资源简介

初
高
中
衔
接
教
材
化
学
前
言
（初高中衔接）
初三化学担负着承上启下的至关重要的作用，一方面是普及基本化学知识，提高学生的科学素养，另外一方面是做好基础教学工作，为高中化学教学工作做好铺垫工作。由于初高中化学教学内容上、教学形式上存在较大差异，学生进入高中之后纷纷表示化学一下子变得好难。因此，我们觉得有必要在初中进入高中之前，对学生进行化学衔接教育，巩固化学基础知识，改进化学学习方法，能更快更好地适应高中的教学。
一．做好初中和高中化学的衔接教学的必要性
在初中化学主要是普及化学基本知识，培养化学基本素养，教师引导学生主要能掌握物质“是什么”，教学方法主要是识记，以记忆为主，而高中的化学教学工作，开始探索“为什么”，能从现象发现问题，自己想办法解决问题，教学方法是引导探索，学生要能自己发现问题。
新的初三化学第九册（上下册）尽管已修改，强调了与社会实践的紧密关联，同时也兼顾了知识的体系，突出了化学是实验学科的地位，然而与高中化学第一册在内容上，授课方法上均有差距。因此，现在摆在我们面前的是如何在高一年级把学生业已激发出来的学习热情持续下去，如何更好地把学生动手能力，探究思维能力强的优势，将化学的基础知识、基本技能抓好，更好地做好初高中化学的衔接工作。
二．初中和高中化学衔接教学的教学目的
（一）在思想上和心理上摆脱依赖，迎接挑战
1．掌握自学的金钥匙
初中升入高中是个转折点，也是学生重新认识自己的过程。从某种角度来说，初中的学习还是一个以记忆为主的熟能生巧的过程，而进入高中学生无论在思想、行为还是学习、思维以及理解力上都将实现一个飞跃，也即从初中的记忆为主向高中的归纳、理解为主的飞跃。要实现这一飞跃，尽早掌握自学的钥匙是关键。
2．正确认识自己。
进入高一后将有一个不适应期，这时成绩不再是如初中总是在八九十分，一些同学的成绩可能会急剧下降，有些成绩很好的同学也会出现不及格现象。在适应期这些都是正常的，关键是如何以最短的时间度过适应期，使学习成绩尽快稳步上升。
3．不要被挫折所吓倒。
不能被高一学习难度骤升的下马威所吓倒。从初三向高一进发，一定要爬上一个高台阶，受到一定的挫折是必然的，关键是面对挫折不能惧怕，更不能急躁，要稳扎稳打，相信老师也会在旁相扶，帮助同学们一步步爬上这个高台阶。
（二）在方法上做好衔接
高中化学是一门学生普遍感到易学难记的课程，表现出“一听就懂，一做即错”。实践表明，高一年级就易出现分化。究其原因有：高中化学知识难度明显增加，化学现象和过程较复杂，分析问题需从多层次、多角度来探究分析，造成思维受阻；学生化学基础差，缺乏在理解上下功夫，不善于将问题作具体分析，只满足于死记硬背，学习方法仍停滞在初中阶段，对一些特殊性质“吃”不准；教师把教学目标“应试化”，知识教学“考点化”，期望通过多次的讲练，促使学生加深印象，增加对知识的理解、记忆和经验的积累，增加了负担，给学生背上沉重的包袱和心理压力，影响学生的学习兴趣和教学效果。因此，必须采取相应的对策。
1．学习方法——温故而知新出奇迹。上课认真听讲，认真记好笔记，不懂的一定要及时问老师。课后先复习老师讲的内容之后再做作业，之后再预习。使学习走上温故而知新的正轨。并备错误本，将经常犯的错误记下，这样可克服思维定势的毛病，取得意想不到的进步。
2．学习技巧——勤能补拙是良训。一定要抓住最基础的书本，把概念、定义弄明白。同学之间多问、多讨论。有些高中的女同学存在一个很不好的倾向，不懂怕问，有问题总是掖着藏着，时间长了集成了“山”反而无法解决了。另外，学习有余力的同学要多看课外书，拓宽知识面，有利于提高解决问题的能力。
（三）在学法上加以指导
1．遵循高中化学的特点，进行学法指导。高中化学的特点是：①理论性强。高中阶段将继续学习物质结构理论，还要学习元素周期律、化学平衡和电解质溶液理论，并且运用这些理论指导知识的学习，上升到理性高度。②综合性强。高中化学“量”方面要求提高，计算容量增大，题型变化多端，且与概念、理论等融合在一起，所以，以注重培养自学、观察和思维等能力，化难为易。③内容多。各章节既有独立性，又存在相互联系，学习过程中善于归纳总结，使所学知识连成线，织成网，促成知识体系结构化、系统化、网络化，逐步掌握无机反应和有机反应的基本反应规律。
2．进一步提高化学实验的探究力度。化学实验是为学生学习化学提供感性认识的最有效的手段，也是培养学生观察、思维等能力的有效方法，同时又是培养学生学习兴趣、动机的途径之一。在教学中要进一步加强实验，适当地将教材中实验改为探索性实验，开展实验设计，用实验解决问题，激发创新意识。
3．培养学生审题、解题能力。将化学思想方法渗透到平时的教学中，指导学生学会和使用，潜移默化地提高学生解决化学问题的能力。化学思想方法主要有：①逻辑性思想方法，如类比法、分类法、归纳法、演绎法、特殊化法等；②策略性思想方法，如抽象与概括、十字交叉法、守恒、化归、猜想、数形结合等。
三．初中和高中化学的衔接教学的教学内容
对学生存在的知识“漏洞”对症下药地进行修补整理；对一些衔接点，初中阶段浅尝辄止的内容，高中教材中往往是“未知”当“已知”，甚至出现脱节断档，给教学增加坡度，平添几份难度。对这些内容则应采用分散穿插渗透，承先启后的策略。这样的连接点甚多，主要内容有如下：
序号
内容
初三
高中
1
电子式
只要求学生初步了解离子化合物、共价化合物的概念，不要求写电子式。
需要运用电子式来表示化合物及化合物的形成过程。
2
氧化还原反应
只要求用“得氧失氧”观点认识氧化还原反应。
将其延伸至从化合价、电子得失观点来分析，扩大了认知范围。
3
电离过程
虽有描述，但不作要求。
在高中化学《电解质溶液》中，加以继续、深化和发展，不局限于强电解质的电离，且对弱电解质的电离过程加以详细分析。
4
两性氧化物
没有涉及“两性氧化物”。
在高中化学中没有介绍这一概念，就据此而引出两性氢氧化物，所以，特别要加以注意。
5
离子反应
简单涉及到一点离子之间反应的原理，不要求掌握。不要求能书写离子方程式
在高中属于比较难掌握的部分，学生书写离子方程式上存在一定的困难，主要是不熟练。
6
物质的量
没有涉及“物质的量”。初中计算都是用质量进行。
在高中化学中属于比较难的知识点，也是高中化学计算的基础，必须达到掌握的程度。
7
常识性内容
有大量丰富的常识性知识介绍内容，如“金刚石与石墨”、“同素异形现象”、“甲烷”、“化学肥料”、“气体溶解度”等。
高中阶段属典型素材，应加以巩固深化。
总之，只要师生共同努力，做到“择其善者而从之，其不善者而改之”，做到“水穷之处待云起，危崖旁侧觅坦途”，一定能实现初高中知识的顺利过渡，既保护学生因新课程激发出学习化学的积极性，又将高中的知识体系加以巩固和拓宽，从而驶入高中学习的正常轨道，就一定能学好化学这门学科。
初高中衔接化学教学安排
目
录
第一模块
酸碱盐知识及物质分类
1-1
物质分类
1-2
物质的通性
1-3
物质的相互转化
第二模块
氧化还原反应
2-1
氧化还原反应
2-2
四种基本反应类型与氧化还原反应的关系
2-3
常见的氧化剂和还原剂
2-4
氧化还原反应的规律
2-5
氧化还原反应的配平（1）
2-6
氧化还原反应的配平（2）
第三模块
离子反应
3-1
电解质和电离方程式
3-2
离子反应发生的条件
3-3
离子方程式的书写
3-4
离子反应的应用
第四模块
物质的量
4-1
物质的量的定义
4-2
摩尔与质量的换算
4-3
在方程式中运用物质的量进行计算
4-4
气体摩尔体积
4-5
御用气体摩尔体积解决化学问题
4-6
物质的量浓度
4-7配制一定物质的量浓度的溶液
4-8
物质的量浓度的计算
4-9
物质的量计算
第五模块
化学实验
5-1实验基本操作
5-2物质的性质实验
5-3
气体的制取、净化和除杂
5-4
常见物质的分离提纯
5-5
常见物质的推断和鉴定
5-6
物质的分散系
5-7
化学与生活
第一模块
酸碱盐知识及物质分类
1-1
物
质
分
类
【教学目标】
1、
复习巩固初中物质分类的相关知识，明确混合物、纯净物、单质、酸碱盐的涵义。
2、
拓展延伸，理解高中酸、碱、盐的定义，加深对于酸、碱、盐的理解，深化酸碱盐的相关知识理解。
3、
拓展延伸，按照不同标准，对酸碱盐重新分类，从不同的侧面，介绍高中酸碱盐知识。
【教学重点】
酸碱盐的定义、酸碱盐的分类
【教学难点】
酸碱盐的定义
【知识复习】
1、
物质分类
1、
物质分类
2、
联系与区别
（1）
混合物与纯净物
项目
纯净物
混合物
概念
有一种物质组成
由两种或多种物质混合而成
微观构成
由同种分子构成
由不同种分子混合组成
特征
有固定的物理性质和化学性质
各物质都保持原来自己的性质，所以没有固定的性质
相互关系
两种或两种以上的纯净物可以机械的混合成混合物
混合物可以经物质的分离提纯，得到纯净物
举例
食盐
食盐水
（2）
单质与化合物
项目
单质
化合物
概念
由同一种元素组成的纯净物
由不同元素组成的纯净物
共同点
均为纯净物
宏观不同点
由同一种元素组成
由不同种元素组成
微观不同点
由同种原子构成
由不同种原子构成
相互关系
举例
氢气
氧化铜
2、
相关概念
1、单质、化合物和氧化物的概念
单质：同种元素组成的纯净物
化合物：由两种或两种以上元素组成的纯净物
氧化物：由两种元素组成的化合物，其中有一种元素是氧
2、常见的酸、碱、盐
酸性溶液：能使紫色石蕊试液变红的溶液
碱性溶液：能使紫色石蕊试液变蓝的溶液
常见的酸：盐酸、硫酸、硝酸、碳酸
常见的碱：氢氧化钠、氢氧化钾、氨水
盐：组成中含有金属离子（或铵根）和酸根离子的化合物
【知识衔接】
1、
氧化物
1．定义
（1）组成元素的种数：两种
（2）组成物质的类别：化合物
2．分类
（1）按常温下的状态分类
①固态氧化物（如：Fe2O3、CuO）
②液态氧化物（如：H2O）
③气态氧化物（如：CO2）
（2）按组成元素分类
①金属氧化物（如：Na2O、CaO、MgO、ZnO、MnO2、CuO、Fe2O3、Al2O3）
②非金属氧化物（如：CO2、SO2、CO、SO3、P2O5）
（3）按酸碱性分
①酸性氧化物：能与碱作用，生成物只有盐和水的氧化物。
(大多数非金属氧化物
如：CO2、SO2、SO3、SiO2、P2O5等)
②碱性氧化物:
能与酸作用，生成物只有盐和水的氧化物。
（大多数金属氧化物如：Na2O、CaO、Fe2O3、CuO、MgO等）
（4）按化学性质分类
①不成盐氧化物：不能与酸和碱反应生成相应价态的盐和水的氧化物。
（如：H2O、CO、NO、MnO2）
②成盐氧化物：能与酸和碱反应生成相应价态的盐和水的氧化物。
Ⅰ、酸性氧化物（大多数非金属氧化物，如：SO2、SO3、CO2、Mn2O7）
Ⅱ、碱性氧化物（大多数金属氧化物，如：CaO、MgO、CuO、Fe2O3）
Ⅲ、两性氧化物（如：Al2O3、ZnO）
2、
酸
1、
定义：在水溶液中解离出的阳离子全部是H+的化合物。
2、
分类
（1）按组成可分为：含氧酸（H2SO4）和无氧酸（HCl)。
（2）按电离出的H+
个数分为：一元酸（HCl)、二元酸（H2SO4）、三元酸（H3PO4）
（3）按酸性的强弱分为：强酸（H2SO4
、HCl
、HNO3)、中强酸（H3PO4）、弱酸（H2CO3）
（4）总结和命名原则
分
类
根据酸分子里有无氧原子分
含
氧
酸
无
氧
酸
根据酸分子电离产生的H+个数分
一元酸
HNO3、HClO
HCl
二元酸
H2SO4、H2CO3
H2S
三元酸
H3PO4
命
名
某
酸
氢
某
酸
3、
常见的强酸
（1）浓盐酸——有挥发性、有刺激性气味、在空气中能形成酸雾。
（2）浓硫酸——无挥发性。粘稠的油状液体。
有很强的吸水性（和脱水性）。
溶水时能放出大量的热。
浓H2SO4的稀释：“酸入水，沿器壁，慢慢倒、边搅拌”。
3、
碱
1、
定义：电离时生成阴离子全部是OH－。
2、分类
（1）按溶解性分为：可溶性碱（NaOH）、微溶性碱（Ca(OH)2）、难溶性碱（Cu(OH)2）
（2）按碱性强弱分为：强碱（NaOH）、弱碱(NH3
H2O)
（3）按电离出的OH-
个数分为：一元碱（NaOH)、二元碱（Ca(OH)2）、三元碱（Fe(OH)3）
（4）总结和命名
分
类
强
碱
弱
碱
根据碱分子电离产生的OH-个数分
一元碱
NaOH、KOH
NH3
H2O
二元碱
Ca(OH)2、Ba(OH)2
Cu(OH)2
三元碱
（Fe(OH)3
命
名
氢氧化某
3、常见的强碱
（1）氢氧化钠----白色固体，极易溶于水，溶解时放热。
俗称烧碱、火碱、苛性钠，有腐蚀性。
在空气中易吸收水分，表面潮湿，这种现象叫潮解（作干燥剂）。
（2）氢氧化钙----白色固体，微溶于水，溶解度随温度升高而减小。
俗称熟石灰、消石灰，有腐蚀性。
其澄清溶液叫澄清石灰水。
4、
盐
1、定义：在水溶液中解离出金属离子（或铵根）和酸根离子的化合物。
2、分类：
（1）正盐：在水溶液中解离出的只含有金属阳离子和酸根离子的盐。
（如：NaCl
CaCO3
BaSO4
Na2CO3
CuSO4）
（2）酸式盐：在水溶液中解离出阳离子除金属离子（或NH4+）外还有氢离子，阴离子为酸根离子的盐。
（3）碱式盐：在水溶液中解离出阳离子除金属离子（或NH4+），阴离子为除酸根离子外还有氢氧根离子的盐。
（4）命名：正盐无氧酸盐叫做“某化某”，含氧酸盐叫做“某酸某”。
酸式盐叫做“某酸氢某”
3、常见的盐
（1）．硫酸铜———白色粉末、溶于水后得蓝色溶液(从该溶液中析出的蓝色晶体为五水合硫酸铜（CuSO4·5H2O)。
（2）．碳酸钠————俗称纯碱，白色粉末，水溶液为碱性溶液(从溶液中析出的白色晶体为碳酸钠晶体Na2CO3·10H2O)
（3）氯化钠--------白色晶体，易溶于水。食用盐的主要成分。
（4）、大理石主要成分为碳酸钙，明矾含硫酸铝，小苏打是碳酸氢钠，化肥如硫酸铵、碳酸铵等都是盐。
【总结】
1-2
物质的通性
【教学目标】
4、
复习巩固初中金属、酸碱盐的通性，理解酸碱盐在化学学习中的重要地位。
5、
拓展延伸金属的性质，氧化物的性质、酸碱盐具有通性的本质原因，加深酸碱盐知识的认识理解。
【教学重点】
K、Ca、Na的特性，酸碱盐具有通性的根本原因。
【教学难点】
酸碱盐具有通性的根本原因。
【知识回顾】
1、
金属能与那些物质反应
1、
金属与氧气反应
2、
金属与酸的反应
3、
金属与盐的反应
2、
氧化物能与那些物质反应
1、
金属氧化物
（1）
与酸反应
（2）
与水反应
2、
非金属氧化物
（1）与碱反应
（2）与水反应
3、
酸能与那些物质反应
1、
能使指示剂变色
2、
能与金属反应
3、
能与金属氧化物反应
4、
能与碱反应
5、
能与盐反应
4、
碱能与那些物质反应
1、能使指示剂变色
2、能与金属氧化物反应
3、能与酸反应
4、能与盐反应
5、
盐能与那些物质反应
1、
能与酸反应
2、
能与碱反应
3、
能与盐反应
【知识衔接】
1、
化学性质
1、
金属的通性
(1)与氧气反应：
①活泼金属K、Ca、Na常温下在空气中易被氧化，在空气中又可发生燃烧。
如：
4Na＋O2=2Na2O（继续反应：2Na2O＋O2＝2Na2O2）或2Na＋O2
Na2O2
②较活泼金属Mg、Al常温下在空气中易氧化，形成氧化膜，也可发生燃烧。
如：
4Al＋3O2＝2Al2O3　　
　
4Al＋3O2(纯)
2Al2O3
③金属Fe等常温下在干燥空气中不反应，加热被氧化，纯氧中可燃烧。
如：3Fe＋2O2(纯)
Fe3O4
④金属Cu在强热条件下，只氧化而不发生燃烧。如：2Cu＋O2
2CuO
⑤Hg以后金属不能被氧气氧化
(2)与酸（非氧化性酸，硫酸、盐酸）反应：
①氢前金属能置换酸中的氢，生成盐和氢气。
②氢后金属不能发生反应
（3）
与盐溶液反应：
①活泼金属K、Ca、Na放入盐溶液后，首先与水发生置换反应，生成碱和氢气；所生成的碱再与盐发生复分解反应。如Na投入CuSO4溶液中2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑、
2NaOH＋CuSO4=Cu(OH)2↓＋Na2SO4或合并成：
2Na＋2H2O＋CuSO4=Cu(OH)2↓＋Na2SO4＋H2↑
②Mg和Mg以后的金属，一般发生“活泼”金属单质(前面金属)将后面的金属从盐溶液中置换出来；如：
Fe+CuSO4=FeSO4＋Cu．
其他反应有Cu＋2FeCl3=2FeCl2＋CuCl2，Fe+2FeCl3=3FeCl2。
2、
氧化物的通性
（1）酸性氧化物
①大多数酸性氧化物都可由非金属与O2化合生成
C
+
O2
CO2
②酸性氧化物都能跟强碱反应，生成盐和水
2NaOH
+
CO2
===
Na2CO3
+
H2O
③大多数酸性氧化物能跟水化合生成酸（SiO2除外）
CO2
+
H2O
===
H2CO3
④与碱性氧化物反应：K2O
+
CO2
=
K2CO3
（2）碱性氧化物
①大多数碱性氧化物都可由金属与O2化合生成
2Mg
+
O2
2MgO
②碱性氧化物都能跟强酸反应，生成盐和水
CaO
+
2HCl
===
CaCl2
+
H2O
③极少数碱性氧化物能跟水化合生成碱
注意：一般可溶性的碱对应的碱性氧化物才能与水反应，
常见的有：Na2O
、K2O、
CaO、BaO
Na2O
+
H2O
===
2NaOH
④与酸性氧化物：Na2O
+
CO2
=
Na2CO3
3、
酸的通性
（1）
原因
①电离的概念：有些物质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动阴阳离子的过程。
②酸：电离产生的阳离子全都是氢离子
HCl
==
H++Cl－
H2SO4
==
2H+
+
SO42－
因为酸的溶液中都含有氢离子所以酸具有相同的化学性质。
酸的化学性质实质是溶液中氢离子和酸根离子的性质。
（2）酸的通性
（1）酸溶液能与酸碱指示剂作用（石蕊遇酸变红，酚酞遇酸不变色。）
（2）酸
+
活泼金属→盐
+
氢气
H2SO4
+
Zn
=
ZnSO4
+
H2↑
（3）酸
+
碱性氧化物→盐
+
水
6HCl
+
Fe2O3
=
2FeCl3
+
3H2O
（4）酸
+
碱→盐
+
水
H2SO4
+
Cu(OH)2
=
CuSO4
+
H2O
（5）酸
+
盐→新盐
+
新酸
2HCl
+
CaCO3
=
CaCl2
+
CO2↑+
H2O
4、
碱的通性
（1）
原因
①碱：电离产生的阴离子全都是氢氧根离子
NaOH
==
Na+
+OH－
Ca(OH)2
==
Ca2+
+2OH－
②因为碱的溶液中都含有氢氧根离子所以碱具有相同的化学性质
碱的化学性质实质是溶液中金属离子和氢氧根离子的性质
（2）
通性
(1）碱溶液能与酸碱指示剂作用（石蕊遇碱变蓝，酚酞遇碱变红）
（2）碱
+
酸性氧化物→盐
+
水
2NaOH
+
CO2
=
Na2CO3
+
H2O
（3）碱
+
酸→盐
+
水
Ba(OH)2
+
H2SO4
=
BaSO4↓
+
2H2O
（4）碱（可溶）+
盐（可溶）→新盐
+
新碱
Ca(OH)2
+
Na2CO3
=
CaCO3↓
+
2NaOH
（5）不溶性的碱受热易分解，生成对应的碱性氧化物和水
Cu(OH)2CuO
+
H2O
5、
盐的通性
（1）盐
+
活泼金属→新盐
+
新金属
CuSO4
+
Fe
=
FeSO4
+
Cu
（2）盐
+
酸→新盐
+
新酸
BaCl2
+
H2SO4
=
BaSO4↓+
2HCl
一般规律是：强酸
+
弱酸盐
=
强酸盐
+
弱酸
（3）盐（可溶）+
碱（可溶）→新盐
+
新碱
FeCl3
+
3NaOH
=
Fe(OH)3↓+
3NaCl
注意：①要求生成物中有沉淀、气体、水三者之一，
②还要求反应物均溶于水
（4）盐（可溶）+
盐（可溶）→新盐
+
新盐
NaCl
+
AgNO3
=
NaNO3
+
AgCl↓
注意：①要求生成物中有沉淀、气体、水三者之一，②还要求反应物均溶于水。
1-3物质的相互转化
【教学目标】
1、
在知识之间形成网络，把酸碱盐、金属、金属氧化物的知识，串联在一起，形成一个新的有机网络，加深物质之间相互联系的理解。
2、灵活运用所学习到的元素化合物知识，实现物质间的相互转化，构建知识网络图。
【教学重点】
物质之间的相互转化。
【教学难点】
物质之间的相互转化。
【复习巩固】
1、
结构框图
1、结构图
2、规律
1、（1）金属活动性顺序表：
K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)、Cu、Hg、Ag、Pt、Au
（2）金属活动性顺序表的应用：
①越靠前的金属单质在溶液中越容易失去电子（还原性越强）；
②前面的金属（除K、Ca、Na外）可以将后面金属从其盐溶液中置换出来；
③H前的金属可以与（较强非氧化性）酸反应，生成氢气。
2、复分解反应：两种化合物之间相互交换成分，生成另外两种化合物的反应。
酸、碱、盐、氧化物彼此间发生的反应大多是复分解反应。
酸性氧化物与碱的反应实质上也是复分解反应。
3、复分解反应发生的条件：生成物中必须有气体、沉淀或水生成，
其中盐与盐、盐与碱的反应要求反应物必须全可溶。
2、
相互关系
1、两条纵向直线
+O2
+H2O
+酸
金属
碱性氧化物
碱
盐
+O2
+H2O
+碱
非金属
酸性氧化物
酸
盐
注意：
(1)在常见的酸性氧化物中，除二氧化硅（SiO2）外均可直接和水反应生成对应的含氧酸。
如：P2O5+
H2O（热）=
2H3PO4
SO3+H2O=H2SO4
N2O5+H2O=2HNO3
(2)在常见的碱性氧化物中，只有K2O、Na2O、BaO、
CaO等少数几种强碱的碱性氧化物能跟水直接化合生成可溶性碱。
CaO+H2O=Ca(OH)2
Na2O+H2O=
2NaOH
BaO+H2O=Ba(OH)2
(3)酸和碱生成盐和水的反应叫做酸碱中和反应。酸和碱的反应中应至少有一个是可溶的。多元酸和碱的反应是分步进行的，控制酸和碱的比例不同即可得到正盐或酸式盐，如CO2和碱的反应，碱过量时生成正盐，碱不足时生成酸式盐。
CO2
+
2NaOH
=
Na2CO3+H2O
(CO2不足量)
CO2
+
NaOH
=
NaHCO3
(CO2过量)
2、四条横线
金属+非金属
无氧酸盐
碱性氧化物+酸性氧化物
含氧酸盐
碱+酸
盐和水
盐+盐
新盐+新盐
注意：
1
这里的非金属不包括氢和氧。如：
Cu+
Cl2
CuCl2
2Na+
Cl2=
2NaCl
Fe
+
S
FeS
一般来说金属性和非金属性越强反应越容易发生，反之越不容易。
2
碱性氧化物和酸性氧化物的反应，如对应的含氧酸酸性越强和对应的碱碱性越强，则反应越容易。如：
Na2O+CO2=
Na2CO3
常温下就可以发生，
CaO和SiO2生成CaSiO3要在高温下才能进行。
CaO+SiO2CaSiO3
③盐和盐的反应要满足复分解反应发生的条件，即生成物中有沉淀、气体或有难电离的物质产生，但反应物必须均可溶（或生成物比反应物更难溶）
如：Na2CO3
+
H2SO4
=
Na2SO4+H2O+CO2
↑
BaCl2
+
H2SO4
=
BaSO4↓+2HCl
2NaOH
+
H2SO4
=
Na2SO4+2H2O
3、四条交叉线
碱性氧化物+酸
盐和水
酸性氧化物+碱
盐和水
碱+盐
新盐+新碱
酸+盐
新酸+新盐
1
碱性氧化物和强酸反应，如
Fe2O3+
3H2SO4(稀)
=
Fe2(SO4)3+3H2O
2
酸性氧化物和强碱反应，注意必须是强碱。如：
CO2
+
2NaOH
=
Na2CO3+H2O
3
碱和盐的反应应满足反应物两者皆可溶，而生成物应满足复分解反应发生的条件。
如（NH4）2SO4+
Ca(OH)2
=
CaSO4+2NH3↑+2H2O
④酸和盐的反应比较复杂，共有四种情况
a.
强酸和弱酸的盐反应可生成弱酸（即俗称的强酸可以制弱酸）
如：FeS
+
H2SO4(稀)
=
FeSO4+
H2S↑
Na2CO3
+
H2SO4
=
Na2SO4+H2O+CO2
↑
Na2SO3
+H2SO4
=
Na2SO4+H2O+SO2↑
b.
加热条件下，高沸点酸（浓溶液）和低沸点酸的盐（固体）可反应生成低沸点的酸（即俗称的难挥发的酸制易挥发的酸）
如：
NaCl
(固)
+
H2SO4
(浓)
NaHSO4
+HCl↑
2NaCl(固)
+
H2SO4
(浓)
Na2SO4+2HCl↑
NaNO3(固)
+
H2SO4
(浓)
NaHSO4
+HNO3↑
C.强酸盐的稀溶液和酸（强酸或弱酸）若能生成难溶于强酸的盐，则反应可以进行。如：
H2S+
CuSO4=
CuS↓+H2SO4
d.多元弱酸能和该弱酸的正盐反应生成酸式盐。如;
Na2CO3
+
CO2
+
H2O=
2NaHCO3
Na2SO3
+SO2
+
H2O=
2NaHSO3
4、两条弯线
金属+盐
新金属+新盐
金属+酸
盐+氢气
①一般是位于金属活动性顺序表前面的金属能置换出排在后面的金属，且盐溶液必须是可溶的。但很活泼的金属（如钾、钙、钠）与盐的反应，并不能把金属置换出来，而是先与水反应生成碱，再和盐起复分解反应。如:
钠与CuSO4溶液反应，2Na+2H2O=
2NaOH+H2↑
2NaOH+CuSO4=
Cu(OH)2↓
+2H2O
②金属和酸反应，应满足金属排在金属活动性顺序表的氢以前，且酸应非强氧化性酸。如：
2Al
+
3H2SO4=
Al2（SO4）3+3H2
↑
第二模块
氧化还原反应
2-1
氧化还原反应
【教学目标】
6、
从得失氧的的角度，复习初中氧化反应、还原反应，复习常见的氧化剂、还原剂。
2、从化合价升降的角度分析氧化还原反应。
【教学重点】
化合价和氧化剂、还原剂的关系
【教学难点】
化合价和氧化还原的关系。
【知识回顾】
一、燃烧和缓慢氧化
1．燃烧
燃烧是一种剧烈的发光发热的化学反应。燃烧不一定要有氧气参加，比如金属镁(Mg)和二氧化碳反应生成氧化镁和和炭(c)。
2．缓慢氧化
常温下，许多金属、非金属及有机物都能发生缓慢的氧化反应。
动植物的呼吸，食物的腐烂，酒和醋的酿造，农家肥料的腐熟
等变化过程中都包含物质的缓慢氧化。缓慢氧化不断放出水分和二氧化碳，质量会减少，虽然不剧烈，不发光，但要放热。
二、氧化还原反应
氧化反应：
还原反应：
氧化剂：
还原产物：
还原剂：
氧化产物：
【知识衔接】
1．氧化、还原与化合价升降的关系
(1)还原剂：得氧的物质叫做还原剂，得氧后被氧化，其中所含的某种元素化合价必定升高。
得到的产物叫
氧化产物。
(2)氧化剂：失氧的物质叫做氧化剂，失氧后被还原，其所含的某种元素化合价必定降低。
得到的产物叫
氧化产物。
(3)化合价守恒：氧化还原反应中，氧化剂中元素化合价降低的总数与还原剂中元素化合价升高的总数必然相等。
例1：H2+CuOCu+H2O
H2：
CuO：
【练习】判断下列反应中的氧化剂和还原剂分别是哪种物质？
1、镁带燃烧：2Mg
+
O2
2MgO
2、加热高锰酸钾制氧气：2KMnO4
K2MnO4
+
MnO2
+
O2↑
3、二氧化锰催化双氧水制氧气：2H2O2
2H2O
+
O2↑
4、锌与硫酸反应制氢气：Zn
+
H2SO4
＝
ZnSO4
+
H2↑
5、铜与硝酸银溶液反应：Cu
+
2AgNO3
＝
Cu(NO3)2
+
2Ag
6、一氧化碳与金属氧化物：Fe2O3
+
3CO
2Fe
+
3CO2；
【总结】
1、理解氧化还原反应有关概念的内涵
初中定涵义
高中涵义
氧化反应
得到氧的反应
元素化合价升高的反应
还原反应
失去氧的反应
元素化合价降低的反应
氧化还原反应
发生了氧的得失的反应
有元素化合价升降的化学反应
　　氧化剂：反应中元素化合价降低的物质。
还原产物：化合价降低后的生成物。
　　还原剂：反应中元素化合价升高的物质。　　氧化产物：化合价升高的生成物。
　　2、把握有关概念之间的关系
　　
　　口诀：升（化合价升高）氧（被氧化，发生氧化反应），
降（化合价降低）还（被还原，发生还原反应）。
3、注意事项
（1）氧化剂具有氧化性，发生还原反应，被还原成还原产物。
（2）还原剂具有还原性，发生氧化反应，被氧化成氧化产物。
（3）元素化合价的改变，有关联系为：
　　化合价升高是还原剂被氧化
　　化合价降低是氧化剂被还原
（4）有的反应中氧化剂与还原剂是同一种物质
如：
Cl2＋2NaOHNaCl＋NaClO十H2O中的Cl2
（5）有的反应中氧化产物与还原产物是同一种物质
如：　　Cu＋Cl2CuCl2中的CuCl2
2-2、四种基本反应类型与氧化还原反应的关系
【教学目标】
1、
复习初中化学四种基本反应类型，并举例。
2、
从化合价升降的角度分析四种基本反应类型和氧化反应、还原反应的关系。
3、
学习从不同的角度，对化学反应进行分类。
【教学重点】
四种基本反应类型和氧化反应、还原反应的关系
【教学难点】
化合价的确定。
【知识回顾】
1、复习学过的反应类型
类别
化合反应
分解反应
置换反应
复分解反应
定义
特征
表达式
与氧化还原反应的关系
2、思考：其中上述四种基本反应类型与氧化还原反应之间的关系是怎样的呢？
【知识衔接】
一、四种基本反应类型与氧化还原反应的关系
1、化合反应
（1）化合反应可能有元素化合价的升降。如：
2H2+O22H2O
（2）化合反应也可能没有元素化合价的升降。如：
CO2+H2O=====H2CO3
所以化合反应可能是氧化还原反应，也可能不是。一般有单质参加的化合反应，必定有元素化合价的升降，是氧化还原反应。
2、分解反应
（1）分解反应与化合反应相似，可能有元素化合价的升降。如：
2H2O2H2↑+2O2↑
（2）可能没有元素化合价的升降。如：
CaCO3CaO+CO2↑
所以分解反应可能是氧化还原反应，也可能不是。一般有单质生成的分解反应，必定有元素化合价的升降，是氧化还原反应。
3、
置换反应
置换反应，既有单质参加(单质→化合物)，又有单质生成(化合物中某一元素→单质)，其间必有元素化合价的升降，所以置换反应均为氧化还原反应。
如：
Fe
+
CuSO4
=
Cu
+
FeSO4
4、
复分解反应
复分解反应是两种化合物互相交换成分而生成两种新的化合物，其间没有元素化合价的升降，所以复分解反应均不是氧化还原反应。
【总结】
总之，四种基本反应类型与氧化还原反应的关系可用图示表示为：
可见，化合反应、分解反应与氧化还原反应是交叉关系；
置换反应与氧化还原反应是包含关系；
复分解反应与氧化还原反应是排斥关系。
2-3、常见氧化剂和还原剂
【教学目标】
7、
初步认识常见的氧化剂、还原剂；
2、能根据化合价判断物质是否具有氧化性、还原性。
【教学重点】
判断物质是否具有氧化性、还原性
【教学难点】
判断物质是否具有氧化性、还原性
【知识回顾】
1、初中常见的氧化剂、还原剂有哪些？
氧化剂：
还原剂
2、请举出3个出中常见的氧化还原反应。
【知识衔接】
1、从化合价的角度分析，作为氧化剂的物质，有哪些特征？
从化合价的角度分析，作为还原剂的物质，有哪些特征？
2、从化合价的角度总结，那些物质具有氧化性，能成为氧化剂？
从化合价的角度总结，那些物质具有氧化性，能成为氧化剂？
3、常见的氧化剂和还原剂
氧化剂
还原剂
活泼非金属单质：X2、O2、S等
活泼金属单质：Na、Al、Fe等某些非金属单质：C、H2、S
高价金属离子：Fe3＋不活泼金属离子：Cu2＋、Ag＋
低价金属离子：Fe2＋非金属的阴离子及其化合物、S2－、H2S、等
某些含氧化合物：Na2O2、H2O2、HClO、HNO3、浓H2SO4、NaClO、Ca(ClO)2、KClO3、KMnO4
低价含氧化合物：CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、
既可作氧化剂又作还原剂的有：S、SO2、H2SO3、SO2、NO、Fe2＋
2-4、氧化还原反应中的规律
【教学目标】
1、
掌握氧化还原反应遵守的规律。
2、掌握判断氧化性、还原性强弱的方法。
【教学重点】
氧化还原反应遵守的规律
【教学难点】
判断氧化性、还原性强弱的方法
【知识回顾】
1、如何使二氧化碳转化为一氧化碳？
2、在这个反应中，碳元素的高价、低价、中间价之间有什么关系？
【知识衔接】
一、常见规律
1、归中规律：同种元素不同价态之间的反应，遵循以下规律：
（1）判断：浓H2SO4与SO2会不会发生反应？
（2）判断：KClO3＋6HCl(浓)=
KCl＋3Cl2↑＋3H2O反应中，KClO3中＋5价的氯转化为KCl中－1价的氯，还是Cl2中0价的氯？
2、守恒规律：化合价有升必有降，对于一个完整的氧化还原反应，化合价升降总数相等。
3、性质表现规律：若某元素有多种可变价态，处于最高价态时，只有氧化性；处于最低价态时，只有还原性；处于中间价态时，既有氧化性，又有还原性。
例题1：ClO2
是一种常用的预防“禽流感”的消毒剂，可通过以下反应制得(未配平)：
KClO3＋H2C2O4＋H2SO4→ClO2↑＋K2SO4＋CO2↑＋H2O。下列说法正确的是(　　)
A．H2SO4
作氧化剂
B．ClO2
是氧化产物
C．H2C2O4
被氧化
D．KClO3
被氧化
二、氧化性、还原性强弱的判断
1.根据反应原理判断
氧化性：氧化剂
氧化产物；氧化剂
还原剂
还原性：还原剂
还原产物；还原剂
氧化剂。
2.根据物质活动性顺序比较
①金属活动性顺序(常见元素)
3.根据氧化产物的价态高低判断
当变价的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，还原剂价态升高越大，氧化剂氧化性越强。
例如：2Fe＋3Cl22FeCl3，Fe＋SFeS
可以判断氧化性：
4.根据反应的难易程度(反应条件)
氧化还原反应越容易进行(表现为反应所需条件越低)，则氧化剂的氧化性和还原剂的还原性就越　强。不同的还原剂(或氧化剂)与同一氧化剂(或还原剂)反应时，条件越易或者氧化剂(或还原剂)被还原(或被氧化)的程度越大，则还原剂(或氧化剂)的还原性(或氧化性)就越强。
5.依据元素周期律进行判断
（1）金属单质与水或非氧化性酸反应越容易，金属的还原性越强。
（2）金属最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属的还原性越强。
（3）非金属气态氢化物越稳定，非金属的氧化性越强。
（4）非金属单质与氢气化合越容易，非金属的氧化性越强。
（5）非金属最高价氧化物对应含氧酸酸性越强，非金属的氧化性越强。
2-5、氧化还原反应方程式的配平（1）
【教学目标】
1、从化合价升降守恒的原则出发，配平氧化还原方程式。
2、初步掌握双线桥的表示方法。
【教学重点】
从化合价升降守恒的原则出发，配平氧化还原方程式。
【教学难点】
氧化还原反应的配平。
【知识衔接】
五、氧化还原方程式的配平
1．氧化还原反应方程式的配平原则
化合价升降总数相等。
2．化合价升降法的配平步骤
一标”：根据反应物和生成物的化学式，标出变价元素的化合价。
二等：使变价元素的化合价升降的总数相等，即寻找最小公倍数。（双线桥）
三定：根据化合价升高与降低的最小公倍数，定出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。
四平：用观察法配平其他各物质的化学计量数。
五查：检查电子守恒、元素守恒，将短线改等号。
3．氧化还原反应方程式的书写
双线桥法：用箭头表示反应物中不同（或相同）原子或离子间的电子转移
注意点：a
首先标出变价元素的化合价
b
用双箭头表示，箭头从反应物指向生成物且起止为元素
c
在线桥上要注明“化合价升高”或“化合价降低”的总数
图示：
化合价升高
n-
还
原
剂
+
氧
化剂
→
氧化产物
+
还原产物
化合价降低
n-
2-6、氧化还原反应方程式的配平（2）
【教学目标】
1、
初步掌握配平氧化还原反应方程式的方法。
2、能运用配平技巧，配平常见氧化还原反应方程式。
【教学重点】
氧化还原反应的配平技巧
【教学难点】
氧化还原反应的配平技巧
【知识衔接】
常见的配平方法
1、全变左边配：某元素化合价完全变化，先配氧化剂或还原剂的系数
①
KNO3
+
FeCl2
+
HCl
——
KCl
+
FeCl3
+
NO↑
+
H2O
②
Pt
+
HNO3
+
HCl
——
H2PtCl4
+
NO2↑
+
H2O
2、部分变两边配：某元素化合部分变，含该元素的物质先配生成物。
①
Mg
+
HNO3
——
Mg(NO3)2
+
NH4NO3
+
H2O
②
KMnO4
+
HCl
——
MnCl2
+
Cl2↑
+
KCl
+
H2O
3、自变右边配：自身的氧化还原反应（包括歧化反应）先配氧化产物和还原产物
①
NO2
+
H2O
——
HNO3
+
NO
②
Cl2
+
NaOH
——
NaCl
+
NaClO3
+
H2O
③
AgNO3
——
Ag
+
NO2↑
+
O2↑
4、多变整体配：某物质所含元素化合价同时升高或同时降低时，将这种物质当作一个整体来计算化合价变化数
【例4】：FeS2
+
O2
——
Fe2O3
+
SO2
①
Cu2S
+
HNO3
——Cu(NO3)2
+
NO↑+
H2SO4
+
H2O
②
P4
+
CuSO4
+
H2O
——
Cu3P
+
H3PO4
+
H2SO4
5、零价法：将某物质中价态难确定时，可假设其中各元素化合价均为零价。
【例5】：
FeSi
+
HNO3
——
H4SiO4
+
Fe(NO3)3
+
NO↑
+
H2O
①
Fe3C
+
HNO3
——
CO2↑
+
Fe(NO3)3
+
NO2↑
+
H2O
②
Fe3P
+
HNO3
——
Fe(NO3)3
+
NO↑
+
H3PO4
+
H2O
6．关于有缺项的方程式的配平：（缺项一般是酸、碱或水）
【例6】：KMnO4+
KNO2+_______——
MnSO4+
K2SO4+
KNO3+
H2O
①
Mn2++
S2O82－+
H2O
——
SO42－
+
MnO4－
+
________
②　Zn+　H++　NO3－
——
Zn2++
NH4++
_________
③
KMnO4
+
K2SO3
+________——
K2MnO4
+
K2SO4
+
H2O
第三模块
离子反应
3-1、离子反应
【教学目标】
1、
复习初中物质构成的相关知识，认识那些物质是由分子构成的，那些物质是由离子构成的，那些物质是由原子构成的；
2、
复习初中溶液概念，简单了解物质在溶液中的存在状态，并能检验；
3、理解物质在溶液中的电离过程，理解物质以离子或分子形式存在于溶液的原因。
【教学重点】
电解质、非电解质的定义，电离方程式的书写
【教学难点】
电解质、非电解质的定义，电离方程式的书写
【知识回顾】
1、
根据初中所学知识，哪些物质是由粒子构成的？
2、
水溶液中，那些物质是以分子形式存在的？那些物质是以离子形式存在？
3、可以通过什么方法检验水溶液中物质是以分子还是离子形式存在？
【知识衔接】
1、
酸、碱、盐在水溶液中的电离
1、物质能导电的原因？举例？
2、酸、碱、盐导电的条件：水溶液或融熔状态。
3、
电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。
练习：
下列物质能导电的是＿＿＿＿＿属于电解质的是：＿＿＿＿＿＿。
HCl气体、
Ca(OH)2
固体
、KNO3固体
、CO2
、Hg
、
NH3
、KOH溶液
、金刚石
、
石墨
、蔗糖、酒精、硫、铝。
4、非电解质：在水溶液或熔融状态下都不导电的化合物。
5、注意事项：
（1）电解质、非电解质应是化合物。
（2）电解质的导电条件：水溶液里或熔融状态下。如：碳酸钙虽然其水溶液几乎不导电，但在熔融状态下导电，因此它是电解质。
（3）电解质导电必须是用化合物本身能电离出自由移动的离子而导电，不能是发生化学反应生成的物质导电。如：CO2、SO2溶于水能导电，是由于它们与水反应生成的H2CO3、H2SO3能导电，所以CO2、SO2不是电解质，而是非电解质。
（4）某些难溶于水的化合物。如：BaSO4、AgCl等，由于它们溶解度太小，测不出其水溶液的导电性，但它们溶解的部分是完全电离的，所以是电解质。
（5）酸、碱、盐、水是电解质，蔗糖、酒精等是非电解质。
二、电离方程式：
NaCl电离：NaCl=Na++Cl－
练习：写出HCl、KCl、Al2(SO4)3
、BaCl2
、NaHSO4
、NaHCO3
、BaSO4、H2CO3、NaHSO4在溶液中的电离方程式。注意：HCO3－、SO42－、OH－等原子团，不能拆开。
3-2、离子反应发生的条件
【教学目标】
1、
理解离子反应表达的意义；
2、
理解离子反应的条件，并能判断是否能发生离子反应；
【教学重点】
离子反应发生的条件
【教学难点】
离子反应发生的条件
【知识回顾】
1、
复习电解质、非电解质概念
2、复习电离方程式
【知识衔接】
［学生分组实验］做实验。通过操作实验仪器、观察实验现象，培养直觉行动思维。
实验2—1
试管名称
现象
向盛有5
mL
CuSO4溶液的试管里滴加
5
mL稀
NaCl溶液
A
向盛有5
mL
CuSO4溶液的试管里滴加
5
mL稀
BaCl2溶液
B
（1）观察A、B试管中的现象。
（2）写出实验中发生的化学反应方程式。
NaCl＋CuSO4（不反应）
CuSO4＋BaCl2====BaSO4↓（白）＋CuCl2
（3）从离子的角度分析，反应发生的条件。
当CuSO4溶液与NaCl溶液混合时，没有发生化学反应，只是CuSO4电离出来的Cu2+、SO与Na+、Cl－等混合没有发生变化。当B中CuSO4溶液与BaCl2溶液混合时，CuSO4电离出来的SO与BaCl2电离出来的Ba2+反应生成难溶的BaSO4白色沉淀。
电解质在水作用下可解离成自由移动的阴、阳离子，这些电解质在溶液中发生的反应实质上是离子间的反应。
三、离子反应
1、离子反应：
有离子参加的反应叫离子反应。
分析下列反应的实质，填入表格空白处。
物质反应的化学方程式
组成反应物的微粒
参加反应的
（微粒符号）
微粒种类
电解质溶于水后电离成为离子，实质上是离子间的反应，这样的反应属于离子反应。
（1）离子反应中，并不一定所有的反应物都以自由移动的离子参加反应，至少有一种即可，如第3个反应。
（2）在中学阶段，离子反应研究的主要是电解质在溶液中的行为，像
这样的反应，虽然反应物和都是由离子构成的，但由于反应时参加的离子不能自由移动，因此对这样的反应不研究。
（3）同种物质之间的化学反应，在一种条件下是离子反应，在另一种条件下就不一定是离子反应。
例如：
非离子反应
离子反应
2、离子反应发生的条件：
［学生分组实验］引导学生观察现象，写出化学反应方程式、离子方程式。
现
象
反应化学方程式
反应生成的物质特征
向盛有5
mL
Na2SO4溶液的试管里滴加
5
mL
稀
BaCl2溶液
向盛有5
mL
Na2CO3溶液的试管里加入
5
mL稀盐酸，迅速套一气球
向盛有5
mL
NaOH溶液的试管里滴加几滴酚酞试液，再用滴管向试管中慢慢滴加稀盐酸至溶液恰好变色为止
（1）反应物：
反应物都必须____________________________________。
两种都是固体或者气体，__________________________________________。
（2）生成难溶物；
（3）生成难电离物；
弱酸：
弱碱：
（4）生成挥发性物质。
3、离子反应与其他反应类型的关系
(1)离子反应、非离子反应是以化学反应中实际参加反应的微粒中是否有离子为标准而划分的反应类型；
(2)若以电子转移、化合价升降的观点来看，离子反应既可能是氧化还原反应，又可能是非氧化还原反应。
（3）离子反应与四种基本类型的关系：
3-3、离子反应方程式的书写
【教学目标】
1、
掌握离子反应方程式的一般步骤；
2、
能根据化学反应方程式，书写离子反应方程式；
3、
能根据离子反应方程式，书写化学反应方程式。
【教学重点】
离子反应方程式的书写
【教学难点】
离子反应方程式的书写
【知识回顾】
1、
复习离子反应概念
2、为什么会有离子反应？什么样的反应是离子反应？
【知识衔接】
三、离子反应的书写
1.
概念：用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子叫做离子方程式。
2.
离子方程式的书写：书写离子方程式，要按照“写、改、删、查”的四个步骤依次进行，下面以溶液与溶液的反应为例进行解析。
（1），写：即写出反应的化学方程式
（2），改：把易溶于水并且易电离的反应物、生成物改写成离子形式，难溶或难电离以及气态、单质的反应物、生成物仍用分子式表示。
（3），删：删去方程式两边没参加反应的离子
（4），查：检查各元素的原子个数和离子的电荷数（正电荷或负电荷）是否相等。
注意：离子方程式既符合质量守恒定律，又符合电荷守恒定律。对离子方程式进行检查时，这两个方面缺一不可。如的错误之一，就是违背了电荷守恒定律。
3.
有关说明：
（1）只有离子反应才能写离子方程式。
（2）熟记常见酸、碱、盐的溶解性规律及强、弱电解质的物质类别。
（3）对于微溶物的处理有两种情况：
a.
微溶物处于溶液状态（稀溶液），应写成离子的形式。如气体通入澄清石灰水中：
b.
当微溶物处于浊液或固态时，应写成化学式，如石灰乳中加入溶液
[课堂练习]
书写下列离子反应方程式：
1、硫酸铜溶液与氢氧化钠溶液混合
2、铁与硫酸铜溶液混合
3、碳酸钠溶液与盐酸混合
4、碳酸钠与氢氧化钙溶液混合
5、硝酸银溶液与氯化钠溶液混合
3-4、离子反应的应用
【教学目标】
1、理解离子反应的原理，
2、能熟练运用离子反应的原理，判断离子反应能否进行，能解释离子共存的问题。
【教学重点】
判断离子共存。
【教学难点】
判断离子共存。
【知识回顾】
1、
复习离子方程式的定义；
2、复习粒子方程式的书写规则。
【知识衔接】
四、判断离子反应方程式是否正确的方法
1、是否符合电解质和非电解质的电离原理；（物质拆成离子的是否拆对了）
2、是否符合电荷守恒的原理；
3、是否符合客观事实。
[例1]
下列离子方程式中，正确的是（
）
A.
金属钠与水反应：
B.
石灰石和盐酸反应：
C.
氢氧化钡溶液和稀硫酸反应：
D.
过量的二氧化碳和石灰水反应：
[例2]
在强酸性溶液中能大量共存并且溶液为无色透明的离子组是（
）
A.
、、、
B.
、、、
C.
、、、
D.
、、、
[例3]
（1）向溶液中逐滴加入溶液显中性，请写出发生反应的离子方程式：
_________________________________________________-
（2）在以上中性溶液中继续滴加溶液，请写出此步反应的离子方程式
____________________________________________
。
五、判断溶液中离子能否大量共存的规律
所谓几种离子在同一溶液中大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
1、同一溶液中若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应，离子之间能发生反应，则不能大量共存。
（1）生成气体或挥发性物质：如与、与、、、、、等不能大量共存。
（2）生成难电离的物质：如与、、、等生成弱酸；与、、等生成弱碱；与生成水，这些离子不能大量共存。
（3）发生氧化还原反应：氧化性离子（如、、、等）与还原性离子（如、、、等）会在溶液中（特别是在酸性溶液中）发生氧化还原反应而不能大量共存。注意：与可共存。
（5）形成络合物：如与生成络合物而不能大量共存。
2、附加隐含条件的应用规律：
（1）溶液无色透明，则肯定不存在有色离子。如（蓝色）、（棕黄色）、（浅绿色）、（紫红色）等都有颜色，若为无色溶液则说明这些离子不存在。
（2）强碱性溶液中肯定不存在与起反应的离子。
（3）强酸性溶液中肯定不存在与起反应的离子。
第四模块
物质的量
4-1
物质的量的定义
【教学目标】
1、
明确物质的量、摩尔的概念。
2、明确阿伏伽德罗常数的意义。
【教学重点】
物质的量、摩尔、阿伏伽德罗常数
【教学难点】
物质的量、摩尔、阿伏伽德罗常数。
【知识复习】
1、
如何表示物质的质量？
2、物质的相对原子质量的意义？
物质的相对分子质量的计算？
2、
如何在方程式中使用质量进行计算？
例题1：将过量的氧化铜与木炭粉共15g加强热，充分反应后剩余固体质量比原混合物减少了2.64g，
求（1）参加反应的氧化铜的质量？（2）剩余固体中各物质的质量？
【知识链接】
1、物质间的化学反应是原子、分子或离子间按一定的个数比进行的。单个的微粒都非常小，肉眼看不见，也难于称量。
　　例如：一滴水中大约有15万亿亿个分子。若取1毫升、1升、甚至1吨，那其中的微粒数就更难于计算。通常在实验室里或生产中用来进行反应的物质，一般都是含有巨大数量的“微粒集体”。显然，以“个”为单位计量是很不方便的。只有用一种“微粒集体”作单位，才具有可称量和实际应用的意义。
　　这就是说，我们很需要把微粒和可称量的物质联系起来。这就要建立一种“物质的量”的单位。
2、说明：1971年，由71个国家派代表参加的第14届国际计量大会，正式通过了国际单位制的7个基本物理量。“物质的量”就是其中之一，其单位是“摩尔”。
一、摩尔
　　1．摩尔的定义
　　（1）“物质的量”——是专用名词。如同长度、质量一样。这四个字不能简化或增添任何字。不能理解为“物质的质量”或“物质的数量”。
　　（2）“单位”——摩尔是一种单位，简称“摩”、符号“mol”。如同“米”（m）、“千克”（kg）一样。
　（3）“每摩尔物质”——指1mol任何物质。
　（4）“阿伏加德罗常数个”——1mol物质中含有的微粒数目。
　（5）“微粒”——指分子、原子、离子、质子、中子、电子等微观粒子。
2．阿伏加德罗常数（可用NA表示）
　　（1）阿伏加德罗常数，经实验测得比较精确的数值是：6.0221367×1023
　　
通常采用6.02×1023这个非常近似的数值
　　（2）基准数：12g碳-12含有的碳原子数。常用近似值：6.02×1023
　　（3）
使用摩尔时，必须同时指明微观粒子。书写时应将微粒的符号或名称写在摩的后面。正如质量单位千克，使用时必须注明物质一样。如1kg食盐、2kg蔗糖。
　　(4)由于摩尔是巨大数量微粒集合体的计算单位，所以使用时可出现0.5mol、0.01mol等。正如可称0.1kg，量0.1m一样。
　　(5)1mol碳-12的质量是12g，含有约6.02×1023个碳原子。因为任意原子的相对原子质量是以碳-12的1/12为标准所得的比值，例如：氧的相对原子质量是16，则有C∶O=12∶16。所以可以推知1mol氧原子的质量也为16g，含有约6.02×1023个氧原子。……依次类推。
【练习1】
1mol碳原子含有___个碳原子。
　　1mol氢分子含有___个氢分子。
　　1mol硫酸分子含有___硫酸分子。
　　1mol氢氧根离子含有___个氢氧根离子。
　　
【练习2】
判断下列叙述正确与否？说明理由。
　　（1）1mol氮
（2）2mol原子氧　　（3）3mol分子H2O
（4）4mol离子氢
　　
　　
【练习3】1mol水分子含有___个水分子；0.5mol水分子含有___个水分子；2mol水分子含有___个水分子。
　　
　
3．1mol物质的质量
(1)1mol任何物质的质量，数值上等于组成该物质的原子（或分子）的式量(或相对原子量)。
(2)书写格式：1mol××的质量是××g。
　　【练习4】1mol铝原子的质量是____g；
　　1mol硫酸的质量是＿g；
　　1molCl-的质量是____g；
　　1molMgCl2的质量是____g；
　　【小结】由以上分析可知，摩尔像一座桥梁，把单个微粒与巨大数量微粒集合体、可称量的物质联系起来了。
　　在化学反应中，可根据反应中各物质的分子个数之比，直接推知各物质的物质的量之比。
　4．在化学反应中，各物质的物质的量的关系。
　　请同学们分析下列化学方程式的意义
　
　　
　　【小结】①本节概念：摩尔、阿伏加德罗常数。②会计算1mol物质的质量
　　【思考题】
　　1．1mol物质的质量与其式量（或相对原子质量）有何区别和联系？
　　2．物质的量与物质所含微粒数之间、物质的质量与物质的量之间应怎样换算？
4-2
物质的量与质量的换算
【教学目标】
1、
掌握摩尔质量的定义。
2、掌握质量和物质的量的换算关系。
【教学重点】
质量和物质的量的换算
【教学难点】
质量和物质的量的换算。
【知识复习】
1．什么是摩尔？阿伏加德罗常数是多少？常采用的数值是多少？
2．5mol碳原子含有的碳原子数是多少？含有3.01×1023个碳原子的物质的量是多少？
3、物质的量与物质所含微粒数之间的换算关系应怎样表示？
4、1mol物质的质量与其相对分子质量（或相对原子质量）之间有什么联系和区别？
【新课】
　二、关于摩尔质量的计算
　　1．摩尔质量（阅读教材）
　　强调：（1）单位：克/摩
（2）要注意区别“1mol××的质量”与“××的摩尔质量”
　　
【练习】
下列哪种说法不正确？说明理由。
　　（1）1molH2的质量是2g；
　　（2）H2的mol质量是2g；
　　（3）1mo
H2的质量是2g/mol；
　　（4）H2的mol质量是2g/mol。
　　【总结】上题正确的叙述有两种：
　
　1mol××的质量是××g；
　　××的摩尔质量是××g/mol。
　　【练习】
（1）4g氢气是多少摩？（或4g氢气的物质的量是多少？）
　　算式：
　　（2）0.5mol氢气的质量是多少克？
　　算式：2g/mol×0.5mol=1g
　　2．关于摩尔质量的计算公式：
　　由以上简单的计算可以推知，物质的量、物质的质量，摩尔质量之间的关系如何表示？
　　
　　强调：①计算格式
②各个量的单位
　　【小结】
换算关系
　　（2）下列各物质中，含氧原子个数最多的是：（A）1mol氯酸钾（B）0.5mol硫酸（C）32g氧气（D）3.01×1023个二氧化碳分子
　　
【提示】
根据物质组成分析。例：1mol水分子中含2mol氢原子和1mol氧原子。比较氧原子个数，实际上是比较一定量物质中所含氧原子的物质的量。
　　（3）16g氧气与多少克二氧化碳含有的分子数相同？
　　
（4）相同质量的镁和铝所含原子个数之比是多少？
【小结】（1）分子数相同，就是物质的量相同。
（2）原子个数之比，就等于物质的量之比。
【练习】
　　①0.3molO2的质量是___g，含有的氧分子数目是___个。它所含有的分子数与___molO3含有的分子数相等；它所含有的原子数与___molO3含有的原子数相等。
　　
②9gH2O中含有___mol氧原子，它与___gCO2中含有的氧原子数相同。
　　
③Cl2、HCl、O2、H2、CO2各5g，按其所含分子数目由多到少的顺序排列是___。
4-3在方程式中运用物质的量
【教学目标】
1、掌握化学反应方程式中物质的量表达的意义；
2、能运用物质的量进行化学计算。
【教学重点】
运用物质的量进行化学计算
【教学难点】
运用物质的量进行化学计算
【知识复习】
　　【提问】什么是摩尔？阿伏加德罗常数是多少？常采用的数值是多少？
　复习并填写换算公式
　　【提问】（1）4g氢氧化钠是多少摩？
（0.1mol）
　　（2）含4g氢氧化钠的溶液分别与盐酸、硫酸、磷酸反应生成正盐各需酸多少摩？
【新课】
　二、关于摩尔质量的计算
　　3．摩尔在化学方程式计算中的应用
　　根据①方程式中各物质的系数比就等于它们的物质的量之比。
　　②摩尔质量在数值上等于相对原子质量或式量。
　　可代入方程式中进行计算。
　　【例解】
设需H2SO4的物质的量为x：
　　2NaOH
+
H2SO4
=
Na2SO4
+
2H2O
　　2mol
　　1mol
　　0.1mol
　　x
　　
　　【分析】
因：0.1molNaOH是4g
　　2molNaOH是40g/mol×2mol=80g
　　所以此题又可解为：
　　2NaOH
+
H2SO4
=
Na2SO4+2H2O
　　2×40g
　1mol
　　4g
　　　x
　　
　　练习计算4gNaOH与HCl、H3PO4的反应。（注意纠正解题格式和单位的书写）
　　【练习】
　　1．与10.6g碳酸钠恰好完全作用的盐酸的物质的量是多少？生成CO2气体多少克？
　　2．实验室用浓盐酸和二氧化锰反应制取氯气时，收集到7.1g氯气。求：
　　（1）发生反应的二氧化锰的物质的量是多少？
　　
（0.1mol）
　　（2）被氧化的氯化氢是多少摩？
（0.2mol）
　　（3）有多少个电子发生转移？
（1.2×1023个）
　　（解题过程及分析略）
　　【小结】
在上述计算中需注意：
　　（1）题设的格式：设需××物质的量为x（不要设需xmol××）
　　（2）单位可取用质量（克），也可同时取用物质的量（摩）。但是使用时：
　　
上下单位要一致（同一物质）
　
　
4-4
气体摩尔体积
【教学目标】
1、理解气体体积变化的本质原因；
2、掌握气体摩尔体积的涵义；
3、理解阿伏伽德罗定律
【教学重点】
气体摩尔体积的涵义
【教学难点】
阿伏伽德罗定律
【知识复习】
1、
物质由什么构成？
2、
物质的三态变化，微粒的大小和微粒的间距发生了变化了？
【新课】
　　【投影】请学生根据已学知识填写下面两张表。
　　（温度：20℃）
　　请同学们根据计算结果，分析物质存在的状态跟体积的关系。
　　
（2）分析下图，不同状态的物质，体积大小跟哪些因素有关？
【总结】
　
1．决定各种物质体积大小的因素有三种，即微粒数、微粒间的距离和微粒的大小。
　　
2．如果物质所含的微粒数相等，
（1）当微粒间距很小时（如固、液态物质），微粒的大小是决定物体体积大小的主要因素。
（2）当微粒间距较大时（如气态物质），决定物质体积的主要因素是微粒间的距离。
　　
气体的体积受压强、温度的影响很大。为了研究问题方便，科学上把温度为0℃、压强为100kPa规定为标准状态。用S．T．P．表示。
在标准状况下，1mol任何气体的体积都大约是22.4L。这就是气体摩尔体积。
　　一、气体摩尔体积：在标准状况下，1mol的任何气体所占的体积都大约是22.4L。
　　强调指出，条件是标准状况、1mol和任何气体。
　　
结论：体积大约是22.4L。
　　【练习】下列说法中有无错误？为什么？
　　（1）1mol氢气的体积大约是22.4L。
　　（2）在标准状况下，18g水的体积大约等于22.4L。
　　（3）在标准状况下，22g二氧化碳的体积大约是22.4L。
　　（4）在0℃、100kPa下，1mol氯气的体积是22.4L。
　　（5）在标准状况下，22.4L氧气和22.4L二氧化碳的物质的量相等。
　　
【问题】在同温同压下，如果气体的体积相同，则气体的物质的量是否也相同呢？
　　
因为气体分子间的平均距离随着温度、压强的变化而改变。各种气体在一定温度和压强下，分子间的平均距离是相等的。所以，同温同压下，相同体积气体的物质的量也相等。这一结论最早是由意大利科学家阿伏加德罗发现的，并被许多的科学实验所证实，成为定律，叫做阿伏加德罗定律。
2、
阿伏加德罗定律
1、
定义：在相同的温度和压强下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。
　
2、注意：
　　（1）适用范围：气体。
　　（2）四个“同”：
　　
同温、同压（即相同状况）、同体积、同分子数（或同物质的量）。
　　（3）气体摩尔体积是阿伏加德罗定律的特例。
　　
【小结】
4-5
气体摩尔体积的计算
【教学目标】
1、
理解阿伏伽德罗定律，能运用阿伏伽德罗定律解释客观事实；
2、运用气体摩尔体积解决化学问题。
【教学重点】
运用气体摩尔体积解决化学问题
【教学难点】
运用气体摩尔体积解决化学问题。
【知识复习】
　　1．“气体摩尔体积”概念的要点有哪几个？什么是标准状况？
　　2．阿伏加德罗定律的内容及适用范围？
　　3．判断下列说法是否正确并说明理由：
　　（1）任何体积为22.4L的气体都含有1mol的气体分子。
　　（2）22.4L氮气的质量是28g。
　　（3）同温同压下，同体积的任何物质都含有相同数目的分子。
　　（4）16gO2和11.2LH2分子数一定相等。
　　（5）
同温同压下，5.6LCO2与2.8LCO所含分子数之比为2∶l。
　　4．同温同压下，等质量的下列气体，体积最大的是___。①O2
②N2
③CH4
④CO2。
　　5．同温同压下，相同体积的下列气体中，质量最大的是____。①H2
②CO
③Cl2
④SO2。
　
6、归纳复习换算关系
　　三、有关气体摩尔体积的计算
　
1、气体物质的式量数值上等于其摩尔质量
　　摩尔质量=标准状况下气体密度（D）×气体摩尔体积=22.4D
　　【练习1】某气态氢化物H2R在标准状况下密度为1.52g/L，R的相对原子质量等于多少？
2．
ag某气体在标准状况下的体积是bmL，则该气体的式量为____。
【练习2】
　　l．0.2mol铝跟足量盐酸完全反应，计算：
　　（l）标准状况下生成氢气多少升？
（2）生成氯化铝多少克？
　　2．在标准状况下，15g一氧化碳和二氧化碳的混合气体的体积为8.8L。计算这两种气体的质量和体积各是多少？
4-6
物质的量浓度
【教学目标】
1、使学生正确地理解物质的量浓度的概念。
2、使学生会应用物质的量浓度的概念进行简单的计算
【教学重点】
物质的量浓度的概念、有关物质的量浓度概念的计算。
【教学难点】
物质的量浓度的概念、有关物质的量浓度概念的计算。
【知识复习】
我们知道溶液有浓稀之分，在初中学过可用什么方法表示？
溶质的质量（g）
溶液的质量（g）
溶质的质量
溶质的质量+溶剂的质量
可以计算出一定质量的溶液中含溶质的质量，但取用溶液时，一般不称质量而是量一定体积，且化学反应中，反应生成物间的物质的量的关系比质量关系简单，因此知道一定体积溶液中溶质的物质的量对于生产和实验都很重要。
【新课】
第三节
物质的量浓度
1、定义：以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量叫做溶质B的物质的量浓度。
计算公式：
1
单位：mol·L-1或mol·m-3
2
溶质是用物质的量表示而不是质量。
讨论：
3
是溶液的体积为单位体积，并非溶剂的体积。
讨论：
4
从某溶液取出任意体积的溶液，其浓度都相同，但所含溶质的量因体积不同而不同。
练习：
①将40gNaOH配成2L溶液，其物质的是浓度为
。
②标准状况下22.4LHCl配成0.5L盐酸，其物质的量浓度为
。
③2molNaOH配成200mL溶液，其物质的量浓度为
。
④物质的量浓度为2
mol·L-1的H2SO4溶液500mL，含H2SO4的物质的量为
。
⑤10molHCl能配成
L，物质的量浓度为2
mol·L-1的盐酸。
2、溶液中溶质的微粒数目
比较0.5L1
mol·L-1酒精和蔗糖溶液得出：
1
对于非电解质来说
2
对于离子化合物来说
分析：1L1
mol·L-1的NaOH的1L1
mol·L-1的CaCl2溶液中溶质的微粒数目是否相同。
【练习】：100mL0.2
mol·L-1Ba（OH）2溶液中，c（Ba2+）=
。
200mL0.5
mol·L-1Al2（SO4）3
溶液中，c（Al3+）=
，
c（SO42-）=
。
Fe2（SO4）3中c（Fe3+）=0.6
mol·L-1，c（SO42-）=
。
其中Fe3+和SO42-的物质的量浓度的比值为
。500mL溶液中Fe3+和SO42-的物质的量的比值为
。
3、物质的量浓度与质量分数的关系
物质的量浓度
溶质质量分数
溶质单位
溶液单位
表达式
特点
体积相同，物质的量浓度相同的溶液中，所含溶质的物质的量
，溶质质量
。(填相同或不同)
质量相同，溶质质量分数相同的溶液中，溶质质量
，物质的量
。
［小结］物质的量浓度的概念；溶质的物质的量浓度与质量分数之间是有区别的。
4-7配制一定物质的量浓度的溶液
【教学目标】
1、学会配制一定物质的量浓度的溶液。
2、分析溶液配制过程中出现的问题，分析误差。
【教学重点】
配制一定物质的量浓度的溶液
【教学难点】
配制一定物质的量浓度的溶液
【知识复习】
　1、复习初中化学有关溶液的知识，溶液组成和溶液中溶质的质量分数。
　2、讨论：溶液中溶质的质量分数的定义是什么？使用时有什么不方便之处？溶质的量用溶质的物质的量表示有哪些便利条件？
3、物质的量浓度计算公式。
定义式：
单位通常是用mol／L表示。
（1）溶液体积为1升，而不是溶剂体积是1升；
（2）溶质是物质的量表示，而不是用摩尔质量表示。
【例1】用20克NaOH固体配制1L溶液，其浓度为Umol/L。用20克NaOH固体和1L水混合，配制溶液，其浓度也为Umol/LL吗？
强调：在物质的量浓度公式中的V一定是指溶液的体积，而不能溶解物质，可以近似认为水的体积就是溶液的体积。
【例2】从1L
0.5mol/L的氢氧化钠溶液中分别取5ml，50ml，100ml溶液，它们的物质的量浓度是否相等？
[课堂练习]
1．用5molNaOH配成500mL溶液，其浓度为___mol／L，取5mL该溶液，其浓度为___mol／L。
2：从1L1mol／LNaCl溶液中，分别取出100mL、10mL和1mL溶液，它们的物质的量浓度是否相等？所含溶质各是多少克？
四、一定物质的量浓度溶液的配制
例：配制500mL0.1mol／L的Na2CO3溶液。
配制溶液的第一步首先应知道什么？
1．计算
⑴实验室中只存在Na2CO3晶体,我们可以来计算出所需的溶质的质量,那么如何计算出需要Na2CO3晶体的质量？
⑵若所取溶质为液体，应如何取？
2．称量
用托盘天平来称量固体药品应注意哪些问题？
3．溶解
(1)根据我们前面所学的知识，溶解固体物质应在哪儿溶解？用到哪些仪器？在溶解过程中还应注意哪些问题？
(2)用小烧杯加水溶解，并用玻璃棒搅拌。
(3)溶质溶解后是否可马上放到容量瓶中呢?
(4)把溶解好的溶液冷却后,从小烧杯转移到100mL的容量瓶里。
4．转移
(1)把小烧杯里的溶液往容量瓶中转移，由于容量瓶的瓶口较细，为避免溶液洒出，用玻璃棒引流。
(2)把小烧杯里的溶液沿玻璃棒转移到容量瓶中。
(3)烧杯和玻璃棒是否需要处理？应如何处理？
(4)为保证溶质尽可能全部转移到容量瓶中，应该用蒸馏水洗涤烧杯和玻璃棒二、三次。
5．洗涤
洗涤烧杯等仪器，并把洗涤液转移到容量瓶中。防止药品粘在烧杯上，造成实验误差。
6．定容
（1）当往容量瓶里加蒸馏水时，距刻度线1～2cm处停止，为避免加水的体积过多，改用胶头滴管加蒸馏水到刻度线，这个操作叫做定容。
（2）定容时如果不小心水加多了，可否用胶头滴管取出多余的溶液呢？
（3）所以，定容失败，只好重新做。定容时还要注意凹液面下缘和刻度线相切，眼睛视线与刻度线呈水平，不能俯视或仰视，否则，都会造成误差。
（4）最后把容量瓶瓶塞塞紧，把容量瓶倒转过来摇动多次，使溶液混合均匀叫做摇匀。
7．摇匀
（1）容量瓶摇匀的操作具有特殊性,那么应如何操作呢?
（2）摇匀后，再把配好的溶液倒入试剂瓶中，盖上瓶塞，贴上标签。
（3）在溶液配制过程中哪些操作可能引起溶液浓度的误差？定容时若俯视或仰视刻度线，对溶液的浓度有何影响？
8、配制误差原因
（一）称量时所引起的误差
1、使所配溶液的物质的量浓度偏高的主要原因
（1）天平沾有其他物质或锈蚀
（2）调节天平零点时，游码放在刻度线的右端
（3）试剂、砝码的左右位置颠倒
（4）用量筒取液体时，________视读数。
2、使所配溶液的物质的量浓度偏低的主要原因
（1）直接称热的物质
（2）
砝码有残缺
（3）在敞口容器中称量易吸收空气中其他成分或易挥发的物质时动作过慢
（4）用量筒量取液体时，
读数，使所读液体的体积偏小。
（二）用于溶解稀释溶液的烧杯未用蒸馏水洗涤，使溶质物质的量_____
，致使溶液的浓度
_________
。
（三）转移或搅拌溶液时有部分液体溅出，致使溶液的浓度_____。
（四）容量瓶内溶液的温度高于20℃，造成所量取的液体的体积_____（大于、小于）容量瓶上所标注的液体体积，致使溶液浓度_____。
（五）在给容量瓶定容时，仰视读数会使液体的体积_____
，致使溶液浓度_____；俯视读数会使液体的体积_____，致使溶液浓度_____
。
③配制物质的量浓度溶液的操作步骤：计算、称量（或量取）、溶解、转移、洗涤、定容、摇匀、装瓶贴签。
4-8
物质的量浓度计算
【教学目标】
1、掌握物质的量浓度的概念。
2、掌握物质的量浓度的计算公式，能运用物质的量浓度解决化学问题。
【教学重点】
运用物质的量浓度计算
【教学难点】
运用物质的量浓度计算
【知识复习】
　1、如何配置一定物质的量浓度的溶液？
　2、配制过程中的误差由那些原因？
【新课】
五：关于物质的量浓度的计算
1、关于物质的量浓度概念的计算
【例1】：将28.4gNa2SO4溶于水配成250ml溶液，计算溶液中溶质的物质的量浓度，并求出溶液中钠离子和硫酸根离子的物质的量浓度。
解：n(Na2SO4)
=
m(Na2SO4)/M(Na2SO4)=
=
0.2mol
c(Na2SO4)
=
n(Na2SO4)/V（液）=
=
0.8mol?L–1
而Na2SO4
=
2Na+
+
故n(Na+)
=
2n()
=
2n(Na2SO4)
c(Na+)
=
0.8mol/L2
=
1.6mol?L–1
c()
=
0.8mol?L–1
答：溶液中溶质的物质的量浓度为0.8mol?L–1，溶液中钠离子和硫酸根离子的物质的量浓度分别为1.6mol?L–1和0.8mol?L–1。
［强调］
在运用物质的量浓度的定义式进行计算时，分母是溶液的体积而不是溶剂的体积。
［练习］
1、把4gNaOH溶于水配成500
ml溶液，求溶液的物质的量浓度。（
）
2、把6.2gNa2O溶于水配成500ml溶液，求所的溶液的物质的量浓度。（
）
3、把5.6gCaO溶于水配成500ml溶液，求所得溶液的物质的量浓度。（
）
4、把4gCuSO4溶于水配成500
ml溶液，求溶液的物质的量浓度。（
）
5、把4gCuSO4?5H2O溶于水配成500ml溶液，求所得溶液的物质的量浓度。（
）
［强调］
1、在运用物质的量浓度的定义式进行计算时，分母是溶液的体积而不是溶剂的体积。
2、在计算时要注意被溶解的物质是否能与溶剂反应。
【例2】：配制500mL0.2mol?L–1的NaCl溶液，需要NaCl的质量是多少？
2、溶液中溶质的质量分数与溶质的物质的量浓度的换算
例3.已知37%的H2SO4溶液的密度为1.28
g·cm－3，求其物质的量浓度。
解法一：
取100
g溶液来计算
ｍ(H2SO4)＝100
g×37％＝37
g
n(H2SO4)==0.37
mol
V(液)==78.12
ｍL=0.078
L
c(H2SO4)==4.8
mol·L－1
答：37%的H2SO4溶液的物质的量浓度为4.8
mol·L－1。
解法二：
取1
L溶液来计算
V(液)=1
L
ｍ(H2SO4)＝V［H2SO4(aq)］·ρ·ｗ＝1000
mL×1.28
g·cm－3×37％＝473.6
g
n(H2SO4)=
=4.8
mol
c(H2SO4)=
=4.8
mol·L－1
答：37%的H2SO4溶液的物质的量浓度为4.8
mol·L－1。
［思考题］对于溶质质量分数为ｗ，密度为ρ的某溶质的溶液，其物质的量浓度的表示式为：
。
［练习］市售浓H2SO4中，溶质的质量分数为98%，密度为1.84
g·cm－3。计算市售浓H2SO4中，H2SO4的物质的量浓度。(
)
3、一定物质的量浓度溶液的稀释
c(浓)·V(浓)=c(稀)·V(稀)
【例5】配制250
mL
1
mol·L－1的HCl溶液，需要12
mol·L－1
HCl溶液的体积多少?
【例6】配制250mL1mol?L–1的硫酸溶液，需要18.4mol?L–1的浓硫酸的体积是多少？
［小结］表示溶液组成的溶质的物质的量浓度和溶质的质量分数之间可通过一定的关系进行换算。解有关溶液稀释的问题，遵循的原则是：稀释前后溶质的量不变。
第五模块
化学实验
5-1实验基本操作
【教学目标】
1、
复习巩固初中化学基本实验操作，认识实验室常用仪器，化学实验基本操作，实验室安全事项，和药品保管。
2、巩固化学实验的基本原理，培养化学实验素质。
【教学重点】
化学实验的基本操作
【教学难点】
化学实验的基本操作
【知识复习】
一、实验常用仪器
1．常用化学仪器的分类
直接——试管、蒸发皿、坩埚、燃烧匙
反应容器
加热
间接——烧杯、锥形瓶、烧瓶
不能加热——量筒、水槽
称质量——托盘天平
计算仪器
量体温——量筒
测温度——温度计
漏斗
分离仪器
洗气瓶、干燥管
仪
药匙、镊子
器
取用试剂
胶头滴管
的
取用存放仪器
固体——广口瓶
分
存放仪器
液体——细口瓶
类
气体——集气瓶
加热仪器——酒精灯、铁架台（铁夹和铁圈）
辅助仪器
仪器连接——玻璃导管、橡胶管
其他仪器——水槽、试管夹、试管架、试管刷、长颈漏斗、石棉网
初中化学仪器中常用仪器虽然有20多种，但根据大纲要求，应该重点掌握的有试管、试管夹、酒精灯、烧杯、量筒、漏斗、铁架台、药匙、胶头滴管、集气瓶、水槽、蒸发皿。对以上仪器主要掌握它们的用途、用法和使用的注意事项。
二、化学实验基本操作
初中化学实验基本操作技能包括：1、药品的取用；2、物质的加热；3、溶解；4、过滤；5、蒸发；6、仪器的装配和气密性的检查；7、仪器的洗涤等。
1．
药品的取用
不能用手接触药品
原则
不能把鼻子凑近容器口闻气味
不能尝药品的味道
药
固体——
一横、二放、三竖立
品
方法
的
液体——
一倒、二向、三紧靠
取
固体（托盘天平）——
一调、二放、三回零
用
一定量药品的取用
液体（量筒）——
一平、二看、三读数
酸碱液体流到桌上——
一中和、二水洗、三擦干
浓酸浓碱的使用
酸碱液粘在皮肤上——
一擦、二洗、三涂液
2．
物质的加热
构造：灯帽、灯芯、灯芯管、灯壶
火焰：外焰、内焰、焰心
酒精灯
一要：要用火柴来点燃
使用
二查：查灯芯和酒精量
物
三禁：禁止向燃着的酒精灯添加酒精；禁止酒精灯对点；禁止用嘴吹质
灭酒精灯
的
固体：一斜：试管口略向下倾斜；二匀：对试管均匀加热；三固定：固加
注意事项
定在有药品的部位
热
液体：一量：液体量不能超过试管溶剂的1/3；二斜：45°；三向：试管口不向人
3．
溶解
溶
仪器：烧杯（少量用试管）、玻璃棒
解
振荡：腕动臂不动
方法
搅拌：不可碰壁
浓硫酸稀释：注酸入水，不断用玻璃棒搅拌
4．
过滤
仪器：漏斗、烧杯、玻璃棒、铁架台、滤纸
过
一贴：滤纸紧贴漏斗内壁
滤
滤纸边缘稍低于漏斗边缘
操
二低
作
漏斗内液面低于滤纸边缘
要
上烧杯紧靠玻璃棒
点
三靠
玻璃棒下端轻靠三层滤纸处
漏斗下端紧靠下烧杯内壁
5．
蒸发
⑴
仪器：铁架台（带铁圈）、酒精灯、蒸发皿、玻璃棒
⑵
操作方法：放好酒精灯，调节铁圈的高度;放好蒸发皿、倒入待蒸发液体;
加热、搅拌,出现较多固体,停止加热。
6．
仪器的装配和气密性的检验
⑴
装配
顺序：从下往上、从左到右
⑵
气密性检查
操作：管端入水—使容器内气体受热—出现气泡—冷却—出现水柱
7．
仪器的洗涤
⑴
方法：注水半，振荡。用试管刷柔力刷洗
⑵
难溶物的洗涤：A
油脂：热的纯碱或洗涤剂
B
难溶氧化物、碱或碳酸盐：加稀盐酸
⑶
洗净的标志：水膜均匀，不成滴不成股
8．
溶液的配制
⑴
计算：准确计算溶质的质量和溶剂的体积。
⑵
称量或量取：用托盘天平称量固体，用量筒量取液体。
⑶
溶解：在烧杯内进行，用玻璃棒搅拌。
9．
常见酸碱指示剂的使用
⑴
石蕊指示剂的颜色：“酸里红、碱里蓝、中性紫”。
⑵
酚酞指示剂的颜色：“本身无色、遇酸不变、遇碱变红”。
10、固体物质的溶解　
固体物质溶解时，先把块状固体用研钵压碎并研细。为加快溶质在溶剂里的溶解，常采用加热、搅拌、振荡等方法。
试管里所盛的溶质和溶剂总量较少时，不超过试管容积的1／3。就用振荡的方法。用右手的拇、食、中三指握持试管上端，无名指和小指弯向掌心，用适当大小的腕力来回甩动试管，振荡时，不能上下振荡，更不能用拇指堵住试管口。
烧杯里溶解物质时，用玻璃棒在烧杯中绕圈搅动，搅动时不要使玻璃棒和器壁撞击，以防止容器破裂。烧杯底部的固体不能用玻璃棒捣碎，以防止杵破玻璃。为防止搅拌时玻璃棒碰撞烧杯，可在玻璃棒一端套上一小段（1cm～2cm）橡皮管，使玻璃棒的顶端不露出。
烧瓶溶解物质时，当溶液不超过烧瓶容积1／2时，也可用振荡方法加速溶质的溶解。
11、浓硫酸的稀释　
浓硫酸容易溶于水，同时放出大量热，它的密度又大于水。若将水注入酸中，水会浮在硫酸上面，溶解时放出的热会使水沸腾，使硫酸向四周飞溅，发生事故。因此稀释浓硫酸时，一定要把浓硫酸沿着器壁慢慢地注入水里，并不断搅动，使产生的热量迅速地扩散。
12、气体的溶解
　
根据气体在水或吸收剂里的溶解性不同，可采用不同的方法来吸收气体使之溶解。在水中极易溶解的气体如氨、氯化氢、溴化氢等应采用B法，装置特点是导气管连接了一个倒扣的漏斗，漏斗边缘浸入水中约1mm～2mm。它的优点是可防止水倒流入气体发生装置，又可增大吸收面积，利于气体充分溶解。它有自动调节气体发生装置内外压力趋于平衡的作用。即有自控倒吸作用。如气体的溶解度不太大，如氯气、硫化氢等应采取A法。
三、实验中安全的注意事项　
①不能用手接触药品，不要把鼻孔凑到容器口去闻药品的气味，不得尝药品的味道。
②绝对禁止向燃着的酒精灯内添加酒精。
③绝对禁止用酒精灯引燃另一只酒精灯。
④万一酒精灯内的酒精洒在桌上燃烧起来，应立即用湿布盖灭。
⑤浓酸洒在桌上时，应立即用适量的碳酸钠溶液中和；浓碱液用稀醋酸中和，然后用水冲洗，用布擦干。如果浓硫酸沾在皮肤上，应先用布擦去，再用水洗，然后用3％～5％的碳酸氢钠溶液中和。
⑥对于实验中的有毒气体，要采取相应的措施，通风排毒，保证人体的健康，防止环境的污染。
⑦点燃可燃性气体前一定先试验它的纯度。
四、药品的存放　
白磷：因易氧化且能自燃，但它不与水反应，所以应放在水中存放。
强碱：如氢氧化钠、氢氧化钾等。因它们易潮解、易与二氧化碳反应，又能与二氧化硅反应而腐蚀试剂瓶瓶口，所以应放在用胶塞密封的试剂瓶内。
浓硝酸：因具有挥发性，见光受热易分解，应在低温处的棕色瓶内存放。
氨水：因易挥发，所以应放在低温处，密封在试剂瓶内。氨水对多种金属有腐蚀作用，在运输和贮存氨水时，一般要用橡皮袋、陶瓷坛或内涂沥青的铁桶等耐腐蚀的容器。
金属钾、钠、钙：因它们易氧化、易跟水反应，但它们不和煤油或石蜡油反应，所以应在煤油或石蜡油里存放。
硝酸银：因见光受热易分解，所以应在低温处棕色瓶内存放。
浓硫酸易吸收空气中的水份，浓盐酸易挥发，应放入试剂瓶里用磨口塞盖严
5-2物质的性质实验
【教学目标】
1
、复习巩固初中物质的性质，明确各种物质的相关知识。
2、综合运用物质的相关知识，培养学生分析问题，解决问题的能力。
【教学重点】
物质的性质相关知识
【教学难点】
物质性质的实验
【知识复习】
一、初中物质性质实验比较简单，多在集气瓶或试管中进行，现分别叙述如下：
（1）反应器为集气瓶　
进行固体与气体的反应。例如木炭、硫、磷、铁、蜡烛在氧气中的燃烧。（图1）
?
现象：铁丝——火星四射
木炭——发白光
硫——明亮蓝紫色火焰
注：对剧烈的放热反应（如铁丝在氧气中燃烧），应在集气瓶底部，留少量水或铺一层细沙。
（2）反应器为试管，反应物之一是液体。
（3）反应器为试管，反应物之一是固体。
?
进行H2还原氧化铜的实验（图2）
?
要注意：试管口稍向下倾斜；铁夹夹持试管中上部；导气管插入靠近试管底部。操作时应先通入纯净H2，将试管中空气排净再加热。反应完毕先熄灭酒精灯，待试管冷却后再停止通入H2。
（4）反应器为硬质玻璃管
气体和固体的反应，如CuO+COCu+CO2(图3)
?
注意：先将管内空气排净再加热；反应后应使生成物在CO气流中冷却。
（5）洗气装置（图4）
?
将不纯气体通过选定的洗涤剂，其中杂质气体被吸收（溶解或发生化学反应）从而达到净化气体的目的。
注意：气流方向，“长进短出”。
（6）二氧化碳灭火
现象：烧杯中下面的蜡烛先熄灭，上面的蜡烛后熄灭。
结论：CO2气体比空气重，一般情况下不支持燃烧。
?
5-3
气体的制取、净化和除杂
【教学目标】
1、复习巩固初中化学常见气体的制取、净化和除杂的设计原理，具体步骤。
2、复习巩固初中综合实验的分析过程。
【教学重点】
气体的制取、净化和除杂
【教学难点】
气体的制取、净化和除杂
【知识复习】
一、气体的制取、净化和除杂
初中化学中的实验组合题一般以氧气、氢气和二氧化碳三大气体的制取和性质实验或迁移应用其原理和性质的实验为主线，将许多仪器连接起来形成完整的实验装置图，再根据要求进行实验。
1．
气体制取的仪器组合顺序
制备纯净干燥气体的步骤是:
实验仪器组装公式：气体发生装置—除杂质装置—干燥装置—气体收集装置→尾气处理
⑴
制气装置的选择：A
所需药品的状态；B
反应条件
⑵
集气装置的选择：A
气体的溶解性；B
气体的密度
⑶
除杂质的试剂和干燥剂的选择：实验室制取的气体常常有酸雾或水份。
酸雾可用水、氢氧化钠溶液、澄清的石灰水或饱和碳酸钠（碳酸氢钠）溶液除去，
水份可用干燥剂如：浓硫酸（酸性）、碱石灰（碱性）、固体氢氧化钠（碱性）、氧化钙（碱性）、五氧化二磷（酸性）、无水氯化钙（中性）、无水硫酸铜（中性）等除去
（1）酸性干燥剂（浓硫酸）不能干燥碱性气体如氨气；
（2）碱性干燥剂（NaOH
）不能干燥酸性气体如二氧化硫、二氧化碳、、氯化氢等
气体除杂的方法：
A
水吸收法：易溶于水的气体杂质用水吸收。（如HCl）
B
酸碱吸收法：酸性气体杂质用碱性试剂吸收。（如氢氧化钠溶液吸收CO2、HCl。）
C
沉淀法：将杂质气体转变为沉淀除去。（如用澄清石灰水除CO2）
D
固化法：将杂质气体与固体试剂反应生成固体而除去。（如除去O2用灼热的氧化铜）
E
转纯法：将杂质转化为所需气体。（如除去CO中的CO2，可将气体通过炽热的炭粉）
2、气体除杂的原则：不减少被净化气体的质量，不引进新的杂质。
（1）气体除杂的注意事项：
A
选择除杂试剂：一般只能跟杂质起反应，而不能与被净化的气体反应。
B
除杂务尽：选择除杂试剂要注意反应进行的程度。（如除去CO2时用氢氧化钠溶液比用澄清石灰水要好。）
C
有许多杂质要除去时，要注意除杂的顺序。一般来说，杂质中有许多酸性杂质时，先除酸性较强的杂质；而水蒸气要放在最后除去
D
除去杂质和干燥的装置一般用洗气瓶或干燥管。在洗气瓶中导气管一般是长进短出，在干燥管中一般是大进小出。除杂和干燥一般是先除杂后干燥。
(2)处理装置：一般有三种，一是用溶液吸收；二是点燃尾气；三是回收。
3、制取气体的操作顺序
要制取气体需要经过仪器连接、气密性检查、装入药品、仪器拆洗等步骤。
4、氧气、氢气和二氧化碳的实验室制法和收集
氧气
氢气
二氧化碳
药品
氯酸钾和二氧化锰或高锰酸钾
过氧化氢溶液与二氧化锰
锌粒和稀硫酸（或稀盐酸）
大理石（或石灰石）和稀盐酸
化学反应原理
反应物状态
固体与固体混合
固体与液体混合
固体与液体混合
固体与液体混合
反应条件
加热
不需加热
不需加热
不需加热
制得气体在水中的溶解性
氧气不易溶于水
氢气难溶于水
二氧化碳能溶于水
制得气体的密度与空气的比较
氧气密度比空气密度大
氢气密度比空气密度小
二氧化碳密度比空气密度大
收集方法
排水法或向上排空气法
排水法或向下排空气法
向上排空气法
检验方法
将带火星的木条插入集气瓶内，若复燃，说明是氧气。
点燃该气体，检验其生成的产物。
将气体通入澄清的石灰水，若其变浑浊，说明是二氧化碳
验满或验纯
将带火星的木条靠近集气瓶口，若木条复燃，说明已收集满。
用拇指堵住倒置已收集满氢气的试管，靠近火焰移开手指，若为“噗”的一声，说明已纯。
将燃着的木条靠近集气瓶口，若木条熄灭，说明已收集满。
实验装置
5、实验用到的气体要求是比较纯净，除去常见杂质具体方法：
1
除水蒸气可用：浓流酸、CaCl2固体、碱石灰、无水CuSO4(并且可以检验杂质中有无水蒸气，有则颜色由白色→蓝色)、生石灰等
2
除CO2可用：澄清石灰水（可检验出杂质中有无CO2）、NaOH溶液、KOH溶液、碱石灰等
3
除HCl气体可用：AgNO3溶液（可检验出杂质中有无HCl）、石灰水、NaOH溶液、KOH溶液
除气体杂质的原则：用某物质吸收杂质或跟杂质反应，但不能吸收或跟有效成份反应，或者生成新的杂质。
6、实验注意的地方：
①防爆炸：点燃可燃性气体（如H2、CO、CH4）或用CO、H2还原CuO、Fe2O3之前，要检验气体纯度。
②防暴沸：稀释浓硫酸时，将浓硫酸倒入水中，不能把水倒入浓硫酸中。
③防中毒：进行有关有毒气体（如：CO、SO2、NO2）的性质实验时，在
通风厨中进行；并要注意尾气的处理：CO点燃烧掉；SO2、NO2用碱液吸收。
④防倒吸：加热法制取并用排水法收集气体，要注意熄灯顺序。
7、实验室制取三大气体中常见的要除的杂质：
（1）制O2要除的杂质：水蒸气（H2O）
（2）用盐酸和锌粒制H2要除的杂质：水蒸气（H2O）、氯化氢气体（HCl，盐酸酸雾）（用稀硫酸没此杂质）
（3）制CO2要除的杂质：水蒸气（H2O）、氯化氢气体（HCl）
除水蒸气的试剂：浓流酸、CaCl2固体、碱石灰（主要成份是NaOH和CaO）、生石灰、无水CuSO4(并且可以检验杂质中有无水蒸气，有则颜色由白色→蓝色)等
除HCl气体的试剂：AgNO3溶液（并可检验出杂质中有无HCl）、澄清石灰水、NaOH溶液（或固体）、KOH溶液（或固体）[生石灰、碱石灰也可以跟HCl气体反应]
8、常用实验方法来验证混合气体里含有某种气体
（1）有CO的验证方法：（先验证混合气体中是否有CO2，有则先除掉）
将混合气体通入灼热的CuO，再将经过灼热的CuO的混合气体通入澄清石灰水。现象：黑色CuO变成红色，且澄清石灰水要变浑浊。
（2）有H2的验证方法：（先验证混合气体中是否有水份，有则先除掉）
将混合气体通入灼热的CuO，再将经过灼热的CuO的混合气体通入盛有无水CuSO4中。现象：黑色CuO变成红色，且无水CuSO4变蓝色。
（3）有CO2的验证方法：将混合气体通入澄清石灰水。现象：澄清石灰水变浑浊。
9、设计实验
（1）
试设计一个实验证明蜡烛中含有碳氢两种元素。
实验步骤
实验现象
结论
①将蜡烛点燃，在火焰上方罩一个干燥洁净的烧杯
烧杯内壁有小水珠生成
证明蜡烛有氢元素
②在蜡烛火焰上方罩一个蘸有澄清石灰水的烧杯
澄清石灰水变浑浊
证明蜡烛有碳元素
（2）试设计一个实验来证明CO2具有不支持燃烧和密度比空气大的性质。
实验步骤
实验现象
结论
图
把两支蜡烛放到具有阶梯的架上，把此架放在烧杯里（如图），点燃蜡烛，再沿烧杯壁倾倒CO2
阶梯下层的蜡烛先灭，上层的后灭。
证明CO2具有不支持燃烧和密度比空气大的性质
5-4物质的分离提纯
【教学目标】
1、
掌握物质的基本性质，理解物质的特殊反应，能熟练根据物质的性质分离提纯物质；
2、
掌握物质分离提纯的基本原则，基本设计思路，设计实验分离提纯物质。
【教学重点】
物质的分离和提纯
【教学难点】
物质的分离和提纯
【知识复习】
三、物质的分离和提纯
分离：根据混合物中各成分的性质差异，采用适当的物理或化学方法将它们从混合物中—一分开，得到几种纯净物的过程。
提纯（除杂）：利用物质和杂质的性质不同，选择适当实验方法除去该物质中的少量杂质而得到纯净物的过程。提纯时只保留混合物的提纯成分，除去的杂质不保留。
提纯的原则：
①“不增”：除杂时不能引人新杂质，加人的过量除杂剂也应最后除去。
②“不变”：选择的除杂剂一般只与杂质反应，不能使被提纯物质的性质改变。
③“易分”：要选择简单易分离、现象明显、所得物质纯度高的除杂方法。
1．常用的物理方法
⑴
过滤：用于固体不溶物与液体的分离。
⑵
蒸发：用加热使溶剂不断挥发，从而使溶液浓缩或使溶质析出。
2．常用的化学方法
⑴
溶解过滤法：Cu（Fe）、Cu（CuO）---加稀盐酸溶解后过滤
⑵
生成气体法：NaCl溶液（Na2CO3）---加适量稀盐酸
⑶
生成沉淀法：NaCl溶液（CaCl2）---加适量碳酸钠溶液后过滤
⑷
酸碱中和法：NaCl溶液（NaOH）---加适量稀盐酸
3、相关物质的除杂
（1）H2[HCl]
（2）CO2[HCl]
（3）CO[CO2]
（4）CO2[CO]
（5）气体的干燥H2、
CO2、
CO[H2O]
（6）CuO(C)
（7）Cu(Fe)
（8）Cu(CuO)
（9）FeSO4(CuSO4)
（10）NaCl(Na2CO3)
（11）NaCl(Na2SO4)
（12）NaCl(NaOH)
（13）NaOH（Na2CO3）
（1

展开更多......

收起↑