初三化学教学计划讲课教案.doc

此文档仅供收集于网络，如有侵权请联系网站删除
初三化学教学计划
一、教材分析：
本教材特别注重以探究学习为主线，精心设计主题内容呈现，实施功能性栏目的内在组合，促进知识迁移和运用。其显著特点是功能栏目普遍加强，围绕章的课题设有：章导学、观察与思考、联想与启示、活动与探究、拓展视野、练习与实践、交流与讨论、你已经知道什么、整理与归纳、本章作业及某些隐性栏目如科学方法介绍、实验安全操作规则、化学史实等。这些特定功能性栏目根据相关主题或课题内容，灵活运用，优化组合，能极大地调动学生积极参与课堂教学活动，有利于推进自主性、合作性、体验性、探究性学习的实施，体现了人的建构性学习方式与真实的本质、知识的本质、人的交互作用的本质以及科学的本质的联系。
二、教学建议：
随着国家《基础教育课程改革纲要》的颁布和九年义务教育《化学新课程标准》的推行,中考改革力度的不断加大，考核的重点已不再是知识点的简单记忆和重现，而是力求将化学问题摆放在分析和解决实际问题的背景中，从知识的整体联系上去考核，注重探究、体现开放。面对新形势下2016年的中考教师们应如何组织有效甚至高效的教学与复习呢？
新授
1、突 出学生的主体地位
新课程认为：教学的根本目的不在于教师教了多少，而在于学生学会了多少。因此在教学中，要从学生实际出发，尊重学生原有知识结构，对于学生能力所及的教学内容应大胆放手，让学生去自主学习（如让学生通过资料查询并结合生活实际，撰写小论文）、合作学习（如在复习过程中给各学习小组安排一定的学习任务，进行班级交流）。
2、积极发挥科学探究在教学中的作用
《化学课程标准》提出要“将科学探究作为改变学生学习方式的突破口”，因此，教学中教师要注意将“验证性实验”转变为“探究性实验”，积极发挥科学探究对学生学习的促进作用。开展科学探究活动时，要积极发挥师生自身能动性，创造性地完成探究教学的任务，例如， “对酸碱指示剂的探究”等简单的探究实验，可以发挥学生的能动性，让学生自己准备实验用品和器材.
3、  处理好过程与结果的关系
新课程提倡以学生为主体，让学生在探究活动中体验获取知识的过程，因此，我要善于发挥引导者、组织者的作用，引导学生对活动进行反思、总结，达成共识，来完成教学目标。
4、处理好学与练的关系
初三化学处于启蒙阶段，知识浅、易听懂，如果教师不适时适当地安排练习，久而久之学生基础就会变得非常薄弱。因此，根据教学内容设计难度适宜的课外练习，强化一下基础，就可以为下学期的中考复习打下扎实的基础。
复习
1、落实新课程理念，把握命题主旋律。
近年的中考试题已不仅仅关注知识的多少，更关注知识、技能、人文素养、探究能力和综合素质的提高，进入新课程以后，毋庸置疑，作为指挥棒的中考将更加凸显新课程所应彰显的理念，综合性与创新性是当前教学、考试命题的主旋律。随着复习型试题、创新型、探究型试题的出现，能力训练的多元化发展已成为当前教学重头戏，猜题押宝被动防御，题型僵化方法单调，将越来越难以适应中考。在知识、能力要求一定范围下，让考生的思维活动起来，情感丰富起来，个性发挥出来，让能力与知识有机融合在一起。
2、关注社会与生活，做到学以致用。
科学知识源于生产、生活，发展于生产、生活，同时应用于生产、生活实际问题的解决过程之中，利用基础知识、基本技能解决实际问题的试题将作为能力考查中最为常见的命题，那就是要重视化学知识的实用性和社会性，无论是教学、复习还是考查都不能背离和超脱于实际之外。能够从试题的背后看出新的命题意图来，化学探究题这一最能展现学生能力的试题，应成为对学生道德品格、人文素养、知识能力、探究精神进行全面检阅的主力军，更应从生活实际出发，不能成为好高骛远的空中楼阁。
3、强化基础，回归本位
从试题结构和阅卷情况看，近几年的中考化学均以基础题为主，我们的教学与复习必须夯实好这一基础，强化化学基础知识，基本操作技能的训练，巩固其本位作用，彰显本位特性，让学生在做中学，学中做，鼓励学生创新的同时夯实基础，在拓展的同时训练能力，在探究的同时增强本位意识，不能一味的求难、奇、新、怪，否则会弄巧成拙，得不偿失。
三.教学进度：（第一学期）
周次
日期
教学内容和课时安排
备注
1
8.10～8.19
介绍学科特点、学习方法、了解学生、学情、激发学生学习兴趣。（1课时）
第一章
实验基本操作(3课时)
第1节 化学给我们带来什么(2课时)
第2节 化学研究些什么(第2课时)
8月11日上课
2
8.22～8.31
第3节 怎样学习和研究化学(1课时)
第一章复习测试(2课时)

3
9.1～9.4
第二章第1节 由多种物质组成的空气(2课时)

4
9.5～9.11
第2节 性质活泼的氧气(3课时)

5
9.12～9.18
第3节 奇妙的二氧化碳(2课时)
第4节 自然界中的水(第1课时)

6
9.19～25
第4节 自然界中的水(第2课时)
第二章复习测试(2课时)

7
9.26～10.2
第三章第1节 用微粒的观点看物质(2课时)
第2节　构成物质的基本微粒(第1-2课时)
国庆节放假 
8
10.3～10.12
第2节　构成物质的基本微粒(第3-4课时)
第3节 组成物质的化学元素(2课时)

9
10.13～10.23
第4节 物质组成的表示方法(第1-4课时)

10
10.24～11.3
第三章复习测试(4课时)

11
11.3—11.8
第四章第1节 燃烧与灭火(第1课时)
期中复习、

12
11.8～11.13
期中复习考试、试卷讲评

13
11.14～11.19
第1节 燃烧与灭火(第2课时)
第2节 定量认识化学变化(第1-2课时)

14
11.20 ～11.24
第2节 定量认识化学变化(第3课时)
第3节 化石燃料的利用(2课时)

15
11.25～11.30
第2节 铁的冶炼 合金(2课时)
第3节 金属的防护和回收(2课时)

16
11.30～12.5
第4节 石灰石的利用(2课时)
第五章复习测试(2课时)

17
12.5～12.12
第六章 第1节物质的溶解(3课时)
第2节 溶液组成的表示法(第1课时)

18
12.12～12.19
第2节 溶液组成的表示法(第2-3课时)
第3节 物质的溶解性(第1-2课时)

19
12.20～12.25
第3节 物质的溶解性(第3课时)
第六章 复习测试(2课时)

20
12.26～1.5
第六章 复习测试(2课时)
第七章 第1节溶液的酸碱性(2课时)

21
1.6～1.10
第2节 常见的酸和碱 (第1-2课时)第二节 常见的酸和碱(第3-4课时)

22
1.11～1.15
第3节酸和碱的中和反应（第1-2课时）
第七章第4节酸碱盐的应用（第1-2课时）

23
1.16～1.20
第七章复习与检测

24
1.21～1.25
第八章食品中的有机化合物（第1至第4节）

25
1.26～1.31
第九章化学与社会发展（第1至第3节）

26
2. 1～2.8
期终复习
期终考试

四、各章节详细复习要点：
第一章 开启化学之门 重难点：
1、物理变化：没有生成其他物质的变化，如石蜡熔化、水的三态变化、灯泡发光等。
2、化学变化：生成了其他物质的变化，如燃烧、钢铁生锈、食物腐败、呼吸作用、光合作用等。
3、物理性质：物质不需要发生化学变化就能表现出来的性质，它包括颜色、状态、气味、熔点、沸点、硬度、密度、溶解性、导电导热性、延展性等。如通常状况下，二氧化碳是无色无味的气体，密度比空气大，能溶于水，降温后能变成固态的干冰。
4、化学性质：物质在化学变化中表现出来的性质，如可燃性、还原性、氧化性、酸性、碱性、腐蚀性等。
5、吸烟有害健康：吸烟的主要有毒物质焦油（含有多种致癌物质，苯并芘等）、烟碱（尼古丁Nicotine，成瘾性）、一氧化碳（心血管衰竭）
6、化肥的合理施用及存放
实验：碳酸氢铵的受热分解（应该放在避光阴暗处，密封保存）
现象：固体变少，有刺激性气味，产生的气体能使澄清石灰水变混浊，在试管口有液体
NH4HCO3 △ NH3↑ + H2O + CO2 ↑
7、化学指导人类合理利用资源（在自然资源方面的应用）
（1）合理利用的保护水资源的问题（污水净化，海水淡化）
（2）钢铁的合理使用（增强性能，延长寿命）
实验：在盐水中的铁生锈实验； 现象：铁丝表面出现了红色物质，红色水柱上升
（3）白色污染问题（可降解塑料）
（4）全球变暖问题（温室效应，植树造林，控制二氧化碳的排放量）
（5）臭氧层空洞（氟里昂）
（6）酸雨（二氧化硫等酸性气体的排放，使用清洁能源）
实验：含硫火柴的燃烧
现象：有刺激性气味，并且一段时间后，红色高锰酸钾溶液褪色
用木条做对比试验，高锰酸钾溶液没有变化
8、研究“铜绿”性质的有关实验
实验步骤
实验现象
实验结论
1．“铜绿”和盐酸作用
产生大量气泡，并且看到“铜绿”溶解形成蓝色溶液。
铜绿能与盐酸作用形成二氧化碳，氯化铜和水。
2．“铜绿”受热的变化
绿色固体受热后变成黑色固体，在试管壁上有水珠生成，生成能使澄清石灰水变浑浊的气体。
铜绿受热能分解黑色的氧化铜，水和二氧化碳
“铜绿”[Cu2(OH)2CO3]是一种绿色粉末状的固体，它能与盐酸作用，生成氯化铜、水和二氧化碳[Cu2(OH)2CO3 + 4HCl == 2CuCl2 + CO2↑+ 3H2O]。“铜绿”受热后能分解，生成氧化铜、水和二氧化碳[Cu2(OH)2CO3==2CuO + CO2↑+ H2O]。
第二章 我们身边的物质 重难点：
1、空气的成分(按体积算)：N2 78% , O2 21% , CO2 0.03% ,稀有气体0.94%,杂质0.03%.
2、混合物：由两种或两种以上物质组成，如空气、自来水、矿泉水、海水、石灰水、粗盐、石灰石、盐酸、黄铜、生铁和钢等各种合金。
纯净物：只由一种物质组成，如O2 、N2 、CO2、H2O等。
3、大气污染可分为烟尘和有害气体两类，烟尘可来自工厂、建筑工地；有害气体主要包括SO2、NO2、CO，主要来自工业废气和化石燃料的燃烧。为了防治大气污染，我们既要处理工厂废气，减少化石燃料的燃烧，又要大力提倡植树造林。（工业上“固硫”常使用生石灰或石灰石）
4、O2的物理性质：通常状况下，O2是无色无味的气体，密度比空气稍大，不易溶于水，降温可变成淡蓝色液体和雪状固体。
O2的化学性质：各种物质在氧气中燃烧的现象和化学方程式如下
燃烧的现象
点燃
燃烧的化学方程式
木炭在氧气中剧烈燃烧，发出白光，放出大量热

C+ O2══ CO2
硫在氧气中剧烈燃烧，发出明亮的蓝紫色火焰，生成有刺激性气味的气体
点燃

S +O2 ══SO2
磷在氧气中剧烈燃烧，发出黄白色火焰，产生大量白烟
点燃

点燃
4P + 5O2══2P2O5
铁在氧气中剧烈燃烧，火星四射，生成黑色固体

3Fe + 2O2══Fe3O4
蜡烛在氧气中剧烈燃烧，发出白光，生成的气体能使澄清石灰水变浑浊
点燃

石蜡+氧气═══二氧化碳+水
5、氧气的用途：（1）供给呼吸：登山、潜水、医疗、宇航等；
（2）支持燃烧：炼钢、发射火箭、氧炔焰等。
6、氧气的工业制法：分离液态空气法：空气→液化→蒸发→氮气、液态氧。（物理变化）
MnO2
7、氧气的实验室制法：（1）2KMnO4═══K2MnO4+ MnO2 + O2↑ ；
（2）2H2O2 ═══ 2H2O + O2 ↑。（可用排水法收集O2 ，因为O2不易溶于水）
发生装置选择的依据：反应物的状态和反应条件；
气体收集装置的选择依据：生成物的溶解性、密度、是否与空气反应、是否与水反应
8、二氧化碳在自然界的循环：（1）产生途径：人、动植物的呼吸，化石燃料等含碳燃料的燃烧，动植物遗体的分解；（2）消耗途径：绿色植物的光合作用，海洋的吸收作用。
9、温室效应：主要是由二氧化碳引起的全球气候变暖。一方面我们要减少含碳燃料的燃
烧，另一方面我们要大力开发氢能、风能、太阳能、核能等新能源。（如何比较二氧化碳和甲烷的温室效应能力？[注意设计实验时对变量的控制]）
10、二氧化碳的物理性质：通常状况下，CO2是无色无味的气体，密度比空气大，能溶于水，降温可变成无色液体和无色固体（干冰）。
二氧化碳的化学性质：（1）CO2能使紫色石蕊试液变红：CO2 + H2O ═ H2CO3 ；
加热上述红色液体会恢复为紫色，因为碳酸不稳定易分解： H2CO3 H2O + CO2↑
（2）CO2能使澄清石灰水变浑浊：CO2 + Ca（OH）2 ═ CaCO3↓+ H2O ，该反应可用于CO2气体的检验。
CO2的用途：（1）灭火（不能燃烧不能支持燃烧，密度比空气大）；（2）人工降雨、舞台云雾（干冰升华吸收大量热，使水蒸气液化）；（3）光合作用的原料；（4）保存食品（和冰比较有什么优点）。
11、CO2的实验室制法：大理石或石灰石与稀盐酸：CaCO3 + 2HCl═CaCl2+H2O+CO2↑，
可用向上排空气法收集CO2，验满时用燃着的火柴放在瓶口，看火柴是否熄灭。
12、CO2与人体健康：CO2无毒，当空气中含量达到一定浓度对人体有害，因为CO2不能供给呼吸，故进入枯井或山洞前要做灯火试验。
点燃
通电
13、电解水：负极气体能燃烧产生淡蓝色火焰（H2），正极气体能使带火星木条复燃（O2），
体积比为2 ∶1 ，2H2O═══2 H2 + O2↑ ，2 H2 + O2══ 2H2O （1.为什么刚开始产生的氢气体积和氧气体积比大于2:1;2.如何从数值的角度判断产生的气体体积比接近理论值?）
14、硬水与软水：溶有较多钙、镁化合物的水叫硬水；溶有较少或不含钙、镁化合物的水叫软水。可用肥皂水检验硬水与软水（化学变化），若出现大量泡沫，是软水；反之为硬水。（家庭中常用加热煮沸的方法将硬水转化为软水——化学变化）
15、水的净化：（1）静置；（2）明矾净水（明矾能吸附水中悬浮的杂质使其沉降）；（3）过滤（把固体和液体分开：一贴、二低、三靠；仪器：漏斗、玻璃棒、烧杯）。（4）活性炭（吸附色素和异味）（4）蒸馏。
注：精盐提纯——去除不溶性杂质，得到的精盐中还含有氯化镁、氯化钙等可溶性杂质。
①实验步骤：溶解、过滤、蒸发 ②实验仪器
实验步骤
实验仪器
其中玻璃棒的作用
溶解
烧杯、玻璃棒
加速溶解
过滤
铁架台（带铁圈）、漏斗、烧杯、玻璃棒
引流
蒸发
铁架台（带铁圈）蒸发皿、酒精灯、玻璃棒
使液体受热均匀，防止液体飞溅
第三章 物质构成的奥秘 重难点：
1、微粒的性质：（1）物质是由极小的微粒构成的；（2）微粒在不断地运动（温度越高，运动越快）；（3）微粒之间有空隙（气体＞液体＞固体，气体容易压缩）
2、构成物质的微粒：（1）分子（保持物质化学性质的一种微粒，由原子构成）；（2）原子（化学变化中的最小微粒，在化学变化中不可再分）；（3）离子（原子失去或得到电子后形成的带电微粒，可分为阳离子[如Na+、NH4+]和阴离子[如Cl—、CO32—]，阴、阳离子相互结合形成离子化合物（如NaCl、NH4HCO3）。
3、原子结构：（1）原子核：居于原子中心，体积极小但质量相当于整个原子质量。它虽小，还可分为带正电质子和不带电的中子。（2）电子：带负电，在原子核外很大空间作高速运转。跟原子比较，其质量和体积都可忽略不计。(3)元素的化学性质主要与原子的最外层电子数。
4、相对分子质量：”分子中各原子相对原子质量的总和”或”质子数和中子数之和”。如Ca（OH）2的相对分子质量Mr[Ca（OH）2] = 40+（16+1）×2 = 74 。(注意:硫酸铜晶体的相对分子质量的计算?)
5、元素名称、符号：记住常见20种元素名称及其符号
名称
符号
名称
符号
名称
符号
名称
符号
氢
H
氮
N
钾
K
锌
Zn
碳
C
氯
Cl
镁
Mg
铜
Cu
氧
O
硅
Si
铝
Al
银
Ag
硫
S
碘
I
钙
Ca
汞
Hg
磷
P
钠
Na
铁
Fe
锰
Mn
6、自然界中的化学元素：（1）地壳中最多的元素：O （2）地壳中最多的金属元素：Al
（3）海水、人体中最多的元素：O （4）太阳上最丰富的元素：H
7、常见元素和原子团的化合价：
符号
化合价
符号
化合价
符号
化合价
符号
化合价
K
+1
Ca
+2
Cu
+2
OH
—1
Na
+1
Mg
+2
O
—2
NO3—
—1
Ag
+1
Ba
+2
Al
+3
SO42—
—2
H
+1
Zn
+2
Si
+4
CO32—
—2
8、化合物的命名：（1）两种元素化合：“某化某”，如MgO氧化镁，NaCl氯化钠，Fe3O4四氧化三铁，P2O5五氧化二磷，Ca（OH）2氢氧化钙；（2）金属与酸根化合：“某酸某”，如CaCO3碳酸钙，CuSO4硫酸铜，NH4NO3硝酸铵。
9、化合物中某元素的质量分数：
Fe2O3中铁元素的质量分数=
NH4NO3中氮元素的质量分数=
第四章 燃烧 燃料 重难点：
1、燃烧的条件：（1）物质具有可燃性；（2）可燃物与氧气接触；（3）温度达到着火点。
灭火的方法：（1）移走可燃物；（2）隔绝氧气（如油锅着火可用锅盖盖灭）；（3）降低可燃物的温度至着火点以下（如房屋着火时消防队员用高压水枪灭火）。
2、发生火灾的应急处理：（1）若火势小，可自行用灭火器材扑灭；（2）若火势大，应立即拨打“119”，并说明火灾地点、火势大小、可燃物性质。自己用湿毛巾捂住口鼻，匍匐前进，寻找安全出口，切勿轻易跳楼！
点燃
3、完全燃烧与不完全燃烧：（1）当氧气充足时，可燃物完全燃烧，放出热量多。
点燃
C + O2═══CO2；（2）当氧气不充足时，可燃物不完全燃烧，放出热量少，不仅浪费燃
料，还会产生一氧化碳等有毒气体和碳黑污染环境。2C + O2═══2CO 。所以，我们要想方设法增大可燃物与氧气的接触面积，如燃烧蜂窝煤比燃烧煤球好。
4、爆炸：可燃物在有限空间内急速燃烧，在短时间内产生大量热和气体导致爆炸。一切可燃性气体、粉尘、在遇到明火时都有可能发生爆炸。（也有物理变化的爆炸如车胎爆炸）。
5、质量守恒定律：参加化学反应的各物质的质量总和等于反应生成的各物质的质量总和。
（1）元素种类守恒：法轮功头目李洪志鼓吹他发功可把铜铁变成金银，他违背了化学反应不可能产生新元素的规律；（2）每种元素的原子个数守恒：反应X+3O2══2CO2+3H2O，X的化学式应为C2H6O 。（3）物质质量守恒：反应A+2B══C+2D，现有5gA与10g B恰好完全反应生成8 g C，则生成D的质量为5+10─8=7 g。
质量守恒定律中所隐含的“六个一定不改变”、“两个一定改变”、“两个可能改变”：
（1）“六个一定不变”：①元素种类；②元素质量；③参加化学反应的各物质与反应后生成的各物质的质量总和；④原子种类；⑤原子数目；⑥原子质量。
（2）“两个一定改变”：①物质种类；②分子种类（由分子构成的物质）
（3）“两个可能改变”：①分子总数（由分子构成的物质）；②气体体积（在同温同压下对反应物和生成物均有气体时）。
6、化学变化的定量计算：实验室要制取二氧化碳8.8 g，至少需要含碳酸钙质量分数为80%的石灰石多少克？
解：设需要含碳酸钙80%的石灰石x g
CaCO3 + 2HCl ══ CaCl2 + H2O + CO2↑
100 44
x•80% 8.8
， 解得x=25 g 答：需要含碳酸钙80%的石灰石25 g 。
7、化石燃料：（1）煤：也叫煤炭，“工业的粮食”，复杂的混合物，主要元素为碳；（2）石油：“工业的血液”，复杂的混合物，主要元素为碳、氢；（3）天然气：“西气东输”的燃料，主要成分为甲烷（CH4）。它们既是燃料又是重要的化工原料，简单燃烧既浪费资源，又会产生二氧化碳而引发温室效应，产生热污染，释放SO2、CO等有毒气体和粉尘污染环境。一方面我们要节约化石燃料，另一方面要积极开发新能源。
8、化石燃料的综合利用：（1）煤干馏（化学变化）会分解成焦炭（冶金工业的重要原料）、煤焦油（化工生产的重要原料）、焦炉煤气（重要的燃料）；（2）石油分馏（物理变化）可得到石油气、汽油、煤油、柴油、润滑油、石蜡、沥青。
第五章 金属与矿物 重难点：
1、金属材料（1）金属的物理性质：①常温下一般为固态（汞为液态），有金属光泽；
②大多数呈银白色（铜为紫红色，金为黄色）；③有良好的导热性、导电性、延展性。
（2）金属之最：①铝：地壳中含量最多的金属元素 ②钙：人体中含量最多的金属元素
③铁：目前世界年产量最多的金属（铁>铝>铜） ④铬：硬度最高的金属
⑤银：导电、导热性最好的金属（银>铜>金>铝） ⑥钨：熔点最高的金属
⑦汞：熔点最低的金属
（3）合金：由一种金属跟其他一种或几种金属（或金属与非金属）一起熔合而成的具有金属特性的物质。 ★合金是混合物而不是化合物。
★一般说来，合金的熔点比各成分低，硬度比各成分大，抗腐蚀性能更好。
合金
铁的合金
铜合金
焊锡
钛和钛合金
形状记忆金属
生铁
钢
黄铜
青铜:
成分
含碳量
2%~4.3%
含碳量
0.03%~2%
铜锌
合金
铜锡
合金
铅锡
合金

钛镍合金
备注
不锈钢：含铬、镍的钢
具有抗腐蚀性能
紫铜为纯铜
熔点低

2、金属的化学性质
点燃
（1）大多数金属可与氧气的反应
4Al+3O2══2Al2O3 3Fe+2O2══Fe3O4 2Cu+O2═2CuO
（2）较活泼金属与酸反应放出氢气
Fe+H2SO4══FeSO4+H2↑ 2Al +6HCl══2AlCl3+3H2↑ Cu不与盐酸反应
（3）金属1 + 盐1 →金属2 +盐2（活泼金属置换不活泼金属）
Fe + CuSO4 == Cu + FeSO4 (“湿法冶金”原理)，Cu+2AgNO3══2Ag+Cu（NO3）2
★单质铁在发生置换反应时，生成的都是+2价的亚铁。
★置换反应：单质1+化合物1══单质2+化合物2
3、金属资源的保护和利用
1、炼铁的原料：铁矿石、焦炭、石灰石和空气
铁矿石：主要有赤铁矿Fe2O3、磁铁矿Fe3O4、菱铁矿FeCO3、黄铁矿FeS2
焦炭：主要作用是提供热量和产生还原剂CO；
石灰石：主要作用是造渣，除去铁矿石中SiO2等杂质。
2、炼铁的设备：高炉
3、炼铁的原理：在高温条件下，利用还原剂一氧化碳从铁的氧化物中将铁还原出来。
4、炼铁的过程及反应（以赤铁矿为例）：
（1）焦炭燃烧产生热量并生成还原剂C+O2CO2；CO2+C2CO
（2）氧化铁被CO还原成铁Fe2O3+3CO2Fe+3CO2
（3）SiO2与CaCO3分解产生的CaO反应生成硅酸钙
CaCO3CaO+CO2↑；CaO+SiO2==CaSiO3 ；炉渣主要成分
常见的铁矿石主要有：吃铁矿（主要成分是Fe2O3）、磁铁矿（主要成份Fe3O4）、菱铁矿（主要成分为FeCO3）、黄铁矿（主要成分是FeS2）。请你从多角度分析这几种矿石哪些不适合用来炼铁。
分析：根据化学式的计算，黄铁矿及菱铁矿中铁的质量分数都较小，并且黄铁矿中含有硫元素，在炼铁的过程中，很有可能形成二氧化硫气体，排放到空气中引起空气污染。
（二） 一氧化碳还原氧化铁实验
1、反应方程式：Fe2O3+3CO2Fe+3CO2
2、实验现象：红棕色的粉末变为黑色粉末，澄清石灰水变浑浊。
3、实验步骤：
反应前，先通一段时间一氧化碳，然后再加热。目的是为了尽可能的排尽试管中的空气，防止造成爆炸。
反应后，先撤走酒精灯，等固体冷却后再停止通一氧化碳。目的是为了使固体冷却，防止石灰水倒吸。
4．尾气处理：由于一氧化碳有毒，在关于该气体的实验都需要注意尾气的处理，点燃或收集。
三、钢铁锈蚀条件是：①与O2接触 ②与水接触
★在有酸或盐存在的条件下，会加速钢铁生锈（铁锈的主要成分：Fe2O3）。
★铁锈很疏松，不能阻碍里层的铁继续与氧气、水蒸气反应，因此铁制品可以全部被锈蚀。因而铁锈应及时除去。而铝与氧气反应生成致密的氧化铝薄膜，从而阻止铝进一步氧化，因此，铝具有很好的抗腐蚀性能。
防止铁制品生锈的措施：①保持铁制品表面的清洁、干燥；②表面涂保护膜，如涂油、刷漆、搪瓷、电镀、烤蓝等；③制成不锈钢。
金属资源的保护和利用：①防止金属腐蚀；②回收利用废旧金属；③合理开采矿物； ④寻找金属的代用品。
★意义：节约金属资源，减少环境污染
四、石灰石
高温
（1）主要成分为碳酸钙，存在于大理石、石灰石、方解石、蛋壳、贝壳中；
（2）化学性质： ①CaCO3 ══ CaO + CO2↑ ②CaO + H2O══Ca（OH）2
③Ca（OH）2 + CO2══CaCO3↓+ H2O ④CaCO3 +2HCl══Ca Cl2 + H2O + CO2↑
（3）CO32—的检验方法：试剂：稀盐酸 、澄清石灰水
操作：取少量样品于小试管中，滴入稀盐酸，把生成的气体通入澄清的石灰水。
现象：澄清的石灰水变浑浊 结论：样品中含有CO32—
（4）用途：建筑石料、制生石灰、制水泥、制玻璃、炼铁等。
第六章 溶解现象 重难点：
1、溶解：物质以分子或离子形式均匀地分散到另一种物质的过程，叫做物质的溶解。有些物质溶于水放热，如NaOH、CaO、浓H2SO4 ；有些物质溶于水吸热，如NH4NO3、KNO3 ；还有些物质溶于水无明显温度变化，如NaCl 。
2、溶液：物质溶解后形成均一、稳定的混合物叫做溶液。如食盐水、石灰水、矿泉水等均是溶液，有些溶液还有颜色，如KMnO4溶液紫红色、CuSO4溶液蓝色、FeSO4为浅绿色、FeCl3溶液黄色。
3、悬浊液：固体小颗粒悬浮在液体中形成不均一、不稳定的混合物，如泥土分散到水中。
4、乳浊液：小液滴分散到液体中形成不均一、不稳定的混合物，植物油分散到水中。
5、乳化作用：洗涤剂等中的乳化剂能够把油分散到水中，使两种互不相溶的液体形成稳定乳浊液的过程。(洗涤油脂的三种方法1.热的纯碱溶液-化学反应;2.洗涤剂-乳化作用;3.汽油或酒精)
6、水溶液的特性；（1）冰点的降低：在严寒的冬季，水易结冰而酱油和食醋不会结冰；用食盐可以融化道路上的积雪。（2）沸点的升高：煮沸的汤比沸水温度高。（3）导电性：食盐水、稀硫酸、烧碱溶液均能导电是由于在其溶液中存在自由移动带电荷的离子，而蔗糖溶液不导电是由于蔗糖是由分子构成的。
7、溶液的组成：（1）溶质：被溶解的物质。它既可以是固体（如食盐水中的食盐），也可以为液体（如酒精水溶液中的酒精）或气体（如盐酸中的氯化氢、氨水中的氨气）。（2）溶剂：能溶解溶质的物质。水是最常见的溶剂，但也有其他溶剂，如碘酒中的酒精、汽油溶解植物油。
8、饱和溶液、不饱和溶液（1）概念：在一定温度下，在一定量溶剂里不能再溶解某种溶质的溶液叫做该溶质的饱和溶液；在一定温度下，在一定量溶剂里还能再溶解某种溶质的溶液叫做该溶质的不饱和溶液；
（2）判断方法：继续加入该溶质，看能否溶解。若不再溶解，为则饱和溶液。
（3）饱和溶液和不饱和溶液之间的转化
不饱和溶液
饱和溶液
降温、蒸发溶剂、加溶质
升温、加溶剂

注：①Ca(OH)2和气体等除外，它的溶解度随温度升高而降低
②最可靠的方法是：加溶质、蒸发溶剂
（4）浓、稀溶液与饱和不饱和溶液之间的关系：①饱和溶液不一定是浓溶液；②不饱和溶液不一定是稀溶液，如饱和的石灰水溶液就是稀溶液；③在一定温度时，同一种溶质的饱和溶液要比它的不饱和溶液浓。
9、溶质的质量分数（1）表达式： 溶质质量分数=
（2）在饱和溶液中：溶质质量分数w= （S为溶解度，w< S）
（3）用固体配制一定溶质质量分数的溶液：①步骤：计算、称量、溶解②仪器：天平、药匙、量筒、滴管、烧杯、玻璃棒。用浓溶液稀释（稀释前后，溶质的质量不变）：
①步骤：计算、量取、稀释 ②仪器：量筒、滴管、烧杯、玻璃棒
10、固体的溶解度（1）溶解度的定义：在一定温度下，某固态物质在100g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量。四要素：①一定温度；②100g溶剂；③达到饱和状态；④单位：克。
（2）20℃时NaCl的溶解度为36g含义：在20℃时，在100克水中最多能溶解36克NaCl。
（3）影响固体溶解度的因素：①溶质、溶剂的性质（种类）；②温度：大多数固体物的溶解度随温度升高而升高，如KNO3；少数固体物质的溶解度受温度的影响很小，如NaCl； 极少数物质溶解度随温度升高而降低，如Ca(OH)2。
（4）溶解度曲线 ①t3℃时A的溶解度为 80g 。
0
t1
t2
t3
N
t
S
P
80
A
②P点的的含义 在该温度时，A和C的溶解度相同。
·
③N点为 t3℃时A的不饱和溶液 ，可通过 加入A物质、降温、 蒸发溶剂的方法使它变为饱和。
·
B
④t1℃时A、B、C、溶解度由大到小的顺序C>B>A。
C
⑤从A溶液中获取A晶体可用降温结晶 的方法获取晶体。
⑥从B溶液中获取晶体，适宜采用 蒸发结晶 的方法获取晶体。
⑦t2℃ 时A、B、C的饱和溶液各W克，降温到t1℃会析出晶体的有A和B ，无晶体析出的有C，所得溶液中溶质的质量分数由小到大依次为 A<C<B 。
⑧除去A中的泥沙用 过滤 法；分离A与B（含量少）的混合物，用 结晶 法。
11、气体的溶解度（1）气体溶解度的定义：在压强为101kPa和一定温度时，气体溶解在1体积水里达到饱和状态时的气体体积。
（2）影响因素：①气体性质②温度越高，气体溶解度越小③压强越大，气体溶解度越大
12、混合物的分离 ①过滤法：分离可溶物 + 难溶物②结晶法：分离几种可溶性物质
结晶的两种方法 蒸发溶剂，如NaCl（海水晒盐）（实验步骤）
降低温度（冷却热的饱和溶液，如KNO3）（实验步骤）
第七章 应用广泛的酸碱盐 重难点：
1、酸、碱、盐的组成
酸=H++酸根离子 H2SO4 = 2H+ + SO42— HCl = H+ +Cl— HNO3 = H+ + NO3—
碱=金属离子+OH— NaOH = Na+ + OH— Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH— NH3·H2O
盐=金属离子（或铵根）+酸根离子 NaCl=Na++Cl— CuSO4= Cu2+ + SO42— Na2CO3 NH4Cl
酸、碱、盐的水溶液可以导电（原因：溶于水时离解形成自由移动的阴、阳离子）
2、浓盐酸、浓硫酸的物理性质、特性、用途

浓盐酸
浓硫酸
色、态
无色液体，工业用盐酸：黄色（含Fe3+）
无色粘稠、油状液体
气味
有刺激性气味
无
特性
挥发性 (敞口置于空气中，瓶口有白雾-氯化氢气体遇到空气中的水蒸气形成盐酸的小液滴)
吸水性 脱水性 强氧化性 腐蚀性
用途
①金属除锈 ②制造药物
③人体中含有少量盐酸，助消化
①金属除锈 ②浓硫酸作干燥剂
③生产化肥、精炼石油
3、酸的通性（具有通性的原因：酸离解时所生成的阳离子全部是H+）
（1）与酸碱指示剂的反应：使紫色石蕊试液变红色，不能使无色酚酞试液变色
（2）金属 + 酸（不包括硝酸和浓硫酸） → 盐 + 氢气
Fe+2HCl=FeCl2+H2↑Mg+H2SO4=MgSO4+H2↑
（3）碱性氧化物+酸→盐+水 CuO+ H2SO4= CuSO4+H2O Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O
（4）酸+碱→盐+水 HCl+NaOH=NaCl+H2O Ca(OH)2+ H2SO4= CaSO4+2 H2O
（5）酸+盐→新酸+新盐 HCl+AgNO3=HNO3+AgCl↓ H2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2HCl
4、氢氧化钠、氢氧化钙的物理性质、用途

氢氧化钠
氢氧化钙
色态
白色固体，极易溶于水（溶解放热）
白色粉末，微溶于水
俗名
烧碱、火碱、苛性钠（具有强腐蚀性）
熟石灰、消石灰
制法
Ca(OH)2+Na2CO3==CaCO3↓+2NaOH
CaO +H2O== Ca(OH)2
用途
①氢氧化钠固体作干燥剂
②化工原料：制肥皂、造纸
③去除油污：清洁剂中含氢氧化钠
①工业：制漂白粉
②农业：改良酸性土壤、配波尔多液
③建筑：
5、碱的通性（具有通性的原因：离解时所生成的阴离子全部是OH-）
（1）碱溶液与酸碱指示剂反应：使紫色石蕊试液变蓝色，使无色酚酞试液变红色
（2）酸性氧化物+碱→盐+水CO2+ Ca(OH)2= CaCO3↓+ H2O SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O
（3）碱+酸→盐+水2HNO3+Mg(OH)2=Mg(NO3)2+ 2H2O Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O
（4）碱+盐→新碱+新盐 2NaOH+CuSO4= Cu(OH)2↓+ Na2SO4
注：（1）（2）（4）只适用于可溶性碱。
注：①难溶性碱受热易分解（不属于碱的通性），如Cu(OH)2ΔCuO+H2O 2Fe(OH)3 ΔFe2O3+3H2O；②常见沉淀：AgCl BaSO4 Cu(OH)2 Fe(OH)3 Al(OH)3 Mg(OH)2 BaCO3 CaCO3 ，注：AgCl↓和BaSO4↓既不溶于水，又不溶于酸。
③复分解反应的条件：当两种化合物互相交换成分，生成物中有沉淀或有气体或有水生成时，复分解反应才可以发生。
6、酸性氧化物与碱性氧化物

酸性氧化物
碱性氧化物
定
义
凡能与碱反应生成盐和水的氧化物
大多数非金属氧化物是酸性氧化物
凡能与酸反应生成盐和水的氧化物
大多数金属氧化物是碱性氧化物
化
学
性
质
①大多数可与水反应生成酸
CO2+H2O=H2CO3 SO2+H2O=H2SO3
SO3+H2O==H2SO4
①少数可与水反应生成碱
Na2O+H2O==2NaOH K2O+H2O=2KOH
BaO+H2O==Ba(OH)2 CaO +H2O==Ca(OH)2
②酸性氧化物+碱 → 盐+水