资源简介

第一单元 化学反应中的热效应
第二课时 反应热的测量与计算
教学目标：1．学会测量反应热的方法，正确分析实验测量误差及原因，并采取适当的措施减少误差。
2. 理解盖撕定律的内容，运用并能够计算。
教学重点、难点：测量反应热的方法，正确分析实验测量误差及原因
教学模式：边探讨边讲解
教学过程：
一、自学探究
1．中和反应的实质是 。
2．中和反应过程是吸热反应还是放热反应？
3． 是中和热。
4．怎样测定酸碱中和反应的中和热？
二、总结
1．中和热：
在稀溶液中，酸和碱发生中和反应而生成1mol水时放出的热量。
研究条件：稀溶液
反应物：酸与碱
生成物及其物质的量：1mol
放出的热量：57.3kJ/mol
中和反应的实质是：H+ + OH- = H2O，当强酸与强碱在稀溶液中发生中和反应时，都有：H+(aq) + OH- (aq) ＝ H2O(l)；△H =-57.3kJ
注：强酸与弱碱反应，强碱与弱酸、弱酸和弱碱反应生成1molH2O放出的热小于57.3KJ/mol
2．中和热的测定
（1）实验药品：
0.50 mol/L和0.50 mol/L的盐酸和0.50 mol/L和0.50 mol/L的氢氧化钠溶液
（2）实验仪器：简易量热计
（3）实验原理：
（4）实验步骤：
1．组装量热器
在大烧杯底部垫泡沫塑料
（或纸条），使放入的小烧杯杯口与大烧杯杯口相
平。然后再在大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料
（或纸条），大烧杯上用泡沫塑料板（或硬纸板）作盖板，在板中间开两个小孔，正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过，如上图所示。
2．药品取用
用一个量筒最取50 mL 0.50 mol/L盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记入下表。然后把温度计上的酸用水冲洗干净。
用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol/LNaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度，记入下表。
3．酸碱混合
把量筒中的NaOH溶液迅速倒入量热计（注意不要洒到外面）。立即盖上盖板,用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记为终止温度，记入下表。
4．数据处理
5．重复以上实验两次
你所测得的数据是否为57.4 kJ/mol，若不是，分析产生误差的原因
6 可能的原因有：
1>.量取溶液的体积有误差
2>药品的选用不当引起的误差
3>实验过程中有液体洒在外面。
4>.混合酸、碱溶液时，动作缓慢，导致实验误差
5>.隔热操作不到位，致使实验过程中热量损失而导致误差
6>.测了酸后的温度计未用水清洗而便立即去测碱的温度，致使热量损失而引起误差。
三、问题探究
1．大、小烧杯放置时，为何要使两杯口相平？填碎纸条的作用是什么？
减少热量损失
2．酸、碱混合时，为何要把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯而不能缓缓倒入？
减少热量损失
3．实验中能否用环形铜丝搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒？为什么？
不能。因为铜丝易导热，使热量损失较大
4．有人建议用50mL0.55mol/LNaOH进行上述实验，测得的中和热数值会更加准确。为什么？
可以保证盐酸完全反应。使测得的热量更加准确。
4．判断下列实验操作对中和热测定的数值有如何影响？填变大变小或者不变。
①大烧杯上没有盖硬纸板
变小
②用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行实验
变小
③用相同浓度和体积的醋酸代替稀盐酸溶液 进行实验
变小
④实验中改用60 mL 0.50 mol/L盐酸跟50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液进行实验
不变
四、概念辨析
1．为了减小误差。某同学在实验中两次测定中和热。第一次是用50 mL 0.50 mol/L的盐酸和50 mL 0.50 mol/L氢氧化钠，第二次是用100 mL 0.50 mol/L的盐酸和100 mL 0.50mol/L的NaOH溶液。请你预测该同学两次测得的中和热结果 （相等或者不相等）。
相等
2．若将1L1mol/LNaOH溶液中加入稀醋酸、浓硫酸、稀硝酸，恰好完全反应时的热效应分别为△H1、△H2 、△H3 ；则三者的大小
关系为 。
△H1＞ △H3 ＞ △H2
五、自学探究
讨论：是不是任一反应的反应热均能直接测出
如何测出这个反应的反应热：
① C(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
ΔH1 =ΔH3- ΔH2
=-393.5kJ/mol+ 283.0kJ/mol
=-110.5kJ/mol
应用了什么规律？
六、总结
不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。
化学反应的焓变（ΔH）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。
如何理解盖斯定律？
ΔH、ΔH1、ΔH2之间有何关系？
ΔH=ΔH1+ΔH2
七、例题
1．某次发射火箭，用N2H4（肼）在NO2中燃烧，生成N2、液态H2O。已知：
N2 (g)+2O2(g)==2 NO2 (g)△H1=+67.2kJ/mol
N2H4 (g)+ O2 (g)== N2 (g)+2 H2O (l) △H2=-534kJ/mol
假如都在相同状态下，请写出发射火箭反应的热化学方程式。
答案： 2N2H4(g)+2NO2(g)=3N2(g)+4H2O(l)； △H=-1135.2kJ/mol
2．已知：H2(g)+1/2 O2 (g) ＝H2O (g) ; △H1 = －241.8kJ/mol
H2(g)+ 1/2 O2 (g) ＝H2O (l) ; △H2 = －285.8kJ/mol
H2O l) ＝H2O (g) ; △H3
则△H1、△H2、△H3的关系 。
答案：△H1=△H2+△H3
3．已知：金刚石、石墨的热化学方程式：
C(s，金刚石)+ O2 (g) ＝CO2 (g)； △H = －395.4 kJ/mol
C(s，石墨)+ O2 (g) ＝CO2(g) ；△H = －393.5 kJ/mol
则石墨转化为金刚石的反应热 △H= ，
两物质中 较为稳定 。
答案： +1.9 kJ/mol 石墨
盐山中学 李龙中 15130816636第一节 弱电解质的电离（第二课时）
一、电解质，非电解质
1．定义：在水溶液中或熔融状态下，能导电的化合物叫电解质。
［思考］①，在水溶液中，不导电，它属于非电解质吗？为什么？
②溶于水能导电，则氨气是电解质吗？为什么？
③共价化合物在液态时，能否导电？为什么？
2．电解质导电实质，电解质溶液导电能力强弱的原因是什么？
二、强电解质，弱电解质
1．区分电解质强弱的依据：
电解质在溶液中“电离能力”的大小。
2．电离方程式：
电离方程式书写也不同
（1）强电解质：
（2）弱电解质：
3．强弱电解质与结构关系。
（1）强电解质结构：强碱，盐等离子化合物（低价金属氧化物）；
强酸，极性共价化合物；
（2）弱电解质结构：弱酸，弱碱具有极性共价位的共价化合物。
三、弱电解质电离平衡
1．电离平衡定义
在一定条件下（如温度，浓度），当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速度相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
2．电离平衡与化学平衡比较
“等”：电离速率与离子结合成分子的速率相等。
“定”：离子、分子的浓度保持一定。
“动”：电离过程与离子结合成分子过程始终在进行。
“变”：温度、浓度等条件变化，平衡就被破坏，在新的条件下，建立新的平衡。
3．影响电离平衡的外界因素
（1）温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
温度降低，电离平衡向左移动，电离程度减小。
（2）浓度：电解质溶液浓度越大，平衡向右移动，电离程度减小；
电解质溶液浓度越小，平衡向左移动，电离程度增大；
4．电离平衡常数
（1）一元弱酸电离平衡常数：
（2）一元弱碱电离平衡常数：
（3）多元弱酸是分步电离，每步各有电离常数。如：
（4）电离平衡常数只随温度变化而变化，而与浓度无关。
（5）K的意义：
K值越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较强。
K值越小，弱电解质较难电离，其对应弱酸、弱碱较弱。
教案点评：此教案体现了在教学建议中的方法，运用了知识的迁移方法，用化学平衡的知识的作为基础，来学习电离平衡。同时，又运用了化学平衡移动的原理，应用于电离平衡。从而使电离平衡的学习变得相对容易。
盐山中学 李龙中 15130816636第一节 弱电解质的电离（第一课时）
教学目标：
掌握弱电解质的电离平衡。
了解电离平衡常数的概念。
了解影响电离平衡的因素
重点、难点： 外界条件对电离平衡的影响，电离平衡常数。
课时安排：共2课时（此为第二课时）。
教学方法：类比、推理等教学方法结合使用。
教学准备：习题及知识的总结、扩展可制作PPT或使用纸板。
教学过程：
今天学习的内容是：“电离平衡”知识。
1．弱电解质电离过程（用图像分析建立）
2．当
则弱电解质电离处于平衡状态，叫“电离平衡”，此时溶液中的电解质分子数、离子数保持恒定，各自浓度保持恒定。
3．与化学平衡比较
（1）电离平衡是动态平衡：即弱电解质分子电离成离子过程和离子结合成弱电解质分子过程仍在进行，只是其速率相等。
（2）此平衡也是有条件的平衡：当条件改变，平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡，即平衡发生移动。
（3）影响电离平衡的因素
A．内因的主导因素。
B．外国有：
①温度：电离过程是一个吸热过程，所以，升高温度，平衡向电离方向移动。
②浓度：
问题讨论：在的平衡体系中：
①加入：
②加入：
③加入：各离子分子浓度如何变化：、、、溶液如何变化？（“变高”，“变低”，“不变”）
（4）电离平衡常数
（ⅱ）一元弱酸：
（3）一元弱碱
①电离平衡常数化是温度函数，温度不变K不变。
②值越大，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强；值越小，该弱电解质越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱；即值大小可判断弱电解质相对强弱。
③多元弱酸是分步电离的，一级电离程度较大，产生，对二级、三级电离产生抑制作用。如：
随堂练习
1．足量镁和一定量的盐酸反应，为减慢反应速率，但又不影响的总量，可向盐酸中加入下列物质中的（ ）
A． B． C． D．
2．是比碳酸还要弱的酸，为了提高氯水中的浓度，可加入（ ）
A． B． C． D．
3．浓度和体积都相同的盐酸和醋酸，在相同条件下分别与足量固体（颗粒大小均相同）反应，下列说法中正确的是（ ）
A．盐酸的反应速率大于醋酸的反应速率
B．盐酸的反应速率等于醋酸的反应速率
C．盐酸产生的二氧化碳比醋酸更多
D．盐酸和醋酸产生的二氧化碳一样多
4．下列叙述中可说明酸甲比酸乙的酸性强的是（ ）
A．溶液导电性酸甲大于酸乙
B．钠盐溶液的碱性在相同物质的量浓度时，酸甲的钠盐比酸乙的钠盐弱
C．酸甲中非金属元素比酸乙中非金属元素化合价高
D．酸甲能与酸乙的铵盐反应有酸乙生成
5．有两种一元弱酸的钠盐溶液，其物质的量浓度相等，现将这两种盐的溶液中分别通入适量的，发生如下反应：
和的酸性强弱比较，正确的是（ ）
A．较弱 B．较弱 C．两者相同 D．无法比较
总结、扩展
1．化学平衡知识与电离平衡知识对照比较。
2．一元弱酸弱碱中与的求法：
弱电酸中浓度：（酸为弱酸物质的量浓度）
弱碱中浓度：（碱为弱碱物质的量浓度）
3．讨论中存在哪些微粒？（包括溶剂）
4．扩展
难溶电解质在水溶液中存在着电离平衡。在常温下，溶液中各离子浓度以它们的系数为方次的乘积是一个常数，该常数叫溶度各（）。例如
溶液中各离子浓度（加上其方次）的乘积大于、等于溶度积时出现沉淀，反之沉淀溶解。
（1）某溶液中，如需生成沉淀，应调整溶液的使之大于 。
（2）要使0.2mol/L 溶液中的沉淀较为完全（使浓度降低至原来的千分之一），则应向溶液里加入溶液，使溶液为 。
盐山中学 李龙中 15130816636第四单元 沉淀溶解平衡
【教学目标】
1．了解难溶物在水中的溶解情况，认识沉淀溶解平衡的建立过程。
2．理解溶度积的概念，能用溶度积规则判断沉淀的产生、溶解、转化。
3．了解沉淀溶解平衡在生产、生活中的应用。
【教学重点】 能用溶度积规则判断沉淀的产生、溶解、转化。
【教学难点】 认识沉淀溶解平衡的建立过程。
【教学过程】
【问题思考】电解质在水中的溶解度，有的很大，有的很小。一般说20℃时，溶解度介于 为微溶，小于 的为难溶，介于 的为可溶，大于 的为易溶。AgCl、BaSO4等就属于难溶解物。那么他们在水中是否完全不溶解？
【活动与探究】
（1）将少量PbI2（难溶于水）固体加入盛有一定量水的50mL烧杯中，用玻璃棒充分搅拌，静置一段时间。
（2）取上层清液2mL加入试管中，逐滴加入AgNO3溶液，振荡，观察实验现象。
请分析产生上述实验现象的原因：
沉淀溶解平衡的建立：
AgCl（s） Ag+（aq） + Cl—（aq）
沉淀溶解过程——速率v1；沉淀生成过程——速率v2
v1 ＞ v2
v1 = v2
v1 ＜ v2
概念：
【注意】此处的“”表示“溶解”和“沉淀”是相对的两方面，不表示电离。
【问题思考】AgCl是我们熟悉的难溶物，AgNO3溶液与NaCl溶液混合，生成白色沉淀AgCl。
如果上述两种溶液是等物质的量浓度、等体积的。你认为Ag+和Cl—的反应真能进行到底吗？
如何从沉淀溶解平衡的角度证明你的结论？
沉淀溶解平衡的特征
① ②
③ ④
【问题思考】写出AgCl（s） Ag+ （aq） + Cl—（aq） 的平衡常数表达式。
3. 溶度积常数：（简称溶度积）
①定义
②表达式
【练习】请写出PbI2 、Cu(OH)2 、 BaSO4 、CaCO3 、Al(OH)3 、CuS的沉淀溶解平
与溶度积Ksp表达式
③意义
【注意】对于同类型难溶物可用Ksp来比较溶解性大小，类型不同的难溶物则应转化为溶解度后再进行比较。
④影响因素
4. 溶度积常数的计算
① 利用Ksp计算溶液中离子浓度
原理：AmBn（s）mAn+（aq）+nBm-（aq）
c（An+）= c（Bm-）=
例1. 在室温下，碘化铅的溶度积（Ksp）为7.1×10-9，试计算室温下碘化铅饱和溶液中Pb2+和I-的浓度。
② 溶度积规则 Qc=
【问题思考】Qc与Ksp的大小之间有什么关系？
例2. 在1L含0.001mol·L-1的SO42-的溶液中，注入0.01mol·L-1的BaCl2溶液，能否使SO42-沉淀完全？（已知Ksp=1.08×10-10，当SO42-离子浓度小于1×10-5 mol·L-1时则认为沉淀完全）
③ Ksp与溶解度（S）的关系。
【交流与讨论】p83 表3-14 试从表中信息讨论难溶电解质的溶度积常数和溶解度的关系。
【信息提示】在有关溶度积的计算中，离子浓度必须是物质的量浓度，其单位为mol·L-1，而溶解度的单位往往是g /100g水。因此，计算时常将难溶物溶解度 S 的单位用mol·L-1表示。
AmBn（s）mAn+（aq）+nBm-（aq）
平衡浓度 mS nS
Ksp= （mS）m·（nS）n AB型 S=
例3. 铬酸银在298K时的溶解度为0.00445g，求其溶解度。（S 的单位换算为mol·L-1）
二、影响沉淀溶解平衡的因素：
【问题思考】在有固态Mg（OH）2存在的饱和溶液中，存在如下平衡：
Mg（OH）2（s） Mg2+（aq） + 2OH—（aq）
试用化学平衡移动原理分析向该饱和溶液中分别加入一定量水、固体CH3COONa、MgCl2、NH4Cl时，固体Mg（OH）2的质量有何变化？
沉淀溶解平衡也是动态平衡，遵循平衡移动原理
①加水：
②温度：
③同离子效应：
④其他：
例4. 下列对沉淀溶解平衡的描述正确的是（ ）
A．反应开始时，溶液中各离子浓度相等
B．沉淀溶解达到平衡时，沉淀的速率和溶解的速率相等
C．沉淀溶解达到平衡时，溶液中溶质的离子浓度相等，且保持不变
D．沉淀溶解达到平衡时，如果再加入难溶性的该沉淀物，将促进溶解
【交流与讨论】对于平衡AgCl（s） Ag+（aq）+ Cl—（aq），若改变条件，对其有何影响？
条件 平衡移动方向 C(Ag+) C(Cl—) 溶解量 Ksp 溶解度（S）
升高温度
加 水
加入NaCl(s)
加入AgNO3(s)
三、沉淀平衡的应用
1.沉淀的生成
(1)当 Qc > Ksp平衡左移
(2)当 Qc = Ksp平衡状态。
(3)当 Qc < Ksp平衡右移
例：将4×10-3molL-1的AgNO3溶液与4×10-3molL-1的NaCl溶液等体积混合能否有沉淀析出？Ksp(AgCl)= 1.8×10-10
2. 沉淀的溶解(Qc < Ksp)
（1） 生成弱电解质
（2）发生氧化还原反应而溶解
（3）生成配离子而溶解
3. 沉淀的转化
K差值越大，沉淀转化越彻底。即生成的沉淀Ksp越小，转化越彻底。
盐山中学 李龙中 15130816636第一节 弱电解质的电离（第1课时）
教学目标：
知识与技能：
1.掌握强电解质与弱电解质的概念和判断；
2. 掌握PH计的使用方法等化学实验技能；
过程与方法：
1.运用实验探究认识电解质有强弱之分，再从结构和组成上理解强、弱电解质的概念和判断；
2.进一步熟悉实验探究的一般步骤与方法
情感态度与价值观：
1.通过小组实验探究培养学生合作精神和自主学习的能力；
2. 通过本节课的学习，让学生进一步掌握透过现象看本质和由特殊到一般等科学认识物质的方法。
教学重点：强、弱电解质的概念和强、弱电解质的判断
教学难点：强、弱电解质的判断
教学方法：小组实验探究法、比较法等
教学用具：多媒体教室，ppt课件，
实验仪器及用品（PH计、75mL烧杯、试管、废液缸、滤纸、沙纸）,
实验试剂（1mol/L醋酸、1mol/L盐酸、蒸馏水、镁带）
[复习] 电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物
非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能够导电的化合物
一、电解质有强弱之分
小组实验（实验 3-1）
1mol/L盐酸 1mol/L醋酸
与镁条反应的现象
溶液的PH
投影小组实验记录（教师进行评价）；
学生小组讨论并作出实验结论；
1. 镁无论是与盐酸还是与醋酸反应,其实质是与溶液中的____反应.同体积、同浓度的盐酸和醋酸分别与金属镁反应，( )与镁的反应速率明显较快；说明____________________________________________
2. pH越小,溶液中的H+浓度越( )
[学生归纳] 投影小组作出实验结论（教师进行评价）；
结论:相同浓度的盐酸与醋酸,其溶液中的的H+浓度____.
当两种不同强度的酸,浓度相同时， 是不同的。
投影完整实验结论；
完整实验结论：(1)盐酸、醋酸都是电解质、在水中都能发生电离
(2)镁无论是与盐酸还是与醋酸反应，其实质都是与溶液中的H+ 反应
(3)反应剧烈程度的不同，是由于溶液中的H+ 浓度不同而引起的
(4)镁与盐酸反应比镁与醋酸反应剧烈，说明C（H+盐酸）> C（H+盐酸）
[观察] 盐酸与醋酸在水中的电离示意图，观察两种溶液中溶质微粒有多少种？
(5)盐酸分子在水中完全电离，醋酸分子在水中部分电离
板书：
（一）、强电解质与弱电解质的概念和判断
强电解质 弱电解质
概念
化合物类型
电离程度
在溶液中存在形式
电离过程
问题探究（小组讨论）：
1.强电解质溶液离子浓度大，而弱电解质溶液离子浓度小，是否正确？为什么？试举例说明
2. 强电解质溶液导电能力大，而弱电解质溶液导电能力小，是否正确？为什么？试举例说明
投影小组讨论结论（小组互评）
（二）强电解质与弱电解质的导电能力比较
1.同浓度同条件下，强电解质的导电能力一定比弱电解质溶液强
2. 强电解质的导电能力不一定比弱电解质溶液强
小结：1.电解质有强弱之分，根据它们的电离程度进行判断：
2.比较酸或碱性强弱的实验方法：
第一节 弱电解质的电离（第2课时）
教学目标：
知识与技能：
1. 初步掌握实验探究弱电解质的电离平衡的方法；
2. 了解弱电解质的电离平衡以及浓度等条件对电离平衡的影响。
过程与方法：
1.实验探究醋酸的电离平衡移动；
2.结合化学平衡移动的原理，进一步了解弱电解质电离平衡和移动的结果。
情感态度与价值观：
1.通过小组实验探究培养学生合作精神和自主学习的能力；
2. 通过本节课的学习，让学生进一步掌握透过现象看本质和由特殊到一般等科学认识物质的方法。
3.通过本节课的学习，使学生意识到整个自然界实际就是各类物种相互依存、各种变化相互制约的复杂的平衡体系
教学重点：
弱电解质的电离平衡和移动
教学难点： 弱电解质的电离平衡的移动
教学方法：小组实验探究法、比较法等
教学用具：多媒体教室，ppt课件，
实验仪器及用品（PH计、75mL烧杯、试管、废液缸、滤纸、沙纸）,
实验试剂（1mol/L醋酸、1mol/L盐酸、蒸馏水、氯化钠晶体、醋酸钠晶体）
[复习] 下列电解质中：①NaCl、②NaOH，③NH3·H2O、④CH3COOH，⑤BaSO4,⑥AgCl，⑦Na2O,⑧K2O，⑨Na2O2
___________________________是强电解质____________________________是弱电解质
二、弱电解质的电离
小组实验
盐酸 醋酸
上节课测定1mol/L盐酸与醋酸的PH
分别取一滴加入1mol/L盐酸与醋酸到盛有50mL水的烧杯中搅拌后，测定溶液的PH
投影小组实验记录（教师进行评价）；
学生小组讨论并作出实验结论；
投影小组作出实验结论（教师进行评价）；
投影完整实验结论；
结论：将盐酸与醋酸溶液同时稀释1000倍，醋酸的PH值变化比盐酸的PH值变化小。（为什么？）
解释原因：弱电解质溶于水，部分电离产生的离子在溶液中相互碰撞以会结合成分子.
CH3COOH CH3COO— + H+　　　弱电解质分子电离成离子过程
CH3COO— + H+　　　　　　　CH3COOH 离子结合成弱电解质的过程
弱电解质的电离过程是可逆的 ，其电离方程式可表示为
CH3COOH CH3COO— + H+
（提出问题）盐酸电离方程式？
（学生探究）请归纳总结强弱电解质的电离方程式的区别。并练习写出HClO、 NH3·H2O、 NaＡlO2、的电离方程式。
投影：电离平衡状态：（1）V弱电解质电离成离子的速度 == V离子重新结合成分子的速度
（2）溶液中弱电解质的分子和离子的浓度保持不变
思考与讨论：（小组讨论）
以少量冰醋酸溶于水形成溶液为例，应用化学平衡的知识：
从速率角度探究弱电解质达到电离平衡的过程，画出其速率－时间图像，并解释之。
投影实验方案：小组实验
盐酸 醋酸
　　上节课实验测定1mol/L盐酸与醋酸溶液的ｐH
　分别取1mol/L盐酸与醋酸各10mL于烧杯中 ，分别加入一药匙相对应的钠盐晶体，搅拌后，测定溶液的ｐH
投影小组实验记录（教师进行评价）；
学生小组讨论并作出实验结论；
投影小组作出实验结论（教师进行评价）；
投影完整实验结论；
结论：加入相应的溶质离子，盐酸的PH值没有变化，醋酸的PH值明显变大。
解释原因：
实际运用：(1)0.1mol/L的CH3COOH溶液中
CH3COOH　 CH3COO— + H+对于该平衡，下列叙述正确的是（ ）
A．加水时，平衡向逆反应方向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
C．加入少量0.1mol/L盐酸，溶液中c(H+)减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
（2）填写下表：醋酸达到电离平衡时，下列的改变会导致平衡如何移动？
加入药品 少量冰醋酸 加水稀释 加少量氢氧化钠 加锌粒
平衡移动方向
CH3COOH浓度
CH3COO—浓度
H+浓度
小结： 1.弱电解质的水溶液存在电离平衡。
2.弱电解质的电离平衡与化学平衡一样可以符合勒夏特列原理。
3. 醋酸达到电离平衡时，下列的改变会导致平衡移动的结果：
加入药品 少量冰醋酸 加水稀释 加少量氢氧化钠 加锌粒
平衡移动方向 向正 向正 向正 向正
CH3COOH浓度 增大 减小 减小 减小
CH3COO—浓度 增大 减小 增大 增大
H+浓度 增大 减小 减小 减小
盐山中学 李龙中 15130816636教 案
课题： 专题二 等效平衡 授课班级
课 时 1
教学目的 知识与技能 运用平衡原理解决实际问题解决较简单的等效平衡问题
过程与方法 提高抽象分析能力，知识的综合运用能力提高分析比较能力
情感态度价值观
重 点 等效平衡问题
难 点 化学平衡移动原理的应用
知识结构与板书设计 专题二 等效平衡一、定义： 同一可逆反应在相同条件下，无论从正反应开始，还是从相应的可逆反应开始，或从中间某一时刻开始，经过足够长时间，反应都能达到平衡状态，且化学平衡状态完全相同，此即等效平衡。二、规律1、恒温、恒压下，对一可逆反应，由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同，则在谈到平衡后两平衡等效2、恒温、恒容下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要物质的量比值与原平衡相同，则平衡等效3、对于反应前后气体分子数改变的反应，只有物质的量与原始值相同，二者才等效
教学过程
教学步骤、内容 教学方法、手段、师生活动
［讲］对于一个给定的可逆反应，如果其它条件不变，不论采取体积途径，即反应是由反应物开始还是从生成物开始，是一次投料还是分多次投料最后都可建立同一化学平衡状态，此时，平衡混合物中各物质的百分含量相等。但初始有关物质的量必须符合一定的关系。［板书］专题二 等效平衡一、定义： 同一可逆反应在相同条件下，无论从正反应开始，还是从相应的可逆反应开始，或从中间某一时刻开始，经过足够长时间，反应都能达到平衡状态，且化学平衡状态完全相同，此即等效平衡。［讲］若平衡等效，则意味着相应物质的体积分数、浓度、转化率或产率相等。但对应各物质的量可能不同。［板书］二、规律1、恒温、恒压下，对一可逆反应，由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同，则在谈到平衡后两平衡等效［投影］ N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 起始量 1 mol 4 mol 等效于 1.5 mol 6 mol 0 mol 0.5 mol 1 mol a mol b mol c mol 则a、b、c关系：(a + 1/2 c) ：( b + 3/2 c)==1：4［投影］例1、某恒温恒压下，向可变容积的密闭容器中，充入3L A和2L B，发生如下反应：3A(g) + 2B(g) xC(g) + yD(g) ，达到平衡时，C的体积分数为W%。若维持温度、压强不变，将0.6L A、0.4L B、4L C和0.8L D。作为起始物质充入密闭容器中，达到平衡时C的体积分数仍为W%，则X = ____，Y = ______解： 3A(g) + 2B(g) xC(g) + yD(g) 假设C完全反应起始0.6L　　0.4L　　　4L　　　0.8L改变12/X　　8/X　　　4L　　　　4y/X终　12/x+0.6 8/x+0.4 0 0 x=5 y=1［讲］解题思路：体积分数不变建立等效平衡恒温恒压条件下物质的量成比例采用三段法，后一种情况推倒为前一种情况［随堂练习］1、恒温、恒压下，在一可变容器下反应，A(g) + B(g) C(g)　(1) 开始时，放入1　mol　A和1　mol　B，达到平衡后，生成a mol C，这时A的物质的量为_____ mol (2) 若开始时放入3 mol A、3 mol B，到达平衡后生成C的物质的量为___ mol (3) 若开始时，放入 X mol A、2 mol B和1 mol C，到达平衡后，A和C的物质的量分别是Y mol 和3a mol ，则X==_____，Y=_____(4) 若在(3)的平衡状态上再加入3　mol　C，待再次平衡后，C的物质的量分数是＿＿＿＿2、（03全国）某温度下，在一容积可变的容器中，反应2A(g) + B(g) 2C(g)，达到平衡时，A、B和C的物质的量分别是4mol、2 mol 、4 mol 。保持温度和压强不变，对平衡混合物中作调整，平衡右移的是( )A、均减半B、均加倍C、均加1 mol D、均减少1 mol 3、一定温度下，容积可变的容器中，反应2SO2 (g) + O2(g) 2SO3(g)，达到平衡时，物质的量分别为4 mol 、2 mol、4 mol 。保持P、T不变时，按下列要求改变，达到新平衡时，各物质百分含量与原平衡相同的是( )A、通入1 mol SO3 B、通入4 mol SO2 、2 mol O2C、通入1 mol N2 D、各减少1 mol ［板书］2、恒温、恒容下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要物质的量比值与原平衡相同，则平衡等效［投影］ H2(g) + I2(g) 2HI(g) 起始量 1 mol 2 mol 0 mol 等效于 2mol 4 mol 0 mol 2 mol 5 mol 2 mol a mol b mol c mol 则a、b、c关系：(a + ) ：( b + )==1：2［投影］例2、某温度下，在一容积恒定的密闭容器中发生如下反应：CO(g)+H2O (g) CO2(g)+H2(g)+Q。当反应达到平衡时，测得容器中各物质均为 n mol ，现欲使H2的平衡浓度增大一倍，当其他条件不变时，下列措施可行的是( D ) A、升高温度B、加入催化剂C、再加入 n mol CO,n mol H2O D、再加入2n mol CO2,2n mol H2 ［随堂练习］一定温度下，在恒容容器中发生如下反应：2A(g)+B(g) 3C(g),若反应开始时充入2 mol A、2 mol B达到平衡后，A的体积分数为a%。其他条件不变时，下列配比做初始物质，则平衡后A的体积分数大于a%的是( )A、2 mol C B、2 mol A、1 mol B、1 mol He C、1 mol B、1 mol CD、2 mol A、3 mol B、3 mol C［板书］3、对于反应前后气体分子数改变的反应，只有物质的量与原始值相同，二者才等效［投影］ N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 起始量 1 mol 3 mol 　　0　mol　等效于 0　mol 0 mol 　　2　mol 0.5 mol 1.5 mol 1 mol a mol b mol c mol 则a、b、c关系：(a + 1/2 c) == 1 ; ( b + 3/2 c)==3［投影］例3、在一定温度下，把2 mol SO2和1 mol O2 通入一个一定容积的密闭容器里，发生如下反应：2SO2 (g) + O2(g) 2SO3(g)。当反应达到一定程度时，反应混合物就处于化学平衡状态。现在该容器维持温度不变，令a、b、c分别代表SO2、O2、SO3的物质的量，若a、b、c取不同的值，必须满足一定关系都能保证达到平衡时各组分体积分数不变，则：a=b=0,则c=__________a=0.5，则b=________,c=_______a与c、b与c的关系___________解：(1) 2 mol (2) 0.25 mol ，1.5 mol (3) a+c==2 b+c/2==1［随堂练习］1、在一个固定体积的密闭容器中，加入2 mol A、1 mol B反应，2A(g)+B(g) 3C(g)+D(g)。达到平衡后，C的浓度为W mol/L，若维持容器体积和温度不变，按下列四种配比作为起始物质，达到平衡后，C的浓度仍为W mol/L的是( )A、4 mol A、2 mol BB、2 mol A、1 mol B、3 mol C、1 mol D C、3 mol C、1 mol D、1 mol　BD、3 mol C、1 mol　D［小结］本节通过等效平衡的规律，深入理解勒夏特列原理是解决有关化学平衡问题的基础，通过典型例题，对原理作了深层剖析，以培养学生运用知识的灵活性，也为以后的盐类水解打下基础［自我评价］1、一真空密闭容器中盛有1 mol PCl5 ，加热到20°C时发生反应： PCl5(g) PCl3(g)+Cl2(g)，反应达平衡时，PCl5所占体积分数为M%，若在同一温度和同一容器中最初投入的是2 mol PCl5，反应达到平衡时，PCl5所占的体积分数为N%，则M和N的关系是( B ) A、M>N B、Mb B. a≥b C.a教学回顾：
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盐山中学 李龙中 15130816636第一单元 弱电解质的电离平衡
第一课时 弱电解质的电离平衡
【学习目标】
1．掌握电解质的强弱与导电性强弱的区别。
2．理解弱电解质电离平衡的建立和电离平衡的特征；
3．掌握影响电离平衡移动的因素；
4．掌握电离平衡常数和电离度的概念，并能用平衡常数讨论弱电解质的电离平衡。
【学习重难点】影响电离平衡移动的因素、电离平衡常数
【学习过程】
回顾复习
强电解质（概念： ）
电解质
化合物（概念：
） 弱电解质（概念： ）
纯净物
非电解质（概念： ）
单质
混合物
注：1、无论是电解质还是非电解质都必须是化合物；
2、电解质必须是本身能电离出离子；
3、电解质溶液的导电能力由自由移动的离子的浓度与离子所带的电荷数决定，与电解质的强弱无关。
例1 下列物质：a、氨水 b、液态HCl c、Fe d、固体BaSO4 e、冰醋酸 f、SO2 g、Na2O h、CO2 I、NH3 j、NaCl固体 k、KOH溶液 l、蔗糖其中能导电的有 ，属于电解质的有 ，属于非电解质的有 ，属于强电解质的有 ，属于弱电解质的有 。
一、强电解质和弱电解质的比较
强电解质 弱电解质
共同特点
电离程度
电离过程（是否可逆）
溶质微粒
化合物类型
物质类别 强酸： 强碱： 绝大多数盐： 弱酸： 弱碱： 水
注：难溶盐（如：BaSO4、AgCl、CaCO3等）一般是强电解质，尽管难溶，但溶于水的那部分是完全电离的。而许多难溶性碱（如Al（OH）3）却是弱电解质。
例2 按要求书写下列物质的电离方程式：
（1） CH3COOH NH3 H2O
H2CO3 H2SO4
（2）NaHSO4①溶液中 ②熔化时
NaHCO3①溶液中 ②熔化时
二、弱电解质电离平衡的建立
在一定条件下（如：温度、压强），当弱电解质电离
成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离
过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
三、电离平衡的特征
电离平衡是化学平衡的一种，因此同样具有“ ”、“ ”、“ ”、“ ”的特征。
四、电离平衡常数和电离度
1．电离平衡常数是指在一定条件下，弱电解质在溶液中达到平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积与溶液中未电离的分子浓度的比值。
HA H+ + A-
注：（1）在此计算公式中，离子浓度都是平衡浓度；
（2）电离平衡常数的数值与温度有关，与浓度无关；弱电解质的电离是吸热的，一般温度越高，电离平衡常数越 （填“大”或“小”）；
（3）电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，通常用Ka表示弱酸的电离平衡常数，用Kb表示弱碱的电离平衡常数。Ka越大，弱酸的酸性越强；Kb越大，弱碱的碱性越强。多元弱酸是分布电离的，每一级电离都有相应的电离平衡常数（用Ka1、Ka2等表示），且电离平衡常数逐级减小。
2．电离度
注：弱电解质的电离度与溶液的浓度有关，一般而言，浓度越大，电离度越小 ；浓度越小，电离度越大。
五、影响弱电解质电离平衡移动的因素
1．浓度：弱电解质的溶液中，加水稀释，电离平衡正移，电离度增大。
即稀释 （填“促进”或“抑制”）电离。
思考：此规律用电离平衡常数如何解释？
2．温度：因为电离是吸热的，因此升温 （填“促进”或“抑制”）电离。
3．加入其它电解质
（1）加入与弱电解质电离出的离子相同的离子，电离平衡 移动，电离度 ；
（2）加入与弱电解质电离出的离子反应的离子，电离平衡 移动，电离度 。
思考1：0.1mol/L CH3COOHCH3COO— + H+
平衡移动 H+数目 C（H+） C（CH3COO-） 电离平衡常数 电离度 溶液的导电能力
NaOH(s)
HCl(g)
NaAc(s)
Na2CO3(s)
加热
冰醋酸
水
思考2：一元强酸与一元弱酸的比较
(1)相同物质的量浓度、相同体积的HCl与CH3COOH的比较
HCl CH3COOH
C（H+）
中和酸所用NaOH的物质的量
与过量Zn反应产生H2的体积
与Zn反应的起始反应速率
(2) 相同C(H+)、相同体积的HCl与CH3COOH的比较
HCl CH3COOH
酸的浓度
中和所用NaOH的物质的量
与过量Zn反应产生H2的体积
与Zn反应 起始反应速率
反应过程速率
盐山中学 李龙中 15130816636第三单元 金属的腐蚀与防护
教学目标：1．了解什么是金属的腐蚀，金属腐蚀的本质是什么？
2．了解一般金属的腐蚀可分为哪几种？
3．了解一般金属的防护方法。
教学重点：钢铁的吸氧腐蚀及防护发方法。
教学难点：金属腐蚀的本质。
教学模式：自学探究讲练结合
教学过程：
一、自学探究
1．什么是金属的腐蚀？举例说明。2.金属腐蚀的本质是什么？
3．由于金属接触的介质不同，一般金属的腐蚀可分为几种？各是什么？
4．什么是化学腐蚀？举例说明。
5．什么是电化学腐蚀？
6．在潮湿的空气里，钢铁制品的表面为什么会形成无数微小的原电池？
吸氧腐蚀：条件
负极：
正极：
析氢腐蚀：条件
负极：
正极：
二．总结
（一）、金属的电化学腐蚀
1．金属腐蚀：金属（或合金）跟周围接触到的气体（或液体）反应而腐蚀损耗的过程。
2．金属腐蚀的本质：金属原子金属阳离子 M - ne- = Mn+
4．金属的化学腐蚀：金属跟接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀。
特点：反应简单、金属与氧化剂之间的氧化还原反应。
5．电化学腐蚀 ：不纯的金属或合金与电解质溶液接触，会发生原电池反应，比较活泼的金属失电子被氧化的腐蚀。
在这些微小的原电池里，做负极的铁失去电子被氧化，钢铁表面的水吸收氧气得电子生成OH-，这样钢铁制品被慢慢腐蚀。
钢铁在潮湿空气里腐蚀 负极：Fe - 2e- = Fe2+
正极：2H2O + O2 + 4e-= 4OH-
6．化学腐蚀和电化学腐蚀的比较
化学腐蚀 电化学腐蚀
条件 金属跟氧化剂直接接触 不纯金属或合金跟电解质溶液接触
现象 无电流产生 有微弱电流产生
本质 金属被氧化的过程 较活泼的金属被氧化的过程
相互关系 化学腐蚀和电化学腐蚀往往同时发生，电化腐蚀要比化学腐蚀普遍得多。
7．钢铁的析氢腐蚀和吸氧腐蚀比较
析氢腐蚀 吸氧腐蚀
条件 水膜呈酸性。 水膜呈中性或酸性很弱。
电极反应 负极Fe(- )正极C(+)总反应: Fe-2e-=Fe2+2H2O + 2e- = H2↑+2OH- Fe + 2 H2O == Fe(OH) 2+ H2↑ 2Fe-4e-=2Fe2+O2+2H2O+4e=4OH-2Fe+2H2O+O2= 2 Fe(OH) 24Fe(OH) 2+2H2O+O2=4Fe(OH) 3Fe2O3 · nH2O（铁锈）
联系 通常两种腐蚀同时存在，但以后者更普遍。
（二）、金属的电化学保护
金属被腐蚀后，在外形、色泽以及机械性能等方面都将发生变化，会使机器设备、仪器、仪表的精密度和灵敏度降低，影响使用以至报废，甚至发生严重事故。据估计，每年由于腐蚀而直接损耗的金属材料，约占金属年产量的10%。因此防止金属腐蚀有很重要的意义。金属的防护方法有多种。
1．牺牲阳极保护法
原理 ：形成原电池反应时，让被保护金属做正极，不反应，起到保护作用；而活泼金属反应受到腐蚀。
2．外加电流法
将被保护金属与另一附加电极作为电解池的两个极，使被保护的金属作为阴极，在外加直流电的作用下使阴极得到保护。此法主要用于防止土壤、海水及水中金属设备的腐蚀。
盐山中学 李龙中 15130816636第二单元 化学能与电能的转化
第一课时 原电池的工作原理
教学目的：理解原电池的形成条件、基本原理。
教学重点：原电池的基本原理
教学过程：
一、自学探究
1．探究 [实验1] 的现象和结论
2．探究 [实验2] 的现象和结论
3．原电池工作原理
4．构成原电池的条件
5．原电池正负极的判断方法及电极反应、电池反应的书写
二、总结
1．[实验1] 的现象：锌粉溶解,有红色物质析出,温度计显示温度迅速上升.
结论: Zn+ Cu2+ ＝ Zn2+ + Cu
化学能 热能
2．[实验2] 的现象：锌片变细,铜上有红色物质析出,电流计指针发生偏转.
结论: Zn-2e-=Zn2+
Cu2++2e-=Cu
Zn+ Cu2+ ＝ Zn2+ + Cu
化学能 电能
3．原电池工作原理
较活泼的金属失去电子发生氧化反应，电子从较活泼金属（负极）通过外电路流向较不活泼的金属（正极） 。
4．构成条件：
有自发的氧化还原反应发生
（1）两个活性不同的电极
（2）有电解质溶液
（3）能形成闭合回路
5．盐桥：在U型管中装满用饱和KCl溶液和琼胶作成的冻胶。
盐桥的作用：使Cl-向锌盐方向移动，K+向铜盐方向移动，
使Zn盐和Cu盐溶液一直保持电中性，从而使电子不断从
Zn极流向Cu极。这种装置能将化学能转变为电能，称为原电池（Primary Cell）
6．原电池正负极的判断方法及电极反应、电池反应的书写
正极（铜电极）：Cu2++2e-=Cu
负极（锌电极）：Zn-2e-=Zn2+
电池反应： Zn+ Cu2+ ＝ Zn2+ + Cu（总反应）
知识拓展：
原电池是由两个半电池组成的；半电池中的反应就是半反应,即电极反应。所以半电池又叫电极。
原电池的表示方法：
(-)Zn|Zn2+ (C1) ‖ Cu2+ (C2)|Cu(+)
“|”表示液-固相有一界面；
“‖”表示盐桥。
在有气体参加的电池中还要表明气体的压力，溶液要表明浓度。
例如：
(-)Pt|H2(100KPa)|H+(1.0molL-1)‖Cr3+(1.0molL-1),H+(1.010-2molL-1),Cr2O72-(10molL-1)|Pt(+)
负极: H2 - 2e- = 2H+
正极: Cr2O72- +14 H++6e- == 2 Cr3++7 H2O
总反应: Cr2O72- + 3 H2 + 8 H+ = 2 Cr3+ +7 H2O
三、练习
1．判断下列哪些装置构成了原电池？若不是，请说明理由；若是，请指出正负极名称，并
写出电极反应式.
2．试将下列两个氧化还原反应分别设计成两个原电池
Zn + 2AgNO3=Zn(NO3)2+2Ag
2Fe3++Fe=3Fe2+
3．依探究实验2的原理，按:Cu+2AgNO3====Cu(NO3)2+2Ag 的反应设计一个能持续产生电流的原电池装置,画出装置图。
4．为获得较长时间的稳定电流,如何将必修2中由“Zn-稀H3SO4-Cu”组成的原电池（如左下图）进行简单改装？
四、小结
（一）.原电池：
把化学能直接转化为电能的装置。
（二）.构成原电池的基本条件：
1．有两块金属(或非金属)导体作电极;
2．两个电极相连插入电解质溶液中并形成闭合电路;
3．有可自发发生的氧化还原反应。
（三）.加入盐桥后由两个半电池组成的原电池工作原理：
1．用还原性较强的物质(如:活泼金属)作负极,向外电路提供电子; 用氧化性较强的物质作正极,并在正极得到电子;
2．原电池在放电时,负极上的电子经过导线流向正极，而氧化性较强的物质从正极上得到电子，两极之间再通过盐桥及池内溶液中的阴、阳离子定向运动形成的内电路构成有稳定电流的闭合回路。
盐山中学 李龙中 15130816636第二单元 化学能与电能的转化
第三课时 电解池的工作原理及其应用
学习目标
1．复习巩固原电池的基础知识、复习巩固有关电解质、非电解质、强电解质和弱电解质等基本概念有关的基础知识。
2．理解阳极、阴极、电解的电极反应等跟电解有关的基础知识。掌握电解反应的基本原理和电解池的基本特征。
3．能区分原电池和电解池，能判断原电池中的正、负极和电解池中的阴、阳极，能分析原电池和电解池中的电极反应。
4．能分析跟电解有关的一些实际问题。能结合离子的氧化性和还原性强弱顺序，判断电极反应。
学习过程
一、自学探究
1．电解质是指在_____________能够导电的_______________。
2．电离是指电解质_____________或__________状态下离解成____________过程。
3．电解质通电前在水溶液中自由移动的阴、阳离子作______________运动；在外电源的作用下，形成_________移动而导电。在导电的同时，在阳、阴两极发生氧化—还原反应，即被电解，电离是__________的前题。
4．分析下图，哪个是原电池，哪个是电解池。研究两池的关系（结构、原理）。
（1）原电池由__________ _______组成。较活泼的金属是_____极，较不活泼的金属（或能导电的非金属）是_______极。
（2）电解池由_____ _____ ______组成，其中与外电源的 正极相连的极板叫____极，与外电源的负极相连的极板叫_____极。
（3）原电池是把______能转化为________能的装置。电解池是把______能转化为________能的装置。在能量转化过程中，
都发生了__________反应。
5．右图的装置会出现什么现象？依据是什么？
并完成电极反应式和总反应式。
6．填写下列空白：
（1）电解通电时，电子从电源的_____极沿导线流入电解池的_____极，在阴极区氧化性强的微粒先得电子，被_________。同时，电子又从电解池的________流出，沿导线流回电源的正极，即在阳极区还原性强的微粒（包括极板）先_______电子被_______。
（2）当极板材料（阳极）为 Pt 或C时，还原性非常弱，此条件不被氧化称为______电极。当极板材料（阳极）为Cu等金属（除了Pt和C），还原性强，易_______电子,易被氧化称为_______电极。
阴离子放电顺序：S2－ > I－ > Br－ >Cl－ > OH－ > 含氧酸根> F－
阳离子放电顺序：Ag＋ > Hg 2＋> Fe 3＋> Cu 2＋ >H＋> Pb 2＋ >Sn 2＋ >Fe 2＋ >Zn 2＋>
Al 3＋ >Mg 2＋>Na＋ >Ca 2＋ >K＋
7．当镀层金属作___极，含有镀层金属离子的电解质为电解液，把待镀金属制品浸入电镀液为____极时的电解即为_________。电镀时，由于两极得失电子相同，所以理论上电解液的浓度保持_________。
8．为什么很多器件是镀铜的，镀层被破坏，结果会怎样？
二、总结与评价
[总结]
1．使电流通过电解质溶液，而在阴、阳两极发生氧化还原反应的过程叫电解。电离是电解的前提。电解质的导电过程即是被电解过程。
2．．电镀是电解的应用。电镀是以镀层金属为阳极，待镀金属制品为阴极，含镀层金属离子为电镀液。
3．电镀过程的特点：①牺牲阳极；②电镀液的浓度（严格说是镀层金属离子的浓度）保持不变；③在电镀的条件下，水电离产生的H+、OH—一般不放电。
4．电解各类电解质溶液（惰性电极）的情况是归纳见下表：
电解类型 实例 阴极 阳极 电解反应式 溶液pH 恢复
电解水 H2SO4 加H2O
NaOH
NaNO3
电解自身 HBr 通入HBr气体
CuCl2 加入CuCl2固体
生碱析氢 NaCl 通入HCl气体
生酸放氧 CuSO4 加入CuO固体或CuCO3固体
[例题讲解]
[例1]铁棒与石墨棒用导线连接后浸入0.01mol·L-1的食盐溶液中，可能出现的现象是（ ）。
（A）铁棒附近产生OH- （B）铁棒被腐蚀
（C）石墨棒上放出氯气 （D）石墨棒上放出氧气
[分析讲解]铁棒与石墨棒用导线连接后浸入食盐溶液中，由于溶液中溶解有少量的氧气，故可以构成原电池。正、负极的电极反应式为：
负极是铁，2e-4- = 4e2+；正极是石墨，2H2O+O2+4e-=4OH-
所以，可能发生的变化是石墨棒附近产生OH-离子，可看到的现象是铁棒被腐蚀。
[答案]B。
[例2]下列关于实验现象的描述不正确的是（ ）。
（A）把铜片和铁片紧靠在一起浸入稀硫酸中，铜片表面出现气泡
（B）用锌片做阳极，铁片做阴极，电解氯化锌溶液，铁片表面出现一层锌
（C）把铜片插入三氯化铁溶液中，在铜片表面出现一层铁
（D）把锌粒放入盛有盐酸的试管中，加入几滴氯化铜溶液，气泡放出速率加快
[分析讲解]把铜片和铁片靠在一起浸入稀硫酸中，铜、铁间可构成原电池。结果负极是铁，铁片溶解，正极是铜片，铜片上可产生气泡。
用锌片做阳极电解时，锌会失电子被氧化，阴极上是H+得电子被还原。
铜片插入氯化铁溶液中，发生的反应为：2Fe3++Cu=Cu2++2Fe2+。
锌粒和盐酸的混合物中加入少量氯化铜，由于可构成铜锌原电池使反应速率加快。
[答案]BC。
[例3] 我国缺碘病区甚广，防治缺碘病的主要措施是食盐加碘。1996年我国政府以国家标准的方式规定食盐的碘添加剂是KIO3。
（1）可用盐酸酸化的碘化钾和淀粉的混合物检验食盐是否为加碘盐，反应的化学方程式是_______________________________________________。
（2）可用电化学方法制备碘酸钾。原理是：以石墨为阳极，不锈钢为阴极，以碘化钾溶液（加入少量重铬酸钾）为电解质溶液，在一定电流强度和温度下进行电解，其电解总反应方程式为：KI+3H2OKIO3+3H2↑。试写出两极反应式：
阳极____________________________；阴极_______________________________。
[分析讲解]（1）在酸性条件下，I-可跟IO3-反应生成I2，从而使淀粉变蓝色。
（2）电解碘化钾溶液时，I-在阳极上被氧化成IO3-，H2O在阴极上被还原成H2。也可如下理解：阳极上是2I- - 2e-=I2 ；阴极上是2H2O+2e-=2OH-+H2↑；再是I2在碱性溶液中发生歧化反应：3I2+6OH-=5I- + IO3-+3H2O。
[答案]（1）5KI+KIO3+6HCl=3I2+6KCl+3H2O。
（2）阳极：I-+6OH- - 6e- = IO3- + 3H2O ；阴极：6H2O-6e- = 3H2 +6OH-↑。
一、自我探究
1． 在水溶液中或熔化状态下，化合物。
2．在水分子的作用下，熔融，自由移动的离子。
3．无规则，定向，电解。
4．电池：①、③、⑤
电解池：⑥、⑦
（1）两个相互联接（或互相接触）活泼性不同的两极；与两极接触的电解液；负；正。
（2）外电源，两导电电极，与两接触的电解液；阳，阴。
（3）化学能，电能，化学能；氧化—还原反应。
5．依据电解，原电池原理，在烧杯中Zn逐渐溶解，C棒上有气体析出。
右烧杯中，右边C棒上有Cu析出，左边有气体析出。
负极：Zn-2e = Zn 2＋ 阳： 2Cl－ —2e = Cl2↑
正极：2 H＋ +2e = H2↑ 阴： Cu 2＋ +2e = Cu
总：Zn +2 H＋ = Zn 2＋ + H2↑ 总：Cu 2＋ +2Cl－ = Cu + Cl2↑
6．（1）负，阴，还原，阳，失，氧化。
（2）惰性，失去，活泼性。
7．阳，电镀，不变。
8．铜化学性质较不活泼，不易被氧化腐蚀，铜又光亮、美丽。加快金属的腐蚀。
盐山中学 李龙中 15130816636第一单元 化学反应速率
课表解读
课表要求 学习目标
1.知道化学反应速率的涵义和定量表示法2.认识外界条件影响化学反应速率的一般规律 1. 能够运用反应速率的定义式进行简单计算2. 解释温度、浓度、压强、催化剂对化学反应速率的影响3. 了解活化能、化学反应速率常数的基本涵义4. 认识催化剂在生产、生活和科学领域中的重大作用
知识再现
知识点
一、化学反应速率
1. 化学反应有快慢之别
⑴ 对于不同的化学反应，进行的快慢有很大的差别，有些反应进行的很快，甚至可在瞬间完成，如离子反应，爆炸反应等；有些反应则进行的很慢，基本上看不出变化，如金属的腐蚀、橡胶的老化等；还有些反应开始时很慢，但反应进行一段时间后，不断加快，如自催化反应等。
⑵从化学反应实质看化学反应速率 化学反应的实质就是反应物分子中的原子重新组合成生成物分子的过程，也就是反应物分子中化学键的断裂，生成物分子中化学键的生成过程。如果反应物分子的结构稳定，即反应物的化学键键能较大，则反应物就较难发生化学反应，相对来说反应速率就慢些。
⑶从化学反应的过程看化学反应速率 大多数化学反应都是分若干步完成，即在一定条件下，某反应物间的化学反应，都有自己特殊的反应历程。反应物的结构和性质以及反应条件共同决定着一个化学反应的历程，而反应历程的差别又造成了化学反应速率的不同。即不同的反应物，有不同的反应历程；相同的反应物，在不同的条件下，也会有不同的反应历程，因而其化学反应速率也不一样。
2. 化学反应速率
⑴基本概念
化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢的物理量。化学反应速率可以用单位时间内反应物的变化量或生成物的变化量来表示。即：
v＝⊿n／⊿t
式中：⊿t表示某段时间间隔；⊿n表示该时间间隔内反应物或生成物的物质的量的变化。
对于体积不变的化学反应体系，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示化学反应速率。即
v＝⊿c／⊿t
⑵表示方法
对任意一个化学反应：mA+nB＝pY+qZ,反应体系中各物质的浓度分别表示为c(A)、c(B)、c(Y)、和c(Z),则反应速率分别表示为：
v(A)＝⊿c(A)／⊿t，v(B)＝⊿c(B)／⊿t, v(Y)＝⊿c(Y)／⊿t, v(Z)＝⊿c(Z)／⊿t。
关于反应速率的几点说明：
① 一个确定的化学反应涉及反应物和生成物多种物质，在中学化学里，通常笼统地说化学反应速率快慢时，往往是对整体化学反应而言，如HCl + NaOH=NaCl+H2O反应很快，而 CH3COOH＋CH3CH2OH＝CH3COOC2H5＋H2O反应很缓慢。定量表示化学反应速率时，是对某种具体物质而言，如在N2+3H2＝2NH3中，v(N2)＝0.5mol/(L min)等。
② 某一段时间内的化学反应速率，实际上是指这一段时间内反应的平均反应速率，而不是指某一时刻的瞬时速率。
③ 化学反应速率是标量，无论是反应物还是生成物，其化学反应速率值都取正值，不取负值。
④ 在一定温度下，固体或纯净液体物质，单位体积内的物质的量保持不变，即物质的量浓度为常数，因此，它们的化学反应速率不适合用单位时间内物质的量浓度变化来表示，但可以用单位时间内的物质的量的变化来表示。
⑤ 由于一个化学反应里各物质之间化学计量数不一定相同,所以在同一个化学反应里,用不同物质来表示的化学反应速率不一定相同。例如，2SO2+O2 2SO3，在1min内的时间里，当SO2的浓度减少0.5mol／L时，O2浓度减少0.25 mol／L，SO3浓度增加0.5mol／L，v(SO2)=v(SO3)=0.5mol/L,V(O2)=0.25mol/L。因此，在同一个化学反应里，虽然用不同的物质表示的化学反应速率值不一定相同，但它们的实际意义却是完全相同的，即一种物质的化学反应速率也就代表整个化学反应的速率，而且，用不同物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中的各物质的化学计量系数比。
二、影响化学反应速率的因素
1. 影响化学反应速率的因素有内因（主要因素）和外因两个方面，内因是指参加反应的物质的性质，外因是指反应进行时所处的外界条件，如温度、浓度、压强和催化剂等。
2. 外界条件对化学反应速率的影响
⑴浓度：对气体或溶液中发生的化学反应，在其他条件不变时，增大反应物浓度，可以增大反应速率，而与反应物总量无关。
例如：在298K时，反应H2O2+2HI=2H2O+I2的反应速率v与反应物浓度有以下关系
v=kc(H2O2)×c(HI),其中，比例系数k称为反应速率常数。可见，在k一定的条件下，反应速率随反应物浓度的增大而增大。
有关解释：在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子在反应物中所占的百分数是一定的，因此，单位体积内活化分子的数目与单位体积内反应物分子的总数成正比，也就是和反应物的浓度成正比。当反应物浓度增大时，单位体积内分子数增多，活化分子数也相应增大。譬如，原来每单位体积里有100个反应物分子，其中只有5个活化分子，如果每单位体积内的反应物分子增加到200个，其中必有10个活化分子，那么，单位体积内的有效碰撞次数也相应增多，化学反应速率就增大。因此，增大反应物的浓度可以增大化学反应速率。
说明：
①反应速率常数表示单位浓度下的化学反应速率。通常，反应速率常数越大，反应进行的越快。
②反应速率常数与浓度无关，但受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。
③总反应的化学反应速率与参与反应的物质的浓度的关系式是实验测定的结果，不能随意根据反应的化学方程式直接写出。对于很多反应，这种关系式中浓度的方次与化学方程式中的系数并无确定的关系。
⑵压强：对有气体参加的化学反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快，减小压强，反应速率减慢。
有关解释：对于气体来说，当温度一定时，一定物质的量的气体的体积与其所受的压强成正比。也就是说，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1／2，单位体积内的分子数就增大到原来的2倍，所以增大压强，就是增加单位体积里反应物的物质的量，即增大反应物的浓度，反应速率相应增大；相反，减小压强，气体的体积就扩大，反应物浓度就减小，反应速率也随之减小。
说明：
①若参加反应的物质为固体、液体或溶液，由于压强的变化对它们的浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
②改变压强的涵义，一般是指：
a.气体物质的量不变，改变容器的容积，比如像SO2(g)+2H2S(g)=3S(s)+2H2O(l)，多种反应物都为气体的反应，改变容器的容积后，各种气体的压强、浓度同时并同倍数的变化。
b.气体的容器容积不变，充入气体。比如像 SO2(g)+2H2S(g)=3S(s)+2H2O(l)的反应，气体的容器容积不变，充入SO2气体，p(SO2)、c(SO2)都增大；充入O2气体，p(O2)、c(O2)都增大；同时充入SO2和O2气体，p(SO2)、p(O2)、与c(SO2)、c(O2)都增大。
③像化学反应：Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑生成物中有气体，反应物中没有气体，增大压强，速率不增大；减小压强，速率也不减小。
④与化学反应无关的气体对化学反应速率是否有影响，要分情况而定。在一定温度下于密闭容器中进行的化学反应SO2(g)+2H2S(g)=3S(s)+2H2O(l)：
a.充入N2并保持容器的容积不变时，虽然容器内气体的总压增大，但由于气体的容积不变，反应物气体的物质的量浓度不变，所以化学反应速率不变。
b．充入N2并保持容器内的总压不变时，必然是容器的容积增大。而气体容积的增大，一定引起反应物浓度的减小，所以化学反应速率减小。
⑤密闭容器的涵义 是指容器全封闭不漏气，容器内外之间没有物质传递。密闭容器不等于容器体积不变。
⑶温度：当其他条件不变时，升高温度可以增大反应速率；降低温度可以减小反应速率。
范托夫经验规律：一般地，温度每升高10℃，反应速率增大2～4倍。
阿伦尼乌斯经验公式： 1889年，阿伦尼乌斯在长期大量实验的基础上，提出了反应速率常数与温度的定量关系：
　　　　　　　　　　ｋ＝Ａｅ－Ea／RT
式中：k为反应速率常数；A为比例系数；e为自然对数的底； R为摩尔气体常量；Ea为活化能，单位为J／mol或KJ/mol。
该经验公式表明：当Ea＞0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率随之增大。
有关解释：在浓度一定时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而增加了反应物分子中活化分子的百分数，使有效碰撞次数增多，因而反应速率增大。当然，由于温度升高，会使分子的运动加快，这样单位时间里反应物分子间碰撞次数增加，反应也会相应地加快，但这不是反应速率加快的主要原因，而前者才是反应速率加快的主要原因。
说明：温度对反应速率的影响规律，对吸热反应、放热反应都适用，且不受反应物状态的限制。
⑷催化剂：决定化学反应速率的主要因素是反应活化能的大小。催化剂改变反应速率的原因与浓度、温度对反应速率的影响是不同的。不论浓度还是温度都不能改变反应的活化能，而催化剂则能参与反应，改变反应历程，降低活化能，也就等于提高了活化分子的百分数，从而提高了有效碰撞频率，加快了反应速率。
说明：
①催化剂具有选择性 某催化剂对某一反应可能具有很强的催化活性，但对其他反应就不一定具有催化作用。
②催化剂只有在一定温度下才能最大限度地显示其催化作用，不同的催化剂对温度的要求不一定相同。
③催化剂中毒：催化剂的催化活性往往因接触少量杂质而明显下降甚至遭到破坏，这种现象叫做催化剂中毒。工业上为了防止催化剂中毒而把原料进行净化处理以除去使催化剂中毒的物质。
④催化剂不能改变化学平衡常数，不能改变平衡转化率。
3. 其他因素对化学反应速率的影响
影响化学反应速率的条件很多，除了浓度、压强、温度、催化剂以外，还有很多行之有效的改变化学反应速率的方法，例如，通过光辐照、放射线辐照、超声波、电弧、强磁场、高速研磨等等，总之，向反应体系输入能量，都有可能改变化学反应速率。
知识点小结
典题解悟
例1. 在密闭容器中进行合成氨的反应，开始时的氮气浓度为8mol/L，氢气的浓度为20mol/L，5分钟后氮气的浓度为6mol/L，求v(N2)、v(NH3)、v(H2)。
【解析】在这个反应中，⊿t＝5min, ⊿c(N2)=2mol/L，所以v(N2)= ⊿c(N2)／⊿t=2mol/L÷5min=0.4mol/（L min），再根据γ(N2)：γ(H2)：γ(NH3)=1：3：2得，⊿c(H2)＝6 mol/L ，⊿c(NH3)＝4 mol/L，所以 v(NH3)=0.8 mol/（L min），v(H2)= 1.2mol/（L min）
答案：在此反应中，N2、H2 、NH3的反应速率分别为0.4mol/（L min）、1.2mol/（L min）、0.8 mol/（L min）。
变形题
对于反应A(g)+3B(g)=2C(g)，下列各数据表示不同条件下的反应速率，其中反应进行得最快的是（ ）
A. v (A)=0.01 mol/(L s) B. v(B)=0.02 mol/(L s)
C. v（B）=0.60mol/(L min) D. v(C)=1.0mol/(L min)
【解析】
对于同一反应在不同条件下的反应速率进行比较时，必须选定同一种速率单位和同一种物质，这样比较才有意义。
如选择B物质和单位mol/(L min)，并依据“各物质的速率比等于化学方程式中计量系数比”进行必要的换算。
A中，v(B)=3v(A)=3×60×0.01 mol/(L s)=1.8mol/(L min)
B中，v(B)=60×0.02mol/(L s)=1.2mol/(L min)
C中，v(B)=3v(C)/2=1.5 mol/(L min)，因此，应选A。
答案：A
例2. 在mA+nB=pC的反应中，经过10s的反应后，各物质的浓度变化为：A减少amol/L，B减少0.5amol/L，C增加amol/L，则该反应的化学方程式为______________________。
［解析］根据单位时间内各物质浓度的变化比等于各对应物质的化学计量数之比，即m:n:p＝2:1:2。故反应的化学方程式为：2A＋B＝2C
答案：2A＋B＝2C
例3. 对10ml 1mol／L盐酸与一小块大理石的化学反应CaCO3＋2HCl＝CaCl2＋CO2↑＋H2O，下列措施能使化学反应速率提高的是（ ）
A.加入一定量的CaCl2 B.加入1.5mol/L的盐酸5ml
C. 加入0.5 mol/L的盐酸5ml D. 加入5mlH2O
【解析】
CaCl2是反应的生成物,其浓度的最大不能增大反应速率。1.5mol/L的盐酸使1mol/L的盐酸浓度增大，0.5 mol/L的盐酸使1mol/L的盐酸浓度变小。水从一个方面讲它使反应的生成物，其增加不能增大反应速率；从另一方面讲它是反应物HCl的溶剂，其增加使HCl浓度减小。
答案：B
【变形题】
在温度不变，恒容容器中进行反应H2 2H， 若反应物浓度从0.1mol/L降到0.06mol/L需20s，那么由降到，所需时间应为（ ）
A.等于10s B. 等于12s C. 大于12s D. 小于12s
【解析】
若反应以相同的速率进行，所需时间为t＝0.024÷0.04×20s=12s，而实际上反应速率随浓度的减小而减小，故浓度由0.06mol/L降到0.036mol/L实际需要的时间大于12s。
答案：C
例4. 对于反应N2＋O2＝2NO，在密闭容器中进行，下列哪些条件能加快该反应的速率（ ）
A.缩小体积使压强增大 B.体积不变充入氮气使压强增大
C.体积不变充入氦气使压强增大 D.压强不变充入氮气体积增大
【解析】
压强对速率的影响，本质是对浓度的影响。A缩小反应体系的体积，总压增大，各物质的浓度均增大，故反应速率加快。B体积不变，充入氮气反应物浓度增大，反应速率加快。C体积不变，充入氦气，总压虽增大，但体系中各物质浓度均没有改变，故反应速率不变。D压强不变，充入氮气，导致体积增大，各物质的浓度除氮气不变外，其余均减小，故反应速率减慢。
答案：AB
【变形题】
根据化学反应2SO2＋O2 2SO3，取n（SO2）、n（O2）相同，总质量也相同的混合气体（不含SO3）两等份，分别置于密闭容器A、B内，A、B两容器均能使其中的温度保持不变，A还能使其中的压强不变，B能使其容积保持不变。设A、B中的正反应速率分别为a、b，逆反应速率分别为a’、b’。下列关系中正确的是（ ）
A. a＝b B. a＞b C. a’＞b’ D. a’=b’
【解析】
反应从正反应开始，随着反应时间的延长，气体物质的量减小，A中温度不变，压强不变，容积变小了，B中温度不变，容积不变，压强变小了，a＞b正确。该可逆反应中的正、逆反应速率都能受压强的影响，a’＞b’也正确。
答案：BC
例5. 把除去氧化膜的镁条放入盛有一定浓度的稀盐酸的试管中，
发现H2的生成速率v随时间t的变化如图所示，
其中t1～t2速率变化的原因是______________________；
t2～t3速率变化的原因是_________________________。
【解析】
镁与盐酸溶液的反应是放热反应。该反应中并存两
个影响反应速率的外因，一是反应放出的热使反应体系
温度升高，化学反应速率加快；二是反应使盐酸的物质
的量浓度降低，化学反应速率减慢。由图像可知，在t1～t2的时间内温度变化是影响化学反应速率的主要外因，在t2～t3的时间内，盐酸浓度的降低是影响化学反应速率的主要外因。
答案：反应是放热反应，温度升高使化学反应速率升高；HCl物质的量浓度变小使化学反应速率降低。
夯实基础
1．对于可逆反应2SO2+O2 2SO3（正反应为放热反应），决定反应速率的最主要因素是 （ ）
A．温度 B．SO2、O2的性质
C．压强 D．催化剂
2．在可逆反应中，改变下列条件一定能加快反应速率的是 （ ）
A．增大反应物的量 B．升高温度
C．增大压强 D．使用催化剂
3．在2L的密闭容器中发生下面反应：A(g)+2B(g)=3C(g)，经过3min后A的物质由10mol
变为7mol，则下面表示的反应速率正确的是 （ ）
A．vA=1mol·L－1·min－1 B．vB=1mol·L－1·min－1
C．vC=2mol·L－1·min－1 D．vB=2mol·L－1·min－1
4．可逆反应4NH3(g)+5O2(g) 4NO(g)+6H2O(g)，若反应速率分别用
表示，则关系正确的是 （ ）
A． B．
C． D．
5．在2A+B 3C+4D的反应中，下列用不同物质的变化表示该反应的速率最快的是（ ）
A．vA=0.5mol·L－1·min－1 B．vB=0.3mol·L－1·min－1
C．vC=0.8mol·L－1·min－1 D．vD=1mol·L－1·min－1
6．在一密闭容器中充入一定量的H2和N2发生反应N2+3H2 2NH3 ，经测定3秒末的氢气的反应速率为0.3mol·L－1·S－1，则6秒末NH3的浓度为 （ ）
A．1.2mol/L B．大于1.2mol/L C．小于1.2mol/L D．不能确定
7．有如下反应：mA(g) nB(g)—Q当加压后，反应速率如图所示，推断系数m和n
关系是 （ ）
A．m>n
B．mC．m=n
D．无法确定
8．一定温度下，向一个容积为2L的事先装入催化剂的真空密闭容器中通入1mol氮气和3mol氢气，3min后测得容器内的压强是起始时压强的0.9倍，在此时间内，用氢气的量的变化来表示该反应的平均速率为 （ ）
A．0.2mol·L-1·min-1 B．0.6mol·L-1·min-1
C．0.1mol·L-1·min-1 D．0.3mol·L-1·min-1
9．在a、b两个相同的容器中，分别加入相同量的A和B，发生可逆反应：A(g)+ 2B(g)
3C(g)(正反应为放热反应)，两容器中C的体积分数与时间的关系如图所示，则a、b两曲线不同的可能原因是 （ ）
A．a的温度高于b
B．a使用了催化剂，而b未用
C．a的压强大于b
D．a的温度低于b
10．可逆反应mX(g)+nY(g) pZ(g),在不同的温度（T1、T2）和不同的压强（P1、P2）下，产物Z的物质的量(n)与时间(t)的关系如图所示，则下列判断正确的是 （ ）
A．m+nB．m+n>p
C．增大压强平衡向正反应方向移动
D．升高温度平衡向正反应方向移动
11．将固体NH4I置于密闭容器中，在某温度下发生下列反应：NH4I（s） NH3(g)+HI(g)。当达到平衡时，c(H2)=0.5mol·L—1，c(HI)=3mol·L—1，则NH3的浓度为 （ ）
A．3.5mol·L—1 B．4mol·L—1 C．4.5mol·L—1 D．5mol·L—1
12．升高温度时，化学反应速率加快，是因为 （ ）
A.分子运动速率加快，使反应物分子间的碰撞机会增多
B.反应物分子的能量增加，活化分子百分数增大，有效碰撞次数增多，化学反应速率加快
C.该反应的过程是吸热的
D.该反应的过程是放热的
13．铁与稀硫酸反应制取氢气，下列措施能使生成氢气的速率加快的是 （ ）
A.增加铁的量 B.增大硫酸的浓度 C.加热 D.增大压强
14．在气体反应中，能使反应物中活化分子数和活化分子百分数同时增加的方法是 （ ）
①增大反应物浓度 ②升高温度 ③增大压强 ④移去生成物 ⑤加入催化剂
A.①③ B.②⑤ C.②④ D.①⑤
15．地球外层空间存在着微量的臭氧和氧原子，该臭氧层的存在能吸收和阻止太阳的有害紫外线辐射，可是人为的大气污染物会破坏臭氧层，如超音速飞机排放物中的氮的氧化物，它们和臭氧及氧原子发生如下反应：
O3＋NO＝NO2＋O2 NO2＋O＝NO＋O2
这两个反应反复循环，请回答：
⑴以上两个反应的总方程式为________________________，由此可见氮氧化物在破坏臭氧层的过程中起________________作用。
⑵氮氧化物的作用使总反应分为两步进行，作用的实质是_______。
A.降低了每步反应所需的能量 B.提高了反应物的平均能量
C.增大了反应物的碰撞次数 D.降低了反应物的平均能量
16．（3分）某温度时，2L的溶器中X、Y、Z三种物质的量随时间的变化如图所 示。由图中数据分析，该反应的化学方程式为 ，反应开始至1min，Z的平均反应速率为 。
17．（5）一定温度下，在一密闭器中充入NO2发生发反：2NO2 2NO+O2达平衡时，混合气体中NO2的浓度为0.06mol·L-1，O2的浓度为0.12mol·L-1。
求：（1）NO2的起始浓度。（2）达到平衡时NO2的转化率。
能力提高
1．反应2SO2 + O2 2SO3经过一段时间后，SO3的浓度增加到了0.4mol/L，在这段时间内用O2表示的反应速率为0.04mol/(L s),则这段时间为 （ ）
A．0.1 s　 B．2.5 s C．5 s D．10 s
2．按温度每升高10℃，化学反应速率增大2倍来计算，若某反应由50℃升温到80℃，反应速率比原来增大 （ ）
A．4 倍　 B．6 倍 C．8 倍 D．9 倍
3．对于A2 + 3B2 2C的反应来说，以下化学反应速率中，最快的是： （ ）
A．v(B2) = 0.8 mol/(L s) B．v(A2) = 0.4 mol/(L s)
C．v(C) = 0.6 mol/(L s) D．v(B2) = 0.2 mol/(L s)
4．在3L密闭容器中充入2 molSO2和一定量O2，反应生成SO3气体，当进行到6 min时，测得n(SO2)= 0.4mol，若反应只进行到3 min时，容器内n(SO2)为： （ ）
A．小于1.2 mol B．0.8 mol C大于0.8 mol． D．小于0.8 mol
5．把体积相同，c(H+)相同的两份酸溶液，甲为盐酸，乙为醋酸，分别与锌反应，若反应后放出氢气一样多，有一份中锌有剩余，以下判断正确的是 （ ）
①反应所需时间乙>甲 ②开始反应速率甲>乙
③参加反应的锌的质量甲=乙 ④整个阶段平均反应速率乙>甲
⑤盛盐酸溶液中锌有剩余 ⑥盛醋酸的锌有剩余
A．①②③ B．①③⑥ C．②③⑥ D．③④⑤
6．已知可逆反应A+2B 2M+N（正反应为放热反应），在一定条件下达到平衡时，A在反应混合物中的质量分数为a%，若要通过改变条件使A的质量分数变为2a%，则下列各项可改变的条件中，一定能达到目的的是（其中a<50） （ ）
A．增大容器体积 B．增大反应容器内压强
C．升高反应温度 D．使用适量催化剂
7． 把镁带投入盛有稀HCl的容器里，产生H2的速率与下列因素：①盐酸浓度，②温度，③镁带的表面积，④容器的密闭情况，⑤溶液的氯离子浓度，有关系的是 （ ）
A．①② B．③④ C．①②③④ D．①②③④⑤
8．对于反应：A + B = C ，下列条件的改变一定能使化学反应速率加快的是 （ ）
A．增加A的物质的量 B．升高体系的温度
C．增加体系的压强 D．减少c的物质的量
9．一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量可向盐酸中加入适量的 （ ）
A．NaOH(固体) B．极稀的盐酸 C．CH3COONa(固体) D．H2O
10．对于在密闭容器中进行的反应:N2+O22NO,下列条件中不能加快该反应速率的是 （ ）
A．缩小体积 B．充入更多的NO
C．体积增大到原来的2倍 D．升高温度
11．氯化氢和氧气在一定条件下反应可得到氯气，现将氯化氢和氧气混合于一密闭容器中，在温度120℃、压强1.01105P条件下使之反应，，经过5min后，测定物质的浓度分别为：c(HCl) = 0.25mol/L，c(O2) = 0.2mol/L，c(Cl2) = 0.1mol/L。则：
（1）反应的化学方程式为 ____________________________________________；
（2）开始时c(HCl) = _________________，c(O2) = ____________________；
（3）从开始反应到5min后，这段时间，v(HCl) = _________________，以HCl、O2、Cl2分别表示的反应速率的数值之比为______________；
12．丙酮(CH3COCH3)和碘在酸性溶液中发生如下反应：CH3COCH3+I2→CH3COCH2I+H++I-。25℃时，该反应的速率由下列经验式决定：V=k·c(CH3COCH3)·c(H+)，式中k=2.73×10-5。已知开始时c(I2)= 0.01 mol/L,c(CH3COCH3)= 0.1 mol/L,c(H+)=0.01 mol/L。问25℃时，当溶液中的I2反应掉一半时，通过计算回答反应速率比开始时是快还是慢？
高考聚焦
1. 已知反应A2（g）+2B2（g） 2AB2（g）的△H<0，下列说法正确的是 （ ）
A．升高温度，正向反应速率增加，逆向反应速率减小
B．升高温度有利于反应速率增加，从而缩短达到平衡的时间
C．达到平衡后，升高温度或增大压强都有利于该反应平衡正向移动
D．达到平衡后，降低温度或减小压强都有利于该反应平衡正向移动
2. 对可逆反应4NH3（g）+5O2（g） 4NO（g）+6H2O（g），下列叙述正确的是 （ ）
A．达到化学平衡时，4v正（O2）=5v逆（NO）
B．若单位时间内生成x mol NO的同时，消耗x mol NH3，则反应达到平衡状态
C．达到化学平衡时，若增加容器体积，则正反应速率减小，逆反应速率增大
D．化学反应速率关系是：2v正（NH3）=3v正（H2O）
3．反应2SO2+O2 2SO2经一段时间后，SO3的浓度增加了0.4mol·L-1，在这段时间内用O2表示的反应速率为0.04mol·L-1·s-1，则这段时间为 （ ）
A．0.1s B．2.5s C．5s D．10s
4．在恒温恒容条件下，能使A(g) + B(g) C(g) + D (g)正反应速率增大的措施是 （ ）
A.减小C或D的浓度 B.增大D的浓度
C.减小B的浓度 D.增大A或B的浓度
参考答案
夯实基础
1 2 3 4 5 6 7
B B B C B C B
8 9 10 11 12 13 14
C BC BC B B C B
15．⑴O3＋O＝2O2；催化剂 ⑵A
16．3X+Y 2Z；0.1mol·L-1·min-1
17．（1）0.3mol·L-；（2）20%
能力提高
1 2 3 4 5
C C B A D
6 7 8 9 10
C C B CD C
11．⑴．4HCl+O22Cl2+2H2O(g)；⑵．0.45mol/L、0.25mol/L；
⑶．0.04mol/(L.min)、4∶1∶2；⑷．13/14
12．I2反应掉一半时
反应速率
而开始时因此比开始时快。
高考聚焦
1 2 3 4
B A C D
化学反应速率
降低反应所需
要的能量
反应物所需要的能量
催化剂
反应物的性质(内因) 反应条件
活化分子百分数
增大分子能量
升高温度
单位体积内活化分子数
单位时间和单位体积内有效碰撞次数
增大单位体积
内分子数
增大反应物浓度
增大压强
t1 t2 t3
盐山中学 李龙中 15130816636第一单元 化学反应速率
第二课时 影响化学反应速率的因素
学习目标：
1．|理解浓度、温度、压强和催化剂等条件对化学反应速率的影响。
2．能运用有效碰撞理论、过渡态理论等相关理论解释浓度、压强、温度、催化剂等对化学
反应速率的影响。
重点： 浓度对化学反应速度的影响。外界条件对可逆反应的正逆反应速率的影响。
难点：浓度对化学反应速率影响的原因。教学过程：
教学过程：
复习回顾
化学反应的快慢可 来表示，符号为 ，其表达式为 。
化学反应不同，化学反应速率不同。这说明化学反应速率取决于 。
对于同一个化学反应，在不同条件下其反应速率也不同。这说明化学反应速率受
的影响。
自主探究
根据我们的生活经验列举一些影响化学反应速率的因素：
Ⅰ、浓度对反应速率的影响
活动探究（教材33-34页）
实验结论：
规律小结：
原因：（用碰撞理论解释）
有效碰撞：
活化分子：
原理：
Ⅱ、压强对反应速率的影响
由于压强的改变对气体影响很大而对固体、液体及溶液影响很小，因此压强对反应速率的影响仅适用于有气体参加的反应。
规律小结：
原因：（归结为浓度的影响）
Ⅲ、温度对反应速率的影响
活动探究（教材35页）
实验结论：
规律小结：
原因：（用碰撞理论解释）
Ⅳ、催化剂对反应速率的影响
活动探究（教材36页）
实验结论 ：
规律小结：
原因：（用过渡状态理论解释）
Ⅴ、其他因素对反应速率的影响
除上述因素外，反应物间的接触面积、光、电磁波、超声波、磁场等因素也会影响反应速率。
例如，增大反应物间的接触面积 ，反应速率会增大。
三、总结：
影响化学反应速率的因素
内因　　反应物质的本性
外因　　浓度、温度、压强、催化剂、其他,
1．浓度对化学反应速率的影响
当其它条件不变时，增加反应物的浓度，可以增大化学反应速率。
这是为什么呢？化学反应的过程的实质就是反应物分子中的原子重新组合，并形成生成物分子。
如：Cl2+H2==2HCl
[引导讨论]化学键如何变化呢？
[探究]H－H、Cl－Cl键断裂，而H－Cl共价键生成。
[引导]旧键的断裂和新键的形成怎样才能发生呢？
要通过接触，通过碰撞来实现。因此反应物分子（或离子）间的碰撞是反应发生的先决条件。
[引导]是不是所有碰撞都能发生反应呢？
要发生反应的条件是什么呢？请大家阅读课本P34页。
[阅读讨论]
（1）不是所有的碰撞都能发生反应，能够发生反应的碰撞叫做有效碰撞，
（2）发生有效碰撞的条件是发生碰撞的分子具有较高的能量，分子碰撞必须有合适的取向。
（3）能量较高、能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子
（4）活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差称为活化能
[讲述]
（1）以投篮作比喻
（2）以具体的化学反应2HI＝H2＋I2为实例，让学生观看HI分子的几中可能的碰撞模式图
[设问]很明显，当单位体积的活化分子数越多，有效碰撞越多，反应速率也越大。
那么，浓度增大时，为什么反应速率就快呢？
[讨论]
（1）在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子在反应物分子中所占的比例是一定的，单位体积内活化分子的数目与单位体积内反应物分子的总数成正比
（2）当反应物浓度增大时，单位体积内分子数增大，单位时间内的有效碰撞次数也相应增多，化学反应速率就增大。
2．压强对化学反应速率的影响
[探究]利用上述结论，对于反应N2＋3H2＝2NH3，增大压强，反应速率如何变化呢？
[探究]
（1）气体的压强增大，原来的气体的体积就缩小，单位体积内的分子数就增大，活化分子数变增大，有效碰撞次数也相应增大，化学反应速率就增大。
[总结并板书]（2）、对于有气体参加的化学反应，增大压强化学反应速率增大,
[探究]对于反应：Zn+2HCl＝H2＋ZnCl2，增大反应的压强，化学反应速率会增大吗？
[分析]不会，因为参加反应的物质是固体、液体，改变压强对它们体积改变的影响很小
[探究]提高温度，对反应的速率会改变吗？
3．温度对化学反应速率的影响
[活动与探究]课本35页
[分析]
（1）升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从面增加了反应物分子中活化分子的百分数，使有效碰撞次数增多，因而使化学反应速率增大。
（2）。测定：许多反应的温度每升高10K，其反应速率增加2—4倍
[总结并板书]3、升高温度化学反应速率增大,
[过渡]初中我们学过用氯酸钾制取氧气，MnO2的作用是什么？
4．催化剂可以加快化学反应速率
[活动与探究]课本36页
[讲解]催化剂的作用机理：在化学反应中选择适当的正催化剂，可以使反应速率显著加快。这是因为催化剂降低了可有效碰撞的分子的能量，使更多的反应物分子变成能进行有效碰撞的分子，因而成倍地增加化学反应速率
[板书]催化剂的重要性。,
[拓展]酶的催化作用
酶是一种特殊的生物催化剂，它是具有催化作用的蛋白质，存在于动物、植物和微生物中。
酶与一般非生物催化剂相比较，具有以下几个主要特点：
高度的选择性：酶对所作用的底物 反应物 有高度的选择性，一种酶通常只能催化一种特定的反应。
（2）高度的催化活性：酶的催化活性非常高，其催化能力为一般非生物催化剂的 106 ~1013 倍。
（3）温和的催化条件：酶在常温常压下即可发挥催化作用，温度过高会引起酶变性，失去催化活性。
（4）特殊的 pH：酶只能在一定的 pH 范围内发挥催化作用，如果 pH 偏离这个范围，酶的活性就会降低，甚至完全丧失。
[小结]对于同一化学反应，条件不同时，反应会发生变化。除了浓度、温度、压强、催化剂能改变化学反应速率外，其他因素也会影响化学反应的速率。
[板书]5、化学反应速率的影响其它因素。
重点在光、反应物颗粒大小。
盐山中学 李龙中 15130816636第二单元 化学能与电能的转化
原电池的工作原理
【知识与技能目标】
了解原电池的工作原理，能写出其电极反应和电池反应方程式。
【过程与方法目标】
通过进行化学能转化为电能的探究活动，体验原电池的工作原理，熟练书写电极反应和电池反应方程式。
【情感态度与价值观目标】
通过化学能与电能相互转化关系的学习，使学生从能量的角度比较深刻地了解化学科学对人类的贡献，体会能量守恒的意义。学会利用能源与创造新能源的思路和方法，提高环保意识和节能意识。
【教学重点】
了解原电池的工作原理，能够写出电极反应式和电池反应方程式。
【教学难点】
原电池的工作原理，从电子转移角度理解化学能向电能转化的本质。
【教学过程】
【引入】
电能是现代社会中应用最广泛，使用最方便、污染最小的一种二次能源，又称电力。例如，日常生活中使用的手提电脑、手机、相机、摄像机……这一切都依赖于电池的应用。那么，电池是怎样把化学能转变为电能的呢？我们这节课来一起复习一下有关原电池的相关内容。
【板书】原电池的工作原理
一、原电池实验探究
讲：铜片、锌片、硫酸都是同学们很熟悉的物质，利用这三种物质我们再现了1799年意大利物理学家——伏打留给我们的历史闪光点！
【实验探究】(铜锌原电池)
实 验 步 骤 现 象
1. 锌片插入稀硫酸
2. 铜片插入稀硫酸
3. 锌片和铜片上端连接在一起插入稀硫酸
【问题探究】
1. 锌片和铜片分别插入稀硫酸中有什么现象发生？
2. 锌片和铜片用导线连接后插入稀硫酸中，现象又怎样？为什么？
3. 锌片的质量有无变化？溶液中c (H+)如何变化？
4. 锌片和铜片上变化的反应式怎样书写？
5. 电子流动的方向如何？
讲：我们发现检流计指针偏转，说明产生了电流，这样的装置架起了化学能转化为电能的桥梁，这就是生活中提供电能的所有电池的开山鼻祖——原电池。
【板书】
（1）原电池概念：学能转化为电能的装置叫做原电池。
问：在原电池装置中只能发生怎样的化学变化？
学生：Zn+2H+=Zn2++H2↑
讲：为什么会产生电流呢？
答：其实锌和稀硫酸反应是氧化还原反应，有电子的转移，但氧化剂和还原剂热运动相遇发生有效碰撞电子转移时，由于分子热运动无一定的方向，因此电子转移不会形成电流，而通常以热能的形式表现出来，激烈的时候还伴随有光、声等其他的形式的能量。显然从理论上讲，一个能自发进行的氧化还原反应，若能设法使氧化与还原分开进行，让电子的不规则转移变成定向移动，便能形成电流。所以原电池的实质就是将氧化还原的电子转移变成电子的定向移动形成电流。
（2）实质：将一定的氧化还原反应的电子转移变成电子的定向移动。即将化学能转化成电能的形式释放。
问：那么这个过程是怎样实现的呢？我们来看原电池原理的工作原理。
（3）原理：（负氧正还）
问：在锌铜原电池中哪种物质失电子？哪种物质得到电子？
学生：活泼金属锌失电子，氢离子得到电子
问：导线上有电流产生，即有电子的定向移动，那么电子从锌流向铜，还是铜流向锌？
学生：锌流向铜
讲：当铜上有电子富集时，又是谁得到了电子？
学生：溶液中的氢离子
讲：整个放电过程是：锌上的电子通过导线流向用电器，从铜流回原电池，形成电流，同时氢离子在正极上得到电子放出氢气，这就解释了为什么铜片上产生了气泡的原因。
讲：我们知道电流的方向和电子运动的方向正好相反，所以电流的方向是从铜到锌，在电学上我们知道电流是从正极流向负极的，所以，锌铜原电池中，正负极分别是什么？
学生：负极（Zn） 正极（Cu）
实验：我们用干电池验证一下我们分析的正负极是否正确！
讲：我们一般用离子反应方程式表示原电池正负极的工作原理，又叫电极方程式或电极反应。一般先写负极，所以可表示为：
负极（Zn）：Zn－2e＝Zn2＋ （氧化）
正极（Cu）：2H＋＋2e＝H2↑（还原）
讲：其中负极上发生的是氧化反应，正极上发生的是还原反应，即负氧正还。
注意：电极方程式要①注明正负极和电极材料 ②满足所有守衡
总反应是：Zn+2H+=Zn2++H2↑
讲：原来一个自发的氧化还原反应通过一定的装置让氧化剂和还原剂不规则的电子转移变成电子的定向移动就形成了原电池。
转折：可以看出一个完整的原电池包括正负两个电极和电解质溶液，及导线。那么铜锌原电池中的正负极和硫酸电解质能否换成其他的物质呢？
学生：当然能，生活中有形形色色的电池。
过渡：也就是构成原电池要具备怎样的条件？
二、原电池的构成条件
1. 活泼性不同的两电极
2. 电解质溶液
3. 形成闭合回路（导线连接或直接接触且电极插入电解质溶液
4. 自发的氧化还原反应(本质条件)
思考：锌铜原电池的正负极可换成哪些物质？保证锌铜原电池原理不变，正负极可换成哪些物质？（ C、Fe、Sn、Pb、Ag、Pt、Au等）
问：锌铜原电池中硫酸能换成硫酸钠吗？
判断是否构成原电池，是的写出原电池原理。
（1）镁铝/硫酸；铝碳/氢氧化钠；锌碳/硝酸银 ；铁铜在硫酸中短路；锌铜/水；锌铁/乙醇；硅碳/氢氧化钠
（2）[锌铜/硫酸（无导线）；碳碳/氢氧化钠] 若一个碳棒产生气体11.2升，另一个产生气体5.6升，判断原电池正负极并求锌片溶解了多少克？设原硫酸的浓度是1mol/L，体积为3L，求此时氢离子浓度。
（3）银圈和铁圈用细线连在一起悬在水中，滴入硫酸铜，问是否平衡？（银圈下沉）
（4）Zn/ZnSO4//Cu/CuSO4盐桥（充满用饱和氯化钠浸泡的琼脂）
（5）铁和铜一起用导线相连插入浓硝酸中
镁和铝一起用导线相连插入氢氧化钠中
思考：如何根据氧化还原反应原理来设计原电池呢？
请将氧化还原反应 Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+设计成电池：
此电池的优点：能产生持续、稳定的电流。
其中，用到了盐桥
什么是盐桥？
盐桥中装有饱和的KCl溶液和琼脂制成的胶冻，胶冻的作用是防止管中溶液流出。
盐桥的作用是什么？
可使由它连接的两溶液保持电中性，否则锌盐溶液会由于锌溶解成为Zn2+而带上正电，铜盐溶液会由于铜的析出减少了Cu2+而带上了负电。
盐桥保障了电子通过外电路从锌到铜的不断转移，使锌的溶解和铜的析出过程得以继续进行。
导线的作用是传递电子，沟通外电路。而盐桥的作用则是沟通内电路。
三、原电池的工作原理：
正极反应：得到电子 （还原反应）
负极反应：失去电子 （氧化反应）
总反应：正极反应+负极反应
想一想：如何书写复杂反应的电极反应式？
较繁电极反应式=总反应式—简单电极反应式
例：熔融盐燃料电池具有高的放电效率，因而受到重视，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物作电解质，CO为负极燃气，空气与CO2的混合气为正极助燃气，已制得在6500C下工作的燃料电池，试完成有关的电极反应式：
负极反应式为：2CO+2CO32--4e-=4CO2
正极反应式为：2CO2+O2+4e-=2CO32-
电池总反应式：2CO+O2=2CO2
四、原电池中的几个判断
1.正极负极的判断：
正极：活泼的一极 负极：不活泼的一极
思考：这方法一定正确吗？
2.电流方向与电子流向的判断
电流方向：正→负 电子流向：负→正
电解质溶液中离子运动方向的判断
阳离子:向正极区移动 阴离子:向负极区移动
板书设计
一、原电池实验探究
（1）原电池概念：学能转化为电能的装置叫做原电池。
（2）实质：将一定的氧化还原反应的电子转移变成电子的定向移动。即将化学能转化成电能的形式释放。
（3）原理：（负氧正还）
二、原电池的构成条件
1. 活泼性不同的两电极
2. 电解质溶液
3. 形成闭合回路（导线连接或直接接触且电极插入电解质溶液
4. 自发的氧化还原反应(本质条件)
三、原电池的工作原理：
正极反应：得到电子 （还原反应）
负极反应：失去电子 （氧化反应）
总反应：正极反应+负极反应
四、原电池中的几个判断
1.正极负极的判断：
2.电流方向与电子流向的判断
课堂练习：
1. 下列哪些装置能构成原电池？
2. 某原电池的总反应的离子方程式为：2Fe3++Fe == 3Fe2+，不能实现该反应的原电池组成是（ ）
A. 正极为铜，负极为铁，电解质溶液为FeCl3溶液
B. 正极为碳，负极为铁，电解质溶液为Fe(NO3)3溶液
C. 正极为铁，负极为锌，电解质溶液为Fe2(SO4)3溶液
D. 正极为银，负极为铁，电解质溶液为CuSO4溶液
3、宇宙飞船上使用的氢氧燃料电池，其电池反应为2H2+O2=2H2O，电解质溶液为KOH，反应保持在高温下，使H2O蒸发，正确叙述正确的是：（ ）
A．H2为正极，O2为负极
B．电极反应（正极）：O2+2H2O+4e- =4OH-
C．电极反应（负极）：2H2+4OH-=4H2O-4e-
D．负极发生氧化反应，正极发生还原反应
4. 下列关于原电池的叙述正确的是（ ）
A. 构成原电池的正极和负极必须是两种不同的金属
B. 原电池是将化学能转变为电能的装置
C. 原电池中电子流出的一极是负极，该极被还原
D. 原电池放电时，电流的方向是从负极到正极
课堂练习答案
1. CD 2. BD 3. BD 4. B
Zn
Cu
×
硫酸铜
硫酸铜
盐山中学 李龙中 15130816636第二单元 化学反应的方向和限度
第一课时 化学反应的方向及判断依据
教学目标
1．了解自发反应的含义
2．了解焓变、熵变与反应方向的判断
3．学会利用反应方向的判据ΔG=ΔH- TΔS
判断反应方向
重点 自发反应与反应方向的判断。
难点 熵变与焓变的理解。
教学方法 阅读讨论法
教学过程
（一）自主探究
一、什么是自发反应？
P39 (交流与讨论一)：
写出方程式
1
2
3
4
二、放热反应大都是自发反应吗？ （P40你知道吗）
理由 .
三、所有自发反应都是放热反应吗？
学生探究实验：（P40观察与思考）
1．硝酸铵溶于水 现象: 结论:
2．NH4Cl晶体+消石灰 现象: 结论:
反应发生的原因
。
熵
构成物质的微粒之间无规则排列的程度越大，体系的混乱度 ，熵
.
四、导致混乱度增加的因素有哪些？
1． 同一物质在气态时熵值 ，液态 ，固态时 。
2． 固体的 过程、墨水 过程和气体的 过程。
3． 产生气体的反应和气体的物质的量 的反应。
反应的熵变
熵变： 。 ΔS>0体系的混乱度 ，有利于反应自发进行；
ΔS<0 体系的混乱度 ，不利于反应自发进行。
要正确判断一个化学反应能否自发进行, 必须综合考虑反应的焓变△H和熵变△S
恒T恒P ΔH<0,ΔS>0
ΔH>0,ΔS<0
ΔH>0,ΔS>0
ΔH<0,ΔS<0
（二）总结
1．自发反应 这种在一定条件下不需外界帮助，（一经引发）就能自动进行的反应，称为自发自发反应。
在研究各种体系的变化过程时，人们发现自然界的自发过程一般都朝着能量降低的方向进行。显然，能量越低，体系的状态就越稳定。化学反应一般亦符合上述能量最低原理。的确，很多放热反应，(ΔrHm<0) 在298.15K、标准态下是自发的。而且反应放出热量越多，体系能量降低得也越多，反应也越完全
2．判断化学反应方向的依据
（1）化学反应的焓变是制约化学反应能否自发进行的因素之一，
此有人曾试图以反应的焓变(ΔH)作为反应自发性的判据。认为在等温等压条件下，当 　　ΔH < 0时：化学反应自发进行，　　ΔH> 0时：化学反应不能自发进行
但是，实践表明：有些吸热过程(ΔH>0)亦能自发进行。例如，水的蒸发，NH4Cl溶于水以及Ag2O的分解等都是吸热过程，但在298.15K、标准态下均能自发进行：
NH4Cl(s) ─→ NH4+(aq) + Cl-(aq)；　 △H = 14.7 kJ·mol-1
Ag2O(s) ─→ 2Ag(s) + 1/2O2(g)；　　 △H = 31.05 kJ·mol-1
又如，CaCO3的分解反应是吸热反应(ΔH >0)
CaCO3(s) ─→ CaO(s) + CO2(g)；　　　 △H = 178.32 kJ·mol-1
在298.15K、标准态下反应是非自发的。但当温度升高到约1123K时，CaCO3的分解反应就变成自发过程，而此时反应的焓变仍近似等于178.32kJ·mol-1,(温度对焓变影响甚小)。由此可见，把焓变作为反应自发性的普遍判据是不准确、不全面的。因此除了反应焓变以外，肯定有其它因素的的制约。
为什么有些吸热过程亦能自发进行呢 下面以NH4C1的溶解和Ag2O的分解为例说明之。例如，NH4Cl晶体中的NH4+和Cl-，在晶体中的排列是整齐、有序的。NH4C1晶体投入水中后，形成水合离子(以aq表示)并在水中扩散。在NH4Cl溶液中，无论是NH4+(aq)、Cl-(aq)还是水分子，它们的分布情况比NH4C1溶解前要混乱得多。
体系混乱度的增加和温度的改变，也是许多化学和物理过程自发进行的影响因素。
由此可见，自然界中的物理和化学的自发过程一般都朝着混乱程度(简称混乱度)增大的方向进行。
体系内组成物质粒子运动的混乱程度，在热力学中用另一个物理量──“熵”来表示(其符号为“S”)。
（2）化学反应的熵变
　 一定条件下处于一定状态的物质及整个体系都有其各自确定的熵值。因此，熵是描述
物质混乱度大小的物理量，物质(或体系)的混乱度越大，对应的熵值就越大，反应前
后体系熵的变化叫做反应的熵变，用△S表示。
物质的聚集状态不同其熵值不同， 同种物质的(g)>(1)>(s)。物质的熵值随温度的升高而增大。气态物质的熵值随压力的增大而减小。熵与焓一样，化学反应的熵变(ΔS)与反应焓变(ΔH)的计算原则相同，只取决于反应的始态和终态，而与变化的途径无关。
变化前后体系的混乱度增大，此过程△S >0, △S越大，越有利于反应的自发进行；变化前后体系的混乱度减少，此过程△S<0，△S越小，不利于反应的自发进行。
由此可见，判断反应能否自发进行，必须从焓变与熵变两个角度进行分析
（3）判断反应能否自发进行
恒温恒压时：
各种情况 ΔH的符号 ΔS 的符号 反应情况
1 （-） （+） 任何温度下均为自发反应
2 （+） （-） 任何温度下均为非自发反应
3 （+） （+） 常温下为非自发反应 高温下为自发反应
4 （-） （-） 常温下为自发反应 高温下为非自发反应
[交流与讨论]课本第42页
[补充]从吉布斯公式来表示规律：
ΔH-TΔS：<0,自发进行；>0，非自发进行；=0，平衡状态
盐山中学 李龙中 15130816636第二单元 化学反应的方向和限度
第二课时 化学平衡状态及化学平衡常数
教学目标：
1．了解可逆反应，掌握化学平衡状态的建立。
2．化学平衡常数的概念、，运用化学平衡常数进行计算，转化率的计算
教学重点：化学平衡状态的建立，运用化学平衡常数对化学反应进行的程度判断。
教学难点：化学平衡状态的建立
教学过程：
化学平衡状态
1、可逆反应
定义：在相同条件下同时向正、反两个方向进行的反应称可逆反应。
例：下列说法是否正确：
（1）氢气在氧气中燃烧生成水，水在电解时生成氢气和氧气，H2+O2=H2O是可逆反应。
（2）硫酸铜晶体加热变成白色粉末，冷却又变成蓝色，所以无水硫酸铜结合结晶水的反应是可逆反应。
（3）氯化铵加热变成氨气和氯化氢气体，两种气体又自发变成氯化铵，氯化铵的分解是可逆反应。
可逆反应的特点：
（1）不能进行到底，有一定限度
（2）正反两个方向的反应在同时进行
（3）一定条件下，正逆反应达平衡
可逆反应在反应过程中的速率变化：
反应开始 V正 > V逆
反应过程中 V正减小, V逆增大
到一定时间 V正＝V逆≠0
2．化学平衡
定义：在一定条件下可逆反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。
要点： 对象——可逆反应
条件——一定条件下，V正=V逆
特征——各成份的浓度不再变化
特点：
动—化学平衡是一种动态平衡 V正＝V逆≠0；
定—反应混合物中各组成的浓度保持不变；
变—当外界条件（C、P、T）改变时，V正≠V逆 ，平衡发生改变
化学平衡状态的标志:
（1）等速标志，υ正 = υ逆 （本质特征）
① 同一种物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率。
② 不同的物质：速率之比等于方程式中各物质的计量数之比，但必须是不同方向
的速率。
（2）恒浓标志，反应混合物中各组成成分的浓度保持不变（外部表现）：
①各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积（气体）、物质的量浓度均保持不
变。
② 各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数均保持不变。
③ 若反应前后的物质都是气体，且总体积不等，则气体的总物质的量、总压强（恒
温、恒容）、平均摩尔质量、混合气体的密度（恒温、恒压）均保持不变。
④ 反应物的转化率、产物的产率保持不变。
判断化学平衡状态的方法
项目 m A(g) + n B (g) p C (g) +q D (g) 是否平衡
混合体系中各组分的含量 各物质的物质的量或物质的量的分数一定 平衡
各物质的质量或质量分数一定 平衡
各气体的体积或体积分数一定 平衡
总压强、总体积、总物质的量一定 不一定
正、逆反应速率关系 在单位时间内消耗了mmolA的同时生成了mmolA 平衡
在单位时间内消耗了nmolB的同时消耗了pmolC 平衡
在单位时间内生成了nmolB的同时消耗了qmolD（均指ひ逆 ） 不一定
ひ(A) ひ(B) ひ(C) ひ(D) == m n p q，ひ正不一定等于ひ逆 不一定
压强 当m + n≠p + q 时，总压力一定（其它条件一定） 平衡
当m + n =p + q时，总压力一定（其它条件一定） 不一定
混合气体的平均M 当 m + n≠ p + q 时，M一定 平衡
当 m + n = p + q 时，M一定 不一定
密度ρ C（s）+CO2（g）2CO（g）（ρ一定） 平衡
N2（g）+3H2（g）2NH3（g）（ρ一定） 不一定
H2（g）+I2（g）2HI（g）（ρ一定） 不一定
等效平衡
是指在一定条件下（恒温、恒容或恒温、恒压），对同一可逆反应，只要起始时加入物质的物质的量不同，而达到化学平衡时，同种物质的含量相同的平衡状态。
[规律]
（1）在恒温恒容(T,V)下，若反应前后气体物质的总体积不相等：
只改变起始时加入物质的物质的量，如果根据反应方程式中的计量数换算成等号同一边的物质的物质的量，只要对应物质的物质的量相等就可达到同一平衡状态。
此时，混合物中各物质的质量（物质的量）百分含量与已知的平衡状态相同，物质的量、浓度、甚至总压强、总物质的量也相同。
（2）在恒温恒容(T,V)下，若反应前后气体物质的总体积相等：
只改变起始时加入物质的物质的量，如根据可逆反应方程式的计量数换算成等号同一边的物质的物质的量，对应物质的物质的量之比相等，各组分的百分含量与已知的平衡状态相同。
但各组分的物质的量及浓度不一定相同。
（3）在恒温恒压(T,P)下：
只改变起始时加入物质的物质的量，如根据可逆反应方程式的计量数换算成等号同一边的物质的物质的量，对应物质的物质的量之比相等，各组分的百分含量与已知的平衡状态相同。
但各组分的物质的量不一定相同。
化学平衡常数
一、化学平衡常数
1．定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度以系数为指数的幂的乘积与反应物浓度以系数为指数的幂的乘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）
2．表达式：对于一般的可逆反应，mA（g）+ nB（g）pC（g）+ qD（g）
当在一定温度下达到平衡时，K==cp(C)·cq(D)/cm(A)·cn(B)
阅读45页表2-7，你能得出什么结论？
3．平衡常数的意义：
（1）平衡常数的大小反映了化学反应进行的 程度 （也叫 反应的限度 ）。
K值越大，表示反应进行得 越完全 ，反应物转化率 越大 ；
K值越小，表示反应进行得 越不完全 ，反应物转化率 越小 。
（2）判断正在进行的可逆是否平衡及反应向何方向进行：
对于可逆反应：mA(g)+ nB(g)pC(g)+ qD(g)，在一定的温度下的任意时刻，反应物的浓度和生成物的浓度有如下关系：Qc=Cp(C)·Cq(D)/Cm(A)·Cn(B)，叫该反应的浓度商。
Qc＜K ，反应向 正反应方向 进行
Qc＝K ，反应处于平衡状态
Qc＞K ，反应向 逆反应方向 进行
（3）利用Ｋ可判断反应的热效应
若升高温度，Ｋ值增大，则正反应为 吸热 反应(填“吸热”或“放热”)。
若升高温度，Ｋ值减小，则正反应为 放热 反应(填“吸热”或“放热”)。
阅读45页表2-8、2-9，你能得出哪些结论？
二、使用平衡常数应注意的几个问题：
1．化学平衡常数只与 有关，与反应物或生成物的浓度无关。
2．在平衡常数表达式中：水(液态)的浓度、固体物质的浓度不写
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(CO 2)/c(CO)
3．化学平衡常数表达式与化学方程式的书写有关
例如：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的平衡常数为K1，1/2N2(g)+3/2H2(g)NH3(g)的平衡常数为K2，NH3(g)1/2N2(g)+3/2H2(g)的平衡常数为K3；
写出K1和K2的关系式： K1=K22 。
写出K2和K3的关系式： K2·K3=1 。
写出K1和K3的关系式： K1·K32=1 。
三、某个指定反应物的转化率=×100%
或者=×100%
或者=×100%
转化率越大，反应越完全！
四、有关化学平衡常数的计算：阅读46页例1和例2。完成47页问题解决。
【课堂练习】：
1．设在某温度时，在容积为1L的密闭容器内，把氮气和氢气两种气体混合，反应后生成氨气。实验测得，当达到平衡时，氮气和氢气的浓度各为2mol/L，生成氨气的浓度为3mol/L，求这个反应在该温度下的平衡常数和氮气、氢气在反应开始时的浓度。
(答案:K=0.5625 氮气、氢气在反应开始时的浓度分别为3.5mol/L和6.5mol/L)
2．现有一定温度下的密闭容器中存在如下反应：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)，知CO和H2O的起始浓度均为2mol/L经测定该反应在该温度下的平衡常数K=2.60，试判断，
（1）当CO转化率为50％时，该反应是否达到平衡状态，若未达到，哪个方向进行？
（2）达平衡状态时，CO的转化率应为多少？
（3）当CO的起始浓度仍为2mol/L，H2O的起始浓度为6mol/L时，CO的转化率为多少？
(答案:（1）不平衡,反应向正方向进行,（2）61.7% （3）86.5%)
3．在一定体积的密闭容器中，进行如下反应：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)，其化学平衡常数K和温度t的关系如下表所示：
t℃ 700 800 830 1000 1200
K 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6
回答下列问题：
⑴该反应化学平衡常数的表达式：K= c(CO)·c(H2O)/c(CO2)·c(H2) ；
⑵该反应为 吸热 （填“吸热”或“放热”）反应；
⑶下列说法中能说明该反应达平衡状态的是 B
A、容器中压强不变
B、混合气体中c(CO)不变
C、混合气体的密度不变
D、c(CO) = c(CO2)
E、化学平衡常数K不变
F、单位时间内生成CO的分子数与生成H2O的分子数相等
⑷某温度下，各物质的平衡浓度符合下式：c(CO2)×c(H2)=c(CO)×c(H2O)，试判断此时的温度为 830℃ 。
盐山中学 李龙中 15130816636第二单元 溶液的酸碱性
一、教学目标
1．使学生理解溶液的酸碱性与C(H+)、C(OH-)、pH之间的关系。
2.通过练习掌握pH的简单计算。
3．使学生理解酸碱中和滴定的原理。
4．使学生初步了解酸碱中和滴定的操作方法。
二、教学重点
1．溶液的酸碱性与C(H+)、C(OH-)、pH之间的关系。
2．酸碱中和滴定的原理。
三、教学难点
1．溶液的酸碱性与C(H+)、C(OH-)、pH之间的关系。
2．酸碱中和滴定的计量依据及计算。
四、教学过程：
一、溶液的酸碱性
复习回顾 1.写出水的电离方程式：
2.水的离子积表达式：Kw=
交流与讨论 教材P66 请大家填写表格3-1思考水的电离平衡是如何移动的。
3 - 1水的电离平衡的影响
条件（室温） 平衡移动方向 C(H+)mol/L C(OH-)mol/L C(H+)与 C(OH-)比较 溶液的酸碱性
加入NaCl
加入NaOH
加入HCl
注：加入的溶液的浓度均为0.1mol/L
总结：溶液的酸碱性与C(H+)， C(OH-)（25℃）之间的关系
酸性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 1×10-7
中性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 1×10-7
碱性溶液：C(H+) C(OH-)，C(H+) 1×10-7
过渡：由于用氢离子浓度及氢氧根离子来表示溶液的酸碱性有时很不方便因此引入了pH来表示溶液的酸碱性
定义：
适用范围：
练习：1. 已知在室温下Kw=1×10-14，某溶液中C(H+)=1×10-8 试计算溶液的pH=
2.已知在室温下Kw=1×10-14，某溶液中C(OH-)=1×10-8 试计算溶液的pH=
问题解决：教材P67 页
总结：溶液的酸碱性与C(H+)、C(OH-)、pH之间的关系
溶液的酸碱性 Cmol/L C(OH-) mol/L C(H+)与C(OH-)的比较 pH
酸性 1×10-7 1×10-7 C(H+) C(OH-) pH 7
中性 1×10-7 1×10-7 C(H+) C(OH-) pH 7
碱性 1×10-7 1×10-7 C(H+) C(OH-) pH 7
说明：1.pH是表示溶液酸碱性的一种方法；
2.pH范围在 之间，只适用于 溶液，C(H+)>1mol/L或C(OH-)>1mol/L的溶液的酸碱性直接用 表示；
3. pH越小，酸性越 ；pH越大，碱性越 ；
4. pH每增大一个单位，c (H+)就减少 倍；pH每减少一个单位，c (H+)就增大 倍；
5.也可以用pOH= - lg(OH-),原因： 所以有pOH + pH =14
例题1强酸或强碱溶液(单一溶液)p H值的计算
（1）强酸溶液：设化学式为HnA,浓度为c mol/L,则：
C(H＋)＝ ；p H＝
（2）强碱溶液：设化学式为B(OH)n,浓度为c mol/L,则：
C(OH－)＝
C(H＋)＝ ；p H＝
2. 强酸或强碱溶液稀释后的p H值的计算(25℃)
[例题2]求将10m L pH＝5的盐酸稀释到100m L，10000m L后溶液的p H值。
设疑：我们能否通过一种方法很方便的知道某溶液是酸性还是碱性呢？
学生：
1.酸碱指示剂
常用指示剂有 、 、 、 等。这些指示剂只能测定某范围的pH值，而不能得出具体的数值。
查阅资料完成下列表格
指示剂 pH的变色范围 遇酸的颜色 遇碱的颜色
甲基橙
石蕊
酚酞
甲基红 4.4 橙色6.2 红色（pH<4.4） 黄色（pH）6.2）
2.pH试纸、pH计又称 的使用
巩固练习：
1.求将100m L 0.2 mol/L的硫酸稀释到10000m L后溶液的p H值
2.求将10m L pH＝12的氢氧化钠溶液稀释到100m L，10000m L后溶液的p H值。
3.有一学生在实验室测某溶液的PH，实验时，他先用蒸馏水润湿PH试纸，然后用洁净干燥的玻璃棒蘸取试样进行检测.
(1)该生的操作方法是否正确
(2)如不正确请说明理由，同时请分析是否一定有误差产生.
一酸碱中和滴定
（一）酸碱中和滴定原理
1定义：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的方法就叫~
2实质：H++OH－===H2O
3原理：例：HCl+NaOH===NaCl+H2O
则：（v为化学计量数）如用A代表酸，用B代表碱，则有：
又因c= 所以n=cV
则上式可表示为：，如为一元酸和一元碱中和时：
由于，则有：c(B)=，因此c(B)的大小就决定于V（A）的大小。
4．指示剂：酚酞，甲基橙。
说明：①所选指示剂必须变色灵敏，明显；终点尽可能与变色防范围一致
②由于石蕊颜色的变化不易观察，一般不用做中和滴定的指示剂
③恰好反应生成正盐若水解为碱性用酚酞，若水解为酸性用甲基橙
（二）酸碱中和滴定
1．仪器：酸式碱式滴定管，滴定管夹、铁架台、锥形瓶
2．操作步骤；
检漏
洗涤
润洗
装液 注酸、赶气泡、调液面至0刻度以下、计下刻度
注碱液、赶气泡、调液面至0刻度以下、放规定体积的液体到锥形瓶、滴加指示剂2滴
滴定
计算
（三）误差分析
1．步骤：①确定滴定对象
②找出未知浓度与滴定管体积的关系
③根据错误操作判断结果
2．具体分析
以标准的盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠为例，判断以下操作引起的误差（偏大、偏小、不变）
酸式滴定管用蒸馏水洗后 未用标准液洗涤
碱式滴定管用蒸馏水洗后未用标准液洗涤
锥形瓶用蒸馏水洗后又用待测液润洗
滴定前滴定管尖觜有气泡，滴定后无气泡
滴定前滴定管尖觜无气泡，滴定后有气泡
滴定前俯视刻度，滴定后仰视刻度
滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度
不小心将标准液滴在锥形瓶外面
用少量盐酸沾在锥形瓶内壁上，而未用水冲下来
滴定过程中锥形瓶振荡过于剧烈有少量液体溅出
开始时标准液在滴定管刻线以上未予调整
指示剂（可当作弱酸）用量过多
锥形瓶未洗净，残留物能与待测液溶质反应的少量物质
锥形瓶用蒸馏水洗净后不经干燥便直接盛待测液
接近终点时用少量蒸馏水冲洗锥形瓶内壁
（四）中和滴定的典型题型
1．用0.01mol/L H2SO4滴定0.01mol/L NaOH溶液，中和后加水到100m L,若滴定前终点判断有误差：①多加1滴H2SO4②少加1滴H2SO4（1滴为0.05mol/L）
求①和②C（H+）之比的值为多少？
2． 氧化还原反应
草酸晶体可表示为H2C2O4.XH2O,为测定x的值进行下列实验
（1）称取Wg草酸晶体配成100m L溶液
（2）取25.0m L所配置溶液置于锥形瓶中，加入食适量的稀H2SO4，用浓度为amol/L KMnO4溶液滴定
KMnO4+H2C2O4+H2SO4 K2SO4+CO2+MnSO4+H2O
回答下列问题
①实验（1）中，为配置准确的草酸溶液，必须使用的仪器是
②实验（2）中滴定时KMnO4溶液应装在 中
③若滴定用KMnO4溶液因放置而变质，浓度偏低，则根据实验求出的x值
④滴定终点时，锥形瓶内溶液颜色变化是
⑤若滴定终点时共用去KMnO4 Vm L则草酸溶液浓度是 mol/L x=
3．络合物
某工厂废水中游态氯，通过下列实验测定浓度：
（1）取水样10.0m L于锥形瓶，加入10.0m L KI溶液（足量）滴入指示剂2~3滴
（2）取一滴定管依次用自来水、蒸馏水洗净，然后注入0.01mol Na2S2O3溶液，调整液面，计下读数
（3）将锥形瓶置于滴定管下进行滴定，发生反应I2+2Na2S2O3=2NaI+Na2S4O6
回答下列问题
1．步骤（1）加入的试剂是
2．步骤（2）应使用 式滴定管
3．步骤（3）当待测液由 色变为 色且不再变化即达终点，若耗去Na2S2O3溶液20.0m L，则废水中的Cl2的物质的量浓度为 ，4 Cl2的实际浓度比所测得浓度应 （偏大、偏小）造成误差的原因是
盐山中学 李龙中 15130816636教 案
课题：第三节 化学平衡的移动(二) 授课班级
课 时 2
教学目的 知识与技能 理解化学平衡的概念,使学生理解浓度、压强对化学平衡的影响
过程与方法 1、通过浓度实验，逐步探究平衡移动的原理及其探究的方法，引起学生在学习过程中主动探索化学实验方法，通过讨论、分析、对比的方法，培养学生的观察能力和实验探究能力
情感态度价值观 激发学生的学习兴趣，培养学生尊重科学、严谨求学、勤于思考的态度,树立透过现象看本质的唯物主义观点
重 点 浓度、压强、温度、催化剂对化学平衡的影响
难 点 平衡移动的原理分析及应用
知识结构与板书设计 第三节 化学平衡的移动(二)一、浓度对化学平衡的影响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。二 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。三、温度对化学平衡的影响：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。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。四、催化剂对化学平衡的影响使用催化剂不影响化学平衡的移动。五、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。
教学过程
教学步骤、内容 教学方法、手段、师生活动
[问]1、平衡状态的特征及实质？2、影响速率的外界因素有哪些？［投影］ 逆：可逆反应（或可逆过程）等：V正 =V逆（不同的平衡对应不同的速率）动：动态平衡。达平衡后，正逆反应仍在进行(V正=V逆≠0）定：平衡时，各组分浓度、含量保持不变（恒定）变：条件改变，平衡发生改变平衡状态各成分含量保持不变，正逆反应速率相等浓度、温度、压强、催化剂等改变影响速率的条件，来打破原有平衡，建立新平衡［板书］第三节 化学平衡的移动(二)一、浓度对化学平衡的影响［科学探究］实验2-5 已知K2Cr2O7 的溶液中存在着如下平衡：Cr2O72- +H2O 2CrO42-+2H＋ 。K2Cr2O7 为橙色，K2CrO4为黄色。取两支试管各加入5 mL 0.1 mol/L K2Cr2O7溶液，然后按下表步骤操作，观察并记录溶液颜色的变化。［投影］滴加3～10滴浓硫酸滴加10～20滴6 mol/LNaOHK2Cr2O7溶液橙色黄色［科学探究］实验2-6 向盛有5 mL 0.005 mol/L FeCl3溶液的试管中加入5 mL 0.01 mol/L KSCN溶液，溶液呈红色。在这个反应体系中存在下述平衡：Fe3＋+3SCN- Fe(SCN)3 (1) 将上述溶液均分置两支试管中，向其中一支试管中加入饱和FeCl3溶液4滴，充分振荡，观察溶液颜色变化，向另一支试管中滴加4滴1 mol/L KSCN溶液，观察溶液颜色变化(2) 向上述两支试管中各滴加0.01 mol/L NaOH溶液 3-5滴，观察现象，填写下表。［投影］编号12步骤（1）滴加饱和FeCl3溶液滴加浓的KSCN溶液现象颜色加深颜色加深C生增大增大步骤（2）滴加NaOH溶液滴加NaOH溶液现象试管都有红褐色沉淀，且溶液颜色变浅C生都减小［活动］结合溶液颜色变化，进行分析，填写表格。［投影］操作现象C生V正V逆V正与V逆平衡原混合液保持不变保持不变保持不变保持不变相等不移动滴加浓FeCl3溶液后达到平衡加深增大增至最大后减小增大V正>V逆向右移动［问］上述两个实验中，化学平衡状态是否发生了变化，你是如何判断的？从中你能否知化学平衡的因素？［投影］填写下列表格，总结浓度是如何影响化学平衡的浓度的变化 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［活动］根据表格，完成V-T图［投影］［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。[过渡] 哪些状态物质受压强影响比较大？如何影响的？压强也能够影响化学反应速率，那究竟如何改变呢？ [讲] 压强对化学平衡的影响：固态、液态物质的体积受压强影响很小，压强不使平衡移动。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]二 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。［活动］根据压强对平衡的影响画出增大压强的V-t图［投影］[过]我们知道，加热可以加快固体溶解，那同时也可以提高结晶速率，那么温度对化学平衡有没有影响呢？[板书]三、温度对化学平衡的影响：［科学探究］实验2-7 NO2 球浸泡在冰水、热水中，观察颜色变化2NO2 N2O4；△H<0(红棕色) (无色)［投影］［投影］根据气体颜色变化指导学生填写表格。条件改变 平衡移动方向结果升高温度向吸热反应方向移动体系温度降低，但比原来的高降低温度向放热反应方向移动体系温度升高，但比原来的低［活动］结合表格，让学生完成升温的V-t图。［投影］[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。[过]前面讲到温度、浓度、压强和催化剂对化学反应速率有影响，而且这一节内容也讲到了温度、压强和浓度都对化学平衡有影响，那么催化剂对化学平衡有没有影响呢？［讲］前面学习过催化剂对正反应速率和逆反应速率却是同样倍数的提高和降低。使用催化剂不影响化学平衡的移动［活动］结合表格，让学生完成使用催化剂后的V-t图。［投影］［板书］四、催化剂对化学平衡的影响使用催化剂不影响化学平衡的移动。[讲]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。[板书]五、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。［投影］[过]前面讲述了浓度、压强和温度等多种因素对化学平衡的影响，有人就把这么多因素的影响总结出一条经验规律---勒夏特列原理。[板书] 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。［讲］需要我们注意的是，勒夏特列原理中的“减弱”这种改变，不是“消除”。勒夏特列原理只考虑有单个条件改变。勒沙特列原理适用于任何动态平衡体系。［小结］本节课以实验和讨论的方法主要学习温度和催化剂对化学平衡的影响以及归纳了勒夏特列原理，加深了影响化学平衡因素的理解，重点温度和催化剂对化学平衡的影响，难点是勒夏特列原理的理解。［随堂练习］1、某化学反应2A(g) B(g)+D(g)在四种不同条件下进行，B、D起始浓度为零，反应物A的浓度随反应时间的变化情况如下表：实验编号时间浓度温度010203040506018001.00.800.670.570.500.500.502800C20.600.500.500.500.500.503800C30.920.750.630.600.600.6048001.00.400.250.200.200.200.20根据上述数据，完成下列填空，在(1)中，反应在10-20min内平均速率为____mol/(L·min)在(2)中，A的起始浓度C2=____mol/L在(3)的反应速率为V3，(1)的反应速率为V1，则V3_______V1且C3____1.0 mol/L(填>、=、<)比较(4)和(1)，可推测该反应是______反应，理由是_______
教学回顾：
www.
盐山中学 李龙中 15130816636教 案
课题：专题四 化学平衡中的图象问题 授课班级
课 时 1.5
教学目的 知识与技能 加深对反应速率、平衡移动的理解
过程与方法 培养学生解决实际问题的能力
情感态度价值观
重 点 速率—时间图
难 点 图像特点的分析和规律
知识结构与板书设计 专题四 化学平衡中的图象问题一、速率—时间图二、浓度—时间图1、C---t图2、含量—时间图三、恒压—恒温曲线四、速率—温度、压强图
教学过程
教学步骤、内容 教学方法、手段、师生活动
［板书］专题四 化学平衡中的图象问题一、速率—时间图［讲］此类图像定性提示了V正、V逆随时间(含条件改变对速率的影响)而变化的规律，体现了平衡的基本特征，以及平衡移动的方向。［讲］可用于：I 已知引起平衡移动的因素，判断反应是吸热或放热，反应前后气体体积的变化。II 已知反应，判断引起平衡移动的因素。［投影］例1、对达到平衡状态的可逆反应X+YZ+W。在其他条件不变的情况下，增大压强，速率变化如图所示，则图象中关于X、Y、Z、W四种物质的聚集状态为( A ) A、Z、W均为气体，X、Y有一种是气体B、 Z、W中有一种是气体，X、Y皆非气体C、X、Y、Z、W皆非气体D、X、Y均为气体，Z、W中有一种有气体［分析］由图可知，左、右两侧都为气体且右侧气体多。［投影］例2、下图是可逆反应A+2B 2C+3D的化学反应速率和化学平衡，随外界条件改变而变化的情况。由图可推断： ⑴正反应是 反应，（填放热或吸热）⑵若A、B是气体，则C的状态是 ，D的状态是 。答案：放热；气体；固体或纯液体［板书］二、浓度—时间图［讲］此类图像能说明各平衡体系(或某一成分)在反应过程中的变化情况，此类图像要注意各物质曲线的转折点，即达到平衡的时刻。［板书］1、C---t图［投影］例3、某温度下，在体积为5Ｌ的容器中，Ａ、Ｂ、Ｃ三种物质物质的量随着时间变化的关系如图所示，则该反应的化学方程式为_________A的转化率为＿＿＿＿＿答案：2A 3B+C ，50%［投影］例4、将5 mol O2在高温下放电，经过时间t后建立了3O22O3的平衡体系，已知O2的转化率为20%，下列浓度（C）变化曲线正确的是（ C ） ［随堂练习］1、今有反应x(g) + y(g) 2z(g) +热量，若反应开始经t1秒后达到平衡，又经t2秒后由于反应条件的改变使平衡破坏到t3时又过平衡（如图所示），试分析，从t2到t3曲线变化的原因是（ D ）A．增大了x或y的浓度 B．使用了催化剂C．增加了反应体系的压强 D．升高了反应的温度［板书］2、含量—时间图［讲］这里的含量是指质量分析，体积分数、转化率［投影］例5、已知反应： 3A( g ) + B( g ) C( s ) + 4D( g ) + Q下图中a、b 表示一定条件下，D的体积分数随时间t的变化情况，若要使曲线b 变为曲线 a，可采取的措施是（ CD ）A、增大 B 的浓度B、升高反应温度C 、缩小反应容器的体积D、加入催化剂 分析：催化剂只改变速率，不影响平衡移动 ［随堂练习］2、已知某可逆反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋Q在密闭容器中进行反应，测得在不同时间t、温度T和压强P与反应物B在混合气中的百分含量B%的关系曲线如图所示.
A.T1＜T2,P1＞P2,m＋n＞P,Q＜0 B.T1＞ T2,P2＞P1,m＋n＜P,Q＜0
C.T2＞ T1,P2＞P1,m＋n＜P,Q＜0 D.T1＞ T2,P2＞P1,m＋n＞P,Q＞0［板书］三、恒压—恒温曲线［讲］该类图像的纵坐标为物质的平衡浓度或反应物的转化率、横坐标为温度或压强。［投影］例6、图中表示外界条件（t、p）的变化对下列反应的影响：L(固)＋G(气) 2R(气)－Q，y 轴表示的是（ B ）A 平衡时，混合气中R的百分含量B) 平衡时，混合气中G的百分含量C G的转化率 D L的转化率 ［随堂练习］3、某可逆反应L(s)+G(g) 3R(g)－Q，本图表示外界条件温度、压强的变化对上述反应的影响。试判断图中y轴可以表示（ C ） (A)平衡混合气中R的质量分数(B)达到平衡时G的转化率(C)平衡混合气中G的质量分数(D)达到平衡时L的转化率4、在可逆反应mA(g)+nB(g) pC(g)+Q中m、n、p为系数，且m+n＞p Q＞0。分析下列各图，在平衡体系中A的质量分数与温度toC、压强P关系正确的是（ B ） ［板书］四、速率—温度、压强图［投影］例7、下列各图是温度或压强对反应2A(s)+2B(g) 2C(g)+D(g)（正反应为吸热反应）的正逆反应速率的影响，其中正确的图象是（ AD ）［投影小结］图像题解题方法1、图像识别：(1) 坐标含义：坐标代表的物理量及单位；是反应物还是生成物；原点是否为零(2) 曲线的三点一走向：三点---起点、转折点(特殊点)、终点走向---变化趋势2、解题方法与思路(1) 一看图像 一看面：即X、Y代表的量 二看线：即线的斜率大小，增减性 三看点：即起点、终点、转折点、交叉点四看：是否需要辅助线(等压等温图)五看量(2) 二想规律：勒夏特列原理(3) 三作判断3、解题技巧：(1) 先拐先平，数值大：先出现拐点先平衡，对应的温度、压强值都增大。(2) 定一议二：确定横作标不变，讨论纵坐标与曲线的关系 ［自我评价］1、甲图中C%表示反应物的百分含量，t表示反应时间，乙图中v表示反应速率，p表示压强，T1、T2表示不同的温度，下列反应中符合此图的是（ ） 4、可逆反应mA（固）＋nB（气）eC（气）＋fD（气），反应过程中，当其它条件不变时，C的百分含量（C％）与温度（T）和压强（P）的关系如下图：下列叙述正确的是（ ）。(A)达平衡后，加入催化剂则C％增大(B)达平衡后，若升温，平衡左移(C)化学方程式中n＞e+f (D)达平衡后，增加A的量有利于平衡向右移动
教学回顾：
www.
V正
V逆
V’逆
V ’正
D
盐山中学 李龙中 15130816636教 案
课题：专题一 影响化学平衡的条件 ------ 勒沙特列原理 授课班级
课 时 2
教学目的 知识与技能 1、理解化学平衡移动的概念2、掌握浓度、压强、温度对化学平衡的影响 3、理解化学平衡移动的原理
过程与方法 1、从浓度对化学平衡的影响的演示实验入手，通过实验的观察和分析得出浓度对化学平衡移动的影响的结论2、通过从浓度、压强、温度对化学平衡的影响总结出化学平衡移动的原理，培养和训练抽象概括能力，通过有关化学实验的观察和分析，提高对实验现象的观察能力和分析实验能力。
情感态度价值观 1、培养学生重视理论与实践相结合的好学风2、对学生进行辩证唯物主义教育
重 点 浓度、温度、压强对化学平衡的影响
难 点 平衡移动和化学平衡移动原理的应用
知识结构与板书设计 一、化学平衡移动定义：旧的化学平衡的破坏，新的化学平衡的建立的过程叫化学平衡的移动专题一 影响化学平衡的条件------ 勒沙特列原理二、浓度对化学平衡的影响规律：当其他条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度，使化学平衡向正向移动；减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡逆向移动三、压强对化学平衡的影响规律：对于体系有气体，且反应前后气体体积有变化的可逆反应，增大压强，使化学平衡向气体体积减小的方向移动；压强减小，使化学平衡向气体体积增大的方向移动。对于反应前后气体体积无变化的反应，平衡不移动。四、温度对化学平衡的影响规律：升高温度，反应向吸热方向进行降低温度，反应向放热方向进行五、催化剂对化学平衡的影响六、勒沙特列原理定义：如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动
教学过程
教学步骤、内容 教学方法、手段、师生活动
［复习］化学平衡状态有哪些特点？［板书］一、化学平衡移动定义：旧的化学平衡的破坏，新的化学平衡的建立的过程叫化学平衡的移动［投影］化学平衡移动的演示［问］化学平衡移动与化学反应速率有何关系？［投影小结］化学平衡移动方向的判断1、若条件改变，引起V正>V逆，此时正反应占优势，则化学平衡向正反应方向移动。2、若条件变，引起V正V逆，平衡发生移动。在平衡移动过程中，生成物浓度增大，使V逆增大，反应物浓度降低，使V正降低，直至V正==V逆，达到新的平衡状态，用如图所示：［投影］υ υ、正 υ、正=υ逆、 υ正 υ正=υ逆 υ逆、 υ逆t t1 t2 t3 【学生画出其它改变反应物浓度的v-t图】［板书］二、浓度对化学平衡的影响规律：当其他条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度，使化学平衡向正向移动；减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡逆向移动［讲］在这里我们要注意的是，①浓度改变是指气体浓度、溶液浓度的改变，固体或纯液体无法改变浓度；②生产中往往增大成本低的原料浓度，提高成本高的原料的转化率并提高产量。［随堂练习］可逆反应H2O(g) +C(s) CO(g)+H2(g) ，一定条件下达到平衡状态后，改变下列条件，能否引起平衡移动？增大水的浓度加入更多的碳增大H2 的浓度［板书］三、压强对化学平衡的影响［实验探究］以工业合成NH3反应为例说明压强对化学平衡的影响实验原理：N2(g)+3H2 (g) 2NH3(g) 是一个体积减小的反应实验数据：450℃时实验数据压强/MPa15103060100NH3 %2.09.216.435.553.669.4实验结论：在可逆反应N2(g)+3H2 (g) 2NH3(g)的平衡混合物中，压强增大，混合气体中NH3的体积分数增大，即反应向生成NH3的方向移动；减小压强，混合所中NH3 %减小，即反应向生成N2和H2方向移动。［投影］
［板书］规律：对于体系有气体，且反应前后气体体积有变化的可逆反应，增大压强，使化学平衡向气体体积减小的方向移动；压强减小，使化学平衡向气体体积增大的方向移动。对于反应前后气体体积无变化的反应，平衡不移动。［讲］我们要注意的是，在容积不变的密闭容器中，气体反应已达到平衡，充入一不反应的气体，平衡不移动。在容积可变的恒压容器中，充入一不反应气体，尽管总压不变，但浓度减小，相当于减小压强。向体积增大的方向移动。也就是说，压强要想改变平衡，必须能改变浓度。［随堂练习］下列反应达到化学平衡时，压强增大，平衡是否移动？若移动，向哪个方向移动？2NO(g) +O2(g) 2NO2(g) H2O (g) +CO(g) CO2 (g)+H2(g) H2O(g) +C(s) CO(g) +H2(g) CaCO3(s) CaO(s) +CO2(g)H2S(g) H2(g) + S(s) ［板书］四、温度对化学平衡的影响［实验探究］NO2和N2O4的相互转化实验过程：把NO2和N2O4 的混合气体盛在两个连通的烧瓶里，用夹子夹住橡皮管，把一个烧瓶放进热水里，把另一个放进冰水里，观察混合气体变化 实验原理：2NO2 (g) N2O4 正反应放热 △H<0实验现象：热水中温和气体颜色加深 冰水中混合气体颜色变浅结论：混合气体颜色加深，说明NO2浓度增大，即平衡可逆(吸热)反应方向移动；混合气体变浅，说明NO2浓度减小，平衡向正(放热)反应方向移动［板书］规律：升高温度，反应向吸热方向进行降低温度，反应向放热方向进行【学生画出其它改变反应物浓度的v-t图】［板书］五、催化剂对化学平衡的影响［讲］使用催化剂，V正、V逆同等程度的改变，V正==V逆。所以催化剂对化学平衡无影响。［投影］
［投影小结］改变反应条件对平衡移动的影响条件适应范围对化学平衡的影响导致的结果浓度除固体外增大反应物浓度（减小生成物浓度），向正反应移动，减小反应物浓度（增大生成物浓度）向逆反应移动反应物浓度减小（生成物浓度增加）反应物浓度增加（生成物浓度减小）增大浓度，结果是减小浓度压强适应气体增大压强，向体积缩小的方向移动减小压强，向体积增大的方向移动体积缩小，减小压强体积增大，增大压强增大压强，结果是减小压强温度全部升高温度，向吸热反应方向移动降低温度，向放热反应方向衔动反应吸热，温度降低反应放热，温度升高升高温度，结果是降低温度［讲］化学平衡有自我调节能力，总是力求保持原态。法国科学家勒沙特列把化学上这种“自我调节”作用，概括为平衡移动原理。［板书］六、勒沙特列原理定义：如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动［小结］在这里我们要注意的是，仅适用于已达到平衡的体系，对所有动态平衡都适用，不能用勒沙特列原理解释的是，使用催化剂，不使平衡发生移动。平衡移动的结果是减弱外界条件的影响，而不是消除外界条件的影响。［自我评价］1、对于可逆反应2NO(g)+O2(g)2NO2(g)，改变条件，平衡如何移动？（1）增加氧气的浓度 （2）增大压强（3）增大密闭容器的体积（4）向密闭容器中充入N22、在化学反应2A+B2C达到平衡时，若升高温，C的含量增加，则以反应的正反应是( )A、放热反应 B、是吸热反应C、没有显著的热量变化 D、原化学平衡没有发生移动3、 反应2A（g）2B（g）＋C（g）-Q，在未用催化剂的条件下已达平衡，现要使正反应速率降低，c（B）减小，应采取的措施是 [ B、D ]A．升温 　　 B．增大反应器的体积　 　C．增大c（A）　 　D．降温4、在碳酸钙悬浊液中存在着如下平衡：CaCO3(固) Ca2++CO32-。欲使悬浊液中固体的量减少，可采取的措施是（BD ）。（A）加碳酸钠溶液 （B）通入二氧化碳气体（C）加碳酸氢钙溶液 （D）加氯水 复习引入新课
教学回顾：
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盐山中学 李龙中 15130816636第二单元 化学反应的方向和限度
课标解读
课标要求 学习目标
1.了解反应能否自发进行的判据---焓变和熵变判据,能用焓变和熵变说明化学反应自发进行的方向.2. 认识反应条件控制在化学研究中的意义和作用，初步掌握控制反应条件的一些方法。 1.通过实验探究，理解浓度对化学平衡的影响；了解温度、压强对化学平衡的影响；掌握化学平衡移动原理。2.通过实验探究，理解浓度、温度、催化剂、介质对化学反应速率的影响.
知识再现
一、化学反应自发进行的方向的判断
科学家根据体系存在着力图使自己的能量趋于“最低”和“有序”的自然规律。发掘出相互关联的焓变和熵变判据为反应自发进行的依据。
反应热 混乱度 自发性 举例
放热放热吸热吸热 增大减小增大减小 任何温度都自发较低温度时候能自发较高温度时候能自发任何温度都不能自发 ２H2O2（ｌ）＝２H2O（ｌ）＋Ｏ２（ｇ）N2 + 3H2 2NH3CaCO3＝CaO＋CO2
可见由焓变和熵变判据组合的复合判据适合于所有的过程。即
ΔH－TΔS <0, 反应能自发进行
ΔH－TΔS ＝0，反应处于平衡状态
ΔH－TΔS <0 反应不能自发进行。
二、化学平衡移动原理
化学平衡移动原理（勒夏特列原理）：如果改变影响化学平衡的一个条件(如浓度、温度、压强等),平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
1.浓度
　　增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向逆反应方向移动。　　　　
例：AgCl在溶液中存AgCl Ag+ + Cl- 的平衡，当向其中加入氨水时，NH3和Ag+结合存在：Ag+ + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ 的平衡。因此，当NH3达到一定浓度时（较大）, AgCl就溶解了。用总反应式 AgCl+ 2NH3 [Ag(NH3)2]+ + Cl- 来说明，当NH3浓度增大时，平衡向右移动，AgCl溶解。
2.压强
对于有气体参加的反应，增大压强平衡向气体体积减小的方向移动，减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。
　　对于没有气体参加的可逆反应及反应前后气体体积不改变的反应，改变压强化学平衡不移动。
例：工业合成氨 N2 + 3H2 2NH3 ,采取的条件之一是高压，目的就是通过增大压强使平衡向右移动，增加原料气的转化率，提高平衡混合气中NH3的含量。
3. 温度
升高温度平衡向吸热方向移动，降低温度平衡向放热方向移动。
　　无论是吸热反应还是放热反应，升高温度反应速率都加快，达到化学平衡的时间就短，降低温度反应速率则减慢，达到化学平衡状态所需时间就长。
例：在一恒容密闭容器中存在 2NO2 N2O4（放热） 的平衡，当给容器加热时，可以看到混合气体颜色加深；当降低温度时，混合气体颜色变浅。
典题解悟
例1 一定条件下，向一带活塞的密闭容器中充入2mol SO2和1molO2，发生下列反应：2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)达到平衡后改变下述条件，SO3气体平衡浓度不改变的是
A． 保持温度和容器体积不变，充入1mol SO2(g)
B． 保持温度和容器内压强不变，充入1mol SO3(g)
C． 保持温度和容器内压强不变，充入1mol O2(g)
D． 保持温度和容器内压强不变，充入1mol Ar(g)
解析：A项体积不变，充入 SO2即增加反应物浓度，平衡向右移动，SO3的浓度增大。B项压强不变，充入 SO3时，虽然平衡向左移动，但由于开始加入的SO2与O2的物质的量之比为2：1，达新平衡时，其平衡状态与原平衡相同，所以SO3的浓度也与原来相等。C项压强不变，充入 O2，一方面平衡向左移动SO3的量增加，另一方面气体体积增大使物质的浓度减小，我们可以用极限法来思考，当加入无限多的O2时，SO3的浓度应趋于零，即SO3的浓度应是逐渐减小的。D项压强不变，充入 Ar气，相当于扩大容器体积，平衡向左移动，SO3的量减少，SO3的浓度也减少。
答案：B
变形题在一定温度不同压强（p1＜p2）下，可逆反应2X(g) 2Y(g)＋Z(g)中，生成物Z在反应混合物中的体积分数（）与反应时间（t）的关系有以下图示，正确的是
答案：B
例2 已知反应A2（g）＋2B2（g）2AB2（g）的△H＜0，下列说法正确的是
A. 升高温度，正向反应速率增加，逆向反应速率减小
B. 升高温度有利于反应速率增加，从而缩短达到平衡的时间
C. 达到平衡后，升高温度或增大压强都有利于该反应平衡正向移动
D. 达到平衡后，降低温度或减小压强都有利于该反应平衡正向移动
解析： A项升高温度，正逆反应速率都增加；B项升高温度反应速率增加，达到平衡所用的时间缩短；C项，此反应为放热反应，升高温度平衡向逆反应方向移动，D项，此反应为气体体积减少的反应，减小压强平衡向逆反应方向移动。
答案：B
变形题 (北京春季.2003)反应：A（气）+3B（气） 2C（气）+Q达平衡后，将气体混和物的温度降低，下列叙述中正确的是
A．正反应速率加大，逆反应速率变小，平衡向正反应方向移动
B．正反应速率变小，逆反应速率加大，平衡向逆反应方向移动
C．正反应速率和逆反应速率变小，平衡向正反应方向移动
D．正反应速率和逆反应速率变小，平衡向逆反应方向移动
答案：C
例3 用铁片与稀硫酸反应制取氢气时,下列措施不能使氢气生成速率加大的是
A 加热 B 不用稀硫酸,改用98%浓硫酸
C 滴加少量CuSO4溶液 D 不用铁片,改用铁粉
解析：A项的温度升高及D项的增加固体反应物的表面积都可以加快反应速率；B项铁与浓硫酸在常温下发生钝化，加热时反应产物是SO2，不能得到氢气；C项中铁可以置换铜并附着在铁表面形成Fe-Cu原电池使反应速率加快。
答案：B
变形题100mL浓度为2mol.L-1的盐酸跟过量的锌片反应，为加快反应速率，又不影响生成氢气的总量，可采用的方法是
A 加入适量的6mol.L-1的盐酸 B 加入数滴氯化铜溶液
C 加入适量蒸馏水 D 加入适量的氯化钠溶液
答案：B
夯实双基
1. 100ml, 6mol/L H2SO4 跟过量锌粉反应,在一定温度下,为了减缓反应进行的速度,但又不影响生成氢气的总量,可向反应物中加入适量的
A 碳酸钠(固体) B 水 C 硫酸钾溶液 D 硫酸铵(固体)
2.设C+CO2=2CO（吸热反应）反应速率为v1 N2+3H2=2NH3（放热反应）反应速率为v2 对于上述反应,当温度升高时,v1和v2的变化情况为
A 同时增大 B 同时减小 C v1增大,v2减小 D v1减小,v2增大
3．可逆反应N2+3H2 2NH3的正、逆反应速率可用各反应物或生成物浓度的变化来表示。下列各关系中能说明反应已达到平衡状态的是
A． B．
C． D．
4．一定温度下，反应N2（g）+3H2(g)2NH3(g)达到化学平衡状态的标志是
A．c(N2)∶c(H2)∶c(NH3)＝1∶3∶2
B．N2，H2和NH3的物质的量分数不再改变
C．N2与H2的物质的量之和是NH3的物质的量的2倍
D．单位时间里每增加1molN2，同时增加3molH2
5. 把氢氧化钙放入蒸馏水中,一定时间后达到如下平衡 Ca(OH)2(固) Ca2+ + 2OH-
 加入下列溶液,可使Ca(OH)2固体减少的是
 A .Na2S溶液 B. AlCl3溶液 C. NaOH溶液 D. CaCl2溶液
6. 体积相同的甲.乙两个容器中,分别都充有等物质的量的SO2和O2, 在相同温度下发生反应 2SO2+O2＝2SO3并达到平衡,在这过程中甲容器保持体积不变,乙容器保持压强不变,若甲容器中SO2的转化率为P％,则乙容器中SO2的转化率
 A 等于P％ B 大于P％ C 小于P％ D 无法判断
7.二氧化氮存在下列平衡：2NO2 N2O4 ＋Ｑ在测定NO2的相对分子质量时，下列条件中较为适宜的是
A.温度130℃、压强3.03×105Pa B.温度 25℃、压强1.01×105Pa
C.温度130℃、压强5.05×104Pa D.温度 0℃、压强5.05×104Pa
8. 在一定体积的密闭容器中放入3L 气体R和5L气体Q，在一定条件下发生反应
2R(g)+5Q(g) 4X(g)+nY(g) 反应完全后，容器温度不变，混合气体压强是原来的87.5%，则化学方程式中的n值是
A.2 B.3 C.4 D.5
9. 某容积可变的密闭容器中放入一定量的A和B的混合气体, 在一定条件下发生反应:A(气)+2B(气)=2C(气).若维持温度和压强不变,当达到平衡时, 容器的体积为V,此时C气体的体积占40%,则下列推断正确的是
A.原混合气体的体积为1.1V B.原混合气体体积为1.2V
C.反应达到平衡时,气体A消耗了0.2V D.反应达到平衡时,气体B消耗了0.2V
10．在某稀溶液中含有4molKNO3和4molH2SO4，往其中加入1.2mol金属铜，充分反应后产生的气体在标准状况下的体积为
A．8.96L B．17.92L C．22.4L D．26.88L
11．在一定温度下，把2molSO2和1molO2通入一个一定容积的密闭容器里。发生如下反应：2SO2＋O2 2SO3当此反应进行到一定程度时，反应混合物就处于化学平衡状态，现在该容器中，维持温度不变，令a,b,c,分别代表初始加入的SO2、O2、SO3的物质的量(mol)如果a、b、c取不同的数值,它们必须满足一定的相互关系，才能保证达到平衡时，反应混合物中三种气体的百分含量仍跟上述平衡时的完全相同，请填写下列空白：
 (1)若a＝0 b＝0 则c＝___
 (2)若a＝0.5 则b＝___ 和c＝___
 (3)a、b、c取值必须满足的一般条件是(请用两个方程式来表示,其中一个只含a和c，L另一个只含b和c) ___________________ ____________________
12． 已知Cl2在70℃的NaOH水溶液中，能发生氧化还原反应，反应完全后测得溶液中NaClO与NaClO3的物质的量比为4∶1。现有49.7g Cl2，将其通入到足量70℃的NaOH水溶液中，反应完全后得500 ml溶液。
（1）写出Cl2在70℃的NaOH水溶液中符合上述条件的总反应方程式。
（2）计算完全反应后生成物NaClO3的物质的量浓度。
能力提高
1．某温度下，在一容积可变的容器中，反应2A（g）+B（g） 2C（g）达到平衡时，A、B和C的物质的量分别为4mol、2 mol和4 mol。保持温度和压强不变，对平衡混合物中三者的物质的量做如下调整，可使平衡右移的是
A．均减半 B．均加倍
C．均增加1 mol D．均减少1 mol
2．在恒温、恒容的条件下，有反应2A（气）+2B（气） C（气）+3D（气），现从两条途径分别建立平衡。途径I：A、B的起始浓度为2mol/L 途径Ⅱ：C、D的起始浓度分别为2mol/L 和6mol/L；则以下叙述中正确的是
A．两途径最终达到平衡时，体系内混合气百分组成相同
B．两途径最终达到平衡时，体系内混合气百分组成不同
C．达到平衡时，途径I的反应速率V（A）等于途径Ⅱ的反应速率为V（A）
D．达到平衡时，途径I所得混合气的密度为途径Ⅱ所得混合气密度的1/2
3．在密闭的容器中，对于反应2SO2（g）+Q2（g） 2SO3（g），SO2和O2起开始时分别为20mol和10mol；达平衡时SO2的转化率为80%。若从SO3开始进行反应，在相同的温度下，欲使平衡时各成分的百分含量与前者相同，则起始时SO3的物质的量及其转化率为
A．10mol和10% B．20mol和20% C．20mol和40% D．20mol和80%
4. 反应 2X(气)+Y(气)＝2Z(气)+热量,在不同温度(T1和T2)及
压强(P1和P2)下, 产物Z的物质的量(nZ)与反应时间(t)的关
系如图所示.下列判断正确的是
 A .T1P2
 C .T1>T2 P1>P2 D .T1>T2 P15．在密闭容器中通人A、B两种气体，在一定条件下反应：
2A(g)+B(g) 2C(g) △H<0
达到平衡后，改变一个条件，下列量（Y）的变化一定符合图中曲线的是
6．关节炎病因是在关节滑液中形成尿酸钠晶体，尤其在寒冷季节易诱发关节疼痛其化学机理为：
①HUr+H2O Ur－+H3O+
②Ur－(aq)+Na+(aq) NaUr(s)
下列对反应②叙述中正确的是
A．反应的△H>0 B．反应的△H<0
C．升高温度平衡向正反应方向移动 D．降低温度平衡向正反应方向移动
7．在加热条件下，木炭与浓H2SO4反应，产生的气体所具有的性质是
A．能使BaCl2溶液变浑浊 B．能使酸性高锰酸钾溶液褪色
C．能使品红试液褪色 D．能使灼热的氧化铜变为亮红色
8．a mol铜跟含b molHNO3的硝酸溶液恰好完全反应，则被还原的HNO3的物质的量一定是
A．（b－2a）mol B．b/4 mol C．2a/3 mol D．2a mol
9．下列关于浓硫酸的叙述正确的是
A．浓硫酸具有吸水性，因而能使蔗糖炭化
B．浓硫酸在常温下可迅速与铜片反应放出二氧化硫气体
C．浓硫酸是一种干燥剂，能够干燥氨气、氢气等气体
D．浓硫酸在常温下能够使铁、铝等金属钝化
10. 将2mol H2O和2molCO置于1L容器中，在一定条件下，加热至高温，发生如下可逆反应：
2H2O（g） 2H2+O2 2CO+O2 2CO2
（1）当上述系统达到平衡时，欲求混合气体的平衡组成，则至少还需要知道两种气体的平衡浓度，但这两种气体不能同时是__________和_________，或_______和_________。（填它们的分子式）
（2）若平衡时O2和CO2的物质的量分别为n（O2）平=a mol，n（CO2）平=b mol。试求：
n（H2O）平=__________________。（用含a b的代数式表示）
11. 实验室可用氯气与铁粉反应制备无水氯化铁，该化合物显棕红色，易潮解，100°C左右升华。下图是两套实验装置，左边相同，右边产品收集装置不同，分别如图（Ⅰ）和（Ⅱ）所示：
试回答：
（1）B中反应的化学方程式为 ，
或 。
（2）D中反应前，需排除装置中空气，应采取的方法是
。
（3）D中反应的化学方程式为 。
（4）装置（Ⅰ）的主要缺点是 。
（5）装置（Ⅱ）的主要缺点是 。
如选用此装置来完成实验，则必须采取的改进措施是：
。
12．恒温、恒压下，在一个可变容积的容器中发生如下发应：
A（气）+B（气） C（气）
（1）若开始时放入1molA和1molB，到达平衡后，生成a molC，这时A的物质的量为 mol。
（2）若开始时放入3 molA和3molB，到达平衡后，生成C的物质的量为 mol。
（3）若开始时放入x molA，2molB和1molC，到达平衡后，A和C的物质的量分别是ymol和3a mol，则x= mol，y= mol。
平衡时，B的物质的量 （选填一个编号）
（甲）大于2 mol （乙）等于2 mol
（丙）小于2 mol （丁）可能大于、等于或小于2mol
作出此判断的理由是 。
（4）若在（3）的平衡混合物中再加入3molC，待再次到达平衡后，C的物质的量分数是 。
II．若维持温度不变，在一个与（1）反应前起始体积相同、且容积固定的容器中发生上述反应。
（5）开始时放入1molA和1molB到达平衡后生成b molC。将b与（1）小题中的a进行比较 （选填一个编号）。
（甲）ab
（丙）a=b （丁）不能比较a和b的大小
作出此判断的理由是 。
参考答案
夯实双基
1.BC　2.A　3.C　4.B　5.B　6.B　7.C　9.BC　10.B
11．(1)c=2 (2)b=0.25和c=1.5 (3)a+c=2 2b+c=2
12. （1）7Cl2 + 14NaOH = 4NaClO + NaClO3 + 9NaCl +7H2O
（2）c(NaClO3)
能力提高
1.C　2.AD　3.B　4.C　5.AC　6.BD　7.BC　8.A　9.D
10.（1）H2O H2， CO CO2 （2）(2－2a－b) mol
11．（1）
或
（2）B中的反应进行一段时间后，看到共绿色气体充满装置，再开始加热D
（3）
（4）导管易被产品堵塞，尾气排入空气，易造成环境污染
（5）产品易受潮解 在瓶E和F之间连接装有干燥剂的装置
12.（1）（1－a） （2）3a （3）2 3－3a 丁
若，B的物质的量小于2mol； 若，B的物质的量等于2mol；
若，B的物质的量大于2mol
（4）
（5）乙 因为（5）小题中容器容积不变，而（1）小题中容器的容积缩小，所以（5）
小题的容器中的压力小于（1）小题容器中的压力，有利于逆向反应，故反应达到平衡
后。
高考聚焦
1.在一定条件下，固定容积的密闭容器中反应：
2NO2(g) 2NO(g) + O2(g)；△H＞0，达到平衡。当改变
其中一个条件X，Y随X的变化符合图中曲线的是
A．当X表示温度时，Y表示NO2的物质的量
B．当X表示压强时，Y表示NO2的转化率
C．当X表示反应时间时，Y表示混合气体的密度
D．当X表示NO2的物质的量时，Y表示O2的物质的量
答案：A
2.对可逆反应4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(g)，下列叙述正确的是
A．达到化学平衡时，4v正（O2） = 5v逆（NO）
B．若单位时间内生成x mol NO的同时，消耗x mol NH3，则反应达到平衡状态
C．达到化学平衡时，若增加容器体积，则正反应速率减小，逆反应速率增大
D．化学反应速率关系是：2v正（NH3） = 3v正（H2O）
答案：A
3.已知反应A2（g）＋2B2（g）2AB2（g）的△H＜0，下列说法正确的是
A 升高温度，正向反应速率增加，逆向反应速率减小
B 升高温度有利于反应速率增加，从而缩短达到平衡的时间
C 达到平衡后，升高温度或增大压强都有利于该反应平衡正向移动
D 达到平衡后，降低温度或减小压强都有利于该反应平衡正向移动
答案：B
4．哈伯因发明了由氮气和氢气合成氨气的方法而获得1918年诺贝尔化学奖。现向一密闭容器中充人1mol N2和3mol H2，在一定条件下使该反应发生。下列有关说法正确的是
A 达到化学平衡时，N2将完全转化为NH3
B 达到化学平衡时，N2、H2和NH3的物质的量浓度一定相等
C 达到化学平衡时，N2、H2和NH3的物质的量浓度不再变化
D 达到化学平衡时，正反应和逆反应的速率都为零
答案：C
P1
P2
B
P1
P2
C
P1
P2
A
P1
P2
D
t
t
t
t
提示：压强越大，反应速率越快，达到平衡所用的时间就越少；此反应为气体体积增大的反应，增大压强平衡向左移动，平衡时Z的体积分数应减少。
提示：此反应为放热反应，降低温度平衡向放热方向即正反应方向移动；温度降低，无论是正反应还是逆反应反应速率均降低。
提示：增加反应物浓度可以加快反应速率；原电池的形成可以加速金属与酸的反应；水与NaCl溶液均使HCl的浓度减小而使反应速率降低。
T2 P1
nz
T2 P2
T1 P2
t
Y
X
X Y
A 再加入A B的转化率
B 再加入C A的体积分数
C 增大压强 A的转化率
D 升高温度 混合气体平均摩尔质量
尿酸根离子
尿酸
A
B
C
D
F
E
D
F
E
浓H2SO4
浓H2SO4
(I)
(II)
NaOH溶液
盐山中学 李龙中 15130816636教 案
课题：第三节 化学平衡的移动(一) 授课班级
课 时
教学目的 知识与技能 1、理解化学平衡状态等基本概念。2、理解化学平衡状态形成的条件、适用范围、特征。
过程与方法 1、用化学平衡状态的特征判断可逆反应是否达到化学平衡状态，从而提高判断平衡状态、非平衡状态的能力。2、利用化学平衡的动态特征，渗透对立统一的辩证唯物主义思想教育。3、加强新知识的运用，找到新旧知识的连接处是掌握新知识的关键，培养学生严谨的学习态度和思维习惯。
情感态度价值观 通过从日常生活、基本化学反应事实中归纳化学状态等，提高学生的归纳和总结能力；通过溶解平衡、化学平衡、可逆反应之间的联系，提高知识的总结归纳能力。
重 点 化学平衡的概念及特征
难 点 化学平衡状态的判断
知识结构与板书设计 第三节 化学平衡一、可逆反应与不可逆反应溶解平衡的建立?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?二、化学平衡状态1、定义：指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。
教学过程
教学步骤、内容 教学方法、手段、师生活动
[引入]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。[讲]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］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？开始加进去的很快就溶解了，加到一定量之后就不溶了。［问］不溶了是否就意味着停止溶解了呢？［讲］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］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。［投影］演示一定量蔗糖分子在水中的溶解过程。［讲］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？在同一条件下,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,叫做可逆反应.可逆反应不能进行完全，［讲］在容积为1L的密闭容器里，加0.01molCO和0.01molH2O(g),的体系中各组分的速率与浓度的变化 ［投影］［讲］开始时c(CO) 、c(H2O)最大，c(CO2) 、c(H2)=0。随着反应的进行，c(CO) 、c(H2O)逐渐减小，正反应速率逐渐减小；c(CO2) 、c(H2)逐渐增大，逆反应速率逐渐增大，进行到一定程度，总有那么一刻，正反应速率和逆反应速率的大小相等，且不再变化 ［板书］二、化学平衡状态1、定义：指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。 ［问］化学平衡有什么特征？［投］化学平衡状态的特征：(1)动：动态平衡v(正)=v(逆)≠0(2)等：v(正)= v(逆)(3)定：反应混合物中各组分的浓度保持一定，各组分的含量保持不变。(4)变：条件改变，原平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡。［小结］对于不同类型的可逆反应，某一物理量不变是否可作为平衡已到达的标志，取决于该物理量在平衡到达前（反应过程中）是否发生变化。若是则可；否则，不行。［随堂练习］1、在一定温度下,可逆反应A(气)+3B(气) 2C(气)达到平衡的标志是A.　C的生成速率与C分解的速率相等 B.　单位时间生成nmolA,同时生成3nmolBC.　单位时间生成B的速率,与生成C的速率相等 （数值）D.　单位时间生成nmolA,同时生成2nmolC2、下列说法可以证明反应 N2+3H2 2NH3 已达平衡状态的是( )A.1个N≡N键断裂的同时,有3个H－H键形成B.1个N≡N键断裂的同时,有3个H－H键断裂C.1个N≡N键断裂的同时,有6个N－H键断裂D.1个N≡N键断裂的同时,有6个N－H键形成3、下列说法中可以充分说明反应: P(气)+Q(气) R(气)+S(气) , 在恒温下已达平衡状态的是A. P、Q、R、S的浓度不再变化 B .P、Q、R、S的分子数比为1:1:1:1C.反应容器内P、Q、R、S共存 D.反应容器内总物质的量不随时间而变化4、在一定温度下的恒容容器中,当下列物理量不再发生变化时,表明反应: A(固)+3B(气) 2C(气)+D(气)已达平衡状态的是（其中只有B气体有颜色） ( )A.混合气体的压强 B.混合气体的密度C.气体的平均分子量 D.气体的颜色 学生举例化学反应存在的限度。
教学回顾：
www.
相等
V正
时间
速率
V逆
盐山中学 李龙中 15130816636第三单元 第三课时 等效平衡
教学目标
1.知识目标：建立等效平衡的观点，理解等效平衡的特征。
2.能力目标：培养学生分析、归纳与综合计算能力。
3.情感目标：结合平衡是相对的、有条件的、动态的等特点对学生进行辩证唯物主义教育，培养学生严谨的学习态度和思维习惯。
重点和难点
等效平衡的建立和特征
教学过程
【引言】： 1L容器800℃时可逆反应
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)
途径1:起始 0.01mol 0.01mol 0 0
平衡 0.005mol 0.005mol 0.005mol 0.005mol
途径2:起始 0 0 0.01mol 0.01mol
平衡 0.005mol 0.005mol 0.005mol 0.005mol
上述两种途径,同一可逆反应;外界条件相同;通过不同的途径(正向和逆向);平衡时同种物质的物质的量相等(同种物质的含量相等)-----效果相同的平衡(等效平衡)
一、等效平衡
当外界条件（恒温恒容或恒温恒压）一定时, 同一可逆反应无论从正反应开始还是从逆反应开始,平衡时平衡混合物中任何相同组分的分数（体积、物质的量）均相等，这样的化学平衡互称为等效平衡。
二、建立等效平衡的条件
1．在恒温恒容条件下，只改变起始时加入物质的物质的量，通过可逆反应的化学计量数比换算成同一半边的物质的物质的量，与原平衡相等，则两平衡等效。___________________
N2＋3H22NH3


则①②③的量相当。
例1: 某温度下，在1L的密闭容器中加入1mol N2、3mol H2，使反应N2+3H2 2NH3达到平衡，测得平衡混合气中N2、H2、NH3分别为0.6 mol、1.8 mol、0.8 mol，如果温度不变，只改变初始加入的物质的量而要求达到平衡时N2、H2、NH3的物质的量仍分别为0.6 mol、1.8mol、0.8 mol，则N2、H2、NH3的加入量用X、Y、Z表示时应满足的条件：
（1）若X=0，Y=0，则Z=___________。
（2）若X=0.75，则Y=__________。
（3）若X=0.45，则Y=_____
（4）X、Y、Z应满足的一般条件是（用含X、Y、Z的关系式表示）______。
2．在恒温恒容条件下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡相同，两平衡等效。___________________
H2(g)＋I2(g) 2HI(g)
途径1 2 mol 1mol 0
途径2 1mol 0 1mol
途径3 4mol 2mol 0
途径4 3mol 1mol 2mol
上述途径与1是否等效？
3．在恒温恒压时，改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学计量数换算成同一半边的物质的物质的量之比与原平衡相同，两平衡等效。__________________
例如：　N2O（g）＋2O2（g）N2O5（g）


①中n（N2O）∶n（O2）=2∶3
②中n（N2O）∶n（O2）=3∶4.5＝2∶3
③n（N2O）∶（O2）=（2.5+1.5）∶（3+3）=2∶3
则①②③的量相当。
例2: 在一个盛有催化剂容积可变的密闭容器中，保持一定的温度和压强，进行以下反应：
N2＋3H22NH3
已知加入1 mol N2、4 mol H2时，达到平衡后生成a mol NH3（见表中已知项），在相同温度和压强下保持平衡后各组分体积分数不变，对下列编号②～④的状态，填写表中空白。
已知编号 始态的物质的量/mol 平衡时NH3的物质的量/mol
N2 H2 NH3
① 1 4 0 a
② 1 0.5a
③ 1.5 6 0
④ m g(g≥4m)
盐山中学 李龙中 15130816636教 案
课题：专题三 化学平衡的有关计算 授课班级
课 时 1
教学目的 知识与技能 掌握平衡计算的基本方法
过程与方法 培养学生分析、归纳、综合计算能力
情感态度价值观 培养学生严谨的学习态度和思维习惯
重 点 平衡问题的处理主要是定性法、半定量法
难 点 极端假设、等效假设、过程假设
知识结构与板书设计 1、物质浓度的变化关系 2、反应物的转化率转化率 == 3、产品的产率产率 == 4、计算模式：aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) 起始量 m n 0 0变化量 ax bx cx dx平衡量 m-ax n-bx cx dx5、平均相对分子质量的变化规律6、气体密度的变化规律
教学过程
教学步骤、内容 教学方法、手段、师生活动
［讲］有关化学平衡的计算，有浓度(起始浓度、转化浓度、平衡浓度)、转化率、产率、平衡时各组分的含量以及气体的平均相对分子质量，气体体积、密度、压强、物质的量等。其常用的关系有：［板书］1、物质浓度的变化关系 ［投影］反应物：平衡浓度== 起始浓度—转化浓度生成物：平衡浓度 == 起始浓度+转化浓度各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中物质的化学计量数之比。［板书］2、反应物的转化率转化率 == 3、产品的产率产率 == 4、计算模式：aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) 起始量 m n 0 0变化量 ax bx cx dx平衡量 m-ax n-bx cx dx［讲］在这里我们要注意的是，各量的单位必须统一，转化量与计量数成比例时，转化量可以是物质的量，物质的量浓度或速率，但不能是质量［投影］例1、在一定条件下，某密闭容器中发生了如下反应：2SO2 (g) + O2(g) 2SO3(g)+Q，反应达到平衡后，SO2、O2、SO3的物质的量之比为3：2：5，保持其他条件不变，升温达到新的平衡时，SO2和O2的物质的量分别是1.4 mol 和0.9 mol ，此时容器内SO3的物质的量为______［讲］由题意可知，温度升高，平衡向逆反应方向移动 解： 2SO2 (g) + O2(g) 2SO3(g)+Q，起始量 3x 2x 5x变化量 2y y 2y平衡量 3x+2y 2x+y 5x-2y则：3x+2y== 1.4 2x+y == 0.9X= 0.4 y = 0.1n(SO3)= 5x-2y== 1.8 mol ［投影］例2、恒温下，将A mol N2与B mol H2的混合气体通入一个固定容积的密闭容器中，发生如下反应：N2(g)+3H2 (g) 2 NH3(g) (1) 若反应进行到某时刻T时，氮气的物质的量为13 mol ，氨气的物质的量为6 mol 则A== ____(2) 反应达到平衡时，混合气体体积为716.8L，(标准状况下)，其中NH3的含量(体积分数)25%，计算氨气的物质的量(3) 原混合气体与平衡时混合气体的总物质的量之比为______(4) 原混合气体中，A：B==_____(5) 达到平衡时，N2和H2的转化率之比_____(6) 平衡混合气体中，n(N2):n(H2):n(NH3)== _______解：(1) N2(g)+3H2 (g) 2 NH3(g)起始量 A B 0 变化量 平衡值 13 6 A= 16 mol (2) n == 716.8/22.4 == 32 mol n(NH3 )== 32*25% == 8 mol (3) N2(g) + 3H2 (g) 2 NH3(g)起始量 A B 0 变化量 X 3X 2X平衡值 A-3X B-3X 2X==8 X== 4A-3X+B-3X+2X== 32A+B==40 32:40==4:5(4) B= 24 A:B== 2:3(5) α(N2)== x/A α(H2 ) == 3x/B α(N2): α(H2 ) ==1:2(6) (a-x):(b-3x):2x == 12:12:8== 3:2:2［随堂练习］1、某温度下，密闭容器内发生如下反应：2 M(g)+N(g) 2E(g)。若开始时只充入2 mol E(g)，达到平衡时，混合气体压强比起始时增大了20%，若开始时，只充入2 mol M和1 mol N的混合气体，则达到平衡时M的转化率为________2、在一个真空固定体积的密闭容器内，充入10molN2和30molH2，发生合成氨反应：N2＋3H22NH3，在一定温度下达到平衡，H2的转化率为25%。若在同一容器中充入NH3，欲达到平衡时的各成份的百分含量与上述平衡时相同，则起始时充入的NH3的物质的量和达到平衡时NH3的转化率是（ ）A、15mol 25% B、20mol 50% C、20mol 75% D、40mol 80%［板书］5、平均相对分子质量的变化规律［投影］以 mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 气体平均摩尔质量M == 平衡前后 ，m不变，则：若m+n == p+q 则M不变若m+n > p+q ，平衡正向移动，则n减小，M增大若m+n < p+q ，平衡正向移动，则n增大，M减小 ［讲］我们要注意的是，有固体、液体参加的反应，平衡前后总质量和总物质的量都发生变化，则M有可能增大也有可能减小。［板书］6、气体密度的变化规律［投影］以 mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 若恒容条件，则密度不变若恒压条件，则体积增大，密度减小 ［讲］我们要注意的是，当混合气体在平衡移动前后总质量发生变化，且恒容时，密度与m总成正比。若m总变化，且恒压时，P与M成正比。［小结］解化学平衡计算的重要思维方法是极值法、差量法、守恒法。对于可逆反应，可利用不归零原则，一般可用 极限分析法推断：即假设反应不可逆，则最多生成产物多少，有无反应物剩余，余多少。极值点不可达到的，可以用来确定范围。也称之为一边倒原则［自我评价］1、平均相对分子质量的变化规律：可逆反应3A(g) 3B( )+C( ),△H>0,随着温度的升高，气体平均相对分子质量有变小的趋势，则下列判断中正确的是( ) A、B和C可能都是固体 B、B和C一定是气体 C、若C为固体，则B一定是气体 D、B和C可能都是气体 2、极限法在一定条件下，将1mol的CO和水蒸气通入容器中发生下述反应：CO +H2O CO2 +H2 ,达到平衡后，测得CO2 为0.6mol，再通入4mol水蒸气，又达到平衡后，CO2 的物质的量为 ( ) A 等于0.6mol B 等于1mol C 大于0.6 mol 小于1mol D 大于1mol 3、假设法(过渡态方法)一定量混合气体在密闭容器中发生如下反应：x A(g) +y B(g)z C(g).该反应达到平衡后，测得A气体的浓度为0.5mol/L。在恒温下将密闭容器扩大到原来的2倍，再次达到平衡后，测得A的浓度为0.3mol/L ,则下列叙述正确的是( )A、平衡向正反应方向移动 B、x+y>z C、C的体积分数降低 D、B的转化率提高4、守恒法温度一定，在一个密闭容器内，发生合成氨反应：N2＋3H22NH3。若充入1molN2和3molH2，反应达到平衡时NH3的体积百分含量为W%。若改变开始时投入原料的量，加入amolN2，bmolH2，cmolNH3，反应达到平衡时，NH3的体积百分含量仍为W%，则：若温度、容器体积恒定a=b=0， c= 若温度、压强恒定a＝b=0， c 若温度、容器体积恒定a=0.75，b= ，c= 若温度、压强恒定a=0.75，b ，c 若温度、压强恒定，则 a、b、c之间必须满足的关系是 5、一边倒原则： ABCDH2613.55N22011.5NH30421温度、催化剂不变，向某一固定体积的密闭容器内按下列各组物质的量加入H2、N2、NH3，反应达平衡时；氨气浓度最大的一组是[ ] 60%C
教学回顾：
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盐山中学 李龙中 15130816636第一单元 化学反应中的热效应
知识点讲解
课标解读
课标要求 学习目标
知道键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。通过生产、生活中的实例了解化学能与热能的相互转化。能举例说明化学能与热能的相互转化，4.了解反应热和焓变的含义，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。 1.化学反应中物质变化和能量变化的实质学会从微观角度认识化学反应的反应热及焓变。2.热化学方程式及其书写、燃烧热及中和热的定义。3.掌握盖斯定律及焓变的简单计算。
知识再现
知识点1. 化学变化中的物质变化与能量变化.
物质变化的实质:旧化学键的断裂和新化学键的生成.
能量变化的实质:破坏旧化学键需要吸收能量,形成新化学键需要放出能量,化学反应过成中,在发生物质变化的同时必然伴随着能量变化.如下图:
也可以从物质能量的角度来理解:
概念:
反应热: 化学反应过程中所释放或吸收的能量,都可以用热量(或换算成相应的热量)来表示,叫反应热.
放热反应: 化学反应过程中释放能量的反应叫放热反应.
吸热反应: 化学反应过程中吸收能量的反应叫吸热反应.
燃烧热:25°C、101kPa时,1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量叫做该物质的燃烧热.单位:kJ/mol或J/mol.
提示: (1)规定要在25°C,101kPa下测出热量,因为温度、压强不定反应热的数值也不相同.
(2)规定可燃物的物质的量为1mol.
(3)规定可燃物完全燃烧生成稳定的化合物所放出的热量为标准.所谓完全燃烧,是指物质中下列元素完全转化成对应的物质:C----CO2 ,H----H2O ,S----SO2 ,等.
中和热:在稀溶液中,酸和碱发生反应时生成1molH2O,这时的反应热叫做中和热.
提示: (1)必须是酸和碱的稀溶液,因为浓酸和浓碱在相互稀释的时候会放热;
(2)强酸和强碱的稀溶液反应才能保证中和热是57.3kJ/mol,而弱酸或弱碱在中和反应中电离吸收热量,其中和热小于57.3kJ/mol;
(3)以1mol水为基准,所以在写化学方程式的时候应该以生成1mol水为标准来配平其余物质的化学计量数.即H2O的系数为1.
常见的吸热反应和放热反应：
吸热反应：其特征是大多数反应过程需要持续加热，如ＣaCO3分解等大多数分解反应，H2和I2、Ｓ、Ｐ等不活泼的非金属化合，Ｂa（OH）2·8H2O和NH4Cl固体反应，CO2和C的反应。
放热反应：燃烧、中和、金属和酸的反应、铝热反应等。
说明：吸热反应有的不需要加热如：Ｂa（OH）2·8H2O和NH4Cl固体反应，多数需要加热，放热反应有的开始时需要加热以使反应启动。即反应的吸、放热与反应条件无关。
知识点2. 化学反应的焓变
概念：
焓：用于表示物质所具有的能量的这一固有性质的物理量，叫做焓。
化学反应的焓变：化学反应过程中反应物总能量与生成物总能量的变化叫做反应的焓变。热化学研究表明，对于在等压条件下进行的化学反应，如果反应中物质的能量变化全部转化为热能（同时可能伴随着反应体系体积的改变），而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反应的反应热就等于反应前后物质的焓的变化。表达为： Qp＝△H
其中：Qp表示在压强不变的条件下化学反应的反应热。
△H＝H（反应产物）－H（反应物）
△H为反应产物的总焓与反应物的总焓之差，称为化学反应的焓变。
知识点3. 热化学方程式及其书写
概念：热化学方程式：能表示参加反应物质的量和反应热之间的关系的化学方程式。
意义：既表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
书写注意事项：
要注明反应物和生成物的聚集状态（若为同素异形体、要注明名称），因为物质呈现哪一种聚集状态，与它们所具有的能量有关，即反应物的物质相同，状态不同，△H也不同。
要注明反应温度和压强。因为△H的大小和反应的温度、压强有关，如不注明，即表示在101kPa和25°C。
热化学方程式中的化学计量数不表示分子个数，而是表示物质的量，故化学计量数可以是整数，也可以是分数。相同物质的化学反应，当化学计量数改变时，其△H也同等倍数的改变。
△H的表示：在热化学方程式中△H的“＋”“－”一定要注明，“＋”代表吸热，“－”代表放热。△H的单位是：kJ/mol或J/mol。
知识点4. 焓变的计算――盖斯定律及其应用
盖斯定律：化学反应不管是一步完成还是几步完成，其反应热是相同的，也就是说，化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体的反应进行的途径无关。如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热和该反应一步完成的反应热相同，这就是盖斯定律。
盖斯定律的应用
盖斯定律在科学研究中具有重要意义。因为有些反应进行的很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的产品不纯（有副反应发生），这给测定反应热造成了困难。此时如果应用盖斯定律，就可以间接的把它们的反应热计算出来。例如：
C（S）＋0.5O2（ｇ）=CO(g)
上述反应在O2供应充分时，可燃烧生成CO2、O2供应不充分时，虽可生成CO，但同时还部分生成CO2。因此该反应的△H无法直接测得。但是下述两个反应的△H却可以直接测得： C（S）＋O2（g）=CO2(g) ； △H1=-393.5kJ/mol
CO（g） ＋0.5 O2（g）＝CO2(g) ；△H2＝-283.0kJ/mol
根据盖斯定律，就可以计算出欲求反应的△H。
分析上述反应的关系，即知
△H1＝△H2＋△H3
△H3＝△H1－△H2＝-393.5kJ/mol －(-283.0kJ/mol)
＝-110.5kJ/mol
由以上可知，盖斯定律的实用性很强。
3．反应热计算
根据热化学方程式、盖斯定律和燃烧热的数据，可以计算一些反应的反应热。
反应热、燃烧热的简单计算都是以它们的定义为基础的，只要掌握了它们的定义的内涵，注意单位的转化即可。
关于热化学方程式的简单计算的依据
a热化学方程式中化学计量数之比等于各物质物质的量之比；还等于反应热之比。
ｂ热化学方程式之间可以进行加减运算。
典题解悟
下列说法正确的是
物质发生化学变化都伴随着能量变化
伴有能量变化的物质变化都是化学变化
在一个确定的化学反应关系中，反应物的总能量与生成物的总能量一定不同
在一个确定的化学反应关系中，反应物的总能量总是高于生成物的总能量
〔解析〕该题主要考察化学反应中能量变化的理解与应用。
物质发生化学反应都伴随着能量变化，伴有能量变化的物质变化不一定是化学变化，物质发生物理变化、核变化（如原子弹的爆炸）也都伴随者能量变化。在一个确定的化学反应中反应物的总能量（设为x）与生成物的总能量（设为y）之间的关系为：①x>y，化学反应为放热反应；②x答案：AC
已知化学反应2C（s）＋O2（g）=2CO（g）、2CO（g）＋O2＝2 CO2（g）都是放热反应据此判断，下列说法不正确的是（其他条件相同）
12gC所具有的能量一定高于28gCO所具有的能量
56gCO和32gO2所具有的总能量大于88gCO2所具有的总能量
12gC和32gO2所具有的总能量大于44g CO2所具有的总能量
将一定量的C燃烧、生成CO2比生成CO时放出的热量多
〔解析〕放出热量的化学反应，反应物的总能量一定高于生成物的总能量。C和CO的燃烧反应都是放热反应因此，B、C两项的说法正确。12g并不是全部的反应物，所以A项的说法不正确。由于C CO放热、CO CO2放热，根据盖斯定律得C CO2比C CO放热多，即D项说法正确。
本题考察的主要是化学反应中的能量变化及其原理的理解和应用。
答案：A
例3. 1g炭与适量的水蒸气反应生成一氧化碳和氢气，吸收10.94kJ的热量，相应的热化学方程式为
C＋H2O＝CO＋H2; △H＝＋10.94kJ/mol
C（s）＋H2O（g）＝CO（g）＋H2（g）; △H＝＋10.94kJ/mol
C（s）＋H2O（g）＝CO（g）＋H2（g）; △H＝＋131.3kJ/mol
0.5C（s）＋0.5H2O（g）＝0.5CO（g）＋0.5H2（g）; △H＝－65.65kJ/mol
〔解析〕热化学方程式的书写应注意：需表明反应物、生成物的状态；放热与吸热，热量数值与反应物的量有关。
答案：C
变形题：沼气是一种能源，它主要是CH4。0.5mol CH4完全燃烧生成CO2和H2O时，放出445kJ的热量，则下列热化学方程式中正确的是（ ）
2 CH4(g)+4O2(g)=2CO2(g)+4H2O(l); △H=+890kJ/mol
CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l); △H=+890kJ/mol
CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l); △H=－890kJ/mol
0.5CH4(g)+O2(g)=0.5CO2(g)+H2O(l); △H=－890kJ/mol
〔解析〕0.5mol CH4完全燃烧生成CO2和H2O时放出445kJ热量，即1mol CH4完全燃烧生成CO2和H2O时，放出890kJ的热量。根据热化学方程式的有关规定，要标明聚集状态，要标出热效应，故符合题意的是C项。
答案：C
例4. 在同温同压下，下列各组热化学方程式Ｑ2>Q1的是
A. 2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（g）; △H＝－Q1
2H2（g）＋O2（g）＝2H2O（l）; △H＝－Q2
S(ｇ)+ O2（g）＝SO2(g)； △H＝－Q1
S(ｓ)+ O2（g）＝SO2(g)； △H＝－Q2
C（s）＋0.5O2(g)＝CO(g)；△H＝－Q1
C（s）＋O2(g)＝CO2(g); △H＝－Q2
H2（g）＋Cl2(g)＝2HCl（g）△H＝－Q1
0.5H2（g）＋0.5Cl2(g)＝HCl（g）△H＝－Q2
〔解析〕应根据热化学方程式特性来分析此问题。①首先分析同一物质不同状态转化的能量变化。例如：Ａ中因H2O（g）　　　　H2O（l）放热、故Ｑ2>Q1；Ｂ中S(ｓ)　　　　　 S(ｇ)　吸热，而且Ｓ在燃烧时必须由固态变为气态才能燃烧。故Ｑ2＜Q1；②其次分析化学计量数的影响，例如：Ｄ中Q1＝２Q2；③再分析不同物质在反应中相互关系及反应热的影响。例如：Ｃ中碳不完全燃烧生成ＣＯ，而ＣＯ还可以燃烧放出热量，故Ｑ2>Q1。
答案：ＡC
变形题：已知：Zn（s）＋S（斜方）＝ZnS（s）；△H1＝－206.0kJ/mol
ZnS（s）＋2 O2＝ZnS O4(s)；△H2＝－776.8kJ/mol
试求由单质反应生成ZnS O4(s)的反应热，即Zn（s）＋S（斜方）＋2 O2＝ZnS O4(s)的△H
〔解析〕虽然这个反应不能直接发生，但是将已知的两个反应式相加：即得：
Zn（s）＋S（斜方）＋2 O2（g）＝ZnS O4(s)
根据盖斯定律：△H＝△H1＋△H2＝－206.0kJ/mol＋（－776.8kJ/mol）＝－982.8kJ/mol
答案：由单质生成ZnS O4(s)的反应热△H＝－982.8kJ/mol
变形题 已知热化学方程式：
Fe2O3(s)＋3CO（s）＝2Fe（s）＋3CO2（g）；△H＝－25kJ/mol
3Fe2O3(s)＋CO（s）＝2 Fe3O4(s)＋CO2（g）；△H＝－47kJ/mol
Fe3O4(s)＋CO（s）＝4 FeO(s)＋CO2（g）；△H＝+19kJ/mol
写出FeO(s)被CO还原成Fe和CO2的热化学方程式 。
〔解析〕依据盖斯定律：不管反应是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。我们可以从题目中的有关方程式分析：从方程式（3）与方程式（1）可看出有我们需要的物质。但是方程式（3）必须通过方程式（2）有关物质才能和方程式（1）结合起来。
答案：将方程式（1）×1/2－方程式（2）×1/6－方程式（3）×1/3；
可表示为（1）×1/2－（2）×1/6－（3）×1/3得：
FeO(s)＋CO（s）＝ Fe(s)＋CO2；△H＝(－25kJ/mol)×1/2－（－47kJ/mol）×1/6－（+19kJ/mol）×1/3＝－11kJ/mol
反应物总能量
反应物总能量
反应物总能量
生成物总能量
生成物总能量
生成物总能量
放热
反应
吸热
反应
反应过程
放热
反应物总能量
生成物总能量
反应过程
吸热
能
量
能
量
盐山中学 李龙中 15130816636教 案
课题：第三节 化学平衡的移动(三) 授课班级
课 时 2
教学目的 知识与技能 理解化学平衡常数的概念，掌握有关化学平衡常数的简单计算
过程与方法 能用化学平衡常数、转化率判断化学反应进行的程度
情感态度价值观 培养学生的逻辑思维能力和科学态度；培养学生理论联系实际能力
重 点 理解化学平衡常数的概念及化学平衡常数的简单计算
难 点 理解化学平衡常数与反应进行方向和限度的内在联系
知识结构与板书设计 三、化学平衡常数(chemical equilibrium constant)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、书写平衡常数表达式时，要注意：(1) 反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，由于其浓度可以看做“1”而不代入公式。(2) 化学平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关4. 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。5、化学平衡常数的应用（1）平衡常数的大小反映了化学反应进行的程度（也叫反应的限度）。K值越大，表示反应进行得越完全，反应物转化率越大；K值越小，表示反应进行得越不完全 ，反应物转化率越小 。（2）判断正在进行的可逆是否平衡及反应向何方向进行：对于可逆反应：mA(g)+ nB(g)pC(g)+ qD(g)，在一定的温度下的任意时刻，反应物的浓度和生成物的浓度有如下关系：Qc=Cp(C)·Cq(D)/Cm(A)·Cn(B)，叫该反应的浓度商。Qc＜K ，V正>V逆，反应向正反应方向进行Qc＝K ，V正==V逆，反应处于平衡状态Qc＞K ，V正教学过程
教学步骤、内容 教学方法、手段、师生活动
［复习提问］什么叫化学平衡？化学平衡的特征有哪些？?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。［引入］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(chemical equilibrium constant)[探究活动］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？［投影］在457.6℃时，反应体系中各物质浓度的有关数据如下：起始时各物质的浓度（mol·L—1）平衡时各物质的浓度（mol·L—1）平衡常数H2I2HIH2I2HI1.197×10—26.944×10—305.617×10—35.936×10—41.270×10—248.381.228×10—29.964×10—303.841×10—31.524×10—41.687×10—248.611.201×10—28.403×10—304.580×10—39.733×10—41.486×10—249.54001.520×10—21.696×10—31.696×10—41.181×10—248.48001.287×10—21.433×10—31.433×10—41.000×10—248.71003.777×10—24.213×10—34.231×10—42.934×10—248.81化学平衡常数平均值48.74［讲］分析上表的数据，可么得出以下结论：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[副板书]一定温度下：［讲］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。[投影]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)000.010.010.0050.0050.0050.005［副板书］结论：达到平衡时 =1.0（常数）［问］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？［讲］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=［讲］在应用平衡常数表达式时，稀溶液中的水分子浓度可不写。因为稀溶液的密度接近于1g/mL。水的物质的量浓度55.6 mol/L。在化学变化过程中，水量的改变对水的浓度变化影响极小，所以水的浓度是一个常数，此常数可归并到平衡常数中去。对于非水溶液中的反应，溶剂的浓度同样是常数。［讲］当反应中有固体物质参加时，分子间的碰撞只能在固体表面进行，固体的物质的量浓度对反应速率和平衡没有影响。因此，固体的“浓度”作为常数，在平衡表达式中，就不写固体的浓度。［板书］3、书写平衡常数表达式时，要注意：(1) 反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，由于其浓度可以看做“1”而不代入公式。［讲］化学平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。同一个化学反应，由于书写方式不同，各反应物、生成物的化学计量数不同，平衡常数不同。但是这些平衡常数可以相互换算。例如：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的平衡常数为K1，1/2N2(g)+3/2H2(g)NH3(g)的平衡常数为K2，NH3(g)1/2N2(g)+3/2H2(g)的平衡常数为K3；写出K1和K2的关系式： K1=K22 。［板书］(2) 化学平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关［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？［讲］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]4. 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。［问］什么叫反应物的转化率？［副板书］某指定反应物的转化率=×100%?［随堂练习］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)[分析]在写表达式时注意③、④中固体物质的浓度为1，不写出。【例1】在某温度下，将H2和I 2各0.10mol的气态混合物充入10L的密闭容器中，充分反应，达到平衡后，测得c(H2)=0.008 0 mol/L。 （1）求该反应的平衡常数。 （2）在上述温度下，该容器中若通入H2和I2蒸气各0.20 mol，试求达到化学平衡状态时各物质的浓度。【解】（1）依题意可知，平衡时c(H2)=0.008 0 mol/L，消耗c(H2)=0.002 0 mol/L，生成c(HI)=0.004 0 mol/L H2 + I2 2HI起始时各物质浓度/mol·L—1 0.010 0.010 0平衡时各物质浓度/ mol·L—1 0.008 0 0.008 0 0.004 0 答：平衡常数为0.25。（2）依题意可知，c(H2)=0.020 mol/L， c(I2)=0.020 mol/L设H2的消耗浓度为x。则： H2 + I2 2HI平衡时各物质浓度/ mol·L—1 0.020－x 0.020－x 2x 因为K不随浓度发生变化，解得x=0.004 0 mol/L平衡时c(H2)= c(I2)=0.016 mol/L c(HI)=0.008 0 mol/L答：c(H2)= c(I2)=0.016 mol/L，c(HI)=0.008 0 mol/L。【例2】在密闭容器中，将2.0 mol CO与10 mol H2O混合加热到800℃，达到下列平衡CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) K=1.0求CO转化为CO2的转化率。【解】设x为达到平衡时CO转化为CO2的物质的量，V为容器容积。 CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) 起始浓度 平衡浓度 CO转化为CO2的转化率为： 答：CO转化为CO2的转化率为83%。［讲］根据上述两道例题，小结一下化学平衡常数的应用。[板书]5、化学平衡常数的应用（1）平衡常数的大小反映了化学反应进行的程度（也叫反应的限度）。K值越大，表示反应进行得越完全，反应物转化率越大；K值越小，表示反应进行得越不完全 ，反应物转化率越小 。［讲］一般地说，K>105时，该反应进行得就基本基本完全。[板书]（2）判断正在进行的可逆是否平衡及反应向何方向进行：对于可逆反应：mA(g)+ nB(g)pC(g)+ qD(g)，在一定的温度下的任意时刻，反应物的浓度和生成物的浓度有如下关系：Qc=Cp(C)·Cq(D)/Cm(A)·Cn(B)，叫该反应的浓度商。Qc＜K ，V正>V逆，反应向正反应方向进行Qc＝K ，V正==V逆，反应处于平衡状态Qc＞K ，V正教学回顾：
www.
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