人教版高一化学必修一知识点超全总结 13页

1 / 13 化学必修 1 知识点 第一章 从实验学化学 一、常见物质的分离、提纯和鉴别 混合物的物理分离方法 方法 适用范围 主要仪器 注意点 实例 固 +液 蒸发 易溶固体与液体分开 酒精灯、蒸发 皿、玻璃棒 ①不断搅拌； ②最后用 余热加热； ③液体不超 过容积 2/3 NaCl （H 2O） 固 +固 结晶 溶解度差别大的溶质分开 NaCl （NaNO 3） 升华 能升华固体与不升华物分 开 酒精灯 I2（NaCl） 固 +液 过滤 易溶物与难溶物分开 漏斗、烧杯 ①一角、二低、三碰； ②沉淀要洗涤； ③定量 实验要 “无损 ” NaCl （CaCO3） 液 +液 萃取 溶质在互不相溶的溶剂里， 溶解度的不同， 把溶质分离 出来 分液漏斗 ①先查漏； ②对萃取剂 的要求； ③使漏斗内外 大气相通 ;④上层液体 从上口倒出 从 溴 水 中 提 取 Br 2 分液 分离互不相溶液体 分液漏斗 乙酸乙酯与饱和 Na2CO3 溶液 蒸馏 分离沸点不同混合溶液 蒸馏烧瓶、冷 凝管、 温度计、 牛角管 ①温度计水银球位于 支管处； ②冷凝水从下 口通入；③加碎瓷片 乙醇和水、 I2 和 CCl 4 渗析 分离胶体与混在其中的分 子、离子 半透膜 更换蒸馏水 淀粉与 NaCl 盐析 加入某些盐， 使溶质的溶解 度降低而析出 烧杯 用固体盐或浓溶液 蛋白质溶液、硬 脂酸钠和甘油 气+气 洗气 易溶气与难溶气分开 洗气瓶 长进短出 CO2（HCl ） 液化 沸点不同气分开 U 形管 常用冰水 NO2（N 2O4） i、蒸发和结晶 蒸发是将溶液浓缩、 溶剂气化或溶质以晶体析出的方法。结晶是溶质从溶液中析出晶体的过程， 可 以用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物。结晶的原理是根据混合物中各成分在某种溶剂里的溶解度的不同，通 过蒸发减少溶剂或降低温度使溶解度变小， 从而使晶体析出。 加热蒸发皿使溶液蒸发时、 要用玻璃棒不断搅动溶液， 防止由于局部温度过高， 造成液滴飞溅。 当蒸发皿中出现较多的固体时， 即停止加热， 例如用结晶的方法分离 NaCl 和 KNO 3 混合物。 ii 、蒸馏 蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。用蒸馏原理进行多种混合液体的分离，叫分馏。 操作时要注意： ①在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片，防止液体暴沸。 ②温度计水银球的位置应与支管底口下缘位于同一水平线上。 ③蒸馏烧瓶中所盛放液体不能超过其容积的 2/3，也不能少于 l/3。 ④冷凝管中冷却水从下口进，从上口出。 ⑤加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点，例如用分馏的方法进行石油的分馏。 2 / 13 常见物质除杂方法 序号 原物 所含杂质 除杂质试剂 主要操作方法 1 N2 O2 灼热的铜丝网 用固体转化气体 2 CO2 H 2S CuSO4 溶液 洗气 3 CO CO2 NaOH 溶液 洗气 4 CO2 CO 灼热 CuO 用固体转化气体 5 CO2 HCI 饱和的 NaHCO 3 洗气 6 H2S HCI 饱和的 NaHS 洗气 7 SO2 HCI 饱和的 NaHSO3 洗气 8 CI 2 HCI 饱和的食盐水 洗气 9 CO2 SO2 饱和的 NaHCO 3 洗气 10 炭粉 MnO 2 浓盐酸（需加热） 过滤 11 MnO 2 C -------- 加热灼烧 12 炭粉 CuO 稀酸（如稀盐酸） 过滤 13 AI 2O3 Fe2O3 NaOH( 过量 )，CO2 过滤 14 Fe2O3 AI 2O3 NaOH 溶液 过滤 15 AI 2O3 SiO 2 盐酸 `氨水 过滤 16 SiO2 ZnO HCI 溶液 过滤， 17 BaSO4 BaCO 3 HCI 或稀 H 2SO4 过滤 18 NaHCO 3 溶液 Na2CO3 CO2 加酸转化法 19 NaCI 溶液 NaHCO 3 HCI 加酸转化法 20 FeCI3 溶液 FeCI2 CI2 加氧化剂转化法 21 FeCI3 溶液 CuCI 2 Fe 、CI 2 过滤 22 FeCI2 溶液 FeCI3 Fe 加还原剂转化法 23 CuO Fe (磁铁 ) 吸附 24 Fe(OH) 3 胶体 FeCI3 蒸馏水 渗析 25 CuS FeS 稀盐酸 过滤 ① 常见气体的检验 常见气体 检验方法 氢气 纯净的氢气在空气中燃烧呈淡蓝色火焰，混合空气点燃有爆鸣声，生成物只有水。不是只有氢气才 产生爆鸣声；可点燃的气体不一定是氢气 氧气 可使带火星的木条复燃 氯气 黄绿色，能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝（ O3、NO 2 也能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝） 氯化氢 无色有刺激性气味的气体。在潮湿的空气中形成白雾，能使湿润的蓝色石蓝试纸变红；用蘸有浓氨 水的玻璃棒靠近时冒白烟；将气体通入 AgNO 3 溶液时有白色沉淀生成。 二氧化硫 无色有刺激性气味的气体。能使品红溶液褪色，加热后又显红色。能使酸性高锰酸钾溶液褪色。 硫化氢 无色有具鸡蛋气味的气体。 能使 Pb(NO 3) 2或 CuSO4 溶液产生黑色沉淀， 或使湿润的醋酸铅试纸变黑。 氨气 无色有刺激性气味，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时能生成白烟。 二氧化氮 红棕色气体，通入水中生成无色的溶液并产生无色气体，水溶液显酸性。 一氧化氮 无色气体，在空气中立即变成红棕色 二氧化碳 能使澄清石灰水变浑浊；能使燃着的木条熄灭。 SO2 气体也能使澄清的石灰水变混浊， N2 等气体也 能使燃着的木条熄灭。 一氧化碳 可燃烧，火焰呈淡蓝色，燃烧后只生成 CO2；能使灼热的 CuO 由黑色变成红色。 ② 几种重要阳离子的检验 3 / 13 （l）H+ 能使紫色石蕊试液或橙色的甲基橙试液变为红色。 （2）K + 用焰色反应来检验时，它的火焰呈浅紫色（通过钴玻片） 。 （3）Ba 2+ 能使用稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色 BaSO4 沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。 （4）Al 3+ 能与适量的 NaOH 溶液反应生成白色 Al(OH) 3 絮状沉淀，该沉淀能溶于盐酸或过量的 NaOH 溶液。 （5）Ag + 能与稀盐酸或可溶性盐酸盐反应， 生成白色 AgCl 沉淀，不溶于稀 HNO 3，但溶于氨水， 生成［Ag(NH 3) 2］ （6）NH 4+ 铵盐（或浓溶液）与 NaOH 浓溶液反应，并加热，放出使湿润的红色石蓝试纸变蓝的有刺激性气味 NH 3 气体。 （7）Fe2+ 能与少量 NaOH 溶液反应，先生成白色 Fe(OH) 2 沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色 Fe(OH) 3 沉 淀。或向亚铁盐的溶液里加入 KSCN 溶液，不显红色，加入少量新制的氯水后，立即显红色。 （8） Fe3+ 能与 KSCN 溶液反应， 变成血红色 Fe(SCN) 3 溶液， 能与 NaOH 溶液反应， 生成红褐色 Fe(OH)3 沉淀。 （9）Cu2+ 蓝色水溶液（浓的 CuCl 2 溶液显绿色） ，能与 NaOH 溶液反应，生成蓝色的 Cu(OH) 2 沉淀，加热后可 转变为黑色的 CuO 沉淀。含 Cu2+溶液能与 Fe、 Zn 片等反应，在金属片上有红色的铜生成。 ③ 几种重要的阴离子的检验 （1）OH － 能使无色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示剂分别变为红色、蓝色、黄色。 （2）Cl － 能与硝酸银反应，生成白色的 AgCl 沉淀，沉淀不溶于稀硝酸，能溶于氨水，生成 [Ag(NH 3)2]+。 （3）Br － 能与硝酸银反应，生成淡黄色 AgBr 沉淀，不溶于稀硝酸。 （4）I － 能与硝酸银反应，生成黄色 AgI 沉淀，不溶于稀硝酸；也能与氯水反应，生成 I2，使淀粉溶液变蓝。 （5）SO42－ 能与含 Ba2+溶液反应，生成白色 BaSO4 沉淀，不溶于硝酸。 （6）SO32－ 浓溶液能与强酸反应，产生无色有刺激性气味的 SO2 气体，该气体能使品红溶液褪色。能与 BaCl2溶 液反应，生成白色 BaSO3 沉淀，该沉淀溶于盐酸，生成无色有刺激性气味的 SO2 气体。 （7）S2－ 能与 Pb(NO 3)2 溶液反应，生成黑色的 PbS 沉淀。 （8）CO32－ 能与 BaCl 2 溶液反应，生成白色的 BaCO 3 沉淀，该沉淀溶于硝酸（或盐酸） ，生成无色无味、能使澄 清石灰水变浑浊的 CO2 气体。 二、常见事故的处理 事故 处理方法 酒精及其它易燃有机物小面积失火 立即用湿布扑盖 钠、磷等失火 迅速用砂覆盖 少量酸（或碱）滴到桌上 立即用湿布擦净，再用水冲洗 较多量酸（或碱）流到桌上 立即用适量 NaHCO 3 溶液（或稀 HAC ）作用，后用水冲洗 酸沾到皮肤或衣物上 先用抹布擦试，后用水冲洗，再用 NaHCO 3 稀溶液冲洗 碱液沾到皮肤上 先用较多水冲洗，再用硼酸溶液洗 酸、碱溅在眼中 立即用水反复冲洗，并不断眨眼 苯酚沾到皮肤上 用酒精擦洗后用水冲洗 误食重金属盐 应立即口服蛋清或生牛奶 汞滴落在桌上或地上 应立即撒上硫粉 三、化学计量 ①物质的量 定义：表示一定数目微粒的集合体 符号 n 单位 摩尔 符号 mol 阿伏加德罗常数： 0.012kgC-12 中所含有的碳原子数。用 NA表示。 约为 6.02x10 23 公式： n= NA N ②摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量 用 M表示 单位： g/mol 数值上等于该物质的分子量 公式： n= M m ③物质的体积决定：①微粒的数目②微粒的大小③微粒间的距离 4 / 13 公式： n= Vm V 标准状况下 ，1mol 任何气体的体积都约为 22.4L ④阿伏加德罗定律：同温同压下， 相同体积的任何气体都含有相同的分子数 ⑤物质的量浓度：单位体积溶液中所含溶质 B 的物质的量。符号 CB 单位： mol/l 公式： CB=nB/V nB=CB×V V=n B/CB 溶液稀释规律 C （浓）× V（浓） =C（稀）× V（稀） 第二章 化学物质及其变化 一、物质的分类 金属： Na、Mg 、Al 单质 非金属： S、 O、N 酸性氧化物： SO3、SO2、P2O5 等 氧化物 碱性氧化物： Na2O、 CaO、Fe2O3 氧化物： Al 2O3 等 纯 盐氧化物： CO、NO 等 净 含氧酸： HNO 3、H2SO4 等 物 按酸根分 无氧酸： HCl 强酸： HNO 3、H2SO4 、HCl 酸 按强弱分 弱酸： H2CO3、HClO 、CH 3COOH 化 一元酸： HCl 、HNO 3 合 按电离出的 H +数分 二元酸： H2SO4、H2SO3 物 多元酸： H 3PO4 强碱： NaOH 、Ba(OH) 2 物 按强弱分 质 弱碱： NH 3·H 2O、Fe(OH) 3 碱 一元碱： NaOH 、 按电离出的 HO-数分 二元碱： Ba(OH) 2 多元碱： Fe(OH) 3 正盐： Na2CO3 盐 酸式盐： NaHCO 3 碱式盐： Cu 2(OH) 2CO3 溶液： NaCl 溶液、稀 H2SO4 等 混 悬浊液：泥水混合物等 合 乳浊液：油水混合物 物 胶体： Fe(OH) 3 胶体、淀粉溶液、烟、雾、有色玻璃等 二、分散系相关概念 1. 分散系：一种物质（或几种物质）以粒子形式分散到另一种物质里所形成的混合物，统称为分散系。 2. 分散质：分散系中分散成粒子的物质。 3. 分散剂：分散质分散在其中的物质。 下面比较几种分散系的不同： 分散系 溶 液 胶 体 浊 液 分散质的直径 ＜1nm（粒子直径小 1nm－100nm（粒子直径在 ＞100nm（粒子直径大于 10-7m） 5 / 13 于 10-9m） 10-9 ~ 10 -7m） 分散质粒子 单个小分子或离子 许多小分子集合体或高分子 巨大数目的分子集合体 实例 溶液酒精、氯化钠等 淀粉胶体、氢氧化铁胶体等 石灰乳、油水等 性 质 外观 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 能否透过滤纸 能 能 不能 能否透过半透膜 能 不能 不能 鉴别 无丁达尔效应 有丁达尔效应 静置分层 注意：三种分散系的本质区别：分散质粒子的大小不同。 四、离子反应 1、电离 ( ionization ) 电离： 电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。 酸、碱、盐的水溶液可以导电，说明他们可以电离出自由移动的离子。不仅如此，酸、碱、盐等在熔融状态下 也能电离而导电，于是我们依据这个性质把能够在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物统称为电解质。 3、电解质与非电解质 ①电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物，如酸、碱、盐等。 ②非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，如蔗糖、酒精等。 4、电解质与电解质溶液的区别 ： 电解质是纯净物，电解质溶液是混合物。无论电解质还是非电解质的导电都是指本身，而不是说只要在水溶液或者 是熔化能导电就是电解质。 5、强电解质： 在水溶液里全部电离成离子的电解质。 6、弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。 强、弱电解质对比 强电解质 弱电解质 物质结构 离子化合物，某些共价化合物 某些共价化合物 电离程度 完全 部分 溶液时微粒 水合离子 分子、水合离子 导电性 强 弱 物质类别实例 大多数盐类、强酸、强碱 弱酸、弱碱、水 7、强电解质与弱电解质的注意点 ①电解质的强弱与其在水溶液中的电离程度有关，与其溶解度的大小无关。例如：难溶的 BaS04、CaS03 等和微溶 的 Ca(OH) 2 等在水中溶解的部分是完全电离的，故是强电解质。而易溶于水的 CH 3COOH 、H 3P04 等在水中只有部 分电离，故归为弱电解质。 ②电解质溶液的导电能力的强弱只与自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数有关， 而与电解质的强弱没有必然的 联系。例如：一定浓度的弱酸溶液的导电能力也可能比较稀的强酸溶液强。 ③强电解质包括：强酸 (如 HCl 、HN0 3、H2S04)、强碱 (如 NaOH 、KOH 、Ba(OH) 2)和大多数盐 (如 NaCl 、 MgCl 2、 K 2S04、NH 4C1)及所有的离子化合物和少数的共价化合物。 ④弱电解质包括：弱酸 (如 CH3COOH) 、弱碱 (如 NH 3·H20)、中强酸 (如 H 3PO4 )，注意：水也是弱电解质。 ⑤共价化合物在水中才能电离，熔融状态下不电离 举例： KHSO4 在水中的电离式和熔融状态下电离式是不同的。 } ※离子方程式的书写注意事项 : 1.非电解质、弱电解质、难溶于水的物质，气体在反应物、生成物中出现，均写成化学式或分式。 ? HAc ＋ OH － =Ac － ＋H2O ? 2.固体间的反应，即使是电解质，也写成化学式或分子式。 ? 2NH 4Cl（固）＋ Ca(OH) 2（固） =CaCl 2＋2H2O＋2NH 3↑ ? 3.氧化物在反应物中、生成物中均写成化学式或分子式。 ? SO3＋Ba2+＋ 2OH － =BaSO 4↓＋ H 2O ? CuO＋ 2H +=Cu 2+＋H 2O 6 / 13 4.浓 H 2SO4 作为反应物和固体反应时，浓 H2SO4 写成化学式。 5.H 3PO4 中强酸，在写离子方程式时按弱酸处理，写成化学式。 6.金属、非金属单质，无论在反应物、生成物中均写成化学式。如： Zn+2H +=Zn 2++H 2↑ 7. 微溶物作为反应物时 ,处于澄清溶液中 时写成离子形式 ;处于浊液或固体时写成化学式。微溶物作为生成物的一律写化学式 如条件是澄清石灰水，则应拆成离子；若给的是石灰乳或浑浊石灰水则不能拆，写成化学式。 9、离子共存问题 凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中水解相互促进的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不 能大量共存）一般规律是： 1、凡相互结合生成难溶或微溶性盐的离子（熟记常见的难溶、微溶盐） ； 2、与 H+不能大量共存的离子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根离子： 氧族有： OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3- 卤族有： F-、ClO - 碳族有： CH 3COO-、CO32-、 HCO 32-、SiO 32- 3、与 OH-不能大量共存的离子有： NH 42+和 HS-、HSO3-、HCO 3-等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳离子（比如： Cu2+、Al 3+ 、Fe3+、Fe2+、Mg 2+ 等等） 4、能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存： 常见还原性较强的离子有 :Fe3+、S2-、I- 、SO32-。 氧化性较强的离子有： Fe3+、ClO -、MnO 4-、Cr 2O72-、NO 3- 10、氧化还原反应 氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应 ②、氧化还原反应的判断依据 -----有元素化合价变化 失电子总数 =化合价升高总数 ==得电子总数 ==化合价降低总数。 ③、氧化还原反应的实质 ------ 电子的转移 (电子的得失或共用电子对的偏移 口诀：失．电子，化合价升 ．高，被氧 ．化（氧化反应） ，还原剂； 得．电子，化合价降 ．低，被还 ．原（还原反应） ，氧化剂； 氧化剂 + 还原剂 == 还原产物 + 氧化产物 ⑥、氧化还原反应中电子转移的表示方法 (1) 双线桥法 ---表示电子得失结果 (2) 单线桥——表示电子转移情况 化合价降低，得电子，被还原 化合价升高，失电子，被氧化 7 / 13 8 / 13 点燃 点燃点燃 点燃 点燃 点燃 △△ △ △ 点燃 第三章金属及其化合物 一、金属的物理通性：常温下，金属一般为银白色晶体（汞常温下为液体） ，具有良好的导电性、导热性、延展性。 二、金属的化学性质： 多数金属的化学性质比较活泼，具有较强的还原性，在自然界多数以化合态形式存在。 三、金属化合物的性质： 1、氧化物 Na2O Na2O2 Al 2O3 Fe2O3 性质 碱性氧化物 非碱性氧化物 两性氧化物 碱性氧化物 颜色状态 白色固体 淡黄色固体 白色固体 赤红色固体 与水反应 Na2O+H2O=2NaOH 2Na2O2+2H2 O=4NaOH+O2↑ ---------------- ---------------- 物质 Na Al Fe 保存 煤油（或石蜡油）中 直接在试剂瓶中即可 直接在试剂瓶中 化性 常温下氧化成 Na2O： 4Na + O 2 = 2Na2O 点燃生成 Na2O2 2Na + O 2 == Na 2O2 常温下生成致密氧化膜： 4Al + 3O 2 = 2Al 2O3 致密氧化膜使铝耐腐蚀。 纯氧中可燃，生成氧化铝： 4Al + 3O2 == 2Al 2O3 潮湿空气中易受腐蚀： 铁锈：主要成分 Fe2O3 纯氧中点燃生成： 3Fe+2O2 == Fe3O4与 O2 与 Cl 2 2Na+Cl2 == 2NaCl 2Al+3Cl 2 == 2AlCl 3 2Fe+3Cl 2== 2FeCl 3 与 S 常温下即可反应： 2Na + S = Na2S 加热时才能反应： 2Al + 3S == Al 2S3 加热只能生成亚铁盐： Fe + S == FeS 与水 常温与冷水剧烈反应： 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 去膜后与热水反应： 2Al+6H 2O==2Al(OH) 3↓ +3H 2↑ 常温下纯铁不与水反应。 加热时才与水蒸气反应： 3Fe+4H2O(g) == Fe 3O4+4H2 与 酸 溶 液 2Na+2HCl=2NaCl+H2↑ 2Al+6HCl==2AlCl 3+ 3H2↑ Fe+2HCl=FeCl 2+H2↑ 与 碱 溶 液 -------------------- -- 2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑ --------------------- 与 盐 溶 液 与硫酸铜溶液： 2Na+2H2O+CuSO4=Cu(OH)2 ↓+Na2SO4+H2↑ 与氯化铁溶液： 6Na+6H2O+2FeCl3=2Fe(O H)3↓+6NaCl+3H2↑ 置换出较不活泼的金属单质 置换出较不活泼的金属单质 与 氧 化 物 -------------------- -- 镁条引燃时铝热反应： 2Al+Fe 2O3==Al 2O3+2Fe --------------------- 金属活泼性逐渐减弱 9 / 13 △ △ △ △ 与酸溶液 Na2O+2HCl=2NaCl+ H2O（溶液无色） 2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑ Al 2O3+6HCl=2AlCl 3 +3H2O Fe2O3+6HCl=2FeCl 3+3H2O （溶液黄色） 与碱溶液 ---------------- ---------------- Al 2O3+2NaOH= 2NaAlO2+H2O ---------------- 其他 Na2O+CO2=Na2CO3 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 ---------------- ---------------- 2、氢氧化物 3、盐 Na2CO3 NaHCO3 溶解度 较大 较小 溶液碱性 使酚酞变红，溶液呈碱性。 使酚酞变淡粉色，溶液呈较弱的碱性。 与酸 反应迅速 Na2CO3+2HCl=2NaCl+2H2O+CO2↑ 反应更迅速 NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑ 与碱 -------------------------------- NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O 稳定性 稳定，加热不分解。 固体 NaHCO3 ： 2NaHCO3 == Na2CO3+H2O+CO2↑ 相互转化 Na2CO3 溶液中通入大量 CO2 Na2CO3+H2O+CO2 = 2NaHCO3 固体 NaHCO3 ： 2NaHCO3 == Na2CO3+H2O+CO2↑ 其他 溶液中： Na2CO3+Ca(OH)2 = 2NaOH+CaCO3 ↓ 溶液中： NaHCO3+Ca(OH)2 = NaOH+CaCO3↓ +H2O 用途 工业原料等 中和胃酸、制糕点等 金属离子检验：焰色反应呈黄色 FeCl 2 FeCl 3 颜色 浅绿色 黄色 与碱溶 液 FeCl 2 +2NaOH = Fe(OH) 2↓+2NaCl FeCl 3+3NaOH= Fe(OH)3↓+3NaCl 化性 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 与酸溶液 NaOH+HCl=NaCl+H2O Al(OH) 3+3HCl= AlCl 3+3H2O Fe(OH)2+2HCl=FeCl 2+2H2 O Fe(OH)3+3HCl= FeCl 3+3H2O 与碱溶液 ---------------- Al(OH) 3+NaOH=NaAlO2+2H2O ---------------- ---------------- 稳定性 稳定 2Al(OH) 3==Al 2O3+3H2O 4Fe(OH) 2+O2+2H2 O=4Fe(OH)3 2Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O 其他 2NaOH+CO2 =Na2CO3+H2O NaOH+CO2( 过量 )=NaHCO3 ---------------- ---------------- ---------------- 制备 金属钠与水即可 铝盐溶液与过量浓氨水 亚铁盐溶液与氢氧化钠溶 液（液面下） 铁盐溶液滴加氢氧化 钠溶液 10 / 13 相互转 化 2FeCl 2+Cl 2 = 2FeCl 3 2FeBr2+Br 2 = 2FeBr 3 主要表现： （还原性） 2FeCl 3+Fe = 3FeCl 2 2FeBr 3+Fe = 3FeBr2 表现： （氧化性） 检验 遇 KSCN不显血红色，加入氯水后显红色 遇 KSCN显血红色 用途 净水剂等 印刷线路板等 四、金属及其化合物之间的相互转化 1、铝及其重要化合物之间的转化关系，写出相应的化学反应方程式。⑩ NaAlO2+HCl+H2O=Al(OH) 3↓+NaCl 2、铁及其重要化合物之间的转化关系，写出相应的化学反应方程式。 3、钠及其化合物之间的相互转化，写出相应的化学反应方程式。 第四章 非金属及其化合物 二、本章知识结构梳理 (一 ) 硅及其化合物 1、二氧化硅和二氧化碳比较 二氧化硅 二氧化碳 类别 酸性氧化物 _酸性氧化物 晶体结构 原子晶体 分子晶体 熔沸点 高 低 与水反应方程式 不反应 CO2+H2O H 2 CO3 与酸反应方程式 SiO2 + 4HF==SiF 4↑+2H2O 不反应 与烧碱反应方程式 SiO2+2NaOH == Na2SiO3+H2O 少： 2NaOH+CO2==Na2CO3 +H2O 过： NaOH+CO2==NaHCO3 11 / 13 与 CaO反应方程式 SiO2+CaO 高温 CaSiO3 CaO+CO2==CaCO3 存在状态 水晶、玛瑙、石英、硅石、沙子 人和动物排放 2、硅以及硅的化合物的用途 物质 用途 硅单质 半导体材料、光电池（计算器、人造卫星、登月车、探测器） SiO2 饰物、仪器、光导纤维、玻璃 硅酸钠 矿物胶 SiC 砂纸、砂轮的磨料 ( 二) 氯 1、液氯、新制的氯水和久置的氯水比较 液氯 新制氯水 久置氯水 分类 纯净物 混合物 混合物 颜色 黄绿色 黄绿色 无色 成分 Cl 2 Cl 2、H2O、HClO、H＋、Cl ― 、ClO―、 极少量的为 OH― H＋、Cl ―、H2O、 极少量的 OH― 稀盐酸 性质 氧化性 氧化性、酸性、漂白性 酸性 2、氯气的性质 与金属钠反应方程式 2Na+Cl2 点燃 2NaCl 与金属铁反应方程式 2Fe+3Cl 2 点燃 2FeCl 3 与金属铜反应方程式 Cu+Cl2 点燃 CuCl2 12 / 13 与氢气反应方程式 H2+Cl2 2HCl；H2+Cl 2 2HCl 与水反应方程式 H2O +Cl 2 ==HCl+HClO 制漂白液反应方程式 Cl 2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O 制漂白粉反应方程式 2Cl 2 +2C a( OH) 2 ==CaCl2 +C a ( Cl O) 2 +2H 2O 实验室制法 MnO2＋4HCl（浓） △ MnCl2 +Cl 2 ↑+2H2O 氯离子的检验试剂以及反应方 程式 AgNO3 溶液 Ag＋+Cl ―==AgCl ( 三 ) 硫、氮 1、二氧化硫的性质 物理 性质 颜色状态 密度 毒性 黄绿色 比空气 大 有毒 化 酸性 与水反应方程式 SO2+H2O H 2SO3 13 / 13 学 性 质 与烧碱反应方程式 SO2+2NaOH==Na2SO3 +H 2O Na2SO3+SO2+H2O==2NaHSO3 SO2+NaOH==NaHSO3 漂白性 漂白原理：由于它能跟某些有色物质生成：无色物质 曾学过的具有漂白性的物质 吸附漂白：活性炭 氧化漂白： HClO、O3、Na2O2 还原性 与氧气反应方程式 2SO2 + O 2 === 2SO3 与氯水反应方程式 SO2 + Cl 2 +2H2O == H 2SO4+2HCl 氧化性 与硫化氢反应方程式 SO2+2H2S == 3S ↓+2H2O 2、浓硫酸和浓硝酸的性质 浓硫酸 浓硝酸 相 同 点 与 Cu反应 Cu+2H2SO4( 浓 ) △ CuSO4+ SO2 ↑+2H2O Cu+4HNO3 ( 浓 )==C u( NO3 ) 2 +2NO2 ↑+2H2O 3Cu＋8HNO3( 稀 ) == 3C u ( NO3 ) 2 +2NO↑ +4H2O 与木炭反 应 C + 2H 2SO4( 浓 ) △ CO2↑+2SO2↑ +2H2O C+4HNO3( 浓 ) △ CO2↑+4NO2↑ +2H2O 与铁铝反 应 发生钝化现象，所以可以用铁制或铝制容器来存放冷的浓硫酸和浓硝酸 异同点 ① 吸水 性——干燥剂 ②脱水性——蔗糖变黑 王水：浓硝酸和浓盐酸 1： 3 3、氨气、氨水与铵盐的性质 氨 气 的 物 理性质 颜色状态 密度 水溶性 无色有刺激性气味的气体 比空气 小 易溶 1：700 可以形成喷泉，水溶液呈碱性。 氨 气 的 化 学性质 与水反应方程式 NH3+H2 O NH3·H2O NH4 ＋+OH― 与盐酸反应方程式 NH3 + HCl == NH 4Cl 实验室制法 Ca ( OH) 2 +2NH4Cl △ CaCl2 +2NH3 ↑+2H2O 氨水成分 NNH3 、 NH3·H2O 、H2O 、 NH4 ＋、OH― 、极少量的 H＋ 铵盐 物理性质：铵盐都是 _无色晶体，能溶于水 化学性质 氯化铵分解反应方程式 NH4Cl △ NH3 + HCl 碳酸氢铵分解反应方程式 NH4HCO3 △ NH3 ↑+ H 2O +CO2 ↑