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化学反应速率和化学平衡篇(一):基础化学第八版课件
基础化学课程是根据小学教育（理科方向）专科专业培养目标和课程设置的规定而开设的重要基础课程。 化学，是现代自然科学的基础学科之一，是现代从事理科教育工作者知识结构的重要组成部分。以下是小编整理的基础化学第八版课件，欢迎阅读。
一、课程的性质与任务
课程性质：
基础化学课程是高等职业教育化工类专业必修的专业基础课。
课程任务：
基础化学课程的任务是：使学生在高中化学知识的基础上，进一步学习化学基础理论、基本知识，掌握化学反应的一般规律和基本化学计算方法；加强化学反应现象的理解；培养学生树立爱国主义和辩证唯物主义世界观；培养学生分析问题和解决问题的能力并为后续课程的学习、职业资格证书的考取及从事化工技术工作打下比较巩固的基础。
二、课程内容
第一部分 气体、溶液及相平衡
（一）教学目标
1．能力目标
（1） 能熟练应用理想气体状态方程、分压定律及分体积定律进行有关计算。
（2）会用质量分数、物质的量浓度、摩尔分数和质量摩尔浓度表示溶液的组成，会计算稀溶液的蒸汽压下降、沸点升高、凝固点降低、渗透压及求算难挥发非电解质的摩尔质量。
（3）会进行理想溶液气液平衡计算，能对二组分理想溶液和非理想溶液进行相图分析。
2．知识目标
（1） 掌握理想气体状态方程、分压定律、分体积定律。
（2）掌握溶液组成的表示法，了解稀溶液依数性的计算与应用。
（3）掌握理想溶液概念及气液平衡计算方法，理解二组分理想和非理想溶液溶液的气液平衡相图特点。
（二）教学内容
1．气体：理想气体，真实气体。
2．溶液：溶液组成的表示方法，稀溶液的依数性。
3．相平衡：理想溶液及气液平衡计算，二组分理想溶液的气液平衡相图, 二组分非理想溶液的气液平衡相图。
（三）教学重点
1．理想气体方程、分压定律和分体积定律。 2．真实气体状态方程的意义。 3．理想稀溶液的依数性及应用。 4．理想溶液气液平衡计算。
5．二组分理想溶液相图的意义。
（四）教学难点
1．公式的适用条件及有关计算。
2．范德华方程体积修整项和压力修整项的理解。 3．理想稀溶液的依数性及应用。 4．理想溶液气液平衡计算。
5．二组分理想溶液进行相图分析。
（五）教学建议
1．注意理论联系实际实施教学。
2．使用必要的图示或多媒体动画资源，加深知识的理解与运用。
第二部分 化学热力学基础
（一）教学目标
1．能力目标
（1）会判断系统类型及运用状态函数的基本特征解决计算问题，能说明热力学能，热和功的符号意义。
（2）会应用热力学第一定律计算化学反应过程、相变过程和单纯p-V-T变化过程的热、功和热力学能。
（3）会计算标准摩尔反应熵和标准摩尔反应吉布斯焓变，能判断过程自发进行的方向。
2．知识目标
（1）理解系统和环境，状态与状态函数，过程与途径，热力学能，热和功等基本概念。
（2）掌握热力学第一定律的应用，焓及变温过程热的计算方法，化学反应热效应计算方法。
（3）理解自发过程、熵和吉布斯函数的意义，掌握标准摩尔反应吉布斯焓变的计算方法，理解熵增原理和吉布斯判据的应用。
（二）教学内容
1．化学热力学基本概念：系统和环境，状态函数，过程与途径，热力学能，热和功。
2．焓与过程的热：热力学第一定律，焓、摩尔热容及变温过程热的计算，化学反应热效应计算。
3．化学反应方向的判断：自发过程，熵和熵增原理，吉布斯函数与化学方应方向的判断。
（三）教学重点
1．化学热力学基本概念。
2．恒容热、恒压热、焓、摩尔热容等概念、意义、适用条件及热力学第一定律对理想气体的应用。
3．标准摩尔反应焓的计算。
4．化学反应方向的判断。
四）教学难点
1．状态和状态函数的特点。
2．热力学第一定律对理想气体的应用。
3．热化学标准态，标准摩尔反应焓的计算。
4．化学反应熵变计算和标准摩尔反应吉布斯函数的计算方法。
（五）教学建议
1．注意理论联系实际实施教学。
2．使用必要的图示或多媒体动画资源，加深知识的理解与运用。
第三部分 化学反应速率和化学平衡
（一）教学目标
1．能力目标
（1）能正确写出基元反应的速率方程，指出反应级数。
（2）会书写标准平衡常数表达式及进行有关化学平衡计算。
（3）能应用同时平衡规则计算有关反应平衡常数。
（4）能综合运用化学反应速率和化学平衡原理处理化学反应。
2．知识目标
（1）理解化学反应速率的概念、表示方法。
（2）掌握浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响规律。
2
（3）掌握化学平衡的特征及标准平衡常数的概念。 （4）理解同时平衡，掌握平衡移动原理。
（二）教学内容
1．化学反应速率：化学反应速率的表示方法，影响化学反应速率的因素。
2．具有简单级数的化学反应：1级反应，2级反应。
3．化学平衡：可逆反应与化学平衡，化学平衡常数，有关化学平衡的计算，多重平衡规则。
4．影响化学平衡的因素：浓度，压力，温度，平衡移动原理（勒夏特列原理）。
5．化学反应速率和化学平衡原理的综合应用：压力，温度，催化剂，浓度。
（三）教学重点
1．化学反应速率的表示。
2．具有简单级数的化学反应的速率方程。
3．化学平衡常数，多重平衡规则。
（四）教学难点
1．影响化学反应速率的因素，质量作用定律及应用。
2．具有简单级数的化学反应的特征。
3．有关化学平衡的计算
（五）教学建议
1．教学中，注意理论联系实际。
2．可利用动态教学课件展示知识的运用及规律。
第四部分 酸碱平衡和酸碱滴定法
（一）教学目标
1．能力目标
（1）会计算一元弱酸弱碱解离常数、解离度和溶液的pH。
（2）会进行有关滴定分析的溶液组成及质量的计算。
（3）会计算化学计量点的pH，并选择合适的指示剂，能判断能否直接滴定。
2．知识目标
（1）理解酸碱反应实质，掌握共轭酸碱对解离常数之间的定量关系和一元弱酸弱碱解离平衡计算。
（2）理解同离子效应及缓冲溶液的概念，了解缓冲溶液各组成的作用。
（3）掌握滴定分析基本概念、方法和有关计算。
（4）理解酸碱滴定曲线，掌握常见指示剂变色范围。
（二）教学内容
1．酸碱理论：酸碱电离理论，酸碱质子理论，弱酸、弱碱解离常数和解离度。
2．弱酸弱碱解离平衡计算：一元弱酸、弱碱溶液，*多元弱酸、弱碱溶液。
3．同离子效应和缓冲溶液：同离子效应，缓冲溶液。
4．*滴定分析法：概述，标准滴定溶液的配制，滴定分析计算，误差与有效数字。
5．*酸碱滴定法：滴定原理，酸碱滴定法的应用——双指示剂法测定混合碱。
（三）教学重点
1．弱酸、弱碱解离常数和解离度。
2．一元弱酸弱碱溶液解离平衡的计算。
3．同离子效应和缓冲溶液的概念，缓冲溶液的 pH 值计算。
4．滴定分析的计算，滴定原理。
（四）教学难点
1．一元弱酸、一元弱碱和水的电离平衡的有关计算。
2．同离子效应，缓冲溶液，缓冲溶液的 pH 值计算。
3．滴定分析的计算及滴定法的应用。
（五）教学建议
1．教学中，应在化学平衡的知识基础之上，进行弱酸弱碱解离平衡的教学，便于学生建立起知识体系。
2．可利用动态教学课件展示知识的运用及规律。
第五部分 沉淀溶解平衡和沉淀滴定法
（一）教学目标
1．能力目标
（1）会书写沉淀溶解平衡表达式及溶度积表达式，能进行溶度积和溶解度的换算。
（2）能判断沉淀生成或溶解，会进行沉淀转化及分步沉淀的计算。
（3）能根据指示剂对银量法分类，会选择滴定条件用莫尔法、佛尔哈德法、法扬斯法对待测离子进行滴定分析。
（4）能进行重量分析的有关计算。
2．知识目标
（1）掌握溶度积常数的意义。
（2）掌握溶度积规则。
（3）了解沉淀滴定反应具备的条件，理解银量法的分类方法，掌握莫尔法、佛尔哈德法和法扬司法的测定原理及其应用。
（4）了解重量分析的分类、特点与操作过程，沉淀反应要求及其条件的选择；掌握重量分析法的有关计算。
（二）教学内容
1．沉淀溶解平衡：溶度积常数，溶度积与溶解度的换算。
2．溶度积规则及其应用：溶度积规则、溶度积规则的应用。
*3．沉淀滴定法：概述，滴定方法，沉淀滴定法应用——水中氯含量的测定。
4．重量分析法：重量分析法分类与特点，沉淀反应要求及其条件的选择，重量分析法的应用，重量分析法的计算。
（三）教学重点
1．溶度积与溶解度的换算。 2．溶度积规则及应用。 *3．沉淀滴定法应用。
（四）教学难点
1．分步沉淀的计算。
*2．沉淀滴定法应用——水中氯含量的测定。
（五）教学建议
1．教学中，应在化学平衡的知识基础之上，进行沉淀溶解平衡的教学，便于学生建立起知识体系。
2．可利用动态教学课件展示知识的运用及规律。
3．教学中，应引导学生注意某些结论的条件性和局限性，把握关键词的分析，这是提高学生分析问题、解决问题的关键，建立自学能力的基础。
第六部分 物质结构基础知识
（一）教学目标 1．能力目标
（1）会书写1～36号元素原子的核外电子分布式、原子实表示式、价电子构型和轨道表示式。
（2）能根据元素周期律比较、判断主族元素单质及其化合物性质的差异。
（3）能用杂化轨道理论判断分子的空间构型。
4
（4）会判断分子的极性，解释分子间力、氢键对物质物理性质影响。
2．知识目标
（1）掌握基态原子核外电子分布规律和主族元素性质周期性的变化规律。
（2）理解离子键、共价键和金属键的本质、特征及杂化轨道理论对分子结构的解释。
（3）了解分子间力的判断方法，掌握分子间力对物质性质影响的规律。
（4）理解氢键的形成条件、本质、特征及其对物质性质的影响。
（二）教学内容
1．核外电子的运动状态：核外电子的运动特征，电子云，四个量子数，原子轨道的能级。
2．原子核外电子分布与元素周期表：基态原子核外电子分布规律，核外电子分布与元素周期表。
3．元素基本性质的周期性变化：原子半径，元素电负性，元素的金属性与非金属性，元素氧化数。
4．化学键：化学键，离子键，共价键，金属键。
5．杂化轨道与分子构型：杂化与杂化轨道，s-p型杂化与分子构型。
6．分子间力与氢键：分子的极性，分子间力及其对物质性质的影响, 氢键及其对物质性质的影响。
（三）教学重点
1．四个量子数的表示及意义。
2．基态原子的核外电子分布规律。
3．原子的电子结构与元素周期系的关系。
4．元素的金属性和非金属性及其规律。
5．各类化学键的特征和性质。
6．sp型杂化轨道类型及其相应的分子构型。
7．分子间力和氢键对物质性质的影响。
（四）教学难点
1．量子化的理解。
2．原子的电子结构与元素周期系的关系。 3．杂化轨道的形成。 4．氢键的形成条件。
（五）教学建议
1．原子结构与元素性质关系部分的介绍要理论联系，通过实例来展示判断元素及其化合物性质的方法。
2．分子间力、氢键部分的教学应通过实例来展示对其判断及分析它们对物质性质的影响。
3．可通过模型、投影或教学课件展示分子的空间构型。
第七部分 氧化还原平衡和氧化还原滴定法
（一）教学目标
1．能力目标
（1）能用离子-电子法配平氧化还原反应方程式。
（2）会用原电池符号表示原电池。
（3）会使用标准电极电势表，并计算电极电势；会判断原电池正、负极；比较氧化剂、还原剂氧化还原能力相对强弱；判断氧化还原反应方向和进行程度；能使用元素标准电势图。
（4）能利用氧化还原平衡原理定量分析物质含量。
2．知识目标
（1）掌握氧化还原反应的概念和配平方法。
（2）了解原电池的组成、原理及电池表示方法，理解电极电势产生和标准电极电势的意义，掌握电极电势的影响因素。
（3）掌握电极电势的应用。
（4）掌握氧化还原滴定法的原理及滴定条件。
（二）教学内容
1．氧化还原反应方程式的配平：氧化还原反应概念，氧化还原反应方程式的配平——离子电子法。
2．原电池和电极电势：原电池，电极电势。
3．电极电势的应用：判断原电池正、负极及计算原电池电动势，判断氧化剂、还原剂的相对强弱，判断氧化还原反应方向，判断氧化还原反应进行的程度，元素标准电势图及其应用。
*4．氧化还原滴定法：滴定原理，常用氧化还原滴定法，氧化还原滴定法应用——水中化学耗氧量的测定。
（三）教学重点
1．氧化还原反应的概念和配平。
2．原电池的表示方法，能斯特方程的应用。
3．电极电势的应用。
（四）教学难点
1．氧化还原反应的配平。
2．能斯特方程的应用。
（五）教学建议
1．教学中，应在化学平衡的知识基础之上，进行氧化还原平衡的教学，便于学生建立起知识体系。
2．可利用动态教学课件展示知识的运用及规律。
3．也可整合实验教学内容，开展项目引领，任务驱动教学。
第八部分 配位平衡和配位滴定法
（一）教学目标 1．能力目标
（1）会正确书写、命名配合物，并指出其组成。
（2）能根据配位平衡进行有关计算。
（3）会计算条件稳定常数。
（4）会确定金属离子准确滴定及连续测定的酸度条件，能进行水中钙、镁含量测定的计算。
2．知识目标
（1）掌握配合物的概念、组成、命名及化学式的书写方法。
（2）理解配位平衡常数的意义，掌握有关配位平衡计算方法。
（3）理解EDTA及其配合物的解离平衡及酸效应系数和条件稳定常数意义。
（4）掌握配位滴定原理及配位滴定判据，了解酸效应曲线应用及金属指示剂作用原理。
（二）教学内容
1．配合物的基本概念：配合物定义，配合物组成，配合物命名，螯合物。
2．配位平衡：配位平衡常数，配位平衡移动。
*3．EDTA及其配合物：EDTA的解离平衡，EDTA的金属离子配合物，EDTA配合物的解离平衡。
4．配位滴定法：配位滴定基本原理，配位滴定的方法，配位滴定法应用——水中钙、镁总含量的测定。
（三）教学重点
1．配合物的概念、组成、命名及化学式的书写方法。 2．配位平衡常数的计算。 *3．配位滴定法应用。
（四）难点
1．配合物命名。
2．配位平衡常数的意义。
3．配位滴定的计算及滴定法的应用。
（五）教学建议
1．教学中，应在化学平衡的知识基础之上，进行配位平衡的教学，便于学生建立起知识体系。
2．教学过程中，可根据教材设计的工作任务或整合实验教学内容，在教师的主导下，充分调动学生的积极性，主动学习与讨论，实施“基于工作任务导向的任务驱动教学”。
化学反应速率和化学平衡篇(二):必修五数学教学课件
必修五数学教学课件，仅供参考。
1.1 高中数学必修五等比数列——学情分析
本节课的授课对象是我校学生，数学水平参差不齐，依赖性强，接受能力一般，灵活性不够。因此本节课采用低起点，由浅到深，由易到难逐步推进，热情地启发学生的思维，让学生在欢愉的气氛中获取知识和运用知识的能力。
1.2 高中数学必修五等比数列——教材分析
教材地位和作用
所用的教材是人教版《必修5》，教材通过日常生活中的实例，讲解等比数列的概念，特别地要体现它是一种特殊函数，通过列表，图像，通项公式来表达等比数列，把数列融于函数之中，体现了数列的本质和内涵。等比数列的定义与通项不仅是本章的重点和难点，也是高中阶段培养学生逻辑推理的重要载体之一，为培养学生思维的灵活性和创造性打下坚实的基础。
同时本节课是在学生已经系统地学习了一种常用数列，即等差数列的概念、通项公式和前n项和公式的基础上，开始学习另一种常用数列，即等比数列的相应知识，我认为本节教材对于进—步渗透数学思想，发展逻辑思维能力，提高学生的品质素养均有较好作用。众所周知，数列是中学数学的重点内容之一，也是高考的考查重点之一，其中等差数列和等比数列尤为重要，有关数列的问题，大多数都是归结为这两种基本数列加以解决的：而且这两途中数列在实际问题中有着广泛的应用，这说要求教学中高度重视，并有新的突破，拓展和引深。
附：必修五化学教案设计
第一章 化学反应与能量
一、焓变 反应热
1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热 效应
（1）.符号： △H（2）.单位：kJ/mol
3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热
放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H<0
吸收热量的 化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0
☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 酸碱中和反应 ③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应
⑤ 生石灰和水反应⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2?8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应
③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变
三、燃烧热
1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：
①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）
四、中和热
1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4．中和热的测定实验
五、盖斯定律
1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
第二章 化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
1. 化学反应速率（v）
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L?s）
⑷ 影响因素：
① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）
② 条件因素（外因）：反应所处的条件
2.
※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
（一）1.定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征
逆（研究前提是可逆反应）
等（同一物质的正逆反应速率相等）
动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定）
变（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
例举反应[来源:学科网] mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
混合物体系中[来源:Zxxk.Com][来源:学,科,网][来源:Z#xx#k.Com][来源:学&科&网Z&X&X&K][来源:学科网ZXXK]
各成分的含量[来源:学科网ZXXK] ①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定[来源:学*科*网][来源:Z|xx|k.Com] 平衡[来源:学*科*网][来源:学&科&网][来源:Z.xx.k.Com]
②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡
③各气体的体积或体积分数一定 平衡
④总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡
正、逆反应
速率的关系 ①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆) 平衡
②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆) 平衡 ③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡
④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆) 不一定平衡 压强 ①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定） 平衡
②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡
混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时 平衡 ②Mr一定时，但m+n=p+q时 不一定平衡
温度 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 平衡 体系的密度 密度一定 不一定平衡
其他 如体系颜色不再变化等 平衡
（二）影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物 的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡_不移动_
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度__减小__，生成物浓度也_减小_， V正_减小__，V逆也_减小__，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强，会使平衡向着___体积增大__方向移动。
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡__不移动___。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下，当一个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____比值。符号：__K__
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质 的浓度是__变化的浓度___，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与__温度（T）___有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度__的标志。K值越大，说明平衡时_生成物___的浓度越大，它的___正向反应__进行的程度越大，即该反应进行得越__完全___，反应物转化率越_高___。反之，则相反。 一般地，K>_105__时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积）
Q_〈__K:反应向正反应方向进行;
Q__=_K:反应处于平衡状态 ;
Q_〉__K:反应向逆反应方向进行
3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为__吸热___反应
若温度升高，K值减小，则正反应为__放热___反应
＊四、等效平衡
1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
（1）定温，定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。 第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向
1、反应熵变与反应方向：
（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J???mol-1?K-1
(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。.
（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)
2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：
ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行
ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态
ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行
注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
第三章 水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质 。 非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 。 强电解质 ：在水溶液里全部电离成离子的电解质 。 弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。
2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物
注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成 时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：
A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度(转 载 于:ol/L ; KW = [H+]?[OH-] =1*10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定
KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）
化学反应速率和化学平衡篇(三):高中化学必修二知识点总结(3)
1、化学能转化为电能的方式:
电能
(电力)\x09火电(火力发电)\x09化学能→热能→机械能→电能\x09缺点:环境污染、低效
原电池\x09将化学能直接转化为电能\x09优点:清洁、高效
2、原电池原理
(1)概念:把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池.
(2)原电池的工作原理:通过氧化还原反应(有电子的转移)把化学能转变为电能.
(3)构成原电池的条件:(1)电极为导体且活泼性不同;(2)两个电极接触(导线连接或直接接触);(3)两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路.
(4)电极名称及发生的反应:
负极:较活泼的金属作负极,负极发生氧化反应,
电极反应式:较活泼金属-ne-=金属阳离子
负极现象:负极溶解,负极质量减少.
正极:较不活泼的金属或石墨作正极,正极发生还原反应,
电极反应式:溶液中阳离子+ne-=单质
正极的现象:一般有气体放出或正极质量增加.
(5)原电池正负极的判断方法:
①依据原电池两极的材料:
较活泼的金属作负极(K、Ca、Na太活泼,不能作电极);
较不活泼金属或可导电非金属(石墨)、氧化物(MnO2)等作正极.
②根据电流方向或电子流向:(外电路)的电流由正极流向负极;电子则由负极经外电路流向原电池的正极.
③根据内电路离子的迁移方向:阳离子流向原电池正极,阴离子流向原电池负极.
④根据原电池中的反应类型:
负极:失电子,发生氧化反应,现象通常是电极本身消耗,质量减小.
正极:得电子,发生还原反应,现象是常伴随金属的析出或H2的放出.
(6)原电池电极反应的书写方法:
(i)原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应,负极反应是氧化反应,正极反应是还原反应.因此书写电极反应的方法归纳如下:
①写出总反应方程式. ②把总反应根据电子得失情况,分成氧化反应、还原反应.
③氧化反应在负极发生,还原反应在正极发生,反应物和生成物对号入座,注意酸碱介质和水等参与反应.
(ii)原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得.
(7)原电池的应用:①加快化学反应速率,如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快.②比较金属活动性强弱.③设计原电池.④金属的腐蚀.
2、化学电源基本类型:
①干电池:活泼金属作负极,被腐蚀或消耗.如:Cu-Zn原电池、锌锰电池.
②充电电池:两极都参加反应的原电池,可充电循环使用.如铅蓄电池、锂电池和银锌电池等.
③燃料电池:两电极材料均为惰性电极,电极本身不发生反应,而是由引入到两极上的物质发生反应,如H2、CH4燃料电池,其电解质溶液常为碱性试剂(KOH等).
第三节 化学反应的速率和限度
1、化学反应的速率
(1)概念:化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量(均取正值)来表示. 计算公式:v(B)= =
①单位:mol/(L s)或mol/(L min)
②B为溶液或气体,若B为固体或纯液体不计算速率.
③以上所表示的是平均速率,而不是瞬时速率.
④重要规律:(i)速率比=方程式系数比 (ii)变化量比=方程式系数比
(2)影响化学反应速率的因素:
内因:由参加反应的物质的结构和性质决定的(主要因素).
外因:①温度:升高温度,增大速率
②催化剂:一般加快反应速率(正催化剂)
③浓度:增加C反应物的浓度,增大速率(溶液或气体才有浓度可言)
④压强:增大压强,增大速率(适用于有气体参加的反应)
⑤其它因素:如光(射线)、固体的表面积(颗粒大小)、反应物的状态(溶剂)、原电池等也会改变化学反应速率.
2、化学反应的限度--化学平衡
(1)在一定条件下,当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时,反应物和生成物的浓度不再改变,达到表面上静止的一种“平衡状态”,这就是这个反应所能达到的限度,即化学平衡状态.
化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响.催化剂只改变化学反应速率,对化学平衡无影响.
在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应.通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应.而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应.
在任何可逆反应中,正方应进行的同时,逆反应也在进行.可逆反应不能进行到底,即是说可逆反应无论进行到何种程度,任何物质(反应物和生成物)的物质的量都不可能为0.
(2)化学平衡状态的特征:逆、动、等、定、变.
①逆:化学平衡研究的对象是可逆反应.
②动:动态平衡,达到平衡状态时,正逆反应仍在不断进行.
③等:达到平衡状态时,正方应速率和逆反应速率相等,但不等于0.即v正=v逆≠0.
④定:达到平衡状态时,各组分的浓度保持不变,各组成成分的含量保持一定.
⑤变:当条件变化时,原平衡被破坏,在新的条件下会重新建立新的平衡.
(3)判断化学平衡状态的标志:
① VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物质比较)
②各组分浓度保持不变或百分含量不变
③借助颜色不变判断(有一种物质是有颜色的)
④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变(前提:反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用,即如对于反应xA+yB zC,x+y≠z )
第三章 有机化合物
绝大多数含碳的化合物称为有机化合物,简称有机物.像CO、CO2、碳酸、碳酸盐等少数化合物,由于它们的组成和性质跟无机化合物相似,因而一向把它们作为无机化合物.
一、烃
1、烃的定义:仅含碳和氢两种元素的有机物称为碳氢化合物,也称为烃.
2、烃的分类:
饱和烃→烷烃(如:甲烷)
脂肪烃(链状)
烃 不饱和烃→烯烃(如:乙烯)
芳香烃(含有苯环)(如:苯)
3、甲烷、乙烯和苯的性质比较:
有机物\x09烷烃\x09烯烃\x09苯及其同系物
通式\x09CnH2n+2\x09CnH2n\x09--
代表物\x09甲烷(CH4)\x09乙烯(C2H4)\x09苯(C6H6)
结构简式\x09CH4\x09CH2=CH2\x09或
(官能团)
结构特点\x09C-C单键,
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