中職化學(xué)(通用類)2012下全冊教案(共61頁)

1、精選優(yōu)質(zhì)文檔-傾情為你奉上第一章第一節(jié)物質(zhì)的結(jié)構(gòu)教學(xué)目標(biāo)1.了解原子的組成和原子核外電子的排布規(guī)律。2.了解元素周期表的結(jié)構(gòu)，理解元素周期表中元素性質(zhì)的遞變規(guī)律及應(yīng)用。教學(xué)重點(diǎn)1.質(zhì)量數(shù)（A）和的含義，以及原子核外電子的排布規(guī)律。2.元素周期律和元素周期表的結(jié)構(gòu)。教學(xué)難點(diǎn)1質(zhì)量數(shù)與相對原子質(zhì)量概念的理解。2元素周期表中元素性質(zhì)的遞變規(guī)律及應(yīng)用。課時(shí)安排：2課時(shí)教法建議借助課件，組織學(xué)生復(fù)習(xí)初中化學(xué)課本中有關(guān)原子的內(nèi)容，以此導(dǎo)入新課，使這些知識(shí)成為新知識(shí)的生長點(diǎn)，溫故而知新，使學(xué)生較為系統(tǒng)地了解構(gòu)成原子的粒子間的關(guān)系。在此基礎(chǔ)上，引導(dǎo)學(xué)生探索原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的關(guān)系。教學(xué)內(nèi)容引 言：豐富多彩的物

2、質(zhì)世界是由一百多種元素組成的。在初中化學(xué)中，我們已初步認(rèn)識(shí)到物質(zhì)在不同條件下表現(xiàn)出來的各種性質(zhì)，都與它們的化學(xué)組成和微觀結(jié)構(gòu)有關(guān)。例如，用來刻畫玻璃的金剛石和用作鉛筆芯的石墨，它們都是由碳組成的，但前者碳原子呈立方體結(jié)構(gòu)，后者碳原子呈鱗片形層狀結(jié)構(gòu)；還有我們平時(shí)食用的食鹽氯化鈉晶體，呈立方體結(jié)構(gòu)等。本章我們將在此基礎(chǔ)上，進(jìn)一步學(xué)習(xí)和了解原子結(jié)構(gòu)和元素周期律的基本知識(shí)，理解元素性質(zhì)與原子結(jié)構(gòu)之間的關(guān)系，并從氧化、還原的角度認(rèn)識(shí)物質(zhì)所發(fā)生的變化。新 授：第一章 物質(zhì)的結(jié)構(gòu)及變化第一節(jié) 物質(zhì)的結(jié)構(gòu)一、原子結(jié)構(gòu)1原子的組成在初中化學(xué)中，已經(jīng)學(xué)過原子是由居于原子中心的帶正電荷的原子核和核外帶負(fù)電荷的電子

3、構(gòu)成的，原子核是由質(zhì)子和中子組成的，電子在核外空間一定范圍內(nèi)作高速繞核運(yùn)動(dòng)。每個(gè)質(zhì)子帶一個(gè)單位正電荷，中子呈電中性，所以原子核所帶的正電荷數(shù)即核電荷數(shù)等于核內(nèi)質(zhì)子數(shù)。每個(gè)電子帶一個(gè)單位的負(fù)電荷，原子核所帶的正電荷數(shù)與核外電子所帶的負(fù)電荷數(shù)相等。因此，原子作為一個(gè)整體不顯電性。核電荷數(shù)（Z）核內(nèi)質(zhì)子數(shù)核外電子數(shù)由于電子的質(zhì)量約為質(zhì)子或中子質(zhì)量的1/1836，所以原子的質(zhì)量主要集中在原子核上。質(zhì)子和中子的相對質(zhì)量都近似為1，如果忽略電子的質(zhì)量，將核內(nèi)所有質(zhì)子和中子的相對質(zhì)量取近似值加起來，所得的數(shù)值叫做質(zhì)量數(shù)。質(zhì)量數(shù)（A）質(zhì)子數(shù)（Z）中子數(shù)（N） 例如，知道氯原子的核電荷數(shù)為17，質(zhì)量數(shù)為35，則

4、中子數(shù)351718。歸納起來，如以代表一個(gè)質(zhì)量數(shù)為A、質(zhì)子數(shù)為Z的原子，那么，原子組成可表示為：原子核核外電子 質(zhì)子 Z個(gè)中子 （AZ）個(gè) Z個(gè) 原子（） 2原子核外電子的排布在含有多個(gè)電子的原子里，電子的能量并不相同，在離核較近的區(qū)域內(nèi)運(yùn)動(dòng)的電子能量較低，在離核較遠(yuǎn)的區(qū)域內(nèi)運(yùn)動(dòng)的電子能量較高，這些不同的“區(qū)域”稱之為電子層，按從內(nèi)到外的順序分別用n1、2、3、4、5、6、7或K、L、M、N、O、P、Q來表示。核外電子總是盡可能地先從內(nèi)層（能量最低的第1電子層）排起，當(dāng)?shù)?層排滿后再排第2層，即按由內(nèi)到外順序依次排列。原子核外電子的排布規(guī)律：（1） 各電子層最多容納的電子數(shù)是2n2個(gè)（如n1，

5、即K層最多容納的電子數(shù)為2×12 2個(gè)）。（2）最外層電子數(shù)不超過8個(gè)（K層為最外層時(shí)不超過2個(gè)）。（3）次外層的電子數(shù)不超過18個(gè)，倒數(shù)第三層的電子數(shù)不超過32個(gè)。二、元素周期律 元素周期表1元素周期律隨著科學(xué)技術(shù)的發(fā)展，人們發(fā)現(xiàn)的元素種類也在不斷地增加，在這些眾多的元素中是否存在著內(nèi)在的聯(lián)系或是某種規(guī)律呢？元素周期律是指元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性的變化。該規(guī)律是由俄國化學(xué)家門捷列夫于1869年在前人工作的基礎(chǔ)上總結(jié)出來的。2元素周期表把電子層數(shù)目相同的元素，按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排成橫行；把不同橫行中最外層電子數(shù)相同的元素，按電子層數(shù)遞增的順序由上而下排成縱列，

6、這樣就得到一個(gè)元素周期表。元素周期表是元素周期律的具體表現(xiàn)形式。（1）周期元素周期表中，每一橫行稱為一個(gè)周期，共有7個(gè)周期。每一周期中元素的電子層數(shù)相同，周期的序數(shù)就是該周期元素具有的電子層數(shù)，即：周期序數(shù)電子層數(shù)第一周期最短，只有兩種元素；第二、三周期各有8種元素，這三個(gè)周期所含元素較少，稱為短周期；第四、五、六周期所含元素較多，分別為18、18、32種，稱為長周期；第七周期還未填滿，稱為不完全周期。（2）族元素周期表中有18個(gè)縱列，除第8、9、10三個(gè)縱列為一族外，其余每個(gè)縱列稱為一族，共有16個(gè)族，即7個(gè)主族、7個(gè)副族、1個(gè)零族和1個(gè)第族。其中，由短周期元素和長周期元素共同構(gòu)成的族叫主族

7、，分別用A、AA表示。周期表中，主族的序數(shù)就是該主族元素的最外層電子數(shù)，即：主族序數(shù)最外層電子數(shù)完全是由長周期元素構(gòu)成的族叫副族，分別用B、BB表示。由稀有氣體元素構(gòu)成的族叫零族，用“0”表示。由第8、9、10三個(gè)縱行的元素構(gòu)成的族叫第族，用“”表示。3元素周期表中元素性質(zhì)的遞變規(guī)律金屬性通常用元素的單質(zhì)跟水或酸起反應(yīng)置換出氫的難易程度，以及形成最高價(jià)氧化物對應(yīng)的水化物的堿性強(qiáng)弱，來判斷元素的金屬性的強(qiáng)弱。非金屬性通常用單質(zhì)跟氫氣生成氣態(tài)氫化物的難易程度，或形成最高價(jià)氧化物對應(yīng)的水化物的酸性強(qiáng)弱，來判斷元素的非金屬性的強(qiáng)弱。同一周期的元素，從左到右隨著核電荷數(shù)的遞增，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐

8、漸增強(qiáng)。因此，金屬元素的最高價(jià)氧化物對應(yīng)的水化物的堿性逐漸減弱，如NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3；非金屬元素的最高價(jià)氧化物對應(yīng)的水化物的酸性逐漸增強(qiáng)，如H3PO4<H2SO4<HClO4（高氯酸）。同一主族的元素，從上到下隨著電子層數(shù)逐漸增多，非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強(qiáng)。因此，其氧化物對應(yīng)的水化物的堿性逐漸增強(qiáng)，如LiOH<NaOH<KOH；第A族元素，非金屬性N>P，因此，其最高價(jià)氧化物對應(yīng)的水化物的酸性HNO3>H3PO4?？偨Y(jié)歸納：課后作業(yè)：1在原子的組成中，核電荷數(shù)與核外電子數(shù)、核內(nèi)質(zhì)子數(shù)有什么關(guān)系？質(zhì)量數(shù)與質(zhì)子數(shù)和中子數(shù)

9、之間又有什么聯(lián)系？2原子核外電子的排布有哪些規(guī)律？3何謂元素周期律？ 簡述元素周期表的結(jié)構(gòu)。第一章第一節(jié)物質(zhì)的結(jié)構(gòu)（三）第 二 節(jié) 氧化還原反應(yīng)教學(xué)目標(biāo)1.了解離子鍵和離子化合物、共價(jià)鍵和共價(jià)化合物的基礎(chǔ)知識(shí)。2.了解氧化反應(yīng)、還原反應(yīng)和氧化還原反應(yīng)的概念，以及常見的氧化劑和還原劑。教學(xué)重點(diǎn)1.離子鍵和離子化合物、共價(jià)鍵和共價(jià)化合物。2.氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)，氧化劑和還原劑。教學(xué)難點(diǎn)1離子鍵、共價(jià)鍵。2氧化反應(yīng)、還原反應(yīng)。課時(shí)安排2課時(shí)教法建議組織學(xué)生復(fù)習(xí)初中化學(xué)中有關(guān)物質(zhì)的形成，導(dǎo)入化學(xué)鍵的教學(xué)；在組織學(xué)生列舉日常生活中所發(fā)生的氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的基礎(chǔ)上，引入氧化還原反應(yīng)的教學(xué)。教學(xué)內(nèi)容引 言

10、：通過前面元素周期律和元素周期表有關(guān)知識(shí)的學(xué)習(xí)，我們知道，到目前為止，人們已發(fā)現(xiàn)的元素只有100多種，然而，由這100多種元素組成的物質(zhì)卻數(shù)以千萬計(jì)。那么，這100多種元素的原子是通過什么作用相互結(jié)合構(gòu)成物質(zhì)的呢？新 授：三、化學(xué)鍵原子和原子能夠相互結(jié)合，說明它們之間一定存在著某種相互作用。我們將分子中相鄰原子之間強(qiáng)烈的相互作用稱為化學(xué)鍵。化學(xué)鍵的主要類型有離子鍵、共價(jià)鍵等。1離子鍵根據(jù)表1-4中鈉原子和氯原子的核外電子排布，鈉原子最外層有1個(gè)電子，容易失去，形成帶1個(gè)單位正電荷的Na+，從而達(dá)到8電子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)；氯原子最外層有7個(gè)電子，容易獲得1個(gè)電子，形成帶1個(gè)單位負(fù)電荷的Cl-，也達(dá)到8

11、電子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。鈉與氯氣反應(yīng)時(shí)，鈉原子最外電子層上的1個(gè)電子轉(zhuǎn)移到了氯原子的最外電子層上。這兩種帶有相反電荷的離子之間，通過靜電作用結(jié)合在一起，形成了性質(zhì)與單質(zhì)鈉和氯完全不同的物質(zhì)氯化鈉。像氯化鈉那樣，陰、陽離子通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵，叫做離子鍵。由離子鍵結(jié)合成的化合物稱為離子化合物。通常，活潑的金屬（如鉀、鈉、鈣等）與活潑的非金屬（如氯、溴、氧等）化合時(shí)，能形成離子鍵。絕大多數(shù)鹽類、強(qiáng)堿類和活潑金屬氧化物都是離子化合物，如KCl、ZnSO4、NaOH、CaO等。2共價(jià)鍵以氫分子形成為例。當(dāng)兩個(gè)氫原子相互作用時(shí)，由于它們得失電子的能力相同，都不能失去或得到電子，只有各提供 1個(gè)電子，形成共

12、用電子對（H:H），使 2個(gè)氫原子都達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，這種電子對稱為共用電子對。像氫分子那樣，原子間通過共用電子對所形成的化學(xué)鍵，叫做共價(jià)鍵。分子中只有共價(jià)鍵的化合物稱為共價(jià)化合物。例如，HCl、H2O、NH3等都是共價(jià)化合物。離子鍵和共價(jià)鍵的比較見下表。 鍵 型項(xiàng) 目離 子 鍵共 價(jià) 鍵概 念成鍵粒子形成條件第二節(jié) 氧化還原反應(yīng)一、氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)在氫氣還原氧化銅的反應(yīng)中：CuOH2 = CuH2O反應(yīng)中，氧化銅失去氧變成了單質(zhì)銅，發(fā)生了還原反應(yīng)；氫氣得到了氧化銅中的氧變成了水，發(fā)生了氧化反應(yīng)。這兩個(gè)反應(yīng)是同時(shí)發(fā)生的。像氫氣與氧化銅的反應(yīng)，就稱之為氧化還原反應(yīng)。那么，是不是只有得氧、失氧的反應(yīng)

13、才是氧化還原反應(yīng)呢？下面我們從化合價(jià)的變化來分析上述反應(yīng)，反應(yīng)中，氧化銅發(fā)生了還原反應(yīng)，銅元素的化合價(jià)從2價(jià)降低到0價(jià)；氫氣發(fā)生了氧化反應(yīng)，氫元素的化合價(jià)從0價(jià)升高到1價(jià)。又如：點(diǎn)燃2NaCl2 = 2NaCl反應(yīng)中，鈉元素的化合價(jià)從0價(jià)升高到1價(jià)，氯元素的化合價(jià)從0價(jià)降低到1價(jià)。雖然沒有得氧和失氧的過程，但本質(zhì)上與氫氣還原氧化銅的反應(yīng)是相同的，都屬于氧化還原反應(yīng)，其共同特征是參加反應(yīng)的物質(zhì)中某些元素的化合價(jià)改變了。結(jié)合前面所學(xué)氯化鈉的形成，不難看出，鈉原子失去電子，鈉元素的化合價(jià)升高了，發(fā)生了氧化反應(yīng)，被氧化；氯原子得到電子，氯元素的化合價(jià)降低了，發(fā)生了還原反應(yīng)，被還原。再如，氫氣與氯氣的反

14、應(yīng)：點(diǎn)燃H2Cl2 = 2HCl反應(yīng)中，氫原子最外層有1個(gè)電子，氯原子最外層有7個(gè)電子，由于它們獲得電子的難易程度相差不大，所以都不能把對方的電子奪取過來，只能各提供最外層的1個(gè)電子形成一個(gè)共用電子對，使雙方都達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。由于氯原子吸引共用電子對的能力比氫原子要強(qiáng)一些，所以在氯化氫分子中，共用電子對偏向氯原子而偏離氫原子。因此，氫元素的化合價(jià)從0價(jià)升高到1價(jià)，發(fā)生了氧化反應(yīng)；氯元素的化合價(jià)從0價(jià)降低到1價(jià)，發(fā)生了還原反應(yīng)。通過以上分析可以得出，元素化合價(jià)升高（表現(xiàn)為失去電子或共用電子對偏離）的反應(yīng)稱為氧化反應(yīng)，元素化合價(jià)降低（表現(xiàn)為得到電子或共用電子對偏向）的反應(yīng)稱為還原反應(yīng)。因此，我們把有

15、電子得失或共用電子對偏移的反應(yīng)叫做氧化還原反應(yīng)。在氧化還原反應(yīng)中，得電子總數(shù)等于失電子總數(shù)。判斷下列反應(yīng)，是不是氧化還原反應(yīng)？（1）H3PO42NaOH = Na2HPO42H2O（2）CuHgCl2 = CuCl2Hg二、氧化劑和還原劑在氧化還原反應(yīng)中，凡是失去電子（或共用電子對偏離），化合價(jià)升高的物質(zhì)叫做還原劑；凡是得到電子（或共用電子對偏向），化合價(jià)降低的物質(zhì)叫做氧化劑。例如：Cu4HNO3（濃）= Cu(NO3)22NO22H2O點(diǎn)燃H2Cl2 = 2HCl在上述兩反應(yīng)中，Cu和H2都是還原劑，濃HNO3和Cl2都是氧化劑。氧化還原反應(yīng)中，常見的氧化劑有O2及H2O2、KClO3、KM

16、nO4、K2Cr2O7、濃H2SO4、HNO3等；常見的還原劑有活潑的金屬Na、Mg、Al及C、H2、CO等；具有中間價(jià)態(tài)的一些化合物如FeSO4等，既可作氧化劑，也可作還原劑。在有些氧化還原反應(yīng)中，氧化劑和還原劑是同一種物質(zhì)?？偨Y(jié)歸納：課后作業(yè)：1什么是化學(xué)鍵？什么是離子鍵、共價(jià)鍵？2氧化還原反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是什么？如何辨別氧化還原反應(yīng)？板書設(shè)計(jì)（略）第二章第一節(jié)溶液組成的表示方法教學(xué)目標(biāo)1. 了解質(zhì)量濃度的表示方法。2了解微觀粒子的數(shù)目和宏觀物質(zhì)的質(zhì)量之間的關(guān)系。3掌握物質(zhì)的量及其單位摩爾、摩爾質(zhì)量的概念及有關(guān)計(jì)算。4理解化學(xué)反應(yīng)中各物質(zhì)之間物質(zhì)的量的比例關(guān)系，并運(yùn)用這種關(guān)系進(jìn)行簡單計(jì)算。教學(xué)重

17、點(diǎn)1. 質(zhì)量濃度的表示及簡單計(jì)算。2. 物質(zhì)的量、摩爾質(zhì)量的概念，以及與物質(zhì)質(zhì)量之間的換算關(guān)系。3化學(xué)方程式中各物質(zhì)的物質(zhì)的量的關(guān)系。教學(xué)難點(diǎn)1物質(zhì)的量與粒子數(shù)目之間的換算。2. 物質(zhì)的量、摩爾質(zhì)量的概念，以及與物質(zhì)質(zhì)量之間的換算關(guān)系。3物質(zhì)的量在化學(xué)方程式中的應(yīng)用。教法建議借助課件，組織學(xué)生復(fù)習(xí)初中學(xué)習(xí)的有關(guān)基本物理量的內(nèi)容，以此導(dǎo)入新課，使這些知識(shí)成為新知識(shí)的生長點(diǎn)，舉一反三，讓學(xué)生了解微觀粒子的數(shù)目和宏觀物質(zhì)的質(zhì)量之間的關(guān)系。在此基礎(chǔ)上，引導(dǎo)學(xué)生學(xué)習(xí)掌握物質(zhì)的量及其單位摩爾、摩爾質(zhì)量、物質(zhì)的質(zhì)量、阿伏加德羅常數(shù)以及它們之間的換算關(guān)系。教學(xué)內(nèi)容引 言：在初中化學(xué)中，已經(jīng)學(xué)過一種或一種以上物

18、質(zhì)以分子或離子狀態(tài)均勻地分散于另一種物質(zhì)中所得到的均勻的、穩(wěn)定的體系稱為溶液。其中，溶解其他物質(zhì)的物質(zhì)稱為溶劑，被溶解的物質(zhì)稱為溶質(zhì)。溶液在日常生活中隨處可見，例如，烹調(diào)用的料酒、食醋，臨床用的葡萄糖注射液、生理鹽水、醫(yī)用酒精、碘酒，保健用的營養(yǎng)口服液等都是溶液。本章著重討論以水做溶劑的溶液及弱電解質(zhì)的解離平衡。新 授：第二章 溶液和弱電解質(zhì)的解離平衡第一節(jié) 溶液組成的表示方法一、質(zhì)量濃度單位體積的溶液中所含溶質(zhì)B的質(zhì)量，稱為溶質(zhì)B的質(zhì)量濃度，用符號(hào)B表示。常用的單位是g/L，溶液較稀時(shí)也可使用mg/L、g/L。二、物質(zhì)的量濃度1物質(zhì)的量及其單位摩爾在化工生產(chǎn)和一般的實(shí)驗(yàn)中，化學(xué)反應(yīng)不可能只是

19、幾個(gè)分子、幾個(gè)原子或離子參加，而是以可稱量的一定質(zhì)量的物質(zhì)參加反應(yīng)的。這說明，可稱量的宏觀物質(zhì)的質(zhì)量與組成它的微觀粒子分子、原子或離子的數(shù)目之間存在著某種聯(lián)系。國際科學(xué)界建議采用“物質(zhì)的量”將它們聯(lián)系起來。物質(zhì)的量是表示物質(zhì)所含粒子數(shù)目多少的物理量，基本單位為摩爾，簡稱“摩”，符號(hào)為mol。根據(jù)國際單位制的規(guī)定：1mol的任何物質(zhì)所含粒子的數(shù)目和0.012kg中所含的原子數(shù)目相等。實(shí)驗(yàn)測得，0.012kg中含6.02×1023個(gè)原子，這個(gè)數(shù)值被稱為阿伏加德羅常數(shù)，用符號(hào)NA表示。也就是說，任何含有6.02×1023個(gè)粒子的集合體，其物質(zhì)的量都是1mol。例如：1mol O含

20、有6.02×1023個(gè)O原子；1mol Cl2 含有6.02×1023個(gè)Cl2分子；1mol K+ 含有6.02×1023個(gè)K+離子。由此可知，物質(zhì)的量（n）、阿伏加德羅常數(shù)（NA）以及粒子數(shù)目（N）之間存在如下關(guān)系：根據(jù)此式可進(jìn)行物質(zhì)的量與粒子數(shù)目之間的換算。應(yīng)當(dāng)注意：在使用符號(hào)n時(shí)，須用化學(xué)式指明其基本單元的種類，如n(H2O)、 n(O2)、 n(SO42-)等。單位物質(zhì)的量的某物質(zhì)所具有的質(zhì)量，叫做該物質(zhì)的摩爾質(zhì)量，用符號(hào)M表示，常用單位為g/mol。摩爾質(zhì)量可理解為：1mol物質(zhì)所具有的質(zhì)量。任何元素原子的摩爾質(zhì)量，如果以g/mol為單位，數(shù)值上等于該元

21、素原子的相對原子質(zhì)量。用同樣的方法可以推得：任何物質(zhì)的摩爾質(zhì)量，如果以g/mol為單位，數(shù)值上就等于該物質(zhì)化學(xué)式的相對分子質(zhì)量。物質(zhì)的量（n）、物質(zhì)的質(zhì)量（m）、物質(zhì)的摩爾質(zhì)量（M）三者之間有如下關(guān)系：或 m（g）M（g/mol）×n（mol）例題1 2.8 g CO的物質(zhì)的量是多少摩爾？解： 已知M(CO)28 g/mol 答：2.8gCO的物質(zhì)的量是0.10 mol。例題2 5 mol H2O的質(zhì)量是多少克？解： 已知M(H2O)18 g/mol M(H2O)n(H2O)×M(H2O) 5 mol×18 g/mol90 g答：5 mol H2O的質(zhì)量是90 g

22、。物質(zhì)的量的引入，為研究化學(xué)方程式中各物質(zhì)之間的數(shù)量關(guān)系提供了方便。除了可以知道各物質(zhì)之間的粒子數(shù)及質(zhì)量關(guān)系之外，還可以知道各物質(zhì)之間的物質(zhì)的量的關(guān)系。高溫例如：特別量量式aol Fe2O33CO = 2Fe3CO2粒子數(shù)之比 1 : 3 : 2 : 3質(zhì)量之比 160 : 84 : 112 : 132物質(zhì)的量之比 1 : 3 : 2 : 3例題3 將80 g NaOH完全中和，需要H2SO4的物質(zhì)的量是多少摩爾？解：根據(jù)化學(xué)方程式：2NaOHH2SO4 = Na2SO42H2O 2 mol 1 mol 2 mol n(H2SO4) 2 mol : 2 mol = 1 mol : n(H2SO

23、4)答：將80 g NaOH完全中和，需要1mol H2SO4。例題4 多少克CaCO3與足量鹽酸作用，能生成4 molCO2？解：根據(jù)化學(xué)方程式： CaCO32HCl = CaCl2H2OCO2 1 mol 1 mol n(CaCO3) 4 mol1 mol : n(CaCO3)= 1 mol : 4 moln(CaCO3)= 4molm(CaCO3)n(CaCO3)×M(CaCO3) 4 mol×100 g/mol400 g答：400 g CaCO3與足量鹽酸作用，能生成4 mol的CO2?？偨Y(jié)歸納：課后作業(yè)：第二章第一節(jié)（二2）教學(xué)目標(biāo)1. 理解溶液物質(zhì)的量濃度的表示

24、方法。2掌握物質(zhì)的量濃度溶液的配制。教學(xué)重點(diǎn)1. 物質(zhì)的量濃度的表示方法。2. 物質(zhì)的量濃度溶液的配制。教學(xué)難點(diǎn) 物質(zhì)的量濃度溶液的配制。教法建議借助課件，組織學(xué)生復(fù)習(xí)初中學(xué)過的有關(guān)溶液配制的內(nèi)容和上一堂課學(xué)習(xí)的有關(guān)物質(zhì)的量的內(nèi)容，以此導(dǎo)入新課，使這些知識(shí)成為新知識(shí)的生長點(diǎn)，前后聯(lián)系，使學(xué)生正確理解溶液物質(zhì)的量濃度的概念和表示方法。在此基礎(chǔ)上，引導(dǎo)學(xué)生學(xué)習(xí)掌握物質(zhì)的量濃度溶液的配制及其簡單運(yùn)算。教學(xué)內(nèi)容引 言：在初中化學(xué)中，已經(jīng)學(xué)過溶質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)的概念和配制一定質(zhì)量分?jǐn)?shù)溶液的方法和步驟，上一節(jié)課又學(xué)習(xí)了質(zhì)量濃度的概念，物質(zhì)的量、物質(zhì)的摩爾質(zhì)量及相關(guān)換算關(guān)系。本節(jié)著重討論溶液的物質(zhì)的量濃度，以及

25、配制一定物質(zhì)的量濃度溶液的方法。新 授：2物質(zhì)的量濃度以單位體積的溶液中所含溶質(zhì)的物質(zhì)的量來表示的溶液濃度，叫做物質(zhì)的量濃度，用符號(hào)“c”表示，單位為mol/dm3 或mol/L。其數(shù)學(xué)表達(dá)式為：即 例題1 將1.2g NaOH溶于水中，配成300mL溶液，計(jì)算該NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度。解：1.2g NaOH物質(zhì)的量為則 答：該NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為0.10 mol/L。例題2 將25mL 2 mol/L硝酸溶液稀釋至0.1mol/L，則所得溶液的體積為多少毫升？解：已知c12 mol/L，V125 mL，c20.1 mol/L則 答：所得溶液的體積為500 mL。例題3 中和40m

26、L 0.10mol/L NaOH溶液，用去某鹽酸溶液25mL，計(jì)算這種鹽酸溶液的物質(zhì)的量濃度。解：根據(jù)化學(xué)方程式 NaOHHCl = NaClH2O 1 mol 1 mol即 n(NaOH)n(HCl) c(NaOH)·V(NaOH)c(HCl)·V(HCl)則 答：這種鹽酸溶液的物質(zhì)的量濃度為0.16 mol/L。在實(shí)驗(yàn)室里，可以直接用固體或液體試劑配制一定物質(zhì)的量濃度的溶液。如果要求比較精確，就需使用容積精確的儀器容量瓶。現(xiàn)以配制0.5mol/L NaCl溶液100mL為例：（1）計(jì)算配制所需NaCl固體的質(zhì)量 n(NaCl)0.5 mol/L×（100

27、15;10-3）L0.05 molm(NaCl)n(NaCl)×M(NaCl)0.05 mol×58.5g/mol2.92g。（2）根據(jù)計(jì)算結(jié)果，稱取NaCl固體。（3）將稱量好的NaCl固體放入燒杯中，加適量蒸餾水，用玻璃棒攪拌，使之溶解。（4）將燒杯中的溶液，沿玻璃棒小心注入100mL容量瓶中。用少量蒸餾水洗滌燒杯內(nèi)壁和玻璃棒23次，洗滌液按同法也轉(zhuǎn)移到容量瓶中，輕搖，混勻，如下圖所示。（5）向容量瓶中注入蒸餾水，直到液面接近容量瓶刻度線以下約12cm處，靜置12min后，改用膠頭滴管繼續(xù)滴加蒸餾水至溶液的凹液面正好與刻度線相切。然后蓋上瓶塞，反復(fù)上下顛倒，使溶液充分混

28、勻，如上圖所示。 因容量瓶不宜長期存放溶液（尤其是堿性溶液），因此，溶液配好后應(yīng)倒入試劑瓶中保存。通常，先用該溶液少量將試劑瓶洗滌23次，然后全部注入，蓋上瓶塞，貼上標(biāo)簽?？偨Y(jié)歸納：課后作業(yè)：第二章第二節(jié)化 學(xué) 平 衡教學(xué)目標(biāo)1. 了解吸熱反應(yīng)、放熱反應(yīng)和可逆反應(yīng)等概念。2了解化學(xué)反應(yīng)速率的概念及表示方法，以及溫度、濃度、壓強(qiáng)和催化劑對化學(xué)反應(yīng)速率的影響。3了解化學(xué)平衡的概念及影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素。教學(xué)重點(diǎn)1. 化學(xué)反應(yīng)速率的概念以及外界條件對化學(xué)反應(yīng)速率的影響。2. 化學(xué)平衡的概念、特征及影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素。教學(xué)難點(diǎn)1. 外界條件對化學(xué)反應(yīng)速率的影響。2. 影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素。教法

29、建議借助演示實(shí)驗(yàn)，指導(dǎo)學(xué)生觀察金屬鋁與稀鹽酸、氯化銨與氫氧化鋇的作用，感受化學(xué)反應(yīng)中的放熱與吸熱現(xiàn)象，以此導(dǎo)入新課，使這些知識(shí)成為新知識(shí)的生長點(diǎn)，合理聯(lián)想，讓學(xué)生了解吸熱反應(yīng)、放熱反應(yīng)、可逆反應(yīng)、化學(xué)反應(yīng)速率、化學(xué)平衡的概念，在此基礎(chǔ)上，引導(dǎo)學(xué)生學(xué)習(xí)外界條件對化學(xué)反應(yīng)速率的影響以及影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素。教學(xué)內(nèi)容引 言：在前面的學(xué)習(xí)中，大家已經(jīng)認(rèn)識(shí)了許多化學(xué)反應(yīng)，而且發(fā)現(xiàn)：化學(xué)反應(yīng)往往需要在一定的條件下才能進(jìn)行，例如，工業(yè)上合成氨的反應(yīng)，就需要高溫、高壓和有催化劑存在的反應(yīng)條件。同時(shí)，我們還觀察到：化學(xué)反應(yīng)還常常伴隨有能量的變化，即有些化學(xué)反應(yīng)在生成產(chǎn)物的同時(shí)，向環(huán)境放出熱量，而另一些化學(xué)反應(yīng)

30、則在生成產(chǎn)物的同時(shí)，從環(huán)境吸收熱量。這是為什么呢？本節(jié)我們就重點(diǎn)學(xué)習(xí)和討論這幾個(gè)問題：化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)、化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡。新 授：第二節(jié) 化學(xué)平衡一、吸熱反應(yīng)和放熱反應(yīng)除了有新物質(zhì)生成外，同時(shí)還向環(huán)境放出熱量的化學(xué)反應(yīng)叫做放熱反應(yīng)；除了有新物質(zhì)生成外，同時(shí)還從環(huán)境中獲得熱量的化學(xué)反應(yīng)叫做吸熱反應(yīng)。在一定溫度下，化學(xué)反應(yīng)所吸收或放出的熱量，叫做該反應(yīng)的反應(yīng)熱。反應(yīng)熱常用“H”來表示。反應(yīng)放出熱量時(shí)，H為負(fù)值；反應(yīng)吸收熱量時(shí)，H為正值。二、化學(xué)反應(yīng)速率在一定條件下，表明化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行快慢程度的物理量，叫做化學(xué)反應(yīng)速率?；瘜W(xué)反應(yīng)速率（）通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量濃度的變化來表示，單位

31、為mol/(L·s)、mol/(L·min)或mol/(L·h)等?；瘜W(xué)反應(yīng)的速率首先取決于反應(yīng)物的本性。但是，外界條件對化學(xué)反應(yīng)速率也有一定的影響，其中，主要因素是濃度、壓強(qiáng)、溫度和催化劑等。1濃度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響大量實(shí)驗(yàn)證明：當(dāng)其他條件相同時(shí)，增大反應(yīng)物的濃度，反應(yīng)速率加快；減小反應(yīng)物的濃度，反應(yīng)速率減慢。2壓強(qiáng)對化學(xué)反應(yīng)速率的影響對于有氣體參加的化學(xué)反應(yīng)，壓強(qiáng)是影響反應(yīng)速率的重要因素，增大壓強(qiáng)，就是增大氣體的濃度，反應(yīng)速率增大；減小壓強(qiáng)，就是減小氣體的濃度，反應(yīng)速率減慢。3溫度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響溫度對化學(xué)反應(yīng)速率的影響特別顯著。大量實(shí)驗(yàn)結(jié)果表明：在其他

32、條件相同時(shí)，升高溫度，反應(yīng)速率加快；降低溫度，反應(yīng)速率減慢。4催化劑對化學(xué)反應(yīng)速率的影響在化學(xué)反應(yīng)里，凡能改變其他物質(zhì)的化學(xué)反應(yīng)速率而本身的組成、質(zhì)量和化學(xué)性質(zhì)在反應(yīng)前后保持不變的物質(zhì)，稱為催化劑。通常說的催化劑大多是指可以加快化學(xué)反應(yīng)速率的物質(zhì)。三、可逆反應(yīng)與化學(xué)平衡初中化學(xué)中已經(jīng)學(xué)過，氫和氧燃燒生成水的反應(yīng)：點(diǎn)燃 2H2O2 = 2H2O在一定條件下，反應(yīng)幾乎能完全進(jìn)行到底，反應(yīng)物能完全轉(zhuǎn)變?yōu)樯晌?，而在同樣條件下，相反方向的反應(yīng)幾乎不能進(jìn)行。像這種幾乎只能向一個(gè)方向進(jìn)行“到底”的反應(yīng)叫做不可逆反應(yīng)。但是，還有一些化學(xué)反應(yīng)與上述反應(yīng)不同，反應(yīng)物不能全部轉(zhuǎn)變?yōu)樯晌?。例如，工業(yè)合成氨的反應(yīng)高

33、溫、高壓催化劑 N23H2 2NH3 H = -92.38kJ/mol 在上述反應(yīng)中，開始時(shí)，N2和H2的濃度最大，因而它們化合生成NH3的正反應(yīng)速率最大；而NH3的濃度為零，它分解生成N2和H2的逆反應(yīng)速率也為零。隨著反應(yīng)的進(jìn)行，反應(yīng)物N2和H2的濃度逐漸減小，正反應(yīng)速率就逐漸減小；生成物NH3濃度逐漸增大，逆反應(yīng)的速率也逐漸增大。經(jīng)過一段時(shí)間，將會(huì)出現(xiàn)正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等的情況（如右圖）。這時(shí)，單位時(shí)間內(nèi)正反應(yīng)消耗的N2和H2的分子數(shù)恰好等于逆反應(yīng)生成的N2和H2的分子數(shù)。反應(yīng)體系中，N2、H2和NH3的濃度不再發(fā)生變化。于是，反應(yīng)物和生成物就處于化學(xué)平衡狀態(tài)。所謂化學(xué)平衡狀態(tài)，就是

34、指在一定條件下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物中各組成成分的濃度保持不變的狀態(tài)?；瘜W(xué)平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡，當(dāng)反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，正反應(yīng)和逆反應(yīng)仍在繼續(xù)進(jìn)行，只是正、逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)物、生成物的濃度不再隨時(shí)間發(fā)生變化。化學(xué)平衡只是可逆反應(yīng)在一定條件下的一種暫時(shí)的、相對的穩(wěn)定狀態(tài)。如果影響平衡的條件發(fā)生變化，使得正、逆反應(yīng)速率不再相等，反應(yīng)的平衡狀態(tài)就會(huì)遭到破壞，各物質(zhì)的濃度就會(huì)發(fā)生變化，直到在新的條件下，反應(yīng)又達(dá)到新的平衡。像這種因平衡狀態(tài)被破壞而建立新的平衡的過程，叫做化學(xué)平衡的移動(dòng)。1濃度對化學(xué)平衡的影響在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減小生成物的濃度，都可以使平衡

35、向正反應(yīng)方向移動(dòng)；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。2壓強(qiáng)對化學(xué)平衡的影響在其他條件不變的情況下，增大壓強(qiáng)，化學(xué)平衡向氣體體積縮小的方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，化學(xué)平衡向氣體體積增大的方向移動(dòng)。應(yīng)當(dāng)注意，壓強(qiáng)只對有氣體參加的、且反應(yīng)前后氣體體積不等的平衡體系才有影響。3溫度對化學(xué)平衡的影響在其他條件不變的情況下，升高溫度，化學(xué)平衡向吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)；降低溫度，化學(xué)平衡向放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。綜上所述，如果改變影響平衡的一個(gè)條件（如溫度、壓強(qiáng)，以及參加反應(yīng)的化學(xué)物質(zhì)的濃度），平衡就向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。這就是著名的勒夏特列原理。4催化劑的作用由于催化劑能夠同等程度地

36、改變正反應(yīng)和逆反應(yīng)的反應(yīng)速率。因此，它對化學(xué)平衡的移動(dòng)沒有影響，但它能改變反應(yīng)達(dá)到平衡所需的時(shí)間?？偨Y(jié)歸納：課后作業(yè)：第二章第三節(jié) 弱電解質(zhì)的解離平衡第四節(jié) 水的離子積和溶液的pH 教學(xué)目標(biāo)1. 了解電解質(zhì)的解離和強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的概念。2了解弱電解質(zhì)的解離平衡。3理解水的離子積和用pH表示溶液酸堿度的方法。教學(xué)重點(diǎn)1. 強(qiáng)電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的概念。2. 弱電解質(zhì)的解離平衡。3水的離子積和pH表示溶液酸堿度的方法。教學(xué)難點(diǎn)1弱電解質(zhì)的解離平衡。2水的離子積和溶液的pH。教法建議借助電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電實(shí)驗(yàn)或課件展示，引出強(qiáng)弱電解質(zhì)的解離實(shí)質(zhì)，由此介紹水的解離、水的離子積和溶液pH的知識(shí)。教學(xué)中，要

37、采用比較法或列舉生活中的實(shí)例，以調(diào)動(dòng)學(xué)生學(xué)習(xí)興趣，提高教學(xué)效果。教學(xué)內(nèi)容引 言：在前面的學(xué)習(xí)中，已經(jīng)學(xué)過化學(xué)平衡的概念、特征和影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素。在此基礎(chǔ)上，本節(jié)著重討論弱電解質(zhì)的解離平衡、水的離子積和溶液的pH。新 授：第三節(jié) 弱電解質(zhì)的解離平衡一、 強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)凡是在水溶液里或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔锝凶鲭娊赓|(zhì)，電解質(zhì)在水溶液中之所以能夠?qū)щ?，是因?yàn)樗鼈冊谒芤褐邪l(fā)生了解離，產(chǎn)生了能夠自由移動(dòng)的離子。通常，把能夠全部解離的電解質(zhì)稱為強(qiáng)電解質(zhì)，反之稱為弱電解質(zhì)。強(qiáng)酸、強(qiáng)堿和大多數(shù)鹽類都是強(qiáng)電解質(zhì)，它們在水溶液里全部以離子形式存在，通常用“=”表示完全解離。例如：HCl = H+C

38、l-NaOH = Na+OH-NaCl = Na+Cl-弱酸、弱堿和水都是弱電解質(zhì)，它們在溶液中只有少部分解離成離子，大部分仍以分子形式存在，通常用“ ”表示部分解離。例如：HAc H+Ac-NH3·H2O NH4+OH-二、弱電解質(zhì)的解離平衡弱電解質(zhì)溶于水時(shí)，部分解離出的陽離子和陰離子在溶液中互相碰撞，又重新結(jié)合成弱電解質(zhì)分子。因而，弱電解質(zhì)的解離過程是可逆的。以HAc的解離過程為例：HAc H+Ac-當(dāng)解離進(jìn)行到一定程度時(shí)，HAc分子解離成H+、Ac-的速率與H+、Ac-互相碰撞重新結(jié)合成HAc分子的速率相等，即達(dá)到解離平衡狀態(tài)。解離平衡的平衡常數(shù)，叫做解離常數(shù)。例如，醋酸的解離

39、常數(shù)是1.79×10-5，硼酸的解離常數(shù)是5.8×10-10。通常，弱酸的解離常數(shù)用Ka表示，弱堿的解離常數(shù)用Kb表示。Ka或Kb越大，說明該弱電解質(zhì)較易解離。所以，從解離常數(shù)的大小可以看出弱電解質(zhì)的相對強(qiáng)弱。多元弱酸的解離是分步進(jìn)行的，其酸性強(qiáng)弱，主要是由第一步解離來決定。第四節(jié) 水的離子積和溶液的pH 一、水的離子積實(shí)驗(yàn)測得，純水中存在著極少量的H+和OH-，說明水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生微弱的解離。H2O H+OH-在25時(shí)，純水中H+ 和OH-的濃度都等于10-7mol/L，且它們的乘積是一個(gè)常數(shù)，記做Kw，稱為水的離子積常數(shù)，簡稱水的離子積。即H+OH-= Kw

40、常溫（25）下，Kw值為1×10-14。二、溶液的酸堿性與pH實(shí)驗(yàn)證明，不僅在純水中H+和OH-乘積是一個(gè)常數(shù)，在以水作溶劑的溶液中也是如此，不管稀溶液是酸性、堿性或中性，常溫下，H+與OH-的乘積都等于1×10-14。常溫下，溶液的酸堿性與H+、OH-的關(guān)系可以表示為：中性溶液 H+OH-1×10-7mol/L酸性溶液 H+>OH-，H+>1×10-7mol/L堿性溶液 H+<OH-，H+<1×10-7mol/L利用H+的大小，可以表示出溶液的酸堿性。但是在稀溶液中，H+的數(shù)值很小，用物質(zhì)的量濃度的數(shù)值表示很不方便。因

41、此，通常采用H+的負(fù)對數(shù)來表示溶液的酸堿性，這個(gè)值稱為溶液的pH。pH-lgH+溶液的pH與溶液酸堿度的關(guān)系：中性溶液 pH7酸性溶液 pH < 7堿性溶液 pH > 7測定溶液的pH可采用酸堿指示劑、pH試紙、pH計(jì)酸度計(jì)等?？偨Y(jié)歸納：課后作業(yè)：第二章 溶液和弱電解質(zhì)的解離平衡第五節(jié) 離子反應(yīng) 離子方程式第六節(jié) 鹽的水解 教學(xué)目標(biāo)1. 理解離子反應(yīng)及其發(fā)生條件。2了解離子方程式的書寫。3了解強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽的水解及其水溶液酸堿性的判斷。教學(xué)重點(diǎn)1. 離子反應(yīng)的發(fā)生條件。2. 離子方程式的書寫。3強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽的水解及其水溶液酸堿性的判斷。教學(xué)難點(diǎn)1離子反應(yīng)發(fā)生條件的

42、理解。2離子方程式的書寫。3強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽的水解反應(yīng)及其水溶液的酸堿性判斷。教法建議結(jié)合強(qiáng)、弱電解質(zhì)解離知識(shí)的學(xué)習(xí)，引入離子反應(yīng)的教學(xué)，在此基礎(chǔ)上，講解離子方程式的書寫，理解離子反應(yīng)的發(fā)生條件，進(jìn)而了解強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽的水解反應(yīng)及其水溶液酸堿性的判斷。教學(xué)內(nèi)容引 言：在前面的學(xué)習(xí)中，已經(jīng)學(xué)過電解質(zhì)在水溶液中的存在狀態(tài)以及弱電解質(zhì)的解離平衡。本節(jié)將在此基礎(chǔ)上著重討論電解質(zhì)在水溶液中的化學(xué)反應(yīng)離子反應(yīng)的發(fā)生條件、離子方程式的書寫、強(qiáng)酸弱堿鹽和強(qiáng)堿弱酸鹽的水解反應(yīng)。新 授：第五節(jié) 離子反應(yīng) 離子方程式由于電解質(zhì)溶于水會(huì)解離成離子，所以，電解質(zhì)在溶液中所起的反應(yīng)必然有離子參加，這種有離子

43、參加的反應(yīng)稱為離子反應(yīng)。例如，NaCl溶液遇AgNO3溶液產(chǎn)生白色的AgCl沉淀，反應(yīng)的化學(xué)方程式：AgNO3NaCl = AgClNaNO3反應(yīng)中，AgNO3在溶液中解離出Ag+和NO3-，NaCl在溶液中解離出Na+和Cl-。這四種離子中，NO3-與Na+之間沒有發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，只有Ag+與Cl-之間發(fā)生反應(yīng)，生成AgCl白色沉淀。也就是說，上述反應(yīng)實(shí)質(zhì)上是Ag+與Cl- 結(jié)合生成AgCl沉淀?？杀硎緸椋篈g+Cl- = AgCl這種用實(shí)際參加反應(yīng)的離子符號(hào)來表示反應(yīng)的式子，稱為離子方程式。下面我們以CuSO4溶液和NaOH溶液的反應(yīng)為例，說明書寫離子方程式的步驟：第一步，寫出反應(yīng)的化學(xué)方程

44、式：CuSO42NaOH = Cu(OH)2Na2SO4第二步，把可溶性的、易解離的物質(zhì)寫成離子形式，而難溶的物質(zhì)、弱電解質(zhì)（如水）和氣體等仍用化學(xué)式表示。Cu2+SO42-2Na+2OH- = Cu(OH)22Na+SO42-第三步，刪去方程式兩邊不參加反應(yīng)的離子：Cu2+2OH- = Cu(OH)2第四步，檢查方程式兩邊各元素的原子個(gè)數(shù)和電荷總數(shù)是否相等。在初中化學(xué)中，已經(jīng)學(xué)過堿、酸、鹽在水溶液中發(fā)生的復(fù)分解反應(yīng)，實(shí)質(zhì)上就是兩種電解質(zhì)相互交換離子，生成兩種新的電解質(zhì)的反應(yīng)。這類離子之間發(fā)生離子互換反應(yīng)的條件與復(fù)分解反應(yīng)一樣，生成物中有難溶物質(zhì)、弱電解質(zhì)或氣體時(shí)，反應(yīng)才能發(fā)生。1生成難溶物質(zhì)

45、的離子反應(yīng)例如，BaCl2溶液與Na2SO4溶液的反應(yīng)BaCl2Na2SO4 = BaSO42NaCl離子方程式： Ba2+SO42- = BaSO42生成揮發(fā)性物質(zhì)（氣體）的離子反應(yīng)例如，Na2CO3溶液和HCl溶液的反應(yīng)Na2CO32HCl = 2NaClH2OCO2離子方程式：CO32-2H+ = H2OCO23生成弱電解質(zhì)（如水）的離子反應(yīng)例如，NaOH溶液和HCl溶液的反應(yīng)NaOHHCl = NaClH2O離子方程式：H+OH- = H2O第六節(jié) 鹽的水解日常生活中，人們經(jīng)常用到的鹽除NaCl外，還有Na2CO3、NaHCO3等。Na2CO3俗名純堿，但又屬鹽類。那么，為什么稱之為“

46、堿”呢？一、強(qiáng)堿弱酸鹽的水解NaAc是由一種強(qiáng)堿（NaOH）和一種弱酸（HAc）中和生成的鹽，即強(qiáng)堿弱酸鹽。它在水溶液中存在著下列解離及反應(yīng)：NaAc = Na+Ac- H2O OH-H+ HAc反應(yīng)中，NaAc解離出的Ac-跟H2O解離出的H+結(jié)合生成了弱電解質(zhì)HAc，消耗了溶液中的H+，使H2O的解離平衡向解離的方向移動(dòng)，溶液中的OH濃度隨之增大，當(dāng)達(dá)到新的平衡時(shí)，溶液中H+<OH-，溶液顯堿性。上述反應(yīng)的總反應(yīng)（結(jié)果）可表示為：Ac-H2O HAcOH-這種在溶液中鹽的離子跟水解離出來的H+或OH- 生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)，叫做鹽的水解。Na2CO3、NaHCO3與NaAc都屬于強(qiáng)堿弱

47、酸鹽，它們的水溶液都顯堿性。二、強(qiáng)酸弱堿鹽的水解NH4Cl就是由強(qiáng)酸（HCl）和弱堿（NH3·H2O）所生成的鹽，即強(qiáng)酸弱堿鹽。它在水溶液中解離出NH4+、Cl-，由于NH4+與H2O解離出的OH-結(jié)合生成了弱電解質(zhì)NH3·H2O，消耗了溶液中的OH-，使H2O的解離平衡向解離的方向移動(dòng)，溶液中的H+ 濃度隨之增大，當(dāng)達(dá)到新的平衡時(shí)，溶液中H+>OH-，溶液顯酸性。上述反應(yīng)的總反應(yīng)（結(jié)果）可表示為：NH4+H2O NH3·H2OH+其他如(NH4)2SO4、NH4NO3等鹽的水解都屬于這種類型，它們的水溶液都顯酸性。上述幾種類型的鹽能夠發(fā)生水解，根本原因在于

48、組成鹽的離子能跟水解離出來的H+或OH-結(jié)合生成了弱電解質(zhì)。總結(jié)歸納：課后作業(yè)：第三章 重要的非金屬及其化合物第一節(jié) 非金屬單質(zhì)第二節(jié) 幾種重要的非金屬化合物教學(xué)目標(biāo)1了解非金屬元素的原子結(jié)構(gòu)特征和化合價(jià)的變化規(guī)律。2理解典型的非金屬單質(zhì)的特性及主要化學(xué)性質(zhì)，了解其在生產(chǎn)、生活中的應(yīng)用和對生態(tài)環(huán)境的影響。3了解硫化氫的性質(zhì)；理解氯化氫和氨氣的主要化學(xué)性質(zhì)和用途。教學(xué)重點(diǎn)1.氯氣、硫、氮單質(zhì)的特性及主要化學(xué)性質(zhì)。2.氯化氫、硫化氫、氨氣的化學(xué)性質(zhì)。教學(xué)難點(diǎn)1氯氣、硫的性質(zhì)。2氯化氫和氨氣的性質(zhì)。課時(shí)安排2課時(shí)教法建議借助課件，組織學(xué)生列舉日常生活中所接觸到非金屬單質(zhì)和含有非金屬元素的物品，以激發(fā)

49、學(xué)生學(xué)習(xí)興趣，引發(fā)學(xué)生進(jìn)一步了解重要的非金屬及其化合物的有關(guān)知識(shí)。教學(xué)內(nèi)容引 言：在已發(fā)現(xiàn)的一百多種元素中，除稀有氣體元素外，非金屬元素只有十余種。雖然為數(shù)不多，但其化合物卻是化學(xué)世界里最龐大的家族之一。例如，氧和硅是地殼中含量最多的兩種元素，它們構(gòu)成了地殼的基本骨架；氮和氧是空氣中含量最多的兩種元素，它們是地球生命的重要基礎(chǔ)元素；氟和碘是人體健康不可缺少的元素；硫是中國古代四大發(fā)明之“黑火藥”的組成成分。在人們生活中，CO、SO2、NO2是影響大氣質(zhì)量的氣態(tài)非金屬氧化物；常用的食鹽、漂白水等都含有氯；用于皮膚濕疹的硫軟膏中也含有硫。非金屬及由它們組成的化合物，在人們的生活和國民經(jīng)濟(jì)的發(fā)展中起

50、著重要的作用。新 授：第三章 重要的非金屬及其化合物第一節(jié) 非金屬單質(zhì)一、富集在海水中的元素氯氯元素是一種活潑的非金屬元素，其最外層有7個(gè)電子，在化學(xué)反應(yīng)中容易得到1個(gè)電子，因此，氯元素在自然界中常以化合態(tài)形式存在。在海水里，富集有大量的NaCl、KCl，是取之不盡的氯的源泉。氯對生命有著重要意義，人的血液和胃液中都含有氯元素。1氯氣的物理性質(zhì)氯氣（Cl2）是由氯元素組成的非金屬單質(zhì)。通常狀況下，Cl2是有強(qiáng)烈刺激性氣味的黃綠色氣體，能溶于水，有毒（使用時(shí)要注意安全?。?；在常壓下冷卻至34.6會(huì)變?yōu)辄S綠色油狀液體，工業(yè)上稱之為“液氯”。 2氯氣的化學(xué)性質(zhì) （1）氯氣與金屬的反應(yīng)氯氣的化學(xué)性質(zhì)很

51、活潑，能與大多數(shù)金屬直接化合。例如：點(diǎn)燃2NaCl2 = 2NaCl點(diǎn)燃CuCl2 = CuCl2點(diǎn)燃2Fe3Cl2 = 2FeCl3（2）氯氣與非金屬的反應(yīng)H2可在Cl2中燃燒，并發(fā)出蒼白色的火焰，燃燒后生成的氣體是氯化氫，該氣體極易溶于水，形成的水溶液就是我們常用的鹽酸。點(diǎn)燃H2Cl2 = 2HCl（3）氯氣與水的反應(yīng)Cl2溶于水，常溫下，1體積的水能夠溶解約2體積的氯氣，氯氣的水溶液稱為氯水。在氯水中，部分Cl2分子與水發(fā)生反應(yīng)，生成鹽酸和次氯酸（HClO）。Cl2H2O = HClHClOHClO具有強(qiáng)的氧化性，能殺死水里的致病菌。HClO還能使某些染料和有機(jī)色質(zhì)褪色，具有漂白作用。（4）氯氣與堿的反應(yīng)Cl2可與NaOH溶液反應(yīng)，生成氯化鈉和次氯酸鈉（NaClO）。2NaOHCl2 = NaClNaClOH2O將Cl2通入消石灰Ca(OH)2溶液中，即可制得含氯石灰，俗稱漂白粉。2 Ca(OH)22Cl2 = CaCl2Ca(ClO)22H2O漂白粉的主要成分是次氯酸鈣Ca(ClO)2和氯化鈣，有效成分是Ca(