普通化學(xué)電子教案

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--內(nèi)頁(yè)可以根據(jù)需求調(diào)整合適字體及大小--普通化學(xué)電子教案(總89頁(yè))PAGE學(xué)科：普通化學(xué)章節(jié)：第一章化學(xué)反應(yīng)的基本規(guī)律第一節(jié)化學(xué)反應(yīng)速率教學(xué)目的：通過(guò)教學(xué)讓學(xué)生掌握反應(yīng)速率的表示方法，了解基元反應(yīng)和復(fù)雜反應(yīng)，反應(yīng)級(jí)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(duì)反應(yīng)速率的影響。教學(xué)重點(diǎn)：反應(yīng)速率的表示方法，基元反應(yīng)和復(fù)雜反應(yīng)，反應(yīng)級(jí)數(shù)，質(zhì)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(duì)反應(yīng)速率的影響。教學(xué)難點(diǎn)：質(zhì)量作用定律。阿倫尼烏斯公式教學(xué)過(guò)程：一、新課講解（80分鐘）（一）、化學(xué)反應(yīng)速率的表示方法(1)、平均速率和瞬時(shí)速率1.平均速率通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或產(chǎn)物濃度的增加來(lái)表示?；瘜W(xué)反應(yīng)速率：=d/dt(瞬時(shí)速率）=/t（平均速率）舉例說(shuō)明：3H2(g)+N2(g)=2NH3(g)t=0s(mol)t=s(mol)以H2計(jì)算反應(yīng)進(jìn)度=nH2/H2=mol/-3=mol計(jì)算其反應(yīng)速率：=mol/s=mol/s注意要點(diǎn)：a.反應(yīng)速率的單位：mols-1b.反應(yīng)速率與物質(zhì)的選擇無(wú)關(guān)。c.數(shù)學(xué)概念上分清平均速率與瞬時(shí)速率的不同。（二）、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素1、濃度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響、基元反應(yīng)與非基元反應(yīng)（微觀）(1)、基元反應(yīng)2NO+2H2=N2+2H2O2NON2O2（快）（1）N2O2+H2N2O+H2O（慢）（2）N2O+H2N2+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)。、簡(jiǎn)單反應(yīng)和復(fù)合反應(yīng)（宏觀）(1).簡(jiǎn)單反應(yīng)：僅由一種基元反應(yīng)構(gòu)成的整體反應(yīng)(2).復(fù)合反應(yīng):由兩種或兩種以上的基元反應(yīng)構(gòu)成的整體反應(yīng)。復(fù)合反應(yīng)中決定整個(gè)反應(yīng)速率的那步基元反應(yīng)，稱為控速步.質(zhì)量作用定律在一定溫度下,簡(jiǎn)單反應(yīng)(或復(fù)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(xué)計(jì)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(jiǎn)單反應(yīng)）r=kca(A)cb(B)----速率方程k—反應(yīng)速率常數(shù)簡(jiǎn)單反應(yīng)a(A)+b(B)=d(D)+e(E)r=kca(A)cb(B)----速率方程說(shuō)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、催化劑而變，與反應(yīng)物濃度無(wú)關(guān)1.4.應(yīng)用速率方程注意事項(xiàng)（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(dá)式C(s)+O2(g)=CO2(g)r=kc(O2)(3)k、r的量綱r的量綱為[c][t]-1如mol·dm-3·s-1.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(jí)數(shù)=x+yx為A的反應(yīng)級(jí)數(shù)y為B的反應(yīng)級(jí)數(shù)(1)若為簡(jiǎn)單反應(yīng)則x=a，y=b，反應(yīng)級(jí)數(shù)=a+b(2)若為復(fù)合反應(yīng)則x、y由實(shí)驗(yàn)確定2、溫度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響1887年瑞典化學(xué)家Arrhenius總結(jié)了大量的實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)，發(fā)現(xiàn)化學(xué)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=Jmol-1K-1,摩爾氣體常數(shù)。Ea,活化能，“阿倫尼烏斯公式”的用途：1、對(duì)某一個(gè)實(shí)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(cè)量其反應(yīng)速率常數(shù)，然后以lgk對(duì)1/T作圖，可得一條直線。此直線的斜率為-Ea/,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(diǎn)1.假設(shè)分子是無(wú)內(nèi)部結(jié)構(gòu)和內(nèi)部運(yùn)動(dòng)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*-Er1.不同反應(yīng)有不同的Ea2.Ea大，活化分子分?jǐn)?shù)越小，單位時(shí)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(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響：當(dāng)反應(yīng)物的濃度增加時(shí)，活化分子的數(shù)量增加，反應(yīng)速率自然隨之增大。當(dāng)反應(yīng)溫度升高時(shí)，分子碰撞的次數(shù)增加，同時(shí)反應(yīng)物分子中?；罨肿铀嫉谋壤?，因而反應(yīng)速率增大。（四）.催化劑對(duì)反應(yīng)速率的影響(1).催化劑：一種能改變化學(xué)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(fù)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(guò)程，改變了原來(lái)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(xué)反應(yīng)的具體歷程d降低了活化能（5）催化劑的重要應(yīng)用化工生產(chǎn),生物催化劑——酶教學(xué)手段與方法：多媒體演示作業(yè)：P301，3學(xué)科：普通化學(xué)章節(jié)：第一章化學(xué)反應(yīng)的基本規(guī)律第二節(jié)化學(xué)反應(yīng)中的能量關(guān)系教學(xué)目的：通過(guò)教學(xué)讓學(xué)生掌握化學(xué)反應(yīng)中的質(zhì)量守恒與能量守恒的基本概念與計(jì)算教學(xué)重點(diǎn)：化學(xué)反應(yīng)中的能量變化：恒容熱效應(yīng)與熱力學(xué)能變；恒壓熱效應(yīng)與焓變；標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓，蓋斯定律。教學(xué)難點(diǎn)：恒容熱效應(yīng)與熱力學(xué)能變；恒壓熱效應(yīng)與焓變；標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓教學(xué)過(guò)程：一、復(fù)習(xí)舊課（5分鐘）提問(wèn)：1.什么是體系與環(huán)境？2.過(guò)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(xué)反應(yīng)的質(zhì)量守恒定律在化學(xué)反應(yīng)中，物質(zhì)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(xué)第一定律1、熱力學(xué)能（內(nèi)能）熱力學(xué)能（內(nèi)能）——體系內(nèi)部能量的總和。構(gòu)成：分子的平動(dòng)能、轉(zhuǎn)動(dòng)能，分子間勢(shì)能、電子運(yùn)動(dòng)能、核能等。是一種熱力學(xué)狀態(tài)函數(shù)無(wú)法知道他的絕對(duì)值，但過(guò)程中的變化值卻是可以測(cè)量的。2、熱力學(xué)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。U=U2-U1=Q+W熱力學(xué)第一定律有稱能量守恒定律。它是人們從生產(chǎn)實(shí)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。、熱力學(xué)第一定律U、W、Q的關(guān)系U2=U1+Q+W△U=U2-U1=Q+W體系吸熱，Q為+；體系放熱，Q為-。環(huán)境對(duì)體系作功，W為+；反之，W為-。(三)、化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)1、恒容熱效應(yīng)與熱力學(xué)能變?nèi)绻w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(shí)：ΔU=Q+W=QV即：熱力學(xué)能變等于恒容熱效應(yīng)。*在彈式量熱計(jì)中,通過(guò)測(cè)定恒容反應(yīng)熱的辦法，可獲得熱力學(xué)能變?chǔ)的數(shù)值.2、恒壓熱效應(yīng)與焓變?cè)谖覀兊膶?shí)際生產(chǎn)中，很多的化學(xué)反應(yīng)都是在大氣層中（一個(gè)大氣壓，103kpa）條件下進(jìn)行的，這是一個(gè)體積有變化，但壓力恒定的過(guò)程（恒壓過(guò)程）。為了方便地研究恒壓過(guò)程中的問(wèn)題，我們需要引入另一個(gè)重要的熱力學(xué)狀態(tài)函數(shù)——焓。焓變——化學(xué)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(jìn)行的在此恒壓過(guò)程中：*體系吸收的熱量記作Qp*體系對(duì)環(huán)境所做的功p(V)=p(V2-V1)因此，環(huán)境對(duì)體系所做的功：W=-p(V)=-p(V2-V1)于是根據(jù)熱力學(xué)第一定律，有如下的關(guān)系：U2-U1=U=Q+W=Qp-p(V)=Qp-p(V2-V1)所以：Qp=(U2-U1)+p(V2-V1)=(U2+pV2)-(U1+pV1)定義熱力學(xué)狀態(tài)函數(shù)焓，以H表示H=U+pV則：Qp=(U2+pV2)-(U1+pV1)=H2-H1=H重點(diǎn)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(guò)程路徑無(wú)關(guān)。焓變值H等于體系在恒壓過(guò)程中的熱效應(yīng)Qp。在其他類型的變化過(guò)程中，焓變值H不等于熱效應(yīng)，但并非說(shuō)，焓變值H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?yàn)榻?jīng)常遇到的化學(xué)反應(yīng)都是在大氣層這樣一個(gè)恒壓環(huán)境中發(fā)生的，所以焓是一個(gè)極其重要的狀態(tài)函數(shù)。焓與與熱力學(xué)能一樣，其絕對(duì)值無(wú)法確定。但狀態(tài)變化時(shí)體系的焓變?chǔ)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)的量有關(guān)，具有加和性。過(guò)程與焓(1)對(duì)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(dāng)某一過(guò)程或反應(yīng)逆向進(jìn)行時(shí)，其ΔH要改變符號(hào)即：ΔH（正）=-ΔH（逆）(3)對(duì)于任何化學(xué)反應(yīng)而言，其恒壓反應(yīng)熱Qp可由下式求出：Qp=ΔH=H生成物-H反應(yīng)物（在化學(xué)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)）ΔH>0為吸熱反應(yīng)，ΔH<0為放熱反應(yīng)。由于大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)是在恒壓條件下進(jìn)行的，其ΔH=Qp，即為恒壓反應(yīng)熱。所以焓變比熱力學(xué)能變更具有實(shí)用價(jià)值，用得更廣泛、更普遍。3．焓與熱力學(xué)能的關(guān)系由焓的定義：H=U+pV則：ΔH=ΔU+Δ(pV)i)對(duì)于恒壓、只作體積功的化學(xué)反應(yīng)，有：ΔH=ΔU+pΔVii)對(duì)于固相和液相反應(yīng)，由于反應(yīng)前后體積變化不大，故有：ΔH≈ΔUiii)對(duì)于氣相反應(yīng)，如果將氣體作為理想氣體處理，則有：ΔH=ΔU+Δn（RT）式中Δn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(jì)算1．反應(yīng)進(jìn)度和熱化學(xué)方程式i)什么是“化學(xué)反應(yīng)的進(jìn)度”——描述化學(xué)反應(yīng)的進(jìn)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(xué)計(jì)量數(shù)的商。單位：mol用希臘字母ξ表示。對(duì)于任一化學(xué)反應(yīng)，有質(zhì)量守恒定律：0＝BB，例如下列給定反應(yīng)： dD+eE=gG+hH 通式為：式中nB()和nB(0)分別表示反應(yīng)進(jìn)度為和0時(shí)，B物質(zhì)的量(mol)。注意：反應(yīng)物的計(jì)量系數(shù)取負(fù)值，生成物的計(jì)量系數(shù)取正值。舉例說(shuō)明：3H2(g)+N2(g)=2NH3(g)t=0s(mol)t=s(mol)以H2計(jì)算反應(yīng)進(jìn)度=nH2/H2=mol/-3=mol以N2計(jì)算反應(yīng)進(jìn)度=nN2/N2=mol/-1=mol以NH3計(jì)算反應(yīng)進(jìn)度=nNH3/NH3=mol/2=molii)熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)熱力學(xué)在處理化學(xué)反應(yīng)體系時(shí)，必須選定某一狀態(tài)作為“計(jì)算、比較的標(biāo)準(zhǔn)”，這一標(biāo)準(zhǔn)即稱做熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)。IUPAC規(guī)定：100kPa為標(biāo)準(zhǔn)壓力，以p表示之，處于標(biāo)準(zhǔn)壓力之下的體系，稱為體系的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)。各種體系的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)規(guī)定如下：純固體、液體，當(dāng)該物質(zhì)處于外壓為標(biāo)準(zhǔn)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=p=100kPa，c=c=mol/dm3(c:標(biāo)準(zhǔn)濃度)注意事項(xiàng)：上述標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)并未指定溫度，即：H2（100kpa,298K）是標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)，H2（100kpa,200K）也是標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)。IUPAC推薦作為溫度的一般參比標(biāo)準(zhǔn)，如不注明，則指的是，其他溫度則須指明，用（T）表示。iii)化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)焓變、標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變和熱化學(xué)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(xué)反應(yīng)的各物質(zhì)（包括反應(yīng)物和產(chǎn)物）都處于熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)（p=p=100kpa），此時(shí)在化學(xué)反應(yīng)的過(guò)程中產(chǎn)生的焓變即稱作：標(biāo)準(zhǔn)焓變，以符號(hào)ΔrH表示之。例如：H2(g)+N2(g)=NH3(g)ΔrH=kJ但是：化學(xué)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(xué)反應(yīng)進(jìn)度ξ=1時(shí)化學(xué)反應(yīng)的焓變?yōu)榛瘜W(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變。以符號(hào)ΔrHm表示之。ΔrHm=ΔrH/ξ例如：3H2+N2=2NH3(氣體)ΔrHm=—KJ/mol熱化學(xué)方程式表示出了化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中熱效應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)計(jì)量方程式稱為熱化學(xué)方程式(thermodynamicequation)。例如，在時(shí)有：1)H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)rHm=-kJmol-12)2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)rHm=-kJmol-13)C(石墨)+O2(g)=CO2(g)rHm=-kJmol-12、物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓定義：在標(biāo)準(zhǔn)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(biāo)準(zhǔn)焓變，叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓，以符號(hào)ΔfHm表示之。注意要點(diǎn)：最穩(wěn)定單質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓為零。什么是最穩(wěn)定單質(zhì)？舉例說(shuō)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(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變。3、蓋斯定律俄國(guó)化學(xué)家對(duì)化學(xué)反應(yīng)的數(shù)據(jù)進(jìn)行總結(jié)（1840）指出：不管化學(xué)反應(yīng)是一步完成，還是分幾步完成，其化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)是相同的。根據(jù)以上所說(shuō)的“蓋斯定律”，對(duì)于任何指定化學(xué)反應(yīng)，其標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變?chǔ)Hm，等于所有生成物的標(biāo)準(zhǔn)生成焓，減去所有反應(yīng)物的標(biāo)準(zhǔn)生成焓。ΔrHm=iΔfHm(生成物）-jΔfHm(反應(yīng)物）教學(xué)手段與方法：多媒體演示作業(yè)：復(fù)習(xí)本節(jié)內(nèi)容，預(yù)習(xí)下節(jié)內(nèi)容學(xué)科：普通化學(xué)章節(jié)：第一章化學(xué)反應(yīng)的基本規(guī)律第三節(jié)化學(xué)反應(yīng)方向教學(xué)目的：通過(guò)教學(xué)讓學(xué)生掌握用熵變和吉布斯自由能變來(lái)判斷化學(xué)反應(yīng)的方向教學(xué)重點(diǎn)：自發(fā)過(guò)程與化學(xué)反應(yīng)方向，熵與混亂度，熱力學(xué)第二定律；吉布斯自由能和吉布斯自由能變。計(jì)算化學(xué)反應(yīng)的ΔrHm，ΔrSm和ΔrGm。用ΔrSm和ΔrGm判斷化學(xué)反應(yīng)的方向。教學(xué)難點(diǎn)：熵與混亂度，吉布斯自由能和吉布斯自由能變教學(xué)過(guò)程：一、復(fù)習(xí)舊課（5分鐘）提問(wèn)：1.何為熱力學(xué)第一定律2.恒容熱效應(yīng)與熱力學(xué)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(guò)程與化學(xué)反應(yīng)的方向性1.什么是自發(fā)過(guò)程2.什么是化學(xué)反應(yīng)的方向3.自發(fā)過(guò)程、自發(fā)反應(yīng)有哪些共同的特點(diǎn)1、什么是自發(fā)過(guò)程無(wú)須外力的干涉，“任其自然，不去管它，便能自動(dòng)進(jìn)行下去的過(guò)程，稱為自發(fā)過(guò)程。2、什么是化學(xué)反應(yīng)的方向指的是化學(xué)反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向，例如：2H2+O2=2H2OZn+H2SO4=ZnSO4+H2AgNO3+NaCl=AgCl+NaNO33、自發(fā)過(guò)程、自發(fā)反應(yīng)有哪些共同的特點(diǎn)？

a)正向自發(fā)，逆向則為非自發(fā).b)自發(fā)的過(guò)程進(jìn)行有一定的限度，即最終達(dá)到平衡。c)自發(fā)的過(guò)程的內(nèi)在推動(dòng)力是什么？

A、能量?jī)A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(xué)反應(yīng)的方向性的判據(jù)。但對(duì)有些情況，遭到了失敗。例如：水的蒸發(fā)（吸熱）NH4Cl的溶解N2O5=2NO2+1/2O2這種失敗，其原因是，只考慮了化學(xué)反應(yīng)能量這一個(gè)方面的因素。但決定整個(gè)化學(xué)反應(yīng)方向的還有另外一個(gè)重要因素，即：“混亂度”的因素。因此，要全面考察化學(xué)反應(yīng)的方向，還必須引入一個(gè)新的熱力學(xué)狀態(tài)函數(shù)——熵。（二）、物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)熵與化學(xué)反應(yīng)的熵變1、體系的混亂度與熵混亂度：排列的無(wú)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(wú)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)<氣態(tài)溶解的過(guò)程溶質(zhì)的分子與溶劑的分子混合到一起化學(xué)反應(yīng)反應(yīng)前后，氣態(tài)物質(zhì)的總分子數(shù)增加CaCO3=CaO+CO2溫度溫度越高，混亂度越大，熵值越大自發(fā)過(guò)程，往往是混亂度增加的過(guò)程#墨水在清水中的擴(kuò)散#火柴棒散亂#冰的融化，水的氣化#鋅粒在酸溶液中反應(yīng)溶解2、熱力學(xué)第三定律與物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾規(guī)定熵既然熵指的是體系的混亂度，那么，對(duì)于一個(gè)特定的物質(zhì)體系，什么時(shí)候物質(zhì)的微粒排列最整齊，物質(zhì)的熵值為零？熱力學(xué)第三定律就給我們指出了物質(zhì)熵的零點(diǎn).熱力學(xué)第三定律：任何物質(zhì)的完美晶體，在絕對(duì)0K時(shí)的熵值為零。完美晶體：無(wú)缺陷，所有微粒都整齊地排列于晶格節(jié)點(diǎn)處。絕對(duì)0K:沒(méi)有熱運(yùn)動(dòng)，是一種理想的完全有序狀態(tài)。有了熵的這個(gè)“零點(diǎn)”，則可通過(guò)熱力學(xué)的方法，求出某一狀態(tài)下的物質(zhì)的絕對(duì)熵ST(又稱規(guī)定熵）：S=ST-S0所以：ST=S+S0=S+0=S物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾規(guī)定熵(簡(jiǎn)稱：物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)熵）在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下（100kPa),1mol純物質(zhì)的規(guī)定熵，稱為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾規(guī)定熵，以符號(hào)Sm(T)表示。單位：J?K-1?mol-1。3、化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變?cè)谔囟ǖ臏囟戎拢ㄈ绮惶貏e指明，則為298K）如果反應(yīng)物和產(chǎn)物都處于熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)（p=pθ），此時(shí)化學(xué)反應(yīng)的過(guò)程中的熵變即稱作：該反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)熵變，以符號(hào)ΔrS表示之。當(dāng)化學(xué)反應(yīng)進(jìn)度ξ=1時(shí)，化學(xué)反應(yīng)的熵變?yōu)榛瘜W(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變。以符號(hào)ΔrSm表示之?；瘜W(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變的計(jì)算：aA+bB=dD+eEΔrSm=dSm(D)+eSm(E)-aSm(A)-bSm(B)4、熵變和化學(xué)反應(yīng)的方向——熱力學(xué)第二定律熱力學(xué)第二定律：在孤立體系中發(fā)生的任何化學(xué)反應(yīng)或化學(xué)變化，總是向著熵值增大的方向進(jìn)行，即孤立體系的自發(fā)過(guò)程，ΔS孤立>0。非孤立體系:ΔS體系+ΔS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(guò)程，其內(nèi)在的推動(dòng)因素有兩個(gè)方面：其一是能量的因素，其二還有混亂度即熵的因素。ΔH僅考慮了能量的因素，不可作為判據(jù)，而ΔS僅考慮了混亂度的因素，也非全面。為了同時(shí)考慮能量和混亂度兩方面的因素，1876年美國(guó)化學(xué)家Gibbs提出一個(gè)新狀態(tài)函數(shù)G作為等溫、等壓下化學(xué)反應(yīng)方向的判據(jù)：G=H–TSΔG=ΔH–Δ(TS)在等溫、等壓下ΔG=ΔH–TΔS上式稱為吉布斯—赫姆霍茲公式，從中我們看到，ΔG中包含了ΔH（能量）和ΔS（混亂度）兩方面的影響。化學(xué)熱力學(xué)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(xué)反應(yīng)總是向著體系吉布斯自由能降低的方向進(jìn)行。ΔG判據(jù)：ΔG<0,能自發(fā)進(jìn)行ΔG=0,處于平衡狀態(tài)。ΔG>0,不自發(fā)進(jìn)行，但反向是自發(fā)的。2、化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變a)物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成吉布斯自由能ΔfGm在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，由1mol最穩(wěn)定的單質(zhì)生成1mol的純物質(zhì)的反應(yīng)過(guò)程中的標(biāo)準(zhǔn)吉布斯自由能變，為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成吉布斯自由能,記作：ΔfGm注意：只有相對(duì)值,無(wú)絕對(duì)值單位：KJmol-13、標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變的計(jì)算aA+bB=dD+eEΔrGm=dΔfGm(D)+eΔfGm(E)-aΔfGm(A)-bΔfGm(B)或ΔrGm=ΔrHm—TΔrSm必須牢記：化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變、標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變隨溫度的變化很小，可以忽略不計(jì)。但ΔrGm是一個(gè)溫度的函數(shù)，同一個(gè)反應(yīng)，在不同的溫度下，有不同的ΔrGm值。4、壓力、濃度對(duì)反應(yīng)吉布斯自由能變的影響——非標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下化學(xué)反應(yīng)的摩爾吉布斯自由能變（ΔrGm）對(duì)于非標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，化學(xué)反應(yīng)的方向，我們必須通過(guò)計(jì)算，先確定ΔrGm的符號(hào)，以判斷化學(xué)反應(yīng)的方向。a)壓力對(duì)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/Pθ等稱為相對(duì)分壓，無(wú)量綱。而=Jp(相對(duì)分壓商）所以：ΔrGm=ΔrGm+RTlnJpc)濃度對(duì)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/Cθ等稱為相對(duì)濃度，無(wú)量綱。而=Jc(相對(duì)濃度商）所以：ΔrGm=ΔrGm+RTlnJc總結(jié)對(duì)于非標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下化學(xué)反應(yīng)的吉布斯自由能變：aA+bB=dD+eEΔrGm=ΔrGm+RTlnJ上式稱為化學(xué)反應(yīng)范特霍夫等溫式。d)濃度、分壓對(duì)化學(xué)反應(yīng)方向的影響濃度、分壓對(duì)化學(xué)反應(yīng)的影響，表現(xiàn)在：分壓商JP、濃度商JC對(duì)化學(xué)反應(yīng)的摩爾吉布斯自由能變產(chǎn)生影響。但是：如果ΔrGm>40KJ/mol或ΔrGm<-40KJ/mol在此條件下ΔrGm已完全決定了ΔrGm的正負(fù)號(hào)，即可直接由ΔrGm做出是否自發(fā)的判決。教學(xué)手段與方法：多媒體演示布置作業(yè)：P307，8，9學(xué)科：普通化學(xué)章節(jié)：第一章化學(xué)反應(yīng)的基本規(guī)律第四節(jié)化學(xué)平衡教學(xué)目的：通過(guò)教學(xué)讓學(xué)生掌握化學(xué)平衡與平衡常數(shù)，平衡常數(shù)K（T）與ΔrGm的關(guān)系，濃度、壓力和溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響。教學(xué)重點(diǎn)：化學(xué)平衡與平衡常數(shù)，平衡常數(shù)K（T）與ΔrGm的關(guān)系。有關(guān)平衡常數(shù)計(jì)算。濃度、壓力和溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響，化學(xué)平衡移動(dòng)。教學(xué)難點(diǎn)：平衡常數(shù)K（T）與ΔrGm的關(guān)系教學(xué)過(guò)程：一、復(fù)習(xí)舊課（5分鐘）提問(wèn)：1.何為熱力學(xué)第二、三定律2.通過(guò)什么物理量可以判斷化學(xué)反應(yīng)的方向，條件如何二、新課講解（80分鐘）（一）、化學(xué)反應(yīng)的可逆性與化學(xué)平衡1、什么是“化學(xué)反應(yīng)的可逆性”CO+H2O=CO2+H2——既能正向進(jìn)行，又能逆向進(jìn)行的反應(yīng)，叫“可逆反應(yīng)”。化學(xué)反應(yīng)的這種性質(zhì)，稱為化學(xué)反應(yīng)的“可逆性”。幾乎所有的化學(xué)反應(yīng)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-=AgCl)。很少有化學(xué)反應(yīng)能“進(jìn)行到底”，已知進(jìn)行得“最完全”的化學(xué)反應(yīng)是：2KClO3=2KCl+O22、什么是化學(xué)平衡？共同特點(diǎn)是（1）、ΔrGm(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(shí)間變化（4）、平衡是動(dòng)態(tài)平衡（5）、化學(xué)平衡是暫時(shí)的、相對(duì)的、有條件的（二）、平衡常數(shù)1、什么是“平衡常數(shù)”對(duì)于一個(gè)特定化學(xué)反應(yīng)aA+bB=dD+eE當(dāng)反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)，有rGm(T)=0即：其中：pA、pB、pD、pE是指在平衡時(shí)的分壓對(duì)上式進(jìn)行變換：令：則有：此式給出了平衡常數(shù)與熱力學(xué)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(diǎn)：平衡常數(shù)反應(yīng)了某一個(gè)化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行完全的程度，數(shù)值越大，說(shuō)明反應(yīng)進(jìn)行得越完全。平衡常數(shù)可由實(shí)驗(yàn)的方法測(cè)定。即：當(dāng)反應(yīng)達(dá)到平衡后，分別測(cè)出各反應(yīng)物質(zhì)的分壓（或濃度），再計(jì)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(gè)定值（常數(shù)）。平衡常數(shù)與反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能相關(guān)，是化學(xué)反應(yīng)的熱力學(xué)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；ΔrGmθ(T)=ΔrHmθ(T)-TΔrSmθ(T)同時(shí)ΔrGmθ(T)=-RTlnKθ推得ΔrHmθ(T)ΔrSmθ(T)lnKθ=-+RTR溫度T1時(shí)：lnK1θ=-ΔrHmθ/RT1+ΔrSmθ(T）/R(1)溫度T2時(shí)：lnK2θ=-ΔrHmθ/RT2+ΔrSmθ(T)/R(2)式(2)-式(1)得范特霍夫公式ln3、平衡常數(shù)與化學(xué)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(jì)算公式：rGm＝rGm＋RTlnJ當(dāng)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，反應(yīng)平衡常數(shù)K與標(biāo)準(zhǔn)吉布斯自由能變有如下關(guān)系：rGm＝-RTlnK（因?yàn)椋?＝rGm＋RTlnK）兩式合并：rGm＝-RTlnK＋RTlnJ或：rGm＝-RTlnKJ由此得出化學(xué)反應(yīng)反應(yīng)商判據(jù)：若J<K,則rGm<0反應(yīng)正向進(jìn)行若J=K，則rGm＝0平衡狀態(tài)若J>K，則rGm>0反應(yīng)逆向進(jìn)行(三)、化學(xué)平衡移動(dòng)1、什么是“化學(xué)平衡移動(dòng)”由于平衡條件的變化，舊的平衡打破，新的平衡建立的過(guò)程，就稱做“化學(xué)平衡移動(dòng)”2、影響化學(xué)平衡的因素影響化學(xué)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(jìn)行。減小反應(yīng)物濃度、增加生成物濃度，平衡向負(fù)反應(yīng)方向進(jìn)行。aA+Bb=dD+eE壓力的影響：對(duì)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)方向移動(dòng)；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(dòng)。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(duì)化學(xué)平衡沒(méi)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（H>0)的反應(yīng)方向移動(dòng)；溫度降低，平衡向放熱（H<0)的反應(yīng)方向移動(dòng)。例如：2NO(g)+O2(g)=2NO(g)rHm=-114kJ/mol3、呂.查德里原理——平衡移動(dòng)的一般規(guī)律當(dāng)體系達(dá)到平衡后，如果改變體系的平衡條件之一（如：溫度、壓力、濃度等），平衡就向著減弱這個(gè)改變的方向移動(dòng)。呂.查德里原理的應(yīng)用：預(yù)測(cè)化學(xué)平衡移動(dòng)的方向(四)、有關(guān)化學(xué)平衡的計(jì)算1、多步反應(yīng)的平衡常數(shù)C（s）+1/2O2=CO（g）K1CO（g）+1/2O2=CO2(g)K2C（s）+O2=CO2（g）K3=?

得K3=K1?K2若反應(yīng)式之間有2①+②=③K3=K12?K2若反應(yīng)式之間有2①-②=③K3=K12/K2教學(xué)手段與方法：多媒體演示布置作業(yè)：P3110，11學(xué)科：普通化學(xué)章節(jié)：第二章溶液與膠體第一節(jié)分散體系教學(xué)目的：通過(guò)教學(xué)讓學(xué)生了解分散體系的概念。教學(xué)重點(diǎn)：分散體系的大小教學(xué)難點(diǎn)：分散體系的概念教學(xué)過(guò)程：一、復(fù)習(xí)舊課（5分鐘）二、新課講解（80分鐘）分散系：一種或幾種物質(zhì)分散在另一種物質(zhì)里形成的混合物。如：溶液、膠體、濁液分散質(zhì)：分散系中被分散的物質(zhì)=相當(dāng)于溶質(zhì)分散劑：起分散作用的物質(zhì)=相當(dāng)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＜10-9m10-9—10-6m＞10-6m微粒單個(gè)分子或離子集合許多分子集合體大量分子的集合體能否透過(guò)濾紙能能不能能否透過(guò)半透膜能不能不能穩(wěn)定性穩(wěn)定較穩(wěn)定不穩(wěn)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(tài)：氣態(tài)溶液、液態(tài)溶液、固態(tài)溶液２）溶解過(guò)程與溶液的形成溶質(zhì)均勻分散于溶劑中的過(guò)程——溶解是個(gè)既有化學(xué)變化，又有物理變化的復(fù)雜過(guò)程溶解包括了溶質(zhì)在水中的擴(kuò)散過(guò)程和溶質(zhì)與水分子的結(jié)合過(guò)程即水合過(guò)程.其中擴(kuò)散過(guò)程是物理過(guò)程,水合過(guò)程就是化學(xué)過(guò)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(zhì)的量——溶解度溶解度與溫度、壓力等因素有關(guān)。４）相似相溶原理溶劑與溶質(zhì)的分子結(jié)構(gòu)相似，就能較好地相互溶解。①鍵的極性極性鍵離子鍵：X>,（NaCl）極性共價(jià)鍵：0X（HF，AgCl）——正、負(fù)電荷重心不重合非極性鍵：X=0（N2）——正、負(fù)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(jià)鍵非極性共價(jià)鍵X>0XX=0②、偶極矩：分子的極性可用偶極矩表示：=q×d（單位：10-30C·m）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、O2極性鍵、空間對(duì)稱：CH4、BF3、CO2極性分子極性鍵雙原子分子：HF極性鍵、空間不對(duì)稱：NH3、H2O、CH3CI５）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?jǐn)?shù)x(無(wú)單位)①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(hào)c(B)表示，即：SI單位為mol·m-3；常用單位為mol·L-1。②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(xué)表達(dá)式為bB=SI單位為mol·kg-1③摩爾分?jǐn)?shù)定義：溶質(zhì)B的物質(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?jǐn)?shù)，學(xué)科：普通化學(xué)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(xué)目的：通過(guò)教學(xué)讓學(xué)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(xué)重點(diǎn)：稀溶液的依數(shù)性教學(xué)難點(diǎn)：稀溶液的依數(shù)性教學(xué)過(guò)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?jǐn)?shù)）有關(guān)，而與溶質(zhì)的本性無(wú)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(shuō)的“依數(shù)性”，包括四個(gè)方面：1、蒸氣壓下降2、沸點(diǎn)上升3、凝固點(diǎn)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(guò)一段時(shí)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(fā)：分子沖破表面張力進(jìn)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(jìn)入液體的現(xiàn)象飽和蒸氣壓：在一定溫度下，當(dāng)：蒸發(fā)=凝聚達(dá)到平衡，此時(shí)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(dāng)向溶劑中加入一定量難揮發(fā)非電解質(zhì)時(shí)，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(shí)間單位體積液面上逸出溶劑分子數(shù)相對(duì)減少，平衡時(shí)溶液的蒸汽壓比純?nèi)軇┑娘柡驼羝麎旱汀?、溶液的蒸氣壓下降多少？——拉烏爾定律（Raoult’sLaw)P=xAP*溶液的蒸氣壓下降，等于純?nèi)軇┑恼魵鈮?，乘溶質(zhì)的摩爾分?jǐn)?shù)，而與溶質(zhì)的本性無(wú)關(guān)。注意要點(diǎn)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(qiáng)，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(qiáng)，蒸氣壓越小。提問(wèn):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(diǎn)上升1、什么是沸點(diǎn)？沸點(diǎn)：液體沸騰時(shí)的溫度。此時(shí)液體的飽和蒸氣壓等于外界大氣的壓力。沸點(diǎn)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_(dá)到純?nèi)軇┑姆悬c(diǎn)時(shí)，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(diǎn)高于純?nèi)軇┑姆悬c(diǎn)主要原因是由于溶液的蒸氣壓下降，因此溶液沸點(diǎn)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(wú)關(guān)。它的數(shù)學(xué)表達(dá)式為：ΔTb＝Kb·bAKb為溶劑沸點(diǎn)升高常數(shù)，單位為K·kg·mol-1。四、溶液的凝固點(diǎn)下降：1.凝固點(diǎn)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=02.凝固點(diǎn)下降的定義：在純?nèi)軇┲屑尤腚y揮發(fā)非電解質(zhì)后溶液的凝固點(diǎn)總是低于純?nèi)軇┑哪厅c(diǎn)的現(xiàn)象。3．凝固點(diǎn)下降的原因：溶液的凝固點(diǎn)是物質(zhì)的液相和固相達(dá)到平衡時(shí)的溫度。以水為例，0度時(shí)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(shí)對(duì)應(yīng)的溫度即為溶液的凝固點(diǎn)。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(diǎn)下降ΔTf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(wú)關(guān)。它的數(shù)學(xué)表達(dá)式為：ΔTf＝Kf·bAKf為溶劑凝固點(diǎn)下降常數(shù)，單位為K·kg·mol-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(xì)胞內(nèi)的結(jié)果。滲透實(shí)驗(yàn)：一個(gè)連通器的中間，用一種只讓溶劑分子通過(guò)，而不允許溶質(zhì)分子通過(guò)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(guò)一段時(shí)間后，我們會(huì)發(fā)現(xiàn)，右邊的液面會(huì)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(gè)液相通過(guò)半透膜向另一個(gè)液相擴(kuò)散的過(guò)程叫滲透。達(dá)到了滲透平衡時(shí)，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(kuò)散。如果在濃度高的溶液一端施加外壓，當(dāng)外加壓力大于滲透壓時(shí)，溶劑分子就會(huì)從高濃度的一端向低濃度溶液一端滲透，這一過(guò)程叫做反滲透。1886年荷蘭物理學(xué)家范特荷甫（Van’tHoff）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πV=nARTπ=c(A)RT式中，π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(duì)溫度。對(duì)于稀的水溶液，上式也可以表示為π=bART5．滲透壓的應(yīng)用：（1）通過(guò)測(cè)定π估算溶質(zhì)的相對(duì)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(shí)澆水。（4）等滲、低滲、高滲溶液（輸水）%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(xué)手段與方法：多媒體演示布置作業(yè)：P64，第2,3,4題學(xué)科：普通化學(xué)章節(jié)：第二章溶液與膠體第三節(jié)溶液中的酸堿平衡教學(xué)目的：通過(guò)教學(xué)讓學(xué)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(jì)算方法；了解影響酸堿平衡的因素。教學(xué)重點(diǎn)：一元弱酸（堿）的電離平衡及有關(guān)計(jì)算；多元弱酸的分級(jí)電離及其計(jì)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(jì)算。酸堿質(zhì)子理論教學(xué)難點(diǎn)：多元弱酸的分級(jí)電離及其計(jì)算，水解平衡，緩沖溶液及其pH計(jì)算教學(xué)過(guò)程：一、復(fù)習(xí)舊課（5分鐘）提問(wèn)：1.何為稀溶液的依數(shù)性2.膠團(tuán)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，電離產(chǎn)生的正、負(fù)離子與未電離的分子間建立如下的化學(xué)平衡：弱酸：HAc+H2O=H3O++Ac-簡(jiǎn)寫為：HAc=H++Ac其平衡常數(shù)，即弱酸的電離常數(shù)：其中：C—實(shí)際濃度mol/L，[]—相對(duì)濃度（純數(shù)）。弱堿：NH3+H2O=NH4++OH-簡(jiǎn)寫為：HAc=H++Ac-其平衡常數(shù)，即弱堿的電離常數(shù)：注意要點(diǎn)*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(wú)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(dá)式內(nèi)。(2)電離度與平衡常數(shù)的關(guān)系電離度——即電離的百分?jǐn)?shù)。它與電離平衡常數(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：HA=H++A-未電離時(shí)的濃度：[HA]000電離達(dá)到平衡時(shí)的濃度(1-)[HA]0[HA]0[HA]0上式中如果Ka<<10-4,且[HA]>,則電離百分?jǐn)?shù)很小，1-1，則：此式說(shuō)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(duì)上式進(jìn)行變換：對(duì)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(gè)可電離的質(zhì)子的酸——多元酸多元酸的電離是分步進(jìn)行的，以H2S為例說(shuō)明如下：一級(jí)電離：H2S=H++HS-二級(jí)電離：HS-=H++S2-總電離：H2S=2H++S2-[H+]2[S2-]Ka==Ka1Ka2[H2S]從電離常數(shù)可知，二級(jí)電離較一級(jí)電離要小得多。因此溶液中的H+離子主要來(lái)自于一級(jí)電離。在計(jì)算[H+]時(shí)可忽略二級(jí)電離：對(duì)于H2S這樣的弱酸，尤其要注意，在平衡過(guò)程中有關(guān)物種的計(jì)算。p74例題3-2對(duì)于n級(jí)弱酸，或n級(jí)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(dǎo)電性，實(shí)驗(yàn)說(shuō)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-]=K=Kw298K精確的實(shí)驗(yàn)測(cè)得純水中的離子的濃度為：[H+]=10-7，[OH-]=10-7則：Kw=10-710-7=10-14Kw稱為水的離子積常數(shù)。實(shí)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(guò)純水的實(shí)驗(yàn)計(jì)算得來(lái)的，但對(duì)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)榱耸褂玫姆奖悖２捎胮H值來(lái)表示水溶液的酸堿性。即定義：pH=-lg[H+]pOH=-lg[OH-]pKw=-lgKw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=10-14pH+pOH=pKw=14對(duì)于純水，或中性的水溶液（如NaCl等）：pH=pOH=對(duì)于酸性溶液（如HCl等）:[H+]>10-7,[OH-]<10-7,pH<對(duì)于堿性溶液（如NaOH等）：[OH-]>10-7,[H+]<10-7,pH>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(yáng)離子全部都是H+的化合物叫酸.電離時(shí)產(chǎn)生的陰離子全部是OH的化合物叫堿.局限：無(wú)法解釋NaCO3，Na3PO4呈堿性；NH4Cl現(xiàn)酸性的事實(shí)；無(wú)法解釋非水溶液中的酸堿行為液氨中：NH4++NH2-=2NH3(二)、酸堿質(zhì)子理論為了說(shuō)明物質(zhì)的一些反映性質(zhì)，1923年兩位科學(xué)家（丹麥的Bronsted和英國(guó)的Lowry)各自獨(dú)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(qiáng)弱之分：酸和堿的強(qiáng)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(qiáng)酸，它的共軛堿就是弱堿。凡是容易接受質(zhì)子的堿就是強(qiáng)堿，它的共軛酸就是弱酸。例如：HCl是強(qiáng)酸，Cl-就是弱堿；HAc是弱酸，Ac-就是強(qiáng)堿；OH-是強(qiáng)堿，H2O就是弱酸。酸與堿的強(qiáng)弱，還與溶劑有關(guān)。例如：HCl和HAc在水溶液中，前者是強(qiáng)酸，后者是弱酸。但如果用堿性比水強(qiáng)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?cè)谝喊敝袑⑼耆婋x都是強(qiáng)酸——拉平效應(yīng)。*酸堿質(zhì)子理論用來(lái)描述化學(xué)反應(yīng)酸和堿的反應(yīng)，實(shí)質(zhì)上是質(zhì)子的傳遞過(guò)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(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向：由強(qiáng)酸、強(qiáng)堿生成弱酸、弱堿的反應(yīng)進(jìn)行得很完全；而由弱酸、弱堿生成強(qiáng)酸、強(qiáng)堿的反應(yīng)，進(jìn)行得就很不完全。例如：HCl+H2O=H3O++Cl-強(qiáng)酸（1）強(qiáng)堿（2）弱酸（2）弱堿（1）HAc+H2O=H3O++Ac-弱酸（1）弱堿（2）強(qiáng)酸（2）強(qiáng)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(duì)的分子、離子或原子，如Fe3+,Fe,Ag+,BF3等。

lewis堿：凡是給出電子對(duì)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)合的不論是負(fù)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(wú)機(jī)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(kuò)大到無(wú)質(zhì)子接受的反應(yīng)，即不受解離過(guò)程的限制，又不受溶劑的束縛，所包括的范圍確實(shí)十分廣泛，但不足之處也就隨之而生。主要是過(guò)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(shí)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(shí)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-+H2O=HAc+OH-（2）分級(jí)水解多元弱酸鹽的水解是分級(jí)進(jìn)行的，故稱為分級(jí)水解?，F(xiàn)以Na2CO3為例說(shuō)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(duì)應(yīng)關(guān)系比較后發(fā)現(xiàn)：Kh1>>Kh2,所以一級(jí)水解是主要的，二級(jí)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①、濃度對(duì)水解的影響②、溫度對(duì)水解的影響③、酸度對(duì)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(jìn)水解。三、同離子效應(yīng)和緩沖溶液（1）什么是“同離子效應(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(qiáng)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(shí)驗(yàn)事實(shí)：向純水(pH=中加入少量酸或堿，pH值會(huì)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(qiáng)酸、強(qiáng)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，生成H2O，C(H+）減小，HAc離解平衡向右進(jìn)行，補(bǔ)充H+的不足，溶液PH值變化也不大。結(jié)論：少量外來(lái)酸堿的加入不會(huì)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(duì)由弱酸—弱酸鹽、弱堿—弱堿鹽共軛酸堿對(duì)組成。如HAc—NaAcNH3·H2O—NH4Cl5、緩沖溶液[H+]的計(jì)算弱酸—弱酸強(qiáng)堿鹽（如HAc—NaAc）HAc=H++Ac-平衡：c酸-x≈c酸xx+c鹽≈c鹽弱堿—強(qiáng)酸弱堿鹽（如NH3·H2O—NH4Cl）pOH=pKb+lgc鹽/c堿結(jié)論：緩沖溶液的pH取決于兩個(gè)因素，即Ka(Kb)及c鹽/c酸（c鹽/c堿）適當(dāng)?shù)叵♂尵彌_溶液時(shí)，由于酸和鹽同等程度地減少，pH值基本保持不變。稀釋過(guò)度，當(dāng)弱酸電離度和鹽的水解作用發(fā)生明顯變化時(shí)，pH值才發(fā)生明顯的變化。6、緩沖容量和緩沖范圍①、緩沖容量?jī)山M分的濃度控制在~mol·dm-3之間較適宜。②、緩沖范圍pKa±1或pKb±1兩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:①、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=的緩沖溶液應(yīng)選擇體系NaAc-HAc體系，pKa=例2．欲配制pH=的緩沖溶液，應(yīng)選擇NH3-NH4Cl體系,pKb=,pH=②、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(qiáng)堿（弱酸），通過(guò)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①許多化學(xué)反應(yīng)要在一定pH范圍內(nèi)進(jìn)行；②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(yùn)動(dòng)和農(nóng)作物的發(fā)育生長(zhǎng)。③人體血液必須維持pH在左右。其中起主要作用的緩沖對(duì)是H2CO3-NaHCO3教學(xué)手段與方法：多媒體演示布置作業(yè)：P64，第5,6,8,9題學(xué)科：普通化學(xué)章節(jié)：第二章溶液與膠體第四節(jié)沉淀-溶解平衡教學(xué)目的：通過(guò)教學(xué)讓學(xué)生掌握溶度積常數(shù)、溶度積規(guī)則及有關(guān)計(jì)算；了解分步沉淀、沉淀的溶解和轉(zhuǎn)化等知識(shí)點(diǎn)。教學(xué)重點(diǎn)：溶度積常數(shù)、溶度積規(guī)則及有關(guān)計(jì)算，分步沉淀、沉淀的溶解和轉(zhuǎn)化教學(xué)難點(diǎn)：溶度積規(guī)則及有關(guān)計(jì)算，分步沉淀教學(xué)過(guò)程：一、復(fù)習(xí)舊課（5分鐘）提問(wèn)：1.一元弱酸溶液的pH值如何計(jì)算2.何為緩沖溶液其pH如何計(jì)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(dāng)溶解與結(jié)晶速度相等時(shí)，達(dá)到平衡狀態(tài)KAgCl為一常數(shù)：KAgCl=[Ag+][Cl-]該常數(shù)稱為溶度積常數(shù)，用Ksp表示。MxAy=xMy++yAx-KSP=[My+]x[Ax-]y如：Ksp(PbCl2)=[Pb2+][Cl-]2Ksp[Ca3(PO4)2]=[Ca2+]3[PO43-]21、溶度積常數(shù)溶度積常數(shù)表征了難溶的固體強(qiáng)電解質(zhì)與其飽和溶液間的化學(xué)平衡常數(shù)。表征了難溶強(qiáng)電解質(zhì)在溶解方面的本質(zhì)特征隨溫度而變化為一無(wú)量綱的純數(shù)同一類型的鹽，溶度積常數(shù)越大，說(shuō)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(lái)表示溶解程度溶度積常數(shù)只限用于難溶強(qiáng)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=xMy++yAx-Q=[My+]x[Ax-]y(1)時(shí)，沉淀從溶液中析出（溶液過(guò)飽和）(2)時(shí)，沉淀與飽和溶液的平衡時(shí)，溶液不飽和，若體系中有沉淀，則沉淀會(huì)溶解三、沉淀溶解平衡的移動(dòng)（1）沉淀的生成當(dāng)時(shí)有沉淀生成滴加過(guò)量沉淀劑可使，使沉淀趨于完全。但用量要適中，否則會(huì)有鹽效應(yīng)。(2)沉淀的溶解當(dāng)時(shí)沉淀發(fā)生溶解，使Q減小的方法有①利用氧化還原方法降低某一離子的濃度。②生成弱電解質(zhì)。③生成配合物④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(guò)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一條件下沉淀的現(xiàn)象。對(duì)同一類型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀越完全，對(duì)不同類型的沉淀，其沉淀先后順序要通過(guò)計(jì)算才能確定。例題略教學(xué)手段與方法：多媒體演示布置作業(yè)：P64，第12,13題學(xué)科：普通化學(xué)章節(jié)：第二章溶液與膠體第五節(jié)膠體分散體系第六節(jié)溶膠與凝膠教學(xué)目的：通過(guò)教學(xué)讓學(xué)生掌握膠體分散體系等知識(shí)點(diǎn)。教學(xué)重點(diǎn)：膠體分散體系教學(xué)難點(diǎn)：膠體分散體系教學(xué)過(guò)程：一、復(fù)習(xí)舊課（5分鐘）一、膠體的種類、制備及性質(zhì)按分散介質(zhì)（分散劑）的不同，常把膠體分為溶膠和氣溶膠兩大類。溶膠的制備方法：研磨法、超聲法、電弧法、膠溶法等。溶膠的穩(wěn)定性與破壞在一定條件下的相對(duì)的穩(wěn)定體系二、溶膠的動(dòng)力學(xué)特性和光學(xué)、電學(xué)特性１、布朗運(yùn)動(dòng)２、丁鐸爾效應(yīng)——溶膠的光學(xué)性質(zhì)３、電泳和電滲——溶膠的電學(xué)性質(zhì)一般來(lái)說(shuō)1.硫溶膠,金屬硫化物溶膠,貴金屬溶膠粒子常帶負(fù)電2.金屬氧化物溶膠常帶正電.三、膠體的表面特性——吸附作用四、膠粒的結(jié)構(gòu)膠團(tuán)的性質(zhì)與其結(jié)構(gòu)有關(guān)。以稀AgNO3與過(guò)量的稀KI溶液反應(yīng)制備AgI溶膠為例說(shuō)明其結(jié)構(gòu)。AgNO3+KI=AgI+KNO3［(AgI)mnI-1(n-x)K+]x-xK+若以稀KI溶液與過(guò)量的稀AgNO3溶液反應(yīng)制備AgI溶膠其結(jié)構(gòu)將會(huì)怎樣呢。當(dāng)AgNO3過(guò)量時(shí)：［(AgI)mnAg+(n-x)NO3-]x+xNO3-五、溶液的穩(wěn)定性與破壞1.溶膠穩(wěn)定性的主要原因有三個(gè)：一、溶膠粒子進(jìn)行著劇烈的布朗運(yùn)動(dòng)，從而阻止了膠粒因重力作用而下沉；二、是溶膠膠粒帶有同種電荷，靜電排斥阻止了小顆粒膠粒聚集成大顆粒而聚沉；三、是由于膠粒表面的溶劑化作用（膠核有吸附層、擴(kuò)散層的保護(hù)）從而阻止了膠粒聚集成大顆粒而聚沉。2.膠粒會(huì)聚沉①與膠粒帶相反電荷的離子的電解質(zhì)，會(huì)中和掉膠粒表面的電荷，造成聚沉。②與相反電荷溶膠混合。聚沉能力：正離子：價(jià)態(tài)越高，體積越大，聚沉能力越大。負(fù)離子：價(jià)態(tài)越高，體積越小，聚沉能力越大。教學(xué)手段與方法：多媒體演示布置作業(yè)：自定學(xué)科：普通化學(xué)章節(jié)：第三章電化學(xué)與金屬腐蝕第一節(jié)原電池與電極電位教學(xué)目的：通過(guò)教學(xué)讓學(xué)生掌握原電池的結(jié)構(gòu)，電池的符號(hào)表達(dá)式，標(biāo)準(zhǔn)電極電位的概念。能斯特方程式及有關(guān)計(jì)算。教學(xué)重點(diǎn)：原電池的結(jié)構(gòu)，電池的符號(hào)表達(dá)式，標(biāo)準(zhǔn)電極電位的概念。能斯特方程式及有關(guān)計(jì)算。教學(xué)難點(diǎn)：電池的符號(hào)表達(dá)式教學(xué)過(guò)程：一、氧化數(shù)的概念規(guī)定：?jiǎn)钨|(zhì)中，元素的氧化數(shù)為零，H2Cl2Fe正常氧化物中，氧的氧化數(shù)為－2，過(guò)氧化物中(H2O2和Na2O2)氧的氧化數(shù)為－1，KO2氧化數(shù)為－，KO3中氧化數(shù)為－1/3，OF2中O為+2。H一般為+1，PH3；在NaH中為－1。離子化合物中，氧化數(shù)=離子電荷數(shù)共價(jià)化合物中，氧化數(shù)=形式電荷數(shù)例：K2Cr2O7Cr為+6Fe3O4中，F(xiàn)e為+8/3Na2S2O3中，S為+2氧化數(shù)與化合價(jià)的區(qū)別與聯(lián)系：二者有時(shí)相等，有時(shí)不等?；蟽r(jià)總是整數(shù)，而氧化數(shù)可以是分?jǐn)?shù)，F(xiàn)e3O4:化合價(jià)+2,+3;氧化數(shù)+8/3例如：CH4-4CH3Cl-2CH2Cl20CHCl3+2某些元素在化合物中氧化數(shù)有定值氧：-2-1-1／2氫：+1-1堿金屬：+1，堿土金屬：+2氟：-1鹵族元素在鹵化物中：-1(鹵素含氧化合物與互化物除外）二、氧化和還原+200+1CuO+H2=Cu+H2O氧化：氧化數(shù)升高的過(guò)程還原：氧化數(shù)降低的過(guò)程氧化還原反應(yīng):氧化數(shù)有改變的反應(yīng)。1、氧化劑和還原劑還原劑:如H2,氧化數(shù)↑的物質(zhì)。氧化劑:如Cu2+，氧化數(shù)↓的物質(zhì)。2、自身氧還反應(yīng)如2KClO3=2KCl＋3O2歧化反應(yīng)如4KClO3=3KClO4+KCl3、氧化還原電對(duì)Cu2++Zn=Cu+Zn2+還原半反應(yīng)：Cu2++2e-=Cu氧化半反應(yīng)：Zn=Zn2++2e-氧化還原電對(duì):Zn2+/Zn、Cu2+/Cu電對(duì)：氧化型/還原型三、氧化還原反應(yīng)方程式的配平1.氧化數(shù)法：原則：還原劑氧化數(shù)升高數(shù)和氧化劑氧化數(shù)降低數(shù)相等(得失電子數(shù)目相等）1）寫出化學(xué)反應(yīng)方程式2）確定有關(guān)元素氧化態(tài)升高及降低的數(shù)值3）確定氧化數(shù)升高及降低的數(shù)值的最小公倍數(shù)。找出氧化劑、還原劑的系數(shù)。4）核對(duì)，可用H+,OH–,H2O配平。2.離子--電子法1）寫出相應(yīng)的離子反應(yīng)式2）將反應(yīng)分成兩部分，即還原劑的氧化反應(yīng)和氧化劑的還原反應(yīng)。3）配平半反應(yīng)4）確定二個(gè)半反應(yīng)的系數(shù)得失電子數(shù)相等的原則5）根據(jù)反應(yīng)條件確定反應(yīng)的酸堿介質(zhì)，分別加入H+,OH-,H2O,使方程式配平。四、原電池1、裝置及電極反應(yīng)Zn+Cu2+=Cu+Zn2+原電極正極發(fā)生還原反應(yīng)，負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)負(fù)極：Zn－2e=Zn2+（氧化態(tài)升高）正極：Cu2++2e=Cu（氧化態(tài)降低）2、原電池的表達(dá)式1）負(fù)極寫在左邊，正極寫在右邊2）用∣表示電極與離子溶液之間的物相界面3）不存在相界面，用，分開。加上不與金屬離子反應(yīng)的金屬惰性電極。4）用表示鹽橋5）表示出相應(yīng)的離子濃度或氣體壓力。氧化半反應(yīng)：Zn－2e=Zn2+還原半反應(yīng)：Cu2++2e=Cu(－)ZnZn2+(c1/mol·dm-3)Cu2+(c2/mol·dm-3)Cu(+)電極電位1.電極電位的形成M=Mn++ne金屬進(jìn)入溶液中，金屬帶多余的負(fù)電荷。金屬離子回到金屬表面，金屬帶正電荷。2、電極電勢(shì)⑴、產(chǎn)生機(jī)理溶解M（S）=====Mn+＋ne沉積平衡時(shí)S-Ｌ界面形成雙電層結(jié)構(gòu),其電勢(shì)差為電極電勢(shì)金屬晶格中有金屬離子和能夠自由移動(dòng)電子存在當(dāng)電極發(fā)生溶解反應(yīng)時(shí),金屬離子由電極進(jìn)入溶液,而將電子留在電極上,導(dǎo)致電極荷負(fù)電而溶液荷正電.當(dāng)電極發(fā)生沉積反應(yīng)時(shí),金屬離子由溶液進(jìn)入電極,溶液中出現(xiàn)負(fù)電賀過(guò)剩現(xiàn)象,導(dǎo)致電極荷正電而溶液荷負(fù)電.金屬電極電勢(shì)的高低主要取決于金屬的活潑性，金屬離子的濃度和溶液的溫度標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)是指在298K時(shí)，金屬和該金屬離子濃度（1mol/L)的溶液所產(chǎn)生的電勢(shì)。目前，電極電勢(shì)的絕對(duì)值還沒(méi)有辦法測(cè)定，但我們可人為地定一個(gè)相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)來(lái)測(cè)定它的相對(duì)值。用來(lái)測(cè)定電極電勢(shì)的相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)是標(biāo)準(zhǔn)氫電極通常采用的標(biāo)準(zhǔn)電極是氫標(biāo)準(zhǔn)電極。電池符號(hào)：(Pt)H2(100kPa)∣H+mol/dm-3)電極反應(yīng)：2H++2e==H2在25C時(shí)規(guī)定標(biāo)準(zhǔn)氫電極的電極電位：EH+/H2=V⑵、其它各種電極的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)的確定以標(biāo)準(zhǔn)氫電極為參考標(biāo)準(zhǔn),規(guī)定?(H+/H2)=其他電極在熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下與之比較得相應(yīng)標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)。例:標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下測(cè)得Zn-H原電池E?=V，且知鋅電極為負(fù)極,氫電級(jí)為正極（根據(jù)電子的流動(dòng)方向）。據(jù)E?=E?(+)－E?(-)又規(guī)定E?(+)=v