初三化学讲义(全套).doc

退伍军人工业分析与质量检验专业
《化学》讲义
(学 时:90）
第一部分：化学基本概念及理论
第一章 原子结构与元素周期表
第一节 原子结构 核外电子排布
重点:原子的组成
同位素
核外电子的排布
难点：核外电子的排布
课时安排：4课时
一、 原子的组成和同位素
1。 原子的组成
质子：一个质子带一个单位正电荷
原子核
中子：不带电荷 因此,原子显电中性
原子
核外电子：一个电子带一个单位负电荷
2. 质量数(A）：原子核内的所有质子和中子的相对质量取整数值并相加所得到的数值.
质子:Z
原子核
原子AZX 中子：N=A—Z
核外电子:Z
关系式：① 核电荷数（Z）= 核内质子数 = 核外电子数
② 质量数(A）= 质子数（Z）+ 中子数(N）
3。 同位素：质子数相同而中子数不同的同一类元素的不同原子互称为同位素.
二、核外电子排布的初歨认识
1。电子层
(1)定义：离核距离远近不等的电子运动区域
（2）电子层的编号
电子层序数n:1 2 3 4 5 6 7 …
对应符号： K L M N O P Q …
电子的能量: 电子离核由近到远，电子的能量同低到高
2。原子核外电子的排布
（1）能量最低原理
电子总是先排在能量最低的电子层里，然后再由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层里。
（2）各电子层最多能容纳的电子数为2n2个。
（3)最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个），次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
（4）除第一层为2个电子外，其余各层电子数为8个、18个或32个时都是稳定结构。
3。原子结构示意图
+17
2
8
7

圆圈表示原子核，“+”表示原子核带正电，数字表示核内质子数，

弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层电子数。

第二节 元素周期表和元素周期律
重点：元素周期表的结构
元素周期律
难点:元素周期律
课时安排：4课时
一、 元素周期表的结构
1. 周期：具有相同电子屋数的元素，按原子序数递增的顺序从左向右排列成一个横行，称为一个周期，即周期表中各“横行”。
① 周期的序数 = 元素原子具有的电子层数
② 现已发现的元素中，核外最多有7个电子层，所以一共有7个周期。
短周期：第一、二、三周期，分别有2、8、8种元素
长周期：第四、五、六周期，分别有18、18、32种元素
不完全周期：第七周期，有28种元素
2. 族：周期表中的纵行
周期表中有18个纵列,除第8、9、10三个纵列合称为第VIII族外，其余15个纵列，每一个纵列标作为一族。族又分为主族（7个）、副族（7个)和零族（1个）,总共有16个族。
其中,副族元素和第VIII族元素位于周期表的中部，处于IA、IIA与IIIA—VIIA两部分主族元素之间，又称为过渡元素,过渡元素都是金属元素。
二、 元素周期律
1. 同周期元素性质的递变规律
同周期元素,随着核电荷数的递增,最外层电子数从1变化到7,原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强.
2. 同主族元素性质的递变规律
同一主族元素，随着核电荷数的递增,电子层数增加，原子半径增大，金属性增强,非金属性减弱.
▲元素的金属性和非金属性,主要取决于原子的最外层电子数和原子的半径。
3。 元素化合价的递变
（1）价电子：能够决定化合价的电子称为价电子
(2）主族元素：价电子 = 最外层电子数 = 族序数 = 最高正化合价
（3）对于IVA-VIIA族的非金属元素（除O、F外）：
∣最低负化合价∣+∣最高正化合价∣=8
如S的最低价为-2价，最高价为+6价,则有：∣—2∣+∣6∣=8
三、 元素周期表和元素周期律的指导意义

第三节 化学键 分子的极性
重点：化学键的定义及类型
区分离子键和共价键
难点:区分离子键和共价键
分子的极性的理解
课时安排:2课时
一、化学键
1.定义:化学上，把分子或晶体内相邻的两个或多个原子（或离子)之间强烈的相互作用力，叫做化学键。
2.类型：化学键包含离子键和共价键，其中共价键又分为极性共价键和非极性共价键。
二、离子键
Cl
1。电子式:在元素符号周围用小黑点(或Ｘ)来表示原子最外层电子。
Mg
H
如：
2.离子键:阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键。
3。离子化合物：通过离子键形成的化合物叫做离子化合物。
三、共价键
1。共价键的形成及其属性
（1）共价键：原子间通过共用电子对所形成的化学键,叫做共价键。
(2）键长：在分子中，两个成键的原子核间的平均距离叫做键长。
（3）键能：由1 mol A和1 mol B的单个气态原子形成1 mol 气态分子A—B化学键时所放出的能量，或者拆开1 mol 气态分子A-B化学键时所吸收的能量，叫做化学键的键能。
(4）键角：分子中键和键之间的夹角叫做夹角。
小结：键长越短，键能越大，键越强，越稳定，键长越长，键能越小，键越弱，越不稳定。
键长、键能、键角称为共价键的属性，或称为共价键的参数。
2.非极性键和极性键
(1)共价分子：通过共价键形成的分子称为共价分子，包括单质分子和化合物分子。
(2）非极性共价键：在单质分子中，同种原子形成的共价键，两个原子吸引电子的能力相同，共用电子对不会偏向任何一个原子，这两个电子在键的中央出现的机会最多，成键的原子都不显电性。这样的共价键称为非极性共价键,简称共价键.例如：H-H
（3)极性共价键：在化合物中,不同种原子形成共价键,由于不同原子吸引电子的能力不同，共用电子对必然偏向吸引电子能力较强的原子一方，因而吸引电子较强的原子就带部分负电荷,吸引电子较弱的原子就带部分正电荷.这样的共价叫做极性共价键。例如：H-Cl
（4）非极性分子和极性分子
①以非极性键结合成的双原子分子都是非极性分子，如：H2、O2、N2等。
②以极性键结合的双原子分子可能是极性分子，如HCl等，但以极性键结合的多原子分子可能是极性分子如H2O,也可能是非极性分子如CO2、CCl4等.

第四节 分子间的作用力 氢键
重点：影响分子间作用力的因素
难点:氢键及氢键的形成
课时安排：1课时
一、分子间的作用力
1。分子间存在作用力,又称为范德华力。
2.分子间作用力的大小对物质的溶、沸点、溶解度等的影响
如果分子间存在引力，那么，其引力越大,克服分子间的引力,使物质熔化或气化所需要的能量越大,熔、沸点也随着升高。
3.影响分子间力的主要因素
影响分子间力的因素很多，一般说来，由分子构成的组成和结构相似的物质,随着相对分子质量的增大,其分子间力也增大，熔、沸点也随着升高.但也有些例外,如NH3和H20的沸点都出现异常，比同主族的氢化物沸点高,因为有氢键的形成。
二、氢键
1.氢键:氢键就是与吸引电子能力很强的元素结合的氢原子，与另一分子中的吸引电子能力很强的、带负电荷的原子（如氟、氧、氮元素的原子)之间所产生的吸引力。
2.氢键的形成对物质溶、沸点的影响
由于氢键的能量比分子间力的能量大，所以，分子间形成氢键的物质比只有分子间力的同类物质熔、沸点要高。

第五节 晶体
重点:晶体与非晶体的区别
晶体的特征及其类型
判断常见物质属于哪一种类型的晶体
难点：理解晶格、晶格的结点、晶胞的概念
判断常见物质属于何种类型的晶体
课时安排：1课时
一、 晶体
1。固体可以分为晶体和非晶体
2.非晶体的特征及常见物质
非晶体没有固定不变的外形，其熔点不固定，简称为无定形体。如：玻璃、石蜡、橡胶、沥青等
3.晶体的特征
晶体的特征是具有整齐的、有规则的几何外形和固定的熔点。
4。晶格、晶格的结点及晶胞的概念
(1）晶格：组成晶体的粒子（分子、原子、离子）以确定位置的点在空间作有规则的排列。这些点按一定规则排列所形成的几何图形称为晶格。
（2）晶格的结点：每个料子在晶格中所占的位置称为晶格的结点。
（3）晶胞:晶格内含有晶体结构中具有代表性的最小部分称为单元晶胞，简称晶胞.
二、离子晶体
1.离子晶体:在晶格结点上交替排列在阳离子和阴离子，阴、阳离子间通过离子键结合而形成的晶体叫做离子晶体。
2。属于离子晶体的常见物质：活泼的金属盐、碱和氧化物等。
三、原子晶体
1。原子晶体: 在晶格结点上排列着原子、原子间以共价键结合而形成空间网状结构的晶体，叫做原子晶体。
2.属于原子晶体的常见物质
单质：金刚石、硅和锗等；化合物：二氧化硅、碳化硅、砷化镓（GaAs)等.
一、 分子晶体
1。分子晶体：在晶格结点上排列着分子（非极性分子式或极性分子），分子间以范德华力互相结合的晶体叫做分子晶体.
2.属于分子晶体的常见物质
许多非金属单质(如卤素、氧气等），以及许多无机共价化合物（如卤化氢、氨、二氧化碳等）和大多数有机物(如萘等)分子形成的晶体都是分子晶体，另外零族元素的单质虽都是单原子分子，但也是属于分子晶体而并非原子晶体。

第二章 物质的量
第一节 物质的量
重点：物质的量及其单位摩尔
摩尔质量及其相关计算
难点：物质的量的概念及其理解
摩尔质量与相对原子质量、相对分子质量之间的关系
课时安排：4课时
一、 物质的量及其单位摩尔
（一）物质的量
1.七个基本的国际单位
物理量
单位名称
单位符号
单位标准的规定
长度
米
m
通过巴黎的地球子午线的四千万分之一为1米
质量
千克
Kg
1立方分米的纯水在4℃时的质量为1千克
时间
秒
s
略
电流
安［培]
A
略
热力学温度
开［尔文]
K
略
物质的量
摩尔
mol
0.012Kg12C中所含的碳原子数目
发光强度
坎[德拉]
cd
略
2.物质的量
(1）定义：物质的量是表示组成物质的基本单元数目多少的物理量,有符号n表示。
(2）单位：摩尔，符号：mol
（二）摩尔
1.定义：计量原子、离子、分子或电子等微观粒子的“物质的量”的单位。
2。摩尔基准：0。012Kg12C中所含的粒子数(即阿伏加德罗常）规定为1 mol，约为
6.02 * 1023个.
3。使用时注意事项：
A．摩尔这个单位只适合用于分子、原子、离子、质子、中子等微观粒子
B．使用摩尔时要注明微观粒子的名称。
(三)物质的量（n）、微粒总个数（N）、阿伏加德罗常（NA)三者之间的关系为:
微粒总个数 N
物质的量 = 即：n =
阿伏加德罗常数 NA
二、摩尔质量
1。定义:1 mol任何物质所具有的质量称为该物质的摩尔质量，用符号M表示。
2.单位：g/mol
3.数值：等于物质或粒子的式量
4.摩尔质量g/mol=物质的质量（g）/物质的量(mol）
用符号表示为：M = m/n 也即：n = m/M
5.有关物质的量、摩尔质量的计算
例如:71gNa2SO4的物质的量为多少?其中有多少个Na2+？多少个SO42—?
三、气体摩尔体积（选学内容）

第二节 物质的量浓度
重点:物质的量浓度的概念
有关物质的量浓度概念的计算
一定物质的量浓度溶液的配制方法
难点：溶液的物质的量浓度与质量分数之间的换算
正确配制一定物质的量浓度的溶液
课时安排:4课时
一、 物质的量浓度
1.定义：以单位体积溶液中所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量,称为溶 质B的物质的量浓度。用符号C(B）表示。
2.单位:mol·L—1
3。表达式:CB=nB/V
二、有关溶液的物质的量浓度的计算
（要求学生熟记以下公式及各字母所代表的物理量）
C = n/V n = m/M n = N/NA n = V/Vm
1.溶液的物质的量浓度
例:20gNaOH溶于水配制成250mL的溶液,所得溶液的物质的量浓度是多少？
2.一定物质的量浓度的稀释
稀释定律：稀释前后物质的质量、物质的量相等，即有:m1 = m2、n1 = n2、CV1 = CV2
例：配制2 mol·L—1的HCl的溶液500mL，需要12 mol·L-1的浓盐酸的体积是多少？
3.溶液中溶质的质量分数与溶质的物质的量浓度的换算
例:某市售浓盐酸中溶质的质量分数为98%,密度为1.84g/ml，计算该市售浓盐酸的物质的量浓度。
三、物质的量在化学计算中的应用(补充内容)
应用：在化学反应中，消耗的反应物与新生成的生成物的物质的量的比值与化学方程中各物质对应的系数比值相同。
例1：中和2 mol·L-1的H2SO4溶液600 ml。需用到3 mol·L—1的NaOH的体积是多少？
例2：在一定条件下，16。0g A 和22。0 g B 恰好反应生成一定量的C和4.5 g D。在相同条件下,8。0 g A 和15。0 g B反应可生成0。125 molC和一定量的D。试求：(1）C的摩尔质量；(2）20。1 g C 的物质的量。
第三章 化学反应速率及化学平衡
第一节 化学反应速率
重点：化学反应速率的表达式
化学反应速率的计算
难点：化学反应速率的计算
课时安排：4课时
一、化学反应速率的表示方法
1。定义：单位时间内反应物的浓度的减小或生成物浓度的增大，用符号ν（i）来表示.
2。表达式：v（i） = △c（i)/△t(i)
t - 时间，s 、 min或h
c（i） — 浓度，mol/L
v (i） — 反应速率，mol/L·s 、 mol/L·min或mol/L·h
3。注意：
A。在同一反应体系中用不同的物质来表示反应速率时,其数值是可以不同的,但是这些数值都表示同一个反应速率。因此化学反应速率的表示必须说明用哪种物质来做标准.
B。用同一反应体系中不同物质表示同一速率时，其数值比一定等于化学方程式中相应的化学计量数之比。
C.一般来说，化学反应的速率随着反应的进行可不断变化。因此某一时间段内的反应速率实际是指这一时间段内的平均速率，而不是指瞬时速率.
二、影响反应速率的因素
1。内因：参加反应的物质的性质
2.外因：浓度、压强、温度、催化剂等
（1）浓度：增大反应物浓度，反应速率加快；减小生成物的浓度，反应速率减慢。
（2）温度：升高温度，反应速率加快;降低温度,反应速率减慢。
（3)压强：在密闭容器中,压强增大,反应物的浓度增大，化学反应速率加快；压强减小，反应物的浓度减小，反应速度减慢.
(4）催化剂：催化剂可以改变化学反应的速率.正催化剂：能够加快反应速率的催化剂。负催化剂：能够减慢反应速率的催化剂。 如不特意说明,指正催化剂。
（5）其他如光照、反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、溶剂的性质等,也会对化学反应的速率产生影响。
三、练习
1。 在25℃时，向100mL含HCl 14。6g的盐酸中，放入5.6g铁粉,反应进行到2s时收集到氢气1。12L(标况），之后反应又进行了4s，铁粉全溶解。若不考虑体积变化，则:（1）前2s内用FeCl2表示的平均反应速率为 ；（2）后4s内用HCl表示的平均反应速率为 。
2.在2L的密闭容器中，加入1mol N2和3mol H2,发生 N2 + 3H2 = 2NH3 ，在2s末时，测得容器中含有0.4mol的NH3，求该反应的化学反应速率.
A。观察并回答,分别用三种物质表示的反应速率之间有什么关系？
小结：同一个反应，用不同的物质来表示反应速率,数值是不一样的，所以应注明是由哪种物质表示的。同一反应中，各物质的速率之比等于他们在化学方程式中的化学计量数之比。如在N2 + 3H2 = 2NH3 中, v（N2）:v（H2)：v(NH3）=1：3：2
B.我们得到的速率是指什么时候的速率？
小结:我们所说的速率是指在整个过程中的平均速率。且均为正值
第二节 化学平衡
重点:可逆反应
化学平衡移动的影响因素
难点:理解化学平衡的含义
利用勒沙特列原理判断化学平衡的移动方向
课时安排：4课时
一、 可逆反应及化学平衡
1。可逆反应
（1)不可逆反应
只能向一个方向进行“到底”的反应称为不可逆反应。
（2)可逆反应
在相同条件下，既能向一个方向进行，又能向相反方向进行的反应.
① 在相同条件下
② 由反应物得到生成物的反应，即从左向右进行的反应称为正反应；把由生成物得到反应物的反应，即从右向左进行的反应称为逆反应方向。
③ 在可逆反应中，正、逆反应在同一个系统中同时发生。
2。化学平衡
（1）定义：在一定条件下可逆反应里，当正反应速率与逆反应速率相等时，反应混合物中各成分的百分含量保持不变的状态。
（2）化学平衡的特征：动、等、定、变
动：动态平衡
定：浓度与质量分数恒定
等：正逆反应速率相等，即v正= v逆
变：条件改变,平衡发生变化
（3)化学平衡的建立
对于一个可逆反应,无论从正反应开始或从逆反应开始,只要正反应的起始浓度与逆反应的起始浓度相当，在相同条件下,可达到同一平衡.
所谓浓度相当，即在同在容器体积不变的条件下，无论从正逆任一方向开始反应，各方向物质的量之比都应对于方程式中的系数比.
(4）化学平衡的标志
①正逆反应速率相等，即v正= v逆
②各万分的百分含量保持不变
③各物质的浓度保持不变
④各物质的转化率不变
⑤对于有气体系数和前后不相等的反应,压强保持不变
3.平衡常数
（1）定义：在一定温度下，任何可塑反应a A + b B m M + n N 达到化学平衡时，生成物浓度幂的乘积与反应物浓度幂的乘积的比值是常数，这个常数称为化学平衡常数，简称为平衡常数。
（2)表达式:
［M]m［N]n
Kc =
[A］A［B]B
（3）注意事项
①Kc越大，反应进行的程度越大，反之，Kc越小，反应进行的程度越小.
②Kc只与温度有关，而与浓度、压强、催化剂等无关。
③Kc又称为实验平衡常数
二、化学平衡的移动
1。化学平衡的移动
因外界条件的改变，化学反应由原来的平衡状态转变到新的平衡状态的过程，称为化学平衡的移动。
2.影响化学平衡移动的因素
浓度、压强、温度
（1）浓度：当其它条件不变时，增大反应物浓度（或减小生成物浓度），平衡向增大生成物浓度的方向移动；增大生成物浓度(或减小反应物浓度),平衡向增大反应物浓度的方向移动。
（2）压强:对于有气体参加的反应，当其它条件不变时,增大压强,会使平衡向着气体分子数减少的方向移动;若减小压强,平衡向气体分子数增加的方向移动。如果反应前后气体分子数目相等或没有气体参加的反应，则压强对平衡没有影响。
（3）温度：当其它条件不变时,升高温度，会使平衡向着吸热反应的方向移动；降低温度，会使平衡向着放热反应的方向移动.
3。勒沙特列原理
勒沙特列原理：当可逆反应达到化学平衡后，如果改变平衡的条件之一，如浓度、压强、温度等,平衡将向减弱这种改变的方向移动，此规律也称为平衡移动原理。
4.催化剂与化学平衡
催化剂在反应中能够同等程度地增大正、逆反应的速率，使用催化剂可以缩短反应达到平衡的时间，但不能改变平衡状态，即化学平衡没有发生移动.
三、化学反应速率和化学平衡移动原理在化工生产中的应用。
例如：在合成氨工作中的应用等等。

第四章 电解质溶液
第一节 酸性的电离和溶液的PH值
重点：电解质的概念
弱电解质的电离平衡
溶液的的酸碱性与PH值
难点:强电解质的与弱电解质的区别与联系
弱电质子的电离及其电离平衡
课时安排:6课时
一、 电解质的电离
1.电解质
（1）定义：指在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物，例如:酸、碱和盐等等。
（2）注意事项:①电解质一定要同时满足两个条件，一是能导电，二是化合物.
②电解质有强弱电解质之分，电离方程式中，强电解质用“ ”,若电解质用“"。
2。强电解质
（1)定义:在水溶液中或熔融状态下能够完全电离成离子的电解质。
(2）典型物质：强酸、强碱和大多数盐等.
(3）典型电离子方程式：H2SO4 2H+ + SO2- 4
NaOH Na+ + OH—
Na2SO4 2Na+ + SO2- 4
3。弱电解质
(1）定义：在水溶液中只能部分电离的电解质。
（2）典型物质:弱酸和弱碱等.
（3）典型电离方程式：CH3COOH CH3COO- + H+
NH3·H2O NH+ 4 + OH-
4。常见的强酸、强碱，弱酸和弱碱。
（1）强酸：HClO4、H2SO4、HI、HBr、HCl、HNO3、HM2O4等。
（2）强碱:NaOH、KOH、Ca(OH）2、Ba（OH) 2 等。
(3）弱酸：H2SO3、HF、HAc、H2CO3、H2S、H2SiO3等。
（4）弱碱:NH3·H2O、Fe(OH)3、Ca（OH）2、Mg(OH）2、Al（OH）3等。
5。弱电解质的电离
如醋酸的电离：CH3COOH 电 离
结 合
CH3COO- + H+
(1)电离平衡：
在一定的条件下，当弱电解质的分子电离成离子的速率等于离子结合成分子的速率时，未电离的分
[H+]·[CH3COO-]

(2）平衡常数（电离常数)KCH3COOH =
［CH3COOH］
（3）结论：对于相同浓度、相同类型的弱电解质,电离常数越大，说明弱电解质的电离程度就越大，即相对电离能力较强，反之,相对电离能力较弱。
二、溶液的PH值
1．水的电离及水的离子积KW
水是一种极弱的电解质，298K时(25℃），纯水在［H+]=［OH—］=10-7mol/L，根据水的电离平衡：H2OH+ + OH-，KW=[H+]·［OH-］=10—7·10—7=10-14
2．溶液的酸碱性和PH值
（1)不论是酸还是碱，溶液中都同时存在H+和OH—。溶液的酸碱性取决于溶液中H+和OH—浓度的相对大小。一般情况下：
酸性溶液中 ［H+]〉[OH—] [H+]>10-7mol/L
中性溶液中 ［H+］=［OH-］ ［H+］=10—7mol/L
碱性溶液中 ［H+］<[OH-］ ［H+］〈10-7mol/L
(2）PH=-lg[H+]
溶液的酸性越强，［H+］越强，PH值越小；溶液的碱性越强，[H+］越小,PH值越大.
3。酸性指示剂
(1）含义:酸碱指示剂是指以颜色的改变,指示溶液酸碱性的物质。
（2）变色范围：指示剂发生颜色变化的PH值范围称为指示剂的变色范围。
（3）甲基橙，石蕊和酚酞的变色范围
指示剂名称 变色范围(PH）
甲基橙 < 3.1红色 3。1—4。4 橙色 >4.4 黄色
石蕊 〈 5。0 红色 5.0-8。0 紫色 〉8.0 蓝色
酚酞 < 8。0 无色 8.0-10。0 粉色 〉10。0 玫瑰红色
4.测定溶液的PH较简便的是使用PH试纸
使用时，将溶液滴在PH试纸上，试纸立即会显示某种颜色,然后将试纸的颜色与标准比色板对照,便可确定溶液的PH值。

第二节盐类的水解
重点：盐类水解的实质
常见盐溶液的酸碱性
影响盐类水解的因素
难点:盐类水解的应用
常见盐溶液的酸碱性
课时安排：4课时
一、盐类的水解
1.含义：在盐的溶液中，盐电离出的阴、阳离子与水中的H+或OH-结合生成弱电解质的反应，称为盐的水解。
2。强碱弱酸盐CH3COONa的水解过程
小结:强碱弱酸盐的水解后溶液呈碱性
3。强酸弱碱盐NH4Cl的水解过程
小结：强酸弱碱盐的水溶液呈酸性
4.强酸强碱盐NaCl的“水解”过程
小结：强酸强碱盐溶液不发生水解,溶液呈中性
5。弱酸弱碱盐CH3COONH4的水解过程
小结：由于醋酸根离子、铵根离子分别与水中H+和OH—结合生成难电离物质(弱酸：CH3COOH和NH3·H2O），所以水解进行很剧烈。但由于醋酸和氨水强弱程度相同，所以溶液呈中性.但并不是所有的弱酸弱碱盐水解后溶液都呈中性,具体取决于生成的弱酸、弱碱的相对强弱，“谁强显谁性”.
二、影响盐类水解的因素及水解的应用
1. 影响盐类水解的因素
（1）内因：盐本身的性质
(2）外因:浓度、温度等
2.盐类水解的应用
（1）干法制盐
（2）水解性盐溶液的配制
（3)离子的分离
（4)净水剂
（5）制造产品

第二部分:元素知识
第五章 重要的非金属及其化合物
第一节卤族元素
重点:氯气的化学性质
盐酸的有关性质
难点:氯气与水、与氢氧化钠的反应
利用氯气的性质推断其它卤素的性质
课时安排：4课时
一、氯气
1.物理性质
氯气是黄绿色气体,有毒，在低温和高压条件下易液化呈液态称为液氯。
2。化学性质
（1)与金属的反应
在加热条件下，很多金属能在氯气中剧烈地燃烧,生成高价态的金属氯化物.
①与Fe的反应
2Fe+ 3Cl2 2FeCl3
②与Cu的反应
Cu + Cl2CuCl2
③与Na的反应
2Na + Cl2 NaCl
（2)与非金属的反应
①与氢气的反应
H2+ Cl2 2HCl
②与水的反应
H2O+ Cl2= HCl+HClO
③与碱的反应
A.制漂白液：Cl2通入NaOH溶液中
Cl2+ 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O
B.制漂白粉:Cl2通入冷的消石灰中(Ca(OH)2)
2Cl2+ 2Ca(OH) 2= Ca(ClO) 2+ CaCl2+ 2H2O
3。氯气的实验室制法
MnO2+4HCl（浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O
二、氯化氢和盐酸
1。氯化氢
氯化氢为无色并有刺激性气味的气体，有毒,极易溶于水，在零摄氏度时,1体积水能溶解500体积的氯化氢。氯化氢在潮湿的空气中与水蒸气形成盐酸的小液滴而出现白雾.
2。盐酸
(1）盐酸是工业“三酸”之一，纯净的盐酸是无色、有刺激性气味的液体，具有较强的挥发性。
（2)通常市售的浓盐酸的密度为1.19g/mL，其中HCl的质量分数为37％.
（3)盐酸是强酸，具有酸的通性。
3。盐酸的用途
三、卤族元素简介
1.物理性质
F2：淡黄色气体，有毒，腐蚀性极强
Br2:深红棕色液体,易挥发，能深度腐蚀皮肤及黏膜
I2:紫黑色固体,有金属光泽，易升华,有腐蚀性及毒性
2.化学性质
(1）F2、Br2、I2的化学性质和Cl2相似,都具有氧化性，并随元素原子核电荷数的增大而逐渐减弱：氧化性F2〉Cl2〉Br2〉I2
（2）F2、Br2、I2都能与H2化合生成HF、HBr、HI
（3）都能与水反应
3.典型化合物及用途
（1）F2：氢氟酸HF:用于刻蚀玻璃（因此，HF不能盛放于玻璃瓶中)液态氟单质：导弹、火箭的高能燃料
（2）Br2：KBr：用于医疗上的镇静剂
AgBr:用于感光材料，制作胶片，感光片
（3）I2:碘酒：碘的酒精液，用作外用消毒剂
AgI：用于胶片的感光剂及人工降雨的材料
在食盐中加入KI或KIO3可以防治碘缺乏病

第二节氧和硫
重点：同素异形体的概念
SO2的化学性质
硫酸的有关性质和用途
各重要反应的化学方程式
难点：同素异形体的概念
SO2的化学性质
各重要反应的化学方程式
课时安排：4课时
一、氧、臭氧和过氧化氢
1.氧和臭氧
（1）氧：地壳中含量最多的元素，达48.6%（O2在空气中占21％）自然界中既以游离态存在又以化合态存在。
（2)臭氧：(O3）,具有极强的氧化性，是一中很好的脱色剂和消毒剂。
（3）同素异形体：由同种元素组成的性质不同的单质。氧的单质有两种:氧气(O2）和臭氧（O3)，互称为同素异形体。
(4）讲解有关臭氧的知识.
2.过氧化氢（H2O2,双氧水）
(1）俗称“双氧水"，呈弱酸性，不稳定，易分解，市售的H2O2中质量分数约为30％
（2）双氧水的用途:可用作氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氧剂等，医疗上广泛使用质量分数为3％的双氧水作为消毒杀菌剂，工业上用质量分数为10％的双氧水漂白毛、丝等。
二、硫及其重要化合物
在自然界中硫有游离态和化合态两种存在形式，游离态的硫主要存在于火山喷口附近或地壳的断层中。化合态的硫有金属硫化物和硫酸盐，常见的有黄铁矿(FeS2）、黄铜矿(CaFeS2）、石膏(CaSO4。10H2O）.
（一）硫
1.物理性质：淡黄色晶体、易脆,不溶于水，微溶于酒精，易溶于二流化碳。
2.化学性质：硫的化学性质与氧相似，但没有氧气活泼,能与金属和非金属发生反应。
(1）与金属的反应：Fe + SFeS，Cu + SCu2S
（2）与非金属的反应:S+O2SO2，S+H2H2S
3。硫的用途
（二）硫的气态化合物
1。硫化氢（H2S）
（1)物理性质：
无色、有臭鸡蛋气味的气体，有剧毒，是一种大气污染物，硫化氢能溶于水，它的水溶液称为氢硫酸.
（2）化学性质：
H2S在充足的空气中能够燃烧，生成二氧化硫，空气的量不足时，生成硫.方程式如下：2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O（空气充足）
2H2S + O2 S + 2H2O（空气不足）
H2S在空气中能够将银、镍等很稳定的金属腐蚀
2。二氧化硫（SO2）
（1）物理性质：无色、有刺激性气味的有毒气体，是常见的大气污染物，易溶于水,二氧化硫溶于水生成亚硫酸
（2）化学性质:
SO2中硫+4价，因此它既呈现还原性，又呈现氧化性
如:2SO2 + O2 = 2SO3 （该反应在400~500℃且在 V2O5作催化剂的条件下进行.SO2作还原剂,呈还原性)
SO2+2H2S3S↓+2H2O(SO2作氧化剂，呈氧化性)
SO2具有漂白性,可用于漂白纸张、毛、丝等，但受热或经光照后逐渐恢复为原来的颜色.
SO2是酸性氯化物,又叫亚硫酸酐(即亚硫酸的酸酐）
SO2 + H2O H2SO3（亚硫酸）
亚硫酸不稳定,易分解，只存在于水溶液中。H2SO3 SO2 + H2O
3。三氧化硫（SO3）
2SO2 + O2 = 2SO3 (该反应在400～500℃且在 V2O5作催化剂的条件下进行)
(1）物理性质：
SO3的凝固点是16.8℃，沸点是44。8℃，易挥发，宏观世界的蒸气在潮湿空气中能生成硫酸的小液滴，因而呈白雾状。
(2）化学性质:
SO3中S呈+6价,因而SO3具有氧化性，是一种酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性。例如与水的反应:SO3+H2O=H2SO4，三氧化硫与水起剧烈反应生成硫酸,并放出大量的热,其中SO3又称为硫酸酐。
（三）硫酸
1。硫酸的工业生产方法（现代工业生产硫酸主要采用接触法）
生产过程及主要反应如下:
① 原料燃烧 一般采用硫铁矿（FeS2)的硫磺。
4FeS2+11O22Fe2O3+8SO2↓
S+O2SO2
② 催化氧化 SO2和O2在固体催化剤V2O5表面上接触并发生反应，因此称为“接触法"。
SO2 + O2 = 2SO3 (该反应在400～500℃且在 V2O5作催化剂的条件下进行)
③ 吸收成酸： SO3与H2O化合生成硫酸，同时放出大量的热
SO3+H2O=H2SO4
④ 尾气处理 尾气中含有SO2工业上一般用NH3。H2O吸收，经过处理后，可以制得硫酸铵和较纯的SO2。
2。硫酸的性质
⑴物理性质:
纯的硫酸为无色的油状液体,在10℃结为晶体,市售浓硫酸的质量分数约为98%,密度为1.84g/cm3，凝固点约为—16℃.
⑵化学性质
硫酸是强酸，稀硫酸为非氧化性强,具有酸的通性。浓硫酸则具有强氧化性,吸水性和脱水性等特性。
① 浓硫酸的强氧化性
浓硫酸受热时，能与金属、非金属发生反应，本身被还原为二氧化硫等
Cu+H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O
C+2H2SO4（浓）CO2↑+2SO2↑+2H2O
常温下，浓硫酸与铁、铝等金属接触，在金属表面形成一层致密的氧化保护膜，它可以阻止内层金属与硫酸继续反应,此种现象称为钝化。因此，运输和储存冷的浓硫酸时可以用铁制或铝制的容器.
浓硫酸的吸水性
浓硫酸很容易与水结合生成多种水化物，具有强烈的吸水性，常用于作中性或酸性的非还原气体的干燥剂。
浓硫酸吸水时放出大量的热，使温度升高,导致水沸腾。因此,在使用浓硫酸时要注意安全，如稀释浓硫酸时要将硫酸缓慢加入到水中，而不能相反。
浓硫酸的脱水性
浓硫酸具有强烈的脱水性，它能将碳水化合物(如糖、淀粉、纤维素)中的氢和氧按水的组成脱去，而使有机物炭化。
（3）浓硫酸的用途

第三节氮和磷
重点：NH3及硝酸的有关性质
难点：NH3及硝酸的有关性质
课时安排：6节
一、氮气的性质
1.物理性质
无色无味、沸点为-195.8 0C ,熔点为—209.86 0C。
2.化学性质
形成氮气分子的两个氮原子之间结合得非常牢固，氮分子参加化学反应，要将两个原子分开需要很高的能量。因此,一般情况下氮气的化学性质非常稳定，但在特殊条件下也能发生一些反应：