第二节　资源综合利用　环境保护名师教学实录

高三化学集体备课记录（一）

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中心发言人

2016年9 月 1 日

高三办公室

黎昌虎、谭敦琼、莫宏辉

氮及其重要化合物

谭敦琼

本节的主要考点有：

氮元素单质及其重要化合物的主要性质及应用，对环境的影响。预测明年的高考，该部分知识的考查通常是作为选择题出现，若在非选择题中则是热化学反应、化学平衡等的命题着力点，是离子共存题中的隐含条件、技巧计算以及硝酸与金属反应设计探究性实验的载体，难度较大。

重点、难点：

1.氮及其氧化物的性质

2.氨的性质以及实验式制法

3.氧化还原反应、守恒思想在计算中的应用

知识脉络：

1．氮气：(1)物理性质，(2)结构， (3)化学性质

2．氮的氧化物

(1)物理性质,(2)化学性质

3．硝酸

物理性质、化学性质

(1)酸的通性，但与活泼金属反应时不生成H2。

(2)不稳定性 化学方程式为：________________________________。

(3)强氧化性

①能与除Pt、Au以外的所有金属反应，如Cu与浓、稀HNO3均可反应,有些金属(如Fe、Al等)在冷的浓HNO3中发生钝化。

②与不活泼的木炭反应的化学方程式为：____________________________________。

③硝酸不论浓度大小，均具有强氧化性，且硝酸的氧化性随其浓度的增大而________，

4．氨气的性质：

(1)物理性质及分子结构

(2)氨气的化学性质

①与水反应：氨水显碱性的原因：______________________________________。

NH3能使湿润的________石蕊试纸________，常用此性质检验NH3。

②与酸(如浓盐酸)反应

化学方程式：____________________。现象：___________，可用此性质检验NH3。

③与O2反应(氨的催化氧化)：化学方程式：__________________________________。

5．氨气的制法与用途

(1)实验室制法原理：____________________________________________。

(2)工业制法原理：________________________________________________________。

(3)用途：制硝酸、铵盐、尿素、纯碱、制冷剂。

2.氨气的三种实验室制法

(1)加热固态铵盐和碱的混合物

①反应原理：NH4Cl+ Ca(OH)2== ②装置：“固体+固体

气体

③干燥：用碱石灰(NaOH和CaO固体的混合物)。

④验满方法：A.用湿润的红色石蕊试纸置于试管口，试纸变蓝； B.将蘸有浓盐酸的玻璃棒置于试管口，有白烟产生。

⑤环保措施：收集时，一般在管口塞一团用水或稀硫酸浸湿的棉花球，可减小NH3与空气的对流速度，收集到纯净的NH3，同时也可避免污染空气。

(2)加热浓氨水

(3)浓氨水中加入固态碱性物质

复习策略： 练习及讲评：

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高三化学集体备课记录（二）

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2016年9 月 8日

高三办公室

黎昌虎、谭敦琼、莫宏辉

原子结构

黎昌虎

本节的主要考点有：1.元素、核素、同位素、相对原子质量、相对分子质量、原子构成、原子核外电子排布的含义。2.原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。3. 1～18号元素的原子结构示意图的表示方法。

重点、难点：

一、元素

核素

同位素

二、核外电子排布

知识脉络：

一、原子构成

1．构成原子的微粒及作用

2．微粒之间的关系

(1)质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数；

(2)质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)；

(3)阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数；

(4)阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数。

3．一个信息丰富的符号

二、元素

核素

同位素

4．元素、核素、同位素的概念及相互关系

5．同位素的性质

同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大。

6．几种重要的核素

7.四“量”比较

三、核外电子排布

1．电子层的表示方法及能量变化

2．核外电子排布规律

(1)能量最低原则

核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐升高的电子层里。

(2)分层排布原则

①每层最多容纳的电子数为2n2个。

②最外层不超过8个(K层为最外层时不超过2个)。

③次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。

特别提醒

核外电子排布的几条规律是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求，如M层不是最外层时，最多能容纳18个电子，当M层为最外层时，最多容纳8个电子。

复习策略： 练习及讲评：

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高三化学集体备课记录（三）

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2016年9 月 12 日

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黎昌虎、谭敦琼、莫宏辉

元素周期表和元素周期律

黎昌虎

本节的主要考点有：1.掌握元素周期律的实质；了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。2.以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。3.以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。4.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。

重点、难点：

1.元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。

2. 元素周期律的实质；以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。

3.以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。

4.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。

知识脉络：

1．原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。

2．编排原则

(1)周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。

(2)族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。

3．元素周期表的结构

4．元素周期表中的特殊位置

5．

元素周期律：元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律。

实质:元素原子核外电子排布周期性变化的结果。

具体表现形式

6.元素金属性强弱的比较

(1)结构比较法：最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强。

(2)位置比较法

(3) 实验比较法

5．元素非金属性强弱的比较

(1)结构比较法：最外层电子数越多，电子层数越少，非金属性越强。

(2)位置比较法

(3) 实验比较法

6．元素周期表、元素周期律的应用

复习策略： 练习及讲评：

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高三化学集体备课记录（四）

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2016年9 月 19日

高三办公室

黎昌虎、谭敦琼、莫宏辉

化学键

黎昌虎

本节的主要考点有：

1.了解化学键的定义。

2.了解离子键、共价键的形成。

3.了解常见的离子化合物、共价化合物。

4.了解常见物质的电子式的书写。

重点、难点：

离子键、共价键的形成。

常见物质的电子式的书写。

知识脉络：

1．化学键

(1)概念：相邻原子间的强相互作用。

(2)形成与分类

2．离子键

概念：带有相反电荷的阴、阳离子之间的强烈的相互作用。成键粒子：阴、阳离子。成键实质：静电作用。形成条件：通常是活泼金属与活泼非金属元素的原子相结合。

表示方法：①用电子式表示离子化合物的形成过程②写出下列物质的电子式

3．共价键

概念：原子间通过共用电子对形成的相互作用。成键粒子：原子。成键实质：共用电子对。形成条件：通常是非金属元素的原子相结合。

表示方法：①用电子式表示共价化合物的形成过程②写出下列物质的电子式

4．化学键与化学反应

旧化学键的断裂和新化学键的形成是化学反应的本质，是反应中能量变化的根本。

5．离子化合物和共价化合物的判断

凡含离子键的化合物一定是离子化合物；只含共价键的化合物是共价化合物。

6．分子间作用力

(1)定义：把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。

(2)特点①分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔点、沸点等物理性质。②分子间作用力存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态、液态、固态非金属单质分子之间。但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质，微粒之间不存在分子间作用力。

(3)变化规律一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔、沸点也越高。例如，熔、沸点：I2>Br2>Cl2>F2。

7．氢键

(1)定义：分子间存在的一种比分子间作用力稍强的相互作用。

(2)形成条件：除H外，形成氢键的原子通常是O、F、N。

(3)存在：氢键存在广泛，如蛋白质分子、醇、羧酸分子、H2O、NH3、HF等分子之间。分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。

复习策略： 练习及讲评：

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高三化学集体备课记录（五）

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2016年10 月8日

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黎昌虎、谭敦琼、莫宏辉

化学能与热能

谭敦琼

本节的主要考点有：1.了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能量转化形式。2.了解化学能与热能的相互转化，了解吸热反应、放热反应、反应热等概念。3.了解热化学方程式的含义。4.了解能源是人类生存和社会发展的重要基础，了解化学在解决能源危机中的重要作用。5.了解焓变与反应热的含义。了解ΔH＝H(反应产物)—H(反应物)表达的含义。6.理解盖斯定律，并能运用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算。

重点、难点：

1. 热化学方程式的含义。

2. 焓变与反应热，ΔH＝H(反应产物)—H(反应物)表达的含义。

3. 中和热、燃烧热

4. 理解盖斯定律，并能运用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算。

5. 常见吸热反应、放热反应。、

知识脉络：

1．化学反应中的能量变化

两大变化：物质变化和能量变化。两大守恒：质量守恒和能量守恒。能量转化形式：热能、光能、电能等。通常主要表现为热量的变化。

2．焓变、反应热

－定义：在恒压条件下进行的反应的热效应。符号：ΔH。单位：kJ·mol1或kJ/mol。

3．吸热反应和放热反应

(1)从反应物和生成物的总能量相对大小的角度分析。

(2)从反应热的量化参数——键能的角度分析

(3)记忆常见的放热反应和吸热反应

放热反应：①可燃物的燃烧；②酸碱中和反应；③大多数化合反应；④金属跟酸的置换反应；⑤物质的缓慢氧化等。

吸热反应：①大多数分解反应；②盐的水解和弱电解质的电离；③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应；④碳和水蒸气、C和CO2的反应等。

4．热化学方程式

概念：表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。

意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。

如：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) －ΔH＝－571.6 kJ·mol1

表示：2 mol氢气和1 mol氧气反应生成2 mol液态水时放出571.6 kJ的热量。

5．热化学方程式书写

(1)注明反应条件：

25 ℃、101 kPa下进行的，可不注明。

(2)注明物质状态：常用s、l、g、aq分别表示固体、液体、气体、溶液。

－(3)注意符号单位：ΔH应包括“＋”或“－”、数字和单位(kJ·mol1)。

(4) 注意热化学方程式的化学计量数可以是整数，也可以是分数。且化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。

6．燃烧热

(1)概念：在101 kPa时，1_mol纯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－烧热的单位一般用kJ·mol1表示。下列元素完全转变成对应的氧化物：C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)等。

(2) 书写热化学方程式：燃烧热是以1 mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写它的热化学方程式时，应以燃烧

1 mol 物质为标准来配平其余物质的化学计量数。

7．中和热

(1)概念：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成1_mol液态H2O时的反应热叫中和热。

－＋(2)注意几个限定词：①稀溶液；②产物是1 mol液态H2O；③用离子方程式可表示为OH(aq)＋H(aq)===H2O(l)

－ΔH＝－57.3 kJ·mol1。

(3)中和热的测定

①测定原理

m酸＋m碱·c·t终－t始ΔH＝

n－－－－－c＝4.18 J·g1·℃1＝4.18×103 kJ·g1·℃1；n为生成H2O的物质的量。

②装置如图(在横线上填出仪器的名称) 8．反应热的有关计算

(1)根据热化学方程式计算：反应热与反应物的物质的量成正比。

(2)根据盖斯定律求算

(3)根据物质燃烧放热的数值计算：Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH|

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高三化学集体备课记录（六）

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中心发言人

2016年10月 16 日

高三办公室

黎昌虎、谭敦琼、莫宏辉

原电池

化学电源

黎昌虎

本节的主要考点有：

1.了解原电池的工作原理，能写出电极反应和电池反应方程式。

2.了解常见化学电源的种类及其工作原理。

重点、难点：

1.原电池的工作原理。

2. 电极反应和电池反应方程式的书写。

3.铅蓄电池、燃料电池其工作原理。

4.原电池的设计。

知识脉络：

1．概念和反应本质

原电池是把化学能转化为电能的装置。

2．工作原理：以铜锌原电池为

(1)反应原理

电极名称

负极

正极

电极材料

锌片

铜片

－＋＋－电极反应

Zn－2e===Zn2

Cu2＋2e===Cu 反应类型

氧化反应

还原反应

电子流向

由Zn沿导线流向Cu

＋－盐桥中离子移向

盐桥含饱和KCl溶液，K移向正极，Cl移向负极

(2)两个装置的比较

＋装置Ⅰ中还原剂Zn与氧化剂Cu2直接接触，易造成能量损耗；装置Ⅱ盐桥原电池中，还原剂在负极区，而氧化剂在正极区，能避免能量损耗。

3．原电池的构成条件

(1)一看反应：看是否有能自发进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应)。

(2)二看两电极：一般是活泼性不同的两电极。

(3)三看是否形成闭合回路，形成闭合回路需三个条件：①电解质溶液；②两电极直接或间接接触；③两电极插入电解质溶液中。

4．原电池的应用：

(1)用于金属的防护：使被保护的金属制品作原电池正极而得到保护。例如，要保护一个铁质的输水管道或钢铁桥梁等，可用导线将其与一块锌块相连，使锌作原电池的负极。

(2)设计制作化学电源：首先将氧化还原反应分成两个半反应，然后根据原电池的反应特点，结合两个半反应找出正、负极材料和电解质溶液。(4)．加快氧化还原反应的速率:一个自发进行的氧化还原反应，设计成原电池时反应速率增大。例如，在Zn与稀H2SO4反应时加入少量CuSO4溶液能使产生H2的反应速率加快。

5．日常生活中的电池

(1)碱性锌锰干电池——一次电池

－－－－正极反应：2MnO2＋2H2O＋2e===2MnOOH＋2OH；负极反应：Zn＋2OH－2e===Zn(OH)2；

总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnOOH＋Zn(OH)2。

(2)二次电池(可充电电池) 铅蓄电池是最常见的二次电池，负极材料是Pb，正极材料是PbO2。

①放电时的反应

②充电时的反应

－－－2－负极反应：Pb＋SO24－2e===PbSO4；

阴极反应：PbSO4＋2e===Pb＋SO4；

＋－－－＋2－正极反应：PbO2＋4H＋SO24＋2e===PbSO4＋2H2O；阳极反应：PbSO4＋2H2O－2e===PbO2＋4H＋SO4；

总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4===2PbSO4＋2H2O。

总反应：2PbSO4＋2H2O===Pb＋PbO2＋2H2SO4。

6．“高效、环境友好”的燃料电池

7．盐桥的组成和作用

(1)盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼胶制成的胶冻。

(2)盐桥的作用：①连接内电路，形成闭合回路；②平衡电荷，使原电池不断产生电流。

8．单池原电池和盐桥原电池的对比

图1和图2两装置相同点：正负极、电极反应、总反应、反应现象。

－＋＋－＋＋负极：Zn－2e===Zn2

正极：Cu2＋2e===Cu 总反应：Zn＋Cu2===Cu＋Zn2

＋＋不同点：图1中Zn在CuSO4溶液中直接接触Cu2，会有一部分Zn与Cu2直接反应，该装置中既有化学能和电能的转化，又有一部分化学能转化成了热能，装置的温度会升高。

＋＋图2中Zn和CuSO4溶液分别在两个池子中，Zn与Cu2不直接接触，不存在Zn与Cu2直接反应的过程，所以仅是化学能转化成了电能，电流稳定，且持续时间长。

复习策略： 练习及讲评：

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高三化学集体备课记录（七）

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中心发言人

2016年10 月 23 日

高三办公室

黎昌虎、谭敦琼、莫宏辉

电解池

金属的电化学腐蚀与防护

莫宏辉

本节的主要考点有：

1.电解池的工作原理，2.电极反应和总反应方程式。3.金属发生电化学腐蚀的原因、金属腐蚀的危害、防止金属腐蚀的措施。4.电化学的计算。

重点、难点：

1.电解池的工作原理，

2.电极反应和总反应方程式。

3.电解池的应用。

5.电化学的计算. 知识脉络：

1．电解池：

定义：在电流作用下，电解质在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。

能量转化形式：电能转化为化学能。

(1)构成条件①有与电源相连的两个电极。②电解质溶液(或熔融盐)。③形成闭合回路。

(2)电极名称及电极反应式(如图) (3)电子和离子的移动方向

2．分析电解过程的思维程序

(1)首先判断阴、阳极，分析阳极材料是惰性电极还是活泼电极。

(2)再分析电解质水溶液的组成，找全离子并分阴、阳两组(不要忘记水溶液中的H＋和OH－)。

(3)然后排出阴、阳两极的放电顺序

阴极：阳离子放电顺序：Ag＋>Fe3＋>Cu2＋>H＋(酸)>Fe2＋>Zn2＋>H＋(水)>Al3＋>Mg2＋>Na＋>Ca2＋>K＋。

－－－2－－阳极：活泼电极>S>I>Br>Cl>OH>含氧酸根离子。

(4)分析电极反应，判断电极产物，写出电极反应式，要注意遵循原子守恒和电荷守恒。

(5)最后写出电解反应的总化学方程式或离子方程式。

3．电解的应用：

(1)电解饱和食盐水：氯碱工业制烧碱、氯气和氢气。

阳极反应式：2Cl－－2e－===Cl2↑(氧化反应)

阴极反应式：2H＋＋2e－===H2↑(还原反应) 电解总反应方程式：2NaCl＋2H2O=====2NaOH＋H2↑＋Cl2↑

电解－－离子反应方程式：2Cl＋2H2O=====2OH＋H2↑＋Cl2↑

(2)电镀

电极：镀件作阴极，镀层金属银作阳极。电解质溶液：含镀层金属阳离子的盐溶液。

电极反应：阳极：Ag－e－===Ag＋；阴极：Ag＋＋e－===Ag。

特点：阳极溶解，阴极沉积，电镀液的浓度不变。

(3)电解精炼铜

电极材料：阳极为粗铜；阴极为纯铜。电解质溶液：含Cu2＋的盐溶液。

电极反应：

阳极：Zn－2e－===Zn2＋、Fe－2e－===Fe2＋、Cu－2e－===Cu2＋；阴极：Cu2＋＋2e－===Cu。

(4)电冶金

4．电化学计算

(1)根据总反应式计算

(2)根据电子守恒计算

①串联电路中阴阳两极产物、正负两极产物、相同电量的计算，依据是电路中转移的电子数相等。

②混合溶液中电解的分阶段计算。

(3)根据关系式计算

根据得失电子守恒定律关系建立起已知量与未知量之间的桥梁，构建计算所需的关系式。

如以通过4 mol e－为桥梁可构建如下关系式：

提示

在电化学计算中，还常利用Q＝I·t和Q＝n(e－)×NA×1.60×10－19C来计算电路中通过的电量。

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高三化学集体备课记录（八）

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中心发言人

2016年11 月 4 日

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黎昌虎、谭敦琼、莫宏辉

化学反应速率

谭敦琼

本节的主要考点有：

1.化学反应速率的概念、化学反应速率的定量表示方法。2.催化剂在生产、生活和科学研究领域中的重要作用。3.外界条件(浓度、温度、压强、催化剂等)对化学反应速率的影响，认识并能用相关理论解释其一般规律。4.化学反应速率的调控在生产、生活和科学研究领域中的重要作用。

重点、难点：

1.了解化学反应速率的概念、化学反应速率的定量表示方法。

2.掌握有关化学反应速率的计算。

3.理解外界条件对化学反应速率的影响，认识并能用相关理论解释其一般规律。

4.了解化学反应速率的调控在生产、生活和科学研究领域中的重要作用。

知识脉络：

1．化学反应速率

(1)表示方法:通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。

(2)数学表达式及单位

Δcv＝，单位为mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1。

Δt(3)规律:同一反应在同一时间内，用不同物质来表示的反应速率可能不同，但反应速率的数值之比等于这些物质在化学方程式中的化学计量数之比。

2．化学反应速率影响因素

内因(主要因素)：反应物本身的性质。

外因(其他条件不变，只改变一个条件) 3．理论解释——有效碰撞理论

(1)活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

②活化能：如图

图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1－E2。(注：E2为逆反应的活化能) ③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。

(2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系

4.控制变量法探究影响化学反应速率的因素

影响化学反应速率的因素有多种，在探究相关规律时，需要控制其他条件不变，只改变某一个条件，探究这一条件对反应速率的影响。变量探究实验因为能够考查学生对于图表的观察、分析以及处理实验数据归纳得出合理结论的能力，因而在这几年高考试题中有所考查。解答此类试题时，要认真审题，清楚实验目的，弄清要探究的外界条件有哪些。然后分析题给图表，确定一个变化的量，弄清在其他几个量不变的情况下，这个变化量对实验结果的影响，进而总结出规律。然后再确定另一个变量，重新进行相关分析。但在分析相关数据时，要注意题给数据的有效性。

复习策略：

练习及讲评：

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高三化学集体备课记录（九）

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备课内容

中心发言人

2016年11 月 11日

高三办公室

黎昌虎、谭敦琼、莫宏辉

化学平衡状态

黎昌虎

本节的主要考点有：

1.了解化学反应的可逆性。2.理解化学平衡的定义。3.理解影响化学平衡的因素。

重点、难点：

1.可逆反应的理解。

2.化学平衡状态的建立及平衡状态的判定。

3.影响化学平衡因素的理解。

4.化学平衡图像的应用。

5.等效平衡的应用。

知识脉络：

1．可逆反应

(1)定义：在同一条件下既可以向正反应方向进行，同时又可以向逆反应方向进行的化学反应。

(2)特点：①二同：a.相同条件下；b.正、逆反应同时进行。

②一小：反应物与生成物同时存在；任一组分的转化率都小于(填“大于”或“小于”)100%。

(3)表示：在方程式中用“”表示。

2．化学平衡状态

(1)概念：一定条件下的可逆反应中，正反应速率与逆反应速率相等，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度保持不变的状态。

(2)化学平衡的建立

(3)平衡特点

3.化学平衡的移动．

概念：可逆反应达到平衡状态以后，若反应条件(如温度、压强、浓度等)发生了变化，平衡混合物中各组分的浓度也会随之改变，从而在一段时间后达到新的平衡状态。这种由原平衡状态向新平衡状态的变化过程，叫做化学平衡的移动。

4．化学平衡移动与化学反应速率的关系

(1)v正>v逆：平衡向正反应方向移动。

(2)v正＝v逆：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。

(3)v正

5．借助图像，分析影响化学平衡的因素

(1)影响化学平衡的因素：

(2)勒夏特列原理

如果改变影响化学平衡的条件之一(如温度、压强、以及参加反应的化学物质的浓度)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。

6．几种特殊情况

(1)当反应混合物中存在与其他物质不相混溶的固体或液体物质时，由于其“浓度”是恒定的，不随其量的增减而变化，故改变这些固体或液体的量，对化学平衡没影响。

(2)对于反应前后气态物质的化学计量数相等的反应，压强的变化对正、逆反应速率的影响程度是等同的，故平衡不移动。

(3)“惰性气体”对化学平衡的影响

①恒温、恒容条件

原平衡体系――→体系总压强增大―→体系中各组分的浓度不变―→平衡不移动。

②恒温、恒压条件

原平衡体系――→容器容积增大，各反应气体的分压减小―→体系中各组分的浓度同倍数减小，等效于减压(4)同等程度地改变反应混合物中各物质的浓度时，应视为压强的影响。

充入惰性气体充入惰性气体复习策略： 练习及讲评：

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高三化学集体备课记录（十）

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中心发言人

2016年11 月 18日

高三办公室

黎昌虎、谭敦琼、莫宏辉

化学平衡常数

化学反应进行的方向

莫宏辉

本节的主要考点有：1.化学平衡常数的含义并能进行简单计算。2.化学反应的方向与化学反应的焓变与熵变的关系。3.化学反应在一定条件下能否自发进行的判断依据，利用化学反应的焓变和熵变判断化学反应的方向。

重点、难点：

1.化学平衡常数的含义并能进行简单计算。

2.化学反应的方向与化学反应的焓变与熵变的关系。

3.化学反应能否自发进行的判断依据，利用化学反应的焓变和熵变判断化学反应的方向。

知识脉络：

1．概念：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，用符号K表示。

2．表达式：对于反应mA(g)＋nB(g)=pC(g)＋qD(g)，

cpC·cqDK＝m(固体和纯液体不计入平衡常数表达式中)。

cA·cnB3．意义

(1)K值越大，反应物的转化率越大，正反应进行的程度越大。

(2)K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。

(3)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。

4．计算方法：三段式法

化学平衡计算模式：对以下反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 令A、B起始物质的量(mol)分别为a、b，达到平衡后，A的消耗量为mx，容器容积为V L。

mA(g)

＋

nB(g)pC(g)＋qD(g) 起始(mol)

a

b

0

0

对于同一反应物，起始量－变化量＝平衡量

变化(mol)

mx

nx

px

qx

对于同一生成物，起始量＋变化量＝平衡量

平衡(mol)

a－mx

b－nx

px

qx

各转化量之比等于各反应物的化学计量数之比

5．自发反应

(1)定义：在一定条件下，不需要借助外力作用就能自动进行的反应。

(2)特点：

①体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或释放热量)。

②在密闭条件下，体系有从有序转变为无序的倾向性(无序体系更加稳定)。

6．判断化学反应方向的依据

(1)焓判据：△H；焓变与反应方向：△H﹤0（放热）利于自发进行。

(2)熵判据：△S；熵变与反应方向：△S﹥0（熵增）利于自发进行。

△S一般规律是S(g)>S(l)>S(s)，化学反应的ΔS越大，越有利于反应自发进行。

(3)复合判据：△G=△H﹣T△S

①ΔH－TΔS<0，反应能自发进行。

②ΔH－TΔS＝0，反应达到平衡状态。

③ΔH－TΔS>0，反应不能自发进行。

结论：ΔH﹤0，ΔS﹥0，一定自发

ΔH﹥0，ΔS﹤0，一定不自发

ΔH﹤0，ΔS﹤0，低温自发

ΔH﹥0，ΔS﹥0，高温自发

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