資源簡介

初
高
中
銜
接
教
材
化
學
前
言
（初高中銜接）
初三化學擔負著承上啟下的至關重要的作用，一方面是普及基本化學知識，提高學生的科學素養，另外一方面是做好基礎教學工作，為高中化學教學工作做好鋪墊工作。由于初高中化學教學內容上、教學形式上存在較大差異，學生進入高中之后紛紛表示化學一下子變得好難。因此，我們覺得有必要在初中進入高中之前，對學生進行化學銜接教育，鞏固化學基礎知識，改進化學學習方法，能更快更好地適應高中的教學。
一．做好初中和高中化學的銜接教學的必要性
在初中化學主要是普及化學基本知識，培養化學基本素養，教師引導學生主要能掌握物質“是什么”，教學方法主要是識記，以記憶為主，而高中的化學教學工作，開始探索“為什么”，能從現象發現問題，自己想辦法解決問題，教學方法是引導探索，學生要能自己發現問題。
新的初三化學第九冊（上下冊）盡管已修改，強調了與社會實踐的緊密關聯，同時也兼顧了知識的體系，突出了化學是實驗學科的地位，然而與高中化學第一冊在內容上，授課方法上均有差距。因此，現在擺在我們面前的是如何在高一年級把學生業已激發出來的學習熱情持續下去，如何更好地把學生動手能力，探究思維能力強的優勢，將化學的基礎知識、基本技能抓好，更好地做好初高中化學的銜接工作。
二．初中和高中化學銜接教學的教學目的
（一）在思想上和心理上擺脫依賴，迎接挑戰
1．掌握自學的金鑰匙
初中升入高中是個轉折點，也是學生重新認識自己的過程。從某種角度來說，初中的學習還是一個以記憶為主的熟能生巧的過程，而進入高中學生無論在思想、行為還是學習、思維以及理解力上都將實現一個飛躍，也即從初中的記憶為主向高中的歸納、理解為主的飛躍。要實現這一飛躍，盡早掌握自學的鑰匙是關鍵。
2．正確認識自己。
進入高一后將有一個不適應期，這時成績不再是如初中總是在八九十分，一些同學的成績可能會急劇下降，有些成績很好的同學也會出現不及格現象。在適應期這些都是正常的，關鍵是如何以最短的時間度過適應期，使學習成績盡快穩步上升。
3．不要被挫折所嚇倒。
不能被高一學習難度驟升的下馬威所嚇倒。從初三向高一進發，一定要爬上一個高臺階，受到一定的挫折是必然的，關鍵是面對挫折不能懼怕，更不能急躁，要穩扎穩打，相信老師也會在旁相扶，幫助同學們一步步爬上這個高臺階。
（二）在方法上做好銜接
高中化學是一門學生普遍感到易學難記的課程，表現出“一聽就懂，一做即錯”。實踐表明，高一年級就易出現分化。究其原因有：高中化學知識難度明顯增加，化學現象和過程較復雜，分析問題需從多層次、多角度來探究分析，造成思維受阻；學生化學基礎差，缺乏在理解上下功夫，不善于將問題作具體分析，只滿足于死記硬背，學習方法仍停滯在初中階段，對一些特殊性質“吃”不準；教師把教學目標“應試化”，知識教學“考點化”，期望通過多次的講練，促使學生加深印象，增加對知識的理解、記憶和經驗的積累，增加了負擔，給學生背上沉重的包袱和心理壓力，影響學生的學習興趣和教學效果。因此，必須采取相應的對策。
1．學習方法——溫故而知新出奇跡。上課認真聽講，認真記好筆記，不懂的一定要及時問老師。課后先復習老師講的內容之后再做作業，之后再預習。使學習走上溫故而知新的正軌。并備錯誤本，將經常犯的錯誤記下，這樣可克服思維定勢的毛病，取得意想不到的進步。
2．學習技巧——勤能補拙是良訓。一定要抓住最基礎的書本，把概念、定義弄明白。同學之間多問、多討論。有些高中的女同學存在一個很不好的傾向，不懂怕問，有問題總是掖著藏著，時間長了集成了“山”反而無法解決了。另外，學習有余力的同學要多看課外書，拓寬知識面，有利于提高解決問題的能力。
（三）在學法上加以指導
1．遵循高中化學的特點，進行學法指導。高中化學的特點是：①理論性強。高中階段將繼續學習物質結構理論，還要學習元素周期律、化學平衡和電解質溶液理論，并且運用這些理論指導知識的學習，上升到理性高度。②綜合性強。高中化學“量”方面要求提高，計算容量增大，題型變化多端，且與概念、理論等融合在一起，所以，以注重培養自學、觀察和思維等能力，化難為易。③內容多。各章節既有獨立性，又存在相互聯系，學習過程中善于歸納總結，使所學知識連成線，織成網，促成知識體系結構化、系統化、網絡化，逐步掌握無機反應和有機反應的基本反應規律。
2．進一步提高化學實驗的探究力度?；瘜W實驗是為學生學習化學提供感性認識的最有效的手段，也是培養學生觀察、思維等能力的有效方法，同時又是培養學生學習興趣、動機的途徑之一。在教學中要進一步加強實驗，適當地將教材中實驗改為探索性實驗，開展實驗設計，用實驗解決問題，激發創新意識。
3．培養學生審題、解題能力。將化學思想方法滲透到平時的教學中，指導學生學會和使用，潛移默化地提高學生解決化學問題的能力?；瘜W思想方法主要有：①邏輯性思想方法，如類比法、分類法、歸納法、演繹法、特殊化法等；②策略性思想方法，如抽象與概括、十字交叉法、守恒、化歸、猜想、數形結合等。
三．初中和高中化學的銜接教學的教學內容
對學生存在的知識“漏洞”對癥下藥地進行修補整理；對一些銜接點，初中階段淺嘗輒止的內容，高中教材中往往是“未知”當“已知”，甚至出現脫節斷檔，給教學增加坡度，平添幾份難度。對這些內容則應采用分散穿插滲透，承先啟后的策略。這樣的連接點甚多，主要內容有如下：
序號
內容
初三
高中
1
電子式
只要求學生初步了解離子化合物、共價化合物的概念，不要求寫電子式。
需要運用電子式來表示化合物及化合物的形成過程。
2
氧化還原反應
只要求用“得氧失氧”觀點認識氧化還原反應。
將其延伸至從化合價、電子得失觀點來分析，擴大了認知范圍。
3
電離過程
雖有描述，但不作要求。
在高中化學《電解質溶液》中，加以繼續、深化和發展，不局限于強電解質的電離，且對弱電解質的電離過程加以詳細分析。
4
兩性氧化物
沒有涉及“兩性氧化物”。
在高中化學中沒有介紹這一概念，就據此而引出兩性氫氧化物，所以，特別要加以注意。
5
離子反應
簡單涉及到一點離子之間反應的原理，不要求掌握。不要求能書寫離子方程式
在高中屬于比較難掌握的部分，學生書寫離子方程式上存在一定的困難，主要是不熟練。
6
物質的量
沒有涉及“物質的量”。初中計算都是用質量進行。
在高中化學中屬于比較難的知識點，也是高中化學計算的基礎，必須達到掌握的程度。
7
常識性內容
有大量豐富的常識性知識介紹內容，如“金剛石與石墨”、“同素異形現象”、“甲烷”、“化學肥料”、“氣體溶解度”等。
高中階段屬典型素材，應加以鞏固深化。
總之，只要師生共同努力，做到“擇其善者而從之，其不善者而改之”，做到“水窮之處待云起，危崖旁側覓坦途”，一定能實現初高中知識的順利過渡，既保護學生因新課程激發出學習化學的積極性，又將高中的知識體系加以鞏固和拓寬，從而駛入高中學習的正常軌道，就一定能學好化學這門學科。
初高中銜接化學教學安排
目
錄
第一模塊
酸堿鹽知識及物質分類
1-1
物質分類
1-2
物質的通性
1-3
物質的相互轉化
第二模塊
氧化還原反應
2-1
氧化還原反應
2-2
四種基本反應類型與氧化還原反應的關系
2-3
常見的氧化劑和還原劑
2-4
氧化還原反應的規律
2-5
氧化還原反應的配平（1）
2-6
氧化還原反應的配平（2）
第三模塊
離子反應
3-1
電解質和電離方程式
3-2
離子反應發生的條件
3-3
離子方程式的書寫
3-4
離子反應的應用
第四模塊
物質的量
4-1
物質的量的定義
4-2
摩爾與質量的換算
4-3
在方程式中運用物質的量進行計算
4-4
氣體摩爾體積
4-5
御用氣體摩爾體積解決化學問題
4-6
物質的量濃度
4-7配制一定物質的量濃度的溶液
4-8
物質的量濃度的計算
4-9
物質的量計算
第五模塊
化學實驗
5-1實驗基本操作
5-2物質的性質實驗
5-3
氣體的制取、凈化和除雜
5-4
常見物質的分離提純
5-5
常見物質的推斷和鑒定
5-6
物質的分散系
5-7
化學與生活
第一模塊
酸堿鹽知識及物質分類
1-1
物
質
分
類
【教學目標】
1、
復習鞏固初中物質分類的相關知識，明確混合物、純凈物、單質、酸堿鹽的涵義。
2、
拓展延伸，理解高中酸、堿、鹽的定義，加深對于酸、堿、鹽的理解，深化酸堿鹽的相關知識理解。
3、
拓展延伸，按照不同標準，對酸堿鹽重新分類，從不同的側面，介紹高中酸堿鹽知識。
【教學重點】
酸堿鹽的定義、酸堿鹽的分類
【教學難點】
酸堿鹽的定義
【知識復習】
1、
物質分類
1、
物質分類
2、
聯系與區別
（1）
混合物與純凈物
項目
純凈物
混合物
概念
有一種物質組成
由兩種或多種物質混合而成
微觀構成
由同種分子構成
由不同種分子混合組成
特征
有固定的物理性質和化學性質
各物質都保持原來自己的性質，所以沒有固定的性質
相互關系
兩種或兩種以上的純凈物可以機械的混合成混合物
混合物可以經物質的分離提純，得到純凈物
舉例
食鹽
食鹽水
（2）
單質與化合物
項目
單質
化合物
概念
由同一種元素組成的純凈物
由不同元素組成的純凈物
共同點
均為純凈物
宏觀不同點
由同一種元素組成
由不同種元素組成
微觀不同點
由同種原子構成
由不同種原子構成
相互關系
舉例
氫氣
氧化銅
2、
相關概念
1、單質、化合物和氧化物的概念
單質：同種元素組成的純凈物
化合物：由兩種或兩種以上元素組成的純凈物
氧化物：由兩種元素組成的化合物，其中有一種元素是氧
2、常見的酸、堿、鹽
酸性溶液：能使紫色石蕊試液變紅的溶液
堿性溶液：能使紫色石蕊試液變藍的溶液
常見的酸：鹽酸、硫酸、硝酸、碳酸
常見的堿：氫氧化鈉、氫氧化鉀、氨水
鹽：組成中含有金屬離子（或銨根）和酸根離子的化合物
【知識銜接】
1、
氧化物
1．定義
（1）組成元素的種數：兩種
（2）組成物質的類別：化合物
2．分類
（1）按常溫下的狀態分類
①固態氧化物（如：Fe2O3、CuO）
②液態氧化物（如：H2O）
③氣態氧化物（如：CO2）
（2）按組成元素分類
①金屬氧化物（如：Na2O、CaO、MgO、ZnO、MnO2、CuO、Fe2O3、Al2O3）
②非金屬氧化物（如：CO2、SO2、CO、SO3、P2O5）
（3）按酸堿性分
①酸性氧化物：能與堿作用，生成物只有鹽和水的氧化物。
(大多數非金屬氧化物
如：CO2、SO2、SO3、SiO2、P2O5等)
②堿性氧化物:
能與酸作用，生成物只有鹽和水的氧化物。
（大多數金屬氧化物如：Na2O、CaO、Fe2O3、CuO、MgO等）
（4）按化學性質分類
①不成鹽氧化物：不能與酸和堿反應生成相應價態的鹽和水的氧化物。
（如：H2O、CO、NO、MnO2）
②成鹽氧化物：能與酸和堿反應生成相應價態的鹽和水的氧化物。
Ⅰ、酸性氧化物（大多數非金屬氧化物，如：SO2、SO3、CO2、Mn2O7）
Ⅱ、堿性氧化物（大多數金屬氧化物，如：CaO、MgO、CuO、Fe2O3）
Ⅲ、兩性氧化物（如：Al2O3、ZnO）
2、
酸
1、
定義：在水溶液中解離出的陽離子全部是H+的化合物。
2、
分類
（1）按組成可分為：含氧酸（H2SO4）和無氧酸（HCl)。
（2）按電離出的H+
個數分為：一元酸（HCl)、二元酸（H2SO4）、三元酸（H3PO4）
（3）按酸性的強弱分為：強酸（H2SO4
、HCl
、HNO3)、中強酸（H3PO4）、弱酸（H2CO3）
（4）總結和命名原則
分
類
根據酸分子里有無氧原子分
含
氧
酸
無
氧
酸
根據酸分子電離產生的H+個數分
一元酸
HNO3、HClO
HCl
二元酸
H2SO4、H2CO3
H2S
三元酸
H3PO4
命
名
某
酸
氫
某
酸
3、
常見的強酸
（1）濃鹽酸——有揮發性、有刺激性氣味、在空氣中能形成酸霧。
（2）濃硫酸——無揮發性。粘稠的油狀液體。
有很強的吸水性（和脫水性）。
溶水時能放出大量的熱。
濃H2SO4的稀釋：“酸入水，沿器壁，慢慢倒、邊攪拌”。
3、
堿
1、
定義：電離時生成陰離子全部是OH－。
2、分類
（1）按溶解性分為：可溶性堿（NaOH）、微溶性堿（Ca(OH)2）、難溶性堿（Cu(OH)2）
（2）按堿性強弱分為：強堿（NaOH）、弱堿(NH3
H2O)
（3）按電離出的OH-
個數分為：一元堿（NaOH)、二元堿（Ca(OH)2）、三元堿（Fe(OH)3）
（4）總結和命名
分
類
強
堿
弱
堿
根據堿分子電離產生的OH-個數分
一元堿
NaOH、KOH
NH3
H2O
二元堿
Ca(OH)2、Ba(OH)2
Cu(OH)2
三元堿
（Fe(OH)3
命
名
氫氧化某
3、常見的強堿
（1）氫氧化鈉----白色固體，極易溶于水，溶解時放熱。
俗稱燒堿、火堿、苛性鈉，有腐蝕性。
在空氣中易吸收水分，表面潮濕，這種現象叫潮解（作干燥劑）。
（2）氫氧化鈣----白色固體，微溶于水，溶解度隨溫度升高而減小。
俗稱熟石灰、消石灰，有腐蝕性。
其澄清溶液叫澄清石灰水。
4、
鹽
1、定義：在水溶液中解離出金屬離子（或銨根）和酸根離子的化合物。
2、分類：
（1）正鹽：在水溶液中解離出的只含有金屬陽離子和酸根離子的鹽。
（如：NaCl
CaCO3
BaSO4
Na2CO3
CuSO4）
（2）酸式鹽：在水溶液中解離出陽離子除金屬離子（或NH4+）外還有氫離子，陰離子為酸根離子的鹽。
（3）堿式鹽：在水溶液中解離出陽離子除金屬離子（或NH4+），陰離子為除酸根離子外還有氫氧根離子的鹽。
（4）命名：正鹽無氧酸鹽叫做“某化某”，含氧酸鹽叫做“某酸某”。
酸式鹽叫做“某酸氫某”
3、常見的鹽
（1）．硫酸銅———白色粉末、溶于水后得藍色溶液(從該溶液中析出的藍色晶體為五水合硫酸銅（CuSO4·5H2O)。
（2）．碳酸鈉————俗稱純堿，白色粉末，水溶液為堿性溶液(從溶液中析出的白色晶體為碳酸鈉晶體Na2CO3·10H2O)
（3）氯化鈉--------白色晶體，易溶于水。食用鹽的主要成分。
（4）、大理石主要成分為碳酸鈣，明礬含硫酸鋁，小蘇打是碳酸氫鈉，化肥如硫酸銨、碳酸銨等都是鹽。
【總結】
1-2
物質的通性
【教學目標】
4、
復習鞏固初中金屬、酸堿鹽的通性，理解酸堿鹽在化學學習中的重要地位。
5、
拓展延伸金屬的性質，氧化物的性質、酸堿鹽具有通性的本質原因，加深酸堿鹽知識的認識理解。
【教學重點】
K、Ca、Na的特性，酸堿鹽具有通性的根本原因。
【教學難點】
酸堿鹽具有通性的根本原因。
【知識回顧】
1、
金屬能與那些物質反應
1、
金屬與氧氣反應
2、
金屬與酸的反應
3、
金屬與鹽的反應
2、
氧化物能與那些物質反應
1、
金屬氧化物
（1）
與酸反應
（2）
與水反應
2、
非金屬氧化物
（1）與堿反應
（2）與水反應
3、
酸能與那些物質反應
1、
能使指示劑變色
2、
能與金屬反應
3、
能與金屬氧化物反應
4、
能與堿反應
5、
能與鹽反應
4、
堿能與那些物質反應
1、能使指示劑變色
2、能與金屬氧化物反應
3、能與酸反應
4、能與鹽反應
5、
鹽能與那些物質反應
1、
能與酸反應
2、
能與堿反應
3、
能與鹽反應
【知識銜接】
1、
化學性質
1、
金屬的通性
(1)與氧氣反應：
①活潑金屬K、Ca、Na常溫下在空氣中易被氧化，在空氣中又可發生燃燒。
如：
4Na＋O2=2Na2O（繼續反應：2Na2O＋O2＝2Na2O2）或2Na＋O2
Na2O2
②較活潑金屬Mg、Al常溫下在空氣中易氧化，形成氧化膜，也可發生燃燒。
如：
4Al＋3O2＝2Al2O3　　
　
4Al＋3O2(純)
2Al2O3
③金屬Fe等常溫下在干燥空氣中不反應，加熱被氧化，純氧中可燃燒。
如：3Fe＋2O2(純)
Fe3O4
④金屬Cu在強熱條件下，只氧化而不發生燃燒。如：2Cu＋O2
2CuO
⑤Hg以后金屬不能被氧氣氧化
(2)與酸（非氧化性酸，硫酸、鹽酸）反應：
①氫前金屬能置換酸中的氫，生成鹽和氫氣。
②氫后金屬不能發生反應
（3）
與鹽溶液反應：
①活潑金屬K、Ca、Na放入鹽溶液后，首先與水發生置換反應，生成堿和氫氣；所生成的堿再與鹽發生復分解反應。如Na投入CuSO4溶液中2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑、
2NaOH＋CuSO4=Cu(OH)2↓＋Na2SO4或合并成：
2Na＋2H2O＋CuSO4=Cu(OH)2↓＋Na2SO4＋H2↑
②Mg和Mg以后的金屬，一般發生“活潑”金屬單質(前面金屬)將后面的金屬從鹽溶液中置換出來；如：
Fe+CuSO4=FeSO4＋Cu．
其他反應有Cu＋2FeCl3=2FeCl2＋CuCl2，Fe+2FeCl3=3FeCl2。
2、
氧化物的通性
（1）酸性氧化物
①大多數酸性氧化物都可由非金屬與O2化合生成
C
+
O2
CO2
②酸性氧化物都能跟強堿反應，生成鹽和水
2NaOH
+
CO2
===
Na2CO3
+
H2O
③大多數酸性氧化物能跟水化合生成酸（SiO2除外）
CO2
+
H2O
===
H2CO3
④與堿性氧化物反應：K2O
+
CO2
=
K2CO3
（2）堿性氧化物
①大多數堿性氧化物都可由金屬與O2化合生成
2Mg
+
O2
2MgO
②堿性氧化物都能跟強酸反應，生成鹽和水
CaO
+
2HCl
===
CaCl2
+
H2O
③極少數堿性氧化物能跟水化合生成堿
注意：一般可溶性的堿對應的堿性氧化物才能與水反應，
常見的有：Na2O
、K2O、
CaO、BaO
Na2O
+
H2O
===
2NaOH
④與酸性氧化物：Na2O
+
CO2
=
Na2CO3
3、
酸的通性
（1）
原因
①電離的概念：有些物質在水溶液中或熔融狀態下離解成自由移動陰陽離子的過程。
②酸：電離產生的陽離子全都是氫離子
HCl
==
H++Cl－
H2SO4
==
2H+
+
SO42－
因為酸的溶液中都含有氫離子所以酸具有相同的化學性質。
酸的化學性質實質是溶液中氫離子和酸根離子的性質。
（2）酸的通性
（1）酸溶液能與酸堿指示劑作用（石蕊遇酸變紅，酚酞遇酸不變色。）
（2）酸
+
活潑金屬→鹽
+
氫氣
H2SO4
+
Zn
=
ZnSO4
+
H2↑
（3）酸
+
堿性氧化物→鹽
+
水
6HCl
+
Fe2O3
=
2FeCl3
+
3H2O
（4）酸
+
堿→鹽
+
水
H2SO4
+
Cu(OH)2
=
CuSO4
+
H2O
（5）酸
+
鹽→新鹽
+
新酸
2HCl
+
CaCO3
=
CaCl2
+
CO2↑+
H2O
4、
堿的通性
（1）
原因
①堿：電離產生的陰離子全都是氫氧根離子
NaOH
==
Na+
+OH－
Ca(OH)2
==
Ca2+
+2OH－
②因為堿的溶液中都含有氫氧根離子所以堿具有相同的化學性質
堿的化學性質實質是溶液中金屬離子和氫氧根離子的性質
（2）
通性
(1）堿溶液能與酸堿指示劑作用（石蕊遇堿變藍，酚酞遇堿變紅）
（2）堿
+
酸性氧化物→鹽
+
水
2NaOH
+
CO2
=
Na2CO3
+
H2O
（3）堿
+
酸→鹽
+
水
Ba(OH)2
+
H2SO4
=
BaSO4↓
+
2H2O
（4）堿（可溶）+
鹽（可溶）→新鹽
+
新堿
Ca(OH)2
+
Na2CO3
=
CaCO3↓
+
2NaOH
（5）不溶性的堿受熱易分解，生成對應的堿性氧化物和水
Cu(OH)2CuO
+
H2O
5、
鹽的通性
（1）鹽
+
活潑金屬→新鹽
+
新金屬
CuSO4
+
Fe
=
FeSO4
+
Cu
（2）鹽
+
酸→新鹽
+
新酸
BaCl2
+
H2SO4
=
BaSO4↓+
2HCl
一般規律是：強酸
+
弱酸鹽
=
強酸鹽
+
弱酸
（3）鹽（可溶）+
堿（可溶）→新鹽
+
新堿
FeCl3
+
3NaOH
=
Fe(OH)3↓+
3NaCl
注意：①要求生成物中有沉淀、氣體、水三者之一，
②還要求反應物均溶于水
（4）鹽（可溶）+
鹽（可溶）→新鹽
+
新鹽
NaCl
+
AgNO3
=
NaNO3
+
AgCl↓
注意：①要求生成物中有沉淀、氣體、水三者之一，②還要求反應物均溶于水。
1-3物質的相互轉化
【教學目標】
1、
在知識之間形成網絡，把酸堿鹽、金屬、金屬氧化物的知識，串聯在一起，形成一個新的有機網絡，加深物質之間相互聯系的理解。
2、靈活運用所學習到的元素化合物知識，實現物質間的相互轉化，構建知識網絡圖。
【教學重點】
物質之間的相互轉化。
【教學難點】
物質之間的相互轉化。
【復習鞏固】
1、
結構框圖
1、結構圖
2、規律
1、（1）金屬活動性順序表：
K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)、Cu、Hg、Ag、Pt、Au
（2）金屬活動性順序表的應用：
①越靠前的金屬單質在溶液中越容易失去電子（還原性越強）；
②前面的金屬（除K、Ca、Na外）可以將后面金屬從其鹽溶液中置換出來；
③H前的金屬可以與（較強非氧化性）酸反應，生成氫氣。
2、復分解反應：兩種化合物之間相互交換成分，生成另外兩種化合物的反應。
酸、堿、鹽、氧化物彼此間發生的反應大多是復分解反應。
酸性氧化物與堿的反應實質上也是復分解反應。
3、復分解反應發生的條件：生成物中必須有氣體、沉淀或水生成，
其中鹽與鹽、鹽與堿的反應要求反應物必須全可溶。
2、
相互關系
1、兩條縱向直線
+O2
+H2O
+酸
金屬
堿性氧化物
堿
鹽
+O2
+H2O
+堿
非金屬
酸性氧化物
酸
鹽
注意：
(1)在常見的酸性氧化物中，除二氧化硅（SiO2）外均可直接和水反應生成對應的含氧酸。
如：P2O5+
H2O（熱）=
2H3PO4
SO3+H2O=H2SO4
N2O5+H2O=2HNO3
(2)在常見的堿性氧化物中，只有K2O、Na2O、BaO、
CaO等少數幾種強堿的堿性氧化物能跟水直接化合生成可溶性堿。
CaO+H2O=Ca(OH)2
Na2O+H2O=
2NaOH
BaO+H2O=Ba(OH)2
(3)酸和堿生成鹽和水的反應叫做酸堿中和反應。酸和堿的反應中應至少有一個是可溶的。多元酸和堿的反應是分步進行的，控制酸和堿的比例不同即可得到正鹽或酸式鹽，如CO2和堿的反應，堿過量時生成正鹽，堿不足時生成酸式鹽。
CO2
+
2NaOH
=
Na2CO3+H2O
(CO2不足量)
CO2
+
NaOH
=
NaHCO3
(CO2過量)
2、四條橫線
金屬+非金屬
無氧酸鹽
堿性氧化物+酸性氧化物
含氧酸鹽
堿+酸
鹽和水
鹽+鹽
新鹽+新鹽
注意：
1
這里的非金屬不包括氫和氧。如：
Cu+
Cl2
CuCl2
2Na+
Cl2=
2NaCl
Fe
+
S
FeS
一般來說金屬性和非金屬性越強反應越容易發生，反之越不容易。
2
堿性氧化物和酸性氧化物的反應，如對應的含氧酸酸性越強和對應的堿堿性越強，則反應越容易。如：
Na2O+CO2=
Na2CO3
常溫下就可以發生，
CaO和SiO2生成CaSiO3要在高溫下才能進行。
CaO+SiO2CaSiO3
③鹽和鹽的反應要滿足復分解反應發生的條件，即生成物中有沉淀、氣體或有難電離的物質產生，但反應物必須均可溶（或生成物比反應物更難溶）
如：Na2CO3
+
H2SO4
=
Na2SO4+H2O+CO2
↑
BaCl2
+
H2SO4
=
BaSO4↓+2HCl
2NaOH
+
H2SO4
=
Na2SO4+2H2O
3、四條交叉線
堿性氧化物+酸
鹽和水
酸性氧化物+堿
鹽和水
堿+鹽
新鹽+新堿
酸+鹽
新酸+新鹽
1
堿性氧化物和強酸反應，如
Fe2O3+
3H2SO4(稀)
=
Fe2(SO4)3+3H2O
2
酸性氧化物和強堿反應，注意必須是強堿。如：
CO2
+
2NaOH
=
Na2CO3+H2O
3
堿和鹽的反應應滿足反應物兩者皆可溶，而生成物應滿足復分解反應發生的條件。
如（NH4）2SO4+
Ca(OH)2
=
CaSO4+2NH3↑+2H2O
④酸和鹽的反應比較復雜，共有四種情況
a.
強酸和弱酸的鹽反應可生成弱酸（即俗稱的強酸可以制弱酸）
如：FeS
+
H2SO4(稀)
=
FeSO4+
H2S↑
Na2CO3
+
H2SO4
=
Na2SO4+H2O+CO2
↑
Na2SO3
+H2SO4
=
Na2SO4+H2O+SO2↑
b.
加熱條件下，高沸點酸（濃溶液）和低沸點酸的鹽（固體）可反應生成低沸點的酸（即俗稱的難揮發的酸制易揮發的酸）
如：
NaCl
(固)
+
H2SO4
(濃)
NaHSO4
+HCl↑
2NaCl(固)
+
H2SO4
(濃)
Na2SO4+2HCl↑
NaNO3(固)
+
H2SO4
(濃)
NaHSO4
+HNO3↑
C.強酸鹽的稀溶液和酸（強酸或弱酸）若能生成難溶于強酸的鹽，則反應可以進行。如：
H2S+
CuSO4=
CuS↓+H2SO4
d.多元弱酸能和該弱酸的正鹽反應生成酸式鹽。如;
Na2CO3
+
CO2
+
H2O=
2NaHCO3
Na2SO3
+SO2
+
H2O=
2NaHSO3
4、兩條彎線
金屬+鹽
新金屬+新鹽
金屬+酸
鹽+氫氣
①一般是位于金屬活動性順序表前面的金屬能置換出排在后面的金屬，且鹽溶液必須是可溶的。但很活潑的金屬（如鉀、鈣、鈉）與鹽的反應，并不能把金屬置換出來，而是先與水反應生成堿，再和鹽起復分解反應。如:
鈉與CuSO4溶液反應，2Na+2H2O=
2NaOH+H2↑
2NaOH+CuSO4=
Cu(OH)2↓
+2H2O
②金屬和酸反應，應滿足金屬排在金屬活動性順序表的氫以前，且酸應非強氧化性酸。如：
2Al
+
3H2SO4=
Al2（SO4）3+3H2
↑
第二模塊
氧化還原反應
2-1
氧化還原反應
【教學目標】
6、
從得失氧的的角度，復習初中氧化反應、還原反應，復習常見的氧化劑、還原劑。
2、從化合價升降的角度分析氧化還原反應。
【教學重點】
化合價和氧化劑、還原劑的關系
【教學難點】
化合價和氧化還原的關系。
【知識回顧】
一、燃燒和緩慢氧化
1．燃燒
燃燒是一種劇烈的發光發熱的化學反應。燃燒不一定要有氧氣參加，比如金屬鎂(Mg)和二氧化碳反應生成氧化鎂和和炭(c)。
2．緩慢氧化
常溫下，許多金屬、非金屬及有機物都能發生緩慢的氧化反應。
動植物的呼吸，食物的腐爛，酒和醋的釀造，農家肥料的腐熟
等變化過程中都包含物質的緩慢氧化。緩慢氧化不斷放出水分和二氧化碳，質量會減少，雖然不劇烈，不發光，但要放熱。
二、氧化還原反應
氧化反應：
還原反應：
氧化劑：
還原產物：
還原劑：
氧化產物：
【知識銜接】
1．氧化、還原與化合價升降的關系
(1)還原劑：得氧的物質叫做還原劑，得氧后被氧化，其中所含的某種元素化合價必定升高。
得到的產物叫
氧化產物。
(2)氧化劑：失氧的物質叫做氧化劑，失氧后被還原，其所含的某種元素化合價必定降低。
得到的產物叫
氧化產物。
(3)化合價守恒：氧化還原反應中，氧化劑中元素化合價降低的總數與還原劑中元素化合價升高的總數必然相等。
例1：H2+CuOCu+H2O
H2：
CuO：
【練習】判斷下列反應中的氧化劑和還原劑分別是哪種物質？
1、鎂帶燃燒：2Mg
+
O2
2MgO
2、加熱高錳酸鉀制氧氣：2KMnO4
K2MnO4
+
MnO2
+
O2↑
3、二氧化錳催化雙氧水制氧氣：2H2O2
2H2O
+
O2↑
4、鋅與硫酸反應制氫氣：Zn
+
H2SO4
＝
ZnSO4
+
H2↑
5、銅與硝酸銀溶液反應：Cu
+
2AgNO3
＝
Cu(NO3)2
+
2Ag
6、一氧化碳與金屬氧化物：Fe2O3
+
3CO
2Fe
+
3CO2；
【總結】
1、理解氧化還原反應有關概念的內涵
初中定涵義
高中涵義
氧化反應
得到氧的反應
元素化合價升高的反應
還原反應
失去氧的反應
元素化合價降低的反應
氧化還原反應
發生了氧的得失的反應
有元素化合價升降的化學反應
　　氧化劑：反應中元素化合價降低的物質。
還原產物：化合價降低后的生成物。
　　還原劑：反應中元素化合價升高的物質?！　⊙趸a物：化合價升高的生成物。
　　2、把握有關概念之間的關系
　　
　　口訣：升（化合價升高）氧（被氧化，發生氧化反應），
降（化合價降低）還（被還原，發生還原反應）。
3、注意事項
（1）氧化劑具有氧化性，發生還原反應，被還原成還原產物。
（2）還原劑具有還原性，發生氧化反應，被氧化成氧化產物。
（3）元素化合價的改變，有關聯系為：
　　化合價升高是還原劑被氧化
　　化合價降低是氧化劑被還原
（4）有的反應中氧化劑與還原劑是同一種物質
如：
Cl2＋2NaOHNaCl＋NaClO十H2O中的Cl2
（5）有的反應中氧化產物與還原產物是同一種物質
如：　　Cu＋Cl2CuCl2中的CuCl2
2-2、四種基本反應類型與氧化還原反應的關系
【教學目標】
1、
復習初中化學四種基本反應類型，并舉例。
2、
從化合價升降的角度分析四種基本反應類型和氧化反應、還原反應的關系。
3、
學習從不同的角度，對化學反應進行分類。
【教學重點】
四種基本反應類型和氧化反應、還原反應的關系
【教學難點】
化合價的確定。
【知識回顧】
1、復習學過的反應類型
類別
化合反應
分解反應
置換反應
復分解反應
定義
特征
表達式
與氧化還原反應的關系
2、思考：其中上述四種基本反應類型與氧化還原反應之間的關系是怎樣的呢？
【知識銜接】
一、四種基本反應類型與氧化還原反應的關系
1、化合反應
（1）化合反應可能有元素化合價的升降。如：
2H2+O22H2O
（2）化合反應也可能沒有元素化合價的升降。如：
CO2+H2O=====H2CO3
所以化合反應可能是氧化還原反應，也可能不是。一般有單質參加的化合反應，必定有元素化合價的升降，是氧化還原反應。
2、分解反應
（1）分解反應與化合反應相似，可能有元素化合價的升降。如：
2H2O2H2↑+2O2↑
（2）可能沒有元素化合價的升降。如：
CaCO3CaO+CO2↑
所以分解反應可能是氧化還原反應，也可能不是。一般有單質生成的分解反應，必定有元素化合價的升降，是氧化還原反應。
3、
置換反應
置換反應，既有單質參加(單質→化合物)，又有單質生成(化合物中某一元素→單質)，其間必有元素化合價的升降，所以置換反應均為氧化還原反應。
如：
Fe
+
CuSO4
=
Cu
+
FeSO4
4、
復分解反應
復分解反應是兩種化合物互相交換成分而生成兩種新的化合物，其間沒有元素化合價的升降，所以復分解反應均不是氧化還原反應。
【總結】
總之，四種基本反應類型與氧化還原反應的關系可用圖示表示為：
可見，化合反應、分解反應與氧化還原反應是交叉關系；
置換反應與氧化還原反應是包含關系；
復分解反應與氧化還原反應是排斥關系。
2-3、常見氧化劑和還原劑
【教學目標】
7、
初步認識常見的氧化劑、還原劑；
2、能根據化合價判斷物質是否具有氧化性、還原性。
【教學重點】
判斷物質是否具有氧化性、還原性
【教學難點】
判斷物質是否具有氧化性、還原性
【知識回顧】
1、初中常見的氧化劑、還原劑有哪些？
氧化劑：
還原劑
2、請舉出3個出中常見的氧化還原反應。
【知識銜接】
1、從化合價的角度分析，作為氧化劑的物質，有哪些特征？
從化合價的角度分析，作為還原劑的物質，有哪些特征？
2、從化合價的角度總結，那些物質具有氧化性，能成為氧化劑？
從化合價的角度總結，那些物質具有氧化性，能成為氧化劑？
3、常見的氧化劑和還原劑
氧化劑
還原劑
活潑非金屬單質：X2、O2、S等
活潑金屬單質：Na、Al、Fe等某些非金屬單質：C、H2、S
高價金屬離子：Fe3＋不活潑金屬離子：Cu2＋、Ag＋
低價金屬離子：Fe2＋非金屬的陰離子及其化合物、S2－、H2S、等
某些含氧化合物：Na2O2、H2O2、HClO、HNO3、濃H2SO4、NaClO、Ca(ClO)2、KClO3、KMnO4
低價含氧化合物：CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、
既可作氧化劑又作還原劑的有：S、SO2、H2SO3、SO2、NO、Fe2＋
2-4、氧化還原反應中的規律
【教學目標】
1、
掌握氧化還原反應遵守的規律。
2、掌握判斷氧化性、還原性強弱的方法。
【教學重點】
氧化還原反應遵守的規律
【教學難點】
判斷氧化性、還原性強弱的方法
【知識回顧】
1、如何使二氧化碳轉化為一氧化碳？
2、在這個反應中，碳元素的高價、低價、中間價之間有什么關系？
【知識銜接】
一、常見規律
1、歸中規律：同種元素不同價態之間的反應，遵循以下規律：
（1）判斷：濃H2SO4與SO2會不會發生反應？
（2）判斷：KClO3＋6HCl(濃)=
KCl＋3Cl2↑＋3H2O反應中，KClO3中＋5價的氯轉化為KCl中－1價的氯，還是Cl2中0價的氯？
2、守恒規律：化合價有升必有降，對于一個完整的氧化還原反應，化合價升降總數相等。
3、性質表現規律：若某元素有多種可變價態，處于最高價態時，只有氧化性；處于最低價態時，只有還原性；處于中間價態時，既有氧化性，又有還原性。
例題1：ClO2
是一種常用的預防“禽流感”的消毒劑，可通過以下反應制得(未配平)：
KClO3＋H2C2O4＋H2SO4→ClO2↑＋K2SO4＋CO2↑＋H2O。下列說法正確的是(　　)
A．H2SO4
作氧化劑
B．ClO2
是氧化產物
C．H2C2O4
被氧化
D．KClO3
被氧化
二、氧化性、還原性強弱的判斷
1.根據反應原理判斷
氧化性：氧化劑
氧化產物；氧化劑
還原劑
還原性：還原劑
還原產物；還原劑
氧化劑。
2.根據物質活動性順序比較
①金屬活動性順序(常見元素)
3.根據氧化產物的價態高低判斷
當變價的還原劑在相似的條件下作用于不同的氧化劑時，還原劑價態升高越大，氧化劑氧化性越強。
例如：2Fe＋3Cl22FeCl3，Fe＋SFeS
可以判斷氧化性：
4.根據反應的難易程度(反應條件)
氧化還原反應越容易進行(表現為反應所需條件越低)，則氧化劑的氧化性和還原劑的還原性就越　強。不同的還原劑(或氧化劑)與同一氧化劑(或還原劑)反應時，條件越易或者氧化劑(或還原劑)被還原(或被氧化)的程度越大，則還原劑(或氧化劑)的還原性(或氧化性)就越強。
5.依據元素周期律進行判斷
（1）金屬單質與水或非氧化性酸反應越容易，金屬的還原性越強。
（2）金屬最高價氧化物對應水化物的堿性越強，金屬的還原性越強。
（3）非金屬氣態氫化物越穩定，非金屬的氧化性越強。
（4）非金屬單質與氫氣化合越容易，非金屬的氧化性越強。
（5）非金屬最高價氧化物對應含氧酸酸性越強，非金屬的氧化性越強。
2-5、氧化還原反應方程式的配平（1）
【教學目標】
1、從化合價升降守恒的原則出發，配平氧化還原方程式。
2、初步掌握雙線橋的表示方法。
【教學重點】
從化合價升降守恒的原則出發，配平氧化還原方程式。
【教學難點】
氧化還原反應的配平。
【知識銜接】
五、氧化還原方程式的配平
1．氧化還原反應方程式的配平原則
化合價升降總數相等。
2．化合價升降法的配平步驟
一標”：根據反應物和生成物的化學式，標出變價元素的化合價。
二等：使變價元素的化合價升降的總數相等，即尋找最小公倍數。（雙線橋）
三定：根據化合價升高與降低的最小公倍數，定出氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的系數。
四平：用觀察法配平其他各物質的化學計量數。
五查：檢查電子守恒、元素守恒，將短線改等號。
3．氧化還原反應方程式的書寫
雙線橋法：用箭頭表示反應物中不同（或相同）原子或離子間的電子轉移
注意點：a
首先標出變價元素的化合價
b
用雙箭頭表示，箭頭從反應物指向生成物且起止為元素
c
在線橋上要注明“化合價升高”或“化合價降低”的總數
圖示：
化合價升高
n-
還
原
劑
+
氧
化劑
→
氧化產物
+
還原產物
化合價降低
n-
2-6、氧化還原反應方程式的配平（2）
【教學目標】
1、
初步掌握配平氧化還原反應方程式的方法。
2、能運用配平技巧，配平常見氧化還原反應方程式。
【教學重點】
氧化還原反應的配平技巧
【教學難點】
氧化還原反應的配平技巧
【知識銜接】
常見的配平方法
1、全變左邊配：某元素化合價完全變化，先配氧化劑或還原劑的系數
①
KNO3
+
FeCl2
+
HCl
——
KCl
+
FeCl3
+
NO↑
+
H2O
②
Pt
+
HNO3
+
HCl
——
H2PtCl4
+
NO2↑
+
H2O
2、部分變兩邊配：某元素化合部分變，含該元素的物質先配生成物。
①
Mg
+
HNO3
——
Mg(NO3)2
+
NH4NO3
+
H2O
②
KMnO4
+
HCl
——
MnCl2
+
Cl2↑
+
KCl
+
H2O
3、自變右邊配：自身的氧化還原反應（包括歧化反應）先配氧化產物和還原產物
①
NO2
+
H2O
——
HNO3
+
NO
②
Cl2
+
NaOH
——
NaCl
+
NaClO3
+
H2O
③
AgNO3
——
Ag
+
NO2↑
+
O2↑
4、多變整體配：某物質所含元素化合價同時升高或同時降低時，將這種物質當作一個整體來計算化合價變化數
【例4】：FeS2
+
O2
——
Fe2O3
+
SO2
①
Cu2S
+
HNO3
——Cu(NO3)2
+
NO↑+
H2SO4
+
H2O
②
P4
+
CuSO4
+
H2O
——
Cu3P
+
H3PO4
+
H2SO4
5、零價法：將某物質中價態難確定時，可假設其中各元素化合價均為零價。
【例5】：
FeSi
+
HNO3
——
H4SiO4
+
Fe(NO3)3
+
NO↑
+
H2O
①
Fe3C
+
HNO3
——
CO2↑
+
Fe(NO3)3
+
NO2↑
+
H2O
②
Fe3P
+
HNO3
——
Fe(NO3)3
+
NO↑
+
H3PO4
+
H2O
6．關于有缺項的方程式的配平：（缺項一般是酸、堿或水）
【例6】：KMnO4+
KNO2+_______——
MnSO4+
K2SO4+
KNO3+
H2O
①
Mn2++
S2O82－+
H2O
——
SO42－
+
MnO4－
+
________
②　Zn+　H++　NO3－
——
Zn2++
NH4++
_________
③
KMnO4
+
K2SO3
+________——
K2MnO4
+
K2SO4
+
H2O
第三模塊
離子反應
3-1、離子反應
【教學目標】
1、
復習初中物質構成的相關知識，認識那些物質是由分子構成的，那些物質是由離子構成的，那些物質是由原子構成的；
2、
復習初中溶液概念，簡單了解物質在溶液中的存在狀態，并能檢驗；
3、理解物質在溶液中的電離過程，理解物質以離子或分子形式存在于溶液的原因。
【教學重點】
電解質、非電解質的定義，電離方程式的書寫
【教學難點】
電解質、非電解質的定義，電離方程式的書寫
【知識回顧】
1、
根據初中所學知識，哪些物質是由粒子構成的？
2、
水溶液中，那些物質是以分子形式存在的？那些物質是以離子形式存在？
3、可以通過什么方法檢驗水溶液中物質是以分子還是離子形式存在？
【知識銜接】
1、
酸、堿、鹽在水溶液中的電離
1、物質能導電的原因？舉例？
2、酸、堿、鹽導電的條件：水溶液或融熔狀態。
3、
電解質：在水溶液里或熔融狀態下能夠導電的化合物。
練習：
下列物質能導電的是＿＿＿＿＿屬于電解質的是：＿＿＿＿＿＿。
HCl氣體、
Ca(OH)2
固體
、KNO3固體
、CO2
、Hg
、
NH3
、KOH溶液
、金剛石
、
石墨
、蔗糖、酒精、硫、鋁。
4、非電解質：在水溶液或熔融狀態下都不導電的化合物。
5、注意事項：
（1）電解質、非電解質應是化合物。
（2）電解質的導電條件：水溶液里或熔融狀態下。如：碳酸鈣雖然其水溶液幾乎不導電，但在熔融狀態下導電，因此它是電解質。
（3）電解質導電必須是用化合物本身能電離出自由移動的離子而導電，不能是發生化學反應生成的物質導電。如：CO2、SO2溶于水能導電，是由于它們與水反應生成的H2CO3、H2SO3能導電，所以CO2、SO2不是電解質，而是非電解質。
（4）某些難溶于水的化合物。如：BaSO4、AgCl等，由于它們溶解度太小，測不出其水溶液的導電性，但它們溶解的部分是完全電離的，所以是電解質。
（5）酸、堿、鹽、水是電解質，蔗糖、酒精等是非電解質。
二、電離方程式：
NaCl電離：NaCl=Na++Cl－
練習：寫出HCl、KCl、Al2(SO4)3
、BaCl2
、NaHSO4
、NaHCO3
、BaSO4、H2CO3、NaHSO4在溶液中的電離方程式。注意：HCO3－、SO42－、OH－等原子團，不能拆開。
3-2、離子反應發生的條件
【教學目標】
1、
理解離子反應表達的意義；
2、
理解離子反應的條件，并能判斷是否能發生離子反應；
【教學重點】
離子反應發生的條件
【教學難點】
離子反應發生的條件
【知識回顧】
1、
復習電解質、非電解質概念
2、復習電離方程式
【知識銜接】
［學生分組實驗］做實驗。通過操作實驗儀器、觀察實驗現象，培養直覺行動思維。
實驗2—1
試管名稱
現象
向盛有5
mL
CuSO4溶液的試管里滴加
5
mL稀
NaCl溶液
A
向盛有5
mL
CuSO4溶液的試管里滴加
5
mL稀
BaCl2溶液
B
（1）觀察A、B試管中的現象。
（2）寫出實驗中發生的化學反應方程式。
NaCl＋CuSO4（不反應）
CuSO4＋BaCl2====BaSO4↓（白）＋CuCl2
（3）從離子的角度分析，反應發生的條件。
當CuSO4溶液與NaCl溶液混合時，沒有發生化學反應，只是CuSO4電離出來的Cu2+、SO與Na+、Cl－等混合沒有發生變化。當B中CuSO4溶液與BaCl2溶液混合時，CuSO4電離出來的SO與BaCl2電離出來的Ba2+反應生成難溶的BaSO4白色沉淀。
電解質在水作用下可解離成自由移動的陰、陽離子，這些電解質在溶液中發生的反應實質上是離子間的反應。
三、離子反應
1、離子反應：
有離子參加的反應叫離子反應。
分析下列反應的實質，填入表格空白處。
物質反應的化學方程式
組成反應物的微粒
參加反應的
（微粒符號）
微粒種類
電解質溶于水后電離成為離子，實質上是離子間的反應，這樣的反應屬于離子反應。
（1）離子反應中，并不一定所有的反應物都以自由移動的離子參加反應，至少有一種即可，如第3個反應。
（2）在中學階段，離子反應研究的主要是電解質在溶液中的行為，像
這樣的反應，雖然反應物和都是由離子構成的，但由于反應時參加的離子不能自由移動，因此對這樣的反應不研究。
（3）同種物質之間的化學反應，在一種條件下是離子反應，在另一種條件下就不一定是離子反應。
例如：
非離子反應
離子反應
2、離子反應發生的條件：
［學生分組實驗］引導學生觀察現象，寫出化學反應方程式、離子方程式。
現
象
反應化學方程式
反應生成的物質特征
向盛有5
mL
Na2SO4溶液的試管里滴加
5
mL
稀
BaCl2溶液
向盛有5
mL
Na2CO3溶液的試管里加入
5
mL稀鹽酸，迅速套一氣球
向盛有5
mL
NaOH溶液的試管里滴加幾滴酚酞試液，再用滴管向試管中慢慢滴加稀鹽酸至溶液恰好變色為止
（1）反應物：
反應物都必須____________________________________。
兩種都是固體或者氣體，__________________________________________。
（2）生成難溶物；
（3）生成難電離物；
弱酸：
弱堿：
（4）生成揮發性物質。
3、離子反應與其他反應類型的關系
(1)離子反應、非離子反應是以化學反應中實際參加反應的微粒中是否有離子為標準而劃分的反應類型；
(2)若以電子轉移、化合價升降的觀點來看，離子反應既可能是氧化還原反應，又可能是非氧化還原反應。
（3）離子反應與四種基本類型的關系：
3-3、離子反應方程式的書寫
【教學目標】
1、
掌握離子反應方程式的一般步驟；
2、
能根據化學反應方程式，書寫離子反應方程式；
3、
能根據離子反應方程式，書寫化學反應方程式。
【教學重點】
離子反應方程式的書寫
【教學難點】
離子反應方程式的書寫
【知識回顧】
1、
復習離子反應概念
2、為什么會有離子反應？什么樣的反應是離子反應？
【知識銜接】
三、離子反應的書寫
1.
概念：用實際參加反應的離子的符號表示離子反應的式子叫做離子方程式。
2.
離子方程式的書寫：書寫離子方程式，要按照“寫、改、刪、查”的四個步驟依次進行，下面以溶液與溶液的反應為例進行解析。
（1），寫：即寫出反應的化學方程式
（2），改：把易溶于水并且易電離的反應物、生成物改寫成離子形式，難溶或難電離以及氣態、單質的反應物、生成物仍用分子式表示。
（3），刪：刪去方程式兩邊沒參加反應的離子
（4），查：檢查各元素的原子個數和離子的電荷數（正電荷或負電荷）是否相等。
注意：離子方程式既符合質量守恒定律，又符合電荷守恒定律。對離子方程式進行檢查時，這兩個方面缺一不可。如的錯誤之一，就是違背了電荷守恒定律。
3.
有關說明：
（1）只有離子反應才能寫離子方程式。
（2）熟記常見酸、堿、鹽的溶解性規律及強、弱電解質的物質類別。
（3）對于微溶物的處理有兩種情況：
a.
微溶物處于溶液狀態（稀溶液），應寫成離子的形式。如氣體通入澄清石灰水中：
b.
當微溶物處于濁液或固態時，應寫成化學式，如石灰乳中加入溶液
[課堂練習]
書寫下列離子反應方程式：
1、硫酸銅溶液與氫氧化鈉溶液混合
2、鐵與硫酸銅溶液混合
3、碳酸鈉溶液與鹽酸混合
4、碳酸鈉與氫氧化鈣溶液混合
5、硝酸銀溶液與氯化鈉溶液混合
3-4、離子反應的應用
【教學目標】
1、理解離子反應的原理，
2、能熟練運用離子反應的原理，判斷離子反應能否進行，能解釋離子共存的問題。
【教學重點】
判斷離子共存。
【教學難點】
判斷離子共存。
【知識回顧】
1、
復習離子方程式的定義；
2、復習粒子方程式的書寫規則。
【知識銜接】
四、判斷離子反應方程式是否正確的方法
1、是否符合電解質和非電解質的電離原理；（物質拆成離子的是否拆對了）
2、是否符合電荷守恒的原理；
3、是否符合客觀事實。
[例1]
下列離子方程式中，正確的是（
）
A.
金屬鈉與水反應：
B.
石灰石和鹽酸反應：
C.
氫氧化鋇溶液和稀硫酸反應：
D.
過量的二氧化碳和石灰水反應：
[例2]
在強酸性溶液中能大量共存并且溶液為無色透明的離子組是（
）
A.
、、、
B.
、、、
C.
、、、
D.
、、、
[例3]
（1）向溶液中逐滴加入溶液顯中性，請寫出發生反應的離子方程式：
_________________________________________________-
（2）在以上中性溶液中繼續滴加溶液，請寫出此步反應的離子方程式
____________________________________________
。
五、判斷溶液中離子能否大量共存的規律
所謂幾種離子在同一溶液中大量共存，就是指離子之間不發生任何反應；若離子之間能發生反應，則不能大量共存。
1、同一溶液中若離子間符合下列任意一個條件就會發生離子反應，離子之間能發生反應，則不能大量共存。
（1）生成氣體或揮發性物質：如與、與、、、、、等不能大量共存。
（2）生成難電離的物質：如與、、、等生成弱酸；與、、等生成弱堿；與生成水，這些離子不能大量共存。
（3）發生氧化還原反應：氧化性離子（如、、、等）與還原性離子（如、、、等）會在溶液中（特別是在酸性溶液中）發生氧化還原反應而不能大量共存。注意：與可共存。
（5）形成絡合物：如與生成絡合物而不能大量共存。
2、附加隱含條件的應用規律：
（1）溶液無色透明，則肯定不存在有色離子。如（藍色）、（棕黃色）、（淺綠色）、（紫紅色）等都有顏色，若為無色溶液則說明這些離子不存在。
（2）強堿性溶液中肯定不存在與起反應的離子。
（3）強酸性溶液中肯定不存在與起反應的離子。
第四模塊
物質的量
4-1
物質的量的定義
【教學目標】
1、
明確物質的量、摩爾的概念。
2、明確阿伏伽德羅常數的意義。
【教學重點】
物質的量、摩爾、阿伏伽德羅常數
【教學難點】
物質的量、摩爾、阿伏伽德羅常數。
【知識復習】
1、
如何表示物質的質量？
2、物質的相對原子質量的意義？
物質的相對分子質量的計算？
2、
如何在方程式中使用質量進行計算？
例題1：將過量的氧化銅與木炭粉共15g加強熱，充分反應后剩余固體質量比原混合物減少了2.64g，
求（1）參加反應的氧化銅的質量？（2）剩余固體中各物質的質量？
【知識鏈接】
1、物質間的化學反應是原子、分子或離子間按一定的個數比進行的。單個的微粒都非常小，肉眼看不見，也難于稱量。
　　例如：一滴水中大約有15萬億億個分子。若取1毫升、1升、甚至1噸，那其中的微粒數就更難于計算。通常在實驗室里或生產中用來進行反應的物質，一般都是含有巨大數量的“微粒集體”。顯然，以“個”為單位計量是很不方便的。只有用一種“微粒集體”作單位，才具有可稱量和實際應用的意義。
　　這就是說，我們很需要把微粒和可稱量的物質聯系起來。這就要建立一種“物質的量”的單位。
2、說明：1971年，由71個國家派代表參加的第14屆國際計量大會，正式通過了國際單位制的7個基本物理量?！拔镔|的量”就是其中之一，其單位是“摩爾”。
一、摩爾
　　1．摩爾的定義
　?。?）“物質的量”——是專用名詞。如同長度、質量一樣。這四個字不能簡化或增添任何字。不能理解為“物質的質量”或“物質的數量”。
　?。?）“單位”——摩爾是一種單位，簡稱“摩”、符號“mol”。如同“米”（m）、“千克”（kg）一樣。
?。?）“每摩爾物質”——指1mol任何物質。
?。?）“阿伏加德羅常數個”——1mol物質中含有的微粒數目。
?。?）“微粒”——指分子、原子、離子、質子、中子、電子等微觀粒子。
2．阿伏加德羅常數（可用NA表示）
　?。?）阿伏加德羅常數，經實驗測得比較精確的數值是：6.0221367×1023
　　
通常采用6.02×1023這個非常近似的數值
　?。?）基準數：12g碳-12含有的碳原子數。常用近似值：6.02×1023
　　（3）
使用摩爾時，必須同時指明微觀粒子。書寫時應將微粒的符號或名稱寫在摩的后面。正如質量單位千克，使用時必須注明物質一樣。如1kg食鹽、2kg蔗糖。
　　(4)由于摩爾是巨大數量微粒集合體的計算單位，所以使用時可出現0.5mol、0.01mol等。正如可稱0.1kg，量0.1m一樣。
　　(5)1mol碳-12的質量是12g，含有約6.02×1023個碳原子。因為任意原子的相對原子質量是以碳-12的1/12為標準所得的比值，例如：氧的相對原子質量是16，則有C∶O=12∶16。所以可以推知1mol氧原子的質量也為16g，含有約6.02×1023個氧原子。……依次類推。
【練習1】
1mol碳原子含有___個碳原子。
　　1mol氫分子含有___個氫分子。
　　1mol硫酸分子含有___硫酸分子。
　　1mol氫氧根離子含有___個氫氧根離子。
　　
【練習2】
判斷下列敘述正確與否？說明理由。
　?。?）1mol氮
（2）2mol原子氧　?。?）3mol分子H2O
（4）4mol離子氫
　　
　　
【練習3】1mol水分子含有___個水分子；0.5mol水分子含有___個水分子；2mol水分子含有___個水分子。
　　
　
3．1mol物質的質量
(1)1mol任何物質的質量，數值上等于組成該物質的原子（或分子）的式量(或相對原子量)。
(2)書寫格式：1mol××的質量是××g。
　　【練習4】1mol鋁原子的質量是____g；
　　1mol硫酸的質量是＿g；
　　1molCl-的質量是____g；
　　1molMgCl2的質量是____g；
　　【小結】由以上分析可知，摩爾像一座橋梁，把單個微粒與巨大數量微粒集合體、可稱量的物質聯系起來了。
　　在化學反應中，可根據反應中各物質的分子個數之比，直接推知各物質的物質的量之比。
　4．在化學反應中，各物質的物質的量的關系。
　　請同學們分析下列化學方程式的意義
　
　　
　　【小結】①本節概念：摩爾、阿伏加德羅常數。②會計算1mol物質的質量
　　【思考題】
　　1．1mol物質的質量與其式量（或相對原子質量）有何區別和聯系？
　　2．物質的量與物質所含微粒數之間、物質的質量與物質的量之間應怎樣換算？
4-2
物質的量與質量的換算
【教學目標】
1、
掌握摩爾質量的定義。
2、掌握質量和物質的量的換算關系。
【教學重點】
質量和物質的量的換算
【教學難點】
質量和物質的量的換算。
【知識復習】
1．什么是摩爾？阿伏加德羅常數是多少？常采用的數值是多少？
2．5mol碳原子含有的碳原子數是多少？含有3.01×1023個碳原子的物質的量是多少？
3、物質的量與物質所含微粒數之間的換算關系應怎樣表示？
4、1mol物質的質量與其相對分子質量（或相對原子質量）之間有什么聯系和區別？
【新課】
　二、關于摩爾質量的計算
　　1．摩爾質量（閱讀教材）
　　強調：（1）單位：克/摩
（2）要注意區別“1mol××的質量”與“××的摩爾質量”
　　
【練習】
下列哪種說法不正確？說明理由。
　?。?）1molH2的質量是2g；
　?。?）H2的mol質量是2g；
　?。?）1mo
H2的質量是2g/mol；
　?。?）H2的mol質量是2g/mol。
　　【總結】上題正確的敘述有兩種：
　
　1mol××的質量是××g；
　　××的摩爾質量是××g/mol。
　　【練習】
（1）4g氫氣是多少摩？（或4g氫氣的物質的量是多少？）
　　算式：
　?。?）0.5mol氫氣的質量是多少克？
　　算式：2g/mol×0.5mol=1g
　　2．關于摩爾質量的計算公式：
　　由以上簡單的計算可以推知，物質的量、物質的質量，摩爾質量之間的關系如何表示？
　　
　　強調：①計算格式
②各個量的單位
　　【小結】
換算關系
　　（2）下列各物質中，含氧原子個數最多的是：（A）1mol氯酸鉀（B）0.5mol硫酸（C）32g氧氣（D）3.01×1023個二氧化碳分子
　　
【提示】
根據物質組成分析。例：1mol水分子中含2mol氫原子和1mol氧原子。比較氧原子個數，實際上是比較一定量物質中所含氧原子的物質的量。
　?。?）16g氧氣與多少克二氧化碳含有的分子數相同？
　　
（4）相同質量的鎂和鋁所含原子個數之比是多少？
【小結】（1）分子數相同，就是物質的量相同。
（2）原子個數之比，就等于物質的量之比。
【練習】
　?、?.3molO2的質量是___g，含有的氧分子數目是___個。它所含有的分子數與___molO3含有的分子數相等；它所含有的原子數與___molO3含有的原子數相等。
　　
②9gH2O中含有___mol氧原子，它與___gCO2中含有的氧原子數相同。
　　
③Cl2、HCl、O2、H2、CO2各5g，按其所含分子數目由多到少的順序排列是___。
4-3在方程式中運用物質的量
【教學目標】
1、掌握化學反應方程式中物質的量表達的意義；
2、能運用物質的量進行化學計算。
【教學重點】
運用物質的量進行化學計算
【教學難點】
運用物質的量進行化學計算
【知識復習】
　　【提問】什么是摩爾？阿伏加德羅常數是多少？常采用的數值是多少？
　復習并填寫換算公式
　　【提問】（1）4g氫氧化鈉是多少摩？
（0.1mol）
　　（2）含4g氫氧化鈉的溶液分別與鹽酸、硫酸、磷酸反應生成正鹽各需酸多少摩？
【新課】
　二、關于摩爾質量的計算
　　3．摩爾在化學方程式計算中的應用
　　根據①方程式中各物質的系數比就等于它們的物質的量之比。
　?、谀栙|量在數值上等于相對原子質量或式量。
　　可代入方程式中進行計算。
　　【例解】
設需H2SO4的物質的量為x：
　　2NaOH
+
H2SO4
=
Na2SO4
+
2H2O
　　2mol
　　1mol
　　0.1mol
　　x
　　
　　【分析】
因：0.1molNaOH是4g
　　2molNaOH是40g/mol×2mol=80g
　　所以此題又可解為：
　　2NaOH
+
H2SO4
=
Na2SO4+2H2O
　　2×40g
　1mol
　　4g
　　　x
　　
　　練習計算4gNaOH與HCl、H3PO4的反應。（注意糾正解題格式和單位的書寫）
　　【練習】
　　1．與10.6g碳酸鈉恰好完全作用的鹽酸的物質的量是多少？生成CO2氣體多少克？
　　2．實驗室用濃鹽酸和二氧化錳反應制取氯氣時，收集到7.1g氯氣。求：
　?。?）發生反應的二氧化錳的物質的量是多少？
　　
（0.1mol）
　　（2）被氧化的氯化氫是多少摩？
（0.2mol）
　?。?）有多少個電子發生轉移？
（1.2×1023個）
　　（解題過程及分析略）
　　【小結】
在上述計算中需注意：
　　（1）題設的格式：設需××物質的量為x（不要設需xmol××）
　?。?）單位可取用質量（克），也可同時取用物質的量（摩）。但是使用時：
　　
上下單位要一致（同一物質）
　
　
4-4
氣體摩爾體積
【教學目標】
1、理解氣體體積變化的本質原因；
2、掌握氣體摩爾體積的涵義；
3、理解阿伏伽德羅定律
【教學重點】
氣體摩爾體積的涵義
【教學難點】
阿伏伽德羅定律
【知識復習】
1、
物質由什么構成？
2、
物質的三態變化，微粒的大小和微粒的間距發生了變化了？
【新課】
　　【投影】請學生根據已學知識填寫下面兩張表。
　?。囟龋?0℃）
　　請同學們根據計算結果，分析物質存在的狀態跟體積的關系。
　　
（2）分析下圖，不同狀態的物質，體積大小跟哪些因素有關？
【總結】
　
1．決定各種物質體積大小的因素有三種，即微粒數、微粒間的距離和微粒的大小。
　　
2．如果物質所含的微粒數相等，
（1）當微粒間距很小時（如固、液態物質），微粒的大小是決定物體體積大小的主要因素。
（2）當微粒間距較大時（如氣態物質），決定物質體積的主要因素是微粒間的距離。
　　
氣體的體積受壓強、溫度的影響很大。為了研究問題方便，科學上把溫度為0℃、壓強為100kPa規定為標準狀態。用S．T．P．表示。
在標準狀況下，1mol任何氣體的體積都大約是22.4L。這就是氣體摩爾體積。
　　一、氣體摩爾體積：在標準狀況下，1mol的任何氣體所占的體積都大約是22.4L。
　　強調指出，條件是標準狀況、1mol和任何氣體。
　　
結論：體積大約是22.4L。
　　【練習】下列說法中有無錯誤？為什么？
　?。?）1mol氫氣的體積大約是22.4L。
　?。?）在標準狀況下，18g水的體積大約等于22.4L。
　　（3）在標準狀況下，22g二氧化碳的體積大約是22.4L。
　?。?）在0℃、100kPa下，1mol氯氣的體積是22.4L。
　　（5）在標準狀況下，22.4L氧氣和22.4L二氧化碳的物質的量相等。
　　
【問題】在同溫同壓下，如果氣體的體積相同，則氣體的物質的量是否也相同呢？
　　
因為氣體分子間的平均距離隨著溫度、壓強的變化而改變。各種氣體在一定溫度和壓強下，分子間的平均距離是相等的。所以，同溫同壓下，相同體積氣體的物質的量也相等。這一結論最早是由意大利科學家阿伏加德羅發現的，并被許多的科學實驗所證實，成為定律，叫做阿伏加德羅定律。
2、
阿伏加德羅定律
1、
定義：在相同的溫度和壓強下，相同體積的任何氣體都含有相同數目的分子。
　
2、注意：
　　（1）適用范圍：氣體。
　?。?）四個“同”：
　　
同溫、同壓（即相同狀況）、同體積、同分子數（或同物質的量）。
　?。?）氣體摩爾體積是阿伏加德羅定律的特例。
　　
【小結】
4-5
氣體摩爾體積的計算
【教學目標】
1、
理解阿伏伽德羅定律，能運用阿伏伽德羅定律解釋客觀事實；
2、運用氣體摩爾體積解決化學問題。
【教學重點】
運用氣體摩爾體積解決化學問題
【教學難點】
運用氣體摩爾體積解決化學問題。
【知識復習】
　　1．“氣體摩爾體積”概念的要點有哪幾個？什么是標準狀況？
　　2．阿伏加德羅定律的內容及適用范圍？
　　3．判斷下列說法是否正確并說明理由：
　?。?）任何體積為22.4L的氣體都含有1mol的氣體分子。
　?。?）22.4L氮氣的質量是28g。
　?。?）同溫同壓下，同體積的任何物質都含有相同數目的分子。
　?。?）16gO2和11.2LH2分子數一定相等。
　　（5）
同溫同壓下，5.6LCO2與2.8LCO所含分子數之比為2∶l。
　　4．同溫同壓下，等質量的下列氣體，體積最大的是___。①O2
②N2
③CH4
④CO2。
　　5．同溫同壓下，相同體積的下列氣體中，質量最大的是____。①H2
②CO
③Cl2
④SO2。
　
6、歸納復習換算關系
　　三、有關氣體摩爾體積的計算
　
1、氣體物質的式量數值上等于其摩爾質量
　　摩爾質量=標準狀況下氣體密度（D）×氣體摩爾體積=22.4D
　　【練習1】某氣態氫化物H2R在標準狀況下密度為1.52g/L，R的相對原子質量等于多少？
2．
ag某氣體在標準狀況下的體積是bmL，則該氣體的式量為____。
【練習2】
　　l．0.2mol鋁跟足量鹽酸完全反應，計算：
　　（l）標準狀況下生成氫氣多少升？
（2）生成氯化鋁多少克？
　　2．在標準狀況下，15g一氧化碳和二氧化碳的混合氣體的體積為8.8L。計算這兩種氣體的質量和體積各是多少？
4-6
物質的量濃度
【教學目標】
1、使學生正確地理解物質的量濃度的概念。
2、使學生會應用物質的量濃度的概念進行簡單的計算
【教學重點】
物質的量濃度的概念、有關物質的量濃度概念的計算。
【教學難點】
物質的量濃度的概念、有關物質的量濃度概念的計算。
【知識復習】
我們知道溶液有濃稀之分，在初中學過可用什么方法表示？
溶質的質量（g）
溶液的質量（g）
溶質的質量
溶質的質量+溶劑的質量
可以計算出一定質量的溶液中含溶質的質量，但取用溶液時，一般不稱質量而是量一定體積，且化學反應中，反應生成物間的物質的量的關系比質量關系簡單，因此知道一定體積溶液中溶質的物質的量對于生產和實驗都很重要。
【新課】
第三節
物質的量濃度
1、定義：以單位體積溶液里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量叫做溶質B的物質的量濃度。
計算公式：
1
單位：mol·L-1或mol·m-3
2
溶質是用物質的量表示而不是質量。
討論：
3
是溶液的體積為單位體積，并非溶劑的體積。
討論：
4
從某溶液取出任意體積的溶液，其濃度都相同，但所含溶質的量因體積不同而不同。
練習：
①將40gNaOH配成2L溶液，其物質的是濃度為
。
②標準狀況下22.4LHCl配成0.5L鹽酸，其物質的量濃度為
。
③2molNaOH配成200mL溶液，其物質的量濃度為
。
④物質的量濃度為2
mol·L-1的H2SO4溶液500mL，含H2SO4的物質的量為
。
⑤10molHCl能配成
L，物質的量濃度為2
mol·L-1的鹽酸。
2、溶液中溶質的微粒數目
比較0.5L1
mol·L-1酒精和蔗糖溶液得出：
1
對于非電解質來說
2
對于離子化合物來說
分析：1L1
mol·L-1的NaOH的1L1
mol·L-1的CaCl2溶液中溶質的微粒數目是否相同。
【練習】：100mL0.2
mol·L-1Ba（OH）2溶液中，c（Ba2+）=
。
200mL0.5
mol·L-1Al2（SO4）3
溶液中，c（Al3+）=
，
c（SO42-）=
。
Fe2（SO4）3中c（Fe3+）=0.6
mol·L-1，c（SO42-）=
。
其中Fe3+和SO42-的物質的量濃度的比值為
。500mL溶液中Fe3+和SO42-的物質的量的比值為
。
3、物質的量濃度與質量分數的關系
物質的量濃度
溶質質量分數
溶質單位
溶液單位
表達式
特點
體積相同，物質的量濃度相同的溶液中，所含溶質的物質的量
，溶質質量
。(填相同或不同)
質量相同，溶質質量分數相同的溶液中，溶質質量
，物質的量
。
［小結］物質的量濃度的概念；溶質的物質的量濃度與質量分數之間是有區別的。
4-7配制一定物質的量濃度的溶液
【教學目標】
1、學會配制一定物質的量濃度的溶液。
2、分析溶液配制過程中出現的問題，分析誤差。
【教學重點】
配制一定物質的量濃度的溶液
【教學難點】
配制一定物質的量濃度的溶液
【知識復習】
　1、復習初中化學有關溶液的知識，溶液組成和溶液中溶質的質量分數。
　2、討論：溶液中溶質的質量分數的定義是什么？使用時有什么不方便之處？溶質的量用溶質的物質的量表示有哪些便利條件？
3、物質的量濃度計算公式。
定義式：
單位通常是用mol／L表示。
（1）溶液體積為1升，而不是溶劑體積是1升；
（2）溶質是物質的量表示，而不是用摩爾質量表示。
【例1】用20克NaOH固體配制1L溶液，其濃度為Umol/L。用20克NaOH固體和1L水混合，配制溶液，其濃度也為Umol/LL嗎？
強調：在物質的量濃度公式中的V一定是指溶液的體積，而不能溶解物質，可以近似認為水的體積就是溶液的體積。
【例2】從1L
0.5mol/L的氫氧化鈉溶液中分別取5ml，50ml，100ml溶液，它們的物質的量濃度是否相等？
[課堂練習]
1．用5molNaOH配成500mL溶液，其濃度為___mol／L，取5mL該溶液，其濃度為___mol／L。
2：從1L1mol／LNaCl溶液中，分別取出100mL、10mL和1mL溶液，它們的物質的量濃度是否相等？所含溶質各是多少克？
四、一定物質的量濃度溶液的配制
例：配制500mL0.1mol／L的Na2CO3溶液。
配制溶液的第一步首先應知道什么？
1．計算
⑴實驗室中只存在Na2CO3晶體,我們可以來計算出所需的溶質的質量,那么如何計算出需要Na2CO3晶體的質量？
⑵若所取溶質為液體，應如何??？
2．稱量
用托盤天平來稱量固體藥品應注意哪些問題？
3．溶解
(1)根據我們前面所學的知識，溶解固體物質應在哪兒溶解？用到哪些儀器？在溶解過程中還應注意哪些問題？
(2)用小燒杯加水溶解，并用玻璃棒攪拌。
(3)溶質溶解后是否可馬上放到容量瓶中呢?
(4)把溶解好的溶液冷卻后,從小燒杯轉移到100mL的容量瓶里。
4．轉移
(1)把小燒杯里的溶液往容量瓶中轉移，由于容量瓶的瓶口較細，為避免溶液灑出，用玻璃棒引流。
(2)把小燒杯里的溶液沿玻璃棒轉移到容量瓶中。
(3)燒杯和玻璃棒是否需要處理？應如何處理？
(4)為保證溶質盡可能全部轉移到容量瓶中，應該用蒸餾水洗滌燒杯和玻璃棒二、三次。
5．洗滌
洗滌燒杯等儀器，并把洗滌液轉移到容量瓶中。防止藥品粘在燒杯上，造成實驗誤差。
6．定容
（1）當往容量瓶里加蒸餾水時，距刻度線1～2cm處停止，為避免加水的體積過多，改用膠頭滴管加蒸餾水到刻度線，這個操作叫做定容。
（2）定容時如果不小心水加多了，可否用膠頭滴管取出多余的溶液呢？
（3）所以，定容失敗，只好重新做。定容時還要注意凹液面下緣和刻度線相切，眼睛視線與刻度線呈水平，不能俯視或仰視，否則，都會造成誤差。
（4）最后把容量瓶瓶塞塞緊，把容量瓶倒轉過來搖動多次，使溶液混合均勻叫做搖勻。
7．搖勻
（1）容量瓶搖勻的操作具有特殊性,那么應如何操作呢?
（2）搖勻后，再把配好的溶液倒入試劑瓶中，蓋上瓶塞，貼上標簽。
（3）在溶液配制過程中哪些操作可能引起溶液濃度的誤差？定容時若俯視或仰視刻度線，對溶液的濃度有何影響？
8、配制誤差原因
（一）稱量時所引起的誤差
1、使所配溶液的物質的量濃度偏高的主要原因
（1）天平沾有其他物質或銹蝕
（2）調節天平零點時，游碼放在刻度線的右端
（3）試劑、砝碼的左右位置顛倒
（4）用量筒取液體時，________視讀數。
2、使所配溶液的物質的量濃度偏低的主要原因
（1）直接稱熱的物質
（2）
砝碼有殘缺
（3）在敞口容器中稱量易吸收空氣中其他成分或易揮發的物質時動作過慢
（4）用量筒量取液體時，
讀數，使所讀液體的體積偏小。
（二）用于溶解稀釋溶液的燒杯未用蒸餾水洗滌，使溶質物質的量_____
，致使溶液的濃度
_________
。
（三）轉移或攪拌溶液時有部分液體濺出，致使溶液的濃度_____。
（四）容量瓶內溶液的溫度高于20℃，造成所量取的液體的體積_____（大于、小于）容量瓶上所標注的液體體積，致使溶液濃度_____。
（五）在給容量瓶定容時，仰視讀數會使液體的體積_____
，致使溶液濃度_____；俯視讀數會使液體的體積_____，致使溶液濃度_____
。
③配制物質的量濃度溶液的操作步驟：計算、稱量（或量取）、溶解、轉移、洗滌、定容、搖勻、裝瓶貼簽。
4-8
物質的量濃度計算
【教學目標】
1、掌握物質的量濃度的概念。
2、掌握物質的量濃度的計算公式，能運用物質的量濃度解決化學問題。
【教學重點】
運用物質的量濃度計算
【教學難點】
運用物質的量濃度計算
【知識復習】
　1、如何配置一定物質的量濃度的溶液？
　2、配制過程中的誤差由那些原因？
【新課】
五：關于物質的量濃度的計算
1、關于物質的量濃度概念的計算
【例1】：將28.4gNa2SO4溶于水配成250ml溶液，計算溶液中溶質的物質的量濃度，并求出溶液中鈉離子和硫酸根離子的物質的量濃度。
解：n(Na2SO4)
=
m(Na2SO4)/M(Na2SO4)=
=
0.2mol
c(Na2SO4)
=
n(Na2SO4)/V（液）=
=
0.8mol?L–1
而Na2SO4
=
2Na+
+
故n(Na+)
=
2n()
=
2n(Na2SO4)
c(Na+)
=
0.8mol/L2
=
1.6mol?L–1
c()
=
0.8mol?L–1
答：溶液中溶質的物質的量濃度為0.8mol?L–1，溶液中鈉離子和硫酸根離子的物質的量濃度分別為1.6mol?L–1和0.8mol?L–1。
［強調］
在運用物質的量濃度的定義式進行計算時，分母是溶液的體積而不是溶劑的體積。
［練習］
1、把4gNaOH溶于水配成500
ml溶液，求溶液的物質的量濃度。（
）
2、把6.2gNa2O溶于水配成500ml溶液，求所的溶液的物質的量濃度。（
）
3、把5.6gCaO溶于水配成500ml溶液，求所得溶液的物質的量濃度。（
）
4、把4gCuSO4溶于水配成500
ml溶液，求溶液的物質的量濃度。（
）
5、把4gCuSO4?5H2O溶于水配成500ml溶液，求所得溶液的物質的量濃度。（
）
［強調］
1、在運用物質的量濃度的定義式進行計算時，分母是溶液的體積而不是溶劑的體積。
2、在計算時要注意被溶解的物質是否能與溶劑反應。
【例2】：配制500mL0.2mol?L–1的NaCl溶液，需要NaCl的質量是多少？
2、溶液中溶質的質量分數與溶質的物質的量濃度的換算
例3.已知37%的H2SO4溶液的密度為1.28
g·cm－3，求其物質的量濃度。
解法一：
取100
g溶液來計算
ｍ(H2SO4)＝100
g×37％＝37
g
n(H2SO4)==0.37
mol
V(液)==78.12
ｍL=0.078
L
c(H2SO4)==4.8
mol·L－1
答：37%的H2SO4溶液的物質的量濃度為4.8
mol·L－1。
解法二：
取1
L溶液來計算
V(液)=1
L
ｍ(H2SO4)＝V［H2SO4(aq)］·ρ·ｗ＝1000
mL×1.28
g·cm－3×37％＝473.6
g
n(H2SO4)=
=4.8
mol
c(H2SO4)=
=4.8
mol·L－1
答：37%的H2SO4溶液的物質的量濃度為4.8
mol·L－1。
［思考題］對于溶質質量分數為ｗ，密度為ρ的某溶質的溶液，其物質的量濃度的表示式為：
。
［練習］市售濃H2SO4中，溶質的質量分數為98%，密度為1.84
g·cm－3。計算市售濃H2SO4中，H2SO4的物質的量濃度。(
)
3、一定物質的量濃度溶液的稀釋
c(濃)·V(濃)=c(稀)·V(稀)
【例5】配制250
mL
1
mol·L－1的HCl溶液，需要12
mol·L－1
HCl溶液的體積多少?
【例6】配制250mL1mol?L–1的硫酸溶液，需要18.4mol?L–1的濃硫酸的體積是多少？
［小結］表示溶液組成的溶質的物質的量濃度和溶質的質量分數之間可通過一定的關系進行換算。解有關溶液稀釋的問題，遵循的原則是：稀釋前后溶質的量不變。
第五模塊
化學實驗
5-1實驗基本操作
【教學目標】
1、
復習鞏固初中化學基本實驗操作，認識實驗室常用儀器，化學實驗基本操作，實驗室安全事項，和藥品保管。
2、鞏固化學實驗的基本原理，培養化學實驗素質。
【教學重點】
化學實驗的基本操作
【教學難點】
化學實驗的基本操作
【知識復習】
一、實驗常用儀器
1．常用化學儀器的分類
直接——試管、蒸發皿、坩堝、燃燒匙
反應容器
加熱
間接——燒杯、錐形瓶、燒瓶
不能加熱——量筒、水槽
稱質量——托盤天平
計算儀器
量體溫——量筒
測溫度——溫度計
漏斗
分離儀器
洗氣瓶、干燥管
儀
藥匙、鑷子
器
取用試劑
膠頭滴管
的
取用存放儀器
固體——廣口瓶
分
存放儀器
液體——細口瓶
類
氣體——集氣瓶
加熱儀器——酒精燈、鐵架臺（鐵夾和鐵圈）
輔助儀器
儀器連接——玻璃導管、橡膠管
其他儀器——水槽、試管夾、試管架、試管刷、長頸漏斗、石棉網
初中化學儀器中常用儀器雖然有20多種，但根據大綱要求，應該重點掌握的有試管、試管夾、酒精燈、燒杯、量筒、漏斗、鐵架臺、藥匙、膠頭滴管、集氣瓶、水槽、蒸發皿。對以上儀器主要掌握它們的用途、用法和使用的注意事項。
二、化學實驗基本操作
初中化學實驗基本操作技能包括：1、藥品的取用；2、物質的加熱；3、溶解；4、過濾；5、蒸發；6、儀器的裝配和氣密性的檢查；7、儀器的洗滌等。
1．
藥品的取用
不能用手接觸藥品
原則
不能把鼻子湊近容器口聞氣味
不能嘗藥品的味道
藥
固體——
一橫、二放、三豎立
品
方法
的
液體——
一倒、二向、三緊靠
取
固體（托盤天平）——
一調、二放、三回零
用
一定量藥品的取用
液體（量筒）——
一平、二看、三讀數
酸堿液體流到桌上——
一中和、二水洗、三擦干
濃酸濃堿的使用
酸堿液粘在皮膚上——
一擦、二洗、三涂液
2．
物質的加熱
構造：燈帽、燈芯、燈芯管、燈壺
火焰：外焰、內焰、焰心
酒精燈
一要：要用火柴來點燃
使用
二查：查燈芯和酒精量
物
三禁：禁止向燃著的酒精燈添加酒精；禁止酒精燈對點；禁止用嘴吹質
滅酒精燈
的
固體：一斜：試管口略向下傾斜；二勻：對試管均勻加熱；三固定：固加
注意事項
定在有藥品的部位
熱
液體：一量：液體量不能超過試管溶劑的1/3；二斜：45°；三向：試管口不向人
3．
溶解
溶
儀器：燒杯（少量用試管）、玻璃棒
解
振蕩：腕動臂不動
方法
攪拌：不可碰壁
濃硫酸稀釋：注酸入水，不斷用玻璃棒攪拌
4．
過濾
儀器：漏斗、燒杯、玻璃棒、鐵架臺、濾紙
過
一貼：濾紙緊貼漏斗內壁
濾
濾紙邊緣稍低于漏斗邊緣
操
二低
作
漏斗內液面低于濾紙邊緣
要
上燒杯緊靠玻璃棒
點
三靠
玻璃棒下端輕靠三層濾紙處
漏斗下端緊靠下燒杯內壁
5．
蒸發
⑴
儀器：鐵架臺（帶鐵圈）、酒精燈、蒸發皿、玻璃棒
⑵
操作方法：放好酒精燈，調節鐵圈的高度;放好蒸發皿、倒入待蒸發液體;
加熱、攪拌,出現較多固體,停止加熱。
6．
儀器的裝配和氣密性的檢驗
⑴
裝配
順序：從下往上、從左到右
⑵
氣密性檢查
操作：管端入水—使容器內氣體受熱—出現氣泡—冷卻—出現水柱
7．
儀器的洗滌
⑴
方法：注水半，振蕩。用試管刷柔力刷洗
⑵
難溶物的洗滌：A
油脂：熱的純堿或洗滌劑
B
難溶氧化物、堿或碳酸鹽：加稀鹽酸
⑶
洗凈的標志：水膜均勻，不成滴不成股
8．
溶液的配制
⑴
計算：準確計算溶質的質量和溶劑的體積。
⑵
稱量或量取：用托盤天平稱量固體，用量筒量取液體。
⑶
溶解：在燒杯內進行，用玻璃棒攪拌。
9．
常見酸堿指示劑的使用
⑴
石蕊指示劑的顏色：“酸里紅、堿里藍、中性紫”。
⑵
酚酞指示劑的顏色：“本身無色、遇酸不變、遇堿變紅”。
10、固體物質的溶解　
固體物質溶解時，先把塊狀固體用研缽壓碎并研細。為加快溶質在溶劑里的溶解，常采用加熱、攪拌、振蕩等方法。
試管里所盛的溶質和溶劑總量較少時，不超過試管容積的1／3。就用振蕩的方法。用右手的拇、食、中三指握持試管上端，無名指和小指彎向掌心，用適當大小的腕力來回甩動試管，振蕩時，不能上下振蕩，更不能用拇指堵住試管口。
燒杯里溶解物質時，用玻璃棒在燒杯中繞圈攪動，攪動時不要使玻璃棒和器壁撞擊，以防止容器破裂。燒杯底部的固體不能用玻璃棒搗碎，以防止杵破玻璃。為防止攪拌時玻璃棒碰撞燒杯，可在玻璃棒一端套上一小段（1cm～2cm）橡皮管，使玻璃棒的頂端不露出。
燒瓶溶解物質時，當溶液不超過燒瓶容積1／2時，也可用振蕩方法加速溶質的溶解。
11、濃硫酸的稀釋　
濃硫酸容易溶于水，同時放出大量熱，它的密度又大于水。若將水注入酸中，水會浮在硫酸上面，溶解時放出的熱會使水沸騰，使硫酸向四周飛濺，發生事故。因此稀釋濃硫酸時，一定要把濃硫酸沿著器壁慢慢地注入水里，并不斷攪動，使產生的熱量迅速地擴散。
12、氣體的溶解
　
根據氣體在水或吸收劑里的溶解性不同，可采用不同的方法來吸收氣體使之溶解。在水中極易溶解的氣體如氨、氯化氫、溴化氫等應采用B法，裝置特點是導氣管連接了一個倒扣的漏斗，漏斗邊緣浸入水中約1mm～2mm。它的優點是可防止水倒流入氣體發生裝置，又可增大吸收面積，利于氣體充分溶解。它有自動調節氣體發生裝置內外壓力趨于平衡的作用。即有自控倒吸作用。如氣體的溶解度不太大，如氯氣、硫化氫等應采取A法。
三、實驗中安全的注意事項　
①不能用手接觸藥品，不要把鼻孔湊到容器口去聞藥品的氣味，不得嘗藥品的味道。
②絕對禁止向燃著的酒精燈內添加酒精。
③絕對禁止用酒精燈引燃另一只酒精燈。
④萬一酒精燈內的酒精灑在桌上燃燒起來，應立即用濕布蓋滅。
⑤濃酸灑在桌上時，應立即用適量的碳酸鈉溶液中和；濃堿液用稀醋酸中和，然后用水沖洗，用布擦干。如果濃硫酸沾在皮膚上，應先用布擦去，再用水洗，然后用3％～5％的碳酸氫鈉溶液中和。
⑥對于實驗中的有毒氣體，要采取相應的措施，通風排毒，保證人體的健康，防止環境的污染。
⑦點燃可燃性氣體前一定先試驗它的純度。
四、藥品的存放　
白磷：因易氧化且能自燃，但它不與水反應，所以應放在水中存放。
強堿：如氫氧化鈉、氫氧化鉀等。因它們易潮解、易與二氧化碳反應，又能與二氧化硅反應而腐蝕試劑瓶瓶口，所以應放在用膠塞密封的試劑瓶內。
濃硝酸：因具有揮發性，見光受熱易分解，應在低溫處的棕色瓶內存放。
氨水：因易揮發，所以應放在低溫處，密封在試劑瓶內。氨水對多種金屬有腐蝕作用，在運輸和貯存氨水時，一般要用橡皮袋、陶瓷壇或內涂瀝青的鐵桶等耐腐蝕的容器。
金屬鉀、鈉、鈣：因它們易氧化、易跟水反應，但它們不和煤油或石蠟油反應，所以應在煤油或石蠟油里存放。
硝酸銀：因見光受熱易分解，所以應在低溫處棕色瓶內存放。
濃硫酸易吸收空氣中的水份，濃鹽酸易揮發，應放入試劑瓶里用磨口塞蓋嚴
5-2物質的性質實驗
【教學目標】
1
、復習鞏固初中物質的性質，明確各種物質的相關知識。
2、綜合運用物質的相關知識，培養學生分析問題，解決問題的能力。
【教學重點】
物質的性質相關知識
【教學難點】
物質性質的實驗
【知識復習】
一、初中物質性質實驗比較簡單，多在集氣瓶或試管中進行，現分別敘述如下：
（1）反應器為集氣瓶　
進行固體與氣體的反應。例如木炭、硫、磷、鐵、蠟燭在氧氣中的燃燒。（圖1）
?
現象：鐵絲——火星四射
木炭——發白光
硫——明亮藍紫色火焰
注：對劇烈的放熱反應（如鐵絲在氧氣中燃燒），應在集氣瓶底部，留少量水或鋪一層細沙。
（2）反應器為試管，反應物之一是液體。
（3）反應器為試管，反應物之一是固體。
?
進行H2還原氧化銅的實驗（圖2）
?
要注意：試管口稍向下傾斜；鐵夾夾持試管中上部；導氣管插入靠近試管底部。操作時應先通入純凈H2，將試管中空氣排凈再加熱。反應完畢先熄滅酒精燈，待試管冷卻后再停止通入H2。
（4）反應器為硬質玻璃管
氣體和固體的反應，如CuO+COCu+CO2(圖3)
?
注意：先將管內空氣排凈再加熱；反應后應使生成物在CO氣流中冷卻。
（5）洗氣裝置（圖4）
?
將不純氣體通過選定的洗滌劑，其中雜質氣體被吸收（溶解或發生化學反應）從而達到凈化氣體的目的。
注意：氣流方向，“長進短出”。
（6）二氧化碳滅火
現象：燒杯中下面的蠟燭先熄滅，上面的蠟燭后熄滅。
結論：CO2氣體比空氣重，一般情況下不支持燃燒。
?
5-3
氣體的制取、凈化和除雜
【教學目標】
1、復習鞏固初中化學常見氣體的制取、凈化和除雜的設計原理，具體步驟。
2、復習鞏固初中綜合實驗的分析過程。
【教學重點】
氣體的制取、凈化和除雜
【教學難點】
氣體的制取、凈化和除雜
【知識復習】
一、氣體的制取、凈化和除雜
初中化學中的實驗組合題一般以氧氣、氫氣和二氧化碳三大氣體的制取和性質實驗或遷移應用其原理和性質的實驗為主線，將許多儀器連接起來形成完整的實驗裝置圖，再根據要求進行實驗。
1．
氣體制取的儀器組合順序
制備純凈干燥氣體的步驟是:
實驗儀器組裝公式：氣體發生裝置—除雜質裝置—干燥裝置—氣體收集裝置→尾氣處理
⑴
制氣裝置的選擇：A
所需藥品的狀態；B
反應條件
⑵
集氣裝置的選擇：A
氣體的溶解性；B
氣體的密度
⑶
除雜質的試劑和干燥劑的選擇：實驗室制取的氣體常常有酸霧或水份。
酸霧可用水、氫氧化鈉溶液、澄清的石灰水或飽和碳酸鈉（碳酸氫鈉）溶液除去，
水份可用干燥劑如：濃硫酸（酸性）、堿石灰（堿性）、固體氫氧化鈉（堿性）、氧化鈣（堿性）、五氧化二磷（酸性）、無水氯化鈣（中性）、無水硫酸銅（中性）等除去
（1）酸性干燥劑（濃硫酸）不能干燥堿性氣體如氨氣；
（2）堿性干燥劑（NaOH
）不能干燥酸性氣體如二氧化硫、二氧化碳、、氯化氫等
氣體除雜的方法：
A
水吸收法：易溶于水的氣體雜質用水吸收。（如HCl）
B
酸堿吸收法：酸性氣體雜質用堿性試劑吸收。（如氫氧化鈉溶液吸收CO2、HCl。）
C
沉淀法：將雜質氣體轉變為沉淀除去。（如用澄清石灰水除CO2）
D
固化法：將雜質氣體與固體試劑反應生成固體而除去。（如除去O2用灼熱的氧化銅）
E
轉純法：將雜質轉化為所需氣體。（如除去CO中的CO2，可將氣體通過熾熱的炭粉）
2、氣體除雜的原則：不減少被凈化氣體的質量，不引進新的雜質。
（1）氣體除雜的注意事項：
A
選擇除雜試劑：一般只能跟雜質起反應，而不能與被凈化的氣體反應。
B
除雜務盡：選擇除雜試劑要注意反應進行的程度。（如除去CO2時用氫氧化鈉溶液比用澄清石灰水要好。）
C
有許多雜質要除去時，要注意除雜的順序。一般來說，雜質中有許多酸性雜質時，先除酸性較強的雜質；而水蒸氣要放在最后除去
D
除去雜質和干燥的裝置一般用洗氣瓶或干燥管。在洗氣瓶中導氣管一般是長進短出，在干燥管中一般是大進小出。除雜和干燥一般是先除雜后干燥。
(2)處理裝置：一般有三種，一是用溶液吸收；二是點燃尾氣；三是回收。
3、制取氣體的操作順序
要制取氣體需要經過儀器連接、氣密性檢查、裝入藥品、儀器拆洗等步驟。
4、氧氣、氫氣和二氧化碳的實驗室制法和收集
氧氣
氫氣
二氧化碳
藥品
氯酸鉀和二氧化錳或高錳酸鉀
過氧化氫溶液與二氧化錳
鋅粒和稀硫酸（或稀鹽酸）
大理石（或石灰石）和稀鹽酸
化學反應原理
反應物狀態
固體與固體混合
固體與液體混合
固體與液體混合
固體與液體混合
反應條件
加熱
不需加熱
不需加熱
不需加熱
制得氣體在水中的溶解性
氧氣不易溶于水
氫氣難溶于水
二氧化碳能溶于水
制得氣體的密度與空氣的比較
氧氣密度比空氣密度大
氫氣密度比空氣密度小
二氧化碳密度比空氣密度大
收集方法
排水法或向上排空氣法
排水法或向下排空氣法
向上排空氣法
檢驗方法
將帶火星的木條插入集氣瓶內，若復燃，說明是氧氣。
點燃該氣體，檢驗其生成的產物。
將氣體通入澄清的石灰水，若其變渾濁，說明是二氧化碳
驗滿或驗純
將帶火星的木條靠近集氣瓶口，若木條復燃，說明已收集滿。
用拇指堵住倒置已收集滿氫氣的試管，靠近火焰移開手指，若為“噗”的一聲，說明已純。
將燃著的木條靠近集氣瓶口，若木條熄滅，說明已收集滿。
實驗裝置
5、實驗用到的氣體要求是比較純凈，除去常見雜質具體方法：
1
除水蒸氣可用：濃流酸、CaCl2固體、堿石灰、無水CuSO4(并且可以檢驗雜質中有無水蒸氣，有則顏色由白色→藍色)、生石灰等
2
除CO2可用：澄清石灰水（可檢驗出雜質中有無CO2）、NaOH溶液、KOH溶液、堿石灰等
3
除HCl氣體可用：AgNO3溶液（可檢驗出雜質中有無HCl）、石灰水、NaOH溶液、KOH溶液
除氣體雜質的原則：用某物質吸收雜質或跟雜質反應，但不能吸收或跟有效成份反應，或者生成新的雜質。
6、實驗注意的地方：
①防爆炸：點燃可燃性氣體（如H2、CO、CH4）或用CO、H2還原CuO、Fe2O3之前，要檢驗氣體純度。
②防暴沸：稀釋濃硫酸時，將濃硫酸倒入水中，不能把水倒入濃硫酸中。
③防中毒：進行有關有毒氣體（如：CO、SO2、NO2）的性質實驗時，在
通風廚中進行；并要注意尾氣的處理：CO點燃燒掉；SO2、NO2用堿液吸收。
④防倒吸：加熱法制取并用排水法收集氣體，要注意熄燈順序。
7、實驗室制取三大氣體中常見的要除的雜質：
（1）制O2要除的雜質：水蒸氣（H2O）
（2）用鹽酸和鋅粒制H2要除的雜質：水蒸氣（H2O）、氯化氫氣體（HCl，鹽酸酸霧）（用稀硫酸沒此雜質）
（3）制CO2要除的雜質：水蒸氣（H2O）、氯化氫氣體（HCl）
除水蒸氣的試劑：濃流酸、CaCl2固體、堿石灰（主要成份是NaOH和CaO）、生石灰、無水CuSO4(并且可以檢驗雜質中有無水蒸氣，有則顏色由白色→藍色)等
除HCl氣體的試劑：AgNO3溶液（并可檢驗出雜質中有無HCl）、澄清石灰水、NaOH溶液（或固體）、KOH溶液（或固體）[生石灰、堿石灰也可以跟HCl氣體反應]
8、常用實驗方法來驗證混合氣體里含有某種氣體
（1）有CO的驗證方法：（先驗證混合氣體中是否有CO2，有則先除掉）
將混合氣體通入灼熱的CuO，再將經過灼熱的CuO的混合氣體通入澄清石灰水。現象：黑色CuO變成紅色，且澄清石灰水要變渾濁。
（2）有H2的驗證方法：（先驗證混合氣體中是否有水份，有則先除掉）
將混合氣體通入灼熱的CuO，再將經過灼熱的CuO的混合氣體通入盛有無水CuSO4中?，F象：黑色CuO變成紅色，且無水CuSO4變藍色。
（3）有CO2的驗證方法：將混合氣體通入澄清石灰水?，F象：澄清石灰水變渾濁。
9、設計實驗
（1）
試設計一個實驗證明蠟燭中含有碳氫兩種元素。
實驗步驟
實驗現象
結論
①將蠟燭點燃，在火焰上方罩一個干燥潔凈的燒杯
燒杯內壁有小水珠生成
證明蠟燭有氫元素
②在蠟燭火焰上方罩一個蘸有澄清石灰水的燒杯
澄清石灰水變渾濁
證明蠟燭有碳元素
（2）試設計一個實驗來證明CO2具有不支持燃燒和密度比空氣大的性質。
實驗步驟
實驗現象
結論
圖
把兩支蠟燭放到具有階梯的架上，把此架放在燒杯里（如圖），點燃蠟燭，再沿燒杯壁傾倒CO2
階梯下層的蠟燭先滅，上層的后滅。
證明CO2具有不支持燃燒和密度比空氣大的性質
5-4物質的分離提純
【教學目標】
1、
掌握物質的基本性質，理解物質的特殊反應，能熟練根據物質的性質分離提純物質；
2、
掌握物質分離提純的基本原則，基本設計思路，設計實驗分離提純物質。
【教學重點】
物質的分離和提純
【教學難點】
物質的分離和提純
【知識復習】
三、物質的分離和提純
分離：根據混合物中各成分的性質差異，采用適當的物理或化學方法將它們從混合物中—一分開，得到幾種純凈物的過程。
提純（除雜）：利用物質和雜質的性質不同，選擇適當實驗方法除去該物質中的少量雜質而得到純凈物的過程。提純時只保留混合物的提純成分，除去的雜質不保留。
提純的原則：
①“不增”：除雜時不能引人新雜質，加人的過量除雜劑也應最后除去。
②“不變”：選擇的除雜劑一般只與雜質反應，不能使被提純物質的性質改變。
③“易分”：要選擇簡單易分離、現象明顯、所得物質純度高的除雜方法。
1．常用的物理方法
⑴
過濾：用于固體不溶物與液體的分離。
⑵
蒸發：用加熱使溶劑不斷揮發，從而使溶液濃縮或使溶質析出。
2．常用的化學方法
⑴
溶解過濾法：Cu（Fe）、Cu（CuO）---加稀鹽酸溶解后過濾
⑵
生成氣體法：NaCl溶液（Na2CO3）---加適量稀鹽酸
⑶
生成沉淀法：NaCl溶液（CaCl2）---加適量碳酸鈉溶液后過濾
⑷
酸堿中和法：NaCl溶液（NaOH）---加適量稀鹽酸
3、相關物質的除雜
（1）H2[HCl]
（2）CO2[HCl]
（3）CO[CO2]
（4）CO2[CO]
（5）氣體的干燥H2、
CO2、
CO[H2O]
（6）CuO(C)
（7）Cu(Fe)
（8）Cu(CuO)
（9）FeSO4(CuSO4)
（10）NaCl(Na2CO3)
（11）NaCl(Na2SO4)
（12）NaCl(NaOH)
（13）NaOH（Na2CO3）
（1

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