第一篇：【最新精品教案】化學選修4第四章電化學基礎(全章教案)講解

第四章 第一節原電池 教學目標

知識與技能:進一步了解原電池的工作原理,了解設計原電池、選用正負 極的原則,以及電極反應的概念。

過程與方法:1.通過分組實驗讓學生體驗化學能與電能相互轉化的探究過 程,培養學生觀察能力與分析思維能力;2.實驗引導學生掌握以問題為中心的學習方法,學會發現問 題、解決問題的方法.情感態度與價值觀:使學生進一步從能量的角度理解化學科學對人類生活 的重要貢獻。

教學重點:原電池的工作原理,寫電極反應式和電池反應式。教學難點:原電池的工作原理。

教學方法:實驗探究法。課時安排:1課時 教學過程: [問題情境 ] 1.同學們在化學必修 2關于《化學能與電能》章節中,學習了原電池的基 本原理和形成條件,那如果有下列兩個裝置能形成原電池嗎?

2.3.(依據學生的方案,肯定切實可行的方

案,如在兩燒杯間搭建鹽橋。[實驗探究 ] 在⑵裝置中使用鹽橋。

觀察裝置⑶的實驗內容實驗現象。[學生 ]通過觀察,記錄并講述實驗現象。

[教師 ]歸納并板書實驗現象: ①電流計指針偏轉, 并指示電子是由 鋅片流向銅片;

(1 ②鋅片溶解質量減少;③銅片上有紅色物質析出。

[結論 ]Cu-Zn-CuSO 4溶液構成了原電池, 發生了原電池反應, 并且鋅為原電 池的負極,銅為正極。

問題:1.如何設法阻止溶液中的

..........Cu..2+..在負極鋅表面還原以及能使⑶裝置原................電池得到持續、穩定的電流呢?..............2.若把裝置⑶中左燒杯中的 CuSO 4溶液換成 ZnSO 4溶液可以嗎? 實驗 4-1 觀察,記錄并講述 實驗現象。

①鹽橋存在時電流計指針偏轉,且指針偏轉角度隨時間的延續幾乎保 持不變;② Zn 片溶解,無紅色物質析出, Cu 片上有紅色物質析出;③取 出鹽橋電流計指針回到零點。

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

..—.鹽橋構成了原電池,且能產生持..............續、穩定的電流

.......;取出鹽橋時沒有電流產生,不能形成原電池。

板書:

1、構造特點:雙液原電池由兩個半電池組成,每個半電池中的電 極與電解質溶液互不反應,電池反應的還原劑與氧化劑分別位于兩個半電 池中,中間通過鹽橋連接形成閉合回路。

2、電極反應:負極(Zn :Zn-2e-=Zn2+(氧化反應 正極(Cu :Cu 2++2e-=Cu(還原反應

3、電池反應:Zn+Cu2+=Zn2++Cu

4、外電路:電子由負極(Zn 片流向正極(Cu 片;電流由正極(Cu 片流向負極(Zn 片;內電路:陽離子移向正極(Cu 片;陰離子移向負極(Zn 片。

5、鹽橋的作用:通過陰、陽離子的定向移動,在內電路形成電流回 路而不中斷電流。

6、意義:隨開隨用,并能長時間產生持續、穩定的電流。[小結并板書 ]原電池的原理及形成條件。

1、原電池的定義:化學能轉變為電能的裝置。

2、構成原電池的條件:兩極一液閉合電路,自發的氧化還原反應

3、原電池的電極: ①材料種類:金屬—金屬(活潑性不同;金屬—非金屬;金屬—金 屬氧化物等。②負極:還原劑發生氧化反應的一極;正極:氧化劑發生還原反應.③正、負極的判斷方法:電流計指針的偏轉方向(電子流出或電流流 入的一極為負極, 電子流入或電流流出的一極為正極;池中實驗現象(電極本身溶解的為負極,電極上有金屬或氣體析出的為正極。[作業 ]教材 P 72,習題 1-6。

第四章 第二節化學電源

教學目標

知識與技能:了解化學電源的分類,常用電池的構成工作原理,加深對原 電池原理的認識。

過程與方法:培養學生運用對比法和理論聯系實際的能力及收集整理、分 析資料的能力

情感態度與價值觀:增強學生的環境保護意識和可持續發展意識。教學重點 :一次、二次電池和燃料電池的反應式的書寫、性能及其應用 教學難點:化學電池的反應原理

教學過程

復習:請同學以銅—鋅原電池為例,敘述原電池組成和工作原理 板書:第二節化學電源

舉例或實物展示 :常見化學電源

鋅—錳干電池、鉛蓄電池、鎳—鉻可充電電池、銀—鋅鈕扣電池的 標本或模型

板書:化學電池——將化學能變成電能的裝置 講述:電池分類:一次電池、二次電池、燃料電池 板書:

一、一次電池

投影:1.電池反:Zn+2MnO2+2H2O 2MnO(OH +Zn(OH2.找出電池的正、負極(電池的正、負極反應方程式看教材,不要求

2.銀鋅電池的電極分別是 Ag 2O 和 Zn ,電解質是 KOH ,發生氧化還原

反應后生成 Ag 和 ZnO ,請寫出該電池的電極反應式和電池反應方程式。分析、討論得結論

講述:鋰電池的優點:鋰具有密度小,還原性強的特性。以及鋰電池重量 輕、電能高、壽命長、用途廣的特點。

板書:

二、二次電池—鉛蓄電池

投影:鉛銻合金的格板,格板上填充的正極、負極材料,兩極之間注入硫 酸的質量分數(30%和密度等內容。總反應 Pb(s+PbO2(s+2H2SO 44(s+2H2O(l 找出放電時(原電池 正負極材料與電極反應方程式及反應類型,計算 當轉移 0.5N A 個電子時, 蓄電池消耗硫酸的物質的量。并分析充電的反應。

分析、討論得結論 : 板書:

三、燃料電池

投影:請寫出氫氧燃料電池在酸性及堿性電解質下的正負極反應、總反應, 并由此理解此類電池名稱的來源。

板書:酸性電解質: 放電 充電

負極: 2H2-4e-==4H+正極: O2+4H++4e-==2H2O 總反應:2H 2+O2==2H2O 堿性電解質

負極 : 2H2-4e-+4OH-==4H2O 正極 : O2+2H2O+4e-==4OH-總反應 : 2H2+O2==2H2O

討論、歸納: 1.燃料電池的規律

①燃料做負極,助燃劑氧氣為正極。

②書寫方程式要考慮產生的離子是否與電解質溶液反應。③電極材料一般不參加化學反應,只起傳導電子的作用。④電極反應式必須遵循原子守恒與電苛守恒。2.燃料電池與前幾種電池的差別: ①氧化劑與還原劑在工作時不斷補充;②反應產物不斷排出③能量轉化率高(超過 80%,普通的只有 30%, 有利于節約能源。

[閱讀]科學視野:燃料電池具有能量利用率高,可連續使用和污染小等 優點,已成為一種發展前景廣闊的化學電源。

作業:1.燃料電池是燃料(如 H 2, CO , CH 4等 跟氧氣或空氣反應,將化學能 轉變為電能的裝置,電解液為強堿溶液。下列關于甲烷燃料電池的說法中 正確的是:(答案 A、C A.負極反應為:CH 4+10OH--8e-==CO32-+7H2O B.負極反應為:O 2+2H2O+4e-==4OH-C.隨著放電進行,溶液中的陰離子向負極移動 D.隨著放電進行,溶液的 PH 值不變

2.氫鎳電池是近年開發出來的可充電電池,它可以取代會產生污染的 銅鎳電池。氫鎳電池的總反應是(答案是 C、D 21H 22, 根據此反應判斷, 下列敘述正確 的是電池放電時, A.電池負極周圍溶液的 OH-濃度不斷增大 B.電池放電時,鎳元素被氧化

C.電池充電時,氫元素被還原 D.電池放電時, H 2是負極 教學反思: 本節內容應聯系生活實際,向綜合性、應用性和實踐性轉化。因此本 節課的設計應注意:挖掘原電池的原理和組成條件,使學生認識到化學知 識與工農業生產、科學發展、日常生活有密切的聯系,以激發學生學習化 學的興趣。更重要的是啟發學生運用化學知識解決實際問題,從而培養學 生的創新精神。

放電 充電

第四章 第三節 電解池 教學目標 知識與技能: 1.掌握電解的基本原理。初步掌握一般電解反應產物的判斷方法。2.使學生了解電解原理的應用。

3.通過對比、分析、明確原電池與電解池的區別和聯系。過程與方法:

通過電解氯化銅水溶液的實驗,加深對電解原理的理解和應用。培養 學生觀察現象、分析、推理、歸納和總結、探究等能力。

情感態度與價值觀:(1指導學生主動參與教學過程,激發其主動探究的意識。

(2對學生進行唯物辯證法教育和環境保護教育, 加深學生對 “理論來 源于實踐,又反過來指導實踐” ,這一認識規律的認識。

教學重點 :電解原理。教學難點 :離子放電實質。

課時分配 :第一課時,電解原理;第二課時,電解原理的應用。教學方法:實驗探究與啟發討論法 8

第四章 第四節金屬的電化學腐蝕與防護 教學目標

知識與技能:1.學會書寫吸氧腐蝕的電極反應式,鞏固 “ 析氫腐蝕 ” 的電極 反應式。2.了解電化學防護的原理及方法。

過程與方法:視頻圖片引入,緊密結合原電池和電解池原理,設問討論, 引導學生討論研究, 歸納小結, 重點培養學生理論聯系實際, 學以致用的能力。

情感、態度與價值觀:防止腐蝕,任重道遠。培養學生努力學習,用科學 知識武裝自己, 提高分析問題、解決問題的能力, 造福社會。教學重點 :金屬的電化學腐蝕及金屬的電化學防護

教學難點 :金屬發生吸氧腐蝕的電化學原理 10

板書 講述

2、析 氫腐 蝕 ? xH2O，這就是鐵銹的成份。鐵銹疏 松地覆蓋在鐵釘表面，一定程度上可 以阻止鐵定的繼續腐蝕。1.吸氧腐蝕 負極：Fe－2e－＝Fe2＋ 正極：O2＋2H2O＋4e－＝4OH－ 總反應為：2Fe＋O2＋2H2O＝2Fe（OH）2 Fe（OH）2＋O2＋2H2O＝2Fe（OH）3 Fe（OH）3 →Fe2O3? xH2O（脫水）2.析氫腐蝕 電極反應 與“吸氧腐蝕”相對應的是：如果水 式：負極： 膜或電解質溶液呈強酸性，水膜或電 Fe-2e－=Fe2+ 解質溶液中就會有大量的氫離子，此 正極： 時原電池反應就會有氫氣放出，稱之 2H+＋2e－=H2 介紹鞏固 為“析氫腐蝕”，與我們必修中原電 總反應： 析氫腐蝕 Fe＋2H+＝ 池形成原理相似。Fe2+＋H2 完成 板書 講述 引入 設問

二、金屬 的電 化學 防護 負極：Fe－2e－＝Fe2＋ 正極：2H＋＋2e－＝H2 總反應式：Fe＋2H＋＝Fe2＋＋H2 比較化學腐蝕和電化學腐蝕。見附表 在日常生產和生活中，主要發生吸氧 腐蝕。因其速度快，又具普遍性，所 以危害極大。根據上節引入部分強調保護金屬的 重要性和必要性 問題： 你知道哪些辦法可以較好地保 學生討論 護金屬，不被腐蝕嗎？

1、保護層，2、改變金屬結構…… 引出下部 分學習內 容作鋪 墊。換個角度 理解所學 知識，用 于解決實 際問題 切入 回顧 電化 學知 識 我們研究電化學保護法 問題 1.在兩種金屬作極棒形成 的原電池 中，哪種極棒消耗？哪種極棒沒有消 學生討論 耗（受到保護）？ 2.在兩種金屬作極棒組成的電解池 11 小結 科學 探究 中，哪種消耗？哪種極棒沒有消耗（受到保護）？ 1.正極（較不活潑金屬）受到保護 2.陰極受到保護 P87 《科學探究》 小結 實驗驗證 引導學生小結 小結

1、犧牲陽極的陰極保護法 板書

2、外加電流的陰極保護法 現有一塊白鐵和一塊馬口鐵，你能否預測哪種鐵 例題 解決問題 板更耐腐蝕？ 小結 略 作業 P87-1T-8T 金屬的腐蝕及其防護是日常生活中非常普遍、非常常見 的現象，也是急待解決的問題。所以本節課應在科學知 教 學 反 思 識的綜合性、應用性、實踐性上入手，密切聯系生活實 際，挖掘原電池的原理和組成條件（即金屬腐蝕的原理），以及金屬的腐蝕防護的重要意義，使學生認識到化學知 識與工農業生產、科學實驗、日常生活有密切的聯系，以激發學生學習化學的興趣，更重要的是啟發學生運用 化學知識解決實際問題，從而培養學生的創新精神。附表一化學腐蝕與電化學腐蝕 12

第二篇：選修4化學第二章第一節教案

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0756-6943000 ? 1.概 念：單位時間內反應物或生成物濃度的變化量來表示的物理量。

? 2.定義式：v = △ c/ △t

? 3.單位mol /（L · min）或 mol /（L · s）注意問題

①指明反應速率所屬物質

同一反應，如用不同物質表示，數值可能不同，但表示的意義相同。②反應速率比=方程式系數比=濃度變化量比 ③化學反應速率為平均速率且速率取正值 1.對于反應Fe+2HCl=FeCl2+H2,2s內FeCl2的

物質的量濃度由2mol/L變為4mol/L，試用FeCl2的物質的量濃度的變化來描述此反應的 快慢。

解： v = △ c/ △t =（4mol/L-2mol/L）/2s

= 2 mol /（L · s）

2.反應H2+Cl2=2HCl,在2L的容器內發生，3秒內H2的物質的量由5mol變為2mol，試用H2的物質的量濃度變化來描述此反應的快慢。解：

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

反應 A + 3B = 2C + 2D 在四種不同條件下的反應速率為：(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）

則該反應速率的快慢順序為(1)>(4)>(2)=(3)在25℃時，向100mL含HCl 14.6g的鹽酸中，放入5.6g鐵粉，反應進行到2s時收集到氫氣1.12L(標況)，之后反應又進行了4s，鐵粉全溶解。若不考慮體積變化，則：(1)前2s內用FeCl2表示的平均反應速率為0.25mol/(L·s)；(2)后4s內用HCl表示的平均反應速率為0.25mol/(L·s)；(3)前2s與后4s比較，反應速率前2s 較快，其原因可能前2s時段鹽酸濃度比后4s時段大

根據下圖填空:(1)反應物是_____;生成物是_____。(2)2min內A、B、C三者的反應速率是多少？該反應的化學方程式是___ _________

二、化學反應速率模型

1、有效碰撞

并不是每次碰撞都能發生化學反應，只有其中的部分氣體的碰撞能發生化學反應

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0756-6943000 ——有效碰撞 活化分子、正確取向 有效碰撞理論

n活=n總×活%

反應速率與活化分子的百分率（活%）成正比

2、活化分子

具有較高能量，能夠發生有效碰撞的分子 發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是反應的活化能

E2是活化分子變成生成物分子放出的能量 E2-E1是反應熱

影響化學反應速率的因素

主要因素：參加反應的物質的性質

次要因素:外界條件：濃度、壓強、溫度、催化劑等

光、電磁波、超聲波、反應物顆粒的大小、溶劑的性質、原電池等。

一、濃度對反應速率的影響

1、結論：當其它條件不變時，增加

反應物的濃度，可增大反應速率。

1、結論：當其它條件不變時，增加

反應物的濃度，可增大反應速率?；罨肿影俜謹挡蛔儯ㄅc溫度、活化能有關）單位體積內活化分子數增多

有效碰撞次數增多，反應速率加快

3、適用范圍

適用范圍：氣體、溶液

（固體或純液體的濃度視為常數）

二、壓強對反應速率的影響

1、結論：當其它條件不變時，增加壓強，可增大反應速率。

2、微觀解釋

活化分子百分數不變（與溫度、活化能有關）單位體積內活化分子數增多

有效碰撞次數增多，反應速率加快

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0756-6943000

3、適用范圍 只適用于氣體

（必須引起反應或生成物氣體濃度改變）

三、溫度對反應速率的影響

1、結論：當其它條件不變時，升高溫度，化學反應速率一般要加快。

2、微觀解釋

活化分子百分數增加（主要）碰撞頻率提高（次要）

3、適用范圍

所有狀態 所有反應

溫度每升高10 ℃，v增大到原來的 2 ~ 4 倍

四、催化劑對反應速率的影響

1、結論：使用催化劑可加快化學反應速率

2、微觀解釋：降低反應所需的活化能使得活化分子百分數增加

3、適用范圍：催化劑具有專一性

第三篇：【人教版】高中化學選修4知識點總結：第四章電化學基礎

第四章電化學基礎

一、原電池

課標要求

1、掌握原電池的工作原理

2、熟練書寫電極反應式和電池反應方程式

要點精講

1、原電池的工作原理

（1）原電池概念： 化學能轉化為電能的裝置，叫做原電池。

若化學反應的過程中有電子轉移，我們就可以把這個過程中的電子轉移設計成定向的移動，即形成電流。只有氧化還原反應中的能量變化才能被轉化成電能；非氧化還原反應的能量變化不能設計成電池的形式被人類利用，但可以以光能、熱能等其他形式的能量被人類應用。

（2）原電池裝置的構成

①有兩種活動性不同的金屬（或一種是非金屬導體）作電極。②電極材料均插入電解質溶液中。③兩極相連形成閉合電路。（3）原電池的工作原理

原電池是將一個能自發進行的氧化還原反應的氧化反應和還原反應分別在原電池的負極和正極上發生，從而在外電路中產生電流。負極發生氧化反應，正極發生還原反應，簡易記法：負失氧，正得還。

2、原電池原理的應用

（1）依據原電池原理比較金屬活動性強弱

①電子由負極流向正極，由活潑金屬流向不活潑金屬，而電流方向是由正極流向負極，二者是相反的。

②在原電池中，活潑金屬作負極，發生氧化反應；不活潑金屬作正極，發生還原反應。③原電池的正極通常有氣體生成，或質量增加；負極通常不斷溶解，質量減少。（2）原電池中離子移動的方向

①構成原電池后，原電池溶液中的陽離子向原電池的正極移動，溶液中的陰離子向原電池的負極移動；

②原電池的外電路電子從負極流向正極，電流從正極流向負極。注：外電路：電子由負極流向正極，電流由正極流向負極；

內電路：陽離子移向正極，陰離子移向負極。

3、原電池正、負極的判斷方法：

（1）由組成原電池的兩極材料判斷

一般是活潑的金屬為負極，活潑性較弱的金屬或能導電的非金屬為正極。（2）根據電流方向或電子流動方向判斷。電流由正極流向負極；電子由負極流向正極。（3）根據原電池里電解質溶液內離子的流動方向判斷

在原電池的電解質溶液內，陽離子移向正極，陰離子移向負極。（4）根據原電池兩極發生的變化來判斷

原電池的負極失電子發生氧化反應，其正極得電子發生還原反應。（5）根據電極質量增重或減少來判斷。

工作后，電極質量增加，說明溶液中的陽離子在電極（正極）放電，電極活動性弱；反之，電極質量減小，說明電極金屬溶解，電極為負極，活動性強。

（6）根據有無氣泡冒出判斷

電極上有氣泡冒出，是因為發生了析出H2的電極反應，說明電極為正極，活動性弱。

本節知識樹

原電池中發生了氧化還原反應，把化學能轉化成了電能。

二、化學電源

課標要求

1、了解常見電池的種類

2、掌握常見電池的工作原理

要點精講

1、一次電池

（1）普通鋅錳電池

鋅錳電池是最早使用的干電池。鋅錳電池的電極分別是鋅（負極）和碳棒（正極），內部填充的是糊狀的MnO2和NH4Cl。電池的兩極發生的反應是：

（2）堿性鋅錳電池

用KOH電解質溶液代替NH4Cl作電解質時，無論是電解質還是結構上都有較大變化，電池的比能量和放電電流都能得到顯著的提高。它的電極反應如下：

（3）銀鋅電池——紐扣電池

該電池使用壽命較長，廣泛用于電子表和電子計算機。其電極分別為Ag2O和Zn，電解質為KOH溶液。其電極反應式為：

（4）高能電池——鋰電池

該電池是20世紀70年代研制出的一種高能電池。由于鋰的相對原子質量很小，所以比容量（單位質量電極材料所能轉換的電量）特別大，使用壽命長。

如作心臟起搏器的鋰碘電池的電極反應式為：

2、二次電池

原理：充電電池在放電時進行的氧化還原反應在充電時又逆向進行，生成物重新轉化為反應物，使充電放電可在一定時期內循環進行。

鉛蓄電池

構成：該電池以Pb和PbO2作電極材料，硫酸作電解質溶液。

放電時二氧化鉛電極上發生還原反應，鉛電極上發生氧化反應。充電時二氧化鉛電極上發生氧化反應，鉛電極上發生還原反應。

3、氫氧燃料電池（1）氫氧燃料電池的構造

在氫氧燃料電池中，電解質溶液為KOH溶液。石墨為電極，H2和 O2或空氣）源源不斷地通到電極上。

（2）氫氧燃料電池的優點是產物只有水，不產生污染物。

本節知識樹

根據原電池的工作原理，設計了各種用途的原電池產品。需要了解常見電池的基本構造、工作原理、性能和使用范圍。

三、電解池

課標要求

1、掌握電解池的工作原理

2、能夠正確書寫電極反應式和電解池反應方程式

3、了解電解池、精煉池、電鍍池的原理

要點精講

1、電解原理

（1）電解的含義：使電流通過電解質溶液（或熔化的電解質）而在陰、陽兩極引起氧化還原反應的過程叫做電解，這種把電能轉變成化學能的裝置叫做電解池。

（2）構成電解池的條件 ①直流電源。

②兩個電極。其中與電源的正極相連的電極叫做陽極，與電源的負極相連的電極叫做陰極。

③電解質溶液或熔融態電解質用石墨、金、鉑等制作的電極叫做惰性電極，因為它們在一般的通電條件下不發生化學反應。用還原性較強的材料制作的電極叫做活性電極，它們作電解池的陽極時，先于其他物質發生氧化反應。

（3）陰、陽極的判斷及反應原理 與電源的正極相連的電極為陽極。陽極如果是活潑的金屬電極，則金屬失去電子生成金屬陽離子；陽極如果不能失去電子，則需要溶液中能失去電子（即具有還原性）的離子在陽極表面失去電子，發生氧化反應。

與電源的負極相連的電極為陰極。陰極如果是具有氧化性的物質，則陰極本身得到電子，發生還原反應，生成還原產物；陰極如果不能得到電子，則溶液中的離子在陰極表面得電 子，發生還原反應（如下圖所示）

2、電解原理的應用

（1）電解飽和食鹽水以制備燒堿、氯氣和氫氣 ①電解飽和食鹽水的反應原理

②離子交換膜法電解制燒堿的主要生產流程

（2）電鍍

①電鍍的含義： 電鍍是應用電解原理在某些金屬表面鍍上一薄層其他金屬或合金的過程。

②電鍍的目的：電鍍的目的主要是使金屬增強抗腐蝕能力、增加美觀和表面硬度。③電鍍特點：“一多、一少、一不變”。一多指陰極上有鍍層金屬沉積，一少指陽極上有鍍層金屬溶解，一不變指電解液濃度不變。

（3）電鍍的應用——銅的電解精煉 ①電解法精煉銅的裝置

②電解法精煉銅的化學原理

電解精煉是一種特殊的電解池。電解精煉中的兩個電極都是同種金屬單質，陽極是純度較低的金屬單質，陰極是純度較高的金屬單質。

（3）電冶金

原理：化合態的金屬陽離子，在直流電的作用下，得到電子，變成金屬單質。

本節知識樹

化學能與電能可以相互轉化。電能轉化為化學能的反應為電解反應，實現電能轉化成化學能的裝置叫電解池。

原電池與電解池比較

四、金屬的電化學腐蝕與防護

課標要求

①能夠解釋金屬電化學腐蝕的原因 ②了解金屬腐蝕的危害 ③掌握金屬腐蝕的防護措施

要點精講

1、金屬的腐蝕（1）定義： 金屬的腐蝕是指金屬與周圍的氣體或液體物質發生氧化還原反應而引起損耗的現象。

（2）分類：由于金屬接觸的介質不同，發生腐蝕的情況也不同，一般可分為化學腐蝕和電化學腐蝕。

①化學腐蝕： 金屬跟接觸到的物質直接發生反應而引起的腐蝕叫做化學腐蝕?；瘜W腐蝕過程中發生的化學反應是普通的氧化還原反應，而不是原電池反應，無電流產生。

②電化學腐蝕：不純的金屬與電解質溶液接觸時，會發生原電池反應。比較活潑的金屬失去電子而被氧化，這種腐蝕叫做電化學腐蝕。

（3）電化學腐蝕

電化學腐蝕，實際上是由大量的微小的電池構成微電池群自發放電的結果。①析氫腐蝕

鋼鐵在潮濕的空氣中表面會形成一薄層水膜，在鋼鐵表面形成了一層電解質溶液的薄膜，與鋼鐵里的鐵和少量的碳恰好形成了原電池。這無數個微小的原電池遍布鋼鐵表面，在這些原電池里，鐵是負極，碳是正極。若電解質溶液酸性較強則發生析氫腐蝕。

②吸氧腐蝕

金屬表面酸性較弱或呈中性時，溶解在溶液中的氧氣與水結合，生成OH-，消耗了氧氣，從而使得溶液不斷吸收空氣中的氧氣而發生吸氧腐蝕。

2、金屬的防護

金屬防護的目的就是防止金屬的腐蝕。金屬的防護要解決的主要問題就是使金屬不被氧化。

（1）犧牲陽極的陰極保護法

將被保護的金屬與更活潑的金屬連接，構成原電池，使活潑金屬作陽極被氧化，被保護的金屬作陰極。

（2）外加電源的陰極保護法

利用外加直流電，負極接在被保護金屬上成為陰極，正極接其他金屬。（3）非電化學防護法

①非金屬保護層②金屬保護層③金屬的鈍化

3、判斷金屬活動性強弱的規律

（1）金屬與水或酸的反應越劇烈，該金屬越活潑。（2）金屬對應的最高價氧化物的水化物的堿性越強，該金屬越活潑。

（3）一種金屬能從另一種金屬的鹽溶液中將其置換出來，則該金屬比另一種金屬更活潑。

（4）兩金屬構成原電池時，作負極的金屬比作正極的金屬更活潑。

（5）在電解的過程中，一般地先得到電子的金屬陽離子對應的金屬單質的活潑性比后得到電子的金屬陽離子對應的金屬單質的活潑性弱。

本節知識樹

在揭示金屬腐蝕的嚴重性和危害性的基礎上，分析發生金屬腐蝕的原因，探討防止金屬腐蝕的思路和方法。

本章知識網絡

金屬冶煉方法總結

第四篇：人教版化學選修4教案

緒言

知識與技能：了解本書的基本學習內容——研究基本的化學反應原理（反應速率、方向、限度）；初步掌握化學反應原理基本學習方法:概念模型法 過程與方法：自學與講授

情感態度與價值觀：認識化學的精髓是化學反應規律，了解化學反應規律，可更好的獲取物質為人類服務 重點：概念模型法的理解

難點：有效碰撞、活化分子活化能概念模型建立

導入：學習化學的目的——化學研究的對象——化學研究問題的核心——本書的作用

一、本書研究的內容

最基本的化學反應原理：反應的速率、方向、限度 章節簡介

二、學習的基本思路與方法 從物質相互作用導入 概念模型

1、簡化后的有效碰撞模型

有效碰撞：具有較高能量的分子之間的碰撞

2、活化分子與活化能

活化分子：能夠發生有效碰撞的分子

活化能：活化分子能量高出反應物分子平均能量的部分

化學反應過程的簡化模型：普通分子——活化分子——有效

活化能

合理取向

碰撞——新物質、能量變化

3、催化劑

在反應中的作用與意義：降低反應的活化能，增加有效碰撞的次數，加快反應的速率

第一章 化學反應與能量

教學計劃

化學反應與能量的變化（化學熱力學）

焓變、反應熱1課時；熱化學方程式1課時；中和反應的反應熱測定1課時；習題2課時 燃燒熱 能源

1課時 化學反應熱的計算

蓋斯定律1課時；反應熱的計算1課時；習題2課時 章末歸納與整理 1課時；章末檢測2課時

化學反應與能量的變化

知識與技能：了解學習本章的主要目的——解決化學能轉化為熱能的定量計算

過程與方法：講授、交流討論

情感態度與價值觀：認識化學能轉化為熱能對人類的重要性 重點：化學反應能量變化的原因與形式；熱化學方程式的書寫

難點：焓變的概念理解，焓變的正負意義，熱化學方程式的書寫

第一課時

導入：必須2有關化學能與熱能知識回憶——定量研究

一、焓變 反應熱

焓（H）：與內能有關的物理量

焓變（?H）：H生成物-H反應物

單位：KJ/mol 反應熱：化學反應的熱效應

分析：化學能是物質內能的一種，化學能的變化也是物質內能的變化。物質內能的變化有做功和熱傳遞兩種方式 ?U=W+Q?；瘜W反應一般在敞開容器中進行，反應體系壓力與大氣壓相等，W=0，?U變化只表現為熱量的變化。恒壓下的物質內能變化叫焓變，焓變即可表示反應熱。

化學反應過程中的能量變化原因（轉化為熱能）：舊鍵斷裂吸熱，新鍵形成放熱，兩者具有能量差

反應熱與環境的關系

資料：體系與環境

體系向環境放熱

?H為-或?H小于0，為放熱反應 體系從環境吸熱

?H為+或?H大于0，為吸熱反應

第二課時

二、熱化學方程式

導入：以前學過的方程式——化學方程式——不足之處——熱化學方程式

熱化學方程式：能表示參加反應物質的量和反應熱的關系的化學方程式

例一方程說明：（1）T、P(影響物質內能)

(2)狀態（物質不同狀態，內能不同——氣>液 >固）

（3）計量數（不是個數，是粒子的集合體，可以是小數、分數）（4）?H單位中的每mol（每mol化學反應）

熱化學方程式的書寫與判斷

步驟：

1、寫：書寫配平的化學方程式

2、標：標明物質狀態

3、算：計算反應熱

第三課時

實驗：中和反應反應熱的測定

知識與技能：定量測定強酸與強堿反應的反應熱

過程與方法：實驗

情感態度與價值觀：反應熱一般通過實驗測定 中和反應：酸和堿相互作用生成鹽和水的反應

實驗目的：測定強酸與強堿反應的反應熱，體驗化學反應的熱效應

實驗用品：大燒杯（500ml）小燒杯（100ml）溫度計 量筒（50ml）2個 泡沫塑料或紙條 泡沫塑料板或硬紙板（中心有兩個小孔）環形玻璃攪拌棒

50ml 0.50mol/L鹽酸

50ml 0.55mol/L 氫氧化鈉溶液 實驗步驟

1、在大燒杯底部墊泡沫塑料或紙條，使放入的小燒杯與大燒杯杯口相平。然后再在大、小燒杯之間填滿碎的泡沫塑料或紙條，大燒杯上用泡沫塑料板或硬紙板作蓋板，在板中間開兩個小孔，正好使溫度計和環形玻璃攪拌棒通過，以達到保溫隔熱減少實驗過程中熱量的損失目的。該實驗也可在保溫杯中進行。

2、用一個量筒量取50ml 0.50mol/L鹽酸，倒入小燒杯中，并用溫度計測量鹽酸的溫度，記錄下表。然后把溫度計上的酸用水沖洗干凈。

3、用另一個量筒50ml 0.05mol/L 氫氧化鈉溶液，并用溫度計測量氫氧化鈉溶液的溫度，記錄下表。

4、把套有蓋板的溫度計和環形玻璃攪拌棒放入小燒杯的鹽酸中，并把量筒中的氫氧化鈉溶液一次性倒入小燒杯，蓋好蓋板。用環形玻璃攪拌棒輕輕的攪動溶液，并準確讀取混合溶液的最高溫度（示數先升后降，注意觀察），記為終止溫度，記錄下表。重復實驗步驟2-4三 次。

實驗數據處理

1、取三次測量所得數據的平均值作為計算依據

2、計算反應熱

為了計算簡便，我們近似的認為實驗所用酸、堿的密度和比熱容與水相同，并忽略實驗裝置的比熱容，則：（1）50ml 0.50mol/L鹽酸 質量m1=50g …………

起始溫度/℃

計算例題：

HCl

NaOH

終止溫度/℃ 1

20.9

21.1

24.4 2

20.9

20.9

24.3 3

21.0

21.2

24.5 中和熱：在稀溶液中，酸和堿相互作用生成1mol液態水時釋放的熱量，單位：kJ/mol

燃燒熱 能源

知識與技能：熱的定義及應用 ；能源的開發與利用 過程與方法：講授 自學 交流與討論

情感態度與價值觀：燃燒熱應用的重要性，能源開發與利用的重要性

導入：反應熱的類型——燃燒熱

一、燃燒熱

定義：101KP，1mol純物質完全燃燒生成穩定的氧化物時放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱 單位：KJ/mol 例：25℃ 101kp 1mol CH4 完全燃燒生成二氧化碳和水放出890.31KJ的熱量

此條件下，1mol CH4 的燃燒熱為-890.31KJ/mol

?H =-890.31KJ/mol 定義幾點說明：（1）反應條件：101KP（2）燃燒物的量：1mol（3）反應的程度：完全燃燒生成穩定的氧化物（化學穩定性）（4）溫度改變，燃燒熱改變

書寫甲烷此條件下燃燒的熱化學方程式 表1-1 介紹（反應熱計算數據庫）

二、能源 自學與提問

問題：（1）能源的種類、現在使用的主要能源及帶來的問題

（2）新能源的開發與利用

(3)我國能源狀況（總量、人均量、利用率）

化學反應熱的計算

知識與技能：蓋斯定律的理解與應用；利用熱力學概念(反應熱、燃燒熱、熱化學方程式)、化學計量學計算反應熱 過程與方程：講授加練習

情感態度與價值觀：反應熱計算對化工生產很重要 導入：反應熱計算的意義（燃料的充分燃燒、反應條件的控制、化工設備的設計）

知識基礎：熱力學概念(反應熱、燃燒熱、熱化學方程式)、化學計量學（m、n、V）

一、蓋斯定律

問題情境：C的不完全燃燒反應熱數據需要

內容：化學反應的反應熱只與反應體系的始態與終態有關，而與反應的途徑無關

歸納總結：A——B——C——D A——D ?H?H

2?H

3?H ?H=?H1

+ ?H2 + ?H3

幾點說明：蓋斯定律是能量守恒定律的表現；能量變化以物質變化為基礎 ；熱化學方程式中的物質及能量變化可以直接相加減

二、反應熱的計算

第二章 化學反應速率和化學平衡 教學計劃

化學反應速率：（1）研究方法、表示及測量方法 1課時、習

題1課時

（2）影響化學反應速率的因素：濃度與壓強 1課時；溫度與催化劑 1課時習題2課時

化學平衡：（1）可逆反應、化學平衡狀態建立 1課時；平衡狀態的判斷1課時、習題1課時

（2）影響化學平衡移動的因素：濃度及壓強 1課時；溫度及勒夏特列原理 1課時；習題2課時（3）化學平衡常數及習題 2課時 化學反應進行的方向： 1課時 化學反應速率與平衡圖像專題 1課時 章末歸納與整理 1課時；復習題 4課時

化學反應速率

第一課時

知識與技能：化學反應速率的表示方法和測量方法 過程與方法：講授、實驗、討論

情感態度與價值觀：認識定量表示化學反應快慢對生產、生活、科研的重要性

教學重點：化學反應速率的表示方法 教學難點：化學反應速率測量方法的選取 導入:本章內容地位——必修2知識回憶 化學反應速率

1、表示方法：單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加

V=?C/?T 單位：mol/(L·min)或 mol/(L·s)mA(g)+ nB(g)= pC(g)+ qD(g)V(A)V(B)V(C)V(D)表達式及關系

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

2、測定方法

實驗測定——反應中任何一種化學物質的濃度（或質量）變化相關的性質（氣體體積、濃度、質量的減少、顏色的變化等）

3、化學反應速率計算

一個公式、一個關系、一個模式

影響化學反應速率的因素

知識與技能：外因（濃度、壓強、溫度、催化劑）對反應速率的影響（事實記憶與理論解釋）過程與方法：講授與實驗

情感態度與價值觀：指導工業生產

教學重點：濃度、壓強、溫度、催化劑對反應速率的影響 教學難點：理論解釋與外因的擴展

第一課時

導入：必修2知識回憶、課本第一自然段——本節目的（新的任務——理論解釋）

一、濃度對化學反應速率的影響 實驗2-2 教學視頻

當其他條件不變時，增大反應物的濃度反應速率增大，減小反應物濃度反應速率減小。

理論解釋：反應物濃度增大——活化分子數增多——有效碰撞幾率增加——反應速率增大 控制反應速率最重要的因素

二、壓強對反應速率的影響 對于氣體反應，T、M一定的氣體（1）只改變容器體積

其他條件不變，增大壓強——氣體體積縮小——單位體積內氣體分子數增多——活化分子數增多——有效碰撞幾率增加——反應速率增大（2）充入氣態物質

恒容：充入氣體反應物——反應速率增大；充入非反應氣體——反應速率不變

恒壓：充入氣體反應物——反應速率視情況而定；充入非反應氣體——反應速率減小 控制反應速率最貴的因素

例：反應C(S)+H2O(g)=C0(g)+H2(g),在溫度一定容積可變的密閉容器中進行，下列條件的改變對其反應速率幾乎無影響的是（）

A、保持壓強不變，充入1mol水蒸汽 B、將容器的體積減小一半

C、保持容器體積不變，充入氮氣使體系壓強增大 D、保持容器壓強不變，充入氮氣使體系體積增大

第二課時

教學重點：實驗的設計與分析 導入

三、溫度對反應速率的影響

其他條件不變時，升高溫度反應速率增大，降低溫度反應速率減小

理論解釋：升高溫度——活化分子百分數提高、較高能量分子間碰撞頻率提高——有效碰撞幾率增加——反應速率增大

控制反應速率最方便因素 科學探究——設計實驗

四、催化劑對反應速率的影響 催化劑可改變化學反應速率

理論解釋：催化劑（正）——降低反應的活化能（降低反應溫度）——活化分子百分數提高——有效碰撞幾率增加——反應速率增大

科學探究——催化劑的設計與選擇 控制反應速率最理想的因素

其他因素：光照、磁場等

總之：所有能向反應體系輸入能量，都有可能提高反應速率 思考：

1、生活中有關影響化學反應速率的事實

2、從化學鍵角度思考反應物分子中的鍵能的高低對反應的活化能及反應速率的影響

化學平衡

知識與技能：建立化學平衡（動態平衡）；影響化學平衡移動的條件；化學平衡常數；勒夏特列原理 過程與方法：講授、實驗、自學討論

情感態度與價值觀：反應限度對實際生產非常重要

第一課時

教學重點：化學平衡的建立（動態平衡）教學難點：化學平衡的特征及判斷 導入：必修2知識回憶+本質內容簡介

一、可逆反應

T一定，固體的溶解過程是一個可逆過程

固體溶質?溶液中的溶質

可逆過程用“?”表示（由左向右為正，由右向左為逆）化學反應可逆性

可逆反應：同一條件，同時向正逆兩個方向進行的化學反應 過程的可逆性決定過程有限度；可逆性的大小決定過程的限度大小

二、化學平衡狀態

溶解平衡狀態：一定溫度下，溶質在溶液中形成飽和溶液時的狀態

特點：正、逆過程同時存在且速率相等；溶質的質量（溶液的濃度）不變；動態平衡（速率不為零）

化學平衡狀態：在一定條件下，當正、逆兩個方向的反應速率相等時，反應體系中所有參加反應的物質的質量（或濃度）可以保持恒定的狀態

特征：V正=V逆；各組分含量不變；動態平衡

判斷化學反應是否平衡

出發點——(1)速率角度：V正=V逆，一正一逆且相等（任何一種可以表示反應速率的方式）——平衡（2）物質的含量角度 單個成分含量不變—平衡

總組分含量不變——不一定平衡（視反應特點而定）mA(g)+ nB(g)= pC(g)+ qD(g)m+n=p+q m+n≠p+q（3）能量角度：溫度不變——平衡

第二課時

知識與技能：反應物的濃度變化、壓強變化（氣體）對化學平衡的影響

過程與方法：講授、實驗分析、歸納與總結 影響化學平衡的因素

1、濃度 實驗2-5 2-6 結論：增大反應物濃度，正反應速率明顯加快，平衡向正反應方向移動；增大生成物濃度，逆反應速率明顯加快，平衡向逆反應方向移動

理論分析：濃度變化——速率變化——平衡移動 建立速率隨濃度變化的時間圖像 例：實驗2-

5、6 實際指導意義：增大廉價反應物的濃度，使價格高的原料利用率提高，降低生產成本

例：合成氨中提高氮氣的濃度；生產硫酸提高氧氣濃度

2、壓強

濃度影響推及壓強對平衡影響

結論：對于氣體反應，一定溫度和質量的氣體，增大壓強，平衡向氣體體積縮小的方向移動；減小壓強，平衡氣體體積增大的方向移動。

理論解釋：增大壓強——容器體積縮小——氣體濃度增大（體積大的增大幅度大）——正速率大于逆速率——平衡向氣體體積縮小的方向移動 建立速率隨壓強變化的時間圖像

例：在一定溫度和容積可變的密閉容器中進行合成氨反應，1monN2、3molH2 容積由V-2V、V-1/2V

第三課時

知識與技能：溫度對化學平衡的影響；勒夏特列原理；化學反應速率、化學平衡理論實際應用 過程與方法：講授、實驗、交流討論 重點：勒夏特列原理的應用 難點：實際生產綜合因素的分析

3、溫度 實驗2-7 結論：升高溫度平衡向著吸熱反應方向移動；降低溫度平衡向著放熱反應方向移動

理論解釋：升高溫度——反應速率增大（吸熱反應方向速率增大幅度大）——吸熱反應速率大于放熱反應速率——平衡向吸熱反應方向移動

建立速率隨溫度變化的時間圖像

4、勒夏特列原理

如果改變影響平衡的條件之一（濃度、溫度、壓強——氣體），平衡將向著能夠減弱這種改變的方向移動

注：催化劑同等程度改變正逆反應速率，對化學平衡無影響。

5、化學反應速率、化學平衡理論對實際生產的指導意義 有利反應：加快反應速率，提高轉化率

有害（副）反應：減緩反應速率，降低轉化率 例：合成氨的條件選擇

第四課時

知識與技能：化學平衡常數 過程與方法：講授與訓練 導入：溶解平衡常數——溶解度

三、化學平衡常數

1、表達式 mA +nB =pC + qD 在一定溫度下，K=C(C)? C(D)/ C(A)? C(B)理解常數存在的必然性：（1）化學平衡狀態各組分保持濃度不變

2、意義

定量表示化學反應的限度

3、影響因素

只受溫度影響（與濃度變化和變化途徑無關）

4、應用

（1）判斷反應的限度（K值越大，反應轉化率越高）（2）計算反應物轉化率

（3）判斷反應是否平衡及反應進行的方向 方法：QC（濃度商）與K大下比較

（4）用于溫度升降、反應熱（?H）正負、K值大小變化的p

q

m

n

互判

注:K表達式與化學方程式的書寫關系

第五課時

知識與技能：化學反應速率、化學平衡圖像分析 過程與方法：閱讀與講解 化學反應速率、化學平衡圖像

條件變化、化學反應速率變化、化學平衡建立三者之間存在因果關系，它們之間的關系直觀的反映在坐標系中，就形成了化學反應速率、化學平衡圖像。

一、條件變化、化學反應速率、化學平衡變化之間的內在聯系

條件改變種類，反應的特點（焓變、氣體體積反應前后變化）

二、圖像類型及特點

變化條件個數分：單一函數圖或復合函數圖 橫坐標含義分類：時間類、壓強或溫度類

三、分析方法

看圖像（點、線、面意義及變化趨勢）、想規律、做判斷 思考原則：（1）定一議二原則（橫坐標、縱坐標、曲線）

（2）先拐先平，數值大原則（溫度大、壓強大）

第六課時

知識與技能：等效平衡 過程與方法：討論

等效平衡

1、內容：對于同一可逆反應，在一定條件（恒溫恒容或恒溫恒壓）下，以不同投料方式（從正反應、逆反應或從中間狀態開始）進行反應，建立起的平衡狀態都是相同的。

2、說明：（1）在“等效平衡”狀態，相同組分在各混合物中的百分數相等

(2)等效平衡分為完全等效(含量也相等)和不完全等效（3）等效平衡表明，化學平衡的建立，僅僅與反應條件有關，而與化學平衡建立的途徑無關

3、分類

等效類型 I II III 條件 恒溫恒容 恒溫恒容 恒溫恒壓 起始投料 量相同 量符合同一比例 量符合同一比例（轉化為同一邊物質）

對應要求 任何可逆反應 反應前后氣體體積相等 任何可逆

反應

質量分數 相同 相同 相同 濃度 相同 成比例 相同 物質的量 相同 成比例 成比例 等效情況 完全等效 不完全等效 不完全等效

例1：恒溫恒容——任何可逆反應

2SO2(g)+ O2(g)? 2SO3(g)物質的量

起始1 2a a 0 起始2 0 0 2a 起始3 a 1/2a a 三個平衡相同組分質量分數、濃度、物質的量均相等

2、恒溫恒容——反應前后氣體體積相等

H2(g)+ I2(g)? 2HI(g)物質的量

起始1 a a 0 起始2 0 0 2a 起始3 0 0 1.5a 三個平衡相同組分質量分數相等，濃度、物質的量成比例

3、恒溫恒壓——任何可逆反應

2SO2(g)+ O2(g)? 2SO3(g)物質的量

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

三個平衡相同組分質量分數、濃度相等，物質的量成比例

化學反應進行的方向

知識與技能：化學反應進行的方向判斷依據(焓判據、熵判據)過程與方法：自學與討論 重難點：復合判據的應用 導入：本章的內容

自然觀察——自發過程的通性（體系能量趨向越低、分子趨向越混亂）

化學反應進行的判斷依據

1、能量判據：自發過程的體系趨向于從高能狀態轉變為低能狀態 ?H<0

2、熵判據：自發過程趨向于由有序變為無序 ?S>0

同種物質熵的大?。簹?液>固

3、復合判據：自由能 ?G=?H-T?S <0 注：

1、非自發過程通過外界干擾可以發生

2、過程的自發性只能判斷過程進行方向的趨勢，不能確定過程是否一定發生和發生的速率

教學計劃：第三章 水溶液中的離子平衡

弱電解質的電離（強弱電解質、弱電解質的電離1課時；電力平衡、電離常數1課時；習題1課時）

水溶液中的離子平衡（水的電離、水的離子積、溶液的酸堿性與PH 1課時；溶液PH的計算1課時；PH的應用、酸堿中和滴定1課時；習題2課時）

鹽類的水解（探究鹽溶液的酸堿性及呈現的原因1課時；水解平衡、影響鹽類水解的主要因素1課時；鹽類水解的應用、水解常數1課時；習題2課時）

電離平衡、水解平衡應用——溶液中離子濃度大小比較2課時

難溶電解質的溶解平衡（銀離子與氯離子的反應真能進行到底嗎、溶解平衡的建立1課時；沉淀反應的應用、溶度積常數1課時；習題1課時）

章末歸納與整理1課時；綜合練習6課時

弱電解質的電離

知識與技能：離子反應的重要性認識；知道電解質有強弱之分；知道弱電解質在水溶液中部分電離，存在電離平衡 過程與方法：講授、實驗、分析、討論

情感態度與價值觀:認識大自然的形成與離子反應密不可分 重點：強弱電解質的概念和弱電解質的電離平衡

難點：弱電解質的電離平衡

第一課時

導入：本章地位、內容簡介、學習方法介紹（概念模型）

一、強弱電解質

學與問、生活經驗、實驗3-1 強電解質：在水分子作用下，能完全電離為離子的化合物（強酸、強堿、大多數鹽）

弱電解質：在水分子作用下，部分電離為離子的化合物（弱酸、弱堿、少數鹽）

二、弱電解質的電離

例：少量冰醋酸溶于水形成0.1mol/L 的醋酸溶液 結合思考與交流、圖3-3 及化學平衡理論建立弱電解質的電離過程

CH3COOH?CH3COO+H

電離平衡：一定條件下，弱電解質電離成離子的速率與離子結合成分子的速率相等，各種離子濃度保持不變的狀態

總結：電解質有強弱之分，強電解質完全電離，弱電解質部分電離，存在電離平衡，具有平衡的基本特征。

三、電離平衡移動 影響因素：濃度、溫度

例: 少量冰醋酸溶于水形成0.1mol/L 的醋酸溶液

-+

討論：關于上述電離平衡，哪些條件的改變會導致平衡向電離方向移動

（1）加入少量冰醋酸（2）加水稀釋CH3COOH+H2O?CH3COO+H3O（越稀越電離）

（3）加少量NaOH(4)加金屬鋅（5）加醋酸銨 * 電離常數

1、表達式：

注：各離子濃度為電離平衡時的濃度

2、影響電離常數大小的因素

物質本身性質——同一溫度，不同電解質的電離常數不同 溫度—同一電解質，K值只收溫度影響

3、電離常數大小與弱電解質相對強弱之間的關系 同一溫度，不同的弱酸，電離常數越大其電離程度越大，酸性越強

注：電離常數大，只說明電離程度大，離子濃度不一定大，導電能力也不一定強

四、多元弱酸和弱堿的分步電離

課外拓展：電解質的是非強弱（概念、物質類別分析）

水的電離和溶液的酸堿性

知識與技能：知道水是弱電解質（電離平衡）及水的離子積常數；溶液的酸堿性及PH；酸堿中和滴定

-+

過程與方法：講授、實驗、自學、討論

情感態度與價值觀：深入認識離子的代表反應酸堿中和反應對生產生活的意義

第一課時

導入：水溶液中的一類重要反應（離子反應）——酸堿中和反應——溶液酸堿性的確定——水的分析

一、水的電離

水的性質——水分子之間的相互作用——水的離子積常數

1、水是一種極弱的電解質—水的電離平衡

2、水的離子積常數：C（H）?C(OH)=K電離?C(H2O)

二、溶液的酸堿性及PH

1、稀溶液水的離子積液適用

2、溶液酸堿性取決于氫離子、氫氧根離子濃度相對大小

3、溶液酸堿度表示方法：PH或POH

4、PH的測定：PH試紙（分類及使用方法）、PH計

第二課時

溶液PH的計算

1、強酸、強堿的稀釋（弱酸與弱堿的稀釋）計算過程及規律 教參63

2、強酸與強堿的混合

3、稀電解質水溶液的PH相關計算—水電離平衡的影響因素 計算過程：將所有物質確定出來再寫出電離形式，綜合分析

+

判斷 例?.4、三個規律在PH計算中的應用

（1）溶液中OH的物質的量濃度與PH的關系

（2）兩種強酸或強堿等體積混合后PH或POH經驗公式（3）酸、堿溶液PH與酸中H、堿中OH濃度相對大小的規律 酸pH=a 堿PH=b

第三課時

三、PH的應用

1、工農業生產、科研、日常健康與醫療PH的調控

2、溶液酸堿度變化定量分析——酸堿中和滴定

第四、五課時

實驗：測定酸堿中和滴定曲線

實驗目的、原理、儀器藥品選擇、滴定操作步驟、誤差分析 指示劑的選擇：強酸滴堿甲基橙、強堿滴酸用酚酞 實驗操作步驟：一查、二潤、三調零；一滴二看三讀數 查漏方法：將活塞關閉，在滴定管內注入一定量的水，記錄讀數，靜置約2min，并觀察液面是否下降，活塞周圍及尖嘴處是否漏液，然后將活塞轉動180度，再檢查一次

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誤差分析結合實驗數據步驟及儀器分析 實驗拓展：氧化還原滴定 草酸滴定高錳酸鉀

學生實驗：實驗器材準備，學生預習提醒，實驗內容板書，實驗報告的書寫

鹽類的水解

知識與技能：鹽類的水解本質及應用 過程與方法：講授、實驗探究、交流討論

情感態度與價值觀：認識鹽類水解在生產生活中的重要應用 重點：鹽類的水解本質及應用

難點：影響水解平衡的因素及水解反應方程式的書寫

第一課時

導入：本節的內容及學習方法簡介

知識基礎：前兩小節 內容結構：找規律、查原因、談變化、述應用

學習方法：學做結合，勤于動腦

一、探究鹽溶液的酸堿性——找規律 生活中常見鹽介紹

實驗——科學探究——獲得規律性認識

結論：鹽溶液的酸堿性與其組成有關，具有一般規律 強酸強堿鹽水溶液中性；強酸弱堿鹽水溶液酸性；強堿弱酸鹽水溶液堿性

二、鹽溶液呈現不同酸堿性的原因——查原因

水溶液中電解質的電離分析、化學平衡、電離平衡、水的離子積綜合應用 思考與交流——

哲學觀點：系統矛盾的“對立與統一”、“特殊性與普遍性” 結論：鹽電離出來的離子會與水電離出來的H或OH結合生成弱電解質的話，鹽溶液就會呈現不同的酸堿性

概念化規律——鹽類的水解：在溶液中鹽電離出來的離子與水電離出來的氫離子或氫氧根離子結合生成弱電解質的反應。

從水解過程分析

鹽的水解反應為離子反應，且是可逆反應，有限度，存平衡——水解平衡

學與問：

離子反應的發生條件：氣體、水、沉淀、弱電解質 與離子反應相關知識點的延伸（離子共存等）

第二、三課時

三、影響鹽類水解的因素及鹽類水解的應用——談變化、述

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應用

影響鹽類水解的因素

鹽類水解反應為化學反應，影響化學反應的因素——內因（反應物的性質）、外因（反應條件）

1、內因

鹽本身的性質：不弱不水解、有弱就水解，越弱越水解，誰搶顯誰性

2、外因 反應條件

科學探究——知識遷移（影響化學平衡移動的因素）——實驗設計

結論：（1）鹽的濃度影響：越稀越水解；（2）酸度的影響：酸度變化，可促進或抑制水解；（3）溫度的影響：升高溫度，促進水解 例題與練習

在一定溫度下，NH4Cl溶液中，存在NH4+H2O?NH3?H2O+H水解平衡，改變下列條件，平衡會發生移動的有_______________ 促進該過程的有______________,抑制該過程的有_________________（1）加入少量氯化銨晶體（2）加水稀釋（3）滴加少量氫氧化鈉（4）滴加少量鹽酸（5）滴加少量鹽酸（6）加入少量的鋅粒（7）加入少量碳酸鈉粉末（8）加熱

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鹽類水解的應用

判斷溶液的酸堿性；判斷離子的共存、比較鹽溶液中離子濃度的大??；制備、配制、保存易水解的鹽；生活和生產中的應用（化肥的合理使用、水的凈化、堿的去污，滅火器的制備原理、膠體的制備、物質的鑒別等）與資料配套講解

第四課時

鹽類的水解常數及應用

1、鹽類的水解常數 水解常數推導： 方法一：教材P58 方法二：NH4Cl溶液中，水解平衡的建立過程 Kh=Kw/Ka 或 Kh=Kw/Kb

Ka、Kb 越小，水解常數越大（越弱越水解）

2、酸式鹽溶液的酸堿性及多元弱酸根的分步水解（1）酸式鹽溶液的酸堿性 既有水解又有電離

例：碳酸氫鈉、硫酸氫鈉溶液酸堿性分析（數據說明）（2）多元弱酸根的分步水解 例：碳酸鈉溶液 類比碳酸的分步電離

水解的分步及強弱（數據說明）

3、弱酸弱堿鹽溶液的酸堿性判斷 都弱都水解，越弱越水解

例：25攝氏度，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呈堿性；CH3COO NH4呈中性

第五課時

溶液中離子濃度的大小的比較

知識基礎：本章所有知識點及溶液中的守恒思想 題目分析步驟：

1、根據題意分析溶液中物質種類

2、將物質在水中發生的過程表示出來（電離過程、水解過程等），獲得離子的種類及變化

3、綜合應用知識解題

稀電解質溶液的三大守恒： 例1：0.1mol/L的Na2S溶液

1、質量守恒(原子守恒)： 鈉原子個數所有的存在等于硫原子所有存在形式的兩倍

2、電荷守恒：溶液中陽離子所帶的電荷總量與陰離子所帶的電荷總量相等

3、質子守恒:水電離出來的氫離子和氫氧根離子相等-+

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5-5

4-7

**例2:一定溫度下，物質的量濃度相同的:氨水、氯化銨、碳酸氫銨、硫酸氫銨、硫酸銨五種溶液中，銨根離子濃度由小到大的順序是____________ 溶液PH由小到大的順序是_______________________ 難溶電解質的溶解平衡

知識與技能：建立難溶電解質的溶解平衡；沉淀反應的應用（平衡移動原理）過程與方法：理論分析與實驗探究

情感態度與價值觀：全面了解水溶液中的離子平衡，理解離子反應發生的原理

第一、二課時

導入：本節內容簡介（四大平衡）

銀離子與氯離子的沉淀反應進行的程度?

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一、Ag+和Cl的反應真能進行到底嗎？ 補充實驗：可溶物的溶解平衡建立——氯化鈉溶解過程

思考與交流：資料閱讀與查找（溶解度表）；化學反應簡化模型的應用（溶液中粒子的有效碰撞）

結論：

1、物質溶解是絕對性，溶解度是相對的，有大有小

2、氯化銀溶液中存在兩種粒子之間的作用

力：水分子與其他粒子之間、陰陽離子之間

3、沉淀生成的反應可以轉化為沉淀溶解的過程看待

4、銀離子與氯離子不能完全進行Ag Cl(S)? Cl-(aq)+ Ag+(aq)

5、難溶電解質在水溶液中存在溶解平衡 辨析：弱電解質的電離平衡與難溶電解質的溶解平衡比較

區別：

1、物質角度：前者為弱電解質，后者可強可弱

2、變化過程角度：前者溶液中已溶分子與離子變分子的可逆過程，后者未溶溶質與已溶溶質的可逆過程

難溶物的溶解平衡：在一定溫度下，當沉淀溶解和生成的速率相等時，得到溶質的飽和溶液

特征：等、動、定、變

二、沉淀反應的應用

難溶電解質溶解平衡的移動——溶液中的離子轉化為沉淀或沉淀轉化為離子

1、沉淀的生成

應用領域：無機制備、提純工藝的生產、科研、廢水處理

例：氯化銨溶液中鐵離子的去除（加氨水調

2+2+PH值）；重金屬離子CU、Hg的去除（加硫化鈉或通硫化氫）

平衡建立過程符號表征??

思考與交流：

結論：利用生成沉淀分離或去除某種離子，一要所加試劑與該離子會發生沉淀反應，二要沉淀的溶解度小。

離子沉淀“完全”的標準：殘留在溶液中的-5離子溶度小于1*10mol/L

2、沉淀的溶解

應用領域：金屬礦物資源的利用等 例：碳酸鈣溶于鹽酸的過程；強酸溶解FeS、Al(OH)

3、CU(0H)2等平衡移動過程符號表征 難溶金屬化合物溶解方法：加強酸（最常用）、堿、鹽

實驗3-3 思考與交流

結論：沉淀溶解的過程是溶解平衡向溶解方

向移動的過程，加入的試劑與離子生成弱電解質，弱電解質越弱，越有利沉淀溶解

3、沉淀的轉化

應用：難溶物的去除（很難溶解的沉淀轉化成可以溶解的沉淀）

實驗3-

4、3-

5、思考與交流

資料：溶解度： 氯化銀>碘化銀>硫化銀；氫氧化鎂>氫氧化鐵平衡移動符號表征

結論：利用溶解平衡移動，將溶解度小的沉淀轉化為溶解度更小的沉淀

第三課時

知識與技能：溶度積常數的理解與應用 課本練習：

相關數據（25℃下）：

飽和Na2S溶液物質的量濃度2.56mol/L 飽和Na2SO4溶液物質的量濃度0.20mol/L

1、解：第一問：建立氯化銀溶解平衡方程，根據溶度積計算溶液殘余銀離子溶度；建立硫化銀溶解平衡方程，計算其離子積 ,與其溶度積比較

第二問：（1）建立硫酸銀溶解平衡方程，計算其離子積與其溶度積比較

第三問：建立硫化銀溶解平衡方程，根據其溶度積計算溶液中銀離子的濃度；建立氯化銀的溶解平衡方程，計算其離子積，再與溶度積比較

第四章 電化學基礎 教學計劃

原電池化學原理及構造1課時，習題1課時 化學電源、電池正負極的判斷，電極反應式的書寫2課時，習題1課時

電解池的構造及工作原理1課時，電解原理的應用（氯堿工業1課時，電鍍電冶金1課時）習題2課時

金屬的電化學腐蝕與防護（金屬的腐蝕1課時，電化學保護1課時）

章末歸納與整理、檢測3課時

第一節 原電池

知識與技能：理解原電池的構造及工作原理；常見化學電池的工作原理；電池正負極的判

斷、電極反應式的書寫 過程與方法：閱讀與講授

情感態度與價值觀：認識電化學對人類生產、生活的意義

重點：原電池的構造、工作原理，電極反應式的書寫

難點：原電池的工作原理，設計原電池

第一課時

教學流程

電化學簡介——本節課模塊（舊知識回憶、原電池的構造及工作原理，原電池有無鹽橋裝置的對比）

原電池：將化學能轉變為電能的裝置

構造：自發的氧化還原反應；兩個活潑性不同的電極；合適的電解質溶液；一個完整的閉合回路系統

工作原理：活潑的金屬做負極，失去電子，發生氧化反應；較活潑的金屬做正極，得到電子，發生還原反應

外電路：電子由負極流向正極導電

內電路：陽離子移向正極，陰離子移向負極

導電

有鹽橋的原電池：電流穩定，持續時間長，電池效率高

第二課時 化學電源

電極反應式的書寫：兩大理論三大守恒 氧化還原理論、離子反應理論；原子守恒、電子守恒、電荷守恒

書寫步驟：先寫氧化還原反應，再寫離子反應，然后合并

題型：根據總反應寫分反應；根據分反應寫總反應

電解池

知識與技能：電解原理及應用 過程與方法：講授、討論相結合

情感態度與價值觀：知道電解原理在生產、生活、國防中的運用 重點：電解原理及應用 難點：電解原理及應用

第一課時

重點:電解原理

電解原理：在電流作用下，電解質溶液中陰陽離子放電，生成新物質的過程

將電能轉變為化學能，外電路（電子導電）——電子由負極流向陰極，再由陽極流回正極；內電路（離子導電）——陰離子流向陽極，陽離子流向陰極

補充材料：

1、陰陽離子放電順序：

（1）在陽極，幾種陰離子的放電順序可依據常例：鹵素離子優先于氫氧根，氫氧根優先于含氧酸根；若是金屬單質做電極，則除了Pt At Ni等少數金屬之外，其他金屬單質優先于陰離子在陽極放電

（2）在陰極，陽離子放電順序一般按金屬活動順序，越不活潑金屬，陽離子越容易放電（注：鋁以前的金屬在水溶液中不可以放電）

例題圖介紹

2、電離與電解的比較

第二課時

電解原理的應用：

1、電解飽和食鹽水

材料：帶Na+交換膜的電解示意圖（1）通電前，飽和食鹽水中存在哪些離子？這些離子的運動情況怎么樣？

（2）在電解裝置中，可否用銅作陰陽電極的電極材料，為什么？

（3）通電后，溶液中的離子運動發生了什么變化

（4）溶液中的鈉離子是否可能放電？（5）電解后，在陰極區和陽極區分別得到的產物是什么，如何證明？

電極反應式的書寫：陽極、陰極、總反應式

2、電鍍

材料：電鍍銅和精煉銅的示意圖 電鍍銅與電解氯化銅溶液的比較 能量轉變、陰陽極材料、陰陽極電極反應式、電解質溶液及其變化 電極反應式的書寫

3、電冶金

知識拓展：電解法測相對原子質量

金屬的電化學腐蝕與防護

知識與技能：金屬的電化學腐蝕與防護

過程與方法：講授與討論相結合

情感態度與價值觀：認識金屬防腐對社會的重要性

教學設計流程：金屬腐蝕的危害——金屬腐蝕的類型——金屬的防護

金屬腐蝕的危害——圖文并茂 金屬腐蝕的類型：化學腐蝕、電化學腐蝕（對比——條件、現象、本質、相互關系）鋼鐵腐蝕的類型：析氫腐蝕、吸氧腐蝕（對比——條件、電極反應式）

金屬防腐：從腐蝕過程條件考慮（與腐蝕物質直接隔離、改變金屬組成、電化學防護——犧牲陽極陰極保護法、外加電流陰極保護法）

第五篇：高三二輪復習教案電化學基礎

電化學基礎

【考綱展示】

1.了解原電池和電解池的工作原理。

2.了解常見化學電源的種類及其工作原理。

3.理解金屬發生電化學腐蝕的原因，金屬腐蝕的危害、防止金屬腐蝕的措施。【知識回扣】

知識網絡

定義：將化學能轉化為電能的裝置（1）活潑性不同的兩個電極（2）合適的電解質溶液構成條件（3）形成閉合回路失去e—，沿導線傳遞，有電流產生原電池反應原理 氧化反應—2+ Zn—2e=Zn不斷溶解負極電解質溶液析氫腐蝕 還原反應正極2H++2e—=H2陽離子移向化學腐蝕 類型電化學金屬腐蝕電化學腐蝕吸氧腐蝕保護方法：（1）改變金屬內部結構（2）在金屬表面覆蓋保護層（3）電化學保護定義：使電流通過電解質溶液而在陰、陽兩極引發氧化還原反應的過程裝置特點：電能轉化為化學能電解電解池（1）與電源相連的兩電極構成條件（2）電解質溶液（3）形成閉合回路陽極（與電源正極相連的電極）發生氧化反應反應原理陰極（與電源負極相連的電極）發生還原反應應用：氯堿工業、電解精煉、電鍍 要點掃描

一、原電池和電解池電極確定的方法

電化學中電極的確定是電池反應式正確書寫的前提，判斷的方法有： 1.根據反應本質速判電極

不論是原電池還是電解池，陽極總是發生氧化反應，陰極總是發生還原反應（原電池負極發生氧化反應，正極發生還原反應），若能找出電極發生的反應是氧化反應，還是還原反應，則可迅速確定電極。

2.根據電子、離子移動方向判斷電極

不論是在原電池還是在電解池中，電子總是從陽極（負極）流向外電路；電解液中總是陽離子移向陰極（正極），陰離子移向陽極（負極）。

3.根據溶液pH變化或電極現象判斷電極 無論是在原電池還是在電解池中，只要是有H2生成的電極，該電極區溶液的pH就增大，該電極上發生還原反應，該電極為正極；只要是有O2生成的電極，該電極區pH就減小，該電極發生氧化反應，該電極為負極（陽極）。

二、電極反應式的書寫 1.原電池電極反應式的書寫（1）一般電極反應式的書寫 列物質標得失看環境配守恒兩式加驗總式判斷電極反應產物，找出得失電子總數電極產物在電解質溶液中應穩定存在，如堿性介質中生成的H應讓其結合OH—生成水。電極反應式要依據電荷守恒、質量守恒、電子守恒加以配平兩電極反應式相加，與總反應式對照+

（2）復雜電極反應式的書寫

復雜電極反應式 = 總反應式 — 較簡單一極電極反應式

2.電解池電極反應式的書寫

首先分析電解質水溶液的組成，找全離子并分為陰、陽兩組；然后分別對陰陽離子排出放電順序，寫出兩極上的電極反應式；最后合并兩個電極反應式得出電解總方程式。

注意事項：（1）書寫電解池中電極反應式時，要以實際參加放電的離子表示，但書寫總方程式時，弱電解質要寫成分子式；（2）要確保兩極電子轉移數目相等，且注明條件“電解”。

三、電解計算

1.根據電子守恒法計算：用于串聯電路、陰、陽兩極產物、相同電量等類型的計算，其依據是電路中轉移的電子數相等。

2.根據總反應式計算：凡是總反應式反映出的物質的量關系都可以列比例式計算。3.根據關系計算：由得失電子守恒定律關系建立已知量與未知量之間的橋梁，建立計算的關系式，如

+——物質：H2～O2～Cl2～Cu～Ag～H～OH～e mol 2 1 2 2 4 4 4 4 【熱點透視】

熱點題型

【典例1】將NaCl溶液滴在一塊光亮清潔的鐵板表面上，一段時間后發現液滴覆蓋的圓周中心區(a)已被腐蝕而變暗，在液滴外沿形成棕色鐵銹環(b)，如圖所示。導致該現象的主要原因是液滴之下氧氣含量比邊緣少。下列說法正確的是

—A.液滴中的Cl由a區向b區遷移

B.液滴邊緣是正極區，發生的電極反應為：O2＋2H2O＋4e=4OH C.液滴下的Fe因發生還原反應而被腐蝕，生成的Fe由a區向b —區遷移，與b區的OH形成Fe（OH）2，進一步氧化、脫水形成鐵銹

D.若改用嵌有一銅螺絲釘的鐵板，在銅鐵接觸處滴加NaCl溶液，則負極發生的電極反應為：Cu－2e=Cu

－

2＋

2＋

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