導語：如何才能寫好一篇化學平衡常數，這就需要搜集整理更多的資料和文獻，歡迎閱讀由公務員之家整理的十篇范文，供你借鑒。

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關鍵詞： 化學平衡常數 規則 意義 單位

化學平衡是中學化學最重要的平衡之一，對化學平衡進行定量研究最重要的參數就是化學平衡常數?！?013年普通高等學校招生全國統一考試大綱》（理科?課程實驗標準版）對化學平衡常數提出了明確的要求，即“理解化學平衡常數的含義，能夠利用化學平衡常數進行簡單的計算”，可見高考對于“化學平衡常數”的考察是必然的。而在現行人教版選修4（化學反應原理）中，關于化學平衡常數的表述不多，教材只是強調了“化學平衡常數”的定義，“化學平衡常數”只受溫度影響，與反應物和生成物的濃度變化無關，第一個例題求化學平常數，第二個例題用化學平衡常數。

新課改以來，全國各省高考試題表明，關于化學平常數的考察，除教材難度的考點外，還存在教材沒有明確強調的考點，現對“化學平衡常數”進行全面的介紹。

對于一般的可逆反應：aA+bB？葑gG+hH，在一定溫度下，達到平衡時，體系中物質的濃度間有如下關系：

[G]■[H]■/[A]■[B]■=K（K稱為該反應的化學平衡常數）

平衡常數能表明化學反應進行的程度。一般來說，K>10■，可視為正向反應進行完全，而K

1.平衡常數的書寫規則

①如果有固體和純液體參加反應，它們的濃度不寫在平衡常數表達式中，因為它們的濃度是固定不變的，平衡常數的表達式中只包括氣態物質和溶液中各溶質的濃度。

如：CaCO■（s）？葑CaO（s）+CO■（g） Kc=[CO■]

CO■（g）+H2（g）？葑H■O（1）+CO（g） Kc=[CO]/[CO■][H■]

②稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不寫在平衡關系式中。

如：Cr■O■■+H■O=2Cr■O■■+2H■ Kc=[CrO■■]■[H■]2/[Cr■O■■]

但是，非水溶液中的反應，如果反應式中有水（即：有水參加或有水生成），此時水的濃度不可視為常數，必須寫入平衡關系式中。如：C■H■OH+CH■COOH？葑CH■COOC■H■+H■O，有：

Kc=[CH■COOC■H■][H■O]/[C■H■OH][CH■COOH]

③同一化學反應，可以用不同的化學方程式表示，每個化學方程式都有自己的平衡常數關系式及相應的平衡常數。如：373K時，N■O■和NO■的平衡體系：

N■O■（g）？葑2NO■（g） K■=[NO■]■/[N■O■]=0.36

1/2N■O■（g）？葑NO■（g） K■=[NO■]/[N■O■]■=0.60

2NO■（g）？葑N■O■（g） K■=N■O■/[NO■]■=2.78

④對于氣體反應，寫平衡常數關系式時，除可以用平衡時的物質的量濃度表示外，也可用平衡時各氣體的分壓表示。如：

N■（g）+3H■（g）？葑2NH■（g）

可以寫出兩個平衡常數關系式：Kc=[NH■]■/[N■]?[H■]■ Kp=P■■/P■?P■■

Kc是以物質的量的濃度表示的平衡常數，其關系式中的[NH■][N■][H■]是各物質的平衡濃度。Kp是以各物質的分壓表示的平衡常數，關系式中的P■、P■、P■是各物質的平衡分壓。

2.平衡常數的意義

平衡常數的大小能表示可逆反應進行的程度。各個化學反應的平衡常數的大小相差很大，平衡常數越大，表示生成物平衡濃度越大，反應物平衡濃度越小，也就是反應進行得越徹底。例如：27℃時，反應N■+O■？葑2NO的K=3.84×10■，反應2SO■+O■？葑2SO■的K=3.10×10■。這說明上述兩個反應達到平衡后，前者反應的程度甚小，幾乎可以認為沒有發生反應；后者基本上趨于完全反應，轉化率特別高。

利用平衡常數還可以判斷可逆反應進行的方向。

對于可逆反應：aA+bB？葑pC+qD，若給定A、B、C和D的濃度，則可利用平衡常數K判斷反應進行的方向。其方法為：把這些物質的濃度代入平衡常數表達式中進行計算，把計算結果與平衡常數進行比較：

當[C]■[D]■/[A]■[B]■=K時，此反應處于平衡狀態；

當[C]■[D]■/[A]■[B]■

當[C]■[D]■/[A]■[B]■>K時，此反應就向逆反應方向進行。

3.平衡常數的單位

平衡常數有單位，由于意義不大，通常不寫。有的反應平衡常數單位是1，有的不是1。如：

H■+I■？葑2HI平衡常數單位是1

N■O■（g）？葑2NO■（g）平衡常數單位是mol/L

N■（g）+3H■（g）？葑2NH■（g）平衡常數單位是L■/mol■

[例1]有一密閉抽成真空的容器內，放有無水FeSO■與0.095 mol硫黃，通入純氧，把體系加熱，使它們發生化學反應。在恒定101325Pa及927K下長時間保持平衡，經分析該條件下平衡氣相含氧0.005mol，殘渣中并未發現殘存的硫，試通過計算說明該條件下殘渣是什么。

已知此條件下：

2FeSO■（s）？葑Fe■O■（s）+SO■（g）+SO■（g） K■=1.63×1O9Pa

2SO■（g）？葑2SO■（g）+O■（g） K■=5066.25Pa

[分析]通入純氧反應后，無殘存硫，說明全部被氧化為SO■和SO■，若假定第一個反應不發生，則SO■、SO■和O■的分壓必須滿足第二個平衡。因為NO2已知，故可由K■值求出Pso■和Pso■，然后求出第一個反應的Qp，并與K■比較，從而判斷假設是否正確，分析如下：

若生成SO■為xmol，則SO■為：（0.095-x）mol。有：

n■=（0.095-x）+x+0.005=0.1

2SO■（g）？葑2SO■（g）+O■（g）

K■=■=■=5066.25mol/L

所以，x=0.0475mol。

對于反應（1）Q■=Pso■?Pso■=（■×101325）■=2.3×10■（Pa■）>Kp。

所以，此時FeSO■不可能發生分解，殘渣為無水FeSO■。

[練習]平衡常數Kc的數值大小，是衡量化學反應進行程度的標志。在25℃時，下列反應的平衡常數如下：

N■（g）+O■（g）？葑2NO（g） K■=1×10-30

2H■（g）+O■（g）？葑2H■O（g） K■=2×1081

2CO■（g）？葑2CO（g）+O■（g） K■=4×10-92

（1）常溫下，NO分解產生O■反應的平衡常數的表達式為K=？搖 ？搖。

（2）常溫下，水分解產生O■，此時平衡常數值約為K=？搖 ？搖。

（3）常溫下，NO、H■O、CO■三種化合物分解放出氧氣的傾向大小順序為？搖 ？搖。

（4）北京市政府要求全市對所有尾氣處理裝置完成改裝，以求基本上除去氮氧化物、一氧化碳污染氣體的排放，而改裝后的尾氣處理裝置主要是加入有效催化劑，請你根據以上有關數據分析僅使用催化劑除污染氣體的可能性。

參考答案：

（1）K=CN■CO■/C■NO

（2）5×10■

（3）NO>H■O>CO■

（4）NO、CO與O■反應進行的程度很大，使用合適的催化劑加快反應速率，在水蒸氣存在下生成HNO■和CO■，則基本上可以除去污染氣體。

參考文獻：

[1]教育部考試中心編.2013年普通高等學校招生全國統一考試大綱（理科?課程實驗標準版）.高等教育出版社.

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一、 平衡常數的計算

化學平衡狀態是可逆反應發生后的必然結果，逆反應的存在使反應物不能完全轉化為生成物.從微觀的角度分析，這一點也是很容易理解的，化學反應的微觀本質是分子不斷運動導致相互碰撞，其中能量較高的活化分子發生有效碰撞，轉變為生成物分子，生成物的分子也在不斷運動，也存在能量超出逆反應活化能的活化分子，所以部分生成物又重新轉變為反應物.因此，可逆反應發生后正、逆反應最終都只能進行到一定程度達到化學平衡狀態，此時正逆反應速率相等，反應混合物中各組分的濃度不再改變，其濃度（連同化學計量數的方次）乘積的比值也就是一個常數.以反應mA+nBpC+qD為例，K=c（C）pc（D）qc（A）mc（B）n.K值的大小是反應進行程度的量度，K越大，生成物濃度越大，剩余反應物濃度越小，即反應物的轉化率越高，反應進行的程度越高.在一定條件下，不同反應的K值不同，其大小取決于反應物的本性.同一反應的K值隨溫度的改變而變化，但不受濃度變化的影響.

1.由平衡濃度計算平衡常數

已知平衡濃度計算平衡常數，將平衡濃度代入平衡常數表達式即可求出K值.但試題往往不直接給出平衡濃度，而是以圖像的形式呈現，此時對圖像的識別與分析就成了解題的關鍵.

3.由溶度積計算平衡常數

在有難溶物參加或生成的可逆反應達到平衡狀態后，既存在著該反應的化學平衡（用K量度），又存在著難溶物的沉淀溶解平衡（用KSP量度），在這一多重平衡體系中，相關離子的濃度為一定值，既滿足化學平衡，又滿足沉淀溶解平衡，由此可根據溶度積求反應的平衡常數.

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平衡常數指在特定條件下（如溫度、壓力、溶劑性質、離子強度等），可逆化學反應達到平衡狀態時生成物與反應物的濃度（方程式系數冪次方）乘積比或反應產物與反應底物的濃度（方程式系數冪次方）乘積比。用符號“K”表示。從熱力學理論上來說，所有的反應都存在逆反應，也就是說所有的反應都存在著熱力學平衡，都有平衡常數。平衡常數越大，反應越徹底。

對某一可逆反應，在一定溫度下，無論反應物的起始濃度如何，反應達到平衡狀態后，反應物與生成物濃度系數次方的比是一個常數，稱為化學平衡常數，用K表示。

（來源：文章屋網 ）

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一、幫助學生深入理解化學平衡常數定義

在高考一輪復習中，需要讓學生對化學平衡常數的定義進行深入的理解，這才可以使得其在后面各個階段的復習以及高考的過程中更好的處理相關的問題，打下堅實的基礎。

平衡常數就是當可逆反應達到平衡的時候，每一個產物的濃度系數次冪的連乘積和每一個反應物濃度系數次冪的連乘積之間成正比的關系，而這個比值則為平衡常數。

對于任何一個可逆反應：mA+nBpC+qD，其平衡之后的濃度的比值總是能夠滿足下列的關系：

這個Kc為一個定值，被稱之為濃度化學平衡常數。

如果反應進行的越完全，那么平衡常數就會越大。當可逆反應達到了平衡的時候，生成物濃度之冪或者是分壓力的乘積和反應物濃度的冪或者是分壓力的乘積之間的比值是一定的。使用濃度所計算的平衡常數是用Kc來表示的。此外還有KW、Ka、Kb、Kh等等。

二、從守恒來整體把握化學平衡常數

在化學學科中“守恒”是化學中相當重要的思想，可以說是貫穿于整個化學教學的。在一輪復習中也需要繼續對這一思想進行貫穿，這將有助于幫助學生對化學進行更加深入的理解，有助于幫助學生從整體入手對問題進行考慮，對計算步驟進行優化，減少計算的時間，形成清晰的思路，對化學計算進行整體上的把握，有利于提高學生對于化學平衡的認識。守恒包括了能量守恒與質量守恒，從能量守恒中的能量的轉化形式，可以從多個角度對化學反應進行理解。在化學平衡常數復習的過程中，也應該注意守恒思想的應用。從能量守恒的角度來看，可逆反應中正逆反應焓變數值相等，符號相反。例如碳酸的電離與碳酸鈉的水解：

碳酸的電離方程式：

三、從基礎出發，掌握基本內容

從當前的情況來看，很多教師都更加傾向于向學生傳授各種化學計算的巧解方法，

如十字交叉法、差量法等等，通過這些巧解方法可以幫助學生縮短答題的時間，但卻會浪費掉大量的教學時間，如果過于注重巧解方法，有可能會導致學生對于基礎的掌握不牢固。解題中不使用巧解的方法也能夠得出正確的答案，但是需要注重解題時的規范化。在復習化學平衡的時候需要注重基本方法與基本解題思路的指導，對教材中的基本內容進行深入的剖析，靈活的運用各種基礎知識解決問題。特別是在化學平衡常數的計算中，基本的解題模式就是“三段式”，列出初始量、變化量以及平衡量。但是需要注意以下的兩個問題：（1）所帶入的量最好是物質的量濃度，雖然“物質的量”或者是“物質的量濃度”都可以，但是在與化學反應速率以及化學平衡闡述的計算之中，基本都是使用濃度，因此采用濃度可以有助于減少出現錯誤的可能性。（2）在非水溶液之中，需要加強對解題模式的指導。平衡常數K是通過系統的平衡濃度計算得到，濃度商Q是根據系統任意濃度之下的（包括平衡濃度）所計算出來的。兩者雖然表達式一樣，但是Q是在一定的溫度的任意時刻，產物的濃度冪之積和反應物濃度冪之積比

，但是K是平衡狀態下的平衡常數。通過Q和K的相對大小可以用來判斷化學反應是否是達到了平衡狀態，當K=Q時，處于平衡狀態，當Q大于K時平衡會向逆反應方向進行移動；當Q小于K時向正反應方向移動。

四、關于化學平衡常數的綜合題

例1氮化硅（Si3N4）是一種新型陶瓷材料，它可由石英與焦炭在高溫的氮氣流中，通過以下反應制得：

SiO2+C+N2高溫Si3N4+CO

（1）配平上述反應的化學方程式（將化學計量數填在方框內）；

（2）該反應的氧化劑是，其還原產物是；

（3）該反應的平衡常數表達式為K=；

（4）若知上述反應為放熱反應，則其反應熱ΔH零（填“大于”、“小于”、或“等于”）；升高溫度，其平衡常數有（填“增大”、“減小”或“不變”）；

（5）若使壓強增大，則上述平衡向反應方向移動（填“正”或“逆”）；

（6）若CO生成速率為v（CO）=18 mol/（L?min），則N2的消耗速率為v（N2）=mol/（L?min）。

解析（1）分析反應可得，變價元素有Si、C、N，根據化合價升降守恒可配平；（2）分析化合價變化，N2化合價降低，故N2為氧化劑，Si3N4為還原產物；（3）根據配平后的反應不難寫出平衡常數表達式；（4）若上述反應為放熱反應，則其反應熱ΔH

答案：（1）3 6 2 1 6（2）N2Si3N4（3）c6（CO）c2（N2）（4）小于減?。?）逆（6）6

圖1例2二氧化硫和氮的氧化物是常用的化工原料，但也是大氣的主要污染物。綜合治理其污染是環境化學當前需要研究的內容之一。

（1）硫酸生產中，SO2催化氧化成SO3：2SO2（g）+O2（g）催化劑加熱2SO3（g）。某溫度下，SO2的平衡轉化率（α）與體系總壓強（p）的關系如圖1所示。根據圖1回答下列問題：①將2.0 mol SO2和1.0 mol O2置于10 L密閉容器中，反應達平衡后，體系總壓強為0.10 MPa。該反應的平衡常數等于。②平衡狀態由A變到B時，平衡常數K（A）K（B）（填“>”、“

解析本題考查了平衡常數的計算。（1）①由圖1知當體系總壓強為0.10 MPa時，SO2的平衡轉化率（α）為0.80，故達平衡后SO2濃度為：2.0 mol×（1-0.80）10 L=0.04 mol/L， O2的濃度為：

0.02 mol/L，SO3的濃度為：0.16 mol/L。所以該反應的平衡常數K=（0.16 mol/L）2（0.04 mol/L）2×0.02 mol/L=800 L/mol。②平衡狀態由A到B時，SO2的平衡轉化率（α）增大，但反應溫度不變，所以平衡常數K不變。

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本章主要學習的是有關化學反應的快慢（速率）、化學反應的限度（化學平衡）和化學反應進行的方向（推動力）三方面內容，是化學反應原理的重要組成部分，也是在學習了元素周期律、化學反應與能量等知識的基礎上學習的中學化學的重要理論之一。內容上有助于加深理解以前所學的元素化合物知識及化學反應，同時也是解釋電離平衡、水解平衡等一些平衡現象的基礎，起著中介和橋梁的作用，為第三章的學習奠定了理論基礎。

選修4中又是以化學反應速率為第二章的開篇，重點是化學反應速率的定量表示方法，難點是通過實驗測定某些化學反應速率。通過學習過程使學生初步學會運用化學視角，去觀察生活、生產和社會中有關化學反應速率的問題。這部分內容是后面學習影響化學反應速率的因素、化學平衡、化學反應進行的方向的基礎，對學生的后續學習有著深遠的影響。

（一）做好與必修教材的銜接，促使學生學習能力螺旋式上升。

學生的學習起點是影響他們學習新知識的重要因素，因此教學中首先要關注學生已有知識基礎，做好與必修教材的銜接。在處理好教材銜接的同時，另一方面，針對必修、選修都有的內容，教學中要做到源于必修、又高于必修，促使學生學習能力螺旋式上升。分析選修四與必修教材的相關內容設置，不難發現做好化學反應速率的計算是本節的重點。

（二）創設問題情境，引導學生對實驗現象進行分析。

本章主要以復習化學反應速率的基礎知識為主，但是化學反應速率的表示方法在這里是一個難點。為了增加學生的感性認識，建議在教學中通過實驗2-1來引導學生，使學生通過生動直觀的實驗現象來學習，并留下深刻的印象。同時，及時創設問題情景，引導學生對實驗現象進行分析。創設的問題有：

1.怎樣判斷化學反應的快慢？

2.通過對實驗現象的觀察你能否判斷出一個反應比另一個反應快多少嗎？

3.如果在相同時間內測量溶液中氫離子濃度的變化，或測量鋅粒質量的變化是否能定量比較反應進行的快慢？

通過這些富于啟發性的問題，活躍學生思維，增強學生分析總結問題的能力。使學生清楚的認識到表示反應速率的方法是，單位時間內反應物或生成物的濃度的變化來表示的。

（三）增設例題，提高學生解題能力。

為了進一步提高學生對這部分知識的應用，可以在教學過程中設計三道例題：

1.利用反應速率的表達式進行簡單的計算；

2.引用三段式，計算反應中各物質的反應速率，目的在于為化學平衡的學習打下基礎；

3.反應速率大小的比較。

（四）利用已有知識，實現類比遷移。

化學平衡概念的建立是“化學平衡”一節的重點與難點，對這一概念的正確理解直接影響平衡常數及化學平衡移動的學習。為突破這一教學難點，根據學生的認知發展水平和接受能力，從其熟悉的內容出發，幫助他們實現類比遷移，從而降低概念的學習難度。例如通過設計如下問題創設情境，導入新課。

問題1：一定溫度下，在飽和的蔗糖溶液中加入一塊蔗糖晶體，晶體的質量是否改變？

問題2：一定溫度下，在飽和的蔗糖溶液中垂吊一塊缺角的蔗糖晶體，一段時間后，蔗糖晶體又趨于完美了，而且晶體質量不變。晶體的形狀發生變化說明什么？質量不變說明什么？這樣從學生已有熟悉的關于溶解的知識出發，從溶解平衡導入化學平衡，通過對溶解平衡的理解和遷移，幫助學生建立起化學平衡是個動態平衡的概念。

（五）運用模型建構，降低思維難度。

化學平衡知識內容較為抽象，比較、假設、模型建構是學習該部分內容的主要方法，教學中要注意學科方法的滲透，加強假設、模型建構等學習方法的指導，使化學原理具體化、形象化、直觀化，以便有利于啟發學生思維，完成由感性認識向理性認識的飛躍。如在分析壓強對平衡移動的影響時，引導學生在頭腦中建立這樣一個模型，想象一個帶有可滑動活塞的密閉容器 ，若將活塞推進，容器體積減小，反應氣體濃度增大，即增大壓強；若將活塞拉出，容器體積增大，反應氣體濃度減小，即減小壓強。用上述模型再分析恒容下充入惰性氣體或與反應無關的氣體，以及恒壓下充入惰性氣體或與反應無關的氣體，使抽象的內容具體化，大大降低了思維難度，有利于學生接受。

（六）優化教學內容，擴大教學效益。

化學平衡常數是選修4第二章中新增設的內容，該內容在課標中的描述如下：“知道化學平衡常數的涵義，能利用化學平衡常數計算反應物的轉化率”?；瘜W平衡常數的引入有利于學生從定量角度加深對化

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關鍵詞：化學人教版；化學反應限度；角度分析

隨著教育的不斷發展，人教版也成為教師和學生選擇的重要版本之一，尤其是在高中化學中，高中化學人教版是國內較為常見的版本，下文是筆者以化學反應限度的角度，對高中化學人教版特色的分析。

一、對教材內容實施對比

1.編排上的分析

第一點是構建題目，因各教材版本的不同有所差異，在人教中叫做“化學平衡”；第二點是教學內容上，人教版比較突出一些，其中相關問題人教版反應是可逆的與不可逆的，化學平衡的狀態，還有就是化學平衡的常數。

2.課程的相關內容以及側重點的角度分析

人教主要以溶解平衡過渡到可逆以及不可逆反應，這樣可以使學生從掌握的知識對比了解化學反應的可逆性。再從學生已了解的溶解平衡以及資料卡片過渡到化學平衡狀態以及化學反應程度上。分析了組成化學平衡模式的根本需要以及化學平衡狀態的內容特質。而人教類似的設計可以輔助學生吸收新內容，全面挖掘學生對學習的積極性。再從學生的掌握層面過渡到外界環境對化學平衡的作用，此相關知識是此章節的教學核心以及教學難點，同樣是考試中的一大考點；人教版在構建此內容的時候實施了下述方式：從實驗[2―5][2―6]過渡到濃度對化學平衡的作用，利用實驗讓學生了解物質濃度的變化對化學平衡移動的作用。

在課本里主要給出化學平衡常數的相關注意內容，利用濃度商Q和平衡常數K的對比，分析反應有沒有達到平衡狀態。在平衡轉化率的內容構建中，給出平衡轉化率能夠直觀地顯示反應程度；舉例講解轉化率的計算模式；以溝通、分析表格，整合出轉化率和平衡常數之間的聯系，且提出利用改變原料氣的比率，能夠轉變平衡轉化率，因此，為反應環境對化學平衡的作用奠定路基。在反應環境對化學平衡作用的內容中，有活動分析以及結論導向。在溫度對化學平衡的作用內容設置里，實施活動分析的形式利用觀察雙氮球試驗，讓他們分析試驗現象，最后總結出結論，以分析的模式讓學生進行討論。利用相關的研究活動讓學生從理解上掌握溫度對化學平衡的作用，讓學生切實掌握溫度對化學平衡的作用是利用平衡常數K去完成的。活動分析FeCl3溶液和KSCN溶液反應的實驗過渡到濃度對化學平衡的作用，通過實驗，提出了相關的問題討論，深入地加強物質濃度的變化對化學平衡的作用。再從Q的大小與柱狀圖的模式理論判斷濃度對平衡的深層次作用。有關壓強對平衡移動的作用教材中的構建為：（1）在溝通分析環節讓學生充實表格，按照表中內容實施分析。（2）探究分析。讓學生試著總結出壓強對平衡移動的作用，且從p的聯系深入地研究壓強變化對化學平衡的作用與平衡移動的情況。在知識構建的環節全面挖掘學生的學習積極性，深化學生的邏輯思維，還

有科學認真的學習習慣，提升學生對科學的愛好。

二、相關建議

綜上所述，不同版本在編排模式、系列欄目構建、習題安排等方面均有較大的差異，而知識點也有所不同，為讓教材在教學過程中起到最為理想的效果，本人總結了一些教學建議：

在人教版中，壓強對化學平衡的作用這一節課的時候，教師要全面構建教學情境，讓學生從濃度的變化理解壓強的變化，利用學生主動思考過渡到壓強變化對平衡的作用結論，全面深化教學的多元化主題。

化學反應限度教學構建環節，教師要全面利用教材構建優勢，讓學生在對平衡常數、平衡轉化率以及環境對化學平衡的作用掌握過程中深入總結出化學平衡狀態的特點及作用，且和必修版里的化學平衡狀態的知識進行對比，深化學生對平衡狀態的

掌握。

不同版本教材均按照教材內容需要，多元化的構建相應的欄目，利用實踐活動培養學生的思維、觀察、分析以及溝通能力。特別重視方法促進類欄目的構建，在此望相關教師按照新課程改革原則，全面發揮學生的學作用以及教師的引導作用。

伴隨教育的不斷發展，人教版也成為教師和學生選擇重要版本之一，尤其是在高中化學當中，高中化學人教版是國內較為常見的版本，教師在教學過程中，只有發揮其優勢及特性，才能夠更好地結合教材，進行教學。

參考文獻：

[1]鄭毓信.數學教育的誤區與盲點[J].人民教育，2011，33（11）：102-105.

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Abstract: This passage describes the usage of the exam instructions during the review of Grade 3 senior high school. By analyzing the exam instructions and the entrance college examinations, master the trend of college entrance examination

關鍵詞: 高三復習;三輪一沖刺;考試說明;高考題;復習方向;建議

Key words: review of grade 3 in senior high school;three rounds and one clash exam instructions;entrance college exam problems;review trend;suggestions

中圖分類號:G638.3 文獻標識碼:A文章編號:1006-4311(2010)28-0207-02

0引言

《2010年普通高等學校招生全國統一考試山東卷考試說明》是化學教學的依據,更是高考命題的依據?？v觀近幾年的高考題,一個明顯的特征是考題不偏、不怪、不超綱。所以認真研究考試說明是非常重要的,可以使復習更有針對性、有效性,可以使復習少走很多的彎路。

1高三化學復習過程

高三化學總復習是中學化學學習非常重要的時期,也是鞏固基礎、優化思維、提高能力的重要階段,高三化學總復習的效果將直接影響高考成績。高三復習的過程是“三輪一沖刺”即:第一輪――分章復習;第二輪――分塊復習;第三輪及沖刺階段――綜合訓練、模擬高考、回扣課本。無論那一個過程,都要緊緊圍繞山東省考試說明,在此基礎上來制定復習計劃和復習方針策略。下面就分段簡述一下復習過程中對考試說明的應用。

1.1 第一輪――分章復習可以按元素化合物---化學基本概念、基本理論――化學實驗(其實在整個過程中始終穿插實驗教學)--選修來復習。先研究2010年山東省考試說明以及做山東省07、08、09、10四年的高考題。結合這些將每章的考點一一列出來,然后給學生指明應重點掌握的知識點、考點及高考的熱點。學生只需花少量的時間就可以掌握本章的重要內容。例如第一章非金屬及其化合物,考試說明上的要求是:

常見非金屬元素(H、C、N、O、Si、S、Cl等)

①了解常見非金屬元素單質及其重要化合物的主要性質及應用。②了解常見非金屬元素單質及其重要化合物對環境質量的影響。

因為其說法太籠統,可以將其分解成具體的考點。如碳元素可分成:考點一、多種多樣的碳單質;考點二、碳的氧化物---氧化鈉、過氧化鈉;考點三、碳酸鈉和碳酸氫鈉的性質;考點四、碳及其化合物的轉化然后將每一知識點逐一展開講解,再將山東07、08、09、10年有關碳元素的高考題找出來,分析對應的考點及對策。如:

2007年第9題D選項:在空氣質量日報中CO2含量屬于空氣污染指數;

2008年第10題C選項:C60是英國和美國化學家共同發現的,體現了國際科技合作的重要性;

2009年第13題B選項:金剛石是自然界中硬度最大的物質,不可能與氧氣發生反應;

2010年第13題B選項:Na2O、Na2O2組成元素相同,與 CO2反應產物也相同;

對應考點:①多種多樣的碳單質、碳的氧化物――氧化鈉、過氧化鈉②常見非金屬元素單質及其重要化合物對環境質量的影響。

2011高考對策及預測:在復習中對環境問題引起重視如酸雨、光化學煙霧、溫室效應、赤潮等等;對碳的同素異形體的性質及、三、四中的考點多加復習。

通過這樣,讓學生充分重視考試說明,重視老師所列考點,增加了復習的針對性和有效性,大大提高了學生的學習興趣及復習效果。其余考試說明中所列考點可以一一給學生這樣復習。

1.2 第二輪――分塊復習在對課本知識吃透以后,就要著力構建知識網絡和體系。這時就不能限于某章某節內容,而應將中學階段的化學知識進行分類,分成不同的版塊進行“塊塊復習”,使塊與塊能融會貫通從而建立知識網絡。形成網后每一塊再進行重點講解和分析。如對化學平衡復習時,可以將化學平衡常數作為一個重點專題來復習。因為在考試說明中關于平衡常數的要求是:理解化學平衡常數的含義,能夠利用化學平衡常數進行簡單的計算。由此可見,高考對化學平衡常數的要求還是很高的?？梢詫⒒瘜W平衡常數、電離平衡常數、沉淀溶解平衡常數放在一起復習。

先分析近三年高考中其出現的題型及分值

2011高考對策及預測:將題目分別詳解及分析、變式訓練;總結預測2011年平衡常數考察的具體知識點如:平衡常數表達式的書寫、影響因素、與平衡移動的關系以及計算等。

1.3 第三輪及沖刺階段――綜合訓練、模擬高考、回扣課本這時的訓練題不可隨便做,一定做好選題工作。如何選題?可以先將考試說明中的考點分為幾大塊,然后計劃好做幾套題,命題時每一套題都有不同的側重點,幾乎將考試說明上所有的知識點都要涉及到。如:考試說明上對催化劑的要求是:了解催化劑在生產、生活和科學研究領域中的重大作用。

在某套綜合題時針對催化劑可以出以下題目:

催化劑能夠()A、改變反應的速率;B、使正反應速率高于逆反應速率;C、增大反應的化學平衡常數;D、反應過程中不發生化學反應。

還有每次訓練都模擬高考,限時完成,講評時抓重點,講學生出錯多的、問得多的題目以及問題存在較多的知識點。再有教材一直都是高考命題的藍本,考試前幾天大家一定要對課本的知識體系做一個系統的回顧和歸納,理解每個知識點的內涵、外延和聯系。

2展望2011高考

現在2010年高考已經過去了,展望2011年高考還需注意以下幾點:第一、研究考綱、考題,注重主干知識的復習。山東省2010年的考試說明化學部分與2009年沒有任何變化。自2007年以來,連續四年的高考都非常重視對化學基本理論的考察。如化學反應速率、化學平衡、電化學及電解質溶液,還有像氧化還原反應、物質結構和元素周期律等仍將是2011年高考命題的重點。第二、重視化學實驗基本操作、強化課本實驗。實驗考查既是高考命題的重點,又是高考試題的難點。實驗問題的設計是以課本基本實驗為基礎,通過挖掘和創新,強調實驗過程、注重實驗細節,要求考生能獨立完成化學學科的相關實驗,理解實驗的原理與方法,掌握實驗的操作技能,實驗條件的控制,觀察實驗現象,記錄實驗數據,分析綜合得出結論,并對相關結論進行解釋與評價。第三、加強集體備課。深化集體備課,整合群體優勢,努力提高學科整體教學水平。集體備課的主要依據是:考綱、考題、學情和每一輪復習所存在的問題等。集體備課主要內容是:解決復習策略和計劃安排問題,即解決“從學生角度看目前還存在什么問題,什么原因導致仍然存在這些問題,應該怎樣解決這些問題;從學科能力考查看需要練什么、怎么練、練到什么程度;從教師功能發揮看需要講什么、怎么講、講到什么程度;分幾個專題,各專題的能力指向是什么,每個專題用多少時間”等四大問題。集體備課人人都必須提出不同的見解或提供不同的資料,切實做到智慧的整合。

3結語

綜上所述,高三化學總復習時間緊,任務重,要認真分析、研究考試說明以及近年相關的高考試題,增強復習的針對性,摸清高考試題涉及的考點、知識點、特點以及變化趨勢,突出高考題的示范作用,從而提高復習效率。

參考文獻:

[1]山東省招生委員會.2010年普通高等學校招生全國統一考試山東卷考試說明.山東人民出版社,2010,(2):186-188.

篇8

關鍵詞：化學平衡；計算方法；三段式

化學平衡內容繁瑣而復雜，不僅考察的知識點多，而且對學生綜合應用能力的要求也比較高。為了提高學生化學平衡的解答能力，作為一線化學教師，我們要把有關化學平衡的計算方法向學生傳授，有意識地讓學生將理論和實踐結合在一起，強化學生對相關知識的認識，讓學生更好地利用相關計算方法進行習題的解答，逐步提高學生的計算能力和考試能力。本文以幾種計算方法為例對如何提高化學平衡的計算進行論述，以提高學生的考試

能力。

一、三段式計算法

三段式計算法是計算化學平衡最基本的一種解題方法，也是教材中重點講授的一種計算方法。該計算方法首先要明白平衡常數的計算，起始時各物質濃度之間的關系，以及平衡時各物質濃度的關系，這樣不僅能幫助學生計算一些求反應平衡常數的問題，而且還能求某一反應物在此反應條件下的轉化率問題等，有助于提高解題效率，提高學生學習化學的能力。

例如：已知一氧化碳與水蒸氣的反應為：

CO（g）+H2O（g） CO2（g）+H2（g）

在427℃時的平衡常數是9.4，如果反應開始時，一氧化碳和水蒸氣的濃度都是0.01 mol/L，計算一氧化碳在此反應條件下的轉化率。

分析：該題是教材后的一道練習題，也是應用三段式計算法的典型例題之一。計算該題時，我們先對題干進行分析，首先根據已知k=9.4的計算公式進行計算，之后，引導學生按照三段式計算法進行解答。

通過整個解答過程我們可以看出，三段式計算法的有效應用相對比較簡單，而且，有效的計算對提高學生的知識應用能力與計算能力起著非常重要的作用。在教學時，教師要通過對相關練習題的分析來提高學生的應用能力，進而提高學生的化學平衡計算能力。

二、差量計算法

差量計算法在化學平衡計算時，可以是體積差量、壓強差量、物質的量差量等等，是計算化學平衡的有效方法之一。在研究化學平衡計算方法的過程中，我們要重點對該方法進行討論，不是所有的題目都像三段式例題一樣，已知條件和未知的關系都那么明確，只要熟練應用平衡常數的公式就可以。事實上，很多試題給出的條件并沒有那么直接，需要我們進行轉化。因此，我們還要教會學生運用差量計算法，以期提高學生化學平衡的計算能力。

例如：某溫度下，在密閉容器中發生如下反應：

2A（g） 2B（g）+C（g）

若開始時只充入2 mol A氣體，達到平衡時，混合氣體的壓強比起始時增大了20%，求平衡時A的體積分數是多少？

分析：要想正確解出該題，首先，先要明確體積分數的概念，即：體積分數=物質的量/總物質的量。接著，再通過求達到平衡時物質A的物質的量和平衡時的總物質的量來對該題進行解答。但是，從分析過程可以看出，我們并不能直接運用三段式計算法，因為給出的已知量只有達到平衡時的增大量，此時我們可以應用差量計算法解題。

平衡時，物質A的物質的量是：2-0.8 mol=1.2 mol

平衡時總物質的量是：2+0.4 mol=2.4 mol

所以，物質A的體積分數=1.2 mol/2.4 mol×100%=50%

可見，差量計算法的應用范圍主要是針對題干中只給出增大量或減少量。從上例的分析過程來看，差量計算法的應用針對的是一些基礎性試題，這對高效課堂的順利實現起著非常重要的作用。因此，在化學平衡計算中，學生要熟練掌握差量法的計算過程，為學生解題能力的提高作出相應貢獻。

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化學選修4知識點總結

第1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)］

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)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＋2H2O2NaOH＋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：CuCu2＋＋2e－,還發生幾個副反應

ZnZn2＋＋2e－；NiNi2＋＋2e－

FeFe2＋＋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：CuCu2＋＋2e－

陰極反應： Cu2＋＋2e－Cu

三、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：ZnZn2＋＋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：ZnZn2＋＋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

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：FeFe2＋＋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.

第2章、化學反應的方向、限度與速率(1、2節)

原電池的反應都是自發進行的反應,電解池的反應很多不是自發進行的,如何判定反應是否自發進行呢?

一、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.

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.

【例題分析】

例1、已知下列熱化學方程式：

(1)Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)    ΔH＝－25kJ/mol

(2)3Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g)   ΔH＝－47kJ/mol

(3)Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g)     ΔH＝＋19kJ/mol

寫出FeO(s)被CO還原成Fe和CO2的熱化學方程式 .

解析：依據蓋斯定律：化學反應不管是一步完成還是分幾步完成,其反應熱是相同的.我們可從題目中所給的有關方程式進行分析：從方程式(3)與方程式(1)可以看出有我們需要的有關物質,但方程式(3)必須通過方程式(2)有關物質才能和方程式(1)結合在一起.

將方程式(3)×2＋方程式(2)；可表示為(3)×2＋(2)

得：2Fe3O4(s)＋2CO(g)＋3Fe2O3(s)＋CO(g)＝6FeO(s)＋2CO2(g)＋2Fe3O4(s)＋CO2(g)；ΔH＝＋19kJ/mol×2＋(－47kJ/mol)

整理得方程式(4)：Fe2O3(s)＋CO(g)＝2FeO(s)＋CO2(g)；ΔH＝－3kJ/mol

將(1)－(4)得2CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g)－2FeO(s)－CO2(g)；ΔH＝－25kJ/mol－(－3kJ/mol)

整理得：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol

答案：FeO(s)＋CO(s)＝Fe(s)＋CO2(g)；ΔH＝－11kJ/mol

例2、熔融鹽燃料電池具有高的發電效率,因而得到重視,可用Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽混合物作用電解質,CO為陽極燃氣,空氣與CO2的混合氣體為陰極助燃氣,制得在650℃下工作的燃料電池,完成有關的電池反應式：

陽極反應式：2CO＋2CO32－4CO2＋4e－

陰極反應式：             ；

總電池反應式：               .

解析： 作為燃料電池,總的效果就是把燃料進行燃燒.本題中CO為還原劑,空氣中O2為氧化劑,電池總反應式為：2CO＋O2＝2CO2.用總反應式減去電池負極（即題目指的陽極）反應式,就可得到電池正極（即題目指的陰極）反應式：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－ .

答案：O2＋2CO2＋4e－＝2CO32－；2CO＋O2＝2CO2

例3、下列有關反應的方向說法中正確的是(   )

A、放熱的自發過程都是熵值減小的過程.

B、吸熱的自發過程常常是熵值增加的過程.

C、水自發地從高處流向低處,是趨向能量最低狀態的傾向.

D、只根據焓變來判斷化學反應的方向是可以的.

解析：放熱的自發過程可能使熵值減小、增加或無明顯變化,故A錯誤.只根據焓變來判斷反應進行的方向是片面的,要用能量判據、熵判據組成的復合判據來判斷,D錯誤.水自發地從高處流向低處,是趨向能量最低狀態的傾向是正確的.有些吸熱反應也可以自發進行.如在25℃和1.01×105Pa時,2N2O5(g)＝4NO2(g)＋O2(g)；ΔH＝56.7kJ/mol,(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s)＋NH3(g)；ΔH＝74.9kJ/mol,上述兩個反應都是吸熱反應,又都是熵增的反應,所以B也正確.

答案：BC.

化學反應原理復習（二）

【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??；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

篇10

作為原理教學的一部分內容，它的形成是由一般到特殊、由具體到抽象、由現象到本質的認識過程，教師要在教學過程中注意培養學生由感性認識到理性認識的不斷循環進行歸納、演繹等邏輯推理的能力。下面是小編為大家收集的化學平衡教學反思范文，望大家喜歡。

化學平衡教學反思范文一長郡中學教學開放周，我上了一節題為“化學平衡”的高三復習公開課。課后，感慨良多?；瘜W平衡是一個重要的化學概念。化學平衡概念比較抽象,化學平衡觀點的建立也具有一定難度?！盎瘜W平衡”是高中化學教材必修塊的內容,它是中學化學的重要理論之一,是學習電離平衡、鹽類的水解、鹵化烴的水解、酯的水解的基礎,對很多知識的學習起著重要的指導作用。讓學生能達到淺顯易懂的教學效果就是課堂的最大收獲，使之建立起清晰的化學平衡的觀點是本節教學成功的關鍵。

本節課我的教學主線是：1.首先向學生灌輸一種化學的思想，也就是化學究竟要解決的問題是什么。我舉了工業上合成氨的例子，即如何來正確認識一個化學反應，提出了四個字“質”—質變，反應物可以生成生成物;“量”質量、物質的量;“能”能量的變化，即吸熱和放熱;“效”—效率、效果，即化學反應速率和化學平衡問題。以此來引入新課。2.回顧化學平衡知識點，提出可逆反應的定義，以及可逆反應的特征。3.從可逆反應入手，結合幾個高考里面經常出現的圖像，提出化學平衡的概念。并有學生歸納總結化學平衡的特征。4.突破本節課的重難點，即化學平衡的判據。5.課堂練習題目鞏固知識點。

進入高三復習已經兩個多月時間，感覺自己還是總結出了一套自己的復習方法。歸結起來也就是：“診斷練習”----“知識點回顧”-----“走進高考，高考真題賞析”-----“重難點突破”------“課堂練習”。兩個多月下來，感覺效果不錯，但是也暴露了一些問題，就是課堂上學生活躍力不夠。到了高三全是復習課，學生已經有了對知識的認知，以前總感覺這樣很正常，但是聽了師傅的課才發現，原來不是這樣的。師傅的課堂，充滿了所謂的“人文關懷”，師生配合非常好，學生的主體地位非常突出，而且有很多學生主動舉手回答問題，這在我的課堂上是沒有的。這段時間我也在反思這個問題，也請教了備課組很多專 家和老師。主要原因是，自己講得還是太多了，生怕學生不會，生怕學生遺漏一些知識點。但是忽略了這是復習課，學生對于一些簡單的、基礎的知識點，已經通過自主預習、復習，早已經掌握，因此提不起興趣也是很正常的。

其實從上次上完組內“硫及其化合物”公開課后，結合了很多老師給我的意見我也在進行自我調整，反思課堂教學。在課堂上多讓學生講，自己在旁邊只是提醒、引導、點評。明顯能感覺到學生的興趣提上來了，而且非常高漲。當有的學生回答問題時，別的同學都能比較認真地聽著，然后進行補充。學生的興趣起來了，因此成績的提高也就是順理成章的事情。

中國有句古話叫“授人以魚不如授人以漁”，我個人認為一個真正優秀的教師傳給學生的是方法、興趣、解決問題的態度和審視問題的穿透力。讓學生感到這門課學起來簡單就是你的本事，這應是我們教師在教學教研上最該投入精力的一面，更是真正站在學生立場為他們著想，而且這樣更能提高教學質量。

化學平衡教學反思范文二作為原理教學的一部分內容，它的形成是由一般到特殊、由具體到抽象、由現象到本質的認識過程，教師要在教學過程中注意培養學生由感性認識到理性認識的不斷循環進行歸納、演繹等邏輯推理的能力。

就我本人的這節課，由于學生已經掌握平衡常數的概念、意義，在此基礎之上我的設計思路是讓學生通過感性認識獲知溫度對化學平衡的影響，引導學生從平衡常數角度分析溫度為什么能影響化學平衡，歸納總結溫度對平衡的影響;然后讓學生理性分析預測濃度對化學平衡的影響----根據所提供的試劑設計實驗，提出實驗方案-----討論評價實驗方案------實施實驗方案------獲得信息-----驗證預測，從而使學生親身體驗完整的探究性學習過程，提高學生的科學學習方法與能力。最后本節課教師給學生點出外界條件改變引起的化學平衡的移動有兩種情況，新的平衡狀態一種是平衡常數改變，另一種是平衡常數不變的，這樣為部分學生將來在研究有些題目中提到的等效平衡建立基礎。最后通過學生解決問題來學生進一步提高學生的認識。

就這節課在實施過程中，對于知識與技能的培養是通過教師為主導，學生自主學習完成的，本節課更加注重了過程與方法，使學生通過預測、設計實驗、實施實驗方案、獲得感性認識，與理性分析相結合，加深對新學知識的理解，同時也提高了學生的科學實驗探究能力。

在課的結束時通過合理設計習題，既鞏固知識，又對學生進行了情感態度及價值觀方面的教育，讓學生知道利用所學化學知識可以解決生產生活中的許多問題，體驗學習化學的價值。

化學平衡教學反思范文三化學平衡移動的影響因素的這節內容也是抽象的理論知識和實驗的探究相結合的，鑒于對化學反應速率的影響因素的教學經驗。

一、在教學方法上，同樣采取通過提出問題----實驗探究-----分析原因-----得出結論，引導學生進行探究式學習，充分運用交流、提問等手段，在這里為了理解和鞏固知識，結合圖像教學，讓學生將抽象的理論轉換成圖像。強化運用規律和理論解決實際問題等能力。

二、在內容的處理上。

1、鑒于對化學反應速率的影響因素的教學不足的地方，如過高地估計了學生的實驗能力和理論分析的能力，在這節內容處理上，先以一個實驗作案例分析指導，在放手讓學生獨自探究，效果比上次好多了。

2、學生在化學平衡移動的影響因素和化學反應速率的影響因素這兩個知識點上容易混淆。

在這兩個知識點上，既有聯系性又有獨立性，在教學處理上，既要分開又要有機結合。例如升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動，速率都會加快，但學生會錯誤理解為放熱反應方向的速率減小。