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化學選修4教學計劃
時間流逝得如此之快，前方等待著我們的是新的機遇和挑戰，寫一份計劃，為接下來的學習做準備吧！計劃怎么寫才能發揮它最大的作用呢？以下是小編精心整理的化學選修4教學計劃，僅供參考，希望能夠幫助到大家。
化學選修4教學計劃1
1、金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規律:陽離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高，如熔點：NaNa>K>Rb>Cs。金屬鍵的強弱可以用金屬的原子
2、簡單配合物的成鍵情況(配合物的空間構型和中心原子的雜化類型不作要求)
概念
表示
條件
共用電子對由一個原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價鍵。
A：電子對給予體
B：電子對接受體
其中一個原子必須提供孤對電子，另一原子必須能接受孤對電子的軌道。
(1)配位鍵：一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵，即成鍵的兩個原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價鍵。
(2)①配合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡合物
②形成條件：
a.中心原子(或離子)必須存在空軌道
b.配位體具有提供孤電子對的原子
③配合物的組成
④配合物的性質：配合物具有一定的穩定性。配合物中配位鍵越強，配合物越穩定。當作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩定性與配體的.性質有關。
3、分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子間作用力是一種靜電作用，比化學鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵。
范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性。
4、分子晶體:分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結合的晶體.典型的有冰、干冰。
5、分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點越高，但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高。
6、NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其它元素氫化物的沸點反常地高。
影響物質的性質方面：增大溶沸點，增大溶解性
表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氫化物中存在。
7、幾種比較：
(1)離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較
化學鍵類型
離子鍵
共價鍵
金屬鍵
概念
陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵
原子間通過共用電子對所形成的化學鍵
金屬陽離子與自由電子通過相互作用而形成的化學鍵
成鍵微粒
陰陽離子
原子
金屬陽離子和自由電子
成鍵性質
靜電作用
共用電子對
電性作用
形成條件
活潑金屬與活潑的非金屬元素
非金屬與非金屬元素
金屬內部
實例
NaCl、MgO
HCl、H2SO4
Fe、Mg
(2)非極性鍵和極性鍵的比較
非極性鍵
極性鍵
概念
同種元素原子形成的共價鍵
不同種元素原子形成的共價鍵，共用電子對發生偏移
原子吸引電子能力
相同
不同
共用電子對
不偏向任何一方
偏向吸引電子能力強的原子
成鍵原子電性
電中性
顯電性
形成條件
由同種非金屬元素組成
由不同種非金屬元素組成
(3)物質溶沸點的比較
①不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體
②同種類型晶體：構成晶體質點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。
a.離子晶體：離子所帶的電荷數越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。
b.分子晶體：對于同類分子晶體，式量越大，則熔沸點越高。
c.原子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點越高。
③常溫常壓下狀態
a.熔點：固態物質>液態物質
b.沸點：液態物質>氣態物質
化學選修4教學計劃2
化學反應的速率
1、化學反應是怎樣進行的
（1）基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。
（2）反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。
（3）不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。
2、化學反應速率
（1）概念：單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。
（2）表達式：
（3）特點對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數之比。
3、濃度對反應速率的影響
（1）反應速率常數（K）反應速率常數（K）表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。
（2）濃度對反應速率的影響增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。
（3）壓強對反應速率的影響壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的.濃度都增大，正、逆反應速率都增加；增大容器容積，氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。
4、溫度對化學反應速率的影響
（1）經驗公式阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：式中A為比例系數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。由公式知，當Ea>0時，升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大。可知，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。
（2）活化能Ea。活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大。活化能Ea值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。
5、催化劑對化學反應速率的影響
（1）催化劑對化學反應速率影響的規律：催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。
（2）催化劑的特點：催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變。催化劑具有選擇性。催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。
化學選修4教學計劃3
1、化學電源
(1)鋅錳干電池
負極反應：Zn→Zn2++2e-;
正極反應：2NH4++2e-→2NH3+H2;
(2)鉛蓄電池
負極反應：Pb+SO42-PbSO4+2e-
正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-PbSO4+2H2O
放電時總反應：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O.
充電時總反應：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4.
(3)氫氧燃料電池
負極反應：2H2+4OH-→4H2O+4e-
正極反應：O2+2H2O+4e-→4OH-
電池總反應：2H2+O2=2H2O
2、金屬的腐蝕與防護
(1)金屬腐蝕
金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕.
(2)金屬腐蝕的電化學原理
生鐵中含有碳,遇有雨水可形成原電池,鐵為負極,電極反應為：Fe→Fe2++2e-.水膜中溶解的氧氣被還原,正極反應為：O2+2H2O+4e-→4OH-,該腐蝕為“吸氧腐蝕”,總反應為：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2,Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3,Fe(OH)3分解轉化為鐵銹.若水膜在酸度較高的環境下,正極反應為：2H++2e-→H2↑,該腐蝕稱為“析氫腐蝕”.
(3)金屬的防護
金屬處于干燥的'環境下,或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層,破壞原電池形成的條件.從而達到對金屬的防護;也可以利用原電池原理,采用犧牲陽極保護法.也可以利用電解原理,采用外加電流陰極保護法.
化學選修4教學計劃4
一、指導思想:
本學期高二化學學科組工作,將緊緊圍繞提高課堂教學效率這個中心,狠抓教學常規的落實,全面提高學生的化學成績。
二、情況分析:
(一)教材分析:
就化學而言,高二化學教學文科班要完成選修1《化學與生活》模塊的學習,該模塊是在高一化學知識的基礎上進一步對化學的學習,但學生進入高二后由于化學基礎知識比較薄弱,化學學習習慣和方法沒有建立,對化學學習不感興趣。理科班要完成選修4《化學反應原理》教學。
(二)學生情況分析:
根據學生入學時的學習狀況和興趣愛好進行分班,高二年級共有3個理科班,其中一個理科重點班，一個音舞美班，一個體育特長班。部分學生的學習習慣更差，打好基礎是關鍵。9個文科班，文科學生普遍認為學習化學是沒有必要的,也就是說,相當一大部分學生學習化學的目的并不明確,學習積極性不高。基于這種情況，教師要及時糾正調整學生的化學學習習慣和學習方式,激發學生學習化學的熱情,同時對他們的基礎知識加以鞏固。
三、教學進度
《化學反應原理》
緒言： .8.2——8.2
第一章 化學反應與能量
第一節 化學反應與能量的變化 20xx.8.3——8.10
第二節 燃燒熱 能源 20xx.8.11——8.12
第三節 化學反應熱的計算 20xx.8.13——8.20
歸納、整理與測試 20xx.8.21——8.24
第二章 化學反應速率和化學平衡
第一節 化學反應速率 20xx.8.25——8.26
第二節 影響化學反應速率的因素 20xx.8.27——9.3
第三節 化學平衡 20xx.9.4——9.20
第四節 化學反應進行的方向 20xx.9.21——9.22
歸納、整理與測試 20xx.9.23——10.1
期中復習備考 20xx.10.3——
第三章 水溶液中的離子平衡
第一節 弱電解質的電離 20xx.11.20——11.22
第二節 水的電離和溶液的酸堿性 20xx.11.23——12.4
第三節 鹽類的水解 20xx.12.5——12.11
第四節 難溶電解質的溶解平衡 20xx.12.12——12.20
歸納、整理與測試 20xx.12.21——12.30
第四章 電化學基礎
第一節 原電池 .1.3——1.4
第二節 化學電源 20xx.1.5——1.7
第三節 電解池 20xx.1.8——1.15
第四節 金屬的電化學腐蝕與防護 20xx.1.16——1.17
歸納、整理與測試 20xx.1.18——1.20
期末復習備考 20xx.1.21——
《化學與生活》
緒言 20xx.8.2——8.2
第一章 關注營養平衡
第一節 生命的基礎能源---糖類 20xx.8.3——8.9
第二節 重要的體內能源---油脂 20xx.8.10——8.16
第三節 生命的基礎---蛋白質 20xx.8.17——8.23
第四節 維生素和微量元素 20xx.8.24——8.30
歸納、整理與測試 20xx.8.31——9.5
第二章 促進身心健康
第一節 合理選擇飲食 20xx.9.6——9.14
第二節 正確使用藥物 20xx.9.15——9.22
歸納、整理與測試 20xx.9.23——10.1
期中復習備考 20xx.10.1——
第三章 探索生活材料
第一節 合金 20xx.11.20——11.27
第二節 金屬的腐蝕和防護 20xx.11.28——12.5
第三節 玻璃、陶瓷和水泥 20xx.12.6——12.13
第四節 塑料、纖維和橡膠 20xx.12.14——12.21
歸納、整理與測試 20xx.12.22——12.28
第四章 保護生存環境
第一節 改善大氣質量 20xx.12.29——1.3
第二節 愛護水資源 20xx.1.4——1.8
第三節 垃圾資源化 20xx.1.9——1.14
歸納、整理與測試 20xx.1.15——1.20
期末復習備考 20xx.1.21——
四、教學目標與任務:
繼續認真學習新課程的教學理念,開展基于模塊的課堂教學研究,改革課堂教學方式。把研究新課程中增加的實驗作為重點,引導學生樂于探究,培養學生的創新精神和實踐能力。以新課程的知識體系的設置與舊大綱的不同點為突破口,深刻、具體領會新課程的教學理念,并以此為指引,對照課標進行備課,特別注意新課標中增加的內容、實驗、知識順序的編排的.不同,注意研究不同的教材對課標的知識點闡述、教法上的不同,從而選擇最佳的教學方案,使本學科的教學穩步前進。加強備課組的建設,堅持集體備課,盡量使用電子備課,提高備課效率。
對課本知識進行必要的補充,對成績稍微好的學生更要不斷加強指導。針對大部分學生基礎較差的實際,在教學上采取穩步前進的策略。即新課要求講解詳細,適量的作業, 及時評講,加強解題方法的講解,遇到學生不過關的地方要及時補上,以減少高二復習的壓力。為了保質保量完成教學任務，具體做法如下：
1、認真分析研究新教材,以及學生的特點和基礎知識,有計劃,有步驟進行高二化學教學及高一化學復習。
2、根據學校的教學要求和會議精神,加強集體備課,認真聽課,落實課堂教學。
3、根據學生的實際水平,分層次開展教學輔導。
4、定期開展學生和教師交流會,認真聽取學生的意見和反饋,根據學生的反饋情況,及時調整教學課堂組織及教學目標
5、加強學生學習化學心理輔導,從生活中的常見的問題和現象出發,引導學生學會關心生活和自己,激發學生學習化學外的興趣,調整學生學習化學的思維和習慣。和自己,激發學生學習化學外的興趣,調整學生學習化學的思維和習慣。
6、收集同類學校的教學資源和教學信息,開展及時的學校和教研室的教學交流和探討,并及時調整的教學目標的措施。
7、理科班學生加強理論學習的同時重于實驗和課外知識的探究和收集及整理,加強邏輯教學,落實基礎知識。
8、指導學生作好課堂教學筆記,加強交流學習。自覺完成課外練習，認真及時更改錯題。
化學選修4教學計劃5
第一章、化學反應與能量轉化
化學反應的實質是反應物化學鍵的斷裂和生成物化學鍵的形成，化學反應過程中伴隨著能量的釋放或吸收。
一、化學反應的熱效應
1、化學反應的反應熱
(1)反應熱的概念：
當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。
(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系。
Q>0時，反應為吸熱反應;Q<0時，反應為放熱反應。
(3)反應熱的測定
測定反應熱的儀器為量熱計，可測出反應前后溶液溫度的變化，根據體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：
Q=-C(T2-T1)
式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度。實驗室經常測定中和反應的反應熱。
2、化學反應的焓變
(1)反應焓變
物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-1。
反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。
(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系。
對于等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等于反應焓變，其數學表達式為：Qp=ΔH=H(反應產物)-H(反應物)。
(3)反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關系：
ΔH>0，反應吸收能量，為吸熱反應。
ΔH<0，反應釋放能量，為放熱反應。
(4)反應焓變與熱化學方程式：
把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2(g)+
O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1
書寫熱化學方程式應注意以下幾點：
①化學式后面要注明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq)。
②化學方程式后面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或 kJ·mol-1，且ΔH后注明反應溫度。
③熱化學方程式中物質的系數加倍，ΔH的數值也相應加倍。
3、反應焓變的計算
(1)蓋斯定律
對于一個化學反應，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應焓變一樣，這一規律稱為蓋斯定律。
(2)利用蓋斯定律進行反應焓變的計算。
常見題型是給出幾個熱化學方程式，合并出題目所求的熱化學方程式，根據蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學方程式的ΔH的代數和。
(3)根據標準摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應焓變ΔH。
對任意反應：aA+bB=cC+dD
ΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]
第二章、化學平衡
一、化學反應的速率
1、化學反應是怎樣進行的
(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應，大多數化學反應都是分幾步完成的。
(2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應。總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程，又稱反應機理。
(3)不同反應的反應歷程不同。同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同，反應歷程的差別又造成了反應速率的不同。
2、化學反應速率
(1)概念：
單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢，即反應的速率，用符號v表示。
(2)表達式：v=△c/△t
(3)特點
對某一具體反應，用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同，但各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數之比。
3、濃度對反應速率的影響
(1)反應速率常數(K)
反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率，通常，反應速率常數越大，反應進行得越快。反應速率常數與濃度無關，受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響。
(2)濃度對反應速率的影響
增大反應物濃度，正反應速率增大，減小反應物濃度，正反應速率減小。
增大生成物濃度，逆反應速率增大，減小生成物濃度，逆反應速率減小。
(3)壓強對反應速率的影響
壓強只影響氣體，對只涉及固體、液體的反應，壓強的改變對反應速率幾乎無影響。
壓強對反應速率的影響，實際上是濃度對反應速率的影響，因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的。壓縮容器容積，氣體壓強增大，氣體物質的濃度都增大，正、逆反應速率都增加;增大容器容積，氣體壓強減小;氣體物質的濃度都減小，正、逆反應速率都減小。
4、溫度對化學反應速率的影響
(1)經驗公式
阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：
式中A為比例系數，e為自然對數的底，R為摩爾氣體常數量，Ea為活化能。
由公式知，當Ea>0時，升高溫度，反應速率常數增大，化學反應速率也隨之增大。可知，溫度對化學反應速率的影響與活化能有關。
(2)活化能Ea。
活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。不同反應的活化能不同，有的相差很大。活化能 Ea值越大，改變溫度對反應速率的影響越大。
5、催化劑對化學反應速率的影響
(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：
催化劑大多能加快反應速率，原因是催化劑能通過參加反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來有效提高反應速率。
(2)催化劑的特點：
催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變。
催化劑具有選擇性。
催化劑不能改變化學反應的平衡常數，不引起化學平衡的移動，不能改變平衡轉化率。
二、化學反應條件的優化——工業合成氨
1、合成氨反應的限度
合成氨反應是一個放熱反應，同時也是氣體物質的量減小的熵減反應，故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動。
2、合成氨反應的速率
(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動，又使反應速率加快，但高壓對設備的要求也高，故壓強不能特別大。
(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去，能保持較高的反應速率。
(3)溫度越高，反應速率進行得越快，但溫度過高，平衡向氨分解的方向移動，不利于氨的合成。
(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率。
3、合成氨的適宜條件
在合成氨生產中，達到高轉化率與高反應速率所需要的.條件有時是矛盾的，故應該尋找以較高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑，控制反應溫度在700K左右，壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa之間，并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比。
二、化學反應的限度
1、化學平衡常數
(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示。
(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。
(3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。
(4)借助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，說明反應達到平衡狀態。
2、反應的平衡轉化率
(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的平衡轉化率的表達式為：
α(A)=
(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。
(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。
3、反應條件對化學平衡的影響
(1)溫度的影響
升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動;降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。
(2)濃度的影響
增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動;增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。
溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變。化工生產中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。
(3)壓強的影響
ΔVg=0的反應，改變壓強，化學平衡狀態不變。
ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動。
(4)勒夏特列原理
由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、溫度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。
三、化學反應的方向
1、反應焓變與反應方向
放熱反應多數能自發進行，即ΔH<0的反應大多能自發進行。有些吸熱反應也能自發進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室溫下不能進行，但在較高溫度下能自發進行，如CaCO3高溫下分解生成CaO、CO2。
2、反應熵變與反應方向
熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為反應產物總熵與反應物總熵之差。產生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利于反應的自發進行。
3、焓變與熵變對反應方向的共同影響
ΔH-TΔS<0反應能自發進行。
ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態。
ΔH-TΔS>0反應不能自發進行。
在溫度、壓強一定的條件下，自發反應總是向ΔH-TΔS<0的方向進行，直至平衡狀態。
第三章、水溶液中的電離平衡
一、水溶液
1、水的電離
H2O?H++OH-
水的離子積常數KW=[H+][OH-]，25℃時，KW=1.0×10-14mol2·L-2。溫度升高，有利于水的電離，KW增大。
2、溶液的酸堿度
室溫下，中性溶液：[H+]=[OH-]=1.0×10-7mol·L-1，pH=7
酸性溶液：[H+]>[OH-]，[ H+]>1.0×10-7mol·L-1，pH<7
堿性溶液：[H+]<[oh-]，[oh-]>1.0×10-7mol·L-1，pH>7
3、電解質在水溶液中的存在形態
(1)強電解質
強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質，強電解質在溶液中以離子形式存在，主要包括強酸、強堿和絕大多數鹽，書寫電離方程式時用“=”表示。
(2)弱電解質
在水溶液中部分電離的電解質，在水溶液中主要以分子形態存在，少部分以離子形態存在，存在電離平衡，主要包括弱酸、弱堿、水及極少數鹽，書寫電離方程式時用“?”表示。
二、弱電解質的電離及鹽類水解
1、弱電解質的電離平衡。
(1)電離平衡常數
在一定條件下達到電離平衡時，弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數，叫電離平衡常數。
弱酸的電離平衡常數越大，達到電離平衡時，電離出的H+越多。多元弱酸分步電離，且每步電離都有各自的電離平衡常數，以第一步電離為主。
(2)影響電離平衡的因素，以CH3COOH?CH3COO-+H+為例。
加水、加冰醋酸，加堿、升溫，使CH3COOH的電離平衡正向移動，加入CH3COONa固體，加入濃鹽酸，降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動。
2、鹽類水解
(1)水解實質
鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H+或OH-結合生成弱酸或弱堿，從而打破水的電離平衡，使水繼續電離，稱為鹽類水解。
(2)水解類型及規律
①強酸弱堿鹽水解顯酸性。
NH4Cl+H2O?NH3·H2O+HCl
②強堿弱酸鹽水解顯堿性。
CH3COONa+H2O?CH3COOH+NaOH
③強酸強堿鹽不水解。
④弱酸弱堿鹽雙水解。
Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑
(3)水解平衡的移動
加熱、加水可以促進鹽的水解，加入酸或堿能抑止鹽的水解，另外，弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解。
三、離子反應
1、離子反應發生的條件
(1)生成沉淀
既有溶液中的離子直接結合為沉淀，又有沉淀的轉化。
(2)生成弱電解質
主要是H+與弱酸根生成弱酸，或OH-與弱堿陽離子生成弱堿，或H+與OH-生成H2O。
(3)生成氣體
生成弱酸時，很多弱酸能分解生成氣體。
(4)發生氧化還原反應
強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應，且大多在酸性條件下發生。
2、離子反應能否進行的理論判據
(1)根據焓變與熵變判據
對ΔH-TΔS<0的離子反應，室溫下都能自發進行。
(2)根據平衡常數判據
離子反應的平衡常數很大時，表明反應的趨勢很大。
3、離子反應的應用
(1)判斷溶液中離子能否大量共存
相互間能發生反應的離子不能大量共存，注意題目中的隱含條件。
(2)用于物質的定性檢驗
根據離子的特性反應，主要是沉淀的顏色或氣體的生成，定性檢驗特征性離子。
(3)用于離子的定量計算
常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法。
(4)生活中常見的離子反應。
硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多，主要有：
Ca2+、Mg2+的形成。
CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-
MgCO3+CO2+H2O=Mg2++2HCO3-
加熱煮沸法降低水的硬度：
Ca2++2HCO3-=CaCO3↓+CO2↑+H2O
Mg2++2HCO3-=MgCO3↓+CO2↑+H2O
或加入Na2CO3軟化硬水：
Ca2++CO32-=CaCO3↓，Mg2++CO32-=MgCO3↓
四、沉淀溶解平衡
1、沉淀溶解平衡與溶度積
(1)概念
當固體溶于水時，固體溶于水的速率和離子結合為固體的速率相等時，固體的溶解與沉淀的生成達到平衡狀態，稱為沉淀溶解平衡。其平衡常數叫做溶度積常數，簡稱溶度積，用Ksp表示。
PbI2(s)?Pb2+(aq)+2I-(aq)
Ksp=[Pb2+][I-]2=7.1×10-9mol3·L-3
(2)溶度積Ksp的特點
Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉淀的量無關，且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動，但并不改變溶度積。
Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力。
2、沉淀溶解平衡的應用
(1)沉淀的溶解與生成
根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較，規則如下：
Qc=Ksp時，處于沉淀溶解平衡狀態。
Qc>Ksp時，溶液中的離子結合為沉淀至平衡。
Qc
(2)沉淀的轉化
根據溶度積的大小，可以將溶度積大的沉淀可轉化為溶度積更小的沉淀，這叫做沉淀的轉化。沉淀轉化實質為沉淀溶解平衡的移動。
第四章 電化學
一、化學能轉化為電能——電池
1、原電池的工作原理
(1)原電池的概念：
把化學能轉變為電能的裝置稱為原電池。
(2)Cu-Zn原電池的工作原理：
如圖為Cu-Zn原電池，其中Zn為負極，Cu為正極，構成閉合回路后的現象是：Zn片逐漸溶解，Cu片上有氣泡產生，電流計指針發生偏轉。該原電池反應原理為：Zn失電子，負極反應為：Zn→Zn2++2e-;Cu得電子，正極反應為：2H++2e-→H2。電子定向移動形成電流。總反應為：Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu。
(3)原電池的電能
若兩種金屬做電極，活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極;若一種金屬和一種非金屬做電極，金屬為負極，非金屬為正極。
2、化學電源
(1)鋅錳干電池
負極反應：Zn→Zn2++2e-;
正極反應：2NH4++2e-→2NH3+H2;
(2)鉛蓄電池
負極反應：Pb+SO42-=PbSO4+2e-
正極反應：PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O
放電時總反應：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O。
充電時總反應：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4。
(3)氫氧燃料電池
負極反應：2H2+4OH-→4H2O+4e-
正極反應：O2+2H2O+4e-→4OH-
電池總反應：2H2+O2=2H2O
二、電能轉化為化學能——電解
1、電解的原理
(1)電解的概念：
在直流電作用下，電解質在兩上電極上分別發生氧化反應和還原反應的過程叫做電解。電能轉化為化學能的裝置叫做電解池。
(2)電極反應：以電解熔融的NaCl為例：
陽極：與電源正極相連的電極稱為陽極，陽極發生氧化反應：2Cl-→Cl2↑+2e-。
陰極：與電源負極相連的電極稱為陰極，陰極發生還原反應：Na++e-→Na。
總方程式：2NaCl(熔)=(電解)2Na+Cl2↑
2、電解原理的應用
(1)電解食鹽水制備燒堿、氯氣和氫氣。
陽極：2Cl-→Cl2+2e-
陰極：2H++e-→H2↑
總反應：2NaCl+2H2O
2NaOH+H2↑+Cl2↑
(2)銅的電解精煉。
粗銅(含Zn、Ni、Fe、Ag、Au、Pt)為陽極，精銅為陰極，CuSO4溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-，還發生幾個副反應
Zn→Zn2++2e-;Ni→Ni2++2e-
Fe→Fe2++2e-
Au、Ag、Pt等不反應，沉積在電解池底部形成陽極泥。
陰極反應：Cu2++2e-→Cu
(3)電鍍：以鐵表面鍍銅為例
待鍍金屬Fe為陰極，鍍層金屬Cu為陽極，CuSO4溶液為電解質溶液。
陽極反應：Cu→Cu2++2e-
陰極反應： Cu2++2e-→Cu
3、金屬的腐蝕與防護
(1)金屬腐蝕
金屬表面與周圍物質發生化學反應或因電化學作用而遭到破壞的過程稱為金屬腐蝕。
(2)金屬腐蝕的電化學原理。
生鐵中含有碳，遇有雨水可形成原電池，鐵為負極，電極反應為：Fe→Fe2++2e-。水膜中溶解的氧氣被還原，正極反應為：O2+2H2O+4e-→4OH-，該腐蝕為“吸氧腐蝕”，總反應為：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，Fe(OH)2又立即被氧化：4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3，Fe(OH)3分解轉化為鐵銹。若水膜在酸度較高的環境下，正極反應為：2H++2e-→H2↑，該腐蝕稱為“析氫腐蝕”。
(3)金屬的防護
金屬處于干燥的環境下，或在金屬表面刷油漆、陶瓷、瀝青、塑料及電鍍一層耐腐蝕性強的金屬防護層，破壞原電池形成的條件。從而達到對金屬的防護;也可以利用原電池原理，采用犧牲陽極保護法。也可以利用電解原理，采用外加電流陰極保護法。
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離子共存
1、由于發生復分解反應，離子不能大量共存。
（1）有氣體產生。
如CO32—、SO32—、S2—、HCO3—、HSO3—、HS—等易揮發的弱酸的酸根與H+不能大量共存。
（2）有沉淀生成。
如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42—、CO32—等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH—大量共存；Pb2+與Cl—，Fe2+與S2—、Ca2+與PO43—、Ag+與I—不能大量共存。
（3）有弱電解質生成。
如OH—、CH3COO—、PO43—、HPO42—、H2PO4—、F—、ClO—、AlO2—、SiO32—、CN—、C17H35COO—、等與H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3—、HPO42—、HS—、H2PO4—、HSO3—不能與OH—大量共存；NH4+與OH—不能大量共存。
（4）一些容易發生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的`。
如AlO2—、S2—、CO32—、C6H5O—等必須在堿性條件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類離子不能同時存在在同一溶液中，即離子間能發生“雙水解”反應。如3AlO2—+3Al3++6H2O=4Al（OH）3↓等。
2、由于發生氧化還原反應，離子不能大量共存。
（1）具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。如S2—、HS—、SO32—、I—和Fe3+不能大量共存。
（2）在酸性或堿性的介質中由于發生氧化還原反應而不能大量共存。如MnO4—、Cr2O7—、NO3—、ClO—與S2—、HS—、SO32—、HSO3—、I—、Fe2+等不能大量共存；SO32—和S2—在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下則由于發生2S2—+SO32—+6H+=3S↓+3H2O反應不能共在。H+與S2O32—不能大量共存。
3、能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存（雙水解）。
例：Al3+和HCO3—、CO32—、HS—、S2—、AlO2—、ClO—等；Fe3+與CO32—、HCO3—、AlO2—、ClO—等不能大量共存。
4、溶液中能發生絡合反應的離子不能大量共存。
如Fe3+與SCN—不能大量共存；
化學選修4教學計劃7
一、指導思想：
以新課程標準為指引，緊跟學校教學工作計劃，以提高課堂教學效率和構建樂學課堂和高效課堂為中心，狠抓常規教學的落實，不斷優化課堂教學策略。學習北門中學教學模式和經驗，變“教學”為“導學”，真正以學生為主體，以培養學生能力為主，努力提高四十五鐘教學質量。加強教學研究，進一步改進課堂教學方法，努力提高個人的整體教學水平和教學成績。
二、現狀分析
1、學情分析：
本學期教的高二(8)班、(14)班，其中14班均為理科普通班，大部分學生的化學學科基礎相對較薄弱，尤其對化學原理的運用能力較弱，分析問題能力，綜合能力欠缺。但各班大多數學生能認真聽講，基本上能按時完成作業，有問題能及時提出，有較強的上進心。大部分同學都能積極地學習。8班為理科實驗班，學生基礎較為扎實，具備了一定的分析能力，培養學生的'化學思維能力，分析綜合性問題的方法，提高解題能力，尋求更簡單的解法，才是教學重要任務。
2、教材分析：
本學期的教學任務是完成選修五《有機化學基礎》第三、四、五章的內容，選修三《物質結構與性質》的所有內容。這兩個選修模塊是高考中的選考模塊。內容較為多，但是一部分是在必修2的基礎上加以延長的，對學生要求對一些概念的理解應該更加深刻，而且本模塊所增添延長知識較為多，難以理解，須要時光同時也須要學生多練。
三、教學目標
做好高中化學新課程標準的實施工作，在實踐中不斷探索和研究，增強對新課標的理解和駕馭能力;設計好導學案，立足課堂開展教學研究，實現課堂教學的最優化。根據學校工作計劃，結合學科實際，落實各項教研和教學常規工作。實現學生學習成績的提高和學習能力的培養。
四、具體措施
1、認真做好教學常規，確保教學有效開展
精心準備導學案。按課程標準的要求，積極認真地做好課前備課資料的搜集;認真上好每節課;積極實踐新課程理念，把握好課堂，提高課堂教學實效性;精心構思每道題。分層、合理布置學生作業，書面作業要求全批全改，及時反饋;對每一次測試認真分析總結，為學生確定合理的目標。
2、積極開展實驗教學，提高學生學習興趣
化學選修4教學計劃8
1、化學反應的反應熱
(1)反應熱的概念：
當化學反應在一定的溫度下進行時，反應所釋放或吸收的熱量稱為該反應在此溫度下的熱效應，簡稱反應熱。用符號Q表示。
(2)反應熱與吸熱反應、放熱反應的關系：
Q>0時，反應為吸熱反應;Q<0時，反應為放熱反應。
(3)反應熱的測定
測定反應熱的`儀器為量熱計，可測出反應前后溶液溫度的變化，根據體系的熱容可計算出反應熱，計算公式如下：
Q=-C(T2-T1)
式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應前和反應后體系的溫度。實驗室經常測定中和反應的反應熱。
2、化學反應的焓變
(1)反應焓變
物質所具有的能量是物質固有的性質，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-1。
反應產物的總焓與反應物的總焓之差稱為反應焓變，用ΔH表示。
(2)反應焓變ΔH與反應熱Q的關系。
對于等壓條件下進行的化學反應，若反應中物質的能量變化全部轉化為熱能，則該反應的反應熱等于反應焓變，其數學表達式為：Qp=ΔH=H(反應產物)-H(反應物)。
(3)反應焓變與吸熱反應，放熱反應的關系：
ΔH>0，反應吸收能量，為吸熱反應。
ΔH<0，反應釋放能量，為放熱反應。
(4)反應焓變與熱化學方程式：
把一個化學反應中物質的變化和反應焓變同時表示出來的化學方程式稱為熱化學方程式，如：H2(g)+
O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1
書寫熱化學方程式應注意以下幾點：
①化學式后面要注明物質的聚集狀態：固態(s)、液態(l)、氣態(g)、溶液(aq)。
②化學方程式后面寫上反應焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或 kJ·mol-1，且ΔH后注明反應溫度。
③熱化學方程式中物質的系數加倍，ΔH的數值也相應加倍。
化學選修4教學計劃9
一、化學反應的限度
1、化學平衡常數
（1）對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的系數次方的乘積與反應物濃度的系數次方的乘積之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示。
（2）平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度（即反應限度），平衡常數越大，說明反應可以進行得越完全。
（3）平衡常數表達式與化學方程式的.書寫方式有關。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。
（4）借助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，說明反應達到平衡狀態。
2、反應的平衡轉化率
（1）平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的平衡轉化率的表達式為：
α（A）=
（2）平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。
（3）平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。
3、反應條件對化學平衡的影響
（1）溫度的影響
升高溫度使化學平衡向吸熱方向移動；降低溫度使化學平衡向放熱方向移動。溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。
（2）濃度的影響
增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動；增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。
溫度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變。化工生產中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。
（3）壓強的影響
ΔVg=0的反應，改變壓強，化學平衡狀態不變。
ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動。
（4）勒夏特列原理
由溫度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件（濃度、壓強、溫度等）平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。
化學選修4教學計劃10
化學守恒
守恒是化學反應過程中所遵循的基本原則，在水溶液中的化學反應，會存在多種守恒關系，如電荷守恒、物料守恒、質子守恒等。
1.電荷守恒關系：
電荷守恒是指電解質溶液中，無論存在多少種離子，電解質溶液必須保持電中性，即溶液中陽離子所帶的正電荷總數與陰離子所帶的負電荷總數相等，用離子濃度代替電荷濃度可列等式。常用于溶液中離子濃度大小的比較或計算某離子的濃度等，例如：
①在NaHCO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-);
②在(NH4)2SO4溶液中：c(NH4+)+c(H+)=c(OH-)+c(SO42—)。
2.物料守恒關系：
物料守恒也就是元素守恒，電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數是不會改變的。
可從加入電解質的化學式角度分析，各元素的原子存在守恒關系，要同時考慮鹽本身的電離、鹽的`水解及離子配比關系。例如：
①在NaHCO3溶液中：c(Na+)=c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3);
②在NH4Cl溶液中：c(Cl-)=c(NH4+)+c(NH3·H2O)。
3.質子守恒關系：
酸堿反應達到平衡時，酸(含廣義酸)失去質子(H+)的總數等于堿(或廣義堿)得到的質子(H+)總數，這種得失質子(H+)數相等的關系就稱為質子守恒。
在鹽溶液中，溶劑水也發生電離：H2OH++OH-，從水分子角度分析：H2O電離出來的H+總數與H2O電離出來的OH—總數相等(這里包括已被其它離子結合的部分)，可由電荷守恒和物料守恒推導，例如：
①在NaHCO3溶液中：c(OH-)=c(H+)+c(CO32-)+c(H2CO3);
②在NH4Cl溶液中：c(H+)=c(OH-)+c(NH3·H2O)。
綜上所述，化學守恒的觀念是分析溶液中存在的微粒關系的重要觀念，也是解決溶液中微粒濃度關系問題的重要依據。
化學選修4教學計劃11
一、焓變、反應熱
1.反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量
2.焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應
(1)符號：△H
(2)單位：kJ/mol
3.產生原因：
化學鍵斷裂——吸熱
化學鍵形成——放熱
放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H<0
吸收熱量的化學反應。(吸熱>放熱)△H 為“+”或△H >0
常見的放熱反應：
①所有的燃燒反應
②酸堿中和反應
③大多數的化合反應
④金屬與酸的反應
⑤生石灰和水反應
⑥濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
常見的.吸熱反應：
① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl
② 大多數的分解反應
③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應
④銨鹽溶解等
二、熱化學方程式
書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示)
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數
⑤各物質系數加倍，△H加倍;反應逆向進行，△H改變符號，數值不變
三、燃燒熱
1.概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
注意以下幾點：
①研究條件：101 kPa
②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物
③燃燒物的物質的量：1 mol
④研究內容：放出的熱量。(ΔH<0，單位kJ/mol)
四、中和熱
1.概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。
2.強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：
H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)
ΔH=-57.3kJ/mol
3.弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。
4.中和熱的測定實驗
化學選修4教學計劃12
【知識講解】
第2章、第3、4節
一、化學反應的速率
1、化學反應是怎樣進行的
(1)基元反應：能夠一步完成的反應稱為基元反應,大多數化學反應都是分幾步完成的
(2)反應歷程：平時寫的化學方程式是由幾個基元反應組成的總反應.總反應中用基元反應構成的反應序列稱為反應歷程,又稱反應機理.
(3)不同反應的反應歷程不同.同一反應在不同條件下的反應歷程也可能不同,反應歷程的差別又造成了反應速率的不同.
2、化學反應速率
(1)概念：
單位時間內反應物的減小量或生成物的增加量可以表示反應的快慢,即反應的速率,用符號v表示.
(2)表達式：
(3)特點
對某一具體反應,用不同物質表示化學反應速率時所得的數值可能不同,但各物質表示的化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數之比.
3、濃度對反應速率的影響
(1)反應速率常數(K)
反應速率常數(K)表示單位濃度下的化學反應速率,通常,反應速率常數越大,反應進行得越快.反應速率常數與濃度無關,受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響.
(2)濃度對反應速率的影響
增大反應物濃度,正反應速率增大,減小反應物濃度,正反應速率減小.
增大生成物濃度,逆反應速率增大,減小生成物濃度,逆反應速率減小.
(3)壓強對反應速率的影響
壓強只影響氣體,對只涉及固體、液體的反應,壓強的改變對反應速率幾乎無影響.
壓強對反應速率的影響,實際上是濃度對反應速率的影響,因為壓強的改變是通過改變容器容積引起的壓縮容器容積,氣體壓強增大,氣體物質的濃度都增大,正、逆反應速率都增加；增大容器容積,氣體壓強減小；氣體物質的濃度都減小,正、逆反應速率都減小.
4、溫度對化學反應速率的影響
(1)經驗公式
阿倫尼烏斯總結出了反應速率常數與溫度之間關系的經驗公式：
式中A為比例系數,e為自然對數的底,R為摩爾氣體常數量,Ea為活化能.
由公式知,當Ea＞0時,升高溫度,反應速率常數增大,化學反應速率也隨之增大.可知,溫度對化學反應速率的影響與活化能有關.
(2)活化能Ea.
活化能Ea是活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差.不同反應的活化能不同,有的相差很大.活化能 Ea值越大,改變溫度對反應速率的影響越大.
5、催化劑對化學反應速率的影響
(1)催化劑對化學反應速率影響的規律：
催化劑大多能加快反應速率,原因是催化劑能通過參加反應,改變反應歷程,降低反應的活化能來有效提高反應速率.
(2)催化劑的特點：
催化劑能加快反應速率而在反應前后本身的質量和化學性質不變.
催化劑具有選擇性.
催化劑不能改變化學反應的平衡常數,不引起化學平衡的移動,不能改變平衡轉化率.
二、化學反應條件的優化——工業合成氨
1、合成氨反應的限度
合成氨反應是一個放熱反應,同時也是氣體物質的量減小的熵減反應,故降低溫度、增大壓強將有利于化學平衡向生成氨的方向移動.
2、合成氨反應的速率
(1)高壓既有利于平衡向生成氨的方向移動,又使反應速率加快,但高壓對設備的要求也高,故壓強不能特別大.
(2)反應過程中將氨從混合氣中分離出去,能保持較高的.反應速率.
(3)溫度越高,反應速率進行得越快,但溫度過高,平衡向氨分解的方向移動,不利于氨的合成.
(4)加入催化劑能大幅度加快反應速率.
3、合成氨的適宜條件
在合成氨生產中,達到高轉化率與高反應速率所需要的條件有時是矛盾的,故應該尋找以較高反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件：一般用鐵做催化劑 ,制反應溫度在700K左右,壓強范圍大致在1×107Pa～1×108Pa 之間,并采用N2與H2分壓為1∶2.8的投料比.
第3章、物質在水溶液中的行為
一、水溶液
1、水的電離
H2OH＋＋OH－
水的離子積常數KW＝［H＋］［OH－］,25℃時,KW＝1.0×10－14mol2·L－2.溫度升高,有利于水的電離, KW增大.
2、溶液的酸堿度
室溫下,中性溶液：［H＋］＝［OH－］＝1.0×10－7mol·L－1,pH＝7
酸性溶液：［H＋］＞［OH－］,［ H＋］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＜7
堿性溶液：［H＋］＜［OH－］,［OH－］＞1.0×10－7mol·L－1,pH＞7
3、電解質在水溶液中的存在形態
(1)強電解質
強電解質是在稀的水溶液中完全電離的電解質,強電解質在溶液中以離子形式存在,主要包括強酸、強堿和絕大多數鹽,書寫電離方程式時用“＝”表示.
(2)弱電解質
在水溶液中部分電離的電解質,在水溶液中主要以分子形態存在,少部分以離子形態存在,存在電離平衡,主要包括弱酸、弱堿、水及極少數鹽,書寫電離方程式時用“ ”表示.
二、弱電解質的電離及鹽類水解
1、弱電解質的電離平衡.
(1)電離平衡常數
在一定條件下達到電離平衡時,弱電解質電離形成的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的分子濃度之比為一常數,叫電離平衡常數.
弱酸的電離平衡常數越大,達到電離平衡時,電離出的H＋越多.多元弱酸分步電離,且每步電離都有各自的電離平衡常數,以第一步電離為主.
(2)影響電離平衡的因素,以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例.
加水、加冰醋酸,加堿、升溫,使CH3COOH的電離平衡正向移動,加入CH3COONa固體,加入濃鹽酸,降溫使CH3COOH電離平衡逆向移動.
2、鹽類水解
(1)水解實質
鹽溶于水后電離出的離子與水電離的H＋或OH－結合生成弱酸或弱堿,從而打破水的電離平衡,使水繼續電離,稱為鹽類水解.
(2)水解類型及規律
①強酸弱堿鹽水解顯酸性.
NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl
②強堿弱酸鹽水解顯堿性.
CH3COONa＋H2OCH3COOH＋NaOH
③強酸強堿鹽不水解.
④弱酸弱堿鹽雙水解.
Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑
(3)水解平衡的移動
加熱、加水可以促進鹽的水解,加入酸或堿能抑止鹽的水解,另外,弱酸根陰離子與弱堿陽離子相混合時相互促進水解.
三、沉淀溶解平衡
1、沉淀溶解平衡與溶度積
(1)概念
當固體溶于水時,固體溶于水的速率和離子結合為固體的速率相等時,固體的溶解與沉淀的生成達到平衡狀態,稱為沉淀溶解平衡.其平衡常數叫做溶度積常數,簡稱溶度積,用Ksp表示.
PbI2(s)Pb2+(aq)＋2I－(aq)
Ksp＝［Pb2＋］［I－］2＝7.1×10－9mol3·L－3
(2)溶度積Ksp的特點
Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關,與沉淀的量無關,且溶液中離子濃度的變化能引起平衡移動,但并不改變溶度積.
Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力.
2、沉淀溶解平衡的應用
(1)沉淀的溶解與生成
根據濃度商Qc與溶度積Ksp的大小比較,規則如下：
Qc＝Ksp時,處于沉淀溶解平衡狀態.
Qc＞Ksp時,溶液中的離子結合為沉淀至平衡.
Qc＜Ksp時,體系中若有足量固體,固體溶解至平衡.
(2)沉淀的轉化
根據溶度積的大小,可以將溶度積大的沉淀可轉化為溶度積更小的沉淀,這叫做沉淀的轉化.沉淀轉化實質為沉淀溶解平衡的移動.
四、離子反應
1、離子反應發生的條件
(1)生成沉淀
既有溶液中的離子直接結合為沉淀,又有沉淀的轉化.
(2)生成弱電解質
主要是H＋與弱酸根生成弱酸,或OH－與弱堿陽離子生成弱堿,或H＋與OH－生成H2O.
(3)生成氣體
生成弱酸時,很多弱酸能分解生成氣體.
(4)發生氧化還原反應
強氧化性的離子與強還原性離子易發生氧化還原反應,且大多在酸性條件下發生.
2、離子反應能否進行的理論判據
(1)根據焓變與熵變判據
對ΔH－TΔS＜0的離子反應,室溫下都能自發進行.
(2)根據平衡常數判據
離子反應的平衡常數很大時,表明反應的趨勢很大.
3、離子反應的應用
(1)判斷溶液中離子能否大量共存
相互間能發生反應的離子不能大量共存,注意題目中的隱含條件.
(2)用于物質的定性檢驗
根據離子的特性反應,主要是沉淀的顏色或氣體的生成,定性檢驗特征性離子.
(3)用于離子的定量計算
常見的有酸堿中和滴定法、氧化還原滴定法.
(4)生活中常見的離子反應.
硬水的形成及軟化涉及到的離子反應較多,主要有：
Ca2＋、Mg2＋的形成.
CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca2＋＋2HCO3－
MgCO3＋CO2＋H2O＝Mg2＋＋2HCO3－
加熱煮沸法降低水的硬度：
Ca2＋＋2HCO3－CaCO3↓＋CO2↑＋H2O
Mg2＋＋2HCO3－MgCO3↓＋CO2↑＋H2O
或加入Na2CO3軟化硬水：
Ca2＋＋CO32－＝CaCO3↓,Mg2＋＋CO32－＝MgCO3↓
化學選修4教學計劃13
化學電池
1、電池的分類：化學電池、太陽能電池、原子能電池
2、化學電池：借助于化學能直接轉變為電能的裝置
3、化學電池的`分類：一次電池、二次電池、燃料電池
4、常見一次電池：堿性鋅錳電池、鋅銀電池、鋰電池等
5、二次電池：放電后可以再充電使活性物質獲得再生，可以多次重復使用，又叫充電電池或蓄電池。
6、二次電池的電極反應：鉛蓄電池
7、目前已開發出新型蓄電池：銀鋅電池、鎘鎳電池、氫鎳電池、鋰離子電池、聚合物鋰離子電池
8、燃料電池：是使燃料與氧化劑反應直接產生電流的一種原電池。
9、電極反應：一般燃料電池發生的電化學反應的最終產物與燃燒產物相同，可根據燃燒反應寫出總的電池反應，但不注明反應的條件。負極發生氧化反應，正極發生還原反應，不過要注意一般電解質溶液要參與電極反應。以氫氧燃料電池為例，鉑為正、負極，介質分為酸性、堿性和中性。當電解質溶液呈酸性時：負極：2H2—4e—=4H+正極：O2+4 e—4H+ =2H2O當電解質溶液呈堿性時：負極：2H2+4OH——4e—=4H2O正極：O2+2H2O+4 e—=4OH—另一種燃料電池是用金屬鉑片插入KOH溶液作電極，又在兩極上分別通甲烷（燃料）和氧氣（氧化劑）。
10、電極反應式為：負極：CH4+10OH——8e— =CO32—+7H2O；正極：4H2O+2O2+8e— =8OH—。電池總反應式為：CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O 10、燃料電池的優點：能量轉換率高、廢棄物少、運行噪音低
11、廢棄電池的處理：回收利用
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