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高二化学全套教案 1 高二化学全套教案 第一章 氮 族 元 素 氮族元素的通性：氮族元素的通性： 1、原子结构： 元素符号 原子结构 N +7 2 5 P +15 2 8 5 As +33 2 8 18 5 Sb +51 2 818 18 5 Bi +83 2 8 18 18 32 5 2、性质上的相似性： （1）能获得 3 个电子，在气态氢化物中化合价都是价 RH33 （2）最高价氧化物的化合价都是+5，最高价氧化物为 R2O5，其对应水化物为 H3RO4 或 HRO3，呈酸性。 3、性质的递变规律： 根据结构上的不同点，总结性质上的递变规律： （1）N 和 P 有较显著的非金属性；砷有非金属性，也表现一些金属性；而锑铋已表现 出明显的金属性，有金属光泽，能导电。 （2）与 O2反应情况（以 N、P 为例） 22e （难化合）NO2ON 22 放电 相同点：最外层均为 5 个电子 不同点：从上到下，核电荷数增 大，电子层数增多，原子半径增 在 N P As Sb Bi 金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 原子半径逐渐增大 高二化学全套教案 2 45e (易化合) 522 OP2O5P4 点燃 可见，其还原性 NP。 （3）与 H2反应情况：（以 N、P 为例） 32e N2 + 3H22NH3 高温高压 催化剂 P 很难与 H2直接化合为 PH3 其氧化性 NP，非金属性 NP。 （4） NH3 PH3 AsH3 SbH3 稳定性逐渐减弱 （5） HNO3 H3PO4 H3AsO4 H3SbO4 HBiO4 酸性减弱 提问：氮族元素和同周期的氧族元素及卤族元素相比，谁的非金属性较强？为什么？ 举例说明。 （ P S Cl 非金属性渐强 P 与 H2很难直接化合成 PH3 SHHS 22 HClHCl2 22 光照或点燃 PH3 H2S HCl 稳定性渐强 ） 氮族元素氮族元素 氮族元素位于元素周期表中的第 VA 族，包括：N、P、As、Sb、Bi 五种元素。 相同点：原子最外层都有 5 个电子。 （1）原子结构）原子结构 不同点：电子层数不同，从 N 至 Bi 电子层数增多，原子半径依次增大 相似性： 主要化合价-3、+3、+5 价，最高价氧化物 R2O5，气态氢化物 RH3 1、非金属性依次减弱，金属性依次增强。 2、最高价氧化物对应水化物的酸性减弱。 3、气态氢化物的稳定性依次减弱，还原性增强。 （2）性）性 质质 递变性： 4、单质熔沸点先升高后降低。原因是氮、磷、砷的单质均是 分子晶体，随分子量的增大晶体的熔点升高，锑和铋的晶体 是金属晶体，随离子半径的增大，晶体中金属键减弱，晶体 的熔、沸点降低。 高二化学全套教案 3 第一节 氮和磷 学习目标 1了解氮族元素的相似性和递变规律 2掌握氮气的化学性质 3：了解磷的性质；了解氮气和磷的用途； 4、增强学生环保意识。 学习重点 氮族元素的相似性和递变规律；氮气的化学性质 教学过程： 一：氮一：氮 气气 1：物理性质：物理性质：纯净的 N2是一种无色无味的气体，难溶于水，在空气中约占总体积的 78%。 2：结 构：氮气三键的键能高达 946KJ/mol，键能大，分子结构稳定，化 学性质不活泼。工业制 N2 3：化学性质：化学性质：常温下，N2的化学性质很不活泼，可代替稀有气体做保护气，但在高温、放电、 点燃等复条件下，N2能与 H2、O2、A 族的 Mg、Ca 等发生化学反应。 （1）：与 H2反应： （2）：与 O2反应： （3）：与活泼金属反应： 4：讨论：你认为防治氮的氧化物污染环境的关键是什么？ 5：、氮气的用途：（1） （2） （3） 二、磷 问题 1：你所学过的属于互称同素异形体的物质有哪些？ 白磷和红磷是磷的同素异形体 2、磷的化学性质 （1）磷与氧气的反应 回忆初中做的红磷和白磷燃烧实验，这个实验说明： ，反应化 学方程式为 。少量的白磷可保存在 ，P2O5是 的白色粉末，是常用的 ，溶于热水生成 。 化学方程式 。 （2）与氯气反应： 现象： ， 化学方程式 高二化学全套教案 4 （3）磷的相互转化 三、磷的用途 第二节 氨 铵盐 教学目的：使学生了解氨的物理性质，掌握氨的化学性质及实验室制法，铵根离子的 检验。 教学重点：氨的化学性质 教学难点：氨的化学性质，氨气的实验室制法。 一、教学过程： 提问1.在农业生产上经常施用什么氮肥？ 1 接近氨水和 NH4HCO3化肥时，能闻到什么气味？ 讲述常用的氮肥有氯化铵、硫酸铵、碳酸氢铵等，总称铵盐。接近氨水或碳酸氢铵 时，闻到的刺激性气味是氨的气味，我们这节的内容就是氨和铵盐。 板书 第二节 氨 铵盐 一、氨 板书1.氨的物理性质： 展示展示一瓶氨气、引导学生观察色、态、密度（与空气相比较）并闻气味。 提问你认为 NH3是否易溶于水？依据是什么？（相似相溶） 演示实验 1-13：氨易溶于水。 讨论：为什么水不能充满整个烧瓶。 原因可能有以下几点：1、所收集的氨气不纯净。2、瓶塞不紧，漏气，如果瓶塞不紧 可能使实验完全失败。3、烧瓶潮湿 提问为什么会变红色？为什么会形成喷泉？ 结论：NH3极易溶于水，且溶于水和水反应生成碱。 讲述氨气也是一种易液化的气体，降温或加压就可使之变为无色液体。 因此氨常用作致 冷剂。氨的性质 物理性质：常温常压下为无色有刺激性气味的气体，密度小于空气（标况时为 g/L=0.771 克/升） ，易液化-33.5OC（易液化的气体有：氯气、二氧化硫、氨气） ， 4 . 22 17 易溶于水（1：700，可进行喷泉试验） （气体在水中的溶解度： CO2、Cl2、SO2、H2S、HCl、NH3、O2、N2） ，氨的水溶液称为氨水（试分析氨水中所 含微粒种类） ，氨水密度小于水，其密度随浓度增大而减小（酒精与之相同，硫酸、盐 酸都与之相反） 。 思考： 1） 3X%氨水与 X%的氨水等体积混合后溶液的浓度大于？等于？小于？2X% 2） 3X%硫酸与 X%的硫酸等体积混合后溶液的浓度大于？等于？小于？2X% 学生活动根据以上讲述总结 NH3主要物理性质。 板书色、味、密度、溶解性（1:700） 、易液化、易挥发。 提问闻氨气气味时，若吸入过量氨气，对人体有何害处？ 讲述氨气对人的眼、鼻、喉等粘膜有刺激作用，不慎接触过多的氨气而出现病状， 要及时吸入新鲜空气和水蒸气，并用大量水冲洗眼睛。 高二化学全套教案 5 催化剂 2：氨的分子结构： 学生活动写出 NH3分子的电子式和结构式，判断氨分子中化学键是什么键？氨分子 是什么分子 ？ 讲述经实验测定，氨分子呈三角锥形结构，N-H 键之间的夹角为 10718。氨分子 是极性分子。NH 是极性共价键，经实验测定，氨分子呈三角锥形(出示 比例模型)，N 位于锥顶，三个 H 位于锥底。每两个 NH 间的夹角是 10718。显然氨分子中正负电荷的分布不对称，它是极性分子。 物质名称化学式电子式结构式空间构型 氨NH3H-N-H H 三角锥形 键角 107 18 3.氨的化学性质： （1）： NH3与水的反应： 设疑那么为什么氨水显碱性呢？ 板书NH3+H2O=NH3H2O=NH +OH(可逆反应) 4 一水合氨 NH3+H2O=NH3H2ONH3H2O 一元弱碱：NH3H2O=NH4+OH-。NH3H2O 不 稳定，加热易分解 NH3H2O=NH3+H2O。 辨析：NH3是非电解质， NH3H2O 是弱电解质。 SO2、CO2是非电解质， H2SO3、H2CO3是弱 电解质 所含微粒种类物质成分能否导电能否使干燥的红色石蕊试纸变蓝 液氨 氨水 讲述NH3溶于水,大部分与水形成一水合氨，而一水合氨小部分电离成 NH 和 OH,所以氨 4 水显碱性。 提问1.氨水和液氨有何区别? 2.氨水中存在哪些粒子? 3.氨水应如何保存? （2）：与酸反应：酸 +NH3铵盐（NH3与 HCl 的反应） 与HCl 反应：NH3+HCl=NH4Cl 实验：演示实验 114 现象：浓氨水和挥发性强酸相遇产生白烟，这是因为：氨水中挥发出的 NH3分子与酸中挥发出 的溶质如（HCl、HBr、HI、HNO3）相遇生成铵盐固体微粒。 NH3+HCl=NH4Cl（白烟） NH3+HNO3=NH4NO3（白烟） 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4 （无白烟） 提问生成的“白烟”是什么物质?是如何生成的?用浓 HNO3代替浓盐酸能否产生相同 高二化学全套教案 6 的现象?为什么?氨水和 H2SO4能否反应?学生回答后,引导学生写出氨气与盐酸，硝酸，硫 酸及用氨水吸收 CO2的方程式。 （3）：氨与氧气反应: 4NH3+5O2= 4NO+6H2O(放热反应催化氧化，用于制硝酸 ) 讲述这个反应叫氨的催化氧化,是工业上制 HNO3的第一步反应,引导学生分析反应中 化合价的升降,指出氧化剂、还原剂,标出电子转移数。 小结：氨水的主要性质: 挥发性, 弱碱性，NH3的还原性 还原性 专题一：氨的催化氧化实验 按下图进行实验，度解释到的现象，并写出有关化学方程式。 现象及原因： a）红棕色气体产生 原因： b）有烟生成 原因： c）铂丝保持红热 原因： 化学方程式 d） e） f） g） 注意：氨对多种金属都具有强烈的腐蚀作用，一般将不能直接用金属器皿保存。 空气演示实验 4NH3+5O2 4NO+6H2O+Q 加热 催化剂 （丝红热，说明反应放热） ( 2NO+O2=2NO2 3NO2+H2O=2HNO3+NO NH3+HNO3=NH4NO3 ) 现象：红热；红棕色气体；冒白烟。 纯氧气 4NH3+3O2(纯) 2N2+6H2O 伴有黄绿色的火焰点燃 2NH3+3Cl2=N2+6HCl 8NH3+3Cl2=N2+6NH4Cl （应用：检验管道中的氯是否有泄漏） 2NH3+3CuO3Cu+N2+3H2O （黑色的粉末变成红色） （联想氢气、碳、一氧化碳与氧化 铜的反应） 氮氧化物归中反应 4NH3+6NO5N2+6H2O催化剂 8NH3+6NO27N2+12H2O催化剂 归中反应小结： NaH+H2O C+CO2加热 S+H2SO4(浓) 加热 H2S+SO2 H2S+H2SO4(浓) H2S+H2SO4(浓) 加热 Na2SO3+Na2S+H2SO4 高二化学全套教案 7 HCl(浓)+Ca(ClO)2 HCl(浓)+KClO3 氧化性： 2NH3+2Na=2NaNH2+H2 （联想：2Na+H2O=2NaOH+H2） NaNH2+H2O=NaOH+NH3 （联想：NaH+H2O=NaOH+H2 Mg3N2+6H2O=2NH3+3Mg(OH)2 ） （4）：与盐反应 1）盐+NH3H2O碱+盐（两者发生复分解反应）： 例：NH3H2O+MgCl2=NH3H2O+Al2(SO4)= 3NH3H2O+AlCl3=Al(OH)3+3NH4Cl 3NH3H2O+Al3+=Al(OH)3+3NH4+ 3NH3+3H2O+AlCl3=Al(OH)3+3NH4Cl 3NH3+3H2O+Al3+=Al(OH)3+3NH4+ 8NH3+CaCl2=CaCl28NH3 4NH3+CuSO4=CuSO44NH3 注意区分氨水和氨气的化学性质的表达 （也可做银氨溶液） 4 氨的用途： 一种重要的化工产品。是氮肥工业及制造硝酸、铵盐、纯碱（的重要原料。在有机合成工 业（如制合成纤维、塑料、染料、尿素等）中，氨也是一种常用的原料。氨还可用作制冰 机智中的致冷剂。 （P11） 候德榜制碱：重点讲解清楚工业流程，和两个重要环节 1、为什么会有NaHCO3 析出 （四种盐的溶解度比较，数据查表得：）。2、为什么通入氨气必须放在通入 二氧碳之前（气体的溶解度比较） 尿素：化学式CO(NH2)2，是已知氮肥中氮的含量最高的氮肥。是人类第一次用无机物合成 的有机物。 性质特点易液化易溶于水 跟水反应 跟酸反应跟氧气反应 主要用途主要用途作致冷剂制氨水制铵盐制硝酸 5：氨的制备 a)工业制法：N2+3H22NH3（注意条件，特别是温度） 催化剂 高温高压 b)实验室制法 i.药品：固体氯化氨与硝石灰 (碱石灰)。 ii.原理：NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3+2H2O（ 思考1：为什么不在相应的溶液中进行。 思考2：能否用离子方程式： NH4+OH-=NH3+H2O 表示该反应过程。 iii.装置：发生、净化、收集、尾气处理 发生：与氧气相同。 净化：主要杂质为水蒸气，选用试剂为碱性干燥剂（如：碱石灰、烧碱、生石灰） 或中性于燥剂（如：硅胶、 硫酸铜） ，不能用酸性干燥剂（如：浓硫 酸、 五氧化二磷、浓磷酸），也不能用与之能发生配全反应的盐（如：氯 化钙） 。 收集：只能用向下排空气法收集。并在收集 NH3的试管口塞一团棉花，其作用 是 防止对流，影响纯度。 验满：1、2、 尾气外理：用水吸收尾气，其装置如图：，为什么用一个倒置的漏斗？ 二：铵盐 高二化学全套教案 8 1：铵盐受热分解 (NH4)2SO4=2NH3+H2SO4 NH4HCO3=NH3+CO2+H2O （1）：挥发性酸的铵盐： NH4ClNH3+HCl (NH3+HCl=NH4Cl) （假升华现象） NH4HCO3 NH3+H2O+CO2 特殊的：NH4INH3+H2+I2 注意： a：NH4NO3的分解时可能发生氧化还原还应，产生复杂产物（如： N2O、N2、 NH3） 。NH4NO3 在受热或撞击时会发生爆炸： 2NH4NO3=2N2+O2+H2O，要注意使用时的安全。 b：NH4I 受热时会有紫色气体产生。 （2）：不挥发性酸的铵盐： (NH4)3PO4H3+H3PO4 (NH4)2SO4NH3+NH4HSO4 特殊的：NH4NO3N2O+2H2O （170260） 2NH4NO32N2+2O2+4H2O （300） （硝酸铵炸药爆炸原理） 2：铵盐跟碱反应： 所有氨盐遇碱都可以生成氨气。氨盐 +碱氨气+水+新盐 或 氨盐+碱一水合氨+新 盐 (NH4)2SO4+Ba(OH)2=2NH3 + 2H2O + BaSO4 2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3（固体不写离子方程式） NH4Cl+NaOHNH3+NaCl+H2O（浓溶液） NH4Cl+NaOH=NH3H2O +NaCl（稀溶液） 铵盐与碱共热可产生氨气，作为检验铵离子的方法 3：与浓硫酸共热：2NH4Cl+H2SO4(浓) 2HCl+(NH4)2SO4 4：铵盐的共性 均是离子化合物，离子晶体；均是易溶于水的无色晶体；与碱反应（固体或溶液）时，固 体状态（不写离子方程式） ；溶液较稀生成一水合氨；溶液较浓或加热生成氨气 5：比较 NH3NH4+ 键能；键角；空间构型；电性；质子数；质量（相对分子质量） ；化学性质 NH3NH4+ 键能 键角 高二化学全套教案 9 空间构型 电性 质子数 化学性质 6：随堂检测： 1)在 1L1mol/L 的氨水中（D） A 含有 1molNH3分子 B 含 NH3和 NH4+之和为 1mol C 含 D 含 NH3、NH4+、NH3H2O 之和为 1mol （原子守恒） 2)某无色混合气体依次通过浓 H2SO4和 Na2O2，若气体体积不断减少，最后颜色变深，则 原混合气体的成份可能是（B） A H2、Cl2、H2S B NH3、NO、CO2 C NH3、O2、NO D HCl、NO2、CO2 3)把含硫酸铵和硝酸铵的混合液分成两等份。一份加入 bmol NaOH 并加热，恰好把 NH3 全部赶出；另一份需消耗 cmol BaCl2沉淀反应恰好完全，则原溶液中 NO3- 的浓度为（B） A B C D （电荷守恒） a 2c-b a 4c-2b a c-2b a 4c-b 第三节 硝酸 教学目的：教学目的： 1、掌握硝酸的制备。 2、牢固掌握硝酸的重要性质。 3、能熟练进行有关硝酸生成的计算，通过习题教学，培养学生思维的敏捷性、多向性 和严密性。 教学重点：教学重点： 1、硝酸的不稳定性和强氧化性。 2、有关硝酸生成的计算。 教学难点：教学难点： 考题中发现硝酸的存在，并用强氧化性解题。 教学过程：教学过程： 1：HNO3中 N 处于最高的+5 价态，但 N 元素是较强的非金属元素，有明显的得电子倾向， 上述存在的矛盾使得 HNO3里的+5 价的 N 力求降低价态，这是 HNO3具有氧化性的原因。 所以，浓硝酸见光分解的不稳定性，实质上是+5 价 N 的强氧化性。 2：HNO3浓度越大，氧化性越强，在反应中 N 的化合价不必降得较低，就能将还原剂氧化； HNO3浓度越小，氧化性越弱，在反应中 N 的化合价需要降得更低，才能将还原剂氧化。 一，硝酸的物理性质 色味态密度熔沸点挥发性浓硝酸发烟硝酸 高二化学全套教案 10 二，硝酸的化学性质 1，酸的通性 酸通性中的氧化性： （1）石蕊试液：红 褪色 （2）+金属：无 H2产生 （3）+低价碱性氧化物 产生高价盐 （4）+低价碱 （5）+盐：若产生新酸或新盐有还原性，则会继续发生氧化还原反应 2：不稳定性不稳定性 硝酸见光或受热分解的化学方程式。 不稳定性：4HNO3=4NO2+O2+2H2O 硝酸溶液通常呈现黄色是由于其分解产物 NO2溶入其中所致，可以通过向其中通入空气 （或氧气）除去，发生的反应方程式：4NO2+O2+2H2O=4HNO3 小结久置的硝酸常呈黄色，是由于分解生成的 NO2溶于硝酸的缘故。 实验室制 HNO3时，不强热而用微热，是尽可能减少硝酸分解。 易挥发性易挥发性 只用蓝色石蕊试纸鉴别三瓶失去标签的液体：浓 HCl、浓 H2SO4、浓 HNO3。 演示各取少量试液分放于三支试管，分别用玻璃棒蘸取试液滴到湿润的蓝色石蕊 试纸上（湿润的试纸先放在点滴板上） ，再加热。 小结浓硝酸：变红色红色褪去（具有酸性、氧化性） 浓硫酸：变红色变黑色 （具有酸性、脱水性） 浓盐酸：变红色红色不变（具有酸性） 强酸性强酸性 写出硝酸与下对物质反应的离子方程式： NH3H2O Ba(OH)2 CuO Na2CO3 Ca(HCO3)2 讲解硝酸的强酸性，可从理论上加以说明，硝酸是强电解质，在水溶液中几乎完 全电离成 H 十和 NO3一。 讨论只用铜丝鉴别三瓶失去标签的液体：浓 HCl、浓 H2SO4、浓 HNO3。 演示各取少量试液分放于三支试管，分别插入铜丝。 小结浓硝酸：立即反应，产生红棕色气体，溶液变蓝色 （具有强氧化性） 浓硫酸：无现象，加热后产生刺激性气体，溶液变蓝色（具有强氧化性） 浓盐酸：无现象，加热后仍无现象 （非氧化性酸） 2：强氧化性（不论稀、浓）：强氧化性（不论稀、浓）本质：HNO3中的+5 价 N 元素具有很强的得电子能力。 完成下列化学方程式： CuHNO3(浓) CuHNO3(稀) MgHNO3（极稀）N2O 或 NH4NO3 FeHNO3(稀，过量) Fe(过量) HNO3(稀) CHNO3(浓) FeOHNO3(稀) Na2SO3HNO3(稀) H2SHNO3(稀) 强氧化性： 能与绝大多数金属（除 Pt、Au）或非金属（S、C、P） ，及很多还原性化学物如 （SO2、SO32-、H2S、S2-、Fe2+、HI、I-） ，其氧化性随浓度的增大而增强，浓硝酸的强氧化 性可以使石蕊试液、试纸退色。 高二化学全套教案 11 规律：HNO3(浓)NO2 HNO3(稀)NO 硝酸越浓，其氧化性就越强。 还原剂一般被氧化成最高价态。 实验室制取硝酸的装置中不能用橡皮接头和橡皮塞，而用特制的曲颈甑。这是因为橡胶 中含有不饱和的双键，具有还原性，被硝酸氧化而腐蚀。 常温下，浓硝酸对铁、铝等金属有钝化作用。故用铁槽车运输浓硝酸。 除 Pt、Au 等少量金属外，其余金属几乎都能与硝酸反应，其反应的一般规律如下：不 产生氢气，浓硝酸主要被还原成 NO2，稀硝酸主要被还原成 NO。 中学化学有关 HNO3氧化性表现的认识，包括以下范围： 浓 HNO3 NO2 Cu + + H2O + NO3-盐 （ZnAg） 稀 HNO3 NO 等 （1）与金属反应 Fe、Al + 冷、浓 HNO3发生“钝化” ；热与同 Pt、Au 溶于“王水” （HNO3：HCl=1：3） （2）与非金属反应：如 C + HNO3（浓）= + + S+6HNO3=H2SO4+2H2O+4NO2 P+5HNO3=H3PO4+H2O+5NO2 （3）与还原性化合物反应（如：SO2、H2S、HBr、HI、Fe2+等）氧化 H2S -S 或 H2SO4 SO2H2SO4 SO32-SO42- Fe2+Fe3+ I-I2 写出浓硝酸与氧化亚铁的化学反应方程式，在反应中浓硝酸体现了什么性质？ 结论： 说明：浓硝酸对皮肤、衣物、纸张等都有腐蚀作用，所以使用硝酸（特别是浓硝酸）时， 一定要格外小心，注意安全。万一不慎将浓硝酸弄到皮肤上，应立即用大量水冲洗， 再用小苏打水或肥皂洗涤。 氧化性强弱比较氧化性强弱比较： 浓 HNO3 浓 H2SO4 稀 HNO3 稀 H2SO4 冷、浓 HNO3 钝化 Fe、Al + 2 热、浓 HNO3 产物复杂 Pt、Au 能溶解于王水（浓 HNO3 ：浓 HCl = 1：3） 3 （2）与非金属反应： C + 4HNO3 = 4NO2+ CO2+ 2H2O （3）与还原性化合物反应： SO2 SO3 H2SO4 H2S S SO2 SO3 H2SO4 HI I2 高二化学全套教案 12 HBr Br2 金属与硝酸的反应除可以生成 NO2、NO 外，也可能生成 N2、NH4NO3，一般而言随硝酸 浓度越高产物中氮的化学价越高。 三大强酸的性质比较表 与与 金金 属属 反反 应应 酸酸物理性物理性 质要点质要点 受受 热热 与与 Cu 反应反应 与与 Fe 反应反应 与与 Al 反应反应 与非与非 金属金属 反应反应 (+ C) 遇蓝遇蓝 色石色石 蕊试蕊试 纸纸 表现表现 氧化氧化 性的性的 结构结构 成分成分 酸根酸根 离子离子 的检的检 验原验原 理理 浓浓 冷：冷： 热：热： 冷：冷： 热：热： 硝硝 酸酸稀稀 浓浓 冷：冷：冷：冷： 硫硫 酸酸稀稀 盐盐 酸酸 4. 注意硝酸具有酸的通性之中的特殊性（HNO3既表现了酸性，又表现了氧化性） 酸的通性硝酸的特殊性 （1）酸使石蕊变红浓硝酸使石蕊变红，加热会漂白 （2）酸 + 碱 （3）酸 + 碱性氧化物 若碱、碱性氧化物中金属为低价态时， 会被硝酸氧化得到高价盐 （4）酸 + 盐 新酸 + 新盐盐具有还原性（如：Fe2+、SO32-、的盐） 或所生成的酸具有还原性（如： H2S、HBr、HI）会被氧化 （5）酸 + 金属 盐 + 氢气金属不能置换 HNO3中的氢（可认为 H 被 HNO3氧化为 H2O） 5. 利用 HNO3的强氧化性检验 NO3-： 硝酸盐（晶体或浓溶液） + H2SO4（浓） + Cu 黄棕色气体 NO2 先生成 HNO3 （1）硝酸能氧化哪些金属？那种液体具有更强的氧化性可以使金、铂溶解？ （2）能否用硝酸与活泼金属反应制 H2? 盐盐 + 水水 高二化学全套教案 13 (3)什么样的酸能使铁、铝等金属钝化？有何应用？ （4）硝酸和铜反应中，硝酸表现什么性质？ 硝酸的用途：制王水，可造造炸药、染料、塑料、硝酸盐等；在实验它是一种重要的化学试剂。 第四节 氧化还原反应方程式的配平 教学目标：1）掌握用化合价升降法配平各种类型的氧化还原反应。 2）判断氧化还原反应的各种类型，总结氧化还原反应有关规律。 教学重点： 用化合价长降法配平氧化还原反应议程式的原则和步骤。 教学内容和过程： 复习： 1、 氧化还原反应概念： 2、 氧化还原反应类型：（依据氧化剂与还原剂反应方式分为三类） a)分子间的氧化还原反应： b)分子内的氧化还原反应： c)自身氧化还原反应（歧化反应）： 氧化还原反应的配平 1、 配平依据：“三守恒”得失电子守恒、质理守恒、电荷守恒 2、 配平步骤：1）划好价 2）列变化3）求总数4）配系数 说明： a)“划好价”：1）C2O4H2 CH3COOH 2）NaH CaH2 NaBH4 3）BrCl BrF3 4）Fe3O4 Pb3O4 5）Na2S2O3 FeS2 Na2SX Na2S2O8 6）Na2O2 H2O2 BaO2 7）CrI3 K2Cr2O7 KCrO3 8）CuS Cu2S Cu3P 9）KMnO4 K2MnO4 MnO2 MnCl2。 b)配平的一般规律： i.“配系数”：用依据“质量守恒” 、 “电荷守恒”进行观察法。 ii.“配系数”：一般从右向左配，有时也会从左向右配如归中反应的配平 iii.“求总数”：对集合原子优先配平：如 HCl Cl2 Cu3PCuSO4 P4H3PO4 在计算得失电子最小公倍数前，应先处理好“2、3、4” 如：KMnO4+2HClKCl+Cl2+MnCl2+H2O 对歧化反应和归中反应一般使用先分后合的拆项配平法 如：Cl2+NaOHNaCl+NaClO+H2O 物质性质过程反应 产物 氧化剂 得电子 失电子 还原剂 还原性 氧化性 化合价降低 化合价升高 被还原 被氧化 还原反应 氧化反应 还原产物 氧化产物 具有 具有发生 发生 表象实质 本身 本身生成 生成 高二化学全套教案 14 2.常见的氧化剂与还原剂常见的氧化剂与还原剂 常见还原剂常见氧化剂 (1)活泼金属单质，如 K、Na、Mg、Al 等(1)活泼非金属单质，如： F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3等 (2)非金属离子，含低价态元素的化合物和 某些非金属单质，如 S2、H2S、SO、I、HI、HCl、NH3、 2 3 CO、H2、Si、C 等 (2)含较高价态元素的化合物如： HNO3、H2SO4、KClO3、KMnO4、Mn O2、HClO、NO2等 (3)低价阳离子，如 Fe2、Cu、Sn2等金属性较弱的正高价阳离子，如： Fe3、Cu2、Ag、Sn4 某些物质既可作氧化剂又可作还原剂，如：Na2O2、H2O2 3.氧化还原反应实质的表示方法氧化还原反应实质的表示方法 (1)电子得失法即双线桥法 在化学方程式中表示原子或离子得失电子的结果，在线上标出得失电子的数目。一般 失电子的一方写在上面，得电子的一方写在下面，一定要写出得失电子总数。箭头由反应 物指向生成物，即氧化剂指向还原产物，还原剂指向氧化产物。 4H2O 在化学方程式中表示原子或离子间电子转移情况，在线上标出电子转移总数，但不写 得、失。 如：3Cu8HNO3=3Cu(NO3)22NO4H2O 4.氧化还原反应的一般规律氧化还原反应的一般规律 （1） 、相等规律 在一个氧化还原反应中，氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目。或者说 氧化剂化合价降低总数等于还原剂化合价升高总数。 根据这个规律，我们可以进行氧化还原反应方程式的配平以及有关氧化还原反应的计算。 失 32e(化合价 升高被氧化) 得 23e(化合价 降低被还原) 如：3Cu8HNO3=3Cu(NO3)22NO4H2O 6e 高二化学全套教案 15 (2)表现性质规律： 某种元素处于最高价态时，则含有该元素的物质就具有氧化性。因为在氧化还原反 应中，该元素的化合价只能降低，不可再升高。例如： KMnO4、H2SO4、HNO3、FeCl3、F2（无正价）等。 某种元素处于最低价态时，则含有该元素的物质就具有还原性。因为在氧化还原反 应中，该元素的化合价只能升高而不可再降低。例如：HCl、Na（无负价） 、Na2S 等。 某元素处于中间价态时，则含有该元素的物质，即具有氧化性又具有还原性。因为 在一定条件下，该元素的化合价可能升高或者降低。例如：C、S、Fe、SO2等。 金属单质只具有还原性。非金属单质多数既具有氧化性又具有还原性。少数只具有 氧化性。 含同种元素相邻价态的两物质之间不发生氧化还原反应。例如：C 与 CO、CO 与 CO2、Cl2与 HCl、浓 H2SO4与 SO2等均不能发生氧化还原反应。 (3)性质强弱规律： 氧化性：氧化剂强于氧化产物；还原性：还原剂强于还原产物。例如： 2FeCl3Cu=2FeCl2CuCl2，氧化性：Fe3Cu2，还原性：CuFe2。 (4)反应先后规律： 在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液 中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入 还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。 根据这个规律，可判断氧化还原反应发生的先后次序，写出相应的化学方程式。例如： 把 Cl2通入 FeBr2溶液中，Cl2的强氧化性可将 Fe2+，Br氧化，由于还原性 Fe2+Br，所 以，当通入有限量 Cl2时，根据先后规律，Cl2首先将 Fe2+氧化；但 Cl2足量时，方可把 Fe2+、Br一并氧化。离子方程式可分别表示为：2Fe2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl，2Fe2+ + 4Br +3Cl2 = 2Fe3+ + 2Br2 + 6Cl。 （5）价态归中规律 含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高 价 + 低价 中间价”的规律。也可归纳为：两相靠，不相交。 根据这个规律：便于我们判断氧化产物和还原产物，标明电子转移关系。 例如：KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2+ 3H2O 而不是 KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2+ 3H2O 5.氧化性、还原性强弱比较氧化性、还原性强弱比较 (1)根据原子结构：原子半径大；最外层电子少，其单质易失电子，还原性强；原子半 径小，最外层电子多，其单质易得电子，氧化性强。氧化性还原性的强弱并不决定于得失 电子的数目而决定于得失电子的难易程度。 金属单质的还原性看金属活动顺序表： K Ba Ca Mg Al Mn Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 失电子能力逐渐减弱，还原性逐渐减弱 (还原产物) 得电子 还原反应 (氧化产物) 失电子 氧化反应 强氧化剂强还原剂 = 弱还原剂 弱氧化剂 -10-2 000+4 +30+7+6+5 得 5e- 失 5e- 得 6e- 失 6e- 高二化学全套教案 16 非金属离子的还原性强弱看非金属活动顺序表倒过来的顺序： S2IBrO2ClF 非金属单质的氧化性看非金属活动顺序： F2Cl2O2Br2I2S 金属离子的氧化性看金属活动顺序表倒过来的顺序。例如下列几种阳离子氧化性由强 到弱的顺序是：AgCu2Fe2Al3K(注：Fe3Cu2) (2)根据反应条件：是否加热、温度高低，有无催化剂等，如：由 2H2SO3O2=2H2SO4(快) 2Na2SO3O2=2Na2SO4(慢) 2SO2O2=2SO3 可知还原性：H2SO3Na2SO3SO2 (3)根据反应剧烈程度：如 Cu 与浓 HNO3反应剧烈，Cu 与稀 HNO3反应微弱，故氧化 性浓 HNO3稀 HNO3。 (4)根据不同氧化剂在同一物质反应后，还原剂中相关元素价态高低：如 FeS=Fe 2Fe3Cl2=2FeCl3，3Fe2O2= Fe3O4，故氧化性 Cl2O2S。 此外某些物质的氧化性、还原性与溶液的浓度、温度、酸碱度也有关。浓度：如 MnO2只与浓盐酸反应生成 Cl2，不与稀盐酸反应。温度：如浓 H2SO4与 Cu 常温不反应， 加热则反应。酸碱度：如 KClO3能氧化盐酸中的 ClCl2，而不能氧化 NaCl 中的 Cl； 在中性溶液中 Fe2与 NO 可共存但在 H存在的条件下 Fe2与 NO 不共存等。 3 3 (2)电子转移法即单线桥法 在化学方程式中表示原子或离子间电子转移情况，在线上标出电子转移总数，但不写 得、失。 如：3Cu8HNO3=3Cu(NO3)22NO4H2O 箭头由反应物指向反应物，即箭头由还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素。 6.氧化还原方程式的配平氧化还原方程式的配平 (1)配平依据：在氧化还原反应中，得失电子总数相等或化合价升降总数相等。 (2)配平步骤：“一标、二找、三定、四配、五查” ，即标好价，找变化，定总数，配 系数、再检查。 ” 确定氧化剂、氧化产物、还原剂、还原产物的化合价 用观察法找出元素化合价的变化值 用化合价升降总数相等的原则确定化学计量数。 调整计量数，用观察法确定化合价无变化的物质的计量数，同时将单线改成等号。 检查核实各元素原子个数在反应前后是否相等。对于用离子方程式表示的氧化还原 方程式还必须核对反应前后离子的总电荷数是否相等。 (3)配平技法 奇数配偶法：如 SCKNO3CO2N2K2S，反应物 KNO3中三种元素原子数 均为奇数，而生成物中三种元素的原子数均为偶数，故可将 KNO3乘以 2，然后观察法配 平得 1，3，2，3，1，1。此法适于物质种类少且分子组成简单的氧化还原反应。 逆向配平法：即先确定生成物的化学计量数，然后再确定反应物的化学计量数。例 如： 6e 催化剂 2 点燃 3 点燃2、3 0 2 化合价降 低 2 4 化合价升 高 4 SKOH(热、浓) = K2SK2SO3H2O 高二化学全套教案 17 由于 S 的化合价既升又降，而且升降总数要相等，所以 K2S 的化学计量数为 2，K2SO3的 计量数为 1，然后再确定 S 的化学计量数为 3。此类方法适宜于一种元素的化合价既升高 又降低的氧化还原反应，即歧化反应。 零价法：配平依据是还原剂中各元素化合价升高总数等于氧化剂中各元素化合价降 低总数，此法适宜于还原剂中两种元素价态难以确定但均属于升高的氧化还原反应。例如： Fe3PHNO3Fe(NO3)3NOH3PO4H2O，因 Fe3P 中价数不好确定，而把 Fe、P 皆看 成零价。在相应的生成物中 Fe 为3 价，P 为5 价，所以价态升高总数为 33514，而降低的价态为 3，最小公倍数为 42，故 Fe3P 的计量数为 3，HNO3作氧化 剂部分计量数为 14，然后用观察法配平得到：3，41，9，14，3，16。 1n 法(不用标价态的配平法) 本法往往用于多元素且有氧元素时氧化还原反应方程式的配平，但不能普遍适用。其 法是先把有氧元素的较复杂反应物的计量数设为 1，较简单的设为 n。然后，a.丢掉氧，用 观察法来调整其它项的计量数。b.再由 a 得的系数根据氧原子数相等列出方程求出 n 值，c. 将 n 值代入有 n 的各计量数，再调整配平。 例如：KIKIO3H2SI2K2SO4H2O 设 KIO3的化学计量数为 1，KI 的化学计 量数为 n。 a.nKI1KIO3H2SI2K2SO4H2O 2 1n 2 1n 2 1n 2 1n b.列方程(根据氧原子数相等) 34 解之 n 2 1n 2 1n 5 1 c.代入 n 值： KIKIO3H2SI2K2SO4H2O 5 1 5 3 5 3 5 3 5 3 将分数调整为整数得 1，5，3，3，3，3。 有时也可以把没氧的复杂项定为 1，如配平 1Na2SxnNaClO(2x2)NaOHxNa2SO4nNaClH2O 2 ) 1(2x 据氧原子相等列方程： n2x24xx1 解之 n3x1 将 n 值代入得： 1，(3x1)，2(x1)，x，(3x1)，(x1) 有机配平法：配平时先假定 H、O 的化合价分别为1，2，C 的化合价要根据有 机物的分子式定出其平均化合价(分子中各元素化合价的代数和为零)，其它配平步骤同化 合价升降法。如 KMnO4H2SO4H2C2O4CO2MnSO4K2SO4H2O 的计量数为 2，3，5，10，2，1，8。 小结：小结： 氧化还原反应的配平重点注意以下几点： 1：“集合原子”应做到优先配平。 2：先拆后合的拆项配平法中，需要拆的项是那些在反应中化合价既升高又降低（既作氧化 剂又作还原剂）的物质。 3：整体法配平法中，选择把哪第个化合价升降过程“捆绑”作为一个过程是关键，选择时 一定要把在反应中存在固定物质的量之比的升降过程过程进行“捆绑” ，不存在固定物质的 量之比的升降过程就不能进行“捆绑” 。如 S+KNO3+CK2S+CO2+N2 7342 高二化学全套教案 18 4：离子反应配平：关键在于能否充分利用“电荷守恒” 5：缺项配平：注意两点：如果是化学后应方程式其缺项一般为：水、酸、碱。如果是离 子反应方程式其缺项般为：水、H+、OH-。在离子反应方程式配平其缺项时如有两种可 能如（H2O、H+）或（H2O、OH-） ，还应考虑离子共存的问题如： Cu2+FeS2+囗_Cu2S+SO42-+Fe2+囗_ 可有两种选择：（14、5、12H2O、7、3、5、24H+）或（14、5、24OH- 、7、3、5、12H2O）后一种配平由于 OH-与 Cu2+不能共存所以不正确。 第五节 有关化学方程式的计算 教学目标：1）使学生掌握反应物中有一种物质过量的化学计算。 2）使学生掌握多步化学反应的计算。 3）掌握守恒法的应用。 学习重点：反应物中有一种过量的计算 教学内容和过程： 讨论如何根据化学方程式中各物质间的定量关系，由所给反应物的量求算生成物的量， 或由生成物的量求算反应物的量？一般分为几步完成？ 一般步骤是： 写： 找： 列： 解： 例 18molH2与 6molO2充分反应，求生成水的质量。 讨论此题的特点是什么？按一般步骤，应以哪一种物质为标准？分别计算之。 例 2向 30ml2mol/LNaOH 溶液中加入 20ml1mol/LH2SO4溶液后，再滴入 24 滴紫色石蕊 试液。通过计算说明加入紫色石蕊试液后溶液应显什么颜色。 讨论以两种物质分别作为标准，计算结果是否相同，为什么？ 一、过量计算 过量计算题的特征： 1：同时给出两种反应的量。 2：仅给出的反应物的总量。 3：给出的反应物和另一种生成物的量。 二、多步化学反应计算 第二章第二章 化学平衡化学平衡 第一节化学反应速率 学 习 目 标 1：了解化学反应速率的概念和表示方法。 2：了解决定化学反应速率的主要因素是反应物本身的性质；了解浓度对化学反应速率的影 响。 3，了解改变化学反应速率的意义 高二化学全套教案 19 4，学会化学反应速率计算的方法 5：正确认识浓度、压强、温度、催化剂等因素对化学反应速率的影响。 重点化学反应速率的概念，表示方法。 难点：难点：外界条件对化学反应速度的影响 教学过程：教学过程： 1：师生共同回顾以下两个实验：（1）Na、K 分别和水反应的对比实验；（2）Mg、Al 分 别和同浓度同体积盐酸反应的对比实验。 2.：提出问题讨论：（1）怎样判断反应的快慢？（2）通过对实验现象的观察你能否判断 出一个反应比另一个反应快多少吗？ 【明确】1.为了定量的描述化学反应的快慢，我们需要一个能定量描述化学反应快慢的量。 2. 化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的量。 化学反应速率的表示方法 【讨论】在物理上用单位时间内物体运动的距离来表示物体运动的快慢，那么在化学上怎 样定量的表示化学反应进行得快慢呢？ 一、化学反应速率 1.定义：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物的浓度增加来表示。用单位时间内反应物浓度的减少或生成物的浓度增加来表示。 若浓度用物质的量（C）来表示，单位为：mol/L，时间用 t 来表示，单位为：秒（s）或分 （min）或小时（h）来表示，则化学反应速率的数学表达式为： V = C/ t 单位是：单位是：mol/（Ls） 或或 mol/（Lmin） 或或 mol/（Lh） 化学反应速率是用单位时间内反应物或生成物的量变化来表示，通常用单位时间内反应物 浓度的减小或生成物浓度的增加来表示，其数学表达式可表示为 t c V 【例题】在 2L 的密闭容器中，加入 1mol 和 3mol 的 H2和 N2，发生 N2 + 3H2 2NH3 ，在 2s 末时，测得容器中含有 0.4mol 的 NH3，求该反应的化学反应速率。 解： N2 + 3H2 2NH3 起始量（mol）： 1 3 0 2s 末量（mol）： 1-0.2 3-0.6 0.4 变化量（mol）： 0.2 0.6 0.4 则 VN2=0.2/22=0.05 mol/（Ls） VH2=0.6/22=0.15 mol/（Ls） VNH3=0.4/22=0.1 mol/（Ls） 【明确】理解化学反应速率的表示方法时应注意的几个问题： 1.上述化学反应速率是平均速率，而不是瞬时速率。 2.无论浓度的变化是增加还是减少，一般都取正值，所以化学反应速率一般为正值。 3.对于同一个反应来说，用不同的物质来表示该反