中職化學(通用類)2012下全冊教案(共61頁)

1、精選優(yōu)質文檔-傾情為你奉上第一章第一節(jié)物質的結構教學目標1.了解原子的組成和原子核外電子的排布規(guī)律。2.了解元素周期表的結構，理解元素周期表中元素性質的遞變規(guī)律及應用。教學重點1.質量數（A）和的含義，以及原子核外電子的排布規(guī)律。2.元素周期律和元素周期表的結構。教學難點1質量數與相對原子質量概念的理解。2元素周期表中元素性質的遞變規(guī)律及應用。課時安排：2課時教法建議借助課件，組織學生復習初中化學課本中有關原子的內容，以此導入新課，使這些知識成為新知識的生長點，溫故而知新，使學生較為系統地了解構成原子的粒子間的關系。在此基礎上，引導學生探索原子結構與元素性質的關系。教學內容引 言：豐富多彩的物

2、質世界是由一百多種元素組成的。在初中化學中，我們已初步認識到物質在不同條件下表現出來的各種性質，都與它們的化學組成和微觀結構有關。例如，用來刻畫玻璃的金剛石和用作鉛筆芯的石墨，它們都是由碳組成的，但前者碳原子呈立方體結構，后者碳原子呈鱗片形層狀結構；還有我們平時食用的食鹽氯化鈉晶體，呈立方體結構等。本章我們將在此基礎上，進一步學習和了解原子結構和元素周期律的基本知識，理解元素性質與原子結構之間的關系，并從氧化、還原的角度認識物質所發(fā)生的變化。新 授：第一章 物質的結構及變化第一節(jié) 物質的結構一、原子結構1原子的組成在初中化學中，已經學過原子是由居于原子中心的帶正電荷的原子核和核外帶負電荷的電子

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

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

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

6、這樣就得到一個元素周期表。元素周期表是元素周期律的具體表現形式。（1）周期元素周期表中，每一橫行稱為一個周期，共有7個周期。每一周期中元素的電子層數相同，周期的序數就是該周期元素具有的電子層數，即：周期序數電子層數第一周期最短，只有兩種元素；第二、三周期各有8種元素，這三個周期所含元素較少，稱為短周期；第四、五、六周期所含元素較多，分別為18、18、32種，稱為長周期；第七周期還未填滿，稱為不完全周期。（2）族元素周期表中有18個縱列，除第8、9、10三個縱列為一族外，其余每個縱列稱為一族，共有16個族，即7個主族、7個副族、1個零族和1個第族。其中，由短周期元素和長周期元素共同構成的族叫主族

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

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

9、之間又有什么聯系？2原子核外電子的排布有哪些規(guī)律？3何謂元素周期律？ 簡述元素周期表的結構。第一章第一節(jié)物質的結構（三）第 二 節(jié) 氧化還原反應教學目標1.了解離子鍵和離子化合物、共價鍵和共價化合物的基礎知識。2.了解氧化反應、還原反應和氧化還原反應的概念，以及常見的氧化劑和還原劑。教學重點1.離子鍵和離子化合物、共價鍵和共價化合物。2.氧化反應和還原反應，氧化劑和還原劑。教學難點1離子鍵、共價鍵。2氧化反應、還原反應。課時安排2課時教法建議組織學生復習初中化學中有關物質的形成，導入化學鍵的教學；在組織學生列舉日常生活中所發(fā)生的氧化反應和還原反應的基礎上，引入氧化還原反應的教學。教學內容引 言

10、：通過前面元素周期律和元素周期表有關知識的學習，我們知道，到目前為止，人們已發(fā)現的元素只有100多種，然而，由這100多種元素組成的物質卻數以千萬計。那么，這100多種元素的原子是通過什么作用相互結合構成物質的呢？新 授：三、化學鍵原子和原子能夠相互結合，說明它們之間一定存在著某種相互作用。我們將分子中相鄰原子之間強烈的相互作用稱為化學鍵?；瘜W鍵的主要類型有離子鍵、共價鍵等。1離子鍵根據表1-4中鈉原子和氯原子的核外電子排布，鈉原子最外層有1個電子，容易失去，形成帶1個單位正電荷的Na+，從而達到8電子的穩(wěn)定結構；氯原子最外層有7個電子，容易獲得1個電子，形成帶1個單位負電荷的Cl-，也達到8

11、電子的穩(wěn)定結構。鈉與氯氣反應時，鈉原子最外電子層上的1個電子轉移到了氯原子的最外電子層上。這兩種帶有相反電荷的離子之間，通過靜電作用結合在一起，形成了性質與單質鈉和氯完全不同的物質氯化鈉。像氯化鈉那樣，陰、陽離子通過靜電作用所形成的化學鍵，叫做離子鍵。由離子鍵結合成的化合物稱為離子化合物。通常，活潑的金屬（如鉀、鈉、鈣等）與活潑的非金屬（如氯、溴、氧等）化合時，能形成離子鍵。絕大多數鹽類、強堿類和活潑金屬氧化物都是離子化合物，如KCl、ZnSO4、NaOH、CaO等。2共價鍵以氫分子形成為例。當兩個氫原子相互作用時，由于它們得失電子的能力相同，都不能失去或得到電子，只有各提供 1個電子，形成共

12、用電子對（H:H），使 2個氫原子都達到穩(wěn)定結構，這種電子對稱為共用電子對。像氫分子那樣，原子間通過共用電子對所形成的化學鍵，叫做共價鍵。分子中只有共價鍵的化合物稱為共價化合物。例如，HCl、H2O、NH3等都是共價化合物。離子鍵和共價鍵的比較見下表。 鍵 型項 目離 子 鍵共 價 鍵概 念成鍵粒子形成條件第二節(jié) 氧化還原反應一、氧化反應和還原反應在氫氣還原氧化銅的反應中：CuOH2 = CuH2O反應中，氧化銅失去氧變成了單質銅，發(fā)生了還原反應；氫氣得到了氧化銅中的氧變成了水，發(fā)生了氧化反應。這兩個反應是同時發(fā)生的。像氫氣與氧化銅的反應，就稱之為氧化還原反應。那么，是不是只有得氧、失氧的反應

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

14、應：點燃H2Cl2 = 2HCl反應中，氫原子最外層有1個電子，氯原子最外層有7個電子，由于它們獲得電子的難易程度相差不大，所以都不能把對方的電子奪取過來，只能各提供最外層的1個電子形成一個共用電子對，使雙方都達到穩(wěn)定結構。由于氯原子吸引共用電子對的能力比氫原子要強一些，所以在氯化氫分子中，共用電子對偏向氯原子而偏離氫原子。因此，氫元素的化合價從0價升高到1價，發(fā)生了氧化反應；氯元素的化合價從0價降低到1價，發(fā)生了還原反應。通過以上分析可以得出，元素化合價升高（表現為失去電子或共用電子對偏離）的反應稱為氧化反應，元素化合價降低（表現為得到電子或共用電子對偏向）的反應稱為還原反應。因此，我們把有

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

16、nO4、K2Cr2O7、濃H2SO4、HNO3等；常見的還原劑有活潑的金屬Na、Mg、Al及C、H2、CO等；具有中間價態(tài)的一些化合物如FeSO4等，既可作氧化劑，也可作還原劑。在有些氧化還原反應中，氧化劑和還原劑是同一種物質。總結歸納：課后作業(yè)：1什么是化學鍵？什么是離子鍵、共價鍵？2氧化還原反應的實質是什么？如何辨別氧化還原反應？板書設計（略）第二章第一節(jié)溶液組成的表示方法教學目標1. 了解質量濃度的表示方法。2了解微觀粒子的數目和宏觀物質的質量之間的關系。3掌握物質的量及其單位摩爾、摩爾質量的概念及有關計算。4理解化學反應中各物質之間物質的量的比例關系，并運用這種關系進行簡單計算。教學重

17、點1. 質量濃度的表示及簡單計算。2. 物質的量、摩爾質量的概念，以及與物質質量之間的換算關系。3化學方程式中各物質的物質的量的關系。教學難點1物質的量與粒子數目之間的換算。2. 物質的量、摩爾質量的概念，以及與物質質量之間的換算關系。3物質的量在化學方程式中的應用。教法建議借助課件，組織學生復習初中學習的有關基本物理量的內容，以此導入新課，使這些知識成為新知識的生長點，舉一反三，讓學生了解微觀粒子的數目和宏觀物質的質量之間的關系。在此基礎上，引導學生學習掌握物質的量及其單位摩爾、摩爾質量、物質的質量、阿伏加德羅常數以及它們之間的換算關系。教學內容引 言：在初中化學中，已經學過一種或一種以上物

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

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

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

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

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

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

24、方法。2掌握物質的量濃度溶液的配制。教學重點1. 物質的量濃度的表示方法。2. 物質的量濃度溶液的配制。教學難點 物質的量濃度溶液的配制。教法建議借助課件，組織學生復習初中學過的有關溶液配制的內容和上一堂課學習的有關物質的量的內容，以此導入新課，使這些知識成為新知識的生長點，前后聯系，使學生正確理解溶液物質的量濃度的概念和表示方法。在此基礎上，引導學生學習掌握物質的量濃度溶液的配制及其簡單運算。教學內容引 言：在初中化學中，已經學過溶質的質量分數的概念和配制一定質量分數溶液的方法和步驟，上一節(jié)課又學習了質量濃度的概念，物質的量、物質的摩爾質量及相關換算關系。本節(jié)著重討論溶液的物質的量濃度，以及

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

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

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

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

29、建議借助演示實驗，指導學生觀察金屬鋁與稀鹽酸、氯化銨與氫氧化鋇的作用，感受化學反應中的放熱與吸熱現象，以此導入新課，使這些知識成為新知識的生長點，合理聯想，讓學生了解吸熱反應、放熱反應、可逆反應、化學反應速率、化學平衡的概念，在此基礎上，引導學生學習外界條件對化學反應速率的影響以及影響化學平衡移動的因素。教學內容引 言：在前面的學習中，大家已經認識了許多化學反應，而且發(fā)現：化學反應往往需要在一定的條件下才能進行，例如，工業(yè)上合成氨的反應，就需要高溫、高壓和有催化劑存在的反應條件。同時，我們還觀察到：化學反應還常常伴隨有能量的變化，即有些化學反應在生成產物的同時，向環(huán)境放出熱量，而另一些化學反應

30、則在生成產物的同時，從環(huán)境吸收熱量。這是為什么呢？本節(jié)我們就重點學習和討論這幾個問題：化學反應熱效應、化學反應速率和化學平衡。新 授：第二節(jié) 化學平衡一、吸熱反應和放熱反應除了有新物質生成外，同時還向環(huán)境放出熱量的化學反應叫做放熱反應；除了有新物質生成外，同時還從環(huán)境中獲得熱量的化學反應叫做吸熱反應。在一定溫度下，化學反應所吸收或放出的熱量，叫做該反應的反應熱。反應熱常用“H”來表示。反應放出熱量時，H為負值；反應吸收熱量時，H為正值。二、化學反應速率在一定條件下，表明化學反應進行快慢程度的物理量，叫做化學反應速率?；瘜W反應速率（）通常用單位時間內反應物或生成物的物質的量濃度的變化來表示，單位

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

32、條件相同時，升高溫度，反應速率加快；降低溫度，反應速率減慢。4催化劑對化學反應速率的影響在化學反應里，凡能改變其他物質的化學反應速率而本身的組成、質量和化學性質在反應前后保持不變的物質，稱為催化劑。通常說的催化劑大多是指可以加快化學反應速率的物質。三、可逆反應與化學平衡初中化學中已經學過，氫和氧燃燒生成水的反應：點燃 2H2O2 = 2H2O在一定條件下，反應幾乎能完全進行到底，反應物能完全轉變?yōu)樯晌?，而在同樣條件下，相反方向的反應幾乎不能進行。像這種幾乎只能向一個方向進行“到底”的反應叫做不可逆反應。但是，還有一些化學反應與上述反應不同，反應物不能全部轉變?yōu)樯晌?。例如，工業(yè)合成氨的反應高

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

34、指在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組成成分的濃度保持不變的狀態(tài)。化學平衡是一種動態(tài)平衡，當反應達到平衡時，正反應和逆反應仍在繼續(xù)進行，只是正、逆反應速率相等，反應物、生成物的濃度不再隨時間發(fā)生變化?；瘜W平衡只是可逆反應在一定條件下的一種暫時的、相對的穩(wěn)定狀態(tài)。如果影響平衡的條件發(fā)生變化，使得正、逆反應速率不再相等，反應的平衡狀態(tài)就會遭到破壞，各物質的濃度就會發(fā)生變化，直到在新的條件下，反應又達到新的平衡。像這種因平衡狀態(tài)被破壞而建立新的平衡的過程，叫做化學平衡的移動。1濃度對化學平衡的影響在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減小生成物的濃度，都可以使平衡

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

36、改變正反應和逆反應的反應速率。因此，它對化學平衡的移動沒有影響，但它能改變反應達到平衡所需的時間?？偨Y歸納：課后作業(yè)：第二章第三節(jié) 弱電解質的解離平衡第四節(jié) 水的離子積和溶液的pH 教學目標1. 了解電解質的解離和強電解質、弱電解質的概念。2了解弱電解質的解離平衡。3理解水的離子積和用pH表示溶液酸堿度的方法。教學重點1. 強電解質、弱電解質的概念。2. 弱電解質的解離平衡。3水的離子積和pH表示溶液酸堿度的方法。教學難點1弱電解質的解離平衡。2水的離子積和溶液的pH。教法建議借助電解質溶液的導電實驗或課件展示，引出強弱電解質的解離實質，由此介紹水的解離、水的離子積和溶液pH的知識。教學中，要

37、采用比較法或列舉生活中的實例，以調動學生學習興趣，提高教學效果。教學內容引 言：在前面的學習中，已經學過化學平衡的概念、特征和影響化學平衡移動的因素。在此基礎上，本節(jié)著重討論弱電解質的解離平衡、水的離子積和溶液的pH。新 授：第三節(jié) 弱電解質的解離平衡一、 強電解質與弱電解質凡是在水溶液里或熔融狀態(tài)下能夠導電的化合物叫做電解質，電解質在水溶液中之所以能夠導電，是因為它們在水溶液中發(fā)生了解離，產生了能夠自由移動的離子。通常，把能夠全部解離的電解質稱為強電解質，反之稱為弱電解質。強酸、強堿和大多數鹽類都是強電解質，它們在水溶液里全部以離子形式存在，通常用“=”表示完全解離。例如：HCl = H+C

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

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

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

41、此，通常采用H+的負對數來表示溶液的酸堿性，這個值稱為溶液的pH。pH-lgH+溶液的pH與溶液酸堿度的關系：中性溶液 pH7酸性溶液 pH < 7堿性溶液 pH > 7測定溶液的pH可采用酸堿指示劑、pH試紙、pH計酸度計等?？偨Y歸納：課后作業(yè)：第二章 溶液和弱電解質的解離平衡第五節(jié) 離子反應 離子方程式第六節(jié) 鹽的水解 教學目標1. 理解離子反應及其發(fā)生條件。2了解離子方程式的書寫。3了解強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解及其水溶液酸堿性的判斷。教學重點1. 離子反應的發(fā)生條件。2. 離子方程式的書寫。3強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解及其水溶液酸堿性的判斷。教學難點1離子反應發(fā)生條件的

42、理解。2離子方程式的書寫。3強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解反應及其水溶液的酸堿性判斷。教法建議結合強、弱電解質解離知識的學習，引入離子反應的教學，在此基礎上，講解離子方程式的書寫，理解離子反應的發(fā)生條件，進而了解強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解反應及其水溶液酸堿性的判斷。教學內容引 言：在前面的學習中，已經學過電解質在水溶液中的存在狀態(tài)以及弱電解質的解離平衡。本節(jié)將在此基礎上著重討論電解質在水溶液中的化學反應離子反應的發(fā)生條件、離子方程式的書寫、強酸弱堿鹽和強堿弱酸鹽的水解反應。新 授：第五節(jié) 離子反應 離子方程式由于電解質溶于水會解離成離子，所以，電解質在溶液中所起的反應必然有離子參加，這種有離子

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

44、式：CuSO42NaOH = Cu(OH)2Na2SO4第二步，把可溶性的、易解離的物質寫成離子形式，而難溶的物質、弱電解質（如水）和氣體等仍用化學式表示。Cu2+SO42-2Na+2OH- = Cu(OH)22Na+SO42-第三步，刪去方程式兩邊不參加反應的離子：Cu2+2OH- = Cu(OH)2第四步，檢查方程式兩邊各元素的原子個數和電荷總數是否相等。在初中化學中，已經學過堿、酸、鹽在水溶液中發(fā)生的復分解反應，實質上就是兩種電解質相互交換離子，生成兩種新的電解質的反應。這類離子之間發(fā)生離子互換反應的條件與復分解反應一樣，生成物中有難溶物質、弱電解質或氣體時，反應才能發(fā)生。1生成難溶物質

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

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

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

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

49、學生學習興趣，引發(fā)學生進一步了解重要的非金屬及其化合物的有關知識。教學內容引 言：在已發(fā)現的一百多種元素中，除稀有氣體元素外，非金屬元素只有十余種。雖然為數不多，但其化合物卻是化學世界里最龐大的家族之一。例如，氧和硅是地殼中含量最多的兩種元素，它們構成了地殼的基本骨架；氮和氧是空氣中含量最多的兩種元素，它們是地球生命的重要基礎元素；氟和碘是人體健康不可缺少的元素；硫是中國古代四大發(fā)明之“黑火藥”的組成成分。在人們生活中，CO、SO2、NO2是影響大氣質量的氣態(tài)非金屬氧化物；常用的食鹽、漂白水等都含有氯；用于皮膚濕疹的硫軟膏中也含有硫。非金屬及由它們組成的化合物，在人們的生活和國民經濟的發(fā)展中起

50、著重要的作用。新 授：第三章 重要的非金屬及其化合物第一節(jié) 非金屬單質一、富集在海水中的元素氯氯元素是一種活潑的非金屬元素，其最外層有7個電子，在化學反應中容易得到1個電子，因此，氯元素在自然界中常以化合態(tài)形式存在。在海水里，富集有大量的NaCl、KCl，是取之不盡的氯的源泉。氯對生命有著重要意義，人的血液和胃液中都含有氯元素。1氯氣的物理性質氯氣（Cl2）是由氯元素組成的非金屬單質。通常狀況下，Cl2是有強烈刺激性氣味的黃綠色氣體，能溶于水，有毒（使用時要注意安全！）；在常壓下冷卻至34.6會變?yōu)辄S綠色油狀液體，工業(yè)上稱之為“液氯”。 2氯氣的化學性質 （1）氯氣與金屬的反應氯氣的化學性質很

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