普通化学电子教案.docx

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1、学科： 普 通 化 学章节： 第一章 化学反响的根本规律 第一节 化学反响速率教学目的：通过教学让学生驾驭反响速率的表示方法，理解基元反响和困难反响，反响级数，质量作用定律，阿伦尼乌斯公式，活化能的概念以及浓度、温度、催化剂对反响速率的影响。教学重点：反响速率的表示方法，基元反响和困难反响，反响级数，质量作用定律。阿伦尼乌斯公式。活化能的概念，浓度、温度、催化剂对反响速率的影响。教学难点：质量作用定律。阿伦尼乌斯公式教学过程：一、新课讲解（80分钟）（一）、化学反响速率的表示方法(1)、平均速率和瞬时速率1.平均速率 通常用单位时间内反响物浓度的削减或产物浓度的增加来表示。化学反响速率： x

2、= d x / dt (瞬时速率） = xD / Dt （平均速率）举例说明：3H2 (g) + N2 (g) = 2NH3 (g)t = 0 s (mol) 3.0 1.0 0.0 t = 0.1 s (mol) 1.5 0.5 1.0以H2计算反响进度 x = DnH2 / nH2 = (1.5- 3.0) mol / -3 = 0.5 mol计算其反响速率：x = 0.5 mol / 0.1 s = 5.0 mol / s留意要点：a.反响速率的单位：mol s-1b.反响速率与物质的选择无关。c.数学概念上分清平均速率与瞬时速率的不同。（二）、影响化学反响速率的因素1、浓度对化学反响速

3、率的影响1.1、基元反响与非基元反响（微观） (1)、基元反响 2NO+2H2 = N2+2H2O 2NO N2O2 （快） （1） N2O2+H2 N2O+H2O （慢） （2） N2O+H2 N2+H2O （快） （3） 反响物分子在碰撞中一步干脆转化为生成物分子的反响称为基元反响。 (2).非基元反响 不是一步干脆转化为生成物分子的反响称为非基元反响。1.2、简洁反响和复合反响（宏观）(1).简洁反响： 仅由一种基元反响构成的整体反响 (2).复合反响 : 由两种或两种以上的基元反响构成的整体反响。 复合反响中确定整个反响速率的那步基元反响，称为控速步1.3. 质量作用定律 在肯定温度下

4、, 简洁反响(或复合反响中任一基元反响) , 反响速率与以反响式中化学计量数为指数的反响物浓度的乘积成正比 a (A) + b (B) = d (D) + e (E)（简洁反响） r =k ca (A) cb (B) - - - - 速率方程 k 反响速率常数 简洁反响 a (A) + b (B) = d (D) + e (E) r =k ca (A) cb (B) - - - - 速率方程说明：1.不同反响，反响速率常数 k不同2.同一反响， k 随 温度、溶剂、催化剂而变，与反响物浓度无关1. 4. 应用速率方程留意事项 （1）若反响物为气体 ，可用分压代替浓度 (2) 固体、纯液体、稀溶

5、液中溶剂不写入表达式 C(s) +O2(g) = CO2(g) r = k c (O2) (3) k 、r 的量纲 r 的量纲为ct-1 如moldm-3 s-11.5. 速率方程确实定 a (A) + b (B) = d (D) + e (E) 速率方程表示为 r =kcx (A) cy (B) 反响级数= x + y x 为A的反响级数 y 为B的反响级数(1) 若为简洁反响 则 x=a ，y=b ，反响级数= a+ b(2) 若为复合反响 则 x、y 由试验确定2、温度对化学反响速率的影响1887年瑞典化学家Arrhenius总结了大量的试验数据，发觉化学反响速率常数与温度有如下的关系：

6、 上式称为“阿伦尼乌斯公式”。式中： R=8.315 J mol-1 K-1, 摩尔气体常数。Ea, 活化能，“阿伦尼乌斯公式”的用处：1、对某一个实际反响，可用“阿伦尼乌斯公式”，求取其活化能。 方法： 在不同的温度下测量其反响速率常数，然后以lgk对1/T作图，可得一条直线。此直线的斜率为-Ea/2.303, 截距为A。2、 假如我们已知反响的活化能和某一温度下的反响速率，利用此公式，也可求得另一温度下的反响速率。（三）. 反响速率理论和活化能(1)、碰撞理论要点1. 假设分子是无内部构造和内部运动的刚性小球。 2.分子间互相碰撞是发生反响的首要条件，但只有少数能量高的分子间碰撞， 才能发

7、生反响。能发生反响的碰撞称有效碰撞。能发生有效碰撞分子称活化分子(2)、反响条件1. 反响物分子必需具有足够大的能量2.有些反响物分子要定向碰撞(3)、活化能 把反响物分子变成活化分子 所需的能量。单位：kJ . mol-1 活化分子的平均能量E*与反响物分子平均能量Er之差：Ea= E* - Er 1. 不 同反响有不同的Ea 2. Ea 大，活化分子分数越小，单位时间内有效碰撞次数越少，反响速率越慢。反之， Ea 越小，反响速率越快。用活化能的概念，说明浓度、温度对化学反响速率的影响： D 当反响物的浓度增加时，活化分子的数量增加，反响速率自然随之增大。 D当反响温度上升时，分子碰撞的次数

8、增加，同时反响物分子中。活化分子所占的比例上升，因此反响速率增大。（四）.催化剂对反响速率的影响 (1). 催化剂：一种能改变更学反响速率，而本身质量和组成保持不变的物质。 ( 2).正催化剂：加快反响速率的催化剂。 (3).负催化剂：减慢反响速率的催化剂。催化剂之所以能变更反响速率，是由于参与反响过程，变更了原来反响的途径，因此变更了活化能。 （4）催化剂的作用原理 a供应活化中心 b是活化络合物的一局部 c变更了化学反响的详细历程 d 降低了活化能（5）催化剂的重要应用 化工消费, 生物催化剂酶教学手段与方法：多媒体演示作业：P 30-1，3 学科： 普 通 化 学章节： 第一章 化学反响

9、的根本规律 第二节 化学反响中的能量关系教学目的：通过教学让学生驾驭化学反响中的质量守恒与能量守恒的根本概念与计算教学重点：化学反响中的能量变更：恒容热效应与热力学能变；恒压热效应与焓变；标准摩尔生成焓，盖斯定律。教学难点：恒容热效应与热力学能变；恒压热效应与焓变；标准摩尔生成焓教学过程：一、复习旧课（5分钟） 提问：1.什么是体系与环境？ 2.过程和途径有何区分 3.志向气体状态方程是怎样的二、新课讲解（80分钟）(一)、化学反响的质量守恒定律 在化学反响中，物质的质量是守恒的。即参与反响的全部物质的质量总和等于反响后生成物的质量总和。(二)、 能量守恒热力学第肯定律1、热力学能（内能）热力

10、学能（内能）体系内部能量的总和。 构成：分子的平动能、转动能，分子间势能、电子运动能、核能等。 是一种热力学状态函数 无法知道他的肯定值，但过程中的变更值却是可以测量的。2、热力学第肯定律能量守恒定律 表述：能量只可能在不同形式之间转换，但不能自生自灭。DU = U2 - U1 = Q + W 热力学第肯定律有称能量守恒定律。它是人们从消费理论中归纳总结出的规律，是自然界中普遍存在的根本规律。2.1、热力学第肯定律- U、W、Q的关系 U2=U1+Q +W U=U2-U1= Q +W体系吸热， Q 为+；体系放热， Q 为 - 。环境对体系作功，W为+；反之， W为 - 。(三)、 化学反响的

11、热效应1、恒容热效应与热力学能变 假如体系的变更是在恒容的条件下，且不做其他非膨胀功（W=0，则：W=We+W=0） 此时： U = Q+W = QV 即：热力学能变等于恒容热效应。 *在弹式量热计中, 通过测定恒容反响热的方法，可获得热力学能变U的数值.2、恒压热效应与焓变 在我们的实际消费中，很多的化学反响都是在大气层中（一个大气压，103kpa）条件下进展的，这是一个体积有变更，但压力恒定的过程（恒压过程）。为了便利地探讨恒压过程中的问题，我们须要引入另一个重要的热力学状态函数焓。 焓变化学反响的恒压热效应现设体系的变更是在恒压、只做膨胀功（不做其他功，如电功等）的条件下进展的在此恒压过

12、程中： *体系汲取的热量记作 Qp *体系对环境所做的功 p (DV) = p (V2-V1) 因此，环境对体系所做的功： W = -p (DV) = - p (V2-V1)于是依据热力学第肯定律，有如下的关系： U2 - U1 = DU = Q + W = Qp - p (DV) = Qp - p ( V2 - V1) 所以： Qp = (U2 - U1) + p (V2 - V1) = (U2 + pV2) - (U1+ pV1) 定义热力学状态函数 焓，以H表示 H = U + pV 则：Qp = (U2 + pV2) - (U1+ pV1) = H2 - H1 = DH重点理解 焓H是

13、一种状态函数，只与体系的起始状态有关。与过程途径无关。 焓变值DH等于体系在恒压过程中的热效应Qp。在其他类型的变更过程中，焓变值DH不等于热效应，但并非说，焓变值DH为零。 焓代表了恒压条件下体系所包含的与热有关的能量，具有能量量纲，单位是J 或 kJ。因为常常遇到的化学反响都是在大气层这样一个恒压环境中发生的，所以焓是一个极其重要的状态函数。焓与与热力学能一样，其肯定值无法确定。但状态变更时体系的焓变H却是确定的，而且是可求的。焓是体系的广度性质，它的量值与物质的量有关，具有加和性。过程与焓(1) 对于肯定量的某物质而言，由固态变为液态或液态变为气态都必需吸热，所以有: H(g) H(l)

14、 H(s)(2) 当某一过程或反响逆向进展时，其H要变更符号即： H（正）= -H（逆）(3) 对于任何化学反响而言，其恒压反响热Qp可由下式求出： Qp=H= H生成物-H反响物（在化学反响中，可把反响物看作始态，而把生成物看作终态） H0为吸热反响，H0为放热反响。 由于大多数化学反响是在恒压条件下进展的，其H=Qp，即为恒压反响热。所以焓变比热力学能变更具有好用价值，用得更广泛、更普遍。3焓与热力学能的关系由焓的定义： H = U+pV 则：H = U+(pV) i) 对于恒压、只作体积功的化学反响，有： H = U+ pVii) 对于固相和液相反响，由于反响前后体积变更不大， 故有：

15、H U iii)对于气相反响，假如将气体作为志向气体处理， 则有： H = U +n（RT） 式中n为生成物的量与反响物的量之差。(四)、 盖斯定律与反响热的计算 1反响进度和热化学方程式 i)什么是“化学反响的进度”？ 描绘化学反响的进展程度的物理量。在反响的某一阶段中，某反响物量（摩尔数）的变更值与其化学计量数的商。 单位：mol 用希腊字母表示。对于任一化学反响，有质量守恒定律：0nBB， 例如下列给定反响：d D + e E = g G + h H 通式为： 式中nB(x)和nB(0)分别表示反响进度为x和0时，B物质的量(mol)。留意：反响物的计量系数取负值，生成物的计量系数取正值

16、。举例说明：3H2 (g) + N2 (g) = 2NH3 (g)t = 0 s (mol) 3.0 1.0 0.0 t = 0.1 s (mol) 1.5 0.5 1.0以H2计算反响进度 x = DnH2 / nH2 = (1.5- 3.0) mol / -3 = 0.5 mol以N2计算反响进度 x = DnN2 / nN2 = (0.5- 1.0) mol / -1 = 0.5 mol以NH3计算反响进度 x = DnNH3 / nNH3 = (1.0- 0.0) mol / 2 = 0.5 molii) 热力学标准态 热力学在处理化学反响体系时，必需选定某一状态作为“计算、比拟的标准

17、”，这一标准即称做热力学标准状态。 IUPAC规定：100 kPa为标准压力，以pq表示之，处于标准压力之下的体系，称为体系的标准状态。各种体系的标准状态规定如下： 纯固体、液体，当该物质处于外压为标准压力之下。 纯气体（志向气体）：p = pq = 100 kPa 混合气体：pi = pq = 100 kPa (pi 某组分气体的分压力)志向溶液：p = pq = 100 kPa， c = cq = 1.0 mol/ dm3 (c :标准浓度)留意事项：上述标准状态并未指定温度，即： H2 （100 kpa, 298K ）是标准状态， H2 （100 kpa, 200K ）也是标准状态。IU

18、PAC举荐298.15K作为温度的一般参比标准， 如不注明，则指的是298.15K，其他温度则须指明，用（T）表示。 iii) 化学反响的标准焓变、标准摩尔焓变和热化学方程式 在特定的温度之下（如不特殊指明，则为298K）假如参与化学反响的各物质（包括反响物和产物）都处于热力学标准状态（p=pq = 100 kpa），此时在化学反响的过程中产生的焓变即称作：标准焓变，以符号rHq表示之。例如： 1.5 H2 (g) + 0.5 N2 (g) = NH3(g) rH q = -46.11 kJ 但是：化学反响的焓变，不仅与温度、压力等有关，还与反响中物质的量有关。 规定：化学反响进度=1时化学反

19、响的焓变为化学反响的标准摩尔焓变。以符号rHmq表示之。 rHmq = rHq /例如： 3 H2 + N2 = 2 NH3 (气体) rHmq = 92.22 KJ/ mol热化学方程式 表示出了化学反响过程中热效应的 化学反响计量方程式称为热化学方程式(thermodynamic equation)。例如，在298.15K时有：1) H2 (g) + 1/2 O2 (g) = H2O (l) DrHqm = - 285.8 kJmol-12) 2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (l) DrHqm = - 571.6 kJmol-13) C(石墨) + O2 (g) = CO2

20、 (g) DrHqm = - 393.5 kJmol-12、物质的标准摩尔生成焓定义：在标准状态下，由最稳定单质生成1mol 某种物质的反响的标准焓变，叫做该物质的标准摩尔生成焓，以符号fHm q表示之。 留意要点：最稳定单质的标准摩尔生成焓为零。什么是最稳定单质？举例说明：C（s,石墨）、I2（s）、H2 (g) 、S(s, 斜方硫) 是指生成1mol物质，不是生成反响的标准摩尔焓变。3、盖斯定律 俄国化学家G.H.Hess对化学反响的数据进展总结（1840）指出：不管化学反响是一步完成，还是分几步完成，其化学反响的热效应是一样的。 依据以上所说的“盖斯定律”，对于任何指定化学反响，其标准摩

21、尔焓变rHmq ，等于全部生成物的标准生成焓，减去全部反响物的标准生成焓。rHm q = ni fHmq(生成物）- nj fHmq(反响物）教学手段与方法：多媒体演示作业：复习本节内容，预习下节内容学科： 普 通 化 学章节： 第一章 化学反响的根本规律 第三节 化学反响方向教学目的：通过教学让学生驾驭用熵变和吉布斯自由能变来推断化学反响的方向教学重点：自发过程与化学反响方向，熵与混乱度，热力学第二定律；吉布斯自由能和吉布斯自由能变。计算化学反响的rHmq，rSmq和rGmq。用rSm和rGmq推断化学反响的方向。教学难点：熵与混乱度，吉布斯自由能和吉布斯自由能变教学过程：一、复习旧课（5分

22、钟） 提问：1. 何为热力学第肯定律？ 2. 恒容热效应与热力学能变有何关系 3. 恒压热效应与焓变有何关系二、新课讲解（80分钟）（一）、自发过程与化学反响的方向性1.什么是自发过程2.什么是化学反响的方向3. 自发过程、自发反响有哪些共同的特点1、什么是自发过程 无须外力的干预，“任其自然，不去管它，便能自动进展下去的过程，称为自发过程。2、什么是化学反响的方向 指的是化学反响自发进展的方向，例如： 2 H2 + O2 = 2 H2O Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 AgNO3 + NaCl = AgCl + Na NO33、自发过程、自发反响有哪些共同的特点？ a)正向自

23、发，逆向则为非自发. b)自发的过程进展有肯定的限度，即最终到达平衡。 c)自发的过程的内在推动力是什么？ A、能量倾向于较低，例如放热反响 B、混乱度倾向于增加 历史上曾有人，用焓变作为化学反响的方向 性的判据。但对有些状况，遭到了失败。例如： 水的蒸发（吸热） NH4Cl的溶解 N2O5 = 2 NO2 + 1/2 O2 这种失败，其缘由是，只考虑了化学反响能量这一个方面的因素。但确定整个化学反响方向的还有另外一个重要因素，即：“混乱度”的因素。因此，要全面考察化学反响的方向，还必需引入一个新的热力学状态函数熵。 （二）、物质的标准熵与化学反响的熵变1、体系的混乱度与熵 混乱度：排列的无规

24、律、不整齐的程度 熵：表征体系混乱度的一种状态函数 体系的熵，就是指体系的混乱度，指体系内部全部物质的微粒排列不整齐、无规则的程度。什么状况下，混乱度增加？物质的三态 固态 液态 0。非孤立体系: S体系 + S环境 0（三）、吉布斯自由能1 、吉布斯自由能变与自发反响的方向 前已述及：自发的过程，其内在的推动因素有两个方面：其一是能量的因素，其二还有混乱度即熵的因素。H仅考虑了能量的因素，不行作为判据，而S仅考虑了混乱度的因素，也非全面。为了同时考虑能量和混乱度两方面的因素，1876年美国化学家Gibbs提出一个新状态函数G作为等温、等压下化学反响方向的判据： G = H T S G = H

25、 (TS) 在等温、等压下 G = H TS 上式称为吉布斯赫姆霍兹公式，从中我们看到，G中包含了H（能量）和S（混乱度）两方面的影响。 化学热力学告知我们：在等温、等压、不做非膨胀功的条件下，自发的化学反响总是向着体系吉布斯自由能降低的方向进展。 G判据： G 0 ,不自发进展，但反向是自发的。2、化学反响的标准摩尔吉布斯自由能变a) 物质的标准生成吉布斯自由能fGm 在标准状态下，由1 mol最稳定的单质生成1 mol的纯物质的反响过程中的标准吉布斯自由能变，为该物质的标准生成吉布斯自由能,记作：fGm留意：只有相对值,无肯定值单位：KJ mol-13、标准摩尔吉布斯自由能变的计算 a A

26、 + b B = d D + e E rGm = dfGm(D)+efGm(E)-afGm(A)- bfGm(B) 或rGm = rHm T rSm 必需牢记：化学反响的标准摩尔焓变、标准摩尔熵变随温度的变更很小，可以忽视不计。但rGm 是一个温度的函数，同一个反响，在不同的温度下，有不同的rGm 值。4、压力、浓度对反响吉布斯自由能变的影响非标准状态下化学反响的摩尔吉布斯自由能变（rGm） 对于非标准状态下，化学反响的方向，我们必需通过计算，先确定rGm的符号，以推断化学反响的方向。a) 压力对反响吉布斯自由能变的影响 (气相反响） aA + bB = dD + eE其中： PA、PB、PD

27、、PE为气体的分压（kPa) PA/ P 等称为相对分压，无量纲。而 = Jp (相对分压商） 所以： rGm = rGm + RT ln Jpc) 浓度对反响吉布斯自由能变的影响 (溶液反响） aA + bB = dD + eE其中： CA、CB、CD、CE为浓度（mol / dm-3 ) CA/ C 等称为相对浓度，无量纲。而 = Jc (相对浓度商）所以： rGm = rGm + RT ln Jc总结对于非标准状态下化学反响的吉布斯自由能变： aA + bB = dD + eE rGm = rGmq + RT ln J 上式称为化学反响范特霍夫等温式。d) 浓度、分压对化学反响方向的影响

28、 浓度、分压对化学反响的影响，表如今：分压商JP、浓度商JC对化学反响的摩尔吉布斯自由能变产生影响。但是：假如 rGm 40 KJ/mol 或 rGm - 40 KJ/mol在此条件下rGm 已完全确定了rGm的正负号，即可干脆由 rGm 做出是否自发的判决。教学手段与方法：多媒体演示布置作业：P 30- 7，8，9学科： 普 通 化 学章节： 第一章 化学反响的根本规律 第四节 化学平衡教学目的：通过教学让学生驾驭化学平衡与平衡常数，平衡常数K（T）与rGmq的关系，浓度、压力和温度对化学平衡的影响。教学重点：化学平衡与平衡常数，平衡常数K（T）与rGmq的关系。有关平衡常数计算。浓度、压力

29、和温度对化学平衡的影响，化学平衡挪动。教学难点：平衡常数K（T）与rGmq的关系教学过程：一、复习旧课（5分钟） 提问：1. 何为热力学第二、三定律？ 2. 通过什么物理量可以推断化学反响的方向，条件如何二、新课讲解（80分钟）（一）、化学反响的可逆性与化学平衡1、什么是“化学反响的可逆性”？ CO + H2O = CO2 + H2 既能正向进展，又能逆向进展的反响，叫“可逆反响”。化学反响的这种性质，称为化学反响的“可逆性”。几乎全部的化学反响都是可逆的。所不同的只是程度上的差异，有的可逆程度大些（如上例），有的可逆程度小些（例如：Ag+ + Cl- = AgCl)。很少有化学反响能“进展究

30、竟”，已知进展得“最完全”的化学反响是： 2 KClO3 = 2 KCl + O22、什么是化学平衡？共同特点是（1）、r Gm(T)=0（2）.正向反响的速度与逆向反响的速度相等（3）、浓度、分压等宏观性质不随时间变更（4）、平衡是动态平衡（5）、化学平衡是短暂的、相对的、有条件的（二）、平衡常数1、什么是“平衡常数”？ 对于一个特定化学反响 aA + bB = dD + eE 当反响到达平衡状态，有DrGm(T) = 0 即： 其中：pA、pB、pD、pE是指在平衡时的分压对上式进展变换：令：则有： 此式给出了平衡常数与热力学状态函数之间的关系。 假如是溶液中的反响，可依此类推：令：则有：

31、留意要点： 平衡常数反响了某一个化学反响进展完全的程度，数值越大，说明反响进展得越完全。 平衡常数可由试验的方法测定。即：当反响到达平衡后，分别测出各反响物质的分压（或浓度），再计算出平衡常数的数值。 在同一温度下，平衡常数的数值，不随压力（浓度）的变更而变更，是一个定值（常数）。 平衡常数与反响的标准摩尔吉布斯自由能相关，是化学反响的热力学性质之一。2、平衡常数与温度的关系吉布斯-赫姆霍兹公式； rGm(T)= rHm(T)- T rSm(T)同时 rGm(T)= -RTln K 推得 rHm(T) rSm(T) ln K = - + RT R温度T1 时： ln K1 = -rHm/RT1

32、+rSm(T）/R (1)温度T2时： ln K2 = -rHm/RT2+rSm(T)/R (2) 式(2)-式(1)得 -范特霍夫公式ln3、平衡常数与化学反响的方向反响商判据从范特霍夫等温式可得出恒温恒压、随意状态下的计算公式： DrGmDrGmqRT lnJ 当反响到达化学平衡时，反响平衡常数 K q 与标准吉布斯自由能变有如下关系： DrGm q - RT ln K q （因为： 0DrGm q RTln K q）两式合并： DrGm - RT ln K q RT lnJ 或： DrGm - RT ln K q J由此得出化学反响反响商判据： 若J K q, 则 DrGm K q ，则

33、 DrGm 0 反响逆向进展(三)、化学平衡挪动1、什么是“化学平衡挪动”？ 由于平衡条件的变更，旧的平衡打破，新的平衡建立的过程，就称做“化学平衡挪动”2、影响化学平衡的因素 影响化学平衡的因素主要有： 浓度、压力、温度。浓度的影响： 增加反响物浓度、减小生成物浓度，平衡向正反响方向进展。 减小反响物浓度、增加生成物浓度，平衡向负反响方向进展。 aA + Bb = dD + eE压力的影响： 对于有气态物质参与的反响，增加反响体系的总压力，平衡向气态分子数削减的反响方向挪动；降低总压力，平衡向气态分子数增加的反响方向挪动。假如反响前后气体分子的总数不变，则总压力的变更，对化学平衡没有影响。

34、气态分子总数增加的反响： CaCO3 = CaO + CO2气态分子总数不变的反响： CO + H2O = CO2 + H2温度的影响： 温度上升，平衡向吸热（DH 0)的反响方向挪动； 温度降低，平衡向放热（DH 0)的反响方向挪动。例如： 2 NO (g) + O2 (g) = 2 NO (g) DrHm = - 114 kJ/mol3、吕.查德里原理 平衡挪动的一般规律 当体系到达平衡后，假如变更体系的平衡条件之一（如：温度、压力、浓度等），平衡就向着减弱这个变更的方向挪动。 吕.查德里原理的应用：预料化学平衡挪动的方向(四)、有关化学平衡的计算1、多步反响的平衡常数C（s）+1/2O2=CO（g） K1CO（g） +1/2O2=CO2 (g) K2 C（s）+O2=CO2（g） K3=得K3= K1K2若反响式之间有2+=K3= K12K2若反响式之间有2-=K3= K12/ K2教学手段与方法：多媒体演示布置作业： P31-10，11学科： 普 通 化 学章节： 第二章 溶液与胶体第一节 分散体系教学目的：通过教学让学生理解分散体系的概念。教学重点：分散体系的大小教学难点：分散体系的概念教学过程：一、复习旧课