普通化学电子教案

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：

&=送/出（瞬时速率）

=^A/At（平均速率）

举例说明：

3H2（g）+N2（g）=2NH3（g）

t=0s（mol）3.01.00.0

t=0.1s（mol）1.50.51.0

以H2计算反应进度

&=AnH2/VH2=（1.5-3.0）mol/-3=0.5mol

计算其反应速率：

1=0.5mol/0.1s

=5.0mol/s

注意要点：

a.反应速率的单位：mols-1

b.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

1.1、基元反应与非基元反应（微观）

（1）、基元反应

2NO+2H2==N2+2H2O

2NO-------►N2O2（快）(1)

N2O2+H2►N2O+II2O（慢）(2)

NoO+H,—►N2+II2O（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。

1.2、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

1.3.质量作用定律

在…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)c°(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)J(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(02)

⑶k、r的量纲

r的量纲为©[t「imol-dm_3-s-1

1.5.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+y

x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=2+6

(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：

9二A-2.303RT

上式称为“阿伦尼乌斯公式

式中：R=8.315JmoF1K1,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Igk对1/T作图，可得一条直

线。此直线的斜率为-Ea/2.303,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*-Er

1.不同反应有不同的Ea

2.£a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，£a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：

A当反应物的浓度增加时一，活化分子的数量增加，反应速率自然随之增大。

A当反应温度升高时一，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：P30——1,3

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；恒压热效应与焰

变；标准摩尔生成焰，盖斯定律。

教学难点：恒容热效应与热力学能变；恒压热效应与焰变；标准摩尔生成烙

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。

B

（二卜能量守恒——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。

AU=U2-U,=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。

2.1、热力学第一定律——U、W、。的关系

U2=UI+Q+W

/\U=U2-UI=Q+W

体系吸热，Q为+；体系放热，Q为-。

环境对体系作功，卬为+;反之，W为-。

（三卜化学反应的热效应

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，=o,则:

W=We+W,=0）

此时：AU=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AU的

数值.

2、恒压热效应与婚变

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

——焰。

焰变——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(AV)=p(V2-V,)

因此，环境对体系所做的功：W=-p(AV)=-p(V2-Vi)

于是根据热力学第一定律，有如下的关系：

U2-UI=AU=Q+W

=Qp-p(AV)

=Qp-p(V2-V1)

所以：Qp=(U2-Ui)+p(V2-Vi)

=(U2+pV2)-(Ui+pV0

定义热力学状态函数熠，以H表示

H=U+pV

则：Qp=(U2+pV2)-(Ui+pV1)

=H2-Hi=AH

重点理解

焰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。

焰变值AH等于体系在恒压过程中的热效应Qpo在其他类型的变化过程中，

焰变值AH不等于热效应，但并非说，焰变值AH为零。

焰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，所以焰

是一个极其重要的状态函数。

熔与与热力学能一样，其绝对值无法确定。但状态变化时体系的焰变AH却

是确定的，而且是可求的。

焰是体系的广度性质，它的量值与物质的量有关，具有加和性。

过程与婚

(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4H要改变符号即：

△H(正)=-AH(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=AH=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)

△H>0为吸热反应，AH<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AH=Qp,即为恒压反应热。

所以婚变比热力学能变更具有实用价值，用得更广泛、更普遍。

3.焰与热力学能的关系

由焰的定义：H=U+pV

贝lj：AH=AU+A(pV)

i)对于恒压、只作体积功的化学反应，有：

AH=AU+pAV

ii)对于固相和液相反应，由于反应前后体积变化不大，

故有：AHyAU

iii)对于气相反应，如果将气体作为理想气体处理，

则有：AH=AU+An(RT)

式中△n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；表示。

对于任…化学反应，有质量守恒定律：O=ZVBB,

例如下列给定反应：

dD+eE=gG+hH

An

(____D___A_”____________

一联vEvcvH

通式为：4=必=%©一＞(。)

嘘嘘

式中nB《)和nB(O)分别表示反应进度为自和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)3.01.00.0

t=0.1s(mol)1.50.51.0

以H2计算反应进度

t=AnH2/VH2=(1.5-3.0)mol/-3=0.5mol

以N2计算反应进度

1=AnN2/VN2=(0.5-1.0)mol/-1=0.5mol

以NH3计算反应进度

匕=AnNH3/VNH3=(1.0-0.0)mol/2=0.5mol

ii)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。

11^人(2规定：1001^\1为标准压力，以pO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=p0=100kPa,

c=c0=1.0mol/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298.15K作为温度的一般参比标准，如不注明，则指的是298.15K,

其他温度则须指明，用(T)表示。

iii)化学反应的标准焰变、标准摩尔焰变和热化学方程式

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

应的过程中产生的婚变即称作：标准焙变，以符号ArH。表示之。

例如：

1.5H2(g)+0.5N2(g)=NH3(g)

ArHe=-46.11kJ

但是：化学反应的焰变，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；=1时化学反应的焰变为化学反应的标准摩尔焰变。以

符号ArHm。表示之。

ArHm0=ArHe/€

例如：3H2+冲=2?4比(气体)

ArHm0-—92.22KJ/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298.15K时有：

e

1)H2(g)+1/2O2(g)=H2O(1)ArHm=-285.8kJmol-1

0

2)2H2(g)+O2(g)=2H2O(1)ArHm=-571.6kJmol-1

3)C(石墨)+O2(g)=CO2(g)ArH°m=-393.5kJ-mol-1

2、物质的标准摩尔生成焰

定义：在标准状态下，由最稳定单质生成Imol某种物质的反应的标准焙变，叫

做该物质的标准摩尔生成熔，以符号AlHm。表示之。

注意要点：

最稳定单质的标准摩尔生成焰为零。

什么是最稳定单质？

举例说明：C(s,禳)、L(s)、H2(g)、S(s,斜方硫)

是指生成Imol物质，不是生成反应的标准摩尔焰变。

3、盖斯定律

俄国化学家G.H.Hess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，其标准摩尔焰变八

rHm°,等于所有生成物的标准生成焰，减去所有反应物的标准生成焰。

0

△rHm=ZviAfHm°（生成物）-Z埼△fHm°（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燃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，嫡与混乱度，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ArHn，ArSm和△Qm。

用A和△rGm判断化学反应的方向。

教学难点：燧与混乱度，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.恒压热效应与焰变有何关系？

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+。2=2H2O

Zn+H2so4=ZnSC）4+H2

AgNO3+NaCl=AgCl+NaNO3

3、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，用焰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）

NH4C1的溶解

N2O5=2NO2+1/202

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——嫡。

（二）、物质的标准嫡与化学反应的病变

1、体系的混乱度与烯

混乱度：排列的无规律、不整齐的程度

嫡：表征体系混乱度的一种状态函数

体系的嫡，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

CaCC）3=CaO+CO2

温度

温度越高，混乱度越大，境值越大

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燃

既然燃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，物质的熠值为零？热力学第三定律就给我们指出了物质熠

的零点.

热力学第三定律：任何物质的完美晶体,在绝对0K时的丘值为零。

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。

有了端的这个“零点”，则可通过热力学的方法，求出某一状态下的物质的绝

对燃ST（又称规定嫡）：

AS=ST-S（）

所以：ST=AS+So

=AS+0

=AS

物质的标准摩尔规定端（简称：物质的标准燧）

在标准状态下（lOOkPa）,1mol纯物质的规定端，称为该物质的标准摩

尔规定嫡，

以符号Sm（T）表示。单位：J,K1,mol-10

3、化学反应的标准摩尔烯变

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=p（）），此时化学反应的过程中的烯变即称作：该反应的标

准嫡变，以符号ArS表示之。

当化学反应进度;=1时，化学反应的烯变为化学反应的标准摩尔燧变。以

符号ArSm表示之。

化学反应的标准摩尔燧变的计算：

aA+bB=dD+eE

△rSm=dSm（D）+eSm（E）-aSm（A）-bSm（B）

4、烯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，总是向着燃值

增大的方向进行，

即孤立体系的自发过程，45孤立>0。

非孤立体系：△S体系+AS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，

其二还有混乱度即嫡的因素。AH仅考虑了能量的因素，不可作为判据，而AS

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-TS

△G=AH-A（TS）

在等温、等压下

AG=AH-TAS

上式称为吉布斯―赫姆霍兹公式，从中我们看到，公仃中包含了^^^能量）

和AS（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。

AG判据:

AG<0,能自发进行

△G=0,处于平衡状态。

△G>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AQm

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：AtGm

注意：只有相对值，无绝对值

单位：KJmor1

3、标准摩尔吉布斯自由能变的计算

aA+bB=dD+eE

△rGm=dAfGm（D）+eAtGm（E）-aAfGm（A）-b△Qm（B）

或ArGm=△rHm一T△rSm

必须牢记：化学反应的标准摩尔熔变、标准摩尔嫡变随温度的变化很小，可

以忽略不计。但AKJm是一个温度的函数，同一个反应，在不同的温度下，有

不同的ArGm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（ArGm）

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ArGm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

(PD/Pe)d(p/pc/

ArGm=△rGnf+RTInE

ea

(pA/p)(pB/pe)b

其中：PA、PB、PD、PE为气体的分压（kPa）

PA/P9等称为相对分压，无量纲。

ede

(PD/p)(pE/p0)

而=JP（相对分压商）

ea

(pA/p)(pB/p€)b

所以：ArGm=△rGm+RTInJp

c）浓度对反应吉布斯自由能变的影响（溶液反应）

aA+bB=dD+eE

(C/e)d(c/e)e

ArGm=ArGnf+RTInDcEc

eaeb

(cA/c)(cB/c)

其中：CA、CB、CD、CE为浓度（mol/dm3）

CA/C0等称为相对浓度，无量纲。

edee

(CD/c)(CE/c)

而=Jc（相对浓度商）

eab

(CA/C)(CB/C0)

所以：△rGm=ArGm+RTInJc

总结

品孑非标准状态下化学反应的吉布斯自由能变：

aA+bB=dD+eE

ArGm=ArGm。+RTInJ

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△rGm>40KJ/mol

或△rGm<-40KJ/mol

在此条件下△rGm已完全决定了△rGm的正负号，即可直接由ArGm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：P30---------7,8,9

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

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ArGm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ArGm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-=AgClJ）。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：

2KC1O3=2KC1+02

2、什么是化学平衡？

共同特点是

（1）、ArGm（T）=Q

（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

ArGnCT)=ArG贯T)+RTIn,Dl1El

(pJpQ)a(PB/P^)b

当反应达到平衡状态，有ArGmCrXO

ArG^T)+RTIn»D/p*d(PE/p©)e=

b

(pJpQ尸(pB/p^)

其中：pA、pB、pD、pE是指在平衡时的分压

对上式进行变换:

RTln变金必二72而

(Pjp®)a(P/P©)b

令:

d

(PD/P©)(pE/P0),

二二=K©⑴(平衡常数)

(P/pQ)a(pB/p^)b

则有:

RTlnK^fT)=-ArGt(T)

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:

e

(CD/c^)(CE/C^)©/

RTIn————=-ArG^(

ab

(cA/c^)(cB/c^)

令:

（C/C^d（C/C^）eq―

嬴D而E环二K⑴（平衡常数）

则有:

RTlnK^fT)=-ArG^T)

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

O

2、平衡常数与温度的关系

吉布斯-赫姆霍兹公式；

ArGm9⑴=4rHm。(乃-T/irSm0(T)

同时4rGm，(T)=-RTlnK夕

推得

ArHm。⑴ArSm，(T)

InK0=-+

RTR

温度Ti时:

InK\9=-ArHmO/RTi+ArSm^(T)/R(1)

温度T2时：

\nK20=-ArHm9/RT2+ArSmd(T)/R(2)

式⑵拭⑴得

——范特霍夫公式

皿少="』)

K”|)RT工

3、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：

ArGm=ArGmQ+RTlnJ

当反应达到化学平衡时一，反应平衡常数Ke与标准吉布斯自由能变有如下关系:

ArGm0=-RTlnK°(因为：0=/石加9+RTlnK。)

两式合并：

ArGm^-RTlnK6+RTlnJ

或:ArGrn^-RTln_K°

由此得出化学反应反应商判据:

若J<K°,则ArGm<0反应正向进行

若J=K°,则ArGm=0平衡状态

若J>K°,则ArGm>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(AH〉。)的反应方向移动；

温度降低，平衡向放热(AHvO)的反应方向移动。

例如：2NO(g)+O2(g)=2NO(g)

ArHm=-114kJ/mol

3、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,(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)K\

CO(g)+1/2O2=CO2(g)K2

C(s)+O2WO2(g)狗=?

得m=K|・K2

若反应式之间有2①十②:③

K3=K，・K2

若反应式之间有2①-②:③

K3=KJ/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<10-9m10Jo6m>106m

微粒单个分子或离子许多分子集合体大量分子的集合体

集合

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：AX>1.7,(NaCl)

极性共价键：0<AX<1.7(HF,AgCl)

一一正、负电荷重心不重合

非极性键：AX=O(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

AX>1.70<AX<1.7AX=0

②、偶极矩：分子的极性可用偶极矩表示：

pi=qXd(单位：10-30Cm)

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、02

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.CH3cl

5)溶液浓度的表示方法

物质的量的浓度c(mol-L"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：

c(B)二.

V

SI单位为mol,m-3；常用单位为mol,L'o

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

根A

SI单位为mol-kg'1

③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,

X

B二

n

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)

AP=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、蔡、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，如乙酸、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：ATbuRb力A

如为溶剂沸点升高常数，单位为K・kg・mo-。

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=0

2.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ATf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：

△Tf-Kfbft,

Kf为溶剂凝固点下降常数，单位为K・kg・mo「。

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…个液相通过半透膜向另一个液相扩散的过程叫渗透。

达到了渗透平衡时一，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

"V=n^RT兀=c(A)/?T

式中，不是渗透压，V是溶液体积，〃人是溶质物质的量(mol),⑦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Jr=bART

5.渗透压的应用：

(1)通过测定n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)0.9%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：

+

(CH+。)(CAc-/C^)[H][Ac]

K：二-———------------------

(CHAC/C)[HAc]

其中：C一实际浓度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：

._(CNH4VC")(COH-/C^)_[NH；][OHC

一一

(CNH3/C")[HAc]

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a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：rHA]o00

电离达到平衡时的浓度（l-a）[HA]oa[HA]oa[HA]o

2

[H+]A]a2[HA]；_oc[HA]0

(l-oc)[HA]-1-^―

[HA]0

上式中如果Ka<<10"，且[HA]>0.1,则电离百分数很小，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——