人教版高中化学选修四全套PPT课件
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高中化学 人教版选修4 课件：第三章 第四节 难溶电解质的溶解平衡(41张PPT)
Qc ＞ Ksp ，溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达栏 目 到新的平衡； 链 接 ＝ Q ＝K ，溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态；
c sp
Qc ＜ Ksp ，溶液未饱和，无沉淀析出，若加入过量难溶电 解质，难溶电解质溶解直至溶液饱和。 无论难溶性物质还是易溶性物质，上述规律均适用。 因此可以通过改变条件使平衡移动 ——溶液中的离子转化 为沉淀，或沉淀转化为溶液中的离子。
应用 思考 1.如果要除去某溶液中的 SO，你选择加入钙盐还是钡盐？ 为什么？
栏 目 链 接
提示：加入可溶性钡盐。因为 BaSO4 的溶解度比 CaSO4 的溶解度小，用Ba2＋沉淀SO更完全。
2．只有难溶电解质才存在溶解平衡吗？ 提示：不仅难溶电解质存在溶解平衡，在易溶的饱和溶 液中也存在溶解平衡，如饱和NaCl溶液中存在溶解和结晶 平衡。
栏 目 链 接
Mg(OH)2的质量前者增加，后者减少。
要点二
沉淀平衡的应用
1．沉淀的生成
(1)沉淀生成的应用。 在涉及无机制备、提纯工艺的生产、科研、废水处理 等领域中，常利用生成沉淀来达到分离或除去某些离子的目 的。 (2)沉淀的方法。
栏 目 链 接
①调节pH法。
加入氨水调节pH至7～8，可除去氯化铵中的杂质氯化 铁。反应的离子方程式 3＋＋3NH · Fe 3 H2O===Fe(OH)3↓＋3NH ____________________________________________________
栏 目 链 接
(1)调节溶液的pH法：使杂质离子转化为氢氧化物沉淀。
(2) 加沉淀剂法：如除去溶液中的 Cu2 ＋ 、 Hg2 ＋ ，可加入
Na2S、H2S等作为沉淀剂。
人教版高中化学选修4第三章第二节 水的电离和溶液的酸碱性 课件(共21张PPT)
知识小结:溶液稀释的PH计算有关规律
1、强酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢 一个单位。
2、弱酸（碱）每稀释10倍，pH值向7靠拢 不到一个单位 3、 pH=6或8时，不可忽略水的电离，只能 接近7； 酸碱溶液无限稀释，pH只能接近7：酸不 能等于或大于 7；碱不能等于或小于7。 4.酸（碱）溶液稀释时，OH－（H+）的物 质的量浓度将增大。
方法二：用pH计测定
三、pH的计算 酸性溶液，直接求pH 碱性溶液，先求pOH（或c(H+)），再求pH 混合溶液，先判断酸碱性， 再根据以上方法求 无限稀释接近7
➢pH计算１—— 强酸的稀释
例题：在25℃时，pH值等于3的盐酸溶液稀释到原来的 100倍，pH 值等于多少？
解： [H+]=
=1.0 ×10-5mol/L
➢pH计算4—— 强酸与强酸混合
例题：在25℃时，pH值等于1的盐酸溶液和pH值等于4 的硫酸溶液等体积混合pH值等于多少？
解：pH=-lg[H+] =-lg（1×10—1+1×10—4）/（1+1） =-lg5×10—2 =2-lg5 =1.3
关键：抓住氢离子进行计算！
➢pH计算5—— 强碱与强碱混合
关键：碱过量抓住氢氧根离子进行计算！
pH计算8 弱酸强碱或强酸弱碱混合
（1）PH为12 的NaOH溶液和PH为2的醋酸溶液等体积相 混合，则混合液呈__酸___性
（2）PH为12的氨水和PH为2的盐酸等体积相混合，则混 合液呈 __碱____性
（3）PH为2的盐酸和PH为12的某碱等体积相混合，则混 合液PH_大__于__等__于__7
√ 6、pH值相同的强酸和弱酸中[H+] 物质的量的浓
人教版高中化学选修四 131 盖斯定律 课件1 (共15张PPT)
ΔH1＝－2983.2 kJ·mol－1 ΔH2＝－738.5 kJ·mol－1
①P4(s，白磷)＋5O2=P4O10(s) ΔH1＝－2 983.2 kJ·mol－1
②P(s，红磷)＋5/4O2(g)=1/4P4O10(s) ΔH2＝－738.5 kJ·mol－1
P4(s，白磷)=4P(s，红磷)
①C(s)+O2(g)=CO2(g) ②CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g) ③C(s)+1/2O2(g)=CO(g)
C(s)+CO2(g)=2CO(g)
• 因①= ② + ③ • 则 ΔH1 = ΔH2 +ΔH3 • ΔH3 =ΔH1- ΔH2 • =-393.5-（-283.0） • =-110.5kJ/mol
＝ΔH3＋ΔH4＋ΔH5
如何理解盖斯定律？
化学反应的反应热相当于山的高度，与登山途径无关!
ΔH1<0 ΔH1＋ΔH2=0
S(始态）
L（终态）
ΔH2>0
H2O(g)==H2(g)＋½O2(g)
ΔH＝＋242 kJ·mol－1
H2(g)＋½O2(g)==H2O(g)
ΔH＝-242 kJ·mol－1
小组讨论
ΔH＝？
因为=①－②×4 则ΔH＝ΔH1 －ΔH2×4
＝－2983.2－（－738.5）×4 ＝－29.2kJ·mol －1
例2：嫦娥二号，用N2H4（肼）在NO2中燃 烧，生成N2、气态H2O。已知： N2(g)+2O2(g)=2NO2(g) △H1=+67.2kJ/mol N2H4(g)+O2(g)=N2(g)+2H2O(g) △H2=-534kJ/mol 假如都在相同状态下，请算出发射嫦娥二号 卫星所用燃料反应的反应热。 2 N2H4(g)+ 2NO2(g)=3N2(g)+4H2O(g)
人教版高中化学选修四 金属的电化学腐蚀与防护 PPT课件
4、下列各情况，在其中Fe片腐蚀由快到慢的顺
(5)>(2)>(1)>(3)>(4) 序是______________________________
金属腐蚀的快慢程度： 电解池的阳极＞原电池的负极＞化学腐蚀＞ 原电池的正极＞电解池的阴极
5、下列装置中四块相同的Zn片，放置一段时间后腐蚀
( 4 ) ( 2 ) ( 1 ) ( 3 ) 速率由慢到快的顺序是________________________
2.下列制氢气的反应速率最快的是 A.纯锌和1mol/L 硫酸 B.纯锌和18 mol/L 硫酸 C.粗锌和1mol/L 硫酸 D.粗锌和18mol/L 硫酸
C
3.下列叙述中，可以说明金属甲比乙活泼性强的是 D A.甲和乙用导线连接插入稀盐酸溶液中，乙溶解， 甲上有H2气放出； B.在氧化–还原反应中，甲比乙失去的电子多 C.将甲乙作电极组成原电池时甲是负极 D.同价态的阳离子，甲比乙的氧化性弱
第4节 金属的电化学 腐蚀与防护
阅读：你有何感想？
金属腐蚀 我国作为世界上钢铁产量最多的国家（2005年全国生 产钢材37117.02万吨） ，每年被腐蚀的铁占到我国钢 铁年产量的十分之一，因为金属腐蚀而造成的损失占 到国内生产总值的2%~4%；约合人民币：3000亿元 （ 2005年我国国内生产总值将达15万亿元） 。 根据各国调查结果，一般说来，金属腐蚀所造成的经 济损失大致为该国国民生产总值的4%左右。 另据国外统计，金属腐蚀的年损失远远超过水灾、火 灾、风灾和地震（平均值）损失的总和，在这里还不 包括由于腐蚀导致的停工、减产和爆炸等造成的间接 损失。
7、盐酸与锌片反应时，若加入可溶性醋酸铜晶体
[(CH3COO)2Cu]，将产生两种影响生成速率的因
高中化学选修四人教版全套课件 共309页PPT资料
名称
化学式
ΔH/kJ·mol-
1
名称
化学式
ΔH/kJ·mol-1
石墨
Cቤተ መጻሕፍቲ ባይዱs) -393.5
金刚石 C(s) -395.0
氢气
H2(g)
一氧化碳 CO(g)
-285.8 -283.0
甲烷 甲醇
CH4(g) -890.31 CH3OH(l) -726.51
乙烷 乙烯 乙炔 乙醇 丙烷 苯
C2H6(g) -1559.8 C2H4(g) -1411.0 C2H2(g) -1299.6 C2H5OH(l) -1366.8 C3H8(g) -2219.9 C6H6(l) -3267.5
已知： H2O(g)=H2O(l) △H= － 44kJ/mol 是否可以求出氢气的燃烧热？
H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) △H2=△H1+△H= － 285.8kJ/mol
H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) △ H2=－285.8kJ/mol
一、盖斯定律
化学反应的反应热只与反应体系的始态 和终态有关，而与反应的途径无关。 ——条条大路通罗马
A.1000kJ/mol C.2000kJ/mol
B.1500kJ/mol D.3000kJ/mol
3.家用液化气中主要成分是丁烷，当 10kg 丁烷完全燃烧并生成二氧化碳和液 态水时，放出热量5×105kJ。
写出丁烷燃烧的热化学方程式。
第一章 化学反应与能量
第三节 化学反应热的计算
H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) △H1=－241.8kJ/mol 上式中的△H1是否表示氢气的燃烧热？
C．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) Δ H=+5518 kJ·mol-1
2.3.1化学平衡的移动课件人教版高中化学选修4
改变压强前总压强P1；改变压强后瞬时总压强P2；改变压强达新平衡 后总压强P3 加压：P2 ＞ P3 ＞ P1； 减压：P1 ＞ P3 ＞ P2 。
①三点作图法：
条件改变的影响 平衡移动的影响 新平衡
旧平衡
旧平衡 条件改变的影响
新平衡 平衡移动的影响
[讨论] 对于反应2NO2(气)
N2O4(气) △H=-56.9kJ/mol
20-50MPa
N2+3H5200℃ 铁触媒 2NH3 工业合成氨为什么需加入催化剂？有利于提高氨的产率吗？
应用：催化剂不能使化学平衡移动，不能提高氨的产率。 但催化剂能大幅度加快反应速率，提高生产效率。
四.化学平衡移动
1. 平衡移动的方向：
（1）若υ正> υ逆 ，平衡向 正反应方向移动 （2） 若υ正< υ逆 ，平衡向 逆反应方向移动
增大体系压强
正
C反应物
减小
逆
C反应物
增大
逆
C生成物
减小
勒夏特列原理 正
C生成物
增大
向气体计量数减小方向 体系压强 减小
减小体系压强
温度 升高温度
降低温度
催化剂 平衡不移动。
向气体计量数增大方向 体系压强 增大
向吸热方向
向放热方向
体系温度 体系温度
降低 升高
四.化学平衡移动
* 勒夏特列原理：
2、结果：平衡移动的结果只能减弱 （不可能抵消）外界条件的变化。
3、 勒夏特列原理的应用：
③转化率问题：转化率=
×100%
例：恒温、恒容，反应N2 + 3 H2
2 NH3
平衡后，向其中加入N2，平衡如何移动？ 正向移动
①三点作图法：
条件改变的影响 平衡移动的影响 新平衡
旧平衡
旧平衡 条件改变的影响
新平衡 平衡移动的影响
[讨论] 对于反应2NO2(气)
N2O4(气) △H=-56.9kJ/mol
20-50MPa
N2+3H5200℃ 铁触媒 2NH3 工业合成氨为什么需加入催化剂？有利于提高氨的产率吗？
应用：催化剂不能使化学平衡移动，不能提高氨的产率。 但催化剂能大幅度加快反应速率，提高生产效率。
四.化学平衡移动
1. 平衡移动的方向：
（1）若υ正> υ逆 ，平衡向 正反应方向移动 （2） 若υ正< υ逆 ，平衡向 逆反应方向移动
增大体系压强
正
C反应物
减小
逆
C反应物
增大
逆
C生成物
减小
勒夏特列原理 正
C生成物
增大
向气体计量数减小方向 体系压强 减小
减小体系压强
温度 升高温度
降低温度
催化剂 平衡不移动。
向气体计量数增大方向 体系压强 增大
向吸热方向
向放热方向
体系温度 体系温度
降低 升高
四.化学平衡移动
* 勒夏特列原理：
2、结果：平衡移动的结果只能减弱 （不可能抵消）外界条件的变化。
3、 勒夏特列原理的应用：
③转化率问题：转化率=
×100%
例：恒温、恒容，反应N2 + 3 H2
2 NH3
平衡后，向其中加入N2，平衡如何移动？ 正向移动
人教版高中化学选修四课件高二2.3压强对化学平衡的影响.ppt
高中化学课件
金戈铁骑整理敬请各位同仁批评指正共同进步
压强对化学平衡的影响
仔细观察表格内容想一想： 压强的变化是否会引起平衡的移动？
450℃时N2与 H2 反应平衡时生成NH3的实验数据
压强/Mpa 1 5 10 30 60 100 NH3% 2.0 9.2 16.4 35.5 53.6 69.4
v
v正
v正 v逆
v逆
0 增大压强 t
v
v正Βιβλιοθήκη v逆v逆 v正0 减小压强 t
若a + b = c + d；其速率-时间图又是怎样的？
下列反应达到化学平衡时，增大压强，平衡是否移 动？向哪个方向移动？
①2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) 正向移动
②H2O(g) + CO(g) CO2(g) + H2(g) 不移动
B. A的转化率减小了 D. B的质量分数增加了
【思考与交流】
一密闭容器中，可逆反应2SO3(g) 2SO2(g) +O2(g) 已达平衡状态。此时三者的浓度依次为0.2mol/L， 0.2mol/L，0.1mol/L。下列条件改变时，平衡会如何 影响?
A.缩小体积，以增大压强.( 逆向移动) B.恒容，通入He气以增大压强.( 不移动 ) C.恒压，通入He气.( 正向移动 ) D.恒容，通入SO3气.( 正向移动 )
不移动
，
向逆反应方向移动 ，
恒温恒容加入C
不移动
.
向平衡体系中3H2 (g) +N2 (g)
2NH3 (g)
恒容时，充入Ne ，则平衡_不_移__动__；
恒压时，充入Ne ，则平衡_逆_向__移_动_。
在反应aA(g) ＋ bB(g)
金戈铁骑整理敬请各位同仁批评指正共同进步
压强对化学平衡的影响
仔细观察表格内容想一想： 压强的变化是否会引起平衡的移动？
450℃时N2与 H2 反应平衡时生成NH3的实验数据
压强/Mpa 1 5 10 30 60 100 NH3% 2.0 9.2 16.4 35.5 53.6 69.4
v
v正
v正 v逆
v逆
0 增大压强 t
v
v正Βιβλιοθήκη v逆v逆 v正0 减小压强 t
若a + b = c + d；其速率-时间图又是怎样的？
下列反应达到化学平衡时，增大压强，平衡是否移 动？向哪个方向移动？
①2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) 正向移动
②H2O(g) + CO(g) CO2(g) + H2(g) 不移动
B. A的转化率减小了 D. B的质量分数增加了
【思考与交流】
一密闭容器中，可逆反应2SO3(g) 2SO2(g) +O2(g) 已达平衡状态。此时三者的浓度依次为0.2mol/L， 0.2mol/L，0.1mol/L。下列条件改变时，平衡会如何 影响?
A.缩小体积，以增大压强.( 逆向移动) B.恒容，通入He气以增大压强.( 不移动 ) C.恒压，通入He气.( 正向移动 ) D.恒容，通入SO3气.( 正向移动 )
不移动
，
向逆反应方向移动 ，
恒温恒容加入C
不移动
.
向平衡体系中3H2 (g) +N2 (g)
2NH3 (g)
恒容时，充入Ne ，则平衡_不_移__动__；
恒压时，充入Ne ，则平衡_逆_向__移_动_。
在反应aA(g) ＋ bB(g)
新人教版高中化学选修4-第4章第1节《原电池》课件
A．构成原电池的正极和负极必须是两种不同的 金属。
B．在原电池的电解质溶液中，阳离子移向的电 极是正极。
C．在原电池中，电子流出的一极是负极，该电 极被还原。
D．原电池放电时，电流的方向是从负极到正极。
问题3：你可以从那些方面来判断原电池的正负极？
电极材料、离子移动方向、电子流向、 电流方向、氧化还原方面、实验现象等 等
④ 现象：Zn棒变细，Cu棒 变粗，蓝色溶液变 浅
[问题切入]
问题8：人们发现，按此方法设计的原电池，如果用它做 电源，不但效率低，而且时间稍长电流就很快减弱，因此 不适合实际应用。这是什么原因造成的呢？
A
单液原电池
H2SO4 溶液 主要原因：负极与阳离子直接接触【说明】由于右图装置中Cu2+与 Zn直接接触，Zn失电子后， Cu2+可以直接在锌片上得到电子，所 以这种原电池的效率不高，电流在短时间内就会衰减。
＊根据组成原电池的两极材料判断：
一般活泼的金属为负极 活泼性较弱的金属或能导电的非金属为正极
＊根据原电池两极发生的变化来判断：
失电子发生氧化反应是负极， 得电子发生还原反应是正极。
＊根据电子移动方向或者电流的方向来判断：
电流是由正极流向负极； 电子流动方向是由负极流向正极。
1、已知反应 Cu ＋ 2FeCl3 = CuCl2 +2FeCl2 ， 请设计原电池，写出电极反应式。
强到弱的顺序为 (a>c>d>)b
有下列材料：Zn片（2片）、Cu片（2片）、导线、 水果 （西红柿、苹果等）、电流计，请设计一个装置
使电流计指针发生偏转，并画出设计草图。
用水果和现有的实验器材试做水果电池
你知道吗？ 2380块橙子能给一个手机充电
B．在原电池的电解质溶液中，阳离子移向的电 极是正极。
C．在原电池中，电子流出的一极是负极，该电 极被还原。
D．原电池放电时，电流的方向是从负极到正极。
问题3：你可以从那些方面来判断原电池的正负极？
电极材料、离子移动方向、电子流向、 电流方向、氧化还原方面、实验现象等 等
④ 现象：Zn棒变细，Cu棒 变粗，蓝色溶液变 浅
[问题切入]
问题8：人们发现，按此方法设计的原电池，如果用它做 电源，不但效率低，而且时间稍长电流就很快减弱，因此 不适合实际应用。这是什么原因造成的呢？
A
单液原电池
H2SO4 溶液 主要原因：负极与阳离子直接接触【说明】由于右图装置中Cu2+与 Zn直接接触，Zn失电子后， Cu2+可以直接在锌片上得到电子，所 以这种原电池的效率不高，电流在短时间内就会衰减。
＊根据组成原电池的两极材料判断：
一般活泼的金属为负极 活泼性较弱的金属或能导电的非金属为正极
＊根据原电池两极发生的变化来判断：
失电子发生氧化反应是负极， 得电子发生还原反应是正极。
＊根据电子移动方向或者电流的方向来判断：
电流是由正极流向负极； 电子流动方向是由负极流向正极。
1、已知反应 Cu ＋ 2FeCl3 = CuCl2 +2FeCl2 ， 请设计原电池，写出电极反应式。
强到弱的顺序为 (a>c>d>)b
有下列材料：Zn片（2片）、Cu片（2片）、导线、 水果 （西红柿、苹果等）、电流计，请设计一个装置
使电流计指针发生偏转，并画出设计草图。
用水果和现有的实验器材试做水果电池
你知道吗？ 2380块橙子能给一个手机充电
人教版高中化学选修四 化学反应速率 PPT课件
1、测量一定时间内生成氢气的体积 2、测量产生一定体积的氢气所消耗的时间 3、测量一定时间内溶液中H+浓度的变化 4、测量一定时间内溶液中Zn2+浓度的变化 5、测量一定时间内体系压强的变化
6、测量一定时间内锌粒质量的变化
【实验探究】
1、实验目的: 测量锌与稀硫酸反应的反应速率。 2、实验步骤及注意事项 ①向锥形瓶中加入2g颗粒大小基本相同的锌粒。
②用量筒量取20ml1 mol· L-1或4 mol· L-1的硫酸加入锥形瓶， 迅速塞紧橡胶塞(用手摁住以防弹出），并开始计时。
③当活塞到达注射器刻度5ml时，停止计时并打开橡胶塞。 ④记录实验数据并填写表格。 加入试剂 1mol/LH2SO4 4mol/LH2SO4 反应时间(S) 反应速率(mL/S)
N2 + 3H2
2NH3
υ (N2)=0.1mol/(L·min)
υ (H2)=0.3mol/(L·min) υ (NH3)=0.2mol/(L·min)
N2 + 3H2
2NH3
υ (N2)=0.1mol/(L·min) υ (H2)=0.3mol/(L·min) υ (NH3)=0.2mol/(L·min) 【注意】
作业
1、完成课本 P18 习题
2、完成《学案》课后巩固练习
3 、预习下节课内容
A.υ(H2)=υ(N2)=υ(NH3)
B.υ(H2) =2υ(NH3)
C. 2υ(NH3) = 3υ(H2) D.υ(H2) =3υ(N2)
【当堂检测】
2、在2L密闭容器中，发生3A+B = 2C 的反应，若最初加入A和B都是4 mol， A 的平均反应速率是0.12mol/(L· s)，则 10s后容器中B的物质的量是：（ ） A. 1.6mol B. 2.8mol C. 3.2mol D. 3.6mol
6、测量一定时间内锌粒质量的变化
【实验探究】
1、实验目的: 测量锌与稀硫酸反应的反应速率。 2、实验步骤及注意事项 ①向锥形瓶中加入2g颗粒大小基本相同的锌粒。
②用量筒量取20ml1 mol· L-1或4 mol· L-1的硫酸加入锥形瓶， 迅速塞紧橡胶塞(用手摁住以防弹出），并开始计时。
③当活塞到达注射器刻度5ml时，停止计时并打开橡胶塞。 ④记录实验数据并填写表格。 加入试剂 1mol/LH2SO4 4mol/LH2SO4 反应时间(S) 反应速率(mL/S)
N2 + 3H2
2NH3
υ (N2)=0.1mol/(L·min)
υ (H2)=0.3mol/(L·min) υ (NH3)=0.2mol/(L·min)
N2 + 3H2
2NH3
υ (N2)=0.1mol/(L·min) υ (H2)=0.3mol/(L·min) υ (NH3)=0.2mol/(L·min) 【注意】
作业
1、完成课本 P18 习题
2、完成《学案》课后巩固练习
3 、预习下节课内容
A.υ(H2)=υ(N2)=υ(NH3)
B.υ(H2) =2υ(NH3)
C. 2υ(NH3) = 3υ(H2) D.υ(H2) =3υ(N2)
【当堂检测】
2、在2L密闭容器中，发生3A+B = 2C 的反应，若最初加入A和B都是4 mol， A 的平均反应速率是0.12mol/(L· s)，则 10s后容器中B的物质的量是：（ ） A. 1.6mol B. 2.8mol C. 3.2mol D. 3.6mol
人教版高中化学选修4-1.3《盖斯定律》名师课件
人教版 化学 选修（四） 第一章 第三节
途殊结 径途果 不同一 同归样
H2(g)+1/2O2(g) = H2O(g) △H1= - 241.8kJ/mol ①
• 判断——题目中的△H1表示的是燃烧热物嘛？质
H2(g)+1/2O2(g) = H2O (l) △H3
聚集状态③
• 回忆——燃烧热的概念是什么，有哪些注意事项？
热化学方程式乘以（除以）一个数时，反应热 也必须乘以（除以）该数；
将一个热化学方程式颠倒时， ΔH大小不变， “+ -”须随之改变；
1.已知如下反应，取标况下体积比为4:1的甲烷和氢气的 混合气体11.2L，完全燃烧后恢复至室温 ，放出的热量
为（ A ）
CH4(g)+2O2(g) = CO2(g)+2H2O(l) 2H2(g) + O2(g) =2H2O(g) 2H2(g) + O2(g) =2H2O(l)
C(石墨) +O2 (g) = CO2(g)
△H1 = -394 kJ/mol ①
C(石墨) +1/2O2 (g) = CO (g) △H2 = -111 kJ/mol ②
H2(g) +1/2O2 (g) = H2O(g)
△H3 = -242kJ/mol ③
试计算25℃时，一氧化碳与水蒸气作用转化为氢气和二
S（始态） △H
L（终态）
△H3
△H4
△H5
中间产物2
中间产物3
途径1：经一步反应到达终态，反应热为 △H；
途径2：经两步反应到达终态，反应热分别为△H1 、△H2 总反应热为△H1 +△H2；
途径3：经三步反应到达终态，反应热分别为△H3 、△H4 △H5，总反应热为△H3 +△H4+ △H5；
途殊结 径途果 不同一 同归样
H2(g)+1/2O2(g) = H2O(g) △H1= - 241.8kJ/mol ①
• 判断——题目中的△H1表示的是燃烧热物嘛？质
H2(g)+1/2O2(g) = H2O (l) △H3
聚集状态③
• 回忆——燃烧热的概念是什么，有哪些注意事项？
热化学方程式乘以（除以）一个数时，反应热 也必须乘以（除以）该数；
将一个热化学方程式颠倒时， ΔH大小不变， “+ -”须随之改变；
1.已知如下反应，取标况下体积比为4:1的甲烷和氢气的 混合气体11.2L，完全燃烧后恢复至室温 ，放出的热量
为（ A ）
CH4(g)+2O2(g) = CO2(g)+2H2O(l) 2H2(g) + O2(g) =2H2O(g) 2H2(g) + O2(g) =2H2O(l)
C(石墨) +O2 (g) = CO2(g)
△H1 = -394 kJ/mol ①
C(石墨) +1/2O2 (g) = CO (g) △H2 = -111 kJ/mol ②
H2(g) +1/2O2 (g) = H2O(g)
△H3 = -242kJ/mol ③
试计算25℃时，一氧化碳与水蒸气作用转化为氢气和二
S（始态） △H
L（终态）
△H3
△H4
△H5
中间产物2
中间产物3
途径1：经一步反应到达终态，反应热为 △H；
途径2：经两步反应到达终态，反应热分别为△H1 、△H2 总反应热为△H1 +△H2；
途径3：经三步反应到达终态，反应热分别为△H3 、△H4 △H5，总反应热为△H3 +△H4+ △H5；
高中化学 人教版选修4 课件：第四章 第三节 第1课时 电解原理(36张PPT)
通电 2Na＋Cl ↑ 2NaCl( 熔解 )===== 2 总反应：___________________________________ 。
栏 目 链 接
应用 思考
3.电解精炼铜时，电解液中CuSO4的浓度如何变化？
提示：电解精炼铜时，阴极：Cu2＋＋2e－===Cu， 阳极：Cu－2e－===Cu2＋(主要)，Zn－2e－===Zn2＋， Fe－2e－===Fe2＋(杂质失电子)。因此阳极溶解的铜比 阴极析出的铜少，故c(CuSO4)减小。
应用
思考 1.若在电解饱和食盐水时滴入几滴酚酞试液，为什 么阴极附近变红色？
栏 目 链 接
提示：在电解池中阳离子向阴极移动，阴离子 向阳极移动，而在原电池中阳离子向正极移动，阴离 子向负极移动。
2.在某镀件上镀铜时，电镀液中CuSO4的浓度如何变化？
提示：在镀件上镀铜时，阳极：Cu－2e－===Cu2
阳极：与电源正极相连 的极 阴极：与电源负极相连 的极 阳极：溶液中的阴离子 失电子，或电极金属失 电子，发生氧化反应 阴极：溶液中的阳离子 得电子，发生还原反应 阴离子移向阳极，阳离 子移向阴极
电极反应
溶液中的 离子移向
负极：较活泼金属(电 子流出的极) 正极：较不活泼金属 (或能导电的非金 属)(电子流入的极) 负极：较活泼电极金属 或阴离子失电子，发生 氧化反应 正极：溶液中的阳离子 或氧气得电子，发生还 原反应 阴离子移向负极，阳离 子移向正极
栏 目 链 接
要点二
电解的应用(二)
1．电解精炼铜
栏 目 链 接
纯铜
粗铜
Cu－2e－===Cu2＋
CuSO4溶液
2．电冶金
金属离子 (1) 金属冶炼的本质：使矿石中的 ________ 获得电子， 还原 从它们的化合物中________ 出来。如Mn＋＋ne－===M。
栏 目 链 接
应用 思考
3.电解精炼铜时，电解液中CuSO4的浓度如何变化？
提示：电解精炼铜时，阴极：Cu2＋＋2e－===Cu， 阳极：Cu－2e－===Cu2＋(主要)，Zn－2e－===Zn2＋， Fe－2e－===Fe2＋(杂质失电子)。因此阳极溶解的铜比 阴极析出的铜少，故c(CuSO4)减小。
应用
思考 1.若在电解饱和食盐水时滴入几滴酚酞试液，为什 么阴极附近变红色？
栏 目 链 接
提示：在电解池中阳离子向阴极移动，阴离子 向阳极移动，而在原电池中阳离子向正极移动，阴离 子向负极移动。
2.在某镀件上镀铜时，电镀液中CuSO4的浓度如何变化？
提示：在镀件上镀铜时，阳极：Cu－2e－===Cu2
阳极：与电源正极相连 的极 阴极：与电源负极相连 的极 阳极：溶液中的阴离子 失电子，或电极金属失 电子，发生氧化反应 阴极：溶液中的阳离子 得电子，发生还原反应 阴离子移向阳极，阳离 子移向阴极
电极反应
溶液中的 离子移向
负极：较活泼金属(电 子流出的极) 正极：较不活泼金属 (或能导电的非金 属)(电子流入的极) 负极：较活泼电极金属 或阴离子失电子，发生 氧化反应 正极：溶液中的阳离子 或氧气得电子，发生还 原反应 阴离子移向负极，阳离 子移向正极
栏 目 链 接
要点二
电解的应用(二)
1．电解精炼铜
栏 目 链 接
纯铜
粗铜
Cu－2e－===Cu2＋
CuSO4溶液
2．电冶金
金属离子 (1) 金属冶炼的本质：使矿石中的 ________ 获得电子， 还原 从它们的化合物中________ 出来。如Mn＋＋ne－===M。
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14.53kJ
22
三、中和反应反应热的测定
1、中和热
酸与碱反应生成1mol H2O时释放的热 量称中和热。
数值：稀溶液中，强酸和强碱中和时 △H= -57.3kJ/mol
H2 (g)+ I2 (g) 10210K0℃Pa2HI (g) △H= －14.9kJ/mol
14
热化学方程式书写要点
①需注明反应的温度和压强 如在25℃、101KPa下进行的反应，可不 注明温度和压强 ②应注明反应物和生成物的状态 气体用g；液体用l；固体用s；溶液用aq
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H1=-Q1kJ/mol 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H2=-Q2kJ/mol
16
1、已知在25℃，101kpa下，1gC8H18(辛烷) 燃烧生成二氧化碳和液态水时放出48.40kJ 热量，表示上述反应的热化学方程式正确的 是
A．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(g) ΔH=-48.40 kJ·mol-1
B．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) ΔH=-5518 kJ·mol-1
CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) △H=- 890 kJ/mol
3、常温下14克CO在足量氧气中充分燃烧， 放出141.3KJ热量，写出该热化学方程式。
CO(g) + 1/2O2(g)=CO2(g) △H=- 282.6 kJ/mol
18
4、比较Q1和Q2的大小、 △H1和△H2的大小
第一章 化学反应与能量
第一节 化学反应与能量的变化
1
化学反应的本质 从物质的角度： 有新物质生成 从微粒的角度： 原子重新组合的过程 从化学键的角度： 旧键的断裂和新键的形成 从能量的角度: 释放或贮存能量的过程
2
一、焓变 反应热
1、反应热
在化学反应过程中放出或吸收的热量
恒(等)压过程：反应前后压强不变，体积改变 敞口、针筒、活塞
恒(等)容过程：反应前后体积不变，压强改变 密闭容器、体积不变容器
3
2、焓变
焓：热力学状态函数。
焓变：在一定条件下（恒压）的反应热
生成物与反应物的焓值差
①焓变符号：△H
②焓变单位：kJ/mol
③测量条件：恒压下，一般为敞口容器中
④“+”：吸热，环境对体系做功自身能量增加
“-”：放热，体系对环境做功自身能量减少
15
③右端标注热量数值和符号， △H：吸热用“+”，放热用：“④”化。学计量数表示物质的量，而不是分子个数。 化学计量数可以是整数，可以是分数。
⑤化学计量数与△H成正比，当化学计量数不 同时，其△H不同
2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)，△H=H572(1g.6)+kJ1//m2Ool2(g)=H2O(l)，△H=-285.8kJ/mo
4
3、反应热产生的原因
5
①从物质所具有的能量角度 放热反应： 反应物的总能量＞生成物的总能量
△H<0
吸热反应： 生成物的总能量＞反应物的总能量
△H>0
6
ΔH= -183 kJ/mol（理论值）
ΔH= -184.6 kJ/mol（实验值）
7
②从化学键的角度 化学键断裂——吸热 化学键形成——放热
10
已知拆开1mol H2中的化学键要吸收436 kJ的 能量，拆开1mol O2中的化学键要吸收496 kJ 的能量，形成水分子中的1mol H—O键要放出 463 kJ的能量，试说明 2H2+ O2 = 2H2O中的 能量变化。
△H=-484kJ/mol
11
练习
1、1molC与1molH2O(g)反应生成lmol C热O量(g，)和该1反m应o的l H反2(应＋g热)1，3为需1△.要5H=吸收13k1J./5mkJo的l。
8
4、常见吸热反应与放热反应
①放热反应 放出热量的化学反应。△H 为“-”或△H <0
常见放热反应：中和反应 燃烧反应 活泼金属与酸反应 大多数化合反应
9
②吸热反应
吸收热量的化学反应。△H 为“+”或△H >0 常见的吸热反应： 大多数分解反应 某些金属氧化物的还原反应 C+CO2 C+H2O Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl
C．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) ΔH=+5518 kJ·mol-1
D．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) ΔH=-48.40 kJ·mol-1
17
2、1克甲烷在空气中燃烧，恢复常温下测得 放出热量55.625KJ，试写出热化学方式。
②其反应热是指反应物完全转变成生成物 放出或吸收的热量。
20
6、已知：C(s)+O2(g)==CO2(g) △H=-393.5 kJ/mol 要获得1000kg热量，需燃烧多少克碳？
30.5g
21
备用： 已知：S(s)+O2(g)=SO2(g) △H=- 290.6 kJ/mol 求1.6g硫燃烧成为SO2气体,放出多少热量？
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-3应09热.27K为KJJ//mmooll
。
12
13
二、热化学方程式
表示参加反应物质的量和反应热的关系的 化学方程式。
2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)，△H1=Q1kJ/mol
HQ22(kgJ)/Q+m11o﹥/l2OQ22(g)=H△2HO1(l)＜，△△HH22=-
注意：热量比较比数值， △H比较带符号
练：⑴比较Q1＜Q2的大小、△H1 ＞△H2的大小
S(g)+O2(g)==SO2(g) △H1=- Q1 kJ/mol S(s)+O2(g)==SO2(g) △H2=- Q2 kJ/mol
Q1>Q2 △H1 <△H2
19
5、已知某温度下的热化学方程式：
2SO2(g) ＋O2(g)
2SO3(g) △H=-197kJ/mol
试写出SO3分解的热化学反应方程式。
2SO3(g)
2SO2(g) ＋O2(g) △H=+197kJ/mol
注意： 对于可逆反应，
①当反应逆向进行时，其反应热与正来自应的 数值相等，符号相反。
22
三、中和反应反应热的测定
1、中和热
酸与碱反应生成1mol H2O时释放的热 量称中和热。
数值：稀溶液中，强酸和强碱中和时 △H= -57.3kJ/mol
H2 (g)+ I2 (g) 10210K0℃Pa2HI (g) △H= －14.9kJ/mol
14
热化学方程式书写要点
①需注明反应的温度和压强 如在25℃、101KPa下进行的反应，可不 注明温度和压强 ②应注明反应物和生成物的状态 气体用g；液体用l；固体用s；溶液用aq
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H1=-Q1kJ/mol 2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H2=-Q2kJ/mol
16
1、已知在25℃，101kpa下，1gC8H18(辛烷) 燃烧生成二氧化碳和液态水时放出48.40kJ 热量，表示上述反应的热化学方程式正确的 是
A．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(g) ΔH=-48.40 kJ·mol-1
B．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) ΔH=-5518 kJ·mol-1
CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) △H=- 890 kJ/mol
3、常温下14克CO在足量氧气中充分燃烧， 放出141.3KJ热量，写出该热化学方程式。
CO(g) + 1/2O2(g)=CO2(g) △H=- 282.6 kJ/mol
18
4、比较Q1和Q2的大小、 △H1和△H2的大小
第一章 化学反应与能量
第一节 化学反应与能量的变化
1
化学反应的本质 从物质的角度： 有新物质生成 从微粒的角度： 原子重新组合的过程 从化学键的角度： 旧键的断裂和新键的形成 从能量的角度: 释放或贮存能量的过程
2
一、焓变 反应热
1、反应热
在化学反应过程中放出或吸收的热量
恒(等)压过程：反应前后压强不变，体积改变 敞口、针筒、活塞
恒(等)容过程：反应前后体积不变，压强改变 密闭容器、体积不变容器
3
2、焓变
焓：热力学状态函数。
焓变：在一定条件下（恒压）的反应热
生成物与反应物的焓值差
①焓变符号：△H
②焓变单位：kJ/mol
③测量条件：恒压下，一般为敞口容器中
④“+”：吸热，环境对体系做功自身能量增加
“-”：放热，体系对环境做功自身能量减少
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③右端标注热量数值和符号， △H：吸热用“+”，放热用：“④”化。学计量数表示物质的量，而不是分子个数。 化学计量数可以是整数，可以是分数。
⑤化学计量数与△H成正比，当化学计量数不 同时，其△H不同
2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)，△H=H572(1g.6)+kJ1//m2Ool2(g)=H2O(l)，△H=-285.8kJ/mo
4
3、反应热产生的原因
5
①从物质所具有的能量角度 放热反应： 反应物的总能量＞生成物的总能量
△H<0
吸热反应： 生成物的总能量＞反应物的总能量
△H>0
6
ΔH= -183 kJ/mol（理论值）
ΔH= -184.6 kJ/mol（实验值）
7
②从化学键的角度 化学键断裂——吸热 化学键形成——放热
10
已知拆开1mol H2中的化学键要吸收436 kJ的 能量，拆开1mol O2中的化学键要吸收496 kJ 的能量，形成水分子中的1mol H—O键要放出 463 kJ的能量，试说明 2H2+ O2 = 2H2O中的 能量变化。
△H=-484kJ/mol
11
练习
1、1molC与1molH2O(g)反应生成lmol C热O量(g，)和该1反m应o的l H反2(应＋g热)1，3为需1△.要5H=吸收13k1J./5mkJo的l。
8
4、常见吸热反应与放热反应
①放热反应 放出热量的化学反应。△H 为“-”或△H <0
常见放热反应：中和反应 燃烧反应 活泼金属与酸反应 大多数化合反应
9
②吸热反应
吸收热量的化学反应。△H 为“+”或△H >0 常见的吸热反应： 大多数分解反应 某些金属氧化物的还原反应 C+CO2 C+H2O Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl
C．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) ΔH=+5518 kJ·mol-1
D．C8H18(1)+25/2O2(g)=8CO2(g)+9H2O(1) ΔH=-48.40 kJ·mol-1
17
2、1克甲烷在空气中燃烧，恢复常温下测得 放出热量55.625KJ，试写出热化学方式。
②其反应热是指反应物完全转变成生成物 放出或吸收的热量。
20
6、已知：C(s)+O2(g)==CO2(g) △H=-393.5 kJ/mol 要获得1000kg热量，需燃烧多少克碳？
30.5g
21
备用： 已知：S(s)+O2(g)=SO2(g) △H=- 290.6 kJ/mol 求1.6g硫燃烧成为SO2气体,放出多少热量？
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-3应09热.27K为KJJ//mmooll
。
12
13
二、热化学方程式
表示参加反应物质的量和反应热的关系的 化学方程式。
2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)，△H1=Q1kJ/mol
HQ22(kgJ)/Q+m11o﹥/l2OQ22(g)=H△2HO1(l)＜，△△HH22=-
注意：热量比较比数值， △H比较带符号
练：⑴比较Q1＜Q2的大小、△H1 ＞△H2的大小
S(g)+O2(g)==SO2(g) △H1=- Q1 kJ/mol S(s)+O2(g)==SO2(g) △H2=- Q2 kJ/mol
Q1>Q2 △H1 <△H2
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5、已知某温度下的热化学方程式：
2SO2(g) ＋O2(g)
2SO3(g) △H=-197kJ/mol
试写出SO3分解的热化学反应方程式。
2SO3(g)
2SO2(g) ＋O2(g) △H=+197kJ/mol
注意： 对于可逆反应，
①当反应逆向进行时，其反应热与正来自应的 数值相等，符号相反。