人教版高中化学选修四全套导学案
目录
第一章化学反应与能量 (2)
第一节化学反应与能量的变化（1） (2)
第一节化学反应与能量的变化（2） (4)
第二节燃烧热能源 (6)
第三节化学反应热的计算（1） (8)
第三节化学反应热计算（2） (10)
第二章化学反应速率和化学平衡 (11)
第一节化学反应速率 (11)
第二节影响化学反应速率的因素 (13)
第三节化学平衡（1） (14)
第三节化学平衡（2） (15)
第三节化学平衡（3） (16)
第四节化学反应进行的方向 (18)
第三章水溶液中的离子平衡 (20)
第一节弱电解质的电离（1） (20)
第一节弱电解质的电离（2） (21)
第二节水的电离和溶液的酸碱性（1） (23)
第二节水的电离和溶液的酸碱性（2） (25)
第二节水的电离溶液的酸碱性（3） (27)
第三节盐类的水解 (1) (28)
第三节盐类的水解(2) (30)
第三节盐类的水解(3) (32)
第四节难溶电解质的溶解平衡 (34)
第四章电化学基础 (37)
第一节原电池 (37)
第二节化学电源 (39)
第三节电解池（1） (41)
第三节电解池（2） (43)
第四节金属的电化学腐蚀与防护 (45)
第一章化学反应与能量
第一节化学反应与能量的变化（1）
编写：高二化学备课组——成杰、王爱芹、余传继
【学习目标】
1．了解化学反应中能量转化的原因和常见的能量转化形式；
2．了解反应热和焓变的涵义；
【学习重点】化学反应中的能量变化，△H的“+”与“-”
【预备知识】
1．化学反应中物质变化的实质是。
2．在化学反应过程中，破坏旧化学键，需要能量，形成新化学键能量。
3．属于放热反应；
属于吸热反应。
4．常见的放热反应：
常见的吸热反应：
【基础知识】
一.反应热焓变
1、定义：化学反应过程中所或的能量，叫反应热，又称为，符号用表示，其单位常采用。许多化学反应的反应热可以通过直接测量。
2、化学反应中能量变化的原因
任何化学反应都有反应热，这是由于在化学反应过程中，当反应物分子间的化学键___时，需要_的相互作用，这需要能量；当，即新化学键时，又要能量。
如果反应完成时，生成物释放的总能量比反应物吸收的总能量，这是放热反应。对于放热反应，由于反应后放出能量（释放给环境）而使反应体系的能量。因此，规定放热反应的ΔH为“_ ”。
反之，对于吸热反应，由于反应通过、等吸收能量（能量来自环境）而使反应体系
的能量。因此，规定吸热反应的ΔH为“ ”。
当ΔH为“___ __”或ΔH 0时，为放热反应；
当ΔH为“_ _”或ΔH_ __0时，为吸热反应。
3
【问题与收获】。
第一节 化学反应与能量的变化（2）
编写：高二化学备课组—— 成杰、王爱芹、余传继
【学习目标】
1．了解反应热效应的定量测定原理和方法；
2．认识热化学方程式的意义并能正确书写热化学方程式。 【学习重点】热化学方程式的书写 【预备知识】
正确书写化学方程式应注意哪几点？
【基础知识】 二、热化学方程式
1、 化学方程式，叫做热化学方程式。热化学方程式不仅表明了化学反应中的 变化，也表明了化学反应中的 变化。
2、H 2(g)+
2
1O 2(g)===H 2O(l) ； ΔH =－285．8 kJ·mol －
1,表示在 ℃,_ Pa, mol H 2与 mol O 2完全反应生成 态水时 的热量是285．8 kJ 。
3、热化学方程式各物质前的化学计量数只表示 不表示 ，因此，它可以是 _数，也可以是 数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其ΔH 。 小结：书写热化学方程式的注意事项 ①要注明反应物和生成物的 ；
②需注明反应的 ，若不注明则指 。 ③在热化学方程式右端要注明反应热△H ，单位为 ；
④热化学方程式中△H 必须注明符号 或 用来分别表示吸热和放热，若反应逆向进行，△H 符号 ，但绝对值不变；
⑤系数单位是“ ”，而不是“ ”。 ⑥系数可用分数，但热量值要相应变化。如： 2H 2(g)+O 2(g)=2H 2
O(l)，△H=-571.6kJ/mol H 2(g)+21
O 2(g)=H 2O(l)，△H= kJ/mol
三、中和热
定义：
强酸与强碱反应生成可溶性盐的热化学方程式为：
〖实验〗：中和热的测定见课本第4～5页
1、原理：反应热的计算公式：Q=m*C*⊿T
注：1、T（K）=T（℃）+273.15 2、C=4.18 J*K-1*g-1
3、⊿H=— Q / 物质的量
4、m为溶液的总质量
2、实验时所用盐酸及NaOH溶液的体积均为50mL，各溶液密度为1g/cm3，生成溶
液的比热容C＝4.18J/(g·℃)，实验起始温度为t1℃，终止温度为t2℃。试推断
中和热的计算式：△H＝___________________________________。
3、实验步骤
（1)往小烧杯中加入50 mL 0.50 mol/L的盐酸，并用温度计测量盐酸的温度。
(2)用量筒量取50 mL 0.55 mol/L的NaOH溶液，并测量其温度。
(3)将NaOH溶液迅速倒入小烧杯中，盖好盖板，
并用轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度。(4)重复实验2～3次。
4、注意事项
(1)碎泡沫塑料(或纸条)及泡沫塑料板的作用是。
(2)为保证酸、碱完全中和，常使稍稍过量。
(3)实验中若使用弱酸或弱碱，会使测得数值。
【问题与收获】。
第二节燃烧热能源
编写：高二化学备课组——邱华、刘锋
【学习目标】1．理解燃烧热的概念；
2．认识能源是人类生存和发展的重要基础，了解化学在解决能源危机中的重要作用。
3．知道节约能源、提高能量利用效率的实际意义。
【学习重点】1、燃烧热的定义；
2、燃烧热与中和热的区别与联系
【学习难点】关于燃烧热和中和热的相关判断和计算
【预备知识】
1反应热可分为、、等。时，mol纯物质完全燃烧生成的化合物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。单位为。
2能源包括以及柴草等。化石燃料包括。新能源包括。它们的特点是
。
【基础知识】
一、燃烧热概念
H2的燃烧热为285.8 kJ / mol所表示的含义：
1.如何理解燃烧热的定义的？
(1)条件：
(2)可燃物的用量：
(3)生成稳定的氧化物：如C完全燃烧应生成， H2燃烧生成，S生成SO2
(4)单位：
(5)书写燃烧热的热化学方程式时，以1mol可燃物为配平标准，其余可出现分数。
2．研究物质燃烧热的意义
应根据什么标准来选择燃料？试举例说明
二、能源
阅读教材回答下列问题
1.指出能源的定义及分类。
分析教材中资料卡片并阅读教材讨论我国能源的现状如何？
（1）
（2）
（3）
（4）
如何解决我国的能源危机问题？
2．新能源包括那些？有什么特点？
三、反思总结
【问题与收获】。
第三节化学反应热的计算（1）
编写：高二化学备课组——蒋丽萍、刘督莲
【学习目标】：
1．知识目标：①理解并掌握盖斯定律；
②能正确运用盖斯定律解决具体问题；
③初步学会化学反应热的有关计算。
2．能力目标：通过运用盖斯定律求有关的反应热，进一步理解反应热的概念
3．情感态度和价值观目标：通过实例感受盖斯定律，并以此说明盖斯定律在科学研究中的重要作用
【学习重点、难点】：盖斯定律
【预备知识】
知识梳理
1．通常情况下，化学反应中能量的变化主要是__________和__________之间的转化，几乎所有化学反应都伴随着________的释放和吸收。
2．反应热是指_____________________________________________________________。通常用_______表示。反应吸热时，表示为__________;反应放热时，则表示为_____________。
3．反应热通常用___________来测量，其计算公式Q= –C(T1– T2)中，C表示_____________，T1、T2分别表示_______________________________________。
4．各取1.0 mol·L-1的盐酸100mL,并分别加入100mL1.0mol·L-1的NaOH溶液、KOH溶液，测得的反应热_______(填“相同”或“不同”)，原因是______________________________。在实际操作中往往让酸或碱略过量，这样做的目的是______________________________。
5．化学反应的反应热是因反应前后_______________不同而产生的。用符号______的变化来描述与反应热有关的能量变化。对于在等压条件下的化学反应，如果反应中物质的能量变化只转化成热能，而没有转化为电能、光能等其他形式的能，则该反应的反应热就等于__________________________。反应完成时，反应产物的总焓_____（填“大于”或“小于”）反应物的总焓，该反应就是放热反应，否则就是吸热反应。
6．在热化学中，常用热化学方程式把一个化学反应中_____________的变化和____________的变化同时表示出来。H2(g) + 1/2O2(g) == H2O(l)；△H(298K)= －285.8KJ·mol-1表示__________________________，
若将方程式改为2H 2(g) + O 2(g) == 2H 2O(l)；△H (298K)= －571.6KJ ·mol -1则表示___________________________________,两者的意义______(填“相同”或“不同”) 7． 盖斯定律是指_____________________________________________________________。
8.标准摩尔生成焓是指_____________________________________________,对于任意反应aA+bB ==cC+dD 其△H == _______________________________________________________。
学习导航
1．方法指导：化学方程式是学习热化学的重要工具，化学反应所释放的能量是当今世界上重要的能源之一。国防上用的火箭燃料、高能电池等，都是利用化学反应所释放的能量的。而化学反应中的能量变化通常表现为热能的变化。所以从能量的角度考虑化学变化的问题，认识并掌握热化学方程式可以帮助我们较全面地认识化学反应的本质。 （1）反应热
放热反应：反应过程中有热量放出的化学反应。其反应物的总焓大于反应产物的总焓。如酸碱中和反应，煤、石油等化石燃料的燃烧等。
吸热反应：反应过程中吸收热量的化学反应。其反应物的总焓小于反应产物的总焓。如：电解质的电离，灼热的碳与CO 2的反应等。
（2）盖斯定律及反应热的简单计算：
盖斯定律是计算反应热的重要依据，在生产和科学研究中有重要意义。它表示：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与反应进行的具体途径无关。例如：△H == △H 1 + △H 2 或△H 1 == △H --△H 2，所以热化学方程间可进行“+”“–”等数学运算，△H 也同样可以。
（3）热化学方程式：
① 热化学方程式不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化，而能量变化
与外界的温度和压强都有关，故应指明外界条件，若不指明，一般指101KPa 和298K 的外界条件。 ② 不同状态的同种物质参加化学反应时，其能量变化不相同，因此书写热化学方程式时
一定要标明反应物或生成物的聚集状态。
③ 热化学方程式中的化学计量数可以用整数，也可以用分数，因为它只表示物质的量。当计量数改
变时，△H 也应随之改变。
④ △H 的“+”“—”一定要标明，其单位是KJ ·mol -1。mol -1不是指1mol 某反应物或生成物，而是
指1mol 这样的反应。
（4）标准摩尔生成焓
① 稳定单质的标准摩尔生成焓为0。
② 生成焓是指由稳定单质生成化合物时的热效应（焓变），生成的化合物常以1mol 为基准。 ③ 生成焓与反应的条件有关。
△H
A
B
C
△H 1
△H 2
④标准摩尔生成焓的计算是生成物的标准摩尔生成焓之和减去反应物的标准摩尔生成焓之和，二者
不可颠倒。且计算时不要遗漏化学方程式中的化学计量数。
【问题与收获】。
第三节化学反应热计算（2）
编写：高二化学备课组——蒋丽萍、刘督莲
【学习目标】
1．知识目标：①掌握反应热计算的几种常见方法。
②了解反应热计算的常见题型。
2．能力目标：综合运用反应热和盖斯定律的知识解决能量变化的实际问题
3．情感态度和价值观目标：通过计算某些物质燃烧时的△H数值，进一步认识煤、石油、天然气是当今世界上最重要的化石燃料，唤起学生对资源利用和环境保护的意识和责任感。
【学习重点难点】：反应热的计算，盖斯定律的应用
【预备知识】：
自学课本例1，例2，例3，总结计算反应热有哪几种方法？
三、提出疑惑
疑惑点疑惑内容
学习过程：
探究二：反应热的计算
例1、利用热化学方程式求解
归纳总结：各物质的n之比等于△H之比
例2、利用燃烧热求解
归纳总结：Q=燃烧热× n
例3、运用盖斯定律求解
【问题与收获】 。
第二章 化学反应速率和化学平衡
第一节 化学反应速率
编写：高二化学备课组——邱华、刘锋
【学习目标】1、了解化学反应速率的涵义；
2、掌握化学反应速率的简单计算；
【学习重点】根据方程式计算反应速率 【学习难点】化学反应速率的理解和应用 【基础知识】化学反应速率 1.表示方法
通常用单位时间内反应物浓度的 _________或生成物浓度的 _________来表示。
2.计算式
表达式Δc 表示浓度的改变量，单位为mol/L 。对于Δc （反应物）=c （初）-c(末), 对于
Δc （生成物）=c （末）-c （初）。Δt 表示反应所需时间，单位为s 、min 、h 等。 3.单位 一般为 _________或 _________或_________ 。 4.意义 衡量化学反应进行的快慢程度。
一、化学反应速率
[要点一 ] 化学反应速率的计算 1.化学反应速率的简单计算方法
（1）数学表达式：
（2）对某一具体的化学反应来说，用不同物质的物质的量浓度变化来表示化学反应速率时，数值往往
不同，其数值之比等于化学方程式中化学计量数之比，如：
aA+bB
dD+eE
v (A)∶v(B)∶v(D)∶v(E)= _________ 二 根据化学方程式对化学反应速率的计算 求解化学反应速率的计算题一般按以下步骤： ①写出有关反应的化学方程式；
②找出各物质的起始量、转化量、某时刻量；
,
t c ??=
v
③根据已知条件列方程式计算。 [要点二] 化学反应速率大小的比较
（1）同一化学反应速率用不同物质表示时数值可能不同，但比较反应速率的快慢不能只看数值的大小，
而要通过转化换算成同一物质表示，再比较数值的大小。 （2）比较化学反应速率与化学计量数的比值，如aA+bB==pY+qZ ,即
比较 与 若 则A 表示的反应速率比B 大。
（3）注意反应速率单位的一致性。
（4）注意外界条件对化学反应速率的影响规律。 在反应A+3B
2C+2D 中，若某条 件下v(A)=0.15 mol/ (L·min) , 则此时用v(B)表示该反应的
化学反应速率为v(B)= _________ ;若起始条件下，物质C 的物质的量为0，经过5秒后，C 的物质的量浓度为0.45 mol/L ，则用v(C)表示该反应的化学反应速率为 _________ 。
三 化学反应速率的测定 按图安装两套装置，通过分液漏斗分别加入40 mL 1 mol/L 和 40 mL 4 mol/L 的硫酸，比较二者收集10 mL H 2所用的时间。 实验现象：两套装置中加入H 2SO 4溶液后都立即产生气泡，
但加入1 mol/L 硫酸的装置中产生气泡的速率较_________，收集10 mL H 2用的时间较_________ ；加入 4 mol/L 硫酸的装置中产生气泡的速率较_____ ，收集10 mL H 2用的时间较___ 。 四． 化学反应速率图象及其应用
物质的量（或浓度）—时间图象及其应用
例如：某温度时，在定容（V L ）容器中，X 、Y 、Z 三种物质的物质的量随时间的变化曲线如图所示。 根据图象可进行如下计算： （1）某物质的反应速率、转化率，
如：V(X)=( n 1- n 3) /vt3 mol/(L ·s), Y 的转化率= (n 2-n 3)/n 2 ×100%。 （2）确定化学方程式中的化学计量数之比
如X 、Y 、Z 三种物质的化学计量数之比为 （n 1-n 3）∶(n 2-n 3)∶n 2。 【随堂练习】
一定温度下在密闭容器内进行着某一反应，X 气体、Y
气体的物质的量随反应时间变化的曲线如右图。 下列叙述中正确的是 ( ) A.反应的化学方程式为5Y
X B.t 1时，Y 的浓度是X 浓度的1.5倍
C.t 2时，正、逆反应速率相等
D.t 3时，逆反应速率大于正反应速率 三 反思总结
a (A)
v b
(B)v ,
(B)
(A)b a v v
反应速率的计算方法
反应速率的计算注意事项
测定反应速率的实验注意事项
来源学科网Z,X,X,K]
【问题与收获】。
第二节影响化学反应速率的因素
编写：高二化学备课组——蒋丽萍、刘督莲
【学习目标】
1.使学生能初步运用有效碰撞、碰撞的取向和活化分子的概念等来解释浓度、压强、温度和催化剂等实验探究温度、浓度、压强和催化剂对化学反应速率的影响，认识其一般规律。条件对化学反应速率的影响。
2.通过催化剂实际应用的事例，认识其在生产、生活和科学研究领域中的重大作用。
3.通过识别有关化学反应速率与压强、温度或浓度等的图像，提高识图析图能力，培养从图像中挖掘化学信息的能力。
[学习重点]：浓度、压强、温度和催化剂等条件对化学反应速率的影响。
[学习难点]：压强对化学速率的影响，能用活化分子理论解释外界条件对化学反应速率的影响规律。
【预备知识】
（一）、有效碰撞模型
在其他条件不变时，对于某一反应来说，活化分子在反应物分子中所占的百分数（即）是一定的。
化学反应速率与分子间的有关，因此所有能够改变、以及的外界条件，都可以用来、反应的速率。、、、使用等是我们已经用过的方法。
（二）[思考]结合生活实践与已经掌握的知识,请同学归纳有哪些因素对化学速率产生影响
影响化学反应速率的因素内因有
影响反应速率的外因主要有
1浓度对化学反应速率的影响
在其他条件不变时，反应物浓度越大,化学反应速率________。
2在其他条件不变时，温度升高,化学反应速率__________。
原因是加热的主要作用为两个方面，一方面使分子获得，增加；另一方面含有较高能量的分子间也随之提高。这两方面都使分子间提高，反应速率增大。这两方面都使分子间的几率提高，反应速率因此也
3在其他条件不变时，压强对化学反应速率的影响
有气体参与的反应,压强增大（相当于容器体积）,化学反应速率____
参加反应的物质是固体,液体或溶液时,压强对反应速率___影响?(填有,无)
4在其他条件不变时，使用适当的催化剂可以降低反应所需要的，也就等于提高了，从而提高了的概率，化学反应速率
【思考】：催化剂参加反应了吗？
【问题与收获】。
第三节化学平衡（1）
编写：高二化学备课组——成杰、王爱芹、余传继
【学习目标】
1、掌握化学平衡状态等基本概念。
2、理解化学平衡标志。
【学习重点、难点】
重点：化学平衡状态的特征；
难点：化学平衡状态判断。
【预备知识】
影响化学反应速率的外界因素（在其他条件不变的情况下改变下列条件）
1、浓度：增大反应物浓度反应速率，减小反应物浓度反应速率。
2、压强：对有气体参加的化学反应，压强，反应速率加快，压强，反应速率减慢。
3、温度：温度反应速率增大，温度反应速率减小。
4、催化剂：催化剂反应速率。
【基础知识】
一、可逆反应与不可逆反应
1.正反应，逆反应
2.可逆反应：_______下，既能向_________又能向______方向进行。
3.可逆反应在反应过程中的速率变化：
V逆反应过程中：V正V逆
反应开始：V
正
到一定时间V
V逆≠0
正
二、化学平衡
1、定义：在一定条件下的_____反应里，_______和_______相等，反应混合物中各组分的浓度________的状态，称为化学平衡状态，简称化学平衡。它的建立与反应途径_______，从正反应或逆反应开始都可以建立化学平衡状态。
三、化学平衡状态的特征
1“逆”：化学平衡研究的对象是，各物质的转化率必小于
2“动”：即化学平衡是，正反应和逆反应仍在进行。
3“等”：是指，必须用同一物质来表示，这是化学平衡状态的本质特征。
4“定”：由于v v
正逆，平衡混合物中各组分的浓度及体积（或质量分数）。
5“变”：外界条件改变导致，原化学平衡被破坏，从而发生平衡移动直至建立新平衡。
四、化学平衡状态的标志
1．V正=V逆（本质特征） 2．反应混合物中各组成成分的浓度保持不变（外部表现）
【问题与收获】。
第三节化学平衡（2）
编写：高二化学备课组——成杰、王爱芹、余传继
【学习目标】
掌握化学平衡的影响因素
【学习重点、难点】
化学平衡的影响因素
【预备知识】
化学平衡状态的特征、、、、。
【基础知识】
影响化学平衡的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
增大反应物浓度，或减小生成物浓度，化学平衡向移动。
减小反应物浓度，或增大生成物浓度，化学平衡向移动。
注意：固体物质和纯液体无所谓“浓度”，其量改变，不影响平衡。
2、压强对化学平衡移动的影响。
对反应前后气体总体积发生变化的化学反应，在其他条件不变的情况下，增大压强，会使化学平衡向着方向移动。减小压强，会使化学平衡向着移动。
对于有些可逆反应里，反应前后气态物质的总体积没有发生变化，增大或减小压强都使化学平衡移动。
3、温度对化学平衡的影响
升高温度，化学平衡向方向移动；降低温度，化学平衡向方向移动。
化学平衡原理也叫勒夏特列原理：。
4、催化剂能够程度的改变正逆反应的速率，所以使用催化剂移动，但是可以达到平衡所需要的时间。
【问题与收获】。
第三节化学平衡（3）
编写：高二化学备课组——成杰、王爱芹、余传继
【学习目标】
1. 理解化学平衡常数的含义；
2. 了解平衡转化率的意义，并能够结合化学平衡常数进行简单的计算。
【学习重点、难点】
重点、化学平衡常数的含义
难点：图像题分析
【预备知识】
影响化学平衡的因素
1、浓度：反应物浓度或生成物浓度，平衡向正反应方向移动
2、压强：对于有气体参加的反应，增大压强平衡向气体体积的方向移动，减小压强平衡向气体体积的方向移动。
3、温度：升高温度平衡向方向移动，降低温度平衡向方向移动。
【基础知识】
一、化学平衡常数
1、平衡常数的表达式：对于一般的可逆反应：mA+ n B p C + q D。当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数可以表示k=___ __。
2、平衡常数的意义
（1）化学平衡常数的大小反映了化学反应进行的程度。K越大___ ___，反应的转化率______。（2）温度一定时，化学平衡常数只与___ ___有关。
（3）平衡常数的影响因素：只与___ __有关。
3、平衡转化率的表达式：
某反应物M在可逆反应中的转化率为：。
二、对于化学平衡的有关图像问题，可按以下的方法进行分析：
(1)认清坐标系，搞清纵、横坐标所代表的意义。
(2) 看清起点、拐点、终点，看清曲线的变化趋势。
(3) “先拐先平，定一议二”
对于反应mA(气) + nB(气)≒pC(气)+qD(气) △H＝QKJ/mol
（1）转化率－时间
（2）含量－时间图
【问题与收获】。
第四节化学反应进行的方向
编写：高二化学备课组——蒋丽萍、刘督莲
【学习目标】
1、了解熵与熵变的概念。
2、了解熵变与焓变这两个因素对化学反应的共同影响，并掌握定量判断反应方向的关系式：△H－T△S
3、通过分析关系式△H－T△S ，能够根据反应焓变的吸热或放热、反应熵变的熵增或熵减来定性分
析反应焓变和反应熵变对反应方向的影响。
4、通过本节的学习，接触热力学理论，从而初步了解热力学理论研究的重要意义。
【学习重点】：熵判据
【学习难点】：焓减与熵增与化学反应方向的关系
【预备知识】：
自发过程：
一、反应焓变与反应方向
问题1：能自发进行的化学反应都是放热反应吗？试着举一些学过的化学反应的例子。
2：反应焓变是的一个因素，但不是唯一因素。
二、反应熵变与反应方向
1、熵：____________________________________，表示符号：。熵值越
大，越大。
2、同一条件下，不同物质的熵；同一物质的不同聚集状态的熵的关系：
3、举出一些熵增加（即体系的混乱度增大）过程的例子：
4、熵变：，符号：
5、熵增加
．．．的反应有利于反应自发进行，有些反应是熵增加的反应，如：、。
6只有熵增加的反应可以自发进行吗？
，试举例：。熵变是有关的又一个因素，但不是唯一因素。
三、焓变与熵变对反应方向的共同影响
1、在温度、压强一定的条件下，化学反应的方向是反应的和共同影响的结果，反应
方向的判据为：
△H－T△S＜0
△H－T△S = 0
△H－T△S ＞0
2、一定能自发进行的反应是；一定不能自发进行的反应是的
反应。
3、判据△H－T△S 指出的是在一定条件下，即反应发生的可能性，它并不能说明，因为反应能否进行还涉及。
【问题与收获】。
第三章水溶液中的离子平衡
第一节弱电解质的电离（1）
编写：高二化学备课组——成杰、王爱芹、余传继【学习目标】
1．了解电解质、非电解质以及强电解质和弱电解质的概念；
2．学会区分强弱电解质；
【学习重点】强、弱电解质的概念
【预备知识】
1．电解质：_____________________________ _______ ___ 2．非电解质：________________________________ _ ⒊写出下列物质的电离方程式：
NaCl：________________________NaOH ：____________________________
H2SO4__________________________NaHCO3____________________________ NaHSO4:__________________________
【基础知识】