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第一单元 步入化学殿堂
一、化学研究对象
化学是一门研究物质的组成与结构、性质与变化、用途与制法的自然科学。
二、物质的变化与性质（重点）
(
变化
性质
物理变化
没有生成新物质的变化
X Kb1 .C om
化学变化
生成新物质的变化
物理性质
不需要发生化学变化就能表现出来的性质
化学性质
物质发生化学变化时表现出来的性质
物质
)
【知识解读】
　　 1、物理变化与化学变化
物理变化 化学变化
概念 没有生成新物质的变化 生成新物质的变化
区 别 宏观 没有生成新物质 有新物质生成
微观 构成物质的微粒（分子、原子、离子）本身没有变化，一般只是构成物质的微粒之间的间隔和排列方式发生了变化。 化学变化中，分子分解成原子，原子再重新结合成新的分子。即分子本身发生了改变。
外观特征 一般是物质的状态、形状发生改变 不但是物质的状态、形状发生改变，且常伴随发光、放热、变色、产生气体、生成沉淀等现象
联系 在化学变化中一定发生物理变化，而物理变化中不一定发生化学变化。
2、物理性质与化学性质
（1）性质与变化的关系：性质表示一种变化发生的可能性，变化表示这种变化正在或已经发生。例如，碗易打碎，描述的是性质，碗仍然完好无损；而碗打碎了，描述是变化，碗已经成为了碎瓷片。
（2）物理性质：颜色、状态、气味（味道）、硬度、密度、溶解性、挥发性等。化学性质：可燃性、助燃性、稳定性、毒性、酸性、碱性（酸碱性）等。
三、绿色化学（热点）
绿色化学的理想是不再使用有毒、有害物质，原料百分之百地转变成产物，生产对环境友好的产品。绿色化学是一门从源头上阻止污染的化学。最符合绿色化学要求的基本反应类型是化合反应。
常见的污染：
污染物 原因 治理办法
白色 污染 塑料垃圾 乱抛弃废旧塑料制品 回收利用废旧塑料制品，使用新型可降解塑料
水体 富营养化 水体富含N、P、K等营养物质 滥用化肥、含P洗衣粉的使用、生活污水 合理使用化肥，用无P洗衣粉代替含P洗衣粉，生活污水处理后排放。
臭氧层 空洞 氟利昂（氮的氧化物） 含F冰箱使用 用无氟冰箱替代含氟冰箱
温室 效应 CO2、（CH4） 燃料燃烧 减少化石燃料的使用，开发利用如氢气、太阳能等新能源；大力植树造林，禁止乱砍滥伐。
酸雨 SO2、（NO2） 煤碳燃烧、硫酸工厂废气、汽车尾气 减少化石燃料的使用，工厂废气、汽车尾气处理后排放
四、化学常用实验仪器（重点）　　
1、试管（用作加热和反应的容器）
①夹持试管时，试管夹、铁架台铁甲，从试管底
部套入，夹在距试管口1/3—1/4处。
②向试管中加药品时，如果没有指明药品用量时，固体颗粒颗粒状药品取1--2粒，粉末状药品用量以盖住试管底部为宜，液体药品取1-2ml。加热时，试管内的液体不得超过试管容积的1/3。
③对试管加热前，要擦干外壁的水珠，先预热，再集中加热。
④对试管内液体加热时，试管向上，与水平方向成45度夹角，试管口不能对准自己或他人，以免液体飞溅伤人。
⑤加热固体药品时，试管口要略微向下倾斜（防止产生的水倒流到试管底，使试管破裂）。
2、烧杯（用作盛装液体，用作反应容器、配制溶液、加热液体药品等）
①烧杯不能直接加热，加热时必须垫上石棉网。
②配制溶液时，要用玻璃棒搅拌，玻璃棒不能碰到烧杯底或烧杯内壁。
③倾倒液体时，要从烧杯尖嘴处倒出。
3、酒精灯（实验室常用的加热仪器）
①用完酒精灯要盖上灯冒，防止灯芯酒精挥发。
②酒精灯内酒精不能超过酒精灯容积的2/3，不得少于其容积的1/4
③酒精灯火焰分为外焰、内焰、焰心三层，其中，外焰温度最高。加热时，要用酒精灯外焰加热，灯芯接不能触玻璃仪器。
④酒精灯要用火柴点燃，不能用燃着的酒精灯去点燃另一只酒精灯，也不能向燃着的酒精灯内添加酒精。
⑤酒精灯要用灯冒盖灭，不能用口吹灭。
⑥可用于受热的仪器：试管、烧杯、蒸发皿、燃烧匙。其中试管（玻璃）、蒸发皿（陶瓷），燃烧匙（铁或铜）可直接受热，烧杯须垫上石棉网间接受热。
⑦少量酒精洒落在桌上燃烧起来，应立即用湿抹布扑盖。
4、量筒（用于测量液体体积）
①为了保证量筒测量的准确性，量筒除了测量液体的体积之外，不可用作其它任何用途。
②量筒测量的液体体积必须小于量筒的量程。所测液体体积要尽量接近于量筒的量程。
　　③读数时，量筒要放平，视线要与凹液面最低处保持水平。
④“俯大仰小”，即俯视读数时：测得值＞实际值；仰视读数时：测得值＜实际值
5、托盘天平（一般用于称量固体药品的质量，能精确到0.1g。）
①使用托盘天平前应先调零，调节天平横梁平衡。
②“左物右码”，即，称量物放在左盘，砝码按由大到小的顺序放在右盘。即：m左=m右+m游。错误操作时：若右物左码，则 药品＝砝码－游码
③取用砝码要用镊子夹取，被称物体不能直接放在托盘上，要在两边先放上等质量的纸， 易潮解的药品或有腐蚀性的药品（如氢氧化钠固体）必须放在玻璃器皿中称量。
④称量药品质量分为两种情况：
一是称某未知质量的药品：先将药品放在天平的左盘，然后通过加减砝码和移动游码使天平平衡。
二是称量一定质量的药品：应先向右盘放砝码，调节好游码，再向左盘加药品至天平平衡。
6、胶头滴管（）用于吸取和滴加少量液体）
①使用时胶头在上，管口在下（防止液体试剂进入胶头而使胶头受腐蚀或将胶头里的杂质带进试液）
②滴管管口不能伸入到受滴容器内部，应该在试管口正上方1-2cm处（防止滴管沾上其他试剂而污染药品）。
③用过后应立即洗涤干净并插在洁净的试管内，未经洗涤的滴管严禁吸取别的试剂 。
7、集气瓶（收集或贮存少量的气体，也可用于物质与气体反应的容器）
储存气体时，气体密度比空气大时，集气瓶要正立；气体密度比空气小时，集气瓶要倒立。
8.广口瓶（常用于盛放固体试剂，也可用做洗气瓶）
取用药品时，瓶塞要倒立在桌面上
9、细口瓶（用于盛放液体试剂）
取用药品时，瓶塞要倒立在桌面上
10、漏斗： 用于向细口容器内注入液体或用于过滤装置。
11、长颈漏斗：用于向反应容器内注入液体，若用来制取气体，则长颈漏斗的下端管口要插入液面以下，形成“液封”，（防止气体从长颈斗中逸出）
12、分液漏斗 主要用于分离两种互不相溶且密度不同的液体，也可用于向反应容器中滴加液体，可控制液体的用量
13、试管夹 用于夹持试管，给试管加热，使用时从试管的底部往上套，夹在试管的中上部。
14、铁架台 用于固定和支持多种仪器， 常用于加热、过滤等操作。
15、燃烧匙 装固体药品做燃烧实验，可以直接加热。
七、化学实验基本操作（重点、热点）
　　1、药剂的取用：
“三不准” ①不准用手接触药品 ②不准用口尝药品的味道 ③不准把鼻孔凑到容器口去闻气味
注意：已经取出或用剩后的药品：①不要再倒回原试剂瓶，②也不要随意丢弃，③更不能带出实验室，④要放入指定的的容器内。
A：固体药品的取用 ：
取用块状固体用镊子（具体操作：先把容器横放，把药品放入容器口，再把容器慢慢的竖立起来）；取用粉末状或小颗粒状的药品时要用药匙或纸槽（具体操作：先将试管横放，把盛药品的药匙或纸槽小心地送入试管底部，再使试管直立）
B：液体药品的取用
取用较少量时可用胶头滴管，取用较多量时可直接从试剂瓶中倾倒（注意：把瓶塞倒放在桌上，标签向着手心，防止试剂污染或腐蚀标签，斜持试管，使瓶口紧挨着试管口，让药液沿试管内壁缓慢流下。）
2、物质的加热
A、给液体加热可使用试管、烧瓶、烧杯、蒸发皿；
B、给固体加热可使用干燥的试管、蒸发皿、坩埚
注意：① 被加热的仪器外壁不能有水，加热前擦干，以免容器炸裂；②加热时玻璃仪器的底部不能触及酒精灯的灯芯，以免容器破裂。③烧的很热的容器不能立即用冷水冲洗，也不能立即放在桌面上，应放在石棉网上。
3、溶液的配制
　　A：物质的溶解 加速固体物质溶解的方法有将固体研细、搅拌、加热。
　　B：浓硫酸的稀释 由于浓硫酸易溶于水，同时放出大量的热，所以在稀释时一定要把浓硫酸倒入水中，切不可把水倒入浓硫酸中。
　 C：一定溶质质量分数的溶液的配制
　 ①固体物质的配制过程: 计算、称量、量取、溶解
　用到的仪器：托盘天平、药匙、量筒、滴管、烧杯、玻璃棒
　 ②液体物质的配制过程 :计算、量取、溶解
用到的仪器：量筒、滴管、烧杯、玻璃棒
4、过滤: 是分离不溶性固体与液体的一种方法（即一种溶，一种不溶，一定用过滤方法）如粗盐提纯、氯化钾和二氧化锰的分离。
操作要点：“一贴”、“二低”、“三靠”：
“一贴” 指用水润湿后的滤纸应紧贴漏斗内壁；
“二低”指①滤纸边缘稍低于漏斗边缘②滤液液面稍低于滤纸边缘；
“三靠”指①盛待过滤液的烧杯口紧靠玻璃棒 ②玻璃棒下端紧靠三层滤纸边 ③漏斗末端紧靠烧杯内壁
5、蒸发与结晶
A、蒸发是浓缩或蒸干溶液得到固体的操作。用蒸发皿、玻璃棒、酒精灯、铁架台。
①在蒸发过程中要不断搅拌，以免液滴飞溅。②当出现大量固体时就停止加热，用蒸发皿的余热将剩余水分蒸干。③使用蒸发皿应用坩埚钳夹持，放在石棉网上。
B、结晶是分离几种可溶性的物质。
①若物质的溶解度受温度变化的影响不大，则可采用蒸发溶剂的方法；②若物质的溶解度受温度变化的影响较大的，则用冷却热饱和溶液法。
6、仪器的装配时， 一般按从低到高，从左到右的顺序进行。
7、检查装置的气密性 先将导管浸入水中，后用手掌紧捂器壁（现象：管口有气泡冒出，当手离开后导管内形成一段水柱。）
8、玻璃仪器的洗涤
清洗干净的标准是：仪器内壁上的水即不聚成水滴，也不成股流下，就表明已洗涤干净了。
9.常用的意外事故的处理方法
A：使用酒精灯时，不慎而引起酒精燃烧，应立即用湿抹布盖灭。
B：酸液不慎洒在桌上应用湿抹布擦净，沾在皮肤上应先用大量的水冲洗，再涂上碳酸氢钠溶液。
C：碱溶液不慎洒在桌上应用湿抹布擦净，不慎洒在皮肤上应先用大量的水冲洗，再涂上硼酸溶液。
10.气体的制取、收集
（1）常用气体的发生装置
A.固固加热型
①添加药品前应先检查装置的气密性。②加热前要擦干试管外壁的水珠，且要先预热后集中试管底部加热。③如果是用高锰酸钾制取氧气，要在试管口放一团蓬松的棉花，防止粉尘随氧气进入导管，导致水槽里的水因溶有高锰酸钾而变红。
B.固液不加热型
长颈漏斗的下端要插入液面以下，形成“液封”，（防止气体从长颈斗中逸出）
C、常用气体的收集方法
①排水法 适用于难或不溶于水且与水不反应的气体，导管稍稍伸进瓶内，（CO--有毒、N2--密度与空气接近、NO--要与空气中的氧气反应，只能用排水法）
②向上排空气法 适用于密度比空气大的气体（CO2、HCl都能溶于水，只能用向上排空气法）
③向下排空气法 适用于密度比空气小的气体
排气法收集气体时，导管应伸入瓶底
D、多用途装置
①向下排空气法收集气体：气体由短管C进，长管B出。
②向上排空气法收集气体：气体由长管B出，短管C出。
③将此装置倒置后：向下排空气法收集气体，气体由长管B出，短管C出；向上排空气法收集气体，气体由短管C进，长管B出。
④洗气装置：贮气，气体从短管C端进入；排气，水从长管B端进入。
11、气体的验满：
O2的验满：用带火星的木条放在瓶口。（ 证明O2的方法是用带火星的木条。）
CO2的验满：用燃着的木条放在瓶口。 （证明CO2的方法是用澄清石灰水。）
第二单元 探秘水世界
一、分子的特征
1、分子很小 2、分子相互间存在间隔 3、分子总在不停地运动
二、纯净物和混合物
纯净物：由一种物质组成的物质
混合物：由两种或两种以上的物质组成的物质
【知识解读】
1、从微观角度把握概念：纯净物里只有一种分子，混合物是由两种或两种以上的分子构成的
2、混合物与纯净物的判断：①自然界中的物质、食品饮料、溶液、合金都是混合物；纯净物一般都是按化学名称命名，即根据名称可知道其组成。②纯净的空气是混合物，冰水混合物是纯净物。③自然界中的水是混合物，只有说“水”“纯净水”“蒸馏水”时才是纯净物。
三、水的净化方法（重点、难点）
水的净化方法有：沉降（除去水中颗粒较大的不溶性杂质）、吸附（除去悬浮在水中颗粒较小的杂质）、过滤（除去水中不溶性固体杂质）、蒸馏（除去水中可溶性杂质，净化程度最高---得到的是蒸馏水）、消毒杀菌。
【知识解读】
1、明矾：吸附水中的悬浮的杂质而沉降；活性炭：吸附水中细小的杂质。氯气、漂白粉：消毒杀菌
2、吸附、沉降、过滤只能除去不溶性固体杂质，使浑浊的水变清澈，但是不能除去溶于水的杂质；要除去水中可溶性杂质，要用蒸馏法。
四、硬水和软水：
硬水：只含有较多可溶性钙、镁化合物的水。
软水：不含或只含有少量可溶性钙、镁化合物的水
【知识解读】
1、硬水的危害：用硬水洗涤衣服，既浪费肥皂又洗不净衣服；锅炉长期用硬水，易形成水垢，不仅浪费燃料，严重的还可以引起锅炉爆炸（水垢可有稀盐酸除去：CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑）。
2、硬水与软水的鉴别：取样，分别滴入肥皂水。泡沫少且有白色垢状物出现的是硬水；泡沫丰富且没有白色垢状物出现的是软水。
3、硬水软化：加热煮沸
五、水的分解—电解水
1、实验装置如图所示
2、实验现象：通电后，两电极上都有大量的气泡产生，一段时间后，正极所产生的气体与负极所产生的气体体积之比约为1：2（阴氢阳氧，负二正一）。
3、气体检验：将带火星的木条伸入到正极产生的气体中，带火星的木条复燃，证明正极产生的气体是氧气；将燃着的木条靠近负极产生的气体，负极产生的气体能够燃烧，火焰呈淡蓝色，且罩在火焰上方的干而冷的烧杯内壁有水珠出现，证明负极生成的气体是氢气。
4、实验结论：
①水在通电的条件下分解成氢气和氧气。化学反应为：2H2O通电2H2↑+O2↑
②水是由氢元素和氧元素组成的纯净物。
【知识解读】
1．反应的微观过程：
(
水分子
氧原子
氢原子
氧分子
氢分子
分解
结合
)
由电解水微观过程可知：
①化学反应的实质是：分子分解成原子，原子又重新结合成新的分子。
②在化学反应中，分子可以分解成原子，而原子不可再分。
③化学反应前后，发生改变的是分子的种类. 原子的种类、数目、质量都不变。
2、为了增强水的导电性，常在水中加入少量的氢氧化钠溶液或稀硫酸。
六、水的合成—氢气燃烧
1．氢气燃烧的化学方程式：2H2+O2点燃2H2O
2．现象：纯净的氢气在空气中燃烧，产生淡蓝色的火焰，释放出大量的热量。在火焰上方罩一个干而冷的烧杯，烧杯内壁凝结有水雾。
3．纯净的氢气能在空气中安静燃烧，但是氢气易燃，与空气混合容易发生爆炸。所以在点燃氢气之前要检验氢气的纯度。
4．氢气是二十一世纪最理想的能源：①来源广；②热值高；③产物是水不污染环境。
七、原子的构成
【知识解读】
1．分子是保持物质化学性质的一种微粒，原子是化学变化中的最小微粒。
2．在化学变化中，分子可分而原子不可分
3．原子的结构：
①在原子中：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
②相对原子质量=质子数+中子数
③原子核中，一定有质子，但不是所有的原子核都有中子：如氢原子，原子核中只有一个质子，没有中子。
④中子数不一定等于质子数。同种元素的原子有很多种，它们的质子数相同，但是中子数不同。如氢原子有三种，分别叫、、其结构如图：
⑤一个质子带一个单位的正电荷，一个电子带一个单位的负电荷。
⑥原子里含有带电微粒，但是原子不显电性的原因：原子核所带的正电荷与核外电子所带的负电荷，它们电量相等、电性相反，恰好完全中和。
⑦原子中，原子核位于原子中心，体积很小。核外电子围绕原子核高速，运动且分层排布。
⑧原子中，电子的质量很小，可以忽略不计，所以原子的质量主要集中在原子核上。
八、原子结构示意图（热点）
【知识解读】
1、核外电子围绕原子核高速运动且分层排布。1-20号元素每个电子层上最多容纳的电子个数为2、8、8。
2、当最外层电子数为8个时（只有一个电子层时，电子数为2个），原子很难得失电子，化学性质稳定，称为稳定结构。稀有气体元素的原子，都是属于8电子的稳定结构（He最外层电子数为2）
3、最外层电子数少于4个的原子（大多数金属元素原子），易失去最外层电子达到稳定结构；最外层电子数大于4个的原子（大多数非金属元素原子），易得到电子而达到稳定结构。
4、元素的化学性质是由该元素原子的最外层电子数决定的。
九、离子（重点）
1．定义：离子：带电的原子（或原子团）。
2．分类
3．离子的形成如图
4．离子符号的书写及意义
【知识解读】
1．离子所带的电荷标在元素符号（原子团符号）的右上方，且电荷数在前，电性在后。如果离子只带一个单位的电荷时，电荷数1省略不写。如，阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+;阴离子：Cl-、SO42-等。
2．原子与离子可以相互转化
3．原子与离子之间通过得失电子而相互转化。在转化过程中质子、中子不发生得失。
十．相对原子质量
1．相对原子质量：
（单位为1，通常省
略不写。）
2．相对原子质量≈质子数+中子数
十一．元素周期表简介(热点)
1．元素周期律是由俄国化学家门捷列夫发现的，并
发明了元素周期表。
2．元素周期表的结构：共有7个横行，每一个横行
叫一个周期（电子层数即为周期数）；共有18个纵行，每
一个纵行叫一个族（最外层电子数目相等）。
3．在原子中：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
第三单元 溶液
一．溶液的概念及特征（重点）
(
液
体
混
合
物
溶液：一种或几种物质
分散到另一种物质里形
成均一的稳定
的混合物
溶液
特征
均一性：溶液里各部分
的性质相同
稳定性：条件不改变，
溶质和溶剂不会分离出
来
混合物：至少含有两种
成分
溶液
组成
溶质：被溶解的物质，
溶质可以是固体、液体
、气体。
溶剂：能溶解其他物质
的物质，水是最常见的
溶剂。
悬
浊
液
定义：小颗分散到液体里形成的混合物。
特征：不均一、不稳定，混合物。
乳
浊
液
体里形成的混合物
特征：不均一，不稳定
，混合物
乳化：洗涤剂等物质能使植物油以细小的小液滴的形态
分散在水中，形成不易分层、比较稳定的混合物（乳浊液。















例如：泥水




































)
二．溶解时，吸热、放热现象
溶解放热，所得溶液温度升高的物质有：氢氧化钠固体、生石灰、浓硫酸
溶解吸热，所得溶液温度降低的物质有：硝酸铵固体
溶于水既不吸热也不放热的物质有：氯化钠
三．溶液的性质
①少量溶质溶于水中，形成得稀溶液的沸点升高，凝固点降低。
②有色的溶液：蓝色溶液（含Cu2+）：硫酸铜溶液，氯化铜溶液等 ；浅绿色溶液（含Fe2+）：硫酸亚铁溶液，氯化亚铁溶液等；黄色溶液（含Fe3+）：硫酸铁溶液，氯化铁溶液等 ；紫红色溶液：高锰酸钾溶液 。
四．溶液组成的定量表示(重点、难点)
（2）溶液稀释：加入溶剂；
(
加入溶剂前溶质质量﹦加入溶剂后溶质的质量
)
稀溶液的质量=浓溶液质量+加入的溶剂质量
（3）溶液浓缩：
方法一：加入溶质。特点：溶剂质量不变。
浓溶液质量=稀溶液质量+加入溶质质量
方法二：蒸发溶剂。特点：溶质质量不变即：
(
蒸发溶剂前溶质质量﹦蒸发溶剂后溶质质量
M
溶液
·a%﹦（M
溶液
—M
蒸发的溶剂
）b%
)
浓溶液质量=稀溶液质量—蒸发的溶剂质量
③溶液配制：a.、计算；b.、称量；c.、溶解。
五. 饱和溶液
1．定义：在一定温度下，不能再继续溶解某种溶质的溶液，就是该溶质的饱和溶液。
（1）饱和溶液只是针对某一种溶质来说的，对于其他溶质可能是不饱和溶液：如饱和食盐水，对食盐来说是饱和溶液，而该溶液还可以继续溶解蔗糖。
（2）描述饱和溶液时，必须指明温度。如“100g，20℃时氯化钠饱和溶液”，而不能说“100g氯化钠饱和溶液”
2．判断：（1）根据食盐溶液中是否有未溶解固体来判断，如果有未溶解的食盐固体存在，则溶液达到饱和状态。（2）向溶液中加入少量溶质，如果溶液不能继续溶解溶质，则溶液达到饱和状态。
3．饱和溶液与不饱和溶液的转化：
第四单元 我们周围的空气
一．空气的组成
空气的成分（体积分数）：
N2 78%、O2 21%、稀有气体0.934%、CO2 0.034%、其他气体和杂质约占0.002%。
【知识解读】
（1）空气中主要是氮气和氧气，氮气约占空气总体积的4/5，氧气约占空气总体积的1/5。
（2）要注意“体积分数”或“占空气总体积的”字眼。一般情况下，气体和液体的量都用体积来表示，而不用质量来表示。
二．空气中氧气的体积分数的测定
1．燃烧物的选择：能在空气中与氧气反应且没有气体生成。常用铜丝、红磷、白磷来除去气体中的氧气。
2．用加热铜丝的方法测定空气中氧气的体积分数
（1）实验原理：2Cu+O2点燃2CuO
（2）实验装置：
（3）实验现象：加热一段时间后，红色的铜丝变为黑色；冷却到室温后，注射器内空气体积减少到原来的4/5。
（4）实验结论：①空气中，氧气约占总体积的1/5；②该实验还可证明：空气是由多种物质组成的混合物；剩余的气体（主要是氮气）化学性质稳定，不能与铜丝反应。
（5）该实验要注意：
①实验前要检查装置的气密性。②铜丝必须过量，能把空气中的氧气全部耗尽。③要反复交替缓慢推动两个注射器活塞，以保证于试管中空气里的氧气与铜丝充分接触。④反应结束后，要等到装置冷却到室温后，再读取反应后注射器内空气的体积。
（6）误差原因：
①结果偏大：装置漏气，
②结果偏小：a铜丝用量不足；b反应结束后，没有等到装置冷却到室温就开始读数；c加热温度达不到反应温度；d反应不充分。
（7）用该实验代替红磷的优点：不会导致环境污染。
3．通过红磷燃烧来测定空气中氧气体积分数：
（1）实验原理：4P+5O2点燃2P2O5
（2）实验现象：①红磷燃烧，产生浓厚的白烟，释放出大量的热量；②待集气瓶冷却到室温后，打开止水夹，水沿导管进入到集气瓶中，约占集气瓶总容积的1/5。
（3）实验结论：① 空气中，氧气约占总体积的1/5； ②该实验可证明：剩余的气体（主要是氮气）化学性质稳定，不能燃烧也不能支持燃烧，且不易溶于水。③ 该实验还可证明：空气是由多种物质组成的混合物。
（4）误差及原因：
①结果偏大：a气密性不好装置漏气；b点燃红磷后，塞瓶塞动作不要太慢，否则红磷燃烧释放出的热量将瓶内部分空气排出，致使结果偏大。
②结果偏小：a红磷要过量，否则不能将集气瓶内的氧气耗尽，结果偏小；b要等到集气瓶冷却到室温后才能打开止水夹，否则结果偏小。
（6）实验的一些变形实验：
三．空气是一种重要资源（热点）
1．1775年，法国化学家拉瓦锡首次用天平定量研究了空气的组成，发现了空气是由氧气和氮气组成的。
2．工业上制取氧气的方法：分离液态空气法；原理：氧气的沸点比氮气高，氮气先从液态空气中蒸发出来，剩下的就是液态氧气。流程：
3．氧气的用途：供给呼吸，支持燃烧。
4．氮气：氮气的化学性质比较稳定，通常情况下不能和其它物质反应。
用途：①工业上生产硝酸和化肥；②食品包装时，常充入氮气作防腐剂；③液氮常作制冷剂。
5．稀有气体：化学性质非常稳定，又叫作“惰性气体”。
用途：①由于稀有气体通电时，能发出不同颜色的光，用于制造霓虹灯等；②可用于焊接金属的保护气。
四．空气质量日报（热点）
1．空气质量日报的内容：空气污染指数、首要污染物、空气质量级别、空气质量状况。
2．计入空气污染指数的项目：二氧化硫、一氧化碳、二氧化氮、可吸入颗粒物。
　 3.污染物的主要来源(1)矿物燃料（煤和汽油、柴油等）的燃烧。(2)工厂的废气、粉尘。（3）汽车的尾气。(4)燃放烟花爆竹。(5)焚烧枯枝野草树叶等。
　 4.防止和减少空气污染的方法：(1)减少化石燃料的燃烧，使用清洁能源。(2)汽车上安装尾气净化装置。（3）工业废气经处理后再排放。 (4)严禁燃放烟花爆竹。(5)禁止焚烧树叶、野草。
5．在我国没有将CO2计入空气污染物。
五．元素与元素符号（重点）
1．元素是具有相同的核电荷数（即质子数）的一类原子的总称。
2．元素符号的书写方法及其含义
（1）元素符号书写时应注意：第一个字母要大写，第二个字母要小写。
（2）元素的意义：
①宏观意义表示一种元素：H—表示氢元素，Fe—表示铁元素
②微观意义表示该元素的原子：2H—表示两个氢原子，Fe—表示一个铁原子
③如果该元素的单质是由原子构成的，则元素符号还可以表示由该元素组成的单质：Fe—表示单质铁，但是H就不能表示氢气，因为氢气不是由原子构成而是由分子构成的。
【知识解读】
1．元素种类由质子数决定的。
同种元素的原子有多种，它们的质子数都相同，不同的是中子数。如碳元素原子有两种C-12和C-14，它们质子数都是6，但是C-12有6个中子而C-14有8个中子。
2．元素即指该元素呈电中性的原子，也包括由该元素原子所形成的离子。
3．具有相同质子数或核电荷数的微粒不一定是同种元素。
例如：分子和原子团，NH3与Na原子它们都是10个质子。
4．元素是宏观概念，只讲种类不讲个数，说组成。在化学变化中，元素的种类和质量都不变；分子、原子是微观概念，既有种类也有个数，说构成。
5．元素分类：
（1）金属元素：有“钅”旁（汞-Hg除外，其单质由原子直接构成）。
（2）非金属元素：有“石”旁（C S P Si由原子构成）；有“气”字头（H2 O2 N2 Cl2由分子构成）。
（3）稀有气体元素：也是“气”字头（其单质He Ne Ar等由原子直接构成）。
6．元素的存在：地壳中的元素：O、Si、Al、Fe、Ca；海水中：O、H、Cl、Na、Mg；人体中:O、C、H、N；空气中：N、O。
7．元素与人体健康：缺铁，会导致缺铁性贫血；缺钙，会导致骨质疏松症或佝偻病；缺碘，甲状腺肿大，俗称大脖子病；缺锌，智力发育不良。
六．单质与化合物
单质：由一种元素组成的纯净物。化合物：由两种或两种以上的元素组成的纯净物。
1．单质、化合物都是纯净物，定义中不能少“纯净物”。例如：“由一种元素组成的物质是单质”这种说法就是错误的。如O2和O3、红磷和白磷、金刚石和石墨组成的混合物中均只含一种元素。
2．单质一般都按元素名称命名：氢气、铁等；化合物一般为“x化x”、“几x化几x”或“x酸x”。
3．单质与化合物的区别与联系
七.化合价（重点、难点）
化合价：表示一种元素的原子能够跟其它元素的原子相互化合的比例。
1．所有原子都有达到稳定结构（最外层电子数为8，只有一个电子层时，电子数为2。）的趋势。当两个原子相互化合时，通过得失电子或共用电子对的方法，结合在一起达到稳定结构。如图所示：
一般，金属原子最外层电子少于4，易失电子；非金属原子最外层电子多于4，易得电子。
2．元素化合价与原子得失电子数目或共用电子对数目有关。
注意：①单质的化合价规定为零。②同一元素，可能具有多种化合价。
3．化合价的书写：标在元素符号或原子团符号的正上方，且符号在前数值在后，与离子符号书写相反。
4．在化合物中，各元素化合价代数和为零。即得失电子数相等。计算化合价时，要用元素化合价乘以该元素原子个数。
例：计算KMnO4中Mn的化合价。
解：设KMnO4中Mn的化合价为x
(+1)+x+(-2)╳4=0
解得x=+7
答：KMnO4中Mn的化合价为+7价。
八．物质组成的表示---化学式（重点、难点）
1．化学式：用元素符号表示物质组成的式子。
（1）熟记1-20号元素符号
（2）熟记常见元素、原子团的化合价
注意：+2价的铁离子读作：亚铁离子，+3价的铁离子读作：铁离子。
2．化学式的书写规律
（1）单质：除气态非金属单质（由分子构成的H2 O2 N2 Cl2）之外，其余单质的化学式均为其元素符号。
（2）化合物：一排二标三交四约五查。
注意：①化合物中各元素化合价代数和为零。②原子团个数多于1时，要用括号把原子团符号括起来。
3.化学式的意义：
（1）宏观（所有物质）：①表示一种物质，H2O--表示水；②表示组成该物质的元素种类，H2O--表示水由氢元素和氧元素组成。（2）微观：a.由分子构成的物质：①表示物质的1个分子，H2O---表示1个水分子；②表示物质1个分子中原子的种类和数目，H2O--表示1个水分子由2个氢原子2和1个氧原子构成。
注意：由离子构成的物质:表示该物质中原子的个数比,例如CaCl---表示氯化钙中,钙原子与氯原子的个数比为1:2。
4．化学符号中数字的含义：
（1）写在微粒前面的数字表示微粒个数：①表示2个水分子
（2）写在元素符号右下角的数字表示一个分子中原子的个数：②表示1个水分子中有两个氢原子
（3）写在元素符号正上方的数字表示化合价：③表示水中，氧元素的化合价为-2价
（4）离子符号中，写在元素符号右上角的数字表示表示该元素或原子团所带的电荷数：④表示一个镁离子带两个单位的正电荷。
九．有关化学式的计算（重点，必考）（详见“初中化学计算”中考易题型）
相对分子质量：化学式中各原子的相对原子质量的总和。
【知识解读】
根据化学式可以获得的信息：（以H2O、CaCO3为例）
十．氧气的制取
1．工业制法：分离液态空气法
原理：氧气的沸点比氮气高，氮气先从液态空气中蒸发出来，剩下的就是液态氧气。
2．实验室制法
（1）药品：过氧化氢溶液和二氧化锰
（1）原理：
①其中二氧化锰是催化剂，属于反应条件，写在双横线上。
②催化剂：能改变其他物质的化学反应速率， 而本身的质量和化学性质在反应前后都没有发生变化的的物质。（“一变两不变”，不改变生成物的质量。）
（3）装置：
（4）步骤:
查（检查装置的气密性）； 装（装二氧化锰）；制（加入过氧化氢制取）；收 （收集气体）。
（5）注意事项：
①制取气体前应先检查装置气密性。
②长颈漏斗下端应伸入液面以下，形成液封（防止生在的气体从长颈漏斗口逸出）。
③用排水法收集时，当导管口有气泡连续、均匀地冒出时再收集。
④收集满气体的集气瓶应正放在桌面上。
（6）氧气的检验与验满
检验方法：将带火星木条伸入集气瓶中, 如木条复燃则为氧气。
验满方法：将带火星木条放置于集气瓶口，如木条复燃则说明氧气已收集满。用排水法收集时，当气泡从瓶口冒出时，说明瓶内的氧气已满。
注意：用高锰酸钾制取氧气
（1）药品：高锰酸钾—紫黑色固体颗粒
（2）原理：
（3） 装置：
（4）步骤：“查”“装”“定”“点”“收”“离”“熄”（谐音： “茶”“庄”“定”“点”“收”“利”“息”）。
（5）注意事项：
①试管口要略向下倾斜，防止冷凝水倒流回试管底部，使试管炸裂。
②用排水法集气时，应注意当气泡从导管口连续、均匀地放出时再收集，否则收集的气体中混有空气。
③停止反应时，应先把导管从水槽里撤出，再熄灭酒精灯(防止水槽里的水倒流到试管，导致试管炸裂)．
④试管口处应放一小团棉花(防止加热时，高锰酸钾粉末进入导管，堵塞导管)。
十一．氧气的性质（重点）
1．物理性质：通常状况下，无色无味气体；密度比空气略大；不易溶解于水；有三态变化：液氧-----淡蓝色，固态氧 淡蓝色雪花状固体；工业上，氧气储存于蓝色钢瓶中。
2．化学性质：O2是一种化学性质比较活泼的气体，许多物质能与其发生化学反应。
物质 实验现象 化学方程式
木炭 在空气中燃烧，处于红热状态，放出大量的热，生成的气体能使澄清石灰水变浑浊。 氧气充足： C+O2点燃CO2 氧气不足： 2C+O2点燃2CO
在纯净的氧气中剧烈燃烧，发出白光，放出大量的热，向集气瓶中倒入澄清的石灰水，振荡，澄清的石灰水变浑浊。
硫磺 在空气中燃烧，有微弱的淡蓝色的火焰，放热，生成有刺激性气味的气体。 S+O2点燃SO2
在纯净的氧气中，剧烈燃烧，发出明亮的蓝紫色火焰，放热，生成有刺激性气味的气体。
红磷 在空气中燃烧，有黄白色火焰，放出大量的热，冒出浓厚的白烟。 4P+5O2点燃2P2O5
氢气 纯净的氢气在空气中燃烧，产生淡蓝色的火焰，放热。在火焰上方罩一个干而冷的烧杯，烧杯内壁凝结有水雾。（可验证反应物中有H元素） 2H2+O2点燃2H2O
铁丝 在空气中不能燃烧；在纯净的氧气中剧烈燃烧，火星四溅，放出大量的热，有黑色固体生成。 3Fe+2O2点燃Fe3O4
镁带 在空气中剧烈燃烧，发出耀眼的白光，冒出白烟，放出大量的热，有白色固体生成。 2Mg+O2点燃2MgO
铜片 在空气中加热灼烧，红色的铜表面覆盖一层黑色物质。 2Cu+O2 Δ 2CuO
铝片 在空气中，铝能与氧气迅速反应，在铝表面生成一层致密的氧化膜，阻碍反应进一步进行。 4Al+3O2 == 2Al2O3
(1)铁丝燃烧时，集气瓶底先要装少量水或铺一层细沙（防止生成的高温熔化物溅落到瓶底炸裂集气瓶.
(2)硫在氧气中燃烧，预先在瓶底装少量的水（吸收反应生成的有毒气体SO2，防止污染空气）。
(3)镁也可以在CO2和N2中燃烧，说明燃烧不一定要有O2 参加；特定条件下CO2和N2也可以支持燃烧，具有助燃性。2Mg+CO2点燃C+2MgO 3Mg+N2点燃Mg3N2 (淡黄色固体)。
（4）一些化合物能在空气中能与氧气反应，燃烧。充分燃烧后，化合物中的C元素转化为CO2、H元素转化为H2O、S元素转化为SO2。
①一氧化碳燃烧： 2CO+O2点燃2CO2（火焰淡蓝色）
②甲烷燃烧： CH4+2O2点燃CO2+2H2O（火焰淡蓝色）
③乙炔燃烧： 2C2H2+5O2点燃4CO2+2H2O（火焰为黄色，有黑烟）
(
点燃
)④乙醇（俗称酒精）燃烧：C2H5OH+2O2点燃2CO2+3H2O（火焰淡蓝色）
⑤石蜡（主要含C、H，属于混合物）燃烧： 石蜡+氧气 二氧化碳+水
石蜡在空气中燃烧的现象：将干而冷的烧杯罩在火焰上方，烧杯内壁有水雾出现（验证H元素）；向集气瓶倒入少量的澄清石灰水，振荡，澄清石灰水变浑浊。或将内壁沾有澄清石灰水的烧杯，罩在火焰上方，澄清石灰水变浑浊（验证C元素）。
十二．氧化物与氧化反应
氧化物：由两种元素组成，且有一种元素是氧元素的化合物。
氧化反应：物质跟氧发生的反应。
剧烈氧化：燃烧、火药爆炸等。
缓慢氧化：金属锈蚀、食物腐烂、呼吸作用、酒醋酿造、塑料老化等。
第五单元 定量研究化学反应
一．质量守恒定律
质量守恒定律是指参加化学反应的各物质的质量总和等于反应后生成的各物质的质量总和。
1．化学变化的实质
（1）从宏观角度来看：有新物质生成，物质的种类发生了改变，但是化学反应前后元素的种类不变。
（2）从微观角度看，化学变化的过程实质上是反应物的分子分解成原子，原子重新组合而生成其他物质的分子过程。在这个过程中，原子的种类没有改变，各种原子的数目也没有增减，原子的质量也没有变化，
2．化学反应前后各种量的关系
3．正确理解质量守恒定律应注意以下几点：
（1）注意“参加”两字，是指实际参与了反应的物质的质量，不包括反应后剩余的和反应前已有的物质的质量。 “参加化学反应的各物质”既包括反应物，也包括生成物。
（2）“各物质的质量总和”中的“各物质”不仅包括反应物或生成物中的固体、液体、也包括气体。
4．运用质量守恒定律应注意以下几点：
（1）质量守恒定律的适用范围是化学变化，不包括物理变化。
（2）“质量守恒”，并不包括诸如体积等方面的守恒。实际上，化学反应前后“体积并不一定守恒”。
（3）质量守恒定律中的“质量”指的是参加化学反应的反应物的总质量或者是所有生成物的总质量。运用时不能遗漏反应物或生成物，尤其是不能遗漏气态物质。
（4）在做验证质量守恒定律时，如果有气体参与反应，或反应有气体生成时，必须在密闭容器内进行。
（5）在化学变化中，提供的反应物不一定都恰好完全反应。
二．化学方程式（重点、难点）
化学方程式：用化学式表示化学反应的式子
1．化学方程式书写的原则：（1）必须遵守质量守恒定律；（2）必须以客观事实为依据。
2．化学方程式书写步骤：
（1）写：正确的书写出反应物生成物的化学式。书写化学式时，要考虑化合价，保证化合价代数和为零。
（2）配：即配平化学方程式。常用的方法有“奇数配偶数法”、“最小公倍数法”。
（3）注：注明反应条件。加热用Δ表示。
（4）标：气体用“↑”（反应物中有气体时，生成物中的气体不再标箭头），沉淀用“↓”表示。
3．根据微观图书写化学反应方程式。
首先，根据图判断出图中各物质的分子个数，化学计量数就等于画出的分子个数（省去了配平）；
其次，弄清分子的结构，写出化学式，元素符号排列顺序按图示不变。如下图所示第一种物质：表示了两个分子，一个分子中有1个钠原子、1个氯原子、2个氧原子，即为2NaClO2（次氯酸钠）。
例，制取ClO2的反应过程示意图如下：
该反应的化学方程式为：2NaClO2+Cl2 == 2NaCl+2ClO2
三．化学方程式的意义和读法及有关计算
1．化学方程式的意义（例：2H2+O2点燃2H2O）
（1）表示反应物是氢气和氧气；生成物是水；反应条件是点燃
（2）表示参加反应的粒子个数比：H2：O2：H2O=2:1:2
（3）参加反应的物质质量比：H2：O2：H2O =2×（1×2）:16×2:2×（1×2+16）=4：32：36=1:8:9
读法：每4份质量的氢气和32份质量的氧气在点燃的条件下生成36份质量的水。
2．有关化学方程式的计算（详见“初中化学计算”中考易题型）
(
2H
2
+O
2
点燃
2H
2
O
分子个数比：2 ：1 ：2
物质质量比：4 ：32 ：36
质量计算： 4g
32g
36g
1g
8g
9g
) （1）原理：
根据物质质量之比=分子量×化学计量数之比，则只要知道化学反应中任一物质的质量，就可以根据质量比，计算出其它物质的质量。
（2）一般解题步骤：
　　①审清题意，设未知量
②正确写出有关的化学方程式
　　③找出相关物质的质量比，并把相关的已知量和未知量写在相应质量比的下边
　　④列出比例式求出未知量
　　⑤简明地写出答案
　 （3）常用换算计算式：
　 　①气体密度(g/L)
　　
②物质纯度
第六单元 燃烧与燃料
一．燃烧的条件（重点）
1．燃烧：是可燃物跟氧气发生的剧烈的发光、发热的氧化反应。
【知识解读】X k B 1 . c o m
（1）燃烧的现象：发光、发热，反应剧烈。
（2）燃烧的反应类型：氧化反应，不一定是化合反应。
（3）燃烧的反应物：常见的燃烧都是可燃物跟氧气发生反应，但是，不是所有的燃烧都一定有氧气参加。例如，2Mg+CO2点燃C+2MgO；钠能在氯气中燃烧：3Mg+N2点燃Mg3N2 (淡黄色固体)；２Na＋Cl２点燃２NaCl
（4）燃烧的反应条件：点燃
（5）燃烧的分类及燃烧的产物
注意：
① “完全燃烧”和“不完全燃烧”又叫“充分燃烧”和“不充分燃烧”
② 要掌握含C、H、O等元素的燃料完全燃烧的化学方程式：
例如，乙炔充分燃烧的化学方程式：2C2H2+5O2点燃4CO2+2H2O
2．燃烧的条件：
①物质具有可燃性
②可燃物要与充足氧气接触；
③可燃物的温度达到其自身的着火点（即可燃物燃烧所需要的最低温度）
二．灭火的原理
1．灭火原理实质就是破坏物质燃烧的条件，三者破坏其一即可灭火。
（1）移走可燃物可燃物。（2）隔绝氧气。（3）使温度降到着火点以下。
2．几种常见的灭火方法：
(1) 移走可燃物可燃物：森林火灾开辟隔离带，管道煤气着火先关掉阀门，釜底抽薪等；
（2）隔绝氧气：酒精灯用等冒盖灭，油锅着火用用锅盖盖灭，向着火的木柴上覆盖沙子，少量酒精燃烧用湿抹布盖灭等；
（3）使温度降到着火点以下：用水等大量的冷却剂灭火，用嘴将灯吹熄，
（4）用灭火器灭火：①泡沫灭火器：可用于扑灭木材、棉布等燃烧而引起的一般火灾，不能用于扑灭电器火灾；②干粉灭火器：除了用来扑灭一般火灾外，还用于扑灭电器、油、气等燃烧引起的火灾；③液态二氧化碳灭火器：用于扑灭图书档案、贵重设备、精密仪器的火灾。
3．二氧化碳与灭火
（1）原理：二氧化碳不能燃烧也不能支持燃烧，且密度比空气大。
（2）灭火器主要是用二氧化碳灭火，二氧化碳不能扑灭所有的火灾：如镁带燃烧就不能用二氧化碳扑灭。
4．火灾处置、自救
（1）火警电话：119
（2）电器、管道煤气、天然气着火，首先要关闭电源或气阀。
（3）楼层着火，人应用湿毛巾捂住口鼻，沿墙壁匍匐前进，脱离火灾区。
（4）室内火灾，不能打开门窗。空气流通会让火势更旺。
（5）森林火灾，应从逆风方向逃离。
三. 促进可燃物燃烧的方法
1．增大氧气的浓度：给锅炉鼓风，增加空气供给量。
2．增大可燃物与氧气的接触面积：煤制成蜂窝煤、粉成煤粉；柴油机把柴油喷成雾状燃烧等。
四．爆炸及易燃物、易爆物的安全知识
1．爆炸：可燃性气体或粉尘在空气中的含量达到爆炸极限时，遇到明火就会剧烈燃烧，导致气体的体积在有限的空间急剧膨胀，从而引起爆炸。
2．爆炸的条件：与氧气或空气充分接触；遇到高温、明火或撞击。
3．爆炸极限：可燃气体与空气形成混合气体，遇明火发生爆炸的浓度范围（即可燃气体占混合气体的体积分数范围）。
4．与燃烧、爆炸有关的消防标识
五．燃烧、缓慢氧化、自燃、爆炸之间的关系
燃烧 爆炸 缓慢氧化 自燃
概念 可燃物跟氧气发生的剧烈的发光、发热的氧化反应 在有限的空间内发生的急速燃烧 缓慢进行的氧化反应 由缓慢氧化引起的自发的燃烧
温度 达到了着火点 达到了着火点 没有达到着火点 达到了着火点
现象 发热、发光 发热、发光 只放热、不发光 发热、发光
联系 都是氧化反应，都有热量放出，只是反应的剧烈程度不同。
六．一氧化碳的性质
1．物理性质：无色，无味，难溶于水，密度比空气略小。
2．化学性质：
（1）可燃性：2CO+O2点燃 2CO2
燃烧时，有淡蓝色火焰，常用作燃料。
（2）还原性：3CO+Fe2O3高温2Fe+3CO2；CO+CuO加热Cu+CO2常用于冶炼金属
（3）毒性：CO和人体血红蛋白的结合能力比氧气与血红蛋白的结合能力强200—300倍。而解离速度比氧气缓慢约3600倍。人吸入CO，后，血液就失去了输氧能力，导致CO中毒。吸入较多会缺氧而窒息死亡。
所以应注意：①点燃CO前，要检验CO的纯度，以防CO中混有空气、氧气，而发生爆炸。②冬天用煤炉取暖时，要保持良好的的通风和有效的排气通道，以确保安全。③在作有关CO的试验时，要做好尾气处理（如用酒精灯火焰燃掉），以防污染环境。
（3）制法：①C+H2O高温CO+H2 ②C+CO2高温2CO
七．化石燃料
1．化石燃料是由古代动植物埋在地层下，经过漫长的、一系列非常复杂的变化而逐渐形成的混合物。三大化石燃料的比较：
煤 石油 天燃气
所含元素 主要 C C、H C、H
次要 H、N、S、O、Si等 S、O、N等 O、S、N等
所含物质 及所属类别 复杂有机物和无机物的混合物 多种有机物的混合物 主要成分是甲烷（CH4）。混合物
燃烧 产物 主要 CO2 CO2、H2O CO2、H2O
2．化石燃料的综合利用
煤 石油
工业 美称 工业的粮食 工业血液
加工及加工后的产物 (
煤
焦化
) (
煤
液化
燃料油
) (
煤
气化
化
燃料气
（含CO、CH
4
、
H
2
等）
) (
汽油、煤油、柴油、润滑油、沥青等
分馏
石油
)
加工实质 主要发生了化学变化 主要发生了物理变化
加工后产品的用途 ①焦炭用于金属冶炼；②做燃料；③煤焦油等可制成各种化工产品。如：塑料、染料、医药、炸药、农药、化肥、涂料等。 ①用做燃料；②可制成各种化工产品。如：塑料、合成纤维、合成橡胶、医药、炸药、农药、洗涤剂、染料等。
3．燃料燃烧对环境的影响
（1）．化石燃料的燃烧对空气的污染
化石燃料燃烧后会生成SO2、NO2等污染物；燃料燃烧不充分，生成有毒的CO和粉尘等；汽车尾气污染。（①改进发动机，使燃料充分燃烧；②使用催化净化装置，使有害气体转化为无害气体；③使用无铅汽油，禁止含铅物质排放）。
（2）酸雨
①形成原因：煤等化石燃料里含有S、N等元素，燃烧后会生成SO2、NO2等污染物，溶于降水生成H2SO4、H2SO3、HNO3形成酸雨。
②酸雨的危害：①侵蚀植株，毁坏庄稼；②腐蚀大理石、石灰石等建筑（CaCO3+2HCl==CaCl2+H2O+CO2↑）；③腐蚀金属，加快金属锈蚀。（Zn+H2SO4== ZnSO4+H2↑,此反应也用于实验室制H2）
③减少酸雨危害的措施：①减少煤、石油等化石燃料的使用，开发新能源；②对化石燃料进行生加工，或脱硫后再燃烧；③燃烧后的尾气净化后再排放。
八．二氧化碳与温室效应
1．大气中二氧化碳的来源和消耗：
（1）二氧化碳的主要来源：煤、石油、天然气等化石燃料的燃烧；动植物的呼吸作用
（2）二氧化碳的消耗途径：植物的光合作用。
2．二氧化碳与温室效应
（1）导致温室效应的气体：主要是二氧化碳，其它还有甲烷等
（2）温室效应的危害：
①导致全球气候变暖；②极地等冰川融化，使海平面上升；③土地沙漠化，农业减产等
（3）如何防止温室效应：
①减少煤、石油、天然气等化石燃料的燃烧；②更多使用太阳能、风能、地热能、氢能等清洁能源；③大量植树造林，严禁乱砍滥伐。
九．二氧化碳的制取
1．二氧化碳的工业制法：
（1）原理：高温煅烧石灰石 CaCO3高温 CaO + CO2↑
（2）主要产品：生石灰（CaO） CaO + H2O==Ca(OH)2 （熟石灰、消石灰：Ca(OH)2）
（3）副产品：CO2 + Ca(OH)2 ＝ CaCO3↓+ H2O
注意：CaCO3①高温→CaO②H2O →Ca(OH)2 ③CO2→CaCO3
2．二氧化碳实验室制法：
（1）药品：石灰石（或大理石）和稀盐酸
（2）原理：CaCO3+2HCl==CaCl2+H2O+CO2↑
（3）实验装置：
（1）发生装置：同实验室用双氧水在二氧化锰催化作用下制取氧气的装置相同。（固液不加热型）
（2）收集方法：向上排空气法收集（因为CO2密度比空气大，又由于CO2溶于水，所以不能用排水法收集）。
（4）验满的方法：将燃着的木条靠近集气瓶口，如果木条的火焰熄灭，则证明已集满CO2。
（5）检验的方法：将气体通入澄清石灰水，若石灰水变浑浊，则该气体是CO2。
（6）有关药品选择
①不用碳酸钠（NaCO3）的原因：反应太快；
②不用稀硫酸的原因：反应生成的硫酸钙微溶于水，会形成沉淀，覆盖在大理石（或石灰石）表面，阻碍反应进一步进行。但是，用大理石（或石灰石）与稀硫酸反应，能制取到二氧化碳。
③不用浓盐酸的原因：因为浓盐酸易挥发，生成的二氧化碳气体中含有HCl气体而不纯。
十．二氧化碳的性质
1．物理性质：通常状态下，二氧化碳无色无味的气体，密度比空气大，能溶于水，固体CO2俗称干冰。
2．化学性质：
（1）不能燃烧，也不支持燃烧，不能供给呼吸，无毒。
（2）CO2能与水反应生成碳酸：H2O + CO2＝H2CO3
H2CO3不稳定易分解生成水和二氧化碳：H2CO3 ＝ H2O + CO2 ↑
因此，把CO2通入到滴有紫色的石蕊试液的水中，溶液由紫色变为红色。加热，会有大量的气泡产生，溶液又由红色变为紫色。
注意：CO2不能使紫色石蕊试液变色，实验中，是CO2水化合生成的H2CO3使紫色石蕊试液变为了红色。
（3）CO2能使澄清的石灰水变浑浊：CO2 + Ca(OH)2 ＝ CaCO3↓+ H2O
此反应原理的应用：
a．检验CO2
b．敞口放置的澄清石灰水，表面有一层白膜，或盛装成清石灰水的试剂瓶壁，有一层白色固体物质：
原因是澄清的石灰水中的Ca(OH)2与空气中的CO2反应生成了不溶性固体CaCO3。
c．用石灰浆粉墙，墙壁变得十分坚硬：
原因是石灰浆中的Ca(OH)2与空气中的CO2反应在墙壁表面覆盖了一层坚硬的CaCO3。
d．把鸡蛋在澄清的石灰水中浸泡后，晾干，可以使鸡蛋保鲜：
澄清的石灰水中的Ca(OH)2与鸡蛋呼吸作用生成的CO2反应，生成了一层坚硬的CaCO3，堵塞了蛋壳上的气孔，使鸡蛋与空气隔绝而不变质。
注意：NaOH与Ca(OH)2有相似的化学性质：CO2 + 2NaOH＝ Na2CO3 + H2O（无明显现象）
此反应原理的应用：
①氢氧化钠固体或溶液暴露在空气中会变质：原因是NaOH吸收了空气中的CO2。
②除去气体中的CO2。例如，除去氢气中的二氧化碳：
其中：a的作用是检验混合气体中是否混有CO2。b的作用是用NaOH溶液除去H2中的CO2。c的作用是检验CO2是否除净。
（4）CO2能与H2O和CaCO3反应生成碳酸氢钙[Ca(HCO3)2 ]
CO2 + H2O + CaCO3 == Ca(HCO3)2
此反应原理的应用：
a．向澄清的石灰水中通入二氧化碳，澄清的石灰水先变浑浊，如果继续通入二氧化碳，石灰水又会由混浊变得澄清；
b．在自然界中，该反应，能使使石灰石溶解，形成溶洞。水中的Ca(HCO3)2 在受热或压强降低时，又会分解生成CaCO3而沉积，形成钟乳石。Ca(HCO3)2 == CaCO3+ H2O + CO2 ↑
（5）CO2在高温时，能与C单质反应生成CO：C+CO2高温2CO
应用：高炉炼铁，通过该反应，获得用于还原铁矿石的CO
十一．二氧化碳的用途
1．用于灭火。（镁带着火不能用二氧化碳来扑灭：2Mg+CO2点燃C+2MgO）
2．干冰用作制冷剂，用于人工降雨，制造舞台云雾效果等。
3．制碳汽水等酸饮料。二氧化碳从人体排出，可带走体内的热量，起到降低体温的作用。
4．可用作温室的气体肥料：二氧化碳是植物光合作用的原料。
5．重要的化工原料，用于制纯碱（Na2CO3）、尿素等。
第七单元 常见的酸和碱
第一节 生活中的酸和碱
一．溶液酸碱性
1．酸：电离时生成的阳离子全部是氢离子的化合物。H2SO4=2 H++SO42-；HCl= H++Cl-；HNO3= H++NO3-。一般命名为“某酸”
2．碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。NaOH=Na++OH-；
Ca(OH)2=Ca2++2OH-。一般命名为“氢氧化某”。
3．酸性溶液：含有大量的氢离子（H+）的溶液，有酸味。如食醋、柠檬汁、西红柿等
4．碱性溶液：含有大量的氢氧根离子（OH-）的溶液，有滑腻感和涩味。如肥皂、洗衣粉等洗涤剂
5．中性溶液：〔H+〕浓度和〔OH-〕浓度相等（都为10-7），溶液既不显酸性也不显碱性。如食盐氯化钠溶液，蔗糖溶液等
【知识解读】
（1）酸：①电离出的阳离子只有H+，电离出的阴离子叫做酸根，氯离子（Cl-）又叫盐酸根；②酸是由H+和酸根阴离子构成的；③酸一般命名为“xx酸”：H2SO4----硫酸；HCl----盐酸；HNO3---硝酸。
（2）碱：①电离出的阴离子只有OH-，叫做氢氧根离子；②碱是由金属阳离子和OH-离子构成的；③碱一般命名为“氢氧化x” 。NaOH----氢氧化钠；Ca(OH)2----氢氧化钙；Cu(OH)2---氢氧化铜。
（3）酸（碱）的溶液，一定显酸（碱）性；但是，显酸（碱）性的溶液不一定是酸（碱）的溶液。如纯碱碳酸氢钠的溶液显碱性，但是纯碱不是碱而是盐。
（4）酸性溶液中，也含有OH-；碱性溶液中，也含有H+。因为：水自身也能发生微弱的电离：H2O H++ OH-，电离出的H+与OH-浓度之积：〔H+〕·〔OH-〕=10-14。由于水自身电离的关系，任何物质的水溶液中，H+与OH-浓度之积都保持10-14不变，即H+与OH-浓度成反比。如：硫酸溶于水要电离出氢离子：H2SO4=2 H++SO42-，破坏了水的自身电离平衡-----使溶液中〔H+〕浓度增加，则溶液中〔OH-〕浓度就要减少，从而保证〔H+〕浓度和〔OH-〕浓度之积始终保持为10-14。所以，
①酸性溶液中，含有大量的氢离子（H+）：〔H+〕浓度高，〔OH-〕浓度低；
②碱性溶液中，含有大量的氢氧离子（OH-）：〔OH-〕浓度高，〔H+〕浓度低。
③当溶液中，〔H+〕浓度和〔OH-〕浓度相等（都为10-7）时，溶液既不显酸性也不显碱性，为中性。
二．溶液酸碱性的检验
1．尝味道：有酸味的溶液显酸性；有滑腻感和涩味的溶液显碱性。
注意：只能用于鉴别生活中的可食用的物质，
2．酸碱指示剂
（1）酸碱指示剂：能检验溶液酸碱性的试液。常用的酸碱指示剂有石蕊和酚酞。
（2）紫色石蕊试液遇酸变红，遇碱变蓝，中性不变色 仍为紫色；
无色酚酞试液遇酸和中性不变色 仍为无色，遇碱变为红色。
注意：酸碱指示剂变色的原因，是因为酸碱指示剂与酸（或碱）电离出的H+（或OH-）发生作用，导致其存在的形式发生了变化，而出现指示剂的颜色变化。所以，①溶液变色时酸碱指示剂变色，而不是酸或碱变色；②不是所有的酸或碱都能使酸碱指示剂变色。只有溶解后能电离出H+（或OH-）的酸或碱的溶液，才能使酸碱指示剂变色；不溶性酸或碱，不能使酸碱指示剂变色。
3．石蕊试纸
蓝色石蕊试纸专用于检测酸性溶液（遇酸变红）
红色石蕊试纸专用于检测碱性溶液（遇碱变蓝）。
注意：①不能将石蕊试纸直接浸入待测液中测量。否则，会污染待测液；②测试前，不能用蒸馏水将石蕊试纸润湿，否则，所测得溶液的酸碱性要偏弱。
三．酸碱度
1．酸碱度：溶液酸碱性的强弱程度
2．表示方法：溶液的酸碱度通常用pH表示（p表示负对数，H表示H+浓度。所以，p小写，H要大写）
（1）pH的取值范围：0----14
（2）pH值与溶液酸碱性的关系
①pH<7的——酸性
pH=7的——中性
pH>7的——碱性
②pH越大酸性越弱，碱性越强；pH越小，酸性越强，碱性越弱。
3．溶液pH的测定
（1）溶液酸碱度的测量——pH试纸、pH计、精密pH试纸。
（2）用pH试纸粗略测定溶液pH：
方法：①在玻璃片或白瓷片上放一张pH试纸；②用玻璃棒蘸取待测液，滴在pH试纸上；③将试纸显示的颜色，与标准比色卡比较，得出溶液的pH。
注意：①不能将pH试纸直接浸入待测液中测量。否则，会污染待测液；②测试前，不能用蒸馏水将pH试纸润湿，否则，所测得溶液的pH对应的酸碱性要偏弱----即酸偏大，碱偏小；③pH试纸只能粗略测定溶液pH，所测得的pH应为整数。
4．溶液酸碱性或pH的变化
基本规律：向酸性或碱性溶液中，加入另一种溶液，混合后，溶液pH最终要接近所加入的溶液的pH。
①加水稀释，溶液酸碱性减弱，酸性溶液pH增大，碱性溶液pH减小。会无限接近中性，但是pH不会越过7。
②向酸中加碱，酸性减弱碱性增强，pH增大
③向碱中加酸，酸性增强碱性减弱，pH减小
如图：
四．酸碱性对生命活动和农作物的生长的影响
酸碱性对对生命活动和农作物的生长有直接的影响：人的体液一般都接近中性。胃酸主要成分是盐酸，显强酸性，帮助食物消化。如果胃酸分泌过多，会导致胃疼。人剧烈运动，肌肉里产生的乳酸过多，会感到肌肉酸痛。植物要在适合的pH土壤里生长，一般植物适宜在接近中性的土壤中生长。
第二节 中和反应及其应用
一．中和反应
1．中和反应：酸与碱作用生成盐和水的反应。
酸 + 碱 = 盐 + 水
HCl + NaOH = NaCl + H2O
注意：
（1）中和反应的实质：酸电离出的H+与碱电离出的OH-结合生成水，H++OH-=H2O；（2）中和反应的反应物是酸与碱；（3）有盐和水生成的反应不一定是中和反应：CO2 + Ca(OH)2 ＝ CaCO3↓+ H2O；（4）中和反应要放热；（5）中和反应属于复分解反应。
2．盐：金属阳离子和酸根阴离子构成的化合物。
（1）盐可以看作是酸与碱中和作用的产物。
（2）命名：盐一般命名为“x酸x”，盐酸盐（含Cl-）命名为“氯化X”。
（3）分类：依据阴离子或阳离子种类：碳酸盐、钠盐等
（４）常见的有色的盐溶液
蓝色溶液（含Cu2+）：硫酸铜溶液，氯化铜溶液，硝酸铜溶液
浅绿色溶液（含Fe2+）：硫酸亚铁溶液，氯化亚铁溶液，硝酸亚铁溶液
黄色溶液（含Fe3+）：硫酸铁溶液，氯化铁溶液，硝酸铁溶液
紫红色溶液：高锰酸钾溶液
3．中和反应实验
（1）操作：取少量的氢氧化钠溶液，滴入几滴酚酞试液，再用滴管逐滴滴入稀盐酸，并不停地振荡，至红色刚刚变为无色。
（2）现象：①氢氧化钠溶液中滴入酚酞试液，溶液变为红色；滴入稀盐酸后，溶液又变为无色。②反应后，溶液温度上升；③反应后，取少量溶液，蒸发，有白色晶体体出现。
（3）实验分析：
当滴入的稀盐酸的量很少时，氢氧化钠有剩余，溶液显碱性；
当滴入的稀盐酸与氢氧化钠恰好完全反应时，溶液显中性；
当滴入的稀盐酸过量时，盐酸有剩余，溶液显酸性。
（4）加入酚酞试液的目的是通过检验溶液的酸碱性，来判断氢氧化钠是否恰好完全中和。
（5）如何检验加入的稀盐酸是否过量：①粗略判断：向反应后的溶液中，再滴一滴氢氧化钠溶液，如果溶液能又变为红色，说明稀盐酸与氢氧化钠恰好完全反应，盐酸没有过量；②向反应后的溶液中，加入大理石（或石灰石），如果有气泡产生，则说明盐酸过量，有剩余。如果没有明显现象，则说明稀盐酸与氢氧化钠恰好完全反应，盐酸没有过量。
4．中和反应的应用
（1）用于医药卫生：胃酸分泌过多，可以服用氢氧化镁等碱性物质，中和过多的胃酸。
（2）改变土壤的酸碱性：向土壤中加入酸性或碱性物质，把土壤的pH控制在最适宜庄稼生长的范围内。常用熟石灰（氢氧化钙：Ca(OH)2）改良酸性土壤。
（3）处理工业废水：常用熟石灰处理污水中超标的酸。当酸泄露污染土壤时，最好使用过量的石灰石粉末来处理。如果加入过量的熟石灰处理，会让土壤显碱性。
（4）调节溶液的酸碱性：可以用适当的酸或碱来调节溶液的pH。如操作不慎，无色酚酞试液中混有了氢氧化钠溶液，无色酚酞试液变成了红色。则可以向酚酞试液中滴入适当的稀盐酸至红色恰好褪去。
二、物质的分类
(
物质
混合物
纯净物
单　质
化合物
有机化合物
无机化合物
氧化物
酸
碱
盐
金属单质
非金属单质
)
１、纯净物和混合物
项目 纯净物 混合物
概念 由同一种物质组成 由两种或两种以上的物质混合而成，彼此间不发生化学反应
区别 ①一种物质 ②对于由分子构成的物质而言，由一种分子构成 ③有固定的组成 ④有固定的性质 ①两种或两种以上物质 ②由不同种分子构成 ③没有固定的组成 ④没有固定的性质
联系
2、单质和化合物
项目 单质 化合物
概念 由同种元素组成的纯净物 由不同种元素组成的纯净物
相同点 均为纯净物 均为纯净物
不同点 ①由一种元素组成 ②单质的分子由同种原子构成 ①由不同种元素组成 ②化合物分子由不同种原子构成
联系 　
　　3、酸、碱、盐
第三节 酸和碱的性质
一．浓盐酸、浓硫酸物理性质和用途
浓盐酸 浓硫酸
物 理 性 质 ①纯净的浓盐酸是无色，有刺激性气味的液体。 ②浓盐酸易挥发。产生的HCl气体遇空气中水蒸气形成由盐酸小液滴构成的白雾。 ③有强烈的腐蚀性， ④工业品因含杂质而呈黄色。 ①纯净浓硫酸是无色，粘稠状液体，不易挥发。 ②具有强烈的吸水性，可作干燥剂。溶于水时放出大量的热量。 ③具有强烈的脱水性。能将纸里的H、O按水分子组成比脱去，而使其碳化 ④有很强的氧化性和腐蚀性。
用 途 化工原料。制取氯化物及医药等，金属除锈。 化工原料。用于生产人造棉、化肥、农药和染料。精炼石油、除锈等。
二．酸的化学性质
由于酸溶液中的阳离子都是 H+，所以具有下列共性。
1．跟酸碱指示剂的作用
酸溶液（如：盐酸、稀硫酸、稀硝酸）都能使紫色石蕊试液变红，无色酚酞试液遇酸不变色。
注意：浓硫酸和浓硝酸具有强氧化性，跟酸碱指示剂作用时，颜色变化不符合上述规律。
2．酸能跟Al、Mg、Fe、Zn等比H活泼的金属发生置换反应生成盐和氢气。
金属 + 酸 ＝ 盐 + 氢气
稀盐酸与金属反应：
2Al + 6 HCl ＝ 2AlCl3 + 3 H2↑
Mg + 2 HCl ＝ MgCl2 + H2↑
Zn + 2 HCl ＝ ZnCl2 + H2↑
Fe + 2 HCl ＝ FeCl2 + H2↑　
稀硫酸与金属反应：
2Al + 3H2SO4 ＝ Al2(SO4)3 + 3H2↑
Fe + H2SO4 ＝ FeSO4 + H2↑
Zn + H2SO4 ＝ ZnSO4 + H2↑
Mg + H2SO4 ＝ MgSO4 + H2↑
注意：①实验室用锌与稀硫酸反应制取氢气；②铁参加置换反应生成的是+2价的亚铁离子：Fe2+；③相同质量的金属与足量的酸反应生成氢气的质量又多到少的顺序：Al、Mg、Fe、Zn。；④在初中范围内，只有Al、Mg、Fe、Zn这四种金属能与酸发生置换反应，生成氢气。
3．酸能与一些金属氧化物（碱性氧化物）反应，生成盐和水
金属氧化物+ 酸＝ 盐 + 水
CuO + 2HCl ＝ CuCl2 + H2O
CuO + H2SO4 ＝ CuSO4 + H2O
Fe2O3 + 6HCl ＝ 2FeCl3 + 3H2O
Fe2O3 + 3H2SO4 ＝ Fe2(SO4)3 + 3H2O
注意：工业上常用盐酸或稀硫酸出去铁制品表面的铁锈。
4．酸能跟碱发生中和反应生成盐和水
酸 + 碱 = 盐 + 水
（实质：H++OH-=H2O）
NaOH + HCl ＝ NaCl + H2O
Ca(OH)2 + 2HCl ＝ CaCl2 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2HCl ＝ CuCl2 + 2H2O
Fe(OH)3 + 3HCl ＝? FeCl3 + 3H2O
2 NaOH + H2SO4 ＝ Na2SO4+ 2H2O
Ca(OH)2 + H2SO4 ＝ CaSO4 + 2 H2O
Fe(OH)3 + 3H2SO4 ＝ Fe2(SO4)3 + 3H2O
Cu(OH)2 + H2SO4 ＝ CuSO4 + 2H2O
5．酸能与碳酸盐反应释放出二氧化碳（碳酸盐的性质之一：易与酸反应生成二氧化碳）
碳酸盐 + 酸 ＝ 新盐 + 二氧化碳 + 水
（实质：H++CO32- ＝H2CO3 ＝CO2↑+H2O，酸提供的 H+和碳酸盐的CO32-结合成H2CO3，H2CO3不稳定，分解成CO2和H2O）
（1）盐酸与大理石或石灰石反应：
2HCl+CaCO3 ＝ CaCl2+CO2↑+H2O
注意：①实验室制取CO2；②除去茶壶、锅炉的水垢；③洗涤盛装石灰水的试剂瓶内壁的白色固体；④常用碳酸钙粉末除去过量的酸，确保达到中性。
（2）酸与纯碱碳酸钠反应 ：
H2SO4 +Na2CO4＝ Na2SO4+ CO2↑+ H2O
2HCl+ Na2CO3 ＝ 2NaCl+CO2↑+H2O
注意：①该反应可用来检验氢氧化钠溶液是否因为吸收了空气中的二氧化碳而变质。方法：取样，滴入稀盐酸，如果有气泡产生，则氢氧化钠溶液已经变质。发生的反应：氢氧化钠在空气中变质生成碳酸钠：CO2 + 2NaOH ＝ Na2CO3 + H2O；检验是否有碳酸钠生成：2HCl+ Na2CO3 ＝ 2NaCl+CO2↑+H2O；除去变质了的氢氧化钠溶液中的碳酸钠：加入氢氧化钙，充分反应后过滤：Na2CO3 + Ca（OH）2 = CaCO3 ↓+ 2NaOH
②用于检验碳酸盐。方法：取样，加入稀盐酸，并把生成的气体通入到澄清的石灰水中。如果有大量的气体产生，且生成的气体能使澄清的石灰水变浑浊，则该固体是或含有碳酸盐。以石灰石检验为例，发生的反应如下：2HCl+CaCO3 ＝ CaCl2+CO2↑+H2O；检验生成的气体是否是二氧化碳：CO2 + Ca(OH)2 ＝ CaCO3↓+ H2O
6．盐酸能与硝酸酸化的硝酸银反应生成不溶于稀盐酸、硝酸等酸的白色沉淀硝酸银（AgNO3）
反应实质： Ag++Cl-＝AgCl↓
HCl+AgNO3 ＝ AgCl↓+HNO3
7．硫酸能与硝酸酸化的可溶性钡盐【BaCl2、Ba(NO3)2】反应生成不溶于稀盐酸、硝酸等酸的白色沉淀硫酸钡（BaSO4）
反应实质：Ba2++SO42-＝BaSO4↓
H2SO4+BaCl2 ＝ BaSO4↓ + 2HCl
H2SO4+ Ba(NO3)2＝BaSO4↓+2HNO3
三．常见的碱的物理性质
1．氢氧化钠：（1）俗称烧、碱火碱、苛性钠。（2）白色块状或片状固体，易溶于水，溶解时放热。（3）氢氧化钠固体具有强烈的吸水性可作干燥剂。（4）暴露在空气中，易吸收空气中的水蒸气，而潮解：吸收空气中的CO2而变质。（5）具有强烈的腐蚀性，能够溶解蛋白质和油脂。
用途：重要的化工原料。用于石油、纺织和造纸工业；肥皂、洗涤剂。可作干燥剂。
2．氢氧化钙：（1）俗称熟石灰、消石灰。（2）白色粉末状固体体，微溶于水，其水溶液称石灰水，有腐蚀性（3）在水中的溶解度，随温度的升高而降低。
用途：建筑材料；制造漂白粉的原料；配制农药、改良土壤等。
3．氨水：氨气的水溶液，浓氨水易挥发，有刺激性气味。其化学式可记为：NH3·H2O。在水中电离方程式为：NH3·H2O＝NH4++OH-，所以氨水显碱性。氨水可作化肥。
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四．常见的碱的化学性质
在不同的碱溶液中都含有相同的OH-离子，所以碱溶液具有相似的化学性质。
1．与酸碱指示剂反应
NaOH、Ca(OH)2等碱溶液都能使紫色石蕊试液变蓝，无色酚酞试液变红，使红色石蕊试纸变蓝。
2．碱能与一些非金属氧化物（酸性氧化物）反应生成盐和水
二氧化碳 + 碱 → 碳酸盐 + 水
CO2 + Ca(OH)2 ＝ CaCO3↓+ H2O
CO2 + 2NaOH ＝ Na2CO3 + H2O
SO2 + Ca(OH)2 ＝ CaSO3↓+ H2O
SO2 + 2NaOH ＝ Na2SO3 + H2O
SO3 + Ca(OH)2 ＝ CaSO4+ H2O
SO3 + 2NaOH ＝ Na2SO4 + H2O
这些氧化物称为酸性氧化物的原因是它们能溶于水生成酸
CO2 + H2O ＝ H2CO3
SO2 + H2O ＝ H2SO3（亚硫酸）
SO3 + H2O ＝ H2SO4
3．碱能与酸发生中和反应生成盐和水（见酸的化学性质4）
4．碱能与某些盐反应生成新盐和新碱。
（1）可溶性碱能与可溶性铜盐反应生成蓝色沉淀氢氧化铜【Cu(OH)2】
反应实质：Cu2+ + 2OH- ＝ Cu(OH)2↓
2 NaOH + CuSO4 ＝ Cu(OH)2↓+ Na2SO4
Ca(OH)2+ CuSO4 ＝ Cu(OH)2↓+ CaSO4
2 NaOH + CuCl2 ＝ Cu(OH)2↓+ 2NaCl
Ca(OH)2+ CuCl2 ＝ Cu(OH)2↓+ Ca Cl2
（2）氢氧化钙能与可溶性碳酸盐反应生成白色沉淀碳酸钙【CaCO3】
反应实质：Ca2+ + CO32- ＝ CaCO3↓
Ca(OH)2+ Na2CO3＝ 2 NaOH + CaCO3↓
注意：①该反应可用熟石灰制取氢氧化钠；②该反应可以除去变质的氢氧化钠溶液里的杂质碳酸钠。
Ca(OH)2+ K2CO3＝ 2 KOH + CaCO3↓
（3）氢氧化钡
①氢氧化钡能与硫酸、可溶性硫酸盐反应生成不溶于稀盐酸、硝酸等酸的白色沉淀硫酸钡（BaSO4）
反应实质：Ba2++SO42-＝BaSO4↓ （用于检验硫酸根离子SO42-）
Ba(OH)2+CuSO4 ＝BaSO4↓+ Cu(OH)2↓
Ba(OH)2+Na2SO4 ＝BaSO4↓+ 2 NaOH
Ba(OH)2+K2SO4 ＝BaSO4↓+ 2 KOH
②氢氧化钡能与可溶性碳酸盐反应生成白色沉淀碳酸钙【BaCO3】
反应实质：Ba2+ + CO32- ＝ BaCO3↓
Ba(OH)2+ Na2CO3＝ 2 NaOH + BaCO3↓
Ba(OH)2+ K2CO3＝ 2 KOH + BaCO3↓
　　5．不溶性碱（如Fe(OH)3 、Cu(OH)2）的特性?
　　①不能使指示剂变色
(
△
) (
△
)　　②不与酸性氧化物或盐溶液反应
　　③受热易分解。? 例：Cu(OH)2 ＝ CuO + H2O 2Fe(OH)3＝ Fe2O3 + 3H2O ?
　　6．氢氧化钙的制法
工业上：煅烧石灰石获得生石灰，生石灰和水发生反应制得氢氧化钙。（氢氧化钙又能与二氧化碳反应生成碳酸钙）
①CaCO3 高温 CaO + CO2↑
② CaO + H2O ＝ Ca(OH)2
③CO2 + Ca(OH)2 ＝ CaCO3↓+ H2O
注意：氧化钙CaO，俗称生石灰，具有强烈的吸水性常用作干燥剂。氧化钙溶解时，放热。氧化钙溶解属于化学变化。
五．复分解反应
　　1．复分解反应：两种化合物互相交换成分，生成另外两种化合物的反应。
(
A B + C D ＝ A D + B C
)
注意：①复分解反应主要发生在酸、碱、盐之间；②复分解反应的特点是互相交换成分，即互相交换离子（值得注意的是，只能是阳离子与阴离子结合成物质，同种离子所带电荷电性相同，要互相排斥。所以，在化学方程式中，通常的离子结合方式是外边的离子与外边的离子结合，中间的离子与中间的离子结合。）；③复分解反应前后，各元素化合价不变；④中和反应属于复分解反应。
　　　　2．复分解反应发生的条件
①必须有水、气体或沉淀生成。实质是使溶液中，反应前后，离子的组成发生了变化 —互相结合，生成水、气体或沉淀的离子离开溶液，反应后溶液中，不再有这些离子了。
如：氢氧化钙【Ca(OH)2】与碳酸钠【Na2CO3】反应， 其反应化学方程式为：
Ca(OH)2+ K2CO3＝ 2 KOH + CaCO3↓
反应前溶液中的离子有：Ca2+ 、OH-、K + 、CO32-共有四种离子；反应后，生成物中只有氢氧化钾【KOH】能溶于水，电离出OH-、K +，而碳酸钙不溶于水，不会发生电离。反应前后，溶液中离子的组成发生了变化，所以反应能够进行。
②复分解反应，除了有酸参加的反应外，其它类型的反应的反应物必须能溶于水。
　　3．物质的溶解性
K+盐、Na+盐、NH4+盐、NO3-盐，
完全溶解不困难；
Cl-盐不容氯化银（AgCl）
SO42-盐不容Ba2+、Pb2+
碱中还溶Ca2+和Ba2+
同时别忘碳酸镁（MgCO3）【微溶】
4．常见的复分解反应：
（1）有水生成：
①酸与碱发生中和反应生成盐和水
酸 + 碱 = 盐 + 水
实质：H++OH-=H2O
NaOH + HCl ＝ NaCl + H2O
②酸能与一些金属氧化物（碱性氧化物）反应，生成盐和水
金属氧化物+ 酸＝ 盐 + 水
CuO + 2HCl ＝ CuCl2 + H2O
CuO + H2SO4 ＝ CuSO4 + H2O
③碱能与一些非金属氧化物（酸性氧化物）反应生成盐和水
二氧化碳 + 碱 → 碳酸盐 + 水
CO2 + Ca(OH)2 ＝ CaCO3↓+ H2O
CO2 + 2NaOH ＝ Na2CO3 + H2O
（2）常见的气体：
①二氧化碳气体：酸与碳酸盐反应释放出二氧化碳
实质：H++CO32- ＝H2CO3 ＝CO2↑+H2O，
2HCl+CaCO3 ＝ CaCl2+CO2↑+H2O
②氨气NH3：可溶性碱与铵盐反应生成有刺激性氨气味气体氨气
实质：NH4++OH-＝NH3·H2O＝NH3↑+H2O
2NH4NO3 + Ca(OH)2 ＝ Ca(NO3)2 + 2NH3 ↑+2H2O
(NH4)2SO4 + 2NaOH ＝ Na2SO4+ 2NH3 ↑+2H2O
注意：该反应常用于铵盐的检验：
a.原理是：向铵盐加入碱，铵盐中的NH4+易与碱中的OH-结合成氨水，氨水易挥发，生成氨气和水；
b.实验要求：反应生成的氨气易溶于水，所以，反应最好不在溶液中进行中进行（用熟石灰检验，直接用固体在研钵中研磨），或在浓溶液（用氢氧化钠检验）中进行且要加热，目的是让生成的氨气能够释放出来；
c.常用熟石灰氢氧化钙和氢氧化钠溶液来检验铵盐。
d.实验步骤：
（3）常见的沉淀
①碳酸钙白色沉淀：氢氧化钙溶液、可溶性钙盐【CaCl2、Ca(NO3)2、CaSO4等】与可溶性碳酸盐【K2CO3、Na2CO3、（NH4）2CO3、MgCO3】反应生成碳酸钙白色沉淀。
反应实质：Ca2+ + CO32- ＝ CaCO3↓
Ca(OH)2 + Na2CO3 ＝ 2 NaOH + CaCO3↓
CaCl2 + Na2CO3 ＝ 2NaCl + CaCO3↓
②碳酸钡白色沉淀（与①相似）：氢氧化钡溶液、可溶性钡盐【BaCl2、Ba(NO3)2】与可溶性碳酸盐【K2CO3、Na2CO3、（NH4）2CO3、MgCO3】反应生成钡酸钙白色沉淀。
反应实质：Ba2+ + CO32- ＝ BaCO3↓
Ba(OH)2 + Na2CO3 ＝ 2 NaOH + BaCO3↓
BaCl2 + Na2CO3 ＝ 2NaCl + BaCO3↓
③氢氧化铜蓝色沉淀：可溶性碱【Ca(OH)2、NaOH、KOH、Ba(OH)2】能与可溶性铜盐【CuSO4、CuCl2、Cu(NO3)2】反应生成蓝色沉淀氢氧化铜【Cu(OH)2】
反应实质：Cu2+ + 2OH- ＝ Cu(OH)2↓
2 NaOH + CuSO4 ＝ Cu(OH)2↓+ Na2SO4
Ca(OH)2+ CuCl2 ＝ Cu(OH)2↓+ Ca Cl2
④氢氧化镁白色沉淀：
实质：Mg2+＋2OH-＝Mg（OH）2↓
MgCl2 ＋ Ca（OH）2 ＝ CaCl2 ＋ Mg（OH）2↓
（海水制碱中将Mg元素从海水中分离出来的原理）
⑤硫酸钡不溶于稀硝酸的白色沉淀：氢氧化钡、可溶性钡盐【BaCl2、Ba(NO3)2】能与硫酸、可溶性硫酸盐反应生成不溶于稀盐酸、硝酸等酸的白色沉淀硫酸钡（BaSO4）
反应实质：Ba2++SO42-＝BaSO4↓ （用于检验硫酸根离子SO42-）
Ba(OH)2+ H2SO4＝ BaSO4↓ +2H2O
BaCl2+ H2SO4＝ BaSO4↓ + 2HCl
Ba(OH)2+CuSO4 ＝BaSO4↓+ Cu(OH)2↓
BaCl2+Na2SO4 ＝BaSO4↓+ 2 NaCl
注意：此反应可检验硫酸根离子SO42-的存在：取样，加入硝酸钡溶液，有白色沉淀产生，再加入稀硝酸，白色沉淀不消失。则说明，该溶液中含有硫酸根离子SO42-。
⑥氯化银不溶于稀硝酸的白色沉淀：盐酸、氯盐能与硝酸酸化的硝酸银反应生成不溶于稀盐酸、硝酸等酸的白色沉淀氯化银（AgCl）
反应实质： Ag++Cl-＝AgCl↓
HCl+AgNO3 ＝ AgCl↓+HNO3
注意：此反应可检验氯离子Cl-的存在：取样，加入硝酸银溶液，有白色沉淀产生，再加入稀硝酸，白色沉淀不消失。则说明，该溶液中含有氯离子。
第六单元 海水中的化学
第一节 海洋化学资源
一．海水中的物质
1．海水中的元素由多到少的顺序：O、H、Cl|、Na、Mg
2．海水中的物质由多到少的顺序：H2O、NaCl、MgCl2
3．从海水中提炼金属镁：
发生的化学反应：①MgCl2+Ca(OH)2＝CaCl2+Mg(OH)2↓（从海水中分离出镁元素）
②Mg(OH)2+2HCl＝MgCl2+ 2H2O（转化成可电解的氯化镁）
③MgCl2通电Mg+Cl2↑
二．海底矿物
1．常规化石燃料：镁、石油、天然气
2．新型矿产资源：天然气水合物——可燃冰：产生的能量多，污染少。
(
蒸馏
)3．金属矿物：多金属结核——锰结核。
三．海水淡化
1．常用方法：蒸馏是通过加热蒸发而将液体从溶液中提取出来的一
种方法。
2．其他海水淡化的方法：“多级闪急蒸馏法”“结晶法”“膜法”
四．防止海洋污染
1．海洋资源：化学资源、矿产资源、动力资源、生物资源
2．海洋开发与污染：
开发：海洋开发利用水平是衡量综合国力的重要标志之一
污染：海洋污染日趋严重，可采取的措施：海洋环境立法、建立海洋自然保护区、加强海洋环境监测、提高消除污染的水平等
第二节 海水“晒盐”
一. 海水晒盐的步骤及原理
二. 饱和溶液
1．定义：在一定温度下，不能再继续溶解某种溶质的溶液，就是该溶质的饱和溶液。
注意：⑴饱和溶液只是针对某一种溶质来说的，对于其他溶质可能是不饱和溶液：如饱和食盐水，对食盐来说是饱和溶液，而该溶液还可以继续溶解蔗糖。（2）描述饱和溶液时，必须指明温度。如“100g，20℃时氯化钠饱和溶液”，而不能说“100g氯化钠饱和溶液”
2．判断：①根据食盐溶液中是否有未溶解固体来判断，如果有未溶解的食盐固体存在，则溶液达到饱和状态②向溶液中加入少量溶质，如果溶液不能继续溶解溶质，则溶液达到饱和状态。
3．饱和溶液与不饱和溶液的转化：
三. 固体物质溶解度的定义、影响因素以及相关的计算。
1．定义：在一定温度下，某固体物质在100g溶剂（通常为水）里达到饱和状态时所能溶解的质量。
注意：⑴概念中的四要素：①一定温度 ②100克溶剂 ③饱和状态 ④质量 ⑤单位：克
⑵溶解度的含义。20℃时，氯化钠铵的溶解度为37.2克，表示：在20℃时，100g水中溶解37.2g氯化铵达到饱和。
⑶描述溶解度时，必须指明温度。“氯化钠铵的溶解度为37.2克”说法就是错误的。
⑷固体溶解度与溶解性的关系：
　溶解度是衡量物质溶解性大小的尺度，是溶解性的定量表示方法
　　
2．影响因素：
内因：溶质和溶剂的性质
外因：温度。
①固体溶质溶解度与温度的关系：
大多数物质的溶解度随温度的升高而增大。
少数物质的溶解度随温度的升高而变化不大，如NaCl。
极少数物质的溶解度随温度的升高反而降低，如Ca(OH)2。
②气体溶质的溶解度随温度升高而减小，随压强的的增加而增大。
3．计算公式：当一定温度时，一定溶质的饱和溶液的溶质质量分数的计算：
(
溶质质量分数
＝
10g
10g+20g
×100%
＝33.3%
) 注意：在做相关计算时，如果给出了溶解度，首先就要考虑所给的溶质是否完全溶解。如：20℃时，物质A的溶解度为20g。试计算，在20℃时10gA在20g水中充分溶解后，所得溶液的溶质质量分数是多少？
错解：
正确解法：
解：⒈ 20℃时，物质A (
溶质质量分数
＝
20g
100g+20g
×100%
＝16.7%
)的饱和溶液的溶质质量分数：
(
溶质质量分数
＝
10g
10g+20g
×100%
＝33.3%
) 2．如果在20℃时10gA在20g水中能完全溶解，则所得溶液的溶质质量分数：
因为16.7%﹥33.3%，所以在20℃时10gA不能完全溶解在20g水中，充分溶解后所得溶液的溶质质量分数为16.7% 。
四. 溶解度曲线
1．定义：用纵坐标表示溶解度，横坐标表示温度，得到表示物质溶解度随温度的改变而变化的曲线。
2．溶解度曲线的意义
①曲线上的点表示物质在该点表示的温度下的溶解度
②曲线上的交点表示两种（或多种）物质在该点所示的温度下，溶解度相等。
③可表示不同物质在不同温度下，溶解度随温度的变化情况。
④曲线下面表示的溶液为不饱和溶液，曲线机曲线上方表示的溶液为饱和溶液。
3．溶解度曲线的应用
①可以查出某物质在某温度下的溶解度
②可以比较不同物质在同一温度下溶解度的大小
③判断某物质的溶解度随温度变化的趋势
④判断如何改变温度使饱和溶液与不饱和溶液相互转化
⑤判断使溶质结晶的方法：改变温度、或蒸发溶剂
⑥确定混合物分离提纯的方法
五．结晶
1．定义：在一定条件下，固体物质从它的饱和溶液中以晶体的形式析出的过程。
2．结晶的方法：蒸发结晶（适宜于溶解度随温度变化不大的固体物质）；降温结晶（适宜于溶解度随温度变化大的固体物质）
六．混合物的分离与提纯
1．不溶性固体与可溶性固体混和：
①若需要不溶性固体：溶解—过滤—洗涤—干燥
②若需要可溶性固体：溶解—过滤—蒸发结晶
2．溶解度随温度变化大的固体中混有少量溶解度随温度变化小的固体：
①配制成溶解度随温度变化大的固体的热饱和溶液②降温，结晶③过滤
3．溶解度随温度变化小的固体中混有少量溶解度随温度变化大的固体：用热水洗涤
第三节 海水制碱
一. 氨碱法制纯碱的反应原理、纯碱的用途
过程：盐水 精 制 精盐水 吸 氨 氨盐水 碳 酸 化 碳酸氢钠 过滤 纯碱
原理：
①
②
注意：化学方程式①是一个总的化学方程式：
吸氨：NH3＋H2O＝NH3·H2O（氨水）
碳酸化：CO2＋H2O＝H2CO3
H2CO3＋NH3·H2O＝NH4HCO3
NaCl＋NH4HCO3＝NH4Cl＋NaHCO3
这四个化学方程式相加，就得①。由于碳酸氢钠的溶解度很小，所以，碳酸氢钠从溶液中以晶体的形式析出。
用途：人造纤维、石油精炼、粗盐精制、硬水软化、玻璃生产
二. 纯碱的性质
（1）物理性质：纯碱易溶于水
（2）化学性质：
①溶液呈碱性能使无色酚酞变红。
②纯碱能与酸反应生成一种气体能使澄清石灰水变浑浊。
实质：2H++CO32-＝H2CO3＝CO2↑+H2O
③与氢氧化钙、可溶性钙盐【CaCl2、Ca(NO3)2】反应，有白色沉淀生成
实质：Ca2++CO32-＝CaCO3↓
Na2CO3 + CaCl2＝CaCO3 ↓+ 2NaCl
④与氢氧化钡、可溶性钡盐【BaCl2、Ba(NO3)2】反应，生成白色沉淀碳酸钡
实质：Ba2++CO32-＝BaCO3↓
Na2CO3 + Ba(OH)2＝BaCO3↓+ 2NaOH
Na2CO3 + BaCl2＝BaCO3 ↓+ 2NaCl
三．常见的盐的性质和用途
1．常见的盐
（1）氯化钠（NaCl）：食盐的主要成分，有咸味，易溶于水，溶解度随温度变化不大，常用蒸发结晶的方法制盐。纯净的食盐不潮解，粗盐中因含有MgCl2、CaCl2等杂质，以吸收空气中的水份而潮解。用途：调味;腌制食品；医疗上用来配制生理盐水；工业上用来作原料制取碳酸钠、氢氧化钠、氯气、盐酸等；农业上用氯化钠溶液来选种；此外，还可以用来清除积雪。
（2）碳酸钠（Na2CO3）：俗称纯碱，易溶于水，溶液有涩味滑腻感，显碱性。溶解度随温度变化较大，常用降温结晶的方法获得碳酸钠晶体。用途：用于制人造纤维、石油精炼、硬水软化、制玻璃。此外，还广泛应用于冶金、造纸、纺织、印染、洗涤剂等领域。
（3）碳酸氢钠（NaHCO3）：俗称小苏打。易溶于水，水溶液呈碱性。用途：在食品工业上用作食品添加剂；在医疗上，用作治疗胃酸过多。
（4）碳酸钙（CaCO3）：大理石、石灰石的主要成分。白色固体，难溶于水。用途：重要的建筑材料、补钙剂。还用于除去过多的酸。
2．盐的溶解性
K+盐、Na+盐、NH4+盐、NO3-盐，
完全溶解不困难；
Cl-盐不容氯化银（AgCl）
SO42-盐不容Ba2+、Pb2+
碱中还溶Ca2+和Ba2+
同时别忘碳酸镁（MgCO3）【微溶】
3．盐的化学性质
（1）活泼金属能将不活泼金属从其盐溶液中置换出来。
盐 + 金属 ＝ 新盐 + 新金属
Fe + CuSO4 ＝ FeSO4 + Cu
Cu + 2AgNO3 ＝ Cu(NO3)2 + 2Ag
注意：①参加反应的盐必须可溶②反应的金属必须比被置换出的金属活泼③反应类型：置换反应。
（2）一些盐能与酸反应生成新盐与新酸。
AgNO3 + HCl ＝ AgCl↓+ H NO3
Ba(NO3)2 + H2SO4 ＝ BaSO4↓ +2 H NO3
CaCO3 + 2HCl ＝ CaCl2 + CO2↑+H2O
（3）一些盐能与碱反应生成新盐与新碱
CuSO4 + 2 NaOH ＝ Cu(OH)2↓+ Na2SO4
Na2CO3 + Ba(OH)2＝BaCO3↓+ 2NaOH
Na2CO3 +Ca(OH)2＝CaCO3↓+ 2NaOH
（4）一些盐之间也能反应生成两种新盐
CaCl2 + Na2CO3 ＝ 2NaCl + CaCO3↓
BaCl2 + Na2CO3 ＝ 2NaCl + BaCO3↓
BaCl2+Na2SO4 ＝BaSO4↓+ 2 NaCl
AgNO3 + NaCl ＝ AgCl↓+ Na NO3
　　注意：① ⑶、⑷中反应物必须都溶于水；② ⑵、⑶、⑷都属于复分解反应，必须满足复分解反应发生的条件。
第七单元 金属
第一节 常见的金属材料
一．金属的物理性质
1．金属的物理性质：①大多数常见的金属都是银白色有金属光泽。铜：紫红色；金：黄色；铁粉：黑色。②金属的密度和硬度较大，熔、沸点较高。钠：质软，密度比水小，熔点较低；汞：常温下为液态。③具有良好的延展性、导电性和导热性。④除汞外，金属常温下都是固体。
2．一些金属的特性：铂：延性好；金：展性好；钨：熔点高，常用作灯泡的灯丝；银：电阻率最小，导电性最好的金属，广泛用于电子制造业。
二．合金
1．定义：合金是在一种金属中加热熔合其他金属或非金属，而形成的具有金属特性的物质。
2．合金属于混合物，各成分金属保持自身化学性质不变。
3．合金的特性：一般来说，合金的硬度比成分金属大，熔点比成分金属低。
4．常见的合金：生铁、钢都是铁和炭的合金，主要区别是含炭量不同（生铁含碳量比钢高）；黄铜是铜锡合金，外观像黄金。
三．炼铁的原理
1．原料：铁矿石。常见的铁矿石：赤铁矿（Fe2O3）、磁铁矿（Fe3O4）、黄铁矿（FeS2）、菱铁矿（FeCO3）
2．原理：Fe2O3 + 3CO 高温 Fe + 3CO2
3．装置
现象及结论：①红褐色的氧化铁粉末逐渐变为黑色。②澄清的石灰水逐渐变浑浊。说明反应有二氧化碳生成。③生成的黑色粉末能被磁铁吸引。说明有铁生成。
注意事项：①装药品前，要检查装置的气密性；②反应前，要先通一会儿一氧化碳，待装置中的空气排净后，才开始加热。防止一氧化碳与空气混合，不纯而爆炸；③反应结束后，应先停止加热，待硬质玻璃管冷却到室温后，才能停止通入一氧化碳。防止还原出的铁粉高温时，被氧化。④反应应的尾气要进行处理。防止一氧化碳污染环境。
4．炼铁高炉及高炉炼铁的反应：
C + O2点燃CO2
CO2＋Ｃ高温2CO
Fe2O3 + 3CO 高温 Fe + 3CO2
(
Fe
2
O
3
+ 3CO
高温
Fe + 3CO
2
失O，被还原
得O，被氧化
)四．氧化反应和还原反应
(
氧化反应 得O
还原反应 失O
)
(
氧化还原反应
)
第二节 金属的化学性质
一．金属的化学性质
1．金属能与氧气发生化合反应生成金属氧化物
铁丝 在空气中不能燃烧；在纯净的氧气中剧烈燃烧，火星四溅，释放出大量的热量，有黑色固体物质生成 3Fe+2O2点燃Fe3O4
镁带 在空气中剧烈燃烧，发出耀眼的白光，冒出白烟，释放出大量的热量白有色固体物质生成。 2Mg+O2点燃2MgO
铜片 在空气中加热灼烧，红色的铜表面覆盖一层黑色物质 2Cu+O2加热2CuO
铝 铝片在空气中，铝能与氧气迅速反应，在铝表面生成一层致密的氧化膜，阻碍反应进一步进行。 4Al+3O2 2Al2O3
铝粉在氧气中剧烈燃烧，发出白光，放出热量，生成白色固体 4Al+3O2点燃2Al2O3
2．比氢活泼的金属能与酸发生置换反应释放出氢气
金属 + 酸 ＝ 盐 + 氢气
稀盐酸与金属反应：
2Al + 6 HCl ＝ 2AlCl3 + 3 H2↑
Mg + 2 HCl ＝ MgCl2 + H2↑
Zn + 2 HCl ＝ ZnCl2 + H2↑
Fe + 2 HCl ＝ FeCl2 + H2↑　
稀硫酸与金属反应：
2Al + 3H2SO4 ＝ Al2(SO4)3 + 3H2↑
Fe + H2SO4 ＝ FeSO4 + H2↑
Zn + H2SO4 ＝ ZnSO4 + H2↑
Mg + H2SO4 ＝ MgSO4 + H2↑
注意：①实验室用锌与稀硫酸反应制取氢气；②铁参加置换反应生成的是+2价的亚铁离子：Fe2+；③相同质量的金属与足量的酸反应生成氢气的质量又多到少的顺序：Al、Mg、Fe、Zn。；④在初中范围内，常见的Al、Mg、Fe、Zn这四种金属能与酸发生置换反应，生成氢气。
3．活泼金属能将不活泼金属从其盐溶液中置换出来。
盐 + 金属 ＝ 新盐 + 新金属
Fe + CuSO4 ＝ FeSO4 + Cu
（湿法炼铜的原理，波尔多液不能装在铁桶中）
Cu + 2AgNO3 ＝ Cu(NO3)2 + 2Ag
注意：①参加反应的盐必须可溶②反应的金属必须比被置换出的金属活泼③反应类型：置换反应。
二．置换反应
定义：一种单质与一种化合物反应，生成另一种单质与另一种化合物的反应。
A + BC ＝ B + AC
三．金属活动顺序表
应用：1．K、Ca、Na由于太活泼，不能与酸、盐溶液发生置换反应；
2．排在H前的（除K、Ca、Na）能与酸发生置换反应生成氢气；
3．活泼金属（除K、Ca、Na）能将不活泼金属从其盐溶液中置换出来。
4．如果溶液中有几种金属和几种金属的盐溶液，则活泼性相差大的先反应。如：向Cu(NO3)2 、AgNO3的混合溶液中加入铁粉，则Fe先与AgNO3反应，反应后如果铁粉有剩余，才能发生Fe与Cu(NO3)2的反应。
第三节 金属的锈蚀与防护
一．金属锈蚀的原因
1．钢铁锈蚀
原因：主要是钢铁与空气中的氧气、水

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