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苏教版高中化学必修一知识点汇总
专题1 物质的分类及计量
考点1 物质分类的意义和分类方法
一、对物质进行分类的意义
1．分类
分类是指按照种类、等级或性质进行归类。通常可根据事物的外部特征或事物的本质特征来进行分类。
2．物质分类的意义
(1)通过比较物质的相似性，把某些具有共同点或相似特征的事物归为一类，以提高研究的效率。
(2)使众多复杂的事物高度有序化，有助于我们按照物质的类别进一步研究物质的组成、结构和性质。
二、物质的分类方法
1．根据物质的物理性质分类
(1)根据物质存在的状态：
分为气态物质、液态物质、固态物质。
(2)根据物质的导电性：
分为导体、半导体、绝缘体。
(3)根据物质在水中的溶解性：
分为可溶性物质、微溶性物质、难溶性物质。
2．根据物质的组成和性质特点分类
物质分类的树状分类图：
考点2 常见物质的分类
1．纯净物和混合物
(1)纯净物：由同种单质或化合物组成的物质，如：水、乙醇等。
(2)混合物：由几种不同的单质或化合物组成的物质，如：盐酸、食盐水、空气等。
(3)纯净物和混合物的区别：
纯净物 混合物
有固定的组成和结构 无固定的组成和结构
有一定的熔、沸点 无一定的熔、沸点
保持一种物质的性质 保持原有物质各自的性质
2．单质和化合物
(1)单质：由一种元素组成的纯净物，如：氧气、氮气、钠等。
根据组成元素不同，单质又分为金属单质（如铁、铜）、非金属单质（如氢气、氧气）、稀有气体（如氦气）。
(2)化合物：由两种或两种以上的元素组成的纯净物，如：硫酸、氢氧化钠等。
根据化合物的组成和性质，化合物又分为酸、碱、盐、氧化物等。
3．酸和碱的定义和分类
(1)酸和碱的定义
酸是指电离出来的阳离子全部是氢离子的化合物，如硫酸、HCl、硝酸等
碱是指离出来的阴离子全部是氢氧根离子的化合物，如氢氧化钾、氢氧化钙等。
(2)酸的分类
①根据组成，将酸分为无氧酸和含氧酸
无氧酸：不含氧元素的酸，如HCl等。
含氧酸：含氧元素的酸，如H2SO4、HNO3等。
②根据在水溶液中电离出的H+个数，分为一元酸（如HCl、HNO3）、二元酸（如H2SO4、H2CO3）和三元酸（如H3PO4）。
③根据酸性强弱，分为强酸（如HCl、H2SO4）和弱酸（如H2CO3）。
(3)碱的分类
①根据溶解性，NaOH、KOH和Ba(OH)2为可溶性碱；Cu(OH)2、Fe(OH)3为难溶性碱或难溶性氢氧化物；Ca(OH)2为微溶性碱。
②根据碱性强弱，KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2为强碱；NH3·H2O、Cu(OH)2等为弱碱。
3．氧化物的定义与分类
(1)定义：氧化物是指由氧元素与其他元素组成的二元化合物。
(2)氧化物的分类：
①根据组成元素，可以将氧化物分为金属氧化物和非金属氧化物。
②根据氧化物的性质，可以将氧化物分为酸性氧化物、碱性氧化物等。其中：
酸性氧化物是指能与碱反应生成盐和水的氧化物，常见的酸性氧化物有CO2、SO2、P2O5等。
碱性氧化物是指能与酸反应生成盐和水的氧化物，常见的碱性氧化物有Na2O、MgO、Fe2O3、CuO等。
写出下列化学方程式：
CaO与盐酸反应：CaO+2HCl=CaCl2+H2O。
CO2与Ca(OH)2反应：CO2+Ca(OH)2=CaCO3↓+H2O。
特别注意：
①酸性氧化物不一定是非金属氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物。
②非金属氧化物不一定都是酸性氧化物，如CO、NO既不能与酸反应，又不能与碱反应，既不是酸性氧化物又不是碱性氧化物。
③金属氧化物不都是碱性氧化物，如Al2O3既能与酸反应，又能与碱反应，属于两性氧化物。
4．盐的分类
(1)根据酸根中是否含有氧元素，分为含氧酸盐（如Na2CO3）、无氧酸盐（如NaCl）。
(2)根据溶解性，分为可溶性盐（如NaCl）、微溶性盐（如CaSO4）、难溶性盐（如CaCO3）。
(3)根据组成的阴离子的结构，分为正盐（如Na2CO3）、酸式盐（如NaHCO3）、碱式盐[如Cu2(OH)2CO3]
考点3 物质之间的转化
1．钙及其化合物之间的转化关系
用化学方程式表示钙及其化合物之间的转化关系。
①2Ca＋O2===2CaO； ②CaO＋H2O===Ca(OH)2；
③CaO＋CO2===CaCO3； ④Ca(OH)2＋CO2===CaCO3↓＋H2O；
⑤Ca(OH)2＋2HCl===CaCl2＋2H2O； ⑥CaCO3＋2HCl===CaCl2＋CO2↑＋H2O。
2．碳及其化合物之间的转化关系
碳及其化合物间的转化关系如下图所示：
写出各步化学方程式：
①C＋O2CO2； ②CO2＋H2O===H2CO3；
③CO2＋CaO===CaCO3； ④CO2＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋H2O；
⑤H2CO3＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2H2O。
考点4 物质的类别与物质转化之间的关系
通过物质分类，可以建立物质间的从属关系，分析物质间的本质区别和联系，寻找各类物质之间的转化关系。
1．酸、碱和盐在溶液中的复分解反应
酸、碱和盐之间要发生复分解反应，通常有沉淀析出、气体放出或有水等物质生成。
分别写出下列化学方程式，并指出反应发生的条件：
①稀硫酸与NaOH溶液：H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O 有水生成
②稀盐酸与Na2CO3溶液：2HCl+Na2CO3=2NaCl+CO2↑+H2O 有气体生成
③BaCl2溶液与Na2SO4溶液：BaCl2+Na2SO4=BaSO4↓+2NaCl 有沉淀生成
④NaOH溶液与CuSO4溶液：2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4 有沉淀生成
2．金属活动顺序表的应用
(1)金属活动顺序表氢前面的金属与稀盐酸或（稀硫酸）发生置换反应生成盐和氢气。
(2) 一般情况下，金属活动顺序表中前面的金属能将后面金属从它们的盐溶液中置换出来。
3．酸性氧化物和碱性氧化物
(1)酸性氧化物
酸性氧化物是指能与碱反应生成盐和水的氧化物。常见的酸性氧化物有CO2、SO2等。
酸性氧化物有的能与水反应，一定条件下与碱和碱性氧化物反应。
请分别写出CO2与水、Na2O和NaOH溶液反应的化学方程式：
CO2+H2O===H2CO3 CO2+Na2O===Na2CO3 CO2+NaOH===Na2CO3+H2O
(2)碱性氧化物
碱性氧化物是指能与酸反应生成盐和水的氧化物。常见的碱性氧化物有Na2O、CaO、MgO、Fe2O3等。
请根据碱性氧化物的性质，写出下列化学方程式：
①CaO与水反应：CaO+H2O===Ca(OH)2。
②CaO与CO2反应：CaO+CO2===CaCO3。
③Fe2O3与盐酸反应：Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O。
考点5 化学反应的分类
1．四种基本类型的化学反应
根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质的种类多少，将化学反应分为四种基本类型。
化学反应 反应类型 实例(请各举一例)
A＋B===AB 化合反应 CaO+H2O===Ca(OH)2
AB===A＋B 分解反应 2H2O22H2O+O2↑
AB＋C===A＋CB 置换反应 Zn＋CuSO4===ZnSO4＋Cu
AB＋CD===AD＋CB 复分解反应 BaCl2＋Na2SO4===BaSO4↓＋2NaCl
2．氧化还原反应和非氧化还原反应
（1）根据反应前后元素的化合价是否发生变化，将化学反应分为氧化还原反应和非氧化还原反应。
（2）凡元素化合价发生变化的化学反应称为氧化还原反应。反之，为非氧化还原反应。
（3）请指出下列各反应的四种基本反应类型：
①2NO＋O2===2NO2 化合反应
②CO2＋CaO===CaCO3 化合反应
③NH4HCO3NH3↑＋CO2↑＋H2O 分解反应
④2KClO32KCl＋3O2↑ 分解反应
⑤Fe＋2HCl===FeCl2＋H2↑ 置换反应
⑥Zn＋CuSO4===ZnSO4＋Cu 置换反应
⑦HCl＋KOH===KCl＋H2O 复分解反应
⑧BaCl2＋Na2SO4===BaSO4↓＋2NaCl 复分解反应
上述各反应属于氧化还原反应的是①④⑤⑥ (填序号)。
3．氧化还原反应与四种基本反应类型之间的关系
下图为氧化还原反应与四种基本反应类型的关系。
(1)分解反应：部分是氧化还原反应，其中有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应。
(2)化合反应：部分是氧化还原反应，其中有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应。
(3)置换反应：一定是氧化还原反应。
(4)复分解反应：一定不是氧化还原反应。
考点6 物质的量
1．概念：
物质的量是七大基本物理量之一，是表示一定数目的微粒的集合体的物理量，用符号n表示，常用单位是mol。
2．意义：
它可以把物质的质量、体积等宏观量与原子、分子或离子等微观粒子的数量联系起来。
3．计量对象
物质的量计量对象是分子、原子、离子、质子、中子、电子等微观粒子及它们的特定组合。
4．物质的量及其单位使用时的注意事项
(1)物质的量是一个专用名词，在表述时不可增减，不能说成“物质量”“物质的质量”或“物质的数量”等。
(2)物质的量的单位是摩尔，只能用于表示分子、原子、离子、质子、中子、电子等微观粒子的多少，不适合表示宏观物质的数量。
例：1 mol苹果、1 mol铁元素等说法都是错误的。
(3)在使用物质的量表示物质时，必须具体指明粒子的种类。
如1 mol H2表示1摩尔氢分子，1 mol H表示1摩尔氢原子，1 mol H＋表示1摩尔氢离子。而1 mol氢的表述是错误的，因为“氢”是元素名称，是宏观物质名称，不是微观微粒名称。
(4)物质的量表示的是很多个微粒的集合体，其数值可以是整数，也可以是小数。
考点7 阿伏加德罗常数
1．定义
1mol某种微粒 集合体中所含的微粒数与0.012 kg12C中所含的原子数相等。
0.012 kg12C中所含的原子数称为阿伏加德罗常数，近似为6.02×1023mol－1。
阿伏加德罗常数符号是NA，单位是mol－1。
2．物质的量(n)与微粒数(N)、阿伏加德罗常数(NA)之间的关系
n＝ N=n·NA
考点8 摩尔质量
1．概念：单位物质的量的物质所具有的质量，符号为M，单位是g/mol或g·mol－1。
2．n、m、M之间的关系：M＝。
3．摩尔质量与相对分子（原子）质量的关系：
当物质的质量以克为单位时，其在数值上与该粒子的相对原子质量或相对分子质量相等。
4．物质的量、物质的质量、粒子数目之间的相关计算
(1)n＝(n表示物质的量，N表示粒子数)。
其中NA的单位是mol－1，NA的近似值为6.02×1023 mol－1。
(2)．M＝(M为摩尔质量，m为物质的质量)。
若M的单位是g·mol－1时，则m的单位是g。
(3)由关系式n＝和n＝可得：＝。
考点9 化学方程式中反应物和生成物的之间物质的量的关系
1．化学方程式中化学计量数的含义：
既表示反应物和生成物之间的微粒的数量关系，又表示反应物和生成物之间的物质的量关系。如：2H2+O22H2O表示2个H2分子与1个O2分子在点燃条件下生成2个 H2O分子，也表示2molH2和1molO2在点燃条件下完全反应，生成2molH2O。
2．物质的量在化学方程式计算中的应用
(1)以H2与O2反应生成H2O为例：
4g 32g 36g 2mol 1mol 2mol
(2)结论：化学方程式中，各物质的化学计量数之比等于相应物质的微粒数之比，也等于物质的量之比。
(3)应用：根据化学方程式中物质的化学计量数之比等于相应物质的物质的量之比，可以列比例式计算各反应物或生成物的物质的量。
考点10 决定物质体积大小的因素
1．从微观角度分析物质体积大小的影响因素
填写下表（打“√”或“×”）
粒子的数目 粒子的大小 粒子间的距离
固体体积 √ √ ×
液体体积 √ √ ×
气体体积 √ × √
结论：粒子的数目和粒子的大小决定固体或液体的体积，粒子的数目和粒子间的距离决定气体的体积。
2．粒子数目相同时物质的体积关系
同温同压下，不同的固体或液体，由于粒子的大小不同，因此体积不同；不同的气体，由于粒子间的距离几乎相同，因此体积大致相同。
考点11 阿伏加德罗定律
1．阿伏加德罗定律的内容
相同的温度和压强下，粒子数相同的任何气体都具有相同的体积，也可以说，在相同的温度和压强下、相同体积的任何气体都含有相同数目的粒子。
2．适用范围
阿伏加德罗定律适用于任何气体，也可以是混合气体。
3．正确理解阿伏加德罗定律
(1)定律中的同温同压，不一定指在标准状况下。
(2)因为气体的物质的量之比等于分子数之比，同温同压下，具有相同体积的气体的物质的量相等，分子数相等。
4．阿伏加德罗定律的推论
(1)同温同压下，气体的物质的量之比等于体积比。
即：T、p相同，＝
(2)由ρ=，分子和分母都除以n，得ρ=。
同温、同压下，气体的密度与其相对分子质量(或是摩尔质量)成正比。
即：T、p相同，＝。
由ρ=，已知标准状况下，Vm=22.4L·mol-1，由此可以计算标准状况下气体的密度或气体的摩尔质量（相对分子质量）。
考点12 气体摩尔体积
1．定义：单位物质的量的气体所占有的体积。
符号：Vm，单位L·mol－1(或L/mol)和m3·mol－1(或m3/mol)。
2．计算公式：Vm＝。
3．影响气体摩尔体积的因素
气体摩尔体积的数值取决于气体所处的温度和压强。
4．标准状况下的气体摩尔体积
在标准状况下，1mol任何气体的体积都约为22.4L，即标准状况下，气体摩尔体积约为22.4L·mol－1，其中，标准状况是指温度为0℃(273K)、压强为1.01×105Pa 。
标准状况下的气体摩尔体积是阿伏加德罗定律的一个特例。
5．正确理解气体摩尔体积
(1)气体摩尔体积只适用于气态物质，对于固态物质和液态物质来讲是不适用的，气体可以为相互不反应的混合气体。
(2)气体摩尔体积并不都约等于22.4 L·mol－1，22.4 L·mol－1只是气体摩尔体积在标准状况下的一个特例。
(3)气体摩尔体积受温度和压强的影响，若温度和压强保持一定，那么气体摩尔体积也保持不变。
考点13 常见的分散系、胶体
1．分散系的概念
(1)把由一种或几种物质（称为分散质）分散到另一种物质（称为分散剂）中形成的混合物体系称为分散系。
溶液是一种均一、稳定的分散系，其中溶质是溶液分散系的分散质，溶剂是该分散系的分散剂。
2．分散系的分类
根据分散质粒子直径的大小作为标准进行分类：
分散质粒子直径大于10－7m的分散系是浊液；
分散质粒子直径在10－9～10－7m之间的分散系是胶体；
分散质粒子直径小于10－9m的分散系是溶液。
考点14 胶体的性质与应用
1．胶体的性质
(1)【实验探究】
【实验1】将盛有硫酸铜溶液和氢氧化铁胶体的两只小烧杯置于暗处，用聚光手电筒照射从垂直于光线的方向观察实验现象。
【实验2】在两只烧杯中分别加入相同量的含有悬浊液颗粒物的浑浊的水，再向其中一只烧杯中加入适量氢氧化铁胶体，搅拌后静置片刻，比较两只烧杯中液体的浑浊程度。
实验序号 实验现象 实验结论
实验1 氢氧化铁胶体中出现一条光亮的通路 胶体能发生丁达尔效应
实验2 加入氢氧化铁胶体胶体，液体变澄清 胶体能使悬浮颗粒物沉降
(2)胶体的性质
①丁达尔效应：
当光束通过胶体时，在垂直于光线的方向可以看到一条光亮的通路的现象。
常用于鉴别胶体与溶液。
②胶体的吸附性
氢氧化铁胶体的胶粒具有吸附性，能吸附水中的悬浮颗粒物并产生沉降，从而除去水中的悬浮杂质。
氢氧化铁胶体常用于净水。
明矾能够净水，是因为明矾溶于水后能形成氢氧化铝胶体。
2．胶体的应用
(1)铁盐和铝盐用作净水剂。
(2)在金属、陶瓷、聚合物等材料中加入固态胶体粒子，能改善材料的机械性能和光学性质。
(3)医学上利用高度分散的胶体来检验或治疗疾病。
(4)广泛用于冶金工业中的选矿、石油原油的脱水、有机高分子材料的制造。
3．常见的胶体
常见的胶体有：烟、云雾、硅胶、烟水晶、有色玻璃、蛋白质溶液（牛奶、鸡蛋清、豆浆）、淀粉溶液、Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、血液、墨水等
4．溶液、胶体、浊液三种分散系的比较
分散系 溶液 胶体 浊液
分散质粒子直径/m ＜10－9 10－9～10－7 ＞10－7
外观特征 均一、透明 均一、透明 不均一、不透明
稳定性 稳定 较稳定 不稳定
能否通过滤纸 能 能 不能
能否通过半透膜 能 不能 不能
是否有丁达尔效应 无 有 无
实例 食盐水、蔗糖溶液 氢氧化铁胶体、淀粉溶液 泥浆、油水
考点15 电解质和非电解质
1．电解质
(1)概念：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物，常见的酸、碱、盐大都是电解质。
(2)电解质的电离：
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称为电离。
2．非电解质：
(1)概念：无论在水溶液中和熔融状态下均以分子形式存在，都不能导电的化合物。
(2)蔗糖、酒精、葡萄糖、油脂等有机化合物大多是非电解质。
3．电解质和非电解质的区别
电解质 非电解质
定义 在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物 在水溶液中和熔融状态下都不导电的化合物
化合物类型 强酸、强碱、大多数的盐，金属氧化物等 非金属氧化物、大多数有机物等
通电时的现象 溶于水或熔融时能导电 溶于水和熔融时都不能导电
实例 H2SO4、NaOH、Na2CO3、CaO等 C2H5OH、SO3、NH3、CH4等
4．常见物质类别
考点16 电解质的电离
1．电离的概念
电离是指电解质在水溶液或熔融状态下产生自由移动的离子的过程。
在水溶液中，电解质生成水合离子，而不是简单离子，为了书写方便，写成简单离子的形式。
2．电离方程式的书写
中学阶段，一般要求会书写电解质在水中的电离方程式。书写电离方程式时要注意以下几点：
(1)电离方程式左边书写化学式，表示电解质还未电离时的状态；右边书写离子符号，表示电解质电离产生的离子。
(2)原子团不可拆分。如KClO3的电离方程式为：KClO3===K＋＋ClO。
(3)要遵循质量守恒定律，即在方程式两边原子的种类和数目相同。
(4)NaHCO3溶液电离出Na＋、HCO；NaHSO4溶液中电离出Na＋、H＋、SO ；NaHSO4熔融状态下电离出Na＋、HSO。
电离方程式分别为：NaHCO3===Na＋+HCO；NaHSO4===Na＋+H＋+SO（在溶液中）；NaHSO4===Na＋+HSO（熔融状态下）
3．从电解质电离的角度认识酸、碱、盐
(1)酸：在水溶液中电离时生成的阳离子全部是H＋的化合物，如：
(2)碱：在水溶液中电离时生成的阴离子全部是OH－的化合物，如：
(3)盐：在水溶液中电离时生成金属阳离子(或铵根离子)和酸根阴离子的化合物，如：
考点17 对电解质和非电解质概念的理解
1．电解质的判断
2．电解质与导电的关系
电解质导电的条件是溶于水或熔融状态，两个条件具备一个即可。
(1)电解质溶液的导电能力与溶液中离子的浓度及离子所带电荷多少有关，离子浓度越大，离子所带电荷越多，溶液导电能力越强。电离是电解质导电的前提条件。
(2)电解质的导电性
①有些电解质溶于水能导电，熔融状态不能导电，如HCl。
②有些电解质只在熔融状态导电，如BaSO4，其水溶液不导电是因为BaSO4难溶于水。
③电解质本身不一定能导电，如NaCl晶体；能导电的物质不一定是电解质，如石墨、Fe、Cu、NaCl溶液。
④化合物在水溶液中导电，可能是本身电离导电，也可能是与水反应后生成物电离而导电；若为前者，则化合物是电解质，若为后者，则化合物为非电解质(如SO2、SO3、NH3、P2O5等)。
专题2 研究物质的基本方法
考点1 实验安全与基本规范
1．进入实验室之前的准备
在进入实验室之前，应做好预习和实验准备，熟悉实验所需的药品，掌握仪器、药品安全使用的要领，理解、掌握实验原理，熟悉实验步骤和操作要求。
2．实验过程中需注意的问题
在实验过程中应集中注意力，实验操作要规范。取用药品前须仔细核对所需药品与试剂瓶上的标签是否一致，仔细阅读使用说明，正确取用。仔细观察实验现象，如实记录，认真处理实验数据，分析实验结果，写好实验报告。同组实验的同学之间要分工协作，共同完成实验任务。遇到突发状况时，应沉着冷静，采取正确的处理方法，并及时报告老师。
在实验中应注意环境保护，减少实验排出的废气、废液和固体废物对环境的影响。
3．实验后
实验后应将药品和所用仪器收拾干净，保持实验室整洁卫生。
考点2 分离和提纯
1．分离和提纯的区别
分离：将混合物中的各组分分开，得到纯净的物质；
提纯：除去混合物中的杂质，保留主要物质。
2．混合物分离提纯的依据
混合物分离提纯的依据是混合物中各组分性质（如状态、沸点、水溶性等）的差异，这也是选择分离提纯方法的依据。
3．混合物分离提纯的区别
(1)分离：通过适当的方法，把混合物中的几种物质分开，每一组分都要保留下来，并恢复到原状态，得到比较纯的物质。
(2)提纯：只保留混合物中的某一组分，把其余杂质通过某些方法都除去，又叫物质的净化或除杂。
考点3 过滤和结晶
1．过滤
(1)过滤适用于固液混合物的分离。
(2)主要仪器：漏斗、烧杯、玻璃棒、铁架台、滤纸等。
(3)进行过滤操作时应注意的问题：
①一贴：滤纸紧贴漏斗内壁；
②二低：滤纸边缘略低于漏斗边缘；液体的液面略低于滤纸的边缘；
③三靠：向漏斗中倾倒液体时，烧杯的尖嘴应靠到玻璃棒上；玻璃棒的底端应轻靠到漏斗三层滤纸一侧；漏斗颈的末端尖嘴应靠到烧杯的内壁上。
2．蒸发结晶
(1)原理：
蒸发溶剂，使溶液由不饱和变为饱和，继续蒸发，过剩的溶质就会呈晶体析出，叫蒸发结晶，蒸发结晶适用于将可溶于溶剂的溶质分离出来。
(2)主要仪器：蒸发皿、三脚架或铁架台(带铁圈)、酒精灯、玻璃棒。
(3)在进行蒸发操作时要注意以下几个问题：
①在加热蒸发过程中，应用玻璃棒不断搅拌，防止由于局部过热造成液滴飞溅；
②加热到蒸发皿中剩余少量液体时(出现较多晶体时)应停止加热，用余热蒸干；
③热的蒸发皿应用坩埚钳取下，不能直接放在实验台上，以免烫坏实验台或引起蒸发皿破裂要垫在石棉网上。
3．冷却结晶
在较高温度下蒸发溶剂，形成饱和溶液，降低温度，溶质溶解度降低，析出晶体的过程叫冷却结晶。冷却结晶主要适用于溶解度随温度变化有较大差异的物质，如KNO3。
【实验探究1】实验室用KClO3在MnO2催化下受热分解制取氧气。现从反应剩下的KCl和MnO2的混合物中分离、回收这两种物质，需要使用哪些分离方法？请简述实验方案。
答案：将混合物加适量水，使KCl完全溶解，将混合物过滤，滤渣洗涤、干燥，得到MnO2，将滤液蒸发，得到KCl固体。
【实验探究2】参照溶解度曲线，设计实验方案提纯混有少量KCl的KNO3。
KCl和KNO3的溶解度曲线
答案：将固体混合物用90℃以上的热水溶解，形成热的浓溶液，冷却至室温，过滤，将晶体洗涤、干燥，得到KNO3晶体。
考点4 蒸馏
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称为蒸馏。
2．主要仪器及操作要点
(1)主要仪器：蒸馏烧瓶、冷凝管、温度计、接收管（牛角管）、锥形瓶、酒精灯。
(2) 实验步骤：
连接装置→检查装置的气密性→向蒸馏烧瓶中加入所要分离的液体和碎瓷片→接通冷却水→加热→收集馏分→停止对蒸馏烧瓶加热并整理仪器。
(3)注意事项：
①温度计的水银球应与蒸馏烧瓶的支管口相平。
②蒸馏时在蒸馏烧瓶中加入少量碎瓷片或沸石是为了防止暴沸。
③冷凝管中的冷却水从下口进，从上口出。
④蒸馏烧瓶中所盛液体不能超过其容积的2/3，也不能少于1/3。
3．蒸馏的应用
(1)分离沸点相差较大的液体混合物。
(2)除去水等液体中难挥发或不挥发的杂质。
考点5 分液、萃取
1．分液
(1)原理：
如果两种液体互不相溶，就可以用分液的方法分离这两种液体。
(2)仪器：铁架台、分液漏斗、烧杯。
(3)操作过程：
①将要分离的液体倒入分液漏斗中，塞上分液漏斗顶部的塞子，将分液漏斗倒转过来，充分振荡，打开活塞放气，再关闭活塞。
②将分液漏斗放在铁架台上，分液漏斗下端尖嘴紧贴烧杯壁，静置。
③打开分液漏斗顶部塞子，再打开活塞，将下层液体恰好放出到烧杯中，关闭活塞。
④另取一只烧杯，将上层液体倒入烧杯中。
(4)分液操作注意事项：
①分液漏斗使用前要洗涤并检漏。
②振荡时，要不时旋开活塞放气，以防止分液漏斗内压强过大引起危险。
③分液时，要将漏斗下端管口尖嘴紧贴烧杯内壁，使液体顺利流下，防止液体飞溅。
④下层液体要从下口放出，恰好流尽时及时关闭活塞，防止上层液体流出。
⑤上层液体要从上口倒出，保证上层液体尽量少地沾附下层液体。
2．萃取
(1)【实验探究】从溴水中富集溴
取一只分液漏斗，向其中加入5mL四氯化碳，再加入约15mL溴水，塞上分液漏斗顶部塞子，倒转过来充分振荡，置于铁架台上静置。
实验现象：液体分为两层，上层是水层，颜色较浅，下层四氯化碳变成了橙红色。
(2)萃取的原理：
萃取是利用物质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，将物质从一种溶剂中转移到另一种溶剂（即萃取剂）中，从而实现分离的方法。
(3)萃取的条件：
①两种溶剂互不相溶；
②溶质在两种溶剂中的溶解度相差较大。
(4)常用的萃取剂：
常见的萃取剂有四氯化碳、苯、汽油等。
与水的密度比较：ρ(CCl4)＞ρ(H2O)＞ρ(汽油)或ρ(苯)。
分层判断：密度大的溶剂在下层、密度小的溶剂在上层。
(4)萃取操作及现象描述：
以用四氯化碳从溴水中萃取溴为例：
实验操作：向溴水中加入适量四氯化碳，振荡，静置。
实验现象：液体分为两层，上层颜色较浅，下层呈橙红色。
考点6 依据物质的物理性质选择合适的分离提纯方法
1．“固+固”混合物的分离提纯
2．“固+液”混合物的分离提纯
3．“液+液”混合物的分离提纯
考点7 用化学方法进行物质的分离提纯
1．操作原则：
利用化学方法分离和提纯物质时，操作过程要注意八个字：“不增、不减、易分、复原”。
不增：不引入新的物质；
不减：不消耗被提纯的物质；
易分：杂质转换为沉淀、气体等易分离除去；
易复原：被提纯物质要容易复原。
2．“三必须”：
一是除杂试剂必须过量；
二是过量试剂必须除尽(因过量试剂带入新的杂质)；
三是除杂途径必须选最佳，除去多种杂质时必须考虑加入试剂的顺序。
3．实验探究粗盐的提纯
【实验探究】如何从粗盐（含泥沙和MgCl2）中得到NaCl？请写出实验方案。
实验方案：①将粗盐加适量水溶解；②加入稍过量NaOH溶液，振荡，静置；③将混合物过滤；④向滤液中加入适量盐酸，调节pH≥7；⑤将滤液转移至蒸发皿中，蒸发结晶。
考点8 常见离子的检验方法
1．实验探究：几种常见离子的检验
实验序号 试剂 操作步骤 实验现象
1 NH4Cl溶液(NH4)2SO4溶液 加入NaOH溶液，加热，用湿润的红色石蕊试纸（或pH试纸）靠近试管口 产生的气体能使湿润的红色石蕊试纸（或pH试纸）变蓝色
2 NH4Cl溶液KCl溶液 加入AgNO3溶液和稀硝酸 有白色沉淀生成
3 (NH4)2SO4溶液K2SO4溶液 加入稀盐酸、氯化钡溶液 有白色沉淀生成
有关化学方程式为：
①NH4Cl与NaOH溶液反应：NH4Cl＋NaOHNaCl＋H2O＋NH3↑；
②NH4Cl溶液与AgNO3溶液反应：NH4Cl＋AgNO3===AgCl↓＋NH4NO3；
③(NH4)2SO4溶液与BaCl2 溶液反应：(NH4)2SO4＋BaCl2===BaSO4↓＋2NH4Cl。
2．常见离子的检验方法
离子 检验方法
H+ ①用紫色石蕊试液检验，溶液呈红色。②用pH试纸检验，pH<7。
OH- ①用紫色石蕊试液检验，溶液呈蓝色。②用酚酞实验检验，溶液变红色。③用pH试纸检验，pH>7。
CO32- ①加入稀盐酸，用燃烧的木条检验产生的气体，火焰熄灭。②加入稀盐酸，将生成的气体通入澄清石灰水中，石灰水变浑浊。
NH4+ 加入NaOH溶液，加热，用湿润的红色石蕊试纸检验，试纸变蓝色。
Cl- 加入少量AgNO3溶液，再加入稀硝酸。有白色沉淀生成，且沉淀不溶解。
SO42- 加入少量BaCl2溶液，再加入稀盐酸。有白色沉淀生成，且沉淀不溶解。
Na+ 焰色反应，火焰呈黄色。
K+ 焰色反应，通过蓝色钴玻璃观察，火焰呈紫色。
检验Cl－时加入稀HNO3的目的是为了排除CO等离子的干扰，因为Ag2CO3是不溶于水的白色沉淀，但可溶于稀HNO3。
检验SO42-时加入稀盐酸的目的是为了排除CO等离子的干扰，因为BaCO3是不溶于水的白色沉淀，但可溶于稀盐酸。
考点9 焰色反应
1．定义：
很多金属或它们的化合物在灼烧时的火焰都会呈现特殊颜色，这叫做焰色反应。
根据灼烧时火焰呈现的特殊颜色，可以检验金属或金属离子的存在。
2．Na、K元素的检验
【实验探究】焰色反应
实验1：取一根铂丝（或细铁丝），放在酒精灯火焰上灼烧至无色。用铂丝蘸取少量KCl溶液，置于火焰上灼烧，透过蓝色钴玻璃观察火焰颜色。
实验现象：火焰呈紫色。
实验2：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，置于火焰上灼烧，观察火焰颜色。
实验现象：火焰呈黄色。
3．焰色反应
焰色反应表现的是某些金属元素的性质，用来检验某些金属元素的存在。
(1)焰色反应是物理变化，不是化学变化，在灼烧时，被检验物质可能发生化学变化，但与火焰的颜色无关。
(2)不是所有的金属都可呈现焰色反应，金属单质与它的化合物的焰色反应相同。
(3)观察钾的焰色时，要透过蓝色钴玻璃去观察，这样可以滤去黄光，避免其中含钠杂质所造成的干扰。
考点10 物质检验的方法
1．物质检验的思想方法
人们常依据某物质参加化学反应时产生的特殊现象及某些物理特征进行物质的检验。
2．物质的检验方法
(1)特征反应法
①产生气体或沉淀，如：CO与盐酸反应产生能使澄清石灰水变浑浊的气体，NH与碱溶液在加热时生成有刺激性气味的气体；SO与稀盐酸、BaCl2溶液反应生成白色沉淀。
②产生特殊气味，如：蛋白质灼烧产生烧焦羽毛的气味。
③呈现特殊颜色。如：淀粉溶液遇碘单质变蓝色。
(2)仪器分析法
元素分析仪确定物质中是否含有C、H、O、N、S、Cl、Br等元素。
红外光谱仪确定物质中是否存在某些有机原子团。
原子吸收光谱仪确定物质中含有哪些金属元素。
3．物质检验的基本要求
(1)反应要有明显的现象，如颜色变化、沉淀的生成或溶解、气体的生成等。
(2)试剂易得，用量要少；方法易行，操作简单，反应条件容易达到。
(3)排除干扰物的影响：需要检验的物质中如果有干扰物存在，则需要选择试剂对干扰物进行排除；要注意多次加入不同的鉴别试剂进行检验时，应及时排除前次加入试剂可能引入的干扰物质。
如检验Cl－时，CO能与Ag＋结合，生成沉淀，故应加稀硝酸除去。
如检验SO时，CO、SO均能与Ba2＋ 结合生成白色沉淀，故先加入稀盐酸排除上述两种离子存在的可能，但不能加入稀硝酸，因硝酸能将SO氧化成SO。
4．物质检验的基本步骤
(1)观察外观：观察颜色、状态、气味等。
(2)判断预测：根据观察，结合物质的分类，预测物质可能的组成或性质。
(3)实验验证：设计实验方案，进行实验验证。
(4)分析结论：根据实验现象，分析结果，得出结论。
5．物质检验的注意事项
物质检验时，应按照取样→操作→现象→结论的顺序进行描述，具体如下：
(1)“先取样，后操作”，若试样是固体，一般先配成溶液再检验。
(2)“取少量溶液分别加入几支试管中”，不得在原试剂瓶中进行检验。
(3)“先现象，后结论”，如向BaCl2溶液中加入稀H2SO4时，现象是“有白色沉淀生成”，不能说成“有白色的BaSO4沉淀生成”。
考点11 物质性质和变化的实验探究
1．设计实验探究铝的性质
实验操作 主要现象 结论
打磨铝片，观察 打磨后的铝片呈银白色 铝是银白色金属，铝在空气中易被氧化，形成一层氧化膜
加热未打磨的铝片 铝片内部熔融但不下滴 表层有一层Al2O3，且熔点高于Al单质
铝片均溶解，且均有气泡产生 Al既能与盐酸反应又能与NaOH溶液反应
铝与盐酸和NaOH溶液反应的方程式为：
2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑、2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑
2．设计实验方案探究影响双氧水分解速率的因素
实验序号 实验方案 现象 结论
① 气泡产生较慢 ①浓度越大，H2O2分解速率越快②温度越高，H2O2分解速率越快③加催化剂，H2O2分解速率加快
② 气泡产生非常慢
③ 气泡产生较快
④ 气泡产生非常快
3．探究化学问题的一般思路
(1)确定要研究的化学问题
(2)提出假设：依据已有的知识和一定的化学原理提出假设
(3)设计化学实验方案：控制某些因素，选择适宜的条件、试剂和仪器。
(4)实施实验：观察、记录化学反应的现象、数据。
(5)得出结论：整理分析有关资料，基于实验证据推理判断，检验所作的假设或解释是否合理。
4．用控制变量法探究物质的性质和变化
物质变化往往受到多个因素的影响，在研究化学反应与外界因素之间的关系时，对影响物质变化规律的因素或条件加以人为控制，使其他几个因素不变，集中研究其中一个因素的变化所产生的影响，有利于在研究过程中，迅速寻找到物质变化的规律。
考点12 物质的量浓度
1．含义
溶质（用字母B表示）的物质的量浓度是指单位体积溶液中所含溶质B的物质的量的物理量。符号为cB，常用单位为mol·L－1。
2．表达式
cB＝。如1 L溶液中含有1 mol溶质，溶质的物质的量浓度就是1 mol·L－1。
其中，公式中的V指的是溶液的体积而不是溶剂的体积。
3．溶液浓度的表示方法
(1)溶质的质量分数
质量分数是指溶质的质量占溶液质量的百分数，可用以下公式表示：
溶质的质量分数=×100%
配制一定质量分数的溶液的方法（以配制100g 15%NaCl溶液为例）：
用天平称取25gNaCl固体，用天平称取75g水（或用量筒量取75mL水），将NaCl溶解在水中，用玻璃棒搅拌。
(2)对溶质的物质的量浓度的概念的理解
①一定物质的量浓度的某溶液，其浓度不因所取体积不同而变化。
②表达式中的体积(V)是指溶液的体积，不是溶剂的体积，也不是溶质与溶剂的体积之和。
③计算时要找准溶质。比如Na2O溶于水，溶质是NaOH而不是Na2O。
④若将气体通入溶液中，则不能将气体体积与溶剂体积进行简单加和。例如：将1 L HCl气体(标准状况)通入1 L 1 mol·L－1盐酸中，盐酸的体积将发生变化，既不等于1 L，也不等于2 L，准确的体积需要通过计算求得。
⑤溶液与溶液相混合，除特殊说明溶液体积可相加外，其他情况仍用公式V溶液＝计算。
考点13 与物质的量浓度有关的计算
1．根据定义式计算溶质的物质的量浓度
(1)根据概念表达式cB＝，欲求cB，先求nB和V。
计算溶质的物质的量浓度的关键是从已知条件中找出溶质的物质的量(n)和溶液的体积(V)，据此求出溶质的物质的量浓度cB。
(2)根据物质的量浓度的定义，可以求解溶质的物质的量浓度(c)、溶质的物质的量(n)和溶液的体积(V)：
n=cV V=
2．物质的量与各物理量之间的关系：
以物质的量为中心，可以将各物理量联系起来进行计算。
3．气体体积（标准状况下）与溶质的物质的量浓度的关系
若已知溶液的体积
4．物质的量浓度与质量分数的关系
(1)推导过程：
设溶液体积为1 L，溶液密度为ρ g·mL－1，溶质的质量分数为w，溶质的摩尔质量为M g·mol－1。
则c＝＝＝ mol·L－1。
(2)结论：c＝ mol·L－1(ρ的单位为g·mL－1或g·cm－3)。
5．溶液中离子浓度的计算
(1)单一溶液中溶质组成计算
根据组成规律求算：在溶液中，阴离子与阳离子浓度之比等于化学组成中阴、阳离子个数之比。
如K2SO4溶液中：c(K＋)＝2c(SO)＝2c(K2SO4)。
(2)混合溶液中电荷守恒计算
根据电荷守恒，溶质所有阳离子带正电荷总数与阴离子带负电荷总数相等。
如在Na2SO4、NaCl混合溶液中，c(Na＋)＝2c(SO)＋c(Cl－)，c(Na＋)、c(Cl－)分别为7 mol/L、3 mol/L，则c(SO)＝ mol/L＝2 mol/L。
考点14 溶液的稀释或混合问题
1．溶液的稀释或混合的计算依据
(1)将浓溶液加水稀释，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)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)。
c1·V1＋c2·V2＝c(混)·V(混)
m1·w1＋m2·w2＝m(混)·w(混)
2．混合后溶液的体积
①若题目中指出不考虑溶液体积的改变，可认为是原两溶液的体积之和；
②若题目中给出混合后溶液的密度，应根据V(混)＝＝来计算。
考点15 配制一定物质的量浓度的溶液
1．容量瓶的结构与规格（如图）
容量瓶上标有容量瓶的规格、使用温度（一般为20℃），瓶颈上有一刻度线以标示体积。
容量瓶的常用规格有50mL、100mL、250mL、500mL、1 000mL等。
2．配制一定物质的量浓度的溶液
【实验探究】配制100 mL 0.100 mol·L－1 的Na2CO3溶液
(1)计算：配制100 mL 0.100 mol·L－1 的Na2CO3溶液所需Na2CO3固体的质量为1.06g。
(2)称量：用天平准确称取碳酸钠固体（若使用托盘天平，称取碳酸钠固体的质量为1.1g）。
(3)溶解：将碳酸钠固体转移至100mL烧杯中，加适量蒸馏水溶解，冷却至室温。
(4)转移：将烧杯中的溶液用玻璃棒小心引流到100mL容量瓶中，用蒸馏水洗涤烧杯内壁及玻璃棒2~3次，并将每次的洗涤液都注入容量瓶中。
振荡容量瓶，使溶液混合均匀。
(5)定容：将蒸馏水注入容量瓶中，直到容量瓶中的液面距离容量瓶的刻度线1~2cm时，改用胶头滴管滴加蒸馏水至溶液的凹液面与刻度线相切。
将容量瓶塞盖上，反复上下颠倒，摇匀。
3．容量瓶的使用
(1)使用前要检验容量瓶是否漏水。检验程序：加水→塞瓶塞→倒立→查漏→正立，瓶塞旋转180°→倒立→查漏。
(2)选择容量瓶时应遵循“大而近”的原则，即所配溶液的体积等于或略小于容量瓶的容积。例如，配制450 mL 0.1 mol·L－1的NaCl溶液，需选择500 mL容量瓶。
(3)使用容量瓶注意“五不”：不能溶解固体；不能稀释浓溶液；不能加热；不能作反应容器；不能长期贮存溶液。
4．配制溶液操作要点
(1)玻璃棒的作用：搅拌促进溶解，引流。
(2)配制一定浓度的碳酸钠溶液时，碳酸钠在烧杯中溶解后，要冷却至室温后才能将溶液转移到容量瓶中，如果溶液未冷却，液体膨胀，向容量瓶中所加的水偏少，这样所配溶液浓度偏高。
(3)定容时先向容量瓶中加蒸馏水直到容量瓶中的液面距离刻度线1~2cm时，改用胶头滴管滴加蒸馏水至凹液面的最低点刚好与刻度线相平。观察所加液体是否达到容量瓶的刻度线，一定要平视。
(4)定容时如果加水超过刻度线，应将所配溶液倒掉，洗净容量瓶重新配制。
考点16 溶液配制的误差分析
1．分析依据：
根据cB＝＝，分析有关操作对nB或m、V的影响，即可判断实验的误差。
2．溶液配制的误差分析
以配制一定浓度碳酸钠溶液为例：
c(Na2CO3)＝＝
其中M(Na2CO3)不变，不规范的操作过程会导致n(Na2CO3)【或m(Na2CO3)】和V的值发生变化，从而使所配制溶液的物质的量浓度产生误差。具体情况如下：
能引起误差的一些操作 因变量 c/(mol·L－1)
n V
砝码与物品颠倒(使用游码) 减小 — 偏低
称量时间过长 减小 — 偏低
向容量瓶注液时少量溅出 减小 偏低
未洗涤烧杯和玻璃棒 减小 — 偏低
定容时，水多用滴管吸出 减小 — 偏低
定容摇匀后液面下降再加水 — 增大 偏低
定容时仰视刻度线 — 增大 偏低
未冷却至室温就注入容量瓶定容 — 减小 偏高
定容时俯视刻度线 — 减小 偏高
称量前小烧杯内有水 — — 不变
定容后经振荡、摇匀，静置液面下降 — — 不变
仰视刻度线(图1)，导致溶液体积偏大，所配浓度偏小。俯视刻度线(图2)，导致溶液体积偏小，所配浓度偏大。
考点17 定量分析溶液组成
1．确定未知溶液浓度的具体思路
为确定位置溶液的物质的量浓度，将已知物质的量浓度的溶液与一定体积未知物质的量浓度的溶液反应，根据反应时消耗的已知物质的量浓度溶液的体积，通过计算确定未知浓度溶液的物质的量浓度。
2．实例分析
实验室为确定一瓶稀盐酸的浓度，用0.100mol·L-1NaOH溶液中和25.00mL该盐酸，当酸与碱恰好完全反应时，消耗NaOH溶液24.50mL。求该盐酸的物质的量浓度。
解题思路：
消耗的NaOH溶液的物质的量n(NaOH)=24.50mL×10-3L·mL-1×0.1000 mol·L-1=2.45×10-3mol。
由NaOH+HCl=NaCl+H2O可知，NaOH与HCl的化学计量数相等（均为1），根据n=可知，化学计量数之比等于物质的量之比，由此可得：
n(HCl)=n(NaOH)= 2.45×10-3mol。
该盐酸的物质的量浓度为：c(HCl)==0.0980mol·L-1。
考点18 化学反应中的计算
1．物质的量在化学方程式计算中的应用
化学反应中参加反应的的各物质的物质的量之比等于化学方程式中对应物质的化学计量数之比。
化学方程式 CH4(g)＋2O2(g)CO2(g)＋2H2O(g)
化学计量数之比 1∶2∶1∶2
扩大NA倍之后 NA∶2NA∶NA∶2NA
物质的量之比 1mol∶2mol∶1mol∶2mol
结论 化学方程式中各物质的化学计量数之比＝各物质的物质的量之比
2．化学反应的计算的基本步骤
写——写出相关的化学方程式
标——在化学方程式中有关物质的化学式下面标出已知物质和所求物质有关物理量的关系，并代入已知量和未知量
列——列出比例式
解——根据比例式求解
答——简明地写出答案
3．物质的量应用于化学计算的基本方法
(1)把已知物的物理量转化为物质的量；
(2)根据化学方程式或关系式，和已知物的物质的量求出未知物的物质的量；
(3)把未知物的物质的量转化为未知物的所求物理量。
4．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溶液的质量时就写成：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。
考点19 人类认识原子结构的历程
1．德谟克利特的古代原子学说
2．道尔顿的近代原子学说——实心球模型
英国科学家道尔顿总结了一些元素形成化合物时的质量比例关系，提出了原子学说。认为物质由原子构成，原子不能被创造，也不能被毁灭，在化学变化中不可再分割。
3．汤姆生的“葡萄干面包式”原子结构模型
英国物理学家汤姆生他在1897年发现了原子中存在电子，并用实验方法测出了电子的质量。他推测这种粒子均匀地嵌在云状的正电荷球体中。
4．卢瑟福的带核原子结构模型
英国物理学家卢瑟福根据α粒子散射现象，提出了带核的原子结构模型。推测原子中心存在原子核，带正电，电子带负电，在其周围高速运行，就像行星围绕太阳运转一样。
5．玻尔的轨道原子结构模型
丹麦物理学家玻尔指出：原子核外，电子在一系列稳定的轨道上运动，每个轨道都具有一个确定的能量值；核外电子在这些稳定的轨道上运动时，既不放出能量，也不吸收能量。
6．电子云模型(现代原子结构学说)
20世纪初，科学家提出，原子核外电子的运动不遵循经典力学的原理，必须用量子力学模型描述核外电子的运动。即现代量子力学模型（电子云模型）。
考点20 认识原子核
1．原子的构成
原子是由带正电的原子核和带负电的核外电子构成的，原子核又是由质子和中子构成的，质子带正电，中子不带电。
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值，加起来所得的数值。
3．原子的表示符号：
X表示质子数是Z，质量数为A的一种X原子。
如作为相对原子质量标准的C表示质子数为6，质量数为12的碳原子。
4．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)核电荷数＝质子数＝核外电子数=原子序数。
5．组成原子、离子的各种微粒及相互关系
考点21 元素、核素和同位素
1．元素、核素和同位素的概念
元素：具有相同质子数的同一类原子的总称。
核素：具有一定质子数和一定中子数的一种原子。
同位素：质子数相同，质量数(或中子数)不同的核素互称为同位素。
2．同位素的应用
①14C在考古工作中用于测定文物的年代；
②U用于制造原子弹、核发电；
③H、H用于制造氢弹；
④放射性同位素释放的射线可用于育种、治疗恶性肿瘤等。
3．元素、核素、同位素之间的关系
元　素 核　素 同位素
概念 具有相同核电荷数(质子数)的同一类原子的总称 具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子 质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同原子或同一种元素的不同核素
范围 宏观概念，对同类原子而言，既有游离态又有化合态 微观概念，对某种元素的一种原子而言 微观概念，对某种元素的原子而言。因同位素的存在而使原子种类多于元素种类
联系
特性 主要通过形成的单质或化合物来体现 不同的核素可能质子数相同，或中子数相同，或质量数相同，或各数均不相同 同位素(之间)质量数不同，化学性质基本相同
实例 氢元素、氧元素 H、H、N、C、Mg是不同的核素 H、H、H为氢元素的同位素
考点22 核外电子排布
1．电子层与其电子的能量
各电子层(由内到外) 序号(n) 1 2 3 4 5 6 7
符号 K L M N O P Q
与原子核的距离 由近到远
能量 由低到高
2．原子核外电子排布的一般规律
(1)能量规律（能量最低原理）
核外电子总是尽可能先排布在能量最低的电子层上，然后依次由内向外排布在能量较高的电子层上。
(2)数量规律
①每层最多容纳2n2个电子；
②最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）；
③次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个。
3．核外电子排布的表示方法——原子结构示意图
(1)钠原子的结构示意图如下，请注明其意义：
(2)离子结构示意图：
Cl－：；Na＋：
3．元素的化学性质与原子核外电子排布的关系
(1)化学反应的特点：原子核不发生变化，但核外电子可能发生变化。
(2)元素的化学性质与原子结构的关系
①活泼金属元素的原子最外层电子数较少(＜4)容易失去。
②活泼非金属元素的原子最外层电子数较多(＞4)容易从外界获得电子。
③稀有气体元素原子最外层有8个(He 2个)电子，化学性质稳定，不易得失电子。
4．化合价和核外电子排布的关系
(1)活泼金属在反应中，一般失去电子，表现正化合价。
化合价数值＝失去电子的数目
(2)活泼非金属在反应中，一般得到电子，表现负化合价。
最低负化合价＝达到稳定结构所得电子数目
考点23 原子结构与元素性质的关系
元素的性质与原子的核外电子排布密切相关，元素的化学性质主要取决于原子的最外层电子排布，元素的化合价的数值也与原子的电子层结构特别是最外层电子数有关。
1．金属元素原子最外层电子数一般小于4，较易失去电子，化合价常显正价。
2．非金属元素原子最外层电子数一般大于或等于4，通常易得到电子，在化合物中化合价常显负价。
3．稳定结构与不稳定结构
(1)稳定结构：原子最外层有8个电子(He为2)处于稳定状态，既不容易失去电子又不容易得到电子，化学性质稳定(如He、Ne、Ar)。
(2)不稳定结构：原子容易失去电子或得到电子转化为最外电子层上为8(有些为2)个电子的稳定结构(如易失电子的金属元素、易得电子的非金属元素)。
专题3 从海水中获得的化学物质
考点1 氯气的发现
1．元素的存在形态
游离态：元素以单质形式存在的状态。
化合态：元素以化合物形式存在的状态。
2．氯元素在自然界中的存在
在自然界中，氯元素全部以化合态的形式存在。
海水中蕴含丰富的氯元素，它主要以氯化钠、氯化镁等氯化物的形式存在。
3．氯气的发现
1774年，瑞典化学家舍勒将软锰矿与浓盐酸混合加热，意外的产生一种具有强烈刺激性气味的黄绿色气体。
1810年，英国化学家戴维仔细研究了这种气体，并将其命名为氯气。
考点2 氯气的实验室制法
1．反应原理
实验室常用MnO2将浓盐酸中化合态的氯元素氧化为游离态的氯气，化学方程式：
MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O。
也可以用高锰酸钾、重铬酸钾（K2Cr2O7）、氯酸钾（KClO3）等氧化剂代替二氧化锰。
如2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O。
2．仪器装置
(1)制备装置：固＋液气。
(2)发生装置所用仪器的名称为分液漏斗、圆底烧瓶。
(3)除杂装置：除去Cl2中少量HCl、水蒸气，可先通入饱和食盐水除去HCl，再通过浓H2SO4(或P2O5或CaCl2)除去水。
(4)收集装置
验满：①观察法：集气瓶中充满黄绿色气体
②湿润的淀粉碘化钾试纸(变蓝)
(5)吸收装置：
烧杯中盛有NaOH溶液(不能用水代替)，其作用是吸收过量的氯气，防止污染环境。
3．实验步骤：
实验室制取干燥纯净的氯气可按如下思路设计：
①发生装置―→②净化装置―→③收集装置―→④尾气吸收装置。
固＋液气除去HCl除去H2O―→向上排空气集气法―→NaOH溶液吸收。
实验装置如下图所示：
考点3 氯气的工业制法
1．实验探究——模拟工业制备氯气
(1)实验过程
按下图所示电解饱和食盐水的装置进行实验。
①接通电源，观察铁棒和石墨棒上发生的现象。通电一段时间后，将小试管套在a管上，收集U形管左端产生的气体。2 min后，提起小试管，并迅速用拇指堵住试管口，移近点燃的酒精灯，松开拇指，检验收集到的气体。
②取一支小试管，用向上排空气法收集从b管导出的气体，观察收集到的气体的颜色。
③关闭电源，打开U形管左端的橡皮塞，向溶液中滴加1～2滴酚酞溶液，观察溶液的颜色。
(2)现象与推理
实验现象 结论
① 出现爆鸣声 a管中的气体为氢气
② 产生黄绿色的气体 b管中的气体为氯气
③ 铁棒端溶液变红，石墨棒端溶液不变色 U形管左端溶液显碱性，右端溶液不显碱性
(3)实验结论
根据实验推断电解饱和食盐水的产物是H2、Cl2、NaOH溶液。
2．氯碱工业
(1)工业制取氯气的反应原理：2NaCl＋2H2O2NaOH＋Cl2↑＋H2↑。
(2)氯碱工业：以电解饱和食盐水为基础制取氯气、烧碱等产品的工业。
考点4 氯的原子结构及物理性质
1．氯的原子结构
原子结构示意图为，氯原子容易得到1个电子而形成Cl－。
2．氯气物理性质
氯气是一种黄绿色、密度比空气大、有刺激性气味的有毒气体。
氯气易液化，在加压条件下，氯气转化为液态，可储存在钢瓶中。
考点5 氯气的化学性质
氯气是一种化学性质很活泼的非金属单质，在一定条件下能与多种金属和非金属单质反应，生成氯化物。
1．与金属单质反应
反应现象 化学方程式
Na 剧烈燃烧，黄色火焰，产生大量白烟 2Na＋Cl22NaCl
Fe Fe丝在氯气中燃烧，产生棕色烟 2Fe＋3Cl22FeCl3
Cu Cu丝在氯气中燃烧，产生棕黄色烟，溶于水后，溶液呈蓝绿色 Cu＋Cl2CuCl2
氯气与除金、铂以外的绝大多数金属都能反应。变价金属单质与氯气反应，一般生成最高价氯化物，例如过量的铁丝在氯气中燃烧时，生成FeCl3而不生成FeCl2。
干燥的氯气在常温下不与铁反应，因此，干燥的氯气可用钢瓶贮存。
2．与非金属单质反应
氯气与H2反应的方程式为：H2＋Cl22HCl。
反应现象：H2在Cl2中能安静地燃烧，发出苍白色火焰，瓶口有白雾。
工业上用电解饱和食盐水得到的氯气和氢气制取盐酸。
3．氯气与水的反应
【实验探究1】氯气在水中的溶解实验
(1)实验操作：取一支100 mL的针筒抽取80 mL的氯气和20 mL的水，振荡。
(2)实验现象：活塞向里移动，水溶液颜色逐渐变为浅黄绿色。
(3)实验结论：氯气能溶于水，常温常压下，1体积的水约能溶解2体积的氯气，氯水呈浅黄绿色。
【实验探究2】氯水的成分探究
实验1：将干燥的有色布条和湿润的有色布条分别放入两瓶干燥的氯气中。
实验操作 实验现象 实验结论
有色布条不褪色 干燥氯气不具有漂白性
有色布条褪色 氯水具有漂白性
实验2：分别用玻璃棒蘸取新制氯水和稀盐酸，滴在pH试纸上。
实验操作 实验现象 实验结论
新制氯水滴在pH试纸上 试纸先变红后变为白色 新制氯水呈酸性，有漂白性
稀盐酸滴在pH试纸上 试纸变红色 稀盐酸无漂白性
实验3：在洁净的试管中加入1mL性质氯水，再向试管中加入几滴硝酸银溶液和稀硝酸。
实验现象：有白色沉淀生成，且白色沉淀不溶解。
实验结论：氯水中含有Cl-。
反应方程式为：Cl2＋H2OHCl＋HClO。
可逆反应的概念：在相同条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向进行的反应。
氯水中含有Cl2、HClO等分子，也含有H+、Cl-等离子。
4．氯气与碱的反应
(1)与氢氧化钠溶液反应——制取漂白剂
①化学方程式：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。
②漂白剂的有效成分是次氯酸钠（NaClO）。
(2)与石灰乳反应——制取漂白粉
①化学方程式：2Ca(OH)2＋2Cl2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。
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：利用复分解反应原理，漂白粉中的次氯酸钙与酸(如盐酸或碳酸等)反应生成具有漂白性的次氯酸。
次氯酸钙溶液与二氧化碳反应的方程式为Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HClO。
5．含氯消毒剂的合理使用
(1)漂白粉应密封、避光保存，并置于阴凉干燥处。
(2)含氯漂白剂与洁厕剂（含有盐酸）不能混合使用，因为两者混合会反应生成氯气。
(3)新型灭菌消毒剂——二氧化氯：杀菌、消毒能力比氯气强。
考点6 次氯酸（HClO）的性质及应用
1．弱酸性
HClO是一种比H2CO3还弱的弱酸。
写出下列化学方程式：
HClO与NaOH反应：HClO+NaOH=NaClO+H2O。
HClO与Ca(OH)2反应：2HClO+Ca(OH)2=CaCl2+2HClO。
2．强氧化性
HClO具有强氧化性，其氧化性比Cl2强，能使染料等有机色素褪色，还能杀菌消毒。
3．不稳定性
次氯酸不稳定，在受热或光照条件下易分解放出O2，化学方程式为：
2HClO2HCl+O2↑。
久置氯水的成分是稀盐酸。
3．次氯酸的漂白原理、特点及应用范围
(1)原理：将有色有机物质氧化为稳定的无色物质。
(2)特点：被HClO漂白后的物质，久置后不再恢复原色，即HClO的漂白具有不可逆性。
(3)应用范围：几乎所有有色有机物质遇HClO都会褪色。
考点7 氯水性质的多重性
1．氯水的成分探究
(1)观察颜色，氯水为浅黄绿色，证明氯水中还存在Cl2分子。
(2)关于氯水具有漂白性的证据：
①干燥的氯气不能使干燥的有色布条褪色，能使湿润的有色布条褪色。
②氯水能使pH试纸变红（说明氯水呈酸性）后褪色，盐酸使pH试纸变红色。
由此说明氯气与水反应生成了一种具有漂白性的物质。
(3)氯水中含有H+和Cl-的证据：
①氯水能使pH试纸变红，说明氯水中含有H+。
②氯水与硝酸酸化的硝酸银溶液反应生成白色沉淀，说明含有Cl-。
通过实验探究，可知氯水的成分为：
三分子：Cl2、H2O、HClO
四离子：H+、Cl-、ClO-、OH-（极少量）
2．氯水成分的多重性
3．可逆反应的特征
通过氯水成分的探究，也证明了氯气与水的反应为可逆反应，可逆反应有以下特征：
(1)反应物和生成物同时存在与反应体系中。
(2)反应不能完全进行，即反应有一定的限度。
(3)在相同条件下，正反应（从左到右）和逆反应（从右到左）同时进行。
考点8 氧化还原反应基本概念
1．氧化还原反应的特征：反应中物质所含元素化合价发生改变。
2．氧化还原反应的实质
(1)氧化还原反应的概念
①有电子转移的反应叫作氧化还原反应。
②氧化反应：物质所含元素的原子失去电子的反应。
还原反应：物质所含元素的原子得到电子的反应。
如钠与氯气的反应，实质是钠原子失去电子，发生氧化反应；氯原子得到电子，发生还原反应。
③反应过程中化合价变化，电子得失变化
(2)氧化还原反应概念之间的关系
化合价升高——失去电子——被氧化——发生氧化反应——是还原剂
化合价降低——得到电子——被还原——发生还原反应——是氧化剂
3．氧化还原反应的相关概念
(1)氧化剂与还原剂
氧化剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价降低，即得到电子(或电子对偏向)的物质。
还原剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价升高，即失去电子(或电子对偏离)的物质。
(2)氧化产物与还原产物
氧化产物：还原剂失去电子被氧化的产物。
还原产物：氧化剂得到电子被还原的产物。
(3)氧化性与还原性
氧化性：物质得到电子的能力。
还原性：物质失去电子的能力。
4．氧化还原反应概念间的关系
考点9 氧化还原反应的表示方法——双线桥法
1．基本步骤
(1)标变价：正确标出反应前后化合价发生变化的元素元素的化合价，明确变价元素的化合价升降关系。
(2)连线桥：用带箭头的线由反应物指向生成物，且对准同种元素。
(3)标得失：标出“失去”或“得到”电子的总数，且得失电子总数相等。
2．实例分析
该表示法能体现出氧化还原反应的实质及过程，同时清楚地表示出了得失电子的情况，上述反应中CuO中Cu元素得电子为“2×2e－”，前一个“2”表示有2个Cu2＋得电子，后一个“2e－”，表示一个Cu2＋得2个电子，共得4个电子。
3．注意事项
(1)箭头、箭尾必须对应化合价变化的同种元素；
(2)必须注明“得”“失”；
(3)氧化剂和还原剂得、失电子要守恒。
考点10 氧化性和还原性强弱的比较
1．物质的氧化性及还原性与核心元素化合价的关系
核心元素化合价 实例 性质
最高价 KO4、Cl3、浓HO3、浓H2O4 只有氧化性
中间价 O2、Na2O3、SO4、 既有氧化性又有还原性
最低价 、、K 只有还原性
2．氧化性、还原性强弱比较的方法
(1)根据元素的活动性顺序比较
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如：Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu
金属还原性：Fe>Cu
在反应中Fe是还原剂，Cu是还原产物。
(2)根据氧化还原反应方程式比较
氧化性：氧化剂>氧化产物
还原性：还原剂>还原产物
3．常见的氧化剂和还原剂
(1)常见的氧化剂
活泼的非金属单质：O2、Cl2、Br2等；
含高价金属阳离子的化合物：FeCl3、CuCl2等；
含某些较高化合价元素的化合物：浓H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2等。
(2)常见的还原剂
活泼或较活泼的金属：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn等；
含低价金属阳离子的化合物：FeCl2等；
某些非金属单质：C、H2等；
含有较低化合价元素的化合物：HCl、H2S、KI等。
(3)在可变化合价元素的化合物中，具有中间价态的物质既可作氧化剂，又可作还原剂。如：Cl2、S、SO2、H2SO3等。
考点11 钠的原子结构和性质
1．钠的原子结构及存在
(1)钠的原子结构
钠原子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。
(2)钠的存在
钠元素在自然界中以化合态存在，如氯化钠、碳酸钠、硫酸钠等。
2．实验探究钠的性质
(1)钠与氧气的反应
钠放置在空气中 在空气中加热钠
实验现象 新切开的钠具有银白色的金属光泽，在空气中很快变暗 钠先熔化成小球，然后剧烈燃烧，火焰呈黄色，生成淡黄色固体
化学方程式 4Na＋O2===2Na2O 2Na＋O2Na2O2
(2)钠与水的反应
①操作：向盛有水(滴有酚酞)的小烧杯中投入一小块金属钠。
②实验记录
实验现象 结论或解释
钠浮在水面上 钠的密度比水小
钠熔化成小球 钠熔点低，反应放热
小球在水面上迅速游动 反应产生的氢气推动小球运动
与水反应发出“嘶嘶”声，逐渐变小，最后消失 钠与水剧烈反应，产生气体
反应后溶液的颜色逐渐变红 有碱性物质(氢氧化钠)生成
化学方程式：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
③实验结论
钠与水剧烈反应，生成氢氧化钠和氢气。
3．钠的物理性质
银白色，有金属光泽的固体，质地柔软，熔点低(小于100 ℃)，密度比水的小，但比煤油的大。
4．钠的化学性质
钠是活泼的金属，能与非金属、水、酸反应，在反应中均失去一个电子表现强还原性。
(1)钠与O2的反应
①常温下，与氧气发生反应。
②钠受热后，可以与氧气剧烈反应，生成过氧化钠。
(2)钠与水反应
反应实质：水是一种非常弱的电解质，水可以微弱地电离出H＋，钠与水反应的实质是Na与H+的反应。
(3)钠和盐溶液的反应
钠与盐溶液反应仍是Na与H2O的反应。因盐中金属离子被水分子包围，使Na不能与之接触。
如将Na加入CuSO4溶液中，反应的第一步为：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
第二步为：2NaOH＋CuSO4===Cu(OH)2↓＋Na2SO4
因此钠不能从盐溶液中置换出金属。
5．钠的制备和用途
(1)制备
工业上电解熔融NaCl可以得到金属钠，化学方程式为：2NaCl2Na＋Cl2↑。
(2)用途
①钠和钾的合金常温下呈液态，可用作快中子反应堆的热交换剂。
②高压钠灯发出的黄光射程远，透雾能力强，常用作路灯。
③金属钠还可以用于钛、锆、铌、钽等金属的冶炼。如Na与TiCl4反应：TiCl4＋4NaTi＋4NaCl。
考点12 氧化钠和过氧化钠
1．氧化钠的性质
(1)氧化钠是一种白色的碱性氧化物，能与水、酸、酸性氧化物等发生反应。
(2)写出下列反应的化学方程式：
①氧化钠与水反应：Na2O＋H2O===2NaOH；
②氧化钠溶于盐酸：Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O；
③氧化钠与CO2反应：Na2O＋CO2===Na2CO3。
2．过氧化钠的性质
(1)过氧化钠与水反应的化学方程式是2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑。
氧化剂是过氧化钠，还原剂是过氧化钠。
(2)过氧化钠与二氧化碳反应的化学方程式是2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2，可用于呼吸面具或潜水艇中作为O2的来源。
3．氧化钠与过氧化钠的比较
物质 氧化钠 过氧化钠
化学式 Na2O Na2O2
氧的化合价 －2价 －1价
n(Na＋)∶n(阴离子) 2∶1 2∶1
颜色状态 白色固体 淡黄色固体
氧化物类别 碱性氧化物 过氧化物(不属碱性氧化物)
生成 4Na＋O2===2Na2O 2Na＋O2Na2O2
与氧气反应 2Na2O＋O22Na2O2 不反应，稳定性强
与水反应 Na2O＋H2O===2NaOH 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑
与CO2反应 Na2O＋CO2===Na2CO3 2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2
与稀盐酸反应 Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O 2Na2O2＋4HCl===4NaCl＋O2↑＋2H2O
漂白性 无 有
用途 制NaOH 漂白剂、消毒剂、供氧剂、强氧化剂
4．Na2O2与CO2和H2O反应的电子转移关系
两反应的氧化剂和还原剂都是Na2O2，每有1 mol O2生成时，转移的电子均为2 mol。关系式为：2Na2O2～O2～2e－。
考点13 碳酸钠和碳酸氢钠的性质
1．碳酸钠(Na2CO3)
(1)碳酸钠是白色固体，俗称纯碱或苏打，易溶于水。
电离方程式：Na2CO3===2Na＋＋CO。
(2)实验探究——Na2CO3的性质
实验 现象 结论(或化学方程式)
将澄清石灰水加入碳酸钠溶液中 产生白色沉淀 Ca(OH)2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaOH
将氯化钙溶液加入碳酸钠溶液中 产生白色沉淀 CaCl2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaCl
测碳酸钠溶液pH pH>7 碳酸钠溶液呈碱性
将沾有油污的铜片放入热的碳酸钠溶液中 铜片表面变光亮，油污消失 碳酸钠溶液具有去污能力
(3)Na2CO3溶液与酸的反应
①与足量盐酸反应：Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋CO2↑＋H2O
②通入足量CO2：Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3
2．碳酸氢钠(NaHCO3)
(1)碳酸氢钠是白色固体，俗称小苏打，常温下溶解度小于碳酸钠，水溶液呈碱性。
电离方程式为NaHCO3===Na＋＋HCO 。
(2)碳酸氢钠的化学性质
①与盐酸反应：NaHCO3＋HCl===NaCl＋CO2↑＋H2O
②热稳定性：2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O
③与NaOH 反应：NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
3．Na2CO3和NaHCO3的性质比较
性质 Na2CO3 NaHCO3 性质比较
水溶液 易溶 可溶 Na2CO3溶解度大于NaHCO3
溶液酸碱性 碱性 碱性 物质的量浓度相同时，Na2CO3溶液的碱性比NaHCO3溶液强
热稳定性 稳定 不稳定 Na2CO3热稳定性比NaHCO3强
与酸反应 能 能 NaHCO3与酸反应比Na2CO3更剧烈
相互转化 Na2CO3NaHCO3
4．Na2CO3和NaHCO3的用途
Na2CO3 NaHCO3
热的纯碱溶液除去物体表面的油污。制玻璃、制肥皂、造纸、纺织、洗涤剂、冶金等。 发酵粉的主要成分、作灭火剂、医疗上治疗胃酸过多。
考点14 侯氏制碱法
1．主要反应
NaCl＋NH3＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl
2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑
2．制法原理
(1)NH3通入到饱和NaCl溶液中，形成氨水的NaCl饱和溶液，然后再通入CO2。这样先形成了一个弱碱性的环境以后，可以增大CO2在溶液中的溶解度，生成更多的NaHCO3。
(2)因为NaHCO3的溶解度小于NH4Cl的溶解度，所以是NaHCO3先从溶液中结晶析出。
(3)在制碱工业上，所用原料CO2和NH3是由合成氨厂提供的，所以工业生产上常将侯氏制碱和合成氨联合在一起，称为“联合制碱法”。“联合制碱法”还能得到NaHCO3和NH4Cl等副产品。
考点15 强电解质和弱电解质
1．强电解质和弱电解质
(1)强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质。强酸、强碱和大多数盐都是强电解质。
(2)弱电解质：在水溶液中不能完全电离的电解质。弱酸、弱碱是弱电解质。
2．电离方程式
(1)强电解质的电离方程式：用“=”表示，如：
①H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO。
②KOH：KOH===K＋＋OH－。
③CaCl2：CaCl2===Ca2＋＋2Cl－。
(2)弱电解质的电离方程式：
①用“”表示；如：
CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋。
NH3·H2O：NH3·H2ONH＋OH－。
②多元弱酸是分步电离的，如：H2CO3H++HCO；HCOH++CO。
③多元碱的电离方程式书写时一步完成，如：Cu(OH)2Cu2++2OH-。
3．溶液的导电能力
溶液的导电能力由溶液中离子浓度的大小和离子所带电荷数的多少决定。一般，离子浓度越大，离子所带电荷数越多，溶液的导电能力越强。
物质的量浓度相同时，强电解质溶液的导电能力明显强于弱电解质溶液的导电能力。
4．常见的强电解质和弱电解质
电解质的强弱与溶液的导电能力及电解质的溶解度都没有必然联系，只与电离程度有关。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。
(1)强电解质：强酸、强碱和绝大多数盐都是强电解质。
常见的强酸：HCl、H2SO4、HNO3等。
常见的强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。
绝大多数盐都是强电解质，注意难溶性或微溶性盐都是强电解质，如BaSO4、CaCO3等。
(2)弱电解质：弱酸、弱碱都是弱电解质。熟记下列常见的弱酸和弱碱：
常见的弱酸：CH3COOH、HClO、H2CO3等。
常见的弱碱：NH3·H2O和难溶性碱[如Fe(OH)3、Cu(OH)2]等。
5．强电解质和弱电解质的比较
强电解质 弱电解质
电离条件 溶于水或熔融状态 溶于水或熔融状态
电离程度 完全电离 部分电离
电离过程 不可逆过程 可逆过程
溶液中微粒 只有电解质电离出的阴、阳离子、溶剂分子，不存在电解质分子 既有电解质电离出的阴、阳离子、溶剂分子，还存在电解质分子
实例 多数盐(包括难溶盐)、强酸、强碱等 弱酸、弱碱、水
考点16 离子反应和离子方程式
1．离子反应
以CaCl2溶液与Na2CO3溶液为例探究离子反应的实质
(1)化学方程式：Na2CO3＋CaCl2===CaCO3↓＋2NaCl。
(2)微观分析
CaCl2和Na2CO3的电离方程式 CaCl2===Ca2＋＋2Cl－Na2CO3===CO＋2Na＋
混合前两种溶液中的离子 CaCl2溶液：Ca2＋、Cl－ Na2CO3溶液：Na＋、CO
混合后数目减少的离子 Ca2＋、CO
混合后数目不变的离子 Na＋、Cl－
反应实质 Ca2＋、CO结合成CaCO3白色沉淀
(3)概念：有离子参加的化学反应称为离子反应。
(4)本质：离子反应使溶液中某些离子的浓度减小。
2．离子方程式
用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
如：(1)碳酸钠溶液分别与氯化钙溶液、澄清石灰水反应的离子方程式均可表示为CO＋Ca2＋===CaCO3↓。
(2)Na2SO4溶液和BaCl2溶液反应的离子方程式可表示为Ba2＋＋SO===BaSO4↓。
3．溶液中的复分解反应发生的条件
(1)酸、碱、盐在水溶液中发生的复分解反应，实质上是电解质在溶液中相互交换离子的反应。
(2)当离子间结合生成难溶性物质、难电离物质或易挥发性物质时，反应就能进行。
考点17 离子方程式的书写
1．离子方程式的书写步骤
(1)写：正确书写化学方程式；
(2)拆：把溶于水且完全电离的物质拆成离子的形式，难溶于水或溶于水但难电离的物质仍用化学式表示；
(3)删：删去化学方程式两边不参加反应的离子，并将化学方程式化为最简；
(4)查：检查离子方程式两边各元素的原子数目和离子所带的电荷总数是否相等以及反应条件、沉淀符号、气体符号等。
2．离子方程式的书写方法
(1)要将溶于水且完全电离的电解质写成离子形式。
(2)单质、沉淀、气体、难电离的物质(如水、弱酸、弱碱)等写成化学式。
(3)在溶液中的NaHSO4应拆写成Na＋、H＋和SO，NaHCO3应拆写成Na＋和HCO。
(4)对微溶物，如Ca(OH)2，如果是反应物且为澄清石灰水，应拆成Ca2＋和OH－的形式，如果是生成物或是石灰乳等，则保留化学式Ca(OH)2。
3．离子方程式的意义
化学方程式只能表示某一个特定的化学反应，离子方程式不仅可以表示某一个特定的化学反应，还可以表示同一类化学反应。
如H++OH-=H2O表示强酸溶液与强碱溶液生成可溶性盐和水的中和反应。
4．判断离子方程式的正误
(1)看是否符合客观事实
如：Fe加入硫酸铜溶液中：2Fe＋3Cu2＋===2Fe3＋＋3Cu(×)　Fe＋Cu2＋===Fe2＋＋Cu(√)
(2)看是否符合拆写原则
如石灰石加入稀盐酸中：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O(×)　CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O(√)
(3)看是否遵守质量守恒定律
如Na2CO3与稀硫酸反应：CO＋H＋===CO2↑＋H2O(×)　CO＋2H＋===CO2↑＋H2O(√)
(4)看是否遵守电荷守恒
如钠与稀硫酸反应：Na＋2H＋===Na＋＋H2↑(×)　2Na＋2H＋===2Na＋＋H2↑(√)
(5)看是否漏掉参加反应的离子
如CuSO4与Ba(OH)2溶液反应：Ba2＋＋SO===BaSO4↓(×)　Ba2＋＋SO＋Cu2＋＋2OH－===BaSO4↓＋Cu(OH)2↓(√)
(6)看是否符合阴、阳离子的个数配比
如Ba(OH)2溶液和稀硫酸反应：Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O(×)
Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O(√)
考点18 离子共存问题
1．离子共存的判断方法
离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子间能发生反应，则不能大量共存。
2．离子间因发生复分解反应而不能大量共存的情况
(1)离子之间反应生成沉淀：如图连线的两离子之间。
(2)离子之间反应生成气体：如图连线的两离子之间。
(3)离子之间反应生成水或其他难电离的物质：如图连线的两离子之间。
3．因发生氧化还原反应不共存
(1)常见氧化性离子：MnO(H＋)、NO(H＋)、ClO－、Fe3＋等。
(2)常见还原性离子：S2－、SO、I－、Fe2＋等。
3．离子共存判断的隐含条件
(1)“无色透明”溶液不存在有色离子。
离子 Cu2＋ Fe3＋ Fe2＋ MnO
颜色 蓝色 棕黄色 浅绿色 紫红色
(2)溶液的酸碱性
①使石蕊变红色的强酸性溶液：与H+反应的离子肯定不能大量存在，如CO、HCO等。
②使石蕊变蓝色或使酚酞变红色的强碱性溶液：与OH-反应的离子肯定不能大量存在，如NH、HCO、Fe3＋、Cu2＋、Al3＋等。
考点19 溶液中反应的定量关系
1．碱与酸性氧化物反应的规律
(1)NaOH溶液与CO2反应
向NaOH溶液中通入少量CO2，此时发生反应的方程式为2NaOH+CO2===Na2CO3+H2O；若向反应后的溶液中继续通入CO2，反应方程式为Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3。
将上述两个方程式合并，可得：NaOH+CO2===NaHCO3。
(2) 碱与酸性氧化物反应的规律
当碱[如NaOH、KOH、Ca(OH)2等]与酸性氧化物（如CO2、SO2）反应时，有以下规律：
若碱过量，生成的盐为正盐；
若酸性氧化物过量，生成的盐为酸式盐。
2．NaHCO3溶液与碱的反应
写出下列离子方程式：
(1)NaHCO3溶液与NaOH溶液反应：HCO+OH-=== CO+H2O。
(2)碳酸氢钠溶液中加少量澄清石灰水：Ca2＋＋2OH－＋2HCO===CaCO3↓＋CO＋2H2O。
(3)碳酸氢钠溶液中加足量澄清石灰水：HCO＋OH－＋Ca2＋===CaCO3↓＋H2O。
3．碳酸盐、碳酸氢盐的离子反应
(1)在Na2CO3溶液中逐滴加入稀盐酸的现象为开始无气泡，一段时间后产生气泡。
写出过程中的离子方程式：CO＋H＋===HCO、HCO＋H＋===CO2↑＋H2O。
(2)在盐酸中滴入Na2CO3溶液，现象为立即产生气泡。
离子方程式：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O。
4．碳酸钠、碳酸氢钠与酸反应的定量关系
(1)向Na2CO3溶液中逐滴加入盐酸，消耗盐酸的体积与产生CO2的体积的关系如图甲所示。
(2)向NaHCO3溶液中逐滴加入盐酸，消耗盐酸的体积与产生CO2的体积的关系如图乙所示。
(3)向NaOH、Na2CO3的混合物中逐滴加入盐酸，消耗盐酸的体积与产生CO2的体积的关系如图丙所示(设NaOH、Na2CO3的物质的量之比为1∶1)。
(4)向Na2CO3、NaHCO3的混合物中逐滴加入盐酸，消耗盐酸的体积与产生CO2的体积的关系如图丁所示(设Na2CO3、NaHCO3的物质的量之比为1∶1)。
4．“定一议多”法判断反应物少量和过量
以NaOH溶液与CO2为例，先写出两个方程式：
2NaOH+CO2===Na2CO3+H2O；
NaOH+CO2===NaHCO3。
两个方程式中，CO2的化学计量数为“1”，第一个方程式中，NaOH的化学计量数为2，第二个方程式子龙，NaOH的化学计量数为1，由此可以判断第一个反应中，NaOH过量（或CO2少量），第二个反应中，NaOH少量（或CO2过量）。
考点20 粗盐提纯
1．除杂试剂的选择
粗盐所含杂质离子有Ca2+、Mg2+、SO，加入除杂试剂，会引入新的杂质，因此后加的试剂要适当过量。
步骤 杂质 加入的试剂 离子方程式
1 Mg2+ NaOH溶液 Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓
2 SO BaCl2溶液 Ba2++ SO=BaSO4↓
3 Ca2+、Ba2+ Na2CO3溶液 Ca2++ CO=CaCO3↓Ba2++ CO=BaCO3↓
4 OH-、CO 盐酸 H++OH-=H2O2H++ CO=CO2↑+H2O
2．实验步骤
(1)除去不溶性杂质
①将粗盐倒入烧杯中，加适量水溶解，用玻璃棒搅拌；
②在过滤器上将粗盐水过滤，弃去沉淀，保留滤液。
(2)去除杂质离子
①向烧杯中加入NaOH溶液，边加边搅拌，直至不再有沉淀产生；
②再依次加入BaCl2溶液和Na2CO3溶液，边加边搅拌，直至不再有沉淀产生；
③将混合物在过滤器上过滤，弃去沉淀，保留滤液。
(3)提纯
①向滤液中加入适量盐酸，边加边搅拌，直至不再有气泡产生，用pH试纸测量溶液的pH，使溶液的pH约等于7；
②将溶液转移至蒸发皿中，用酒精灯加热蒸干。
3．问题探究
(1)Na2CO3溶液和BaCl2溶液的顺序是否可以颠倒？为什么？
不可以。Na2CO3溶液的作用不但是除去溶液中的Ca2＋，另一个作用是除去溶液中过量的Ba2＋，因此Na2CO3溶液必须在加入BaCl2溶液之后加入。
(2)如何检验食盐水中杂质离子已除干净？
①取少许滤液于试管中，加入稀盐酸，再加BaCl2溶液，如无白色沉淀生成，证明SO除净。
②取少许滤液于试管中，加入NaOH溶液，如无白色沉淀生成，证明Mg2＋除净。
③取少许滤液于试管中，加入Na2CO3溶液，如无白色沉淀生成，证明Ca2＋已除净。
考点21 从海水中提取溴
1．从海水中提取溴的流程
(1)酸化：将提取食盐后的母液用硫酸酸化，目的是抑制氯、溴与水的反应。
(2)氧化：将氯气通入母液中，将溶液中的溴离子转化为溴单质，离子方程式为：Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2。
(3)空气吹出：鼓入热空气，使溴从溶液中挥发出来，冷凝得到粗溴水。
(4)精制：将粗溴水进一步精制，得到高纯度的单质溴。
2．溴的用途
(1)制备药物：“红药水”中含有溴元素；溴化钾、溴化钠、溴化铵等可配成镇定剂。
(2)制造杀虫剂。
(3)制造感光剂：溴化银可用作医疗X射线胶片上的感光剂。
考点22 从海水中提取镁
1．工艺流程
2．反应过程
(1)分解贝壳制取氢氧化钙：
①CaCO3CaO＋CO2↑；②CaO＋H2O===Ca(OH)2。
(2)沉淀镁离子：MgCl2＋Ca(OH)2===CaCl2+Mg(OH)2↓。
(3)制备氯化镁：Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O。
(4)制取金属镁：MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑。
考点23 镁的性质及应用
1．镁单质的化学性质
(1)原子结构
镁的原子结构示意图为：，在化学反应中易失去2个电子，形成镁离子，具有强还原性。
(2)化学性质：
镁是活泼的金属，能在O2、N2、CO2中燃烧。
①在氧气中燃烧：2Mg+O22MgO，现象：产生耀眼的白光。
②在氮气中燃烧：3Mg+N2Mg3N2。
③在二氧化碳中燃烧：2Mg+CO22MgO+C。
④与盐酸反应：Mg+2HCl=MgCl2+H2↑。
2．镁合金、氧化镁
(1)镁是银白色金属，密度小，易传热，导电，能与铜、铝等金属形成合金。
(2)镁合金的性质特点：密度小、硬度和强度大。
(3)镁合金的用途：制造火箭、导弹和飞机的部件。
(4)氧化镁：白色难溶于水的固体，熔点很高，常用作耐高温材料。
考点24 从海带中提取碘
1．海带提碘的原理
(1)碘在海带中以化合态的形式存在。
(2)海带中的碘元素在浸泡时以碘离子(I－)的形式进入水中，可选择Cl2、H2O2等氧化剂把碘离子氧化成碘单质，离子方程式分别可表示为：
2I－＋Cl2===I2＋2Cl－，2H＋＋H2O2＋2I－===I2＋2H2O。
2．从海带中提取碘的工业生产流程
3．实验探究——加碘盐中碘元素的检验
(1)加碘盐中碘元素的存在形式：IO。
(2)检验原理
在酸性条件下，IO与I－反应的离子方程式：IO＋5I－＋6H＋===3I2＋3H2O，生成的单质碘用淀粉溶液检验，现象是淀粉溶液变蓝。
(3)用试纸和生活中的常见物质检验加碘盐中碘元素存在的方案：
①将食盐用水溶解，加入适量白醋；
②蘸取少量溶液，滴在KI-淀粉试纸上。
实验现象及结论：试纸变蓝，证明有碘元素存在。
4．碘元素的应用
碘是人体必需的微量元素，人体缺碘时患甲状腺肿大。
考点25 氯、溴、碘主要性质及离子检验
1．卤素单质的性质
(1)Br2、I2与Cl2有相似的化学性质，如均能与金属、非金属(H2)、H2O、碱反应。
(2)氧化性强弱顺序为Cl2＞Br2＞I2。
2．卤素单质的检验
Cl2 Br2 I2
常温下外观 黄绿色气体 深红棕色液体 紫黑色固体
常用检验方法 ①能使湿润的KI淀粉试纸变蓝②能使湿润的蓝色石蕊试纸先变红后褪色 能使湿润的KI淀粉试纸变蓝 遇淀粉溶液变蓝
3．卤素离子的检验
检验卤素离子的最好的方法是用硝酸银和稀硝酸，因为其灵敏度高，反应现象明显。检验时，一定要加入稀硝酸，以排除CO、OH－等离子的干扰。
专题4 硫和环境保护
考点1 硫在自然界中的存在和硫单质的性质
1．自然界中硫元素的存在形式
(1)游离态：存在于火山喷口的岩层中。
(2)化合态：主要存在于硫化物和硫酸盐中，火山喷出物中含有硫的氢化物和氧化物等。
2．硫单质的物理性质
黄色或淡黄色固体；俗称硫黄，质脆，易研成粉末，密度比水大，难溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2。
3．硫的化学性质
(1)与金属反应
硫是比较活泼的非金属元素，能与大多数金属在加热时反应。
2Na＋SNa2S　(剧烈反应并发生爆炸)
2Al＋3SAl2S3　(制取Al2S3的唯一途径)
Hg＋S===HgS　(黑色，可用硫粉处理撒在地面上的汞)
Fe＋SFeS　(黑色)
2Cu＋SCu2S　(黑色)
(2)与非金属反应
S＋O2SO2
现象：剧烈燃烧，发出明亮的蓝紫色火焰，有刺激性气味气体生成。
S＋H2H2S
(3)与碱、氧化剂等物质反应
硫是非金属单质，可与碱反应，所以可用热碱液洗涤熔化硫的试管。
硫单质的化合价处于中间价态，可被强氧化剂氧化：S＋2KNO3＋3CK2S＋3CO2↑＋N2↑
考点2 二氧化硫的性质和应用
1．SO2的物理性质
颜色 状态 气味 毒性 密度 溶解性
无色 气体 刺激性气味 有毒 比空气大 易溶于水(1∶40)
2．实验探究SO2的化学性质
【实验1】二氧化硫的溶解性实验和二氧化硫水溶液的pH测定。
实验现象：针筒内气体体积减小，pH试纸变红（呈酸性）。
实验结论：二氧化硫气体易溶于水，水溶液呈酸性。
补充实验：将紫色石蕊试液滴加到二氧化硫水溶液中。
实验现象：溶液变红色。
实验结论：SO2的水溶液显酸性。
【实验2】二氧化硫水溶液加入氯化钡溶液，再加入双氧水，然后加入盐酸。
实验现象：开始无明显现象，后产生白色沉淀，沉淀不溶于盐酸。
实验结论：①SO2的水溶液与BaCl2不反应；
②SO2具有还原性，可被H2O2氧化成SO，与Ba2＋反应生成BaSO4白色沉淀。
【实验3】验证二氧化硫的漂白性
实验现象：振荡后溶液红色褪去，再加热溶液恢复红色。
实验结论：SO2具有漂白性，但生成的无色物质不稳定。
3．SO2的化学性质
(1)与水反应：SO2+H2OH2SO3
(2)与碱（NaOH溶液、澄清石灰水）反应：
SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O；SO2+Ca(OH)2=CaSO3↓+H2O
(3)还原性（与H2O2反应）：SO2+H2O2=H2SO4
(4)氧化性（与H2S反应）：SO2+2H2S=3S+2H2O
(5)漂白性：使某些有色物质(如品红溶液)生成不稳定的无色物质，若加热，可恢复原来的颜色。
4．亚硫酸的性质
(1)弱酸性： H2SO3H++HSO（电离方程式）
(2)不稳定性：H2SO3SO2↑+H2O
(3)强还原性（与O2、H2O2反应）：
2H2SO3+O2=2H2SO4；H2SO3+H2O2=H2SO4+H2O
(4)弱氧化性（与H2S反应）：H2SO3+2H2S=3S↓+3H2O
5．用途
二氧化硫常用作漂白剂、杀菌消毒剂、食品添加剂。
考点3 硫酸的制备
1．工业上接触法制硫酸的主要设备及生产流程
根据上图回答下列问题：
(1)填写下列各进口或出口物质的名称：
A含硫矿石(如FeS2)；B炉渣；C二氧化硫、氧气、氮气；D尾气(SO2、O2、N2)。
(2)接触法制硫酸分为三个阶段，填写下表：
三步骤 三原料 三设备 三反应原理
造气 S或FeS2 沸腾炉 4FeS2＋11O28SO2＋2Fe2O3
接触氧化 O2 接触室 2SO2＋O22SO3
SO3吸收 98.3%浓H2SO4 吸收塔 SO3＋H2O===H2SO4
(3)工业上制备硫酸的问题探究
①原料硫铁矿粉碎的目的是什么？
使反应物充分接触，增大接触面积，提高反应速率，使反应物充分反应，提高原料的利用率。
②沸腾炉中产生的气体为什么需要经过净化？
防止催化剂中毒。
③接触室中安装热交换器的目的是什么？
a．利用反应放出的热量预热二氧化硫和氧气。
b．冷却反应生成的三氧化硫。
④多余的气体为什么要再充入接触室？
为了提高原料的利用率。
⑤用98.3%的浓硫酸吸收三氧化硫的目的是什么？
防止SO3溶于水放出大量热导致酸雾，降低吸收效率。
2．化学工业制备的要求
(1)原料廉价且稳定，降低运输成本。
(2)从环保、成本等角度选择合适的化学反应，保证在反应中能充分接触。
(3)制备流程简单高效，能耗低，反应放出的热量尽可能加以循环利用，生成的副产物较少。
(4)制备过程绿色环保，不使用或生成对环境有害的物质。
考点4 浓硫酸的性质
1．浓硫酸的物理性质
(1)实验室常用的浓硫酸质量分数为98.3%，密度大（1.84 g·cm－3），沸点高，难挥发，常温下比较稳定。
(2)硫酸与水以任意比互溶，浓硫酸溶解时可放出大量的热；浓硫酸的稀释方法是将浓硫酸沿烧杯内壁缓缓倒入水中，并用玻璃棒不断搅拌。
2．浓硫酸的性质
(1)吸水性
浓硫酸具有很强的吸水性，可用作干燥剂。
在一支洁净的大试管内加入少量胆矾，再向试管中加入3 mL浓硫酸， 搅拌。
实验现象：蓝色晶体变为白色粉末。
实验结论：浓硫酸具有吸水性。
(2)脱水性
观察思考
实验现象 蔗糖变黑，体积膨胀，变成疏松多孔的海绵状的炭，并放出有刺激性气味的气体
实验结论 浓硫酸具有脱水性、强氧化性
浓硫酸按水的组成比，夺取某些有机物中的氢、氧原子形成水分子。
(3)强氧化性
①实验探究：浓硫酸与铜的反应
实验现象 a试管中铜丝表面有气泡产生；b试管中的溶液逐渐变为无色；c试管中的紫色石蕊溶液逐渐变为红色；d将a试管里的溶液慢慢倒入水中，溶液显蓝色
实验结论 Cu和浓硫酸反应的化学方程式：Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O
在该反应中，氧化剂为浓H2SO4，还原剂为Cu ，氧化剂与还原剂的物质的量之比为1∶1。浓硫酸在反应中既体现出强氧化性又体现出酸性。
②与铁、铝的反应
常温下，铁、铝表面被浓硫酸氧化为致密的氧化膜而钝化，从而阻止了酸与内层金属的进一步反应，所以常温下可以用铁、铝质容器来盛装浓硫酸。
③与非金属的反应
浓硫酸与木炭反应的化学方程式：C＋2H2SO4(浓)CO2↑＋2SO2↑＋2H2O。
考点5 含硫物质的相互转化
1．不同价态含硫化合物
含硫物质 H2S、Na2S S SO2、H2SO3、Na2SO3 SO3、H2SO4、Na2SO4
硫元素化合价 －2 0 ＋4 ＋6
2．含硫化合物之间的相互转化
含硫物质多种多样，在一定条件下可相互转化。通过氧化还原反应可实现含有不同价态硫元素的物质之间的转化；通过非氧化还原反应可实现含有相同价态硫元素的不同物质间的转化。
试完成

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