普通化學(xué)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(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?；罨艿母拍?，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)過程：一、新課講解（80分鐘）（一）、化學(xué)反應(yīng)速率

2、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)物濃度的增加來表示?；瘜W(xué)反應(yīng)速率： x = d x / dt (瞬時(shí)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(jì)算反應(yīng)進(jìn)度 x = DnH2 / nH2 = (1.5- 3.0) mol / -3 = 0.5 mol計(jì)算其反應(yīng)速率：x = 0.5 mol / 0.1 s = 5.0 mol / s注意要點(diǎn)：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(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(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

4、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1.3. 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 =k ca (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 =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(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 = 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(jí)數(shù)= x + y x 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

6、、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=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(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/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(diǎn)1

7、. 假設(shè)分子是無內(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* - Er 1. 不 同反應(yīng)有不同的Ea 2. 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)

8、化學(xué)反應(yīng)速率的影響： D 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。 D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撸蚨磻?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(xué)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(xué)手段與方法：多媒體演示作業(yè)：P 30-1，3 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)過程：一、復(fù)習(xí)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(xué)反應(yīng)的質(zhì)量守恒定律 在化學(xué)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(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)無法知道他的絕對(duì)值，但過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。DU = 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。2.1、熱力學(xué)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(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 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(shí)： U = 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, 通過測(cè)定恒容反應(yīng)熱的辦法，可獲得熱力學(xué)能變U的數(shù)值.2、恒壓熱效應(yīng)與焓變 在我們的實(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(gè)重要的熱

12、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)行的在此恒壓過程中： *體系吸收的熱量記作 Qp *體系對(duì)環(huán)境所做的功 p (DV) = p (V2-V1) 因此，環(huán)境對(duì)體系所做的功： W = -p (DV) = - 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 = 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(xué)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(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?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)值無法確定。但狀態(tài)變化時(shí)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(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)某一過程或反應(yīng)逆向進(jìn)行時(shí)，其H要改變符號(hào)即： H（正）= -H（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=H= 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)） H0為吸熱反應(yīng)，H0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H=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：H = U+(pV) i

15、) 對(duì)于恒壓、只作體積功的化學(xué)反應(yīng)，有： H = U+ pVii) 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： H U iii)對(duì)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(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 用希臘字母表示。對(duì)于任一化學(xué)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(jìn)度為x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(jì)算反應(yīng)進(jìn)度 x = DnH2 / nH2 = (1.5- 3.0) mol / -3 = 0.5 mol以N2計(jì)算反應(yīng)進(jìn)度 x = DnN2 / nN2 = (0.5- 1.0) mol / -1 = 0.5 mol以NH3計(jì)算反應(yīng)進(jìn)度 x = DnNH3 / nNH3 = (1.0- 0.0)

17、 mol / 2 = 0.5 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：100 kPa為標(biāo)準(zhǔn)壓力，以pq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 = 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(biāo)準(zhǔn)濃度)注意事項(xiàng)：上述標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)并未

18、指定溫度，即： H2 （100 kpa, 298K ）是標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)， H2 （100 kpa, 200K ）也是標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)。IUPAC推薦298.15K作為溫度的一般參比標(biāo)準(zhǔn)， 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(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=pq = 100 kpa），此時(shí)在化學(xué)反應(yīng)的過程中產(chǎn)生的焓變即稱作：標(biāo)準(zhǔn)焓變，以符號(hào)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(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=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)rHmq表示之。 rHmq = rHq /例如： 3 H2 + N2 = 2 NH3 (氣體) rHmq = 92.22 KJ/ mol熱化學(xué)方程式 表示出了化學(xué)反應(yīng)過程中熱效應(yīng)的 化學(xué)反應(yīng)計(jì)量方程式稱為熱化學(xué)方程式(thermodynamic equation)。例如，在298.15K時(shí)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(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)fHm q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G.H.Hess對(duì)化學(xué)反應(yīng)的數(shù)據(jù)進(jìn)行總結(jié)（1840）指出：不管

21、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r(jià)Hmq ，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。rHm q = ni fHmq(生成物）- nj fHmq(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：通過教學(xué)讓學(xué)生掌握用熵變和吉布斯自由能變來判斷化學(xué)反應(yīng)的方向教學(xué)重點(diǎn)：自發(fā)過程與化學(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rHm，rSm和rGm

22、。用rSm和rGm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)過程：一、復(fù)習(xí)舊課（5分鐘） 提問：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)過程與化學(xué)反應(yīng)的方向性1.什么是自發(fā)過程?2.什么是化學(xué)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(diǎn)?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(dòng)進(jìn)行下去的過程，稱為自發(fā)過程。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： 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(diǎn)？ a)正向自發(fā)，逆向則為非自發(fā). b)自發(fā)的過程進(jìn)行有一定的限度，即最終達(dá)到平衡。 c)自發(fā)的過程的內(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 = 2 NO2 + 1/2 O2 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)

24、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(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。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(shí)考慮能量和混亂度兩方面

25、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 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(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。 G判據(jù)： G 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fGm 在標(biāo)準(zhǔn)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(biāo)準(zhǔn)吉布斯自由能變，為該物

26、質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成吉布斯自由能,記作：fGm注意：只有相對(duì)值,無絕對(duì)值單位：KJ mol-13、標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變的計(jì)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(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rGm 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rGm 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（rGm） 對(duì)于非標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，化學(xué)反應(yīng)的方向，我們必須通過計(jì)算，先確定rGm的符號(hào)，以判斷

27、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/ P 等稱為相對(duì)分壓，無量綱。而 = Jp (相對(duì)分壓商） 所以： rGm = rGm + RT ln Jpc) 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/ C 等稱為相對(duì)濃度，無量綱。而 = Jc (相對(duì)濃度商）所以： rGm = rGm + RT ln Jc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 =

28、dD + eE rGm = rGmq + RT ln J 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 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(fù)號(hào)，即可直接由 rGm 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)：P 30- 7，8，9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rGm的關(guān)系，濃

29、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rGm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rGm的關(guān)系教學(xué)過程：一、復(fù)習(xí)舊課（5分鐘） 提問：1. 何為熱力學(xué)第二、三定律？ 2. 通過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)”?；瘜W(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

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(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： 2 KClO3 = 2 KCl + O22、什么是化學(xué)平衡？共同特點(diǎn)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(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DrGm(T) = 0 即： 其中：pA、pB、pD、pE是指在平衡時(shí)的

31、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； rGm(T)= rHm(T)- T rSm(T)同時(shí) rGm(T)= -RT

32、ln K 推得 rHm(T) rSm(T) ln K = - + RT R溫度T1 時(shí)： ln K1 = -rHm/RT1+rSm(T）/R (1)溫度T2時(shí)： 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(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： DrGmDrGmqRT lnJ 當(dāng)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，反應(yīng)平衡常數(shù) K q 與標(biāo)準(zhǔn)吉布斯自由能變有如下關(guān)系： DrGm q - RT ln K q （因?yàn)椋?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(xué)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(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

34、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(dòng)； 溫度降低，平衡向放熱（DH 1.7,（NaCl） 極性共價(jià)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(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、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?jǐn)?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(hào)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(xué)表達(dá)式為 bB =SI單位為molkg-1 摩爾分?jǐn)?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?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(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

37、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?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?，乘溶質(zhì)的摩爾分?jǐn)?shù)，而與溶質(zhì)的本性無關(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: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

39、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?，所以溫度達(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)的本性無關(guān)。它的數(shù)學(xué)表達(dá)式為：TbKbbA Kb為溶劑沸點(diǎn)升高常數(shù)，單位為Kkgmol-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=0 2.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

40、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(xué)表達(dá)式為： Tf KfbA Kf為溶劑凝固點(diǎn)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(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

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(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)液相通過半透膜向另一個(gè)液相擴(kuò)散的過程叫滲透。 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，這一過程叫做反滲透。 1886年荷蘭物理學(xué)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(duì)溫度。對(duì)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(cè)定估算溶質(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）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(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)

43、： 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)過程：一、復(fù)習(xí)舊課（5分鐘） 提問：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，

44、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a即電離的百分?jǐn)?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(shí)的濃度： HA0 0 0電離達(dá)到平衡時(shí)的濃度 (1- a)HA0 aHA0 aHA0上式中如果 Ka 0.1, 則電離百分?jǐn)?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(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為例說明如下： 一級(jí)電離： H2S = H+ + HS-二級(jí)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(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(shí)驗(yàn)測(cè)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(shí)質(zhì)上它是水的電離平衡常數(shù)。它只于溫度有關(guān)。雖然是通過純水的實(shí)驗(yàn)計(jì)算得來的，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?，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(duì)于純水，或中性的水溶液（如NaCl等）： pH = pOH = 7.0 對(duì)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(shí)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(shí)； 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(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。

50、 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

51、+ 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)

52、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(shí)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(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- +

53、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、濃度對(duì)水解的影響、溫度對(duì)水解的影響、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

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(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=7.0)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，

55、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 NaAc NH3H2O 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 x x + c鹽 c鹽 弱堿 強(qiáng)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(gè)因素，即Ka(Kb)及 c鹽/ c酸（ c鹽/ c堿）

56、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、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(qiáng)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(xué)反應(yīng)要在一定pH范圍內(nèi)進(jìn)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(yùn)動(dòng)和農(nóng)作物的發(fā)育生長(zhǎng)。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(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

58、 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)過程：一、復(fù)習(xí)舊課（5分鐘） 提問：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

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(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(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 = x My+ + y

60、Ax- Q = My+ xAx- y (1) 時(shí)，沉淀從溶液中析出（溶液過飽和）(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 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