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1、第一章 化学反应与能量 一、教学目标：1、理解焓变（H） 反应热、热化学方程式、燃烧热、中和热及化学反应热的计算教学重点：理解概念教学难点：化学反应热的计算二、问题导学1、焓变（H） 反应热 放热反应 H 0 吸热反应 H 0焓变（H）单位：KJ/mol2、 热化学方程式 3、燃烧热焓变（H） 反应热 注意点：1 2 3 书写燃烧热化学方程式应以燃烧1mol纯物质为标准来配平其余物质的化学计量数。4、中和热 三、问题探究：1.环形玻璃棒的作用 2.烧杯间填满碎泡沫塑料的作用 3.大烧杯上如不盖硬纸板，求得的中和热数值 （填“偏大”、“偏小”或“无影响”）S，H04、书写焓变（H） 反应热时应注
2、意：1） 2） 3） 4） 5） 5、化学反应热的计算 盖斯定律：化学反应速率 假设反应体系的始态为S，终态为L，若SL，H0；则L 四、课堂练习 见课本五、自主小结第二章 化学反应速率和化学平衡一、教学目标1、理解化学反应速率、化学平衡移动原理（勒夏特列原理）、等效平衡； 2、知道化学平衡常数并会计算3、能对化学反应自发进行的方向的判断教学重点：对概念理解。二、问题导学1、化学反应速率（1）概念： （2）表示方法： （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。）2、影响化学反应速率的因素（1）内因（主要因素） 。（2） 1）浓度： 。 有关解释：在其他条件不变
3、时，对某一反应，活化分子在反应物中所占的百分数是一定的。单位体积内活化分子的数目与单位体积内反应物分子的总数成正比。当反应物浓度增大时，单位体积内分子数增多，活化分子数也相应增大，单位体积内的有效碰撞次数也相应增多，化学反应速率增大。 2）压强： 有关解释：当温度一定时，一定物质的量的气体的体积与其所受的压强成反比。若气体的压强增大到原来的2倍，体积就缩小到原来的一半，单位体积内的分子数就增大到原来的2倍。故增大压强，就是增加单位体积里反应物的物质的量，即增大反应物的浓度，反应速率相应增大；相反，减小压强，气体的体积就扩大，反应物浓度减小，反应速率随之减小。说明： 若参加反应的物质为固体、液体
4、或溶液，由于压强的变化对它们的浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。与化学反应无关的气体对化学反应速率是否有影响，要分情况而定。在一定温度下于密闭容器中进行的化学反应N2(g)+3H2(g) 2 NH3 (g)： a、充入He并保持容器的容积不变时，虽容器内气体的总压增大，但由于气体的容积不变，反应物气体的物质的量浓度不变，化学反应速率不变，平衡不移动。 b、充入He并保持容器内的总压不变时，必然是容器的容积增大。而气体容积的增大，引起反应物浓度的减小，化学反应速率减小，平衡左移。 3）温度： 。经验规律：一般来说，温度每升高10，反应速率增大24倍。 有关解释：在浓度一定时，升高温度，反应物
5、分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而增加了反应物分子中活化分子的百分数，使有效碰撞次数增多，反应速率增大。温度升高，分子的运动加快，单位时间里反应物分子间碰撞次数增加，反应也相应地加快，前者是反应速率加快的主要原因。 说明：温度对反应速率的影响规律，对吸热、放热反应都适用，且不受反应物状态的限制。4）催化剂： 。 5） 向反应体系输入能量，都有可能改变化学反应速率。三、问题探究1、化学平衡移动原理（勒夏特列原理）： 1）、浓度： 。 2）、压强： 3）、温度： 。2、等效平衡： 。（1）定温、定容：反应前后气体体积改变： 值相同。反应前后气体体积不变： 比值相同。（2）
6、定温、定压： 与原平衡比值相同。3、化学平衡常数Cm (A)C n (B)Cp (C)Cq (D)K= 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，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），用符号K表示。 如：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) （注意：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。K值与浓度无关，只受温度影响。不指明温度，K值无意义。对于给定的化学反应，正、逆反应的平衡常数互为倒数。）应用：判断反应进行的程度：K值越大，反应进行的程度越大，反应物转化率越高。 判断反应热效应
7、：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、化学反应自发进行的方向的判断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G=HTS 0， 反应能自发进行 G=HTS 0，反应处于平衡状态 G=HTS 00低温0，高温00任何温度都不能自发00任何温度都能自发00，低温0较低温度能自发四、课堂练习五、自主小结第三章 电离平衡第一节 弱电解质的电离一、 教学目标1、理解强电解质和弱电解质及弱电解质的电离平衡、电离平衡常数。教学重点：对概念理解。二、问题导学1、强电解质和弱电解质 强电解质： 电
8、解质 电离程度 弱电解质注意：化合物不是电解质即为非电解质难溶性化合物不一定就是弱电解质。（例如：BaSO4难溶，但它溶解那部分是完全电离的，所以BaSO4等仍为强电解质。）溶液的导电性与电解质强弱没有必然的关系电离方程式的书写， 强电解质电离用“=”，弱电解质电离用“”三、问题探究1、弱电解质的电离平衡1）、电离平衡概念： 2）、特点：（1） （3） （4）“变”： 3）、影响电离平衡的因素（1）决定性因素弱电解质的本性。（2）外因：溶液浓度同一弱电解质，物质的量浓度越大，离子浓度越大，电离度越小 温度由于弱电解质电离过程均要吸热，因此温度升高，电离度增大。4）、电离平衡常数（1）概念： （
9、2）电离平衡常数的意义：K值越大， ；K值越小， 。（3）影响K的外界条件： 。（4）多元弱酸、多元弱碱的电离多元弱酸的电离 。多元弱碱 四、课堂练习五、自主小结第二节 水的电离和溶液的pH值1、水是极弱的电解质，原因能发生自电离 H2O+H2OH3O+OH简写成H2OH+OH，与其它弱电解质一样，其电离程度大小受温度及酸、碱、盐等影响。2、水的离子积纯水及电解质稀溶液中（c1molL1）有c(OH)c(H+)=Kw，Kw只受温度影响，常温时（25）Kw=11014，温度升高，水的电离程度增大。Kw亦增大，100，Kw=11012。计算题记牢公式c(OH)c(H+)=Kw计算时看是否是常温，不
10、是常温要看该温度下的Kw值酸碱中和滴定1、仪器和试剂量取液体 ： 滴定管铁架台（滴定管夹）、锥形瓶、标准液和待测液、指示剂2、操作步骤：检查滴定管是否漏水（操作方法） 蒸馏水洗涤 标准液或待测液润洗滴定管 装液和赶气泡调零 滴定 读数3、指示剂选用：变色要灵敏，变色范围要小，且变色范围尽量在pH突变范围内（因此中和滴定一般选用酚酞、甲基橙，而不用石蕊试液。4、滴定终点不是酸碱恰好完全反应，但是由于在酸碱恰好完全反应前后，少加一点标准液或多加一滴标准液，会使pH发生很大的变化，可以使酸碱指示剂变色，对于结果影响不大。第三节 盐类的水解（课时1、2）一、盐溶液的酸碱性2.任何一种盐都可以看作是 和
11、 反应的产物，按生成盐的酸和碱的强弱可以把盐分为： 水溶液呈 性 水溶液呈 性 水溶液呈 性弱酸弱碱盐 水溶液的酸碱性要看弱酸和弱碱的相对强弱。（谁强显谁性）要求：能够根据化学式判断盐的种类，进而推出前三种盐溶液的酸碱性（1）常见的强酸有 、 、 、 、 、 。（1）常见的强碱有 、 、 、 。(另第IA族的铷、铯, 第IIA族的锶对应的碱)例题：实验室有下列试剂：NaOH溶液 水玻璃 Na2S溶液 NH4Cl溶液 浓H2SO4，其中必须用带橡胶塞的试剂瓶保存的是（ ）A、 B、 C、 D、二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因溶液呈酸、碱性取决于 .强酸强碱盐溶液中没有任何因素使c(H+)和c(OH)不相等,因此强酸强碱盐溶液呈 性.任何水溶液中都存在水的电离平衡 .强酸弱碱盐在水溶液中完全电离,电离出 阳离子和 阴离子,则强酸弱碱盐电离出来的 离子和水电离出来的 离子结合成 使H2O的电离平衡向 方向移动,到达新平衡时c(H+) c(OH),溶液呈
