人教版新课程高中化学选修4案例分析

第一篇：人教版新课程高中化学选修4案例分析

人教版新课程高中化学选修4《化学反应原理》

第三章第一节《弱电解质的电离》

一、解读课程标准，分析教材地位和作用

《弱电解质的电离》是人教版高中化学选修4《化学反应原理》中的第三章第一节的内容，是《水溶液中的离子平衡》知识的开篇，是本章教材的一个重点，也是整个中学化学教学的重点之一。从教材的体系看，它在中学化学反应原理的学习中起到承上启下的作用。承上是指本节内容即是初中所学有关酸，碱，盐的概念及电离知识的深化，同时又是本书第二章化学平衡理论知识的应用。延伸和拓展。启下是指弱电解质的电离是研究物质在水溶液中行为的重要环节，是学生后面学习水的电离和盐类水解，电解等知识的基础和铺垫，体现了化学理论的重要指导作用。本章内容理论性强，知识点之间环环相扣、循序渐进，理论与实际、知识与技能并举，而本节内容又是化学平衡理论的延伸和拓展，是化学平衡与溶解平衡的桥梁和纽带，是学生学好本章的前提和基础，有利于引导学生根据已有的知识和生活经验去探究和认识化学，激发学生探究和学习的兴趣,对于促进学生学习方式的多样化，建构自然界物质间相互依存、相互制约的思想有着重要的作用。电离平衡知识在生产和生活中有着非常广泛的应用，能充分体现化学理论对实际的指导作用，可以让学生了解化学知识的社会价值，对于培养学生应用化学知识解决实际问题的能力，发展学生自主获取知识的愿望和能力，把知识学习、能力培养与情感体验有机结合起来，实现自我、社会与自然的和谐有着广泛的意义。

二、教材知识结构

《弱电解质的电离》教材知识结构分为两小节来讲第一节将强弱电解质，第二节讲弱电解质的电离，并增加了电离平衡常数及多元弱酸电离方程式书写。《普通高中化学课程标准》课标要求：

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。课标解读：

1.理解电解质，非电解质及强弱电解质的概念。2.理解电解质的电离平衡及影响因素。3.了解酸，碱电离特点。

教材中知识内容与课标的吻合度不是很好。书上的内容过于粗略，我认为可以（1）增加一些强弱电解质的例子让学生记忆。（2）在科学视野中家电离平衡及影响因素，使学习过的化学平衡影响因素的以应用。

三．结合不同版本教材，分析教材活动栏目、图片的教学功能。把握课程理念，确定教学目标

新课程标准指出： 化学教学要以进一步提高学生的科学素养为宗旨，促进和适应学生的个性发展，培养学生的人文精神和科学精神，着眼于学生未来的发展，体现时代性、基础性和选择性。为此，确定本节课的教学目标如下： 1知识与技能：使学生掌握强弱电解质的概念、理解并掌握弱电解质的电离平衡，能说明外界条件对电离平衡的影响。选择性学习电离平衡常数。培养学生的观察、分析、推理、归纳总结、实验操作，以及运用已有知识解决实际问题 的能力。

2.过程与方法：通过实验探究、交流研讨、观察总结等活动，引导学生体会综合、分析、推理、归纳等方法在解决水溶液问题中的应用。3.情感态度与价值观：通过介绍与电离平衡相关的应用知识，引导学生体会化学知识在人类生产、生活中的应用，拓宽视野，深入理解自然界物质间相互依存、相互制约的复杂关系。

三、服务教学目标，确定重点难点

新课程的目标是培养学生发现、思考、分析和解决问题的能力，激发学生的创新意识，面向每一位学生，关注学生全面、和谐的发展。为了更好地服务于新课程提出的知识与技能、过程与方法和情感态度与价值观三个维度的教学目标，确定引导学生通过实验、分析、归纳等方法得出并掌握强弱电解质的概念为本节课的重点。“帮助学生形成终身学习的意识和能力”是新课程改革的基本理念，本节内容的学习合作对象是高二学生，学生已学习了电解质和化学平衡知识，有了一定的知识储备和理论储备，但是对高中自主学习方法的应用、抽象思维能力的形成有待于进一步加强，为此确定引导学生理解并掌握弱电解质的电离平衡为本节的难点，同时也是重点。

四、理论联系实际，确定教法学法

头脑不是一个要被填满的容器，而是一把需被点燃的火把。

布鲁纳学习理论认为：认知是一种过程，而不是一种产品。学习不仅是让学生掌握知识，而且要让学生体验知识的形成过程。教学有法而无定法，在本节课的教学过程中，通过讲授法、实验法、讨论法、探究法、阅读法、归纳法、对比 迁移法等各种教学方法结合和交替使用。在教师的指导下，让学生在“实验探究→思考讨论→归纳总结→巩固运用”的过程中完成学习任务，建构自己对知识的正确理解，引导学生自主学习，使不同水平的学生都能够享受到学习的快乐，充分发挥学生的主动性，体现新课程以学生为主体的教学理念。五、创新理念引领，优化教学过程

本节课我设计的整体思路是： 以实验探究—现象分析—归纳总结—巩固运用为主线，以分析具体问题为着眼点，充分发挥实验和多媒体教学的优势，调动和激发学生的学习兴趣，挖掘其对知识深入理解的潜能，体现化学学习的螺旋式上升，实际知识学习、能力培养与情感体验的有机结合，达到提升学生科学素养的最终目的。具体过程如下：

1.首先通过展示日常生活、自然奇观、科技资料的图片，使学生知道在人体的生命过程、环境改善、科技发展中都蕴藏着丰富的离子反应，而地球上广阔的水域是离子反应存在的先决条件。向学生交代本章研究的范围就是：酸碱盐在水溶液中的变化及反应。

2.通过播放日常生活中非常常见的小孩长时间啼哭会抽搐甚至窒息的小录象，吸引学生注意力，引起好奇心，激发学生探究和学习的欲望。3.由于本节是研究电解质的电离，所以要复习电解质的概念，加强本节课的知识储备。

4.通过设置问题：盐酸和醋酸都是电解质，也是日常生活中常用的两种酸，而我们在清洁或去除水垢时为何常选择盐酸呢？ 引入盐酸和醋酸作为本节课进行探究的载体。

5.为完成强弱电解质的教学，引导学生完成探究实验：用浓度均为1mol/L的HCl和醋酸分别与相同的镁条反应。通过这个实验重点完成两个任务：一是让学生观察两溶液中现象的不同，培养学生的实验观察能力；二是引导学生根据 已经学过的速率平衡知识分析现象不同的原因。这样既加深了学生对化学反应速率的理解和掌握，又实现了教学目标中培养学生分析、推理和运用化学知识解决具体问题的能力。在学生得出两溶液产生氢气速率不同的原因是氢离子浓度不同的结论后，进一步让学生测定两溶液的pH，验证结论，体现化学学科以实验为依据的特点。最后充分发挥多媒体的优势，利用动画模拟HCl与CH3COOH的电离，深化学生对这一过程的理解，进一步突出强、弱电解质的概念这一重点。6.为突破弱电解质的电离平衡这一难点，设置问题：两溶液中电离产生的离子能否重新结合成分子呢？ 引导学生进行补充实验： 向盐酸和醋酸中分别加入氯化钠和醋酸氨，测定溶液pH的变化情况，通过师生共同分析得出醋酸根离子 和氢离子可以重新结合成醋酸分子而氯离子与氢离子不能重新结合，得出弱电解质的电离是可逆的这一结论，顺理成章突破弱电解质存在电离平衡这一难点，让学生绘制醋酸电离的速率时间图像，增强学生的分析、理解，以及运用知识的 能力。

7.对于影响弱电解质电离平衡的因素，通过回顾影响化学平衡的因素，引导学生进行对比分析并进行实验验证，加强学生的分析、推理、归纳，以及自主获取知识的愿望和能力。

8.考虑学生个性发展，兼顾不同层次的要求，对于电离平衡常数，采取自主选择学习的方式。9.最后回归问题，让学生利用本节知识解释小孩长时间啼哭会窒息的原因，既巩固学生对本节知识的理解和掌握，又培养学生运用化学知识解决实际问题的能力。

10.本节课的小节采取学生自己归纳总结的方式，培养学生的归纳总结能力。11.最后利用图片向学生说明电离平衡广泛存在于自然界中，整个世界是一个平衡的体系。这种平衡被破坏就会对人类和环境带来危害，使学生深入理解自然界物质间相互依存、相互制约的关系，培养学生的人文精神，实现自我、社会与自 然的和谐。

六、自信愉快学习，巩固教学效果

我根据本节内容、重难点、针对学生思维发展、考虑不同层次的要求，按照循序渐进的原则，设计了有针对性和梯度性的习题。

练习1是针对强弱电解质设计的，目的是让学生在掌握强弱电解质概念的同时，能对具体物质作出判断，培养学生运用知识的能力。在学生完成练习后，通过学生间举例、提问，调动学生积极性，培养学生交流、合作的能力。

练习2是针对弱电解质的电离及其影响因素设计的，通过练习既可以检验和巩固学生对知识的理解和应用，又完成了教材中思考与交流部分的内容，提高课堂效率，体现教师为主导、学生为主体、运用为主线的原则。总之，在教学中教师要力求充分发挥学生的主体作用，注意引领学生体验知识的形成过程，着重培养学生的能力，关注学生的情感体验，力争优化教学效果。在短时间内还可以预测，但经过长时间演化后，它的状态就根本无法确定了［2］，即起点一个微小的动作可能导致后来巨大的变化。也许一次偶然的化学实验,就可能对学生的化学操 作技能的掌握产生巨大的影响, 甚至改变了对化学的基本认识和态度。因此,在教学中一定要多给学生提供参与化学的机会,即使在无兴趣的时候,也应试着让学生从应用的角度体验一下参与化学的快乐,说不定就会终身受益。因此，化学教学设计应重视元认知,对于基础知识的教学，以教师为中心，容易控制学生的学习，可以采用线性的教学设计模式。但对于实验知识的学习，学生是学习的中心，教师成为学习的引导者，以素质培养为主。教学设计应由一维转向立体化设计，根据教学内容和教学目标，合理选择线性或非线性教学设计模型，实施相应的教学策略，以获得教与学的最优化，实现教学设计的最终目的。在学生参与化学学习的时候,注意细节的观察和体会。在化学教学设计过程中，化学教师应该加强对化学基本知识、技术、技能等元认知的教学。通过基本概念来学习化学，揭示化学的本质，解释化学反应的机理，使学生全面了解化学的应用，逐步培养起严谨的科学态度和规范的实验操作技能。

2.化学教学设计注意个体的特殊性，大力发挥学生学习化学的主观能动性。依据混沌理论的内在随机性特征，可以认为化学教学系统分别存在着内在随机性和外在随机性。新时期应把学生作为化学学习的主体，遵循以学生为本的理念，关注学生个体的差异性，增强学生学习的主动性。惟有如此，化学教学的效果才会提升，学生的化学素养才能提高。若是化学教师过多强调化学教学设计的外在随机性，必然会排挤内在随机性在化学教学设计中的位置，不利于以人为本的理念在化学教学中的贯彻，也不利于发挥学生的主体性。最终，学生科学的认知态度、良好的学习习惯、终身学习的行为都很难实现。

2.3科学设计多元化的评价体系，促使学生素质的全面发展。教学评价分为前置评价、过程评价和后置评价，是以教学目标为依据，对教学过程及结果进行评测的过程，具有反馈、诊断、激励、调控和纠正等功能。在教学设计的复杂系统中，特别是针对非线性的教学过程，评价不能简单地考查对某些书本知识的掌握情况，而更应考虑学生在这一问题上的认知和

1.学习能力，客观评估学生的学习方法和效果，允许学生学习结果不同情况的出现，在把握和遵循教学总体目标的前提下，充分挖掘每个人的潜能，真正实现其全面发展的可能性。2.4将心理因素纳入化学教学设计，推动教学中师生互动，进一步提高教学效果。心理学研究表明，情感因素是影响教学质量的一个重要因素。在传统教育中，知识的掌握往往成为评价学生的唯一尺度，教师很少将人的价值和情感纳入自己的教学设计中。新课标强调知识技能、过程方法、情感态度价值观三维目标的整合［3］。情感态度价值观属于人的内心世界，极其复杂，难以揣度，因而无法通过直接传授获得，必须通过在学习过程中的亲身实践才能不断地潜滋暗长。教师应在引导学生学习的过程中，不因善小而忽略，不因恶习而纵容，为学生情感态度价值观的发展创设适宜的条件，把知识技能的学习与情感态度价值观的培养结合起来，加强互动，对学生进行潜移默化的影响，真正成为学生学习活动的组织者、引导者与合作者。3.结语

化学反应尤其是生物化学反应极其复杂，副反应较多，反应速度和最终的反应平衡都处于不断变化的动态中，特别是在人体环境温度和酶的催化条件下，初始条件的细微改变都可能造成极大的结果。加之学生个性的差异性，因此在模拟生 物化学反应过程的化学教学过程中，线性的教学设计很难吻合多变的实际反应过程和学生的认知。我们要突破传统的化学教学设计的思维范式，追求新的、动态的、非线性的化学教学设计模式，尽力创造学生参与化学活动的环境和条件,给他们一个良好的化学参与的起点。在学生参与化学活动的过程中应注重细节的发展, 通过各种形式促进学生学习兴趣的培养，打好“双基”，促使学生化学意识的正确建立，端正学生的化学态度，不断提高学生的实验技能，直至科学化学观和终身学习行为的形成，使学生素质得到发展。

第二篇：高中化学选修4知识点

第二章化学反应速率和化学平衡

1、化学反应速率

（1）化学反应速率的概念

化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。

（2）化学反应速率的表示方法

对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。

某一物质A的化学反应速率的表达式为：

式中——某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L-1。

——某段时间间隔，常用单位为s,min,h。

υ——物质A的反应速率，常用单位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。

（3）化学反应速率的计算规律

①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系

同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。

②化学反应速率的计算规律

同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。

（4）化学反应速率的特点

①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。

②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。

③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。

小贴士：①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。

②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。其化学反应速率与其表面积大小有关，而与其物质的量的多少无关。通常是通过增大该物质的表

面积（如粉碎成细小颗粒、充分搅拌、振荡等）来加快反应速率。

③对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。因此，表示化学反应的速率时，必须指明是用反应体系中的哪种物质做标准。

2、化学反应速率的测量

（1）基本思路

化学反应速率是通过实验测定的。因为化学反应中发生变化的是体系中的化学物质（包括反应物和生成物），所以与其中任何一种化学物质的浓度（或质量）相关的性质在测量反应速率时都可以加以利用。

（2）测定方法

①直接可观察的性质，如释放出气体的体积和体系的压强。

②依靠科学仪器才能测量的性质，如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等。

③在溶液中，当反应物或产物本身有比较明显的颜色时，常常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。

第三篇：高中化学选修4目录

绪言

第一章 化学反应与能量

第一节 化学反应与能量的变化

第二节 燃烧热 能源

第三节 化学反应热的计算

归纳与整理

第二章 化学反应速率和化学平衡

第一节 化学反应速率

第二节 影响化学反应速率的因素

第三节 化学平衡

第四节 化学反应进行的方向

归纳与整理

第三章 水溶液中的离子平衡

第一节 弱电解质的电离

第二节 水的电离和溶液的酸碱性

第三节 盐类的水解

第四节 难溶电解质的溶解平衡

归纳与整理

第四章 电化学基础

第一节 原电池

第二节 化学电源

第三节 电解池

第四节 金属的电化学腐蚀与防护

归纳与整理

第四篇：高中化学选修4知识点归纳总结

高中化学选修4知识点归纳总结 第一章 化学反应与能量

一、焓变 反应热 1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量

2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号： △H（2）.单位：kJ/mol 3.产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热放出热量的化学反应。(放热>吸热)△H 为―—‖或△H <0吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为―+‖或△H >0☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应 ② 酸碱中和反应 ③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应 ⑤ 生石灰和水反应 ⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2?8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应 ③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等

二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点: ①热化学方程式必须标出能量变化。②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变

三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②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 mol④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）

四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)，ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。

4．中和热的测定实验

五、盖斯定律1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。

第二章 化学反应速率和化学平衡

一、化学反应速率1.化学反应速率（v）⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L?s）⑷ 影响因素：① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）② 条件因素（外因）：反应所处的条件

外因对化学反应速率影响的变化规律 条件变化 反应物的浓度 大

减小

气体反应物的压强 大

减

单位体积里的总数目减少，百分数不变

减小 增

单位体积里的总数目增多，百分数不变

增大

单位体积里的总数目减少，百分数不变

减小 增

活化分子的量的变化

单位体积里的总数目增多，百分数不变

反应速率的变化 增大 小

反应物的温度 高

降低

反应物的催化剂 用

撤去

其他

剂等

※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。（2）、惰性气体对于速率的影响 ①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢

二、化学平衡

（一）1.定义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种―平衡‖，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。

2、化学平衡的特征逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）动（动态平衡）定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）

3、判断平衡的依据判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据

例举反应

mA(g)+nB(g)C(g)+qD(g)①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定

混合物体系中

各成分的含量

④总体积、总压力、总物质的量一定

①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆)②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则正、逆反应 速率的关系

③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆)①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）

压强

②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）

不一定平衡平衡 不一定平衡 不一定平衡 V(正)=V(逆)

不一定平衡 ②各物质的质量或各物质质量分数一定 ③各气体的体积或体积分数一定

平衡平衡平衡

光，电磁波，超声波，固体反应物颗粒的大小，溶

有影响

百分数剧减，单位体积里的总数目剧减

剧减 使

百分数剧增，单位体积里的总数目剧增

剧增

百分数减少，单位体积里的总数目减少

减小 升

百分数增大，单位体积里的总数目增多

增大

平衡

平衡 混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时 ②Mr一定时，但m+n=p+q时

平衡 不一定平衡平衡 不一定平衡平衡 温度 体系的密度 其他 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）密度一定

如体系颜色不再变化等

（二）影响化学平衡移动的因素

1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。

2、温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。

3、压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。

三、化学平衡常数

（一）定义：在一定温度下，当一个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比值。符号：K

（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：

1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。

2、K只与温度（T）关，与反应物或生成物的浓度无关。

3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是―1‖而不代入公式。

4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。

（三）化学平衡常数K的应用:

1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。

2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积）Q〈K:反应向正反应方向进行;Q=K:反应处于平衡状态;Q〉K:反应向逆反应方向进行

3、利用K值可判断反应的热效应若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应＊

四、等效平衡

1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。

2、分类（1）定温，定容条件下的等效平衡第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。（2）定温，定压的等效平衡只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。

五、化学反应进行的方向

1、反应熵变与反应方向：（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.单位：J???mol-1?K-1(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。.（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)

2、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行

第三章 水溶液中的离子平衡

一、弱电解质的电离

1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

2、电解质与非电解质本质区别：

电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物

注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：

A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）

10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。）

表示方法：AB11、影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

A++B-Ki=[ A+][ B-]/[AB]

二、水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡：:

水的离子积：KW = c[H+]·c[OH-] 25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L;KW = [H+]·[OH-] = 1*10-14 注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定 KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）

2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱

3、影响水电离平衡的外界因素： ①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈1*10-14 ②温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的）③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉 1*10-14

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂—— 甲基橙、石蕊、酚酞。

变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（浅红色）pH试纸 —操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。

注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围 三、混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它）[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2）(注意 :不能直接计算[H+]混)

3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）

四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n（但始终不能大于或等于7）

2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n（但始终不能大于或等于7）

3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n（但始终不能小于或等于7）

4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n（但始终不能小于或等于7）

5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7

6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律

1、若等体积混合

pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7 pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH2-0.3 pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.3

2、若混合后显中性

pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1 pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-（pH1+pH2）〕

六、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。

2、中和滴定的操作过程：

（1）仪②滴定管的刻度，O刻度在 上，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后 一位。

（2）药品：标准液；待测液；指示剂。（3）准备过程：

准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)（4）试验过程

3、酸碱中和滴定的误差分析

误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析

式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度； V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：

c碱= 上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。

同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。

七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）

1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。

2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。

3、盐类水解规律：

①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。

②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3 ＞NaHCO3)

4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆）（2）程度小（3）吸热

5、影响盐类水解的外界因素：

①温度：温度越 高 水解程度越大（水解吸热，越热越水解）②浓度：浓度越小，水解程度越 大（越稀越水解）

③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）

6、酸式盐溶液的酸碱性：

①只电离不水解：如HSO4-显 酸 性

②电离程度＞水解程度，显 酸 性（如: HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞电离程度，显 碱 性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）

7、双水解反应：

（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2-+ 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

8、盐类水解的应用： 水解的应用

1、净水

实例 明矾净水

原理

Al3++3H2O Al(OH)3(胶体)+3H+

2、去油污

用热碱水冼油污物品 CO32-+H2O HCO3-+OH-

①配制FeCl3溶液时常加

3、药品的保存 入少量盐酸

②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH

Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+

CO32-+H2O HCO3-+OH-

若不然，则：

由MgCl2·6H2O制无水

4、制备无水盐 MgCl2 在HCl气流中加热

MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O Mg(OH)2 MgO+H2O

用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合

5、泡沫灭火器 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑

6、比较盐溶液中离子浓度的大小

比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小

NH4++H2O NH3·H2O+H+ c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-

9、水解平衡常数（Kh）

对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）

电离、水解方程式的书写原则

1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写

注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。

2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写

八、溶液中微粒浓度的大小比较

☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：

①电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和

②物料守恒:（即原子个数守恒或质量守恒）

某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和 ③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。

九、难溶电解质的溶解平衡

1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识（1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。

（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用―=‖，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用―=‖。

（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)

2、Ag2SO4（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。

（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。

2、溶解平衡方程式的书写

注意在沉淀后用(s)标明状态，并用― ‖。如：Ag2S(s)2Ag+(aq）+ S2-(aq)

3、沉淀生成的三种主要方式

（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。

（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

（3）氧化还原沉淀法：

（4）同离子效应法

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③ 沉淀转化。

5、沉淀的转化：

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。

如：AgNO3 AgCl(白色沉淀)AgBr（淡黄色）AgI（黄色）Ag2S（黑色）

6、溶度积（KSP）

1、定义：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。

2、表达式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)KSP= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n

3、影响因素：

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。

w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

4、溶度积规则

QC（离子积）〉KSP 有沉淀析出 QC= KSP平衡状态 QC〈KSP 饱和，继续溶解 第四章 电化学基础 第一节 原电池 原电池：

1、概念：化学能转化为电能的装置叫做原电池。

2、组成条件：①两个活泼性不同的电极② 电解质溶液③ 电极用导线相连并插入电解液构成闭合回路

3、电子流向：外电路： 负 极——导线—— 正 极

内电路：盐桥中 阴 离子移向负极的电解质溶液，盐桥中 阳 离子移向正极的电解质溶液。

4、电极反应：以锌铜原电池为例：

负极： 氧化反应： Zn－2e＝Zn2＋（较活泼金属）正极： 还原反应： 2H＋＋2e＝H2↑（较不活泼金属）总反应式： Zn+2H+=Zn2++H2↑

5、正、负极的判断：

（1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。（2）从电子的流动方向 负极流入正极（3）从电流方向 正极流入负极

（4）根据电解质溶液内离子的移动方向 阳离子流向正极，阴离子流向负极（5）根据实验现象①__溶解的一极为负极② 增重或有气泡一极为正极 第二节 化学电池

1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池

2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置

3、化学电池的分类： 一次电池、二次电池、燃料电池 一、一次电池

1、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等 二、二次电池

1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或蓄电池。

2、电极反应：铅蓄电池

放电：负极（铅）： Pb＋－2e-＝PbSO4↓

正极（氧化铅）： PbO2＋4H+＋＋2e-＝PbSO4↓＋2H2O 充电：阴极： PbSO4＋2H2O－2e-＝PbO2＋4H+＋

阳极： PbSO4＋2e-＝Pb＋

两式可以写成一个可逆反应： PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O

3、目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电池

三、燃料电池

1、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

2、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为酸性、碱性和中性。当电解质溶液呈酸性时：

负极：2H2－4e-=4H+ 正极：O2＋4e-+4H+ =2H2O 当电解质溶液呈碱性时：

负极： 2H2＋4OH-－4e-＝4H2O 正极：O2＋2H2O＋4 e-＝4OH-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--＝ ＋7H2O； 正极：4H2O＋2O2＋8e-＝8OH-。

电池总反应式为：CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O

3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低

四、废弃电池的处理：回收利用 第三节 电解池

一、电解原理

1、电解池： 把电能转化为化学能的装置 也叫电解槽

2、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

3、放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程

4、电子流向：

（电源）负极—（电解池）阴极—（离子定向运动）电解质溶液—（电解池）阳极—（电源）正极

5、电极名称及反应：

阳极：与直流电源的 正极 相连的电极，发生 氧化 反应

阴极：与直流电源的 负极 相连的电极，发生 还原 反应

6、电解CuCl2溶液的电极反应： 阳极： 2Cl--2e-=Cl2(氧化)阴极： Cu2++2e-=Cu(还原)总反应式： CuCl2 =Cu+Cl2 ↑

7、电解本质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程 ☆规律总结：电解反应离子方程式书写： 放电顺序： 阳离子放电顺序

Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 阴离子的放电顺序

是惰性电极时：S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)是活性电极时：电极本身溶解放电

注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（Fe、Cu)等金属，则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。

电解质水溶液点解产物的规律 类型 电极反应特点

实例

对象

电解

度

分解电解质型 电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电

CuCl2 HCl

质

电解

减小

大

---

Cl2 放H2生成碱型 阴极：水放H2生碱 阳极：电解质阴离子放电

NaCl

电解质和水

解质

生成新电

大 生

氧化

增

HCl

增

Cu

电解质浓

pH

原

HCl 电解质溶液复放氧阴极：电解质阳离子放电 CuSO4 电解生酸型 阳极：水放O2生酸 质和水 成新电解质

小

增大

小 大

减铜

电解水型 阴极：4H+4e-== 2H2 ↑ 阳极：4OH-4e-== O2↑+ 2H2O

NaOH

水

增水

H2SO4 减

Na2SO4

变

上述四种类型电解质分类：

（1）电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐

（2）电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外）（3）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐（4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐

二、电解原理的应用

1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气

（1）、电镀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方法（2）、电极、电解质溶液的选择：

阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液 M— ne== M 电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液 镀铜反应原理

阳极(纯铜)：Cu-2e-=Cu2+，阴极(镀件)：Cu2++2e-=Cu，电解液：可溶性铜盐溶液，如CuSO4溶液（3）、电镀应用之一：铜的精炼

阳极：粗铜；阴极： 纯铜电解质溶液： 硫酸铜

3、电冶金

（1）、电冶金：使矿石中的 金属阳离子 获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼活泼金属，如钠、镁、钙、铝

（2）、电解氯化钠：

通电前，氯化钠高温下熔融：NaCl == Na + + Cl-通直流电后：阳极：2Na+ + 2e-== 2Na 阴极：2Cl-— 2e-== Cl2↑

☆规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律

（1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。①有活泼性不同的两个电极；②两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应（有时是与水电离产生的H+作用），只要同时具备这三个条件即为原电池。

（2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。

（3）若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极（电子输出极），有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。

☆ 原电池，电解池，电镀池的比较

原电池

性质 类别

定义

（装置特点）反应特征

装置特征

将化学能转变成电能的装置

将电能转变成化学能的装置

应用电解原理在某些金属表面镀上一侧层其他金属

电解池

电镀池

自发反应 无电源，两级材料不同

非自发反应 有电源，两级材料可同可不同

两电极连接直流电源 两电极插入电解质溶

非自发反应

有电源

形成条件

极

活动性不同的两1镀层金属接电源正极，待镀金属接负极；2电镀液必须含有镀层金属的离子

电解质溶液 形成闭合回路

电极名称

属

正极：较不活泼负极：较活泼金

液

形成闭合回路 阳极：与电源正极相连

阴极：与电源负极相

名称同电解，但有限制条件

阳极：必须是镀层金属 阴极：镀件 金属（能导电非金属）连

电极反应 负极：氧化反应，金属失去电子

阳极：氧化反应，溶阳极：金属电极失去电子 阴极：电镀液中阳离子得到电子

液中的阴离子失去电子，或

电极金属失电子

正极：还原反应，溶液中的阳离子的电氧腐蚀）

电子流向

负极→正极

电源负极→阴极 阴极：还原反应，溶子或者氧气得电子（吸液中的阳离子得到电子

同电解池

电源正极→阳极

溶液中带电粒子的移动 动

阴离子向负极移动

联系

在两极上都发生氧化反应和还原反应 阳离子向正极移

阳离子向阴极移动 阴离子向阳极移动

同电解池

☆☆原电池与电解池的极的得失电子联系图：

阳极(失)e-正极（得）e-负极（失）e-阴极（得）

第四节 金属的电化学腐蚀和防护

一、金属的电化学腐蚀（1）金属腐蚀内容：

（2）金属腐蚀的本质：都是金属原子 失去 电子而被氧化的过程

条件 现象 本质 关系 电化腐蚀

不纯金属或合金与电解质溶液接触 有微弱的电流产生

较活泼的金属被氧化的过程

化学腐蚀

金属与非电解质直接接触 无电流产生 金属被氧化的过程

化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生，但电化腐蚀更加普遍，危害更严重

（4）、电化学腐蚀的分类：

析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出

①条件：潮湿空气中形成的水膜,酸性较强（水膜中溶解有CO2、SO2、H2S等气体）②电极反应：负极: Fe – 2e-= Fe2+ 正极: 2H+ + 2e-= H2 ↑

总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑ 吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气 ①条件：中性或弱酸性溶液

②电极反应：负极: 2Fe – 4e-= 2Fe2+ 正极: O2+4e-+2H2O = 4OH-总式：2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2 离子方程式：Fe2+ + 2OH-= Fe(OH)2 生成的 Fe(OH)2被空气中的O2氧化，生成 Fe(OH)3，Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3 Fe(OH)3脱去一部分水就生成Fe2O3·x H2O（铁锈主要成分）规律总结：

金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下： 电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施的腐蚀

防腐措施由好到坏的顺序如下：

外接电源的阴极保护法＞牺牲负极的正极保护法＞有一般防腐条件的腐蚀＞无防腐条件的腐蚀

二、金属的电化学防护

1、利用原电池原理进行金属的电化学防护

（1）、牺牲阳极的阴极保护法

原理：原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化

应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块，腐蚀锌块保护钢铁设备

负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护

（2）、外加电流的阴极保护法

原理：通电，使钢铁设备上积累大量电子，使金属原电池反应产生的电流不能输送，从而防止金属被腐蚀

应用：把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，均存在于电解质溶液中，接上外加直流电源。通电后电子大量在钢铁设备上积累，抑制了钢铁失去电子的反应。

2、改变金属结构：把金属制成防腐的合金

3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等（3）金属腐蚀的分类：

化学腐蚀— 金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀

电化学腐蚀— 不纯的金属跟电解质溶液接触时，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。

第五篇：新课程背景下高中化学教学策略初探_4

浅谈新课程背景下高中化学教学

高中化学新课程改革，打破了化学教学内容的传统体系，对课程内容体系进行了翻天覆地的调整，使不同的学生能学习不同的化学课程模块。各模块都非常注重激发学生的学习兴趣，贴近社会生活，让学生在实践活动中，主动地学习知识、技能、方法，形成积极的情感态度和正确的价值观，提高科学素养和人文素养。这种变化也要求老师们长期形成的教学方式必须改变，将以往依赖系统讲授和强化训练的教学方式转变到重视开发和使用讲授、讨论、合作、探究性、网络等各种各样的适合于中学生心理发展特点的教学方式和手段，让学生在科学探究活动过程中获取、体验、应用化学科学知识。

一、构建科学的化学教学策略

现代教学论的发展，更多地回归于人性的发展，强调学习者个体在教学活动中的主观能动性，强调教学的开放性、差异性和发展性。课堂教学始终是实现高中化学新课程理念的主渠道，也是提高学生科学素养的关键所在。课堂教学的有效实施，必须有科学的教学策略。

目前认为，教学策略主要有以下几种观点：一是教学策略是在教育理论指导下的教学模式；一是教学策略即是教学方法的有效选择运用；再一为教学策略是教学模式实施过程中方法的选择和优化等。这些观点分别从不同的角度来探讨和说明教学策略，都有其合理的一面。由于策略相对于方法而言，更注重的是一种控制操作，但又不是单纯的操作性、技术性的程序和手段，而是在一定教学理念支配下的操作。因此，我们认为教学策略是在一定教学理论指导下，为实现某种教学目标，系统合理地选择和使用各种方法，有效地组织内容，确立师生的的教与学的行为模式和程序等的综合操作。从本质上说，它是教学的一套规则系统，也是一种方法论体系，是教学活动中最灵活和富有创造性的内容。

新课程下的化学教学，由于关注学习活动过程，以提高学生素质，所以，以学生为主体的课堂教学，就是以学生的学习为基本视角，从自主、愉快、差异、有效等角度来组织和设计教学流程，使学生在课堂教学活动中，全面提高素质，成为主动建构的学习者，为其终身发展奠定基础。

新课程内容充分体现了课程的基础性、选择性和时代性，各课程模块的内容差别较大，故使用的教学策略也应有区别。根据各模块的特点，我们应在总的教学策略指导下，针对于各模块制订具体的教学策略。

二、指导学生自主学习

学生的自主学习，是课堂教学中教师充分相信学生、尊重学生、教会学生学会发展的一种教学策略。自主学习可以分为自主、主动、创造三个层面。自主的学习，可以是教师指导下的独立学习过程，教师可以从教学材料的给予，问题的设计，结果的讨论等角度组织学习过程，强调在教师引导下的主动参与过程；主动的学习，则是学习者主动建构学习材料与已有知识的关系，主动探求未知问题的解决，强调学习的亲历性。创造性地学习，则是学习者在自主、独立、主动基础上反映出来的更高形态的主观能动性。只有主动去感知、求疑、解疑，才能产生直觉和顿悟，产生具有独创性的见解。创造性的学习，不仅体现在行为上，也体现于结果中。在自主学习的教学活动中，应当特别强调课堂的开放性，使多个个体参与到学习活动中，从中培养学生的自我调控能力、自我表现的注意力、承受挫折后的心理调适力，并能对学习的内容形成客观的评价。

在新课程实施过程中，教师可以从多个角度对学生进行自主性的培养。对选修模块中的“化学与生活”和“化学与技术”，要指导学生改变以听讲为主的学习方式，通过上网查资料、社会调查、参观、咨询、制定计划书、讨论与交流、角色扮演等方式，主动参与到各种教学活动中，通过学习方式的转变，提高学习的自主性和能动性，发展创新精神和实践意识。

三、重视学生的差异性

一个人的能力是其参与活动所取得的成绩与所用时间的比，而其风格是指人与人之间在认知、个性等方面经常采用的、受到偏爱和习惯化的方式。因此，不同学生在风格相同的情况下，有能力强弱之分；能力相同的情况下，又有风格的差异。教师既要了解学生能力上的差异，又要重视学生在风格上的不同。

差异学习即是在课堂教学中实现个体最优化学习。以往面对全体同学的教学，强调教学的共性，对个体的差异性强调不够。新课程从课程目标、结构、内容、实施和评价全过程，进一步突显差异性。实施差异教学，要尽量在模块教学中，按照课程标准的要求，强调学生原有认知结构对新内容的同化或顺应作用；按学生认知的逻辑顺序组织学习内容和背景材料；不同水平的学生可以明确不同的学习任务，在强化诊断、反馈和矫正环节注重个别指导，使教学能突显其个性化。具体可以采取练习自主选择，对学生进行个性化的学习指导，实行分类评价和学习矫正等。让每一个学生在学习过程中，体会到成功的快乐，在原有的基础上实现有差异的提高。

四、主动构建，精简教学

任何科学知识的学习，都应是学习者利用已有知识或认知结构去同化或顺应新知识的过程。学生不可能接受教师传授的所有知识，只有那些判定有意义的内容，才被大脑进行语义编码，进入长时记忆加以保存。要使有效知识被学生所掌握，就必须精讲知识内容，准确地揭示教学内容的本质特征和知识间的内在联系，教给学生认识规律和解决问题的策略。

高中化学课程内容在不同模块间，以物质结论理论（包括原子结构、元素周期律、化学键、分子结构、晶体结构和有机化合物结构等）和物质变化理论（包括氧化还原反应、离子反应、化学反应速率和化学平衡、化学反应和能量变化、化学反应规律、有机化学反应的类型等）相联系，构成理论框架，以化学反应及其能量变化作为初、高中知识的联结纽带。在学习物质结构、元素周期律前（模块3），介绍碱金属、卤素，从而使学生易于归纳物质的相似性和递变规律及其与核外电子排布的关系；在元素周期律之后，介绍氧族、碳族、氮族知识，使学生通过演绎的方法，既学习元素化合物知识，又加深对元素周期律的理解和应用。化学知识的第二个理论高峰就是化学反应速率和化学平衡、电解质溶液。这部分理论知识的处理采取了和元素周期律同样思路的处理方式。有机化合物知识以化学键理论为指导，以官能团为体系进行组织，强调了官能团在学习有机化学中所起的规律概括作用，有利于学生记忆、理解、掌握有机化学反应的基本类型。

从认知心理学角度讲，强化和突出信息的输出，进行分类归纳，建立良好完备的认知结构，使之条件化、结构化，有助于学生知识的把握。

精简教学策略首先要求教师在上课、布置预习、课堂演示和观察、思考及提出问题、引导学生分析、板书设计、归纳小结等环节精心设计，重点突出；其次要精选学习材料，组织教学模式，优化课堂设计，对不同的教材内容给出不同的讲授顺序。如理论性强的“物质结构与性质”、“化学反应原理”等内容可以从直观入手，力求通俗易懂，紧密联系学生已有的结构—反应—性质的知识，充分借助实验和多媒体技术，帮助学生化解思维障碍，降低学习难度；特别要注意新引入的一些概念如电负性、电离能、晶格能、手性分子、熵、焓、盖斯定律、沉淀溶解平衡等，要根据课程标准的要求，精讲适度，不能过

分拔高，人为造成学生的学习困难。最后，注意要精选例题与习题；选择典型、有层次，可以举一反三的练习题；精讲，分层训练，及时反馈，使学生能用较少的时间获取解决问题的方法和策略。

五、联系生产、生活实际，拓宽学生视野

化学科学与生产、生活以及科技的发展有着密切联系，对社会发展、科技进步和人类生活质量的提高有着广泛而深刻的影响。高中学生会接触到很多与化学有关的生活问题，教师在教学中要注意联系实际，帮助学生拓宽视野，开阔思路，综合运用化学及其他学科的知识分析解决有关问题。

例如，“化学与生活”模块以日常生活中的化学问题为线索，介绍化学知识及其应用。在教学中要联系化学在健康、环境、材料等方面的应用，创设生动的学习情景，引导学生通过调查、讨论、咨询等多种方式获取化学知识，认识化学与人类生活的密切关系，理解和处理生活中的有关问题。

又如，“化学与技术”模块以资源利用、材料制造、工农业生产中的化学问题为线索，介绍化学知识及其应用。在教学中，教师要结合课程内容，充分利用当地各种条件，组织学生开展参观、讨论、观看影像、听报告等实践活动，使学生有机会接触实际问题，综合运用所学的知识来认识生产、生活中与化学有关的技术问题。

六、以实验为基础进行探究教学

美国心理学家研究表明：当学生通过一个有意义的方式展开学习时，可以将知识掌握得更好，不同的教学方式，学生的学习状况会有较大差异。如下图表：讲课 5% 阅读 10% 视听 20% 演示 30%

教其他学生——立即应用所学知识 90%

实际操作 75%

小组讨论 50%

学习注意保持比率

以实验为基础的探究教学策略，也就是学习注意保持比率很高的“实际操作”。高中化学新课程对科学探究能力的培养提出了明确的目标，要求学生“经历对化学物质及其变化进行进一步理解科学探究的意义，学习科学探究的基本方法，提高科学探究能力。”在实验中去探究和发现问题、解决问题，并在探究过程中获取知识和技能、发展解决问题的能力，形成创新意识，突出自己的个性特点，初步形成科学的价值观。通过实验培养学生的科学探究能力，是化学学科的鲜明特点。通过实验进行的科学探究活动，可以使学生在“实际操作”中学，提高学习的注意保持率，进而提高学习效率。

新课程理念下的高中化学学习特点，要求学生构建与课程内容相适应的新的化学学习策略体系，同时，要求教师在教学方式方法上作出相应的策略转变。