高中化学人教版选修4教案详(供参考)
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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第一章 化学反应与能量
第一节 化学反应与能量的变化
（第一课时）
教学目标:
1.知识与技能
①了解反应热和焓变的含义
②理解吸热反应和放热反应的实质
2．过程与方法
从化学反应的本质即旧键断裂与新键形成的角度研究反应热产生的
原因
3．情感态度与价值观
通过了解简单过程中的能量变化中的热效应
教学重点
理解吸热反应和放热反应的实质
教学难点
能量变化中的热效应
教学用具：
投影仪
学习过程
引 言:我们知道：一个化学反应过程中，除了生成了新物质外，还有
思考
（1）你所知道的化学反应中有哪些是放热反应？能作一个简单的总
结吗？
活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应
反应物具有的总能量 > 生成物具有的总能量
（2）你所知道的化学反应中有哪些是吸热反应？能作一个简单的总
结吗？
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成
反应、炭与二氧碳生成一氧化碳
反应物具有的总能量 < 生成物具有的总能量
1：当能量变化以热能的形式表现时：
我们知道：一个化学反应同时遵守质量守恒定律和能量守恒，那么一
个反应中的质量与能量有没有关系呢？
有能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础，二者密不可分，但
以物质为主。
能量的多少则以反应物和产物的质量为基础。那么化学反应中能量到
底怎样变化
2:反应热,焓变
化学反应过程中为什么会有能量的变化？（用学过的知识回答）
化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂，形成新的化学键，从
新组合成生成物的分子的过程。旧键断裂需要吸收能量，新键形成需要放
出能量。而一般化学反应中，旧键的断裂所吸收的总能量与新键形成所放
出的总能量是不相等的，而这个差值就是反应中能量的变化。所以化学反
应过程中会有能量的变化。
反应热 焓变
化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或换算成相应的
热量）来表述，叫做反应热，又称为“焓变”。符号： ΔH ，单位：kJ/mol
或 kJ•mol-1
∆H 为“－” 为放热反应,∆H 为“＋” 为吸热反应
思考:能量如何转换的？能量从哪里转移到哪里？体系的能量如何变
化？升高是降低？环境的能量如何变
化？升高还是降低？规定放热反应的ΔH
为“－”，是站在谁的角度？体系还是环
境?
放热反应 ΔH为“—”或ΔH〈 0
吸热反应 ΔH为“+”或ΔH 〉0
∆H＝E（生成物的总能量）－ E（反应物的总能量）
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∆H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能）
3:练习
1)1molC 与 1molH2O(g)反应失成 lmol CO(g)和 1mol H2(g)，需要吸
收 131.5kJ 的热量，
该反应的反应热为△H= kJ/mol。
2)拆开 lmol H—H 键、lmol N－H 键、lmolN≡N 键分别需要的能量是
436kJ、391kJ、946kJ，则 1mol N2 生成 NH3 的反应热为 ，1mol
H2 生成 NH3 的反应热为 。
3）H2 + F2 = 2HF H2 + Cl2 = 2HCl 预测当生成 2 mol HF 和 2 mol
HCl 时，哪个反应放出的热量多？
若干化学键的键能（ kJ/mol，25 ℃ ）
1、下列说法正确的是
A、需要加热方能发生的反应一定是吸热反应
B、放热的反应在常温下一定很易发生
C、反应是放热的还是吸热的必须看反应物和生成物所具有的总能量
的相对大小
D、吸热反应在一定的条件下也能发生
2、反应 C(石墨) → C(金刚石)是吸热反应,由此可知
A、石墨比金刚石更稳定 B、金刚石和石墨可以相互转化
C、金刚石比石墨稳定 D、金刚石和石墨不能相互转化
教学反思：
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第一节 化学反应与能量的变化
（第二课时）
教学目标：
1． 知识与技能
①书写表示化学反应热的化学方程式
②有关热化学方程式的计算
2．过程与方法
通过实例理解化学方程式的局限性，介绍热化学方程式的必在性
3．情感态度与价值观
通过热化学方程式的教学，培养学生勇于探索的科学态度
教学重点
书写表示化学反应热的化学方程式
教学难点
有关热化学方程式的计算
学习过程
1．复习回忆
1）、催化剂为什么能够加快反应速度？
2）、什么是有效碰撞、活化分子、活化能？
3）、化学反应中能量变化的主要原因？
4）、你了解“即热饭盒吗？知道是什么原理吗？
5）、什么是反应热（焓变）
2．引入
阅读课本：例 1与例 2
与化学方程式相比，热化学方程式有哪些不同？
正确书写热化学方程式应注意哪几点？
3、热化学方程式的书写
1）热化学方程式定义：表示参加反应物质的量和反应热的关系的化
学方程式。
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2）正确书写热化学方程式应注意：（1）书写热化学方程式要注明反
应的温度和压强，（为什么？）而常温、常压可以不注明，即不注明则是
常温、常压。（2）标出了反应物与生成物的状态，（为什么要标出？）（3）
写出了反应热，还注明了“＋”，“－”（4）方程式中的计量系数可以
是整数也可以是分数。
4．注意点：
反应物和生成物前的系数它代表了什么？在方程式中∆H 它表示了什
么意义？ ∆H 的值与什么有关系？
热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，表示对应物
质的物质的量。∆H(KJ/mol)它表示每摩尔反应所放出的热量，∆H 的值与
方程式中的计量系数有关，即对于相同的反应，当化学计量数不同时，其
∆H 不同。
例题
1、当 1mol 气态 H2 与 1mol 气态 Cl2 反应生成 2mol 气态 HCl，放出
184.6KJ 的热量，请写出该反应的热化学方程式。
2．写出下列反应的热化学方程式
1）1molN2(g)与适量 O2(g)反应生成 NO (g)，需吸收 68kJ 的热量；
2）2molCu(s)与适量 O2(g)反应生成 CuO(s)，放出 314kJ 热量；
3） 1g 硫粉在氧气中充分燃烧放出 9.36kJ 热量，写出硫燃烧的热化
学方程式。
4）4g CO 在氧气中燃烧生成 CO2，放出 9. 6kJ 热量，写出 CO 燃烧的
热化学方程式。
5）在一定条件下，氢气和甲烷燃烧的化学方程式为：
2H2(g) + O2 (g) = 2H2O (l); H= – 572 kJ /mol
CH4(g) +2O2 (g) = CO2(g)+2H2O (l);
r H= – 890 kJ/mol 由 1mol 氢气和 2mol 甲烷组成的混合气体在上述
条件下完全燃烧时放出的热量为多少。
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6）在一定条件下，氢气和丙烷燃烧的化学方程式为：
2H2(g) + O2 (g) = 2H2O (l); ∆H= – 572 kJ/mol
C3H8(g) +5O2(g)= 3CO2 (g) +4H2O (l);∆H = – 2220 kJ/mol
5mol 氢气和丙烷的混合气完全燃烧时放热 3847kJ，则氢气和丙烷的
体积比为
(A) 1:3 (B) 3:1 (C) 1:4 (D) 1:1
7）已知
（1）H2( g )＋1/2O2 ( g ) ＝ H2O ( g ) ΔH1 = a kJ/mol
（2）2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( g ) ΔH2 = b kJ/mol
（3） H2( g )＋1/2O2 ( g ) ＝ H2O ( l ) ΔH3 = c kJ/mol
（4） 2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( l ) ΔH4 = d kJ/mol
则 a、b、c、d 的关系正确的是 A C 。
A、a
d>0 C、2a=b< 0 D、2c=d>0
8）若 2.6 g 乙炔（C2H2，气态）完全燃烧生成液态水和 CO2（g）时
放热 130 kJ。则乙炔燃烧的热化学方程式为 C2H2（g）＋5/2O2（g）
＝2CO2（g）＋H2O（l）ΔH=－1300 kJ/mol
2C2H2（g）＋5O2（g）==4CO2(g)＋2H2O(l) ΔH=－2600 kJ/mol
教学反思：
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第二节 燃烧热 能源
教学目标：
1.知识与技能
① 理解燃烧燃烧的含义
③掌握表示燃烧热的热化学方程式的写法和有关燃烧热的简单的计
算
2．过程与方法
通过对“应根据什么标准来选择燃料”的教学，让学生学会多角度的
综合分析的方法
3．情感态度与价值观
通过结我国的能源现状的认识过程，培养学生的节能意识
教学重点
表示燃烧热的热化学方程式的写法和有关燃烧热的简单的计算
教学难点
表示燃烧热的热化学方程式的写法
学习过程
1、燃烧热
什么是燃烧热？是不是物质燃烧放出的热量就叫燃烧热呢？
1）定义：在 25℃,101 kPa 时，1 mol 物质完全燃烧生成稳定的氧化
物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。燃烧热通常可由实验测得。
2）在理解物质燃烧热的定义时，要注意以下几点：
①研究条件： 25℃ ,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）
⑤在未有特别说明的情况下，外界压强一般指 25℃ ,101 kPa.所谓完
全燃烧也是完全氧化，它是指物质中的下列元素完全转变成对应的稳定
物。如: C→CO2(g)、H → H2O（l）、S → SO2 （g）
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［练习 1］分析以下几个热化学方程式，哪个是表示固态碳和气态氢
气燃烧时的燃烧热的？为什么？
A.C（s）＋O2（g）===CO(g);ΔH=110.5 kJ/mol
B.C（s）＋O2（g）===CO2(g);ΔH=－393.5 kJ/mol
C.2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l);ΔH=－571.6 kJ/mol
D.H2(g)＋1/2O2(g)===H2O(g);ΔH=－241.8 kJ/mol
你能根据题中信息写出表示 H2 燃烧热的热化学方程式吗？
由于计算燃烧热时，可燃物质是以 1 mol 作为标准来计算的，所以热
化学方程式的化学计量系数常出现分数。
2、燃烧热的计算及应用
［例题］
1.在 101 kPa 时，1 mol CH4 完全燃烧生成 CO2 和液态 H2O，放出 890.3
kJ 的热量，CH4 的燃烧热为多少？1000 L CH4（标准状况）燃烧后所产生
的热量为多少？CH4 的燃烧热为 890.3 kJ/mol，1000 L CH4（标准状况）
完全燃烧产生的热量为 3.97×104 kJ
2.葡萄糖是人体所需能量的重要来源之一。葡萄糖燃烧的热化学方程
式为：C6H12O6（s）＋6O2（g）===6CO2（g）＋6H2O（l）ΔH=－2 800 kJ/mol
葡萄糖在人体组织中氧化的热化学方程式与它燃烧的热化学方程式相同。
计算 100 g 葡萄糖在人体中完全氧化时所产生的热量。
3、中和热
1）定义：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应，生成 1mol 水时的反应
热叫做中和热。
2）中和热的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O (l)；△H=-57.3kJ／mol。3）
要点
①条件：稀溶液。稀溶液是指溶于大量水的离子。
②反应物：（强）酸与（强）碱。中和热不包括离子在水溶液中的生
成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。
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③生成 1mol 水，中和反应的实质是 H+和 OH-化合生成 H20，若反应
过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热内。
④放出的热量：57.3kJ/mol
例：已知 H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)；△ H=-57.3kJ/mol ，求下列中和
反应中放出的热量。
（1）用 20gNaOH 配稀溶液跟足量稀盐酸反应放出____________ kJ
的热量。
（2）用 2molH2SO4 配稀溶液跟足量稀 NaOH 反应，放出____________kJ
的热量。
3）燃烧热和中和热的区别与联系
4、能源
1）什么是能源？能源的作用？
就是能提供能量的自然资源，包括化石燃料（煤、石油、天然气）、
阳光、风力、流水、潮汐以及柴草等。•能源的开发和利用可以用来衡量
一个国家或地区的经济发展和科学技术水平。
2）当今世界上重要的能源是什么？怎样解决能源枯竭问题？节约能
源的重要措施是什么？什么是新能源？化石燃料：煤、石油、天然气解决
的办法 ：开源节流；即开发新能源，节约现有能源，提高能源的利用率。
措施：科学地控制燃烧反应，使燃料充分燃烧，提高能源的利用率。
新能源：太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物能。
3）相关思考题∶燃料充分燃烧的条件是什么?.燃料燃烧时,若空气过
量或不足,会造 成什么后果?为什么固体燃料要粉碎后使用?
煤在直接燃烧时会产生 SO2、氮氧化物及烟尘等，严重影响空气质量
且易导致酸雨、温室效应等，从而使环境受到严重污染，故通过清洁煤技
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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术（如煤的液化和气化，以及实行烟气净化脱硫等），大大减少燃煤对环
境造成的污染，势在必行。提高煤燃烧的热利用率、开发新的能源也是大
势所趋。
教学反思：
第三节 化学反应热的计算
第 1课时 盖斯定律
教学目标：
1．知识与技能
①盖斯定律的本质，了解其科学研究中的意义。
②掌握有关盖斯定律的应用。
2．过程与方法
通过运用盖斯定律求有关物质的反应热，进一步理解反应热的概念。
3．情感态度与价值观
通过实例感受盖斯定律的应用，并以此说明盖斯定律在科学研究中的
重要贡献。
教学重点
掌握有关盖斯定律的应用
教学难点
掌握有关盖斯定律的应用
教学用具：
多媒体课件
学习过程
1．引入：如何测出这个反应的反应热：C(s)+1/2 O2(g)==CO(g)
①C(s)+1/2 O2(g)==CO(g) ΔH1=?
②CO(g)+1/2 O2(g)== CO2(g) ΔH2=-283.0kJ/mol
③C(s)+O2(g)==CO2(g) ΔH3=-393.5kJ/mol① + ② = ③ ，则
ΔH1 + ΔH2 =ΔH3 所以，ΔH1=ΔH3-ΔH2 ΔH1=-393.5kJ/mol+
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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283.0kJ/mol=-110.5kJ/mol
2．盖斯定律：
不管化学反应是分一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。化学
反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
3．如何理解盖斯定律？
1）请用自己的话描述一下盖斯定律。
2）盖斯定律有哪些用途？
4．例题
1）同素异形体相互转化但反应热相当小而且转化速率慢，有时还很
不完全，测定反应热很困难。现在可根据盖斯提出的观点“不管化学反应
是一步完成或分几步完成，这个总过程的热效应是相同的”。已知 P4(s、
白磷)+5O2(g)=P4O10(s)；ΔH = -2983.2 kJ/mol
P(s、红磷)+5/4O2(g)=1/4P4O10(s)；ΔH = -738.5 kJ/mol
试写出白磷转化为红磷的热化学方程式
_________________________________。
2）在同温同压下，下列各组热化学方程式中 Q2>Q1 的是（ B ）
A．H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g);△H=-Q1
1/2H2(g)+1/2Cl2(g)=HCl(g);△H =-Q2
B.C(s)+1/2O2(g)=CO (g); △H= -Q1
C(s)+O2(g)=CO2 (g); △H= -Q2
C.2H2(g)+O2(g)=2H2O(l); △H= -Q1
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g); △H= -Q2
D. S(g)+O2(g)=SO2 (g); △H= -Q1
S(s)+O2(g)=SO2 (g); △H= -Q23、298K，101kPa 时，合成氨反应
的热化学方程式 N2(g)+3H2(g)=2NH3(g);△H= -92.38kJ/mol。 在该温度
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下，取 1 mol N2(g)和 3 mol H2(g)放在一密闭容器中，在催化剂存在进
行反应，测得反应放出的热量总是少于 92.38kJ，其原因是什么。
教学反思：
第 2课时 反应热的计算
教学目标:
1.知识与技能
① 掌握有关反应热、燃烧热、热化学方程式的计算
2．过程与方法
① 通过有关反应热的计算的学习过程，使学生掌握有关反应热计算
的方法和技巧，进一步提高化学计算能力。
3．情感态度与价值观
①通过有关反应热的计算的学习过程，进一步培养学生的节能意识和
开发新能源的使命感、责任感；认识化学知识与人类生活、生产的密切关
系。
教学重点：
掌握有关反应热、燃烧热、热化学方程式的计算
教学难点：
掌握有关反应热、燃烧热、热化学方程式的计算
教学用具：
多媒体课件
教学过程
一、怎样进行反应热的计算
1、热化学方程式与数学上的方程式相似，可以移项同时改变正、负号；各
项的系数包括△H的数值可以同时扩大或缩小相同的倍数。
2、根据盖斯定律，可以将两个或两个以上的热化学方程式包括其△H 相加
或相减，得到一个新的热化学方程式。
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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3、可燃物完全燃烧产生的热量＝n × △H
二、进行反应热计算常用的几种方法
1、列方程或方程组法
2、平均值法
3、极限分析法
4、十字交叉法
5、估算法（仅适于选择题）
[投影]例题见课本 12、13 页。
三、进行反应热的计算时应注意的问题：
1、反应热数值与各物质的化学计量系数成正比，因此热化学方程式中各物
质的化学计量数改变时，其反应热数值需同时做同倍数的改京戏。
2、热化学方程式中的反应热是指反应按所给形式完全进行时的反应热。
3、正、逆反应的反应热数值相等，符号相反。
〖练习 1〗298K，101KPa 时，将 1.0 g 钠与足量的氯气反应，生成氯化钠
晶体并放出 17.87 KJ 的热量，求生成 1mol 氯化钠的反应热？
〖练习 2〗乙醇的燃烧热是△H=-1366.8KJ/mol，在此温度下，1Kg 乙醇充
分燃烧后放出多少热量？
[投影]
〖练习 3〗已知下列反应的反应热为：
(1)CH3COOH（l）+2O2（g）=2CO2(g)+2H2O(l) △H1=-870.3KJ/mol
(2)C(s)+O2(g)=CO2(g) △H=—393.5KJ/mol
(3) H2(g)+O2(g)=H2O(l) △H=—285.8KJ/mol
试计算下列反应的反应热：
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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2C(s)+2H2(g)+O2(g)=CH3COOH(l)
教学反思：
第二章．化学反应速率和化学平衡
第一节 化学反应速率
学习目标:
1、知识与技能
① 了解化学反应速率的含义
② 理解化学反应速率的表达式及其简单计算
③ 了解化学反应速率的测量方法
2．过程与方法
通过学习化学反应速率的测量方法，培养设计实验的能力
3．情感态度与价值观
通过对化学反应速率的学习，感悟其在生产、生活和科学研究中的
作用，提高对化学科学的认识。
教学重点
理解化学反应速率的表达式及其简单计算
教学难点
理解化学反应速率的表达式及其简单计算
教学过程：
1.定义：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物的浓度增加来表
示。
若浓度用物质的量（C）来表示，单位为：mol/L，时间用 t来表示，
单位为：秒（s）或分（min）或小时（h）来表示，则化学反应速率的数
学表达式为：
V == △C/ t
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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单位是：mol/（L·s） 或 mol/（L·min） 或 mol/（L·h）
化学反应速率是用单位时间内反应物或生成物的量变化来表示，通常
用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示，其数学表达
式可表示为
t
cV
【例题】在 2L 的密闭容器中，加入 1mol 和 3mol 的 H2和 N2，发生 N2 +
3H2 2NH3 ，在 2s 末时，测得容器中含有 0.4mol 的 NH3，求该反应的
化学反应速率。
解： N2 + 3H2 2NH3
起始量（mol）： 1 3 0
2s 末量（mol）： 1-0.2 3-0.6 0.4
变化量（mol）： 0.2 0.6 0.4
则 VN2==0.2/2×2==0.05 mol/（L·s） VH2==0.6/2×2==0.15 mol/
（L·s）
VNH3==0.4/2×2==0.1 mol/（L·s）
【明确】理解化学反应速率的表示方法时应注意的几个问题：
1.上述化学反应速率是平均速率，而不是瞬时速率。
2.无论浓度的变化是增加还是减少，一般都取正值，所以化学反应速
率一般为正值。
3.对于同一个反应来说，用不同的物质来表示该反应的速率时，其数
值不同，但每种物质都可以用来表示该反应的快慢。
4.在同一个反应中，各物质的反应速率之比等于方程式中的系数比。
即：
VN2 ：VH2 ： VNH3 ==== 1 ：3 ：2
5.对于在一个容器中的一般反应 aA + bB == cC + dD 来说有：
VA ：VB ：VC ：VD === △CA ：△CB ：△CC ：△CD === △nA ：△nB ：
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△nC ：△nD==== a ：b ：c ：d
6.用化学反应速率来比较不同反应进行得快慢或同一反应在不同条
件下反应的快慢时，应选择同一物质来比较。例如：
可逆反应 A（g）+ B（g） C（g）+ D（g） ，在四种不同
情况下的反应速率如下，其中反应进行得最快的是（ B ）
A. VA==0.15mol/L·min B. VB==0.6 mol/L·min
C. VC==0.4 mol/L·min D.VD==0.01 mol/L·s
对化学反应速率要注意以下几个问题：
1、物质浓度是物质的量浓度以 mol/L 为单位，时间单位通常可
用 s、min、h 表示，因此反应速率的与常见单位一般为 mol/(l·s)、
mol/(l·mon)或 mol/(l·h)。
2、化学反应速率可用反应体系中一种反应物或生成物浓度的变
化来表示，一般是以最容易测定的一种物质表示之，且应标明是什么物质
的反应速率。
3、用不同的物质表示同一时间的反应速率时其数值可能不同，
但表达的意义是相同的，各物质表示的反应速率的数值有相互关系，彼此
可以根据化学方程式中的各化学计量数进行换算：
对于反应 )()()()( gqDgpcgnBgmA 来说，则有
q
V
p
V
n
V
m
V DCBA 。
4、一般说在反应过程中都不是等速进行的，因此某一时间内的反应
速率实际上是这一段时间内的平均速率。
教学反思：
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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第二节 影响化学反应速率的因素
[教学目标]
1．知识与技能
（1）理解浓度、压强、温度和催化剂等条件对化学反应速率的影响。
（2）使学生能初步运用有效碰撞、碰撞的取向和活化分子等来解释
浓度、压强、温度和催化剂等条件对化学反应速率的影响。
2．过程与方法
（1）掌握运用浓度、压强、温度和催化剂等条件比较反应速率大小
的方法；
（2）通过识别有关化学反应速度与压强、温度或浓度等的图像，提
高识图析图能力，培养从图像中挖掘化学信息的能力。
3、情感、态度与价值观
（1）通过实验培养学生严谨的科学态度，知道科学研究的一般方法。
（2）通过目前催化剂研究的遗憾，激发学生投身科学的激情。
[教学重点、难点]压强对化学速率的影响，用活化分子理论解释外界
条件对化学反应速率的影响。
[教学过程]
[导入]有些反应速率很快，如盐酸与氢氧化钠的中和反应，而有些反
应速率很慢，如石油的形成。可见，不同物质化学反应速率相差很大，决
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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定化学反应速率的因素是反应物本身的性质。
[板书]
一、决定化学反应速率的因素：反应物本身的性质
二、外界条件对化学反应速率的影响：
（一）浓度对化学反应速率的影响
[演示]课本 20 页实验 2-2草酸与酸性高锰酸钾的反应
加入
试剂
4mL 0.01mol/L KMnO4
2mL 0.1mol/L H2C2O4
4mL 0.01mol/L KMnO4
2mL 0.2mol/L H2C2O4
实验
现象
褪色
时间
结论 在其它条件相同时，增大反应物浓度，反应速率增大。
[补充实验] 不同浓度的 Na2S2O3溶液与 0.1摩/升的硫酸反应的对比实验表
编号 Na2S2O3 溶
液
水 硫 酸 出现浑浊的时间（秒）
1 10ml 0 10ml
2 5ml 5ml 10ml
【板书】当其它条件不变时，增加反应物的浓度，可以增大反应的速
率。
【实验解释】为什么增大反应物的浓度会影响反应速率呢？
（明确）当增加反应物的浓度时，单位体积内活化分子的数量增加，
有效碰撞的频率增大，导致反应速率增大。
【对结论的再理解】
1.一个反应的速率主要取决于反应物的浓度，与产物的浓度关系不大
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
19
2.对于可逆反应 aA +bB cC + dD来说，正反应的速率只取决于 A、
B 两种物质的浓度，与 C、D 两种物质的浓度关系不大。而逆反应的速率
只取决于 C、D 两种物质的浓度，与 A、B 两种物质的浓度关系不大。增加
A或 B 的浓度只可以使正反应的速率增大，不会影响逆反应的速率。
3.固体和纯液体的浓度是一个常数，所以增加这些物质的量，不会影
响反应的速率。
【应用】1.用饱和食盐水代替水制乙炔，以减缓太快的反应速率。
2. 制 Fe（OH）2时，通过降低 NaOH 溶液的含氧量（给溶液
加热）来降低 Fe（OH）2被氧化的速率。
（二）压强对化学反应速率的影响
【提出问题】压强是怎样对化学反应速率进行影响的？
【收集事实】途径：已有的实验知识
（提出以下几个实验）对比
1. 10ml、0.1mol/L 的 Na2S2O3溶液与 0.1 摩/升的硫酸 10 毫升反应的
实验。
2. CaO 固体与 SiO2固体在高温下反应生成 CaSiO3。
3. SO2 与 O2在一密闭容器内反应生成 SO3。
（讨论）给上述三个反应的容器加压，三个反应的反应物的浓度是怎
样变化的？
【事实的处理】列表比较
编号 反应物的状态 加压后反应物浓度
变化
加压后反应的速率
变化
1
2
3
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
20
【板书】对于有气体参加的反应来说，其他条件不变时，增大体系的
压强，反应速率会加大。
【解释】为什么增大压强会影响有气体参加的化学反应的速率？
（明确）1.一定量气体的体积与其所受的压强成正比。这就是说，如
果气体的压强增大到原来的 2倍，气体的体积就缩小到原来的一半，单位
体积内的分子数就增多到原来的 2倍，即体系中各个物质的浓度都增加，
所以化学反应速率增大。相反，减小压强，气体的体积就扩大，浓度减小，
因而反应速率减小。
2.如果参加反应的物质是固体、液体或溶液时，由于改变压强对
它们的体积改变很小，因而它们的浓度改变也很小，可以认为压强与它们
的反应速率无关。
【结论的再理解】
1.压强对反应速率的影响是通过改变浓度而影响反应速率的。我们在
分析压强对反应速率的影响时，应最终落实到浓度上，将压强问题转化为
浓度问题。
2. 对于那些反应物和生成物都有气体参加的可逆反应来说，增大体
系的压强，反应物和生成物的浓度都增加，所以，正反应的速率和逆反应
的速率都增大。
3.恒容时加入惰性气体使压强增大，反应物和生成物的浓度都没有变
化，所以化学反应速率不变。恒压时加入惰性气体使体积增大，反应物和
生成物的浓度都减小，所以化学反应速率减小。
（三）温度对化学反应速率的影响
[演示]课本 21 页实验 2-3
同浓度的 Na2S2O3溶液在不同温度下与 0.1 摩/升的硫酸 5 毫升反应的
对比表
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
21
编 号
0.1mol/L 的
Na2S2O3
0.1mol/L
的 H2SO4
反应温度
（℃）
反应中出现浑浊
的时间（秒）
1 5ml 5ml 冷水
2 5ml 5ml 热水
【板书】在其它条件不变的情况下，升高温度，化学反应要加快。经
过实验测定，温度每升高 10℃，反应速率通常要增大到原来的 2~4倍。
『回顾』1. Cu 与浓硫酸在常温条件下和在加热条件下反应情况的对
比。
2. Mg条分别与冷水和沸水的反应情况的对比。
【实验事实的处理】1.化学用语化（写方程式）
（1） Na2S2O3 + H2SO4 == Na2SO4 + SO2 + S↓+ H2O
或 S2O3
2- + 2H+ == SO2 + S↓+ H2O
（2）Cu + 2H2SO4（浓）=== CuSO4 +2 SO2↑+2 H2O
（3 ）Mg +2H2O === Mg（OH）2 + 2H2↑
【解释】为什么升高温度会使反应速率加快？
（明确）当反应物浓度一定时，分子总数一定，升高温度，反应物分
子的能量增高，使活化分子的百分比增大，因而单位体积内活化分子数量
增多，有效碰撞频率增大，所以，反应速率加大。
【对结论的再理解】对于可逆反应来说，升高体系的温度，反应物和
生成物中的活化分子数都增加，所以，正反应的速率和逆反应的速率都增
大。
【应用】
1.在实验室进行化学反应时，常常通过给反应物加热来增大反应的速
率。
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
22
2. 合成氨工业中，是在 500℃的条件下进行反应，以加快反应进行
的速度。
3. 为防止食品变质，我们将食品放入冰箱中保存，以降低食品变质
的速率。
【科学探究】课本 21 页科学探究：不同温度下碘化钾与稀硫酸反应
（淀粉指示颜色）的速率不同。
（四）催化剂对化学反应速率的影响
【演示】22页演示实验 2-4：过氧化氢分解的对比实验
（复习回顾）用 KClO3制氧气的实验
【实验事实的处理】
（1） 2H2O2 == 2H2O + O2↑
（2） 2KClO3 == 2KCl +3O2↑
（1）过氧化氢分解实验的对比表
编号 无催化剂时的反应情况 有催化剂时的反应情况
1
（2）用 KClO3制氧气实验的对比表
编号 无催化剂时的反应情况 有催化剂时的反应情况
【结论】催化剂能加快化学反应速率。
【解释】为什么催化剂能加快化学反应速率？
（明确）当温度和反应物浓度一定时，使用催化剂可使反应途径发生
改变，从而降低了反应的活化能，使得活化分子的百分比增大，因此单位
体积内活化分子的数目增多，有效碰撞频率增大，故化学反应速率加大。
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
23
【对结论的再认识】1.催化剂改变化学反应速率的原因仅仅是改变始
态到终态的途径，不改变反应的结果。例：
（1）在加热条件下： 2Cu + O2 == 2CuO
2CuO +2 CH3CH2OH == 2Cu +2 CH3CHO + 2H2O
（2）氮的氧化物破坏臭氧： NO + O3== NO2+ O2
NO2 + O ==NO + O2
2. 能加快反应速率的催化剂叫正催化剂；能减慢化学反应速率的催
化剂叫负催化剂。如不作特殊说明，均指正催化剂。
3. 对可逆反应而言，正催化剂使正、逆反应速率都加快，且加快的
程度相同。相反，负催化剂使正、逆反应速率都减小，且减小的程度相同。
【应用】催化剂在现代化学和化工生产中占有极为重要的地位。大约
85%的反应需要催化剂。尤其是现代大型化工业、石油工业中，很多反应
还必须使用性能良好的催化剂。例；接触法制硫酸工业。
（五）其它因素对化学反应速率的影响
光、磁场、超声波、颗粒大小、溶剂性质…等
[随堂练习]
1．一般都能使反应速率加快的方法是（ B ）。
1 升温；②改变生成物浓度；③增加反应物浓度；④加压
（A）①②③ （B）①③ （C）②③ （D）①②③④
2．NO 和 CO 都是汽车尾气里的有害物质，它们能缓慢地起反应生成
氮气和二氧化碳气体：2NO+2CO=N2+2CO2
对此反应，下列叙述正确的是（ AC ）
（A）使用催化剂能加快反应速率
（B）改变压强对反应速率没有影响
（C）冬天气温低，反应速率降低，对人体危害更大
（D）无论外界条件怎样改变，均对此化学反应的速率无影响
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
24
3．设 C+CO2 2CO-Q1，反应速率为υ1；N2+3H2
2NH3+Q2，反应速率为υ2。对于上述反应，当温度
升高时，υ1和υ2的变化情况为（ A）。
（A）同时增大 （B）同时减小
（C）υ1增大，υ2减小（D）υ1减小，υ2增大
4．把镁条投入到盛有盐酸的敞口容器中，产生H2的速率可由如图2-1-1
表示，在下列因素中，①盐酸的浓度，②镁条的表面积，③溶液的温度，
④氯离子的浓度，影响反应速率的因素是（ C ）。
（A） ①④ （B）③④ （C）①②③ （D）②③
5．煅烧硫铁矿产生二氧化硫，为了提高生成二氧化硫的速率，
下列措施可行的是（ AB）。
（A）把块状矿石碾成粉末 （B）向炉内喷吹氧气
（C）使用 Fe2O3作催化剂 （D）降低体系的温度
6．在密闭容器中发生 2SO2+O2 2SO3反应，现控制下列三种
不同的条件：
①在 400℃时，10molSO2与 5molO2反应；
②在 400℃时，20molSO2与 5molO2反应；
③在 300℃时，10molSO2与 5molO2反应；
问：开始时，正反应速率最快的是____②_；正反应速率最慢的是_③
__。
教学反思：
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
25
第三节 化学平衡
教学目标：
1.能描述化学平衡建立的过程，知道化学平衡常数的涵义，能利用化
学平衡常数计算反应物的转化率。
2.通过实验探究温度、浓度和压强对化学平衡的影响，并能用相关理
论加以解释。
教学重点：描述化学平衡建立的过程。
教学难点：探究温度、浓度和压强对化学平衡的影响，并能用相关理
论加以解释。
探究建议：
①实验探究：温度对加酶洗衣粉的洗涤效果的影响。②实验：温度、
浓度对溴离子与铜离子配位平衡的影响。③查阅资料：奇妙的振荡反应。
④讨论：合成氨反应条件选择的依据。
课时划分：三课时
教学过程：
第一课时
[导课]我们已经学过许多化学反应，有的能进行到底，有的不能进行
到底。请同学们思考并举例说明。
[回答]学生举例化学反应存在的限度。
[讲述] 化学反应速率讨论的是化学反应快慢的问题，但是在化学研究
和化工生产中，只考虑化学反应进行的快慢是不够的，因为我们既希望反
应物尽可能快地转化为生成物，同时又希望反应物尽可能多地转化为生成
物。例如在合成氨工业中，除了需要考虑如何使 N2和 H2尽快地转变成 NH3
外，还需要考虑怎样才能使更多的 N2和 H2转变为 NH3，后者所说的就是
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
26
化学反应进行的程度问题——化学平衡。
［板书］第三节 化学平衡
［讲述］如果对于一个能顺利进行的、彻底的化学反应来说，由于反
应物已全部转化为生成物，如酸与碱的中和反应就不存在什么反应限度的
问题了，所以，化学平衡主要研究的是可逆反应的规律。
[板书]一、可逆反应与不可逆反应
[思考］大家来考虑这样一个问题，我现在在一个盛水的水杯中加蔗糖，
当加入一定量之后，凭大家的经验，你们觉得会怎么样呢？
［回答］开始加进去的很快就溶解了，加到一定量之后就不溶了。
［追问］不溶了是否就意味着停止溶解了呢？
［回答］回忆所学过的溶解原理，阅读教材自学思考后回答：没有停
止。因为当蔗糖溶于水时，一方面蔗糖分子不断地离开蔗糖表面，扩散到
水里去；另一方面溶解在水中的蔗糖分子不断地在未溶解的蔗糖表面聚集
成为晶体，当这两个相反的过程的速率相等时，蔗糖的溶解达到了最大限
度，形成蔗糖的饱和溶液。
［讲述］所以说刚才回答说不溶了是不恰当的，只能说从宏观上看到
蔗糖的量不变了，溶解并没有停止。我这里把这一过程做成了三维动画效
果，以帮助大家理解溶解过程。
［动画］演示一定量蔗糖分子在水中的溶解过程。
［讲解］这时候我们就说，蔗糖的溶解达到了平衡状态，此时溶解速
率等于结晶速率，是一个动态平衡。
［板书］溶解平衡的建立
开始时 v（溶解）＞v(结晶)
平衡时 v（溶解）=v（结晶）
结论：溶解平衡是一种动态平衡
[探讨]我们学过那些可逆反应？可逆反应有什么特点？
[板书]二、化学平衡状态
1. 定义：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．，反应体系中所有参加反应的物质的质量 （溶液中表现为浓度）可以
保持恒定的状态。
［启发］大家能否从化学平衡状态的定义中，找出化学平衡有哪些基
本特征？
［回答］分析定义，归纳总结，化学平衡的特征：（1）化学平衡研究
的对象是可逆反应；（2）达到平衡时正反应速率等于逆反应速率；（3）达
到平衡时反应混合物中各组分的浓度保持不变；（4）由于化学平衡状态时
反应仍在进行，故其是一种动态平衡。
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
27
[板书] 2、化学平衡的特征：（1）反应物和所有产物均处于同一反应体
系中，反应条件（温度、压强）保持不变。（2）达到平衡时反应混合物中
各组分的浓度保持不变；由于化学平衡状态时反应仍在进行，故其是一种
动态平衡。达到平衡时正反应速率等于逆反应速率。
［讲述］评价学生总结结果。大家还应注意化学平衡状态是维持在一
定条件下的，一旦条件发生变化，平衡状态就将遭到破坏。动态平衡也体
现了辩证唯物主义的基本观点，即运动是绝对的，而静止是相对的。
[思考]若对饱和溶液升温或降温，会有什么现象发生？试从化学平衡
观点解释。
[回答]学生解释：升温或降温，溶解速率与结晶速率不在相等，继续
溶解或析出，直到溶解速率与结晶速率再次相等，t1时达到新的溶解平衡
状态。
[追问]对于化学平衡，条件发生变化，平衡状态怎样发生变化呢？
[实验 2-5]两试管中各加入 5ml0.1mol/L K2Cr2O7溶液,按要求操作,观察
颜色的变化。
[记录实验卡片]
滴加 3～10滴浓硫酸 滴加 10～20滴 6 mol/LNaOH
K2Cr2O7溶液 橙色 黄色
[板书]3、（1）浓度对化学平衡的影响：
Cr2O7
2－+H2O 2 CrO4
2－+2H+
橙色 黄色
[实验 2—6]通过学生对实验归纳可知：增大反应物的浓度可促使化学
平衡向正反应方向移动。
方程式：FeCl3+3KSCN Fe(SCN)3+3KCl
[思考与交流]1、你使如何判断上述化学平衡发生变化的？
2、你能否推知影响化学平衡的其它因素？
[板书]在其它条件不变的情况下，增大反应物浓度，正反应速率加快，
平衡向正反应方向移动，增大生成物浓度，逆反应速率加快，平衡向逆反
应方向移动。
[练习]填空：
浓度的变化 v 正 v 逆的变化 结果 平衡移动 平衡移动结果
增大反应物浓度
减少反应物浓度
增大生成物浓度
减少生成物浓度
[讲解] （2）压强对化学平衡的影响
1.固态、液态物质的体积受压强影响很小，压强不使平衡移动。
2.反应中有气体参加：压强减小→浓度减小→平衡向体积减小的方向
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
28
移动，反之亦然。
[板书]（2） 压强对化学平衡的影响：①其他条件不变时，增大压强
平衡向气体体积缩小的方向移动，减小压强；平衡向气体体积增大的方向
移动。
②如反应前后气体体积没有变化的反应，改变压强不会使平衡移动。
[板书]（3）温度对化学平衡的影响：
[投影]以 2NO2 N2O4；△H<0为例说明。
[板书]在其它条件不变的情况下，温度升高，会使化学平衡商着吸热
反应的方向移动；温度降低，会使化学平衡向着放热反应的方向移动。
[练习]填空：
温度改变 v 正 v 逆的变化 结果 平衡移动 平衡移动结果
升高温度
降低温度
[讲解]化学平衡只有在一定的条件下才能保持，当一个可逆反应达到
化学平衡状态后，如果改变浓度、压强、温度等反应条件，达到平衡的反
应混合物里各组分的浓度也会随着改变，从而达到新的平衡状态。由此引
出化学平衡的移动。
[阅读]P28相关内容 P
[板书]（4）可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立过程叫
化学平衡的移动。
勒沙特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度）
平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
[思考]催化剂对化学平衡有何影响？
[回答]阅读教材后回答：催化剂同等程度增加正逆反应速率，平衡不
移动。
[小结]什么是化学平衡？浓度、温度、压强、催化剂如何影响化学平
衡移动？
[作业]P321、2、3、4
[板书计划]
第三节 化学平衡
一、可逆反应与不可逆反应
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
29
二、化学平衡状态
1. 定义：
2.化学平衡的特征：
3.（1）浓度对化学平衡的影响：
（2） 压强对化学平衡的影响：
（3）温度对化学平衡的影响：
（4）勒沙特列原理：
教学反思：
第二课时
［复习提问］什么叫化学平衡？化学平衡的特征有哪些？
［回答］化学平衡是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，反应体系中所有参加反应的物质的质量 （溶液中表现为
浓度）可以保持恒定的状态。化学平衡的特征：（1）反应物和所有产物均
处于同一反应体系中，反应条件（温度、压强）保持不变。（2）达到平衡
时反应混合物中各组分的浓度保持不变；由于化学平衡状态时反应仍在进
行，故其是一种动态平衡。达到平衡时正反应速率等于逆反应速率。
［过渡］尽管就这么几句话，但真正在学习中能否准确把握和处理好
关于化学平衡的问题，还需大家对该概念及相关特征进行深入的理解。化
学平衡状态的特征，不仅包括上边大家回答的那些，还有其他方面的特征，
这就是今天咱们学习和讨论的主题——化学平衡常数。
［板书］三、化学平衡常数
［引导］请同学们阅读教材 P28标题三下面的内容以及浓度关系数据
表，分析并验算表中所给的数据，最后可以得到什么结论？
[探究活动］阅读教材和 P29表 2—1，对表中数据进行观察并归纳。
[总结]一定温度下：
［小结］在一定温度下，可逆反应无论是从正反应开始，还是从逆反
应开始，又无论反应物起始浓度为多少，最后都能达到化学平衡。这时生
成物的浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比是一个常数，这个常数叫做该
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
30
反应的化学平衡常数，简称平衡常数，用符号 K表示。
［板书］1. 定义：在一定温度下，可逆反应达到平衡时，生成物的浓
度幂之积与反应物浓度幂之积的比是一个常数，这个常数叫做该反应的化
学平衡常数，简称平衡常数，用符号 K表示。
[练习]计算平衡常数：
起始时各物质的浓度/mol·L-1 平衡时各物质的浓度/mol·L-1 平衡时
)OH(c)CO(c
)H(c)CO(c
2
22
c(CO) c(H2O) c(CO2) c(H2) c(CO) c(H2O) c(CO2) c(H2)
0 0 0.01 0.01 0.005 0.005 0.005 0.005
结论：达到平衡时 )OH(c)CO(c
)H(c)CO(c
2
22
=1.0（常数）
［启发］刚才得出的平衡常数 K 是由一个特殊的反应引出的，其
，但如果对于任意一个可逆化学反应：mA+nB
pC+qD其平衡常数 K又该如何表示呢？
［回答］平衡常数实际上是平衡混合物中各生成物浓度的化学计量数
次方的乘积除以反应物浓度的化学计量数次方的乘积。即 K=
nm
qp
)B(c)A(c
)D(c)C(c
［板书］2. 表达式对于任意反应
mA+nB pC+qD
K=
nm
qp
)B(c)A(c
)D(c)C(c
［提问］化学平衡常数实际上是化学平衡的又一特征，那么化学平衡
常数 K的大小有什么意义呢？
［回答］了解 K的意义并回答：可以从平衡常数 K的大小推断反应进
行的程度，K只受温度影响，K越大，表示化学反应达到平衡时生成物浓
度对反应物浓度的比越大，也就是反应进行的程度越大，反应的转化率也
越大；反之 K越小，表示反应进行的程度越小，反应物的转化率也越小。
[板书]3. 化学平衡常数的意义：K只受温度影响，K越大，反应进行
的程度越大，反应的转化率也越大；反之 K越小，表示反应进行的程度越
小，反应物的转化率也越小。
［提问］什么叫反应物的转化率？
［回答］某指定反应物的转化=
指定反应物的起始浓度
指定反应物的平衡浓度指定反应物的起始浓度
×100%
［讲解］根据平衡常数 K的定义和表达式可知，即使是同一反应，若
反应方程式书写不同则 K的表示方式也不同。再则，这里所谓的浓度指的
是气体或溶液的浓度，对于固体、纯液体的浓度一般规定为常数 1，可以
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
31
不写。
［练习］写出下列反应的平衡常数的表达式
①PCl5(g) PCl3(g)+Cl2(g)
②2HI(g) H2(g)+I2(g)
③CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g)
④Fe3O4(s)+4H2(g) 3Fe(s)+4H2O(g)
[解析]在写表达式时注意③、④中固体物质的浓度为 1，不写出。
[答案 ]①K= )PCl(c
)Cl(c)PCl(c
5
23
，②K= 22
22
)H(c
)I(c)H(c
,③K=c(CO2),④
K=
42
4
2
)H(c
)OH(c
[板书计划]
三、化学平衡常数
1. 定义：在一定温度下，可逆反应达到平衡时，生成物的浓度幂之积
与反应物浓度幂之积的比是一个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常
数，简称平衡常数，用符号 K表示。
2. 表达式对于任意反应
mA+nB pC+qD
K=
nm
qp
)B(c)A(c
)D(c)C(c
3. 化学平衡常数的意义：K只受温度影响，K越大，反应进行的程度
越大，反应的转化率也越大；反之 K越小，表示反应进行的程度越小，反
应物的转化率也越小。
教学反思：
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
32
第三课时
（第三节 化学平衡习题课）
［设问］是不是反应速率越快，生成物产量就越高？
［回答］不一定。
［问题］产量的高低取决于什么？
［回答］反应进行的限度。
［导课］反应进行的限度即化学平衡移动的有关问题，下面我们处理
化学平衡有关的习题。
［板书］化学平衡习题课
［提问］什么叫化学平衡状态？
［回答］一定条件下的可逆反应，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。
［学生回答时教师板书］定义
［提问］化学平衡有哪些特征？请同学们用几个字概括。
［学生回答时教师板书］特征：逆、等、动、定、变、同。
［指定学生分析以上几个字的含义］
［过渡］从平衡状态的特征来看，同一反应物的正、逆反应速率相等
就说明达到了平衡状态，那么对于不同反应物或生成物，如何从速率间的
关系证明反应达到了平衡状态呢？下面我们看一道题。
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
33
［投影］
例 1. 在一定温度下，反应 A2(g)+B2(g) 2AB(g)达到平衡的标志
是
A. 单位时间内生成 n mol的 A2同时生成 n mol AB。
B. 容器内的总压强不随时间变化
C. 单位时间内生成 2n mol的 AB，同时生成 n mol的 B2。
D. 单位时间内生成 n mol A2同时生成 n mol B2。
解析：A. 根据生成 n mol AB，说明消耗了
2
1 n mol A2。而已知单位时
间生成 n mol的 A2说明此可逆反应生成速率不等于消耗速率，未达平衡状
态。
B. 该可逆反应全是气体且反应前后分子数相等。故不能通过容器内的总压
强随时间的变化来判断它是否达到化学平衡状态。
C. 根据生成 2n mol AB的同时生成 n mol B2。“生成 2n mol AB”同时说明
消耗 n mol B2，对于 B2气体来说其生成速率等于消耗速率。说明该可逆反
应的正、逆反应速率相等。
D.该选项已知条件中未给出消耗 A2、B2的物质的量。因此不能说明正反
应速率和逆反应速率间的关系。
答案：C
[练习］请同学们自己完成下面的练习题。
1. 对于一定条件下的可逆反应：A(g)+3B(g) 2C(g)达到平衡的标
A. A、B、C的浓度不再变化。
B. 容器内总压强不再改变
C. 单位时间内生成 n mol A，同时生成 3n mol B
D. A、B、C的分子数之比为 1∶3∶2
答案:AB
2. 在 2NO2(g) N2O4(g)的可逆反应中，下列不属于平衡状态的是
A. 反应物的转化率等于生成物的产率。
B. NO2在混合气体中体积分数保持不变。
C. 平衡体系的颜色不再改变。
D. 单位时间内有 1 mol N2O4变为 NO2的同时，有 2 mol NO2变为 N2O4。
答案：A
［问题］请同学们根据以上练习，总结一下化学平衡的标志有哪些？
［学生回答后教师小结并投影显示］
化学平衡状态的标志：
1. 对于同一反应物或生成物的正反应速率等于其逆反应速率。
2. 一种物质的正反应速率与另一种物质的逆反应速率之比等于方程
式化学计量数之比。
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
34
3. 各组分的浓度或分子数或含量不随时间改变而改变。
4. 反应物的转化率或生成物产率不随时间改变而改变。
5. 对于反应前后气体体积不相等的反应，容器内总压强或气体总体积
不随时间改变而改变。
6. 对于反应体系某物质有颜色的反应，体系颜色不随时间改变而改
变。也可说明已达平衡状态。
［过渡］如何衡量一个可逆反应达到平衡状态时，正反应进行的程度
大小？
［回答］用化学平衡常数的大小来衡量。
［板书］化学平衡常数
［问题］请同学们写出下列反应达到化学平衡状态时平衡常数的数学
表达式。
［投影显示］
①H2(g)+I2(g) 2HI(g)
②N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)
教学反思：
第四节 化学反应进行的方向
教学目标
1、知识与技能：
（1）理解化学反应方向判断的焓判据及熵判据；
（2）能用焓变和熵变说明化学反应的方向。
2、过程与方法：
通过学生已有知识及日常生活中的见闻，使学生构建化学反应方向的
判据。学会运用比较、归纳、概括等方法对信息进行加工，构建新知识。
3、情感态度与价值观：
通过本节内容的学习，使学生体会事物的发展、变化常常受多种因素
的制约，要全面分析问题。
教学的重点和难点
焓减和熵增与化学反应方向的关系
教学方法
1、应用讨论交流的方法调动学生的积极性，充分发挥学生的想象力；
2、启发学生学会归纳、概括，对信息进行加工，得出结论；
3、注重从学生已有知识及日常生活的经验上构建新知识。
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
35
教学过程
[联想、质疑]汽车尾气中的主要污染物是一氧化氮以及燃料不完全燃
烧所产生的一氧化碳，它们是现代城市中的大气污染物，为了减轻大气污
染，人们提出通过以下反应来处理汽车尾气：2NO（g） + 2CO（g） = N2
（g） + 2CO2（g），你能否判断这一方案是否可行？理论依据是什么？
[课的引入]上述问题是化学反应的方向的问题。反应进行的方向、快
慢和限度是化学反应原理的三个重要组成部分。通过前三节的学习和讨
论，我们已经初步解决了后两个问题，即反应的快慢和限度问题，这节课
我们来讨论反应的方向的问题。
[设问]根据生活经验，举例说说我们见过的自发过程（在一定条件下
不需外力作用就能自动进行的过程）。
[学生讨论]……
[总结]生活中的自发过程很多，如：水由高处往低处流，自由落体，
电流由电位高的地方向电位低的地方流，铁器暴露于潮湿的空气中会生
锈，室温下冰块会融化，……这些都是自发过程，它们的逆过程是非自发
的。
科学家根据体系存在着力图使自身能量趋于“最低”和由“有序”变
为“无序”的自然现象，提出了互相关联的焓判据和熵判据，为反应方向
的判断提供了必要的依据。
[板书]一、反应方向的焓判据。
[交流讨论]19 世纪的化学家们曾认为决定化学反应能否自发进行的
因素是反应热：放热反应可以自发进行，而吸热反应则不能自发进行。你
同意这种观点吗？结合曾经学习的反应举例说明。
[学生讨论交流]……
[汇报交流结果]我们知道的反应中下列反应可以自发进行：
NaOH（aq） + HCl（aq）= NaCl（aq） + H2O（aq） △H = -56KJ/mol；
2Na（s）+ 2H2O（l）= 2NaOH（aq） + H2（g）；
Al（s） + HCl（aq） = AlCl3（aq） + H2（g）；
CaO（s） + H2O（l）= Ca（OH）2（aq）
[追问]上述反应是吸热还是放热？
[学生回答后总结、板书]焓判据：放热反应过程中体系能量降低，因
此具有自发进行的倾向。
[指出]多数自发进行的化学反应是放热反应，但也有不少吸热反应能
自发进行。如：
N2O5（g）= 4NO2（g）+ O2（g） △H = ＋56.7KJ/mol；
NH4HCO3（s）+ CH3COOH（aq）= CO2（g）+CH3COONH4（aq）+ H2O（l） △
H = ＋37.3KJ/mol；
因此，反应焓变是与反应能否自发进行有关的一个因素，但不
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
36
是唯一因素。
[板书]二、反应方向的熵判据。
[交流讨论]我们知道，固体硝酸铵溶于水要吸热，室温下冰块的溶解
要吸热，两种或两种以上互不反应的气体通入一密闭容器中，最终会混合
均匀，这些过程都是自发的，与焓变有关吗？是什么因素决定它们的溶解
过程能自发进行？
[阅读思考]课本 P37 相关内容。
[汇报交流、自主学习成果]上述自发过程与能量状态的高低无关，受
另一种能够推动体系变化的因素的影响，即体系有从有序自发地转变为无
序的倾向。
[总结、板书]熵判据：体系有自发地向混乱度增加（即熵增）方向转
变的倾向。
[释疑]如何理解“熵”的含义？
[板书]混乱度：表示体系的不规则或无序状态。
[指出]混乱度的增加意味着体系变得更加无序。
[板书]熵：热力学上用来表示混乱度的状态函数。
[指出]体系的有序性越高，即混乱度越低，熵值就越小。有序变为无
序——熵增的过程。
[板书]熵值的大小判断：
（1）气态 > 液态 > 固态
（2）与物质的量成正比
[板书]反应熵变△S=反应产物总熵-反应物总熵
[讲述]产生气体的反应，气体物质的量增大的反应，△S通常为正值，
为熵增加反应，反应自发进行。
[学与问]发生离子反应的条件之一是生成气体。试利用上面讲的熵判
据加以解释，由此你对于理论的指导作用是否有新的体会。
[指出]有些熵减小的反应在一定条件下也可以自发进行，如：
-10℃的液态水会自动结冰成为固态，就是熵减的过程（但它是放热
的）；
2Al（s）+ Fe2O3（s）= Al2O3（s）+ 2Fe（s） △S = -39.35J·mol
-1
·K
-1
。
因此，反应熵变是与反应能否自发进行有关的又一个因素，但也不是
唯一因素。
[板书]三、焓变与熵变对反应方向的共同影响。
[讲述]在一定条件下，一个化学反应能否自发进行，既与反应焓变有
关，又与反应熵变有关。研究表明，在恒温、恒压下，判断化学反应自发
性的判据是：
[板书]体系自由能变化（△G、单位：KJ/mol）：△G = △H - T△S
[指出] 体系自由能变化综合考虑了焓变和熵变对体系的影响。
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
37
[板书] △H - T△S < 0 反应能自发进行；
△H - T△S = 0 反应达到平衡状态；
△H - T△S > 0 反应不能自发进行。
[展示]
[举例]对反应 CaCO3（s）= CaO（s）+ CO2（g）
△H = + 178.2 KJ·mol
-1
△S = +169.6 J·mol
-1
·K
-1
室温下，△ G = △ H-T △ S =178.2KJ · mol
-1
– 298K × 169.6 ×
10
-3
KJ·mol
-1
·K
-1
=
128 KJ·mol
-1
>0
因此，室温下反应不能自发进行；
如要使反应自发进行，则应使△H - T△S < 0，
则 T>△H/△S=178.2 KJ·mol
-1
/0.1696 KJ·mol
-1
·K
-1
= 1051K。
[知识应用]本节课一开始提出处理汽车尾气的反应：
2NO（g） + 2CO（g） = N2（g） + 2CO2（g），
已知，298K、101KPa 下，该反应△H = - 113.0 KJ·mol
-1
，△S = -143.5
J·mol
-1
·K
-1
则△G =△H-T△S = - 69.68 KJ·mol
-1
< 0
因此，室温下反应能自发进行。
[指出]但该反应速率极慢，需要使用催化剂来加速反应。
[总结]能量判据和熵判据的应用：
1、由能量判据知∶放热过程（△H﹤0）常常是容易自发进行；
2、由熵判据知∶许多熵增加（△S﹥0）的过程是自发的；
3、很多情况下，简单地只用其中一个判据去判断同一个反应，可能
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
38
会出现相反的判断结果，所以我们应两个判据兼顾。由能量判据（以焓变
为基础）和熵判据组合成的复合判据（体系自由能变化：△G = △H - T
△S）将更适合于所有的反应过程；
4、过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定
会发生和过程的速率；
5、在讨论过程的方向时，我们指的是没有外界干扰时体系的性质。
如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果；
6、反应的自发性也受外界条件的影响。
[课堂练习]
1．下列说法正确的是（ ）
A．凡是放热反应都是自发的，由于吸热反应都是非自发的；
B．自发反应一定是熵增大，非自发反应一定是熵减少或不变；
C．自发反应在恰当条件下才能实现；
D．自发反应在任何条件下都能实现。
2．自发进行的反应一定是（ ）
A．吸热反应； B．放热反应； C．熵增加反应； D．熵
增加或者放热反应。
3．下列说法正确的是（ ）
A．放热反应一定是自发进行的反应； B．吸热反应一定是非自发
进行的；
C．自发进行的反应一定容易发生； D．有些吸热反应也能自发
进行。
4．25
0
C 和 1.01×10
5
Pa 时，反应 2N2O5（g）=4NO2（g）+ O2（g） △
H=＋56.76kJ/mol，自发进行的原因是（ ）
A．是吸热反应； B．是放热反应；
C．是熵减少的反应； D．熵增大效应大于能量效应。
5．下列过程属于熵增过程的是（ ）
A．硝酸钾溶解在水里面； B．氨气和氯化氢反应生成氯化铵晶体；
C．水蒸气凝结为液态的水 D．(NH4)2CO3分解生成二氧化碳、氨气和水。
6．以下自发反应可用能量判据来解释的是( )
A．硝酸铵自发地溶于水；
B．2N2O5(g) = 4NO2(g)+ O2(g) △H=+56.7kJ/mol；
C．(NH4 )2CO3(s)=NH4HCO3(s)+NH3(g) △H=+74.9 kJ/mol；
D．2H2(g)+ O2(g)=2H2O(l) △H=-571.6 kJ/mol。
教学反思：
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
39
第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离
教学目标：
1.能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解酸碱电离理论。
2.使学生了解电离平衡常数及其意义。
3.通过实验，培养学生观察、分析能力，掌握推理、归纳、演绎和类
比等科学方法。
教学重点：电离平衡的建立与电离平衡的移动，从化学平衡的建立和
化学平衡的移动理论认识电离平衡的建立与电离平衡的移动。
教学难点：外界条件对电离平衡的影响。
课时安排：一课时
教学方法：实验、分析、讨论和总结归纳。
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
40
教学过程：
[提问]什么是电解质？什么是非电解质？
[回答]在水溶液或熔化状态下能导电的化合物叫电解质。
[投影］请大家根据电解质的概念，讨论以下几种说法是否正确，并说
明原因。
1.石墨能导电，所以是电解质。
2.由于 BaSO4不溶于水，所以不是电解质。
3.盐酸能导电，所以盐酸是电解质。
4.SO2、NH3、Na2O溶于水可导电，所以均为电解质。
[学与问］酸、碱、盐都是电解质，在水中都能电离出离子，不同的电
解质电离程度是否有区别？
[回答]有区别，电解质有强弱之分。
[板书] 第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离
[思考]盐酸与醋酸是生活中常用的酸，盐酸常用于卫生洁具的清洁和
去除水垢，为什么不用盐酸代替醋酸呢？
[回答]醋酸腐蚀性比盐酸小，酸性弱。
[追问]醋酸的去水垢能力不如盐酸强，除浓度之外是否还有其它因
素？
[实验]3-1：体积相同，氢离子浓度相同的盐酸和醋酸与等量镁条反应，
并测量溶液的 pH值。
1mol/LHCl 1mol/LCH3COOH
与镁条反应现象
溶液的 pH值
[实验结果] 开始 1mol/LHCl 与镁条反应剧烈，pH 值盐酸为 1，醋酸
小于 1
[小组探讨]反应现象及 pH值不同的原因？
[汇报]探讨结果：开始 1mol/LHCl 与镁条反应剧烈，说明 1mol/LHCl
中氢离子浓度大，即氢离子浓度为 1mol/L，说明 HCl完全电离；而开始
1mol/LCH3COOH与镁条反应较慢，说明其氢离子浓度较盐酸小，即小于
1mol/L，说明醋酸在水中部分电离。HCl是强电解质，CH3COOH 是弱电
解质。
[投影]
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
41
［提问］什么叫强电解质？什么叫弱电解质？
［板书］一、电解质有强弱之分
在水溶液里全部电离成离子的电解质叫强电解质；如强酸、强碱、绝
大多数盐。
只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。如弱酸、弱减、水。
［过渡］勒沙特列原理不仅可用来判断化学平衡的移动方向，而且适
用于一切动态平衡，当然也适用于电离平衡，像我们刚才提到的体积相同，
氢离子浓度相同的盐酸和醋酸分别与足量的镁条反应，最后醋酸放出氢气
多，就与醋酸存在电离平衡有关，请同学们想一想如何从电离平衡的移动
去解释？
[板书]二、弱电解质的电离过程是可逆的
[回答］因为 HCl不存在电离平衡，CH3COOH存在电离平衡，随着 H
＋
的消耗，CH3COOH的电离平衡发生移动，使H＋
得到补充，所以 CH3COOH
溶液中 H+浓度降低得比 HCl中慢，所以 CH3COOH 在反应过程中速率较
快。
［提问］请大家再回答一个问题：CH3COO－
和 H+在溶液中能否大量
共存？
［回答］不能。
［讲解］我们知道，醋酸加入水中，在水分子的作用下，CH3COOH
会电离成 CH3COO－
和 H＋
，与此同时，电离出的 CH3COO－
和 H+又会结合
成 CH3COOH分子，随着 CH3COOH分子的电离，CH3COOH分子的浓度
逐渐减小，而 CH3COO－
和 H+浓度会逐渐增大，所以 CH3COOH的电离速
率会逐渐减小，CH3COO－
和 H+结合成 CH3COOH 分子的速率逐渐增大，
即 CH3COOH的电离过程是可逆的。
[板书]1、CH3COOH CH3COO－+H＋
［接着讲述］在醋酸电离成离子的同时，离子又在重新结合成分子。
当分子电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率时，就达到了电离平
衡状态。这一平衡的建立过程，同样可以用速率—时间图来描述。
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
42
［板书］
弱电解质电离平衡状态建立示意图
［归纳］请同学们根据上图的特点，结合化学平衡的概念，说一下什
么叫电离平衡。
［学生叙述，教师板书］2、在一定条件（如温度、浓度）下，当电
解质分子电离成离子的速率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离
过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
［提问］电离平衡也属于一种化学平衡，那么电离平衡状态有何特
征？
［学生讨论后回答］前提：弱电解质的电离；①达电离平衡时，分子
电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等；②动态平衡，即达电离
平衡时分子电离成离子和离子结合成分子的反应并没有停止；③达电离平
衡时，离子和分子共存，其浓度不再发生变化；④指电离平衡也是一定条
件下的平衡，外界条件改变，电离平衡会发生移动。
［提问］哪些条件改变可引起化学平衡移动？
［回答］浓度、温度、压强。
［投影］在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O NH4
＋+OH－
下列几种情况能否引起电离平衡移动？向哪个方向移动？
①加NH4Cl固体 ②加NaOH溶液 ③加HCl ④加 CH3COOH溶液
⑤加热 ⑥加水 ⑦加压
［答案］①逆向移动 ②逆向移动 ③正向移动 ④正向移动 ⑤正
向移动 ⑥正向移动 ⑦不移动
［讲述］加水时，会使单位体积内 NH3·H2O分子、NH4
＋
、OH－
粒子
数均减少，根据勒沙特列原理，平衡会向粒子数增多的方向，即正向移动。
但此时溶液中的 NH4
＋
及 OH－
浓度与原平衡相比却减小了，这是为什么
呢？请根据勒夏特列原理说明。
[回答］因为根据勒沙特列原理，平衡移动只会“减弱”外界条件的改
变，而不能“消除”。
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
43
[板书]3、影响因素：①浓度 ②温度
[练习 1]分析一元弱酸或弱减的电离平衡，完成下列问题：
1、写出弱酸和弱减的电离方程式。
2、填写下表中的空白。
HA电离过程中体系各离子浓度变化
C（H+） C（A－） C
（HA）
HA 初 溶 于
水时
小 小 大
达到电离平
衡前
变大 变大 变小
达到电离平
衡时
不 再 变
化
不再变
化
不 再
变化
BOH电离过程中体系各离子浓度变化
C（OH
－
）
C
（B＋
）
C（HA）
等体积等浓
度的 B＋、OH－混
和时
小 小 大
达到电离平
衡前
变大 变
大
变小
不 再 变
化
不
再变化
不再变
化
[练习 2]由于弱电解质存在电离平衡，因此弱电解质的电离方程式的书
写与强电解质不同。试写出下列物质的电离方程式：
1、H2CO3 2、H2S 3、 NaHCO3 4、NaHSO4 5、HClO
1、H2CO3 H＋+HCO
3 HCO
3 H＋+CO 2
3
2、H2S H＋+HS－ HS－ H＋+S2－
3、NaHCO3====Na＋+HCO
3 HCO
3 H＋+CO 2
3
4、NaHSO4====Na＋+H＋+SO 2
4 5、HClO H＋+ClO－
[过渡］氢硫酸和次氯酸都是弱酸，那么它们的酸性谁略强一些呢？那
就要看谁的电离程度大了，弱酸电离程度的大小可用电离平衡常数来衡
量。
［板书］三、电离平衡常数
［讲述］对于弱电解质，一定条件下达到电离平衡时，各组分浓度间
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
44
有一定的关系，就像化学平衡常数一样。如弱电解质 AB：
［板书］AB A++B－
AB)(
)-B()A(
c
ccK
电离
［讲述］弱酸的电离平衡常数一般用 Ka表示，弱碱用 Kb表示。请写
出 CH3COOH和 NH3·H2O的电离平衡常数表达式
［学生活动］Ka=
COOH)CH(
)H()-COOCH(
3
3
c
cc Kb=
O)HNH(
)-OH()NH(
23
4
c
cc
［讲解］从电离平衡常数的表达式可以看出，分子越大，分母越小，
则电离平衡常数越大，即弱电解质的电离程度越大，电离平衡常数越大，
因此，电离平衡常数可用来衡量弱电解质相对强弱。那么，用电离平衡常
数来比较电解质相对强弱时，要注意什么问题呢？
［启发］电离平衡常数和化学平衡常数一样，其数值随温度改变而改
变，但与浓度无关。电离平衡常数要在相同温度下比较。
[实验]3－2：向两支分别盛有 0.1mol/LCH3COOH和硼酸的试管中加入
等浓度的碳酸钠溶液，观察现象。
[结论]酸性：CH3COOH>碳酸>硼酸。
［讲述］多元弱酸是分步电离的，每步都有各自的电离平衡常数，那
么各步电离平衡常数之间有什么关系？多元弱酸与其他酸比较相对强弱
时，用哪一步电离平衡常数来比较呢？请同学们阅读课本 43有关内容。
［学生看书后回答］多元弱酸电离平衡常数：K1＞K2＞K3，其酸性主
要由第一步电离决定。
［讲述］请打开书 43页，从表 3－1中 25℃时一些弱酸电离平衡常数
数值，比较相对强弱。
［回答］草酸>磷酸>柠檬酸>碳酸。
［讲述］对于多元弱碱的电离情况与多元弱酸相似，其碱性由第一步
电离的电离平衡常数决定。
［小结并板书］
1.电离平衡常数的意义：判断弱酸、弱碱的相对强弱。
2.温度升高电离平衡常数增大，但浓度改变电离常数不变。
3.多元弱酸、多元弱碱分步电离，K1＞K2＞K3……，酸性或碱性由 K1
决定。
[作业]P44 1、2、3、4、5
[板书设计] 第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离
一、电解质有强弱之分
在水溶液里全部电离成离子的电解质叫强电解质；如强酸、强碱、绝
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
45
大多数盐。
只有一部分分子电离成离子的电解质叫弱电解质。如弱酸、弱减、水。
二、弱电解质的电离过程是可逆的
1、CH3COOH CH3COO－+H＋
弱电解质电离平衡状态建立示意图
2、在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质分子电离成离子的速
率和离子重新结合生成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态，
这叫电离平衡。
3、影响因素：①浓度 ②温度
三、电离平衡常数
AB A++B－
AB)(
)-B()A(
c
ccK
电离
1.电离平衡常数的意义：判断弱酸、弱碱的相对强弱。
2.温度升高电离平衡常数增大，但浓度改变电离常数不变。
3.多元弱酸、多元弱碱分步电离，K1＞K2＞K3……，酸性或碱性由 K1
决定。
教学反思：
第二节 水的电离和溶液的酸碱性
第 1课时
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
46
教学目标
1、了解水的电离和水的离子积
2、学会根据水的离子积计算溶液中 H+ 和 OH- 的浓度
教学重点
水的离子积
教学难点
在酸碱溶液中如何求 H2O电离出的 CH
+ 和 COH
-
教学方法
启发、讨论、归纳
学法指导
自学，预习
主要教具
多媒体
教学过程
1、 H3PO4中各种离子浓度的大小（不考虑水的电离）
2、 写出下列物质的电离平衡方程式
H2SO4、HCIO、NH3·H2O、NaHCO3、KHSO4、
[新课的准备]
请学生回答弱电解质包括哪些物质？弱酸、弱碱和水。
复习初中化学中学习的 PH 与溶液酸碱性的关系。
[新课进行]
一、水的电离
1、用灵敏的电流计测定纯水的导电性可知：纯水具有导电性，但极
其微弱，为什么呢？说明：
（1） 水是一种极微弱的电解质，只能微弱的电离，并存在着平衡。
水的电离方程式：H2O + H2O = H3O+ + OH-
简写为：H2O = H+ + OH-
（2）从纯水的导电性实验测得，25℃时，1L 纯水中只有 1×
10—7mol H2O 电离。
∴CH
+= COH
-=1×10-7mol/L
而 1L水的物质的量为 55.6mol，这与发生电离的水 1×10-7mol 相比，
水的电离部分忽略不计。所以，电离前后，水的物质的量几乎不变，可以
看作是一个常数
[结论] ]CH
+ ·COH
-=KW
KW叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
KW= CH
+ ·COH
-=1×10-7×1×10-7=1×10-14
水的离子积常数反映了一定温度下的水的 H+ 浓度和 OH- 浓度之间的
关系。
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
47
二、影响水的电离的因素
1 加入酸或碱，抑制水的电离，KW不变；
2 加入某些盐，促进水的电离，KW不变；
3 电离过程是一个吸热过程，升温能促进水的电离，KW增大，在 100℃
时，KW =1×10－12。
4 其它因素：如加入活泼金属，消耗 H+，水的电离程度增大。
[讨论] CH
+=1×10-7mol/L 的溶液一定呈中性吗？
说明：溶液或纯水呈中性，是因为溶液中 CH
+= COH
-
纯水中溶液 H
＋
、OH
－
浓度的计算方法：
CH
+= COH
-= Kw。
三、在酸、碱溶液中如何求 H2O电离出的 H+ 浓度和 OH- 浓度
水的离子积常数反映了一定温度下的水的 H+ 浓度和 OH- 浓度之间的
关系。
例 1、0﹒1mol/LHCI 中 CH
+ 以及水电离出的 H+ 浓度和 OH- 浓度
[分析]（1）酸影响了水的电离，抑制了水的电离，水电离平衡向左移
动。所以，酸电离出的 CH
+ 很大，是主要的，水电离的 CH
+ 很小。所以溶
液中 CH
+ 可以近似看作是酸电离出的 H+浓度。
∴CH
+=0﹒1mol/L
溶液中 COH
-=10-14/0﹒1=10-13 mol/L
此 COH
- 就是水电离出的 OH- 浓度。
∴CH
+（水）= COH
-（水）=10-13 mol/L
结论：纯水中 KW=10-14为单纯水的离子积常数。
对于酸或碱来说，溶液中的 H+ 浓度和 OH- 浓度的乘积是 1×10-14，而
抑制了水的电离，使水本身的离子积常数减小。
例 2、0﹒1mol/L下列物质的溶液中，CH
+ 和 COH
- 的大小顺序
（1）HCI （2）Ba（OH）2 （3）HF （4）NaOH (5)CH3COOH
例 3、将水升温到 95℃时，水的电离程度将 ，水的离子积常
数将
水的 H+ 浓度和 OH- 浓度将 ，此时溶液呈 性，pH
7。
课后练习:
1.水的电离过程为 H2O H+ + OH-，在不同温度下其离子积为
KW25℃=1×10-14， KW35℃ =2.1 ×10-14。则下列叙述正确的是：
A、c(H+)随着温度的升高而降低 B、在 35℃时，纯水中 c(H+) ＞
c(OH-)
C、水的电离常数 K25 ℃ ＞K35 ℃ D、水的电离是一个吸热过程
2. 1)判断正误：
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
48
(1)任何水溶液中都存在水的电离平衡。
(2)任何水溶液中（不论酸、碱或中性） 都存在 Kw=10-14 。
(3)某温度下，某液体 c(H+)= 10-7mol/L，则该溶液一定是纯水。
2)0.01mol/L盐酸溶液中。 c(H+)、 c(OH-)分别为多少？
c(H+) = 0.01mol/L c(OH-) = KW / c(H+) = 10-12 mol/L
3)0.01mol/L NaOH溶液中. c(H+) 、 c(OH-)分别为多少？
c(OH-) = 0.01mol/L c(H+) = KW / c(OH-) = 10-12 mol/L
3)25℃：A、B、C 三种溶液，其中 A 中 c(H+) = 10—3mol/L ，B 中 c(OH-)
= 510—7mol/L，C 中 c(H+) / c(OH-) = 106,则三种溶液的酸性强弱顺序如
何？
A ＞ C ＞ B
4) 25℃、浓度均为 0.1mol/L 的下列溶液中 c(H+)由大到小的排列顺序：
①氨水 ②NaOH ③盐酸 ④醋酸
③ ＞ ④ ＞ ① ＞ ②
四、巩固练习
书面作业：1、教材上习题
2、求 0﹒01mol/LNaOH 溶液中 COH
- 以及水电离出的 H+ 浓度和 OH- 浓
度
教学反思：
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
49
第二节 水的电离和溶液的酸碱性(第 2课时)
教学目标
1、了解溶液的酸碱性和 pH 的关系
2、学会溶液 pH的简单计算
教学重点
溶液的酸碱性和 PH 的关系
教学难点
关于溶液 pH的计算
教学方法
推理法、讲述法、分析比较法
学法指导
自学，预习
主要教具
多媒体
教学过程
一、溶液的酸碱性
1、溶液的酸碱性与 CH
+ 、COH
- 的关系
[提出问题]：
纯水中加入盐酸或氢氧化钠后，水的电离平衡如何移动？建立新平衡
时溶液中的 CH
+ 、COH
- 如何变化？
[分析讨论，总结规律]：
结论：无论酸性、中性、碱性溶液里，都同时存在着 OH-、H+，常温
下，CH
+ 、COH
- 的乘积是一个常数（1×10-14）
溶液
酸碱
性
CH
+ COH CH
+ 、COH CH
+ ·COH
酸性 ＞107mol ＜107mol CH
+＞COH 1×1014
中性 =107mol =107mol CH
+ = COH
碱性 ＜107mol ＞107mol CH
+＜COH
[强调指出]：任何水溶液中存在的 H+ 和 OH- 作为矛盾的双方，既互相
依存，又互相制约，共同决定了溶液的酸碱性。（对立统一的观点）
2、溶液的 pH
（1）为什么要引入溶液的 pH
示例：植物适宜生长在中性的土壤中，要测土壤溶液的酸碱度；医生
要检测病人的血液，尿液等，要测酸碱度，掌握病人的健康状况；有关部
门需要经常测定雨水是否是酸雨；工厂要配制电镀液等都需要了解溶液的
酸碱性，经常要用到一些 CH
+很小的溶液，这时就很不方便，因此要引入
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
50
溶液的 pH。
（2）表示方法： pH= -Ig CH
+
（3）意义：表示溶液中 CH
+的大小，即能表示溶液的酸碱性的强
弱。
（4）示例：
A、以教材中四种溶液的氢离子浓度为例，求四种溶液的 pH.
B、求 10ml 的 0.2 mol/L 的 H2SO4的 pH. 如果将溶液稀释至 10倍、100
倍，求溶液的 pH.
C、怎样求 pOH？
二、溶液的酸性的强弱与酸的强弱
（1）酸的强弱是以电解质的电离来区分的：强电解质完全电离的酸
是强酸，弱电解质只有部分电离的酸是弱酸；溶液的酸性是由溶液中 CH
+
决定的，CH
+越大的溶液，则酸性越强，反之越弱。
（2）观点：①强酸溶液的酸性不一定比弱酸溶液的酸性强②酸性强
的溶液不一定是强酸③酸性相同的溶液，弱酸浓度大，中和能力强④中和
能力相同的酸提供 H+的物质的量相同，但强酸溶液的酸性强。
安排学生课后阅读资料，并完成某些物质的 pH 的测定，以激发学生
的兴趣，培养实验能力。
三、巩固练习
书面作业：计算 0﹒01mol/LNaOH 溶液、0.01 mol/L 的 H2SO4溶液的
pH. 如果将它们等体积混合，确定溶液的酸碱性，并计算混合液的 pH.
教学反思：
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
51
第二节 水的电离和溶液的酸碱性(第 3课时)
教学目标
1.了解 pH 的测定方法
2.学会强酸强碱溶液的 pH 计算以及混合溶液的 pH 计算
教学重点
学会强酸强碱溶液的 pH计算以及混合溶液的 pH计算
教学难点
学会方法，训练思维，掌握基本计算格式
教学方法
推理法、讲述法、分析比较法
学法指导
分析、推理
主要教具
多媒体
教学过程
pH 的测定
1、pH 值的改变
①pH﹤7溶液呈酸性，pH 越小，酸性越强；pH 每减小 1 个单位，CH
+
增大 10倍
②pH﹥7溶液呈碱性，pH 越大，碱性越强。pH 每增加 1 个单位，CH
+
减小 10倍。
③pH小的酸性溶液，不一定是强酸溶液
④pH每升高一个单位，对于强酸需要稀释 10 倍，而对于弱酸稀释的
倍数超过了 10倍；pH 每降低一个单位，对于强碱需要稀释 10 倍，而对于
弱碱稀释的倍数超过了 10倍。
2、测定方法：测定溶液的 pH 可用 pH 试纸，这种试纸使用时不能用
水湿润，否则非中性溶液的 pH 测定值比实际的或大或小，使用时用玻璃
棒蘸取少量的待测溶液与 pH 试纸接触，再与标准比色卡对比，读出 pH值。
另外也可用 pH计准确测定。
二、关于 pH值的计算
1、酸性溶液：按 C→CH
+→pH
2、碱性溶液：按 C→COH
-→CH
+→pH
3、强酸、强碱溶液的稀释后的溶液：对于酸溶液中的 CH
+，每稀释 10n
倍，pH增大 n 个单位，但增大后不超过 7，酸仍为酸！
对于碱溶液中的 COH
-，每稀释 10 n倍，pH减少 n个单位，但减少后不
小于 7，碱仍为碱！
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
52
PH值相同的强酸与弱酸（或强碱与弱碱），稀释相同的倍数，pH变化
为强酸变化大，弱酸变化小。
极稀溶液中的 pH值的计算，应考虑水的电离。
4、强酸与强弱溶液混合的计算：
反应的实质：H++OH-=H2O
三种情况：
（1）恰好中和，pH=7
（2）若余酸，先求中和后的 CH
+，再求 pH。
（3）若余碱，先求中和后的 COH
-，再通过 KW求出 CH
+，最后求 pH。
或先求 pOH，再由 pH=14-pOH。
5、已知酸和碱溶液的 pH 之和，判断等体积混合后的溶液的 p H
（1）若强酸与强碱溶液的 pH 之和大于 14，则混合后显碱性，pH 大
于 7。
（2）若强酸与强碱溶液的 pH 之和等于 14，则混合后显中性，pH 等
于 7。
（3）若强酸与强碱溶液的 pH 之和小于 14，则混合后显酸性，pH 小
于 7。
（4）若酸与碱溶液的 pH 之和等于 14，强、碱中有一强、一弱，则酸、
碱溶液混合后，谁弱显谁性。这是因为酸和碱已电离的 H+ 和 OH- 恰好中
和，谁弱谁的 H+ 或 OH- 有储备，中和后还能电离，显出酸、碱性来。
三、例题讲解
1、把 1mL0﹒05mol/L 的 H2SO4加水稀释制成 100mL 溶液，求稀释前
和稀释后溶液的 pH. 以及由水电离产生的 CH
+. 答案：4 6 10-10 10-8
2、等体积混合 0﹒1mol/L 的盐酸和 0﹒06mol/L 的 Ba（OH）2溶液后，
溶液的 pH等于多少？ 答案：12
3、室温时，将 pH=5 的 H2SO4稀释 10 倍，则 CH
+：C(SO4
2-
) =？将稀释后
的溶液再稀释 100倍，CH
+：C(SO4
2-
) =？ 答案：2：1 20：1
四、作业：将 10mL0﹒1mol/L 的盐酸和 10mL0﹒1mol/L Ba（OH）2溶
液混合求 pH？
教学反思：
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
53
第二节 水的电离和溶液的酸碱性(第 4 课时)
教学目标
1．了解常用分析仪器。
2．理解酸碱中和滴定的原理。
3．使学生初步了解酸碱中和滴定的操作方法。
4．掌握酸碱滴定的误差分析。
教学重点
1．使学生初步了解酸碱中和滴定的操作方法。
2．掌握酸碱滴定的误差分析。
教学难点
掌握酸碱滴定的误差分析
教学方法
推理法、讲述法、分析比较法
学法指导
自学，预习
主要教具
多媒体
教学过程
一、酸碱中和滴定
1、定义：用已知物质的量的浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱
（或酸）的方法
2、原理：在酸碱中和反应中，使用一种已知物质的量浓度的酸或碱
溶液跟未知浓度的碱或酸溶液完全中和，测出二者的体积，根据化学方程
式中酸和碱的物质的量的比值，就可以计算出碱或酸的溶液浓度。
3、公式：
c 酸v 酸=c 碱v 碱(一元酸和一元碱)
4、实验的关键:
(1)准确测量参加反应的两种溶液的体积
(2)准确中和反应是否恰好完全反应
5、实验仪器及试剂:
仪器:酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、 铁架台、滴定管夹、
烧杯、白纸
试剂：标准液、待测液、指示剂
二、指示剂的选择：
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
54
1、原则：
1）终点时，指示剂的颜色变化明显
2）变色范围越窄越好，对溶液的酸碱性变化较灵敏
2、酸碱指示剂：一般是有机弱酸或有机弱碱（定性测定）
种类 变色范围
甲基橙溶液 红 3.1橙 4.4 黄
酚酞溶液 无 8.2 浅红 10 红
石蕊溶液 红 5 紫 8 蓝
（1）甲基橙和酚酞的变色范围较小：4.4-3.1=1.3 10-8=2 对溶液
的酸碱性变化较灵敏
（2）溶液使指示剂改变颜色，发生的化学变化。指示剂滴加太多比
将消耗一部分酸碱溶液（一般为 1~2滴）。
3、pH 试纸（定量测定）
（1）成分：含有多种指示剂
（2）本身颜色：淡黄色
（3）操作：用镊子取一小块 pH 试纸放在洁净的表面皿或玻璃片上，
然后用玻棒沾取少量待测液点在试纸中央，试纸显色后再与标准比色卡比
较，即知溶液的 pH值。
4、酸碱中和滴定中指示剂的选择：
强酸强碱间的滴定：酚酞溶液、甲基橙
三、实验步骤：
1、查漏：检查两滴定管是否漏水、堵塞和活塞转动是否灵活；
2、洗涤：用水洗净后，各用少量待装液润洗滴定管 2－3次；
3、装液：用倾倒法将盐酸、氢氧化钠溶液注入酸、碱滴定管中，使
液面高于刻度 2-3cm
4、赶气泡：酸式:快速放液
碱式:橡皮管向上翘起
5、调液：
调节滴定管中液面高度，在“0－1”ml 之间，并记下读数。
6、取液：
（1）从碱式滴定管中放出 25.00ml 氢氧化钠溶液于锥形瓶中
（2）滴入 2 滴酚酞试液，将锥形瓶置于酸式滴定管下方，并在瓶底
衬一张白纸。
7、滴定：左手_控制酸式滴定管活塞，右手拿住锥形瓶瓶颈，
边滴入盐酸，边不断顺时针方向摇动，眼睛要始终注视锥形瓶溶液的
颜色变化。
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
55
8、记：当看到加一滴盐酸时，锥形瓶中溶液红色突变无色时，并在
半分钟内不恢复红色,停止滴定，准确记下盐酸读数，并准确求得滴定用去
的盐酸体积。
9. 计算：重复以上操作三次,并计算三次所测体积的平均值. 整理数据
进行计算。
五、误差分析：
•例题：用标准盐酸滴定未知浓度的氢氧化钠溶液（氢氧化钠放于锥
形瓶中）下列操作（其它操作均正确），对氢氧化钠溶液浓度有什么影响？
一、酸式滴定管
1、未用标准盐酸标准液润洗酸式滴定管 （偏高）
2、滴定管内壁不干净，滴定后，酸式滴定管内壁挂水珠（偏高）
3、滴定管尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失（偏高）
4、滴定操作时，有少量盐酸滴于锥形瓶外（偏高）
5、滴定前仰视刻度，滴定后俯视刻度（偏低）
二、锥形瓶
6、锥形瓶内用蒸馏水洗涤后，再用待测氢氧化钠润洗 2-3次，将润
洗液倒掉，再装 NaOH溶液（偏高）
7、锥形瓶用蒸馏水洗后未倒尽即装 NaOH 溶液（无影响）
8、滴定过程中摇动锥形瓶，不慎将瓶内的溶液溅出一部分。（偏低）
9、指示剂滴加过多（偏低）
三、碱式滴定管
10、碱式滴定管用水洗后，未用待测液润洗 （偏低）
11、取待测液时，为将盛待测液的碱式滴定管尖嘴的气泡排除。取液
后滴定管尖嘴充满溶液（偏低）
四、含杂质
12、在配制待测氢氧化钠溶液过程中，称取一定质量的氢氧化钠时，
内含少量的氢氧化钾，用标准盐酸溶液进行滴定。（偏低）
13、同上情况，若氢氧化钠中含有少量的碳酸钠，结果如何（偏低 ）
教学反思：
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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第三节 盐类的水解（第一课时）
【教学目标】
1．使学生理解强碱弱酸盐和强酸弱碱盐的水解。
2．培养学生分析问题的能力，使学生会透过现象看本质。
3．培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法教育。
【教学重点】
盐类水解的本质
【教学难点】
盐类水解方程式的书写和分析
【教学方法】
启发式、实验引导法、归纳法
教学过程
【提问引入】酸溶液显酸性，碱溶液显碱性，盐溶液是否都显中性？
一、 探究盐溶液的酸碱性
根据形成盐的酸、碱的强弱来分，盐可以分成哪几类？
酸 + 碱 == 盐 + 水 （中和反应）
酸
强酸
弱酸 弱碱
强碱
碱
生成的盐
1、强酸强碱盐
2、强酸弱碱盐
3、强碱弱酸盐
4、弱酸弱碱盐
NaCl、 K2SO4
FeCl3、NH4Cl
CH3COONa、K2CO3
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
57
【演示】用 pH 试纸检验下列溶液的酸碱性：
NaCl、Na2CO3、 Na2HCO3、NH4Cl、 Na2SO4、CH3COONa、（NH4）2SO4
（通过示范说明操作要领，并强调注意事项）
【讨论】 由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强
弱间有什么关系？
【学生小结】1. 盐的组成与盐溶液酸碱性的关系：
①强碱弱酸盐的水溶液 显碱性
②强酸弱碱盐的水溶液 显酸性
③强酸强碱盐的水溶液 显中性
【板书】二、探究盐溶液呈现不同酸碱性的原因
【讲述】当向水中分别加入 NaCl、NH4Cl、CH3COONa 形成溶液后，请思考：
（1）相关的电离方程式？
（2）盐溶液中存在哪些粒子？
（3）哪些粒子间可能结合（生成弱电解质）？
（4）对水的电离平衡有何影响？
（5）相关的化学方程式？
【探究 1】 往水中加 NaCl 形成溶液。
⑴ 电离方程式
⑵ c(H+)和 c(OH–)相对大小
⑶ 盐溶液的酸碱性
⑷ 盐溶液中的粒子
⑸ 有无弱电解质生成
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
58
⑹ 相关化学方程式
【探究 2】 往水中加 NH4Cl 形成溶液。
⑴ 电离方程式
⑵ c(H+)和 c(OH–)相对大小
⑶ 盐溶液的酸碱性
⑷ 盐溶液中的粒子
⑸ 有无弱电解质生成
⑹ 相关化学方程式
【学生小结】NH4Cl 溶于水时电离出的 NH4
+
与水电离出的 OH
-
结合成弱电解质
NH3·H2O，消耗了溶液中的 OH-，使水的电离平衡向右移动，产生更多的 H+，
建立新平衡时，c（H+）＞c（OH-），从而使溶液显酸性。
【【探究 3】 往水中加 CH3COONa 形成溶液。
⑴ 电离方程式
⑵ c(H+)和 c(OH–)相对大小
⑶ 盐溶液的酸碱性
⑷ 盐溶液中的粒子
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
59
⑸ 有无弱电解质生成
⑹ 相关化学方程式
【学生小结】CH3COONa 溶于水时，CH3COONa 电离出的 CH3COO
-和水电离出的
H+结合生成难电离的 CH3COOH，消耗了溶液中的 H+，使水的电离平衡向右移
动，产生更多的 OH
-
，建立新平衡时，C（OH
-
）＞C（H
+
），从而使溶液显碱
性。
【板书】三、 盐类的水解
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
质的反应，叫做盐类的水解。
【板书总结】（1）
（2）只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与 H+或 OH-结合生成弱电
解质。
（3）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。
（4）盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
（5）盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“ ”号。
盐类 实例 能否水解
引起水解的离
子
对水的电离平衡的
影响
溶液的酸碱性
强碱弱酸
盐
CH3COONa 能 弱酸阴离子 促进水的电离 碱性
强酸弱碱
盐
NH4Cl 能 弱碱阳离子 促进水的电离 酸性
强酸强碱
盐
NaCl 不能 无 无 中性
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
60
（6）水解的规律是：有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强
显谁性。
教学反思：
第三节 盐类的水解 （第二课时）
【教学目标】
1、理解盐类水解的实质，能根据盐的组成判断盐溶液的酸碱性
2、掌握盐类水解及其应用
3、能正确书写盐类水解的离子方程式
【教学重点】
盐类水解的实质及其影响因素
【教学难点】
盐类水解方程式的书写和影响因素分析
【教学过程】
【复习巩固】师生共同回顾第一课时相关知识
【板书】四、盐类水解离子方程式的书写
【归纳】
1.盐类水解是可逆反应，反应方程式中要写“ ”号。
如 CH3COO－+H2O CH3COOH+OH－
2.一般盐类水解的程度很小，水解产物很少。通常不生成沉淀或气体，也不
发生分解。在书写离子方程式时一般不标“↓”或“↑”，也不把生成物（如
H2CO3、NH3·H2O等）写成其分解产物的形式。个别水解程度较大的水解
反应，有明显沉淀时用“↓”
3.多元弱酸的盐的阴离子水解是分步进行的，以第一步为主。如 Na2CO3的
水解过程:
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
61
第一步：CO32
－+H2O HCO3
－+OH－（主要）
第二步：HCO3
－+H2O H2CO3+OH－
（次要）
4.多元弱碱的阳离子水解复杂，可看作是一步水解反应。如：
Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
总之，水解方程式的书写规律：谁弱写谁，都弱都写；阳离子水解生成弱
碱，阴离子水解生成弱酸，阴阳离子都水解生成弱酸和弱碱。
写出下列盐水解的离子方程式：
CH3COONa
K2CO3
FeCl3
（NH4） 2SO4
【反馈练习】
判断下列盐溶液的酸碱性，若该盐能水解，写出其水解反应的离子方程式。
（1）KF （2）NH4NO3 （3）Na2SO4 （4）FeCl3 （5）NaHCO3
【引入问题】
为什么相同浓度的 Na2CO3、NaHCO3、CH3COONa溶液的 PH 值分别等于 8、
9、10？
【讨论】：盐类水解程度与什么因素有关，从化学平衡角度思考
【板书】五、影响盐类水解的因素
1．主要因素是盐本身的性质-内因
组成盐的酸根对应的酸越弱，水解程度也越大，碱性就越强， 越
高。
组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度也越大，酸性就越强， 越
低。
2．影响盐类水解的外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素。
（1）温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度水解程度增大。
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
62
（2）浓度：盐浓度越小，水解程度越大；盐浓度越大，水解程度越小。
（3）外加酸碱能促进或抑制盐的水解。例如水解呈酸性的盐溶液加入
碱，就会中和溶液中的 ，使平衡向水解方向移动而促使水解，
若加酸则抑制水解。
【科学探究】通过实验探究促进或抑制 FeCl3水解的条件，理解影响盐类水
解程度的因素。
写出 FeCl3水解的化学方程式 ，设
计实验完成下表
影响因
素
实验操作 现象
平衡
移动
方向
Fe3+的水
解程度
PH
浓度
加 FeCl3
加水
溶液的
酸碱度
加 HCl
加少量的
NaOH
加 Na2CO3
温度 温度升高
【反馈练习】
1 ． 能 使 Na2CO3 溶 液 中 Na+ 与 CO3
2- 更 接 近 2:1 的 措 施 是
（ ）
A 加水 B 加 Na2CO3粉末 C 加 KOH 固体 D 加热
2．为什么热的纯碱溶液去污效果好
教学反思：
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
63
第三节 盐类的电离(第 3课时)
【教学目标】
1进一步巩固盐类水解的实质的理解
2掌握盐类水解实质并解释一些日常生活中的现象
【教学重点】
盐类水解实质并解释一些日常生活中的现象，理解电解质溶液中存在的守
恒关系
【教学难点】
电解质溶液中存在的守恒关系
【教学过程】
【复习引入】
应用平衡移动原理分析醋酸钠溶液水解平衡的移动情况，如下表所示：
条件变化 C(CH3COO-) C(CH3COOH) C(OH-) C(H+) PH 水 解 程
度
升高温度
加水
加醋酸
加醋酸钠
加 HCl(g)
加 NaOH
【情景创设】联系生活，讨论盐类的水解在生活中的应用
1、人们常用硫酸铝钾或硫酸铝做净水剂，你能解释其中的原理吗？
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
64
2、在必修 I学习胶体性质时，我们知道制取氢氧化铁胶体时是在沸水中滴
入 FeCl3溶液，你现在知道其中的原理了吗？
3、家里常用纯碱来清洁厨房用具，用加热过的纯碱液效果更好，为什么？
4、泡沫灭火器是常用的灭火器，其结构有两个筒，内筒为塑料筒，盛有硫
酸铝溶液，外筒和内筒之间装有碳酸氢钠溶液，使用时将灭火器倒置，两
种溶液混合即发生剧烈反应，产生大量泡沫而达到灭火效果，你能试着解
释其中的原因吗？
【归纳】以上这些实际生活中出现的问题，都利用到我们学习的盐类水解
的知识，都是盐类水解的知识在实际生活中的应用
【板书】六、盐类水解的应用
1．日常生活中的应用：
2．易水解盐溶液的配制与保存
3．判断溶液的酸碱性：
将 0.1mol/L 的下列溶液按 PH 由小到大的顺序排列①Na2CO3②NaHCO3 ③
NaOH ④ NaNO3 ⑤ CH3COOH ⑥ NaHSO4 ⑦ NH4Cl_________________
______
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
65
4．判断溶液中的离子能否共存：
5．把盐溶液蒸干制取无水盐晶体；
把下列盐溶液蒸干得到何种物质：
AlCl3____ ___ Al2（SO4）3 _____ ___ FeCl3______ __
Na2CO3______ _ CuSO4__ ___
6．判断溶液中离子浓度的大小
【讨论】电解质溶液中存在哪些守恒关系？
七、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________ ___________.
（3）质子（H+）守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的
物质的量应相等。
如 NH4Cl 中存在________ ___________.
[思考与交流]
写出下列溶液中的各种守恒关系：
1 0.1mol／L Na2CO3溶液中：
电荷守恒：________ ____
物料守恒：_____ _.
质子（H+）守恒
2 0.1mol/L H2S 溶液中
电荷守恒_________
物料守恒_____
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
66
质子（H+）守恒
教学反思：
第四节 难溶电解质的溶解平衡 （第 1 课时）
教学目标
1．理解难溶电解质的溶解平衡。
2．理解溶度积，及溶度积规则。
教学重点
理解难溶电解质的溶解平衡
教学难点
理解难溶电解质的溶解平衡
教学方法
讲授、启发、讨论
主要教具
多媒体
教 学 过 程
【复习】1．什么叫饱和溶液？什么叫不饱和溶液？
一定温度下，不能再溶解溶质的溶液叫饱和溶液。能继续溶解溶质的
溶液叫不饱和溶液。
【回答】2．溶解性是指：________________________________溶解
性是物质的_______性质。 溶解性大小跟___________________有关。
3．固体物质的溶解度：在一定温度下，某固态物质在 克溶剂
里达到 状态时所溶解的质量。叫做这种物质在这种溶剂里的溶解
度。
任何物质的溶解是有条件的，在一定的条件下某物质的溶解量也
是 ，不存在无限可溶解的物质。溶解度与溶解性的关系：20℃
易溶物质 可溶物质 微溶物质 难溶物质
S＞10 克 S＞1 克 S＞0.01 克 小于 0.01 克
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
67
【练习】
⑴ 20℃时100克水里，溶解了36克氯化钠达到饱和状态，20℃时NaCl
的溶解度是多少？ 36 克
⑵ 20℃时，KClO3在水里的溶解度是 7.4g，这表示什么含义？
20℃时，100 克水中最多溶解 7.4 克, KClO3此时，溶液中溶质、溶剂、
溶液的质量比是 7.4：100：107.4 。
【实验探究】
讨论:
⑴ NaCl 在水溶液里达到溶液平衡状态时有何特征？
⑵ 要使 NaCl 饱和溶液中析出 NaCl 固体，可采取什么措施？
（加热浓缩 降温）
【设问】可溶的电解质溶液中存在溶解平衡，难溶的电解质在水中是
否也存在溶解平衡呢？
【新课】第四节 难溶电解质的溶解平衡
一、Ag＋和 Cl－的反应能进行到底吗？
【思考与交流】表 3—4，20℃时，溶解度：
大于 10g，易溶；1g～10g，可溶；0.01g～1g，微溶；小于 0.01g，
难溶。
1．生成沉淀的离子反应所以能发生，在于生成物的 。
2．AgCl 溶解平衡的建立：
Ag＋(aq) + Cl－(aq) AgCl(s)，v(沉淀）＝ 当 v（溶解）时，
得到饱和 AgCl 溶液，建立溶解平衡。
3．溶解平衡的特征：逆、等、动、定、变
4．生成难溶电解质的离子反应的限度
难溶电解质的溶解度小于 0.01g，离子反应生成难溶电解质，离子浓
度小于 mol/L 时，认为反应完全，但溶液中还有相应的离子。
5．影响溶解平衡的因素：
（1）内因：电解质本身的性质
（2）外因：
①浓度：加水，平衡向 方向移动。
②温度：升温，多数平衡向 方向移动。
6．溶度积（平衡常数）——Ksp
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
68
对于沉淀溶解平衡：（平衡时）
MmAn (s) mM
n＋
（aq）＋ nA
m—
（aq）
Ksp＝[ c (M
n＋
) ]
m
·[c(A
m—
)]
n
在一定温度下，Ksp 是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积。
若任意时刻有：
Qc ＝ [ c (M
n＋
) ]
m
·[c(A
m—
)]
n
则有：
Qc > Ksp 过饱和，析出沉淀，
Qc ＝ Ksp 饱和，平衡状态
Qc < Ksp 未饱和。
【练习】1．在 100mL 0.01mol/LKCl 溶液中，加入 1mL 0.01mol/L
AgNO3溶液，下列说法正确的是(AgCl Ksp=1.8×10-10) （ A ）
A．有 AgCl 沉淀析出 B．无 AgCl 沉淀
C．无法确定 D．有沉淀但不是 AgCl
2．课本练习：1、2小题
【板书设计】
第四节 难溶电解质的溶解平衡
一、难溶电解溶解平衡
1．概念：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于
离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。（也
叫沉淀溶解平衡）
2．表达式：如： AgCl (s) Cl
－
（aq）＋Ag
＋
（aq）
3．特征：逆、动、等、定、变
4．影响溶解平衡的因素：
（1）内因：电解质本身的性质
（2）外因：
①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
5．溶度积（平衡常数）——Ksp
对于沉淀溶解平衡：（平衡时）
MmAn (s) mM
n＋
（aq）＋ nA
m—
（aq）
Ksp＝[ c (M
n＋
) ]
m
·[c(A
m—
)]
n
在一定温度下，Ksp 是一个常数，称为溶度积常数，简称溶度积。
若任意时刻有：
Qc ＝ [ c (M
n＋
) ]
m
·[c(A
m—
)]
n
则有：
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
69
Qc > Ksp 过饱和，析出沉淀，
Qc ＝ Ksp 饱和，平衡状态
Qc < Ksp 未饱和。
[课后练习]
1．试验室中，要使 AlCl3溶液中的 Al3+全部沉淀出来，最适宜选用的
试剂是 （ ）
A．Ba(OH)2溶液 B．NaOH 溶液 C．盐酸 D．氨水
2．一定温度下，在氢氧化钙的悬浊液中，存在氢氧化钙固体与其电
离的离子间的溶解平衡关系：Ca(OH)2(固体) Ca2+＋2OH－。向此种悬
浊液中加入少量的氧化钙粉末，下列叙述正确的是 （ ）
A．溶液中钙离子数目减小 B．溶液中钙离子浓度减少
C．溶液中氢氧根离子浓度增大 D．pH 减小
3．有关 AgCl 沉淀的溶解平衡说法正确的是 （ ）
A．AgCl 沉淀生成和沉淀溶解不断进行，但速率相等
B．AgCl 难溶于水，溶液中没有 Ag＋和 Cl－
C．升高温度，AgCl 沉淀的溶解度增大
D．向 AgCl 沉淀中加入 NaCl 固体，AgCl 沉淀的溶解度不变
4．除去 KCl 中的 K2CO3应选用下列哪种物质 （ ）
A．H2SO4 B．HCl C．HNO3 D．三者均可
5．类似于水的离子积，难溶盐 AmBn 也有离子积 K sp 且
Ksp＝〔C（An+）〕m·〔C（Bm-）〕n，已知常温下每升水中可溶解 BaSO42.33
×10－3g，则其 Ksp为 ( )
A．2.33×10－4 B．1×10－5 C．1×10－10 D．1×10－12
6．在 100ml0.01mol/LKCl 溶液中，加入 1ml0.01mol/LAgNO3溶液，下
列说法正确的是（AgCl的 Ksp＝1.8×10－10） ( )
A．有 AgCl 沉淀析出 B．无 AgCl 沉淀 C．无法确定 D．有沉
淀，但不是 AgCl
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
70
答案：
1．D 2．A 3．AC 4．B 5．C 6．A
【教学反思】
第四节 难溶电解质的溶解平衡 （第 2 课时）
教学目标
1．理解影响难溶电解质的溶解平衡移动的因素。
2．利用平衡移动的知识分析沉淀的生成、溶解及转化。
教学重点
利用平衡移动的知识分析沉淀的生成、溶解及转化
教学难点
利用平衡移动的知识分析沉淀的生成、溶解及转化
教学方法
实验探究法、分析归纳法、理论联系实际。
主要教具
实验仪器药品、多媒体
教 学 过 程
【提问】能否通过改变条件，使难溶电解质的溶解平衡发生移动？使
沉淀生成、溶解或转化？
【新课】二、沉淀反应的应用
1、沉淀的生成
⑴ 应用：生成难溶电解质的沉淀，是工业生产、环保工程和科学研
究中除杂或提纯物质的重要方法之一。
⑵ 方法
① 调 pH 值
如：工业原料氯化铵中混有氯化铁，加氨水调 pH 值至 7－8
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
71
Fe
3＋
+ 3NH3•H2O=Fe(OH)3↓+3NH4
＋
② 加沉淀剂
如：沉淀 Cu
2+
、Hg
2+
等，以 Na2S、H2S 做沉淀剂
Cu
2＋
+S
2－
= CuS↓
Hg
2＋
+S
2－
= HgS↓
【思考与交流】
1、如果要除去某溶液中的SO4
2-
，你选择加 入钡盐还是钙盐？为什么？
加入钡盐，因为 BaSO4比 CaSO4更难溶，使用钡盐可使 SO4
2-
沉淀更完全。
2、以你现有的知识，你认为判断沉淀能否生成可从哪方面考虑？是
否可能使要除去的离子通过沉淀反应全部除去？说明原因。
从溶解度方面可判断沉淀能否生成，不可能使要除去的离子通过沉淀
完全除去
2、沉淀的溶解
⑴ 原理
设法不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向
移动
⑵ 举例
① 难溶于水的电解质溶于酸中
如：CaCO3、FeS、Al(OH)3、Cu(OH)2溶于盐酸。
② 难溶于水的电解质溶于某些盐溶液
如：Mg(OH) 2溶于 NH4Cl 溶液
【演示实验】Mg(OH)2的溶解
【思考与交流】
用平衡移动的原理分析 Mg(OH) 2溶于盐酸和 NH4Cl 溶液的原因？
解释：在溶液中存在 Mg(OH) 2的溶解平衡：
Mg(OH)2(s) ⇌Mg
2＋
(aq)+2OH
－
(aq)
加入盐酸时，H
＋
中和 OH-,使 c(OH
－
)减小，平衡右移，从而使 Mg(OH)2
溶解；加入 NH4Cl 时，NH4
＋
水解，产生的 H
＋
中和 OH
－
,使 c(OH
－
)减小，平衡
右移，从而使 Mg(OH)2溶解
3、沉淀的转化
【演示实验】3－4、3－5
① 记录现象，写出相应的方程式
② 如果将上述两个实验中沉淀生成和转化的操作步骤颠倒顺序，会
产生什么结果？
沉淀不会转化。沉淀只是从溶解度小的向溶解度更小的方向转化
沉淀可以从溶解度小的向溶解度更小的方向转化，两者差别越大，转
化越容易。
⑴ 沉淀的转化的实质：使溶液中的离子浓度更小
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
72
⑵ 沉淀转化的应用
① 锅炉除水垢（CaSO4）
② 一些自然现象的解释
【小结】改变条件使难溶电解质的溶解平衡移动——使沉淀生成，或
沉淀溶解，或沉淀转化。
【作业】课本 P66，2－6
【板书设计】
二、沉淀反应的应用
1、沉淀的生成
⑴ 应用：生成难溶电解质的沉淀。
⑵ 方法 ① 调 pH 值 ② 加沉淀剂
2、沉淀的溶解
⑴ 原理
设法不断移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向
移动
⑵ 举例
① 难溶于水的盐溶于酸中
如：CaCO3等
② 难溶于水的电解质溶于某些盐溶液
如：Mg(OH) 2溶于 NH4Cl 溶液
3、沉淀的转化
⑴ 实质：使溶液中的离子浓度更小
⑵ 应用
① 锅炉除水垢（CaSO4）
② 一些自然现象的解释
【小结】改变条件使难溶电解质的溶解平衡移动——使沉淀生成，或
沉淀溶解，或沉淀转化。
[课后练习]
1．为除去 MgCl2酸性溶液中的 Fe3＋，可在加热搅拌的条件下，加入一
种试剂，过滤后再加入适量盐酸，这试剂不可以．．．是 （ ）
A．NH3·H2O B．MgO C．Mg(OH)2 D．MgCO3
2．铝和镓的性质相似，如 M(OH)3都是难溶的两性氢氧化物。在自然
界镓常以极少量分散于铝矿，如 Al2O3中。用 NaOH 溶液处理铝矿（Al2O3）
时，生成 NaAlO2、NaGaO2；而后通入适量 CO2，得 Al(OH)3沉淀，而 NaGaO2
留在溶液中（循环多次后成为提取镓的原料）。发生后一步反应是因为
（ ）
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
73
A．镓酸酸性强于铝酸 B．铝酸酸性强于镓酸
C．镓浓度小，所以不沉淀 D．Al(OH)3是难溶物
3．将 100mL 0.1mol/L 的 AgNO3溶液加入足量的 NaCl 和 NaF 的混合溶
液中，产生 1.435g 沉淀，则下列说法正确的是（AgF 溶解度：182g/100g）
（ ）
A．产生的沉淀为 AgCl B．产生的沉淀为 AgF
C．产生的沉淀为 AgF 和 AgCl D．AgF 溶于水
4．石灰乳中存在下列平衡：Ca(OH)2(s) Ca2+(aq)+2OH― (aq)，加
入下列溶液，可使 Ca(OH)2减少的是 （ ）
A．Na2CO3溶液 B．AlCl3溶液 C．NaOH 溶液 D．CaCl2
溶液
二、填空题
5．向含有 AgI 的饱和溶液中，分别进行如下操作：①加入固体 AgNO3，
则 C(I－)
②若改加更多的 AgI 固体，则 C（Ag＋
） ③若改加 AgBr 固体，
则 C(I－)
6．将足量 BaCO3分别加入：① 30mL 水 ②10mL 0.2mol/LNa2CO3溶
液 ③50mL 0.01mol/L 氯化钡溶液 ④100mL 0.01mol/L 盐酸中溶解至溶
液饱和。请确定各溶液中 Ba2+的浓度由大到小的顺序为： _____
7．在含有 Cl－、Br－、I－的溶液中，已知其浓度均为 0.1mol/L，而 AgCl、
AgBr AgI 的溶度积分别为 1.6×10－10、4.1×10－15、1.5×10－16。若向混合溶
液中逐滴加入 AgNO3溶液是时，首先析出的沉淀是 ，最后析
出的沉淀是 。
8．牙齿表面由一层硬的、组成为 Ca5(PO4)3OH 的物质保护着，它在唾
液中存在下列平衡：
Ca5(PO4)3OH(固) 5Ca2++3PO4
3-+OH－，进食后，细菌和酶作用于食
物，产生有机酸，这时牙齿就会受到腐蚀，其原因是
已知 Ca5(PO4)3F（固）的溶解度比上面的矿化产物更小，质地更坚固。
用离子方程式表示，当牙膏中配有氟化物添加剂后能防止龋齿的原因：
根据以上原理，请你提出一种其它促进矿化的方法：
答案：
1．A 2．AD 3．AD 4．AB 5．减小，不变，减小
6．③④①② 7．AgI，AgCl
8．H++OH-=H2O，使平衡向脱矿方向移动
5Ca2++3PO 3
4 +F-=Ca5（PO4）3F↓
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
74
ZnCu
×
加 Ca2+（或加 PO 3
4 等）
【教学反思】
第四章 电化学基础
第一节 原电池
教学目标
体验化学能与电能相互转化的探究过程
教学重点
初步认识原电池概念、原理、组成及应用。
教学难点
通过对原电池实验的研究，引导学生从电子转移角度理解化学能向电
能转化的本质，以及这种转化的综合利用价值。
教学过程
【引入】
电能是现代社会中应用最广泛，使用最方便、污染最小的一种二次能
源，又称电力。例如，日常生活中使用的手提电脑、手机、相机、摄像机……
这一切都依赖于电池的应用。那么，电池是怎样把化学能转变为电能的
呢？我们这节课来一起复习一下有关原电池的相关内容。
【板书】§4.1 原电池
一、原电池实验探究
讲：铜片、锌片、硫酸都是同学们很熟悉的物质，利用这三种物质我
们再现了 1799年意大利物理学家----伏打留给我们的历史闪光点！
【实验探究】(铜锌原电池)
实 验 步 骤 现 象
1、锌片插入稀硫酸
2、铜片插入稀硫酸
3、锌片和铜片上端连接在一起
插入稀硫酸
【问题探究】
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
75
1、锌片和铜片分别插入稀硫酸中有什么现象发生？
2、锌片和铜片用导线连接后插入稀硫酸中，现象又怎样？为什么？
3、锌片的质量有无变化？溶液中 c (H+)如何变化？
4、锌片和铜片上变化的反应式怎样书写？
5、电子流动的方向如何？
讲：我们发现检流计指针偏转，说明产生了电流，这样的装置架起了
化学能转化为电能的桥梁，这就是生活中提供电能的所有电池的开山鼻祖
----原电池。
【板书】（1）原电池概念：学能转化为电能的装置叫做原电池。
问：在原电池装置中只能发生怎样的化学变化？
学生： Zn+2H+=Zn2++H2↑
讲：为什么会产生电流呢？
答：其实锌和稀硫酸反应是氧化还原反应，有电子的转移，但氧化剂
和还原剂热运动相遇发生有效碰撞电子转移时，由于分子热运动无一定的
方向，因此电子转移不会形成电流，而通常以热能的形式表现出来，激烈
的时候还伴随有光、声等其他的形式的能量。显然从理论上讲，一个能自
发进行的氧化还原反应，若能设法使氧化与还原分开进行，让电子的不规
则转移变成定向移动，便能形成电流。所以原电池的实质就是将氧化还原
的电子转移变成电子的定向移动形成电流。
（2）实质：将一定的氧化还原反应的电子转移变成电子的定向移动。
即将化学能转化成电能的形式释放。
问：那么这个过程是怎样实现的呢？我们来看原电池原理的工作原
理。
（3）原理：（负氧正还）
问：在锌铜原电池中哪种物质失电子？哪种物质得到电子？
学生：活泼金属锌失电子，氢离子得到电子
问：导线上有电流产生，即有电子的定向移动，那么电子从锌流向铜，
还是铜流向锌？
学生：锌流向铜
讲：当铜上有电子富集时，又是谁得到了电子？
学生：溶液中的氢离子
讲：整个放电过程是：锌上的电子通过导线流向用电器，从铜流回原
电池，形成电流，同时氢离子在正极上得到电子放出氢气，这就解释了为
什么铜片上产生了气泡的原因。
讲：我们知道电流的方向和电子运动的方向正好相反，所以电流的方
向是从铜到锌，在电学上我们知道电流是从正极流向负极的，所以，锌铜
原电池中，正负极分别是什么？
学生：负极（Zn） 正极（Cu）
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
76
实验：我们用干电池验证一下我们分析的正负极是否正确！
讲：我们一般用离子反应方程式表示原电池正负极的工作原理，又叫
电极方程式或电极反应。一般先写负极，所以可表示为：
负极（Zn）：Zn－2e＝Zn2＋ （氧化）
正极（Cu）：2H＋
＋2e＝H2↑（还原）
讲：其中负极上发生的是氧化反应，正极上发生的是还原反应，即负
氧正还。
注意：电极方程式要①注明正负极和电极材料 ②满足所有守衡
总反应是：Zn+2H+=Zn2++H2↑
讲：原来一个自发的氧化还原反应通过一定的装置让氧化剂和还原剂
不规则的电子转移变成电子的定向移动就形成了原电池。
转折：可以看出一个完整的原电池包括正负两个电极和电解质溶液，
及导线。那么铜锌原电池中的正负极和硫酸电解质能否换成其他的物质
呢？
学生：当然能，生活中有形形色色的电池。
过渡：也就是构成原电池要具备怎样的条件？
二、原电池的构成条件
1、活泼性不同的两电极
2、电解质溶液
3、形成闭合回路（导线连接或直接接触且电极插入电解质溶液
4、自发的氧化还原反应(本质条件)
思考：锌铜原电池的正负极可换成哪些物质？保证锌铜原电池原理不
变，正负极可换成哪些物质？（ C、Fe、 Sn、 Pb、 Ag、 Pt、 Au
等）
问：锌铜原电池中硫酸能换成硫酸钠吗？
判断是否构成原电池，是的写出原电池原理。
（1）镁铝/硫酸；铝碳/氢氧化钠；锌碳/硝酸银 ；铁铜在硫酸中短路；
锌铜/水；锌铁/乙醇；硅碳/氢氧化钠
（2）[锌铜/硫酸（无导线）；碳碳/氢氧化钠] 若一个碳棒产生气体 11.2
升，另一个产生气体 5.6升，判断原电池正负极并求锌片溶解了多少克？
设原硫酸的浓度是 1mol/L，体积为 3L，求此时氢离子浓度。
（3）银圈和铁圈用细线连在一起悬在水中，滴入硫酸铜，问是否平
衡？（银圈下沉）
（4）Zn/ZnSO4//Cu/CuSO4盐桥（充满用饱和氯化钠浸泡的琼脂）
（5）铁和铜一起用导线相连插入浓硝酸中
镁和铝一起用导线相连插入氢氧化钠中
思考：如何根据氧化还原反应原理来设计原电池呢？
请将氧化还原反应 Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+设计成电池：
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
77
此电池的优点：能产生持续、稳定的电流。
其中，用到了盐桥
什么是盐桥？
盐桥中装有饱和的 KCl溶液和琼脂制成的胶冻，胶冻的作用是防止管
中溶液流出。
盐桥的作用是什么？
可使由它连接的两溶液保持电中性，否则锌盐溶液会由于锌溶解成为
Zn2+而带上正电，铜盐溶液会由于铜的析出减少了 Cu2+而带上了负电。
盐桥保障了电子通过外电路从锌到铜的不断转移，使锌的溶解和铜的
析出过程得以继续进行。
导线的作用是传递电子，沟通外电路。而盐桥的作用则是沟通内电路。
三、原电池的工作原理：
正极反应：得到电子 （还原反应）
负极反应：失去电子 （氧化反应）
总反应：正极反应+负极反应
想一想：如何书写复杂反应的电极反应式？
较繁电极反应式=总反应式-简单电极反应式
硫酸铜
硫酸铜
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
78
例：熔融盐燃料电池具有高的放电效率，因而受到重视，可用 Li2CO3
和 Na2CO3的熔融盐混合物作电解质，CO为负极燃气，空气与 CO2的混合
气为正极助燃气，已制得在 6500C下工作的燃料电池，试完成有关的电极
反应式：
• 负极反应式为：2CO+2CO32--4e-=4CO2
正极反应式为：2CO2+O2+4e-=2CO32-
电池总反应式：2CO+O2=2CO2
四、原电池中的几个判断
1.正极负极的判断：
正极：活泼的一极 负极：不活泼的一极
思考：这方法一定正确吗？
2.电流方向与电子流向的判断
电流方向：正→负 电子流向：负→正
电解质溶液中离子运动方向的判断
阳离子:向正极区移动 阴离子:向负极区移动
【教学反思】
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
79
第二节 化学电源
一、化学电池的种类
化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置。化学电池的主要部
分是电解质溶液，和浸在溶液中的正极和负极，使用时将两极用导线接通，
就有电流产生，因而获得电能。化学电池放电到一定程度，电能减弱，有
的经充电复原又可使用，这样的电池叫蓄电池，如铅蓄电池、银锌电池等；
有的不能充电复原，称为原电池，如干电池、燃料电池等。
下面介绍化学电池的种类：
1．干电池：普通锌锰干电池的简称，在一般手电筒中使用锌锰干
电池，是用锌皮制成的锌筒作负极兼做容器，中央插一根碳棒作正极，碳
棒顶端加一铜帽。在石墨碳棒周围填满二氧化锰和炭黑的混合物，并用离
子可以通过的长纤维纸包裹作隔膜，隔膜外是用氯化锌、氯化铵和淀粉等
调成糊状作电解质溶液；电池顶端用蜡和火漆封口。在石墨周围填充
ZnCl2、NH4Cl和淀粉糊作电解质，还填有 MnO2作去极化剂吸收正极放
出的 H2，防止产生极化现象，即作去极剂，淀粉糊的作用是提高阴、阳
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
80
离子在两个电极的迁移速率。
电极反应为：负极 Zn－2 e＝Zn2+
正极 2NH4+＋2 e＝2NH3＋H2
H2＋2MnO2＝Mn2O3＋H2O
正极产生的 NH3又和 ZnCl2作用：Zn2+＋4NH3＝[ZnNH34]2+
干电池的总反应式：Zn＋2NH4Cl＋2MnO2＝ZnNH32Cl2＋Mn2O3
＋H2O
或 2Zn＋4NH4Cl＋2MnO2＝[ZnNH32]Cl2＋ZnCl2＋Mn2O3＋H2O
正极生成的氨被电解质溶液吸收，生成的氢气被二氧化锰氧化成
水。干电池的电压 15 V—16 V。在使用中锌皮腐蚀，电压逐渐下降，不
能重新充电复原，因而不宜长时间连续使用。这种电池的电量小，在放电
过程中容易发生气涨或漏液。而今体积小，性能好的碱性锌—锰干电池是
电解液由原来的中性变为离子导电性能更好的碱性，负极也由锌片改为锌
粉，反应面积成倍增加，使放电电流大加幅度提高。碱性干电池的容量和
放电时间比普通干电池增加几倍。
2．铅蓄电池：铅蓄电池可放电亦可充电，具有双重功能。它是用硬
橡胶或透明塑料制成长方形外壳，用含锑 5%～8%的铅锑合金铸成格板，
在正极格板上附着一层 PbO2，负极格板上附着海绵状金属铅，两极均浸在
一定浓度的硫酸溶液密度为 125—128 g / cm3中，且两极间用微孔橡胶
或微孔塑料隔开。放电的电极反应为：
负极：Pb＋SO42-－2e ＝PbSO4↓
正极：PbO2＋4H+＋＋2e ＝PbSO4↓＋2H2O
铅蓄电池的电压正常情况下保持 20 V，当电压下降到 185 V时，
即当放电进行到硫酸浓度降低，溶液密度达 118 g / cm3时即停止放电，而
需要将蓄电池进行充电，其电极反应为：
阳极：PbSO4＋2H2O－2e ＝PbO2＋4H+＋SO42-
阴极：PbSO4＋2e ＝Pb＋SO42-
当密度增加至 128 g / cm3时，应停止充电。这种电池性能良好，价
格低廉，缺点是比较笨重。
蓄电池放电和充电的总反应式：PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4
↓＋2H2O
目前汽车上使用的电池，有很多是铅蓄电池。由于它的电压稳定，
使用方便、安全、可靠，又可以循环使用，因此广泛应用于国防、科研、
交通、生产和生活中。
3．银锌蓄电池
银锌电池是一种高能电池，它质量轻、体积小，是人造卫星、宇宙
火箭、空间电视转播站等的电源。目前，有一种类似干电池的充电电池，
放电
充电
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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它实际是一种银锌蓄电池，电解液为 KOH溶液。
常见的钮扣电池也是银锌电池，它用不锈钢制成一个由正极壳和负
极盖组成的小圆盒，盒内靠正极盒一端充由 Ag2O和少量石墨组成的正极
活性材料，负极盖一端填充锌汞合金作负极活性材料，电解质溶液为 KOH
浓溶液，溶液两边用羧甲基纤维素作隔膜，将电极与电解质溶液隔开。
负极：Zn＋2OH－2e ＝ZnOH2
正极：Ag2O＋H2O＋2e ＝2Ag＋2OH
银锌电池跟铅蓄电池一样，在使用放电一段时间后就要充电，充
电过程表示如下：
阳极：2Ag＋2OH－2e ＝Ag2O＋H2O
阴极：ZnOH2＋2e ＝Zn＋2OH
总反应式：Zn＋Ag2O＋H2O ZnOH2＋2Ag
一粒钮扣电池的电压达 159 V，安装在电子表里可使用两年之久。
4．燃料电池：燃料电池是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种
原电池，所以燃料电池也是化学电源。它与其它电池不同，它不是把还原
剂、氧化剂物质全部贮存在电池内，而是在工作时，不断地从外界输入，
同时把电极反应产物不断排出电池。因此，燃料电池是名符其实地把能源
中燃料燃烧反应的化学能直接转化为电能的“能量转换器”。燃料电池的
正极和负极都用多孔炭和多孔镍、铂、铁等制成。从负极连续通入氢气、
煤气、发生炉煤气、水煤气、甲烷等气体；从正极连续通入氧气或空气。
电解液可以用碱如氢氧化钠或氢氧化钾等把两个电极隔开。化学反应的
最终产物和燃烧时的产物相同。燃料电池的特点是能量利用率高，设备轻
便，减轻污染，能量转换率可达 70%以上。
当前广泛应用于空间技术的一种典型燃料电池就是氢氧燃料电池，它
是一种高效低污染的新型电池，主要用于航天领域。它的电极材料一般为
活化电极，碳电极上嵌有微细分散的铂等金属作催化剂，如铂电极、活性
炭电极等，具有很强的催化活性。电解质溶液一般为 40%的 KOH溶液。
电极反应式为：负极 H2 2H
2H＋2OH－2 e＝2H2O
正极 Ｏ2＋2H2O＋4 e＝4OH
电池总反应式为：2H2＋Ｏ2＝2H2O
另一种燃料电池是用金属铂片插入 KOH 溶液作电极，又在两极上
分别通甲烷燃料和氧气氧化剂。电极反应式为：
负极：CH4＋10OH－
－8e ＝CO32-＋7H2O；
正极：4H2O＋2O2＋8e ＝8OH。
电池总反应式为：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O
放电
充电
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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目前已研制成功的铝—空气燃料电池，它的优点是：体积小、能量大、
使用方便、不污染环境、耗能少。这种电池可代替汽油作为汽车的动力，
还能用于收音机、照明电源、野营炊具、野外作业工具等。
5．锂电池：锂电池是金属锂作负极，石墨作正极，无机溶剂亚硫酰
氯SO2Cl2在炭极上发生还原反应。电解液是由四氯铝化锂LiAlCl4溶解于
亚硫酰氯中组成。它的总反应是锂与亚硫酰氯发生反应，生成氯化锂、亚
硫酸锂和硫。
8Li＋3SO2Cl2＝6LiCl＋Li2SO3＋2S
锂是密度最小的金属，用锂作为电池的负极，跟用相同质量的其它
金属作负极相比较，能在较小的体积和质量下能放出较多的电能，放电时
电压十分稳定，贮存时间长，能在 2163—3441K温度范围内工作，使用
寿命大大延长。锂电池是一种高能电池，它具有质量轻、电压高、工作效
率高和贮存寿命长的优点，因而已用于电脑、照相机、手表、心脏起博器
上，以及作为火箭、导弹等的动力资源。
微型电池：常用于心脏起搏器和火箭的一种微型电池是锂电池。这
种电池容量大，电压稳定，能在567℃—711℃温度范围内正常工作。
6．海水电池
1991年，我国首创以铝─空气─海水电池为能源的新型电池，用作
海水标志灯已研制成功。 该电池以取之不尽的海水为电解质溶液，靠空
气中的氧气使铝不断氧化而产生电流。只要把灯放入海水中数分钟，就会
发出耀眼的白光，其能量比干电池高 20─50倍。负极材料是铝，正极材
料可以用石墨。
电极反应式为：负极反应：Al－3 e＝Al3+，
正极反应：2H2O＋O2＋4 e＝4OH。
电池总反应式为：4Al＋3O26H2O＝4AlOH3
7．溴—锌蓄电池
国外新近研制的的基本构造是用碳棒作两极，溴化锌溶液作电解液。
电极反应式为：负极反应：Zn－2e＝Zn2+
正极反应：Br2＋2e＝2Br
电池总反应式为：Zn＋Br2＝ZnBr2
二、相关考题和练习
例 1．熔融盐燃料电池具有高的发电效率，因而受到重视，可用 Li2CO3
和 Na2CO3的熔融盐 混合物作电解质，CO为阳极燃气，空气与 CO2的混
合气体为阴极助燃气，制得在 650℃下工作的燃料电池，完成有关的电池
反应式：
阳极反应式：2CO+2CO32--4e-== 4CO2
阴极反应式：_________________，
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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电池总反应式：_______________。
解析：作为燃料电池，总的效果就是把燃料进行燃烧。本题中 CO为
还原剂，空气中 O2为氧化剂，电池总反应式为：2CO+O2==2CO2。用总反
应式减去电池负极（即题目指的阳极）反应式，就可得到电池正极（即题
目指的阴极）反应式：O2+2CO2+4e-== 2CO32- 。
例 2．氢镍电池是近年开发出来的可充电电池，它可以取代会产生污
染的铜镍电池。氢镍电池的总反应式是：
(1/2)H2+NiO(OH) Ni(OH)2
根据此反应式判断下列叙述中正确的是（ ）
A．电池放电时，电池负极周围溶液的 pH不断增大
B．电池放电时，镍元素被氧化
C．电池充电时，氢元素被还原 D．电池放电时，H2是负极
解析：电池的充、放电互为相反的过程，放电时是原电池反应，充电
时是电解池反应。根据氢镍电池放电时的总反应式可知，电解质溶液只能
是强碱性溶液，不能是强酸性溶液，因为在强酸性溶液中 NiO(OH)和
Ni(OH)2都会溶解。这样可写出负极反应式：H2+2OH--2e- == 2H2O，H2为
负极，附近的 pH应下降。放电时镍元素由+3价变为+2价，被还原，充电
时氢元素由+1价变为 0价，被还原。故答案为 C、D项。
例 3．有人设计出利用 CH4和 O2的反应，用铂电极在 KOH溶液中构
成原电池。电池的总反应类似于 CH4在 O2中燃烧，则下列说法正确的是
（ ）
①每消耗 1molCH4可以向外电路提供 8mole-
②负极上 CH4失去电子，电极反应式 CH4+10OH-－8e-=CO32-+7H2O
③负极上是 O2获得电子，电极反应式为 O2+2H2O+4e-=4OH-
④电池放电后，溶液 PH不断升高
A.①② B.①③ C.①④ D.③④
[点拨]：本题是考查原电池原理在燃料电池中的具体应用，首先要判
断出电池的正负极，其方法是确定在该电极上发生的是失电子还是得电子
反应，若发生的是失电子反应是原电池的负极，反之是正极。CH4在铂电
极上发生类似于 CH4在 O2燃烧反应，即 CH4 →CO2严格讲生成的 CO2还
与 KOH 反应生成 K2CO3，化合价升高，失去电子，是电池的负极，电极
反应式为 CH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O，1molCH4参加反应有 8mole-发生转
移，O2在正极上发生反应，获得电子，电极反应式为 O2+2H2O+4e-=4OH-。
虽 然 正 极 产 生 OH- ， 负 极 消 耗 OH- ， 但 从 总 反 应
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O可看出是消耗 KOH，所以电池放电时溶液
的 PH值不断下降，故①②正确，③④错误。
答案：A
例 4．下图为氢氧燃料电池原理示意图，按照此图的提示，下列叙述
不正确的是 ( )
A．a电极是负极
B．b电极的电极反应为：4OH--4e-== 2H2O+O2↑
C．氢氧燃料电池是一种具有应用前景的绿色电源
D．氢氧燃料电池是一种不需要将还原剂和氧化剂全部储藏在电池内
的新型发电装置
解析：分析氢氧燃料电池原理示意图，可知 a极为负极，其电极反应
为：2H2-4e-==4H+，b极为正极，其电极反应为：O2+2H2O+4e-==4OH-，电
池总反应式为：2H2+O2==2H2O。H2为还原剂，O2为氧化剂，H2、O2不需
全部储藏在电池内。故答案为 B项。
例 5．碱性电池具有容量大、放电电流大的特点，因而得到广泛应用。
锌—锰碱性电池以氢氧化钾溶液为电解液，电池总反应式为：
Zn(s)+ 2MnO2(s) + H2O(l) == Zn(OH)2(s) + Mn2O3(s)
下列说法错误的是（ ）
A．电池工作时，锌失去电子
B ． 电 池 正 极 的 电 极 反 应 式 为 ： 2MnO2(s)+H2O(1)+2e- ==
Mn2O3(s)+2OH-(aq)
C．电池工作时，电子由正极通过外电路流向负极
D．外电路中每通过 O.2mol电子，锌的质量理论上减小 6.5g
解析： 该电池的电解液为 KOH溶液，结合总反应式可写出负极反应
式：Zn(s)+2OH-(aq)-2e-== Zn(OH)2(s)，用总反应式减去负极反应式，可得
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
85
到正极反应式：2MnO2(s)+H2O(1)+2e- == Mn2O3(s)+2OH-(aq)。Zn为负极，
失去电子，电子由负极通过外电路流向正极。1molZn失去 2mol电子，外
电路中每通过 O.2mol电子，Zn的质量理论上减小 6.5g。故答案为 C项。
【教学反思】
第三节 电解池
教学目标：
1．理解电解原理，初步掌握一般电解反应产物的判断方法
2．了解氯碱工业，电镀，冶金的原理
3．掌握电解电极方程式的书写。
教学重点：
电解原理及应用
教学过程：
我们知道化学能可以转变为热能，即反应热。化学能也能转变为电能，
用原电池装置。今天这节课我们就来学习电能如何转化为化学能。
第三节 电解池
一、电解原理
讲：首先我们来比较金属导电和电解质导电的区别。
金属 电解质
导电粒子
导电状态
温度影响
导电实质 电子定向移动
过渡：电解质导电的实质是什么呢？一起看实验。
实验：现象—一极有气泡，检验为氯气；另一极有红色的物质析出，
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
86
分析为铜。
讲：要分析此现象我们得研究此装置，首先看电极。
1．电极
阳极—与电源正极相连
阴极—与电源负极相连
隋性电极—只导电,不参与氧化还原反应(C/Pt/Au)
活性电极—既导电又参与氧化还原反应(Cu/Ag)
问：通电前和通电时分别发生了怎样的过程？
通电前：CuCl2=Cu2++2Cl- H2O H++OH-
通电中：阳离子（Cu2+,H+）向阴极移动被还原；
阴离子（Cl-,OH-）向阳极移动被氧化
讲：即在电极上分别发生了氧化还原反应，称电极反应。
2．电极反应( 阳氧阴还 )
阳极：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)
阴极：Cu2++2e-=Cu(还原)
总电极方程式：___________________
放电：阴离子失去电子或阳离子得到电子的过程叫放电。
3．电解：电流(外加直流电)通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还
原反应(被动的不是自发的)的过程叫电解。
讲：所以电解质导电的实质便是——电解
电解池：借助电流引起氧化还原反应的装置，即把电能转化为化学能
的装置叫电解池或电解槽。
问：构成电解池的条件是什么？
电源、电极、电解质构成闭和回路。
思考：
电解 CuCl2水溶液为何阳极是 Cl-放电而不是 OH-放电，阴极放电的是
Cu2+而不是 H+ ？
4．离子的放电顺序
阴极：（阳离子在阴极上的放电顺序(得 e-)）
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸电离的)>
Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
阳极(1)是惰性电极时：阴离子在阳极上的放电顺序（失 e-）
S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)
(2) 是活性电极时：电极本身溶解放电
问：放电能力弱于 H+和 OH–
的物质在水溶液中放电吗？
否，但亚铁离子浓度远大于氢离子浓度时,亚铁离子放电。
问：电解水时为了增强水的导电性常常需加入氢氧化钠或稀硫酸，为
什么？可以加食盐吗？
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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练习：电解碘化汞、硝酸铜、氯化锌、盐酸、硫酸、氢氧化钠的电极
方程式。
5．电解规律：
（1）电解含氧酸、强碱溶液及活泼金属的含氧酸盐，实质上是电解
水，电解水型。
问：初中电解水时加硫酸或氢氧化钠增强导电性，影响水的电解吗？
电解硫酸和氢氧化钠时为何 H2和 O2之比大于 2？氧气溶解度大于氢
气
又为何硫酸一定大于 2，而氢氧化钠可能等于 2？硫酸根可能放电。
（2）电解不活泼金属的含氧酸盐，阳极产生氧气，阴极析出不活泼
金属，放氧生酸型。
练习：电解硫酸铜方程式。加入下列哪些物质可以恢复到硫酸铜原来
的溶液：氧化铜、氢氧化铜、铜、碳酸铜。
（3）电解不活泼金属无氧酸盐，实际上是电解电解质本身，分解电
解质型。
（4）电解活泼金属（K/Ca/Na）的无氧酸盐，阴极产生氢气，阳极析
出非金属，放氢生碱型。
6．电解中电极附近溶液 pH值的变化。
（1）电极区域 A．阴极 H+放电产生 H2，阴极区域 pH变大。
B．阳极 OH-放电产生 O2，阳极区域 pH变小。
（2）电解质溶液中
A．电解过程中,既产生 H2,又产生 O2,则原溶液呈酸性的 pH变小,原溶
液呈碱性的 pH变大,原溶液呈中性的 pH不变（浓度变大）。
B．电解过程中, 无 H2和 O2产生, pH几乎不变。但象 CuCl2变大
C．电解过程中,只产生 H2, pH变大。
D．电解过程中,只产生 O2, pH变小。
过渡：如果把阳极换成铜棒，阳极发生的反应就是铜自身溶解，如果
电解质是硫酸，阴极析出的是什么？也是铜，这就是我们的铜的电解精炼
法。
二、电解原理的应用
1．铜的电解精炼
阳极：粗铜棒
阴极：精铜棒
电解质：含铜电解质
问：精炼中硫酸铜的浓度怎样？基本不变，但变小。
过渡：若把阴极精铜棒换成铁棒，电解过程变吗？
不变，但不是精炼铜了，而叫电镀铜。
2．电镀铜
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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阳极：镀层金属
阴极：待镀金属（镀件）
电镀液：含镀层金属的电解质。
3．电解饱和食盐水——氯碱工业
问：1、电解饱和食盐水的阴极产物、阳极产物分别是什么？
2、转移的电子数和氢氧化钠的物质的量的关系？
3、从 Cl- Cl2一定需要加氧化剂吗？
4、阴极产物和阳极产物能接触吗？
5、饱和食盐水为何需要精制？如何精制？
精制：步骤一、1）先加过量的 BaCl2和过量的 NaOH（顺序可换），
再加入过量的 Na2CO3
2）过滤
3）加盐酸调节 pH为 7
步骤二、送入阳离子交换塔除去 Ca2+、Mg2+等。
4．电冶金
电解熔融氯化钠：2NaCl(熔融)＝（电解）2Na+Cl2
适用范围：活泼金属 K~Al
【教学反思】
第四节 金属的电化学腐蚀与防护
教学目标：
知识与技能：
1、了解金属腐蚀的危害及金属腐蚀的本质原因；
2、了解金属腐蚀的种类，发生腐蚀的反应式的书写；
3、掌握金属防护的方法。
过程与方法：
1、培养学生依据事实得出结论的科学方法；
2、培养学生的观察能力。
情感态度与价值观：
增强学生的环保意识
教学重点、难点：
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
89
金属的电化学腐蚀
课时安排：1 课时
教学方法：
教学过程：
[引入]在日常生活中，我们经常可以看到一些美丽的金属器皿使用一
段时间后会失去表面的光泽。如：铁器会生锈、铜器会长出铜绿。实际上
金属的生锈，其主要原因与原电池的形成有关，下面我们就来分析一下金
属腐蚀的原因。
[板书]第四节 金属的电化学腐蚀与防护
[阅读]请同学们阅读课本 P84内容回答下列问题：
什么是金属腐蚀？金属的腐蚀有哪几种？
[学生阅读后回答]金属腐蚀是指金属或合金与周围接触到的气体或液
体进行化学反应而腐蚀损耗的过程。一般可分为化学腐蚀和电化学腐蚀。
[板书]一、金属的电化学腐蚀
1、 金属的腐蚀
（1）概念：金属或合金与周围接触到的气体或液体进行化学反应而
腐蚀损耗的过程
[提问]生活中你所了解的金属腐蚀有哪些？
[回答]铁生锈、铜长出铜绿、铝锅出现白色的斑点等。
[提问]金属腐蚀的原因是什么？
[回答]金属由单质变成化合物，使电子被氧化。
[板书]（2）金属腐蚀的本质：M—ne—=Mn+
[讲述]金属腐蚀为失电子，是内因。金属越活泼，越易失电子，越易
被腐蚀。金属腐蚀还与外因有关，即与金属接触的介质不同，发生的腐蚀
情况也不同。
[板书]（3）金属腐蚀的类型：
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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①化学腐蚀：金属与接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀。
例如铁丝在氧气中燃烧、铜在氯气中燃烧等。
[讲述]上面的腐蚀没有形成原电池，还有一类是在腐蚀过程中形成了
原电池。
[板书]②电化学腐蚀：不纯金属与电解质溶液接触时比较活泼的金属
失电子而被氧化的腐蚀。
[引导]请同学们讲述一下钢铁在潮湿的环境中生锈的过程。
[学生]在潮湿的空气中，，钢铁表面吸附了一层薄薄的水膜，这层水膜
是含有少量 H+和 OH—还溶解了 O2等气体，结果在钢铁表面形成了一层电
解质溶液，它与钢铁里的铁和少量的碳恰好形成无数微小的原电池。
[投影]钢铁的电化学腐蚀示意图
[引导]根据以前所学内容，指出钢铁腐蚀时形成的原电池的正负极，
写出电极反应方程式：
[指定学生板书]
负极（Fe）：2Fe—4e—=2Fe2+
正极（C）：O2+2H2O+4e—=4OH—
总反应：2Fe+ O2+2H2O=2Fe(OH)2
[讲解]Fe(OH)2继续被氧气氧化生成 Fe(OH)3，Fe(OH)3失去部分水转化
为铁锈(Fe2O3.xH2O）。这种腐蚀是由于电解质溶液中溶有 O2造成的。所以
把这种腐蚀叫做吸氧腐蚀。这种腐蚀普遍存在，在电化学腐蚀中为主。如
果电解质溶液中有 CO2气体或 H+时，会有 H2放出（析出），所以这种电化
学腐蚀也叫做析氢腐蚀。总之，无论是哪种腐蚀，其结果都是水膜中 OH—
浓度相对增加。
[板书]析氢腐蚀
负极（Fe）：Fe—2e—=Fe2+
正极（C）：2H++2e—=H2↑
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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[引导]请同学们根据以上学习比较化学腐蚀和电化学腐蚀的区别和
联系，并填写下表：
[投影]（表中内容学生讨论后再显示）
化学腐蚀 电化学腐蚀
条件 金属与氧化剂直接接触 不纯金属或合金与电解质溶液接触
现象 无电流产生 有微弱电流产生
本质 金属被氧化的过程 较活泼金属被氧化的过程
相互联系 化学腐蚀和电化学腐蚀往往同时发生
[过渡]金属腐蚀的现象在日常普遍存在，其中电化学腐蚀是造成金属
腐蚀的主要原因，为了尽量减少金属腐蚀带来的损失，我们必须研究金属
的防护。
【板书】二、金属的防护
【讲述】金属发生电化学腐蚀时作负极的金属总是被腐蚀，而作正极
的金属则受到保护。根据这一现象，从原电池角度考虑应如何保护金属。
【学生思考回答，教师板书】1、牺牲阳极的阴极保护发
正极：要保护的金属 负极：比要保护金属活泼的金属
【引导】以上是利用原电池原理保护金属，下面请同学们思考，如何
利用电解池原理来保护金属？
【学生思考回答，教师板书】2、外加电流的阴极保护法
阴极：被保护的金属 阳极：惰性电极 两者均存在于电解质溶液
中接上外接直流电源。
【讨论】请同学们列举一些日常生活中还有哪些保护金属的例子？
【学生回答】①改变金属的内部结构，制成不锈钢；
②在金属表面覆盖保护层，如喷漆、涂油、电镀等。
【思考题】①为什么镀锡铁在镀层破损后，生锈更厉害？
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。
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②用铜铆钉或铝铆钉把两张钢板铆在一起，各将发生什么现象？
【总结】以上是人们根据金属腐蚀原理设计的一些防腐方法，但是还
未达到预期的目的，因此，更为理想实用的防腐方法还有待于进一步的研
究。
【教学反思】
