第二章化学反应速率和化学平衡复习教案

第二章化学反应速率和化学平衡复习教案1.了解化学反应速率的概念，反应速率的表示方法，外界条件(浓度、温度、压强、催化剂等)对反应速率的影响。2.了解化学反应的可逆性，理解化学平衡的含握化学平衡与反应速率之间的内在联系。3.理解勒沙特列原理的涵义，掌握浓度、温度、压强等条件对化学平衡移动的影响。4.化学平衡的计算，知道化学平衡常数的含义，并能利用化学平衡常数进行计算；5.能利用焓变和熵变判断反应进行的方向。1．化学反应原理的三个重要组成部分是、、；2．化学反应速率是研究；化学平衡是研究；一、化学反应速率学反应速率的表示方单位时间内反应物浓度的减少或者生成物浓度的增加来表示。表达式：＝（△C—浓度变化量；△t—反应时间）注意点：①同一反应里，用不同物质浓度的改变量来表示反应速率时，其数值，故应标明是哪种物质表示的化学反应速率，但这些数值表示的意义是均表示该化学反应的快慢。②用不同物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中的各物质的化学计量系数比。例：对于反应：mA+nBpC+qDVA∶VB∶VC∶VD＝m∶n∶p∶q③熟悉三种浓度：起始浓度：指反应物或生成物开始反应时的浓度。常用c（起始）表示。终了浓度：指反应物或生成物经过一段时间后的浓度。常用c（终了）表示。变化浓度：指化学反应过程中某一段时间内反应物减少的浓度或生成物增加的浓度2、影响化学反应速率的因素。(1)、有效碰撞理论eq\o\ac(○,1)化学反应发生的先决条件是：活化分子能够发生有效碰撞。eq\o\ac(○,2)活化分子:是指反应中能量较高的分子。（其它条件不变时，对某一反应而言，活化分子在反应物分子中所占的比例是不变的）eq\o\ac(○,3)有效碰撞概念：活化分子相互碰撞时，且有合适的取向时，使化学键断裂，发生化学反应，这样的碰撞叫做有效碰撞。(2)、影响反应速率因素①内因（主要因素）是指参加反应的物质的性质。②外界条件对化学反应速率的影响：反应物的浓度、压强、温度、催化剂等同一化学反应的速率大小与外界条件（外因）有关。具体规律如下：二、化学平衡1.化学平衡状态概念：在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。2平衡状态下的可逆反应，改变条件时平衡移动方向的判断1）、平衡移动的根本原因是V正≠V逆，通过比较速率，可判断平衡移动方向当V正＞V逆时，平衡向正反应方向移动当V正＜V逆时，平衡向逆反应方向移动2）平衡移动方向判断依据：.化学平衡移动原理（勒夏特列原理）：如果改变影响化学平衡的一个条件(如浓度、温度、压强等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。注意：勒沙特列原理的适用范围是：化学平衡，电离平衡，溶解平衡，水解平衡等。条件变化平衡移动方向说明浓度变化增大反应物或减小生成物方向固体及纯液体的浓度是一定值，所以增加或减少固体及纯液体的量，不会影响平衡状态。减小反应物或增大生成物方向压强变化增大压强方向实质：浓度的改变减小压强方向温度变化升高温度方向降低温度方向催化剂催化剂能同等程度地改变正、逆反应速率，因此不影响化学平衡，但可大大地缩短反应达到平衡所需的时间。3.可逆反应进行程度的描述方法——转化率、产率。(1)反应物的转化率＝反应物的转化量/该反应物起始量×100%(2)产物的产率＝产物的实际量/该产物的理论量×100%四、化学平衡常数定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积与各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），用符号K表示。Cm(A)·CCm(A)·Cn(B)Cp(C)·Cq(D)K=注意：①对于有固体或纯液体参加的反应，它们的浓度不列入K的表达式。②只受温度影响。不指明温度，K值无意义。K值与反应物或生成物的浓度无关，即在一定温度下，平衡常数保持不变。。应用：①判断反应进行的程度：K值越大，说明平衡体系中所占的比例越大，反应物的越大，反应进行的程度越大，反应物转化率越高。②判断反应热效应：T升高，K值增大，则正反应为吸热反应。T降低，K值减小，则正反应为放热反应。4化学平衡常数数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K>105，该反应进行得基本完全了五、化学反应自发进行的方向的判断3、自发反应：是指在一定温度压力条件下，靠体系自身力量不借助外力而发生的一种反应的趋势。①反应过程放热，焓（增大或减小），△H0；反应过程吸热，焓（增大或减小），△H0；②固体变为液体，液体变为气体，固体变为气体，体系的混乱度都，△S0；液体变为固体，气体变为液体，气体变为固体，体系的混乱度都，△S0；eq\o\ac(○,3)判断化学反应进行的方向：焓判据和熵判据熵增大熵减小焓变大焓减小根据体系存在着力图使自己的能量趋于“最低”和“有序”的自然规律，由焓变和熵变判据组合的复合判据适合于所有的过程。即反应热ΔH混乱度ΔSΔG=ΔH－TΔS<0，反应能自发进行ΔG=ΔH－TΔS＝0，反应处于平衡状态ΔG=ΔH－TΔS<0，反应不能自发进行第三章水溶液中的离子平衡（复习）学案弱电解质的电离平衡1.弱电解质在水中的电离是______(可逆或不可逆)的.1.电离平衡的概念：在一定条件（如：温度、浓度）下，当电解质电离成的速率和重新结合成的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。3.弱电解质电离平衡的移动弱电解质的电离平衡勒夏特列原理原理。电离平衡的影响因素内因：由电解质本身的性质决定。电离度=×100%外因：主要是温度、浓度、同离子效应。a.温度：升温使电离平衡向的方向移动，因为是吸热过程。b.浓度：浓度，电离平衡向电离的方向移动。c.同离子效应：在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向方向移动。④加入能反应的物质，将电离。氨水中存在电离平衡:NH3·H2ONH4++OH-,加入下列物质,将对电离平衡产生怎样的影响?完成下列表格:加入物质盐酸NaOH溶液NH4Cl溶液水升高温度平衡移动方向一、水的电离1、水电离平衡：H2OH++OH-实验测得，在室温下1LH2O中只有1×10-7molH2O电离，则25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L2．水的离子积：KW=[H+]·[OH-]注：(1)KW只与温度有关，一定温度时，KW是个常数，KW只与有关，越高KW越。25℃时;KW=[H+]·[OH-]=10-14100℃时，KW=10-12。(2)KW不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。任何水溶液中，由水所电离而生成的C(H+)C(OH-)。2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱二、溶液的酸碱性和pH1．影响水的电离平衡的因素（1）升高温度，促进水的电离KW增大（2）酸、碱抑制水的电离(3)能水解的盐：促进水的电离盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：盐的类型强酸强碱盐强酸弱碱盐强碱弱酸盐溶液的酸碱性[总结归纳]：（1）这种在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH－结合生成弱电解质(弱酸或弱碱)的反应，叫做盐类的水解。（2）盐类水解使水的电离平衡发生了移动，并使溶液显酸性或碱性。盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。水解的规律是：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解。谁强显谁性，同强显中性【讨论】改变下列条件水的电离平衡是否移动？向哪个方向移动？水的离子积常数是否改变？是增大还是减小？①升高温度②加入NaCl③加入NaOH④加入HCl二、溶液的酸碱性和pH⒈定义：PH=，广泛pH的范围为0～14。注意：当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。⒉意义：溶液的酸碱性常温（25℃）中性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7酸性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7碱性溶液：C(H+)C(OH-)C(H+)1×10-7mol/LpH7三、混合液的pH值计算方法公式1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子数相加除以总体积，再求其它）[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH离子数相加除以总体积，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意:不能直接计算[H+]混)3、强酸与强碱的混合：（先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！：二、寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因盐类水解的定义及规律1、盐类水解的定义：盐电离出的或可分别与水电离出的或生成，使得溶液中，因而使溶液呈现或。2、盐类水解的实质是：盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子与水电离出的或结合，生成难电离的或，破坏了，使水的电离平衡向移动。3、盐类水解的条件①；②盐在组成上必须具有4、盐类水解的规律：概括为“有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱双水解；谁强显水性，同强显中性。”3、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大（水解吸热）②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）三、电解质溶液中的守恒关系：（１）电荷守恒：电解质溶液中无论含多少种离子，但溶液总是呈电中性的。即整个溶液中___所带的负电荷总数一定等于___所带正电荷总数。如在ＮＨ４Ｃｌ溶液中有（２）原子守恒（物料守恒）：电解质溶液中尽管有些离子水解、电离等原因发生改变，但某原子总数是保持不变的。如ＮＨ４Ｃｌ中存在__________________.一、溶解平衡[思考与交流]指导学生阅读P61-62，思考：

1、难溶电解质的定义是什么？难溶物的溶解度是否为0？在20℃时电解质的溶解性与溶解度的关系如下：溶解性易溶可溶微溶难溶溶解度2、当AgNO3与NaCl反应生成难溶AgCl时，溶液中是否含有Ag+和Cl-？此溶液是否为AgCl的饱和溶液？

3、难溶电解质（如AgCl）是否存在溶解平衡？仔细阅读、思考理解，并写出AgCl的溶解平衡表达式。4、溶解平衡的特征：二、沉淀反应的应用（1）沉淀的生成①沉淀生成的应用：在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理等领域中，常利用生成沉淀达到分离或某些离子的目的。②废水处理化学沉淀法工艺流程示意图（见教材P63）③沉淀的方法a调节PH法：b加沉淀剂法：写出使用Na2S、H2S作沉淀剂使Cu2+、Hg2+形成沉淀的离子方程式.（3）沉淀的转化①沉淀转化的实验探究（实验3-4）实验一实验步骤NaCl和AgNO3溶液混合向所得固液混合物中KI溶液向新得固液混合物中Na2S溶液实验现象实验结论实验二实验步骤向MgCl2溶液中滴加NaOH溶液向白色沉淀中滴加FeCl3溶液静置实验现象实验结论②沉淀转化的方法及实质③沉淀转化的应用（阅读教材P64-65）三、溶度积（Ksp）（阅读教材P65-66）（1）概念：（2）表达式：对于沉淀溶解平衡MmAnMmn+(aq)+Nam-(aq)，Ksp=（3）溶度积规则：比较Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积（离子积Qc）判断难溶电解质在给定条件下沉淀能否生成或溶解。Qc＞Ksp时Qc＝Ksp时Qc＜Ksp时五、Qc与KQc为浓度商：是指刚开始反应（但未反应）时平衡体系各物质浓度幂次方之积之比（对于溶液是指混合后但不反应时的浓度）K为平衡常数：是指可逆反应达到平衡时体系各物质浓度幂次方之积之比。在化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分别有不同的名称：化学平衡常数(K)、电离常数(Ka)、水解常数(Kh)、溶度积(Ksp)。Qc与K的相对大小可反映出体系是否为平衡状态：Qc>K，过平衡状态，反应将逆向进行；Qc=K，平衡状态；Qc<K，未平衡状态，反应将正向进行已知25℃时CaSO4的Ksp=9.1×10-6，若将0.02mol/L的Na2SO4溶液与0.004mol/LCaCl2溶液等体积混合，试通过计算溶液中是否有沉淀析出十、溶解平衡1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。（2）反应后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。2、溶解平衡方程式的书写注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“”。如：Ag2S(s)2Ag++S2-3、沉淀生成的三种主要方式（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：常加入难溶性的MO、M(OH)2、MCO3等除M2+溶液中易水解的阳离子。如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。（3）氧化还原沉淀法：加氧化剂或还原剂将要除去的离子变成沉淀而除去（较少见）4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①加水；②加热；③减少生成物（离子）的浓度。使沉淀溶解的方法一般为减少生成物的浓度，∵对于难溶物加水和加热对其溶解度的影响并不大。5、沉淀的转化：溶液中的沉淀反应总是向着离子浓度减少的方向进行，简而言之，即溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。量减少考点2沉淀溶解平衡的应用1、在难溶电解质溶液中，当时，就会有沉淀生成，如沉淀溶液中，可以加入的沉淀剂是。2、当时，就会使沉淀溶解。常用的方法有，如要使CaCO3沉淀溶解，可以加入降低的浓度，使平衡向溶解的方向移动；，如使CuS沉淀溶解，可以加入，减少溶液中的浓度，使平衡向溶解的方向移动；，如溶解AgCl可以加入以生成而使其溶解。3、沉淀转化的实质是，通常一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀，这两种难溶物的差别越大，这种转化的趋势就越大。如：在ZnS的溶解平衡体系中加入CuSO4溶液，可以将其转化为更难溶的CuS沉淀，这说明溶解度﹥。转化的方程式可以表示为第六讲难溶电解质的溶解平衡1．难溶电解质思考：难溶电解质的定义是什么？难溶物的溶解度是否为0？试填写下表在20℃时电解质的溶解性与溶解度的关系如下：溶解性易溶可溶微溶难溶溶解度小结：溶解度再小也不可能等于0。“绝对不溶”的物质是不存在的。2．难溶电解质的溶解平衡1)思考：当AgNO3与NaCl反应生成难溶AgCl时，溶液中有哪些离子？向Mg(OH)2溶液中滴入酚酞试剂，有现象吗？有何现象？如何解释？小结：难溶电解质（如AgCl、Mg(OH)2等）存在溶解平衡。此平衡与化学平衡、电离平衡等平衡一样具有等特点。试用离子方程式表示上述两种难溶电解质的动态平衡。2)溶度积与离子积的大小比较，判断难溶电解质在给定条件下能否生成沉淀或是溶解对于沉淀溶解平衡：（平衡时）MmAn(s)mMn＋(aq)＋nAm－(aq)Ksp＝[c(Mn＋)]m·[c(Am－)]n溶度积规则：任意时刻有离子积Qc