1、1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 N +7 2 5 P +15 2 8 5 As +33 2 8 18 5 Sb +51 2 818 18 5 Bi +83 2 8 18 18 32 5 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：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、。（2） 与 O2 反应情况（以 N、 P 为例）22e（难化合）O放 电45e(易化合)522P5点 燃可见，其还原性 NP。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NPAsSbBi金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱原子半径逐渐增大2（3） 与 H2 反应情况：（以 N、P 为例）32eN2 + 3H2 2NH3高 温 高 压催 化 剂P 很难与 H2 直接化合为 PH3其氧化性 NP，非金属性 NP。（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
3、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 PH3HClCl22光 照 或 点 燃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。相同点：原子最外层都有 5 个电子。（1）原子结构不同点：电子层数不同，从 N 至 Bi 电子层数增多，原子半径依次增大相似性： 主要化合价-3、+3、+5 价，最高价氧化物 R2O5，气态氢化物RH31、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
4、，还原性增强。（2）性 质递变性： 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3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。
5、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、A 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 ，P 2O5 是 的白色粉末，是常用的 ，溶于热水生成 。
6、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4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
7、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：NH 3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-33.5 OC（易液化的气体有：氯气、二氧化硫、氨气） ，4.217易溶于水（1
8、：700，可进行喷泉试验） （气体在水中的溶解度：CO2、Cl 2、SO 2、H 2S、HCl 、 NH3、O 2、N 2） ，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
9、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 10718。氨分子5催化剂是极性分子。NH 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 NH 间的夹角是10718。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-HH三角锥形键角 107 183.氨的化学性质：（1）
10、： NH 3与水的反应：设疑那么为什么氨水显碱性呢？板书NH 3+H2O=NH3H2O=NH +OH(可逆反应)4一水合氨NH3+H2O=NH3H2O NH3H2O 一元弱碱：NH 3H2O=NH4+OH-。NH 3H2O 不稳定，加热易分解 NH3H2O=NH3+H 2O。辨析：N H3 是 非 电 解 质 ， NH3H2O 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NH 3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4
11、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 114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
12、=(NH4)2SO4 （无白烟）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，NH 3 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
13、现象，并写出有关化学方程式。6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 。空气演示实验4NH3+5O2 4NO+6H2O+Q 加 热催 化 剂（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。纯氧气4NH3+3O2(纯) 2N2+6H2O 伴有黄绿色的火焰点 燃2NH3+3
14、Cl2=N2+6HCl 8NH3+3Cl2=N2+6NH4Cl （应用：检验管道中的氯是否有泄漏）2NH3+3CuO 3Cu+N2+3H 2O （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+6NO 5N2+6H2O催 化 剂8NH3+6NO2 7N2+12H2O催 化 剂归中反应小结：NaH+H2O C+CO2 加热S+H2SO4(浓) 加热 H2S+SO2H2S+H2SO4(浓) H2S+H2SO4(浓) 加热Na2SO3+Na2S+H2SO4 HCl(浓)+Ca(ClO) 2 HCl(浓)+KClO 3氧化性：2NH3+2Na=2NaNH2+H2
15、（联想：2Na+H 2O=2NaOH+H2） NaNH2+H2O=NaOH+NH3 （联想：NaH+H 2O=NaOH+H2 Mg3N2+6H2O=2NH3+3Mg(OH) 2 ）（ 4） ： 与 盐 反 应1） 盐 +NH3H2O碱 +盐 （ 两 者 发 生 复 分 解 反 应 ） ：例 ： NH3H2O+MgCl2= NH3H2O+Al2(SO4)=3NH3H2O+AlCl3=Al(OH)3+3NH 4Cl 73NH3H2O+Al3+=Al(OH)3+3NH 4+ 3NH3+3H2O+AlCl3=Al(OH)3+3NH 4Cl 3NH3+3H2O+Al3+=Al(OH)3+3NH 4+ 8
16、NH3+CaCl2=CaCl28NH3 4NH3+CuSO4=CuSO44NH3 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
17、 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+3H2 2NH3（ 注 意 条 件 ，
18、特 别 是 温 度 ）催 化 剂高 温 高 压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 （
19、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
20、 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 (NH 3+HCl=NH4Cl) （ 假 升 华 现 象 ）NH4HCO3 NH3+H 2O+CO2特殊的：NH 4I NH3+H 2+I 28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
21、 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+H 3PO4 (NH4)2SO4 NH3+NH 4HSO4 特殊的：NH 4NO3 N2O+2H 2O （170260）2NH4NO3 2N2+2O 2+4H 2O （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 + BaSO42NH4Cl+Ca(OH)2 C
22、aCl2+2NH3（固体不写离子方程式）NH4Cl+NaOH NH3+NaCl+H 2O（浓溶液）NH4Cl+NaOH=NH3H2O +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：2NH 4Cl+H2SO4(浓) 2HCl+(NH 4)2SO44：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 NH3NH 4+键能；键角；空间构型；电性；质子数；质量（相对分子质量） ；化学性质NH3 NH4+键能键角空间构型电性质子数化学性质96：随堂检
23、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、NH 4+、NH 3H2O 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、Cl 2、H 2S B NH3、NO、CO 2 C NH3、O 2、NO D HCl、NO 2、CO 23)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，
24、则原溶液中 NO3- 的浓度为（B ）A B C D （电荷守恒）ac-ba4c-bac-ba4c-b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：HNO 3 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
25、不稳定性，实质上是+5 价 N 的强氧化性。2：HNO 3 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。10不稳定性：4HNO 3=4NO2+O2+2H2O硝酸
26、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：4NO 2+O2+2H2O=4HNO3小结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。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。小结浓硝酸：变红色红色褪去（具有酸性、氧化性）浓硫酸：变红色变黑色 （具有酸性、脱水性）浓盐酸：变红色红色不变（具有
27、酸性）强酸性写出硝酸与下对物质反应的离子方程式：NH 3H2O Ba(OH) 2 CuO Na 2CO3 Ca(HCO 3)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：HNO 3 中的+5 价 N 元素具
28、有很强的得电子能力。完成下列化学方程式：CuHNO 3(浓) CuHNO 3(稀) MgHNO 3（极稀） N2O 或 NH4NO3 FeHNO 3(稀，过量) Fe (过量) HNO 3(稀) CHNO 3(浓) FeOHNO 3(稀) Na 2SO3HNO 3(稀) H 2SHNO 3(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（SO 2、SO 32-、H 2S、S 2-、Fe 2+、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：HNO 3(浓) NO2 HNO3(稀) NO硝酸越浓，其
29、氧化性就越强。还原剂一般被氧化成最高价态。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。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。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：11浓 HNO3 NO2 Cu + + H2O + NO3-盐（ZnAg ） 稀 HNO3 NO 等（1）与金属反应 Fe、Al + 冷、浓 HNO3 发生“钝化” ；
30、热与同Pt、Au 溶于“王水” （HNO 3：HCl=1：3）（2）与非金属反应：如 C + HNO3（浓） = + + S+6HNO3=H2SO4+2H2O+4NO2P+5HNO3=H3PO4+H2O+5NO2（3）与还原性化合物反应（如：SO 2、H 2S、HBr 、HI 、 Fe2+等）氧化H2S -S 或 H2SO4 SO2H2SO4 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
31、 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 + 2热、浓 HNO3 产物复杂Pt、Au 能溶解于王水（浓 HNO3 ：浓 HCl = 1：3） 3（2）与非金属反应： C + 4HNO 3 = 4NO2+ CO 2+ 2H 2O（3）与还原性化合物反应
32、： SO 2 SO3 H2SO4H2S S SO2 SO3 H2SO4HI I2HBr Br2金属与硝酸的反应除可以生成 NO2、NO 外，也可能生成 N2、NH 4NO3，一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 与 金 属 反 应酸 物理性质要点受 热 与Cu反应与 Fe反应与 Al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12浓冷：热：冷：热：硝酸 稀浓冷： 冷：硫酸 稀盐酸4. 注意硝酸具有酸的通性之中的特殊性（HNO 3 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（2
33、）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：Fe 2+、SO 32-、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
34、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。盐 + 水13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
35、：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
36、) 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 Cl2 Cu3PCuSO4 P4H3PO4 在计算得失电子最小公倍数前，应先处理好“2、3、4”如：KMnO 4+2HClKCl+Cl2+MnCl2+H2O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：Cl 2+NaOHNaCl+NaClO+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
37、有 发生发生表象 实质本身本身 生成生成142.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、Cl 2、Br 2、I 2、O 2、O 3 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 、H 2S、SO 、I 、HI、HCl、NH 3、23CO、H 2、Si、 C 等(2)含较高价态元素的化合物如：HNO3、H 2SO4、KClO 3、KMnO 4、MnO2、HClO、NO 2 等(3)低价阳离子，如 Fe2 、Cu 、Sn 2 等 金属性较弱的正高价阳离子，如：Fe3 、Cu 2 、Ag 、Sn
38、4某些物质既可作氧化剂又可作还原剂，如：Na 2O2、H 2O23.氧化还原反应实质的表示方法(1)电子得失法即双线桥法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。如：3Cu8HNO 3=3Cu(NO3)22NO4H 2O4.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
39、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：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、H 2SO4、HNO 3、FeCl 3、F 2（无正价）等。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） 、Na 2S 等。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
40、高或者降低。例如：C、S、Fe、SO 2 等。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。少数只具有失 32e (化合价升高被氧化)得 23e (化合价降低被还原)如：3Cu8HNO 3=3Cu(NO3)22NO4H 2O-1 0 -20 0 0 +4+3 0+7 +6 +56e15氧化性。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、Cl 2 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=2FeCl2CuCl 2，
41、氧化性：Fe 3 Cu 2 ，还原性： CuFe 2 。(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，Cl 2 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
42、分别表示为：2Fe 2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl，2Fe 2+ + 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。例如：KClO 3 + 6HCl = KCl + 3Cl2+ 3H 2O 而不是 KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2+ 3H 2O5.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
43、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 O 2 Cl F 非金属单质的氧化性看非金属活动顺序： F2Cl 2O 2Br 2I 2S金属离子的氧化性看金属活动顺序表倒过来的顺序。例如下列几种阳离子氧化性由强到弱的顺序是：Ag Cu 2 Fe 2 Al 3 K (注：Fe 3 Cu 2
44、 )(2)根据反应条件：是否加热、温度高低，有无催化剂等，如：由2H2SO3O 2=2H2SO4(快) 2Na2SO3O 2= =2Na2SO4(慢) 2SO2O 2=2SO3可知还原性：H 2SO3Na 2SO3SO 2(3)根据反应剧烈程度：如 Cu 与浓 HNO3 反应剧烈，Cu 与稀 HNO3 反应微弱，故氧化性浓 HNO3稀 HNO3。(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 弱氧化剂催化剂 2得 5e-失 5e-得 6e-失 6e-16(4)根据不同氧化剂在同一物质反应后，还原剂中相关元素价态高低：如 FeS=Fe2Fe3Cl 2=2F
45、eCl3，3Fe2O 2= Fe3O4，故氧化性 Cl2O 2S。此外某些物质的氧化性、还原性与溶液的浓度、温度、酸碱度也有关。浓度：如MnO2 只与浓盐酸反应生成 Cl2，不与稀盐酸反应。温度：如浓 H2SO4 与 Cu 常温不反应，加热则反应。酸碱度：如 KClO3 能氧化盐酸中的 Cl Cl 2，而不能氧化 NaCl 中的 Cl ；在中性溶液中 Fe2 与 NO 可共存但在 H 存在的条件下 Fe2 与 NO 不共存等。 3(2)电子转移法即单线桥法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。如：3Cu8HNO 3=3Cu(NO3)22NO4H 2O
46、箭头由反应物指向反应物，即箭头由还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素。6.氧化还原方程式的配平(1)配平依据：在氧化还原反应中，得失电子总数相等或化合价升降总数相等。(2)配平步骤：“一标、二找、三定、四配、五查” ，即标好价，找变化，定总数，配系数、再检查。 ”确定氧化剂、氧化产物、还原剂、还原产物的化合价用观察法找出元素化合价的变化值用化合价升降总数相等的原则确定化学计量数。调整计量数，用观察法确定化合价无变化的物质的计量数，同时将单线改成等号。检查核实各元素原子个数在反应前后是否相等。对于用离子方程式表示的氧化还原方程式还必须核对反应前后离子的总电荷数是否相等。(3)配平技法奇数配偶法：如 SC KNO 3CO2N 2K 2S，反应物 KNO3 中三种元素原子数均为奇数，而生成物中三种元素的原子数均为偶数，故可将 KNO3 乘以 2，然后观察法配平得 1，3，2，3，1，1。此法适于物质种类少且分子组成简单的氧化还原反应。逆向配平法：即先确定生成物的化学计量数，然后再确定反应物的化学计量数。例如：由于 S 的化合价既升又降，而且升降总数要相等，所以 K2S 的化学计量数为 2，K 2SO3
