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理科复习科目：化学 高中化学总复习（一）
复习内容：高一化学（全） 复习范围：第一章～第七章
第一章 化学反应及其能量的变化
1. 氧化还原反应的标志（特征）：元素化合价的升降反应.
氧化还原反应的本质：有电子转移（或偏离）的反应.
⑴互不换位规律：
①同种元素的相邻价态的粒子不发生氧化还原反应（即不发生转化）.如SO2与H2SO4.
②含同一元素的高价化合物和低价化合物反应时，该元素的价态互不换位，而是生成中间价态的物质，即高价态+低价态→中间价态（同种元素）.
如：H2S+H2SO4（浓） S↓+SO2+2H2O KClO3+6HCl KCl+3Cl2↑+3H2O
⑵A. 同种元素的不同价态物质氧化性与还原性强弱的判断：
一般说来，同种元素从低价态到高价态的氧化性（得电子能力）逐渐增强，还原性逐渐减弱；从高价态到低价态的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强.
如：氧化能力 HClO＞Cl2、FeCl3＞FeCl2
B. 不同物质间氧化性、还原性强弱的判断：
①浓度：增大氧化剂或还原剂浓度，其氧化性或还原性也增大，如浓HNO3比稀HNO3氧化性强.
②酸碱性：一般氧化物含氧酸、氧酸盐的氧化性随溶液酸性增大而增强.如KMnO4、MnO2氧化性在酸性条件下比碱性条件强.
③温度：升温一般有利于反应的进行.如热浓H2SO4氧化性比冷浓H2SO4氧化性强.
如：2Fe+3Cl2 2FeCl3 Fe+2HCl FeCl2+H2↑
Cl2能将Fe氧化至+3价，而HCl只能将Fe氧化为+2价，故氧化能力Cl2＞HCl.
又如：MnO2+4HCl（浓）2 MnCl2+Cl2↑+2H2O 2KMnO4+16HCl（浓） 2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
同是将浓盐酸氧化为Cl2，MnO2必须在加热条件下才能进行，而KMnO4在常温下即可进行，说明氧化能力KMnO4＞MnO2.
注意：在一个氧化还原反应中氧化剂、还原剂可以是同一种物质，当然，氧化产物和还原产物也可以是同一种物质.此外，氧化还原反应不只一种物质发生氧化还原反应.例如：
2. 金属活动顺序表：K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+
金属硫化物顺序：K2S CaS Na2S MgS Al2S3 BaS (NH4)2S可溶于水、酸
ZnS FeS（硫化亚铁，无硫化铁）PbS CuS HgS Ag2S不溶于水、酸
注意：①氢气难于液化.
②反应方程式不都有离子离子反应，因为离子反应就必须在水中进行.如：Ba（OH）2·8H2O+2NH4Cl=2NH3↑+10 H2O+BaCl2（无离子反应方程式） 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑（无离子反应方程式）
③离子化合物（金属与非金属）的熔点高.如：Na+、K+、NH4+、Cl－、SO32－、SO42、NO3－形成的离子化合物.
3. 常见元素的化合价
元 素 常 见 价 特 殊 价
H +1 －1（NaH、CaH2）
O －2 －1（H2O2、Na2O2）
C +2、+4 －4（CH4）、－1（C2H2）、－2（C2H6O），0（C2H4O2）
N －3（NH3）、+2（NO）、+4（NO2）、+5（HNO3） －2（N2H4）、+1（N2O）、+3（NaNO2）
Fe +2、+3 +8/3（Fe3O4） （既有+2价Fe，又有+3价Fe）
Cu +2 +1（Cu2O、Cu2S）
Cl －1、+1（HClO）、+3、+5、+7 +4（ClO2）
S －2、+4、+6 －1（FeS2）、+2（Na2S2O3）
注意：化合价的有关规律：
①金属单质在氧化还原的反应中只能作还原剂.
②非金属元素（除氧、氟外）在反应中既可得到电子，亦可失去电子，故既可呈正价，也能显负价.
③氟的非金属性很强，没有正化合价；氧与氟结合时，显正价，但无最高价+6价.
④显最高化合价的元素，在反应中只能得电子而不能失电子，故发生氧化还原反应只能降低.相反，显最低化合价的元素，在反应中只能升高.
4. 电解质：在水溶液中或在熔融状况下能够导电的化合物. 附：
强电解质、非电解质、氧化剂、还原剂：
⑴电解质与金属导体的导电性不同，电解质导电含化学变化，金属导电只是物理变化，金属导电性随温度升高而下降，电解质导电性一般随温度升高而增大.
⑵电解质与非电解质的区别：电解质必须满足三个条件：一是纯净物、二是化合物、三是在水溶液里或溶化状态下能电离.如：KNO3是电解质，KNO3溶液并不是电解质，只是电解质溶液.混合物如溶液既不是电解质，也不是非电解质.而蔗糖、酒精是纯净的化合物是非电解质.
⑶强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液导电性强，如浓度非常稀的盐酸的导电性可能比浓度较大的醋酸溶液导电性弱，但是同浓度，同温度，强电解质溶液的导电性一定要比弱电解质溶液导电性强.不能从导电能力强弱来判断强电解质和弱电解质，应根据电解质是部分电离还是完全电离来判断.
注意：①离子浓度，如HNO3（稀）＜HNO3（浓）→导电性
②电解质溶液的导电性是由电解质溶液的电荷浓度决定.电荷浓度大，导电性越强.如：一定温度下，单位体积A溶液中Mg2+、SO42－各有N个，B溶液中Na+、Cl－各有N个，C溶液中Na+、Cl－各有N/2个，则三种溶液的导电能力是A＞B＞C.
⑷有些化合物水溶液不能导电，如BaSO4、AgCl溶液等.是因为它们的溶解度小，其水溶液测不出导电性，但只要溶解的部分就完全电离，在熔融状态下，它们也能完全电离，所以BaSO4、AgCl等难溶盐不仅是电解质，而且是强电解质.
注意：①浓硫酸不能电离，只能写成分子形式，而浓硝酸与浓盐酸因浓度没那大，仍具备电离条件，可写成离子.
②HSO4－在任意水溶液中完全电离（HSO4－=H++ SO42－），而HCO3－、H2PO4－、HPO42－在任意水溶液中不能拆开写成H++CO32－、H++ PO43－等.
③反应物中微溶物（Ag2SO4、CaSO4、Ca(OH)2、MgCO3微溶）处于全溶（澄清或饱和）时，写成离子符号；处于浑浊（乳浊、石灰乳）时，写成分子形式，但在生成物中微溶物一律视为分子形式.
④复分解反应发生条件：有难溶物生成或难电离的物质生成或有挥发性生成物质（如：CO2）.
如：PbSO4+2NH4AC=Pb(AC)2+ (NH4) 2SO4 Pb(AC)2难电离.
附：强电解质：①强酸（H2SO4、HNO3、HI、HBr、HCl）等. ②强碱：KOH、NaOH、Ba（OH）2、等.
③大多数盐：NaCl、KNO3、CaCO3等.
弱电解质：①弱酸：H2SO3、H3PO4、HCOOH（甲酸）等. ②弱碱：Cu（OH）2、Fe（OH）3等.
③少数盐：（CH3COO）2Pb等. ④水：H2O
5. 判断离子溶液中能否大量共存：
⑴生成难溶物或微溶物：Ca2+与CO32－、SO42－、OH－，Ag+与Cl－、Br－、I－等.
⑵生成气体或挥发性物质：H+和CO32－、HCO3－，NH4+与OH－等.
⑶生成难电离物质： H+离子与弱酸根离子：F－、ClO－、S2－、HS－、、SO32－、HCO3－、CO32－、PO43－、HPO42－等不共存，OH－离子与弱碱的离子：NH4+、Mg2+、Al3+、Fe3+、Fe2+等.
⑷发生氧化还原反应：具有较强氧化性的离子（如MnO4－、ClO－、NO3－、Fe3+等）与具有较强还原性的离子（如I－、S2－、Fe2+、SO32－等）不能共存.
注意：有些离子在通常情况下可共存，但在某些特殊情况下不共存.如NO3－与I－、S2－与SO32－、ClO－与Cl－ 等离子，在碱性或中性溶液中可共存，但在酸性条件下不共存.
⑸形成配位化合物：如Fe3+与SCN－离子因反应生成[Fe（SNH）]2+离子而不可共存.
⑹弱酸的酸根与弱碱的阳离子因易发生双水解反应而不共存.如Al3+与HCO3－、Fe3+与PO43－等不共存.
注意：①阴离子与阴离子之间也不能共存，如HCO3－与OH－.
②无色溶液不存在MnO4－、Fe3+、Fe2+、Cu2+.
6. 含热量少的物质稳定性高：反应物→生成物+热，则生成物的热稳定性比反应物强.
注意：①放热反应：燃烧、酸碱中和、金属单质和酸.
②吸热反应：加热的分解反应、与碳反应、氢氧化钡晶体（Ba（OH）2·8H2O）与氯化铵晶体反应等.
7. ⑴燃料的充分燃烧条件：过量的空气；扩大与空气的接触面.
⑵燃料的不充分燃烧：有害健康；浪费燃料.
注意：①防止温室效应的措施：减少化石燃料的直接燃烧，大量植树造林，防止森林破坏.
②防止SO2污染大气的方法之一：加生石灰脱硫： SO2+CaO CaSO3 2CaSO3+O2 2CaSO4
第二章 碱金属
1. ⑴钠在空气中的缓慢氧化过程及现象：切开金属钠，呈银白色（钠的真面目）→变暗（生成Na2O）→变白色固体（生成NaOH）→成液（NaOH潮解）→结块（吸收CO2成NaCO3﹒10H2O）→最后粉末（变为Na2CO3风化）.
⑵钠与水（加酚酞）反应有四个现象：浮在水上（比水轻）；熔化成闪亮的小球，发出嘶响（反应放热，钠熔点低）；迅速游动（产生氢气）；溶液呈红色（生成NaOH遇酚酞变红）.
注意：①Na的制法：2NaCl（熔触） 2Na+Cl2↑
②Na2O2与H2O反应，Na2O2既是氧化剂，也是还原剂. 这是非氧化还原反应.
2. 钠与盐溶液反应：
⑴钠与硫酸铜溶液反应：
先：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 后：2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4
总反应方程式：2Na+ CuSO4+2H2O= Cu(OH)2↓+Na2SO4+ H2↑
⑵钠与氯化铵溶液反应：2Na+2NH4Cl=2NaCl+2NH3↑+ H2↑
注意：钠能置换出酸中的H2，也能置换出盐中的金属（钠在熔融状态下），只是不能置换盐溶液中的金属（钠要先与水反应）.
如：2Na+CuSO4=Cu+Na2SO4 （×） 4Na+TiCl4(熔融)=4NaCl+Ti （√）
注意：自然界中的元素有两种形态：游离态、化合态.
2. ⑴碱金属特点：
元 素 名 称 锂 钠 钾 铷 铯
符号 Li Na K Rb Cs
核电荷数 3 11 19 37 55
原子结构示意图
单质密度 逐渐降低（K除外）
与水反应程度 越来越剧烈
氢氧化性 碱性增强
注意：①碱金属单质的密度一般随核电荷数增大而递增，但K的密度比Na小.
②通常的合金多呈固态，而钠钾合金却是液态.
③碱金属单质一般跟水剧烈反应，但Li跟水反应缓慢（LiOH溶解度小）.
④钾的化合物大多可作肥料，但K2O、KOH却不可作肥料.
⑤碱金属单质因其活动性强，多保存在煤油中，而Li却因密度比煤油更小，只能保存在液体石蜡中.
⑥碱金属的盐一般都易溶于水，但Li2CO3却微溶.
⑦一般说，酸式盐较正盐溶解度大，但NaHCO3却比NaCO3溶解度小（还有KHCO3＞K2CO3）.
⑵氧化钠与过氧化钠：
名称 Na2O Na2O2
颜色 白色 淡黄色
类别 碱性氧化物 过氧化物（不是碱性氧化物）
生成条件 钠常温时与氧气反应 钠燃烧或加热时与氧气反应
注意：①过氧化物是强氧化剂，有漂白性.
②碱金属单质在空气或氧气中燃烧时，生成过氧化物（是离子化合物，如Na2O2是O22－与Na+之间的化合物）甚至比过氧化物更复杂的氧化物（例如：K在燃烧时生成KO2超氧化钾），而Li只生成Li2O.
3. 关于焰色反应：
⑴焰色反应采用煤气灯较理想，若用酒精灯焰，则要使用外焰的侧面（因为焰心的颜色偏黄）.
⑵蘸取待测物的金属丝，最好用铂丝，也可用铁丝，钨丝代替，每次使用金属丝时，必须在火焰上烧至无色，以免对实验现象造成干扰.
⑶金属丝在使用前要用稀盐酸将其表面物质洗净，然后在火焰上烧至无色，这是因为金属氯化物灼烧时易气化而挥发，若用硫酸洗涤金属丝，由于硫酸盐熔沸点高而难以挥发，故不用硫酸.
⑷观察钾的焰色反应时，要透过蓝色钴玻璃，因为钾中常混有钠的杂质，蓝色钴玻璃可以滤去黄光.
4.
注意：①酸性氧化物一定是非金属氧化物.（×）（应把“一定”改为“可能”，如酸性氧化物MnO2）
②碱性氧化物不一定都是金属氧化物.（√）（如：Al2O3是两性氧化物）
第三章 物质的量
1. 阿伏加德罗常数：12g原子所含的碳原子数，实验测得值为6.02×1023mol-1,符号为.
推论：相同物质的量的任何物质中都含有相同数目的粒子；粒子数目相同，则其物质的量相同，这与物质的存在状态无关.（粒子是微观粒子，不是灰尘颗粒等宏观粒子）
注意：“物质的量”不能用“摩尔数”代替. 物质的量只适合于微观粒子.
2. ⑴在标准状况下，1mol任何气体的体积都约等于22.4L.
①标准状况，既0℃和101.325kPa，气体的物质的量为1mol，只有符合这些条件的气体的体积才约是22.4L.
②所说的标准状况指的是气体本身所处的状况，而不指其他外界条件的状况.例如，“1molH2O（g）在标准状况下的体积为22.4L”是错误的，因为在标准状况下，我们是无法得到气态水的.
③1mol任何气体的体积若为22.4L，它所处的状况不一定就是标准状况.如：25℃，101Kpa时，11.2L氧气有0.5mol.（×）（25℃不是标准状况下的温度，所以氧气的物质的量不等于0.5mol）
④阿伏加德罗定律重要公式—气态方程：PV = nRT
⑵①
②·（真实质量）=（只适合气体）
⑶①1molNe含有6.02×1024个电子，即1molNe含有1mol×10个电子.
②某元素一个原子的质量为g，一个原子的质量为g，阿伏加德罗常数为，该元素的相对原子质量为
或 . （）
2. 平均摩尔质量的求算方法：
①已知混合物质的总质量m（混）和总物质的量n（混）：（混）=
②已知标准状况下混合气体的密度（混）：由（混）=22.4（混）
③已知同温同压下混合气体的密度（混）是一种简单气体A的密度（A）的倍数d（也常叫相对密度法）：d =即有：（混）=d×M（A）
④已知混合物各成分的摩尔质量和在混合体系内的物质的量的分数或体积分数：
（混）=Ma×A％+Mb×B％+Mc×C％……
⑤某混合气体有相对分子质量分别为M1、M2、M3…，对应的质量分数分别为ω1、ω2、ω3…则其平均相对分子质量为：
3. 关于溶液浓度：
⑴溶液稀释定律：①对于已知质量分数溶液稀释
溶质的质量稀释前后不变，即.
②对于已知物质的量的浓度的稀释
溶质的物质的量稀释前后不变，即.
⑵物质的量的浓度与溶质质量分数的换算：
（的单位）
⑶溶解度与溶质的质量分数的换算
100％
⑷溶解度与物质的量浓度的换算
（的单位）
附：溶解度定义：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.
⑸关于物质的量的浓度的混合的计算
（等式两边只是溶质的物质的量相等，两边溶液的体积之和不一定等）
⑹电荷守恒：正负电荷的代数和为零. 正电荷×它的物质的量×所带电荷的多少=负电荷×它的物质的量×所带电荷的多少.
4. 关于体积：
⑴某溶液（体积为）和另一溶液（体积为）混合时，只有当溶液的溶质相同且浓度也相同时，，只要有一项不同，就.
（如果题目忽略体积变化时，则）
⑵气体溶于水，需考虑体积变化. 要用密度计算体积.
①溶质为体积的水溶液的物质的量的浓度计算：标准状况下，将VL的气体（摩尔质量是M g·）溶于1L的水中，若溶液的密度，则浓度.
②特别地，标准状况下任何装有可溶于水的气体的容器，倒扣在水中，形成溶液的体积都等于可溶性气体的体积，且形成溶液的物质的量浓度为.无论容器中充入的是HCl气体，还是其他易溶于水的气体（如：NH3、HBr、SO2），其浓度均为. （可令容器为，气体体积就为，得）
5. 溶液所含溶质微粒数目的计算：
⑴若溶质是非电解质，则溶质在溶液中以分子形式存在. 例如：1mol蔗糖，有个溶质分子存在.
⑵若溶质是强碱、强酸或可溶性盐时，溶质在溶液中是以阴阳离子存在，而不存在溶质分子. 例如：1molCaCl2溶液含2mol Cl-，1molCa2+.
6. 浓度与密度的变化关系：两种不同质量分数的溶液等体积相混合，若溶液的密度大于1g·，则混合溶液质量分数大于它们和的一半，溶液的质量分数越大，其浓度就越大；若溶液的密度小于1g·，则混合溶液质量分数小于它们和的一半，溶液的质量分数越大，其密度就越小.无论溶液的密度大于1g·，还是小于1g·，等质量混合时，得混合溶液的质量分数都等于它们和的一半.
注意：含结晶水的溶质配成的溶液，其溶质的浓度不包括结晶水.例如：将25克胆矾（CuSO4·5H2O）溶于水，配成1mL溶液，其浓度为1mol/L，其意义是每升溶液含1 mol CuSO4，而不是CuSO4·5H2O.
四、第四章 卤素
1. ⑴氯气的化学性质：
性 质 化 学 方 程 式 及 现 象 用 途
与金属反应 2Na + Cl2点燃 2NaCl（燃烧，产生白烟）2Fe + 3Cl2 点燃 2FeCl3（燃烧，产生棕色烟）Cu + Cl2点燃 2CuCl2（燃烧，产生棕黄色烟） ／
与非金属反应 H2+Cl2=2HCl（苍白色火焰，光照爆炸）2P+3Cl2=2PCl3（液态，形成白雾）PCl3+Cl2= PCl5（固态，形成白烟） ／
与水反应 Cl2+ H2O H Cl+ HClO（溶液呈浅绿色） ／
与碱溶液反应 2NaOH+Cl2=NaClO+NaCl+ H2O6 NaOH+3Cl2 N aClO3+5NaCl+3 H2O ／
与其他物质反应 2KI+ Cl2=2KCl+I2（KI溶液变黄）①2FeCl2++ Cl2=2 FeCl3（溶液由浅绿变黄）② ①KI试纸检验Cl2②除废水中的Cl2
类 别 新制氯水（混合物） 久制氯水 液氯
成分 Cl2（主要）、HCl、HClO HCl Cl2（纯净物）
主要性质 氧化性、酸性、漂白性 酸性 氧化性
贮存 冷暗、避光 玻璃瓶、试剂瓶 钢瓶
关系 氯气（或液氯）新制氯水稀盐酸
注意：①新制氯水、久制氯水、液氯：（H2O可写成O H－与H+）
②氯气易液化，是因为沸点接近常温.
③氯水的性质：Cl2、HClO具有强氧化性，HCl具有强酸性，HClO具有弱酸性.
如：氯水与Na2CO3溶液反应：Cl2+ H2O HCl+ HClO， HCl+ Na2CO3 2NaCl+CO2↑+ H2O
④通常状况下，氯气呈黄绿色，有刺激性气味的有毒气体.
⑤氯气能与除Au、Pt之外的所有金属直接反应，与Fe、Cu等变价金属反应均生成高价金属氯化物，表现出较强的氧化性.
⑥氯气有极强的氧化性（无漂白性）.可作氧化剂，又作自身的还原剂.此外，氯气有助燃性，证明燃烧不需要有氧气参加.
⑵次氯酸的性质：
①弱酸性：一般用酸碱指示剂难以检验其酸性（次氯酸比碳酸弱）.
②强氧化性（包括漂白性）：HClO氧化性比Cl2强，常用于杀菌消毒，能在湿润条件下，漂白红花、紫花、品红试纸等，但不能漂白碳素墨水的物质，且HClO的漂白属永久漂白.
③不稳定性：HClO见光易分解. 2HClO=2HCl+O2↑
注意：次氯酸盐类溶于水，如Ca(ClO)2等.
2. 漂白粉的制备：2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
漂白粉的组成：Ca（ClO）2和CaCl2组成的混合物，有效成分是Ca（ClO）2 .
漂白粉的性质：漂白粉本身没有漂白性，只有转化成HClO才有漂白性.由于HClO是弱酸，故Ca（ClO）2能跟较强的盐酸、碳酸反应.
Ca(ClO)2 + 2HCl CaCl2 + 2HClO
Ca(ClO)2 + CO2 + H2O CaCO3↓+ 2HClO（次氯酸比碳酸弱的原因）
注意：①久露置在空气中的漂白粉CaCO3、Ca(ClO)2、CaCl2.
②漂白粉要隔绝空气保存.
③漂白粉是混合物.
3. 实验室用MnO2氧化浓盐酸制Cl2 ，其具体的反应原理是：MnO2 + 4HCl(浓) △ MnCl2 +Cl2↑+ 2H2O
注意：①实验室通常用氧化HCl或浓盐酸的方法来制取氯气（不能用稀盐酸代替浓盐酸，实验室中浓盐酸的代用品：浓H2SO4 + NaCl），实验室中MnO2代用品： KMnO4（不需要加热）、KClO3、Ca（ClO）2.
②工业生产中用电解饱和食盐水法来制取氯气：2NaCl + 2H2O 直流电 H2↑+ Cl2↑+2NaOH
③收集方法：用向上排空气法或排饱和NaCl溶液（此时不是干燥的Cl2气）.
④检验氯气（验满）：Cl2 + 2KI 2KCl + I2，把湿润的KI淀粉试纸放在瓶口，若变蓝色，说明瓶口氯气已充满.因为Cl2把氧化成I2，I2遇淀粉变蓝色.
4. ⑴卤素的物理性质：
物 质 F2 Cl2 Br2 I2
半径 逐渐增大
颜色 淡黄绿色 黄绿色 红棕色 紫黑色
逐渐加深
状态 气体 气体 液体 固体
水中颜色 强烈反应 浅黄绿色 橙黄色 棕黄色
有机制中颜色① 反应 黄绿色 橙红色 紫红色
注①：有机制包括酒精，苯或汽油，CCL4. Br2、I2在酒精中不分层，在苯或汽油中处于水上层，在CCL4中处于水下层.
附：①萃取法：利用某种物质在互不相溶的溶剂的溶解性不同，来分离物质.如：用CCl4萃取水中的Br2、I2. ②吸附法：空气中的Cl2用活性碳吸附除去.
⑵卤素的化学性质：
类 别 相 似 性 差 异 性
氧化性 卤素单质都具有氧化性 F2＞Cl2＞Br2＞I2氧化性逐渐减弱（F2是最强的非金属氧化剂，F元素无正价，无含氧酸，无水溶液）
与氢反应 H2 +X2 = 2HX 反应条件逐渐增高：F2（黑暗中爆炸）、Cl2（见光爆炸）、Br2（加热反应）、I2（加热反应，不完全，为可逆反应）
与磷反应 P + X2→ PX3、PX5 I2只能生成PI3
与金属反应 生成高价金属卤化物2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 I2只能生成FeI2
与水反应（歧化反应） H2O + X2 = HX + HXO 2H2O + 2F2 = 4HF + O2↑，置换反应I2微量歧化
卤素单质间的置换反应 2NaOH + X2 = NaX + NaXO + H2O6NaOH + 3X2 = 5NaX + NaXO3 + 3H2O F2除外F2除外
其他 置换能力：Cl2＞Br2＞I2 液溴腐蚀橡胶；碘使淀粉变蓝
注意：①卤素在自然界无游离态.
②可逆反应一定在“同时”、“同条件下”下进行.
5. 卤素的几处注意点
⑴关于氟.
①从F－制备F2只能用电解的方法.
②F2、HF气体与氢氟酸均能腐蚀玻璃，不能用玻璃容器盛装，应保存在塑料瓶或铅制器皿中.（HF剧毒）
③稳定性HF＞HCl＞HBr＞HI，其生成由易到难为HF＞HCl＞HBr＞HI，HF为弱酸，其余为强酸（即酸性依次增强）.
④F2能与水反应放出O2，故F2不能从其它卤素化合物的水溶液中将其卤素单质置换出来（F2与H2O反应是一个水最还原剂的反应）.
⑵鉴别.
在含有的溶液中加入分别成AgCl（白）、AgBr（浅黄）、AgI（黄）；AgCl、AgBr、AgI既不溶于水，也不溶于HCl和HNO3. 感光性最强的是AgI（常用于人工降雨），感光性强弱顺序为： AgCl＜AgBr（制作照相胶卷和相纸等）＜AgI.
注意：①AgcCO3(白色沉淀)，Ag3PO4(黄色沉淀)，可溶于HNO3，这是为什么加入硝酸酸化的原因.
②AgF为无色晶体，AgF能溶于水得无色溶液，AgF没有感光性.
⑶和盐酸.
氯化氢 盐酸
颜色状态 无色有刺激性气体 无色溶液
指示剂 不能使干燥石蕊试纸变色 能使干燥石蕊试纸变红
化学性质 不活泼，只在高温下反应 活泼，有强酸通性
⑷关于溴、碘.
①Br2常温下是液态，且是惟一的一种液态非金属单质（Hg是液态非金属单质）.液态Br2有剧毒，易挥发，故要用蜡严密封闭保存在磨口玻璃瓶中，还可加少许水作保护剂抑制Br2挥发，不可用橡胶塞.
②碘水能使淀粉变蓝，I2晶体易升华（升华后，用酒精洗，是因为I2溶于酒精），利用这一性质可以分离碘，碘也是常温下固体单质中惟一的双原子分子，故检验食盐是否加碘的方法：食盐（变蓝：加碘盐；末变蓝：无碘盐）.
⑹实验室制HCl原理：2NaCl+H2SO4(浓) 微热 2HCl↑+Na2SO4，NaCl+H2SO4(浓) 微热 HCl↑+NaHSO4
也可，①NaCl+NaHSO4 微热 Na2SO4+ HCl↑或②HCl(浓)+ H2SO4(浓) HCl↑
注意：①倒扣漏斗的作用是防止倒吸.
②硫酸、磷酸难挥发.
五、第五章 元素周期律
1. 原子结构：
⑴的含义：表示一个质量数A，质子数为Z的原子.
⑵①核外电子质量约为9.1095，核外电子的运动用电子云描述（氢原子的电子云是球形对称的，黑点越密集的空间表示电子在此出现机会越大）.
②核外电子的排布的规律：核外电子尽量排布在能量低的电子层，然后由里向外按能量的高低依次排在能量由低到高的电子层；每层最多容纳电子数为；最外层最多能排8个电子（但K层最多只排2个电子）；次外层最多能排18个电子（L层最多能排8个电子）；倒数第3层电子数目不能超过32个.
电子层数 1 2 3 4 5 6 7
符号 K L M N O P Q
能量大小 K＜L＜M＜N＜O＜P＜Q
⑶核外有10个电子微粒：
阳离子：、、、、；
阴离子：N、O、F、OH、NH；
分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4
核外有18个电子微粒：
Ar、HCl、H2S、SiH4、H2O2、PH3、P2、C2H6
元素原子核结构的特殊性：H原子核中无中子，最外层只有一个电子的原子：H、Li、Na等，并不是全部都是碱金属.
最外层电子数等于次外层电子数的元素是Be、Ar，电子层数与最外层电子数相等的元素是Al、H、Be.
注意：①电子层不依赖电子的存在，即该层没电子并不能说没有此电子层.
②原子并不是实心的.
③核内质子数和核外电子数均相同的粒子不一定是同种元素的原子.因为还需要电子排布相同，才是同种元素，它们应是不同分子或离子.
④H元素的平均质量…….（平均质量针对元素讲，因为有3种氢元素）
⑤单质形成的离子一定具有稀有气体的电子层结构.（×）例如：副族.
2. 元素周期律的实质：元素的性质随着元素的原子序数起着周期性变化（因为元素核外电子排布的周期性变化）.
⑴原子核外电子层数和核电荷数是影响原子半径大小的主要因数.粒子的核电荷数相同，粒子的电子层数愈多，粒子半径愈大；粒子的电子层数相同，核电荷数越大，粒子半径越小.（稀有气体除外）
⑵①随着原子序数增加，元素单质呈现“活泼金属→活泼非金属→稀有气体”的周期性变化.
②随着原子序数增加，元素的氧化物呈现“金属氧化物→两性氧化物→酸性氧化物”的周期性变化.
元素周期律的实质是元素原子的核外电子排布的随原子序数的递增而呈现周期性变化.
③随着原子序数增加，元素的最高价氧化物的水化物呈现“碱→两性氢氧化物→酸”的周期性变化.
⑶元素的金属性：①单质与水（或酸）反应置换出氢气的难易.愈容易置换出水或酸中的氢气，元素的金属性愈强.
②元素的氢氧化物的碱性：氢氧化物碱性愈强，则元素的金属性愈强. ⑷元素的非金属性：①元素的单质与氢气化合愈容易，元素的非金属性愈强.
②非金属最高价氧化物的水化物的酸性愈强，元素的非金属性愈强.
注意：①元素周期表中，每个周期内金属与非金属过渡的金属元素一般具有两性.
②原子最外层电子数的比较多少不能判定元素的金属性强弱应从得失电子的难易程度来判断.
③氢氧化物不一定都显碱性，如Al(OH)3、H3AlO3铝酸
3. 元素周期表：（从IIIB族～IIB族10个纵行的元素都是金属元素）
（一）元素周期表：
注意：原子序数为奇数的是奇数主族的元素；原子序数为偶数的是偶数主族的元素；
（二）元素周期表中元素性质递变规律：
同周期元素从左到右性质递变
性 质 递 变 举 例
原子半径逐渐减小相邻周期元素前一周期元素的阴离子半径大于后一周期元素的阳离子半径 rNa＞rMg＞rAl……rS＞rCl 注意： rFe2+＞rFe3+ ＞＞＞
元素的金属性逐渐变弱，非金属性逐渐增强 金属活泼性：Na＞Mg＞A非金属活泼性：P＜S＜Cl
最高价氧化物的水化物的碱性逐渐减弱、酸性逐渐增强 NaOH强碱，Mg(OH)2弱碱，Al(OH)3两性；H2SO4强酸，HClO4最强酸
最高正价从+1～+7逐渐变化，最低负价=族序数 Na Mg Al Si P S Cl+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
气态氢化物的稳定性逐渐增强形成难易 稳定性：PH3＜H2S＜HCl难→易
单质的氧化性增强，还原性减弱 F2是氧化性最强的单质（氟元素无正价）
（三）同主族元素性质的递变规律：
同主族元素从上到下性质递变 递 变 规 律 举 例
电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大 rLi＜rNa＜rK＜rRb＜rCs
最外层电子愈易失去，元素的金属性增强，非金属性逐渐减弱 金属活动性： Li＜Na＜K＜Rb＜Cs非金属性：F＞Cl＞Br＞I最活泼非金属：F最活泼金属：Cs
最高价氧化物的水化物碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱（酸都有氧化性）（酸性意味生成盐和水） 碱性：LiOH＜NaOH＜KOH最强碱：CsOH酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4最强酸：HClO4
元素的化合价：最高正价=主族数最低负价=主族数 氟元素无正价（氧元素与F结合时，显正价，但无最高正价+6）；最外层电子达4个或4个以上元素开始有负价；具有负价的元素，其正价常有变价
氢化物的稳定性逐渐减弱形成难易 稳定性：H2O＞H2S；HF＞HCl＞HBr＞HI易→难
单质的氧化性逐渐减弱还原性逐渐增强 氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2还原性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
（四）常见元素的性质特点：
①气态氢化物显碱性的元素是N；
②最强的无氧酸是HI酸；
③形成最轻单质的元素，或既可形成M+，又可形成的元素是H；
④形成化合物最多的元素，或单质在自然界中硬度最大的元素，或气态氧化性（CH4）中氢的质量分数最大的元素是C；
⑤最活泼的非金属元素，或无含氧酸的元素，或气态氢化物最稳定的元素是F；
⑥元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素是S；
⑦单质最容易着火的元素是P；
⑧能形成A2B2型的化合物的元素有H、O、Na、C（H2O2、Na2O2、C2H2等）.
（五）XY2、XY3：
注意：①元素的化学性质跟原子的最外层电子数目关系非常密切.
②若两个相同元素的原子核内的质子数相同，中子数不一定相同，若两个原子核外电子排步相同，则它们属于用种元素.
③分子是保持物质化学性质的最小粒子；原子是化学变化中的最小粒子.
④元素是具有相同核电荷数的一类原子的总称.（只讲种类，不讲个数；而原子讲种类，又讲个数）
⑤具有一定数目的质子和一定数目中子的一种原子叫核素.同一种元素可能有几种不同的核素.同一元素的不同核素，一定是质子数相同，中子数不同.
⑥同一种元素不同核素之间互称同位素（质子数相同而中子数不同的原子），同位素与同位素之间的化学性质几乎相同.
⑦最外层有4个电子的可能是VIA（如S）或IVA（如C）.
⑧核电荷数相同的粒子一定是同一元素的不同原子.（×） （例如：Na+和Na）
4. ⑴阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫离子键.
离子键实质：阴、阳离子间的静电作用.
成键微粒：阴、阳离子.
成键条件：活泼金属（如钾、钠、镁等）与活泼非金属（如氯、溴等）通过原子间得失电子形成阴阳离子；或活泼金属氨根（NH4+）与非活泼金属酸根或OH.
注意：①静电作用是指阴、阳离子间的引力（阴阳离子之间）和斥力（原子核与原子核，核外电子与核外电子）达到平衡.
②阴、阳离子成键后整个体系的能量降低，能量越低越稳定.
③影响离子键强弱的因素有：离子半径和电荷.离子半径越小，带电荷越多，阴阳离子间的作用越强.
④离子键的强弱影响离子化合物的熔点、沸点和溶解性等.例：rNa+＜rK+，NaCl的离子键比KCl的离子键强，NaCl的熔点比KCl的熔点高.常用作耐火材料的Al2O3、MgO是半径小、电荷高的离子化合物.
⑤离子化合物一般具较大硬度，较高沸点.很多离子化合物能溶于水，在熔化状态和水溶液中能导电（CaF2离子化合物不溶于水）.离子化合物在蒸汽状态下，可存在单个分子.（离子化合物在任何条件下都不存在分子 × ）
⑥只有活泼金属与活泼非金属之间才能形成离子化合物.（×） 例如：NH4Cl
⑵原子间通过共用电子对（即电子云的重叠）所形成的化学键，叫做共价键.
成键微粒：原子.
成键实质：共用电子对与两核间的相互作用.
成键条件：①一般由同种或不同种非金属元素原子形成.
②成键原子必须有未成对原子.一个原子能提供多少个电子形成共用电子对，就可以形成多少个共价键.
注意：①构成单质分子的微粒一定含有共价键.（×） 例如：稀有气体
②由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物.（√） 例如：NH4Cl是离子化合物
③不同元素组成的多原子分子里的化学键一定是极性键.（×） 例如：以O的原子团
⑶化学键是指分子中或晶体中，相邻的两个或多个原子之间的强烈的相互作用.
注意：①化学键形成的本质原因就是相互化合的原子趋于稳定结构时，直接相邻的两个或多个原子之间的强烈相互作用.
②分子内原子间的相互作用不一定都是化学键.
③相互作用包含了电子间、原子核之间的排斥作用和原子核与电子之间的引力作用，当两者达到平衡时才能形成稳定的化学键.
④一个化学反应过程，本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程.
⑤分子间作用力（离子化合物不存在分子间作用力）影响物理性质，化学键影响化学性质.稀有气体的原子之间存在的既不是离子键，也不是化学键，而是分子作用力.
⑥离子键、共价键的实质是电性的相互作用.
⑦稀有气体不形成双原子分子是因为它以达到稳定结构.
⑧在分子中不一定存在化学键.例如：稀有气体.
附：（一）常见几种物质的结构式如下：
化 学 式 结 构 式 化 学 式 结 构 式
N2 NN电子式：不能写： CH4
NH3 CO2 O=C=O
HCl H—Cl HClO H—O—Cl
H2O2 H—O—O—H既含非极性键，又含极性键 H2SO4
H2O
（二）共价键类型：
项 目 非 极 性 键 极 性 键
定义 由同种元素的原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移 由不种元素的原子形成的共价键，共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力 相同 不同
共用电子对位置 不偏向任何一方 偏向吸引电子能力强的原子一方
成键原子的电性判断依据 不显电性 显电性
举例 单质分子（如H2、Cl2）和某些化合物（如Na2O2、H2O2）中含有非极性键 气态氢化物，非金属氧化物、酸根和氢氧根中都含有极性键
（三）共价键的重要性质—键参数
概 念 对 分 子 的 影 响
键能 拆开1mol共价键所吸收的能量或生成1mol共价键所放出的能量 原子半径越小，键能越大，键越稳固，分子越稳定
键长 成键的两个原子核间的平均距离 键长越短，键能越大，键越稳固，分子越稳定（熔沸点越高）
键角 分子中相邻键之间的夹角 决定分子的空间构型和分子的极性
注意：离子电荷数越大，键能越大；离子半径越小，键能越大.
六、第六章 氧族元素 环境保护
1. 氧族元素的单质极其重要化合物的性质以及递变规律：
元 素 符 号 氧（O） 硫（S） 硒（Se） 碲（Te）
化合价
非金属性 非金属性减弱
单质 色态 无色气体 淡黄色固体 灰色固体 银白色固体
熔沸点 逐渐增高
密度 逐渐增大
跟H2反应 燃烧或爆炸 加热时反应 加热时反应 不直接反应
氢化物的稳定性 很稳定 加热可分解 不稳定 很不稳定
氧化物 ／ SO2、SO3 SeO2、SeO3 TeO2、TeO3
注意：①氧族元素都能与金属直接化合.（×） 例如：钋为金属，与金属不能直接化合.
*②能把一种物质氧化成最高价，则它的氧化性强（一个反应中，还原剂的氧化性弱于氧化剂的氧化性，前提是此反应不应是可逆反应）.例：Fe+S=FeS Fe+Cl2→FeCl3 得氧化性：Cl2＞S.
*③元素将非金属性（氧化性），物质将氧化性（还原性）；Na的最高价氧化物Na2O，不是Na2O2→这是过氧化物.
*④有单质参与（或生成）的反应就是氧化还原反应.（×）例如：O3→O2
⑤互为同素异形体的物质的分子内原子种类也要相同，像与D2不能互称同素异形体.
⑥氧族元素最高价氧化物（RO3）对应的水化物均为H2RO4，其水溶液呈酸性.（O除外）
⑦H2SeO4酸性＞H2SO4酸性→例外.（氧族元素的最高氧化物的水化物的酸性随氧族元素核电荷数递增而减弱×）
⑧硒是半导体，碲能够导电.
⑨少量SO2通过CaCl2溶液能生成白色沉淀. （×） 生成HCl和CaCO3→此反应不发生.
⑩ Te无法与H2发应.（氧族元素与H2发应生成的氢化物随核电荷数增大而减弱 ×）
2. 单质硫的重要化学性质：硫是一种比较活泼的金属，既有氧化性，又有还原性.氧族元素的非金属性要比同周期的卤素的非金属弱.
单质硫的重要物理性质：S的溶解性
⑴跟金属反应—氧化性：
2Na+S Na2S
Fe+S FeS （放热反应，用酒精加热一会儿，即撤去，放出热足以维持反应进行）
2Cu+S Cu2S（黑色）
⑵跟非金属反应：
H2+S H2S （S显氧化性）
S+O2点燃 SO2 （S显还原性）
⑶跟化合物反应：
6HNO3(浓)+S H2SO4+6NO2↑+2H2O
2H2SO4(浓)+S 3SO2↑+2H2O（S不与稀H2SO4发应）
6KOH+3S 2K2S+K2SO3+3 H2O （歧化反应）
注：S可以与浓H2SO4发应，也可与KOH反应，不能就此说明S具有两性→这是氧化还原反应，不是复分解反应.
3. 臭氧：常温常压下为淡蓝色气体，密度比氧气大，比氧气易溶于水.
①不稳定性：2O3=3O2
②强氧化性：氧化性比氧气强
O3+2KI+H2O 2KOH+I2+O2 （可用淀粉碘化钾试纸检验O3）
O3+KCN KOCN+ O2 （O3除KCN污染）
O3+Ag Ag2O+O2
③漂白和消毒.
注意：①在空气中高压放电就会产生臭氧：3O2 放电 2O3
②保护臭氧可采取有效措施：减少氟氯烃的排放量；减少氮氧化物的排放量.
4. H2O2的水溶液俗称双氧水，水现弱酸性.
①不稳定性：H2O2在高纯和低温时很稳定，但加热、光照、有杂质纯在时，易发生分解；
2H2O2 2H2O+ O2↑
②氧化性：H2O2可将SO2、S、、Fe等氧化，自身则被还原为H2O：
2H++ H2O2+2 I2+2H2O（酸性条件下） H++ H2O2+→+2H2O（酸性条件下）
PbS+4H2O2 PbSO4（白色沉淀）+4 H2O SO2+ H2O2 H2SO4
③还原性：H2O2遇强氧化剂（如：KMnO4、Cl2等）时，表现出还原性，并被氧化为O2：
2MnO+5 H2O2+6 H+ 2 Mn2++5O2↑+8 H2O
H2O2+Cl2 2HCl+O2↑
④漂白和杀菌.
5. 二氧化硫的物理性质：SO2是无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，易液化，易溶于水.
二氧化硫的化学性质：⑴酸性氧化物—亚硫酐
与酸反应：SO2+H2OH2SO3 （亚硫酸）
与碱性氧化物反应：SO2+CaO CaSO3（白色沉淀）
与碱反应：2NaOH+SO2 Na2SO3+ H2O；NaOH+SO2 NaHSO3；SO2+Ba(OH)2 BaSO3↓+H2O（BaSO3溶于盐酸）
与盐反应：NaHCO3+SO2 NaHSO3+CO2 （酸性H2SO3＞H2CO3）
⑵还原性：2SO2+O2 2SO3（SO3在通常状况下为晶体，SO2通常状况下为固体）
SO2+Cl2（包括卤素）+2H2O H2SO4+2HCl
⑶氧化性：SO2+2H2S 3S↓+2H2O
⑷漂白性：SO2的漂白原理与Na2O2、H2O2、O3、HClO不同，SO2是与有色物质化合生成不稳定的无色物质，这些无色物质容易分解而恢复原色，而Na2O2、H2O2、O3、HClO的漂白性是由于它们的强氧化性，且漂白后颜色不会恢复：
附：活性炭、硅藻土有较强的吸附作用，也可漂白，但属物理变化.
注意：①Cl2+SO2+2H2O H2SO4+2HCl若Cl2与SO2等物质的量混合，则二者都失去漂白作用.
②实验室制SO2用Na2SO3与一定浓度的H2SO4反应制SO2（此反应是复分解反应，体现H2SO4的酸性），虽是“固+液气”，但不能用启普发生器，因为Na2SO3是固体粉末，而不是块状固体.
③SO2+2NH3·H2O (NH4)2SO3+H2O用于除SO2尾气.
④亚硫酸溶液不能露置在空气中，会被氧化成H2SO4.
⑸①SO2对大气的污染：它对人体的直接危害是引起呼吸道疾病，严重的会死亡.空气中的SO2在氧气和水的共同作用下，会形成酸雾.空气中的硫的氧化物和氮的氧化物随雨降下就形成酸雨.正常雨水的pH值5.6，酸雨的pH值小于5.6.
②防止SO2对大气的污染：一是要控制使用燃煤锅炉，把煤转化为煤气；二是对煤进行洗选加工或脱硫处理（加生石灰脱硫： SO2+CaO CaSO3 2CaSO3+O2 2CaSO4）；三是对燃煤、冶炼厂废气等进行除尘、排烟脱硫处理，回收SO2，变废为宝.
附：H2S（H—S—H）是一种还原性气体，并且有可燃性.H2S（氢硫酸，弱酸） H++HS，氢硫酸的还原性大于H2S气体的还原性.H2S不能与Fe3+、MnO4共存.
①H2S放在空气中变浑浊：2H2S+O2（不足） 2S↓+2H2O
②检验H2S：用醋酸铅试纸 H2S+Pb(Ac)2 PbS↓+2HAc
用CuSO4：CuSO4+H2S CuS↓+ H2SO4
③可燃性：2H2S+O2点燃 2S+2H2O （O2不足，H2S气体不完全燃烧）
2H2S+3O2点燃 2SO2+2H2O （O2充足，H2S气体完全燃烧）
④不稳定性：H2S 高温 S+ H2
⑤还原性：H2S+H2SO4(浓) S+SO2↑+2H2O
3H2S+2HNO3(稀) 3S↓+2NO↑+4H2O
H2S+Cl2 2HCl+S 2H2S+SO2 3S↓+2H2O
Na2S+H2S 2NaHS 2H2S+ H2SO3=3S↓+3H2O（弱氧化性）
⑥实验室制法：FeS和稀H2SO4或盐酸制H2S气体：FeS+2H+ 2Fe2++H2S↑（用浓H2SO4不能制H2S）
⑦尾气处理：H2S+2OH=S+2H2O（H2S+OH=HS+H2O 碱液少量）
6. 纯硫酸是一种无色、黏稠的油状液体.沸点高，难挥发，易溶于水且溶解时放出大量的热.
⑴吸水性：H2SO4+nH2OH2SO4·nH2O 实验室常用浓硫酸作气体的干燥剂，如干燥H2、O2、CO2、SO2、HCl、Cl2、CH4等，但不能干燥碱性气体（如NH3）和一些还原性气体（如HI、HBr、H2S等）.
⑵脱水性：浓硫酸对人体皮肤有强烈腐蚀作用.
⑶强氧化性：加热氧化性更强.
①跟金属反应：加热时，大多数金属（Au、Pt除外）可被浓硫酸氧化：
Cu+2H2SO4(浓) CuSO4+2H2O+SO2↑
2Fe+6H2SO4(浓) Fe2(SO4)3+3SO2↑+6H2O
②跟非金属反应，加热时浓硫酸可氧化除卤素、N2、O2、H2以外的非金属：
C+2H2SO4(浓) 2H2O+CO2↑+2SO2↑
2P+5H2SO4(浓) 2H3PO4+5SO2↑+2H2O
③跟化合物反应：
H2SO4(浓)+ H2S S↓+2H2O +SO2↑（H2S不能用H2SO4(浓)干燥的原因）
H2SO4(浓)+2HBr Br2+ SO2↑+2H2O
注意：①浓硫酸遇紫色石蕊不变色（浓硫酸无酸性，不能电离氢离子）.
②2NaCl+ H2SO4(浓)=NaHSO4+HCl↑→H2SO4(浓)体现高沸点，不挥发性. H2SO4(浓)主要是S表现出氧化性，所以是氧化性的酸；稀H2SO4是H+表现的氧化性是酸的氧化性，而不是氧化性的酸.
③铁、铝等金属在常温下被H2SO4(浓)发生钝化（钝化是化学反应）表现出H2SO4(浓)的强氧化性.
④足量Cu与1mol H2SO4(浓)反应理论上可生成0.5 mol SO2气体，但Cu 和H2SO4(浓)生成水稀释H2SO4(浓)
，所以气体小于0.5 mol.当加热时间足够长，水比浓硫酸易挥发（不是浓硫酸的吸水性，而是反应加热，水挥发），产生气体可能等于0.5 mol.
⑤硫酸与活泼金属放H2，体现硫酸中H+的氧化性（不是酸性，可以是氧化性，但不是强氧化性），硫酸和NaOH、CuO反应，体现硫酸的酸性，硫酸使酸碱指示剂变色，体现硫酸的酸性.
7. 对SO的检验：⑴待测液气体品红溶液褪色证明有SO
离子反应：2H++ SO= SO2+H2O
注意：可用稀盐酸，不能用稀硝酸.
⑵加入BaCl2溶液生成白色沉淀，加稀盐酸，沉淀溶解，并产生刺激性气体.
附：（一）对SO的鉴定：
甲：试液白↓沉淀不溶
（若含有Ag+、Hg、SO）
乙：试液无↓白↓
丙：试液无↓白↓
（若含SO，酸性环境中，它易被NO氧化为SO）
丁：试液无↓（无Ag+、Hg）白↓（√）
注意：Ba(NO3)2+SO2+H2O→BaSO4↓（加水等同于加H+，又有NO，把BaSO3氧化成BaSO4）
（二）若和SO同时存在，应先用可溶性钡盐将SO检出，然后在检验（若先检验，则加入AgNO3可能与SO产生Ag2SO4白色沉淀，而AgCl和Ag2SO4都不溶于强酸中，故不行）；同理，Ba2+与Ag+同时存在，应先用可溶性氯化物溶液将Ag+、检出，然后在用硫酸或硫酸盐溶液检验Ba2+.
（三）筛选最佳方法：如鉴别NH4Cl、KCl、(NH4)2SO4、K2SO4四种无色溶液，若选用Ba(OH)2则最为简便.
K2SO4→BaSO4↓ NH4Cl→NH3↑ KCl→既无白色沉淀又有无NH3 (NH4)2SO4→既有白色沉淀又有NH3
注意：①AgCl、PbCl2（Pb2+浓度较大）、BaSO3、BaCO3、BaSO4均为白色沉淀.
②Ba(NO3)2+NaHSO4= BaSO4↓+NaNO3+ HNO3
8. Na、Mg、Al为轻金属Ba、Cu、Ag、Au为重金属，一般重金属中毒，都可转化成不溶于任何溶液的BaSO4、AgCl等，排除体外.
七、第七章 碳族元素 无机非金属材料
1. 碳族元素包括：碳（C）、硅（Si）、锗（Ge）、锡（Sn）、铅（Pb）五种元素，位于周期IVA族.最外层电子数为4个，易形成共价键，难形成离子键（但Na2CO3、NaSiO3、CaC2等是离子化合物），C、Si、Ge、Sn的+4价是稳定的，而Pb的+2价是稳定的.碳族元素的气态氢化物为：RH4，从上至下稳定性依次减弱.最高价氧化物的水化物有： H2RO3、H4RO4、R(OH)4，从上至下酸性依次减弱，碱性依次增强.
元素名称 颜色、状态 密 度 熔 点 沸 点
碳 金刚石：无色固体 石墨：灰黑色固体 逐渐增高 逐渐降低（C→Sn↓→Pb↑） 逐渐降低
硅 晶体硅：灰黑色固体
锗 银灰色固体
锡 银白色固体
铝 蓝白色固体
C+2H2SO4(浓) CO2↑+2SO2↑+2H2O C+4HNO3(浓) CO2↑+4NO2↑+2H2O
Pb3O4+8HCl(浓) 3PbCl2+Cl2↑+4H2O→制Cl2
PbO2+4HCl(浓) PbCl2+Cl2↑+2H2O→制Cl2
3CO+Fe2O3 2 Fe+3CO2
C+ H2O 高温 H2+CO（水煤气）
注意：①碳的化学性质稳定（石墨的稳定性大于碳）；硅在地壳中的含量仅次于氧.
②碳族元素随着原子序数的增大熔沸点逐渐升高. （×）
③碳以游离态和化合态存在，其余碳族元素以化合态存在（例如硅，在自然界无单质存在）.
④鍺、铅无最低负价→金属；鍺或硅是半导体.
⑤CO2不与HF反应；C不与HF反应；C不与NaOH反应.
⑥HF不能保存在玻璃瓶中，保存在塑料瓶中或铅皿瓶中.
⑦证明C、Si为同素异形体的方法：点燃，产物都只有CO2.
2. 单质硅：①有晶体硅和无定形硅，晶体硅结构类似金刚石，熔点高，硬度高，但比金刚石低，是良好的半导体材料.
②单质硅化学性质不活泼，常温下除F2、HF和强碱外，不与其他氧化剂、强酸反应.加热能在氧气中燃烧.
Si+2NaOH+H2O Na2SiO3+2H2↑ Si+2F2 SiF4
③自然界没有单质硅的存在，工业上用碳在高温下还原SiO2的方法制取单质硅
3. 二氧化硅：①SiO2为空间网状原子晶体，熔点高，硬度大，不溶于水.
②SiO2的化学性质不活泼，一定条件下可反应：
SiO2+2C 高温 Si+2CO↑ SiO2+4HF SiF4↑+2H2O
CaO+ SiO2 高温 CaSiO3 2NaOH+SiO2 Na2SiO3+H2O
Na2SiO3+2HCl+ H2O=2NaCl+H4SiO4↓ Na2SiO3+2HCl =2NaCl+H2SiO3↓
CO2+Na2SiO3+ H2O H2SiO3↓+ Na2CO3 SO2+Na2SiO3+ H2O H2SiO3↓+ Na2SO3
SiH4+2O2=SiO2+2H2O→SiH4不与空气共存.
Na2CO3+ SiO2 高温 Na2SiO3+CO2↑→这个例外，不能说明碳酸比硅酸强.
SiO2+2C 高温 Si+2CO↑→这个例外，不能说明碳的还原性比硅的还原性强.
H4SiO4(原硅酸) H2SiO3(硅酸)+ H2O 原硅酸、硅酸难溶于水.
Si+2NaOH+2H2O= Na2SiO3+2H2↑ Si+3H2O= H2SiO3+2H2↑
H2SiO3+ 2NaOH= Na2SiO3(有粘性，俗称水玻璃)+2H2O
以SiO2为原料制H2SiO3的化学反应方程式：
2NaOH+SiO2 Na2SiO3+H2O CO2+Na2SiO3+ H2O H2SiO3↓+ Na2CO3
注：SiO2不与H2O反应，但SiO2是H2SiO3的酸酐（Si的化合价相同，又如HO3→2O5）→所有酸酐与水反应都生成相应的酸.（×）
③硅酸盐是构成地壳岩石的主要成分，（硅存在于地壳中的各种矿物和岩石中的形式是SiO2和硅酸盐）
如：硅酸钠 Na2SiO3（Na2O·SiO2） 高岭石 Al2(SiO5)(OH)4 (Al2O3·2SiO2·2H2O)
注意：Na2SiO3（与Na2CO3具有相似性，显碱性）保存在带橡皮塞的试剂瓶中.
4. 人造刚玉：Al2O3（主要原料）；Al2O3陶瓷可用于制造人造骨；水玻璃可做粘合剂及耐火材料（金刚石，石墨不能做耐火材料）.
注意：①用于人工降雨有CO2和AgI，但还要保存食品的良好制冷剂，是CO2（干冰）.
②混合物无固定熔点，如沥青，玻璃.
5. ①硅酸钠可存放于玻璃瓶中，但不能用磨口玻璃塞（与氢氧化纳一样，可用玻璃瓶保存，不能用磨口玻璃塞）.
②氢氟酸不能存在于玻璃瓶中.

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