化学教案2.docx
《化学教案2.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《化学教案2.docx（20页珍藏版）》请在冰点文库上搜索。
化学教案2
教案首页
课程名称
专业
班级
任课教师
授课时间
授课方式
学时
2
授课章节
第八章：
元素及其化合物（第一节：
硫和氮化合物）
教学目标
；
教学重点及教学方法
教学难点及教学方法
1.离子反应方程式的书写
教学过程设计及时间分配
本学科的新进展
无
学生复习内容
预习内容
作业
课后总结：
第一节：
硫和氮级其化合物性质
[导学]到目前为止，我们已知元素有112种，这些元素组成了为数众多的化合物，在本章中，我们将学习常见的元素及其化合物的性质，初步了解元素化学性质的变化规律。
[板书]硫的性质
（1）物理性质
硫为淡黄色固体；质脆，不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2（用于洗去试管壁上的硫），密度为2g/cm3，熔沸点低；硫有多种同素异形体：
如单斜硫、斜方硫、弹性硫等。
（2）化学性质
硫原子最外层6个电子，较易得电子，表现较强的氧化性。
硫常见的价态为-2、0、+4、+6，所以硫的性质既有氧化性，又有还原性。
其主要性质如下：
①与金属反应（与变价金属反应，均是金属氧化成低价态）
加热
2Na+S===Na2S（剧烈反应并发生爆炸）
加热
2Al+3S===Al2S3（制取Al2S3的唯一途径）
点燃
Fe+S====FeS（黑色）
点燃
2Cu+S====Cu2S（黑色）
②与非金属反应
S+O2====SO2
S+H2====H2S（说明硫化氢不稳定）
③与化合物的反应
S+6HNO3（浓）====H2SO4+6NO2↑+2H2O
S+2H2SO4（浓）=====2SO2↑+2H2O+S
S+6NaOH=====2Na2S+Na2SO3+3H2O（用热碱溶液清洗硫}
（3）用途：
大量用于制造硫酸、硫化天然橡胶，也用于制药和黑火药。
[板书]硫的化合物
[板书]硫化氢（H2S）
[板书]物理性质
H2S分子量34.08，是无色、有臭鸡蛋气味的有毒气体；能溶于水，相对空气密度1.19（空气密度设为1），密度比空气略大。
，常温常压下，1体积水中能溶解约2.6体积的硫化氢。
[讲述]危害
硫化氢有毒，是一种大气污染物，人体吸入硫化氢可引起急性中毒和慢性损害。
急性硫化氢中毒可分为三级，轻度中毒、中度中毒和重度中毒，不同程度的中毒，其临床表现有明显的差别。
轻度中毒表现为畏光、流泪、眼刺痛、异物感、流涕、鼻及咽喉灼热感等症状，检查可见眼结膜充血、肺部干性罗音等，此外，还可有轻度头昏、头痛、乏力症状，中度中毒表现为立即出现头昏、头痛、乏力、恶心、呕吐、共济失调等症状，可有短暂意识障碍，同时可引起呼吸道粘膜刺激症状和眼刺激症状，检查可见肺部干性或湿性罗音，眼结膜充血、水肿等。
重度中毒表现为明显的中枢神经系统的症状，首先出现头晕、心悸、呼吸困难、行动迟钝，继而出现烦躁、意识模糊、呕吐、腹泻、腹痛和抽搐，迅速进入昏迷状态，最后可因呼吸麻痹而死亡。
在接触极高浓度硫化氢时，可发生“电击样”中毒，接触者在数秒内突然倒下，呼吸停止。
长期反复吸入一定量的硫化氢可引起嗅觉减退，以及出现神经衰弱综合征和植物神经功能障碍。
[板书]实验室制备方法
硫化氢实验室制备是通过硫化亚铁和硫酸或盐酸发生复分解反应生成硫化氢气体，其反应方程式如下
FeS+H2SO4==FeSO4+H2S↑
FeS+2HCl==FeCl2+H2S↑
装置:
与制氯化氢装置类似如下图所示：
[板书]化学性质
硫化氢中S为-2价，具有还原性，在化学反应中能够失去电子而被氧化，其主要化学反应有：
+4
点燃
1.与氧气反应
2H2S+3O2==2SO2+2H2O（淡蓝色火焰）
点燃
-2
可燃性S
0
2H2S+O2==S+2H2O黄色固体粉末S
S
2.黄色固体生成2H2S+SO2==3S↓+2H2O
3.褪色，溶液呈黄白浑浊H2S+Br2==S↓+2HBr
（X2）（2HX）
4.溶液变红色H2S==H++HS-;HS-==H++S2-
表现酸性
5.产生黑色沉淀H2S+CuSO4==CuS↓+H2SO4
硫化氢的水溶液显酸性，称为氢硫酸，是一种二元弱酸，具有算的通性，氢硫酸在室温下能和空气中的氧缓慢氧化，析出S单质，使溶液遍浑浊，因此，氢硫酸要在使用时临时配制，不能放置太久。
[板书]二氧化硫（SO2）
[板书]物理性质
无色气体、有刺激性气味、有毒、比空气重、易溶于水，常温下1体积水月能溶解40体积的二氧化硫。
[讲述]危害
二氧化硫是一种酸性氧化物，是大气污染的主要污染物之一，是酸雨形成的主要原因之一。
我国是继欧洲、北美洲之后的世界第三大重酸雨区。
硫酸和硝酸是酸雨的主要成分，约占总酸量的９０％以上，我国酸雨中硫酸和硝酸的比例约为10∶1。
二氧化硫形成酸雨的途径主要有两条：
二氧化硫溶于水一部分与水化合生成亚硫酸H2SO3，使溶液呈弱酸性，因此，二氧化硫有称为亚硫酸酐，亚硫酸不稳定，溶液分解成水和二氧化硫，因此二氧化硫和水生成亚硫酸的反应为可逆反应。
其反应如下：
SO2＋H2O⇌H2SO3
由于酸的生成，所以二氧化硫溶于水能够使紫色石蕊变红。
[板书]二氧化硫的化学性质
二氧化硫是酸性氧化物，具有漂白性、还原性和氧化性的化学性质
[板书]与碱反应
二氧化硫具有酸性氧化物的通性:
能与碱反应，能与碱性氧化物反应，能与水反应二氧化硫和碱的反应
[板书]SO2＋2NaOH=Na2SO3＋H2O
SO2+NaOH=NaHSO3
SO2+Ca（OH）2=CaSO3+H2O
SO2+Ca（OH）2=Ca（HSO3）2
[板书]和碱性氧化物的反应
SO2+CaO=CaSO3
[板书]二氧化硫除了具有漂白性
SO2和有色物质反应生成一种无色物质，但不稳定，易分解，所以加热又恢复到原来颜色。
在工业上用此法漂白纸浆、毛、丝、草帽辫等，但日久又发黄。
[提问]我们以前还学过那些具有漂白性的物质？
它们的漂白原理一样吗？
[过渡]二氧化硫中硫元素为+4价，为硫元素的中间价态，所以除了酸性氧化物的通性外，它还具有氧化性和还原性，下面我们来了解二氧化硫的氧化性和还原性。
[板书]二氧化硫的氧化还原性
1还原性
a、
与氧气的反应
2SO2+O22SO3
简单介绍三氧化硫的有关性质。
（SO3标况下是一种无色固体，熔点16.8℃，沸点44.8℃）
SO3+H2O===H2SO4（工业制硫酸的反应原理）
b、与卤素单质的反应
让学生推测SO2与具有强氧化性的卤素反应的产物，然后给出通式。
SO2+Ｘ2+2H2O===H2SO4+2HＸ
（Ｘ2代表：
Cl2、Br2、I2）
与更强氧化剂的反应
SO2还能被KMnO4，K2Cr2O4，H2O2等强氧化剂氧化为+6价
2氧化性
让学生根据二氧化硫及硫化氢中硫元素的化合价确定产物。
SO2＋2H2S=3S↓＋2H2O
[小结]
判断：
下列变化体现了SO2什么性质：
SO2通入紫色石蕊试液溶液变红色（）
SO2通入滴有酚酞的氢氧化钠溶液中红色消失（）
SO2通入橙色溴水中溴水褪色（ ）
SO2通入含淀粉的碘水中蓝色褪去（ ）
SO2通入品红溶液中，品红褪色 （ ）
练习1：
二氧化硫和氯气都有漂白性，现把二者以等物质的量混合，让混合气体通入品红溶液，则其漂白性将（）
A、和氯气单独通过时相同
B、和二氧化硫单独通过时相同
C、是二者作用效果之和
D、可能失去漂白性
练习2：
下列可以用来鉴别SO2和CO2方法的是：
（）
A、通入紫色石蕊试液B、闻气味
C、通入澄清石灰水D、通入品红试剂
教案首页
课程名称
专业
班级
任课教师
授课时间
授课方式
学时
2
授课章节
第八章：
元素及其化合物（第一节：
硫和氮化合物：
氨和铵盐）
教学目标
（1）了解氨和铵盐的物理性质；
（2）认识和掌握氨和铵盐的基本化学性质；
（3）了解氨和铵盐的用途。
教学重点及教学方法
教学重点：
氨和铵盐的基本化学性质。
教学方法：
讲授法、举例法、实验法。
教学难点及教学方法
教学难点：
氨和铵盐的化学性质。
教学方法：
讲授法、举例法、实验法。
教学过程设计及时间分配
（1）氨的物理性质和化学性质：
1学时；
（2）铵盐的物理性质和化学性质：
1学时
本学科的新进展
无
学生复习内容
预习内容
作业
课后总结：
氨和铵盐
[讲述]在自然界中，动物体内的蛋白质腐败后产生氨气，尿素分解也会产生氨气，氨是一种重要的化工原料和化工产品，广泛应用于制造硝酸、铵盐、纯碱，以及合成纤维、染料、尿素等。
今天我们就来学习氨和铵盐的相关知识。
[板书]氨
[板书]氨的分子结构
[板书]物理性质
①色味态：
无色、有刺激性气味气体
②易液化（沸点：
bP-33.35℃）用途:
致冷剂
③密度：
在标准状态下，密度为0.77g/L，比空气轻
④水溶性（常温常压下）：
1∶700极易溶于水。
一般市售氨水的相对密度为0.91，含氮约为28%。
[板书]危害
氨气具有强刺激性，其刺激性能使人的眼结膜充血，而且刺激喉咙使声音沙哑，所以实验室制备氨气要在通风橱里面进行。
[板书]化学性质：
据氨的结构可推知，其化性可概括为“二性”：
碱性还原性。
[板书]与水：
NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH-
氨水：
氨气的水溶液叫氨水。
溶质为NH3
成分：
H2O、NH3、NH3·H2O、NH4+、OH-、H+（混）[液氨：
NH3（纯）]
NH3是唯一使石蕊试纸变蓝的气体。
贮存注意：
棕色、细口、磨口、阴凉处。
氨水质量分数越小（大）,密度愈大（小）.
形成喷泉现象条件：
气体+极易“溶”的液体。
h（液）=溶解或参加反应的气体的体积（1：
V，理论上V≥1充满）。
C（X）=——————————————————————————
[思考]如何证明氨极易溶于水且溶液呈碱性？
水沿导管上升进入烧瓶至接近充满；溶液变红。
[讨论]酒精（氨水）的质量分数和密度有何关系？
浓硫酸呢？
不同浓度的氨水（硫酸）等体积（质量）混和后质量分数与（d1+d2）/2的关系如何？
⑵与HCl（g）：
NH3+HCl=NH4Cl[现象：
“白烟”—鉴别：
浓盐（硝）酸（玻璃棒）]
实质：
——————————————————————————（“相见恨晚”）
H2O+CO2+1/2NH3═NH4HCO3（碳铵）/[（NH4）2CO3]
侯氏制碱法简介:
原理:
NH3+H2O+CO2+NaCl=NaHCO3↓+NH4Cl，2NaHCO3======Na2CO3+CO2↑+H2O
①S（NaHCO3）〈〈S（NH4Cl）②在饱和食盐水中宜先通NH3气体后通CO2气体。
[思考]有的同学说：
在用CO2酸化的饱和食盐水溶液中若通入过量的氨气可直接制得纯碱，为什么不直接用此法？
Pt
△
⑶与非：
①与O2：
4NH3+5O2======———————————————[4NH3+3O2（纯）==2N2+6H2O]
a/现象（空气中）：
①————————————————————②—————————————————③—————————————————
b/计算关系式：
NH3+2O2=HNO3+H2O（推导：
NH3∽2O2∽HNO3）
[实验]（补充）注意观察，完成现象填空。
[讨论]将1molNH3全部催化氧化并最终全部生成HNO3,需耗氧气2mol,将生成的HNO3溶解在所生成的水中,溶液的质量分数为77.8%.
②与氯气：
2/8NH3+3Cl2=N2+6HCl（6NH4Cl）
[问]反应前后压强之比是————————，氧化产物和还原产物的物质的量之比是————————。
高温
③————NH3+————NOx=——————N2+————H2O——应用：
消除NxOy污染。
④2NH3+3CuO======3Cu+N2+3H2O
⑷与某些盐溶液反应:
Mg2+、Al3+、FeX+（X=2、3）、Cu2+、Ag+等溶液反应。
[板书]用途：
⑴化工原料：
制氮肥、硝酸、铵盐、纯碱（有机合成工业）等；⑵致冷剂。
[练习]
⑴标况下，某气体溶于水形成饱和溶液的溶质的质量分数为x，该气体的相对分子质量为M，溶于水不生成其它物质，则该气体在标况下的溶解度为（）
A、100x/（1-x）B、100xM/（1-x）C、22400x/M（1-x）D、1000x/M
⑵分别写出NH3和浓HCl、稀HSO4、HAc溶液反应的离子方程式，恰好反应后溶液的PH值是多少？
⑶将1molNH3全部氧化并最终全部生成HNO3，需耗O22mol；将生成的HNO3溶解在所生成的水中，溶液的质量分数为77.8%。
高温、高压
5、氨的制法：
催化剂
⑴工业：
N2+3H2=======2NH3。
⑵实验室：
①原理（制O2、CH4）②主要操作步骤及注意③发生装置④干燥⑤收集⑥验满⑦尾气处理
[讨论]⑴能否用CaCl2干燥NH3？
以上反应中有CaCl2生成，为何对NH3的生成无影响？
⑵能否用NH4NO3代替NH4Cl？
用NaOH、KOH代替Ca（OH）2？
⑶直接用NH4Cl加热、碱石灰干燥的方法是否可以制氨？
否，因冷却时HCl与NH3又会重新生成NH4Cl而堵塞导管。
●适合于实验室制氨气方法还有：
⑴浓氨水+CaO—；⑵加热浓氨水。
[板书]铵盐：
[板书]定义：
氨与酸反应的生成物都是由铵离子和酸根离子构成的离子化合物，这类化合物称为铵盐。
[板书]物理性质
铵盐是离子型化合物，都是白色晶体，易溶于水，溶水时吸热。
[板书]主要化学性质
可概括为不稳定性、与碱反应（可称之为酸性）（条件均为加热）。
Δ
[板书]受热分解（不稳定性）
⑴NH4Cl═NH3+HCl
氯化铵受热分解为氯化氢和氨气，遇冷时二者又重新结合为氯化铵，类似于“升华”现象，但不同于I2的升华。
NH4HCO3加热则完全气化，也出现类似“升华”的现象。
Δ或受撞
⑵NH4HCO3[（NH4）2CO3]══NH3↑+CO2↑+H2O↑
⑶NH4NO3════N2O（N2+O2）↑+H2O（N2+HNO3+H2O）
铵盐受热分解的产物要根据具体情况分析，一般与温度和铵盐里的酸根的氧化性等诸多因素有关。
[板书]与碱反应
NH4Cl+Ca（OH）2—（实验室制氨气方法、铵根离子检验方法。
）
在溶液中的离子的反应为：
①加热或浓溶液中：
NH4++OH-====NH3↑+H2O
②常温下稀溶液中：
NH4++OH-====NH3•H2O
[讲述]用途：
具有强烈的杀菌和抑霉防蛀性能。
氯化十二烷基二甲基苄基铵可用作腈纶的匀染剂。
季铵盐分子中的两个烷基是长链烷基的产品，对各种纤维具有良好的柔软作用，能使纤维膨胀柔软，外观美观而平滑，富有良好手感，是一种常用的纤维柔软剂。
溴化双十八烷基二甲基铵，不仅是杀菌剂，而且对棉、毛、合成纤维织物都具有显著的柔软作用。
十八烷基二甲基羟乙基铵硝酸盐是一种极好的抗静电剂。
季铵盐还可作防水剂、缓染剂、石油破乳剂等。
用脂肪酸为原料，经氨化制得脂肪腈，再经氢化为脂肪胺，然后将伯胺与溴代烷反应，即得季铵盐。
亦可用叔胺为原料，在常压下与溴代烷加热直接缩合为季铵盐。
教案首页
课程名称
专业
班级
任课教师
授课时间
授课方式
学时
2
授课章节
第八章：
元素及其化合物（第一节：
硫和氮化合物：
硝酸和硝酸盐）
教学目标
1）掌握硝酸的物理性质
2）掌握硝酸的化学性质
3）掌握硝酸盐的物理性质
4）掌握硝酸盐的化学性质
教学重点及教学方法
1）硝酸的化学性质
2）硝酸盐的化学性质
教学难点及教学方法
1）硝酸的氧化性
2）硝酸盐的化学性质
教学过程设计及时间分配
本学科的新进展
无
学生复习内容
预习内容
作业
课后总结：
硝酸和硝酸盐
[板书]硝酸的物理性质：
1、纯硝酸为无色有刺激性气味的液体，低沸点（83℃），易挥发，在空气中呈白雾状。
2、98%HNO3称为“发烟硝酸”，69%HNO3称为浓HNO3。
3、浓HNO3一般呈黄色，是由于HNO3分解产生的NO2溶于硝酸中的缘故。
[板书]硝酸的化学性质：
1、强酸性：
具有酸的通性。
2、不稳定性：
4HNO3
4NO2+O2+2H2O
讨论：
1.硝酸应该如何保存？
答：
硝酸越浓越易分解，因此浓HNO3应存放在棕色试剂瓶中。
2.能否用加热硝酸的方法制取硝酸酐（N2O5）？
不能，硝酸受热分解的产物不是N2O5。
3、强氧化性：
本质：
HNO3中的+5价N元素具有很强的得电子能力。
规律：
①HNO3（浓）NO2 HNO3（稀）NO
3Cu+8HNO3（稀）=3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O
Cu+4HNO3（浓）=Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O
相同点：
硝酸都做氧化剂，表现强氧化性；都不产生氢气
不同点：
剧烈程度不一样，产物不一样
②硝酸越浓，其氧化性就越强。
指出：
氧化性强弱是指氧化剂使还原剂化合价升高的能力（即得电子的能力），并不是氧化剂本身被还原的程度（即得电子的能力）；浓度越浓氧化性越强.
③还原剂一般被氧化成最高价态。
表现：
①与[H]之前的金属反应不产生H2。
[讨论]1．解释为什么实验室制H2可用稀盐酸或稀H2SO4，而不能用稀HNO3
答：
因为硝酸不论浓稀都具有强氧化性。
2．为什么制取氯化氢气体用浓硫酸，而不能用硝酸？
答：
因为硝酸同样是挥发性酸，并且硝酸不稳定，受热将分解。
3．鉴定硫酸根离子和亚硫酸根离子应注意什么？
加入Ba2+出现白色沉淀后，只能加稀HCl不能加稀HNO3，因
②溶解Cu、Ag等不活泼的金属（但不能溶解Pt、Au）。
③使Fe、Al钝化（只有HNO3，常温下）
【课堂练习】
1．工业上如何贮存和运输大量的浓硝酸
答：
铝槽车
④与C、S、P等非金属单质反应，
C+4HNO3（浓）=CO2↑+4NO2↑+2H2O
S+6HNO3（浓）=H2SO4+6NO2↑+3H2O
2P+10HNO3（浓）=2H3PO4+10NO22H2O
⑤与其它还原剂的反应（如：
H2S、FeS、SO2、Na2SO3、KI……）
设问：
硝酸能氧化所有的金属吗？
讲述：
硝酸不能氧化金和铂。
我们知道金和铂也不能溶于浓硫酸、浓盐酸，但是它们可以溶于浓盐酸和浓盐酸的混和物，这种混合物又称王水，具有极强的氧化性
板书：
王水：
V浓盐酸：
V浓硝酸===3：
1
（巧记：
“王”由三和|组成 |＜三 |→小→硝酸＝）
[板书]HNO3的制法：
1、实验室：
①反应原理：
难挥发酸制挥发酸，利用浓H2SO4的难挥发性和HNO3的挥发性，在无水和加热的条件下，有利于HNO3逸出。
反应方程式：
KNO3（固）+H2SO4（浓）=====KHSO4+HNO3
②由于HNO3易分解，所以加热温度不能过高，只能生成KHSO4不能生成K2SO4。
③由于HNO3具有强氧化性，对橡校制品有强烈的腐蚀作用，所以不宜采用制Cl2的装置（可选用曲颈甑）
2、工业制法——氨的催化剂法：
①原料：
NH3、水、空气
②原理：
4NH3+5O2 ======4NO+6H2O
2NO+O2=2NO2
3NO2+2H2O=2HNO3+NO（循环使用）
③循环操作的意义：
提高了3NH3中N转化成HNO3的转化率，可以认为1molNH31molHNO3。
④尾气处理：
有害气体为NO、NO2，可用NaOH溶液吸收
NO+NO2+2NaOH=2NaNO2+H2O
⑤硝酸的浓缩：
直接蒸馏稀HNO3得到的硝酸的最大浓度为69%，要想制得更浓HNO3，需加吸水剂后再蒸馏（常用浓H2SO4或Mg（NO3）2）。
50%HNO3，96%HNO3
学生练习：
写出下列化学反应方程式
（1） Ag+HNO3（浓）==
（2） Ag+HNO3（稀）==
（3） Hg+HNO3（稀）==
硝酸用途
硝酸是一种重要的化工原料，可用于制造炸药、染料、塑料、硝酸盐等。
[板书]硝酸盐：
[板书]通性
1、离子晶体，多为色无，极易溶于水。
2、不稳定，加热时易分解放出氧气，所以在高温时是强氧化剂。
3、硝酸盐均是易爆物，应低温、避光保存，如AgNO3试剂应放在棕色瓶中。
[板书]氨氧化法制HNO3的转化关系。
（重难点）
因
4NH3+5O2=====4NO+6H2O
2NO+O2=2NO2
3NO2+H2O=2HNO3+NONO循环使用
则有关系：
NH3~NO~NO2~HNO3
1.碱金属和碱土金属硝酸盐
碱金属和碱土金属硝酸盐加热分解，生成亚硝酸盐和氧气：
2NaNO3=====2NaNO2+O2↑
2.电位定在镁与铜之间的金属的硝酸盐受热分解得到相应的金属氧化物，如：
2Pb（NO3）2=====2PbO+4NO2↑+O2↑
3.电位定在铜以后的元素的硝酸盐受热分解则产生相应的金属单质，如：
2AgNO3====2Ag+2NO2↑+O2↑
这里也可以认为在硝酸银开始热分解的温度，Ag2O就已不稳定发生分解，故产物必为单质银。
但若为硝酸汞受热分解，氧化汞分解温度为573K。
所以若硝酸汞在 573 K以下分解，产物为氧化汞，在 573 K以上分解，则分解成金属汞。
[板书]硝酸盐的受热分解规律
（1）硝酸盐在受热时易分解并放出氧气。
①含氧酸不稳定，其对应的盐受热也易分解。
②高温时硝酸盐是强氧化剂：
分解时生成氧气。
升级会员 