高考新課標化學件化學平衡常數(shù)化學反應進行的方向

高考新課標化學件化學平衡常數(shù)化學反應進行的方向匯報人：XX20XX-01-27目錄化學平衡常數(shù)概述化學反應進行方向判斷沉淀溶解平衡及應用酸堿平衡及pH計算氧化還原反應與電化學基礎總結(jié)與拓展01化學平衡常數(shù)概述定義化學平衡常數(shù)（沉淀溶解平衡常數(shù)、沉淀生成常數(shù)）：表達式中各物質(zhì)濃度均為達到沉淀溶解平衡時的濃度（mol/L），且此表達式與溶液中其他離子濃度無關，只與溫度T有關。意義沉淀溶解平衡常數(shù)（Ksp）反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力。定義與意義表達式Ksp（s）=c（A）^p·c（B）^q。式中的p、q指的是電離平衡時A、B的冪次，A、B指的是電離時溶液中的離子，Ksp通常由它所處溫度下的離子濃度冪的乘積求得。計算方法對于不同類型的難溶電解質(zhì)，Ksp的表示式有所不同。例如，對于AgCl、AgBr、AgI等難溶的AB型電解質(zhì)，其Ksp的表達式為Ksp=c（A^p）·c（B^q）；對于PbS、ZnS、CuS等難溶的A2B型電解質(zhì)，其Ksp的表達式為Ksp=c（A^2p）·c（B^q）。表達式及計算方法其他向難溶電解質(zhì)溶液中加入與難溶電解質(zhì)無關的電解質(zhì)，一般對難溶電解質(zhì)的溶解度無影響，但可使溶解度很小的物質(zhì)溶解度增加，即產(chǎn)生“鹽效應”。內(nèi)因難溶物質(zhì)本身的性質(zhì)，這是決定因素。沉淀顆粒的大小顆粒越小，溶解度越大，Ksp越大。溫度多數(shù)難溶電解質(zhì)的溶解度隨溫度升高而增大，Ksp增大。影響因素分析02化學反應進行方向判斷焓變（ΔH）表示化學反應中系統(tǒng)能量的變化。當ΔH<0時，反應放熱，有利于反應正向進行；當ΔH>0時，反應吸熱，不利于反應正向進行。熵變（ΔS）表示化學反應中系統(tǒng)混亂度的變化。當ΔS>0時，反應體系混亂度增加，有利于反應正向進行；當ΔS<0時，反應體系混亂度減小，不利于反應正向進行。焓變與熵變原理綜合考慮焓變和熵變對反應方向的影響。當ΔG<0時，反應可自發(fā)進行；當ΔG>0時，反應不能自發(fā)進行。自由能變化（ΔG）ΔG=ΔH-TΔS。隨著溫度的升高，熵變對自由能變化的影響增大；隨著壓力的升高，體積變化對自由能變化的影響增大。自由能變化與溫度、壓力的關系自由能變化與反應方向關系010203實例一對于放熱且熵增的反應，如燃燒反應，由于ΔH<0且ΔS>0，因此ΔG<0，反應可自發(fā)進行。實例二對于吸熱且熵減的反應，如某些合成反應，由于ΔH>0且ΔS<0，因此ΔG>0，反應不能自發(fā)進行。實例三對于某些特殊條件下的反應，如高溫下的分解反應，雖然ΔH>0且ΔS>0，但在高溫條件下TΔS項占主導地位，使得ΔG<0，反應仍可自發(fā)進行。實例分析：判斷反應進行方向03沉淀溶解平衡及應用在一定條件下，難溶電解質(zhì)的溶解速率等于其沉淀速率，形成動態(tài)平衡。改變條件（如濃度、溫度、pH等）可使平衡發(fā)生移動，從而影響沉淀的生成或溶解。沉淀溶解平衡原理沉淀溶解平衡的移動沉淀溶解平衡的建立

溶度積常數(shù)（Ksp）表達式及計算溶度積常數(shù)的定義在一定溫度下，難溶電解質(zhì)的飽和溶液中各離子濃度的冪之積為一常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)（Ksp）。溶度積常數(shù)的表達式對于不同類型的難溶電解質(zhì)，其Ksp表達式不同，如AgCl的Ksp=[Ag+][Cl-]，PbI2的Ksp=[Pb2+][I-]2等。溶度積常數(shù)的計算通過測定難溶電解質(zhì)飽和溶液中各離子的濃度，可計算出該難溶電解質(zhì)的Ksp值。利用沉淀溶解平衡原理，通過調(diào)節(jié)廢水pH值或加入沉淀劑等方法，使重金屬離子轉(zhuǎn)化為難溶電解質(zhì)而沉淀下來，從而達到去除的目的。廢水中的重金屬離子去除例如，在處理含鉛廢水時，可加入硫酸鈉作為沉淀劑，使鉛離子與硫酸根離子結(jié)合生成難溶的硫酸鉛沉淀下來。通過控制反應條件（如pH值、溫度、攪拌速度等），可實現(xiàn)鉛離子的高效去除。實際應用案例應用實例：處理廢水中的重金屬離子04酸堿平衡及pH計算03酸堿的強度酸堿的強度取決于其給出或接受質(zhì)子的能力，給出質(zhì)子能力越強，酸性越強；接受質(zhì)子能力越強，堿性越強。01酸堿質(zhì)子理論的基本概念酸堿質(zhì)子理論認為，凡是能給出質(zhì)子的分子或離子都是酸，凡是能接受質(zhì)子的分子或離子都是堿。02酸堿反應的實質(zhì)酸堿反應的實質(zhì)是質(zhì)子的轉(zhuǎn)移，即酸給出質(zhì)子成為堿，堿接受質(zhì)子成為酸。酸堿質(zhì)子理論簡介酸堿平衡常數(shù)的計算通過實驗測定弱電解質(zhì)在不同條件下的電離度，可以計算出其電離平衡常數(shù)。影響酸堿平衡常數(shù)的因素溫度、濃度、同離子效應等因素都會影響弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)。酸堿平衡常數(shù)表達式對于一元弱酸或弱堿，其電離平衡常數(shù)表達式為Ka或Kb，表示弱電解質(zhì)電離出離子的程度。酸堿平衡常數(shù)表達式及計算pH值的定義和計算方法pH值是衡量溶液酸堿性的標度，其定義為-lg[H+]，即溶液中氫離子濃度的負對數(shù)。通過測定溶液的pH值，可以了解溶液的酸堿性。pH值的應用實例在化學、生物、醫(yī)學等領域中，pH值是一個重要的參數(shù)。例如，在生物體內(nèi)，各種生物化學反應都需要在特定的pH值范圍內(nèi)進行；在醫(yī)學中，血液的pH值必須保持在7.35~7.45之間，否則會引起酸中毒或堿中毒。pH值的調(diào)節(jié)和控制為了保持溶液或生物體內(nèi)的pH值穩(wěn)定，可以采取一些措施來調(diào)節(jié)和控制pH值，例如加入緩沖溶液、改變溫度、控制濃度等。pH值計算方法和應用實例05氧化還原反應與電化學基礎通過電子轉(zhuǎn)移實現(xiàn)化學物種氧化態(tài)和還原態(tài)之間的轉(zhuǎn)化，從而完成化學反應。氧化還原反應原理根據(jù)反應物種氧化態(tài)和還原態(tài)的變化，可分為氧化反應、還原反應、歧化反應和歸中反應。氧化還原反應分類氧化還原反應原理及分類原電池工作原理和電極反應式書寫原電池工作原理原電池是將化學能轉(zhuǎn)化為電能的裝置，其工作原理基于氧化還原反應中電子的定向轉(zhuǎn)移。電極反應式書寫在原電池中，負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應。書寫電極反應式時，需注明電極名稱、電子轉(zhuǎn)移方向和數(shù)目，以及參與反應的物種和生成物。VS電解池是將電能轉(zhuǎn)化為化學能的裝置，其工作原理基于外加電場作用下電解質(zhì)溶液中離子的定向遷移和電極上的氧化還原反應。電極反應式書寫在電解池中，陽極發(fā)生氧化反應，陰極發(fā)生還原反應。書寫電極反應式時，需注明電極名稱、電子轉(zhuǎn)移方向和數(shù)目，以及參與反應的物種和生成物。同時，還需考慮電解質(zhì)溶液的性質(zhì)和濃度等因素對電極反應的影響。電解池工作原理電解池工作原理和電極反應式書寫06總結(jié)與拓展沉淀溶解平衡常數(shù)（Ksp）：表達式即為等于沉淀溶解平衡時，各離子濃度冪的乘積，例如Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-];沉淀溶解平衡常數(shù)的性質(zhì)：溶度積的大小和難溶物的類型有關，和溫度有關；當難溶物確定時就只和溫度有關了，在數(shù)據(jù)表中可查得各種難溶物的溶度積。溶度積Ksp的應用主要有：判斷沉淀的生成、溶解以及沉淀溶解平衡移動時的相關計算；只有Q>Ksp時才能生成沉淀；如果Q<Ksp，則沉淀溶解；如果Q=Ksp，則處于沉淀溶解平衡狀態(tài)；這就是沉淀溶解平衡的應用。根據(jù)化學平衡常數(shù)的大小可以判斷化學反應進行的程度。化學平衡常數(shù)的定義和表達式沉淀溶解平衡的應用化學反應進行的方向知識點回顧與總結(jié)化學平衡常數(shù)的計算與應用；化學反應進行的方向判斷。熟練掌握化學平衡常數(shù)的計算方法和應用；理解化學反應進行的方向與化學平衡常數(shù)的關系；多做相關練習題，提高解題能力和應試水平。高考考點預測備考建議高考考點預測和備考建議生物醫(yī)學在生物醫(yī)學領域，化學平衡常數(shù)可用于研究生物體內(nèi)的化學反