第一篇：中級無機化學教案

中級無機化學教案 一 教學重點

重點講解第一章、第二章、第七章、及第九章，其中第九章因與普通無機化區別較大，在考題中所占比例小，稍微了解即可。二 教學難點

難點主要在于第一章中的分子軌道理論及VSEPR，第七章的晶體場理論，過渡金屬化合物的電子光譜，最后一章的EAN規則及其應用。三 教學內容

（一）引言 介紹本次考試試題結構： 填空題（共20個空，每空1分，共20分），選擇題（共10小題，每題2分，共20分）回答問題（共8小題，1-4題每題6分，5-8題每題9分，共60分）2 本次考試重要考察范圍為

第一章原子、分子及元素周期性，第二章酸堿和溶劑化學 第 七 章d區過渡元素（I）—配位化合物 第 九 章有機金屬化合物 簇合物 其中第九章為補充內容，考察量較少

（二）知識串講

第一章 原子、分子及元素周期性 要求掌握： Slater規則計算電子的屏蔽常數 了解電負性的幾種標度，理解環境對電負性的影響和基團電負性的概念 3 鍵參數 價層電子對互斥理論 分子對稱性知識 4 單質及其化合物的一些性質的周期性變化規律 還要特別注意 掌握周期反常現象的幾種表現形式及合理解釋 一 原子的性質 Slater屏蔽常數規則

? 將原子中的電子分組

(1s);(2s,2p);(3s,3p);(3d);(4s,4p);(4d);(4f);(5s,5p);(5d);(5f)等

? 位于某小組電子后面的各組，對該組的屏蔽常數?＝0，近似地可以理解為外層電子對內存電子沒有屏蔽作用；

? 同組電子間的?＝0.35(1s例外，1s的?＝0.30);? 對于ns或np上的電子，(n－1)電子層中的電子的屏蔽常數?＝0.85，小于(n－1)的各層中的電子的屏蔽常數?＝1.00;? 對于nd或nf上的電子，位于它左邊的各組電子對它們的屏蔽常數?＝1.00。電負性

電負性 ? 表示原子形成正負離子的傾向或化合物中原子對成鍵電子吸引能力的相對大小(并非單獨原子的性質, 受分子中所處環境的影響)。有多種不同定義方法，定量標度也各不相同 ① 原子的雜化狀態

原子的雜化狀態對電負性的影響是因為s電子的鉆穿效應比較強，s軌道的能量比較低，有較大的吸引電子的能力。所以雜化軌道中含s成分越多，原子的電負性也就越大。② 鍵聯原子的誘導作用

一個原子的電負性可因受周圍原子誘導作用的影響而發生變化。例如，在CH3I中的碳的電負性就小于CF3I中碳的電負性。其原因在于，F(3.98)的電負性遠大于H(2.2)，在F的誘導作用下，CF3I中C的電負性增加，甚至超過了I(2.66)。結果使得在兩種化合物中C－I鍵的極性有著完全相反的方向 二 共價鍵分子的成鍵理論 2.1 幾種典型分子軌道

?軌道：原子軌道頭對頭方式重疊構成?分子軌道。

?重疊的電子云呈園柱型對稱分布于鍵軸，s－s、s－p、px－px都可構成?重疊。?軌道：原子軌道以肩并肩方式重疊構成?分子軌道。

?分子軌道電子云對稱分布于通過分子鍵軸的平面, py－py和pz－pz都可構成?重疊。2.2 幾種簡單分子的分子軌道能級圖

O2和N2代表了第二周期同核雙原子分子的兩種類型。

O2 N2

其中O2和F2屬于O2分子軌道的類型，這種類型的特點是s、pz能量差較大，不會產生s－pz相互作用，此時?z的能量低于?x和?y;

異核雙原子分子(CO和NO)1 C原子的2s和一條2p軌道進行sp不等性雜化，O原子的2s和

1條2p軌道也進行sp不等性雜化，各形成2條sp不等性雜化軌道，然后這四條sp雜化軌道再組合成4條分子軌道，即1條成鍵的4?，1條反鍵的6?，2條非鍵分子軌道3?和5?。C和O各自未參與雜化的兩條p軌道進行肩并肩重疊組合成2條成鍵的?分子軌道和2條反鍵的?分子軌道。結果，在CO分子中形成了一條?(4?)和2條?鍵(1?)，鍵型和N2分子相同。2 N、O兩元素的價電子總數為5＋6＝11，依次填入分子軌道, 顯然, 最后一個電子填在反鍵上, 不成對, 因此, 在NO的分子中有一條?鍵, 一條2電子?鍵, 一條3電子?鍵。

鍵級＝(6－1)/2 ＝2.5 由于有成單電子，NO分子具有順磁性, 可以自聚合成為N2O2 雙聚分子。而且也可預料, NO易失去一個電子成為NO＋，NO＋離子有二條2電子?鍵，一條?鍵，鍵級為3，成鍵能力顯然比NO高。

三 價電子對互斥理論(VSEPR)3.1 價電子對互斥理論(VSEPR)基本要點為

（1)ABn型分子或基團中，如果中心原子A的價電子層不含 d電子(或僅含d5或d10時), 則其幾何構型完全由價層電子對數所決定.(2)價電子對(VP)包括成鍵電子對(BP)和孤電子對(LP)VP＝BP＋LP 其中 BP(成鍵電子對)＝?鍵電子對數(不計?鍵電子)＝中心原子周圍的配位原子數 LP* ＝[中心原子的價電子－配位原子的單電子

的總和±離子的電荷(負電荷取＋，正

電荷取－)]/2 * 若算得的結果為小數，則進為整數。

(3)由于價電子對之間的庫侖斥力和保利斥力，使價電子對之間的距離應保持最遠。

因此, 中心原子價電子對數與價電子對的排布有以下關系：

直線 三角形 正四面體 三角雙錐 6 7 8 正八面體 單冠八面體 四方反棱柱

(4)根據價電子對的排布確定分子的空間構型(分子的構型是指成鍵原子的空間幾何排布，亦即成鍵電子對的空間排布)。

(5)如果一個分子有幾種可能的結構，則須確定誰是最穩定的結構。

確定穩定結構的原則是：

① 對僅含BP、LP的分子，其斥力順序是： LP－LP ＞ LP－BP ＞ BP－BP

② 對含有多重鍵的分子，則

叁－叁＞叁－雙＞雙－雙＞雙－單＞單－單

③ 在ABn型分子中，成鍵電子對間的斥力隨配位原子B的電負性的增大而減小。隨中心原子A的電負性的增大而增大。

④ 中心原子周圍在最小角度的位置上斥力大的電子對數目越少其結構越穩定

例 ① XeF4，Xe：價電子數為8，四個 F 各有1個單電子, BP＝4，LP＝(8－431)/2＝2，VP＝4＋2＝6，價電子對在空間按八面體排布，分子有兩種可能的排布方式：

3.2 影響分子鍵角大小的因素 中心原子的雜化類型與鍵角的關系

軌道最大重疊原理要求，有利的成鍵方向是雜化軌道的空間取向。如果用 b 表示成鍵的雜化軌道，L表示由孤對電子所占的雜化軌道，則夾角大小順序為∠L ,L > ∠L ,b > ∠b ,b 2 中心原子孤對電子對的數目

對中心原子上的孤對電子對鍵角的影響的解釋：

(1)孤對電子含s電子成分多，其電子云比成鍵電子對更肥胖；

(2)孤對電子只受中心原子一個核的吸引，它集中在中心原子核的周圍。孤對電子對對鄰近電子對將產生較大的斥力, 迫使鍵角變小。受孤對電子排斥使鍵角減小的其它例子

a sp3d雜化的SF4電子對呈三角雙錐排布，有一對孤對電子排在赤道平面, 它排斥其它鍵, 使平面上的另兩個鍵角不是120°, 而是小于120°, 而上下兩鍵已不再與平面垂直, 夾角小于180°;

b 還有BrF3 , T形分子構型, 由于在電子排布的錐底平面上有兩對孤對電子，使上下兩鍵已不再與平面垂直，變成86.5°;c IF5，四方錐，鍵角也減小。

d 再比較一下NO2+、NO2、NO2－的鍵角也可以看出，NO2+沒有未成鍵電子，在NO2上有一個未成鍵電子，NO2－有兩個未成鍵電子，單個未成鍵電子所產生的斥力比孤對要小，所以它們的鍵角分別為180°、132°、115°。3 多重鍵

多重鍵所包含的電子較多, 斥力較單鍵大，結果是使分子內包含多重鍵的夾角增大，單鍵間的夾角變小，如 OC(NH2)2，sp2雜化，正常為120°，由于雙鍵C＝O斥力大，使∠NCO擴大至126°, ∠NCN＝108°。4 電負性的影響

在ABn型分子中, 當原子B電負性減小時, A－B間的成鍵電子將愈來愈偏向A, 從而增加成鍵電子對間的斥力, 鍵角將增大。5 p－d ?鍵

第二周期元素的氟化物鍵角小于相應氫化物，其它周期元素則有相反的規律 四 單質及其主族元素化合物的性質及其周期性遞變規律 重點在于主族元素化合物的周期性性質 1 氯化物的水解作用

主族金屬元素的氯化物, TlCl難溶于水, PbCl2的溶解度較小，其余的二元氯化物都易溶于水。其中堿金屬和堿土金屬的氯化物(除LiCl、BeCl2及MgCl2外)溶于水, 在水中完全電離而不發生水解;其他金屬及Li、Be、Mg的氯化物會不同程度地發生水解。一般水解是分步進行的，有些金屬在水解時生成的堿式鹽在水中溶解度很小，可沉淀出來： SnCl2＋H2O＝Sn(OH)Cl↓＋HCl SbCl3＋H2O＝SbOCl↓＋2HCl BiCl3＋H2O＝BiOCl↓＋2HCl 非金屬氯化物，除CCl4和NCl3外均強烈水解生成二種酸： SiCl4＋4H2O＝H4SiO4＋4HCl PCl3＋3H2O＝H3PO3＋3HCl NCl3的水解產物是一種酸和一種堿： NCl3＋3H2O＝NH3＋3HOCl CCl4難水解。關于主族元素氯化物的水解大致可歸納出以下幾條規律：

① 正離子具有高的電荷和較小的半徑，它們對水分子有較強的極化作用，因而易發生水解；反之，低電荷和較大離子半徑的離子在水中不易水解。

② 由8(2)、18到18＋2電子構型的正離子，離子極化作用依次增強，水解變得容易。

③ 共價型化合物水解的必要條件是中心原子必須要有空軌道或具有孤電子對。④ 溫度對水解反應的影響較大，是主要的外因，溫度升高時水解加劇。

⑤ 不完全親核水解的產物為堿式鹽[如Sn(OH)Cl、BiOCl]，完全親核水解的產物為氫氧化物[如Al(OH)3]或含水氧化物、含氧酸(如H2SiO3、H3PO4)等，這個產物順序與正離子的極化作用增強順序一致。低價金屬離子水解其產物一般為堿式鹽，高價金屬離子水解產物一般為氫氧化物(或含水氧化物)，正氧化態的非金屬元素的水解產物一般為含氧酸。

⑥ 水解反應也常伴有其他反應，如配合： 3SnCl4＋3H2O SnO2?H2O＋2H2SnCl6 除堿金屬及堿土金屬(Be除外)外的大多數主族金屬的氯化物皆能與Cl－形成配合物離子。如SnCl62－，PbCl42－，BeCl42－，AlCl4－，AlCl63－，InCl52－，TlCl63－，SnCl3－，PbCl62－，SbCl6－及BiCl52－等。?根據水解機理可以判斷水解產物

上述SiCl4是中心原子具有空軌道的例子，發生的是親核水解反應。水分子中的氧原子上的孤對電子首先進攻中心原子Si的空d軌道，SiCl4作為電子對的接受體接受來自水分子的電子并生成一個配位中間體SiCl4(OH2)，其中心原子Si的雜化態由sp3變為sp3d，而后脫去一個HCl分子，變回sp3雜化態；然后再發生類似的親核水解，逐步脫去氯原子生成Si(OH)4水解產物：親電水解產物的特征是產物的中心原子直接與氫原子成鍵NCl3＋3H2O＝NH3＋3HOCl PCl3是中心原子既有空軌道(d軌道, 可以接受孤對電子進攻)又有孤電子對(可以接受質子的親電進攻)，加上PCl3中配位數僅為3，遠遠未達到第三周期最大的配位數6這一數值，所以PCl3可以同時發生親核水解和親電水解反應：PCl3的在第一步發生親電水解后，不再具有孤對電子，其后只能發生水分子的親核進攻，其間也發生了構型轉變及鍵的斷裂與消去的能量變化過程。PCl3水解的產物是H3PO3。PCl3＋3H2O＝H3PO3＋3HCl CCl4難水解，是因C的價軌道已用于成鍵且又沒有孤電子對之故

NF3的分子結構與NCl3同，其中N原子也是采用sp3雜化軌道成鍵，其上有一對孤對電子。然而，1 由于F原子的電負性較大，使得NF3的堿性(給電子性)比NCl3小，因而親電水解很難發生；

由于N是第二周期元素，只有4條價軌道(沒有d軌道)，不可能有空軌道接受水的親核進攻；

N－F鍵的鍵能比N－Cl鍵的鍵能大，不容易斷裂。

這些原因決定了NF3不會發生水解作用。

綜上可見，在涉及鹵化物的水解時，除了要考慮熱力學因素外，通常還要注意鹵化物中心離子的結構和特征。如

屬于第幾周期？

最大配位數為幾？

有無孤對電子？

有無空軌道？

發生什么機理的水解？

水解過程能量的變化即鍵能大小？

有無動力學控制因素?等。五 元素電勢圖及其應用

一種元素的不同氧化態物種按照其氧化態由低到高從左到右的順序排成圖式，并在兩種氧化態物種之間標出相應的標準電極電勢值。這種表示一種元素各種氧化態之間標準電極電勢的圖式稱為元素電勢圖，又稱拉蒂默圖。

(1)判斷元素各種氧化態的相對穩定性(判斷是否能發生岐化)對某一元素,其不同氧化態的穩定性主要取決于相鄰電對的標準電極電位值。若相鄰電對的φθ值符合φ右θ>φ左θ，則處于中間的個體必定是不穩定態，可發生歧化反應，其產物是兩相鄰的物質。

(2)求未知電對的電極電勢

利用Gibbs函數變化的加合性，可以從幾個相鄰電對的已知電極電勢求算任一未知的電對的電極電勢。

(3)判斷元素處于不同氧化態時的氧化還原能力

根據某一電對的電極電勢越大，則氧化態物質的氧化能力越強，相應的還原態物質的還原性越弱的原理。

(4)計算歧化反應進行的限度

歧化反應進行的限度可以由反應的平衡常數得到判斷。

如，根據堿性介質中氯元素的電勢圖

可知Cl2可發生歧化反應。歧化產物既可能是ClO－和Cl－，也可能是ClO3－和Cl－。對于反應

Cl2＋2OH－＝ClO－＋Cl－＋H2O Eθ＝φθ(Cl2/Cl－)－φθ(ClO－/Cl2)＝1.358－0.40＝0.958(V)根據 lgKθ＝nEθ/0.0591

可算出反應的平衡常數 Kθ＝1.631016 而對于Cl2的另一歧化反應

Cl2＋6OH－＝ClO3－＋5Cl－＋3H2O Eθ＝φθ(Cl2/Cl－)－φθ(ClO3－/Cl2)＝1.358－0.48＝0.878(V)Kθ＝1.931074 說明后一個歧化反應的趨勢更大。(5)對氧化還原的產物作分析判斷 六周期反常現象(Periodic Anomalies 6.1 氫的不規則性問題 氫的原子序數為1，電子結構1s1，堿金屬電子結構ns1，均可作為還原劑。說明氫與堿金屬的類似性。

然而，氫與堿金屬的差別十分大，這用不著多說。但從獲得1個電子就能達到穩定的稀有氣體結構看，氫應與鹵素類似。確實氫與鹵素一樣，都可作為氧化劑。若將 H 的電子結構視為價層半滿結構，6.2第二周期元素的特殊性

總之, 第二周期元素與同族其他元素在性質上出現變化不連續的現象，卻與第三周期斜對角元素相似。這被稱為對角線關系或對角線相似

例如：為什么第二周期與第三周期同族元素性質明顯差異？探討其原因，有：(1)第二周期元素在成鍵時只限于使用s和p軌道(以s－p的雜化軌道成鍵)；第三周期元素還可使用3d軌道(如sp3d、sp3d2、sp3d3??雜化軌道)成鍵, 共價數前者最大為4，后者出現5、6、7 ??等

(2)第二周期元素作中心原子時，只以?鍵同其他原子鍵合，而第三周期元素和更重元素除生成?鍵外，還能生成p－d ?鍵。如 SO42－中，S、O之間除生成S→O外，還因O原子上有2p孤對電子，而中心 S 原子有空 d 軌道，在對稱性匹配條件下(如2pz－3dxz)可重疊生成p－d ?鍵，這樣，?－?鍵的生成使S－O鍵的鍵長比正常的單鍵

6.3第四周期非金屬元素(As、Se、Br)最高價態的不穩定性 1 PCl5、SbCl5穩定，AsCl5難制取 2 SO3、TeO3較穩定，SeO3易分解 Br(Ⅶ)的化合物雖已制得，但其氧化性大 Br(Ⅶ)的化合物雖已制得，但其氧化性大于Cl(Ⅶ)和I(Ⅶ)的氧化性

As、Se、Br高價不穩定是由于其電子層中出現了3d電子亞層，3d電子的屏蔽常數為0.93，不能完全屏蔽一個核電荷，從而使這些元素的有效核電荷較大，為達最高氧化態所需激發能不能

被總鍵能的增加所抵銷 6.4 惰性電子對效應

p 區過渡后金屬元素，Ga、In、Tl；Ge、Sn、Pb；As、Sb、Bi等中的ns2電子逐漸難以成鍵，而6s2又更甚。這被稱為惰性電子對效應。

第二章 酸堿和溶劑化學

（一）要點掌握 酸堿概念

路易斯電子酸堿理論及HSAB規則 質子酸堿和質子溶劑

溶劑化學

水合焓 非水質子溶劑體系(酸性質子溶劑 堿性質子溶劑、親核質子溶劑 類水兩性溶劑)非質子溶劑體系(van der Waals溶劑 Lewis堿溶劑

離子傳遞溶劑 熔鹽體系)酸堿強度的量度

水溶液中質子酸堿的強度(影響質子酸堿強度的因素

水溶液中質子酸堿的強度 含氧酸的酸性)非水溶劑中的質子酸堿的強度

電子酸堿的強度

超酸

（二）重點：質子理論，路易斯酸堿理論，溶劑體系理論，正負離子理論 《一》

一 酸堿概念

酸和堿不能簡單地分別定義為在電離時會產生H＋離子和OH－離子的物質。

即使是酸，在水溶液中也不能產生游離的H＋離子。

由于H＋是一個裸露的原子核，其半徑極小，為Li＋離子半徑的五萬分之一，其電荷密度(e／r2)很大(為Li＋離子的2.53109倍)，易與水分子的氧生成氫鍵。換句話說，裸露的原子核在水中是不可能穩定存在的，易被水合。1.1 Lewis(路易斯)電子酸堿理論

Lewis電子酸堿理論是一個廣泛的理論，它完全不考慮溶劑，實際上許多Lewis酸堿反應是在氣相中進行的。在Liwis酸堿反應中，一種粒子的電子對用來與另一種粒子形成共價鍵。“供給”電子對的粒子是堿，而“接受”電子對的粒子是酸。反應可以寫成： A(酸)＋:B(堿)A←B 顯然，路易斯酸應該有空的價軌道，這種軌道可以是?軌道，也可以是?軌道。而路易斯堿應該有多余的電子對，這些電子可以是?電子，也可以是?電子： 1.2HSAS規則：Pearson提出了軟硬酸堿的概念。

把Lewis酸堿分成硬的、交界的和軟的酸堿。

軟酸、軟堿之所以稱為軟，是形象地表明它們較易變形；

硬酸、硬堿之所以稱為硬，是形象地表明它們不易變形。

換句話說，軟酸或軟堿是其價電子容易被極化或容易失去的酸或堿，而硬酸或硬堿則是其價電子與原子核結合緊密且不容易被極化或不容易失去的酸或堿硬堿中的價電子結合緊密，軟堿中的價電子容易被極化。硬親硬，軟親軟，軟硬交界就不管。

這被稱作軟－硬酸堿原理。

二質子理論

2.1質子酸;任何能釋放質子的物種都叫作酸，任何能結合質子的物種都叫作堿。因此，酸是質子給予體，堿是質子接受體，酸失去一個質子后形成的物種叫做該酸的共軛堿，堿結合一個質子后形成的物種叫該堿的共軛酸。

A(酸)B(堿)＋ H＋

質子給予體 質子接受體

式中A是B的共軛酸，B是A的共軛堿。2.2質子溶劑

某些溶劑同水一樣，也能自身電離放出質子生成去質子后的溶劑陰離子。H2O＋H2O H3O＋＋OH－ EtOH＋EtOH EtOH2＋＋EtO－

HF＋2HF H2F＋＋HF2－ H2SO4＋H2SO4 H3SO4＋＋HSO4－

顯然Brosted－Lowry的定義也適合這些溶劑。因此可將這種溶劑稱為質子溶劑。

質子溶劑有一個顯著的特點, 就是它們的分子中都含有H, 在一定的條件下可以作為質子給予體。三 溶劑化學

一種物種(如B)能使溶劑失去質子成為特征溶劑陰離子, 這樣的物種無容置疑一定是堿。

水、乙醇、胺都能使H2SO4失去質子生成其特征陰離子HSO4－, 所以水、乙醇、胺在H2SO4中均為堿。

H2O ＋ H2SO4 → H3O＋ ＋ HSO4－

EtOH ＋ 2 H2SO4 → EtHSO4 ＋ H3O＋＋HSO4－ CO(NH2)2 ＋ H2SO4 → H2NCONH3＋ ＋ HSO4－

在水中，HOAc是弱酸，HNO3是強酸，而在H2SO4中，二者均顯示堿性。HOAc ＋ H2SO4 CH3CO2H2＋ ＋ HSO4－ HNO3＋ 2 H2SO4 → NO2＋＋H3O＋ ＋ 2HSO4－ 根據 HA＋HB’(質子溶劑)→ A－＋ H2B’＋

3.1(溶劑特征陽離子)一種物種(如HA)能使溶劑結合質子成為特征溶劑加質子陽離子，則該物種無疑一定是酸。

在水中為強酸的物質，如HClO4、HBr、H2SO4、HCl、HNO3在HOAc中表現出差異：

HClO4＞HBr＞H2SO4＞HCl＞HNO3 導電比值 400 : 160 : 30 : 9 : 1

這些酸在水中是完全電離的，它們表現出相同的酸強度，即它的強度被水“拉平”到水合質子H3O＋的強度，即水對強酸具有“拉平效應”(levelling effect)。

而在水中為強酸的物質，卻在HOAc中顯示出差異，即HOAc將它們的酸性“拉開”，這種效應叫“拉開效應”。

3.2 堿性(非水)質子溶劑(親核質子溶劑)典型的堿性(非水)質子溶劑是液NH3。

NH3 NH4＋ ＋ NH2－ K＝5310－27 液NH3在很多方面類似于水，在液NH3中的許多反應都類似于水中的反應: 自電離 2H2O H3O＋ ＋ OH－ 2NH3 NH4＋ ＋ NH2－ 中和反應 KOH＋HI → KI＋H2O KNH2＋NH4I → KI＋2NH3 兩性反應 Zn2＋＋2OH－→Zn(OH)2↓→Zn(OH)42－(OH－過量)Zn2＋＋2NH2－→Zn(NH2)2↓→Zn(NH2)42－(NH2－過量)3.3● 類水兩性溶劑

甲醇、乙醇等初級醇，盡管本身既不是酸也不是堿，但這些溶劑卻都同水一樣，可以因誘導而使溶質呈現出酸堿性，而溶劑本身既能作為質子接受體起堿的作用，又能作為質子的給予體起酸的作用。如

NH4＋ ＋ EtOH(堿)NH3 ＋ EtOH2＋ RNH2 ＋ EtOH(酸)RNH3＋ ＋ EtO

《二》酸堿強度

1水溶液中質子弱堿的強度 ①熱力學討論

②誘導效應和負離子的電荷分配性對酸的影響

所謂誘導力是分子間作用力中的一種。誘導效應是指一個分子的固有偶極使另一個分子的正負電荷重心發生相對位移，或是在一個分子內一個部分對另一個部分的誘導現象。

對于后者，以HARn(Hn＋1A被n個取代基R取代后的產物)分子為例。如果取代基R的電負性比A大，R對電子的吸引作用比A強，則這種取代基稱為吸電子基團。相反，如果R的電負性比A小，R對電子的吸引作用力比A弱，這種取代基團被稱為斥電子基團。

由于取代基R的吸電子或斥電子作用，使得鄰近化學鍵的電子密度發生改變。顯然這就是一個分子中存在的誘導效應。2度 3超酸

超酸是指酸度大于純H2SO4酸的酸，即超酸的H0＜－11.93。如 HSO3F H0＝－15.07 H2S2O7 H0＝－14.14 SbF5(900/0mol)與HSO3F(100/0mol)的混合酸，SbF5＋2HSO3F [SbF5(SO3F)]－＋H2SO3F＋ 其H0=－27，該體系特稱為魔酸。

H2SO3F＋非常容易給出質子甚至可以使鏈烴先結合質子，然后脫掉1mol H2，生成正碳離子：

R3CH＋H2SO3F＋ R3CH2＋HSO3F R3C＋＋H2＋HSO3F

超酸有非常重要的用途：由于超酸具有高強度的酸性，酸度函數在－11.93～－27之間，并且有很高的介電常數，因此它們能使某些非電解質成為電解質，能使一些弱的堿質子化(得到質子)，上述烷烴正碳離子的生成就是一個具體的實例。

超酸可以作為良好的催化劑,使一些本來難以進行的反應在較溫和的條件下進行，如在飽和烴的裂解、重聚、異構化、烷基化反應中被廣泛應用。第 七 章 配位化合物

一 配位化合物的基本概念 單齒，雙齒，多齒配合物配位數不等于配體說 2 常見的配體 3配合物的命名 二幾何構型

配合物是通過給予體和接受體的反應而生成的，給予體原子具有孤對電子，它給出孤對電子進入作為配合物中心原子或離子的空軌道，為了接受這些電子對，中心原子的原子軌道首先要進行雜化形成一組新的具有一定方向性和對稱性的等價雜化軌道，再與配體的給予體軌道重疊形成?配鍵。如果中心原子還有合適的孤對電子，而配體又有合適的空軌道，這時中心原子上的

孤對電子將進入配體空軌道從而形成反饋的 ? 配鍵。配合物的配位數就是中心原子在成鍵時動用的空軌道數。

根據配合物的磁矩可以計算配合物中成單的電子數并由此確定雜化軌道的類型

配位數與構型可互相判斷，牢記課本上的表格 三異構現象

幾何異構，旋光異構及其他異構 四 鍵價理論(VB理論)配合物的價鍵理論的基本思想是: 配合物是通過給予體和接受體的反應而生成的，給予體原子具有孤對電子，它給出孤對電子進入作為配合物中心原子或離子的空軌道，為了接受這些電子對，中心原子的原子軌道首先要進行雜化形成一組新的具有一定方向性和對稱性的等價雜化軌道，再與配體的給予體軌道重疊形成?配鍵。如果中心原子還有合適的孤對電子，而配體又有合適的空軌道，這時中心原子上的孤對電子將進入配體空軌道從而形成反饋的 ? 配鍵。配合物的配位數就是中心原子在成鍵時動用的空軌道數所謂電價或外軌型配合物是中心離子的電子結構不受配體影響, 保持其自由離子的結構, 給予體電子排布在外層軌道, 中心離子和配體借靜電引力結合在一起。而共價或內軌配合物是中心離子的內層d電子重新排布空出部分軌道參與成鍵, 中心離子和配體借較強的共價鍵結合在一起。

現在，在過渡元素配位化學中VB理論已逐步為配位場理論和分子軌道理論所代替。五 晶體場理論

晶體場理論是一種靜電理論, 它把配合物中中心原子與配體之間的相互作用, 看作類似于離子晶體中正負離子間的相互作用。但配體的加入, 使得中心原子原來五重簡并的 d 軌道(見圖)失去了簡并性。在一定對稱性的配體靜電場作用下, 五重簡并的 d 軌道分裂為兩組或更多的能級組。

這種分裂將對配合物的性質產生重要影響。一 晶體場中d軌道能級的分裂 1 正八面體場

由于電子的總能量，亦即各軌道總能量保持不變，eg能量的升高總值必然等于t2g軌道能量下降的總值，這就是所謂的重心守恒原理(原來 正四面體場

在正四面體場中，過渡金屬離子的五條d軌道同樣分裂為兩組，一組包括dxy、dxz、dyz三條軌道，用t2表示，這三條軌道的極大值分別指向立方體棱邊的中點。距配體較近，受到的排斥作用較強，能級升高，另一組包括dz2和dx2－y2，以e表示，這兩條軌道的極大值分別指向立方體的面心，距配體較遠，受到的排斥作用較弱，能級下降。二 分裂能和光譜化學序列

分裂能：中心離子的d軌道的簡并能級因配位場的影響而分裂成不同組能級之間的能量差。分裂能的大小與下列因素有關： 1 配位場

亦即幾何構型類型 如△t＝(4/9)△o 2 金屬離子 3 配體的本性

對同一金屬離子，造成△值最大的是CN－離子，最小的是I－離子，通常把CN－、NO2－等離子稱作強場配位體，I－、Br－、F－離子稱為弱場配位體。三 電子成對能和配合物高低自旋的預言

所謂成對能是電子在配對時為了克服靜電場的排斥作用所需的能量, 通俗地講就是使自旋成對的兩個電子占據同一軌道所必須付出的能量, 以P表示。，C≈4B。電子成對能的大小可用描述電子相互作用的Racah 電子排斥參數B和C來表示。對于一個處于某特定配位場中的金屬離子, 其電子排布究竟采用高自旋, 還是低自旋的狀態, 可以根據成對能和分裂能的相對大小來進行判斷：

●當P＞△時, 因電子成對需要的能量高, 電子將盡量以單電子排布分占不同的軌道, 取高自旋狀態；

d軌道能級在Oh場中的分裂

●當P＜△時, 電子成對耗能較少, 此時將取低自旋狀態。四 晶體場穩定化能和配合物的熱力學性質

在配體靜電場的作用下, 中心金屬離子的d軌道能級發生分裂, 其上的電子一部分進入分裂后的低能級軌道, 一部分進入高能級軌道。進入低能級軌道使體系能量下降, 進入高能級軌道使體系能量上升。根據能量最低原理, 體系中的電子優先進入低能級軌道。此時，如果下降的能量多于上升的能量, 則體系的總能量下降。這樣獲得的能量稱為晶體場穩定化能。

這種因d軌道分裂和電子填入低能級軌道給配合物帶來的額外穩定化作用將產生一種附加的成鍵作用效應。

1晶體場穩定化能的大小與下列因素有關：

★配合物的幾何構型；

★中心原子的d電子的數目；

★配體場的強弱；

★電子成對能。2 CFSE對配合物性質的影響

晶體場理論的核心是配位體的靜電場與中心離子的作用所引起的d軌道的分裂和d電子進入低能級軌道帶來的穩定化能使體系能量下降，從而產生一種附加成鍵作用效應。五 過渡金屬配合物的電子光譜

過渡金屬配合物的電子光譜屬于分子光譜，它是分子中電子在不同能級的分子軌道間躍遷而產生的光譜。

根據電子躍遷的機理，可將過渡金屬配合物的電子光譜分為 三種： ? d軌道能級之間的躍遷光譜, 即配位場光譜；

? 配位體至金屬離子或金屬離子至配位體之間的電荷遷移光譜 ? 配體內部的電子轉移光譜 電子光譜有兩個顯著的特點： ① 為帶狀光譜

這是因為電子躍遷時伴隨有不同振動精細結構能級間的躍遷之故。

② 在可見光區有吸收，但強度不大，但在紫外區，常有強度很大的配位體內部吸收帶。

過渡金屬配合物電子運動所吸收的輻射能量一般處于可見區或紫外區，所以這種電子光譜通常也稱為可見及紫外光譜。當吸收的輻射落在可見區時，物質就顯示出顏色。物質所顯示的顏色是它吸收最少的那一部分可見光的顏色，或是它的吸收色的補色。

配體分子，可以具有上述一種，也可同時具有兩種、三種躍遷方式，但同配位場光譜相比，只要記住它們的特點：

一 大都出現在紫外區；

二 吸收強度大。

第 九 章 有機金屬化合物 簇合物 有效原子序數(EAN)規則和金屬羰基化合物 類似羰基的有機過渡金屬化合物 過渡金屬不飽和鏈烴配合物 過渡金屬環多烯化合物 過渡金屬的羰基簇化物 過渡金屬的鹵素簇化物 應用有機過渡金屬化合物

和金屬原子簇化物的一些催化反應 一金屬羰基配合物

金屬羰基配位物有三個特點

① 金屬與CO之間的化學鍵很強。如在Ni(CO)4中，Ni－C鍵能為147 kJ2mol－1，這個鍵能值差不多與I－I鍵能(150 kJ2mol－1)和C－O單鍵鍵能(142 kJ2mol－1)值相差不多。

② 在這類配合物中，中心原子總是呈現較低的氧化態(通常為0，有時也呈較低的正氧化態或負氧化態)。氧化態低使得有可能電子占滿d?－MO，從而使M→L的?電子轉移成為可能。

③ 大多數配合物都服從有效原子序數規則。二 有效原子序數規則(EAN規則)1 EAN規則

EAN規則是說金屬的d電子數加上配體所提供的σ電子數之和等于18或等于最鄰近的下一個稀有氣體原子的價電子數, 或中心金屬的總電子數等于下一個稀有氣體原子的有效原子序數。

EAN亦稱為18電子規則，這個規則實際上是金屬原子與配體成鍵時傾向于盡可能完全使用它的九條價軌道(五條d軌道、一條s、三條p軌道)的表現。舉例說明18e規則和如何確定電子的方法:

① 把配合物看成是給體－受體的加合物，配體給予電子，金屬接受電子；

② 對于經典單齒配體, 如胺、膦、鹵離子、CO、H－、烷基R－和芳基Ar－，都看作是二電子給予體。

如 Fe(CO)4H2 Ni(CO)4 Fe2＋ 6 Ni 10

4CO 432＝8 ＋)4CO 432＝8 ＋)2H－ 232＝4 10＋8＝18 6＋8＋4＝18 ③ 在配合陰離子或配合陽離子的情況下，規定把離子的電荷算在金屬上。如：

Mn(CO)6＋： Mn+ 7－1＝6, 6CO 632＝12，6＋12＝18

Co(CO)4－： Co－ 9＋1＝10, 4CO 432＝8，10＋8＝18 EAN規則的應用

① 估計羰基化合物的穩定性

穩定的結構是18或16電子結構，奇數電子的羰基化合物可通過下列三種方式而得到穩定：

a 從還原劑奪得一個電子成為陰離子[M(CO)n]－；

b 與其他含有一個未成對電子的原子或基團以共價鍵結合成 HM(CO)n或M(CO)nX； c 彼此結合生成為二聚體。② 估計反應的方向或產物

如： Cr(CO)6＋C6H6 → ？

由于一個苯分子是一個6電子給予體，可取代出三個CO分子，因此預期其產物為： [Cr(C6H6)(CO)3]＋3CO

又如：Mn2(CO)10＋Na → ？

由于Mn2(CO)10 732＋1032＝34，平均為17，為奇電子體系，可從Na奪得一個電子成為負離子，即產物為：

[Mn(CO)5]－ ＋ Na＋ ③ 估算多原子分子中存在的M－M鍵數，并推

測其結構

三 金屬羰基化合物中的化學鍵

1可以利用分子軌道理論來說明金屬羰基化合物中的成鍵過程。

在CO的分子中，C和O都是以2s和2p原子軌道參與成鍵的。

由于C和O原子對稱性相同的2s和2px軌道可以混合形成二條spx雜化軌道。在C和

O組成分子時，這四條spx雜化軌道中有兩條組成了兩條?孤對電子軌道，其中一條是氧的spx，另一條是C的spx，剩下兩條spx雜化軌道進行組合，一條是CO的?成鍵軌道，一條是反鍵軌道。

除此之外，還有兩條充滿的?鍵軌道和兩條空的反鍵軌道, 它們是由py和pz軌道重疊而成, 分別位于xz和xy平面內。2 類羰基配體的有機過渡金屬配合物

N2、NO＋、CN－等雙原分子或基團是CO分子的等電子體。因此它們與過渡金屬配位時與CO的情形十分相似，同樣是既可作為?給予體，又可作為?接受體。

分子N2與過渡金屬生成配合物時的成鍵情況也與CO相似，氮原子上的孤對電子3?g進入過渡金屬的空軌道，形成?配鍵；同時過渡金屬的非鍵d 電子進入N2分子的反鍵1?g空軌道，形成反饋?鍵，從而構成?－?協同配位的結構。

然而同CO相比，N2最高占有軌道的能量比CO低，所以N2是一個較差的?電子給予體，它給出電子形成?配鍵的能力遠比CO弱;另一方面, N2分子的最低未占據空軌道的能量又比CO的高, 所以N2接受金屬d電子形成反饋?鍵的能力也不如CO強。因此，N2分子配合物的穩定性比金屬羰基化合物差，生成的N2分子配合物的數量也遠比羰基化合物少。四亞硝酰基配合物

NO比CO多一個電子, 且這個電子處在反鍵?*軌道上(參考CO能級圖), 鍵級為2＋1/2=2.5。它容易失去一個電子形成亞硝酰陽離子NO＋，NO→NO＋＋e, 電離能為916.6 kJ2mol－1。NO＋與CO是等電子體, 鍵級為3(NO的鍵級為2.5)。NO的鍵長為115.1 pm, NO＋的鍵長106.2 pm(正常N－O單鍵鍵長為140 pm，N＝O鍵鍵長為121 pm，N≡O鍵鍵長為106 pm)。

CO、N2、NO等配體，均為?電子對給予體，所以是路易斯堿。但同時又都有不同程度的接受反饋?電子的能力，因而又都是路易斯酸。類似的配體還有很多，如CN－、AR3－、醇、酰胺等。它們中有許多是以接受?電子、形成反饋?鍵為主，據此，人們將這類配位體稱為?酸配體。由這類配體形成的配合物稱為?酸配合物。五 環多烯配合物

烯和炔是過渡元素的另一類重要配體，它們以?鍵的電子云來和金屬配位，所以通常將生成的配合物叫?配合物。該配體，亦即以?鍵電子云去配位的配體稱為?配體。

此處重點掌握：為什么二茂鐵能穩定存在，以及對其他二茂鐵類化合物穩定性差異進行分析。六金屬有機化合物和簇合物的形成條件

原子簇(Cluster)是金屬原子簇化合物的簡稱，也可稱之為簇合物。它是指3個或3個以上的金屬原子直接鍵合而成的化合物(按照這個定義，很顯然，硼烷和碳硼烷都不能算在原子簇之內)1過渡金屬羰基簇合物

配體為CO的過渡金屬簇合物稱為過渡金屬羰基簇合物。

由于CO是一個較強的?電子給予體和?電子接受體，所以羰基簇合物比較穩定，數量也較多。

CO在羰基簇合物中可以發揮不同的功能：

羰基簇合物 功 能

單核羰基簇合物 端基配位

雙核羰基簇合物 端基＋邊橋基＋半橋基

多核羰基簇合物 端基＋邊橋基＋半橋基＋面橋基

在雙核和多核羰基簇合物,CO的配位方式或可以同時出現,或出現其中的幾種。如 Rh6(CO)12(?3-CO)4 Re4(?5-C5H5)4(?3-CO)4 一般地, 原子越小，越容易形成橋式結構。因此，同一族元素，從上而下非橋式配合物穩定性增加。2鹵素簇

鹵素簇在數量上遠不如羰基族多，由鹵素簇的特點可以理解這一點：

① 鹵素的電負性較大, 不是一個好的?電子給予體，且配體相互間排斥力大, 導致骨架不穩定；

② 鹵素的反鍵?*軌道能級太高, 不易同金屬生成 d→?反饋鍵，即分散中心金屬離子的負電荷累積能力不強;③ 在羰基簇中，金屬的 d 軌道大多參與形成 d→?反饋鍵,因而羰基簇的金屬與金屬間大都為單鍵，很少有多重鍵。而在鹵素簇中，金屬的 d 軌道多用來參與形成金屬之間的多重鍵，只有少數用來參與同配體形成?鍵。如Re2C182－;④ 中心原子的氧化態一般比羰基化合物高, d 軌道緊縮(如果氧化數低, 鹵素負離子的?配位將使負電荷累積, 相反，如果氧化數高, 則可中和這些負電荷), 不易參與生成d →?反饋鍵;⑤ 由于鹵素不能易用?*軌道從金屬移走負電荷，所以中心金屬的負電荷累積造成大多數鹵素簇合物不遵守18電子規則。例題：以Re2C182－為例: 2 Re3＋＝23(7－3)＝8，8 C1－＝16，4 M－M＝8，總電子數＝32，平均每個Re為16e。

然而，對于Mo6C184＋，Mo612+＝636－12＝24，8C1－＝16，總數＝40, 每個Mo為40/6, 這很難用18或16電子規則描述。四 答疑

第二篇：10-10無機化學教案

2-1-1熵

1.熵與熵變

（1）熵：可以看作是體系混亂度(或無序度)的量度。用S表示。（2）熱力學第三定律：對于純物質的晶體，在熱力學零度時，熵為零。

（3）熵的定義： 在絕對零度時,任何純凈完整晶態物質的熵等于零，從熵值為零的狀態出發，使體系變化到一個大氣壓和某溫度T時熵的改變量稱為該物

-1-1質在標準狀態下的摩爾絕對熵值，簡稱為標準熵，用S O m表示，單位： J·mol ·K

（4）規律：

① 凡反應過程中氣體計量系數增加的反應，反應ΔS O m > 0；

② 凡反應過程中氣體計量系數減少的反應，反應的ΔS O m < 0 ③ 凡反應過程中氣體計量系數不變的反應，反應的ΔS O m = 0

④ 沒有氣體參加的反應，反應中物質總計量系數增加的反應ΔS O m > 0；反應中物質計量系數減少的反應，反應的ΔS O m < 0

2.化學反應中過程熵的計算

ΔrS Om = [∑(S Om生成物)]–[∑(SOm反應物)]

2-1-2自由能與化學反應進行的方向

1876年美國科學家Gibbs證明在等溫等壓下，如果一個反應能被用來作功，則該反應是自發的，反之為非自發。

1.自由能函數的定義

例：

CH4(g)+ 2O2(g)

= CO2(g)+ 2H2O(l)

Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu

熱力學第一定律：ΔU = Q + W

等溫可逆條件下：ΔU = Qr + Wmax Qr：可逆過程吸收或放出的熱量；

Wmax ： 最大功； W’max ： 最大有用功； ΔG = W’max

G：定義的新函數，自由能函數，意義：

①

當ΔG < 0時，W’max < 0, 表明自由能被用來對環境作最大有用功，是自發過程。

②

當ΔG > 0時，W’max> 0, 表明過程非自發，要使過程進行，必須由環境對體系做功。

2.標準生成自由能ΔfG O m

在熱力學標準態下，由處于穩定狀態的單質生成1mol純物質時，反應的自由能變化為該物質的標準生成自由能。

用ΔfG O m

單位：kJ·mol-1

規定：在標準態下，穩定單質的生成自由能ΔfG O m = 0 3.化學反應中過程自由能變ΔfGOm的計算

aA

+

bB

===

cC +

dD ΔrG Om = [∑(ΔfG Om生成物)]–[∑(ΔfGOm反應物)]

4.吉布斯-赫姆霍茲方程

ΔG = ΔHTΔrS Om

5.反應自發性的判斷

根據ΔrG大小來判斷：

ΔrG < 0, 正向反應自發 ΔrG ＝ 0, 處于平衡狀態

ΔrG > 0, 正向反應非自發，逆向反應自發

2-2-1 化學反應速率

2-1-1化學反應速率的定義：

化學反應速率：——單位時間內反應物或產物濃度改變的量的絕對值。aA + bB === gG + dD nB：物質B在反應式中的計量系數。對于反應物，取負值，表示減少；對于生成物，取正值，表示增加。

化學反應速率：r =︱ΔnB /Δt︱

對于在體積一定的密閉容器里進行的化學反應，可以用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的 增加來表示：

①平均速率r =︱ΔcB / Δt︱ ②瞬時速率 r =︱dcB / dt︱

影響反應速率的因素內因：反應的活化能大小 外因：濃度、溫度、催化劑

2.2.2 化學反應活化能

1．碰撞理論（Collision Theory）有效碰撞的條件：

相互碰撞的分子應用合適的碰撞取向，相互碰撞的分子必須有足夠的能量，反應速率與碰撞頻率Z，分子有效碰撞分數f，以及方位因子p有關

r = Z·P·f Z碰撞因子 P頻率因子 f能量因子 2．過渡狀態理論

要點：在反應物相互接近時，要經過一個中間過渡狀態，即形成所謂的活化絡合物，活化絡合物既可以分解為反應物分子，也可以分解為產物分子。活化絡合物和反應物(或生成物)存在能壘，這一能壘被稱為正反應（或逆反應）的活化能

討論：比較過渡態理論的活化能與碰撞理論的活化能 Ea正-Ea逆 = △rH 活化能是決定反應速率的內在因素

2.2.3 影響化學反應速率的因素

濃度對化學反應速率的影響

1.基元反應： 對于簡單反應，反應物分子在有效碰撞中經過一次化學變化就能轉化產物的反應。2.基元反應的化學反應速率方程式：可由質量作用定律描述。

k稱為反應的數率常數: ①可理解為當反應物濃度都為單位濃度時的反應速率；

②k由化學反應本身決定，是化學反應在一定溫度時的特征常數； ③相同條件下，k值越大，反應速率越快； ④ k的數值與反應物的濃度無關。3．非基元反應：

反應物分子需經幾步反應才能轉化為生成物的反應。4．非基元反應的速率方程式

不能只根據反應式寫出其反應速率方程，必須根據實驗測定的結果及驗證，推出反應的反應機理復雜的非基元反應 → 分成若干個基元反應 → 反應最慢的一步作為控制步驟最慢的一個反應就控制了該復雜反應的反應速率

5．反應級數

基元反應 aA + bB = gG rB = k(cA)a ·(cB)b

a + b 表示該反應級數。對于物質A是a級反應，對物質B是b級反應。6．反應級數的意義：

①表示了反應速率與物質的量濃度的關系； ②零級反應表示了反應速率與反應物濃度無關 7．速率常數的單位

零級反應: r = k(cA)0

k的量綱為mol·dm-3·s-1 一級反應:r = kcA；

k的量綱為s-1 二級反應r = k(cA)

2k的量綱為mol-1·dm·s-1三級反應r = k(cA)k的量綱為mol-2·dm2·s-18．氣體反應

可用氣體分壓表示

溫度對化學反應速率的影響

1．Arrhenius(阿侖尼烏斯)公式 k = A rxp（－Ea /RT）

A： 反應的頻率因子，對確定的化學反應是一常數，A與k同一量綱；

Ea：反應活化能；R： 8.314 J·mol-1·K-1T： 熱力學溫度 2．阿侖尼烏斯公式的應用 求出任一溫度下該反應的k值 ① 作圖法

② 根據二點進行計算

催化劑對化學反應速率的影響

正催化：加速反應速率；負催化：減慢反應速率 1．催化劑改變反應速率的原因

降低了反應的活化能；不改變反應的自由能，也不改變平衡常數K0；縮短平衡到達的時間，加快平衡的到來。

2．催化類型

化學催化、均相催化、非均相催化；生物催化：生命體中各種酶的催化； 物理催化、光催化、電催化。例如：均相催化

CH3CHO → CH4 + CO

Ea = 190 KJ·mol-1 例如：均相催化

CH3CHO → CH4 + CO

Ea = 190 KJ·mol-1以I2作催化劑

CH3CHO

→ CH4 + CO

Ea = 136 KJ·mol-1CH3CHO + I2 → CH3I + HI + CO CH3I + HI → CH4 + I

2反應活化能大大降低 非均相催化 2N2O === 2N2 + O2

Ea = 250 KJ·mol-1用金粉做催化劑，金粉吸附形成N≡N ××× Au中間體

2N2O === N≡N ?O××× Au → 2N2 + O2

Ea = 120 kJ·mol-1 3．催化劑的特征

催化活性、選擇性、穩定性、再生性 4．催化劑的選擇性 C2H5OH =CH3CHO + H2 C2H4 + 1/2O2=CH2 ? CH2（Ag催化）

第三篇：化學教案[定稿]

氧氣的化學性質

一．教學目標：

1；知識與技能：使學生了解氧氣的物理性質（色、態、味、密度、熔點、沸點、水溶性等）；使學生掌握氧氣的化學性質（觀察和描述木炭、硫、鐵，紅磷，蠟燭在氧氣中燃燒的現象，從中歸納出氧氣的化學性質）；了解氧氣的主要用途，氧氣與人類的關系密切。

能力：培養學生觀察和描述實驗現象的能力，使他們學習通過實驗來研究物質及其變化的科學方法。

2； 過程與方法：體會實驗中的觀察、比較、分析和歸納的方法。

3； 情感態度價值觀：養成細致的觀察習慣和嚴謹的工作作風。二．

重點難點：

氧氣的化學性質及其現象的描述。文字表達式的書寫 三．教學方法 講授法（實驗演示）。

四．教學用具 儀器：集氣瓶（5個裝有氧氣）、燃燒匙、酒精燈等。

藥品：木炭、硫粉、紅磷、紅鐵絲、蠟燭，石灰水、氧氣。

其它：火柴。五． 教學過程

【復習引入】空氣的成分按體積算，最多的是（），其次是（），還有（），（）和（），我們是怎樣用實驗來確定空氣中氧氣的含量的呢？

【回答】（氮氣），（氧氣），（稀有氣體），（二氧化碳），（其他氣體和雜質）

紅磷的燃燒實驗

【問題引入】為什么一定要通過實驗才能知道空氣中存在著氧氣？而不是

用肉眼去看？

氧氣是無色、沒有氣味的氣體，這是氧氣的什么性質？

紅磷能在氧氣中燃燒，這又是氧氣的什么性質？ 【回答】物理性質

化學性質

【確認目標】我們這節課就來學習氧氣的性質。要求：記住氧氣的主要物理性質，理解氧氣的化學性質。【板書】一.氧氣的性質

【問題討論】出示一瓶氧氣請學生觀察并描述其物理性質。想一想，氧氣有味嗎？氧氣溶于水嗎？

【回答】無色、氣體，無味，可溶（不溶）兩種答案均可能出現。【提問】魚在水中靠什么呼吸？它呼吸的氧氣來自哪里？ 【回答】靠腮呼吸。氧氣來自水中。

【結論分析】由此可推知氧氣的溶解性，氧氣既不是可溶于水，也不是不溶于水，而是不易溶于水。【板書】

1、物理性質：（1）無色、無味的氣體。（2）不易溶于水。

（3）密度比空氣大（同一條件下）。

（4）液態（沸點—183°C）、固態均為淡藍色。【學生活動】自學、劃重點（或記筆記。）【問題討論】氧氣有哪些化學性質呢？

提問：什么叫化學性質？

【學生】物質在化學變化中表現出來的性質。

【教師】既然化學性質要在化學變化中方可表現出來，我們就來進行如下實驗。

【板書】

2、化學性質

【演示實驗】木炭在氧氣中燃燒 1．

將木炭加熱至紅，置于空氣中

劇烈燃燒、發紅光

2．在將燒紅的木炭，放入集氣瓶中

劇烈燃燒、發白光

3．在集氣瓶中加入少量澄清的石灰水、振蕩。

石灰水變渾濁。

【提問】木炭在空氣和在氧氣中都發生了化學變化，是和同種物質反應嗎？ 【回答】是，都和氧氣反應

【提問】石灰水變渾濁說明瓶中產生了什么氣體？ 【回答】二氧化碳

【結論】碳在氧氣中燃燒生成二氧化碳。請學生寫出此反應的表達式。【板書】（1）碳 + 氧氣 —點燃——二氧化碳

（C）

(O2)

(CO2)【演示實驗】鐵絲在氧氣中燃燒

觀察這瓶氧氣與前幾瓶有何不同？

瓶底鋪少量的沙子（或少量水也可以），思考為什么

將鐵絲加熱至紅伸入集氣瓶中。

描述實驗現象：劇烈燃燒、火星四射、生成黑色固體。

【提問】為何集氣瓶底要放少量的沙子（或水）？

生成黑色固體的溫度很高，掉到集氣瓶底會怎樣？ 【討論】會引起集氣瓶炸裂。【回答】防止集氣瓶炸裂。

【結論】此黑色固體的名稱是四氧化三鐵，鐵絲在氧氣中燃燒生成四氧化三鐵。請學生寫出此反應的表達式。

【板書】（2）鐵 + 氧氣 ——點燃—四氧化三鐵

（Fe）

(O2)

(Fe3O4)【演示實驗】硫在氧氣中燃燒

1．將硫粉放在燃燒匙中加熱至燃燒。現象：發出淡藍色火焰。

2．將燃著的硫粉伸入集氣瓶中。

現象：劇烈燃燒。發出明亮的藍紫色火焰，產生一種帶刺激性氣味的氣體。【提問】這種帶刺激性氣味是二氧化硫。二氧化硫對空氣會造成嚴重污染。煙花、爆竹中的火藥是由木炭、硫磺等物質組成的，為什么在市區禁止燃放煙花爆竹？

【回答】防止硫燃燒后生成的二氧化硫污染空氣。

【結論】硫在氧氣中燃燒生成二氧化硫。請學生寫出此反應的表達式。【板書】（3）硫 + 氧氣 —點燃———二氧化硫

（S）

(O2)

(SO2)【演示實驗】蠟燭在氧氣中燃燒

1．將小半截蠟燭放在燃燒匙中，在酒精燈中點燃 2．

把燃燒匙伸入集氣瓶中

現象：劇烈燃燒，發出白光，蠟燭很快就燃燒完了。集氣瓶內壁有小水珠。3．

在集氣瓶中加入少量澄清的石灰水、振蕩。現象：石灰水變渾濁。

【提問】集氣瓶內壁有水珠生成說明了什么？石灰水變渾濁說明瓶中產生了什么氣體？

【回答】有水珠說明蠟燭燃燒有水生成，能使石灰水變渾濁說明反應有二氧化碳生成。

【結論】蠟燭（石蠟）在氧氣中燃燒生成水和二氧化碳。請學生寫出此反應的表達式。

【板書】（4）石蠟 + 氧氣 __點燃__水

+

二氧化碳

(混合物)（O2）

(H2O)

(CO2)

這個實驗也可知道燃燒物里有碳和氫燃燒之后會變為二氧化碳和水 【問題討論】通過上述實驗，我們可知，物質在較純的氧氣中燃燒，比在空氣中燃燒得（），由此可見：氧氣的化學性質比較（）。

【思考并回答】（更劇烈），（活潑）

【演示實驗】將帶火星的木條伸入氧氣瓶中。

觀察現象：木條燃燒起來了。

【提問】為什么殘存火星的木條會再次燃燒起來？

【思考并回答】因為氧氣的化學性質比較活潑，它可助燃（支持燃燒）。

【問題討論】如何證明一集氣瓶中裝的是氧氣？

【回答】將帶火星的木條抻入氣體中，若木條燃燒復燃，則證明此氣體為氧氣。

【板書】氧氣化學性質比較活潑，可以支持燃燒（助燃）

【教師講述】我們說一種物質的性質決定了他的用途，我門來看一下氧氣有哪些用途。

【板書】二.氧氣的用途 1．

供給呼吸

2．支持燃燒（助燃）

【課堂小結】這節課我們學習了氧氣的物理性質和化學性質，以及木炭、硫、鐵，蠟燭在氧氣中燃燒的現象。

【隨堂檢測】

1．對氧氣的物理性質，下列敘述中正確的是（）

（A）

極易溶于水（B）在標準狀況下密度比空氣大

（C）在 變成無色液體（D）在 變成白色固體

2.下列變化中屬于物理變化的是（）

（A）

磷在氧氣中燃燒（B）鎂條在空氣中燃燒

(C)氧氣由氣態變成液態（D）鐵在潮濕的空氣中生銹

3．下列物質在氧氣中燃燒時，產生有刺激性氣味的氣體的是（）

（A）

鎂帶（B）紅磷（C）硫粉（D）鐵絲

4．鐵絲在氧氣中燃燒的生成物是（）

（A）

氧化鐵（B）三氧化二鐵（C）四氧化三鐵（D）氧化亞鐵

5．做細鐵絲在氧氣中燃燒的實驗時，操作或現象不正確的是（）

（A）

先在酒精燈上加熱細鐵絲（B）盛氧氣的集氣瓶底沒有水或沙子

（C）生成物為黑色固體（D）劇烈燃燒、火星四射、放出熱量

6．檢驗氧氣的方法是（）

（A）

用火柴去點燃（B）用帶火星的木條去檢驗

(C)倒入澄清的石灰水（D）聞氧氣的氣味

7．如何鑒別二氧化碳、氧氣、空氣？（簡述操作過程）

課后反思：，學生都很活躍，要適度的把握課堂氣氛，很多學生會只是在看熱鬧，而沒有真正認真思考問題，還有在書寫文字表達式的時候，學生會忘記寫條件，沒有認識到條件對化學反應的重要性，做鐵絲的燃燒實驗時盡量一次成功，最好選用圓珠筆中的彈簧。

推薦理由

；學生接受容易

2；思路清晰。由易到難。3；是縣教研室公開課 4；獲得縣教研室優秀教案

5；是教材編改后的真實體現者。

第四篇：化學教案

（2）植物光合作用需要水作為原料

諾貝爾獎兩次獲得者林德斯?波林醫生在《如何活得好》一書中給讀者提供了幾點養生術，其中有一條就是“每天喝大量的水”

4．水污染情況：（1）水污染的來源

a.工業生產中產生的“三廢”（廢氣、廢水、廢渣）的任意排放； b.農業生產中農藥、化肥的任意施用； c.城市生活污水的任意排放。（2）防止水污染的主要措施：

a.加強對水的管理和對水質的監測； b.工業三廢實行先處理后排放； c.農業上合理使用化肥和農藥； d.節約用水，提高水的利用效率

二、水的組成及性質 1．水的組成

實驗：水的電解實驗

現象 ：1．接通直流電源，看見兩管子中都出現氣泡，負極和正極中氣體的體積比大約為2:1 2．將一根帶火星的小木條放在電源正極，木條復燃，說明生成了氧氣

3．將一根燃著的木條放在電源負極處，氣體被點燃，產生淡藍色火焰，用一個干冷的燒杯放在火焰上方，燒杯內壁出現水珠，說明反應生成了氫氣（Hydrogen）

氧氣（O2）＋ 氫氣（H2）點燃——→水（H2O）

解釋：水在通電的情況下，被分解生成了氫氣和氧氣

文字表達式：水（H2O）通電——→ 氧氣（O2）＋ 氫氣（H2）氣體體積比： 1 : 2 結論：水是由氫元素和氧元素組成的。化學中根據它的組成情況寫成H2O 注意：

（1）．純凈的水導電性很弱，在做水電解實驗時，一般在水中加入少量稀硫酸或氫氧化鈉溶液，以增強水的導電性。而硫酸或氫氧化鈉本身卻并沒有發生化學變化。（2）．因為我們通常使用的是鈉玻璃，焰色反應的影響，是反應產生的火焰呈黃色 2．水的物理性質

（1）在通常情況下，水是一種無色無味的液體

（2）在標準狀況下，水的沸點（boiling point）為0℃，水的凝固點（freezing point）為100℃

水蒸氣（vapor）水（water）冰（ice）（3）能夠溶解很多物質，是化學常用的溶劑

（4）在1大氣壓下，4℃時的水密度最大為1.0g/cm，冰的密度小于水的密度 3．水的化學性質

3（1）通電分解：

水（H2O）通電——→ 氧氣（O2）＋ 氫氣（H2）（2）能與某些非金屬氧化物發生反應，生成對應的酸

水（H2O）+ 二氧化碳（CO2）→ 碳酸（H2CO3）水（H2O）+ 二氧化硫（SO2）→ 亞硫酸（H2SO3）

水（H2O）+ 五氧化二磷（P2O5）→ 磷酸（H3PO4）熱水情況下（3）能與某些金屬氧化物發生反應，生成對應的堿

水（H2O）+ 氧化鈣（CaO）→ 氫氧化鈣[Ca(OH)2] 俗稱：生石灰 俗稱：熟石灰

（4）能與某些活潑金屬發生反應，生成對應的堿和氫氣

水（H2O）+ 鈉（Na）→ 氫氧化鈉（NaOH）+ 氫氣（H2）

三、水的凈化（要依據用水要求來凈化水）

1．過濾：過濾是一種從液體中分離出不溶性固體的方法。利用它可以將不溶于水的雜質與水分離。

（1）具體要求：“一貼、二低、三靠”

一貼：濾紙緊貼漏斗內壁；

二低：濾紙低于漏斗邊緣，被濾液面低于濾紙邊緣；

三靠：燒杯嘴緊靠玻璃棒，玻璃棒下端緊靠三層濾紙處，漏斗下端緊靠燒杯內壁

（2）玻璃棒的作用：引流，防止液體濺出

（3）如果水中的雜質顆粒比較小，我們一般加入明礬（十二水合硫酸鋁鉀，KAlSO4?12H2O）等凈水劑，可以吸附水中的懸浮雜質而沉降。

2．蒸餾：通過蒸餾的方法可以得到比較純凈的水，一般認為蒸餾水就是純凈物。

蒸發：通過溶劑揮發獲得溶液溶質的方法

具體要求：

（1）蒸發皿中液體不能超過容積的2/3；

（2）蒸發過程中，玻璃棒要不斷攪拌，防止局部受熱而使液體濺出；（3）蒸發結束后，應用坩堝鉗將蒸發皿轉移是石棉網上；（4）固體冷卻后，應用玻璃棒將固體轉移至指定容器中；

練習：水受熱蒸發與水通電分解是否是同種變化？

回答：水受熱蒸發是物理變化，而水通電分解是化學變化

3．軟化：石灰巖地區的水含有較多鈣、鎂等離子，是硬水。不含或含有少量的鈣、鎂離子的水是軟水

（1）實驗：硬水與肥皂水反應

現象：硬水中泡沫高度很低，而且在溶液中出現大量的絮狀白色沉淀 結論：硬水中的成分能與肥皂水發生反應生成白色沉淀（2）硬水的危害：影響加熱效率，浪費能源，容易引起鍋爐爆炸等

（3）硬水軟化的方法：加熱煮沸，蒸餾，離子交換法 4．自來水凈化

水源→過濾→吸附→消毒→進入家庭

練習：請你設計一個具體的實驗，鑒別以下4種無色液體：過氧化氫溶液，氯化鈉溶液，氯化鈣溶液，純凈水

設計：分別取樣。分別向4支試管中加入少量的二氧化錳，如果出現大量氣泡的試管中為過氧化氫溶液，剩余的3支試管中，加入少量肥皂水，振蕩后產生白色沉淀的是氯化鈣溶液，剩余的兩液體分別重新取樣，蒸發，在蒸發皿中出現白色固體的是氯化鈉溶液，剩余的沒有任何明顯現象的純凈水。

P.S：鑒別氯化鈉和純凈水的方法

（1）蒸發：在蒸發皿中出現白色固體的是氯化鈉溶液，剩余的沒有任何明顯現象的純凈水

（2）導電性：用導線將溶液與電源、小電珠連接，電珠亮的是氯化鈉溶液（3）密度：用密度計測定液體的密度，較高的是氯化鈉溶液 *（4）溶沸點：測定溶液的溶沸點，較高的是氯化鈉溶液

補充練習測試題

（1）有人說，天然水都是混合物，無色無味的液體都是純凈水，你認為對嗎？為什么？（2）下列變化哪些是化合反應或分解反應？為什么？

水電解；氫氣在空氣中燃燒；蒸發食鹽水得到水蒸氣和食鹽；過濾泥水得到水和泥沙。

（3）某種硬水煮開后，在容器底部出現白色的鍋垢。你認為鍋垢中可能含有什么元素？（4）有人認為，如果能找到從水中獲得氫氣的簡便方法，就可以從水得到氫氣，氫氣燃燒獲得熱能又生成水，從水再得到氫氣，如此反復循環，就不會有能源危機了。你認為對嗎？為什么？

第五篇：化學教案

教學目標

知識技能：初步了解分散系概念；初步認識膠體的概念，鑒別及凈化方法；了解膠體的制取方法。

能力培養：通過丁達爾現象、膠體制取等實驗，培養學生的觀察能力、動手能力，思維能力和自學能力。

科學思想：通過實驗、聯系實際等手段，激發學生的學習興趣。

科學品質：培養學生嚴肅認真、一絲不茍的科學態度。

科學方法：培養學生觀察、實驗、歸納比較等方法。

重點、難點

重點：膠體的有關概念；學生實驗能力、思維能力、自學能力的培養。

難點：制備膠體化學方程式的書寫。

教學過程設計

教師活動 學生活動 設計意圖

【展示】氯化鈉溶液、泥水懸濁液、植物油和水的混合液振蕩而成的乳濁液。

【提問】哪種是溶液，哪種是懸濁液、乳濁液？

【指導閱讀】課本第72頁第二段

思考：

（1）分散系、分散質和分散劑概念。

（2）溶液、懸濁液、乳濁液三種分散系中的分散質分別是什么？

【提問】溶液、懸濁液、乳濁液三種分散系有什么共同點和不同點？ 觀察、辨認、回答。

閱讀課本，找出三個概念。（1）分散系：一種物質（或幾種物質）分散到另一種物質里形成的混合物。

分散質：分散成微粒的物質叫分散質。

分散劑：微粒分布在其中的物質叫分散劑。

（2）溶液中溶質是分散質；懸濁液和乳濁液中的分散質分別是：固體小顆粒和小液滴。

思考后得出結論：

共同點：都是一種（或幾種）物質的微粒分散于另一種物質里形成的混合物。復習舊知識，從而引出新課。

培養自學能力，了解三個概念。

培養學生歸納比較能力，了解三種分散系的異同。

教師活動 學生活動 設計意圖

【展示】氫氧化鐵膠體，和氯化鈉溶液比較。

【提問】兩者在外部特征上有何相似點？

【設問】二者有無區別呢？

【指導實驗】（投影）用有一小洞的厚紙圓筒（直徑比試管略大些），套在盛有氫氧化鐵溶膠的試管外面，用聚光手電筒照射小孔，從圓筒上方向下觀察，注意有何現象，用盛有氯化鈉溶液的試管做同樣的實驗，觀察現象。

【小結】丁達爾現象及其成因，并指出能發生丁達爾現象的是另一種分散系——膠體。不同點：溶液中分散質微粒直徑小于10-9m，是均

一、穩定、透明的；濁液中分散質微粒直徑大于10-7m，不均

一、不穩定，懸濁液靜置沉淀，乳濁液靜置易分層。

仔細觀察后回答：

外觀上都是均一透明的。

分組實驗。

觀察實驗現象。

現象：光束照射氫氧化鐵溶膠時產生一條光亮的“通路”，而照射氯化鈉溶液時無明顯現象。培養觀察能力，引起學生注意，激發興趣。

培養學生動手能力，觀察能力。

【設問】通過以上的實驗，我們知道膠體有丁達爾現象，而溶液沒有。那么，二者本質區別在什么地方呢？

【演示】實驗2-8介紹半透膜

【設問】這個實驗說明什么問題？

【小結】1．分子、離子等較小微粒能透過半透膜的微孔，膠體微粒不能透過半透膜，溶液和膠體的最本質區別在于微粒的大小，分散質微粒的直徑大小在10-9～10-7m之間的分散系叫做膠體。從而引出膠體概念。

2．介紹滲析方法及應用 觀察實驗，敘述現象。

現象：在加入硝酸銀的試管里出現了白色沉淀；在加入碘水的試管里不發生變化。

思考后回答：氯化鈉可以透過半透膜的微孔，而淀粉膠體的微粒不能透過。創設問題情境，激發興趣。

培養思維能力。

【提問】在日常生活中見到過哪些膠體？

討論，回答：淀粉膠體、土壤膠體、血液、云、霧、Al（OH）3膠體等等。聯系實際，激發興趣。

教師活動 學生活動 設計意圖

【指導閱讀】課本第74頁最后一行至第75頁第一段，思考膠體如何分類？ 看書自學，找出答案。

膠體按分散劑分為：

液溶膠（溶膠）

氣溶膠：云、霧、煙等固溶膠：煙水晶、有色玻璃等 了解膠體分類。

【過渡】在實驗室我們也可以親自動手制一些膠體。學生實驗（投影）

1．制取氫氧化鐵膠體

2．制取硅酸膠體

3．制取碘化銀膠體

【指導實驗】強調：1．制備上述膠體時要注意不斷攪拌，但不能用玻璃棒攪拌，否則會產生沉淀。2．在制取硅酸膠體時，一定要將1mL水玻璃倒入5mL～10mL鹽酸中，切不可倒過來傾倒，否則

會產生硅酸凝膠。

【提問】如何證實你所制得的是膠體？請你檢驗一下你所制得的氫氧化鐵膠體。分組實驗：

用燒杯盛約30mL蒸餾水，加熱到沸騰，然后逐滴加入飽和氯化鐵溶液，邊加邊振蕩，直至溶液變成紅褐色，即得氫氧化鐵膠體。

在一個大試管里裝入5～10mL1mol/L鹽酸，并加入1mL水玻璃，然后用力振蕩，即得硅酸溶膠。

在一個大試管里注入0.01mol/L碘化鉀溶液10mL，用膠頭滴管滴入8～10滴相同濃度的硝酸銀溶液，邊滴加邊振蕩，即得碘化銀膠體。

思考后回答，膠體可產生丁達爾現象，然后檢驗。培養學生實驗能力。

培養學生嚴謹求實，一絲不茍的科學態度。

使學生親自體驗成功與失敗，激發興趣。

【提問】請學生寫出制取三種膠體的化學方程式，請一個同學寫在黑板上，然后追問：這個同學書寫是否正確？

KI+AgNO3=AgI↓+KNO3

Na2SiO3+2HCl=H2SiO3↓

+2NaCl 把學生存在的普遍錯誤充分暴露出來，引起學生重視。

教師活動 學生活動 設計意圖

指導學生閱讀課本第73頁。針對學生普遍存在的問題，進行解釋。對照課本找出錯誤。

但感到疑惑，提出問題。

1．書寫制取氫氧化鐵膠體方程式時，中間為什么用“=”，而不用“”。

2．氫氧化鐵、碘化銀、硅酸是不溶性物質，為什么寫化學方程式時不寫“↓”。激發學生的學習興趣和求知欲。

【小結】就學生談的收獲進行小結。

請同學們談一下在整個學習過程中的收獲。培養歸納總結能力。

【隨堂檢測】

1．下列物質能發生丁達爾現象的是（）。

（A）蔗糖水（B）肥皂水

（C）碘酒（D）碘化砷膠體

2．膠體區別于其他分散系的本質特征是（）。

（A）產生布朗運動（B）產生丁達爾現象

（C）膠體微粒不能穿透半透膜（D）分散質直徑在10-7～10-9m之間

3．填寫分離下列各組混合物所用的物理方法：

（1）除去水中少量的溴；（）

（2）除去碘化銀膠體中含有的碘離子；（）

（3）除去石灰水中懸浮的碳酸鈣；（）

（4）從硬脂酸甘油酯經皂化后液體中，分離出硬脂酸鈉，先_____，然后_______。

1～2兩題

考查膠體的性質。（A級）

3．綜合各種分散系的物理性質（B級）

板書設計

第二章第八節膠體

一、分散系、分散質、分散劑有關概念

二、膠體

1．概念：分散質微粒的直徑大小在10-9～10-7m之間的分散系

2．膠體的分類 3．鑒別溶液和膠體的方法——丁達爾現象

4．膠體的凈化方法：滲析

5．膠體的制備

FeCl3+3H2O=Fe（OH）3（膠體）+3HCl

Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3（膠體）

KI+AgNO3=AgI+KNO3

附：隨堂檢測答案

1．（B）（D）

2．（D）

3．（1）萃取（2）滲析（3）過濾（4）鹽析、過濾

第二課時

教學目標

知識技能：認識膠體的一些重要性質和作用。

能（轉載自本網http://www.tmdps.cn，請保留此標記。）力培養：通過膠體性質實驗培養學生實驗能力、觀察能力；通過對實驗現象的分析，培養學生的思維能力。

科學思想：培養學生熱愛科學，依靠科學解決實際問題的觀點，教育學生關心環境。

科學品質：培養學生的學習興趣和動機。

科學方法：培養學生觀察、實驗、邏輯推理等方法。

重點、難點

膠體的性質；學生思維能力的培養。

教學過程設計

教師活動 學生活動 設計意圖

【復習提問】1．什么叫膠體？它和溶液、濁液有何異同點？2．如何鑒別溶液和膠體？ 思考后回答：

要點：1．分散質微粒的直徑大小在10-9～10-7m之間的分散系叫膠體。相同點：膠體、溶液、濁液都是一種（或幾種）物質的微粒分散于另一種物質里形成的混合物，都屬分散系的一種。不同點：主要是分散質顆粒大小、液體的均一性及穩定性的不同。

2．膠體可產生丁達爾現象，而溶液沒有。復習鞏固上節課所講內容。

【設問】膠體除有丁達爾現象，還有無其他性質呢？這是我們今天要研究的問題。

明確研究意圖，培養學生好奇心。

【板書】

三、膠體的性質

1．丁達爾現象

【講述】日常生活中，如果把花粉懸浮在水里，用顯微鏡觀察，就會發現花粉的小顆粒作不停地、無規則的運動，這種現象稱為布朗運動。膠體也可作布朗運動，好 情境想像。

與學生已有的生活經驗相聯系，增加感性認識。

教師活動 學生活動 設計意圖

比電影院放映電影時，可看到受光束照射的空氣里，塵埃小顆粒作無規則的不停地運動。

【板書】2．布朗運動

【設問】為什么膠體微粒的運動是不停頓地、無規則的運動呢？

指導學生閱讀課本第76頁。

閱讀思考得出結論：膠粒受水分子從各方面撞擊、推動，每一瞬間合力的方向大小不同，所以每一瞬間膠粒運動速率和方向都在改變，因而形成不停地、無規則地運動。培養思維能力。

【演示】電泳實驗（見課本77頁）

【提問】1．通電后，U形管里陰極附近的紅褐色逐漸變深，陽極附近的紅褐色逐漸變淺，這表明陰極附近什么微粒增多了？

2．Fe（OH）3膠粒向陰極作定向移動，說明它具有什么樣的電性？

【小結】電泳概念：在外加電場的作用下膠體微粒在分散劑里做定向移動的現象，叫做電泳。

產生電泳現象的原因：因為膠體的微粒是帶電的粒子，所以在電場的作用下發生了定向移動，產生了電泳現象。

【板書】3．電泳現象

觀察后敘述實驗現象：陰極附近顏色變深，陽極附近顏色變淺。

思考、得出結論： 1．通電后，陰極附近Fe（OH）3膠粒增多了。

2．說明Fe（OH）3膠粒是帶正電荷的。利用實驗創設問題情境，激發興趣。

培養學生根據實驗現象，逐步分析得出結論的能力，向學生滲透分析問題的方法。

【指導閱讀】課本第77頁第二段至第三段，思考：1．為什么膠體微粒帶有電荷？

2．哪些膠體帶正電荷？哪些膠體帶負電荷？ 自學、思考、總結出結論：

1．膠體微粒帶電荷的原因：表面積大，吸附力強，吸附陰離子的帶上負電荷，吸附陽離子的帶上正電荷。

2．帶正電荷的膠體：金屬氫氧化物、金屬氧化物。

帶負電荷的膠體：金屬硫化物、非金屬氧化物。培養學生獨立解決問題的能力。

教師活動 學生活動 設計意圖

3．膠體分散系穩定的原因？

【板書】帶正電荷的膠體：金屬氫氧化物，金屬氧化物。

帶負電荷的膠體：金屬硫化物，非金屬氧化物。

3．膠體分散系穩定的原因：同種膠粒帶同種電荷，相互排斥而不容易聚集：布朗運動能克服重力作用，膠粒不易沉積。

認識膠體所帶電荷情況及膠體分散系穩定的原因。

【講述】簡介電泳原理的應用

1．在陶瓷工業中，借助它來除去粘土中所混雜的氧化鐵雜質。簡述方法。

2．氣溶膠也可發生電泳現象，如在水泥、冶金等工業中，通高壓電于含煙塵的氣體時，可除去大量煙塵以減少空氣污染，凈化環境，保護人民健康。傾聽、思考。

聯系實際，激發興趣。

教育學生關心環境，培養社會責任感。

【提問】剛才，我們已經知道了膠體穩定的因素，那么我們能否有針對性地想出辦法來破壞膠體的穩定性，使膠粒彼此聚集成大顆粒而沉淀下來呢？

歸納總結，出示探究方案：（投影）

開展討論，提出消除膠粒所帶電荷的方案。

1．加電解質溶液；

2．加帶相反電荷的膠粒；

3．加熱。

實驗，觀察現象，做好記錄。

實驗現象：(1)渾濁

(2)渾濁

(3)產生沉淀

培養學生創造性思維能力。

培養學生動手實驗能力，觀察能力。

教師活動 學生活動 設計意圖

【指導閱讀】教材第78頁第1行至第16行，思考產生上述實驗現象的原因是什么？

小結：膠體凝聚概念和凝聚方法。

【板書】4．膠體的凝聚

方法：（1）加電解質溶液

（2）加帶相反電荷的膠粒（3）加熱

閱讀、思考，填好上表：

(1)MgSO4=Mg2++SO42-，其中帶負電荷的SO2-4離子與帶正電荷的Fe（OH）3膠粒發生電性中和而聚集沉淀。

(2)Fe（OH）3膠粒帶正電，硅酸膠粒帶負電，混合后發生電性中和，使膠粒凝聚為沉淀而析出。

(3)加熱時，膠體微粒受熱后相互碰撞的機會增多，從而使膠體凝聚為沉淀析出。

【練習】解釋下列問題（投影）

1．河流入海處，易形成三角洲的原因。

2．豆漿里放入鹽鹵或石膏，為什么可制成豆腐？

3．氯化鐵和硫酸鋁溶于水形成膠體，它們為什么都有凈水的作用？ 分組討論，解釋實驗現象，相互補充，得出正確答案。聯系實際，強調學習的真正目的是解決實際問題。

【提問】通過這節課的學習，你知道了什么？你認為這節課的知識重點是什么？

【課堂小結】 思考、討論、回答。

感受學習新知識的樂趣。培養學生歸納總結能力。

鞏固所學知識。

教師活動 學生活動 設計意圖

【隨堂檢測】

1．在氫氧化鐵膠體中逐滴滴入一種液體，初滴入時氫氧化鐵膠體發生凝聚而沉淀，繼續滴入，沉淀消失則這種溶液應是（）。

（A）0.5molL硫酸鎂（B）蒸餾水

（C）0.5molL氯化鉀溶液（D）0.5molL鹽酸

2．硅酸膠體微粒帶負電，現把氯化鈣溶液、蔗糖溶液、氫氧化鐵膠體、硫化銻膠體分別加入到硅酸膠體中，發生的現象依次是：①_____，②____，③_____，④______。

3．實驗時，手不慎被玻璃劃破，可從急救箱中取氯化鐵溶液應急止血，其原因是_______，若換成硫酸銅溶液，是否可以？其原因是_________。1、2題檢測膠粒帶電情況及膠體凝聚方法。3題針對少數優秀學生，考查知識應用能力。

【作業】課本第79頁習題2、3、4、5題。

板書設計

三、膠體的性質

1．丁達爾現象

2．布朗運動

4．膠體的凝聚

方法：（1）加入電解質溶液（2）加入帶相反電荷的膠粒（3）加熱

附：課堂練習答案

1．河水中粘土等膠粒，遇海水中電解質而發生凝聚作用，逐漸沉降為三角洲。

2．豆漿里的蛋白質膠體，遇電解質形成凝膠。

3．Fe（OH）3和Al（OH）3膠粒帶正電荷，而粘土膠粒帶負電荷，相遇而發生凝聚作用。

隨堂檢測答案1．（D）2．①凝聚②無現象③凝聚④無現象

3．血液是膠體，FeCl3是電解質，可使血液發生凝聚。不能用硫酸銅，因為銅鹽有毒，雖然也能使血液凝聚，但不能使用。

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