2015化学反应原理教学总结

第一篇：2015化学反应原理教学总结

2015秋季高二化学备课组教学总结

苏伟波

这学期我们高二化学开设的课程是《化学反应原理》，这门课程是高考选课程的必考内容。在化学反应原理模块教学中主要存在三方面的困难，一是学科知识的储备上存在欠缺，例如，对如何用化学动力学和化学热力学的思路分析速率和平衡问题还不是很清楚；二是在焓、熵、化学反应方向等新增内容的教学中存在困难；三是深广度的把握，主要是处理不好高中内容与大学内容的关系，有时会超纲越界。经过大量的课例观察我们发现在化学反应原理模块的教学中主要存在以下三方面的问题：

一是不能正确处理必修模块与化学反应原理模块教学的层次性问题。一方面，忽略了必修模块与选修模块的衔接，在进行选修模块内容教学前，常会忽略学生在必修的已有基础；在教学后，又经常会忽略引导学生对“在必修基础上发展了什么？”这一问题的反思。另一方面是深广度把握不到位，经常出现“选修模块教学平庸化”的现象，即在化学反应原理模块教学中，仅关注具体知识的教学，缺乏对学科思想方法的体现。

二是在教学中没有突出化学反应原理模块特点。在化学反应原理模块内容的教学中，要突出定性与定量相结合、实验与理性推理相结合的特点，要关注物理化学基本思想方法的运用。

三是处理不好几个关系。例如，处理不好定量分析与计算的关系，将定量分析问题的思路与复杂的数学计算等同；在教学中死抠概念定义，忽视对概念的整体关系和内涵实质的把握；缺乏多样化教学处理方式。

“化学反应原理”是为了对化学反应原理感兴趣的学生开设的选修模块，以满足不同学生学习和发展的需求。人类在探索自然规律造福社会的历程中，大量利用化学反应获得人类所需要的新物质以及利用化学反应获得能量。化学反应原理就是人类在研究大量化学反应本质的基础上，总结得到的关于化学反应的一般规律。“化学反应原理”模块通过研究化学反应与能量、化学反应速率、化学平衡以及溶液中的离子平衡等内容，探究诸如如何选择燃料、人类如何解决能源危机、如何确定合成氨反应条件等问题。通过本课程模块的学习，学生应主要在以下几个方面得到发展：

l.认识化学变化所遵循的基本原理，初步形成关于物质变化的正确观念；

2.了解化学反应中能量转化所遵循的规律，知道化学反应原理在生产、生活和科学研究中的应用；

3.赞赏运用化学反应原理合成新物质对科学技术和人类社会文明所起的重要作用，能对生产、生活和自然界中的有关化学变化现象进行合理的解释；

4.增强探索化学反应原理的兴趣，树立学习和研究化学的志向。

今后，我们更应该合理安排，合理设计教学内容，化学反应原理是人类总结得到的关于化学反应的一般规律，涉及化学反应的能量转化、方向、限度、速率以及机理等方面的问题，因此“化学反应原理”设置了“化学反应与能量”、“化学反应速率和化学平衡”以及“溶液中的离子平衡”三个主题。“化学反应与能量”研究化学反应中能量转化所遵循的规律，包括化学能与热能、化学能与电能的转化以及化学对解决人类能源问题的重要贡献等内容。“化学反应速率和化学平衡”研究化学反应发生的方向、限度和速率所遵循的规律，包括化学反应速率的含义及影响化学反应速率的因素、化学平衡的含义及影响化学平衡的因素、判断化学反应方向的依据等。“溶液中的离子平衡”着重介绍化学平衡原理的一些应用，包括弱电解质的电离平衡、盐类的水解以及沉淀溶解平衡等。把握好本模块的教学要求，学习本模块的主要目的是让学生通过科学探究获得对化学反应所遵循的一般原理即化学反应本质的认识，增进对科学探究的理解，增强探索化学反应原理的兴趣，赞赏运用化学反应原理合成新物质对科学技术和人类文明发挥的重大作用，树立学习和研究化学的志向。

第二篇：化学反应原理知识点总结

2012届高考化学反应原理知识点总结

化学反应速率、化学平衡

一．化学反应速率

1．定义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，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。单位：mol/(L·min)或mol/(L·s)

v=△c·△t

2．规律：同一反应里用不同物质来表示的反应速率数值可以是不同的，但这些数值，都表示同一反应速率。且不同物质的速率比值等于其化学方程式中的化学计量数之比。如反应mA+nB=pC+qD的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q

3．影响反应速率的因素

内因：参加反应的物质的结构和性质是影响化学反应速率的决定性因素。例如H2、F2混合后，黑暗处都发生爆炸反应，化学反应速率极快，是不可逆反应。而H2、N2在高温、高压和催化剂存在下才能发生反应，化学反应速率较慢，由于是可逆反应，反应不能进行到底。

外因：

①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，单位体积发生反应的分子数增加，反应速率加快。

②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增加压强，气体体积缩小，浓度增大，反应速率加快。

③温度：升高温度时，分子运动速率加快，有效碰撞次数增加，反应速率加快，一般来说，温度每升高10℃反应速率增大到原来的2～4倍。

④催化剂：可以同等程度增大逆反应速率。

⑤其他因素：增大固体表面积（粉碎），光照也可增大某些反应的速率，此外，超声波、电磁波、溶剂也对反应速率有影响。

【注意】：①改变外界条件时，若正反应速率增大，逆反应速率也一定增大，增大的倍数可能不同，但不可能正反应速率增大，逆反应速率减小。

②固体、纯液体浓度视为常数，不能用其表示反应速率，它们的量的变化不会引起反应速率的变化，但其颗粒的大小可影响反应速率。

③增大压强或浓度，是增大了分子之间的碰撞几率，因此增大了化学反应速率；升高温度或使用催化剂，提高了活化分子百分数，增大了有效碰撞次数，使反应速率增大。

（二）化学平衡

1．化学平衡状态：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，反应混合物中各组分的浓度不变的状态。

2．化学平衡状态的特征

（1）“等”即

V正=V逆>0。

（2）“动”即是动态平衡，平衡时反应仍在进行。

（3）“定”即反应混合物中各组分百分含量不变。

（4）“变”即条件改变，平衡被打破，并在新的条件下建立新的化学平衡。

（5）与途径无关，外界条件不变，可逆反应无论是从正反应开始，还是从逆反应开始，都可建立同一平衡状态（等效）。

3．化学平衡状态的标志

化学平衡状态的判断（以mA+nBxC+yD为例），可从以下几方面分析：

①v(B耗)=v(B生)

②v(C耗):v(D生)=x

:

y

③c(C)、C%、n(C)%等不变

④若A、B、C、D为气体，且m+n≠x+y，压强恒定

⑤体系颜色不变

⑥单位时间内某物质内化学键的断裂量等于形成量

⑦体系平均式量恒定（m+n

≠

x+y）等

4．影响化学平衡的条件

（1）可逆反应中旧化学键的破坏，新化学键的建立过程叫作化学平衡移动。

（2）化学平衡移动规律——勒沙特列原理

如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

①浓度：增大反应物（或减小生成物）浓度，平衡向正反应方向移动。

②压强：增大压强平衡向气体体积减小的方向移动。减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。

③温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动。降低温度，平衡向放热反应方向移动。

④催化剂：不能影响平衡移动。

5．等效平衡

在条件不变时，可逆反应不论采取何种途径，即由正反应开始或由逆反应开始，最后所处的平衡状态是相同；一次投料或分步投料，最后所处平衡状态是相同的。某一可逆反应的平衡状态只与反应条件（物质的量浓度、温度、压强或体积）有关，而与反应途径（正向或逆向）无关。

（1）等温等容条件下等效平衡。对于某一可逆反应，在一定T、V条件下，只要反应物和生成物的量相当（即根据系数比换算成生成物或换算成反应物时与原起始量相同），则无论从反应物开始，还是从生成物开始，二者平衡等效。

（2）等温、等压条件下的等效平衡。反应前后分子数不变或有改变同一可逆反应，由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同，则达到平衡后两平衡等效。

（3）在定温、定容情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比值与原平衡相同，两平衡等效。

6．化学平衡计算时常用的2个率

（1）反应物转化率=转化浓度÷起始浓度×100%=转化物质的量÷起始物质的量×100%。

（2）产品的产率=实际生成产物的物质的量÷理论上可得到产物的物质的量×100%。

7．催化剂

能改变其他物质的化学反应速率，本身在反应前后质量和性质都不变的物质。通常说的催化剂是指能加快化学反应速率的正催化剂，也有减慢化学反应速率的负催化剂或阻催化剂。在反应中加负催化剂能大大延缓反应速率，使人们不需要的化学反应如金属的锈蚀，食物的腐烂，塑料的老化尽可能慢地发生。

催化剂的催化作用具有很强的选择性，某种催化剂往往只能催化某一种反应或某一类反应。使用生物酶制剂时的选择性更为突出。

常用的催化剂及催化反应

二氧化锰

氯酸钾分解制氧气；过氧化氢分解成水和氧气。

五氧化二钒

二氧化硫催化氧化成三氧化硫。

铁触媒

合成氨。

铂或铂铑合金

氨的催化氧化。

硫酸汞

乙炔水化制乙醛。

醋酸锰

乙醛氧化制乙酸。

镍

不饱和烃及其他不饱和有机物与氢气的加成反应。

三溴化铁

笨的溴化制溴苯。

使用催化剂进行催化反应时，要注意对反应物的净化，避免带入的某些杂质使催化剂丧失催化功能，这种作用称作催化剂中毒。

8．可以利用平衡常数的值作标准判断反应是否达到平衡及不

平衡时向哪个方向进行．如对于可逆反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在一定温度的任意时刻，反应物与生成物的浓度有如下关系

Qc＝，Qc叫该反应的浓度商．

Qc＜K，反应向正反应方向进行

Qc＝K，反应处于平衡状态

Qc＞K，反应向逆反应方向进行

电解质溶液

一．电解质和非电解质、强电解质和弱电解质

1．电解质

凡是水溶液里或熔融状态时能电离进而能导电的化合物叫做电解质。电解质溶于水或熔融时能电离出自由移动的阴、阳离子，在外电场作用下，自由移动的阴、阳离子分别向两极运动，并在两极发生氧化还原反应。所以说，电解质溶液或熔融状态时导电是化学变化。

2．分类

（1）强电解质：是指在水溶液里几乎能完全电离的电解质。

（2）弱电解质：是指在水溶液中只能部分电离的电解质。

3．强电解质和弱电解质的比较

强电解质

弱电解质

定义

水溶液里完全电离的电解质

水溶液里部分电离的电解质

化学键种类

离子键、强极性键

极性键

电离过程

完全电离

部分电离

表示方法

用等号“=”

用可逆号“”

代表物

强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI

强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2

绝大多数盐：NaCl、BaSO4

弱酸：H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH

弱碱：NH3·H2O

个别盐：HgCl2、Pb(CH3COO)2

4．非电解质

凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物。

常见的非电解质

非金属氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5

某些非金属氢化物：CH4、NH3

大多数有机物：苯、甘油、葡萄糖

二．弱电解质的电离平衡

1．弱电解质的电离特点

（1）微弱：弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小，分子、离子共同存在。

（2）可逆：弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的。

（3）能量变化：弱电解质的电离过程是吸热的。

（4）平衡：在一定条件下最终达到电离平衡。

2．电离平衡：当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于电离平衡状态。电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征。条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。

三．水的电离和溶液的pH值

1．水的电离和水的离子积常数

H2O是一种极弱电解质，能够发生微弱电离H2OH+

+

OH–

25℃时

c(H+)=c(OH–)=10–7

mol·L–1

水的离子积Kw=c(H+)·c(OH–)=10–14（25℃）

①Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。如：100℃

Kw=10–12

②Kw适用于纯水或稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。

2．溶液的pH

（1）pH：pH=–lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小时，用pH来表示溶液的酸碱度。

（2）含义：pH越大，c(H+)越小，c(OH–)越大，酸性越弱，碱性越强。pH越小c(H+)。c(OH–)越小，酸性越强，碱性越弱。

（3）范围：0～14

四．盐类水解

1．盐类水解定义：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作盐类的水解。

2．盐类水解规律

（1）谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。

（2）多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解。

（3）水解是吸热反应，升温水解程度增大。

（4）单离子水解程度都很小，故书写水解离子方程式时要用“”，不能用“↑”或“↓”符号。

3．盐类水解的类型

（1）单向水解：强酸和弱碱生成的盐，溶液呈酸性；强碱和弱酸生成的盐，溶液显碱性。如NH4Cl溶于水：

NH4+

+

H2O

NH3·H2O

+

H+

CH3COONa溶于水：CH3COO-

+

H2O

CH3COOH

+

OH-

（2）互相促进水解：弱酸和弱碱生成的盐溶于水，电离产生弱酸的阴离子和弱碱的阳离子，二者分别结合水电离产生的H+和OH-发生水解，而水溶液的离子积不变，因此促进水的电离使反应进行的程度较大。溶液的酸碱性取决于生成的弱电解质的相对强弱。如CH3COONH4溶于水：

CH3COO-

+

NH4+

CH3COOH

+

NH3·H2O

（3）

互相抑制水解：能电离产生两种以上的弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐溶于水，弱酸的阴离子或弱碱的阳离子均发生水解，但是互相抑制，所以这一类的水解程度较小。如

(NH4)2Fe(SO4)2溶于水：

NH4+

+

H2O

NH3·H2O

+

H+

Fe2+

+

2H2O

Fe(OH)2

+

H+

NH4+水解产生的H+对Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。

五．电离平衡和水解平衡的比较

电

离

平

衡

水

解

平

衡

实

例

H2S水溶液（0.1mol/L）

Na2S水溶液（0.1mol/L）

研究对象

弱电解质（弱酸、弱碱、水）

强电解质（弱酸盐、弱碱盐）

实

质

弱酸

H+

+

弱酸根离子

弱碱

OH—

+

弱碱阳子

H2O

+

H2O

H3O+

+

OH—

离子化速率

=

分子化速率

弱酸根阴离子+H2O

弱酸

+

OH—

弱碱阳离子+H2O

弱碱

+

H+

水解速率

=

中和速率

程

度

酸或碱越弱，电离程度越小，多元酸的一级电离远远大于二级电离，大于三级电离……

“越弱越水解”，多元弱酸根一级水解远远大于二级水解，大于三级水解……

一般中和程度远远大于水解程度

双水解程度较大，甚至很彻底。

能量变化

吸热（极少数例外）

吸热

表达式

电离方程式：①用“

”

②多元弱酸分步电离

H2S

H+

+

HS—

HS—

H+

+

S2—

水解反应离子方程式①用“

”

②多元弱酸根分步水解

③除了双水解反应，产物不写分解产物，不标↑或↓

S2—+H2O

HS—+OH—（主要）

HS—+H2O

H2S+OH—（次要）

微

粒

浓

度

大小比较

c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2—)

>c(OH-)

c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)>

c(H+)

电荷守恒式

c(H+)=

c(HS-)+2c(S2-)+

c(OH-)

c(Na+)+

c(H+)=

c(HS-)+2c(S2-)+

c(OH-)

物料守恒式

c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L

c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L=

c(Na+)/2

影

响

因

素

温

度

升温促进电离（极少数例外）

升温促进水解

浓

度

稀

释

促进电离，但浓度减小，酸性减弱

促进水解，但浓度减小，碱性减弱

通H2S

电离平衡向右移动，酸性增强，但

电离程度减小，电离常数不变。

S2—+H2O

HS—+

OH—

H2S

+

OH—

HS—+

H2O

促使上述平衡右移，合并为：H2S

+

S2—

2HS—

加Na2S

H2S

H+

+

HS—

S2—+

H+

HS—促使上述平衡右移，合并为：H2S

+

S2—

2HS—

水解平衡向右移动，碱性增强，但水解程度减小。

七．何时考虑盐的水解

1．判断盐溶液酸碱性及能否使酸碱指示剂变色时，要考虑到盐的水解。

2．配制某些盐的溶液时，为了防止溶液变浑浊（水解），需加入对应的酸抑制其水解。如配制FeCl3溶液时，一般先将FeCl3溶解在盐酸中，然后再加水稀释。

3.比较盐溶液中离子浓度大小时，要考虑到盐的水解。如Na3PO4溶液中，c(Na+)

c(PO43

4.说明盐溶液中微粒种类及多少时，要考虑到盐的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、HS-、OH-、H+、S2—、H2S，其浓度关系为：

八．溶液中微粒间的关系

（1）电荷守恒关系——指任何电解质溶液在整体上不显电性，即溶液中所有阳离子带的正电总量与所有阴离子带的负电总量相等。

如在Na2S溶液中：

实质：所有Na+、H+带的正电荷总物质的量==所有S2—、HS—、OH—带的负电荷总物质的量。

表达形式：c(Na+)

+

c(H+)

=

2c(S2—)

+

c(HS—)

+

c(OH

—)

（2）物料守恒关系——指不论盐中的哪种离子水解成多少种形式，它所含的一些元素原子的总物质的量之比一定符合它的化学式中的计量数比。

如在Na2S溶液中：

实质：n(Na)

:

n

(S的各种存在形式总和)

==

:

表达形式：c(Na+)

=

c(S2—)

+

c(HS—)

+

c(H2S)

（3）水电离的离子数守恒关系——指在任何电解质溶液中，由水电离产生的H+和OH—的数目一定相等的关系。如在Na2S溶液中：

实质：n(OH—)

==

溶液中自由H+物质的量与S2—结合水电离的H+物质的量之和

表达形式：c(OH

—)

=

c(H+)

+

c(HS—)

+

2c(H2S)

★该关系式可由电荷守恒式和物料守恒式代数变换得到。如将上述电荷守恒式与物料守恒式相减并移项即可得到上式。

第三篇：化学反应原理常考考点总结

化学反应原理常考考点总结 总结人：于志新

第一章化学反应与能量

1、常见的吸热放热反应

2、吸热放热反应与反应前后总能量的关系；

3、吸热放热反应与反应物与生成物键能的关系;

4、△H=∑反应物键能-∑生成物物键能

5、燃烧热的概念理解和燃烧热的热化学方程式的认定，相关计算。——必考

6、中和热的概念理解和中和热的实验

7、反应的△H的大小比较（系数不同、产物不同、反应物或生成物的状态不同）注意放热反应△H是负数。——-必考

8、盖斯定律填空必有一道，选择题可能也有一题。

第二章化学反应速率和化学平衡

1、化学反应速率的影响因素以及从活化分子有效碰撞理论解释（选择题）

2、化学反应速率的计算及速率与系数的关系及速率比大小（注意时间是否统一）

3、化学平衡态的标志（速率等、浓度，百分含量定是基本的标志；还可以从化学键、压强、平均分子量、颜色、温度等角度）----必考

4、平衡移动的题（因素、方向、转化率，百分含量的变化、图像）——必考

5、平衡的计算（三行）

6、在事实中是否能用移动原理解释

7、平衡常数的意义、影响因素（只与温度有关），表达式（固体和液体不写）和平衡常数的计算值。——填空题；平衡常数的改变与平衡移动的关系。

8、化学反应进行的方向（2个判据结合用）------一道选择题

第三章离子平衡

1、电解质的概念及电离条件----选择题；溶液导电性的变化----选择题；电离和水解离子方程式的区别;电离常数的意义、影响因素（只与温度有关）

2、溶液酸碱性的判断、PH计算（稀释、酸酸混合、碱碱混合、酸碱混合—酸性先算H+浓度、碱性先算OH-浓度）—必考（选择或填空）

3、PH试纸的使用、读数值

4、酸碱中和滴定实验：（滴定终点的认定—指示剂变色且半分钟不恢复原来颜色、终点时一定中性吗？眼睛注视的位置（锥形瓶颜色的变化）、滴定管的类型，刻度分布、读数（平视、0.01ML）、使用（水洗、润洗、装夜、排气泡、调液面至0或0以下、记下初始读数）、误差分析。——必考

5水解的口诀的理解和应用、水解离子式。

6、酸碱等浓度等体积混合后，溶液的酸碱性；酸碱PH值相当（如3和11）等体积混合后溶液的酸碱性—必考（选择或填空）

7、盐中的微粒浓度大小比较以及三个守恒———必考（多项选择或填空）

8、酸碱盐对水的电离程度的影响（定性或定量比大小）

9、离子共存（水电离出的H+浓度或OH-浓度都小于10-7，则该溶液有酸性和碱性两种可能注意双水解可以导致不共存）———必考（选择）

10、溶解平衡的沉淀转化规则及转化方程式的书写；溶度积的的意义、影响因素（只与温度有关）及简单的计算———必考（选择或填空）

第四章电化学

1、原电池的设计图（单液和双液）、电极反应式、电子和电流、离子的移动方向

2、化学电源的放电时电极反应式（氧化还是还原）、电子和电流、离子的移动方向、PH值的变化（电极附近的、整体的）；充电时电极反应式是氧化还是还原、PH值的变化及如何充电——必考（多项选择）燃料电池中的氢氧重要；二次电池铅蓄电池重要。

4、金属材料的活动性的推断（正负极、电子，电流，离子的流向、电极的变化，反应是氧化还是还原、置换的顺序）———必考（选择）

3、氯化钠、硫酸铜、硝酸银的电解重要——电极式、总反应、计算（注意一个电极需要写2个电极反应的计算）—必考（选择或最后计算）

4、放电序必背——电解后PH值的变化及如何恢复—必考（选择或填空）5金属的电化腐蚀（析氢和吸氧，吸氧重要）条件、电极式、总反应。

6、腐蚀的速度和保护效果的好坏（电解池腐蚀阳极，保护阴极；原电池腐蚀负极，保护正极、电解池腐蚀阳极最厉害，阴极保护得最好这是顺序中的最前和最后））———必考（选择）

7、精炼铜和电镀装置的电极材料和电解液的选择、电极式。PH值和离子浓度的变化

附加口诀：1升温，全快

2加压，不管平衡是否移动，气体浓度全大

3、增加廉价原料的浓度，提高价贵原料的转化率

4、等倍数改变气体浓度，按照改变压强讨论移动方向

第四篇：《化学反应原理》教学实践的体会

《化学反应原理》教学实践的体会

山西省晋城市泽州一中 王素芳

《化学反应原理》是高中理科的必选模块。选修课程是学生在必修模块中形成基本科学素养的基础上进行的深化与提高。转变学习方式是课程改革的基本要求。因此，在具体的教学中，必须结合选修模块自身特点及学生的实际水平研究教学方法的改革,在化学教学中实施有效的教学策略。

一、课本教材内容的编排注重以学生学习为主

教材注意正确处理知识的逻辑顺序和高中学生的生理、心理发展顺序以及认知规律。语言力求简洁、通俗，既不失科学性，又不感到理论的艰涩和枯燥，可读性很强，有娓娓道来，渐入佳境的感觉。教材每一章起始都有引言，用精炼的语言勾勒出了本章主要内容和学习本章的方法指导。“归纳与整理”放在每一章节的最后，是本章所学内容的标尺，让学生检查自已的学习情况。正文内容的呈现重视追寻概念原理的学科本源，从学生已有的知识入手，走向学生的“最近发展区”。如：化学平衡先从熟悉的溶解和结晶入手，让学生认识限度，然后迁移到化学反应的平衡。通过实验现象分析平衡的移动、归纳移动原理，最后通过分析实验数据得出平衡常数。课后习题的设置突破了以往的简单和单调，“来源于课本，又高于课本，是对课本的补充和拓展”，在编写上既兼顾知识的难度，而且又嫁接在合理的生活载体上，是学生跳一跳就能摘到的“桃子”。如：盐类水解“习题”的设置涵盖了方程式书写、影响因素、离子浓度大小、电荷守衡、有关离子方程式书写中有关量的问题，水解的应用以及对水解理论的应用。这些习题的设置对学生有了更大的挑战，也对我们在教学实践中难度的把握有了导向。真正意义上实现了教科书是一种学习资源。通过学习，引导学生分析、理解并进行思考，在这个过程中帮助学生建构自己的知识体系，并在这一过程中领悟获取知识的方法。课本的问题情景源于生活、社会、科技，问题小而具体，情景设置富有新意、趣味和启发性，通过环环相扣的问题，展现思维形成的过程。

二、注重课本，充分发挥教材栏目的导引功能

《化学反应原理》教材的栏目设置新颖，适合学生自主学习。如：“关键词”：每一节中都有一个中英文对照的关键词，有助于学生在预习时准确定位学习的核心。“资料卡”：书中共有8处资料卡，资料卡的设置在知识层面上降低了难度，但同时拓宽了学生的知识面。资料卡的设置既达到帮助学生更好理解正文内容的目的，又不增加学生负担。比如：化学平衡比较抽象，教材用资料卡适时的解说固体溶解和结晶，让学生能更好的理解化学反应限度。“科学视野”中提供了一些与正文内容紧密相连的更深入些的知识，如“电离常数”、“盐的水解常数”、“溶度积”。这些定量内容，以前是在大学时出现，现在在高中阶段的呈现，主要以小字呈现。我们在具体的操作中，不要求学生进行定量计算，只要求学生能通过这些公式的算法，来加深对平衡移动的理解以及对平衡的判断。这些栏目互为补充，相辅相成，从不同角度，通过不同的表现方式激发学生学习兴趣、扩大学生视野、促进对教材正文的多角度理解等作用，体现了教材的选择性功能。让“每个学生都能学到更加适合自己的化学”。

三、突出化学学科特征，更好的发挥实验的教育功能

以实验为基础是化学学科的重要特征之一。通过实验使学生体验科学研究的过程，激发学习化学的兴趣，强化科学探究的意识，培养学生的创新精神和实践能力。《化学反应原理》中的原理是从学生已有的经验出发，生活中看似平常的事情，我们不以为然。如果我们能再现过程，慢慢从中寻求其原理，会加深学生对原理的认识。如：化学反应中的能量变化，生活中多见的是发光的放热，但不发光的能放热吗？让学生通过体验来认识，设计实验“热敷袋”：向喝牛奶的空塑料袋中放入铁屑、炭粉、木屑和少量NaCl、水等。热敷袋在启用之前密封。启用时，让学生打开塑料袋轻轻揉搓，在学生的揉搓中体验热量的产生，从中认识化学对促进社会进步和提高人类生活质量的重要影响，同时感受化学的魅力。又如：在学到“难溶电解质的溶解平衡”时，学生已有的经验总认为等物质的量的NaCl和AgNO3完全反应后，溶液中不存在Ag+和Cl-。怎样来突破这个难点呢？通过设计实验让学生来感知NaCl饱和溶液中存在着溶解结晶平衡，然后在NaCl和AgNO3完全反应后的溶液中滴加AgI溶液，出现黄色沉淀，证明有Ag+存在。从而实现知识的迁移：绝对不溶的物质是没有的，任何物质的溶解都有度。

走在新课改的路上，我和我的同学在不停的调整我们的步伐，力求我们能更默契。走进新课程既是机遇又是挑战，新课程就是一场“春雨”，我们要在新课程中长得更茁壮。

第五篇：化学反应原理作业本答案

专题2化学反应速率和化学平衡 第一单元化学反应速率

1．化学反应速率的表示方法

1.C2.（1）A（2）C（3）B3.C4.D5.C6.单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增大mol·L-1·s-1或mol·L-1·min-1或mol·L-1·h-1 7.0.1mol·L-1·min-10.2mol·L-1·min-10.3mol·L-1·min-1A+2B3C 8.D9.A10.（1）A、BC（2）3mol·L-1·min-12mol·L-1·min-13mol·L-1·min-1（3）3A+2B3C 2.影响化学反应速率的因素

（一）1.C2.A3.A4.C5.C6.（1）增大增大H2的浓度，反应速率增大（2）不变容器容积不变，H2、I2和HI的浓度都不变（3）减小容器容积增大，H2、I2和HI的浓度均减小7.A8.B9.C10.（1）025mol·L-1·min-1（2）025mol·L-1·min-1（3）前2min比较快。因为前2min内溶液中的H+浓度比后4min内溶液中的H+浓度大 3.影响化学反应速率的因素

（二）1.D2.C3.B4.D5.C6.D7.增大减小增大增大增大

8.A使用催化剂能增大反应速率，而汽车排气管的压强无法改变，温度也已经很高9.A10.B 第二单元化学反应的方向和限度 1.化学反应的方向

1.D2.B3.C4.C5.C6.（1）吸热，体系混乱度增大（2）放热，体系混乱度减小（3）放热，体系混乱度增大7.前者是熵减小的反应，而后者是熵增大的反应8.B 9.D10.A 2.判断化学反应方向的依据 1.C2.C3.D4.A5.C6.B7.D8.B9.略 3.化学平衡状态

1.A2.C3.D4.D5.A6.D7.A8.正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化9.可逆反应都有一定的限度，1molN2和3molH2混合反应时，生成的NH3总是少于2mol，因此放出的热量总是小于924kJ10.C11.A 4.化学平衡常数

1.D2.C3.A4.C5.B6.（1）K=c2(CO)c(CO2)(2)K=c2(HI)c(H2)·c(I2)(3)K=c(CO2)c(CO)7.C8.C9.K=7.32×10-3，N2:5mol·L-1，H2:15mol·L-1 第三单元化学平衡的移动 1.浓度变化对化学平衡的影响 2.压强变化对化学平衡的影响

1.D2.C3.C4.C5.（1）m+n＜p（2）固或液（3）逆反应方向6.A 7.D8.A9.加水稀释加入AgNO3溶液

3.温度变化对化学平衡的影响

1.B2.B3.B4.B5.B6.A7.（1）加深（2）逆反应方向

8.增大正反应方向减小正反应方向增大不移动减小正反应方向增大逆反应方向减小正反应方向增大不移动9.C10.(1)放(2)＜ 4.化学平衡移动原理的应用

1.C2.B3.（1）B（2）C（3）D4.B5.A6.升高温度增大SO2或O2浓度，同时减小SO3浓度7.（1）能。增大反应物浓度，减小生成物浓度，均能使化学平衡向正反应方向移动（2）不能。催化剂只能缩短达到平衡所需的时间，不影响化学平衡（3）能。增大压强能使合成氨反应平衡正向移动（4）不能。温度升高不利于合成氨反应平衡正向移动8.C 9.（1）a（2）吸（3）b 专题2检测题

1.B2.D3.C4.D5.C6.D7.C8.B9.A10.B 11.B12.A13.C14.C15.B16.2mol·L-1·min-11mol·L-1·min-1 2mol·L-117.（1）①8②-196③008④22895%（2）＞

18.（1）0.05mol·L-1（2）③⑤④19.（1）0002（2）K=c2(NO2)c(N2O4)（3）吸热（4）略20.(1)固体反应物的表面积表面积越大1和2（或4和5）（2）1、3、4、6、8（或2和5）（3）反应温度6和7,8和9（4）可能是硫酸过量，金属全部反应，放出的热量相等，所以使等体积溶液的温度升高值相近21.30% 专题3溶液中的离子反应

第一单元弱电解质的电离平衡

1.强电解质和弱电解质

1.A2.D3.B4.B5.B6.B7.B8.C9.A10.②①③ ④11.电离程度有差异取等体积、等浓度的氢氧化钠溶液与氨水分别做导电性实验前者灯泡的亮度比后者的亮相同浓度的氢氧化钠溶液与氨水，前者电离程度大 2.弱电解质的电离平衡

1.B2.B3.A4.C5.A6.C7.C8.C9.B10.A 11.平衡移动H+数目c（H+）c（CH3COO-）电离平衡常数电离度溶液的导电能力加NaOH(s)右移减少减小增大不变增大增大通HCl(g)左移增多增大减小不变减小增大加NaAc(s)左移减少减小增大不变减小增大加Na2CO3(s)右移减少减小增大不变增大增大微热右移增多增大增大增大增大增大加冰醋酸右移增多增大增大不变减小增大加水右移增多减小减小不变增大减小12.（1）0001mol·L-1（2）小于因为氨水为弱电解质,浓度越大,电离程度越小,所以1mol·L-1氨水与01mol·L-1氨水中c（OH-）之比小于1013.（1）NH3+H2ONH3·H2OH2O、NH3、NH3·H2O（2）NH3·H2ONH+4+OH-，H2OOH-+H+NH+

4、OH-、H+（3）向右移动NH3、NH3·H2O、OH-浓度减小,NH+

4、H+浓度增大（4）取少量氨水，滴加酚酞，溶液显红色。再加少量氯化铵晶体，如果颜色变淡，说明氨水中存在电离平衡 3.常见的弱电解质

1.D2.D3.A4.D5.C6.B7.B8.A 9.采取措施电离常数平衡移动电离程度n(OH-)c(OH-)微热增大向右增大增大增大加少量同浓度稀氨水不变不移动不变增大不变加少量同浓度盐酸不变向右增大减小减小加水不变向右增大增大减小通入少量氨气不变向右减小增大增大10.10%11.1.33×10-3mol·L-1，0.75×10-11mol·L-1 第二单元溶液的酸碱性 1.溶液的酸碱性

1.A2.A3.C4.D5.C6.C7.B8.A9.B10.B 11.C12.D13.A14.C15.（1）不正确。先用蒸馏水润湿pH试纸，相当于将待测液稀释。如果测定的是中性溶液，则不会产生误差（2）两者的pH均偏大，且后者误差较大 2.酸碱中和滴定

（一）1.C2.C3.D4.A5.A6.B7.C8.A9.（1）3.2（2）D 10.01233mol·L-111.（1）BDCEAF（2）减小误差（3）锥形瓶内溶液变为无色,且半分钟后仍为无色（4）锥形瓶内溶液颜色的变化12.C 3.酸碱中和滴定

（二）1.B2.C3.B4.B5.（1）偏高（2）偏低（3）偏高（4）偏低（5）偏低（6）偏低（7）偏低（8）偏高（9）偏高（10）偏高6.（1）天平、小烧杯、药匙（2）小烧杯、玻璃棒、250mL容量瓶、胶头滴管（3）碱式滴定管(或移液管)（4）左酸右锥形瓶中溶液颜色的变化（5）0.4020mol·L-1（6）98.05％7.D8.D 第三单元盐类的水解

1.盐类的水解规律

（一）1.B2.D3.D4.B5.D6.B7.A8.D9.B10.D 11.C12.B13.B14.（1）碱性，CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-（2）酸性，NH+4+H2ONH3·H2O＋H+（3）中性（4）酸性，Cu2++2H2OCu（OH）2+2H+（5）碱性，CO2-3+H2OHCO-3+OH-（6）碱性，HCO-3+H2OH2CO3+OH-15.酸性

碱性中性16.(1)H2OH++OH-CH3COOHH++CH3COO-CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-(2)7(3)Na+Cl-(4)CH3COOH、CH3COO-2.盐类的水解规律

（二）1.D2.C3.A4.B5.C6.C7.C8.C9.B10.A 11.②①③⑧⑦⑥⑤④12.滴有酚酞的碳酸氢钠溶液加热后颜色加深，是因为加热促进水解，使c（OH-）增大；停止加热后温度降低，水解程度减弱。而乙同学加热碳酸氢钠溶液时，碳酸氢钠分解为碳酸钠，溶液碱性增强13.（1）A++H2OAOH+H+(2)HB-+H2OH2B+OH-14.(1)BmAn(2)Am-Am-+H2OHA（m-1)-+OH-3.影响盐类水解的因素

（一）1.B2.A3.C4.A5.A6.D7.B8.B9.B10.C 11.D12.D13.⑤④②③①①③②⑤④14.（1）DF（2）CE（3）A（4）B15.从左至右，从上至下依次为：向右、增大、增大；向右、减小、减小；向右、减小、增大；向右、减小、减小；向左、增大、增大；向左、增大、减小；向右、减小、减小16.红CO2-3+H2OHCO-3+OH-,HCO-3+H2OH2CO3+OH-溶液红色加深加热促进水解，OH-浓度增大 4.影响盐类水解的因素

（二）1.B2.B3.A4.B5.D6.A7.D8.B9.少量稀盐酸防止Fe2+被氧化10.ClO-+H2OHClO+OH-，溶液中酸性增强，使平衡向正方向移动，c（HClO）增大，漂白效果增强11.（1）NH4Cl①（2）NH4Cl、NH3·H2ONH4Cl、HCl（3）小于大于12.草木灰水溶液呈碱性,使一部分铵态氮肥变成氨气因挥发而损失 第四单元沉淀溶解平衡

1.沉淀溶解平衡

1.B2.B3.A4.C5.Ｃ6.Ｃ7.C8.Ｂ9.Ｄ10.C 11.AgCl(s)溶解沉淀Cl-(aq)+Ag+(aq)Ksp=c（Ag+）·c（Cl-）；Mg（OH）2Mg2++2OH-Ksp=c（Mg2+）·c2（OH-）12.Mg（OH）2Mg2++2OH-，加入醋酸钠时，醋酸钠水解呈碱性，使溶解平衡向左移动，所以氢氧化镁的质量略有增加；加入氯化铵时，氯化铵水解呈酸性，使溶解平衡向右移动，所以氢氧化镁的质量减少13.有。取上层清液滴加Na2S溶液，又产生黑色沉淀14.白色淡黄色黄色AgCl、AgBr、AgI的溶解度依次减小15.③④①②16.（1）饱和动态平衡（2）不饱和继续溶解（3）过饱和有沉淀析出

2.沉淀溶解平衡的应用

（一）1.C2.B3.C4.D5.（1）错（2）对（3）错6.（1）氢氧化铝具有两性，其电离方程式如下：H2O+AlO-2+H+Al(OH)3Al3++3OH-。由于其电离程度相当微弱，绝大多数Al(OH)3在水中并不溶解。当加入强酸时，H+中和了碱式电离中产生的OH-，从而破坏了氢氧化铝的电离平衡，使平衡向生成OH-的方向移动，这样氢氧化铝就在强酸中溶解了。同理，当加入强碱溶液时，OH-中和了酸式电离中产生的H+，使平衡向酸式电离方向移动，这样氢氧化铝在强碱中也溶解了（2）因为CO2在水中的溶解度不大，溶于水的CO2有少量与水反应，生成碳酸，碳酸只有微弱的电离。碳酸钙在水中存在溶解平衡。向未加氨水的氯化钙溶液中通入CO2，在溶液中形成的CO2-3浓度很小，不足以和Ca2-结合生成沉淀。但向滴有氨水的氯化钙溶液中通入CO2时，形成的碳酸电离出的H+和NH3结合生成NH+4，使碳酸的电离平衡向正反应方向移动，溶液中的CO2-3浓度增大，使碳酸钙在水中的溶解平衡向逆反应方向移动，因而会看到大量的白色沉淀7.D8.（1）CaSO4Ca2++SO2-4,Na2CO3CO2-3+2Na+,Ca2++CO2-3CaCO3↓（2）CaSO4+CO2-3CaCO3↓+SO2-4（3）CaSO4的Ksp（1.96×10-4）大于CaCO3的Ksp（8.7×10-9）（4）BaSO4在CO2-3浓度较大的溶液中能生成BaCO3，达到平衡后，移走上层清液，再加饱和碳酸钠溶液。如此反复处理，BaSO4即可大部分转化为BaCO3 3.沉淀溶解平衡的应用

（二）1.（1）FeSFe2++S2-，2H++S2-H2S↑,加入盐酸后，S2-与H+结合生成硫化氢气体，使溶解平衡向右移动，FeS不断溶解（2）CaCO3Ca2++CO2-3,CH3COOHCH3COO-+H+,CO2-3+2H+CO2↑+H2O,使溶解平衡不断向右移动（3）Mg（OH）2Mg2++2OH-，NH+4+H2ONH3·H2O+H+,H++OH-H2O,NH4Cl水解呈酸性,H+与OH-结合成难电离的H2O，促使Mg（OH）2不断溶解2.（1）2SO2+O2+2CaCO3+4H2O2(CaSO4·2H2O)+2CO22SO2+O2+2Ca(OH)2+2H2O2(CaSO4·2H2O)（2）Ca(OH)2微溶于水，澄清石灰水中Ca(OH)2浓度小，不利于吸收SO23.PbS可溶性的硫化物 专题3检测题

1.C2.B3.D4.C5.B6.A7.C8.D9.B10.B 11.A12.A13.A14.C15.B16.B17.C18.B19.A 20.C21.（1）酸性＜Ag＋+H2OAgOH+H+抑制（2）酸性Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H+Al2O3（3）NaOH22.（1）碱性＞（2）酸性＜（3）中性＞（4）＜＞23.ADE24.（1）10－1410－12（2）2∶9（3）000425.（1）D（2）C（3）①NH3·H2ONH+4②NH+4H+ 总复习题

1.D2.C3.B4.A5.C6.D7.A8.B9.D10.D 11.A12.D13.B14.B15.B16.A17.C18.C19.C 20.B21.D22.B23.B24.A25.B26.D27.D28.B 29.C30.C31.B32.A33.A34.B35.AD36.D37.＜适宜的温度和较高的压强38.（1）4AgNO3+2H2O通电4Ag+O2↑+4HNO3(2)Ag2.16g(3)O2112mL39.(1)O2、SO2（2）0.55mol·L-1·s-1（3）5mol·L-1 40.(1)23.1%（2）c(SO3)2c(SO2)2·c(O2)(3)16p1341.（1）NH3·H2O+H+NH+4+H2O（2）酸c（NH+4）＜c（Cl-）（3）a＞bc（NH+4）=c（Cl-）42.（1）V1=V2＜V3（2）V1＜V2＜V343.①1∶1015②1∶114③1∶1010∶1④n∶m14-lgnm44.(1)pH＞1(2)pH的变化小于2(3)pH＞7(4)红色加深(5)溶液由橙色变为黄色(6)反应过程中产生H2的速率较快的为CH3COOH溶液45.①缺环形玻璃搅拌棒②量气装置应“短进长出”③碱式滴定管不能盛酸性KMnO4溶液④长颈漏斗应换成分液漏斗46.(1)004mol·L-1(2)0025mol·L-1(3)4%