最新中职化学(通用类)下全册教案.doc

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1、第一章第一节物质的结构教学目标1.了解原子的组成和原子核外电子的排布规律。2.了解元素周期表的结构，理解元素周期表中元素性质的递变规律及应用。教学重点1.质量数（A）和的含义，以及原子核外电子的排布规律。2.元素周期律和元素周期表的结构。教学难点1质量数与相对原子质量概念的理解。2元素周期表中元素性质的递变规律及应用。课时安排：2课时教法建议借助课件，组织学生复习初中化学课本中有关原子的内容，以此导入新课，使这些知识成为新知识的生长点，温故而知新，使学生较为系统地了解构成原子的粒子间的关系。在此基础上，引导学生探索原子结构与元素性质的关系。教学内容引 言：丰富多彩的物质世界是由一百多种元素组成

2、的。在初中化学中，我们已初步认识到物质在不同条件下表现出来的各种性质，都与它们的化学组成和微观结构有关。例如，用来刻画玻璃的金刚石和用作铅笔芯的石墨，它们都是由碳组成的，但前者碳原子呈立方体结构，后者碳原子呈鳞片形层状结构；还有我们平时食用的食盐氯化钠晶体，呈立方体结构等。本章我们将在此基础上，进一步学习和了解原子结构和元素周期律的基本知识，理解元素性质与原子结构之间的关系，并从氧化、还原的角度认识物质所发生的变化。新 授：第一章 物质的结构及变化第一节 物质的结构一、原子结构1原子的组成在初中化学中，已经学过原子是由居于原子中心的带正电荷的原子核和核外带负电荷的电子构成的，原子核是由质子和中

3、子组成的，电子在核外空间一定范围内作高速绕核运动。每个质子带一个单位正电荷，中子呈电中性，所以原子核所带的正电荷数即核电荷数等于核内质子数。每个电子带一个单位的负电荷，原子核所带的正电荷数与核外电子所带的负电荷数相等。因此，原子作为一个整体不显电性。核电荷数（Z）核内质子数核外电子数由于电子的质量约为质子或中子质量的1/1836，所以原子的质量主要集中在原子核上。质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似值加起来，所得的数值叫做质量数。质量数（A）质子数（Z）中子数（N） 例如，知道氯原子的核电荷数为17，质量数为35，则中子数351718。归纳起

4、来，如以代表一个质量数为A、质子数为Z的原子，那么，原子组成可表示为：原子核核外电子 质子 Z个中子 （AZ）个 Z个 原子（） 2原子核外电子的排布在含有多个电子的原子里，电子的能量并不相同，在离核较近的区域内运动的电子能量较低，在离核较远的区域内运动的电子能量较高，这些不同的“区域”称之为电子层，按从内到外的顺序分别用n1、2、3、4、5、6、7或K、L、M、N、O、P、Q来表示。核外电子总是尽可能地先从内层（能量最低的第1电子层）排起，当第1层排满后再排第2层，即按由内到外顺序依次排列。原子核外电子的排布规律：（1） 各电子层最多容纳的电子数是2n2个（如n1，即K层最多容纳的电子数为2

5、12 2个）。（2）最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。（3）次外层的电子数不超过18个，倒数第三层的电子数不超过32个。二、元素周期律 元素周期表1元素周期律随着科学技术的发展，人们发现的元素种类也在不断地增加，在这些众多的元素中是否存在着内在的联系或是某种规律呢？元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。该规律是由俄国化学家门捷列夫于1869年在前人工作的基础上总结出来的。2元素周期表把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵列，这样就得到一个元素周期表。元素周期表是

6、元素周期律的具体表现形式。（1）周期元素周期表中，每一横行称为一个周期，共有7个周期。每一周期中元素的电子层数相同，周期的序数就是该周期元素具有的电子层数，即：周期序数电子层数第一周期最短，只有两种元素；第二、三周期各有8种元素，这三个周期所含元素较少，称为短周期；第四、五、六周期所含元素较多，分别为18、18、32种，称为长周期；第七周期还未填满，称为不完全周期。（2）族元素周期表中有18个纵列，除第8、9、10三个纵列为一族外，其余每个纵列称为一族，共有16个族，即7个主族、7个副族、1个零族和1个第族。其中，由短周期元素和长周期元素共同构成的族叫主族，分别用A、AA表示。周期表中，主族的

7、序数就是该主族元素的最外层电子数，即：主族序数最外层电子数完全是由长周期元素构成的族叫副族，分别用B、BB表示。由稀有气体元素构成的族叫零族，用“0”表示。由第8、9、10三个纵行的元素构成的族叫第族，用“”表示。3元素周期表中元素性质的递变规律金属性通常用元素的单质跟水或酸起反应置换出氢的难易程度，以及形成最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱，来判断元素的金属性的强弱。非金属性通常用单质跟氢气生成气态氢化物的难易程度，或形成最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，来判断元素的非金属性的强弱。同一周期的元素，从左到右随着核电荷数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。因此，金属元素的最高价氧化物对

8、应的水化物的碱性逐渐减弱，如NaOHMg(OH)2Al(OH)3；非金属元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，如H3PO4H2SO4HClO4（高氯酸）。同一主族的元素，从上到下随着电子层数逐渐增多，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。因此，其氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强，如LiOHNaOHP，因此，其最高价氧化物对应的水化物的酸性HNO3H3PO4。总结归纳：课后作业：1在原子的组成中，核电荷数与核外电子数、核内质子数有什么关系？质量数与质子数和中子数之间又有什么联系？2原子核外电子的排布有哪些规律？3何谓元素周期律？ 简述元素周期表的结构。第一章第一节物质的结构（三）第 二 节

9、氧化还原反应教学目标1.了解离子键和离子化合物、共价键和共价化合物的基础知识。2.了解氧化反应、还原反应和氧化还原反应的概念，以及常见的氧化剂和还原剂。教学重点1.离子键和离子化合物、共价键和共价化合物。2.氧化反应和还原反应，氧化剂和还原剂。教学难点1离子键、共价键。2氧化反应、还原反应。课时安排2课时教法建议组织学生复习初中化学中有关物质的形成，导入化学键的教学；在组织学生列举日常生活中所发生的氧化反应和还原反应的基础上，引入氧化还原反应的教学。教学内容引 言：通过前面元素周期律和元素周期表有关知识的学习，我们知道，到目前为止，人们已发现的元素只有100多种，然而，由这100多种元素组成的

10、物质却数以千万计。那么，这100多种元素的原子是通过什么作用相互结合构成物质的呢？新 授：三、化学键原子和原子能够相互结合，说明它们之间一定存在着某种相互作用。我们将分子中相邻原子之间强烈的相互作用称为化学键。化学键的主要类型有离子键、共价键等。1离子键根据表1-4中钠原子和氯原子的核外电子排布，钠原子最外层有1个电子，容易失去，形成带1个单位正电荷的Na+，从而达到8电子的稳定结构；氯原子最外层有7个电子，容易获得1个电子，形成带1个单位负电荷的Cl-，也达到8电子的稳定结构。钠与氯气反应时，钠原子最外电子层上的1个电子转移到了氯原子的最外电子层上。这两种带有相反电荷的离子之间，通过静电作用

11、结合在一起，形成了性质与单质钠和氯完全不同的物质氯化钠。像氯化钠那样，阴、阳离子通过静电作用所形成的化学键，叫做离子键。由离子键结合成的化合物称为离子化合物。通常，活泼的金属（如钾、钠、钙等）与活泼的非金属（如氯、溴、氧等）化合时，能形成离子键。绝大多数盐类、强碱类和活泼金属氧化物都是离子化合物，如KCl、ZnSO4、NaOH、CaO等。2共价键以氢分子形成为例。当两个氢原子相互作用时，由于它们得失电子的能力相同，都不能失去或得到电子，只有各提供 1个电子，形成共用电子对（H:H），使 2个氢原子都达到稳定结构，这种电子对称为共用电子对。像氢分子那样，原子间通过共用电子对所形成的化学键，叫做共

12、价键。分子中只有共价键的化合物称为共价化合物。例如，HCl、H2O、NH3等都是共价化合物。离子键和共价键的比较见下表。 键 型项 目离 子 键共 价 键概 念成键粒子形成条件第二节 氧化还原反应一、氧化反应和还原反应在氢气还原氧化铜的反应中：CuOH2 = CuH2O反应中，氧化铜失去氧变成了单质铜，发生了还原反应；氢气得到了氧化铜中的氧变成了水，发生了氧化反应。这两个反应是同时发生的。像氢气与氧化铜的反应，就称之为氧化还原反应。那么，是不是只有得氧、失氧的反应才是氧化还原反应呢？下面我们从化合价的变化来分析上述反应，反应中，氧化铜发生了还原反应，铜元素的化合价从2价降低到0价；氢气发生了氧

13、化反应，氢元素的化合价从0价升高到1价。又如：点燃2NaCl2 = 2NaCl反应中，钠元素的化合价从0价升高到1价，氯元素的化合价从0价降低到1价。虽然没有得氧和失氧的过程，但本质上与氢气还原氧化铜的反应是相同的，都属于氧化还原反应，其共同特征是参加反应的物质中某些元素的化合价改变了。结合前面所学氯化钠的形成，不难看出，钠原子失去电子，钠元素的化合价升高了，发生了氧化反应，被氧化；氯原子得到电子，氯元素的化合价降低了，发生了还原反应，被还原。再如，氢气与氯气的反应：点燃H2Cl2 = 2HCl反应中，氢原子最外层有1个电子，氯原子最外层有7个电子，由于它们获得电子的难易程度相差不大，所以都不

14、能把对方的电子夺取过来，只能各提供最外层的1个电子形成一个共用电子对，使双方都达到稳定结构。由于氯原子吸引共用电子对的能力比氢原子要强一些，所以在氯化氢分子中，共用电子对偏向氯原子而偏离氢原子。因此，氢元素的化合价从0价升高到1价，发生了氧化反应；氯元素的化合价从0价降低到1价，发生了还原反应。通过以上分析可以得出，元素化合价升高（表现为失去电子或共用电子对偏离）的反应称为氧化反应，元素化合价降低（表现为得到电子或共用电子对偏向）的反应称为还原反应。因此，我们把有电子得失或共用电子对偏移的反应叫做氧化还原反应。在氧化还原反应中，得电子总数等于失电子总数。判断下列反应，是不是氧化还原反应？（1）

15、H3PO42NaOH = Na2HPO42H2O（2）CuHgCl2 = CuCl2Hg二、氧化剂和还原剂在氧化还原反应中，凡是失去电子（或共用电子对偏离），化合价升高的物质叫做还原剂；凡是得到电子（或共用电子对偏向），化合价降低的物质叫做氧化剂。例如：Cu4HNO3（浓）= Cu(NO3)22NO22H2O点燃H2Cl2 = 2HCl在上述两反应中，Cu和H2都是还原剂，浓HNO3和Cl2都是氧化剂。氧化还原反应中，常见的氧化剂有O2及H2O2、KClO3、KMnO4、K2Cr2O7、浓H2SO4、HNO3等；常见的还原剂有活泼的金属Na、Mg、Al及C、H2、CO等；具有中间价态的一些化合

16、物如FeSO4等，既可作氧化剂，也可作还原剂。在有些氧化还原反应中，氧化剂和还原剂是同一种物质。总结归纳：课后作业：1什么是化学键？什么是离子键、共价键？2氧化还原反应的实质是什么？如何辨别氧化还原反应？板书设计（略）第二章第一节溶液组成的表示方法教学目标1. 了解质量浓度的表示方法。2了解微观粒子的数目和宏观物质的质量之间的关系。3掌握物质的量及其单位摩尔、摩尔质量的概念及有关计算。4理解化学反应中各物质之间物质的量的比例关系，并运用这种关系进行简单计算。教学重点1. 质量浓度的表示及简单计算。2. 物质的量、摩尔质量的概念，以及与物质质量之间的换算关系。3化学方程式中各物质的物质的量的关系

17、。教学难点1物质的量与粒子数目之间的换算。2. 物质的量、摩尔质量的概念，以及与物质质量之间的换算关系。3物质的量在化学方程式中的应用。教法建议借助课件，组织学生复习初中学习的有关基本物理量的内容，以此导入新课，使这些知识成为新知识的生长点，举一反三，让学生了解微观粒子的数目和宏观物质的质量之间的关系。在此基础上，引导学生学习掌握物质的量及其单位摩尔、摩尔质量、物质的质量、阿伏加德罗常数以及它们之间的换算关系。教学内容引 言：在初中化学中，已经学过一种或一种以上物质以分子或离子状态均匀地分散于另一种物质中所得到的均匀的、稳定的体系称为溶液。其中，溶解其他物质的物质称为溶剂，被溶解的物质称为溶质

18、。溶液在日常生活中随处可见，例如，烹调用的料酒、食醋，临床用的葡萄糖注射液、生理盐水、医用酒精、碘酒，保健用的营养口服液等都是溶液。本章着重讨论以水做溶剂的溶液及弱电解质的解离平衡。新 授：第二章 溶液和弱电解质的解离平衡第一节 溶液组成的表示方法一、质量浓度单位体积的溶液中所含溶质B的质量，称为溶质B的质量浓度，用符号B表示。常用的单位是g/L，溶液较稀时也可使用mg/L、g/L。二、物质的量浓度1物质的量及其单位摩尔在化工生产和一般的实验中，化学反应不可能只是几个分子、几个原子或离子参加，而是以可称量的一定质量的物质参加反应的。这说明，可称量的宏观物质的质量与组成它的微观粒子分子、原子或离

19、子的数目之间存在着某种联系。国际科学界建议采用“物质的量”将它们联系起来。物质的量是表示物质所含粒子数目多少的物理量，基本单位为摩尔，简称“摩”，符号为mol。根据国际单位制的规定：1mol的任何物质所含粒子的数目和0.012kg中所含的原子数目相等。实验测得，0.012kg中含6.021023个原子，这个数值被称为阿伏加德罗常数，用符号NA表示。也就是说，任何含有6.021023个粒子的集合体，其物质的量都是1mol。例如：1mol O含有6.021023个O原子；1mol Cl2 含有6.021023个Cl2分子；1mol K+ 含有6.021023个K+离子。由此可知，物质的量（n）、阿

20、伏加德罗常数（NA）以及粒子数目（N）之间存在如下关系：根据此式可进行物质的量与粒子数目之间的换算。应当注意：在使用符号n时，须用化学式指明其基本单元的种类，如n(H2O)、 n(O2)、 n(SO42-)等。单位物质的量的某物质所具有的质量，叫做该物质的摩尔质量，用符号M表示，常用单位为g/mol。摩尔质量可理解为：1mol物质所具有的质量。任何元素原子的摩尔质量，如果以g/mol为单位，数值上等于该元素原子的相对原子质量。用同样的方法可以推得：任何物质的摩尔质量，如果以g/mol为单位，数值上就等于该物质化学式的相对分子质量。物质的量（n）、物质的质量（m）、物质的摩尔质量（M）三者之间有

21、如下关系：或 m（g）M（g/mol）n（mol）例题1 2.8 g CO的物质的量是多少摩尔？解： 已知M(CO)28 g/mol 答：2.8gCO的物质的量是0.10 mol。例题2 5 mol H2O的质量是多少克？解： 已知M(H2O)18 g/mol M(H2O)n(H2O)M(H2O) 5 mol18 g/mol90 g答：5 mol H2O的质量是90 g。物质的量的引入，为研究化学方程式中各物质之间的数量关系提供了方便。除了可以知道各物质之间的粒子数及质量关系之外，还可以知道各物质之间的物质的量的关系。高温例如：特别量量式aol Fe2O33CO = 2Fe3CO2粒子数之比

22、1 : 3 : 2 : 3质量之比 160 : 84 : 112 : 132物质的量之比 1 : 3 : 2 : 3例题3 将80 g NaOH完全中和，需要H2SO4的物质的量是多少摩尔？解：根据化学方程式：2NaOHH2SO4 = Na2SO42H2O 2 mol 1 mol 2 mol n(H2SO4) 2 mol : 2 mol = 1 mol : n(H2SO4)答：将80 g NaOH完全中和，需要1mol H2SO4。例题4 多少克CaCO3与足量盐酸作用，能生成4 molCO2？解：根据化学方程式： CaCO32HCl = CaCl2H2OCO2 1 mol 1 mol n(C

23、aCO3) 4 mol1 mol : n(CaCO3)= 1 mol : 4 moln(CaCO3)= 4molm(CaCO3)n(CaCO3)M(CaCO3) 4 mol100 g/mol400 g答：400 g CaCO3与足量盐酸作用，能生成4 mol的CO2。总结归纳：课后作业：第二章第一节（二2）教学目标1. 理解溶液物质的量浓度的表示方法。2掌握物质的量浓度溶液的配制。教学重点1. 物质的量浓度的表示方法。2. 物质的量浓度溶液的配制。教学难点 物质的量浓度溶液的配制。教法建议借助课件，组织学生复习初中学过的有关溶液配制的内容和上一堂课学习的有关物质的量的内容，以此导入新课，使这些

24、知识成为新知识的生长点，前后联系，使学生正确理解溶液物质的量浓度的概念和表示方法。在此基础上，引导学生学习掌握物质的量浓度溶液的配制及其简单运算。教学内容引 言：在初中化学中，已经学过溶质的质量分数的概念和配制一定质量分数溶液的方法和步骤，上一节课又学习了质量浓度的概念，物质的量、物质的摩尔质量及相关换算关系。本节着重讨论溶液的物质的量浓度，以及配制一定物质的量浓度溶液的方法。新 授：2物质的量浓度以单位体积的溶液中所含溶质的物质的量来表示的溶液浓度，叫做物质的量浓度，用符号“c”表示，单位为mol/dm3 或mol/L。其数学表达式为：即 例题1 将1.2g NaOH溶于水中，配成300mL

25、溶液，计算该NaOH溶液的物质的量浓度。解：1.2g NaOH物质的量为则 答：该NaOH溶液的物质的量浓度为0.10 mol/L。例题2 将25mL 2 mol/L硝酸溶液稀释至0.1mol/L，则所得溶液的体积为多少毫升？解：已知c12 mol/L，V125 mL，c20.1 mol/L则 答：所得溶液的体积为500 mL。例题3 中和40mL 0.10mol/L NaOH溶液，用去某盐酸溶液25mL，计算这种盐酸溶液的物质的量浓度。解：根据化学方程式 NaOHHCl = NaClH2O 1 mol 1 mol即 n(NaOH)n(HCl) c(NaOH)V(NaOH)c(HCl)V(HC

26、l)则 答：这种盐酸溶液的物质的量浓度为0.16 mol/L。在实验室里，可以直接用固体或液体试剂配制一定物质的量浓度的溶液。如果要求比较精确，就需使用容积精确的仪器容量瓶。现以配制0.5mol/L NaCl溶液100mL为例：（1）计算配制所需NaCl固体的质量 n(NaCl)0.5 mol/L（10010-3）L0.05 molm(NaCl)n(NaCl)M(NaCl)0.05 mol58.5g/mol2.92g。（2）根据计算结果，称取NaCl固体。（3）将称量好的NaCl固体放入烧杯中，加适量蒸馏水，用玻璃棒搅拌，使之溶解。（4）将烧杯中的溶液，沿玻璃棒小心注入100mL容量瓶中。用少

27、量蒸馏水洗涤烧杯内壁和玻璃棒23次，洗涤液按同法也转移到容量瓶中，轻摇，混匀，如下图所示。（5）向容量瓶中注入蒸馏水，直到液面接近容量瓶刻度线以下约12cm处，静置12min后，改用胶头滴管继续滴加蒸馏水至溶液的凹液面正好与刻度线相切。然后盖上瓶塞，反复上下颠倒，使溶液充分混匀，如上图所示。 因容量瓶不宜长期存放溶液（尤其是碱性溶液），因此，溶液配好后应倒入试剂瓶中保存。通常，先用该溶液少量将试剂瓶洗涤23次，然后全部注入，盖上瓶塞，贴上标签。总结归纳：课后作业：第二章第二节化 学 平 衡教学目标1. 了解吸热反应、放热反应和可逆反应等概念。2了解化学反应速率的概念及表示方法，以及温度、浓度、

28、压强和催化剂对化学反应速率的影响。3了解化学平衡的概念及影响化学平衡移动的因素。教学重点1. 化学反应速率的概念以及外界条件对化学反应速率的影响。2. 化学平衡的概念、特征及影响化学平衡移动的因素。教学难点1. 外界条件对化学反应速率的影响。2. 影响化学平衡移动的因素。教法建议借助演示实验，指导学生观察金属铝与稀盐酸、氯化铵与氢氧化钡的作用，感受化学反应中的放热与吸热现象，以此导入新课，使这些知识成为新知识的生长点，合理联想，让学生了解吸热反应、放热反应、可逆反应、化学反应速率、化学平衡的概念，在此基础上，引导学生学习外界条件对化学反应速率的影响以及影响化学平衡移动的因素。教学内容引 言：在

29、前面的学习中，大家已经认识了许多化学反应，而且发现：化学反应往往需要在一定的条件下才能进行，例如，工业上合成氨的反应，就需要高温、高压和有催化剂存在的反应条件。同时，我们还观察到：化学反应还常常伴随有能量的变化，即有些化学反应在生成产物的同时，向环境放出热量，而另一些化学反应则在生成产物的同时，从环境吸收热量。这是为什么呢？本节我们就重点学习和讨论这几个问题：化学反应热效应、化学反应速率和化学平衡。新 授：第二节 化学平衡一、吸热反应和放热反应除了有新物质生成外，同时还向环境放出热量的化学反应叫做放热反应；除了有新物质生成外，同时还从环境中获得热量的化学反应叫做吸热反应。在一定温度下，化学反应

30、所吸收或放出的热量，叫做该反应的反应热。反应热常用“H”来表示。反应放出热量时，H为负值；反应吸收热量时，H为正值。二、化学反应速率在一定条件下，表明化学反应进行快慢程度的物理量，叫做化学反应速率。化学反应速率（）通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化来表示，单位为mol/(Ls)、mol/(Lmin)或mol/(Lh)等。化学反应的速率首先取决于反应物的本性。但是，外界条件对化学反应速率也有一定的影响，其中，主要因素是浓度、压强、温度和催化剂等。1浓度对化学反应速率的影响大量实验证明：当其他条件相同时，增大反应物的浓度，反应速率加快；减小反应物的浓度，反应速率减慢。2压强对化学反

31、应速率的影响对于有气体参加的化学反应，压强是影响反应速率的重要因素，增大压强，就是增大气体的浓度，反应速率增大；减小压强，就是减小气体的浓度，反应速率减慢。3温度对化学反应速率的影响温度对化学反应速率的影响特别显著。大量实验结果表明：在其他条件相同时，升高温度，反应速率加快；降低温度，反应速率减慢。4催化剂对化学反应速率的影响在化学反应里，凡能改变其他物质的化学反应速率而本身的组成、质量和化学性质在反应前后保持不变的物质，称为催化剂。通常说的催化剂大多是指可以加快化学反应速率的物质。三、可逆反应与化学平衡初中化学中已经学过，氢和氧燃烧生成水的反应：点燃点燃 2H2O2 = 2H2O在一定条件下

32、，反应几乎能完全进行到底，反应物能完全转变为生成物，而在同样条件下，相反方向的反应几乎不能进行。像这种几乎只能向一个方向进行“到底”的反应叫做不可逆反应。但是，还有一些化学反应与上述反应不同，反应物不能全部转变为生成物。例如，工业合成氨的反应高温、高压催化剂高温、高压催化剂 N23H2 2NH3 H = -92.38kJ/mol 在上述反应中，开始时，N2和H2的浓度最大，因而它们化合生成NH3的正反应速率最大；而NH3的浓度为零，它分解生成N2和H2的逆反应速率也为零。随着反应的进行，反应物N2和H2的浓度逐渐减小，正反应速率就逐渐减小；生成物NH3浓度逐渐增大，逆反应的速率也逐渐增大。经过

33、一段时间，将会出现正反应速率和逆反应速率相等的情况（如右图）。这时，单位时间内正反应消耗的N2和H2的分子数恰好等于逆反应生成的N2和H2的分子数。反应体系中，N2、H2和NH3的浓度不再发生变化。于是，反应物和生成物就处于化学平衡状态。所谓化学平衡状态，就是指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组成成分的浓度保持不变的状态。化学平衡是一种动态平衡，当反应达到平衡时，正反应和逆反应仍在继续进行，只是正、逆反应速率相等，反应物、生成物的浓度不再随时间发生变化。化学平衡只是可逆反应在一定条件下的一种暂时的、相对的稳定状态。如果影响平衡的条件发生变化，使得正、逆反应速率

34、不再相等，反应的平衡状态就会遭到破坏，各物质的浓度就会发生变化，直到在新的条件下，反应又达到新的平衡。像这种因平衡状态被破坏而建立新的平衡的过程，叫做化学平衡的移动。1浓度对化学平衡的影响在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，都可以使平衡向正反应方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆反应方向移动。2压强对化学平衡的影响在其他条件不变的情况下，增大压强，化学平衡向气体体积缩小的方向移动；减小压强，化学平衡向气体体积增大的方向移动。应当注意，压强只对有气体参加的、且反应前后气体体积不等的平衡体系才有影响。3温度对化学平衡的影响在其他条件不变的情况下，升

35、高温度，化学平衡向吸热反应方向移动；降低温度，化学平衡向放热反应方向移动。综上所述，如果改变影响平衡的一个条件（如温度、压强，以及参加反应的化学物质的浓度），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。这就是著名的勒夏特列原理。4催化剂的作用由于催化剂能够同等程度地改变正反应和逆反应的反应速率。因此，它对化学平衡的移动没有影响，但它能改变反应达到平衡所需的时间。总结归纳：课后作业：第二章第三节 弱电解质的解离平衡第四节 水的离子积和溶液的pH 教学目标1. 了解电解质的解离和强电解质、弱电解质的概念。2了解弱电解质的解离平衡。3理解水的离子积和用pH表示溶液酸碱度的方法。教学重点1. 强电解质、弱电

36、解质的概念。2. 弱电解质的解离平衡。3水的离子积和pH表示溶液酸碱度的方法。教学难点1弱电解质的解离平衡。2水的离子积和溶液的pH。教法建议借助电解质溶液的导电实验或课件展示，引出强弱电解质的解离实质，由此介绍水的解离、水的离子积和溶液pH的知识。教学中，要采用比较法或列举生活中的实例，以调动学生学习兴趣，提高教学效果。教学内容引 言：在前面的学习中，已经学过化学平衡的概念、特征和影响化学平衡移动的因素。在此基础上，本节着重讨论弱电解质的解离平衡、水的离子积和溶液的pH。新 授：第三节 弱电解质的解离平衡一、 强电解质与弱电解质凡是在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质，电解质在水

37、溶液中之所以能够导电，是因为它们在水溶液中发生了解离，产生了能够自由移动的离子。通常，把能够全部解离的电解质称为强电解质，反之称为弱电解质。强酸、强碱和大多数盐类都是强电解质，它们在水溶液里全部以离子形式存在，通常用“=”表示完全解离。例如：HCl = H+Cl-NaOH = Na+OH-NaCl = Na+Cl-弱酸、弱碱和水都是弱电解质，它们在溶液中只有少部分解离成离子，大部分仍以分子形式存在，通常用“ ”表示部分解离。例如：HAc H+Ac-NH3H2O NH4+OH-二、弱电解质的解离平衡弱电解质溶于水时，部分解离出的阳离子和阴离子在溶液中互相碰撞，又重新结合成弱电解质分子。因而，弱电

38、解质的解离过程是可逆的。以HAc的解离过程为例：HAc H+Ac-当解离进行到一定程度时，HAc分子解离成H+、Ac-的速率与H+、Ac-互相碰撞重新结合成HAc分子的速率相等，即达到解离平衡状态。解离平衡的平衡常数，叫做解离常数。例如，醋酸的解离常数是1.7910-5，硼酸的解离常数是5.810-10。通常，弱酸的解离常数用Ka表示，弱碱的解离常数用Kb表示。Ka或Kb越大，说明该弱电解质较易解离。所以，从解离常数的大小可以看出弱电解质的相对强弱。多元弱酸的解离是分步进行的，其酸性强弱，主要是由第一步解离来决定。第四节 水的离子积和溶液的pH 一、水的离子积实验测得，纯水中存在着极少量的H+

39、和OH-，说明水是一种极弱的电解质，能发生微弱的解离。H2O H+OH-在25时，纯水中H+ 和OH-的浓度都等于10-7mol/L，且它们的乘积是一个常数，记做Kw，称为水的离子积常数，简称水的离子积。即H+OH-= Kw常温（25）下，Kw值为110-14。二、溶液的酸碱性与pH实验证明，不仅在纯水中H+和OH-乘积是一个常数，在以水作溶剂的溶液中也是如此，不管稀溶液是酸性、碱性或中性，常温下，H+与OH-的乘积都等于110-14。常温下，溶液的酸碱性与H+、OH-的关系可以表示为：中性溶液 H+OH-110-7mol/L酸性溶液 H+OH-，H+110-7mol/L碱性溶液 H+OH-，

40、H+110-7mol/L利用H+的大小，可以表示出溶液的酸碱性。但是在稀溶液中，H+的数值很小，用物质的量浓度的数值表示很不方便。因此，通常采用H+的负对数来表示溶液的酸碱性，这个值称为溶液的pH。pH-lgH+溶液的pH与溶液酸碱度的关系：中性溶液 pH7酸性溶液 pH 7测定溶液的pH可采用酸碱指示剂、pH试纸、pH计酸度计等。总结归纳：课后作业：第二章 溶液和弱电解质的解离平衡第五节 离子反应 离子方程式第六节 盐的水解 教学目标1. 理解离子反应及其发生条件。2了解离子方程式的书写。3了解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解及其水溶液酸碱性的判断。教学重点1. 离子反应的发生条件。2. 离子方

41、程式的书写。3强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解及其水溶液酸碱性的判断。教学难点1离子反应发生条件的理解。2离子方程式的书写。3强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解反应及其水溶液的酸碱性判断。教法建议结合强、弱电解质解离知识的学习，引入离子反应的教学，在此基础上，讲解离子方程式的书写，理解离子反应的发生条件，进而了解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解反应及其水溶液酸碱性的判断。教学内容引 言：在前面的学习中，已经学过电解质在水溶液中的存在状态以及弱电解质的解离平衡。本节将在此基础上着重讨论电解质在水溶液中的化学反应离子反应的发生条件、离子方程式的书写、强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解反应。新 授：第五节 离子反应 离

42、子方程式由于电解质溶于水会解离成离子，所以，电解质在溶液中所起的反应必然有离子参加，这种有离子参加的反应称为离子反应。例如，NaCl溶液遇AgNO3溶液产生白色的AgCl沉淀，反应的化学方程式：AgNO3NaCl = AgClNaNO3反应中，AgNO3在溶液中解离出Ag+和NO3-，NaCl在溶液中解离出Na+和Cl-。这四种离子中，NO3-与Na+之间没有发生化学反应，只有Ag+与Cl-之间发生反应，生成AgCl白色沉淀。也就是说，上述反应实质上是Ag+与Cl- 结合生成AgCl沉淀。可表示为：Ag+Cl- = AgCl这种用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子，称为离子方程式。下面我们以CuSO4溶液和NaOH溶液的反应为例，说明书写离子方程式的步骤：第一步，写出反应的化学方程式：CuSO42NaOH = Cu(OH)2Na2SO4第二步，把可溶性的、易解离的物质写成离子形式，而难溶的物质、弱电解质（如水）和气体等仍用化学式表示。Cu2+SO42-2Na+2OH- = Cu(OH)22Na+SO42-第三步，删去方程式两边不参加反应的离子：Cu2+2OH- = Cu(OH)2第四步，检查方程式两