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高中化学知识归纳总结
（必修一）
目录
专题1物质的分类及计量 1
第一单元 物质及其反应的分类 1
第一课时 物质的分类 1
一、根据物质的存在状态、性质分类 1
二、物质的分类方法 1
三、根据物质组成和性质进行的分类 2
四、物质的分类在物质研究中的应用 4
五、常见的物质名称 5
六、熟记常见混合物 5
第二课时 物质的转化 6
一、物质的性质和变化 6
二、物质间的相互转化 6
第三课时 化学反应的分类 7
一、化学反应类型 7
第二单元 物质的化学计量 8
第一课时：物质的量 8
一、物质的量 8
二、阿伏伽德罗常数 8
三、摩尔质量 8
四、摩尔质量与物质的质量的区别 9
五、物质的量、物质的质量、粒子数目之间的计算分析（宏观质量与微观粒子的关系） 9
六、化学方程式中的物质的量关系 9
七、知识点网络 10
第二课时：气体摩尔体积 11
一、物质的聚集状态 11
二、气体摩尔体积 11
三、阿伏加德罗定律 12
四、求解气体摩尔质量“五”方法 13
第三单元 物质的分散系 14
第一课时　常见的分散系和胶体 14
一、分散系 14
二、分散系分类 14
三、溶液、胶体、浊液三种分散系的比较 14
四、胶体的概念和性质 14
第二课时 电解质溶液 17
一、物质导电性分析 17
二、电解质和非电解质 17
三、电解质的电离 17
四、电解质、非电解质判断的三步骤 18
五、理解电解质和非电解质的“三个不一定” 19
六、电解质的判断方法 19
专题2研究物质的基本方法 20
第一单元 研究物质的实验方法 20
第一课时 实验安全、物质的分离与提纯 20
一、 实验安全 20
二、 过滤与结晶 22
三、 蒸馏与萃取和分液 23
第二课时 物质的检验 26
一、NH4+的检验 26
二、Cl-的检验 26
三、SO42-的检验 27
四、焰色反应 27
五、现代化学分析测试元素 28
六、常见阳离子的检验 28
七、常见阴离子的检验 28
八、物质检验的一般方法和思路 28
第二单元 溶液组成的定量研究 30
第一课时 物质的量浓度 30
一、物质的量浓度 30
二、有关物质的量浓度的计算 30
三、物质的量浓度与溶解度、溶质的质量分数之间的换算 30
四、溶液稀释和混合的计算 31
五、运用物质的量浓度计算公式时的几个注意点 31
六、配制一定物质的量浓度的溶液 31
第二课时 化学反应的计算 34
一、物质的量在化学反应计算中的应用 34
二、化学反应中的计量关系 34
三、物质的量应用于化学反应计算的基本步骤 34
四、有关物质的量的计算中的“三个规范” 34
五、物质的量应用于化学方程式计算时的注意事项 35
六、常见的几种化学计算方法 35
七、本单元知识框架 36
第三单元 人类对原子结构的认知 37
第一课时 人类认识原子结构的历程 原子核的构成 37
一、原子结构模型的演变 37
二、原子核的结构 37
三、知识注意点 38
第二课时 原子核外电子排布 40
一、原子核外电子的排布 40
二、原子和离子的结构示意图 41
三、原子核外电子排布与元素化学性质的关系 41
四、1～20号元素原子的核外电子排布规律 42
五、核外有10个电子的微粒 42
专题3从海水中获得的化学物层 43
第一单元 氯气及氯的化合物 43
第一课时 氯气的发现与制备 43
一、 氯气的发现 43
二、氯气的实验室制法 43
三、工业制取氯气 44
第二课时 氯气的性质及应用 46
一、 氯原子结构特点 46
二、氯气的物理性质 46
三、氯气的化学性质 46
四、氯水的成分 47
五、氯气的用途 49
六、下图是氯的常见价态与物质的对应关系图 49
七、氯的常见氧化物简介 49
八、氯的含氧酸及其盐 49
第三课时 氧化还原反应 51
一、氧化还原反应的概念 51
二、从元素化合价的角度认识氧化还原反应 51
三、从电子转移的角度认识氧化还原反应 51
四、氧化还原反应中电子转移的表示方法 51
五、氧化还原反应与四个基本反应类型的关系 52
六、氧化剂和还原剂 53
七、物质氧化性、还原性强弱的比较 54
八、氧化还原反应的基本规律 55
九、氧化还原反应方程式的配平： 55
十、氧化还原反应的特殊情况 56
十一、“电子守恒法”计算的一般思维模板 57
十二、 信息型氧化还原方程式书写流程 57
第二单元 金属钠及钠的化合物 58
第一课时 钠及其氧化物 58
一、 钠的物理性质 58
二、 钠的原子结构与化学性质 58
三、 钠的制备 59
四、钠的保存 59
五、钠的用途 59
六、钠露置在空气中的主要变化 59
七、钠与酸、碱、盐反应的实质 59
八、 氧化钠与过氧化钠的比较 60
九、Na2O2与CO2、H2O反应的量的关系 61
第二课时碳酸钠 碳酸氢钠 62
一、 碳酸钠和碳酸氢钠的性质 62
二、 Na2CO3与NaHCO3的鉴别和相互转化 63
三、 Na2CO3、NaHCO3的鉴别方法 64
四、 Na2CO3、NaHCO3的相互转化 64
五、 侯氏制碱法 65
六、 除杂 65
七、 互滴法 66
第三课时 离子反应 67
一、强电解质 67
二、弱电解质 67
三、电解质溶液的导电性和导电能力 67
四、电解质、非电解质、强电解质、弱电解质与物质类别的关系 67
五、电离方程式的书写 68
六、离子反应 68
七、离子方程式 69
八、离子共存 70
第三单元 海洋化学资源的综合 72
第一课时 粗盐提纯 从海水中提取溴 72
一、除去粗盐中可溶性杂质的原理 72
二、除杂路线 72
三、从海水中提取溴 72
第二课时 从海水中提取镁 从海带中提取碘 74
一、从海水中提取镁 74
二、从海带中提取碘 74
三、卤素单质的性质及检验 75
四、卤素单质的相关性质 76
五、镁及其化合物的相关性质 76
六、主干知识结构化 76
专题4硫及环境保护 77
第一单元 含硫化合物的性质 77
第一课时 硫及硫的氧化物 77
一、硫单质 77
二、二氧化硫的性质及用途 78
三、常见的能用于漂白的物质的比较 79
四、SO2和CO2的性质比较与鉴别 79
五、SO2漂白性与还原性的区别 80
第二课时 硫酸的工业制备 浓硫酸的性质 81
一、硫酸的工业制备——接触法 81
二、浓硫酸的性质 82
三、主干知识结构化 84
第二单元 硫及其化合物的相互转换 85
一、硫元素的化合价及对应的常见物质 85
二、硫及其化合物的相互转化 85
三、常见含硫物质的转化 86
四、通过氧化还原反应实现不同价态含硫物质间的转化 86
五、硫的化合物的相互转化规律 86
第三单元 防治二氧化硫对环境污染 87
一、自然界中的硫循环与酸雨及其治理 87
二、酸雨的理解 88
三、消除SO2对环境污染的“三方法” 88
四、空气质量指数（AQI) 88
五、雾霾及其防治 88
六、常见的污染现象及其危害 88
专题5微观结构与物质的多样性 90
第一单元 元素周期律和元素周表 90
第一课时 元素周期律 90
一、原子结构和元素化合价的周期性变化 90
二、微粒半径大小的比较 91
三、探究元素的金属性和非金属性的变化规律 91
四、11～17号元素性质递变规律 92
五、判断元素金属性的强弱的方法 93
六、判断元素非金属性的强弱的方法 93
七、两性氢氧化物 93
八、元素周期律 93
第二课时 元素周期表 94
一、元素周期表的编排原则和结构 94
二、元素周期表在元素推断中的应用 95
三、碱金属单质化学性质的相似性和递变性 96
四、卤族元素单质化学性质的相似性和递变性 98
第三课时 元素周期表的应用 101
一、元素周期表中金属元素与非金属元素的分区 101
二、元素“位一构一性”的关系及应用 101
三、元素金属性、非金属性强弱的比较 102
四、元素“位一构一性”关系 103
第二单元 微粒之间的相互作用力 104
第一课时 离子键 104
一、离子键及离子化合物 104
二、理解离子键的关键点 105
三、电子式 106
第二课时 共价键 分子间作用力 108
一、共价键和共价化合物 108
二、共价键与离子键的比较 110
三、离子化合物与共价化合物的比较 110
四、判断离子化合物和共价化合物的方法 110
五、分子间作用力和氢键 111
六、化学键、分子间作用力与氢键的比较 112
七、主干知识结构化 112
第三单元 从微观结构看物质的多样性 113
一、 同素异形现象 113
二、同素异形体的组成 114
三、产生同素异形现象的原因 114
四、同素异形体的性质 114
五、同分异构现象 114
六、同位素、同素异形体和同分异构体的比较 115
七、晶体与非晶体 115
八、离子晶体、分子晶体、共价晶体、金属晶体的结构与性质关系的比较 115
九、主干知识结构化 116
专题1物质的分类及计量
第一单元 物质及其反应的分类
第一课时 物质的分类
一、根据物质的存在状态、性质分类
1.元素在物质中的存在形态
(1)游离态:元素以单质形式存在的状态。
(2)化合态:元素以化合物形式存在的状态。
二、物质的分类方法
1.单一分类法：选定某一标准，对物质进行分类。
2.交叉分类法：用不同的分类标准对物质进行分类。
3.树状分类法：采用树状形式对同类物质进行再分类的方法。
注意：关于物质分类的四个误区
（1）误认为由同种元素组成的物质就是纯净物。由同种元素组成的物质，可能是纯净物，也可能是混合物。例如，O2、O3均是纯净物，而O2和O3混合后得到的是混合物。
（2）误认为由不同状态的同种物质组成的混合体系是混合物。如冰和水混合在一起仍是纯净物，因为二者仅是状态不同，但分子构成相同，都是H20，是同一种物质。
（3）误认为结晶水合物是混合物，如CuSO4·5H20等为纯净物，属于盐。
（4）误认为含有氧元素的化合物都是氧化物。氧化物是指氧元素与另外一种元素组成的二元化合物，如HNO3属于酸，KOH属于碱，Na CO3属于盐。
三、根据物质组成和性质进行的分类
①混合物：由两种及两种以上物质组成（由两种及两种以上的分子构成）
②纯净物：只有一种物质（只有一种分子）以上两种按物质种类来分。
③单质：由一种元素组成的纯净物。例如：O2 、H2 、N2 、 Fe、Mg....
④化合物：由两种或两种以上元素组成的纯净物。例如：NH3、H2O、CaO、CO2、KMnO4、 CaCO3...
⑤氧化物：由两种元素组成，其中一种元素是氧元素的化合物。例如：H2O、CaO、CO2...
酸：电离出的阳离子全部是H+的化合物。
碱：电离出的阴离子全部是0H-的化合物。
盐：金属阳离子或铵根离子与酸根阴离子构成的化合物。
以上两种分类前提是纯净物，且按元素种类来分。
3：盐的分类
几种类型的盐
正盐：金属离子（或NH4+）+酸根离子
任何其它物质生成）。如Na2O:Na2O+2HC1=NaCl+H2O。
（3）两性氧化物：既可以与酸反应生成盐和水，又可以与碱反应生成盐和水的氧化物。
如Al2O3：Al2O3+6HC1=2AICl3+3H20，A12O3+NaOH=2NaAlO2（偏铝酸钠）+H2O。
不成盐氧化物（又叫中性氧化物）：既不能与酸反应生成盐和水，又不能与碱反应生成盐和水的氧化物。如H2O、CO、NO等。
注意：金属氧化物不一定都是碱性氧化物，非金属氧化物不一定都是酸性氧化物，
金属氧化物不一定都是碱性氧化物，如Al2O3是两性氧化物，Mn20，为酸性氧化物，但碱性氧化物一定是金属氧化物。非金属氧化物不一定都是酸性氧化物，如CO、NO、H20等，酸性氧化物也不一定都是非金属氧化物，如Mn2O7。
四、物质的分类在物质研究中的应用
（1）鉴别物质。如NaCl的水溶液能导电，而蔗糖的水溶液不能导电，所以可根据水溶液的导电性来鉴别NaCl和蔗糖。
（2）判断或预测物质的性质。如已知钠能与水反应，钾和钠都为金属单质，且钾的金属活动性比钠的强，则钾一定能与水反应。
（3）寻找具有相同或相似性质的物质。如实验室用碳酸钙和稀盐酸反应制取CO2，如果实验室中没有稀盐酸，根据盐酸和硝酸均为强酸，且生成的盐均溶于水，可用稀硝酸代替稀盐酸。
五、常见的物质名称
六、熟记常见混合物
①气体混合物：空气、水煤气（CO和H2）、爆鸣气（H2和O2）、天然气（主要成分是CH4）、焦炉气（主要成分是H2和CH4）、高炉煤气、石油气、裂解气。
②液体混合物：氨水、氯水、王水、天然水、硬水、软水、水玻璃、福尔马林、浓硫酸、盐酸、汽油、植物油、胶体。
③固体混合物：大理石、碱石灰、漂白粉、高分子化合物、玻璃、水泥、合金、铝热剂。
第二课时 物质的转化
一、物质的性质和变化
（1）物质的性质
①物理性质主要表现在颜色、熔沸点、硬度、状态、气味、溶解性、导电性、导热性、密度、光泽和延展性等。
②化学性质主要表现在金属性、非金属性、可燃性、还原性、氧化性、酸碱性、稳定性等。
注意：化学变化过程中原子或原子核不改变，即核反应不是化学反应。
物质的变化
二、物质间的相互转化
（1）物质转换方向
①强酸制弱酸：CaCO3 + 2HCl === CaCl2 + H2O + CO2↑
②强碱制弱碱：2NaOH + CuSO4 === Cu(OH)2↓ + Na2SO4
③易溶物转化为难溶物：NaCl + AgNO3 === AgCl↓ + NaNO3
④难溶物转化为更难溶物：3Mg(OH)2 + 2FeCl3 === 2Fe(OH)3↓ + 3MgCl2
⑤难挥发物转化为易挥发物：Na2CO3 + H2SO4 === Na2SO4 + H2O + CO2↑
(3)几种特殊的转化
①S燃烧不能直接生成SO3而是生成SO2。
②NH3催化氧化生成NO，而不能直接生成NO2，N2与O2反应生成NO。
③Fe与Cl2反应生成FeCl3，不能直接生成FeCl2。
④酸性氧化物、碱性氧化物不一定都能与水反应生成相应的酸、碱，如SiO2、Fe2O3。
化学反应的分类
一、化学反应类型
分解反应：由一种物质反应生成两种或两种以上其他物质的反应。（一变多）
化合反应：由两种或两种以上物质反应生成一种其他物质的反应。（多变一）
置换反应：由一种单质跟一种化合物作用生成另一种单质和另一种化合物。
复分解反应：有两种化合物相互交换成分，生成另外两种化合物的反应。
氧化还原反应：有电子转移的化学反应 判断依据：元素化合价发生变化
注意：氧化还原反应中一定有元素化合价发生变化，元素化合价不发生变化的反应一定是非氧化还原反应，置换反应一定是氧化还原反应，复分解反应一定是非氧化还原反应，分解反应和化合反应不一定是氧化还原反应。
第二单元 物质的化学计量
第一课时：物质的量
一、物质的量
（1）含义：物质的量是国际单位制中的基本物理量之一，符号为n，常用单位为摩尔（简称摩，符号为moL）。
（2）1mol的标准：1mol某种微粒集合体所含的微粒数与0.012kg12C中所含的原子数相同。
计量对象：分子、原子、离子、电子、质子、中子等所有微观粒子及它们的特定组合。应该用化学式指明粒子的种类。不能用于描述宏观物质。
物质的量规范表示方法
二、阿伏伽德罗常数
物质的量、阿伏加德罗常数与粒子数的关系：
n＝(n表示物质的量，N表示粒子数)。关系式中NA的单位是mol－1
注意：1mol某种微粒集合体中所含有的微粒数约为6.02×1023。含阿伏加德罗常数（约6.02×1023）个微粒的集合体的物质的量是1mol。
三、摩尔质量
n＝(M为摩尔质量，m为物质的质量)。
在M、n和m中，已知任意两项求第三项；若M的单位是g·mol－1时，则m的单位是g。
提醒：(1)相对原子(或分子)质量与摩尔质量不是同一个物理量，单位不同，只是在数值上相等。
(2)注意掌握气体摩尔质量的求算：
①标况密度法：M＝22.4 L·mol－1×ρ g·L－1。
②相对密度法：例如Mr＝ρ(对空气)×29
（3）摩尔质量的计算方法
已知任意状态物质的质量时：M＝(定义式)。
已知一个分子的质量时：M＝m(分子)×NA。
已知一个分子的质量和一个12C原子的质量时：M＝×12 g·mol－1。
四、摩尔质量与物质的质量的区别
（1）概念不同。摩尔质量是指单位物质的量的物质所具有的质量，而质量是指物体所含物质多少的物理量。
（2）单位不同。摩尔质量的单位是g-mol-1，而物质的质量的单位是g，不能理解为一种微粒的摩尔质量就是1mol该微粒的质量。当摩尔质量以g.mol-1为单位，质量以g为单位时，二者在数值上相等。
（3）摩尔质量与相对分子质量或相对原子质量的关系，摩尔质量的单位用g-mol-1表示时，其数值与相对原子质量或相对分子质量相等。不能理解为摩尔质量与相对分子（或原子）质量相等。
（4）物质的量、质量、粒子数的多少均与温度、压强无关。
五、物质的量、物质的质量、粒子数目之间的计算分析（宏观质量与微观粒子的关系）
六、化学方程式中的物质的量关系
七、知识点网络
第二课时：气体摩尔体积
一、物质的聚集状态
（1）影响物质体积大小的因素有：①微粒数目；②微粒大小；③微粒之间的距离。
（2）对于固态或液态物质，影响其体积的主要因素是微粒的数目和微粒的大小；
（3）对于气态物质，影响其体积的主要因素是微粒的数目和微粒间距离。
固态（S） 液态（l） 气态（g） 溶液（aq）
二、气体摩尔体积
定义： 单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积。
气体摩尔体积的符号为Vm，单位为L·mol－1，
气体摩尔体积的表达式为Vm＝
①在标准状况下（0℃，101kPa），气体摩尔体积Vm≈22.4 L·mol－1
②在293K和101kPa的条件下，气体摩尔体积约为24.5L.mol-1。
注意：这里的气体可以是单一气体，也可以是混合气体。
由此也可以推知在标准状况下气体的密度是用气体的摩尔质量除以，即 由此也可推得：＝·
标准状况下气体体积的计算
注意：
1.气体摩尔体积的影响因素有温度和压强。温度越高，压强越小，气体摩尔体积越大。
2.气体摩尔体积约为22.4Lmol-1时，不一定是在标准状况下，同时改变温度和压强，气体摩尔体积可能保持不变。
3.在标准状况下，混合气体的气体摩尔体积也是22.4L·mol-1，在标准状况下，混合气体中的不同分子间距相同，故1mol混合气体的体积与1mol单一气体的体积相同，均约为22.4L。
4、使用22.4L-mol-1时的注意事项,条件必须为标准状况。因此一定要看清气体所处的状况。物质状态必须为气体。如水、酒精、苯、四氯化碳（CCl4）、SO3等物质在标准状况下不是气体。
三、阿伏加德罗定律
内容：一定质量的理想气体，压强、体积、温度、以及物质的量之间的关系，
适用范围：温度不太高，压力不太大的理想气体
可总结为“三同”定“一同”，即同温同压下，同体积的任何气体具有相同的分子数。
pV＝nRT
其中：p为压强(单位Pa)，V为体积(单位L)，n为物质的量(单位mol)，R为常数，T为绝对温度(单位K)。
阿伏加德罗定律的常用推论
提醒：①阿伏加德罗定律所叙述的“任何气体”，既包括单一气体，也包括互不反应的混合气体。
②在相同条件下，体积相同的气体分子数相同，但原子数不一定相同。
四、求解气体摩尔质量“五”方法
(1)根据物质的质量(m)和物质的量(n)：M＝。
(2)根据一定质量(m)的物质中微粒数目(N)和阿伏加德罗常数(NA)：M＝。
(3)根据标准状况下气体的密度ρ： M＝ρ×22.4(g·mol－1)。
(4)根据同温同压下气体的相对密度(D＝ρ1/ρ2)：M1/M2＝D。
(5)对于混合气体，求其平均摩尔质量，上述计算式仍然成立；还可以用下式计算：M＝M1×a%＋M2×b%＋M3×c%……，a%、b%、c%指混合物中各成分的物质的量分数(或体积分数)。
第三单元 物质的分散系
第一课时　常见的分散系和胶体
一、分散系
二、分散系分类
按照分散质粒子的直径大小分类：
三、溶液、胶体、浊液三种分散系的比较
四、胶体的概念和性质
（1）概念——分散质微粒的直径大小在1nm～100nm之间的分散系称做“胶体”。根据分散剂状态，可将胶体分为液溶胶，如氢氧化铁胶体、淀粉溶液；气溶胶，如云、雾、烟；固溶胶，如有色玻璃、烟水晶。
（2）Fe（OH）胶体的制备
注意：
a．不能过度加热，否则Fe(OH)3胶体聚沉生成Fe(OH)3沉淀。
b．饱和FeCl3溶液加入量不宜过多，否则会使胶体聚沉生成沉淀。
c．书写制备胶体的化学方程式时，生成的胶体不加“↓”，应注明“胶体”二字，应注明加热条件。
d．不能用碱性溶液与FeCl3反应制备Fe(OH)3胶体。
（3）胶体的性质
丁达尔效应
现象：在暗室中，让一束平行光线通过肉眼看来完全透明的溶液，从垂直于光束的方向，可以观察到有一条光亮的通路，该现象称为“丁达尔效应”。
原因：是粒子对光散射作用的结果。
应用：可用来区分溶液和胶体
布朗运动——在胶体中，由于悬浮颗粒点在各个方向所受的力不能相互平衡而产生的无规则的热运动，称为“布朗运动”。
注意：布朗运动是将看起来连成一片的液体，在高倍显微镜下看其实是由许许多多分子组成的。液体分子不停地做无规则的运动，不断地随机撞击县浮微粒。当县浮的微粒足够小的时候，由于受到的来自各个方向的液体分子的撞击作用是不平衡的。在某一瞬间，微粒在另一个方向受到的撞击作用超强的时候，致使微粒又向其它方向运动，这样，就引起了微粒的无规则的运动就是布朗运动。
（1）分子热运动与布朗运动的区别
分子热运动是微观分子运动，布朗运动是宏观物质受分子热运动碰撞不均匀而运动，正因为有分子运动，才会导致宏观物质受到碰撞，而碰撞不平衡，所以才有布朗运动，所以布朗运动可以用来验证分子热运动
电泳——在外加电场的作用下，胶体的微粒在分散剂里向阴极（或阳极）做定向移动的现象。
注意：电泳只是胶粒定向地向电极运动，并没有凝聚而沉淀。
注意：胶体本身是显电中性的，和所有的溶液一样，所以是不带电的。胶体粒子是指胶体吸附了分散系中的带电荷之后的粒子，由于胶粒具有较大表面积，吸附能力强，吸附离子和它紧密结合难以分离，因此，胶体中带电荷的胶粒能稳定存在。所以，胶体粒子带有电荷。
凝聚——胶体分散系中，分散质微粒相互聚集而下沉的现象称为“凝聚”。
（1）加热：加热可使胶粒布朗运动速率加快，胶粒相互碰撞机会增多，从而使之聚集成较大颗粒而沉降。
（2）加入电解质：往胶体中加入某些电解质，由于电解质电离生成的阳离子或阴离子中和了胶粒所带的电荷，使胶粒聚集成沉淀析出。生活中常见的“卤水点豆腐”，就是把盐卤（主要成分为MgCl2-6H2O）或石膏（主要成分为CaSO4-2H20）溶液加入豆浆里，使豆浆中的蛋白质和水等物质一起凝聚而制成一种凝胶。自然界中，含有泥沙胶体颗粒的河水，与富含电解质（NaCl等）的海水相遇，容易沉积而在入海口处形成沙洲（三角洲）。
（3）加入带相反电荷的胶体：不同的胶体吸附带不同电荷的离子，如金属氢氧化物、金属氧化物的胶粒吸附阳离子，使胶粒带正电荷[如Al（OH）3、Fe（OH）3胶体等]；非金属氧化物、金属硫化物的胶粒吸附阴离子，使胶粒带负电荷（如AS2S3胶体）。当两种带相反电荷的胶体相混合，也会因胶粒所带电荷发生电中和，而使胶体凝聚。就是由于明矾溶于水后生成带正电荷的Al（OH）3胶体与河水中带负电荷的泥沙胶体相混合后产生的凝聚作用。
胶体的分离（渗析、血液透析）
原理：利用半透膜将胶体中的胶粒分离，（胶体中的胶粒不可以透过半透膜）
（4）胶体的应用——净水
①明矾能够净水是因为明矾溶于水形成Al（OH）3胶体，具有吸附性，能吸附水中的悬浮颗粒物并沉降，从而达到净水目的。
②土壤保肥：土壤里有许多物质如黏土、腐殖质等，它们常以胶体的形式存在，对土壤起着保肥作用；
③河流入海口处的三角洲：海水中有大量带电的胶体粒子，当这些胶体与土壤胶体相遇时，容易沉积下来，形成三角洲。
第二课时 电解质溶液
一、物质导电性分析
（1）NaCl、NaOH和HCl等物质溶于水后，在水分子的作用下产生能够自由移动的水合离子，从而使溶液具有导电性。
（2）把NaCl、NaOH等固体加热至熔融状态，它们也会产生自由移动的离子，也具有导电性。
注意：电解质溶于水电离，产生自由移动的离子在外接电源的作用下定向移动形成电流。
自由移动的离子浓度越大，离子所带电荷数越多，溶液的导电性越强。
（3）金属导电原因
金属能导电是因为金属中的自由电子在电场作用下定向移动。温度升高，金属阳离子振动幅度增大，自由电子定向移动阻力增大，金属导电性变弱。
二、电解质和非电解质
（1）电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。如酸、碱、盐等化合物。
（2）非电解质：无论在水溶液中，还是在熔融状态下均以分子形式存在，都不能导电的化合物。如葡萄糖、蔗糖、酒精、油脂等化合物。
三、电解质的电离
（1）概念：电解质在水溶液中或熔融状态下产生自由移动的离子的过程。
（2）电离方程式
H2SO4、NaOH、NaCl溶于水后完全电离为水合阴、阳离子，但为了书写方便，常写成简单离子的形式。它们的电离方程式可表示为
（3）从电离角度理解酸、碱、盐
酸：电离时生成的阳离子全部是H＋的化合物。
碱：电离时生成的阴离子全部是OH－的化合物。
盐：电离出金属阳离子（或NH4+）和酸根阴离子的化合物。
（4）电离方程式的书写
（1）常见的强酸、强碱和绝大部分盐，书写电离方程式时用“==”连接。
强酸：HCl===H＋＋Cl－、HNO3===H＋＋NO3-、H2SO4===2H＋＋SO42-。
强碱：NaOH===Na＋＋OH－、KOH===K＋＋OH－、Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－、Ca(OH)2===Ca2＋＋2OH－。
部分盐：NaCl===Na＋＋Cl－、KNO3===K＋＋NO3-、Na2SO4===2Na＋＋SO42-、Cu(NO3)2===Cu2＋＋2NO3-。
（2）酸式盐的电离方程式
①强酸的酸式盐(如NaHSO4)在熔融状态下与在水溶液中电离不同。
水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO42-；熔融状态下：NaHSO4===Na＋＋HSO4-。
②弱酸的酸式盐(如NaHCO3)在溶液中完全电离，生成酸式酸根离子和阳离子：
NaHCO3===Na＋＋HCO3-。
（3）电离方程式的书写遵循的原则
(1)符合客观事实
①不能随意书写离子符号，离子所带电荷数必须等于该元素或原子团在该化合物中的化合价。如FeSO4的电离方程式为FeSO4===Fe2＋＋SO42-，因为FeSO4中铁元素显＋2价。
②离子的个数用“2”“3”等标在离子符号之前。如2个OH－写成2OH－而不能写成OH2-或2(OH—)。
③在溶液中，HCO-3不能拆成H＋和CO2-3，而HSO4-必须拆成H＋和SO42-。
(2)质量守恒：
电离方程式的左边写化学式，表示电解质还未电离时的状态；电离方程式的右边写离子符号，表示电解质电离产生的离子，中间用“===”连接。“===”两边原子种类、数目、质量不变。
(3)电荷守恒：阳离子所带的正电荷总数＝阴离子所带的负电荷总数。
如Fe2(SO4)3的电离方程式为Fe2(SO4)3===2Fe3＋＋3SO42-。
四、电解质、非电解质判断的三步骤
（1）第一步看是不是化合物：电解质与非电解质都属于化合物。单质（如石墨）、混合物（如盐酸）既不是电解质，也不是非电解质。
（2）第二步看在水溶液中或熔融状态下能否导电：电解质在一定条件下能导电。电解质导电的条件是电解质溶于水或熔融状态下，二者具备其一即可。有些电解质溶于水导电，但在熔融状态下不导电，如HC1气体；有些电解质只在熔融状态下才能导电，如BaSO4。
（3）第三步还要看是否是自身发生电离而导电：溶于水能导电的化合物不一定是电解质。如CO2溶于水能导电，不是CO2本身直接电离产生离子，而是它与水反应生成的H2CO3电离出自由移动的离子，故H2CO3是电解质，CO2是非电解质。
五、理解电解质和非电解质的“三个不一定”
电解质导电的实质是在“一定条件下”能电离出自由移动的阴离子和阳离子。
（1）不是电解质的物质不一定是非电解质。单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
（2）电解质不一定导电。
电解质只有在水溶液里或熔融状态下能导电，其他条件下不导电。
如CaCO，等难溶于水的盐，其水溶液的导电能力很弱，但其溶于水的部分完全电离，因而它们属于电解质。
（3）导电的物质不一定是电解质。
①Fe、Cu等金属在熔融状态下也能导电，但它们是单质，不属于电解质也不属于非电解质。
②稀盐酸能导电，但不能说稀盐酸是电解质，因为稀盐酸是混合物。
③CO2、SO2、NH3的水溶液能导电，但CO2、SO2、NH3不是电解质，H2CO3、H2SO3、NH3·H2O是电解质。
六、电解质的判断方法
专题2研究物质的基本方法
第一单元 研究物质的实验方法
第一课时 实验安全、物质的分离与提纯
实验安全
（1）危险化学品的分类
（2）常见事故处理办法
1.实验室如何稀释浓H2SO4？
提示：稀释浓H2SO4时，应将浓H2SO4；沿器壁缓缓注入水中，边加边用玻璃棒搅拌，待冷却后再使用。
2.少量浓酸溅到皮肤上，怎么处理？
提示：立即用大量的水冲洗，然后用3%~5%的NaHCO3溶液清洗。
3.点燃CO、CH4等可燃性气体前应注意什么？
提示：应先检验气体的纯度。
4.实验室用H2还原CuO时，应先点燃酒精灯还是先通H2？
反应开始前，应先通H2排出装置内的空气，再点燃酒精灯以防止爆炸。反应结束后，应先熄酒精灯，待生成的Cu在H2的气流中冷却后，再停止通入H2，防止Cu再次被氧化。
（3）药品的安全存放
易吸水、易潮解、易被氧化或易与空气中的CO2反应的物质应密封存放。
见光易分解的物质应选用棕色瓶存放在冷暗处。
易燃、易爆试剂应密封保存，放置在冷暗处并远离电源和火源。
因为钠与H O、O2反应，所以一般保存在煤油中。
剧毒、有强腐蚀性的药品要单独存放，并有严格的取用程序。
化学试剂要按性质、类别有规律存放。
（4）实验后药品的处理方法
（5）掌握正确的操作方法
药品的取用原则
①三不：不能用手直接取用或接触药品；不要把鼻孔凑到容器口去闻药品（特别是气体）的气味；不能尝药品的味道。
②节约：取用药品时，应遵循节约的原则。如果没有说明用量，液体一般取1-2mL，固体盖住试管底部即可。
③防污染：实验后剩余的药品（Na、K除外）既不要放回原试剂瓶，也不要随意丢弃，更不要拿出实验室，要放入实验室指定的容器内。
④固体药品的取用：粉末状或小颗粒状药品用药匙取用；块状药品用镊子取用。⑤液体药品的取用：少量液体用胶头滴管吸取；一定量液体用量筒量取；大量液体可直接倾倒。
（6）加热
①可直接加热的仪器：试管、坩、蒸发皿、燃烧匙。隔石棉网可加热的仪器：烧杯、烧瓶、锥形瓶。
②用坩锅或蒸发皿加热完试剂后，不可直接用手拿，应用坩蜗钳夹取。
③使用玻璃容器加热时，不要使玻璃容器的底部与灯芯接触，以免容器破裂；烧得很热的玻璃容器，不要用冷水冲洗或放在桌面上，以免容器破裂。
（7）加热时应注意的安全事项
严禁向燃着的酒精灯里添加酒精。
严禁用燃着的酒精灯去点燃另一盏酒精灯。
严禁用嘴吹灭酒精灯，以免“回火”引起灯内酒精燃烧，必须用灯帽盖灭。
被加热的玻璃仪器外壁在加热前要擦干，以免加热时仪器炸裂。
试管加热前要先预热，否则容易因局部受热而使试管炸裂。
给试管内的液体加热时，液体体积不能超过试管容积的。，试管口略向上倾斜45°，管口不能对着人，以免液体外溅伤人；给试管内的固体加热时，管口略向下倾斜，以免试管内有水倒流引起试管炸裂。
向酒精灯内添加酒精时，不能超过酒精灯容积。
不慎洒出的酒精若在实验台上燃烧起来，应立即用湿抹布或沙子盖灭。
过滤与结晶
过滤：
过滤是除去溶液里混有的不溶于溶剂的杂质的方法。适用于固体和液体的分离，或除去混合物中的不溶性杂质。
实验原理：利用物质溶解性的差异，将固液混合物分离开来的一种操作方法。
实验用品：漏斗、烧杯、玻璃棒、带铁圈的铁架台及滤纸。
实验装置：如图所示。
注意事项：
过滤完成后，漏斗中的沉淀物表面往往残留可溶性物质，所以需要洗涤沉淀物。
洗涤沉淀物的方法：向漏斗内加入蒸馏水至浸没沉淀物（不可用玻璃棒搅拌），静置，待洗涤液全部流出后，重复操作2~3次。但若过滤得到的是易溶于水的物质，不宜再用水洗涤，否则会使晶体部分溶解，可用酒精洗涤。
结晶：
结晶是使溶质从溶液中以晶体的状态析出的过程，是分离、提纯固体物质的重要方法之一。
实验原理：利用物质的溶解度随温度变化的差异进行分离。
两种结晶方式
①蒸发结晶：利用加热的方法，使溶液中的溶剂不断挥发而析出溶质（晶体）的过程。如从海水中获得食盐。
适用范围：溶解度受温度变化影响不大的固体溶质从溶液中分离出来。
实验仪器：蒸发皿、玻璃棒、酒精灯、铁架台（带铁圈）。实验装置如图所示。
②冷却结晶：通过降低温度，使热的浓溶液析出晶体的方法。适用范围：两种固体均可溶于水，且溶解度随温度变化有较大的差异。
重结晶：第一次结晶后，再将晶体溶于溶剂，又重新从溶液中结晶的过程。
注意事项：
（1）蒸发皿中的液体不能超过其容积的。
（2）蒸发过程中必须用玻璃棒不断搅拌，防止因局部温度过高而使液体飞溅。
（3）当出现大量固体时，应停止加热，剩余液体用余热蒸干。
（4）实验结束时，用坩锅钳取下热的蒸发皿，放在石棉网上，不能直接放在实验台上，以免烫坏实验台。
蒸馏与萃取和分液
（1）蒸馏：将液态物质加热至沸点，使之汽化，然后将蒸气重新冷凝为液体的操作过程。
实验原理：可以分离沸点相差较大的液体混合物，也可以除去水等液体中难挥发或不挥发的杂质。如通过蒸馏的方法，可以将海水淡化等。
实验仪器：蒸馏烧瓶、冷凝管、温度计、牛角管、锥形瓶、酒精灯、铁架台（带铁圈、铁夹）、石棉网等。
实验装置：
蒸馏中应注意的问题
（1）蒸馏烧瓶中所盛液体不能超过其容积的，也不能少于其容积的。
（2）为防止液体暴沸可在蒸馏烧瓶中加入几粒沸石（或碎瓷片）。
（3）应先给冷凝管通冷却水，后加热蒸馏烧瓶；冷凝管中冷却水从下口进，上口出，一般冷却水的流向与蒸气的流向相反。
（4）蒸馏时温度计水银球应位于蒸馏烧瓶支管口处。
（2）分馏
分离几种不同沸点的混合物的一种方法。分馏得到的产品称为馏分。馏分的成分由温度计所示的不同温度来控制。当盛接一种馏分时，若发现温度计示数有明显的变化，说明第二种馏分开始流出，盛接馏分的容器需要更换。如石油的分馏，可以得到汽油、煤油和柴油等馏分。
（3）萃取和分液
例如：萃取碘水中的碘
2.萃取剂选择的“三原则”
（1）萃取剂和原溶剂互不相溶。
（2）萃取剂和溶质不发生反应。
（3）溶质在萃取剂中的溶解度远大 于在原溶剂中的溶解度。
4.萃取、分液操作时的注意事项
（1）分液时使分液漏斗的下端管壁紧贴烧杯内壁，防止液体飞溅。
（2）分液时要先打开分液漏斗上口的玻璃塞，保证漏斗内部气压与外界气压相同，使液体顺利流下。
（3）待下层液体恰好流尽时及时关闭活塞，防止上层液体流出。
（4）上层液体从上口倒出，保证上层液体尽量少地沾附下层液体。
[名师点拨]
萃取一般与分液配合使用，萃取操作结束后一般还要进行分液操作。但是分液操作分离的对象是互不相溶的液体混合物，因此，分液操作可以单独进行，分液前不一定进行萃取。
第二课时 物质的检验
一、NH4+的检验
实验过程：
二、Cl-的检验
实验过程：
三、SO42-的检验
实验过程：
四、焰色反应
概念：许多金属或它们的此合物在火焰上灼烧时都会使火焰呈现特殊的颜色，这叫作焰色反应。
实验操作
①取一根铂丝（或细铁丝），放在酒精灯（或煤气灯）火焰上灼烧至无色。
②用铂丝蘸取少量KC1溶液，置于火焰上灼烧，透过蓝色钻玻璃观察火焰颜色。③再用稀盐酸洗净铂丝，并在火焰上灼烧至无色，蘸取少量NaCl溶液，重复以上实验，观察实验现象。
（3）实例：钠元素的焰色为黄色；钾元素的焰色（透过蓝色钻玻璃观察）为紫色。
（4）注意：①焰色反应体现的是元素的性质，是物理变化。
②直接观察火焰颜色呈黄色，该物质一定含有钠元素，可能含有钾元素。
五、现代化学分析测试元素
（1）用素分析仪确定物质中是否含有C、H、O、N、S、CI、Br等元素。
（2）用红外光谱仪确定物质中是否存在某些有机原子团。
（3）用原子吸收光谱仪确定物质中含有哪些金属元素等。
六、常见阳离子的检验
七、常见阴离子的检验
八、物质检验的一般方法和思路
1.物质检验的两种方法
（1）物理方法：常利用物质的颜色、气味、溶解性等加以区分，如可根据颜色区分CuCl2溶液和NaC1溶液，可根据溶解性区分Na2CO3和CaCO3。
（2）化学方法：常用酸碱指示剂、点燃、加热、加试剂等方法，如区分盐酸、NaOH溶液和NaCl溶液，可用紫色石蕊溶液。
2.物质检验的一般思路
进行物质的检验时要做到原理正确、现象明显、方法简单、试剂用量少，解答物质检验有关题目时，应按“取样”“操作”“现象”“结论”顺序进行描述。具体应做到：
（1）要“先取样，后操作”。若是固体样品，则一般先用水溶解，配成溶液后再检验。
（2）要“各取少量溶液分别加入几支试管中”进行检验，不得在原试剂中检验。
（3）要“先现象，后结论”。例如，向Na CO3溶液中滴加盐酸，所观察到的现象应记录为“有气泡产生”或“有无色气体放出”，不能说成“碳酸钠和盐酸反应，放出二氧化碳气体”。
九、物质分离提纯的常用方法的实验原理
（1）过滤：利用物质溶解性的差异，将固液混合物分离开来的一种操作方法。
（2）结晶：利用物质的溶解度随温度变化的差异进行分离。
（3）萃取：利用物质在互不相溶的溶剂中溶解度的不同，将物质从一种溶剂转移到另一种溶剂中，从而实现分离的方法。
（4）分液：将两种互不相溶的液体分离的操作。
（5）蒸馏：分离相溶的两种液体，但两种液体沸点相差较大。
十、物质的检验方法
（1）沉淀法：如Cl-检验时，加HNO3酸化的AgNO3溶液，产生白色沉淀。
（2）气体法：如NH4+才检验时，加浓NaOH溶液并加热，产生气体。
（3）显色法：如H+检验时，滴加紫色石蕊溶液，溶液变红。
（4）焰色反应：如Na元素检验时，灼烧时火焰呈黄色。
第二单元 溶液组成的定量研究
物质的量浓度
一、物质的量浓度
二、有关物质的量浓度的计算
三、物质的量浓度与溶解度、溶质的质量分数之间的换算
(1)溶质的质量分数与溶解度之间的关系
溶质的质量分数(w)＝×100%
饱和溶液中溶质的质量分数(w)＝×100%＝×100%。
(2)物质的量浓度与溶质质量分数之间的关系
①换算公式：cB＝ mol·L－1。
4.溶质的物质的量浓度与质量分数的关系。
推导:设含溶质B(摩尔质量为M g·mol-1)的溶液体积为1 L,溶液的密度为ρ g·mL-1,溶质B的质量分数为w,则:溶质的质量mB=1 000 mL×ρ g·mL-1×w=1 000ρw g,
溶质的物质的量nB= mol,
溶质的物质的量浓度cB= mol·L-1。
四、溶液稀释和混合的计算
(1)溶液稀释的有关计算：稀释前后溶质的物质的量和质量都保持不变。
c(浓)·V(浓)＝c(稀)·V(稀)，
m(浓)·w(浓)＝m(稀)·w(稀)。
(2)混合规律
①语言描述：同一溶质不同浓度的两溶液相混合，混合后，溶质的总物质的量(或总质量)等于混合前两溶液中溶质的物质的量之和(或质量之和)。
②公式：c1·V1＋c2·V2＝c(混)·V(混)，m1w1＋m2w2＝m(混)w(混)。
五、运用物质的量浓度计算公式时的几个注意点
(1)公式中体积为溶液的体积，不是溶剂的体积；m(溶液)＝m(溶剂)＋m(溶质)，
V(溶液)≠V(溶剂)＋V(溶质)，
即不能用溶质和溶剂(如水)的体积之和代替溶液的体积，通常可根据公式
V(溶液)＝ 计算。
(2)溶质用物质的量表示，不是质量。
(3)B不但表示溶液中所含溶质的分子，还可表示溶液中所含溶质电离出的离子。
(4)准确判断溶液中的溶质。CuSO4·5H2O晶体溶于水，其溶质是CuSO4；Na、Na2O、Na2O2溶于H2O时，与H2O发生反应生成NaOH，此时溶液中的溶质为NaOH。再如，SO3溶于H2O时，与H2O发生反应生成H2SO4，此时溶液中的溶质为H2SO4。但NH3溶于H2O，大部分与H2O发生反应生成NH3·H2O，计算时溶质仍以NH3 计算。
(5)准确判断溶液中不同微粒的物质的量浓度之间的关系。如在Na2SO4溶液中，由于1 mol Na2SO4能电离出2 mol Na＋和1 mol SO42-，即n(Na＋)＝2n(SO42-)＝2n(Na2SO4)，所以存在c(Na＋)＝2c(SO42-)＝2c(Na2SO4)。不同微粒的物质的量浓度与溶液体积的多少无关。
六、配制一定物质的量浓度的溶液
（1）仪器：容量瓶
（2）容量瓶的使用—“一选、一查、五忌”
一选：选择容量瓶应遵循“就近一次性”的原则。例如配制950 mL 1 mol·L－1 NaCl溶液，应选择 1 000 mL 的容量瓶，计算NaCl的质量时也应按1 000 mL溶液计算。
一查：使用前检查容量瓶 是否漏水 。
检验程序：注水→盖塞→倒立→观察→正立→塞旋180°→倒立→观察。
五忌：一忌用容量瓶溶解固体；二忌用容量瓶稀释浓溶液；
三忌给容量瓶加热；四忌把容量瓶当作反应容器；五忌用容量瓶长期存放溶液。
（3）配制一定物质的量浓度的溶液
以配制100 mL 0.100 mol·L－1 Na2CO3溶液为例：
主要仪器：托盘天平、药匙、烧杯、量筒、玻璃棒、容量瓶(100 mL)、胶头滴管。
配置过程：
实验误差分析：
注：表内“—”表示“不变”。
读数时，俯视或仰视量筒刻度产生的误差图解：
量筒的刻度是上大下小，由左下图可知，俯视读数偏大，实际量取的液体偏少；由右下图可知，仰视读数偏小，实际量取的液体偏多。
化学反应的计算
一、物质的量在化学反应计算中的应用
二、化学反应中的计量关系
化学方程式中：各物质的化学计量数之比=参加反应的物质的微粒个数之比=参加反应的物质的物质的量之比=参加反应的气体物质的体积（相同状况）之比。
三、物质的量应用于化学反应计算的基本步骤
四、有关物质的量的计算中的“三个规范”
(1)书写规范：各种符号的书写要规范，大写字母与小写字母的意义各不相同。如“M”表示摩尔质量，而“m”表示质量；“N”表示微粒数，而“n”表示物质的量。
(2)符号规范
①设未知数直接用各物理量的符号表示，且要注明物质(或粒子)的符号。如设参加反应HCl溶液的体积为V[HCl(aq)]。
②各物理量及单位、物质的名称、公式等尽量用符号表示。如已知NaOH溶液的体积和物质的量浓度，求NaOH的质量时写成：m(NaOH)＝c(NaOH)·V[NaOH(aq)]·M(NaOH)。
(3)单位规范：把已知量代入计算式中计算时都要带单位且单位要统一。
五、物质的量应用于化学方程式计算时的注意事项
(1)化学方程式中各物质的化学计量数之比等于各物质的物质的量之比，而非质量之比。
(2)计算时，各种物质不一定都用物质的量表示，也可以用质量表示，气态物质还可以用体积(标准状况)表示。但要注意物质的量与其他各物理量之间的换算关系，只要做到计量单位“上下一致，左右相当”即可。
(3)要用纯物质的有关量进行计算。
(4)如果两种反应物的量均已知，求解某种产物的量时，必须先判断哪种物质过量，然后根据不足量的物质进行计算。
六、常见的几种化学计算方法
（1）方法一 ；守恒法
物质在发生“变化”或两物质在发生“相互作用”的过程中某些物理量的总量保持“不变”。在化学变化中的各种各样的守恒，如元素守恒。
如工业制硝酸：4NH3＋5O24NO＋6H2O, 2NO＋O2===2NO2, 3NO2＋H2O===2HNO3＋NO。经多次氧化和吸收，由N元素守恒知：NH3～HNO3。
（2）方法二：差量法
化学反应前后物质的量(或质量或相同状况下气体的体积)发生变化时均可用差量法。解题的一般步骤为：
(1)准确写出有关反应的化学方程式。
(2)找出产生差量的“对象”及“理论差量”。该“理论差量”可以是质量、物质的量、气体体积等，且该差量的大小与参加反应的物质的有关量成正比。
(3)根据反应方程式，从“实际差量”寻找比例关系，列比例式求解。
如Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu，反应前后溶液的质量减少(或固体的质量增加)，每消耗1 mol Fe，生成1 mol Cu，溶液质量减少(或固体质量增加)64 g－56 g＝8 g。
（3）方法三 ：关系式法
一般用于解答连续反应类型的计算。关系式是表示物质间关系的一种简化式子，能解决多步反应，计算最简捷。多步反应中建立关系式的方法：
如利用木炭、水蒸气制取氨气：
由木炭、水蒸气制取NH3的关系为3C～6H2 ～4NH3。即3C ～4NH3。
七、本单元知识框架
第三单元 人类对原子结构的认知
人类认识原子结构的历程 原子核的构成
一、原子结构模型的演变
1.古希腊原子学说：
古希腊哲学家曾经提出，物质由不可分割的微粒（即原子）构成的。
2.道尔顿原子学说：
19世纪初，道尔顿认为，物质由原子组成，原子不能被创造，也不能被毁灭，在化学变化中不可再分割，在化学反应中保持本性不变。
3.汤姆生原子结构模型：
1897年，汤姆生发现原子中存在电子，并提出了一个被称为葡萄干面包式”的原子结构模型。
4.卢瑟福原子结构模型：
原子由原子核和核外电子构成，原子核带正电荷，位于原子中心，电子带负电荷，在原子核周围空间做高速运动。
5.玻尔原子结构模型：
原子核外，电子在一系列稳定的轨道上运动，每个轨道都有一个确定的能量值。
现代电子云模型：
电子云模型中的电子在原子核外很小的空间内做高速运动，其运行没有固定的规律，接近近代人类对原子结构的认识，属于分层排布。
二、原子核的结构
（1）原子的构成
注意：原子的质量几乎都集中在原子核上。
（2）质量数：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取整数加起来所得的数值，用A表示。
（3）构成原子的微粒间的两个关系
①质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
②质子数（Z）=核外电子数=核电荷数=原子序数。
原子组成的表示方法
如作为相对原子质量标准的 表示质子数为_6_，质量数为_12__的碳原子。
（5）核素
含义：人们把具有一定质子数和一定中子数的一种原子称为一种核素。
实例——氢元素的三种核素。
（6）同位素
(1)概念：质子数相同、___质量数____(或 中子数___)不同的核素互称为同位素。
(2)特点——两同两不同
①两同：质子数__相同，元素相同； ②两不同：___中子数____不同，原子不同。
(3)用途
①放射性的用于考古断代。② 和 用于制造氢弹。
③放射性同位素释放的射线可用于育种、治疗恶性肿瘤等。
三、知识注意点
1．原子中各粒子的作用
(1)原子种类由质子数、中子数决定。(2)元素种类由质子数决定。
(3)相对原子质量由质子数、中子数决定。
2．元素、核素、同位素的区别与联系
(1)元素是具有相同质子数的同一类原子的总称。
(2)核素是具有一定质子数和一定中子数的一种原子。
(3)同一元素的不同核素之间互称为同位素。
3.元素、核素、同位素间的关系（如图）
4．元素、核素、同位素、同素异形体的易错点
(1)一种元素可以有多种核素，也可能只有一种核素，有多少种核素就有多少种原子。
(2)同位素的化学性质几乎完全相同，原因是核外电子排布相同。
(3)同位素之间的转化，既不是物理变化也不是化学变化，是核反应。同素异形体之间的转化是化学变化。
(4)同位素是指同一元素的不同“原子”间的关系，同素异形体是指同一元素的不同“单质”间的关系。
(5)同位素之间可形成不同的同位素单质。如氢分子有六种：H2、D2、T2、HD、HT、DT。同位素之间可形成不同的同位素化合物。如水分子有：H2O(普通的水)、D2O(重水)、T2O(超重水)等。H、D、T与16O、17O、18O可形成3×6＝18种水分子，相对分子质量不同。它们的物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全相同。
原子核外电子排布
一、原子核外电子的排布
1.电子的能量：
（1）在多电子原子中，电子的能量不同。
（2）电子能量与运动区域。
电子能量较低一运动区域离核较近；电子能量较高→运动区域离核较远。
2.电子层：
（1）概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域运动，把不同的区域简化为不连续的壳层，称作电子层。
（2）电子层的表示方法及与能量的关系。
3.核外电子的排布规律
①电子总是尽量先排在能量最低的电子层，即最先排K层，K层排满了，再排上层
②原子核外各电子层最多容纳的电子数为2n2。
③原子最外层电子数不能超过8（K层为最外层时不能超过2），次外层电子数不能超过18，倒数第三层电子数不能超过32。
二、原子和离子的结构示意图
（1）原子结构示意图：表示原子的核电荷数和核外电子在原子核外各电子层排布的图示。
如Na原子的原子结构示意图为
离子结构示意图
（3）原子和离子中微粒间的数量关系：
三、原子核外电子排布与元素化学性质的关系
(1)稀有气体元素原子最外层电子数为8(氦为2)，处于稳定结构，不易得失电子，因此化学性质稳定，一般不跟其他物质发生化学反应。
(2)金属元素原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中容易失去电子，使最外层达到8电子(最外层是第一层时为2电子)稳定结构，变为带正电荷的阳离子。阳离子所带正电荷的数目等于原子失去的电子的数目。如Mg2＋的形成过程如图(a)所示。
(3)非金属元素原子最外层电子数一般多于4个少于8个，在化学反应中容易得到电子，使最外层达到8电子(最外层是第一层时为2电子)稳定结构，变为带负电荷的阴离子。阴离子所带负电荷的数目等于原子得到的电子的数目。如氧离子的形成过程如图(b)所示。
四、1～20号元素原子的核外电子排布规律
(1)原子核中无中子的原子：。
(2)最外层有1个电子的元素：H、Li、Na、K。
(3)最外层有2个电子的元素：He、Be、Mg、Ca。
(4)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O。
(5)最外层电子数是电子层数3倍的元素：O。
(6)电子层数是最外层电子数2倍的元素：Li、Ca。
(7)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。
(8)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si。
(9)内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。
(10)最外层电子数是电子层数2倍的元素：He、C、S。
五、核外有10个电子的微粒
(1)分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。
(2)阳离子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、H3O＋、NH。
(3)阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH。
专题3从海水中获得的化学物层
第一单元 氯气及氯的化合物
氯气的发现与制备
氯气的发现
1774年瑞典化学家舍勒发现了氯气
1810年，英国化学戴维研究后得出这种气体只由一种元素组成。早年，我国曾命名为“绿气”，后改为“氯气”。
在海水中含有大量氯元素，但其单质氯气的化学性质非常活泼，在自然界中不存在游离态的氯，只存在化合态的氯。
二、氯气的实验室制法
（1）反应原理
(2)仪器装置
3.收集方法
（1）向上排空气法（氯气密度大于空气）。（2）排饱和食盐水法
4.验满方法
（1）将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近盛氯气的瓶口，观察到试纸立即变蓝，则证明已集满。
（2）将湿润的蓝色石蕊试纸靠近盛氯气的瓶口，观察到试纸立即发生先变红后褪色的变化，则证明已集满。
5.尾气处理
（1）仪器装置图中烧杯下中盛放的液体是NaOH溶液。
（2）该液体的作用是吸收过量氯气，防止污染空气。
6.实验室制取氯气的其他方法
可用KMnO4、K2Cr2O7、KClO3等氧化剂代替MnO2与浓盐酸反应(不需加热)。方程式如下：
2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O。
K2Cr2O7＋14HCl(浓)===2KCl＋2CrCl3＋3Cl2↑＋7H2O
KClO3＋6HCl(浓)KCl＋3Cl2↑＋3H2O
7.实验室用MnO2和浓盐酸制Cl2时的注意点
(1)为了减少制得的Cl2中HCl的含量，加热温度不宜过高，以减少HCl的挥发。
(2)因Cl－浓度越小，其还原性越弱，所以必须用浓盐酸加热才可反应，稀盐酸不反应。
(3)实验结束后，先使反应停止并排出残留的Cl2后，再拆卸装置，避免污染空气。
(4)尾气吸收时，用NaOH溶液吸收Cl2，不能用澄清石灰水吸收，因为溶液中Ca(OH)2的含量少，吸收不完全。
三、工业制取氯气
人们把以电解饱和食盐水为基础制取氯气、烧碱等产品的工业称为氯碱工业。
1.电解饱和食盐水的原理
2.电解饱和食盐水的装置及产物的验证
（1）电解饱和食盐水的装置
（2）电解产物的验证
注意事项：
(1)与电源正极相连的石墨棒上生成氯气，与负极相连的铁棒附近生成NaOH。Cl2与NaOH可发生反应，两极产物必须隔开。
(2)电解饱和食盐水时，在与电源正极、负极相连的电极上得到的气体体积比为1∶1。
(3)检验Cl2的反应为2KI＋Cl2===2KCl＋I2，淀粉遇碘变蓝色。
(4)氯碱工业产品的用途
①Cl2：用于制取盐酸、漂白粉，饮用水消毒，有机合成(农药、药物等)。
②H2：用于生产盐酸、金属冶炼等。
③NaOH：工业生产中最常用的碱，主要用于有机合成、造纸、印染等。
氯气的性质及应用
氯原子结构特点
二、氯气的物理性质
颜色：黄绿色；状态：气体；气味：刺激性气味；沸点：较低，易液化；密度：比空气大
毒性：有毒；水溶性：能溶于水（1体积水可溶解2体积氯气）
三、氯气的化学性质
1.氯气与金属单质的反应
注意：
（1）氯气是较强的氧化剂，与变价金属反应时生成高价态的氯化物。
（2）常温下，氯气不与Fe反应，故可以在加压条件下，将氯气转化为液态（即液氯），储存于钢瓶中，便于运输和使用。
2.氯气与非金属单质的反应
在空气中点燃氢气，然后伸入盛有氯气的集气瓶中。
与氢气(H2)反应
现象：氢气在氯气中安静地燃烧，发出苍白色火焰，集气瓶口上方出现白雾。
化学方程式：
与磷（P）反应
现象：产生大量白色烟雾
化学方程式：
氯气与水反应
化学方程式：Cl2＋H2O HCl＋HClO
（1）次氯酸(HClO )的性质
①不稳定性
次氯酸见光分解反应的化学方程式为:
②强氧化性
i.能使有色物质褪色，作漂白剂。ii.杀菌、消毒。
③弱酸性
HCIO的酸性比H2CO3的弱，向NaCl0溶液中通入足量CO2，化学方程式为：
NaCl0+CO2+H20=HClO+NaHCO3
（2）实验验证次氯酸的漂白性
四、氯水的成分
氯水中存在反应：C2+H20、HC1+HCIO，HCIO和HC1发生电离。
1.氯水中含有以下微粒：
2.新制氯水的多重性质
3.在氯水中含有多种微粒，因此在与不同物质发生反应时，表现出不同微粒的性质，现列表如下：
4.液氯、新制的氯水和久置的氯水比较
液氯 新制氯水 久置氯水
分类 纯净物 混合物 混合物
颜色 黄绿色 黄绿色 无色
成分 Cl2 Cl2、H2O、HClO、H＋、Cl―、ClO―、极少量的为 OH― H＋、Cl―、H2O、极少量的 OH― 稀盐酸
性质 氧化性 氧化性、酸性、漂白性 酸性
注意：实验室中使用的氯水只能现配现用,并盛放在棕色试剂瓶中。
5.氯气与碱的反应
（1）与氢氧化钠溶液反应——制取漂白液、吸收尾气
①制取反应的化学方程式：
②漂白液的有效成分是NaC1O
（2）与石灰乳反应——制取漂白粉
①制取反应的化学方程式：
②漂白粉的主要成分是CaCl2、Ca（ClO）2，有效成分是Ca（ClO）2漂粉精的主要成分是Ca（ClO）2
③漂白粉的漂白原理：Ca（ClO）2＋2HClCaCl2＋2HClO
　　 Ca（ClO）2＋H2O＋CO2CaCO3↓＋2HClO
Ca（ClO）2＋ 2H2OCa(OH)2+2HClO(漂白粉具有漂白性的原因）
④漂白粉失效的原因：Ca（ClO）2＋H2O＋CO2CaCO3↓＋2HClO
2HClO2HCl＋O2↑
五、氯气的用途
1.氯气可用于消毒。
2.工业制造盐酸、漂白剂、农药等。
3.广泛应用于合成聚氯乙烯、制备药物、冶金及染料工业等各个领域。
六、下图是氯的常见价态与物质的对应关系图
七、氯的常见氧化物简介
(1)一氧化二氯
性质：是次氯酸的酸酐，溶于水产生不稳定的次氯酸并最终变为盐酸。
制法：用新制备的黄色氧化汞与氯气反应可制得一氧化二氯：
2HgO＋2Cl2===Cl2O＋HgCl2·HgO；
同样也可以用氯气与潮湿的碳酸钠反应来制取：
2Na2CO3＋H2O＋2Cl2===2NaCl＋2NaHCO3＋Cl2O。
(2)二氧化氯
物理性质：是一种黄绿色到橙黄色的气体，极易溶于水。
制取：Cl2＋2NaClO2===2ClO2＋2NaCl或5NaClO2＋4HCl===4ClO2↑＋5NaCl＋2H2O。
用途：是一种广谱、高效的灭菌剂。
(3)Cl2O3、Cl2O5、Cl2O7分别为HClO2、HClO3、HClO4的酸酐。
八、氯的含氧酸及其盐
(1)氯的含氧酸有HClO(次氯酸)、HClO2(亚氯酸)、HClO3(氯酸)、HClO4(高氯酸)，其酸性依次增强，氧化性依次增强。
(2)氯的含氧酸盐有四类：次氯酸盐、亚氯酸盐、氯酸盐、高氯酸盐。
①NaClO2(亚氯酸钠)
性质：黄绿色液体，呈碱性，是一种强氧化剂，遇酸放出ClO2气体。
用途：是一种高效氧化剂、漂白剂。主要用于棉纺、亚麻、纸浆漂白、食品消毒、水处理、杀菌灭藻和鱼药制造。
②氯酸钾(KClO3)
性质：是一种白色晶体，有毒，在冷水中溶解度较小，易溶于热水，是强氧化剂。在MnO2催化作用下，受热分解生成O2。
用途：可用作制造炸药，也可用来制造火柴、烟火，实验室制取O2。
③高氯酸钠(NaClO4)
性质：易溶于水和乙醇，有强氧化性，低毒，与有机物撞击易引起爆炸。
氧化还原反应
一、氧化还原反应的概念
氧化反应：化合价升高的反应；还原反应：化合价降低的反应
氧化还原反应的特征：元素化合价变化。
氧化还原反应的本质：反应过程中有电子的转移，包括电子的得失和共用电子对的偏移。
二、从元素化合价的角度认识氧化还原反应
三、从电子转移的角度认识氧化还原反应
①氯元素化合价降低，氯原子得电子，C12发生还原反应，被还原。
②钠元素化合价升高，钠原子失电子，Na发生氧化反应，被氧化。
四、氧化还原反应中电子转移的表示方法
双线桥表示法：表示同种元素在反应前后得失电子的情况。
基本步骤：
(2)注意事项
①箭头、箭尾必须对应化合价变化的同种元素的原子；
②必须注明“得到”或“失去”；
③电子转移数用a×be－形式表示，a表示发生氧化或还原反应的原子个数，b表示每个原子得到或失去的电子数，当b＝1时，可以省略；
④被还原的物质和被氧化的物质得、失电子数守恒。
⑤记忆口诀：先标化合价，再看价变化；起止同元素，桥上标变化。
单线桥表示法：表示反应物中同中元素或不同元素之间的电子转移情况，即电子转移的方向行和数目
基本步骤：
(2)注意事项
①不需要标明“得到”或“失去”，只标明电子转移数目；
②要用箭头标明电子转移的方向；
③箭头由反应物失电子元素原子指向反应物得电子元素原子。
五、氧化还原反应与四个基本反应类型的关系
基本图示
（2）说明
①置换反应一定属于氧化还原反应。
②复分解反应一定不属于氧化还原反应。
③有单质参与的化合反应和有单质生成的分解反应均属于氧化还原反应。
注意：氧化还原反应中的4个“不一定”
(1)一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原。如反应 Cl2＋H2O==HCl＋HClO中，被氧化和被还原的元素都是氯元素。
(2)一种反应物不一定只表现出一种性质。如反应2KMnO4==K2MnO4＋MnO2＋O2↑中，参加反应的KMnO4既表现了还原性，又表现了氧化性。
(3)有单质参加或生成的反应不一定是氧化还原反应。如同素异形体之间的相互转化不属于氧化还原反应。
(4)某种物质由化合态变为游离态，可能是被氧化，也可能是被还原。如：HCl→Cl2，就是Cl元素被氧化；HCl→H2，就是H元素被还原。
六、氧化剂和还原剂
1．氧化剂和还原剂
(1)概念：在氧化还原反应中，失去电子的物质是还原剂，还原剂发生氧化反应，表现出还原性；得到电子的物质是氧化剂，氧化剂发生还原反应，表现出氧化性。
(2)几组概念间的关系
即：氧化剂→得到电子→所含元素化合价降低→被还原→发生还原反应→得到还原产物；
还原剂→失去电子→所含元素化合价升高→被氧化→发生氧化反应→得到氧化产物。
记忆口诀：氧→得→降→还→还→还　还→失→升→氧→氧→氧
2.常见的氧化剂和还原剂
（3）氧化还原反应中的守恒
化合价降低总数＝化合价升高总数
失去电子总数＝得到电子总数
得（失）电子总数＝化合价降低（升高）总数
遵循质量守恒，反应前后相同元素的原子个数相等。
七、物质氧化性、还原性强弱的比较
1.根据氧化还原反应的方向判断
2.根据元素的活动性顺序比较
3.根据反应条件判断
（1）当不同的氧化剂(或还原剂)与同一还原剂(或氧化剂)反应时，反应越易进行，则对应的氧化剂(或还原剂)的氧化性(或还原性)越强，反之越弱。如：
MnO2＋4HCl(浓)===MnCl2＋Cl2↑＋2H2O；
2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O。
4HCl＋O22H2O＋2Cl2。
氧化性：KMnO4>MnO2>O2。
(2)Na、Mg、Al单质与H2O反应情况如下，Na与冷水剧烈反应，Mg加热才反应，Al在加热条件下也难反应。
还原性：Na＞Mg＞Al。
4.根据氧化产物的价态高低判断
同一物质在相同条件下，被不同氧化剂氧化的程度越大，氧化剂的氧化性越强。
例如：2Fe＋3Cl2===2FeCl3、Fe＋S===FeS。
氧化性：Cl2＞S。
八、氧化还原反应的基本规律
注意：元素价态规律（可用来判断某一物质是否具有氧化性或者还原性）
同种元素：最高价时―――只具有氧化性；最低价时―――只具有还原性
中间价时―――既有氧化性又有还原性
对同一元素而言，一般价态越高，氧化性越强，如Fe3＋>Fe2＋>Fe；
价态越低，氧化性越弱，如S2－九、氧化还原反应方程式的配平：
（1）正向配平法:以反应3NaClO＋NaI===NaIO3＋3NaCl为例：
标变价：标明反应前后化合价有变化的元素的化合价。
列变化：根据化合价的变化标出电子转移的__方向和数目___。
得失相等：通过求最小公倍数使__得失电子__总数相等。
定系数：根据__质量守恒定律____配平其他物质的化学计量数，配平后，将单线变为等号。
3NaClO＋NaI===NaIO3＋3NaCl
(2)逆向配平法：适用于一种元素的化合价既升高又降低的反应和分解反应中的氧化还原反应。先确定生成物的化学计量数，然后再确定反应物的化学计量数。
由于S的化合价既升又降，而且升降总数要相等，所以K2S的化学计量数为2，K2SO3的化学计量数为1，然后确定S的化学计量数为3。
(3)缺项氧化还原反应方程式的配平。
缺项方程式是指某些反应物或生成物的分子式没有写出来，一般为水、酸(H＋)或碱(OH－)。
方法：
先用“化合价升降法”配平含有变价元素的物质的化学计量数，然后由质量守恒确定未知物，再根据原子守恒进行配平。
补项原则：
十、氧化还原反应的特殊情况
(1)归中反应
定义：归中反应就是指同种元素组成的不同物质（可以是单质和化合物，也可以是化合物和化合物）发生氧化还原反应，元素的两种化合价向中间靠拢。
价态归中规律：
含有不同价态的同种元素物质间发生氧化还原反应时，该元素的价态变化一定遵循“高价＋低价―→中间价”，即“价态相邻能共存，价态相间能归中，归中价态不交叉，价升价降只靠拢。”如：
2H2S＋SO2===3S＋2H2O；
2Na2S＋Na2SO3＋3H2SO4===3Na2SO4＋3S↓＋3H2O；
歧化反应
定义：是化学反应的一种，反应中某个元素的化合价既有上升又有下降.与归中反应相对.
歧化反应规律：
同一元素发生氧化还原反应生成不同价态的物质时，该元素的价态变化一定遵循“中间价态―→高价态＋低价态”，不会出现“一边倒”的现象，即生成物中该元素的价态不能都比反应物中该元素价态高，或都比反应物中该元素价态低。
例如Cl2+H2O=HClO+HCl
（3）相邻价态的微粒不发生氧化还原反应
如S和H2S、S和SO2、SO2和浓硫酸之间不发生氧化还原反应。
十一、“电子守恒法”计算的一般思维模板
信息型氧化还原方程式书写流程
第二单元 金属钠及钠的化合物
钠及其氧化物
钠的物理性质
钠的原子结构与化学性质
（1）钠原子的结构示意图为
注意：其最外层只有1个电子，在与其他物质反应时，钠原子很容易失去最外层的一个电子，形成具有稳定电子层结构的钠离子所以：钠的化学性质很活泼，表现出很强的还原性。
（2）钠与氧气的反应
（3）钠与水的反应
②实验结论：钠与水反应剧烈，生成NaOH和H2，化学方程式是：2Na＋2H2O=2NaOH+H2↑
补充：（1）钠与氯气反应：Cl2+2Na2NaCl
（2）钠与硫单质反应：2Na+S＝Na2S(爆炸)
钠的制备
电解熔融氯化钠：2NaCl(熔融)===2Na＋Cl2↑。
四、钠的保存
钠易与空气中的O2、H2O反应，且钠的密度比煤油的密度 小 ，不与煤油反应，故实验室常常将钠保存在 煤油 中。
五、钠的用途
(1)作高压钠灯。
(2)钠钾合金用作快中子反应堆的热交换剂。
(3)作还原剂，将钛、锆、铌等稀有金属从其氯化物中置换出来。
如4Na＋TiCl44NaCl＋Ti
六、钠露置在空气中的主要变化
（1）相应变化
金属钠长期露置于空气中最终完全转变为Na2CO3粉末。
（2）变化过程
（3）发生主要变化的化学方程式
①4Na＋O2===2Na2O ②Na2O＋H2O===2NaOH ③2NaOH＋CO2===Na2CO3＋H2O
④Na2CO3＋10H2O===Na2CO3·10H2O ⑤Na2CO3·10H2O===Na2CO3＋10H2O
七、钠与酸、碱、盐反应的实质
（1）与酸溶液反应
（2）与碱溶液反应
实质是钠与水的反应，如钠与氢氧化钠溶液的反应，即钠与水的反应。
（3）与盐溶液反应
氧化钠与过氧化钠的比较
（1）Na2O2的强氧化性与还原性
从元素化合价角度分析Na2O2的性质
用双线桥表示Na2O2与H20、CO2反应电子转移的方向和数目：
注意：Na2O2的作用：Na2O2既是氧化剂又是还原剂。
九、Na2O2与CO2、H2O反应的量的关系
(1)物质的量的关系
无论是CO2或H2O的单一物质还是二者的混合物，通过足量的Na2O2时，CO2或H2O与放出O2的物质的量之比均为2∶1。
(2)电子转移关系
当Na2O2与CO2或H2O反应时，每 1 mol Na2O2，转移1 mol电子；每产生1 mol O2，转移2 mol电子。且在反应中Na2O2既是氧化剂又是还原剂。
(3)固体质量关系
分析反应的化学方程式，可得下列关系式：
Na2O2Na2CO3(组成相当于Na2O2·CO)
Na2O22NaOH(组成相当于Na2O2·H2)
①与CO2反应时，固体增加的质量等于与消耗的CO2等物质的量的CO的质量。
②与H2O反应时，固体增加的质量等于与消耗的H2O等物质的量的H2的质量。
第二课时碳酸钠 碳酸氢钠
碳酸钠和碳酸氢钠的性质
1.物理性质
2.化学性质
（1）Na2CO3
上述序号所表示反应的化学方程式：（1）Na2CO3+HCl＝NaHCO3+NaCl
（2）Na2CO3+Ca(OH)2=2NaOH+CaCO3↓
（3）Na2CO3+BaCl2=2NaCl+BaCO3↓
(2)NaHCO3
上述序号所表示反应的化学方程式：
（1）NaHCO3+HCl＝NaCl+H2O+CO2
（2）Ca(OH)2少量：
Ca(OH)2＋2NaHCO3===CaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O；Ca(OH)2过量：
Ca(OH)2＋NaHCO3===CaCO3↓＋H2O＋NaOH；
（3）NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O；
（4）2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O
3.用途
Na2CO3：①日常生活中，用热的纯碱溶液去除物品表面的油污。
②工业上用于纺织、造纸、制肥皂、生产玻璃等。
NaHCO3：医疗上用于治疗胃酸过多，作发酵粉等。
Na2CO3与NaHCO3的鉴别和相互转化
Na2CO3、NaHCO3的鉴别方法
（1）利用热稳定性不同
①鉴别方法
利用和酸反应生成气体的速率不同（相同条件下）
利用与BaCl2或CaCl2溶液反应
利用溶液的碱性强弱
Na2CO3、NaHCO3的相互转化
侯氏制碱法
①原理：将CO2通入氨化的NaCl饱和溶液中，使溶解度小的NaHCO3从溶液中析出；过滤得到的NaHCO3晶体受热分解后生成Na2CO3。
②化学方程式：NH3＋NaCl＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl；
2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O
③用途：此方法将氨碱法和合成氨两种工艺联合起来，同时得到纯碱和氯化铵两种产品，提高了食盐的利用率。
(2)Na2CO3―→NaHCO3
①向饱和Na2CO3溶液中通入过量的CO2
反应的化学方程式为Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3↓。
[注意]　该反应能发生的原因有以下三个方面：
a．同温下，NaHCO3的溶解度比Na2CO3的小；
b．生成的NaHCO3的质量比消耗的Na2CO3的大(即消耗106 g Na2CO3生成168 g NaHCO3)，即溶质增加；
c．反应消耗了水，即溶剂减少。
②Na2CO3与少量HCl反应
反应的化学方程式为Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl。
[注意]　碳酸钠溶液与盐酸反应分两步。
第一步：Na2CO3＋HCl===NaCl＋NaHCO3；
第二步：NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑。所以向碳酸钠溶液中加入适量盐酸，也可以将碳酸钠转化为碳酸氢钠。
除杂
互滴法
互滴法是指当两种溶液反应时有两个不同的反应过程，且这两个过程的实验现象各不相同，则可以通过滴加顺序不同，利用产生的现象不同进行鉴别。
如：(1)盐酸逐滴加入Na2CO3溶液中
①现象：开始无明显现象，后有无色气体放出。
②原理：Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl(开始无明显现象)，
NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑(后有无色气体放出)。
(2)Na2CO3溶液逐滴加入稀盐酸中
①现象：有无色气体放出。
②原理：Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋CO2↑
第三课时 离子反应
一、强电解质
（1）概念：在水溶液中能完全电离的电解质。
（2）常见物质
①强酸：H2SO4、HCl、HNO3、HBr、HI、HClO4等。
②强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。
③大多数盐：NaCl、BaSO4、KNO3、CaCO3等。
二、弱电解质
（1）概念：在水溶液中不能完全电离的电解质。
（2）常见物质
①弱酸：H2CO3、CH3COOH、HClO、H2S等。
②弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2等。
③少数盐：醋酸铅等。
④水。
三、电解质溶液的导电性和导电能力
(1)溶液的导电性：电解质溶液是通过自由离子的定向移动而导电的。
(2)溶液的导电能力
四、电解质、非电解质、强电解质、弱电解质与物质类别的关系
五、电离方程式的书写
强电解质电离方程式用“==”，弱电解质电离方程式用“”，多元弱酸分步电离。
如：H2SO4===2H＋＋SO42-
CH3COOH?CH3COO－＋H＋
NH3·H2O?NH4+＋OH－
H2CO3电离：H2CO3H＋＋HCO3-(主)、HCO3-H＋＋CO32-(次)
5大误区
(1)误认为不是电解质的物质一定是非电解质。电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质，也不是非电解质。
(2)误认为电解质一定能导电，能导电的物质一定是电解质，不能导电的物质一定是非电解质。电解质本身不一定能导电，如NaCl固体不导电，NaCl的水溶液或熔融的NaCl能导电，NaCl是电解质。Cu能导电，Cu既不是电解质，也不是非电解质。
(3)误认为强电解质溶液的导电能力一定比弱电解质溶液强。强电解质溶液的导电能力不一定强。只有在物质的量浓度相等的情况下，强电解质溶液的导电能力才比弱电解质溶液的导电能力强。
(4)误认为水溶液能导电的化合物一定是电解质。虽然CO2、SO2、SO3、NH3等物质的水溶液能导电，但导电的离子是它们与水反应生成的酸或碱电离出来的，它们自身不电离，属于非电解质。
(5)误认为难溶于水的化合物一定是弱电解质，能溶于水的化合物一定是强电解质。某些难溶(或微溶)于水的盐(如AgCl、BaSO4等)，其溶解度很小，但其溶于水的部分是完全电离的，它们仍属于强电解质。CH3COOH能溶于水，是弱电解质。
六、离子反应
1.离子反应
2.复分解型离子反应发生的条件
当离子间结合生成难溶物质、难电离物质或易挥发物质时，反应就能进行。
离子反应的常见类型和应用
七、离子方程式
（1）概念：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
（2）书写步骤（以碳酸钠与盐酸的反应为例）
注意：书写离子反应，记住“三”拆“四”不拆：强酸、强碱、大部分可溶性盐拆，单质、气体、氧化物、难溶物质和难电离物质不拆。（只有强电解质中可溶于水的物质才可以拆）
（3）比较化学方程式与离子方程式的意义
化学方程式只能表示 某一特定 的化学反应，离子方程式可以表示 同一类 化学反应，如NaOH＋HCl===NaCl＋H2O表示氢氧化钠溶液和盐酸反应，而H＋＋OH－===H2O可以表示强酸溶液与强碱溶液作用生成可溶性盐和水的中和反应。
（4）离子方程式书写及判断的核心
在书写离子方程式和判断离子方程式的正误时要从“两易”“两等”和“两查”。
注意：特殊反应的离子方程式
①固体之间的反应、浓硫酸(或浓磷酸)与固体之间的反应，不能电离出自由移动的离子，所以不写离子方程式。如：Ca(OH)2(s)＋2NH4Cl(s) CaCl2(s)＋2NH3↑＋2H2O。
②盐类水解的离子方程式用“”，不用“↓”“↑”；相互促进的完全水解反应的离子方程式用“===”“↓”“↑”
③溶液中铵盐与碱反应时，浓溶液或加热放出NH3，稀溶液不加热写NH3·H2O。
④Fe与一般酸(H＋)反应生成Fe2＋，Fe与硝酸反应时，Fe足量生成Fe2＋，Fe少量生成Fe3＋。
⑤CO2(或SO2、H2S)参与的离子反应，CO2(或SO2、H2S)少量时生成正盐，过量或足量时生成酸式盐。
⑥Al3＋(或AlO)中加强碱(或强酸)，强碱(或强酸)少量生成Al(OH)3沉淀，强碱(或强酸)过量生成AlO(或Al3＋)。
⑦CO中逐滴加强酸，强酸少量生成HCO，强酸过量生成CO2。
（5）反应先后竞争型
向含OH－、CO、HCO、AlO的溶液中逐滴加入稀盐酸，反应顺序为OH－、AlO、CO、HCO。
向含NH、H＋、Al3＋的溶液中加入NaOH溶液，反应顺序为H＋、Al3＋、NH。
八、离子共存
1.离子共存的本质
几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不反应；若离子之间能反应，则不能大量共存。
2．离子之间反应的条件
同一溶液中，若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应，离子之间便不能在溶液中大量共存。
(1)生成难溶物或微溶物。如Ba2＋与CO32-、SO42-，Ag＋与Cl－、CO32-、SO42-，Fe3＋、Cu2＋与OH－等。
(2)生成气体或挥发性物质。如NH4+与OH－，H＋与CO32-、HCO3-等。
(3)生成难电离物质。如H＋与CH3COO－、CO32-、HCO3-、S2－、HS－、SO32-、HSO3-等生成难电离的酸；OH－与NH4+生成难电离的碱；H＋与OH－生成水等。
3．离子共存问题中易忽视的三类隐含条件
(1)溶液无色透明时，则溶液中一定没有有色离子，
如MnO4-(紫红)、Cu2＋(蓝)、Fe2＋(浅绿)、Fe3＋(黄)等。
(2)滴入酚酞溶液变红的溶液中肯定不能大量存在与OH－反应的离子，
如Al3＋、Mg2＋、Cu2＋、Zn2＋、Fe3＋、Fe2＋、Ca2＋、NH4+、H＋、HCO3-、HSO3-等。
（3）滴入石蕊溶液变红的溶液中肯定不能大量存在与H＋反应的离子，
如OH－、CO32-、HCO3-等。
4.离子不能大量共存的常见类型
(1)复分解反应
①H＋与弱酸根离子如CO、HCO、SO、HSO、AlO、SiO等生成弱酸。
②OH－与弱碱的阳离子如NH、Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、Al3＋等生成弱碱；OH－与酸式酸根离子如HCO、HSO、HS－等生成水。
③生成沉淀如Ag＋与Cl－；Ba2＋与SO等。
(2)氧化还原反应型
具有较强氧化性的离子与具有较强还原性的离子，会发生氧化还原反应而不能大量共存。
氧化性离子：ClO－、MnO(H＋)、NO(H＋)、Fe3＋等。
还原性离子：S2－、SO、I－、Fe2＋、Br－、Cl－等。
①Fe3＋可氧化S2－、SO、I－等。
②NO(H＋)可氧化S2－、SO、I－、Fe2＋、Br－等。
③ClO－在碱性条件下可氧化S2－、SO、I－、Fe2＋、Br－等。
④ClO－(H＋)、MnO(H＋)可氧化S2－、SO、I－、Fe2＋、Br－、Cl－等。
(3)水解相互促进型
①常见的因发生相互促进的水解反应而不能大量共存的离子如下：
a．Al3＋与CO、HCO、S2－、HS－、AlO、SiO。
b．Fe3＋与CO、HCO、AlO、SiO。
c．NH与AlO、SiO。
②NH与CH3COO－、CO、HCO、S2－等能发生相互促进的水解反应，但不完全，仍能大量共存。
(4)络合反应
①Fe3＋与SCN－因生成Fe(SCN)3而不能大量共存。
②Ag＋与NH3·H2O因生成[Ag(NH3)2]＋而不能大量共存。
③Cu2＋与NH3·H2O因生成[Cu(NH3)4]2＋而不能大量共存。
5.答题技巧
(1)溶液中离子的检验答题模板
实验操作(取少量或适量待检溶液，加入……试剂，再加入……试剂)

现象描述(①溶液由……变为……，②若有……生成，③若没有……)

得出结论(如“若……说明……，若……说明……”)
(2)固体物质的检验答题模板
①取少量待测物质；加入……试剂溶解；②向该溶解液中加入……试剂或再加入……试剂；③若溶液由……色变为……色或有……生成；④则说明……结论。
第三单元 海洋化学资源的综合
第一课时 粗盐提纯 从海水中提取溴
一、除去粗盐中可溶性杂质的原理
二、除杂路线
分离和提纯的“三必须”和“四原则”
三、从海水中提取溴
（1）流程
(2)发生反应的化学方程式和离子方程式
①2NaBr＋Cl2===Br2＋2NaCl；离子方程式为 2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－
②Br2＋SO2＋2H2O===2HBr＋H2SO4；
离子方程式为Br2＋SO2＋2H2O===4H＋＋2Br－＋SO42-。
③2HBr＋Cl2===2HCl＋Br2。离子方程式为2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－。
[注意]　海水提取溴的过程，将Br－氧化→吹出→吸收又变回Br－，主要目的是富集溴。不能利用最初得到的含Br2的海水直接蒸馏获取液态溴，因为此时溶液中Br2的浓度较低，若直接蒸馏，处理量大，成本高。
(3)含溴物质的用途
①溴多用于制备药物、感光剂。
②溴还是制造农业杀虫剂、阻燃剂的原料。
③溴化银可被用作医疗X射线胶片上的感光剂。
第二课时 从海水中提取镁 从海带中提取碘
一、从海水中提取镁
（1）流程
海水提镁最基本的方法就是往海水里加碱，得到Mg（OH）2沉淀，将沉淀过滤分离再加入盐酸把它变成MgCl2之后，经浓缩、干燥、电解，就可得到金属镁。
(2)主要反应的化学方程式和离子方程式
MgCl2＋Ca(OH)2===Mg(OH)2↓＋CaCl2；离子方程式为Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓
Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O；离子方程式为Mg(OH)2＋2H＋===Mg2＋＋2H2O
MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑。
(3)镁的原子结构与化学性质
镁的原子结构示意图为，
镁原子最外层有2个电子，在化学反应中容易失去，形成镁离子。因此，镁是活泼金属，可以与某些非金属单质、酸等物质发生反应。
3Mg＋N2Mg3N2；Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑；离子方程式为Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑
2Mg＋CO22MgO＋C。
(4)含镁物质的用途
①镁合金因密度小，硬度和强度较大，被广泛用于制造火箭、导弹和飞机的部件等。
②氧化镁是优质的耐高温材料。
二、从海带中提取碘
（1）流程
(2)主要化学反应
2I－＋H2O2＋2H＋===I2＋2H2O。
(3)加碘盐中碘元素的检验
①食盐中加碘添加的是碘酸钾。
②食盐中碘元素的检验方法
反应原理：5I－＋IO＋6H＋===3I2＋3H2O
淀粉遇碘单质变蓝。
三、卤素单质的性质及检验
1．氯、溴、碘性质的相似性与差异性：
(1)相似性。
氯、溴、碘的原子结构非常相似，最外层都有7个电子，所以氯、溴、碘具有相似的化学性质。如其常见化合价均为－1价，都能与金属单质(如Na、Mg、Fe)反应，也都能与非金属单质(如H2)反应。
(2)差异性。
氯、溴、碘单质的氧化性顺序是Cl2＞Br2＞I2，所以Cl2能将Br－、I－从它们的溶液中置换出来，Br2能将I－从其溶液中置换出来。
2.卤素单质的检验：
3.卤素离子的检验方法
(1)AgNO3溶液——沉淀法
未知液
(2)置换——萃取法
未知液加入CCl4(或汽油)有机层呈
(3)置换——淀粉法检验I－
未知液蓝色溶液，表明有I－
四、卤素单质的相关性质
(1)Br2在常温下呈液态，是常温下唯一一种液态非金属单质。液态Br2有剧毒，易挥发，故要用蜡密封保存在带磨口玻璃塞的试剂瓶中，不能用橡胶塞，且需在试剂瓶中加少量蒸馏水，即采用“水封”。
(2)淀粉遇I2显蓝色，这是碘单质的特殊性质，该性质可用于检验Cl2。Cl2可使湿润的淀粉 KI试纸变蓝，其实质是Cl2＋2I－===2Cl－＋I2。此外碘单质易升华，是常温下固体单质中唯一一种双原子分子。
五、镁及其化合物的相关性质
(1)镁在常温下露置于空气中，表面生成致密的氧化物保护膜，阻止金属被进一步氧化。
(2)氧化镁是一种电解质，但由于MgO熔点特别高，难熔化，工业上不用电解MgO的方法冶炼镁，而用电解熔融的MgCl2的方法冶炼镁。
(3)MgCl2·6H2O受热时，易与水反应生成[Mg(OH)Cl]，因此要在HCl气流中加热MgCl2·6H2O才能得到无水MgCl2。
(4)镁条失火不能用泡沫灭火器灭火，因为在加热条件下镁可以和水、二氧化碳反应。
(5)氢氧化镁和碳酸镁均难溶于水，但氢氧化镁的溶解度比碳酸镁的小，所以在粗盐提纯中除去Mg2＋的方法是加入氢氧化钠溶液。
六、主干知识结构化
专题4硫及环境保护
第一单元 含硫化合物的性质
硫及硫的氧化物
一、硫单质
1.硫元素在自然界中的存在形式
在自然界中有游离态和化合态两种存在形式，其中化合态的硫主要存在于硫化物和硫酸盐中，火山喷出物中还含有硫的氢化物及氧化物等。化石燃料石油、煤中也存在硫元素，化石燃料燃烧能放出少量的二氧化硫气体。
2.硫单质（俗称硫黄）的物理性质
3.硫单质的化学性质
（1）硫的还原性
硫与O2的反应：
现象：硫在空气中燃烧发出淡监色火焰，在纯氧中燃烧发出明亮的蓝紫色火焰，产生有刺激性气味的气体SO2。
反应的化学方程式：S+O2SO2
(2)硫的氧化性
与H2反应：S＋H2 H2S。与Na反应：2Na＋SNa2S。
与Fe反应：S＋FeFeS。与Cu反应：2Cu＋SCu2S。
与Al反应：3S＋2AlAl2S3。
(3)硫和强碱(如NaOH)溶液反应
3S＋6NaOH2Na2S＋Na2SO3＋3H2O。
注意：
（1）硫在空气中燃烧只能生成SO2，不能生成SO3。
（2）硫单质的氧化性较弱，与变价金属反应时，一般只能生成低价态金属硫化物。
二、二氧化硫的性质及用途
1.SO2的性质与用途
（1）物理性质
化学性质
（3）用途
制硫酸、作漂白剂（漂白纸浆、毛、丝等）、杀菌消毒、作食品添加剂。
（4）二氧化硫的性质实验探究
（5）分别将SO2及Cl2通入品红溶液中并加热，不同的现象
三、常见的能用于漂白的物质的比较
四、SO2和CO2的性质比较与鉴别
SO2和CO2性质的比较
SO2和CO2的鉴别方法
[注意]检验SO2中的CO2的方法：必须先检验SO2，并除去，再检验CO2。
检验CO2、SO2同时存在的实验设计流程
五、SO2漂白性与还原性的区别
(1)二氧化硫可使有色物质转化成无色不稳定的化合物，加热时，该化合物分解，恢复原来的颜色，所以二氧化硫的漂白又叫暂时性漂白。
但SO2不能对所有的有机色素表现漂白性，如SO2不能使指示剂褪色。向紫色石蕊溶液中通入二氧化硫，紫色石蕊溶液只变红但不褪色。
(2)将SO2分别通入酸性高锰酸钾溶液、溴水、氯水中，分别发生反应后溶液褪色，均不是因为二氧化硫的漂白性，这些反应中SO2都表现还原性。
硫酸的工业制备 浓硫酸的性质
一、硫酸的工业制备——接触法
1.流程与设备
2.三个步骤、原料、设备和反应原理
3.如何选择工业制硫酸的方法
提示：一方面：从原料的来源、反应条件、反应过程等考虑。从硫元素化合价变化、物质类别两个角度分析物质转变流程：FeS2(S)―→SO2―→SO3―→H2SO4，一般的燃烧条件不足以使FeS2或硫生成SO3，需要催化剂、450 ℃左右才能使SO2转化为SO3。另一方面：还需要考虑当地资源、工艺流程与设备、原料利用率、能源消耗、环境保护、污染防治等综合经济效益。如：硫黄制硫酸与硫铁矿制硫酸进行对比，工艺流程、设备相对简易，炉气杂质少，不产生矿渣，但硫黄原料价格高于硫铁矿。具体选用何种方案还应根据当地实际条件和要求决定。
4.为什么叫沸腾炉？
提示：从沸腾炉出来的二氧化硫气体为什么需除尘、净化？提示：硫铁矿被从炉底通入的空气吹得像沸腾了的液体一样，所以叫沸腾炉。从沸腾炉出来的二氧化硫混有杂质，直接通入接触室中会使接触室中的催化剂“中毒”，混有的水蒸气对生产和设备有不良影响，因此炉气必须通过除尘、洗涤、干燥等净化处理。
5.接触室中的热交换器起什么作用？
提示：接触室中二氧化硫与氧气生成三氧化硫的反应过程放热，同时该反应又需要在450℃左右进行，故热交换器能将该反应放出的热量用来预热未反应的二氧化硫与氧气的混合气体，同时冷却生成的三氧化硫，降低能耗。
6.为什么要用98.3%的浓硫酸吸收三氧化硫而不用水？浓硫酸为什么从塔顶喷下？
提示：防止三氧化硫溶于水或稀硫酸时反应放出大量热，形成酸雾，降低吸收效率。浓硫酸从塔顶喷下，目的是增大三氧化硫与吸收剂浓硫酸的接触面积，提高吸收效率。
7．工业制硫酸中为了提高硫酸的产率采取的措施
(1)适当增加反应物浓度。燃烧硫铁矿时通入过量的廉价空气使之充分燃烧。
(2)增大接触面积。粉碎硫铁矿，吸收塔中填充瓷环，采取逆流方式。
(3)使用催化剂。接触室中用V2O5作催化剂，加快反应速率。
(4)循环利用反应物。吸收塔上部导出的气体再次通入接触室，进行第二次氧化、再吸收。
8.工业制硫酸中的“三废”处理
(1)废气：尾气中主要含有N2、O2、SO2、SO3，直接排放会污染大气。常见的处理方法有碱液吸收法等。用氨水吸收：SO2＋2NH3·H2O===(NH4)2SO3＋H2O、SO2＋NH3·H2O===NH4HSO3。
当吸收液中NH4HSO3达一定浓度后，再与浓硫酸反应放出SO2气体，生成硫酸铵：2NH4HSO3＋H2SO4===(NH4)2SO4＋2H2O＋2SO2↑。(NH4)2SO4作肥料，SO2重新通入接触室被氧化，循环利用。
(2)废液：呈酸性，用石灰乳处理污水。
(3)废渣：含Fe2O3，可用作炼铁原料，或用作制水泥、制砖的原料等。
二、浓硫酸的性质
1.物理性质
实验室常用的浓H2SO4质量分数为98.3%，为无色油状液体，密度大(1.84 g·cm－3)，沸点高，难挥发，易溶于水，溶于水时放出大量的热，
2.浓硫酸的特性
3.浓硫酸强氧化性的几种体现
4.硫酸的用途
（1）浓硫酸在生产、生活和科学研究中有着广泛的应用。化肥、医药、农药的生产，金属矿石的处理，金属材料的表面清洗等都要用到硫酸。
（2）制备硫酸盐等。
（3）几种重要的硫酸盐
5.浓硫酸吸水性、脱水性的区别
(1)吸水性：浓硫酸能吸收物质中游离的水，如气体、液体中的水分子，以及固体中的结晶水等。可以是物理变化，也可以

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