第二章化学反应速率和化学平衡复习教案文档格式.docx
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终了浓度：
指反应物或生成物经过一段时间后的浓度。
常用c（终了）表示。
变化浓度：
指化学反应过程中某一段时间内反应物减少的浓度或生成物增加的浓度
2、影响化学反应速率的因素。
（1）、有效碰撞理论
化学反应发生的先决条件是：
活化分子能够发生有效碰撞。
活化分子:
是指反应中能量较高的分子。
（其它条件不变时，对某一反应而言，活化分子在反应物分子中所占的比例是不变的）
有效碰撞概念：
活化分子相互碰撞时，且有合适的取向时，使化学键断裂，发生化学反应，这样的碰撞叫做有效碰撞。
（2）、影响反应速率因素
①内因（主要因素）是指参加反应的物质的性质。
②外界条件对化学反应速率的影响：
反应物的浓度、压强、温度、催化剂等
同一化学反应的速率大小与外界条件（外因）有关。
具体规律如下：
二、化学平衡
1.化学平衡状态
概念：
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浓度保持不变的状态。
2平衡状态下的可逆反应，改变条件时平衡移动方向的判断
1）、平衡移动的根本原因是V正≠V逆，通过比较速率，可判断平衡移动方向
当V正＞V逆时，平衡向正反应方向移动当V正＜V逆时，平衡向逆反应方向移动
2）平衡移动方向判断依据：
.化学平衡移动原理（勒夏特列原理）：
如果改变影响化学平衡的一个条件（如浓度、温度、压强等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
注意：
勒沙特列原理的适用范围是：
化学平衡，电离平衡，溶解平衡，水解平衡等。
条件变化
平衡移动方向
说明
浓度变化
增大反应物或减小生成物
方向
固体及纯液体的浓度是一定值，所以增加或减少固体及纯液体的量，不会影响平衡状态。
减小反应物或增大生成物
压强变化
增大压强
实质：
浓度的改变（对于没有气体参加的可逆反应及反应前后气体体积不变的反应，改变压强化学平衡不移动。
）
减小压强
温度变化
升高温度
降低温度
催化剂
催化剂能同等程度地改变正、逆反应速率，因此不影响化学平衡，但可大大地缩短反应达到平衡所需的时间。
3.可逆反应进行程度的描述方法——转化率、产率。
（1）反应物的转化率＝反应物的转化量/该反应物起始量×
100%
（2）产物的产率＝产物的实际量/该产物的理论量×
四、化学平衡常数
1、定义：
在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积与各反应物浓度的化学计量数次幂的乘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。
2、如：
mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g）
注意：
①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。
②只受温度影响。
不指明温度，K值无意义。
K值与反应物或生成物的浓度无关，即在一定温度下，平衡常数保持不变。
。
应用：
①判断反应进行的程度：
K值越大，说明平衡体系中所占的比例越大，反应物的越大，反应进行的程度越大，反应物转化率越高。
②判断反应热效应：
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化学平衡常数数值的大小是可逆反应进行程度的标志。
K>
105，该反应进行得基本完全了
五、化学反应自发进行的方向的判断
3、自发反应：
是指在一定温度压力条件下，靠体系自身力量不借助外力而发生的一种反应的趋势。
①反应过程放热，焓（增大或减小），△H0；
反应过程吸热，焓（增大或减小），△H0；
②固体变为液体，液体变为气体，固体变为气体，体系的混乱度都，△S0；
液体变为固体，气体变为液体，气体变为固体，体系的混乱度都，△S0；
判断化学反应进行的方向：
焓判据和熵判据
熵增大
熵减小
焓变大
焓减小
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。
即反应热ΔH混乱度ΔS
ΔG=ΔH－TΔS<
0，反应能自发进行ΔG=ΔH－TΔS＝0，反应处于平衡状态
0，反应不能自发进行
第三章水溶液中的离子平衡（复习）学案
1.弱电解质的电离平衡
1.弱电解质在水中的电离是______（可逆或不可逆）的.
1.电离平衡的概念：
在一定条件（如：
温度、浓度）下，当电解质电离成的速率和重新结合成的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
3.弱电解质电离平衡的移动
（1）弱电解质的电离平衡勒夏特列原理原理。
电离平衡的影响因素
1内因：
由电解质本身的性质决定。
电离度=×
100%
2外因：
主要是温度、浓度、同离子效应。
a.温度：
升温使电离平衡向的方向移动，因为是吸热过程。
b.浓度：
浓度，电离平衡向电离的方向移动。
c.同离子效应：
在弱电解质溶液中加入同弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向方向移动。
④加入能反应的物质，将电离。
氨水中存在电离平衡:
NH3·
H2ONH4++OH-,加入下列物质,将对电离平衡产生怎样的影响?
完成下列表格:
加入物质
盐酸
NaOH溶液
NH4Cl溶液
水
一、水的电离
1、水电离平衡：
H2OH++OH-
实验测得，在室温下1LH2O中只有1×
10-7molH2O电离，则25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L
2．水的离子积：
KW=[H+]·
[OH-]
注：
（1）KW只与温度有关，一定温度时，KW是个常数，KW只与有关，越高KW越。
25℃时;
KW=[H+]·
[OH-]=10-14100℃时，KW=10-12。
（2）KW不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
任何水溶液中，由水所电离而生成的C（H+）C（OH-）。
2、水电离特点：
（1）可逆
（2）吸热（3）极弱
二、溶液的酸碱性和pH
1．影响水的电离平衡的因素
（1）升高温度，促进水的电离KW增大
（2）酸、碱抑制水的电离
（3）能水解的盐：
促进水的电离
盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：
盐的类型
强酸强碱盐
强酸弱碱盐
强碱弱酸盐
溶液的酸碱性
[总结归纳]：
（1）这种在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH－结合生成弱电解质（弱酸或弱碱）的反应，叫做盐类的水解。
（2）盐类水解使水的电离平衡发生了移动，并使溶液显酸性或碱性。
盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
水解的规律是：
有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解。
谁强显谁性，同强显中性
【讨论】改变下列条件水的电离平衡是否移动？
向哪个方向移动？
水的离子积常数是否改变？
是增大还是减小？
①升高温度②加入NaCl③加入NaOH④加入HCl
⒈定义：
PH=，广泛pH的范围为0～14。
当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。
⒉意义：
溶液的酸碱性常温（25℃）
中性溶液：
C（H+）C（OH-）C（H+）1×
10-7mol/LpH7
酸性溶液：
10-7mol/LpH7
碱性溶液：
三、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：
（先求[H+]混：
将两种酸中的H+离子数相加除以总体积，再求其它）
[H+]混=（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：
（先求[OH-]混：
将两种酸中的OH离子数相加除以总体积，再求其它）
[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）（注意:
不能直接计算[H+]混）
3、强酸与强碱的混合：
（先据H++OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；
OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）
在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！
：
二、寻找盐溶液呈现不同酸碱性的原因
盐类水解的定义及规律
1、盐类水解的定义：
盐电离出的或可分别与水电离出的或
生成，使得溶液中，因而使溶液呈现或。
2、盐类水解的实质是：
盐电离出的弱酸根或弱碱阳离子与水电离出的
或结合，生成难电离的或，破坏了，使水的电离平衡向移动。
3、盐类水解的条件①；
②盐在组成上必须具有
4、盐类水解的规律：
概括为“有弱才水解，无弱不水解；
越弱越水解，都弱双水解；
谁强显水性，同强显中性。
”
3、影响盐类水解的外界因素：
①温度：
温度越高水解程度越大（水解吸热）
②浓度：
浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）
③酸碱：
促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；
OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
三、电解质溶液中的守恒关系：
（１）电荷守恒：
电解质溶液中无论含多少种离子，但溶液总是呈电中性的。
即整个溶液中___所带的负电荷总数一定等于___所带正电荷总数。
如在ＮＨ４Ｃｌ溶液中有
（２）原子守恒（物料守恒）：
电解质溶液中尽管有些离子水解、电离等原因发生改变，但某原子总数是保持不变的。
如ＮＨ４Ｃｌ中存在__________________.
一、溶解平衡
[思考与交流]指导学生阅读P61-62，思考：
1、难溶电解质的定义是什么？
难溶物的溶解度是否为0？
在20℃时电解质的溶解性与溶解度的关系如下：
溶解性
易溶
可溶
微溶
难溶
溶解度
2、当AgNO3与NaCl反应生成难溶AgCl时，溶液中是否含有Ag+和Cl-？
此溶液是否为AgCl的饱和溶液？
3、难溶电解质（如AgCl）是否存在溶解平衡？
仔细阅读、思考理解，并写出AgCl的溶解平衡表达式。
4、溶解平衡的特征：
二、沉淀反应的应用
（1）沉
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