《化學反應原理》全冊教案.doc

《《化學反應原理》全冊教案.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《《化學反應原理》全冊教案.doc（44頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

教學過程： 一、化學反應速率 1.定義：用單位時間內反應物濃度的減少或生成物的濃度增加來表示。 若濃度用物質的量（C）來表示，單位為：mol/L，時間用t來表示，單位為：秒（s）或分（min）或小時（h）來表示，則化學反應速率的數(shù)學表達式為： V == △C/ t 單位是：mol/（Ls） 或 mol/（Lmin） 或 mol/（Lh） 化學反應速率是用單位時間內反應物或生成物的量變化來表示，通常用單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示，其數(shù)學表達式可表示為 【例題】在2L的密閉容器中，加入1mol和3mol的H2和N2，發(fā)生 N2 + 3H2 2NH3 ，在2s末時，測得容器中含有0.4mol的NH3，求該反應的化學反應速率。 解： N2 + 3H2 2NH3 起始量（mol）： 1 3 0 2s末量（mol）： 1-0.2 3-0.6 0.4 變化量（mol）： 0.2 0.6 0.4 則 VN2==0.2/22==0.05 mol/（Ls） VH2==0.6/22==0.15 mol/（Ls） VNH3==0.4/22==0.1 mol/（Ls） 【明確】理解化學反應速率的表示方法時應注意的幾個問題： 1.上述化學反應速率是平均速率，而不是瞬時速率。 2.無論濃度的變化是增加還是減少，一般都取正值，所以化學反應速率一般為正值。 3.對于同一個反應來說，用不同的物質來表示該反應的速率時，其數(shù)值不同，但每種物質都可以用來表示該反應的快慢。 4.在同一個反應中，各物質的反應速率之比等于方程式中的系數(shù)比。即： VN2 ：VH2 ： VNH3 ==== 1 ：3 ：2 5.對于在一個容器中的一般反應 aA + bB == cC + dD來說有： VA ：VB ：VC ：VD === △CA ：△CB ：△CC ：△CD === △nA ：△nB ：△nC ：△nD ==== a ：b ：c ：d 6.用化學反應速率來比較不同反應進行得快慢或同一反應在不同條件下反應的快慢時，應選擇同一物質來比較。例如： 可逆反應A（g）+ B（g） C（g）+ D（g） ，在四種不同情況下的反應速率如下，其中反應進行得最快的是（ B ） A. VA==0.15mol/Lmin B. VB==0.6 mol/Lmin C. VC==0.4 mol/Lmin D.VD==0.01 mol/Ls 對化學反應速率要注意以下幾個問題： 1、物質濃度是物質的量濃度以mol/L為單位，時間單位通?？捎胹、min、h表示，因此反應速率的與常見單位一般為mol/(ls)、mol/(lmon)或mol/(lh)。 2、化學反應速率可用反應體系中一種反應物或生成物濃度的變化來表示，一般是以最容易測定的一種物質表示之，且應標明是什么物質的反應速率。 3、用不同的物質表示同一時間的反應速率時其數(shù)值可能不同，但表達的意義是相同的，各物質表示的反應速率的數(shù)值有相互關系，彼此可以根據(jù)化學方程式中的各化學計量數(shù)進行換算： 對于反應來說，則有。 4、一般說在反應過程中都不是等速進行的，因此某一時間內的反應速率實際上是這一段時間內的平均速率。 二、外界條件對化學反應速率的影響： （一）在其它條件不變的情況下，濃度對化學反應速率的影響 【表征性抽象】當其它條件不變時，增加反應物的濃度，可以增大反應的速率。 【原理性抽象】為什么增大反應物的濃度會影響反應速率呢？ （明確）當增加反應物的濃度時，活化分子的數(shù)量增加，有效碰撞的頻率增大，導致反應速率增大。 【對結論的再理解】1.一個反應的速率主要取決于反應物的濃度，與產(chǎn)物的濃度關系不大 2.對于可逆反應aA +bB cC + dD來說，正反應的速率只取決于A、B兩種物質的濃度，與C、D兩種物質的濃度關系不大。而逆反應的速率只取決于C、D兩種物質的濃度，與A、B兩種物質的濃度關系不大。增加A或B的濃度只可以使正反應的速率增大，不會影響逆反應的速率。3.固體和純液體的濃度是一個常數(shù)，所以增加這些物質的量，不會影響反應的速率。 【應用】1.用飽和食鹽水代替水制乙炔，以減緩太快的反應速率。 2. 制Fe（OH）2時，通過降低NaOH溶液的含氧量（給溶液加熱）來降低Fe（OH）2被氧化的速率。 （二）在其它條件不變的情況下，壓強對化學反應速率的影響 【提出問題】壓強是怎樣對化學反應速率進行影響的？ 【收集事實】途徑：已有的實驗知識 （提出以下幾個實驗）對比 1. 10ml、0.1mol/L的Na2S2O3溶液與0.1摩/升的硫酸10毫升反應的實驗。 2. CaO固體與SiO2固體在高溫下反應生成CaSiO3。 3. SO2 與O2在一密閉容器內反應生成SO3。 （討論）給上述三個反應的容器加壓，三個反應的反應物的濃度是怎樣變化的？ 【事實的處理】列表比較 編號 反應物的狀態(tài) 加壓后反應物濃度變化 加壓后反應的速率變化 1 2 3 【表征性抽象】對于有氣體參加的反應來說，當溫度一定時，增大體系的壓力，反應速率會加大。 【原理性抽象】為什么增大壓強會影響有氣體參加的化學反應的速率？ （明確）1.一定量氣體的體積與其所受的壓強成正比。這就是說，如果氣體的壓強增大到原來的2倍，氣體的體積就縮小到原來的一半，單位體積內的分子數(shù)就增多到原來的2倍，即體系中各個物質的濃度都增加，所以化學反應速率增大。相反，減小壓強，氣體的體積就擴大，濃度減小，因而反應速率減小。 2.如果參加反應的物質是固體、液體或溶液時，由于改變壓強對它們的體積改變很小，因而它們的濃度改變也很小，可以認為壓強與它們的反應速率無關。 【結論的再理解】1.壓強對反應速率的影響是通過改變濃度而影響反應速率的。我們在分析壓強對反應速率的影響時，應最終落實到濃度上，將壓強問題轉化為濃度問題。 2. 對于那些反應物和生成物都有氣體參加的可逆反應來說，增大體系的壓強，反應物和生成物的濃度都增加，所以，正反應的速率和逆反應的速率都增大。 （三）在其它條件不變的情況下，溫度對化學反應速率的影響 【提出問題】溫度是怎樣對化學反應速率進行影響的？ 【收集事實】途徑：1.觀察演示實驗。 2. 回顧過去已有的化學知識和所掌握的實驗事實。 『演示實驗』10ml同濃度的Na2S2O3溶液分別在不同溫度下與0.1摩/升的硫酸10毫升反應的對比實驗 『復習回顧』1. Cu與濃硫酸在常溫條件下和在加熱條件下反應情況的對比。 2. Mg條分別與冷水和沸水的反應情況的對比。 【實驗事實的處理】1.化學用語化（寫方程式） （1） Na2S2O3 + H2SO4 == Na2SO4 + SO2 + S↓+ H2O 或 S2O32- + 2H+ == SO2 + S↓+ H2O （2）Cu + 2H2SO4（濃）=== CuSO4 +2 SO2↑+2 H2O （3 ）Mg +2H2O === Mg（OH）2 + 2H2↑ 2. 表格化 （1）同濃度的Na2S2O3溶液在不同溫度下與0.1摩/升的硫酸10毫升反應的對比表 編 號 0.1mol/L的 Na2S2O3 0.1mol/L的 H2SO4 反應溫度 （℃） 反應中出現(xiàn)渾濁的時間 （秒） 1 10ml 10ml 冷水 2 10ml 10ml 熱水 (2）Cu與濃硫酸在常溫條件下和在加熱條件下反應情況對比表 編號 Cu與濃硫酸在常溫條件下反應 Cu與濃硫酸在加熱條件下反應 1 2 （3）Mg條分別與冷水和沸水的反應情況對比表 編號 Mg條與冷水反應 Mg條與熱水反應 1 2 【表征性抽象】在其它條件不變的情況下，升高溫度，化學反應要加快。經(jīng)過實驗測定，溫度每升高10℃，反應速率通常要增大到原來的2~4倍。 【原理性抽象】為什么升高溫度會使反應速率加快？ （明確）當反應物濃度一定時，分子總數(shù)一定，升高溫度，反應物分子的能量增高，是活化分子的百分比增大，因而活化分子數(shù)量增多，有效碰撞頻率增大，所以，反應速率加大。 【對結論的再理解】對于可逆反應來說，升高體系的溫度，反應物和生成物中的活化分子數(shù)都增加，所以，正反應的速率和逆反應的速率都增大。 【應用】1.在實驗室進行化學反應時，常常通過給反應物加熱來增大反應的速率。 2. 合成氨工業(yè)中，是在500℃的條件下進行反應，以加快反應進行的速度。 3. 為防止食品變質，我們將食品放入冰箱中保存，以降低食品變質的速率。 （四）催化劑對化學反應速率的影響 【提出問題】催化劑是怎樣影響化學反應速率的？ 【收集事實】途徑：1.觀察演示實驗。2.回顧已有知識 （演示實驗）過氧化氫分解的對比實驗 （復習回顧）用KClO3制氧氣的實驗 【實驗事實的處理】1.寫化學方程式 （1） 2H2O2 == 2H2O + O2↑ （2） 2KClO3 == 2KCl +3O2↑ 2. 列表對比 （1）過氧化氫分解實驗的對比表 編號 無催化劑時的反應情況 有催化劑時的反應情況 1 2 （2）用KClO3制氧氣實驗的對比表 編號 無催化劑時的反應情況 有催化劑時的反應情況 1 2 【表征性抽象】催化劑能加快化學反應速率。 【原理性抽象】為什么催化劑能加快化學反應速率？ （明確）當溫度和反應物濃度一定時，使用催化劑可使反應途徑發(fā)生改變，從而降低了反應的活化能，使得活化分子的百分比增大，因此活化分子的數(shù)目增多，有效碰撞頻率增大，故 化學反應速率加大。 【對結論的再認識】1.催化劑改變化學反應速率的原因僅僅是改變始態(tài)到終態(tài)的途徑，不改變反應的結果。例： （1）在加熱條件下： 2Cu + O2 == 2CuO 2CuO +2 CH3CH2OH == 2Cu +2 CH3CHO + 2H2O （2）氮的氧化物破壞臭氧： NO + O3 == NO2 + O2 NO2 + O ==NO + O2 2. 能加快反應速率的催化劑叫正催化劑；能減慢化學反應速率的催化劑叫負催化劑。 3. 對可逆反應而言，正催化劑使正、逆反應速率都加快，且加快的程度相同。相反，負催化劑使正、逆反應速率都減小，且減小的程度相同。 【應用】催化劑在現(xiàn)代化學和化工生產(chǎn)中占有極為重要的地位。大約85%的反應需要催化劑。尤其是現(xiàn)代大型化工業(yè)、石油工業(yè)中，很多反應還必須使用性能良好的催化劑。例；接觸法制硫酸工業(yè)。 第三節(jié) 化學平衡（第一課時） 教學目標 1．使學生建立化學平衡的觀點，并通過分析化學平衡的建立，增強學生的歸納和形象思維能力。 2．使學生理解化學平衡的特征，從而使學生樹立對立統(tǒng)一的辯證唯物主義觀點。 教學重點 化學平衡的建立和特征。 教學難點 化學平衡觀點的建立。 教學過程 [引言]： 化學反應速率討論的是化學反應快慢的問題，但是在化學研究和化工生產(chǎn)中，只考慮化學反應進行的快慢是不夠的，因為我們既希望反應物盡可能快地轉化為生成物，同時又希望反應物盡可能多地轉化為生成物。例如在合成氨工業(yè)中，除了需要考慮如何使N2和H2盡快地轉變成NH3外，還需要考慮怎樣才能使更多的N2和H2轉變?yōu)镹H3，后者所說的就是化學反應進行的程度問題——化學平衡。 一、 可逆反應與不可逆反應（閱讀教材27頁理解可逆反應的概念） 1、可逆反應的概念：在 下，既可以向 進行，同時，又可以向 進行的反應。 如： 注意：1、 2、 3、 2、不可逆反應：能進行到底的反應 如：H2的燃燒： 酸堿中和： 生成沉淀的發(fā)應： 生成氣體的反應： 一些氧化還原反應： 二、化學平衡狀態(tài) 思考1：對于不可逆反應存在化學平衡嗎？化學平衡的研究對象是什么？ 思考2：什么是化學平衡?化學平衡是如何建立的?下面我們就來討論這一問題。 1、化學平衡的建立 類比：溶解平衡的建立：（以蔗糖為例） 開始時： 平衡時： 結論：。 那么對于可逆反應來說，又是怎樣的情形呢?我們以CO和H2O (g)的反應為例來說明化學平衡的建立過程。 CO + H2O (g) CO2 + H2 開始濃度 0．01 0．01 0 0 一段時間后0．005 0．005 0．005 0．005 如圖： 歸納： 反應開始： 反應過程中： 一定時間后： 思考：當可逆反應達到平衡狀態(tài)時，反應是否停止了? 2、化學平衡的定義： 在 下的 反應里，正反應和逆反應速率 ，反應混合物中各組分的 或 保持不變的狀態(tài)。 3、化學平衡的特征： (1)條件： (2)對象： (3) 等： (4) 動： (5) 定： 4、應用： 例1、可逆反應2NO22NO + O2在密閉容器中反應，達到平衡狀態(tài)的標志是( ) ①單位時間內生成n mol O2 的同時生成2n mol NO2 ②單位時間內生成n mol O2的同時，生成2n mol NO ③用NO2 、NO、O2的物質的量濃度變化表示的反應速率的比為2∶2∶1的狀態(tài) ④混合氣體的顏色不再改變的狀態(tài) ⑤混合氣體的密度不再改變的狀態(tài) ⑥混合氣體的平均相對分子質量不再改變的狀態(tài)l A．① ④ ⑥ B．② ③ ⑤ C．① ③ ④ D．① ② ③ ④ ⑤ ⑥ 第三節(jié) 化學平衡（第二課時） 教學目標： 正確理解濃度、溫度對化學平衡的影響，并能利用勒夏特列原理加以解釋。 教學重點： 理解濃度、溫度對化學平衡的影響。 教學難點： 勒夏特列原理的歸納總結。 教 學 過 程 【引入】： 我們知道：不同溫度下物質的溶解度不同。那么對于t0時達到溶解平衡狀態(tài)的飽和溶液，當升高或降低溫度至t1時： 若：溶解度增大，固體溶質繼續(xù)溶解，則V（溶解） V（結晶） 溶解度減小，固體溶質析出，則V（溶解） V（結晶） 那么溶解平衡狀態(tài)被打破，繼而建立一種新的溶解平衡，也就是說： 條件改變，溶解平衡移動。 那么： 化學平衡是否也只有在一定條件下才能保持？當條件（濃度、壓強、溫度等）改變時，平衡狀態(tài)是否也會發(fā)生移動？ 【實驗探究一】：探究濃度變化對化學平衡的影響 實驗原理：已知在K2Cr2O7的溶液中存在如下平衡： Cr2O72－ + H2O 2CrO42－ + 2H+ K2Cr2O7為橙色，K2CrO4為黃色。 實驗步驟：①取兩支試管各加入5ml0.1mol/L K2Cr2O7溶液，然后按下表步驟操作，觀察并記錄溶液顏色的變化。 步驟 滴加3~~10滴濃H2SO4 滴加10~~20滴6 mol/LNaOH K2Cr2O7溶液 實驗結論： 【實驗探究二】：探究濃度變化對化學平衡的影響 實驗原理：Fe3＋ ＋3SCN－ Fe（SCN）3 （紅色） 實驗步驟：向盛有5 ml0.005mol/L FeCl3溶液的試管中加入5 ml0.01mol/L KSCN溶液，溶液顯紅色。 （1）將上述溶液均分置于兩支試管中；向其中一支試管中加入飽和FeCl3溶液4滴，充分振蕩，觀察溶液顏色變化；向另一支試管滴加4滴1 mol/L KSCN溶液，觀察溶液顏色變化。 （2）向上述兩支試管中各滴加0.01mol/LNaOH溶液3~~5滴，觀察現(xiàn)象，填寫下表。 編號 1 2 步驟（1） 滴加飽和FeCl3溶液 滴加1 mol/L KSCN溶液 現(xiàn)象 步驟（2） 滴加NaOH溶液 滴加NaOH溶液 現(xiàn)象 結論 【思考與交流】 1、 上述兩個實驗中，化學平衡狀態(tài)是否發(fā)生了改變？你是如何判斷的？ 2、從中你能否推知影響化學平衡狀態(tài)的因素？ 小結： （1）濃度對化學平衡的影響的規(guī)律 在其他條件不變的情況下，增大反應物濃度或減小生成物濃度，都可以使平衡向著 移動；增大生成物濃度或減小反應物濃度，都可以使平衡向著 移動。 （2）用v-t圖表示化學平衡的移動： V′正 V正 v v V′逆 V正 例： V逆 V逆 t t ①舊的化學平衡 ②增大反應物的濃度 請同學們用v-t圖表示下列平衡的移動： ③減少反應物的濃度 ④增大生成物的濃度 ⑤減少生成物的濃度 說明：（1） （2） （3） （4） 【實驗探究三】：溫度對化學平衡的影響（閱讀教材30頁實驗2-7） 實驗原理： 實驗步驟： 實驗現(xiàn)象： 結論： v-t圖表示： 化學反應速率、化學平衡、平衡移動三者之間的關系 以一般反應：mA（氣）+n B（氣）= p C（氣）+qD（氣）+Q（千焦）通式為例來討論濃度，溫度，壓強，催化劑等對三者的影響極其規(guī)律。 反應特征 改變條件 v—t圖象 改變條件瞬間 達到平衡前 平衡移動方向 達到新平衡 v正 v逆 v正與v逆的關系 A轉化率 B轉化率 Q＞0 升高溫度 ↑ ↑ < ← ↓ ↓ 降低溫度 Q < 0 升高溫度 ↑ ↑ > → ↑ ↑ 降低溫度 m+n → ↑ ↑ V變小 增大壓強 減小壓強 m+n=p+q 加入惰性氣體 V不變 — — = — — — V變大 ↓ ↓ = — — — V變小 增大壓強 減小壓強 m+n>p+q 加入惰性氣體 V不變 — — = — — — V變大 ↓ ↓ < ← ↓ ↓ V變小 增大壓強 減小壓強 注:用“=”表示相等 “↑”表示升高或增加 “↓”表示降低或減少 “—”表示無關或不變 “V”表示體積 “v”表示速率 化學平衡常數(shù) 【學習目標】： 1、化學平衡常數(shù)的概念 2、運用化學平衡常數(shù)對化學反應進行的程度判斷 3、運用化學平衡常數(shù)進行計算，轉化率的計算 【學習過程】： ［引言］當一個可逆反應達到化學平衡狀態(tài)時，反應物和生成物的濃度之間有怎樣的定量關系，請完成44頁［問題解決］，你能得出什么結論？ 一、化學平衡常數(shù) 1、定義：在一定溫度下，當一個可逆反應達到平衡狀態(tài)時，生成物濃度以系數(shù)為指數(shù)的冪的乘積與反應物濃度以系數(shù)為指數(shù)的冪的乘積的比值是一個常數(shù)。這個常數(shù)就是該反應的化學平衡常數(shù)（簡稱平衡常數(shù)） 2、表達式：對于一般的可逆反應，mA（g）+ nB（g）pC（g）+ qD（g） 當在一定溫度下達到平衡時，K==cp(C)cq(D)/cm(A)cn(B) 閱讀45頁表2-7，你能得出什么結論？ 3、平衡常數(shù)的意義： （1）平衡常數(shù)的大小反映了化學反應進行的 程度 （也叫 反應的限度 ）。 K值越大，表示反應進行得 越完全 ，反應物轉化率 越大 ； K值越小，表示反應進行得 越不完全 ，反應物轉化率 越小 。 （2）判斷正在進行的可逆是否平衡及反應向何方向進行： 對于可逆反應：mA(g)+ nB(g)pC(g)+ qD(g)，在一定的溫度下的任意時刻，反應物的濃度和生成物的濃度有如下關系：Qc=Cp(C)Cq(D)/Cm(A)Cn(B)，叫該反應的濃度商。 Qc＜K ，反應向 正反應方向 進行 Qc＝K ，反應處于平衡狀態(tài) Qc＞K ，反應向 逆反應方向 進行 （3）利用Ｋ可判斷反應的熱效應 若升高溫度，Ｋ值增大，則正反應為 吸熱 反應(填“吸熱”或“放熱”)。 若升高溫度，Ｋ值減小，則正反應為 放熱 反應(填“吸熱”或“放熱”)。 閱讀45頁表2-8、2-9，你能得出哪些結論？ 二、使用平衡常數(shù)應注意的幾個問題： １、化學平衡常數(shù)只與 有關，與反應物或生成物的濃度無關。 2、在平衡常數(shù)表達式中：水(液態(tài))的濃度、固體物質的濃度不寫 C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)，K=c(CO)c(H2)/c(H2O) Fe(s)+CO(g)Fe(s)+CO2(g)，K=c(CO2)/c(CO) 3、化學平衡常數(shù)表達式與化學方程式的書寫有關 例如：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的平衡常數(shù)為K1，1/2N2(g)+3/2H2(g)NH3(g)的平衡常數(shù)為K2，NH3(g)1/2N2(g)+3/2H2(g)的平衡常數(shù)為K3； 寫出K1和K2的關系式： K1=K22 。 寫出K2和K3的關系式： K2K3=1 。 寫出K1和K3的關系式： K1K32=1 。 三、某個指定反應物的轉化率=100% 或者=100% 或者=100% 轉化率越大，反應越完全！ 四、有關化學平衡常數(shù)的計算：閱讀46頁例1和例2。完成47頁問題解決。 【課堂練習】： 1、設在某溫度時，在容積為1L的密閉容器內，把氮氣和氫氣兩種氣體混合，反應后生成氨氣。實驗測得，當達到平衡時，氮氣和氫氣的濃度各為2mol/L，生成氨氣的濃度為3mol/L，求這個反應在該溫度下的平衡常數(shù)和氮氣、氫氣在反應開始時的濃度。 (答案:K=0.5625 氮氣、氫氣在反應開始時的濃度分別為3.5mol/L和6.5mol/L) 2、現(xiàn)有一定溫度下的密閉容器中存在如下反應：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)，知CO和H2O的起始濃度均為2mol/L經(jīng)測定該反應在該溫度下的平衡常數(shù)K=2.60，試判斷， （1）當CO轉化率為50％時，該反應是否達到平衡狀態(tài)，若未達到，哪個方向進行？ （2）達平衡狀態(tài)時，CO的轉化率應為多少？ （3）當CO的起始濃度仍為2mol/L，H2O的起始濃度為6mol/L時，CO的轉化率為多少？ (答案:（1）不平衡,反應向正方向進行,（2）61.7% （3）86.5%) 3、在一定體積的密閉容器中，進行如下反應：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)，其化學平衡常數(shù)K和溫度t的關系如下表所示： t℃ 700 800 830 1000 1200 K 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6 回答下列問題： ⑴該反應化學平衡常數(shù)的表達式：K= c(CO)c(H2O)/c(CO2)c(H2) ； ⑵該反應為 吸熱 （填“吸熱”或“放熱”）反應； ⑶下列說法中能說明該反應達平衡狀態(tài)的是 B A、容器中壓強不變 B、混合氣體中c(CO)不變 C、混合氣體的密度不變 D、c(CO) = c(CO2) E、化學平衡常數(shù)K不變 F、單位時間內生成CO的分子數(shù)與生成H2O的分子數(shù)相等 ⑷某溫度下，各物質的平衡濃度符合下式：c(CO2)c(H2)=c(CO)c(H2O)，試判此時的溫度為 830℃ 。 化學反應進行的方向 【教學目標】 1、 了解反應的自發(fā)性與反應過程中能量變化及熵值變化的關系； 2、 能夠用熵增原理判斷化學反應進行的方向。 【教學重難點】 能夠用熵增原理判斷化學反應進行的方向 【教學過程設計】 〖引入〗水往低處流，而不會自發(fā)的向上流；一般在室溫下，冰塊會融化，鐵器在潮濕空氣中會生銹，甲烷與氧氣的混合氣體遇明火就燃燒，這些過程都是自發(fā)的。這些不用借助于外力就可以自動進行的自發(fā)過程的共同特點是，體系會對外部做功或釋放熱量，即體系趨向于從高能狀態(tài)轉變?yōu)榈湍軤顟B(tài)。那是否就意味著放熱反應自發(fā)進行，吸熱反應就是非自發(fā)進行呢？ 〖副板書〗在25℃和1．01105Pa時， 2N2O5(g)== 4NO2(g)+O2(g) ?H=56．7 kJ／mol (NH4)2CO3(s)== NH4 HCO3(s)+NH3(g) ?H=74．9 kJ／mol 〖分析〗不難看出，上述兩個反應都是吸熱反應，顯然只根據(jù)反應熱（焓變）來判斷反應進行的方向是不全面的。那么究竟如何來判斷反應的自發(fā)性呢？ 科學家根據(jù)體系存在著力圖使自身能量趨于“最低”和由“有序”變?yōu)椤盁o序”的自然現(xiàn)象，提出了互相關聯(lián)的能量判據(jù)和熵判據(jù)，為最終解決反應自發(fā)性問題提供了必要的依據(jù)。 〖講解〗除自發(fā)的化學反應外，還有一類自發(fā)過程，例如放在同一密閉容器中的氣體或液體物質(也包括能夠揮發(fā)的固態(tài)物質)的蒸汽，不需要外界的任何作用，氣態(tài)物質會通過分子的擴散自發(fā)地形成均勻混合物。這種現(xiàn)象可以推廣到相互接觸的固體物質體系，經(jīng)過長期放置后，人們能夠找到通過擴散而進入的另一種固體中的原子或分子(這種現(xiàn)象可以作為純物質難以保存的最本質的解釋)。又如把硝酸銨溶于水雖然要吸熱，它卻能夠自發(fā)地向水中擴散。為了解釋這樣一類與能量狀態(tài)的高低無關的過程的自發(fā)性，人們提出在自然界還存在著另一種能夠推動體系變化的因素，即在密閉條件下，體系有由有序自發(fā)地轉變?yōu)闊o序的傾向。因為與有序體系相比，無序體系“更加穩(wěn)定”，可以采取更多的存在方式。以撲克牌為例，經(jīng)過多次的洗牌之后，嚴格按照花色和序號排列的機會與花色序號毫無規(guī)律的混亂排列的機會相比，大概要相差幾十個數(shù)量級?？茖W家把這種因素稱作熵。 〖板書〗熵： 1、概念：描述體系混亂度的物理量 2、符號：S 3、單位：J?mol-1?K-1 4、熵判據(jù)：在與外界隔離的體系中，自發(fā)過程將導致體系的熵增大，這個原理也叫做熵增原理。在用來判斷過程的方向時，就稱為熵判據(jù)。 5、同一物質的熵與其聚集狀態(tài)有關：S（g）>S（l）>S（s） 6、熵變（?S）：?S==反應物總熵—生成物總熵 7、反應進行方向的判斷方法： ?H—T?S<0 反應能自發(fā)進行 ?H—T?S=0 反應達到平衡狀態(tài) ?H—T?S>0 反應不能自發(fā)進行 〖講解〗在溫度、壓強一定的條件下，焓因素和熵因素共同決定一個化學反應的方向。放熱反應的焓變小于零，熵增加反應的熵變大于零，都對?H—T?S<0有所貢獻，因此放熱和熵增加有利于反應自發(fā)進行。 第三章第一節(jié)：電離平衡 教學目標： 1． 掌握弱電解質的電離平衡。 2． 了解電離平衡常數(shù)的概念。 3． 了解影響電離平衡的因素 重點、難點： 外界條件對電離平衡的影響，電離平衡常數(shù)。 課時安排：共2課時（此為第二課時）。 教學方法：類比、推理等教學方法結合使用。 教學準備：習題及知識的總結、擴展可制作PPT或使用紙板。 教學過程： 今天學習的內容是：“電離平衡”知識。 1．弱電解質電離過程（用圖像分析建立） 2．當 則弱電解質電離處于平衡狀態(tài)，叫“電離平衡”，此時溶液中的電解質分子數(shù)、離子數(shù)保持恒定，各自濃度保持恒定。 3．與化學平衡比較 （1）電離平衡是動態(tài)平衡：即弱電解質分子電離成離子過程和離子結合成弱電解質分子過程仍在進行，只是其速率相等。 （2）此平衡也是有條件的平衡：當條件改變，平衡被破壞，在新的條件下建立新的平衡，即平衡發(fā)生移動。 （3）影響電離平衡的因素 A．內因的主導因素。 B．外國有： ①溫度：電離過程是一個吸熱過程，所以，升高溫度，平衡向電離方向移動。 ②濃度： 問題討論：在的平衡體系中： ①加入： ②加入： ③加入：各離子分子濃度如何變化：、、、溶液如何變化？（“變高”，“變低”，“不變”） （4）電離平衡常數(shù) （ⅱ）一元弱酸： （3）一元弱堿 ①電離平衡常數(shù)化是溫度函數(shù)，溫度不變K不變。 ②值越大，該弱電解質較易電離，其對應的弱酸弱堿較強；值越小，該弱電解質越難電離，其對應的弱酸弱堿越弱；即值大小可判斷弱電解質相對強弱。 ③多元弱酸是分步電離的，一級電離程度較大，產(chǎn)生，對二級、三級電離產(chǎn)生抑制作用。如： 隨堂練習 1．足量鎂和一定量的鹽酸反應，為減慢反應速率，但又不影響的總量，可向鹽酸中加入下列物質中的（ ） A． B． C． D． 2．是比碳酸還要弱的酸，為了提高氯水中的濃度，可加入（ ） A． B． C． D． 3．濃度和體積都相同的鹽酸和醋酸，在相同條件下分別與足量固體（顆粒大小均相同）反應，下列說法中正確的是（ ） A．鹽酸的反應速率大于醋酸的反應速率 B．鹽酸的反應速率等于醋酸的反應速率 C．鹽酸產(chǎn)生的二氧化碳比醋酸更多 D．鹽酸和醋酸產(chǎn)生的二氧化碳一樣多 4．下列敘述中可說明酸甲比酸乙的酸性強的是（ ） A．溶液導電性酸甲大于酸乙 B．鈉鹽溶液的堿性在相同物質的量濃度時，酸甲的鈉鹽比酸乙的鈉鹽弱 C．酸甲中非金屬元素比酸乙中非金屬元素化合價高 D．酸甲能與酸乙的銨鹽反應有酸乙生成 5．有兩種一元弱酸的鈉鹽溶液，其物質的量濃度相等，現(xiàn)將這兩種鹽的溶液中分別通入適量的，發(fā)生如下反應： 和的酸性強弱比較，正確的是（ ） A．較弱 B．較弱 C．兩者相同 D．無法比較 總結、擴展 1．化學平衡知識與電離平衡知識對照比較。 2．一元弱酸弱堿中與的求法： 弱電酸中濃度：（酸為弱酸物質的量濃度） 弱堿中濃度：（堿為弱堿物質的量濃度） 3．討論中存在哪些微粒？（包括溶劑） 4．擴展 難溶電解質在水溶液中存在著電離平衡。在常溫下，溶液中各離子濃度以它們的系數(shù)為方次的乘積是一個常數(shù)，該常數(shù)叫溶度各（）。例如 溶液中各離子濃度（加上其方次）的乘積大于、等于溶度積時出現(xiàn)沉淀，反之沉淀溶解。 （1）某溶液中，如需生成沉淀，應調整溶液的使之大于 。 （2）要使0.2mol/L 溶液中的沉淀較為完全（使?jié)舛冉档椭猎瓉淼那Х种唬?，則應向溶液里加入溶液，使溶液為 。 布置作業(yè) 第二課時 P60一、填空題：2．3．4． P61四、 板書設計 第二課時 一、電解質，非電解質 1．定義：在水溶液中或熔融狀態(tài)下，能導電的化合物叫電解質。 ［思考］①，在水溶液中，不導電，它屬于非電解質嗎？為什么？ ②溶于水能導電，則氨氣是電解質嗎？為什么？ ③共價化合物在液態(tài)時，能否導電？為什么？ 2．電解質導電實質，電解質溶液導電能力強弱的原因是什么？ 二、強電解質，弱電解質 1．區(qū)分電解質強弱的依據(jù)： 電解質在溶液中“電離能力”的大小。 2．電離方程式： 電離方程式書寫也不同 （1）強電解質： （2）弱電解質： 3．強弱電解質與結構關系。 （1）強電解質結構：強堿，鹽等離子化合物（低價金屬氧化物）； 強酸，極性共價化合物； （2）弱電解質結構：弱酸，弱堿具有極性共價位的共價化合物。 三、弱電解質電離平衡 1．電離平衡定義 在一定條件下（如溫度，濃度），當電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速度相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡。 2．電離平衡與化學平衡比較 “等”：電離速率與離子結合成分子的速率相等。 “定”：離子、分子的濃度保持一定。 “動”：電離過程與離子結合成分子過程始終在進行。 “變”：溫度、濃度等條件變化，平衡就被破壞，在新的條件下，建立新的平衡。 3．影響電離平衡的外界因素 （1）溫度：溫度升高，電離平衡向右移動，電離程度增大。 溫度降低，電離平衡向左移動，電離程度減小。 （2）濃度：電解質溶液濃度越大，平衡向右移動，電離程度減??； 電解質溶液濃度越小，平衡向左移動，電離程度增大； 4．電離平衡常數(shù) （1）一元弱酸電離平衡常數(shù)： （2）一元弱堿電離平衡常數(shù)： （3）多元弱酸是分步電離，每步各有電離常數(shù)。如： （4）電離平衡常數(shù)只隨溫度變化而變化，而與濃度無關。 （5）K的意義： K值越大，弱電解質較易電離，其對應弱酸、弱堿較強。 K值越小，弱電解質較難電離，其對應弱酸、弱堿較弱。 教案點評：此教案體現(xiàn)了在教學建議中的方法，運用了知識的遷移方法，用化學平衡的知識的作為基礎，來學習電離平衡。同時，又運用了化學平衡移動的原理，應用于電離平衡。從而使電離平衡的學習變得相對容易。 第二節(jié) 水的電離和溶液的pH 第一課時 教學目的：1、使學生了解水的電離和水的離子積 2、生了解溶液的酸堿性與pH的關系 3、通過水的離子積和溶液酸堿性等內容的教學，對學生進行矛盾的對立統(tǒng)一、事物間的相互關系和相互制約等辨證唯物主義觀點的教育 教學重點：水的離子積，溶液酸堿性和溶液pH值的關系 教學難點：水的離子積 教學過程： 引入：水是不是電解質？研究電解質溶液時往往涉及溶液的酸堿性，而酸堿性與水的電離有密切的關系。那么水是如何電離的呢？精確的實驗證明，水是一種極弱的電解質，它能微弱地電離，生成H3O+ 和OH—： 板書：一、水的電離 1、水的電離 H2O + H2O H3O+ + OH— 簡寫為：H2O H+ + OH— 實驗測定：25℃ [H+]=[OH-]=1mol/L 100℃ [H+] = [OH-] = 1mol/L 水的電離與其它弱電解質的電離有何異同？ 不同點：水是“自身”作用下發(fā)生的極微弱的電離。 相同點：均是部分電離，存在電離平衡 提問：請學生計算水的濃度，1L純水的物質的量是556mol，經(jīng)實驗測得250C時，發(fā)生電離的水只有110-7mol，二者相比，水的電離部分太小，可以忽略不計。因此電離前后水的物質的量幾乎不變，可以視為常數(shù)，常數(shù)乘以常數(shù)必然為一個新的常數(shù)，用Kw表示，即為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。 板書2、水的離子積 Kw = c（H+）c（OH—） 由于250C時，c（H+）= c（OH—）= 110-7mol/L 所以250C時，Kw = c（H+）c（OH—）=110-14（定值）（省去單位） 提問：當溫度升高時，Kw如何變化？影響Kw的因素是什么？（電離過程是吸熱過程） 1000C時，Kw = c（H+）c（OH—）=110-12 影響因素：溫度越高，Kw越大，水的電離度越大。對于中性水，盡管Kw,電離度增大，但仍是中性水，[H+]=[OH-]. 注：溫度升高時Kw增大，所以說Kw時要強調溫度。 練習： 影響因素 條件改變 平衡移動 溶液中的c(H+) 溶液中的c(OH-) Kw 溫度 升高溫度 向右 增大 增大 變大 降低溫度 向左 減小 減小 變小 酸堿性 加入酸 向左 增大 減小 不變 加入堿 向左 減小 增大 不變 過渡：在常溫時，由于水的電離平衡的存在，不僅是純水，就是在酸性或堿性的稀溶液里，H+ 濃度和OH—濃度的乘積總是一個常數(shù)——110-14，請考慮一下，當純水中加入鹽酸或氫氧化鈉時，c（H+）和c（OH—）如何變化？ 板書：二、溶液的酸堿性和pH（常溫下）： 1、 溶液的酸堿性與c（H+）和c（OH—）的關系： 投影顯示空表，教師引導填寫，然后推出結論。 電解質 溶液 對水電離平衡的影響 溶 液 中 c（H+） （mol/L） 溶 液 中c（OH—）（mol/L） c（H+）與 c（OH—）比較 c（H+） c（OH—） 溶液酸堿性 純水 =10-7 =10-7 相 等 10-14 中性 鹽酸 加HCl，c（H+）增大，平衡左移 >10-7 <10-7 c（H+）> c（OH—） 10-14 酸性 氫氧化鈉 加NaOH，c（OH—）增大，平衡左移 <10-7 >10-7 c（H+）< c（OH—） 10-14 堿性 中性溶液c（H+）= c（OH—）= 110-7mol/L 酸性溶液c（H+）> c（OH—），c（H+）> 110-7mol/L 堿性溶液c（H+）< c（OH—），c（H+）< 110-7mol/L 注：①水中加酸或堿均 抑 制水的電離，但由水電離出的c（H+）與c（OH—）總是相等。 ②任何電解質溶液中，H+與OH—總是共存，但不能大量共存。溶液的酸、堿性主要在于c（H+）與c（OH—）的相對大小。c（H+）與c（OH—）此增彼長，且Kw = c（H+）c（OH—）不變。 講述：酸性溶液中c（H+）越大，酸性越強，堿性溶液中c（OH—）越大，堿性越強。我們經(jīng)常用到一些c（H+）很小的溶液，如c（H+）=110-7 mol/L的溶液，用這樣的量來表示溶液的酸堿性的強弱很不方便。為此，化學上常采用pH來表示溶液酸堿性的強弱。 2、溶液的pH： （1）定義：pH =-lg{c（H+）} (2)適應范圍：稀溶液，0～14之間。 有關溶液的pH值的幾個注意問題： ①pH值是溶液酸堿性的量度。常溫下，pH=7溶液呈中性；pH值減小，溶液的酸性增強；pH值增大，溶液的堿性增強。 ②pH值范圍在0-14之間。pH=0的溶液并非沒有H+，而是C(H+)=1mol/L；pH=14的溶液并非沒有OH-，而是C(OH-)=1mol/L。pH改變一個單位，C(H+)就改變10倍，即pH每增大一個單位，C(H+)就減小到原來的1/10；pH每減小一個單位，C(H+)就增大到原來的10倍。 ③當C(H+)>1mol/L時，pH值為負數(shù)，當C(OH-)>1mol/L時，pH>14。對于C(H+)或C(OH-)大于1mol/L的溶液，用pH值表示反而不方便，所以pH值僅適用于C(H+)或C(OH)小于等于1mol/L的稀溶液。 ④也可用pOH來表示溶液的酸堿性，pOH=-lgC(OH--)，因為C(H+)C(OH-)=10-14，若兩邊均取負對數(shù)，得pH+pOH=14。 ⑤可用pH試紙來測定溶液的pH值。方法：用潔凈的干玻璃棒直接蘸取少許待測液，滴在pH試紙上（注意不能將pH試紙先用水沾濕或用濕的玻璃棒，因為這樣做，實際上已將溶液稀釋，導致所測定的pH不準確）將pH試紙顯示的顏色隨即（半分鐘內）與標準比色卡對照，確定溶液的pH值（因為時間長了，試紙所顯示的顏色會改變，致使測得的pH不準。） 第二課時 教學目的：1、了解指示劑的變色范圍，學會用pH試紙測定溶液的pH值 2、初步學會計算酸堿的pH值以及氫離子濃度和pH值的互算 3、掌握pH相同的強酸與弱酸的幾個規(guī)律 教學重點：有關pH的簡單計算 教學難點：熟練掌握有關pH的計算 教學過程： 復習提問： ①什么叫水的離子積？影響水的離子積因素？溶液的酸堿性與c（H+）、c（OH—）及pH的關系？溶液pH的計算？求0.1mol/L鹽酸溶液中的[OH-]？（25℃）求0.1mol/LnaOH溶液中[H+]？ ②關于pH相同的酸（含強酸和弱酸） （1）溶液中c（H+）相等 （填“相等”或“不等”）。 （2）溶液中溶質的物質的量的濃度：強酸 < 弱酸（填“>”或“<”）。 （3）耗堿規(guī)律：pH和溶液體積均相同的HCl、H2SO4、CH3COOH與堿完全反應時，消耗堿物質的量最多的是 CH3COOH 。 （4）稀釋規(guī)律：分別加水稀釋m倍時，溶液的物質的量的濃度均變?yōu)樵瓉淼?1/m , 強酸中c（H+）變?yōu)樵瓉淼?/m ,但弱酸中c（H+）減小 小于（填“大于”或“小于”）m倍，故稀釋后弱酸酸性強于強酸。 ③pH的有關計算： （1）求酸或堿溶液的pH a先判斷溶液的酸堿性 （2）求強酸或強堿稀釋后的pH b若為酸性，先求出c（H+）后 （3）求混合溶液的pH 由pH =-lg{c（H+）}求pH ①兩種強酸（堿）混合 若為堿性，先求c（OH—）后 ②強酸與強堿混合 由Kw = c（H+）c（OH—） （4）pH+pOH=14 求c（H+），再求pH 板書：三、有關溶液pH的計算 （一）強酸、強堿自相或互相混合（體積變化忽略不計） （1）酸I+酸II [H+] = (2)堿I+堿II [OH-] = （3）酸I+堿II 完全中和：[H+] = [OH-] = 1mol/L 酸過量： [H+]= 堿過量：[OH-] = (二)溶液酸堿性pH計算經(jīng)驗規(guī)律 （1）兩強酸等體積混合 混合后的pH=小的+0.3 (2)兩強堿等體積混合 混合后的pH=大的—0.3 (3)當按所給反應物質的量之比計算時，酸堿不論強弱，誰大誰過剩，溶液呈誰性。 （4）酸堿等體積混合①pH = 2 某酸與pH = 12 某堿混合pH難定②pH = 4 某酸與pH = 10 NaOH混合 pH≤7③pH = 4 H2SO4與pH = 10 某堿混合pH≥7④0.01mol/L pH = 2 一元酸與0.1mol/L pH = 12一元堿混合pH = 7 (5) pH 減小一個單位，[H+]擴大為原來的10倍。 PH增大2個單位，[H+]減為原來的1/100 （6）稀釋規(guī)律：分別加水稀釋m倍時，溶液的物質的量的濃度均變?yōu)樵瓉淼?1/m , 強酸中c（H+）變?yōu)樵瓉淼?/m ,但弱酸中c（H+）減小 小于m倍，故稀釋后弱酸酸性強于強酸。 例1、求下列溶液的pH： （1）某H2SO4溶液的濃度是0005mol/L ①求此溶液的pH②用水稀釋到原來體積的100倍 ③再繼續(xù)稀釋至104倍 （2）pH=3的鹽酸與pH=5的硫酸等體積混合 （3）pH=10和pH=12的兩種NaOH溶液等體積混合 （4）pH=12的NaOH和pH =4的HCl等體積混合 解析：（1）① c（H+）=0005mol/L2=001 mol/L ， pH=-lg10-2=2 ② c（H+）=001mol/L100=10-4 mol/L ， pH=-lg10-4=4 ③ pH=7（強調酸稀釋后不會變成堿?。? （2）c（H+）==510-4, pH=-lg(510-4)=4-lg5=33 (強調10-3是10-5的100倍，所以10-5可以忽略不計) （3）因為溶液呈堿性c（OH—）==510-3 c（H+）==210-12 pH=-lg(210-12)=12-lg2=117 （4）NaOH中c（OH—）=10-2 mol/L HCl中c（H+）=10-4 mol/L二者等體積反應，堿過量，反應后溶液呈堿性。所以反應后c（OH—）==510-3 c（H+）==210-12 pH=-lg(210-12)=12-lg2=117 例2、某溫度下純水的C(H+)=2.0╳10—7mol/L，則此時C(OH)為多少？若溫度不變，滴入稀H2SO4，使C(H+)=5.0╳10—4mol/L，則由水電離產(chǎn)生的C(H+)為多少？ 答案：；。 例3、 常溫下，將pH的NaOH與pH=10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中氫離子濃度最接近（D）A. B. C. D. 例4、pH=13的強堿溶液與pH=2的強酸溶液混合，所得溶液的pH=11，則強堿與強酸的體積比是 A、11:1 B、9:1 C、1:11 D、1:9 答案：D 例5、常溫時某溶液中，測得由水電離出的C(H+)為10-11mol/L，則對此溶液的下列敘述中，正確的是（ C D ） A、一定是酸溶液 B、一定是堿溶液 C、可能是pH=3的酸溶液 D、可能是pH=11的堿溶液 例6、將pH=5的鹽酸溶液稀釋1000倍后，溶液的pH為（ C ） A、等于8 B、等于7 C、接近7又小于7 D、大于7而小于8 例7、有PH相等的鹽酸和醋酸（），如何通過實驗的方法證明。 解析：經(jīng)分析可知一為強酸（鹽酸），強電解質，另一為弱酸（醋酸），弱電解質。利用二者在電離過程中的區(qū)別，可用稀釋相同倍數(shù)后測pH的方法進行鑒別。 答案：取相同體積的兩種酸，加水稀釋10倍，用玻璃棒分別蘸取稀釋后兩種酸，點在PH試紙上，稍后與比色卡比較，其中PH較小的為醋酸，另一為鹽酸。 （第三節(jié) 鹽類的水解 第一課時 知識目標:1、使學生理解鹽類水解的本質及鹽類水解對溶液酸、堿性的影響及變化規(guī)律。 2、鹽類水解的離子方程式與化學方程式。 能力目標：1、培養(yǎng)學生分析問題的能力，使學生學會透過現(xiàn)象看本質。 2、培養(yǎng)學生歸納思維能力和邏輯推理能力。 3、培養(yǎng)學生的實驗技能，對學生進行科學態(tài)度和科學方法教育。 美育目標：通過對鹽類水解規(guī)律的總結，體會自然萬物變化的豐富多彩。 教學重點：鹽類水解的本質，理解強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解的規(guī)律。 教學難點：鹽類水解方程式的書寫和分析。 教學方法：啟發(fā)式實驗引導法