人教版高一化学教学设计——二氧化硫12

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1、第二节二氧化硫Ⅰ、教学目标了解SO2的物质性质和用途，掌握SO2的化学性质。培养实验设计、观察、分析能力，训练知识应用能力。了解酸雨的形成和危害，认识保护环境的重要性，增强环保意识。Ⅱ、教学重点、难点SO2的化学性质Ⅲ、教学方法实验探究、设疑启发、对比归纳等。Ⅳ、教具准备多媒体、两试管SO2气体、试管、水槽、烧杯、石棉网、酒精灯、铁架台、石蕊试液、品红试液、KMnO4溶液、溴水。Ⅴ、课时安排1课时Ⅵ、教学过程“酸雨”一词是美国化学家Smith于1872年首先提出的，直到20世纪40年代，酸雨问题才引起人们的普遍关注。酸雨是如何形成的?其危害究竟

2、有多大?造成酸雨的罪魁祸首是谁呢?——SO2第二节二氧化硫一、二氧化硫的性质［演示1］一试管SO2气体，观色并闻味。［演示2］将一集满SO2的试管倒置于水槽中，晃动、观察、橡皮塞塞上后，取出水面，留作后用。1.物理性质及组成无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，易溶于水(1∶40)，易液化(－10℃)。从物质组成看，SO2和CO2有何关系?－20+4+6+4SO2和C从组成上看相似，其性质可能相似。CO2是一种酸性氧化物，SO2是否也是?再从化合价分析SO2其中硫显+4价，通过S—S—S—S，可以看出，S处于中间价态，而CO2中碳显最高价

3、态＋4价，这将导致两者性质上的差异。下面，通过实验来探究SO2的化学性质。2.化学性质二氧化硫是酸性氧化物吗?如何验证?〔演示3〕往刚才充有水的试管中滴加紫色石蕊试液，观察。紫色石蕊试液变红，说明溶液呈酸性，这是由于SO2溶于水和H2O反应生成H2SO3。这同CO2溶于水极为相似，亚硫酸也只能存在于溶液中，很不稳定，易分解成SO2和H2O。(1)酸性氧化物SO2＋H2OH2SO3(CO2＋H2OH2CO3)H2SO3、H2CO3均为不稳定的弱酸，但H2SO3的酸性比H2CO3强。既然SO2是酸性氧化物，它应具有酸性氧化物的通性，请大家对比CO2

4、写出SO2同NaOH溶液反应的化学方程式。SO2＋2NaOH====Na2SO3SO2＋NaOH====NaHSO3（SO2+2NaOH===Na2SO3+H2ONa2SO3+SO2+H2O===2NaHSO3）分析SO2中S的价态，推测它可能具有的性质。SO2中S为+4价，处于中间价，所以既有氧化性又有还原性。举例说明它的氧化性。(2)氧化性，SO2＋2H2S====3S↓＋2H2OSO2的氧化性较弱，只在少数反应中体现。请设计几例实验验证SO2的还原性。SO2的还原性应表现在它与氧化剂的反应上，可通过与O2、KMnO4（H＋）、卤素单质水

5、溶液等氧化剂的反应来证明。〔演示4〕将SO2气体分别通入溴水、KMnO4溶液中，观察。溴水和KMnO4溶液褪为无色，说明两者都与SO2发生了氧化还原反应，SO2具有还原性。(3)还原性SO2＋Br2＋2H2O====H2SO4＋2HBr5SO2＋2KMnO4＋2H2O====K2SO4＋2MnSO4＋2H2SO4催化剂△2SO2＋O2======2SO3SO2具较强的还原性，可被X2、O2、KMnO4、HNO3等许多氧化剂氧化。SO2中+4价的S遇到氧化剂可失去电子被氧化成+6价的S，亚硫酸、亚硫酸盐在常温下就能被氧化，所以亚硫酸盐应密闭保存，

6、以防变质。2H2SO3＋O2====2H2SO42Na2SO3＋O2====2Na2SO4我们学过的HClO、O3、Na2O2、H2O2等都是强氧化剂，具漂白性。SO2也有氧化性，能漂白吗?〔演示5〕往品红溶液中通入SO2气体，然后再加热，观察。品红溶液中通入SO2气体，红色褪去，与往其中通入Cl2的现象相同，说明SO2具有什么性质?加热后，红色恢复，说明了什么?SO2具有漂白性，但生成的无色物质不稳定，受热易分解，使颜色恢复。4.漂白性SO2和氯水的漂白有何不同?氯水漂白是因Cl2溶于水后产生的HClO有强氧化性，可将有色物质氧化成无色物质而

7、漂白，实质为氧化还原反应，这种漂白效果是永久性的。SO2漂白是因为它与有色物质反应生成一种不稳定的无色物质，这种无色物质见光遇热易分解，从而使有色物质恢复原色。实质为非氧化还原反应，这种漂白结果是暂时的。氯水与二氧化硫漂白性的比较氯水二氧化硫原理氯水中HClO将有色物质氧化成无色物质SO2溶于水产生的H2SO3与有色物质直接结合生成不稳定的无色物质实质氧化还原反应非氧化还原反应效果永久性暂时性范围可漂白大多数有色物质，能使紫色石蕊试液褪色漂白某些有色物质，不能使紫色石蕊试液褪色（石蕊变红）（工业上常用SO2来漂白纸浆，以致报纸放久会变黄。）SO

8、2能使溴水、KMnO4溶液褪色与SO2使品红褪色，实质相同吗?不同。前者缘于SO2的还原性，发生的是氧化还原反应。后者缘于其漂白性，发生的是非氧化还原