第一節化學反應與能量的變化(第一課時)教學目標：原因教學難點能量變化中的熱效應教學用具：有[[熱能電能光能化學反應{放熱反應：思考(1)你所知道的化學反應中有哪些是放熱反應?能作一個簡單的應反應物具有的總能量>生成物具有的總能量(2)你所知道的化學反應中有哪些是吸熱反應?能作一個簡單的反應物具有的總能量<生成物具有的總能量1:當能量變化以熱能的形式表現時：我們知道：一個化學反應同時遵守質量守恒定律和能量守恒，那么一個反應中的質量與能量有沒有關系呢?有能量的釋放或吸收是以發生變化的物質為基礎，二者密不可分，但以物質為主。能量的多少則以反應物和產物的質量為基礎。那么化學反應中能量到底怎樣變化化學反應的實質就是反應物分子中化學鍵斷裂，形成新的化學鍵，從新組合成生成物的分子的過程。舊鍵斷裂需要吸收能量，新鍵形成需要放出能量。而一般化學反應中，舊鍵的斷裂所吸收的總能量與新鍵形成所放出的總能量是不相等的，而這個差值就是反應中能量的變化。所以化學反應過程中會有能量的變化。反應熱焓變化學反應過程中所釋放或吸收的能量，都可以熱量(或換算成相應的熱量)來表述，叫做反應熱，又稱為“焓變”。符號：△H,單位：kJ/mol或kJ·mol-1△H為“-”為放熱反應，△H為“+”為吸熱反應移到哪里?體系的能量如何變化?降低?環境的能量如何變化?升高低?規定放熱反應的△H為“一”,是站在誰的角度?體系還是環境?△H=E(生成物的總能量)-E(反應物的總能量)△H=E(反應物的鍵能)-E(生成物的鍵能)要吸收131.5kJ的熱量，能量是436kJ、391kJ、946kJ,則1molN2生成NH3的反應熱為 ,1molH2生成NH3的反應熱為03)H2+F2=2HFH2+Cl2=2HCl預測當生成2molHF和2molHCl時，哪個反應放出的熱量多?CNF若干化學鍵的鍵能(kJ/mol,25℃)1、下列說法正確的是A、需要加熱方能發生的反應一定是吸熱反應B、放熱的反應在常溫下一定很易發生C、反應是放熱的還是吸熱的必須看反應物和生成物所具有的總能量的相對大小D、吸熱反應在一定的條件下也能發生A、石墨比金剛石更穩定B、金剛石和石墨可以相互轉化C、金剛石比石墨穩定D、金剛石和石墨不能相互轉化教學反思：第一節化學反應與能量的變化(第二課時)教學目標：2.過程與方法3.情感態度與價值觀教學重點學習過程2)、什么是有效碰撞、活化分子、活化能?4)、你了解“即熱飯盒嗎?知道是什么原理嗎?5)、什么是反應熱(焓變)閱讀課本：例1與例23、熱化學方程式的書寫1)熱化學方程式定義：表示參加反應物質的量和反應熱的關系的化學方程式。2)正確書寫熱化學方程式應注意：(1)書寫熱化學方程式要注明反應的溫度和壓強，(為什么?)而常溫、常壓可以不注明，即不注明則是常溫、常壓。(2)標出了反應物與生成物的狀態，(為什么要標出?) (3)寫出了反應熱，還注明了“+”,“_”(4)方程式中的計量系反應物和生成物前的系數它代表了什么?在方程式中△H它表示了什么意義?△H的值與什么有關系?例題放出184.6KJ的熱量，請寫出該反應的熱化學方程式。2.寫出下列反應的熱化學方程式1)1molN2(g)與適量O2(g)反應生成NO(g),需吸收68kJ的熱量；放出314kJ熱量；熱化學方程式。燃燒的熱化學方程式。5)在一定條件下，氫氣和甲烷燃燒的化學方程式為：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O在上述條件下完全燃燒時放出的熱量為多少。6)在一定條件下，氫氣和丙烷燃燒的化學方程式為：C3H8(g)+5O2(g)=3CO2(g)+4H2O(1);△H=-2220烷的體積比為8)若2.6g乙炔(C2H2,氣態)完全燃燒生成液態水和CO2(g)時放熱130kJ。則乙炔燃燒的熱化學方程式為C2H2(g)+5/2O2教學反思：第二節燃燒熱能源教學目標：算學習過程1、燃燒熱什么是燃燒熱?是不是物質燃燒放出的熱量就叫燃燒熱呢?1)定義：在25℃,101kPa時，1mol物質完全燃燒生成穩定的氧化物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱。燃燒熱通常可由實驗測2)在理解物質燃燒熱的定義時，要注意以下幾點：①研究條件：25℃,101kPa⑤在未有特別說明的情況下，外界壓強一般指25℃,101kPa.所[練習1]分析以下幾個熱化學方程式，哪個是表示固態碳和氣態氫氣燃燒時的燃燒熱的?為什么?A.C(s)+O2(g)===CO(g);△HB.C(s)+O2(g)===CO2(g);△H=-393.5kJ/molC.2H2(g)+O2(g)===2H2O(1);△H=-571.6kJ/molD.H2(g)+1/2O2(g)===H2O(g);△H=-241.8kJ/mol[例題]放出890.3kJ的熱量，CH4的燃燒熱為多少?1000LCH4(標準狀況)燃燒后所產生的熱量為多少?CH4的燃燒熱為890.3kJ/mol,1000LCH4(標準狀況)完全燃燒產生的熱量為3.97×10?kJH=-2800kJ/mol葡萄糖在人體組織中氧化的熱化學方程式與它燃燒的熱化學方程式相同。計算100g葡萄糖在人體中完全氧化時所產生的熱量。3、中和熱1)定義：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應，生成1mol水時的反2)中和熱的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(1);△H=-57.3kJ/②反應物：(強)酸與(強)堿。中和熱不包括離子在水溶液中的生③生成1mol水，中和反應的實質是H+和OH-化合生成H20,若④放出的熱量：57.3kJ/mol例：已知H+(aq)+OH-(aq)=H2O(1);△H=-57.3kJ/mol,求下(2)用2molH2SO4配稀溶液跟足量稀NaOH反應，放出 3)燃燒熱和中和熱的區別與聯系相同點不同點反應物的量反應熱的4、能源1)什么是能源?能源的作用?就是能提供能量的自然資源，包括化石燃料(煤、石油、天然氣)、2)當今世界上重要的能源是什么?怎樣解決能源枯竭問題?節約能源的重要措施是什么?什么是新能源?化石燃料：煤、石油、天然氣解決的辦法：開源節流；即開發新能源，節約現有能源，提高能源的利新能源：太陽能、氫能、風能、地熱能、海洋能和生物能。對環境造成的污染，勢在必行。提高煤燃燒的熱利用率、開發新的能源也是大勢所趨。教學反思：第三節化學反應熱的計算第1課時蓋斯定律教學目標：①蓋斯定律的本質，了解其科學研究中的意義。②掌握有關蓋斯定律的應用。2.過程與方法通過運用蓋斯定律求有關物質的反應熱，進一步理解反應熱的概念。3.情感態度與價值觀通過實例感受蓋斯定律的應用，并以此說明蓋斯定律在科學研究中的重要貢獻。教學重點掌握有關蓋斯定律的應用教學難點掌握有關蓋斯定律的應用多媒體課件學習過程1.引入：如何測出這個反應的反應熱：C(s)+1/2O2(g)==CO(g)②CO(g)+1/2O2(g)==CO2(g)△H2=-283.0kJ/m1)請用自己的話描述一下蓋斯定律。2)蓋斯定律有哪些用途?1)同素異形體相互轉化但反應熱相當小而且轉化速率慢，有時還很不完全，測定反應熱很困難。現在可根據蓋斯提出的觀點“不管化學P4(s、白磷)+502(g)=P4O10(s);△H=-2983.2kJ/mol 0A.H2(g)+Cl2(g)=2HCl(B.C(s)+1/2O2(g)=CO(g);△H=-Q1教學反思：第2課時反應熱的計算教學目標：①掌握有關反應熱、燃燒熱、熱化學方程式的計算2.過程與方法切關系。教學重點：教學難點：教學用具：2、根據蓋斯定律，可以將兩個或兩個以上的熱化學方程式包括其3、可燃物完全燃燒產生的熱量=n×△H2、平均值法3、極限分析法4、十字交叉法5、估算法(僅適于選擇題)[投影]例題見課本12、13頁。1、反應熱數值與各物質的化學計量系數成正比，因此熱化學方程式中各物質的化學計量數改變時，其反應熱數值需同時做同倍數的改京2、熱化學方程式中的反應熱是指反應按所給形式完全進行時的反應熱。【練習1】298K,101KPa時，將1.0g鈉與足量的氯氣反應，生熱?[投影]【練習3】已知下列反應的反應熱為：試計算下列反應的反應熱：教學反思：第二章.化學反應速率和化學平衡第一節化學反應速率學習目標：②理解化學反應速率的表達式及其簡單計算③了解化學反應速率的測量方法2.過程與方法3.情感態度與價值觀教學重點教學難點理解化學反應速率的表達式及其簡單計算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，其數學表達式可表示為【例題】在2L的密閉容器中，加入1mol和3mol的H?和N?,發求該反應的化學反應速率。N?+起始量(mol):130變化量(mol):0.20.60.4VNH?==0.4/2×2==0.1mol/(L·s)【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比。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===△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：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/L·minB.VB==0.6mol/L·minC.Vc==0.4mol/L·minD.Vp==0.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，時間單位通常可用s、min、h表示，因此反應速率的與常見單位一般為mol/(1·s)、mol/(1·mon)或mol/(1·h)。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值有相互關系，彼此可以根據化學方程式中的各化學計量數進行換算：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。教學反思：第二節影響化學反應速率的因素[教學目標](2)使學生能初步運用有效碰撞、碰撞的取向和活化分子等來解釋濃度、壓強、溫度和催化劑等條件對化學反應速率的影響。(1)掌握運用濃度、壓強、溫度和催化劑等條件比較反應速率大小的方法；(2)通過識別有關化學反應速度與壓強、溫度或濃度等的圖像，提高識圖析圖能力，培養從圖像中挖掘化學信息的能力。(1)通過實驗培養學生嚴謹的科學態度，知道科學研究的一般方[教學重點、難點]壓強對化學速率的影響，用活化分子理論解釋外界條件對化學反應速率的影響。[導入]有些反應速率很快，如鹽酸與氫氧化鈉的中和反應，而有些反應速率很慢，如石油的形成。可見，不同物質化學反應速率相差很大，決定化學反應速率的因素是反應物本身的性質。一、決定化學反應速率的因素：反應物本身的性質(一)濃度對化學反應速率的影響[演示]課本20頁實驗2-2草酸與酸性高錳酸鉀的反應驗現象色時間論在其它條件相同時，增大反應物濃度，反應速率[補充實驗]不同濃度的Na?S?O?溶液與0.1摩/升的硫酸反應的對比實驗表編號溶液水出現渾濁的時間(秒)102【板書】當其它條件不變時，增加反應物的濃度，可以增大反應的【實驗解釋】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，單位體積內活化分子的數量增加，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3.固體和純液體的濃度是一個常數，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。【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Na?S?O?溶液與0.1摩/升的硫酸10毫升反應的實驗。2.CaO固體與SiO?固體在高溫下反應生成CaSiO?。3.SO?與O?在一密閉容器內反應生成SO?。(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123【板書】對于有氣體參加的反應來說，其他條件不變時，增大體系的壓強，反應速率會加大。【解釋】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就增多到原來的2倍，即體系中各個物質的濃度都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【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3.恒容時加入惰性氣體使壓強增大，反應物和生成物的濃度都沒有變化，所以化學反應速率不變。恒壓時加入惰性氣體使體積增大，反應物和生成物的濃度都減小，所以化學反應速率減小。(三)溫度對化學反應速率的影響[演示]課本21頁實驗2-3同濃度的Na?S?O?溶液在不同溫度下與0.1摩/升的硫酸5毫升反編號0.1mol/L的Na?S?O?H?SO?度濁的時間(秒)水2水經過實驗測定，溫度每升高10℃,反應速率通常要增大到原來的2~4倍。『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【實驗事實的處理】1.化學用語化(寫方程式)個(明確)當反應物濃度一定時，分子總數一定，升高溫度，反應物分子的能量增高，使活化分子的百分比增大，因而單位體積內活化分子數量增多，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都增加，所以，正反應的速率和逆反應的速率【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2.合成氨工業中，是在500℃的條件下進行反應，以加快反應進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【科學探究】課本21頁科學探究：不同溫度下碘化鉀與稀硫酸反應(淀粉指示顏色)的速率不同。(四)催化劑對化學反應速率的影響【演示】22頁演示實驗2-4:過氧化氫分解的對比實驗(復習回顧)用KC1O?制氧氣的實驗【實驗事實的處理】(1)2H?O?==2H?O+O?(2)2KClO?==2KCl+3O?個(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(2)用KC1O?制氧氣實驗的對比表編號【結論】催化劑能加快化學反應速率。【解釋】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，因此單位體積內活化分子的數目增多，有效碰撞頻率增大，故化學反應速率【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到終態的途徑，不改變反應的結果。例：(1)在加熱條件下：2Cu+O?==2CuO(2)氮的氧化物破壞臭氧：NO+O?==NO?+O?NO?+O==NO+O?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。如不作特殊說明，均指正催化劑。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】催化劑在現代化學和化工生產中占有極為重要的地位。大約85%的反應需要催化劑。尤其是現代大型化工業、石油工業中，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。(五)其它因素對化學反應速率的影響光、磁場、超聲波、顆粒大小、溶劑性質…等1.一般都能使反應速率加快的方法是(B)。①升溫；②改變生成物濃度；③增加反應物濃度；④加壓2.NO和CO都是汽車尾氣里的有害物質，它們能緩慢地起反應生成氮氣和二氧化碳氣體：2NO+2CO=N?+2CO?對此反應，下列敘述正確的是(AC)(A)使用催化劑能加快反應速率(B)改變壓強對反應速率沒有影響(C)冬天氣溫低，反應速率降低，對人體危害更大(D)無論外界條件怎樣改變，均對此化學反應的速率無影響反應速率為圖2-1-16.在密閉容器中發生2SO?+O?—2SO?反應，現控制下列①在400℃時，10molSO?與5molO?反應；②在400℃時，20molSO?與5molO?反應；③在300℃時，10molSO?與5molO?反應；③_。教學反思：第三節化學平衡教學目標：化學平衡常數計算反應物的轉化率。2.通過實驗探究溫度、濃度和壓強對化學平衡的影響，并能用相關理論加以解釋。教學重點：描述化學平衡建立的過程。教學難點：探究溫度、濃度和壓強對化學平衡的影響，并能用相關理論加以解釋。探究建議：①實驗探究：溫度對加酶洗衣粉的洗滌效果的影響。②實驗：溫度、濃度對溴離子與銅離子配位平衡的影響。③查閱資料：奇妙的振蕩反應。④討論：合成氨反應條件選擇的依據。課時劃分：三課時教學過程：第一課時[導課]我們已經學過許多化學反應，有的能進行到底，有的不能進行到底。請同學們思考并舉例說明。[回答]學生舉例化學反應存在的限度。[講述]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。例如在合成氨工業中，除了需要考慮如何使N?和H?盡快地轉變成NH?外，還需要考慮怎樣才能使更多的N?和H?轉變為NH?,后[板書]第三節化學平衡[講述]如果對于一個能順利進行的、徹底的化學反應來說，由于反應物已全部轉化為生成物，如酸與堿的中和反應就不存在什么反應限度的問題了，所以，化學平衡主要研究的是可逆反應的規律。[思考]大家來考慮這樣一個問題，我現在在一個盛水的水杯中加蔗糖，當加入一定量之后，憑大家的經驗，你們覺得會怎么樣呢?[回答]開始加進去的很快就溶解了，加到一定量之后就不溶了。[追問]不溶了是否就意味著停止溶解了呢?[回答]回憶所學過的溶解原理，閱讀教材自學思考后回答：沒有停止。因為當蔗糖溶于水時，一方面蔗糖分子不斷地離開蔗糖表面，擴散到水里去；另一方面溶解在水中的蔗糖分子不斷地在未溶解的蔗糖表面聚集成為晶體，當這兩個相反的過程的速率相等時，蔗糖的溶解達到了最大限度，形成蔗糖的飽和溶液。[講述]所以說剛才回答說不溶了是不恰當的，只能說從宏觀上看到蔗糖的量不變了，溶解并沒有停止。我這里把這一過程做成了三維動畫效果，以幫助大家理解溶解過程。[動畫]演示一定量蔗糖分子在水中的溶解過程。[講解]這時候我們就說，蔗糖的溶解達到了平衡狀態，此時溶解速率等于結晶速率，是一個動態平衡。[板書]溶解平衡的建立固體溶質溶液中溶質平衡時v(溶解)=v(結晶)結論：溶解平衡是一種動態平衡1.定義：是指在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應體系中所有參加反應的物質的質量(溶液中表現為濃度)可[啟發]大家能否從化學平衡狀態的定義中，找出化學平衡有哪些[回答]分析定義，歸納總結，化學平衡的特征：(1)化學平衡研究的對象是可逆反應；(2)達到平衡時正反應速率等于逆反應速率；(3)達到平衡時反應混合物中各組分的濃度保持不變；(4)由于化學平衡狀[板書]2、化學平衡的特征：(1)反應物和所有產物均處于同一反應體系中，反應條件(溫度、壓強)保持不變。(2)達到平衡時反應混[講述]評價學生總結結果。大家還應注意化學平衡狀態是維持在一定條件下的，一旦條件發生變化，平衡狀態就將遭到破壞。動態平衡也體現了辯證唯物主義的基本觀點，即運動是絕對的，而靜止是相對的。[思考]若對飽和溶液升溫或降溫，會有什么現象發生?試從化學平[回答]學生解釋：升溫或降溫，溶解速率與結晶速率不在相等，繼續溶解或析出，直到溶解速率與結晶速率再次相等，t?時達到新的溶解[追問]對于化學平衡，條件發生變化，平衡狀態怎樣發生變化呢?[實驗2-5]兩試管中各加入5ml0.1mol/LK?Cr?O?溶液，按要求操硫酸K?Cr?O7溶液橙色黃色[板書]3、(1)濃度對化學平衡的影響：橙色黃色[實驗2—6]通過學生對實驗歸納可知：增大反應物的濃度可促使化學平衡向正反應方向移動。[思考與交流]1、你使如何判斷上述化學平衡發生變化的?2、你能否推知影響化學平衡的其它因素?[板書]在其它條件不變的情況下，增大反應物濃度，正反應速率加快，平衡向正反應方向移動，增大生成物濃度，逆反應速率加快，平衡向逆反應方向移動。[練習]填空：濃度的變化V正V逆的變化結果動平衡移動結果增大反應物濃度減少反應物濃度增大生成物濃度[講解](2)壓強對化學平衡的影響1.固態、液態物質的體積受壓強影響很小，壓強不使平衡移動。2.反應中有氣體參加：壓強減小→濃度減小→平衡向體積減小的方向移動，反之亦然。[板書](2)壓強對化學平衡的影響：①其他條件不變時，增大壓強平衡向氣體體積縮小的方向移動，減小壓強；平衡向氣體體積增大的方向移動。②如反應前后氣體體積沒有變化的反應，改變壓強不會使平衡移動。[板書](3)溫度對化學平衡的影響：[板書]在其它條件不變的情況下，溫度升高，會使化學平衡商著吸熱反應的方向移動；溫度降低，會使化學平衡向著放熱反應的方向移動。[練習]填空：溫度改變V正V逆的變化結果動平衡移動結果[講解]化學平衡只有在一定的條件下才能保持，當一個可逆反應達到化學平衡狀態后，如果改變濃度、壓強、溫度等反應條件，達到平衡的反應混合物里各組分的濃度也會隨著改變，從而達到新的平衡狀態。由此引出化學平衡的移動。[閱讀]P?8相關內容[板書](4)可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立過程叫化學平衡的移動。勒沙特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(如濃度、壓強、溫度)平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。[思考]催化劑對化學平衡有何影響?[回答]閱讀教材后回答：催化劑同等程度增加正逆反應速率，平衡不移動。[小結]什么是化學平衡?濃度、溫度、壓強、催化劑如何影響化學平衡移動?第三節化學平衡一、可逆反應與不可逆反應二、化學平衡狀態2.化學平衡的特征：3.(1)濃度對化學平衡的影響：(2)壓強對化學平衡的影響：(3)溫度對化學平衡的影響：(4)勒沙特列原理：教學反思：[復習提問]什么叫化學平衡?化學平衡的特征有哪些?[回答]化學平衡是是指在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應體系中所有參加反應的物質的質量(溶液中表現為濃度)可以保持恒定的狀態。化學平衡的特征：(1)反應物和所有產物均處于同一反應體系中，反應條件(溫度、壓強)保持不變。(2)達應仍在進行，故其是一種動態平衡。達到平衡時正反應速率等于逆反應[過渡]盡管就這么幾句話，但真正在學習中能否準確把握和處理化學平衡狀態的特征，不僅包括上邊大家回答的那些，還有其他方面的[板書]三、化學平衡常數[引導]請同學們閱讀教材P?8標題三下面的內容以及濃度關系數[探究活動]閱讀教材和P29表2—1,對表中數據進行觀察并歸納。[小結]在一定溫度下，可逆反應無論是從正反應開始，還是從逆反應開始，又無論反應物起始濃度為多少，最后都能達到化學平衡。這時生成物的濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比是一個常數，這個常數叫做該反應的化學平衡常數，簡稱平衡常數，用符號K表示。[板書]1.定義：在一定溫度下，可逆反應達到平衡時，生成物的濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比是一個常數，這個常數叫做該反應的化學平衡常數，簡稱平衡常數，用符號K表示。起始時各物質的濃度平衡時各物質的濃度))))0115結論：達到平衡時[啟發]剛才得出的平衡常數K是由一個特殊的反應引出的，其,但如果對于任意一個可逆化學反應：mA+nBpC+qD其平衡常數K又該如何表示呢?[回答]平衡常數實際上是平衡混合物中各生成物濃度的化學計量數次方的乘積除以反應物濃度的化學計量數次方的乘積。即[板書]2.表達式對于任意反應mA+nBpC+qD[提問]化學平衡常數實際上是化學平衡的又一特征，那么化學平衡常數K的大小有什么意義呢?[回答]了解K的意義并回答：可以從平衡常數K的大小推斷反應物濃度對反應物濃度的比越大，也就是反應進行的程度越大，反應的轉化率也越大；反之K越小，表示反應進行的程度越小，反應物的轉化率行的程度越大，反應的轉化率也越大；反之K越小，表示反應進行的程[提問]什么叫反應物的轉化率?[講解]根據平衡常數K的定義和表達式可知，即使是同一反應，若反應方程式書寫不同則K的表示方式也不同。再則，這里所謂的濃度指的是氣體或溶液的濃度，對于固體、純液體的濃度一般規定為常數1,[練習]寫出下列反應的平衡常數的表達式[解析]在寫表達式時注意③、④中固體物質的濃度為1,不寫出。[答案]①,②,③K=cCO?),④三、化學平衡常數1.定義：在一定溫度下，可逆反應達到平衡時，生成物的濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比是一個常數，這個常數叫做該反應的化學平衡常數，簡稱平衡常數，用符號K表示。2.表達式對于任意反應3.化學平衡常數的意義：K只受溫度影響，K越大，反應進行的程度越大，反應的轉化率也越大；反之K越小，表示反應進行的程度越小，[設問]是不是反應速率越快，生成物產量就越高?[回答]不一定。[問題]產量的高低取決于什么?[回答]反應進行的限度。[導課]反應進行的限度即化學平衡移動的有關問題，下面我們處[板書]化學平衡習題課[提問]什么叫化學平衡狀態?[回答]一定條件下的可逆反應，正反應速率和逆反應速率相等，[學生回答時教師板書]定義[提問]化學平衡有哪些特征?請同學們用幾個字概括。[學生回答時教師板書]特征：逆、等、動、定、變、同。[指定學生分析以上幾個字的含義][過渡]從平衡狀態的特征來看，同一反應物的正、逆反應速率相等就說明達到了平衡狀態，那么對于不同反應物或生成物，如何從速率間的關系證明反應達到了平衡狀態呢?下面我們看一道題。[投影]例1.在一定溫度下，反應A?(g)+B?(g)2AB(g)達到平衡的標志是A.單位時間內生成nmol的A?同時生成nmolAB。B.容器內的總壓強不隨時間變化D.單位時間內生成nmolA?同時生成nmolB?。位時間生成nmol的A?說明此可逆反應生成速率不等于消耗速率，未B.該可逆反應全是氣體且反應前后分子數相等。故不能通過容器內的總壓強隨時間的變化來判斷它是否達到化學平衡狀態。同時說明消耗nmolB?,對于B?氣體來說其生成速率等于消耗速率。說明該可逆反應的正、逆反應速率相等。明正反應速率和逆反應速率間的關系。[練習]請同學們自己完成下面的練習題。達到平衡的C.單位時間內生成nmolA,同時生成3nmolB的分子數之比為1:3:22.在2NO?(gN?O?(g)的可逆反應中，下列不屬于平衡狀態的是A.反應物的轉化率等于生成物的產率。B.NO?在混合氣體中體積分數保持不變。C.平衡體系的顏色不再改變。D.單位時間內有1molN?O?變為NO?的同時，有2molNO?變為N?O4。[問題]請同學們根據以上練習，總結一下化學平衡的標志有哪些?[學生回答后教師小結并投影顯示]1.對于同一反應物或生成物的正反應速率等于其逆反應速率。2.一種物質的正反應速率與另一種物質的逆反應速率之比等于方3.各組分的濃度或分子數或含量不隨時間改變而改變。4.反應物的轉化率或生成物產率不隨時間改變而改變。5.對于反應前后氣體體積不相等的反應，容器內總壓強或氣體總體積不隨時間改變而改變。6.對于反應體系某物質有顏色的反應，體系顏色不隨時間改變而改變。也可說明已達平衡狀態。[過渡]如何衡量一個可逆反應達到平衡狀態時，正反應進行的程度大小?[回答]用化學平衡常數的大小來衡量。[板書]化學平衡常數[問題]請同學們寫出下列反應達到化學平衡狀態時平衡常數的數學表達式。[投影顯示]教學反思：第四節化學反應進行的方向教學目標(1)理解化學反應方向判斷的焓判據及熵判據；(2)能用焓變和熵變說明化學反應的方向。2、過程與方法：通過學生已有知識及日常生活中的見聞，使學生構建化學反應方向的判據。學會運用比較、歸納、概括等方法對信息進行加工，構建新知識。3、情感態度與價值觀：通過本節內容的學習，使學生體會事物的發展、變化常常受多種因素的制約，要全面分析問題。教學的重點和難點焓減和熵增與化學反應方向的關系教學方法1、應用討論交流的方法調動學生的積極性，充分發揮學生的想象2、啟發學生學會歸納、概括，對信息進行加工，得出結論；3、注重從學生已有知識及日常生活的經驗上構建新知識。教學過程[聯想、質疑]汽車尾氣中的主要污染物是一氧化氮以及燃料不完全燃燒所產生的一氧化碳，它們是現代城市中的大氣污染物，為了減輕大氣污染，人們提出通過以下反應來處理汽車尾氣：2NO(g)+2CO(g)=N?(g)+2CO?(g),你能否判斷這一方案是否可行?理論依據是什么?[課的引入]上述問題是化學反應的方向的問題。反應進行的方向、快慢和限度是化學反應原理的三個重要組成部分。通過前三節的學習和討論，我們已經初步解決了后兩個問題，即反應的快慢和限度問題，這節課我們來討論反應的方向的問題。[設問]根據生活經驗，舉例說說我們見過的自發過程(在一定條件下不需外力作用就能自動進行的過程)。[總結]生活中的自發過程很多，如：水由高處往低處流，自由落電流由電位高的地方向電位低的地方流，鐵器暴露于潮濕的空氣中會生銹，室溫下冰塊會融化，……這些都是自發過程，它們的逆過程是非自科學家根據體系存在著力圖使自身能量趨于“最低”和由“有序”變為“無序”的自然現象，提出了互相關聯的焓判據和熵判據，為反應方向的判斷提供了必要的依據。[交流討論]19世紀的化學家們曾認為決定化學反應能否自發進行的因素是反應熱：放熱反應可以自發進行，而吸熱反應則不能自發進行。你同意這種觀點嗎?結合曾經學習的反應舉例說明。[匯報交流結果]我們知道的反應中下列反應可以自發進行：[追問]上述反應是吸熱還是放熱?[學生回答后總結、板書]焓判據：放熱反應過程中體系能量降低，因此具有自發進行的傾向。[指出]多數自發進行的化學反應是放熱反應，但也有不少吸熱反應能自發進行。如：NH?HCO?(s)+CH?COOH(aq)=CO?(g)+CH?CO因此，反應焓變是與反應能否自發進行有關的一個因素，但不是唯一因素。[交流討論]我們知道，固體硝酸銨溶于水要吸熱，室溫下冰塊的溶解要吸熱，兩種或兩種以上互不反應的氣體通入一密閉容器中，最終會混合均勻，這些過程都是自發的，與焓變有關嗎?是什么因素決定它們的溶解過程能自發進行?[閱讀思考]課本P37相關內容。[匯報交流、自主學習成果]上述自發過程與能量狀態的高低無關，受另一種能夠推動體系變化的因素的影響，即體系有從有序自發地轉變為無序的傾向。[總結、板書]熵判據：體系有自發地向混亂度增加(即熵增)方向轉變的傾向。[釋疑]如何理解“熵”的含義?[板書]混亂度：表示體系的不規則或無序狀態。[指出]混亂度的增加意味著體系變得更加無序。[板書]熵：熱力學上用來表示混亂度的狀態函數。[指出]體系的有序性越高，即混亂度越低，熵值就越小。有序變為無序——熵增的過程。(1)氣態>液態>固態(2)與物質的量成正比[板書]反應熵變△S=反應產物總熵-反應物總熵為熵增加反應，反應自發進行。[學與問]發生離子反應的條件之一是生成氣體。試利用上面講的熵判據加以解釋，由此你對于理論的指導作用是否有新的體會。[指出]有些熵減小的反應在一定條件下也可以自發進行，如：-10℃的液態水會自動結冰成為固態，就是熵減的過程(但它是放熱的);是唯一因素。[板書]三、焓變與熵變對反應方向的共同影響。自發性的判據是：S高溫下所有溫度下反應不能自發進行溫度與反應方向的關系示意圖低溫下反應自發進行所有溫度下[舉例]對反應CaCO?(s)=CaO(s)+CO?(g)因此，室溫下反應不能自發進行；[知識應用]本節課一開始提出處理汽車尾氣的反應：因此，室溫下反應能自發進行。1、由能量判據知：放熱過程(△H<0)常常是容易自發進行；2、由熵判據知：許多熵增加(△S>0)的過程是自發的；3、很多情況下，簡單地只用其中一個判據去判斷同一個反應，可能會出現相反的判斷結果，所以我們應兩個判據兼顧。由能量判據(以焓變為基礎)和熵判據組合成的復合判據(體系自由能變化：△G=△H-T△S)將更適合于所有的反應過程；4、過程的自發性只能用于判斷過程的方向，不能確定過程是否一5、在討論過程的方向時，我們指的是沒有外界干擾時體系的性質。如果允許外界對體系施加某種作用，就可能出現相反的結果；6、反應的自發性也受外界條件的影響。1.下列說法正確的是()2.自發進行的反應一定是()A.吸熱反應；B.放熱反應；C.熵增加反應；D.熵增加或者放熱反應。3.下列說法正確的是()A.放熱反應一定是自發進行的反應；B.吸熱反應一定是非自發進行的；發進行。4.25℃和1.01×10?Pa時，反應2N?O?(g)=4NO?(g)+O?(g)△H=+56.76kJ/mol,自發進行的原因是()A.是吸熱反應；B.是放熱反應；C.是熵減少的反應；D.熵增大效應大于能量效應。5.下列過程屬于熵增過程的是()氣和水。B.2N?O?(g)=4NO?(g)+O?(g)△H=+56.7kJ/mol;C.(NH?)?CO?(s)=NH?HCO?(s)+NH?(g)△H=+74.9kJ/mol;教學反思：第三章水溶液中的離子平衡第一節弱電解質的電離教學目標：3.通過實驗，培養學生觀察、分析能力，掌握推理、歸納、演繹和類比等科學方法。教學重點：電離平衡的建立與電離平衡的移動，從化學平衡的建立教學難點：外界條件對電離平衡的影響。教學方法：實驗、分析、討論和總結歸納。教學過程：[提問]什么是電解質?什么是非電解質?[回答]在水溶液或熔化狀態下能導電的化合物叫電解質。[投影]請大家根據電解質的概念，討論以下幾種說法是否正確，并2.由于BaSO?不溶于水，所以不是電解質。3.鹽酸能導電，所以鹽酸是電解質。4.SO?、NH?、Na?O溶于水可導電，所以均為電解質。[學與問]酸、堿、鹽都是電解質，在水中都能電離出離子，不同的電解質電離程度是否有區別?[回答]有區別，電解質有強弱之分。[板書]第三章水溶液中的離子平衡第一節弱電解質的電離[思考]鹽酸與醋酸是生活中常用的酸，鹽酸常用于衛生潔具的清潔和去除水垢，為什么不用鹽酸代替醋酸呢?[回答]醋酸腐蝕性比鹽酸小，酸性弱。素?與鎂條反應現象溶液的pH值[實驗結果]開始1mol/LHCl與鎂條反應劇烈，pH值鹽酸為1,醋酸小于1[匯報]探討結果：開始1mol/LHCl與鎂條反應劇烈，說明1mol/LHCl中氫離子濃度大，即氫度較鹽酸小，即小于1mol/L,說明醋酸在水中部分電離。HCl是強電[投影]圖3-1圖3-1HC1在水中電離示意圖圖3-2CH3C?0H在水中電離示意圖[提問]什么叫強電解質?什么叫弱電解質?[板書]一、電解質有強弱之分絕大多數鹽。[過渡]勒沙特列原理不僅可用來判斷化學平衡的移動方向，而且適用于一切動態平衡，當然也適用于電離平衡，像我們剛才提到的體積相同，氫離子濃度相同的鹽酸和醋酸分別與足量的鎂條反應，最后醋酸放出氫氣多，就與醋酸存在電離平衡有關，請同學們想一想如何從電離[回答]因為HCl不存在電離平衡，CH?COOH存在電離平衡，隨著H+的消耗，CH?COOH的電離平衡發生移動，使H+得到補充，所以CH?COOH溶液中H+濃度降低得比HCl中慢，所以CH?COOH在[回答]不能。會電離成CH?COO-和H+,與此同時，電離出的CH?COO-和H*又會子的濃度逐漸減小，而CH?COO-和H+濃度會逐漸增大，所以[板書]弱電解質分子電離成弱電解質分子電離成離子的速率兩種速率相等處于電離平衡狀態離子結合成弱電解質分子的速率反速萃[歸納]請同學們根據上圖的特點，結合化學平衡的概念，說一下[學生敘述，教師板書]2、在一定條件(如溫度、濃度)下，當[提問]電離平衡也屬于一種化學平衡，那么電離平衡狀態有何特征?[學生討論后回答]前提：弱電解質的電離；①達電離平衡時，分子電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等；②動態平衡，即達[提問]哪些條件改變可引起化學平衡移動?[回答]濃度、溫度、壓強。[投影]在氨水中存在電離平衡：NH?·H?ONH?++OH-下列幾種情況能否引起電離平衡移動?向哪個方向移動?溶液⑤加熱⑥加水⑦加壓[答案]①逆向移動②逆向移動③正向移動④正向移動⑤正向移動⑥正向移動⑦不移動[講述]加水時，會使單位體積內NH?·H?O分子、NH?+、OH-粒子數均減少，根據勒沙特列原理，平衡會向粒子數增多的方向，即正向移動。但此時溶液中的NH?+及OH-濃度與原平衡相比卻減小了，這是為什么呢?請根據勒夏特列原理說明。[回答]因為根據勒沙特列原理，平衡移動只會“減弱”外界條件的[練習1]分析一元弱酸或弱減的電離平衡，完成下列問題：1、寫出弱酸和弱減的電離方程式。2、填寫下表中的空白。HA電離過程中體系各離子濃度變化BOH電離過程中體系各離子濃度變化濃度的B+、平衡前大變小再變化[練習2]由于弱電解質存在電離平衡，因此弱電解質的電離方程式的書寫與強電解質不同。試寫出下列物質的電離方程式：3、NaHCO?====Na++HCO?HCO?H++[過渡]氫硫酸和次氯酸都是弱酸，那么它們的酸性誰略強一些呢?那就要看誰的電離程度大了，弱酸電離程度的大小可用電離平衡常數來衡量。[板書]三、電離平衡常數[講述]對于弱電解質，一定條件下達到電離平衡時，各組分濃度間有一定的關系，就像化學平衡常數一樣。如弱電解質AB:[板書]AB[講述]弱酸的電離平衡常數一般用Ka表示，弱堿用K,表示。請寫出CH?COOH和NH?·H?O的電離平衡常數表達式[學生活動][講解]從電離平衡常數的表達式可以看出，分子越大，分母越小，則電離平衡常數越大，即弱電解質的電離程度越大，電離平衡常數越大，因此，電離平衡常數可用來衡量弱電解質相對強弱。那么,用電離平衡常數來比較電解質相對強弱時，要注意什么問題呢?[啟發]電離平衡常數和化學平衡常數一樣，其數值隨溫度改變而改變，但與濃度無關。電離平衡常數要在相同溫度下比較。[實驗]3-2:向兩支分別盛有0.1mol/LCH?COOH和硼酸的試管中加入等濃度的碳酸鈉溶液，觀察現象。[講述]多元弱酸是分步電離的，每步都有各自的電離平衡常數，那么各步電離平衡常數之間有什么關系?多元弱酸與其他酸比較相對強弱時，用哪一步電離平衡常數來比較呢?請同學們閱讀課本43有關內[學生看書后回答]多元弱酸電離平衡常數：K?>K?>K?,其酸性主要由第一步電離決定。[講述]請打開書43頁，從表3-1中25℃時一些弱酸電離平衡[回答]草酸>磷酸>檸檬酸>碳酸。[講述]對于多元弱堿的電離情況與多元弱酸相似，其堿性由第一步電離的電離平衡常數決定。[小結并板書]1.電離平衡常數的意義：判斷弱酸、弱堿的相對強弱。2.溫度升高電離平衡常數增大，但濃度改變電離常數不變。3.多元弱酸、多元弱堿分步電離，K?>K?>K?……,酸性或堿性由第一節弱電解質的電離一、電解質有強弱之分在水溶液里全部電離成離子的電解質叫強電解質；如強酸、強堿、只有一部分分子電離成離子的電解質叫弱電解質。如弱酸、弱減、水。弱電解質分子電離成離子的速率兩種速率相等，處于電離平衡狀態離子結合成弱電解質分子的速率2、在一定條件(如溫度、濃度)下，當電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合生成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。3、影響因素：①濃度②溫度反速率反速率教學反思：第二節水的電離和溶液的酸堿性第1課時2、學會根據水的離子積計算溶液中H+和OH的濃度教學重點水的離子積在酸堿溶液中如何求H?O電離出的CH+和COH主要教具教學過程1、H?PO?中各種離子濃度的大小(不考慮水的電離)2、寫出下列物質的電離平衡方程式請學生回答弱電解質包括哪些物質?弱酸、弱堿和水。復習初中化學中學習的PH與溶液酸堿性的關系。1、用靈敏的電流計測定純水的導電性可知：純水具有導電性，但極其微弱，為什么呢?說明：(1)水是一種極微弱的電解質，只能微弱的電離，并存在著平衡。(2)從純水的導電性實驗測得，25℃時，1L純水中只有1×而1L水的物質的量為55.6mol,這與發生電離的水1×107mol相比，水的電離部分忽略不計。所以，電離前后，水的物質的量幾乎不水的離子積常數反映了一定溫度下的水的H+濃度和OH濃度之間的關系。②加入某些鹽，促進水的電離，Kw不變；③電離過程是一個吸熱過程，升溫能促進水的電離，Kw增大，在④其它因素：如加入活潑金屬，消耗H*,水的電離程度增大。說明：溶液或純水呈中性，是因為溶液中CH+=CoH三、在酸、堿溶液中如何求H?O電離出的H*濃度和OH濃度的關系。例1、0.1mol/LHCI中CH+以及水電離出的H+濃度和OH濃度溶液中CoH=10-14/0.1=10-13mol/L∴CH+(水)=CoH(水)=10濃度和OH濃度的乘積是1×10-14,例3、將水升溫到95℃時，水的電離程度將,水的離子積課后練習：1.水的電離過程為H2OH++OH-,在不同溫度下其離子積為KW25℃=1×10-14,KW35℃=程2.1)判斷正誤：(2)任何水溶液中(不論酸、堿或中性)都存在Kw=10-14。3)0.01mol/LNaOHc(OH-)=0.01mol/Lc(H+)=KW/c(OH-)=10-124)25℃、濃度均為0.1mol/L的下列溶液中c(H+)由大到小的排列教學反思：第二節水的電離和溶液的酸堿性(第2課時)教學目標1、了解溶液的酸堿性和pH的關系2、學會溶液pH的簡單計算教學重點溶液的酸堿性和PH的關系教學難點關于溶液pH的計算溶液酸堿性酸性中性堿性[強調指出]:任何水溶液中存在的H*和OH作為矛盾的雙方，既互相依存，又互相制約，共同決定了溶液的酸堿性。(對立統一的觀點)2、溶液的pH(1)為什么要引入溶液的pH示例：植物適宜生長在中性的土壤中，要測土壤溶液的酸堿度；醫生要檢測病人的血液，尿液等，要測酸堿度，掌握病人的健康狀況；有關部門需要經常測定雨水是否是酸雨；工廠要配制電鍍液等都需要了解此要引入溶液的pH。(2)表示方法：pH=-IgCH+(3)意義：表示溶液中CH+的大小，即能表示溶液的酸堿性的(4)示例：A、以教材中四種溶液的氫離子濃度為例，求四種溶液的pH.倍、100倍，求溶液的pH.二、溶液的酸性的強弱與酸的強弱強的溶液不一定是強酸③酸性相同的溶液，弱酸濃度大，中和能力強④中和能力相同的酸提供H+的物質的量相同，但強酸溶液的酸性強。生的興趣，培養實驗能力。三、鞏固練習書面作業：計算0.01mol/LNaOH溶液、0.01mol/L的H?SO?2.學會強酸強堿溶液的pH計算以及混合溶液的pH計算教學重點學會強酸強堿溶液的pH計算以及混合溶液的pH計算pH的測定①pH<7溶液呈酸性，pH越小，酸性越強；pH每減小1個單位，CH增大10倍②pH>7溶液呈堿性，pH越大，堿性越強。pH每增加1個單位，CH+減小10倍。③pH小的酸性溶液，不一定是強酸溶液④pH每升高一個單位，對于強酸需要稀釋10倍，而對于弱酸稀釋的倍數超過了10倍；pH每降低一個單位，對于強堿需要稀釋10倍，而對于弱堿稀釋的倍數超過了10倍。用水濕潤，否則非中性溶液的pH測定值比實際的或大或小，使用時用出pH值。另外也可用pH計準確測定。1、酸性溶液：按C→CH+→pH2、堿性溶液：按C→CoH→CH+→pH3、強酸、強堿溶液的稀釋后的溶液：對于酸溶液中的CH+,每稀釋10"倍，pH增大n個單位，但增大后不超過7,酸仍為酸!對于堿溶液中的CoH,每稀釋10”倍，pH減少n個單位，但減少后不小于7,堿仍為堿!PH值相同的強酸與弱酸(或強堿與弱堿),稀釋相同的倍數，pH變化為強酸變化大，弱酸變化小。三種情況：(1)恰好中和，pH=7(2)若余酸，先求中和后的CH+,再求pH。(3)若余堿，先求中和后的CoH,再通過Kw求出CH,最后求pH。或先求pOH,再由pH=14-pOH。(1)若強酸與強堿溶液的pH之和大于14,則混合后顯堿性，pH(2)若強酸與強堿溶液的pH之和等于14,則混合后顯中性，pH(3)若強酸與強堿溶液的pH之和小于14,則混合后顯酸性，pH(4)若酸與堿溶液的pH之和等于14,強、堿中有一強、一弱，恰好中和，誰弱誰的H*或OH有儲備，中和后還能電離，顯出酸、堿三、例題講解加水稀釋制成100mL溶液，求稀釋前和稀釋后溶液的pH.以及由水電離產生的CH+.答案：462、等體積混合0.1mol/L的鹽酸和0.06mol/L的Ba(OH)2溶液后，溶液的pH等于多少?答案：123、室溫時，將pH=5的H?SO?稀釋10倍，則CH:Cso?2-=?將稀釋后的溶液再稀釋100倍，CH+:CsO?2-=?答案：2:120:1四、作業：將10mLO.1mol/L的鹽酸和10mLO.1mol/LBa(OH)2溶液混合求pH?第二節水的電離和溶液的酸堿性(第4課時)1.了解常用分析儀器。2.理解酸堿中和滴定的原理。3.使學生初步了解酸堿中和滴定的操作方法。4.掌握酸堿滴定的誤差分析。教學重點1.使學生初步了解酸堿中和滴定的操作方法。2.掌握酸堿滴定的誤差分析。教學難點掌握酸堿滴定的誤差分析教學方法推理法、講述法、分析比較法學法指導自學，預習主要教具多媒體教學過程1、定義：用已知物質的量的濃度的酸(或堿)來測定未知濃度的堿(或酸)的方法2、原理：在酸堿中和反應中，使用一種已知物質的量濃度的酸或堿溶液跟未知濃度的堿或酸溶液完全中和，測出二者的體積，根據化學方程式中酸和堿的物質的量的比值，就可以計算出堿或酸的溶液濃度。3、公式：4、實驗的關鍵：燒杯、白紙1)終點時，指示劑的顏色變化明顯2)變色范圍越窄越好，對溶液的酸堿性變化較靈敏2、酸堿指示劑：一般是有機弱酸或有機弱堿(定性測定)種類變色范圍甲基橙溶液紅3.1橙4.4黃酚酞溶液無8.2淺紅10紅石蕊溶液(1)甲基橙和酚酞的變色范圍較小：4.4-3.1=1.3(2)溶液使指示劑改變顏色，發生的化學變化。指示劑滴加太多比將消耗一部分酸堿溶液(一般為1~2滴)。3、pH試紙(定量測定)(1)成分：含有多種指示劑(2)本身顏色：淡黃色(3)操作：用鑷子取一小塊pH試紙放在潔凈的表面皿或玻璃片上，然后用玻棒沾取少量待測液點在試紙中央，試紙顯色后再與標準比色卡比較，即知溶液的pH值。4、酸堿中和滴定中指示劑的選擇：強酸強堿間的滴定：酚酞溶液、甲基橙三、實驗步驟：1、查漏：檢查兩滴定管是否漏水、堵塞和活塞轉動是否靈活；2、洗滌：用水洗凈后，各用少量待裝液潤洗滴定管2-3次；3、裝液：用傾倒法將鹽酸、氫氧化鈉溶液注入酸、堿滴定管中，使液面高于刻度2-3cm5、調液：調節滴定管中液面高度，在“0-1”ml之間，并記下讀數。6、取液：(1)從堿式滴定管中放出25.00ml氫氧化鈉溶液于錐形瓶中(2)滴入2滴酚酞試液，將錐形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底襯一張白紙。7、滴定：左手_控制酸式滴定管活塞，右手拿住錐形瓶瓶頸，邊滴入鹽酸，邊不斷順時針方向搖動，眼睛要始終注視錐形瓶溶液8、記：當看到加一滴鹽酸時，錐形瓶中溶液紅色突變無色時，并9.計算：重復以上操作三次，并計算三次所測體積的平均值.整理數·例題：用標準鹽酸滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液(氫氧化鈉放于錐形瓶中)下列操作(其它操作均正確),對氫氧化鈉溶液濃度有什么影響?一、酸式滴定管1、未用標準鹽酸標準液潤洗酸式滴定管(偏高)2、滴定管內壁不干凈，滴定后，酸式滴定管內壁掛水珠(偏高)3、滴定管尖嘴處有氣泡，滴定后氣泡消失(偏高)4、滴定操作時，有少量鹽酸滴于錐形瓶外(偏高)5、滴定前仰視刻度，滴定后俯視刻度(偏低)二、錐形瓶6、錐形瓶內用蒸餾水洗滌后，再用待測氫氧化鈉潤洗2-3次，將潤洗液倒掉，再裝NaOH溶液(偏高)7、錐形瓶用蒸餾水洗后未倒盡即裝NaOH溶液(無影響)8、滴定過程中搖動錐形瓶，不慎將瓶內的溶液濺出一部分。(偏低)9、指示劑滴加過多(偏低)三、堿式滴定管10、堿式滴定管用水洗后，未用待測液潤洗(偏低)11、取待測液時，為將盛待測液的堿式滴定管尖嘴的氣泡排除。取液后滴定管尖嘴充滿溶液(偏低)四、含雜質內含少量的氫氧化鉀，用標準鹽酸溶液進行滴定。(偏低)13、同上情況，若氫氧化鈉中含有少量的碳酸鈉，結果如何(偏低)教學反思：第三節鹽類的水解(第一課時)【教學目標】2.培養學生分析問題的能力，使學生會透過現象看本質。3.培養學生的實驗技能，對學生進行科學態度和科學方法教育。【教學重點】【教學難點】【教學方法】【提問引入】酸溶液顯酸性，堿溶液顯堿性，鹽溶液是否都顯中性?一、探究鹽溶液的酸堿性根據形成鹽的酸、堿的強弱來分，鹽可以分成哪幾類?酸酸堿3、強堿弱酸鹽4、弱酸弱堿鹽【演示】用pH試紙檢驗下列溶液的酸堿性：(通過示范說明操作要領，并強調注意事項)【討論】由上述實驗結果分析，鹽溶液的酸堿性與生成該鹽的酸和堿的強弱間有什么關系?【學生小結】1.鹽的組成與鹽溶液酸堿性的關系：①強堿弱酸鹽的水溶液顯堿性②強酸弱堿鹽的水溶液顯酸性③強酸強堿鹽的水溶液顯中性液后，請思考：(1)相關的電離方程式?(2)鹽溶液中存在哪些粒子?(3)哪些粒子間可能結合(生成弱電解質)?(4)對水的電離平衡有何影響?(5)相關的化學方程式?【探究1】往水中加NaCl形成溶液。(1)電離方程式(2)c(H+)和c(OH-)相對大【探究2】往水中加NH4Cl形成溶液。(1)電離方程式(2)c(H+)和c(OH-)相對大小(3)鹽溶液的酸堿性(4)鹽溶液中的粒子(5)有無弱電解質生成(6)相關化學方程式合成弱電解質NH?·H?O,消耗了溶液中的OH,使水的電離平衡向右液顯酸性。小(4)鹽溶液中的粒子(5)有無弱電解質生成(6)相關化學方程式【學生小結】CH?COONa溶于水時，CH?COONa電離出的CH?COO和水電離出的H+結合生成難電離的CH?COOH,消耗了溶液中的H*,使水的電離平衡向右移動，產生更多的OH,建立新平衡時，C(OH)>C(H+),從而使溶液顯堿性。【板書】三、鹽類的水解這種在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH結合【板書總結】(1)實例的影響鹽鹽強酸強堿鹽不能弱電解質。(5)鹽類水解是可逆反應，反應方程式中要寫“”號。強顯誰性。教學反思：第三節鹽類的水解(第二課時)【教學目標】1、理解鹽類水解的實質，能根據鹽的組成判斷鹽溶液的酸堿性2、掌握鹽類水解及其應用3、能正確書寫鹽類水解的離子方程式【教學重點】【教學難點】【教學過程】不把生成物(如H?CO?、NH?·H?O等)寫成其分解產物的形式。個別Na?CO?的水解過程：【反饋練習】方程式。NaHCO?【引入問題】為什么相同濃度的Na?CO?、NaHCO?、CH?COONa溶液的PH值分別等于8、9、10?越低。(1)溫度：鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度水解程度增(2)濃度：鹽濃度越小，水解程度越大；鹽濃度越大，水解程度越小。(3)外加酸堿能促進或抑制鹽的水解。例如水解呈酸性的鹽若加酸則抑制水解。【科學探究】通過實驗探究促進或抑制FeCl?水解的條件，理解影響鹽類水解程度的因素。影響因移動方向Fe3+的濃度加FeCl?溶液的酸堿度加HClNa?CO?溫度溫度升高【反饋練習】1.能使Na?CO?溶液中Na+與CO?2-更接近2:1的措施是A加水B加Na?CO?粉末C加KOH固體D加熱教學反思：第三節鹽類的電離(第3課時)【教學目標】1進一步鞏固鹽類水解的實質的理解2掌握鹽類水解實質并解釋一些日常生活中的現象【教學重點】鹽類水解實質并解釋一些日常生活中的現象，理解電解質溶液中存【教學難點】【教學過程】【復習引入】應用平衡移動原理分析醋酸鈉溶液水解平衡的移動情況，如下表所)度【情景創設】聯系生活，討論鹽類的水解在生活中的應用2、在必修I學習膠體性質時，我們知道制取氫氧化鐵膠體時是在沸水中滴入FeCl?溶液，你現在知道其中的原理了嗎?3、家里常用純堿來清潔廚房用具，用加熱過的純堿液效果更好，為什么?4、泡沫滅火器是常用的滅火器，其結構有兩個筒，內筒為塑料筒，盛有硫酸鋁溶液，外筒和內筒之間裝有碳酸氫鈉溶液，使用時將滅火器倒置，兩種溶液混合即發生劇烈反應，產生大量泡沫而達到滅火效果，你能試著解釋其中的原因嗎?【歸納】以上這些實際生活中出現的問題，都利用到我們學習的鹽類水解的知識，都是鹽類水解的知識在實際生活中的應用判斷溶液混施化肥鹽類水解的應用的蒸發溶液配制試劑貯存比較泡沫滅火劑酸堿性【板書】六、鹽類水解的應用2.易水解鹽溶液的配制與保存NaHCO?③NaOH④NaNO?⑤CH?COOH⑥NaHSO4⑦NH?Cl把下列鹽溶液蒸干得到何種物質：6.判斷溶液中離子濃度的大小【討論】電解質溶液中存在哪些守恒關系?七、電解質溶液中的守恒關系：(1)電荷守恒：電解質溶液中無論含多少種離子，但溶液總是呈 _所帶正電荷總數。如在NH?Cl溶液中有(2)原子守恒(物料守恒):電解質溶液中盡管有些離子水解、電離等原因發生改變，但某原子總數是保持不變的。如NH?C1中存在(3)質子(H+)守恒：電解質溶液中分子或離子得到或失去質子[思考與交流]寫出下列溶液中的各種守恒關系：電荷守恒：物料守恒：物料守恒教學反思：第四節難溶電解質的溶解平衡(第1課時)2.理解溶度積，及溶度積規則。教學難點多媒體【復習】1.什么叫飽和溶液?什么叫不飽和溶液?一定溫度下，不能再溶解溶質的溶液叫飽和溶液。能繼續溶解溶質【回答】2.溶解性是指：溶解性是物質的性質。溶解性大小跟有關。3.固體物質的溶解度：在一定溫度下，某固態物質在克溶劑里達到狀態時所溶解的質量。叫做這種物質在這種溶劑里的溶任何物質的溶解是有條件的，在一定的條件下某物質的溶解量也是,不存在無限可溶解的物質。溶解度與溶解性的關系：20℃易溶物質可溶物質難溶物質小于0.01(1)20℃時100克水里，溶解了36克氯化鈉達到飽和狀態，20℃(2)20℃時，KClO?在水里的溶解20℃時，100克水中最多溶解7.4克，KClO?此時，溶液中溶質、O【實驗探究】(加熱濃縮降溫)【新課】第四節難溶電解質的溶解平衡【思考與交流】表3—4,20℃時，溶解度：大于10g,易溶；1g~10g,可溶；0.01g~1g,微溶；小于0.01g,04.生成難溶電解質的離子反應的限度難溶電解質的溶解度小于0.01g,離子反應生成難溶電解質，離子(1)內因：電解質本身的性質(2)外因：②溫度：升溫，多數平衡向方向移動。對于沉淀溶解平衡：(平衡時)在一定溫度下，Kp是一個常數，稱為溶度積常數，簡稱溶度積。未飽和。 A.有AgCl沉淀析出B.無AgCl沉淀C.無法確定D.有沉淀但不是AgCl2.課本練習：1、2小題【板書設計】第四節難溶電解質的溶解平衡 2.表達式：如：AgCl(s)C1-(aq)+Ag+(aq)(1)內因：電解質本身的性質(2)外因：5.溶度積(平衡常數)——Ksp在一定溫度下，Ksp是一個常數，稱為Qc>Ksp過飽和，析出沉淀，Qc=Ksp飽和，平衡狀態1.試驗室中，要使AlCl?溶液中的Al3+全部沉淀出來，最適宜選用A.Ba(OH)?溶液B.2.一定溫度下，在氫氧化鈣的懸濁液中，存在氫氧化鈣