普通化学电子教案

--本页仅作为文档封面，使用时请直接删除即可--

--内页可以根据需求调整合适字体及大小本页仅作为文档封面，使用时请直接删除即可--

--内页可以根据需求调整合适字体及大小--普通化学电子教案(总89页)PAGE学科：普通化学章节：第一章化学反应的基本规律第一节化学反应速率教学目的：通过教学让学生掌握反应速率的表示方法，了解基元反应和复杂反应，反应级数，质量作用定律，阿伦尼乌斯公式，活化能的概念以及浓度、温度、催化剂对反应速率的影响。教学重点：反应速率的表示方法，基元反应和复杂反应，反应级数，质量作用定律。阿伦尼乌斯公式。活化能的概念，浓度、温度、催化剂对反应速率的影响。教学难点：质量作用定律。阿伦尼乌斯公式教学过程：一、新课讲解（80分钟）（一）、化学反应速率的表示方法(1)、平均速率和瞬时速率1.平均速率通常用单位时间内反应物浓度的减少或产物浓度的增加来表示。化学反应速率：=d/dt(瞬时速率）=/t（平均速率）举例说明：3H2(g)+N2(g)=2NH3(g)t=0s(mol)t=s(mol)以H2计算反应进度=nH2/H2=mol/-3=mol计算其反应速率：=mol/s=mol/s注意要点：a.反应速率的单位：mols-1b.反应速率与物质的选择无关。c.数学概念上分清平均速率与瞬时速率的不同。（二）、影响化学反应速率的因素1、浓度对化学反应速率的影响、基元反应与非基元反应（微观）(1)、基元反应2NO+2H2=N2+2H2O2NON2O2（快）（1）N2O2+H2N2O+H2O（慢）（2）N2O+H2N2+H2O（快）（3）反应物分子在碰撞中一步直接转化为生成物分子的反应称为基元反应。(2).非基元反应不是一步直接转化为生成物分子的反应称为非基元反应。、简单反应和复合反应（宏观）(1).简单反应：仅由一种基元反应构成的整体反应(2).复合反应:由两种或两种以上的基元反应构成的整体反应。复合反应中决定整个反应速率的那步基元反应，称为控速步.质量作用定律在一定温度下,简单反应(或复合反应中任一基元反应),反应速率与以反应式中化学计量数为指数的反应物浓度的乘积成正比a(A)+b(B)=d(D)+e(E)（简单反应）r=kca(A)cb(B)----速率方程k—反应速率常数简单反应a(A)+b(B)=d(D)+e(E)r=kca(A)cb(B)----速率方程说明：1.不同反应，反应速率常数k不同2.同一反应，k随温度、溶剂、催化剂而变，与反应物浓度无关1.4.应用速率方程注意事项（1）若反应物为气体，可用分压代替浓度(2)固体、纯液体、稀溶液中溶剂不写入表达式C(s)+O2(g)=CO2(g)r=kc(O2)(3)k、r的量纲r的量纲为[c][t]-1如mol·dm-3·s-1.速率方程的确定a(A)+b(B)=d(D)+e(E)速率方程表示为r=kcx(A)cy(B)反应级数=x+yx为A的反应级数y为B的反应级数(1)若为简单反应则x=a，y=b，反应级数=a+b(2)若为复合反应则x、y由实验确定2、温度对化学反应速率的影响1887年瑞典化学家Arrhenius总结了大量的实验数据，发现化学反应速率常数与温度有如下的关系：上式称为“阿伦尼乌斯公式”。式中：R=Jmol-1K-1,摩尔气体常数。Ea,活化能，“阿伦尼乌斯公式”的用途：1、对某一个实际反应，可用“阿伦尼乌斯公式”，求取其活化能。方法：在不同的温度下测量其反应速率常数，然后以lgk对1/T作图，可得一条直线。此直线的斜率为-Ea/,截距为A。2、如果我们已知反应的活化能和某一温度下的反应速率，利用此公式，也可求得另一温度下的反应速率。（三）.反应速率理论和活化能(1)、碰撞理论要点1.假设分子是无内部结构和内部运动的刚性小球。2.分子间相互碰撞是发生反应的首要条件，但只有少数能量高的分子间碰撞，才能发生反应。能发生反应的碰撞称有效碰撞。能发生有效碰撞分子称活化分子(2)、反应条件1.反应物分子必须具有足够大的能量2.有些反应物分子要定向碰撞(3)、活化能把反应物分子变成活化分子所需的能量。单位：kJ.mol-1活化分子的平均能量E*与反应物分子平均能量Er之差：Ea=E*-Er1.不同反应有不同的Ea2.Ea大，活化分子分数越小，单位时间内有效碰撞次数越少，反应速率越慢。反之，Ea越小，反应速率越快。用活化能的概念，解释浓度、温度对化学反应速率的影响：当反应物的浓度增加时，活化分子的数量增加，反应速率自然随之增大。当反应温度升高时，分子碰撞的次数增加，同时反应物分子中。活化分子所占的比例升高，因而反应速率增大。（四）.催化剂对反应速率的影响(1).催化剂：一种能改变化学反应速率，而本身质量和组成保持不变的物质。(2).正催化剂：加快反应速率的催化剂。(3).负催化剂：减慢反应速率的催化剂。催化剂之所以能改变反应速率，是由于参与反应过程，改变了原来反应的途径，因而改变了活化能。（4）催化剂的作用原理a提供活化中心b是活化络合物的一部分c改变了化学反应的具体历程d降低了活化能（5）催化剂的重要应用化工生产,生物催化剂——酶教学手段与方法：多媒体演示作业：P301，3学科：普通化学章节：第一章化学反应的基本规律第二节化学反应中的能量关系教学目的：通过教学让学生掌握化学反应中的质量守恒与能量守恒的基本概念与计算教学重点：化学反应中的能量变化：恒容热效应与热力学能变；恒压热效应与焓变；标准摩尔生成焓，盖斯定律。教学难点：恒容热效应与热力学能变；恒压热效应与焓变；标准摩尔生成焓教学过程：一、复习旧课（5分钟）提问：1.什么是体系与环境？2.过程和途径有何区别?3.理想气体状态方程是怎样的?二、新课讲解（80分钟）(一)、化学反应的质量守恒定律在化学反应中，物质的质量是守恒的。即参加反应的全部物质的质量总和等于反应后生成物的质量总和。(二)、能量守恒——热力学第一定律1、热力学能（内能）热力学能（内能）——体系内部能量的总和。构成：分子的平动能、转动能，分子间势能、电子运动能、核能等。是一种热力学状态函数无法知道他的绝对值，但过程中的变化值却是可以测量的。2、热力学第一定律——能量守恒定律表述：能量只可能在不同形式之间转换，但不能自生自灭。U=U2-U1=Q+W热力学第一定律有称能量守恒定律。它是人们从生产实践中归纳总结出的规律，是自然界中普遍存在的基本规律。、热力学第一定律U、W、Q的关系U2=U1+Q+W△U=U2-U1=Q+W体系吸热，Q为+；体系放热，Q为-。环境对体系作功，W为+；反之，W为-。(三)、化学反应的热效应1、恒容热效应与热力学能变如果体系的变化是在恒容的条件下，且不做其他非膨胀功（W’=0，则：W=We+W’=0）此时：ΔU=Q+W=QV即：热力学能变等于恒容热效应。*在弹式量热计中,通过测定恒容反应热的办法，可获得热力学能变ΔU的数值.2、恒压热效应与焓变在我们的实际生产中，很多的化学反应都是在大气层中（一个大气压，103kpa）条件下进行的，这是一个体积有变化，但压力恒定的过程（恒压过程）。为了方便地研究恒压过程中的问题，我们需要引入另一个重要的热力学状态函数——焓。焓变——化学反应的恒压热效应现设体系的变化是在恒压、只做膨胀功（不做其他功，如电功等）的条件下进行的在此恒压过程中：*体系吸收的热量记作Qp*体系对环境所做的功p(V)=p(V2-V1)因此，环境对体系所做的功：W=-p(V)=-p(V2-V1)于是根据热力学第一定律，有如下的关系：U2-U1=U=Q+W=Qp-p(V)=Qp-p(V2-V1)所以：Qp=(U2-U1)+p(V2-V1)=(U2+pV2)-(U1+pV1)定义热力学状态函数焓，以H表示H=U+pV则：Qp=(U2+pV2)-(U1+pV1)=H2-H1=H重点理解焓H是一种状态函数，只与体系的起始状态有关。与过程路径无关。焓变值H等于体系在恒压过程中的热效应Qp。在其他类型的变化过程中，焓变值H不等于热效应，但并非说，焓变值H为零。焓代表了恒压条件下体系所包含的与热有关的能量，具有能量量纲，单位是J或kJ。因为经常遇到的化学反应都是在大气层这样一个恒压环境中发生的，所以焓是一个极其重要的状态函数。焓与与热力学能一样，其绝对值无法确定。但状态变化时体系的焓变ΔH却是确定的，而且是可求的。焓是体系的广度性质，它的量值与物质的量有关，具有加和性。过程与焓(1)对于一定量的某物质而言，由固态变为液态或液态变为气态都必须吸热，所以有:H(g)>H(l)>H(s)(2)当某一过程或反应逆向进行时，其ΔH要改变符号即：ΔH（正）=-ΔH（逆）(3)对于任何化学反应而言，其恒压反应热Qp可由下式求出：Qp=ΔH=H生成物-H反应物（在化学反应中，可把反应物看作始态，而把生成物看作终态）ΔH>0为吸热反应，ΔH<0为放热反应。由于大多数化学反应是在恒压条件下进行的，其ΔH=Qp，即为恒压反应热。所以焓变比热力学能变更具有实用价值，用得更广泛、更普遍。3．焓与热力学能的关系由焓的定义：H=U+pV则：ΔH=ΔU+Δ(pV)i)对于恒压、只作体积功的化学反应，有：ΔH=ΔU+pΔVii)对于固相和液相反应，由于反应前后体积变化不大，故有：ΔH≈ΔUiii)对于气相反应，如果将气体作为理想气体处理，则有：ΔH=ΔU+Δn（RT）式中Δn为生成物的量与反应物的量之差。(四)、盖斯定律与反应热的计算1．反应进度和热化学方程式i)什么是“化学反应的进度”——描述化学反应的进行程度的物理量。在反应的某一阶段中，某反应物量（摩尔数）的改变值与其化学计量数的商。单位：mol用希腊字母ξ表示。对于任一化学反应，有质量守恒定律：0＝BB，例如下列给定反应： dD+eE=gG+hH 通式为：式中nB()和nB(0)分别表示反应进度为和0时，B物质的量(mol)。注意：反应物的计量系数取负值，生成物的计量系数取正值。举例说明：3H2(g)+N2(g)=2NH3(g)t=0s(mol)t=s(mol)以H2计算反应进度=nH2/H2=mol/-3=mol以N2计算反应进度=nN2/N2=mol/-1=mol以NH3计算反应进度=nNH3/NH3=mol/2=molii)热力学标准态热力学在处理化学反应体系时，必须选定某一状态作为“计算、比较的标准”，这一标准即称做热力学标准状态。IUPAC规定：100kPa为标准压力，以p表示之，处于标准压力之下的体系，称为体系的标准状态。各种体系的标准状态规定如下：纯固体、液体，当该物质处于外压为标准压力之下。纯气体（理想气体）：p=p=100kPa混合气体：pi=p=100kPa(pi某组分气体的分压力)理想溶液：p=p=100kPa，c=c=mol/dm3(c:标准浓度)注意事项：上述标准状态并未指定温度，即：H2（100kpa,298K）是标准状态，H2（100kpa,200K）也是标准状态。IUPAC推荐作为温度的一般参比标准，如不注明，则指的是，其他温度则须指明，用（T）表示。iii)化学反应的标准焓变、标准摩尔焓变和热化学方程式在特定的温度之下（如不特别指明，则为298K）如果参加化学反应的各物质（包括反应物和产物）都处于热力学标准状态（p=p=100kpa），此时在化学反应的过程中产生的焓变即称作：标准焓变，以符号ΔrH表示之。例如：H2(g)+N2(g)=NH3(g)ΔrH=kJ但是：化学反应的焓变，不仅与温度、压力等有关，还与反应中物质的量有关。规定：化学反应进度ξ=1时化学反应的焓变为化学反应的标准摩尔焓变。以符号ΔrHm表示之。ΔrHm=ΔrH/ξ例如：3H2+N2=2NH3(气体)ΔrHm=—KJ/mol热化学方程式表示出了化学反应过程中热效应的化学反应计量方程式称为热化学方程式(thermodynamicequation)。例如，在时有：1)H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)rHm=-kJmol-12)2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)rHm=-kJmol-13)C(石墨)+O2(g)=CO2(g)rHm=-kJmol-12、物质的标准摩尔生成焓定义：在标准状态下，由最稳定单质生成1mol某种物质的反应的标准焓变，叫做该物质的标准摩尔生成焓，以符号ΔfHm表示之。注意要点：最稳定单质的标准摩尔生成焓为零。什么是最稳定单质？举例说明：C（s,石墨）、I2（s）、H2(g)、S(s,斜方硫)是指生成1mol物质，不是生成反应的标准摩尔焓变。3、盖斯定律俄国化学家对化学反应的数据进行总结（1840）指出：不管化学反应是一步完成，还是分几步完成，其化学反应的热效应是相同的。根据以上所说的“盖斯定律”，对于任何指定化学反应，其标准摩尔焓变ΔrHm，等于所有生成物的标准生成焓，减去所有反应物的标准生成焓。ΔrHm=iΔfHm(生成物）-jΔfHm(反应物）教学手段与方法：多媒体演示作业：复习本节内容，预习下节内容学科：普通化学章节：第一章化学反应的基本规律第三节化学反应方向教学目的：通过教学让学生掌握用熵变和吉布斯自由能变来判断化学反应的方向教学重点：自发过程与化学反应方向，熵与混乱度，热力学第二定律；吉布斯自由能和吉布斯自由能变。计算化学反应的ΔrHm，ΔrSm和ΔrGm。用ΔrSm和ΔrGm判断化学反应的方向。教学难点：熵与混乱度，吉布斯自由能和吉布斯自由能变教学过程：一、复习旧课（5分钟）提问：1.何为热力学第一定律2.恒容热效应与热力学能变有何关系3.恒压热效应与焓变有何关系二、新课讲解（80分钟）（一）、自发过程与化学反应的方向性1.什么是自发过程2.什么是化学反应的方向3.自发过程、自发反应有哪些共同的特点1、什么是自发过程无须外力的干涉，“任其自然，不去管它，便能自动进行下去的过程，称为自发过程。2、什么是化学反应的方向指的是化学反应自发进行的方向，例如：2H2+O2=2H2OZn+H2SO4=ZnSO4+H2AgNO3+NaCl=AgCl+NaNO33、自发过程、自发反应有哪些共同的特点？

a)正向自发，逆向则为非自发.b)自发的过程进行有一定的限度，即最终达到平衡。c)自发的过程的内在推动力是什么？

A、能量倾向于较低，例如放热反应B、混乱度倾向于增加历史上曾有人，用焓变作为化学反应的方向性的判据。但对有些情况，遭到了失败。例如：水的蒸发（吸热）NH4Cl的溶解N2O5=2NO2+1/2O2这种失败，其原因是，只考虑了化学反应能量这一个方面的因素。但决定整个化学反应方向的还有另外一个重要因素，即：“混乱度”的因素。因此，要全面考察化学反应的方向，还必须引入一个新的热力学状态函数——熵。（二）、物质的标准熵与化学反应的熵变1、体系的混乱度与熵混乱度：排列的无规律、不整齐的程度熵：表征体系混乱度的一种状态函数体系的熵，就是指体系的混乱度，指体系内部所有物质的微粒排列不整齐、无规则的程度。什么情况下，混乱度增加？物质的三态固态<液态<气态溶解的过程溶质的分子与溶剂的分子混合到一起化学反应反应前后，气态物质的总分子数增加CaCO3=CaO+CO2温度温度越高，混乱度越大，熵值越大自发过程，往往是混乱度增加的过程#墨水在清水中的扩散#火柴棒散乱#冰的融化，水的气化#锌粒在酸溶液中反应溶解2、热力学第三定律与物质的标准摩尔规定熵既然熵指的是体系的混乱度，那么，对于一个特定的物质体系，什么时候物质的微粒排列最整齐，物质的熵值为零？热力学第三定律就给我们指出了物质熵的零点.热力学第三定律：任何物质的完美晶体，在绝对0K时的熵值为零。完美晶体：无缺陷，所有微粒都整齐地排列于晶格节点处。绝对0K:没有热运动，是一种理想的完全有序状态。有了熵的这个“零点”，则可通过热力学的方法，求出某一状态下的物质的绝对熵ST(又称规定熵）：S=ST-S0所以：ST=S+S0=S+0=S物质的标准摩尔规定熵(简称：物质的标准熵）在标准状态下（100kPa),1mol纯物质的规定熵，称为该物质的标准摩尔规定熵，以符号Sm(T)表示。单位：J•K-1•mol-1。3、化学反应的标准摩尔熵变在特定的温度之下（如不特别指明，则为298K）如果反应物和产物都处于热力学标准状态（p=pθ），此时化学反应的过程中的熵变即称作：该反应的标准熵变，以符号ΔrS表示之。当化学反应进度ξ=1时，化学反应的熵变为化学反应的标准摩尔熵变。以符号ΔrSm表示之。化学反应的标准摩尔熵变的计算：aA+bB=dD+eEΔrSm=dSm(D)+eSm(E)-aSm(A)-bSm(B)4、熵变和化学反应的方向——热力学第二定律热力学第二定律：在孤立体系中发生的任何化学反应或化学变化，总是向着熵值增大的方向进行，即孤立体系的自发过程，ΔS孤立>0。非孤立体系:ΔS体系+ΔS环境>0（三）、吉布斯自由能1、吉布斯自由能变与自发反应的方向前已述及：自发的过程，其内在的推动因素有两个方面：其一是能量的因素，其二还有混乱度即熵的因素。ΔH仅考虑了能量的因素，不可作为判据，而ΔS仅考虑了混乱度的因素，也非全面。为了同时考虑能量和混乱度两方面的因素，1876年美国化学家Gibbs提出一个新状态函数G作为等温、等压下化学反应方向的判据：G=H–TSΔG=ΔH–Δ(TS)在等温、等压下ΔG=ΔH–TΔS上式称为吉布斯—赫姆霍兹公式，从中我们看到，ΔG中包含了ΔH（能量）和ΔS（混乱度）两方面的影响。化学热力学告诉我们：在等温、等压、不做非膨胀功的条件下，自发的化学反应总是向着体系吉布斯自由能降低的方向进行。ΔG判据：ΔG<0,能自发进行ΔG=0,处于平衡状态。ΔG>0,不自发进行，但反向是自发的。2、化学反应的标准摩尔吉布斯自由能变a)物质的标准生成吉布斯自由能ΔfGm在标准状态下，由1mol最稳定的单质生成1mol的纯物质的反应过程中的标准吉布斯自由能变，为该物质的标准生成吉布斯自由能,记作：ΔfGm注意：只有相对值,无绝对值单位：KJmol-13、标准摩尔吉布斯自由能变的计算aA+bB=dD+eEΔrGm=dΔfGm(D)+eΔfGm(E)-aΔfGm(A)-bΔfGm(B)或ΔrGm=ΔrHm—TΔrSm必须牢记：化学反应的标准摩尔焓变、标准摩尔熵变随温度的变化很小，可以忽略不计。但ΔrGm是一个温度的函数，同一个反应，在不同的温度下，有不同的ΔrGm值。4、压力、浓度对反应吉布斯自由能变的影响——非标准状态下化学反应的摩尔吉布斯自由能变（ΔrGm）对于非标准状态下，化学反应的方向，我们必须通过计算，先确定ΔrGm的符号，以判断化学反应的方向。a)压力对反应吉布斯自由能变的影响(气相反应）aA+bB=dD+eE其中：PA、PB、PD、PE为气体的分压（kPa)PA/Pθ等称为相对分压，无量纲。而=Jp(相对分压商）所以：ΔrGm=ΔrGm+RTlnJpc)浓度对反应吉布斯自由能变的影响(溶液反应）aA+bB=dD+eE其中：CA、CB、CD、CE为浓度（mol/dm-3)CA/Cθ等称为相对浓度，无量纲。而=Jc(相对浓度商）所以：ΔrGm=ΔrGm+RTlnJc总结对于非标准状态下化学反应的吉布斯自由能变：aA+bB=dD+eEΔrGm=ΔrGm+RTlnJ上式称为化学反应范特霍夫等温式。d)浓度、分压对化学反应方向的影响浓度、分压对化学反应的影响，表现在：分压商JP、浓度商JC对化学反应的摩尔吉布斯自由能变产生影响。但是：如果ΔrGm>40KJ/mol或ΔrGm<-40KJ/mol在此条件下ΔrGm已完全决定了ΔrGm的正负号，即可直接由ΔrGm做出是否自发的判决。教学手段与方法：多媒体演示布置作业：P307，8，9学科：普通化学章节：第一章化学反应的基本规律第四节化学平衡教学目的：通过教学让学生掌握化学平衡与平衡常数，平衡常数K（T）与ΔrGm的关系，浓度、压力和温度对化学平衡的影响。教学重点：化学平衡与平衡常数，平衡常数K（T）与ΔrGm的关系。有关平衡常数计算。浓度、压力和温度对化学平衡的影响，化学平衡移动。教学难点：平衡常数K（T）与ΔrGm的关系教学过程：一、复习旧课（5分钟）提问：1.何为热力学第二、三定律2.通过什么物理量可以判断化学反应的方向，条件如何二、新课讲解（80分钟）（一）、化学反应的可逆性与化学平衡1、什么是“化学反应的可逆性”CO+H2O=CO2+H2——既能正向进行，又能逆向进行的反应，叫“可逆反应”。化学反应的这种性质，称为化学反应的“可逆性”。几乎所有的化学反应都是可逆的。所不同的只是程度上的差别，有的可逆程度大些（如上例），有的可逆程度小些（例如：Ag++Cl-=AgCl)。很少有化学反应能“进行到底”，已知进行得“最完全”的化学反应是：2KClO3=2KCl+O22、什么是化学平衡？共同特点是（1）、ΔrGm(T)=0（2）.正向反应的速度与逆向反应的速度相等（3）、浓度、分压等宏观性质不随时间变化（4）、平衡是动态平衡（5）、化学平衡是暂时的、相对的、有条件的（二）、平衡常数1、什么是“平衡常数”对于一个特定化学反应aA+bB=dD+eE当反应达到平衡状态，有rGm(T)=0即：其中：pA、pB、pD、pE是指在平衡时的分压对上式进行变换：令：则有：此式给出了平衡常数与热力学状态函数之间的关系。如果是溶液中的反应，可依此类推：令：则有：注意要点：平衡常数反应了某一个化学反应进行完全的程度，数值越大，说明反应进行得越完全。平衡常数可由实验的方法测定。即：当反应达到平衡后，分别测出各反应物质的分压（或浓度），再计算出平衡常数的数值。在同一温度下，平衡常数的数值，不随压力（浓度）的变化而改变，是一个定值（常数）。平衡常数与反应的标准摩尔吉布斯自由能相关，是化学反应的热力学性质之一。2、平衡常数与温度的关系吉布斯--赫姆霍兹公式；ΔrGmθ(T)=ΔrHmθ(T)-TΔrSmθ(T)同时ΔrGmθ(T)=-RTlnKθ推得ΔrHmθ(T)ΔrSmθ(T)lnKθ=-+RTR温度T1时：lnK1θ=-ΔrHmθ/RT1+ΔrSmθ(T）/R(1)温度T2时：lnK2θ=-ΔrHmθ/RT2+ΔrSmθ(T)/R(2)式(2)-式(1)得范特霍夫公式ln3、平衡常数与化学反应的方向——反应商判据从范特霍夫等温式可得出恒温恒压、任意状态下的计算公式：rGm＝rGm＋RTlnJ当反应达到化学平衡时，反应平衡常数K与标准吉布斯自由能变有如下关系：rGm＝-RTlnK（因为：0＝rGm＋RTlnK）两式合并：rGm＝-RTlnK＋RTlnJ或：rGm＝-RTlnKJ由此得出化学反应反应商判据：若J<K,则rGm<0反应正向进行若J=K，则rGm＝0平衡状态若J>K，则rGm>0反应逆向进行(三)、化学平衡移动1、什么是“化学平衡移动”由于平衡条件的变化，旧的平衡打破，新的平衡建立的过程，就称做“化学平衡移动”2、影响化学平衡的因素影响化学平衡的因素主要有：浓度、压力、温度。浓度的影响：增加反应物浓度、减小生成物浓度，平衡向正反应方向进行。减小反应物浓度、增加生成物浓度，平衡向负反应方向进行。aA+Bb=dD+eE压力的影响：对于有气态物质参加的反应，增加反应体系的总压力，平衡向气态分子数减少的反应方向移动；降低总压力，平衡向气态分子数增加的反应方向移动。如果反应前后气体分子的总数不变，则总压力的变化，对化学平衡没有影响。气态分子总数增加的反应：CaCO3=CaO+CO2气态分子总数不变的反应：CO+H2O=CO2+H2温度的影响：温度升高，平衡向吸热（H>0)的反应方向移动；温度降低，平衡向放热（H<0)的反应方向移动。例如：2NO(g)+O2(g)=2NO(g)rHm=-114kJ/mol3、吕.查德里原理——平衡移动的一般规律当体系达到平衡后，如果改变体系的平衡条件之一（如：温度、压力、浓度等），平衡就向着减弱这个改变的方向移动。吕.查德里原理的应用：预测化学平衡移动的方向(四)、有关化学平衡的计算1、多步反应的平衡常数C（s）+1/2O2=CO（g）K1CO（g）+1/2O2=CO2(g)K2C（s）+O2=CO2（g）K3=?

得K3=K1•K2若反应式之间有2①+②=③K3=K12•K2若反应式之间有2①-②=③K3=K12/K2教学手段与方法：多媒体演示布置作业：P3110，11学科：普通化学章节：第二章溶液与胶体第一节分散体系教学目的：通过教学让学生了解分散体系的概念。教学重点：分散体系的大小教学难点：分散体系的概念教学过程：一、复习旧课（5分钟）二、新课讲解（80分钟）分散系：一种或几种物质分散在另一种物质里形成的混合物。如：溶液、胶体、浊液分散质：分散系中被分散的物质=相当于溶质分散剂：起分散作用的物质=相当于溶剂1.常见分散系的比较分散系溶液胶体浊液微粒直径＜10-9m10-9—10-6m＞10-6m微粒单个分子或离子集合许多分子集合体大量分子的集合体能否透过滤纸能能不能能否透过半透膜能不能不能稳定性稳定较稳定不稳定2、溶液１）溶液的一般概念分子或离子分散体系单相按聚集状态：气态溶液、液态溶液、固态溶液２）溶解过程与溶液的形成溶质均匀分散于溶剂中的过程——溶解是个既有化学变化，又有物理变化的复杂过程溶解包括了溶质在水中的扩散过程和溶质与水分子的结合过程即水合过程.其中扩散过程是物理过程,水合过程就是化学过程.常伴随：颜色变化，体积变化，能量变化３）溶解度的概念单位溶剂中最多能溶解的溶质的量——溶解度溶解度与温度、压力等因素有关。４）相似相溶原理溶剂与溶质的分子结构相似，就能较好地相互溶解。①键的极性极性键离子键：X>,（NaCl）极性共价键：0X（HF，AgCl）——正、负电荷重心不重合非极性键：X=0（N2）——正、负电荷重心重合键的极性可用键矩（矢量）表示：X越大、键极性越大、键矩越大离子键极性共价键非极性共价键X>0XX=0②、偶极矩：分子的极性可用偶极矩表示：=q×d（单位：10-30C·m）偶极矩是各键矩的矢量和；偶极矩越大，分子的极性越大。③、分子的极性非极性分子非极性键双原子分子：N2、H2、O2极性键、空间对称：CH4、BF3、CO2极性分子极性键双原子分子：HF极性键、空间不对称：NH3、H2O、CH3CI５）溶液浓度的表示方法物质的量的浓度c(mol·L-1或mol·dm-3)质量摩尔浓度m(mol·kg-1)摩尔分数x(无单位)①物质的量浓度定义：溶液中溶质B的物质的量浓度是指溶质B的物质的量除以混合溶液的体积。用符号c(B)表示，即：SI单位为mol·m-3；常用单位为mol·L-1。②质量摩尔浓度定义：1000g（1kg）溶剂A中所含溶质B的物质的量，称为溶质B的质量摩尔浓度。其数学表达式为bB=SI单位为mol·kg-1③摩尔分数定义：溶质B的物质的量与混合物总的物质的量之比，称为溶质B的摩尔分数，学科：普通化学章节：第二章溶液与胶体第二节：稀溶液的依数性教学目的：通过教学让学生了解稀溶液的依数性的概念，掌握稀溶液的依数性。教学重点：稀溶液的依数性教学难点：稀溶液的依数性教学过程：一、什么是“稀溶液的依数性”只与溶质的数量（摩尔分数）有关，而与溶质的本性无关的性质，称为“依数性”。只有溶质的浓度低，即所谓“稀溶液”才具有依数性通常所说的“依数性”，包括四个方面：1、蒸气压下降2、沸点上升3、凝固点降低4、渗透压[引入]把等体积的水和糖水放入密闭容器中，过一段时间糖水体积增大，而纯水体积减小了，为什么?二、溶液的蒸汽压下降：1.蒸汽压的定义：蒸发：分子冲破表面张力进入空间成为蒸汽分子的现象凝聚：液面上的蒸汽分子受到表面水分子的吸引或外界压力重新进入液体的现象饱和蒸气压：在一定温度下，当：蒸发=凝聚达到平衡，此时蒸气压为一定值。称为饱和蒸气压。每一种液体在一定温度下都一定的蒸气压。而且，液体的蒸汽压随温度的升高而增大2．溶液蒸汽压下降的原因：当向溶剂中加入一定量难挥发非电解质时，溶剂的表面有一部分被溶质粒子所占据。所以相同温度下单位时间单位体积液面上逸出溶剂分子数相对减少，平衡时溶液的蒸汽压比纯溶剂的饱和蒸汽压低。3、溶液的蒸气压下降多少？——拉乌尔定律（Raoult’sLaw)P=xAP*溶液的蒸气压下降，等于纯溶剂的蒸气压，乘溶质的摩尔分数，而与溶质的本性无关。注意要点除液体外，固体也有饱和蒸气压。如干冰、萘、碘等固体，蒸气压很大，可直接由固体变成气体（升华）。饱和蒸气压与物质的种类有关。有些物质的蒸气压很大，如乙醚、汽油等，有些物质的蒸气压很小，如甘油、硫酸等。蒸气压的大小，与液体分子间的吸引力有关，吸引力越大，蒸气压越小。极性分子的吸引力强，蒸气压小。非极性分子的吸引力小，蒸气压大。分子量越大，分子间的作用力越强，蒸气压越小。提问:1.高山上煮鸡蛋为什么不熟?2.结冰的路面撒盐的原因是什么？3.夏天腌黄瓜为什么“出汤”三、溶液的沸点上升1、什么是沸点？沸点：液体沸腾时的温度。此时液体的饱和蒸气压等于外界大气的压力。沸点上升原因：由于难挥发非电解质溶液的蒸气压要比纯溶剂的蒸气压低，所以温度达到纯溶剂的沸点时，溶液不能沸腾。为了使溶液在此压力下沸腾，就必须使溶液温度升高，增加溶液的蒸气压。溶液的沸点高于纯溶剂的沸点主要原因是由于溶液的蒸气压下降，因此溶液沸点升高值与溶液中溶质的质量摩尔浓度成正比，而与溶质的本性无关。它的数学表达式为：ΔTb＝Kb·bAKb为溶剂沸点升高常数，单位为K·kg·mol-1。四、溶液的凝固点下降：1.凝固点的定义：固液两相具有相同蒸汽压而能平衡共存的温度。P固=P液，Tf=02.凝固点下降的定义：在纯溶剂中加入难挥发非电解质后溶液的凝固点总是低于纯溶剂的凝固点的现象。3．凝固点下降的原因：溶液的凝固点是物质的液相和固相达到平衡时的温度。以水为例，0度时溶液的蒸汽压小于冰的蒸汽压则冰融化，吸热从而降低体系的温度直至冰与溶液蒸汽压相等，此时对应的温度即为溶液的凝固点。冰、水相互转化的条件：向蒸汽压小的一方变化。难挥发非电解质稀溶液的凝固点下降ΔTf与溶质的质量摩尔浓度bA成正比，而与溶质的性质无关。它的数学表达式为：ΔTf＝Kf·bAKf为溶剂凝固点下降常数，单位为K·kg·mol-1。四、溶液的渗透压渗透现象：给缺水的植物浇上水，不久，植物茎叶挺立，这也是由于水渗入植物细胞内的结果。渗透实验：一个连通器的中间，用一种只让溶剂分子通过，而不允许溶质分子通过的半透膜隔开，左边盛纯溶剂水，右边盛蔗糖溶液，使两边液面高度相等。经过一段时间后，我们会发现，右边的液面会逐渐升高，而左边液面逐渐下降，直到右边液面比左边液面高出一定的高度h为止。溶剂分子从一个液相通过半透膜向另一个液相扩散的过程叫渗透。达到了渗透平衡时，蔗糖水液面比纯水液面高出h，这段液面高度差所产生的压力称为该溶液的渗透压。就渗透而言，溶剂分子总是从低浓度溶液向高浓度溶液扩散。如果在浓度高的溶液一端施加外压，当外加压力大于渗透压时，溶剂分子就会从高浓度的一端向低浓度溶液一端渗透，这一过程叫做反渗透。1886年荷兰物理学家范特荷甫（Van’tHoff）总结得出：“稀溶液的渗透压与溶液的浓度和温度的关系同理想气体状态方程式一致”，即πV=nARTπ=c(A)RT式中，π是渗透压，V是溶液体积，nA是溶质物质的量（mol），cA是浓度，R是气体常数，T是绝对温度。对于稀的水溶液，上式也可以表示为π=bART5．渗透压的应用：（1）通过测定π估算溶质的相对分子量（2）淡水鱼和海水鱼不能互换生存环境（3）农作物施完化肥应及时浇水。（4）等渗、低渗、高渗溶液（输水）%生理盐水；5%葡萄糖（5）工业上反渗透技术的应用很广，如果汁、速溶咖啡、速溶茶的生产、海水淡化等。教学手段与方法：多媒体演示布置作业：P64，第2,3,4题学科：普通化学章节：第二章溶液与胶体第三节溶液中的酸碱平衡教学目的：通过教学让学生了解溶液酸碱平衡的基本概念和理论；掌握酸碱平衡的计算方法；了解影响酸碱平衡的因素。教学重点：一元弱酸（碱）的电离平衡及有关计算；多元弱酸的分级电离及其计算；水的离子积常数；水解平衡；同离子效应。缓冲溶液及其pH计算。酸碱质子理论教学难点：多元弱酸的分级电离及其计算，水解平衡，缓冲溶液及其pH计算教学过程：一、复习旧课（5分钟）提问：1.何为稀溶液的依数性2.胶团的结构如何二、新课讲解（80分钟）一、弱酸、弱碱的电离平衡1、一元弱酸、弱碱的电离平衡（1）电离平衡与电离平衡常数弱酸、弱碱为弱电解质，在水中部分电离，电离产生的正、负离子与未电离的分子间建立如下的化学平衡：弱酸：HAc+H2O=H3O++Ac-简写为：HAc=H++Ac其平衡常数，即弱酸的电离常数：其中：C—实际浓度mol/L，[]—相对浓度（纯数）。弱碱：NH3+H2O=NH4++OH-简写为：HAc=H++Ac-其平衡常数，即弱碱的电离常数：注意要点*Ka、Kb表示了弱酸、弱碱在电离方面的本质特性。只与温度有关，与浓度无关。*常见弱酸、弱碱的电离常数，有表可查。（p71)*水的浓度不包括在平衡常数表达式内。(2)电离度与平衡常数的关系电离度——即电离的百分数。它与电离平衡常数之间的关系，分析如下：设有弱电解质（弱酸）的电离平衡：HA=H++A-未电离时的浓度：[HA]000电离达到平衡时的浓度(1-)[HA]0[HA]0[HA]0上式中如果Ka<<10-4,且[HA]>,则电离百分数很小，1-1，则：此式说明：电解质溶液的电离度与浓度的平方根成反比，即浓度越稀电离度越大，以离子形式存在于溶液中的比例越多——稀释定律。对上式进行变换：对于弱碱，同样有：MOH=M++OH-2、多元弱酸、弱碱的电离平衡含有多个可电离的质子的酸——多元酸多元酸的电离是分步进行的，以H2S为例说明如下：一级电离：H2S=H++HS-二级电离：HS-=H++S2-总电离：H2S=2H++S2-[H+]2[S2-]Ka==Ka1Ka2[H2S]从电离常数可知，二级电离较一级电离要小得多。因此溶液中的H+离子主要来自于一级电离。在计算[H+]时可忽略二级电离：对于H2S这样的弱酸，尤其要注意，在平衡过程中有关物种的计算。p74例题3-2对于n级弱酸，或n级弱碱，也按上例同样处理。3、水的电离平衡和pH值纯水有微弱的导电性，实验说明水也是一种很弱的电解质，常温下，将有很少的一部分水分子发生了电离：H2O=H++OH-所以：[H+][OH-]=K=Kw298K精确的实验测得纯水中的离子的浓度为：[H+]=10-7，[OH-]=10-7则：Kw=10-710-7=10-14Kw称为水的离子积常数。实质上它是水的电离平衡常数。它只于温度有关。虽然是通过纯水的实验计算得来的，但对于水溶液，不论是酸性的，还是碱性的，溶液的[H+]值或[OH-]值可以变化，但它们的乘积总是等于常数Kw。人们为了使用的方便，常采用pH值来表示水溶液的酸碱性。即定义：pH=-lg[H+]pOH=-lg[OH-]pKw=-lgKw根据水的电离平衡关系，他们之间有如下的联系：[H+][OH-]=Kw=10-14pH+pOH=pKw=14对于纯水，或中性的水溶液（如NaCl等）：pH=pOH=对于酸性溶液（如HCl等）:[H+]>10-7,[OH-]<10-7,pH<对于碱性溶液（如NaOH等）：[OH-]>10-7,[H+]<10-7,pH>二、酸碱质子理论(一)、近代酸碱理论阿仑尼乌斯1884年提出了近代酸碱理论:凡是在水溶液中能够电离产生的阳离子全部都是H+的化合物叫酸.电离时产生的阴离子全部是OH的化合物叫碱.局限：无法解释NaCO3，Na3PO4呈碱性；NH4Cl现酸性的事实；无法解释非水溶液中的酸碱行为液氨中：NH4++NH2-=2NH3(二)、酸碱质子理论为了说明物质的一些反映性质，1923年两位科学家（丹麦的Bronsted和英国的Lowry)各自独立提出了“酸碱质子理论”。其内容是：凡是能给出质子的物质都是酸；酸是质子的给予体。凡是能接受质子的物质都是碱；碱是质子的接受体。根据酸碱质子理论，酸和碱之间有如下的“共轭关系”：HA=H++A-酸碱左边的HA称为碱A的“共轭酸”；右边的A称为酸HA的“共轭碱”。酸给出质子后剩余的部分就是碱；碱接受质子后就变成了酸。*质子酸、质子碱有强弱之分：酸和碱的强度，就是它们给出或接受质子的倾向的衡量尺度。凡是容易给出质子的是强酸，它的共轭碱就是弱碱。凡是容易接受质子的碱就是强碱，它的共轭酸就是弱酸。例如：HCl是强酸，Cl-就是弱碱；HAc是弱酸，Ac-就是强碱；OH-是强碱，H2O就是弱酸。酸与碱的强弱，还与溶剂有关。例如：HCl和HAc在水溶液中，前者是强酸，后者是弱酸。但如果用碱性比水强的液氨做溶剂，则两种酸的质子都完全传给了溶剂氨分子，它们在液氨中将完全电离都是强酸——拉平效应。*酸碱质子理论用来描述化学反应酸和碱的反应，实质上是质子的传递过程，可用下列通式表示：酸（1）+碱（2）碱（1）+酸（2）质子的传递方向，也决定了化学反应进行的方向：由强酸、强碱生成弱酸、弱碱的反应进行得很完全；而由弱酸、弱碱生成强酸、强碱的反应，进行得就很不完全。例如：HCl+H2O=H3O++Cl-强酸（1）强碱（2）弱酸（2）弱碱（1）HAc+H2O=H3O++Ac-弱酸（1）弱碱（2）强酸（2）强碱（1）*酸碱质子理论的缺陷：不适合不含质子的物质之间的反应情况。(三)、酸碱电子理论lewis酸：凡是可以接受电子对的分子、离子或原子，如Fe3+,Fe,Ag+,BF3等。

lewis碱：凡是给出电子对的离子或分子，如:X－,:NH3,:CO,H2O:等。

lewis酸与lewis碱之间以配位键结合生成酸碱加合物。由于化合物的配位键广泛存在，显然路易斯酸碱的范围也十分广泛。凡金属离子都是酸，与金属离子结合的不论是负离子还是中性分子都是碱。这样，一切盐类、金属氧化物以及大多数无机化合物几乎都可看作是酸碱加合物。电子理论把酸碱概念扩大到无质子接受的反应，即不受解离过程的限制，又不受溶剂的束缚，所包括的范围确实十分广泛，但不足之处也就随之而生。主要是过于笼统，不易区分各种酸碱的差别，更不能像水－离子理论和质子理论那样作定量处理。四、水解平衡水解作用的实质：盐类的离子与水电离出的OH-或H+结合生成了弱酸或弱碱的分子，从而破坏了水的电离平衡，改变了纯水中OH-或H+的正常的浓度。水解反应实际上是中和反应的逆反应：NaAc+H2O=HAc+NaOH（1）水解常数总反应：Ac-+H2O=HAc+OH-（2）分级水解多元弱酸盐的水解是分级进行的，故称为分级水解。现以Na2CO3为例说明之：CO32-+H2O=HCO3-+OH-HCO3-+H2O=H2CO3+OH-注意：水解常数和电离常数之间的对应关系比较后发现：Kh1>>Kh2,所以一级水解是主要的，二级水解可以近似忽略。（3）水解度和盐水溶液的pH值已水解的盐的浓度H=100%盐的起始浓度4、影响盐类水解的因素①、浓度对水解的影响②、温度对水解的影响③、酸度对水解的影响总结：越弱越水解；越热越水解；越稀越水解；加酸碱抑制或促进水解。三、同离子效应和缓冲溶液（1）什么是“同离子效应”在弱电解质溶液中，加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，而影响电离平衡，是弱电解质的电离度降低，这种现象叫“同离子效应”。(2)缓冲溶液1.实验事实：向纯水(pH=中加入少量酸或碱，pH值会发生显著变化向HAc-NaAc混合液中加入少量酸或碱，溶液的pH值几乎不变。2.缓冲溶液:是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持体系的pH值基本不变的溶液。3.缓冲原理：HAc=H++Ac-NaAc=Na++Ac-加入酸，如HCl，Ac-与加入的H+结合，生成HAc，C(H+)变化不大，溶液的pH值变化不大。加入碱，如NaOH，H+与OH-结合，生成H2O，C(H+）减小，HAc离解平衡向右进行，补充H+的不足，溶液PH值变化也不大。结论：少量外来酸碱的加入不会影响溶液的pH值，缓冲溶液的缓冲能力有一定限度。4.缓冲系常见的缓冲对由弱酸—弱酸盐、弱碱—弱碱盐共轭酸碱对组成。如HAc—NaAcNH3·H2O—NH4Cl5、缓冲溶液[H+]的计算弱酸—弱酸强碱盐（如HAc—NaAc）HAc=H++Ac-平衡：c酸-x≈c酸xx+c盐≈c盐弱碱—强酸弱碱盐（如NH3·H2O—NH4Cl）pOH=pKb+lgc盐/c碱结论：缓冲溶液的pH取决于两个因素，即Ka(Kb)及c盐/c酸（c盐/c碱）适当地稀释缓冲溶液时，由于酸和盐同等程度地减少，pH值基本保持不变。稀释过度，当弱酸电离度和盐的水解作用发生明显变化时，pH值才发生明显的变化。6、缓冲容量和缓冲范围①、缓冲容量两组分的浓度控制在~mol·dm-3之间较适宜。②、缓冲范围pKa±1或pKb±1两组分的浓度比控制在1：10与10：1之间较适宜。7、缓冲溶液的选择与配制:①、缓冲溶液的选择找出与溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱酸或弱碱；选择的缓冲液不与反应物或生成物发生反应。常用的缓冲体系见附录四例1．欲配制pH=的缓冲溶液应选择体系NaAc-HAc体系，pKa=例2．欲配制pH=的缓冲溶液，应选择NH3-NH4Cl体系,pKb=,pH=②、缓冲溶液的配制1）在一定量的弱酸或弱碱中加入固体盐2）相同浓度的弱酸（或弱碱）及其盐的溶液按体积比混合3）一定量的弱酸（弱碱）中加入一定量的强碱（弱酸），通过中和反应生成的盐和剩余的酸或碱组成缓冲溶液。8、缓冲溶液的应用①许多化学反应要在一定pH范围内进行；②土壤溶液是很好的缓冲溶液，有比较稳定的pH值，有利于微生物的正常运动和农作物的发育生长。③人体血液必须维持pH在左右。其中起主要作用的缓冲对是H2CO3-NaHCO3教学手段与方法：多媒体演示布置作业：P64，第5,6,8,9题学科：普通化学章节：第二章溶液与胶体第四节沉淀-溶解平衡教学目的：通过教学让学生掌握溶度积常数、溶度积规则及有关计算；了解分步沉淀、沉淀的溶解和转化等知识点。教学重点：溶度积常数、溶度积规则及有关计算，分步沉淀、沉淀的溶解和转化教学难点：溶度积规则及有关计算，分步沉淀教学过程：一、复习旧课（5分钟）提问：1.一元弱酸溶液的pH值如何计算2.何为缓冲溶液其pH如何计算二、新课讲解（80分钟）第二节：沉淀溶解平衡一、沉淀溶解平衡AgCl(s)=Ag+(aq)+Cl-(aq)当溶解与结晶速度相等时，达到平衡状态KAgCl为一常数：KAgCl=[Ag+][Cl-]该常数称为溶度积常数，用Ksp表示。MxAy=xMy++yAx-KSP=[My+]x[Ax-]y如：Ksp(PbCl2)=[Pb2+][Cl-]2Ksp[Ca3(PO4)2]=[Ca2+]3[PO43-]21、溶度积常数溶度积常数表征了难溶的固体强电解质与其饱和溶液间的化学平衡常数。表征了难溶强电解质在溶解方面的本质特征随温度而变化为一无量纲的纯数同一类型的盐，溶度积常数越大，说明越易溶解。但不同类型的盐之间，不具可比性。*溶度积与溶解度之间的关系两者都用来表示溶解程度溶度积常数只限用于难溶强电解质，而溶解度可用于任何物质任何浓度。2、溶度积规则及其应用MxAy=xMy++yAx-Q=[My+]x[Ax-]y(1)时，沉淀从溶液中析出（溶液过饱和）(2)时，沉淀与饱和溶液的平衡时，溶液不饱和，若体系中有沉淀，则沉淀会溶解三、沉淀溶解平衡的移动（1）沉淀的生成当时有沉淀生成滴加过量沉淀剂可使，使沉淀趋于完全。但用量要适中，否则会有盐效应。(2)沉淀的溶解当时沉淀发生溶解，使Q减小的方法有①利用氧化还原方法降低某一离子的浓度。②生成弱电解质。③生成配合物④转化成更难溶解的物质(3)沉淀的转化由一种沉淀转化为另一种沉淀的过程,如:BaCO3+CrO42-=BaCrO4+CO32-(4)分步沉淀在一定条件下使一种离子先沉淀而其他离子在另一条件下沉淀的现象。对同一类型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀越完全，对不同类型的沉淀，其沉淀先后顺序要通过计算才能确定。例题略教学手段与方法：多媒体演示布置作业：P64，第12,13题学科：普通化学章节：第二章溶液与胶体第五节胶体分散体系第六节溶胶与凝胶教学目的：通过教学让学生掌握胶体分散体系等知识点。教学重点：胶体分散体系教学难点：胶体分散体系教学过程：一、复习旧课（5分钟）一、胶体的种类、制备及性质按分散介质（分散剂）的不同，常把胶体分为溶胶和气溶胶两大类。溶胶的制备方法：研磨法、超声法、电弧法、胶溶法等。溶胶的稳定性与破坏在一定条件下的相对的稳定体系二、溶胶的动力学特性和光学、电学特性１、布朗运动２、丁铎尔效应——溶胶的光学性质３、电泳和电渗——溶胶的电学性质一般来说1.硫溶胶,金属硫化物溶胶,贵金属溶胶粒子常带负电2.金属氧化物溶胶常带正电.三、胶体的表面特性——吸附作用四、胶粒的结构胶团的性质与其结构有关。以稀AgNO3与过量的稀KI溶液反应制备AgI溶胶为例说明其结构。AgNO3+KI=AgI+KNO3［(AgI)mnI-1(n-x)K+]x-xK+若以稀KI溶液与过量的稀AgNO3溶液反应制备AgI溶胶其结构将会怎样呢。当AgNO3过量时：［(AgI)mnAg+(n-x)NO3-]x+xNO3-五、溶液的稳定性与破坏1.溶胶稳定性的主要原因有三个：一、溶胶粒子进行着剧烈的布朗运动，从而阻止了胶粒因重力作用而下沉；二、是溶胶胶粒带有同种电荷，静电排斥阻止了小颗粒胶粒聚集成大颗粒而聚沉；三、是由于胶粒表面的溶剂化作用（胶核有吸附层、扩散层的保护）从而阻止了胶粒聚集成大颗粒而聚沉。2.胶粒会聚沉①与胶粒带相反电荷的离子的电解质，会中和掉胶粒表面的电荷，造成聚沉。②与相反电荷溶胶混合。聚沉能力：正离子：价态越高，体积越大，聚沉能力越大。负离子：价态越高，体积越小，聚沉能力越大。教学手段与方法：多媒体演示布置作业：自定学科：普通化学章节：第三章电化学与金属腐蚀第一节原电池与电极电位教学目的：通过教学让学生掌握原电池的结构，电池的符号表达式，标准电极电位的概念。能斯特方程式及有关计算。教学重点：原电池的结构，电池的符号表达式，标准电极电位的概念。能斯特方程式及有关计算。教学难点：电池的符号表达式教学过程：一、氧化数的概念规定：单质中，元素的氧化数为零，H2Cl2Fe正常氧化物中，氧的氧化数为－2，过氧化物中(H2O2和Na2O2)氧的氧化数为－1，KO2氧化数为－，KO3中氧化数为－1/3，OF2中O为+2。H一般为+1，PH3；在NaH中为－1。离子化合物中，氧化数=离子电荷数共价化合物中，氧化数=形式电荷数例：K2Cr2O7Cr为+6Fe3O4中，Fe为+8/3Na2S2O3中，S为+2氧化数与化合价的区别与联系：二者有时相等，有时不等。化合价总是整数，而氧化数可以是分数，Fe3O4:化合价+2,+3;氧化数+8/3例如：CH4-4CH3Cl-2CH2Cl20CHCl3+2某些元素在化合物中氧化数有定值氧：-2-1-1／2氢：+1-1碱金属：+1，碱土金属：+2氟：-1卤族元素在卤化物中：-1(卤素含氧化合物与互化物除外）二、氧化和还原+200+1CuO+H2=Cu+H2O氧化：氧化数升高的过程还原：氧化数降低的过程氧化还原反应:氧化数有改变的反应。1、氧化剂和还原剂还原剂:如H2,氧化数↑的物质。氧化剂:如Cu2+，氧化数↓的物质。2、自身氧还反应如2KClO3=2KCl＋3O2歧化反应如4KClO3=3KClO4+KCl3、氧化还原电对Cu2++Zn=Cu+Zn2+还原半反应：Cu2++2e-=Cu氧化半反应：Zn=Zn2++2e-氧化还原电对:Zn2+/Zn、Cu2+/Cu电对：氧化型/还原型三、氧化还原反应方程式的配平1.氧化数法：原则：还原剂氧化数升高数和氧化剂氧化数降低数相等(得失电子数目相等）1）写出化学反应方程式2）确定有关元素氧化态升高及降低的数值3）确定氧化数升高及降低的数值的最小公倍数。找出氧化剂、还原剂的系数。4）核对，可用H+,OH–,H2O配平。2.离子--电子法1）写出相应的离子反应式2）将反应分成两部分，即还原剂的氧化反应和氧化剂的还原反应。3）配平半反应4）确定二个半反应的系数得失电子数相等的原则5）根据反应条件确定反应的酸碱介质，分别加入H+,OH-,H2O,使方程式配平。四、原电池1、装置及电极反应Zn+Cu2+=Cu+Zn2+原电极正极发生还原反应，负极发生氧化反应负极：Zn－2e=Zn2+（氧化态升高）正极：Cu2++2e=Cu（氧化态降低）2、原电池的表达式1）负极写在左边，正极写在右边2）用∣表示电极与离子溶液之间的物相界面3）不存在相界面，用，分开。加上不与金属离子反应的金属惰性电极。4）用表示盐桥5）表示出相应的离子浓度或气体压力。氧化半反应：Zn－2e=Zn2+还原半反应：Cu2++2e=Cu(－)ZnZn2+(c1/mol·dm-3)Cu2+(c2/mol·dm-3)Cu(+)电极电位1.电极电位的形成M=Mn++ne金属进入溶液中，金属带多余的负电荷。金属离子回到金属表面，金属带正电荷。2、电极电势⑴、产生机理溶解M（S）=====Mn+＋ne沉积平衡时S-Ｌ界面形成双电层结构,其电势差为电极电势金属晶格中有金属离子和能够自由移动电子存在当电极发生溶解反应时,金属离子由电极进入溶液,而将电子留在电极上,导致电极荷负电而溶液荷正电.当电极发生沉积反应时,金属离子由溶液进入电极,溶液中出现负电贺过剩现象,导致电极荷正电而溶液荷负电.金属电极电势的高低主要取决于金属的活泼性，金属离子的浓度和溶液的温度标准电极电势是指在298K时，金属和该金属离子浓度（1mol/L)的溶液所产生的电势。目前，电极电势的绝对值还没有办法测定，但我们可人为地定一个相对标准来测定它的相对值。用来测定电极电势的相对标准是标准氢电极通常采用的标准电极是氢标准电极。电池符号：(Pt)H2(100kPa)∣H+mol/dm-3)电极反应：2H++2e==H2在25C时规定标准氢电极的电极电位：EH+/H2=V⑵、其它各种电极的标准电极电势的确定以标准氢电极为参考标准,规定ø(H+/H2)=其他电极在热力学标准状态下与之比较得相应标准电极电势。例:标准状态下测得Zn-H原电池Eø=V，且知锌电极为负极,氢电级为正极（根据电子的流动方向）。据Eø=Eø(+)－Eø(-)又规定Eø(+)=v