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