普通化學電子教案

1、精選優(yōu)質(zhì)文檔-傾情為你奉上精選優(yōu)質(zhì)文檔-傾情為你奉上專心-專注-專業(yè)專心-專注-專業(yè)精選優(yōu)質(zhì)文檔-傾情為你奉上專心-專注-專業(yè)學科： 普 通 化 學章節(jié)： 第一章 化學反應(yīng)的基本規(guī)律 第一節(jié) 化學反應(yīng)速率教學目的：通過教學讓學生掌握反應(yīng)速率的表示方法，了解基元反應(yīng)和復雜反應(yīng)，反應(yīng)級數(shù)，質(zhì)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(yīng)速率的影響。教學重點：反應(yīng)速率的表示方法，基元反應(yīng)和復雜反應(yīng)，反應(yīng)級數(shù)，質(zhì)量作用定律。阿倫尼烏斯公式?；罨艿母拍?，濃度、溫度、催化劑對反應(yīng)速率的影響。教學難點：質(zhì)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(yīng)速率

2、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(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或產(chǎn)物濃度的增加來表示。化學反應(yīng)速率： x = d x / dt (瞬時速率） = xD / Dt （平均速率）舉例說明：3H2 (g) + N2 (g) = 2NH3 (g)t = 0 s (mol) 3.0 1.0 0.0 t = 0.1 s (mol) 1.5 0.5 1.0以H2計算反應(yīng)進度 x = DnH2 / nH2 = (1.5- 3.0) mol / -3 = 0.5 mol計算其反應(yīng)速率：x = 0.5 mol / 0.1 s = 5.0 mol / s注意要點：a.反應(yīng)速率的單位：mol s-

3、1b.反應(yīng)速率與物質(zhì)的選擇無關(guān)。c.數(shù)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(yīng)速率的因素1、濃度對化學反應(yīng)速率的影響1.1、基元反應(yīng)與非基元反應(yīng)（微觀） (1)、基元反應(yīng) 2NO+2H2 = N2+2H2O 2NO N2O2 （快） （1） N2O2+H2 N2O+H2O （慢） （2） N2O+H2 N2+H2O （快） （3） 反應(yīng)物分子在碰撞中一步直接轉(zhuǎn)化為生成物分子的反應(yīng)稱為基元反應(yīng)。 (2).非基元反應(yīng) 不是一步直接轉(zhuǎn)化為生成物分子的反應(yīng)稱為非基元反應(yīng)。1.2、簡單反應(yīng)和復合反應(yīng)（宏觀）(1).簡單反應(yīng)： 僅由一種基元反應(yīng)構(gòu)成的整體反應(yīng) (2).復合反應(yīng) : 由兩種

4、或兩種以上的基元反應(yīng)構(gòu)成的整體反應(yīng)。 復合反應(yīng)中決定整個反應(yīng)速率的那步基元反應(yīng)，稱為控速步1.3. 質(zhì)量作用定律 在一定溫度下, 簡單反應(yīng)(或復合反應(yīng)中任一基元反應(yīng)) , 反應(yīng)速率與以反應(yīng)式中化學計量數(shù)為指數(shù)的反應(yīng)物濃度的乘積成正比 a (A) + b (B) = d (D) + e (E)（簡單反應(yīng)） r =k ca (A) cb (B) - - - - 速率方程 k 反應(yīng)速率常數(shù) 簡單反應(yīng) a (A) + b (B) = d (D) + e (E) r =k ca (A) cb (B) - - - - 速率方程說明：1.不同反應(yīng)，反應(yīng)速率常數(shù) k不同2.同一反應(yīng)， k 隨 溫度、溶劑、催化

5、劑而變，與反應(yīng)物濃度無關(guān)1. 4. 應(yīng)用速率方程注意事項 （1）若反應(yīng)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 = k c (O2) (3) k 、r 的量綱 r 的量綱為ct-1 如moldm-3 s-11.5. 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(yīng)級數(shù)= x + y x 為A的反應(yīng)級數(shù) y 為B的反應(yīng)級數(shù)(1) 若為簡單反應(yīng) 則 x=a ，y=b ，反應(yīng)級數(shù)= a+ b(2) 若為復合反應(yīng) 則 x、y 由實驗確定2

6、、溫度對化學反應(yīng)速率的影響1887年瑞典化學家Arrhenius總結(jié)了大量的實驗數(shù)據(jù)，發(fā)現(xiàn)化學反應(yīng)速率常數(shù)與溫度有如下的關(guān)系： 上式稱為“阿倫尼烏斯公式”。式中： R=8.315 J mol-1 K-1, 摩爾氣體常數(shù)。Ea, 活化能，“阿倫尼烏斯公式”的用途：1、對某一個實際反應(yīng)，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(yīng)速率常數(shù)，然后以lgk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(yīng)的活化能和某一溫度下的反應(yīng)速率，利用此公式，也可求得另一溫度下的反應(yīng)速率。（三）. 反應(yīng)速率理論和活化能(1)、碰撞理論要點1

7、. 假設(shè)分子是無內(nèi)部結(jié)構(gòu)和內(nèi)部運動的剛性小球。 2.分子間相互碰撞是發(fā)生反應(yīng)的首要條件，但只有少數(shù)能量高的分子間碰撞， 才能發(fā)生反應(yīng)。能發(fā)生反應(yīng)的碰撞稱有效碰撞。能發(fā)生有效碰撞分子稱活化分子(2)、反應(yīng)條件1. 反應(yīng)物分子必須具有足夠大的能量2.有些反應(yīng)物分子要定向碰撞(3)、活化能 把反應(yīng)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(yīng)物分子平均能量Er之差：Ea= E* - Er 1. 不 同反應(yīng)有不同的Ea 2. Ea 大，活化分子分數(shù)越小，單位時間內(nèi)有效碰撞次數(shù)越少，反應(yīng)速率越慢。反之， Ea 越小，反應(yīng)速率越快。用活化能的概念，解釋濃度、溫度對

8、化學反應(yīng)速率的影響： D 當反應(yīng)物的濃度增加時，活化分子的數(shù)量增加，反應(yīng)速率自然隨之增大。 D當反應(yīng)溫度升高時，分子碰撞的次數(shù)增加，同時反應(yīng)物分子中?；罨肿铀嫉谋壤撸蚨磻?yīng)速率增大。（四）.催化劑對反應(yīng)速率的影響 (1). 催化劑：一種能改變化學反應(yīng)速率，而本身質(zhì)量和組成保持不變的物質(zhì)。 ( 2).正催化劑：加快反應(yīng)速率的催化劑。 (3).負催化劑：減慢反應(yīng)速率的催化劑。催化劑之所以能改變反應(yīng)速率，是由于參與反應(yīng)過程，改變了原來反應(yīng)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(luò)合物的一部分 c改變了化學反應(yīng)的具體歷程 d 降低了活化能（5）催化劑的重要

9、應(yīng)用 化工生產(chǎn), 生物催化劑酶教學手段與方法：多媒體演示作業(yè)：P 30-1，3 學科： 普 通 化 學章節(jié)： 第一章 化學反應(yīng)的基本規(guī)律 第二節(jié) 化學反應(yīng)中的能量關(guān)系教學目的：通過教學讓學生掌握化學反應(yīng)中的質(zhì)量守恒與能量守恒的基本概念與計算教學重點：化學反應(yīng)中的能量變化：恒容熱效應(yīng)與熱力學能變；恒壓熱效應(yīng)與焓變；標準摩爾生成焓，蓋斯定律。教學難點：恒容熱效應(yīng)與熱力學能變；恒壓熱效應(yīng)與焓變；標準摩爾生成焓教學過程：一、復習舊課（5分鐘） 提問：1.什么是體系與環(huán)境？ 2.過程和途徑有何區(qū)別? 3.理想氣體狀態(tài)方程是怎樣的?二、新課講解（80分鐘）(一)、化學反應(yīng)的質(zhì)量守恒定律 在化學反應(yīng)中，物質(zhì)

10、的質(zhì)量是守恒的。即參加反應(yīng)的全部物質(zhì)的質(zhì)量總和等于反應(yīng)后生成物的質(zhì)量總和。(二)、 能量守恒熱力學第一定律1、熱力學能（內(nèi)能）熱力學能（內(nèi)能）體系內(nèi)部能量的總和。構(gòu)成：分子的平動能、轉(zhuǎn)動能，分子間勢能、電子運動能、核能等。是一種熱力學狀態(tài)函數(shù)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(zhuǎn)換，但不能自生自滅。DU = U2 - U1 = Q + W 熱力學第一定律有稱能量守恒定律。它是人們從生產(chǎn)實踐中歸納總結(jié)出的規(guī)律，是自然界中普遍存在的基本規(guī)律。2.1、熱力學第一定律- U、W、Q的關(guān)系 U2=U1+Q +W U=U2-U1

11、= Q +W體系吸熱， Q 為+；體系放熱， Q 為 - 。環(huán)境對體系作功，W為+；反之， W為 - 。(三)、 化學反應(yīng)的熱效應(yīng)1、恒容熱效應(yīng)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=0，則：W=We+W=0） 此時： U = Q+W = QV 即：熱力學能變等于恒容熱效應(yīng)。 *在彈式量熱計中, 通過測定恒容反應(yīng)熱的辦法，可獲得熱力學能變U的數(shù)值.2、恒壓熱效應(yīng)與焓變 在我們的實際生產(chǎn)中，很多的化學反應(yīng)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

12、力學狀態(tài)函數(shù)焓。 焓變化學反應(yīng)的恒壓熱效應(yīng)現(xiàn)設(shè)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(huán)境所做的功 p (DV) = p (V2-V1) 因此，環(huán)境對體系所做的功： W = -p (DV) = - p (V2-V1)于是根據(jù)熱力學第一定律，有如下的關(guān)系： U2 - U1 = DU = Q + W = Qp - p (DV) = Qp - p ( V2 - V1) 所以： Qp = (U2 - U1) + p (V2 - V1) = (U2 + pV2) - (U1+ pV1) 定義熱力學狀態(tài)函數(shù) 焓，以H表示 H

13、 = U + pV 則：Qp = (U2 + pV2) - (U1+ pV1) = H2 - H1 = DH重點理解 焓H是一種狀態(tài)函數(shù)，只與體系的起始狀態(tài)有關(guān)。與過程路徑無關(guān)。 焓變值DH等于體系在恒壓過程中的熱效應(yīng)Qp。在其他類型的變化過程中，焓變值DH不等于熱效應(yīng)，但并非說，焓變值DH為零。 焓代表了恒壓條件下體系所包含的與熱有關(guān)的能量，具有能量量綱，單位是J 或 kJ。因為經(jīng)常遇到的化學反應(yīng)都是在大氣層這樣一個恒壓環(huán)境中發(fā)生的，所以焓是一個極其重要的狀態(tài)函數(shù)。焓與與熱力學能一樣，其絕對值無法確定。但狀態(tài)變化時體系的焓變H卻是確定的，而且是可求的。焓是體系的廣度性質(zhì)，它的量值與物質(zhì)的量有

14、關(guān)，具有加和性。過程與焓(1) 對于一定量的某物質(zhì)而言，由固態(tài)變?yōu)橐簯B(tài)或液態(tài)變?yōu)闅鈶B(tài)都必須吸熱，所以有: H(g) H(l) H(s)(2) 當某一過程或反應(yīng)逆向進行時，其H要改變符號即： H（正）= -H（逆）(3) 對于任何化學反應(yīng)而言，其恒壓反應(yīng)熱Qp可由下式求出： Qp=H= H生成物-H反應(yīng)物（在化學反應(yīng)中，可把反應(yīng)物看作始態(tài)，而把生成物看作終態(tài)） H0為吸熱反應(yīng)，H0為放熱反應(yīng)。 由于大多數(shù)化學反應(yīng)是在恒壓條件下進行的，其H=Qp，即為恒壓反應(yīng)熱。所以焓變比熱力學能變更具有實用價值，用得更廣泛、更普遍。3焓與熱力學能的關(guān)系由焓的定義： H = U+pV 則：H = U+(pV) i

15、) 對于恒壓、只作體積功的化學反應(yīng)，有： H = U+ pVii) 對于固相和液相反應(yīng)，由于反應(yīng)前后體積變化不大， 故有： H U iii)對于氣相反應(yīng)，如果將氣體作為理想氣體處理， 則有： H = U +n（RT） 式中n為生成物的量與反應(yīng)物的量之差。(四)、 蓋斯定律與反應(yīng)熱的計算 1反應(yīng)進度和熱化學方程式 i)什么是“化學反應(yīng)的進度”？ 描述化學反應(yīng)的進行程度的物理量。在反應(yīng)的某一階段中，某反應(yīng)物量（摩爾數(shù)）的改變值與其化學計量數(shù)的商。 單位：mol 用希臘字母表示。對于任一化學反應(yīng)，有質(zhì)量守恒定律：0nBB， 例如下列給定反應(yīng)：d D + e E = g G + h H 通式為： 式中

16、nB(x)和nB(0)分別表示反應(yīng)進度為x和0時，B物質(zhì)的量(mol)。注意：反應(yīng)物的計量系數(shù)取負值，生成物的計量系數(shù)取正值。舉例說明：3H2 (g) + N2 (g) = 2NH3 (g)t = 0 s (mol) 3.0 1.0 0.0 t = 0.1 s (mol) 1.5 0.5 1.0以H2計算反應(yīng)進度 x = DnH2 / nH2 = (1.5- 3.0) mol / -3 = 0.5 mol以N2計算反應(yīng)進度 x = DnN2 / nN2 = (0.5- 1.0) mol / -1 = 0.5 mol以NH3計算反應(yīng)進度 x = DnNH3 / nNH3 = (1.0- 0.0)

17、 mol / 2 = 0.5 molii) 熱力學標準態(tài) 熱力學在處理化學反應(yīng)體系時，必須選定某一狀態(tài)作為“計算、比較的標準”，這一標準即稱做熱力學標準狀態(tài)。 IUPAC規(guī)定：100 kPa為標準壓力，以pq表示之，處于標準壓力之下的體系，稱為體系的標準狀態(tài)。各種體系的標準狀態(tài)規(guī)定如下： 純固體、液體，當該物質(zhì)處于外壓為標準壓力之下。 純氣體（理想氣體）：p = pq = 100 kPa 混合氣體：pi = pq = 100 kPa (pi 某組分氣體的分壓力)理想溶液：p = pq = 100 kPa， c = cq = 1.0 mol/ dm3 (c :標準濃度)注意事項：上述標準狀態(tài)并未

18、指定溫度，即： H2 （100 kpa, 298K ）是標準狀態(tài)， H2 （100 kpa, 200K ）也是標準狀態(tài)。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(yīng)的標準焓變、標準摩爾焓變和熱化學方程式 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(yīng)的各物質(zhì)（包括反應(yīng)物和產(chǎn)物）都處于熱力學標準狀態(tài)（p=pq = 100 kpa），此時在化學反應(yīng)的過程中產(chǎn)生的焓變即稱作：標準焓變，以符號rHq表示之。例如： 1.5 H2 (g) + 0.5 N2 (g) = NH3(g) rH q =

19、 -46.11 kJ 但是：化學反應(yīng)的焓變，不僅與溫度、壓力等有關(guān)，還與反應(yīng)中物質(zhì)的量有關(guān)。 規(guī)定：化學反應(yīng)進度=1時化學反應(yīng)的焓變?yōu)榛瘜W反應(yīng)的標準摩爾焓變。以符號rHmq表示之。 rHmq = rHq /例如： 3 H2 + N2 = 2 NH3 (氣體) rHmq = 92.22 KJ/ mol熱化學方程式 表示出了化學反應(yīng)過程中熱效應(yīng)的 化學反應(yīng)計量方程式稱為熱化學方程式(thermodynamic equation)。例如，在298.15K時有：1) H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O (l) DrHqm = - 285.8 kJmol-12) 2H2 (g) + O2

20、 (g) = 2H2O (l) DrHqm = - 571.6 kJmol-13) C(石墨) + O2 (g) = CO2 (g) DrHqm = - 393.5 kJmol-12、物質(zhì)的標準摩爾生成焓定義：在標準狀態(tài)下，由最穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol 某種物質(zhì)的反應(yīng)的標準焓變，叫做該物質(zhì)的標準摩爾生成焓，以符號fHm q表示之。 注意要點：最穩(wěn)定單質(zhì)的標準摩爾生成焓為零。什么是最穩(wěn)定單質(zhì)？舉例說明：C（s,石墨）、I2（s）、H2 (g) 、S(s, 斜方硫) 是指生成1mol物質(zhì)，不是生成反應(yīng)的標準摩爾焓變。3、蓋斯定律 俄國化學家G.H.Hess對化學反應(yīng)的數(shù)據(jù)進行總結(jié)（1840）指出：不管

21、化學反應(yīng)是一步完成，還是分幾步完成，其化學反應(yīng)的熱效應(yīng)是相同的。 根據(jù)以上所說的“蓋斯定律”，對于任何指定化學反應(yīng)，其標準摩爾焓變rHmq ，等于所有生成物的標準生成焓，減去所有反應(yīng)物的標準生成焓。rHm q = ni fHmq(生成物）- nj fHmq(反應(yīng)物）教學手段與方法：多媒體演示作業(yè)：復習本節(jié)內(nèi)容，預習下節(jié)內(nèi)容學科： 普 通 化 學章節(jié)： 第一章 化學反應(yīng)的基本規(guī)律 第三節(jié) 化學反應(yīng)方向教學目的：通過教學讓學生掌握用熵變和吉布斯自由能變來判斷化學反應(yīng)的方向教學重點：自發(fā)過程與化學反應(yīng)方向，熵與混亂度，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(yīng)的rHm，rSm和rGm

22、。用rSm和rGm判斷化學反應(yīng)的方向。教學難點：熵與混亂度，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(yīng)與熱力學能變有何關(guān)系? 3. 恒壓熱效應(yīng)與焓變有何關(guān)系?二、新課講解（80分鐘）（一）、自發(fā)過程與化學反應(yīng)的方向性1.什么是自發(fā)過程?2.什么是化學反應(yīng)的方向?3. 自發(fā)過程、自發(fā)反應(yīng)有哪些共同的特點?1、什么是自發(fā)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(fā)過程。2、什么是化學反應(yīng)的方向 指的是化學反應(yīng)自發(fā)進行的方向，例如： 2 H2 + O2 = 2 H2O Zn + H2SO4 = Zn

23、SO4 + H2 AgNO3 + NaCl = AgCl + Na NO33、自發(fā)過程、自發(fā)反應(yīng)有哪些共同的特點？ a)正向自發(fā)，逆向則為非自發(fā). b)自發(fā)的過程進行有一定的限度，即最終達到平衡。 c)自發(fā)的過程的內(nèi)在推動力是什么？ A、能量傾向于較低，例如放熱反應(yīng) B、混亂度傾向于增加 歷史上曾有人，用焓變作為化學反應(yīng)的方向 性的判據(jù)。但對有些情況，遭到了失敗。例如： 水的蒸發(fā)（吸熱） NH4Cl的溶解 N2O5 = 2 NO2 + 1/2 O2 這種失敗，其原因是，只考慮了化學反應(yīng)能量這一個方面的因素。但決定整個化學反應(yīng)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

24、反應(yīng)的方向，還必須引入一個新的熱力學狀態(tài)函數(shù)熵。 （二）、物質(zhì)的標準熵與化學反應(yīng)的熵變1、體系的混亂度與熵 混亂度：排列的無規(guī)律、不整齊的程度 熵：表征體系混亂度的一種狀態(tài)函數(shù) 體系的熵，就是指體系的混亂度，指體系內(nèi)部所有物質(zhì)的微粒排列不整齊、無規(guī)則的程度。什么情況下，混亂度增加？物質(zhì)的三態(tài) 固態(tài) 液態(tài) 0。非孤立體系: S體系 + S環(huán)境 0（三）、吉布斯自由能1 、吉布斯自由能變與自發(fā)反應(yīng)的方向 前已述及：自發(fā)的過程，其內(nèi)在的推動因素有兩個方面：其一是能量的因素，其二還有混亂度即熵的因素。H僅考慮了能量的因素，不可作為判據(jù)，而S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

25、的因素，1876年美國化學家Gibbs提出一個新狀態(tài)函數(shù)G作為等溫、等壓下化學反應(yīng)方向的判據(jù)： G = H T S G = H (TS) 在等溫、等壓下 G = H TS 上式稱為吉布斯赫姆霍茲公式，從中我們看到，G中包含了H（能量）和S（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(fā)的化學反應(yīng)總是向著體系吉布斯自由能降低的方向進行。 G判據(jù)： G 0 ,不自發(fā)進行，但反向是自發(fā)的。2、化學反應(yīng)的標準摩爾吉布斯自由能變a) 物質(zhì)的標準生成吉布斯自由能fGm 在標準狀態(tài)下，由1 mol最穩(wěn)定的單質(zhì)生成1 mol的純物質(zhì)的反應(yīng)過程中的標準吉布斯自由能變，為該物

26、質(zhì)的標準生成吉布斯自由能,記作：fGm注意：只有相對值,無絕對值單位：KJ mol-13、標準摩爾吉布斯自由能變的計算 a A + b B = d D + e E rGm = dfGm(D)+efGm(E)-afGm(A)- bfGm(B) 或rGm = rHm T rSm 必須牢記：化學反應(yīng)的標準摩爾焓變、標準摩爾熵變隨溫度的變化很小，可以忽略不計。但rGm 是一個溫度的函數(shù)，同一個反應(yīng)，在不同的溫度下，有不同的rGm 值。4、壓力、濃度對反應(yīng)吉布斯自由能變的影響非標準狀態(tài)下化學反應(yīng)的摩爾吉布斯自由能變（rGm） 對于非標準狀態(tài)下，化學反應(yīng)的方向，我們必須通過計算，先確定rGm的符號，以判斷

27、化學反應(yīng)的方向。a) 壓力對反應(yīng)吉布斯自由能變的影響 (氣相反應(yīng)） aA + bB = dD + eE其中： PA、PB、PD、PE為氣體的分壓（kPa) PA/ P 等稱為相對分壓，無量綱。而 = Jp (相對分壓商） 所以： rGm = rGm + RT ln Jpc) 濃度對反應(yīng)吉布斯自由能變的影響 (溶液反應(yīng)） aA + bB = dD + eE其中： CA、CB、CD、CE為濃度（mol / dm-3 ) CA/ C 等稱為相對濃度，無量綱。而 = Jc (相對濃度商）所以： rGm = rGm + RT ln Jc總結(jié)對于非標準狀態(tài)下化學反應(yīng)的吉布斯自由能變： aA + bB =

28、dD + eE rGm = rGmq + RT ln J 上式稱為化學反應(yīng)范特霍夫等溫式。d) 濃度、分壓對化學反應(yīng)方向的影響 濃度、分壓對化學反應(yīng)的影響，表現(xiàn)在：分壓商JP、濃度商JC對化學反應(yīng)的摩爾吉布斯自由能變產(chǎn)生影響。但是：如果 rGm 40 KJ/mol 或 rGm - 40 KJ/mol在此條件下rGm 已完全決定了rGm的正負號，即可直接由 rGm 做出是否自發(fā)的判決。教學手段與方法：多媒體演示布置作業(yè)：P 30- 7，8，9學科： 普 通 化 學章節(jié)： 第一章 化學反應(yīng)的基本規(guī)律 第四節(jié) 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(shù)，平衡常數(shù)K（T）與rGm的關(guān)系，濃

29、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(shù)，平衡常數(shù)K（T）與rGm的關(guān)系。有關(guān)平衡常數(shù)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(shù)K（T）與rGm的關(guān)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(yīng)的方向，條件如何?二、新課講解（80分鐘）（一）、化學反應(yīng)的可逆性與化學平衡1、什么是“化學反應(yīng)的可逆性”？ CO + H2O = CO2 + H2 既能正向進行，又能逆向進行的反應(yīng)，叫“可逆反應(yīng)”?；瘜W反應(yīng)的這種性質(zhì)，稱為化學反應(yīng)的“可逆性”。幾乎所有的化學反應(yīng)都是可逆的。所不同的只是程度

30、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- = AgCl)。很少有化學反應(yīng)能“進行到底”，已知進行得“最完全”的化學反應(yīng)是： 2 KClO3 = 2 KCl + O22、什么是化學平衡？共同特點是（1）、r Gm(T)=0（2）.正向反應(yīng)的速度與逆向反應(yīng)的速度相等（3）、濃度、分壓等宏觀性質(zhì)不隨時間變化（4）、平衡是動態(tài)平衡（5）、化學平衡是暫時的、相對的、有條件的（二）、平衡常數(shù)1、什么是“平衡常數(shù)”？ 對于一個特定化學反應(yīng) aA + bB = dD + eE 當反應(yīng)達到平衡狀態(tài)，有DrGm(T) = 0 即： 其中：pA、pB、pD、pE是指在平衡時的

31、分壓對上式進行變換：令：則有： 此式給出了平衡常數(shù)與熱力學狀態(tài)函數(shù)之間的關(guān)系。 如果是溶液中的反應(yīng)，可依此類推：令：則有：注意要點： 平衡常數(shù)反應(yīng)了某一個化學反應(yīng)進行完全的程度，數(shù)值越大，說明反應(yīng)進行得越完全。 平衡常數(shù)可由實驗的方法測定。即：當反應(yīng)達到平衡后，分別測出各反應(yīng)物質(zhì)的分壓（或濃度），再計算出平衡常數(shù)的數(shù)值。 在同一溫度下，平衡常數(shù)的數(shù)值，不隨壓力（濃度）的變化而改變，是一個定值（常數(shù)）。 平衡常數(shù)與反應(yīng)的標準摩爾吉布斯自由能相關(guān)，是化學反應(yīng)的熱力學性質(zhì)之一。2、平衡常數(shù)與溫度的關(guān)系吉布斯-赫姆霍茲公式； rGm(T)= rHm(T)- T rSm(T)同時 rGm(T)= -RT

32、ln K 推得 rHm(T) rSm(T) ln K = - + RT R溫度T1 時： ln K1 = -rHm/RT1+rSm(T）/R (1)溫度T2時： ln K2 = -rHm/RT2+rSm(T)/R (2) 式(2)-式(1)得 -范特霍夫公式ln3、平衡常數(shù)與化學反應(yīng)的方向反應(yīng)商判據(jù)從范特霍夫等溫式可得出恒溫恒壓、任意狀態(tài)下的計算公式： DrGmDrGmqRT lnJ 當反應(yīng)達到化學平衡時，反應(yīng)平衡常數(shù) K q 與標準吉布斯自由能變有如下關(guān)系： DrGm q - RT ln K q （因為： 0DrGm q RTln K q）兩式合并： DrGm - RT ln K q RT

33、lnJ 或： DrGm - RT ln K q J由此得出化學反應(yīng)反應(yīng)商判據(jù)： 若J K q, 則 DrGm K q ，則 DrGm 0 反應(yīng)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(yīng)物濃度、減小生成物濃度，平衡向正反應(yīng)方向進行。 減小反應(yīng)物濃度、增加生成物濃度，平衡向負反應(yīng)方向進行。 aA + Bb = dD + eE壓力的影響： 對于有氣態(tài)物質(zhì)參加的反應(yīng)，增加反應(yīng)體系的總壓力，平衡向氣態(tài)分子數(shù)減少的反應(yīng)方向移

34、動；降低總壓力，平衡向氣態(tài)分子數(shù)增加的反應(yīng)方向移動。如果反應(yīng)前后氣體分子的總數(shù)不變，則總壓力的變化，對化學平衡沒有影響。 氣態(tài)分子總數(shù)增加的反應(yīng)： CaCO3 = CaO + CO2氣態(tài)分子總數(shù)不變的反應(yīng)： CO + H2O = CO2 + H2溫度的影響： 溫度升高，平衡向吸熱（DH 0)的反應(yīng)方向移動； 溫度降低，平衡向放熱（DH 1.7,（NaCl） 極性共價鍵： 0 DX 1.7 0 DX 1.7 DX =0、偶極矩：分子的極性可用偶極矩表示： m=qd （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。、分子的極性非極性分子 非極性鍵雙原子分子：N2、H2

35、、O2 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、CH3CI）溶液濃度的表示方法物質(zhì)的量的濃度 c (mol L-1或 mol dm-3)質(zhì)量摩爾濃度 m (mol kg-1)摩爾分數(shù) x ( 無單位 ) 物質(zhì)的量濃度定義：溶液中溶質(zhì)B的物質(zhì)的量濃度是指溶質(zhì)B的物質(zhì)的量除以混合溶液的體積。用符號c(B)表示，即：SI單位為molm-3；常用單位為molL-1。 質(zhì)量摩爾濃度定義：1000g（1kg）溶劑A中所含溶質(zhì)B的物質(zhì)的量，稱為溶質(zhì)B的質(zhì)量摩爾濃度。其數(shù)學表達式為 bB =SI單位為molkg-1 摩爾分數(shù)定義：溶質(zhì)B的

36、物質(zhì)的量與混合物總的物質(zhì)的量之比，稱為溶質(zhì)B的摩爾分數(shù)，學科： 普 通 化 學章節(jié)： 第二章 溶液與膠體 第二節(jié)：稀溶液的依數(shù)性教學目的：通過教學讓學生了解稀溶液的依數(shù)性的概念，掌握稀溶液的依數(shù)性。教學重點：稀溶液的依數(shù)性教學難點：稀溶液的依數(shù)性教學過程：一、什么是“稀溶液的依數(shù)性 ”？只與溶質(zhì)的數(shù)量（摩爾分數(shù)）有關(guān)，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)的性質(zhì)，稱為“依數(shù)性”。只有溶質(zhì)的濃度低，即所謂“稀溶液”才具有依數(shù)性通常所說的“依數(shù)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

37、下降： 1.蒸汽壓的定義： 蒸發(fā)：分子沖破表面張力進入空間成為蒸汽 分子的現(xiàn)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(xiàn)象飽和蒸氣壓：在一定溫度下，當：蒸發(fā)=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(fā)非電解質(zhì)時，溶劑的表面有一部分被溶質(zhì)粒子所占據(jù)。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(shù)相對減少，平衡時溶液的蒸汽壓比純?nèi)軇┑娘柡驼羝麎旱汀?3、溶液的蒸氣壓下降多少？ 拉烏爾定律（Raoults Law) DP = xA P*溶

38、液的蒸氣壓下降，等于純?nèi)軇┑恼魵鈮海巳苜|(zhì)的摩爾分數(shù)，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)。注意要點 除液體外，固體也有飽和蒸氣壓。如干冰、萘、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(zhì)的種類有關(guān)。有些物質(zhì)的蒸氣壓很大，如乙醚、汽油等，有些物質(zhì)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(guān)，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(jié)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

39、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(fā)非電解質(zhì)溶液的蒸氣壓要比純?nèi)軇┑恼魵鈮旱停詼囟冗_到純?nèi)軇┑姆悬c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?nèi)軇┑姆悬c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(zhì)的質(zhì)量摩爾濃度成正比，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)。它的數(shù)學表達式為：TbKbbA Kb為溶劑沸點升高常數(shù)，單位為Kkgmol-1。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?nèi)軇┲屑尤腚y揮發(fā)非電解質(zhì)后溶液的

40、凝固點總是低于純?nèi)軇┑哪厅c的現(xiàn)象。 3凝固點下降的原因：溶液的凝固點是物質(zhì)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(yīng)的溫度即為溶液的凝固點。冰、水相互轉(zhuǎn)化的條件：向蒸汽壓小的一方變化。 難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的凝固點下降Tf與溶質(zhì)的質(zhì)量摩爾濃度bA成正比，而與溶質(zhì)的性質(zhì)無關(guān)。它的數(shù)學表達式為： Tf KfbA Kf為溶劑凝固點下降常數(shù)，單位為Kkgmol-1。四、溶液的滲透壓 滲透現(xiàn)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(nèi)的結(jié)果。 滲透實驗：一個連通器的中間，用一種只讓溶

41、劑分子通過，而不允許溶質(zhì)分子通過的半透膜隔開，左邊盛純?nèi)軇┧?，右邊盛蔗糖溶液，使兩邊液面高度相等。?jīng)過一段時間后，我們會發(fā)現(xiàn)，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。 溶劑分子從一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，蔗糖水液面比純水液面高出h，這段液面高度差所產(chǎn)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（Vant Hoff）

42、總結(jié)得出：“稀溶液的滲透壓與溶液的濃度和溫度的關(guān)系同理想氣體狀態(tài)方程式一致”，即V=nART =c(A)RT 式中，是滲透壓，V是溶液體積，nA是溶質(zhì)物質(zhì)的量（mol），cA是濃度，R是氣體常數(shù)，T是絕對溫度。對于稀的水溶液，上式也可以表示為=bART 5滲透壓的應(yīng)用：（1）通過測定估算溶質(zhì)的相對分子量（2）淡水魚和海水魚不能互換生存環(huán)境（3）農(nóng)作物施完化肥應(yīng)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(yè)上反滲透技術(shù)的應(yīng)用很廣，如果汁、速溶咖啡、速溶茶的生產(chǎn)、海水淡化等。 教學手段與方法：多媒體演示布置作業(yè)：P64，第2,3,4 題學科： 普 通 化 學章節(jié)

43、： 第二章 溶液與膠體 第三節(jié) 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(guān)計算；多元弱酸的分級電離及其計算；水的離子積常數(shù)；水解平衡；同離子效應(yīng)。緩沖溶液及其pH計算。酸堿質(zhì)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(shù)性？ 2. 膠團的結(jié)構(gòu)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(shù)弱酸、弱堿為弱電解質(zhì)，在水中部分電離，

44、電離產(chǎn)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(shù)，即弱酸的電離常數(shù)： 其中： C實際濃度 mol / L， 相對濃度 （純數(shù)）。弱堿： NH3 + H2O = NH4+ + OH-簡寫為： HAc = H+ + Ac-其平衡常數(shù)，即弱堿的電離常數(shù)：注意要點 * Ka、Kb 表示了弱酸、弱堿在電離方面的本質(zhì)特性。只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)。 * 常見 弱酸、弱堿的電離常數(shù)，有表可查。（p71) * 水的濃度不包括在平衡常數(shù)表達式內(nèi)。 (2)電離度與平衡常數(shù)的關(guān)系 電離度a即電離的百分數(shù)。它

45、與電離平衡常數(shù)之間的關(guān)系，分析如下： 設(shè)有弱電解質(zhì)（弱酸）的電離平衡： H A = H+ + A- 未電離時的濃度： HA0 0 0電離達到平衡時的濃度 (1- a)HA0 aHA0 aHA0上式中如果 Ka 0.1, 則電離百分數(shù)很小，1- a 1，則：此式說明：電解質(zhì)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稀釋定律。對上式進行變換：對于弱堿，同樣有： MOH = M+ + OH - 2、多元弱酸、弱堿的電離平衡 含有多個可電離的質(zhì)子的酸多元酸 多元酸的電離是分步進行的，以H2S為例說明如下： 一級電離： H2S = H+ + HS-二級電離：

46、 HS- = H+ + S2-總電離： H2S = 2H+ + S2-H+2 S2-Kaq = = Ka1q Ka2q H2S 從電離常數(shù)可知，二級電離較一級電離要小得多。因此溶液中的H+離子主要來自于一級電離。在計算H+時可忽略二級電離：對于H2S這樣的弱酸，尤其要注意，在平衡過程中有關(guān)物種的計算。 p74 例題3-2對于n級弱酸，或n級弱堿，也按上例同樣處理。3、水的電離平衡和pH值 純水有微弱的導電性，實驗說明水也是一種很弱的電解質(zhì)，常溫下，將有很少的一部分水分子發(fā)生了電離： H2O = H+ + OH- 所以： H+OH- = 55.56 K = Kw 298K精確的實驗測得純水中的離

47、子的濃度為： H+ = 1.00410-7， OH- = 1.00410-7 則： Kw = 1.00410-7 1.00410-7 = 1.00 10-14 Kw 稱為水的離子積常數(shù)。實質(zhì)上它是水的電離平衡常數(shù)。它只于溫度有關(guān)。雖然是通過純水的實驗計算得來的，但對于水溶液，不論是酸性的，還是堿性的，溶液的H+ 值或OH- 值可以變化，但它們的乘積總是等于常數(shù)Kw 。人們?yōu)榱耸褂玫姆奖?，常采用pH值來表示水溶液的酸堿性。即定義： pH = - lg H+ pOH = - lg OH- pKw = - lg Kw根據(jù)水的電離平衡關(guān)系，他們之間有如下的聯(lián)系： H+OH- = Kw = 1.00 1

48、0-14 pH + pOH = p Kw = 14對于純水，或中性的水溶液（如NaCl等）： pH = pOH = 7.0 對于酸性溶液（如HCl等）: H+ 10-7, OH- 10-7, pH 10-7, H+ 7.0二、酸堿質(zhì)子理論(一)、近代酸堿理論阿侖尼烏斯1884年提出了近代酸堿理論: 凡是在水溶液中能夠電離產(chǎn)生的陽離子全部都是H+ 的化合物叫酸.電離時產(chǎn)生的陰離子全部是OH-的化合物叫堿.局限：無法解釋NaCO3，Na3PO4 呈堿性； NH4Cl現(xiàn)酸性的事實； 無法解釋非水溶液中的酸堿行為 液氨中： NH4+ + NH2- = 2 NH3(二)、酸堿質(zhì)子理論 為了說明物質(zhì)的一些

49、反映性質(zhì)，1923年兩位科學家（丹麥的Bronsted和英國的Lowry)各自獨立提出了“酸堿質(zhì)子理論”。其內(nèi)容是： 凡是能給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸；酸是質(zhì)子的給予體。 凡是能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿；堿是質(zhì)子的接受體。 根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，酸和堿之間有如下的“共軛關(guān)系”： HA = H+ + A- 酸 堿 左邊的HA稱為堿A的“共軛酸”；右邊的A稱為酸HA的“共軛堿”。酸給出質(zhì)子后剩余的部分就是堿；堿接受質(zhì)子后就變成了酸。* 質(zhì)子酸、質(zhì)子堿有強弱之分： 酸和堿的強度，就是它們給出或接受質(zhì)子的傾向的衡量尺度。凡是容易給出質(zhì)子的是強酸，它的共軛堿就是弱堿。凡是容易接受質(zhì)子的堿就是強堿，它的共軛酸就是弱酸。

50、 例如： HCl是強酸，Cl-就是弱堿； HAc是弱酸，Ac-就是強堿； OH-是強堿，H2O就是弱酸。 酸與堿的強弱，還與溶劑有關(guān)。例如：HCl和HAc在水溶液中，前者是強酸，后者是弱酸。但如果用堿性比水強的液氨做溶劑，則兩種酸的質(zhì)子都完全傳給了溶劑氨分子，它們在液氨中將完全電離都是強酸拉平效應(yīng)。 * 酸堿質(zhì)子理論用來描述化學反應(yīng) 酸和堿的反應(yīng)，實質(zhì)上是質(zhì)子的傳遞過程，可用下列通式表示： 酸（1） + 堿（2） 堿（1）+ 酸（2） 質(zhì)子的傳遞方向，也決定了化學反應(yīng)進行的方向：由強酸、強堿生成弱酸、弱堿的反應(yīng)進行得很完全；而由弱酸、弱堿生成強酸、強堿的反應(yīng)，進行得就很不完全。例如： HCl

51、+ H2O = H3O+ + Cl-強酸（1） 強堿（2） 弱酸（2） 弱堿（1） HAc + H2O = H3O+ + Ac- 弱酸（1） 弱堿（2） 強酸（2） 強堿（1） * 酸堿質(zhì)子理論的缺陷：不適合不含質(zhì)子的物質(zhì)之間的反應(yīng)情況。(三)、酸堿電子理論 lewis 酸：凡是可以接受電子對的分子、離子或原子，如Fe3+ , Fe, Ag+, BF3等。lewis 堿：凡是給出電子對的離子或分子，如 :X, :NH3, :CO, H2O: 等。lewis酸與lewis堿之間以配位鍵結(jié)合生成酸堿加合物。 由于化合物的配位鍵廣泛存在，顯然路易斯酸堿的范圍也十分廣泛。凡金屬離子都是酸，與金屬離子結(jié)

52、合的不論是負離子還是中性分子都是堿。這樣，一切鹽類、金屬氧化物以及大多數(shù)無機化合物幾乎都可看作是酸堿加合物。 電子理論把酸堿概念擴大到無質(zhì)子接受的反應(yīng)，即不受解離過程的限制，又不受溶劑的束縛，所包括的范圍確實十分廣泛，但不足之處也就隨之而生。主要是過于籠統(tǒng)，不易區(qū)分各種酸堿的差別，更不能像水離子理論和質(zhì)子理論那樣作定量處理。四、水解平衡 水解作用的實質(zhì)：鹽類的離子與水電離出的OH-或H+結(jié)合生成了弱酸或弱堿的分子，從而破壞了水的電離平衡，改變了純水中OH-或H+的正常的濃度。 水解反應(yīng)實際上是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)： NaAc + H2O = HAc + NaOH（1）水解常數(shù)總反應(yīng)： Ac- +

53、H2O = HAc + OH- （2）分級水解 多元弱酸鹽的水解是分級進行的，故稱為分級水解。現(xiàn)以Na2CO3為例說明之： CO32- + H2O = HCO3- + OH- HCO3- + H2O = H2CO3 + OH-注意：水解常數(shù)和電離常數(shù)之間的對應(yīng)關(guān)系比較后發(fā)現(xiàn)：Kh1 Kh2 , 所以一級水解是主要的，二級水解可以近似忽略。（3）水解度和鹽水溶液的pH值已水解的鹽的濃度 H = 100%鹽的起始濃度 4、影響鹽類水解的因素、濃度對水解的影響、溫度對水解的影響、酸度對水解的影響 總結(jié)：越弱越水解；越熱越水解；越稀越水解；加酸堿抑制或促進水解。三、同離子效應(yīng)和緩沖溶液（1）什么是“同

54、離子效應(yīng)”？ 在弱電解質(zhì)溶液中，加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，而影響電離平衡，是弱電解質(zhì)的電離度降低，這種現(xiàn)象叫“同離子效應(yīng)”。(2) 緩沖溶液1. 實驗事實：向純水(pH=7.0)中加入少量酸或堿，pH值會發(fā)生顯著變化向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或堿，溶液的pH值幾乎不變。2. 緩沖溶液: 是一種能抵抗少量強酸、強堿和水的稀釋而保持體系的pH值基本不變的溶液。3. 緩沖原理： HAc = H+ + Ac- NaAc = Na+ + Ac-加入酸，如HCl， Ac- 與加入的H+結(jié)合，生成HAc，C(H+)變化不大，溶液的pH值變化不大。加入堿，如NaOH， H+與OH-結(jié)合，

55、生成H2O， C(H+ ）減小， HAc離解平衡向右進行，補充H+的不足，溶液PH值變化也不大。 結(jié)論：少量外來酸堿的加入不會影響溶液的pH值，緩沖溶液的緩沖能力有一定限度。4.緩沖系常見的緩沖對由弱酸弱酸鹽、弱堿弱堿鹽共軛酸堿對組成。 如HAc NaAc NH3H2O NH4Cl5、緩沖溶液H+ 的計算弱酸 弱酸強堿鹽（如 HAc NaAc） HAc = H+ + Ac- 平衡： c酸 -x c酸 x x + c鹽 c鹽 弱堿 強酸弱堿鹽（如NH3H2O NH4Cl）pOH = pKb +lg c鹽 / c堿結(jié)論：緩沖溶液的pH取決于兩個因素，即Ka(Kb)及 c鹽/ c酸（ c鹽/ c堿）

56、適當?shù)叵♂尵彌_溶液時，由于酸和鹽同等程度地減少，pH值基本保持不變。稀釋過度，當弱酸電離度和鹽的水解作用發(fā)生明顯變化時，pH值才發(fā)生明顯的變化。6、緩沖容量和緩沖范圍、緩沖容量 兩組分的濃度控制在0.050.5 moldm-3之間較適宜。、緩沖范圍 pKa1 或 pKb1 兩組分的濃度比控制在1：10與10：1之間較適宜。7、緩沖溶液的選擇與配制:、緩沖溶液的選擇 找出與溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱酸或弱堿；選擇的緩沖液不與反應(yīng)物或生成物發(fā)生反應(yīng)。常用的緩沖體系見附錄四例1 欲配制pH = 5.0的緩沖溶液應(yīng)選擇體系NaAc - HAc體系，pKa = 4.74例2 欲配制pH = 9

57、.0的緩沖溶液，應(yīng)選擇NH3-NH4Cl體系, pKb = 4.74, pH = 9.26、緩沖溶液的配制1）在一定量的弱酸或弱堿中加入固體鹽2）相同濃度的弱酸（或弱堿）及其鹽的溶液按體積比混合3）一定量的弱酸（弱堿）中加入一定量的強堿（弱酸），通過中和反應(yīng)生成的鹽和剩余的酸或堿組成緩沖溶液。8、 緩沖溶液的應(yīng)用許多化學反應(yīng)要在一定pH范圍內(nèi)進行；土壤溶液是很好的緩沖溶液，有比較穩(wěn)定的pH值，有利于微生物的正常運動和農(nóng)作物的發(fā)育生長。人體血液必須維持pH在7.4左右。其中起主要作用的緩沖對是H2CO3-NaHCO3 教學手段與方法：多媒體演示布置作業(yè)：P64，第5,6,8,9 題學科： 普 通

58、 化 學章節(jié)： 第二章 溶液與膠體 第四節(jié) 沉淀-溶解平衡教學目的：通過教學讓學生掌握溶度積常數(shù)、溶度積規(guī)則及有關(guān)計算；了解分步沉淀、沉淀的溶解和轉(zhuǎn)化等知識點。教學重點：溶度積常數(shù)、溶度積規(guī)則及有關(guān)計算，分步沉淀、沉淀的溶解和轉(zhuǎn)化教學難點：溶度積規(guī)則及有關(guān)計算，分步沉淀教學過程：一、復習舊課（5分鐘） 提問：1. 一元弱酸溶液的pH值如何計算？ 2. 何為緩沖溶液？其pH如何計算?二、新課講解（80分鐘）第二節(jié)：沉淀溶解平衡一、 沉淀溶解平衡 AgCl(s) = Ag+(aq) + Cl-(aq)當溶解與結(jié)晶速度相等時，達到平衡狀態(tài)KAgCl為一常數(shù)： KAgCl = Ag+Cl- 該常數(shù)稱為

59、溶度積常數(shù)，用Ksp表示。 MxAy = x My+ + y Ax- KSPq = My+ xAx- y如：Ksp(PbCl2)=Pb2+Cl-2KspCa3(PO4)2=Ca2+3PO43-21、溶度積常數(shù) 溶度積常數(shù)表征了難溶的固體強電解質(zhì)與其飽和溶液間的化學平衡常數(shù)。 表征了難溶強電解質(zhì)在溶解方面的本質(zhì)特征 隨溫度而變化 為一無量綱的純數(shù) 同一類型的鹽，溶度積常數(shù)越大，說明越易溶解。但不同類型的鹽之間，不具可比性。* 溶度積與溶解度之間的關(guān)系 兩者都用來表示溶解程度 溶度積常數(shù)只限用于難溶強電解質(zhì)，而溶解度可用于任何物質(zhì)任何濃度。2、溶度積規(guī)則及其應(yīng)用 MxAy = x My+ + y

60、Ax- Q = My+ xAx- y (1) 時，沉淀從溶液中析出（溶液過飽和）(2) 時，沉淀與飽和溶液的平衡 時，溶液不飽和，若體系中有沉淀，則沉淀會溶解三、沉淀溶解平衡的移動（1）沉淀的生成 當 時有沉淀生成滴加過量沉淀劑可使 ，使沉淀趨于完全。但用量要適中，否則會有鹽效應(yīng)。(2) 沉淀的溶解當 時沉淀發(fā)生溶解，使Q減小的方法有 利用氧化還原方法降低某一離子的濃度。 生成弱電解質(zhì)。生成配合物轉(zhuǎn)化成更難溶解的物質(zhì)(3) 沉淀的轉(zhuǎn)化 由一種沉淀轉(zhuǎn)化為另一種沉淀的過程, 如:BaCO3 + CrO42- = BaCrO4 + CO32-(4) 分步沉淀在一定條件下使一種離子先沉淀而其他離子在另