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范文一：高一化学必修一

氧化还原反应及其配平

一、五对概念

在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。它们的名称和相互关系是：

二、五条规律

1、表现性质规律

同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有

还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。

2、性质强弱规律

3、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。例如，向含有FeBr 2溶液中通入Cl 2，首先被氧

化的是Fe 2+

4、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。

5、电子守恒规律

在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或

共用电子对偏离）总数一定相等。

三．物质氧化性或还原性强弱的比较:

1、由元素的金属性或非金属性比较

金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱

非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱

2、由反应条件的难易比较

不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。如：

前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：

与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。

3、根据被氧化或被还原的程度不同进行比较

当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越

强。

如，根据铁被氧化程度的不

同。同理，不同的还原剂

，可判断氧化性：。同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，

氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。

4、根据反应方程式进行比较

氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物

氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物

5、根据元素周期律进行比较

一般地，氧化性：上>下，右>左；还原性：下>上，左>右。

6、某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关：

温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。

浓度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。

酸碱性：如中性环境中不显氧化性，酸性环境中显氧化性；又如溶

液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。

注意：物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易，与得失电子的多少无关。如还原性：，氧化性：。

一、氧化还原反应中的概念辨析：

例1 制备氰化钙的化学方程式为

CaCO 3 + 2HCN = Ca(CN)2 + CO ↑+ H2↑ + CO2↑，在反应中（）

A. 氢元素被氧化，碳元素被还原 B. HCN既是氧化剂又是还原剂

C. Ca(CN)2是氧化产物，H 2 是还原产物 D. CO为氧化产物，H 2 为还原产物

例2 下列叙述正确的是（）

A. 含金属元素的离子不一定都是阳离子

B. 在氧化还原反应中，非金属单质一定是氧化剂

C. 某元素从化合态变为游离态时，该元素一定被还原

D. 金属阳离子被还原不一定得到金属单质

例3 120℃、101.3KPa 条件下，有2LH 2O 、2LCO 、1LCO 2、0.5LO 2和1LH 2组成的混合气体。

将混合气体通过分别放有足量Cu 粉、C 粉和CuO 粉的三个灼热的反应管。假设气体通过每

个反应管都能充分反应，且不论三个反应管以何种顺序排列，问：．．．．．．．．．．．．．．

⑴尾气是否有可能是单一气体？（填“可能”或“不可能”）。若可能，该气体是 ⑵原气体中是否有几种（或一种），不可能再存在于尾气之中：（填“有”或“没

有”。若有，它们（或它）是。

⑶原气体中是否有几种（或一种）肯定存在于尾气中？（填“有”或“没有”。

若有，它们（或它）是。

二、氧化性或还原性强弱判断：

例4 根据下列反应判断有关物质还原性由强到弱的顺序是（）

例5 已知

均有还原性，它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为

。则下列反应不能发生的是（）

三、氧化还原反应方程式配平：

1、定项配平：

例5 实验室为监测空气中汞蒸气的含量；往往悬挂涂有CuI 的滤纸，根据滤纸是否变色或颜色发生变化所用去的时间来判断空气中的含汞量，其反应为：4CuI ＋Hg →Cu 2HgI 4＋2Cu

（1）上述反应产物Cu 2HgI 4中，Cu 元素显价。

（2）以上反应中的氧化剂为，当有1molCuI 参与反应时，转移电子 mol。

2＋－（3）CuI 可由Cu 与I 直接反应制得，请配平下列反应的离子方程式。

2＋

－

2、缺项配平：

例

6 KClO 3(浓) →2

↑2↑

(1)请完成该化学方程式并配平（未知物化学式和系数填入框内）

(2)浓盐酸在反应中显示出来的性质是（填写编号，多选倒扣）。

①只有还原性 ②还原性和酸性

③只有氧化性 ④氧化性和酸性

(3)产生0.1molCl 2, 则转移的电子的物质的量为 mol 。

(4)ClO2具有很强的氧化性。因此，常被用作消毒剂，其消毒效率（以单位质量得到的电子数表示）是Cl 2的倍。

3、依题意书写氧化还原反应方程式：

例7 在KI 和H 2SO 4 溶液中加入H 2O 2 ，放出大量不溶于水的无色气体(气泡从溶液内部放出) ，同时溶液呈紫红色，且可使淀粉变蓝，写出化学方程式.

一、认识配平方法：“化合价升降法”

A 级（1）理论依据：

① 在氧化还原反应中电子得失的数目：相等

在氧化还原反应中化合价升降的数目：相等

② 原子守恒定律

B 级（2）配平步骤：

1. 标：标出反应前后变价元素的化合价。（标价态） 2. 列：列出同一元素化合价变化的数目。（列变化） 3. 求：依据最小公倍数，使化合价升高

和降价的总数相等，求出所乘倍数。（求倍数）

4. 配：依据原子守恒定律，观察配平其它

物质的化学计量数。（配计量数）

5. 查：检查是否遵循电子守恒，原子守恒。（查守恒）

二、实例分析：利用“化合价升降法”配平方程式例题：配平碳和浓硝酸反应的化学方程式

（1）标价态：写出反应物和生成物的化学式，标出变价元素反应前后的化合价

C + HNO 3(浓) CO 2 + NO 2 ↑ + H 2O （2）列变化：列出同一元素化合价变化的数目

化合价升高 4

2 ↑ + H 2O

（3）求倍数：依据最小公倍数，使化合价升高和降低总数相等，

求出所乘倍数

2 ↑ + H 2O

化合价降低 1

（4）配计量数：利用原子守恒，观察配平其它物质的化学计量数。配平

后，把单线改成等号

C + 4 HNO 3(浓) CO 2↑ + 4 NO 2 ↑ + 2H2O （5）查守恒

A 级跟踪练习：

利用所学“化合价升降法”配平下列反应方程式。要求依照例题配平步骤进行书写。

1. C + H 2SO 4(浓) － CO 2↑+ SO 2↑ + H 2O

2. Cu + Fe Cl 3 － Fe Cl 2 + Cu Cl 2

3. Fe 2O 3 + CO — Fe + CO 2

【当堂检测】

利用所学“化合价升降法”配平下列反应方程式。要求依照例题配平步骤进行书写。

A 级1. SO 2 + Cl 2 + H 2O — H 2SO 4 + H Cl

B 级2. Cu + HNO 3(稀）— Cu(NO3) 2 + NO ↑+ H 2O

B 级3. H 2S + SO 2 — S + H 2O

C 级4. Cl 2 ＋ KOH — KCl ＋ KClO 3 ＋ H 2O

范文二：高一化学必修一

第一章从实验学化学

一、蒸馏操作：

蒸馏操作应注意的事项，如图：

①蒸馏烧瓶中所盛液体不能超过其容积的2／3，也不能少于1／3； ②温度计水银球部分应置于蒸馏烧瓶支管口下方约0.5cm 处； ③冷凝管中冷却水从下口进，上口出； ④为防止爆沸可在蒸馏烧瓶中加入适量碎瓷片；

⑤蒸馏烧瓶的支管和伸入接液管的冷凝管必须穿过橡皮塞，以防止馏出液混入杂质； ⑥加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点。 [思考与讨论] 蒸馏与蒸发的区别

蒸馏与蒸发的区别：加热是为了获得溶液的残留物(浓缩后的浓溶液或蒸干后的固体物质) 时，要用蒸发；加热是为了收集蒸气的冷凝液体时，要用蒸馏。

蒸发操作应注意的事项：注意蒸发皿的溶液不超过蒸发皿容积的2／3；加热过程中要不断搅拌，以免溶液溅出；如果蒸干，当析出大量晶体时就应熄灭酒精灯，利用余热蒸发至干。二、萃取实验操作

萃取的操作方法如下：

①用普通漏斗把待萃取的溶液注入分液漏斗，再注入足量萃取液；

②随即振荡，使溶质充分转移到萃取剂中。振荡的方法是用右手压住上口玻璃塞，左手握住活塞部分，反复倒转漏斗并用力振荡；

③然后将分液漏斗置于铁架台的铁环上静置，待分层后进行分液； ④蒸发萃取剂即可得到纯净的溶质。为把溶质分离干净，一般需多次萃取。分液的操作方法：

①用普通漏斗把要分离的液体注入分液漏斗内，盖好玻璃塞； ②将分液漏斗置于铁架台的铁圈上，静置，分层；

③将玻璃塞打开，使塞上的凹槽对准漏牛口上的小孔再盖好，使漏斗内外空气相通，以保证漏斗里的液体能够流出；

④打开活塞，使下层液体慢慢流出，放入烧杯，待下层液体流完立即关闭活塞，注意不可使上层液体流出；

⑤从漏斗上端口倒出上层液体。

化学方法提纯和分离物质的“四原则”和“三必须”

(1)“四原则”是：一不增(提纯过程中不增加新的杂质) ；二不减(不减少欲被提纯的物质) ；三易分离(被提纯物与杂质容易分离) ；四易复原(被提纯物质要复原) 。

(2)“三必须”是：一除杂试剂必须过量；二过量试剂必须除尽(因为过量试剂带入新的杂质) ；三除杂途径选最佳。

三、化学计量在实验中的应用

3.1 物质的量

1. 定义：表示含有一定数目粒子的集合体。

2. 对象：微观粒子，包括分子、原子、质子、中子、电子等 3. 符号：n

4. 单位：摩尔，mol

5. 使用“物质的量”与“摩尔”时的注意事项

①“物质的量”四个字是一个整体概念，不得简化或增添任何字，如不能说成“物质量”“物质的质量”或“物质的数量”等。

②物质的量是七个基本物理量之一；同“时间”，“长度”等一样，其单位是摩尔（mol ）。

③物质的量表示的是微观粒子或微观粒子的特定组合的集合体，不适用于宏观物质，如1 mol苹果的说法是错误的。

④使用摩尔作单位时必须用化学式指明粒子的种类，如1 mol H表示1摩尔氢原子，1 mol H2表示1摩尔氢分子，1 mol H表示1摩尔氢离子。不能说1 mol氢，应该说1 mol氢原子(或分子或离子) 。 3.2 阿伏伽德罗常数

1. 规定：1 mol粒子集合体所含粒子数与0.12kg 12C 中所含的碳原子数相同，约为6.02×1023，把6.02×1023

mol -1叫做阿伏伽德罗常数。也就是说6.02×1023个粒子的任何粒子集合体称1mol 。

2. 符号：N A （准确数）≈6.02×1023mol -1（近似值） 3. 单位：mol -1

4. 如果用n 表示物质的量，N A 表示阿伏伽德罗常数，N 表示微粒数，三者之间的关系是：N = n·N A , 由此可以推知n = N/NA 。 3.3 摩尔质量

1. 定义：单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量。

＋

2. 符号：M 3. 单位：g/mol

4. 1 mol任何粒子的质量以克为单位时，在数值上都与该粒子的相对原子质量或相对分子质量相等。5. 注意：对具体的物质来说，摩尔质量都是常数，不随物质的量的多少而变，也不随物质聚集状态的改变而改变。 3.4 气体摩尔体积

1. 决定物质的体积的因素：粒子的数目、粒子的大小和粒子之间的距离

当粒子数相同时，决定固体、液体的体积的主要因素是粒子的大小，决定气体的体积主要因素是粒子间的距离。

2. 气体摩尔体积

(1)定义：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积。 (2)符号：V m (3)单位为L·mol -1 (4)定义式：V m =V/n (5)注意事项：

1）气体摩尔体积的适用范围：气态物质，可以是单一气体，也可以是混合气体，如0.2 mol H2与0.8 mol O 2的混合气体在标准状况下的体积约为22.4 L。

2）气体摩尔体积的数值与温度和压强有关：标准状况下任何气体的气体摩尔体积为22.4 L·mol -1 3）非标准状况下气体摩尔体积可能是22.4 L·mol 1，也可能不是22.4 L·mol 1。1 mol气体的体积若为

－

22.4 L，它所处的状况不一定是标准状况，如气体在273℃和202 kPa时，V m 为22.4 L·mol 1。

－

4）利用22.4 L·mol -1计算或判断时一定要看清气体所处的状况。常出现的错误：

①忽视物质在标准状况下的状态是否为气态，如水在标准状况下为液态，计算该条件下的体积时不能应用22.4 L·mol -1。

②忽视气体所处的状态是否为标准状况，如“常温常压下2 mol O2的体积为44.8 L”的说法是错误的，因常温常压下气体摩尔体积不是22.4 L·mol -1。

3. 阿伏加德罗定律及推论 (1)阿伏加德罗定律的内容

同温同压下相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。 ①适用范围：任何气体，可以是单一气体，也可以是混合气体。

②“四同”定律：同温、同压、同体积、同分子数中只要有“三同”则必有第“四同”。即“三同定一同”。 (2)阿伏加德罗定律的推论： ①同温、同压，V 1/V2=n1/n1=N1/N2 ②同温、同体积，p 1/p2=n1/n1=N1/N2 ③同温、同压，ρ1/ρ2=M1/M2

3.5 物质的量浓度

1. 定义：单位体积溶液里所含溶质B 的物质的量，也称为B 的物质的量浓度。

n (B)

2. 符号：c(B)。定义式为：c (B)，

V (B)3. 单位：mol·L -1

n (B)4. 注意：在公式c (B)＝中

V (B)

(1)溶质是用物质的量表示而不是质量表示；体积表示溶液的体积，而不表示溶剂的体积，并且体积单

位为L 。用1 L水溶解40 g NaOH，所得溶液的浓度为1 mol/L。（×）

(2)从一定物质的量浓度溶液中取出任意体积的溶液，物质的量浓度不变，但随溶液体积的变化溶质的物质的量不同。1 mol/L MgCl2溶液中，c(Mg2+)=1mol/L，c(Cl-)=2mol/L。（√）从1 L 1 mol/L NaCl溶液中取出0.1 L溶液，其中Cl -的物质的量浓度仍为1 mol/L。（√）

(3)气体溶于一定体积的水中，溶液的体积不等于溶剂的体积而应根据溶液密度和溶液质量求算。 (4)若浓溶液稀释或浓度差别较大的溶液混合，混合后溶液的总体积比原来的体积之和小。 (5)带结晶水的物质溶于水后，溶质是不含结晶水的化合物，溶剂中的水包括结晶水。 5. 有关物质的量浓度的计算

(1)已知一定体积V L的溶液中溶质的质量m g，求溶液物质的量浓度c=n/V=m/MV

(2)标准状况下，求算一定体积V o L气体溶于水后形成的溶液的体积为V L，溶液的物质的量浓度c=n/V=Vo/22.4L

(3)溶液的稀释与混合

①稀释前后溶质的物质的量不变c 1V 1=c2V 2 ②混合

c 1V 1+c2V 2=c混V 混

a ．混合后溶液体积V 混=V1+V2(两溶液浓度相同或差别较小或稀溶液混合) m 混V 1ρ1＋V 2ρ2

b ．混合物溶液体积改变V 混＝(两溶液浓度差别较大)

ρ混ρ混(4)物质的量浓度c (B)与溶质质量分数(w ) 的换算 1 000(mL·L 1) ρ(g·mL 1) w

c (B)＝－

M (g·mol )

－

M ：溶质B 的摩尔质量，ρ：溶液密度(g·mL 1) ，w ：溶质的质量分数

－

溶质质量分数(w ) 与溶解度(S ) 的换算 w =S /(S +100)×100%

(5)标准状况下气体溶于水所得溶液的物质的量浓度

标准状况下，V L气体溶于V (H2O)L 中，所得溶液密度为ρ(g·mL1) 则：

－

V L

①气体的物质的量：－22.4 L·mol m 溶液(g)

②溶液体积：V ＝10-3L·mL -1 －×

ρ(g·mL ) n

③根据c ＝

V (溶液)

1000(mL·L 1) ·ρ(g·mL 1)·V (L)

c ＝－－M (g·mol )·V (L)＋22400(g·mol )·V (H2O)(L)

－

m (溶液) 特别提醒：①溶液体积的单位是L ，ρ的单位是g·mL -1时，利用V (溶液) ＝V (溶液) 时注意

ρ(溶液) 单位换算。

②当气体作为溶质溶于水时，溶液的体积不等于气体体积和溶剂体积之和，也不等于溶剂的体积，而m 气体＋m 水

应该是V (溶液) ＝

ρ(溶液)

m 总

③浓度差别较大的两溶液或浓溶液加水稀释时，混和后溶液的体积V (混合)

ρ(混合)

四、溶液的配置

1. 容量瓶的使用注意事项

(1)不能将固体或浓溶液直接在容量瓶中溶解或稀释，溶液注入容量瓶前要恢复到室温。容量瓶不能作

反应器，不能加热，也不能久贮溶液。

(2)容量瓶三标注：温度、容积、刻度线。常见容积规格：100 mL，250 mL，500 mL，1000 mL。选择容量瓶必须指明规格，但不能配制任意体积一定物质的量浓度的溶液，如配制500 mL 1 mol·L -1

NaCl 溶液应选择500 mL容量瓶，若需要480 mL上述溶液，因无480 mL容量瓶，也选择500 mL容量瓶，配500 mL溶液所需溶质的物质的量应按配制500 mL溶液计算。

(3)容量瓶使用前一定要检验是否漏液。

方法是：向容量瓶中注入少量水，塞紧玻璃塞，用手指按住瓶塞，另一只手按住瓶底倒转容量瓶，一段时间后观察瓶塞处是否有液体渗出，若无液体渗出，将其放正，把玻璃塞旋转180°，再倒转观察。

(4)配制溶液前容量瓶有少量的水（或未烘干），并不影响实验结果。 (5)移液时需玻璃棒引流，以防液体溅至瓶外。

(6)读书时视线平视，加水至溶液凹液面最低点恰好与刻度线相切。 (7)定容后摇匀，会出现液面低于刻度线的情况（正常），切勿加水。

(8)如果加水定容时超过刻度线或转移液体时溶液洒到容量瓶外，均应重新配制。 2. 实验过程和所需仪器

仪器：托盘天平、一定容积容量瓶、玻璃棒、烧杯、胶头滴管过程：称量、溶解、冷却、移液、洗涤、定容、摇匀 3. 配制一定物质的量浓度溶液过程中的注意事项

(1)称量NaOH 等易潮解和强腐蚀性的药品，不能放在纸上称量，应放在小烧杯里称量。若稀释浓H 2SO 4，需在烧杯中加少量蒸馏水再缓缓加入浓H 2SO 4，并用玻璃棒搅拌。

(2)用蒸馏水洗涤烧杯与玻璃棒约2~3次。

(3)定容时加水至液面在刻度线以下1~2cm，改用胶头滴管逐滴加水，加水至溶液凹液面最低点恰好与刻度线相切。

4. 配制一定物质的量浓度溶液的误差分析

一般是依据实验原理，对实验结果的数学表达式进行分析(属于公式法) 。c (B)＝

n (B)m

＝c (B)的误V M ·V

差取决于m 和V 的值是否准确。以配制一定物质的量浓度的NaOH 溶液为例分析以下操作：

定容的目标是容量瓶的容积，相关主要方法是以平视式、以容量瓶的刻度线为目标、观察液面与刻度的位置关系，标准是液面的最低点与刻度线齐平时，液体体积恰好等于容量瓶的容积。

(A)仰视式观察，溶液体积偏大。如图(a) (B)俯视式观察，溶液体积偏小。如图(b)

第二章化学物质及其变化

一、物质的分类

二、胶体

三种分散系的比较

胶体的性质、制备、提纯和应用

说明：

①

②一般来说，金属氢氧化物、金属氧化物的胶体微粒吸附阳离子，带正电荷，如Fe(OH)3胶体和Al(OH)3胶体微粒。非金属氧化物、金属硫化物胶体微粒吸附阴离子，带负电荷，如As 2S 3胶体、H 2SiO 3胶体的微粒。

③同种胶体的胶粒带相同的电荷。三、离子反应

3.1 酸、碱、盐在水溶液中的电离

1、电解质和非电解质

在水溶液或熔化状态下能够导电的化合物叫做电解质在水溶液或熔化状态下都不能导电的化合物叫做非电解质

注意事项：①电解质和非电解质研究的是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质 ②电解质导电是有条件的，即电解质必须在水溶液或熔化状态下才能导电 ③能导电的物质不一定是电解质 ④酸、碱、盐和部分金属氧化物是电解质 ⑤非金属氧化物、大部分有机物为非电解质 2、电离：电解质离解成自由移动的离子的过程

3、电离方程式的书写：K 2SO 4====2K++SO42—NaOH=Na++OH-；HCl=H++Cl-

4、酸、碱、盐

电离时生成的阳离子全部是H+的化合物叫做酸电离时生成的阴离子全部是OH-的化合物叫做碱电离时能生成金属阳离子和酸根阴离子的化合物叫做盐 3.2 离子反应：

1、离子反应发生的条件：

离子反应发生条件：生成沉淀、生成气体、水。 2、离子方程式的书写：（写、拆、删、查）

①写：写出正确的化学方程式。（要注意配平。）

②拆：把易溶的强电解质（易容的盐、强酸、强碱）写成离子形式。

★ 常见易溶的强电解质有：三大强酸（H 2SO 4、HCl 、HNO 3），四大强碱[NaOH、KOH 、Ba(OH)2、Ca(OH)2 （澄清石灰水拆，石灰乳不拆）]，可溶性盐，这些物质拆成离子形式，其他物质一律保留化学式。

③删：删除不参加反应的离子（价态不变和存在形式不变的离子） ④查：检查书写离子方程式等式两边是否原子个数守恒、电荷数守恒。 ★3、离子方程式正误判断：（看几看）

①看是否符合反应事实(能不能发生反应，反应物、生成物对不对) 。 ②看是否可拆。

③看是否配平（原子个数守恒，电荷数守恒）。 ④看“＝”“ ”“↑”“↓”是否应用恰当。 ★4、离子共存问题

学习离子能否共存时，应从以下几个方面去考虑：

①、是否发生复分解反应，包括是否有难容物质生成、难电离物质生成、易挥发性物质生成，如有则不共存。②、是否发生氧化还原反应，如有则不共存。③、是否发生互促水解反应，如有则不共存。④、是否发生络合反应，如有则不共存。

多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是：一色、二性、三特殊、四反应。 1．一色——溶液颜色

若限定无色溶液，则Cu 2、Fe 3、Fe 2、MnO 4等有色离子不能存在。

＋

－

2．二性——溶液的酸、碱性

(1)在强酸性溶液中，OH 及弱酸根阴离子(如CO 32、SO 32、S 2、CH 3COO 等) 均不能大量存在；

－

(2)在强碱性溶液中，H ＋及弱碱阳离子(如NH 4、Al 3、Mg 2、Fe 3等) 均不能大量存在；

＋

(3)酸式弱酸根离子(如HCO 3、HSO 3、HS 等) 在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在。 3．三特殊——三种特殊情况 (1)AlO2与HCO 3不能大量共存：

AlO 2＋HCO 3＋H 2O===Al(OH)3↓＋CO 32；

－

－－－

(2)“NO3＋H ”组合具有强氧化性，能与S 2、Fe 2、I 、SO 32等因发生氧化还原反应而不能大量共存；

－

＋

－

＋

－

(3)NH4与CH 3COO 、CO 32，Mg 2与HCO 3等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的

＋

－

＋

－

水解程度仍很小，它们在溶液中能大量共存(加热就不同了) 。 4．四反应——四种反应类型

指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。 (1)复分解反应

如Ba 2与SO 42、NH 4与OH 、H 与CH 3COO 等；

＋

－

＋

－

＋

－

(2)氧化还原反应

如Fe 3与I 、NO 3(H) 与Fe 2、MnO 4(H) 与Br 等；

＋

－

＋

－

＋

－

(3)相互促进的水解反应

如Al 3与HCO 3、Al 3与AlO2等；

＋

－

＋

－

(4)络合反应如Fe 3与SCN 等。

＋

－

四、氧化还原反应

定义：物质得到氧的反应是氧化反应，物质失去氧的反应是还原反应，根据物质得氧和失氧为标准来判断。氧化反应和还原反应同时发生，相互依存。像这样一种物质被氧化，同时另一种物质被还原的反应称为氧化还原反应。

1、物质所含元素化合价升高的反应是氧化反应物质所含元素化合价降低的反应是还原反应有元素化合价升降的化学反应是氧化还原反应没有元素化合价升降的化学反应是非氧化还原反应。 2、氧化反应与电子转移的关系

利用2-13氯化钠形成示意图，图2-14氯化氢分子形成示意图归纳

失去（或偏离）电子的反应叫做氧化反应，得到（或偏向）电子的反应叫做还原反应有电子转移（得失或偏移）的反应是氧化还原反应没有电子转移（得失或偏移）的反应是非氧化还原反应 4.1 氧化剂还原剂

小结：概括：“升—失—氧；低—得—还”

物质所含元素化合价升高，是因为在反应过程中失去电子，结果被氧化，是还原剂，还原剂具有还原性，还原剂被氧化得到氧化产物；物质所含元素化合价降低，是因为在反应过程中得到电子，结果被还原，是氧化剂，氧化剂具有氧化性，氧化剂被还原得到还原产物。 4.2 氧化还原反应的基本规律及作用 1、电子守恒规律

还原剂失电子总数（或物质的量）=氧化剂得电子总数（或物质的量）作用：有关氧化还原反应的计算，配平氧化还原反应方程式。 2、表现性质规律

元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价，既氧化性又有还原性。作用：判断物质的氧化性、还原性；金属单质只有还原性，非金属单质大多数既有氧化性又有还原性。 3、由强到弱规律：

较强还原性的还原剂跟较强氧化性的氧化剂反应，生成弱氧化性的氧化产物和弱还原性的还原产物还原性：还原剂>还原产物氧化性：氧化剂>氧化产物

作用：判断氧化还原反应在一定条件下能否发生，比较粒子氧化性或还原性强弱，选择合适的氧化剂或还原剂制备物质。 4、反应先后规律

当有多种氧化性或多种还原性物质时，氧化性越强的氧化剂与还原性越强的还原剂优先反应，即“强者先行”。

作用：判断氧化还原反应的先后顺序 5、正易逆难规律

越容易失去电子的物质，失去电子后就越难得到电子；越容易得到电子的物质，得到电子后就越难失去电子。

4.3 物质氧化性、还原性相对强弱判断的一般方法 1、根据金属活动顺序表

K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb （H ）Cu Hg Ag Pt

K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ H+ Cu2+

Ag+

2、根据氧化还原反应

还原性强弱是：还原剂>还原产物

氧化性强弱是：氧化剂>氧化产物

3、根据氧化还原反应进行的难易（反应条件）的不同 4、根据被氧化或被还原程度 4.4 氧化还原反应的运用 1、制备某些物质

实验室制备氧气、氢气等。工业上用还原剂冶炼金属。

2、用强氧化剂Cl2、ClO2等进行小型水厂、游泳池水、医院污水、工业污水的处理，即利用强氧化剂进行消毒、杀菌。

3、燃料的燃烧，提供热能等。 4、化学电源的研制、开发及合理利用。 5、电镀以防止金属的腐蚀。

另外有些氧化还原反应会对人类带来危害，例如：易燃物的自燃、食品的腐败、钢铁的锈蚀等。我们运用化学知识来防止这类氧化还原反应的发生或减慢其进程。

第三章金属及其化合物

一、钠 Na 1.1 纳单质

1、单质钠的物理性质：钠质软、银白色、熔点低、密度比水的小但比煤油的大。 2、单质钠的化学性质： ① 钠与O 2反应

常温下：4Na + O2＝2Na 2O （新切开的钠放在空气中容易变暗）

加热时：2Na + O2＝＝Na 2O 2 （钠先熔化后燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体Na 2O 2。）钠在空气中的变化过程：Na―→Na2O―→NaOH―→Na2CO 3·10H 2O （结晶）―→Na2CO 3（风化），最终得到是一种白色粉末。一小块钠置露在空气中的现象：银白色的钠很快变暗（生成Na 2O ），跟着变成白色固体(NaOH)，然后在固体表面出现小液滴（NaOH 易潮解），最终变成白色粉未（最终产物是Na 2CO 3）。 ② 钠与H 2O 反应

2Na ＋2H 2O ＝2NaOH ＋H 2↑ 离子方程式：2Na ＋2H 2O ＝2Na ＋2OH ＋H 2↑（注意配平）实验现象：钠浮在水面上，熔成小球，在水面上游动，有哧哧的声音，最后消失，在反应后的溶液中滴加酚酞，溶液变红。“浮——钠密度比水小；游——生成氢气；响——反应剧烈；熔——钠熔点低；红——生成的NaOH 遇酚酞变红”。 ③ 钠与盐溶液反应

如钠与CuSO 4溶液反应，应该先是钠与H 2O 反应生成NaOH 与H 2，再和CuSO 4溶液反应，有关化学方程式：2Na ＋2H 2O ＝2NaOH ＋H 2↑ CuSO 4＋2NaOH ＝Cu(OH)2↓＋Na 2SO 4 总的方程式：2Na ＋2H 2O ＋CuSO 4＝Cu(OH)2↓＋Na 2SO 4＋H 2↑

实验现象：钠熔成小球，在液面上四处游动，有蓝色沉淀生成，有气泡放出

K 、Ca 、Na 三种单质与盐溶液反应时，先与水反应生成相应的碱，碱再和盐溶液反应 ④ 钠与酸反应：2Na ＋2HCl ＝2NaCl ＋H 2↑（反应剧烈）离子方程式：2Na ＋2H ＝2Na ＋H 2↑ 3、钠的存在：以化合态存在。

＋

－

4、钠的保存：保存在煤油或石蜡中。

通电

5、工业制钠：电解熔融的NaCl ：2NaCl(熔融

) 2Na + Cl2↑

6、钠的用途：① 在熔融的条件下钠可以制取一些金属，如钛、锆、铌、钽等；

② 钠钾合金是快中子反应堆的热交换剂；

③ 钠蒸气可作高压钠灯，发出黄光，射程远，透雾能力强。

1.2 氧化钠和过氧化钠

1、Na 2O 2O + H2O == 2NaOH,

另外：加热时，2Na 2O + O2 == 2Na2O 2

2、Na 2O 2：淡黄色固体是复杂氧化物，易与水和二氧化碳反应。

2Na 2O 2 + 2H2O == 4NaOH + O2 ；2Na 2O 2 + 2CO2 == 2Na2CO 3 + O2 （作供氧剂）。

因此Na 2O 2常做生氧剂，同时，Na 2O 2还具有强氧化性，有漂白作用。如实验：Na 2O 2和水反应后的溶液中滴加酚酞，变红后又褪色。

1.3 钠盐：Na 2CO 3与NaHCO 3的性质比较 Na 2O + CO2 == Na2CO 3, Na 2O + 2HCl == 2NaCl + H2O .

★注意几个实验的问题：

1、向饱和的Na 2CO 3溶液中通足量的CO 2有晶体NaHCO 3析出。

2、Na 2CO 3溶液与稀HCl 的反应①:向Na 2CO 3溶液中滴加稀HCl ，先无气体，后有气体，如果n(HCl)小于n(Na2CO 3) 时反应无气体放出。发生的反应：先Na 2CO 3 + HCl == NaCl + NaHCO3, 后NaHCO 3 + HCl == NaCl + H2O +CO2 ↑

② 向稀HCl 中滴加Na 2CO 3溶液，先有气体，反应是：Na 2CO 3 + 2HCl == 2NaCl + H2O + CO2↑ 如果用2mol 的Na 2CO 3和2.4mol 的稀HCl 反应，采用①方法放出CO 2是0.4mol ；采用方法放出CO 2为1.2mol 。希望同学们在解题时要留意。

3、Na 2CO 3溶液和NaHCO 3溶液的鉴别：取两种试液少量，分别滴加CaCl 2或BaCl 2溶液，有白色沉淀的原取溶液为Na 2CO 3，另一无明显现象的原取溶液为NaHCO 3 4、侯氏制碱法

反应式：NaCl + NH3 + CO2 + H2O == NaHCO3 + NH4Cl.

注意：在生产中应先在饱和的NaCl 溶液中先通入NH 3，后通入CO 2，NaHCO 3晶体析出过滤，在滤液中加入NaCl 细末和通NH 3析出NH 4Cl 晶体为副产品。NH 4Cl 晶体析出后的母液进行循环试用，提高原料的利用率。

1.4 氢氧化钠NaOH

俗称烧碱、火碱、苛性钠，易潮解，有强腐蚀性，具有碱的通性。二、铝的性质 2.1 铝单质

1、物理性质：银白色金属，质较软，但比镁要硬，熔点比镁高。有良好的导电、导热性和延展性。 2、化学性质：铝是较活泼的金属。

① 通常与氧气易反应，生成致密的氧化物起保护作用。4Al + 3O2 == 2Al2O 3。同时也容易与Cl 2、S 等非金属单质反应。

② 与酸反应：强氧化性酸，如浓硫酸和浓硝酸在常温下，使铝发生钝化现象；加热时，能反应，但无氢气放出；非强氧化性酸反应时放出氢气。（ 2Al ＋6H ＝2Al 3＋3H 2↑ ）

＋

③ 与强碱溶液反应：2Al + 2NaOH + 2H2O == 2NaAlO2 + 3H2↑（ 2Al ＋2OH ＋2H 2O ＝2AlO 2＋3H 2↑ ） ④ 与某些盐溶液反应：如能置换出CuSO 4、AgNO 3等溶液中的金属。

⑤ 铝热反应：铝与某些金属氧化物的反应（如V 、Cr 、Mn 、Fe 的氧化物）叫做铝热反应 2Al + Fe2O 3

高温

－－

Al 2O 3 + 2Fe。Al 和 Fe 2O 3的混合物叫做铝热剂。利用铝热反应焊接钢轨。

2.2 铝的冶炼

铝是地壳中含量最多的金属元素，自然界中主要是以氧化铝的形式存在。工业生产的流程：铝土矿（主要成分是氧化铝）→用氢氧化钠溶解过滤→向滤液中通入二氧化碳酸化，过滤→氢氧化铝→氧化铝→铝。主要反应：Al 2O 3 + 2NaOH == 2NaAlO2 + H2O ，CO 2 + 3H2O + 2NaAlO2 == 2Al(OH)3↓+ Na2CO 3 ，2Al(OH)3

△

Al 2O 3 +3 H2O ,2Al2O 3

通电

4Al + 3O2↑。

2.3 铝的用途

铝有良好的导电、导热性和延展性，主要用于导线、炊具等，铝的最大用途是制合金，铝合金强度高，密度小，易成型，有较好的耐腐蚀性。迅速风靡建筑业。也是飞机制造业的主要原料。 2.4 氧化铝（Al 2O 3）

白色固体，熔点高（2054℃），沸点2980℃，常作为耐火材料；是两性氧化物。我们常见到的宝石的主要成分是氧化铝。有各种不同颜色的原因是在宝石中含有一些金属氧化物的表现。如红宝石因含有少量的铬元素而显红色，蓝宝石因含有少量的铁和钛元素而显蓝色。工业生产中的矿石刚玉主要成分是α－氧化铝，硬度仅次于金刚石，用途广泛。

两性氧化物：既能与强酸反应又能与强碱反应生成盐和水的氧化物。 Al 2O 3 + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2O ,Al2O 3 + 2NaOH == 2NaAlO2 + H2O 。

Al 2O 3是工业冶炼铝的原料，由于氧化铝的熔点高，电解时，难熔化，因此铝的冶炼直到1886年美国科学家霍尔发现在氧化铝中加入冰晶石(Na3AlF 6 ) ，使氧化铝的熔点降至1000度左右，铝的冶炼才快速发展起来，铝及其合金才被广泛的应用。2Al 2O 3 4Al + 3O2↑。 2.5 氢氧化铝（Al(OH)3）

白色难溶于水的胶状沉淀，是两性氢氧化物。加热易分解。两性氢氧化物：既能与强酸又能与强碱反应生成盐和水的氢氧化物。 Al(OH)3 + 3HCl == AlCl3 + 3H2O, Al(OH)3 + NaOH == NaAlO2 + 2H2O ．

2O 3 +3 H2O 2Al(OH)3 △ Al

通电

2.6 明矾的净水

化学式：KAl(SO4) 2·12H 2O ，它在水中能电离：KAl(SO4) 2 == K+ + Al3+ + 2SO42-。铝离子与水反应，生成氢氧化铝胶体，具有很强的吸附能力，吸附水中的悬浮物，使之沉降已达净水目的。Al 3+ + 3H

2O == Al(OH)3 (胶体)+ 3H+ 。

①（Al(OH)3）的制备：在氯化铝溶液中加足量氨水。AlCl 3 + 3NH3·H 2O == Al(OH)3↓+ 3NH4Cl 。 ② 实验：A 、向氯化铝溶液中滴加氢氧化钠溶液，现象是先有沉淀，后溶解。

反应式：先Al 3+ + 3OH- == Al(OH)3↓, 后Al 3+ + 4OH- == AlO2- + 2H2O 。

B 、向氢氧化钠溶液中滴加氯化铝溶液，现象是开始无沉淀，后来有沉淀，且不溶解。反应式：先Al 3+ + 4OH- == AlO2- + 2H2O ，后Al 3+ + 3AlO2- + 6H2O == 4Al(OH)3↓。

③ 实验：向偏铝酸钠溶液中通二氧化碳，有沉淀出现。CO 2 + 3H2O + 2NaAlO2 == 2Al(OH)3↓+ Na2CO 3。 ④ 将氯化铝溶液和偏铝酸钠溶液混和有沉淀出现。 Al 3+ + 3AlO2- + 6H2O == 4Al(OH)3↓。 ⑤ 实验：A 、向偏铝酸钠溶液中滴加稀盐酸，先有沉定，后溶解。

反应的离子方程式：AlO 2- + H+ + H2O == Al(OH)3 ,Al(OH)3 + 3H+ == Al3+ + 2H2O 。 B 、向稀盐酸中滴加偏铝酸钠溶液，先无沉淀，后有沉淀且不溶解。

反应的离子方程式：AlO 2- + 4H+ == Al3+ + 2H2O ,3AlO2- + Al3+ + 6H2O == 4Al(OH)3↓。 ⑥

三、铁 Fe 3.1 铁单质

1、单质铁的物理性质：铁片是银白色的，铁粉呈黑色，纯铁不易生锈，但生铁（含碳杂质的铁）在潮湿的空气中易生锈。（原因：形成了铁碳原电池。铁锈的主要成分是Fe 2O 3）。 2、单质铁的化学性质：

点燃① 与非金属单质反应：3Fe ＋2O 2

3O 4（现象：剧烈燃烧，火星四射，生成黑色的固体）

2Fe + 3Cl2点燃 2FeCl 3,

△ 。 Fe + S FeS

② 与非氧化性酸反应：Fe ＋2HCl ＝FeCl 2＋H 2↑ （ Fe ＋2H ＝Fe 2＋H 2↑ ）

＋

常温下铝、铁遇浓硫酸或浓硝酸钝化。加热能反应但无氢气放出。

③ 与盐溶液反应：Fe ＋CuSO 4＝FeSO 4＋Cu （ Fe ＋Cu 2＝Fe 2＋Cu ）；Fe +2 FeCl3 == 3FeCl2

＋

④ 与水蒸气反应：3Fe + 4H2O(g) 3.2 铁的冶炼

高温

Fe 3O 4 + 4H2↑

原料：铁矿石（提供铁元素）、焦炭（提供热量和还原剂）、空气（提供氧气）、石灰石（除去铁矿石中的二氧化硅杂质）。设备：高炉。

2CO （这两个反应是制造还原剂并提供热量）主要反应：C + O2点燃 CO 2 ,，C + CO2高温，高温 3CO + Fe2O 3高温2Fe ＋ 3CO 2 ，CaCO 3高温 2↑ ，CaO + SiO3.

3.3 铁的氢氧化物

3.4 Fe 、Fe 的检验

3.5 铁三角

H C u 2活2、+泼C O H +金、属C 、

C H l 2、2S O B r 2

H 4(浓、活2) H N O 泼C O 金3 属C

、

I 2、

Fe 2+

O 2、Cl 2、HNO 3、H 2SO 4(浓) 、（其它如：Br 2、H 2O 2、MnO 4-）

Fe 、Cu 、H 2S 、S 2-、I -、

Fe 3+

Fe 与弱氧化剂反应，如H +、Cu 2+ 、I 2 、S 等；

用还原剂如H 2 、CO 等还原FeO 或用Mg 、Zn 、Al 等还原Fe 2+盐溶液。铁与强氧化剂反应如Cl 2、Br 2、浓H 2SO 4 、浓HNO 3等。

Fe 2+遇强氧化剂的反应如Cl 2、Br 2、O 2、浓H 2SO 4、浓HNO 3、

H 2O 2、Na 2O 2、HClO 等。 Fe 3+遇某些还原剂的反应如Fe 、Cu 、SO 2、I -、H 2S 等以及少量的Zn 、Mg 、Al 等。

++2Cl-2Fe 2++Cl2 == 2Fe3

用还原剂如H 2 、CO 等还原Fe 2O 3或用足量Mg 、Zn 、Al 等还原

3Fe 2+ +4H++NO3-== 3Fe3+2O

+(1) Fe2

Fe 3+

+ + Fe == 3Fe2+2Fe3

++Cu==2Fe2++Cu2+2Fe3

++2I-== 2Fe2++I2Fe32++H2Fe+2H+==Fe2

+(2)加热

Fe+S == FeS

+==3Fe2+Fe+2Fe3

++Zn==Zn2++FeFe2

点燃

+2Fe+3Cl2===2FeCl3

Fe + 4H++NO3–(稀）== Fe3+2O 2Fe 3++3Zn==2Fe+3Zn2+

四、焰色反应

1、定义：金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈现特殊颜色的性质。

2、操作步骤：铂丝（或铁丝）用盐酸浸洗后灼烧至无色，沾取试样（单质、化合物、气、液、固均可）在火焰上灼烧，观察颜色。

3、重要元素的焰色：钠元素黄色、钾元素紫色（透过蓝色的钴玻璃观察，以排除钠的焰色的干扰）

焰色反应属物理变化。与元素存在状态（单质、化合物）、物质的聚集状态（气、液、固）等无关，只有少数金属元素有焰色反应。

五、常见合金的重要应用 1、铜合金

黄铜（含锌及少量的锡、铅、铝等）及白铜（含镍、锌及少量锰）成分。

2、钢是用途最广、用量最大的金属合金，据成分可分为两打类：碳素钢、合金钢。

钢是铁的合金，含碳量在0.03％～2％之间常含少量硅、锰，几乎不含硫、磷等元素。钢的分类：碳素钢、合金钢。

第四章非金属及其化合物

一、硅（Si ） 1.1 单质硅

硅元素在地壳中的含量排第二，在自然界中没有游离态的硅，只有以化合态存在的硅，常见的是二氧化硅、硅酸盐等。

硅原子最外层有4个电子，既不易失去电子又不易得到电子，主要形成四价的化合物。 ⑴ 物理性质：有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大。 ⑵ 化学性质：

①常温下化学性质不活泼，只能跟F 2、HF 和NaOH 溶液反应。

Si ＋2F 2＝SiF 4 Si ＋4HF ＝SiF 4↑＋2H 2↑ Si ＋2NaOH ＋H 2O ＝Na 2SiO 3＋2H 2↑ ②在高温条件下，单质硅能与O 2和Cl 2等非金属单质反应。 Si ＋O 2

高温

SiO 2 Si ＋2Cl 2

高温

SiCl 4

⑶ 用途：太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。 ⑷ 硅的制备：工业上，用C 在高温下还原SiO 2可制得粗硅。

SiO 2＋2C ＝Si(粗) ＋2CO↑ Si(粗) ＋2Cl 2＝SiCl 4 SiCl 4＋2H 2＝Si(纯) ＋4HCl 1.2 二氧化硅（SiO 2）

⑴ SiO2的空间结构：立体网状结构，SiO 2直接由原子构成，不存在单个SiO 2分子。 ⑵ 物理性质：熔点高，硬度大，不溶于水。

⑶ 化学性质：SiO 2常温下化学性质很不活泼，不与水、酸反应（氢氟酸除外），能与强碱溶液、氢氟酸反

应，高温条件下可以与碱性氧化物反应：

① 与强碱反应：SiO 2＋2NaOH ＝Na 2SiO 3＋H 2O （生成的硅酸钠具有粘性，所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放NaOH 溶液和Na 2SiO 3溶液，避免Na 2SiO 3将瓶塞和试剂瓶粘住，打不开，应用橡皮塞）。

②与氢氟酸反应[SiO2的特性]：SiO 2＋4HF ＝SiF 4↑+2H 2O （利用此反应，氢氟酸能雕刻玻璃；氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放，应用塑料瓶）。

③高温下与碱性氧化物反应：SiO 2＋CaO

高温

CaSiO 3

⑷ 用途：光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。 1.3 硅酸（H 2SiO 3）

⑴ 物理性质：不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分能力强。

⑵ 化学性质：H 2SiO 3是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱，其酸酐为SiO 2，但SiO 2不溶于水，故不能直接由

SiO 2溶于水制得，而用可溶性硅酸盐与酸反应制取：（强酸制弱酸原理）

Na 2SiO 3＋2HCl ＝2NaCl ＋H 2SiO 3↓ Na 2SiO 3＋CO 2＋H 2O ＝H 2SiO 3↓＋Na 2CO 3（此方程式证明酸性：H 2SiO 3＜H 2CO 3）

⑶ 用途：硅胶作干燥剂、催化剂的载体。 1.4 硅酸盐

硅酸盐：硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类很多，大多数难溶于水，最常见的可溶性硅酸盐是Na 2SiO 3，Na 2SiO 3的水溶液俗称水玻璃，又称泡花碱，是一种无色粘稠的液体，可以作黏胶剂和木材防火剂。硅酸钠水溶液久置在空气中容易变质：

Na 2SiO 3＋CO 2＋H 2O ＝Na 2CO 3＋H 2SiO 3↓（有白色沉淀生成）

硅酸盐由于组成比较复杂，常用氧化物的形式表示：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水。氧化物前系数配置原则：除氧元素外其他元素按配置前后原子个数守恒原则配置系数。

硅酸钠：Na 2SiO 3 Na 2O·SiO 2 硅酸钙：CaSiO 3 CaO·SiO 2 高岭石：Al 2(Si2O 5)(OH)4 Al 2O 3·2SiO 2·2H 2O

正长石：KAlSiO 3不能写成 K 2O· Al 2O 3·3SiO 2，应写成K 2O·Al 2O 3·6SiO 2 ⑴ 传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥。 1.5 普通玻璃

原料：碳酸钠、石灰石和石英。主要反应：SiO 2 + Na2CO 3 SiO 2 + CaCO3

高温

Na 2SiO 3 + CO2↑,

CaSiO 3 + CO2↑（原理：难挥发性酸酸酐制易挥发性酸酸酐）。

主要成分：Na 2O·CaO·SiO 2 。工业生产中根据需要制成各种特制玻璃。如钢化玻璃、有色玻璃、光学玻璃、防弹玻璃等。

水泥：原料：黏土，石灰石。普通硅酸盐水泥的主要成分：2CaO ·SiO 2,3CaO ·SiO 2 ,3CaO ·Al 2O 3。 ⑵ 信息材料――光导纤维：它的主要成分是SiO 2，是目前应用最广的信息材料，它有信息传输大，信号准确，便于铺设，耐磨耐腐蚀，试用寿命长等优点。一条通常的光缆可以同时传输十亿门电话的信号。

⑶分子筛：

许多硅酸盐具有多孔的结构, 孔的大小与一般分子的大小相当, 而且组成不同的硅酸盐的孔径不同. 因此这些硅酸盐具有筛分分子的作用, 人们把它们称为分子筛(molecular sieve).

如组成为Na 2O·Al 2O 3·2SiO 2·nH 2O 的铝硅酸盐, 其中有许多笼状空穴和通道. 这种结构使它很容易可逆地吸收或失去水及其他小分子, 如二氧化碳、氨、甲醇、乙醇等，但它不能吸收那些大得不能进入空穴地分子。

因此它可用于吸水、分离气体、吸附有毒气体等作用。

分子筛常用于分离、提纯气体或液体混合物。作干燥剂、离子交换剂、催化剂、催化剂载体、净化水、净化空气、防毒器械、食品保鲜、电子产品处理、石油化工等方面。二、富集在海水中的元素---氯 2.1 氯气 Cl 2

氯原子最外电子层上有7个电子，在化学反应中很容易得到1个电子形成Cl ，化学性质活泼，在自然界中没游离态的氯，氯只以化合态存在（主要以氯化物和氯酸盐）。

⑴ 物理性质：黄绿色有刺激性气味有毒的气体，密度比空气大，易液化成液氯，易溶于水。（氯气收集方

法—向上排空气法或者排饱和食盐水；液氯为纯净物）

⑵ 化学性质：氯气化学性质非常活泼，很容易得到电子，作强氧化剂，能与金属、非金属、水以及碱反

应。

①与金属反应（将金属氧化成最高正价）

Na ＋Cl 2===2NaCl Cu ＋Cl 2===CuCl 2 2Fe ＋3Cl 2===2FeCl 3

（氯气与金属铁反应只生成FeCl 3，而不生成FeCl 2。）（思考：怎样制备FeCl 2？Fe ＋2HCl ＝FeCl 2＋H 2↑，铁跟盐酸反应生成FeCl 2，而铁跟氯气反应生成FeCl 3，这说明Cl 2的氧化性强于盐酸，是强氧化剂。）

②与非金属反应

Cl 2＋H 2 === 2HCl （氢气在氯气中燃烧现象：安静地燃烧，发出苍白色火焰）将H 2和Cl 2混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。

燃烧定义：所有发光发热的剧烈化学反应都叫做燃烧，不一定要有氧气参加。 ③Cl 2与水反应

Cl 2＋H 2O ＝HCl ＋HClO 离子方程式：Cl 2＋H 2O ＝H ＋Cl —＋HClO

＋

－

点燃点燃点燃

点燃

将氯气溶于水得到氯水（浅黄绿色），氯水含多种微粒，其中有H 2O 、Cl 2、HClO 、Cl 、H +、OH (极

－

少量，水微弱电离出来的) 。

氯水的性质取决于其组成的微粒：

1）强氧化性：Cl 2是新制氯水的主要成分，实验室常用氯水代替氯气，如氯水中的氯气能与KI ，KBr 、FeCl 2、SO 2、Na 2SO 3等物质反应。

2）漂白、消毒性：氯水中的Cl 2和HClO 均有强氧化性，一般在应用其漂白和消毒时，应考虑HClO ，HClO 的强氧化性将有色物质氧化成无色物质，不可逆。

3）酸性：氯水中含有HCl 和HClO ，故可被NaOH 中和，盐酸还可与NaHCO 3，CaCO 3等反应。 4）不稳定性：HClO 不稳定光照易分解。酸(无色) 失去漂白性。

5）沉淀反应：加入AgNO 3溶液有白色沉淀生成（氯水中有Cl ）。

自来水也用氯水杀菌消毒，所以用自来水配制以下溶液如KI 、 KBr 、FeCl 2、Na 2SO 3、Na 2CO 3、NaHCO 3、AgNO 3、NaOH 等溶液会变质。

④Cl 2与碱液反应：

与NaOH 反应：Cl 2＋2NaOH ＝NaCl ＋NaClO ＋H 2O Cl 2＋2OH ＝Cl ＋ClO ＋H 2O

－

↑，因此久置氯水(浅黄绿色) 会变成稀盐

与Ca(OH)2溶液反应：2Cl 2＋2Ca(OH)2＝Ca(ClO)2＋CaCl 2＋2H 2O

此反应用来制漂白粉，漂白粉的主要成分为Ca(ClO)2和CaCl 2，有效成分为Ca(ClO)2。

漂白粉之所以具有漂白性，原因是：Ca(ClO)2＋CO 2＋H 2O==CaCO3↓+2HClO生成的HClO 具有漂白性；同样，氯水也具有漂白性，因为氯水含HClO ；NaClO 同样具有漂白性，发生反应2NaClO ＋CO 2＋H 2O==Na-2CO 3+2HClO；干燥的氯气不能使红纸褪色，因为不能生成

HClO ，湿的氯气能使红纸褪色，因为氯气发生

下列反应Cl 2＋H 2O ＝HCl ＋HClO

漂白粉久置空气会失效（涉及两个反应）：Ca(ClO)2＋CO 2＋H 2O ＝CaCO 3↓＋2HClO ，

↑，漂白粉变质会有CaCO 3存在，外观上会结块，久置空气中的漂白粉加入浓盐酸会

有CO 2气体生成，含CO 2和HCl 杂质气体。

⑤氯气的用途：制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物的原料等。 2.2 氯气的制法

（1）氯气的工业制法：原料：氯化钠、水。原理：电解饱和食盐水。装置：阳离子隔膜电解槽。反应式：2NaCl + 2H2O (2)氯气的实验室制法

原理：利用氧化剂氧化浓盐酸中的Cl -。常用的氧化剂有：MnO 2、KMnO 4、KClO 3等。反应式：MnO 2 + 4HCl(浓)

△

通电

2NaOH + H2 ↑+ Cl2↑

MnCl 2 + Cl2↑+ 2H2O

2KMnO 4 + 16HCl(浓) ＝2KCl + 2MnCl2 + 10Cl2↑+ 8H2O KClO 3 + 6HCl（浓） == KCl + 3Cl2↑+ 3H2O

装置：发生装置由圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁架台、石棉网、酒精灯等组成。收集：用向上排空气法或用排饱和食盐水或排饱和氯水的方法。验满：看颜色或用湿润的淀粉碘化钾试纸。尾气吸收：用氢氧化钠溶液吸收。

除杂：用饱和食盐水除去HCl 杂质；干燥：用浓H 2SO 4 。 2.3 氯、溴、碘

1．Cl 2、Br 2、I 2的物理性质的比较

2．Cl 2、Br 2、I 2在不同溶剂中的颜色比较

3．Cl 2、Br 2、I 2的化学性质的比较 ①与金属反应

2Na + Cl2

点燃 2NaCl,Cu + Cl 点燃 CuCl 2，2Fe + 3Cl2 点燃 2FeCl 3，2Fe + 3Br2 △ 2FeBr Fe + I2 3，

FeI 2。

△

②与氢气反应 ③与水的反应：

2F 2 + 2H2O == 4HF + O2 X 2 + H2O

HX + HXO (X:Cl、Br 、I)

④ Cl2、Br 2、I 2相互置换：氧化性Cl 2>Br2>I2，所以Cl 2可以将Br 2、I 2置换出，Br 2可以将I 2置换出。如:Cl2 +2NaBr == 2NaCl + Br2. 2.4 Cl -、Br -、I -的检验 ⑴ AgNO3─HNO3法

⑵ Br- 、I 可以用氯水反应后加 CCl 4 萃取的方法。 AgBr 、AgI 的感光性

它们都见光分解，AgBr 用于感光底片的感光材料；AgI 用于人工降雨。三、硫和氮的氧化物 3.1 硫

1、硫元素的存在：硫元素最外层电子数为6个，化学性质较活泼，容易得到2个电子呈－2价或者与其他

非金属元素结合成呈＋4价、＋6价化合物。硫元素在自然界中既有游离态又有化合态。（如火山口中的硫就以单质存在）

2、硫单质：

⑴ 物质性质：单质硫是黄色固体，俗称硫磺，难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳（CS 2），熔点112.8℃，

沸点444.6℃。自然界中的火山喷口和岩石夹缝中有游离态的硫；自然界中也存在许多化合态的硫。硫粉对某些疾病有防治作用。

⑵ 化学性质：

①可燃性：S+O2 === SO 2（空气中点燃淡蓝色火焰，纯氧中蓝紫色） ②与氢气反应：H 2 + S

△

点燃

H 2S ；

△

③与金属反应：2Na + S == Na2S, Fe + S FeS, 2Cu + S

△

Cu 2S ；

④与碱溶液反应：3S + 6NaOH（热）== 2Na2S + Na2SO 3 + 3H2O （用于实验室中清洗有S 残留的仪器）; ⑤与浓硫酸反应：S + 2H2SO 4(浓) 3.2 氧化硫（SO 2）

⑴ 物理性质：无色、有刺激性气味有毒的气体，易溶于水（1:40），密度比空气大，易液化。 ⑵ SO2的制备：S+O2 === SO 2或Na 2SO 3＋H 2SO 4＝Na 2SO 4＋SO 2↑＋H 2O ⑶ 化学性质：

① SO2能与水反应SO 2+H2O

△

3SO 2 + 2H2O 。

点燃

H 2SO 3（亚硫酸是二元弱酸，不稳定，易分解，易被氧化),

此反应为可逆反应。可逆反应定义：在相同条件下，正逆方向同时进行的反应。 ② SO2为酸性氧化物，是亚硫酸（H 2SO 3）的酸酐，可与碱反应生成盐和水。 a 、与NaOH 溶液反应：SO 2(少量) ＋2NaOH ＝Na 2SO 3＋H 2O SO 2＋2OH ＝SO 32＋H 2O

－

SO 2(过量) ＋NaOH ＝NaHSO 3 SO 2＋OH ＝HSO 3

b 、与Ca(OH)2溶液反应：SO 2(少量) ＋Ca(OH)2＝CaSO 3↓(白色) ＋H 2O

2SO 2(过量) ＋Ca(OH)2＝Ca(HSO3) 2 (可溶)

对比CO 2与碱反应：CO 2(少量) ＋Ca(OH)2＝CaCO 3↓(白色)+H2O

2CO 2(过量) ＋Ca(OH)2＝Ca(HCO3) 2 (可溶)

将SO 2逐渐通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉淀生成，后沉淀消失，与CO 2逐渐通入Ca(OH)2溶液实验现象相同，所以不能用石灰水来鉴别SO 2和CO 2这说法是对的，因为SO 2是有刺激性气味的气体。

③ SO2具有强还原性，能与强氧化剂（如酸性高锰酸钾溶液、氯气、氧气等）反应。SO 2能使酸性KMnO 4

溶液、新制氯水褪色，显示了SO 2

的强还原性（不是SO 2的漂白性）。

（催化剂：粉尘、五氧化二钒）

SO 2＋Cl 2＋2H 2O ＝H 2SO 4＋2HCl （将SO 2气体和Cl 2气体混合后作用于有色溶液，漂白效果将大大减）

④ SO2的弱氧化性：如2H 2S ＋SO 2＝3S↓＋2H 2O （有黄色沉淀生成）

⑤ SO2的漂白性：SO 2能使品红溶液褪色，加热会恢复原来的颜色。用此可以检验SO 2的存在。

⑥SO 2的用途：漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。

SO 2的危害：SO 2是硫酸型酸雨形成的主要物质。它主要来自于化石燃料的燃烧排放的尾气，汽车的尾气，硫酸工业生产的尾气的排放等方面。SO 2进入大气后在大气中的某些灰尘的催化下被O 2氧化成SO 3，SO 3易溶于水，形成H 2SO 4，同时，SO 2溶于水形成H 2SO 3，也易被氧化为H 2SO 4，当大气中的这些酸达到一定值时，下降的雨水的pH 就会小于5.6，即形成了酸雨。酸雨的危害非常严重。如：直接危害的首先是植物，植物对酸雨反应最敏感的器官是叶片，叶片受损伤后光合作用降低，抗病虫害能力减弱，林木生长缓慢或死亡，农作物减产甚至绝收。其次，酸雨可破坏水土环境，危及生态平衡。酸雨被冠之“空中杀手”、“空中恶魔”“空中死神”的诅咒名。另外，酸雨对文物古迹、建筑物、工业设备和通讯电缆等的腐蚀也令人心痛。酸雨还危及人体的健康。 3.3 氮的氧化物

⑴ NO是无色无味的有毒气体, 微溶于水, 在空气中易被氧化为NO 2。2NO + O2 == 2NO2. 在有氧气的条件下,NO 和O 2混合气被水吸收：4NO + 3O2 + 2H2O == 4HNO3.

⑵ NO2：红棕色有刺激性味有毒气体，溶于水，并与水反应：3NO 2 + 2H2O == 2HNO3 + NO . 在有氧气的条件下：4NO 2 + O2 + 2H2O == 4HNO3.

另外，NO 和NO 2的混和气体也可以被碱液吸收：NO + NO2 + 2NaOH == 2NaNO2 + H2O.

⑶ NO、NO 2的污染：大气中的氮的氧化物主要来源于汽车的尾气和工业生产的尾气的排放等，大气中的NO 、NO 2不仅可以形成酸雨，也能形成光化学烟雾，还能破坏臭氧层。因此要严格控制氮的氧化物的排放。 3.4 酸雨的防治：

⑴ 最主要是控制污染源。主要途径有：

① 开发新能源替代化石燃料。如开发氢能、太阳能、核能等。

② 利用物理和化学方法对含硫燃料预先进行脱硫处理，降低SO 2的排放量。如在含硫燃煤中加氧化钙，在燃烧时有以下反应：CaO + SO2== CaSO3,CaO + H2O == Ca(OH)2,SO 2 + Ca(OH)2 ==CaSO3 +H2O,2CaSO 3 + O 2 == 2CaSO4. 将硫元素转化成固体盐而减少排放。

③ 加强技术研究，提高对燃煤、工业生产中释放的SO 2废气的处理和回收。如用氨水对燃煤烟气的脱硫处理是：SO 2 + 2NH3 + H2O == (NH4) 2SO 3, SO2 + NH3 + H2O== NH4HSO 3, 2(NH4) 2SO 3 + O2 == 2(NH4) 2SO 4, 2NH 4HSO 3 + O2 == 2NH4HSO 4.(它们是氮肥)

④ 积极开发利用煤炭的新技术，对煤炭进行综合处理，推广煤炭的净化技术、转化技术。如对煤炭进行液化或气化处理，提高能源的利用率，减少SO 2的排放。

⑵ 运用化学方法减轻酸雨对土壤和树木的危害。如对降酸雨地带喷洒石灰等手段。 ⑶ 提高全民的环保意识，加强国际合作，共同努力减少硫酸型酸雨的产生。四、氨硝酸硫酸 4.1 氨气（NH 3）

⑴ 氨气的物理性质：无色气体，有刺激性气味、比空气轻，易液化，极易溶于水，1体积水可以溶解700

体积的氨气（可做红色喷泉实验）。浓氨水易挥发出氨气。

⑵ 氨气的化学性质：

a. 溶于水溶液呈弱碱性：NH 3＋H 2O

3·H 2O

NH 4＋OH

△

＋－

生成的一水合氨NH 3·H 2O 是一种弱碱，很不稳定，受热会分解：NH 3·H 2O NH 3 ↑＋H 2O

氨气或液氨溶于水得氨水，氨水的密度比水小，并且氨水浓度越大密度越小，计算氨水浓度时，溶质是

NH 3，而不是NH 3·H 2O 。

氨水中的微粒：H 2O 、NH 3、NH 3·H 2O 、NH 4、OH —、H (极少量，水微弱电离出来) 。

＋

喷泉实验的原理：是利用气体极易被一种液体吸收而形成压强差，使气体容器内压强降低，外界大气压把液体压入气体容器内，在玻璃导管尖嘴处形成美丽的“喷泉”。

喷泉实验成功的关键：（1）气体在吸收液中被吸收得既快又多，如NH 3、HCl 、HBr 、HI 、NO 2用水吸收，CO 2、SO 2，Cl 2、H 2S 等用NaOH 溶液吸收等。（2）装置的气密性要好。（3）烧瓶内的气体纯度要大。

b. 氨气可以与酸反应生成盐：

①NH 3＋HCl ＝NH 4Cl ②NH 3＋HNO 3＝NH 4NO 3 ③ 2NH3＋H 2SO 4＝(NH4) 2SO 4

因NH 3溶于水呈碱性，所以可以用湿润的红色石蕊试纸检验氨气的存在，因浓盐酸有挥发性，所以也可以用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近集气瓶口，如果有大量白烟生成，可以证明有NH 3存在。 ⑶ 氨气的实验室制法：

1）原理：铵盐与碱共热产生氨气

?→2）装置特点：固＋固?气体，与制O 2相同。

3）收集：向下排空气法。

4）验满：a. 湿润的红色石蕊试纸（NH 3是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体）

b. 蘸浓盐酸的玻璃棒(产生白烟)

5) 干燥：用碱石灰（NaOH 与CaO 的混合物）或生石灰在干燥管或U 型管中干燥。不能用CaCl 2、P 2O 5、

浓硫酸作干燥剂，因为NH 3能与CaCl 2反应生成CaCl 2·8NH 3。P 2O 5、浓硫酸均能与NH 3反应，生成相应的盐。所以NH 3通常用碱石灰干燥。

6) 吸收：在试管口塞有一团湿的棉花其作用有两个：一是减小氨气与空气的对流，方便收集氨气二是吸收

多余的氨气，防止污染空气。

⑷ 氨气的用途：液氨易挥发，汽化过程中会吸收热量，使得周围环境温度降低，因此，液氨可以作制冷剂。 4.2 铵盐

铵盐均易溶于水，且都为白色晶体（很多化肥都是铵盐）。 (1)受热易分解，放出氨气：NH 4Cl

△

NH 3↑＋HCl↑ NH 4HCO 3

△

NH 3↑＋H 2O↑＋CO 2↑

(2)干燥的铵盐能与碱固体混合加热反应生成氨气，利用这个性质可以制备氨气： 2NH 4Cl ＋Ca(OH)2

＋

△

2NH 3↑＋CaCl 2＋2H 2O

＋

(3)NH4的检验：样品加碱混合加热，放出的气体能使湿的红色石蕊试纸变蓝，则证明该物质会有NH 4。 4.3 硫酸（H 2SO 4）

1、浓硫酸的物理性质：纯的硫酸为无色油状粘稠液体，能与水以任意比互溶（稀释浓硫酸要规范操作：

注酸入水且不断搅拌）。质量分数为98%（或18.4mol/l）的硫酸为浓硫酸。不挥发，沸点高，密度比水大。

2、浓硫酸三大性质：吸水性、脱水性、强氧化性。

① 吸水性：浓硫酸可吸收结晶水、湿存水和气体中的水蒸气，可作干燥剂，可干燥H 2、O 2、SO 2、CO 2

等气体，但不可以用来干燥、HBr 、HI 、C 2H 4五种气体。

② 脱水性：能将有机物（蔗糖、棉花等）以水分子中H 和O 原子个数比2︰1脱水，炭化变黑。

③ 强氧化性：浓硫酸在加热条件下显示强氧化性（＋6价硫体现了强氧化性），能与大多数金属反应，也

能与非金属反应。

(ⅰ) 与大多数金属反应（如铜）：2H 2SO 4 (浓) ＋Cu===CuSO 4＋2H 2O ＋SO 2 ↑

（此反应浓硫酸表现出酸性和强氧化性）

(ⅱ) 与非金属反应（如C 反应）：2H 2SO 4(浓) ＋C===CO 2 ↑＋2H 2O ＋SO 2 ↑

（此反应浓硫酸表现出强氧化性）

注意：常温下，Fe 、Al 遇浓H 2SO 4或浓HNO 3发生钝化。

浓硫酸的强氧化性使许多金属能与它反应，但在常温下，铝和铁遇浓硫酸时，因表面被浓硫酸氧化成一层致密氧化膜，这层氧化膜阻止了酸与内层金属的进一步反应。这种现象叫金属的钝化。铝和铁也能被浓硝酸钝化，所以，常温下可以用铁制或铝制容器盛放浓硫酸和浓硝酸。 3、H 2SO 4 的工业制法(接触法) ：

① 流程：S 或含硫矿石煅烧生成SO 2，将气体净化；

SO 3进入吸收塔吸收生成H 2SO 4.

② 设备：沸腾炉：煅烧在沸腾炉中进行；产生的气体要进行除尘、洗涤、干燥等净化处理。

接触室：接触室中有多层催化剂，二氧化硫在催化剂的表面接触被氧化成三氧化硫；中间有热交换器，是为了充分利用能量而设计。

吸收塔：由于三氧化硫与水的反应放热大，形成酸雾，会降低吸收效率，因此改用98.3％的浓硫酸来吸收，

同时采取逆流原理。

③ 主要反应式：S + O2

△

进入接触室进行催化氧化生成SO 3；

将

SO 2 或 4FeS 2 + 11O2

高温

2Fe 2O 3 + 8SO2;2SO 2 + O2

催化剂加热

2SO 3,

SO 3 + H2O == H2SO 4.

④ 尾气处理：尽管生产中采取了许多有利于二氧化硫转化为三氧化硫的措施，但反应是可逆的，因此尾

气中仍然含有SO 2气体，生产中常采用氨水吸收。SO 2 + 2NH3·H 2O == (NH4) 2SO 3 + H 2O,(NH4) 2SO 3 + SO2 + H2O == 2 NH4HSO 3.

(4) 硫酸的用途：用于化肥、农药、医药、金属矿的处理等生产中。 4、硫酸的用途：干燥剂、化肥、炸药、蓄电池、农药、医药等。 4.4 几种常见的硫酸盐

⑴ CaSO4：自然界中是石膏(CaSO4·2H 2O) 的形式存在，加热到150时会失去部分结晶水，生成熟石膏

(2CaSO4·H 2O). 用于各种模型和医疗的石膏绑带，水泥生产的原料之一。

⑵ BaSO4：重晶石，不容易被X 射线透过，医疗上作为“钡餐”，也可作为白色颜料，可用于油漆、油墨、

造纸、塑料、橡胶的原料及填充剂。

⑶ FeSO4：FeSO 4·7H 2O 俗称绿矾，医疗上用于生产治贫血的药剂工业上是生产净水剂和颜料的原料。 4.5 硝酸（HNO 3）：

⑴ 硝酸物理性质：纯硝酸是无色、有刺激性气味的油状液体。低沸点（83℃）、易挥发，在空气中遇水蒸

气呈白雾状。98%以上的硝酸叫“发烟硝酸”，常用浓硝酸的质量分数为69%

⑵ 硝酸的化学性质：具有一般酸的通性，稀硝酸遇紫色石蕊试液变红色，浓硝酸遇紫色石蕊试液先变红

（H 作用）后褪色（浓硝酸的强氧化性）。用此实验可证明浓硝酸的氧化性比稀硝酸

＋

强。浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂，能氧化大多数金属，但不放出氢气，通常浓硝酸产生NO 2，稀硝酸产生NO ，如：

① Cu＋4HNO 3(浓) ＝Cu(NO3) 2＋2NO 2↑＋2H 2O ② 3Cu ＋8HNO 3(稀) ＝3Cu(NO3) 2＋2NO↑＋4H 2O

反应①还原剂与氧化剂物质的量之比为1︰2；反应②还原剂与氧化剂物质的量之比为3︰2。常温下，Fe 、Al 遇浓H 2SO 4或浓HNO 3发生钝化，（说成不反应是不妥的），加热时能发生反应： Fe ＋6HNO 3(浓)

＋

△

－

Fe(NO3) 3＋3NO 2↑＋3H 2O

当溶液中有H 和NO 3时，相当于溶液中含HNO 3，此时，因为硝酸具有强氧化性，使得在酸性条件下NO 3

－

与具有强还原性的离子如S 2、Fe 2、SO 32、I 、Br （通常是这几种）因发生氧化还原反应而不能大量

－

＋

－

共存。（有沉淀、气体、难电离物生成是因发生复分解反应而不能大量共存。） ⑶ 硝酸的工业制法：

流程：氨气的催化氧化→NO→进一步氧化生成NO 2→用水吸收生成硝酸。设备：①氧化炉：4NH 3 + 5O2

催化剂

4NO + 6H2O ，进一步氧化：2NO + O2 == 2NO2.

△

②吸收塔：用水吸收：4NO 2 + O2 + 2H2O == 4HNO3.

尾气处理：在工业生产中，将尾气进行循环使用，处理后进行进一步氧化，再生产硝酸。

范文三：高一化学必修一

1、Fe （OH ）3胶体的制备：FeCl3＋3H2O Fe （OH ）3（胶体）＋3HCl2、碳还原氧化铜：2CuO ＋C 2Cu ＋CO2↑ 3、常温下钠与氧气反应：4Na + O2 = 2Na2O （白色）4、钠在空气中燃烧：2Na + O2 Na2O2 （淡黄色）5、钠与水反应：2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ 6、过氧化钠与水反应：2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2↑ 7、过氧化钠与二氧化碳反应：2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2 8、铁在氧气中燃烧：3Fe ＋2O2 Fe3O49、铁与水蒸气反应：3Fe + 4H2O(g) Fe3O4 + 4H2↑ 10、Al 与盐酸反应：2Al ＋6HCl===2AlCl3+3H2↑ 11、Al 与氢氧化钠溶液反应：2Al + 2NaOH + 2H2O===2NaAlO2 + 3H2↑

12、Al2O3与盐酸反应：Al2O3 + 6HCl ===2AlCl3 + 3H2O 13、Al2O3与氢氧化钠溶液反应：Al2O3 + 2NaOH === 2NaAlO2 + H2O 14、Al(OH)3 与盐酸反应：Al(OH)3 + 3HCl ===AlCl3 + 3H2O 15、Al(OH)3 与氢氧化钠溶液反应：Al(OH)3 + NaOH === NaAlO2 + 2H2O 16、实验室制取氢氧化铝（铝盐溶液加氨水）：Al2(SO4)3 + 6NH3?H2O = 2Al(OH)3↓ + 3(NH4)2SO4 17、氢氧化铝加热分解：2Al(OH)3 Al2O3 + 3H2O 18、氧化亚铁与盐酸反应：FeO ＋2HCl ＝FeCl2＋H2O19、氧化铁与盐酸反应：Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O 20、氯化铁与氢氧化钠溶液反应：FeCl3 + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH)3↓（红褐色）21、硫酸亚铁与氢氧化钠溶液反应：FeSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Fe(OH)2↓（白色）22、氢氧化亚铁被氧化成氢氧化铁：4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3 23、氢氧化铁加热分解：2Fe(OH)3 3H2O↑+ Fe2O3 （红棕色粉末，俗称铁红）24、FeCl3溶液与铁粉反应：2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 25、氯化亚铁中通入氯气：2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3 26、FeCl3溶液与铜反应：2FeCl3 + Cu = 2FeCl2 ＋CuCl2 27、二氧化硅与氢氟酸反应：SiO2 + 4HF = SiF4 ↑+ 2H2O 28、二氧化硅与氧化钙高温反应：SiO2 + CaO CaSiO3 29、二氧化硅与氢氧化钠溶液反应：SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O 30、硅酸钠与盐酸反应：Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3↓

31、氯气的实验室制法：MnO2＋4HCl （浓） MnCl2＋Cl2↑＋H2O32、氯气与金属反应：2Fe + 3Cl2 2FeCl3 （棕色烟）Cu + Cl2 CuCl2 （棕黄色的烟）2Na + Cl2 2NaCl （白烟）33、氯气与非金属反应：H2＋Cl2 2HCl （苍白色火焰，有白雾生成）34、氯气与水反应：Cl2 + H2O = HCl + HClO 35、次氯酸光照分解：2HClO 2HCl + O2↑ 36、氯气与氢氧化钠溶液反应：Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O 37、氯气与消石灰反应制漂白粉：2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O 38、漂白粉长期置露在空气中：Ca(ClO)2 + H2O + CO2 = CaCO3↓ + 2HClO 39、硫的燃

烧 S＋O2 SO240、二氧化硫与水反应：SO2 + H2O H2SO3 41、二氧化硫与氧气反应：2SO2＋O2 2SO3

42、三氧化硫与水反应：SO3 + H2O = H2SO4 43、SO3与碱性氧化物反应：SO3＋CaO ＝CaSO444、三氧化硫与Ca （OH ）2溶液反应：SO3 + Ca （OH ）2 = CaSO4 ＋H2O45、氮气与氧气在放电下反应：N2 + O2 2NO 46、一氧化氮与氧气反应：2NO + O2 = 2NO2 47、二氧化氮与水反应：3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO 48、合成氨反应：N2＋3H2 2NH349、氨气溶于水： NH3 + H2O ＝NH3?H2O 氨水受热分解：NH3?H2O NH3↑ + H2O 50、氨气与氯化氢反应：NH3 + HCl = NH4Cl 氯化铵受热分解：NH4Cl NH3↑ + HCl↑ 51、碳酸氢氨受热分解：NH4HCO3 NH3↑ + H2O↑ + CO2↑ 52、硝酸铵与氢氧化钠反应：NH4NO3 + NaOH NH3↑ + NaNO3 + H2O 53、氨的催化氧化：4NH3＋5O2 4NO ＋6H2O54、氨气的实验室制取法：2NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑ 55、硫酸铵与氢氧化钠反应：（NH4）2SO4 + 2NaOH 2NH3↑ + Na2SO4 + 2H2O 56、浓硫酸与铜反应：Cu +

2H2SO4(浓) CuSO4 + 2H2O + SO2↑ 57、浓硫酸与木炭反应：C + 2H2SO4(浓) CO2 ↑+ 2SO2↑ + 2H2O 58、浓硝酸与铜反应：Cu + 4HNO3(浓) ===Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2↑ 59、稀硝酸与铜反应：3Cu + 8HNO3(稀)=== 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO↑一、研究物质性质的方法和程序 1．基本方法：观察法、实验法、分类法、比较法 2．基本程序：第三步：用比较的方法对观察到的现象进行分析、综合、推论，概括出结论。二、钠及其化合物的性质： 1．钠在空气中缓慢氧化：4Na+O2==2Na2O 2．钠在空气中燃烧：2Na+O2点燃====Na2O2 3．钠与水反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 现象：①钠浮在水面上；②熔化为银白色小球；③在水面上四处游动；④伴有嗞嗞响声；⑤滴有酚酞的水变红色。 4．过氧化钠与水反应：

2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ 5．过氧化钠与二氧化碳反应：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 6．碳酸氢钠受热分解：2NaHCO3△==Na2CO3+H2O+CO2↑ 7．氢氧化钠与碳酸氢钠反应：

NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O 8．在碳酸钠溶液中通入二氧化碳：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3 三、氯及其化合物的性质 1．氯气与氢氧化钠的反应：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O 2．铁丝在氯气中燃烧：2Fe+3Cl2点燃===2FeCl3 3．制取漂白粉（氯气能通入石灰浆）2Cl2+2Ca（OH ）2=CaCl2+Ca（ClO ）2+2H2O 4．氯气与水的反应：Cl2+H2O=HClO+HCl 5．次氯酸钠在空气中变质：NaClO+CO2+H2O=NaHCO3+HClO 6．次氯酸钙在空气中变质：Ca （ClO ）

2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HCl 四、以物质的量为中心的物理量关系 1．物质的量n （mol ）=

N/N(A) 2．物质的量n （mol ）= m/M 3．标准状况下气体物质的量n （mol ）= V/V(m)

4．溶液中溶质的物质的量n （mol ）=cV 五、胶体： 1．定义：分散质粒子直

径介于1~100nm之间的分散系。 2．胶体性质： ① 丁达尔现象 ② 聚沉 ③ 电泳 ④ 布朗运动 3．胶体提纯：渗析六、电解质和非电解质

1．定义：①条件：水溶液或熔融状态；②性质：能否导电；③物质类别：化合物。 2．强

电解质：强酸、强碱、大多数盐；弱电解质：弱酸、弱碱、水等。 3．离子方程式的书写： ① 写：写出化学方程式 ② 拆：将易溶、易电离的物质改写成离子形式，其它以化学式形式出现。下列情况不拆：难溶物质、难电离物质（弱酸、弱碱、水等）、氧化物、HCO3-等。 ③ 删：将反应前后没有变化的离子符号删去。 ④ 查：检查元素是否守恒、电荷是否守恒。 4．离子反应、离子共存问题：下列离子不能共存在同一溶液中： ① 生成难溶物质的离子：如Ba2+与SO42-；Ag+与Cl-等 ② 生成气体或易挥发物质：如H+

与CO32-、HCO3-、SO32-、S2-等；OH-与NH4+等。 ③ 生成难电离的物质（弱电解质） ④ 发生氧化还原反应：如：MnO4-与I-；H+、NO3-与Fe2+等七、氧化还原反应

1．（某元素）降价——得到电子——被还原——作氧化剂——产物为还原产物 2．（某元素）升价——失去电子——被氧化——作还原剂——产物为氧化产物 3．氧化性：氧化剂>氧化产物还原性：还原剂>还原产物八、铁及其化合物性质 1． Fe2+及Fe3+离子的检验： ① Fe2+的检验：（浅绿色溶液） a) 加氢氧化钠溶液，产生白色沉淀，继而变灰绿色，最后变红褐色。 b) 加KSCN 溶液，不显红色，再滴加氯水，溶液显红色。 ② Fe3+的检验：（黄色溶液） a) 加氢氧化钠溶液，产生红褐色沉

淀。 b) 加KSCN 溶液，溶液显红色。 2．主要反应的化学方程式： ① 铁

与盐酸的反应：Fe+2HCl=FeCl2+H2↑ ② 铁与硫酸铜反应（湿法炼铜）：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu ③ 在氯化亚铁溶液中滴加氯水：（除去氯化铁中的氯化亚铁杂质）3FeCl2+Cl2=2FeCl3 ④ 氢氧化亚铁在空气中变质：4Fe （OH ）2+O2+2H2O=4Fe（OH ）3 ⑤ 在氯化铁溶液中加入铁粉：2FeCl3+Fe=3FeCl2 ⑥ 铜与氯化铁反应（用氯化铁腐蚀铜电路板）：

2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2 ⑦ 少量锌与氯化铁反应：Zn+2FeCl3=2FeCl2+ZnCl2 ⑧ 足量锌与氯化铁反应：3Zn+2FeCl3=2Fe+3ZnCl2 九、氮及其化合物的性质 1． “雷雨发庄稼”涉及反应原理： ① N2+O2放电===2NO ② 2NO+O2=2NO2 ③

3NO2+H2O=2HNO3+NO 2．氨的工业制法：N2+3H2 2NH3 3．氨的实验室制法： ① 原理：2NH4Cl+Ca(OH)2△==2NH3↑+CaCl2+2H2O ② 装置：与制O2相同 ③ 收

集方法：向下排空气法 ④ 检验方法： a) 用湿润的红色石蕊试纸试验，会变蓝色。 b) 用沾有浓盐酸的玻璃棒靠近瓶口，有大量白烟产生。NH3+HCl=NH4Cl ⑤ 干燥方法：可用碱石灰或氧化钙、氢氧化钠，不能用浓硫酸。 4．氨与水的反应：NH3+H2O=NH3?H2O NH3?H2O NH4++OH- 5．氨的催化氧化：4NH3+5O2 4NO+6H2O（制取硝酸的第一步）

6．碳酸氢铵受热分解：NH4HCO3 NH3↑+H2O+CO2↑ 7．铜与浓硝酸反应：Cu+4HNO3=Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O 8．铜与稀硝酸反应：3Cu+8HNO3=3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O

9．碳与浓硝酸反应：C+4HNO3=CO2↑+4NO2↑+2H2O 10．氯化铵受热分解：NH4Cl

NH3↑+HCl↑ 十、硫及其化合物的性质 1．铁与硫蒸气反应：Fe+S△==FeS

2．铜与硫蒸气反应：2Cu+S△==Cu2S 3．硫与浓硫酸反应：S+2H2SO4（浓）△==3SO2↑+2H2O

4．二氧化硫与硫化氢反应：SO2+2H2S=3S↓+2H2O 5．铜与浓硫酸反应：Cu+2H2SO4△==CuSO4+SO2↑+2H2O 6．二氧化硫的催化氧化：2SO2+O2 2SO3 7．二氧化硫与氯水的反应：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl 8．二氧化硫与氢氧化钠反应：

SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O 9．硫化氢在充足的氧气中燃烧：2H2S+3O2点燃===2SO2+2H2O

10．硫化氢在不充足的氧气中燃烧：2H2S+O2点燃===2S+2H2O 十一、镁及其化合物的性质 1．在空气中点燃镁条：2Mg+O2点燃===2MgO 2．在氮气中点燃镁条：3Mg+N2点燃===Mg3N2 3．在二氧化碳中点燃镁条：2Mg+CO2点燃===2MgO+C 4．在氯气中点燃镁条：Mg+Cl2点燃===MgCl2 5．海水中提取镁涉及反应： ① 贝壳煅烧制取熟石灰：CaCO3高温===CaO+CO2↑ CaO+H2O=Ca（OH ）2 ② 产生氢氧化镁沉淀：

Mg2++2OH-=Mg（OH ）2↓ ③ 氢氧化镁转化为氯化镁：Mg （OH ）2+2HCl=MgCl2+2H2O ④ 电解熔融氯化镁：MgCl2通电===Mg+Cl2↑ 十二、 Cl-、Br-、I-离子鉴别： 1．分

别滴加AgNO3和稀硝酸，产生白色沉淀的为Cl-；产生浅黄色沉淀的为Br-；产生黄色沉淀的为I-

2．分别滴加氯水，再加入少量四氯化碳，振荡，下层溶液为无色的是Cl-；下层溶液为橙红色的为Br-；下层溶液为紫红色的为I-。十三、常见物质俗名 ①苏打、纯碱：Na2CO3；②小苏打：NaHCO3；③熟石灰：Ca （OH ）2；④生石灰：CaO ；⑤绿矾：FeSO4?7H2O；⑥硫磺：S ；⑦大理石、石灰石主要成分：CaCO3；⑧胆矾：CuSO4?5H2O；⑨石膏：CaSO4?2H2O；⑩明矾：KAl

（SO4）2?12H2O 十四、铝及其化合物的性质 1．铝与盐酸的反应：

2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑ 2．铝与强碱的反应：2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al（OH ）4]+3H2↑

3．铝在空气中氧化：4Al+3O2==2Al2O3 4．氧化铝与酸反应：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O

5．氧化铝与强碱反应：Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al（OH ）4] 6．氢氧化铝与强酸反应：

Al （OH ）3+3HCl=AlCl3+3H2O 7．氢氧化铝与强碱反应：Al （OH ）3+NaOH=Na[Al（OH ）4]

8．实验室制取氢氧化铝沉淀：Al3++3NH3?H2O=Al（OH ）3↓+3NH4+ 十五、硅及及其化合物性质 1．硅与氢氧化钠反应：Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑ 2．硅与氢氟酸反应：Si+4HF=SiF4+H2↑ 3．二氧化硅与氢氧化钠反应：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O

4．二氧化硅与氢氟酸反应：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O 5．制造玻璃主要反应：SiO2+CaCO3高温===CaSiO3+CO2↑ SiO2+Na2CO3高温===Na2SiO3+CO2↑

常见气体检验方法氢气纯净的氢气在空气中燃烧呈淡蓝色火焰，混合空气点燃有爆鸣声，生成物只有水。不是只有氢气才产生爆鸣声；可点燃的气体不一定是氢气氧气可使带火星的木条复燃氯气黄绿色，能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝（O3、NO2也能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝）氯化氢无色有刺激性气味的气体。在潮湿的空气中形成白雾，能使湿润的蓝色石蓝试纸变红；用蘸有浓氨水的玻璃棒靠近时冒白烟；将气体通入AgNO3溶液时有白色沉淀生成。二氧化硫无色有刺激性气味的气体。能使品红溶液褪色，加热后又显红色。能使酸性高锰酸钾溶液褪色。硫化氢无色有具鸡蛋气味的气体。能使Pb(NO3)2或CuSO4溶液产生黑色沉淀，或使湿润的醋酸铅试纸变黑。氨气无色有刺激性气味，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时能生成白烟。二氧化氮红棕色气体，通入水中生成无色的溶液并产生无色气体，水溶液显酸性。一氧化氮无色气体，在空气中立即变成红棕色二氧化碳能使澄清石灰水变浑浊；能使燃着的木条熄灭。SO2气体也能使澄清的石灰水变混浊，N2等气体也能使燃着的木条熄灭。一氧化碳可燃烧，火焰呈淡蓝色，燃烧后只生成CO2；能使灼热的CuO 由黑色变成红色。② 几种重要阳离子的检验（l ）H+ 能使紫色石蕊试液或橙色的甲基橙试液变为红色。（2）Na+、K+ 用焰色反应来检验时，它们的火焰分别呈黄色、浅紫色（通过钴玻片）。（3）Ba2+ 能使稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。（4）Mg2+ 能与NaOH 溶液反应生成白色Mg(OH)2沉淀，该沉淀能溶于NH4Cl 溶液。（5）Al3+ 能与适量的NaOH 溶液反应生成白色Al(OH)3絮状沉淀，该沉淀能溶于盐酸或过量的NaOH 溶液。（6）Ag+ 能与稀盐酸或可溶性盐酸盐反应，生成白色AgCl 沉淀，不溶于稀 HNO3，但溶于氨水，生成〔Ag(NH3)2〕+。（7）NH4+ 铵盐（或浓溶液）与NaOH 浓溶液反应，并加热，放出使湿润的红色石蓝试纸变蓝的有刺激性气味NH3气体。（8）Fe2+ 能与少量NaOH 溶液反应，先生成白色Fe(OH)2沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe(OH)3沉淀。或向亚铁盐的溶液里加入KSCN 溶液，不显红色，加入少量新制的氯水后，立即显红色。2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl－（9） Fe3+ 能与 KSCN溶液反应，变成血红色 Fe(SCN)3溶液，能与 NaOH溶液反应，生成红褐色Fe(OH)3沉淀。（10）Cu2+ 蓝色水溶液（浓的CuCl2溶液显绿色），能与NaOH 溶液反应，生成蓝色的Cu(OH)2沉淀，加热后可转变为黑色的 CuO沉淀。含Cu2+溶液能与Fe 、Zn 片等反应，在金属片上有红色的铜生成。③ 几种重要的阴离子的检验（1）OH －能使无色酚酞、

紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示剂分别变为红色、蓝色、黄色。（2）Cl －能与硝酸银反应，生成白色的AgCl 沉淀，沉淀不溶于稀硝酸，能溶于氨水，生成[Ag(NH3)2]+。（3）Br －能与硝酸银反应，生成淡黄色AgBr 沉淀，不溶于稀硝酸。（4）I －能与硝酸银反应，生成黄色AgI 沉淀，不溶于稀硝酸；也能与氯水反应，生成I2，使淀粉溶液变蓝。（5）SO42－能与含Ba2+溶液反应，生成白色BaSO4沉淀，不溶于硝酸。（6）SO32－浓溶液能与强酸反应，产生无色有刺激性气味的SO2气体，该气体能使品红溶液褪色。能与BaCl2溶液反应，生成白色BaSO3沉淀，该沉淀溶于盐酸，生成无色有刺激性气味的SO2气体。（7）S2－能与Pb(NO3)2溶液反应，生成黑色的PbS 沉淀。（8）CO32－能与BaCl2溶液反应，生成白色的BaCO3沉淀，该沉淀溶于硝酸（或盐酸），生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的CO2气体。（9）HCO3－取含HCO3－盐溶液煮沸，放出无色无味CO2气体，气体能使澄清石灰水变浑浊或向HCO3－盐酸溶液里加入稀MgSO4溶液，无现象，加热煮沸，有白色沉淀 MgCO3生成，同时放出 CO2气体。（10）PO43－含磷酸根的中性溶液，能与AgNO3反应，生成黄色Ag3PO4沉淀，该沉淀溶（11）NO3－浓溶液或晶体中加入铜片、浓硫酸加热，放出红棕色气体。于硝酸。（3）非金属活动顺序元素：

F>O>Cl>Br>N>I>S>P>C>Si>H 单质：F2>Cl2>O2>Br2>I2>S>N2>P>C>Si>H2 （4）氧化性与还原性的关系 F2>KmnO4（H+）>Cl2>浓HNO3>稀HNO3>浓H2SO4>Br2>Fe3+>Cu2+>I2>H+>Fe2+ F —<>

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高一化学知识点总结2007-01-29 19:23第一部分 1、硫酸根离子的检验: bacl2 + na2so4 = baso4↓+ 2nacl 2、碳酸根离子的检验: cacl2 + na2co3 = caco3↓ + 2nacl 3、碳酸钠与盐酸反应: na2co3 + 2hcl = 2nacl + h2o + co2↑ 4、木炭还原氧化铜: 2cuo + c 高温 2cu + co2↑ 5、铁片与硫酸铜溶液反应: fe + cuso4 = feso4 + cu 6、氯化钙与碳酸钠溶液反应：cacl2 + na2co3 = caco3↓+ 2nacl 7、钠在空气中燃烧：2na + o2 △ na2o2常见气体检验方法氢气纯净

的氢气在空气中燃烧呈淡蓝色火焰，混合空气点燃有爆鸣声，生成物只有水。不是只有氢气才产生爆鸣声；可点燃的气体不一定是氢气氧气可使带火星的木条复燃氯气黄绿色，能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝（O3、NO2也能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝）氯化氢无色有刺激性气味的气体。在潮湿的空气中形成白雾，能使湿润的蓝色石蓝试纸变红；用蘸有浓氨水的玻璃棒靠近时冒白烟；将气体通入AgNO3溶液时有白色沉淀生成。二氧化硫无色有刺激性气味的气体。能使品红溶液褪色，加热后又显红色。能使酸性高锰酸钾溶液褪色。硫化氢无色有具鸡蛋气味的气体。能使Pb(NO3)2或CuSO4溶液产生黑色沉淀，或使湿润的醋酸铅试纸变黑。氨气无色有刺激性气味，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时能生成白烟。二氧化氮红棕色气体，通入水中生成无色的溶液并产生无色气体，水溶液显酸性。一氧化氮无色气体，在空气中立即变成红棕色二氧化碳能使澄清石灰水变浑浊；能使燃着的木条熄灭。SO2气体也能使澄清的石灰水变混浊，N2等气体也能使燃着的木条熄灭。一氧化碳可燃烧，火焰呈淡蓝色，燃烧后只生成CO2；能使灼热的CuO 由黑色变成红色。② 几种重要阳离子的检验（l ）H+ 能使紫色石蕊试液或橙色的甲基橙试液变为红色。（2）Na+、K+ 用焰色反应来检验时，它们的火焰分别呈黄色、浅紫色（通过钴玻片）。（3）Ba2+ 能使稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。（4）Mg2+ 能与NaOH 溶液反应生成白色Mg(OH)2沉淀，该沉淀能溶于NH4Cl 溶液。（5）Al3+ 能与适量的NaOH 溶液反应生成白色Al(OH)3絮状沉淀，该沉淀能溶于盐酸或过量的NaOH 溶液。（6）Ag+ 能与稀盐酸或可溶性盐酸盐反应，生成白色AgCl 沉淀，不溶于稀 HNO3，但溶于氨水，生成〔Ag(NH3)2〕+。（7）NH4+ 铵盐（或浓溶液）与NaOH 浓溶液反应，并加热，放出使湿润的红色石蓝试纸变蓝的有刺激性气味NH3气体。（8）Fe2+ 能与少量NaOH 溶液反应，先生成白色Fe(OH)2沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe(OH)3沉淀。或向亚铁盐的溶液里加入KSCN 溶液，不显红色，加入少量新制的氯水后，立即显红色。2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl－（9） Fe3+ 能与 KSCN溶液反应，变成血红色 Fe(SCN)3溶液，能与 NaOH溶液反应，生成红褐色Fe (OH)3沉淀。（10）Cu2+ 蓝色水溶液（浓的CuCl2溶液显绿色），能与NaOH 溶液反应，生成蓝色的Cu(OH)2沉淀，加热后可转变为黑色的 CuO沉淀。含Cu2+溶液能与Fe 、Zn 片等反应，在金属片上有红色的铜生成。③ 几种重要的阴离子的检验（1）OH －能使无色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示剂分别变为红色、蓝色、黄色。（2）Cl －能与硝酸银反应，生成白色的AgCl 沉淀，沉淀不溶于稀硝酸，能溶于氨水，生成[Ag(NH3)2]+。（3）Br －能与硝酸银反应，生成淡黄色AgBr 沉淀，不溶于稀硝酸。（4）I －能与硝酸银反应，生成黄色AgI 沉淀，不溶于稀硝酸；也能与氯水反应，生成I2，使淀粉溶液变蓝。（5）SO42－能与含Ba2+溶液反应，生成白色BaSO4沉淀，不溶于硝酸。（6）SO32－浓溶液能与强酸反应，产生无色有刺激性气味的SO2气体，该气体能使品红溶液褪色。能与BaCl2溶液反应，生成白色BaSO3沉淀，该沉淀溶于盐酸，生成无色有刺激性气味的SO2气体。（7）S2－能与Pb(NO3)2溶液反应，生成黑色的PbS 沉淀。

（8）CO32－能与BaCl2溶液反应，生成白色的BaCO3沉淀，该沉淀溶于硝酸（或盐酸），生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的CO2气体。（9）HCO3－取含HCO3－盐溶液煮沸，放出无色无味CO2气体，气体能使澄清石灰水变浑浊或向HCO3－盐酸溶液里加入稀MgSO4溶液，无现象，加热煮沸，有白色沉淀 MgCO3生成，同时放出 CO2气体。（10）PO43－含磷酸根的中性溶液，能与AgNO3反应，生成黄色Ag3PO4沉淀，该沉淀溶（11）NO3－浓溶液或晶体中加入铜片、浓硫酸加热，放出红棕色气体。于硝酸。（3）非金属活动顺序元素：F>O>Cl>Br>N>I>S>P>C>Si>H 单质：F2>Cl2>O2>Br2>I2>S>N2>P>C>Si>H2 （4）氧化性与还原性的关系 F2>KmnO4（H+）>Cl2>浓HNO3>稀HNO3>浓H2SO4>Br2>Fe3+>Cu2+>I2>H+>Fe2+ F —<><><><><>

色沉淀 SO42－ BaCl2或Ba(NO3)2HCl或HNO3 不溶于强酸的白色沉淀 CO32－ CaCl2或BaC l2HCl 或HNO3 白色沉淀，加酸后产生无色无味使澄清石灰水变浑浊的气体 2．金属氧化物的性质对比金属氧化物 Na2O Na2O2 Al2O3 Fe2O3 CuO 颜色白色淡黄色白色红棕色黑色与水反应生成NaOH 生成NaOH 和O2 不反应与CO2反应生成Na2CO3 生成Na2CO3和O2 不反应与盐酸反应生成NaCl 和H2O 生成NaCl 和H2O2 生成AlCl3和H2O 生成FeCl3和H2O 生成CuCl2和H2O 与NaOH 溶液反应与水反应与水反应生成NaAlO2和H2O 不反应由金属直接制得的方式金属钠直接露置在空气中点燃或加热金属钠金属铝的氧化膜或在氧气中点燃金属铝生铁在潮湿空气中缓慢氧化在空气中加热金属铜 3．金属氢氧化物的性质对比金属氢氧化物 NaOH Al(OH)3 Fe(OH)2 Fe(OH)3 Cu(OH)2 颜色白色固体白色胶状沉淀白色沉淀红褐色沉淀蓝色沉淀与盐酸反应生成NaCl 和H2O 生成AlCl3和H2O 生成FeCl2和H2O 生成FeCl3和H2O 生成CuCl2和H 2O 加热对热稳定生成Al2O3和H2O 隔绝空气加热生成FeO 和H2O 生成Fe2O3和H2O 生成CuO 和H2O 与NaOH 溶液反应 —— 生成NaAlO2和H2O 不反应制备 ①Ca(OH)2溶液与Na2CO3溶液反应②氯碱工业铝盐与过量氨水反应硫酸亚铁与氢氧化钠溶液反应硫酸铁溶液与氢氧化钠溶液反应硫酸铜溶液与氢氧化钠溶液反应

钠与氧气反应：4na + o2 = 2na 2o 8、过氧化钠与水反应：2na2o2 + 2h2o = 4naoh + o2↑ 9、过氧化钠与二氧化碳反应：2na2o2 + 2co2 = 2na2co3 + o2 10、钠与水反应：2na + 2h2o = 2naoh + h2↑ 11、铁与水蒸气反应：3fe + 4h2o( g) = f3o4 + 4h2↑ 12、铝与氢氧化钠溶液反应：2al + 2naoh + 2h2 o = 2naalo2 + 3h2↑ 13、氧化钙与水反应：cao + h2o = ca(oh)2 14、氧化铁与盐酸反应：fe2o3 + 6hcl = 2fecl3 + 3h2o 15、氧化铝与盐酸反应：al2o3 + 6hcl = 2alcl3 + 3h2o 16、氧化铝与氢氧化钠溶液反应：al2o3 + 2naoh = 2naalo2 + h2o 17、氯化铁与氢氧化钠溶液反应：fecl3 + 3naoh = fe(oh)3↓+ 3nacl 18、硫酸亚铁与氢氧化钠溶液反应：fes o4 + 2naoh = fe(oh)2↓+ na2so4 19 、氢氧化亚铁被氧化成氢氧化铁：4fe(oh)2 + 2h2o + o2 = 4fe(oh)3 20、氢氧化铁加热分解：2fe(oh)3 △ fe2o3 + 3h2o↑ 21、实验室制取氢氧化铝：a l2(so4)3 + 6nh3/*h2o = 2al(oh)3↓ + 3(nh3) 2so4 22、氢氧化铝与盐酸反应：al(oh)3 + 3hcl = alcl3 + 3h2o 2 3、氢氧化铝与氢氧化钠溶液反应：al(oh)3 + naoh = naalo2 + 2h2o 24、氢氧化铝加热分解：2al(oh)3 △ al2o3 + 3h2o 25、三氯化铁溶液与铁粉反应：2fecl3 + fe = 3fecl2 26、氯化亚铁中通入氯气：2fecl2 + cl2 = 2fecl3 27、二氧化硅与氢氟酸反应：sio2 + 4hf = sif4 + 2h2o 硅单质与氢氟酸反应：si + 4hf = sif4 + 2h2↑ 28、二氧化硅与氧化钙高温反应：sio2 + cao 高温 casio3 29、二氧化硅与氢氧化钠溶液反应：si o2 + 2naoh = na2sio3 + h2o 30、往硅酸钠溶液中通入二氧化碳：na 2sio3 + co2 + h2o = na2co3 + h2sio3↓ 3

1、硅酸钠与盐酸反应：n a2sio3 + 2hcl = 2nacl + h2sio3↓ 32、氯气与金属铁反应：2fe + 3cl2 点燃 2fecl3 33、氯气与金属铜反应：cu + cl2 点燃 cucl2 34、氯气与金属钠反应：2na + cl2 点燃 2nacl 35、氯气与水反应： cl2 + h2o = hcl + hclo 36、次氯酸光照分解：2hclo 光照 2hcl + o2↑ 37、氯气与氢氧化钠溶液反应：cl2 + 2naoh = nacl + naclo + h2o 38、氯气与消石灰反应：2cl2 + 2ca(oh)2 = cacl2 + ca(clo)2 + 2h2o 39、盐酸与硝酸银溶液反应：hcl + agno3 = agcl↓ + hno3 40、漂白粉长期置露在空气中：ca(clo)2 + h2o + co2 = caco3↓ + 2hclo 41、二氧化硫与水反应：so2 + h2o ≈ h2so3 42、氮气与氧气在放电下反应：n2 + o2 放电 2no 43、一氧化氮与氧气反应：2no + o2 = 2no2 44、二氧化氮与水反应：3no2 + h2o = 2hno3 + no 45 、二氧化硫与氧气在催化剂的作用下反应：2so2 + o2 催化剂 2so3 4 6、三氧化硫与水反应：so3 + h2o = h2so4 47、浓硫酸与铜反应：cu + 2h2so4(浓) △ cuso4 + 2h2o + so2↑ 4

8、浓硫酸与木炭反应：c + 2h2so4(浓) △ co2 ↑+ 2so2↑ + 2h2o 49、浓硝酸与铜反应：cu + 4hno3(浓) = cu(no3)2 + 2h2o + 2no2↑ 50、稀硝酸与铜反应：3 cu + 8hno3(稀) △ 3cu(no3)

2 + 4h2o + 2no↑ 51、氨水受热分解：nh3/*h2o △ nh3↑ + h2o 52、氨气与氯化氢反应：nh3 + hcl = nh4cl 53、氯化铵受热分解：nh4cl △ nh3↑ + hcl 54、碳酸氢氨受热分解：nh4hco3 △ nh3↑ + h2o↑ + co2↑ 5 5、硝酸铵与氢氧化钠反应：nh4no3 + naoh △ nh3↑ + nano3 + h2o 56、氨气的实验室制取：2nh4cl + ca(oh)2 △ cacl2 + 2h2o + 2nh3 ↑ 57、氯气与氢气反应：cl2 + h2 点燃 2hcl 58、硫酸铵与氢氧化钠反应：（nh4）2so4 + 2naoh △ 2nh3↑ + na2so4 + 2h2o 59、so2 + cao = caso3 60、so2 + 2naoh = na2so3 + h2o 61、so2 + ca(o h)2 = caso3↓ + h2o 62、so2 + cl2 + 2h2o = 2hcl + h2so4 63、 so2 + 2h2s = 3s + 2h2o 64、no 、n o2的回收：no2 + no + 2naoh = 2nano2 + h2o 65、si + 2f2 = sif4 66、si + 2naoh + h2o = nasi o3 +2h2↑ 67、硅单质的实验室制法：粗硅的制取：sio2 + 2c 高温电炉 si + 2co （石英沙）（焦碳）（粗硅）粗硅转变为纯硅：si （粗） + 2cl2 △ sicl4 sicl4 + 2h2 高温 si（纯）+ 4hcl 非金属单质（f2 ，cl2 , o2 , s, n2 , p , c , si） 1, 氧化性： f2 + h2 === 2hf f2 +xe(过量)===xef2 2f2（过量）+xe===xef4 nf2 +2m===2mfn (表示大部分金属) 2f2 +2h2o===4hf+o2 2f2 +2naoh===2naf+of2 +h2o f2 +2nacl===2naf+cl2 f2 +2nabr===2naf+br2 f2+2nai ===2naf+i2 f2 +cl2 (等体积)===2clf 3f2 (过量)+cl2===2clf3 7f2(过量)+i2 ===2if7 cl2 +h2 ===2hcl 3cl2 +2p===2pcl3 cl2 +pcl3 ===pcl5 cl2 +2na===2nacl 3cl2 +2fe===2fecl3 cl2 +2fecl2 ===2fecl3 cl2+cu===cucl2 2cl2+2nabr===2nacl+br2 cl2 +2nai ===2nacl+i2 5cl2+i2+6h2o===2hio3+10hcl cl2 +na2s===2nacl+s cl2 +h2s===2hcl+s cl2+so2 +2h2o===h2so4 +2hcl cl2 +h2o2 ===2hcl+o2 2o2 +3fe===fe3o4 o2+k===ko2 s+h2===h2s 2s+c===cs2 s+fe===fes s+2cu===cu2s 3s+2al===al2s3 s+zn===zns n2+3h2===2nh3 n2+3mg===mg3n2 n2+3ca===ca3n2 n2+3ba===ba3n2 n2+6na===2na3n n2+6k===2k3n n2+6rb===2rb3n p2+6h2===4ph3 p+3na===na3p 2p+3zn===zn3p2 2．还原性 s+o2===so2 s+o2===so2 s+6hno3(浓)===h2so4+6no2+2h2o 3s+4 hno3(稀) ===3so2+4no+2h2o n2+o2===2no 4p+5o2===p4o10(常写成p2o5) 2p+3x2===2px3 （x 表示f2，cl2，br2） px3+x2===px5 p4+20hno3(浓)===4h3po4+20no2+4h2o c+2f2===cf4 c+2cl2===ccl4 2c+o2(少量)===2co c+o2(足量)===co2 c+co2===2co c+h2o===co+h2(生成水煤气) 2c+sio2===si+2co(制得粗硅) si(粗)+2cl===sicl4 (sicl4+2h2===si(纯)+4hcl) si(粉)+o2===sio2 si+c===sic(金刚砂) si+2naoh+h2o===na2sio3+2h2 3，（碱中）歧化 cl2+h2o===hcl+hclo （加酸抑制歧化，加碱或光照促进歧化） cl2+2naoh===nacl+naclo+h2o 2cl2+2ca（oh ）2===cacl2+ca（clo ）2+2h2o 3cl2+6koh（热，浓）===5kcl+kclo3+3h2o 3s+6naoh===2na2s+na2so3+3h2o 4p+3koh（浓）+3h2o===ph3+3kh2po2 11p+15cuso4+24h2o===5cu3p+6h3po4+15h2so4 3c+cao===cac2+co 3c+sio2===sic+2co 二，金属单质（na ，mg ，al ，fe ）的还原性 2na+h2===2nah 4na+o2===2na2o 2na2o+o2===2na2o2 2na+o2===na2o2 2na+s===na2s（爆炸） 2na+2h2o===2naoh+h2 2na+2nh3===2nanh2+h2 4na+ticl4（熔融）===4nacl+ti mg+cl2===mgcl2 mg+br2===mgbr2 2mg+o2===2mgo mg+s===mgs mg+2h2o===mg（oh ）2+h2 2mg+ticl4（熔融）===ti+2mgcl2 mg+2rbcl===mgcl2+2rb 2mg+co2===2mgo+c 2mg+sio2===2mgo+si mg+h2s===mgs+h2 mg+h2so4===mgso4+h2 2al+3cl2===2alcl3 4al+3o2===2al2o3（钝化） 4al(hg)+3o2+2xh2o===2(al2o3.xh2o)+4hg

范文四：高一化学必修一

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