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目录（人教版）
绪言................................................................................................................................2
第一章 化学反应与能量..............................................................................................3
第一节 化学反应与能量的变化...........................................................................3
第二节 燃烧热 能源.............................................................................................7
第三节 化学反应热的计算...................................................................................9
第二章 化学反应速率和化学平衡............................................................................10
第一节 化学反应速率.........................................................................................10
第二节 影响化学反应速率的因素.....................................................................11
第三节 化学平衡.................................................................................................14
第四节 化学反应进行的方向.............................................................................25
第三章 水溶液中的离子平衡....................................................................................27
第一节 电离平衡.................................................................................................27
第二节 水的电离和溶液的 pH ..........................................................................32
第三节 盐类的水解.............................................................................................39
第四节 沉淀溶解平衡.........................................................................................46
第四章 电化学基础....................................................................................................50
第一节 原电池.....................................................................................................50
第二节 化学电源.................................................................................................54
第三节 电解池.....................................................................................................58
第四节 金属的电化学腐蚀与防护 ...............................................................................61
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《化学反应原理》全册教案
绪言
一学习目标：1 学习化学原理的目的
2：化学反应原理所研究的范围
3：有效碰撞、活化分子、活化能、催化剂二学习过程
1：学习化学反应原理的目的
1）化学研究的核心问题是：化学反应 2）化学中最具有创造性的工作是：设计和创造新
的分子
3）如何实现这个过程？
通常是利用已发现的原理来进行设计并实现这个过程，所以我们必须对什么要清楚
才能做到，对化学反应的原理的理解要清楚，我们才能知道化学反应是怎样发生的，
为什么有的反应快、有的反应慢，它遵循怎样的规律，如何控制化学反应才能为人
所用！这就是学习化学反应原理的目的。
2：化学反应原理所研究的范围是 1）化学反应与能量的问题 2）化学反应的速率、方向及限
度的问题 3）水溶液中的离子反应的问题 4）电化学的基础知识 3：基本概念
1）什么是有效碰撞？引起分子间的化学反应的碰撞是有效碰撞，分子间的碰撞是发生化学反
应的必要条件，有效碰撞是发生化学反应的充分条件，某一化学反应的速率大小与，单位时
间内有效碰撞的次数有关 2）什么是活化分子？具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子是活
化分子，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。有效碰撞次数的多少与
单位体积内反应物中活化分子的多少有关。3）什么是活
化能？活化分子高出反应物分子平均能量的部分是活化
能，如图
活化分子的多少与该反应的活化能的大小有关，活化能
的大小是由反应物分子的性质决定，（内因）活化能越小
则一般分子成为活化分子越容易，则活化分子越多，则
单位时间内有效碰撞越多，则反应速率越快。4）什么是催化剂？催化剂是能改变化学反应的
速率，但反应前后本身性质和质量都不改变的物质，催化剂作用:可以降低化学反应所需的活
化能,也就等于提高了活化分子的百分数,从而提高了有效碰撞的频率.反应速率大幅提高.
5）归纳总结：一个反应要发生一般要经历哪些过程？
1、 为什么可燃物有氧气
参与，还必须达到着
火点才能燃烧？2、催
化剂在我们技术改造
和生产中，起关键作
用，它主要作用是提高化学反应速率，试想一下为什么催化剂能提高反应速率？
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第一章 化学反应与能量
第一节 化学反应与能量的变化
（第一课时）
一学习目标: 反应热,焓变
二学习过程
1:引 言:我们知道：一个化学反应过程中，除了生成了新物质外，还有
思考
1、你所知道的化学反应中有哪些是放热反应？能作一个简单的总结吗？
活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应
反应物具有的总能量 > 生成物具有的总能量
2、你所知道的化学反应中有哪些是吸热反应？能作一个简单的总结吗？
多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化
碳生成一氧化碳
反应物具有的总能量 < 生成物具有的总能量 当能量变化以热能的形式表现时： 我们知道：一个化学反应同时遵守质量守恒定律和能量守恒，那么一个反应中的质量与能量 有没有关系呢？ 有能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础，二者密不可分，但以物质为主。 能量的多少则以反应物和产物的质量为基础。那么化学反应中能量到底怎样变化 2:反应热,焓变 化学反应过程中为什么会有能量的变化？（用学过的知识回答） 化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂，形成新的化学键，从新组合成生成物的 分子的过程。旧键断裂需要吸收能量，新键形成需要放出能量。而一般化学反应中，旧键的 断裂所吸收的总能量与新键形成所放出的总能量是不相等的，而这个差值就是反应中能量的 变化。所以化学反应过程中会有能量的变化。 反应热 焓变 化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以热量（或换算成相应的热量）来表述，叫做反 应热，又称为“焓变”。符号： ΔH ，单位：kJ/mol 或 kJ•mol-1 ∆H 为“－” 为放热反应∆H 为“＋” 为吸热反应思考:能量如何转换的？能量从哪里转移到哪里？ 体系的能量如何变化？升高是降低？环境的能量如 何变化？升高还是降低？规定放热反应的 ΔH 为 “－”，是站在谁的角度？体系还是环境 放热反应ΔH 为“—”或ΔH〈 0 吸热反应ΔH 为“+”或ΔH 〉0
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∆H＝E（生成物的总能量）－ E（反应物的总能量）
∆H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能）
3:练习 1)1molC 与 1molH2O(g)反应失成 lmol CO(g)和 1mol H2(g)，需要吸收 131.5kJ 的热量，该
反应的反应热为△H= kJ/mol。
2)拆开 lmol H—H 键、lmol N－H 键、lmolN≡N 键分别需要的能量是 436kJ、391kJ、
946kJ，则 1mol N2 生成 NH3 的反应热为 ，1mol H2 生成 NH3 的反应热
为 。
3、H2 + F2 = 2HF H2 + Cl2 = 2HCl 预测当生成 2 mol HF 和 2 mol HCl 时，哪个反应放出的热量
多？
若干化学键的键能（ kJ/mol，25 ℃ ）
1、下列说法正确的是
A、需要加热方能发生的反应一定是吸热反应
B、放热的反应在常温下一定很易发生
C、反应是放热的还是吸热的必须看反应物和生成物所具有的总能量的相对大小
D、吸热反应在一定的条件下也能发生
•2、反应 C(石墨) → C(金刚石)是吸热反应,由此可知
•A、石墨比金刚石更稳定
•B、金刚石和石墨可以相互转化
•C、金刚石比石墨稳定
•D、金刚石和石墨不能相互转化
第一节 化学反应与能量的变化
（第二课时）
一学习目标：书写表示化学反应热的化学方程式
二学习过程 1．复习回忆
1）、催化剂为什么能够加快反应速度？
2）、什么是有效碰撞、活化分子、活化能？
3）、化学反应中能量变化的主要原因？
4）、你了解“即热饭盒吗？知道是什么原理吗？
5）、什么是反应热（焓变）
2．引入
阅读课本：例 1 与例 2
与化学方程式相比，热化学方程式有哪些不同？
正确书写热化学方程式应注意哪几点？
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3、热化学方程式的书写 1）热化学方程式定义：表示参加反应物质的量和反应热的关系的
化学方程式。
2）正确书写热化学方程式应注意：（1）书写热化学方程式要注明反应的温度和压强，
（为什么？）而常温、常压可以不注明，即不注明则是常温、常压。（2）标出了反应物与生
成物的状态，（为什么要标出？）
（3）写出了反应热，还注明了“＋”，“－”（4）方程式中的计量系数可以是整数也可以是
分数。
4．注意点：
反应物和生成物前的系数它代表了什么？在方程式中∆H 它表示了什么意义？ ∆H 的值与什
么有关系？
热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，表示对应物质的物质的量。
∆H(KJ/mol)它表示每摩尔反应所放出的
热量，∆H 的值与方程式中的计量系数有关，即对于相同的反应，当化学计量数不同时，其∆H
不同。
例题
1、当 1mol 气态 H2 与 1mol 气态 Cl2 反应生成 2mol 气态 HCl，放出 184.6KJ 的热量，请写出
该反应的热化学方程式。2．写出下列反应的热化学方程式 1）1molN2(g)与适量 O2(g)反应生
成 NO (g)，需吸收 68kJ 的热量；
2）2molCu(s)与适量 O2(g)反应生成 CuO(s)，放出 314kJ 热量；
3） 1g 硫粉在氧气中充分燃烧放出 9.36kJ 热量，写出硫燃烧的热化学方程式。
4）4g CO 在氧气中燃烧生成 CO2，放出 9. 6kJ 热量，写出 CO 燃烧的热化学方程式。5）在一
定条件下，氢气和甲烷燃烧的化学方程式为：
2H2(g) + O2 (g) = 2H2O (l); H= – 572 kJ /mol
CH4(g) +2O2 (g) = CO2(g)+2H2O (l);
r H= – 890 kJ/mol 由 1mol 氢气和 2mol 甲烷组成的混合气体在上述条件下完全燃烧时放出的
热量为多少。
6、在一定条件下，氢气和丙烷燃烧的化学方程式为：
2H2(g) + O2 (g) = 2H2O (l); ∆H= – 572 kJ/mol
C3H8(g) +5O2(g)= 3CO2 (g) +4H2O (l);∆H = – 2220 kJ/mol
5mol 氢气和丙烷的混合气完全燃烧时放热 3847kJ，则氢气和丙烷的体积比为
(A) 1:3 (B) 3:1 (C) 1:4 (D) 1:1
7、已知
（1）H2( g )＋1/2O2 ( g ) ＝ H2O ( g ) ΔH1 = a kJ/mol
（2）2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( g ) ΔH2 = b kJ/mol
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（3） H2( g )＋1/2O2 ( g ) ＝ H2O ( l ) ΔH3 = c kJ/mol
（4） 2H2( g )＋O2 ( g ) ＝2H2O ( l ) ΔH4 = d kJ/mol
则 a、b、c、d 的关系正确的是 A C 。
A、a0 C、2a=b< 0 D、2c=d>0
8．若 2.6 g 乙炔（C2H2，气态）完全燃烧生成液态水和 CO2（g）时放热 130 kJ。则乙炔燃烧
的热化学方程式为 C2H2（g）＋5/2O2（g）＝2CO2（g）＋H2O（l）ΔH=－1300 kJ/mol
2C2H2（g）＋5O2（g）==4CO2(g)＋2H2O(l) ΔH=－2600 kJ/mol
第二节 燃烧热 能源
一学习目标：燃烧热，中和热，能源
二学习过程 1、燃烧热
什么是燃烧热？是不是物质燃烧放出的热量就叫燃烧热呢？1）定义：在 25℃,101 kPa 时，1
mol 物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。燃烧热通常可由
实验测得。
2）在理解物质燃烧热的定义时，要注意以下几点：
•①研究条件： 25℃ ,101 kPa
•②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 mol
•④研究内容：放出的热量。（ΔHQ1 的是（B ）
A．H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g);△H=-Q1
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1/2H2(g)+1/2Cl2(g)=HCl(g);△H =-Q2
B.C(s)+1/2O2(g)=CO (g); △H= -Q1
C(s)+O2(g)=CO2 (g); △H= -Q2
C.2H2(g)+O2(g)=2H2O(l); △H= -Q1
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g); △H= -Q2
D. S(g)+O2(g)=SO2 (g); △H= -Q1
S(s)+O2(g)=SO2 (g); △H= -Q23 、298K ，101kPa 时，合成氨反应的热化学方程式
N2(g)+3H2(g)=2NH3(g);△H= -92.38kJ/mol。 在该温度下，取 1 mol N2(g)和 3 mol H2(g)放
在一密闭容器中，在催化剂存在进行反应，测得反应放出的热量总是少于 92.38kJ，其原因是
什么。
第二章 化学反应速率和化学平衡
第一节 化学反应速率
教学过程：
1.定义：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物的浓度增加来表示。
若浓度用物质的量（C）来表示，单位为：mol/L，时间用 t 来表示，单位为：秒（s）或分
（min）或小时（h）来表示，则化学反应速率的数学表达式为：
V == △C/ t 单位是：mol/（L·s） 或 mol/（L·min） 或 mol/（L·h）
化学反应速率是用单位时间内反应物或生成物的量变化来表示，通常用单位时间内反应物浓
度的减小或生成物浓度的增加来表示，其数学表达式可表示为
【例题】在 2L 的密闭容器中，加入 1mol 和 3mol 的 H2 和 N2，发生 N2 + 3H2 2NH3 ，在
2s 末时，测得容器中含有 0.4mol 的 NH3，求该反应的化学反应速率。
解： N2 + 3H2 2NH3
起始量（mol）： 1 3 0
2s 末量（mol）： 1-0.2 3-0.6 0.4
变化量（mol）： 0.2 0.6 0.4
则 VN2==0.2/2×2==0.05 mol/（L·s） VH2==0.6/2×2==0.15 mol/（L·s）
VNH3==0.4/2×2==0.1 mol/（L·s）
【明确】理解化学反应速率的表示方法时应注意的几个问题：
1.上述化学反应速率是平均速率，而不是瞬时速率。
2.无论浓度的变化是增加还是减少，一般都取正值，所以化学反应速率一般为正值。
3.对于同一个反应来说，用不同的物质来表示该反应的速率时，其数值不同，但每种物质都可
以用来表示该反应的快慢。
4.在同一个反应中，各物质的反应速率之比等于方程式中的系数比。即：
t
cV ∆
∆=
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VN2 ：VH2 ： VNH3 ==== 1 ：3 ：2
5.对于在一个容器中的一般反应 aA + bB == cC + dD 来说有：
VA ：VB ：VC ：VD === △CA ：△CB ：△CC ：△CD === △nA ：△nB ：△nC ：△nD
==== a ：b ：c ：d
6.用化学反应速率来比较不同反应进行得快慢或同一反应在不同条件下反应的快慢时，应选择
同一物质来比较。例如：
可逆反应 A（g）+ B（g） C（g）+ D（g） ，在四种不同情况下的反应速率如下，
其中反应进行得最快的是（ B ）
A. VA==0.15mol/L·min B. VB==0.6 mol/L·min C. VC==0.4 mol/L·min D.VD==0.01 mol/L·s
对化学反应速率要注意以下几个问题：
1、物质浓度是物质的量浓度以 mol/L 为单位，时间单位通常可用 s、min、h 表示，因此
反应速率的与常见单位一般为 mol/(l·s)、mol/(l·mon)或 mol/(l·h)。
2、化学反应速率可用反应体系中一种反应物或生成物浓度的变化来表示，一般是以最容
易测定的一种物质表示之，且应标明是什么物质的反应速率。
3、用不同的物质表示同一时间的反应速率时其数值可能不同，但表达的意义是相同的，
各物质表示的反应速率的数值有相互关系，彼此可以根据化学方程式中的各化学计量数进行
换算：
对于反应 来说，则有 。
4、一般说在反应过程中都不是等速进行的，因此某一时间内的反应速率实际上是这一段
时间内的平均速率。
第二节 影响化学反应速率的因素
（一）在其它条件不变的情况下，浓度对化学反应速率的影响
【表征性抽象】当其它条件不变时，增加反应物的浓度，可以增大反应的速率。
【原理性抽象】为什么增大反应物的浓度会影响反应速率呢？
（明确）当增加反应物的浓度时，活化分子的数量增加，有效碰撞的频率增大，导致反应
速率增大。
【对结论的再理解】1.一个反应的速率主要取决于反应物的浓度，与产物的浓度关系不大
2.对于可逆反应 aA +bB cC + dD 来说，正反应的速率只取决于 A、B 两种物质的浓度，
与 C、D 两种物质的浓度关系不大。而逆反应的速率只取决于 C、D 两种物质的浓度，与 A、B
两种物质的浓度关系不大。增加 A 或 B 的浓度只可以使正反应的速率增大，不会影响逆反应
的速率。3.固体和纯液体的浓度是一个常数，所以增加这些物质的量，不会影响反应的速率。
【应用】1.用饱和食盐水代替水制乙炔，以减缓太快的反应速率。
2. 制 Fe（OH）2 时，通过降低 NaOH 溶液的含氧量（给溶液加热）来降低 Fe（OH）2 被氧化
的速率。
（二）在其它条件不变的情况下，压强对化学反应速率的影响
【提出问题】压强是怎样对化学反应速率进行影响的？
【收集事实】途径：已有的实验知识
（提出以下几个实验）对比
1. 10ml、0.1mol/L 的 Na2S2O3 溶液与 0.1 摩/升的硫酸 10 毫升反应的实验。
2. CaO 固体与 SiO2 固体在高温下反应生成 CaSiO3。
3. SO2 与 O2 在一密闭容器内反应生成 SO3。
（讨论）给上述三个反应的容器加压，三个反应的反应物的浓度是怎样变化的？
)()()()( gqDgpcgnBgmA +=+
q
V
p
V
n
V
m
V DCBA ===
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【事实的处理】列表比较
编号 反应物的状态 加压后反应物浓度变化 加压后反应的速率变化
1
2
3
【表征性抽象】对于有气体参加的反应来说，当温度一定时，增大体系的压力，反应速率会
加大。
【原理性抽象】为什么增大压强会影响有气体参加的化学反应的速率？
（明确）1.一定量气体的体积与其所受的压强成正比。这就是说，如果气体的压强增大到原来
的 2 倍，气体的体积就缩小到原来的一半，单位体积内的分子数就增多到原来的 2 倍，即体
系中各个物质的浓度都增加，所以化学反应速率增大。相反，减小压强，气体的体积就扩大，
浓度减小，因而反应速率减小。
2.如果参加反应的物质是固体、液体或溶液时，由于改变压强对它们的体积改变很小，
因而它们的浓度改变也很小，可以认为压强与它们的反应速率无关。
【结论的再理解】1.压强对反应速率的影响是通过改变浓度而影响反应速率的。我们在分析压
强对反应速率的影响时，应最终落实到浓度上，将压强问题转化为浓度问题。
2. 对于那些反应物和生成物都有气体参加的可逆反应来说，增大体系的压强，反应物和生成
物的浓度都增加，所以，正反应的速率和逆反应的速率都增大。
（三）在其它条件不变的情况下，温度对化学反应速率的影响
【提出问题】温度是怎样对化学反应速率进行影响的？
【收集事实】途径：1.观察演示实验。 2. 回顾过去已有的化学知识和所掌握的实验事实。
『演示实验』10ml 同浓度的 Na2S2O3 溶液分别在不同温度下与 0.1 摩/升的硫酸 10 毫升反应的
对比实验
『复习回顾』1. Cu 与浓硫酸在常温条件下和在加热条件下反应情况的对比。
2. Mg 条分别与冷水和沸水的反应情况的对比。
【实验事实的处理】1.化学用语化（写方程式）
（1） Na2S2O3 + H2SO4 == Na2SO4 + SO2 + S↓+ H2O
或 S2O32- + 2H+ == SO2 + S↓+ H2O
（2）Cu + 2H2SO4（浓）=== CuSO4 +2 SO2↑+2 H2O
（3 ）Mg +2H2O === Mg（OH）2 + 2H2↑
2. 表格化
（1）同浓度的 Na2S2O3 溶液在不同温度下与 0.1 摩/升的硫酸 10 毫升反应的对比表
编
号
0.1mol/L 的
Na2S2O3
0.1mol/L 的
H2SO4
反应温度
（℃）
反应中出现浑浊的时间
（秒）
1 10ml 10ml 冷水
2 10ml 10ml 热水
(2）Cu 与浓硫酸在常温条件下和在加热条件下反应情况对比表
编号 Cu 与浓硫酸在常温条件下反应 Cu 与浓硫酸在加热条件下反应
1
2
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（3）Mg 条分别与冷水和沸水的反应情况对比表
编号 Mg 条与冷水反应 Mg 条与热水反应
1
2
【表征性抽象】在其它条件不变的情况下，升高温度，化学反应要加快。经过实验测定，温
度每升高 10℃，反应速率通常要增大到原来的 2~4 倍。
【原理性抽象】为什么升高温度会使反应速率加快？
（明确）当反应物浓度一定时，分子总数一定，升高温度，反应物分子的能量增高，是活化
分子的百分比增大，因而活化分子数量增多，有效碰撞频率增大，所以，反应速率加大。
【对结论的再理解】对于可逆反应来说，升高体系的温度，反应物和生成物中的活化分子数
都增加，所以，正反应的速率和逆反应的速率都增大。
【应用】1.在实验室进行化学反应时，常常通过给反应物加热来增大反应的速率。
2. 合成氨工业中，是在 500℃的条件下进行反应，以加快反应进行的速度。
3. 为防止食品变质，我们将食品放入冰箱中保存，以降低食品变质的速率。
（四）催化剂对化学反应速率的影响
【提出问题】催化剂是怎样影响化学反应速率的？
【收集事实】途径：1.观察演示实验。2.回顾已有知识
（演示实验）过氧化氢分解的对比实验
（复习回顾）用 KClO3 制氧气的实验
【实验事实的处理】1.写化学方程式
（1） 2H2O2 == 2H2O + O2↑
（2） 2KClO3 == 2KCl +3O2↑
2. 列表对比
（1）过氧化氢分解实验的对比表
编号 无催化剂时的反应情况 有催化剂时的反应情况
1
2
（2）用 KClO3 制氧气实验的对比表
编号 无催化剂时的反应情况 有催化剂时的反应情况
1
2
【表征性抽象】催化剂能加快化学反应速率。
【原理性抽象】为什么催化剂能加快化学反应速率？
（明确）当温度和反应物浓度一定时，使用催化剂可使反应途径发生改变，从而降低了反应
的活化能，使得活化分子的百分比增大，因此活化分子的数目增多，有效碰撞频率增大，故
化学反应速率加大。
【对结论的再认识】1.催化剂改变化学反应速率的原因仅仅是改变始态到终态的途径，不改变
反应的结果。例：
（1）在加热条件下： 2Cu + O2 == 2CuO
2CuO +2 CH3CH2OH == 2Cu +2 CH3CHO + 2H2O
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（2）氮的氧化物破坏臭氧： NO + O3 == NO2 + O2
NO2 + O ==NO + O2
2. 能加快反应速率的催化剂叫正催化剂；能减慢化学反应速率的催化剂叫负催化剂。
3. 对可逆反应而言，正催化剂使正、逆反应速率都加快，且加快的程度相同。相反，负催化
剂使正、逆反应速率都减小，且减小的程度相同。
【应用】催化剂在现代化学和化工生产中占有极为重要的地位。大约 85%的反应需要催化剂。
尤其是现代大型化工业、石油工业中，很多反应还必须使用性能良好的催化剂。例；接触法
制硫酸工业。
【课堂练习】1.要使在容积恒定的密闭容器中进行的可逆反应 2A（气）+B（固）== 2C（气）+Q（Q＞0）
的正反应速率显著加快，可采用的措施是（不考虑固、气态间的接触面积）（ ）
A．降温 B.加入 B C.增大体积使压强减小 D.加入 A
2.把除去氧化膜的镁条放入一定浓度的稀盐酸的试管中，发现 H2 的生成速度 V 随时间 t 变化
如图。其中 t1——t2 速度变化的原因是___________________ ；t2——t3 速度变化的原因是
_________________________________。
V
t 1 t 2 t 3
【实验事实的处理】1.写化学方程式或离子方程式
（1.） Na2S2O3 + H2SO4 == Na2SO4 + SO2 + S↓+ H2O
或 S2O32- + 2H+ == SO2 + S↓+ H2O
（2.） 2Mg + O2 ===2MgO
（3.） CaC2 + H2O === C2H2↑+ Ca（OH）2
2. 列表对比
（1）不同浓度的 Na2S2O3 溶液与 0.1 摩/升的硫酸反应的对比实验表
编号 Na2S2O3 溶液 水 硫 酸 出现浑浊的时间（秒）
1 10ml 0 10ml
2 5ml 5ml 10ml
（2）.镁条分别在空气中和纯氧中燃烧的情况对比表
（3）电石分别在水中和饱和食盐水中反应的情况对比表
编号 电石与水的反应 电石与饱和食盐水的反应
现象
编号 镁条与空气反应 镁条与纯氧气反应
现象
速率
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速率
第三节 化学平衡
（第一课时）
教学目标
1．使学生建立化学平衡的观点，并通过分析化学平衡的建立，增强学生的归纳和形象思维能
力。
2．使学生理解化学平衡的特征，从而使学生树立对立统一的辩证唯物主义观点。
教学重点 化学平衡的建立和特征。
教学难点 化学平衡观点的建立。
教 学 过 程
[引言]：
化学反应速率讨论的是化学反应快慢的问题，但是在化学研究和化工生产中，只考虑化学反
应进行的快慢是不够的，因为我们既希望反应物尽可能快地转化为生成物，同时又希望反应
物尽可能多地转化为生成物。例如在合成氨工业中，除了需要考虑如何使 N2 和 H2 尽快地转变
成 NH3 外，还需要考虑怎样才能使更多的 N2 和 H2 转变为 NH3，后者所说的就是化学反应进行
的程度问题——化学平衡。
一、 可逆反应与不可逆反应（阅读教材 27 页理解可逆反应的概念）
1、可逆反应的概念：在 下，既可以向 进行，同时，又可以向
进行的反应。
如：
注意：1、
2、
3、
2、不可逆反应：能进行到底的反应
如：H2 的燃烧：
酸碱中和：
生成沉淀的发应：
- 15 -
生成气体的反应：
一些氧化还原反应：
二、化学平衡状态
思考 1：对于不可逆反应存在化学平衡吗？化学平衡的研究对象是什么？
思考 2：什么是化学平衡?化学平衡是如何建立的?下面我们就来讨论这一问题。
1、化学平衡的建立
类比：溶解平衡的建立：（以蔗糖为例）
开始时：
平衡时：
结论：。
那么对于可逆反应来说，又是怎样的情形呢?我们以 CO 和 H2O (g)的反应为例来说明化学平衡
的建立过程。
CO + H2O (g) CO2 + H2
开始浓度 0．01 0．01 0 0
一段时间后 0．005 0．005 0．005 0．005
如图：
归纳：
反应开始：
反应过程中：
一定时间后：
思考：当可逆反应达到平衡状态时，反应是否停止了?
2、化学平衡的定义：
在 下的 反应里，正反应和逆反应速率 ，反应混合物中各组分的
或 保持不变的状态。
3、化学平衡的特征：
(1)条件：
- 16 -
(2)对象：
(3) 等：
(4) 动：
(5) 定：
4、应用：
例 1、可逆反应 2NO2 2NO + O2 在密闭容器中反应，达到平衡状态的标志是( )
①单位时间内生成 n mol O2 的同时生成 2n mol NO2
②单位时间内生成 n mol O2 的同时，生成 2n mol NO
③用 NO2 、NO、O2 的物质的量浓度变化表示的反应速率的比为 2∶2∶1 的状态
④混合气体的颜色不再改变的状态
⑤混合气体的密度不再改变的状态
⑥混合气体的平均相对分子质量不再改变的状态 l
A．① ④ ⑥ B．② ③ ⑤ C．① ③ ④ D．① ② ③ ④ ⑤ ⑥
反馈练习：
1、可以说明密闭容器中可逆反应 P（g） + Q（g） R（g） + S（g）在恒温下已达
平衡的是（ ）
A.容器内压强不随时间变化 B.P 和 S 生成速率相等
C.R 和 S 的生成速率相等 D.P、Q、R、S 的物质的量相等
2、下列方法中可以证明 A(s) + 2B2(g) 2C2(g) +D2(g)
已经达到平衡状态的是______________________.
⑴、单位时间内生成了 2molC2 的同时也生成了 1molA
⑵、一个 B — B 键的断裂的同时有一个 C — C 键的生成
⑶、反应速率 v(B2)=v(C2)=1/2v(D2)
⑷、C(B2):C(C2):C(D2) = 2:2:1
⑸、温度、体积一定时，[B2]、[C2]、[D2]浓度不再变化
⑹、温度、体积一定时，容器内的压强不再变化
⑺、条件一定时，混合气体的平均相对分子质量不再变化
⑻、温度、体积一定时，混合气体的密度不再变化
⑼、百分组成 B2% = C2% = D2%
3、在一定温度下，可逆反应：A2(气)+B2(气) 2AB(气)达到平衡的标志是( )
(A) A2、B2、AB 的浓度不再变化
- 17 -
(B) 容器中的压强不再随时间变化
(C) 单位时间内生成 n mol 的 A2 同时生成 2n mol 的 AB
(D) A2、B2、AB 的浓度之比为 1:1:2
4、在 1 大气压 390℃时，可逆反应：2NO2 2NO+O2 达到平衡，此时平衡混合气体的密
度是相同条件下 H2 密度的 19.6 倍，求 NO2 的分解率。
第三节 化学平衡
（第二课时）
教学目标：
正确理解浓度、温度对化学平衡的影响，并能利用勒夏特列原理加以解释。
教学重点：
理解浓度、温度对化学平衡的影响。
教学难点：
勒夏特列原理的归纳总结。
教 学 过 程
【引入】：
我们知道：不同温度下物质的溶解度不同。那么对于 t0 时达到溶解平衡状态的饱和溶液，当
升高或降低温度至 t1 时：
若：溶解度增大，固体溶质继续溶解，则 V（溶解） V（结晶）
溶解度减小，固体溶质析出，则 V（溶解） V（结晶）
那么溶解平衡状态被打破，继而建立一种新的溶解平衡，也就是说：
条件改变，溶解平衡移动。 那么：
化学平衡是否也只有在一定条件下才能保持？当条件（浓度、压强、温度等）改变时，平衡
状态是否也会发生移动？
【实验探究一】：探究浓度变化对化学平衡的影响
实验原理：已知在 K2Cr2O7 的溶液中存在如下平衡：
Cr2O72－ + H2O 2CrO42－ + 2H+
K2Cr2O7 为橙色，K2CrO4 为黄色。
实验步骤：①取两支试管各加入 5ml0.1mol/L K2Cr2O7 溶液，然后按下表步骤操作，观察并记
录溶液颜色的变化。
步骤 滴加 3~~10 滴浓 H2SO4 滴加 10~~20 滴 6 mol/LNaOH
- 18 -
实验结论：
【实验探究二】：探究浓度变化对化学平衡的影响
实验原理：Fe3＋ ＋3SCN－ Fe（SCN）3 （红色）
实验步骤：向盛有 5 ml0.005mol/L FeCl3 溶液的试管中加入 5 ml0.01mol/L
KSCN 溶液，溶液显红色。
（1）将上述溶液均分置于两支试管中；向其中一支试管中加入饱和 FeCl3 溶液 4 滴，充分振荡，
观察溶液颜色变化；向另一支试管滴加 4 滴 1 mol/L KSCN 溶液，观察溶液颜色变化。
（2）向上述两支试管中各滴加 0.01mol/LNaOH 溶液 3~~5 滴，观察现象，填写下表。
编号 1 2
步骤（1） 滴加饱和 FeCl3 溶液 滴加 1 mol/L KSCN 溶液
现象
步骤（2） 滴加 NaOH 溶液 滴加 NaOH 溶液
现象
结论
【思考与交流】
1、 上述两个实验中，化学平衡状态是否发生了改变？你是如何判断的？
2、从中你能否推知影响化学平衡状态的因素？
小结：
（1）浓度对化学平衡的影响的规律
在其他条件不变的情况下，增大反应物浓度或减小生成物浓度，都可以使平衡向着
移动；增大生成物浓度或减小反应物浓度，都可以使平衡向着 移动。
（2）用 v-t 图表示化学平衡的移动：
K2Cr2O7 溶液
- 19 -
V 正
V 逆 V 逆
V 正
V′正
V′逆
v v
例：
t t
①旧的化学平衡 ②增大反应物的浓度
请同学们用 v-t 图表示下列平衡的移动：
③减少反应物的浓度
④增大生成物的浓度
⑤减少生成物的浓度
说明：（1）
（2）
（3）
（4）
【实验探究三】：温度对化学平衡的影响（阅读教材 30 页实验 2-7）
实验原理：
实验步骤：
实验现象：
结论：
v-t 图表示：
化学反应速率、化学平衡、平衡移动三者之间的关系
以一般反应：mA（气）+n B（气）= p C（气）+qD（气）+Q（千焦）通式为例来讨论浓度，温
度，压强，催化剂等对三者的影响极其规律。
改变条件瞬间 达到平衡前 达到新平衡
反应特征 改变条件 v—t 图象 v 正 v 逆
v 正与 v 逆的
关系
平衡移动方向 A 转
化率
B 转
化率
升高温度 ↑ ↑ < ← ↓ ↓ Q＞0 降低温度 升高温度 ↑ ↑ > → ↑ ↑
Q < 0 降低温度
- 20 -
V 不变 — — = — — —
V 变大 ↓ ↓ > → ↑ ↑
加
入
惰
性
气
体
V 变小
增大压强
m+n C2 D. 2C1 = C2
2、现有可逆反应 2A + B + H2O C + D 已达到平衡，往平衡体系中加水稀释，平衡向_____
方向移动，理由是__________________________________
3、对于 mA(气)+nB(气) pC(气)+qD(气)的平衡体系，当升高温度时，体系对氢气的相对密
度从 16.5 变成 16.9，则下列说法正确的是 （ ）
A.m+n>p+q 正反应是放热反应 B.m+n>p+q 正反应是吸热反应
C.m+np+q），下列说法正确的是 （ ）
①升温时 C（B）/C（C）的值减小 ②降温时，体系内混合气体的平均相对分子质量增大③加
入 B 后，A 的转化率变大
A．①②③ B．②③ C．①② D．①③
1、对于反应 A2+3B2 2AB3 以下表示的反应速率中，速率最大的是
A、vA=0.4mol·L-1min-1 B、vB=0.8mol·L-1min-1
C、v =0.6mol·L-1min-1 D、v =0.01mol·L-1·S-1
2、在 2L 密闭容器中，盛有 2mol X 和 2molY 物质进行如下反应：
X(s)+3Y(g) Z(g)，当反应进行到 10s 后，测得生成 0.5mol Z，这期间的平均反应速率为
3AB 2A
- 21 -
A、vX=0.05mol·s-1 B、vX=0.025mol·L-1·s-1
C、vy=0.05mol·L-1·s-1 D、vy=0.075mol·L-1·s-1
3、现有三个体积相等的密闭容器中都进行如下反应：
CO2+H2 CO+H2O(g)，反应所处的温度相同，但反应的起始浓度不同，其中甲：
[H2]=[CO]=amol 乙：[CO2]=amol [H2]=2amol 丙[CO2]=[H2]=[H2O]=amol，达到平衡时，CO 的
浓度由大到小的顺序排列正确的是
A、丙>甲>乙 B、甲>乙>丙 C、乙>丙>甲 D、乙>甲>丙
4、在一个固定体积的密闭容器中，放入 mmol 的 A 和 nmol 的 B，发生如下反应：
mA(g)+nB(g) PC(g)，平衡时 C 的浓度是 wmol·L -1，若维持容器的体积不变，起始时放入
amolA、bmolB 和 cmolC，要使平衡时 C 的浓度仍为 wmol·L-1，则 a、b、c 必须满足的条件是
A、a:b:c=m:n:p B、a:b=m:n 和
C、 和 D、a= , c= 和 c=
5、对处于化学平衡的体系，以化学平衡与化学反应速率的关系可知：
A、化学反应速率变化时，化学平衡一定发生移动。
B、化学平衡发生移动时、化学反应速率一定变化。
C、正反应进行的程度大、正反应速率一定大。
D、只有催化剂存在下，才会发生化学反应速率变化，而化学平衡不移动的情况。
6、在 PCl5(g) PCl3(g)+Cl2(g)，达到平衡后，其它条件不变，向平衡体系中加入 37Cl2，达到
新平衡后，含 37Cl 的 PCl3 的物质的量与原平衡相比
A、增大 B、减小 C、不变 D、不能确定
7、下列事实不能用勒沙特列原理说明的是
A：往氢硫酸溶液中加入盐酸，[S2-]降低。
B：温度不变时，敞口久置于空气中的饱和 KNO3 溶液含有晶体析出。
C：在合成氨的工业生产中，使用较高的温度有利于提高产量。
D：在密闭容器中，水面上方的蒸气压强随温度升高而增大。
8：下列平衡：C2H2+H2 C2H4……① 2CH4 C2H4+2H2……②当降低温度时，①式
向右移动，②式向左移动，试判断下列式中 C+2H2 CH4+Q1 2C+H2 C2H2+2Q2
2C+2H2 C2H4+2Q3 Q1、Q2、Q3 的大小顺序为
A、Q1>Q2>Q3 B、Q1> Q3> Q2 C 、Q2> Q1 >Q3、 D、Q2>Q3 >Q1
9、在 CuCl2 水溶液中存在如下平衡：[Cu(H2O)4]2++4Cl- [CuCl4]2-+4H2O 能使黄绿
（蓝） （绿）
色 CuCl2 溶液向蓝色转化的操作是
A、蒸发浓缩 B、加水稀释 C、加入 AgNO3 D、加入食盐晶体
10、反应 A(g)+xB(g) yC(g)，将 A 与 B 按体积比 1:x 混合反应当 A 的转化率是 50%时，
反应前混合气体的密度是反应后混合气体密度的 （同温同压），则 x、y 的值可能是
A、3，4 B、3，2 C、3，3 D、1，1
11、在容积一定的密闭窗口中，反应 A B(g)+C(s)达平衡，若继续升高温度，容器内气体
的密度增大，下列判断正确的是
A、 压强对该反应的平衡移动没有影响
B、 在平衡体系中加入 C，混合气体平均分子量增大
pcm
ap =+
map
mc =+ nbn
pc =+
3
m
3
n
3
2p
4
3
- 22 -
C、 若正反应为吸热反应，则 A 为非气态
D、 若正反应为放热反应，则 A 为气态
12、 某温度下，反应 H2(g)+I2(g) 2HI(g)+Q,在一带有活塞的密闭容器中达到平衡，
下列说法不正确的是
A、恒温压缩体积，平衡不移动，颜色加深
B、恒压迅速充入 HI，开始时正反应速率减小
C、恒容，升温正反应速率减小
D、恒容，充入 H2，I2 的百分比含量降低
二：填空
1、t0C 在 VL 密闭容器中加入 vmol N2 和 3vmol H2，当反应 N2+3H2 2NH3 达平衡时，
混合气体中 N2、H2、NH3 分别为 A、B、Cmol，仍在 t0C，若只改变起始物的加入量，但要维持
A、B、C 值不变，则在 N2、H2、NH3 的加入量用 X、Y、Z 表示，应满足的条件是
（1） 若 X=0，Y=0，则 Z=_______
（2） 若 X=0.75vmol，则 Y=________ Z=________
（3） X、Y、Z 应满足的一般条件，用 X、Y、Z 的方程式表示式是
______________________________、________________________。
2、在一定温度下，把 2 体积
N2 和 6 体积 H2 通入一个带有活
塞的容积可变的容器中，活塞的
一端与大气相通，发生反应
N2+3H2 2NH3+Q 达到平衡，测得混合气体为 7 体积
（1）保持上述反应温度不变，设 a、b、c 分别代表初始加入的 N2、H2、NH3 体积，若反
应达到平衡后，混合气体中各物质的百分含量仍与上述平衡完全相同，那么：
①若 a=1, c=2 则 b=_____，在此情况下，反应起始时将向_____方向进行。
②若规定起始时反应向逆方向进行，则 C 的取值范围是______________
（2）在上述装置中，若起始时的 a、b、c 值均与（1）相同，但需控制平衡后混合气
体为 6.5 体积，则可采取措施是______，其原因是______。
3、在一个容积不变的反应容器中，要求通过调节体系的温度使下列反应达到平衡时保
持容器内气体总物质的量为 12mol，A(g)+2B(g) 2C(g)。现向反应器中加入 6.5molA，X
molB，2.0 molC.
（1）若 x=5.5 时，需要降低体系温度使反应在平衡时达到题设条件，则正反应为_____热
反应。
（2）欲使起始反应维持向逆方向移动，则 x 取值范围是__________
【答案】
一、选择题
1、 D 2、AD 3、D 4、B 5、B 6、A 7、C 8、B
9、BC 10、BD 11、CD 12、C
二、填空题：
1、 (1) 2vmol (2)2.25v, 0.5v (3) x+2z=v Y+ Z=3V
2、 (1) ①3,逆 ② 1S(s)>S(1)
4．已知反应 2H 2 (g) + O2 (g) == 2H2O (1) ∆H == 285．8 kJ·mol -1 ，下列结论中，正确的是
( )
A．E(反应物)>E(生成物) B．E(反应物)10-7
c（OH—）
10-14 酸性
氢 氧 化
钠
加 NaOH ， c
（OH—）增大，
平衡左移10-7 c（H+）< c（OH—） 10-14 碱性 中性溶液 c（H+）= c（OH—）= 1×10-7mol/L 酸性溶液 c（H+）> c（OH—），c（H+）> 1×10-7mol/L
碱性溶液 c（H+）< c（OH—），c（H+）< 1×10-7mol/L 注：①水中加酸或碱均 抑 制水的电离，但由水电离出的 c（H+）与 c（OH—）总是相等。 ②任何电解质溶液中，H+与 OH—总是共存，但不能大量共存。溶液的酸、碱性主要在于 c （H+）与 c（OH—）的相对大小。c（H+）与 c（OH—）此增彼长，且 Kw = c（H+）·c （OH—）不变。 讲述：酸性溶液中 c（H+）越大，酸性越强，碱性溶液中 c（OH—）越大，碱性越强。我们经 常用到一些 c（H+）很小的溶液，如 c（H+）=1×10-7 mol/L 的溶液，用这样的量来表示溶液 的酸碱性的强弱很不方便。为此，化学上常采用 pH 来表示溶液酸碱性的强弱。 2、溶液的 pH： （1）定义：pH =-lg{c（H+）} (2)适应范围：稀溶液，0～14 之间。 有关溶液的 pH 值的几个注意问题： ①pH 值是溶液酸碱性的量度。常温下，pH=7 溶液呈中性；pH 值减小，溶液的酸性增强；pH 值增大，溶液的碱性增强。 ②pH 值范围在 0-14 之间。pH=0 的溶液并非没有 H+，而是 C(H+)=1mol/L；pH=14 的溶液并非没 有 OH-，而是 C(OH-)=1mol/L。pH 改变一个单位，C(H+)就改变 10 倍，即 pH 每增大一个单位， C(H+)就减小到原来的 1/10；pH 每减小一个单位，C(H+)就增大到原来的 10 倍。 ③当 C(H+)>1mol/L 时，pH 值为负数，当 C(OH-)>1mol/L 时，pH>14。对于 C(H+)或 C(OH-)大于
1mol/L 的溶液，用 pH 值表示反而不方便，所以 pH 值仅适用于 C(H+)或 C(OH-)小于等于 1mol/L
- 33 -
的稀溶液。
④也可用 pOH 来表示溶液的酸碱性，pOH=-lgC(OH--)，因为 C(H+)·C(OH-)=10-14，若两边均取负
对数，得 pH+pOH=14。
⑤可用 pH 试纸来测定溶液的 pH 值。方法：用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液，滴在 pH
试纸上（注意不能将 pH 试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒，因为这样做，实际上已将溶液稀释，
导致所测定的 pH 不准确）将 pH 试纸显示的颜色随即（半分钟内）与标准比色卡对照，确定
溶液的 pH 值（因为时间长了，试纸所显示的颜色会改变，致使测得的 pH 不准。）
第二课时
教学目的：1、了解指示剂的变色范围，学会用 pH 试纸测定溶液的 pH 值
2、初步学会计算酸碱的 pH 值以及氢离子浓度和 pH 值的互算
3、掌握 pH 相同的强酸与弱酸的几个规律
教学重点：有关 pH 的简单计算
教学难点：熟练掌握有关 pH 的计算
教学过程：
复习提问：
①什么叫水的离子积？影响水的离子积因素？溶液的酸碱性与 c（H+）、c（OH—）及 pH 的关
系？溶液 pH 的计算？求 0.1mol/L 盐酸溶液中的[OH-]？（25℃）求 0.1mol/LnaOH 溶液中[H+]？
②关于 pH 相同的酸（含强酸和弱酸）
（1）溶液中 c（H+）相等 （填“相等”或“不等”）。
（2）溶液中溶质的物质的量的浓度：强酸 < 弱酸（填“>”或“10—7 mol/L，所以 pH 小于 7）
4.pH = 4 的盐酸用水稀释 100 倍、1000 倍、10000 倍，pH 值各为多少？
5.在 0.01mol/LHCl 中，由水电离出来的[H+]为多少？
6.某溶液中由水电离产生的[H+]= 1╳10—10mol/L,则该溶液的 pH 值可能是？
7.某盐酸中 1╳10—xmol/L，某氨水的 pH 为 y,已知：x+y = 14,且 y>11,将上述两溶液分别取等
体积，充分混合后，所的溶液中各离子浓度由大到小的顺序是？
8.pH = 5 的强酸与 pH = 11 的强碱溶液混合至 pH=7,求酸碱的体积比？
课堂练习 1：
1．室温下，在 pH=12 的某溶液中，由水电离出来的 c(OH-)为（ ）。
（A）1.0×10-7 mol·L-1 （B）1.0×10-6 mol·L-1 （C）1.0×10-2 mol·L-1 （D）1.0×10-12 mol·L-1
2．25℃时，某溶液中，由水电离出的 c(H+)=1×10-12 mol·L-1，则该溶液的 pH 可能是（ ）。
（A）12 （B）7 （C）6 （D）2
3．纯水在 25℃和 80℃时的氢离子浓度，前者和后者的关系是（ ）。
Lmol)101101(2
1 108 −− ×+×
Lmol)101101( 108 −− ×+×
Lmol)105101( 514 −− ×−× Lmol10102 −×
51.0×10-1 4
5．给蒸馏水中滴入少量盐酸后，下列说法中错误的是（ ）。
（A）[H+ ][OH- ]乘积不变 （B）pH 增大了 （C）[OH- ]降低了 （D）水电离出的[H+ ]增加了
6．常温下，下列溶液中酸性最弱的是（ ）。
A）pH=4 （B）[H+ ]=1×10-3 mol·L-1 （C）[OH- ]=1×10-11 mol·L-1 （D）[H+ ] ·[OH- ]= 1×10-14
7．某酸溶液的 pH=3，则该酸溶液的物质的量浓度为（ ）。
（A）一定大于 0.001 mol·L-1 （B）一定等于 0.001 mol·L-1
（C）一定小于 0.001 mol·L-1 （D）以上说法均欠妥
8．常温下, 某溶液中水的电离度 a=10-10/55.5(%), 该溶液的 pH 可能是（ ）。
（A）12 （B）10 （C）4 （D）3
9．在室温下，等体积的酸和碱的溶液混合后，pH 一定少于 7 的是（ ）。
（A）pH=3 的 HNO3 跟 pH=11 的 KOH 溶液 （B）pH=3 的盐酸跟 pH=11 的氨水
（C）pH=3 硫酸跟 pH=11 的氢氧化钠溶液 （D）pH=3 的醋酸跟 pH=11 的氢氧化钡溶液
10．下列叙述中，正确的是（ ）。
（A）中和 10 mL 0.1mol·L-1 醋酸与中和 100 mL 0.01mol·L-1 的醋酸所需同种碱溶液的量不同
（B）等体积 pH=3 的酸溶液 pH=11 的碱溶液相混合后，溶液的 pH=7
（C）体积相等, pH 相等的盐酸和硫酸溶液中, H+离子的物质的量相等
（D）pH=3 的甲酸溶液的[H+]与 pH=11 的氨水溶液的[OH- ]相等
11．今有 a·盐酸 b·硫酸 c·醋酸三种酸：
（1）在同体积，同 pH 的三种酸中，分别加入足量的碳酸钠粉末， 在相同条件下产生 CO2 的
体积由大到小的顺序是_________________。
（2）在同体积、同浓度的三种酸中，分别加入足量的碳酸钠粉末，在相同条件下产生 CO2 的
体积由大到小的顺序是_________________。
（3）物质的量浓度为 0.1 mol·L-1 的三种酸溶液的 pH 由大到小的顺序是___________；如果取
等体积的 0.1 mol·L-1 的三种酸溶液，用 0.1 mol·L-1 的 NaOH 溶液中和，当恰好完全反应时，消
耗 NaOH 溶液的体积由大到小的顺序是______________（以上均用酸的序号填写）。
12．在 25℃时, 有 pH=a 的盐酸和 pH=b 的苛性钠溶液，现取 VamL 盐酸用该苛性钠溶液中和，
需 VbmL 苛性钠溶液。若 a+b=13，则 Va/Vb=____________。
13．将 pH=3 的弱酸溶液稀释 100 倍，该溶液的 pH 范围为：__________________。
课堂练习 1 答案：1CD，2AD，3C，4B，5BD，6D，7D，8AC，9D，10CD。11．（1）c>b=a 。
（2）b>a=c。（3）c>a>b 。 b>c=a 。12．1:10。13．3、。
1、 常温下，将 pH 的 NaOH 与 pH=10 的 NaOH 溶液等体积混合后，溶液中氢离子浓度最
接近
A. B.
C. D.
2、pH = 5 的强酸与 pH = 11 的强碱溶液混合至 pH=7,求酸碱的体积比？
3、pH=13 的强碱溶液与 pH=2 的强酸溶液混合，所得溶液的 pH=11，则强碱与强酸的体积比是
A、11:1B、9:1C、1:11D、1:9
4、下列叙述中，正确的是（ ）。
A、中和 10 mL 0.1mol·L-1 醋酸与中和 100 mL 0.01mol·L-1 的醋酸所需同种碱溶液的量相同
B、中和 10 mL Ph=1 醋酸与中和 100 mLpH=2 的醋酸所需同种碱溶液的量相同
5、在 25℃时，有 pH 为 a 的盐酸和 pH 为 b 的 NaOH 溶液等体积混合。
（1）若 a+b=14，则溶液呈 性（2）若 a+b=13，则溶液呈 性
（3）若 a+b>14，则溶液呈 性
6、250C时，10 体积的某强酸溶液与 1 体积的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合之前，该
强酸的 pH 与强碱的 pH 之间应满足的关系是什么？
8=
Lmol)101101(2
1 108 −− ×+×
Lmol)101101( 108 −− ×+×
Lmol)105101( 514 −− ×−× Lmol10102 −×
- 39 -
第三节 盐类的水解
第一课时
知识目标:1、使学生理解盐类水解的本质及盐类水解对溶液酸、碱性的影响及变化规律。
2、盐类水解的离子方程式与化学方程式。
能力目标：1、培养学生分析问题的能力，使学生学会透过现象看本质。
2、培养学生归纳思维能力和逻辑推理能力。
3、培养学生的实验技能，对学生进行科学态度和科学方法教育。
美育目标：通过对盐类水解规律的总结，体会自然万物变化的丰富多彩。
教学重点：盐类水解的本质，理解强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解的规律。
教学难点：盐类水解方程式的书写和分析。
教学方法：启发式实验引导法
教学过程：
复习提问：当溶液中，c(H+) = c(OH-) 中性，常温下，pH = 7
c(H+) < c(OH-) 碱性，常温下，pH > 7
c(H+) < c(OH-) 酸性，常温下，pH < 7 酸的溶液显酸性，碱的溶液显碱性，那么酸与碱反应生成的盐，溶液显什么性？ 讲解：同学们，实验是我们探求未知问题的好方法，下面我们做一个实验来看看，将盐溶于 水后，溶液的酸碱性到底如何呢？ 实验：①取少量 CH3COONa 溶于水，滴加几滴酚酞试剂，观察颜色变化。 ②取少量 NH4Cl 溶于水，滴加几滴紫色石蕊试剂，观察颜色变化。 ③取少量 NaCl，溶于水，找一名同学测一下 pH 值。 注：对于②可以做一个对比，清水中加几滴紫色石蕊试剂，进行比较。 结论：①CH3COONa 碱性 ②NH4Cl 酸性 ③NaCl 中性 学生实验：用 PH 试纸检验 Na2CO3、Al2(SO4)3、KNO3 溶液的酸碱性。 讨论：由上述实验结果分析，盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强弱有什么关系？ 小结：盐的组成与盐溶液酸碱性的关系： 强碱弱酸盐的水溶液 显碱性 强酸弱碱盐的水溶液 显酸性 强酸强碱盐的水溶液 显中性 讲述：下面我们分别来研究不同类盐的水溶液酸碱性不同的原因。 同学活动：请同学们讨论一下第一个问题，为什么 CH3COONa 水溶液呈碱性呢？醋酸钠、氯化 钠都是盐，是强电解质，他们溶于水完全电离成离子，电离出的离子中既没有氢离子，也没 有氢氧根离子，而纯水中[H+]=[OH-]，显中性。而实际上醋酸钠显碱性，即[H+][OH-]
板书：一、盐类的水解：
讲解：CH3COONa 溶于水之后，完全电离。（因为 CH3COONa 是强电解质。）
板书：CH3COONa ═ CH3COO- + Na+………⑴
引导： 把 CH3COONa 溶于水之后，溶液中存在哪些电离平衡？
板书： H2O H+ + OH-………⑵
讲解：我们知道，CH3COOH 是一种弱酸，在溶液中部分电离，溶液中既然存在 CH3COO-和 H+，
根据，可逆反应，反应物和生成物同时共存，那么就一定有 CH3COOH。
板书：CH3COO- + H+ CH3COOH………⑶
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讲解：把⑴⑵⑶式联立，可得到
板书：水解方程式：
CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH
讲解：这说明 CH3COONa 溶于水后，反应有 NaOH 生成，所以溶液显碱性。
学生活动：把上述化学方程式改写成离子方程式。
板书：CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
说明：盐类水解方程式书写注意点
1、盐类水解是可逆反应，写方程式要用“ ”
2、一般盐类水解程度很小，生成的弱酸或弱碱浓度很小，通常生成气体或沉淀也不发生水解，
书写时产物不用“↑”和“↓”。
3、多元弱酸生成的盐水解时， 生成弱酸过程应分步表示，以第一步为主。
讲解：随着 CH3COONa 的加入，对水的电离有什么影响呢？促进了水的电离，可以看作是使水
分解了。醋酸钠与水反应的实质是：醋酸钠电离出的醋酸根离子和水电离出的氢离子结合生
成弱电解质醋酸的过程。
板书：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，叫做盐
类的水解。（在溶液中由盐电离出的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出的氢离子或氢
氧根离子结合生成弱电解质弱酸或弱碱，破坏了水的电离平衡，使其平衡向右移动，引起氢
离子或氢氧根离子浓度的变化。）
酸 + 碱 盐 + 水
板书：2、盐类水解的本质：
弱酸的阴离子和弱碱的阳离子和水电离出的 H+或 OH-离子结合生成弱电解质，促进了水的电离。
说明：1、只有弱酸的阴离子或弱碱的阳离子才能与 H+ 或 OH-结合生成弱电解质。
2、盐类水解使水的电离平衡发生了移动，并使溶液呈酸性或碱性。
3、盐类水解反应是酸碱中和反应的逆反应。
练习：试分析 NH4Cl 水解呈酸性的原因
讲解：CH3COONa 可以看作是弱酸 CH3COOH 和强碱 NaOH 生成的盐，这种盐叫做强碱弱酸盐。
板书：二、盐类水解的类型
1、强碱弱酸盐水解（CH3COONa）CO32-,PO43-,S2-,SO32-,ClO-,F-
讲解：由强碱和弱酸反应生成的盐，称为强碱弱酸盐，含有以上弱酸根的盐，常会发生水解。
讨论：分析 Na2CO3 的水解过程，写出有关反应的离子方程式。
板书： Na2CO3 的水解
第一步： CO32-+H2O HCO3-+OH- （主要）
第二步： HCO3- +H2O H2CO3 +OH- （次要）
分析：对于多元弱酸来说，水解要分步写。
提问：该水解反应能放出 CO2 吗？不能，因为这样的水解程度都很小。
练习：写出 K2S 水解的化学方程式和离子方程式。
过渡：下面请同学们讨论一下第二个问题。为什么 NH4Cl 水溶液呈酸性？
学生活动：找一名同学回答，并到黑板上写出分析过程。
总结：NH4Cl 可以看作是强酸 HCl 和弱碱 NH3·H2O 反应生成的盐，我们把这种盐叫做强酸弱碱
盐。类似这样的盐还有 Al2(SO4)3、FeCl3、CuSO4 等。
板书：2、强酸弱碱盐（NH4Cl）Al3+,Fe3+,Cu2+
练习：写出 Al2(SO4)3 水解的离子方程式。
Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+
中和
水解
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Cu（NO3）2 Al2（SO4）3 （NH4）2SO4 AgNO3
讨论：以 NaCl 为例，说明强碱强酸盐能否水解。
小结：由于 NaCl 电离出的 Na+和 Cl-都不能与水电离出来的 H+ 或 OH-结合生成弱电解质，所以
强碱强酸盐不能水解，不会破坏水的电离平衡，因此其溶液显中性。
板书：3、强酸强碱盐、难溶于水的盐不水解
板书：4、弱酸弱碱盐（NH4Ac）
由于一水合氨和醋酸的电离度相近，因此铵离子、醋酸跟离子水解程度相近，从二溶液显中
性。
板书：5、混合盐溶液（酸式盐溶液）
过渡：那么，我们在书写水解离子方程式时，要注意哪些问题？
讨论：请大家根据我们刚才书写水解方程式的方法，说说书写时，要注意哪些问题？
练习：FeCl3、NaHCO3 水解的离子方程式及化学方程式。
投影总结：各类盐水解的比较。
盐类 实例 能否水
解
引起水解的
离子
对水的电离
平衡的影响
溶液的
酸碱性
强碱弱酸
盐
CH3COONa 能 弱酸阴离子 促进水电离 碱性
强酸弱碱
盐
NH4Cl 能 弱碱阳离子 促进水电离 酸性
强碱强酸
盐
NaCl 不能 无 无 中性
板书：三、影响水解的因素：
内因：盐类本身的性质 这是影响盐类水解的内在因素。组成盐的酸或碱越弱，盐的水解程
度越大，其盐溶液的酸性或碱性就越强。“无弱不水解，有弱即水解，越弱越水解，谁强显谁
性”
外因：1、温度 由于盐的水解作用是中和反应的逆反应，所以盐的水解是吸热反应，温度升
高，水解程度增大。
2、浓度 溶液浓度越小，实际上是增加了水的量，可使平衡相正反应方向移动，使盐的水解
程度增大。（最好用勒沙特例原理中浓度同时减小的原理来解释）
3、溶液的酸碱性 盐类水解后，溶液会呈现不同的酸碱性。因此，控制溶液的酸碱性可以
促进或抑制盐的水解。如在配制 FeCl3 溶液时常加入少量盐酸来抑制 FeCl3 水解。
盐的离子与水中的氢离子或氢氧根离子结合的能力的大小，组成盐的酸或碱的越弱，盐的水
解程度越大。
过渡：水解反应有什么应用呢？
引入：大家知道泡沫灭火器的灭火原理吗？它就是利用 Al2(SO4)3 和 NaHCO3 溶液反应，产生二
氧化碳来灭火的。那么 Al2(SO4)3 和 NaHCO3 是怎么反应？
讨论：Al3+ 和 HCO3-在水溶液中能大量共存吗？
分析：Al3+易结合水电离出的 OH-，HCO3-易结合水电离出的 H+，两者在水溶液中会发生强烈的
双水解，反应进行得很彻底。Al3++ 3HCO3-＝ Al(OH)3↓+3CO2↑(反应前有水参加，反应后又有
水生成)
讲述：在我们的生活中，有时也会碰到一些问题或观察到一些现象，你有没有想过要去分析
它，找出其中的原因呢？比如，有一次我在实验室配制 FeCl3 溶液时，放置一段时间后溶液竟
然变浑浊，大家能解释一下是什么原因？（FeCl3 发生了水解，生成了 Fe(OH)3,使溶液变浑浊
了。）
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设疑：那么怎么配制 FeCl3 溶液？怎么防止它的水解？
（Fe3+ + 3H2O Fe(OH)3↓+3 H+ ,往配制的溶液中加入少量稀盐酸 ,使平衡向逆进行，可
以防止 FeCl3 的水解）
思考：怎么配制 FeCl2 溶液？K2CO3 和 NH4Cl 这两种肥料能混合使用？混合使用的效果好吗？
板书：四、水解的应用
水解的应用 实例 原理
1、净水 明矾净水 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 溶液时常加入
少量盐酸
Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
3、药品的保存
②配制 Na2CO3 溶液时常加
入少量 NaOH
CO32-+H2O HCO3-+OH-
4、制备无水盐
由 MgCl2 · 6H2O 制 无 水
MgCl2 在 HCl 气流中加热
若不然，则：
MgCl2·6H2O Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
5、泡沫灭火器
用 Al2(SO4)3 与 NaHCO3 溶
液混合
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)-
1、离子共存：Al3+ 和 HCO3-说明双水解反应能进行到底。
2、溶液配置：FeCl3 的配制
3、化肥的使用 K2CO3 和 NH4Cl 等
例：判断溶液的 pH 值：1、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐等。
2、如何对比 NaX、NaY、NaZ 的碱性。已知；酸性 HX》HY》HZ
3、如何对比碳酸钠、碳酸氢钠的碱性。
4、氯化铝、偏铝酸钠、氯化铁分别蒸干灼烧后的产物是什么？
与盐类水解有关的应用：
1、明矾的净水作用 2、热碳酸钠溶液的洗涤力强 3、制备氢氧化铁胶体
4、氯化铵溶液中加入镁粉产生氢气 5、蒸发氯化铁溶液，不能得到纯绿化铁
6、焊接时可用氯化锌、氯化铵溶液除锈 7、配制氯化铁溶液时需加少量盐酸
8、泡沐灭火器的反应原理 9、比较盐溶液的 PH 值大小
判断溶液中离子浓度大小
例如：相同物质的量浓度、相同体积的醋酸和氢氧化钠中和，所得溶液中离子浓度由大到小
的顺序是：1、判断离子是否共存 2、酸式盐溶液酸碱性的判断
某些肥料不宜混合使用。（如：草木灰、碳酸铵、重钙等）
练习：
△
△
△
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1、判断下列盐溶液的酸碱性，若该盐能水解，写出其水解反应的离子方程式。
（1）KF （2）NH4NO3 （3）Na2SO4 （4）CuSO4
例 1、浓度为 0.1mol/L 的八种溶液：①HNO3 ②H2SO4 ③CH3COOH ④Ba(OH)2 ⑤NaOH
⑥CH3COONa ⑦KCl ⑧NH4Cl ，其 pH 值由小到大的顺序为（②①③⑧⑦⑥⑤④）。
分析：以上八种溶液浓度相同，所以可按下列顺序进行排列：多元强酸、一元强酸、一元弱
酸、水解后显酸性的盐溶液，水解后显中性的盐溶液或不水解的正盐溶液、水解后显碱性的
盐溶液、一元弱碱、一元强碱、多元强碱。
例 2、室温下 pH=9 的 NaOH 溶液和 pH=9 的 CH3COONa 溶液中，设由水电离产生的 OH-的物质
的量溶液分别为 Amol/L 和 Bmol/L，则 A 和 B 的关系为（A:B=10-4:1）。
例 3、 25℃， 的酸（HA）溶液和 的碱（BOH）溶液等体积混和，混合溶液
。
（1）混合溶液中 A 离子一定发生水解反应。
（2）在（1）中所指离子水解的离子方程式是 。
例 4、在硫化钠水溶液中存在着多种离子和分子，下列关系式正确的是（ B、D ）
A、c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+c(H2S) B、c(OH-)=c(HS-)+c(H+)+2c(H2S)
C、c(Na+)=c(S2-)+c(HS-)+c(H2S) D、c(Na+)=2c(S2-)+2c(HS-)+2c(H2S)
例 5、把 溶液蒸干灼烧，最后得到的主要固体产物是 ； ，为什么？用
化学方程式和必要的文字说明 。
例 6、 在 溶液中，下列关系中不正确的是（ A ）
A. B.
C. D.
例 7、 为了除去 酸性溶液中的 ，可在加热、搅拌的条件下加入一种试剂，过滤
后再加入适量盐酸，这种试剂是（ D ）
A. B. C. D.
练习
一、选择题：（每题有 1-2 个正确答案）
1、下列各物质投入水中，因促进水的电离而使溶液呈酸性的是（ ）
A、NaHSO4 B、Na3PO4 C、CH3COOH D、Al2(SO4)3
2、物质的量浓度相同的三种盐 NaX、NaY 和 NaZ 的溶液，其 pH 值依次为 8、9、10，则 HX、
HY、HZ 的酸性由强到弱的顺序是（ ）
A、HX、HY、HZ B、HZ、HY、HX C、HX、HZ、HY D、HY、HZ、HX
3、将滴有甲基橙的醋酸钠饱和溶液加热，溶液的颜色是（ ）
A、黄色不变 B、黄色变橙色 C、黄色变红色 D、橙色不变
2=pH 12=pH
5=pH
3AlCl 32OAl
Lmol1.0 3NaHCO
)()()( 3
−−+ += OHcHCOcNac )()()()( 2
3323
−−+ ++= COcCOHcHCOcNac
)()()( 32COHcHcOHc += +−
)(2)()()()( 2
33
−−−++ ++=+ COcOHcHCOcHcNac
2MgCl +3Fe
OHNH 23 ⋅ NaOH 32CONa 3MgCO
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4、下列关于盐类水解的叙述中，错误的是（ ）
A、盐类水解是中和反应的逆反应 B、盐类水解过程是吸热过程
C、含有弱酸根盐的水溶液一定显碱性
D、盐溶液的酸碱性主要决定于形成盐的酸和碱的相对强弱
5、下列各组离子中能在溶液中大量共存，且溶液呈碱性透明的是（ ）
A、Na+、OH-、H2PO4-、NO3- B、AlO2-、K+、CO32-、Na+
C、Al3+、Cl-、AlO2-、Na+ D、Fe2+、K+、H+、NO3-
6、用物质的量都是 0.1mol 的 CH3COOH 和 CH3COONa 配制成 1L 混合溶液，已知其中 c(CH3COO-)
大于 c(Na+)。对该混合溶液的下列判断正确的是（ ）
A、c(H+)>c(OH-) B、c(CH3COOH)+c (CH3COO-)=0.2mol/L
C、c(CH3COOH)>c(CH3COO-) D、c(CH3COO-)+c(OH-)=0.2mol/L
7、100mLpH=11 的氨水与 100mLpH=3 的盐酸相混合，所得的混合液（ ）
A、显碱性 B、显酸性 C、显中性 D、不能确定其酸碱性
8、物质的量浓度相同的下列溶液：①Na2CO3 ②NaHCO3 ③H2CO3 ④(NH4)2CO3 ⑤
NH4HCO3，按 c(CO32-)由小到大排列顺序正确的是（ ）
A、⑤c(OH-)>c(H+)
C、在 NaHA 溶液中 c(Na+)+c (H+)=c(HA-)+2 c(A2-)+c(OH-)
D、在 H2A 溶液中(H+)=c(HA-)+2 c(A2-)+c(OH-)
第四节 沉淀溶解平衡
一、学习点拨
1．目标要求
（1）了解难溶电解质在水中的溶解情况。
（2）理解难溶电解质在水中的沉淀溶解平衡特点，正确理解和掌握溶度积 KSP 的概念。
（3）掌握运用浓度商和平衡常数来分析沉淀的溶解、生成和沉淀的转化。
（4）掌握简单的利用 KSP 的表达式，计算溶液中相关离子的浓度。
2．知识要点
（1）难溶电解质在水中的沉淀溶解平衡特点，运用溶度积 KSP 简单计算溶液中相关离子
的浓度
（2）运用浓度商和平衡常数来分析沉淀的溶解、生成和沉淀的转化。
3．学习方法
难溶电解质在水中也会建立一种动态平衡，这种动态平衡和化学平衡、电离平衡一样合
乎平衡的基本特征、满足平衡的变化基本规律。难溶电解质溶解程度大小可以用沉淀溶解平
衡常数--溶度积 KSP 来进行判断，因此我们就可以运用溶度积 KSP 计算溶液中相关离子的浓度。
对难溶电解质的溶解平衡常数的正确的理解，一方面要运用前面的影响化学平衡、电离平衡
的因素知识进行牵移和类比以达到强化和内化的目标；另一方面要用溶度积 KSP 知识来分析沉
淀的溶解、生成和沉淀的转化。本节内容的核心知识点就是溶度积 KSP
二、学习训练材料
第一课时
[知识技能]
1．一些电解质如 BaSO4 在水中只能溶解很少、可以说是难以溶解，所以称为______________。
尽管这些电解质难以溶解于水中，但在水中也会建立一种________ _____。
2．难溶电解质在水中的沉淀溶解平衡和化学平衡、电离平衡一样，合乎平衡的基本特征、满
足平衡的变化基本规律，其基本特征为：（1）________ ____（2）__ ______ ____
（3）________ ____（4）________ ____
3．难溶电解质在水中存在沉淀溶解平衡，其平衡常数称为_______ __，简称_______
__。请写出 PbI2 Cu(OH)2 BaSO4 CaCO3 Al(OH)3 CuS 的沉淀溶解平衡与溶度积 KSP
表达式
4．溶度积 KSP 反映了难溶电解质在水中的__ ______ ___，KSP 的大小和溶质的溶解度不
同，它只与__ ______ 有关，与__ ______ 无关。利用溶度积 KSP 可以判断__ ______
__、__ ______ __以及__ _____ _ __。
5．沉淀的转化是__ _____ _ __的过程，其实质是__ _____ _
__。
当 Qc 大于 Ksp 时，情况为：__ _____ _ __
当 Qc 等于 Ksp 时，情况为：__ _____ _ __
当 Qc 小于 Ksp 时，情况为：__ _____ _ __
6．将 AgNO3 溶液依次加入氯化钠溶液、溴化钠溶液、碘化钾溶液中都会出现不同颜色的沉淀，
沉淀的颜色变化是 _ ____ → _ _ ___ → ____ _。出现这种颜色变化的原因是：
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_ _____ _
7．将足量 BaCO3 分别加入：① 30mL 水 ②10mL 0.2mol/LNa2CO3 溶液 ③50mL 0.01mol/L
氯化钡溶液 ④100mL 0.01mol/L 盐酸中溶解至溶液饱和。请确定各溶液中 Ba2+的浓度由大到
小的顺序为： _____
8．已知在室温时，Cu(OH)2 的溶度积 Ksp=2.2×10－20 mol3·L－3，求室温下 Cu(OH)2 饱和溶液中 Cu2+
和 OH-的物质的量浓度。
[能力方法]
1．铝和镓的性质相似，如 M(OH)3 都是难溶的两性氢氧化物。在自然界镓常以极少量分散于
铝矿，如 Al2O3 中。用 NaOH 溶液处理铝矿（Al2O3）时，生成 NaAlO2、NaGaO2；而后通入适
量 CO2，得 Al(OH)3 沉淀，而 NaGaO2 留在溶液中（循环多次后成为提取镓的原料）。发生后一
步反应是因为
A、镓酸酸性强于铝酸 B、铝酸酸性强于镓酸
C、镓浓度小，所以不沉淀 D、Al(OH)3 是难溶物
2．己知碳酸钙和氢氧化钙在水中存在下列溶解平衡 Ca(OH)2(固) Ca2+＋2OH－，CaCO3(固)
Ca2+＋CO32－。在火力发电厂燃烧煤的废气中往往含有 SO2、O2、N2，CO2 等，为了除去
有害气体 SO2 变废为宝，常常见粉末状的碳酸钙或熟石灰的悬浊液洗涤废气，反应产物为石
膏。
（1）写山上述两个反应的化学方程式：
①S02 与 CaCO3 悬浊液反应
②S02 与 Ca(OH)2 悬浊液反应
（2）试说明用熟石灰的悬浊液而不用澄清石灰水的理由
3．以 BaS 为原料制备 Ba(OH)2·8H2O 的过程是：BaS 与 HCl
反应，所得溶液在 70℃～90C 时与过量 NaOH 溶液作用，除杂，冷却后
得到 Ba(OH)2 ·8H 2O 晶体。据最新报道，生产效率高、成本低的
Ba(OH)2·8H2O 晶体的新方法是使 BaS 与 CuO 反应……
1．新方法的反应方程式为：
2．该反应反应物 CuO 是不溶物，为什么该反应还能进行：
3．简述新方法生产效率高、成本低的原因。
4．牙齿表面由一层硬的、组成为 Ca5(PO4)3OH 的物质保护着，它在唾液中存在下列平衡：
Ca5(PO4)3OH(固) 5Ca2++3PO43-+OH-
进食后，细菌和酶作用于食物，产生有机酸，这时牙齿就会受到腐蚀，其原因是
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已知 Ca5(PO4)3F（固）的溶解度比
上面的矿化产物更小，质地更坚固。主动脉用离子方程式表示，当牙膏中配有氟化物添加剂
后能防止龋齿的原因：
根据以上原理，请你提出一种其它促进矿化的方法：
[拓展体验]
一定温度下，难溶电解质在饱和溶液中各离子浓度幂的乘积是一个常数，这个常数称为该难
溶电解质的溶度积，用符号 Ksp 表示。
即：AmBn(s) mAn+(aq)＋nBm－(aq) [An+]m·[Bm－]n＝Ksp
已知：某温度时，Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl－] ＝1.8×10－10
Ksp(Ag2CrO4)=[Ag+]2[CrO2- 4] ＝1.1×10－12
试求：
（1）此温度下 AgCl 饱和溶液和 Ag2CrO4 饱和溶液的物质的量浓度，并比较两者的大小。
（2）此温度下，在 0.010mo1·L-1 的 AgNO3 溶液中，AgCl 与 Ag2CrO4 分别能达到的最大物
质的量浓度，并比较两者的大小。
[学习小结]
参考答案
[知识技能]
1．难溶电解质 动态平衡
2．可逆过程 沉积和溶解速率相等 各离子浓度不变 改变温度、浓度等条件平衡移动
3．溶度积常数 溶度积 （略）
4．溶解能力 温度 浓度 沉淀的生成 溶解情况 沉淀溶解平衡移动方向
5．一种难溶电解质转化为另一种难溶电解质 沉淀溶解平衡的移动 此时有沉淀析出
直至沉积与溶解达到平衡 沉积与溶解处于平衡状态 若溶液中存在难溶电解质，则难溶
电解质会溶解，直至沉积与溶解达到平衡状态
6．白→淡黄→黄色 AgCl AgBr AgI 的 Ksp 逐渐减小，白色 AgCl 沉淀转化成难溶的淡黄
色的 AgBr，然后淡黄色的 AgBr 再转变成更难溶的黄色 AgI 沉淀。
7．③④①②
8． 略
[能力方法]
1．A
2．(1)①2SO2+O2+2CaCO3+4H2O=2(CaSO4·H2O)+2CO2 或
2SO2+O2+2CaCO3+4H2O=2(CaSO4·H2O)+2CO2
②2SO2+O2+2Ca(OH)2+2H2O=2(CaSO4·2H2O)或 2SO2+O2+2Ca(OH)2=2CaSO4+2H2O
(2) Ca(OH)2 微溶于水，石灰水中 Ca(OH)2 浓度小，不利于吸收 SO2
3 ．（1 ）BaS ＋CuO ＋9H 2O ＝Ba(OH)2 ·8H2O ＋CuS ［也可写
Ba(OH)2］
（2）CuS 的溶度积比 CuO 小得多（更难溶），有利于该反应正向进行。
（3）CuS 为难溶物（未反应的 CuO 也不溶），过滤后，将滤液浓缩、冷却，就可在溶液中
析出 Ba(OH)2·8H2O 晶体，故生产效率高；CuS 在空气中焙烧氧化可得 CuO 与 SO2，故 CuO 可
反复使用（SO2 可用于制硫的化合物），因而成本低。
4．．H++OH-=H2O，使平衡向脱矿方向移动 5Ca2++3PO +F-=Ca5（PO4）3F↓
加 Ca2+（或加 PO 等）
[拓展体验]
①AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)
−3
4−3
4
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ZnCu
×
Ag2CrO4(s) 2Ag＋(aq)＋CrO42－(aq)
2x x
(2x)2·x=Ksp
∴ c(AgCl)＜c(Ag2CrO4)
②在 0.010 mol·L-1 AgNO3 溶液中，c(Ag+)=0.010 mol·L-1
AgCl(s) Ag＋(aq) ＋ Cl－(aq)
溶解平衡时： 0.010＋x x
(0.010＋x)·x＝1.8×10－10 ∵ x 很小，∴ 0.010＋x ≈0.010
x＝1.8×10－8(mol·L－1)
c(AgCl)= 1.8×10－8(mol·L－1)
Ag2CrO4(s) 2Ag＋(aq) ＋ CrO2－4(aq)
溶解平衡时： 0.010＋x x
(0.010＋2x)2·x＝1.1×10－12 ∵ x 很小，∴ 0.010＋2x≈0.010
x＝1.1×10－8(mol·L－1) ∴ c(Ag2CrO4)＝1.1×10-8 (mol·L－1)
∴ c(AgCl)＞c(Ag2CrO4)
第四章 电化学基础
第一节 原电池
一、探究目标
体验化学能与电能相互转化的探究过程
二、探究重点
初步认识原电池概念、原理、组成及应用。
三、探究难点
通过对原电池实验的研究，引导学生从电子转移角度理解化学能向电能转化的本质，以及这
种转化的综合利用价值。
四、教学过程
【引入】
电能是现代社会中应用最广泛，使用最方便、污染最小的一种二次能源，又称电力。例如，
日常生活中使用的手提电脑、手机、相机、摄像机……这一切都依赖于电池的应用。那么，
电池是怎样把化学能转变为电能的呢？我们这节课来一起复习一下有关原电池的相关内容。
【板书】§4.1 原电池
一、原电池实验探究
讲：铜片、锌片、硫酸都是同学们很熟悉的物质，利用这三种物质我们再现了 1799 年意大利
物理学家----伏打留给我们的历史闪光点！
【实验探究】(铜锌原电池)
1510
sp Lmol103.1108.1)AgCl(K)AgCl(c −−− ⋅×=×==
15
3 123
42
42 105.64
101.1
4
)()( −−
−
⋅×=×== LmolCrOAgKCrOAgc sp
- 50 -
实 验 步 骤 现 象
1、锌片插入稀硫酸
2、铜片插入稀硫酸
3、锌片和铜片上端连接在一起插入稀硫
酸
【问题探究】
1、锌片和铜片分别插入稀硫酸中有什么现象发生？
2、锌片和铜片用导线连接后插入稀硫酸中，现象又怎样？为什么？
3、锌片的质量有无变化？溶液中 c (H+)如何变化？
4、锌片和铜片上变化的反应式怎样书写？
5、电子流动的方向如何？
讲：我们发现检流计指针偏转，说明产生了电流，这样的装置架起了化学能转化为电能的桥
梁，这就是生活中提供电能的所有电池的开山鼻祖----原电池。
【板书】（1）原电池概念：学能转化为电能的装置叫做原电池。
问：在原电池装置中只能发生怎样的化学变化？
学生： Zn+2H+=Zn2++H2↑
讲：为什么会产生电流呢？
答：其实锌和稀硫酸反应是氧化还原反应，有电子的转移，但氧化剂和还原剂热运动相遇发
生有效碰撞电子转移时，由于分子热运动无一定的方向，因此电子转移不会形成电流，而通
常以热能的形式表现出来，激烈的时候还伴随有光、声等其他的形式的能量。显然从理论上
讲，一个能自发进行的氧化还原反应，若能设法使氧化与还原分开进行，让电子的不规则转
移变成定向移动，便能形成电流。所以原电池的实质就是将氧化还原的电子转移变成电子的
定向移动形成电流。
（2）实质：将一定的氧化还原反应的电子转移变成电子的定向移动。即将化学能转化成电能
的形式释放。
问：那么这个过程是怎样实现的呢？我们来看原电池原理的工作原理。
（3）原理：（负氧正还）
问：在锌铜原电池中哪种物质失电子？哪种物质得到电子？
学生：活泼金属锌失电子，氢离子得到电子
问：导线上有电流产生，即有电子的定向移动，那么电子从锌流向铜，还是铜流向锌？
学生：锌流向铜
讲：当铜上有电子富集时，又是谁得到了电子？
学生：溶液中的氢离子
讲：整个放电过程是：锌上的电子通过导线流向用电器，从铜流回原电池，形成电流，同时
氢离子在正极上得到电子放出氢气，这就解释了为什么铜片上产生了气泡的原因。
讲：我们知道电流的方向和电子运动的方向正好相反，所以电流的方向是从铜到锌，在电学
上我们知道电流是从正极流向负极的，所以，锌铜原电池中，正负极分别是什么？
学生：负极（Zn） 正极（Cu）
实验：我们用干电池验证一下我们分析的正负极是否正确！
讲：我们一般用离子反应方程式表示原电池正负极的工作原理，又叫电极方程式或电极反应。
一般先写负极，所以可表示为：
负极（Zn）：Zn－2e＝Zn2＋ （氧化）
正极（Cu）：2H＋＋2e＝H2↑（还原）
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讲：其中负极上发生的是氧化反应，正极上发生的是还原反应，即负氧正还。
注意：电极方程式要①注明正负极和电极材料 ②满足所有守衡
总反应是：Zn+2H+=Zn2++H2↑
讲：原来一个自发的氧化还原反应通过一定的装置让氧化剂和还原剂不规则的电子转移变成
电子的定向移动就形成了原电池。
转折：可以看出一个完整的原电池包括正负两个电极和电解质溶液，及导线。那么铜锌原电
池中的正负极和硫酸电解质能否换成其他的物质呢？
学生：当然能，生活中有形形色色的电池。
过渡：也就是构成原电池要具备怎样的条件？
二、原电池的构成条件
1、活泼性不同的两电极
2、电解质溶液
3、形成闭合回路（导线连接或直接接触且电极插入电解质溶液
4、自发的氧化还原反应(本质条件)
思考：锌铜原电池的正负极可换成哪些物质？保证锌铜原电池原理不变，正负极可换成哪些
物质？（ C、Fe、 Sn、 Pb、 Ag、 Pt、 Au 等）
问：锌铜原电池中硫酸能换成硫酸钠吗？
判断是否构成原电池，是的写出原电池原理。
（1）镁铝/硫酸；铝碳/氢氧化钠；锌碳/硝酸银 ；铁铜在硫酸中短路；锌铜/水；锌铁/乙醇；
硅碳/氢氧化钠
（2）[锌铜/硫酸（无导线）；碳碳/氢氧化钠] 若一个碳棒产生气体 11.2 升，另一个产生气体
5.6 升，判断原电池正负极并求锌片溶解了多少克？设原硫酸的浓度是 1mol/L，体积为 3L，
求此时氢离子浓度。
（3）银圈和铁圈用细线连在一起悬在水中，滴入硫酸铜，问是否平衡？（银圈下沉）
（4）Zn/ZnSO4//Cu/CuSO4 盐桥（充满用饱和氯化钠浸泡的琼脂）
（5）铁和铜一起用导线相连插入浓硝酸中
镁和铝一起用导线相连插入氢氧化钠中
思考：如何根据氧化还原反应原理来设计原电池呢？
请将氧化还原反应 Zn + Cu2+ = Cu + Zn2+设计成电池：
硫酸铜 硫酸铜
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此电池的优点：能产生持续、稳定的电流。
其中，用到了盐桥
什么是盐桥？
盐桥中装有饱和的 KCl 溶液和琼脂制成的胶冻，胶冻的作用是防止管中溶液流出。
硫s
酸铜
硫酸
铜
- 53 -
盐桥的作用是什么？
可使由它连接的两溶液保持电中性，否则锌盐溶液会由于锌溶解成为 Zn2+而带上正电，
铜盐溶液会由于铜的析出减少了 Cu2+而带上了负电。
盐桥保障了电子通过外电路从锌到铜的不断转移，使锌的溶解和铜的析出过程得以继续进
行。
导线的作用是传递电子，沟通外电路。而盐桥的作用则是沟通内电路。
三、原电池的工作原理：
正极反应：得到电子 （还原反应）
负极反应：失去电子 （氧化反应）
总反应：正极反应+负极反应
想一想：如何书写复杂反应的电极反应式？
较繁电极反应式=总反应式-简单电极反应式
例：熔融盐燃料电池具有高的放电效率，因而受到重视，可用 Li2CO3 和 Na2CO3 的熔融盐混合
物作电解质，CO 为负极燃气，空气与 CO2 的混合气为正极助燃气，已制得在 6500C 下工作的燃
料电池，试完成有关的电极反应式：
• 负极反应式为：2CO+2CO32--4e-=4CO2
正极反应式为：2CO2+O2+4e-=2CO32-
电池总反应式：2CO+O2=2CO2
四、原电池中的几个判断
1.正极负极的判断：
正极：活泼的一极 负极：不活泼的一极
思考：这方法一定正确吗？
2.电流方向与电子流向的判断
电流方向：正→负 电子流向：负→正
电解质溶液中离子运动方向的判断
阳离子:向正极区移动 阴离子:向负极区移动
练习：下列哪些装置能构成原电池？
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练习：
某原电池的总反应的离子方程式为：
2Fe3++Fe == 3Fe2+，
不能实现该反应的原电池组成是（ ）
A、正极为铜，负极为铁，电解质溶液为 FeCl3 溶液
B、正极为碳，负极为铁，电解质溶液为 Fe(NO3)3 溶液
C、正极为铁，负极为锌，电解质溶液为 Fe2(SO4)3 溶液
D、正极为银，负极为铁，电解质溶液为 CuSO4 溶液
练习：
宇宙飞船上使用的氢氧燃料电池，其电池反应为 2H2+O2=2H2O，电解质溶液为 KOH，反应保持
在高温下，使 H2O 蒸发，正确叙述正确的是：（ ）
A．H2 为正极，O2 为负极
B．电极反应（正极）：O2+2H2O+4e- =4OH-
C．电极反应（负极）：2H2+4OH-=4H2O-4e-
D．负极发生氧化反应，正极发生还原反应
练习：
下列关于原电池的叙述正确的是（ ）
A、构成原电池的正极和负极必须是两种不同的金属
B、原电池是将化学能转变为电能的装置
C、原电池中电子流出的一极是负极，该极被还原
D、原电池放电时，电流的方向是从负极到正极
第二节 化学电源
一、化学电池的种类
化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置。化学电池的主要部分是电解质溶液，
和浸在溶液中的正极和负极，使用时将两极用导线接通，就有电流产生，因而获得电能。化
学电池放电到一定程度，电能减弱，有的经充电复原又可使用，这样的电池叫蓄电池，如铅
蓄电池、银锌电池等；有的不能充电复原，称为原电池，如干电池、燃料电池等。
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下面介绍化学电池的种类：
1．干电池：普通锌锰干电池的简称，在一般手电筒中使用锌锰干电池，是用锌皮制成的
锌筒作负极兼做容器，中央插一根碳棒作正极，碳棒顶端加一铜帽。在石墨碳棒周围填满二
氧化锰和炭黑的混合物，并用离子可以通过的长纤维纸包裹作隔膜，隔膜外是用氯化锌、氯
化铵和淀粉等调成糊状作电解质溶液；电池顶端用蜡和火漆封口。在石墨周围填充 ZnCl2、NH4Cl
和淀粉糊作电解质，还填有 MnO2 作去极化剂(吸收正极放出的 H2，防止产生极化现象，即作去
极剂)，淀粉糊的作用是提高阴、阳离子在两个电极的迁移速率。
电极反应为：负极 Zn－2 e−＝Zn2+
正极 2＋2 e−＝2NH3＋H2
H2＋2MnO2＝Mn2O3＋H2O
正极产生的 NH3 又和 ZnCl2 作用：Zn2+＋4NH3＝[Zn(NH3)4]2+
干电池的总反应式：Zn＋2NH4Cl＋2MnO2＝Zn(NH3)2Cl2＋Mn2O3＋H2O
或 2Zn＋4NH4Cl＋2MnO2＝[Zn(NH3)2]Cl2＋ZnCl2＋Mn2O3＋H2O
正极生成的氨被电解质溶液吸收，生成的氢气被二氧化锰氧化成水。干电池的电压 1.5
V—1.6 V。在使用中锌皮腐蚀，电压逐渐下降，不能重新充电复原，因而不宜长时间连续使用。
这种电池的电量小，在放电过程中容易发生气涨或漏液。而今体积小，性能好的碱性锌—锰
干电池是电解液由原来的中性变为离子导电性能更好的碱性，负极也由锌片改为锌粉，反应
面积成倍增加，使放电电流大加幅度提高。碱性干电池的容量和放电时间比普通干电池增加
几倍。
2．铅蓄电池：铅蓄电池可放电亦可充电，具有双重功能。它是用硬橡胶或透明塑料制成
长方形外壳，用含锑 5%～8%的铅锑合金铸成格板，在正极格板上附着一层 PbO2，负极格板上
附着海绵状金属铅，两极均浸在一定浓度的硫酸溶液(密度为 1.25—1.28 g / cm3)中，且两极间
用微孔橡胶或微孔塑料隔开。放电的电极反应为：
负极：Pb＋－2e− ＝PbSO4↓
正极：PbO2＋4H+＋＋2e− ＝PbSO4↓＋2H2O
铅蓄电池的电压正常情况下保持 2.0 V，当电压下降到 1.85 V 时，即当放电进行到硫酸浓
度降低，溶液密度达 1.18 g / cm3 时即停止放电，而需要将蓄电池进行充电，其电极反应为：
阳极：PbSO4＋2H2O－2e− ＝PbO2＋4H+＋
阴极：PbSO4＋2e− ＝Pb＋
当密度增加至 1.28 g / cm3 时，应停止充电。这种电池性能良好，价格低廉，缺点是比较
笨重。
蓄电池放电和充电的总反应式：PbO2＋Pb＋2H2SO4 2PbSO4↓＋2H2O
目前汽车上使用的电池，有很多是铅蓄电池。由于它的电压稳定，使用方便、安全、可
放电
充电
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靠，又可以循环使用，因此广泛应用于国防、科研、交通、生产和生活中。
3．银锌蓄电池
银锌电池是一种高能电池，它质量轻、体积小，是人造卫星、宇宙火箭、空间电视转播
站等的电源。目前，有一种类似干电池的充电电池，它实际是一种银锌蓄电池，电解液为 KOH
溶液。
常见的钮扣电池也是银锌电池，它用不锈钢制成一个由正极壳和负极盖组成的小圆盒，
盒内靠正极盒一端充由 Ag2O 和少量石墨组成的正极活性材料，负极盖一端填充锌汞合金作负
极活性材料，电解质溶液为 KOH 浓溶液，溶液两边用羧甲基纤维素作隔膜，将电极与电解质
溶液隔开。
负极：Zn＋2OH−－2e− ＝Zn(OH)2
正极：Ag2O＋H2O＋2e− ＝2Ag＋2OH−
银锌电池跟铅蓄电池一样，在使用(放电)一段时间后就要充电，充电过程表示如下：
阳极：2Ag＋2OH−－2e− ＝Ag2O＋H2O
阴极：Zn(OH)2＋2e− ＝Zn＋2OH−
总反应式：Zn＋Ag2O＋H2O Zn(OH)2＋2Ag
一粒钮扣电池的电压达 1.59 V，安装在电子表里可使用两年之久。
4．燃料电池：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，所以燃料电
池也是化学电源。它与其它电池不同，它不是把还原剂、氧化剂物质全部贮存在电池内，而
是在工作时，不断地从外界输入，同时把电极反应产物不断排出电池。因此，燃料电池是名
符其实地把能源中燃料燃烧反应的化学能直接转化为电能的“能量转换器”。燃料电池的正极
和负极都用多孔炭和多孔镍、铂、铁等制成。从负极连续通入氢气、煤气、发生炉煤气、水
煤气、甲烷等气体；从正极连续通入氧气或空气。电解液可以用碱(如氢氧化钠或氢氧化钾等)
把两个电极隔开。化学反应的最终产物和燃烧时的产物相同。燃料电池的特点是能量利用率
高，设备轻便，减轻污染，能量转换率可达 70%以上。
当前广泛应用于空间技术的一种典型燃料电池就是氢氧燃料电池，它是一种高效低污染
的新型电池，主要用于航天领域。它的电极材料一般为活化电极，碳电极上嵌有微细分散的
铂等金属作催化剂，如铂电极、活性炭电极等，具有很强的催化活性。电解质溶液一般为 40%
的 KOH 溶液。
电极反应式为：负极 H2 2H
2H＋2OH−－2 e−＝2H2O
正极 Ｏ2＋2H2O＋4 e−＝4OH−
电池总反应式为：2H2＋Ｏ2＝2H2O
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
目前已研制成功的铝—空气燃料电池，它的优点是：体积小、能量大、使用方便、不污
染环境、耗能少。这种电池可代替汽油作为汽车的动力，还能用于收音机、照明电源、野营
炊具、野外作业工具等。
5．锂电池：锂电池是金属锂作负极，石墨作正极，无机溶剂亚硫酰氯(SO2Cl2)在炭极上发
生还原反应。电解液是由四氯铝化锂(LiAlCl4)溶解于亚硫酰氯中组成。它的总反应是锂与亚
放电
充电
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硫酰氯发生反应，生成氯化锂、亚硫酸锂和硫。
8Li＋3SO2Cl2＝6LiCl＋Li2SO3＋2S
锂是密度最小的金属，用锂作为电池的负极，跟用相同质量的其它金属作负极相比较，
能在较小的体积和质量下能放出较多的电能，放电时电压十分稳定，贮存时间长，能在
216.3—344.1K 温度范围内工作，使用寿命大大延长。锂电池是一种高能电池，它具有质量轻、
电压高、工作效率高和贮存寿命长的优点，因而已用于电脑、照相机、手表、心脏起博器上，
以及作为火箭、导弹等的动力资源。
微型电池：常用于心脏起搏器和火箭的一种微型电池是锂电池。这种电池容量大，电压
稳定，能在−56.7℃—71.1℃温度范围内正常工作。
6．海水电池
1991 年，我国首创以铝─空气─海水电池为能源的新型电池，用作海水标志灯已研制成
功。 该电池以取之不尽的海水为电解质溶液，靠空气中的氧气使铝不断氧化而产生电流。只
要把灯放入海水中数分钟，就会发出耀眼的白光，其能量比干电池高 20─50 倍。负极材料是
铝，正极材料可以用石墨。
电极反应式为：负极反应：Al－3 e−＝Al3+，
正极反应：2H2O＋O2＋4 e−＝4OH−。
电池总反应式为：4Al＋3O26H2O＝4Al(OH)3
7．溴—锌蓄电池
国外新近研制的的基本构造是用碳棒作两极，溴化锌溶液作电解液。
电极反应式为：负极反应：Zn－2e−＝Zn2+
正极反应：Br2＋2e−＝2Br−
电池总反应式为：Zn＋Br2＝ZnBr2
二、相关考题和练习
例 1．（2000 年全国高考理综题）熔融盐燃料电池具有高的发电效率，因而受到重视，可
用 Li2CO3 和 Na2CO3 的熔融盐 混合物作电解质，CO 为阳极燃气，空气与 CO2 的混合气体为阴极
助燃气，制得在 650℃下工作的燃料电池，完成有关的电池反应式：
阳极反应式：2CO+2CO32--4e-== 4CO2
阴极反应式：_________________，
电池总反应式：_______________。
解析：作为燃料电池，总的效果就是把燃料进行燃烧。本题中 CO 为还原剂，空气中 O2 为
氧化剂，电池总反应式为：2CO+O2==2CO2。用总反应式减去电池负极（即题目指的阳极）反应
式，就可得到电池正极（即题目指的阴极）反应式：O2+2CO2+4e-== 2CO32- 。
例 2．（1999 年全国高考化学题）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。氢镍电池的总反应式是：
(1/2)H2+NiO(OH) Ni(OH)2
根据此反应式判断下列叙述中正确的是（ ）
A．电池放电时，电池负极周围溶液的 pH 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，H2 是负极
解析：电池的充、放电互为相反的过程，放电时是原电池反应，充电时是电解池反应。
根据氢镍电池放电时的总反应式可知，电解质溶液只能是强碱性溶液，不能是强酸性溶液，
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因为在强酸性溶液中 NiO(OH)和 Ni(OH)2 都会溶解。这样可写出负极反应式：H2+2OH--2e- ==
2H2O，H2 为负极，附近的 pH 应下降。放电时镍元素由+3 价变为+2 价，被还原，充电时氢元素
由+1 价变为 0 价，被还原。故答案为 C、D 项。
例 3．有人设计出利用 CH4 和 O2 的反应，用铂电极在 KOH 溶液中构成原电池。电池的总反应类
似于 CH4 在 O2 中燃烧，则下列说法正确的是（ ）
①每消耗 1molCH4 可以向外电路提供 8mole-
②负极上 CH4 失去电子，电极反应式 CH4+10OH-－8e-=CO32-+7H2O
③负极上是 O2 获得电子，电极反应式为 O2+2H2O+4e-=4OH-
④电池放电后，溶液 PH 不断升高
A.①② B.①③ C.①④ D.③④
[点拨]：本题是考查原电池原理在燃料电池中的具体应用，首先要判断出电池的正负极，其
方法是确定在该电极上发生的是失电子还是得电子反应，若发生的是失电子反应是原电池的
负极，反之是正极。CH4 在铂电极上发生类似于 CH4 在 O2 燃烧反应，即 CH4 →CO2 严格讲生成的
CO2 还与 KOH 反应生成 K2CO3 ，化合价升高，失去电子，是电池的负极，电极反应式为
CH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O，1molCH4 参加反应有 8mole-发生转移，O2 在正极上发生反应，获得
电子，电极反应式为 O2+2H2O+4e-=4OH- 。虽然正极产生 OH- ，负极消耗 OH- ，但从总反应
CH4+2O2+2KOH=K2CO3+3H2O 可看出是消耗 KOH，所以电池放电时溶液的 PH 值不断下降，故①②
正确，③④错误。
答案：A
例 4．（2004 年天津高考理综题）下图为氢氧燃料电池原理示意图，按照此图的提示，下
列叙述不正确的是 ( )
A．a 电极是负极 B．b 电极的电极反应为：4OH--4e-== 2H2O+O2↑
C．氢氧燃料电池是一种具有应用前景的绿色电源
D．氢氧燃料电池是一种不需要将还原剂和氧化剂全部储藏在电池内的新型发电装置
解析：分析氢氧燃料电池原理示意图，可知 a 极为负极，其电极反应为：2H2-4e-==4H+，
b 极为正极，其电极反应为：O2+2H2O+4e-==4OH-，电池总反应式为：2H2+O2==2H2O。H2 为还原
剂，O2 为氧化剂，H2、O2 不需全部储藏在电池内。故答案为 B 项。
例 5．（2004 年江苏高考化学题）碱性电池具有容量大、放电电流大的特点，因而得到广
泛应用。锌—锰碱性电池以氢氧化钾溶液为电解液，电池总反应式为：
Zn(s)+ 2MnO2(s) + H2O(l) == Zn(OH)2(s) + Mn2O3(s)
下列说法错误的是（ ）
A．电池工作时，锌失去电子
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B．电池正极的电极反应式为：2MnO2(s)+H2O(1)+2e- == Mn2O3(s)+2OH-(aq)
C．电池工作时，电子由正极通过外电路流向负极
D．外电路中每通过 O.2mol 电子，锌的质量理论上减小 6.5g
解析： 该电池的电解液为 KOH 溶液，结合总反应式可写出负极反应式：Zn(s)+2OH-(aq)-2e-
== Zn(OH)2(s)，用总反应式减去负极反应式，可得到正极反应式：2MnO2(s)+H2O(1)+2e- ==
Mn2O3(s)+2OH-(aq)。Zn 为负极，失去电子，电子由负极通过外电路流向正极。1molZn 失去 2mol
电子，外电路中每通过 O.2mol 电子，Zn 的质量理论上减小 6.5g。故答案为 C 项。
第三节 电解池
一、教学目标：
1．理解电解原理，初步掌握一般电解反应产物的判断方法
2．了解氯碱工业，电镀，冶金的原理
3．掌握电解电极方程式的书写。
二、教学重点：
电解原理及应用
三、教学过程：
我们知道化学能可以转变为热能，即反应热。化学能也能转变为电能，用原电池装置。
今天这节课我们就来学习电能如何转化为化学能。。
第三节电解池
一、电解原理
讲：首先我们来比较金属导电和电解质导电的区别。
金属 电解质
导电粒子
导电状态
温度影响
导电实质 电子定向移动
过渡：电解质导电的实质是什么呢？一起看实验。
实验：现象—一极有气泡，检验为氯气；另一极有红色的物质析出，分析为铜。
讲：要分析此现象我们得研究此装置，首先看电极。
1．电极
阳极—与电源正极相连
阴极—与电源负极相连
隋性电极—只导电,不参与氧化还原反应(C/Pt/Au)
活性电极—既导电又参与氧化还原反应(Cu/Ag)
问：通电前和通电时分别发生了怎样的过程？
通电前：CuCl2=Cu2++2Cl- H2O H++OH-
通电中：阳离子（Cu2+,H+）向阴极移动被还原；
阴离子（Cl-,OH-）向阳极移动被氧化
讲：即在电极上分别发生了氧化还原反应，称电极反应。
2．电极反应( 阳氧阴还 )
阳极：2Cl- -2e-=Cl2 (氧化)
阴极：Cu2++2e-=Cu(还原)
- 60 -
总电极方程式：___________________
放电：阴离子失去电子或阳离子得到电子的过程叫放电。
3．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)的过程叫电解。
讲：所以电解质导电的实质便是——电解
电解池：借助电流引起氧化还原反应的装置，即把电能转化为化学能的装置叫电解池或
电解槽。
问：构成电解池的条件是什么？
电源、电极、电解质构成闭和回路。
思考：
电解 CuCl2 水溶液为何阳极是 Cl-放电而不是 OH-放电，阴极放电的是 Cu2+而不是 H+ ？
4．离子的放电顺序
阴极：（阳离子在阴极上的放电顺序(得 e-)）
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸电离的)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
阳极(1)是惰性电极时：阴离子在阳极上的放电顺序（失 e-）
S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子)>F-(SO32-/MnO4->OH-)
(2) 是活性电极时：电极本身溶解放电
问：放电能力弱于 H+和 OH–的物质在水溶液中放电吗？
否，但亚铁离子浓度远大于氢离子浓度时,亚铁离子放电。
问：电解水时为了增强水的导电性常常需加入氢氧化钠或稀硫酸，为什么？可以加食盐吗？
练习：电解碘化汞、硝酸铜、氯化锌、盐酸、硫酸、氢氧化钠的电极方程式。
5．电解规律：
（1）电解含氧酸、强碱溶液及活泼金属的含氧酸盐，实质上是电解水，电解水型。
问：初中电解水时加硫酸或氢氧化钠增强导电性，影响水的电解吗？
电解硫酸和氢氧化钠时为何 H2 和 O2 之比大于 2？氧气溶解度大于氢气
又为何硫酸一定大于 2，而氢氧化钠可能等于 2？硫酸根可能放电。
（2）电解不活泼金属的含氧酸盐，阳极产生氧气，阴极析出不活泼金属，放氧生酸型。
练习：电解硫酸铜方程式。加入下列哪些物质可以恢复到硫酸铜原来的溶液：氧化铜、氢氧
化铜、铜、碳酸铜。
（3）电解不活泼金属无氧酸盐，实际上是电解电解质本身，分解电解质型。
（4）电解活泼金属（K/Ca/Na）的无氧酸盐，阴极产生氢气，阳极析出非金属，放氢生碱型。
6．电解中电极附近溶液 pH 值的变化。
（1）电极区域 A．阴极 H+放电产生 H2，阴极区域 pH 变大。
B．阳极 OH-放电产生 O2，阳极区域 pH 变小。
（2）电解质溶液中 A．电解过程中,既产生 H2,又产生 O2,则原溶液呈酸性的 pH 变小,原溶液呈
碱性的 pH 变大,原溶液呈中性的 pH 不变（浓度变大）。
B．电解过程中, 无 H2 和 O2 产生, pH 几乎不变。但象 CuCl2 变大
C．电解过程中,只产生 H2, pH 变大。
D．电解过程中,只产生 O2, pH 变小。
过渡：如果把阳极换成铜棒，阳极发生的反应就是铜自身溶解，如果电解质是硫酸，阴极析
出的是什么？也是铜，这就是我们的铜的电解精炼法。
二、电解原理的应用
1．铜的电解精炼
阳极：粗铜棒
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阴极：精铜棒
电解质：含铜电解质
问：精炼中硫酸铜的浓度怎样？基本不变，但变小。
过渡：若把阴极精铜棒换成铁棒，电解过程变吗？
不变，但不是精炼铜了，而叫电镀铜。
2．电镀铜
阳极：镀层金属
阴极：待镀金属（镀件）
电镀液：含镀层金属的电解质。
3．电解饱和食盐水——氯碱工业
问：1、电解饱和食盐水的阴极产物、阳极产物分别是什么？
2、转移的电子数和氢氧化钠的物质的量的关系？
3、从 Cl- Cl2 一定需要加氧化剂吗？
4、阴极产物和阳极产物能接触吗？
5、饱和食盐水为何需要精制？如何精制？
精制：步骤一、1）先加过量的 BaCl2 和过量的 NaOH（顺序可换），再加入过量的 Na2CO3
2）过滤
3）加盐酸调节 pH 为 7
步骤二、送入阳离子交换塔除去 Ca2+、Mg2+等。
4．电冶金
电解熔融氯化钠：2NaCl(熔融)＝（电解）2Na+Cl2
适用范围：活泼金属 K~Al
练习:
1、在水中加等物质的量的 Ag+,Pb2 +,Na +, SO42-, NO3- , Cl-,该溶液放在用惰性电极做电极的
电解槽中，通电片刻，则氧化产物与还原产物质量比为（ ）
A. 35.5:108 B. 16:207 C.8:1 D.108:35.5
2、用惰性电极电解下列溶液，一段时间后，再加入一定质量的另一种物质溶液能与原来完全
一样的是
氯化铜加硫酸铜、氢氧化钠加氢氧化钠、氯化钠加氯化氢、硫酸铜加氢氧化铜
3、0.1 摩氯化铜和 0.1 摩溴化钠共 0.4 摩电子转移，分析过程。
4、铁、C/硫酸——C、C/氯化铜用导线相连，分析正负极和阴阳极及两装置的 p H 的变化。
5、如何判断电解池的阴阳极？
与正极相连的、发生氧化反应的、阴离子移向的一极是阳极，反之是阴极。
如：高锰酸钾的做电解质，发现红色加深的是什么极？
湿润的淀粉 KI 试纸并滴有酚酞，变红的是什么极？变蓝的是什么极？
6、以 A、B 两根石墨电极电解足量的硝酸银溶液，通电 t 分钟，在 B 极收到 11.2mL 标况下气
体，此后将电源反接，以相同的电流强度通电 t/2 分钟。问：（1）A、B 分别是什么极？（2）
电源反接后 A、B 电极质量如何变化？（3）若溶液体积为 200mL，则通电 t/2 分钟时的溶液 p
H=？
原 电 池 电 解 池
电极名称 正负极 阴阳极
电极材料 负极：活泼金属
正极：不活泼金属或可导电的
非金属(如 C)
惰性材料或活性材料
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电流方向：外电路 内电路
组成
原理
功能 化学能到电能 电能到化学能
第四节 金属的电化学腐蚀与防护
【教学重点】 金属的电化学腐蚀
【教学难点】 电极反应式的写法
【教学过程】
【学生看书讨论】
1. 什么是金属的腐蚀?金属腐蚀的本质是什么?
2. 化学腐蚀与电化学腐蚀的共同点和不同点是什么?
一、金属腐蚀的本质: M – xe- = Mx+
二、化学腐蚀与电化学腐蚀的区别
化学腐蚀 电化学腐蚀
共同点 M – xe- = Mx+ M – xe- = Mx+
不同点 (1)金属与氧化剂直接得失电子 利用原电池原理得失电子
(2)反应中不伴随电流的产生 反应中伴随电流的产生
(3)金属被氧化 活泼金属被氧化
三、电化学腐蚀 (以钢铁为例)
1.析氢腐蚀 (酸性较强的溶液)
负极: Fe – 2e- = Fe2+
正极: 2H+ + 2e- = H2 ↑
总式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑
2. 吸氧腐蚀 (中性或弱酸性溶液)
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
4 Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
四、金属的防护
1． 影响金属腐蚀快慢的因素 本性：（1）金属的活动性（2）纯度（3）氧化膜
介质：环境（腐蚀性气体，电解质溶液）
2． 金属的防护
（1） 改变金属的内部结构（钢→不锈钢，在钢中加入镍和铬）
（2） 覆盖保护膜（涂油漆，电镀，钝化等）
（3） 电化学保护 ①外加电流阴极保护法
②牺牲阳极阴极保护法
【练习】:如图所示,试管中的铁钉如果在酸性溶液或在食盐溶液中的腐蚀的现
象有何不同?
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