1、1.1.1化學反應的反應熱與焓變一、反應熱與鍵能的關系反應物生成物吸能E1舊鍵斷裂新鍵形成放能E2E1E2 吸熱反應E10 Q0放熱反應 H0 QIBrClOHSO2 4陽離子 Ag+Fe3+Cu2+H+Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+Al3+Na+Ca2+K+例1. 用石墨電極電解CuCl2溶液【答】確定溶液離子種類Cu2+ ,H+ ,Cl ,OH陽極：2Cl2e= Cl2 陰極：Cu2+ + 2e= Cu 總反應： 例2.用石墨電極電解NaCl溶液【答】確定溶液離子種類Na+, H+,Cl,OH陽極：2Cl2e= Cl2 陰極：2H+ + 2e= H2 總反應： 注意：反應物中的H+ 來自

2、水的電離，應知道離子方程式中的水不拆 2H2O=2H+ 2OH兩者相加可得： 1.2.2 電解的應用【教學目標】1. 掌握電解的4種應用2. 掌握電解飽和食鹽水陰極和陽極產物的判斷【教學過程】一、 電解飽和食鹽水溶液離子種類:Na+ 、Cl 、H+ 、OH 陰極 2H+2e-=H2 陽極 2Cl-+2e-=Cl2總反應 【現(xiàn)象】兩電極上均有氣體生成；陰極區(qū)域溶液變紅色，陰極氣體收集到試管，移近酒精燈有“噗”聲；陽極氣體有刺激性氣味，能使?jié)駶櫟牡矸鄣饣浽嚰堊兯{色，即是Cl2。【解釋】陰極區(qū)域溶液變紅色H2O電離生成H+和OH，H+參加反應，促進H2O的電離，OH濃度增大，濕潤的淀粉碘化鉀試紙變

3、藍色Cl2+2KI=2KCl+I2， I2使淀粉變藍色二、 銅的電解精煉【要點】粗銅做陽極，精銅做陰極，電解液為H2SO4酸化的CuSO4溶液陽極(粗銅) Zn，F(xiàn)e，Ni，Cu，Ag，Au，PtZn-2e-= Zn2+ Fe-2e-= Fe2+ Ni-2e-= Ni2+Cu-2e-= Cu2+陰極（精銅） Cu2+2e-= Cu 【原理】活性電極做陽極，電極本身反應。Zn,Fe,Ni,Cu均反應，Ag,Au,Pt因不如Cu活潑，以單質沉降，形成陽極泥。陰極反應Zn2+,Fe2+,Ni2+,Cu2+,其中Cu2+更易反應，Zn2+,Fe2+,Ni2+則留在電解液里。 【結果】粗銅變成精銅，溶液

4、中CuSO4濃度逐漸減小三、 電鍍（鐵片上鍍銅）陰極-鍍件Cu2+2e-= Cu 陽極-鍍層金屬Cu-2e-= Cu2+ 電鍍液-含鍍層金屬的鹽溶液注意：電鍍液中CuSO4濃度不變四、 惰性電極電解下列溶液1. AgNO3溶液陽極：4OH4e=2H2O+O2 陰極：4Ag+4 e=4Ag總式：4Ag+2H2O=4 Ag + O2+4H+2. CuSO4溶液陽極：4OH4e=2H2O+O2 陰極：4H+4 e=H2總式：2Cu2+2H2O=2Cu + O2+4H+1.3.1原電池的工作原理【課程目標】1. 通過銅鋅原電池的學習，掌握原電池的構成，學會判斷正、負極，能寫出電極反應及總反應； 2.掌

5、握原電池原理的應用【原電池】-將化學能轉變?yōu)殡娔艿难b置較活潑的電極（負極）本身失去電子發(fā)生氧化反應，電子經導線移動使電流計指針偏轉，并聚集到不活潑電極（正極）表面，溶液中的陽離子移向正極得到電子發(fā)生還原反應。【原電池形成條件】1.活性不同的兩個電極；2.電解質溶液；3.形成閉合回路；4.能自發(fā)地進行氧化還原反應。【規(guī)定】負極-較活潑電極，失電子，發(fā)生氧化反應，通常溶解，質量減小 正極-不活潑電極，得電子，發(fā)生還原反應，通常質量增大或產生氣泡【帶電粒子的移動方向】導線（電子）：負極正極溶液（離子）：陽離子移向正極，陰離子移向負極【拓展】負極：Zn-2e-=Zn2+ 正極：Cu2+2e-=Cu總式

6、：Zn+Cu2+=Cu+ Zn2+ 認識鹽橋（內有離子移動，形成閉合回路）（）ZnZnSO4CuSO4Cu（+）【原電池的應用】1. 加快氧化還原反應。如Zn與稀硫酸反應制H2，粗Zn比純Zn反應快再如Zn與稀硫酸反應制H2，加入適量CuSO4固體，反應加快2. 比較金屬活動性強弱，負極比正極活潑。1.3.2化學電源（1）一次電源（用完即棄）如鋅錳干電池A鋅錳干電池（）ZnNH4Cl，ZnCl2MnO2，C（+）特點：自放電而使存放時間縮短，放電后電壓下降較快B堿性鋅錳干電池（）ZnKOHMnO2，C（+）特點：單位質量所輸出的電能多且存儲時間長（2）二次電源（可反復充電放電）如鉛蓄電池，鎳鎘

7、電池，鎳氫電池，銀鋅電池，鋰電池。 充電電池的充放電過程恰好相反：充電時原來的負極作陰極，正極作陽極放電時-原電池 負極（氧化反應），正極（還原反應）充電時-電解池 陰極（還原反應），陽極（氧化反應）【舉例】鉛蓄電池 Pb+ PbO2+2H2SO4= 2PbSO4+2H2O放電時（原電池） 負極：Pb+SO42-2e=PbSO4 正極：PbO2+4H+SO42-+2e= PbSO4+2H2O充電時（電解池） 陰極：PbSO4+2e=Pb+SO42- 陽極：PbSO4+2H2O2e= PbO2+4H+SO42-（3）燃料電池【原理】電池的正負極反應氣體分別儲存在電池之外的容器中。兩種氣體分別不斷

8、地輸入燃料電池的兩極，通過燃料氣體在負極發(fā)生的氧化反應和O2在正極發(fā)生的還原反應，實現(xiàn)一個相當于燃燒反應的電池反應，將化學能轉變?yōu)殡娔??！救剂想姵仉姌O反應的書寫】第一步 寫電池總反應 燃料電池的總反應與燃料的燃燒反應一致，若產物能和電解質反應，則總反應為加和后的反應（主要是堿性條件下CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O）第二步 寫正極反應 O2a.酸性O2+4H+4e=2H2O b.堿性O2+2H2O+4e=4OHc.熔融碳酸鹽O2+2CO2+4e=2CO32- d.固體電解質O2+4e=2O2-第三步 寫負極反應（總反應正極反應）【舉例】例1. 酸性H2-O2燃料電池 2H2+ O2=2

9、H2O 正極O2+4H+4e=2H2O 負極H2 2e=2H+例2. 堿性H2-O2燃料電池電池 2H2+ O2=2H2O 正極O2+2H2O +4e=4OH 負極H2 +2OH 2e=2H2O 例3. 酸性CH4 -O2燃料電池CH4+ 2O2=CO2+2H2O 正極O2+4H+4e=2H2O 負極CH4+ 2H2O 8e= CO2+8H+例4. 堿性CH4 -O2燃料電池 CH4+ 2O2+2OH=CO32-+3H2O 正極O2+2H2O +4e=4OH 負極CH4+ 10OH 8e= CO32-+7H2O1.3.3金屬的腐蝕與防護【教學目標】1. 知道金屬腐蝕的兩種類型2. 掌握析氫腐蝕

10、和吸氧腐蝕的原理3. 運用電化學知識防止金屬腐蝕【教學過程】金屬腐蝕的實質是金屬被氧化的過程化學腐蝕-金屬與接觸到的物質（O2，Cl2等）發(fā)生化學反應引起電化學腐蝕-兩種金屬接觸（或不純金屬）暴露在潮濕空氣（即電解質溶液）時，形成原電池，被腐蝕的金屬作負極，失電子變成金屬陽離子進入溶液發(fā)生損耗。電化學腐蝕比化學腐蝕常見【金屬電化學腐蝕的原理】鐵鉚釘-負極，銅板-正極水膜（溶有CO2，NaCl等）-電解質溶液1. 析氫腐蝕（酸性較強）負極Fe2e=Fe2+ 正極2H+2e=H22. 吸氧腐蝕（酸性較弱或中性或堿性）負極Fe2e=Fe2+ 正極O2+2H2O+2e=4OH 總反應2Fe+O2+2H

11、2O=2 Fe(OH)2Fe(OH)2不穩(wěn)定迅速被氧化 4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3 【金屬的防護】（1） 改變內部結構，鋼鐵+Ni/Cr制不銹鋼（2） 防止形成原電池a保持干燥 b覆蓋保護層隔絕空氣（油漆，搪瓷，塑料等）c鍍上一層金屬（Zn，Sn，Cr，Ni） d鐵鈍化（致密氧化膜）（3） 電化學保護法A犧牲陽極保護法讓被保護的金屬作正極，還原性強的金屬作負極（即陽極-氧化反應），負極被消耗，正極避免了腐蝕。如航海的船只的船底四周鑲嵌鋅塊，用犧牲鋅塊的方法來保護船身，鋅塊必須定期更換B陰極電保護法 電解池中，陰極金屬再活潑也不參與反應，故可將被保護的金屬與外加直流電源的

12、負極相連成為陰極，得到保護。【金屬腐蝕的快慢規(guī)律】電解原理引起的腐蝕原電池原理引起的腐蝕化學腐蝕有保護措施的腐蝕。2.1化學反應的方向【學習目標】1.理解焓變、熵變與反應方向的關系2.學會運用關系式H-TS判斷反應的方向一、自發(fā)過程概念：在一定溫度和壓強下，不借助外部力量就能自動進行的過程特點：具有方向性，即過程的某個方向在一定條件下是自發(fā)的，而其逆方向在該條件下肯定是不能自發(fā)進行。1. 焓判據(jù)-放熱反應有利于自發(fā)進行（表現(xiàn)為大多數(shù)能自發(fā)進行的反應為放熱反應）2. 熵判據(jù)-熵增大有利于反應自發(fā)進行（表現(xiàn)為大多數(shù)自發(fā)進行的反應為熵增大）熵 S 體系的混亂度，越混亂，熵值越大S= S（產物） -

13、S（反應物）S氣體體積增大的反應，S0; 氣體體積減小的反應，S S（l） S（s）H0, S0高溫有利于自發(fā)進行H0任意溫度均可自發(fā)進行行3. 復合判據(jù)H-TSH-TS0反應不能自發(fā)進行H0, S0, S0任意溫度均不能自發(fā)進行2.2化學反應的限度【學習目標】1. 了解化學平衡常數(shù)K，濃度商Q，轉化率的含義，表達式2. 能夠利用Q vs K，v(正) vs v(逆)來判斷平衡移動的方向3. 了解溫度、濃度、壓強和催化劑對化學平衡移動的影響4. 了解化學平衡移動原理（勒夏特列原理）5. 了解等效平衡原理及應用【化學平衡狀態(tài)判斷依據(jù)】同種物質，v(正) =v(逆)，即其生成速率=消耗速率1. 不

14、同物質，要求v(正)與v(逆)同時出現(xiàn)，并且速率之比等于化學計量數(shù)之比2. 變量不再改變（如壓強，密度，氣體平均相對分子質量，顏色等，需判斷）一、K-Q-1.化學平衡常數(shù)K定義：在一定溫度下，當一個可逆反應達到化學平衡狀態(tài)時，生成物濃度的冪之積與反應物的冪之積的比值表達式：對于任意可逆反應（純固體或溶劑不出現(xiàn)在平衡常數(shù)表達式中）意義：平衡常數(shù)K的大小反映化學反應可能進行的限度，K值越大，反應進行的程度越大KK10-510-5K105反應程度很難進行可逆反應進行得較完全影響因素：K只與溫度有關。吸熱反應，T則K；放熱反應，T則K。2.濃度商Q對于任意可逆反應（純固體或溶劑不出現(xiàn)在濃度商表達式中）

15、3.平衡轉化率二、化學平衡移動的方向平衡狀態(tài) Q=K v(正) = v(逆)平衡正向移動 Q v(逆)平衡逆向移動 QK v(正) OH- 或 n(H+) n(OH-) 溶液呈酸性 pHH+ OH- 或 n(H+) （5）混合溶液中例子濃度的比較，要根據(jù)電離程度、水解程度的相對大小 進行綜合分析 電離大于水解，NH3H2O與NH4Cl等量混合CH3COOH 電離大于CH3COO-水解，CH3COOH與CH3COO-等量混合，則HCN電離小于CN-水解，HCN與CN-等量混合，則3.3沉淀溶解平衡【學習目標】1. 了解沉淀溶解平衡的建立過程及特點2. 理解沉淀溶度積的概念，能從Q與Ksp大小關系

16、，來判斷沉淀的轉化和溶解。3. 能夠運用平衡移動的觀點對沉淀的溶解、生成和轉化進行分析。一、 沉淀溶解平衡（1）沉淀溶解平衡的建立以PbI2沉淀溶解為例：從固體溶解平衡的角度，PbI2在溶液中存在下述兩個過程：一方面在水分子作用下，少量Pb2+和I-脫離PbI2的表面溶入水中；另一方面，溶液中Pb2+和I-受PbI2表面陰陽離子的吸引，回到PbI2的表面析出沉淀，在一定溫度下，當沉淀溶解和生成的速率相等時，便得到PbI2的飽和溶液，即建立下列動態(tài)平衡：（2）沉淀溶解平衡的特征逆-沉淀與溶解同時進行動-動態(tài)平衡，溶解和沉淀仍在繼續(xù)進行等-v(溶解）=v(溶解)0定-達到平衡時，溶液中離子的濃度保

17、持不變變-當外界條件發(fā)生改變時，溶解平衡將發(fā)生移動，達到新的平衡（3）影響沉淀平衡的因素內因：沉淀物（難溶電解質）本身的性質外因：a溫度 溫度升高，多數(shù)溶解平衡向溶解的方向移動b濃度 稀釋向溶解的方向移動c同離子效應 加入與難溶電解質構成相同的離子，將使溶解平衡向生成沉淀的方向移動。如，在AgCl的飽和溶液中，加入AgNO3或NaCl固體，由于體系中Ag+或Cl-增大，使得平衡向左移動，導致AgCl的溶解度降低d其他因素 向平衡體系中加入可與體系中的某些離子生成更難溶物質或氣體的離子，將使沉淀溶解平衡向溶解的方向移動。如，在CaCO3的懸濁液中加少量稀鹽酸，因減小，平衡右移，使CaCO3固體繼

18、續(xù)溶解二、沉淀溶解平衡常數(shù)溶度積1.溶度積（1）定義：在一定條件下，難溶性物質的飽和溶液中，存在沉淀溶解平衡，其平衡常數(shù)叫做溶度積常數(shù)或溶度積（2）表達式：任意溶解平衡，如，如，（3）意義：溶度積Ksp反映了物質在水中的溶解能力。對于陰、陽離子個數(shù)比相同的電解質，Ksp越大，電解質在水中的溶解能力越強。（4）影響因素：Ksp只受電解質本身的性質（內因）和溫度的影響，離子濃度的改變不能改變Ksp的大小。2.溶度積規(guī)則 Ksp-溶度積常數(shù)，Q-濃度商QKsp，溶液過飽和，（平衡左移）有沉淀析出，直至溶液飽和，達到新的平衡Q=Ksp，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)QKsp，平衡左移，生成PbI2黃

19、色沉淀（2）醫(yī)療上用BaSO4作“鋇餐”，而不用BaCO3 ， 胃酸酸性很強（pH=0.91.5），H+與反應，平衡右移，使Ba2+濃度增大引起人體中毒，而H+不與反應，對BaSO4的溶解平衡沒有影響，Ba2+濃度足夠小，安全。（3）鋇鹽中毒用Na2SO4溶液洗胃 誤食可溶性鋇鹽，會造成鋇中毒。中毒患者應盡快用5.0的Na2SO4溶液洗胃，隨后導瀉使鋇鹽盡快排出體內。，加Na2SO4使增大，QKsp，平衡左移，生成不溶于水、不溶于酸的BaSO4沉淀。（4）沉淀生成的方法：調節(jié)溶液的pH法：使雜質離子轉化為氫氧化物沉淀。如工業(yè)原料NH4Cl中含雜質FeCl3，為除去FeCl3，可使原料溶于水，再

20、加入氨水調pH4，即可使Fe3轉化為Fe(OH)3沉淀而除去。 加沉淀劑法：加入沉淀劑而析出沉淀。如以Na2S、H2S等作沉淀劑，使某些金屬離子如Cu2、Hg2等生成極難溶的硫化物CuS、HgS等沉淀。 2沉淀的溶解 （1）酸堿溶解法：加入酸或堿與溶解平衡體系中的相應離子反應，降低離子濃度，使平衡向溶解方向移動。如難溶于水的BaCO3可溶于鹽酸中。 （2）發(fā)生氧化還原反應使沉淀溶解： 有些金屬硫化物如CuS、HgS等，其溶度積特別小，在其飽和溶液中c(S2)特別小，不溶于非氧化性強酸，只溶于氧化性酸(如硝酸、王水等)，S2被氧化以減小其濃度，而達到沉淀溶解的目的。 （3）生成配合物使沉淀溶解：

21、向沉淀溶解平衡體系中加入適當?shù)呐浜蟿?，使溶液中某種離子生成穩(wěn)定的配合物，以減少其離子濃度，從而使沉淀溶解。如溶解AgCl可加入氨水生成Ag(NH3)2。 （4）鹽溶解法Mg(OH)2可溶于NH4Cl溶液，加NH4Cl溶液，則，使得QKsp溶解平衡向右移動，Mg(OH)2溶解3沉淀的轉化 （1）沉淀轉化的實質：沉淀轉化的實質是沉淀溶解平衡的移動。通常，一種沉淀可以轉化為更難溶的沉淀，兩種難溶物的溶解能力差別越大，這種轉化的趨勢就越大。 （2）轉化實例：依據(jù)沉淀轉化的原理，可用FeS等難溶物作為沉淀劑除去廢水中的重金屬離子（Cu2+，Pb2+，Hg2+）： 如 FeS(s)Hg2+(aq)=HgS(s)Fe2+(aq)。硬水中的Mg(HCO3)2煮沸時分解為MgCO3，繼續(xù)煮沸過程中，MgCO3轉化為更難溶的Mg(OH)2。AgNO3溶液AgCl(白色沉淀) AgBr(淡黃色沉淀) AgI(黃色沉淀) Ag2S(黑色沉淀)。3.4離子反應【學習目標】1. 掌握離子反應發(fā)生的條件和實質2. 正確判斷離子在溶液中大量