【最新精品教案】化学选修4第四章电化学基础(全章教案)讲解

第一篇：【最新精品教案】化学选修4第四章电化学基础(全章教案)讲解

第四章 第一节原电池 教学目标

知识与技能:进一步了解原电池的工作原理,了解设计原电池、选用正负 极的原则,以及电极反应的概念。

过程与方法:1.通过分组实验让学生体验化学能与电能相互转化的探究过 程,培养学生观察能力与分析思维能力;2.实验引导学生掌握以问题为中心的学习方法,学会发现问 题、解决问题的方法.情感态度与价值观:使学生进一步从能量的角度理解化学科学对人类生活 的重要贡献。

教学重点:原电池的工作原理,写电极反应式和电池反应式。教学难点:原电池的工作原理。

教学方法:实验探究法。课时安排:1课时 教学过程: [问题情境 ] 1.同学们在化学必修 2关于《化学能与电能》章节中,学习了原电池的基 本原理和形成条件,那如果有下列两个装置能形成原电池吗?

2.3.(依据学生的方案,肯定切实可行的方

案,如在两烧杯间搭建盐桥。[实验探究 ] 在⑵装置中使用盐桥。

观察装置⑶的实验内容实验现象。[学生 ]通过观察,记录并讲述实验现象。

[教师 ]归纳并板书实验现象: ①电流计指针偏转, 并指示电子是由 锌片流向铜片;

(1 ②锌片溶解质量减少;③铜片上有红色物质析出。

[结论 ]Cu-Zn-CuSO 4溶液构成了原电池, 发生了原电池反应, 并且锌为原电 池的负极,铜为正极。

问题:1.如何设法阻止溶液中的

..........Cu..2+..在负极锌表面还原以及能使⑶装置原................电池得到持续、稳定的电流呢?..............2.若把装置⑶中左烧杯中的 CuSO 4溶液换成 ZnSO 4溶液可以吗? 实验 4-1 观察,记录并讲述 实验现象。

①盐桥存在时电流计指针偏转,且指针偏转角度随时间的延续几乎保 持不变;② Zn 片溶解,无红色物质析出, Cu 片上有红色物质析出;③取 出盐桥电流计指针回到零点。

[结论 ]Zn..—.Cu..—.ZnSO....4.溶液..—.CuSO....4.溶液

..—.盐桥构成了原电池,且能产生持..............续、稳定的电流

.......;取出盐桥时没有电流产生,不能形成原电池。

板书:

1、构造特点:双液原电池由两个半电池组成,每个半电池中的电 极与电解质溶液互不反应,电池反应的还原剂与氧化剂分别位于两个半电 池中,中间通过盐桥连接形成闭合回路。

2、电极反应:负极(Zn :Zn-2e-=Zn2+(氧化反应 正极(Cu :Cu 2++2e-=Cu(还原反应

3、电池反应:Zn+Cu2+=Zn2++Cu

4、外电路:电子由负极(Zn 片流向正极(Cu 片;电流由正极(Cu 片流向负极(Zn 片;内电路:阳离子移向正极(Cu 片;阴离子移向负极(Zn 片。

5、盐桥的作用:通过阴、阳离子的定向移动,在内电路形成电流回 路而不中断电流。

6、意义:随开随用,并能长时间产生持续、稳定的电流。[小结并板书 ]原电池的原理及形成条件。

1、原电池的定义:化学能转变为电能的装置。

2、构成原电池的条件:两极一液闭合电路,自发的氧化还原反应

3、原电池的电极: ①材料种类:金属—金属(活泼性不同;金属—非金属;金属—金 属氧化物等。②负极:还原剂发生氧化反应的一极;正极:氧化剂发生还原反应.③正、负极的判断方法:电流计指针的偏转方向(电子流出或电流流 入的一极为负极, 电子流入或电流流出的一极为正极;池中实验现象(电极本身溶解的为负极,电极上有金属或气体析出的为正极。[作业 ]教材 P 72,习题 1-6。

第四章 第二节化学电源

教学目标

知识与技能:了解化学电源的分类,常用电池的构成工作原理,加深对原 电池原理的认识。

过程与方法:培养学生运用对比法和理论联系实际的能力及收集整理、分 析资料的能力

情感态度与价值观:增强学生的环境保护意识和可持续发展意识。教学重点 :一次、二次电池和燃料电池的反应式的书写、性能及其应用 教学难点:化学电池的反应原理

教学过程

复习:请同学以铜—锌原电池为例,叙述原电池组成和工作原理 板书:第二节化学电源

举例或实物展示 :常见化学电源

锌—锰干电池、铅蓄电池、镍—铬可充电电池、银—锌钮扣电池的 标本或模型

板书:化学电池——将化学能变成电能的装置 讲述:电池分类:一次电池、二次电池、燃料电池 板书:

一、一次电池

投影:1.电池反:Zn+2MnO2+2H2O 2MnO(OH +Zn(OH2.找出电池的正、负极(电池的正、负极反应方程式看教材,不要求

2.银锌电池的电极分别是 Ag 2O 和 Zn ,电解质是 KOH ,发生氧化还原

反应后生成 Ag 和 ZnO ,请写出该电池的电极反应式和电池反应方程式。分析、讨论得结论

讲述:锂电池的优点:锂具有密度小,还原性强的特性。以及锂电池重量 轻、电能高、寿命长、用途广的特点。

板书:

二、二次电池—铅蓄电池

投影:铅锑合金的格板,格板上填充的正极、负极材料,两极之间注入硫 酸的质量分数(30%和密度等内容。总反应 Pb(s+PbO2(s+2H2SO 44(s+2H2O(l 找出放电时(原电池 正负极材料与电极反应方程式及反应类型,计算 当转移 0.5N A 个电子时, 蓄电池消耗硫酸的物质的量。并分析充电的反应。

分析、讨论得结论 : 板书:

三、燃料电池

投影:请写出氢氧燃料电池在酸性及碱性电解质下的正负极反应、总反应, 并由此理解此类电池名称的来源。

板书:酸性电解质: 放电 充电

负极: 2H2-4e-==4H+正极: O2+4H++4e-==2H2O 总反应:2H 2+O2==2H2O 碱性电解质

负极 : 2H2-4e-+4OH-==4H2O 正极 : O2+2H2O+4e-==4OH-总反应 : 2H2+O2==2H2O

讨论、归纳: 1.燃料电池的规律

①燃料做负极,助燃剂氧气为正极。

②书写方程式要考虑产生的离子是否与电解质溶液反应。③电极材料一般不参加化学反应,只起传导电子的作用。④电极反应式必须遵循原子守恒与电苛守恒。2.燃料电池与前几种电池的差别: ①氧化剂与还原剂在工作时不断补充;②反应产物不断排出③能量转化率高(超过 80%,普通的只有 30%, 有利于节约能源。

[阅读]科学视野:燃料电池具有能量利用率高,可连续使用和污染小等 优点,已成为一种发展前景广阔的化学电源。

作业:1.燃料电池是燃料(如 H 2, CO , CH 4等 跟氧气或空气反应,将化学能 转变为电能的装置,电解液为强碱溶液。下列关于甲烷燃料电池的说法中 正确的是:(答案 A、C A.负极反应为:CH 4+10OH--8e-==CO32-+7H2O B.负极反应为:O 2+2H2O+4e-==4OH-C.随着放电进行,溶液中的阴离子向负极移动 D.随着放电进行,溶液的 PH 值不变

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。氢镍电池的总反应是(答案是 C、D 21H 22, 根据此反应判断, 下列叙述正确 的是电池放电时, A.电池负极周围溶液的 OH-浓度不断增大 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, H 2是负极 教学反思: 本节内容应联系生活实际,向综合性、应用性和实践性转化。因此本 节课的设计应注意:挖掘原电池的原理和组成条件,使学生认识到化学知 识与工农业生产、科学发展、日常生活有密切的联系,以激发学生学习化 学的兴趣。更重要的是启发学生运用化学知识解决实际问题,从而培养学 生的创新精神。

放电 充电

第四章 第三节 电解池 教学目标 知识与技能: 1.掌握电解的基本原理。初步掌握一般电解反应产物的判断方法。2.使学生了解电解原理的应用。

3.通过对比、分析、明确原电池与电解池的区别和联系。过程与方法:

通过电解氯化铜水溶液的实验,加深对电解原理的理解和应用。培养 学生观察现象、分析、推理、归纳和总结、探究等能力。

情感态度与价值观:(1指导学生主动参与教学过程,激发其主动探究的意识。

(2对学生进行唯物辩证法教育和环境保护教育, 加深学生对 “理论来 源于实践,又反过来指导实践” ,这一认识规律的认识。

教学重点 :电解原理。教学难点 :离子放电实质。

课时分配 :第一课时,电解原理;第二课时,电解原理的应用。教学方法:实验探究与启发讨论法 8

第四章 第四节金属的电化学腐蚀与防护 教学目标

知识与技能:1.学会书写吸氧腐蚀的电极反应式,巩固 “ 析氢腐蚀 ” 的电极 反应式。2.了解电化学防护的原理及方法。

过程与方法:视频图片引入,紧密结合原电池和电解池原理,设问讨论, 引导学生讨论研究, 归纳小结, 重点培养学生理论联系实际, 学以致用的能力。

情感、态度与价值观:防止腐蚀,任重道远。培养学生努力学习,用科学 知识武装自己, 提高分析问题、解决问题的能力, 造福社会。教学重点 :金属的电化学腐蚀及金属的电化学防护

教学难点 :金属发生吸氧腐蚀的电化学原理 10

板书 讲述

2、析 氢腐 蚀 • xH2O，这就是铁锈的成份。铁锈疏 松地覆盖在铁钉表面，一定程度上可 以阻止铁定的继续腐蚀。1.吸氧腐蚀 负极：Fe－2e－＝Fe2＋ 正极：O2＋2H2O＋4e－＝4OH－ 总反应为：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe（OH）2 Fe（OH）2＋O2＋2H2O＝2Fe（OH）3 Fe（OH）3 →Fe2O3• xH2O（脱水）2.析氢腐蚀 电极反应 与“吸氧腐蚀”相对应的是：如果水 式：负极： 膜或电解质溶液呈强酸性，水膜或电 Fe-2e－=Fe2+ 解质溶液中就会有大量的氢离子，此 正极： 时原电池反应就会有氢气放出，称之 2H+＋2e－=H2 介绍巩固 为“析氢腐蚀”，与我们必修中原电 总反应： 析氢腐蚀 Fe＋2H+＝ 池形成原理相似。Fe2+＋H2 完成 板书 讲述 引入 设问

二、金属 的电 化学 防护 负极：Fe－2e－＝Fe2＋ 正极：2H＋＋2e－＝H2 总反应式：Fe＋2H＋＝Fe2＋＋H2 比较化学腐蚀和电化学腐蚀。见附表 在日常生产和生活中，主要发生吸氧 腐蚀。因其速度快，又具普遍性，所 以危害极大。根据上节引入部分强调保护金属的 重要性和必要性 问题： 你知道哪些办法可以较好地保 学生讨论 护金属，不被腐蚀吗？

1、保护层，2、改变金属结构…… 引出下部 分学习内 容作铺 垫。换个角度 理解所学 知识，用 于解决实 际问题 切入 回顾 电化 学知 识 我们研究电化学保护法 问题 1.在两种金属作极棒形成 的原电池 中，哪种极棒消耗？哪种极棒没有消 学生讨论 耗（受到保护）？ 2.在两种金属作极棒组成的电解池 11 小结 科学 探究 中，哪种消耗？哪种极棒没有消耗（受到保护）？ 1.正极（较不活泼金属）受到保护 2.阴极受到保护 P87 《科学探究》 小结 实验验证 引导学生小结 小结

1、牺牲阳极的阴极保护法 板书

2、外加电流的阴极保护法 现有一块白铁和一块马口铁，你能否预测哪种铁 例题 解决问题 板更耐腐蚀？ 小结 略 作业 P87-1T-8T 金属的腐蚀及其防护是日常生活中非常普遍、非常常见 的现象，也是急待解决的问题。所以本节课应在科学知 教 学 反 思 识的综合性、应用性、实践性上入手，密切联系生活实 际，挖掘原电池的原理和组成条件（即金属腐蚀的原理），以及金属的腐蚀防护的重要意义，使学生认识到化学知 识与工农业生产、科学实验、日常生活有密切的联系，以激发学生学习化学的兴趣，更重要的是启发学生运用 化学知识解决实际问题，从而培养学生的创新精神。附表一化学腐蚀与电化学腐蚀 12

第二篇：选修4化学第二章第一节教案

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0756-6943000  1.概 念：单位时间内反应物或生成物浓度的变化量来表示的物理量。

 2.定义式：v = △ c/ △t

 3.单位mol /（L · min）或 mol /（L · s）注意问题

①指明反应速率所属物质

同一反应，如用不同物质表示，数值可能不同，但表示的意义相同。②反应速率比=方程式系数比=浓度变化量比 ③化学反应速率为平均速率且速率取正值 1.对于反应Fe+2HCl=FeCl2+H2,2s内FeCl2的

物质的量浓度由2mol/L变为4mol/L，试用FeCl2的物质的量浓度的变化来描述此反应的 快慢。

解： v = △ c/ △t =（4mol/L-2mol/L）/2s

= 2 mol /（L · s）

2.反应H2+Cl2=2HCl,在2L的容器内发生，3秒内H2的物质的量由5mol变为2mol，试用H2的物质的量浓度变化来描述此反应的快慢。解：

△ c =（5mol-2mol）/2L=1.5mol/L v = △ c/ △t=1.5mol/L/2s =2 mol /（L · s）

反应 A + 3B = 2C + 2D 在四种不同条件下的反应速率为：(1)v(A)=0.3mol/（L·s）(2)v(B)=0.6mol/（L·s）(3)v(C)=0.4mol/（L·s）(4)v(D)=0.45mol/（L·s）

则该反应速率的快慢顺序为(1)>(4)>(2)=(3)在25℃时，向100mL含HCl 14.6g的盐酸中，放入5.6g铁粉，反应进行到2s时收集到氢气1.12L(标况)，之后反应又进行了4s，铁粉全溶解。若不考虑体积变化，则：(1)前2s内用FeCl2表示的平均反应速率为0.25mol/(L·s)；(2)后4s内用HCl表示的平均反应速率为0.25mol/(L·s)；(3)前2s与后4s比较，反应速率前2s 较快，其原因可能前2s时段盐酸浓度比后4s时段大

根据下图填空:(1)反应物是_____;生成物是_____。(2)2min内A、B、C三者的反应速率是多少？该反应的化学方程式是___ _________

二、化学反应速率模型

1、有效碰撞

并不是每次碰撞都能发生化学反应，只有其中的部分气体的碰撞能发生化学反应

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0756-6943000 ——有效碰撞 活化分子、正确取向 有效碰撞理论

n活=n总×活%

反应速率与活化分子的百分率（活%）成正比

2、活化分子

具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子 发生有效碰撞的分子一定是活化分子，但活化分子的碰撞不一定是有效碰撞。

3、活化能

E1是反应的活化能

E2是活化分子变成生成物分子放出的能量 E2-E1是反应热

影响化学反应速率的因素

主要因素：参加反应的物质的性质

次要因素:外界条件：浓度、压强、温度、催化剂等

光、电磁波、超声波、反应物颗粒的大小、溶剂的性质、原电池等。

一、浓度对反应速率的影响

1、结论：当其它条件不变时，增加

反应物的浓度，可增大反应速率。

1、结论：当其它条件不变时，增加

反应物的浓度，可增大反应速率。活化分子百分数不变（与温度、活化能有关）单位体积内活化分子数增多

有效碰撞次数增多，反应速率加快

3、适用范围

适用范围：气体、溶液

（固体或纯液体的浓度视为常数）

二、压强对反应速率的影响

1、结论：当其它条件不变时，增加压强，可增大反应速率。

2、微观解释

活化分子百分数不变（与温度、活化能有关）单位体积内活化分子数增多

有效碰撞次数增多，反应速率加快

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0756-6943000

3、适用范围 只适用于气体

（必须引起反应或生成物气体浓度改变）

三、温度对反应速率的影响

1、结论：当其它条件不变时，升高温度，化学反应速率一般要加快。

2、微观解释

活化分子百分数增加（主要）碰撞频率提高（次要）

3、适用范围

所有状态 所有反应

温度每升高10 ℃，v增大到原来的 2 ~ 4 倍

四、催化剂对反应速率的影响

1、结论：使用催化剂可加快化学反应速率

2、微观解释：降低反应所需的活化能使得活化分子百分数增加

3、适用范围：催化剂具有专一性

第三篇：【人教版】高中化学选修4知识点总结：第四章电化学基础

第四章电化学基础

一、原电池

课标要求

1、掌握原电池的工作原理

2、熟练书写电极反应式和电池反应方程式

要点精讲

1、原电池的工作原理

（1）原电池概念： 化学能转化为电能的装置，叫做原电池。

若化学反应的过程中有电子转移，我们就可以把这个过程中的电子转移设计成定向的移动，即形成电流。只有氧化还原反应中的能量变化才能被转化成电能；非氧化还原反应的能量变化不能设计成电池的形式被人类利用，但可以以光能、热能等其他形式的能量被人类应用。

（2）原电池装置的构成

①有两种活动性不同的金属（或一种是非金属导体）作电极。②电极材料均插入电解质溶液中。③两极相连形成闭合电路。（3）原电池的工作原理

原电池是将一个能自发进行的氧化还原反应的氧化反应和还原反应分别在原电池的负极和正极上发生，从而在外电路中产生电流。负极发生氧化反应，正极发生还原反应，简易记法：负失氧，正得还。

2、原电池原理的应用

（1）依据原电池原理比较金属活动性强弱

①电子由负极流向正极，由活泼金属流向不活泼金属，而电流方向是由正极流向负极，二者是相反的。

②在原电池中，活泼金属作负极，发生氧化反应；不活泼金属作正极，发生还原反应。③原电池的正极通常有气体生成，或质量增加；负极通常不断溶解，质量减少。（2）原电池中离子移动的方向

①构成原电池后，原电池溶液中的阳离子向原电池的正极移动，溶液中的阴离子向原电池的负极移动；

②原电池的外电路电子从负极流向正极，电流从正极流向负极。注：外电路：电子由负极流向正极，电流由正极流向负极；

内电路：阳离子移向正极，阴离子移向负极。

3、原电池正、负极的判断方法：

（1）由组成原电池的两极材料判断

一般是活泼的金属为负极，活泼性较弱的金属或能导电的非金属为正极。（2）根据电流方向或电子流动方向判断。电流由正极流向负极；电子由负极流向正极。（3）根据原电池里电解质溶液内离子的流动方向判断

在原电池的电解质溶液内，阳离子移向正极，阴离子移向负极。（4）根据原电池两极发生的变化来判断

原电池的负极失电子发生氧化反应，其正极得电子发生还原反应。（5）根据电极质量增重或减少来判断。

工作后，电极质量增加，说明溶液中的阳离子在电极（正极）放电，电极活动性弱；反之，电极质量减小，说明电极金属溶解，电极为负极，活动性强。

（6）根据有无气泡冒出判断

电极上有气泡冒出，是因为发生了析出H2的电极反应，说明电极为正极，活动性弱。

本节知识树

原电池中发生了氧化还原反应，把化学能转化成了电能。

二、化学电源

课标要求

1、了解常见电池的种类

2、掌握常见电池的工作原理

要点精讲

1、一次电池

（1）普通锌锰电池

锌锰电池是最早使用的干电池。锌锰电池的电极分别是锌（负极）和碳棒（正极），内部填充的是糊状的MnO2和NH4Cl。电池的两极发生的反应是：

（2）碱性锌锰电池

用KOH电解质溶液代替NH4Cl作电解质时，无论是电解质还是结构上都有较大变化，电池的比能量和放电电流都能得到显著的提高。它的电极反应如下：

（3）银锌电池——纽扣电池

该电池使用寿命较长，广泛用于电子表和电子计算机。其电极分别为Ag2O和Zn，电解质为KOH溶液。其电极反应式为：

（4）高能电池——锂电池

该电池是20世纪70年代研制出的一种高能电池。由于锂的相对原子质量很小，所以比容量（单位质量电极材料所能转换的电量）特别大，使用寿命长。

如作心脏起搏器的锂碘电池的电极反应式为：

2、二次电池

原理：充电电池在放电时进行的氧化还原反应在充电时又逆向进行，生成物重新转化为反应物，使充电放电可在一定时期内循环进行。

铅蓄电池

构成：该电池以Pb和PbO2作电极材料，硫酸作电解质溶液。

放电时二氧化铅电极上发生还原反应，铅电极上发生氧化反应。充电时二氧化铅电极上发生氧化反应，铅电极上发生还原反应。

3、氢氧燃料电池（1）氢氧燃料电池的构造

在氢氧燃料电池中，电解质溶液为KOH溶液。石墨为电极，H2和 O2或空气）源源不断地通到电极上。

（2）氢氧燃料电池的优点是产物只有水，不产生污染物。

本节知识树

根据原电池的工作原理，设计了各种用途的原电池产品。需要了解常见电池的基本构造、工作原理、性能和使用范围。

三、电解池

课标要求

1、掌握电解池的工作原理

2、能够正确书写电极反应式和电解池反应方程式

3、了解电解池、精炼池、电镀池的原理

要点精讲

1、电解原理

（1）电解的含义：使电流通过电解质溶液（或熔化的电解质）而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程叫做电解，这种把电能转变成化学能的装置叫做电解池。

（2）构成电解池的条件 ①直流电源。

②两个电极。其中与电源的正极相连的电极叫做阳极，与电源的负极相连的电极叫做阴极。

③电解质溶液或熔融态电解质用石墨、金、铂等制作的电极叫做惰性电极，因为它们在一般的通电条件下不发生化学反应。用还原性较强的材料制作的电极叫做活性电极，它们作电解池的阳极时，先于其他物质发生氧化反应。

（3）阴、阳极的判断及反应原理 与电源的正极相连的电极为阳极。阳极如果是活泼的金属电极，则金属失去电子生成金属阳离子；阳极如果不能失去电子，则需要溶液中能失去电子（即具有还原性）的离子在阳极表面失去电子，发生氧化反应。

与电源的负极相连的电极为阴极。阴极如果是具有氧化性的物质，则阴极本身得到电子，发生还原反应，生成还原产物；阴极如果不能得到电子，则溶液中的离子在阴极表面得电 子，发生还原反应（如下图所示）

2、电解原理的应用

（1）电解饱和食盐水以制备烧碱、氯气和氢气 ①电解饱和食盐水的反应原理

②离子交换膜法电解制烧碱的主要生产流程

（2）电镀

①电镀的含义： 电镀是应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的过程。

②电镀的目的：电镀的目的主要是使金属增强抗腐蚀能力、增加美观和表面硬度。③电镀特点：“一多、一少、一不变”。一多指阴极上有镀层金属沉积，一少指阳极上有镀层金属溶解，一不变指电解液浓度不变。

（3）电镀的应用——铜的电解精炼 ①电解法精炼铜的装置

②电解法精炼铜的化学原理

电解精炼是一种特殊的电解池。电解精炼中的两个电极都是同种金属单质，阳极是纯度较低的金属单质，阴极是纯度较高的金属单质。

（3）电冶金

原理：化合态的金属阳离子，在直流电的作用下，得到电子，变成金属单质。

本节知识树

化学能与电能可以相互转化。电能转化为化学能的反应为电解反应，实现电能转化成化学能的装置叫电解池。

原电池与电解池比较

四、金属的电化学腐蚀与防护

课标要求

①能够解释金属电化学腐蚀的原因 ②了解金属腐蚀的危害 ③掌握金属腐蚀的防护措施

要点精讲

1、金属的腐蚀（1）定义： 金属的腐蚀是指金属与周围的气体或液体物质发生氧化还原反应而引起损耗的现象。

（2）分类：由于金属接触的介质不同，发生腐蚀的情况也不同，一般可分为化学腐蚀和电化学腐蚀。

①化学腐蚀： 金属跟接触到的物质直接发生反应而引起的腐蚀叫做化学腐蚀。化学腐蚀过程中发生的化学反应是普通的氧化还原反应，而不是原电池反应，无电流产生。

②电化学腐蚀：不纯的金属与电解质溶液接触时，会发生原电池反应。比较活泼的金属失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。

（3）电化学腐蚀

电化学腐蚀，实际上是由大量的微小的电池构成微电池群自发放电的结果。①析氢腐蚀

钢铁在潮湿的空气中表面会形成一薄层水膜，在钢铁表面形成了一层电解质溶液的薄膜，与钢铁里的铁和少量的碳恰好形成了原电池。这无数个微小的原电池遍布钢铁表面，在这些原电池里，铁是负极，碳是正极。若电解质溶液酸性较强则发生析氢腐蚀。

②吸氧腐蚀

金属表面酸性较弱或呈中性时，溶解在溶液中的氧气与水结合，生成OH-，消耗了氧气，从而使得溶液不断吸收空气中的氧气而发生吸氧腐蚀。

2、金属的防护

金属防护的目的就是防止金属的腐蚀。金属的防护要解决的主要问题就是使金属不被氧化。

（1）牺牲阳极的阴极保护法

将被保护的金属与更活泼的金属连接，构成原电池，使活泼金属作阳极被氧化，被保护的金属作阴极。

（2）外加电源的阴极保护法

利用外加直流电，负极接在被保护金属上成为阴极，正极接其他金属。（3）非电化学防护法

①非金属保护层②金属保护层③金属的钝化

3、判断金属活动性强弱的规律

（1）金属与水或酸的反应越剧烈，该金属越活泼。（2）金属对应的最高价氧化物的水化物的碱性越强，该金属越活泼。

（3）一种金属能从另一种金属的盐溶液中将其置换出来，则该金属比另一种金属更活泼。

（4）两金属构成原电池时，作负极的金属比作正极的金属更活泼。

（5）在电解的过程中，一般地先得到电子的金属阳离子对应的金属单质的活泼性比后得到电子的金属阳离子对应的金属单质的活泼性弱。

本节知识树

在揭示金属腐蚀的严重性和危害性的基础上，分析发生金属腐蚀的原因，探讨防止金属腐蚀的思路和方法。

本章知识网络

金属冶炼方法总结

第四篇：人教版化学选修4教案

绪言

知识与技能：了解本书的基本学习内容——研究基本的化学反应原理（反应速率、方向、限度）；初步掌握化学反应原理基本学习方法:概念模型法 过程与方法：自学与讲授

情感态度与价值观：认识化学的精髓是化学反应规律，了解化学反应规律，可更好的获取物质为人类服务 重点：概念模型法的理解

难点：有效碰撞、活化分子活化能概念模型建立

导入：学习化学的目的——化学研究的对象——化学研究问题的核心——本书的作用

一、本书研究的内容

最基本的化学反应原理：反应的速率、方向、限度 章节简介

二、学习的基本思路与方法 从物质相互作用导入 概念模型

1、简化后的有效碰撞模型

有效碰撞：具有较高能量的分子之间的碰撞

2、活化分子与活化能

活化分子：能够发生有效碰撞的分子

活化能：活化分子能量高出反应物分子平均能量的部分

化学反应过程的简化模型：普通分子——活化分子——有效

活化能

合理取向

碰撞——新物质、能量变化

3、催化剂

在反应中的作用与意义：降低反应的活化能，增加有效碰撞的次数，加快反应的速率

第一章 化学反应与能量

教学计划

化学反应与能量的变化（化学热力学）

焓变、反应热1课时；热化学方程式1课时；中和反应的反应热测定1课时；习题2课时 燃烧热 能源

1课时 化学反应热的计算

盖斯定律1课时；反应热的计算1课时；习题2课时 章末归纳与整理 1课时；章末检测2课时

化学反应与能量的变化

知识与技能：了解学习本章的主要目的——解决化学能转化为热能的定量计算

过程与方法：讲授、交流讨论

情感态度与价值观：认识化学能转化为热能对人类的重要性 重点：化学反应能量变化的原因与形式；热化学方程式的书写

难点：焓变的概念理解，焓变的正负意义，热化学方程式的书写

第一课时

导入：必须2有关化学能与热能知识回忆——定量研究

一、焓变 反应热

焓（H）：与内能有关的物理量

焓变（∆H）：H生成物-H反应物

单位：KJ/mol 反应热：化学反应的热效应

分析：化学能是物质内能的一种，化学能的变化也是物质内能的变化。物质内能的变化有做功和热传递两种方式 ∆U=W+Q。化学反应一般在敞开容器中进行，反应体系压力与大气压相等，W=0，∆U变化只表现为热量的变化。恒压下的物质内能变化叫焓变，焓变即可表示反应热。

化学反应过程中的能量变化原因（转化为热能）：旧键断裂吸热，新键形成放热，两者具有能量差

反应热与环境的关系

资料：体系与环境

体系向环境放热

∆H为-或∆H小于0，为放热反应 体系从环境吸热

∆H为+或∆H大于0，为吸热反应

第二课时

二、热化学方程式

导入：以前学过的方程式——化学方程式——不足之处——热化学方程式

热化学方程式：能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式

例一方程说明：（1）T、P(影响物质内能)

(2)状态（物质不同状态，内能不同——气>液 >固）

（3）计量数（不是个数，是粒子的集合体，可以是小数、分数）（4）∆H单位中的每mol（每mol化学反应）

热化学方程式的书写与判断

步骤：

1、写：书写配平的化学方程式

2、标：标明物质状态

3、算：计算反应热

第三课时

实验：中和反应反应热的测定

知识与技能：定量测定强酸与强碱反应的反应热

过程与方法：实验

情感态度与价值观：反应热一般通过实验测定 中和反应：酸和碱相互作用生成盐和水的反应

实验目的：测定强酸与强碱反应的反应热，体验化学反应的热效应

实验用品：大烧杯（500ml）小烧杯（100ml）温度计 量筒（50ml）2个 泡沫塑料或纸条 泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）环形玻璃搅拌棒

50ml 0.50mol/L盐酸

50ml 0.55mol/L 氢氧化钠溶液 实验步骤

1、在大烧杯底部垫泡沫塑料或纸条，使放入的小烧杯与大烧杯杯口相平。然后再在大、小烧杯之间填满碎的泡沫塑料或纸条，大烧杯上用泡沫塑料板或硬纸板作盖板，在板中间开两个小孔，正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过，以达到保温隔热减少实验过程中热量的损失目的。该实验也可在保温杯中进行。

2、用一个量筒量取50ml 0.50mol/L盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记录下表。然后把温度计上的酸用水冲洗干净。

3、用另一个量筒50ml 0.05mol/L 氢氧化钠溶液，并用温度计测量氢氧化钠溶液的温度，记录下表。

4、把套有盖板的温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的氢氧化钠溶液一次性倒入小烧杯，盖好盖板。用环形玻璃搅拌棒轻轻的搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度（示数先升后降，注意观察），记为终止温度，记录下表。重复实验步骤2-4三 次。

实验数据处理

1、取三次测量所得数据的平均值作为计算依据

2、计算反应热

为了计算简便，我们近似的认为实验所用酸、碱的密度和比热容与水相同，并忽略实验装置的比热容，则：（1）50ml 0.50mol/L盐酸 质量m1=50g …………

起始温度/℃

计算例题：

HCl

NaOH

终止温度/℃ 1

20.9

21.1

24.4 2

20.9

20.9

24.3 3

21.0

21.2

24.5 中和热：在稀溶液中，酸和碱相互作用生成1mol液态水时释放的热量，单位：kJ/mol

燃烧热 能源

知识与技能：热的定义及应用 ；能源的开发与利用 过程与方法：讲授 自学 交流与讨论

情感态度与价值观：燃烧热应用的重要性，能源开发与利用的重要性

导入：反应热的类型——燃烧热

一、燃烧热

定义：101KP，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时放出的热量，叫做该物质的燃烧热 单位：KJ/mol 例：25℃ 101kp 1mol CH4 完全燃烧生成二氧化碳和水放出890.31KJ的热量

此条件下，1mol CH4 的燃烧热为-890.31KJ/mol

∆H =-890.31KJ/mol 定义几点说明：（1）反应条件：101KP（2）燃烧物的量：1mol（3）反应的程度：完全燃烧生成稳定的氧化物（化学稳定性）（4）温度改变，燃烧热改变

书写甲烷此条件下燃烧的热化学方程式 表1-1 介绍（反应热计算数据库）

二、能源 自学与提问

问题：（1）能源的种类、现在使用的主要能源及带来的问题

（2）新能源的开发与利用

(3)我国能源状况（总量、人均量、利用率）

化学反应热的计算

知识与技能：盖斯定律的理解与应用；利用热力学概念(反应热、燃烧热、热化学方程式)、化学计量学计算反应热 过程与方程：讲授加练习

情感态度与价值观：反应热计算对化工生产很重要 导入：反应热计算的意义（燃料的充分燃烧、反应条件的控制、化工设备的设计）

知识基础：热力学概念(反应热、燃烧热、热化学方程式)、化学计量学（m、n、V）

一、盖斯定律

问题情境：C的不完全燃烧反应热数据需要

内容：化学反应的反应热只与反应体系的始态与终态有关，而与反应的途径无关

归纳总结：A——B——C——D A——D ∆H∆H

2∆H

3∆H ∆H=∆H1

+ ∆H2 + ∆H3

几点说明：盖斯定律是能量守恒定律的表现；能量变化以物质变化为基础 ；热化学方程式中的物质及能量变化可以直接相加减

二、反应热的计算

第二章 化学反应速率和化学平衡 教学计划

化学反应速率：（1）研究方法、表示及测量方法 1课时、习

题1课时

（2）影响化学反应速率的因素：浓度与压强 1课时；温度与催化剂 1课时习题2课时

化学平衡：（1）可逆反应、化学平衡状态建立 1课时；平衡状态的判断1课时、习题1课时

（2）影响化学平衡移动的因素：浓度及压强 1课时；温度及勒夏特列原理 1课时；习题2课时（3）化学平衡常数及习题 2课时 化学反应进行的方向： 1课时 化学反应速率与平衡图像专题 1课时 章末归纳与整理 1课时；复习题 4课时

化学反应速率

第一课时

知识与技能：化学反应速率的表示方法和测量方法 过程与方法：讲授、实验、讨论

情感态度与价值观：认识定量表示化学反应快慢对生产、生活、科研的重要性

教学重点：化学反应速率的表示方法 教学难点：化学反应速率测量方法的选取 导入:本章内容地位——必修2知识回忆 化学反应速率

1、表示方法：单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加

V=∆C/∆T 单位：mol/(L·min)或 mol/(L·s)mA(g)+ nB(g)= pC(g)+ qD(g)V(A)V(B)V(C)V(D)表达式及关系

V(A)：V(B)： V(C)： V(D)=∆C（A）:∆C(B):∆C(C):∆C(D)=m:n:p:q

2、测定方法

实验测定——反应中任何一种化学物质的浓度（或质量）变化相关的性质（气体体积、浓度、质量的减少、颜色的变化等）

3、化学反应速率计算

一个公式、一个关系、一个模式

影响化学反应速率的因素

知识与技能：外因（浓度、压强、温度、催化剂）对反应速率的影响（事实记忆与理论解释）过程与方法：讲授与实验

情感态度与价值观：指导工业生产

教学重点：浓度、压强、温度、催化剂对反应速率的影响 教学难点：理论解释与外因的扩展

第一课时

导入：必修2知识回忆、课本第一自然段——本节目的（新的任务——理论解释）

一、浓度对化学反应速率的影响 实验2-2 教学视频

当其他条件不变时，增大反应物的浓度反应速率增大，减小反应物浓度反应速率减小。

理论解释：反应物浓度增大——活化分子数增多——有效碰撞几率增加——反应速率增大 控制反应速率最重要的因素

二、压强对反应速率的影响 对于气体反应，T、M一定的气体（1）只改变容器体积

其他条件不变，增大压强——气体体积缩小——单位体积内气体分子数增多——活化分子数增多——有效碰撞几率增加——反应速率增大（2）充入气态物质

恒容：充入气体反应物——反应速率增大；充入非反应气体——反应速率不变

恒压：充入气体反应物——反应速率视情况而定；充入非反应气体——反应速率减小 控制反应速率最贵的因素

例：反应C(S)+H2O(g)=C0(g)+H2(g),在温度一定容积可变的密闭容器中进行，下列条件的改变对其反应速率几乎无影响的是（）

A、保持压强不变，充入1mol水蒸汽 B、将容器的体积减小一半

C、保持容器体积不变，充入氮气使体系压强增大 D、保持容器压强不变，充入氮气使体系体积增大

第二课时

教学重点：实验的设计与分析 导入

三、温度对反应速率的影响

其他条件不变时，升高温度反应速率增大，降低温度反应速率减小

理论解释：升高温度——活化分子百分数提高、较高能量分子间碰撞频率提高——有效碰撞几率增加——反应速率增大

控制反应速率最方便因素 科学探究——设计实验

四、催化剂对反应速率的影响 催化剂可改变化学反应速率

理论解释：催化剂（正）——降低反应的活化能（降低反应温度）——活化分子百分数提高——有效碰撞几率增加——反应速率增大

科学探究——催化剂的设计与选择 控制反应速率最理想的因素

其他因素：光照、磁场等

总之：所有能向反应体系输入能量，都有可能提高反应速率 思考：

1、生活中有关影响化学反应速率的事实

2、从化学键角度思考反应物分子中的键能的高低对反应的活化能及反应速率的影响

化学平衡

知识与技能：建立化学平衡（动态平衡）；影响化学平衡移动的条件；化学平衡常数；勒夏特列原理 过程与方法：讲授、实验、自学讨论

情感态度与价值观：反应限度对实际生产非常重要

第一课时

教学重点：化学平衡的建立（动态平衡）教学难点：化学平衡的特征及判断 导入：必修2知识回忆+本质内容简介

一、可逆反应

T一定，固体的溶解过程是一个可逆过程

固体溶质⇋溶液中的溶质

可逆过程用“⇋”表示（由左向右为正，由右向左为逆）化学反应可逆性

可逆反应：同一条件，同时向正逆两个方向进行的化学反应 过程的可逆性决定过程有限度；可逆性的大小决定过程的限度大小

二、化学平衡状态

溶解平衡状态：一定温度下，溶质在溶液中形成饱和溶液时的状态

特点：正、逆过程同时存在且速率相等；溶质的质量（溶液的浓度）不变；动态平衡（速率不为零）

化学平衡状态：在一定条件下，当正、逆两个方向的反应速率相等时，反应体系中所有参加反应的物质的质量（或浓度）可以保持恒定的状态

特征：V正=V逆；各组分含量不变；动态平衡

判断化学反应是否平衡

出发点——(1)速率角度：V正=V逆，一正一逆且相等（任何一种可以表示反应速率的方式）——平衡（2）物质的含量角度 单个成分含量不变—平衡

总组分含量不变——不一定平衡（视反应特点而定）mA(g)+ nB(g)= pC(g)+ qD(g)m+n=p+q m+n≠p+q（3）能量角度：温度不变——平衡

第二课时

知识与技能：反应物的浓度变化、压强变化（气体）对化学平衡的影响

过程与方法：讲授、实验分析、归纳与总结 影响化学平衡的因素

1、浓度 实验2-5 2-6 结论：增大反应物浓度，正反应速率明显加快，平衡向正反应方向移动；增大生成物浓度，逆反应速率明显加快，平衡向逆反应方向移动

理论分析：浓度变化——速率变化——平衡移动 建立速率随浓度变化的时间图像 例：实验2-

5、6 实际指导意义：增大廉价反应物的浓度，使价格高的原料利用率提高，降低生产成本

例：合成氨中提高氮气的浓度；生产硫酸提高氧气浓度

2、压强

浓度影响推及压强对平衡影响

结论：对于气体反应，一定温度和质量的气体，增大压强，平衡向气体体积缩小的方向移动；减小压强，平衡气体体积增大的方向移动。

理论解释：增大压强——容器体积缩小——气体浓度增大（体积大的增大幅度大）——正速率大于逆速率——平衡向气体体积缩小的方向移动 建立速率随压强变化的时间图像

例：在一定温度和容积可变的密闭容器中进行合成氨反应，1monN2、3molH2 容积由V-2V、V-1/2V

第三课时

知识与技能：温度对化学平衡的影响；勒夏特列原理；化学反应速率、化学平衡理论实际应用 过程与方法：讲授、实验、交流讨论 重点：勒夏特列原理的应用 难点：实际生产综合因素的分析

3、温度 实验2-7 结论：升高温度平衡向着吸热反应方向移动；降低温度平衡向着放热反应方向移动

理论解释：升高温度——反应速率增大（吸热反应方向速率增大幅度大）——吸热反应速率大于放热反应速率——平衡向吸热反应方向移动

建立速率随温度变化的时间图像

4、勒夏特列原理

如果改变影响平衡的条件之一（浓度、温度、压强——气体），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动

注：催化剂同等程度改变正逆反应速率，对化学平衡无影响。

5、化学反应速率、化学平衡理论对实际生产的指导意义 有利反应：加快反应速率，提高转化率

有害（副）反应：减缓反应速率，降低转化率 例：合成氨的条件选择

第四课时

知识与技能：化学平衡常数 过程与方法：讲授与训练 导入：溶解平衡常数——溶解度

三、化学平衡常数

1、表达式 mA +nB =pC + qD 在一定温度下，K=C(C)▪ C(D)/ C(A)▪ C(B)理解常数存在的必然性：（1）化学平衡状态各组分保持浓度不变

2、意义

定量表示化学反应的限度

3、影响因素

只受温度影响（与浓度变化和变化途径无关）

4、应用

（1）判断反应的限度（K值越大，反应转化率越高）（2）计算反应物转化率

（3）判断反应是否平衡及反应进行的方向 方法：QC（浓度商）与K大下比较

（4）用于温度升降、反应热（∆H）正负、K值大小变化的p

q

m

n

互判

注:K表达式与化学方程式的书写关系

第五课时

知识与技能：化学反应速率、化学平衡图像分析 过程与方法：阅读与讲解 化学反应速率、化学平衡图像

条件变化、化学反应速率变化、化学平衡建立三者之间存在因果关系，它们之间的关系直观的反映在坐标系中，就形成了化学反应速率、化学平衡图像。

一、条件变化、化学反应速率、化学平衡变化之间的内在联系

条件改变种类，反应的特点（焓变、气体体积反应前后变化）

二、图像类型及特点

变化条件个数分：单一函数图或复合函数图 横坐标含义分类：时间类、压强或温度类

三、分析方法

看图像（点、线、面意义及变化趋势）、想规律、做判断 思考原则：（1）定一议二原则（横坐标、纵坐标、曲线）

（2）先拐先平，数值大原则（温度大、压强大）

第六课时

知识与技能：等效平衡 过程与方法：讨论

等效平衡

1、内容：对于同一可逆反应，在一定条件（恒温恒容或恒温恒压）下，以不同投料方式（从正反应、逆反应或从中间状态开始）进行反应，建立起的平衡状态都是相同的。

2、说明：（1）在“等效平衡”状态，相同组分在各混合物中的百分数相等

(2)等效平衡分为完全等效(含量也相等)和不完全等效（3）等效平衡表明，化学平衡的建立，仅仅与反应条件有关，而与化学平衡建立的途径无关

3、分类

等效类型 I II III 条件 恒温恒容 恒温恒容 恒温恒压 起始投料 量相同 量符合同一比例 量符合同一比例（转化为同一边物质）

对应要求 任何可逆反应 反应前后气体体积相等 任何可逆

反应

质量分数 相同 相同 相同 浓度 相同 成比例 相同 物质的量 相同 成比例 成比例 等效情况 完全等效 不完全等效 不完全等效

例1：恒温恒容——任何可逆反应

2SO2(g)+ O2(g)⇋ 2SO3(g)物质的量

起始1 2a a 0 起始2 0 0 2a 起始3 a 1/2a a 三个平衡相同组分质量分数、浓度、物质的量均相等

2、恒温恒容——反应前后气体体积相等

H2(g)+ I2(g)⇋ 2HI(g)物质的量

起始1 a a 0 起始2 0 0 2a 起始3 0 0 1.5a 三个平衡相同组分质量分数相等，浓度、物质的量成比例

3、恒温恒压——任何可逆反应

2SO2(g)+ O2(g)⇋ 2SO3(g)物质的量

起始1 a a 0 起始2 0 a 2a 起始3 0.5a 1.75a 2.5a

三个平衡相同组分质量分数、浓度相等，物质的量成比例

化学反应进行的方向

知识与技能：化学反应进行的方向判断依据(焓判据、熵判据)过程与方法：自学与讨论 重难点：复合判据的应用 导入：本章的内容

自然观察——自发过程的通性（体系能量趋向越低、分子趋向越混乱）

化学反应进行的判断依据

1、能量判据：自发过程的体系趋向于从高能状态转变为低能状态 ∆H<0

2、熵判据：自发过程趋向于由有序变为无序 ∆S>0

同种物质熵的大小：气>液>固

3、复合判据：自由能 ∆G=∆H-T∆S <0 注：

1、非自发过程通过外界干扰可以发生

2、过程的自发性只能判断过程进行方向的趋势，不能确定过程是否一定发生和发生的速率

教学计划：第三章 水溶液中的离子平衡

弱电解质的电离（强弱电解质、弱电解质的电离1课时；电力平衡、电离常数1课时；习题1课时）

水溶液中的离子平衡（水的电离、水的离子积、溶液的酸碱性与PH 1课时；溶液PH的计算1课时；PH的应用、酸碱中和滴定1课时；习题2课时）

盐类的水解（探究盐溶液的酸碱性及呈现的原因1课时；水解平衡、影响盐类水解的主要因素1课时；盐类水解的应用、水解常数1课时；习题2课时）

电离平衡、水解平衡应用——溶液中离子浓度大小比较2课时

难溶电解质的溶解平衡（银离子与氯离子的反应真能进行到底吗、溶解平衡的建立1课时；沉淀反应的应用、溶度积常数1课时；习题1课时）

章末归纳与整理1课时；综合练习6课时

弱电解质的电离

知识与技能：离子反应的重要性认识；知道电解质有强弱之分；知道弱电解质在水溶液中部分电离，存在电离平衡 过程与方法：讲授、实验、分析、讨论

情感态度与价值观:认识大自然的形成与离子反应密不可分 重点：强弱电解质的概念和弱电解质的电离平衡

难点：弱电解质的电离平衡

第一课时

导入：本章地位、内容简介、学习方法介绍（概念模型）

一、强弱电解质

学与问、生活经验、实验3-1 强电解质：在水分子作用下，能完全电离为离子的化合物（强酸、强碱、大多数盐）

弱电解质：在水分子作用下，部分电离为离子的化合物（弱酸、弱碱、少数盐）

二、弱电解质的电离

例：少量冰醋酸溶于水形成0.1mol/L 的醋酸溶液 结合思考与交流、图3-3 及化学平衡理论建立弱电解质的电离过程

CH3COOH⇋CH3COO+H

电离平衡：一定条件下，弱电解质电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等，各种离子浓度保持不变的状态

总结：电解质有强弱之分，强电解质完全电离，弱电解质部分电离，存在电离平衡，具有平衡的基本特征。

三、电离平衡移动 影响因素：浓度、温度

例: 少量冰醋酸溶于水形成0.1mol/L 的醋酸溶液

-+

讨论：关于上述电离平衡，哪些条件的改变会导致平衡向电离方向移动

（1）加入少量冰醋酸（2）加水稀释CH3COOH+H2O⇋CH3COO+H3O（越稀越电离）

（3）加少量NaOH(4)加金属锌（5）加醋酸铵 * 电离常数

1、表达式：

注：各离子浓度为电离平衡时的浓度

2、影响电离常数大小的因素

物质本身性质——同一温度，不同电解质的电离常数不同 温度—同一电解质，K值只收温度影响

3、电离常数大小与弱电解质相对强弱之间的关系 同一温度，不同的弱酸，电离常数越大其电离程度越大，酸性越强

注：电离常数大，只说明电离程度大，离子浓度不一定大，导电能力也不一定强

四、多元弱酸和弱碱的分步电离

课外拓展：电解质的是非强弱（概念、物质类别分析）

水的电离和溶液的酸碱性

知识与技能：知道水是弱电解质（电离平衡）及水的离子积常数；溶液的酸碱性及PH；酸碱中和滴定

-+

过程与方法：讲授、实验、自学、讨论

情感态度与价值观：深入认识离子的代表反应酸碱中和反应对生产生活的意义

第一课时

导入：水溶液中的一类重要反应（离子反应）——酸碱中和反应——溶液酸碱性的确定——水的分析

一、水的电离

水的性质——水分子之间的相互作用——水的离子积常数

1、水是一种极弱的电解质—水的电离平衡

2、水的离子积常数：C（H）▪C(OH)=K电离▪C(H2O)

二、溶液的酸碱性及PH

1、稀溶液水的离子积液适用

2、溶液酸碱性取决于氢离子、氢氧根离子浓度相对大小

3、溶液酸碱度表示方法：PH或POH

4、PH的测定：PH试纸（分类及使用方法）、PH计

第二课时

溶液PH的计算

1、强酸、强碱的稀释（弱酸与弱碱的稀释）计算过程及规律 教参63

2、强酸与强碱的混合

3、稀电解质水溶液的PH相关计算—水电离平衡的影响因素 计算过程：将所有物质确定出来再写出电离形式，综合分析

+

判断 例„.4、三个规律在PH计算中的应用

（1）溶液中OH的物质的量浓度与PH的关系

（2）两种强酸或强碱等体积混合后PH或POH经验公式（3）酸、碱溶液PH与酸中H、碱中OH浓度相对大小的规律 酸pH=a 碱PH=b

第三课时

三、PH的应用

1、工农业生产、科研、日常健康与医疗PH的调控

2、溶液酸碱度变化定量分析——酸碱中和滴定

第四、五课时

实验：测定酸碱中和滴定曲线

实验目的、原理、仪器药品选择、滴定操作步骤、误差分析 指示剂的选择：强酸滴碱甲基橙、强碱滴酸用酚酞 实验操作步骤：一查、二润、三调零；一滴二看三读数 查漏方法：将活塞关闭，在滴定管内注入一定量的水，记录读数，静置约2min，并观察液面是否下降，活塞周围及尖嘴处是否漏液，然后将活塞转动180度，再检查一次

+

--

误差分析结合实验数据步骤及仪器分析 实验拓展：氧化还原滴定 草酸滴定高锰酸钾

学生实验：实验器材准备，学生预习提醒，实验内容板书，实验报告的书写

盐类的水解

知识与技能：盐类的水解本质及应用 过程与方法：讲授、实验探究、交流讨论

情感态度与价值观：认识盐类水解在生产生活中的重要应用 重点：盐类的水解本质及应用

难点：影响水解平衡的因素及水解反应方程式的书写

第一课时

导入：本节的内容及学习方法简介

知识基础：前两小节 内容结构：找规律、查原因、谈变化、述应用

学习方法：学做结合，勤于动脑

一、探究盐溶液的酸碱性——找规律 生活中常见盐介绍

实验——科学探究——获得规律性认识

结论：盐溶液的酸碱性与其组成有关，具有一般规律 强酸强碱盐水溶液中性；强酸弱碱盐水溶液酸性；强碱弱酸盐水溶液碱性

二、盐溶液呈现不同酸碱性的原因——查原因

水溶液中电解质的电离分析、化学平衡、电离平衡、水的离子积综合应用 思考与交流——

哲学观点：系统矛盾的“对立与统一”、“特殊性与普遍性” 结论：盐电离出来的离子会与水电离出来的H或OH结合生成弱电解质的话，盐溶液就会呈现不同的酸碱性

概念化规律——盐类的水解：在溶液中盐电离出来的离子与水电离出来的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质的反应。

从水解过程分析

盐的水解反应为离子反应，且是可逆反应，有限度，存平衡——水解平衡

学与问：

离子反应的发生条件：气体、水、沉淀、弱电解质 与离子反应相关知识点的延伸（离子共存等）

第二、三课时

三、影响盐类水解的因素及盐类水解的应用——谈变化、述

+

_

应用

影响盐类水解的因素

盐类水解反应为化学反应，影响化学反应的因素——内因（反应物的性质）、外因（反应条件）

1、内因

盐本身的性质：不弱不水解、有弱就水解，越弱越水解，谁抢显谁性

2、外因 反应条件

科学探究——知识迁移（影响化学平衡移动的因素）——实验设计

结论：（1）盐的浓度影响：越稀越水解；（2）酸度的影响：酸度变化，可促进或抑制水解；（3）温度的影响：升高温度，促进水解 例题与练习

在一定温度下，NH4Cl溶液中，存在NH4+H2O⇋NH3▪H2O+H水解平衡，改变下列条件，平衡会发生移动的有_______________ 促进该过程的有______________,抑制该过程的有_________________（1）加入少量氯化铵晶体（2）加水稀释（3）滴加少量氢氧化钠（4）滴加少量盐酸（5）滴加少量盐酸（6）加入少量的锌粒（7）加入少量碳酸钠粉末（8）加热

+

+

盐类水解的应用

判断溶液的酸碱性；判断离子的共存、比较盐溶液中离子浓度的大小；制备、配制、保存易水解的盐；生活和生产中的应用（化肥的合理使用、水的净化、碱的去污，灭火器的制备原理、胶体的制备、物质的鉴别等）与资料配套讲解

第四课时

盐类的水解常数及应用

1、盐类的水解常数 水解常数推导： 方法一：教材P58 方法二：NH4Cl溶液中，水解平衡的建立过程 Kh=Kw/Ka 或 Kh=Kw/Kb

Ka、Kb 越小，水解常数越大（越弱越水解）

2、酸式盐溶液的酸碱性及多元弱酸根的分步水解（1）酸式盐溶液的酸碱性 既有水解又有电离

例：碳酸氢钠、硫酸氢钠溶液酸碱性分析（数据说明）（2）多元弱酸根的分步水解 例：碳酸钠溶液 类比碳酸的分步电离

水解的分步及强弱（数据说明）

3、弱酸弱碱盐溶液的酸碱性判断 都弱都水解，越弱越水解

例：25摄氏度，HF K=7.2*10 H2CO3 K1=4.3*10 NH3▪H2O K=1.77*10 CH3COOH K=1.75*10 水解程度：HCO3＞NH4=CH3COO＞ F

NH4F溶液呈酸性；NH4HCO3呈碱性；CH3COO NH4呈中性

第五课时

溶液中离子浓度的大小的比较

知识基础：本章所有知识点及溶液中的守恒思想 题目分析步骤：

1、根据题意分析溶液中物质种类

2、将物质在水中发生的过程表示出来（电离过程、水解过程等），获得离子的种类及变化

3、综合应用知识解题

稀电解质溶液的三大守恒： 例1：0.1mol/L的Na2S溶液

1、质量守恒(原子守恒)： 钠原子个数所有的存在等于硫原子所有存在形式的两倍

2、电荷守恒：溶液中阳离子所带的电荷总量与阴离子所带的电荷总量相等

3、质子守恒:水电离出来的氢离子和氢氧根离子相等-+

---

5-5

4-7

**例2:一定温度下，物质的量浓度相同的:氨水、氯化铵、碳酸氢铵、硫酸氢铵、硫酸铵五种溶液中，铵根离子浓度由小到大的顺序是____________ 溶液PH由小到大的顺序是_______________________ 难溶电解质的溶解平衡

知识与技能：建立难溶电解质的溶解平衡；沉淀反应的应用（平衡移动原理）过程与方法：理论分析与实验探究

情感态度与价值观：全面了解水溶液中的离子平衡，理解离子反应发生的原理

第一、二课时

导入：本节内容简介（四大平衡）

银离子与氯离子的沉淀反应进行的程度„

_

一、Ag+和Cl的反应真能进行到底吗？ 补充实验：可溶物的溶解平衡建立——氯化钠溶解过程

思考与交流：资料阅读与查找（溶解度表）；化学反应简化模型的应用（溶液中粒子的有效碰撞）

结论：

1、物质溶解是绝对性，溶解度是相对的，有大有小

2、氯化银溶液中存在两种粒子之间的作用

力：水分子与其他粒子之间、阴阳离子之间

3、沉淀生成的反应可以转化为沉淀溶解的过程看待

4、银离子与氯离子不能完全进行Ag Cl(S)⇋ Cl-(aq)+ Ag+(aq)

5、难溶电解质在水溶液中存在溶解平衡 辨析：弱电解质的电离平衡与难溶电解质的溶解平衡比较

区别：

1、物质角度：前者为弱电解质，后者可强可弱

2、变化过程角度：前者溶液中已溶分子与离子变分子的可逆过程，后者未溶溶质与已溶溶质的可逆过程

难溶物的溶解平衡：在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，得到溶质的饱和溶液

特征：等、动、定、变

二、沉淀反应的应用

难溶电解质溶解平衡的移动——溶液中的离子转化为沉淀或沉淀转化为离子

1、沉淀的生成

应用领域：无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理

例：氯化铵溶液中铁离子的去除（加氨水调

2+2+PH值）；重金属离子CU、Hg的去除（加硫化钠或通硫化氢）

平衡建立过程符号表征„„

思考与交流：

结论：利用生成沉淀分离或去除某种离子，一要所加试剂与该离子会发生沉淀反应，二要沉淀的溶解度小。

离子沉淀“完全”的标准：残留在溶液中的-5离子溶度小于1*10mol/L

2、沉淀的溶解

应用领域：金属矿物资源的利用等 例：碳酸钙溶于盐酸的过程；强酸溶解FeS、Al(OH)

3、CU(0H)2等平衡移动过程符号表征 难溶金属化合物溶解方法：加强酸（最常用）、碱、盐

实验3-3 思考与交流

结论：沉淀溶解的过程是溶解平衡向溶解方

向移动的过程，加入的试剂与离子生成弱电解质，弱电解质越弱，越有利沉淀溶解

3、沉淀的转化

应用：难溶物的去除（很难溶解的沉淀转化成可以溶解的沉淀）

实验3-

4、3-

5、思考与交流

资料：溶解度： 氯化银>碘化银>硫化银；氢氧化镁>氢氧化铁平衡移动符号表征

结论：利用溶解平衡移动，将溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀

第三课时

知识与技能：溶度积常数的理解与应用 课本练习：

相关数据（25℃下）：

饱和Na2S溶液物质的量浓度2.56mol/L 饱和Na2SO4溶液物质的量浓度0.20mol/L

1、解：第一问：建立氯化银溶解平衡方程，根据溶度积计算溶液残余银离子溶度；建立硫化银溶解平衡方程，计算其离子积 ,与其溶度积比较

第二问：（1）建立硫酸银溶解平衡方程，计算其离子积与其溶度积比较

第三问：建立硫化银溶解平衡方程，根据其溶度积计算溶液中银离子的浓度；建立氯化银的溶解平衡方程，计算其离子积，再与溶度积比较

第四章 电化学基础 教学计划

原电池化学原理及构造1课时，习题1课时 化学电源、电池正负极的判断，电极反应式的书写2课时，习题1课时

电解池的构造及工作原理1课时，电解原理的应用（氯碱工业1课时，电镀电冶金1课时）习题2课时

金属的电化学腐蚀与防护（金属的腐蚀1课时，电化学保护1课时）

章末归纳与整理、检测3课时

第一节 原电池

知识与技能：理解原电池的构造及工作原理；常见化学电池的工作原理；电池正负极的判

断、电极反应式的书写 过程与方法：阅读与讲授

情感态度与价值观：认识电化学对人类生产、生活的意义

重点：原电池的构造、工作原理，电极反应式的书写

难点：原电池的工作原理，设计原电池

第一课时

教学流程

电化学简介——本节课模块（旧知识回忆、原电池的构造及工作原理，原电池有无盐桥装置的对比）

原电池：将化学能转变为电能的装置

构造：自发的氧化还原反应；两个活泼性不同的电极；合适的电解质溶液；一个完整的闭合回路系统

工作原理：活泼的金属做负极，失去电子，发生氧化反应；较活泼的金属做正极，得到电子，发生还原反应

外电路：电子由负极流向正极导电

内电路：阳离子移向正极，阴离子移向负极

导电

有盐桥的原电池：电流稳定，持续时间长，电池效率高

第二课时 化学电源

电极反应式的书写：两大理论三大守恒 氧化还原理论、离子反应理论；原子守恒、电子守恒、电荷守恒

书写步骤：先写氧化还原反应，再写离子反应，然后合并

题型：根据总反应写分反应；根据分反应写总反应

电解池

知识与技能：电解原理及应用 过程与方法：讲授、讨论相结合

情感态度与价值观：知道电解原理在生产、生活、国防中的运用 重点：电解原理及应用 难点：电解原理及应用

第一课时

重点:电解原理

电解原理：在电流作用下，电解质溶液中阴阳离子放电，生成新物质的过程

将电能转变为化学能，外电路（电子导电）——电子由负极流向阴极，再由阳极流回正极；内电路（离子导电）——阴离子流向阳极，阳离子流向阴极

补充材料：

1、阴阳离子放电顺序：

（1）在阳极，几种阴离子的放电顺序可依据常例：卤素离子优先于氢氧根，氢氧根优先于含氧酸根；若是金属单质做电极，则除了Pt At Ni等少数金属之外，其他金属单质优先于阴离子在阳极放电

（2）在阴极，阳离子放电顺序一般按金属活动顺序，越不活泼金属，阳离子越容易放电（注：铝以前的金属在水溶液中不可以放电）

例题图介绍

2、电离与电解的比较

第二课时

电解原理的应用：

1、电解饱和食盐水

材料：带Na+交换膜的电解示意图（1）通电前，饱和食盐水中存在哪些离子？这些离子的运动情况怎么样？

（2）在电解装置中，可否用铜作阴阳电极的电极材料，为什么？

（3）通电后，溶液中的离子运动发生了什么变化

（4）溶液中的钠离子是否可能放电？（5）电解后，在阴极区和阳极区分别得到的产物是什么，如何证明？

电极反应式的书写：阳极、阴极、总反应式

2、电镀

材料：电镀铜和精炼铜的示意图 电镀铜与电解氯化铜溶液的比较 能量转变、阴阳极材料、阴阳极电极反应式、电解质溶液及其变化 电极反应式的书写

3、电冶金

知识拓展：电解法测相对原子质量

金属的电化学腐蚀与防护

知识与技能：金属的电化学腐蚀与防护

过程与方法：讲授与讨论相结合

情感态度与价值观：认识金属防腐对社会的重要性

教学设计流程：金属腐蚀的危害——金属腐蚀的类型——金属的防护

金属腐蚀的危害——图文并茂 金属腐蚀的类型：化学腐蚀、电化学腐蚀（对比——条件、现象、本质、相互关系）钢铁腐蚀的类型：析氢腐蚀、吸氧腐蚀（对比——条件、电极反应式）

金属防腐：从腐蚀过程条件考虑（与腐蚀物质直接隔离、改变金属组成、电化学防护——牺牲阳极阴极保护法、外加电流阴极保护法）

第五篇：高三二轮复习教案电化学基础

电化学基础

【考纲展示】

1.了解原电池和电解池的工作原理。

2.了解常见化学电源的种类及其工作原理。

3.理解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。【知识回扣】

知识网络

定义：将化学能转化为电能的装置（1）活泼性不同的两个电极（2）合适的电解质溶液构成条件（3）形成闭合回路失去e—，沿导线传递，有电流产生原电池反应原理 氧化反应—2+ Zn—2e=Zn不断溶解负极电解质溶液析氢腐蚀 还原反应正极2H++2e—=H2阳离子移向化学腐蚀 类型电化学金属腐蚀电化学腐蚀吸氧腐蚀保护方法：（1）改变金属内部结构（2）在金属表面覆盖保护层（3）电化学保护定义：使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引发氧化还原反应的过程装置特点：电能转化为化学能电解电解池（1）与电源相连的两电极构成条件（2）电解质溶液（3）形成闭合回路阳极（与电源正极相连的电极）发生氧化反应反应原理阴极（与电源负极相连的电极）发生还原反应应用：氯碱工业、电解精炼、电镀 要点扫描

一、原电池和电解池电极确定的方法

电化学中电极的确定是电池反应式正确书写的前提，判断的方法有： 1.根据反应本质速判电极

不论是原电池还是电解池，阳极总是发生氧化反应，阴极总是发生还原反应（原电池负极发生氧化反应，正极发生还原反应），若能找出电极发生的反应是氧化反应，还是还原反应，则可迅速确定电极。

2.根据电子、离子移动方向判断电极

不论是在原电池还是在电解池中，电子总是从阳极（负极）流向外电路；电解液中总是阳离子移向阴极（正极），阴离子移向阳极（负极）。

3.根据溶液pH变化或电极现象判断电极 无论是在原电池还是在电解池中，只要是有H2生成的电极，该电极区溶液的pH就增大，该电极上发生还原反应，该电极为正极；只要是有O2生成的电极，该电极区pH就减小，该电极发生氧化反应，该电极为负极（阳极）。

二、电极反应式的书写 1.原电池电极反应式的书写（1）一般电极反应式的书写 列物质标得失看环境配守恒两式加验总式判断电极反应产物，找出得失电子总数电极产物在电解质溶液中应稳定存在，如碱性介质中生成的H应让其结合OH—生成水。电极反应式要依据电荷守恒、质量守恒、电子守恒加以配平两电极反应式相加，与总反应式对照+

（2）复杂电极反应式的书写

复杂电极反应式 = 总反应式 — 较简单一极电极反应式

2.电解池电极反应式的书写

首先分析电解质水溶液的组成，找全离子并分为阴、阳两组；然后分别对阴阳离子排出放电顺序，写出两极上的电极反应式；最后合并两个电极反应式得出电解总方程式。

注意事项：（1）书写电解池中电极反应式时，要以实际参加放电的离子表示，但书写总方程式时，弱电解质要写成分子式；（2）要确保两极电子转移数目相等，且注明条件“电解”。

三、电解计算

1.根据电子守恒法计算：用于串联电路、阴、阳两极产物、相同电量等类型的计算，其依据是电路中转移的电子数相等。

2.根据总反应式计算：凡是总反应式反映出的物质的量关系都可以列比例式计算。3.根据关系计算：由得失电子守恒定律关系建立已知量与未知量之间的桥梁，建立计算的关系式，如

+——物质：H2～O2～Cl2～Cu～Ag～H～OH～e mol 2 1 2 2 4 4 4 4 【热点透视】

热点题型

【典例1】将NaCl溶液滴在一块光亮清洁的铁板表面上，一段时间后发现液滴覆盖的圆周中心区(a)已被腐蚀而变暗，在液滴外沿形成棕色铁锈环(b)，如图所示。导致该现象的主要原因是液滴之下氧气含量比边缘少。下列说法正确的是

—A.液滴中的Cl由a区向b区迁移

B.液滴边缘是正极区，发生的电极反应为：O2＋2H2O＋4e=4OH C.液滴下的Fe因发生还原反应而被腐蚀，生成的Fe由a区向b —区迁移，与b区的OH形成Fe（OH）2，进一步氧化、脱水形成铁锈

D.若改用嵌有一铜螺丝钉的铁板，在铜铁接触处滴加NaCl溶液，则负极发生的电极反应为：Cu－2e=Cu

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2＋

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