高中化学选修四人教版全套课件（343页） 341页

第一章 化学反应与能量 第一节 化学反应与能量的变 化 从物质的角度： 有新物质生成 从微粒的角度： 原子重新组合的过程 从化学键的角度： 旧键的断裂和新键的形成 从能量的角度: 释放或贮存能量的过程 化学反应的本质 一、焓变 反应热 1、反应热 恒(等)压过程：反应前后压强不变，体积改变 例如： 敞口、针筒、活塞 在化学反应过程中放出或吸收的热量 恒(等)容过程：反应前后体积不变，压强改变 例如：密闭容器、体积不变容器 2、焓变 焓：热力学状态函数。 焓变：在一定条件下（恒压）的反应热 生成物与反应物的焓值差 ①焓变符号：△H ②焓变单位：kJ/mol ③测量条件：恒压下，一般为敞口容器中 ④“+”：吸热，环境对体系做功自身能量增加 “-”：放热，体系对环境做功自身能量减少 3、反应热产生的原因 ①从物质所具有的能量角度 反应物的总能量＞生成物的总能量 生成物的总能量＞反应物的总能量 △H>0 △H<0 放热反应： 吸热反应： -183 kJ/mol（理论值） ΔH= -184.6 kJ/mol（实验值）√ ΔH= 化学键断裂——吸热 化学键形成——放热 ②从化学键的角度 ∆H＝E（生成物的总能量）－ E（反应物的总 能量） ∆H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能） 小结： 1、∆H 计算方法： 2、常见吸热反应与放热反应 ①放热反应 是指放出热量的化学反应，△H 为“-”或△H <0 常见放热反应：⑴中和反应 ⑵燃烧反应 ⑶活泼金属与酸反应 ⑷大多数化合反应 ②吸热反应 指吸收热量的化学反应，△H 为“+”或△H >0 常见的吸热反应： ⑴大多数分解反应 ⑵某些金属氧化物的还原反应 ⑶C+CO2 — ⑷C+H2O — ⑸Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl— 1、 已知拆开1mol H2中的化学键要吸收436 kJ的能量，拆开1mol O2中的化学 键要吸收496 kJ的能量，形成水分子中的1mol H—O键要放出463 kJ的能量，试说 明 2H2+ O2 = 2H2O中的能量变化。 △H=436×2+496--463×4 =-484kJ/mol 2、1molC与1molH2O(g)反应生成lmol CO(g)和 1mol H2(g)，需要吸收131.5kJ的热量，该反 应的反应热为△H= kJ/mol。 3、拆开 lmol H—H键、lmol N－H键、 lmolN≡N键分别需要的能量是436kJ、391kJ、 946kJ，则1mol N2生成NH3的反应热为 ， 1mol H2生成NH3的反应热为 。 ＋131.5 -92KJ/mol -30.7KJ/mol 解：436×3+946—391×6= -92KJ/mol -92KJ/mol÷3= -30.7KJ/mol 4、下列说法正确的是 A、需要加热方能发生的反应一定是吸热反应 B、放热的反应在常温下一定很易发生 C、反应是放热的还是吸热的必须看反应物和生成物所 具有的总能量的相对大小 D、吸热反应在一定的条件下也能发生 5、反应C(石墨) → C(金刚石)是吸热反应,由此可知 A、石墨比金刚石更稳定 B、金刚石和石墨可以相互转化 C、金刚石比石墨稳定 D、金刚石和石墨不能相互转化 （D） （AB） 作业： H2 + F2 = 2HF H2 + Cl2 = 2HCl 预测当生 成2 mol HF和2 mol HCl时，哪个反应放出的 热量多？ 若干化学键的键能（ kJ/mol，25 ℃ ） 生成HF： △H=436+157－568×2=-543 kJ/mol 生成HCl: △H=436+243－432×2=-185 kJ/mol 第2课时 2011.9.7 二、热化学方程式 表示参加反应物质的量和反应热的关系 的化学方程式。 H2 (g)+ I2 (g) 2HI (g) 200℃ 101KPa △H= －14.9kJ/mol 例1：在200 0C、101kPa时，1molH2与碘蒸气 作用生成HI的反应。 热化学方程式书写要点 ①需注明反应的温度和压强 如在25℃、101KPa下进行的反应，可不注 明温度和压强 ②应注明反应物和生成物的状态 气体用g；液体用l；固体用s；溶液用aq 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H1=-Q1kJ/mol 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H2=-Q2kJ/mol ③右端标注热量数值和符号， △H：吸热用“+”，放热用：“-”。 ④化学计量数表示物质的量，而不是分子个数。 化学计量数可以是整数，可以是分数。 ⑤化学计量数与△H成正比，当化学计量数不 同时，其△H不同 H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) △H=-285.8kJ/mol 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H=-571.6kJ/mol 例2：P4 1、已知在25℃，101kpa下，1gC8H18(辛烷)燃烧生成二氧化碳和 液态水时放出48.40kJ热量，表示上述反应的热化学方程式正 确的是（ ） A．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(g) ΔH=-48.40 kJ·mol-1 B．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) ΔH=-5518 kJ·mol-1 C．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) ΔH=+5518 kJ·mol-1 D．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) ΔH=-48.40 kJ·mol-1 2、1克甲烷在空气中燃烧，恢复常温下测得放出 热量55.625KJ，试写出热化学方式。 CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) △H=- 890 kJ/mol 3、常温下14克CO在足量氧气中充分燃烧， 放出141.3KJ热量，写出该热化学方程式。 CO(g) + 1/2O2(g)=CO2(g) △H=- 282.6 kJ/mol 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)，△H1=-Q1kJ/mol H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)，△H2=-Q2kJ/mol 4、比较Q1和Q2的大小、 △H1和△H2的大小 Q1﹥Q2 △H1 ＜△H2 注意：热量比较比数值，△H比较带符号 5、比较下列 Q1＜Q2的大小、△H1 ＞△H2的大小 S(g)+O2(g)==SO2(g) △H1=- Q1 kJ/mol S(s)+O2(g)==SO2(g) △H2=- Q2 kJ/mol Q1>Q2 △H1 <△H2 6、已知某温度下的热化学方程式： 2SO2(g) ＋O2(g) 2SO3(g) △H=-197kJ/mol 试写出SO3分解的热化学反应方程式。 2SO3(g) 2SO2(g) ＋O2(g) △H=+197kJ/mol 注意： 对于可逆反应， ①当反应逆向进行时，其反应热与正反应的 数值相等，符号相反。 ②其反应热是指反应物完全转变成生成物 放出或吸收的热量。 7、已知：C(s)+O2(g)==CO2(g) △H=-393.5 kJ/mol 要获得1000kJ热量，需燃烧多少克碳？ 1000÷393.5×12=30.5g 8、已知：S(s)+O2(g)=SO2(g) △H=-290.6 kJ/mol 求1.6g硫燃烧成为SO2气体,放出多少热量？ 290.6×1.6÷32=14.53kJ 作业： P6 3 中和反应反应热的测定 第 3 课 时 2011.9.9 三、中和反应反应热的测定 1、中和热 酸与碱反应生成1mol H2O时释放的热量 称中和热。 数值：稀溶液中，强酸和强碱中和时 △H= -57.3kJ/mol （1）、实验目的：测定强酸、强碱反应的中和热 （2）、学习重点：中和热的测定原理和方法。 （3）、实验用品 仪器：大烧杯（500 mL）、小烧杯（100 mL） 温度计、量筒（50 mL）两个、泡沫塑料 或纸条、泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小 孔）、环形玻璃搅拌棒。 药品：0.50 mol/L 盐酸、0.55 mol/L NaOH溶 液 2、中和反应反应热的测定 ［问题］ 1.我们利用什么原理来测定酸、碱反应的中和热 呢？ 2.中和热与反应热是否相同？它们之间有什么区 别和联系？ 不同;它们都是指化学反应放出的能量，但 中和热仅指在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应 而生成1 mol水时的反应热。任何一个化学反应 发生所放出的热量都叫反应热，但却不一定是 中和热。 3、实验步骤： （1）.在大烧杯底部垫泡沫 塑料（或纸条），使放入的 小烧杯杯口与大烧杯杯口相 平。然后再在大、小烧杯之 间填满碎泡沫塑料（或纸 条），大烧杯上用泡沫塑料 板（或硬纸板）作盖板，在 板中间开两个小孔，正好使 温度计和环形玻璃搅拌棒通 过，如下图所示。 　中和热的测定 思考：大、小烧杯放置时，为何要使两杯口 相平？填碎纸条的作用是什么？对此装置， 你有何更好的建议？ 答：两杯口相平，可使盖板把杯口尽量 盖严，从而减少热量损失；填碎纸条的作用 是为了达到保温隔热、减少实验过程中热量 损失的目的。若换用隔热、密封性能更好的 装置（如保温杯）会使实验结果更准确。 （2）.用一个量筒最取50 mL 0.50 mol/L盐酸，倒入小烧杯中，并用温度 计测量盐酸的温度，记入下表。然后把 温度计上的酸用水冲洗干净。 温度计上的酸为何要用水冲洗干净？冲 洗后的溶液能否倒入小烧杯？为什么？ 因为该温度计还要用来测碱液的温度，若不冲 洗，温度计上的酸会和碱发生中和反应而使热 量散失，故要冲洗干净；冲洗后的溶液不能倒 入小烧杯，若倒入，会使总溶液的质量增加， 而导致实验结果误差。 （3）.用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温 度，记入下表。 （4）.把温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯 的盐酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入 小烧杯（注意不要洒到外面）。用环形玻璃搅 拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最 高温度，记为终止温度，记入下表。 　2、实验中所用HCl和NaOH的物质的量比为 何不是1∶1 而是NaOH过量？若用HCl过量行 吗？　答：为了保证0.50 mol/L的盐酸完全被NaOH 中和，采用0.55 mol/L NaOH溶液，使碱稍稍 过量。若使盐酸过量，亦可。 .思考 1、酸、碱混合时，为何要把量筒中的NaOH溶 液一次倒入小烧杯而不能缓缓倒入？ 答：因为本实验的关键是测反应的反应热， 若动作迟缓，将会使热量损失而使误差增大。 （5）.重复实验两次，取测量所得数 据的平均值作为计算依据。 中和热的测定视频 实验数据处理 １、取三次测量所得数据的平均值作 为计算的依据 ΔH= － 　0.418 （t2－t1） 0.025 kJ/mol ２、计算反应热 t1 /℃ t2 /℃ （t2－t1）/℃ ［议一议］你所测得的数据是否为57.3kJ/mol， 若不是，分析产生误差的原因。 1.量取溶液的体积有误差（测量结果是按50 mL的酸、 碱进行计算，若实际量取时，多于50 mL或小于50 mL 都会造成误差） 2.温度计的读数有误。 3.实验过程中有液体洒在外面。 4.混合酸、碱溶液时，动作缓慢，导致实验误差。 5.隔热操作不到位，致使实验过程中热量损失而导致 误差。 6.测了酸后的温度计未用水清洗而便立即去测碱的温 度，致使热量损失而引起误差。 讨论 1.本实验中若把50 mL 0.50 mol/L的盐酸 改为50 mL 0.50 mol/L醋酸，所测结果是 否会有所变化？为什么？ 答：会有所变化。因为醋酸为弱电解质， 其电离时要吸热，故将使测得结果偏小。 否。因中和热是指酸与碱发生中和反应 生成1 mol H2O时放出的热量，其数值 与反应物的量的多少无关，故所测结果 应基本和本次实验结果相同（若所有操 作都准确无误，且无热量损失，则二者 结果相同）。 2.若改用100 mL 0.50 mol/L的盐酸和100 mL 0.55 mol/L的NaOH溶液，所测中和热 的数值是否约为本实验结果的二倍（假定 各步操作没有失误）？ ［练习］50 mL 0.50 mol/L盐酸与50 mL 0.55 mol/L 1NaOH溶液在图示的装 置中进行中和反应。通过测定反应过程 中所放出的热量可计算中和热。回答下 列问题： （1）从实验装置上看，图中尚缺少的一 种玻璃用品是 。 （2）烧杯间填满碎纸条的作用 是 。 （3）大烧杯上如不盖硬纸板，求得的中 和热数值 （填“偏大”“偏 小”“无影响”）。 环形玻璃搅拌棒 减少实验过程中的热量损失 偏小 （4）实验中改用60 mL 0.50 mol/L盐酸跟50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出 的热量 （填“相等”“不相等”），所求 中和热 （填“相等”“不相等”），简述理由。 （5）用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行上述 实验，测得的中和热的数值会 ；用50 mL 0.50mol/L NaOH溶液进行上述实验，测得的中和热的数 值会 。（均填“偏大”“偏小”“无影 响”） 不等 相等 因为中和热是指酸跟碱发生中和反应生成1 mol H2O所放出的能量，与酸碱的用量无关 偏小 偏小 4、小结 （1）、实验目的： 测定强酸、强碱反应的中和热 （2）、实验用品：环形玻璃搅拌棒 ΔH= － 　0.418 （t2－t1） 0.025 kJ/mol （3）、计算反应热 作业： 第一章 化学反应与能量 第二节 燃烧热 能源 2011.9.14 练习： 若2.6 g 乙炔（C2H2，气态）完全燃烧生 成液态水和CO2（g）时放热130 kJ。则乙炔 燃烧的热化学方程式为: C2H2(g) ＋5/2O2 (g) = 2CO2 (g) ＋H2O（l） ΔH=－1300 kJ/mol 2C2H2 (g) ＋5O2 (g) = 4CO2(g)＋2H2O(l) ΔH=－2600 kJ/mol 反应热 燃烧热 中和热 。。。溶解热 燃烧热、中和热、溶解热、反应热关系： 一、燃烧热 1、定义 101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生 成稳定的氧化物时所放出的热量， 叫做该物质的燃烧热。 例子：CH4(g)+2O2 (g) =CO2 (g) +2H2O (l) ΔH=-890.3kJ/mol 890.31kJ/mol就是甲烷的燃烧热 2、注意问题： ④研究内容：放出的热量（ΔH<0，单kJ/mol） ①研究条件：25℃、 101 kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 ③燃烧物的物质的量：1 mol → CO2(g) → H2O（l） → SO2（g） 如:C H S 名称 化学式 ΔH/kJ·mol-1 名称 化学式 ΔH/kJ·mol-1 石墨 C(s) -393.5 乙烷 C2H6(g) -1559.8 金刚石 C(s) -395.0 乙烯 C2H4(g) -1411.0 氢气 H2(g) -285.8 乙炔 C2H2(g) -1299.6 一氧化碳 CO(g) -283.0 乙醇 C2H5OH(l) -1366.8 甲烷 CH4(g) -890.31 丙烷 C3H8(g) -2219.9 甲醇 CH3OH(l) -726.51 苯 C6H6(l) -3267.5 一些物质燃烧热 1、能否根据式子： 1/2CH4(g)+O2 (g) =1/2CO2 (g) +H2O(l) ΔH=-445.15kJ/mol 认为甲烷的燃烧热是445.15kJ/mol？ 2、已知： （1）2H2( g ) + O2 ( g) = 2H2O ( l ) ΔH= - 571.6 kJ/mol （2）H2( g ) +1/2 O2 ( g) = H2O ( g ) ΔH= - 241.8 kJ/mol 求氢气的燃烧热。 答:ΔH=-285.8 kJ/mol 。提示:将式（1）÷ 2 2、请分别写出石墨和金刚石燃烧的热化学方程式。 C(石墨s）+ O2(g) = CO2(g) ΔH= -393.5 kJ/mol C(金刚石s）+ O2(g) = CO2(g) ΔH= -395.0 kJ/mol 因为石墨与金刚石的晶体结构不同,其具有的 能量也不相同 石墨与金刚石的燃烧热为什么不相同？ 小结：燃烧热与中和热的区别与联系 相 同 点 燃烧热 中和热 能量变化 ΔH 不 同 点 反应物的量 生成物的量 反应热 的含义 放热反应 ΔH<0 , 单位 kJ/mol 1mol可燃物 可能是1mol也可 以是0.5mol(不限) 不限量 H2O 1mol 1mol可燃物完全 燃烧时放出的热 量;不同的物质 燃烧热不同 酸碱中和生成1molH2O 时放出的热量,强酸强 碱间的中和反应中和 热大致相同,均约为 57.3kJ/mol 二、能源 1、能源定义 2、能源种类 3、我国现阶段能源构成 4、能源研究热点课题 ：能提供能量的资源 ﹛一次能源 二次能源 化石燃料 （1）提高燃料燃烧效率 （2）寻找新能源 1、下列性质中，能说明乙醇宜作燃料的是 ①燃烧时发生氧化反应 ②充分燃烧的产物不污染环境 ③乙醇是一种再生能源 ④燃烧时放出大量的热 A. ①②③ B. ①②④ C. ①③④ D. ②③④ 2、1.5g火箭燃料二甲基肼（CH3NHNHCH3） 完全燃烧，放出50kJ热量，则二甲基肼的燃 烧热为： A.1000kJ/mol B.1500kJ/mol C.2000kJ/mol D.3000kJ/mol 分子式：C2N2H8 摩尔质量：60g/mol 1.5g 二甲基肼n=1.5÷60=0.025mol 3.家用液化气中主要成分是丁烷，当 10kg 丁烷完全燃烧并生成二氧化碳和液 态水时，放出热量5×105kJ。 写出丁烷燃烧的热化学方程式。 C4H10 (l)+ O2(g) = CO2(g)+ H2O(g) ΔH=-2900kJ/mol 小结：1、几种关系 燃烧热 中和热 反应热 2、能源 作业：完成印发资料 溶解热 第一章 第一节化学反应与能量 小测试讲评 2011.9.16 1、D A错：所有的物质燃烧都是放热反应； B错：放热反应要在一定条件才能发 生， 如加热、光照等吸收能量； C错：反应物比生成物总能量小都可以 2、D A错：计量数只表示物质的量 B错：要标明物质状态、反应热△H、 反应的温度、压强。 C错：反应热指在等温等压过程中发 生物理或化学变化时放出或吸收的热量 3、CD 所有放热反应△H<0 4、A 液体变气体要吸热，气体变液体会放热 5、A ∵燃烧放热△H<0，∴C D错 B错：题中水是气体，状态用 g 6、C 可逆反应反应不完全 7、A 原电池必须是氧化还原反应 8、B 要看清图中的箭头能量从低到 高， 总能量（2A+B）>2C 9、C Q1<57.3 ∵CH3COOH是弱酸，电 离时吸热 Q2>57.3 ∵浓H2SO4 溶于水时放热 Q3=57.3 ∵符合强酸、强碱在稀溶液中反应 3、家用液化气中主要成分是丁烷，当 10kg 丁烷完全燃烧并生成二氧化碳和液 态水时，放出热量5×105kJ。 写出丁烷燃烧的热化学方程式。 C4H10 (l)+ 13/2O2(g) =4 CO2(g)+ 5 H2O(l) ΔH=-2900kJ/mol 10、上节课的练习 解:ΔH= — 5×105kJ ÷（10000g÷58 g/mol) = —2900KJ/mol 当水是气态时，放热2900-5×44=-2680KJ/mol 11、（1）A 键能越大，具有的能量越小，越 稳定 （2）放热反应 （3）Cl2 化学键断裂——吸热 化学键形成——放热 ②从化学键的角度 ∆H＝E（生成物的总能量）－ E（反应物的总 能量） ∆H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能） 小结： 1、∆H 计算方法： ΔH=436 kJ/mol +243 kJ/mol - 2×432 kJ/mol =-185kJ/mol 生成HBr: ΔH=436 kJ/mol +193 kJ/mol - 2×366 kJ/mol = — 103 kJ/mol 生成HI: ΔH=436 kJ/mol +151kJ/mol - 2×298 kJ/mol = — 9 kJ/mol 第二节燃烧热 能源同步测试讲评 1、A 2、A 3、C 1g C是1/12 mol , 1molC放出热量是 32.79KJ ÷1/12 = 393.5 KJ 4、A C6H12O6→ 6H2O △H=-2804KJ/mol 6×18=108g 2804KJ 1g X X=2804/108=26KJ 5、A 6、C 7、C 8、A 9、D 11、A 12、AD 6、损失的热量是还未燃烧的CO的量： 100gC产生CO、CO2的物质的量：100/12 mol 其中CO：100/12 ×1/3 × 282.57=784.92 KJ 8、设：CO的物质的量为X，则CH4的物质的量 为（4 —X）mol。 283X+890（4 —X）=2953 解得X=1mol ∴CH4的物质的量是：4-1=3mol ∴CO和CH4的体积比为1：3，选A 9、考查燃烧热的概念：可燃物的量是1mol、 生成稳定氧化物、放出热量 14、2molCH4燃烧放出的热量是： 283×6.3=1782.9KJ ∴ CH4(g) + 2O2(g) = CO2 (g)+2H2O(l) △H= - 891.45KJ/mol 16、 H2(g) + 1/2O2(g) = H2O(g) △H= -241.8KJ/mol 当H2O是液态时：△H= - 241.8+（- 2.444KJ/g ×18g/mol）= - 285.792KJ/mol 第一章 化学反应与能量 第三节 化学反应热的计算 第 1 课 时 2011.9.19 H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) △H1=－241.8kJ/mol 已知： H2O(g)=H2O(l) △H= － 44kJ/mol 是否可以求出氢气的燃烧热？ H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) △H2=△H1+△H = － 285.8kJ/mol ∴H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) △ H2=－285.8kJ/mol 上式中的△H1是否表示氢气的燃烧热？ 不可以，因为水是气态，不是液态。 一、盖斯定律 化学反应的反应热只与反应体系的始态 和终态有关，而与反应的途径无关。 ——条条大路通罗马 CO(g) C(s) CO2(g) H1 H3 H2 已知 CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) ΔH2=-283.0kJ/mol C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH3=-393.5kJ/mol 求算C(s)+1/2O2(g)=CO(g) ΔH1=? C(s)+1/2O2(g)=CO(g) ΔH1=? CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) ΔH2=-283.0kJ/mol C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH3=-393.5kJ/mol 方法：1、 写出目标方程式; 2、确定“中间产物”（要消去的物质）; 3、变换方程式, ΔH要同时变化 4、然后用消元法逐一消去“中间产物”; 5、得到目标方程式并进行相应的运算。 第2课时 反应热的计算 2011.9.21 写出石墨变成金刚石的热化学方程式 (25℃,101kPa时) •说明： （1）可以在书中查找需要的数据 • （2）并告诉大家你设计的理由。 先思考，之后小组讨论汇报 二、反应热的计算 查燃烧热表知： ①C(石墨，s)+O2(g)=CO2(g) △H1=-393.5kJ/mol ②C(金刚石，s)+O2(g)=CO2(g) △H2=-395.0kJ/mol 所以， ①- ②得： C(石墨，s)= C(金刚石，s) △H=+1.5kJ/mol 【例1】25 0C、101KPa时，使1.0g钠与足量的 氯气反应，生成氯化钠晶体并放出17.87KJ 的热量，求生成1molNaCl的反应热。 课本P12—13 解：设生成1molNaCl的反应热为X。 Na(s) + Cl2(g) = NaCl(s) △H g g 0.1 23 2 1 KJ X 87.17 23 g X ×1mol 1.0g — 17.8kJ = 解得：X= - 411KJ/mol 答：由钠与氯气反应生成氯化钠的反应热为了-411KJ/mol 【例2】乙醇的燃烧热△H= - 1366.8KJ/mol,在250C、 101KPa时，1kg乙醇充分燃烧后放出多少热量？ 解：设1kg乙醇燃烧后放出的热量为X。 C2H5OH(l)+O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l) △H=-1366.8KJ/mol 46g 1366.8KJ/mol×1mol 1000g x x KJ g g 8.1366 1000 46  解得：x=2.971×104 答： 例3：已知：(1) (2) (3) 求：2C(s)+2H2(g)+O2(g)=CH3COOH(l) △H=? 分析：来自于反应(2)和(3)的反应物，来自于反应（1）的 反应物。 可将式(1) ×2+(2) ×2 —(1)得： 2C(s)+2H2(g)+O2(g)=CH3COOH(l) △H=2×△H2+2×△H3—△H1 =2×(-393.5)+2×(-285.8) —(-870.3) = - 488.3KJ/mol 你知道神六的火箭燃料是什么吗？ 例4：某次发射火箭，用N2H4（肼）在NO2中燃烧，生成N2、 液态H2O。已知： N2(g)+2O2(g)==2NO2(g) △H1=+67.2kJ/mol N2H4(g)+O2(g)==N2(g)+2H2O(l) △H2=-534kJ/mol 假如都在相同状态下，请写出发射火箭反应的热化学方程 式。 2 N2H4(g)+ 2NO2(g)=3N2(g)+4H2O(l) △H=-1135.2kJ/mol 2、反应热的计算 小结：1、盖斯定律 作业：课本P14 6 三维设计P90 11 第二章 化学反应速率和化学平衡 第一节 化学反应速率 一、化学反应速率 用单位时间内反应物或生成物浓度的变 化来表示。 符号：v 单位： moL / ( L · min ) 或moL / ( L · s )等 表达式 t cv    1、化学反应速率 ②反应速率比=方程式系数比=浓度变化量比 ①指明反应速率所属物质 同一反应，如用不同物质表示，数值可能不 同，但表示的意义相同。 2、注意问题 ③化学反应速率为平均速率且速率取正值 练习：反应 A + 3B = 2C + 2D 在四种不 同条件下的反应速率为： (1)v(A)=0.3mol/（L·s ） (2)v(B)=0.6mol/ （L·s ） (3)v(C)=0.4mol/ （L·s ） (4)v(D)=0.45mol/ （L·s ） 则该反应速率的快慢顺序为—————————。(1)>(4)>(2)=(3) 练习：在25℃时，向100mL含HCl 14.6g 的盐酸中，放入5.6g铁粉，反应进行到2s时 收集到氢气1.12L(标况)，之后反应又进行了 4s，铁粉全溶解。若不考虑体积变化，则： (1)前2s内用FeCl2表示的平均反应速率 为 ； (2)后4s内用HCl表示的平均反应速率 为 ； (3)前2s与后4s比较，反应速率 较 快，其原因可能 。 0.25mol/(L·s) 0.25mol/(L·s) 前2s 前2s时段盐酸浓度比后4s时段大 练习： 1、在2L的密闭容器中，发生下列 反应： 3A(g)+ B(g)=2C(g)+D(g)。若最初 加入的A 和B 都是4mol，在前10sA 的平均 反应速率为0.12mol/L·s，则10s时，容器中 B的物质的量为 。 2、一定温度下，向一容积为2L的真空 容器中加入1mol氮气，3mol氢气，3min后 测得容器内的压强是起始时压强的0.9倍， 在此时间内用氢气的变化来表示反应速率 为 。 3.2mol 0.1mol/(L·min ) 根据下图填空: (1)反应物是_____;生成物是_____。 (2)2min内A、B、C三者的反应速率是多少？ 该反应的化学方程式是___ _________ Ａ、Ｂ Ｃ ３Ａ＋２Ｂ ３Ｃ 二、化学反应速率模型 1、有效碰撞 并不是每次碰撞都能发生化学反应，只有 其中的部分气体的碰撞能发生化学反应 ——有效碰撞 活化分子、正确取向 （1）碰撞过轻 （2）碰撞取向不好 （3）活化分子的有效碰撞 HI分子的几种可能的碰撞模式 分子 运动 相互 碰撞 分子具有 足够能量 有合适的取向 有效碰撞 化学反应 n活=n总×活% 活化分子 有效碰撞理论 反应速率与活化分子的百分率（活%）成正比 二、化学反应速率模型 2、活化分子 具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子 发生有效碰撞的分子一定是活化分子， 但活化分子的碰撞不一定是有效碰撞。 二、化学反应速率模型 3、活化能 E1是反应的活化能 E2是活化分子变成生 成物分子放出的能量 E2-E1是 反应热 普通分子 活化能 活化分子 合理取向 有效碰撞 新物质 能量 第二章 化学反应速率和化学平衡 第二节 影响化学反应速率的因素 主要因素：参加反应的物质的性质 外界条件： 浓度、压强、温度、催化剂等 光、电磁波、超声波、反应物颗粒的大 小、溶剂的性质、原电池等。 次要因素: 化 学 反 应 速 率 的 影 响 因 素 一、浓度对反应速率的影响 1、结论：当其它条件不变时，增加 反应物的浓度，可增大反应速率。 2、微观解释 单位体积内活化分子数增多 活化分子百分数不变（与温度、活化能有关） 有效碰撞次数增多，反应速率加快 3、适用范围 适用范围：气体、溶液 （固体或纯液体的浓度视为常数） 二、压强对反应速率的影响 1、结论：当其它条件不变时，增加压强， 可增大反应速率。 2、微观解释 单位体积内活化分子数增多 活化分子百分数不变（与温度、活化能有关） 有效碰撞次数增多，反应速率加快 只适用于气体 （必须引起反应或生成物气体浓度改变） 3、适用范围 三、温度对反应速率的影响 1、结论：当其它条件不变时，升高温度，化 学反应速率一般要加快。 2、微观解释 活化分子百分数增加（主要） 碰撞频率提高（次要） 3、适用范围 所有状态 所有反应 温度每升高10 ℃ ，v增大到原来的 2 ~ 4 倍 四、催化剂对反应速率的影响 1、结论：使用催化剂可加快化学反应速率 2、微观解释 降低反应所需的活化 能使得活化分子百 分数增加 活化分子能量 反应物平均能量 生成物平均能量 有催化剂 3、适用范围 催化剂具有专一性 1、决定化学反应的主要因素是 A、温度 B、压强 C、浓度 D、催化剂 E、反应物本身的性质 2、盐酸与碳酸钙固体反应时，能使反应的初 速率明显加快的是 A、增加碳酸钙固体的量 B、盐酸的量增加一倍 C、盐酸的用量减半，浓度加倍 D、碳酸钙固体减半，盐酸浓度加倍 3、足量铁粉与一定量盐酸反应，为了减慢反 应速率，但不减少氢气的产量，可加入下列 物质中的 A、水 B、NaOH固体 C、Na2CO3固体 D、NaCl溶液 4、增加压强，下列反应速率不会变大的是 A、碘蒸气和氢气化合成碘化氢 B、稀硫酸和氢氧化钠溶液反应 C、二氧化碳通入澄清石灰水中 D、氨的催化氧化 5、在一定温度下的密闭容器中发生的反应 N2＋2O2＝2NO2，下列措施能加快反应速率 的是 A、缩小体积使压强增大 B、恒容，充入氮气 C、恒压，充入He D、恒容，充入He E、恒压，充入氮气 增大反应物的浓度使反应速率加快的主要原因（ ） 对于气体参与体系增大压强使反应速率加快的主要原因 是（ ） 升高温度使反应速率加快的主要原因是（ ） 使用催化剂使反应速率加快的主要原因是（ ） A、活化分子百分数不变，但提高单位体积内活化分子的 总数 B、 增大分子的运动速率而使有效碰撞增加 C、 升高反应物分子的能量，使活化分子的百分数增加 D、降低反应所需的能量，使活化分子百分数增加 A A C D 1、将一定浓度的盐酸倒入碳酸钙中，若作如下改变的情况，其 中能使最初的化学反应速率增大的是 　　　　　　（ 　　 ） A、盐酸的浓度不变，而使盐酸的用量一倍 B、盐酸的浓度增大一倍，而使盐酸的用量减少到原来的一半 C、盐酸的浓度和用量都不变，增加碳酸钙的量 D、盐酸和碳酸钙不变，增大压强一倍 E、加入CaCl2溶液 F、加入CaCl2固体 G、将CaCO3用CaCO3粉末代替 BG 2、硫代硫酸钠（ Na2S2O3）与稀硫酸发生如下 反应：Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2+S↓+H2O 下列四种情况中最早出现浑浊的是：　　　　（　　） （1）10℃时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各 5 mL （2）10℃时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4 各5 mL，加水10mL （3） 20℃ 时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各 5 mL （4） 20℃ 时0.2mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各5 mL，加水10 mL C 第二章 化学反应速率和化学平衡 第三节 化学平衡 一、可逆反应与不可逆反应 1、可逆过程 固体溶质 溶液中的溶质 溶解 结晶 现象：浓度不变或晶体质量不变 本质：溶解速率 = 析出速率 为什么饱和溶液不再溶解溶质？ 2、可逆反应 在同一条件下，既能向正反应方向进行 同时又能向逆反应方向进行的反应 特点：同一条件、同时进行、反应物生成物 同时存在（反应不能进行到底） V=1L的密闭容器，800℃，1atm, CO + H2O CO2 + H2 催化剂 高温 根据浓度对反应速率的影响 试画出该反应的速率与时间的图象 V t ● V正 ● V逆 V正　 V逆 V正＝V逆 二、化学平衡状态 1、化学平衡状态 指在一定条件下的可逆反应里，正反应 和逆反应的速率相等，反应混合物中各 组分的浓度保持不变的状态。 ①前提条件：一定条件（T、P、V） ②研究对象：密闭容器的可逆反应 ③平衡本质： V 正 = V 逆≠0 ④平衡标志： 各物质的浓度不变 V=1L的密闭容器，800℃，1atm, CO + H2O CO2 + H2 始 0. 1 0. 1 0 0（mol/L) 0.5min 0.08 0.08 0.02 0.02 1min 0.06 0.06 0.04 0.04 2min 0.05 0.05 0.05 0.05 4min 0.05 0.05 0.05 0.05 催化剂 高温 2、化学平衡的特征 ①动：动态平衡 ②等： V正=V逆≠0 ③定： 反应条件一定,反应混合物 中各组分的浓度一定 ④变： 条件改变，平衡将被破坏。 在一定温度下，反应X2(g)＋Y2(g) 2XY(g) 达到平衡的标志是 ⑴ 单位时间内同时生成 n mol X2 和n mol XY ⑵ 单位时间内生成 2n molXY的同时生成n mol Y2 ⑶ 容器内总压强不随时间变化 ⑷ 单位时间内有 n mol X—X键断裂，同时有n mol Y—Y键断裂 ⑸ 单位时间内生成 n mol X2 同时生成n mol Y2 ⑹ V正＝V逆＝0 在一定温度下，反应X2(g)＋Y2(g) 2XY(g) 达到平衡的标志是 ⑺ X2、Y2或XY的浓度不再随时间的改变而改变 ⑻ 容器中X2、Y2、XY物质的量之比为 1∶ 1∶ 2 ⑼ X2、Y2的物质的量浓度相等 ⑽ 容器中气体的总质量不随时间的改变而改变 ⑾ 若只有X2有颜色，容器中的颜色不随时间的 改变而改变 3、化学平衡状态的判定 ①浓度、温度、颜色、各种分数、转化率 ②总压强、总体积、总物质的量、密度 平均分子量 ③速率相等 同一物质，正逆反应 不同物质，正逆反应速率成比例 三、化学平衡的影响因素 1、浓度因素 增大反应物浓度，平衡向正向移动 Fe3++3SCN— Fe(SCN)3 Cr2O7 2 — +H2O 2CrO4 2— + 2H+ 黄 红 橙 黄 2、温度因素 升高温度，平衡向吸热反应正向移动 2NO2(g) N2O4(g) △H= -56.9kJ/mol 红棕色 无色 3、压强因素 同浓度 增大压强，向气体系数和小的方向移动 4、催化剂因素（不使平衡移动） 5、勒夏(沙)特列原理 如果改变影响平衡的条件之一，平衡将向 着减弱这种改变的方向移动 练习：判断平衡移动的方向 P T 加C 通入O2 通入O2 加入CaCO3 加入 NH4Cl 2、4NH3+5O2 4NO+6H2O(气) △H ＜0 3、3NO2+H2O 2HNO3+NO △H ＜0 1、CaO+3C CaC2+CO △H ＞0 4、N2+O2 2NO △H ＞0 5、CaCO3 CaO+CO2 △H ＞0 6、2NH3 N2+ 3H2 500~600 ℃ △H ＞0 练习： 1、2NO2 N2O4 P 正 P 逆 2、2NH3 N2 +3H2 逆 正 3、3NO2 +H2O 2HNO3 +NO 正 逆 4、CO +H2O(g) CO2 +H2 5、CH3COOH +C2H5OH CH3COOC2H5（液） +H2O 牙齿的损坏实际是牙釉质[Ca5(PO4)3OH] 溶解的结果。在口腔中存在着如下平衡： Ca5(PO4)3OH 5Ca2+ + 3PO4 3- + OH- 当糖附着在牙齿上发酵时，会产生H+，试用 化学平衡理论说明经常吃甜食对牙齿的影响。 练习1 : 在新制的氯水中存在下列平衡： Cl2 + H2O HCl + HClO，若向氯水 中投入少量CaCO3粉末,则： A、平衡不移动 B、平衡向正反应方向移动，氯水颜色 变浅 C、平衡移动，且HClO浓度减小 D、平衡移动，且HClO浓度增大 B、D 练习2 : 在某容器中，C+H2O(g) CO +H2反 应达到平衡，在温度、体积不变的情况下， 向容器中充入一定量H2，当建立新平衡时： A、CO、H2的浓度都比原平衡时的要小 B、CO、H2的浓度都比原平衡时的要大 C、H2、H2O(g)的浓度都比原平衡时的要大 D、CO、H2O(g)的浓度都比原平衡时的要大 C 练习3 : 当化学反应PCl5 PCl3 + Cl2处于 平衡状态时，向其中加入一种37Cl含量较 多的Cl2，平衡发生移动。在建立新平衡以 前，PCl3中所含37Cl的质量分数比原平衡 状态时（“增加”或“减 少”） ，理由是 增加 平衡左移 使PCl5中37Cl增加， PCl5分解生成的PCl3中37Cl也 会增加。 四、化学平衡图像 1、速率平衡图像 像谁动，谁在上 上下动，看速率 上图表示该反应的速率（v）随时间（t）变化 的关系，t2、t3、t5时刻外界条件有所改变，但 都没有改变各物质的初始加入量。下列说法 中正确的是 （ ） A．t2时加入了催化剂 B．t3时降低了温度 C．t5时增大了压强 D．t5时增大了X浓度 A tt1 v(正) v(逆) v(正) v(逆) v t2 t3 v(正) v(逆) t4 t5 t6 2、拐点图像 先拐先平数值大，固定一个看其他 T2 T1 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g); △H =QkJ/mol C% 时间0 t1 t2 T1　　T2 Q　0 > > 判断: mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g); △H =QkJ/mol P2 P1 A转化率 时间0 t1 t2 判断: P1 P2 m+n p+q < < 在相同压强不同温度下的反应： A(g)+B(g) C(g)； A的含量和温度的关系如右图所示，下列结论正 确的是 （ ） A．T1>T2，正反应吸热 B．T1T2，正反应放热 D．T1 Q 0 等温线 < 3、等温、等压图像 竖直做垂线 判断： mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)； △H＝ＱkJ/mol > < 300C 转 化 率 压强0 P 等压线 200C 100C m+n p+q Ｑ　0 五、等效平衡 在一定条件下(恒温恒容或恒温恒压),由不同 的起始加入达到相同的平衡效果,即平衡时 各物质的百分含量分别相同。这样的化学平 衡互称为等效平衡。 1、恒温恒容，ａ＋ｂ≠ｃ＋ｄ 将生成物按反应方程式完全转化至反应 物，若反应物物质的量相同，即可达 到同一平衡状态，也互为等效平衡。 催化剂 高温　2SO2 　+　O2 　　2SO3(气) （１）　２　　　１　　　０ （２）　０　　　０　　　２ （３）１．４ ０.７ ０．６ 某ｔ　０.８ ０.４ １.２ 在一个恒温恒容的密闭容器中，加入２mol A 和 1mol B，发生反应 ： 2 A（气）+ B（气） ４C （气） 下列配比作为起始物质，可达到同一平衡状态 的是（ ） A、4mol A + 2 mol B B、4mol C C、1.6 mol A + 0.8mol B + 0.８mol C D、 4mol A + 2 mol B + 3mol C ＢＣ 2、恒温恒容，ａ＋ｂ＝ｃ＋ｄ 将生成物按反应方程式完全转化至反应物， 若反应物物质的量比相同，即互为等效 平衡状态 3、恒温恒压条件 将生成物按反应方程式完全转化至反应 物，若反应物物质的量相同，即可达 到同一平衡状态，也互为等效平衡。 在一个恒温恒容的密闭容器中，充入２ molA和１molB，发生反应：２A + B ｘC 达平衡后，C的体积分数为ａ％， 若维持容器体积不变，0.6molA、0.３ molB、１.４molC为起始物质，达到平衡 后，C的体积分数不变，则ｘ值为 Ｃ．可能为２，也可能为３ Ｂ．只能为３Ａ．只能为２ Ｄ．无法确定 Ｃ 恒温恒压下 ,以下列配比发生反应:N2 + 3 H2 2 NH3互为等效平衡状态的是 　　　 N2 H2 NH3 A. 1 mol 3 mol 0 mol B. 0.5 mol 1.5 mol 0 mol C. 2 mol 　 6 mol 0 mol D. 0 mol 0 mol 2 mol ＡＢＣＤ 　　在一个体积恒定的密闭容器中，加入２ mol A和 1mol B，发生反应 ：2 A（气）+ B （气） 3C （气） + D （气） ，若达平衡 时，C的浓度为W mol/L。在恒温恒容条件下， 按下列配比作为起始物质，达平衡后，C的浓 度仍为W mol/L的是: A、4mol A + 2 mol B B、3mol C + 1 mol D C、1 mol A + 0.5mol B + 1. 5mol C + 0. 5mol D D、 4mol A + 2 mol B + 3mol C + 1 mol DBC 在一个体积恒定的密闭容器中,N2与H2反应合成 氨的反应达到平衡后,容器中含 1molN2． 3molH2 ．1molNH3,保持温度不变，向 该容器中再加1molN2． 3molH2．1molNH3，下列 说法正确的是（　　） Ａ．正．逆反应速率同时增大，平衡不移动 Ｂ．正．逆反应速率同时增大，ＮＨ３百分含 量增大 Ｃ．正反应速率增大，逆反应速率减小，平衡 向逆反应移动 Ｄ．正．逆反应速率不变，平衡不移动 B 有两只密闭容器A 和B，Ａ有一个可移动的活塞，保持 恒压，Ｂ保持恒容．开始时向Ａ．Ｂ中分别充入等量的 体积比为２：１的ＳＯ２和Ｏ２的混合气体，并使二者容 积相等，试判断： １）反应开始时及反应进行中Ａ与Ｂ反应速率的大小关 系 ２）当两容器均达平衡后，ＳＯ２转化率的大小关系 ３）达平衡后，向Ａ．Ｂ中再分别充入等量的体积比为 ２：１的ＳＯ２和Ｏ２的混合气体　重新达到平衡后，Ａ 中ＳＯ３的质量分数（　　），Ｂ中ＳＯ３的质量分数（　 　）[增大，减小，不变］ 综合练习2： 增大 不变 六、化学平衡常数 1、定义 在一定温度下，当一个可逆反应达到化学 平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓 度幂之积的比值是一个常数，这个常数 叫做该反应的化学平衡常数（简称平衡 常数）。 2、表达式及单位 　　K的单位为(mol·L-1)n cp (C) · c q(D) cm (A) · c n(B) K = mA+nB pC+qD 3、注意问题 ①K只受到温度影响，与浓度无关 ②纯固体、液体浓度，一般不出现在表达式中 ③同一反应，系数不同，K值不同 例 N2 (g) + 3 H2 (g) 2NH3 (g) K1 1/2N2 (g) + 3/2 H2 (g) NH3 (g) K2 K1  K2 ， K1 = K2 2 一般来说， K ＞105，认为正反应进行得较完全 K ＜10-5 认为 正反应很难进行（逆反应较完全） 10-5 ≤K ≤ 105 认为是可逆反应 N2(g)+O2(g) 2NO(g) K =1×10-30(298K) ①判断反应进行的程度 4、化学平衡常数意义 若正反应是吸热反应,升高温度, 例：反应:H2(g)+I2(g) 2HI(g) △H<0,起 始浓度相同，平衡常数与温度的关系如下： △ 温度 623K 698K 763K 平衡常数 66 .9 54.4 45.9 K 值增大; 若正反应是放热反应,升高温度,K值减少。 ②判断反应△H 对于可逆反应: mA(g)+nB (g) pC(g)+qD(g) QC > k ， 未达平衡，逆向进行。逆正   QC = k , 达平衡，平衡不移动。逆正   逆正  QC < k , 未达平衡，正向进行。 )()( )()( BcAc DcCcQ nm qp C  )()( )()( BcAc DcCcQ nm qp C  ③判断反应方向 例题:高炉炼铁中发生的反应有: FeO(s)+CO(g) Fe(s)+CO2(g); △H < 0 (1)该反应的浓度平衡常数表达式K =_________; (2)已知1100℃时,K =0.263.温度升高,化学平衡移 动后达到新的平衡,平衡常数K ________(填增大, 减小或不变). (3) 1100℃时,测得高炉中 c(CO2)=0.025mol/L,c(CO)=0.1mol/L,在这种情况 下,该反应是否处于平衡状态________(填是或否), 此时反应速率是v正________v逆(填 >, <, =). 减小 否 ＞ 例1：在某温度下，将H2(g)和I2(g)各0.1mol混 合物充入10L的密闭容器中，充分反应达到平衡 后，测得c（H2）=0.0080mol/L，求： (1)该反应的平衡常数 (2)在上述温度下，若充入的H2(g)和I2(g)各 0.2mol,求达平衡时各物质的浓度。 例2:在密闭容器中充入 2.0mol CO和 10mol H2O(g),发生反应： CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) 800℃时反应达平衡,若k=1. 求： CO转化为CO2的 转化率。 1 、在某温度下，可逆反应： mA(g)+nB(g) pC(g) + qD(g)的平衡常数为 Ｋ，下列说法正确的是（　　） Ａ.Ｋ越大，达到平衡时，反应进行的程度越 大． Ｂ.Ｋ越小，达到平衡时，反应物的转化率越 大． Ｃ.Ｋ随反应物浓度改变而改变． Ｄ.Ｋ随温度改变而改变． ＡＤ 2、在一定体积密闭容器中，进行如下反应： CO2(g)+H2(g) CO(g) +H2O(g), 其平衡常数Ｋ和温度t的关系如下： (1)k的表达式为：　　　　　　　　　 (2)该反应为　　　　反应（“吸热”或“放热”）　 　　　　　　　 t/ºC 700 800 830 1000 1200 k 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6 吸热 (3)能判断该反应是否达到化学平衡状态的依据（　　） Ａ.容器中压强不变　　Ｂ.混合气体中ＣＯ浓度不变 Ｃ.v(H2)正=v(H2O)逆 　　D.c(CO2)=c(CO)　　　 (4)若c(CO2) .c(H2)=c(CO) .c(H2O),此时温度为 .　 例1:合成氨的反应N2+3H22NH3在某温度下各 物质的浓度平衡是:[N2]=3mol·L-1, [H2]=9mol·L-1,[NH3] =4mol·L-1求该反应的平衡常 数和N2、H2的初始浓度。 　　 K=7.32×10-3 初始[N2]、[H2]为5、15mol·L-1。 练习3:在2L的容器中充入 1mol CO和 1mol H2O(g), 发生反应：CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) 800℃时反应达平衡,若k=1.求： （1）CO的平衡浓度和转化率。 （2）若温度不变，上容器中充入 的是1mol CO和 2mol H2O(g)， CO和H2O(g),的平衡浓度和转化率是 多少。 （3）若温度不变，上容器中充入 的是1mol CO和 4mol H2O(g)， CO和H2O(g),的平衡浓度和转化率是 多少。 （4）若温度不变，要使CO的转化率达到90%，在题 干的条件下还要充入 H2O(g) 物质的量为多少。 多重平衡规则 若干方程式相加(减)，则总反应的平衡 常数等于分步平衡常数之乘积(商) 例1: 2NO (g) + O2 (g) 2NO2 K1 2NO2 (g) N2O4 K2 2NO (g) +O2(g) N2O4 (g) K = K1 K2 例2: C (s) + CO2(g) 2CO(g) K C (s) + H2O (g) CO (g) + H2 (g) K1 CO (g) +H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) K2 K = K1/K2 对于可逆反应: mA(g)+nB (g) pC(g)+qD(g) QC > k QC = k QC < k )()( )()( BcAc DcCcQ nm qp C  逆向进行 平衡不移动 正向进行 K ＞105，认为正反应进行得较完全 K ＜10-5 认为 正反应很难进行（逆反应较完全） 10-5 ≤K ≤ 105 认为是可逆反应 N2(g)+O2(g) 2NO(g) K =1×10-30(298K) D. CO(g)＝C(s)＋1/2O2 B. 2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g) A. (NH4 )2CO3(s)＝NH4HCO3(s)+NH3(g) C. MgCO3(s)＝MgO(s)＋CO2(s) 常温下下列反应向那个方向进行？ 化学反应进行的快慢 化学反应的限度 化学反应进行的方向 ——化学反应速率 ——化学平衡 —— ? 化学反应原理 第二章 化学反应速率和化学平衡 第四节 化学反应进行的方向 镁条燃烧； 酸碱中和； 铁器暴露在潮湿空气中会生锈； 甲烷和氧气的混合气体遇明火就燃烧， 锌遇CuSO4溶液自动反应生成Cu和ZnSO4等 ①自然界中水总是从高处往低处流； ②电流总是从高电势流向低电势； ③室温下冰块自动融化； ④墨水扩散； ⑤食盐溶解于水； ⑥火柴棒散落等。 自发过程：在一定条件下，不借助外部力 量就能自动进行的过程 自发反应：在给定的一组条件下，一个 反应可以自发地进行到显著程度，就称 为自发反应。 镁条燃烧； 酸碱中和； 甲烷和氧气的混合气体遇明火就燃烧 自然界中水总是从高处往低处流； 电流总是从高电势流向低电势； 1、反应方向的焓判据（能量判据） 体系趋向于从高能状态转变为低能状态 △H<0的放热反应有利于反应自发进行 这时体系会对外做功或者释放热量 “放热反应可以自发进行，吸热反应 不能自发进行”，你同意这种观点吗？ NH4HCO3(s)+CH3COOH(aq)= CO2(g)+CH3COONH4(aq)+H2O(l) △H=＋37.3KJ/mol (NH4)2CO3(s)= NH4HCO3(s)+NH3 (g) △H=＋37.3KJ/mol 室温下冰块自动融化； 室温下水变水蒸气 硝酸铵溶解于水； 墨水扩散； 火柴棒散落等。 2、反应方向的熵判据（混乱度判据） 状态函数，符号为“S”.单位： J•mol-1•K-1 ①熵 混乱度越高，熵值就越大。 热力学上用来表示混乱度 △S=S生成物总熵－S反应物总熵 S（s） ＜ S（l） ＜ S（g） ②熵判据 大多数自发进行的反应趋向于使体系的 混乱度增大（即熵变△S>0）的倾向， 化学反应的△Ｓ越大，越有利于反应自发进行 在与外界隔离的体系中，自发过程将导致 体系的熵增大，这个原理叫做熵增原理 判断下列过程的熵变大于零还是小于零 1、H2O(s)→H2O(l)→H2O(g) 2、CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) 3、NaOH（s）=Na+(aq)+OH-(aq) 4、N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) △S＞0 △S＞0 △S＞0 △S＜0 少数熵减小的反应，在一定条件下 也可以自发地进行 焓变 熵变 反应能否自发进行 自发进行 不自发进行 不能定性判断 不能定性判断 H<0 H<0 H>0 H>0 S>0 S>0 S<0 S<0 CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) △H>0 反应在常温常压下不能自发进行，但在 较高温度下可以自发进行 反应能否自发进行，还与什么因素有关？ 3、自由能判据（复合判据） △G= △H—T·△S G：自由能，状态函数 △G：自由能变化量（自由能变） △G<0的反应可自发进行 △G>0的反应不可自发进行 练习3 碳铵[(NH4)2CO3]在室温下就能自发地分 解产生氨气，对其说法中正确的是 A、碳铵分解是因为生成了易挥发的气　 　　体，使体系的熵增大。 B、碳铵分解是因为外界给予了能量 C、碳铵分解是吸热反应，根据能量判据　 　　不能自发分解 D、碳酸盐都不稳定，都能自发分解。 A 信息：体系自由能变化（ G ）综合考虑了焓变 和熵变对反应体系的影响： G= H-TS（Ｔ为 热力学温度）。在恒温、恒压下，用G判断化学 反应自发进行的方向显得更为科学（当G <0时 可自发进行）［吉布斯自由能］。 反应在该状况下 能否自发进行 ＜０ ＞０ ＞０ ＜０ ＞０ ＞０ ＜０ ＜０ ＜０ 自发进行 ＞０ 不自发进行 低温时＞０,高温时＜０ 低温时＜０,高温时＞０ 低温不自发,高温自发 低温自发,高温不自发 H Ｓ Ｇ 练习: 下列说法不正确的是 A. 焓变是一个与反应能否自发进行有关的因素， 多数的能自发进行的反应是放热反应。 B. 在同一条件下不同物质有不同的熵值，其体系 的混乱程度越大，熵值越大。 C. 一个反应能否自发进行取决于该反应放热还是 吸热 D. 一个反应能否自发进行，与焓变和熵变的共同 影响有关 C 下列说法正确的是∶ （ ） A、凡是放热反应都是自发的，由于吸热反 应都是非自发的； B、自发反应一定是熵增大，非自发反应一 定是熵减少或不变； C、自发反应在恰当条件下才能实现； D、自发反应在任何条件下都能实现。 自发进行的反应一定是∶ （ ） A、吸热反应； B、放热反应； C、熵增加反应；D、熵增加或者放热反应。 C D 250C和1.01×105Pa时，反应 2N2O5（g）=4NO2（g）+O2（g）； △H=＋56.76kJ/mol，自发进行的原因是∶ （ ） A、是吸热反应； B、是放热反应； C、是熵减少的反应； D、熵增大效应大于能量效应。 D 某化学反应其△H= —122 kJ·mol-1， ∆S=231 J·mol-1·K-1，则此反应在下列 哪种情况下可自发进行 ( ) A．在任何温度下都能自发进行 B．在任何温度下都不能自发进行 C．仅在高温下自发进行 D．仅在低温下自发进行 A 2KClO3(s)==2KCl(s)+3O2(g) △H = -78.03 kJ·mol-1 △S = 494.4 J·mol-1·K-1 CO(g)==C(s,石墨)+1/2O2(g) △H = 110.5 kJ·mol-1 △S = -89.36 J·mol-1·K-1 第三章 水溶液中的离子平衡 第一节 弱电解质的电离 一、强弱电解质 1、电解质与非电解质 ①电解质 在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物 化合物 常见的电解质： 金属氧化物酸 碱 盐 水 范围： 前提：水溶液 或 熔化状态 导电自身 ②非电解质 在水溶液中和熔化状态下都不导电的化合物 常见的非电解质 非金属氧化物（除H） 乙醇等绝大多数有机物 NH3 练习： 指出下列物质属于电解质、非电解质 H2SO4、HCl、SO3、Cl2、KOH、 AgNO3、CO、H2O、NH3、Na2SO4、 BaSO4、Al(OH)3、CuSO4·5H2O、Cu、 盐酸、CH3COOH 练习： 指出下列物质属于电解质、非电解质 H2SO4、HCl、SO3、Cl2、KOH、 AgNO3、CO、H2O、NH3、Na2SO4、 BaSO4、Al(OH)3、CuSO4·5H2O、Cu、 盐酸、CH3COOH a. Na b. Br2 c.CaO d.Al2O3 e. SO3 f. H2S g. H2SO4 h. HCl i. HClO j. HF k. Ba(OH)2 l. NH3•H2O m. NaCl n. BaSO4 o. H2O p. C2H5OH (1) 属于电解质的有 (2) 属于非电解质的有 (3) 属于强电解质的有 (4) 属于弱电解质的有 c d f g h i j k l m n o e p c d g h k m n f i j l o 物 质 　 纯 净 物 　 混 合 物 　 单 质 　 化 合 物 　 电解质 非电解质　 为什么有强酸，弱酸? 为什么有强碱，弱碱? 2、强弱电解质 ①强电解质 在水中能够全部电离的电解质 强酸 强碱 大多数盐 在水中只能部分电离的电解质 ②弱电解质 弱酸 弱碱 水 3、电解质导电的原因 在水溶液或熔融状态下 电离出自由移动的带电微粒（离子） 在水中只能部分电离的电解 什么是弱电解质？ 既然是部分电离以CH3COOH为例 在水中都存在哪些例子 CH3COOH H+ CH3COO—+ 电离：电解质，溶于水或熔融状态下 离解出自由移动离子的过程 KCl =K++Cl— 电离方程式 二、弱电解质的电离 1、强酸、强碱的电离 H2SO4 HCl NaOH =H++Cl— =2H++SO4 2—=Na++OH— 强酸、强碱一步、完全电离 2、弱电解质的电离 CH3COOH H+ + CH3COO— 弱酸、弱碱可逆电离 NH３·H2O H2CO3 HCO3 — Mg2+ + 2OH — 多元弱酸分步、可逆电离，第一步为主 主 NH4 + + OH— H+ + HCO3 — H+ + CO3 2 — Mg(OH)2 3、盐类的电离 NaCl NaHSO4 =Na++Cl— =Na++H++SO4 2— 水溶液 NaHSO4 =Na++HSO4 — 熔融状态 NaHCO3 =Na++HCO3 — HCO3 — H++ CO3 2 — 酸式酸根继续可逆电离 写出下列物质的电离方程式 （1） HClO （2） KHSO4 （3） CaCO3 （4） Cu（OH）2 H++ClO- = K++H++SO4 2- = Ca2++CO3 2- Cu2++2OH- （5） NaHCO3 = Na++HCO3 - HCO3 - H+ + CO3 2- 下列电离方程式书写正确的是（ ） A. BaSO4 Ba2++SO4 2- B. H3PO4 3H++PO4 3- C. Al（OH）3 H++AlO2 -+H2O D. NaHS=Na++H++S2- C 3、电离平衡常数 CH3COOH H+ + CH3COO— )COOHCH( )H()COOCH( 3 3 c ccKa    NH３·H2O NH4 + + OH— )OHNH( )OH()NH( 23 4     c ccKb H2CO3 HCO3 — 主H+ + HCO3 — H+ + CO3 2 — )COH( )H()HCO( 32 3 1 c ccK    )HCO( )H()CO( 3 2 3 2     c ccK =4.4×10—7 =4.7×10—11 K1>>K2，因此以第一步电离为主 CH3COOH H+ + CH3COO— 在醋酸溶液中，存在如下电离平衡： 加入固体NaOH，电离平衡向______反应方向 移动，c(H＋)____________ 加入固体CH3COONa，电离平衡向______反 应方向移动，c(H＋)____________ 滴入少量浓硫酸，电离平衡向______反应方向 移动， c(H＋)____________ 加入同浓度的醋酸，电离平衡______， c(H＋)____________ 正 减小 减小 逆 逆 增大 不变 不变 4、电离平衡的移动 电离吸热 越稀越电离，越热越电离 CH3COOH H+ + CH3COO— 升高温度，电离平衡向______反应方向移 动，c(H＋)____________ 加水，电离平 衡向 反应方向移动， C（H+） 。 正 正 减小 增大 HA H++A— △H 0 移动方向 c(H+) c(A— ) 升高温度 降低温度 加入HA 加入H2O 加浓硫酸 加NaOH 加NaA > BOH B++OH— △H 0 移动方向 c(OH—) c(B+ ) 升高温度 降低温度 加入BOH 加大量水 加浓硫酸 加NaOH 加BCl > .下列叙述正确的是（ ） A.强弱电解质的根本区别在于电离时是否存在电离平衡 B.所有的离子化合物都是强电解质，所有的共价化合物都是弱电解质 C.强电解质的水溶液中只有离子，没有分子 D.强电解质融化状态下都能导电 A 一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为减缓反应速率而不影响生成氢 气的总量，可向盐酸中加入适量的（ ） A.NaOH(固） B.H2O C.NH4Cl（固） D.CH3COONa (固） BD E.降低温度 F. NaCl溶液 EF 有H+浓度相同、体积相等的三种酸 a、盐酸 b、硫酸 c、醋酸，同时加 入足量的锌，则开始反应时速率 ______，反应完全后生成H2的质量 _________。 a=b=c a=b < 10-14 10-14 10-14 酸 碱中 二、溶液的酸碱性与pH 1、溶液的酸碱性 常温下 中性溶液 CH+ = COH- 酸性溶液 CH+ ＞ 1×10—7mol/L 碱性溶液 CH+＜COH- COH-＞1×10—7mol/L = 1×10—7mol/L CH+＞COH- Ø有关水的离子积 1、在水中加入稀盐酸后，水的离子积是否发生改变？ 2、在水中加入强碱后，水的离子积是否发生改变？ 3、在酸碱溶液中，水电离出来的C H+和COH-是否相等？ 4、100℃时，水的离子积为10-12，求C H+为多少？ 5、求1mol/L盐酸溶液中水电离出来C H+的为多少？ 6、在酸溶液中水电离出来的C H+和酸电离出来的C H+什 么关系？ 练习： Ø有关溶液的酸碱性---正误判断 1、如果C H+不等于COH-则溶液一定呈现酸碱性。 2、在水中加酸会抑制水的电离， 3、如果CH+/ COH-的值越大则酸性越强。 4、任何水溶液中都有CH+和COH-。 5、 CH+等于10-6mol/L的溶液一定呈现酸性。 6、对水升高温度， CH+增大，酸性增强。 √ √ √ √ × × 250C，口算下列溶液的c(H＋)： ⑴ 0.01mol/L H2SO4 ⑵ 1.0×10－4 mol/L HCl溶液 ⑶ 1.0×10－4 mol/L NaOH溶液 ⑷ 0.005 mol/L Ba(OH)2溶液 练习 1、在25℃时，0.1 mol·L－1 的硫酸中，水的KW值为 A．大于1×10－14 B．小于1×10－14 C．等于1×10－14 D．无法确定 2、在下列叙述中，正确的是 A．在任何条件下，纯水的c (H＋)＝10－7 mol·L－1 B．在任何条件下，纯水都呈中性 C．在100℃时，纯水的 c (H＋) ＜ 10－7 mol·L－1 D．在100℃时，纯水中 c (H＋) ＞ 10－7 mol·L－1 C BD 3、在25℃时，水的离子积常数KW＝1×10－14 ， 在100℃时，KW＝1×10－12 ，说明 A．水的电离过程是一个吸热过程 B．100℃时，KW 较大 C．KW 与电离平衡无直接关系 D．25℃时的c(H＋)比100℃的时c(H＋)大 4、往纯水中加入下列物质，能使水的电离平 衡发生移动的是 A．NaCl固体 B．NaOH固体 C．乙醇 D．CH3COOH AB BD 2、溶液的酸碱性pH pH= —lg c(H+)① pH pOH= —lg c(OH—) pOH+ pH = —[lg c(OH—)+ lg c(H+) ] = —lg [c(OH—)·c(H+) ] = —lg (Kw) = —lg (1×10—14) = 14 2、溶液的酸碱性pH pH= —lg c(H+)① pH pOH= —lg c(OH—) pOH+ pH = 14 CH+ ↑ CH+ ↓ ，pH ↓ ，pH ↑ ②pH与溶液酸碱性的关系 中性溶液 CH+ = COH- 酸性溶液 碱性溶液 CH+＜COH- CH+＞COH- pH =7 pH>7 pH<7 ③pH的适用范围 注意:当 CH+﹥ 1 mol/L 或 COH-﹥1 mol/L时， 一般不用 pH 表示，而直接用浓度表示。 10—14 mol/L ≤ CH+≤ 1mol / L取值范围： 14 ≥ pH ≥ 0 ④pH的计算 酸性溶液，直接求pH 碱性溶液，先求pOH，再求pH 混合溶液，先判断酸碱性，在根据以上方法求 无限稀释接近7 三、pH的应用 1、酸碱指示剂的变色 ①甲基橙：酸红，碱黄 ②石蕊：酸红，中紫，碱蓝 ③酚酞：酸无色，碱红色 【例1】 现有浓度为0.1mol/L的HCl溶液和0.1mol/L 的NaOH溶液，按下列比例混合后，求新 溶液的pH（0.05mL约为一滴溶液的体积） HCl溶液 NaOH溶液 混合液pH 石蕊颜色 24.95mL 25.00mL 25.00mL 25.00mL 25.05mL 25.00mL 5 7 10 紫 红 蓝 【例2】 现有某未知浓度的HCl溶液和0.1mol/L的 NaOH溶液，按下列比例混合，求HCl溶液 的pH（0.04mL约为一滴溶液的体积） HCl溶液 NaOH溶液 HCl的浓度 石蕊颜色 24.95mL 25.00mL 紫色 25.00mL 25.00mL 紫色 25.05mL 25.00mL 紫色 0.1002 0.1000 0.0998 2、酸碱滴定突跃 四、实验测定酸碱滴定曲线 1、仪器 滴定管 的使用 酸式滴定管： 碱式滴定管： 装酸， 玻璃旋塞，碱溶液腐蚀 装碱（胶皮管） 高锰酸钾 铁架台滴定管夹 锥形瓶滴定管 刻度： 0刻度在上（与量筒不同） 取液： 在刻度范围内取液，不够再装，液 体不能放完。 放液： 酸式：旋转旋塞 碱式：挤压玻璃球 2、药品： 指示剂（甲基橙或酚酞） 已知酸（碱）未知碱（酸） 3、滴定的关键： 准确测定两溶液的体积 准确判断滴定终点 4、操作： （1）滴前准备： ①检查 漏不漏 活塞是否灵活 橡皮，玻璃球 ②洗涤仪器 滴定管： 自来水，蒸馏水，盛装液（润洗） 锥形瓶： 自来水，蒸馏水 (不用盛装液洗） （2）装液： 标准液： 装入滴定管中（排、调、记） 未知液： 锥形瓶中（加指示剂2~3滴） （3）滴定： 右手： 持锥形瓶 左手： 控制旋塞（或玻璃球） 眼睛： 注视锥形瓶内溶液颜色的变化 注意： ①先快后慢 ②滴定终点：半分钟不褪色 （4）读数： 平视（小数点后两位） (5) 重复2~3次 (6) 计算：取平均值 5、误差分析： 仪器洗涤： （1）盛标准液的滴定管未用标准液洗 偏高 （2）锥形瓶用待测液洗 偏高 视线： （1）滴前仰视，滴后平视 偏低 （2）滴前平视，滴后俯视 偏低 （3）滴前仰视，滴后俯视 偏低 其它 （1）滴定管尖嘴有气泡（开始有，终时无） 偏高 （2）滴完悬液滴 偏高 （3）震荡锥形瓶把液体溅出 偏低 （4）纯水入锥形瓶 不变 第三章 水溶液中的离子平衡 第三节 盐类的水解 一、探究盐溶液的酸碱性 盐溶液 酸碱性 盐类型 NaCl Na2CO3 NaHCO3 NH4Cl Na2SO4 CH3COONa (NH4)2SO4 酸 酸 碱 碱 碱 中 中 强酸强碱 弱酸强碱 弱酸强碱 强酸强碱 强酸强碱 强酸强碱 强酸强碱 盐溶液 酸碱性 盐类型 NaCl 中性 强酸 强碱Na2SO4 NaHCO3 碱性 弱酸 强碱 Na2CO3 CH3COONa NH4Cl 酸性 强酸 弱碱(NH4)2SO4 谁强显谁性 CH+ COH-H2O H++OH— CH3COONa =Na+ + CH3COO— 以CH3COONa为例写出溶液中存在的平衡 ＜ 溶液碱性，水的电离平衡向 向移动正 CH+哪里去了？ CH3COOHH+ + CH3COO— 二、盐溶液呈不同酸碱性的原因 1、盐类水解 ①定义 水溶液中盐电离出的离子跟水电离出 的H+或OH－生成弱电解质的反应。 ②实质 电离出的弱酸根或弱阳离子与水电离出的 H+或OH－结合成弱电解质促进水的电离 ③条件 有弱阴离子或弱阳离子 2、盐类水解规律 谁弱谁水解 谁强显谁性 能溶才水解 同物质的量浓度NaX、NaY、NaZ三种正盐 溶液，测得溶液的pH分别是7、9、10，则 相对应的酸：HX、HY、HZ的酸性比较。 HX＞HY＞HZ 相同条件，相同物质的量浓度的下列七种 溶液：Na2CO3、NaClO、CH3COONa、 Na2SO4、NaOH、(NH4)2SO4、NaHSO4， pH值由大到小的顺序为： NaOH>NaClO>Na2CO3>CH3COONa> Na2SO4> (NH4)2SO4>NaHSO4 >7: <7: =7: 3、盐类水解方程式的书写 谁弱写谁 盐类的水解可以看作酸碱中和反应的逆过程。 一般来说水解程度很微弱“ ” 一般不生成沉淀与气体，无“ ”或 “ ” ↑ ↓ 多元弱酸根分步水解 ①常见阴离子 NH4 +、 Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+ CH3COO—、 ClO— 、CN—、F—、AlO2 — ②常见阳离子 CO3 2—、 SiO3 2—、 SO3 2—、 S2—、 PO4 3— HCO3 —、 HSO3 —、 HS—、HPO4 2— 、H2PO4 — 三、影响盐类水解的主要因素 和盐类水解反应的利用 1、影响盐类水解的主要因素 ①内部因素 盐的本性 ：越弱越易水解 ②外部 因素 水解反应△H>0 越热越水解 浓度： 温度： 越稀越水解 溶液的酸、碱性：加酸加碱 加盐 强碱弱酸盐NaA： A—+H2O HA +OH— 移动 c(H+) c(A— ) c(OH— ) pH 升高温度 降低温度 加大量水 加浓硫酸 加NaOH 加NaA 强酸弱碱盐BCl： B++H2O H++BOH 移动 c(H+) c(B+ ) c(OH— ) pH 升高温度 降低温度 加大量水 加浓硫酸 加NaOH 加BCl 3mL CH3COONa溶液后，滴加酚酞，有何现象？ 将溶液加热后，颜色有何变化？ 0.1mol/L的NaCl溶液中 Na+、Cl、H+、OH— ②设[Na+] 、[Cl—] 、[H+] 、[OH—]分别表 示四种离子的物质的量浓度，则完成下列 各关系式子 ①存在哪些离子 建立一个只含有[Na+]、[Cl—]的等式 建立一个只含有[Na+] 、[Cl—] 、[H+] 、 [OH—]的等式 建立一个只含有[H+]、[OH—]的等式 a.建立一个只含有[Na+]、[Cl—]的等式 b.建立一只含有[Na+] 、[Cl—] 、[H+] 、[OH—] 的等式 c.建立一个只含有[H+]、[OH—]的等式 [Na+]=[SO4 2—] [Na+]+[H+]=[Cl—]+[OH—] [H+]=[OH—] 0.1mol/L的Na2SO4溶液中 Na+、SO4 2—、H+、OH— ②设[Na+] 、[SO4 2—] 、[H+] 、[OH—]分别 表示四种离子的物质的量浓度，则完成下 列各关系式子 ①存在哪些离子 建立一个只含有[Na+]、[SO4 2—]的等式 建立一个只含有[Na+] 、[SO4 2—] 、[H+] 、 [OH—]的等式 建立一个只含有[H+]、[OH—]的等式 a.建立一个只含有[Na+]、[SO4 2—]的等式 b.建立一个只含有[Na+] 、[SO4 2—] 、[H+] 、 [OH—]的等式 c.建立一个只含有[H+]、[OH—]的等式 [Na+]=[SO4 2—] 2 1 [Na+]+[H+]=2[SO4 2—]+[OH—] [H+]=[OH—] 溶质浓度关系 溶液中的电荷关系 水电离出的两种离子的关系 4、水溶液中的三个守恒 ①物料守恒 溶液中某一组分的原始浓度应该等于 它在溶液中各种存在形式的浓度之和 ②电荷守恒 溶液中正负电荷总数相等 ③质子守恒 水电离出的H+存在形式各浓度之和与 水电离出的OH—存在形式各浓度之和相等 【例1】写出CH3COONa溶液中的三个守恒 Na+、CH3COO—、 CH3COOH、H+、OH— 物料守恒 电荷守恒 质子守恒 [CH3COO—]+[CH3COOH]=[Na+] [CH3COO—]+[OH—]=[Na+]+[H+] [OH—]=[CH3COOH]+[H+] 【例2】写出Na2CO3溶液中的三个守恒 Na+、 CO3 2— 、HCO3 — 、 H2CO3、H+、OH— 物料守恒 电荷守恒 质子守恒 [Na+]=[CO3 2—]+[HCO3 —] +[H2CO3] 2 1 [H+]+[Na+]=2[CO3 2—]+[HCO3 —] +[OH—] [OH—] =[HCO3 —] +2[H2CO3]+[H+] 写出NH4Cl溶液中的三个守恒 写出CuCl2溶液中的三个守恒 相同浓度的下列溶液中， c(CO3 2-)的大小关系依次（ ） ① Na2CO3 ②NaHCO3 ③ NH4HCO3④(NH4)2CO3 5、盐类水解反应的利用 实验室配制 FeCl3 CuSO4 溶液为何易浑浊， 如何克服？ 将FeCl3 CuSO4 溶液蒸干灼烧，最终得到什 么物质？ ①盐类水解与温度 为什么生活中常用Na2CO3溶液代替NaOH 溶液去油污？热水好还是冷水好？ ②双水解 泡末灭火器是 Al2(SO4)3 溶液和 NaHCO3 溶 液混合产生 大量 CO2 来灭火的，分析产 生CO2的原理 草木灰不能与铵态氮肥混用 ③胶体（纳米材料）制备 明矾为何会净水 氢氧化铁胶体的制备 长期使用 (NH4)2SO4 化肥，土壤会酸化 Mg 放入 NH4Cl 溶液中会有小气泡 相同浓度，相同温度的Na2CO3 、NaHCO3 水解程度哪个大，pH值哪个大？ 要使CH3COONa中 CH3COO- 浓度与 Na+ 浓度相等，应采取什么措施？ ④其它问题 第三章 水溶液中的离子平衡 第四节 难溶电解质的溶解平 衡 固体溶质 溶液中的溶质 溶解 结晶 现象：浓度不变或晶体质量不变 本质：溶解速率 = 析出速率 为什么饱和溶液不再溶解溶质？ 【知识回顾】§2-3可逆过程 向小试管加少量水中，再加入AgCl，则 溶液是否达到饱和呢？ 如何来表示呢？ 一、Ag+和Cl—的反应真能进行到底吗？ 1、沉淀溶解平衡 在一定条件下，难溶电解质溶解成离子的 速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶 液中各离子的浓度保持不变的状态 2、沉淀溶解平衡的表示 AgCl(s) Ag+(aq)+Cl— (aq) 3、沉淀溶解平衡的特点 动、等、定、变（一切平衡的特点） 4、沉淀溶解平衡的影响因素 ①内因：电解质本身的性质。 只要是饱和溶液都存在溶解平衡。 绝对不溶的物质是没有的 不同难物其溶解度差别也很大 ②外因 加相同离子，沉淀。 温度：升温，多数溶解 浓度：加水，溶解； 压强（气体）：加压，多数溶解 (气体，Ca(OH)2除外) AgCl(s) Ag+(aq)+Cl— (aq) )()( )()( BcAc DcCcK nm qp  )()(   ClcAgcK 5、沉淀溶解平衡常数 AgCl(s) Ag+(aq)+Cl— (aq) )Cl()Ag(   ccK sp 沉淀溶解平衡常数KSP，又称溶度积 )A()B( -nm ccK   BmAn (s) Bm+ (aq)+An—(aq) 二、沉淀反应的应用 1、沉淀的生成 ①调pH值 如：工业原料氯化铵中混有氯化铁，加氨水 调pH值至7－8 Fe3＋ + 3NH3•H2O=Fe(OH)3↓+3NH4 ＋ 工业除去沉淀Cu2+、Hg2+等，以Na2S、H2S 做沉淀剂 Cu2＋+S2－=CuS↓ Hg2＋+S2－＝HgS↓ ②加沉淀剂 2、沉淀的溶解 原理:化学平衡移动 FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2溶于强酸 ①难溶于水的盐溶于酸中 CaCO3溶于盐酸 如：AgCl溶于NH3的水溶液中 ②难溶于水的盐溶其它物质中 3、沉淀的转化 原理:不同物质的Ksp不同，以此进行转化 锅炉水垢中含有CaSO4 ，可先用Na2CO3溶液 处理，使 之转化为疏松、易溶于酸的CaCO3 CaSO4 　　 SO4 2- + Ca2+ + CO3 2- CaCO3 ①锅炉除水垢 当 Qc > Ksp时 过饱和溶液，有沉淀生成 当 Qc = Ksp时 饱和溶液，为溶解平衡状态 当 Qc < Ksp时 不饱和溶液，无沉淀生成 ②矿物的转 化③分步沉淀 第四章 电化学基础 第一节 原电池 思考题 1、锌片和铜片插入稀硫酸的现象是什么？ 2、锌片和铜片用导线连接后插入稀硫酸中， 现象是什么？ 3、铜片为什么有气泡产生？ 4、如何检验证明是那种情况? 5、电子流向如何？ 6、该装置实现了怎样的能量转化? 1、原电池的构成条件 把化学能直接转化为电能的装置——原电池 ①两极： 正极： 负极： 较不活泼的金属或非金属(如石墨) 较活泼的金属 ②电解质溶液 ③形成闭合回路 下列装置中属于原电池的是 氧化反应 Zn－2e－＝Zn2＋ 电解质溶液 失e－,沿导线传递，有电流产生 还原反应 2H＋＋2e－＝H2↑ 阴离子 阳离子 负极 正极 Zn－2e－＝Zn2＋ 2H＋＋2e－＝H2↑ Zn＋2H＋＝Zn2＋＋H2↑ (离子方程式） Zn＋H2SO4＝ZnSO4＋H2↑ （化学方程式） 电 极 反 应 负极： 正极： 总反应： （氧化反应） （还原反应） 锌——铜 原电池 2、原电池反应原理 ①粒子流向 电子：负极→正极 电流：正极→负极 溶液中阴离子→负极 溶液中阳离子→正极 ②电极 反应 负极：氧化反应 活泼金属失电子变阳离子 正极：还原反应 溶液中离子得电子 总反应：负极金属与电解液的离子反应 3、化学电池的反应本质 氧化还原反应 原电池将自发的氧化还原反应分割为 氧化、还原两个反应在负、正两极同 时不同地进行，正负两极上进出电子 总数相等。 根据电子守恒原理进行计算 练习 1、判断下列哪些装置构成了原电池？若不是，请说明理由； 若是，请指出正负极名称，并写出电极反应式. ① ② ③ (×) (×) (∨) 2H＋＋2e＝H2↑ 负极： 总反应： 正极： Zn－2e＝Zn2＋ Zn＋2H＋＝Zn2＋＋H2↑ ⑤ ④ (∨) (∨) 负极： 正极： 总反应： 正极： 负极： 总反应： Zn－2e－＝Zn2＋ 2H＋＋2e－＝H2↑ Zn＋2H＋＝Zn2＋＋H2↑ Fe－2e－＝Fe2＋ Cu2＋＋2e－＝Cu Fe＋Cu2＋＝Fe2＋＋Cu Fe＋CuSO4＝Cu＋FeSO4 ⑦ ⑥ (×) (∨) 负极： 正极： 总反应： Zn－2e－＝Zn2＋ Cu2＋＋2e－＝Cu Zn＋Cu2＋＝Zn2＋＋Cu 或 Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu 2、如图所示，在铁圈和银圈的焊接处，用一根棉线将其悬 在盛水的烧杯中，使之平衡；小心的向烧杯中央滴入 CuSO4溶液，片刻后可观察到的现象是 ( D ) A. 铁圈和银圈左右摇摆不定； B. 保持平衡状态； C. 铁圈向下倾斜； D. 银圈向下倾斜； 等质量的两份锌粉a、b，分别加入过量 的稀H2SO4，同时向a中加入少量的CuSO4 溶液，下列图表示产生H2的体积（V）与 时间（t）的关系，其中正确的是： D X、Y、Z都是金属，把X浸入Z的硫酸盐溶 液中，X的表面有Z析出，X与Y组成原电池 时，Y为负极。X、Y、Z三种金属的活动性 顺序为 A、X＞Y ＞ Z B、X ＞ Z ＞ Y C、Y ＞ X ＞ Z D、Y ＞ Z ＞ X 把A、B、C、D四块金属片用导线两两相连， 浸入稀硫酸中组成原电池。若A、B相连时， A为负极；C、D相连时，D上产生大量气泡； A、C相连时，电流由C经导线流向A；B、D 相连时，电子由D经导线流向B，则此4种金属 的活动性由强到弱的顺序为 A、A＞B＞C ＞ D B、A ＞ C ＞ D ＞ B C、C ＞ A ＞ B ＞ D D、 B ＞ A ＞ C ＞ D 4、原电池电极反应的书写方法 ③正极反应 ②负极反应 ①总反应 负极金属与电解质溶液的离子反应 负极金属失电子变成阳离子的反应 总反应减去负极反应 第四章 电化学基础 第二节 化学电源 一、一次电池 1、碱性锌锰电池 放电之后不能充电(内部的氧化还原反应不可逆) 一次电池 碱性锌锰干电池 总反应： 2MnO2＋2H2O＋Zn＝Zn(OH)2＋2MnOOH 负极是Zn、正极是MnO2 、电解质是KOH 正极： 2MnO2＋2H2O＋2e－＝2MnOOH＋2OH－ 负极：Zn＋2OH－－2e－＝Zn(OH)2 2、银锌纽扣电池 总反应： Ag2O＋Zn＝ZnO＋2Ag 负极是Zn、正极是Ag2O 、电解质是KOH 正极： Ag2O＋H2O＋2e－＝2Ag＋2OH－ 负极：Zn＋2OH－－2e－＝ZnO+H2O 二、二次电池 能量： 化学能 电能 放电 充电 蓄电池放电过程工作原理 正极：PbO2 PbO2 ＋2e － ＋SO4 2－＋4H ＋ ＝PbSO4 ＋2H2O 负极：Pb Pb－2e－＋SO4 2－ ＝PbSO4 总反应： Pb ＋ PbO2 ＋2H2SO4 ＝2PbSO4 ＋2H2O （难溶于水） 2PbSO4 ＋2H2O Pb ＋ PbO2 ＋2H2SO4放电 充电 放电过程为化学电池！ 镍镉电池： 负极：Cd 正极：NiO(OH) 电解质：KOH 镍镉电池应用：收录机、无线对讲 机、电子闪光灯、电动剃须刀等 缺点：如不会回收会严重污染环境 锂 锂电池：可充电的绿色电池 负极： 应用： 常用在电话机、照相机、汽车、计算机等中， 此外在工业、医学、军事上也有广泛的应用。 三、燃料电池 燃料 O2 电解质 溶液 电极材料 ：多孔性镍、铂 电解质溶液 ： KOH等强碱、 H2SO4等强酸、NaCl等盐溶液 1、燃料电池的构成 ②再写正极 反应： O2＋2H2O＋4e－＝4OH－ 酸性 ①先写总反应：燃料在氧气中的燃烧 2、燃料电池的电极反应的书写 若有CO2生成，且电解质为强碱时， 考虑CO2+2OH—=CO3 2—+H2O O2＋4H+＋4e－＝ 2H2O 碱性 ③最后写负极反应： 总反应减去正极反应 常见燃料：H2、NH3、CO、CH4、CH3OH等 第四章 电化学基础 第三节 电解池 C H2SO4 溶液 Fe A 溶液 C CuCl2 C B 下列属于原电池装置的是 B装置会出现怎么样的现象呢？ 一、电解原理 1、电解池的构成条件 把电能转变为化学能的装置，又叫电解池 ①两极 阴极： 阳极： 与电源负极相连 与电源正极相连 ②电解质溶液 ③形成闭合回路 两极材料可同可不同 石墨、 Au 或Pt作为电极时称惰性电极 ④直流电源 2、电解池的反应原理 还原反应 Cu2＋＋ 2e－＝Cu 电解质溶液 氧化反应 2Cl－－2e－＝Cl2↑ 阴离子 阴极 阳极 石墨||石墨 正极负极 阳离子 ←e— ↓e— ↑e— ←e— 2Cl－＋Cu2＋＝Cu+Cl2↑ 电解总反应： ①粒子 流向 电子： 电流： 溶液中阴离子 溶液中阳离子 ②电极 反应 阳极：氧化反应 电极金属或溶液阴离子失电子 阴极：还原反应 溶液阳离子得电子变单质 总反应：阴阳极反应相加 2、电解池的反应原理 阳极→正极 负极→阴极 正极→阳极 阴极→负极 放电 放电 阳氧阴还 →阳极 →阴极 3、电解池中离子放电顺序 金属＞S2－＞ I－＞ Br－＞ Cl－＞ OH－ ＞含氧酸根＞ F－ 金属要求活动性Ag以前 ①阳极： ②阳极： Ag＋＞Hg2＋＞Fe3＋＞Cu2＋＞H＋＞ Pb2＋＞Sn2＋＞Fe2＋＞Zn2＋＞H＋＞ Al3＋＞Mg2＋＞Na＋＞Ca2＋＞K＋ 较大浓度时 先于H＋放电 3、电解池中离子放电顺序 金属＞S2－＞ I－＞ Br－＞ Cl－＞ OH－ 金属要求活动性Ag以前 ①阳极： ②阳极： Ag＋＞Hg2＋＞Fe3＋＞Cu2＋＞H＋＞ Al3＋＞Mg2＋＞Na＋＞Ca2＋＞K＋ 4、电解反应的书写 ①找出溶液中所有离子 ②按放电顺序写出阴阳极反应 ③加和得到总反应 若H+、OH－由水电离 则总反应中需将其变成H2O 所有总反应的条件均为电解 练习 电解池 原电池 电极材料 电极名称 电极反应 能量变换 电子流向 特征 可以相同可以不同 不同 阴阳极由外电源决定 与电源负极相连的为阴极 与电源正极相连的为阳极 正负极由电极材料决定 活泼性较强的金属做负 极 阳极：氧化反应 阴极：还原反应 负极：氧化反应 正极：还原反应 电能→化学能 化学能→电能 有外加电源 本身是电源，外接用电器 负→阴 阳→正 负→导线→正 下列装置是否属于电解池？若是，写出电极反应 C H2SO4 溶液 C A C H2SO4 溶液 Fe B C CH3CH2OH Fe C 溶液 C CuCl2 Fe D 混合溶液 C CuCl2 Fe E HCl 溶液 Cu CuCl2 Fe F 练习： 类型 实例 电极反应 实际电 解对象 电解质溶 液浓度 溶液PH 电解质溶 液复原 电解 水型 电解 电解 质型 电解 电解 质和 水型 H2SO4 NaOH Na2SO4 H2O 增大 增大 增大 增大 减小 不变 加H2O 加H2O 加H2O HCl CuCl2 HCl CuCl2 减小 减小 增大 增大 加HCl 加CuCl2 NaCl CuSO4 电解质 和水 部分离子 浓度减小 部分离子 浓度减小 增大 减小 加HCl 加CuO 阳极: 4OH--4e- =2H2O+O2↑ 阴极: 4H++ 4e- =2H2 ↑ 阳: 2Cl--2e - =Cl2 ↑ 阴: 2H++ 2e - =H2 ↑ 阳: 2Cl--2e - =Cl2 ↑ 阴: Cu 2++ 2e - = Cu 阳: 2Cl--2e - =Cl2 ↑ 阴: 2H++ 2e - =H2 ↑ 阳: 4OH--4e- =2H2O+O2↑ 阴: 2Cu 2++ 4e- =2 Cu 二、电解原理的应用 1、电解饱和食盐水制烧碱、氯气、氢气 工业上用电解饱和食盐水溶液的方法来制取 NaOH、Cl2和H2，并以它们为原料生产一系 列化工产品，称为氯碱工业 阳：2Cl－ —2e－=Cl2↑ 阴：2H++2e－ =H2 ↑ 总：2NaCl+2H2O = 2NaOH + H2↑+Cl2↑ 电解 2、电镀 是利用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其 他金属或合金的过程 电镀液：含镀层金属离子的溶液 ①定义 ②装置 阳极：镀层金属（与电源正极相连） 阴极：待镀金属制品（与电源负极相连） 阳极：（镀层） M —ne— = Mn+ 阴极：（待镀） Mn++ne— =M ③电极反应 3、电冶金 ①对象：钠、钙、镁、铝这样的活泼金属 ②电解液： 熔融的态电解质 ③实例 2NaCl (熔融) 2Na+Cl2↑ 电解 2Al2O3 (熔融) 4Al+3O2↑ 电解 冰晶石 不能用AlCl3代替Al2O3 冰晶石用来降低Al2O3熔点 第四章 电化学基础 第四节 金属的电化学腐蚀与防腐 阅读：你有何感想？ 金属腐蚀 •我国作为世界上钢铁产量最多的国家（2005年全国生产 钢材37117.02万吨） ，每年被腐蚀的铁占到我国钢铁年 产量的十分之一，因为金属腐蚀而造成的损失占到国内 生产总值的2%~4%；约合人民币：3000亿元（ 2005年我 国国内生产总值将达15万亿元） 。 •根据各国调查结果，一般说来，金属腐蚀所造成的经济 损失大致为该国国民生产总值的4%左右。 •另据国外统计，金属腐蚀的年损失远远超过水灾、火灾、 风灾和地震（平均值）损失的总和，在这里还不包括由 于腐蚀导致的停工、减产和爆炸等造成的间接损失。 金属腐蚀的主要害处，不仅在于金属本身的损失，更 严重的是金属制品结构损坏所造成的损失比金属本身 要大到无法估量。 腐蚀不仅造成经济损失，也经常对安全构成威胁。 国内外都曾发生过许多灾难性腐蚀事故，如飞机因某 一零部件破裂而坠毁；桥梁因钢梁产生裂缝而塌陷； 油管因穿孔或裂缝而漏油，引起着火爆炸；化工厂中 储酸槽穿孔泄漏，造成重大环境污染；管道和设备跑、 冒、滴、漏，破坏生产环境，有毒气体如Cl2、H2S、 HCN等的泄漏，更会危及工作人员和附近居民的生命 安全。 面对这样惊人的数据和金属腐蚀危害事 实，大家有没有想过，铁怎么会被腐蚀？ 怎样防腐？ 一、金属的电化学腐蚀 1、金属腐蚀 2、金属腐蚀类型 是指金属或合金跟接触的气体或液体发 生氧化还原反应而腐蚀损耗的过程。 ①化学腐蚀 金属与接触到的干燥气体（O2、Cl2、SO2） 或非电解质液体（石油）等发生化学反应而 引起的腐蚀 ②电化学腐蚀 不纯金属与电解质溶液接触，形成 原电池，使金属失去电子被氧化 2、金属的电化学腐蚀类型 ①析氢腐蚀 发生条件：酸性 负极Fe： Fe-2e-=Fe2+ 正极C： 2H++2e-=H2↑ 总反应: Fe + 2H+ =Fe2+ + H2 ↑ ②吸氧腐蚀 发生条件： 中性、碱性 常见 Fe2O3 · nH2O（铁锈） 2Fe-4e-=2Fe2+ O2+2H2O+4e-=4OH— 2Fe+2H2O+O2= 2Fe(OH)2 4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3 负极Fe： 正极C： 总反应: 课堂练习 1、如图, 水槽中试管内有一枚铁钉，放置数天观察： （1）若液面上升，则溶液呈 性，发生 　　　腐蚀,电极反应式为：负极： , 正极： 若液面下降，则溶液呈 性，发生　　　腐蚀，电极反应式为： 负极： 正极： 。 （2） 中性或碱性 吸氧 Fe–2e-＝Fe2+ O2+2H2O+4e-＝4OH－ 酸性 析氢 Fe–2e-＝Fe2+ 2H++2e-＝H2↑ 原理 ：形成原电池反应时，让被保护金属做 正极，不反应，起到保护作用；而活 泼金属反应受到腐蚀。 二、金属的电化学防腐 1、牺牲阳极法 将被保护金属与另一附加电极作为电解池的 两个极，使被保护的金属作为阴极，在外加直 流电的作用下使阴极得到保护。此法主要用于 防止土壤、海水及水中金属设备的腐蚀。 辅助阳极 （不溶性） 外加电流的阴极保护法示意图 2、外加电流法