围是0~14。
[讲解]如何测定溶液的pH 我们在中学阶段用酸碱指示剂测定溶液的酸碱性，常见的酸碱指示剂有甲基橙、石蕊、酚酞。
[展示]酸碱指示剂的变色范围。
[强调]甲石酚要记清，红黄红蓝无色红。三点一四点四，五八八十要分清。
[讲解]溶液的pH可以用pH试纸测量，也可以用pH计测量。广泛pH试纸的范围为0~14(最常用)或0~10，用广泛pH试纸测定溶液的pH都为整数；精密pH试纸的pH范围较窄，可以判别0.2或0.3的pH差值。使用时把一小片试纸放在表面皿或点滴板上，用洁净干燥的玻璃棒直接蘸取少量待测液点在干燥的pH试纸上，半分钟内，与标准比色卡对照可确定溶液的pH。
[设疑]pH=7的溶液一定是中性溶液吗？
[回答]不一定。25 ℃时,pH=7的溶液呈中性,温度高于25 ℃时,由于水的电离程度增大,KW>1.0×10-14,此时pH=7呈碱性。判断溶液酸碱性的唯一标准是溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小,不应看pH的大小,因此只有满足c(H+)=c(OH-)的溶液才一定呈中性。
[追问]某溶液中由水电离产生的c(H+) = 10-12 mol/L ，则该溶液呈酸性还是碱性？
[回答]c(H+) 水= c(OH-) 水= 10-12 mol/L，
若c(H+) aq= c(H+) 水= 10-12 mol/L ，
则 c(OH-) aq= 10-2 mol/L 溶液显碱性；
若c(OH-) aq= c(OH-)水= 10-12 mol/L ，
则 c(H+) aq= 10-2 mol/L 溶液显酸性。
[讲解] 关于pH的计算，也是需要我们掌握的内容。若溶液为中性，c(H+)=c(OH－)=1.0× 10-7 mol/L。若溶质为酸的溶液，H+来源于酸的电离和水的电离，而OH－只来源于水的电离。即
c(H+)=c酸(H+)+c水(H+)，且溶液中Kw=c(H+) c(OH－)。溶质为碱的溶液，OH－来源于碱的电离和水的电离，而H+只来源于水的电离。即c(OH－)=c碱(OH－)+c水(OH－)，且溶液中Kw=c(H+) c(OH－)。
对于单一溶液pH的计算，若为酸性溶液，酸电离出H+，根据c(H+)可得出溶液的pH。若为碱性溶液，碱电离出OH-，根据Kw=c(H+) c(OH－)，可计算出c(H+)，从而得出溶液的pH。
对于强酸、强碱混合后溶液pH的计算，原则上“谁过量就先求谁”。
[学生活动]做练习题。
[过渡]工农业生产和科学实验中常常涉及溶液的酸碱性，人们的生活和健康也与溶液的酸碱性有密切关系。因此，测试和调控溶液的pH，对工农业生产、科学研究，以及日常生活和医疗保健等都具有重要意义。
[讲解]例如，农业生产。土壤的pH影响植物对不同形态养分的吸收剂养分的有效性，各种作物生长都对土壤的pH范围有一定的要求。
3.课堂小结
[师]本节课的内容已经结束了，本节课学习了溶液酸碱性与pH的相关知识，重点掌握溶液酸碱性、pH的计算等，并完成作业。
4.板书
3.2.2溶液酸碱性与pH
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第二节 水的电离和溶液的PH
第3课时 酸碱中和滴定
【教学目标】
1.了解酸碱中和滴定的概念和原理。
2.会运用酸碱中和滴定测定未知浓度的强酸或强碱的浓度。
3.掌握酸碱中和滴定实验的操作步骤和误差分析。
【教学重难点】
酸碱中和滴定的原理及应用
【教学过程】
1.新课导入
[步入情境]我们已经学会了根据需要配制一定物质的浓度的溶液的方法，如果有现成的溶液，我们怎样测定其浓度呢？
[学生活动]倾听、回想、思考。
[设计意图]揭示本课教学目标，激发学生的学习兴趣。
2.新课讲授
[板书]一、酸碱滴定的定义和原理
[引入新课]化学定量分析的方法很多，而滴定法是其中最基本、最简单的一种。用已知浓度的酸（或碱）滴定未知浓度的碱（或酸）溶液的方法称为酸碱中和滴定。
[设疑]酸碱中和滴定的实质什么？
[学生回答]思考并回答，写出离子方程式：H+ +OH- =H2O。
[设计意图]使学生从离子反应的角度理解中和反应的实质。
[追问]试找出下列各反应中c酸、c碱、V酸、 V碱之间的关系：
①盐酸跟氢氧化钠溶液恰好中和
②盐酸跟氢氧化钡溶液恰好中和
③硫酸跟氢氧化钠溶液恰好中和
④磷酸跟氢氧化钠溶液恰好中和
[学生活动]写出有关反应的化学方式，然后根据化学方程工中各反应物的物质的量这比找出酸和碱两溶液的相关量之间的关系。
[总结]恰好完全反应时，n(H+)=n(OH-)，若用参加反应的c(H+)、c(OH-)来表示，则
[设计意图]为学生全面理解中和滴定的含义奠定基础，培养学生的分析能力。
[设疑]在化工生产和化学实验中，经常需要知道某种酸或碱溶液准确的物质的量浓度。比如，实验室有未知物质的量浓度的盐酸溶液，怎样测定它的准确物质的量浓度呢？
[回答]倾听、思考后回答：首先量取一定量的盐酸溶液，再测定与之恰好中和的己知浓度的氢氧化钠溶液的准确体积，再利用相关量关系求出氢氧化钠溶液物质的量溶液。
[设计意图]对学生进行热爱科学、尊重科学、依靠科学的科学思想教育。
[展示]滴定中的常用仪器。
[学生活动]认识仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、 铁架台、滴定管夹、烧杯、白纸，有时还需要移液管。
[设疑]酸式滴定管和碱式滴定管的结构有什么不同？
[回答]酸式滴定管：用的是玻璃活塞，只能盛放酸性溶液、强氧化性溶液及中性溶液，如果盛放碱性溶液，会将玻璃活塞腐蚀。碱性滴定管：用的是橡胶塞、玻璃珠，只能盛放碱性溶液和中性溶液，如果盛放酸性溶液，会将橡胶管腐蚀。
[强调]酸式滴定管：不能盛放碱液、水解显碱性的盐溶液、氢氟酸；碱式滴定管：不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液。
[设计意图]初步记住中和滴定所用仪器。
[教师活动]中和滴定操作，边讲边实验。
[讲解]酸碱中和滴定所需试剂有标准液、待测液和指示剂。中和反应恰好完全反应的时刻叫滴定终点。终点时，指示剂的颜色变化明显且变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏。通常选用酚酞或甲基橙，而不选用颜色变化不灵敏的石蕊。
[学生活动]观察、记录、计算、体会酸碱中和滴定的实验操作方法。
[设计意图]初步掌握酸碱中和滴定实验的操作方法。
[反馈性问题引导]酸碱中和滴定要解决的关键问题是什么？如何解决？
要解决问题的关键是：①准确测定参加反应的两种溶液的体积；②准确判断中和反应是否恰好反应完全。
解决办法：①需要能在滴加溶液时准确计量所加溶液体积的容器——滴定管；②选用合适的酸碱指示剂，该指示剂能与酸与碱之间完全反应时发生颜色变化。
[展示]实验测定酸碱滴定曲线。
[教师活动]指明曲线上恰好完全反应、多加1滴NaOH、少加1滴NaOH,的点。
[学生活动]根据滴定原理，分析酸碱中和滴定的误差分析。
3.课堂小结
[师]本节课的内容就结束了，对于本节课的内容，我们有相关的口诀帮助大家加强记忆。
4.板书
3.2.3酸碱中和滴定
酸碱滴定的定义和原理
酸碱中和滴定的仪器和操作
实验测定酸碱滴定曲线
酸碱中和滴定的误差分析（酸滴定碱）
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第三节 盐类的水解
第1课时 盐类的水解
【教学目标】
1.通过实验归纳盐溶液的酸碱性与其类型之间的关系,从盐的构成上探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因,总结其规律,形成宏观辨识与微观探析的能力。
2.熟练掌握盐类水解的表示方法——水解离子方程式的书写。
【教学重难点】
重点：盐类水解的概念、原理及规律
难点：理解盐类水解的原理
【教学过程】
1.新课导入
[复习巩固]什么是盐？什么是电离平衡？水溶液的酸碱性由什么决定？
2.新课讲授
[探究活动1]酸溶液呈酸性，碱溶液呈碱性，那么盐溶液是否呈中性呢？测定下列盐溶液的pH，实验探究一下。
实验步骤：分别用玻璃棒蘸取少量下列溶液，滴到pH试纸上，观察颜色变化，并与标准比色卡比较，得出溶液的酸碱性。
NaCl、FeCl3、K2SO4、(NH4)2SO4、Na2CO3、(NH4)2CO3、CH3COONa、CH3COONH4
[学生活动]分析实验结果，归纳其与盐的类型间的关系，并从电离平衡的角度寻找原因。
根据下表，对三类不同盐溶液中存在的各种粒子(不要忘记水及其电离）及粒子间的相互作用进行比较、分析，从中找出不同类盐溶液呈现不同酸碱性的原因。
盐 NaCl KNO3 Na2CO3 CH3COONa NH4Cl (NH4)2SO4
盐溶液的酸碱性
盐的类型
[得出结论]盐溶液不一定都显中性，有的呈酸性，有的呈碱性。
[设疑]同样为盐溶液，却表现岀不同的酸碱性，说明在这六种溶液里H+和OHˉ的浓度分别呈何种关系呢？
[学生活动]学生分组讨论并回答：由于溶液呈现酸或碱性，因此溶液中H+和OHˉ的浓度不相等。
[追问]提问：CH3COONa、Na2CO3、NH4Cl、Al2(SO4)3在水溶液中既不能电离出OHˉ也不能电离出H+，而在任何物质的水溶液中由水电离出的H+和OHˉ的浓度总相等，那么是谁打破了这一等量关系呢？
[分析1]NH4Cl溶液显酸性的原因。
NH4Cl溶液存在哪些电离平衡？
NH4Cl溶液中存在哪些离子？
NH4Cl溶液中哪些离子能共存？哪些离子不能共存？写出方程式。
[讲解]NH4Cl是强电解质，属于强酸弱碱盐。NH4Cl溶于水后，会全部电离成NH4+和Cl-。纯水中存在下列电离平衡：，其中，NH4+与水电离出来的OH-结合，生成弱电解质——NH3 H2O，破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向右移动。当达到新的平衡时，溶液中c(H+)>c(OH-)。因此，NH4Cl溶液呈酸性。
[学生活动]试分析CH3COONa溶液呈碱性、NaCl溶液呈中性的原因。
[归纳总结]盐类水解的实质：盐电离出弱酸阴离子，结合水电离出的H+，或盐电离出弱碱阳离子，结合水电离出的OH-，生成弱电解质，破坏了水的电离平衡，促进水的电离，使c(H+)≠c(OH-)，因此盐溶液呈现不同的酸碱性。
[设疑]常见的弱离子有哪些？
[补充]常见的弱离子有：弱碱阳离子：NH4+、Al3+、Fe3+、Cu2+等。
弱酸根离子：CO32-、HCO3-、AlO2-、SO32-、S2-、HS-、SiO32-、ClO-、CH3COO-、F-等。
[追问]盐类水解有何规律？
酸 碱 盐的类型 是否水解 盐溶液的酸碱性
强 强 强酸强碱盐 NaCl 否（无弱不水解） 中性
弱 强 弱酸强碱盐 CH3COONa 是（酸弱酸水解） 碱
强 弱 强酸弱碱盐 NH4Cl 是（碱弱碱水解） 酸
弱 弱 弱酸弱碱盐 CH3COONH4 是（都弱都水解） 谁强显谁性
[口诀]盐类水解的规律：在可溶性盐溶液中：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性，同强显中性。
[补充]多元弱酸阴离子或多元弱碱阳离子是分步水解的，一步比一步的程度小。
3.课堂小结
回顾本节内容，完成作业。
4.板书
3.3.1盐类水解
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第三节 盐类的水解
第2课时 影响盐类水解的主要因素
【教学目标】
1.分析外界条件对盐类水解平衡的影响。
2.了解盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用。
【教学重难点】
重点：盐类水解反应的平衡移动
难点：外界条件对盐类水解平衡的影响；盐类水解的应用
【教学过程】
1.新课导入
[导入]为什么用温水溶解去污效果更好，顽固污渍可适当加大用量。
[学生活动]思考可能的原因。
[设计意图]激发学习兴趣。引起学生对已有知识的回忆，并主动应用。
[引导]水解是可逆反应就会受到反应本身和外界条件的影响？今天通过分组实验对这些因素进行探究。
[学生活动]认真聆听，联想相应的影响因素。
[设计意图]提出解决问题的方向。树立实验是检验真理的唯一标准的科学观点。
2.新课讲授
[探究活动1]实验台上有两杯浓度和体积都相同的氯化铁和氯化铵溶液现在需要大家用pH计测定溶液的pH，比较盐溶液的水解程度。提醒实验注意事项。
[学生活动]明确实验目的，熟悉pH计的使用方法，小组分工合作完成实验和记录数据并做好水解程度的比较。
[设计意图]进一步掌握pH计的使用方法，通力合作，小组成员间彼此学习，达成共识，增加学习的乐趣。在知识的掌握上更加牢固，也能够锻炼他们的语言表达能力，与人交往的能力。
[设疑]为什么体积和浓度都相同但水解程度不同？教师讲解水解程度不同的本质原因。
[生]学生汇报实验结果，分析水解程度氯化铁大于氯化铵，联想酸性的强弱与酸根离子结合氢离子能力的关系。通过推理概括出：越弱越水解。
[设计意图]学会初步分析实验结果，学会思考现象的本质。
[过渡]除了盐的性质会影响水解之外，还有哪些外界因素会影响水解平衡呢？
[猜想]学生通过化学平衡知识迁移：浓度、温度、压强。
[纠正]压强不影响水解。我们先来看看浓度对对水解的影响。
[设计意图]化学平衡的知识迁移，对外界因素做出相应设想。提出从浓度和温度去探究。
[探究活动2]教材实验探究，P73页。
[学生活动]学生分工合作，完成实验并做好记录，分组汇报实验结果。
现象：
影响因素 实验步骤 实验现象
温度 在试管中加入2ml 0.01 mol/L FeCl3溶液，用试管夹夹持，在酒精灯上微热 溶液颜色加深
反应物的浓度 在试管中加入2mL 0.01 mol/L FeCl3溶液，然后用药匙加入少许FeCl3晶体 溶液颜色加深
生成物的浓度 在试管中加入2 mL 0.01 mol/L FeCl3溶液，然后滴入2~3滴浓盐酸 溶液颜色变浅
在试管中加入2mL 0.01mol/L FeCl3溶液，然后滴入5滴浓NaOH溶液 溶液颜色加深
解释：
影响因素 解释
温度 温度升高，平衡向FeCl3水解的方向移动
反应物的浓度 c(Fe3+)增大，平衡向FeCl3水解的方向移动
生成物的浓度 加入盐酸，c(H+)增大，平衡向FeCl3水解的逆反应方向移动
加入NaOH溶液，c(H+)减小，平衡向FeCl3水解的方向移动
[设计意图]培养学生实验探究的能力，通过分析实验现象，运用所学知识，得出结论。
[回扣课前问题]热水溶解或增大用量为什么会增强纯碱的去污效果？
[生]升高温度或增大用量，会使正向移动，溶液的碱性增强，因此升高温度或增大用量去污效果好。
[提问]通过学习盐类水解，生活和科研过程中，有哪些应用
[讲解]在实验室中配制FeCl3溶液时，常将FeCl3晶体溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到所需的浓度，目的就是通过增大溶液中H+的浓度来抑制FeCl3的水解。
又如，人们常用可溶性的铝盐、铁盐作净水剂，就是利用Al3+、Fe3+的水解。Al3+水解生成的Al(OH)3胶体、Fe3+水解生成的Fe(OH)3胶体可以使水中细小的悬浮颗粒聚集成较大的颗粒而沉淀，从而除去水中的悬浮物，起到净水的作用。
3.课堂小结
[小结]本节课主要从内因，浓度、温度3个方面探究了盐类水解的影响因素，得出了3个规律：
越弱越水解越稀越水解越热越水解提醒其他情况如加入酸碱等条件变化，也可以用勒夏特列原理作出相应判断。另外通过利用盐类水解的规律解释生活、科研等方面的应用。
4.板书
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第四节 沉淀溶解平衡
第1课时 沉淀溶解平衡
【教学目标】
1.利用变化观念与平衡思想认识沉淀溶解平衡的定义及其影响因素。
2.明确溶度积和离子积的关系,并由此学会判断反应进行的方向。
【教学重难点】
沉淀溶解平衡的理解
【教学过程】
1.新课导入
[展示]小朋友的蛀牙。
[设疑]小朋友吃糖不刷牙什么易形成蛀牙？
[学生活动]激发学生的学习兴趣，化学与生活相结合，培养学生关注生活的意识。
[设疑]在学习新内容前，我们首先思考讨论两个问题：
问题一：在饱和NaCl的水溶液中，再加入固体溶质，固体有没有溶解过程？
[展示]将形状不规则的NaCl固体放在饱和食盐水中过了一昼夜后发现变成形状规则的固体且质量不变。你得到什么启示？
[生]其实有溶解也有结晶的过程。质量不变说明这两种过程的速率相等。
[补充]可用NaCl（s）Na+（aq）+Cl-（aq）表示。
[追问]问题二：NaCl能不能与盐酸反应？在饱和NaCl溶液中加入浓盐酸有什么现象？
[学生活动]在试管中加入适量饱和NaCl溶液，逐滴滴加浓盐酸，观察现象，思考汇报结论。
现象：有大量白色沉淀产生。
[设疑]你认为白色沉淀是什么物质？产生白色沉淀的原因是什么？
[学生活动]小组分析思考回答：白色沉淀是NaCl。原因是加入浓盐酸，c(Cl-)增大，使平衡向左移动，有NaCl固体生成。
[设计意图]发挥探究实验在教学中的作用，调动学生的学习积极性和学习热情。
[过渡]可溶的电解质溶液中存在溶解平衡，难溶的电解质在水中是否也存在溶解平衡呢？若有，可以如何表示？
[教材实验3-5]（1）向盛有2mL 0. mol/L MgCl2溶液的试管中滴加2~4滴2 mol/L NaOH溶液，观察并记录现象。（2）向上述试管中滴加4滴0.1 mol/ FeCl3溶液，静置，观察并记录现象。
现象：先生成白色沉淀，后白色沉淀变为红褐色沉淀。
[媒体动画演示]动画描述：一方面：Mg2+和OH-脱离Mg(OH)2表面进入水中（沉淀溶解过程），另一方面：溶液中的Mg2+和OH-受Mg(OH)2表面的阴、阳离子的吸引回到Mg(OH)2的表面析出（沉淀生成过程），当溶解速率与沉淀速率相等时，在体系中便存在固体与溶液中离子之间的动态平衡。加入FeCl3溶液后，Mg(OH)2表面上的Mg2+和OH-，在Fe3+作用下，OH-会脱离晶体表面进入水中。在水中的Fe3+与在OH-相互碰撞，又可沉积在固体表面。当溶解速度与沉淀速度相等时，在体系中便存在固体与溶液中离子之间的动态平衡。
[强调]当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，既可以形成AgCl的饱和溶液，达到一种平衡状态，我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡。
2.新课讲授
[获取概念]一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平衡状态，我们把这种平衡称为沉淀溶解平衡。
[学生活动]学习小组长带领各组成员共同回顾化学平衡的特征及移动规律，推荐代表发言；一组发言结束，请另组修正。
[设计意图]通过复习回顾已学知识，达到引入新知识，是一个由已知到未知的过程，可以达到温故知新之效果。
[讲解]难溶电解质在水中的沉淀溶解平衡和化学平衡、电离平衡一样，合乎平衡的基本特征、满足平衡的变化基木规律。
[设疑]难溶等于不溶吗？
[讲解]习惯上，将溶解度小于0.01克的电解质称为难溶电解质。难溶电解质的溶解度尽管很小，但不会等于0，没有绝对不溶的物质。
[展示]常见物质的沉淀溶解平衡常数。
[获取概念]概念：难溶固体在溶液中达到沉淀溶解平衡状态时，离子浓度保持不变（或一定）。其离孑浓度的次方的乘积为一个常数这个常数称之为溶度积常数简称为溶度积，用Ksp表示。
[学生练习]请写出BaSO4、Al(OH)3、CuS的沉淀溶解度积Ksp表达式。
[补充]在一定温度下，难溶电解质的Ksp的大小反映了其在水中的溶解能力。即Ksp越大，溶解能力越强。
[问题探究]对于平衡：，若改变条件，对其有何影响。
改变条件 平衡移动方向 c（Ag） c（C1）
升温
加水
加AgCl（s）
加NaCl（s）
加AgNO3（s）
[学生活动]分析思考，回答。
[追问]基于对沉淀溶解平衡的理解，Ksp与溶液中的离子积Qc的关系是什么？
①Q=K时,反应达到平衡状态。
②Q>K时,反应向逆反应方向进行。
③Q3.课堂小结
[师]通过本节课的学习，能否解答上课前提出的问题？
[查阅资料]牙齿存在的溶解平衡：，吃糖后，糖在酶的作用下产生了一种有机弱酸。不刷牙，会使溶解平衡向溶解的方向移动，导致牙齿不坚固，引发蛀牙。
4.板书
3.4.1沉淀溶解平衡
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
第四节 沉淀溶解平衡
第2课时 沉淀溶解平衡的应用
【教学目标】
1.了解沉淀的生成、溶解与转化。能结合实例说明pH调控的沉淀生成、溶解与转化等在工农业生产和科学研究中的重要作用。
2.能综合运用离子反应和沉淀溶解平衡理论，分析和解决生产、生活中有关沉淀溶解平衡的实际问题
【教学重难点】
沉淀溶解平衡的应用
【教学过程】
1.新课导入
[创设情境]锅炉水垢CaSO4既会降低燃料的利用率，造成能源浪费，也会影响锅炉的使用寿命，造成安全隐患，因此要定期清除。硫酸钙在硫酸、盐酸中的溶解度小，如何除去锅炉水垢呢？带着问题我们一起学习今天的内容——沉淀溶解平衡的应用。
2.新课讲授
[讲解]在无机物的制备和提纯、废水处理等领域，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目的。比如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，将含杂质的氯化铵溶解于水，再加入氨水调节pH，可使Fe3+生成Fe(OH)3沉淀而除去。
[学生活动]写出离子反应方程式。
[思考讨论]1.调节pH形成氧化物沉淀
氢氧化物 开始沉淀时的pH值 (0.1mol/L) 沉淀完全时的pH值 (＜10-5mol/L)
Cu(OH)2 4.67 6.67
Fe(OH)3 1.48 2.81
根据上表的数据，CuCl2中混有少量Fe3+如何除去？
[回答]加入氢氧化铜或碱式碳酸铜或氧化铜，调节pH至3~4，促进Fe3+水解，转化为氢氧化铁沉淀。
2.若使Fe3+完全沉淀，pH至少应为多少？
[计算]
[追问]lmol/L CuSO4溶液中，除去含有少量的Fe3+杂质，则pH应在什么范围？
pH控制在2.8~4.4之间。
[讲解]除了调节pH的方法达到沉淀的目的，还可以用加沉淀剂的方法，在工业废水处理过程中，以Na2S作沉淀剂，使废水中的某些金属离子如Cu2+、Hg2+等，生成极难溶的CuS、HgS等沉淀而除去。还可以应用同离子效应法，比如，加入硫酸，硫酸根浓度大，使平衡左移有利于沉淀生成。
[过渡]反过来考虑，不断减少溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就达到使沉淀溶解的目的。
[设疑]CaCO3为什么能溶于稀盐酸？
[回答]碳酸钙在水中电离出CO32-和Ca2+，碳酸钙溶于稀盐酸，稀盐酸中含有大量的H+，CO32-结合H+生成CO2，CO2气体的生成和逸出，使CaCO3溶解平衡体系中的CO32-浓度不断减小，促进碳酸钙的溶解平衡向沉淀溶解的方向移动。
[学生活动]写出氢氧化镁沉淀溶解平衡的表达式。若使氢氧化镁沉淀溶解，可以采取什么方法？所依据的原理是什么？
[引导]根据勒夏特列原理，使沉淀溶解平衡向溶解方向移动可采取的方法有：升温、加水、加盐酸……
[学生活动]演示教材中的实验3-4、3-4、3-5。
[总结]沉淀的转化是指由种沉淀转化为另一种沉淀的过程，其实质是沉淀溶解平衡的移动。
。一般来说，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现。两者的溶解度差别越大，转化越容易。当一种试剂能沉淀溶液中的几种离子时，生成沉淀所需要试剂离子浓度越小的越先沉淀。如果生成各种沉淀所需要试剂离子的浓度相差较大，就能分步沉淀，从而达到分离离子的目的。
[讲解]回到我们最开始的问题，怎么解释？
[回答]先要考虑水垢的成分，有CaCO3 、Mg(OH)2、 CaSO4 等，现用饱和Na2CO3溶液浸泡数天，将CaSO4转化为CaCO3 ，再用用盐酸或饱氯化铵液除去CaCO3 、Mg(OH)2。
3.课堂小结
[师]通过本节课的学习，我们可以利用沉淀反应除去某些杂质离子，并且应用到实际生活中。
4.板书
3.4.2沉淀溶解平衡的应用
第四章 化学反应与电能
第一节 原电池
第1课时 原电池的工作原理
【教学目标】
1.认识化学能与电能相互转化的实际意义及其重要应用。
2.能分析、解释原电池的工作原理，设计简单的原电池。
【教学重难点】
原电池的工作原理
【教学过程】
1.新课导入
[创设情境]在化学反应中，化学能与其他形式的能量可以相互转化并遵循能量守恒定律。化学能与电能的直接转化需要通过氧化还原反应在一定的装置中才能实现。原电池是将化学能转化为电能的装置。现代生活离不开方便实用的化学电源。各种各样的化学电源都是依据原电池的原理制造的。
2.新课讲授
1.原电池的概念
[获取概念]原电池是将化学能转化为电能的装置。
[设疑]我们知道，将锌片、铜片置于硫酸铜溶液中并以导线连接起来组成原电池。可以获得电流，然而这种原电池中氧化反应与还原反应并没有完全隔开，我们如何进行改进呢？
[实验]教师演示实验4-1，学生试观察现象。
[回答]
[设疑]溶液呈酸性、碱性还是中性，取决于溶液中c(H+)和c(OH-)的相对大小。那么，是什么原因造成不同类型的盐溶液中c(H+)和c(OH-)相对大小的差异呢？
[学生活动]根据前面的探究结果，对三类不同的盐溶液（NaCl溶液、NH4Cl溶液和CH3COONa溶液）中存在的各种离子，以及离子间的相互作用进行分析，尝试找出不同类型的盐溶液呈现不同酸碱性的原因。
[思考] 1.盐桥的作用是什么？
2.为什么装置一电流逐渐衰弱，装置二电流持续、稳定？
[讲解]带着问题，我们一起来分析原电池的工作原理。在盐桥存在时，在ZnSO4溶液中，锌片逐渐溶解，即Zn被氧化，Zn失去电子，生成Zn2+进入溶液。Zn失去的电子，经导线流向铜片，CuSO4溶液中的Cu2+从铜片上得到电子，被还原为金属铜并沉积在铜片上。随着反应的进行，左边烧杯溶液中c(Zn2+)增大，右边烧杯溶液中c(Cu2+)减小。盐桥中的Cl－移向ZnSO4溶液，K+移向CuSO4溶液，使左、右烧杯中的溶液均保持电中性，氧化还原反应得以持续进行，从而原电池不断地产生电流。
[思考]试分析取出盐桥后电流表的指针回到零点的原因。
[回答]取出盐桥后，由于锌原子失去电子成为Zn2+进入溶液，使ZnSO4溶液因Zn2+增多而带正电；同时Cu2+得到电子成为铜并沉积在铜片上，使CuSO4溶液因SO42-相对较多而带负电。这两种因素均会阻止电子从锌片流向铜片，造成电流表指针不发生指针偏转的现象。
[总结]盐桥的作用：盐桥在原电池中起导电作用，使整个装置形成闭合回路，盐桥导电利用的是阴、阳离子的定向移动，使电解质溶液保持电中性，从而使原电池能相对持续、稳定地产生电流。
[强调]通过分析锌—铜原电池工作原理，我们可以知道原电池利用自发进行的氧化还原反应将化学能转化为电能。
[学生活动]以锌铜原电池为例，总结原电池的构成条件。
[总结]“两极、一液、一线、一反应”。
①具有两个能导电的电极；②具有电解质溶液或熔融电解质
③电极间形成闭合回路；④能自发进行的氧化还原反应
[师]通过对原电池的理解，可应用于比较金属活动性、加快化学反应速率、设计化学电池。一般作负极的金属比作正极的金属活泼电极质量减小，作负极，较活泼有气体生成或电极质量不断增加，作正极，较不活泼；构成原电池的反应的速率比直接接触的反应的速率快，如实验室制H2时，粗锌比纯锌与稀硫酸反应的速率快。
[学生活动]以2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2为依据，设计一个原电池。
(1)将氧化还原反应拆成氧化反应和还原反应，分别作原电池的负极和正极的电极反应式。
负极：Cu－2e－=Cu2+ 正极：2Fe3+＋2e－=2Fe2+
(2)确定电极材料
若发生氧化反应的物质为金属单质，可用该金属直接作负极；
若发生氧化反应的物质为气体或溶液中的还原性离子，可用惰性电极作负极。正极发生还原反应，用铂丝或碳棒作正极。
即用铜棒作负极，用铂丝或碳棒作正极。
(3)确定电解质溶液
一般选用反应物中的电解质溶液即可，即用FeCl3溶液作电解质溶液。
(4)构成闭合回路
将电极用导线连接，使之构成闭合回路。
3.课堂小结
[师]通过本节课的学习，我们要理解原电池工作的原理，并且应用原电池原理解决电化学的相关问题。
4.板书
4.1.1原电池的工作原理
1.原电池
化学能转化为电能
2.工作原理
3.构成
两极、一液、一线、一反应
4.应用
第四章 化学反应与电能
第一节 原电池
第2课时 化学电源
【教学目标】
1.知道化学电源的分类方法。
2.熟悉几种常见化学电源的组成和工作原理。
3.了解化学电源广泛的应用及废旧电池对坏境的危害，培养良好的环保意识。
【教学重难点】
重点：一次电池、二次电池、燃料电池的反应原理
难点：化学电池的反应原理
【教学过程】
1.新课导入
[创设情境]早期人们只能应用摩擦发电机，运用旋转以发电，再将电存放在莱顿瓶中，以供使用，这种方式相当麻烦，所得的电量也受限制。意大利物理学家伏特（伏打）在实验中发现：把铜和锌金属条浸入强酸溶液中时，在两个金属条间产生了稳定而又强劲的电流，为此做出了著名的伏打电堆与伏打电池。
伏打电池的发明改进了这些缺点，使得电的取得变成非常方便，电气所带来的文明，伏打电池是一个重要的起步，他带动后续电气相关硏究的蓬勃发展，后来利用电磁感应原理的电动机，和发电机硏发成功也得归功于它，而电气文明的开始，导致第二次产业革命改变人类社会的结构。
[设疑]伏打电池长时间使用，有什么缺陷？
[生]电解质为硫酸溶液，不便于携带，伏打电池工作持续性差不能够推广使用。
[设计意图]学会分析化学理论和实际应用的差别，培养学生的语言表达能力。
[追问]如果你是伏打，你想如何对你的电池进行改进？
[学生活动]小组沟通交流，汇报结果：①将电解质制成固体；②开发高能电池。
[设计意图]培养学生分析、归纳能力；培养学生的创新思维能力。
2.新课讲授
[过渡]直到现在，我们用的干电池就是经过改良后的伏打电池。比如：碱性锌锰电池中用KOH的糊状物代替了硫酸，用二氧化锰和碳棒代替了铜板作为电池的正极，而外壳仍然用锌粉作为电池的负极。
[展示]碱性锌锰电池的构造
[学生活动]试写出正、负极反应式和总反应方程式。
负极：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2
正极：2MnO2＋2H2O＋2e－===2MnO(OH)＋2OH－
总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnO(OH)＋Zn(OH)2
[设疑]碱性锌锰电池有何优缺点？
[汇报总结]优点：比普通电池性能好，它的比能量和可储存时间均由提高，适用于大电流和连续放电，是民用电池的升级换代产品。
缺点：放电完了，不能再用。
[设计意图]理解事物都具有两面性，培养学生合作探究的能力。
[过渡]基于干电池的缺点，我们经过改良，发明了二次电池，也就是可以充电后可重复使用的电池，比如手机电池、电瓶车的锂电池或铅蓄电池。
[展示]铅蓄电池的构造及总反应。
[学生活动]试写出充、放电时电极反应式。
[设计意图]进一步培养学生应用知识研究实际问题能力。
[设疑]碱性锌锰电池有何优缺点？
[汇报总结]优点：电压稳定，使用方便，安全可靠，价格低廉，可多次重复使用。
缺点：比能量低，笨重，废弃电池污染环境。
[展示]对自然环境威胁最大的五种物质：铬、镉、铜、铅、汞及对人类造成的危害；干电池的负极材料：锌汞齐，1节1号千电池会使1m2的土地永久实效，而仅我国一年就生产各种电池上亿节。
[学生活动]观看幻灯片，增强环保意识。
[设计意图]认识干电池和二次电池对环境的污染，培养环保意识。
[过渡]基于上述电池对环境的污染，我们推出来一款电池——氢氧燃料电池。
[展示]燃料电池，展示氢氧料电池，分析其反应原理。
[学生活动]试写出

展开更多......

收起↑