（2019）新人教版高中化学选择性必修一ppt课件（全册14份打包）.rar

第2课时化学平衡常数第二章第二节化学平衡一、化学平衡常数序号起始时各物质的浓度mol/L平衡时各物质的浓度mol/LH2I2HIH2I2HI11.19710-26.94410-305.61710-35.93610-41.27010-248.3721.22810-29.96410-303.84110-31.52410-31.68710-248.6231.20110-28.40310-304.58010-39.73310-41.48610-249.544001.52010-21.69610-31.69610-31.18110-248.495001.28710-21.43310-31.43310-31.00010-248.706003.77710-24.21310-34.21310-32.93410-248.502c (HI)c(H2) c(I2) 在一定温度下，化学平衡体系中反应物浓度与生成物浓度之间有什么关系呢？在457.6时反应体系I2(g) + H2(g) 2HI(g)中各物质的浓度如图所示近似相等1.化学平衡状态时浓度数据分析（1）无论该反应从正向进行还是从逆向进行，平衡时只要温度一定， 的值 。（2）无论反应物或生成物的浓度如何改变，平衡时只要温度一定， 的值也 。近似相等（3）分析上表数据可知，该反应在457.6达到平衡时， 是一个 。常数2.化学平衡常数的概念 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，称为化学平衡常数，简称平衡常数，用符号K 表示。3. 化学平衡常数的表达式 对于一般的可逆反应：mA(g)nB(g) pC(g)qD(g)，当该反应在一定温度下达到平衡时，K=4.浓度商 对于一般的可逆反应：mA(g)nB(g) pC(g)qD(g)， 在任意时刻的 ，称为 ，常用 表示，即浓度商Q Q与K的关系：当反应中有关物质的浓度商 平衡常数时，表明反应达到限度，即达到化学平衡状态。等于注意：固体或纯液体其浓度可看成1，一般不列入浓度商和平衡常数！ 判断反应进行的程度（1）平衡常数的大小反映了化学反应进行的 (也叫 )。（2）K 越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，正反应进行的程度越大，即该反应进行得越 ，平衡时反应物的转化率越 ，反之，K 越小，该反应进行得越 ，平衡时反应物的转化率越 。程度反应的限度完全大不完全小105当K 时，该反应就进行的基本完全了。（3）5.化学平衡常数的意义平衡常数数值大，不代表此温度下反应速率快，也不代表反应很容易发生。平衡常数数值极小的反应，说明正反应在该温度下不能进行，如:N2+O2 2NO K=10-30(298K)所以常温下用此反应固定氮气是不可能的。因此没有必要在该温度下进行实验，以免浪费人力物力。判断反应进行的方向5.化学平衡常数的意义 对于一般的可逆反应：mA(g)nB(g) pC(g)qD(g)QK，反应向正方向进行Q = K，反应达到平衡状态Q K，反应向逆方向进行1.写出下表中各反应的平衡常数表达式：6.化学平衡常数的影响因素2NO2(g)N2O4(g)3Fe(s)4H2O(g)Fe3O4(s)4H2(g)Br2H2OHBrHBrOK= c(CO2)CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g) K1)H(c)N( c)NH(c23232=K2)NH(c)H(c)N( c32232=K3)H(c)N(c)NH( c/2232213=N2+3H2 2NH32NH3 N2+3H2 N2 + H2 NH31232(1)内因：不同的化学反应及化学方程式的书写形式是决定化学平衡常数的主要因素。K1 = K32。即方程式系数变为原来的2倍，则平衡常数变为K2；方程式系数变为原来的1/2,则平衡常数变为K1/2K1= 1/K2。即正反应的平衡常数为“K”,则逆反应的平衡常数为1/K6.化学平衡常数的影响因素2NO (g) + O2 (g) 2NO2 K12NO2 (g) N2O4 K22NO (g) +O2(g) N2O4 (g) K3K1、K2、K3三者关系为K3 =K1K2C (s) + H2O (g) CO (g) + H2 (g) K1CO (g) +H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) K2C (s) + CO2(g) 2CO(g) K3K1、K2、K3三者关系为K3 =K1K2化学方程式如果相加(或减)，则平衡常数则为两方程式平衡常数的乘积(或商)。6.化学平衡常数的影响因素温度(2)外因：在化学方程式一定的情况下，K只受 影响。与压强、起始浓度、起始反方向均无关。I2(g) + H2(g) 2HI(g)二、化学平衡的有关计算2.计算思路(1)巧设未知数：具体题目要具体分析，灵活设立，一般设某物质的转化量为x。(2)确定三个量：根据反应物、生成物及变化量的三者关系代入未知数确定平衡体系中各物质的起始量、变化量、平衡量并按1中“模式”列表。(3)解决问题：明确“始”“变”“平”三个量的具体数值，再根据相应关系求平衡时某成分的浓度、反应物转化率等，得出题目答案。1、已知初始浓度和平衡浓度求平衡常数和平衡转化率例题1：在某温度下，将H2(g)和I2(g)各0.1mol混合物充入10L的密闭容器中，充分反应，达到平衡后，测得c(H2)=0.0080mol/L，求： (1)反应的平衡常数(2)在上述温度下，该容器中若通入H2(g)和I2(g)各0.2mol，试求达平衡时各物质的浓度。(3)计算(1)、 (2)问条件下H2、I2的转化率，通过比较你有什么想法？ (1)：H2的转化率为20%，I2的转化率为20%(2)：H2的转化率为20%，I2的转化率为20%(4)在上述温度下，该容器中若通入0.1molH2、0.2mol I2，试计算H2、I2的转化率，通过分别与(1)、 (2)的转化率比较，你能得出什么结论？增加反应物之一的浓度，可以提高其他反应物的转化率，而自身的转化率降低。起始浓度（mol/L） 0.01 0.02 0变化浓度（mol/L） x x 2x平衡浓度（mol/L） 0.01 x 0.02- x 2xK=(H2)c(HI)c2(I2)c= (2 x )2(0.01 x)(0.02 - x)= 0.25x = 0.00251188458428423 0.0025H2的转化率为25%，I2的转化率为12.5% H2 I2 2HI2、知平衡常数和初始浓度求平衡浓度及转化率例题2：在容积不变的密闭容器中，将0.2mol CO(g)与10mol H2O 加热到830，达到下列平衡： 此时该反应的K为1.0。求达平衡时CO转化为CO2的转化率。课堂小结第4课时 温度、催化剂对化学平衡的影响第二章第二节化学平衡实验原理实验步骤实验现象热水中混合气体颜色 ；冰水中混合气体颜色_实验结论混合气体受热颜色，说明NO2浓度，即平衡向方向移动；混合气体被冷却时颜色，说明NO2浓度，即平衡向方向移动加深变浅1.温度对化学平衡的影响加深增大逆反应变浅减小正反应(2)温度对化学平衡的影响规律任何化学反应都伴随着能量的变化(放热或吸热)，所以任意可逆反应的化学平衡状态都受温度的影响。当其他条件不变时：温度升高，平衡向的方向移动；温度降低，平衡向的方向移动。吸热反应放热反应(3)用vt图像分析温度对化学平衡的影响已知反应：mA(g)nB(g)pC(g)H0，当反应达平衡后，若温度改变，其反应速率的变化曲线分别如下图所示。t1时刻，升高温度，v正、v逆均增大，但吸热反应方向的v逆增大幅度大，则v逆v正，平衡向逆反应方向移动。温度对吸热反应速率影响更大t1时刻，降低温度，v正、v逆均减小，但吸热反应方向的v逆减小幅度大。则v正v逆，平衡向正反应方向移动。2.催化剂对化学平衡的影响(1)催化剂对化学平衡的影响规律当其他条件不变时：催化剂不能改变达到化学平衡状态时反应混合物的组成，但是使用催化剂能改变反应达到化学平衡所需的时间。(2)用vt图像分析催化剂对化学平衡的影响t1时刻，加入催化剂，v正、v逆同等倍数增大，则v正v逆，平衡不移动。提醒一般说的催化剂都是指的正催化剂，即可以加快反应速率。特殊情况下，也使用负催化剂，减慢反应速率。用速率分析化学平衡移动的一般思路3.勒夏特列原理(平衡移动原理）如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。1、适用范围2、适用条件能影响化学平衡的外界条件3、平衡移动的结果“减弱”外界条件的影响，而不能消除外界条件改变的影响适用于任何动态平衡体系思考并完成下列表格2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) 条件的改变平衡移动的方向新平衡建立时具体增大O2的浓度减小SO3的浓度增大压强升高温度抽象改变一个条件向右即O2浓度减小的方向向右即SO3浓度增大的方向SO3浓度较原平衡小O2浓度较原平衡大减弱这种改变向左即温度降低的方向向右即压强减小方向不能抵消这种改变平衡温度比旧平衡高总压强比原平衡大定量“减弱”而不能消除影响！讨论对于反应2NO2(气)N2O4(气)H=57KJ/mol试比较以下三种状态下的温度关系：改变温度前混合气体温度T1；改变温度后瞬时气体温度T2；改变温度达新平衡后混合气体温度T3；升温：；降温：。T2T3T1T1T3T2第三节化学反应进行的方向第二章化学反应速率和化学平衡NaOH溶液 NaCl溶液实验2实验2 有序排列 杂乱无章在一定条件下不用借助外力就能自动进行。何为“自发”变化过程涉及的温度、压强、点燃、使用催化剂等基本条件。具备基本变化条件后，为体系提供额外能量。自发过程自发反应水流电流传热气流高 处低 处高电势低电势高 温低 温高气压低气压高能量低能量自发这些自发过程从能量角度来说都具有什么特点？探究任务 在一定的温度、压强条件下，一个化学反应会朝着什么方向自发进行？ H2(g)+1/2O2(g)= H2O(l) 1/2H2(g)+1/2Cl2(g)= HCl(g) Na(s)+H2O(l)=NaOH(aq)+1/2H2(g) 铁生锈：2Fe(s)+3/2O2(g)= Fe2O3(s) NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O(l)H= -286kJmol-1H= -92kJmol-1H= -184kJmol-1H= -824kJmol-1H= -57.3kJmol-1反应物的总能量高生成物的总能量低放热反应H 0体系的能量降低请说说下列反应能够自发进行的原因。一、焓判据（能量判据）放热反应(HS(l)S(s)。69.9J mol-1 K-147.9J mol-1 K-1188.7J mol-1 K-1熵的大小规律熵增S0熵增S0熵变：变化前后体系或反应前后物质的熵的变化。用符号S表示。 S=S(生成物)S(反应物)S0 熵增S0 熵减试根据熵的定义判断下列过程中体系的熵变大于零还是小于零。(1)水蒸气冷凝成水(2)硫酸铜溶于水 (3)CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)(4) 2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g) (5)2H2(g)+ O2(g) 2H2O (l l)S0S0S0产生气体的反应或气体的物质的量增大的反应，为熵增反应。熵增反应(S0 )具有自发进行的倾向。 二、熵判据一定温度、压强下，熵增反应自发进行，熵减反应不能自发进行吗？交流.研讨2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l) NH3(g)+HCl(g)= NH4Cl(s) 实例证伪： 熵变是与反应能否自发进行有关的又一个因素，但也不是唯一因素，只根据熵变来判断反应进行的方向也是不全面的。S0 S0H 0反应自发进行H 0S 0S 0H 0S 0体系自由能变化G（单位kJ/mol）恒温恒压下，反应的自发性不仅与焓变、熵变有关，还与温度有关（常为正值） 。恒温恒压 G = HTS 0 反应自发进行H 0反应自发进行H 0S 0S 0H 0S 0高温下自发进行低温下自发进行三、复合判据（自由能变化G）恒温恒压 G = HTS 0 反应自发进行回归教材1、在讨论过程的方向问题时，我们指的是没有外界干扰时体系的性质。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。2、大量事实告诉我们，过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程一定会发生和过程发生的速率。 汽车尾气中的主要污染物是CO和NO，它们是现代化城市中的大气污染物。为了减轻大气污染，人们提出通过以下反应来处理汽车尾气：该反应在室温下能自发进行吗？ 2NO(g) + 2CO(g) = N2(g) + 2CO2(g)城市中越来越多的汽车根据计算，298K、101kPa下，H=-746.8kJmol -1 S-197.5Jmol1K1G =G =H-T S=-746.8kJmol-1+298K197.510-3 kJmol1K1=-687.945 kJ.mol-10知识巩固第三章 第 三 节 盐 类 的 水 解第一课时盐类的水解1.通过实验探究盐溶液的酸碱性，掌握盐的类型与其溶液酸碱性的关系2.能分析盐溶液呈现不同酸碱性的原因，掌握盐类水解的原理及盐溶液呈现不同酸碱性的规律3.理解盐类水解的概念，认识盐类水解有一定的限度，能正确书写盐类水解的离子方程式和化学方程式一盐溶液的酸碱性根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可以分成哪几类？酸 + 碱 = 盐 + 水 （中和反应）酸强酸弱酸弱碱强碱碱 1盐的分类 将下列8种盐：NaCl、FeCl3、K2SO4、(NH4)2SO4、Na2CO3、(NH4)2CO3、CH3COONa、CH3COONH4 ，按生成盐的酸、碱的强弱分类，填入下列空白处。强酸强碱盐强酸弱碱盐NaCl、K2SO4FeCl3、 (NH4)2SO4强碱弱酸盐Na2CO3、CH3COONa弱酸弱碱盐(NH4)2CO3、CH3COONH4一盐溶液的酸碱性2、盐的类别与盐溶液酸碱性盐类 PH值酸碱性 盐的类别弱离子NaClKNO3(NH4)2SO4NH4ClNa2CO3CH3COONa=7777中性酸性酸性中性碱性碱性强酸强碱盐强酸弱碱盐强酸弱碱盐强碱强酸盐强碱弱酸盐强碱弱酸盐 无 弱碱阳离子 弱碱阳离子 无 弱酸阴离子弱酸阴离子=7一盐溶液的酸碱性盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：强碱弱酸盐的水溶液显碱性强酸弱碱盐的水溶液显酸性强酸强碱盐的水溶液显中性溶液中的变化离子间能否相互作用生成弱电解质_c(H)和c(OH)的相对大小c(H) c(OH)，呈 性， 弱电解质生成理论解释水的电离平衡不发生移动，溶液中c(H) c(OH)否中无一盐溶液的酸碱性3、盐溶液呈现不同酸碱性的原因(1)强酸强碱盐(以NaCl为例)H2OHOHNaCl=NaCl(2)强酸弱碱盐(以NH4Cl为例)能酸_(3)强碱弱酸盐(以CH3COONa为例)能碱CH3COOHNaClONa2CO3NaHCO3NaAcNa2SO4(NH4)2SO4NaHSO4完成课时作业第三章 第 三 节 盐 类 的 水 解第二课时影响盐类水解的主要因素及盐类水解的应用1.了解影响盐类水解的因素，分析外界条件对盐类水解平衡的影响2.了解盐类水解在生产生活、化学实验、科学研究中的应用。学会设计实验方案，进行实验探究一影响盐类水解的主要因素1内因：盐本身的性质-主要因素：越弱越水解碱 性：Mg(OH)2 Al(OH)3对应盐酸性：MgCl2 (aq) AlCl3 (aq) 不同弱酸对应的盐酸 性: HClO CH3COONa (aq) 不同弱碱对应的盐如HA越弱, 则A-和H+更容易结合, 即水解的程度更大 同一弱酸对应的盐对应盐碱性: Na2CO3 (aq) NaHCO3 (aq) 酸 性: HCO3 酸式盐的水解程度一影响盐类水解的主要因素Na3PO4 Na2HPO4 NaH2PO4 Na2SO3 Na2SO4 NaHSO3 NaHSO4练习比较同浓度下列物质的pH值 一影响盐类水解的主要因素改变条件移动方向n(H+)pH水解程度现象升温 通HCl(g)加H2O加铁粉加NaHCO3加NaF溶液颜色变深溶液颜色变浅溶液颜色变浅溶液颜色变浅溶液颜色变浅，冒气泡，产生红褐色沉淀溶液红褐色变深对于水解平衡：Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+一影响盐类水解的主要因素2外因:符合勒夏特列原理:（1）温度: 盐的水解反应是吸热反应,升高温度水解程度增大。（越热越水解）（2）浓度: 加水稀释盐的溶液,水解程度增大。 （越稀越水解）（3）加入酸或碱: 可促进或抑制盐的水解。 一影响盐类水解的主要因素增大增大减小减小减小增大减小增大增大减小减小增大增大增大减小增大减小减小减小减小增大向右向右向右向右向左向左向右二水解平衡常数1.写出强碱弱酸盐（MA）的水解离子方程式,写出该水解平衡常数表达式（Kh）c(HA)c(OH-)c(A-)Kh A- + H2O HA + OH-2.写出弱酸（HA）的电离平衡常数表达式（Ka），找出Ka与该弱酸强碱盐(MA)的水解平衡常数（Kh）之间的关系一元弱酸中存在以下关系：HA A- + H+c(A-)c(H+)c( HA)Ka Ka 与Kh 之间满足什么关系？Kh 的大小只与温度有关二水解平衡常数Kh KwKaKa Kh KwKb Kh KwKa越小，酸越难电离（酸性越弱），对应的盐水解程度越大；Kb越小，碱越难电离（碱性越弱），对应的盐水解程度越大；3.二元弱酸对应盐的水解常数二元弱酸H2CO3的电离常数为Ka1、Ka2，则Na2CO3的水解常数Kh为 ，NaHCO3的水解常数为 。二水解平衡常数由数据分析，室温下，NaHSO3溶液呈酸性的原因？(已知H2SO3：Ka11.4102，Ka26.0108)三盐类水解的应用三盐类水解的应用1.日常生活中的应用 泡沫灭火器的原理： Al2(SO4)3 和 NaHCO3溶液塑料内筒装有Al2(SO4)3溶液外筒钢瓶装有NaHCO3溶液Al 3+ + 3HCO3 Al(OH)3 + 3CO2 混合前混合后Al 3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H +HCO3 + H2O H2CO3 + OH 三盐类水解的应用盐作净化剂的原理：明矾、FeCl3 等本身无毒，胶体可吸附不溶性杂质，起到净水作用。某些化肥的使用使土壤酸碱性变化(NH4)2SO4（硫铵）酸性K2CO3（草木灰）碱性它们不能混合使用，否则会因相互促进的水解而降低肥效。Al 3+ + 3H2O Al(OH)3 (胶体) + 3H +Fe 3+ + 3H2O Fe (OH)3 (胶体) + 3H +三盐类水解的应用热的纯碱去污能力更强，为什么？升温，促进CO32水解，使c(OH-)增大，去污能力增强NH4Cl溶液和ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂NH4+ + H2O NH3 H2O + H +Zn2+ + 2H2O Zn (OH)2+ 2H +三盐类水解的应用 高铁酸钾（K2FeO4） 具有强氧化性，可杀菌消毒。 高铁酸钾的还原产物Fe3+水解产生的Fe(OH)3胶体有吸附性（有絮凝作用）， 可使水变澄清。是一种集杀菌消毒、 吸附絮凝于一体的新型多功能水处 理剂经常用于饮用水净化处理。2.判断盐溶液的酸碱性：（相同温度和浓度）NaCl溶液： 中性CH3COONa溶液： 碱性NH4Cl溶液： 酸性CH3COONH4溶液：中性NaHCO3溶液：碱性3.判断酸性强弱：相同浓度的NaX、NaY、NaZ溶液的pH分别为8、9、10，则酸性：HXHYHZ4.易水解盐溶液的配制与保存：配制 FeCl3溶液：加少量 ；配制 FeCl2溶液：加少量 ；保存NH4F溶液 ：稀盐酸稀盐酸和Fe粉铅容器或塑料瓶，不能存放在玻璃瓶中！配制 FeSO4溶液：加少量 ；稀硫酸和Fe粉Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+Fe2+ + 3H2O Fe(OH)2 + 2H+F + H2O HF + 2OH 5.胶体的制取制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：Fe33H2O6.判定离子能否大量共存：Al3+ 与 AlO2Al3+ 与 HCO3Al3+ 与 CO32Al 3+ + 3AlO2 + 6H2OAl(OH)3Al 3+ + 3HCO3 Al(OH)3 + 3CO2 2Al3+ + 3CO32 + 3H2O 2Al(OH)3 + 3CO2 Al3+ 与 CO32-、HCO3- 、 HS-、S2-、AlO2-、ClO、SiO32- Fe3+ 与 CO32-、HCO3-、AlO2- NH4+ 与 SiO32-、AlO2-归纳总结离子因发生完全双水解而不能大量共存说明：(Fe3+ 与 S2- 、HS-)主要发生氧化还原反应7.某些盐的无水物，不能用蒸发溶液的方法制取AlCl3溶液蒸干Al(OH)3灼烧Al2O3晶体只有在干燥的HCl气流中加热，才能得到无水MgCl2FeCl3 溶液Fe(NO3)3 溶液Fe2(SO4)3 溶液Na2SO3 溶液Ca(HCO3)2 溶液Fe2O3Fe2O3Fe2(SO4)3Na2SO4CaO下列盐溶液加热蒸干、灼烧后，得到什么固体物质？u 制备纳米材料。如：用TiCl4制备TiO2教材：P61MgCl2 6H2OMg(OH)2MgO蒸干灼烧NaHCO3溶液Na2CO3Na2CO3溶液Na2CO3三盐类水解的应用8.利用盐类水解除杂 如： MgCl2溶液中混有FeCl3杂质(主)(次) 加入Mg(OH)2 加入MgO 加入MgCO3 加入MgFe3+ + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+Mg2+ + 3H2O Mg(OH)2 + 2H+注： CuCl2溶液中混有FeCl3杂质，也可以采取相似的处理方式9.判断中和反应至中性的试剂用量如NH3H2O与HCl反应至中性， 过量，CH3COOH与NaOH反应至中性时 过量。NH3H2OCH3COOH完成课时作业第三章 第 四 节 沉淀溶解平衡第一课时难溶电解质的沉淀溶解平衡1.难溶电解质的沉淀溶解平衡，能通过实验证明难溶电解质沉淀溶解平衡的存在，进一步发展粒子观、平衡观2.理解外界因素对难溶电解质沉淀溶解平衡的影响 3.了解溶度积和离子积的关系，学会由此判断反应进行的方向一难溶电解质的沉淀溶解平衡【实验】向饱和NaCl溶液中加入浓盐酸【现象】NaCl饱和溶液中析出固体【解释】在NaCl的饱和溶液中，存在溶解平衡NaCl(s) Na+(aq) +Cl-(aq)加浓盐酸Cl- 的浓度增加,平衡向左移, NaCl析出【思考】可溶的电解质溶液中存在溶解平衡，难溶的电解质在水中是否也存在溶解平衡呢？一难溶电解质的沉淀溶解平衡 我们知道，溶液中有沉淀生成是离子反应发生的条件之一。例如，AgNO3溶液与NaCl溶液混合，生成白色沉淀AgCl，Ag+Cl- =AgCl， 如果上述两种溶液是等物质的量浓度、等体积的，一般认为反应可以进行到底。Ag和Cl的反应真能进行到底吗？如何来论证Ag和Cl存在呢？一难溶电解质的沉淀溶解平衡2 mL 0.1 mol/L NaCl溶液AgNO3溶液KI溶液白色沉淀生成黄色沉淀生成2 mL 0.1mol/LAgNO3溶液步骤一步骤二取上层清液1.25 时，溶解性与溶解度的关系溶解性易溶可溶微溶难溶溶解度10 g110 g0.011 g AgBr AgIKsp = 1.810-10Ksp = 5.010-13Ksp = 8.310-17AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) AgBr(s) Ag+(aq) + Br-(aq) AgI(s) Ag+(aq) + I-(aq)二溶解平衡常数溶度积常数思考交流：已知硫化亚铁、硫化铜、硫化锌的溶度积分别为：3.710198.510451.21023向等浓度FeCl2、CuSO4、ZnSO4中滴加0.01mol/LNa2S溶液时Fe2、Zn2 、Cu2沉淀的先后顺序是：Cu2、Zn2+、Fe2二溶解平衡常数溶度积常数6.溶度积规则离子积(Qc)QcCm (An+) Cn (Bm) Qc称为离子积，其表达式中离子浓度是任意的， 为此瞬间溶液中的实际浓度，所以其数值不定，但对一难溶电解质，在一定温度下，Ksp 为一定值。溶度积规则Q cKsp时，沉淀从溶液中析出（溶液过饱和），体系中不断析出沉淀，直至达到平衡（此时Q c =Ksp ）Q c =Ksp 时，沉淀与饱和溶液的平衡Q c Ksp 时，溶液不饱和，若体系中有沉淀，则沉淀会溶解直至达到平衡（此时Q c =Ksp ）离子的浓度积Qc和离子积Ksp的关系： AnBm(s) nAm+(aq) + mBn-(aq) 二溶解平衡常数溶度积常数5.溶度积与溶解度之间的换算已知Ksp,AgCl1.810-10， Ksp,Ag2CrO41.910-12，试求AgCl和Ag2CrO4的溶解度（用g/L表示）解：设AgCl的浓度为c1（molL),则： AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 平衡 c1 c1 Ksp=c12 ;S1=1.3410-5mol/L143.5g/mol10S1=1.9210-4 g/L Ksp=4c23 ;S2=7.810-5mol/L332g/mol 10S2=2.5910-3 g/L在水中：AgCl溶解度小于Ag2CrO4的溶解度在水中：AgCl溶解度小于Ag2CrO4的溶解度解：设Ag2CrO4的浓度为c2（molL),则： Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq) + CrO42-(aq) 平衡态 2c2 c2 完成课时作业第四节 金属的电化学腐蚀和防护铁生锈锈迹斑斑金属的腐蚀在生活中非常普遍钢铁生锈铜器生锈铜器表面生成铜绿金属腐蚀的危害金属腐蚀的危害 金属被腐蚀后，在外形、色泽以及机械性能方面就会发生变化，从而使机器设备、仪器、仪表的精度和灵敏度降低，直至报废。 金属腐蚀还会使桥梁、建筑物的金属构架强度降低而造成坍塌，地下管道发生泄漏，轮船船体损坏等等。 据统计，发达国家每年由于金属腐蚀造成的直接损失约占全年国民生产总值的2%-4%，远远超过水灾、火灾、风灾、地震等自然灾害造成损失的总和。1.概念3.金属的腐蚀的类型一、金属的腐蚀M - ne- Mn+2.金属腐蚀的本质金属或合金与周围的气体或液体物质发生氧化还原反应而引起损耗的现象。金属原子失去电子变为阳离子，金属发生氧化反应。根据与金属接触的气体或液体不同化学腐蚀金属与其表面接触的一些物质(如O2、Cl2、SO2等)直接反应而引起的腐蚀。腐蚀的速率随温度升高而 加快。电化学腐蚀不纯的金属与电解质溶液接触时，会发生原电池反应，比较活泼的金属发生氧化反应而被腐蚀金属腐蚀过程中，电化学腐蚀和化学腐蚀同时发生，但绝大多数属于电化学腐蚀，且比化学腐蚀的速率大得多。海边的铁制品比较容易生锈。为什么钢铁在干燥的空气中不易生锈，而在潮湿的空气中却易生锈呢？钢铁潮湿空气水膜CO2、 SO2、H2S电解质溶液（H+)铁碳 原电池电解质溶液形成：H2O+CO2H+ +HCO3-H2O H+ +OH-钢铁在这过程发生了电化学腐蚀。根据电解质溶液的酸碱性的不同电化学腐蚀可分为两种。-正极-负极二、金属的电化学腐蚀2H+ 2e- =H2 Fe - 2e- = Fe2+总反应：Fe + 2H+ =Fe2+ + H2 负极：正极：当钢铁处于较强酸性环境中时1、析氢腐蚀实验4-3将用酸洗除锈的铁钉，在饱和食盐水浸泡后放在如图所示的装置中，几分钟后观察导管中水柱的变化。实验现象：几分钟后,装置中的导管中水柱上升， 几天之后发现铁钉表面生锈说明装置中有气体参加反应。结论：二、金属的电化学腐蚀2H+ 2e- =H2 Fe - 2e- = Fe2+总反应：Fe + 2H+ =Fe2+ + H2 负极：正极：钢铁处于强酸性环境中1、析氢腐蚀2、吸氧腐蚀钢铁处于酸性很弱或中性环境中总反应：2Fe+ O2+2H2O =2Fe(OH)2O2 + 2H2O + 4e- = 4OH-Fe - 2e- = Fe2+负极：正极：4Fe(OH)2+ O2+2H2O =4Fe(OH)32Fe(OH)3=Fe2O3xH2O+(3-x)H2O通常两种腐蚀同时存在,但以吸氧腐蚀为主实验操作实验现象实验解释试管中产生气泡的速率_Zn与CuSO4反应生成Cu，Zn、Cu和稀盐酸构成，发生_腐蚀，产生气泡的速率更_快原电池电化学快类型化学腐蚀电化学腐蚀发生的条件电流本质相互关系金属与接触物直接反应不纯金属或合金与电解质溶液形成原电池无电流产生有电流产生金属被腐蚀较活泼金属被腐蚀两者往往同时发生，但以电化腐蚀为主。电化学腐蚀速率比化学腐蚀大得多。化学腐蚀与电化学腐蚀比较析氢腐蚀吸氧腐蚀条件电极反应负极Fe正极C总反应进一步反应联系水膜呈较强酸性水膜呈中性或弱酸性Fe-2e-=Fe2+2Fe-4e-=2Fe2+O2+2H2O+4e-=4OH-2H+2e=H22H+Fe=Fe2+H22Fe+2H2O+O2=2Fe(OH)22Fe(OH)3=Fe2O3xH2O+(3-x)H2O4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3 两种腐蚀取决于金属表面电解质溶液的酸碱性，但以吸氧腐蚀为主(pH5.6时)，若pH原电池引起的腐蚀化学腐蚀有防护措施的腐蚀2原电池引起的腐蚀：两极材料的活动性差别越大，氧化还原反应的速率越快，活泼金属被腐蚀的速度越快。3同一金属不同电解质溶液：强电解质弱电解质非电解质4同一金属相同电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大，腐蚀越快5.同一金属在相同电解质溶液中：电解池的阳极原电池的负极化学腐蚀原电池的正极电解池的阴极下列各情况，在其中Fe片腐蚀由快到慢的顺序是： 。(5)(2)(1)(3)(4)(5)(2)(1)(3)(4)下列装置中Zn片腐蚀速率由慢到快的是： 。(4)(2)(1)(3)C1.埋在地下的输油铸铁管道，在下列各种情况下被腐蚀速率最慢的是 ( ) A在潮湿疏松的土壤中； B在含铁元素较多的酸性土壤中； C在干燥致密不透气的土壤中； D在含碳较多的潮湿透气的中性土壤2.下列现象与电化学腐蚀无关的是（ ） A黄铜制作的铜锣不易产生铜绿 B生铁比软铁芯（几乎是纯铁）容易 生锈 C铁制器件附有铜制配件，在接触处易生铁锈 D银质奖章久置表面变暗D(1)若液面上升，则溶液呈 ， 发生 腐蚀,电极反应式为： 负极： , 正极： 。 3.如图, 水槽中试管内有一枚铁钉，放置数天观察：(2)若液面下降，则溶液呈 ， 发生 腐蚀，电极反应式为： 负极： ， 正极： 。弱酸性或中性吸氧2Fe 4e2Fe2+O2+2H2O+4e4OH较强酸性析氢Fe 2eFe2+2H+2eH2 第二章第一节 化学反应速率第三课时 活化能其他因素 内因 决定性因素浓度催化剂压强温度温故知新影响化学反应速率的因素思考：如何解释外界条件对化学反应速率的影响呢？一、有效碰撞理论 1918年，路易斯提出了化学反应速率的简单碰撞理论。该理论认为，反应物分子间的碰撞是化学反应的先决条件。 研究发现，大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，而往往经过多个反应步骤才能实现。每一步反应都称为基元反应。例如，2HI=H2+I2实际上是经过下列两步反应完成的：第一步 2HI H2+2I第二步 2I I2 这两个先后进行的基元反应反映了2HI=H2+I2的反应历程。反应历程又称反应机理。1.基元反应、反应机理、基元反应发生的先决条件基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞。 以气体的反应为例，任何气体中分子间的碰撞次数都是非常巨大的。通常情况下，当气体的浓度为1 mol/L时，在每立方厘米、每秒内反应物分子间的碰撞可达到1028次。如果反应物分子间的任何一次碰撞都能发生反应的话，反应只需10-5s就可以完成。但实际并非如此。 这说明并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应，我们把能够发生化学反应的碰撞叫做有效碰撞。思考：为什么分子碰撞时有的能发生化学反应，有的不能呢？2.有效碰撞的概念、条件、与反应速率的关系碰撞过轻取向不好有效碰撞 在化学反应过程中，反应物分子必须具有一定的能量，碰撞时还要有合适的取向，这样的碰撞才能使化学键断裂，从而发生化学反应。有效碰撞的条件单位时间、单位体积内有效碰撞的次数越多，反应速率越快。活化分子：能够发生有效碰撞的分子。对于某一化学反应来说，在一定条件下，反应物分子中活化分子的百分数是一定的。活化能: 活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的的平均能量之差，叫做反应的活化能。正反应的活化能活化分子变成生成物分子放出的能量，也可认为是逆反应的活化能反应热，H=E1 -E23.活化分子、活化能、与反应速率的关系 活化能越低，单位体积内活化分子数越多，有效碰撞的次数越高，化学反应速率就会越快。4.多步反应的活化能及与速率的关系(1)多步反应的活化能：一个化学反应由几个基元反应完成，每一个基元反应都经历一个过渡态，及达到该过渡态所需要的活化能(如图E1、E2)，而该复合反应的活化能只是由实验测算的表观值，没有实际物理意义。(2)活化能和速率的关系：基元反应的活化能越大，反应物到达过渡态就越不容易，该基元反应的速率就越慢。一个化学反应的速率就取决于速率最慢的基元反应。新物质一个反应经历的过程：普通分子活化能活化分子合理取向的碰撞有效碰撞能量学习小结影响规律其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率增大；减小反应物的浓度，反应速率减小。微观解释反应物浓度增大单位体积内活化分子数增多单位时间内有效碰撞次数增加反应速率增大；反之，反应速率减小。1、浓度对化学反应速率的影响二、有效碰撞理论影响化学反应速率因素的解释2、压强对化学反应速率的影响影响规律其他条件不变时，增大压强，气体体积减小，浓度增大，化学反应速率增大。微观解释增大压强气体体积缩小反应物浓度增大单位体积内活化分子数增多单位时间内有效碰撞次数加反应速率增大；反之，反应速率减小。影响规律其他条件不变时，升高温度，化学反应速率增大；降低温度，化学反应速率减小。温度每升高10度，化学反应速率增大到原来的2至4倍。微观解释升高温度活化分子的百分数增大 单位时间内有效碰撞次数增加反应速率增大；反之，反应速率减小。3、温度对化学反应速率的影响次要原因温度升高，分子运动速度加快，碰撞次数增多，反应速率增大。影响规律当其他条件不变时，使用催化剂，化学反应速率增大。微观解释使用催化剂改变了反应的历程，反应的活化能降低活化分子的百分数增大单位时间内有效碰撞次数增加反应速率增大。4、催化剂对化学反应速率的影响 除了改变浓度、温度、压强及选用催化剂等，还有很多改变化学反应速率的方法。例如，通过光辐射、放射线辐照、超声波、电弧、强磁场、高速研磨等。总之，向反应体系输入能量，都有可能改变化学反应速率。活化分子、有效碰撞与反应速率的关系学习小结外界条件对反应速率的影响条件变化微观因素变化化学反应速率变化分子总数活化分子数目活化分子百分数单位体积内活化分子数目有效碰撞浓度增大增加增加不变增加增加加快压强增大不变不变不变增加增加加快温度升高不变增加增加增加增加加快催化剂使用不变增加增加增加增加加快第3课时 浓度、压强对化学平衡的影响第二章第二节化学平衡v(正)=v(逆)0反应速率v(正)v(逆)t1时间（t）02、化学平衡状态的特征动：(特点)动态平衡，反应仍在进行（v(正)= v(逆) 0）等：(内在本质)v(正)= v(逆) 逆: (研究对象)可逆反应定：(外在标志)当可逆反应达到平衡时，各组分的质量(或浓度)保持不变变：(发展)外界条件改变，原平衡可能被破坏，并在新的条件下建立新的化学平衡，即 发生化学平衡的移动。化学平衡状态1、定义：在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的质量和浓度保持恒定，达到一种表面静止的状态。复习回顾一定条件下的化学平衡条件改变反应速率改变且变化量不同平衡被破坏 非平衡状态一段时间后新条件下的新化学平衡 v正 v逆反应混合物中各组分的含量恒定 v正 v逆反应混合物中各组分的含量不断变化 v正 v逆反应混合物中各组分的含量恒定破坏旧平衡建立新平衡 化学平衡的移动1、概念：在一定条件下，当可逆反应达到平衡状态后，如果改变反应条件，平衡状态被破坏，化