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1、古代化学（17世纪中期）-实用和自然哲学时期（公元前后）、炼金术和炼丹时期（公元前后-公元1500年）、医化学时期（公元1500年-1700年）、燃素学说时期（公元1700-1774年）。

2、近代化学（17世纪后期）-提出了质量不灭定律、氧化理论、定比定律、倍比定律、当量定律、原子学说、分子学说、元素周期律等一系列理论。

3、现代化学（19世纪后期）

2.1.3化学反应速率及表示方法。

（20分钟）

化学反应速率就是化学反应进行的快慢程度（平均反应速度），用单位时间内反应物或生成物的物质的量来表示。

在容积不变的反应容器中，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。

（选用参与反应的任何一种物质表示反应速率其数值可能不同）

2.1.4反应速率理论简介.（20分钟）

1、分子碰撞理论：

a、化学反应发生的首要条件：

足够的能量；

b、化学反应发生的充分条件：

适当的方向；

2、过渡状态理论

3.课堂小结:

（10分钟）

（1）化学研究对象

（2）化学反应速率及表示方法

第4周星期（四）第3.4节

T1-402

化学反应速率和化学平衡

理解影响化学反应速率的因素。

影响化学反应速率的因素

2.1.1影响化学反应速率的因素（30分钟）

1、浓度（分压）对化学反应速率的影响

当其他条件不变时，增大反应物的浓度或分压，会加快反应速率；

减小反应物浓度或分压，会减慢反应速率。

（1）分子碰撞理论：

2、温度对化学反应速率的影响

大多数情况下，温度升高，反应速率加快。

3、催化剂对化学反应速率的影响

催化剂是一类能改变化学反应速率，反应前后其化学组成和质量均不发生变化的物

质。

催化剂能改变反应速率，是由于催化剂改变了反应历程，降低了了活化能。

2.1.2可逆反应与化学平衡（40分钟）

一、可逆反应与化学平衡

1、可逆反应与不可逆反应

A、在一定条件下，只能向一个方向进行而不能向相反方向进行的化学反应——不可逆反应。

B、在同一条件下，不仅反应物可以转化为生成物，而且生成物也可以转化为反应物。

——可逆反应。

2、化学平衡的建立

（1）所谓化学平衡状态就是在可逆反应体系中，正反应和逆反应的速率相等时反应物浓度和生成物浓度不再随时间而改变的状态。

（2）化学平衡的特点：

A、是动态平衡，正逆反应都在进行，但速率相等。

B、在平衡状态下，反应物和生成物的浓度或分压不再随时间发生变化。

C、平衡是暂时的，相对的。

二、标准平衡常数Kθ

（1）影响化学反应速率的因素

（2）化学平衡的特点

广西英华国际职业学院课程教案

第5周星期

（一）第1、2节

理解并掌握浓度、压强及温度对化学平衡移动的影响。

能根据化学反应方程写出其平衡常数并进行计算。

2.1.1化学平衡的移动（70分钟）

一、浓度对化学平衡的影响

增加反应物浓度或减小生产物浓度，反应向正反应方向进行；

增加生成物浓度，或减小反应物浓度，反应向负反应方向性；

二、压力对化学平衡的影响

（1）总压对化学平衡的影响

在恒温条件下，有气体参与的反应中，A、反应前后分子数目不等的情况，增加P，反应向分子数目减小的方向移动；

减小P，反应向分子数目增大的方向移动；

B、反应前后分子数目相等的情况，增加P，平衡不移动；

（2）分压的影响；

同上，在恒温条件下，增加反应物气体的分压，平衡向正反应方向移动；

增加生成物气体的分压，平衡向负方向移动；

三、温度对化学平衡的影响

改变温度和压力只能使平衡点改变，而温度的改变却导致了平衡常数的改变，升高温度，平衡向吸热方向移动，降低温度，平衡向放热方向移动。

四、催化剂对平衡的影响

催化剂可以同等程度地改变正逆反应方向的反应速率，可缩短反应时间，但是不会改变平衡常数。

（10分钟）化学平衡的移动

第5周星期（四）第3、4节

T1-505

实验2-1化学反应速率和化学平衡

实验

实验室

了解浓度、温度和催化剂对化学反应速率的影响

反应级数、活化能的计算

1.实验用品

（1）仪器

量筒、试管、烧杯、秒表、玻璃棒、温度计、注射器

（2）化学药品

KI、Na2S2O3、淀粉、KNO3、FeCl3、（NH4）2S2O8

2.实验内容

（1）浓度对化学反应速率的影响，求反应级数

（2）温度对化学反应速率的影响，求活化能

（3）催化剂对化学反应速率的影响

第6周星期

（一）第1、2节

酸碱平衡

（1）了解溶液的酸碱性、电离度、pH值及影响电离度的因素。

（2）理解并掌握pH值的计算方法。

pH值的计算方法。

酸碱理论是无机化学研究的重要内容。

大量的化学变化都属于酸碱反应，在科学实验和生产实际中有着广泛的应用。

酸碱反应的本质和规律是酸碱理论研究的重要内容。

2.1.1弱电解质的电离（30分钟）

电离度及其影响因素：

1、电离度：

一定温度下，当电离达到平衡时，溶液中已经电离的溶质分子数与溶质分子总数之比，叫做该电解质的电离度。

2、影响因素：

（1）电解质的本性

（2）溶液的浓度

（3）溶剂的性质

（4）温度的影响

（5）电解质的影响

溶液的酸碱性和PH

1、水的离解

纯水是一种很弱的电解质，它既可以是质子酸，也可以是质子碱，能发生自身的酸碱反应，这种

水分子之间的质子传递作用叫做质子的自递作用。

H2O+H2O→H3O++OH-

C（H+）C（OH-）=Kw=1.0×

10-14

式子中的Kw称为水的离子积常数，简称水的离子积。

不同的水温时，水的Kw是不一样的。

2、溶液的酸碱性

溶液的酸碱性取决于溶液中C（H+）和C（OH-）的浓度相对大小。

酸性溶液：

C（H+）>

C（OH-），C（H+）>

1.0×

10-7

中性溶液：

C（H+）=C（OH-），C（H+）=1.0×

碱性溶液：

C（H+）<

C（OH-），C（H+）<

3、溶液的PH值

PH=-lgC（H+）

PH+POH=14

溶液PH的测定

（1）PH试纸法

1、甲基橙试纸3.1-4.4

3、石蕊试纸5.0-8.0

一元弱酸（碱）的电离平衡

1.电离平衡常数

2.一元弱酸或弱碱的[H+]或[OH-]的计算。

2.1.2多元弱酸（碱）的电离（20分钟）

2.1.3同离子效应和盐效应（20分钟）

1、同离子效应——在弱酸或弱碱溶液中，加入与其含有相同离子的另一强电解质，使解离平衡向做移动，从而降低了弱酸或弱碱的解离度，这种作用称为同离子效应。

2、盐效应——　如果在弱电解质溶液中加入不含相同离子的强电解质，由于溶液中离子间相互牵制作用增强，弱电解质电离出来的离子重新结合成分子的机会减小，离子重新结合成分子的机会减小，分子化速率减小，所以表现为弱电解质的解离度略有增高。

同离子效应比盐效应大得多，所以一般不考虑盐效应。

.

电离度及其影响因素；

第6周星期（四）第3、4节

了解缓冲溶液的组成；

缓冲溶液的性质；

理解缓冲作用原理、理解酸碱理论

同离子效应、盐类的水解

复习：

2.1.1酸碱缓冲溶液（25分钟）

1、酸碱平衡的移动——同离子效应

已离解的分子总数

（1）、离解度a=——————————————×

100%

离解前分子总数

（2）、a=（Kaθ/C）1/2

在一定温度下，离解度随着溶液的稀释而增大。

这就是稀释定律。

（3）、同离子效应：

在弱酸或弱碱溶液中，加入含有相同离子的易溶强电解质，使弱酸或弱碱的离解度减小的现象叫做同离子效应。

（4）、酸碱缓冲溶液

a、缓冲溶液及其缓冲作用

含有弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸的溶液体系能够抵抗外加少量酸、碱或加水稀释，而本身PH值基本保持不变的溶液，称为缓冲溶液。

缓冲溶液的重要作用就是控制溶液的PH值。

b、缓冲溶液的类型和组成

缓冲溶液包含有弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸。

如HAc-Ac-、NH3-NH4+;

PH=PKaθ+lgC碱/C酸

POH=PKbθ+lgC酸/C碱

2.1.2各种盐类的水解.（15分钟）

（一）弱酸强碱盐

（二）强酸弱碱盐

（三）弱酸弱碱盐

2.1.3影响水解平衡移动的因素（15分钟）

1、温度的影响——水解反应是中和反应的逆反应，中和反应是放热反应，水解反应为吸热反应。

2、浓度的影响——稀释会促进水解。

3、酸度的影响——盐类的水解会使酸度发生改变，可通过控制酸度来控制水解平衡的移动。

2.1.4酸碱理论（15分钟）

1、酸碱反应都是物质碱质子转移的结果。

酸：

凡能给出质子的分子或离子。

碱：

凡是能接受质子的分子或离子。

2、酸碱共轭关系式子为：

酸←→碱+质子

3、质子条件，列出质子条件

4、酸碱的强度

质子传递的方向与酸碱的强度有关，一般来说，质子传递反应总是向着生成更弱的酸和碱的方向进行。

由电离平衡常数Ka和Kb两个值，我们可以比较酸或碱的相对强弱。

一般，其Ka或Kb值大于10时为强酸或强碱，Ka或Kb小于10时为弱酸或弱碱。

酸的酸性越强，其对应的共轭碱的碱性越弱。

反之，也成立。

.（10分钟）

离解度、各种盐类的水解、影响水解平衡移动的因素

第7周星期

（一）第1、2节

实验3-1

学会缓冲溶液的配制及缓冲作用

缓冲溶液的配制及缓冲作用

1、实验仪器：

移液管10mL，试管

2、实验药品：

Hac、甲基橙试液、NaAc、NH3.H2O、酚酞试液、石蕊试液、NaOH、HCl、NH4Cl、MgCl2

3、实验内容：

（1）同离子效应

（2）缓冲溶液的配制

（3）缓冲溶液的性质

4、实验报告

第7周星期（四）第1、2节

第四章沉淀溶解平衡

了解沉淀溶解平衡，溶度积与溶解度的关系。

理解溶度积规则。

溶度积规则

在科学实验中，经常要使用沉淀反应来制取难溶化合物、进行离子分离和离子鉴定、除去溶液中的杂质以及定量化学分析等。

如何判断沉淀反应是否发生？

怎样才能使沉淀更加完全？

什么条件下沉淀可以溶解？

这些都是实际工作中常常遇到的问题。

2.1.1沉淀溶解平衡和溶度积规则（40分钟）

1、沉淀溶解平衡

2、溶度积与溶解度的关系

溶度积和溶解度都可以用于衡量物质的溶解能力。

因此二者之间必然有密切的联系。

即在一定条件下，二者可以相互换算。

（1）、同类型的难溶电解质的Ksp越大，其溶解度越大，Ksp越小，其溶解度也越小；

（2）、不同类型的难溶电解质则不能直接用Ksp来比较溶解度的大小，必须经过计算方可比较。

3、、溶度积规则

Qi与Ksp的表达形式相同，不同的是Qi中的浓度不一定是平衡浓度，而Ksp中的浓度指的是平衡浓度。

当Qi>

Ksp，溶液呈饱和状态，有沉淀生成；

当Qi<

Ksp，溶液呈不饱和状态，若体系中有沉淀存在，沉淀会溶解，直至溶液呈饱和状态。

当Qi=Ksp时，溶液呈饱和状态，沉淀和溶解处于相对平衡状态。

2.1.2影响沉淀溶解平衡的因素（30分钟）

1、同离子效应/

2、盐效应

3、配位效应

4、酸效应

沉淀溶解平衡和溶度积规则

影响沉淀溶解平衡的因素

第8周星期

（一）第1、2节

理解并掌握溶度积规则的应用

判断沉淀的生成和沉淀的完全程度

2.1.1判断沉淀的生成和沉淀的完全程度（20分钟）

1、判断沉淀的生成

Qi>

Kspθ时，我们可以判断有沉淀生成。

2、判断沉淀的完全程度

沉淀完全并不是说溶液中的某种离子绝对不存在了，而是指含量少至某一标准而言，通常要求残留离子的浓度小于1×

10-5mol/L时，即可以认为沉淀已经完全了。

2.1.2沉淀的溶解.（30分钟）

1、酸碱溶解法

所谓酸碱溶解法就是指外加强酸或强碱，与难溶物质的离子反应，形成可溶性弱电解质，使难溶物质的沉淀平衡向溶解方向移动，导致沉淀的溶解，此法适用于难溶的氢氧化物，碳酸盐和硫化物。

2、氧化还原溶解法

利用氧化还原反应来降低溶液中难溶电解质组分离子的浓度，从而使得难溶电解质溶解的方法称为氧化还原溶解法。

一些很难溶的金属硫化物如CuS、PbS，HgS，由于其溶解素非常小，即使外加高浓度的HCl或硫酸都不足将他们溶解，在这样的情况下，往往采用氧化还原溶解法将其溶解，如外加王水。

3、配位溶解法

配位溶解法是指在难溶电解质的饱和溶液中，加入一定量的配位剂，与难溶电解质组分离子形成配离子，使溶液中组分离子浓度降低，从而达到溶解的目的，例如氢氧化铜难溶与水，但是易容与氨水，其主要原因就是氨水与铜离子形成了配位离子，从而将氢氧化铜溶解。

2.1.3分步沉淀（10分钟）

如果有多种离子同时存在与混合溶液中，加入某种沉淀剂时，这些离子可能均会发生沉淀反应，生成难溶电解质，但是因其沉淀的溶解度不同，发生沉淀的先后顺序也不相同。

这种混合离子溶液中，离子先后发生沉淀的现象称为分步沉淀。

2.1.4胶体溶液（10分钟）

1、胶体的概念和分类：

胶体是一类介于分子分散系和粗分散系之间的一种分散体系。

其分散相和分散介质之间有界面。

胶体中最普遍的是溶胶，其次为凝胶和乳胶还有气溶胶。

2、胶体的重要特性

（1）断沉淀的生成和沉淀的完全程度

（2）沉淀的溶解方法

第8周星期（四）第1、2节

实验4-1沉淀反应

1、学会运用溶度积规则实现沉淀的生成、溶解、转化。

2、引导学生准确观察实验现象，勤于思考，善于分析，提高实验效果。

运用溶度积规则实现沉淀的生成、溶解、转化

1、实验原理

在难溶电解质的饱和溶液中，未溶解的固体与液体中相应离子之间建立了多相离子平衡。

当溶液中就、同时含有数种离子时，假如一种共沉淀剂，离子按照达到溶度积的先后顺序依次沉淀。

即分步沉淀。

两种沉淀之间，溶解度打的易转化成溶解度小的沉淀，溶解度差别越大，越易转化。

2、实验用品

仪器：

常规试管，水浴锅，玻璃棒，毛细滴管，5mL量筒

试剂：

AgNO3,Pb（NO3）2,NaCl,H2O2,MnSO4,ZnSO4,

CaCl2,CaCl2.

3、实验内容

（1）沉淀的生成

（2）沉淀的溶解

（3）分步沉淀（4）沉淀的转化

4、思考题

（1）从沉淀溶解实验中总结金属硫化物的溶解效应有哪几种？

它们分别受到哪种效应的作用？

第9周星期

（一）第1、2节

第五章氧化还原平衡和电化学基础

了解并掌握氧化还原反应的概念。

掌握氧化还原反应的配平。

氧化还原反应的配平。

氧化还原反应，在其反应过程中，某些原子或离子的氧化数发生了变发生了变化。

氧化还原反应不仅在工农业生产和日常生活中具有重要意义，而且也是人体内营养物质代谢供给机体能量的主要方式。

2.1.1氧化还原反应的基本概念（30分钟）

1、氧化数

氧化数是指某元素的一个原子的表观电荷数，其数值取决于原子形成分子时得失电子数或偏移的电子数，在化学反应中，当原子的价电子失去或偏离它的时候，此原子具有正氧化数，当原子获得电子或有电子偏向他的时候，此原子具有负氧化数。

2、氧化还原的分类

A、一般的氧化还原反应

B、自身氧化还原反应

C、歧化反应和反歧化反应

3、氧化还原电对

在氧化还原电对中，氧化数较高的物质称为氧化态物质，氧化数较低的物质称为还原态物质。

一般氧化态物质写在左边，还原态物质写在右边，中间用短线隔开

如：

Fe3+/Fe2+

2.1.2氧化还原反应的配平（40分钟）

1、氧化数法

氧化数法的配平原则是，元素原子的氧化数升高的总数，等译元素原子氧化数降低的总数，反应前后各元素的原子总数相等。

其配平步骤如下：

A、写出未配平的反应式

B、确定有关元素氧化数的变化值

C、求出氧化数升高与降低的最小公倍数

D、用观察法配平氧化数未改变的元素的原子数目。

2、离子电子法

离子电子法配平的原则是：

反应过程中氧化剂得到的电子数必等于还原剂失去的电子数，反应前后各元素的原子总数相等。

B、把离子反应式分成两个氧换还原半反应式，并配平其原子数及电荷数

C、两个半反应式各乘以适当系数，使其得失电子数相等，消去电子，必要时消去重复项，即得配平的离子方程式。

（1）、氧化数

（2）、氧化还原的分类

（3）、氧化还原反应的配平

第9周星期（四）第1、2节

第五章氧化还原平衡和电化学基础

理解原电池和电解池的作用原理及应用。

熟练掌握能斯特方程式的应用。

原电池工作原理和电极电势的计算

2.1.1原电池（20分钟）

电池符号的书写规则是：

A、写出正极和负极的符号，负极写在左边，正极写在右边

B、用单竖线表示物质间的相界面，如Zn（s）|ZnSO4（c1）

C、用||表示盐桥，盐桥左右分别是原电池的正极和负极

D、电极物质为溶液时，要