化學反應原理選修4

『壹』 誰能教下我怎樣學好高中化學選修4化學反應原理

怎樣學好高中化學選修4化學反應原理
化學選修四化學反應原理是高中化學比較難學的一門課，偏理論，記得東西有多。化學反應原理（人教）包涵電解質溶液、電化學原理、平衡態化學基礎課程，和熱化學等。可能學習的時候感覺以前學習化學的方式不行了。的確，對於偏理論的課程剛開始時都是有一定的難度。我建議你，對於不懂得課，最好做好課前預習，課上認真聽，課下多練，多想。化學反應原理一部分規律性強，雖然市面上的輔導書都給出了比較完備的知識規律體系，可能剛開始看不懂，所以你就要針對幾個規律有目的的做幾道題目理解一下，等比較熟練了以後，再去嘗試做綜合的，難度大一點的題目，再去自己總結規律，基本上兩個月就差不多了，你也會喜歡上這門課程的。比較難學同樣也是容易學的是平衡化學，電化學（原理弄懂了，弄熟了就行了。）。電解質溶液規律多，比較難學，注意學好平衡化學時的對比總結。題海戰術可能在所難免。熱化學簡單（雖然大學裡面一點都不簡單）。化學反應原理是化學幾個分支中最具活力，最富有生命力的一支，是化學科學的最前沿研究部分。希望對這個方向有興趣的學生能夠努力學習，為以後的進一步深造打下堅實基礎！另外，個人不建議請家教，中學盡量培養自己的自學能力，大學時候在慢慢來你會比很多人慢很多。這是中國中學教育的弊端，教育資源的市場化帶來了經濟同時也帶來了手拉手一字一字教的嚴重弊端。

『貳』 高中化學選修4化學反應原理（人教版）的重要知識點總結

一學習目標： 1學習化學原理的目的
2：化學反應原理所研究的范圍
3：有效碰撞、活化分子、活化能、催化劑
二學習過程
1：學習化學反應原理的目的
1）化學研究的核心問題是：化學反應
2）化學中最具有創造性的工作是：設計和創造新的分子
3）如何實現這個過程？
通常是利用已發現的原理來進行設計並實現這個過程，所以我們必須對什麼要清楚才能做到，對化學反應的原理的理解要清楚，我們才能知道化學反應是怎樣發生的，為什麼有的反應快、有的反應慢，它遵循怎樣的規律，如何控制化學反應才能為人所用！這就是學習化學反應原理的目的。
2：化學反應原理所研究的范圍是
1）化學反應與能量的問題
2）化學反應的速率、方向及限度的問題
3）水溶液中的離子反應的問題
4）電化學的基礎知識
3：基本概念
1）什麼是有效碰撞？
引起分子間的化學反應的碰撞是有效碰撞，分子間的碰撞是發生化學反應的必要條件，有效碰撞是發生化學反應的充分條件，某一化學反應的速率大小與，單位時間內有效碰撞的次數有關
2）什麼是活化分子？
具有較高能量，能夠發生有效碰撞的分子是活化分子，發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。有效碰撞次數的多少與單位體積內反應物中活化分子的多少有關。
3）什麼是活化能？
活化分子高出反應物分子平均能量的部分是活化能，如圖
活化分子的多少與該反應的活化能的大小有關，
活化能的大小是由反應物分子的性質決定，（內因）活化能越小則一般分子成為活化分子越容易，則活化分子越多，則單位時間內有效碰撞越多，則反應速率越快。
4）什麼是催化劑？催化劑是能改變化學反應的速率，但反應前後本身性質和質量都不改變的物質，催化劑作用:可以降低化學反應所需的活化能,也就等於提高了活化分子的百分數,從而提高了有效碰撞的頻率.反應速率大幅提高.

『叄』 （高中化學選修4 化學反應原理）焓變與能量、鍵能關系的理解

高中化學選修4知識點總結第1章、化學反應與能量轉化化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成,化學反應過程中伴隨著能量的釋放或吸收. 一、化學反應的熱效應1、化學反應的反應熱(1)反應熱的概念：當化學反應在一定的溫度下進行時,反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應,簡稱反應熱.用符號Q表示. (2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系. Q＞0時,反應為吸熱反應；Q＜0時,反應為放熱反應. (3)反應熱的測定測定反應熱的儀器為量熱計,可測出反應前後溶液溫度的變化,根據體系的熱容可計算出反應熱,計算公式如下：Q＝－C(T2－T1) 式中C表示體系的熱容,T1、T2分別表示反應前和反應後體系的溫度.實驗室經常測定中和反應的反應熱. 2、化學反應的焓變(1)反應焓變物質所具有的能量是物質固有的性質,可以用稱為「焓」的物理量來描述,符號為H,單位為kJ·mol-1. 反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變,用ΔH表示. (2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系. 對於等壓條件下進行的化學反應,若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能,則該反應的反應熱等於反應焓變,其數學表達式為：Qp＝ΔH＝H(反應產物)－H(反應物). (3)反應焓變與吸熱反應,放熱反應的關系：ΔH＞0,反應吸收能量,為吸熱反應. ΔH＜0,反應釋放能量,為放熱反應. (4)反應焓變與熱化學方程式：把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式,如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1 書寫熱化學方程式應注意以下幾點：①化學式後面要註明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq). ②化學方程式後面寫上反應焓變ΔH,ΔH的單位是J·mol－1或 kJ·mol－1,且ΔH後註明反應溫度. ③熱化學方程式中物質的系數加倍,ΔH的數值也相應加倍. 3、反應焓變的計算(1)蓋斯定律對於一個化學反應,無論是一步完成,還是分幾步完成,其反應焓變一樣,這一規律稱為蓋斯定律. (2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算. 常見題型是給出幾個熱化學方程式,合並出題目所求的熱化學方程式,根據蓋斯定律可知,該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數和. (3)根據標准摩爾生成焓,ΔfHmθ計算反應焓變ΔH. 對任意反應：aA＋bB＝cC＋dD ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］ 二、電能轉化為化學能——電解 1、電解的原理(1)電解的概念：在直流電作用下,電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解.電能轉化為化學能的裝置叫做電解池. (2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極,陽極發生氧化反應：2Cl－→Cl2↑＋2e－. 陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極,陰極發生還原反應：Na＋＋e－→Na. 總方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑ 2、電解原理的應用(1)電解食鹽水制備燒鹼、氯氣和氫氣. 陽極：2Cl－→Cl2＋2e－ 陰極：2H＋＋e－→H2↑ 總反應：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑ (2)銅的電解精煉. 粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極,精銅為陰極,CuSO4溶液為電解質溶液. 陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－,還發生幾個副反應Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－ Fe→Fe2＋＋2e－ Au、Ag、Pt等不反應,沉積在電解池底部形成陽極泥. 陰極反應：Cu2＋＋2e－→Cu (3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例待鍍金屬Fe為陰極,鍍層金屬Cu為陽極,CuSO4溶液為電解質溶液. 陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－ 陰極反應： Cu2＋＋2e－→Cu 三、化學能轉化為電能——電池 1、原電池的工作原理(1)原電池的概念：把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池. (2)Cu－Zn原電池的工作原理： 如圖為Cu－Zn原電池,其中Zn為負極,Cu為正極,構成閉合迴路後的現象是：Zn片逐漸溶解,Cu片上有氣泡產生,電流計指針發生偏轉.該原電池反應原理為：Zn失電子,負極反應為：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得電子,正極反應為：2H＋＋2e－→H2.電子定向移動形成電流.總反應為：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu. (3)原電池的電能若兩種金屬做電極,活潑金屬為負極,不活潑金屬為正極；若一種金屬和一種非金屬做電極,金屬為負極,非金屬為正極. 2、化學電源(1)鋅錳干電池負極反應：Zn→Zn2＋＋2e－；正極反應：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；(2)鉛蓄電池負極反應：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－ 正極反應：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O 放電時總反應：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O. 充電時總反應：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4. (3)氫氧燃料電池負極反應：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－ 正極反應：O2＋2H2O＋4e－→4OH－ 電池總反應：2H2＋O2＝2H2O 3、金屬的腐蝕與防護(1)金屬腐蝕金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕. (2)金屬腐蝕的電化學原理. 生鐵中含有碳,遇有雨水可形成原電池,鐵為負極,電極反應為：Fe→Fe2＋＋2e－.水膜中溶解的氧氣被還原,正極反應為：O2＋2H2O＋4e－→4OH－,該腐蝕為「吸氧腐蝕」,總反應為：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2,Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3,Fe(OH)3分解轉化為鐵銹.若水膜在酸度較高的環境下,正極反應為：2H+＋2e－→H2↑,該腐蝕稱為「析氫腐蝕」. (3)金屬的防護金屬處於乾燥的環境下,或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層,破壞原電池形成的條件.從而達到對金屬的防護；也可以利用原電池原理,採用犧牲陽極保護法.也可以利用電解原理,採用外加電流陰極保護法. 第2章、化學反應的方向、限度與速率(1、2節) 原電池的反應都是自發進行的反應,電解池的反應很多不是自發進行的,如何判定反應是否自發進行呢? 一、化學反應的方向 1、反應焓變與反應方向放熱反應多數能自發進行,即ΔH＜0的反應大多能自發進行.有些吸熱反應也能自發進行.如NH4HCO3與CH3COOH的反應.有些吸熱反應室溫下不能進行,但在較高溫度下能自發進行,如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2. 2、反應熵變與反應方向熵是描述體系混亂度的概念,熵值越大,體系混亂度越大.反應的熵變ΔS為反應產物總熵與反應物總熵之差.產生氣體的反應為熵增加反應,熵增加有利於反應的自發進行. 3、焓變與熵變對反應方向的共同影響ΔH－TΔS＜0反應能自發進行. ΔH－TΔS＝0反應達到平衡狀態. ΔH－TΔS＞0反應不能自發進行. 在溫度、壓強一定的條件下,自發反應總是向ΔH－TΔS＜0的方向進行,直至平衡狀態. 二、化學反應的限度 1、化學平衡常數(1)對達到平衡的可逆反應,生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數,該常數稱為化學平衡常數,用符號K表示 . (2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度),平衡常數越大,說明反應可以進行得越完全. (3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關.對於給定的可逆反應,正逆反應的平衡常數互為倒數. (4)藉助平衡常數,可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時,說明反應達到平衡狀態. 2、反應的平衡轉化率(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示.如反應物A的平衡轉化率的表達式為：α（A）＝(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高.提高一種反應物的濃度,可使另一反應物的平衡轉化率提高. (3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算. 3、反應條件對化學平衡的影響(1)溫度的影響升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動.溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的. (2)濃度的影響增大生成物濃度或減小反應物濃度,平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物濃度,平衡向正反應方向移動. 溫度一定時,改變濃度能引起平衡移動,但平衡常數不變.化工生產中,常通過增加某一價廉易得的反應物濃度,來提高另一昂貴的反應物的轉化率. (3)壓強的影響ΔVg＝0的反應,改變壓強,化學平衡狀態不變. ΔVg≠0的反應,增大壓強,化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動. (4)勒夏特列原理由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動. 【例題分析】例1、已知下列熱化學方程式：(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25kJ/mol (2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47kJ/mol (3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋19kJ/mol 寫出FeO(s)被CO還原成Fe和CO2的熱化學方程式 . 解析：依據蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成,其反應熱是相同的.我們可從題目中所給的有關方程式進行分析：從方程式(3)與方程式(1)可以看出有我們需要的有關物質,但方程式(3)必須通過方程式(2)有關物質才能和方程式(1)結合在一起. 將方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示為(3)×2＋(2) 得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol) 整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol 將(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol) 整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol 答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol 例2、熔融鹽燃料電池具有高的發電效率,因而得到重視,可用Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽混合物作用電解質,CO為陽極燃氣,空氣與CO2的混合氣體為陰極助燃氣,製得在650℃下工作的燃料電池,完成有關的電池反應式：陽極反應式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－ 陰極反應式：；總電池反應式：. 解析： 作為燃料電池,總的效果就是把燃料進行燃燒.本題中CO為還原劑,空氣中O2為氧化劑,電池總反應式為：2CO＋O2＝2CO2.用總反應式減去電池負極（即題目指的陽極）反應式,就可得到電池正極（即題目指的陰極）反應式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ . 答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2 例3、下列有關反應的方向說法中正確的是( ) A、放熱的自發過程都是熵值減小的過程. B、吸熱的自發過程常常是熵值增加的過程. C、水自發地從高處流向低處,是趨向能量最低狀態的傾向. D、只根據焓變來判斷化學反應的方向是可以的. 解析：放熱的自發過程可能使熵值減小、增加或無明顯變化,故A錯誤.只根據焓變來判斷反應進行的方向是片面的,要用能量判據、熵判據組成的復合判據來判斷,D錯誤.水自發地從高處流向低處,是趨向能量最低狀態的傾向是正確的.有些吸熱反應也可以自發進行.如在25℃和1.01×105Pa時,2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol,(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol,上述兩個反應都是吸熱反應,又都是熵增的反應,所以B也正確. 答案：BC. 化學反應原理復習（二） 【知識講解】 第2章、第3、4節一、化學反應的速率 1、化學反應是怎樣進行的(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應,大多數化學反應都是分幾步完成的. (2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應.總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程,又稱反應機理. (3)不同反應的反應歷程不同.同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同,反應歷程的差別又造成了反應速率的不同. 2、化學反應速率(1)概念：單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢,即反應的速率,用符號v表示. (2)表達式：(3)特點對某一具體反應,用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同,但各物質表示的化學反應速率之比等於化學方程式中各物質的系數之比. 3、濃度對反應速率的影響(1)反應速率常數(K) 反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率,通常,反應速率常數越大,反應進行得越快.反應速率常數與濃度無關,受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響. (2)濃度對反應速率的影響增大反應物濃度,正反應速率增大,減小反應物濃度,正反應速率減小. 增大生成物濃度,逆反應速率增大,減小生成物濃度,逆反應速率減小. (3)壓強對反應速率的影響壓強隻影響氣體,對只涉及固體、液體的反應,壓強的改變對反應速率幾乎無影響. 壓強對反應速率的影響,實際上是濃度對反應速率的影響,因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的.壓縮容器容積,氣體壓強增大,氣體物質的濃度都增大,正、逆反應速率都增加；增大容器容積,氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小,正、逆反應速率都減小. 4、溫度對化學反應速率的影響(1)經驗公式阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：式中A為比例系數,e為自然對數的底,R為摩爾氣體常數量,Ea為活化能. 由公式知,當Ea＞0時,升高溫度,反應速率常數增大,化學反應速率也隨之增大.可知,溫度對化學反應速率的影響與活化能有關. (2)活化能Ea. 活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差.不同反應的活化能不同,有的相差很大.活化能 Ea值越大,改變溫度對反應速率的影響越大. 5、催化劑對化學反應速率的影響(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：催化劑大多能加快反應速率,原因是催化劑能通過參加反應,改變反應歷程,降低反應的活化能來有效提高反應速率. (2)催化劑的特點：催化劑能加快反應速率而在反應前後本身的質量和化學性質不變. 催化劑具有選擇性. 催化劑不能改變化學反應的平衡常數,不引起化學平衡的移動,不能改變平衡轉化率. 二、化學反應條件的優化——工業合成氨 1、合成氨反應的限度合成氨反應是一個放熱反應,同時也是氣體物質的量減小的熵減反應,故降低溫度、增大壓強將有利於化學平衡向生成氨的方向移動. 2、合成氨反應的速率(1)高壓既有利於平衡向生成氨的方向移動,又使反應速率加快,但高壓對設備的要求也高,故壓強不能特別大. (2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去,能保持較高的反應速率. (3)溫度越高,反應速率進行得越快,但溫度過高,平衡向氨分解的方向移動,不利於氨的合成. (4)加入催化劑能大幅度加快反應速率. 3、合成氨的適宜條件在合成氨生產中,達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的,故應該尋找以較高反應速率並獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑 ,制反應溫度在700K左右,壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa 之間,並採用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比. 第3章、物質在水溶液中的行為 一、水溶液 1、水的電離H2OH＋＋OH－ 水的離子積常數KW＝［H＋］［OH－］,25℃時,KW＝1.0×10－14mol2·L－2.溫度升高,有利於水的電離, KW增大. 2、溶液的酸鹼度 室溫下,中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1,pH＝7 酸性溶液：［H＋］＞［OH－］,［ H＋］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＜7 鹼性溶液：［H＋］＜［OH－］,［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＞7 3、電解質在水溶液中的存在形態(1)強電解質強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質,強電解質在溶液中以離子形式存在,主要包括強酸、強鹼和絕大多數鹽,書寫電離方程式時用「＝」表示. (2)弱電解質在水溶液中部分電離的電解質,在水溶液中主要以分子形態存在,少部分以離子形態存在,存在電離平衡,主要包括弱酸、弱鹼、水及極少數鹽,書寫電離方程式時用「 」表示. 二、弱電解質的電離及鹽類水解 1、弱電解質的電離平衡. (1)電離平衡常數在一定條件下達到電離平衡時,弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數,叫電離平衡常數. 弱酸的電離平衡常數越大,達到電離平衡時,電離出的H＋越多.多元弱酸分步電離,且每步電離都有各自的電離平衡常數,以第一步電離為主. (2)影響電離平衡的因素,以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例. 加水、加冰醋酸,加鹼、升溫,使CH3COOH的電離平衡正向移動,加入CH3COONa固體,加入濃鹽酸,降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動. 2、鹽類水解(1)水解實質鹽溶於水後電離出的離子與水電離的H＋或OH－結合生成弱酸或弱鹼,從而打破水的電離平衡,使水繼續電離,稱為鹽類水解. (2)水解類型及規律①強酸弱鹼鹽水解顯酸性. NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl ②強鹼弱酸鹽水解顯鹼性. CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH ③強酸強鹼鹽不水解. ④弱酸弱鹼鹽雙水解. Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑ (3)水解平衡的移動加熱、加水可以促進鹽的水解,加入酸或鹼能抑止鹽的水解,另外,弱酸根陰離子與弱鹼陽離子相混合時相互促進水解. 三、沉澱溶解平衡 1、沉澱溶解平衡與溶度積(1)概念當固體溶於水時,固體溶於水的速率和離子結合為固體的速率相等時,固體的溶解與沉澱的生成達到平衡狀態,稱為沉澱溶解平衡.其平衡常數叫做溶度積常數,簡稱溶度積,用Ksp表示. PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq) Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3 (2)溶度積Ksp的特點Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關,與沉澱的量無關,且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動,但並不改變溶度積. Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力. 2、沉澱溶解平衡的應用(1)沉澱的溶解與生成根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較,規則如下：Qc＝Ksp時,處於沉澱溶解平衡狀態. Qc＞Ksp時,溶液中的離子結合為沉澱至平衡. Qc＜Ksp時,體系中若有足量固體,固體溶解至平衡. (2)沉澱的轉化根據溶度積的大小,可以將溶度積大的沉澱可轉化為溶度積更小的沉澱,這叫做沉澱的轉化.沉澱轉化實質為沉澱溶解平衡的移動. 四、離子反應 1、離子反應發生的條件(1)生成沉澱既有溶液中的離子直接結合為沉澱,又有沉澱的轉化. (2)生成弱電解質主要是H＋與弱酸根生成弱酸,或OH－與弱鹼陽離子生成弱鹼,或H＋與OH－生成H2O. (3)生成氣體 生成弱酸時,很多弱酸能分解生成氣體. (4)發生氧化還原反應強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應,且大多在酸性條件下發生. 2、離子反應能否進行的理論判據(1)根據焓變與熵變判據對ΔH－TΔS＜0的離子反應,室溫下都能自發進行. (2)根據平衡常數判據離子反應的平衡常數很大時,表明反應的趨勢很大. 3、離子反應的應用(1)判斷溶液中離子能否大量共存相互間能發生反應的離子不能大量共存,注意題目中的隱含條件. (2)用於物質的定性檢驗根據離子的特性反應,主要是沉澱的顏色或氣體的生成,定性檢驗特徵性離子. (3)用於離子的定量計算常見的有酸鹼中和滴定法、氧化還原滴定法. (4)生活中常見的離子反應. 硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多,主要有：Ca2＋、Mg2＋的形成. CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－ MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－ 加熱煮沸法降低水的硬度：Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O 或加入Na2CO3軟化硬水：Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓,Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓

『肆』 高中化學選修4--化學反應原理

1. 平衡用三項式解題，通用的。也就是初，轉，末
由2S後，C為1.2mol知道，這是消耗了1.2molA和0.6molB，則B餘1.4mol。即0.7mol/L

2.B。H2O。
影響反應速率的因素：濃度，溫度，壓強，催化劑
3.體積減小，壓強是增大的。還有，你把影響速率和影響平衡弄混淆了。只要增大有效壓強，正逆反應速率都增大，而平衡的移動，是看哪個方向的速率大些。

這個問題一定要弄清楚，說簡單點。只要升高溫度，只要增大壓強，只要增大濃度（管他反應物還是生成物，固體和液體除外），反應速率都增大，不分正逆。
4.同3
5.D。沒有可比性。影響速率的主要原因是內因，也就是物質自身的性質。比如，Mg和Fe分別與1mol/L的HCl和2mol/L的HCl反應，你說哪個快？
要先看物質自身性質，鎂要活潑些！
6.B。陰影面積就是濃度的變化。你把速率公式寫出來就曉得了。

最後，問題太多了，還每個都要解析，只懸賞5.答案全都是正確的，你放心！我不是急到起要財富下載。。。。

『伍』 化學選修4（化學反應原理）中的等效平衡如何理解

等效平衡成立條件：建立相同平衡或相似平衡與外界條件有關，一是恆溫恆容，二是恆溫恆壓。
①在恆溫、恆容下
只要能使各物質的初始物質的量分別相等，就可以建立相同平衡。兩個平衡的所有對應平衡量(包括正逆反應速率、各組分的物質的量分數、物質的量濃度、氣體體積分數、質量分數等)完全相等。只要能使各物質初始物質的量之比相等就可以建立相似平衡。即兩平衡的關系是相等關系。兩平衡中各組分的物質的量分數、氣體體積分數、質量分數、各反應物的轉化率等對應相等；而兩平衡中的正逆反應速率、各組分平衡時的物質的量及物質的量濃度等對應成比例。
②在恆溫、恆壓下
只要使各物質初始濃度相等即可建立相似平衡。即兩平衡的關系是相似關系。兩平衡中各組分平衡時的物質的量濃度、物質的量分數、氣體體積分數、質量分數、各反應物的轉化率等對應相等；每個平衡中，正、逆反應速率彼此相等；兩平衡中正與正，反與反速率各自對應成比例；而兩平衡中各組分平衡時的物質的量等對應成比例。
解等效平衡的題，有一種基本的解題方法——極限轉換法。由於等效平衡的建立與途徑無關，不論反應時如何投料，都可以考慮成只加入反應物的「等效」情況。所以在解題時，可以將所加的物質「一邊倒」為起始物質時，只要滿足其濃度與開始時起始物質時的濃度相同或成比例，即為等效平衡。但是，要區分「濃度相同」或「濃度成比例」的情況，必須事先判斷等效平衡的類型。有了等效平衡類型和條件的判斷，就可以採用這種「一邊倒」的極限轉換法列關系式了。

『陸』 高中化學選修4知識點總結

第1章、化學反應與能量轉化
化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成，化學反應過程中伴隨著能量的釋放或吸收。一、化學反應的熱效應
1、化學反應的反應熱
(1)反應熱的概念：
當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。
(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系。
Q＞0時，反應為吸熱反應；Q＜0時，反應為放熱反應。
(3)反應熱的測定
測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前後溶液溫度的變化，根據體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：
Q＝－C(T2－T1)
式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應後體系的溫度。實驗室經常測定中和反應的反應熱。 2、化學反應的焓變
(1)反應焓變
物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為「焓」的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-1。
反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。
(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系。
對於等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等於反應焓變，其數學表達式為：Qp＝ΔH＝H(反應產物)－H(反應物)。
(3)反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關系：
ΔH＞0，反應吸收能量，為吸熱反應。
ΔH＜0，反應釋放能量，為放熱反應。
(4)反應焓變與熱化學方程式：
把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2(g)＋O2(g)＝H2O(l)；ΔH(298K)＝－285.8kJ·mol－1
書寫熱化學方程式應注意以下幾點：
①化學式後面要註明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq)。
②化學方程式後面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol－1或 kJ·mol－1，且ΔH後註明反應溫度。
③熱化學方程式中物質的系數加倍，ΔH的數值也相應加倍。 3、反應焓變的計算
(1)蓋斯定律
對於一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規律稱為蓋斯定律。
(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。
常見題型是給出幾個熱化學方程式，合並出題目所求的熱化學方程式，根據蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數和。
(3)根據標准摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應焓變ΔH。
對任意反應：aA＋bB＝cC＋dD
ΔH＝［cΔfHmθ(C)＋dΔfHmθ(D)］－［aΔfHmθ(A)＋bΔfHmθ(B)］ 二、電能轉化為化學能——電解 1、電解的原理
(1)電解的概念：
在直流電作用下，電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。電能轉化為化學能的裝置叫做電解池。
(2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：
陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發生氧化反應：2Cl－→Cl2↑＋2e－。
陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發生還原反應：Na＋＋e－→Na。
總方程式：2NaCl(熔)2Na＋Cl2↑

2、電解原理的應用
(1)電解食鹽水制備燒鹼、氯氣和氫氣。
陽極：2Cl－→Cl2＋2e－
陰極：2H＋＋e－→H2↑
總反應：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
(2)銅的電解精煉。
粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－，還發生幾個副反應
Zn→Zn2＋＋2e－；Ni→Ni2＋＋2e－
Fe→Fe2＋＋2e－
Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。
陰極反應：Cu2＋＋2e－→Cu
(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例
待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu→Cu2＋＋2e－
陰極反應： Cu2＋＋2e－→Cu 三、化學能轉化為電能——電池 1、原電池的工作原理
(1)原電池的概念：
把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池。
(2)Cu－Zn原電池的工作原理：

如圖為Cu－Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構成閉合迴路後的現象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產生，電流計指針發生偏轉。該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反應為：Zn→Zn2＋＋2e－；Cu得電子，正極反應為：2H＋＋2e－→H2。電子定向移動形成電流。總反應為：Zn＋CuSO4＝ZnSO4＋Cu。
(3)原電池的電能
若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極；若一種金屬和一種非金屬做電極，金屬為負極，非金屬為正極。 2、化學電源
(1)鋅錳干電池
負極反應：Zn→Zn2＋＋2e－；
正極反應：2NH4＋＋2e－→2NH3＋H2；
(2)鉛蓄電池
負極反應：Pb＋SO42－PbSO4＋2e－
正極反應：PbO2＋4H＋＋SO42－＋2e－PbSO4＋2H2O
放電時總反應：Pb＋PbO2＋2H2SO4＝2PbSO4＋2H2O。
充電時總反應：2PbSO4＋2H2O＝Pb＋PbO2＋2H2SO4。
(3)氫氧燃料電池
負極反應：2H2＋4OH－→4H2O＋4e－
正極反應：O2＋2H2O＋4e－→4OH－
電池總反應：2H2＋O2＝2H2O 3、金屬的腐蝕與防護
(1)金屬腐蝕
金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。
(2)金屬腐蝕的電化學原理。
生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應為：Fe→Fe2＋＋2e－。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應為：O2＋2H2O＋4e－→4OH－，該腐蝕為「吸氧腐蝕」，總反應為：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解轉化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環境下，正極反應為：2H+＋2e－→H2↑，該腐蝕稱為「析氫腐蝕」。
(3)金屬的防護
金屬處於乾燥的環境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而達到對金屬的防護；也可以利用原電池原理，採用犧牲陽極保護法。也可以利用電解原理，採用外加電流陰極保護法。 第2章、化學反應的方向、限度與速率(1、2節)
原電池的反應都是自發進行的反應，電解池的反應很多不是自發進行的，如何判定反應是否自發進行呢？ 一、化學反應的方向 1、反應焓變與反應方向
放熱反應多數能自發進行，即ΔH＜0的反應大多能自發進行。有些吸熱反應也能自發進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。 2、反應熵變與反應方向
熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為反應產物總熵與反應物總熵之差。產生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利於反應的自發進行。 3、焓變與熵變對反應方向的共同影響
ΔH－TΔS＜0反應能自發進行。
ΔH－TΔS＝0反應達到平衡狀態。
ΔH－TΔS＞0反應不能自發進行。
在溫度、壓強一定的條件下，自發反應總是向ΔH－TΔS＜0的方向進行，直至平衡狀態。 二、化學反應的限度 1、化學平衡常數
(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示 。
(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。
(3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。對於給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。
(4)藉助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，說明反應達到平衡狀態。 2、反應的平衡轉化率
(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的平衡轉化率的表達式為：
α（A）＝
(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。
(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。 3、反應條件對化學平衡的影響
(1)溫度的影響
升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。
(2)濃度的影響
增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。
溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變。化工生產中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。
(3)壓強的影響
ΔVg＝0的反應，改變壓強，化學平衡狀態不變。
ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動。
(4)勒夏特列原理
由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。 【例題分析】

例1、已知下列熱化學方程式：
(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25kJ/mol
(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47kJ/mol
(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋19kJ/mol
寫出FeO(s)被CO還原成Fe和CO2的熱化學方程式 。
解析：依據蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的。我們可從題目中所給的有關方程式進行分析：從方程式(3)與方程式(1)可以看出有我們需要的有關物質，但方程式(3)必須通過方程式(2)有關物質才能和方程式(1)結合在一起。
將方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示為(3)×2＋(2)
得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)
整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol
將(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)
整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol
答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol 例2、熔融鹽燃料電池具有高的發電效率，因而得到重視，可用Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽混合物作用電解質，CO為陽極燃氣，空氣與CO2的混合氣體為陰極助燃氣，製得在650℃下工作的燃料電池，完成有關的電池反應式：
陽極反應式：2CO＋2CO32－→4CO2＋4e－
陰極反應式：；
總電池反應式：。
解析： 作為燃料電池，總的效果就是把燃料進行燃燒。本題中CO為還原劑，空氣中O2為氧化劑，電池總反應式為：2CO＋O2＝2CO2。用總反應式減去電池負極（即題目指的陽極）反應式，就可得到電池正極（即題目指的陰極）反應式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ 。
答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2例3、下列有關反應的方向說法中正確的是( )
A、放熱的自發過程都是熵值減小的過程。
B、吸熱的自發過程常常是熵值增加的過程。
C、水自發地從高處流向低處，是趨向能量最低狀態的傾向。
D、只根據焓變來判斷化學反應的方向是可以的。
解析：放熱的自發過程可能使熵值減小、增加或無明顯變化，故A錯誤。只根據焓變來判斷反應進行的方向是片面的，要用能量判據、熵判據組成的復合判據來判斷，D錯誤。水自發地從高處流向低處，是趨向能量最低狀態的傾向是正確的。有些吸熱反應也可以自發進行。如在25℃和1.01×105Pa時，2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol，(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol，上述兩個反應都是吸熱反應，又都是熵增的反應，所以B也正確。
答案：BC。 化學反應原理復習（二）

【知識講解】 第2章、第3、4節

一、化學反應的速率 1、化學反應是怎樣進行的
(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。
(2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。
(3)不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。 2、化學反應速率
(1)概念：
單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。
(2)表達式：

(3)特點
對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等於化學方程式中各物質的系數之比。 3、濃度對反應速率的影響
(1)反應速率常數(K)
反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。
(2)濃度對反應速率的影響
增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。
增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。
(3)壓強對反應速率的影響
壓強隻影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。
壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加；增大容器容積，氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。 4、溫度對化學反應速率的影響
(1)經驗公式
阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：

式中A為比例系數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。
由公式知，當Ea＞0時，升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大。可知，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。
(2)活化能Ea。
活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大。活化能 Ea值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。 5、催化劑對化學反應速率的影響
(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：
催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。
(2)催化劑的特點：
催化劑能加快反應速率而在反應前後本身的質量和化學性質不變。
催化劑具有選擇性。
催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。 二、化學反應條件的優化——工業合成氨 1、合成氨反應的限度
合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的熵減反應，故降低溫度、增大壓強將有利於化學平衡向生成氨的方向移動。 2、合成氨反應的速率
(1)高壓既有利於平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高，故壓強不能特別大。
(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。
(3)溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利於氨的合成。
(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率。 3、合成氨的適宜條件
在合成氨生產中，達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的，故應該尋找以較高反應速率並獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑 ，控制反應溫度在700K左右，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa 之間，並採用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比。 第3章、物質在水溶液中的行為 一、水溶液 1、水的電離
H2OH＋＋OH－
水的離子積常數KW＝［H＋］［OH－］，25℃時，KW＝1.0×10－14mol2·L－2。溫度升高，有利於水的電離， KW增大。2、溶液的酸鹼度
室溫下，中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1，pH＝7
酸性溶液：［H＋］＞［OH－］，［ H＋］＞1.0×10－7mol·L－1，pH＜7
鹼性溶液：［H＋］＜［OH－］，［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1，pH＞7 3、電解質在水溶液中的存在形態
(1)強電解質
強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質，強電解質在溶液中以離子形式存在，主要包括強酸、強鹼和絕大多數鹽，書寫電離方程式時用「＝」表示。
(2)弱電解質
在水溶液中部分電離的電解質，在水溶液中主要以分子形態存在，少部分以離子形態存在，存在電離平衡，主要包括弱酸、弱鹼、水及極少數鹽，書寫電離方程式時用「 」表示。 二、弱電解質的電離及鹽類水解 1、弱電解質的電離平衡。
(1)電離平衡常數
在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數，叫電離平衡常數。
弱酸的電離平衡常數越大，達到電離平衡時，電離出的H＋越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數，以第一步電離為主。
(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例。
加水、加冰醋酸，加鹼、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。 2、鹽類水解
(1)水解實質
鹽溶於水後電離出的離子與水電離的H＋或OH－結合生成弱酸或弱鹼，從而打破水的電離平衡，使水繼續電離，稱為鹽類水解。
(2)水解類型及規律
①強酸弱鹼鹽水解顯酸性。
NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl
②強鹼弱酸鹽水解顯鹼性。
CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH
③強酸強鹼鹽不水解。
④弱酸弱鹼鹽雙水解。
Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑
(3)水解平衡的移動
加熱、加水可以促進鹽的水解，加入酸或鹼能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱鹼陽離子相混合時相互促進水解。 三、沉澱溶解平衡 1、沉澱溶解平衡與溶度積
(1)概念
當固體溶於水時，固體溶於水的速率和離子結合為固體的速率相等時，固體的溶解與沉澱的生成達到平衡狀態，稱為沉澱溶解平衡。其平衡常數叫做溶度積常數，簡稱溶度積，用Ksp表示。
PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)
Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3
(2)溶度積Ksp的特點
Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉澱的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但並不改變溶度積。
Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。 2、沉澱溶解平衡的應用
(1)沉澱的溶解與生成
根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規則如下：
Qc＝Ksp時，處於沉澱溶解平衡狀態。
Qc＞Ksp時，溶液中的離子結合為沉澱至平衡。
Qc＜Ksp時，體系中若有足量固體，固體溶解至平衡。
(2)沉澱的轉化
根據溶度積的大小，可以將溶度積大的沉澱可轉化為溶度積更小的沉澱，這叫做沉澱的轉化。沉澱轉化實質為沉澱溶解平衡的移動。 四、離子反應 1、離子反應發生的條件
(1)生成沉澱
既有溶液中的離子直接結合為沉澱，又有沉澱的轉化。
(2)生成弱電解質
主要是H＋與弱酸根生成弱酸，或OH－與弱鹼陽離子生成弱鹼，或H＋與OH－生成H2O。
(3)生成氣體
生成弱酸時，很多弱酸能分解生成氣體。
(4)發生氧化還原反應
強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應，且大多在酸性條件下發生。 2、離子反應能否進行的理論判據
(1)根據焓變與熵變判據
對ΔH－TΔS＜0的離子反應，室溫下都能自發進行。
(2)根據平衡常數判據
離子反應的平衡常數很大時，表明反應的趨勢很大。 3、離子反應的應用
(1)判斷溶液中離子能否大量共存
相互間能發生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。
(2)用於物質的定性檢驗
根據離子的特性反應，主要是沉澱的顏色或氣體的生成，定性檢驗特徵性離子。
(3)用於離子的定量計算
常見的有酸鹼中和滴定法、氧化還原滴定法。
(4)生活中常見的離子反應。
硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，主要有：
Ca2＋、Mg2＋的形成。
CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－
MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－
加熱煮沸法降低水的硬度：
Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O
Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O
或加入Na2CO3軟化硬水：
Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓，Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓

我有word文檔，方便的話我可以發給你

『柒』 高中化學選修4說課稿

氣體有實際氣體和理想氣體之分。下面是由我整理的高中化學選修4說課稿，希望對大家有所幫助。

高中化學選修4說課稿(一)

一、 教材分析

1、 本課的地位與作用。

我說課的課題是：高中化學選修四《化學反應原理》，第 三 單元，第 一 課《 弱電解質的電離 》。這節課在本冊書中的地位承上啟下，關聯化學平衡和電離平衡，所以要學生掌握歸納、演繹、分析辨析的能力。

學習本課有以下幾個作用： 一、復習化學平衡的有關知識。二、推演電離平衡和化學平衡的聯系及區別。三、掌握電解質的概念，區分強弱電解質。四、為鹽的水解平衡構建基礎。

2、 教學目標及依據。

根據《化學課程標准》的具體要求，結合教材，本著面向全體學生、使學生自主全面主動發展的原則，我確定本節課的教學目標如下：

①知識與能力目標：

1、能描述弱電解質在水溶液中的電離平衡，了解酸鹼電離理論

2、了解電離平衡常數及其意義

3、了解強電解質和弱電解質與結構的關系

②過程與方法目標：

通過實驗，培養學生觀察、分析能力，掌握推理、歸納、演繹和類比等科學方法

③情感、態度與價值觀目標：

讓學生了解化學與生活，化學與社會的息息相關

3、 重點與難點突破及途徑。

本節教學重點是：強、弱電解質的概念和弱電解質的概念

難點原因：弱電解質的電離平衡，要掌握弱電解質的可逆電離，再由化學平衡的定義推演

突破途徑：構建實驗，設計實驗方案，從等濃度的鹽酸和醋酸導電性以及PH值不同的比較，分析不同的原因，歸納出強弱電解質的劃分標准及概念。

二、教材處理

1、 學生狀況及對策：

學生對化學平衡已經有了較深刻的理解，已經知道化學平衡的特徵，所以上手較容易。要讓學生學會用已知知識推斷和演繹未知知識的思想，要強化實驗的設計和分析，培養學生的理科思維。

2、 內容的組織安排：

內容上結合學生實際，分為兩課時，這節課主要讓學生掌握強弱電解質的區別及電離平衡的構建。教學中要注意前後知識的關聯，側重實驗的分析，概念的辨析，從知識最細微的地方強化區別。課堂主思路就是回顧------辨析------實驗-----分析------構建概念-----應用-------小結。

三、教法學法與教學手段

1、教學方法：為了突出重點，突破難點，完成教學目標，選擇行之有效的教學方法是非常關鍵的。根據課程標準的要求和本節課的特點，我主要採用(實驗探究法、控制變數法、知識遷移法、建立模型法、認識類比法、問題討論法、教師導學法、學生自學法)倡導自主、合作、探究的學習方式，關注學生的個體差異和不同的學習需求，愛護學生的好奇心、求知慾。這樣既充分調動了學生學習的積極性，又培養了學生的觀察、分析和思維能力和創新意識。

2、學習方法

古人主張：“授人魚，不如授人以漁”，在全面推進課程改革的今天，課堂上不僅要傳授文化知識，更重要的是教給學生科學的學習方法，為他們今後繼續教育或終身教育打下基礎，所以在教學過程中我注意滲透學生學法指導，如：(自學法、實驗探究法、控制變數法、知識遷移法、模型法、類比法、由簡到繁法、動手動腦)

3、教學手段：運用多媒體、板書、投影機等

四、 教學程序設計

為了完成本節的教學目標，我是這樣安排的：

第一環節：知識回顧：導入舊概念，提出新問題，激發興趣，(激發求知慾)對

已掌握知識做二次回顧和概念辨析。

第二環節：新課學習： 設計實驗情景，讓學生動手動腦，學會知識的關聯，會

應用已有知識解決新問題，通過學生互助，教師引導，完成知識的構建，能力的應用。

第三環節：課堂檢測：設計情境，讓學生對新知識做到再次辨析，升華知識，理

解新內容。最後課堂小結，完善知識體系，總結課堂問題，加深記

憶。

第四環節：布置作業：分為兩部分：

(1)書面作業課本課後習題P43-44及學案練習題和復習本節。

(2)預習下節內容，目的是為了鞏固本節知識和順利學習下節課做准備。

第五環節：教學體會

總之，本節課我是在培養學生各方面素質的前提下設計的。教學中採用(實驗探究法、控制變數法、知識遷移法、建立模型法、認識類比法、分組討論法、問題討論法、教師導學法、學生自學法)等多種教學方法。運用實驗、電教媒體等教學手段，把學生探索知識、培養學生興趣和能力、滲透學生學習方法有機地結合在一起，目的使學生得到全面發展。

第六環節：板書設計：

第三章 水溶液中的離子平衡

第一節 弱電解質的電離

一、電解質有強弱之分

在水溶液里全部電離成離子的電解質叫強電解質;如強酸、強鹼、絕大多數鹽。

只有一部分分子電離成離子的電解質叫弱電解質。如弱酸、弱減、水。

二、弱電解質的電離過程是可逆的

1、CH3COOH

弱電解質電離平衡狀態建立示意圖

2、在一定條件(如溫度、濃度)下，當電解質分子電離成離子的速率和離 CH3COO-+H+

子重新結合生成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。

3、電離平衡的特徵

4、影響因素：①濃度 ②溫度

高中化學選修4說課稿(二)

今天我說課的內容是新課程人教版高中化學選修4第三章第三節《鹽類的水解》(第一課時)，以下我從五個方面加以闡述。

一、教材分析

1、本節課在教材中的地位和作用

(1)鹽類的水解是在學生已經學習了化學平衡原理的基礎上討論電解質在水溶液中的電離行為，包括弱電解質的電離平衡和水的電離平衡兩個平衡體系;學生也知道溶液酸鹼性的本質原因，在此基礎上再來探究鹽類在水溶液中的酸鹼性規律，這樣有助於促進學生的認知發展。

(2)鹽類水解是後續電化學學習的必備基礎。從知識結構上講，鹽類水解平衡是繼弱酸、弱鹼及水的電離平衡體系之後的又一個電解質溶液的平衡體系，利於學生形成完整的電解質溶液的平衡體系。

2、本節課的重點、難點

重點：鹽類水解的本質。

難點：鹽類水解的離子方程式的書寫。

二、課標要求

1、認識鹽類水解的原理，能解釋強酸弱鹼鹽和強鹼弱酸鹽的水解。弱酸弱鹼鹽的水解不做要求。

2、能運用鹽類水解的規律判斷常見鹽溶液的酸鹼性，正確書寫鹽類水解的離子方程式。

三、學習目標及措施

根據學生已有的知識水平和認知能力，結合新課標的基本理念，制定學習目標如下：

1、鹽類水解的原理是什麼?藉助於實驗探究和理論分析這“兩條腿”走路，引導學生

+–根據溶液酸鹼性與溶液中H、OH濃度的關系這一核心思路，綜合分析水的電離和弱電解質

的電離兩個平衡體系中各種離子間的相互作用，探究鹽類水解的原理。

2、鹽類水解的規律有哪些?採用歸納法揭示幾類鹽水解的規律。

3、如何正確書寫鹽類水解的反應方程式?結合離子反應方程式書寫的基礎多加練習。

四、教學方法

這節課，我採取了實驗探究和理論研究兩條學習主線：

實驗探究是使用實驗探究的科學方法，探究不同類型鹽溶液的酸鹼性，揭示化學平衡理論在鹽溶液中的延伸。其目的在於使學生體驗科學研究的過程，激發學習化學的興趣，強化科學探究的意識，促進學習方式的轉變，培養學生的創新精神和實踐能力。

理論研究是能從微粒間相互作用這一微觀本質的角度去理解鹽溶液呈現酸鹼性這一宏觀現象。運用已有的化學平衡知識，發掘出新知識的“生長點”——鹽類水解，形成科學的世界觀。

本節課的教學設計充分體現新課改理念，如

①引課的情境設計貼近學生、貼近實際;

②採用歸納法揭示幾類鹽水解的規律;

③教學重、難點的突破採用自主合作探究方法;

④概念的建構充分體現概念的科學價值。感性和理性兩條探究主線相輔相成，使鹽類水解的概念統一在化學平衡的理論體系之中。既達到理論完整，又培養了學生實事求是的科學態度。

五、教學過程

Ⅰ引課(3分鍾) [實驗並投影展示]

1、泡沫滅火器(NaHCO3溶液和Al2(SO4)3溶液)的滅火原理。

2、NH4Cl溶液能除銹、Na2CO3溶液能除油。(前兩條貼近生產、生活實際)

3、在必修1第二章物質的分類一節，科學探究中有制備Fe(OH)3膠體的實驗(向沸水中逐滴加入1~2mL FeCl3飽和溶液)，實驗室中盛裝NaHCO3 、CH3COONa 溶液的試劑瓶使用橡膠塞。(貼近學習生活)

引課突出關鍵詞：鹽、水、酸鹼性。

將關鍵詞聯立起來，提出假設：鹽溶液可能呈酸鹼性。 設計意圖：

①問題情境設計貼近學生、貼近實際，能激發學生求知慾，會產生大膽的猜測。

②充分發揮教師的主導作用，挖掘關鍵詞，提出假設→實驗探究→得出結論→運用理論。使學生能夠運用科學的研究方法。

③培養學生處理信息的能力。 Ⅱ學習新課(20分鍾)

[板書]一、實驗探究——鹽溶液的酸鹼性

[分組實驗]對鹽溶液進行酸鹼性測定

[板書]溶液呈中性的有：NaCl 、 Na2SO4 溶液呈酸性的有：NH4Cl 、 AlCI3

pH

溶液呈鹼性的有：CH3COONa 、 NaHCO3

pH

得出結論：鹽溶液有酸、鹼、中性。

誰強顯誰性

設計意圖：

①將教材圖表中七種鹽調整為六種，去Na2CO3換AlCI3，好處是不影響鹽類水解概念的建立，卻能降低“越弱越水解”規律提煉的難度。把Na2CO3的水解放在水解方程式書寫環節中處理。

②增加了鹽溶液pH值一項，為鹽的水解規律“越弱越水解”的提煉做好鋪墊。 以上設計就是為了教學過程中問題的提出更具有層次和梯度，符合認知規律，從而發揮學生的主體作用，使學生更好的參與到教學活動中去。

[思考]

1、鹽溶液呈現酸性或鹼性是由鹽類的水解造成的。那麼強酸和強鹼所生成的鹽會不會水解呢?(由學生自主分析)

2、弱酸、弱鹼的電離與鹽類的水解有什麼異同?

設計意圖：

運用對比法，分清概念。

[設問]鹽類水解有哪些規律呢?

Ⅲ 找規律(3分鍾)

3、鹽類水解的規律：有弱才水解，無弱不水解;

[設問]相同條件下，pH值： NH4Cl > AlCI3

pH 值： NaHCO3 > CH3COONa 為什麼呢?

[分析]鹼性：NH3·H2O> Al(OH)3

酸性：CH3COOH >H2CO3

[結論]越弱越水解。

[小結]有弱才水解，無弱不水解;誰弱誰水解，誰強顯誰性;越弱越水解，同強顯中性。

本節課同學們旨在通過實驗和理論分析兩個角度理解並掌握鹽類水解的原理——鹽溶於水後在水中電離出的弱離子(弱酸酸根離子或弱鹼的陽離子)與水電離出的H+或OH結-合生成弱電解質的過程。並在掌握鹽類水解原理的基礎之上學會鹽類水解方程式的書寫。