高中化学必修一模块设计

中学化学教材研究与教学设计

化学教学模块设计

———高中化学必修Ι

学院：化学化工学院

班级：2009化学4班

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目 录

一、学段课程目标................................................( 3 )

二、模块目标........................................................( 3 )

三、模块关系

1. 模块与模块之间的关系.......................................... ( 4 )

2. 模块内部关系........................................................ . ( 4 )

3. 模块与初中学段的衔接.......................................... ( 5 )

四、模块知识点

1. 课标要求.................................................................. (6 )

2. 具体知识点总结...................................................... ( 8 )

五、教学计划.........................................................( 25 )

六、教学评价..........................................................( 26 )

七、相关文献..........................................................( 26 )

一、学段课程目标：

课程标准要求：认识常见的化学物质，学习重要的化学概念，形成基本的化学观念和科学探究能力，认识化学对人类生活和社会发展的重要作用及其相互影响，进一步提高学生的科学素养。学习内容主题包括“认识化学科学”、“化学实验基础”。“常见无机物及其应用”等。

1、知识目标：《化学1》突出了化学与社会、生活、健康、环境的联系，重视理论和实际相结合，注重化学知识与科学精神、人文精神的渗透于融合。

2、方法与能力目标：《化学1》增强了学习的探究性、亲历性和体验性，通过“实验”“思考与交流”“学与问”“实践活动”“科学探究”以及习题等的设计，大大增加学生活动，学生的学习自主性得到了更多的体现，从中体验探究的乐趣，学会探究的方法。

3、情感目标：《化学1》通过思考和问题讨论认识化学知识的规律性和化学变化的本质，

通过以化学实验为主的多种探究性活动，使学生亲身体验科学研究的过程并获得探究的乐趣。根据元素及其化合物的性质联系其用途，了解化学的科学价值和实用价值，激发学习化学的兴趣，强化科学探究的意识，促进学习方式的转变，培养学生的创新精神和实践能力。

二、模块目标：

知道化学科学的主要研究对象，了解20世纪化学发展的基本特征和21世纪化学的发展趋势；

知道化学是在分子层次上认识物质和合成新物质的一门科学；

了解物质的组成、结构和性质的关系；

认识化学变化的本质；

认识摩尔是物质的量的基本单位，能用于进行简单的化学计算，体会定量研究的方法对研究和学习化学的重要作用；

认识实验、假说、模型、比较、分类等科学方法对化学研究的作用；

认识并欣赏化学科学对提高人类生活质量和促进社会发展的重要作用；

体验科学探究的过程，学习运用以实验为基础的实证研究方法；

初步学会物质的检验、分离、提纯和溶液配制等实验技能；树立安全意识，能识别化学品安全使用标识，初步形成良好的实验工作习惯；

能够独立或与同学合作完成实验，记录实验现象和数据，完成实验报告，并能主动进行

交流；

初步认识实验方案设计、实验条件控制、数据处理等方法在化学学习和科学研究中的应用；能根据物质的组成和性质对物质进行分类；

知道胶体是一种常见的分散系；根据生产、生活中的应用实例或通过实验探究，了解钠、铝、铁、铜等金属及其重要化合物的主要性质，能列举合金材料的重要应用；

知道酸、碱、盐在溶液中能发生电离，通过实验事实认识离子反应及其发生的条件，了解常见离子的检验方法；根据实验事实了解氧化还原反应的本质是电子的转移，举例说明生产、生活中常见的氧化还原反应；

通过实验了解氯、氮、硫、硅等非金属及其重要化合物的主要性质，认识其在生产中的应用和对生态环境的影响。

三、模块关系：

1. 模块与模块之间的关系

高中《化学1》是高中学段的第一个必修模块，此模块不管是从内容设计还是从呈现方式上都是《化学2》必修模块和六个选修模块的知识基础和方法基础。本模块是高中阶段的基础，内容比较广泛，但内容的要求相对较低，强调基础性。教材内容的选择注重知识与技能、过程与方法、情感态度与价值观三个维度，精选基础知识和基本技能，突出重点，既为全体学生的后继深入学习提供必需的化学基础知识和基本技能，同时注意对学生进行过程与方法、情感态度与价值观的教育，以提高全体学生的科学素养。在此，基础知识的含义有所拓展，不但包含了学科基础知识和基本技能，还包含了与之相联系的基本的科学方法和过程以及与社会需求相关的基本内容。这些基本概念和原理、元素化合物知识、化学实验基本技能等为以后各模块的学习打下扎实的基础，而且所包含的化学实验基本方法、科学探究方法、分类方法以及化学在社会实际中的应用等内容贯穿整个高中学段的学习。本模块所涉及的“认识化学科学”、“化学实验基础”、“常见无机物及其应用”等主题不仅与《化学2》“物质结构基础”、“化学反应与能量”、“化学与可持续发展”等主题密切联系，承接紧密，而且是其他选修模块的入门材料。本模块与其他模块的关系是统一性与选择性的关系，基础性与发展性的关系，目标性与手段性的关系。

2. 模块内部关系

教科书不仅把“化学实验”作为专题内容，还把它安排在第一章，突出了化学实验的基

础性，既起到与初中化学实验以及化学知识的衔接，又为高中化学新知识的学习穿针引线，通过实验把学生引入化学世界，由此决定了本章教学内容的基础性和重要性。化学物质及其

变化作为从学科内容方面使学生认识化学科学的起始章，是连接义务教育阶段《化学》《科学》与高中化学的纽带和桥梁，对于发展学生的科学素养，引导学生有效地进行高中阶段的化学学习，具有非常重要的承前启后的作用。“承前”意味着要复习义务教育阶段化学的重要内容，“启后”意味着要在复习的基础上进一步提高和发展，从而为化学必修课程的学习，乃至整个高中阶段的化学学习奠定重要的基础。因此，本章在全书中占有特殊的地位，具有重要的功能，是整个高中化学的教学重点之一。在第一章从实验学化学和第二章化学物质及其变化的基础上，第三章章开始介绍具体的元素化合物知识。这一章介绍金属及其化合物，下一章介绍非金属及其化合物。元素化合物知识是中学化学的基础知识，也是学生今后在工作和生活中经常要接触、需要了解和应用的基本知识。这些知识既可以为前面的实验和理论知识补充感性认识的材料，又可以为化学2介绍的物质结构、元素周期律、化学反应与能量等理论知识打下重要的基础；也可以帮助学生逐步掌握学习化学的一些基本方法；还能使学生真正认识化学在促进社会发展、改善人类的生活条件等方面所起到的重要作用。第四章主要讨论硅、氯、硫和氮等典型元素及其重要化合物的性质，是对第三章“金属及其化合物”及常见无机物及其性质等知识的继续。这些内容既是学生今后继续学习化学的基础，也是在生活中经常要接触、需要了解和应用的化学常识。本章具有巩固离子反应、氧化还原反应等基本知识的作用。在第三章的基础上，进一步介绍元素化合物知识和研究方法，为元素族概念的形成、元素性质的递变规律、元素周期表的形成积累感性材料，是学生认识元素周期律、元素周期表知识的重要基础。

3. 模块与初中学段的衔接

本模块教材以初中学段学过的实验技能和方法为基础，利用学生学过的粗盐提纯，在复习过滤和蒸发的基本操作的基础上进行拓宽，介绍分离和提纯的方法和操作，并将其进一步应用到物质的检验中, 注意与初中学段衔接和为后续课程打基础。

离子反应的呈现，是从初中学段导电性实验人手介绍电解质，引出电离，并利用新的分类标准来认识的。因为有了电离的概念，就可以从电离的角度认识酸、碱、盐的本质，将初中没有解决的问题在这里进行落实。离子反应发生的条件，在此处只是介绍有气体、沉淀和水生成的反应，对进一步认识将在选修4《化学反应原理》介绍了弱电解质等概念之后进行。 氧化还原反应的呈现，也是从讨论初中氧化反应、还原反应的分类标准人手引出的。之后，一直以分类为线索，从一种分类标准“得氧失氧”到另一种分类标准“化合价升降”，进而到认识氧化还原反应的本质(电子转移) 。

离子反应和氧化还原反应的知识，为后面模块学习元素化合物知识打下了一定的理论基

础。

教材对知识内容的呈现注重知识的逻辑性和连贯性，引人与讲解浅显易懂，符合学生认知特点，作为高中学段的第一个模块与初中学段衔接自然，容易使学生构建合理的认知结构。

四、模块知识点：

1. 课标要求

按照课程标准的要求，对认知性、技能性、体验性三类学习目标的分类和每一类学习目标由低到高的水平层次划分，以及每一水平层次包含的行为动词，将能力要求由低到高划分为识记、理解、简单应用、综合应用四个层级。

识记（A ）对所学化学知识有初步认识，能够正确描述、识别、辨认、举例、列举、区分、比较或直接应用。

理解（B ）领会所学化学知识，能够正确判断、理解和说明有关化学现象和事实，书写化学用语。能够对化学知识进行分类、归纳和概述。

简单应用（C ）运用所学的化学知识，能够将他们迁移、转换、重组，以解决一些简单的化学问题。

综合运用（D ）运用所学的化学知识，能够通过分析和综合、比较和论证、选择和评价、类推和计算等方法，解决一些具体的化学问题。

2. 具体知识点总结

第一章 从实验学化学

第一节 化学实验基本方法

一、熟悉化学实验基本操作

危险化学品标志，如酒精、汽油——易然液体；浓H 2SO 4、NaOH （酸碱）——腐蚀品

二、混合物的分离和提纯：

1、分离的方法：①过滤：固体(不溶) 和液体的分离。②蒸发：固体(可溶) 和液体分离。 ③蒸馏：沸点不同的液体混合物的分离。 ④分液：互不相溶的液体混合物。 ⑤萃取：利用混合物中一种溶质在互不相溶的溶剂里溶解性的不同，

用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来。

2、粗盐的提纯：

（1）粗盐的成分：主要是NaCl ，还含有MgCl 2、CaCl 2、Na 2SO 4、泥沙等杂质

（2）步骤：①将粗盐溶解后过滤；②在过滤后得到粗盐溶液中加过量试剂BaCl 2(除SO 4) 、Na 2CO 3(除Ca 、过量的Ba ) 、NaOH(除Mg ) 溶液后过滤；③得到滤液加盐酸(除过量的CO 32－、OH －) 调pH=7得到NaCl 溶液；④蒸发、结晶得到精盐。

加试剂顺序关键：（ⅰ）Na 2CO 3在BaCl 2之后；（ⅱ）盐酸放最后。

2＋2＋2＋2－

3管口处；③加碎瓷片的目的是防止暴沸；④冷凝水由下口进，上口出。

4、从碘水中提取碘的实验时，选用萃取剂应符合原则：①被萃取的物质在萃取剂溶解度比

在原溶剂中的大得多；②萃取剂与原溶液溶剂互不相溶; ③萃取剂不能与被萃取的物质反应。

三、离子的检验：①SO 42－：先加稀盐酸，再加BaCl 2溶液有白色沉淀，原溶液中一定含有SO 4。Ba ＋SO 4＝BaSO 4↓

②Cl －（用AgNO 3溶液、稀硝酸检验）加AgNO 3溶液有白色沉淀生成，再加稀硝酸沉淀不溶

解，原溶液中一定含有Cl －；或先加稀硝酸酸化，再加AgNO 3溶液，如有白色沉淀生

成，则原溶液中一定含有Cl －。Ag ＋＋Cl －＝AgCl ↓。

③CO 3：（用BaCl 2溶液、稀盐酸检验）先加BaCl 2溶液生成白色沉淀，再加稀盐酸，沉淀溶

解，并生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的气体，则原溶液中一定含有CO 32

－2－2＋2－2－。

第二节 化学计量在实验中的应用

1、物质的量（n ）是国际单位制中7

2、五个新的化学符号：

3、各个量之间的关系：

4、溶液稀释公式：（根据溶液稀释前后，溶液中溶质的物质的量不变）

C浓溶液V 浓溶液＝C 稀溶液V 稀溶液 （注意单位统一性，一定要将mL 化为L 来计算）。

5、溶液中溶质浓度可以用两种方法表示：①质量分数W ，②物质的量浓度C 。

质量分数W 与物质的量浓度C 的关系：C=1000ρW/M（其中ρ单位为g/cm3）

已知某溶液溶质质量分数为W ，溶液密度为ρ（g/cm），溶液体积为V ，溶质摩尔质量为M ，求溶质的物质的量浓度C 。

【 推断：根据C=n(溶质)/V(溶液) ，而n(溶质)=m（溶质）/M(溶质)= ρ V(溶液) W/M，考虑密度ρ的单位g/cm3化为g/L，所以有C=1000ρW/M 】。（公式记不清，可设体积1L 计算）。

6、一定物质的量浓度溶液的配制

（1）配制使用的仪器：托盘天平(固体溶质) 、量筒(液体溶质) 、容量瓶（强调：在具体实验时，应写规格，否则错！）、烧杯、玻璃棒、胶头滴管。（2）配制的步骤：①计算溶质的量（若为固体溶质计算所需质量，若为溶液计算所需溶液的体积）②称取（或量取）③溶解（静置冷却）④转移 ⑤洗涤⑥定容⑦摇匀。（如果仪器中有试剂瓶，就要加一个步骤-----装瓶）。

例如：配制400mL0.1mol ／L 的Na 2CO 3溶液：

（1）计算：需无水Na 2CO 3 。

（2）称量：用托盘天平称量无水Na 2CO 3 。 （3）溶解：所需仪器烧杯、玻璃棒。

（4）转移：将烧杯中的溶液沿玻璃棒小心地引流到

500mL

容量瓶中。

（5）定容：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溶液的凹液面正好与刻度线相切，这个操作叫做定

容。

注意事项：①不能配制任意体积的一定物质的量浓度的溶液，这是因为容量瓶的容积是固定

3

的，没有任意体积规格的容量瓶。

②溶液注入容量瓶前需恢复到室温，这是因为容量瓶受热易炸裂，同时溶液温度过高会使容量瓶膨胀影响溶液配制的精确度。

③用胶头滴管定容后再振荡，出现液面底于刻度线时不要再加水，这是因为振荡时有少量溶液粘在瓶颈上还没完全回流，故液面暂时低于刻度线，若此时又加水会使所配制溶液的浓度偏低。 ④如果加水定容时超出了刻度线，不能将超出部分再吸走，须应重新配制。

⑤如果摇匀时不小心洒出几滴，不能再加水至刻度，必须重新配制，这是因为所洒出的几滴溶液中含有溶质，会使所配制溶液的浓度偏低。

⑥溶质溶解后转移至容量瓶时，必须用少量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2—3次，并将洗涤液一并倒入容量瓶，这是因为烧杯及玻璃棒会粘有少量溶质，只有这样才能尽可能地把溶质全部转移到容量瓶中。

第二章 化学物质及其变化

第一节 物质的分类

1、掌握两种常见的分类方法：

2、分散系及其分类：（1）分散系组成：分散剂和分散质，按照分散质和分散剂所处的状态，分散系可以有9种组合方式。

（2）当分散剂为液体时，根据分散质粒子大小可以将分散系分为溶液、胶体、浊液。

3、胶体：（1）常见胶体：Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、蛋白质溶液、有色玻璃、墨水等。

（2）胶体的特性：能产生丁达尔效应。区别胶体与其他分散系常用方法丁达尔效应。

胶体与其他分散系的本质区别是分散质粒子大小。

（3）Fe(OH)3胶体的制备方法：将饱和FeCl 3溶液滴入沸水中，继续加热至体系呈红褐色，

停止加热，得Fe(OH)3胶体。

第二节 离子反应

一、电解质和非电解质

电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。 ．

1、化合物

非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。 ．

（如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO 2、SO 3、NH 3、CO 2等是非电解质。）

（1）电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。（2）酸、碱、盐和水都是电解质（特殊：盐酸(混合物) 电解质溶液）。（3）能导电的物质不一定是电解质。能导电的物质：电解质溶液、熔融的碱和盐、金属单质和石墨。电解质需在水溶液里或熔融状态下才能导电。固态电解质(如：NaCl 晶体) 不导电，液态酸(如：液态HCl) 不导电。

2、溶液能够导电的原因：有能够自由移动的离子。

3、电离方程式：要注意配平，原子个数守恒，电荷数守恒。如：Al 2(SO4) 3＝2Al 3＋＋3SO 42－

二、离子反应：

1、离子反应发生的条件：离子反应发生条件：生成沉淀、生成气体、水。

2、离子方程式的书写：（写、拆、删、查）

①写：写出正确的化学方程式。（要注意配平。）

②拆：把易溶的强电解质（易容的盐、强酸、强碱）写成离子形式。

★ 常见易溶的强电解质有：三大强酸（H 2SO 4、HCl 、HNO 3），四大强碱[NaOH、

KOH 、Ba(OH)2、Ca(OH)2 （澄清石灰水拆，石灰乳不拆）]，可溶性盐，这些物质拆成离子形式，其他物质一律保留化学式。

③删：删除不参加反应的离子（价态不变和存在形式不变的离子）

④查：检查书写离子方程式等式两边是否原子个数守恒、电荷数守恒。

3、离子方程式正误判断：（看几看）

①看是否符合反应事实(能不能发生反应，反应物、生成物对不对) 。 ②看是否可拆。 ③看是否配平（原子个数守恒，电荷数守恒）。 ④看“＝”“ ”“↑”“↓”是否应用恰当。

4、离子共存问题

（1）由于发生复分解反应（生成沉淀或气体或水）的离子不能大量共存。

生成沉淀：AgCl 、BaSO 4、BaSO 3、BaCO 3、CaCO 3、Mg(OH)2、Cu(OH)2等。

生成气体：CO 3、HCO 3等易挥发的弱酸的酸根与H 不能大量共存。

生成H 2O ：①H ＋和OH －生成H 2O 。②酸式酸根离子如：HCO 3－既不能和H ＋共存，也不能和 OH －共存。如：HCO 3－＋H ＋＝H 2O ＋CO 2↑， HCO 3－＋OH －＝H 2O ＋CO 32－

（2）审题时应注意题中给出的附加条件。

①无色溶液中不存在有色离子：Cu 2＋、Fe 3＋、Fe 2＋、MnO 4－（常见这四种有色离子）。

②注意挖掘某些隐含离子：酸性溶液(或pH ＜7) 中隐含有H ，碱性溶液(或pH ＞7) 中隐含有 OH －。

③注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。

第三节 氧化还原反应

一、氧化还原反应

1。

2

3、判断氧化还原反应的依据：凡是有元素化合价升降或有电子的转移的化学反应都属于氧化还原反应。

4、氧化还原反应相关概念：还原剂（具有还原性）：失(失电子) →升(化合价升高) →氧(被氧化或发生氧化反应) →生成氧化产物。氧化剂（具有氧化性）：得(得电子) →降(化合价降低) →还(被还原或发生还原反应) →生成还原产物；

被氧化

＋ 氧化产物

二、氧化性、还原性强弱的判断

（1）根据氧化还原反应方程式在同一氧化还原反应中，

氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物

三、如果使元素化合价升高，即要使它被氧化，要加入氧化剂才能实现；

如果使元素化合价降低，即要使它被还原，要加入还原剂才能实现；

第三章 金属及其化合物

第一节 金属的化学性质

一、钠 Na

1、单质钠的物理性质：钠质软、银白色、熔点低、密度比水的小但比煤油的大。

2、单质钠的化学性质：

＋2－－＋

①钠与O 2反应

常温下：4Na + O2＝2Na 2O （新切开的钠放在空气中容易变暗）

加热时：2Na + O2＝＝Na 2O 2 （钠先熔化后燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体Na 2O 2。）

Na 2O 2中氧元素为－1价，Na 2O 2既有氧化性又有还原性。

2Na 2O 2＋2H 2O ＝4NaOH ＋O 2↑ 2Na 2O 2＋2CO 2＝2Na 2CO 3＋O 2

Na 2O 2是呼吸面具、潜水艇的供氧剂，Na 2O 2具有强氧化性能漂白。

②钠与H 2O 反应

2Na ＋2H 2O ＝2NaOH ＋H 2↑ 离子方程式：2Na ＋＋2H 2O ＝2Na ＋＋2OH －＋H 2↑（注意配平）

实验现象：“浮——钠密度比水小；游——生成氢气；响——反应剧烈；

熔——钠熔点低；红——生成的NaOH 遇酚酞变红”。

③钠与盐溶液反应

如钠与CuSO 4溶液反应，应该先是钠与H 2O 反应生成NaOH 与H 2，再和CuSO 4溶液反应，有关化学方程式：2Na ＋2H 2O ＝2NaOH ＋H 2↑ CuSO 4＋2NaOH ＝Cu(OH)2↓＋Na 2SO 4

总的方程式：2Na ＋2H 2O ＋CuSO 4＝Cu(OH)2↓＋Na 2SO 4＋H 2↑

实验现象：有蓝色沉淀生成，有气泡放出

K 、Ca 、Na 三种单质与盐溶液反应时，先与水反应生成相应的碱，碱再和盐溶液反应 ④钠与酸反应：2Na ＋2HCl ＝2NaCl ＋H 2↑（反应剧烈） 离子方程式：2Na ＋2H ＋＝2Na ＋＋H 2↑

3、钠的存在：以化合态存在。

4、钠的保存：保存在煤油或石蜡中。

5、钠在空气中的变化过程： Na ――－→Na 2O ―――→NaOH ―――→Na 2CO 3―――→Na 2CO 3·10H 2O （结晶）――－→Na 2CO 3（风化），最终得到是一种白色粉末。一小块钠置露在空气中的现象：银白色的钠很快变暗（生成Na 2O ），跟着变成白色固体(NaOH)，然后在固体表面出现小液滴（NaOH 易潮解），最终变成白色粉未（最终产物是Na 2CO 3）。

二、铝 Al

1、单质铝的物理性质：银白色金属、密度小（属轻金属）、硬度小、熔沸点低。

2、单质铝的化学性质

①铝与O 2反应：常温下铝能与O 2反应生成致密氧化膜，保护内层金属。

加热条件下铝能与O 2反应生成氧化铝：4Al ＋3O 2＝＝2Al 2O 3

②常温下Al 既能与强酸反应，又能与强碱溶液反应，均有H 2生成，也能与不活泼的金属盐溶液反应：

2Al ＋6HCl ＝2AlCl 3＋3H 2↑ （ 2Al ＋6H ＋＝2Al 3＋＋3H 2↑ ）

2Al ＋2NaOH ＋2H 2O ＝2NaAlO 2＋3H 2↑ （ 2Al ＋2OH ＋2H 2O ＝2AlO 2＋3H 2↑ ） 2Al ＋3Cu(NO3) 2＝2Al(NO3) 3＋3Cu （ 2Al ＋3Cu 2＋＝2Al 3＋＋3Cu ）

注意：铝制餐具不能用来长时间存放酸性、碱性和咸的食品。

③铝与某些金属氧化物的反应（如V 、Cr 、Mn 、Fe 的氧化物）叫做铝热反应

Fe 2O 3＋2Al ＝＝ 2Fe ＋Al 2O 3，Al 和 Fe 2O 3的混合物叫做铝热剂。利用铝热反应焊接钢轨。

三、铁

1、单质铁的物理性质：铁片是银白色的，铁粉呈黑色，纯铁不易生锈，但生铁（含碳杂质的铁）在潮湿的空气中易生锈。（原因：形成了铁碳原电池。铁锈的主要成分是Fe 2O 3）。

2、单质铁的化学性质：

①铁与氧气反应：3Fe ＋2O 2＝＝＝Fe 3O 4（现象：剧烈燃烧，火星四射，生成黑色的固体）

②与非氧化性酸反应：Fe ＋2HCl ＝FeCl 2＋H 2↑ （ Fe ＋2H ＋＝Fe 2＋＋H 2↑ ）

常温下铝、铁遇浓硫酸或浓硝酸钝化。加热能反应但无氢气放出。

③与盐溶液反应： Fe ＋CuSO 4＝FeSO 4＋Cu （ Fe ＋Cu 2＋＝Fe 2＋＋Cu ）

④与水蒸气反应：3Fe ＋4H 2O(g)＝＝Fe 3O 4＋4H 2

第二节 几种重要的金属化合物

一、氧化物

1、Al 2O 3的性质：氧化铝是一种白色难溶物，其熔点很高，可用来制造耐火材料如坩锅、耐火管、耐高温的实验仪器等。

Al 2O 3是两性氧化物：既能与强酸反应，又能与强碱反应：

Al 2O 3+ 6HCl ＝ 2AlCl 3 + 3H2O （ Al 2O 3＋6H ＋＝2Al 3＋＋3H 2O ）

Al 2O 3+ 2NaOH == 2NaAlO2 +H2O （ Al 2O 3＋2OH －＝2AlO 2－＋H 2O ）

2、铁的氧化物的性质：FeO 、Fe 2O 3都为碱性氧化物，能与强酸反应生成盐和水。

FeO ＋2HCl =FeCl2 +H2O Fe 2O 3＋6HCl ＝2FeCl 3＋3H 2O

二、氢氧化物

1、氢氧化铝 Al(OH)3

－－

①Al(OH)3是两性氢氧化物，在常温下它既能与强酸，又能与强碱反应：

Al(OH)3＋3HCl ＝AlCl 3＋3H 2O Al(OH)3＋3H ＋＝Al 3＋＋3H 2O

Al(OH)3＋NaOH ＝NaAlO 2＋2H 2O Al(OH)3＋OH －＝AlO 2－＋2H 2O

②Al(OH)3受热易分解成Al 2O 3：2Al(OH)3＝＝Al 2O 3＋3H 2O （规律：不溶性碱受热均会分解） ③Al(OH)3的制备：实验室用可溶性铝盐和氨水反应来制备Al(OH)3

Al 2(SO4) 3＋6NH 3·H 2O ＝2 Al(OH)3↓＋3(NH4) 2SO 4 （ Al ＋3NH 3·H 2O ＝Al(OH)3↓＋3NH 4 ）

因为强碱(如NaOH) 易与Al(OH)3反应，所以实验室不用强碱制备Al(OH)3，而用氨水。

2、铁的氢氧化物：氢氧化亚铁Fe(OH)2（白色）和氢氧化铁Fe(OH)3（红褐色）

①都能与酸反应生成盐和水：

Fe(OH)2＋2HCl ＝FeCl 2＋2H 2O Fe(OH)2＋2H ＝Fe ＋2H 2O

Fe(OH)3＋6HCl ＝2FeCl 3＋3H 2O Fe(OH)3＋3H ＋＝2Fe 3＋＋3H 2O

②Fe(OH)2可以被空气中的氧气氧化成Fe(OH)3

4Fe(OH)2＋O 2＋2H 2O ＝4Fe(OH)3（现象：白色沉淀→灰绿色→红褐色）

③Fe(OH)3受热易分解生成Fe 2O 3：2Fe(OH)3＝＝Fe 2O 3＋3H 2O

3、氢氧化钠NaOH ：俗称烧碱、火碱、苛性钠，易潮解，有强腐蚀性，具有碱的通性。

三、盐

1、铁盐（铁为+3价）、亚铁盐（铁为+2价）的性质：

①铁盐（铁为+3价）具有氧化性，可以被还原剂（如铁、铜等）还原成亚铁盐：

2FeCl 3＋Fe ＝3FeCl 2 （ 2Fe 3＋＋Fe ＝3Fe 2＋ ） (价态归中规律)

2FeCl 3＋Cu ＝2FeCl 2＋CuCl 2 （ 2Fe 3＋＋Cu ＝2Fe 2＋＋Cu 2＋ ）（制印刷电路板的反应原理）

亚铁盐（铁为+2价）具有还原性，能被氧化剂（如氯气、氧气、硝酸等）氧化成铁盐 2FeCl 2＋Cl 2＝2FeCl 3 （ 2Fe 2＋＋Cl 2＝2Fe 3＋＋2Cl － ）

②Fe 3＋离子的检验：a. 溶液呈黄色；b. 加入KSCN(硫氰化钾) 溶液变红色；c. 加入NaOH 溶液反应生成红褐色沉淀[Fe(OH)3]。

Fe 2+离子的检验：a. 溶液呈浅绿色；b. 先在溶液中加入KSCN 溶液，不变色，再加入氯水，溶液变红色；c. 加入NaOH 溶液反应先生成白色沉淀，迅速变成灰绿色沉淀，最后变成红褐色沉淀。

2、钠盐：Na 2CO 3与NaHCO 3的性质比较

＋3＋＋2＋

四、焰色反应 1、定义：金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈现特殊颜色的性质。

2、操作步骤：铂丝（或铁丝）用盐酸浸洗后灼烧至无色，沾取试样（单质、化合物、气、液、固均可）在火焰上灼烧，观察颜色。

3、 重要元素的焰色：钠元素黄色、 钾元素紫色（透过蓝色的钴玻璃观察，以排除钠的焰

色的干扰）

焰色反应属物理变化。与元素存在状态（单质、化合物）、物质的聚集状态（气、液、固）等无关，只有少数金属元素有焰色反应。

第三节 用途广泛的金属材料

1、合金的概念：由两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合而成的具有金属特性的

物质。

2、合金的特性：合金与各成分金属相比，具有许多优良的物理、化学或机械的性能。 ①合金的硬度一般比它的各成分金属的大 ②合金的熔点一般比它的各成分金属的低

第四章 非金属及其化合物

第一节 硅及其化合物

硅元素在地壳中的含量排第二，在自然界中没有游离态的硅，只有以化合态存在的硅，常见的是二氧化硅、硅酸盐等。

硅的原子结构示意图为 ，

硅元素位于元素周期表第三周期第ⅣA 族，硅原子最外层有4个电子，既不易失去电子又不易得到电子，主要形成四价的化合物。

1、单质硅（Si ）：

（1）物理性质：有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大。

（2）化学性质：

①常温下化学性质不活泼，只能跟F 2、HF 和NaOH 溶液反应。

Si ＋2F 2＝SiF 4 Si ＋4HF ＝SiF 4↑＋2H 2↑ Si ＋2NaOH ＋H 2O ＝Na 2SiO 3＋2H 2↑ ②在高温条件下，单质硅能与O 2和Cl 2等非金属单质反应。

Si ＋O 2高温 SiO 2 Si ＋2Cl 2高温

SiCl 4

（3）用途：太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。

（4）硅的制备：工业上，用C 在高温下还原SiO 2可制得粗硅。

SiO 2＋2C ＝Si(粗) ＋2CO ↑ Si(粗) ＋2Cl 2＝SiCl 4 SiCl 4＋2H 2＝Si(纯) ＋4HCl

2、二氧化硅（SiO 2）：

（1）SiO 2的空间结构：立体网状结构，SiO 2直接由原子构成，不存在单个SiO 2分子。

（2）物理性质：熔点高，硬度大，不溶于水。

（3）化学性质：SiO 2常温下化学性质很不活泼，不与水、酸反应（氢氟酸除外），能与强碱溶液、氢氟酸反应，高温条件下可以与碱性氧化物反应：

①与强碱反应：SiO 2＋2NaOH ＝Na 2SiO 3＋H 2O （生成的硅酸钠具有粘性，所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放NaOH 溶液和Na 2SiO 3溶液，避免Na 2SiO 3将瓶塞和试剂瓶粘住，打不开，应用橡皮塞）。

②与氢氟酸反应[SiO2的特性]：SiO 2＋4HF ＝SiF 4↑+2H2O （利用此反应，氢氟酸能雕刻玻璃；氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放，应用塑料瓶）。

③高温下与碱性氧化物反应：SiO 2＋CaO 高温

CaSiO 3

（4）用途：光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。

3、硅酸（H 2SiO 3）：

（1）物理性质：不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分能力强。

（2）化学性质：H 2SiO 3是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱，其酸酐为SiO 2，但SiO 2不溶于水，故不能直接由SiO 2溶于水制得，而用可溶性硅酸盐与酸反应制取：（强酸制弱酸原理）

Na 2SiO 3＋2HCl ＝2NaCl ＋H 2SiO 3↓

Na 2SiO 3＋CO 2＋H 2O ＝H 2SiO 3↓＋Na 2CO 3（此方程式证明酸性：H 2SiO 3＜H 2CO 3）

（3）用途：硅胶作干燥剂、催化剂的载体。

4、硅酸盐

硅酸盐：硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类很多，大多数难溶于水，最常见的可溶性硅酸盐是Na 2SiO 3，Na 2SiO 3的水溶液俗称水玻璃，又称泡花碱，是一种无色粘稠的液体，可以作黏胶剂和木材防火剂。硅酸钠水溶液久置在空气中容易变质：

Na 2SiO 3＋CO 2＋H 2O ＝Na 2CO 3＋H 2SiO 3↓（有白色沉淀生成）

传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥。

硅酸盐由于组成比较复杂，常用氧化物的形式表示：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水。氧化物前系数配置原则：除氧元素外，其他元素按配置前后原子个数守恒原则配置系数。

硅酸钠：Na 2SiO 3 Na 2O ·SiO 2 硅酸钙：CaSiO 3 CaO ·SiO 2

高岭石：Al 2(Si2O 5)(OH)4 Al 2O 3·2SiO 2·2H 2O

正长石：KAlSiO 3不能写成 K 2O · Al 2O 3·3SiO 2，应写成K 2O ·Al 2O 3·6SiO 2

第二节 富集在海水中的元素—氯

氯元素位于元素周期表中第三周期第ⅦA 族，氯原子最外电子层上有7个电子，在化学反应中很容易得到1个电子形成Cl －，化学性质活泼，在自然界中没游离态的氯，氯只以化合态存在（主要以氯化物和氯酸盐）。

1、氯气（Cl 2）：

（1）物理性质：黄绿色有刺激性气味有毒的气体，密度比空气大，易液化成液氯，易溶于水。（氯气收集方法—向上排空气法或者排饱和食盐水；液氯为纯净物）

（2）化学性质：氯气化学性质非常活泼，很容易得到电子，作强氧化剂，能与金属、非金属、水以及碱反应。

①与金属反应（将金属氧化成最高正价）Na ＋Cl 2===2NaCl Cu ＋Cl 2===CuCl 2

2Fe ＋3Cl 2===2FeCl 3（氯气与金属铁反应只生成FeCl 3，而不生成FeCl 2。）（思考：怎样制备FeCl 2？Fe ＋2HCl ＝FeCl 2＋H 2↑，铁跟盐酸反应生成FeCl 2，而铁跟氯气反应生成FeCl 3，这说明Cl 2的氧化性强于盐酸，是强氧化剂。）

②与非金属反应Cl 2＋H 2 === 2HCl （氢气在氯气中燃烧现象：安静地燃烧，发出苍白色火焰）

将H 2和Cl 2混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。

燃烧定义：所有发光发热的剧烈化学反应都叫做燃烧，不一定要有氧气参加。

③Cl 2与水反应 Cl 2＋H 2O ＝HCl ＋HClO 离子方程式：Cl 2＋H 2O ＝H ＋＋Cl —＋HClO

将氯气溶于水得到氯水（浅黄绿色），氯水含多种微粒，其中有H 2O 、Cl 2、HClO 、Cl －、H +、OH －(极少量，水微弱电离出来的) 。

氯水的性质取决于其组成的微粒：

1）强氧化性：Cl 2是新制氯水的主要成分，实验室常用氯水代替氯气，如氯水中的氯气能与KI ，KBr 、FeCl 2、SO 2、Na 2SO 3等物质反应。

2）漂白、消毒性：氯水中的Cl 2和HClO 均有强氧化性，一般在应用其漂白和消毒时，应考虑HClO ，HClO 的强氧化性将有色物质氧化成无色物质，不可逆。

3）酸性：氯水中含有HCl 和HClO ，故可被NaOH 中和，盐酸还可与NaHCO 3，CaCO 3等反应。

4）不稳定性：HClO 不稳定光照易分解。

会变成稀盐酸(无色) 失去漂白性。

5）沉淀反应：加入AgNO 3溶液有白色沉淀生成（氯水中有Cl ）。

自来水也用氯水杀菌消毒，所以用自来水配制以下溶液如KI 、 KBr 、FeCl 2、Na 2SO 3、Na 2CO 3、NaHCO 3、AgNO 3、NaOH 等溶液会变质。

④Cl 2与碱液反应：

与NaOH 反应：Cl 2＋2NaOH ＝NaCl ＋NaClO ＋H 2O Cl 2＋2OH －＝Cl －＋ClO －＋H 2O 与Ca(OH)2溶液反应：2Cl 2＋2Ca(OH)2＝Ca(ClO)2＋CaCl 2＋2H 2O

－点燃点燃点燃点燃↑，因此久置氯水(浅黄绿色)

此反应用来制漂白粉，漂白粉的主要成分为Ca(ClO)2和CaCl 2，有效成分为Ca(ClO)2。 漂白粉之所以具有漂白性，原因是：Ca(ClO)2＋CO 2＋H 2O==CaCO3↓+2HClO生成的HClO 具有漂白性；同样，氯水也具有漂白性，因为氯水含HClO ；NaClO 同样具有漂白性，发生反应2NaClO ＋CO 2＋H 2O==Na2CO 3+2HClO；干燥的氯气不能使红纸褪色，因为不能生成HClO ，湿的氯气能使红纸褪色，因为氯气发生下列反应Cl 2＋H 2O ＝HCl ＋HClO

漂白粉久置空气会失效（涉及两个反应）：Ca(ClO)2＋CO 2＋H 2O ＝CaCO 3↓＋2HClO ，

↑，漂白粉变质会有CaCO 3存在，外观上会结块，久置空气中的漂白

粉加入浓盐酸会有CO 2气体生成，含CO 2和HCl 杂质气体。

⑤氯气的用途：制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物的原料等。 2、Cl －的检验： 原理：根据Cl －与Ag ＋反应生成不溶于酸的AgCl 沉淀来检验Cl －存在。 方法：先加稀硝酸酸化溶液（排除CO 32－干扰）再滴加AgNO 3溶液，如有白色沉淀生成，则说明有Cl 存在。

第三节 硫和氮的氧化物

1、硫元素的存在：硫元素最外层电子数为6个，化学性质较活泼，容易得到2个电子呈－2价或者与其他非金属元素结合成呈＋4价、＋6价化合物。硫元素在自然界中既有游离态又有化合态。（如火山口中的硫就以单质存在） 2、硫单质：

①物质性质：俗称硫磺，淡黄色固体，不溶于水，熔点低。

②化学性质：S+O2 === SO 2（空气中点燃淡蓝色火焰，纯氧中蓝紫色） 3、二氧化硫（SO 2）

（1）物理性质：无色、有刺激性气味有毒的气体，易溶于水，密度比空气大，易液化。 （2）SO 2的制备：S+O2

点燃

－

点燃

=== SO 2或Na 2SO 3＋H 2SO 4＝Na 2SO 4＋SO 2↑＋H 2O

（3）化学性质：①SO 2能与水反应SO 2+H2O 反应。

H 2SO 3（亚硫酸，中强酸）此反应为可逆

可逆反应定义：在相同条件下，正逆方向同时进行的反应。（关键词：相同条件下） ②SO 2为酸性氧化物，是亚硫酸（H 2SO 3）的酸酐，可与碱反应生成盐和水。

a 、与NaOH 溶液反应：SO 2(少量) ＋2NaOH ＝Na 2SO 3＋H 2O SO 2＋2OH －＝SO 32－＋H 2O

SO 2(过量) ＋NaOH ＝NaHSO 3 SO 2＋OH －＝HSO 3－

b 、与Ca(OH)2溶液反应：SO 2(少量) ＋Ca(OH)2＝CaSO 3↓(白色) ＋H 2O

2SO 2(过量) ＋Ca(OH)2＝Ca(HSO3) 2 (可溶)

对比CO 2与碱反应：CO 2(少量) ＋Ca(OH)2＝CaCO 3↓(白色)+H2O

2CO 2(过量) ＋Ca(OH)2＝Ca(HCO3) 2 (可溶)

将SO 2逐渐通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉淀生成，后沉淀消失，与CO 2逐渐通入Ca(OH)2

溶液实验现象相同，所以不能用石灰水来鉴别SO 2和CO 2。能使石灰水变浑浊的无色无味的气体一定是二氧化碳，这说法是对的，因为SO 2是有刺激性气味的气体。

③SO 2具有强还原性，能与强氧化剂（如酸性高锰酸钾溶液、氯气、氧气等）反应。SO 2

能使酸性KMnO 4溶液、新制氯水褪色，显示了SO 2的强还原性（不是SO 2的漂白性）。

（催化剂：粉尘、五氧化二钒）

SO 2＋Cl 2＋2H 2O ＝H 2SO 4＋2HCl （将SO 2气体和Cl 2气体混合后作用于有色溶液，漂白效果将大大减弱。）

④SO 2的弱氧化性：如2H 2S ＋SO 2＝3S ↓＋2H 2O （有黄色沉淀生成）

⑤SO 2的漂白性：SO 2能使品红溶液褪色，加热会恢复原来的颜色。用此可以检验SO 2

的存在。

⑥SO 2的用途：漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。 4、硫酸（H 2SO 4）

（1）浓硫酸的物理性质：纯的硫酸为无色油状粘稠液体，能与水以任意比互溶（稀释浓硫酸要规范操作：注酸入水且不断搅拌）。质量分数为98%（或18.4mol/l）的硫酸为浓硫酸。不挥发，沸点高，密度比水大。

（2）浓硫酸三大性质：吸水性、脱水性、强氧化性。

①吸水性：浓硫酸可吸收结晶水、湿存水和气体中的水蒸气，可作干燥剂，可干燥H 2、O 2、SO 2、CO 2等气体，但不可以用来干燥NH 、H HBr 、HI 、C 2H 4五种气体。

②脱水性：能将有机物（蔗糖、棉花等）以水分子中H 和O 原子个数比2︰1脱水，炭化变

黑。

③强氧化性：浓硫酸在加热条件下显示强氧化性（＋6价硫体现了强氧化性），能与大多数金属反应，也能与非金属反应。

(ⅰ) 与大多数金属反应（如铜）：2H 2SO 4 (浓) ＋Cu===CuSO 4＋2H 2O ＋SO 2 ↑

（此反应浓硫酸表现出酸性和强氧化性 ）

(ⅱ) 与非金属反应（如C 反应）：2H 2SO 4(浓) ＋C===CO 2 ↑＋2H 2O ＋SO 2 ↑

（此反应浓硫酸表现出强氧化性 ）

注意：常温下，Fe 、Al 遇浓H 2SO 4或浓HNO 3发生钝化。

浓硫酸的强氧化性使许多金属能与它反应，但在常温下，铝和铁遇浓硫酸时，因表面被浓硫酸氧化成一层致密氧化膜，这层氧化膜阻止了酸与内层金属的进一步反应。这种现象叫金属的钝化。铝和铁也能被浓硝酸钝化，所以，常温下可以用铁制或铝制容器盛放浓硫酸和浓硝酸。

3、硫酸的用途：干燥剂、化肥、炸药、蓄电池、农药、医药等。

第四节 氨 硝酸 硫酸

1、氮的氧化物：NO 2和NO

N 2＋O 2 ======== 2NO ，生成的一氧化氮很不稳定： 2NO ＋O 2 == 2NO2

一氧化氮：无色气体，有毒，能与人血液中的血红蛋白结合而使人中毒（与CO 中毒原理相同），不溶于水。是空气中的污染物。

二氧化氮：红棕色气体（与溴蒸气颜色相同）、有刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应：

3NO 2＋H 2O ＝2HNO 3＋NO ，此反应中NO 2既是氧化剂又是还原剂。 以上三个反应是“雷雨固氮”、“雷雨发庄稼”的反应。 2、硝酸（HNO 3）：

（1）硝酸物理性质：纯硝酸是无色、有刺激性气味的油状液体。低沸点（83℃）、易挥发，在空气中遇水蒸气呈白雾状。98%以上的硝酸叫“发烟硝酸”，常用浓硝酸的质量分数为69%

（2）硝酸的化学性质：具有一般酸的通性，稀硝酸遇紫色石蕊试液变红色，浓硝酸遇紫色石蕊试液先变红（H ＋作用）后褪色（浓硝酸的强氧化性）。用此实验可证明浓硝酸的氧化

高温或放电

△△

性比稀硝酸强。浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂，能氧化大多数金属，但不放出氢气，通常浓硝酸产生NO 2，稀硝酸产生NO ，如：①Cu ＋4HNO 3(浓) ＝Cu(NO3) 2＋2NO 2↑＋2H 2O

②3Cu ＋8HNO 3(稀) ＝3Cu(NO3) 2＋2NO ↑＋4H 2O

反应①还原剂与氧化剂物质的量之比为1︰2；反应②还原剂与氧化剂物质的量之比为3︰2。

常温下，Fe 、Al 遇浓H 2SO 4或浓HNO 3发生钝化，（说成不反应是不妥的），加热时能发生反应：

Fe ＋6HNO 3(浓)

△

Fe(NO3) 3＋3NO 2↑＋3H 2O

当溶液中有H ＋和NO 3－时，相当于溶液中含HNO 3，此时，因为硝酸具有强氧化性，使得在酸性条件下NO 3－与具有强还原性的离子如S 2－、Fe 2＋、SO 32－、I －、Br －（通常是这几种）因发生氧化还原反应而不能大量共存。（有沉淀、气体、难电离物生成是因发生复分解反应而不能大量共存。） 3、氨气（NH 3）

（1）氨气的物理性质：无色气体，有刺激性气味、比空气轻，易液化，极易溶于水，1体积水可以溶解700体积的氨气（可做红色喷泉实验）。浓氨水易挥发出氨气。 （2）氨气的化学性质：a. 溶于水溶液呈弱碱性：NH 3＋H 2O

NH 3·H 2O

NH 4＋＋OH －

△

生成的一水合氨NH 3·H 2O 是一种弱碱，很不稳定，受热会分解：NH 3·H 2H 2O

NH 3 ↑＋

氨气或液氨溶于水得氨水，氨水的密度比水小，并且氨水浓度越大密度越小，计算氨水浓度时，溶质是NH 3，而不是NH 3·H 2O 。

氨水中的微粒：H 2O 、NH 3、NH 3·H 2O 、NH 4、OH 、H (极少量，水微弱电离出来) 。 喷泉实验的原理：是利用气体极易被一种液体吸收而形成压强差，使气体容器内压强降低，外界大气压把液体压入气体容器内，在玻璃导管尖嘴处形成美丽的“喷泉”。

喷泉实验成功的关键：（1）气体在吸收液中被吸收得既快又多，如NH 3、HCl 、HBr 、HI 、NO 2用水吸收，CO 2、SO 2，Cl 2、H 2S 等用NaOH 溶液吸收等。（2）装置的气密性要好。（3）烧瓶内的气体纯度要大。

b. 氨气可以与酸反应生成盐：

①NH 3＋HCl ＝NH 4Cl ②NH 3＋HNO 3＝NH 4NO 3 ③ 2NH3＋H 2SO 4＝(NH4) 2SO 4 因NH 3溶于水呈碱性，所以可以用湿润的红色石蕊试纸检验氨气的存在，因浓盐酸有挥

＋

—

＋

发性，所以也可以用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近集气瓶口，如果有大量白烟生成，可以证明有NH 3存在。

（3）氨气的实验室制法：（课本P88图4－33）

∆

−→气体，与制O 2相同。 1）原理：铵盐与碱共热产生氨气 2）装置特点：固＋固−

3）收集：向下排空气法。

4）验满：a. 湿润的红色石蕊试纸（NH 3是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体）

b. 蘸浓盐酸的玻璃棒(产生白烟)

5) 干燥：用碱石灰（NaOH 与CaO 的混合物）或生石灰在干燥管或U 型管中干燥。不能用CaCl 2、P 2O 5、浓硫酸作干燥剂，因为NH 3能与CaCl 2反应生成CaCl 2·8NH 3。P 2O 5、浓硫酸均能与NH 3反应，生成相应的盐。所以NH 3通常用碱石灰干燥。

6) 吸收：在试管口塞有一团湿的棉花其作用有两个：一是减小氨气与空气的对流，方便收集氨气；二是吸收多余的氨气，防止污染空气。

（4）氨气的用途：液氨易挥发，汽化过程中会吸收热量，使得周围环境温度降低，因此，液氨可以作制冷剂。

4、铵盐铵盐均易溶于水，且都为白色晶体（很多化肥都是铵盐）。 (1)受热易分解，放出氨气：NH 4

Cl

△

NH 3↑＋HCl ↑ NH 4HCO 3

△

NH 3↑＋H 2O ↑＋CO 2↑

(2)干燥的铵盐能与碱固体混合加热反应生成氨气，利用这个性质可以制备氨气： 2NH 4Cl ＋Ca(OH)2

△

2NH 3↑＋CaCl 2＋2H 2O

(3)NH4＋的检验：样品加碱混合加热，放出的气体能使湿的红色石蕊试纸变蓝，则证明该物质会有NH 4。

＋

五、教学计划：

六、教学评价：

七、相关文献：

蔡旭阳，高中化学新课程教学中的学业评价[J]，化学教育，2005，（s1）：185-186 杨承印. 中学化学教材研究与教学设计「M 」. 西安：陕西师范大学出版社 杨承印. 化学课程与教学论「M 」. 西安：陕西师范大学出版社 普通高中化学课程标准 百度文库