资源简介

化学1常用化学反应方程式
一、钠及其化合物
1、钠在空气中燃烧（黄色的火焰） 2Na + O2 Na2O2
2、钠与水反应（浮、熔、游、响、红） 2Na + 2H2O = 2H2O + H2 ↑ 2Na + 2H2O = 2Na+ + 2OH - + H2 ↑
3、过氧化钠与水的反应（放热反应、Na2O2是强氧化剂，用于漂白）
2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2 ↑ 2Na2O2 + 2H2O = 4Na+ + 4OH - +O2 ↑
4、过氧化钠可用在呼吸面具和潜水艇中作为氧气来源，原因是： 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
5、苏打（纯碱）与盐酸反应
①盐酸中滴加纯碱溶液Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑ CO32- + 2H+ = H2O + CO2↑
②纯碱溶液中滴加少量盐酸Na2CO3 + HCl = NaHCO3 + NaCl CO32- + H+ = HCO3-
6、小苏打受热分解 2NaHCO3 Na2CO3 + H2O +CO2 ↑
7、固体氢氧化钠和碳酸氢钠混合物在密闭容器中加热 NaHCO3 + NaOH Na2CO3 + H2O
HCO3-+ OH - = H2O + CO32-(若是溶液中反应有离子方程式)
二、氯及其化合物
8、金属钠在氯气中燃烧 （白烟） 2 Na + Cl2 2NaCl
9、铜丝在氯气中剧烈燃烧（燃烧，棕黄色烟，绿色溶液） Cu + Cl2 CuCl2
10、铁在氯气中剧烈燃烧（燃烧，棕色烟，棕黄色溶液） 2Fe + 3Cl2 3FeCl3
11、氢气在氯气中燃烧 （苍白色火焰，瓶口有白雾产生，有刺激性气味气体生成） H2 + Cl2 2HCl
12、氯气溶于水（新制氯水中含H+ 、Cl - 、ClO - 、OH-、Cl2、HClO、H2O）
Cl2 + H2O = HCl + HClO Cl2 + H2O = H+ + Cl - + HClO
13、次氯酸见光分解（强氧化剂、杀菌消毒，漂白剂） 2HClO 2HCl + O2↑
14、工业制漂白粉的原理
2Ca(OH)2 + 2Cl2 ===Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O 2Ca(OH)2 + 2Cl2 ===2Ca2++2ClO- + 2Cl -+ 2H2O
漂白粉的失效Ca(ClO)2 + CO2 + H2O =CaCO3↓ + 2HClO 2HClO 2HCl + O2↑
Ca2++2ClO- + CO2 + H2O =CaCO3↓+ 2HclO
15、 氯气与NaOH的反应Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O Cl2＋2OH-＝Cl-＋H2O+ ClO-
16、氯气的实验室制法：（仪器：分液漏斗，圆底烧瓶）
MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 +Cl2↑+ 2H2O MnO2 + 4H+ +2Cl- Mn2+ + Cl2↑+ 2H2O
17、新制氯水注入盛溴化钠溶液的试管中 Cl2 + 2NaBr = Br2 + 2NaCl Cl2 + 2Br- = Br2 + 2Cl-
三、硫及其化合物
18、二氧化硫制三氧化硫（无色固体，熔点16.8℃） 2SO2 + O2 2SO3
19、铜与浓硫酸反应： Cu + 2H2SO4 (浓） CuSO4 + 2H2O+SO2 ↑
20、碳与浓硫酸反应： C + 2H2SO4（浓） 2H2O+CO2↑+2SO2↑
21、工业制单质硅（碳在高温下还原二氧化硅） SiO2 + 2C Si + 2CO↑
22、二氧化硅与氢氧化钠反应 SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O SiO2 + 2OH - = SiO32- + H2O
四、氮及其化合物
23、氮气和氢气反应（工业合成氨） N2 + 3H2 2NH3
24、氮气和氧气放电下反应 N2 + O2 2NO 2NO + O2 AUTOTEXT == \* MERGEFORMAT EMBED PBrush 2NO2
25、二氧化氮溶于水 3NO2 + H2O AUTOTEXT == \* MERGEFORMAT EMBED PBrush 2HNO3 + NO 3NO2 + H2O AUTOTEXT == \* MERGEFORMAT EMBED PBrush 2H+ + 2NO3- + NO
26、NO2 、O2 的混合气通入水中无剩余气体 4NO2 + O2 + 2H2O = 4 HNO3
27、NO 、O2 的混合气通入水中无剩余气体 4NO + 3O2 + 2H2O = 4 HNO3
28、Cu与稀硝酸反应 3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
29、Cu与浓硝酸反应 Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO↑+2H2O硫酸、硝酸都是浓的溶液氧化性比稀的溶液强
30、C与浓硝酸反应 C+4HNO3（浓） 4NO2↑+CO2↑+2H2O
31. 氨的催化氧化 4NH3 +5O2 4NO + 6H2O
32. 碳酸氢铵受热分解 NH4HCO3 NH3 ↑+ H2O↑ + CO2 ↑
33. 用浓盐酸检验氨气（白烟生成） HCl + NH3 = NH4Cl
34. 硫酸铵溶液与氢氧化钠溶液混合加热
(NH4)2SO4 + 2NaOH 2NH3↑+ Na2SO4 + 2H2O NH4+ + OH - NH3 ↑+ H2O
35. 硝酸铵溶液与氢氧化钠溶液混合（不加热）
NH4NO3 + NaOH = NH3·H2O + NaNO3 NH4+ + OH- = NH3·H2O
五、铝及其化合物
36. 铝箔在氧气中剧烈燃烧 4Al + 3O2 2Al2O3
37. 铝片与稀盐酸反应 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑ 2Al + 6H+ = 2Al3+ +3H2↑
38. 铝与氢氧化钠溶液反应 2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2↑ 2Al + 2OH - + 2H2O = 2AlO2- + 3H2↑
39. 镁在二氧化碳中燃烧 2Mg + CO2 2MgO + C
40、氧化铝溶于稀盐酸 Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3 H2O Al2O3 + 6H+ = 2Al3+ +3 H2O
41. 氧化铝溶于氢氧化钠溶液 Al2O3 + 2NaOH AUTOTEXT == \* MERGEFORMAT EMBED PBrush 2NaAlO2 +H2O Al2O3 + 2OH - === 2AlO2- + H2O
42. 硫酸铝溶液中滴过量氨水 Al2(SO4)3 +6NH3·H2O = 2Al(OH)3↓+ 3(NH4)2SO4
Al3+ + 3 NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+
43. ①氢氧化铝溶液中加盐酸 Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O
②Al(OH)3与NaOH溶液反应：Al(OH)3 + NaOH AUTOTEXT == \* MERGEFORMAT EMBED PBrush NaAlO2 +2 H2O Al(OH)3 + OH- = AlO2- +2 H2O
铁及其化合物
44.高温下铁与水反应 3Fe + 4H2O（g) Fe3O4 + 4H2
45. 铁与盐酸反应 Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑ Fe + 2H+ = Fe2+ + H2↑
46. 氧化铁溶于盐酸中 Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O Fe2O3 + 6H+ = 2Fe3+ + 3H2O
47. 氯化铁中滴入氢氧化钠溶液（红褐色沉淀）FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 ↓+ 3NaCl Fe3+ + 3OH - = Fe(OH)3 ↓
48. 氢氧化亚铁在空气中被氧化（白色沉淀变为红褐色沉淀） 4Fe (OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe (OH)3
49. 氯化亚铁溶液中通入氯气 2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3 2 Fe2+ + Cl2 = 2 Fe3+ + 2Cl-
50. 氯化铁溶液中加入铁粉 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 2Fe3+ + Fe = 3Fe2+
光照
光照
放电新教材知识分块探究（三）
―――苏教版新教材化学1
江苏省常熟市中学 215500 张玉荣
第三部分：非金属单质及其化合物
1．氯、溴、碘及其化合物
2．硫及其化合物
3．氮气及其化合物
4．硅及其化合物
一、氯、溴、碘及其化合物
1、氯气的制法
（1）氯气的工业制法：原料：氯化钠、水。
原理：电解饱和食盐水。
装置：阳离子隔膜电解槽。
反应式：2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 ↑+ Cl2↑
(2)氯气的实验室制法
原理：利用氧化剂氧化浓盐酸中的Cl-。常用的氧化剂有：MnO2、KMnO4、KClO3等。
反应式：MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O
2KMnO4 + 16HCl(浓) ＝2KCl + 2MnCl2 + 10Cl2↑+ 8H2O
KClO3 + 6HCl（浓） == KCl + 3Cl2↑+ 3H2O
装置：发生装置由圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁架台、石棉网、酒精灯等组成。
收集：用向上排空气法或用排饱和食盐水或排饱和氯水的方法。
验满：看颜色或用湿润的淀粉碘化钾试纸。
尾气吸收：用氢氧化钠溶液吸收。
除杂：用饱和食盐水除去HCl 杂质； 干燥：用浓H2SO4 。
（3）中学实验室制H2、O2、Cl2的发生装置的比较
气体 反应物的状态 反应条件 装置或主要仪器 可适用的气体
H2 固体和液体反应 不加热 启普发生器或简易装置 H2S、CO2、SO2等
O2 固体或固体混合物 加热 大试管、铁架台、导管等 NH3、CH4等
Cl2 固体和液体或液体和液体 加热 圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁架台、石棉网、酒精灯 HCl、HBr、HI等
2．Cl2、Br2、I2的物理性质的比较
气体 物理性质
Cl2 黄绿色有刺激性气味的有毒气体，能溶于水（1:2），易液化，密度比空气大。
Br2 深红棕色液体，易挥发，有刺激性气味，有毒，在水中溶解度不大，但在有机溶剂中溶解度较大，储存时要加水，水封，以防止挥发。
I2 紫黑色固体，有光泽，易升华，在水中溶解度不大，但在有机溶剂中溶解度较大。
3．Cl2、Br2、I2在不同溶剂中的颜色比较
水 酒精 苯 汽油 四氯化碳
Cl2 黄绿色（新制） 黄绿色 黄绿色 黄绿色 黄绿色
Br2 黄――橙 橙――橙红 橙――橙红 橙――橙红 橙――橙红
I2 深黄――褐色 棕――深棕 浅紫――紫 紫――深紫 浅紫红－紫红
4．Cl2、Br2、I2的化学性质的比较
①与金属反应
2Na + Cl2 2NaCl,Cu + Cl2 CuCl2，2Fe + 3Cl2 2FeCl3，2Fe + 3Br2 2FeBr3，Fe + I2 FeI2。
②与氢气反应
反应物 反应方程式 反应条件 反应现象
H2与F2 H2 + F2 == 2HF 冷、暗 爆炸
H2与Cl2 H2 + Cl2＝＝ 2HCl 光照 爆炸
H2与Br2 H2 + Br2＝＝ 2 HBr 加热 反应
H2与I2 H2 + I2 2HI 持续加热 可逆反应
③与水的反应：
2F2 + 2H2O == 4HF + O2 X2 + H2O HX + HXO (X:Cl、Br、I)
④与碱反应：Cl2、Br2、I2都容易与碱液反应，常用于除尾气、除杂质等。工业上利用这反应来制漂白粉，反应式是：2Cl2 + 2Ca(OH)2 == CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
漂白粉主要成分 漂白粉有效成分：Ca(ClO)2
⑤Cl2、Br2、I2相互置换：氧化性Cl2>Br2>I2，所以Cl2可以将Br2、I2置换出，Br2可以将I2置换出。
如:Cl2 +2NaBr == 2NaCl + Br2.
5．Cl-、Br-、I-的检验：（1）AgNO3─HNO3法
离子 选用试剂 实验现象及离子方程式
Cl- AgNO3的稀HNO3溶液 Ag+ + Cl- == AgCl↓ 白色沉淀
Br- AgNO3的稀HNO3溶液 Ag+ + Br- == AgBr↓ 浅黄色沉淀
I- AgNO3的稀HNO3溶液 Ag+ + I- == AgI↓ 黄色沉淀
（2）Br- 、I- 可以用氯水反应后加 CCl4 萃取的方法。
6．AgBr、AgI的感光性：它们都见光分解，AgBr用于感光底片的感光材料；AgI用于人工降雨。
二、硫及其化合物
1．硫的性质
（1）硫单质的物理性质：单质硫是黄色固体，俗称硫磺，难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳（CS2），熔点112.8℃，沸点444.6℃。自然界中的火山喷口和岩石夹缝中有游离态的硫；自然界中也存在许多化合态的硫。硫粉对某些疾病有防治作用。
（2）硫的化学性质：
①可燃性：S + O2 SO2 ②与氢气反应：H2 + S H2S ；
③与金属反应：2Na + S == Na2S, Fe + S FeS, 2Cu + S Cu2S；
④与碱溶液反应：3S + 6NaOH（热）== 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O（用于实验室中清洗有S残留的仪器）;
⑤与浓硫酸反应：S + 2H2SO4(浓) 3SO2 + 2H2O。
（3）硫的用途：三药一柴即是制医药、火药、农药和火柴的原料；在化工工业中是生产硫酸等的原料。
2．硫化氢的性质
（1）硫化氢的物理性质：硫化氢是有臭鸡蛋味有毒气体，能溶于水，常温常压1:2.6溶于水。
（2）硫化氢的化学性质：
①可燃性：O2不足 2H2S + O2 2S + 2H2O, O2足量 2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O .
②热分解：H2S H2 + S.
③和碱反应：H2S + 2NaOH == Na2S + 2H2O ,H2S + NaOH == NaHS + H2O.Na2S + H2S == 2NaHS.
H2S溶于水得氢硫酸溶液，是二元弱酸，易挥发，具有强还原性。在空气中久置会变浑浊。
④强还原性：如：2H2S + SO2 == 3S + 2H2O,H2S + Cl2 == S↓ + 2HCl(Br2、I2也同样发生类似得反应),
H2S + 2FeCl3 == 2FeCl2 + S↓ + 2HCl,H2S + H2SO4(浓) == S + SO2 ↑+ 2H2O等反应。
⑤和一些盐溶液反应生成既难溶于水有难溶于酸沉淀:H2S + CuSO4 == CuS(黑) ↓+ H2SO4;
H2S + 2AgNO3 == 2HNO3 + Ag2S(黑)↓;H2S + Pb(NO3)2 == PbS(黑)↓ + 2HNO3.
（3）硫化氢的实验室制法：
反应式：FeS + 2HCl == FeCl2 + H2S↑, 装置：与制氢气的装置相同。验满:用湿润的硝酸铅或醋酸铅试纸,变黑即是.
注意：酸的选用只能是非强氧化性酸；尾气用碱液吸收。
3．二氧化硫的性质
（1）二氧化硫的物理性质：二氧化硫是无色有刺激性有毒气体，易溶于水（1:40），易液化。
（2）二氧化硫的化学性质：
①酸性氧化物的通性：H2O + SO2 H2SO3(亚硫酸是二元弱酸，不稳定，易分解，易被氧化),
SO2 + 2NaOH == Na2SO3 + H2O,SO2 + NaOH == NaHSO3,SO2 + Na2SO3 ＋ H2O == 2NaHSO3.SO2 + CaO == CaSO3.
②氧化性：SO2 + 2H2S == 3S + 2H2O;
③还原性：2SO2 + O2 2SO3,SO2 + Cl2 + 2H2O ==H2SO4 + 2HCl(Br2、I2也同样有类似的反应)，5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O == K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4等反应。
④漂白性：SO2能使某些有色物质褪色，但不能漂白酸碱指示剂。
(3)SO2的实验室制法：Na2SO3 + H2SO4 == Na2SO4 + SO2↑+ H2O.
(4)SO2的危害：SO2是硫酸型酸雨形成的主要物质。它主要来自于化石燃料的燃烧排放的尾气，汽车的尾气，硫酸工业生产的尾气的排放等方面。SO2进入大气后在大气中的某些灰尘的催化下被O2氧化成SO3，SO3易溶于水，形成H2SO4，同时，SO2溶于水形成H2SO3，也易被氧化为H2SO4，当大气中的这些酸达到一定值时，下降的雨水的pH就会小于5.6，即形成了酸雨。酸雨的危害非常严重。如：直接危害的首先是植物，植物对酸雨反应最敏感的器官是叶片，叶片受损伤后光合作用降低，抗病虫害能力减弱，林木生长缓慢或死亡，农作物减产甚至绝收。其次，酸雨可破坏水土环境，危及生态平衡。当PH降至5.0以下，鱼类一般不能正常生长，加之水底淤泥中的有毒金属遇酸溶解，更加速水生生物的死亡。同样，酸雨也使土壤酸化，影响和破坏土壤微生物的数量和群落结构，抑制了土壤中有机物的分解和氮的固定，淋洗与土壤粒子结合的钙、镁、锌等营养元素，使土壤贫瘠化，导致生长在这里的植物逐渐退化。因此酸雨被冠之“空中杀手”、“空中恶魔”“空中死神”的诅咒名。另外，酸雨对文物古迹、建筑物、工业设备和通讯电缆等的腐蚀也令人心痛。酸雨还危及人体的健康。含酸性物质的空气能使认得呼吸道疾病加重。酸雨中含有甲醛、丙烯酸等对人的眼睛有强烈的刺激作用。硫酸雾和硫酸盐雾的毒性比SO2要高10倍，其微粒可侵入人体的深部组织，引起肺水肿和肺硬化等疾病而导致死亡。当空气中含0.8mg·L-1 的硫酸雾时，就会使人难受致病。还有人们饮用酸化的水或酸化的鱼类等，使一些重金属元素通过食物链逐渐在人体内积累而导致危害。
（5）酸雨的防治：
1）最主要是控制污染源。主要途径有：
①开发新能源替代化石燃料。如开发氢能、太阳能、核能等。
②利用物理和化学方法对含硫燃料预先进行脱硫处理，降低SO2的排放量。如在含硫燃煤中加氧化钙，在燃烧时有以下反应：CaO + SO2== CaSO3,CaO + H2O == Ca(OH)2,SO2 + Ca(OH)2 ==CaSO3 +H2O,2CaSO3 + O2 == 2CaSO4.将硫元素转化成固体盐而减少排放。
③加强技术研究，提高对燃煤、工业生产中释放的SO2废气的处理和回收。如用氨水对燃煤烟气的脱硫处理是：SO2 + 2NH3 + H2O == (NH4)2SO3, SO2 + NH3 + H2O== NH4HSO3, 2(NH4)2SO3 + O2 == 2(NH4)2SO4, 2NH4HSO3 + O2 == 2NH4HSO4.(它们是氮肥)
④积极开发利用煤炭的新技术，对煤炭进行综合处理，推广煤炭的净化技术、转化技术。如对煤炭进行液化或气化处理，提高能源的利用率，减少SO2的排放。
2）运用化学方法减轻酸雨对土壤和树木的危害。如对降酸雨地带喷洒石灰等手段。
3）提高全民的环保意识，加强国际合作，共同努力减少硫酸型酸雨的产生。
4．SO3的性质：SO3是无色的晶体，熔点12.8℃，极易于水反应，同时放出大量的热。SO3 + H2O == H2SO4.
5．H2SO4的性质
(1)物理性质：纯的H2SO4是无色粘稠状液体，沸点338℃，难挥发，浓度高于98％的又称“发烟硫酸”，其实看到的不是烟，而是溶液中挥发出的SO3分子在空气中形成了酸雾。浓硫酸溶于水会放出大量的热是因为硫酸分子与水分子结合成多种水合物，这个过程是放热的。
（2）化学性质：
①稀硫酸的性质：酸的通性。
②浓硫酸的特性：a 吸水性，浓硫酸具有很强的吸水性，常作为干燥剂。
b 脱水性，浓硫酸能按水的组成脱去有机物中的氢氧。如使蔗糖炭化。
c 强氧化性：常温下，能使Fe 、Al钝化；加热时能溶解大多数金属（除Au、Pt外），
如：Cu + 2H2SO4（浓） CuSO4 + SO2↑+ 2H2O；
加热时也可以于某些非金属反应，如：C + 2H2SO4（浓） CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O等。
（3）H2SO4 的工业制法(接触法)：
①流程：S或含硫矿石煅烧生成SO2，将气体净化；进入接触室进行催化氧化生成SO3；将SO3进入吸收塔吸收生成H2SO4.
②设备：沸腾炉：煅烧在沸腾炉中进行；产生的气体要进行除尘、洗涤、干燥等净化处理。
接触室：接触室中有多层催化剂，二氧化硫在催化剂的表面接触被氧化成三氧化硫；中间有热交换器，是为了充分利用能量而设计。
吸收塔：由于三氧化硫与水的反应放热大，形成酸雾，会降低吸收效率，因此改用98.3％的浓硫酸来吸收，同时采取逆流原理。
③主要反应式：S + O2 SO2 或 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2;2SO2 + O2 2SO3,
SO3 + H2O == H2SO4.
④尾气处理：尽管生产中采取了许多有利于二氧化硫转化为三氧化硫的措施，但反应是可逆的，因此尾气中仍然含有SO2气体，生产中常采用氨水吸收。SO2 + 2NH3·H2O == (NH4)2SO3 + H2O,(NH4)2SO3 + SO2 + H2O == 2 NH4HSO3.
(4)硫酸的用途：用于化肥、农药、医药、金属矿的处理等生产中。
6．几种常见的硫酸盐
（1）CaSO4：自然界中是石膏(CaSO4·2H2O)的形式存在，加热到150℃时会失去部分结晶水，生成熟石膏(2CaSO4·H2O)。用于各种模型和医疗的石膏绑带，水泥生产的原料之一。
（2）BaSO4：重晶石，既难溶于水也难溶于酸，不容易被X射线透过，医疗上作为“钡餐”，也可作为白色颜料，可用于油漆、油墨、造纸、塑料、橡胶的原料及填充剂。
(3)FeSO4：FeSO4·7H2O俗称绿矾，医疗上用于生产治贫血的药剂，工业上是生产净水剂和颜料的原料。
三、氮气及其化合物
1．氮气的性质
（1）物理性质：无色无味的气体，难溶于水，是空气的主要成分。
（2）化学性质：通常情况氮气的性质比较稳定，常用作保护气。但在一定条件下可发生反应。
①放电条件下与氧气反应：N2 + O2 2NO,
②在一定条件下,与H2反应:N2 + 3H2 2NH3 (工业合成氨的主要反应,也是人工固氮的方法。）自然固氮主要是雷雨和豆科植物的根瘤菌的固氮。
③与金属反应：3Mg + N2 Mg3N2,
2．氮的氧化物
（1）NO是无色无味的有毒气体,微溶于水,在空气中易被氧化为NO2。2NO + O2 == 2NO2.在有氧气的条件下,NO和O2混合气被水吸收：4NO + 3O2 + 2H2O == 4HNO3.
(2)NO2：红棕色有刺激性味有毒气体，溶于水，并与水反应：3NO2 + 2H2O == 2HNO3 + NO↑ .
在有氧气的条件下：4NO2 + O2 + 2H2O == 4HNO3.
另外，NO和NO2的混和气体也可以被碱液吸收：NO + NO2 + 2NaOH == 2NaNO2 + H2O.
（3）NO、NO2的污染：大气中的氮的氧化物主要来源于汽车的尾气和工业生产的尾气的排放等，大气中的NO、NO2不仅可以形成硝酸型酸雨，也能形成光化学烟雾，还能破坏臭氧层。因此要严格控制氮的氧化物的排放。
3．氨的性质
（1）氨的物理性质：无色有刺激性味的气体，极易溶于水（1:700），易液化。
（2）氨的化学性质：
①与水反应：NH3 + H2O NH3·H2O NH4+ + OH-,氨溶于水后，大部分氨分子与水反应生成一水合氨分子，一小部分一水合氨分子电离成铵根和氢氧根，因此氨水显碱性。可用湿润的红色石蕊试纸（变蓝）来检验氨气的存在。
②易与酸反应：NH3 + H+ （强酸） == NH4+,可用浓盐酸来检验氨气的存在，有白烟现象。
③催化氧化：4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O(是工业生产硝酸的基础反应)。
另外，氨气可与氯气反应：3Cl2 + 2NH3 == N2 + 6HCl，氨气足够时：3Cl2 + 8NH3 == N2 + 6NH4Cl。
（3）氨气的实验室制法：常用NH4Cl和Ca(OH)2的固体混和加热，
2NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3↑+ 2H2O。也可用向浓氨水中加CaO或NaOH固体制氨气。
如：NH3·H2O ＋ CaO ＝＝ Ca(OH)2 + NH3 ↑
4．硝酸的性质
（1）物理性质：纯的硝酸是无色，易挥发的液体，常见的浓硝酸浓度一般是69％左右，浓硝酸久置变黄色，是因为硝酸见光分解产生的二氧化氮溶在其中。
（2）化学性质：①见光分解：4HNO3 4NO2 ↑+ O2 ↑+ 2H2O.
②酸的通性。但是金属与硝酸反应无氢气放出。
③强氧化性： A．常温下，浓硝酸能使Fe、Al钝化；
B．与金属反应：Cu + 4HNO3 (浓)== Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O,
3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O。
C．与非金属反应：C + 4HNO3(浓) CO2↑+ 4NO2↑+ 2H2O.
另外：硝酸具有很强的腐蚀性。
（3）硝酸的工业制法：
流程：氨气的催化氧化NO进一步氧化生成NO2用水吸收生成硝酸。
设备：①氧化炉：4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O，进一步氧化：2NO + O2 == 2NO2.
②吸收塔：用水吸收：4NO2 + O2 + 2H2O == 4HNO3.
尾气处理：在工业生产中，将尾气进行循环使用，处理后进行进一步氧化，再生产硝酸。
四．硅及其化合物
1．硅：（1）结构：硅晶体的结构类似金刚石，是正四面体的空间网状结构。硬度大，熔沸点高。导电性介于导体和绝缘体之间。是良好的半导体材料。
（2）化学性质：通常情况下性质较稳定。在一定条件下可发生一些反应。
①高温下，与氧气、氯气反应：Si + O2 SiO2, Si + 2Cl2 SiCl4.
②常温与碱反应：Si + 2NaOH + 2H2O == Na2SiO3 + 2H2↑。
③常温与单质氟反应：Si + 2F2 == SiF4.
④常温与氢氟酸反应：Si + 4HF == SiF4 + 2H2↑。
（3）工业生产、提纯硅：生产：SiO2 + 2C Si (粗硅) + 2CO↑。
提纯：Si + 2Cl2 SiCl4,SiCl4 + 2H2 Si + 4HCl(纯硅)。
高纯度硅广泛用于电子工业的集成电路。
2．二氧化硅
（1）自然界存在的二氧化硅有许多形式：较纯的水晶；主要成分是二氧化硅的石英；还有含杂质较多的沙等。天然的SiO2 也叫硅石。
（2）SiO2的结构；类似金刚石，因此硬度大，熔沸点高，耐磨耐腐蚀。常温下仅与强碱、单质氟和氢氟酸反应。SiO2 + 2NaOH == Na2SiO3 + H2O,SiO2 + 2F2 == SiF4 + O2 , SiO2 + 4HF == SiF4 + 2H2O。
3．硅酸盐及硅酸盐产品
（1）自然界中有丰富的硅酸盐矿物。如地壳质量的92％是硅酸盐和二氧化硅。
硅酸盐组成复杂，可用氧化物的形式表示：Na2SiO3 （硅酸钠）Na2O·SiO2,MgSiO3 （镁橄榄石）MgO·SiO2,ZrSiO4 （锆石）ZrO2·SiO2 ,Al2SiO5 （红柱石）Al2O3·SiO2,钙铝石榴子石：3CaO·Al2O3·3SiO2等。硅酸盐的硬度大，耐磨耐腐蚀，耐高温。
硅酸盐改写为氧化物的规律：
①各元素的化合价不能变；
②除氧外，其余元素都写成其相应的氧化物形式，物质中各原子的个数比不能变；
③一般是金属氧化物写在前，非金属氧化物写在后。
（2）传统的硅酸盐产品：有玻璃、水泥、陶瓷和砖瓦等。
普通玻璃：原料：碳酸钠、石灰石和石英。主要反应：SiO2 + Na2CO3 Na2SiO3 + CO2↑,
SiO2 + CaCO3 CaSiO3 + CO2↑（原理：难挥发性酸酸酐制易挥发性酸酸酐）。
主要成分：Na2O·CaO·SiO2 。工业生产中根据需要制成各种特制玻璃。如钢化玻璃、有色玻璃、光学玻璃、防弹玻璃等。
水泥：原料：黏土，石灰石。普通硅酸盐水泥的主要成分：2CaO ·SiO2,3CaO ·SiO2 ,3CaO ·Al2O3。
陶瓷是我国古代人民的智慧结晶，我国是世界上最早掌握制陶技术的国家。CHINA就是陶瓷的意思。
（3）信息材料――光导纤维：它的主要成分是SiO2，是目前应用最广的信息材料，它有信息传输大，信号准确，便于铺设，耐磨耐腐蚀，试用寿命长等优点。一条通常的光缆可以同时传输十亿门电话的信号。
（4）分子筛：
许多硅酸盐具有多孔的结构,孔的大小与一般分子的大小相当,而且组成不同的硅酸盐的孔径不同.因此这些硅酸盐具有筛分分子的作用,人们把它们称为分子筛(molecular sieve).
如组成为Na2O·Al2O3·2SiO2·nH2O的铝硅酸盐,其中有许多笼状空穴和通道.这种结构使它很容易可逆地吸收或失去水及其他小分子,如二氧化碳、氨、甲醇、乙醇等，但它不能吸收那些大得不能进入空穴地分子。因此它可用于吸水、分离气体、吸附有毒气体等作用。
分子筛常用于分离、提纯气体或液体混合物。作干燥剂、离子交换剂、催化剂、催化剂载体、净化水、净化空气、防毒器械、食品保鲜、电子产品处理、石油化工等方面。
或△
光照
三、非金属单质及其化合物
PAGE
第 1 页,共 6页新教材知识块探究
――――苏教版新教材化学1
江苏省常熟市中学 张玉荣
一、化学1的知识体系
第一块：基本理论基本概念部分
1．物质的量及其应用
2．原子结构
3．氧化还原反应
4．离子反应
1．物质的量及其应用
（1）物质的量
（1）定义：科学上用来研究一定数目微粒集体的一个物理量。符号：n. 单位：摩尔（mol）。
（2）基准：以0.012kg 12 6c中所含的碳原子数为基准，即阿伏加德罗常数。
（2）阿伏加德罗常数
（1）符号：NA。单位：mol－1.
（2）阿伏加德罗常数是一个可以用实验测出的准确值,只是目前的科学手段有限,只测出6.0221367×1023mol－1,在应用中用6.02×1023 mol－1作为它的最大近似值用于计算。
（3）阿伏加德罗常数是一个非常大的数，只适用于表示微观粒子。
注意：（1）用物质的量来表示微粒时，要用化学式注明微粒的名称；
（2）物质的量只适用于微观粒子。
（3）物质的量（n）、粒子数（N）和阿伏加德罗常数（NA）的关系：
N N1 n1
n＝ ； ＝ （粒子数比等于物质的量比）
NA N2 n2
（4）摩尔质量
（1）定义：单位物质的量的物质所具有的质量。符号：M；单位：g·mol－1(常用).
（2）计算公式：
m n1 M2 m1 M1
① n＝ 或M=n×m;②等质量时， ＝ ;③等物质的量时， ＝ ；
M n2 M1 m2 M2
m总
④平均摩尔质量： M=M1×n1%+M2×n2%+ ······；或M＝ 。
n总
（5）阿伏加德罗定律和气体摩尔体积
（1）决定物质体积的主要内因：物质微粒本身大小、微粒的间距和微粒的数目。
（2）决定气体体积的主要内因：气体分子数和气体分子间距。
（3）在同温同压下，任何气体分子的间距都相等。
（4）阿伏加德罗定律：同温同压下，等物质的量的任何气体体积相等。
①对定律的理解：条件的三个相同推出结论的一个相同。即：
条件 结论
同温同压，同物质的量 同体积
同温同压，同体积 同物质的量，同分子数
同温同压，同分子数 同体积，同物质的量
②定律的推论：
a 同温同压，气体的物质的量比等于体积比等于分子数比；
b 同温同压，气体的密度比等于其摩尔质量比；
c 同温同压，同体积，气体的密度比等于摩尔质量比等于质量比。
（5）气体摩尔体积：
①定义：一定温度和压强下,单位物质的量的任何气体所占的体积。符号:Vm,单位:L/mol.
②标况下,1mol任何气体的体积都约为22.4L.即标况下,Vm=22.4 L/mol.
③计算公式:标况下,n=V/(22.4 L/mol).
④气体摩尔质量的几种计算方法:
（A） M=m/n; （B） 标况下,M=22.4×d (d是气体的密度,单位是g/L)
（C） 相对密度D=M1/M2 (M1是未知气体的摩尔质量,M2是已知气体的摩尔质量)
（6）物质的量浓度
(1)定义：单位体积溶液中所含溶质的物质的量来表示的浓度。符号：CB,单位:mol/L。
计算公式： C=n/v.
(2)常见的几种计算类型:
①气体溶于水求所得溶液浓度
例:在标况下,1体积水中溶解500体积的HCl,所得溶液的密度为1.22g/ml,求该溶液的物质的量浓度.
解: 溶质的物质的量=500 L/22.4 L/mol=22.32mol,
溶液的质量=1000 g+22.32 mol×36.5 g/mol=1841.73g,
溶液的体积=1841.73 g/1.22 g/ml=1487.49ml=0.148749 L,
溶液的物质的量浓度=22.32 mol/0.148749 L=15 mol/L.
答:该溶液的物质的量浓度为 15 mol/L.
②物质的量浓度与溶质质量分数的换算:
公式: C=w%×d×1000/M (w是溶质质量分数,d是溶液密度g/ml.)
例:98% 1.84 g/ml的浓硫酸的物质的量浓度是多少.
解: C=98%×1.84 g/ml×1000/98 g/mol=18.4 mol/L.
③溶液混和的有关计算:
例:有两种H2SO4 溶液,一种的物质的量浓度是C1,密度是d1,另一种的物质的量浓度是C2,密度是d2,它们等体积混和后的溶液密度为d3,求混和后溶液的物质的量浓度.
解: 设混和的体积为V .
C=(C1·V+C2·V)d3/(V·d1+V·d2)=(C1+C2)d3/(d1+d2).
④溶液加水稀释的几个规律:
密度大于1的溶液: 加等体积水后,溶液溶质质量分数大于原溶液溶质质量分数的一半;
加等质量水后,溶液物质的量浓度小于原溶液物质的量浓度的一半.
密度小于1的溶液: 加等体积水后,溶液溶质质量分数小于原溶液溶质质量分数的一半;
加等质量水后,溶液物质的量浓度大于原溶液物质的量浓度的一半.
2.原子结构
(1)原子的构成
质子(Z) :有up夸克和down夸克
原子核
中子(N) :有up夸克和down夸克
原子(A ZX)
核外电子(Z)
原子核的特点: 体积非常小(相对于原子);原子的质量几乎集中在原子核上;带正电.
(2)原子中各粒子的关系:
①质量数(A)=质子数(Z)+种子数(N);
②原子的核外电子数=质子数=核电荷数.
(3) 元素、核素、同位素的比较：
元素：是具有相同质子数的同一类原子的总称。只强调原子的质子数。
核素：是指具有一定数目质子和一定数目中子的某一种原子。其实就是原子。
同位素：是指质子数相同而质量数不同（中子数不同）的同一元素的不同原子（核素）的互称。即强调质子数又要求种子数，而且是原子间的比较。
同位素的特点：①元素在自然界中存在的各同位素的原子个数百分比一般保持不变；
②元素的各同位素的物理性质又区别，化学性质几乎完全相同。
（4）原子（同位素）的相对原子量与元素的相对原子量的比较：
原子（同位素）的相对原子量：是指某原子的质量与1/12C－12原子质量的比值。
元素的相对原子量：是根据元素在自然界中存在的各同位素求出的平均值。即M=M1×n1%+M2×n2%+ ······。
因此，某原子的相对原子质量不一定能代替该元素的相对原子质量。当然，在计算中常用某原子的质量数代替该原子的相对原子质量的近似值用于计算。但不能代替该元素的相对原子质量的近似值。
（5）掌握1－20号元素的原子结构示意图的画法。
（6）人类对原子结构的认识：
从1803年道尔顿提出原子论，提出原子是一个实心球，不可分割；
到1904年汤姆生发现电子，提出“葡萄干面包式”原子结构模型，指出原子中有电子；
到1911年卢瑟福提出行星原子结构模型，指出原子中心有原子核带正电，电子带负电，它绕核在核周围空间高速运动；
到1913年波耳引入量子论观点，提出原子核外电子是在一系列稳定的轨道上运动，每一轨道具有一定的能量；
到1926年以后科学家用波粒二象性的理论提出用量子力学方法来描述原子结构，即“电子云”模型。
3．氧化还原反应
（1）氧化还原反应的实质：是电子的转移；
氧化还原反应的特征表现：是元素化合价的变化。
（2）两条关系式：
氧化剂 反应中得到电子 元素化合价降低 元素在反应中被还原 反应后得到还原产物；
还原剂 反应中失去电子 元素化合价升高 元素在反应中被氧化 反应后得到氧化产物。
（3）电子转移的表示方法：
①双线桥法：如 得1×e-
Cl2 + H2O HCl+ HClO
失1×e-
②单线桥法：Zn + 2HCl == ZnCl2 + H2↑
2×e-
（4）几点氧化性、还原性强弱的比较规律：
①在同一个反应中氧化剂的氧化性强于氧化产物；还原剂的还原性强于还原产物。
②同种元素一般情况下高价态的物质氧化性强于低价态的物质；而低价态物质的还原性强于高价态的物质。如KMnO4 >K2MnO4> MnO2 >MnSO4
③与同一种氧化剂或还原剂反应，条件简单，反应剧烈的物质还原性或氧化性强。
④还原性的强弱还可以依据金属活动顺序表给出的顺序来判断。
（5）氧化还原反应的有关计算：列式依据是：氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。
（6）氧化还原反应的配平
常用方法：①找出反应前后化合价变化的元素，并标出相应的化合价的变化；
②找出化合价变化元素的变化总数；即得失电子数；
③求出得失电子总数的最小公倍数；
④求出参加氧化还原反应的反应物和生成物的化学计量数；
⑤用观察法求出未参加氧化还原反应的物质的化学计量数；
⑥查质量守恒、得失电子总数相等。
如KClO3 + HCl(浓)KCl + Cl2↑+H2O的配平
化合价的变化：KClO3中的Cl从+50，得到5e
HCl中的Cl从-10，失去1e
它们参加氧化还原反应的原子数是1，因此可求得得失电子数的最小公倍数是5，这样可配出KClO3的计量数是1，参加氧化还原反应的HCl的计量数是5，Cl2的计量数是3，再用观察法可得KCl的计量数是1，HCl的总计量数是6，H2O的计量数是3。
可得方程式：KClO3 + 6HCl == KCl + 3Cl2↑+ 3H2O
4．离子反应
（1）定义：有自由移动的离子参加或生成的反应都为离子反应。
（2）常见类型：①溶液中进行的复分解反应；
②溶液中进行的氧化还原反应。
（3）电解质：
①定义：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物。在这种状态下不能导电的化合物是非电解质。
②电解质的分类：强电解质：能完全电离的电解质；如强酸、强碱、大多数盐及活泼金属的氧化物等。
弱电解质：部分电离的电解质。如弱酸、弱碱、水等。
电解质的导电能力：与溶液中自由移动的离子浓度成正比。
（4）离子方程式：
①定义：用实际参加反应的物质化学式或离子符号来表示某一类化学反应的方程式。
②书写方法：
a 书写正确的化学方程式；
b 把易溶于水、易电离的强电解质改写成离子符号（如易溶于水的强酸、强碱和盐等），其余物质写成化学式（如难溶物、气体、浓溶液的微溶物、难电离物、氧化物、水、单质、过氧化物等）。（说明：Ca(OH)2是强碱，微溶，稀溶液写成离子符号，浓溶液写化学式，微溶物在产物中一般是写化学式。）
c 删去没有实际参加反应的离子；并将各微粒前的计量数约简和整理。
d 检查：质量守恒、电荷守恒、氧化还原反应得失电子总数相等。
（5）离子共存问题：
①在水溶液中，离子间能发生复分解反应的离子不能共存。如：H+和OH-；H+和CO32-；OH-和HCO3-；H+和SO32-；OH-和HSO32-；Ca2+和CO32-；Ba2+和SO32-；H+和HCO3-；Al3+和AlO2-等。
②在水溶液中，离子间能发生氧化还原反应的离子不能共存。如：Fe3+和I-；Fe3+和S2-；Fe3+和SO32-；Fe2+和H+ 、NO3-；S2- 和H+ 、SO32- ；Fe2+ 和H+ 、MnO4- ；在有H+、NO3-的溶液中Fe2+、S2-、Br-、I-等都不能与之共存。
③Fe3+和SCN-也不能共存。
巩固练习：
一、选择题:
1．如1gN2的原子数为x个，则阿伏加德罗常数是 （ ）
A．X/28 mol－1 B．X/14 mol－1
C．14X mol－1 D．28X mol－1
2．某状况下，2gCO2 气体的体积是1120ml，2gA气体的体积是770ml，则A的相对分子质量为（ ）
A．48 B. 64 C. 72 D. 56
3．下列说法正确的是 （ ）
A．在常温常压下，11.2LN2含有分子数为0.5NA ；
B．在常温常压下，22.4LNe含有原子数为NA ；
C．71gCl2所含有的原子数为2NA ；
D．在同温同压下，相同体积的气体单质含有原子数相同。
4．1 1H、2 1H、3 1H、H+、H2是( )
A．氢的五种同位素； B．五种氢元素；
C．氢的五种原子； D．氢元素的五种不同微粒。
二、1．有V L98％1.84g·mL－1的H2SO4溶液，加V L水后溶液的质量分数 ；
要将其溶液的质量分数变为49％，则应加水 克。
2．有50g 0.92g·mL－1 10mol·L－1的氨水，如将其浓度变为5mol·L－1加水的质量 50g（>、=、<）。
三、写下列反应的化学方程式并配平，并写相应的离子方程式。
1．用KMnO4和浓HCl制Cl2； 2.Na2O2和水反应；
3.SO2通入氯水中； 4.氯水滴加到FeCl2溶液；
5.H2S和浓H2SO4反应； 6.Cu和稀HNO3反应；
7.Na投入到CuSO4溶液； 8.电解饱和食盐水。
（部分答案：一、1 C，2 B，3 C，4 D；二、1、 63.5％ ，1840V；2、>。 ）
一、基本理论基本概念
化学1
四、金属单质及其化合物
三、非金属单质及其化合物
二、化学实验基本操作
一、基本理论基本概念
最小公倍数是5
PAGE
第 5 页,共 5页高一化学复习汇总
A：氧化还原反应
一、有关概念
〖记〗失(失电子, 电子对偏离)→高(化合价升高)→氧(被氧化)→还(还原剂)；
二、表示方法 ☆线桥的起始和终结必须对准元素！！！
㈠“双线桥”法
㈡ “单线桥”法
三、元素的价态和其氧化性、还原性
⒈元素为最高价态时：只有氧化性；如H+只有氧化性。
⒉元素为最低价态时：只有还原性；如Cl-只有还原性。
⒊元素为中间价态时：既有氧化性；又有还原性。
B：离子反应
一. 有关概念
㈠ 电离：化合物在水溶液或熔化状态下，能解离成自由移动离子的过程叫电离。
㈡ ⒈电解质：酸、碱、盐(和水)都是电解质
⒉非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能够导电的化合物(因为没有电离)。酸、碱、盐(和水)都是电解质
㈢ ⒈强电解质：强酸、强碱、大部分盐是强电解质
⒉弱电解质：弱酸、弱碱、水是弱电解质
二. 离子反应 ① 在水溶液里；② 有电解质参加或生成的反应。
㈠ 反应类型:
1.离子互换的复分解反应(☆复分解反应发生的条件)
2.离子参加的置换反应 ；
3.离子之间的氧化还原反应
㈡ 反应特点:⒈反应速度快;⒉一定的离子之间发生反应，不受其它离子存在的影响;⒊整个电解质溶液不显电性。
㈢ 离子共存
①H+, OH-,不共存； ②H+不与“弱酸根离子”共存；③OH-不与“弱碱”的金属阳离子共存 ；④能生成难溶盐的阴、阳离子之间不能共存。
三. 离子方程式
⒈书写原则 ① 必须遵守客观事实，不能主观臆造；② 必须遵守质量守恒；③ 必须符合电荷守恒。⒉书写步骤 ① “写” ② “拆” ③ “删” ④ “查”
C：物质的量 【ω与cB之间的换算】
【溶液稀释公式】 c(浓溶液)×v(浓溶液)=c(稀溶液)×v(稀溶液)
D：金属及其化合物
金属化学性质 Na Al Fe
与O2反应 常温下氧化成______点燃生成________，Na保存在_______中 常温下氧化生成致密氧化膜，使得铝耐腐蚀，纯氧中可燃 潮湿空气中腐蚀，纯氧中点燃生成Fe3O4
与H2O反应 ___________________ 受氧化膜阻碍 ___________________
与酸反应 ____________________ ____________________ ____________________
与盐反应 ____________________ ____________________ ____________________
与碱反应 与水反应 ____________________ 不反应
金属活泼性 金属活泼性逐渐____________
氢氧化物化学性质 NaOH Al(OH)3 Fe(OH)2 Fe(OH)3
属性 碱性氢氧化物 两性氢氧化物 碱性氢氧化物 碱性氢氧化物
与酸反应 _____________ _____________ _____________ _____________
与碱反应 不反应 _____________ 不反应 不反应
热稳定性 稳定 _____________ 受热分解 _____________
还原性 无还原性 无还原性 _____________ 无还原性
制备 略
用途 化工原料 脱色净水中和胃酸 净水 净水
盐化学性质 Na2CO3 NaHCO3 FeCl2 FeCl3
与酸反应 _____________ _____________ 不反应 不反应
与碱反应 不反应 _____________ _____________ _____________
氧化还原性 无 无 _____________ _____________
稳定性 稳定 _____________ 稳定 稳定
用途 工业原料等 中和胃酸,制糕点 净水剂等 印刷线路板等
金属离子检验 焰色反应呈黄色 遇KSCN不显血红色，加入溴水后显红色 _____________
金属及其化合物之间的相互转化：教科书P65
E：非金属
一、硅及其化合物主要化学性质
1.单质硅化学性质：Si+2NaOH+H2O====Na2SiO3+2H2↑ Si+O2　SiO2
硅单质用途：半导体材料、太阳能电池。
2.SiO2化学性质：①具有酸性氧化物的通性(但不与水反应)为硅酸酐，与碱、碱性氧化物、盐等物质发生反应。②与氢氟酸(HF)发生反应③与碳还原剂发生反应
SiO2存在：结晶形（水晶、玛瑙）、无定形（沙子）
SiO2用途：石英制耐火材料、石英玻璃等。水晶用于制光学仪器和工艺品
3.硅酸的性质
硅酸：硅酸、原硅酸都不溶于水，属于弱酸，其酸性比碳酸弱
4.硅酸钠(Na2SiO3)：水溶液称之为水玻璃或泡花碱，粘合剂、防腐剂。
制取：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O
二、氯及其化合物主要化学性质
1.氯气的化学性质：
2Na＋Cl22NaCl Cu＋Cl2 CuCl2
2Fe＋3Cl22FeCl3 Cl2 + H2O == HCl + HClO
Cl2＋2NaOH = NaCl＋NaClO＋H2O
2Cl2 + 2Ca(OH)2 == CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
漂白粉主要成分：CaCl2 + Ca(ClO)2 漂白粉有效成分：Ca(ClO)2
H2 + Cl2＝2HCl（光照、点燃）
2.HClO（次氯酸）的性质：Ⅰ 弱酸性：酸性弱于H2CO3。Ⅱ不稳定性—见光分解
由于HClO的分解，使Cl2和水逐渐反应，直至氯水失效，因此氯水要现用现制，保存在棕色试剂瓶中。Ⅲ 强氧化性：可漂白、杀菌，能使红布条、品红等褪色，可用作自来水消毒剂。
三、硫及其化合物主要化学性质
1.二氧化硫的性质：二氧化硫是无色有刺激性有毒气体，易溶于水（1:40），易液化。
化学性质：
①酸性氧化物的通性 (亚硫酸是二元弱酸，不稳定，易分解，易被氧化),
②氧化性 ③还原性 ④漂白性：SO2能使某些有色物质褪色，但不能漂白酸碱指示剂。
2.SO3的性质：SO3是无色的晶体，熔点12.8℃，极易于水反应，同时放出大量的热。
4.浓H2SO4的化学性质：
a 吸水性，浓硫酸具有很强的吸水性，常作为干燥剂。
b 脱水性，浓硫酸能按水的组成脱去有机物中的氢氧。如使蔗糖炭化。
c 强氧化性：常温下，能使Fe 、Al钝化；加热时能溶解大多数金属（除Au、Pt外），
加热时也可以于某些非金属反应。
四、氮及其化合物主要化学性质
1.N2 的性质：N2 + O2 2NO, N2 + 3H2 2NH3 (工业合成氨)
2.氮的氧化物：
⑴NO是无色无味的有毒气体,难于水,在空气中易被氧化为NO2。
在有氧气的条件下,NO和O2混合气被水吸收4：3
⑵NO2：红棕色有刺激性味有毒气体，溶于水，并与水反应：
在有氧气的条件下4：1
3.氨的性质：无色有刺激性味的气体，极易溶于水（1:700），易液化。
①与水反应,氨溶于水后，大部分氨分子与水反应生成一水合氨分子，一小部分一水合氨分子电离成铵根和氢氧根，因此氨水显碱性。可用湿润的红色石蕊试纸来检验氨气的存在。
②易与酸反应：可用浓盐酸来检验氨气的存在，有白烟现象。
③催化氧化 (是工业生产硝酸的基础反应)。
4.硝酸的性质
酸的通性。但是金属与硝酸反应无氢气放出。
强氧化性： A．常温下，浓硝酸能使Fe、Al钝化；
B．与金属反应（浓、稀产物不同）
C．与非金属反应
5.铵盐的性质
1 都易溶于水，受热易分解
NH4ClNH3↑ + HCl NH4HCO3NH3↑ + H2O↑ + CO2↑
2 与碱反应放出氨气
铵盐溶液与碱溶液相混合：NH + OH-NH3·H2O
铵盐溶液与碱溶液共热：NH + OH-NH3↑ + H2O
2NH4Cl + Ca(OH)2CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑
五、氯水与氨水
氯水成分及性质：Cl2、H2O、HClO 离子： H+、Cl-、ClO- 、OH-
氨水成分及性质
成分： NH3 H2O NH3·H2O ；NH4+ OHˉ（H+）
六、实验室制取气体
制氯气：MnO2+4HCl＝MnCl2+Cl2 ↑ +H2O Cl2的收集：用向上排气法(排饱和食盐水除HCl)。干燥：除碱石灰外均可。检验：用湿润的KI－淀粉试纸，试纸变蓝。尾气：用NaOH溶液吸收。浓盐酸作用：还原性、酸性
氨气制取：装置同制氧气，收集：向下排空气，干燥：碱石灰。
七、粒子检验
PAGE
4(共9张PPT)
第三节 碱金属元素
l、碱金属元素性质的相似性
2，碱金属元素性质的递变性
3、焰色反应
4、“碱金属”中的一般和特殊
l、碱金属元素性质的相似性
l、碱金属元素性质的相似性
(1)结构特点：最外层都有l个电子，易失电子成+l价阳离子。
(2)都能与氧气反应，生成氧化物、过氧化物等，与H2O反应产生H2和氢氧化物.都能与卤素反应生成卤化物。
(3)碱金属都是热和电的良导体。质较软，密度小，属轻金属
2，碱金属元素性质的递变性
2，碱金属元素性质的递变性
随着核电荷数的递增，由Li → Cs。
(1)金属性渐强，这是由于原子半径由小到大引起的，因而失电子能力由
弱→强。
(2)与氧气反应越来越复杂。
(3)与水反应越来越激烈。
(4)最高价氧化物的水化物的碱性由弱到强。
(5)单质的熔沸点呈现由高→低趋势，其密度由小到大(K、Na除外)。
2，碱金属元素性质的递变性
例如：与氧气反应(在空气中燃烧)
Li + O2 === Li2O
2Na + O2 === Na2O2
2K + O2 === K2O2
K + O2 === KO2(超氧化钾)
再如：与水反应
2R + 2H2O === 2ROH + H2↑
(1)反应程度由Li → Cs逐渐强烈；
(2)形成的ROH的碱性由Li →Cs逐渐增强，CsOH为最强碱。
焰色反应
焰色反应
由于碱金属盐易溶于水，且其水溶液均为无色，因此不能通过沉淀反应来
检验金属离子的存在。通常利用碱金属离子在火焰中所显示的不同颜色来检验。这种检验方法叫做焰色法。
焰色反应
一些金属或金属离子的馅色反应的颜色如下：
钾 紫 色 (透过蓝色钴玻璃)
钠 黄 色
锂 紫红色
铷 紫 色
钙 砖红色
锶 洋红色
钡 黄绿色
铜 绿 色
焰色反应
★关于焰色反应要注意以下几点：
l、焰色反应实验要求灯焰的颜色浅，如用酒精灯馅，则要使用外焰的侧面，因为焰心的颜色偏黄。
2、蘸取待测物的金属丝，最好用铂丝，也可用钨丝、镍铬丝(电炉丝)等来
代替，每次使用金属丝时，必须在火焰上灼烧至无色。以免干扰对颜色的观察。
3、金属丝在使用前要用稀盐酸洗净，不能用稀H2SO4洗涤，因为金属氯化物灼烧时易气化而挥发，而硫酸盐的熔沸点较高，难以挥发，会对后一个离子的检验产生干扰。
4、观察钾的焰色时，要透过蓝色钴玻璃，因为钾中常混有Na的杂质，蓝色枯玻璃可滤去黄光。
5、焰色反应不属于化学法检验。该法一般是在其他检验方法无效时才采用。
“碱金属”中的一般和特殊
“碱金属”中的一般和特殊
1、Na、K需保存于煤油中，但Li的密度比煤油小，所以Li必须保存在密
度更小的石蜡油中或密封于石蜡中。
碱金属中，从Li→Cs，密度呈增大的趋势，但
d(K)=0.8629/cm3＜d(Na)=0.971g/cm3。
3、酸式盐的溶解度一般大于正盐，但溶解度NaHCO3＜Na2CO3
4、氧在化合物中一般是-2价，氢显+1价，但Na2O2、H2O2中的氧显-1价，NaH、CaH2，中的氢显-l价。
5、试剂瓶中的药品取出后，一般不能放回原瓶，但金属Na、K等除外。
6、一般活泼金属能从盐中置换出不活泼金属，但对非常活泼的金属Na、K等除外。如：
2Na + CuSO4 + 2H2O === Cu(OH)2↓ + H2↑+ Na2SO4化学1常用化学反应方程式
一、钠及其化合物
1、钠在空气中燃烧（黄色的火焰） 2Na + O2 Na2O2
2、钠与水反应（浮、熔、游、响、红） 2Na + 2H2O = 2H2O + H2 ↑ 2Na + 2H2O = 2Na+ + 2OH - + H2 ↑
3、过氧化钠与水的反应（放热反应、Na2O2是强氧化剂，用于漂白）
2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2 ↑ 2Na2O2 + 2H2O = 4Na+ + 4OH - +O2 ↑
4、过氧化钠可用在呼吸面具和潜水艇中作为氧气来源，原因是： 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
5、苏打（纯碱）与盐酸反应
①盐酸中滴加纯碱溶液Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑ CO32- + 2H+ = H2O + CO2↑
②纯碱溶液中滴加少量盐酸Na2CO3 + HCl = NaHCO3 + NaCl CO32- + H+ = HCO3-
6、小苏打受热分解 2NaHCO3 Na2CO3 + H2O +CO2 ↑
7、固体氢氧化钠和碳酸氢钠混合物在密闭容器中加热 NaHCO3 + NaOH Na2CO3 + H2O
HCO3-+ OH - = H2O + CO32-(若是溶液中反应有离子方程式)
二、氯及其化合物
8、金属钠在氯气中燃烧 （白烟） 2 Na + Cl2 2NaCl
9、铜丝在氯气中剧烈燃烧（燃烧，棕黄色烟，绿色溶液） Cu + Cl2 CuCl2
10、铁在氯气中剧烈燃烧（燃烧，棕色烟，棕黄色溶液） 2Fe + 3Cl2 3FeCl3
11、氢气在氯气中燃烧 （苍白色火焰，瓶口有白雾产生，有刺激性气味气体生成） H2 + Cl2 2HCl
12、氯气溶于水（新制氯水中含H+ 、Cl - 、ClO - 、OH-、Cl2、HClO、H2O）
Cl2 + H2O = HCl + HClO Cl2 + H2O = H+ + Cl - + HClO
13、次氯酸见光分解（强氧化剂、杀菌消毒，漂白剂） 2HClO 2HCl + O2↑
14、工业制漂白粉的原理
2Ca(OH)2 + 2Cl2 ===Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O 2Ca(OH)2 + 2Cl2 ===2Ca2++2ClO- + 2Cl -+ 2H2O
漂白粉的失效Ca(ClO)2 + CO2 + H2O =CaCO3↓ + 2HClO 2HClO 2HCl + O2↑
Ca2++2ClO- + CO2 + H2O =CaCO3↓+ 2HclO
15、 氯气与NaOH的反应Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O Cl2＋2OH-＝Cl-＋H2O+ ClO-
16、氯气的实验室制法：（仪器：分液漏斗，圆底烧瓶）
MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 +Cl2↑+ 2H2O MnO2 + 4H+ +2Cl- Mn2+ + Cl2↑+ 2H2O
17、新制氯水注入盛溴化钠溶液的试管中 Cl2 + 2NaBr = Br2 + 2NaCl Cl2 + 2Br- = Br2 + 2Cl-
三、硫及其化合物
18、二氧化硫制三氧化硫（无色固体，熔点16.8℃） 2SO2 + O2 2SO3
19、铜与浓硫酸反应： Cu + 2H2SO4 (浓） CuSO4 + 2H2O+SO2 ↑
20、碳与浓硫酸反应： C + 2H2SO4（浓） 2H2O+CO2↑+2SO2↑
21、工业制单质硅（碳在高温下还原二氧化硅） SiO2 + 2C Si + 2CO↑
22、二氧化硅与氢氧化钠反应 SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O SiO2 + 2OH - = SiO32- + H2O
四、氮及其化合物
23、氮气和氢气反应（工业合成氨） N2 + 3H2 2NH3
24、氮气和氧气放电下反应 N2 + O2 2NO 2NO + O2 AUTOTEXT == \* MERGEFORMAT EMBED PBrush \* MERGEFORMAT 2NO2
25、二氧化氮溶于水 3NO2 + H2O AUTOTEXT == \* MERGEFORMAT EMBED PBrush \* MERGEFORMAT 2HNO3 + NO 3NO2 + H2O AUTOTEXT == \* MERGEFORMAT EMBED PBrush \* MERGEFORMAT 2H+ + 2NO3- + NO
26、NO2 、O2 的混合气通入水中无剩余气体 4NO2 + O2 + 2H2O = 4 HNO3
27、NO 、O2 的混合气通入水中无剩余气体 4NO + 3O2 + 2H2O = 4 HNO3
28、Cu与稀硝酸反应 3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
29、Cu与浓硝酸反应 Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO↑+2H2O硫酸、硝酸都是浓的溶液氧化性比稀的溶液强
30、C与浓硝酸反应 C+4HNO3（浓） 4NO2↑+CO2↑+2H2O
31. 氨的催化氧化 4NH3 +5O2 4NO + 6H2O
32. 碳酸氢铵受热分解 NH4HCO3 NH3 ↑+ H2O↑ + CO2 ↑
33. 用浓盐酸检验氨气（白烟生成） HCl + NH3 = NH4Cl
34. 硫酸铵溶液与氢氧化钠溶液混合加热
(NH4)2SO4 + 2NaOH 2NH3↑+ Na2SO4 + 2H2O NH4+ + OH - NH3 ↑+ H2O
35. 硝酸铵溶液与氢氧化钠溶液混合（不加热）
NH4NO3 + NaOH = NH3·H2O + NaNO3 NH4+ + OH- = NH3·H2O
五、铝及其化合物
36. 铝箔在氧气中剧烈燃烧 4Al + 3O2 2Al2O3
37. 铝片与稀盐酸反应 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑ 2Al + 6H+ = 2Al3+ +3H2↑
38. 铝与氢氧化钠溶液反应 2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2↑ 2Al + 2OH - + 2H2O = 2AlO2- + 3H2↑
39. 镁在二氧化碳中燃烧 2Mg + CO2 2MgO + C
40、氧化铝溶于稀盐酸 Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3 H2O Al2O3 + 6H+ = 2Al3+ +3 H2O
41. 氧化铝溶于氢氧化钠溶液 Al2O3 + 2NaOH AUTOTEXT == \* MERGEFORMAT EMBED PBrush \* MERGEFORMAT 2NaAlO2 +H2O Al2O3 + 2OH - === 2AlO2- + H2O
42. 硫酸铝溶液中滴过量氨水 Al2(SO4)3 +6NH3·H2O = 2Al(OH)3↓+ 3(NH4)2SO4
Al3+ + 3 NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+
43. ①氢氧化铝中加盐酸溶液 Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O
②Al(OH)3与NaOH溶液反应：Al(OH)3 + NaOH AUTOTEXT == \* MERGEFORMAT EMBED PBrush \* MERGEFORMAT NaAlO2 +2 H2O Al(OH)3 + OH- = AlO2- +2 H2O
铁及其化合物
44.高温下铁与水反应 3Fe + 4H2O（g) Fe3O4 + 4H2
45. 铁与盐酸反应 Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑ Fe + 2H+ = Fe2+ + H2↑
46. 氧化铁溶于盐酸中 Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O Fe2O3 + 6H+ = 2Fe3+ + 3H2O
47. 氯化铁中滴入氢氧化钠溶液（红褐色沉淀）FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 ↓+ 3NaCl Fe3+ + 3OH - = Fe(OH)3 ↓
48. 氢氧化亚铁在空气中被氧化（白色沉淀变为红褐色沉淀） 4Fe (OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe (OH)3
49. 氯化亚铁溶液中通入氯气 2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3 2 Fe2+ + Cl2 = 2 Fe3+ + 2Cl-
50. 氯化铁溶液中加入铁粉 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 2Fe3+ + Fe = 3Fe2+
光照
光照
放电新教材知识分块探究（四）
―――苏教版新教材化学1
江苏省常熟市中学 张玉荣
第四部分：金属单质及其化合物
1、钠及其化合物
2、镁及其化合物
3、铝及其化合物
4、铁、铜及其化合物
一、钠及其化合物
1、钠
（1）钠的物理性质：钠是银白色金属，密度小（0.97g/cm3），熔点低（97℃），硬度小，质软，可用刀切割。钠通常保存在煤油中。是电和热的良导体。
（2）钠的化学性质：从原子结构可知钠是活泼的金属单质。
①钠与非金属单质反应：常温：4Na + O2 == 2Na2O,加热：2Na + O2 Na2O2;
2Na + Cl2 2NaCl; 2Na + S Na2S等。
②钠与水反应:2Na + 2H2O == 2NaOH + H2↑；实验现象：钠浮在水面上，熔成小球，
在水面上游动，有哧哧的声音，最后消失，在反应后的溶液中滴加酚酞，溶液变红。
注意：钠在空气中的变化：银白色的钠变暗（生成了氧化钠）变白（生成氢氧化钠）潮解变成白色固体（生成碳酸钠）。
③钠与酸反应：如2Na + 2HCl == 2NaCl + H2↑,Na放入稀盐酸中，是先与酸反应，酸不足再与水反应。因此Na放入到酸溶液中Na是不可能过量的。同时Na与H2的物质的量比始终是2:1。当然反应要比钠与水的反应剧烈多。
④钠与盐的溶液反应：钠不能置换出溶液中的金属，钠是直接与水反应。反应后的碱再与溶液中的其他物质反应。如钠投入到硫酸铜溶液的反应式：2Na + CuSO4 + 2H2O == Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4 + H2 ↑。
⑤钠与氢气的反应：2Na + H2 == 2NaH。NaH + H2O == NaOH + H2 ↑；NaH是强的还原剂。
（3）工业制钠：电解熔融的NaCl，2NaCl(熔融) 2Na + Cl2↑。
（4）钠的用途：①在熔融的条件下钠可以制取一些金属，如钛、锆、铌、钽等；
②钠钾合金是快中子反应堆的热交换剂；
③钠蒸气可作高压钠灯，发出黄光，射程远，透雾能力强。
2、氧化钠和过氧化钠
（1）Na2O：白色固体，是碱性氧化物，具有碱性氧化物的通性：Na2O + H2O == 2NaOH,
Na2O + CO2 == Na2CO3,Na2O + 2HCl == 2NaCl + H2O .另外：加热时，2Na2O + O2 == 2Na2O2.
(2)Na2O2：淡黄色固体是复杂氧化物，易与水、二氧化碳反应放出氧气。
2Na2O2 + 2H2O == 4NaOH + O2 ↑,2Na2O2 + 2CO2 == 2Na2CO3 + O2 ↑（作供氧剂）。
因此Na2O2常做生氧剂，同时，Na2O2还具有强氧化性，有漂白作用。如实验：Na2O2和水反应后的溶液中滴加酚酞，变红后又褪色，实验研究表明是有：Na2O2 + H2O == 2NaOH + H2O2,2H2O2 == 2H2O + O2 反应发生。因为H2O2也具有漂白作用。当然过氧化钠也可以直接漂白的。
3、碳酸钠和碳酸氢钠
性质 Na2CO3（Na2CO3·10H2O） NaHCO3 性质比较
俗称 纯碱或苏打 小苏打 NaHCO3的颗粒比Na2CO3小
水溶性 易溶于水 易溶于水 S(Na2CO3)>S(NaHCO3)
溶液酸碱性 显碱性 显碱性 同浓度Na2CO3溶液的pH大于NaHCO3溶液的pH
热稳定性 稳定 受热分解生成Na2CO3、H2O、CO2 NaHCO3的热稳定性比Na2CO3差，用于除杂质。
与酸反应 能与强酸反应 能与强酸反应 等物质的量时Na2CO3耗酸量大于NaHCO3
溶液中相互转化 Na2CO3溶液能吸收CO2转化为NaHCO3Na2CO3 + H2O + CO2 == 2 NaHCO3 除CO2中的HCl杂质是用饱和的NaHCO3溶液，而不用Na2CO3溶液
用途 用在玻璃、肥皂、合成洗涤剂、造纸、纺织、石油、冶金等工业中。 发酵粉的主要成分之一；制胃酸过多等。
注意几个实验的问题：
1、向饱和的Na2CO3溶液中通足量的CO2有晶体NaHCO3析出。
2、Na2CO3溶液与稀HCl的反应①向Na2CO3溶液中滴加稀HCl，先无气体，后有气体，如果n(HCl)小于n(Na2CO3)时反应无气体放出。发生的反应：先①Na2CO3 + HCl == NaCl + NaHCO3,后②NaHCO3 + HCl == NaCl + H2O +CO2 .
②向稀HCl中滴加Na2CO3溶液，先有气体，反应是：Na2CO3 + 2HCl == 2NaCl + H2O + CO2.
如果用2mol的Na2CO3和2.4mol的稀HCl反应，采用①方法放出CO2是0.4mol；采用②方法放出CO2为1.2mol。希望同学们在解题时要留意。
3、Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的鉴别：取两种试液少量，分别滴加CaCl2或BaCl2溶液，有白色沉淀的原取溶液为Na2CO3，另一无明显现象的原取溶液为NaHCO3。
4、侯氏制碱法
反应式：NaCl + NH3 + CO2 + H2O == NaHCO3 ↓+ NH4Cl.
注意:在生产中应先在饱和的NaCl溶液中先通入NH3,后通入CO2,NaHCO3晶体析出过滤，在滤液中加入NaCl细末和通NH3析出NH4Cl晶体为副产品。NH4Cl晶体析出后的母液进行循环试用，提高原料的利用率。
二、镁及其化合物
1、镁的性质
（1）物理性质：镁是银白色金属，质较软，密度1.74g/cm3，是轻金属，硬度小。
（2）化学性质：镁是较活泼金属
①与非金属反应：2Mg + O2 == 2MgO,Mg + Cl2 MgCl2,3Mg + N2 Mg3N2等。
②与沸水反应：Mg + 2H2O(沸水)== Mg(OH)2 + H2 ↑.
③与酸反应：与非强氧化性酸反应：是酸中的H+与Mg反应，有H2放出。
与强氧化性酸反应：如浓H2SO4、HNO3，反应比较复杂，但是没有H2放出。
④与某些盐溶液反应：如CuSO4溶液、FeCl2溶液、FeCl3溶液等。
Mg + 2FeCl3 == 2FeCl2 + MgCl2, Mg + FeCl2 == Fe + MgCl2.
2、镁的提取：海水中含有大量的MgCl2,因此，工业上主要是从分离了NaCl的海水中来提取MgCl2.
流程：海水中加入CaO或Ca(OH)2Mg(OH)2沉淀、过滤、洗涤沉淀，用稀HCl溶解MgCl2溶液，蒸发结晶MgCl2·6H2O晶体，在HCl气体环境中加热MgCl2固体，电解熔融的MgCl2Mg + Cl2 ↑。
主要反应：MgCl2 + Ca(OH)2 == Mg(OH)2↓+ CaCl2, Mg(OH)2 + 2HCl == MgCl2 + 2H2O, MgCl2·6H2O MgCl2 + 6H2O , MgCl2(熔融) Mg + Cl2↑。
3、镁的用途：镁主要是广泛用于制造合金。制造的合金硬度和强度都较大。因此镁合金被大量用火箭、导弹、飞机等制造业中。
4、氧化镁（MgO）：白色固体，熔点高（2800℃），是优质的耐高温材料（耐火材料）。是碱性氧化物。
MgO + H2O == Mg(OH)2, MgO + 2HCl == MgCl2 + H2O 。
注意以下几种情况的离子方程式的书写：
（1）n(Mg(HCO3)2):n(NaOH)＝1:4：Mg2+ + 2HCO3- + 4OH- == Mg(OH)2↓+ 2CO32- + 2H2O；
(2)n(Mg(HCO3)2):n(NaOH)=1:2：Mg2+ + 2HCO3- + 2OH- == MgCO3↓+ CO32- + 2H2O；
(3)n(Mg(HCO3)2):N(NaOH)=1:1： Mg2+ + HCO3- + OH- == MgCO3↓+H2O 。
三、铝及其化合物
1、铝的性质：
（1）物理性质：银白色金属，质较软，但比镁要硬，熔点比镁高。有良好的导电、导热性和延展性。
（2）化学性质：铝是较活泼的金属。
①通常与氧气易反应，生成致密的氧化物起保护作用。4Al + 3O2 == 2Al2O3。同时也容易与Cl2、S等非金属单质反应。
②与酸反应：强氧化性酸，如浓硫酸和浓硝酸在常温下，使铝发生钝化现象；加热时，能反应，但无氢气放出；非强氧化性酸反应时放出氢气。
③与强碱溶液反应：2Al + 2NaOH + 2H2O == 2NaAlO2 + 3H2↑。
④与某些盐溶液反应：如能置换出CuSO4、AgNO3等溶液中的金属。
⑤铝热反应：2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe。该反应放热大，能使置换出的铁成液态，适用性强。在实验室中演示时要加入引燃剂，如浓硫酸和蔗糖或镁条和氯酸钾等。
2、氧化铝（Al2O3）：白色固体，熔点高（2054℃），沸点2980℃，常作为耐火材料；是两性氧化物。我们常见到的宝石的主要成分是氧化铝。有各种不同颜色的原因是在宝石中含有一些金属氧化物的表现。如红宝石因含有少量的铬元素而显红色，蓝宝石因含有少量的铁和钛元素而显蓝色。工业生产中的矿石刚玉主要成分是α－氧化铝，硬度仅次于金刚石，用途广泛。
两性氧化物：既能与强酸反应又能与强碱反应生成盐和水的氧化物。
Al2O3 + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2O ,Al2O3 + 2NaOH == 2NaAlO2 + H2O 。
Al2O3是工业冶炼铝的原料，由于氧化铝的熔点高，电解时，难熔化，因此铝的冶炼直到1886年美国科学家霍尔发现在氧化铝中加入冰晶石(Na3AlF6)，使氧化铝的熔点降至1000度左右，铝的冶炼才快速发展起来，铝及其合金才被广泛的应用。2Al2O3 4Al + 3O2↑。
3、氢氧化铝（Al(OH)3）：白色难溶于水的胶状沉淀，是两性氢氧化物。热易分解。
两性氢氧化物：既能与强酸又能与强碱反应生成盐和水的氢氧化物。
Al(OH)3 + 3HCl == AlCl3 + 3H2O, Al(OH)3 + NaOH == NaAlO2 + 2H2O．2Al(OH)3 Al2O3 +3 H2O
4、铝的冶炼：铝是地壳中含量最多的金属元素，自然界中主要是以氧化铝的形式存在。工业生产的流程：铝土矿（主要成分是氧化铝）用氢氧化钠溶解过滤向滤液中通入二氧化碳酸化，过滤氢氧化铝氧化铝 铝。
主要反应：Al2O3 + 2NaOH == 2NaAlO2 + H2O ，CO2 + 3H2O + 2NaAlO2 == 2Al(OH)3↓+ Na2CO3 ，2Al(OH)3 Al2O3 +3 H2O ,2Al2O3 4Al + 3O2↑。
5、铝的用途：铝有良好的导电、导热性和延展性，主要用于导线、炊具等，铝的最大用途是制合金，铝合金强度高，密度小，易成型，有较好的耐腐蚀性。迅速风靡建筑业。也是飞机制造业的主要原料。
6、明矾的净水：化学式：KAl(SO4)2·12H2O，它在水中能电离：KAl(SO4)2 == K+ + Al3+ + 2SO42-。铝离子与水反应，生成氢氧化铝胶体，具有很强的吸附能力，吸附水中的悬浮物，使之沉降已达净水目的。Al3+ + 3H2O == Al(OH)3 (胶体)+ 3H+ 。
知识整理：
①（Al(OH)3）的制备：在氯化铝溶液中加足量氨水。AlCl3 + 3NH3·H2O == Al(OH)3↓+ 3NH4Cl 。
②实验：A、向氯化铝溶液中滴加氢氧化钠溶液，现象是先有沉淀，后溶解。
反应式：先Al3+ + 3OH- == Al(OH)3↓, 后Al3+ + 4OH- == AlO2- + 2H2O。
B、向氢氧化钠溶液中滴加氯化铝溶液，现象是开始无沉淀，后来有沉淀，且不溶解。
反应式：先Al3+ + 4OH- == AlO2- + 2H2O，后Al3+ + 3AlO2- + 6H2O == 4Al(OH)3↓。
③实验：向偏铝酸钠溶液中通二氧化碳，有沉淀出现。CO2 + 3H2O + 2NaAlO2 == 2Al(OH)3↓+ Na2CO3。
④将氯化铝溶液和偏铝酸钠溶液混和有沉淀出现。 Al3+ + 3AlO2- + 6H2O == 4Al(OH)3↓。
⑤实验：A、向偏铝酸钠溶液中滴加稀盐酸，先有沉定，后溶解。
反应的离子方程式：AlO2- + H+ + H2O == Al(OH)3 ,Al(OH)3 + 3H+ == Al3+ + 2H2O 。
B、向稀盐酸中滴加偏铝酸钠溶液，先无沉淀，后有沉淀且不溶解。
反应的离子方程式：AlO2- + 4H+ == Al3+ + 2H2O ,3AlO2- + Al3+ + 6H2O == 4Al(OH)3↓。
⑥铝三角：
上图中的每根箭头都有一个反应，请同学们试着写好。
四、铁、铜及其化合物
铁：
1、铁的性质：（1）物理性质：铁是一种可以被磁铁吸引的银白色金属，纯铁的熔点较高（1535℃），防腐能力强。密度7.83g/cm3，是电和热的良导体。但是通常炼制的铁中含有碳等杂质，使铁的熔点降低，防腐能力大大下降。
（2）化学性质：铁是活泼的金属，在自然界中只有化合态形式，如磁铁矿（Fe3O4），赤铁矿(Fe2O3)等。
①与非金属单质反应：3Fe + 2O2 Fe3O4(Fe2O3·FeO),2Fe + 3Cl2 2FeCl3,
2Fe + 3Br2 2FeBr3,Fe + I2 FeI2 ,Fe + S FeS。
②高温与水蒸气反应：3Fe + 4H2O(g) Fe3O4 + 4H2↑。
③与酸反应：强氧化性酸：常温下浓硫酸和浓硝酸使铁钝化。加热时，与强氧化性反应，但无氢气放出。
非强氧化性酸：铁与酸反应有氢气放出。
④与某些盐反应：如Fe + CuSO4 == Cu + FeSO4 ,Fe +2 FeCl3 == 3FeCl2等。
2、铁的氧化物
FeO Fe2O3 Fe3O4（Fe2O3·FeO）
铁元素的价态 ＋2 ＋3 ＋2、＋3
俗称 铁红 磁性氧化铁
色态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体
类别 碱性氧化物 碱性氧化物 复杂氧化物
水溶性 难溶 难溶 难溶
稳定性 不稳定 稳定 稳定
主要化学性质 有一定的还原性易被氧化为三价铁的化合物 与酸反应生成三价铁盐 化合物中＋2的铁有还原性，易被氧化。
3、铁的氢氧化物
Fe(OH)2 Fe(OH)3
主要性质 白色难溶于水的沉淀，不稳定，易被氧化成氢氧化铁，颜色变化为：白色－灰绿色－红褐色。反应式：4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3。因此在制备时常采取措施：除溶液中的氧；加有机溶剂封住液面；胶头滴管要伸入到溶液中。 红褐色难溶于水的沉淀，受热易分解。2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O ,能溶于强酸溶液，生成相应的盐。
4、Fe2+、Fe3+的检验：
离子 Fe2+ Fe3+
常见方法 ①滴加KSCN溶液，无明显变化，再加氯水，溶液变血红色；②直接观察溶液是浅绿色；③滴加氢氧化钠溶液，出现沉淀的颜色变化是：白色－灰绿色－红褐色。 ①直接观察溶液是黄色；②滴加氢氧化钠溶液，出现红褐色沉淀；③滴加KSCN溶液，有血红色溶液出现。
5、铁三角：
图中①：Fe与弱氧化剂反应，如H+、Cu2+ 、I2 、S等；
②：用还原剂如H2 、CO等还原FeO或用Mg、Zn、Al等还原Fe2+盐溶液。
③：铁与强氧化剂反应如Cl2、Br2、浓H2SO4 、浓HNO3等。 ① ④
④：用还原剂如H2 、CO等还原Fe2O3或用足量Mg、Zn、Al等还原 ② ③
Fe3+的盐溶液。
⑤Fe2+遇强氧化剂的反应如Cl2、Br2、O2、浓H2SO4、浓HNO3、 ⑤
H2O2、Na2O2、HClO等。 ⑥
⑥Fe3+遇某些还原剂的反应如Fe、Cu、SO2、I-、H2S等以及少量的Zn、Mg、Al等。
请同学们书写相应的化学或离子方程式:
6、铁的冶炼：
原料：铁矿石（提供铁元素）、焦炭（提供热量和还原剂）、空气（提供氧气）、石灰石（除去铁矿石中的二氧化硅杂质）。
设备：高炉。
主要反应：C + O2 CO2 , C + CO2 2CO （这两个反应是制造还原剂并提供热量）,3CO + Fe2O3 2Fe ＋ 3CO2 ,CaCO3 CaO + CO2↑ ,CaO + SiO2 CaSiO3.
从高炉中出来的铁含有2－4.5％的C和其他杂质，性能差，需进一步的炼制得到性能较好的钢。高炉的尾气常含有CO有毒气体，常采取净化后循环使用的方法。
7、钢铁的腐蚀及防腐：
（1）钢铁的腐蚀有化学腐蚀和电化腐蚀。
化学腐蚀：是指钢铁等金属遇周围的物质接触直接发生化学反应而引起的腐蚀。如铁与氯气的反应腐蚀。
电化腐蚀：是指钢铁在表面有电解质的环境下，铁失去电子，钢铁内的碳周围的氧气和水或氢离子得到电子而引起的腐蚀。如是氧气和水得到电子的腐蚀称吸氧腐蚀；而氢离子得电子的腐蚀称析氢腐蚀。我们在生活中常见到得铁锈就是钢铁得吸氧腐蚀得结果。吸氧腐蚀是钢铁电化腐蚀的主要形式。
（2）防腐措施：
①在钢铁表面覆盖保护层；
②在钢铁中加入一定量得铬、镍元素，改变钢铁内部结构；
③在钢铁表面镶嵌比铁活泼得金属如锌；在腐蚀时，锌先失去电子；
④将需要保护得钢铁接在不断有电子输出得电源得负极，使铁不可能失去电子。
铜：
1、铜的性质：铜是紫红色的金属，是电和热的良导体，广泛用作导线，密度8.9g/cm3，是重金属。铜是较不活泼的金属，自然界中有少量的单质铜存在，大部分是化合态如黄铜矿（CuFeS2）,孔雀石（CuCO3·Cu(OH)2）等。铜在一定条件下可发生如下反应：
①2Cu + O2 2CuO（黑色）,Cu + Cl2 CuCl2 （有棕黄色的烟）,2Cu + S Cu2S(黑色)
②Cu +2 H2SO4(浓) CuSO4 + SO2↑+ 2H2O ,
③Cu + 4HNO3 (浓) == Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O ,3Cu + 8HNO3 (稀)== 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O .
④Cu + 2FeCl3 == 2FeCl2 + CuCl2 ,Cu + 2AgNO3 == Ag + Cu(NO3)2.
2、铜的冶炼：
工业上是高温冶炼黄铜矿得到粗铜，然后用电解方法精练得到纯度很高的精铜，电解中将粗铜连在电源的正极，精铜连在电源的负极，用可溶性的铜盐做电解液。这样通电一段时间后，粗铜上的铜就不断溶下，在精铜表面析出。
Al
1
2
8
+11
四、金属单质及其化合物
Al2O3
Al(OH)3
AlO2-
Al3+
Fe
Fe2+
Fe3+
PAGE
第 1 页,共 5页(共41张PPT)
自然界中的氮主要以游离态存在于大气中，生物体蛋白质中含有化合态氮，土壤中有硝酸盐，如KNO3等，，所以有人说“氮是生命元素”。
三、氮氧化合物
氮的氧化物有六种，其中重要的是一氧化氮和二氧化氮。
N2O
(g) NO
(g) N2O3
(g) NO2 (g) N2O4
(g) N2O5
(s)
无色 无色 暗蓝色 红棕色 无色 白色
(笑气) 亚硝酐 硝酐
沸点3.5℃分解
1. 一氧化氮 ( NO)
NO：无色气体，难溶于水， 属不
成盐氧化物，不能与酸或碱
反应，在常温下很容易与空
气中的氧气化合，生成NO2
2NO＋O2=2NO2
N2 + O2 ＝＝＝ 2NO
放电或高温
NO2 ：红棕色、有刺激性气味气
体，有毒，比空气重。NO2
易溶于水，并与水反应生
成HNO3和NO
3NO2＋H2O=2HNO3+ NO
2. 二氧化氮 (NO2)
工业上利用这一原理生产硝酸
思考：NO2是否是硝酸的酸酐呢
汽车发动机在工作(放电)时，汽缸中的空气中氮气和氧气就会反应生成氮的氧化物，因此汽车尾气中含有大量氮氧化物( NO、NO2 )
【思考与交流】
(1) 将充有NO2的试管倒立在水槽中会有何现象？
(2) 用拇指堵住试管口并将试管从水中取出,正立,移开拇指有何现象
试管上方的气体又逐渐变为红棕色
红棕色气体消失，试管内水面会上升至试管的 处。
(4)向试管所得溶液中滴加1－2滴紫色石蕊试液(或用玻璃棒蘸取少量试管中溶液到PH试纸上，测定溶液的酸碱度。)
(3)盖上胶塞，振荡试管，又能观察到什么现象
试管内的红棕色气体又消失。
紫色石蕊变红,溶液呈酸性。
( PH试纸变为红色 )
【科学探究】
现给你一试管NO2，其他药品和仪器自选，你能设计一个实验，使NO2尽可能地被水吸收吗？
你的设计对工业生产硝酸有什么启示？（从原料的充分利用，减少污染等考虑）
步骤：
(1)将一支充满NO2的试管倒放在盛有水的水槽中
现象: 红棕色气体逐渐消失,水位上升，最后水充满整个试管的2/3，无色气体充满试管的1/3(上部)
解释:3NO2＋H2O=2HNO3+NO↑
(2) 制取少量氧气
解释：2KClO3===2KCl+O2↑
MnO2
(3)将氧气慢慢通入步骤(1)的试管中
现象：无色气体变为红棕色气体，又变为无色气体，但气体体积逐渐缩小，液面不断上升。
解释 : 2NO＋O2=2NO2
3NO2＋H2O=2HNO3+ NO↑
启示：从上述实验结果可知，只有2/3的NO2转化为硝酸，而1/3的NO2转化为NO。因此，硝酸工业常在吸收反应进行过程中补充一些空气，使生成的NO再氧化为NO2， NO2溶于水又生成硝酸和NO。经过这样多次的氧化和吸收，NO2可以比较完全地被水吸收，尽可能多的转化为硝酸，提高原料的转化率。同时减少NOX的排放量，保护环境。
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
2NO + O2 = 2NO2
×2
4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3
+）
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
2NO + O2 = 2NO2
×3
×2
+）
4NO + 3O2 + 2H2O = 4HNO3
两个重要的反应方程式:
例: 在标准状况下，将充满NO2气体的干燥烧瓶倒置于水中，瓶内液面逐渐上升。当液面不再上升后，烧瓶内溶液的物质的量浓度为 .(假设溶液不扩散)
3NO2 + 2H2O = 2HNO3 + NO
解：设NO2的物质的量为3 mol
3 mol 2 mol 1 mol
标准状况下，气体体积减少了44.8L，即溶液的体积为44.8L，所以
c (HNO3)=
2mol
44.8L
=
22.4
1
mol/L
22.4
1
mol/L
练：若所盛气体为NO2和O2（体积比为4∶1 ）的混合气体，则所得溶液的物质的量浓度为多少？
4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3
解：设NO2的物质的量为4mol，O2为1mol
4mol 1mol 4mol
气体体积减少（22.4×5）L，故所得溶液体积为（22.4×5）L ，所以
c (HNO3) =
4mol
22.4×5L
=
5× 22.4
4
mol/L
小结：
气体溶于水后，存在
V(气体减少)=V(溶液)
则c(溶质)
=
n(溶质)
V(溶液)
=
n(溶质)
V(气体减少)
雷雨发庄稼
N2 + O2 ＝＝＝ 2NO
放电或高温
2NO＋O2=2NO2
3NO2＋H2O=2HNO3+ NO↑
在新疆与青海交界处有一山谷,人称魔鬼谷,经常电闪雷鸣,狂风暴雨,把人畜击毙。然而谷内却是牧草茂盛,四季常青,请解释原因。
雷雨发庄稼
氮氧化物的种类很多，造成大气污染的主要是NO和NO2等。它们主要来自矿物燃料的高温燃烧(如汽车、飞机、内燃机及工业窑炉等的燃烧) ，由空气中的N2和O2反应生成的，也有来自生产和使用HNO3工厂的排放气，还有氮肥厂、有机中间体厂、有色及黑色金属冶炼厂的某些生产过程。现在，每年向大气排放的NOx已超过5000万吨。
氮氧化物浓度高的气体呈棕黄色，从工厂高大烟囱排出来的含NOx的气体，人们称它为“黄龙”。五六十年代以前
常把它作为大企
业的象征，而现
代则是环境治理
不良的反映。
NO会刺激呼吸系统，还能与血红素（血红素是血红蛋白分子的活化基团,血红蛋白的功能主要是运载O2和CO2）结合成亚硝基血红素而使人中毒。NO2能严重刺激呼吸系统，并能使血红素硝基化，危害比NO的更大。另外，NO2还会毁坏棉花、尼龙等织物，使柑桔落叶和发生萎黄病等。然而，大气中NO2更严重的危害可能是在形成光化学烟雾的过程中起了关键作用。另外，也会形成硝酸酸雨产生危害。
授奖致辞: “(表彰他们)关于一氧化氮在心血管组织中作为信号分子的发现"
教学目标：
通过学习一些环境知识，增强环境保护意识，树立主人翁的社会责任感。
四、SO2和NOX对大气的污染
大气污染：
当大气中某些有害有毒物质的含量超过正常值或大气的自净能力。
　　燃烧煤和石油的过程会向大气大量释放SO2，机动车内燃机中燃料燃烧时产生NOX，当其达到一定的浓度以后，就会与大气中的水蒸气结合，形成酸性溶液（硫酸与硝酸），随雨水降下，形成酸雨。
酸雨
平常的雨水呈微酸性, PH在5.6以上。酸雨的pH值一般少于5.6.
酸雨对人类的影响，我們最直接的反应就是会〝禿头〞。此外，酸雨對人类最严重的副作用就是呼吸道方面的问題，例如会引起哮喘、干咳、头痛和眼睛、鼻子、喉咙的過敏。
一、人类
酸雨的危害
酸雨造成最严重的影响之一是在森林和土壤。酸雨号称“毁林杀手”，它能使森林在短期内枯死，这是因为树木維持生命所必須的鈣和鎂大量流失而枯死。同时连续的酸雨会使土壤酸化而不适宜作物的生长。在酸雨区域内, 湖泊酸化, 渔业减产, 森林衰退, 土壤贫脊, 粮菜减产, 建筑物腐蚀, 文物面目皆非。 ...
二、树木和土壤
酸雨的危害
北京居民区
北京公路
“黄龙”
山西吕梁
1944年洛杉矶光化学烟雾
1944年洛杉矶光化学烟雾
曼哈顿光化学烟雾
平时的曼哈顿
遭受光化学烟雾时的曼哈顿
如何控制酸雨的形成呢？
具体措施：
1. 调整能源结构，发展清洁能源。
2. 优化能源质量，提高能源利用率，减少燃煤产生的二氧化硫和氮氧化物。
3. 加强环境管理,强化环保执法,提高汽车尾气排放标准,严格控制二氧化硫的排放量。
4.研究、开发适合我国国情的二氧化硫治理技术和设备：
（1）原煤脱硫技术 （2）改进燃烧技术
（3）对煤燃烧后形成的烟气脱硫新教材知识分块探究(二)
――――苏教版新教材化学1
江苏省常熟市中学 张玉荣
第二部分：化学实验基本操作
1．物质的分离和提纯方法
2．常见物质离子的检验
3．物质的量浓度溶液的配制
1．物质的分离和提纯方法
常见的几种方法列表比较如下：
方法 适用范围 主要仪器 注意事项
过滤 固体与液体的分离 漏斗、烧杯、玻璃棒、铁架台（带铁圈）、滤纸等 ①要一贴二低三靠；②洗涤沉淀再过滤器中进行；③定量实验的过滤要无损耗。
结晶 混合物中各组分在溶剂中的溶解度随温度的变化有不同变化的物质的分离 烧杯、过滤器等 ①对于溶解度受温度变化而变化较大的物质，一般是先配制较高温度的饱和溶液，然后降温结晶；如KNO3②对于溶解度受温度变化影响不大的物质，一般是采取蒸发溶剂结晶；如NaCl③结晶后过滤分离出晶体。
分液 两种互不相溶的液体的分离 分液漏斗（圆锥型）、铁架台、烧杯等 ①上层液体从分液漏斗的上口倒出；②下层液体从分液漏斗的下管放出；③分液漏斗使用前要检漏。
萃取 利用溶质在两种互不相容的溶剂中的溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的分离 分液漏斗、烧杯、铁架台等 ①萃取剂的选取：与原溶剂不反应、不互溶；与溶质不反应；溶质在其中的溶解度要大大与在原溶剂的溶解度；两溶剂密度差别要大。②萃取后一般要进行分液；③萃取后得到的仍是溶液，一般是再通过分馏的方法进一步的分离。
蒸馏 利用沸点的不同分离互溶液体的混合物 蒸馏烧瓶、水冷凝管、牛角管、锥形瓶、温度计、铁架台、石棉网、酒精灯等 ①温度计水银球的位应在蒸馏烧瓶的支管开口处；②水冷凝管的水流向是逆流；③一般要加碎瓷片防止爆沸；④实验中烧瓶不可蒸干。
2．常见物质离子的检验
常见离子的检验列表如下：
离子 选用试剂 主要实验现象 有关离子方程式
Cl- AgNO3溶液和稀HNO3 有白色沉淀 Ag+ + Cl- == AgCl↓
Br- AgNO3溶液和稀HNO3 有浅黄色沉淀 Ag+ + Br- == AgBr↓
I- AgNO3溶液和稀HNO3 有黄色沉淀 Ag+ + I- == AgI↓
SO42- 稀HCl和BaCl2溶液 先加稀HCl，再加BaCl2溶液有白色沉淀 Ba2+ + SO42- == BaSO4↓
SO32- 稀HCl和品红溶液 有刺激性的气体产生并使品红褪色 SO32- + 2H+ == SO2 ↑+ H2O
S2- 稀HCl和Pb(NO3)2溶液或CuSO4溶液等 有臭鸡蛋味气体，气体通溶液有黑色沉淀 S2- + 2H+ == H2S↑ S2- + Pb2+ == PbS↓Cu2+ + S2- == CuS↓
NO3- Cu和浓H2SO4,加热 有红棕色刺激性气体 Cu + 4H+ + 2NO3- Cu2+ + 2NO2↑+ 2H2O
CO32- 稀HCl和澄清石灰水 有能使石灰水变浑浊的气体 CO32- + 2H+ == H2O +CO2↑CO2 + Ca(OH)2 == CaCO3↓+ H2O
Ba2+ 硫酸或可溶性的硫酸盐 有白色沉淀 Ba2+ + SO42- == BaSO4↓
Mg2+ NaOH溶液 有白色沉淀，NaOH过量沉淀不溶解 Mg2+ + 2OH- == Mg(OH)2↓
Al3+ NaOH溶液和氨水 加氨水至过量有白色絮状沉淀，再加NaOH溶液沉淀溶解 Al3+ + 3OH- == Al(OH)3↓Al(OH)3 + OH- == AlO2- + 2H2O
Fe3+ NaOH溶液或KSCN溶液 有红褐色沉淀或溶液呈血红色 Fe3+ + 3OH- == Fe(OH)3↓（红褐色）Fe3+ + SCN- == [Fe(SCN)]2+(血红色)
Fe2+ ①NaOH溶液②氯水和KSCN溶液 ①生成白色沉淀，在空气中迅速变为灰绿色，最后变为红褐色沉淀。②先加KSCN溶液无明显现象，再加氯水溶液呈血红色。 ①Fe2+ + 2OH- == Fe(OH)2(白色沉淀)↓，4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3。②2Fe2+ + Cl2 == 2Fe3+ + 2Cl-，Fe3+ + SCN- == [Fe(SCN)]2+或Fe3+ + 3SCN- == Fe(SCN)3。
Ag+ 稀HCl或可溶性的氯化物，稀HNO3 有白色沉淀 Ag+ + Cl- == AgCl↓
NH4+ NaOH溶液 加热用湿润的红色石蕊试纸检验产生的气体，变蓝 NH4+ + OH- NH3↑+ H2O
Na+ 做焰色反应 火焰呈黄色
K+ 做焰色反应 透过蓝色钴玻璃观察火焰是紫色
3．物质的量浓度溶液的配制
（1）主要仪器：容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、天平或量筒或滴定管等。
容量瓶使用时应注意：
①使用前要检漏；
②有四个不准：不允许加热、不允许物质的溶解或稀释、不允许物质间的反应、不允许储存药品；
③容量瓶上标有：容量规格、使用温度和刻度线；
④容量瓶检漏的方法：将容量瓶注入一定量的水，塞紧塞子，一手抵住塞子，一手托住瓶底，将瓶颠倒，不漏水，再将塞子旋转180度，再重复操作一次，如不漏即可。
（2）配制步骤：计算、量取或称量、稀释或溶解、冷却移液、洗涤移液、定容、摇匀、装瓶贴标签。
定容时应：加水离刻度线1－2cm时，改用胶头滴管加水至刻度线。
（3）误差分析：（以配制NaOH为例）根据公式：C=n/V=m/(M·V)
可能引误差的操作起 可能导致变化的量 物质的量浓度的变化（c）
溶质质量（m） 溶液体积（v）
1．容量瓶未干燥或有少量的蒸馏水
2．药品因时间长而变质
3．称量时间过长或用滤纸称药品
4．向容量瓶移液时有少量液体溅出
5．未洗涤烧杯和玻璃棒
6．未将溶液冷却
7．定容时加水过多，用胶头滴管吸出
8．定容时仰视刻度线
9．定容时俯视刻度线
10．定容摇匀后液面下降又加水
11．定容摇匀后液面下降不加水
12．称量时右物左码又使用了游码
13．称量时砝码有残缺
14．称量时砝码有油污或生锈
巩固练习：
1．现有酚酞试液，能否鉴别出相同浓度的食盐水、稀盐酸和氢氧化钠三种溶液，若能，请写出实验步骤及实验现象。若不能，说明理由。
2．某粗食盐中有Na2SO4、MgCl2、泥沙等杂质，请设计方案提纯食盐。写出实验步骤及相应的离子方程式。
3．有100克KCl和KNO3的混合物，其中含KCl的质量分数为10％，请通过计算设计方案提纯KNO3.已知有下列溶解度：
温度溶解度 100℃ 50℃ 10℃
KCl 60克 50克 40克
KNO3 240克 80克 20克
4．实验室配制500ml 0.2mol·L－1的FeSO4溶液，实际操作有：①在天平上称量一定量的绿矾（FeSO4·7H2O），放入烧杯，加水溶解；②把制得的溶液小心地注入500ml容量瓶中；③继续向容量瓶中加水离刻度线1－2cm处，改用胶头滴管加水至刻度线；④将烧杯和玻璃棒洗涤2－3次，并将每次洗涤液也转入容量瓶；⑤将容量瓶的塞子塞紧，摇匀。填下列空白：
（1）称量绿矾的质量是 ；
（2）正确的操作顺序是 ；
（3）定容时，若俯视液面，会使溶液浓度 ；
（4）本实验用到的基本仪器有 ；
（5）若没有操作④，结果会使溶液浓度 ；
（6）在进行操作②时，不慎将液体溅出，则处理的方法是 。
参考答案：
1．能。取三支洁净的试管，分别取三种待测液，再分别滴加1－2滴酚酞试液，出现红色的原取试液是氢氧化钠溶液；另取另两种试液，分别滴加到显红色的试管中，若红色褪去，则所滴加的试液是稀盐酸，没有明显现象的试液是食盐水。
2．方案：①将粗食盐用水溶解，过滤。
②向①的滤液，加过量的氯化钡溶液，过滤。
③向②的滤液中加过量的氢氧化钠溶液，过滤。
④向③的滤液中加过量碳酸钠溶液，过滤。
⑤向④的滤液中加过量的稀盐酸，充分反应。
⑥将⑤反应后的溶液加热蒸发结晶，得到的固体为纯的食盐。
3．根据溶解度的数据可计算得到：在100℃时用39.5克水就可以制成KNO3的饱和溶液，而KCl是未饱和的。在10时溶液中只有7.5克KNO3留下，而KCl还是未达到饱和。因此可根据这些来设计方案。方案略。
4．（1）27.8g；（2）①②④③⑤；（3）偏高；（4）略；（5）偏低；（6）重新做实验。
二、化学实验基本操作
PAGE
第 1 页,共 3页(共13张PPT)
第一轮 · 专题一 氧化还原反应
化学组 · 温友清
氧化还原
概念
判定
规律
配平
计算
应用
本专题核心知识:
一。概念
1。几组概念 ：
2。相互关系 ：
①氧化剂与还原剂； ②氧化性与还原性 ；
③氧化反应与还原反应； ④氧化产物与还原产物 ；
化合价升高
失电子
还原剂（有还原性）
被氧化
发生氧化反应
氧化产物
3。常见的氧化剂和还原剂 ：见复习材料 P8
例1、下列有关说法中正确的是（　 ）
A、氧化剂发生氧化反应，还原剂发生还原反应；
B、得电子数越多氧化性越强，失电子数越多还原性越强；
C、酸的浓度越大，氧化性越强；
D、一种元素被氧化，另一种元素一定被还原；
E、有单质参加的反应一定是氧化还原反应；
F、非金属单质只能作氧化剂；
G、一般来说，氧化性的物质对人体不利，还原性物质对人体有利；
3。典型例题 ：
G
二。判断
1。依据 ：元素化合价是否改变。
2。方法 ：
①价态判定－－要熟悉常见元素化合价。
例1、你能快速判定下列元素的化合价吗？
ICl； H2O2、Na2O2、 FeS、FeS2、Na2S2O3； NH4NO3、Mg3N2；
CaC2、SiC、H2C2O4；NaH、CaH2。
②反应类型判定－－置换反应一定是氧化还原反应，而
复分解反应一定不是氧化还原反应。
判定： ① ICl + H2O —— HCl + HIO ；
② 复习材料 P4 选择题第1题；
二。判断
3。氧化还原反应在不同反应类别中的体现：
例2、你能写出高中阶段所有符合下列类别的反应吗？
A、符合“化合物＋单质 ＝ 化合物＋单质”的反应；
B、符合“化合物＋化合物＝单质＋化合物”的反应；
C、符合“化合物＋单质＝化合物＋化合物”的反应；
四种类型
化合物＋ 金属＝ 化合物 ＋ 金属
化合物＋金属 ＝化合物＋非金属
化合物＋非金属＝化合物＋非金属
化合物 ＋非金属＝ 化合物＋金属
三。规律
1。氧化性、还原性强弱规律：
若某氧化还原反应为：氧化剂＋还原剂＝氧化产物＋还原产物，
则：氧化性 氧化剂 > 氧化产物 ； 还原性 还原剂 > 还原产物 。
2。谁强谁先的规律：
当一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，还原性最强的优先发生反应。
例：根据下列三个方程式：I2+SO2+2H2O=H2SO4+2HI；
2FeCl2+Cl2=2FeCl3 ； 2FeCl3+2HI=2FeCl2+2HCl+I2 则
有关物质的还原性强弱顺序是（ ）
A I- > Fe2+ > Cl- > SO2 B Cl- > Fe2+ > SO2 > I-
C Fe2+ > I- > SO2 D SO2 > I- > Fe2+ > Cl-
3。同一元素间化合价变化不交叉规律：例如,SO2能否用浓硫酸干燥
4。得失电子守恒的规律：表现在化合价的变化上,即 “升 = 降”。
例：在含有Fe3＋和Cu2+各1mol的溶液中，加入56gFe粉
则最后溶液中剩余固体的质量为多少克。
四。配平
1。依据：化合价升降相等。
2。技巧：①脚标的处理：有大有小先取大；
②部分氧还的处理：氧化与否要求和；
③整体标价的处理：价态分数不方便，整体标价简易行；
④缺项配平的处理：缺项常为酸、碱、H2O；
3。表示：单线桥法（即要标出电子转移的方向和数目）。
配平： ① NH3 + CuO——N2 +Cu + H2O
② NH3 + Cl2 —— NH4Cl + N2
③ Cu2+ + I- —— CuI + I3-
四。配平
例2、某一反应体系有反应物和生成物共五种物质：O2、H2CrO4、Cr（OH）3、H2O、H2O2 。已知该反应中H2O2只发生如下过程：H2O2→ O2
（1）该反应中的还原剂是 。
（2）该反应中，发生还原反应的过程是 → 。
（3）写出该反应的化学方程式，并标出电子转移的方向
和数目 。
（4）如反应转移了0.3mol电子，则产生的气体在标准
状况下体积为 。
例3、在KI和H2SO4 溶液中加入H2O2 ，放出大量不溶于水的无色气体(气泡从溶液内部放出)，同时溶液呈紫红色，且可使淀粉变蓝，写出相关反应的化学方程式.
答案： H2O2 +2KI+H2SO4 =I2 +K2SO4 +2H2O； 2H2O2 =2H2O+O2 ↑
五。计算
1。题型： 判断氧化还原反应中的产物或化合价；
求算反应中电子转移的数目；
求氧化剂、还原剂的物质的量或质量比
2。方法： 应用得失电子守恒或化合价升降相等。
3。步骤： 先确定1mol 氧化剂和还原剂化合价的变化数；
再分别乘以各自的物质的量；最后使升降相等。
例1、FeS2与HNO3反应后的氧化产物为Fe3+和H2SO4，若反应中FeS2与HNO3的物质的量之比为1：8，则HNO3的还原产物为（ ）
A、NO2 B、NO C、N2O D、N2O3
例2、复习材料 P13 选择题第3题。
六。应用
题型： ①推断氧化还原反应中的产物或化合价；
②求算反应中电子转移的数目；
③告知氧化还原的产物，要求写出氧化还原反应的方程。
④特殊条件下，溶液中离子共存判断。
⑤氧化还原反应在电解池、原电池中的应用。
原电池
负极
正极
氧化反应
还原反应
较不活动金属
较活动金属
电解池
阳极
阴极
氧化反应
还原反应
电源负极
电源正极
例1：0.3molZn与足量的稀HNO3反应，还原产物是N2，则：被还原HNO3
的物质的量是_____mol；参加反应的HNO3的物质的量是_______mol。
例2: 24mL浓度为0.05mol/L的Na2SO3溶液，恰好与20mL浓度为0.02mol/L的K2Cr2O7溶液完全反应，则元素Cr在被还原的产物中的化合价是（ ）
A、+6 B、+3 C、+2 D、0
例3：在pH＝0的溶液中，Fe2+、Na+、NO3-、SO42- 能大量共存吗？
六。应用
注意方法的
多样性！
六。应用
例4：完成并配平下化学方程式，并标出电子转移的方向和数目：
_ Na2Cr2O7＋ _KI ＋_HCl → _CrCl3 ＋ _NaCl ＋_KCl＋_I2＋

展开更多......

收起↑