第四章 卤 素
§1—1 氯气
【目的要求】: 1.通过演示实验使学生掌握氯气的性质,并从原子结构上认识
氯气的化学活性.
2.了解氯气的用途.
3.掌握实验室制取氯气的原理和方法.
【重、难点】: 氯气的化学性质
【教学方法】: 观察实验---理解原理---比较归类---串成知识线条
【课时安排】: 第一课时做完所有实验，讲完氯气与水的反应,余下为第二节时。
【教学过程】:
引入: 由氯原子的电子层结构引出氟、溴、碘、砹具有相似的电子层结构
和化学性质,成为一个自然族,称为卤族.
演示实验: 观察一瓶氯气,闻味(注意方法”扇”和”飘”),再到入水振荡.
学生回答: 氯气的物理性质 (1)色、味、态(介绍毒性)
(2)密度: 比空气大
(3)水溶性:可溶(体积比 1:2)
(4)熔、沸点:-101 C;-34.6 C
(与氧气-218 C;-183 C和氢气-259 C;-252 C比较)
演示实验: 钠和铜分别在氯气中燃烧
学生回答: 实验现象
教师讲解: 反应原理(注意氯元素的化合价变化) 、装置、操作
及有关拓展内容
演示实验: 1.氢气在氯气中安静燃烧和混合光照爆炸.
2.红磷在氯气中燃烧.
学生回答: 实验现象(回忆对比氢气和氧气的反应)
教师讲解: 反应原理及有关拓展内容
教师讲解: 1.氯气与水反应的原理,分析氯元素化合价的变化;
2.次氯酸的强氧化性和用途.
演示实验: 次氯酸使色布褪色
思考讨论: 1.氯水与液氯是否为同一物质 有何区别
2.新制氯水与久置氯水在成分上有何区别
3.实验中起漂白作用的是氯气还是次氯酸
(第二节时)
复习引入: 复习氯气与水反应的化学方程式,引入与碱的反应.
教师讲解: 1.氯气与碱反应的原理及拓展;
2.漂白粉的制取与应用等.
小结: 氯气的化学性质及性质活泼的原因.
学生自学: 氯气的用途
教师讲解: 实验室制取氯气的药品,结合药品状态及反应条件,回忆实验室
制取氧气和氢气的装置,启发思考选择装置,根据性质选择集气
和尾气处理装置.
思考讨论: 1.反应物用稀盐酸代替浓盐酸行吗
2.为何用分液漏斗而不用长颈漏斗
3.一套完整的制取气体的装置应包括哪四大部分
4.实验室制取的氯气中会含有少量HCl气体和H2O,为什么
如何除去 应先除什么后除什么 为什么
教师讲解: 氯气的工业制法(氯碱工业)
【板书设计】:
1. 氯气的性质
1. 物理性质
(1)色、味、态: 黄绿色有刺激性气味的气体
(2)密度: 比空气大
(3)水溶性:能溶于水(常温下,1体积水约能溶解2体积氯气)
常压,-34.6 C
(4)易液化: 氯气 液氯
1. 化学性质
(1) 与金属的反应
点燃 点燃
2Na + Cl2 === 2NaCl (白烟) Cu + Cl2 === CuCl2 (棕黄色烟)
点燃
推广： 2Al + 3Cl2 === 2AlCl3 (白烟)
点燃
2Fe + 3Cl2 === 2FeCl3 (棕褐色烟，注意：不生成FeCl2)
CuCl2溶液的颜色随溶液浓度的不同而略有不同。
CuCl2溶液
浓溶液 稀溶液
黄色 黄绿色 绿色 蓝色
(2) 与非金属的反应
点燃
H2 + Cl2 === 2HCl（苍白色火焰，工业制HCl原理）
光照
H2 + Cl2 === 2HCl（爆炸）
点燃
2P + 3Cl2 === 2PCl3 （液体）
三氯化磷 （白色烟雾）
PCl3 + Cl2 === PCl5 （固体）
五氯化磷
燃烧（广义定义）：指任何发热发光的剧烈的化学反应。
（3）与水的反应
氯气溶于水得黄绿色的溶液----氯水。在氯水中有少部分氯分子与水反应，
大部分是以Cl2分子状态存在于水中。
Cl2 + H2O === HCl + HClO (次氯酸)
注意：（1）在新制的氯水中存在的微粒有：H2O、Cl2、H、Cl、HClO、ClO、OH；
久置氯水则几乎是盐酸溶液
①一元弱酸，比H2CO3弱
光
（2）HClO的基本性质 ②不稳定，2HClO === 2HCl + O2↑
③强氧化性；
④漂白、杀菌能力，使色布、品红溶液等褪色，
故氯水可用作自来水消毒。
（4） 与碱的反应
2Cl2 + 2Ca(OH)2 === CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O （制漂白粉）
Cl2 + 2NaOH === NaCl + NaClO + H2O （吸收氯气）
注意：
（1） （1）Cl2与H2O和Cl2 与碱的反应是有密切联系的：
Cl2 + H2O === HCl + HClO
NaOH NaOH
NaCl + H2O NaClO + H2O
结果：Cl2 + 2NaOH === NaCl + NaClO + H2O
但两者又有很大区别：
Cl2 + H2O的反应很不完全，Cl2与H2O可大量共存，
而Cl2 + 2NaOH的反应则快而完全，Cl2与碱不能大量共存。
（1） （2）漂白粉
①制取反应：2Cl2 + 2Ca(OH)2 === CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
②主要成分：CaCl2 、Ca(ClO)2
③有效成分：Ca(ClO)2
④用途：杀菌消毒，漂白
⑤使用方法：与稀酸混合。只有将Ca(ClO)2转化成HClO才能
表现其漂白杀菌作用。
比HClO强的酸(H )
Ca(ClO)2 HClO
Ca(ClO)2 + 2HCl === CaCl2 + 2HClO
Ca(ClO)2 + CO2 + H2O === CaCO3↓ + 2HClO
⑥失效原因及保存方法：
在潮湿的空气中会慢慢变质失效，原因是：
Ca(ClO)2 + CO2 + H2O === CaCO3↓ + 2HClO
光
2HClO === 2HCl + O2↑
所以应置于避光干燥处保存。
小结：
1． 1．是一种很活泼的非金属单质，具有助燃的性质。
1． 2．氯气所发生的化学反应的基本规律是：
得2个电子
Cl2 Cl
它的化学活性是由其原子最外层7个电子（易得电子）的结构决定的。
二.氯气的用途: 重要的化工原料
三.氯气的实验室制法
△
1．药品及原理: MnO2 + 4HCl(浓) === MnCl2 + 2H2O + Cl2↑
2． 2．仪器装置：发生装置---收集装置---吸收装置
3．实验步骤：检密—装药—固定—加热—收集
4．收集方法：向上排空气法 （或排饱和食盐水法）
5．尾气处理：用碱液吸收
四．氯气的工业制法：（氯碱工业）
通 电
2NaCl + 2H2O ==== 2NaOH + H2↑ + Cl2↑
【课后回顾】: 板书可简化一些.
§1—2 氯化氢
【目的要求】: 1.掌握氯化氢的实验室制法，认识反应条件对化学
反应的影响；
2.掌握氯化氢的性质及氯离子的检验方法；
3.掌握有一种反应物过量的计算。
【重、难点】: 1．氯化氢的实验室制法及性质；
2．过量反应的计算。
【教学方法】: 启发思考---实验对比---理解原理及装置；形成规范计算格式
【课时安排】: 第一课时,余下为第二节时。
【教学过程】:
复习引入：氯化氢有什么物理性质（色味态，挥发性，水溶性）
及其水溶液有何化学性质？（酸通性）
演示实验：氯化氢溶于水喷泉实验（讲水溶性时做）
观察思考: 1.产生喷泉现象的原理是什么
(1) (1)为何先挤滴管 (2)水柱为何会上升 (3)水为何会边红
2.此实验说明了氯化氢的什么性质
学生活动：写反应的化学方程式（讲酸通性时）
思考讨论：1初中化学如何制取酸？（盐+酸 新盐+新酸）
碳酸能制取盐酸吗？为什么？
2．制取氯化氢应用什么盐和什么酸？
学生自学：阅读课本11页（练写氯化钾与硫酸的反应）
讲解：温度对产物的影响
思考讨论：对比实验室制取氯气和氯化氢的装置图
1. 1.为何可以用同一套发生装置？该装置适用于什么特点的反应？
归纳所学的制气装置的类型有几种
2.收集装置有何相同与不同之处，为何？
3.用来吸收的药品有什么不同 氯气能用水吸收吗
氯化氢能用碱液吸收吗 为什么
(第二节时)
学生自学: 阅读课本11—12页金属氯化物
演示实验: 盐酸、氯化钠、氯化钾溶液中分别滴入硝酸银溶液和稀硝酸.
总结: 氯离子的检验方法
投影: 例题 (学生计算)
学生自学: 阅读课本13页例题
讲解: 过量计算的方法及解题格式
学生练习: 计算投影片上的习题
提问: 过量计算的题型有何特点 解题规律如何(步骤、关键)
【板书设计】:
一.氯化氢 (HCl)
1.物理性质:
(1)色、味、态: 无色,有刺激性气味的气体
(2)挥发性: 易挥发
(3)水溶性: 易溶于水 (1:500),其水溶液为盐酸
2.盐酸的化学性质: (酸的通性)
3.氯化氢的实验室制法
(1)药品及反应原理:
NaCl + H2SO4 === NaHSO4 + HCl↑ (不加热或微热)
硫酸氢钠
△
NaHSO4 + NaCl === Na2SO4 + HCl↑ (加热到500 C—600 C)
△
总式: 2NaCl + H2SO4 === Na2SO4 + 2HCl↑
(2)装置: 与制氯气的装置相似
(3)收集方法: 向上排空气法
(4)尾气处理: 用水吸收(倒扣漏斗)
二.金属氯化物
1. 1.存在及用途
1. 2.氯离子的检验:
硝酸银溶液和稀硝酸
Cl 白色沉淀
三． 三．反应物中有一种过量时的计算
1.题型特点: 同时给出两种反应物的量
2.解题步骤: 先计算判断谁过量,再用适量的物质的量进行计算.
3.解题关键: 判断谁过量,谁适量
§1—3 卤化物
分类: 离子型金属卤化物: 活泼金属在低价态时: 如: KCl、BaCl2、CaCl2、MgCl2
共价型金属卤化物: 多数高价态金属: 如: 氯化铝、氯化铁、氯化锡等
1. 常见的氢卤酸盐
1. 氢氟酸盐: CaF2(萤石)难溶于水,作溶剂和制HF.
NaF有毒,常用杀灭地下害虫, 少量制防蛀牙膏.
2. 氢氯酸盐: NaCl(食盐)无色晶体,不潮解, 因含有氯化镁、氯化钙等杂质潮解.
用途: 调味、腌制、化工(氯气、烧碱、钠、纯碱)
氯化镁、氯化钙、氯化锌
3. NaBr、KI是获取溴、碘的原料之一.
AgBr对光的敏感性最强.AgI次之,AgCl更次之, AgF则无感光性.
溴化银大量用于感光材料: 照相底片(工作原理)
2AgBr === 2Ag + Br2
AgBr + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr
碘化银: 可用于人工降雨(用火箭或高射炮发射至高空)
1. 常见的卤素含氧化合物
1. 氯的含氧酸和氧化物(都不稳定)
化学式 颜色和状态 性质的某些要点
Cl2O 黄红色气体 易爆炸,溶于水有HClO生成
ClO2 黄红色气体 易爆炸,易溶于水,有消毒作用
Cl2O7 无色油状液体 沸点82℃,溶于冷水,生成高氯酸
HClO 仅存于水溶液、无色 弱酸,具有强氧化性,具有漂白作用,易分解
HClO3 仅存于水溶液、无色 强酸,强氧化性,易分解,不稳定,溶于水,遇有机物爆炸
HClO4 无色液体 最强酸,强氧化性,不稳定(比氯酸稳定),遇有机物易发生爆炸.
2. 酸性: HClO<(HClO2)3. (弱酸) (强酸)(最强酸)
4. 次氯酸钠和氯酸钾
次氯酸钠是最常见的次氯酸盐, 仅存于水溶液里. 不稳定,有强氧化性,用于漂白.
氯酸钾是无色晶体, 有强氧化性, 它与有机物或硫、磷等混合,经撞击或引爆发生爆炸.属于危险品. 无催化剂时热分解如下:
470℃
4KClO3 == 3KClO4 + KCl 有催化剂时分解温度降低, 产物为氧气和氯化钾.
§1—4 卤族元素
【目的要求】: 1．在学习氯的性质的基础上，掌握溴碘氟的重要性质
以及它们一些重要化合物的用途；
2．初步掌握卤素的原子结构及其性质间的关系，并
通过比较初步形成元素自然族的概念；
3．通过卤素性质的比较，培养学生观察分析和根据
现象作出结论的能力。
【重、难点】: 1．卤素的性质与原子结构的关系。
【教学方法】: 以旧知识引导，自学阅读，比较异同，进行归纳
【课时安排】: 第一课时完成物理性质及有关实验和化学性质的相似性，
第二节时完成学性质的递变性及特性和卤素的几种化合物。
【教学过程】:
引言：卤素名称的由来和族的意思。
学生阅读：结合投影思考题阅读课本22-26页内容。
投影：思考题
1． 1．卤素包括哪些元素？（名称 符号 原子结构）
1． 2．看24页表比较卤素单质物理性质的递变规律？
1． 3．溴单质和碘单质在水中和在有机溶剂中的溶解性如何？
1． 4．什么叫萃取？萃取剂应具备什么条件？
1． 5．碘单质具有什么物理特性？
师生活动：边讲解边演示边提问学生边板书，解决以上思考题内容。
1． 1．卤素的原子结构--------讲解
1． 2．卤素单质的物理性质递变-------提问
1． 3．溴和碘单质的溶解性（萃取和萃取的条件）---演示
学生阅读：课本页卤素单质的化学性质
师生活动：以氯气性质引导，边讲解边总结卤素单质的化学相似性。
（1） + 金属 金属氯化物
1．相似性 （2） + H2 HCl 将“氯“改为“卤“
（3） + H2O HCl + HClO “Cl“改为“X”
（4） + OH Cl + ClO
【板书设计】:
1． 一．卤素的原子结构及其单质的物理性质
1.原子结构 2.单质的递变规律
色 状 熔沸点 密度 水溶性
氟 F +9 2 7 浅 气 小 小 大
氯 Cl +17 2 8 7 气
溴 Br +35 2 8 18 7 液
碘 I +53 2 8 18 18 7 深 固 高 大 小
3．溴和碘单质的溶解性
（1） （1）萃取：利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把
溶质从它与另一溶剂所组成的溶液里提取出来的方法。
（1） （2）萃取的条件： ①萃取剂与原溶液不发生反应
②萃取剂与原溶剂互不相溶
③萃取剂比原溶剂的溶解能力强
(3)溴和碘在不同溶剂中所生成溶液（由稀到浓）的颜色变化
溶剂溶质 水 苯 汽 油 四氯化碳
Br2 黄 橙 橙 橙红 橙 橙红 橙 橙红
I2 深黄 褐 淡紫 紫红 淡紫 紫红 紫 深紫
密 度 比 水 轻 比 水 轻 比 水 重
1． 二．卤素单质（X2）的化学性质
（1） + 金属 金属氯化物 氧化性
1．相似性 （2） + H2 HX
（3） + H2O HX + HXO 既有氧化性又有还原性
（4） + OH X + XO （F2除外）
（第二节时）
复习引入：卤素单质有哪些化学相似性？表现了卤素的什么化学性质？
学生阅读：结合思考题阅读课本26-29页内容。
投影：思考题
1． 1．卤素单质的化学性质有哪些递变性？
1． 2．卤素单质氧化性强弱比较，顺序如何？其离子还原性如何？
1． 3．从哪些事实可以说明F2是最活泼的非金属气体（氧化性最强）？
1． 4．碘有何特殊的化学性质？
1． 5．HF、 AgCl、 AgBr、AgI有何特性及应用？
1． 6．Cl 、Br 、I 如何鉴别？
引言：学习卤素单质的化学性质应抓住相似性、递变性和特性。
讲解：从氧化性强弱和置换能力两个方面分析讲解递变性。
（1） + 金属 氧化性：F2 > Cl2 > Br2 > I2
2．递变性 还原性：I > Br > Cl > F
+ H2 稳定性：HF > HCl > HBr > HI
（2）置换能力: Cl2 > Br2 > I2 (F2 除外)
演示实验： ① I2 + 淀粉----介绍碘的特性
KI + 淀粉
② KI溶液 + 氯水 + 淀粉（或CCl4）
KI溶液 + 溴水 + 淀粉（或CCl4）
③ NaBr + 氯水 + CCl4
结论： X2 + 2X= 2X + X2
讨论：非金属的置换和金属的置换反应有没有不同？举例说明。
（非金属置换----夺电子 金属置换----给电子）
提问：从哪些事实可以说明F2的活泼性很强？
小结：F2和I2的特性。
讲解： （1）HF、 AgCl、 AgBr、AgI的特性及应用；
（2）Cl 、Br 、I 的鉴别方法。
【板书设计】:
（1） + 金属 氧化性：F2 > Cl2 > Br2 > I2
2．递变性 还原性：I > Br > Cl > F
+ H2 稳定性：HF > HCl > HBr > HI
（2）置换能力: Cl2 > Br2 > I2 (F2 除外)
（X2 + 2X [陈静莉3] ( F:\china\jianan\" \l "_msocom_3 )[陈静莉4] ( F:\china\jianan\" \l "_msocom_4 )= 2X + X2）
3．特性： （1）F2 ：是最活泼的非金属单质
（2）I2 ：遇淀粉变蓝色
1． 三．卤素的几种化合物
1． 1．HF和CaF2 存在：
制取：CaF2 + H2SO4 == CaSO4 + 2HF↑
性质：4HF + SiO2 == SiF4↑ + 2H2O
用途：
2．AgCl、 AgBr和AgI NaCl
制取：NaBr + AgNO3
NaI 光照
特性：见光分解 2AgBr == 2Ag + Br2
用途：
3．Cl 、Br 、I 的鉴别方法
Cl 白色沉淀
Br + AgNO3 + HNO3 浅黄色沉淀
I 黄色沉淀第六章 硫 硫酸
§1 硫 (1节时)
【目的要求】: 1.了解硫元素在自然界的存在及物理性质
2.掌握硫单质的化学性质
3.了解硫单质的用途
【重、难点】: 硫的化学性质
【教学方法】: 自学了解,实验引导,讨论归纳,练习巩固.
【教学过程】:
引入: 硫是一种重要的非金属元素,其原子结构最外层电子数是6,化学性质
与以前学的氧很相似.它们还有性质相似的几个兄弟硒、碲、钋,统
称为氧族元素.下面我们选硫为代表来研究其性质.
引问: 以前学过哪些含硫元素的物质 硫在自然界的存在情况如何
学生活动: 阅读课本内容,了解硫元素在自然界的存在形式.
演示实验: 硫分别加到水、酒精、二硫化碳中
学生活动: 总结硫的物理性质(教师板书)
演示实验: 1.铜丝插入硫蒸气中
2.还原铁粉与硫粉混合置于石棉网,用灼热玻璃棒引燃.
(实验前后用磁铁吸引证明反应的发生)
投影: [思考讨论]:
1. 反应有何现象 如何用反应式表示反应原理
2. Cu和Fe分别与S和Cl2反应的产物有何不同 为什么
3. Fe与S的反应为何会保持红热
边板书边归纳: 硫的化学性质要点(从硫元素化合价变化角度分析)
小结: 硫单质化学性质的规律
1. 硫是一种非金属性不太强的单质,它与变价金属反应时,一般只能将金属氧化为低价化合物.
2. 硫既有氧化性又有还原性,在反应中表现什么性质,关键看对方:
当遇到氧化能力强的物质,硫表现还原性
当遇到还原能力强的物质,硫表现氧化性
学生活动: 阅读课本内容了解硫的用途(讲黑火药的反应)
【板书设计】: 游离态
一.硫元素在自然界的存在
化合态 硫化物
硫酸盐
二.硫单质的物理性质
1. 淡黄色固体
2. 密度比水大,较脆
3. 溶解性: 水: 不溶
酒精: 微溶
二硫化碳: 易溶
三.硫单质的化学性质
1. 与金属反应 2Cu + S == Cu2S
Fe + S == FeS 0 -2
S S 表现氧化性
2. 与H2反应 H2 + S == H2S
0 +4
3.与O2反应 S + O2 === SO2 S S 表现还原性
[规律]:
1.硫是一种非金属性不太强的单质,它与变价金属反应时,一般只能将金属氧化为低价化合物.
2.硫既有氧化性又有还原性,在反应中表现什么性质,关键看对方:
当遇到氧化能力强的物质,硫表现还原性
当遇到还原能力强的物质,硫表现氧化性
四.硫单质的用途
1. 制硫酸
2. 制农药(石灰硫磺合剂)
3.制黑火药: S + 3C + 2KNO3 == K2S + N2↑ + 3CO2↑
2e 10e
【作业布置】: 课本2、3题
练习：《五分钟精练》 ； 《学习指导》有关内容
【教后记】:
学法上教学生抓住硫元素化合价处于中间价态，可升可降来理解硫的化学性质。
§2 硫的氢化物和氧化物 (2节时)
【目的要求】: 1.使学生掌握硫化氢的性质,了解硫化氢的实验室制法;
2.掌握二氧化硫和三氧化硫的性质和制备的化学反应;
3.了解二氧化硫的用途;
4.了解可逆反应的概念.
【重、难点】: 二氧化硫和硫化氢的性质
【教学方法】: 实验引导,分析反应实质,总结反应规律
【教学过程】: （第一课时）
引入: 让学生闻到硫化氢的味道,这就是硫的氢化物---硫化氢的气味,
硫化氢来源于蛋白质的分解,实验室是如何制得硫化氢气体的
提问: 1.将硫化亚铁放入稀盐酸,能得到什么物质
2.实验室制取硫化氢可用什么装置 为什么 使用该装置有何条件
讲解: 结合上述问题讲解原理(强酸制弱酸)和装置(与制二氧化碳类似)
学生活动: 观察硫化氢气体,结合阅读课本,总结硫化氢的物理性质
(教师评价补充)
演示实验: 1.点燃硫化氢气体,使其充分燃烧和不充分燃烧;
2.与二氧化硫气体混合
3.通入溴水
4.通入石蕊试液
5.通入硫酸铜溶液
师生活动: 教师引导,学生讨论分析:
1. 反应现象及反应原理
2. 上述实验说明硫化氢具有什么化学性质
3. 为什么硫化氢具有这些化学性质,其实质是什么
教师分析讲解:
1. 点燃硫化氢气体,使其充分燃烧 (可燃性)
2. 点燃硫化氢气体,使其不充分燃烧
3.与二氧化硫气体混合(归中反应)
4.通入溴水(还原性)
5.通入石蕊试液(酸通性)
6.通入硫酸铜溶液(酸通性;弱酸制强酸的原因：生成难溶于酸
的沉淀，如PbS、CuS、HgS、Ag2S)
总结归纳: 硫化氢的化学性质:强还原性(因为硫元素处于最低价)
弱酸性(水溶液是弱酸,有酸通性)
【作业布置】: 完成下列化学方程式,是氧化还原反应的标出电子转移
的方向和数目并指出氧化剂和还原剂.
1. 硫化氢完全燃烧
2. 硫化氢不完全燃烧
3. 硫化氢与二氧化硫混合
4. 硫化氢通入碘水
5. 硫化氢通入石蕊试液
6. 硫化氢通入硝酸铜溶液
【板书设计】:
1. 硫化氢(H2S)
实验室制法:
原理: FeS + H2SO4 == FeSO4 + H2S↑
FeS + 2HCl == FeCl2 + H2S↑
装置: 与制氯化氢装置类似
1.物理性质:
(1) 无色、有臭鸡蛋气味的气体
(2) 有毒
(3) 能溶于水： H2S 1:2.6
Cl2 1:2
CO2 1:1
2.化学性质：
实验 现象 原理 性质（实质）
1. 淡蓝色火焰 2H2S + 3O2 == 2SO2 + 2H2O
可燃性 S
2. 黄色固体粉末 2H2S + O2 == S + 2H2O S
S
3. 黄色固体生成 2H2S + SO2 == 3S↓ + 2H2O 表现强还原性
4. 褪色，溶液呈黄白浑浊H2S + Br2 == S↓ + 2HBr
（X2） （2HX）
5. 溶液变红色 H2S == H+ + HS- ; HS- == H+ + S2-
表现酸性
6. 产生黑色沉淀 H2S + CuSO4 == CuS↓ + H2SO4
硫化物溶解性的规律：
K…………………Al Zn…………………Sn Pb……………………Ag
溶于水或不存在 溶于酸不溶于水 不溶于酸也不溶于水
（第二课时）
引问：硫元素有多少种正价？它的氧化物有几种？今天重点学二氧化硫。
引言：二氧化碳的实验室制法利用了碳酸的分解，碳酸来源于碳酸盐与酸
的反应，二氧化硫的制法与之很相似，请问用什么来制取二氧化硫？
反应装置如何？
讲解：二氧化硫的实验室制法：原理（用什么酸较好？硫酸要浓还是稀好？）
装置：与制氯化氢装置类似
师生活动：阅读课本内容，了解二氧化硫的物理性质，归纳回答，教师
评价和板书。
演示实验：1.二氧化硫通入石蕊试液
2.二氧化硫通入溴水
3.二氧化硫通入品红溶液，加热溶液
师生活动: 教师引导,学生讨论分析:
1.反应现象及反应原理
（1）.二氧化硫通入石蕊试液（亚硫酸的酸性，不褪色）
问：什么反应叫可逆反应？判断可逆反应的关键是什么？
二氧化硫是什么氧化物？为什么？什么是酸酐？
（2）.二氧化硫通入溴水（还原性）
问：若通入氯水或碘水能否发生类似反应，为什么？
说明二氧化硫具有什么化学性质？
回忆二氧化硫与硫化氢的反应，二氧化硫表现什么性质？
为什么二氧化硫既有氧化性又有还原性？
（3）.二氧化硫通入品红溶液，加热溶液（漂白性和不稳定性）
问：二氧化硫的漂白性与次氯酸的漂白性相同吗？有何区别？
2.上述实验说明二氧化硫具有哪些化学性质
3.为什么二氧化硫具有这些化学性质,其实质是什么
小结：二氧化硫的化学性质：（1）具有酸性氧化物的性质
（2）既有氧化性又有还原性
（3）有不稳定的漂白性
学生活动：自学阅读课本有关三氧化硫的知识
讲解：教师简单归纳三氧化硫知识要点
小结：硫单质及其化合物的化学性质
硫元素化合价 -2 0 +4 +6
H2S S SO2（H2SO3） SO3（H2SO4）
还原性 既有氧化性又有还原性 氧化性
【作业布置】: 课本3、4题；《指导》第三题
【板书设计】：
2. 二氧化硫（SO2）
1. 物理性质：（1）无色有刺激性气味的气体
（2）有毒
（3）易液化（沸点较高）：气 液
（4）水溶性：较大（1：40）
2. 化学性质：
实验 现象 原理 性质（结论）
1. 由紫变红 SO2 + H2O H2SO3 (可逆反应)
（亚硫酐） 有酸性氧化物性质
SO2 + 2NaOH == Na2SO3 + H2O
2. 褪色 SO2 + Br2 + 2H2O == H2SO4 + 2HBr S S S
(X2) (2HX) 既有氧化性又有还原性
SO2 + 2H2S == 3S↓ + 2H2O （反应中表现什么性质
还要看对方物质的性质）
3. 褪色，加热由变红 与有机色素化合为
不稳定的无色化合物 不稳定的漂白性
硫单质及其化合物的化学性质
硫元素化合价 -2 0 +4 +6
H2S S SO2（H2SO3） SO3（H2SO4）
还原性 既有氧化性又有还原性 氧化性
【教后记】：
1.连续完成性质实验，再分析原理，可避免对教室的污染程度
2.要引导学生思维从化合价的变化分析理解反应的实质
§3 硫酸的工业制法 (2节时)
【目的要求】: 1.使学生掌握接触法制硫酸的化学反应原理，并了解其生产
过程和几个典型设备；
2.认识环境保护的重要性，了解防止污染的初步知识。
【重、难点】: 接触法制造硫酸的化学反应原理
【教学方法】: 自学阅读，流程与原理结合，思考讨论，补充计算
【教学过程】: （第一课时）
引问: 硫在自然界主要以什么形态存在？若用含硫化合物最多的黄铁矿来
制硫酸，从化合价的角度来看，应使其化合价如何变化？为实现该
变化，应加入氧化剂还是还原剂？一步能实现化合价的变化吗？
站在经济角度，应选用什么氧化剂较合理？
教师归纳：从上述问题中得出硫酸工业制法的主要流程
+O2 +O2 +H2O
FeS2 SO2 SO3 H2SO4
(1) (2) (3)
在催化剂表面接触反应，故名“接触法”
学生活动：练习写出三步的化学方程式，是氧化还原反应的标出电子转移
的方向和数目。（教师评价）
学生活动：结合思考题阅读课本了解设备及流程
投影：[思考题]：
1.整个生产有哪几个主要设备？
2.为何矿石要粉碎？
3.为什么炉气要进行净化处理？
4.为何要进行热交换？根据什么原理进行热交换？
5.为什么用浓硫酸吸收而不用水？
师生活动：学生回答以上问题，教师评价归纳
（第二课时）
复习：回顾硫酸工业制法的原理、设备和流程
学生活动：结合思考题阅读课本了解环境保护问题
投影：[思考题]：
1.整个硫酸生产过程，对环境有无污染？表现在那些方面？
2.环境污染主要有哪些？
3.什么是酸雨？有何危害？
4.为何必须加强环保？
5.如何防止环境污染？
师生活动：讨论环保问题
投影：[例题]：
1. 燃烧2吨含FeS280%的黄铁矿，理论上能生产98%的硫酸多少吨？
关系式 FeS2 2H2SO4
120 196
2×80% X×98%
2. 燃烧2吨含硫48%的黄铁矿，理论上能生产98%的硫酸多少吨？
（若还有2%的硫留在炉渣里）
S H2SO4
32 98
2×48%×（1-2%） X×98%
讲解：结合例题讲解利用关系式法解决多步反应的计算
【作业布置】: 课本2、3题
【板书设计】:
1. 接触法制造硫酸的原理和生产流程
生产步骤 原理 主要设备
FeS2
(1) 4FeS2 + 11O2 === 2Fe2O3 + 8SO2 沸腾炉
SO2
(2) 2SO2 + O2 === 2SO3 接触室
SO3
(3) SO3 + H2O === H2SO4 吸收塔
H2SO4
2. 环境保护
三.关系式法在化学计算中的应用
§4 硫酸 硫酸盐 (2节时)
【目的要求】: 1.使学生掌握硫酸的性质，尤其是浓硫酸的特性；
2.掌握硫酸根离子的检验方法；
3.了解硫酸和几种常见硫酸盐的重要用途。
【重、难点】: 浓硫酸的强氧化性和硫酸根离子的检验
【教学方法】: 实验引导，思考讨论，分析原理，归纳实质，常识介绍
【教学过程】:
复习引入: 回忆稀硫酸的性质(酸通性),初中我们学过浓硫酸的哪些性质
稀硫酸和浓硫酸的化学性质相同吗
演示实验: 浓硫酸与蔗糖混合搅拌
提问: 实验说明了浓硫酸具有什么性质 吸水性和脱水性有何区别
这些性质有何应用
讲解: 浓硫酸的吸水性和脱水性及其区别和应用
演示实验: 浓硫酸和铜混合加热,用蓝色石蕊试纸检验气体,反应液加水.
提问: 稀硫酸与铜反应吗 为什么 浓硫酸和铜反应产生了什么物质
说明了浓硫酸的什么性质 为何浓硫酸具有强氧化性？
边讲边板: 浓硫酸的强氧化性: 与许多金属反应(铁、铝则会“钝化”)
与某些非金属单质反应，如：碳
与某些强还原性化合物反应，如：硫化氢
小结： 浓硫酸的化学性质
学生活动：结合思考题，阅读课本有关硫酸盐的内容
投影：[思考题]：
1. 石膏和熟石膏有何不同？如何互变？
2. 皓矾的组成如何？有何性质和用途？
3. 天然硫酸钡叫什么名字？“钡餐”利用其什么原理？
4. 如何检验硫酸根离子？（补充演示实验）
边讲边板：归纳硫酸盐的性质和用途和硫酸根离子的检验
【板书设计】:
1. 硫酸
1. 稀硫酸的性质：-----酸通性
（1） 与指示剂作用 变色 原因：
（2） 硫酸 + 金属 硫酸盐 + 氢气（表现H+的氧化性）H2SO4 = H+ + HSO4-
（3） 硫酸 + 碱性氧化物 硫酸盐 + 水
（4） 硫酸 + 碱 硫酸盐（碱不足则硫酸氢盐） + 水 HSO4- = H+ + SO42-
（5） 硫酸 + 盐 硫酸盐 + 新酸（弱酸或挥发性酸）
2. 浓硫酸的性质：
（1） 物理性质：难挥发
（2） 化学性质：
①吸水性：吸收分子外水分
②脱水性：将分子内氢、氧元素按2：1的原子个数比脱去
与金属反应 Cu + 2H2SO4 == CuSO4 + 2H2O + SO2↑
③强氧化性： （金属 + 浓硫酸 == 硫酸盐 + 水 + 二氧化硫）
与非金属反应 C + 2H2SO4 == CO2↑ + 2H2O + 2SO2↑
S 处于最 S + H2SO4 == SO2↑+ H2O(归中反应)
高价态 与还原性 H2S + H2SO4 == 2H2O + SO2↑+ S↓（适量）
化合物反应 H2S + H2SO4 == 2H2O + SO2↑（H2SO4过量）
H2S + H2SO4 == 2H2O + S↓ （H2S过量）
3. 硫酸的用途：重要化工原料
二.硫酸盐
硫酸盐 特性 用途
硫酸钙 石膏[CaSO42H2O] 2(CaSO42H2O)==2CaSO4H2O+3H2O
CaSO4 熟石膏[2CaSO4H2O] 做模型或绷带
硫酸锌[皓矾：ZnSO47H2O] 防腐性，收敛性 收敛剂；木材防腐
ZnSO4 媒染剂；颜料
硫酸钡[重晶石] 不溶于水，不溶于酸 钡餐；颜料
BaSO4
三. 硫酸根离子的检验
方法： 加入可溶性钡盐和稀硝酸
样品 产生白色沉淀，则含SO42-
§5 氧族元素 (1节时)
【目的要求】: 使学生掌握氧族元素的原子结构与其单质和化合物的性质
递变的关系.
【重、难点】: 氧族元素性质递变规律及其与原子结构的关系
【教学方法】: 自学阅读，思考讨论，归纳要点，对比卤族
【教学过程】:
引言：卤族元素包括哪些元素？为何它们可归为一族？今天我们研究
氧族元素，结合思考题请阅读课文。
投影：[思考题]：
1. 氧族元素包括哪些元素？它们为何归为一族？
2. 氧、硫、硒、碲单质的物理性质和化学性质如何递变？
3. 氧族元素的氢化物、氧化物及其水化物
（1） 通式如何表示？为何能这样表示？
（2） 氢化物的稳定性如何递变？
（3） 氧化物及其水化物的酸性如何递变？
4. 氧族元素性质的同、异跟它们的原子结构有何关系？
5. 氧族元素和卤族元素“对应”的元素化学性质有何异同？
这与它们的原子结构有何关系？
学生活动：阅读课文
师生活动：学生回答上述问题，教师评价补充和板书归纳
小结：通过对比引伸，总结规律，为元素周期律打下基础
重点分析氢化物=氧化物及其水化物的异同
得2个 -2价 H2R
1.最外层电子：6个 失4个 +4价 RO2 H2RO3
失4个 +6价 RO3 H2RO4
得电子能力减弱 氢化物稳定性减弱
2.电子层数：递增 单质氧化性减弱
失电子能力增强 氧化物及其水化物
酸性减弱
氧化性
3.与卤族对应元素比较： 氢化物稳定性 卤族 氧族
（电子层数相同） 氧化物及水化物酸性
【板书设计】:
氧族元素 单质物理性质 元素及其化合物化学性质
名称 符号 原子结构 熔、沸点 密度 单质 氢化物 氧化物及水化物
氧化性 H2R 酸性
氧 O +8 2 6 低 小 强 RO2 H2RO3
弱
硫 S +16 2 8 6 RO3 H2RO4
强 强
硒 Se +34 2 8 18 6
碲 Te +54 2 8 18 18 6 高 大 弱 弱
钋 Po (暂不研究)
得2个 -2价 H2R
*最外层电子：6个 失4个 +4价 RO2 H2RO3
失4个 +6价 RO3 H2RO4
得电子能力减弱 氢化物稳定性减弱
*电子层数：递增 单质氧化性减弱
失电子能力增强 氧化物及其水化物
酸性减弱
氧化性
*与卤族对应元素比较： 氢化物稳定性 卤族 氧族
（电子层数相同） 氧化物及水化物酸性
△
△
△
点燃
点燃
+4
-2
点燃
0
-10℃
+6
+4
0
44e
高温
4e
催化剂
加热
△
△
△
△
+6
△
△
△
△第一章 化学反应及其能量变化
第一节 氧化还原反应
●教学目标
1．在复习四种基本反应类型以及从得氧、失氧角度划分氧化反应和还原反应的基础上，使学生了解化学反应有多种不同的分类方法。各种分类方法由于划分的依据不同而有不同的使用范围。
2．使学生学会用化合价升降及电子转移的观点来理解氧化还原反应，并会利用“双线桥”分析氧化还原反应。
3．使学生了解氧化剂和还原剂。
4．在理解电子得失、氧化和还原的相互依存和相互对立的关系上对学生进行对立统一等辩证唯物主义观点的教育。
●教学重点
用化合价升降和电子转移的观点来理解氧化还原反应。
●教学难点
用化合价升降和电子转移的观点分析氧化还原反应。
●课时安排
共3课时
●教学方法
设疑、启发、讨论、讲解。
●教学过程
★第一课时
［引入］初中所学许多化学反应，从不同角度可将其进行分类，其中有重要的四种基本反应类型，请用四种基本反应类型写出生成CO２的四个化学方程式。
［板书］ 第一章 化学反应及其能量变化
第一节 氧化还原反应
一、化学反应类型
1．基本反应类型
反应类型 举例 表示式
化合反应 C+O2====CO2 A+B====AB
分解反应 CaCO3====CaO+CO2↑ AB====A+B
置换反应 C+CuO====Cu+CO↑ A+BC====AC+B
复分解反应 AgNO3+NaCl====AgCl↓+NaNO3 AB+CD====AD+CB
［讨论］以上反应类型的分类依据是什么
［小结］依据反应物和生成物的类别及种类来区分。
［思考］Fe2O3＋3CO==== 2Fe＋3CO2、CH4＋2O2====CO2＋2H2O两反应属何种基本反应类型
［小结］不属于基本反应类型中的任何一种，说明此种分类方法不能囊括所有化学反应，不能反映所有化学反应的本质。
［过渡］那么Fe2O3＋3CO====2Fe＋3CO2反应属于什么类型呢 (从得失氧角度分析)
［板书］2.氧化还原反应
［讨论］完成下列表格
［板书］
反应类型 得失氧情况 举例
氧化反应 物质得到氧的反应 2Mg+O2====2Mg0
还原反应 物质失去氧的反应 CuO+H2===Cu+H2O
［讨论］从得失氧角度分析，在H2＋CuO====Cu＋H2O反应中CuO失氧发生了还原反应，那么此反应是否属氧化还原反应
［小结］在以上反应中H2====H2O发生了氧化反应，所以从整体上看，上述反应属于氧化还原反应。
［设问］在2Mg＋O2====2MgO反应中，对于镁来说，Mg====MgO的反应是氧化反应，那么有还原反应存在吗
［小结］氧化还原反应同时存在，同时发生，两者既对立，又统一，不能截然分开。因此2Mg+O2====2MgO是氧化反应的说法是片面的。
［设问］究竟如何理解2Mg+O2====2MgO反应中的还原反应
［思考］S＋O2====SO2、2Nａ＋Cｌ2====2NａCｌ、H2＋Cｌ2====2HCｌ三反应是否属于氧化还原反应
［阅读］阅读课本有关反应类型的内容。
［总结］化学反应从不同角度有多种分类方法。各有其适用范围。如四种基本反应类型，它只是依据反应物和生成物的类别、种类对化学反应的一种形式上的分类，并不能包括所有反应，即说它没有反映化学反应的本质。而从得失氧角度划分的氧化还原反应同样不能反映化学反应的本质。如在2Na+Cl2==== 2NaCl反应中无氧的得失，那么氧化还原反应的本质是什么呢 有待于进一步的研究和学习。
［布置作业］预习并思考。
［板书设计］ 第一章 化学反应及其能量变化
第一节 氧化还原反应
一、化学反应类型
1.基本反应类型
反应类型 举例 表示式
化合反应 C+O2====CO2 A+B====AB
分解反应 CaCO3====CaO+CO2↑ AB====A+B
置换反应 C+CuO====Cu+CO↑ A+BC====B+AC
复分解反应 AgNO3+NaCl====AgCl↓+NaNO3 AB+CD====CB+AD
2.氧化还原反应
反应类型 得失氧情况 举例
氧化反应 物质得到氧的反应 2Mg+O2====2Mg0
还原反应 物质失去氧的反应 CuO+H2===Cu+H2O
★第二课时
［引入］“学无止境”，不断的探索和研究是我们永远的追求。下面我们继续研究氧化还原反应。
［讨论］从得失氧角度分析，H2＋CuO===H2O＋Cu是氧化还原反应，那么，在此氧化还原反应前后元素化合价有何变化 它与氧化、还原的关系是什么
［结论］
CuO+H2====Cu+H2O
［练习］2CuO+C====2Cu+CO2↑ H2O＋C====H2＋CO
［板书］二、氧化还原反应
失电子 化合价升高 氧化反应
得电子 化合价降低 还原反应
［归纳］凡有化合价升降的反应就是氧化还原反应。
［投影］
①S＋O2=====SO2
②2Na＋Cl2=====2NaCl 均属氧化还原反应
③H2＋Cl2=====2HCl
［设问］为什么氧化还原反应前后元素化合价会发生变化 其本质原因是什么
［分析］化合价变化的本质是因为电子发生了转移。以上述反应②为例
2Na+Cl2====2NaCl
形成过程：
［小结］形成离子化合物时，某元素原子失电子，则化合价升高，某元素原子得电子，则化合价降低。
再以反应③为例：H2＋Cl2======2HCl
氢气氯气化合时没有发生电子的得失，氢氯两原子通过共用电子对结合成共价化合物的分子由于原子吸引电子的能力有差别，造成共用电子对的偏移，且共用电子对偏向氯原子，偏离氢原子，
被氧化
所以 (对立统一)
被还原
［小结］形成共价化合物时，共用电子对偏离某元素原子，该元素化合价升高被氧化，反之，被还原。
［结论］化合价变化的本质——电子转移(得失或偏移)。
［板书］有电子转移(得失或偏移)的化学反应。
［投影］对氧化还原反应的认识。
氧化反应 还原反应 氧化还原反应
从得失氧角度 物质得氧的反应 物质失氧的反应 得失氧的反应
从元素化合价升降角度 物质所含元素化合价升高的反应 物质所含元素化合价降低的反应 元素化合价有升降的反应
从电子转移角度 失电子（电子对偏离）的反应 得电子（电子对偏向）的反应 有电子转移的反应
［投影］讨论后完成下表：
反应类型 反应实例 是否氧化还原反应 与氧化还原反应的关系
化合反应 3Fe+2O2 ====Fe3O4 是 相关
化合反应 CaO+H2O=====Ca(OH)2 非
分解反应 2H2O=====2H2↑+O2 ↑ 是 相关
分解反应 CaCO3 =====CaO+CO2 ↑ 非
置换反应 Fe+CuSO4 ====Cu+FeSO4 是 从属
复分解反应 NaOH+HCl====NaCl+H2O 非 对立
［板书］氧化还原反应与四种基本反应类型的关系。
［思考］1.么置换反应都属于氧化反应 为什么复分解反应均为非氧化还原反应
2.质参加的化合反应和有单质生成的分解反应全部属于氧化还原反应，试述理由。
［总结］1.氧化还原反应的本质是电子转移(得失或偏移)，表现为元素化合价的升降，不一定有氧的得失。
2.氧化还原反应与四种基本反应类型的关系。
［作业］习题一(1) 习题二① 习题三(3)
［板书设计］二、氧化还原反应
1.氧化还原反应：有电子转移(得失或偏移)的化学反应。
失电子 化合价升高 氧化反应
得电子 化合价降低 还原反应
2.氧化还原反应与四种基本反应类型的关系：
★第三课时
［复习］常言“温故而知新”，请思考以下问题，并对下列反应做出判断：
1.么是氧化还原反应 判断根据是什么
2CuO＋H2=====Cｕ＋H2O
MnO2＋4HCl(浓)======MnCl2＋H2O＋Cl2↑ 属于氧化还原
3NO2＋H2O======2HNO3＋NO 的反应有哪些？
2H2O2======2H2O＋O2↑
CaCO3＋H2O＋CO2====== Ca(HCO3)2
［小结］依据氧化还原反应的特征，即化合价变化来判断化学反应是否属氧化还原反应。
［讲述］在上述氧化还原反应中 ?的实质是失去了电子，被氧化，而CuO Cu的实质是得到了电子，被还原，其中H2为CuO的还原提供了电子，CuO为H2的氧化得到了电子，从而使双方完成氧化还原反应，在这里H2起还原作用称为还原剂，CuO起氧化作用称为氧化剂。
［板书］三、氧化剂和还原剂
1．氧化剂和还原剂
氧化剂——得电子(电子对偏向)的物质
还原剂——失电子(电子对偏离)的物质
［思考］氧化剂和还原剂在氧化还原反应中本身所发生的反应，所含元素化合价变化的情况。
［引导］氧化还原反应的本质是电子的转移，如何在化学方程式上清楚地表示氧化还原反应的过程呢
［板书］2.“双线桥”表示氧化还原反应。(以CuO+H2======Cu+H2O为例)
①双线桥从左指向右连接不同价态的同种元素；
②线上标明电子得失、化合价升降、被氧化、被还原等内容(注意得失电子守恒)。
例
+ ===== +
［投影］用“双线桥”表示下列氧化还原反应，并指出氧化剂和还原剂。
①2H2O=====2H2↑＋O2↑
②2Al+3H2SO4======Al2(SO4)3＋3H2↑
③2KClO3=====2KCl+3O2↑
［设问］除“双线桥”外，有无别的方法可表示氧化还原反应，请同学们加以探讨。
［引导］在所学过的反应中，哪些物质属常见氧化剂，哪些物质属常见还原剂
［分析］在氧化还原反应中：氧化剂得电子价降低，还原剂失电子价升高。
［板书］常见氧化剂：O2、Cl2、浓H2SO4、HNO3、KMnO4等；
常见还原剂：Fe、Mg、Al等金属单质，H2、C、CO等。
［投影］试从化合价角度分析下列粒子的性质。在Fe3＋、Fe2＋、Al3＋、H＋、S、Cl－等粒子中只有氧化性的是_______________，只有还原性的是_______________，兼有的是_______________。
［小结］从元素化合价分析，当粒子中元素化合价处于：最高价——只具氧化性 最低价——只具还原性 中间价——兼有氧化性和还原性。
［引导］同学们能否举出生产、生活中一些常见的氧化还原反应
［板书］3.生产、生活中的氧化还原反应
［总结］本课围绕氧化还原反应的本质——电子的转移，介绍了有关概念，小结如下：
［板书］
反应物 表现性质 变化过程 发生反应 生成物
还原剂 e–氧化剂 还原性氧化性 被氧化被还原 氧化反应还原反应 氧化产物还原产物
［布置作业］课后习题一、二、三。
［补充］分析下列变化过程是氧化还是还原，再填空：
①Fe FeCl2 需加____________剂，如____________
②CuO Cu 需加____________剂，如____________
③HCl Cl2 是____________反应，HCl是____________剂
④HCl H2 是____________反应，HCl是____________剂
⑤Fe3＋ Fe 需加____________剂，Fe3＋具有____________性
［板书设计］三、氧化剂和还原剂
1．氧化剂和还原剂
氧化剂：得电子(电子对偏向)的物质
还原剂：失电子(电子对偏离)的物质
2．“双线桥”表示氧化还原反应
①双线桥从左指向右，连接不同价态的同种元素；
②线上标明电子得失、化合价升降、被氧化、被还原等内容(注意得失电子守恒)。
［小结］常见氧化剂：O2、Cl2、浓HNO3、KMnO4等；
常见还原剂：Fe、Mg、Al等金属单质，H2、C、CO等。
3．生产、生活中的氧化还原反应
反应物 表现性质 变化过程 发生反应 生成物
还原剂 e–氧化剂 还原性氧化性 被氧化被还原 氧化反应还原反应 氧化产物还原产物
［迁移训练］分析下列氧化还原反应，用双线桥表示电子转移的方向和数目，并指出氧化剂和还原剂、氧化产物和还原产物。
①2H2S＋SO2======3S↓＋2H2O
②KClO3＋6HCl======KCl+3Cl2↑＋3H2O
③5NH4NO3======4N2↑＋2HNO3＋9H2O
④4FeS2＋11O2======8SO2＋2Fe2O3 (注意总结规律)
［教学思路］首先复习初中所学化学反应的分类知识，有重要的四种基本反应类型，及从得失氧角度分出的氧化反应和还原反应，然后结合实例说明以上分类知识不够全面，不够本质，从而转入从化合价升降和电子转移角度来认识氧化还原反应。再从电子转移角度介绍氧化剂和还原剂、氧化性和还原性，氧化产物和还原产物等概念。最后举例说明氧化还原反应在社会生产、科技和生活中的广泛应用，从而认识化学知识的实用价值。
第二节 离子反应
★第一课时
●教学目标
1.使学生了解电解质、强电解质和弱电解质的概念。
2.使学生理解离子反应和离子方程式的含义。
3.使学生理解离子反应发生的条件和离子方程式的书写方法。
4.培养学生通过实验探究问题、分析问题、归纳问题的能力。
●教学重点
电解质、强弱电解质、离子反应和离子反应方程式的书写。
●教学难点
离子反应方程式的书写方法。
●课时安排
共2课时
●教学方法
实验、讨论、设疑、讲解等。
●教学准备
电解质溶液导电性实验的仪器和装置。试管、胶头滴管、烧杯、量筒、铁架台、漏斗、玻璃棒、滤纸。
0.1 mol·L－1的HCl、NaOH、NaCl、NH3·H2O、CH3COOH溶液。
1 mol·L－1的BaCl2溶液、CuSO4溶液、AgNO3溶液、稀HNO3。
●教学过程
★第一课时
［引入］回顾化学反应的分类知识。
［投影］
［小结］化学反应从不同的角度可以有不同的分法，今天我们学习离子反应。
［板书］ 第二节 离子反应
［提问］下列物质中哪些能导电 为什么能导电
盐酸、NaOH溶液、NaCl固体、石墨、蔗糖溶液、酒精溶液、K2SO4溶液、Cu。
［小结］①石墨、铜能导电，因为其中有自由移动的电子存在。
②盐酸、NaOH溶液、K2SO4溶液能导电，因为它们的溶液中有自由移动的离子存在。
［追问］在盐酸、NaOH溶液、K2SO4溶液里的自由移动的离子是怎样产生的 可通过什么方法证明溶液中存在离子
［小结］①电离产生，其过程可用电离方程式来表示。
②可通过溶液导电性来检验。
［思考］物质在什么情况下可以电离呢
［板书］一、电解质和非电解质
电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物，如酸、碱、盐等。
非电解质：在水溶液里和熔化状态下都不导电的化合物，如蔗糖、酒精等。
［讲解］电解质、非电解质是根据物质在一定条件下能否导电对化合物的一种分类。
［讨论］下列物质中哪些是电解质
Cu、NaCl固体、NaOH固体、K2SO4溶液、CO2、蔗糖、NaCl溶液、H2O、酒精。
［小结］应注意以下几点：
①电解质应是化合物。而Cu则是单质，K2SO4与NaCl溶液都是混合物。
②电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物。而CO2能导电是因CO2与H2O反应生成了H2CO3，H2CO3能够电离而非CO2本身电离。所以CO2不是电解质。
③酸、碱、盐、水是电解质，蔗糖、酒精为非电解质。
［设问］相同条件下，不同种类的酸、碱、盐溶液的导电能力是否相同
［演示实验1—1］观察：五种电解质溶液的导电性是否相同 并分析结果。
(结果：相同条件下，不同种类的酸、碱、盐溶液的导电能力不相同)
［讲述］电解质溶液导电能力的大小决定于溶液中自由移动的离子的浓度和离子所带电荷数。而当溶液体积、浓度和离子所带的电荷数都相同的情况下，取决于溶液中自由移动离子数目，导电能力强的溶液里的自由移动的离子数目一定比导电能力弱的溶液里的自由移动的离子数目多。
比较以上五种溶液，显然，在CH3COOH、NH3·H2O溶液中的自由移动离子数目较少。
［设问］溶液中自由移动的离子多少跟什么因素有关 (电解质的电离程度)
［板书］二、强电解质和弱电解质
［阅读］
［图示］NaCl、CH3COOH在水中的溶解和电离情况。
［板书］1.强电解质：在水溶液中全部电离成离子的电解质。如NaCl、NaOH等(写出电离方程式)
2.弱电解质：在水溶液中只一部分电离成离子的电解质。如NH3·H2O、CH3COOH等。
3.强弱电解质的区别。
［投影］强弱电解质的比较
(讨论后填表)
强电解质 弱电解质
电离程度 完全 部分
溶液里粒子 水合离子 分子、水合离子
同条件下导电性 强 弱
物质类别 强碱、强酸、大多数盐 弱碱、弱酸、水
化合物类型 离子化合物、某此共价化合物 某些共价化合物
［讨论］BaSO4、CaCO3、AgCl等难溶于水的盐是否属电解质 CH3COOH易溶，是否属强电解质
［小结］BａSO4、CaCO3、AgCl虽然难溶，但溶解的极少部分却是完全电离，所以它们为强电解质H3COOH体易溶于水，但它却不能完全电离，所以属弱电解质。因此，电解质的强弱跟其溶解度无必然联系，本质区别在于它们在水溶液中的电离程度。
［思考］利用溶液导电性装置进行实验，向盛有稀H2SO4的烧杯中逐滴加入Bａ(OH)2溶液，能观察到什么现象 加以解释，写出有关的反应方程
［分析］随着Bａ(OH)2溶液的逐滴加入，灯泡将会由亮 渐暗 熄灭 渐亮，反应为：Bａ(OH)2＋H2SO4=====BａSO4↓＋2H2O，随着反应的进行，离子浓度将会怎样变化呢
［投影总结］
［布置作业］复习、预习
［板书设计］ 第二节 离子反应
一、电解质和非电解质
1．电解质：在水溶液里或熔化状态下能导电的化合物。如酸、碱、盐等。
2．非电解质：在水溶液里和熔化状态下都不导电的化合物。如蔗糖、酒精等。
二、强电解质和弱电解质
1．强电解质：在水溶液中全部电离成离子的电解质。如NaCl、NaOH等。
2．弱电解质：在水溶液中只一部分电离成离子的电解质。如NH3·H2O、CH3COOH等。
3．强弱电解质的区别。
［探讨］弱电解质溶于水的电离方程式如何表示
★第二课时
［复习提问、投影］
在下列物质中：①CH3COOH ②HCｌ ③NａOH ④Cu(OH)2 ⑤AgCl ⑥Nａ2CO3 ⑦C2H5OH ⑧H2O ⑨SO2⑩Fe
1．属于强电解质的是____________
2．属于弱电解质的是____________
3．属于非电解质的是____________
4．溶液中主要以离子形式存在的是____________
［小结］电解质和非电解质是据化合物在溶于水或受热熔化时能否电离来划分的，能否导电只是能否电离的表现形式。强电解质和弱电解质是根据电解质在水溶液中电离程度来划分的，与物质的溶解性无必然联系。
［引入］因电解质溶于水可电离成为离子，所以电解质在溶液里所起的反应实质上是离子间的反应。
［板书］三、离子反应
1．离子反应：有离子参加的反应。
［演示实验1—2并投影］填写实验报告：
［设问］1.BaCl2溶液能与CuSO4溶液反应而NaCl溶液却不能，试分析原因。
2.在实验“2”的滤液中存在大量的Cl－和 Cu2＋，能否用实验证明 请简单设计。
［分析］上述实验“2”与“3”的反应本质：
②BaCl2溶液与CuSO4溶液混合
反应本质：Bａ2＋＋SO2－4=====BａSO4↓
③CｕCｌ2溶液与AｇNO3溶液混合
反应本质：Aｇ＋＋Cl－=====AgCl↓
［小结］上述用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子叫做离子方程式。
［板书］2.离子方程式
3.离子方程式的书写：“写、拆、删、查”四个步骤。
［讲解］①“写”，例：BaCl2＋CuSO4=====BaSO4↓＋CuCl2
②“拆”，Ba2＋＋2Cl－＋Cu2＋＋SO2－4=====BaSO4↓＋Cu2＋＋2Cl－
注意：易溶于水且易电离的物质写成离子形式，其他物质写化学式。如单质、沉淀、气体、难电离物质、氧化物等。
③“删”，删去两边没反应的离子，即为：Ba2＋＋SO2－4=====BaSO4↓
④“查”，检查方程式两边各元素、原子个数和电荷数是否守恒。
［思考］你认为在书写离子方程式的四步中，哪一步最困难，需多留意
［小结］四步中，“写”是基础，“拆”是关键，“删”是途径，“查”是保证。
既然拆是关键，拆时应注意作出准确判断，易溶、易电离物质应拆，难溶、难电离物质仍写化学式。
［练习］完成下列反应的离子方程式(分三组)。
①HCl＋NaOH ②H2SO4＋KOH ③HNO3＋Ba(OH)2
［小结］三个反应的离子方程式均为：H＋＋OH－====H2O，这说明该离子方程式可以表示不同物质间的相互反应。
［板书］4.离子方程式的意义
［讲解］不仅可表示一定物质间的反应，而且可表示所有同一类型的反应，如上述三个中和反应。离子方程式H＋＋OH－=====H2O表示了反应的本质。
［设问］是否所有的中和反应的离子方程式都可表示为：H＋＋OH－=====H2O
［投影］完成下列反应的离子方程式(分三组)：
①Cu(OH)2＋HCl ②CH3COOH＋KOH ③Ba(OH)2＋H2SO4
［讲述］上述三个反应的离子方程式分别为：
Cｕ（OH）2＋2H＋=====Cｕ2＋＋2H2O ［Cu(OH)2——难溶碱］
CH3COOH＋OH－=====CH3COO－＋H2O （CH3COOH——难电离物）
Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO=====BaSO4↓＋2H2O
［引导］通过上述比较可知，H＋＋OH－=====H2O这一离子方程式表示的是什么样的中和反应
［小结］强酸＋强碱 可溶性盐＋水的反应的本质为H＋＋OH－=====H2O
［提问］上述离子反应发生后，溶液中各离子的数目有何变化 (总有离子的减少)
［归纳］离子反应的实质就是通过反应使某些离子的数目明显减少的过程。
［讨论］哪些因素可以使离子数目明显减少
［板书］5.离子反应发生的条件：生成难溶物、难电离物质或挥发性物质。
［思考 ］Fｅ＋CｕSO4反应的本质是什么 用离子方程式表示。(Fｅ＋Cｕ2＋=====Fｅ2＋＋Cｕ)
［小结］反应后Cｕ2＋明显减少或者反应完。因此，溶液中进行的氧化还原反应也是离子反应。
［总结］本节学习了离子反应及其表示形式，离子方程式的书写、意义，还有离子反应发生的条件，其中离子方程式的书写是一难点，又是重要的化学用语，能够正确书写离子方程式，将为化学学习带来众多方便。希望同学们多练。
［布置作业］1.用离子方程式表示检验碳酸盐的化学反应原理。
2.课后习题
［板书设计］三、离子反应
1.离子反应：有离子参加的反应。
2.离子方程式
3.离子方程式的书写：“写、拆、删、查”四个步骤
4.离子方程式的意义
5.离子反应发生的条件：生成难溶物、难电离物或易挥发性物。
［教学设计说明］本节概念多且抽象难懂，重点是离子反应，而电解质、强弱电解质的概念又是研究离子反应的基础，为了顺利有效地完成教学目标，本节课设计突出了以下几点：
1.遵循由感性 实践的认知规律，在教学中注重实验，通过对实验现象的观察、分析形成理论，运用理论知识去解决实际问题，从而进一步理解概念。
2.教学方法上采用多演示，多启发，多对比，多讨论，讲练结合。
①多演示：通过实验强化实验的功能，提高学生观察分析问题的能力。
②多启发：提出富有启发性的问题，以激发学生积极思考，培养其思维能力。
③多对比：如电解质与非电解质，强弱电解质，不同的中和反应等都进行了对比，以加深学生对概念的理解和掌握。
④多讨论：通过讨论可以促进学生之间的交流与合作，充分发挥学生的主观能动性，使学习变被动为主动。
⑤多训练：教学中及时安排针对性练习，以巩固和强化所学知识，提高学习效率。
3.教学中有意设计一些发散性和探讨性的问题。如：如何用实验证明溶液的Cｌ－和Cｕ2＋ 弱电解质的电离方程式怎样写 其目的是为了加强知识的综合运用能力，培养敢于探索的学习精神。
第三节 化学反应中的能量变化
引入]在本章的开头，我们已经知道了火在人类文明的发展中起了很重要的作用。中国猿人是最早使用火的人类，首先是利用火山爆发、陨石落地、雷电等产生的野火，有了火就可以来烧制陶器，促进了文明的发展。我们知道火就是从化学反应中获得的。另外，化学反应的特征不仅有新的物质生成，还伴随着能量的变化。而对于有些反应我们利用的恰恰是反应产生的能量，如：燃烧木碳来取暖，用氢氧焰来焊接金属等等。因此，研究化学反应及其能量变化对我们来说是有很重要的意义的。
[板书] 第三节 化学反应中的能量变化
一．化学反应中的能量变化
[引导]为了研究化学反应中的能量变化，我们先来看两个实验。
[演示]实验1-3、实验1-4。注意让学生感觉一下温度的变化。
[板书]1. 化学反应与能量:
[讲解]化学反应通常伴随着热量的变化，分为放热反应和吸热反应。放热反应如木碳、氢气、甲烷等在氧气中的燃烧反应等；吸热反应如Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应及灼热的碳与二氧化碳的反应等。
[板书]2. 放热反应和吸热反应:
[引发]那么，化学反应为什么有些是放热反应，有些是吸热反应呢？
[板书]3.能量守恒及其应用:
[讲解]结合能量守恒定律和课本上的图1-17,讲解放热反应和吸热反应的原理.
[举例]合成氨工业里,氢气与此同时氮气的化合是放热反应,放出的热量如不及时被带走,会造成催化剂变质等不良后果,甚至会引起爆炸;而制原料气水煤气是却要吸收大量的热,热量不足就不能顺利进行.因此,可以进行热量的交换,使能量能够充分的利用.
[引发]既然能量对于我们如此重要,我们就来看看燃料的燃烧问题.
[板书]二. 燃料的充分燃烧:
1. 燃料的现状:
[讲解]通过讲解,使学生认识到煤、石油、天然气等都属于化石燃料，是非再生能源，用一点就会少一点，只有让其充分的燃烧，才能够节约能源。这正如我们的学习,每天的学习时间是有限的,只有充分利用时间,提高学习效率,才是提高成绩的有效途经.
[板书]2.充分燃烧:
(1) 条件: 见板书P20页
提高燃烧效率
(2) 如何改进
减少大气污染
[与学生讨论]提高燃烧效率的具体途经和减少大气污染的方法.
[启发]即使燃料得到了充分的利用,也总有一天会枯竭的.因此,开发新能源对于我们也是迫在眉睫的.如氢能源、太阳能、核能等。
[板书]3.开发新能源:
[作业]课后习题, 《同步训练》第三节, 阅读课后资料和阅读材料.
[板书设计]
第三节 化学反应中的能量变化
一．化学反应中的能量变化 2.充分燃烧:
1. 化学反应与能量: (1)条件: 见板书P20页
2. 放热反应和吸热反应: 提高燃烧效率
3.能量守恒及其应用: (2)如何改进
二. 燃料的充分燃烧: 减少大气污染
1.燃料的现状: 3.开发新能源:
高温
△
通电
得2e– ,化合价降低，被还原
△
失2e– ,化合价升高，被氧化
△
△
△
高温
通电
点燃
点燃
点燃
点燃
点燃
点燃
高温
高温
化合价降低，被还原
↑
0
+2
0
+1
↓
化合价升高，被氧化
↓
△
↓
点燃
高温
高温
高温
点燃
点燃
点燃
点燃
点燃
点燃
点燃
得氧
得氧
↓
△
△
↓
点燃
高温
高温
点燃
高温
高温
高温第三章 物质的量
§1 摩尔
【目的要求】: 1.使学生初步理解摩尔的意义，了解物质的微粒数、
物质的质量、摩尔质量之间的关系，了解摩尔质量与
式量的联系与区别，并能较熟练地进行摩尔质量的计算。
2.了解引进摩尔这一单位的重要性和必要性，
懂得阿伏加德罗常数的涵义。
3.培养学生演绎推理、归纳推理和运用化学知识
进行计算的能力。
【重、难点】: 1．对摩尔概念的内涵的理解；
2．运用摩尔进行有关计算。
【教学方法】: 实例引入，逐步抽象，揭示实质，清晰脉络关系，结合练习。
【课时安排】:第一节时重点完成摩尔有关概念及内涵；
第二节时解决有关的计算。
【教学过程】: 点燃
引入：问学生反应 C + O2 === CO2 所表达的意义
一个碳原子 一个氧分子 一个二氧化碳分子 ------------微观粒子
（1）在实验室里，拿一个原子和一个分子反应，容易做到吗？一般用质量
是否： 1克 1克 2克 呢？
反应是按比例： 12克 32克 44克 --------宏观质量
（2） 怎样知道一定质量的物质里含有多少微粒？
（3） 微观粒子和宏观质量之间有什么联系？科学家统一确定了一个新的
物理量-----物质的量，它将微粒与质量联系起来了。
投影： 物 理 量 单 位 符 号
长 度 米 m
质 量 千克 Kg
时 间 秒 s
电 流 安培 A
热力学温度 开尔文 K
发光强度 坎德拉 cd
物质的量 摩尔 mol
学生阅读：采用多大的集体作为物质的量的单位呢？请看书本33页
第二自然段。
分析讲解：
阿氏常数 为什么要定12克---数值与原子量同
12克 C-12
6．02×1023 学生计算得出NA--- 12/1．997×10-26
阿氏常数（精确值）与6．02×1023 （近似值）的关系就象π与3．14一样。
使用时应注意： 1摩尔碳原子含有6．02×1023 个碳原子
每摩尔碳原子含有阿伏加德罗常数个碳原子。
学生朗读：摩尔的概念
展示样品：1摩尔碳；1摩尔水；1摩尔硫酸
分析讲解：理解摩尔概念应明确以下几个问题
一． 一． 物质的量：表示物质微粒集体的物理量。
比喻：一打---12个；一令纸---500张；一盒粉笔---50支
12克碳原子有6．02×1023 个，作为一堆，称为1摩尔
有多大？
6．02×1023 粒米全球60亿人每人每天吃一斤，要吃14万年。
二．摩尔（mol）：物质的量的单位。
它包含两方面的含义：
1．微粒：（1）个数-----阿伏加德罗常数个（约6．02×1023 个）
举例：1摩尔氢原子含有6．02×1023个氢原子
1摩尔氧分子含有6．02×1023个氧分子
（1摩尔氧分子含有2×6．02×1023个氧原子）
比喻：一打人有12个，每人有两只手，所以有两打手共24只
（2）对象：微粒----- 分子、原子、离子、原子团
质子、中子、电子、原子核
这样说法对吗？ 1摩尔人；1摩尔米；1摩尔细菌
1摩尔氧中含有NA个氧原子
问： 1摩尔氯中含有多少个微粒？
注意：一般说多少摩尔物质，指的是构成该物质的微粒。
（如： 1摩尔水，指水分子而不指水分子中的原子；
1摩尔铁，指铁原子。）
2．质量：（1）数值-----与该物质的式量（或原子量）相等
以上结论从碳可以推出：
C O 试推：1摩尔铁
1个 1个 1摩尔硫酸
NA个 NA个 1摩尔钠离子
1摩尔 1摩尔
12克 16克
（2）摩尔质量：
概念：1摩尔物质的质量。
单位：克/摩
注意说法的不同： 1摩尔水的质量是18克
（可作为问题问学生） 水的摩尔质量是18克/摩
【板书设计】:
一．摩尔
1．物质的量：表示物质微粒集体的物理量。
2．摩尔（mol）：物质的量的单位。
物质的量
微粒 质量
（1）个数：阿伏加德罗常数个 （1）数值上与该物质的式量
（约6．02×1023个） （或原子量）相等
（2）对象：微粒 （2）摩尔质量：
（ 分子、原子、离子、原子团 概念：1摩尔物质的质量。
质子、中子、电子、原子核） 单位：克/摩
(第二节时)
复习：摩尔和摩尔质量的概念。
学生阅读：课本例题1—例题3，找出已知量和要求的量及其换算关系。
提问：质量与物质的量之间的换算应抓住什么？
物质的量与微粒之间的换算应抓住什么？
质量与微粒之间的换算应抓住什么？
讲解：同种物质的质量、物质的量和微粒之间的换算方法，
引导学生找到解决任意两者之间换算的“钥匙”。
×M ×NA
质 量 物质的量 微 粒
m ÷M n ÷NA N
“钥匙”： M---摩尔质量 NA---阿伏加德罗常数
课堂练习：填表
物质的质量 （克） 物质的量 （摩尔） 微粒 （个）
36克水分子
280克铁原子
3．4克氢氧根离子
2摩尔硫酸分子
0．8摩尔镁原子
5摩尔钠离子
3．01×1023个氧分子
1．204×1024个铜原子
6．02×1024个铵根离子
提问：若在不同的物质间进行换算，又怎样计算呢？
首先应解决同种微粒中更小微粒的计算问题。
投影：[例题4]
4．9克硫酸里有：（1）多少个硫酸分子？
（2）多少摩尔氢原子？多少摩尔原子？
（3）多少个氧原子？
（4）多少个质子？
师生活动：学生回答，教师启发分析得出结论。
结论：抓住物质的分子组成
投影：[例题5]
与4．4克二氧化碳
（1）含有相同分子数的水的质量是多少？
（2）含有相同原子数的一氧化碳有多少个分子？
师生活动：学生回答，教师启发分析得出结论。
结论：微粒数相同即物质的量相同
投影：[例题6]
含相同分子数的SO2和SO3的质量比是 ，摩尔质量比是
，物质的量之比是 ，含氧原子个数比是
硫原子个数比是 。
师生活动：学生回答，教师启发分析得出结论。
结论：微粒数之比 == 物质的量之比
课堂练习：课本40页第1题（学生回答答案，教师评价）
师生活动：问：反应 C + O2 == CO2 的微观意义是什么？
答： 1个原子 1个分子 1个分子
问：同时扩大NA倍，恰好是多少？
答： 1mol 1mol 1mol
问：你从中得到什么结论？
答：反应方程式的系数比 == 物质的量之比 == 微粒数之比
讲：利用这个结论可以进行有关化学方程式的计算。
投影：[例题7]
6．5克锌和足量的硫酸反应，
（1）能生成多少摩尔氢气？
（2）能生成多少克氢气？
（3）产生多少个氢分子？多少个氢原子？
学生活动：一人做在黑板上，其他人在草稿上做。
讲解：解题方法和格式以及注意事项
方法一： 6.5g÷65g/mol == 0.1mol
Zn + H2SO4 == ZnSO4 + H2 ---------- H2 H
1mol 1mol 2 2mol
0.1mol X = 0.1mol Y=0.2克 Z=0.2NA个
方法二：
Zn + H2SO4 == ZnSO4 + H2 上下单位统一
65g 1mol
6.5g X = 0.1mol 左右关系对应
【板书设计】:
二．同种物质的质量、物质的量和微粒数之间的换算。
×M ×NA
质 量 物质的量 微 粒
m ÷M n ÷NA N
“钥匙”： M---摩尔质量 NA---阿伏加德罗常数
三．不同种物质的质量、物质的量和微粒之间的换算。
微粒数之比 == 物质的量之比
四．有关化学方程式的计算。
1． 1．化学方程式系数比 == 物质的量之比 == 微粒数之比
2．只要上下单位一致，左右关系对应，则可列比例式计算
【教后记】:
1.应加强不同物质之间的质量、物质的量和微粒之间的换算规律的讲解和练习
如：《学习指导》 页第 题和 页第 题。
2.对“上下单位统一，左右关系对应”的理解应设计一道例题，同时包含有
物质的量、质量、微粒数的计算，使学生看到其优点。
§2 气体摩尔体积
【目的要求】: 1.使学生正确理解和掌握气体摩尔体积的概念，
学会有关气体摩尔体积的计算。
2.通过气体摩尔体积及其有关计算的教学，培养学生
分析推理、解题归纳的能力。
【重、难点】: 气体摩尔体积的概念以及有关的计算。
【教学方法】: 实例引入，计算导出体积，揭示实质，强调概念要点
形成计算网络。
【课时安排】:第一节时重点完成气体摩尔体积的有关概念和内涵及基础计算；
第二节时解决有关阿伏加德罗定律的导出和推论。
【教具】: 固体和液体体积样品；气体摩尔体积模型；投影片。
【教学过程】:
复习引入：复习1摩尔物质包含的微粒的属性和质量的属性；
问：1摩尔物质有无体积的属性？
学生活动：1 请计算课本 <第一节 摩尔> 的习题5，
1．计算1mol水和1mol硫酸的体积：
（ 密度：水---1 g/㎝ 硫酸---1.83 g/㎝ ）
2．计算标准状况下，1mol O2 、H2 、CO2和空气的体积
（空气：M=29 g/㎝ ρ=1.29 g/L）
提问：1从上面的计算，你得到什么结论？
2．为什么1mol固体或液体的体积各不相同，
而气体的体积却大约都相等呢？（学生讨论）
（1）决定物质的体积大小的因素有哪些？
（2）决定1mol物质的体积大小的因素有什么不同？
（3）决定1mol固体或液体物质的体积大小的因素主要有哪些？
（4）决定1mol气体物质的体积大小的因素主要有哪些？
分析讲解：以篮球和乒乓球为例子，逐步分析影响物质体积的因素。
（1） 决定物质的体积大小的因素
（2） 决定1mol物质的体积大小的因素
（3） 决定1mol固体或液体物质的体积主要因素
（4） 决定1mol气体物质的体积的主要因素
主要决定于
1mol固体或液体的体积
微粒的大小
决定于 决定于
1mol物质的体积 体积 微粒的多少
微粒间的距离
1mol气体物质的体积
主要决定于
讲述：标准状况下，1mol任何气体（纯净的和不纯净）的体积约为22.4L。
这个体积叫做气体摩尔体积。单位：L/ mol。应注意：
前提条件： 标准状况（0℃ 1.01×105 Pa ；1mol）
对象： 任何气体（纯净或不纯净）
结论： 约22.4L
投影： [练习] 下列说法是否正确，为什么？
1．1mol氢气的体积约为22.4L 。
2．标准状况下，1mol水的体积约22.4L。
3．20℃时，1mol氧气的体积约22.4L。
4．2×105 Pa时，1mol氮气的体积小于22.4L
引问：我们已经找到了物质的质量、物质的量和微粒数之间换算的“钥匙”
那么，物质的量和气体摩尔体积之间又有什么关系呢？
×M ×NA
质 量 物质的量 微 粒
m ÷M n ÷NA N
有 × ÷
联 22.4 L/ mol 22.4 L/ mol
系
吗？
气体的体积
（标准状况下）
学生活动：阅读课本例题1-例题3，分别提出以下问题：
[例题1]：生成的氢气中含氢分子多少个？
[例题2]：需要盐酸多少克？生成溶液中含多少个氯离子？
[例题3]：从该题中你得到什么启示？
你认为解决物质的质量、物质的量、微粒数和标准状况下气体
体积之间的计算应抓住什么？
【板书设计】:
一．气体摩尔体积
主要决定于
1mol固体或液体的体积
微粒的大小
决定于 决定于
1mol物质的体积 体积 微粒的多少
微粒间的距离
1mol气体物质的体积
主要决定于
标准状况下，1mol任何气体（纯净的或不纯净）的体积约为22.4L。
这个体积叫做气体摩尔体积。单位：L/ mol。
应注意 前提条件： 标准状况（0℃ 1.01×105 Pa ；1mol）
对象： 任何气体（纯净或不纯净）
结论： 约22.4L
（第二节时）
复习引入：什么叫气体摩尔体积？为什么标准状况下，1mol任何气体
（纯净的或不纯净）的体积大约相同？
气体分子间的间距有何特点？
讲解：气体分子间的间距有何特点
（1） （1）受温度和压强的影响
（1） （2）分子间距离比分子直径大
（1） （3）与分子的种类无关（相同条件下，间距几乎相同）
师生活动：讨论以下情况并从中得出结论
温度 压强 物质的量 微粒数 体积
对A气体 0℃ 1.01×105 Pa 1mol NA 22.4L
对B气体 ？ 1.01×105 Pa 1mol NA 22.4L
20℃ 1.01×105 Pa 1mol NA >22.4L
对C气体 20℃ 1.01×105 Pa 1mol NA VB=VC
对任何 相同 相同 ？ 相同
气体
若 相同 相同 相同 ？
？ 相同 相同 相同
相同 ？ 相同 相同
结论：1．在同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同的分子数
阿伏加德罗定律
2．气体摩尔体积是阿伏加德罗定律的一个特例
推论一：在同温同压下，任何气体的体积之比 == 物质的量之比
学生回答：1.为什么推论一成立？（教师评价归纳）
2.若是气体间的反应，其配平系数与体积有关吗？
此时推论一是否仍然成立？
提问：如何求标准状况下H2和O2的密度比？
师生活动： ρH2 = ---------- ρO2 = ----------
ρH2 M H2 任何气体 ρ1 M1
（相对密度） D = ----- = ----- D = ---- = ----
ρO2 M O2 ρ2 M2
推论二：同温同压下，任何气体的密度之比 == 摩尔质量之比（即式量之比）
投影：[例题] 某有机气体A对氧气的相对密度为0.5，求A的式量是多少？
若已知该气体只含有碳和氢两种元素，试推测其化学式。
A气体对空气的相对密度是多少？
（学生回答解题思路，教师总结）
学生阅读：课本例题1—例题3，思考解题思路方法
提问学生：回答课本例题1—例题3的解题思路，总结解题方法。
归纳讲解：有关气体摩尔体积的计算的解题方法并形成网络
×M ×NA
质 量 物质的量 微 粒
m ÷M n ÷NA N
×22.4 ÷22.4
气体的体积
（标况下）
练习：1. 标准状况下，4.4克二氧化碳与多少克氧气所占的体积相同？
2.标准状况下，CO和CO2的混合气体质量为10克，体积是6.72升，
求：CO和CO2的体积和质量各是多少？
师生活动：学生回答解题思路，教师总结并介绍练习2的解法二
-----平均分子量的十字交叉法
10÷（6.72÷22.4）= 33.3
CO 28 10.7 2
33.3 ----- = -----
CO2 44 5.3 1
CO和CO2的物质的量之比为：2：1
作业布置：1.A对空气的相对密度为0.966，求：（1）该气体的式量
（2）该气体在标准状况下的密度。
2.某CH4和O2的混合气体在标准状况下密度为1克/升，求：
混合气体中CH4和O2的分子数之比。
【板书设计】：
气体分子间的间距的特点：
（1）受温度和压强的影响
（2）分子间距离比分子直径大
（3）与分子的种类无关（相同条件下，间距几乎相同）
二．阿伏加德罗定律
定律：同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同的分子数。
推论一：在同温同压下，任何气体的体积之比 == 物质的量之比
推论二：同温同压下，任何气体的密度之比 == 摩尔质量之比
（相对密度） （即式量之比）
【教后记】:
本节教学比较成功，能抓住难重点突破，对计算规律的推导和运用比较落实。
§3 物质的量浓度
【目的要求】: 1.使学生正确理解和掌握物质的量浓度的概念，
学会有关物质的量浓度的计算。
2.通过物质的量浓度及其有关计算的教学，培养学生
分析推理、解题归纳的能力。
3．学会配制一定物质的量浓度的溶液。
【重、难点】: 物质的量浓度的概念以及有关的计算。
【教学方法】: 旧知识引入，揭示实质，对比异同，示例及练习
形成计算网络。
【课时安排】:第一节时重点完成物质的量浓度的有关概念和溶液的配制；
第二、三节时解决有关物质的量浓度的计算。
【教具】: 配制一定物质的量浓度溶液的仪器一套；投影片。
【教学过程】:
引言：化学实验接触较多的是溶液，我们不但要了解溶液的成分，还要了
解定量的问题。什么是浓度？（一定量溶液中含溶质的量）初中我
们学过什么表示溶液浓度的方法？这种方法表示浓度有何不方便？
（称没有量方便；不容易知道一定体积的溶液在化学反应中溶质的
质量）
提问：1.什么是物质的量浓度？（看书49页）
2.这种浓度的表示方法有何特点？
投影：物质的量浓度的内涵
1. 1.是一种表示溶液组成的物理量。
1. 2.溶质以若干摩尔表示 当溶液为一升时，
溶液以一升表示 含溶质多少摩尔
1. 3.所表示的溶质与溶液并不是实际的数值，而是两者的相对比值。
演示实验：从10L某溶液中倒出1L， 比喻：厨师要知道汤的味道，
再倒出1mL，（问：浓度有何变化？） 只需舀一勺尝试即可
讨论：比较物质的量浓度与溶质的质量分数有何异同？
提问：学生回答讨论结果
投影： 溶质的质量分数 物质的量浓度
异：1. 溶质： 以质量表示 以物质的量表示
溶液： 以质量表示 以体积表示
2. 单位： 1 摩/升
同： 都表示溶质和溶液的相对比值
提问：如何配制一定物质的量浓度的溶液？
讲解：以配制0.05mol/L的溶液250mL为例，讲解有关仪器和步骤以及注
意事项。
【板书设计】：
一．物质的量浓度
1.概念：P49 溶质的物质的量（mol）
物质的量浓度 (C) = ----------------------
溶液的体积(L)
2.内涵： 1.是一种表示溶液组成的物理量。
2.溶质以若干摩尔表示 当溶液为一升时，
溶液以一升表示 含溶质多少摩尔
3.所表示的溶质与溶液并不是实际的数值，而是两者的相对比值。
3.与溶质的质量分数的关系：
溶质的质量分数 物质的量浓度
异：1. 溶质： 以质量表示 以物质的量表示
溶液： 以质量表示 以体积表示
2. 单位： 1 摩/升
同： 都表示溶质和溶液的相对比值
二．配制一定物质的量浓度的溶液
1.仪器：容量瓶、天平、烧杯、玻璃棒、胶头滴管
2.过程：
（1）准备工作：检漏
（2）操作步骤：计算—称量—溶解—转移—洗涤—定容—摇匀
（3）结束工作：存放，整理清洗
（第二节时）
复习引入：什么是物质的量浓度？今天讲有关的计算。
学生活动：看课本例题1和例题2，分析已知和所求
教师总结：该题型的特点和解题思路方法。
练习：课本53页第二题的（2）和（4）；第三题的（3）
例题： 浓度为1mol/L的酒精（难电离）和硫酸铝溶液（完全电离）
各1L，求它们溶液中含溶质微粒各是多少？
讲解：[规律] （1）难电离的溶质-----以分子形式存在于溶液
（2）完全电离的溶质------以离子形式存在于溶液
（离子的数目要看物质的组成）
学生回答：解决上述例题的思路方法
教师归纳：有关溶液中溶质微粒数的计算
练习： 1. 0.5 mol /L的下列溶液500mL中含NO3-数目最多的是：（ ）
NO3- 物质的量浓度最大的是：（ ）
A.硝酸钾 B.硝酸钡 C.硝酸镁 D.硝酸铝
2.求等体积的0.5 mol /L的三种溶液硫酸钠、硫酸镁、硫酸铝
中阳离子的个数比？阴离子的个数比？
例题： 98%的浓硫酸，密度为1.84g/cm3，求其物质的量浓度。
学生回答：解决上述例题的思路方法
教师归纳：有关物质的量浓度和溶质质量分数之间的换算
练习：课本54页第7题
演示实验：向体积和浓度都相同的两杯溶液中的一杯加水
引问：浓度相同吗？体积相同吗？有无相同之处？溶液稀释前后什么不变？
例题： 《学习指导》32页第3题
教师归纳：有关溶液稀释的计算
例题： 课本52页例题3
学生回答：解决上述例题的思路方法
教师归纳：有关化学方程式的计算
练习：25mL的稀盐酸恰好中和20克20%的NaOH溶液，求盐酸的物质的量
浓度。（或课本54页第5题）
【板书设计】:
三．有关物质的量浓度的计算
1． 1．根据概念的计算
n m
C = ----- = -----
V V M
1． 2．有关溶液中溶质微粒的计算
[规律]： （1）难电离的溶质-----以分子形式存在于溶液
（2）完全电离的溶质------以离子形式存在于溶液
（离子的数目要看物质的组成）
[关键]：微粒的数目 = 物质的n×物质组成中离子数目×NA
1． 3．物质的量浓度和溶质质量分数之间的换算
1000×ρ×a%
C = --------------
M
1． 4．有关溶液稀释的计算
C 1V1 = C2V2
5．根据化学方程式的计算
注意：上下单位统一，左右关系对应。
（第三节时）
复习：上节课讲了几种计算类型？解题的方法是什么？
例题：2 mol/L的盐酸溶液200L和4 mol/L的盐酸溶液100L混合
求：混合后溶液中盐酸的物质的量浓度。
学生回答：解题思路方法
教师总结：解题规律
练习：2 mol/L的盐酸200L和4 mol/L的硫酸100L混合，则混合后
溶液中H+的物质的量浓度是多少？
例题：《学习指导》33页选择题5
学生回答：解题思路方法
教师总结：解题规律 （1体积+700体积=701体积吗？）
练习：标准状况下，用装氯化氢气体的烧瓶做“喷泉”实验，求所得
溶液中盐酸的物质的量浓度。
小结：有关物质的量的桥梁作用的计算网络----《学习指导》24页
【板书设计】:
6．有关溶液混合的计算
n1 + n2 C1V1 + C2V2
C = --------- = ----------
V1 + V2 V1 + V2
7．有关标况下气体溶于水后溶液的浓度的计算
V/22.4
C = ---------------------------
ρ水V水 + （V/22.4）×M
1000 ×ρ液
小结： V (标况)
22.4
m M n NA N
C a% S
【教后记】:
本节教学应抓住：在理解概念的基础上引导学生从具体的实例中得出抽象的规
律，并能灵活地运用这些规律去解决具体的问题。
§4 反应热 (1节时)
【目的要求】: 1.使学生初步了解吸热反应放热反应和反应热的概念，
了解研究化学反应中能量变化的重要意义。
2. 使学生初步理解热化学方程式的意义，及有关反应热
的简单计算。
【重、难点】: 热化学方程式的概念和有关反应热的简单计算。
【教学方法】: 实例分析，对比异同，总结归纳，巩固掌握
【教具】: 投影片
【教学过程】:
引入：化学反应通常伴随有热量的变化，请举例说明。
讲述：1.例如，碳在氧气中燃烧生成二氧化碳，放出热量393.5KJ，
碳和水蒸气反应生成二氧化碳和氢气要吸收热量131.3KJ。
化学反应通常伴随有热量的变化，化学反应放出或吸收的热量
称为反应热。
2.反应热在生产和生活中有重要的意义。
提问：1.如何衡量反应热？（学生阅读课本55页第二自然段）
2.什么叫热化学方程式？它与一般化学方程式有何不同？
投影：对比有何不同：
2H2 （气）+ O2 （气）== 2H2O（气）+ 483.6KJ
2H2 + O2 == 2H2O
学生回答：上述反应式的不同点。（教师总结三方面的不同点）
提问：为什么要注明状态？
投影： 比较有何不同？为什么？
2H2 （气）+ O2 （气）== 2H2O（气）+ 483.6KJ
2H2 （气）+ O2 （气）== 2H2O（液）+ 571.6KJ
提问：反应式中的配平系数表示什么？
能表示微粒数或其比值吗？
能表示物质的量或其比值吗？
讲解：不能表示微粒数。若2个氢分子放出483.6KJ的热，则2摩尔氢
气放出的热足以将地球烧掉。
不能表示物质的量的比，这样4摩尔氢气和2摩尔氧气反应所放出
的热仍然是483.6KJ，因为都是2：1的关系，这是不对的。
只能表示某一确定的物质的量的物质反应所放出或吸收的热，即
配平能够系数与热量成固定比例关系，可以用分数表示。
提问：如何写热化学方程式？
投影：1克CH4在空气中燃烧，恢复常温下测得放出热量55.625KJ，试写出
热化学方程式。
师生活动：学生上黑板写，教师评价和总结。
【板书设计】:
一．反应热
放热反应：放出热量的化学反应
化学反应通常伴有热量的变化
吸热反应：吸收热量的化学反应
反应热：反应过程中放出或吸收的热。通常以一定量物质（用摩为单位）在
反应中所放出或吸收的热量来衡量的。
二．热化学方程式
热化学方程式 化学方程式
2H2 （气）+ O2 （气）== 2H2O（气）+ 483.6KJ 2H2 + O2 == 2H2O
不同： （1）注明物质的状态 无
（2）注明反应热 无
（3）系数只能表示物质的量，可用分数。 既可表示物质的量
有可表示微粒数
【教后记】:
1.本课的引入可随意多样：化学史 实验 旧知识等都可以。
2.可以使用多媒体教学软件进行教学，更直观生动。
3.尽可能让学生自己通过思考讨论得出结论。
32g/mol
2g/mol
22.4L/mol
22.4L/mol第五章 物质结构 元素周期律
第一节 原子结构
教材分析：本节以基本概念为主，原子结构知识是研究元素周期律的基础，它又是学习分子结构的基础。本章是整个高一化学的重点，那么，它就是这个重点中的最基础部分，必须在教学中加强基本概念的教学，加强应用，突出教学难点。本节教材共分三个部分：原子核、原子核外电子运动的特征、原子核外电子排布，其中在讲述原子核部分时，明确质量数的概念及其外延，还要介绍X的含义。
教学目的与要求：
1.复习原子构成的初步知识，使学生懂得质量数和 X的含义，掌握构成原子的粒子间的关系.
2.使学生了解关于原子核外电子运动特征的常识.
3.了解核外电子排布的初步知识,能画出1∽18号元素的原子结构示意图.
教学重点：原子核外电子的排布规律.
教学难点：原子核外电子运动的特征,原子核外电子的排布规律.
教学方法：比较发现法、讲述法
教学用具：课本、小黑板
课型：新课
课时： 2
教学内容：
第一课时
新课的准备：
课前复习，着重复习：⑴原子的构成；⑵原子的特点；⑶原子核的构成；⑷质子、中子、电子的质量；⑸质子、中子、电子的电性。
讲述：今天更加深入地研究原子的结构（引入课题）
第一节 原子结构
新课进行：
1、原子核
比较：原子的构成：质子 中子 电子
质量：1.67×10-27Kg 1.675×10-27Kg 9.1×10-31Kg
相对质量：1.007 1.008 质子的1/1836
电性:单位正电荷 中性 单位负电荷
发现：⑴中子比质子略重；
⑵中子数、质子数值约等于中子质子的相对质量；
⑶原子量=原子相对质量=质子相对质量+中子相对质量+电子相对质量；质子相对质量≈质子数、中子相对质量≈中子数、电子质量忽略不计，则：
质子数+中子数=原子近似原子量
质量关系：Z + N = A
让学生明确，质量数是原子的质量数，就是原子的近似原子量。
⑷表示原子的符号： X 质子数、电子数为Z，中子数为（A-Z）电性关系：原子：质子数=电子数=核外电子数
阳离子：质子数＞核外电子数
阴离子：核外电子数＞质子数
练习：让学生写出常见元素原子的符号。
2、核外电子运动特征
⑴核外电子运动特点：①电子质量小，10－31kg
②电子运动范围小，10－10m
③电子运动速度大，108m/s
⑵描述核外电子运动状态的方法
电子云的概念：电子在原子核外窨一定范围内出现，可以想象为一团带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，人们形象地把它叫做“电子云”。
含义：①表示电子在核外某空间出现的机会的多少；
②它是一段时间内电子运动情况的记录。
⑶氢原子电子云：①球形；
②离核近，电子云密度大，表示电子出现机会多；
③离核远，电子云密度小，表示电子出现机会少。
解释氢原子电子云的形成过程，强调只是一个电子的运动结果，是一段时间内的统计结果。
新课的延伸：原子结构模型的演变：道尔顿模型、汤姆生模型、卢瑟福模型、玻尔模型、电子云模型。
教学小结：⑴原子的构成：质子、中子、电子；
⑵质量数及X符号的含义；
⑶核外电子运动状态、电子云。
作业：P96 三、问答题 1、2
课后小结：这节课未能进行完，主要是在练习举例时介绍了同位素的概念，余下内容需要在下节课中加以消化。
第二课时
新课的准备：
1、 请学生辨析几对基本概念：相对原子质量与原子质量、原子量与近似原子量、质量数与相对原子质量
2、 请四位同学画出下列原子结构示意图：2He、10Ne、18Ar；Na、Cl、Mg；N、B、C，并让学生总结多个原子电子是如何排布的。
3、 给出原子符号，让学生判断其质子数、中子数、电子数：Ca、Cl、Cl、H、H、H。（引出新课）
新课进行：
4、 原子核外电子的排布
（从上面的示意图来分析）指出原子核外电子运动区域与电子能量的关系：
电子能量高在离核远的区域内运动，电子能量低在离核近的区域内运动 把原子核外分成七个运动区域，又叫电子层，分别用n=1、2、3、4、5、6、7…表示，分别称为K、L、M、N、O、P、Q…，n值越大，说明电子离核越远，能量也就越高。
核外电子分层运动，又叫电子分层排布。
设问：每个电子层最多可以排布多少个电子呢？引导学生分析表5-2，通过比较，发现规律：
① 最外层最多只能容纳8个电子（氦原子是2个）；
② 次外层最多只能容纳18个电子；
③ 倒数第三层最多只能容纳32个电子；
④ 每个电子层最多只能容纳2n2电子。
另外，①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；
②各电子层所能容纳的电子数必须服从于其所在的位置。
指导学生填写表5-3、表5-4。
安排学生解答讨论题。
新课的延伸：
①指导学生画出26号铁元素的原子结构示意图，说明次外层电子数可以不饱和，进而说明Fe2＋最外层电子数不是8；
②分析得出结论，截止目前，各电子层电子数不超过32个，若发展至8个电子层，容纳电子数最多的电子层是哪一层，可容纳电子数
③改错：写出一些错误的原子结构示意图，让学生判断其正确性，说明其违背了核外电子排布规律中的哪一条。
例题1 元素B的电荷数为z，已知Bn+和Am+有相同的电子数，则A元素的核电荷数用Z、n、m来表示，应为 。（Z+m+n）
例题2 X、Y、Z三元素的电子层数不超过3，其核电荷数X＞Y＞Z，最外层电子数X＞Y＞Z，达到稳定结构所需要的电子数Y＞X＞Z，Y与Z的电子数之和等于X的核外电子数，由此推断：
①元素符号依次为：X Y Z 。（O、N、H）
②由三种元素形成的离子化合物的化学式 。（NH4NO3）
教学小结：
① 核外电子排布规律；
② 原子结构示意图的三个要素。
作业：P95 一、填空题 1、2题 思考
二、选择题 课堂练习
三、问答题 3课堂简答
课后小结：①教学中应用通俗的言语介绍“能量最低原理”，从而明确电子排布的最基本原理；②举例再多一些。
第五章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
教材分析：
在已经学习了碱金属、卤素两个元素族以后，引导学生探索元素性质和原子结构的关系，揭示元素周期律的实质。教材以1～18号元素为例，从原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素的金属性、非金属性几个方面，导出元素周期律。教材在处理新课时，不是直接给出新知识点及规律，而是通过课堂讨论、实验及数据分析，总结出规律。
教学目的与要求：
1． 使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、元素非金属性的周期性变化。
2． 了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。
3． 认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。
4． 通过教学，培养学生的逻辑推理能力。
教学重点：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。
教学难点：元素金属性、非金属性变化的规律。
教学方法：实验法、比较发现法、讲述法
教学用具及实验用品：
1.教学挂图、小黑板、课本
2.实验用品:试管、酒精灯、胶头滴管、蒸馏水、培养皿、镁带、砂布、铝片、酚酞试液、1mol/L盐酸、1mol/LalCl3溶液、3mol/L硫酸溶液、6mol/LNaOH溶液
课型：新课
课时：2
教学内容：
第一课时
新课的准备：
设问：碱金属元素间、卤族元素间的化学性质为什么相似？
结论：结构决定性质，（性质决定用途）。
讲述：目前已发现了100多种元素，它们的结构与性质各有什么联系？这其中有没有什么规律？（引出板书）
第二节 元素周期律
新课进行：
讲述：在三年或五年时间里，春夏秋冬是如何变化的，有何特点？“月有圆缺”月亮的圆缺是如何变化的？引出周期的概念。
设问：多少小时为一天的周期？多少天为一星期的周期？（分析它们的特点：均匀）
讲述：100多种元素在排列时，也是按一定规律排列的，也有一定的周期，那么，这里面周期是什么？有哪些规律可言？
建立原子序数概念后让学生阅读：表5-5、图5-5，解决以下问题：
① 随着原子序数的递增，元素的种类呈现怎样的规律性的变化？
② 随着原子序数递增，原子最外层电子排布呈现怎样规律性变化？
③ 随着原子序数递增，元素原子半径呈现怎样的规律性变化？
④ 随着原子序数递增，元素主要化合价呈现怎样的规律性变化？
板书：原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数
分析：周期性变化的起点、终点的一致性，并分析主要化合价中正价与负价的关系，还要从原子半径最大的原子同时又是最外层电子数最少的，表现最强的金属性，同理，原子半径最小的原子又是最外层电子数最多的，表现最强的非金属性。再根据原子半径与最外层电子数的变化引出元素金属性与非金属性周期性变化规律。
发现：填写表5-6、5-7、5-8
结论：
1.随着原子序数的递增，元素种类、元素原子最外层电子排布、元素原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性都呈现周期性变化。
2.元素性质（原子半径、主要化合价、元素的金属性与非金属性）呈现周期性变化的规律，叫元素周期律。
3.元素性质周期性变化是原子核外电子排布周期性变化必然结果。
新课的延伸：1. 所隔的元素数目是不是相同？所呈现的周期是否规则？
2．每一个变化周期与元素周期表中的横行有什么关系？
教学小结：1.原子序数、元素周期律的概念。2.元素性质周期性变化的表现形式及与最外层电子排布周期性变化的关系
作业：P103 习题一：2、3，三。
课后小结：①教学中以课本为序来进行教学，一定要启发引导学生通过阅读来发现规律；②教学时间较紧，课堂教学密度较大，应在下次课前加大巩固力度;③需要进行一节课的补充与矫正。
第二课时
新课的准备：
提问：⑴原子序数、元素同期律的概念；
⑵元素性质同期性变化的形式。
设问：元素的金属性、非金属性是否也随着原子序数的递增呈现同期性变化？
新课进行：
讲述：“越易越强、越强越强”即：
⑴金属：与水或酸反应越容易，金属性越强；最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。
⑵非金属性：与氢气化合越容易，非金属性越强；最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性越强，非金属性越强。
类推：“越难越弱、越弱越弱”。
以1～18号元素为例，通过实验以说明。
比较1：⑴钠与水反应（回忆）
⑵镁与水反应【实验5-1】
发现1：①条件不同，反应速度不同，镁在沸水中反应快；
②化学反应方程式：Mg＋2H2OMg(OH)2 +H2↑；
③钠与水反应比镁与水反应剧烈、容易，钠的金属性比镁强；
⑤ NaOH为强碱，而Mg(OH)2的酚酞溶液为浅红色，即为中强碱，钠的金属性比镁强。
比较2：①镁与2mL1mol/L盐酸反应
②铝与2mL1mol/L盐酸反应
发现2：①镁比铝与酸反应速度快，镁的金属性比铝强；
②化学反应方程式：Mg+2HCl=MgCl2+H2↑
2Al+6HCl=2AlCl3+ 3H2↑。
比较3：氧化铝与盐酸和NaOH溶液反应，化学反应方程式为：
Al2O3+6HCl=2AlCl3+3 H2O
Al2O3+2NaOH=NaAlO2+H2O
发现3：Al2O3既能与酸反应又能与碱反应，均生成盐和水→两性氧化物。
比较4：【实验5-3】先制备一定量的Al(OH)3,再分别与3mL1mol/L H2SO4溶液和6 mL1mol/L NaOH溶液反应.
发现4:① Al(OH)3也呈两性 →两性氢氧化物;
②化学反应离子方程式: Al(OH)3+3H+=Al3++3 H2O
Al(OH)3+OH－= AlO2－+ 2H2O
比较5：Si—SiO2—H4SiO4 （难溶弱酸） Si—SiH4（极难生成）
P—P2O5—H3PO4 （中强酸） P—PH3 （很难生成）
S—SO3—H2SO4 （强酸） S—H2S（较难生成）
Cl—Cl2O7—HClO4 （最强酸） Cl—HCl （容易生成）
组织学生阅读P102、P103页课本，结合比较：
发现5：非金属性：Cl＞S＞P＞Si
结论：1、Ar
金属性→弱，非金属性→强 稀有气体元素
2、元素的金属性与非金属性随着原子序数数的递增也呈现周期性变化。
新课的延伸：
1、NaHCO3既能与盐酸反应，也能与NaOH溶液反应，它是两性化合物吗？
2、氧化物分为三种：酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物。
教学小结：
1、 概念：两性氧化物、两性氢氧化物、元素周期律。
2、 Na Mg Al Si P S Cl
氧化物：Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
水化物：NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
氢化物： — — — SiH4 PH3 H2S HCl
主要化合价：＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7
－4 －3 －2 －1
最外层电子数：1 2 3 4 5 6 7
原子半径： 由大到小
元素的性质： 金属性→渐强，非金属性→渐弱。
作业：P103 习题一.1、2 习题二.课堂作业
课后小结：本节课教学密度太大，教学难度也很大，教学任务未能完成，事实上也难以完成，关于边讲边实验，限于条件问题，这里全部用演示实验代替。
第五章 物质结构 元素同期律
第三节 元素同期表
教材分析：
本节教学内容共分四个部分：第一部分是元素周期表的结构，第二部分是元素的性质与元素在周期表中位置的关系，第三部分是同位素与核素的常识，最后一部分为是元素周期律及元素周期表的意义。教材中还编写了阅读材料与有关资料，对学生也有一定的帮助。在四个部分的教学内容中，要突出前三个部分为教学的重点，要充分认识到学生在学习元素在元素周期表中位置与原子结构的关系时的难度。
教学目的与要求：
1、 使学生了解元素周期表的结构以及周期、族的概念。
2、 使学生理解同周期、同主族元素性质的递变规律，并能运用原子结构理论解释这些递变规律。
3、 使学生了解原子结构、元素性质及该元素在元素周期表中的位置三者间的关系，初步学会运用元素周期表。
4、 使学生了解元素周期律和周期表的重要意义，认识事物变化由量变引起质变的规律，对他信进行辩证唯物主义教育。
5、 使学生对核素和同位素有常识性的认识。
教学重点：
1、 元素周期表的结构
2、 元素性质、元素在周期表中位置和原子结构的关系
教学难点：
1、 元素的性质、元素在周期表中的位置和原子结构的关系
2、 核素、同位素
教学方法：比较发现法、讲述法、启发类比法、辨析法
教学用具：元素周期表、挂图、课本
课型： 新课
课时： 2＋1(习题课)＋1（研究性学习辅导）
教学内容：
第一课时
新课的准备：
1、思考：元素周期律中每隔一定数目的元素，元素性质呈现周期性变化，所隔的元素数目是否相同，即周期是否规则？与元素周期表的行是否有关系？
2、翻开元素周期表，让学生以第二周期和卤族元素、碱金属元素为例分析周期表排列方式。
引出元素周期表的概念及本节标题（元素周期表概念 ）。
第三节 元素周期表
新课进行：
一、 元素周期表的结构
展示元素周期表，分析元素周期表的行。
1． 周期
具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一行，叫周期。
比较：元素周期表结构——行，分析比较各元素原子间结构关系，并填写表5-11。
发现：
① 每一周期都是从碱金属开始→卤素→惰性元素(第一与第七周期例外 )；
② 周期序数=同周期元素具有的电子层数，元素周期表有7行，共有7个周期；
③ 第一、二、三周期，所排元素种类： 2、8、8， 短周期；
第四、五、六周期，所排元素种类：18、18、32，长周期；
第七周期，所排元素种类：26，不完全周期。
介绍：镧系元素 57La～71Lu 15种元素 第六周期；
锕系元素 89Ac～103Lr 15种元素 第七周期；
超铀元素 92U号元素以后。
（说明元素周期表在排列时采取“短空长出”的办法保持两端对齐）
④每一周期，从左向右，原子半径从大到小；主要化合价从+1～+7，－4～－1，金属性渐弱，非金属性渐强。
（展示元素周期表，分析元素周期表的列）
2． 族
比较：同一列中元素原子最外层电子数，重点分析卤族元素及碱金属元素的相同。
发现：①元素周期表共有18列，除8、9、10三列为一族外，其余15列各为一族；
②长短周期共同组成的族为主族，用A表示；完全由长周期元素构成的族为副族，用B表示，并用罗马数字表示其序号；稀有气体元素所在的列为零族，计作“0”；
族类 A B Ⅷ 0
族数 7 7 1 1
列序号 1、2、13、14、15、16、17 3、4、5、6、7、11、12 8、9、10 18
族序号 ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、ⅠB、ⅡB Ⅷ O
① ⅢB族到ⅡB族共10列通称为过渡元素，包括Ⅷ族和七个副族，是从左边主族向右边主族过渡的元素。
新课的延伸：
①思考：元素周期表共有18列，18种元素的周期是标准周期，凡不标准的周期，元素周期表是如何处理的？
②练习：元素周期表从第1列到第18列，主族、副族、Ⅷ族及零族的分布情况。
教学小结：
① 关于周期表、周期、族的概念；
② 周期与电子层数，主族序数与最外层电子数的关系；
③ 元素的原子结构与所在周期表中的位置的关系。
作业：P111习题一、1
课后小结：
第二课时
新课的准备：
游戏：各小组同学派五名同学，依次分别在黑板上写出：1～18列对应的族序数、族类、所包含的周期数、对应的元素数、有关主族元素的最外层电子数。各小组其它同学在座位上也做同样的工作，并可以帮助本组同学进行修改，最后进行评比，看哪个小组做的又对又快。
新课进行：
讲述：元素原子结构与元素在元素周期表中位置有关，由于原子结构决定元素的性质，因此，元素性质与元素在元素周期表中位置有着十分密切的关系。
二、 元素性质与元素在周期表中位置的关系 主要化合价
元素在周期表中位置 原子结构 元素性质
元素金属性等
1、 元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
同一周期，从左向右：原子半径逐渐变小，最外层电子数逐渐增多，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；
同一主族，从上到下：原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；
非金属性逐渐增强 周期金 1属 B 非金属区 非 2性 Al Si 金 3逐 Ge As 属 4 渐 Sb Te 性 5 增 金属区 Po At 增 6 强 强 7 金属性逐渐增强 主族ⅠAⅡAⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
说明：①齿状线右上区为非金属区，左下区为金属区；
②齿状线两侧为往往表现一定金属性，又表现一定的非金属性,是寻找半导体材料的区域；
③金属性最强的元素为Cs，最强的非金属元素为F。
设问：元素化合价与元素在周期表中位置有何关系呢？
讲述：元素化合价与原子电子层结构关系密切，通常把最外层电子称为价电子。
关系：主族元素最高正化合价=等于它所在的主族的族序数=最外层电子数（价电子数）=原子所能失去或偏移的电子数；
负化合价与最高正价绝对值之和等于8。
三、 核素 同位素
复习元素的概念，给出：Cl、Cl，H、H、H，让学生 指出它们的不同。
原子 质子数 中子数 名称 俗名
H 1 0 氕 普氢
H 1 1 氘 重氢
H 1 2 氚 超重氢
建立概念 它们是质子数相同的同种元素，但中子数不同又是不同种原子，引出：
①一定数目质子和一定数目的中子的一种原子，叫做核素；
② 质子数相同，中子数不同的同一元素的不同原子间，互称同位素。
强调：①同一元素的各种核素虽然质量数不同，但它们的化学性质基本相同；
②在天然存在的各种元素里，无论是游离态还是化合态，各种核素所占的原子个数百分比是不变的。
新课的延伸：
①Cl、Cl，H、H、H属于几种原子，几种元素，构成几种分子，组成几种物质？
②为什么有15种分子，只有13种质量？15种分子的相对质量如何计算？
③元素相对原子质量的求法
原子 原子个数百分比（%） 相对质量 元素相对原子质量 元素平均相对原子质量
Cl 75.77 34.969 35.45 35.48
Cl 24.23 36.966
计算方法:①34.969×75.77%+36.966×24.23%=35.45
③ 35×75.77%+37×24.23%=35.48
四、 元素周期律和元素周期表的意义
史实：1869年，门捷列夫发现了元素周期律，并编制了第一张元素周期表。
元素周期表是学习研究的一种重要工具。
门捷列夫用元素周期律预言了未知元素，为发现新元素提供了线索。
元素周期律与元素周期表可以指导工农业生产。
教学小结：
1、 元素性质与元素所在周期表结构的关系
2、 概念：同位素、核素
3、 元素周期表的意义
作业：P111 习题一、 2、3、4、5、6、8 （课堂巩固）
习题二、 1、2（课堂巩固）
习题三、1、2 （书面）
习题三、3、4、5、6（书面）
课后小结：
第三课时 辅导课
新课的准备：
复习几组关系：①元素原子结构与元素在周期表位置的关系
②主族元素最高正化合价=等于它所在的主族的族序数=最外层电子数（价电子数）=原子所能失去或偏移的电子数；
③负化合价与最高正价绝对值之和等于8。
新课进行：
一、 化合物性质递变规律
同一周期元素：最高价氧化物对应的水化物酸性渐强，碱性渐弱；
同一主族元素：①最高价氧化物对应的水化物酸性渐弱，碱性渐强；
②氢化物稳定性渐小，氢化物还原性渐强。
二、 元素属性判定规律
① 第n周期，有n种主族金属元素，最后一种金属属nA族；有（8-n）种非金属（含稀有气体元素）。
② 过渡族元素，元素化合价高于电子层数，表现非金属性，如，Mn2O7；元素化合价不高于电子层数，表现金属性，如，MnO。
三、 氢化物质子数、电子数规律
各周期非金属元素的氢化物质子数、电子数与该周期稀有气体元素的相同。
HF H2O NH3 CH4 10个电子、10个质子
F－ OH－ NH2－ 10个电子、9个质子
H3O＋ NH4＋ 10个电子、11个质子
四、 原子序数差规律
⑴同周期元素
ⅡA元素原子序数为n，同周期ⅢA元素的原子序数为m
二、三周期，m－n =1 ;
四、五周期，m－n =11 ；
六、七周期，m－n =25。
⑵同主族元素
左侧： H →Li → Na →K → Rb→ Cs → Fr
各周期容纳的元素数 2 8 8 18 18 32 32
右侧 F → Cl → Br→ I → At
五、 常见元素原子的特征结构
① 最外层电子数=次外层电子数：Be、Ar；
② 最外层电子数=电子层数：H、Be、Al、Ge；
③ 最外层电子数为电子层数2倍：He、C、S、Kr；
④ 最外层有两个电子的元素为：ⅡA、He、B+Ⅷ族；
⑤ 次外层上有2电子的元素为：第二周期；；
⑥ 次外层上有8电子的元素的为：第三周期、ⅠⅠA、ⅡA。
新课的延伸：
例题：1.X、y是短周期元素，两者能组成化合物X2Y3，已知X原子的原子序数为n，则Y的原子序数不可能是：
（A）n+11 （B）n-6 （C）n+3 （D）n+5
2.A和B两元素在周期表中分别排有m和n种元素，若A、B同在一族，且B在A的上一周期，当A的原子序数为x时，B的原子序数为
（A）x-n （B）x+m （C）x-m （D）x+n
3.A、B两元素原子的电子层均小于或等于3，它们的离子的电子层相差两层，已知A原子最外层电子数为m，B原子最外层电子数为n，且A只有正化合价，则A、B两元素的原子核外电子总数分别为：
（A）m+2，n+10 （B）m，n（C）3，7（D）m-2，10-n
4.A、B、C是周期表中相邻的三种元素，其中A和B同周期，B和C同主族。此三种元素原子的最外层电子数之和为17，质子数总和为31。则A、B、C分别是N、O、S 。
5.已知，某元素的一种核素的n个原子的质量为Wg，其摩尔质量为M g/mol ，则氯元素的一种核素35Cl的一个原子的质量是35W/Mng 。
教学小结：
简单重述五个方面的规律。
作业：P112 习题二、7 课后练习
习题四 课后练习
课后小结：
第四课时 研究性学习课程辅导
研究性课题的目的：
1． 训练学生综合运用各学科知识分析问题和解决问题的能力，并培养他们的的探究能力；
2． 培养学生自己动手查阅资料、获取信息的技能。
新课的准备：
介绍上一次研究性课题关于家用能源性能、价格、资源蕴藏及燃烧产物对环境的影响情况的调查的结果。综合同学们的调查，公布家用燃料的最佳选择及使燃料充分燃烧的一些做法。
新课进行：
指导学生读第113页的“研究性课题”：搜集资料，找出人体组织的主要元素、我国储量最大的矿产元素、地壳组成中含量最高的前16种元素在周期表中位置。
研究过程：
1． 查找资料
介绍主要参考书：①有关营养的、生理的科普书籍；②初中地理课本、化学书中的元素丰度表；③高等无机化学教材；④其它各种科普读物。
2． 请教教师帮助
向生物教师及地理教师请教，可以询问，也可以书面提出问题，请老师给予辅导。
3． 书面报告结果
将从各方面收集到的元素，通过查阅其在元素周期表的位置后，将研究结果上报，上报时一律要求在16K白纸上自己设计表格，自己绘制及填写表格。
附参考答案：
1． 人体组成的主要元素
O，C，H，N，Ca，P，K，S，Na，Cl，Mg共11种，占人体质量的99.95%，其余组成人体的元素还有50种，它们只占人体的0.05%。
2． 我国储量较大的矿产元素
稀土，Ti、Li、W、Sn、Sb，其探明储量居世界第一。
3． 地壳组成中含量最高的前16种元素
O，Si，Al，Fe，Ca，Mg，Na，K，Ti，H，P，Mn，F，Ba，Sr，S。
研究性课题结题报告表（建议）
一、 人体组织的主要元素
元素
周期
族
二、 我国储量较大的矿产元素
元素
周期
族
三、 地壳中含量最高的前16种元素
元素
周期
族
元素
周期
族
第五章 物质结构 元素周期律
第四节 化学键
教材分析：
本节教材共分两部分，一部分是关于离子键内容。这部分内容有初中化学钠与氯气反应的有关事实，只需要在复习过程中建立有关概念，但在教学中要建立电子式的概念，并教会学生用电子式表示原子结构、表示离子化合物的形成过程。第二部分是共价键，也是通过复习的方法建立总结出共价键的概念，并建立化学反应的过程，就是旧化学键断裂、新化学键形成的过程。
教学目的与要求：
1． 使学生了解离子键、共价键的概念，能用电子式表示离子化合物和共价化合物的形成；
2． 使学生了解化合键的概念和化学反应的本质；
3． 通过离子键和共价键的教学，培养学生对微观粒子运动的想象力。
教学重点：离子键、共价键
教学难点：化学键概念、化学反应的本质
教学方法：比较发现法、讨论法、讲述法、演绎归纳法
教学用具：课本、分子模型
课型： 新课
课时： 2
教学内容：
第一课时
新课的准备：
复习离子化合物有关知识，重点复习：①离子的特点；②离子与原子的区别；③离子化合物的形成。
新课进行：
设问：离子与离子是如何结合成化合物的？引出：
第四节 离子键
一、 离子键
1．离子键的形成
【实验5-4】钠在氯气中燃烧（让学生观察现象、写出化学方程式）
现象：黄色火焰，白色烟
化学反应方程式：2Na + Cl2 = 2NaCl
讨论：金属钠与氯气是如何形成离子化合物氯化钠的？
Na－e → Na＋ Cl ＋ e → Cl－
金属与非金属原子间通过电子得失而分别形成阴阳离子，阴阳离子之间通过静电作用而结合成离子化合物。
使阴阳离子结合成化合物的静电作用，叫做离子键。
带正电的离子与带负电的离子间的吸引作用
静电作用 原子核与原子核间的排斥作用
核外电子与核外电子间的排斥作用
强调：①成键的主要原因：电子得失
②成键的粒子：阴阳离子
③成键的性质：静电作用
④成键元素：活泼的金属元素与活泼的非金属元素
⑤存在物质：离子化合物
注意：应指出NH4NO3中也存在离子键，启发学生想一想为什么？
2．电子式
概念：“元素符号+最外层电子”所表示的式子，电子用“· ”或“*”来表示。一般要求要表明成对的电子与未成对电子，并注意对称。另外：
① 阳离子的电子式用阳离子符号来表示；
② 阴离子的电子式用带负电的方括号来表示，括号内应达稳定结构；
③ 只用“→”表示形成过程，而不用“=”；
讨论NaCl、MgBr2的形成过程。
新课的延伸：
介绍NaCl晶体的结构特点：立方体、若钠离子处于体心结构，则6个氯离子处于面心结构。
教学小结：
① 离子键的成因、表现形式、成键元素、成键粒子等；
② 电子式表示原子、离子、及离了子化合物的形成过程；
③ 简介NaCl晶体的结构。
作业：预习共价键内容及P116有关选择题。
课后小结：
第二课时
新课的准备：
复习：①基本概念：离子化合物、静电作用、离子键；
②离子键成键方式、成键元素、成键粒子
③共价化合物的概念
新课进行：
设问：氢气与氯气是如何形成氯化氢的？原子与原子是如何结合形成共价化合物的呢？
二、 共价键
分析：H原子的电子层结构特点及Cl原子的电子层结构特点，要达到稳定结构，又不能通过得失电子的方式，如何形成呢？
结论：通过形成共用电子对，两个原子核共同对共用电子对产生吸引，而形成稳定的分子。
定义：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫共价键。
介绍下列分子电子式的书写方法：HCl、H2、Cl2、NH3、H2O，进一步用电子式表示它们的形成过程。
强调：电子式表示共价化合物时，比较复杂，将共用电子对用一根短线表示，得到结构式，写出下列分子的结构式：HCl、H2、Cl2、NH3、H2O、N2、CO2，出示有关的结构模型。
小结：成键粒子——原子 ，成键元素——非金属元素与非金属元素，成键方式——共用电子对，存在物质——单质、共价化合物、离子化合物（与离子键不同）,成键条件——有未成对电子。
引出化学键的概念：相邻的的两个或多个原子间存在的强烈的相互作用，叫化学键
说明：破坏化学键需要消耗较多的能量。
离子键——离子化合物
化学键
共价键——共价化合物、单质、离子化合物（含原子团）
设问：H2 、Cl2在形成HCl之前有没有化学键，由此得出什么结论？
分析HCl的形成过程分为两步：①H2 、Cl2分子中原有化学键断裂；②HCl中新的化学键的形成。
结论：一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
新课的延伸：
任何破坏旧键的过程，都是吸热的过程，任何形成新键的过程，都是放热过程，思考：
试分析化学反应过程中能量变化的原因。
教学小结：通过填表的形式，与学生共同总结。
比较 类型 离子键 共价键
定义
成键条件
成键粒子
表示方法
形成过程
成键方式
存在
作业：P116 一、课堂讨论
二、三书面作业。
课后小结：
第五章 物质结构 元素周期律
第五节 非极性分子和极性分子
教材分析：
本节教材共分三个部分。第一部分介绍非极性键和极性键，实际上是对共价键的分类；第二部分是有关非极性分子和极性分子，强调与键的极性和分子空间结构有关，对学生建立正确的空间结构很有帮助；第三部分内容为分子间力，是一种比化学键要弱的多的作用，分子间力涉及到对物质物理性质的影响。
教学目的与要求：
1、 使学生了解非极性键、极性键、极性分子与非极性分子的概念；
2、 通过对简单的非极性分子、极性分子结构的分析，了解化学键的极性分子与分子极性的关系；
3、 使学生初步了解分子间作用力。
教学重点：非极性分子和极性分子
教学难点：分子结构与分子极性的关系
教学方法：比较发现法、讲述法、启发式教学法
教学用具：课本、分子结构模型
课型： 新课
课时： 2（含1节活动课）
教学内容：
第一课时
新课的准备：
比较：Cl-Cl与H-Cl中共价键的不同。
发现：Cl-Cl中共价键两端没有电性，即没有极性，H-Cl中共价键两端呈现电性，即有极性，一极带正电，一极带负电。引出板书。
新课进行：
一、 非极性键和极性键
1、 非极性键
分析单质分子中共价键的特点：
① 用电子对不偏向任何原子；②相同原子间形成；③共价键两端不呈电性。
结论：非极性共价键，简称非极性键。
2、 极性键
分析化合物分子中共价键的特点：
① 用电子对偏向吸引电子能力强的一方；②不同原子间形成；③共价键两端分别呈正负电，一端相对显正电，一端相对显负电。
强调：区别极性键与非极性键的最直观方法，是成键原子是否相同。
思考：是不是只有单质中才有非极性键呢？
举例：Na2O2、H2O2、C2H2分子中均含有非极性共价键。
类型 非极性键 极性键
本质
举例
存在
相互关系 非极性键极性键离子键
设问：Cl2与HCl的分子两端显不显极性，引出极性分子与非极性分子。
二、非极性分子与极性分子
比较：①Cl2分子中非极性共价键的两端就是分子的两端，共价键的极性也就是分子的极性，因此，Cl2分子为非极性分子；
② Cl分子中极性共价键的两端就是分子的两端，共价键的极性也就是分子的极性，因此，HCl分子为极性分子。
发现：①双原子分子中共价键的极性，就是分子的极性；
②非金属单质分子一般都是非极性分子；
③以极性键结合的双原子分子均为极性分子。
比较：展示多原子分子模型：CO2、H2O、NH3、CH4。
发现：①含极性键的多原子分子，结构对称，分子极性抵消，分子两端不显电性，为非极性分子，如CO2、CH4；
②含极性键的多原子分子，结构不对称，分子极性不能抵消，分子两端呈现正负电性，为极性分子，如H2O、NH3。
极性分子与非极性分子的比较
分子类型 非极性分子 极性分子
本质
判定方法
设问：水分子间有没有化学键，把冰融化为什么会消耗能量？说明分子间也有相互作用。这种作用是什么呢？
三、分子间作用力
讲述：降低温度或增大压强，分子会凝结成液态或固态，证明分子间有相互作用，表现在放出能量，使液态、固态物质气化需要吸收能量。
结论：把分子聚集在一起的作用，因存在于分子间，叫做分子间作用力，又叫范德华力。
对物质的物理性质产生影响：熔沸点、溶解度等。
新课的延伸：
1、影响分子间作用力的因素：（让学生思考）
①结构相似的物质的相对分子质量，如HCl、HBr、HI等；②分子间距离；③分子的极性；
2、分子间作用力与化学键的比较（列表）
类型 比较 化学键 范德华力
作用强弱
存在
破坏时发生的变化
教学小结：
1、 总结概念：极性键、非极性键、分子间作用力；
2、 判断极性键、非极性键、极性分子、非极性分子的方法；
3、 分子间作用力及影响因素。
作业：P119 一、二、三，课堂练习
课后小结：
第二课时 活动实践课
活动课的目的：
1、培养学生动手实践能力、知识迁移能力及化抽象为具体的能力；
2、进一步巩固分子空间结构知识，提高学生空间想象能力
新课的准备：
1、 让学生熟悉H2、Cl2、CO2、CH4、H2O、NH3、HCl等分子的结构，结合课本认识它们的比例模型，并给出球棒模型的表示方法：把结构式中的短线用竹签表示，元素符号用小球表示；
2、 准备泡沫塑料、胶泥、竹签、小刀、胶水、透明胶布等；
3、 进行安全教育。
新课进行：
指导学生阅读课本117至118页中的分子结构示意图。
分别指导学生写出H2、Cl2、CO2、CH4、H2O、NH3、HCl等分子的结构式。
引导学生先用准备的材料制出H2、CO2、H2O、NH3的比例模型，再由它们的比例模型仿制出Cl2 、HCl、 CH4的比例模型。
提出要求：把结构式中的短线用竹签表示，元素符号用小球表示，让学生表示出H2、Cl2、CO2、CH4、H2O、NH3、HCl等分子的球棒模型。
让学生分析结构模型中键的极性，对分子空间的结构对称性，进一步认识分子的极性与共价键极性的关系。
新课的延伸：
安排学生将习题中第二题中第一小题的NO、CS2、SO2三种分子的球棒模型制作出来（兼作业）。
教学小结：
1． 结构式与球棒模型的关系；
2． 分子极性与键的极性、分子的空间构型的关系。
课后小结：
第五章 物质结构 元素周期律
复习课
教学目的与要求：
通过复习：1、进一步掌握本章的重要概念：核素、同位素、电子云、离子键、共价键、原子序数、族、周期、元素周期表、分子间作用力、极性分子、非极性分子等；
2、进一步了解元素周期表的结构，了解键的极性及分子极性的判断方法，了解元素周期律；明确元素的位、构、性的关系；
3、进一步学会原子结构、分子结构的表示方法。
教学重点：1、元素性质的递变规律；
2、元素位、构、性的关系。
教学难点：1、元素的推断应用
2、分子空间构型及分子极性与分子结构、化学键型的关系
教学方法：讲述法、比较发现法、例举法
课型： 单元复习课
课时： 2
教学内容：
一、 原子结构
1、 构成原子的粒子间的关系
原子核：质子（Z）、中子（A－Z）
原子X
核外电子（Z）
① 原子：质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数
质量数（A）=质子数（Z）＋中子数（N）
② 离子：阴离子 质子数＜核外电子数
阳离子 质子数＞核包外电子数
2、 同位素、核素
具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子，叫做核素。
质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素，同一元素的不同核素间互称同位素。
同一元素的不同核素：①化学性质基本相同；②各自所占的原子个数百分比保持一定。
3、 核外电子排布
核外电子运动特征：电子云
一“分”一“低”四“不超”
① 多电子原子里，电子分层排布：K、L、M、N、O、P、Q……；
② 电子按能量由低向高依次从内层向外层排布；
③ 每个电子层所能容纳的电子不超过2n2个；最外层电子不能超过8个；次外层电子不能超过18个；倒数第三层电子不能超过32个。
4、 表示原子结构的方法
①原子结构示意图；②离子结构示意图；③电子式：原子、分子、离子化合物、共价化合物；④结构式。
5、 质子数相同的粒子
① 同一元素的各核素；
② 同种元素的原子与离子；
③ 同一周期的有关分子，如，CH4、H2O、NH3、HF、Ne等；
④ 不同离子：Na+、NH、OH－。
6、 元素的相对原子质量
元素相对原子质量：i×P%
二、 元素周期律和元素周期表
1．元素周期律
元素性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律，叫元素周期律，它是元素原子结构周期性变化的必然结果。
最外层电子排布的周期性变化
元素原子半径的周期性变化
周期性变化形式 元素的主要化合价的周期性变化
元素的种类的周期性变化
元素的金属性与非金属性的周期性变化
强调：元素性质周期性变化是原子结构周期性变化的必然结果。
2．元素周期表
①周期 短周期 长周期 不完全周期
1（2）、2（8）、3（8） 4（18）、5（18）、6（32） 7（26）
强调：同周期元素的原子结构、元素的原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸性碱性的递变规律。
介绍镧系元素与锕系元素、超铀元素。
②族 18列、16族、4种族、7个A族、7个B族，1个Ⅷ族，1个零族。
强调：同主族元素的原子半径、金属性与非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸性与碱性、氢化物的还原性递变规律。
③元素的位、构、性的关系
电子层数=周期序数
主族序数=最外层电子数=元素的最高正化合价数
最高正化合价数+负价的绝对值=8
“越易越强”、“越强越强”
④两性化合物概念，氧化铝及氢氧化铝与酸、碱反应的化学反应方程式及离子方程式。
三、 化学键
1． 化学键 在原子结合成分子时，相邻的原子之间的强烈的相互作用，叫做化学键。化学反应的过程，本质上是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
2． 离子键与共价键
离子键 使阴阳离子结合成化合物的静电作用（平衡、多角）
化学键 非极性键 （同种原子形成，共用电子对不偏移）
共价键 原子间通过共用电子对所形成的相互作用
极性键 （不同种原子间形成，电子对发生偏移）
四、 非极性分子与极性分子
以非极性键组成的分子为非极性分子。
以极性键组成的双原子分子，一定为极性分子。
以极性键组成的多原子分子，结构对称，极性抵消，为非极性分子；结构不对称，极性不能抵消，为极性分子。
知识的延伸：
讨论解决P123习题三中的4题及习题四中的2题。
作业：P121习题一中1、2、3，习题二课堂思考，习题一中的4、5、6及习题三中的1、2和习题四中的1为书面作业，分两次进行。
课后小结：第七章 硅和硅酸盐工业
第一节 碳族元素
教材分析：
本节教材以原子结构与元素周期律知识为指导，介绍碳族元素及其化合物的知识。首先介绍了碳族元素在周期表中的位置和结构特点，讨论并介绍了碳族元素及化合物的性质及其递变。还介绍了硅和二氧化硅的存在、性质、用途等。
教学目的与要求：
1、 使学生了解碳族元素的性质及其递变规律
2、 使学生进一步了解运用元素周期律知识学习同族元素性质及其递变规律的方法，并运用这些知识学习碳族元素及其化合物的知识；
3、 培养学生的思考、判断能力。
教学重点：1、碳族元素性质递变规律
2、硅和二氧化硅的化学性质
教学难点：硅及二氧化硅的化学性质
教学方法：讲述法、比较发现法、列举法
教学用具：石英晶体
课型：新课
课时：2
教学内容：
第一课时
新课的准备：
举出一些工业产品，如玻璃、水泥、日用碗碟，收音机、电视机、计算机等，让学生思考它们都与哪些元素有关？
在学生回答出硅元素后，引出今天来研究硅所在的族——碳族元素。
新课进行：
第一节 碳族元素
让学生尽可能多地回忆初中及前面化学所学的碳元素的化合物：一氧化碳、二氧化碳、碳酸钠、碳酸氢钠、甲烷、乙醇、乙酸等。
设问：1、碳元素的结构有什么特点呢？
2、碳元素所在的周期表中的位置如何呢？
一、 碳族元素
列表比较：
元素符号 6C 14Si 32Ge 50Sn 82Pb
元素名称 碳 硅 锗 锡 铅
电子层结构 2 4 2 8 4 2 8 18 4 2 8 18 18 4 2 8 18 32 18 4
原子半径 随着电了层数的增加，半径逐渐增大
元素性质 主要化合价 －4、＋2（硅无）、＋4，C、Si、Ge、Sn＋2价化合物是稳定的，Pb的＋4价化合物是稳定的。
得失电子 得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱。
性质递变 金属性逐渐增强，递变速度很快；非金属性逐渐减弱。
单质性质 色态 从典型非金属快速向金属过渡：不导电—半导体—导体
密度 逐渐增大
熔沸点 逐渐降低
与氢化合 越来越难，锗、锡、铅不与氢气直接化合
化合物性质 氢化物稳定性逐渐减小
氢化物还原性逐渐增强
最高价氧化物对应的水化物酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。
新课的延伸：
一、关于C60介绍：安排同学们阅读课本资料，强调：
1、 1985年发现，1996年三位化学家因此荣获诺贝尔化学奖；
2、 碳有多种同素异形体：金刚石、石墨、Cn系列分子。
二、 一氧化碳与二氧化碳的比较
三、 硅、磷、硫、氯及其化合物性质的比较
教学小结：
1、 碳族元素的元素符号及元素名称、原子结构、元素性质
2、 碳族元素的单质的物理、化学性质递变
3、 碳族元素的主要化合物性质递变
作业：预习硅及二氧化硅的知识
课后小结：
第二课时
新课的准备：复习提问
1、 碳族元素的元素性质、单质性质、化合物性质递变规律；
2、 硅元素在地壳中含量、硅的主要化合价及常见的化合物。
新课进行：
二、硅
讲述：硅在地壳中分布很广，含量居第二位，仅次于氧。
单质（自然界无游离态）：晶体、无定形
1、硅元素
二氧化硅、硅酸盐：构成矿物及岩石
2、晶体硅的物理性质
灰黑色、金属光泽、更而脆，结构与金刚石相似，有较高的熔沸点及硬度；
导电性介于导体与半导体之间，与锗相似。
3、硅的化学性质
与碳元素比较，化学性质相似。安排【讨论】
① 常温下，可与氟气、氢氟酸、强碱反应，不与氧气、氯气、硫酸、硝酸反应
② 加热条件下，在氧气中燃烧：Si＋O2=SiO2＋Q
4、硅的用途
集成电路、晶体管、硅整流器、太阳能电池；
硅合金：4%合金——变压器铁芯
15%合金——耐酸设备
5、硅的制备
工业上用二氧化硅为原料提取：SiO2＋2CSi＋2CO↑
粗硅提纯：粗硅SiCl4纯硅
三、二氧化硅
1、 存在与物理性质：广泛存在于自然界中，也叫硅石，艰硬难熔的固体，代表物为石英晶体——水晶
2、 化学性质：酸性氧化物，不与水、除氢氟酸以外的酸反应
SiO2 ＋ CaO = CaSiO3
SiO2 ＋2NaOH = Na2SiO3+ H2O（提示：硅酸钠溶液为粘稠状液体，常用着矿物胶）
讨论：①实验室中盛放碱液的试剂瓶为什么不用玻璃塞？
②实验室盛放氢氟酸的试剂瓶为什么不用玻璃瓶？
3、用途：光导纤维、光学仪器、化学仪器、钟表等
四、 硅酸及硅酸盐
SiO2——H2SiO3、H2SiO4等多种形式，不溶于水，弱酸，可溶性硅酸盐与酸反应来制备；
硅酸盐——硅酸钠、高岭石，构成地壳岩石的主要成份
硅酸、硅酸盐都可以用元素的氧化物形式来表示其组成：
硅酸：SiO2·H2O、SiO2·2H2O
硅酸钠：Na2SiO3——NaO·SiO2
高岭石：Al2（Si2O5）（OH）4——Al2O3·2 SiO2·2H2O
简介粘土的功用。
新课的延伸：
1、 简介硅酸、原硅酸及其缩合酸的形式，用结构式加以说明；
2、 安排学生阅读：二氧化硅粉尘的危害。
教学小结：
1、 硅的结构、物理性质、化学性质、存在、用途；
2、 二氧化硅的存在、物理性质、化学性质；
3、 硅酸、硅酸盐的性质等。
习题：P151一、二、课堂完成；三、作业
课后小结：
第七章 硅和硅酸盐工业
第二节 硅酸盐工业简介
教材分析：
本节在教学大纲中为了解层次，只要求学生对所介绍的知识有大致的印象。本节对生产及生活实际联系比较紧密，学生在生活中见到的许多硅酸盐材料，都可以通过这节课的学习有所认识。通过学习达到两个目的：①增强学习化学必要性及重要性认识；②了解硅酸盐工业的产品及生产过程。
教学目的与要求：
1、 使学生对硅酸盐工业及一些产品有大致的印象；
2、 激发学生学习化学的兴趣，使学生对化学与生产、生活实际的联系有进一步的认识。
教学重点：水泥及玻璃的成份及烧制过程、反应原理
教学难点：水泥及玻璃的成份及烧制过程、反应原理
教学方法：讲述法、列举法
教学用具：玻璃及水泥样品
课型：新课
课时：1
教学内容：
新课的准备：
列举一些常用硅酸盐产品：砖瓦、碗碟、陶瓷、玻璃、水泥等，都是通过窑或炉在高温下烧制而成的，已经成为一种工业。
新课进行：
第二节 硅酸盐工业
分析上述硅酸盐工业的特点：均以含硅物质为原料，经过高温烧制，成为硅酸盐产品。
概念：以含硅物质为原料，经过高温烧结制成硅酸盐产品的工业，叫硅酸盐工业。
讲述：硅酸盐工业的主要工业为：水泥及玻璃工业
一、 水泥
安排学生阅读P152课文，要求学生从以下三个方面在阅读中找答案：水泥的性质、主要原料、主要成份、主要用途。
原料：粘土、石灰石、石膏等
设备：回转窑
普通水泥的成份：硅酸三钙（3CaO·SiO2）、硅酸二钙（2CaO·SiO2）和（3CaO·Al2O3）。
性质：水硬性
用途：水泥砂浆、混凝土。
二、 玻璃
指导学生阅读P153课文，要求学生从以下几个方面在阅读中找答案：普通玻璃的原料、设备、反应原理、种类、用途等。
原料：纯碱、石灰石、石英
设备：玻璃窑
原理：Na2CO3＋SiO2Na2SiO3＋CO2↑
CaCO3＋SiO2CaSiO3＋CO2↑
种类：普通玻璃、有色玻璃（如，蓝玻、红玻）、石英玻璃、光学玻璃、钢化玻璃。
三、 陶瓷
指导学生阅读P154课文，要求学生从以下几个方面在阅读中找答案：陶瓷的历史、陶瓷的故乡、种类、陶瓷的性能。
历史：追朔于新石器时代，“唐三彩”、“宋钧瓷”，瓷都—景德镇、陶都—宜兴。
过程：混合、成型、干燥、烧结、冷却、出陶。
种类：土器、陶器、瓷器、炻器。
性能：抗氧化、抗酸碱腐蚀、耐高温、绝缘、易成型。
用途：餐具、建筑材料、化学实验室
新课的延伸：
指导学生阅读P155“资料”、“搪瓷”。
教学小结：
重述水泥、玻璃、陶瓷的原料、原理、用途、过程、种类等。
作业：P156一、二
课后小结：
第七章 硅和硅酸盐工业
第三节 新型无机非金属材料
教材分析：
“新型无机非金属材料”是高中化学新增的教学内容，这是出于科学技术的发展和人民生活改善的需要。本节教材对人们常说的新材料中的一部分——新型无机非金属材料作了简单介绍。教材介绍了材料与人类的关系，介绍了新型无机非金属材料的特性和用途。教材重点介绍了高温结构陶瓷和光导纤维。
教学目的与要求：
1、 使学生对新型无机非金属材料有大致印象；
2、 使学生认识到化学在现代社会、现代科技中的重要作用。
教学重点：新型无机非金属材料的特性
教学难点：高温结构陶瓷及光导纤维的性能
教学方法：讲述法及录像介绍法
教学用具：录像机、非金属材料
课型：新课
课时：1
教学内容：
新课的准备：
引出“材料”的话题：陶——材料家族，在材料家族中一类非常重要的材料——无机非金属材料。引入课题。
新课进行：
第三节 新型无机非金属材料
讲述： 传统无机非金属材料：硅酸盐材料
无机非金属材料
新型无机非金属材料：半导体、发光材料等
指导学生自学教材P156——P158。同时思考以下问题：
1、 新型无机非金属材料的主要特性有哪些？
2、 传统无机非金属材料的优点有哪些？
3、 高温结构陶瓷功能、优点及种类有哪些？
4、 光导纤维的功能、优点及用途？
通过学生近半个小时的思考后，由教师带领学生总结出以下知识点。
板书提纲：
传统无机非金属材料的优缺点：
抗腐蚀、耐高温，质脆、经不起冲击。
新型无机非金属材料的特性：
1、 强度高，耐高温；
2、 具有电学特性：绝缘体、半导体、导体等；
3、 具有光学特性：发光、透光（可见光、红外光、射线）；
4、 具有生物功能。
一、 高温结构陶瓷
结构材料与金属材料
氧化铝陶瓷（人造刚玉）：熔点高、硬度大、透明——耐火材料、研磨材料、灯管。
氮化硅陶瓷：重要的结构材料，超硬、具有润滑性、耐磨损、抗腐蚀、抗氧化、抗骤冷骤热、不传热——机械构件。
二、 光导纤维
光纤、光缆
光导纤维导电能力强，抗干扰性能好，质量小不怕腐蚀——良好通讯材料。
还用于医疗、信息处理、传能传像、照明等
新课的延伸：
安排学生“阅读”P159
教学小结：
简述传统非金属材料与新型非金属材料的优缺点，简单介绍高温结构陶瓷及光导纤维的性能及用途。
习题：P159 思考
课后小结：
第七章 硅和硅酸盐工业
复习课
教学目的与要求：
通过复习：
1、 进一步了解碳族元素、硅和二氧化硅的有关知识，巩固学习效果；
2、 对硅酸及硅酸盐、硅酸盐工业、新型无机非金属材料有一个大致的印象。
教学重点：碳族元素的结构、性质递变；硅及二氧化硅的性质。
教学难点：碳族元素的结构、性质递变
教学方法：讲述法
课型：复习课
课时：1
教学内容
新课进行：
一、 碳族元素
碳 硅 锗 锡 铅
1、 非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强
2、 原子半径逐渐增大
3、 单质的密度逐渐增大，熔沸点逐渐降低
4、 与氢气化合越来越难
5、 最高价氧化物对应的水化物碱性渐强，酸性渐弱
其它：1、最外层四个电子，位于第14列，第ⅥA族
2、主要化合价：＋2、＋4、－4，C、Si、Ge、Sn＋4价化合物稳定，Pb＋2价化合物稳定。
二、 硅和二氧化硅
物理性质 化学性质 用途
硅 略 1、 稳定性2、 与氧气的反应 半导体及合金
二氧化硅 略 1、碱或碱性氧化物反应2、与氢氟酸反应 玻璃、电子部件、光学仪器、建筑材料
说明：1、关于氢氟酸、强碱溶液的保存；
2、关于硅酸及硅酸盐的性质及组成的表示形式
三、 无机非金属材料
硅酸盐材料：水泥、玻璃、陶瓷等
无机非金属材料
新型无机非金属材料：高温结构陶瓷、光导纤维等
新课的延伸：
1、 硅酸之间的脱水问题，如H2Si2O7的分子结构及硅氧键数；
2、 复习一氧化碳及二氧化碳的化学性质；
3、 硅酸及原硅酸的结构等；
4、 例题：
工业上制净水剂的方法如下：取铝钒土（主要成份为Al2O3）与NaOH固体在高温下熔融，将熔块用水浸润，取浸出液加入盐酸到所生成的沉淀刚好溶解，蒸干溶液所得物质即为净水剂。试写出有关过程的化学反应方程式。
复习题：P160一、四. 1、2思考
二、三、五、作业（提示：硅酸钠与强酸反应有沉淀产生）
课后小结：第二章 碱金属
§1 钠 (1节时)
【目的要求】: 1.使学生掌握钠的重要性质，认识钠是一种活泼的金属；
2.通过钠的有关性质的实验，培养学生的观察能力和分析问题的能力。
【重、难点】: 钠的化学性质
【教学方法】: 实验演示，原理解释，分析归纳，阅读自学
【教学过程】:
引言：前面我们学习了卤族元素的性质，今天我们研究另一族—碱金属族，
以钠为代表。
演示实验：1. 取一块钠，用小刀切开，观察切面；
2. 小钠块在石棉网上加热，燃烧；
3. 将钠投入盛水（先滴入酚酞）的培养皿中；（投影实验）
（补充：试管盛3/5的水，投入钠块，外套一小试管收集氢气，点燃）
4. 小钠块投入硫酸铜溶液中。
投影：[思考讨论]
1. 分别观察到什么现象？
2. 透过现象，说明钠具有哪些物理性质和化学性质？
3. 写出化学方程式和离子方程式，并标出电子转移的方向和数目。
4. 钠应如何保存？为何要这样保存？说明了什么？
师生活动：学生回答或阅读课文，教师评价和分析讲解。
注意：1.从现象中总结钠的物理性质
2.分析化合价的变化及电子转移
3.分析钠分别与水和酸反应的实质及剧烈程度
（酸液中有水，钠与谁反应呢？较难说清，总之与氢离子反应）
4.分析钠与硫酸铜溶液反应的原理
归纳：钠的化学性质
学生自学：阅读课本，了解钠的存在和用途。
小结：钠的存在和用途
【板书设计】:
一．钠的物理性质
1. 色、态：银白色光泽、固体
2. 硬度：较小
3. 密度：比水小
4. 熔、沸点：较低
5. 导热、导电性：良好
二．钠的化学性质
常温：4Na + O2 === 2Na2O (白色)
与O2反应
1.与非金属反应 点燃：2Na + O2 === Na2O2 (淡黄色)
与S反应(研磨爆炸): 2Na + S === Na2S
现象：“浮”、 “球”、 “游”、 “消”、 “红”
2.与水反应 2e
2Na + 2H2O === 2NaOH + H2↑ （如何写离子方程式？）
2Na + 2H2O === 2NaOH + H2↑
3.与盐溶液反应 + CuSO4 + 2NaOH === Na2SO4 + Cu(OH)2↓
2Na + 2H2O + CuSO4 === Na2SO4 + Cu(OH)2↓ + H2↑
2e
三．钠的存在
无游离态，化合态有硫酸盐、碳酸盐、硝酸盐和氯化物
四．用途
1．制取过氧化物
2．原子反应堆的导热剂（钠—钾合金）
3．强还原剂，还原贵重金属
4．高压钠灯，透雾能力强
§2 钠的化合物 (2节时)
【目的要求】: 1.使学生掌握钠的氧化物的性质；
2.使学生掌握钠的重要化合物的用途；
3.通过碳酸钠和碳酸氢钠的热稳定性实验，使学生掌握鉴别它们的方法。
【重、难点】: 碳酸钠和碳酸氢钠的性质及其鉴别方法。
【教学方法】: 演示实验，分析讲解，揭示原理，讲练结合，总结归纳
【教学过程】:
复习引入：练写钠与氧气、硫、水和硫酸铜溶液反应的化学方程式和
离子方程式。下面研究钠的氧化物和钠盐
演示实验：1.分别向盛Na2O和Na2O2的试管里加水并用带火星的木条检验02
向反应后溶液中滴入酚酞。
2.用棉花包着半药匙Na2O2后投入盛CO2的集气瓶中，观察着火
投影：[思考讨论]
1． 现象和原理如何？是否为氧化还原反应？如何标电子的转移？
2． 对比Na2O2与H2O和CO2反应有何共同点？Na2O2有何用途？
师生活动：学生回答，教师评价和分析讲解。
注意：1.分析Na2O2的结构 Na2O2中氧元素为-1价
2.分析电子转移的方向和数目
练习：学生书写上述反应的离子方程式
课后练习：写出钠与水、硫酸铁溶液；过氧化钠与水、二氧化碳的反应，
并标出电子转移的方向和数目。
（第二节时）
复习评讲：作业中的问题
演示实验：展示芒硝、碳酸钠和碳酸氢钠的样品
讲解：芒硝的用途；对比碳酸钠和碳酸氢钠的俗名和外观
演示实验： Na2CO3 + HCl ； NaHCO3 + HCl
师生活动：对比反应速度、耗酸量及产生CO2的量；书写化学方程式
演示实验：加热NaHCO3固体并用石灰水检验产生的气体
讲解：该反应的原理；对比Na2CO3和NaHCO3的热稳定性；
该反应用于鉴别Na2CO3和NaHCO3固体；Na2CO3和NaHCO3的相互转化
归纳碳酸盐的热稳定性规律
投影：[课堂练习]
1． 一块钠露置于空气中可观察到如下现象：
银白 变灰暗 变白色 出现液滴 白色固体
分析：各阶段变化的原理及最终的产物是什么？
2． 有哪些途径可以制得NaOH,写出化学方程式。（四个途径）
3． 如何除去下列物质括号中的杂质？
Na2CO3 (NaHCO3) NaHCO3 (Na2CO3)
Na2CO3 (NaOH) NaOH (Na2CO3)
师生活动：讨论解答课堂练习
【板书设计】:
一．钠的氧化物
名称 Na2O Na2O2
色、态 白色固体 淡黄色固体
得2e
与水反应 Na2O + H2O == 2NaOH 2Na2O2 + 2H2O == 4NaOH + O2↑
失2e
与CO2反应 Na2O + CO2 == Na2CO3 2 Na2O2 + 2CO2 == 2Na2CO3 + O2
非氧化还原反应 氧化还原反应
▲ 结构 Na+[ O O ]Na+
含双氧离子
二．钠盐
1．Na2SO4·10H2O : 芒硝 （工业原料、缓泻剂）
2. Na2CO3 NaHCO3
俗名 苏打；纯碱；块碱 小苏打；面碱
结晶水合物 Na2 CO3·10H2O 无
化学性质 (1)与酸反应
Na2CO3 + HCl == NaCl + NaHCO3 NaHCO3 + HCl == NaCl + H2O + CO2↑
+ NaHCO3 + HCl == NaCl + H2O + CO2↑
Na2CO3 + 2HCl == 2NaCl + H2O + CO2↑
（2）热稳定性
较稳定，一般不分解 不稳定，受热易分解
2NaHCO3 == Na2CO3 + H2O + CO2↑
3．相互转化
+ H2O + CO2
Na2CO3 NaHCO3
△ 或 OH-
4．碳酸和碳酸盐的热稳定性一般规律：
（1）H2CO3 > MHCO3 > M2CO3 (M为碱金属)
（2）Li2CO3 > Na2CO3 > K2CO3 > Rb2CO3
§3 碱金属元素 (1节时)
【目的要求】: 1.使学生掌握碱金属的物理性质和化学性质，并能运用原子结构
的初步知识来理解它们性质上的异同及其递变规律，为学习元素周期律打好基础；
2.使学生初步掌握利用焰色反应检验金属钠和钾以及它们的离子的操作技能；
3.通过学习碱金属性质的递变规律，进行辩证唯物主义观点教育。
【重、难点】: 碱金属元素的性质以及跟原子结构的关系。
【教学方法】: 以钠引导，性质迁移，结构分析对比，总结规律，演示实验
【教学过程】:
复习回顾：钠的物理性质和化学性质
学生活动：阅读课文，思考讨论以下问题
投影：[思考讨论]
1． 碱金属包括哪些元素？名称、符号和原子结构如何？
2． 比较归纳碱金属物理性质的相似性和递变性规律？
3． 与钠比较，其它碱金属的化学性质有何相似性和递变性？
4． 碱金属的化学性质的相似性和递变性与其原子结构有何关系？
演示实验：钾投入水中
师生活动：讨论归纳上述问题
演示实验：焰色反应
讲解：焰色反应的含义、用途及操作
学生活动：自学阅读钾肥的有关知识
【板书设计】:
一．碱金属元素的原子结构和碱金属的物理性质
元素 符号 原子结构 色、态 硬度 密度 熔点 沸点
锂 Li +3 2 1 均为 小 高 高
钠 Na +11 2 8 1 银白 柔
钾 K +19 2 8 8 1 色的 软
铷 Rb +37 2 8 18 8 1 金属
铯 Cs +55 2 8 18 18 8 1(略带金黄色) 大 低 低
钫 Fr（不研究）
二．碱金属的化学性质与原子结构的关系
化学性质 （氧化 与水反应 与酸反应 与盐溶液反应） 强还原性
Li 只有氧化物 弱
越 越 越
Na 有氧化物 来 来 来
和 越 越 越
K 过氧化物 剧 剧 剧
烈 烈 烈
Rb 有氧化物
有过氧化物
Cs 有超氧化物 强
相似性原因：最外层1个电子，易失去。
递变性原因：核电荷数增加 原子半径增大 原子核对最外层电子吸引减弱
失电子能力增强 还原性增强
三．焰色反应
1． 含义：
2． 用途：检验金属和金属离子的存在
3． 实验操作要点
四．钾肥
点 燃
点 燃
△
