學科：普通化學

章節：第一章化學反應的基本規律

第一節化學反應速率

教學目的：通過教學讓學生掌握反應速率的表示方法，了解基元反應和復雜反

應，反應級數，質量作用定律，阿倫尼烏斯公式，活化能的概念以及

濃度、溫度、催化劑對反應速率的影響。

教學重點：反應速率的表示方法，基元反應和復雜反應，反應級數，質量作用定

律。阿倫尼烏斯公式。活化能的概念，濃度、溫度、催化劑對反應速

率的影響。

教學難點：質量作用定律。阿倫尼烏斯公式

教學過程：

一、新課講解（80分鐘）

（一）、化學反應速率的表示方法

（1）、平均速率和瞬時速率

1.平均速率

通常用單位時間內反應物濃度的減少或產物濃度的增加來表示。

化學反應速率：

&=送/出（瞬時速率）

=^A/At（平均速率）

舉例說明：

3H2（g）+N2（g）=2NH3（g）

t=0s（mol）3.01.00.0

t=0.1s（mol）1.50.51.0

以H2計算反應進度

&=AnH2/VH2=（1.5-3.0）mol/-3=0.5mol

計算其反應速率：

1=0.5mol/0.1s

=5.0mol/s

注意要點：

a.反應速率的單位：mols-1

b.反應速率與物質的選擇無關。

c.數學概念上分清平均速率與瞬時速率的不同。

（二）、影響化學反應速率的因素

1、濃度對化學反應速率的影響

1.1、基元反應與非基元反應（微觀）

（1）、基元反應

2NO+2H2==N2+2H2O

2NO-------?N2O2（快）(1)

N2O2+H2?N2O+II2O（慢）(2)

NoO+H,—?N2+II2O（快）(3)

反應物分子在碰撞中一步直接轉化為生成物分子的反應稱為基元反應。

（2）.非基元反應

不是一步直接轉化為生成物分子的反應稱為非基元反應。

1.2、簡單反應和復合反應（宏觀）

(1).簡單反應：

僅由一種基元反應構成的整體反應

(2).復合反應：由兩種或兩種以上的基元反應構成的整體反應。

復合反應中決定整個反應速率的那步基元反應，稱為控速步

1.3.質量作用定律

在…定溫度下，簡單反應(或復合反應中任一基元反應)，反應速率與以反應

式中化學計量數為指數的反應物濃度的乘積成正比

a(A)+b(B)=d(D)+e(E)(簡單反應)

r=kca(A)c°(B)------速率方程

k—反應速率常數

簡單反應

a(A)+b(B)=d(D)+e(E)

r=kca(A)J(B)速率方程

說明：1.不同反應，反應速率常數k不同

2.同一反應，k隨溫度、溶劑、催化劑而變，與反應物濃度無關

1.4.應用速率方程注意事項

(1)若反應物為氣體，可用分壓代替濃度

(2)固體、純液體、稀溶液中溶劑不寫入表達式

C(s)+O2(g)=CO2(g)

r=kc(02)

⑶k、r的量綱

r的量綱為?[t「imol-dm_3-s-1

1.5.速率方程的確定

a(A)+b(B)=d(D)+e(E)

速率方程表示為r=kcx(A)cy(B)

反應級數=x+y

x為A的反應級數

y為B的反應級數

(1)若為簡單反應

則x=a,y=b,反應級數=2+6

(2)若為復合反應

則x、y由實驗確定

2、溫度對化學反應速率的影響

1887年瑞典化學家Arrhenius總結了大量的實驗數據，發現化學反應速率常

數與溫度有如下的關系：

9二A-2.303RT

上式稱為“阿倫尼烏斯公式

式中：R=8.315JmoF1K1,摩爾氣體常數。Ea,活化能,

“阿倫尼烏斯公式''的用途：

1、對某一個實際反應，可用“阿倫尼烏斯公式”，求取其活化能。

方法：

在不同的溫度下測量其反應速率常數，然后以Igk對1/T作圖，可得一條直

線。此直線的斜率為-Ea/2.303,截距為A。

2、如果我們已知反應的活化能和某一溫度下的反應速率，利用此公式，也可求

得另一溫度下的反應速率。

(三).反應速率理論和活化能

(1)、碰撞理論要點

1.假設分子是無內部結構和內部運動的剛性小球。

2.分子間相互碰撞是發生反應的首要條件，但只有少數能量高的分子間碰撞，才

能發生反應。能發生反應的碰撞稱有效碰撞。能發生有效碰撞分子稱活化分子

(2)、反應條件

1.反應物分子必須具有足夠大的能量

2.有些反應物分子要定向碰撞

(3)、活化能

把反應物分子變成活化分子所需的能量。單位：kJ.mol-1

活化分子的平均能量E*與反應物分子平均能量Er之差：

Ea=E*-Er

1.不同反應有不同的Ea

2.￡a大，活化分子分數越小，單位時間內有效碰撞次數越少，反應速率越慢。

反之，￡a越小，反應速率越快。

用活化能的概念，解釋濃度、溫度對化學反應速率的影響：

A當反應物的濃度增加時一，活化分子的數量增加，反應速率自然隨之增大。

A當反應溫度升高時一，分子碰撞的次數增加，同時反應物分子中。活化分子

所占的比例升高，因而反應速率增大。

(四).催化劑對反應速率的影響

(1).催化劑：一種能改變化學反應速率，而本身質量和組成保持不變的物質。

(2).正催化劑：加快反應速率的催化劑。

(3).負催化劑：減慢反應速率的催化劑。催化劑之所以能改變反應速率，是由于

參與反應過程，改變了原來反應的途徑，因而改變了活化能。

(4)催化劑的作用原理

a提供活化中心

b是活化絡合物的一部分

c改變了化學反應的具體歷程

d降低了活化能

(5)催化劑的重要應用

化工生產，生物催化劑——酶

教學手段與方法：多媒體演示

作業：P30——1,3

學科：普通化學

章節：第一章化學反應的基本規律

第二節化學反應中的能量關系

教學目的：通過教學讓學生掌握化學反應中的質量守恒與能量守恒的基本概念與

計算

教學重點：化學反應中的能量變化：恒容熱效應與熱力學能變；恒壓熱效應與焰

變；標準摩爾生成焰，蓋斯定律。

教學難點：恒容熱效應與熱力學能變；恒壓熱效應與焰變；標準摩爾生成烙

教學過程：一、復習舊課（5分鐘）

提問：1.什么是體系與環境？

2.過程和途徑有何區別？

3.理想氣體狀態方程是怎樣的？

二、新課講解（80分鐘）

（一）、化學反應的質量守恒定律

在化學反應中，物質的質量是守恒的。即參加反應的全部物質的質量總和

等于反應后生成物的質量總和。

B

（二卜能量守恒——熱力學第一定律

1、熱力學能（內能）

熱力學能（內能）——體系內部能量的總和。

?構成：分子的平動能、轉動能，分子間勢能、電子運動能、核能等。

?是一種熱力學狀態函數

?無法知道他的絕對值，但過程中的變化值卻是可以測量的。

2、熱力學第一定律——能量守恒定律

表述：能量只可能在不同形式之間轉換，但不能自生自滅。

AU=U2-U,=Q+W

熱力學第一定律有稱能量守恒定律。它是人們從生產實踐中歸納總結出的

規律，是自然界中普遍存在的基本規律。

2.1、熱力學第一定律——U、W、。的關系

U2=UI+Q+W

/\U=U2-UI=Q+W

體系吸熱，Q為+；體系放熱，Q為-。

環境對體系作功，卬為+;反之，W為-。

（三卜化學反應的熱效應

1、恒容熱效應與熱力學能變

''如果體系'的變化是在恒容的條件下，且不做其他非膨脹功（w，=o,則:

W=We+W,=0）

此時：AU=Q+W=QV

即：熱力學能變等于恒容熱效應。

*在彈式量熱計中，通過測定恒容反應熱的辦法，可獲得熱力學能變AU的

數值.

2、恒壓熱效應與婚變

在我們的實際生產中，很多的化學反應都是在大氣層中(一個大氣壓，

103kpa)條件下進行的，這是一個體積有變化，但壓力恒定的過程(恒壓過程)。

為了方便地研究恒壓過程中的問題，我們需要引入另一個重要的熱力學狀態函數

——焰。

焰變——化學反應的恒壓熱效應

現設體系的變化是在恒壓、只做膨脹功(不做其他功，如電功等)的條件

下進行的

在此恒壓過程中：

*體系吸收的熱量記作Qp

*體系對環境所做的功p(AV)=p(V2-V,)

因此，環境對體系所做的功：W=-p(AV)=-p(V2-Vi)

于是根據熱力學第一定律，有如下的關系：

U2-UI=AU=Q+W

=Qp-p(AV)

=Qp-p(V2-V1)

所以：Qp=(U2-Ui)+p(V2-Vi)

=(U2+pV2)-(Ui+pV0

定義熱力學狀態函數熠，以H表示

H=U+pV

則：Qp=(U2+pV2)-(Ui+pV1)

=H2-Hi=AH

重點理解

焰H是一種狀態函數，只與體系的起始狀態有關。與過程路徑無關。

焰變值AH等于體系在恒壓過程中的熱效應Qpo在其他類型的變化過程中，

焰變值AH不等于熱效應，但并非說，焰變值AH為零。

焰代表了恒壓條件下體系所包含的與熱有關的能量，具有能量量綱，單位

是J或kJ。

因為經常遇到的化學反應都是在大氣層這樣一個恒壓環境中發生的，所以焰

是一個極其重要的狀態函數。

熔與與熱力學能一樣，其絕對值無法確定。但狀態變化時體系的焰變AH卻

是確定的，而且是可求的。

焰是體系的廣度性質，它的量值與物質的量有關，具有加和性。

過程與婚

(1)對于一定量的某物質而言，由固態變為液態或液態變為氣態都必須吸熱，所

以有：

H(g)>H(l)>H(s)

(2)當某一過程或反應逆向進行時，其4H要改變符號即：

△H(正)=-AH(逆)

(3)對于任何化學反應而言，其恒壓反應熱Qp可由下式求出：

Qp=AH=H生成物-H反應物

(在化學反應中，可把反應物看作始態，而把生成物看作終態)

△H>0為吸熱反應，AH<0為放熱反應。

由于大多數化學反應是在恒壓條件下進行的，其AH=Qp,即為恒壓反應熱。

所以婚變比熱力學能變更具有實用價值，用得更廣泛、更普遍。

3.焰與熱力學能的關系

由焰的定義：H=U+pV

貝lj：AH=AU+A(pV)

i)對于恒壓、只作體積功的化學反應，有：

AH=AU+pAV

ii)對于固相和液相反應，由于反應前后體積變化不大，

故有：AHyAU

iii)對于氣相反應，如果將氣體作為理想氣體處理，

則有：AH=AU+An(RT)

式中△n為生成物的量與反應物的量之差。

(四)、蓋斯定律與反應熱的計算

1.反應進度和熱化學方程式

i)什么是“化學反應的進度”？

——描述化學反應的進行程度的物理量。在反應的某一階段中，某反應物量(摩

爾數)的改變值與其化學計量數的商。

單位：mol用希臘字母；表示。

對于任…化學反應，有質量守恒定律：O=ZVBB,

例如下列給定反應：

dD+eE=gG+hH

An

(____D___A_”____________

一聯vEvcvH

通式為：4=必=%?一＞(。)

噓噓

式中nB《)和nB(O)分別表示反應進度為自和0時-，B物質的量(mol)。

注意：反應物的計量系數取負值，生成物的計量系數取正值。

舉例說明：

3H2(g)+N2(g)==2NH3(g)

t=0s(mol)3.01.00.0

t=0.1s(mol)1.50.51.0

以H2計算反應進度

t=AnH2/VH2=(1.5-3.0)mol/-3=0.5mol

以N2計算反應進度

1=AnN2/VN2=(0.5-1.0)mol/-1=0.5mol

以NH3計算反應進度

匕=AnNH3/VNH3=(1.0-0.0)mol/2=0.5mol

ii)熱力學標準態

熱力學在處理化學反應體系時，必須選定某一狀態作為“計算、比較的標準”,

這一標準即稱做熱力學標準狀態。

11^人(2規定：1001^\1為標準壓力，以pO表示之，處于標準壓力之下

的體系，稱為體系的標準狀態。各種體系的標準狀態規定如下：

純固體、液體，當該物質處于外壓為標準壓力之下。

純氣體(理想氣體)：p=p°=100kPa

混合氣體：pi=p°=100kPa(pi某組分氣體的分壓力)

理想溶液：p=p0=100kPa,

c=c0=1.0mol/dm3(c:標準濃度)

注意事項：

上述標準狀態并未指定溫度，即：

H2(100kpa,298K)是標準狀態，

H2(100kpa,200K)也是標準狀態。

IUPAC推薦298.15K作為溫度的一般參比標準，如不注明，則指的是298.15K,

其他溫度則須指明，用(T)表示。

iii)化學反應的標準焰變、標準摩爾焰變和熱化學方程式

在特定的溫度之下(如不特別指明，則為298K)如果參加化學反應的各物質

(包括反應物和產物)都處于熱力學標準狀態(p=p°=100kpa),此時在化學反

應的過程中產生的婚變即稱作：標準焙變，以符號ArH。表示之。

例如：

1.5H2(g)+0.5N2(g)=NH3(g)

ArHe=-46.11kJ

但是：化學反應的焰變，不僅與溫度、壓力等有關，還與反應中物質的量有

關。

規定：化學反應進度；=1時化學反應的焰變為化學反應的標準摩爾焰變。以

符號ArHm。表示之。

ArHm0=ArHe/€

例如：3H2+沖=2?4比(氣體)

ArHm0-—92.22KJ/mol

熱化學方程式

表示出了化學反應過程中熱效應的化學反應計量方程式稱為熱化學方程式

(thermodynamicequation)。例如，在298.15K時有：

e

1)H2(g)+1/2O2(g)=H2O(1)ArHm=-285.8kJmol-1

0

2)2H2(g)+O2(g)=2H2O(1)ArHm=-571.6kJmol-1

3)C(石墨)+O2(g)=CO2(g)ArH°m=-393.5kJ-mol-1

2、物質的標準摩爾生成焰

定義：在標準狀態下，由最穩定單質生成Imol某種物質的反應的標準焙變，叫

做該物質的標準摩爾生成熔，以符號AlHm。表示之。

注意要點：

最穩定單質的標準摩爾生成焰為零。

什么是最穩定單質？

舉例說明：C(s,禳)、L(s)、H2(g)、S(s,斜方硫)

是指生成Imol物質，不是生成反應的標準摩爾焰變。

3、蓋斯定律

俄國化學家G.H.Hess對化學反應的數據進行總結(1840)指出：不管化學

反應是一步完成，還是分幾步完成，其化學反應的熱效應是相同的。

根據以上所說的“蓋斯定律”，對于任何指定化學反應，其標準摩爾焰變八

rHm°,等于所有生成物的標準生成焰，減去所有反應物的標準生成焰。

0

△rHm=ZviAfHm°（生成物）-Z埼△fHm°（反應物）

教學手段與方法：多媒體演示

作業：復習本節內容，預習下節內容

學科：普通化學

章節：第一章化學反應的基本規律

第三節化學反應方向

教學目的：通過教學讓學生掌握用燃變和吉布斯自由能變來判斷化學反應的方向

教學重點：自發過程與化學反應方向，嫡與混亂度，熱力學第二定律；吉布斯自

由能和吉布斯自由能變。計算化學反應的ArHn，ArSm和△Qm。

用A和△rGm判斷化學反應的方向。

教學難點：燧與混亂度，吉布斯自由能和吉布斯自由能變

教學過程：一、復習舊課（5分鐘）

提問：1.何為熱力學第一定律？

2.恒容熱效應與熱力學能變有何關系？

3.恒壓熱效應與焰變有何關系？

二、新課講解（80分鐘）

（一）、自發過程與化學反應的方向性

1.什么是自發過程？

2.什么是化學反應的方向？

3.自發過程、自發反應有哪些共同的特點？

1、什么是自發過程

無須外力的干涉，“任其自然，不去管它，便能自動進行下去的過程，稱為自

發過程。

2、什么是化學反應的方向

指的是化學反應自發進行的方向，例如：

2H2+。2=2H2O

Zn+H2so4=ZnSC）4+H2

AgNO3+NaCl=AgCl+NaNO3

3、自發過程、自發反應有哪些共同的特點？

a）正向自發，逆向則為非自發.

b）自發的過程進行有一定的限度，即最終達到平衡。

c）自發的過程的內在推動力是什么？

A、能量傾向于較低，例如放熱反應

B、混亂度傾向于增加

歷史上曾有人，用焰變作為化學反應的方向性的判據。但對有些情況，遭

到了失敗。例如：

水的蒸發（吸熱）

NH4C1的溶解

N2O5=2NO2+1/202

這種失敗，其原因是，只考慮了化學反應能量這一個方面的因素。但決定整

個化學反應方向的還有另外一個重要因素，即：“混亂度”的因素。因此，要全面

考察化學反應的方向，還必須引入一個新的熱力學狀態函數——嫡。

（二）、物質的標準嫡與化學反應的病變

1、體系的混亂度與烯

混亂度：排列的無規律、不整齊的程度

嫡：表征體系混亂度的一種狀態函數

體系的嫡，就是指體系的混亂度，指體系內部所有物質的微粒排列不整齊、

無規則的程度。

什么情況下，混亂度增加？

物質的三態

固態〈液態<氣態

溶解的過程

溶質的分子與溶劑的分子混合到一起

化學反應

反應前后，氣態物質的總分子數增加

CaCC）3=CaO+CO2

溫度

溫度越高，混亂度越大，境值越大

自發過程，往往是混亂度增加的過程

#墨水在清水中的擴散

#火柴棒散亂

#冰的融化，水的氣化

#鋅粒在酸溶液中反應溶解

2、熱力學第三定律與物質的標準摩爾規定燃

既然燃指的是體系的混亂度，那么，對于一個特定的物質體系，什么時候物

質的微粒排列最整齊，物質的熠值為零？熱力學第三定律就給我們指出了物質熠

的零點.

熱力學第三定律：任何物質的完美晶體,在絕對0K時的丘值為零。

完美晶體：無缺陷，所有微粒都整齊地排列于晶格節點處。

絕對0K:沒有熱運動，是一種理想的完全有序狀態。

有了端的這個“零點”，則可通過熱力學的方法，求出某一狀態下的物質的絕

對燃ST（又稱規定嫡）：

AS=ST-S（）

所以：ST=AS+So

=AS+0

=AS

物質的標準摩爾規定端（簡稱：物質的標準燧）

在標準狀態下（lOOkPa）,1mol純物質的規定端，稱為該物質的標準摩

爾規定嫡，

以符號Sm（T）表示。單位：J,K1,mol-10

3、化學反應的標準摩爾烯變

在特定的溫度之下（如不特別指明，則為298K）如果反應物和產物都處于

熱力學標準狀態（p=p（）），此時化學反應的過程中的烯變即稱作：該反應的標

準嫡變，以符號ArS表示之。

當化學反應進度;=1時，化學反應的烯變為化學反應的標準摩爾燧變。以

符號ArSm表示之。

化學反應的標準摩爾燧變的計算：

aA+bB=dD+eE

△rSm=dSm（D）+eSm（E）-aSm（A）-bSm（B）

4、烯變和化學反應的方向——熱力學第二定律

熱力學第二定律：在孤立體系中發生的任何化學反應或化學變化，總是向著燃值

增大的方向進行，

即孤立體系的自發過程，45孤立>0。

非孤立體系：△S體系+AS環境>0

（三）、吉布斯自由能

1、吉布斯自由能變與自發反應的方向

前已述及：自發的過程，其內在的推動因素有兩個方面：其一是能量的因素，

其二還有混亂度即嫡的因素。AH僅考慮了能量的因素，不可作為判據，而AS

僅考慮了混亂度的因素，也非全面。

為了同時考慮能量和混亂度兩方面的因素，1876年美國化學家Gibbs提出一

個新狀態函數G作為等溫、等壓下化學反應方向的判據：

G=H-TS

△G=AH-A（TS）

在等溫、等壓下

AG=AH-TAS

上式稱為吉布斯―赫姆霍茲公式，從中我們看到，公仃中包含了^^^能量）

和AS（混亂度）兩方面的影響。

化學熱力學告訴我們：在等溫、等壓、不做非膨脹功的條件下，自發的化學

反應總是向著體系吉布斯自由能降低的方向進行。

AG判據:

AG<0,能自發進行

△G=0,處于平衡狀態。

△G>0,不自發進行，但反向是自發的。

2、化學反應的標準摩爾吉布斯自由能變

a）物質的標準生成吉布斯自由能AQm

在標準狀態下，由1mol最穩定的單質生成1mol的純物質的反應過程中的

標準吉布斯自由能變，為該物質的標準生成吉布斯自由能，記作：AtGm

注意：只有相對值，無絕對值

單位：KJmor1

3、標準摩爾吉布斯自由能變的計算

aA+bB=dD+eE

△rGm=dAfGm（D）+eAtGm（E）-aAfGm（A）-b△Qm（B）

或ArGm=△rHm一T△rSm

必須牢記：化學反應的標準摩爾熔變、標準摩爾嫡變隨溫度的變化很小，可

以忽略不計。但AKJm是一個溫度的函數，同一個反應，在不同的溫度下，有

不同的ArGm值。

4、壓力、濃度對反應吉布斯自由能變的影響

——非標準狀態下化學反應的摩爾吉布斯自由能變（ArGm）

對于非標準狀態下，化學反應的方向，我們必須通過計算，先確定ArGm的

符號，以判斷化學反應的方向。

a）壓力對反應吉布斯自由能變的影響（氣相反應）

aA+bB=dD+eE

(PD/Pe)d(p/pc/

ArGm=△rGnf+RTInE

ea

(pA/p)(pB/pe)b

其中：PA、PB、PD、PE為氣體的分壓（kPa）

PA/P9等稱為相對分壓，無量綱。

ede

(PD/p)(pE/p0)

而=JP（相對分壓商）

ea

(pA/p)(pB/p€)b

所以：ArGm=△rGm+RTInJp

c）濃度對反應吉布斯自由能變的影響（溶液反應）

aA+bB=dD+eE

(C/e)d(c/e)e

ArGm=ArGnf+RTInDcEc

eaeb

(cA/c)(cB/c)

其中：CA、CB、CD、CE為濃度（mol/dm3）

CA/C0等稱為相對濃度，無量綱。

edee

(CD/c)(CE/c)

而=Jc（相對濃度商）

eab

(CA/C)(CB/C0)

所以：△rGm=ArGm+RTInJc

總結

品孑非標準狀態下化學反應的吉布斯自由能變：

aA+bB=dD+eE

ArGm=ArGm。+RTInJ

上式稱為化學反應范特霍夫等溫式。

d）濃度、分壓對化學反應方向的影響

濃度、分壓對化學反應的影響，表現在：分壓商JP、濃度商JC對化學反應

的摩爾吉布斯自由能變產生影響。

但是：如果△rGm>40KJ/mol

或△rGm<-40KJ/mol

在此條件下△rGm已完全決定了△rGm的正負號，即可直接由ArGm做出是

否自發的判決。

教學手段與方法：多媒體演示

布置作業：P30---------7,8,9

學科：普通化學

章節：第一章化學反應的基本規律

第四節化學平衡

教學目的：通過教學讓學生掌握化學平衡與平衡常數，平衡常數K（T）與

的關系，濃度、壓力和溫度對化學平衡的影響。

教學重點：化學平衡與平衡常數，平衡常數K（T）與ArGm的關系。有關平衡

常數計算。濃度、壓力和溫度對化學平衡的影響，化學平衡移動。

教學難點：平衡常數K（T）與ArGm的關系

教學過程：一、復習舊課（5分鐘）

提問：1.何為熱力學第二、三定律？

2.通過什么物理量可以判斷化學反應的方向，條件如何？

二、新課講解（80分鐘）

（一）、化學反應的可逆性與化學平衡

1、什么是“化學反應的可逆性”？

co+H2O=co2+H2

——既能正向進行，又能逆向進行的反應，叫“可逆反應''。化學反應的這種性質,

稱為化學反應的“可逆性”。

幾乎所有的化學反應都是可逆的。所不同的只是程度上的差別，有的可逆程

度大些（如上例），有的可逆程度小些（例如：Ag++Cl-=AgClJ）。很少有化學

反應能“進行到底”，已知進行得“最完全”的化學反應是：

2KC1O3=2KC1+02

2、什么是化學平衡？

共同特點是

（1）、ArGm（T）=Q

（2）.正向反應的速度與逆向反應的速度相等

（3）、濃度、分壓等宏觀性質不隨時間變化

（4）、平衡是動態平衡

（5）、化學平衡是暫時的、相對的、有條件的

（二）、平衡常數

1、什么是“平衡常數”？

對于一個特定化學反應aA+bB=dD+eE

ArGnCT)=ArG貫T)+RTIn,Dl1El

(pJpQ)a(PB/P^)b

當反應達到平衡狀態，有ArGmCrXO

ArG^T)+RTIn?D/p*d(PE/p?)e=

b

(pJpQ尸(pB/p^)

其中：pA、pB、pD、pE是指在平衡時的分壓

對上式進行變換:

RTln變金必二72而

(Pjp?)a(P/P?)b

令:

d

(PD/P?)(pE/P0),

二二=K?⑴(平衡常數)

(P/pQ)a(pB/p^)b

則有:

RTlnK^fT)=-ArGt(T)

此式給出了平衡常數與熱力學狀態函數之間的關系。

如果是溶液中的反應，可依此類推:

e

(CD/c^)(CE/C^)?/

RTIn————=-ArG^(

ab

(cA/c^)(cB/c^)

令:

（C/C^d（C/C^）eq―

嬴D而E環二K⑴（平衡常數）

則有:

RTlnK^fT)=-ArG^T)

注意要點:

?平衡常數反應了某一個化學反應進行完全的程度，數值越大，說明反應進行得

越完全。

?平衡常數可由實驗的方法測定。即：當反應達到平衡后，分別測出各反應物質

的分壓（或濃度），再計算出平衡常數的數值。

?在同一溫度下，平衡常數的數值，不隨壓力（濃度）的變化而改變，是一個定

值（常數）。

?平衡常數與反應的標準摩爾吉布斯自由能相關，是化學反應的熱力學性質之

O

2、平衡常數與溫度的關系

吉布斯-赫姆霍茲公式；

ArGm9⑴=4rHm。(乃-T/irSm0(T)

同時4rGm，(T)=-RTlnK夕

推得

ArHm。⑴ArSm，(T)

InK0=-+

RTR

溫度Ti時:

InK\9=-ArHmO/RTi+ArSm^(T)/R(1)

溫度T2時：

\nK20=-ArHm9/RT2+ArSmd(T)/R(2)

式⑵拭⑴得

——范特霍夫公式

皿少="』)

K”|)RT工

3、平衡常數與化學反應的方向——反應商判據

從范特霍夫等溫式可得出恒溫恒壓、任意狀態下的計算公式：

ArGm=ArGmQ+RTlnJ

當反應達到化學平衡時一，反應平衡常數Ke與標準吉布斯自由能變有如下關系:

ArGm0=-RTlnK°(因為：0=/石加9+RTlnK。)

兩式合并：

ArGm^-RTlnK6+RTlnJ

或:ArGrn^-RTln_K°

由此得出化學反應反應商判據:

若J<K°,則ArGm<0反應正向進行

若J=K°,則ArGm=0平衡狀態

若J>K°,則ArGm>0反應逆向進行

(三)、化學平衡移動

1、什么是“化學平衡移動”？

由于平衡條件的變化，舊的平衡打破，新的平衡建立的過程，就稱做“化學平

衡移動”

2、影響化學平衡的因素

影響化學平衡的因素主要有：

濃度、壓力、溫度。

濃度的影響：

增加反應物濃度、減小生成物濃度，平衡向正反應方向進行。

減小反應物濃度、增加生成物濃度，平衡向負反應方向進行。

aA+Bb=dD+eE

壓力的影響：

對于有氣態物質參加的反應，增加反應體系的總壓力，平衡向氣態分子數減

少的反應方向移動；降低總壓力，平衡向氣態分子數增加的反應方向移動。如果

反應前后氣體分子的總數不變，則總壓力的變化，對化學平衡沒有影響。

氣態分子總數增加的反應：CaCO3=CaO+CO2

氣態分子總數不變的反應：CO+H2O=CO2+H2

溫度的影響：

溫度升高，平衡向吸熱(AH〉。)的反應方向移動；

溫度降低，平衡向放熱(AHvO)的反應方向移動。

例如：2NO(g)+O2(g)=2NO(g)

ArHm=-114kJ/mol

3、呂.查德里原理——平衡移動的一般規律

當體系達到平衡后，如果改變體系的平衡條件之,(如：溫度、壓力、濃度

等)，平衡就向著減弱這個改變的方向移動。

呂?查德里原理的應用：預測化學平衡移動的方向

(四)、有關化學平衡的計算

1、多步反應的平衡常數

C(s)+1/2O2=CO(g)K\

CO(g)+1/2O2=CO2(g)K2

C(s)+O2WO2(g)狗=?

得m=K|?K2

若反應式之間有2①十②:③

K3=K，?K2

若反應式之間有2①-②:③

K3=KJ/K2

教學手段與方法：多媒體演示

布置作業：P3110,11

學科：普通化學

章節：第二章溶液與膠體

第一節分散體系

教學目的：通過教學讓學生了解分散體系的概念。

教學重點：分散體系的大小

教學難點：分散體系的概念

教學過程：

一、復習舊課（5分鐘）

二、新課講解（80分鐘）

分散系：一種或幾種物質分散在另一種物質里形成的混合物。如：溶液、膠體、

濁液

分散質：分散系中被分散的物質=相當于溶質

分散劑：起分散作用的物質=相當于溶劑

1.常見分散系的比較

分散系溶液膠體濁液

微粒直徑<10-9m10Jo6m>106m

微粒單個分子或離子許多分子集合體大量分子的集合體

集合

能否透過濾紙能能不能

能否透過半透膜能不能不能

穩定性穩定較穩定不穩定

2、溶液

1）溶液的一般概念

分子或離子分散體系

單相

按聚集狀態：氣態溶液、液態溶液、固態溶液

2）溶解過程與溶液的形成

溶質均勻分散于溶劑中的過程--溶解

是個既有化學變化，又有物理變化的復雜過程

溶解包括了溶質在水中的擴散過程和溶質與水分子的結合過程即水合過程.

其中擴散過程是物理過程，水合過程就是化學過程.

常伴隨：顏色變化，體積變化，能量變化

3）溶解度的概念

單位溶劑中最多能溶解的溶質的量——溶解度

溶解度與溫度、壓力等因素有關。

4)相似相溶原理

溶劑與溶質的分子結構相似，就能較好地相互溶解。

①鍵的極性

極性鍵離子鍵：AX>1.7,(NaCl)

極性共價鍵：0<AX<1.7(HF,AgCl)

一一正、負電荷重心不重合

非極性鍵：AX=O(N2)——正、負電荷重心重合

鍵的極性可用鍵矩(矢量)表示：

△X越大、鍵極性越大、鍵矩越大

離子鍵極性共價鍵非極性共價鍵

AX>1.70<AX<1.7AX=0

②、偶極矩：分子的極性可用偶極矩表示：

pi=qXd(單位：10-30Cm)

偶極矩是各鍵矩的矢量和；偶極矩越大，分子的極性越大。

③、分子的極性

非極性分子非極性鍵雙原子分子：N2、H2、02

極性鍵、空間對稱：CH4、BF3、CO2

極性分子極性鍵雙原子分子：HF

極性鍵、空間不對稱：NH3、H2O.CH3cl

5)溶液濃度的表示方法

物質的量的濃度c(mol-L"或mol-dm-3)

質量摩爾濃度m(mol-kg-1)

摩爾分數x(無單位)

①物質的量濃度

定義：溶液中溶質B的物質的量濃度是指溶質B的物質的量除以混合溶液的體

積。用符號c(B)表示，即：

c(B)二.

V

SI單位為mol,m-3；常用單位為mol,L'o

②質量摩爾濃度

定義：1000g(1kg)溶劑A中所含溶質B的物質的量，稱為溶質B的質量摩爾

濃度。其數學表達式為

根A

SI單位為mol-kg'1

③摩爾分數'

定義：溶質B的物質的量與混合物總的物質的量之比，稱為溶質B的摩爾分數,

X

B二

n

學科：普通化學

章節：第二章溶液與膠體

第二節：稀溶液的依數性

教學目的：通過教學讓學生了解稀溶液的依數性的概念，掌握稀溶液的依數性。

教學重點：稀溶液的依數性

教學難點：稀溶液的依數性

教學過程：

一、什么是“稀溶液的依數性”？

只與溶質的數量（摩爾分數）有關，而與溶質的本性無關的性質，稱為“依數性”。

只有溶質的濃度低，即所謂“稀溶液”才具有依數性

通常所說的“依數性”，包括四個方面：

1、蒸氣壓下降

2、沸點上升

3、凝固點降低

4、滲透壓

［引入］把等體積的水和糖水放入密閉容器中，過一段時間糖水體積增大，而純水

體積減小了，為什么？

二、溶液的蒸汽壓下降：

1.蒸汽壓的定義：

蒸發：分子沖破表面張力進入空間成為蒸汽分子的現象

凝聚：液面上的蒸汽分子受到表面水分子的吸引或外界壓力重新進入液體的現象

飽和蒸氣壓：

在一定溫度下，

當：蒸發=凝聚達到平衡，

此時蒸氣壓為一定值。稱為飽和蒸氣壓。

每一種液體在一定溫度下都一定的蒸氣壓。而且，液體的蒸汽壓隨溫度的升高而

增大

2.溶液蒸汽壓下降的原因：

當向溶劑中加入一定量難揮發非電解質時，溶劑的表面有一部分被溶質粒子所占

據。所以相同溫度下單位時間單位體積液面上逸出溶劑分子數相對減少，平衡時

溶液的蒸汽壓比純溶劑的飽和蒸汽壓低。

3、溶液的蒸氣壓下降多少？

----拉烏爾定律(Raoult'sLaw)

AP=XAP*

溶液的蒸氣壓下降，等于純溶劑的蒸氣壓，乘溶質的摩爾分數，而與溶質的本性

無關。

注意要點

除液體外，固體也有飽和蒸氣壓。如干冰、蔡、碘等固體，蒸氣壓很大，可

直接由固體變成氣體(升華)。

飽和蒸氣壓與物質的種類有關。有些物質的蒸氣壓很大，如乙酸、汽油等，

有些物質的蒸氣壓很小，如甘油、硫酸等。蒸氣壓的大小，與液體分子間的吸引

力有關，吸引力越大，蒸氣壓越小。

極性分子的吸引力強，蒸氣壓小。非極性分子的吸引力小，蒸氣壓大。分

子量越大，分子間的作用力越強，蒸氣壓越小。

提問：

1.高山上煮雞蛋為什么不熟？

2.結冰的路面撒鹽的原因是什么？

3.夏天腌黃瓜為什么“出湯”？

三、溶液的沸點上升

1、什么是沸點？

沸點：液體沸騰時的溫度。此時液體的飽和蒸氣壓等于外界大氣的壓力。

沸點上升原因：由于難揮發非電解質溶液的蒸氣壓要比純溶劑的蒸氣壓低，所以

溫度達到純溶劑的沸點時，溶液不能沸騰。為了使溶液在此壓力下沸騰，就必須

使溶液溫度升高，增加溶液的蒸氣壓。

溶液的沸點高于純溶劑的沸點主要原因是由于溶液的蒸氣壓下降，因此溶

液沸點升高值與溶液中溶質的質量摩爾濃度成正比，而與溶質的本性無關。

它的數學表達式為：ATbuRb力A

如為溶劑沸點升高常數，單位為K?kg?mo-。

四、溶液的凝固點下降：

1.凝固點的定義：固液兩相具有相同蒸汽壓而能平衡共存的溫度。P固=P液,Tf=0

2.凝固點下降的定義：在純溶劑中加入難揮發非電解質后溶液的凝固點總是低于

純溶劑的凝固點的現象。

3.凝固點下降的原因：

溶液的凝固點是物質的液相和固相達到平衡時的溫度。

以水為例，0度時溶液的蒸汽壓小于冰的蒸汽壓則冰融化，吸熱從而降低體

系的溫度直至冰與溶液蒸汽壓相等，此時對應的溫度即為溶液的凝固點。

冰、水相互轉化的條件：向蒸汽壓小的一方變化。

難揮發非電解質稀溶液的凝固點下降ATf與溶質的質量摩爾濃度bA成正

比，而與溶質的性質無關。它的數學表達式為：

△Tf-Kfbft,

Kf為溶劑凝固點下降常數，單位為K?kg?mo「。

四、溶液的滲透壓

滲透現象：給缺水的植物澆上水，不久，植物莖葉挺立，這也是由于水滲入植物

細胞內的結果。

滲透實驗：一個連通器的中間，用一種只讓溶劑分子通過，而不允許溶質分子通

過的半透膜隔開，左邊盛純溶劑水，右邊盛蔗糖溶液，使兩邊液面高

度相等。經過一段時間后，我們會發現，右邊的液面會逐漸升高，而

左邊液面逐漸下降，直到右邊液面比左邊液面高出一定的高度h為

止。

溶劑分子從…個液相通過半透膜向另一個液相擴散的過程叫滲透。

達到了滲透平衡時一，蔗糖水液面比純水液面高出h,這段液面高度差所產

生的壓力稱為該溶液的滲透壓。

就滲透而言，溶劑分子總是從低濃度溶液向高濃度溶液擴散。如果在濃度

高的溶液一端施加外壓，當外加壓力大于滲透壓時，溶劑分子就會從高濃度的一

端向低濃度溶液一端滲透，這一過程叫做反滲透。

1886年荷蘭物理學家范特荷甫(Van，tHoff)總結得出：“稀溶液的滲透壓

與溶液的濃度和溫度的關系同理想氣體狀態方程式一致“，即

"V=n^RT兀=c(A)/?T

式中，不是滲透壓，V是溶液體積，〃人是溶質物質的量(mol),⑦是濃度，

R是氣體常數，T是絕對溫度。

對于稀的水溶液，上式也可以表示為Jr=bART

5.滲透壓的應用：

(1)通過測定n估算溶質的相對分子量

(2)淡水魚和海水魚不能互換生存環境

(3)農作物施完化肥應及時澆水。

(4)等滲、低滲、高滲溶液(輸水)0.9%生理鹽水；5%葡萄糖

(5)工業上反滲透技術的應用很廣，如果汁、速溶咖啡、速溶茶的生產、海水

淡化等。

教學手段與方法：多媒體演示

布置作業：P64,第2,3,4題

學科：普通化學

章節：第二章溶液與膠體

第三節溶液中的酸堿平衡

教學目的：通過教學讓學生了解溶液酸堿平衡的基本概念和理論；掌握酸堿平衡

的計算方法；了解影響酸堿平衡的因素。

教學重點：一元弱酸（堿）的電離平衡及有關計算；多元弱酸的分級電離及其

計算；水的離子積常數；水解平衡；同離子效應。緩沖溶液及其pH

計算。酸堿質子理論

教學難點：多元弱酸的分級電離及其計算，水解平衡，緩沖溶液及其pH計算

教學過程：一、復習舊課（5分鐘）

提問：1.何為稀溶液的依數性？

2.膠團的結構如何？

二、新課講解（80分鐘）

一、弱酸、弱堿的電離平衡

1、一元弱酸、弱堿的電離平衡

（1）電離平衡與電離平衡常數

弱酸、弱堿為弱電解質，在水中部分電離，電離產生的正、負離子與未電離的分

子間建立如下的化學平衡：

弱酸：HAc+H2O=H3O++Ac-

簡寫為：HAc=H++Ac

其平衡常數，即弱酸的電離常數：

+

(CH+。)(CAc-/C^)[H][Ac]

K：二-———------------------

(CHAC/C)[HAc]

其中：C一實際濃度mol/L,[]—相對濃度（純數）。

弱堿：NH3+H2O=NH4++OH-

簡寫為：HAc=H++Ac-

其平衡常數，即弱堿的電離常數：

._(CNH4VC")(COH-/C^)_[NH；][OHC

一一

(CNH3/C")[HAc]

注意要點

*Ka、Kb表示了弱酸、弱堿在電離方面的本質特性。只與溫度有關，與

濃度無關。

*常見弱酸、弱堿的電離常數，有表可查。（p71）

*水的濃度不包括在平衡常數表達式內。

（2）電離度與平衡常數的關系

電離度a即電離的百分數。它與電離平衡常數之間的關系，分析如下:

設有弱電解質（弱酸）的電離平衡：

HA=H++A-

未電離時的濃度：rHA]o00

電離達到平衡時的濃度（l-a）[HA]oa[HA]oa[HA]o

2

[H+]A]a2[HA]；_oc[HA]0

(l-oc)[HA]-1-^―

[HA]0

上式中如果Ka<<10"，且[HA]>0.1,則電離百分數很小，則:

此式說明：電解質溶液的電離度與濃度的平方根成反比，即濃度越稀電離度越大,

以離子形式存在于溶液中的比例越多——