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高二化学全套教案

第一章 氮 族 元 素
氮族元素的通性：
1、原子结构：
元素符号 原子结构

相同点：最外层均为5个电子
不同点：从上到下，核电荷数增大，电子层数增多，原子半径增在
N +7 2 5

P +15 2 8 5

As +33 2 8 18 5

Sb [phone]

Bi [phone]

2、性质上的相似性：
（1）能获得3个电子，在气态氢化物中化合价都是价 RH3
（2）最高价氧化物的化合价都是+5，最高价氧化物为R2O5，其对应水化物为H3RO4或HRO3，呈酸性。
3、性质的递变规律：
N
P
As
Sb
Bi
金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
原子半径逐渐增大
根据结构上的不同点，总结性质上的递变规律：

（1） N和P有较显著的非金属性；砷有非金属性，也表现一些金属性；而锑铋已表现出明显的金属性，有金属光泽，能导电。
（2） 与O2反应情况（以N、P为例）
2×2e
（难化合）

4×5e
(易化合)
可见，其还原性N<P ，非金属性N>P。

（3） 与H2反应情况：（以N、P为例）
3×2×e
N2 + 3H22NH3
P很难与H2直接化合为PH3
其氧化性N>P，非金属性N>P。
（4） NH3 PH3 AsH3 SbH3
稳定性逐渐减弱
（5） HNO3 H3PO4 H3AsO4 H3SbO4 HBiO4
酸性减弱
提问：氮族元素和同周期的氧族元素及卤族元素相比，谁的非金属性较强？为什么？举例说明。
（ P S Cl
非金属性渐强
P与H2很难直接化合成PH3

PH3 H2S HCl
稳定性渐强 ）
氮族元素
氮族元素位于元素周期表中的第VA族，包括：N、P、As、Sb、Bi五种元素。
（1）原子结构
相同点：原子最外层都有5个电子。
不同点：电子层数不同，从N至Bi电子层数增多，原子半径依次增大
（2）性 质
相似性：
主要化合价-3、+3、+5价，最高价氧化物R2O5，气态氢化物RH3
递变性：
1、非金属性依次减弱，金属性依次增强。
2、最高价氧化物对应水化物的酸性减弱。
3、气态氢化物的稳定性依次减弱，还原性增强。
4、单质熔沸点先升高后降低。原因是氮、磷、砷的单质均是分子晶体，随分子量的增大晶体的熔点升高，锑和铋的晶体是金属晶体，随离子半径的增大，晶体中金属键减弱，晶体的熔、沸点降低。

第一节 氮和磷
[学习目标]
1．了解氮族元素的相似性和递变规律
2．掌握氮气的化学性质
3：了解磷的性质；了解氮气和磷的用途；
4、增强学生环保意识。
[学习重点]
氮族元素的相似性和递变规律；氮气的化学性质
教学过程：
一：氮 气
1：物理性质：纯净的N2是一种无色无味的气体，难溶于水，在空气中约占总体积的78%。
2：结 构：氮气三键的键能高达946KJ/mol，键能大，分子结构稳定，化学性质不活泼。[工业制N2]
3：化学性质：常温下，N2的化学性质很不活泼，可代替稀有气体做保护气，但在高温、放电、点燃等复条件下，N2能与H2、O2、ⅡA族的Mg、Ca等发生化学反应。
（1）：与H2反应： （2）：与O2反应：

（3）：与活泼金属反应：
4：讨论：你认为防治氮的氧化物污染环境的关键是什么？
5：、氮气的用途：（1） （2） （3）
二、磷
问题1：你所学过的属于互称同素异形体的物质有哪些？
白磷和红磷是磷的同素异形体
2、磷的化学性质
（1）磷与氧气的反应
回忆初中做的红磷和白磷燃烧实验，这个实验说明： ，反应化学方程式为 。少量的白磷可保存在 ，P2O5是 的白色粉末，是常用的 ，溶于热水生成 。
化学方程式 。
（2）与氯气反应：
现象： ， 化学方程式

（3）磷的相互转化

三、磷的用途

第二节 氨 铵盐
教学目的：使学生了解氨的物理性质，掌握氨的化学性质及实验室制法，铵根离子的检验。
教学重点：氨的化学性质
教学难点：氨的化学性质，氨气的实验室制法。
一、 教学过程：
[提问]1.在农业生产上经常施用什么氮肥？
1． 接近氨水和NH4HCO3化肥时，能闻到什么气味？
[讲述]常用的氮肥有氯化铵、硫酸铵、碳酸氢铵等，总称铵盐。接近氨水或碳酸氢铵时，闻到的刺激性气味是氨的气味，我们这节的内容就是氨和铵盐。
[板书] 第二节 氨 铵盐
一、氨
[板书]1.氨的物理性质：
[展示]展示一瓶氨气、引导学生观察色、态、密度（与空气相比较）并闻气味。
[提问]你认为NH3是否易溶于水？依据是什么？（相似相溶）
[演示][实验1-13]：氨易溶于水。
讨论：为什么水不能充满整个烧瓶。
原因可能有以下几点：1、所收集的氨气不纯净。2、瓶塞不紧，漏气，如果瓶塞不紧可能使实验完全失败。3、烧瓶潮湿
[提问]为什么会变红色？为什么会形成喷泉？
结论：NH3极易溶于水，且溶于水和水反应生成碱。
[讲述]氨气也是一种易液化的气体，降温或加压就可使之变为无色液体。 因此氨常用作致冷剂。氨的性质
物理性质：常温常压下为无色有刺激性气味的气体，密度小于空气（标况时为g/L=0.771克/升），易液化-33.5OC（易液化的气体有：氯气、二氧化硫、氨气），易溶于水（1：700，可进行喷泉试验）（气体在水中的溶解度：CO2、Cl2、SO2、H2S、HCl、NH3、O2、N2），氨的水溶液称为氨水（试分析氨水中所含微粒种类），氨水密度小于水，其密度随浓度增大而减小（酒精与之相同，硫酸、盐酸都与之相反）。
思考：
1） 3X%氨水与X%的氨水等体积混合后溶液的浓度大于？等于？小于？2X%
2） 3X%硫酸与X%的硫酸等体积混合后溶液的浓度大于？等于？小于？2X%
[学生活动]根据以上讲述总结NH3主要物理性质。
[板书]色、味、密度、溶解性（1:700）、易液化、易挥发。
[提问]闻氨气气味时，若吸入过量氨气，对人体有何害处？
[讲述]氨气对人的眼、鼻、喉等粘膜有刺激作用，不慎接触过多的氨气而出现病状，要及时吸入新鲜空气和水蒸气，并用大量水冲洗眼睛。
2：氨的分子结构：
[学生活动]写出NH3分子的电子式和结构式，判断氨分子中化学键是什么键？氨分子是什么分子 ？
[讲述]经实验测定，氨分子呈三角锥形结构，N-H键之间的夹角为107°18′。氨分子

是极性分子。N—H是极性共价键，经实验测定，氨分子呈三角锥形(出示比例模型)，N位于锥顶，三个H位于锥底。每两个N—H间的夹角是107°18′。显然氨分子中正负电荷的分布不对称，它是极性分子。

物质名称
化学式
电子式
结构式
空间构型
氨
NH3

H-N-H
H
三角锥形
键角107 18’
3.氨的化学性质：
（1）： NH3与水的反应：
[设疑]那么为什么氨水显碱性呢？
[板书]NH3+H2O====NH3·H2O====NH+OH—(可逆反应)
一水合氨
NH3+H2O===NH3·H2O NH3·H2O一元弱碱：NH3·H2O===NH4++OH-。NH3·H2O不稳定，加热易分解NH3·H2O==NH3↑+H2O。
辨析：NH3是非电解质，NH3·H2O是弱电解质。SO2、CO2是非电解质，H2SO3、H2CO3是弱电解质

所含微粒种类
物质成分
能否导电
能否使干燥的红色石蕊试纸变蓝
液氨

氨水

[讲述]NH3溶于水,大部分与水形成一水合氨，而一水合氨小部分电离成NH和OH—,所以氨水显碱性。
[提问]1.氨水和液氨有何区别?
2.氨水中存在哪些粒子?
3.氨水应如何保存?
（2）：与酸反应：酸+NH3——铵盐（NH3与HCl的反应）
与HCl反应：NH3+HCl===NH4Cl
实验：[演示][实验1—14]
现象：浓氨水和挥发性强酸相遇产生白烟，这是因为：氨水中挥发出的NH3分子与酸中挥发出的溶质如（HCl、HBr、HI、HNO3）相遇生成铵盐固体微粒。
NH3+HCl=NH4Cl（白烟）
NH3+HNO3=NH4NO3（白烟）
2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4 （无白烟）
催化剂
Δ
[提问]生成的“白烟”是什么物质?是如何生成的?用浓HNO3代替浓盐酸能否产生相同的现象?为什么?氨水和H2SO4能否反应?学生回答后,引导学生写出氨气与盐酸，硝酸，硫酸及用氨水吸收CO2的方程式。
（3）：氨与氧气反应: 4NH3+5O2===== 4NO+6H2O(放热反应催化氧化，用于制硝酸)
[讲述]这个反应叫氨的催化氧化,是工业上制HNO3的第一步反应,引导学生分析反应中化合价的升降,指出氧化剂、还原剂,标出电子转移数。
[小结]：氨水的主要性质: 挥发性, 弱碱性，NH3的还原性
还原性
专题一：氨的催化氧化实验
按下图进行实验，度解释到的现象，并写出有关化学方程式。
现象及原因：
a） 红棕色气体产生 原因：
b） 有烟生成 原因：
c） 铂丝保持红热 原因：
化学方程式
d）
e）
f）
g）
注意：氨对多种金属都具有强烈的腐蚀作用，一般将不能直接用金属器皿保存。
①空气——演示实验
4NH3+5O2 4NO+6H2O+Q
（丝红热，说明反应放热）
( 2NO+O2=2NO2 3NO2+H2O=2HNO3+NO NH3+HNO3=NH4NO3 )
现象：红热；红棕色气体；冒白烟。
②纯氧气
4NH3+3O2(纯) 2N2+6H2O 伴有黄绿色的火焰
2NH3+3Cl2=N2+6HCl 8NH3+3Cl2=N2+6NH4Cl
（应用：检验管道中的氯是否有泄漏）
2NH3+3CuO3Cu+N2↑+3H2O （黑色的粉末变成红色）（联想氢气、碳、一氧化碳与氧化铜的反应）
氮氧化物——归中反应
4NH3+6NO5N2+6H2O
8NH3+6NO27N2+12H2O
归中反应小结：
NaH+H2O— C+CO2加热
S+H2SO4(浓) 加热 H2S+SO2—
H2S+H2SO4(浓)— H2S+H2SO4(浓) 加热
Na2SO3+Na2S+H2SO4—
HCl(浓)+Ca(ClO)2— HCl(浓)+KClO3—
氧化性：
2NH3+2Na=2NaNH2+H2↑
（联想：2Na+H2O=2NaOH+H2↑） NaNH2+H2O=NaOH+NH3↑
（联想：NaH+H2O=NaOH+H2↑ Mg3N2+6H2O=2NH3↑+3Mg(OH)2↓ ）
（4）：与盐反应
1）盐+NH3·H2O——碱+盐（两者发生复分解反应）：
例：NH3·H2O+MgCl2==== NH3·H2O+Al2(SO4)====
3NH3·H2O+AlCl3=Al(OH)3↓+3NH4Cl
3NH3·H2O+Al3+=Al(OH)3↓+3NH4+ 
3NH3+3H2O+AlCl3=Al(OH)3↓+3NH4Cl 3NH3+3H2O+Al3+=Al(OH)3↓+3NH4+ 
8NH3+CaCl2=CaCl2·8NH3 4NH3+CuSO4=CuSO4·4NH3

注意区分氨水和氨气的化学性质的表达 （也可做银氨溶液）

4氨的用途：
一种重要的化工产品。是氮肥工业及制造硝酸、铵盐、纯碱（的重要原料。在有机合成工业（如制合成纤维、塑料、染料、尿素等）中，氨也是一种常用的原料。氨还可用作制冰机智中的致冷剂。（P11）
候德榜制碱：重点讲解清楚工业流程，和两个重要环节——1、为什么会有NaHCO3析出（四种盐的溶解度比较，数据查表得：）。2、为什么通入氨气必须放在通入二氧碳之前（气体的溶解度比较）
尿素：化学式CO(NH2)2，是已知氮肥中氮的含量最高的氮肥。是人类第一次用无机物合成的有机物。

性质特点

易液化

易溶于水
跟水反应
跟酸反应

跟氧气反应

主要用途

作致冷剂

制氨水

制铵盐

制硝酸

5：氨的制备
a) 工业制法：N2+3H22NH3（注意条件，特别是温度）
b) 实验室制法
i. 药品：固体氯化氨与硝石灰(碱石灰)。
ii. 原理：NH4Cl+Ca(OH)2===CaCl2+2NH3+2H2O（
思考1：为什么不在相应的溶液中进行。
思考2：能否用离子方程式：NH4++OH-===NH3+H2O表示该反应过程。
iii. 装置：发生、净化、收集、尾气处理
发生：与氧气相同。
净化：主要杂质为水蒸气，选用试剂为碱性干燥剂（如：碱石灰、烧碱、生石灰）或中性于燥剂（如：硅胶、硫酸铜），不能用酸性干燥剂（如：浓硫酸、五氧化二磷、浓磷酸），也不能用与之能发生配全反应的盐（如：氯化钙）。
收集：只能用向下排空气法收集。并在收集NH3的试管口塞一团棉花，其作用是防止对流，影响纯度。
验满：1、 2、
尾气外理：用水吸收尾气，其装置如图：，为什么用一个倒置的漏斗？

二：铵盐
1：铵盐受热分解
(NH4)2SO4===2NH3+H2SO4 NH4HCO3===NH3+CO2+H2O
（1）：挥发性酸的铵盐：
NH4ClNH3↑+HCl↑ (NH3+HCl=NH4Cl) （假升华现象）
NH4HCO3 NH3↑+H2O+CO2↑
特殊的：NH4INH3↑+H2↑+I2↑
注意：
a：NH4NO3的分解时可能发生氧化还原还应，产生复杂产物（如：N2O、N2、 NH3）。NH4NO3在受热或撞击时会发生爆炸：2NH4NO3===2N2+O2+H2O，要注意使用时的安全。
b：NH4I受热时会有紫色气体产生。

（2）：不挥发性酸的铵盐：
(NH4)3PO4H3↑+H3PO4
(NH4)2SO4NH3↑+NH4HSO4
特殊的：NH4NO3N2O↑+2H2O （170℃~260℃）
2NH4NO32N2↑+2O2↑+4H2O （>300℃）（硝酸铵炸药爆炸原理）

2：铵盐跟碱反应：
所有氨盐遇碱都可以生成氨气。氨盐+碱——氨气+水+新盐 或 氨盐+碱——一水合氨+新盐
(NH4)2SO4+Ba(OH)2==2NH3 ↑ + 2H2O + BaSO4↓
2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3↑（固体不写离子方程式）
NH4Cl+NaOHNH3↑+NaCl+H2O（浓溶液）
NH4Cl+NaOH=NH3·H2O +NaCl（稀溶液）
铵盐与碱共热可产生氨气，作为检验铵离子的方法
3：与浓硫酸共热：2NH4Cl+H2SO4(浓)  2HCl↑+(NH4)2SO4
4：铵盐的共性
均是离子化合物，离子晶体；均是易溶于水的无色晶体；与碱反应（固体或溶液）时，固体状态（不写离子方程式）；溶液较稀生成一水合氨；溶液较浓或加热生成氨气
5：比较NH3→NH4+
⑴键能；⑵键角；⑶空间构型；⑷电性；⒂质子数；⑹质量（相对分子质量）；⑺化学性质

NH3
NH4+
键能

键角

空间构型

电性

质子数

化学性质

6：随堂检测：
1)．在1L1mol/L的氨水中（D）
A含有1molNH3分子 B 含NH3和NH4+之和为1mol
C 含 D 含NH3、NH4+、NH3·H2O 之和为1mol
（原子守恒）
2)某无色混合气体依次通过浓H2SO4和Na2O2，若气体体积不断减少，最后颜色变深，则原混合气体的成份可能是（B）
A H2、Cl2、H2S B NH3、NO、CO2 C NH3、O2、NO D HCl、NO2、CO2
3)．把含硫酸铵和硝酸铵的混合液分成两等份。一份加入bmol NaOH并加热，恰好把NH3全部赶出；另一份需消耗cmol BaCl2沉淀反应恰好完全，则原溶液中NO3- 的浓度为（B）
A B C D （电荷守恒）
第三节 硝酸
教学目的：
1、掌握硝酸的制备。
2、牢固掌握硝酸的重要性质。
3、能熟练进行有关硝酸生成的计算，通过习题教学，培养学生思维的敏捷性、多向性和严密性。
教学重点：
1、硝酸的不稳定性和强氧化性。
2、有关硝酸生成的计算。
教学难点：
考题中发现硝酸的存在，并用强氧化性解题。
教学过程：
1：HNO3中N处于最高的+5价态，但N元素是较强的非金属元素，有明显的得电子倾向，上述存在的矛盾使得HNO3里的+5价的N力求降低价态，这是HNO3具有氧化性的原因。所以，浓硝酸见光分解的不稳定性，实质上是+5价N的强氧化性。
2：HNO3浓度越大，氧化性越强，在反应中N的化合价不必降得较低，就能将还原剂氧化；HNO3浓度越小，氧化性越弱，在反应中N的化合价需要降得更低，才能将还原剂氧化。

一，硝酸的物理性质
色
味
态
密度
熔沸点
挥发性
浓硝酸
发烟硝酸

二，硝酸的化学性质
1，酸的通性
酸通性中的氧化性： （1）石蕊试液：红 褪色
（2）+金属：无H2产生
（3）+低价碱性氧化物 产生高价盐
（4）+低价碱
（5）+盐：若产生新酸或新盐有还原性，则会继续发生氧化还原反应
2：不稳定性
硝酸见光或受热分解的化学方程式。
不稳定性：4HNO3===4NO2+O2+2H2O
硝酸溶液通常呈现黄色是由于其分解产物NO2溶入其中所致，可以通过向其中通入空气（或氧气）除去，发生的反应方程式：4NO2+O2+2H2O===4HNO3
［小结］①久置的硝酸常呈黄色，是由于分解生成的NO2溶于硝酸的缘故。
②实验室制HNO3时，不强热而用微热，是尽可能减少硝酸分解。
易挥发性
只用蓝色石蕊试纸鉴别三瓶失去标签的液体：浓HCl、浓H2SO4、浓HNO3。
［演示］各取少量试液分放于三支试管，分别用玻璃棒蘸取试液滴到湿润的蓝色石蕊试纸上（湿润的试纸先放在点滴板上），再加热。
［小结］①浓硝酸：变红色→红色褪去（具有酸性、氧化性）
②浓硫酸：变红色→变黑色 （具有酸性、脱水性）
③浓盐酸：变红色→红色不变（具有酸性）
强酸性
写出硝酸与下对物质反应的离子方程式：
①NH3•H2O ②Ba(OH)2 ③CuO ④Na2CO3 ⑤Ca(HCO3)2
［讲解］硝酸的强酸性，可从理论上加以说明，硝酸是强电解质，在水溶液中几乎完全电离成H十和NO3一。
［讨论］只用铜丝鉴别三瓶失去标签的液体：浓HCl、浓H2SO4、浓HNO3。
［演示］各取少量试液分放于三支试管，分别插入铜丝。
［小结］浓硝酸：立即反应，产生红棕色气体，溶液变蓝色 （具有强氧化性）
浓硫酸：无现象，加热后产生刺激性气体，溶液变蓝色（具有强氧化性）
浓盐酸：无现象，加热后仍无现象 （非氧化性酸）
2：强氧化性（不论稀、浓）本质：HNO3中的+5价N元素具有很强的得电子能力。
完成下列化学方程式：
①Cu＋HNO3(浓)—— ②Cu＋HNO3(稀)——
③Mg＋HNO3（极稀）——N2O或NH4NO3 ④Fe＋HNO3(稀，过量) ——
⑤Fe(过量) ＋HNO3(稀) —— ⑥C＋HNO3(浓) ——
⑦FeO＋HNO3(稀) —— ⑧Na2SO3＋HNO3(稀) ——
⑨H2S＋HNO3(稀) ——
强氧化性：
能与绝大多数金属（除Pt、Au）或非金属（S、C、P），及很多还原性化学物如（SO2、SO32-、H2S、S2-、Fe2+、HI、I-），其氧化性随浓度的增大而增强，浓硝酸的强氧化性可以使石蕊试液、试纸退色。
规律：①HNO3(浓)NO2 HNO3(稀)NO
②硝酸越浓，其氧化性就越强。
③还原剂一般被氧化成最高价态。

①实验室制取硝酸的装置中不能用橡皮接头和橡皮塞，而用特制的曲颈甑。这是因为橡胶中含有不饱和的双键，具有还原性，被硝酸氧化而腐蚀。
②常温下，浓硝酸对铁、铝等金属有钝化作用。故用铁槽车运输浓硝酸。
③除Pt、Au等少量金属外，其余金属几乎都能与硝酸反应，其反应的一般规律如下：不产生氢气，浓硝酸主要被还原成NO2，稀硝酸主要被还原成NO。
中学化学有关HNO3氧化性表现的认识，包括以下范围：
浓HNO3 NO2
① Cu + + H2O + NO3-盐
（Zn—Ag） 稀HNO3 NO等
（1）与金属反应
②Fe、Al + 冷、浓HNO3发生“钝化”；热与①同

△
③Pt、Au溶于“王水”（HNO3：HCl=1：3）
（2）与非金属反应：如C + HNO3（浓）==== ↑+ ↑ +
S+6HNO3===H2SO4+2H2O+4NO2
P+5HNO3===H3PO4+H2O+5NO2
（3）与还原性化合物反应（如：SO2、H2S、HBr、HI、Fe2+等）氧化
H2S -——S或H2SO4 SO2——H2SO4 SO32-——SO42- Fe2+——Fe3+ I---——I2
写出浓硝酸与氧化亚铁的化学反应方程式，在反应中浓硝酸体现了什么性质？
结论：
说明：浓硝酸对皮肤、衣物、纸张等都有腐蚀作用，所以使用硝酸（特别是浓硝酸）时，一定要格外小心，注意安全。万一不慎将浓硝酸弄到皮肤上，应立即用大量水冲洗，再用小苏打水或肥皂洗涤。
氧化性强弱比较： 浓HNO3 > 浓H2SO4
稀HNO3 > 稀H2SO4

冷、浓HNO3 钝化

Fe、Al +
热、浓HNO3 产物复杂

Pt、Au 能溶解于王水（浓HNO3 ：浓HCl = 1：3）

（2）与非金属反应： C + 4HNO3 == 4NO2↑+ CO2↑+ 2H2O

（3）与还原性化合物反应： SO2 SO3 H2SO4
H2S S SO2 SO3 H2SO4
HI I2
HBr Br2

金属与硝酸的反应除可以生成NO2、NO外，也可能生成N2、NH4NO3，一般而言随硝酸浓度越高产物中氮的化学价越高。
三大强酸的性质比较表

酸

物理性质要点

受 热
与 金 属 反 应
与非金属反应
(+ C)
遇蓝色石蕊试纸
表现氧化性的结构成分
酸根离子的检验原理
与Cu
反应
与Fe
反应
与Al
反应

硝

酸

浓

冷：

热：
冷：

热：

稀

硫

酸

浓

冷：
冷：

稀

盐

酸

4. 注意硝酸具有酸的通性之中的特殊性（HNO3既表现了酸性，又表现了氧化性）
酸的通性
硝酸的特殊性
（1）酸使石蕊变红
浓硝酸使石蕊变红，加热会漂白
盐 + 水
（2）酸 + 碱
（3）酸 + 碱性氧化物
若碱、碱性氧化物中金属为低价态时，会被硝酸氧化得到高价盐
（4）酸 + 盐 新酸 + 新盐
盐具有还原性（如：Fe2+、SO32-、的盐）或所生成的酸具有还原性（如：H2S、HBr、HI）会被氧化
（5）酸 + 金属 盐 + 氢气
金属不能置换HNO3中的氢（可认为H被HNO3氧化为H2O）

5. 利用HNO3的强氧化性检验NO3-：
硝酸盐（晶体或浓溶液） + H2SO4（浓） + Cu 黄棕色气体NO2
先生成HNO3
（1）硝酸能氧化哪些金属？那种液体具有更强的氧化性可以使金、铂溶解？

（2）能否用硝酸与活泼金属反应制H2?

(3)什么样的酸能使铁、铝等金属钝化？有何应用？

（4）硝酸和铜反应中，硝酸表现什么性质？

硝酸的用途：制王水，可造造炸药、染料、塑料、硝酸盐等；在实验它是一种重要的化学试剂。
第四节 氧化还原反应方程式的配平
教学目标：1）掌握用化合价升降法配平各种类型的氧化还原反应。
2）判断氧化还原反应的各种类型，总结氧化还原反应有关规律。
教学重点： 用化合价长降法配平氧化还原反应议程式的原则和步骤。
教学内容和过程：

复习：
1、 氧化还原反应概念：
2、 氧化还原反应类型：（依据氧化剂与还原剂反应方式分为三类）
a) 分子间的氧化还原反应：
b) 分子内的氧化还原反应：
c) 自身氧化还原反应（歧化反应）：
氧化还原反应的配平
1、 配平依据：“三守恒”得失电子守恒、质理守恒、电荷守恒
2、 配平步骤：1）划好价2）列变化3）求总数4）配系数
说明：
a) “划好价”：1）C2O4H2 CH3COOH 2）NaH CaH2 NaBH4 3）BrCl BrF3 4）Fe3O4 Pb3O4 5）Na2S2O3 FeS2 Na2SX Na2S2O8 6）Na2O2 H2O2 BaO2 7）CrI3 K2Cr2O7 KCrO3 8）CuS Cu2S Cu3P 9）KMnO4 K2MnO4 MnO2 MnCl2。
b) 配平的一般规律：
i. “配系数”：用依据“质量守恒”、“电荷守恒”进行观察法。
ii. “配系数”：一般从右向左配，有时也会从左向右配如归中反应的配平
iii. “求总数”：对集合原子优先配平：如HCl àCl2 Cu3PàCuSO4 P4àH3PO4 在计算得失电子最小公倍数前，应先处理好“2、3、4”
如：KMnO4+2HCl——KCl+Cl2+MnCl2+H2O
物质
性质
过程
反应
产物
氧化剂
得电子
失电子
还原剂
还原性
氧化性
化合价降低
化合价升高
被还原
被氧化
还原反应
氧化反应
还原产物
氧化产物
具有
具有
发生
发生
表象
实质
本身
本身
生成
生成
对歧化反应和归中反应一般使用先分后合的拆项配平法
如：Cl2+NaOH——NaCl+NaClO+H2O

2.常见的氧化剂与还原剂
常见还原剂
常见氧化剂
(1)活泼金属单质，如K、Na、Mg、Al等
(1)活泼非金属单质，如：F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3等
(2)非金属离子，含低价态元素的化合物和某些非金属单质，如S2－、H2S、SO、I－、HI、HCl、NH3、CO、H2、Si、C等
(2)含较高价态元素的化合物如：HNO3、H2SO4、KClO3、KMnO4、MnO2、HClO、NO2等
(3)低价阳离子，如Fe2＋、Cu＋、Sn2＋等
金属性较弱的正高价阳离子，如：Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、Sn4＋
某些物质既可作氧化剂又可作还原剂，如：Na2O2、H2O2

3.氧化还原反应实质的表示方法
(1)电子得失法即双线桥法
失3×2e－(化合价升高被氧化)
得2×3e－(化合价降低被还原)
如：3Cu＋8HNO3====3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
在化学方程式中表示原子或离子得失电子的结果，在线上标出得失电子的数目。一般失电子的一方写在上面，得电子的一方写在下面，一定要写出得失电子总数。箭头由反应物指向生成物，即氧化剂指向还原产物，还原剂指向氧化产物。

4H2O

在化学方程式中表示原子或离子间电子转移情况，在线上标出电子转移总数，但不写得、失。
6e－

如：3Cu＋8HNO3====3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O

4.氧化还原反应的一般规律
（1）、相等规律
在一个氧化还原反应中，氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目。或者说氧化剂化合价降低总数等于还原剂化合价升高总数。
根据这个规律，我们可以进行氧化还原反应方程式的配平以及有关氧化还原反应的计算。
(2)表现性质规律：
+3
0
+7
+6
+5
①某种元素处于最高价态时，则含有该元素的物质就具有氧化性。因为在氧化还原反应中，该元素的化合价只能降低，不可再升高。例如：KMnO4、H2SO4、HNO3、FeCl3、F2（无正价）等。
-1
0
-2
②某种元素处于最低价态时，则含有该元素的物质就具有还原性。因为在氧化还原反应中，该元素的化合价只能升高而不可再降低。例如：HCl、Na（无负价）、Na2S等。
0
0
0
+4
③某元素处于中间价态时，则含有该元素的物质，即具有氧化性又具有还原性。因为在一定条件下，该元素的化合价可能升高或者降低。例如：C、S、Fe、SO2等。
④金属单质只具有还原性。非金属单质多数既具有氧化性又具有还原性。少数只具有氧化性。
(还原产物)
得电子 还原反应
(氧化产物)
失电子 氧化反应
强氧化剂＋强还原剂 ==== 弱还原剂 ＋ 弱氧化剂
⑤含同种元素相邻价态的两物质之间不发生氧化还原反应。例如：C与CO、CO与CO2、Cl2与HCl、浓H2SO4与SO2等均不能发生氧化还原反应。
(3)性质强弱规律：

氧化性：氧化剂强于氧化产物；还原性：还原剂强于还原产物。例如：2FeCl3＋Cu====2FeCl2＋CuCl2，氧化性：Fe3＋＞Cu2＋，还原性：Cu＞Fe2＋。
(4)反应先后规律：
在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。
根据这个规律，可判断氧化还原反应发生的先后次序，写出相应的化学方程式。例如：把Cl2通入FeBr2溶液中，Cl2的强氧化性可将Fe2+，Br—氧化，由于还原性Fe2+>Br—，所以，当通入有限量Cl2时，根据先后规律，Cl2首先将Fe2+氧化；但Cl2足量时，方可把Fe2+、Br—一并氧化。离子方程式可分别表示为：2Fe2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl—，2Fe2+ + 4Br— +3Cl2 = 2Fe3+ + 2Br2 + 6Cl—。
（5）价态归中规律
含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价 + 低价 中间价”的规律。也可归纳为：两相靠，不相交。
根据这个规律：便于我们判断氧化产物和还原产物，标明电子转移关系。

得5e
-
失5e
-
得6e
-
失6e
-

例如：KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2↑+ 3H2O 而不是KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2↑+ 3H2O

5.氧化性、还原性强弱比较
(1)根据原子结构：原子半径大；最外层电子少，其单质易失电子，还原性强；原子半径小，最外层电子多，其单质易得电子，氧化性强。氧化性还原性的强弱并不决定于得失电子的数目而决定于得失电子的难易程度。
金属单质的还原性看金属活动顺序表：
K　Ba　Ca　Mg　Al　Mn　Zn　Fe　Sn　Pb　(H)　Cu　Hg Ag　Pt　Au
失电子能力逐渐减弱，还原性逐渐减弱
非金属离子的还原性强弱看非金属活动顺序表倒过来的顺序：
S2－＞I－＞Br－＞O2－＞Cl－＞F－
非金属单质的氧化性看非金属活动顺序： F2＞Cl2＞O2＞Br2＞I2＞S