2005-2006学年度高三化学第一轮复习教案集[下学期]
文档属性
| 名称 | 2005-2006学年度高三化学第一轮复习教案集[下学期] |  | |
| 格式 | rar | ||
| 文件大小 | 1.2MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 通用版 | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2008-07-16 15:39:00 | ||
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文档简介
高三化学第一轮复习教案
（2005-2006学年度）
南华一中 洪志勇
第一章 化学反应及其能量变化
本章重点：
1、用化合价升降和电子转移观点理解氧化还原反应。
2、氧化还原方程式的配平及计算。
3、强电解质和弱电解质。
4、离子反应和离子反应方程式的书写。
5、离子共存及推断。
6、化学反应及其能量变化，放热反应和吸热反应。
7、反应热、燃烧热和中和热的概念及区别。
8、热化学方程式的意义和书写。
第一节 氧化还原反应
第一课时
[基础知识]
一、氧化还原反应的概念本质和特征
概念 特征 本质 氧化还原反应的判断 氧化还原反应的概念及其相互关系
二、氧化还原反应中电子转移的表示方法
双线桥法 单线桥法
三、氧化还原反应与基本反应类型的关系
氧化还原反应的基本类型 氧化还原反应与基本反应类型的关系
四、氧化还原反应方程式的配平
[讲练结合]
[例1] 下列反应中不属于氧化还原反应的是（ ）
A Cl2+H2O==HCl+HClO B 3CO+Fe2O3==2Fe+3CO2
C CaCO3+SiO2==CaSiO3+CO2↑ D 3CuS+8HNO3==3Cu(NO3)2+2NO↑+3S↓+4H2O
[例2] 某元素在化学反应中，由化合态变成游离态，则下列说法正确的是( )
①该元素一定被氧化 ②该元素一定被还原 ③该元素可能被氧化，也可能被还原 ④元素化合价降到0 ⑤生成的单质为氧化产物 ⑥生成的单质为还原产物 ⑦生成的单质既可能为氧化产物也可能为还原产物 ⑧该过程不一定非得加氧化剂或还原剂才能实现 ⑨该反应不一定是吸热或放热反应 ⑩该反应一定不是复分解反应
A ③⑦⑧⑨⑩ B ①⑤⑩ C ②④⑥⑩ D ①②④⑤⑥
[例3] 已知硫酸锰(MnSO4)和过硫酸钾(K2S2O8)两种盐溶液在银离子催化下可发生氧化还原反应，生成高锰酸钾、硫酸钾和硫酸。
⑴请写出并配平上述反应的化学方程式：
；
⑵此反应的还原剂是 ，它的氧化产物是 ；
⑶此反应的离子方程式可表示为 ；
⑷若该反应所用的硫酸锰改为氯化锰，当它跟过量的过硫酸钾反应时，除有高锰酸钾、硫酸钾、硫酸生成外，其他的生成物还有 。
[例4] 某化学反应的反应物和产物如下：
KMnO4+KI+H2SO4→MnSO4+I2+KIO3+K2SO4+H2O
⑴该反应的氧化剂是 ；
⑵如果该反应方程式中I2和KIO3的系数都是5，①KMnO4的系数是 ，②在下面的化学式上标出电子转移的方向和数目：
KMnO4+KI+H2SO4→；
⑶如果没有对该方程式的某些系数作限定，可能的配平系数有许多组，原因是 。
[例5] 1986年，化学上第一次用电解法制得大量氟气，试配平该反应的化学方程式：
K2MnF6+ SbF5-- KSbF6+ MnF3+ F2↑
反应中 元素被还原；
氰(CN)2、硫氰(SCN)2的化学性质和卤素(X2)类似，化学上称为拟卤素。
[如(SCN)2+H2OHSCN+ HSCNO]，它们阴离子的还原性顺序为Cl_①(CN)2与KOH溶液反应的化学方程式：
；
②NaBr与KSCN的混合物中加入(CN)2的离子方程式：
。
[例6] 在一定条件下，PbO2与Cr3+反应，产物是Cr2O72-和Pb2+，则与1mol Cr3+反应所需PbO2的物质的量为( )
A 3.0mol B 1.5mol C 1.0mol D 0.75mol
[例7] 在含有Cu(NO3)2、Mg(NO3)2和Ag NO3的溶液中加入适量锌粉，首先置换出的是( )
A Mg B Cu C Ag D H2
[例8] 将10g铁置于40ml硝酸溶液中，再微热，反应过程随着硝酸浓度的降低，生成气体的颜色由红棕色逐渐变为无色，充分反应后共收集到1792ml混合气体(NO、NO2均为标准状况)，溶液里还残留4.4g固体。
⑴求该反应中被还原的硝酸和未被还原的硝酸的质量比。
⑵求原硝酸溶液的物质的量浓度。
⑶求混合气体中NO和NO2的体积比。
⑷写出反应过程总的化学方程式。
参考答案
例1 C
例2 A
例3 ⑴
⑵ MnSO4 KMnO4
⑶
⑷ Cl2
例4 ⑴ KMnO4 ⑵ ① 8 ② 略
⑶ 该反应有两种氧化物，两者的比例可发生变化，故系数有许多组。
例5 2 4 4 2 1 Mn
①②
例6 B
例7 C
例8 ⑴ 2：5 ⑵ 7mol/l ⑶ 3：1
⑷
教学资料：
《优化探究》第1页
第二课时
1、氧化还原反应的重要概念
练习1：判断下列那些为氧化还原反应，并说出理由
IBr + H2O = HBr + HIO
KOH+Cl2=KCl +KClO+H2O
NaH+H2O =NaOH+H2
CaO2+H2O =Ca(OH)2 +H2O2
5C2H5OH +2KMnO4+3H2SO4 →5CH3CHO +K2SO4+2MnSO4 +8H2O
氧化还原反应的实质是 ，
判断氧化还原反应的依据是 。
小结：氧化还原反应发生规律和有关概念可用如下式子表示：
练习：练习1中是氧化还原反应的，请指出氧化剂，还原剂，氧化产物，还原产物，标出电子转移的方向和数目。
2、物质氧化性和还原性相对强弱的判断方法
（1）根据金属活动顺序进行判断
[说明]一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。如Cu2++2e→Cu远比Na+ +e→Na容易，即氧化性Cu2+>Na+,还原性Na> Cu
（2）根据非金属活动顺序进行判断
（3）根据氧化还原反应的发生规律判断
氧化还原反应发生规律可用如下式子表示：
氧化性：反应物中的强氧化剂，生成物中的弱氧化剂
还原性：反应物中的强还原剂，生成物中的弱述原剂
例：已知①2FeCl3+2KI=2FeCl2+I2+2KCl
②2FeCl2+C12=2FeCl3
由①知，氧化性Fe3+>I2，由②知，氧化性C12>Fe3+，综合①②结论，可知氧化性Cl2>Fe3+
（4）根据氧化还原反应发生反应条件的不同进行判断
如：Mn02十4HCl(浓)?MnCl2+C12↑+2H20
2KMn04十16HCl(浓)=2MnCl2+5C12↑+8H2O
后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性 KMn04>Mn02
（5）根据被氧化或被还原的程度的不同进行判断
Cu十C12?CuCl2
2Cu+S ? Cu2S
C12可把Cu氧化到Cu(+2价)，而S只能把Cu氧化到 Cu(+1价)，这说明氧化性Cl2>S
（6）根据元素周期表判断
①对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。如Na、Mg、A1金属性依次减弱，其还原性也依次减弱。
②对同主族的金属和非金属可按上述方法分析。
教学资料：
《优化探究》第2、3页
第三课时
3、氧化还原反应的基本规律
（1）表现性质规律
当元素具有可变化合价时,一般处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有原性，处于中间价态时既具有氧化性又具有还原姓。如：浓H2SO4的S只具有氧化性，H2S中的S只具有还原性，单质S既具有氧化性又具有还原性。
（2）性质强弱规律
在氧化还原反应中，强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂(氧化产物)+弱还原剂(还原产物)，即氧化剂的氧化性比氧化产物强，还原剂的还原性比还原产物强。如由反应2FeCl3+2KI=2FeC3+2KCl+I2可知， FeCl3的氧化性比I2强，KI的还原性比FeCl2强。
一般来说，含有同种元素不同价态的物质，价态越高氧化性越强(氯的含氧酸除外)，价态越低还原性越强。如氧化性：浓H2SO4，S02(H2S03)，S；还原性： H2S>S>SO2。
在金属活动性顺序表中，从左到右单质的还原性逐渐减弱，阳离子(铁指Fe2+)的氧化性逐渐增强。
（3）反应先后规律
同一氧化剂与含多种还原剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被氧化的是还原性较强的物质；同一还原剂与含多种氧化剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被还原的是氧化性较强的物质。如：将Cl2通人物质的量浓度相同的NaBr和NaI的混合液中，C12首先与NaI反应；将过量铁粉加入到物质的量浓度相同的Fe2+、和Cu2+的混合溶液中，Fe首先与Fe3+反应。FeBr2 中通入Cl2 ,HBr和H2SO3 中通入Cl2
（4）价态归中规律
含不同价态同种元素的物质问发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价+低价一中间价”，而不会出现交错现象。
KClO3+6HCl =KCl+3Cl2+3H2O 而不是KClO3+2HCl=KCl+3Cl2+3H2O
(5)歧化反应规律
发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还原反应，叫做歧化反应。其反应规律是：所得产物中，该元素一部分价态升高，一部分价态降低，即“中间价→高价+低价”。具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如：
Cl2十2NaOH=NaCl十NaClO十H20
教学资料：
《优化探究》第2、3页部分例题。
第四课时
4、有关计算
在氧化还原反应中，氧化剂与还原剂得失电子数相等。这是进行氧化还原反应计算的基本依据。
举例：
1、在100mLFeBr2 中通入Cl2 2.24L(STP),充分反应后，有 的Br-被氧化，则原FeBr2 的浓度是多少mol·L-1 （分别用电子得失相等和电解质溶液电荷守恒来解题）
2、物质的量相等的HBr和H2SO3 溶液中，中通入0.1mol Cl2 ，结果有的Br-被氧化，求HBr的物质的量？
有机物化合价升降的计算
(1)得氧或失氢被氧化，每得1个O原子或失去2个H原子，化合价升高2。
(2)失氧或得氢被还原，每失去1个O原子或得2个H原子，化合价降低2。
例：CH3CH20HCH3CHO CH3COOH
过程(1)是失氢，氧化过程，化合价升高1×2
过程(2)是得氧，氧化过程，化合价升高2×1
过程(3)是加氢，还原过程，化合价升高1×24
练习3
1．已知I-、Fe2+、SO2、Cl-、H2O2都有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为Cl-Ａ．2Fe3+ + SO2 +2 H2O ＝ 2Fe2+ + SO42- + 4H+
Ｂ．I2 + SO2 + 2H2O ＝ H2SO4 + 2HI
Ｃ．H2O2 + H2SO4 ＝ SO2 + O2 + 2H2O
Ｄ．2Fe2+ + I2 ＝ 2Fe3+ + 2I-
2．下列反应中，不属于氧化还原反应的是( )。
A．2CO + O2 点燃 2CO2 B．CH4 + 2O2 点燃 CO2 + 2H2O
C．2KClO3 加热 2KCl + 3O2↑ D．2Fe(OH)3 加热 Fe2O3 +3H2O
3．关于C + CO2 点燃 2CO的反应，下列说法正确的是( )。
A．是化合反应，不是氧化还原反应
B．CO既是氧化产物又是还原产物
C．单质C中C的化合价升高，被还原，是氧化剂
D．CO2中C的化合价降低，被氧化，CO2是还原剂
4．R、X、Y和Z是四种元素，其常见化合价均为+2价，且X2＋与单质R不反应；
X2＋＋ Z＝X ＋ Z2＋；Y ＋ Z2＋＝Y2＋ ＋Z。这四种离子被还原成0价时表现的氧化性大小符合( )。
A． R2＋＞X2＋＞Z2＋＞Y2＋ B． X2＋＞R2＋＞Y2＋＞Z2＋
C． Y2＋＞Z2＋＞R2＋＞X2＋ D． Z2＋＞X2＋＞R2＋＞Y2＋
5．化合物BrFx与水按物质的量之比3︰5 发生反应，其产物为溴酸、氢氟酸、单质溴和氧气。
（1）BrFx中，x＝ 。
（2）该反应的化学方程式是： 。
（3）此反应中的氧化剂和还原剂各是什么
氧化剂是 ；还原剂是 。
教学资料：
《优化探究》第3、4、5页部分习题
第二节 离子反应
第一课时
一、离子反应考点要求：
1．离子共存问题是高考中的常见题型，是每年必考的题型。今后命题的发展趋势是：
(1)增加限制条件，如强酸性、无色透明、碱性、pH、甲基橙呈红色、发生氧化还原反应等；
(2)定性中有定量，如“由水电离出的c(H+)=1×10-4mol·L-1 的溶液中……”。
2．离子方程式的正误书写也是历年高考必出的试题。从命题的内容看，存在着三种特点：
(1)所考查的化学反应均为中学化学教材中的基本反应；错因大都属于化学式能否拆分、处理不当、电荷未配平、产物不合理和漏掉部分反应等；有量的限止的离子方程的书写或正误判断也是近几年考查的重点内容，也是这部分的难点。
(2)所涉及的化学反应类型以复分解反应为主，而溶液中的氧化还原反应约占15％；
(3)一些重要的离子反应方程式，在历年考卷中多次重复。如Na与H20的反应、Fe与盐酸或稀H2S04的反应自1992年以来分别考过多次。
（4）考查离子方程式的目的主要是了解学生使用化学用语的准确程度和熟练程度，具有一定的综合性，预计今后的考题还会保留。
复习过程
2003年高考题示例：（学生先练，然后再归纳出本节复习的要求）
1．若溶液中由水电离产生的C（H+）=1×10－14mol·L－1，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是（2003全国11题） （ ）
A．Al3+ Na+ NO－3 Cl－ B．K+ Na+ Cl－ NO3－
C．K+ Na+ Cl－ AlO2－ D．K+ NH+4 SO42－ NO3－
（有附加条件的离子共存题）
2．能正确表示下列化学反应的离子方程式是（2003全国13题） （ ）
A．用碳酸钠溶液吸收少量二氧化硫：2CO32－+SO2+H2O 2HCO－3+SO32－
B．金属铝溶于盐酸中：Al+2H+ Al3++H2↑（电荷不守恒）
C．硫化钠溶于水中：S2－+2H2O H2S↑+2OH－（应分步水解）
D．碳酸镁溶于硝酸中：CO32－+2H+ H2O+CO2↑（MgCO3不可拆）
3．下列离子方程式中正确的是（2003上海18题）
A 过量的NaHSO4与Ba(OH)2溶液反应：Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO42－→BaSO4↓＋2H2O
B NH4HCO3溶液与过量NaOH溶液反应：NH4＋＋OH－=NH3↑＋H2O
C 苯酚钠溶液中通入少量：－O－＋CO2＋H2O→－OH＋HCO3－
D FeBr2溶液中通入过量Cl2：2Fe2＋＋2Br－＋2Cl2=2Fe3＋＋Br2＋4Cl－
重点、难点：
离子共存，离子方程式的正误判断是本节的重点内容；有量限止的离子方程式的书写或判断正误是本节的难点
[基础知识]
一、强电解质和弱电解质
1．电解质和非电解质
凡在水溶液或熔融状态下能导电的化合物叫电解质。
2．强电解质和弱电解质
概念 化合物类型
二、离子反应
1．离子反应的概念、本质和条件
2．离子方程式的概念、书写方法和意义
3．书写离子方程式
三、离子共存
1．溶液中离子能否大量共存的规律
2．附加隐含条件的应用规律
四、酸式盐与碱溶液反应类型
1 NaHSO4与NaOH反应：
2 NaHSO4与Ba(OH)2反应：
NaHSO4不足：
NaHSO4足量：
3 NaHCO3与NaOH反应：
4 NaHCO3与Ca(OH)2反应：
NaHCO3不足：
NaHCO3足量：
5 Ca(HCO3)2与NaOH反应：
NaOH不足：
NaOH足量：
6 Ca(HCO3)2与Ca(OH)2反应：
[讲练结合]
[例1] 下列物质的导电性能最差的是( )
A 熔化的氢氧化钠 B 0.1mol/l硫酸 C 0.1mol/l醋酸 D 氯化钾固体
[例2] 下列叙述正确的是( )
A 氯化钠溶液在电流作用下电离成钠离子和氯离子
B 溶于水后能电离出氢离子的化合物都是酸
C 硫酸钡难溶于水，但硫酸钡属于强电解质
D 二氧化碳溶于水能部分电离，故二氧化碳属于弱电解质
[例3] 下列反应的离子方程式书写正确的是( )
A 硫酸铝溶液中加入过量氨水 Al3++3OH-==Al(OH)3↓
B 电解饱和食盐水 2Cl-+2H2O==H2↑+Cl2↑+2OH-
C 碳酸钙与盐酸反应 CaCO3+2H+==Ca2++CO2↑+H2O
D 硫酸亚铁溶液中加入用硫酸酸化过的过氧化氢溶液 Fe2++2H++H2O2==Fe3++2H2O
[例4] 下列离子方程式中正确的是( )
A 过量的NaHSO4与Ba(OH)2溶液反应：
Ba2++2OH-+2H++SO42-==BaSO4↓+2H2O
B NH4HCO3溶液与过量NaOH溶液反应：NH4++OH-==NH3↑+H2O
C 苯酚钠溶液中通入少量CO2：
+CO2+H2O=== +HCO3-
D FeBr2溶液中通入过量Cl2：2Fe2++2Br-+2Cl2==2Fe3++Br2+4Cl-
[例5] 若溶液中由水电离产生的c(OH)=1×10-14mol/l，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是( )
A Al3+ Na+ NO3- Cl- B K+ Na+ Cl- NO3-
C K+ Na+ Cl- AlO2- D K+ NH4+ SO42- NO3-
[例6] 对某酸性溶液(可能含有Br-、SO42-、H2SO3、NH4+)分别进行如下实验：
①加热时放出的气体可以使品红溶液褪色；
②加碱调至碱性后，加热时放出的气体可以使湿润的红色石蕊试纸变蓝；
③加入氯水时，溶液略显黄色，再加入BaCl2溶液，产生的白色沉淀不溶于稀硝酸。
对于下列物质不能确认其在原溶液中是否在在的是( )
A Br- B SO42- C H2SO3 D NH4+
[例7] 把Ba(OH)2溶液滴入明矾溶液中，使SO42-全部转化成BaSO4沉淀，此时铝元素的主要在在形式是( )
A Al3+ B Al(OH)3 C AlO2- D Al3+和Al(OH)3
[例8] 写出下列反应的离子方程式：
①过量氨水与氯化铝溶液混合：
②甲酸溶液与氢氧化钠溶液混合：
③氯气溶于冷水中：
④用惰性电极电解硝酸铜溶液：
⑤碳酸氢钠溶液中加入过量的石灰水：
⑥硫酸铝溶液中加入硫化钠溶液：
⑦钠粒投入到水中：
参考答案
例1 D 例2 C 例3 B、C 例4 A、C 例5 B 例6 B 例7 A
教学资料：
《优化探究》第9、10页部分内容。
第二课时
二、基本概念：
1、离子反应、电解质、非电解质、离子方程式
（1）离子反应
定义：有离子参加的反应。
类型：
离子互换的非氧化还原反应：当有难溶物(如CaCO3 难电离物(如H20、弱酸、弱碱)以及挥发性物质(如 HCl)生成时离子反应可以发生。
离子间的氧化还原反应：取决于氧化剂和还原剂的相对强弱，氧化剂和还原剂越强，离子反应越完全
注意点：离子反应不一定都能用离子方程式表示。
如实验室制氨气 (NH4)2SO4 +Ca(OH)2 ?CaSO4+2NH3↑+2H2O
H2S气体的检验 Pb(AC)2+H2S=PbS↓+2HAc （注：Pb(AC)2可溶于水的盐的弱电解质）
（2）电解质、非电解质、强、弱电解质
电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物。
非电解质：在水溶液和熔化状态都不导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质
强电解质与弱电解质的注意点
①电解质的强弱与其在水溶液中的电离程度有关，与其溶解度的大小无关。例如：难溶的BaS04、CaS03等和微溶的Ca(OH)2等在水中溶解的部分是完全电离的，故是强电解质。而易溶于水的CH3COOH、H3P04等在水中只有部分电离，故归为弱电解质。
②电解质溶液的导电能力的强弱只与自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数有关，而与电解质的强弱没有必然的联系。例如：一定浓度的弱酸溶液的导电能力也可能比较稀的强酸溶液强。
③强电解质包括：强酸(如HCl、HN03、H2S04)、强碱(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多数盐(如NaCl、 MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的离子化合物；弱电解质包括：弱酸(如CH3COOH)、弱碱(如NH3·H20)、中强酸 (如H3PO4 )，注意：水也是弱电解质。
④共价化合物在水中才能电离，熔融状态下不电离
举例：KHSO4在水中的电离式和熔融状态下电离式是不同的。
(3)离子方程式：
定义：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子
使用环境：离子程式在水溶液或熔融状态下才可用离子方程式表示
2、离子方程式的书写
(1)离子反应是在溶液中或熔融状态时进行时反应，凡非溶液中进行的反应一般不能写离子方程式，即没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。如 NH4Cl固体和Ca(OH)：固体混合加热，虽然也有离子和离子反应，但不能写成离子方程式，只能写化学方程式。即：
2NH4Cl(固)+Ca(OH)2(固)?CaCl2+2H2O +2NH3 ↑
(2)单质、氧化物在离子方程式中一律写化学式；弱酸(HF、H2S、HCl0、H2S03等)、弱碱(如NH3·H20)等难电离的物质必须写化学式；难溶于水的物质(如CaC03、BaS03、FeS、PbS、BaS04，Fe(OH)3等)必须写化学式。如：
CO2+2OH-=CO32-+H2O CaC03+2H+=CO2↑+H20+Ca2+
(3)多元弱酸的酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。如NaHS03溶液和稀硫酸反应：HSO3- +H+=SO2↑+H2O
(4)对于微溶物的处理有三种情况；
①在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示。如Na2S04溶液中加入AgNO3 ，溶液：2Ag++SO42-=Ag2S04 ↓
②当反应物里有微溶物处于溶液状态(稀溶液)，应写成离子的形式。如C02气体通人澄清石灰水中：CO2+Ca2++2OH-=CaCO3 ↓+H2O
③当反应物里有微溶物处于悬浊液或固态时，应写成化学式。如在石灰乳中加入Na2C03溶液：Ca(OH)2+CO32-=CaCO3↓+H2O 。
(5)操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同，例如少量烧碱滴人Ca(HC03)2溶液[此时Ca(HCO3)2 过量]，有
Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3 ↓+H2O
少量Ca(HC03)2溶液滴人烧碱溶液(此时NaOH过量)，有
Ca2++2OH-+2HCO3- =CaCO3↓+CO32- +2H2O
教学资料：
《优化探究》第11—13页部分习题。
第三课时
三、离子共存问题
(1)“不共存”情况归纳
①离子之间相互结合呈沉淀析出时不能大量共存。如形成BaS04、CaS04、H2Si03、Ca(OH)2、MgS03、MgC03、 PbCl2、H2S04、Ag2S04等。
②离子之间相互结合呈气体逸出时不能大量共存，如：H+与S2-、HCO3-、SO32-、HSO3-和OH-与NH4+等，由于逸出H2S、C02、S02、NH3等气体或S2-变成HS-，CO32-变成HCO3-而不能大量共存。
③离子之间相互结合成弱电解质时不能大量共存。如：H+与CH3COO-、OH-、PO43-等离子，由于生成 CH3COOH、H20、HPO42-、H2PO4-、H3P04而不能大量共存。
④离子之间发生双水解析出沉淀或逸出气体时不能大量共存，如Al3+与AlO2-、Fe3+与HCO3- 、Al3+与HS- 、S2-、HCO3-、CO32-等离子。
⑤离子之间发生氧化还原反应时不能大量共存，如：Fe3+与S2-、Fe3+与I-等。
⑥离子之间相互结合成络离子时不能大量共存。如Fe3+与SCN-生成[Fe(SCN)]2+，Ag+、NH4+、OH-生成[Ag(NH3)2]+，Fe3+与C6H5OH也络合等
(2)离子在酸性或城性溶液中存在情况的归纳。
①某些弱碱金屑阳离子，如：Zn2+、Fe3+、Fe2+、 Cu2+、Al3+、NH4+、Pb2+、Ag+等。在水溶液中发生水解，有OH-则促进水解生成弱碱或难溶的氢氧化物。故上述离子可和H+(在酸性溶液中)大量共存，不能与OH-(在碱性溶液中)共存。但有NO3-存在时的酸性溶液， Fe2+等还原性离子不与之共存。
②某些弱酸的酸式酸根离子，如HCO3-、HS-等可和酸发生反应，由于本身是酸式酸根，故又可与碱反应，故此类离子与H+和OH-都不能共存。
③某些弱酸的阴离子，如：CH3COO- 、S2-、CO32-、 PO43-、AlO2-、SO32-、ClO- 、SiO32-—等离子在水溶液中发生水解，有H‘则促进其水解，生成难电离的弱酸或弱酸的酸式酸根离子。所以这些离子可和OH-(在碱性溶液中)大量共存，不能与H+(在酸性溶液中)大量共存。
④强酸的酸根离子和强碱的金属阳离子，如：Cl-、 Br- 、I-、SO42-、NO3-、K+、Na+等离子，因为在水溶液中不发生水解，所以不论在酸性或碱性溶液中都可以大量共存。但SO42-与Ba2+不共存。
⑤某些络离子，如[Ag(NH3)2]+，它们的配位体能与H+结合成NH3 [Ag(NH3)2]+ +2H+＝Ag++ 2NH4+，所以，它们只能存在于碱性溶液中，即可与OH-共存，而不能与H+共存。
分析：“共存”问题，还应考虑到题目附加条件的影响，如溶液的酸碱性、PH值、溶液颜色、水的电离情况等。
教学资料：
《优化探究》第15、16页部分习题。
第三节 化学反应中的能量变化、燃烧热和中和热
第一课时
一、高考分析
反应热在教材中的篇幅较少，高考内容主要包括：
1．书写热化学方程式或判断热化学方程式的正误；
2．有关反应热的计算；
3．比较反应热的大小
最近又出现反应热与能源结合起来进行考查。由于能源问题已成为社会热点，有关能源的试题也将成为今后命题的重点：预计考查反应热的内容将不断拓宽，难度有所提高，题型也会有新的变化。由于反应热与物理学中的“热”、生物学生态系统中的“能量传递”又有密切联系，有关能量的学科间的综合将会成为“3+X”理科综合命题的热点。
二、知识框架
1、化学反应的能量
2、反应热的知识结构
三、知识点拨
（一）概念
1．化学反应及其能量变化
任何一个化学反应中，反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量总不会相等的。在新物质产生的同时总是伴随着能量的变化。
化学反应中能量的变化通常表现为热量的变化，即表现为热量的放出和吸收。在化学反应过程中放出或吸收的热量通常叫做反应热。
2．放热反应和吸热反应
(1)放热反应：即有热量放出的化学反应，其反应物的总能量大于生成物的总能量。
(2)吸热反应：即吸收热量的化学反应，其反应物的总能量小于生成物的总能量。
放热反应与吸热反应基本特点的比较：
3．化学反应中的能量变化示意图对于该“示意图”可理解为下列形式：
由能量守恒可得：
反应物的总能量：生成物的总能量+热量(放热反应)
反应物的总能量：生成物的总能量-热量(吸热反应)
4．燃料充分燃烧的两个条件
(1)要有足够的空气
(2)燃料与空气要有足够大的接触面。
（2） 热化学方程式
●热化学方程式与普通化学方程式的区别有三点不同
1．热化学方程式必须标有热量变化。
2．热化学方程式中必须标明反应物和生成物的状态，因为反应热除跟物质的量有关外，还与反应物和生成物的聚集状态有关。
3．热化学方程式中各物质的系数只表示各物质对应的物质的量，因此，有时可用分数表示，但要注意反应热也发生相应变化。
●书写热化学方程式时明确以下问题：
(1)反应放出或吸收的热量的多少与外界的温度和压强有关，需要注明，不注明的指101kPa和25℃时的数据。
(2)物质的聚集状态不同，反应吸收和放出的热量不同，因此要注明反应物和生成物的聚集状态。
(3)热化学方程式中的热量数据，是与各化学计量数为物质的量时相对应的，不是几个分子反应的热效应。因此式中化学计量数可以是整数，也可以是分数。一般出现分数时是以某一反应物或生成物为“1mol”时其它物质才出现的。
(4)无论热化学方程式中化学计量数为多少，△H的单位总是KJ/mol，但△H的数值与反应式中的系数有关。
教学资料：
《优化探究》第17页部分内容。
第二课时
四、燃烧热、中和热
1.燃烧热
(1)概念：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。燃烧热的单位一般用kJ／mol表示。
注意：完全燃烧，是指物质中下列元素完全转变成对应的物质：C→C02，H→H20，S→S02等。
(2)表示的意义：例如C的燃烧热为393.5kJ／mol，表示在101kPa时，1molC完全燃烧放出393.5kJ的热量。
2.中和热
(1)概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成 1 molH20，这时的反应热叫中和热。
(2)中和热的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O (1)； △H=-57.3kJ／mol。
3.使用化石燃料的利弊及新能源的开发
(1)重要的化石燃料：煤、石油、天然气
(2)煤作燃料的利弊问题
①煤是重要的化工原料，把煤作燃料简单烧掉太可惜，应该综合利用。
②煤直接燃烧时产生S02等有毒气体和烟尘，对环境造成严重污染。
③煤作为固体燃料，燃烧反应速率小，热利用效率低，且运输不方便。
④可以通过清洁煤技术，如煤的液化和气化，以及实行烟气净化脱硫等，大大减少燃煤对环境造成的污染，提高煤燃烧的热利用率。
(3)新能源的开发
①调整和优化能源结构，降低燃煤在能源结构中的比率，节约油气资源，加强科技投入，加快开发水电、核电和新能源等就显得尤为重要和迫切。
②最有希望的新能源是太阳能、燃料电池、风能和氢能等。这些新能源的特点是资源丰富，且有些可以再生，为再生性能源，对环境没有污染或污染少。
理解中和热时注意：
①稀溶液是指溶于大量水的离子。②中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。③中和反应的实质是H+和OH-化合生成 H20，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热内。
五、例题解析
例1 (全国)在同温同压下，下列各组热化学方程式中Q2>Ql的是 ( )
A、2H2(g)+02(g) =2H20(g)； △H=-Q1
2H2(g)+02(g)=2H20(1)； △H=-Q2
B、S(g)+O2(g)=S02(g)； △H=-Q1
S(s)+02(s)=S02(g)； △H=-Q2
C、C(s)+ O2 (g)=CO(g)； △H=-Q1
C(s)+02(g)=C02(S)； △H=-Q2
D、H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)； △H=-Q1
H2(g)+ Cl2(g)= HCl(g)； △H=-Q2
[解析] 首先分析同一物质不同聚集状态转化时的能量变化，其次分析不同聚集状态在反应物中和在生成物中对反应热的影响，最后得出比较结论。A中因H20 (g)→H20(”放热，故Q2>Ql；B中S(S)→S(g)吸热，而且S在燃烧时必须由固态变为气态才能燃料，故Q2< Q1；C中是1molC不完全燃烧时放出的热量，而CO气体还需要可以继续燃烧放出热量，因而Q2>Q1；D中在聚集状态完全相同的条件下，可燃物H2的量与燃烧热的值成正比，因此Q2=1/2Q1
[答案] AC
例2 由氢气和氧气反应生成1mol水蒸气放热241.8kJ，写出该反应的热化学方程式:____________。若1g水蒸气转化成液态水放热2.444kJ，则反应H2(g)+02(g)= H20(1)的△H=_________________JK／mol。氢气的燃烧热为___________J／mol。
[解析] 根据热化学方程式的书写规则可得
①H2(g)+02(g)= H20(g)；△H=-241.8kJ／mol
1g水蒸气转化成液态放热2.444kJ，由此可计算1mol (18g)水蒸气转化成液态水放热18g×2.444kJ／g=44.0kJ，此过程可表示为：
②H20(g)=H20(1)；△H=-44.0kJ／mol
由①+②，得热化学方程式：(盖斯定律)H2(g)+02(g)= H20(1)；△H=-285.8kJ／mo1
答案：
H2(g)+02(g)= H20(g)；△H=-241.8kJ／mol ；285.8
第三课时（习题课）
[讲练结合]
[例1] 下列说法正确的是( )
A．需要加热才能发生的反应一定是吸热反应
B．任何放热反应在常温条件下一定能发生反应
C．反应物和生成物所具有的总能量决定了放热还是吸热
D．吸热反应在一定条件下(如常温、加热等)也能发生反应
[例2] 下列叙述正确的是（ ）
A．葡萄糖在人体内氧化分解是个放热反应
B．某些物质在空气中燃烧是吸热反应
C．强酸强碱的中和反应是放热反应，弱酸、弱碱的中和反应是吸热反应
D．氢以前的活泼金属和盐酸或稀硫酸反应生成氢气全部都是放热反应
[例3] 已知充分燃烧a g 乙炔气体时生成1mol二氧化碳气体和液态水，并放出热量bkJ，则乙炔燃烧的热化学方程式正确的是( )
A．2C2H2(g) + 5O2(g) == 4CO2(g) + 2H2O(l)； △H =－4b KJ/mol
B．C2H2(g) + O2(g) == 2CO2(g) + H2O(l)； △H = 2b KJ/mol
C．2C2H2(g) + 5O2(g) == 4CO2(g) + 2H2O(l)； △H = －2b KJ/mol
D．2C2H2(g) + 5O2(g) == 4CO2(g) + 2H2O(l)； △H = b KJ/mol
[例4] 氢气（H2）、一氧化碳（CO）、辛烷（C8H18）、甲烷（CH4）的热化学方程式分别为：
H2(g) + O2(g) = H2O(l)；△H= —285.8 kJ/mol
CO(g) + O2(g) = CO2(g)；△H= —283.0 kJ/mol
C8H18(l) +O2(g) = 8CO2(g) + 9 H2O(l)；△H= —5518 kJ/mol
CH4(g) + 2 O2(g) = CO2(g) + 2 H2O(l)；△H= —890.3 kJ/mol
相同质量的H2、CO、C8H18、CH4完全燃烧时，放出热量最少的是( )
A．H2(g) B．CO(g) C．C8H18(l) D．CH4(g)
[例5] 已知胆矾溶于水使溶液温度降低，室温下将1mol无水硫酸铜制成溶液释放出热量Q1，又知胆矾分解的热化学方程式为：CuSO4·5H2O(s) CuSO4(s)+5H2O(l) ；△H=＋Q2则Q1，Q2的关系为（ ）
A．Q1Q2 C．Q1=Q2 D．无法确定
[例6] 热化学方程式：S(g)+O2(g)=SO2(g),ΔH=－297.3kJ/mol。分析下列说法中正确的是（ ）
A．S(g)+O2(g)=SO2(l),ΔH>－297.3KJ/mol
B．S(g)+O2(g)=SO2(l),ΔH<－297.3KJ/mol
C．反应物总能量大于生成物总能量
D．反应物总能量小于生成物总能量
参考答案
例1 C、D 例2 AD 例3 A 例4 B 例5 A
例6 B、C
教学资料：
《优化探究》第17、18、19、20页部分内容和习题。
第二章 碱金属
本章重点：
1、从钠的原子结构特征认识钠的化学性质。
2、碳酸钠和碳酸氢钠的性质及其鉴别方法。
3、过氧化钠的性质——过氧化钠与二氧化碳的反应。
4、碱金属元素的性质，以及与原子结构的关系。
第一节 钠和钠的化合物
学习重点：
钠和钠的化合物的化学性质。
考点与命题：
钠是典型的活泼金属，其化合物Na202、NaOH、 Na2C03、NaHC03分别作为过氧化物、强碱、强碱弱酸盐、酸式盐的代表，在无机化学中都有非常重要的地位，因而都成为命题的重点物质，它们是物质推断、鉴别及有关实验、计算的常见物质。近几年的高考命题主要侧重于三方面：一是钠及其化合物的性质推断；二是碱金属元素性质；三是有关钠及其化合物的计算。后者主要出现在选择题中。
第一课时
一.钠的性质
金属钠很软，用刀切开可以看到它具有银白色的金属光泽，是热和电的良导体；它的密度为0.97g／cm3，比水的密度还小；而且熔点(97.8℃)、沸点(882.9℃)都较低。
(1)跟氧气反应：
与空气接触缓慢氧化：4Na+02=2Na20
在空气(或氧气)中燃烧：2Na+02?Na202(黄色火焰)以上反应说明Na202比Na20稳定。
(2)在氯气中燃烧：2Na+Cl2 =NaCl(白烟)
(3)钠与硫混合研磨即生成Na2S 2Na+S=Na2S
(4)钠与水反应，可见到下列现象：
①钠投入水中并浮在水面上--密度小于水。②钠立即跟水反应，并放出热量，发出嘶嘶响声，产生气体。③同时钠熔成一个闪亮的小球并在水面上向各方向迅速游动最后消失——熔点低。④反应后的水溶液使酚酞变红——与水反应生成NaOH。
(5)钠与酸反应：钠与酸的反应比水反应更激烈，极易爆炸，要特别小心。
2Na+2H2O =2NaOH +H2 ↑
2.钠的存放和取用
少量金属钠可保存在煤油里，大量的金属钠则存人在铁筒中用石蜡密封。取用时一般先用镊子把钠从煤油中夹出来，并用滤纸把表面的煤油吸干，然后用小刀切下绿豆大小的一块再做有关实验。
3.钠的存在与用途
自然界中钠只能以化合态的形态存在，主要以氯化钠的形式存在。钠是一种强还原剂，工业上用它还原金属钛、锆、铌等；另外钠和钾的合金在常温下呈液态，是原子反应堆的导热剂；钠也可用于制高压钠灯。
钠与盐溶液的反应(实质上是先与水反应生成 NaOH，NaOH再与盐反应)：
①与CuS04溶液反应
2Na+2H20=Na0H+H2↑ (1)
CuS04+2NaOH＝Na2S04+Cu(OH)2 (2)
合并(1)(2)得
2Na+2H20+CuS04=Na2SO4 +Cu(OH)2↓+H2 ↑
②与FeCl3溶液反应
6Na+6H20+2FeCl3=6NaCl+2Fe(OH)3↓+3H2↑
注意：钠和盐溶液反应，不能置换出盐中的金属，这是因为金属阳离子在水中一般是以水合离子形式存在，即金属离子周围有一定数目的水分子包围着，不能和钠直接接触。
典型例题解析
例1 将4.6g钠与1.6g硫粉迅速混合起来，并放在石棉网上加热，反应后生成的固体是 ( )
A.黄色固体混合物 D.硫粉与硫化钠
C.过氧化钠与硫化钠 D.氧化钠与硫化钠
[解析] 在加热条件下，钠既能与硫化合生成 Na2S，也能与空气中的氧气反应生成Na202，而钠又是过量的，所以除生成Na2S外还有Na202生成，故答案为A、C。
[答案] AC
下列灭火剂能用于扑灭金属钠着火的是 ( )
A.干冰 B.黄沙
C.干粉(含NaHC03)灭火剂 D.泡沫灭火剂
[解析] 由于钠的化学性质非常活泼，能与多种物质起反应。高温下可与C02反应，故A项是不正确的。 C项中NaHC03受热既生成水也产生C02，D项中有水等，这些物质都与钠反应，故C、D两项也不正确。
教学资料：
《优化探究》第25、26页部分内容。
第二课时
二、钠的化合物
1.氧化钠和过氧化钠
在组成上两者都属于钠的氧化物，但因含氧量不同，在结构、性质上存在差异，现将两者比较见下表。
氧化钠 过氧化钠
色、态
化学式
电子式
氧元素的化合价
稳定性
与H2O反应的方程式
与CO2反应的方程式
氧化性、漂白性
用途
2.钠的重要化合物
(1)硫酸钠Na2S04
Na2S04·10H20，俗名：芒硝。在玻璃、造纸、纺织、染色、制水玻璃等工业上广泛应用，医药上用作缓泻剂，其在自然界中主要分布在盐湖及海水中。
(2)氢氧化钠
氢氧化钠俗称烧碱、火碱、苛性钠。强碱，具有碱的通性。
工业制法：
2NaCl+2H20NaOH+C12↑+H2↑
Na2C03十Ca(OH)2＝GaC03↓+2NaOH
(3)碳酸钠与碳酸氢钠
碳酸钠 碳酸氢钠
俗名
色、态
水溶性
热稳定性
水解程度
与盐酸反应
与碱反应（Ca(OH)2）
与CaCl2溶液反应
与Al2(SO4)3溶液反应
相互转化
主要用途 广泛用于玻璃、制皂、造纸、纺织等工业，生活中的洗涤剂 发酵粉、医疗上中和胃酸过多
〖小结〗
3、常见钠的化合物的化学式和俗称：
名称 氢氧化钠 氯化钠 硫酸钠晶体 钠晶体
化学式 NaOH NaCl Na2SO4·10H2O Na2CO3·10H2O
俗称 苛性钠、火碱、烧碱 食盐 芒硝 苏打、纯碱
名称 碳酸氢钠 硫代硫酸钠 硅酸钠 硝酸钠
化学式 NaHCO3 Na2S2O3 ·5H2O Na2SiO3 NaNO3
俗称 小苏打 大苏打、海波 泡花碱、水溶液叫水玻璃 智利硝石
教学资料：
《优化探究》第26、27页部分内容和例题。
第三课时
三、难点点拨
1.过氧化钠与水、酸反应都是过氧化钠和H+反应生成过氧化氢(H2O2)和钠离子，H202分解成H20和O2
2.碳酸氢钠和碳酸钠的制法
(1)制取NaHC03的方法
①减压低温蒸干NaHC03溶液。NaHC03遇热易分解，其水溶液加热更易分解，所以不可能采用常压下蒸发溶剂的方法制得NaHC03晶体。
②往饱和Na2CO3 溶液中通入C02，过滤得到晶体。
Na2C03+C02+H20=2NaHC03
(2)制取N％C03的方法
往饱和食盐水中依次通人足量的NH3、C02(氨碱法)，利用NaHC03的溶解性小于NH4HG03的溶解性原理，使NaHC03从溶液中析出(依次通人C02、NH3至饱和行吗 )：
NH3+H20+C02=NH4HC03
NH4HCO3 +NaCl=NaHC03↓+NH4Cl[(制纯碱的
2NaHC03?Na2CO3 +C02↑+H20 (工业方法)
例1 (全国高考题)向碳酸钠的溶液中逐滴加入稀盐酸，直到不再生成二氧化碳气体为止，则在此过程中，溶液的碳酸氢根离子浓度变化趋势可能是：(A)逐渐减小；(B)逐渐增大；(C)先逐渐增大，而后减小；(D)先逐渐减小，而后增大。你的选择是：____________(填正确选项的标号)试用化学方程式和简要文字表述其理由。
[解析] 首先，因为Na2CO3 ＝2Na++CO32-，CO32-+H+=HCO3-，所以溶液中HCO3-的浓度逐渐增大，而后，因为HCO3-+H+=H2CO3 ＝ CO2↑+H20，所以溶液中HCO3-减小。
[答案] C
例2 某干燥粉末可能由Na2O 、Na202、Na2C03、 NaHC03、NaCl中的一种或几种组成。将该粉末与足量的盐酸反应有气体X逸出，X通过足量的NaOH溶液后体积缩小(同温、同压下测定)。若将原来混合粉末在空气中用酒精灯加热，也有气体放出，且剩余固体的质量大于原混合粉末的质量。下列判断正确的是 ( )
A.粉末中一定有Na20、Na202、NaHC03
B.粉末中一定不含有Na2C03和NaCl
C粉末中一定不含有Na20和NaCl
D.无法肯定粉末里是否含有Na2C03和NaCl
[解析] 与盐酸反应产生气体的物质可能为Na202 (生成O2)、Na2C03和NaHC03(生成C02)，气体X通过 NaOH溶液后体积缩小(而不是气体全部消失)，说明X由02和C02组成，原粉末中Na202、Na2C03和NaHC03至少有一种一定存在。将原混合粉末加热，有气体放出，说明混合物中一定有NaHC03，但NaHC03受热分解会使混合粉末质量减少，而实际剩余固体的质量却增加了，原因只能是发生了反应：2Na20+02=2Na202。综上分析，混合物中一定有Na20、Na2O2、NaHC03，无法确定混合物中是否有Na2C03和NaCl。答案为A、D
[答案] B
教学资料：
《优化探究》第28、29页部分内容。
第二节 碱金属元素
主要内容：
①碱金属元素的原子结构特点，碱金属原子的性质与原子结构的关系。
②碱金属元素制法、用途、存在与碱金属元素性质的关系。
③碱金属元素性质的相似性和递变性，碱金属元素单质和重要化合物性质、制法、用途及焰色反应。
第一课时
一、碱金属单质的物理性质
1、相似性：软可切，银白色（铯略带金色光泽）丽光泽、密度小、熔沸点较低，良好的导电导热性。
2、递变规律：熔点、沸点逐渐降低，密度呈增大趋势（）
二、碱金属的原子结构
1、相同点：最外层电子数相同都是一个电子，次外层电子数相同为8电子（Li除外）。
2、不同点：核外电子层数不同。
3、递变规律：按Li、Na、K、Rb、Cs、顺序，原子半径依次增大，离子半径依次增大。（同种元素的原子半径大于离子半径）。
4、推论性质递变：随原子核外电子层数的增多原子半径依次增大核对外层电子引力的减弱、失去电子的趋势增强，无素的金属性增强，单质的还原性增强。
三、碱金属的化学性质
它们都能跟卤素、氧气、硫等非金属直接化合，在反应中表现出很强的还原性。单质都能与水剧烈反应，生成相应的碱和氢气。反应的实质可表示为：
2R+2H20＝2ROH+H2↑反应的现象各不相同。与水反应不熔化；钠与水反应时熔化；钾与水反应熔化，且使产生的H2燃烧；铷、铯都与水猛烈反应。碱金属与盐溶液反应，都是先与水反应，若符合复分解反应发生的条件，则生成的氢氧化物继续同盐发生复分解反应。碱金属均不能在水溶液中置换另外的金属单质。
1、跟非金属反应
卤素：
氧气：
（K、Rb、Cs与氧气反应，都生成比过氧化物更复杂的氧化物）。
氢气：Na、K、Rb、Cs与氢气反应，都生成 RH。
与硫等大多多数的非金属起反应。
2、跟水的反应
碱金属都能跟水反应生成氢氧化物和氢气。。钠与水反应比锂与水反应激烈，钾跟水的反应比钠更剧烈，常使生成的氢气燃烧并发生轻微爆炸，据此可得出结论：金属单质置换出水中氢越容易说明该元素的金属性越强。因此随着原子的电子层数增多原子半径的增大，碱金属的活动性增强。
与常见盐溶液反应的离子方程式：（R表示碱金属元素）
教学资料：
《优化探究》第30、31页部分内容。
第二课时
四、焰色反应
定义：某些金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈特殊的颜色。这在化学上叫做焰色反应。
焰色反应鉴别盐类的步骤：
①铂丝在火焰上灼烧至原火焰色②蘸取溶液（沾取固体）放在火焰上灼烧，观察火焰颜色，观察钾火焰颜色要透过蓝色的钴玻璃去观察。③盐酸洗铂丝④铂丝在火焰上灼烧至原火焰色（如不能灼烧至原火焰色，则需再酸洗，再灼烧）。⑤再蘸取（沾取）另外化学药品进行实验。
钾、钠焰色反应颜色：钾——紫色（透过蓝色钴玻璃）
钠——黄色
五、钾肥
通常使用的钾肥：氯化钾、硫酸钾、碳酸钾，由于均易溶于水，在施用时要防止雨水淋失。草木灰中含碳酸钾。
钾肥肥效通常以氧化钾的质量分数表示：
六、重点、难点点拨
1．钠氧化物制取
当钠在氧气中燃烧时，生成的产物是过氧化钠。这是因为氧化钠不稳定，会跟氧气继续起反应，生成过氧化钠。所以工业常用钠在氧气中燃烧制过氧化钠：2Na+O2=Na2O2
氧化钠一般用间接方法来制取，如：
2NaN02+6Na＝4Na20+N2↑
2．碱金属中的一般和特殊之处
(1)Na、K需保存于煤油中，但Li的密度比煤油小，所以Li必须保存在密度更小的石蜡油中或密封于石蜡
(2)碱金属中，从LiCs，密度呈增大的趋势，但ρ(K)=0．862g／cm3(3)酸式盐的溶解度一般大于正盐，但溶解度NaHC03(4)氧在化合物中一般显-2价，氢显+1价，但Na2O2 、H202中的氧显-1价，NaH、CaH2中的氢显[-1]价。
(5)试剂瓶中的药品取出后，一般不能放回原瓶，但IA金属Na、K等除外。
(6)一般活泼金属能从盐中置换出不活泼金属，但对IA非常活泼的金属Na、K等除外。如：2Na+CuS04+2H20=Cu(OH)2↓=H2↑+Na2S04。
教学资料：
《优化探究》第32—35页部分习题。
第三课时
七、经典解析
1、(2001·上海)碱金属与卤素所形成的化合物，大都具有的性质是 ( )
①高沸点 ②能溶于水 ③水溶液能导电 ④低熔点 ⑤熔融状态不导电
A.①②③ B.③④⑤
C．①④⑤ D．②③⑤
[解析] 碱金属与卤素所形成的化合物大都是离子化合物，因此具有高沸点、能溶于水、熔融态或水溶液都能导电的性质。
[答案] A
2、(竞赛题)碱金属(如锂、钠、钾、铷等)溶于汞中可形成良好的还原剂“汞齐”。取7g某种碱金属的汞齐与水作用得到0．2g氢气，并得到几密度为ρ g／cm3的溶液，则溶液中溶质的质量分数可以是 ( )
A． B． C. D.
[解析] 汞不能与水反应，碱金属(M)能与水发生反应。
设碱金属的质量为x(x<7g)，相对原子质量为a。
2M+2H20=2MOH+H2↑x=0.2ag。
因为0．2ag<7g，故a<35，相对原子质量小于35的碱金属只有Li和Na，分别计算可知答案为A、B。
[答案] AB
3、(上海)甲、乙、丙、丁四个烧杯内分别放人 0．1mol的钠、氧化钠、过氧化钠和氢氧化钠，然后各加入 100mL水，搅拌，使固体完全溶解，则甲、乙、丙、丁的质量分数大小的顺序是 ( )
A.甲<乙<丙<丁 B．丁<甲<乙=丙
C.甲=丁<乙：丙 D．丁<甲<乙<丙
[解析] 由Na+守恒比较四种溶液中的溶质质量；由溶液净增重(△m)比较溶液质量。每摩尔Na、Na20、 Na202溶于水，分别使溶液净增重(23-1)g、(62-0)g、 (78-16)g，即Na20、Na202使溶液净增重相等。
[答案] B
4、A为单质，B、C、D是A元素的三种不同的化合物，用铂丝蘸取B、C、D的溶液进行焰色反应，都呈紫色，按各图变化，写出有关反应的化学方程式。
[解]：B、C、D中都含钾元素，则A为单质钾，B为钾的氢氧化物，C为钾的碳酸盐，D为钾的氯化物。
答：① ②
③ ④
5、8.1g某碱金属（R）及其氧化物（R2O）组成的混合物，与水充分反应后，蒸发反应后的溶液，得到12g无水晶体，通过计算确定该金属的名称。
[解]：假设该混合物为单一成分组成的纯净物。
Ⅰ：若全为金属，则
Ⅱ：若全为氧化物，则
因为应满足：，在此区间的金属只能钠，钠原子量为23。
说明：按常规法解题非常麻烦，亦可得。
6、KHCO3和CaCO3的混合物和与之等质量的NaHCO3分别与盐酸反应时，消耗酸的量相等，求混合物中KHCO3、CaCO3的质量比。
[解]：设混合物的质量为m
解得：
因为，所以
7、现有A、B、C三种白色固体及一种无色气体D。A、B、C均可溶于水，其中C的溶液为碱溶液，焰色反应均呈黄色，且四种物质中间存在如下反应关系：
① ②
③ ④
试推断：A是 ________ B是 ________ C是 _________ D是 ________。
答案： A:Na2CO3 B:NaHCO3 C:NaOH D:CO2
或 A:Na2SO3 B:NaHSO3 C:NaOH D:SO2
8、、NaHCO3和Na2CO3的混合物100g和20gNaOH固体混合物加热，充分反应后冷却称量，剩余固体质量为108g，求原混合物中Na2CO3的质量分数是多少？
[解]：设20gNaOH与足量NaHCO3反应减少质量为x，消耗NaHCO3质量为y
因为，所以肯定有过量的NaHCO3分解。
设：分解的NaHCO3为m
答：（略）。
第三章 物质的量
本章重点：
1、物质的量及其单位（物质的量、摩尔质量、质量之间和阿伏加德罗常数的关系）。
2、气体摩尔体积的概念和有关气体摩尔体积概念的计算（阿伏加德罗定律）。
3、物质的量浓度的概念、有关物质的量浓度的计算。
4、一定物质的量浓度溶液的配制。
第一课时
知识点和新大纲要求：
（1）物质的量及其单位——摩尔（C）
（2）摩尔质量（B）
（3）气体摩尔体积（B）
（4）物质的量的浓度（C）
（5）物质的量在化学方程式计算中的应用（C）
一、有关概念（1课时）
1.物质的量
（1）概念：表示物质所含微粒数目多少的物理量
（2）符号：
（3）单位：mol
2.摩尔
（1）概念：摩尔是物质的量的单位，每1mol物质含有阿伏加德罗常数个结构微粒。
（2）符号：mol
（3）说明：①当描述物质的物质的量（使用摩尔）时，必须指明物质微粒的名称，不能是宏观物质名称
②常见的微观粒子有：分子、原子、离子、电子、质子、中子或它们特定的组合
③当有些物质的微观粒子只有一种时，可以省略其名称
3.阿伏加德罗常数
（1）含义：实验测定12g12C中碳原子的个数
（2）符号：NA
（3）单位：个/mol
（4）说明：①NA的基准是12g碳-12中的原子个数
②12C不仅是摩尔的基准对象，而且还是相对原子质量的基准
③NA是一个实验值，现阶段常取6.02×1023作计算
④要注意NA与6.02×1023的区别
4.摩尔质量
（1）概念：单位物质的量的物质的质量
（2）符号：
（3）单位：g·mol-1
（4）说明：①使用范围：A.任何一种微观粒子
B.无论是否纯净
C.无论物质的状态
②与式量的比较：
③与1mol物质的质量的比较：
5.气体摩尔体积
（1）概念：单位物质的量的气体的体积
（2）符号：
（3）单位：L·mol-1
（4）标准状况下的气体摩尔体积
①标准状况：0℃、1atm即1.01×105Pa
②理想气体：A.不计大小但计质量
B.不计分子间的相互作用
③标准状况下的气体摩尔体积：约22.4L·mol-1
（5）影响物质体积大小的因素：
①构成物质的微粒的大小（物质的本性）
②结构微粒之间距离的大小（温度与压强来共同决定）
③结构微粒的多少（物质的量的大小）
6.物质的量浓度
（1）概念：用单位体积的溶液中溶解溶质的物质的量的多少来表示溶液的浓度
（2）符号：
（3）单位：mol·L-1
（4）说明：①物质的量浓度是溶液的体积浓度
②溶液中的溶质既可以为纯净物又可以为混合物，还可以是指某种离子或分子
教学资料：
《优化探究》第38页部分内容；40页部分习题。
第二课时
二、有关计算关系
1. m、n、N之间的计算关系
（1）计算关系：=
（2）使用范围：只要物质的组成不变，无论是何状态都可以使用
2.V、n、N之间的计算关系
（1）计算关系：==
（2）使用范围：①适用于所有的气体，无论是纯净气体还是混合气体
②当气体摩尔体积用22.4L·mol-1时必须是标准状况
3.c、m、V、N之间的计算关系
（1）计算关系：
（2）使用范围：①以上计算关系必须是在溶液中使用
②微粒数目是指某种溶质
③若溶液是由气体溶解于水形成的，要特别注意以下几
点：
A.必须根据定义表达式进行计算
B.氨水中的溶质主要是NH3·H2O，但要以NH3为准计算
C.溶液的体积不能直接用气体的体积或水的体积或气体与水的体积之和，而必须是通过计算得到
4.c、%、ρ之间的计算关系
（1）计算关系：
（2）使用范围：同一种溶液的质量分数与物质的量浓度之间的换算
（3）推断方法：①根据物质的量浓度的定义表达式
②溶质的物质的量用计算
③注意溶液体积的单位
5. 混合气体的平均分子量的有关计算
（1）计算依据：①1mol任何物质的质量（以g为单位）在数值上与其式量相等
②1mol任何气体的体积（以L为单位）在数值上与气体摩尔体积（以L·mol-1为单位）相等
（2）基本计算关系：
（3）变换计算关系：① =
② =
（4）使用说明： ①(2)的计算式适用于所有的混合物的计算
②(3)中的计算式只适用与混合气体的有关计算
③(3)中的两个计算式之间应用了阿伏加德罗定律
6.密度与相对密度
（1）密度
①计算表达式：
②使用说明：A.适用于所有的物质，不受物质状态的限制，也适用于所有的混合物
B.所有物质：，标准状况下气体
（2）相对密度
①计算表达式：
②使用说明：
A.相对密度是在同温同压下两种气体的密度之比
B.既可以用于纯净气体之间的计算，也可以用于混合气体之间
教学资料：
《优化探究》第42--44页部分内容和习题
第三课时
知识点：有关规律
1.阿伏加德罗定律及其推论
（1）标准状况下的气体摩尔体积
①标准状况是指：0℃和1.01×105Pa
②标准状况下1mol任何气体的体积都约为22.4L
（2）气体摩尔体积
①温度和压强一定时，1mol任何气体的体积都约为一个定值
②说明了温度和压强以及气体的物质的量共同决定了气体的体积，而气体分子本身的大小对气体体积的影响很小
③气体摩尔体积比标准状况下气体摩尔体积的范围广
（3）阿伏加德罗定律
①阿伏加德罗定律：
同温同压下相同体积的任何气体都具有相同的分子数
②阿伏加德罗定律依然是忽略了气体分子本身的大小
③阿伏加德罗定律比气体摩尔体积的应用更为广泛：
A.主要是应用于不同气体之间的比较，也可以同一种气体的比较
B.被比较的气体既可以是纯净气体又可以是混合气体
（4）克拉珀珑方程
①克拉珀珑方程又称为理想气体的状态方程，它同样忽略了气体分子本身的大小
②克拉珀珑方程：
③克拉珀珑方程的变形：
④克拉珀珑方程比阿伏加得罗定律更准确的描述了气体的压强、体积、物质的量和温度之间的关系，其应用范围更广：
A.可以做单一气体的计算
B.可以做不同气体的比较计算
C.计算以及比较计算的条件还可以不同
（5）阿伏加德罗定律的重要的四个推论
①压强之比
A.算式推导：
B.语言表达：同温同体积时，任何气体的压强之比都等于其物质的量之比，也等于其分子数之比
②体积之比
A.算式推导：
B.语言表达：同温同压时，任何气体的体积之比都等于其物质的量之比，也等于其分子数之比
③质量之比
A.算式推导：
B.语言表达：同温同压同体积时，任何气体的质量之比都等于其摩尔质量之比，也就是其式量之比
④密度之比
A.算式推导：①
②
B.语言表达：①A.相同质量的任何气体的密度之比都等于其体积的反比
B.同温同压下等质量的任何气体的密度之比都等于
其物质的量的反比，也就是其分子个数之比
②A.同体积的任何气体的密度之比都等于其质量之比
B.同温同压同体积时，任何气体的密度之比都等于其摩尔质量之比，也就是其式量之比
教学资料：
《优化探究》第45--49页部分内容和习题
第四课时
考点：
1、 溶解度的概念和有关计算。
2、 影响溶解度的因素。
3、 溶解度曲线的含义。
【板书】一、固体的溶解度
1．溶解度的定义
【指导阅读】《优化探究》的有关内容。
2．固体溶解度的“温、饱、剂、质”四要素。
【讲解】(1)因为温度变化对溶解度大小有影响，所以要指出“在一定的温度下”。
(2)各种固体物质的溶解度需要对溶剂量制定一个标准。规定用“100g”溶剂作标准。
(3)因为每种物质在同一温度下，在一定量的溶剂里达到饱和状态和不饱和状态时，溶解的量不相同，所以规定不同固体物质溶解度都应该达到饱和状态。
(4)固体溶质的量的单位规定为克，这样与溶剂的量的单位一致。
【课堂练习】
例：以下四句话错在哪里？
1．l00g水中最多溶解38g氯化钠，所以氯化钠在水中的溶解度是38g。
2．在10℃时，烧杯内水中最多溶有140g硝酸铵，所以硝酸铵在水中的溶解度是140g。
3．在60℃，100g水中溶有75g硝酸钾，所以60℃时硝酸钾的溶解度为75g。
4．60℃，100g水中最多溶解124g硝酸钾，所以硝酸钾在这温度下的溶解度是124。
【讨论】学生讨论、辨析、纠正错误，认识固体物质溶解度的完整意义。
【归纳】第1句错在没有指明温度。第2句错在没有说明溶剂的量。第3句错在没有说明溶液是否达到饱和。第4句错在没有单位克。
【板书】3．影响固体物质溶解度的因素：温度。
【讲解】大部分固体物质的溶解度随着温度的升高而增大，如硝酸钾等。少数物质的溶解度随温度的变化改变很小，如食盐，极少数物质的溶解度随温度的升高而减小，如熟石灰。各物质在某一温度的溶解度都是由实验测定的。
【讲授】二、溶解度曲线
【板书】(1)溶解度曲线的意义
①曲线上每个点表示某温度下某溶质的溶解度。
②溶解度曲线表示同一物质在不同温度时的不同溶解度的数值或溶解度随温度的变 化情况。
③不同物质在同一温度时的溶解度数值。
(可比较某一温度下不同物质溶解度的大小)
④两条曲线的交点，表示在交点所示的温度下两种物质的溶解度相同。
(2)溶解度曲线的应用
【练习】①查20℃硝酸铵的溶解度及熟石灰的溶解度各是多少？②比较20℃食盐、硝酸钾、硝酸钠、硝酸铵哪种物质的溶解度最大？③硝酸钠与硝酸钾在什么温度时溶解度相同？④50℃，100g水中加入30g氯化铵溶解后能否达到饱和？再加入多少氯化铵溶解后达到饱和？
【过渡】上面讲了固体的溶解度，而在实际生活中常遇到气体溶解的问题，例如打开汽水瓶盖，看到溶解在水里的二氧化碳形成气泡由瓶中逸出。这是什么原因？这是气体的溶解度受压强影响而造成的。那么气体的溶解度怎么表示呢？
【板书】三、气体的溶解度
1．气体溶解度的定义，某气体在压强为1.013×105Pa一定温度时溶解在1体积水里达到饱和状态时的气体体积数。
【讲解】①因为气体质量称量较困难。所以气体溶解度是用“l体积溶剂里能溶解气体的体积数”表示。
②由于气体的体积受温度和压强的影响较大，需要指明“在一定温度下”，压 强为1.03×105Pa。
③和固体溶解度一样应该指明“达到饱和状态”。
④气体的溶解度没有单位，气体和溶剂的体积单位要一致。
例如0℃时，氧气的溶解度为0.049，就是指在0℃氧气压强为1.013×105Pa时，l体积水最多能溶解0.049体积氧气。
【板书】2．影响气体溶解度的因素；
(l)内因：决定于气体的性质。
(2)外因：温度和压强。
【讲解】(1)当压强一定时，温度越低，在一定体积的溶剂中，溶解气体的体积将越大；温度越高，在一定体积的溶剂中，溶解气体的体积反而越小。
(2)当温度一定时，压强越大，在一定体积溶剂中溶解气体体积也越大。反之，溶解的也越少。
例如：给汽水加压，大量的二氧化碳气体就会溶解在其中，这样当打开瓶盖后，液面压强减小，二氧化碳的溶解度随之减小，于是就从溶液中逸出。
又如，加热水时，起初可见容器内壁有很多气泡，这是由于随着温度升高，空气在水里的溶解度减小的原因。
【归纳】可见在一定温度下的饱各溶液中，溶解度跟溶质、溶剂和溶液质量之间顾在定量的关系：
溶质的质量∶溶剂的质量＝S∶ 100克
或 溶剂的质量∶溶液的质量＝S∶S+100克
教学资料：
《优化探究》第50、51页部分内容和习题
第五课时（习题课）
目的：巩固本章复习成果。
一、让学生做练习《优化探究》第52--53页部分习题1、2、3、6、7、8、9、11、12、17等。时间：20分钟
二、精讲习题：《优化探究》第52--53页部分习题2、3、6、7、8、9、11、12
时间：20分钟
三、布置家庭作业： 《优化探究》第54--55页部分习题1、6、9、11、13、14等
第四章 卤 素
本章重点：
1、氯气的化学性质及实验室制法、氯离子的检验。
2、卤素性质的比较及变化规律。
3、物质的量、物质的量浓度、气体摩尔体积在化学方程式计算中的应用。
第一课时
【知识讲解】
1、 氯气
1、 化学性质——Cl原子最外层有7个电子，表现强氧化性.
（1）与金属反应——Cl2与绝大多数金属能反应（除极少数不活泼金属），且变价金属（如Fe）一般能氧化到最高价.
2Na+Cl2=2NaCl（白烟）
2Fe+3Cl2 △ 2FeCl3（棕褐色）
思考：常温Fe能否与干燥Cl2反应？你能举出实例吗？
（不能，除非潮湿Cl2.液氯用钢瓶盛装运输）
Cu+Cl2 点燃 CuCl2（棕黄色的烟）
注意：由Cu在Cl2中燃烧的现象说明无水CuCl2为棕黄色固体，只有溶于水其颜色由于浓度不同显绿色或蓝色.
思考：[CuCl4]2－+4H2O [Cu(H2O)4]2++4Cl－
（绿色） （蓝色）
在此平衡体系中，改变下列条件：①加入适量NaCl ②加入适量AgNO3 溶液 ③加入适量水，溶液颜色将如何改变？
（①绿色加深 ②蓝色变深 ③变蓝色）
CuCl2固体与AlCl3相似，亦为共价化合物，且形成的是多聚体（CuCl2）n
（2）与非金属的反应
氯气除与H2反应外，还能与P、S、Si等非金属反应
2P+3Cl2 点燃 2PCl3 PCl3+Cl2=PCl5
反应现象：有白色烟雾生成——中学化学中唯一的烟、雾同时生成的一个反应.
其中PCl3具有重要用途——生产农药敌百虫.
PCl3、PCl5均能水解 PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl PCl5+4H2O=H3PO4+5HCl
Si+2Cl2 高温 SiCl4——工业制单晶硅（高纯硅）的重要反应.
（3）与化合物的反应
①水 Cl2+H2O HCl+HClO（歧化反应）——非常重要的平衡，混合液称氯水，氯水存在的微粒
思考：a、如何证明氯水中存在Cl2、H+、Cl－、HClO
b、0.224L（标况）Cl2溶于2L水中，Cl2、Cl－、HClO物质的量之和 0.01mol (填大于、小于或等于)
②碱 Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O——主要用来吸收多余Cl2
思考：标准状况aL H2与Cl2混合气体光照爆炸后的所有物质恰好使bmol NaOH完全转化为盐，则b与a的关系可以是
2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O——工业用来制取漂白粉.
思考：a、工业上为什么用Cl2来制取漂白粉？
b、漂白粉的主要成分是什么？有效成分是什么？其漂白原理是什么？
c、自来水净化过程可用液氯和绿矾来净化消毒，也可用氯胺(NH2Cl)来杀菌消毒、请用化学方程式表示净化消毒过程.
（a、形成比次氯酸更稳定的比次氯酸盐，便于运输、保存.
b、CaCl2和Ca(ClO)2,Ca(ClO)2, Ca(ClO)2+H2O+CO2=CaCO3+2HClO
c、Cl2+2Fe2+=2Fe3++2Cl－, Fe3++3H2O Fe(OH)3（胶体）+3H+——净化
Cl2+H2O HClO+HCl——杀菌 NH2Cl+H2O NH3+HClO）
③其它还原性化合物
S2－(H2S)+Cl2—— Br－+Cl2—— Fe2++Cl2——
SO32－(SO2)+Cl2+H2O—— I－+Cl2——
取代反应CH4+Cl2 光 CH3Cl+HCl
④有机物 o +Cl2 Fe o－Cl+HCl
加成反应 CH2=CH2+Cl2 CH2－CH2
Cl Cl
教学资料：
《优化探究》第58、59页部分内容
第二课时
知识点：氯气制法、综合性实验
（1）反应原理（尽可能考虑能够生成氯气的途径）
MnO2+4HCl（浓）△ MnCl2+Cl2↑+2H2O——实验室通常用该法制Cl2
在这个反应中①盐酸作用？（还原剂与酸）②足量MnO2和含4mol HCl的浓盐酸加热制得Cl2物质的量 1mol（填小于或等于或大于）（小于）
③该反应必须加热到900C左右，为什么温度不能再高？（盐酸是挥发性酸，温度再高Cl2中HCl含量高）
④若实验室没有浓盐酸，可用什么代替？写出化学方程式.
（NaCl固体和浓H2SO4，2NaCl+MnO2+2H2SO4 △ MnSO4+Cl2↑+2H2O,亦可用NaCl和NaHSO4固体代替）
⑤其它可能生成Cl2途径有：
KMnO4+HCl(浓)—— KClO3+HCl(浓) △
K2Cr2O7+HCl(浓)—— PbO2+HCl(浓)——
Ca(ClO)2+HCl(浓)—— NaCl+H2O 电解 （工业制 Cl2）
⑥历史上曾用地康法制Cl2 HCl(气)+O2Cl2+H2O试根据以上反应比较KMnO4、MnO2、O2三种物质的氧化性强弱（氧化性KMnO4>MnO2>O2）
（2）发生装置除用来制Cl2还可用来制取哪些气体？
（HCl、SO2、CO、NO等）
（3）除杂装置（洗气）——除去Cl2中少量HCl、水蒸气，可先通入饱和食盐水（亦可用水）除去HCl，再通过浓H2SO4（或P2O5或CaCl2）除去水.
用向上排空气法
（4）收集装置 验满： ①观察法（黄绿色）
②湿淀粉——KI试纸（或品红试纸）
③湿石蕊试纸
④浓NH3水， 3Cl2+8NH3=6NH4Cl+N2
（5）吸收装置——烧杯中盛有NaOH溶液（不能用水代替）
二、综合实验1
1.下列萃取和分液结合进行的操作(用煤油为萃取剂从碘水中萃取碘)中，错误的是( )(91年江苏师范招生试题)
A.饱和碘水和煤油加入分液漏斗中后，塞上口部的塞子，且一手压住分液漏斗口部，一手握住活塞部分，把分液漏斗倒转过来用力振荡。
B.静置，待分液漏斗中溶液分层后，先使分液漏斗内外空气相通(准备放出液体)
C.打开分液漏斗的活塞，使全部下层液体沿承接液体的烧杯内壁慢慢流出；
D.最后再打开活塞，另用容器承接并保存上层液体。
2.海带中含碘元素，有人设计如下步骤来提取碘：
①通足量Cl2②将海带烧成灰，向灰中加水搅拌③加CCl4振荡④过滤⑤用分液漏斗分液。合理的操作顺序为
A.②→④→①→③→⑤
B.②→①→③→④→⑤
C；①→③→⑤→②→④
D.③→①→②→⑤→④
3.某化学课外小组用海带为原料制取了少量碘水。现以CCl4从碘水中萃取碘并用分液漏斗分离两种溶液。其实验操作可分解为如下几步。
A.把盛有溶液的分液漏斗放在铁架台的铁圈中；
B.把50mL碘水和15mLCCl4加入分液漏斗中，并盖好玻璃塞；
C.检验分液漏斗活塞和上口的玻璃塞是否漏液；
D.倒转漏斗用力振荡，并不时旋开活塞放气，最后关闭活塞，把分液漏斗放正；
E.旋开活塞，用烧杯接收溶液；
F.从分液漏斗上口倒出上层水溶液；
G.将漏斗上口的玻璃塞打开或使塞上的凹槽或小孔对准漏斗口上的小孔；
H.静置、分层。就此实验，完成下列填空：
(1)正确操作步骤的顺序是(用上述各操作的编号字母填写)：
→________→________→A→C→________→E→F
(3)选用CCl4从碘水中萃取碘的理由是_____________。
(4)下列物质，不能用作从碘水中萃取碘的溶剂是
A.热裂汽油 B.苯 C.酒精 D.正庚烷
三、综合实验2
题目：海藻中含有丰富的碘元素(以I-形式存在)。实验室中提取碘的流程如下：
(1)在虚线框内画出实验操作①的仪器装置示意图(见题后说明)。实验操作③的名称是_____________，所用主要仪器名称为_____________。
(2)提取碘的过程中，可供选择的有机试剂是__________________________ (填序号，多选扣分)。
A.酒精(沸点78℃) B.四氯化碳(沸点77℃)
C.甘油(沸点290℃) D.苯(沸点80℃)
(3)在操作②中，溶液中生成少量ICl，为消除此杂质，使碘全部游离出来，应加入适量(填序号) _____________溶液，反应的离子方程式为__________________________
A.KI03 B.HCIO C.KI D.Br2
(4)为使从含碘有机溶液中提取碘并回收溶剂顺利进行，采用水浴加热蒸馏(如图所示)。请指出图中实验装置中错误之处(有几处填几处，下列空白可不填满，也可补充)
① _______________________②________________③_________________④_____________
(5)实验中使用水浴的原因是__________________________，
最后晶体碘聚集在_________(填仪器名)中
说明：实验装置中仪器用下面方法表示。铁架台、连接胶管等不必画出，如需加热在仪器下方用“△”表示。下列图示均为玻璃仪器，应标清液面或固体可视界面。
教学资料：
《优化探究》第60--63页部分内容和习题
第三课时
一、卤族元素
（1） 卤素的原子结构和单质的物理性质
随卤素核电荷数增加，电子层数依次递增，原子半径渐增大，其原子结构的递变而使卤素单质的物理性质呈规律性变化.
从F2 I2
1、颜色渐加深，状态从气 液 固，密度从小 大，熔沸点由低 高（分子晶体）
2、单质的溶解性——除氟外（与水剧烈反应）在水中溶解度都较小，且由大 小，都易溶于有机溶剂，下表列出Cl2、Br2、I2在不同溶剂中的颜色.
水 CCl4 汽油（苯）
Cl2 黄绿色 黄绿色 黄绿色
Br2 橙色 橙红色 橙红色
I2 棕黄色 紫色 紫红色
（2） 化学性质
由于最外层均为7个电子，极易得一个电子，因此卤素都是强氧化剂，在自然界均只以化合态存在.但随着电子层数递增，原子半径渐增大，核对外层电子的引力渐减弱，得电子能力渐减弱，其氧化性逐渐减弱，主要表现：
1、 都能与金属反应
1 F2和所有金属都能反应.
2 Cl2和绝大多数金属反应.
3 Br2和较活泼金属反应.
4 I2只和活泼金属反应.
2、 都能与H2、P等非金属反应.
1 F2和H2在暗处即爆炸(F2是非金属性最强的元素)
2 Cl2和H2需光照爆炸
3 Br2和H2需加热且缓慢化合（不爆炸）
4 I2（蒸气）和H2持续加热且仍为可逆反应.
3、特性：
易升华
1 I2 ②溴——唯一的常温呈液态的非金属，易挥发保存时加水封.
使淀粉变蓝色
3 F2——最强氧化剂，不能用氧化剂将F－氧化为F2（只能用电解法）F元素无正价.
且能与稀有气体化合.
④卤化氢——均易溶于水，在空气中形成白雾，其中只有HF剧毒，但HX都是大气污染物，水溶液均呈酸性，只有氢氟酸是弱酸，从HF HI，酸性逐渐增强.
⑤NaX——只有NaF有毒可用作农药.
⑥CaX2——只有CaF2不溶于水，CaCl2作干燥剂.
⑦AgX——只有AgF可溶，AgX均具感光性，AgBr作感光材料，AgI作人工降雨材料.
HClO、HClO2、HClO3、HClO4
⑧
酸性逐渐增强，氧化性逐渐减弱
二、卤素互化物—— (n=1,3,5,7)其化学性质与卤素单质相似，具有强氧化性.
例：已知BrFn与水按3:5物质的量比反应，生成HF、HBrO3、O2和Br2，且O2和Br2物质的量相等.请回答：
（1）n= （2）氧化产物是 （3）1mol水可还原 mol BrFn
解析：（1）根据题意：反应式为3BrFn+5H2O=3nHF+aHBrO3+bBr2 +bo2
由于O2与Br2物质的量相等，且反应物只含3mol Br元素，则a=b=1根据H原子守恒3n+1=5×2 n=3.
（2）元素化合价升高后的产物是氧化产物，显然为HBrO3和O2.
（3）还原1mol BrF3必提供3mol电子，而1mol水只能提供2mol电子则可还原BrF3.
3、拟（类）卤素——这些虽然不含卤素原子，但其性质与卤素相似.如
(CN)2、(SCN)2、(SeCN)2、(OCN)2等。请写出下列化学方程式
(CN)2+H2O—— Fe+(SCN)2——
MnO2+HSCN △ (CN)2+CH2=CH2
教学资料：
《优化探究》第65页部分内容和习题
第四课时
《卤素》课堂训练
1、 选择题（每小题有1~2个正确答案）
1、 下列关于氯及其化合物的叙述中正确的是（ ）
A、 因为氯气有毒，有强氧化性，所以氯气可用于杀菌、消毒、漂白.
B、 常温下1体积水中能溶解2体积Cl2,所以饱和氯水是浓溶液.
C、 氯气跟碱溶液的反应实质是Cl2和H2O的反应.
D、 在使用漂白粉时，加入醋酸可增强漂白作用.
2、 在一支试管中盛有某种固体物质，加适量溴水后，溶液颜色不会褪去的是（ ）
A、 KOH B、KI C、Na2SO3 D、FeCl2
3、 关于氯气和SO2性质的叙述正确的是（ ）
A、 在相同条件下，Cl2 比SO2更易溶于水
B、 常温下等体积的Cl2和SO2混合气体通入BaCl2溶液时无明显现象
C、 Cl2和SO2分别通入H2S溶液中都可变浑浊
D、 等体积的Cl2和SO2分别通入石蕊试液中，溶液的紫色立即褪去
4、 氯水不稳定，因为氯水中存在如下平衡：Cl2+H2O HCl+HClO，为了提高氯水的
稳定性，可采取的措施是（ ）
A、通入少量H2S气体 B、加入少量小苏打
C、通入少量HCl气体 D、增大氯水浓度
5、实验室测量食盐中KI含量，常在一定条件下用过量溴水使KI变成碘，用煮沸法除去过量的溴避免干扰，再利用反应2Na2S2O3+I2=Na2S4O6+2NaI来分析碘的含量试回答：
（1）滴定时，选用的指示剂是（ ）
A、石蕊 B、酚酞 C、甲基橙 D、淀粉液
（2）假若溴大大过量时，宜用除去溴的正确方法是（ ）
A、加入过量AgNO3溶液 B、加入苯酚
C、加入足量KI D、加入溴化钾
6、溴化碘（IBr）的化学性质类似卤素单质，它同水反应的化学方程式为IBr+H2O=HBr+HIO下列有关IBr的叙述不正确的是（ ）
A、 IBr是共价化合物
B、 在很多反应中，IBr是强氧化剂
C、 IBr跟水反应时既不是氧化剂又不是还原剂
D、 IBr跟NaOH稀溶液反应时，生成NaI、NaBrO、H2O
7、氰气的化学式为(CN)2结构为N≡C－C≡N；其化学性质与卤素单质相似，下列叙
述中正确的是（ ）
A、(CN)2分子中C——C键的键长小于F——F键的键长
B、 氯化钠和氰化银均不溶于水
C、 一定条件下，(CN)2可以和不饱和烃起加成反应
D、 (CN)2和NaOH的反应可生成NaCH、NaOCN和H2O
8、在密闭容器中盛有H2、O2、Cl2的混合气体通过电火花引燃，3种气体正好反应，
冷却至室温后，所得液体产物浓度为25.26%，则容器中原有H2、O2、Cl2的分子个数比是（ ）
A、6:3:1 B、9:6:1 C、13:6:1 D、10:6:1
【针对性训练答案】
一、1、B 2、B、D 3、C 4、C 5、（1）D（2）B 6、D 7、C、D
8、C
教师详细分析讲解
教学资料：
《优化探究》第64--66页部分内容和习题
第五课时
【复习内容】
物质的量应用于化学方程式计算
【复习过程】
常见计算方法
1、差量法：差量法适用于反应前后质量、物质的量、体积等变化。
例1：取Na2CO3和NaHCO3混合物9.5g先配成稀溶液,然后向该溶液中加入9.6g碱石灰，充分反应后Ca2+、HCO3-、CO32-恰好转化为沉淀，再将反应器内水蒸干，可得20g白色固体，求：（1）原混合物中Na2CO3和NaHCO3质量；
（2）碱石灰中CaO和NaOH质量。
解析：该题一般解法设Na2CO3、NaHCO3物质的量为x、y立方程组（根据恰好沉淀），但费时。若仔细分析提供的数据以及反应原理，应用质量差计算更方便：加入物质共9.5g+9.6g=19.1g，生成固体20g，增加20g–19.1g=0.9g，这是什么原因？
CaO+H2O=Ca(OH)2 ①每有1molCaO吸收1mol水，质量增加18g而反应
Ca(OH)2+NaHCO3=CaCO3↓+NaOH+H2O ②又生成1mol水，即反应①②前后质量不变，但
Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH ③即反应①③要引起所加固体质量增加，即增加水的物质的量为=0.05mol=0.05mol=5.3g=4.2g。
例2：某丁烷和乙炔的混合物0.1mol与20LO2（标况，O2过量）完全反应，将所得混合物通入足量Na2O2固体粉末中，使之完全反应，得标况下气体17.2L。通过计算确定原混合气体中各烃为多少克？
解析：烃在氧气中燃烧生成CO2和水，需消耗一定量氧气，而CO2和H2O与Na2O2反应又能生成O2，两者之差即为反应中减少的氧气。解题过程为：
C4H10+O2→4CO2+5H2O …… ①
4CO2+4Na2O2=4Na2CO3+2O2 …… ②
5H2O+5Na2O2=10NaOH+O2 …… ③
①②③迭加得：C4H10+9Na2O2+2O2=4Na2CO3+10NaOH …… ④
在反应④中，1molC4H10，实际消耗2molO2
同理：C2H2+3Na2O2+O2=2Na2CO3+2NaOH
设C4H10、C2H2物质的量分别为x、y
x+y=0.1mol
2x+y=
x=0.025mol
y=0.075mol
2、讨论法：
例：将H2S和O2和混合气体通入温度为220℃的密闭容器中，在高温下使之燃烧，反应后再恢复至原温度测得此时容器中气体的压强比起始时减小28.6%。
问（1）在容器中H2S发生的是完全燃烧不是不完全燃烧？
（2）原混和气体中H2S所占的体积分数？
解析：首先应明确，同温同体积任何气体的压强比等于物质的量之比。显然，压强减小28.6%即物质的量减小28.6%。接下来就要根据物质的量减小28.6%讨论是完全燃烧还是不完全燃烧。解题过程为：
若H2S完全燃烧: 2H2S + 3O2 点燃 2SO2+2H2O Δn(减小) n%
2mol 3mol 2mol 2mol 1mol ×100%=20%
显然不等于28.6%,肯定为不完全燃烧,而
2H2S + O2 = 2S + 2H2O Δn(减小) n%
2mol 1mol 2mol 1mol ×100%=33.3%
28.6%介于20%与33.3%之间应有两种情况。
1 H2S过量。设H2S、O2物质的量分别为x、y。
2H2S + O2 = 2S + 2H2O Δn
2 1 2 1
ymol ymol
=28.6% y=0.400x
2 H2S与O2均消耗完全，但产物为S、SO2和H2O，设H2S、O2物质的量分别为x、y，可将 x、y直接代入化学方程式中：
xH2S+yO2=SO2+S+xH2O Δn
x y x
=28.6% y=0.748x
3．守恒法——上一讲已介绍。
４．极限法。
例：在500ml含有Fe3+ 、cu2+的溶液中投入11g铁粉，反应完全后过滤，所得固体物质经干燥后称重为9g。滤液中的金属离子用0.3mol OH-恰好使它们完全沉淀。试求原溶液中Fe3+ 、Cu2+的物质的量浓度。
解析：本题的难点在于11g铁粉是否过量不清楚，但同学们必须明确：由于有剩余固体，则Fe3+ 全部转化为Fe2+，也就是说0.3mol OH-使金属离子完全沉淀，这些金属离子必为+2价（不是Fe2+ 就是Fe2+ 和Cu2+混合物）。由此得出：n金属离子=0.15mol。现在的问题是如何判断溶液中是Fe2+还是Fe2+ 和Cu2+混合物（即铁粉是否过量）？可用极限法。
解：设铁粉过量，则0.15mol为Fe2+，且这些Fe2+全部由Fe3+产生或全部由cu2+产生，它们分别消耗铁的质量为：
2Fe3+ + Fe = 3Fe2+
56g 3mol
2.8g 0.15mol
Cu2+ + Fe = Fe2+ + Cu
56g 1mol
8.4g 0.15mol
则铁粉一定过量（11g大于2.8g或8.4g）
设Fe3+ 、Cu2+物质的量分别为x、y
1.5x+y=0.15
28x–8y=2
x=0.08mol0.16mol/L
y=0.03mol0.06mol/L
从本题的解题过程看出：解题方法不是固定的，同一道题多种解法综合运用。
教学资料：
《优化探究》第66--68页部分内容和习题
第五章 物质结构 元素周期律
本章重点：
1、原子核外电子的运动状态和排布规律。
2、原子的核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律。
3、元素周期表的结构．
４、元素的性质、元素在周期表中的位置与原子结构的关系（同位素）。
５、化学键的概念，化学反应的本质，离子键、共价键。
6、四类晶体的概念与模型。
7、晶体类型与性质的关系。
第一课时 原子结构
【考纲要求】
1.理解原子的组成和原子结构的表示方式，掌握单核微粒的相对质量及所带电荷与基本粒子的关系。
2.理解核素与同位素的概念，掌握元素的平均相对原子质量的计算方法以及与同位素原子相对原子质量的关系。
3.了解原子核外电子运动状态和排布规律，了解电子云概念。
原子结构和同位素的考点，常以重大科技成果为题材，寓教于考，突出教育性与实践性。近几年的命题主要体现在以下方面：
1．关于原子的组成及各粒子的关系；
2．分子、原子、离子核外电子数的比较；
3．已知同位素质量数和平均相对原子质量，求同位素的原子个数比；
4．粒子半径大小比较。
试题大多以选择题形式出现，模式也较为稳定。由于原子结构的发现源于物理学中α粒子的运动实验，无疑，原子结构成了理化学科间综合的素材。预计这一知识会成为“3+X”综合测试命题的依据。
1． 原子的组成和三种微粒间的关系
A X的含义：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。
质量数(A)；质子数(Z)+中子数(N)。
核电荷数：元素的原子序数；质子数：核外电子数。
2．电子云
(1)核外电子运动的特点：①质量很小，带负电荷；②运动的空间范围小(直径约为10-10 m)；③高速运动。
(2)电子云的概念：原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云。电子云密集(单位体积内小黑点多)的地方，电子出现的机会多；反之，电子云稀疏(单位体积内小黑点少)的地方，电子出现的机会少。
3．电子层的表示方法
电子层数
符号 K L M N O P Q
最多容纳电子数（2n2） 2 8 18 32 ……2n 2
能量大小 K4．原子核外电子分层排布的一般规律
在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：
(1)核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。
(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
(3)原子最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。
(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。
5．会用结构示意图表示原子或离子结构
(1)原子中：核电荷数：核外电子数，如下图(甲)所示结构示意图。
(2)阳离子：核电荷数>核外电子数，如下图(乙)所示结构示意图。
(3)阴离子：核电荷数<核外电子数，如下图(丙)所示结构示意图。
6．元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系
(1)稀有气体的不活泼性：稀有气体元素的原子最外层有8个电子(氦是2个电子)，处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其他物质发生化学反应。
(2)非金属性与金属性(一般规律)：
最外层电子数 得失电子趋势 元素的性质
金属元素 <4 较易失 金属性
非金属元素 >4 较易得 非金属性
知识拾零
1．核外有10个电子的微粒：
(1)分子：Ne、HF、H20、NH3、CH4。
(2)阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H30+
(3)阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。
2．前18号元素的原子结构的特殊性
(1)原子核中无中子的原子1 H
(2)最外层有1个电子的元素：H、Li、Na
(3)最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He
(4)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Al。
(5)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。
(6)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、A1。·
(7)电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。
(8)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：S ：
(9)内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P
掌握了上述一些结构特点及规律可以迅速推断元素及其原子序数等。
教学资料：
《优化探究》第72--73页部分内容和习题
第二课时 元素周期表
【考纲要求】
1.理解元素周期律含义，掌握元素性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的本质原因和由此引起的结果。
2.理解元素周期表是元素周期律的具体体现形式，掌握元素周期表的编排规律和具体结构。
3.掌握前四周期和所有主族元素“位、构、性”关系的相互推导。
一、元素周期表的结构
3个短周期 （1、2、3周期）
周期（7个） 3个长周期 （4、5、6周期）
1个不完全周期（7周期）
元素周期表 主族（7个） IA~VIIA
副族（7个） IB~VIIB
族（16个） VIII族（1个） 8、9、10三个纵行
零族 （1个） 最右边一个纵行（惰性气体元素）
归纳：七主、七副、一八、一零；三长、三短、一不完全。
四、元素周期表与原子结构的关系
原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数
周期序数=电子层数
主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数
*|最高正价数|+|负价数|=8
元素周期表结构的记忆方法如下：
横行叫周期，共有七周期；三四分长短，第七不完全；一八依次现，一零再一遍；
竖行称作族，总共十六族；Ⅷ族最特殊，三行是一族；二三分主副，先主后副；镧锕各十五，均属ⅢB族；构位性一体，相互可推断。
二、元素周期表中同周期，则主族元素性质的递变规律
项 目 同周期（从左到右） 同主族（从上到下）
价电子数（最外层电子数） 由1逐渐增到7 相同
主要化合价 最高正价由 +1→+7 负价由 －4→－１ 最高正价相同
原子半径 逐渐减小（惰性气体除外） 逐渐增大
金属性与非金属性 金属性减弱非金属性增强 金属性增强非金属性减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性减弱酸性增强 碱性增强酸性减弱
非金属的气态氢化物 生成由难到易稳定性由弱到强 生成由易到难稳定性由强到弱
得失电子能力 失电子由 大→小得电子由 小→大 得电子由 大→小失电子由 小→大
三、元素周期表的应用
3．元素周期表的应用
1、预测元素的性质（由递变规律推测）
常见的题目给出一种不常见的主族元素(如砹、碲、铋、铅、铟、镭、铯等)，或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。解答的关键是根据该元素所在族的熟悉的元素的性质，根据递变规律，加以推测判断。
2、 按周期表的位置寻找元素 启发人们在一定区域内寻找新物质(农药、半导体、催化剂等)。
3、启发人们在一定区域内寻找新物质。
四、注意点
1、判断元素金属性强弱。
a、单质跟水或酸反应置换氢的氢的难易，易则强。
b、最高价氧化物的水化物的碱性强弱，碱性强则强。
c、置换反应，强换弱。
2、判断元素非金属性的强弱。
a、跟随氢气形成气态氢化物的难易，易则强。
b、氢化物的稳定性，稳则强。
c、最高价氧化物的水化物的酸性强弱，酸性强则强。
d、置换反应，强换弱。
3、核素和同位素区别
(1)核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。如1H(H)、2H(D)、3H(T)就各为一种核素。
(2)同位素：同一元素的不同核素之间互称同位素。 160、17O、180是氧元素的三种核素，互为同位素。
(3)元素、核素、同位素之间的关系如右图所示。
(4)同位素的特点
①同种元素，可以有若干种不同的核素。至今已发现了110种元素，但发现了核素远多于110种。
②核电荷数相同的不同核素，虽然它们的中子数不同，但是属于同一种元素。
③同位素是同一元素的不同核素之间的互相称谓，不指具体的原子。
④17O是一种核素，而不是一种同位素。160、17O、180是氧元素的三种核素，互为同位素。
⑤同一种元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。
规律：
不同价态的同种元素与其氢氧化物酸碱性的关；变价元素氧化物对应水化物的酸性与价态有关，价态越低其对应水化物的酸性越弱，碱性越强。例如：
HCl0 HCl02 HCl03 HCl04，
教学资料：
《优化探究》第78页部分内容和习题
第三课时 元素周期律
基础知识归纳
一、元素性质呈周期性变化
以第三周期为例说明
原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar ar
原子的最外电子层数 1 2 3 4 5 6 7
原子半径 大小 逐渐增大
主要正价 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0
主要负价 -4 -3 -2 -1 0
最高价氧化物对应的水化物 NaOH强碱 Mg(OH)2中强碱 Al(OH)3两性 H4SiO4弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4最强酸
金属单质与水反应的情况 剧烈反应 缓慢反应 难以反应
非金属单质与H2反应的条件 高温
（2005-2006学年度）
南华一中 洪志勇
第一章 化学反应及其能量变化
本章重点：
1、用化合价升降和电子转移观点理解氧化还原反应。
2、氧化还原方程式的配平及计算。
3、强电解质和弱电解质。
4、离子反应和离子反应方程式的书写。
5、离子共存及推断。
6、化学反应及其能量变化，放热反应和吸热反应。
7、反应热、燃烧热和中和热的概念及区别。
8、热化学方程式的意义和书写。
第一节 氧化还原反应
第一课时
[基础知识]
一、氧化还原反应的概念本质和特征
概念 特征 本质 氧化还原反应的判断 氧化还原反应的概念及其相互关系
二、氧化还原反应中电子转移的表示方法
双线桥法 单线桥法
三、氧化还原反应与基本反应类型的关系
氧化还原反应的基本类型 氧化还原反应与基本反应类型的关系
四、氧化还原反应方程式的配平
[讲练结合]
[例1] 下列反应中不属于氧化还原反应的是（ ）
A Cl2+H2O==HCl+HClO B 3CO+Fe2O3==2Fe+3CO2
C CaCO3+SiO2==CaSiO3+CO2↑ D 3CuS+8HNO3==3Cu(NO3)2+2NO↑+3S↓+4H2O
[例2] 某元素在化学反应中，由化合态变成游离态，则下列说法正确的是( )
①该元素一定被氧化 ②该元素一定被还原 ③该元素可能被氧化，也可能被还原 ④元素化合价降到0 ⑤生成的单质为氧化产物 ⑥生成的单质为还原产物 ⑦生成的单质既可能为氧化产物也可能为还原产物 ⑧该过程不一定非得加氧化剂或还原剂才能实现 ⑨该反应不一定是吸热或放热反应 ⑩该反应一定不是复分解反应
A ③⑦⑧⑨⑩ B ①⑤⑩ C ②④⑥⑩ D ①②④⑤⑥
[例3] 已知硫酸锰(MnSO4)和过硫酸钾(K2S2O8)两种盐溶液在银离子催化下可发生氧化还原反应，生成高锰酸钾、硫酸钾和硫酸。
⑴请写出并配平上述反应的化学方程式：
；
⑵此反应的还原剂是 ，它的氧化产物是 ；
⑶此反应的离子方程式可表示为 ；
⑷若该反应所用的硫酸锰改为氯化锰，当它跟过量的过硫酸钾反应时，除有高锰酸钾、硫酸钾、硫酸生成外，其他的生成物还有 。
[例4] 某化学反应的反应物和产物如下：
KMnO4+KI+H2SO4→MnSO4+I2+KIO3+K2SO4+H2O
⑴该反应的氧化剂是 ；
⑵如果该反应方程式中I2和KIO3的系数都是5，①KMnO4的系数是 ，②在下面的化学式上标出电子转移的方向和数目：
KMnO4+KI+H2SO4→；
⑶如果没有对该方程式的某些系数作限定，可能的配平系数有许多组，原因是 。
[例5] 1986年，化学上第一次用电解法制得大量氟气，试配平该反应的化学方程式：
K2MnF6+ SbF5-- KSbF6+ MnF3+ F2↑
反应中 元素被还原；
氰(CN)2、硫氰(SCN)2的化学性质和卤素(X2)类似，化学上称为拟卤素。
[如(SCN)2+H2OHSCN+ HSCNO]，它们阴离子的还原性顺序为Cl_
；
②NaBr与KSCN的混合物中加入(CN)2的离子方程式：
。
[例6] 在一定条件下，PbO2与Cr3+反应，产物是Cr2O72-和Pb2+，则与1mol Cr3+反应所需PbO2的物质的量为( )
A 3.0mol B 1.5mol C 1.0mol D 0.75mol
[例7] 在含有Cu(NO3)2、Mg(NO3)2和Ag NO3的溶液中加入适量锌粉，首先置换出的是( )
A Mg B Cu C Ag D H2
[例8] 将10g铁置于40ml硝酸溶液中，再微热，反应过程随着硝酸浓度的降低，生成气体的颜色由红棕色逐渐变为无色，充分反应后共收集到1792ml混合气体(NO、NO2均为标准状况)，溶液里还残留4.4g固体。
⑴求该反应中被还原的硝酸和未被还原的硝酸的质量比。
⑵求原硝酸溶液的物质的量浓度。
⑶求混合气体中NO和NO2的体积比。
⑷写出反应过程总的化学方程式。
参考答案
例1 C
例2 A
例3 ⑴
⑵ MnSO4 KMnO4
⑶
⑷ Cl2
例4 ⑴ KMnO4 ⑵ ① 8 ② 略
⑶ 该反应有两种氧化物，两者的比例可发生变化，故系数有许多组。
例5 2 4 4 2 1 Mn
①②
例6 B
例7 C
例8 ⑴ 2：5 ⑵ 7mol/l ⑶ 3：1
⑷
教学资料：
《优化探究》第1页
第二课时
1、氧化还原反应的重要概念
练习1：判断下列那些为氧化还原反应，并说出理由
IBr + H2O = HBr + HIO
KOH+Cl2=KCl +KClO+H2O
NaH+H2O =NaOH+H2
CaO2+H2O =Ca(OH)2 +H2O2
5C2H5OH +2KMnO4+3H2SO4 →5CH3CHO +K2SO4+2MnSO4 +8H2O
氧化还原反应的实质是 ，
判断氧化还原反应的依据是 。
小结：氧化还原反应发生规律和有关概念可用如下式子表示：
练习：练习1中是氧化还原反应的，请指出氧化剂，还原剂，氧化产物，还原产物，标出电子转移的方向和数目。
2、物质氧化性和还原性相对强弱的判断方法
（1）根据金属活动顺序进行判断
[说明]一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。如Cu2++2e→Cu远比Na+ +e→Na容易，即氧化性Cu2+>Na+,还原性Na> Cu
（2）根据非金属活动顺序进行判断
（3）根据氧化还原反应的发生规律判断
氧化还原反应发生规律可用如下式子表示：
氧化性：反应物中的强氧化剂，生成物中的弱氧化剂
还原性：反应物中的强还原剂，生成物中的弱述原剂
例：已知①2FeCl3+2KI=2FeCl2+I2+2KCl
②2FeCl2+C12=2FeCl3
由①知，氧化性Fe3+>I2，由②知，氧化性C12>Fe3+，综合①②结论，可知氧化性Cl2>Fe3+
（4）根据氧化还原反应发生反应条件的不同进行判断
如：Mn02十4HCl(浓)?MnCl2+C12↑+2H20
2KMn04十16HCl(浓)=2MnCl2+5C12↑+8H2O
后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性 KMn04>Mn02
（5）根据被氧化或被还原的程度的不同进行判断
Cu十C12?CuCl2
2Cu+S ? Cu2S
C12可把Cu氧化到Cu(+2价)，而S只能把Cu氧化到 Cu(+1价)，这说明氧化性Cl2>S
（6）根据元素周期表判断
①对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。如Na、Mg、A1金属性依次减弱，其还原性也依次减弱。
②对同主族的金属和非金属可按上述方法分析。
教学资料：
《优化探究》第2、3页
第三课时
3、氧化还原反应的基本规律
（1）表现性质规律
当元素具有可变化合价时,一般处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有原性，处于中间价态时既具有氧化性又具有还原姓。如：浓H2SO4的S只具有氧化性，H2S中的S只具有还原性，单质S既具有氧化性又具有还原性。
（2）性质强弱规律
在氧化还原反应中，强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂(氧化产物)+弱还原剂(还原产物)，即氧化剂的氧化性比氧化产物强，还原剂的还原性比还原产物强。如由反应2FeCl3+2KI=2FeC3+2KCl+I2可知， FeCl3的氧化性比I2强，KI的还原性比FeCl2强。
一般来说，含有同种元素不同价态的物质，价态越高氧化性越强(氯的含氧酸除外)，价态越低还原性越强。如氧化性：浓H2SO4，S02(H2S03)，S；还原性： H2S>S>SO2。
在金属活动性顺序表中，从左到右单质的还原性逐渐减弱，阳离子(铁指Fe2+)的氧化性逐渐增强。
（3）反应先后规律
同一氧化剂与含多种还原剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被氧化的是还原性较强的物质；同一还原剂与含多种氧化剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被还原的是氧化性较强的物质。如：将Cl2通人物质的量浓度相同的NaBr和NaI的混合液中，C12首先与NaI反应；将过量铁粉加入到物质的量浓度相同的Fe2+、和Cu2+的混合溶液中，Fe首先与Fe3+反应。FeBr2 中通入Cl2 ,HBr和H2SO3 中通入Cl2
（4）价态归中规律
含不同价态同种元素的物质问发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价+低价一中间价”，而不会出现交错现象。
KClO3+6HCl =KCl+3Cl2+3H2O 而不是KClO3+2HCl=KCl+3Cl2+3H2O
(5)歧化反应规律
发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还原反应，叫做歧化反应。其反应规律是：所得产物中，该元素一部分价态升高，一部分价态降低，即“中间价→高价+低价”。具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如：
Cl2十2NaOH=NaCl十NaClO十H20
教学资料：
《优化探究》第2、3页部分例题。
第四课时
4、有关计算
在氧化还原反应中，氧化剂与还原剂得失电子数相等。这是进行氧化还原反应计算的基本依据。
举例：
1、在100mLFeBr2 中通入Cl2 2.24L(STP),充分反应后，有 的Br-被氧化，则原FeBr2 的浓度是多少mol·L-1 （分别用电子得失相等和电解质溶液电荷守恒来解题）
2、物质的量相等的HBr和H2SO3 溶液中，中通入0.1mol Cl2 ，结果有的Br-被氧化，求HBr的物质的量？
有机物化合价升降的计算
(1)得氧或失氢被氧化，每得1个O原子或失去2个H原子，化合价升高2。
(2)失氧或得氢被还原，每失去1个O原子或得2个H原子，化合价降低2。
例：CH3CH20HCH3CHO CH3COOH
过程(1)是失氢，氧化过程，化合价升高1×2
过程(2)是得氧，氧化过程，化合价升高2×1
过程(3)是加氢，还原过程，化合价升高1×24
练习3
1．已知I-、Fe2+、SO2、Cl-、H2O2都有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为Cl-
Ｂ．I2 + SO2 + 2H2O ＝ H2SO4 + 2HI
Ｃ．H2O2 + H2SO4 ＝ SO2 + O2 + 2H2O
Ｄ．2Fe2+ + I2 ＝ 2Fe3+ + 2I-
2．下列反应中，不属于氧化还原反应的是( )。
A．2CO + O2 点燃 2CO2 B．CH4 + 2O2 点燃 CO2 + 2H2O
C．2KClO3 加热 2KCl + 3O2↑ D．2Fe(OH)3 加热 Fe2O3 +3H2O
3．关于C + CO2 点燃 2CO的反应，下列说法正确的是( )。
A．是化合反应，不是氧化还原反应
B．CO既是氧化产物又是还原产物
C．单质C中C的化合价升高，被还原，是氧化剂
D．CO2中C的化合价降低，被氧化，CO2是还原剂
4．R、X、Y和Z是四种元素，其常见化合价均为+2价，且X2＋与单质R不反应；
X2＋＋ Z＝X ＋ Z2＋；Y ＋ Z2＋＝Y2＋ ＋Z。这四种离子被还原成0价时表现的氧化性大小符合( )。
A． R2＋＞X2＋＞Z2＋＞Y2＋ B． X2＋＞R2＋＞Y2＋＞Z2＋
C． Y2＋＞Z2＋＞R2＋＞X2＋ D． Z2＋＞X2＋＞R2＋＞Y2＋
5．化合物BrFx与水按物质的量之比3︰5 发生反应，其产物为溴酸、氢氟酸、单质溴和氧气。
（1）BrFx中，x＝ 。
（2）该反应的化学方程式是： 。
（3）此反应中的氧化剂和还原剂各是什么
氧化剂是 ；还原剂是 。
教学资料：
《优化探究》第3、4、5页部分习题
第二节 离子反应
第一课时
一、离子反应考点要求：
1．离子共存问题是高考中的常见题型，是每年必考的题型。今后命题的发展趋势是：
(1)增加限制条件，如强酸性、无色透明、碱性、pH、甲基橙呈红色、发生氧化还原反应等；
(2)定性中有定量，如“由水电离出的c(H+)=1×10-4mol·L-1 的溶液中……”。
2．离子方程式的正误书写也是历年高考必出的试题。从命题的内容看，存在着三种特点：
(1)所考查的化学反应均为中学化学教材中的基本反应；错因大都属于化学式能否拆分、处理不当、电荷未配平、产物不合理和漏掉部分反应等；有量的限止的离子方程的书写或正误判断也是近几年考查的重点内容，也是这部分的难点。
(2)所涉及的化学反应类型以复分解反应为主，而溶液中的氧化还原反应约占15％；
(3)一些重要的离子反应方程式，在历年考卷中多次重复。如Na与H20的反应、Fe与盐酸或稀H2S04的反应自1992年以来分别考过多次。
（4）考查离子方程式的目的主要是了解学生使用化学用语的准确程度和熟练程度，具有一定的综合性，预计今后的考题还会保留。
复习过程
2003年高考题示例：（学生先练，然后再归纳出本节复习的要求）
1．若溶液中由水电离产生的C（H+）=1×10－14mol·L－1，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是（2003全国11题） （ ）
A．Al3+ Na+ NO－3 Cl－ B．K+ Na+ Cl－ NO3－
C．K+ Na+ Cl－ AlO2－ D．K+ NH+4 SO42－ NO3－
（有附加条件的离子共存题）
2．能正确表示下列化学反应的离子方程式是（2003全国13题） （ ）
A．用碳酸钠溶液吸收少量二氧化硫：2CO32－+SO2+H2O 2HCO－3+SO32－
B．金属铝溶于盐酸中：Al+2H+ Al3++H2↑（电荷不守恒）
C．硫化钠溶于水中：S2－+2H2O H2S↑+2OH－（应分步水解）
D．碳酸镁溶于硝酸中：CO32－+2H+ H2O+CO2↑（MgCO3不可拆）
3．下列离子方程式中正确的是（2003上海18题）
A 过量的NaHSO4与Ba(OH)2溶液反应：Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO42－→BaSO4↓＋2H2O
B NH4HCO3溶液与过量NaOH溶液反应：NH4＋＋OH－=NH3↑＋H2O
C 苯酚钠溶液中通入少量：－O－＋CO2＋H2O→－OH＋HCO3－
D FeBr2溶液中通入过量Cl2：2Fe2＋＋2Br－＋2Cl2=2Fe3＋＋Br2＋4Cl－
重点、难点：
离子共存，离子方程式的正误判断是本节的重点内容；有量限止的离子方程式的书写或判断正误是本节的难点
[基础知识]
一、强电解质和弱电解质
1．电解质和非电解质
凡在水溶液或熔融状态下能导电的化合物叫电解质。
2．强电解质和弱电解质
概念 化合物类型
二、离子反应
1．离子反应的概念、本质和条件
2．离子方程式的概念、书写方法和意义
3．书写离子方程式
三、离子共存
1．溶液中离子能否大量共存的规律
2．附加隐含条件的应用规律
四、酸式盐与碱溶液反应类型
1 NaHSO4与NaOH反应：
2 NaHSO4与Ba(OH)2反应：
NaHSO4不足：
NaHSO4足量：
3 NaHCO3与NaOH反应：
4 NaHCO3与Ca(OH)2反应：
NaHCO3不足：
NaHCO3足量：
5 Ca(HCO3)2与NaOH反应：
NaOH不足：
NaOH足量：
6 Ca(HCO3)2与Ca(OH)2反应：
[讲练结合]
[例1] 下列物质的导电性能最差的是( )
A 熔化的氢氧化钠 B 0.1mol/l硫酸 C 0.1mol/l醋酸 D 氯化钾固体
[例2] 下列叙述正确的是( )
A 氯化钠溶液在电流作用下电离成钠离子和氯离子
B 溶于水后能电离出氢离子的化合物都是酸
C 硫酸钡难溶于水，但硫酸钡属于强电解质
D 二氧化碳溶于水能部分电离，故二氧化碳属于弱电解质
[例3] 下列反应的离子方程式书写正确的是( )
A 硫酸铝溶液中加入过量氨水 Al3++3OH-==Al(OH)3↓
B 电解饱和食盐水 2Cl-+2H2O==H2↑+Cl2↑+2OH-
C 碳酸钙与盐酸反应 CaCO3+2H+==Ca2++CO2↑+H2O
D 硫酸亚铁溶液中加入用硫酸酸化过的过氧化氢溶液 Fe2++2H++H2O2==Fe3++2H2O
[例4] 下列离子方程式中正确的是( )
A 过量的NaHSO4与Ba(OH)2溶液反应：
Ba2++2OH-+2H++SO42-==BaSO4↓+2H2O
B NH4HCO3溶液与过量NaOH溶液反应：NH4++OH-==NH3↑+H2O
C 苯酚钠溶液中通入少量CO2：
+CO2+H2O=== +HCO3-
D FeBr2溶液中通入过量Cl2：2Fe2++2Br-+2Cl2==2Fe3++Br2+4Cl-
[例5] 若溶液中由水电离产生的c(OH)=1×10-14mol/l，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是( )
A Al3+ Na+ NO3- Cl- B K+ Na+ Cl- NO3-
C K+ Na+ Cl- AlO2- D K+ NH4+ SO42- NO3-
[例6] 对某酸性溶液(可能含有Br-、SO42-、H2SO3、NH4+)分别进行如下实验：
①加热时放出的气体可以使品红溶液褪色；
②加碱调至碱性后，加热时放出的气体可以使湿润的红色石蕊试纸变蓝；
③加入氯水时，溶液略显黄色，再加入BaCl2溶液，产生的白色沉淀不溶于稀硝酸。
对于下列物质不能确认其在原溶液中是否在在的是( )
A Br- B SO42- C H2SO3 D NH4+
[例7] 把Ba(OH)2溶液滴入明矾溶液中，使SO42-全部转化成BaSO4沉淀，此时铝元素的主要在在形式是( )
A Al3+ B Al(OH)3 C AlO2- D Al3+和Al(OH)3
[例8] 写出下列反应的离子方程式：
①过量氨水与氯化铝溶液混合：
②甲酸溶液与氢氧化钠溶液混合：
③氯气溶于冷水中：
④用惰性电极电解硝酸铜溶液：
⑤碳酸氢钠溶液中加入过量的石灰水：
⑥硫酸铝溶液中加入硫化钠溶液：
⑦钠粒投入到水中：
参考答案
例1 D 例2 C 例3 B、C 例4 A、C 例5 B 例6 B 例7 A
教学资料：
《优化探究》第9、10页部分内容。
第二课时
二、基本概念：
1、离子反应、电解质、非电解质、离子方程式
（1）离子反应
定义：有离子参加的反应。
类型：
离子互换的非氧化还原反应：当有难溶物(如CaCO3 难电离物(如H20、弱酸、弱碱)以及挥发性物质(如 HCl)生成时离子反应可以发生。
离子间的氧化还原反应：取决于氧化剂和还原剂的相对强弱，氧化剂和还原剂越强，离子反应越完全
注意点：离子反应不一定都能用离子方程式表示。
如实验室制氨气 (NH4)2SO4 +Ca(OH)2 ?CaSO4+2NH3↑+2H2O
H2S气体的检验 Pb(AC)2+H2S=PbS↓+2HAc （注：Pb(AC)2可溶于水的盐的弱电解质）
（2）电解质、非电解质、强、弱电解质
电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物。
非电解质：在水溶液和熔化状态都不导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质
强电解质与弱电解质的注意点
①电解质的强弱与其在水溶液中的电离程度有关，与其溶解度的大小无关。例如：难溶的BaS04、CaS03等和微溶的Ca(OH)2等在水中溶解的部分是完全电离的，故是强电解质。而易溶于水的CH3COOH、H3P04等在水中只有部分电离，故归为弱电解质。
②电解质溶液的导电能力的强弱只与自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数有关，而与电解质的强弱没有必然的联系。例如：一定浓度的弱酸溶液的导电能力也可能比较稀的强酸溶液强。
③强电解质包括：强酸(如HCl、HN03、H2S04)、强碱(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多数盐(如NaCl、 MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的离子化合物；弱电解质包括：弱酸(如CH3COOH)、弱碱(如NH3·H20)、中强酸 (如H3PO4 )，注意：水也是弱电解质。
④共价化合物在水中才能电离，熔融状态下不电离
举例：KHSO4在水中的电离式和熔融状态下电离式是不同的。
(3)离子方程式：
定义：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子
使用环境：离子程式在水溶液或熔融状态下才可用离子方程式表示
2、离子方程式的书写
(1)离子反应是在溶液中或熔融状态时进行时反应，凡非溶液中进行的反应一般不能写离子方程式，即没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。如 NH4Cl固体和Ca(OH)：固体混合加热，虽然也有离子和离子反应，但不能写成离子方程式，只能写化学方程式。即：
2NH4Cl(固)+Ca(OH)2(固)?CaCl2+2H2O +2NH3 ↑
(2)单质、氧化物在离子方程式中一律写化学式；弱酸(HF、H2S、HCl0、H2S03等)、弱碱(如NH3·H20)等难电离的物质必须写化学式；难溶于水的物质(如CaC03、BaS03、FeS、PbS、BaS04，Fe(OH)3等)必须写化学式。如：
CO2+2OH-=CO32-+H2O CaC03+2H+=CO2↑+H20+Ca2+
(3)多元弱酸的酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。如NaHS03溶液和稀硫酸反应：HSO3- +H+=SO2↑+H2O
(4)对于微溶物的处理有三种情况；
①在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示。如Na2S04溶液中加入AgNO3 ，溶液：2Ag++SO42-=Ag2S04 ↓
②当反应物里有微溶物处于溶液状态(稀溶液)，应写成离子的形式。如C02气体通人澄清石灰水中：CO2+Ca2++2OH-=CaCO3 ↓+H2O
③当反应物里有微溶物处于悬浊液或固态时，应写成化学式。如在石灰乳中加入Na2C03溶液：Ca(OH)2+CO32-=CaCO3↓+H2O 。
(5)操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同，例如少量烧碱滴人Ca(HC03)2溶液[此时Ca(HCO3)2 过量]，有
Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3 ↓+H2O
少量Ca(HC03)2溶液滴人烧碱溶液(此时NaOH过量)，有
Ca2++2OH-+2HCO3- =CaCO3↓+CO32- +2H2O
教学资料：
《优化探究》第11—13页部分习题。
第三课时
三、离子共存问题
(1)“不共存”情况归纳
①离子之间相互结合呈沉淀析出时不能大量共存。如形成BaS04、CaS04、H2Si03、Ca(OH)2、MgS03、MgC03、 PbCl2、H2S04、Ag2S04等。
②离子之间相互结合呈气体逸出时不能大量共存，如：H+与S2-、HCO3-、SO32-、HSO3-和OH-与NH4+等，由于逸出H2S、C02、S02、NH3等气体或S2-变成HS-，CO32-变成HCO3-而不能大量共存。
③离子之间相互结合成弱电解质时不能大量共存。如：H+与CH3COO-、OH-、PO43-等离子，由于生成 CH3COOH、H20、HPO42-、H2PO4-、H3P04而不能大量共存。
④离子之间发生双水解析出沉淀或逸出气体时不能大量共存，如Al3+与AlO2-、Fe3+与HCO3- 、Al3+与HS- 、S2-、HCO3-、CO32-等离子。
⑤离子之间发生氧化还原反应时不能大量共存，如：Fe3+与S2-、Fe3+与I-等。
⑥离子之间相互结合成络离子时不能大量共存。如Fe3+与SCN-生成[Fe(SCN)]2+，Ag+、NH4+、OH-生成[Ag(NH3)2]+，Fe3+与C6H5OH也络合等
(2)离子在酸性或城性溶液中存在情况的归纳。
①某些弱碱金屑阳离子，如：Zn2+、Fe3+、Fe2+、 Cu2+、Al3+、NH4+、Pb2+、Ag+等。在水溶液中发生水解，有OH-则促进水解生成弱碱或难溶的氢氧化物。故上述离子可和H+(在酸性溶液中)大量共存，不能与OH-(在碱性溶液中)共存。但有NO3-存在时的酸性溶液， Fe2+等还原性离子不与之共存。
②某些弱酸的酸式酸根离子，如HCO3-、HS-等可和酸发生反应，由于本身是酸式酸根，故又可与碱反应，故此类离子与H+和OH-都不能共存。
③某些弱酸的阴离子，如：CH3COO- 、S2-、CO32-、 PO43-、AlO2-、SO32-、ClO- 、SiO32-—等离子在水溶液中发生水解，有H‘则促进其水解，生成难电离的弱酸或弱酸的酸式酸根离子。所以这些离子可和OH-(在碱性溶液中)大量共存，不能与H+(在酸性溶液中)大量共存。
④强酸的酸根离子和强碱的金属阳离子，如：Cl-、 Br- 、I-、SO42-、NO3-、K+、Na+等离子，因为在水溶液中不发生水解，所以不论在酸性或碱性溶液中都可以大量共存。但SO42-与Ba2+不共存。
⑤某些络离子，如[Ag(NH3)2]+，它们的配位体能与H+结合成NH3 [Ag(NH3)2]+ +2H+＝Ag++ 2NH4+，所以，它们只能存在于碱性溶液中，即可与OH-共存，而不能与H+共存。
分析：“共存”问题，还应考虑到题目附加条件的影响，如溶液的酸碱性、PH值、溶液颜色、水的电离情况等。
教学资料：
《优化探究》第15、16页部分习题。
第三节 化学反应中的能量变化、燃烧热和中和热
第一课时
一、高考分析
反应热在教材中的篇幅较少，高考内容主要包括：
1．书写热化学方程式或判断热化学方程式的正误；
2．有关反应热的计算；
3．比较反应热的大小
最近又出现反应热与能源结合起来进行考查。由于能源问题已成为社会热点，有关能源的试题也将成为今后命题的重点：预计考查反应热的内容将不断拓宽，难度有所提高，题型也会有新的变化。由于反应热与物理学中的“热”、生物学生态系统中的“能量传递”又有密切联系，有关能量的学科间的综合将会成为“3+X”理科综合命题的热点。
二、知识框架
1、化学反应的能量
2、反应热的知识结构
三、知识点拨
（一）概念
1．化学反应及其能量变化
任何一个化学反应中，反应物所具有的总能量与生成物所具有的总能量总不会相等的。在新物质产生的同时总是伴随着能量的变化。
化学反应中能量的变化通常表现为热量的变化，即表现为热量的放出和吸收。在化学反应过程中放出或吸收的热量通常叫做反应热。
2．放热反应和吸热反应
(1)放热反应：即有热量放出的化学反应，其反应物的总能量大于生成物的总能量。
(2)吸热反应：即吸收热量的化学反应，其反应物的总能量小于生成物的总能量。
放热反应与吸热反应基本特点的比较：
3．化学反应中的能量变化示意图对于该“示意图”可理解为下列形式：
由能量守恒可得：
反应物的总能量：生成物的总能量+热量(放热反应)
反应物的总能量：生成物的总能量-热量(吸热反应)
4．燃料充分燃烧的两个条件
(1)要有足够的空气
(2)燃料与空气要有足够大的接触面。
（2） 热化学方程式
●热化学方程式与普通化学方程式的区别有三点不同
1．热化学方程式必须标有热量变化。
2．热化学方程式中必须标明反应物和生成物的状态，因为反应热除跟物质的量有关外，还与反应物和生成物的聚集状态有关。
3．热化学方程式中各物质的系数只表示各物质对应的物质的量，因此，有时可用分数表示，但要注意反应热也发生相应变化。
●书写热化学方程式时明确以下问题：
(1)反应放出或吸收的热量的多少与外界的温度和压强有关，需要注明，不注明的指101kPa和25℃时的数据。
(2)物质的聚集状态不同，反应吸收和放出的热量不同，因此要注明反应物和生成物的聚集状态。
(3)热化学方程式中的热量数据，是与各化学计量数为物质的量时相对应的，不是几个分子反应的热效应。因此式中化学计量数可以是整数，也可以是分数。一般出现分数时是以某一反应物或生成物为“1mol”时其它物质才出现的。
(4)无论热化学方程式中化学计量数为多少，△H的单位总是KJ/mol，但△H的数值与反应式中的系数有关。
教学资料：
《优化探究》第17页部分内容。
第二课时
四、燃烧热、中和热
1.燃烧热
(1)概念：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。燃烧热的单位一般用kJ／mol表示。
注意：完全燃烧，是指物质中下列元素完全转变成对应的物质：C→C02，H→H20，S→S02等。
(2)表示的意义：例如C的燃烧热为393.5kJ／mol，表示在101kPa时，1molC完全燃烧放出393.5kJ的热量。
2.中和热
(1)概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成 1 molH20，这时的反应热叫中和热。
(2)中和热的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O (1)； △H=-57.3kJ／mol。
3.使用化石燃料的利弊及新能源的开发
(1)重要的化石燃料：煤、石油、天然气
(2)煤作燃料的利弊问题
①煤是重要的化工原料，把煤作燃料简单烧掉太可惜，应该综合利用。
②煤直接燃烧时产生S02等有毒气体和烟尘，对环境造成严重污染。
③煤作为固体燃料，燃烧反应速率小，热利用效率低，且运输不方便。
④可以通过清洁煤技术，如煤的液化和气化，以及实行烟气净化脱硫等，大大减少燃煤对环境造成的污染，提高煤燃烧的热利用率。
(3)新能源的开发
①调整和优化能源结构，降低燃煤在能源结构中的比率，节约油气资源，加强科技投入，加快开发水电、核电和新能源等就显得尤为重要和迫切。
②最有希望的新能源是太阳能、燃料电池、风能和氢能等。这些新能源的特点是资源丰富，且有些可以再生，为再生性能源，对环境没有污染或污染少。
理解中和热时注意：
①稀溶液是指溶于大量水的离子。②中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。③中和反应的实质是H+和OH-化合生成 H20，若反应过程中有其他物质生成，这部分反应热也不在中和热内。
五、例题解析
例1 (全国)在同温同压下，下列各组热化学方程式中Q2>Ql的是 ( )
A、2H2(g)+02(g) =2H20(g)； △H=-Q1
2H2(g)+02(g)=2H20(1)； △H=-Q2
B、S(g)+O2(g)=S02(g)； △H=-Q1
S(s)+02(s)=S02(g)； △H=-Q2
C、C(s)+ O2 (g)=CO(g)； △H=-Q1
C(s)+02(g)=C02(S)； △H=-Q2
D、H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)； △H=-Q1
H2(g)+ Cl2(g)= HCl(g)； △H=-Q2
[解析] 首先分析同一物质不同聚集状态转化时的能量变化，其次分析不同聚集状态在反应物中和在生成物中对反应热的影响，最后得出比较结论。A中因H20 (g)→H20(”放热，故Q2>Ql；B中S(S)→S(g)吸热，而且S在燃烧时必须由固态变为气态才能燃料，故Q2< Q1；C中是1molC不完全燃烧时放出的热量，而CO气体还需要可以继续燃烧放出热量，因而Q2>Q1；D中在聚集状态完全相同的条件下，可燃物H2的量与燃烧热的值成正比，因此Q2=1/2Q1
[答案] AC
例2 由氢气和氧气反应生成1mol水蒸气放热241.8kJ，写出该反应的热化学方程式:____________。若1g水蒸气转化成液态水放热2.444kJ，则反应H2(g)+02(g)= H20(1)的△H=_________________JK／mol。氢气的燃烧热为___________J／mol。
[解析] 根据热化学方程式的书写规则可得
①H2(g)+02(g)= H20(g)；△H=-241.8kJ／mol
1g水蒸气转化成液态放热2.444kJ，由此可计算1mol (18g)水蒸气转化成液态水放热18g×2.444kJ／g=44.0kJ，此过程可表示为：
②H20(g)=H20(1)；△H=-44.0kJ／mol
由①+②，得热化学方程式：(盖斯定律)H2(g)+02(g)= H20(1)；△H=-285.8kJ／mo1
答案：
H2(g)+02(g)= H20(g)；△H=-241.8kJ／mol ；285.8
第三课时（习题课）
[讲练结合]
[例1] 下列说法正确的是( )
A．需要加热才能发生的反应一定是吸热反应
B．任何放热反应在常温条件下一定能发生反应
C．反应物和生成物所具有的总能量决定了放热还是吸热
D．吸热反应在一定条件下(如常温、加热等)也能发生反应
[例2] 下列叙述正确的是（ ）
A．葡萄糖在人体内氧化分解是个放热反应
B．某些物质在空气中燃烧是吸热反应
C．强酸强碱的中和反应是放热反应，弱酸、弱碱的中和反应是吸热反应
D．氢以前的活泼金属和盐酸或稀硫酸反应生成氢气全部都是放热反应
[例3] 已知充分燃烧a g 乙炔气体时生成1mol二氧化碳气体和液态水，并放出热量bkJ，则乙炔燃烧的热化学方程式正确的是( )
A．2C2H2(g) + 5O2(g) == 4CO2(g) + 2H2O(l)； △H =－4b KJ/mol
B．C2H2(g) + O2(g) == 2CO2(g) + H2O(l)； △H = 2b KJ/mol
C．2C2H2(g) + 5O2(g) == 4CO2(g) + 2H2O(l)； △H = －2b KJ/mol
D．2C2H2(g) + 5O2(g) == 4CO2(g) + 2H2O(l)； △H = b KJ/mol
[例4] 氢气（H2）、一氧化碳（CO）、辛烷（C8H18）、甲烷（CH4）的热化学方程式分别为：
H2(g) + O2(g) = H2O(l)；△H= —285.8 kJ/mol
CO(g) + O2(g) = CO2(g)；△H= —283.0 kJ/mol
C8H18(l) +O2(g) = 8CO2(g) + 9 H2O(l)；△H= —5518 kJ/mol
CH4(g) + 2 O2(g) = CO2(g) + 2 H2O(l)；△H= —890.3 kJ/mol
相同质量的H2、CO、C8H18、CH4完全燃烧时，放出热量最少的是( )
A．H2(g) B．CO(g) C．C8H18(l) D．CH4(g)
[例5] 已知胆矾溶于水使溶液温度降低，室温下将1mol无水硫酸铜制成溶液释放出热量Q1，又知胆矾分解的热化学方程式为：CuSO4·5H2O(s) CuSO4(s)+5H2O(l) ；△H=＋Q2则Q1，Q2的关系为（ ）
A．Q1
[例6] 热化学方程式：S(g)+O2(g)=SO2(g),ΔH=－297.3kJ/mol。分析下列说法中正确的是（ ）
A．S(g)+O2(g)=SO2(l),ΔH>－297.3KJ/mol
B．S(g)+O2(g)=SO2(l),ΔH<－297.3KJ/mol
C．反应物总能量大于生成物总能量
D．反应物总能量小于生成物总能量
参考答案
例1 C、D 例2 AD 例3 A 例4 B 例5 A
例6 B、C
教学资料：
《优化探究》第17、18、19、20页部分内容和习题。
第二章 碱金属
本章重点：
1、从钠的原子结构特征认识钠的化学性质。
2、碳酸钠和碳酸氢钠的性质及其鉴别方法。
3、过氧化钠的性质——过氧化钠与二氧化碳的反应。
4、碱金属元素的性质，以及与原子结构的关系。
第一节 钠和钠的化合物
学习重点：
钠和钠的化合物的化学性质。
考点与命题：
钠是典型的活泼金属，其化合物Na202、NaOH、 Na2C03、NaHC03分别作为过氧化物、强碱、强碱弱酸盐、酸式盐的代表，在无机化学中都有非常重要的地位，因而都成为命题的重点物质，它们是物质推断、鉴别及有关实验、计算的常见物质。近几年的高考命题主要侧重于三方面：一是钠及其化合物的性质推断；二是碱金属元素性质；三是有关钠及其化合物的计算。后者主要出现在选择题中。
第一课时
一.钠的性质
金属钠很软，用刀切开可以看到它具有银白色的金属光泽，是热和电的良导体；它的密度为0.97g／cm3，比水的密度还小；而且熔点(97.8℃)、沸点(882.9℃)都较低。
(1)跟氧气反应：
与空气接触缓慢氧化：4Na+02=2Na20
在空气(或氧气)中燃烧：2Na+02?Na202(黄色火焰)以上反应说明Na202比Na20稳定。
(2)在氯气中燃烧：2Na+Cl2 =NaCl(白烟)
(3)钠与硫混合研磨即生成Na2S 2Na+S=Na2S
(4)钠与水反应，可见到下列现象：
①钠投入水中并浮在水面上--密度小于水。②钠立即跟水反应，并放出热量，发出嘶嘶响声，产生气体。③同时钠熔成一个闪亮的小球并在水面上向各方向迅速游动最后消失——熔点低。④反应后的水溶液使酚酞变红——与水反应生成NaOH。
(5)钠与酸反应：钠与酸的反应比水反应更激烈，极易爆炸，要特别小心。
2Na+2H2O =2NaOH +H2 ↑
2.钠的存放和取用
少量金属钠可保存在煤油里，大量的金属钠则存人在铁筒中用石蜡密封。取用时一般先用镊子把钠从煤油中夹出来，并用滤纸把表面的煤油吸干，然后用小刀切下绿豆大小的一块再做有关实验。
3.钠的存在与用途
自然界中钠只能以化合态的形态存在，主要以氯化钠的形式存在。钠是一种强还原剂，工业上用它还原金属钛、锆、铌等；另外钠和钾的合金在常温下呈液态，是原子反应堆的导热剂；钠也可用于制高压钠灯。
钠与盐溶液的反应(实质上是先与水反应生成 NaOH，NaOH再与盐反应)：
①与CuS04溶液反应
2Na+2H20=Na0H+H2↑ (1)
CuS04+2NaOH＝Na2S04+Cu(OH)2 (2)
合并(1)(2)得
2Na+2H20+CuS04=Na2SO4 +Cu(OH)2↓+H2 ↑
②与FeCl3溶液反应
6Na+6H20+2FeCl3=6NaCl+2Fe(OH)3↓+3H2↑
注意：钠和盐溶液反应，不能置换出盐中的金属，这是因为金属阳离子在水中一般是以水合离子形式存在，即金属离子周围有一定数目的水分子包围着，不能和钠直接接触。
典型例题解析
例1 将4.6g钠与1.6g硫粉迅速混合起来，并放在石棉网上加热，反应后生成的固体是 ( )
A.黄色固体混合物 D.硫粉与硫化钠
C.过氧化钠与硫化钠 D.氧化钠与硫化钠
[解析] 在加热条件下，钠既能与硫化合生成 Na2S，也能与空气中的氧气反应生成Na202，而钠又是过量的，所以除生成Na2S外还有Na202生成，故答案为A、C。
[答案] AC
下列灭火剂能用于扑灭金属钠着火的是 ( )
A.干冰 B.黄沙
C.干粉(含NaHC03)灭火剂 D.泡沫灭火剂
[解析] 由于钠的化学性质非常活泼，能与多种物质起反应。高温下可与C02反应，故A项是不正确的。 C项中NaHC03受热既生成水也产生C02，D项中有水等，这些物质都与钠反应，故C、D两项也不正确。
教学资料：
《优化探究》第25、26页部分内容。
第二课时
二、钠的化合物
1.氧化钠和过氧化钠
在组成上两者都属于钠的氧化物，但因含氧量不同，在结构、性质上存在差异，现将两者比较见下表。
氧化钠 过氧化钠
色、态
化学式
电子式
氧元素的化合价
稳定性
与H2O反应的方程式
与CO2反应的方程式
氧化性、漂白性
用途
2.钠的重要化合物
(1)硫酸钠Na2S04
Na2S04·10H20，俗名：芒硝。在玻璃、造纸、纺织、染色、制水玻璃等工业上广泛应用，医药上用作缓泻剂，其在自然界中主要分布在盐湖及海水中。
(2)氢氧化钠
氢氧化钠俗称烧碱、火碱、苛性钠。强碱，具有碱的通性。
工业制法：
2NaCl+2H20NaOH+C12↑+H2↑
Na2C03十Ca(OH)2＝GaC03↓+2NaOH
(3)碳酸钠与碳酸氢钠
碳酸钠 碳酸氢钠
俗名
色、态
水溶性
热稳定性
水解程度
与盐酸反应
与碱反应（Ca(OH)2）
与CaCl2溶液反应
与Al2(SO4)3溶液反应
相互转化
主要用途 广泛用于玻璃、制皂、造纸、纺织等工业，生活中的洗涤剂 发酵粉、医疗上中和胃酸过多
〖小结〗
3、常见钠的化合物的化学式和俗称：
名称 氢氧化钠 氯化钠 硫酸钠晶体 钠晶体
化学式 NaOH NaCl Na2SO4·10H2O Na2CO3·10H2O
俗称 苛性钠、火碱、烧碱 食盐 芒硝 苏打、纯碱
名称 碳酸氢钠 硫代硫酸钠 硅酸钠 硝酸钠
化学式 NaHCO3 Na2S2O3 ·5H2O Na2SiO3 NaNO3
俗称 小苏打 大苏打、海波 泡花碱、水溶液叫水玻璃 智利硝石
教学资料：
《优化探究》第26、27页部分内容和例题。
第三课时
三、难点点拨
1.过氧化钠与水、酸反应都是过氧化钠和H+反应生成过氧化氢(H2O2)和钠离子，H202分解成H20和O2
2.碳酸氢钠和碳酸钠的制法
(1)制取NaHC03的方法
①减压低温蒸干NaHC03溶液。NaHC03遇热易分解，其水溶液加热更易分解，所以不可能采用常压下蒸发溶剂的方法制得NaHC03晶体。
②往饱和Na2CO3 溶液中通入C02，过滤得到晶体。
Na2C03+C02+H20=2NaHC03
(2)制取N％C03的方法
往饱和食盐水中依次通人足量的NH3、C02(氨碱法)，利用NaHC03的溶解性小于NH4HG03的溶解性原理，使NaHC03从溶液中析出(依次通人C02、NH3至饱和行吗 )：
NH3+H20+C02=NH4HC03
NH4HCO3 +NaCl=NaHC03↓+NH4Cl[(制纯碱的
2NaHC03?Na2CO3 +C02↑+H20 (工业方法)
例1 (全国高考题)向碳酸钠的溶液中逐滴加入稀盐酸，直到不再生成二氧化碳气体为止，则在此过程中，溶液的碳酸氢根离子浓度变化趋势可能是：(A)逐渐减小；(B)逐渐增大；(C)先逐渐增大，而后减小；(D)先逐渐减小，而后增大。你的选择是：____________(填正确选项的标号)试用化学方程式和简要文字表述其理由。
[解析] 首先，因为Na2CO3 ＝2Na++CO32-，CO32-+H+=HCO3-，所以溶液中HCO3-的浓度逐渐增大，而后，因为HCO3-+H+=H2CO3 ＝ CO2↑+H20，所以溶液中HCO3-减小。
[答案] C
例2 某干燥粉末可能由Na2O 、Na202、Na2C03、 NaHC03、NaCl中的一种或几种组成。将该粉末与足量的盐酸反应有气体X逸出，X通过足量的NaOH溶液后体积缩小(同温、同压下测定)。若将原来混合粉末在空气中用酒精灯加热，也有气体放出，且剩余固体的质量大于原混合粉末的质量。下列判断正确的是 ( )
A.粉末中一定有Na20、Na202、NaHC03
B.粉末中一定不含有Na2C03和NaCl
C粉末中一定不含有Na20和NaCl
D.无法肯定粉末里是否含有Na2C03和NaCl
[解析] 与盐酸反应产生气体的物质可能为Na202 (生成O2)、Na2C03和NaHC03(生成C02)，气体X通过 NaOH溶液后体积缩小(而不是气体全部消失)，说明X由02和C02组成，原粉末中Na202、Na2C03和NaHC03至少有一种一定存在。将原混合粉末加热，有气体放出，说明混合物中一定有NaHC03，但NaHC03受热分解会使混合粉末质量减少，而实际剩余固体的质量却增加了，原因只能是发生了反应：2Na20+02=2Na202。综上分析，混合物中一定有Na20、Na2O2、NaHC03，无法确定混合物中是否有Na2C03和NaCl。答案为A、D
[答案] B
教学资料：
《优化探究》第28、29页部分内容。
第二节 碱金属元素
主要内容：
①碱金属元素的原子结构特点，碱金属原子的性质与原子结构的关系。
②碱金属元素制法、用途、存在与碱金属元素性质的关系。
③碱金属元素性质的相似性和递变性，碱金属元素单质和重要化合物性质、制法、用途及焰色反应。
第一课时
一、碱金属单质的物理性质
1、相似性：软可切，银白色（铯略带金色光泽）丽光泽、密度小、熔沸点较低，良好的导电导热性。
2、递变规律：熔点、沸点逐渐降低，密度呈增大趋势（）
二、碱金属的原子结构
1、相同点：最外层电子数相同都是一个电子，次外层电子数相同为8电子（Li除外）。
2、不同点：核外电子层数不同。
3、递变规律：按Li、Na、K、Rb、Cs、顺序，原子半径依次增大，离子半径依次增大。（同种元素的原子半径大于离子半径）。
4、推论性质递变：随原子核外电子层数的增多原子半径依次增大核对外层电子引力的减弱、失去电子的趋势增强，无素的金属性增强，单质的还原性增强。
三、碱金属的化学性质
它们都能跟卤素、氧气、硫等非金属直接化合，在反应中表现出很强的还原性。单质都能与水剧烈反应，生成相应的碱和氢气。反应的实质可表示为：
2R+2H20＝2ROH+H2↑反应的现象各不相同。与水反应不熔化；钠与水反应时熔化；钾与水反应熔化，且使产生的H2燃烧；铷、铯都与水猛烈反应。碱金属与盐溶液反应，都是先与水反应，若符合复分解反应发生的条件，则生成的氢氧化物继续同盐发生复分解反应。碱金属均不能在水溶液中置换另外的金属单质。
1、跟非金属反应
卤素：
氧气：
（K、Rb、Cs与氧气反应，都生成比过氧化物更复杂的氧化物）。
氢气：Na、K、Rb、Cs与氢气反应，都生成 RH。
与硫等大多多数的非金属起反应。
2、跟水的反应
碱金属都能跟水反应生成氢氧化物和氢气。。钠与水反应比锂与水反应激烈，钾跟水的反应比钠更剧烈，常使生成的氢气燃烧并发生轻微爆炸，据此可得出结论：金属单质置换出水中氢越容易说明该元素的金属性越强。因此随着原子的电子层数增多原子半径的增大，碱金属的活动性增强。
与常见盐溶液反应的离子方程式：（R表示碱金属元素）
教学资料：
《优化探究》第30、31页部分内容。
第二课时
四、焰色反应
定义：某些金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈特殊的颜色。这在化学上叫做焰色反应。
焰色反应鉴别盐类的步骤：
①铂丝在火焰上灼烧至原火焰色②蘸取溶液（沾取固体）放在火焰上灼烧，观察火焰颜色，观察钾火焰颜色要透过蓝色的钴玻璃去观察。③盐酸洗铂丝④铂丝在火焰上灼烧至原火焰色（如不能灼烧至原火焰色，则需再酸洗，再灼烧）。⑤再蘸取（沾取）另外化学药品进行实验。
钾、钠焰色反应颜色：钾——紫色（透过蓝色钴玻璃）
钠——黄色
五、钾肥
通常使用的钾肥：氯化钾、硫酸钾、碳酸钾，由于均易溶于水，在施用时要防止雨水淋失。草木灰中含碳酸钾。
钾肥肥效通常以氧化钾的质量分数表示：
六、重点、难点点拨
1．钠氧化物制取
当钠在氧气中燃烧时，生成的产物是过氧化钠。这是因为氧化钠不稳定，会跟氧气继续起反应，生成过氧化钠。所以工业常用钠在氧气中燃烧制过氧化钠：2Na+O2=Na2O2
氧化钠一般用间接方法来制取，如：
2NaN02+6Na＝4Na20+N2↑
2．碱金属中的一般和特殊之处
(1)Na、K需保存于煤油中，但Li的密度比煤油小，所以Li必须保存在密度更小的石蜡油中或密封于石蜡
(2)碱金属中，从LiCs，密度呈增大的趋势，但ρ(K)=0．862g／cm3
(5)试剂瓶中的药品取出后，一般不能放回原瓶，但IA金属Na、K等除外。
(6)一般活泼金属能从盐中置换出不活泼金属，但对IA非常活泼的金属Na、K等除外。如：2Na+CuS04+2H20=Cu(OH)2↓=H2↑+Na2S04。
教学资料：
《优化探究》第32—35页部分习题。
第三课时
七、经典解析
1、(2001·上海)碱金属与卤素所形成的化合物，大都具有的性质是 ( )
①高沸点 ②能溶于水 ③水溶液能导电 ④低熔点 ⑤熔融状态不导电
A.①②③ B.③④⑤
C．①④⑤ D．②③⑤
[解析] 碱金属与卤素所形成的化合物大都是离子化合物，因此具有高沸点、能溶于水、熔融态或水溶液都能导电的性质。
[答案] A
2、(竞赛题)碱金属(如锂、钠、钾、铷等)溶于汞中可形成良好的还原剂“汞齐”。取7g某种碱金属的汞齐与水作用得到0．2g氢气，并得到几密度为ρ g／cm3的溶液，则溶液中溶质的质量分数可以是 ( )
A． B． C. D.
[解析] 汞不能与水反应，碱金属(M)能与水发生反应。
设碱金属的质量为x(x<7g)，相对原子质量为a。
2M+2H20=2MOH+H2↑x=0.2ag。
因为0．2ag<7g，故a<35，相对原子质量小于35的碱金属只有Li和Na，分别计算可知答案为A、B。
[答案] AB
3、(上海)甲、乙、丙、丁四个烧杯内分别放人 0．1mol的钠、氧化钠、过氧化钠和氢氧化钠，然后各加入 100mL水，搅拌，使固体完全溶解，则甲、乙、丙、丁的质量分数大小的顺序是 ( )
A.甲<乙<丙<丁 B．丁<甲<乙=丙
C.甲=丁<乙：丙 D．丁<甲<乙<丙
[解析] 由Na+守恒比较四种溶液中的溶质质量；由溶液净增重(△m)比较溶液质量。每摩尔Na、Na20、 Na202溶于水，分别使溶液净增重(23-1)g、(62-0)g、 (78-16)g，即Na20、Na202使溶液净增重相等。
[答案] B
4、A为单质，B、C、D是A元素的三种不同的化合物，用铂丝蘸取B、C、D的溶液进行焰色反应，都呈紫色，按各图变化，写出有关反应的化学方程式。
[解]：B、C、D中都含钾元素，则A为单质钾，B为钾的氢氧化物，C为钾的碳酸盐，D为钾的氯化物。
答：① ②
③ ④
5、8.1g某碱金属（R）及其氧化物（R2O）组成的混合物，与水充分反应后，蒸发反应后的溶液，得到12g无水晶体，通过计算确定该金属的名称。
[解]：假设该混合物为单一成分组成的纯净物。
Ⅰ：若全为金属，则
Ⅱ：若全为氧化物，则
因为应满足：，在此区间的金属只能钠，钠原子量为23。
说明：按常规法解题非常麻烦，亦可得。
6、KHCO3和CaCO3的混合物和与之等质量的NaHCO3分别与盐酸反应时，消耗酸的量相等，求混合物中KHCO3、CaCO3的质量比。
[解]：设混合物的质量为m
解得：
因为，所以
7、现有A、B、C三种白色固体及一种无色气体D。A、B、C均可溶于水，其中C的溶液为碱溶液，焰色反应均呈黄色，且四种物质中间存在如下反应关系：
① ②
③ ④
试推断：A是 ________ B是 ________ C是 _________ D是 ________。
答案： A:Na2CO3 B:NaHCO3 C:NaOH D:CO2
或 A:Na2SO3 B:NaHSO3 C:NaOH D:SO2
8、、NaHCO3和Na2CO3的混合物100g和20gNaOH固体混合物加热，充分反应后冷却称量，剩余固体质量为108g，求原混合物中Na2CO3的质量分数是多少？
[解]：设20gNaOH与足量NaHCO3反应减少质量为x，消耗NaHCO3质量为y
因为，所以肯定有过量的NaHCO3分解。
设：分解的NaHCO3为m
答：（略）。
第三章 物质的量
本章重点：
1、物质的量及其单位（物质的量、摩尔质量、质量之间和阿伏加德罗常数的关系）。
2、气体摩尔体积的概念和有关气体摩尔体积概念的计算（阿伏加德罗定律）。
3、物质的量浓度的概念、有关物质的量浓度的计算。
4、一定物质的量浓度溶液的配制。
第一课时
知识点和新大纲要求：
（1）物质的量及其单位——摩尔（C）
（2）摩尔质量（B）
（3）气体摩尔体积（B）
（4）物质的量的浓度（C）
（5）物质的量在化学方程式计算中的应用（C）
一、有关概念（1课时）
1.物质的量
（1）概念：表示物质所含微粒数目多少的物理量
（2）符号：
（3）单位：mol
2.摩尔
（1）概念：摩尔是物质的量的单位，每1mol物质含有阿伏加德罗常数个结构微粒。
（2）符号：mol
（3）说明：①当描述物质的物质的量（使用摩尔）时，必须指明物质微粒的名称，不能是宏观物质名称
②常见的微观粒子有：分子、原子、离子、电子、质子、中子或它们特定的组合
③当有些物质的微观粒子只有一种时，可以省略其名称
3.阿伏加德罗常数
（1）含义：实验测定12g12C中碳原子的个数
（2）符号：NA
（3）单位：个/mol
（4）说明：①NA的基准是12g碳-12中的原子个数
②12C不仅是摩尔的基准对象，而且还是相对原子质量的基准
③NA是一个实验值，现阶段常取6.02×1023作计算
④要注意NA与6.02×1023的区别
4.摩尔质量
（1）概念：单位物质的量的物质的质量
（2）符号：
（3）单位：g·mol-1
（4）说明：①使用范围：A.任何一种微观粒子
B.无论是否纯净
C.无论物质的状态
②与式量的比较：
③与1mol物质的质量的比较：
5.气体摩尔体积
（1）概念：单位物质的量的气体的体积
（2）符号：
（3）单位：L·mol-1
（4）标准状况下的气体摩尔体积
①标准状况：0℃、1atm即1.01×105Pa
②理想气体：A.不计大小但计质量
B.不计分子间的相互作用
③标准状况下的气体摩尔体积：约22.4L·mol-1
（5）影响物质体积大小的因素：
①构成物质的微粒的大小（物质的本性）
②结构微粒之间距离的大小（温度与压强来共同决定）
③结构微粒的多少（物质的量的大小）
6.物质的量浓度
（1）概念：用单位体积的溶液中溶解溶质的物质的量的多少来表示溶液的浓度
（2）符号：
（3）单位：mol·L-1
（4）说明：①物质的量浓度是溶液的体积浓度
②溶液中的溶质既可以为纯净物又可以为混合物，还可以是指某种离子或分子
教学资料：
《优化探究》第38页部分内容；40页部分习题。
第二课时
二、有关计算关系
1. m、n、N之间的计算关系
（1）计算关系：=
（2）使用范围：只要物质的组成不变，无论是何状态都可以使用
2.V、n、N之间的计算关系
（1）计算关系：==
（2）使用范围：①适用于所有的气体，无论是纯净气体还是混合气体
②当气体摩尔体积用22.4L·mol-1时必须是标准状况
3.c、m、V、N之间的计算关系
（1）计算关系：
（2）使用范围：①以上计算关系必须是在溶液中使用
②微粒数目是指某种溶质
③若溶液是由气体溶解于水形成的，要特别注意以下几
点：
A.必须根据定义表达式进行计算
B.氨水中的溶质主要是NH3·H2O，但要以NH3为准计算
C.溶液的体积不能直接用气体的体积或水的体积或气体与水的体积之和，而必须是通过计算得到
4.c、%、ρ之间的计算关系
（1）计算关系：
（2）使用范围：同一种溶液的质量分数与物质的量浓度之间的换算
（3）推断方法：①根据物质的量浓度的定义表达式
②溶质的物质的量用计算
③注意溶液体积的单位
5. 混合气体的平均分子量的有关计算
（1）计算依据：①1mol任何物质的质量（以g为单位）在数值上与其式量相等
②1mol任何气体的体积（以L为单位）在数值上与气体摩尔体积（以L·mol-1为单位）相等
（2）基本计算关系：
（3）变换计算关系：① =
② =
（4）使用说明： ①(2)的计算式适用于所有的混合物的计算
②(3)中的计算式只适用与混合气体的有关计算
③(3)中的两个计算式之间应用了阿伏加德罗定律
6.密度与相对密度
（1）密度
①计算表达式：
②使用说明：A.适用于所有的物质，不受物质状态的限制，也适用于所有的混合物
B.所有物质：，标准状况下气体
（2）相对密度
①计算表达式：
②使用说明：
A.相对密度是在同温同压下两种气体的密度之比
B.既可以用于纯净气体之间的计算，也可以用于混合气体之间
教学资料：
《优化探究》第42--44页部分内容和习题
第三课时
知识点：有关规律
1.阿伏加德罗定律及其推论
（1）标准状况下的气体摩尔体积
①标准状况是指：0℃和1.01×105Pa
②标准状况下1mol任何气体的体积都约为22.4L
（2）气体摩尔体积
①温度和压强一定时，1mol任何气体的体积都约为一个定值
②说明了温度和压强以及气体的物质的量共同决定了气体的体积，而气体分子本身的大小对气体体积的影响很小
③气体摩尔体积比标准状况下气体摩尔体积的范围广
（3）阿伏加德罗定律
①阿伏加德罗定律：
同温同压下相同体积的任何气体都具有相同的分子数
②阿伏加德罗定律依然是忽略了气体分子本身的大小
③阿伏加德罗定律比气体摩尔体积的应用更为广泛：
A.主要是应用于不同气体之间的比较，也可以同一种气体的比较
B.被比较的气体既可以是纯净气体又可以是混合气体
（4）克拉珀珑方程
①克拉珀珑方程又称为理想气体的状态方程，它同样忽略了气体分子本身的大小
②克拉珀珑方程：
③克拉珀珑方程的变形：
④克拉珀珑方程比阿伏加得罗定律更准确的描述了气体的压强、体积、物质的量和温度之间的关系，其应用范围更广：
A.可以做单一气体的计算
B.可以做不同气体的比较计算
C.计算以及比较计算的条件还可以不同
（5）阿伏加德罗定律的重要的四个推论
①压强之比
A.算式推导：
B.语言表达：同温同体积时，任何气体的压强之比都等于其物质的量之比，也等于其分子数之比
②体积之比
A.算式推导：
B.语言表达：同温同压时，任何气体的体积之比都等于其物质的量之比，也等于其分子数之比
③质量之比
A.算式推导：
B.语言表达：同温同压同体积时，任何气体的质量之比都等于其摩尔质量之比，也就是其式量之比
④密度之比
A.算式推导：①
②
B.语言表达：①A.相同质量的任何气体的密度之比都等于其体积的反比
B.同温同压下等质量的任何气体的密度之比都等于
其物质的量的反比，也就是其分子个数之比
②A.同体积的任何气体的密度之比都等于其质量之比
B.同温同压同体积时，任何气体的密度之比都等于其摩尔质量之比，也就是其式量之比
教学资料：
《优化探究》第45--49页部分内容和习题
第四课时
考点：
1、 溶解度的概念和有关计算。
2、 影响溶解度的因素。
3、 溶解度曲线的含义。
【板书】一、固体的溶解度
1．溶解度的定义
【指导阅读】《优化探究》的有关内容。
2．固体溶解度的“温、饱、剂、质”四要素。
【讲解】(1)因为温度变化对溶解度大小有影响，所以要指出“在一定的温度下”。
(2)各种固体物质的溶解度需要对溶剂量制定一个标准。规定用“100g”溶剂作标准。
(3)因为每种物质在同一温度下，在一定量的溶剂里达到饱和状态和不饱和状态时，溶解的量不相同，所以规定不同固体物质溶解度都应该达到饱和状态。
(4)固体溶质的量的单位规定为克，这样与溶剂的量的单位一致。
【课堂练习】
例：以下四句话错在哪里？
1．l00g水中最多溶解38g氯化钠，所以氯化钠在水中的溶解度是38g。
2．在10℃时，烧杯内水中最多溶有140g硝酸铵，所以硝酸铵在水中的溶解度是140g。
3．在60℃，100g水中溶有75g硝酸钾，所以60℃时硝酸钾的溶解度为75g。
4．60℃，100g水中最多溶解124g硝酸钾，所以硝酸钾在这温度下的溶解度是124。
【讨论】学生讨论、辨析、纠正错误，认识固体物质溶解度的完整意义。
【归纳】第1句错在没有指明温度。第2句错在没有说明溶剂的量。第3句错在没有说明溶液是否达到饱和。第4句错在没有单位克。
【板书】3．影响固体物质溶解度的因素：温度。
【讲解】大部分固体物质的溶解度随着温度的升高而增大，如硝酸钾等。少数物质的溶解度随温度的变化改变很小，如食盐，极少数物质的溶解度随温度的升高而减小，如熟石灰。各物质在某一温度的溶解度都是由实验测定的。
【讲授】二、溶解度曲线
【板书】(1)溶解度曲线的意义
①曲线上每个点表示某温度下某溶质的溶解度。
②溶解度曲线表示同一物质在不同温度时的不同溶解度的数值或溶解度随温度的变 化情况。
③不同物质在同一温度时的溶解度数值。
(可比较某一温度下不同物质溶解度的大小)
④两条曲线的交点，表示在交点所示的温度下两种物质的溶解度相同。
(2)溶解度曲线的应用
【练习】①查20℃硝酸铵的溶解度及熟石灰的溶解度各是多少？②比较20℃食盐、硝酸钾、硝酸钠、硝酸铵哪种物质的溶解度最大？③硝酸钠与硝酸钾在什么温度时溶解度相同？④50℃，100g水中加入30g氯化铵溶解后能否达到饱和？再加入多少氯化铵溶解后达到饱和？
【过渡】上面讲了固体的溶解度，而在实际生活中常遇到气体溶解的问题，例如打开汽水瓶盖，看到溶解在水里的二氧化碳形成气泡由瓶中逸出。这是什么原因？这是气体的溶解度受压强影响而造成的。那么气体的溶解度怎么表示呢？
【板书】三、气体的溶解度
1．气体溶解度的定义，某气体在压强为1.013×105Pa一定温度时溶解在1体积水里达到饱和状态时的气体体积数。
【讲解】①因为气体质量称量较困难。所以气体溶解度是用“l体积溶剂里能溶解气体的体积数”表示。
②由于气体的体积受温度和压强的影响较大，需要指明“在一定温度下”，压 强为1.03×105Pa。
③和固体溶解度一样应该指明“达到饱和状态”。
④气体的溶解度没有单位，气体和溶剂的体积单位要一致。
例如0℃时，氧气的溶解度为0.049，就是指在0℃氧气压强为1.013×105Pa时，l体积水最多能溶解0.049体积氧气。
【板书】2．影响气体溶解度的因素；
(l)内因：决定于气体的性质。
(2)外因：温度和压强。
【讲解】(1)当压强一定时，温度越低，在一定体积的溶剂中，溶解气体的体积将越大；温度越高，在一定体积的溶剂中，溶解气体的体积反而越小。
(2)当温度一定时，压强越大，在一定体积溶剂中溶解气体体积也越大。反之，溶解的也越少。
例如：给汽水加压，大量的二氧化碳气体就会溶解在其中，这样当打开瓶盖后，液面压强减小，二氧化碳的溶解度随之减小，于是就从溶液中逸出。
又如，加热水时，起初可见容器内壁有很多气泡，这是由于随着温度升高，空气在水里的溶解度减小的原因。
【归纳】可见在一定温度下的饱各溶液中，溶解度跟溶质、溶剂和溶液质量之间顾在定量的关系：
溶质的质量∶溶剂的质量＝S∶ 100克
或 溶剂的质量∶溶液的质量＝S∶S+100克
教学资料：
《优化探究》第50、51页部分内容和习题
第五课时（习题课）
目的：巩固本章复习成果。
一、让学生做练习《优化探究》第52--53页部分习题1、2、3、6、7、8、9、11、12、17等。时间：20分钟
二、精讲习题：《优化探究》第52--53页部分习题2、3、6、7、8、9、11、12
时间：20分钟
三、布置家庭作业： 《优化探究》第54--55页部分习题1、6、9、11、13、14等
第四章 卤 素
本章重点：
1、氯气的化学性质及实验室制法、氯离子的检验。
2、卤素性质的比较及变化规律。
3、物质的量、物质的量浓度、气体摩尔体积在化学方程式计算中的应用。
第一课时
【知识讲解】
1、 氯气
1、 化学性质——Cl原子最外层有7个电子，表现强氧化性.
（1）与金属反应——Cl2与绝大多数金属能反应（除极少数不活泼金属），且变价金属（如Fe）一般能氧化到最高价.
2Na+Cl2=2NaCl（白烟）
2Fe+3Cl2 △ 2FeCl3（棕褐色）
思考：常温Fe能否与干燥Cl2反应？你能举出实例吗？
（不能，除非潮湿Cl2.液氯用钢瓶盛装运输）
Cu+Cl2 点燃 CuCl2（棕黄色的烟）
注意：由Cu在Cl2中燃烧的现象说明无水CuCl2为棕黄色固体，只有溶于水其颜色由于浓度不同显绿色或蓝色.
思考：[CuCl4]2－+4H2O [Cu(H2O)4]2++4Cl－
（绿色） （蓝色）
在此平衡体系中，改变下列条件：①加入适量NaCl ②加入适量AgNO3 溶液 ③加入适量水，溶液颜色将如何改变？
（①绿色加深 ②蓝色变深 ③变蓝色）
CuCl2固体与AlCl3相似，亦为共价化合物，且形成的是多聚体（CuCl2）n
（2）与非金属的反应
氯气除与H2反应外，还能与P、S、Si等非金属反应
2P+3Cl2 点燃 2PCl3 PCl3+Cl2=PCl5
反应现象：有白色烟雾生成——中学化学中唯一的烟、雾同时生成的一个反应.
其中PCl3具有重要用途——生产农药敌百虫.
PCl3、PCl5均能水解 PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl PCl5+4H2O=H3PO4+5HCl
Si+2Cl2 高温 SiCl4——工业制单晶硅（高纯硅）的重要反应.
（3）与化合物的反应
①水 Cl2+H2O HCl+HClO（歧化反应）——非常重要的平衡，混合液称氯水，氯水存在的微粒
思考：a、如何证明氯水中存在Cl2、H+、Cl－、HClO
b、0.224L（标况）Cl2溶于2L水中，Cl2、Cl－、HClO物质的量之和 0.01mol (填大于、小于或等于)
②碱 Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O——主要用来吸收多余Cl2
思考：标准状况aL H2与Cl2混合气体光照爆炸后的所有物质恰好使bmol NaOH完全转化为盐，则b与a的关系可以是
2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O——工业用来制取漂白粉.
思考：a、工业上为什么用Cl2来制取漂白粉？
b、漂白粉的主要成分是什么？有效成分是什么？其漂白原理是什么？
c、自来水净化过程可用液氯和绿矾来净化消毒，也可用氯胺(NH2Cl)来杀菌消毒、请用化学方程式表示净化消毒过程.
（a、形成比次氯酸更稳定的比次氯酸盐，便于运输、保存.
b、CaCl2和Ca(ClO)2,Ca(ClO)2, Ca(ClO)2+H2O+CO2=CaCO3+2HClO
c、Cl2+2Fe2+=2Fe3++2Cl－, Fe3++3H2O Fe(OH)3（胶体）+3H+——净化
Cl2+H2O HClO+HCl——杀菌 NH2Cl+H2O NH3+HClO）
③其它还原性化合物
S2－(H2S)+Cl2—— Br－+Cl2—— Fe2++Cl2——
SO32－(SO2)+Cl2+H2O—— I－+Cl2——
取代反应CH4+Cl2 光 CH3Cl+HCl
④有机物 o +Cl2 Fe o－Cl+HCl
加成反应 CH2=CH2+Cl2 CH2－CH2
Cl Cl
教学资料：
《优化探究》第58、59页部分内容
第二课时
知识点：氯气制法、综合性实验
（1）反应原理（尽可能考虑能够生成氯气的途径）
MnO2+4HCl（浓）△ MnCl2+Cl2↑+2H2O——实验室通常用该法制Cl2
在这个反应中①盐酸作用？（还原剂与酸）②足量MnO2和含4mol HCl的浓盐酸加热制得Cl2物质的量 1mol（填小于或等于或大于）（小于）
③该反应必须加热到900C左右，为什么温度不能再高？（盐酸是挥发性酸，温度再高Cl2中HCl含量高）
④若实验室没有浓盐酸，可用什么代替？写出化学方程式.
（NaCl固体和浓H2SO4，2NaCl+MnO2+2H2SO4 △ MnSO4+Cl2↑+2H2O,亦可用NaCl和NaHSO4固体代替）
⑤其它可能生成Cl2途径有：
KMnO4+HCl(浓)—— KClO3+HCl(浓) △
K2Cr2O7+HCl(浓)—— PbO2+HCl(浓)——
Ca(ClO)2+HCl(浓)—— NaCl+H2O 电解 （工业制 Cl2）
⑥历史上曾用地康法制Cl2 HCl(气)+O2Cl2+H2O试根据以上反应比较KMnO4、MnO2、O2三种物质的氧化性强弱（氧化性KMnO4>MnO2>O2）
（2）发生装置除用来制Cl2还可用来制取哪些气体？
（HCl、SO2、CO、NO等）
（3）除杂装置（洗气）——除去Cl2中少量HCl、水蒸气，可先通入饱和食盐水（亦可用水）除去HCl，再通过浓H2SO4（或P2O5或CaCl2）除去水.
用向上排空气法
（4）收集装置 验满： ①观察法（黄绿色）
②湿淀粉——KI试纸（或品红试纸）
③湿石蕊试纸
④浓NH3水， 3Cl2+8NH3=6NH4Cl+N2
（5）吸收装置——烧杯中盛有NaOH溶液（不能用水代替）
二、综合实验1
1.下列萃取和分液结合进行的操作(用煤油为萃取剂从碘水中萃取碘)中，错误的是( )(91年江苏师范招生试题)
A.饱和碘水和煤油加入分液漏斗中后，塞上口部的塞子，且一手压住分液漏斗口部，一手握住活塞部分，把分液漏斗倒转过来用力振荡。
B.静置，待分液漏斗中溶液分层后，先使分液漏斗内外空气相通(准备放出液体)
C.打开分液漏斗的活塞，使全部下层液体沿承接液体的烧杯内壁慢慢流出；
D.最后再打开活塞，另用容器承接并保存上层液体。
2.海带中含碘元素，有人设计如下步骤来提取碘：
①通足量Cl2②将海带烧成灰，向灰中加水搅拌③加CCl4振荡④过滤⑤用分液漏斗分液。合理的操作顺序为
A.②→④→①→③→⑤
B.②→①→③→④→⑤
C；①→③→⑤→②→④
D.③→①→②→⑤→④
3.某化学课外小组用海带为原料制取了少量碘水。现以CCl4从碘水中萃取碘并用分液漏斗分离两种溶液。其实验操作可分解为如下几步。
A.把盛有溶液的分液漏斗放在铁架台的铁圈中；
B.把50mL碘水和15mLCCl4加入分液漏斗中，并盖好玻璃塞；
C.检验分液漏斗活塞和上口的玻璃塞是否漏液；
D.倒转漏斗用力振荡，并不时旋开活塞放气，最后关闭活塞，把分液漏斗放正；
E.旋开活塞，用烧杯接收溶液；
F.从分液漏斗上口倒出上层水溶液；
G.将漏斗上口的玻璃塞打开或使塞上的凹槽或小孔对准漏斗口上的小孔；
H.静置、分层。就此实验，完成下列填空：
(1)正确操作步骤的顺序是(用上述各操作的编号字母填写)：
→________→________→A→C→________→E→F
(3)选用CCl4从碘水中萃取碘的理由是_____________。
(4)下列物质，不能用作从碘水中萃取碘的溶剂是
A.热裂汽油 B.苯 C.酒精 D.正庚烷
三、综合实验2
题目：海藻中含有丰富的碘元素(以I-形式存在)。实验室中提取碘的流程如下：
(1)在虚线框内画出实验操作①的仪器装置示意图(见题后说明)。实验操作③的名称是_____________，所用主要仪器名称为_____________。
(2)提取碘的过程中，可供选择的有机试剂是__________________________ (填序号，多选扣分)。
A.酒精(沸点78℃) B.四氯化碳(沸点77℃)
C.甘油(沸点290℃) D.苯(沸点80℃)
(3)在操作②中，溶液中生成少量ICl，为消除此杂质，使碘全部游离出来，应加入适量(填序号) _____________溶液，反应的离子方程式为__________________________
A.KI03 B.HCIO C.KI D.Br2
(4)为使从含碘有机溶液中提取碘并回收溶剂顺利进行，采用水浴加热蒸馏(如图所示)。请指出图中实验装置中错误之处(有几处填几处，下列空白可不填满，也可补充)
① _______________________②________________③_________________④_____________
(5)实验中使用水浴的原因是__________________________，
最后晶体碘聚集在_________(填仪器名)中
说明：实验装置中仪器用下面方法表示。铁架台、连接胶管等不必画出，如需加热在仪器下方用“△”表示。下列图示均为玻璃仪器，应标清液面或固体可视界面。
教学资料：
《优化探究》第60--63页部分内容和习题
第三课时
一、卤族元素
（1） 卤素的原子结构和单质的物理性质
随卤素核电荷数增加，电子层数依次递增，原子半径渐增大，其原子结构的递变而使卤素单质的物理性质呈规律性变化.
从F2 I2
1、颜色渐加深，状态从气 液 固，密度从小 大，熔沸点由低 高（分子晶体）
2、单质的溶解性——除氟外（与水剧烈反应）在水中溶解度都较小，且由大 小，都易溶于有机溶剂，下表列出Cl2、Br2、I2在不同溶剂中的颜色.
水 CCl4 汽油（苯）
Cl2 黄绿色 黄绿色 黄绿色
Br2 橙色 橙红色 橙红色
I2 棕黄色 紫色 紫红色
（2） 化学性质
由于最外层均为7个电子，极易得一个电子，因此卤素都是强氧化剂，在自然界均只以化合态存在.但随着电子层数递增，原子半径渐增大，核对外层电子的引力渐减弱，得电子能力渐减弱，其氧化性逐渐减弱，主要表现：
1、 都能与金属反应
1 F2和所有金属都能反应.
2 Cl2和绝大多数金属反应.
3 Br2和较活泼金属反应.
4 I2只和活泼金属反应.
2、 都能与H2、P等非金属反应.
1 F2和H2在暗处即爆炸(F2是非金属性最强的元素)
2 Cl2和H2需光照爆炸
3 Br2和H2需加热且缓慢化合（不爆炸）
4 I2（蒸气）和H2持续加热且仍为可逆反应.
3、特性：
易升华
1 I2 ②溴——唯一的常温呈液态的非金属，易挥发保存时加水封.
使淀粉变蓝色
3 F2——最强氧化剂，不能用氧化剂将F－氧化为F2（只能用电解法）F元素无正价.
且能与稀有气体化合.
④卤化氢——均易溶于水，在空气中形成白雾，其中只有HF剧毒，但HX都是大气污染物，水溶液均呈酸性，只有氢氟酸是弱酸，从HF HI，酸性逐渐增强.
⑤NaX——只有NaF有毒可用作农药.
⑥CaX2——只有CaF2不溶于水，CaCl2作干燥剂.
⑦AgX——只有AgF可溶，AgX均具感光性，AgBr作感光材料，AgI作人工降雨材料.
HClO、HClO2、HClO3、HClO4
⑧
酸性逐渐增强，氧化性逐渐减弱
二、卤素互化物—— (n=1,3,5,7)其化学性质与卤素单质相似，具有强氧化性.
例：已知BrFn与水按3:5物质的量比反应，生成HF、HBrO3、O2和Br2，且O2和Br2物质的量相等.请回答：
（1）n= （2）氧化产物是 （3）1mol水可还原 mol BrFn
解析：（1）根据题意：反应式为3BrFn+5H2O=3nHF+aHBrO3+bBr2 +bo2
由于O2与Br2物质的量相等，且反应物只含3mol Br元素，则a=b=1根据H原子守恒3n+1=5×2 n=3.
（2）元素化合价升高后的产物是氧化产物，显然为HBrO3和O2.
（3）还原1mol BrF3必提供3mol电子，而1mol水只能提供2mol电子则可还原BrF3.
3、拟（类）卤素——这些虽然不含卤素原子，但其性质与卤素相似.如
(CN)2、(SCN)2、(SeCN)2、(OCN)2等。请写出下列化学方程式
(CN)2+H2O—— Fe+(SCN)2——
MnO2+HSCN △ (CN)2+CH2=CH2
教学资料：
《优化探究》第65页部分内容和习题
第四课时
《卤素》课堂训练
1、 选择题（每小题有1~2个正确答案）
1、 下列关于氯及其化合物的叙述中正确的是（ ）
A、 因为氯气有毒，有强氧化性，所以氯气可用于杀菌、消毒、漂白.
B、 常温下1体积水中能溶解2体积Cl2,所以饱和氯水是浓溶液.
C、 氯气跟碱溶液的反应实质是Cl2和H2O的反应.
D、 在使用漂白粉时，加入醋酸可增强漂白作用.
2、 在一支试管中盛有某种固体物质，加适量溴水后，溶液颜色不会褪去的是（ ）
A、 KOH B、KI C、Na2SO3 D、FeCl2
3、 关于氯气和SO2性质的叙述正确的是（ ）
A、 在相同条件下，Cl2 比SO2更易溶于水
B、 常温下等体积的Cl2和SO2混合气体通入BaCl2溶液时无明显现象
C、 Cl2和SO2分别通入H2S溶液中都可变浑浊
D、 等体积的Cl2和SO2分别通入石蕊试液中，溶液的紫色立即褪去
4、 氯水不稳定，因为氯水中存在如下平衡：Cl2+H2O HCl+HClO，为了提高氯水的
稳定性，可采取的措施是（ ）
A、通入少量H2S气体 B、加入少量小苏打
C、通入少量HCl气体 D、增大氯水浓度
5、实验室测量食盐中KI含量，常在一定条件下用过量溴水使KI变成碘，用煮沸法除去过量的溴避免干扰，再利用反应2Na2S2O3+I2=Na2S4O6+2NaI来分析碘的含量试回答：
（1）滴定时，选用的指示剂是（ ）
A、石蕊 B、酚酞 C、甲基橙 D、淀粉液
（2）假若溴大大过量时，宜用除去溴的正确方法是（ ）
A、加入过量AgNO3溶液 B、加入苯酚
C、加入足量KI D、加入溴化钾
6、溴化碘（IBr）的化学性质类似卤素单质，它同水反应的化学方程式为IBr+H2O=HBr+HIO下列有关IBr的叙述不正确的是（ ）
A、 IBr是共价化合物
B、 在很多反应中，IBr是强氧化剂
C、 IBr跟水反应时既不是氧化剂又不是还原剂
D、 IBr跟NaOH稀溶液反应时，生成NaI、NaBrO、H2O
7、氰气的化学式为(CN)2结构为N≡C－C≡N；其化学性质与卤素单质相似，下列叙
述中正确的是（ ）
A、(CN)2分子中C——C键的键长小于F——F键的键长
B、 氯化钠和氰化银均不溶于水
C、 一定条件下，(CN)2可以和不饱和烃起加成反应
D、 (CN)2和NaOH的反应可生成NaCH、NaOCN和H2O
8、在密闭容器中盛有H2、O2、Cl2的混合气体通过电火花引燃，3种气体正好反应，
冷却至室温后，所得液体产物浓度为25.26%，则容器中原有H2、O2、Cl2的分子个数比是（ ）
A、6:3:1 B、9:6:1 C、13:6:1 D、10:6:1
【针对性训练答案】
一、1、B 2、B、D 3、C 4、C 5、（1）D（2）B 6、D 7、C、D
8、C
教师详细分析讲解
教学资料：
《优化探究》第64--66页部分内容和习题
第五课时
【复习内容】
物质的量应用于化学方程式计算
【复习过程】
常见计算方法
1、差量法：差量法适用于反应前后质量、物质的量、体积等变化。
例1：取Na2CO3和NaHCO3混合物9.5g先配成稀溶液,然后向该溶液中加入9.6g碱石灰，充分反应后Ca2+、HCO3-、CO32-恰好转化为沉淀，再将反应器内水蒸干，可得20g白色固体，求：（1）原混合物中Na2CO3和NaHCO3质量；
（2）碱石灰中CaO和NaOH质量。
解析：该题一般解法设Na2CO3、NaHCO3物质的量为x、y立方程组（根据恰好沉淀），但费时。若仔细分析提供的数据以及反应原理，应用质量差计算更方便：加入物质共9.5g+9.6g=19.1g，生成固体20g，增加20g–19.1g=0.9g，这是什么原因？
CaO+H2O=Ca(OH)2 ①每有1molCaO吸收1mol水，质量增加18g而反应
Ca(OH)2+NaHCO3=CaCO3↓+NaOH+H2O ②又生成1mol水，即反应①②前后质量不变，但
Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH ③即反应①③要引起所加固体质量增加，即增加水的物质的量为=0.05mol=0.05mol=5.3g=4.2g。
例2：某丁烷和乙炔的混合物0.1mol与20LO2（标况，O2过量）完全反应，将所得混合物通入足量Na2O2固体粉末中，使之完全反应，得标况下气体17.2L。通过计算确定原混合气体中各烃为多少克？
解析：烃在氧气中燃烧生成CO2和水，需消耗一定量氧气，而CO2和H2O与Na2O2反应又能生成O2，两者之差即为反应中减少的氧气。解题过程为：
C4H10+O2→4CO2+5H2O …… ①
4CO2+4Na2O2=4Na2CO3+2O2 …… ②
5H2O+5Na2O2=10NaOH+O2 …… ③
①②③迭加得：C4H10+9Na2O2+2O2=4Na2CO3+10NaOH …… ④
在反应④中，1molC4H10，实际消耗2molO2
同理：C2H2+3Na2O2+O2=2Na2CO3+2NaOH
设C4H10、C2H2物质的量分别为x、y
x+y=0.1mol
2x+y=
x=0.025mol
y=0.075mol
2、讨论法：
例：将H2S和O2和混合气体通入温度为220℃的密闭容器中，在高温下使之燃烧，反应后再恢复至原温度测得此时容器中气体的压强比起始时减小28.6%。
问（1）在容器中H2S发生的是完全燃烧不是不完全燃烧？
（2）原混和气体中H2S所占的体积分数？
解析：首先应明确，同温同体积任何气体的压强比等于物质的量之比。显然，压强减小28.6%即物质的量减小28.6%。接下来就要根据物质的量减小28.6%讨论是完全燃烧还是不完全燃烧。解题过程为：
若H2S完全燃烧: 2H2S + 3O2 点燃 2SO2+2H2O Δn(减小) n%
2mol 3mol 2mol 2mol 1mol ×100%=20%
显然不等于28.6%,肯定为不完全燃烧,而
2H2S + O2 = 2S + 2H2O Δn(减小) n%
2mol 1mol 2mol 1mol ×100%=33.3%
28.6%介于20%与33.3%之间应有两种情况。
1 H2S过量。设H2S、O2物质的量分别为x、y。
2H2S + O2 = 2S + 2H2O Δn
2 1 2 1
ymol ymol
=28.6% y=0.400x
2 H2S与O2均消耗完全，但产物为S、SO2和H2O，设H2S、O2物质的量分别为x、y，可将 x、y直接代入化学方程式中：
xH2S+yO2=SO2+S+xH2O Δn
x y x
=28.6% y=0.748x
3．守恒法——上一讲已介绍。
４．极限法。
例：在500ml含有Fe3+ 、cu2+的溶液中投入11g铁粉，反应完全后过滤，所得固体物质经干燥后称重为9g。滤液中的金属离子用0.3mol OH-恰好使它们完全沉淀。试求原溶液中Fe3+ 、Cu2+的物质的量浓度。
解析：本题的难点在于11g铁粉是否过量不清楚，但同学们必须明确：由于有剩余固体，则Fe3+ 全部转化为Fe2+，也就是说0.3mol OH-使金属离子完全沉淀，这些金属离子必为+2价（不是Fe2+ 就是Fe2+ 和Cu2+混合物）。由此得出：n金属离子=0.15mol。现在的问题是如何判断溶液中是Fe2+还是Fe2+ 和Cu2+混合物（即铁粉是否过量）？可用极限法。
解：设铁粉过量，则0.15mol为Fe2+，且这些Fe2+全部由Fe3+产生或全部由cu2+产生，它们分别消耗铁的质量为：
2Fe3+ + Fe = 3Fe2+
56g 3mol
2.8g 0.15mol
Cu2+ + Fe = Fe2+ + Cu
56g 1mol
8.4g 0.15mol
则铁粉一定过量（11g大于2.8g或8.4g）
设Fe3+ 、Cu2+物质的量分别为x、y
1.5x+y=0.15
28x–8y=2
x=0.08mol0.16mol/L
y=0.03mol0.06mol/L
从本题的解题过程看出：解题方法不是固定的，同一道题多种解法综合运用。
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《优化探究》第66--68页部分内容和习题
第五章 物质结构 元素周期律
本章重点：
1、原子核外电子的运动状态和排布规律。
2、原子的核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律。
3、元素周期表的结构．
４、元素的性质、元素在周期表中的位置与原子结构的关系（同位素）。
５、化学键的概念，化学反应的本质，离子键、共价键。
6、四类晶体的概念与模型。
7、晶体类型与性质的关系。
第一课时 原子结构
【考纲要求】
1.理解原子的组成和原子结构的表示方式，掌握单核微粒的相对质量及所带电荷与基本粒子的关系。
2.理解核素与同位素的概念，掌握元素的平均相对原子质量的计算方法以及与同位素原子相对原子质量的关系。
3.了解原子核外电子运动状态和排布规律，了解电子云概念。
原子结构和同位素的考点，常以重大科技成果为题材，寓教于考，突出教育性与实践性。近几年的命题主要体现在以下方面：
1．关于原子的组成及各粒子的关系；
2．分子、原子、离子核外电子数的比较；
3．已知同位素质量数和平均相对原子质量，求同位素的原子个数比；
4．粒子半径大小比较。
试题大多以选择题形式出现，模式也较为稳定。由于原子结构的发现源于物理学中α粒子的运动实验，无疑，原子结构成了理化学科间综合的素材。预计这一知识会成为“3+X”综合测试命题的依据。
1． 原子的组成和三种微粒间的关系
A X的含义：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。
质量数(A)；质子数(Z)+中子数(N)。
核电荷数：元素的原子序数；质子数：核外电子数。
2．电子云
(1)核外电子运动的特点：①质量很小，带负电荷；②运动的空间范围小(直径约为10-10 m)；③高速运动。
(2)电子云的概念：原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云。电子云密集(单位体积内小黑点多)的地方，电子出现的机会多；反之，电子云稀疏(单位体积内小黑点少)的地方，电子出现的机会少。
3．电子层的表示方法
电子层数
符号 K L M N O P Q
最多容纳电子数（2n2） 2 8 18 32 ……2n 2
能量大小 K
在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：
(1)核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。
(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
(3)原子最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。
(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。
5．会用结构示意图表示原子或离子结构
(1)原子中：核电荷数：核外电子数，如下图(甲)所示结构示意图。
(2)阳离子：核电荷数>核外电子数，如下图(乙)所示结构示意图。
(3)阴离子：核电荷数<核外电子数，如下图(丙)所示结构示意图。
6．元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系
(1)稀有气体的不活泼性：稀有气体元素的原子最外层有8个电子(氦是2个电子)，处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其他物质发生化学反应。
(2)非金属性与金属性(一般规律)：
最外层电子数 得失电子趋势 元素的性质
金属元素 <4 较易失 金属性
非金属元素 >4 较易得 非金属性
知识拾零
1．核外有10个电子的微粒：
(1)分子：Ne、HF、H20、NH3、CH4。
(2)阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、H30+
(3)阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。
2．前18号元素的原子结构的特殊性
(1)原子核中无中子的原子1 H
(2)最外层有1个电子的元素：H、Li、Na
(3)最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He
(4)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Al。
(5)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。
(6)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、A1。·
(7)电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。
(8)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：S ：
(9)内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P
掌握了上述一些结构特点及规律可以迅速推断元素及其原子序数等。
教学资料：
《优化探究》第72--73页部分内容和习题
第二课时 元素周期表
【考纲要求】
1.理解元素周期律含义，掌握元素性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的本质原因和由此引起的结果。
2.理解元素周期表是元素周期律的具体体现形式，掌握元素周期表的编排规律和具体结构。
3.掌握前四周期和所有主族元素“位、构、性”关系的相互推导。
一、元素周期表的结构
3个短周期 （1、2、3周期）
周期（7个） 3个长周期 （4、5、6周期）
1个不完全周期（7周期）
元素周期表 主族（7个） IA~VIIA
副族（7个） IB~VIIB
族（16个） VIII族（1个） 8、9、10三个纵行
零族 （1个） 最右边一个纵行（惰性气体元素）
归纳：七主、七副、一八、一零；三长、三短、一不完全。
四、元素周期表与原子结构的关系
原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数
周期序数=电子层数
主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数
*|最高正价数|+|负价数|=8
元素周期表结构的记忆方法如下：
横行叫周期，共有七周期；三四分长短，第七不完全；一八依次现，一零再一遍；
竖行称作族，总共十六族；Ⅷ族最特殊，三行是一族；二三分主副，先主后副；镧锕各十五，均属ⅢB族；构位性一体，相互可推断。
二、元素周期表中同周期，则主族元素性质的递变规律
项 目 同周期（从左到右） 同主族（从上到下）
价电子数（最外层电子数） 由1逐渐增到7 相同
主要化合价 最高正价由 +1→+7 负价由 －4→－１ 最高正价相同
原子半径 逐渐减小（惰性气体除外） 逐渐增大
金属性与非金属性 金属性减弱非金属性增强 金属性增强非金属性减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性减弱酸性增强 碱性增强酸性减弱
非金属的气态氢化物 生成由难到易稳定性由弱到强 生成由易到难稳定性由强到弱
得失电子能力 失电子由 大→小得电子由 小→大 得电子由 大→小失电子由 小→大
三、元素周期表的应用
3．元素周期表的应用
1、预测元素的性质（由递变规律推测）
常见的题目给出一种不常见的主族元素(如砹、碲、铋、铅、铟、镭、铯等)，或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。解答的关键是根据该元素所在族的熟悉的元素的性质，根据递变规律，加以推测判断。
2、 按周期表的位置寻找元素 启发人们在一定区域内寻找新物质(农药、半导体、催化剂等)。
3、启发人们在一定区域内寻找新物质。
四、注意点
1、判断元素金属性强弱。
a、单质跟水或酸反应置换氢的氢的难易，易则强。
b、最高价氧化物的水化物的碱性强弱，碱性强则强。
c、置换反应，强换弱。
2、判断元素非金属性的强弱。
a、跟随氢气形成气态氢化物的难易，易则强。
b、氢化物的稳定性，稳则强。
c、最高价氧化物的水化物的酸性强弱，酸性强则强。
d、置换反应，强换弱。
3、核素和同位素区别
(1)核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。如1H(H)、2H(D)、3H(T)就各为一种核素。
(2)同位素：同一元素的不同核素之间互称同位素。 160、17O、180是氧元素的三种核素，互为同位素。
(3)元素、核素、同位素之间的关系如右图所示。
(4)同位素的特点
①同种元素，可以有若干种不同的核素。至今已发现了110种元素，但发现了核素远多于110种。
②核电荷数相同的不同核素，虽然它们的中子数不同，但是属于同一种元素。
③同位素是同一元素的不同核素之间的互相称谓，不指具体的原子。
④17O是一种核素，而不是一种同位素。160、17O、180是氧元素的三种核素，互为同位素。
⑤同一种元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。
规律：
不同价态的同种元素与其氢氧化物酸碱性的关；变价元素氧化物对应水化物的酸性与价态有关，价态越低其对应水化物的酸性越弱，碱性越强。例如：
HCl0 HCl02 HCl03 HCl04，
教学资料：
《优化探究》第78页部分内容和习题
第三课时 元素周期律
基础知识归纳
一、元素性质呈周期性变化
以第三周期为例说明
原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar ar
原子的最外电子层数 1 2 3 4 5 6 7
原子半径 大小 逐渐增大
主要正价 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 0
主要负价 -4 -3 -2 -1 0
最高价氧化物对应的水化物 NaOH强碱 Mg(OH)2中强碱 Al(OH)3两性 H4SiO4弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4最强酸
金属单质与水反应的情况 剧烈反应 缓慢反应 难以反应
非金属单质与H2反应的条件 高温
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