(完整版)高中化学必修1知识点归纳总结律 13页

高中化学必修 2 知识点归纳总结 第一章 从实验学化学 第一节 化学实验基本方法 一、熟悉化学实验基本操作 危险化学品标志，如酒精、汽油——易然液体；浓 H 2SO4、 NaOH （酸碱）——腐蚀品 二、混合物的分离和提纯： 1、分离的方法：①过滤：固体 (不溶 )和液体的分离。②蒸发：固体 (可溶 )和液体分离。 ③蒸馏：沸点不同的液体混合物的分离。 ④分液：互不相溶的液体混合物。 ⑤萃取：利用混合物中一种溶质在互不相溶的溶剂里溶解性的不同， 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。 2、粗盐的提纯： （1）粗盐的成分：主要是 NaCl ，还含有 MgCl 2、CaCl 2、Na2SO4、泥沙等杂质 （2）步骤：①将粗盐溶解后过滤； ②在过滤后得到粗盐溶液中加过量试剂 BaCl 2(除 SO42 － )、Na 2CO3(除 Ca2＋ 、过量的 Ba2＋)、NaOH( 除 Mg 2＋ )溶液后过滤；③得到滤液加盐酸 (除过量的 CO32－、OH－ )调 pH=7 得 到 NaCl 溶液；④蒸发、结晶得到精盐。 加试剂顺序关键： （ⅰ） Na 2CO 3在 BaCl 2 之后； （ⅱ）盐酸放最后。 3、蒸馏装置注意事项：①加热烧瓶要垫上石棉网；②温度计的水银球应位于蒸馏烧瓶的支管口处； ③加碎瓷片的目的是防止暴沸；④冷凝水由下口进，上口出。 4、从碘水中提取碘的实验时，选用萃取剂应符合原则：①被萃取的物质在萃取剂溶解度比在原溶剂中的 大得多；②萃取剂与原溶液溶剂互不相溶 ; ③萃取剂不能与被萃取的物质反应。 三、离子的检验： ①SO42－：先加稀盐酸，再加 BaCl 2溶液有白色沉淀，原溶液中一定含有 SO42－。Ba2＋＋SO42 －＝BaSO4↓ ②Cl －（用 AgNO 3 溶液、稀硝酸检验）加 AgNO 3 溶液有白色沉淀生成，再加稀硝酸沉淀不溶解，原溶液 中一定含有 Cl －；或先加稀硝酸酸化，再加 AgNO 3 溶液，如有白色沉淀生成，则原溶液中一定含 有 Cl －。 Ag ＋＋Cl －＝ AgCl ↓。 ③CO32－：（用 BaCl 2 溶液、稀盐酸检验）先加 BaCl 2 溶液生成白色沉淀，再加稀盐酸，沉淀溶解，并生成 无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的气体，则原溶液中一定含有 CO32－。 第二节 化学计量在实验中的应用 1、 物质的量（ n）是国际单位制中 7 个基本物理量之一。 2、五个新的化学符号： 概念、符号 定义 注 意 事 项 物质的量： n 衡量一定数目粒 子集体的物理量 ①摩尔 (mol) 是物质的量的单位，只能用来衡量微观粒 子：原子、分子、离子、原子团、电子、质子、中子等。 ②用物质的量表示微粒时，要指明粒子的种类。 阿伏加德罗常数： NA 1mol 任 何 物 质 所含粒子数。 N A 有单位： mol －1 或 /mol ，读作每摩尔， N A≈ 6.02 ×1023mol －1。 摩尔质量： M 单位物质的量物 质所具有的质量 ①一种物质的摩尔质量以 g/mol 为单位时，在数值上与 其相对原子或相对分子质量相等。 ②一种物质的摩尔质量不随其物质的量变化而变 气体摩尔体积： Vm 单位物质的量气 体所具有的体积 ①影响气体摩尔体积因素有温度和压强。 ②在标准状况下（ 0℃， 101KPa）1mol 任何气体所占体 积约为 22.4L 即在标准状况下， Vm≈22.4L/mol 物质的量浓度： C 单位体积溶液所 含某溶质 B 物质 的量。 ①公式中的 V 必须是溶液的体积；将 1L 水溶解溶质或 者气体，溶液体积肯定不是 1L。 ②某溶质的物质的量浓度不随所取溶液体积多少而变 3、各个量之间的关系： 4、溶液稀释公式： （根据溶液稀释前后，溶液中溶质的物质的量不变） C 浓溶液 V 浓溶液 ＝C 稀溶液 V 稀溶液 （注意单位统一性，一定要将 mL 化为 L 来计算） 。 5、溶液中溶质浓度可以用两种方法表示： ①质量分数 W，②物质的量浓度 C。 质量分数 W 与物质的量浓度 C 的关系： C=1000ρW/M （其中 ρ单位为 g/cm3） 已知某溶液溶质质量分数为 W，溶液密度为 ρ（g/cm3），溶液体积为 V ，溶质摩尔质量为 M ，求溶 质的物质的量浓度 C。 【 推断：根据 C=n(溶质 )/V( 溶液 ) ，而 n(溶质 )=m（溶质） /M( 溶质 )= ρV( 溶液 ) W/M ，考虑密度 ρ 的单位 g/cm3 化为 g/L，所以有 C=1000ρW/M 】。（公式记不清，可设体积 1L 计算）。 6、一定物质的量浓度溶液的配制 （1）配制使用的仪器：托盘天平 (固体溶质 )、量筒 (液体溶质 )、容量瓶（ 强调：在具体实验时，应 写规格，否则错！ ）、烧杯、玻璃棒、胶头滴管。 （ 2）配制的步骤：①计算溶质的量（若为固体溶质计算 所需质量，若为溶液计算所需溶液的体积）②称取（或量取）③溶解（静置冷却）④转移 ⑤洗涤⑥定容 ⑦摇匀。 （如果仪器中有试剂瓶，就要加一个步骤 ----- 装瓶）。 例如：配制 400mL0.1mol ／L 的 Na2CO3 溶液： （1）计算：需无水 Na2CO3 5.3 g。 （2）称量：用托盘天平称量无水 Na2CO3 5.3 g。 （3）溶解：所需仪器烧杯、玻璃棒。 （4）转移：将烧杯中的溶液沿玻璃棒小心地引流到 500mL 容量瓶中。 （5）定容：当往容量瓶里加蒸馏水时，距刻度线 1－2cm 处停止，为避免加水的体积过多，改用胶头滴 管加蒸馏水到溶液的凹液面正好与刻度线相切，这个操作叫做定容。 注意事项：①不能配制任意体积的一定物质的量浓度的溶液，这是因为容量瓶的容积是固定的，没有任 意体积规格的容量瓶。 ②溶液注入容量瓶前需恢复到室温，这是因为容量瓶受热易炸裂，同时溶液温度过高会使容量瓶膨胀影 响溶液配制的精确度。 ③用胶头滴管定容后再振荡，出现液面底于刻度线时不要再加水，这是因为振荡时有少量溶液粘在瓶颈 上还没完全回流，故液面暂时低于刻度线，若此时又加水会使所配制溶液的浓度偏低。 ④如果加水定容时超出了刻度线，不能将超出部分再吸走，须应重新配制。 400mL 的 溶 液 应用 500mL 容 量瓶。 ⑤如果摇匀时不小心洒出几滴，不能再加水至刻度，必须重新配制，这是因为所洒出的几滴溶液中含有 溶质，会使所配制溶液的浓度偏低。 ⑥溶质溶解后转移至容量瓶时， 必须用少量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤 2—3 次，并将洗涤液一并倒入容 量瓶，这是因为烧杯及玻璃棒会粘有少量溶质，只有这样才能尽可能地把溶质全部转移到容量瓶中。 第二章 化学物质及其变化 第一节 物质的分类 1、掌握两种常见的分类方法： 交叉分类法和树状分类法。 2、分散系及其分类： （1）分散系组成：分散剂和分散质，按照分散质和分散剂所处的状态，分散系可以有 9 种组合方式。 （2）当分散剂为液体时，根据分散质粒子大小可以将分散系分为溶液、胶体、浊液。 分散系 溶液 胶体 浊液 分散粒子直径 ＜1nm 1～100nm ＞100nm 外观 均一 ,透明 ,稳定 均一 ,透明 ,介稳体系 不均一 ,不透明 ,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 实例 食盐水 Fe(OH) 3 胶体 泥浆水 3、胶体： （1）常见胶体： Fe(OH) 3胶体、 Al(OH) 3 胶体、 血液、 豆浆、 淀粉溶液、 蛋白质溶液、 有色玻璃、 墨水等。 （2）胶体的特性：能产生丁达尔效应。区别胶体与其他分散系常用方法丁达尔效应。 胶体与其他分散系的 本质区别 是分散质粒子大小。 （3）Fe(OH) 3 胶体的制备方法：将饱和 FeCl3 溶液滴入 沸水 中，继续加热至体系呈红褐色，停止加热， 得 Fe(OH) 3 胶体。 第二节 离子反应 一、电解质和非电解质 电解质：在水溶液里 或．熔融状态下 能导电 的化合物。 1、化合物 非电解质：在水溶液中 和 ．熔融状态下 都不能导电 的化合物。 （如：酒精 [乙醇 ]、蔗糖、 SO2、SO3、 NH3、CO2 等是非电解质。 ） （1）电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。 （2）酸、碱、盐和水都是电解质（特殊：盐酸 (混合物 )电解质溶液） 。 （3）能导电的物质不一定是电解质。能导电的物质：电解质溶液、熔融的碱和盐、金属单质和石墨。 电解质需在水溶液里或熔融状态下才能导电。固态电解质 (如： NaCl 晶体 )不导电，液态酸 (如：液态 HCl) 不导电。 2、溶液能够导电的原因：有能够自由移动的离子。 3、电离方程式：要注意 配平 ，原子个数 守恒， 电荷数 守恒。如： Al 2(SO4)3＝2Al 3＋＋3SO42 － 二、离子反应： 1、离子反应发生的条件： 离子反应发生条件：生成沉淀、生成气体、水。 2、离子方程式的书写： （写、拆、删、查） ①写：写出正确的化学方程式。 （要注意配平。 ） ②拆：把易溶的强电解质（易容的盐、强酸、强碱）写成离子形式。 ★ 常见 易溶的强电解质有 ：三大强酸 （H 2SO4、HCl 、HNO 3），四大强碱 [NaOH 、KOH 、Ba(OH) 2、Ca(OH) 2 （澄清石灰水拆，石灰乳不拆） ]，可溶性盐，这些物质拆成离子形式，其他物质一律保留化学式。 ③删：删除不参加反应的离子（价态不变和存在形式不变的离子） ④查：检查书写离子方程式等式两边是否原子个数守恒、电荷数守恒。 ★3、离子方程式正误判断： （看几看） ①看是否符合反应事实 (能不能发生反应，反应物、生成物对不对 )。 ②看是否可拆。 ③看是否配平（原子个数守恒，电荷数守恒） 。 ④看“＝”“ ”“↑”“↓”是否应用恰当。 ★4、离子共存问题 （1）由于发生复分解反应（生成沉淀或气体或水）的离子 不能 大量共存。 生成沉淀： AgCl 、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg(OH) 2、Cu(OH) 2 等。 生成气体： CO32－、 HCO 3 － 等易挥发的弱酸的酸根与 H＋不能大量共存。 生成 H 2O：① H＋和 OH －生成 H 2O。②酸式酸根离子如： HCO 3 －既不能和 H＋共存，也不能和 OH－ 共存。如： HCO 3 －＋H＋＝H 2O＋CO2↑， HCO 3 －＋OH －＝H2O＋CO32－ （2）审题时应注意题中给出的 附加条件 。 ①无色溶液中不存在有色离子： Cu2＋、Fe3 ＋、 Fe2＋、MnO 4 －（常见这四种有色离子） 。 ②注意挖掘某些隐含离子：酸性溶液 (或 pH＜ 7)中隐含有 H＋，碱性溶液 (或 pH＞7)中隐含有 OH－ 。 ③注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存” 。 第三节 氧化还原反应 一、氧化还原反应 1、氧化还原反应的本质：有电子转移（包括电子的得失或偏移） 。 2、氧化还原反应的特征：有元素化合价升降。 3、 判断氧化还原反应的依据 ：凡是有元素化合价升降或有电子的转移的化学反应都属于氧化还原反应。 4、氧化还原反应相关概念： 还原剂（具有还原性） ：失(失电子 )→升(化合价升高 )→氧 (被氧化或发生氧化反应 )→生成氧化产物。 氧化剂（具有氧化性） ：得(得电子 )→降(化合价降低 )→还 (被还原或发生还原反应 )→生成还原产物； ★ （注： 一定要 熟记 以上内容， 以便能正确判断出一个氧化还原反应中的氧化剂、 还原剂、 氧化产物和 还原产物；氧化剂、还原剂在反应物中找；氧化产物和还原产物在生成物中找。 ） 化合价升高 失电子 被氧化 氧化剂 ＋ 还原剂 ＝ 还原产物 ＋ 氧化产物 化合价降低 得电子 被还原 #二、氧化性、还原性强弱的判断 （1）根据氧化还原反应方程式在同一氧化还原反应中， 氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物 三、 如果使元素化合价升高，即要使它被氧化，要加入氧化剂才能实现； 如果使元素化合价降低，即要使它被还原，要加入还原剂才能实现； 第三章 金属及其化合物 第一节 金属的化学性质 一、钠 Na 1、单质钠的物理性质：钠质软、银白色、熔点低、密度比水的小但比煤油的大。 2、单质钠的化学性质： ①钠与 O2 反应 常温下： 4Na + O 2＝2Na2O （新切开的钠放在空气中容易变暗） 加热时： 2Na + O 2＝＝ Na 2O2 （钠先熔化后燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体 Na2O2。） Na2O2 中氧元素为－ 1 价， Na2O2 既有氧化性又有还原性。 2Na2O2＋2H2O＝ 4NaOH＋O2↑ 2Na2O2＋2CO2＝ 2Na2CO3＋O2 Na2O2 是呼吸面具、潜水艇的供氧剂， Na 2O2具有强氧化性能漂白。 ②钠与 H2O 反应 2Na＋2H 2O＝2NaOH＋H2↑ 离子方程式： 2Na＋＋2H2O＝ 2Na＋＋2OH －＋H2↑（注意配平） 实验现象： “浮 —— 钠密度比水小；游 —— 生成氢气；响 —— 反应剧烈； 熔—— 钠熔点低；红 —— 生成的 NaOH 遇酚酞变红” 。 ③钠与盐溶液反应 如钠与 CuSO4 溶液反应，应该先是钠与 H 2O 反应生成 NaOH 与 H2，再和 CuSO4 溶液反应，有关化 学方程式： 2Na＋ 2H2O＝2NaOH ＋H2↑ CuSO4＋ 2NaOH＝Cu(OH) 2↓＋ Na2SO4 总的方程式： 2Na＋2H2O＋CuSO4＝Cu(OH) 2↓＋ Na2SO4＋H 2↑ 实验现象：有蓝色沉淀生成，有气泡放出 K、Ca、 Na 三种单质与盐溶液反应时，先与水反应生成相应的碱，碱再和盐溶液反应 ④钠与酸反应： 2Na＋2HCl ＝ 2NaCl ＋H2↑（反应剧烈） 离子方程式： 2Na＋2H＋＝2Na ＋＋H 2↑ 3、钠的存在：以化合态存在。 4、钠的保存：保存在煤油或石蜡中。 5、钠在空气中的变化过程： Na――－→ Na2O―――→ NaOH ―――→ Na 2CO3―――→ Na2CO3·10H2O （结晶）――－→ Na2CO3（风化） ，最终得到是一种白色粉末。一小块钠置露在空气中的现象：银白色的 钠很快变暗（生成 Na 2O），跟着变成白色固体 (NaOH) ，然后在固体表面出现小液滴（ NaOH 易潮解） ，最 终变成白色粉未（最终产物是 Na2CO3）。 二、铝 Al 1、单质铝的物理性质：银白色金属、密度小（属轻金属） 、硬度小、熔沸点低。 2、单质铝的化学性质 ①铝与 O2 反应：常温下铝能与 O2 反应生成致密氧化膜，保护内层金属。 加热条件下铝能与 O2 反应生成氧化铝： 4Al ＋ 3O2＝＝ 2Al 2O3 ②常温下 Al 既能与强酸反应，又能与强碱溶液反应，均有 H2 生成，也能与不活泼的金属盐溶液反 应： 2Al ＋6HCl ＝ 2AlCl 3＋3H2↑ （ 2Al ＋6H＋＝2Al 3 ＋＋3H2↑ ） 2Al ＋2NaOH＋ 2H 2O＝2NaAlO 2＋3H 2↑ （ 2Al ＋2OH － ＋2H2O＝ 2AlO 2 － ＋3H 2↑ ） 2Al ＋3Cu(NO 3)2＝2Al(NO 3) 3＋ 3Cu （ 2Al ＋3Cu2＋＝2Al 3＋＋3Cu ） 注意：铝制餐具不能用来长时间存放酸性、碱性和咸的食品。 ③铝与某些金属氧化物的反应（如 V、 Cr、Mn、 Fe 的氧化物）叫做铝热反应 Fe2O3＋2Al ＝＝ 2Fe＋Al 2O3， Al 和 Fe2O3 的混合物叫做铝热剂。利用铝热反应焊接钢轨。 三、铁 1、单质铁的物理性质：铁片是银白色的，铁粉呈黑色，纯铁不易生锈，但生铁（含碳杂质的铁）在潮湿 的空气中易生锈。 （原因：形成了铁碳原电池。铁锈的主要成分是 Fe2O3）。 2、单质铁的化学性质： ①铁与氧气反应： 3Fe＋2O 2＝＝＝ Fe3O4（现象：剧烈燃烧，火星四射，生成黑色的固体） ②与非氧化性酸反应： Fe＋2HCl ＝FeCl 2＋H2↑ （ Fe＋2H ＋＝Fe2＋＋H 2↑ ） 常温下铝、铁遇浓硫酸或浓硝酸钝化。加热能反应但无氢气放出。 ③与盐溶液反应： Fe＋CuSO4＝FeSO4＋ Cu （ Fe＋Cu2＋＝Fe2 ＋＋Cu ） ④与水蒸气反应： 3Fe＋4H 2O(g)＝＝ Fe3O4＋4H 2 第二节 几种重要的金属化合物 一、氧化物 1、 Al 2O 3 的性质： 氧化铝是一种白色难溶物，其熔点很高，可用来制造耐火材料如坩锅、耐火管、耐高 温的实验仪器等。 Al 2O3 是两性氧化物：既能与强酸反应，又能与强碱反应： Al 2O3+ 6HCl ＝ 2AlCl 3 + 3H 2O （ Al 2O3＋6H ＋＝2Al 3 ＋＋3H 2O ） Al 2O3+ 2NaOH == 2NaAlO 2 +H 2O （ Al 2O3＋2OH －＝2AlO 2 －＋H2O ） 2、铁的氧化物的性质： FeO、Fe2O3 都为碱性氧化物，能与强酸反应生成盐和水。 FeO＋2HCl =FeCl 2 +H 2O Fe2O3＋6HCl ＝2FeCl3＋3H 2O 二、氢氧化物 1、氢氧化铝 Al(OH) 3 ①Al(OH) 3 是两性氢氧化物，在常温下它既能与强酸，又能与强碱反应： Al(OH) 3＋3HCl ＝AlCl 3＋ 3H2O Al(OH) 3＋3H ＋ ＝Al 3＋ ＋3H 2O Al(OH) 3＋NaOH ＝NaAlO 2＋2H 2O Al(OH) 3＋OH －＝ AlO 2 －＋2H 2O ②Al(OH) 3 受热易分解成 Al 2O3：2Al(OH) 3＝＝ Al 2O3＋3H 2O（规律：不溶性碱受热均会分解） ③Al(OH) 3 的制备：实验室用可溶性铝盐和氨水反应来制备 Al(OH) 3 Al 2(SO4)3＋6NH 3·H 2O＝2 Al(OH) 3↓＋ 3(NH 4)2SO4 （ Al 3＋＋3NH 3·H 2O＝Al(OH) 3↓＋ 3NH 4 ＋ ） 因为强碱 (如 NaOH) 易与 Al(OH) 3 反应，所以实验室不用强碱制备 Al(OH) 3，而用氨水。 2、铁的氢氧化物： 氢氧化亚铁 Fe(OH) 2（白色）和氢氧化铁 Fe(OH) 3（红褐色） ①都能与酸反应生成盐和水： Fe(OH) 2＋2HCl ＝FeCl2＋ 2H2O Fe(OH) 2＋2H ＋＝ Fe2＋＋2H2O Fe(OH) 3＋6HCl ＝2FeCl3＋3H 2O Fe(OH) 3＋3H ＋＝ 2Fe3＋＋3H 2O ②Fe(OH) 2 可以被空气中的氧气氧化成 Fe(OH) 3 4Fe(OH) 2＋O2＋2H 2O＝4Fe(OH) 3（现象：白色沉淀 →灰绿色 →红褐色） ③Fe(OH) 3 受热易分解生成 Fe2O3：2Fe(OH) 3＝＝ Fe2O3＋3H2O 3、氢氧化钠 NaOH ：俗称烧碱、火碱、苛性钠，易潮解，有强腐蚀性，具有碱的通性。 三、盐 1、铁盐（铁为 +3 价） 、亚铁盐（铁为 +2 价） 的性质： ①铁盐（铁为 +3 价）具有氧化性， 可以被还原剂（如铁、铜等）还原成亚铁盐： 2FeCl3＋Fe＝3FeCl2 （ 2Fe3＋＋Fe＝3Fe2＋ ） (价态归中规律 ) 2FeCl3＋Cu＝2FeCl2＋CuCl 2 （ 2Fe3＋＋Cu＝2Fe2＋＋Cu2＋ ）（制印刷电路板的反应原理） 亚铁盐（铁为 +2 价）具有还原性 ，能被氧化剂（如氯气、氧气、硝酸等）氧化成铁盐 2FeCl2＋Cl 2＝2FeCl 3 （ 2Fe2＋＋Cl 2＝2Fe3＋＋2Cl － ） ②Fe3＋离子的检验 ：a.溶液呈黄色； b.加入 KSCN( 硫氰化钾 )溶液变红色； c.加入 NaOH 溶液反应生成红 褐色沉淀 [Fe(OH) 3]。 Fe2+离子的检验 ：a.溶液呈浅绿色； b.先在溶液中加入 KSCN 溶液，不变色，再加入氯水，溶液变红色； c.加入 NaOH 溶液反应先生成白色沉淀，迅速变成灰绿色沉淀，最后变成红褐色沉淀。 2、钠盐： Na2CO 3 与 NaHCO 3的性质比较 Na2CO3 NaHCO 3 俗称 纯碱、苏打 小苏打 水溶性比较 Na2CO3 > NaHCO 3 溶液酸碱性 碱性 碱性 与酸反应剧烈程度 较慢（二步反应） 较快（一步反应） 与酸反应 Na2CO3+2HCl=2NaCl+H 2O+CO 2↑ CO32－ +2H +=CO 2↑ +H2O NaHCO 3+HCl=NaCl+H 2O+CO 2↑ HCO 3 － +H +=H2O+CO 2↑ 热稳定性 加热不分解 加热分解 2NaHCO 3=Na2CO3+H 2O+CO 2↑ 与 CO2 反应 Na2CO3+CO 2+H 2O=2NaHCO 3 不反应 与 NaOH 溶液反应 不反应（不能发生离子交换） NaHCO 3+NaOH=Na 2CO3+H 2O HCO 3 －+OH － =H 2O+CO 32－ 与 Ca(OH) 2 溶液反应 Ca(OH) 2+Na 2CO3=CaCO3↓ +2NaOH Ca2++CO 32－ =CaCO 3↓ 也能反应生成 CaCO3 沉淀 与 CaCl2 溶液反应 有 CaCO3 沉淀 不反应 用途 洗涤剂，玻璃、肥皂、造纸、纺织等 工业 发酵粉、 灭火剂、治疗胃酸过多 （有 胃溃疡时不能用） 相互转化 Na2CO3 NaHCO 3 四、焰色反应 1、定义：金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈现特殊颜色的性质。 2、操作步骤：铂丝（或铁丝）用盐酸浸洗后灼烧至无色，沾取试样（单质、化合物、气、液、固均可） 在火焰上灼烧，观察颜色。 3、 重要元素的焰色：钠元素黄色、 钾元素紫色（透过蓝色的钴玻璃观察，以排除钠的焰色的干扰） 焰色反应属物理变化。与元素存在状态（单质、化合物） 、物质的聚集状态（气、液、固）等无关， 只有少数金属元素有焰色反应。 第三节 用途广泛的金属材料 1、合金的概念： 由两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合而成的具有金属特性的物质。 2、合金的特性 ：合金与各成分金属相比，具有许多优良的物理、化学或机械的性能。 ①合金的硬度一般比它的各成分金属的大 ②合金的熔点一般比它的各成分金属的低 第四章 非金属及其化合物 一、硅及其化合物 Si 硅元素在地壳中的含量排第二，在自然界中没有游离态的硅，只有以化合态存在的硅，常见的是二 氧化硅、硅酸盐等。 硅的原子结构示意图为 ，硅元素位于元素周期表第三周期第Ⅳ A 族，硅原子最外层 有 4 个电子，既不易失去电子又不易得到电子，主要形成四价的化合物。 1、单质硅（ Si）： （1）物理性质：有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大。 （2）化学性质： ①常温下化学性质不活泼，只能跟 F2、HF 和 NaOH 溶液反应。 Si＋2F2＝SiF4 Si＋4HF＝SiF4↑＋ 2H 2↑ Si＋2NaOH ＋H2O＝Na2SiO 3＋2H 2↑ ②在高温条件下，单质硅能与 O2 和 Cl 2 等非金属单质反应。 Si＋O2 SiO 2 Si＋2Cl 2 SiCl 4 （3）用途：太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。 （4）硅的制备：工业上，用 C 在高温下还原 SiO2 可制得粗硅。 SiO 2＋2C＝Si(粗)＋2CO↑ Si(粗)＋ 2Cl2＝SiCl 4 SiCl 4＋2H2＝Si(纯 )＋4HCl 2、二氧化硅（ SiO 2）： （1）SiO2 的空间结构：立体网状结构， SiO 2直接由原子构成，不存在单个 SiO 2 分子。 （2）物理性质：熔点高，硬度大，不溶于水。 （3）化学性质： SiO2 常温下化学性质很不活泼，不与水、酸反应（氢氟酸除外） ，能与强碱溶液、氢氟 酸反应，高温条件下可以与碱性氧化物反应： ①与强碱反应： SiO2＋2NaOH ＝Na2SiO3＋H 2O（生成的硅酸钠具有粘性，所以不能用带磨口玻璃塞 试剂瓶存放 NaOH 溶液和 Na2SiO3 溶液，避免 Na2SiO3 将瓶塞和试剂瓶粘住，打不开，应用橡皮塞） 。 ②与氢氟酸反应 [SiO 2 的特性 ]：SiO2＋4HF＝ SiF4↑+2H 2O（利用此反应，氢氟酸能雕刻玻璃；氢氟 酸不能用玻璃试剂瓶存放，应用塑料瓶） 。 ③高温下与碱性氧化物反应： SiO 2＋CaO CaSiO3 （4）用途：光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。 3、硅酸（ H 2SiO 3）： （1）物理性质：不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分能力强。 （2）化学性质： H2SiO3 是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱，其酸酐为 SiO 2，但 SiO 2不溶于水，故不能直 接由 SiO 2 溶于水制得，而用可溶性硅酸盐与酸反应制取： （强酸制弱酸原理） Na2SiO3＋2HCl ＝2NaCl ＋H2SiO3↓ Na2SiO3＋CO2＋H 2O＝H2SiO3↓＋ Na2CO3（此方程式证明酸性： H 2SiO3＜H 2CO3） （3）用途：硅胶作干燥剂、催化剂的载体。 4、硅酸盐 硅酸盐：硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类很多，大多数难溶于水， 最常见的可溶性硅酸盐是 Na2SiO 3，Na2SiO3 的水溶液俗称水玻璃， 又称泡花碱， 是一种无色粘稠的液体， 高温 高温 高温 可以作黏胶剂和木材防火剂。硅酸钠水溶液久置在空气中容易变质： Na2SiO3＋CO2＋H 2O＝Na2CO3＋H 2SiO 3↓（有白色沉淀生成） 传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥。 硅酸盐由于组成比较复杂，常用氧化物的形式表示：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化 硅→水。氧化物前系数配置原则：除氧元素外，其他元素按配置前后原子个数守恒原则配置系数。 硅酸钠： Na2SiO3 Na2O·SiO 2 硅酸钙： CaSiO 3 CaO·SiO 2 高岭石： Al 2(Si 2O5)(OH) 4 Al 2O3·2SiO 2·2H 2O 正长石： KAlSiO 3 不能写成 K 2O· Al 2O3·3SiO 2，应写成 K2O·Al 2O3· 6SiO2 二、氯及其化合物 氯原子结构示意图为 ，氯元素位于元素周期表中第三周期第Ⅶ A 族， 氯原子最外电子 层上有 7 个电子， 在化学反应中很容易得到 1 个电子形成 Cl－ ，化学性质活泼， 在自然界中没游离态的氯， 氯只以化合态存在（主要以氯化物和氯酸盐） 。 1、氯气（ Cl 2）： （1）物理性质：黄绿色有刺激性气味有毒的气体，密度比空气大，易液化成液氯，易溶于水。 （氯气收 集方法 —向上排空气法或者排饱和食盐水；液氯为纯净物） （2）化学性质：氯气化学性质非常活泼，很容易得到电子，作强氧化剂，能与金属、非金属、水以及碱 反应。 ①与金属反应（将金属氧化成最高正价） Na＋Cl 2=== 点燃 2NaCl Cu＋Cl 2=== 点燃 CuCl 2 2Fe＋3Cl 2=== 点燃 2FeCl 3（氯气与金属铁反应只生成 FeCl3，而不生成 FeCl2。）（思考：怎样制备 FeCl2？ Fe＋2HCl ＝FeCl2＋ H2↑，铁跟盐酸反应生成 FeCl2，而铁跟氯气反应生成 FeCl3，这说明 Cl 2 的氧化性强 于盐酸，是强氧化剂。 ） ②与非金属反应 Cl 2＋H 2 === 点燃 2HCl （氢气在氯气中燃烧现象：安静地燃烧，发出苍白色火焰） 将 H2 和 Cl 2 混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。 燃烧定义：所有发光发热的剧烈化学反应都叫做燃烧，不一定要有氧气参加。 ③Cl 2 与水反应 Cl 2＋H 2O＝HCl ＋HClO 离子方程式： Cl 2＋H 2O＝H ＋＋Cl—＋HClO 将氯气溶于水得到氯水（浅黄绿色） ，氯水含多种微粒，其中有 H2O、Cl 2、HClO 、Cl － 、H+、OH － (极 少量，水微弱电离出来的 )。 氯水的性质取决于其组成的微粒： 1）强氧化性： Cl 2 是新制氯水的主要成分， 实验室常用氯水代替氯气， 如氯水中的氯气能与 KI ，KBr 、 FeCl2、SO2、Na2SO3 等物质反应。 2）漂白、消毒性： 氯水中的 Cl 2和 HClO 均有强氧化性， 一般在应用其漂白和消毒时， 应考虑 HClO ， HClO 的强氧化性将有色物质氧化成无色物质，不可逆。 3）酸性：氯水中含有 HCl 和 HClO ，故可被 NaOH 中和，盐酸还可与 NaHCO 3，CaCO3等反应。 4）不稳定性： HClO 不稳定光照易分解。 ↑，因此久置氯水 (浅黄绿色 )会变成稀 盐酸 (无色 )失去漂白性。 5）沉淀反应：加入 AgNO 3 溶液有白色沉淀生成（氯水中有 Cl －）。 自来水也用氯水杀菌消毒， 所以用自来水配制以下溶液如 KI 、KBr 、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO 3、 AgNO 3、NaOH 等溶液会变质。 ④Cl 2 与碱液反应： 与 NaOH 反应： Cl 2＋ 2NaOH＝NaCl ＋NaClO ＋H2O Cl 2＋2OH－ ＝Cl －＋ClO －＋H 2O 与 Ca(OH) 2 溶液反应： 2Cl2＋2Ca(OH) 2＝Ca(ClO) 2＋CaCl 2＋ 2H2O 此反应用来制漂白粉，漂白粉的主要成分为 Ca(ClO) 2 和 CaCl 2，有效成分为 Ca(ClO) 2。 漂白粉之所以具有漂白性，原因是： Ca(ClO) 2＋CO2＋H 2O==CaCO 3↓+2HClO 生成的 HClO 具有漂 白性；同样，氯水也具有漂白性，因为氯水含 HClO ；NaClO 同样具有漂白性，发生反应 2NaClO ＋CO2 ＋H 2O==Na 2CO3+2HClO ；干燥的氯气不能使红纸褪色，因为不能生成 HClO ，湿的氯气能使红纸褪色， 因为氯气发生下列反应 Cl 2＋H 2O＝HCl ＋HClO 漂 白 粉 久 置 空 气 会 失 效 （ 涉 及 两 个 反 应 ）： Ca(ClO) 2 ＋ CO2 ＋ H2O ＝ CaCO3↓ ＋ 2HClO ， ↑，漂白粉变质会有 CaCO3 存在，外观上会结块，久置空气中的漂白粉加入浓盐酸 会有 CO2 气体生成，含 CO2 和 HCl 杂质气体。 ⑤氯气的用途：制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物的原料等。 2、 Cl －的检验： 原理：根据 Cl －与 Ag ＋ 反应生成不溶于酸的 AgCl 沉淀来检验 Cl －存在。 方法：先加稀硝酸酸化溶液（排除 CO32－干扰）再滴加 AgNO 3 溶液，如有白色沉淀生成，则说明有 Cl － 存在。 三、硫及其化合物 1、硫元素的存在： 硫元素最外层电子数为 6 个，化学性质较活泼，容易得到 2 个电子呈－ 2 价或者与其 他非金属元素结合成呈＋ 4 价、＋ 6 价化合物。硫元素在自然界中既有游离态又有化合态。 （如火山口中 的硫就以单质存在） 2、硫单质： ①物质性质：俗称硫磺，淡黄色固体，不溶于水，熔点低。 ②化学性质： S+O2 === 点燃 SO2（空气中点燃淡蓝色火焰，纯氧中蓝紫色） 3、二氧化硫（ SO2） （1）物理性质：无色、有刺激性气味有毒的气体，易溶于水，密度比空气大，易液化。 （2）SO2 的制备： S+O2 === 点燃 SO2或 Na2SO3＋H2SO4＝Na2SO4＋SO2↑＋ H2O （3）化学性质：① SO2 能与水反应 SO2+H 2O H2SO3（亚硫酸，中强酸）此反应为可逆反应。 可逆反应 定义：在相同条件下，正逆方向同时进行的反应。 （关键词：相同条件下） ②SO2 为酸性氧化物，是亚硫酸（ H 2SO3）的酸酐，可与碱反应生成盐和水。 a、与 NaOH 溶液反应： SO2(少量 )＋2NaOH ＝Na2SO3＋H2O SO2＋2OH －＝SO32－＋H 2O SO2(过量 )＋NaOH ＝NaHSO 3 SO2＋OH －＝HSO 3 － b、与 Ca(OH) 2 溶液反应： SO2(少量 )＋Ca(OH) 2＝CaSO3↓ (白色 )＋H2O 2SO2(过量 )＋Ca(OH) 2＝Ca(HSO3) 2 (可溶 ) 对比 CO2 与碱反应： CO2(少量 )＋Ca(OH) 2＝CaCO3↓(白色 )+H 2O 2CO2(过量 )＋Ca(OH) 2＝ Ca(HCO 3) 2 (可溶 ) 将 SO2 逐渐通入 Ca(OH) 2 溶液中先有白色沉淀生成，后沉淀消失，与 CO2 逐渐通入 Ca(OH) 2 溶液实 验现象相同，所以不能用石灰水来鉴别 SO2 和 CO2。能使石灰水变浑浊的无色无味的气体一定是二氧化 碳，这说法是对的，因为 SO2 是有刺激性气味的气体。 ③SO2 具有强还原性，能与强氧化剂（如酸性高锰酸钾溶液、氯气、氧气等）反应。 SO2 能使酸性 KMnO 4 溶液、新制氯水褪色，显示了 SO2 的强还原性（不是 SO2 的漂白性） 。 （催化剂：粉尘、五氧化二钒） SO2＋Cl 2＋2H 2O＝H 2SO4＋2HCl（将 SO2 气体和 Cl 2 气体混合后作用于有色溶液， 漂白效果将大大减弱。 ） ④SO2 的弱氧化性：如 2H2S＋SO2＝3S↓＋ 2H2O（有黄色沉淀生成） ⑤SO2 的漂白性： SO2 能使品红溶液褪色，加热会恢复原来的颜色。用此可以检验 SO2的存在。 SO2 Cl 2 漂白的物质 漂白某些有色物质 使湿润有色物质褪色 原理 与有色物质化合生成不稳定的 无色物质 与水生成 HClO ， HClO 具有漂白 性，将有色物质氧化成无色物质 加热 能恢复原色（无色物质分解） 不能复原 ⑥SO2 的用途：漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。 4、硫酸（ H 2SO4） （1）浓硫酸的物理性质： 纯的硫酸为无色油状粘稠液体， 能与水以任意比互溶 （稀释浓硫酸要规范操作： 注酸入水且不断搅拌） 。质量分数为 98%（或 18.4mol/l ）的硫酸为浓硫酸。 不挥发， 沸点高， 密度比水大。 （2）浓硫酸三大性质：吸水性、脱水性、强氧化性。 ①吸水性：浓硫酸可吸收结晶水、湿存水和气体中的水蒸气，可作干燥剂，可干燥 H 2、O2、SO2、CO2 等气体，但不可以用来干燥 NH 3、H 2S、HBr 、HI 、 C2H4 五种气体。 ②脱水性：能将有机物（蔗糖、棉花等）以水分子中 H 和 O 原子个数比 2︰1 脱水，炭化变黑。 ③强氧化性：浓硫酸在加热条件下显示强氧化性（＋ 6 价硫体现了强氧化性） ，能与大多数金属反应，也 能与非金属反应。 (ⅰ )与大多数金属反应（如铜） ：2H 2SO4 (浓 )＋Cu=== △ CuSO4＋2H2O＋SO2 ↑ （此反应浓硫酸表现出酸性和强氧化性 ） (ⅱ )与非金属反应（如 C 反应） ： 2H2SO4(浓 )＋C=== △ CO2 ↑＋ 2H 2O＋SO2 ↑ （此反应浓硫酸表现出强氧化性 ） 注意：常温下， Fe、Al 遇浓 H2SO4 或浓 HNO 3 发生钝化。 浓硫酸的强氧化性使许多金属能与它反应，但在常温下，铝和铁遇浓硫酸时，因表面被浓硫酸氧化 成一层致密氧化膜，这层氧化膜阻止了酸与内层金属的进一步反应。这种现象叫金属的钝化。铝和铁也 能被浓硝酸钝化，所以，常温下可以用铁制或铝制容器盛放浓硫酸和浓硝酸。 3、硫酸的用途：干燥剂、化肥、炸药、蓄电池、农药、医药等。 四、氮及其化合物 1、氮的氧化物： NO 2 和 NO N2＋O2 ======== 高温或放电 2NO ，生成的一氧化氮很不稳定： 2NO＋ O2 == 2NO 2 一氧化氮：无色气体，有毒，能与人血液中的血红蛋白结合而使人中毒（与 CO 中毒原理相同） ，不 溶于水。是空气中的污染物。 二氧化氮：红棕色气体（与溴蒸气颜色相同） 、有刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反 应： 3NO 2＋H2O＝2HNO 3＋NO，此反应中 NO2 既是氧化剂又是还原剂。 以上三个反应是 “雷雨固氮 ”、“雷雨发庄稼 ”的反应。 2、硝酸（ HNO 3）： （1）硝酸物理性质：纯硝酸是无色、有刺激性气味的油状液体。低沸点（ 83℃）、易挥发，在空气中 遇水蒸气呈白雾状。 98%以上的硝酸叫“发烟硝酸” ，常用浓硝酸的质量分数为 69% （2）硝酸的化学性质：具有一般酸的通性，稀硝酸遇紫色石蕊试液变红色，浓硝酸遇紫色石蕊试液 先变红（ H＋作用）后褪色（浓硝酸的强氧化性） 。用此实验可证明浓硝酸的氧化性比稀硝酸强。浓硝酸和 稀硝酸都是强氧化剂，能氧化大多数金属，但不放出氢气，通常浓硝酸产生 NO2，稀硝酸产生 NO，如： ①Cu＋4HNO 3(浓 )＝Cu(NO 3)2＋2NO 2↑＋ 2H 2O ②3Cu＋8HNO 3(稀 )＝3Cu(NO 3)2＋2NO ↑＋ 4H2O 反应①还原剂与氧化剂物质的量之比为 1︰2；反应②还原剂与氧化剂物质的量之比为 3︰2。 常温下， Fe、Al 遇浓 H2SO4 或浓 HNO 3 发生钝化， （说成不反应是不妥的） ，加热时能发生反应： Fe＋6HNO 3(浓 ) Fe(NO 3) 3＋3NO 2↑＋ 3H 2O 当溶液中有 H ＋和 NO3 －时，相当于溶液中含 HNO 3，此时，因为硝酸具有强氧化性，使得在酸性条 件下 NO 3 －与具有强还原性的离子如 S2－、Fe2＋、SO32－ 、I－、Br －（通常是这几种）因发生氧化还原反应 而不能大量共存。 （有沉淀、气体、难电离物生成是因发生复分解反应而不能大量共存。 ） 3、氨气（ NH 3） （1）氨气的物理性质：无色气体，有刺激性气味、比空气轻，易液化，极易溶于水， 1 体积水可以 溶解 700 体积的氨气（可做红色喷泉实验） 。浓氨水易挥发出氨气。 （2）氨气的化学性质： a.溶于水溶液呈弱碱性： NH 3＋H2O NH 3·H2O NH 4 ＋＋OH － 生成的一水合氨 NH 3· H2O 是一种弱碱，很不稳定，受热会分解： NH 3· H2O NH 3 ↑＋ H2O 氨气或液氨溶于水得氨水，氨水的密度比水小，并且氨水浓度越大密度越小，计算氨水浓度时，溶 质是 NH 3，而不是 NH 3·H2O。 氨水中的微粒： H 2O、NH 3、 NH 3·H2O、NH 4 ＋ 、OH —、H ＋ (极少量，水微弱电离出来 )。 喷泉实验的原理：是利用气体极易被一种液体吸收而形成压强差，使气体容器内压强降低，外界大 气压把液体压入气体容器内，在玻璃导管尖嘴处形成美丽的“喷泉” 。 喷泉实验成功的关键： （1）气体在吸收液中被吸收得既快又多，如 NH3、HCl 、HBr 、HI 、NO 2 用水 △ △ 吸收， CO2、SO2，Cl 2、H2S 等用 NaOH 溶液吸收等。 （2）装置的气密性要好。 （3）烧瓶内的气体纯度要 大。 b.氨气可以与酸反应生成盐： ①NH 3＋HCl ＝ NH4Cl ②NH 3＋HNO 3＝NH 4NO3 ③ 2NH 3＋H2SO4＝(NH 4)2SO4 因 NH3 溶于水呈碱性，所以可以用湿润的红色石蕊试纸检验氨气的存在，因浓盐酸有挥发性，所以 也可以用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近集气瓶口，如果有大量白烟生成，可以证明有 NH 3 存在。 （3）氨气的实验室制法 ：（课本 P88 图 4－33） 1）原理：铵盐与碱共热产生氨气 2）装置特点：固＋固 气体，与制 O2 相同。 3）收集：向下排空气法。 4）验满： a.湿润的红色石蕊试纸（ NH3 是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体） b.蘸浓盐酸的玻璃棒 (产生白烟 ) 5) 干燥：用碱石灰（ NaOH 与 CaO 的混合物）或生石灰在干燥管或 U 型管中干燥。不能用 CaCl 2、 P2O5、浓硫酸作干燥剂，因为 NH 3 能与 CaCl2 反应生成 CaCl 2·8NH 3。P2O5、浓硫酸均能与 NH 3 反应，生 成相应的盐。所以 NH 3 通常用碱石灰干燥。 6) 吸收：在试管口塞有一团湿的棉花其作用有两个：一是减小氨气与空气的对流，方便收集氨气； 二是吸收多余的氨气，防止污染空气。 （4）氨气的用途：液氨易挥发，汽化过程中会吸收热量，使得周围环境温度降低，因此，液氨可以 作制冷剂。 4、铵盐 铵盐均易溶于水，且都为白色晶体（很多化肥都是铵盐） 。 (1)受热易分解，放出氨气： NH 4Cl NH 3↑＋ HCl ↑ NH 4HCO 3 NH 3↑＋ H 2O↑＋ CO2↑ (2)干燥的铵盐能与碱固体混合加热反应生成氨气，利用这个性质可以制备氨气： 2NH 4Cl＋Ca(OH) 2 2NH 3↑＋ CaCl 2＋ 2H2O (3)NH 4 ＋的检验：样品加碱混合加热，放出的气体能使湿的红色石蕊试纸变蓝，则证明该物质会有 NH4 ＋。 △ △ △