高考化学基础知识点 110页

考点解析复习专题辅导1．氧化还原反应及其配平 ‎1．复习重点：1、氧化还原反应概念。‎ ‎　　　　　2、电子守恒原理的应用。‎ ‎　　　　　3、根据化合价升降总数守恒配平化学反应方程式。‎ ‎2．难点聚焦 氧化还原反应中的概念与规律:‎ 一、 五对概念 ‎  在氧化还原反应中，有五对既相对立又相联系的概念。它们的名称和相互关系是：‎ ‎　　‎ 二、 五条规律 ‎1、表现性质规律 同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。‎ ‎2、性质强弱规律 ‎3、反应先后规律 在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+‎ ‎    4、价态归中规律 含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价→中间价”的规律。‎ ‎　　5、电子守恒规律 在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。‎ 三．物质氧化性或还原性强弱的比较:‎ ‎（1）由元素的金属性或非金属性比较 <1>金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱 非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱 ‎ ‎（2）由反应条件的难易比较 不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。如：‎ ‎ ‎ 前者比后者容易发生反应，可判断氧化性： 。同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。‎ ‎（3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较 当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。如 ，根据铁被氧化程度的不同 ，可判断氧化性： 。同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。‎ ‎（4）根据反应方程式进行比较 氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物 氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物 ‎（5）根据元素周期律进行比较 一般地，氧化性：上>下，右>左；还原性：下>上，左>右。‎ ‎（6）某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关：‎ 温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。‎ 浓度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。‎ 酸碱性：如中性环境中 不显氧化性，酸性环境中 显氧化性；又如 溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。‎ 注意：物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易，与得失电子的多少无关。如还原性： ，氧化性：。‎ 考点解析复习专题辅导．离子反应方程式与离子共存 ‎2．难点聚焦 ‎　 (一)、由于发生复分解反应，离子不能大量共存。‎ ‎1、有气体产生。如CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存，主要是由于发生CO32-＋2H+＝CO2↑＋H2O、HS-＋H+＝H2S↑等。‎ ‎２、有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+等不能与SO42-、CO32-等大量共存，主要是由于Ba2+＋CO32-＝BaCO3↓、Ca2+＋SO42-＝CaSO4↓（微溶）；Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+等不能与OH-大量共存是因为Cu2+＋2OH-＝Cu(OH)2↓，Fe3+＋3OH-＝Fe(OH)3↓等；SiO32-、AlO2- 、S2O3２－等不能与H+大量共存是因为SiO32-＋2H+＝H2 SiO3↓、AlO2-＋H+＋H2O＝Al(OH)3↓、S2O3２－＋2H＋＝S↓＋SO2↑＋H2O ‎３、有弱电解质生成。如OH-、ClO-、F-、CH3COO-、HCOO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-等与H+不能大量共存，主要是由于OH-＋H+＝H2O、CH3COO-＋H+＝CH3COOH等；一些酸式弱酸根及NH4+不能与OH-大量共存是因为HCO3-＋OH-=CO32-＋H2O、HPO42-＋OH-＝PO43-＋H2O、NH4+＋OH-=NH3·H2O等。‎ ‎４、一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如：AlO2-、S2-、HS-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3- 、ClO-、F-、CH3COO-、HCOO-、PO43- 、SiO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中大量存在；Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、NH4+等必须在酸性条件下才能在溶液中大量存在。　　‎ ‎(二)、由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存 ‎　　１、一般情况下，具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如I-、、S2-、HS-和Fe3+不能大量共存是由于2I-＋2Fe3+=I2＋2Fe2+、2Fe3+＋ S2-=S↓＋2Fe2+、2Fe3+＋3S2-=S↓＋2Fe S↓。‎ ‎　　２、在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如NO3-和I-在中性或碱性溶液中可以共存，但在有大量H+存在情况下不能共存；SO32- 、S2O32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下由于发生2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O、2S2-＋S2O32-＋6H+＝4S↓＋3H2O不能共存。ClO-与S2-不论是在酸性条件下还是在碱性条件下都不能大量共存。‎ ‎　　(三)、由于形成络合离子，离子不能大量共存 ‎　　中学化学中还应注意有少数离子可形成络合离子而不能大量共存的情况。如Fe3+和SCN-、C6H5O-，由于Fe3+＋SCN- [Fe(SCN)]2+等络合反应的发生而不能大量共存。‎ ‎(四)、能水解的阳离子与能水解的阴离子一般不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。例如：Al3＋和HCO3-，Al3＋和CO32-，Al3＋和S２－，Al3＋和HS－，Al3＋和AlO2-，Al3＋和C6H5O-，‎ Fe3+和AlO2-，Fe3+和HCO3-，Fe3+和CO32-，NH4+和AlO2-等。如3AlO2-＋Al3+＋6H2O=4Al(OH)3↓等。特别注意：NH4+和CO32-、NH4+和HCO3-、NH4+和CH3COO-在同一溶液中能大量共存。‎ 注意事项：1．首先必须从化学基本概念和基本理论出发，搞清楚离子反应的规律和“离子共存”的条件。在中学化学中要求掌握的离子反应规律主要是离子间发生复分解反应和离子间发生氧化还原反应，以及在一定条件下一些微粒（离子、分子）可形成络合离子等。“离子共存”的条件是根据上述三个方面统筹考虑、比较、归纳整理而得出的。因此解决“离子共存”问题可从离子间的反应规律入手，逐条梳理。‎ ‎2．审题时应注意题中给出的附加条件，如：‎ ‎①酸性溶液（H＋）、碱性溶液（OH－）、能在加入铝粉后放出可燃性气体的溶液、由水电离出的H+或OH-浓度为1×10-10mol/L的溶液等。‎ ‎②有色离子：MnO4－，Fe3＋，Fe2+，Cu２＋，Fe（SCN）２＋使溶液呈现一定的颜色。‎ ‎③MnO4－、NO3－、Cr2O72－等在酸性条件下具有强氧化性。‎ ‎④注意题目要求“一定大量共存”、“可能大量共存”还是“不能大量共存” 等要求。‎ ‎3．审题时还应特别注意以下几点：‎ ‎（1）注意溶液的酸碱性对离子间发生氧化还原反应的影响。如：Fe2＋与NO3－能共存，但在强酸性条件下发生3Fe2＋+NO3－+4H＋=3Fe3+ + NO↑＋2H2O而不能大量共存；I－与NO3－能共存，但在强酸性条件下不能大量共存；MnO4－ 与Cl－在强酸性条件下也不能大量共存；S2－与SO32－在碱性条件下可共存，但在酸性条件下不能大量共存。‎ ‎(2) 弱酸的酸式根离子（如HCO3-、HSO3-、HS-、HPO42-、H2PO4-）既不能与H＋大量共存也不能与OH－大量共存。如：HCO3－＋OH－＝CO32－＋H2O (HCO3－遇碱时进一步电离) ‎ HCO3－＋H＋＝CO2↑＋H2O。‎ ‎(3) 注意挖掘题目中隐含的信息，排除干扰信息，克服非智力因素失分。‎ 离子方程式的书写正误是历年高考必出的试题，考查离子方程式的目的主要是了解考生使用化学用语的准确程度和熟练程度，具有一定的综合性。从命题的内容看，存在着三种特点：‎ ‎⑴所考查的化学反应均为中学化学教材中的基本反应，错因大都属于化学式能否拆分、处理不当、电荷未配平、产物不合理和漏掉部分反应等。‎ ‎(2)所涉及的化学反应类型以复分解反应、溶液中的氧化还原反应为主。‎ ‎⑶一些重要的离子反应方程式，在历年考卷中多次重复。‎ ‎4． 离子方程式正误判断规律（八“看”）‎ ‎⑴看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应。‎ ‎⑵看“=”“≒”“↑”“↓”等是否正确。‎ ‎⑶看表示各物质的化学式是否正确。如HCO3-不能写成CO32-＋H+‎ ‎⑷看是否漏掉离子反应。‎ ‎⑸看电荷是否守衡。‎ ‎⑹看反应物或产物的配比是否正确。‎ ‎⑺看是否符合题设条件及要求。‎ ‎⑻看物料是否守衡。‎ 考点解析复习专题辅导3．化学反应中的能量变化 1． 复习重点 了解化学反应中的能量变化 了解放热反应吸热反应 理解反应热燃烧热中和热及书写热反应方程式 ‎2．难点聚焦 一、反应热 ‎ 1、化学反应过程中放出或吸收的热量，通常叫做反应热。反应热用符号ΔH表示，单位一般采用kJ/mol。当ΔH为负值为放热反应；当ΔH为正值为吸热反应。测量反应热的仪器叫做量热计。‎ ‎ 2、燃烧热：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时放出的热量，叫做该物质的燃烧热。‎ ‎ 3、中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1molH2O，这时的反应热叫做中和热。中学阶段主要讨论强酸和强碱的反应。‎ 二、热化学方程式 ‎ 1、书写热反应方程式应注意的问题：‎ ‎ (1)由于反应热的数值与反应的温度和压强有关，因此必须注明，不注明的是指101kPa和‎25℃‎时的数据。‎ ‎ (2)物质的聚集状态不同，反应热的数值不同，因此要注明物质的聚集状态。‎ ‎ (3)热化学方程式中的化学计量数为相应物质的物质的量，它可以是整数，也可以是分数。‎ ‎ 2、书写热化学方程式的一般步骤 ‎ (1)依据有关信息写出注明聚集状态的化学方程式，并配平。‎ ‎ (2)根据化学方程式中各物质的化学计量数计算相应的反应热的数值。‎ ‎ (3)如果为放热反应ΔH为负值，如果为吸热反应则ΔH为正值。并写在第一步所得方程式的后面，中间用“；”隔开。‎ ‎ (4)如果题目另有要求，如反应燃料燃烧热的热化学方程式和有关中和热的热化学方程式，可将热化学方程式的化学计量数变换成分数。‎ 三、中和热的测定 ‎ 1、测定前的准备工作 ‎ (1)选择精密温度计（精确到‎0.10C），并进行校对（本实验温度要求精确到‎0.10C）。‎ ‎ (2)使用温度计要轻拿轻声放。刚刚测量高温的温度计不可立即用水冲洗，以免破裂。‎ ‎ (3)测量溶液的温度应将温度计悬挂起来，使水银球处于溶液中间，不要靠在烧杯壁上或插到烧杯底部。不可将温度计当搅拌棒使用。‎ ‎ 2、要想提高中和热测定的准确性，实验时应注意的问题 ‎ (1)作为量热器的仪器装置，其保温隔热的效果一定要好。因此可用保温杯来做。如果按教材中的方法做，一定要使小烧杯杯口与大烧杯杯口相平，这样可以减少热量损失。‎ ‎ (2)盐酸和氢氧化钠溶液的浓度的配制须准确，且氢氧化钠溶液的浓度须稍大于盐酸的浓度。为使测得的中和热更准确，所用盐酸和氢氧化钠溶液的浓度宜小不宜大。‎ ‎ (3)温度计的水银球部分要完全浸没在溶液中，而且要稳定一段时间后再读数，以提高所测温度的精度。‎ ‎ (4)实验操作时动作要快，以尽量减少热量的散失。‎ ‎ (5)为了减少实验误差，重复实验2~3次，数据取平均值。‎ 注意事项：一、反应热的大小比较：比较反应热的大小，一般是在不同条件下（温度、压强、物质的聚集状态等）下的同一化学反应，或同一条件（温度、压强）下的同类化学反应之间进行。比较时要善于从同中求异，抓住其实质，从而顺利解决问题。影响反应热大小因素主要有以下几个方面。‎ ‎ 1、热化学方程式中的化学计量数。如2mol氢气燃烧放出的热量是相同条件下1mol氢气燃烧时放出的2倍。‎ ‎ 2、物质的聚集状态或晶体结构。如等量氢气燃烧生成液态水时放出的热量比生成气态水时放出的热量多。‎ ‎ 3、化学键的强弱。如都由单质反应生成2mol的卤化氢时，由于HF、HCl、HBr、HI中的共价键依次减弱，所以放出的热量也依次减少。‎ 二、盖斯定律的应用和有关燃烧热和中和热的计算 ‎ 化学反应中反应热的大小与反应物、生成物的种类、量及聚集状态有关，与反应途径无关。根据能量守恒定律，无论反应是一步完成还是几步完成，只要反应的起始状态和终了状态确定，反应热就是个定值，这就是著名的盖斯定律。‎ 考点解析复习专题辅导4．钠及其化合物的性质 1． 复习重点 ‎1．从钠原子结构特征认识钠的化学性质；和的对比，与比较；碱金属元素的原子结构及物理性质比较 ‎2．对实验现象的分析及钠的化学性质；与的鉴别，和 之间的除杂问题 ‎2．难点聚焦 一．钠的性质 ‎(1)钠的物理性质及钠跟水的反应 新切开的钠的断面是光亮的银白色，易跟氧起反应，但产物较复杂，如氧化钠(Na2O)、过氧化钠(Na2O2)等．‎ 金属钠跟水反应生成氢气的实验，用拇指堵住试管口倒放入烧杯中，这样的操作对学生来讲，不熟练可能会使一部分空气进入试管．所以在正式做收集气体的实验之前，教师可安排学生练习几次放入试管的操作．如果操作还是有困难，可用一个与试管口大小合适的橡皮塞堵住试管口，放入水中后再拔去橡皮塞．本实验也可以用水槽代替烧杯，这样口径比较大，操作方便．‎ 注意在实验时不能取用较大的钠块．这是因为钠的性质很活泼，它跟水反应时放出大量的热，甚至能使周围的水沸腾，因此钠同时也跟水蒸气反应．如果在水面上游动的钠被容器壁上的油污粘住，不能游动，放出的热不易扩散，会使氢气着火燃烧，甚至还会发生小爆炸，使生成的氢氧化钠飞溅出来．‎ ‎(2)钠与氧气的反应 在做钠与氧气反应的实验时，为了保证倾斜的空气能够流通，玻璃管不能太细，而且装入玻璃管中的钠粒不能太大．待玻璃管中的钠受热溶化并开始燃烧时，稍稍倾斜玻璃管即可看到燃烧后由白色变为黄色的过程．实验时如果没有太粗的玻璃管，也可用去底的试管代替．注意本实验中所用的钠块，应去掉其表面的氧化物，否则燃烧时会使试管壁显黑色，影响对实验现象的观察．‎ ‎2．碳酸氢钠受热分解 碳酸氢钠粉末在试管中应铺平些，这样受热比较均匀，分解也比较完全，澄清的石灰水变浑浊后，应将盛石灰水的试管移去，因为若通入过多的二氧化碳，会使生成的碳酸钙变成碳酸氢钙而溶解于水中，使浑浊现象消失．‎ 当实验结束时，一定要先移去装有石灰水的烧杯，再熄灭酒精灯，以防止水倒流，使试管炸裂．‎ ‎3．碳酸钠和碳酸氢钠与酸的反应 本实验也可采用下述方法进行：‎ 取相同式样的100 mL细口瓶两只，各注入25 mL 1．0 moL·L－1 HCl溶液．再取两只气球，一只装入‎1.0 g无水碳酸钠，另一只装入‎1.0 g碳酸氢钠，分别套在两只细口瓶的口上．‎ 实验时，掀起两只气球，使里面的固体全部落到细口瓶里的盐酸中，比较反应的剧烈程度，碳酸氢钠的反应剧烈得多，碳酸氢钠放出的气体也比碳酸钠多．‎ ‎4．焰色反应 这个实验是以不同的碱金属盐类呈现各自的特征焰色为基础的，为了能够便于观察，最好用无色火焰，所以用煤气灯较好，因煤气灯的火焰本身颜色较微弱，干扰较小．一般酒精灯火焰呈杂色，可向学生作适当说明，每做一次实验，都要把铂丝重新用稀盐酸和蒸馏水反复洗净，再在火焰上灼烧至无色，才可继续做实验．做焰色反应实验时，要把蘸有金属化合物溶液的铂丝放在灯焰外焰上灼烧，使形成的火焰较长，焰色反应现象比较明显．‎ 焰色反应实验也可采用下述方法进行：‎ 在铁丝(或玻璃棒)一端捆少量棉花，蘸些酒精，在酒精灯火焰上点燃，向燃着的棉花上滴钠盐或钾盐的溶液．‎ 如无铂丝，可用无锈洁净的铁丝代替，也能得到较好的效果．‎ 做焰色反应实验时，溶液的浓度大一些为好，浓度太小呈现的焰色很快消去，不易观察，做实验时，可以用铂丝蘸一些蒸馏水后再蘸一些盐的粉末，然后进行灼烧，这样效果更明显．‎ 实验完毕，要把装在玻璃棒上的铂丝放在盐酸里浸渍2 min～3 min，再用蒸馏水洗净，保存在试管里，使它洁净无垢．‎ 二、钠的性质 ‎1．钠的物理性质 ‎(1)实验过程 将钠用镊子从煤油中取出，用滤纸吸干煤油，然后在玻璃片上将钠用小刀切下一小块(豆粒大小)，进行观察，并注意切面的变化．‎ ‎(2)注意事项 ‎①取钠时要用镊子夹取、不能用手拿，因为易与汗液反应，灼伤腐蚀皮肤．‎ ‎②取出钠后要迅速吸干煤油，并要放到玻璃上切割．‎ ‎③钠用剩后要放回盛钠的试剂瓶，不能乱扔乱放，因为钠很活泼容易引起危险．‎ ‎④钠与O2反应很容易，在观察钠的颜色光泽时要在切割后立即观察．‎ ‎(3)实验现象 切面银白色，但迅速变暗(4Na＋O2＝2Na2O等)，失去金属光泽．‎ ‎(4)实验结论 金属钠硬度很小(质软)，具有银白色金属光泽，很容易被空气氧化．‎ ‎2．钠与水的反应 ‎(1)实验过程：①②③④‎ Na与水的反应 图2—7‎ ‎(2)反应原理：2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑‎ ‎(3)注意事项：取钠不要太大，钠块过大，会发生爆炸．‎ ‎(4)实验现象：①钠与水剧烈反应、②钠熔化成小球、③钠球在水面上不停地滚动、④有气体生成，并发出嘶嘶声．‎ ‎(5)实验结论：钠与水反应剧烈，生成碱并放出气体．‎ ‎3．收集并检验钠与水反应放出的气体 ‎(1)实验过程：①②③④⑤‎ 收集并检验Na与水反应生成的气体 图2—8‎ ‎(2)反应原理：2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑，2H2＋O22H2O．‎ ‎(3)注意事项 ‎①试管内要装满水，不要留有气泡，以防点燃时发生爆炸．‎ ‎②钠不要太大，用刺有小孔的铝箔包住．包裹时不要用手触摸金属钠．‎ ‎③试管中气体集满后，不要急于从水中取出试管，应待钠反应完毕后再取试管，以避免在取试管时，皮肤蘸上钠而灼伤．‎ ‎④试管从取出到移近火焰过程中要始终倒立，点燃时可将试管微微倾斜．‎ ‎(4)实验现象：试管内气体被点燃发出尖锐的爆鸣声．‎ ‎(5)实验结论：钠与水反应剧烈，生成碱放出氢气．‎ ‎4．钠和氧气的反应 ‎(1)实验过程：①②③④⑤⑥⑦‎ 钠与氧气的反应 图2—9‎ ‎(2)反应原理：2Na＋O2Na2O2，2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑‎ ‎(3)注意事项 ‎①玻璃管中装的钠不能太大，太大反应太剧烈，会将玻璃管炸裂．‎ ‎②反应开始时，即钠熔成小球后要稍稍倾斜玻璃管，但是角度不能太大，以防止钠从玻璃管中脱出．并能保证空气疏通从而观察到明显现象．‎ ‎③在取钠时要将其表面的氧化物用小刀除去，用纯钠进行实验．因为表面被氧化的钠在受热熔化后，钠表面会有一层黑色而影响实验现象的观察．‎ ‎④加热时间不能太长，否则钠与O2迅速反应、燃烧起来，现象就不是很明显了．‎ ‎⑤盛Na2O2的小试管要干燥．‎ ‎(4)实验现象 钠熔成小球，先变成白色后变成淡黄色固体，淡黄色固体遇水放出使带火星木条复燃的气体．‎ ‎(5)实验结论 钠熔点低，与O2加热反应生成Na2O2，Na2O2遇水生成O2．‎ 二、NaHCO3的分解 ‎(1)实验过程 ‎①用一干燥大试管，装入NaHCO3粉末．(大约占试管容积1/6)‎ ‎②将大试管用带导气管的单孔塞塞紧．并将大试管固定在铁架台上，且试管口稍向下倾斜．‎ ‎③大试管上的导气管另一端插入到盛有澄清石灰水的试管中．‎ ‎④用酒精灯加热，先均匀受热，然后固定在药品多的部位加热．‎ ‎⑤当试管中产生气体减少时，先把导管从澄清石灰水中拿出来，再熄灭酒精灯 ‎(2)反应原理 2NaHCO3Na2CO3＋H2O↑＋CO2↑‎ ‎(3)注意事项 ‎①装药品时，应将药品倾斜地铺在试管底部，以便于受热．‎ ‎②固定大试管时，应夹在其中上部(离管口1/3处)且要使试管口略向下倾斜．防止反应生成的水冷却回流而将试管炸裂．‎ ‎③当试管中产生气体减少时，若停止实验，应先将导气管从石灰水中取出来，再撤去酒精灯停止加热，否则，会使石灰水倒吸而引起试管炸裂．‎ ‎(4)实验现象 澄清石灰水变浑浊，大试管内壁有水生成．‎ ‎(5)实验结论 NaHCO3受热易发生分解反应．‎ 三、Na2CO3和NaHCO3与酸的反应 ‎(1)实验步骤 图2—10‎ ‎(2)反应原理 Na2CO3＋2HCl＝2NaCl＋H2O＋CO2↑或CO＋2H＋＝H2O＋CO2↑‎ NaHCO3＋HCl＝NaCl＋H2O＋CO2↑或HCO＋H＋H2O＋CO2↑‎ ‎(3)注意事项：使用的盐酸浓度不能太大，否则生成的气泡太多太迅速而溢出试管．‎ ‎(4)实验现象和结论 两者都与盐酸反应生成使澄清石灰水变浑浊的气体，但NaHCO3与盐酸反应更剧烈．‎ 三．实验思考 ‎1．若钠、钾等碱金属在空气中失火，可否用水或CO2灭火，为什么?用什么灭火效果好?‎ 答案：钠、钾等碱金属失火不能用水灭火，因为它们与水反应剧烈，且产生易燃气体H2，易导致爆炸发生；也不能用CO2灭火，因为Na、K有还原性，能夺去CO2中的氧继续燃烧．‎ 钠、钾失火可用沙土、抹布扑灭或盖灭．‎ ‎2．用稀盐酸与Na2CO3还是NaHCO3制作的灭火器灭火效果好，有哪些优点?‎ 答案：用稀盐酸与NaHCO3制作的灭火器灭火效果好．优点有二：①产生气体速度快，②产生气体CO2多．‎ ‎3．实验室中做固体受热生成气体反应的实验注意事项有哪些?‎ 答案：实验室固体受热生成气体的装置都可用制O2装置．注意事项：①试管应夹持在其中上部(或离管口1/3处)；②试管口应略向下倾斜，因为实验室中的药品不是很干燥，加热时有水生成，或固体反应时生成水，若不略向下倾斜会使水倒流把试管炸裂；③受热时先均匀加热试管底部，然后固定在药品集中的部位加热．‎ ‎4．焰色反应操作的注意事项有哪些？‎ ‎(1)所用火焰本身的颜色要浅，以免干扰观察．‎ ‎(2)蘸取待测物的金属丝本身在火焰上灼烧时应无颜色，同时熔点要高，不易被氧化．用铂丝效果最好，也可用铁丝、镍丝、钨丝等来代替铂丝．但不能用铜丝，因为它在灼烧时有绿色火焰产生．‎ ‎(3)金属丝在使用前要用稀盐酸将其表面的氧化物洗净，然后在火焰上灼烧至无色，以除去能起焰色反应的少量杂质．‎ ‎(4)观察钾的焰色时，要透过蓝色的钴玻璃片，因为钾中常混有钠的化合物杂质，蓝色钴玻璃可以滤去黄色火焰，以看清钾的紫色火焰．‎ 四．知识网络 ‎ ‎ 考点解析复习专题辅导5．碱金属元素 1． 复习重点 碱金属元素的原子结构及物理性质比较，碱金属的化学性质，焰色反应实验的操作步骤；‎ ‎ 原子的核外电子排布碱金属元素相似性递变性 ‎2．难点聚焦 ‎（1）碱金属元素单质的化学性质：‎ ‎1）相似性：碱金属元素在结构上的相似性，决定了锂、钠、钾、铷、铯在性质上的相似性，碱金属都是强还原剂，性质活泼。具体表现在都能与、、水、稀酸溶液反应，生成含（为碱金属）的离子化合物；他们的氧化物对应水化物均是强碱；‎ ‎2）递变性：随着原子序数的增加，电子层数递增，原子半径渐大，失电子渐易，还原性渐强，又决定了他们在性质上的递变性。具体表现为：①与反应越来越剧烈，产物越来越复杂，②与反应越来越剧烈，③随着核电荷数的增强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性增强：；‎ ‎（2）实验是如何保存锂、钠、钾：均是活泼的金属，极易氧化变质甚至引起燃烧，它们又都能与水、水溶液、醇溶液等发生反应产生氢气，是易燃易爆物质，存放它们要保证不与空气、水分接触；又因为它们的密度小，所以锂只能保存在液体石蜡或封存在固体石蜡中，而将钠、钾保存在煤油中；‎ ‎（3）碱金属的制取：金属和主要是用电解熔融氯化物的方法制取；金属因为易溶于盐不易分离，且电解时有副反应发生，故一般采用热还原法用从熔融中把置换出来（不是普通的置换，而是采用置换加抽取的方法，属于反应平衡）；铷和铯一般也采用活泼金属还原法制取。‎ 考点解析复习专题辅导6．物质的量 1． ‎ 复习重点 ‎ 1．理解质量守恒定律的涵义。‎ ‎2．明确摩尔的概念，掌握摩尔质量与相对分子质量、相对原子质量之间的区别与联系、理解阿伏加德罗常数的涵义，其中阿伏加德罗常数是命题的热点 ‎2．难点聚焦 在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即“三同”定“一同”。‎ ‎ 2．推论：‎ ‎ ⑴同温同压下，V1/V2=n1/n2 ⑵同温同体积时，p1/p2= n1/n2=N1/N2‎ ‎ ⑶同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1 ⑷同温同压同体积时，W1/W2=M1/M2=ρ1/ρ2‎ 注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。‎ 三、阿伏加德罗常数 ‎ 物质的量是以阿伏加德罗常数来计量的，‎0.012kg碳-12所含的碳原子数就是阿伏加德罗常数(NA)。6.02×1023是它的近似值。‎ 注意：叙述或定义摩尔时一般用“阿伏加德罗常数”，在具体计算时常取“6.02×‎1023”‎。‎ ‎ 3．知知网络 ‎①、定义：表示含有一定数目粒子的集体。‎ ‎②、符号：n 物质的量 ③、单位：摩尔、摩、符号mol ‎④、1mol任何粒子（分、原、离、电、质、中子）数与‎0.012kg12C中所含碳原子数相同。‎ ‎⑤、、架起微观粒子与宏观物质之间联系的桥梁。‎ ‎①、定义：1mol任何粒子的粒子数叫阿伏加德罗常数。‎ 阿伏加德罗常数： ②、符号NA ‎③、近似值：6.02×1023‎ ‎①、定义：单位物质的量气体所占的体积叫~‎ 基本概念 气体摩尔体积：②、符号：Vm ‎③、单位：L·mol-1‎ ‎①、定义：单位物质的量物质所具有的质量叫~‎ 摩尔质量：②、符号：M ③、单位：g·mol-1或kg·mol-1‎ ‎④、若以g·mol-1为单位，数值上与该物质相对原子质量或相对分子质量相等。‎ ‎ ①、定义：单位体积溶液中所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量叫溶质B的物质的量浓度。‎ 物质的量浓度：②、符号：c(B)‎ ‎③、单位：mol·L-1‎ ‎①、定律：在相同温度和压强下，相同体积的作何气体都含有相同数目的分子。‎ 同温同压下：‎ 阿伏加德 罗定律及 其推论：‎ ‎②、推论： 同温同压下：‎ 同温同体积下：‎ Ⅰ、气体休的密度和相对密度：‎ 标况下：‎ ‎③、运用：‎ A气体对B气体的相对密度：‎ Ⅱ、摩尔质量M（或平均摩尔质量）‎ M=‎22.4L·mol-1×ρ，‎ ‎=M(A)ф(A)+M(B)ф(B)+··· ф为体积分数。‎ 考点解析复习专题辅导7．气体摩尔体积 ‎1。复习重点 ‎1．掌握气体摩尔体积的概念；‎ ‎2．有关气体摩尔体积的计算；‎ ‎3．物质的量、气体摩尔体积、气体体积三者之间的关系；‎ ‎4．阿伏加德罗定律的应用。‎ ‎5．气体摩尔体积的概念及有关气体摩尔体积的计算。‎ ‎2．难点聚焦 ‎1．对于气体摩尔体积这一概念的理解 　　物质的体积，指一定量的物质在一定条件下所占据空间的大小。从微观的角度去分析，物质的体积的大小决定因素有：(1)物质所含微粒数的多少。(2)物质微粒间距离的大小。(3)物质微粒本身的大小。‎ 在这三个因素中，我们先固定其一，比如我们取1mol物质，那么微粒数目固定为NA个，讨论其余两个因素对物质体积的影响。对于固体和液体来说，由于物质微粒本身大小比微粒间的距离要大得多，所以固体和液体的体积主要取决于(1)、(3)两个因素，而又由于不同的固体、液体本身的大小有较大差异，所以即使物质的微粒数相同，体积相差也较大。对于气体体积来说，由于气体的体积受外界条件(如温度、压强)的影响较大。所以讨论气体体积之前必须在一定的温度和压强下进行比较。 　　而对于气体，由于气体分子间作用力弱，使得气体分子间的距离较大；而且气体分子间的距离比气体分子本身大得多，气体分子间的距离大约是气体分子本身大小的10倍。所以1mol气体的体积，内因主要决定于气体分子间的距离，而不是分子本身体积的大小；同时气体分子间的距离这一内因又和温度及压强这两个外因有关，所以在谈到气体的摩尔体积时必须讲到温度和压强，否则没有任何意义。或者说气体体积在微粒数一定的情况下，主要是由微粒间距和微粒本身大小决定的，而对气体来说微粒间距远远大于微粒本身大小，所以气体体积主要是由微粒距离决定的，在外界条件一定时微粒间平均距离近似相等，所以外界条件一定时，微粒数相同的气体体积近似相等。 ‎ ‎2．阿伏加德罗定律 同温同压下体积相同的任何气体都含有相同的分子数即阿伏加德罗定律。由此可见气体的体积比在同温同压下必等于分子数比。由此可以导出同温同压下不同气体间的关系： ‎ ‎（1）同温同压下，气体的体积比等于物质的量比。‎ ‎ （2）同温同容下，气体的压强比等于物质的量比。‎ ‎ （3）同温同压下，气体的摩尔质量比等于密度比。‎ ‎ （4）同温同压下，同体积的气体质量比等于摩尔质量比。‎ ‎ （5）同温同压下，同质量气体的体积比等于摩尔质量的反比。‎ ‎ 此外还在运用时要结合物理中的同物质的量的气体在同温时，其体积与压强成反比；气体体积与热力学温度在同压条件下成正比。‎ ‎ 3．气体摩尔体积的常见应用 标准状况下1mol气体为22．‎4L，即可导出其质量便是该气体的摩尔质量。据此可求出未知化学式的气体摩尔质量和相对分子质量，也可求出‎1L气体的质量即气体密度。反之也可由气体密度求摩尔质量。同温同压下两气体的密度比叫气体的相对密度，可据以由气体的相对密度求气体的摩尔质量，如某气体对的相对密度为15，则其相对分子质量为。常见的有：‎ ‎ （1）由标准状况下气体密度求相对分子质量：‎ ‎ （2）由相对密度求气体的相对分子质量：若为对的相对密度则为：，若为对空气的相对密度则为：.‎ ‎ *（3）求混合气体的平均相对分子质量（）：即混合气体1mol时的质量数值。在已知各组成气体的体积分数时见①，若为质量分数见②：‎ ‎ ①‎ ‎ ②‎ ‎ （4）由同温同压下气体反应时的体积比求分子数比，进而推分子式。‎ ‎ （5）直接将气体摩尔体积代入有关化学方程式进行计算。‎ ‎ （6）气体反应物的体积比即分子数比可便于找出过量气体。‎ ‎4．摩尔气体常数的测定 定义 1摩理想气体在标准状况下的P0V0/T0值，叫做摩尔体积常数，简称气体常数。符号 R R=(8.3145100.000070)J/(mol••••K)。它的计算式是 原理 用已知质量的镁条跟过量的酸反应产生氢气。把这氢气的体积、实验时的温度和压强代入理想气体状态方程（PV=nRT）中，就能算出摩尔气体常数R的值。氢气中混有水蒸气，根据分压定律可求得氢气的分压（p(H2)=p(总)-p(H2O)）,不同温度下的p(H2O)值可以查表得到。‎ 操作 （1）精确测量镁条的质量 方法一：用分析天平称取一段质量约10mg的表面被打亮的镁条（精确到1mg）。‎ 方法二：取‎10cm长的镁带，称出质量（精确到‎0.1g）。剪成长‎10mm的小段（一般‎10mm质量不超过10mg），再根据所称镁带质量求得每‎10mm镁条的质量。‎ 把精确测得质量的镁条用细线系住。‎ ‎（2）取一只10 mL小量筒，配一单孔塞，孔内插入很短一小段细玻管。在量筒里加入2~3mL6mol/L硫酸，然后十分仔细地向筒内缓慢加入纯水，沾在量筒壁上的酸液洗下，使下层为酸，上层为水，尽量不混合，保证加满水时上面20~‎30mm的水是中性的。‎ ‎（3）把系有细线的镁条浸如量筒上层的水里，塞上带有玻璃管的橡皮塞，使塞子压住细绳，不让镁条下沉，量筒口的水经导管口外溢。这时量筒中和玻璃导管内不应留有气泡空隙。‎ ‎（4）用手指按住溢满水的玻璃导管口，倒转量筒，使玻璃导管口浸没在烧杯里的水中，放开手指。这时酸液因密度大而下降，接触到镁带而发生反应，生成的氢气全部倒扣在量筒内，量筒内的液体通过玻璃导管慢慢被挤到烧杯中。‎ ‎（5）镁条反应完后再静置3~5分钟，使量筒内的温度冷却到室温，扶直量筒，使量筒内水面跟烧杯的液面相平（使内、外压强相同），读出量筒内气体的体积数。由于气体的体积是倒置在量筒之中，实际体积要比读数体积小约0.2mL，所以量筒内实际的氢气体积VH2=体积读数－0.20mL(用10mL的量筒量取)‎ ‎（6）记录实验时室内温度（t℃）和气压表的读数（p大气）。‎ 计算 （1）根据化学方程式和镁条的质量算出生成氢气的物质的量（nH2）‎ ‎(2) 按下列步骤计算氢气在标准状况下的体积。‎ 查表得到室温下水的饱和蒸气压（pH20）,用下式计算氢气的分压（pH2）‎ ‎ 根据下式 ‎ 把, T1=273+t, p0=100Kpa, T0=273K代入上式，得到标准状况下氢气的体积是 因此，摩尔体积常数（R）是 ‎ 考点解析复习专题辅导8．物质的量的浓度 ‎1．复习重点 ‎1．物质的量浓度的概念及有关计算；‎ ‎2．溶解度的概念及有关计算；‎ ‎3．物质的量浓度、质量分数和溶解度之间的相互换算；‎ ‎4．配制一定物质的量浓度溶液的方法和技能。‎ ‎5．高考的热点是物质的量浓度的概念及其计算，一定物质的量浓度的溶液的配制方法。‎ ‎2．难点聚焦 ‎1．物质的量浓度。 ‎ ‎　　浓度是指一定温度、压强下，一定量溶液中所含溶质的量的多少。常见的浓度有溶液中溶质的质量分数，溶液中溶质的体积分数，以及物质的量浓度。物质的量浓度是以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量。符号用cB表示，(2)表达式：CB 单位常用mol/L或mol/m3，注意：①单位体积为溶液的体积，不是溶剂的体积。②溶质必须用物质的量来表示。计算公式为概念中的单位体积一般指‎1升，溶质B指溶液中的溶质，可以指单质或化合物，如c（Cl2）=0.1mol/L，c（NaCl）=2.5mol/L；也可以指离子或其它特定组合，如c（Fe2+）=0.5mol/L, c（SO42-）=0.01mol/L等。‎ ‎2．溶液的稀释与混合 (1)溶液的稀释定律 由溶质的质量稀释前后不变有：mB =m浓×ω浓=m稀×ω稀% 由溶质稀释前后物质的量不变有：CB =c浓×V浓=c稀×V稀% (2)溶液在稀释或混合时，溶液的总体积不一定是二者混合的体积之和。如给出溶液混合后的密度，应根据质量和密度求体积。‎ ‎3．物质的量浓度与溶质质量分数ω%的换算(ρ为该溶液的密度)‎ ‎4．一定物质的量浓度溶液的配制 (1)仪器：容量瓶，容量瓶有各种不同的规格，一般有100mL、250mL、500mL和1000mL等几种。(2)步骤： ①计算：计算所需固体溶质质量或液体溶质的体积。②用托盘天平称量固体溶质或用量筒量取液体体积。 ③溶解：将溶质加入小烧杯中，加适量水溶解。④移液洗涤：将已溶解而且冷却的溶液转移到容量瓶中，并用玻璃棒引流，再洗涤烧杯和玻璃棒2—3次，将洗涤液倒入容量瓶中。⑤定容：缓缓向容量瓶中注入蒸馏水，直到容量瓶液面接近刻度线‎1cm-2cm时，改用胶头滴管滴加蒸馏水至溶液的凹液面正好与刻度线相切，盖好，反复上下颠倒，摇匀。最后将容量物质的量浓度 dream 第 1 页 5/3/2011瓶中溶液转移到试剂瓶中备用。‎ ‎5．知识网络 ‎①、以物质的量为中心的有关物理量的换算关系：‎ 物质所含粒子数N ‎×NA ÷NA ‎ ‎÷÷化合价 ‎×M ‎÷M ‎×化合价 物质的量n 电解质电离出离子的“物质的量” 物质的质量（m）‎ ‎×Vm(‎22.4L/mol)‎ ‎÷Vm(‎22.4L/mol)‎ ‎ 气体的体积（标准状况）‎ ‎×Vm ‎×△H ‎÷Vm ‎÷△H V气体体积（非标准状况） 反应中放出或吸收的热量（KJ）Q ‎×V(溶液) ÷V（溶液）‎ 溶液的物质的量浓度CA）‎ ‎②、物质的量与其它量之间的换算恒等式：‎ ‎③、理想气体状态方程（克拉伯龙方程）：‎ PV=nRT 或 （R=8.314J/mol·K）‎ ‎④、影响物质体积大小的因素：‎ 微粒的大小 1mol固、液体的体积 决定于 物质体积 微粒的个数 1mol物质的体积 决定于 微粒之间距离 1mol气体的体积 ‎①、溶液稀释定律：溶质的量不变，m(浓)·w(浓)= m(稀)·w(稀)；c(浓)·V(浓)=c(稀)·V(稀)‎ ‎⑤、溶液浓度换算式：‎ ‎②、溶解度与溶质质量分数w换算式：‎ ‎③、溶解度与物质的量浓度的换算：‎ ‎④、质量分数与物质的量浓度的换算：‎ ‎⑥、一定物质的量浓度 主要仪器：量筒、托盘天平（砝码）、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、容量瓶 溶液的配配制： 方法步骤：计算→称量→溶解→转移→洗涤→振荡→定容→摇匀→装瓶 识差分析：关键看溶质或溶液体积的量的变化。依据来判断。‎ 考点解析复习专题辅导9．物质的量应用于化学方程式的计算 1． 复习重点 揭示化学反应中反应物。生成物之间的粒子数关系，并学习物质的量、物质的量浓度、气体摩尔体积等应用于化学方程式的计算。‎ ‎2．难点聚焦 ‎　　1．化学方程式中，各物质的化学计量数（v）之比，等于各物质的物质的量（n）之比。即均等于该化学方程式的“系数”之比。‎ ‎　　2．化学方程式中各气体在同温同压下的体积比，等于它们的化学计量数之比。即等于各气体在化学方程式中的“系数”比。‎ ‎　　3．遇到有关化学方程式的计算时，经常视情况将相关物质的质量，一定浓度和体积的溶液、气体体积换算出它们的物质的量，按化学计量数找出比例关系后入手运算。‎ ‎　　【知识要点】‎ ‎　　1．化学方程式中有关量的关系 ‎　　‎ ‎　　由上可看出，化学方程式中各物质的化学计量数之比等于组成各物质的粒子数之比，等于各物质的物质的量之比 ，等于气体体积比（同状况下），不等于质量之比。根据化学方程式列比例时应遵循上述比例关系。‎ ‎　　2．根据化学方程式计算时所列比例是否正确的判断依据是：“上、下单位要一致，左右单位要对应”。如：‎ ‎　　3．物质的量应用于化学方程式计算的一般格式 ‎　　（1）设所求物质的物质的量为n（B）［或质量m（B）］，或气体标准状况下体积V（B）、或溶液体积V［B（aq）］J。‎ ‎　　（2）写出有关反应的化学方程式。‎ ‎　　（3）在化学方程式有关物质的化学式下面先写出已知物和所求物的有关量的关系，再代入已知量和所求量。‎ ‎　　（4）写出所求物质的数学表达式。‎ ‎　　（5）写出解答和答案。‎ ‎　　如：‎6.5g Zn在与足量盐酸反应时产生的 在标准状况下的体积是多少升？‎ ‎　　解：设产生 的体积为V（ ）‎ ‎　　 答：产生的 在标准状况下的体积是‎2.24L。‎ ‎　　4．规范用语 ‎　‎ ‎　 —表示 的物质的量 ‎　　 —表示方程式中 的化学计量数 ‎ —表示盐酸的物质的量浓度 ‎　　 —表示 溶液的体积 ‎　　‎ ‎ —表示 的体积 ‎ —表示混合物中 的质量分数 ‎　　 —表示 的质量 ‎　　在列比例及运算过程中都应带单位。‎ 考点解析复习专题辅导10．氯气 ‎1．复习重点 ‎1．Cl2的化学性质以及Cl2的实验室制法和主要用途。‎ ‎2．重点是氯水性质的多重性，难点是Cl2的实验室制法。‎ ‎2．难点聚焦 ‎1．氯元素的知识网络 　　　　　　　　 　　2．次氯酸、漂白粉的性质 　　HClO分子的结构式为H-O-Cl（氧处于中心），所以电子式为 。次氯酸、次氯酸钙等有多方面的性质，经常用到以下几方面性质： 　　（1）HClO是一种弱酸，与碳酸比较电离能力有如下关系：H2CO3>HClO>HCO3-，请分析下列反应： 　　　　 少量二氧化碳通入NaClO溶液中：NaClO + CO2 + H2O = NaHCO3 + HClO 　　　　 氯气通入碳酸氢钠溶液中： Cl2 + NaHCO3 = NaCl + CO2↑+ HClO 　　（2）ClO-是一种弱酸的酸根离子，能发生水解反应：ClO-+H2O HClO+OH-，所以次氯酸钙溶液显碱性。 　　　　 若遇到铁盐、铝盐易发生双水解：3ClO-+Fe3++3H2O=Fe(OH)3↓+3HClO 　　（3）HClO和ClO-都具有强氧化性，无论酸性、碱性条件下都可以跟亚铁盐、碘化物、硫化物等发生氧化还原反应，但不能使品红溶液褪色。如： 　　　　 硫酸亚铁溶液遇漂白粉：2Fe2+ + 5ClO- + 5H2O = 2Fe(OH)3↓+ Cl- + 4HClO 　　　　 漂白粉遇亚硫酸酸盐：ClO- + SO32- = Cl- + SO42- 　　（4）HClO见光易分解：2HClO 2HCl + O2↑ 　　（5）次氯酸钙中的Ca2+、ClO-可以表现出一些综合性质。如少量二氧化碳通入次氯钙溶液中： 　　　　 Ca(ClO)2 + CO2 + H2O = CaCO3↓+ 2HClO 　　　　 注意理解二氧化碳、碳酸钠、碳酸氢钠分别跟次氯酸钙溶液反应的差异： 　　　　 Ca(ClO)2 + Na2CO3 = CaCO3↓+ 2NaClO 　　　　 Ca(ClO)2 + NaHCO3 = CaCO3↓+ HClO + NaClO 考点解析复习专题辅导11．卤素 ‎ 复习重点 ‎1．卤素单质在物理性质和化学性质上的主要差异及递变规律；‎ ‎2．卤族元素的化合物性质的递变性；‎ ‎3．卤化银的性质、用途及碘与人体健康的关系。‎ ‎4．重点考查卤素性质的变化规律。‎ ‎2．难点聚焦 ‎1.卤族元素 卤族元素包括：F、Cl、Br、I、At。 它们的原子最外电子层都有7个电子， 因此它们的化学性质相似，都具有强氧化性。由于原子核外电子层数不同， 因此它们的性质也存在着差异。 (1)相似性 ①与金属反应：2Fe+3Br2＝2FeBr3，Fe+I2=FeI2 ②与非金属反应：H2+F2＝2HF，2P+3Br2＝2PBr3 ③与水反应：H2O+Br2=HBr+HBrO(程度更小)；‎2F2+2H2O＝4HF+O2↑(剧烈、完全) ④ 与碱反应：2NaOH+Br2＝NaBr+NaBrO+H2O；2NaOH+I2＝NaI+NaIO+H2O(注：也可生成NaI和NaIO3) (2) 相异性(变化规律)注意点： ①F2 的氧化性特别强，因此F-的还原性特别弱。 ②Br-、I- 都有较强的还原性，都能被浓H2SO4和HNO3氧化，因此用NaBr和浓H2SO4反应制HBr时，其中含有Br2蒸气和SO2气体，应用浓H3PO4代替浓H2SO4制HBr。用浓H2SO4几乎不能制取HI， 所以必须用浓H3PO4和KI等反应制HI。 ③HX都极易溶于水，在空气中形成白雾。 2．两类置换反应 (1)金属间的置换： 活泼金属置换不活泼金属。 Fe+CuSO4=FeSO4+Cu反应意义：①说明金属活动性强弱；②制备金属。 (2) 非金属间的置换：活泼非金属置换不活泼非金属。 2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2；2KI+Br2=2KBr+I2；‎2F2+2H2O＝4HF+O2↑意义：①比较非金属单质活泼性强弱；②制备非金属单质。溴和碘在水中溶解性均很弱，而在某些有机溶剂中(如：苯、汽油、四氯化碳)则易溶。‎ 注： 溶液的颜色与浓稀有关，浓溶液颜色深，稀溶液颜色浅，如饱和溴水为红棕色，而很稀的溴水则为浅黄色。 4．萃取 (1)原理： 利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，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)操作步骤：①混合振荡，②静置分层，③分液。使用的仪器是分液漏斗。 (3)注意点：①萃取剂必须具备两点：a．与溶剂不相溶，b．溶质在萃取剂中的溶解度较大。 注：酒精易溶于水不能做水溶液萃取剂，苯和汽油比水轻，CCl4比水重。②萃取常在分液漏斗中进行，分液是萃取操作中的一个步骤。③ 分液时，打开分液漏斗的活塞，将下层液体从漏斗颈放出，当下层液体刚好放完时要立即关闭活塞，不要让上层液体流出，上层液体从分液漏斗上口倒出。 5．氟化氢(1)性质 ①有剧毒的无色气体，极易溶于水。氢氟酸为弱酸(其它氢卤酸均为强酸)。 ②与SiO2反应：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O 注： 此反应为HF的特性， 换成HCl则与SiO2不反应。 氢氟酸能腐蚀玻璃，用于玻璃刻字。 氢氟酸应保存在铅制容器或塑料容器中。 (2)制法 CaF2+H2SO4(浓)=2HF↑+CaSO4 此反应不能在玻璃器皿中进行，为什么？CaF2‎ 是萤石的主要成分，它不溶于水，是氟元素的重要资源。 6．卤化银 除AgF外， 其它卤化银均不溶于水和稀HNO3，是检验X-的原理。 Ag++Cl-=AgCl↓(白色)；Ag++Br-＝AgBr↓(浅黄色)；Ag++I-＝AgI↓(黄色) 注意点：①3Ag++PO43-=Ag3PO4 (黄色)。但Ag3PO4溶于HNO3：Ag3PO4+2H+＝3Ag++H2PO4- ②AgX(除AgF) 见光易分解成银和卤素单质。 AgBr和AgI可做感光材料或变色镜。反应及现象为：2AgCl = 2Ag+Cl2；2AgBr = 2Ag+Br2；2AgI = 2Ag+I2 固体逐渐变成黑色，这是单质银的小颗粒。 1．卤素单质在不同的溶剂中分别呈什么颜色？Cl2在水中溶解度较大，它在水中和有机溶剂中均呈黄绿色，与气态颜色相近。Br2、I2在水中溶解度较小，所以它们在水中颜色较在有机溶剂中的颜色浅。具体为：‎ 考点解析复习专题辅导12．原子结构 ‎ ‎1．复习重点 1． 了解原子的组成及同位素的概念；‎ 2． ‎ 掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数等基本量间的相互关系 ；了解原子核外电子排布规律 ‎3．关于原子的组成及各粒子间的关系；分子、原子、离子核外电子数的比较； ‎ ‎4。同位素的质量数和平均相对原子质量，求同位素的原子个数比 ；粒子半径大小 ‎ ‎2．难点聚焦 一、原子结构 ‎ 1．几个量的关系(X)‎ ‎ 质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)‎ ‎ 质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数 ‎ 离子电荷数=质子数-核外电子数 ‎ 2．同位素 ‎ ⑴要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。‎ ‎ ⑵特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。‎ 注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。‎ ‎ 3．相对原子质量 ‎ ⑴原子的相对原子质量：以一个‎12C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量，单位为1，可忽略不写。‎ ‎ ⑵元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。‎ ‎ 4．核外电子排布规律 ‎ ⑴核外电子是由里向外，分层排布的。‎ ‎ ⑵各电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个，次外层电子数不得超过18个，倒数第三层电子数不得超过32个。‎ ‎ ⑶以上几点互相联系。 核外电子排布规律是书写结构示意图的主要依据。‎ ‎ 5．原子和离子结构示意图 注意：①要熟练地书写1～20号元素的原子和离子结构示意图。‎ ‎ ②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图(通过比较核内质子数和核外电子数)。‎ ‎ 6．微粒半径大小比较规律 ‎ ⑴同周期元素(稀有气体除外)的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。‎ ‎ ⑵同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。‎ ‎ ⑶电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。‎ ‎ ⑷同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。‎ ‎ ⑸稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。‎ ‎ ⑹电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径，但电子层数多的阳离子半径不一定大于电子层数少的阴离子半径。‎ ‎7．知识网络 考点解析复习专题辅导13．元素周期律 1． 复习重点 ‎1．同周期元素及其化合物性质的递变规律；‎ ‎2．同主族元素及其化合物性质的递变规律，理解元素周期律的实质 ‎3．.理解元素周期律与原子结构的关系。‎ ‎4．.能根据元素周期律预测元素的性质。‎ ‎2．难点聚焦 元素周期律：‎ ‎（1）元素原子核外电子排布的周期性变化：‎ 随着原子充数的增加，元素排列呈周期性变化 原子序数 电子层数 最外层电子数 ‎1～2‎ ‎1个 由1～2个达到稳定结构 ‎3～10‎ ‎2个 由1～8个达到稳定结构 ‎11～18‎ ‎3个 由1～8个达到稳定结构 ‎19，20～31，36‎ ‎4个 由1～8个达到稳定结构 ‎37，38～49，54‎ ‎5个 由1～8个达到稳定结构 ‎55，56～81，86‎ ‎6个 由1～8个达到稳定结构 ‎87～88‎ ‎7个 结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。‎ ‎（2）元素原子半径的周期性变化：‎ 原子序数 原子半径的变化 ‎3～9‎ ‎0.512nm 0.071nm ‎ 大 小 ‎11～17‎ ‎0.186nm 0.099nm ‎ 大 小 结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化：电子层数相同，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小（除稀有气体外）‎ ‎（3）元素主要化合价的周期性变化：‎ 原子序数 主要化合价的变化 ‎1～2‎ ‎＋1 0‎ ‎3～10‎ ‎＋1 ＋5 －4 －1 0‎ ‎11～18‎ ‎＋1 ＋7 ‎ ‎－4 －1 0‎ 结论：随着原子序数的递增，元素主要化合价呈现周期性的变化。‎ 注：①元素重要化合价的变化中O一般无正价，F无正价，最高正价与最低负价的关系；‎ ‎②最高正化合价＋|最低负化合价|＝8（仅适用于非金属元素）‎ ‎③金属无正价 ‎④有些非金属有多种化合价，如：C元素有＋2，＋4，－4价（在有机物中也可以有－3，－2，－1价）；S元素有＋4，＋6，－2价；Cl元素有－1，＋1，＋3，＋5，＋7价；N元素有－3，＋1，＋2，＋3，＋4，＋5价。‎ ‎（4）元素的金属性和非金属性的周期性变化：‎ 电子层数相同，随着原子序数的递增，原子半径递减，核对核外电子的引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。‎ ‎①．元素的金属性：指元素气态原子失去电子的能力。‎ 元素金属性强弱判断的实验依据：‎ a.金属单质跟水或酸反应置换出氢气的难易程度：越容易则金属性越强，反之，金属性越弱；‎ b.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：最高价氢氧化物的碱性越强，这种金属元素金属性越强，反之，金属性越弱；‎ c.金属单质间的置换反应 例：比较1：①镁与2mL1mol/L盐酸反应 ‎      ②铝与2mL1mol/L盐酸反应 ‎ 所以金属性：‎ 比较2：⑴钠与水反应（回忆）‎ ‎⑵镁与水反应【实验5-1】‎ ‎ 碱性：‎ 金属性：‎ ‎②元素的非金属性：指元素气态原子得到电子的能力。‎ 元素非金属性强弱判断的实验依据：‎ a.非金属元素单质与氢气化合的难易程度及生成氢化物的稳定性强弱：如果元素的单质跟氢气化合生成气态氢化物容易且稳定，则证明这种元素的非金属性较强，反之，则非金属性较弱；‎ b.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强则对应的元素的非金属性越强；‎ c.非金属单质间的置换反应 例：‎ 非金属性：‎ 对于同一周期非金属元素：‎ 如等非金属单质与反应渐趋容易，其气态氢化物的稳定性为：‎ 上述非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱顺序为：‎ ‎ 非金属性：‎ 结论：‎ 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 ‎(5)元素周期律的实质：‎ 元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。换言之，元素性质的周期性变化是由元素原子核外电子排布的周期性变化所决定的。‎ 元素周期律的实质：元素原子核外电子排布的周期性变化规律 考点解析复习专题辅导14．元素周期表 ‎1．复习重点 ‎1．周期表的结构。理解位置、结构、性质三者之间的关系。‎ ‎2．依据“位—构—性”之间的关系，会进行元素推断和确定几种元素形成化合物形式。‎ ‎2．难点聚焦 ‎ 结构 ‎ ‎ 确定 决定 ‎ 反映 反映 ‎ 推测 ‎ 位置 性质 ‎ 推断 ‎ ‎ 二、周期表 ‎ 1．位、构、性三者关系 ‎ 结构决定位置，结构决定性质，位置体现性质。‎ ‎ 2．几个量的关系 周期数=电子层数 ‎ ‎ 主族数=最外层电子数=最高正价数 ‎ |最高正价|+|负价|=8‎ ‎ 3．周期表中部分规律总结 ‎ ⑴最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(He除外)。‎ ‎ ⑵在周期表中，第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差别有以下三种情况：①第1～3周期(短周期)元素原子序数相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差15。‎ ‎ ⑶每一周期排布元素的种类满足以下规律：设n为周期序数，则奇数周期中为种，偶数周期中为种。‎ ‎ ⑷同主族相邻元素的原子序数差别有以下二种情况：①第ⅠA、ⅡA族，上一周期元素的原子序数+该周期元素的数目=下一同期元素的原子序数；②第ⅣA～ⅦA族，上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目=下一周期元素的原子序数。‎ ‎ ⑸设主族元素族序数为a，周期数为b，则有：①a/b<1时，为金属元素，其最高氧化物为碱性氧化物，最高氧化物对应的水化物为碱；②a/b=1时，为两性元素(H除外)，其最高氧化物为两性氧化物，最高氧化物对应的水化物为两性氢氧化物；③a/b>1时，为非金属元素，其最高氧化物为酸性氧化物，最高氧化物对应的水化物为酸。无论是同周期还是同主族元素中，a/b的值越小，元素的金属性越强，其最高氧化物对应水化物的碱性就越强；反之，a/b的值越大，元素的非金属性越强，其最高氧化物对应水化物的酸性就越强。‎ ‎ ⑹元素周期表中除第Ⅷ族元素以外，原子序数为奇(或偶)数的元素，元素所在族的序数及主要化合价也为奇(或偶)数。‎ ‎ ⑺元素周期表中金属和非金属之间有一分界线，分界线右上方的元素为非金属元素，分界线左下方的元素为金属元素(H除外)，分界线两边的元素一般既有金属性，也有非金属性。‎ ‎ ⑻对角线规则：沿周期表中金属与非金属分界线方向对角(左上角与右下角)的两主族元素性质相似，这一规律以第二、三周期元素间尤为明显。‎ 考点解析复习专题辅导15．非极性分子和极性分子 复习重点 ‎1．化学键、离子键、共价键的概念和形成过程及特征；‎ ‎2．非极性共价键、极性共价键，非极性分子、极性分子的定义及相互关系。‎ 2． 难点聚焦 一． 化学键：‎ ‎1．概念：化学键：相邻的原子之间强烈的相互作用．‎ ‎ 离子键：存在于离子化合物中 ‎2．分类： 共价键：存在于共价化合物中 ‎ 金属键：存在于金属中 二． 离子键：‎ 1． 离子化合物：由阴、阳离子相互作用构成的化合物。如NaCl/Na2O/Na2O2/NaOH/Na2SO4等。‎ 2． 离子键：使阴、阳离子结合成化合物的静电作用。‎ 说明：‎ ‎（1）静电作用既包含同种离子间的相互排斥也包含异种离子间的相互吸引。是阴、阳离子间的静电吸引力与电子之间、原子核之间斥力处于平衡时的总效应。‎ ‎（2）成键的粒子：阴、阳离子 ‎（3）成键的性质：静电作用 ‎（4）成键条件：‎ ‎①活泼金属（IA、IIA族）与活泼非金属（VIA、VIIA族）之间相互化合――――‎ ‎ 离子键（有电子转移）‎ ‎ ②阴、阳离子间的相互结合： （无电子转移）‎ ‎（5）成键原因：‎ ‎①原子相互作用，得失电子形成稳定的阴、阳离子；‎ ‎②离子间吸引与排斥处于平衡状态；‎ ‎③体系的总能量降低。‎ ‎（6）存在：离子化合物中一定存在离子键，常见的离子化合物有强碱、绝大多数盐（PbCl2/Pb(CH3COO)2等例外），强的金属的氧化物，如：Na2O/Na2O2/K2O/CaO/MgO等。‎ 三．电子式：‎ ‎1.概念：由于在化学反应中，一般是原子的最外层电子发生变化，所以，为了简便起见，我们可以在元素符号周围用小黑点（或×）来表示原子的最外层电子。这种式子叫做电子式 例如：‎ ‎2.离子化合物的电子式表示方法：‎ 在离子化合物的形成过程中，活泼的金属离子失去电子变成金属阳离子，活泼的非金属离子得到电子变成非金属阴离子，然后阴阳离子通过静电作用结合成离子键，形成离子化合物。所以，在离子化合物的电子式中由阳离子和带中括号的阴离子组成且简单的阳离子不带最外层电子，而阴离子要标明最外层电子多少。‎ 如： ‎ ‎ ‎ ‎3．离子化合物的形成过程：‎ ‎ ‎ ‎ ‎ 注：①不是所有的离子化合物在形成过程中都有电子的得失，如NH4+与Cl－结合成NH4Cl的过程。‎ ‎②对于离子化合物化学式不等于分子式，在离子化合物中不存在分子，如NaCl的晶体结构为：‎ 在这个结构中Na+和Cl-的个数比为1:1，所以氯化钠的化学式为NaCl。‎ 四．共价键：‎ ‎1．概念：原子之间通过共用电子所形成的相互作用。‎ ‎2．成键粒子：原子 ‎3．成键性质：共用电子对两原子的电性作用 ‎4．成键条件：同种非金属原子或不同种非金属原子之间，且成键的原子最外层电子未达到饱和状态 ‎5．成键原因：①通过共用电子对，各原子最外层电子数目一般能达饱和，由不稳定变稳定；②两原子核都吸引共用电子对，使之处于平衡状态；③原子通过共用电子对形成共价键后，体系总能量降低。‎ ‎6．存在范围：‎ ‎①非金属单质的分子中（除稀有气体外）：如O2/F2/H2/C60‎ ‎②非金属形成的化合物中，如SO2/CO2/CH4/H2O2/CS2‎ ‎③部分离子化合物中，如Na2SO4中的SO42-中存在共价键，NaOH的OH-中存在共价键，NH4Cl中的NH4+存在共价键 五．共价化合物的电子式表示方法：‎ 在共价化合物中，原子之间是通过共用电子对形成的共价键的作用结合在一起的，所以本身没有阴阳离子，因此不会出现阴阳离子和中括号 如： ‎ 共价化合物的形成过程：‎ 六、极性键和非极性键：‎ 共价键根据成键的性质分为非极性共价键和极性共价键。‎ ‎1．极性键：‎ 不同种原子，对成键电子的吸引能力不同，共用电子对必然偏向吸引电子能力强（即电负性大）的原子一方，使该原子带部分负电荷（δ-），而另一原子带部分正电荷（δ+）。这样，两个原子在成键后电荷分布不均匀，形成有极性的共价键。‎ ‎（1）不同种元素的原子形成的共价键叫极性共价键，简称极性键。‎ ‎（2）形成条件：不同非金属元素原子间配对（也有部分金属和非金属之间形成极性键）。‎ ‎（3）存在范围：气态氢化物、非金属氧化物、酸根、氢氧要、有机化合物。‎ ‎2．非极性共价键：‎ ‎（1）定义：（同种元素的原子）两种原子吸引电子能力相同，共用电子对不偏向任何一方，成键的原子不显电性，这样的共价键叫非极性键。简称非极性键。‎ ‎（2）形成条件：相同的非金属元素原子间电子配对 ‎（3）存在范围：非金属单质（稀有气体除外）及某些化合物中，如 H2、N2、O2、H2O2中的O-O键、Na2O2中的O-O键。‎ ‎3．物质中化学键的存在规律：‎ ‎（1）离子化合物中一定有离子键，可能还有共价键。简单离子组成的离子化合物中只有离子键，如MgO、NaCl等，复杂离子（原子团）组成的离子化合物中既有离子键又有共价键，既有极性共价键，又有非极性共价键。如：‎ 只含有离子键：MgO、NaCl、MgCl2‎ 含有极性共价键和离子键：NaOH、NH4Cl、Na2SO4‎ 含有非极性共价键和离子键：Na2O2、CaC2、Al‎2C3等 ‎（2）共价化合物中只有共价键，一定没有离子键。‎ ‎（3）在非金属单质中只有共价键：‎ ‎（4）构成稀有气体的单质分子，由于原子已达到稳定结构，在这些原子分子中不存在化学键。‎ ‎（5）非金属元素的原子之间也可以形成离子键，如NH4Cl ‎4．化学键强弱的比较：‎ ‎（1）离子键：离子键强弱的影响因素有离子半径的大小的离子所带电荷的多少，既离子半径越小，所带电荷越多，离子键就越强。离子键的强弱影响物质的熔沸点、溶解性，其中离子键越强，熔沸点越高。如：离子化合物AlCl3与NaCl比较，r(Al3+)＜r（Na+），而阴离子都是Cl-，所以AlCl3中离子键比NaCl中离子键强。‎ ‎（2）共价键：影响共价键强弱的因素有成键原子半径和成键原子共用电子对数，成键原子半径越小，共用电子对数目越多，共价键越稳定、越牢固。例如：r（H）＜r(Cl)，所以H2比Cl2稳定，N2中含有N≡N共价三键，则N2更稳定。‎ 考点解析复习专题辅导17．氧族元素 ‎1．复习重点 ‎ ‎1．氧族元素的物理性质和化学性质的递变规律；‎ ‎2．硫单质、臭氧、过氧化氢、硫化氢的物理性质与化学性质；‎ ‎3．重点是硫的化学性质及氧族元素性质递变规律。‎ ‎2．难点聚焦 ‎（一）、氧族元素的原子结构及性质的递变规律 元素 氧（O）‎ 硫（S）‎ 硒（Se）‎ 碲（Te）‎ 核电荷数 ‎8‎ ‎16‎ ‎34‎ ‎52‎ 最外层电子数 ‎6‎ ‎6‎ ‎6‎ ‎6‎ 电子层数 ‎2‎ ‎3‎ ‎4‎ ‎5‎ 化合价 ‎-2‎ ‎-2，+4，+6‎ ‎-2，+4，+6‎ ‎-2，+4，+6‎ 原子半径 逐渐增大 密度 ‎ 逐渐增大 与H2化合难易 点燃剧烈反应 加热时化合 较高温度时化合 不直接化合 氢化物稳定性 ‎ 逐渐减弱 氧化物化学式 ‎——‎ SO2‎ SO3‎ SeO2‎ SeO3‎ TeO2‎ TeO3‎ 氧化物对应水化物化学式 ‎——‎ H2SO3‎ H2SO4‎ H2SeO3‎ H2SeO4‎ H2TeO3‎ H2TeO4‎ 最高价氧化物水化物酸性 ‎ 逐渐减弱 元素非金属性 ‎ 逐渐减弱 ‎（二）臭氧和过氧化氢 臭氧和氧气是氧的同素异形体，大气中臭氧层是人类的保护伞 ‎2H2O2===2H2O+O2 ↑‎ MnO2‎ 过氧化氢不稳定分解，可作氧化剂、漂白剂。‎ 归纳知识体系 一、 硫及其化合物的性质 ‎（一）硫及其重要化合物间的相互转化关系（见上图）‎ 注意：‎ ‎1、氧化性酸与酸的氧化性的区别 ‎ 酸根部分易得电子——有氧化性——氧化性酸 ‎ 酸的氧化性应包括H+的氧化性（酸所共有的）与酸根的氧化性（氧化性酸的特点）两种类型 ‎2、根据氯气、硫等非金属单质性质的学习，掌握非金属单质性质的一般方法应从下列几个方面分析：‎ ‎ 与氢气的反应；与金属的反应；与氧气的反应；与非金属的反应；与水的反应；与氧化物的反应；与碱的反应；与酸的反应；与盐的反应；（与有机物反应）等。‎ ‎3、掌握化合物性质的一般方法应从下列几个方面分析：‎ ‎ 稳定性；可燃性；酸碱性；氧化性和还原性；特殊性等。‎ 考点解析复习专题辅导18．二氧化硫 ‎1．复习重点 ‎1．二氧化硫的物理性质、化学性质。‎ ‎2．重点是二氧化硫的氧化性、还原性、漂白性。‎ ‎2．难点聚焦 一、二氧化硫的物理性质 无色、有刺激性气味的有毒气体；‎ 密度比空气大；‎ 易溶于水（1∶40）；（可用于进行喷泉实验，如SO2、HCl、NH3）‎ 易液化（－‎10℃‎）‎ 二、二氧化硫的化学性质 ‎1、酸性氧化物 能和碱反应生成盐和水：SO2+2NaOH===Na2SO3+H2O 能与水反应生成相应的酸：SO2+H2O===H2SO3‎ ‎（二氧化硫的水溶液使紫色石蕊试液变红）‎ 二氧化硫溶于水形成的亚硫酸只能存在于溶液中，它很不稳定，容易分解成水和二氧化硫，故二氧化硫溶于水的反应是可逆反应。‎ SO2+H2OH2SO3‎ ‎ SO2与CO2性质的比较 名称 CO2‎ SO2‎ 与H2O反应 CO2+H2OH2CO3‎ SO2+H2OH2SO3‎ 与碱反应 CO2+2NaOH===Na2CO3+H2O CO2+NaOH===NaHCO3‎ CO2+Ca（OH）2===CaCO3↓+H2O SO2+2NaOH===Na2SO3+H2O SO2+NaOH===NaHSO3‎ SO2+Ca（OH）2===CaSO3↓+H2O 与盐反应 CO2+CaCO3+H2O===Ca（HCO3）2‎ CaSO3+SO2+H2O===Ca（HSO3）2‎ ‎2、氧化性：‎ SO2气体通过氢硫酸，溶液变浑浊，有淡黄色不溶物出现。‎ SO2＋2H 2S===3S↓＋2H 2O ‎3、还原性：SO2使溴水和高锰酸钾溶液褪色 SO2＋Br2＋2H 2O=== H2SO4＋2HBr ‎5SO2+2KMnO4+2H2O===K2SO4+2MnSO4+2H2SO4‎ ‎2SO2＋O2 2 SO3‎ ‎（SO3+H2O===H2SO4，SO3是无色固体SO3是一种无色固体，熔点是‎16.80C，沸点也只有‎44.8℃‎，易溶于水，溶于水时放出大量的热。）‎ ‎4、漂白性：SO2使品红溶液褪色 SO2能使某些有色物质褪色，是由于二氧化硫可跟某些有色物质化合成无色物质，而化合成的无色物质却是不稳定的，易分解而恢复原来有色物质的颜色。‎ 漂白性的比较 具有漂白性的物质 物质 HClO、O3、H2O2 、Na2O2‎ SO2‎ 木炭 原理 将有色物质氧化分解 与有色物质结合生成无色物质 将有色物质的分子吸附在其表面 实质 氧化还原反应 非氧化还原反应 物理吸附 效果 永久性 暂时性 暂时性 范围 可漂白大多数有色物质，能使紫色石蕊褪色 可漂白某些有色物质，不能使石蕊试液褪色 可吸附某些有色物质的分子 把Cl2和SO2混合用于漂白，能否增强漂白效果？为什么？‎ ‎〖答案〗不能，SO2＋Cl2＋2H2O=== H2SO4＋2HCl SO2与CO2的相互鉴别 鉴别SO2气体的常用方法是用品红溶液，看能否使其褪色，有时还需再加热看能否再复原。‎ 鉴别CO2气体的常用方法是用澄清石灰水，看能否使其变浑浊，足量时再变澄清。‎ 当混有CO2时，不会影响SO2的鉴别；‎ 当混有SO2时会干扰CO2的鉴别，应先除去SO2后再用澄清石灰水鉴别CO2气体。‎ 除去CO2中的SO2，常用方法是使混合气体先通过足量溴水或酸性KMnO4溶液或饱和NaHCO3溶液(吸收SO2)，再通过品红溶液(检验SO2是否被除尽)。‎ ‎〖新授〗‎ 三、用途 ‎（1）制硫酸； （2）漂白纸浆、毛、丝、草帽等；‎ ‎（3）杀菌消毒。‎ 四、制法 ‎1.工业制法 a，硫磺燃烧法 S+O2 SO2 b，煅烧硫铁矿法4FeS2+11O22Fe2O3+8SO2‎ ‎2.实验室制法 Na2SO3（ｓ）＋H2SO4（浓)===Na2SO4＋SO2↑＋H2O 实验中常使用溶质的质量分数为60%左右的硫酸，也可用浓硫酸。‎ 不能用很稀的硫酸，因为SO2在水中的溶解度较大，常温常压下1体积水能溶解40体积的SO2‎ 五、二氧化硫的污染 请大家看课本P128进行总结。‎ ‎1、pH小于5.6的雨水，称之为酸雨。‎ ‎2、一般认为，酸雨是由于人为排放的SO2和氮氧化物等酸性气体进入大气，当这些气体达到一定浓度后，在水凝结过程中溶于水形成硫酸和硝酸，使雨水酸性变大，pH变小。其转化可简单表示如下：‎ ‎2SO2+2H2O+O22H2SO4‎ NOxHNO3‎ ‎3、酸雨的危害 ‎（1）对人体健康造成危害。 （2）破坏森林、草原和农作物。‎ ‎（3）使土壤酸性增强、湖泊酸化、生态环境受损。（4）破坏建筑物。‎ 考点解析复习专题辅导19．硫酸及其盐 ‎1．复习重点 ‎1．硫酸的性质及重要用途；浓硫酸的特性：强氧化性、吸水性、脱水性 ‎1．重要硫酸盐的性质及SO的检验；‎ ‎2．难点聚焦 ‎1.利用硫酸的强酸性制备多种物质：‎ ‎（1）制气体：‎ 制氢气Zn+H2SO4 ZnSO4+H2↑;‎ 制H2S：FeS+H2SO4 H2S↑+FeSO4‎ ‎(2)制较弱的酸：‎ 制H3PO4；Ca3(PO4)2+3H2SO4(浓) 2H3PO4+2CaSO4‎ 制CH3COOH：2CH3COONa+H2SO4 2CH3COOH+Na2SO4‎ ‎(3)制化肥：‎ Ca3(PO4)2+2H2SO4(浓) Ca(H2PO4)2+2CaSO4‎ ‎2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4‎ ‎(4)制硫酸盐：制胆矾：CuO+H2SO4+4H2O CaSO4·5H2O(晶体)‎ ‎ 制绿矾：Fe+H2SO4 FeSO4+H2↑‎ ‎2.利用H2SO4高沸点性制取易挥发性酸。‎ ‎（1）制HF：CaF2+H2SO4(浓) 2HF↑+CaSO4(铅皿中)‎ ‎（2）制HCl：NaCl（固）+H2SO4（浓） NaHSO4+HCl↑‎ ‎ NaHSO4+NaCl Na2SO4+HCl↑‎ ‎（3）制HNO3：NaNO3+H2SO4（浓） HNO3↑+NaHSO4‎ ‎3.利用硫酸的稳定性制不稳定性酸。‎ ‎ Na2SO3+H2SO4 Na2SO4+H2O+SO2↑‎ ‎4.利用浓H2SO4的强氧化性制取SO2‎ ‎ Cu+2H2SO4(浓) CuSO4+SO2↑+2H2O ‎5.利用浓H2SO4的脱水性：‎ ‎（1）制C2H4：CH3CH2OH CH2 CH2↑+H2O ‎（2）制CO：HCOOH CO↑+H2O ‎6.利用浓H2SO4的吸水性做干燥剂。‎ 干燥：O2、H2、Cl2、N2、CO、CO2、SO2‎ 不干燥：碱性：NH3 还原性：H2S、HI、HBr ‎7.用H2SO4作催化剂：‎ ‎（1）乙烯水化：CH2—CH2+H2O CH3CH2OH ‎2. 浓硫酸 ‎（1）物理性质：‎ 无色油状液体，常见的浓硫酸质量分数为98.3%，沸点为‎338℃‎，高沸点难挥发性。‎ 思考：浓硫酸的稀释方法。‎ ‎（2）化学性质： ‎ ‎① 吸水性（干燥剂）‎ 三种形式：‎ ‎<1> 与水任意比例混溶，溶于水剧烈放热。‎ ‎<2> 吸收气体中水蒸气（作为干燥剂，不能干燥硫化氢、溴化氢、碘化氢、氨气）‎ ‎<3> 与结晶水合物反应。‎ 实验：浓硫酸与胆矾反应，由胆矾蓝色变为白色说明浓硫酸有吸水性。‎ ‎② 脱水性（炭化）‎ 实验6—3：潮湿的纸屑、棉花、木屑中分别滴入几滴浓硫酸。‎ 现象：三种物质都发生了变化，生成了黑色的炭。‎ 实验6—4：在200mL烧杯中放入‎20g蔗糖，加入几滴水，搅拌均匀。然后再加入15mL溶质的质量分数为98%的浓硫酸，迅速搅拌。观察实验现象。‎ 现象：蔗糖逐渐变黑，体积膨胀，形成疏松多孔的海绵状的炭。‎ 说明：‎ ‎<1> 脱水性是浓硫酸的性质，而非稀硫酸的性质，即浓硫酸有脱水性。‎ ‎<2> 脱水性是浓硫酸的化学特性，物质被浓硫酸脱水的过程是化学变化的过程。反应时，浓硫酸按水分子中氢、氧原子数的比为夺取有机物中的氢原子和氧原子。‎ ‎<3> 可被浓硫酸脱水的物质一般为含氢、氧元素的有机物，其中蔗糖、木屑、纸屑和棉花等物质被子脱水后生成了黑色的炭（炭化）。‎ ‎③ 强氧化性 实验6—5：浓硫酸与铜反应，请同学注意反应现象，分析反应产物存在的依据。‎ ‎（浓）‎ 强调：硫酸所起的作用（氧化剂与酸的作用）。‎ 叙述：浓硫酸也与木炭反应，‎ 分析上述反应中元素化合价的变化情况，指出氧化剂和还原剂。‎ 思考：请设计实验证明浓硫酸与炭反应的三种产物，画出实验装置图。‎ 介绍：钝化现象及有关应用（分别举Al、Fe，说明原因）。‎ 拓展：浓硫酸还可与某些还原性化合物反应。‎ 请利用氧化还原反应规律写出下列反应的化学方程式：‎ ‎= ‎ ‎ ‎ 小结：‎ ‎<1> 浓硫酸有强氧化性，包括还原性很弱的银在内的很多物质，都能在一定条件下被浓硫酸氧化。硫酸之所以能有如此强的氧化性，一个原因是在高浓度下硫酸以分子的形式存在，另一个原因是硫酸中含有非金属性较强且又呈最高价态（+6）的硫元素。‎ ‎<2> 浓硫酸在作氧化剂时，主要是+6价硫的原子得电子，被还原为含低价硫元素的物质，一般不会有+1价氢被还原，即一般不会生成氢气。‎ ‎<3> 浓硫酸在作氧化剂时，硫元素被还原的程度是一个较复杂的问题，中学化学中常见的还原产物为。‎ 请同学们根据硫酸的性质，归纳出硫酸的主要用途。‎ ‎（3）硫酸的用途 思考：和可溶性硫酸盐在溶液中都能电离出，如何检验呢？‎ ‎（二）检验 实验6—6：请同学们观察实验现象，并填表：‎ ‎ ‎ 加入溶液 加入盐酸 稀硫酸 现象 ‎ ‎ ‎ ‎ 化学方程式 ‎ ‎ ‎ ‎ 溶液 现象 ‎ ‎ ‎ ‎ 化学方程式 ‎ ‎ ‎ ‎ 溶液 现象 ‎ ‎ ‎ ‎ 化学方程式 ‎ ‎ ‎ ‎ 原理：和硫酸盐溶于水时都会产生，可以利用的不溶性来检验的存在。使用试剂是：可溶性钡盐和酸（盐酸或稀硝酸）。‎ 常用方法：‎ ‎① 现象（产生白色沉淀）现象（沉淀不消失）‎ 结论：可能含有、、。‎ ‎② 现象（产生白色沉淀）现象（沉淀不消失）‎ 结论：可能含、。‎ ‎③ 现象（产生白色沉淀）现象（沉淀不消失）‎ 结论：可能含、。‎ ‎④ 现象（产生白色沉淀）现象（沉淀不消失）‎ 结论：可能含、、、。‎ 讨论：根据上述实验现象，归纳的检验方法。‎ 小结：在中学化学里常常先用盐酸把溶液酸化，以排除、、等可能造成的干扰，再加入溶液，根据是否有白色沉淀出现来阐明原溶液中是否有存在。‎ 上述实验中，待测试剂是客观的，并且是给定范围的，所以根据教材中的实验能得出正确的结论。如果待测液是未知的，就要考虑其它离子的干扰，就要对所加试剂和加入试剂的顺序进行恰当选择，否则会得出错误结论。‎ 思考：对于“黑面包”实验做如下讨论。‎ 实验 现象 原因 问题 结论 黑 面 包 实 验 蔗糖变黑。放出大量的热。‎ 体积膨胀，生成黑色疏松多孔固体。‎ 有刺激性气味气生成。‎ 有碳生成。‎ 浓硫酸吸水放热。‎ 有二氧化硫等气体生成 ‎① 为什么在实验开始前要加少量水？‎ ‎② 不加水行不行？‎ ‎③ 怎么知道生成的黑色物质是什么？‎ ‎④ 此实验污染严重，如何对它进行改进？‎ ‎⑤ 怎么知道生成的气体是什么？‎ ‎⑥ 不加酸能不能得到碳？如果可以，用什么方法？‎ ‎⑦ 还可以如何改进？为什么？‎ ‎⑧ 除了蔗糖以外，别的物质能不能进行类似实验？‎ 产物分别是：‎ 碳、二氧化硫、二氧化碳。‎ ‎ ‎ 体现的性质：‎ 吸水性、脱水性、强氧化性。‎ 自学：硫酸钙、硫酸钡等硫酸盐。‎ ‎（三）硫酸盐 ‎1. 酸式盐 ‎ 、的水溶液显酸性，因为：，所以，有强酸作用。‎ ‎2. 正盐 硫酸盐 结晶水合物的俗名 主要用途 生石膏熟石膏 制粉笔、模型、塑像等 芒硝 制玻璃、造纸工业 皓矾 收敛剂、防腐剂、颜料 ‎——重晶石 医疗上用作“钡餐”‎ 绿矾 补血剂、制蓝黑墨水 蓝矾、胆矾 制农药、镀铜液 明矾 净水剂 阅读材料：‎ ‎（1）二氧化硫对人体有什么危害？‎ 二氧化硫是大气中主要污染物之一，是衡量大气是否遭到污染的重要标志。在我国的一些城镇，大气中二氧化硫的危害较为普遍而又严重。‎ 二氧化硫进入呼吸道后，因其易溶于水，故大部分被阻滞在上呼吸道，在湿润的粘膜上生成具有腐蚀性的亚硫酸、硫酸和硫酸盐，使刺激作用增强。上呼吸道的平滑肌因有末梢神经感受器，遇刺激就会产生窄缩反应，使气管和支气管的管腔缩小，气道阻力增加。上呼吸道对二氧化硫的这种阻留作用，在一定程度上可减轻二氧化硫对肺部的刺激。但进入血液的二氧化硫仍可通过血液循环抵达肺部产生刺激作用。‎ 二氧化硫可被吸收进入血液，对全身产生毒副作用，它能破坏酶的活力，从而明显地影响碳水化合物及蛋白质的代谢，对肝脏有一定的损害。动物试验证明，二氧化硫慢性中毒后，机体的免疫受到明显抑制。‎ 二氧化硫浓度为10—15 ppm时，呼吸道纤毛运动和粘膜的分泌功能均能受到抑制。浓度达20ppm时，引起咳嗽并刺激眼睛。若每天吸入浓度为100ppm 8小时，支气管和肺部出现明显的刺激症状，使肺组织受损。浓度达400ppm时可使人产生呼吸困难。二氧化硫与飘尘一起被吸入，飘尘气溶胶微粒可把二氧化硫带到肺部使毒性增加3—4倍。若飘尘表面吸附金属微粒，在其催化作用下，使二氧化硫氧化为硫酸雾，其刺激作用比二氧化硫增强约1倍。长期生活在大气污染的环境中，由于二氧化硫和飘尘的联合作用，可促使肺泡纤维增生。如果增生范围波及广泛，形成纤维性病变，发展下去可使纤维断裂形成肺气肿。二氧化硫可以加强致癌物苯并（a）芘的致癌作用。据动物试验，在二氧化硫和苯并（a）芘的联合作用下，动物肺癌的发病率高于单个因子的发病率，在短期内即可诱发肺部扁平细胞癌。‎ ‎（2）受酸雨危害的地区主要有哪些？‎ 二十世纪的五、六十年代以前，酸雨只是在局部地区出现，如北欧地区受到欧洲中部工业区排出的酸性气体的影响，出现了酸雨。之后，到六十年代末至八十年代初，酸雨的危害全面显示，其范围由北欧扩大至中欧，同时北美也出现了大面积的酸雨区。八十年代以来，在世界各地相继出现了酸雨，如亚洲的日本、韩国、东南亚各国以及我国，南美的巴西、委内瑞拉，非洲的尼日利亚、象牙海岸等都受到了酸雨的危害。‎ 酸雨最集中，面积最大的地区是欧洲、北美和我国。目前酸雨危害已扩大到中北欧、美国、加拿大，水体受酸雨的影响而酸化的问题也越来越严重，加拿大30多万个湖泊，到二十世纪末，有近5万个因湖水酸化湖中生物将完全灭绝。酸雨对森林的危害在许多国家已普遍存在，全欧洲1.‎1亿公顷的森林，有‎5000公顷受酸雨危害而变得脆弱和枯萎。‎ 我国出现酸雨的地区已由八十年代初期的西南局部地区扩展到长江以南的大部分地区，成为我国危害最大的大气污染问题。目前，我国的酸雨主要分布在长江以南、青藏高原以东地区及四川盆地。华中地区酸雨污染最严重，其中心区域酸雨pH年均值低于4.0，酸雨频率在80%以上；西南地区南充、宜宾、重庆和遵义等城市的酸雨区，仅次于华中地区，其中心区域的酸雨pH年均值低于5.0，酸雨频率高于80%；华南沿海地区的酸雨主要分布在长江下游地区以及南至厦门的沿海地区，覆盖苏南、皖南、浙江大部及福建沿海地区；华南地区的酸雨主要分布于珠江三角洲及广西的东部地区，中心区域酸雨频率60—90%；北方地区也有一些城市降水年均pH值低于5.6，如青岛、图门、太原、石家庄等地。‎ 小结酸雨的形成：‎ ‎（1）（主要途径）‎ ‎（2）‎ 是一种无色固体，熔点，沸点，与反应生成，同时放出大量的热。工业上常用这两个反应制造硫酸。‎ 考点解析复习专题辅导20．硫酸工业 环境保护 复习重点 ‎1．接触法制硫酸的生产过程和化学原理。‎ ‎2．保护环境 难点聚焦 一、接触法制硫酸的原理、过程及典型设备 ‎1．三种原料：硫铁矿（FeS2）、空气、水。‎ ‎2．三步骤、三反应：‎ ‎（1） 4FeS2 +11O2=== 2Fe2O3+8SO2（高温）‎ ‎（2）2 SO2+ O2 ≒  2 SO3 （催化剂，加热），‎ ‎（3） SO3 + H2O === H2SO4‎ ‎3．三设备：（1）沸腾炉（2）接触室（3）合成塔 ‎4．三原理：化学平衡原理、热交换原理、逆流原理。‎ ‎（1）增大反应物浓度、增大反应物间接触面积，能提高反应速率并使化学平衡向正反应方向移动。‎ ‎（2）热交换原理：在接触室中生成的热量经过热交换器，传递给进入接触室的需要预热的混合气体，为二氧化硫的接触氧化和三氧化硫的吸收创造了有利条件。‎ ‎（3）逆流原理：液体由上向下流，气体由下向上升，两者在逆流过程中充分反应。‎ 接触法制硫酸的原理、过程及典型设备 三原料 三阶段 三反应（均放热）‎ 三设备 三净化 黄铁矿或S 造气 ‎4FeS2+11O2=== 2Fe2O3+8SO2（高温）或S+O2=SO2‎ 沸腾炉 除尘 空气 接触氧化 ‎2 SO2 + O2  ≒  2 SO3 （催化剂）‎ 接触室（含热交换器）‎ 洗涤 ‎98.3%浓硫酸 三氧化硫吸收 SO3+ H2O === H2SO4‎ 吸收塔 干燥 接触法制硫酸示意图：‎ ‎　　　‎ ‎5．应用化学反应速率和化学平衡移动原理选择适宜条件 二氧化硫接触氧化的反应是一个气体总体积缩小的、放热的反应。‎ （1） 温度 二氧化硫接触氧化是一个放热的可逆反应，根据化学平衡理论判断，温度较低对反应有利。但是，温度较低时，反应速率低，考虑催化剂在400∽‎500℃‎活性最大，在实际生产中，选定400～500℃作为操作温度，这时反应速率和二氧化硫的转化率都比较理想。‎ （2） 压强 二氧化硫接触氧化是一个气体总体积缩小的可逆反应，根据化学平衡理论判断，加压对反应有利。但是，在常压、400～500℃时，二氧化硫的转化率已经很高，加压必须增加设备，增大投资和能量消耗，故在实际生产中，通常采用常压操作，并不加压。‎ （3） 二氧化硫接触氧化的适宜条件 常压、较高温度（400～500℃）和催化剂 ‎6．接触法制硫酸中应注意的几个问题 ‎（1）依据反应物之间的接触面积越大反应速率越快的原理，送进沸腾炉的矿石要粉碎成细小的矿粒，增大矿石跟空气的接触面积，使之充分燃烧。‎ ‎（2）依据增大廉价易得的反应物的浓度，使较贵重的原料得以充分利用的原理，采用过量的空气使黄铁矿充分燃烧。‎ ‎（3）通入接触室的混合气体必须预先净化，其原因是：炉气中含有二氧化硫、氧气、氮气、水蒸气以及砷、硒化合物、矿尘等。砷、硒化合物和矿尘等会使催化剂中毒；水蒸气对生产和设备有不良影响。因此，炉气必须通过除尘、洗涤、干燥等净化处理。‎ ‎（4）在接触室里装有热交换器，其作用是在二氧化硫接触氧化时，用放出的热量来加热未反应的二氧化硫和空气，充分利用热能，节约燃料。‎ ‎ （5）不能用水吸收三氧化硫而用98.3%的浓硫酸，若用水或稀硫酸吸收，容易形成酸雾，且吸收速度慢。‎ 二、有关计算 ‎1．物质纯度、转化率、产率的计算 ‎（1）物质纯度（%）=不纯物质中含纯物质的质量÷不纯物质的总质量×100%‎ ‎（2）原料利用率（%）=实际参加反应的原料量÷投入原料总量×100%‎ ‎（或转化率）‎ ‎（3）产率（%）=实际产量÷理论产量×100%‎ ‎（4）化合物中某元素的损失率=该化合物的损失率 ‎2．多步反应计算 ‎（1‎ ‎）关系式法：先写出多步反应的化学方程式，然后找出反应物和生成物之间物质的量（或质量）之比，列出关系式，即可一步计算。‎ ‎（2）元素守衡法：找出主要原料和最终产物之间物质的量的对应关系。找出此关系的简便方法，就是分析原料与产物之间所含关键元素原子个数关系，如： FeS2～2H2SO4， S～H2SO4。‎ 若已知（欲求）FeS2含量，用前面的关系式，若已知（欲求）S的含量，用后一关系式，且二氧化硫转化率、三氧化硫吸收率均可折算成起始物FeS2（或S）进行计算。‎ ‎1．环境保护与原料的综合利用 ‎（1）注意科学实验与实际生产的区别 在科学实验中，为了探索某个重要的原理或实现某个重要的反应，可以不惜大量的时间和资金。而化工生产必须在遵循科学原理、实现某个反应的基础上，着重考虑综合经济效益，最大限度地提高劳动生产率、降低成本、保护生态环境，为国民经济部门提供质优价廉的化工产品，以达到优质高效的目的。‎ ‎（2）硫酸生产中的“三废”处理 硫酸厂的尾气必须进行处理，因为烟道气里含有大量的二氧化硫气体，如果不加利用而排空会严重污染空气。‎ ‎1) 尾气吸收 ① 用氨水吸收，再用H2SO4处理：SO2+2NH3+H2O=(NH4)2SO3‎ ‎(NH4)2SO3+H2SO4=(NH4)2SO4+SO2↑+H2O ‎②用Na2SO3溶液吸收：Na2SO3+SO2+H2O=2NaHSO3　　　　　　　　　　　‎ ‎③用NaOH溶液吸收，再用熟石灰和O2处理；（此方法反应复杂，还可能发生其他反应）SO2+ NaOH = NaHSO3　 NaOH +NaHSO3= Na2SO3+ H2O Na2SO3+Ca(OH)2= CaSO3↓+ 2NaOH　　2 CaSO3 + O2= 2CaSO4‎ ‎2)污水处理 硫酸厂废水中含硫酸，排放入江河会造成水体污染。通常用消石灰处理：‎ Ca(OH)2+ H2SO4=CaSO4+2H2O。生成的硫酸钙可制建材用的石膏板。‎ ‎3)废热利用 硫酸工业三个生产阶段的反应都是放热反应，应当充分利用放出的热量，减少能耗。‎ 第一阶段黄铁矿燃烧放出大量的热，通常在沸腾炉处设废热锅炉，产生的过热蒸汽可用于发电，产生的电能再供应硫酸生产使用（如矿石粉碎、运输，气流、液流等动力用电）。‎ 第二阶段二氧化硫氧化放热可用于预热原料气，生产设备叫热交换器，原料气又将三氧化硫降温，再送入吸收塔。‎ ‎4）废渣的利用 黄铁矿的矿渣的主要成分是Fe2O3和SiO2，可作为制造水泥的原料或用于制砖。含铁量高的矿渣可以炼铁。‎ 工业上在治理“三废”的过程中，遵循变“废”为宝的原则，充分利用资源，以达到保护环境的目的。‎ ‎2．能量的充分利用 许多化学反应是放热反应。化工生产中应充分利用反应热，这对于降低成本具有重要意义。硫酸厂生产中的反应热得到充分利用后，不仅不需要由外界向硫酸厂供应能量，而且还可以由硫酸厂向外界输出大量能源。在硫酸生产过程中使用的热交换器就是利用了反应所放出的热量来加热二氧化硫和氧气的混合气体，以节约能源。‎ ‎3．生产规模与厂址选择 （1） 化工厂选址的因素 一般来说，现代化工生产要求有较大的生产规模。化工厂厂址选择是很复杂的问题，涉及原料、水源、能源、土地供应、交通运输、环境保护和市场需求等诸多因素，应对这些因素综合考虑，权衡利弊，才能作出合理的选择。‎ 化工厂厂址选择一般应考虑下列因素：①是否有市场需求；②是否接近原料供应地；③土地供应是否充足；④水源是否充足；⑤能源是否充足且廉价；⑥交通运输是否方便；⑦能否达到环境保护要求。‎ 上述这些因素必须在遵循科学原则的基础上，着重考虑综合经济效益，即要求最大限度地提高劳动生产率，降低成本，保护生态环境。‎ （2） 硫酸厂选址的因素 由于硫酸是腐蚀性液体，不便贮存和运输，因此要求把硫酸厂建在靠近硫酸消费中心的地区，工厂规模的大小，主要由硫酸用量的多少决定；硫酸厂厂址应远离水源和河流的上游，以免工厂的污水污染水源；也不要设置在城镇和居民区盛行风向的上风地带，以免工厂排放的大量烟尘和有害气体污染城镇的水源和大气等。‎ 二．环境保护 一、 酸雨 ‎（1） 酸雨的定义 一般认为,酸雨是由于燃烧高硫煤排放的二氧化硫等酸性气体进入大气后,造成局部地区大气中的二氧化硫富集,在水凝结过程中,溶解于水形成亚硫酸,然后经某些污染物的催化作用及氧化剂的的氧化作用生成硫酸,随雨水降下形成酸雨.‎ 酸雨的pH值一般少于5.6.‎ ‎（2） 酸雨的危害 对人体健康的直接危害,硫酸雾和硫酸盐雾的毒性比二氧化硫大得多,可以侵入肺的深部组织,引起肺水肿等疾病而使人致死.‎ 引起河流、湖泊的水体酸化,严重影响水生动植物的生长.‎ 破坏土壤、植被、森林.‎ 腐蚀金属、油漆、皮革、纺织品及建筑材料.‎ 渗入地下,使水中铝、铜、锌、镉的含量比中性地下水中高很多倍.‎ ‎（3） 酸雨的治理 二氧化硫污染大气的罪魁——‎ 煤，平均含硫量约为2.5%-3%。为治理煤燃烧时造成的二氧化硫污染，一种办法是事先从煤中除去硫。但是只有一部分煤中的硫主要以黄铁矿（FeS2）的形态存在；这样的煤以脱硫工艺处理后其含硫量可降低到约为1%。大部分的煤中还含有较多的有机硫化合物，这样的煤以脱硫平均只能除去原含硫量的约40%。‎ 二、 温室效应 众所周知，全球变暖是由于“温室效应”。“温室效应”是怎样形成的呢？ 在凉爽、清凉的日子，都知道温室里的温度大大高于室外温度。这是因为温室的保温塑料薄膜使太阳能转化的热能进的多、出的少，所以温度逐渐升高。地球大气层里的二氧化碳、甲烷等气体就象这个薄膜，使太阳辐射进的多而出的少，因而使地球表面的温度逐渐升高。根据测定，大气中的二氧化碳浓度每增加1倍，地球表面的大气温度就会升高1.5～4.5度。由于全世界工业和交通耗费大量的石油、煤炭、天然气等能源，因此大气中的二氧化碳正以每年1.5ppm的速度增加。 ‎ 全球变暖使大气、海洋环流规律变化，加剧“厄而尔尼诺”、“玛尼娜”现象的危害，导致大面积旱、涝灾害频繁发生。长期干旱使非洲几百万人饿死，上亿人营养不良。东南亚连年洪水使上千万人流漓失所。 全球变暖还使极地冰川溶化，海平面上升。每升高‎1米，将使直接受影响的人口达10亿，土地500万平方米公里（占世界的三分之一）。同时还引发风暴潮、盐水倒灌。可见其危害多么严重！‎ 三、 臭氧层破坏 大气臭氧层的损耗是当前世界上又一个普遍关注的全球性大气环境问题，它直接关系到生物圈的安危和人类的生存。 1984年，英国科学家首次发现南极上空出现臭氧洞。1985年，美国的"雨云-7号"气象卫星测到了这个臭氧洞。以后经过数年的连续观测，进一步得到证实。据NASA报道，NASA的"Nimbus -7"卫星上的总臭氧测定记录数据表明，近年来，南极上空的臭氧洞有恶化的趋势。目前不仅在南极，在北极上空也出现了臭氧减少现象。NASA和欧洲臭氧层联合调查组分别进行的测定都表明了这一点。 对于大气臭氧层破坏的原因，科学家中间有多种见解。但是大多数人认为，人类过多地使用氯氟烃类化学物质（用CFCl表示）是破坏臭氧层的主要原因。由于臭氧层中臭氧的减少，照射到地面的太阳光紫外线增强，其中波长为240－－329纳米的紫外线对生物细胞具有很强的杀伤作用，对生物圈中的生态系统和各种生物，包括人类，都会产生不利的影响。 臭氧层破坏以后，人体直接暴露于紫外辐射的机会大大增加，这将给人体健康带来不少麻烦。首先，紫外辐射增强使患呼吸系统传染病的人增加；受到过多的紫外线照射还会增加皮肤癌和白内障的发病率。此外，强烈的紫外辐射促使皮肤老化。 臭氧层破坏对植物产生难以确定的影响。近十几年来，人们对200多个品种的植物进行了增加紫外照射的实验，其中三分之二的植物显示出敏感性。一般说来，紫外辐射增加使植物的叶片变小，因而减少俘获阳光的有效面积，对光合作用产生影响。对大豆的研究初步结果表明，紫外辐射会使其更易受杂草和病虫害的损害。臭氧层厚度减少25%，可使大豆减产20~25%。 紫外辐射的增加对水生生态系统也有潜在的危险。紫外线的增强还会使城市内的烟雾加剧，使橡胶、塑料等有机材料加速老化，使油漆褪色等。‎ 考点解析复习专题辅导21．碳族元素.碳及其化合物 ‎1．复习重点 ‎1．碳族元素原子结构的特点、碳族元素化合价为正四价和正二价；‎ ‎2．碳族元素的性质及其递变规律；‎ ‎3．碳和硅的性质、用途。‎ ‎2．难点聚焦 碳和硅的化学性质 化学性质 碳 硅 还原性 与单质反应 ‎（不稳定）‎ 与氧化物反应 与酸反应 不与、等反应，但有：‎ 与水或碱溶液反应 与反应 专题三 二氧化碳和二氧化硅的结构、性质比较（见表7—7） ‎ 项目 类别 酸性氧化物 酸性氧化物 晶体类型 分子晶体 原子晶体 熔点和沸点 低 高，硬度大 化学性质 不溶于水，与水也不反应 联系 ‎3 硅及其化合物的特性 1. Si的还原性大于C，但C却能在高温下还原出Si： 2. 非金属单质跟碱液作用一般无放出，但Si却放出H2： ‎ ‎3. 非金属单质一般不跟非氧化性酸作用，但Si能与HF作用：‎ ‎4. 非金属单质一般为非导体，但Si为半导体。 5. SiO2是H2SiO3的酸酐，但它不溶于水，不能直接将它与水作用制备H2SiO3。‎ ‎6. 非金属氧化物的熔沸点一般较低，但SiO2的却很高。‎ ‎7. 酸性氧化物一般不与酸作用，但SiO2能跟HF作用：‎ ‎8. 无机酸一般易溶于水， 却难溶于水。‎ ‎9. 因H2CO3的酸性大于H2SiO3，所以在Na2SiO3溶液中通入CO2能发生下列反应：，但在高温下也能发生。‎ ‎10. Na2SiO3的水溶液称水玻璃，但它与玻璃的成分大不相同，硅酸钠水溶液（即水玻璃）俗称泡花碱. ‎ ‎4 硅与碱溶液的反应特点:硅与强碱溶液反应的实质是什么？究竟哪种物质是氧化剂？根据化学方程式：‎ 进行分析，似乎和都是氧化剂，其实不然。上述反应实际分两步进行 ‎ ① ②‎ 其中反应①为氧化还原反应，反应②为非氧化还原反应。合并①②两式得总反应方程式。其中NaOH既不是氧化剂，也不是还原剂，只是反应物、起氧化作用的只是H2O。所以H2O是①式的氧化剂，也是总反应的氧化剂。为表示反应的实质（或要求标出电子转移方向和数目时），可写成： ‎ ‎11．碳及其化合物的知识网络 ‎ Ca(HCO3)2 ‎ C CO2 ‎ CaCO3 ‎ CaC2‎ C2H2 ‎ CO 有机物 NH4HCO3 ‎ CH4 ‎ H2CO3 ‎ Na2CO3 ‎ NaHCO3 ‎ O2 ‎ SiC 、CCl4‎ 不完全燃烧 O2(不足)‎ O2 (不足)‎ ‎①O2 ‎ ‎②CuO ‎ 炽 热的碳 NH3·H2O ‎ O2 (点燃)‎ ‎△‎ H2O ‎ CaO ‎△ ‎ Si、Cl2 (△)‎ Mg (点燃)‎ ‎①O2 (点)‎ ‎②CuO ‎ ‎(△)‎ C、CO ‎ Na2O2‎ NaOH ‎ H2O ‎ NaOH ‎ H＋ ‎ Ca(OH)2 ‎ ‎①高温②H+ ‎ Ca2＋ ‎ CO2 、H2O ‎ ‎△‎ Ca(OH)2 ‎ CO2 (水)‎ ‎①OH― ‎ ‎②加热 ‎ ‎ ‎ 硅及其化合物的知识网络 Na2SiO3 ‎ CO2,H2O ‎ NaOH ‎ H2SiO3 ‎ SiH4‎ Si ‎ SiO2 ‎ CaSiO3 ‎ SiF4 ‎ H4SiO4 ‎ SiC ‎ SiCl4‎ O2 (自燃)‎ H2 ‎ ‎①O2(△)‎ ‎②FeO (高温)‎ F2 ‎ HF ‎ Cl2 (高温)‎ H2‎ ‎(高温)‎ C(高温)‎ C(高温)足量 Na2CO3 (高温)‎ NaOH(溶液)‎ ‎①CaO(△)‎ ‎②CaCO3 (△)‎ Ca2＋ ‎ ‎-H2O ‎ C(适量)‎ ‎ 考点解析复习专题辅导22．硅酸盐工业 新型无机非金属材料 ‎1．复习重点 水泥工业和玻璃工业的基本原理；新型无机非金属材料的特性及主要用途 ‎2．难点聚焦 ‎1．硅酸（H2SiO3）‎ 酸性很弱（弱于碳酸）溶解度很小，由于SiO2不溶于水，硅酸应用可溶性硅酸盐和其他酸性比硅酸强的酸反应制得。‎ Na2SiO3＋2HCl == H2SiO3＋2NaCl 硅胶多孔疏松，可作干燥剂，催化剂的载体。‎ 四．硅酸盐 硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称，分布广，结构复杂化学性质稳定。一般不溶于水。（Na2SiO3 、K2SiO3除外）最典型的代表是硅酸钠Na2SiO3 ：可溶，其水溶液称作水玻璃和泡花碱，可作肥皂填料、木材防火剂和黏胶剂。 常用硅酸盐产品：玻璃、陶瓷、水泥。‎ ‎+17‎ ‎2‎ ‎8‎ ‎7‎ ‎2．硅单质与碳相似，有晶体和无定形两种。晶体硅结构类似于金刚石，有金属光泽的灰黑色固体，熔点高（‎1410℃‎），硬度大，较脆，常温下化学性质不活泼。是良好的半导体，应用：半导体晶体管及芯片、光电池。‎ 五．氯元素：位于第三周期第ⅦA族，原子结构： 容易得到一个电子形成氯离子Cl－,为典型的非金属元素，在自然界中以化合态存在。‎ 考点解析复习专题辅导23．氮和磷 ‎1．复习重点 1． 氮族元素性质的相似性和递变规律；‎ 2． 氮气的分子结构及其化学性质；‎ 3． 磷的两种同素异形体的有关性质。‎ ‎2．难点聚焦 ‎1．知识要点：‎ 一． 氮族元素 ‎1．氮族元素的原子结构与性质 ‎（1）周期表中的位置： 第VA族（N、P、As、Sb、Bi）‎ ‎（2）原子结构：‎ 相同点：最外层电子数相同（5e－）‎ 不同点：电子层数不同，原子半半径依次增大 ‎（3）主要性质：‎ ‎①相似性：a、最高价态为＋5，负价为－3，能形成氢化物RH3，Sb、Bi无负价；最高价氧化对应水化物HRO3或H3RO4 呈酸性。 ‎ ‎②递变性：（按原子序数增大顺序）：a、原子半径由小到大；b、氢化物的稳定性由强到弱；c、最高价含氧酸的酸性由强到弱；d、非金属性由强到弱，且比同周期卤族元素、氧族元素弱，金属性渐强。‎ ‎2．氮气的性质 ‎（1）氮气的物理性质：无色无味，不溶于水比空气略轻的气体。‎ ‎（2）氮气的化学性质：‎ 分子中N≡N非常牢固，通常情况下不易与其他物质反应。‎ N2 与氢气反应生成NH3（高温高压铁触媒）‎ 与氧气在放电条件下生成NO 点燃 ‎ 与活泼金属反应 3Mg+N2 Mg3N2‎ ‎(3)氮气的用途：‎ ‎ 工业上合成氨制硝酸；用作保护气，用于：焊接金属、填充灯泡、保鲜食品；医学上用于冷冻麻醉；高科技中用液氮制造低温环境等。‎ ‎ 3．磷的同素异形体：白磷和红磷 名称 白磷 红磷 分子结构 分子式P4‎ 分子晶体、结构复杂 ‎、正四面体型、键角60°‎ 颜色状态 白色或黄色固体 暗红色粉末或固体 溶解性 不溶于水，易溶于CS2‎ 不溶于水，不溶于CS2‎ 毒性 剧毒 无毒 着火点 ‎40℃‎ ‎240℃‎ 保存方法 保存在水中 密封 相互转化 ‎4．磷及其化合物的性质 ‎（1）磷单质的化学性质和用途 ‎ ‎4P+5O2 2P2O5‎ ‎2P＋3Cl2 2PCl3（l）‎ ‎2P＋3Cl2 2PCl5（s）‎ 用途：制高纯度磷酸、红磷用于制农药、安全火柴、白磷制造燃烧弹和烟幕弹。‎ ‎（2）磷的化合物 ‎①P2O5：极易溶于水，是较好的干燥剂（吸湿性很强）能与水作用：‎ P2O5+H2O（冷）=2HPO3（剧毒）‎ P2O5+3H2O（热）=2H3PO4（无毒）‎ ‎②H3PO4：无色晶体，与水任意比例互溶，有吸湿性，可作干燥剂，属非氧化性酸，沸点高。‎ 化学性质：具有酸的通性，是三元中强酸，是一种高沸点酸。能与碱中和、与NaBr、NaI作用。‎ ‎③磷酸盐：‎ 溶解性：磷酸二氢盐均易溶于水，溶液呈酸性；磷酸盐和磷酸一氢盐除钾、钠、铵盐外不溶于水。‎ 相互转化：‎ 磷酸盐 磷酸一氢盐 磷酸二氢盐 ‎2．原理、规律、疑难剖析：‎ ‎1．氮族元素最外层电子都是5个，主要显+5、+3、－3价。本族元素形成的+3、－3价化合物中其原子已达到稳定结构，如NH3、PCl3、BiCl3、Mg3N2。‎ ‎2．在氮族元素中氮和其它元素比较，有很大的特殊性，它的主要化合价有－3、+1、+2、+3、+4、+5等多种氮元素能以不同的价态与氧结合，可以形成多种氧化物：N2O、NO、N2O3、N2O4、NO2、N2O5。在这些氧化物中NO2和N2O4可以通过非氧化还原反应相互转化：2NO2 N2O4。‎ 有关氮的氧化物知识应注意：‎ ‎①NO是一种无色无味气体，能与人血液中的血红蛋白结合而使人中毒。接触空气后立即被氧化为NO2而变红棕色，收集NO气体必须用排水集气法。实验室中制NO气体是铜与硝酸反应：‎ ‎3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O NO在神经信号传递、血压生理调控、血流量控制、免疫调节、抵抗感染等方面起到了重要作用，被称为“明星分子”或“信使分子”（2004年高考理综27小题）。‎ ‎②NO2是一种红棕色、具有剌激性气味、有毒的气体。它与水反应，而易溶于水：‎ ‎3NO2+2H2O=2HNO3+NO↑‎ 在反应中NO2既是氧化剂又是还原剂。‎ 在NO2中，因N的价态较高，它的氧化性较强，NO2能氧化SO2、KI等物质：‎ NO2+SO2=SO3+H2O ‎ NO2+2KI=2KNO2+I2（NO2能使湿润的淀粉KI试纸为蓝）‎ ‎③ 隐含反应2NO2 N2O4的应用：‎ 在实验测定NO2、N2O4的相对分子质量、比较相同条件下相同物质的量的气体体积大小，以及涉及到NO2气体的颜色深浅、压强、密度等方面时要考虑此反应。‎ ‎3．磷酸与碱反应的规律：‎ ‎=1∶1时生成NaH2PO4 ‎ ‎=1∶2时生成Na2HPO4‎ ‎=1∶3时生成Na3PO4‎ 介于1∶1和1∶2之间，则生成 NaH2PO4和Na2HPO4的混合物 介于1∶2和1∶3之间，则生成Na2HPO4和Na3PO4的混合物。‎ 考点解析复习专题辅导24．氨、铵盐 ‎1．复习重点 ‎1．氨的分子结构、性质和制取 ‎2．铵盐的结构、性质和用途 ‎3．氨和铵盐的检验 ‎2．难点聚焦 一．氨 ‎1．氨的结构、性质和用途 ‎（1）氨的结构： ‎ 电子式： 结构式：‎ 空间构型：三角锥形；NH3是极性分子。‎ ‎（2）物理性质：无色有特殊剌激性气味的气体，极易溶于水，常温常压下1体积水能溶解700体积的NH3 。‎ ‎（3）化学性质：‎ ‎①与水反应：‎ NH3+H2O NH3·H2O NH4＋+OH― ‎ NH3是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，常用此性质检验NH3。‎ ‎②与酸的反应：‎ NH3+HCl=NH4Cl（生成白烟）‎ NH3+CO2+H2O=NH4HCO3 ‎ ‎③与氧化剂反应：‎ ‎4NH3+3O2 4NO+6H2O ‎ ‎△ ‎ ‎2NH3+3CuO N2+3Cu+3H2O ‎ ‎8NH3+3Cl2 = N2 + 6NH4Cl ‎ ‎ 2．氨的实验室法：用铵盐与碱共热 ‎△‎ ‎2NH4Cl+Ca(OH)2 CaCl2+2NH3↑+2H2O ‎①发生装置：固+固+加热型。与制备O2 和CH4 气体相似；收集NH3 用向下排空气法收集。‎ ‎②检验：a.用润湿的红色石蕊试纸检验；‎ b.用沾有浓盐酸的玻璃棒检验，产生白烟。‎ ‎③干燥：不能用CaCl2、P2O5、浓硫酸作干燥剂，因为NH3能与CaCl2反应生成CaCl2·8NH3。P2O5与浓硫酸均能与NH3反应，生成相应的盐。所以NH3通常用碱石灰干燥。‎ ‎ 3．氨的工业制法 高温、高压4‎ 催化剂 N2+3H2 2NH3 ‎ 一． 铵盐 ‎ （1）结构：离子晶体，具有离子键、共价键和配位键，是由非金属元素组成的离子化合物。‎ ‎ （2）物理性质：都是晶体，都易溶于水。‎ ‎（3）化学性质 ‎△‎ ‎①不稳定性：铵盐受热易分解 ‎△‎ NH4Cl NH3+HCl NH4HCO3 NH3↑+CO2↑+H2O ‎ ‎△‎ NH4NO3受热分解较复杂：‎ NH4NO3 N2O+2H2O ‎ ‎△‎ ‎2NH4NO3 2N2↑ +O2↑+4H2O ‎②与碱反应 ‎△‎ NH4＋+OH― NH3·H2O ‎ 或NH4＋+OH― NH3↑+H2O ‎③水解反应：‎ NH4＋+H2O NH3·H2O+H＋ ‎ ‎（4）用途：可用作氮肥，炸药，焊药。‎ ‎（5）NH4＋的检验：‎ 往待测液中加入NaOH溶液加热，放出能使湿润红色石蕊试纸变蓝的气体，则证明含NH4＋。‎ 原理、规律、疑难剖析：‎ 1、 关于氨水的几个问题 ‎（1）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NH3，而不是NH3•H2O。‎ ‎（2）在氨水溶液中存在如下平衡：NH3+H2O NH3•H2O NH4++OH—，氨水显弱碱性，具有碱的通性。氨水可使红色石蕊试纸变蓝，故常用湿润的红色石蕊试纸检验NH3的存在。‎ ‎（3）氨水是混合物，溶液中存在微粒有：‎ 三种分子：NH3•H2O、NH3、H2O 三种离子：NH4+、OH—、及少量H+‎ ‎（4）氨水是弱电解质溶液，但电解质是NH3•H2O而不是NH3。‎ ‎（5）氨水是很好的沉淀剂，可使多种阳离子：Mg2＋、Fe3＋、Al3＋、Ag＋、Cu2＋等生成沉淀。其中AgOH、（或Ag2O）、Cu(OH)2 等沉淀遇过量的氨水会生成络离子而溶解。如：‎ Al3＋+3 NH3•H2O=Al(OH)3↓ +3NH4＋‎ Ag＋+ NH3•H2O=AgOH+NH4＋‎ ‎2AgOH=Ag2O+H2O ‎ Ag2O +4 NH3•H2O=2[Ag(NH3)2]+ +2OH―+3H2O ‎ 利用此性质在实验室中用氨水制取Al(OH)3 和银氨溶液。‎ ‎（6）涉及氨水的离子方程式的书写 ‎①氨水作反应物，用分子式NH3•H2O表示。‎ ‎△‎ ‎②生成氨水时，如使用的反应物为浓溶液或在加热条件下，用下式表示：‎ NH4＋+OH― NH3↑+H2O ‎③生成氨水时，如使用的反应物为稀溶液，用下式表示：NH4＋+OH― = NH3·H2O 2、 铵盐的分解规律 ‎△‎ ‎（1）不稳定性酸的铵盐分解产物为NH3和酸酐及水。如NH4HCO3 NH3+CO2+H2O ‎△‎ ‎（2）挥发性酸对应的铵盐产物为NH3和相应酸。如 NH4Cl NH3+HCl ‎（3）氧化性酸的铵盐分解产物不附合上述规律。如NH4NO3和（NH4）2SO4（因HNO3和H2SO4有强氧化性，NH3在加热时有还原性）‎ 一． 氨气制法 1． 工业制法其反应方程式：‎ 催化剂 ‎ N2+3H2 高温、高压2NH3‎ 2． 实验室制法 ‎△‎ ① 药品：铵盐（氯化铵）与消石灰固体混合加热 ‎②反应方程式：2NH4Cl +Ca(OH)2 CaCL2+2NH3 +2H2O ‎ ‎③装置：固体 加热 气体，同于实验室用KClO3和MnO2固体混合加热制O2装置 ‎ ④干燥：常用碱石灰作干燥剂，不能用酸性干燥剂如浓H2SO4、P2O5等。‎ ‎⑤收集：只能用向下排空气法。‎ ‎⑥验满：用湿润的红色石蕊试纸放在试管口，也可用玻璃棒蘸有浓氨水，靠近试管口。‎ ‎⑦注意：a．棉花的作用为防止气体对流，提高收集氨气的速率和纯度。b．不使用NaOH的原因是加热时NaOH碱性强，容易腐蚀试管。消石灰碱性相对弱，且比较疏松，氨气容易逸出。c．制取干燥氨气也不能用CaCl2作干燥剂，原因是CaCl2和NH3加合生成CaCl2·8NH3。‎ 考点解析复习专题辅导25．硝酸 ‎1．复习重点 1、 记住硝酸的物理性质。‎ 2、 掌握并能灵活运用硝酸的化学性质。‎ 3、 掌握实验室制取硝酸的方法。‎ 4、 掌握工业上氨催化氧化制硝酸的反应原理，常识性了解其主要生成过程。了解NO 和NO2对环境的污染及其防治方法。‎ ‎2．难点聚焦 一、 物理性质 纯净硝酸是无色、易挥发，有刺激性气味的液体，密度比水大。因为它的晶体为分子 晶体，所以它的熔沸点较低。因为硝酸分子为强极性分子，所以它能以任意比溶于水。常用浓硝酸的质量分数大约是69%。98%以上的浓硝酸叫“发烟硝酸”。浓硝酸为挥发性酸，打开瓶盖露置于空气中，瓶口上方观察到白雾。‎ 二、 化学性质 硝酸溶于水发生完全电离：HNO3=H++NO3-，常用浓硝酸中，硝酸也是以离子形成存 在于水溶液中，因此硝酸具有酸的通性。硝酸是一种强酸，除具有酸的通性外还有它本身的特性。‎ 1、 硝酸的不稳定性 ‎4e ‎4HNO3 △　2H2O+4NO2↑+O2↑‎ ‎ 或光照 硝酸的浓度越大越易分解，温度越高分解越快，光越强分解越快。为了防止硝酸的分 解，必须把它盛在棕色瓶里密封贮放在黑暗而且温度低的地方。常用浓硝酸略带黄色，是因为少部分硝酸分解而产生的NO2气体溶解在硝酸中的缘故。‎ 如果将浓硝酸加热分解产生的气体收集起来再溶于水时，该混合气可被水完全吸收，无残留气体。这是因为收集到的气体中=4:1溶于水时，发生反应：4NO2+O2+2H2O=4HNO3，恰好均被完全吸收。‎ 2、 硝酸的氧化性 硝酸是一种很强的氧化剂，不论稀硝酸还是浓硝酸都有氧化性。硝酸越浓氧化性越强。‎ 同浓度的硝酸温度越高氧化性越强。硝酸能氧化除Pt、Au之外的绝大多数金属，还能氧化许多非金属（如碳、硫、磷），及具有还原性的物质（如H2S、Na2SO3、SO2、HBr、HI、Fe2+、Sn2+，松节油、锯未等）。如：‎ 铜、汞、银等不活泼金属与浓硝酸剧烈反应，一般认为生成硝酸盐和二氧化氮而与稀硝酸反应通常需加热，产生金属硝酸盐和一氧化氮，在反应中硝酸均既表现氧化性又表现酸性。‎ Cu+4HNO3（浓）= Cu (NO3)2+2NO2↑+2H2O ……………………①‎ ‎3Cu+8HNO3（稀） △ 3Cu (NO3)2+2NO↑+4H2O …………………②‎ 上述两反应均可用离子方程式表示为：‎ Cu+4H++2NO3-=Cu2++2NO2↑+2H2O ‎3 Cu+4H++2NO3-=2Cu3++2NO↑+4H2O 值得注意的是切不可以还原产物的价态来判断硝酸氧化性的强弱，必须肯定浓硝酸氧化性强于稀硝酸氧化性。同时必须切实知道反应中作为氧化剂的硝酸的物质的量等于产生气体（氮的氧化物）的物质的量，即使产生NO2和NO的混合气体亦是如此。‎ 反应①可用作实验室制取NO2气体，用平底烧瓶分液漏斗、双孔塞组合实验装置，由于反应剧烈，可控制滴加浓硝酸的速率控制产生NO2的速率，只能用向上排空气法收集NO2气体，多余的NO2气体可用碱液吸收。该制取应在通风橱中进行。反应②可作为实验室制取NO的反应，装置选择固+液 △ 气的装置，只能用排水法收集。‎ 铝、铁遇冷的浓硝酸产生钝化现象，即浓硝酸将它们表面氧化成一层薄而致密的氧化物薄膜、阻止了进一步反应的缘故。‎ 铁在过量的浓硝酸中加热发生反应为：‎ Fe+6HNO3（浓） △ Fe (NO3)3+3NO2↑+3H2O 过量的铁在稀硝酸中发生反应为：‎ ‎3Fe+8HNO3（稀） △ 3Fe (NO3)2+2NO↑+4H2O 活泼金属跟稀硝酸反应，由于金属的强还原性，还原产物较为复杂。例如：4Mg+10HNO3（稀）=4Mg (NO3)2+NH4NO3+3H2O。‎ 王水（浓硝酸和浓盐酸体积比）能使Pt、Au溶解。‎ 碳、硫、磷等非金属单质在热而浓的硝酸中剧烈反应：‎ C + 4HNO3（浓） △ CO2↑+4NO2↑+2H2O S + 6HNO3（浓） △ H2SO4+6 NO2↑+4H2O P + 5HNO3（浓） △ H3PO4+5 NO2↑+H2O P4 + 20HNO3（浓） △ 4H3PO4+20 NO2↑+4H2O 某些还原性的化合物能被硝酸氧化：‎ ‎3Na2SO3+2HNO3（稀）=3Na2SO4+2NO↑+H2O ‎3H2S+2HNO3=3S+2NO+4H2O ‎2NaBr+4HNO3（稀）△ 2NaNO3+2NO2↑+Br2↑+H2O ‎6KI+8HNO3（稀）=6KNO3+I2+2NO↑+4H2O 一、 硝酸的制法 1、 硝酸的实验室制法 硝酸有挥发性，所以在实验室里可以把硝酸盐跟浓硫酸共同加热来制取。反应为：‎ NaNO3+H2SO4（浓） △ NaHSO4+HNO3↑‎ 装置图：‎ 注意：加热时最好微热。因为HNO3受热易分解。制得的硝酸常略显黄色，是因为溶有少量NO2的缘故。‎ 2、 硝酸的工业制法（氨的催化氧化法）‎ ‎ 氨氧化生成一氧化氮 两个阶段 ‎ 一氧化氮氧化生成二氧化氮，二氮化氮被水吸收而生成硝酸 反应方程式：‎ ‎4NH3（气）+5O2（气） 催化剂 4NO（气）+6H2O（气）+907KJ ‎2NO（气）+O2（气）= 2NO2（气）+113kJ ‎3NO2（气）+ H2O（液）= 2HNO3（液）+NO（气）+136KJ 设备：氧化炉、吸收塔 吸收剂：水或稀硝酸 浓缩剂：硝酸镁或浓硫酸 尾气吸收剂：氢氧化钠溶液。（NO+NO2+NaOH=2NaNO2+H2O）‎ 注意点：在吸收反应进行过程中补充一些空气，使吸收生成的NO再氧化为NO2，NO2‎ 溶于水又生成HNO3和NO，经过多次的氧化和吸收，二氧化氮可以完全地被水吸收，能够尽可能多地转化为硝酸。因此起始物和反应终产物物质的量间关系为：1molNH3 转化 1molHNO3。‎ 考点解析复习专题辅导27． 化学反应速率 ‎1．复习重点 1. 了解化学反应速率的概念及表示方法.‎ 2. 理解浓度温度压强和催化剂等条件对化学反应速率的影响.‎ 3. 初步运用有效碰撞,碰撞的取向和活化分子等来解释浓度压强温度和催化剂等条件对化学反应速率的影响.‎ ‎2．难点聚焦 ‎(一)化学反应速率:‎ 不同的化学反应进行的快慢不一样.‎ 有的进行得很快…瞬间完成. 如:氢氧混合气爆炸;酸碱中和等 有的进行得很慢…需数小时;几天;甚至几百年;几百万年….‎ 如:有机化合物间的反应,一般较慢,需数小时乃至数天;塑料的分解,需数百年.石油的形成需几百万年……‎ 化学反应的速率:‎ 用单位时间内反应物浓度的减少(或生成物浓度的增加)来表示化学反应进行的快慢.叫化学反应的速率.‎ 浓度的单位,常用: mol/L. ‎ 则，化学反应速率的单位：mol/(L·min) mol/(L·s)‎ 例：在一密闭容器内，装有氮气和氢气。反应开始时，氮气的浓度为2mol/L，氢气的浓度为5mol/L。2分钟后，测的氮气的浓度为1.6mol/L，求这两分钟内的化学反应速率。‎ ‎ ‎ 以上化学反应速率,是用氮气浓度的变化来表示的,如果用氢气呢?用氨气呢?‎ 显然,同一化学反应的速率,用不同物质浓度的变化来表示.数值不同.‎ 故,在表示化学反应速率时,必须指明物质.‎ 不同物质表示的同一化学反应的速率之比等于化学计量数之比.‎ ‎(二)外界条件对化学反应速率的影响:‎ 不同的化学反应,具有不同的反应速率.(如: 氢氧混合气爆炸;酸碱中和; 塑料的分解;石油的形成…)‎ 参加反应的物质的性质是决定化学反应速率的重要因素.‎ 有些外界条件也有一定程度的影响.‎ 主要探讨浓度温度压强和催化剂对化学反应速率的影响.‎ 4. 浓度对化学反应速率的影响:‎ 做实验2-2(见P32)‎ 许多实验证明:‎ 当其它条件不变时,增加反应物浓度,可以增大化学反应速率.‎ 这是为什么呢?‎ 化学反应的过程,就是反应物分子中的原子,重新组合成生成物分子的过程.‎ 反应物分子中的原子,要想重新组合成生成物的分子,必须先获得自由.‎ 即:反应物分子中的化学键,必须断裂!‎ 化学键的断裂是通过分子(或离子)间的相互碰撞来实现的.‎ 并非每次碰撞都能是化学键断裂.‎ 即:并非每次碰撞都能发生化学反应.(如投篮.见P33 图2-2)‎ 能够发生化学反应的碰撞是很少的.‎ 有效碰撞: 能够发生化学反应的碰撞,叫有效碰撞.‎ 活化分子: 能够发生有效碰撞的分子,叫活化分子.‎ 活化分子比普通分子具有更高的能量!才有可能撞断化学键,发生化学反应.‎ 当然,活化分子的碰撞,只是有可能发生化学反应.而并不是一定发生化学反应.还必须有合适的取向.‎ 在其它条件不变时,对某一反应来说,活化分子在反应物中所占的百分数是一定的.‎ 即:单位体积内活化分子的数目和单位体积内反应物分子的总数成正比.‎ 即:活化分子的数目和反应物的浓度成正比.‎ 因此:增大反应物的浓度,可以增大活化分子的数目,可以增加有效碰撞次数.‎ 则,增大反应物浓度,可以使化学反应的速率增大!‎ 1. 压强对化学反应速率的影响:‎ 对于有气体参加的化学反应来说,增大压强,气体体积缩小,则单位体积中分子数增加,则浓度增大,反应速率增大.‎ 2. 温度对化学反应速率的影响:‎ 温度升高,使每一个分子的能量都增大.则:活化分子百分数增加,反应速率增大!‎ 同时,温度升高分子运动加快,碰撞次数增多,化学反应速率也增大.‎ 3. 催化剂对化学反应速率的影响:‎ 催化剂能够降低反应所需要的能量,使更多的分子成为活化分子,大大的增加了活化分子的数目,以及活化分子的百 考点解析复习专题辅导28．化学平衡 ‎1．复习重点 1. 建立化学平衡的观点.‎ 2. 理解化学平衡的特征.‎ 3. 常识性介绍化学平衡常数.‎ ‎2．难点聚焦 在化学研究和化工生产中,只考虑化学反应的速率是不够的.‎ 例如:‎ 这是一个可逆反应！（正反应的生成物，是逆反应的反应物。）‎ 特点：（二同）同一条件下；同时进行。‎ 显然，可逆反应不能进行到底。（即：反应物不能全部转化为生成物。）‎ 因此，对任一可逆反应来说，都有一个化学反应进行的程度问题。‎ 这就牵涉到化学平衡。‎ 化学平衡主要是研究可逆反应规律的。‎ 如：可逆反应进行的程度，以及各种条件对反应进行的程度的影响等。‎ （一） 化学平衡的建立：‎ 当我们把蔗糖不断的溶入水中，直至蔗糖不能继续溶解。‎ 此时，所得溶液为蔗糖的饱和溶液。‎ 在此溶液中,继续加入蔗糖,蔗糖不再减少.(温度等其它条件不变时.)‎ 蔗糖真的不能继续溶解了吗？‎ 我们做一个小实验：用一块中间有凹痕的蔗糖，放入蔗糖的饱和溶液中。过一段时间，我们会看到，凹痕不见了。取出蔗糖，小心称量，质量未变！‎ 这是怎么回事呢？‎ 原来，在蔗糖的饱和溶液中，蔗糖并非不再溶解，而是蔗糖溶解的同时，已溶解的蔗糖分子又回到晶体表面。而且，溶解的速率和结晶的速率相同。‎ 所以，在蔗糖的饱和溶液中，加入蔗糖晶体。晶体的质量不会减少，但凹痕却不见了。‎ 这种状态，叫溶解－结晶平衡状态。简称：溶解平衡状态。‎ 显然，溶解平衡状态是动态平衡状态。‎ 可逆反应的情形又是怎样呢？‎ 实验证明:‎ 在一氧化碳和水蒸汽的反应中:‎ 如果温度不变,反应无论进行多长时间,容器里混合气体中各种气体的浓度都不再发生变化.‎ 正反应,逆反应都在继续进行!‎ 只是:‎ 正反应速率==逆反应速率 这种状态,称化学平衡状态.简称:化学平衡.‎ 化学平衡是动态平衡.‎ 当可逆反应达到平衡状态时,正反应和逆反应都仍在继续进行.只是由于在同一瞬间,正反应生成的CO2和H2,的分子数,和逆反应所消耗的CO2和H2,的分子数相等!‎ 即: 正反应速率==逆反应速率 反应混合物中,各组份的浓度不变!‎ 化学平衡: ‎ ‎ 化学平衡状态,是指在一定条件下的可逆反应里,正反应和逆反应的速率相等,反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态.‎ （一） 化学平衡常数：‎ 参见表2-1 ‎ 分析数据可知:‎ 1. 在一定温度下,可逆反应无论从正反应开始,还是从逆反应开始,最后都能达到化学平衡.‎ 2. 达到化学平衡后,反应物的浓度之积,比上生成物的浓度之积,是一个常数.---化学平衡常数.‎ 注意:‎ ‎1.对同一个化学反应来说,温度不变,化学平衡常数不变!(但不一定是1)‎ ‎2.化学计量数为浓度的指数.‎ ‎3.K值越大,反应进行的程度越大.反应物的转化率也越大.反之亦然.‎ 考点解析复习专题辅导29．影响化学平衡的条件 ‎1．复习重点 ‎1．浓度,压强和温度等条件对化学平衡的影响.‎ ‎2．平衡移动原理的应用.‎ ‎2．难点聚焦 我们研究化学平衡的目的,不是要保持一个化学平衡不变.而是要研究如何利用外界条件的改变,去破坏化学平衡.使之向我们所希望的方向转变,去建立新的化学平衡.‎ 化学平衡的移动: ‎ 可逆反应中,旧化学平衡的破坏,新化学平衡的建立的过程就叫做化学平衡的移动.‎ (一) 浓度对化学平衡的影响:‎ 做实验:2-3实验证明: ‎ 加入FeCl3或KSCN溶液后，试管中的红色加深了。‎ 说明生成物的浓度增大了。‎ 说明化学平衡向正反应的方向移动了。‎ 无数实验证明：‎ ‎ 增大任何一种反应物的浓度，都可以使化学平衡向正反应方向移动。‎ 增大任何一种生成物的浓度，都可以使化学平衡向逆反应方向移动。‎ 减小任何一种反应物的浓度，都可以使化学平衡向逆反应方向移动。‎ 减小任何一种生成物的浓度，都可以使化学平衡向正反应方向移动。‎ (二) 压强对化学平衡的影响:‎ 处于平衡状态的反应混合物里，无论是反应物，还是生成物，只要有气态物质存在，压强的改变，就有可能使化学平衡移动。‎ 如：‎ 反应中，1体积氮气和3体积的氢气反应，生成了2体积的氨气。反应后，气体总体积减少了！‎ 参见表2－3数据。‎ 可知，对这种气体总体积减少的反应，增大压强，平衡向正反应方向移动。即：增大压强，平衡向体积缩小的方向移动；减小压强，平衡向体积增大的方向移动。‎ 气体总体积不变化，改变压强，化学平衡不移动！‎ 如：‎ 反应前后，气体物质总体积不变。‎ 改变压强，平衡不移动！‎ (三) 温度对化学平衡的影响:‎ 在吸热或放热的可逆反应中,反应混合物达平衡后,改变温度,也会使化学平衡移动.‎ 在可逆反应中,正反应如果放热,则,逆反应必定吸热!反之亦然.‎ 做实验2－4‎ 由实验可知:‎ ‎ 升高温度,(混合气体颜色加深,)平衡向吸热反应的方向移动.‎ ‎ 降低温度,(混合气体颜色变浅,)平衡向放热反应的方向移动 (四) 催化剂对化学平衡的影响:‎ 催化剂能同等程度的增加正反应速率和逆反应速率,即,催化剂不能改变达到化学平衡状态的反应混合物的组成.即:催化剂不能使化学平衡移动!但催化剂可以改变达到化学平衡所需要的时间.‎ (五) 平衡移动原理:‎ 即:勒夏特列原理: ‎ ‎ 如果改变影响平衡的一个条件,平衡就像削弱这种改变的方向移动.‎ 考点解析复习专题辅导30．合成氨条件的选择 ‎1．复习重点 ‎1．如何应用化学反应速率和化学平衡原理，选择合成氨的适宜条件。 ‎ ‎2.了解应用化学原理选择化工生产条件的思路和方法。‎ ‎2．难点聚焦 ‎1．合成氨条件的选择 工业上用N2和H2合成氨：‎ ‎ N2+3H2 2NH3+Q ‎ 从反应速率和化学平衡两方面看，选择什么样的操作条件才有利于提高生产效率和降低成本呢？‎ ‎ 从速率看，温度高、压强大（即N2、H2浓度大）都会提高反应速率；‎ ‎ 从化学平衡看，温度低、压强大都有利于提高N2和H2的转化率。‎ ‎ 可见，压强增大，从反应速率和化学平衡看都是有利于合成氨的。但从生产实际考虑，压强越大，需要的动力越大，对材料的强度和设备的制造要求越高，将使成本增大。故一般合成氨厂采用的压强是20~50MPa帕斯卡。‎ 而温度升高，有利于反应速率但不利于N2和H2的转化率。‎ 如何在较低的温度下保持较大转化率的情况下，尽可能加快反应速率呢？选用合适的催化剂能达到这个目的。那么，较低的温度是低到什么限度呢？不能低于所用催化剂的活性温度。目前使用的催化剂是以铁为主体的多成分催化剂——又称铁触媒。其活性温度为‎450℃‎~‎550℃‎，即温度应在450~‎550℃‎为宜。将来如制出活性温度更低、活性也很在的新型催化剂时，合成氨使用的温度当然比现在要低，转化率就能更高了。‎ 选择适宜的条件：根据N2+3H2 2NH3+Q这一反应的特点，运用化学反应速 率和化学平衡的理论来选择适宜条件。该反应为可逆、体积减小、正反应为放热等特点。‎ ‎（1）适宜的压强：为何强调适宜？压强越大、有利于NH3的合成，但太大，所需动力大，材料强度高，设备制造要求高，成本提高，选择2×107~5×107Pa压强。‎ 思考：工业上生产H2SO4：2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)为何不采用加压方法？（因为在常压下SO2的转化率已达91%，不需要再加压）‎ ‎（2）适宜的温度：温度越低越有利于NH3的合成，为何还要选择‎5000C高温？因为温度越低，反应速率越小，达平衡时间长，单位时间产量低，另外‎5000C时，催化剂活性最大。‎ ‎（3）使用催化剂 ‎（4）及时分离出NH3，并不断补充N2和H2（N2要过量，提高成本较高的H2转化率）‎ 小结：合成氨的适宜条件：‎ ‎ 压强：20~50MPa帕斯卡 ‎ 温度：‎500℃‎左右 ‎ 催化剂：铁触媒 ‎2．合成氨工业简述 蒸发 ‎1．原料气的制备、净化 压缩 ‎① 制N2： ‎ 物理方法： 空气 液态空气 N2 ‎ ‎（去CO2）‎ 燃烧 炭 化学方法： 空气 CO2+N2 N2 ‎ H2O ‎②制H2：‎ ‎（去CO2）‎ 催化剂 ‎ 赤热炭 水蒸气 CO+H2 CO2+H2 H2 ‎ 催化剂 ‎ 反应方程式为：‎ ‎ △‎ ‎ △‎ C+H2O（g）==== CO+H2；CO+H2O（g）==== CO2+H2‎ 注意：制得的N2、H2需要净化，清除杂质，以防止催化剂“中毒”。‎ ‎2.合成氨反应的特点 ‎ 化学反应：N2+3H2 2NH3 ; △H=-92.4KJ/mol ‎ （1）可逆反应； （2）正反应是放热反应； （3）正反应是气体体积缩小的反应。‎ ‎3．工业合成氨适宜条件的选择 在实际生产中，需要考虑反应速率、化学平衡、原料选择、产量和设备等多方面情况，以确定最佳的生产条件。‎ ‎4. 图示合成氨的原理 考点解析复习专题辅导31．电离平衡 ‎1．复习重点 ‎1．强、弱电解质的概念及电离方程式的书写；‎ ‎2．弱电解质的电离平衡；电离平衡常数。‎ ‎2．难点聚焦 ‎（一）强电解质、弱电解质 ‎ 1．相互关系 能否 ‎ 电离 是否 ‎ 完全 ‎ 否——非电解质 ‎ 化合物 是——强电解质 ‎ 能 ‎ ‎ 否——弱电解质 热或水的作用 ‎ 电解质 自由移动离子 ‎ 电离 ‎ 思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？‎ 分析：不一定！关键要分清发生电离散是否要原物质本身。有可能溶于水时就发生了化学变化 如（1）Cl2 氯水 ‎ ↓ ↓‎ 即不是电解质 HCl.HclO 又不是非电解质 发生电离 ‎（2）CO2 碳酸溶液 ‎ ↓ ↓‎ ‎ 非电解质 H2CO3电离 ‎（3）Na2O NO2OH溶液 ‎ ↓ ↓ ‎ 虽不是本身电离子 NaOH电离 但可在熔融态电 离，故它属强电 解质 ‎2．比较强、弱电解质 强电解质 弱电解质 电离程度 完全 部分 电离平衡 不、不可逆 有、可能 过程表示 溶液中存在的微粒 ‎（水分子不计）‎ ‎====‎ 只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 即有电离出的阴、阳离子（少部分），又有电解质分子（大部分）。‎ 电离方程式 H2SO4====2H++SO42—‎ CaCl2====Ca2++2Cl—‎ NH3·H2O NH4++OH—‎ H2S H++HS—，HS— H++S2—‎ 实例 绝大多数的盐（包括难溶性盐）；‎ 强酸：H2SO4、HCl、HclO4等；‎ 强碱：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。‎ 注意：多元强酸电离一步完成且完全 如 HnA====Nh++An—‎ 而多元弱酸的电离是分步进行的，且第二步电离比第一步电离困难，第三步电离比第二步电离更困难，但每步电离都存在相应的电离平衡，因此应分步书写电离方程式。例如磷酸的电离方程式应写三步：‎ H3PO4 H++H2PO4—， H2PO4— H++HPO42— HPO42— H++PO43—，不能合并成H3PO4 3H++PO43—。由于磷酸溶液中的[H+]主要由第一步电离决定，因此磷酸的电离方程式有时也可只写第一步。‎ 对HnA弱酸而言，电离方程式可只考虑：‎ HnA H++Hn+A—‎ 想一想：为什么多元的酸电离下一步比上一步困难，电离程度小得多，甚至可忽略？‎ ‎（二）弱电解质的电离平衡 ‎（1）概念 弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等的状态。‎ ‎（2）特点 ‎①动——动态平衡：V（闻子化）=V（分子化）≠0。在电离方程式中用“ ”表示。‎ ‎②定——平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变 ‎③变——条件改变，平衡被打破。‎ ‎（3）影响电离平衡的因素 与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起移动.‎ 以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例：‎ 项目 ‎ 变化 项目 加水 升温 加入固体 NaOH 加入无水 CH3COONa 通入气体 HCl 加入等浓度的CH3COOH 平衡移动 右移 右移 右移 左移 左移 不移动 H+的物质的量（mol）‎ 增大 增大 减小 减小 增大 增大 ‎[H+]浓度(mol) ‎ 减小 增大 减小 减小 增大 不变 PH值 增大 减小 增大 增大 减小 不变 导电能力 减弱 增强 增强 增强 增强 不变 ‎（三）电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素：‎ ‎①自由移动离子浓度的大小。（主要决定因素）湿度一定，离子浓度越在，导电能力越强。‎ ‎②湿度：湿度越高，导电能力越强。（与金属导电相反）‎ ‎③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。‎ 由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。‎ 如 较浓醋酸的导电能力可比极稀HCl溶液强。 CaCO3虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差。‎ 思考：若在某溶液中加入一种物质，出现沉淀，则溶液的导电能力一定减弱吗？（湿度不变）‎ 分析：不一定。关键要看溶液中离子浓度有无显著变化。如：‎ ‎（1）若在H2SO4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO4沉淀和极难电离的水，使溶液中离子浓度降低，导电能力降低。‎ ‎（2）若在H2SO4溶液中加BaCl2，虽有沉淀BaSO4生成，但同时生成了HCl，相当于1molSO42—被2molCl—代替，故导电能力有所增强。‎ ‎（3）若在HCl溶液中加AgNO3，则导电能力几乎不变。‎ ‎（四）水的电离平衡 1． 实验证明，纯水微弱的导电性，是极弱的电解质：‎ 2． ‎25℃‎‎1LH2O的物质的量n(H2O)==55.6(mol)共有10—7mol发生电离 H2O H++OH—‎ ‎ 起始(mol) 55.6 0 0‎ ‎ 电离(mol) 10—7 10—7 10—7‎ ‎ 平衡(mol)55.6－10—7 10—7 10—7‎ ‎ ‎25℃‎[H+]·[OH—]= 10—7=10—14=Kw的离子积常数。‎ ‎2．影响Kw的因素 Kw与溶液中[H+]、[OH—]无关，与湿度有关。‎ 水的电离为吸热过程，所以当湿度升高时，水的电离程度增大，Kw也增大。‎ 例如‎100℃‎，1LH2O有10—6mol电离，此时水的离子积常数为Kw=10—6·10—6=10—12.‎ ‎3．影响水的电离平衡因素 ‎（1）湿度，升湿度促进水的电离，降温则相反 ‎（2）向纯水中引入H+或OH—，会抑制水的电离 ‎（3）向纯水中引入弱酸酸根阴离子或弱碱阳离子，将促进水的电离，此乃为盐类水解的实质。‎ 1． 酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算。（列表比较如下：）‎ ‎[H+]水与[OH—]水关系 x的计算式 室温x值 对水电离影响 纯水 ‎[H+]水=[OH—]水 x=‎ x=1×10—7mol/L 对水电离影响 酸溶液 x=‎ x＜1×10—7mol/L 碱溶液 x=‎ 抑制 正 盐 溶 液 强酸弱碱盐 强碱弱酸盐 强碱强酸盐 x=[H+]‎ x＞1×10—7mol/L 促进 x=[OH—]‎ x=‎ x=1×10—7mol/L 无 注[H+]水、[OH—]水指水电离出的H+、OH—浓度 ‎ [H+]水、[OH—]指指溶液中的H+、OH—浓度 由上表可得重要规律：‎ ‎（1）在任意湿度、任意物质的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H+]水≡[OH—]水 ‎（2）酸和碱对水的电离均起抑制作用 ‎①只要碱的pH值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。‎ ‎②若酸溶液的pH值与碱溶液的pOH值相等，则两种溶液中水的电离度相等。‎ 如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的 ‎ [H+]水=[OH—]水==10—11mol/L ‎（3）在凡能水解的盐溶液中，水的电离均受到促进，且当强酸弱的碱盐的pH和强碱弱酸盐的pOH值相等时（同一湿度），则促进程度相等。‎ ‎（4）较浓溶液中水电离出[H+]的大小：‎ ‎①酸溶液中[OH—]等于水电离的[H+]‎ ‎②碱溶液中[H+]等于水电离的[H+]‎ ‎③强酸弱碱盐溶液中的[H+]等于水电离出[H+]‎ ‎④强碱弱酸盐溶液中的[OH—]等于水电离出的[H+]‎ 如pH=4的NH4Cl溶液与pH=10的NaAc溶液中，（室温）由水电离出的 ‎[H+]水=[OH—]水==10—4mol/L 考点解析复习专题辅导32．水的电离和溶液的PH ‎1．复习重点 ‎1．通过对水的电离、离子积、pH定义等重要知识和方法迁移应用的练习，提高认知能力；‎ ‎2．灵活解答水的电离平衡的相关问题；‎ ‎3．掌握混合溶液pH计算的方法，并能运用数学工具解决一些有关pH计算的综合问题 ‎4．培养学习过程中探究、总结的习惯。‎ ‎2．难点聚焦 ‎（一）溶液的酸碱性及pH的值 ‎ 溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H+]、[OH—]的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的[H+]大小 pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw 溶液酸碱性 ‎[H+]与[OH—]关系 任意湿度 室温（mol/L）‎ pH值（室温）‎ 酸性 ‎[H+]＞[OH—]‎ ‎[H+]＞1×10—7‎ ‎＜7‎ 中性 ‎[H+]=[OH—]‎ ‎[H+]=[OH—]=1×10—7‎ ‎=7‎ 碱性 ‎[H+]＜[OH—]‎ ‎[H+]＞1×与10—7‎ ‎＞7‎ ‎（1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，[H+]就增大到原来的10倍，pH值减小n个单位，[H+]的增大到原来的10n倍.‎ ‎（2）任意水溶液中[H+]≠0，但pH可为0，此时[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L时，pH＜0，故直接用[H+]表示.‎ ‎（3）判断溶液呈中性的依据为：[H0]= [OH—]或pH=pOH=pKw 只有当室温时，Kw=1×10—14‎ ‎ [H+]=[OH—]=10—7mol/L 溶液呈中性 pH=pOH=pKw=7‎ ‎ 分析 原因：H2O H++OH－Q ‎ 由于水的电离是吸热的，湿度越高，电离程度越大，kw越大. ‎ ‎ 中性：pH=pOH=pKw T↗→Kw↗→pH+pOH↘‎ T↘→Kw↘→pH=pOH↗‎ ‎ 如：‎100℃‎，KW=1×10—12.. pKw=12.‎ 中性时Ph=pKw=6＜7.‎ 图示：不同湿度（T1＞T2）时溶液中[H+]与[OH—]，pH与pOH关系 ‎ ‎ ‎ ‎ ‎ 图一 图二 ‎ 想一想：图一与图二有哪些不同？为何不同？‎ 提示：（①形状 ②T1、T2相对位置）‎ ‎ ③简平分钱划分的两个区域酸碱性不同。建议以[H+]、[OH—]=Kw，和pH+pOH=pKw两个关系或考虑，并注意湿度不同时Kw的影响。）‎ ‎ （4）溶液pH的测定方法：‎ ‎ ①酸碱指示剂 ②pH试纸 ③pH计其中①只传判定pH范围 ‎ ②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照标准比色卡），无法精确到小数点后1倍。另外使用时不能预先润湿试纸。否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。‎ ‎ ③pH计测定较精确.‎ ‎ （二）酸碱溶液的稀释前后pH值的变化。‎ ‎ 由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的[H+]或碱溶液中的[OH—]减小.‎ ‎ 弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致相应[H+]或[OH—]减小的幅度降低。‎ ‎ 例如 ①等物质的量浓度的盐酸和醋酸，氢氧化钠和氨水分别加水稀释。溶液的pH值变化，图示如下：‎ ‎ ‎ ‎ ②若把上述问题，换成等pH值，图示又怎样呢？‎ ‎ ‎ ‎ 强酸弱酸稀释 强、弱碱稀释 ‎ 前后 前后 pH=a pH(HCl)=a+n＜7 pH=b Ph(NaOH)=b－n＞7‎ pH(HAC)＜a+n＜7 pH(NH3·H‎2C)＞b－n＞7‎ ‎△pH(HCl)=n △pH(NaOH)=n ‎△pH(HAC)＜n △pH(NH3·H2O)＜n ‎△pH(HCl)＞△pH(HAC) △pH(NaOH)＞△pH(NH3·H2O)‎ ‎ 注意：‎ ‎ ①酸无论怎样稀释，不可能成为碱性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且小于7.‎ ‎②碱无论怎样稀释，不可能成为酸性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且大于7‎ ‎③当起始强酸、弱酸的pH相同，稀释后为达仍相同，则稀释倍数一定是弱酸大小强酸（强碱、弱碱类同）‎ ‎（三）有关pH的计算 ‎ 1．溶液简单混合（不发生反应，忽略混合时体积变化）‎ ‎ 强酸：pH=pH小+0.3‎ ‎ 若等体积混合，且△pH≥2 ‎ ‎ 强碱：pH=pH大－0.3‎ ‎ 若不等体积混合，物质的量浓度 强酸[H+]总=‎ ‎ 分别为M1、M2体积分别为 强碱[OH—]总=‎ ‎ V1、V2的一元强酸或强碱 注意：强酸直接由[H+]总求pH值 ‎ 强碱由[OH—]总求pOH，后再求pH值.‎ ‎2．强酸和强碱混合（发生中和反应，忽略体积变化）可能情况有三种：‎ ‎①若酸和碱恰好中和. 即nH+=nOH—，pH=7.‎ ‎②若酸过量，求出过量的[H+]，再求pH值.‎ ‎③若碱过量，求出过量的[OH—]，求出pOH后求pH值.‎ 特例：若强酸与强碱等体积混合 ‎①若pH酸+pH碱=14，则完全中和pH=7.‎ ‎②若pH酸+pH碱＞14，则碱过量pH≈pH碱－0.3‎ ‎③若pH酸+pH碱＜14，则酸过量pH≈pH酸+0.3‎ 讨论：‎ pH=a的HCl溶液和pH=b的NaOH溶液按体积比V1 ：V2混合.当混合液分别呈中性、酸性、碱性时，且V1 ：V2=10n时，a+b分别为多少？‎ 分析 ‎ ‎①呈中性：即pH=7.‎ ‎ nH+=nOH—‎ ‎ 10—a·V1=10—（14－b）·V2‎ ‎ V1 ：V2=10—14+a+b ‎ 10n=‎10a+b－14 ‎ ‎ n=a+b－14‎ ‎ a+b=14+n ‎ ‎ ②若呈酸性. 即pH＜7‎ ‎ nH+＞nOH—‎ ‎ 10—a·V1＞10—（14－b）·V2‎ ‎ V1 ：V2＞10—14+a+b ‎ 10n＞10－14+ a+b ‎ ‎ a+b＜14+n　‎ ‎　　　　　　　　　③若呈碱性，即pH＞7，同理可知 ‎ a+b＞14+n ‎ ‎ 想一想：若V1 ：V2=1 ：10n=10—n，三种情况的结果又如何呢？‎ ‎ 3．关于酸、碱混合时的定性判断（常温）‎ ‎ 酸与碱混合时发生中和反应，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的盐能否水解及水解情况而定，另外酸碱的强弱不同，提供反应物的量不同也影响着反应后溶液的性质。一般酸或碱过量化生成的盐水解对溶液的酸碱性影响大。‎ ‎ 下面把常见的几种情况分列出来.‎ ‎ ①等物质的量浓度的一元弱酸一元强碱溶液等体积混合溶液pH＞7（由生成的强碱弱酸盐水解决定）‎ ‎②等物质的量浓度的一元强酸与一元弱碱溶液等体积混合后溶液pH＜7（由生成的强酸弱碱盐水解决定）‎ ‎③等物质的量浓度的一元强酸与强碱溶液等体积混合后溶液pH=7（因生成强酸强碱盐不水解）‎ 想一想：若酸或碱之一是多元，情况又怎样？‎ ‎④当pH=pOH的强酸与强碱溶液以等体积混合后pH=7（与酸、碱的几元性无尖）‎ ‎⑤当pH=3的某一元酸溶液与pH=11的一元强碱以等体积混合后pH≤7。（考虑酸有强弱之分，若分弱酸，制反应后酸过量）‎ ‎⑥当pH=3的某一元强酸pH=11的一元碱溶液的以等体积混合后pH≥7（同理⑤，弱碱过量）‎ ‎⑦将pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液以等体积混合后溶液pH=无法确定.‎ 再想一想：⑤⑥⑦与酸、碱的几元性有无关系？‎ 考点解析复习专题辅导33．盐类的水解 ‎1．复习重点 ‎1．盐类的水解原理及其应用 ‎2．溶液中微粒间的相互关系及守恒原理 ‎2．难点聚焦 （一） 盐的水解实质 ‎ H2O H++OH—‎ ‎ ‎ AB== Bn— + An+‎ ‎ HB（n—1）— A(OH)n 当盐AB能电离出弱酸阴离子（Bn—）或弱碱阳离子（An+），即可与水电离出的H+或OH—结合成电解质分子，从而促进水进一步电离.‎ 水解 ‎ 中和 ‎ ‎ 与中和反应的关系：‎ 盐+水 酸+碱（两者至少有一为弱）‎ ‎ ‎ 由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。‎ ‎（二）水解规律 简述为：有弱才水解，无弱不水解 越弱越水解，弱弱都水解 谁强显谁性，等强显中性 ‎ 具体为：‎ ‎ 1．正盐溶液 ‎①强酸弱碱盐呈酸性 ‎②强碱弱酸盐呈碱性 ‎③强酸强碱盐呈中性 ‎④弱酸碱盐不一定 如 NH4CN CH3CO2NH4 NH‎4F ‎ 碱性 中性 酸性 取决于弱酸弱碱 相对强弱 ‎ 2．酸式盐 ‎①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO4）‎ ‎②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小 ‎ 电离程度＞水解程度，呈酸性 电离程度＜水解程度，呈碱性 强碱弱酸式盐的电离和水解.‎ a) 以HmAn—表示弱酸酸式盐阴离子的电离和水解平衡.‎ 水解 ‎ 电离 ‎ ‎ ‎ ‎ Hm+‎1A(n—1)—+OH— HmAn—1 + H2O Hm—‎1A(n+1)—+ H+‎ ‎ 抑制水解 抑制电离 ‎ 增大[OH—] 促进电离 促进水离 [H+]增大 ‎ 仅能存在于一定pH值范围 如H3PO4及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化：‎ ‎ pH值增大 ‎ H3PO4 H2PO4— HPO42— PO43— ‎ pH减小 ‎③常见酸式盐溶液的酸碱性 碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS.‎ 酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4‎ ‎（三）影响水解的因素 内因：盐的本性.‎ 外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化 ‎（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大.‎ ‎（2）浓度不变，湿度越高，水解程度 越大.‎ ‎（3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。‎ ‎（四）比较外因对弱电解质电离和盐水解的影响.‎ ‎ HA H++A——Q A—+H2O HA+OH——Q 温度（T）T↑→α↑ T↑→h↑‎ 加水 平衡正移，α↑ 促进水解，h↑‎ 增大[H+] 抑制电离，α↑ 促进水解，h↑‎ 增大[OH—]促进电离，α↑ 抑制水解，h↑‎ 增大[A—] 抑制电离，α↑ 水解程度，h↑‎ 注：α—电离程度 h—水解程度 ‎ 思考：①弱酸的电离和弱酸根离子的水解互为可逆吗？‎ ‎②在CH3COOH和CH3COONO2的溶液中分别加入少量冰醋酸，对CH3COOH电离程度 和CH3COO—水解程度各有何影响？‎ ‎ （五）盐类水解原理的应用 ‎ 1．判断或解释盐溶液的酸碱性 ‎ ‎ 例如：①正盐KX、KY、KZ的溶液物质的量浓度相同，其pH值分别为7、8、9，则HX、HY、HZ的酸性强弱的顺序是________________‎ ‎②相同条件下，测得①NaHCO3 ②CH3COONa ③NaAlO2三种溶液的pH值相同。那实验么它们的物质的量浓度由大到小的顺序是_______________.‎ 因为电离程度CH3COOH＞HAlO2所以水解程度NaAlO2＞NaHCO3＞CH3COON2在相同条件下，要使三种溶液pH值相同，只有浓度②＞①＞③‎ ‎2．分析盐溶液中微粒种类.‎ 例如 Na2S和NaHS溶液溶液含有的微粒种类相同，它们是Na+、S2—、HS—、H2S、OH—、H+、H2O，但微粒浓度大小关系不同.‎ ‎3．比较盐溶液中离子浓度间的大小关系.‎ ‎（1）一种盐溶液中各种离子浓度相对大小 ‎①当盐中阴、阳离子等价时 ‎[不水解离子] ＞[水解的离子] ＞[水解后呈某性的离子（如H+或OH—）] ＞[显性对应离子如OH—或H+]‎ 实例：aCH3COONa. bNH4Cl a.[Na+]＞[CH3COO—] ＞[OH—] ＞[H+] b.[Cl—] ＞[NH4+]＞[OH—]‎ ‎②当盐中阴、阳离子不等价时。‎ 要考虑是否水解，水解分几步，如多元弱酸根的水解，则是“几价分几步，为主第一步”，实例Na2S水解分二步 S2—+H2O HS—+OH—（主要）‎ HS—+H2O H2S+OH—（次要）‎ 各种离子浓度大小顺序为： [Na+]＞[S2—] ＞[OH—] ＞[HS—] ＞[H+]‎ ‎（2）两种电解质溶液混合后各种离子浓度的相对大小.‎ ‎①若酸与碱恰好完全以应，则相当于一种盐溶液.‎ ‎②若酸与碱反应后尚有弱酸或弱碱剩余，则一般弱电解质的电离程度＞盐的水解程度.‎ ‎4．溶液中各种微粒浓度之间的关系 以Na2S水溶液为例来研究 ‎（1）写出溶液中的各种微粒 阳离子：Na+、H+‎ 阴离子：S2—、HS—、OH—‎ ‎（2）利用守恒原理列出相关方程.‎ ‎10电荷守恒： [Na+]+[H+]=2[S2—]+[HS—]+[OH—]‎ ‎20物料守恒： Na2S=2Na++S2—‎ 若S2—已发生部分水解，S原子以三种微粒存在于溶液中。[S2—]、[HS—]，根据S原子守恒及Na+的关系可得. [Na+]=2[S2—]+2[HS—]+2[H2S]‎ ‎30质子守恒 H2O H++OH—‎ 由H2O电离出的[H+]=[OH—]，水电离出的H+部分被S2—结合成为HS—、H2S，根据H+（质子）守恒，可得方程： [OH—]=[H+]+[HS—]+2[H2S]‎ 想一想：若将Na2S改为NaHS溶液，三大守恒的关系式与Na2S对应的是否相同？为什么？‎ 提示：由于两种溶液中微粒种类相同，所以阴、阳离子间的电荷守恒方程及质子守恒是一致的。但物料守恒方程不同，这与其盐的组成有关，若NaHS只考虑盐本身的电离而不考虑HS—的进一步电离和水解，则[Na+]=[HS—]，但不考虑是不合理的。正确的关系为[Na+]=[HS—]+[S2—]+[H2S]‎ 小结：溶液中的几个守恒关系 ‎（1）电荷守恒：电解质溶液呈电中性，即所有阳离子所带的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数代数和为零。‎ ‎（2）物料守恒（原子守恒）：即某种原子在变化过程（水解、电离）中数目不变。‎ ‎（3）质子守恒：即在纯水中加入电解质，最后溶液中[H+]与其它微粒浓度之间的关系式（由电荷守恒及质子守恒推出）‎ 练一练！写出0.1mol/L Na2CO3溶液中微粒向后三天守恒关系式。‎ 参考答案：‎ ‎①[Na+]+[H+]=[OH—]+[HCO3—]+2[CO32—]‎ ‎②[HCO3—]+[CO32—]+[H2CO3]=0.1‎ ‎③[OH—]=[H+]+[HCO3—]+2[H2CO3]‎ ‎5．判断加热浓缩至盐干溶液能否得到同溶质固体。‎ 例1．AlCl3+3H2O Al(OH)3+HCl △H＞0（吸热）‎ ‎ ①升温，平衡右移 加热至干 ‎②升温，促成HCl挥发，使水解完全 AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl↑‎ ‎ ↓灼烧 ‎ Al2O3‎ ‎ 例2．Al2(SO4)3+6H2O 2Al(OH)3+3H2SO4 △H＞0（吸热）‎ ‎ ①升温，平衡右移 ‎②H2SO4难挥发，随C(H2SO4)增大，将抑制水解 综合①②结果，最后得到Al2SO4‎ 从例1例2可小结出，加热浓缩或蒸干盐溶液，是否得到同溶质固体，由对应酸的挥发性而定.‎ 结论：①弱碱易挥发性酸盐 氢氧化物固体（除铵盐） ‎ ‎② 弱碱难挥发性酸盐同溶质固体 ‎6．某些盐溶液的配制、保存 ‎ 在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液时为防止水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度.‎ Na2SiO3、Na2CO3、NH‎4F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中，因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH—，NH‎4F水解产生HF，OH—、HF均能腐蚀玻璃.‎ ‎7．某些离子间因发生又水解而在溶液中不大量共存，如 ‎①Al3+与S2—、HS—、CO32—、HCO3—、AlO2，SiO32—、ClO—、C6H5O—等不共存 ‎②Fe3与CO32—、HCO3—、AlO2—、ClO—等不共存‎△‎ ③NH4+与ClO—、SiO32—、AlO2—等不共存 想一想：Al2S3为何只能用干法制取？（2Al+2S Al2S3）‎ 小结：能发生双水解反应，首先是因为阴、阳离子本身单一水解程度相对较大，其次水解一方产生较多，H+，另一方产生较多OH—，两者相互促进，使水解进行到底。‎ 例如：‎ ‎ 3HCO3— + 3H2O 3H2CO3 + 3OH—‎ ‎ ‎ Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+‎ 促进水解进行到底 ‎ ‎ 总方程式： 3H2O ‎ 3HCO3—+Al3+===Al(OH)3↓+3CO2↑‎ ‎8．泡沫灭火器内反应原理.‎ ‎ NaHCO3和Al2(SO4)3混合可发生双水解反应： 2HCO3—+Al3+==Al(OH3)↓+3CO2↑‎ ‎ 生成的CO2将胶状Al(OH)3吹出可形成泡沫 ‎9．制备胶体或解释某些盐有净水作用 ‎ FeCl3、Kal2(SO4)2·12H2O等可作净水剂.‎ ‎ 原因：Fe3+、Al3+水解产生少量胶状的Fe(OH)3、Al(OH)3，结构疏松、表面积大、吸附能力强，故它们能吸附水中悬浮的小颗粒而沉降，从而起到净水的作用.‎ ‎10．某些化学肥料不能混合使用 如铵态（NH4+）氮肥、过磷酸钙[含Ca(HPO4)2]均不能与草木灰（主要成分K2CO3）混合使用.2NH4++CO32—==2NH3↑+CO2↑+H2O ‎ ↑‎ ‎ 损失氮的肥效 Ca2++2H2PO4—+2CO32—== CaHPO4↓+2HCO3—+HPO42—‎ ‎ 难溶物，不能被值物吸收 ‎11．热的纯碱液去油污效果好.‎ 加热能促进纯碱Na2CO3水解，产生的[OH—]较大，而油污中的油脂在碱性较强的条件下，水解受到促进，故热的比不冷的效果好.‎ ‎12．在NH4Cl溶液中加入Mg粉，为何有H2放出？‎ ‎ NH4++H2O NH3·H2O+H+ Mg+2H+===Mg2++H2↑‎ ‎13．除杂 ‎ 例：除去MgCl2溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下，加入足量MgO或MgCO3或Mg(OH)2，搅拌充分反应，后过滤除去。‎ 想一想：为何不能用NaOH或Na2CO3等溶液？‎ 考点解析复习专题辅导35．胶体 ‎1．复习重点 ‎1．掌握溶液、悬浊液、乳浊液、胶体的概念，区别及鉴别它们的方法；‎ ‎2．掌握胶体的本质特征及性质；‎ ‎3．了解Fe(OH)3、AgI、硅酸溶胶的制备方法；‎ ‎4．掌握胶体的凝聚方法 ‎2．难点聚焦 ‎（一）分散系的概念、种类 ‎1、分散系：由一种物质（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。分散系中分散成粒子的物质叫做分散质；另一种物质叫分散剂。‎ ‎2、分散系的种类及其比较：‎ 根据分散质微粒的大小，分散系可分为溶液、胶体和浊液（悬浊液和乳浊液）。由于其分散质微粒的大小不同，从而导致某些性质的差异。现将它们的比较如下：‎ ‎ 分散系 溶液 胶体 悬浊液、乳浊液 微粒直径 小于1nm ‎1nm—100nm 大于100nm 外观 均一透明 多数均一透明 不均一、不透明 分散质微粒组成 单个分子或离子 许多离子、分子的集合体，或高分子 巨大数量分子或离子的集合体 能否透过滤纸 能 能 悬浊液不能 能否透过半透膜 能 不能 不能 实例 食盐水，碘酒 Fe(OH)3胶体、淀粉胶体 泥水、牛奶 二、胶体：‎ ‎1、胶体的本质特征：分散质粒子大小在1nm—100nm之间 ‎2、胶体的制备与提纯：‎ 实验室制备胶体的方法一般用凝聚法，利用盐类的水解或酸、碱、盐之间的复分解反应来制备。例如Fe(OH)3、Al(OH)3胶体就是利用盐类的水解方法来制得。‎ 利用胶体中的杂质离子或分子能穿透半透膜，而胶体微粒不能透过半透膜的特点，可用渗析法来提纯、精制胶体。‎ ‎3、胶体的分类：‎ ‎ 分散剂是液体——液溶胶。如Al(OH)3胶体，蛋白质胶体 ‎（1）按分散剂的状态分 分散剂是气体——气溶胶。如雾、云、烟 ‎ 分散剂是固体——固溶胶。如烟水晶、有色玻璃。‎ ‎（2）按分散质的粒子分 粒子胶体——胶粒是许多“分子”的集合体。如Fe(OH)3胶体。‎ ‎ 分子胶体——胶粒是高分子。如淀粉溶胶，蛋白质胶体等。‎ ‎4、胶体的性质与应用：‎ ‎（1）从胶体微粒大小，认识胶体的某些特征。由于胶体微粒在1nm—100nm之间，它对光有一定的散射作用，因而胶体有特定的光学性质——丁达尔现象；也正是由于胶粒直径不大，所以胶体也有它的力学性质——布朗运动；胶体粒子较小，其表面积较大，具有强大的吸附作用，它选择吸附了某种离子，带有电荷，互相排斥，因而胶体具有相对稳定性，且显示胶体的电学性质——电泳现象。‎ ‎（2）根据胶体的性质，理解胶体发生凝聚的几种方法。正是由于胶体微粒带有同种电荷，当加入电解质或带相反电荷的胶粒时，胶体会发生凝聚；加热胶体，胶粒吸附的离子受到影响，胶体也会凝聚。如果胶粒和分散剂一起凝聚成不流动的冻状物，这便是凝胶。‎ ‎（3）利用胶体的性质和胶体的凝聚，可区别溶液和胶体。‎ ‎1）胶体有丁达尔现象，而溶液则无这种现象。‎ ‎2）加入与分散质不发生化学反应的电解质，溶液无明显现象，而胶体会产生凝聚。‎ ‎（三）胶体的制备方法 ‎　　制备溶胶的必要条件是要使分散质粒子大小在lnm～100nm之间。由于溶胶是热力学不稳定体系，在制备过程中还要加入稳定剂（如电解质或表面活性物质）。制备方法原则上有两种，一是使固体颗粒变小的分散法，一是使分子或离子聚结成胶体的凝聚法。‎ ‎　　常用的分散法有研磨法、胶溶法等。研磨法是把粗颗粒的固体放在胶体磨中研细，在研磨的同时要加入明胶等稳定剂。胶溶法是通过向新生成并经过洗涤的沉淀中加入适宜的电解质溶液作稳定剂，再经搅拌，使沉淀重新分散成胶体颗粒而形成溶胶，这种过程称为胶溶作用，如在新生成的Fe（OH）3沉淀中，加入少量FeCl3稀溶液可制得Fe（OH）3溶胶。‎ ‎　　凝聚法有多种方法，应用也比分散法广泛，主要可分为化学反应法、改换溶剂法等。所有反应，如复分解、水解、氧化还原、分解等，只要能生成难溶物，都可以通过控制反应条件（如反应物浓度、溶剂、温度、pH、搅拌等）用来制备溶胶，这些被称之为化学反应法。例如：‎ ‎　　（1）利用水解反应 ‎　　教材中介绍的Fe（OH）3溶胶的制备，利用的就是FeCl3的水解反应：‎ FeCl3（稀溶液）＋H2OFe（OH）3（溶胶）＋3HCl ‎　　如果将碱金属硅酸盐类水解，则可制得硅酸溶胶：‎ Na2SiO3（稀溶液）＋2H20H2SiO3（溶胶）＋2NaOH ‎　　（2）利用复分解反应 ‎　　可用稀的AgNO3溶液与稀的KI溶液的反应来制备AgI溶胶：‎ AgNO3（稀溶液）＋KI（稀溶液）AgI（溶胶）＋KNO3‎ ‎　　（3）利用分解反应 ‎　　把四羰基镍溶在苯中加热可得镍溶胶：‎ Ni（CO）4Ni（溶胶）＋4CO ‎　　（4）利用氧化还原反应 ‎　　把氧气通入H2S水溶液中，H2S被氧化，得硫磺溶胶：‎ ‎2H2S（水溶液）＋O22S（溶胶）＋2H2O ‎　　关于改换溶剂法则是利用一种物质在不同溶剂中溶解度相差悬殊的性质来制备溶胶，如把松香的酒精溶液滴入水中，由于松香在水中溶解度很低，溶质以胶粒大小析出，即形成松香的水溶胶。‎ ‎　　无论采用哪种方法，制得的溶胶常含有很多电解质或其他杂质，除了与胶粒表面吸附的离子维持平衡的适量电解质具有稳定胶体的作用外，过量的电解质反而会影响溶胶的稳定性。因此，制备好的溶胶常常需要作净化处理，最常用的净化方法就是渗析。‎ 考点解析复习专题辅导36．镁和铝 ‎1．复习重点 ‎1．镁和铝单质的化学性质；‎ ‎2。镁和铝的重要化合物的化学性质。‎ ‎3．重点是Al2O3、Al(OH)3的两性。‎ ‎2．难点聚焦 ‎ ‎ 一、金属的通性 项目 内容 周期表中的分布 位于从硼到砹的左下方，在已知的109种元素中有87种是金属元素 原子结构的特征（最外层电子）‎ 最外层电子数一般少于4个（ⅣA～ⅥA的某些金属元素有4～5个，但核外电子层数较多，原子半径较大）‎ 组成微粒 及通常状态 金属离子和自由电子 通常情况下都是金属晶体，只有汞在常温下呈液态 分类 冶金工业 黑色金属：铁、铬、锰 有色金属：除铁、铬、锰以外的金属 密度 轻金属：密度小于‎4.5g/cm3‎ 重金属：密度大于‎4.5g/cm3‎ 从与人的接触分 常见金属：如铁、铜、铝等 稀有金属：如锆、铪、铌等 物理性质（通性）‎ 有金属光泽、不透明，热和电的良导体，有良好的延性和展性 ‎1．金属的晶体结构：‎ 金属具有一些共同性质，是由它们的原子结构和晶体结构的相似性决定的。金属的价电子较少，容易失去价电子变成金属离子，这些释出的价电子，不在属于那个或那几个指定的金属离子，而是整体金属的“集体财富”。它们在整个晶体内自由移动，人称“自由电子”。有人描述金属晶体内的实际情况是“金属离子沉浸在自由电子的海洋中”。换言之，是金属离子和自由电子之间存在着较强的电性作用，使许多金属离子和自由电子相互结合在一起形成晶体。‎ 但是金属晶体中的“金属离子和自由电子之间存在着较强的电性作用”有相对强弱之分。一般来说，价电子数越多，原子半径越小，“作用”愈强，其熔沸点相对较高，密度、硬度也相对较大。‎ 例如：同一主族金属元素的原子，价电子数目相同，从上到下随原子序数的递增，电子层数增多，原子半径增大，金属晶体中金属阳离子与自由电子的作用逐渐减弱，因此，它们的熔点逐渐降低，硬度逐渐减小。如：碱金属熔点钠比钾高，硬度钠比钾大。‎ 同一周期金属元素的原子的电子层数相同，从左到右随原子序数的递增，价电子数增多，原子半径减小，金属晶体中金属阳离子与自由电子的作用逐渐增强。因此它们的熔点逐渐升高，硬度逐渐增大。如：按钠、镁、铝的顺序熔点依次升高，硬度逐渐增大。‎ ‎2.金属的物理特性及解释 ‎（1）金属都是电的良导体，通常情况下，自由电子在金属晶体内部的自由电子在金属内部作无规则的热运动，当金属的两端存在电势差的时候，在电场力的作用下，这些自由电子便作定向的移动，酷似人的定向移动就形成“人流”一样，电子的定向移动也便成了电流。‎ ‎（2）在金属晶体内，自由电子运动时与金属离子相碰撞，引起两者的能量交换，致使整块金属达到了同样的温度，这是金属导热的原因。‎ 大多数金属有良好的导电性和导热性，是由于这两种性质都与自由电子有关，所以善于导电的金属也善于导热。常见的几种金属的导电、导热能力由大到小的顺序为：‎ Ag、Cu、Au、Al、Zn、Pt、Sn、Fe、Pb、Hg。‎ ‎（3）金属受外力作用晶体中各层之间发生相对滑动，但金属离子与自由电子间的较强的相互作用仍然存在，也就金属虽发生变形而不致破碎。‎ 金属的延性，是指金属可以抽成丝。例如：最细的白金丝直径不过1/5000mm；金属又有展性，指的是可以压成薄片，最薄的金箔，只有1/10000mm厚。延展性最好的金属是金。但也有少数金属，如锑、铋、锰等，性质较脆，没有延展性。‎ 1. 金属晶体与其它常见晶体的比较 2. 晶体类型 离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体 实例 NaCl晶体 金刚石 干冰 镁 构成晶体的微粒 阴、阳离子 原子 分子 金属离子、自由电子 微粒间的相互作用 离子键 共价键 范得华力 金属键 物理性质 硬度 较大 很大 很小 较小 熔沸点 较高 很高 低、很低 多数较高 导电性 晶体不导电（熔化时或水溶液中导电）‎ 一般为非导体 非导体（有的水溶液能导电）‎ 良导体 ‎4.为什么整块金属会具有金属光泽而金属粉末常呈暗灰色或黑色？‎ 由于金属原子以最紧密状态堆积排列，内部存在自由电子，所以当光线投射到它的表面时，自由电子可以吸收所有频率的光，然后很快放出各种频率的光，这就使绝大多数金属呈现钢灰色以至银白色光泽。而金显黄色，铜显赤红色，铋为淡红色，铯为淡黄色，铅为灰蓝色，是由于它们较易吸收某些频率的光。‎ 在粉末状态时，金属的晶面取向杂乱，晶格排列的不规则，吸收可见光后辐射不出去，所以为黑色。‎ 二、镁和铝的性质 金属 项目 镁（Mg）‎ 铝（Al）‎ 原子结构 原子半径 ‎1.60×10－‎‎10m ‎1.43×10－‎‎10m 化合价 ‎+2‎ ‎+3‎ 晶体结构 金属晶体 金属晶体 单质 物理 性质 镁和铝都是密度较小、熔点较低、硬度较小的银白色金属，但镁和铝相比较，铝的硬度比镁的稍大，熔点和沸点都是铝比镁的高 活泼性 较活泼：Mg－2e=Mg2+‎ 较活泼：Al－3e=Al3+‎ 抗腐 蚀性 在空气中都能跟氧气反应，表面覆盖一层致密而坚硬的氧化物薄膜，都具有搞腐蚀性能 与O2反应 ‎ 点燃 ‎2Mg+O2 = 2MgO ‎ △‎ ‎4Al+3O2 = 2Al2O3‎ 与酸 反应 Mg+2H+=Mg2++H2↑‎ ‎2Al+6H+=Al3++3H2↑‎ 与碱 反应 不反应 ‎2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑‎ 与氧化物反应 点燃 ‎2Mg+CO2 = 2MgO+C ‎ △‎ ‎2Al+Fe2O3=Al2O3+2Fe 结论 镁、铝均为较活泼的金属，但镁的金属性强于铝 解释 核电荷数镁小于铝，而原子半径镁大于铝，故核对最外层的电子引力镁小于铝，即Al比Mg难失电子，金属性弱于Mg 主要 用途 镁合金汽车、飞机制造、照明弹等 铝合金汽车、船舶、飞机制造、防锈油漆、导线、电缆等 ‎1．我们要善于从镁和铝的原子结构、晶体结构的相同和相似的一面认识它们性质的相似性；从结构上不同的一面提示和把握它的性质上相异性以及递变。‎ 镁和铝都是较活泼的金属。在一定条件下，它们都可以和水反应，置换出水中的氢。镁跟冷水便缓慢地反应，加热时反应更为显著。铝和沸水也能微弱的反应，但现象不明显。这一方面是因为镁的金属活动性较铝相对较强，另一个不可忽视的原因是它们的氢氧化物虽然都难溶于水，但Mg(OH)2较Al(OH)3的溶解性相对较大，所以与水反应时生成的Mg(OH)2在镁条表面的覆盖要小，尤其是在加热的条件下（加热时水中的氢离子浓度也相对较大）。但在像在NaOH溶液的强碱性条件下，情况就不一样了。在强碱溶液中，Mg(OH)2的溶解度大为减小，水中的氢离子浓度也减小了，事实证明，镁和强碱溶液不反应，而铝则不然，由于Al(OH)3是典型的两性氢氧化物，它可溶于强碱溶液。即：‎ Al(OH)3+OH-‎=AlO2-+2H2O 由上分析可知：铝是一种较活泼的金属，它并不能直接与碱反应，而是先与水反应，2Al+6H2O=2Al(OH)3+3H2↑……①‎ 生成的Al(OH)3是典型的两性氢氧化物，它溶于强碱 Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O……②‎ 将两反应按①+②×2合并，即得总反应方程式：‎ ‎2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑‎ 所以在上述反应中铝是还原剂，而氧化剂是H2O，不是NaOH。‎ ‎2.铝热剂、铝热反应 某些金属氧化物粉末，与铝粉混合后在较高温度下剧烈反应生成Al2O3和其它金属并放出大量的热的反应，叫铝热反应。‎ 能作铝热剂的不只是Fe2O3,还可以是V2O5、Cr2O3、MnO2等与Al粉形成铝热剂，铝热反应较多的应用于生产上，如：焊接钢轨，熔炼难熔金属V、Cr等。‎ ‎3.镁、铝在自然界中均以化合态存在，铝是地壳里存在最多的金属元素。工业上用电解熔融的MgCl2制取Mg,用电解熔融的Al2O3制取Al。‎ 三、镁和铝的重要化合物 ‎1.镁及其化合物转化关系 ‎2.铝及其化合物转化关系 ‎3.MgO与Al2O3的比较 MgO Al2O3‎ 物理 性质 均为白色粉末，不溶于水，‎ 熔点高（MgO>Al2O3），是优良的耐火材料 化 学 性 质 与热水反应 MgO+H2O=Mg(OH)2‎ 与水不反应 碱性氧化物 MgO+2H+=Mg2++H2O 两性氧化物 Al2O3+6H+=2Al3++3H2O Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O ‎4.Mg(OH)2与Al(OH)3的比较 Mg(OH)2‎ Al(OH)3‎ 物理 性质 均为白色固体，不溶于水 化 学 性 质 不稳定性 Mg(OH)2=MgO+ H2O 不稳定性 ‎2Al(OH)3=Al2O3+3H2O 碱性 Mg(OH)2+2H+=Mg2++H2O 两性Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O Al(OH)3+OH-‎=AlO2-+2H2O 制 备 Mg2++2OH-= Mg(OH)2↓‎ Mg2++2NH3·H2O =Mg(OH)2↓+2NH4+‎ Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+‎ 不用强碱 AlO2-+CO2+2H2O= Al(OH)3↓+HCO3-‎ 不用强酸 ‎ 1．在学习过程中一定要注意以下几点：‎ ‎（1）注重理论知识的指导作用，培养思维能力.如学习镁、铝性质时，可用元素周期表及周期律的理论为指导；在学习Al(OH)3两性时，可运用电离理论和化学平衡理论进行分析.这样不仅可以巩固所学的理论知识，还可以培养自己分析问题解决问题的能力.‎ ‎（2）温故知新，培养自己归纳总结的能力.如铝的一些性质在初三和高一曾学习过.要在复习有关知识的基础上学完本节后学会总结、归纳的方法，使所学的知识系统化、网络化.‎ ‎（3）充分发挥主体作用，培养自学能力.如金属的通性、合金等内容通过自学，不仅可以获得知识，更重要的是学会读书的方法，培养自学能力.‎ ‎（4）掌握图像题的解题技巧，如Al(OH)3两性的计算.‎ ‎2.两性物质与物质的两性 两性物质指即能与酸反应，又能与碱作用生成盐和水的化合物，如Al2O3、ZnO、Zn（OH）2‎ ‎、Al(OH)3、氨基酸、蛋白质等。‎ 物质的两性，如强碱弱酸盐（NaHCO3、KHS、Na2HPO4等）弱酸弱碱盐（CH3COONH4、NH4HS）等，既能与强酸反应，又能与强碱作用，但只能说这种物质的性质有两性，不能将它们称为两性物质，因为这些化合物不是由本身直接电离出的H+和OH-参加反应，并且生成物不全是盐和水。‎ Al既能与酸作用，又能与强碱溶液反应，但不属于两性物质，也不能说它具有两性，因为Al与强碱溶液反应的本质是：2Al+6H2O=2Al(OH)3+3H2↑，Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O，两式相加为：2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑，由以上反应可知：Al不直接与NaOH溶液反应，Al仍然为金属元素。‎ Al(OH)3具有两性，是两性物质，可用电离平衡移动的原理来解释：Al(OH)3的电离方程式可表示如下：‎ AlO2-+H++H2O≒Al(OH)3≒Al3++3OH-‎ 其电离程度相当微弱，只有加入强酸（或强碱）时，大量的H+（或OH-）才能破坏Al(OH)3的电离平衡，使平衡向右（或左）移动，生成铝盐（或偏铝酸盐），所以Al(OH)3即具有碱性，又具有酸性。当加入弱酸或弱碱时，因H+（或OH-）浓度太小，不能使上述平衡移动，因此Al(OH)3只溶于强酸或强碱，而不溶于弱酸或弱碱（如碳酸、氨水）。‎ Al3+只能在酸性溶液中大量存在，如AlCl3、Al2(SO4)3溶液均是酸性溶液；铝元素在碱性溶液中能以AlO2-离子大量存在，所以AlO2-与OH-、Al3+与H+ 不能大量共存，AlO2-与Al3+也不能大量共存，其离子方程式是：Al3++3AlO2-+6H2O=4Al(OH)3↓。‎ ‎3．试剂的滴加顺序不同产生的现象不同 ‎（1）NaOH和AlCl3‎ 向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液，先出现白色沉淀后消失：‎ Al3++3OH-=Al(OH)3 ↓ Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O 向NaOH溶液中滴加AlCl3溶液，开始无现象后出现白色沉淀：‎ Al3++4OH-= AlO2-+2H2O Al3++3AlO2-+6H2O=4Al(OH)3↓‎ ‎（2）NaAlO2和盐酸 向NaAlO2溶液中滴加盐酸，先出现白色沉淀后消失：‎ NaAlO2+HCl+H2O= Al(OH)3↓+NaCl Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O 向盐酸中滴加NaAlO2溶液，开始无现象后出现白色沉淀：‎ ‎4HCl+NaAlO2= NaCl+AlCl3+2H2O AlCl3+3NaAlO2+6H2O=4Al(OH)3↓+3NaCl ‎(3)Na2CO3和盐酸 向Na2CO3溶液中滴加盐酸，开始无现象，后产生气泡 Na2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3 NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑‎ 向盐酸中滴加Na2CO3溶液，立即产生气泡 Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑‎ 四、合金与复盐 ‎ 1．合金的组成成份，可以是不同的金属，也可以是金属和非金属，不要望文生义，把合金理解为只是金属与金属的熔合，从而使合金的外延变窄。一般来说，合金的硬度一般比它的各成份金属的大，如硬铝（含少量的Cu、Mg、Mn、Si等）；合金的熔点比它的各成份金属的熔点都低，如K～Na合金可以作原子反应堆的导热剂；又如做保险丝材料的“伍德合金”，是锡、铋、镉、铅按1：4：1：2质量比组成的合金，熔点仅为‎67℃‎，比水的沸点还低，因此，当电路上电流过大，电线发热到‎70℃‎左右，保除丝即可熔化，自动切断电路，保证电路安全。‎ 合金可以分为三种类型：‎ ‎（1）金属固熔体：这是一种金属均匀地分布在另一种金属内形成的复合体，是固态溶液。如黄铜（67％Cu、33%Zn），银与金的合金都是金属固溶体。‎ ‎（2）金属互化物：金属与金属之间形成的化合物。其组成有的是固定不变的，如铜化锌（ZnCu）、碳化铁（Fe‎3C）等，有的是可变的，如铜锡合金就有Cu5Sn、Cu31Sn8、Cu3Sn等多种不同组成。金属互化物不能用通常的化合价来解释。‎ ‎（3）机械混合物：其晶体由两种或两种以上的晶体结构混合而成的，每一小晶体中只有一种金属。同前两类合金不同，机械混合物的组成是非均一的。钢、生铁、青铜等属于这一类合金。‎ 从以上介绍可以看出笼统的说合金是混合物还是化合物都是不合适的。‎ ‎2.复盐可以看作是两种简单的盐复合而成的，但复盐属于纯净物，复盐与普通正盐或酸式盐的区别在于复盐电离时，可以电离出两种不同的金属离子（或一种是铵根离子）。‎ 例如：KAl(SO4)2=K++Al3++2SO42- (两种金属离子)‎ 明矾〖KAl(SO4)2·12H2O〗、光卤石〖KCl·MgCl2·6H2O〗等均为复盐。‎ 络盐：指含有络离子的盐类，象Na3AlF6，[Ag(NH3)2]OH等，络盐中络离子在溶液中十分稳定，很难电离。如：Na3AlF6=3Na++AlF6-,这是络盐与复盐的明显区别。‎ ‎3.明矾是一种净水剂，明矾溶于水后Al3+能与水反应：‎ Al3++3H2O≒Al(OH)3+3H+‎ 有胶状Al(OH)3沉淀生成，可以吸附水中悬浮的杂质，而不能除去溶解在水中的物质。‎ 矾是一价金属（M+）或铵根离子（NH4+）和三价金属（M3+）硫酸盐的含水复盐的总称。它的种类很多，其通式为（M2SO4·M2(SO4)3·24H2O）,例如：明矾K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O,铁铵矾（NH4）2SO4·Fe2(SO4)3·24H2O等。习惯上把某些含有结晶水的硫酸盐也称为矾，如胆矾（CuSO4·5H2O），绿矾（FeSO4·7H2O）等，它们不属于真正的矾，完全是人们的习惯称呼。‎ 考点解析复习专题辅导38．金属的冶炼 ‎1．复习重点 1． 金属冶炼的化学原理和金属冶炼的基本方法；‎ 2． 金属回收及资源保护的重要作用，‎ 3． 重点是考查金属冶炼的基本方法。‎ ‎2．难点聚焦 一、 金属在自然界中的存在形式：‎ 1. 游离态 化学性质不活泼的金属,在自然界中能以游离态的形式存在,如：Au Ag Pt Cu 2. 化合态 化学性质比较活泼的金属,在自然界中能以化合态的形式存在,如： Al Na 说明： 少数金属在自然界中能以游离态的形式存在; 而大多数的金属在自然界中能以化合态的形式存在.‎ 二、 金属的冶炼：‎ 1. 金属冶炼的实质 用还原的方法,使金属化合物中的金属阳离子得电子变成金属原子.‎ Mn+ + ne-→M 2. 金属冶炼的主要步骤：‎ ① 矿石的富集 目的：除去杂质,提高矿石右的有用成分的含量;‎ ② 冶炼 目的：得到金属单质. ‎ 原理：利用氧化还原反应原理,在一定条件下,用还原剂把金属矿石中的金属离子还原成金属单质.‎ ③ 精炼 目的：提高金属的纯度.‎ 3. 金属冶炼的一般方法：‎ 根据金属的活泼性.‎ ‎(1)热分解法：‎ ‎△‎ ‎△‎ 适用范围：不活泼金属 Ag----Au 如： 2Ag2O==4Ag + O2↑ 2HgO==2Hg + O2↑‎ ‎(2)还原法：‎ 高温 高温 适用范围：较活泼的金属 Zn----Cu 如： Fe2O3 + 3CO ==2Fe + 3CO2 Cr2O3+2Al ==2Cr +Al2O3 ‎ 常用的还原剂：C 、CO、 H2 和活泼金属如铝等.‎ 说明铝热反应也属于热还原法.‎ ‎[思考]对于极活泼金属的冶炼,能否用热还原法?如不能则应使用什么方法?‎ ‎3.电解法： ‎ 电解 电解 适用范围：活泼的金属 K----- Al 电解 如： 2Al2O3 ==== 4Al + 3O2↑ 2NaCl===2Na +Cl2↑‎ 电解 比较： 2NaCl+2H2O===2NaOH +H2↑+Cl2↑‎ ‎ 2CuSO4+2H2O===2Cu+2H2SO4+O2↑‎ 电解法也常用于某些不活泼的金属的精炼.‎ ‎[说明]电解法的缺点是要消耗大量的电能,成本较高.‎ 一、 金属的回收与环境、资源保护 1. 金属回收的意义 ‎(1)节约矿物资源;(2)节约能源;(3)减少环境污染.‎ 2. 回收废金属的利用.‎ 大部分可以重新制成金属及化合物再用.‎ 实例：‎ 废铁屑可以铁盐或亚铁盐,如绿矾,废旧钢铁可以炼钢.‎ 从电解精炼铜的阳极泥中可以回收金银等贵重金属 从定影液中可以回收金属银.‎ 小结：金属的活动性顺序与金属的冶炼方法.‎ 考点解析复习专题辅导39．原电池原理及应用 ‎1．复习重点 ‎1．原电池的电极名称及电极反应式，‎ ‎2．对几种化学电源的电极反应式的认识和书写，‎ ‎3．原电池原理的应用。‎ ‎4．其中原电池原理及有关计算是高考的命题热点。‎ ‎2．难点聚焦 ‎[复习提问]氧化还原反应的特征是什么？‎ 氧化还原反应的本质是什么？‎ ‎（答）元素化合价发生升降 ‎（答）电子的转移 复习旧知识，引入新知识。温故而知新 ‎[多媒体展示]原电池在当今生产、生活和科技发展中广泛的用途 观看屏幕 从教材中吸取信息，重视教材、阅读教材，培养学生紧扣教材的思想 ‎[讲述]尽管这些电池大小、用途、功效各有不同，但设计原理是相同的 提出课题 第四节 原电池原理及其应用 一、原电池原理 ‎[设问]Mg条在空气中燃烧现象如何？过程中发生的能量变化有哪些？‎ ‎（答）发出耀眼的强光，同时放出大量的热 ‎（答）化学能转变为光能、化学能转变为热能 帮助学生树立能量转化观点 ‎[讲述]这是一个氧化还原反应，Mg直接失电子给氧，设想如果把Mg失去的电子通过导线递给氧，在导线中不就有电流产生吗？该过程就是化学能转变成电能了。那么到底通过何种途径、何种装置来实现这种转变呢？‎ 学生思考 提出设想，激发学生学习的兴趣和求知欲 原电池装置是将化学能转变为电能的装置 原电池装置就是帮助我们来实现这种转变的装置 ‎[分组实验]‎ ‎[1]锌粒放入稀硫酸中 ‎[2]铜片放入稀硫酸中 ‎[3]锌粒放在铜片上一起浸入稀硫酸中 ‎[4]锌粒、铜片用导线连在灵敏电流计上 ‎[5]用干电池证明[4]的正负极 动手实验 描述现象 分析讨论 现象解释 培养学生的动手能力、敏锐的观察力，提高学生分析、解决问题的能力，严密的逻辑推理能力 ‎[多媒体动画模拟] 锌、铜原电池原理 学生观察、分析、填表 变微观现象为直观生动，便于学生掌握 ‎[多媒体动画模拟]原电池组成实验装置的改变：‎ a、 溶液相同，电极变化：‎ ‎ ‎ b、 电极相同，溶液变化：‎ c、 断路：‎ ‎ ‎ 思考：原电池装置构成必须具备哪些条件？‎ 培养学生类比，归纳、总结的自主学习的能力 ‎[板书]原电池组成条件：‎ ‎（-）较活泼的金属 ‎（a）电极 ‎（+）较不活泼的金属或非金属 ‎（b）电解质溶液 ‎（c）闭合回路 ‎ 培养学生分析问题的能力 从以上讨论的原电池装置中我们来总结一下：原电池原理 ‎ 原电池原理：‎ 电子 负极 正极 ‎（导线）‎ 流出电子 流入电子 发生氧化反应 发生还原反应 培养学生分析、归纳能力 ‎[设问]那么电极上的反应如何写？书写时要注意什么？‎ ‎[讲述]以Zn-Cu原电池为例 练电极反应式和电池总反应 强调注意点，作业规范化。‎ 电极反应：（-）Zn-2e=Zn2+‎ ‎（+）2H++2e=H2↑‎ 电池总反应：Zn+2H+=H2↑+Zn2+‎ 练：Zn-Ag-CuSO4‎ 训练基本功，培养学生良好的学习习惯。‎ 宏观上我们看到了两极上的变化，从微观上我们再来探讨一下 学生分析 透过现象看本质 ‎[多媒体动画模拟]原电池中的微粒运动 ‎ 微粒流向：‎ 外电路：‎ 电子：负极 导线 正极 内电路：‎ 离子：阳离子向正极移动 ‎[小结] 原电池是一种负极流出电子，发生氧化反应，正极流入电子，发生还原反应，从而实现化学能转换为电能的装置。‎ 总结本节课内容，起到突出重点，首尾呼应作用。‎ ‎[投影练习]结合原电池条件，将Fe+Cu2+=C+Fe2+设计成一个原电池 学生分析、练习 巩固和应用，培养学生的知识迁移能力和发散能力 ‎[作业] 1、课本P108（一）（1）（3）（三）1 2、练习册P113 18题 ‎[家庭实验] 1、制作一水果电池 ‎ 2、拆开一节废旧干电池，观察其构造 培养学生动手能力和解决生活中实际问题的能力 ‎[研究性学习课题]调查常用电池的种类，使用范围及电池中氧化剂和还原剂，了解回收废电池的意义和价值。‎ 培养学生综合问题能力，使学生了解社会、关心生活，关注环境，增强主人翁意识。‎ 板书设计 一、原电池原理 1、 定义：原电池装置是将化学能转变为电能的装置 2、 构成要素 ‎ （-）较活泼的金属 ‎（a）电极 ‎（+）较不活泼的金属或非金属 ‎（b）电解质溶液 ‎（c）闭合回路 ‎ ‎3、原电池原理： 电子 负极 正极 活泼的一极 （导线） 不活泼的一极 流出电子 流入电子 发生氧化反应 发生还原反应 ‎（1）电极反应Zn-2e=Zn2+ 2H++2e=H2↑‎ ‎（2）电池总反应Zn+2H+=H2↑+ Zn2+‎ ‎（3）、微粒流向：外电路：电子：负极 导线 正极 ‎ 内电路：离子：阳离子向正极移动 小结：原电池是一种负极流出电子，发生氧化反应，正极流入电子，发生还原反应，从而实现化学能转换为电能的装置。‎ 考点解析复习专题辅导40．电解原理及应用 ‎1．复习重点 ‎1．电解原理及其应用，放电顺序，电极反应式的书写及有关计算；‎ ‎2．氯碱工业。‎ ‎2．难点聚焦 一、理解掌握电解池的构成条件和工作原理 电解池 有外接电源 两个电极；有外接电源；有电解质溶液 阴极：与电源负极相连 阳极：与电源正极相连 阴极：本身不反应，溶液中阳离子得电子发生还原反应。‎ 阳极：发生氧化反应，若是惰性中极，则是溶液中阴离子失电子；若是非惰性电极，则电极本身失电子 电源负极阴极，阳极电源正极 电能→化学能 二、掌握电解反应产物及电解时溶液pH值的变化规律及有关电化学的计算 ‎1、要判断电解产物是什么，必须理解溶液中离子放电顺序 阴极放电的总是溶液中的阳离子，与电极材料无关。放电顺序是 K+、Ca2+、Na+、Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe2+(H+)、Cu2+、Hg2+、Ag+、Au3+ ‎ 放电由难到易 阳极：若是惰性电极作阳极，溶液中的阴离子放电，放电顺序是 S2-、I-、Br-、Cl-、OH-、含氧酸根离子(NO3-、SO42-、CO32-)、F-‎ 失电子由易到难 若是非惰性电极作阳极，则是电极本身失电子。‎ 要明确溶液中阴阳离子的放电顺序，有时还需兼顾到溶液的离子浓度。如果离子浓度相差十分悬殊的情况下，离子浓度大的有可能先放电。如理论上H+的放电能力大于Fe2+、Zn2+，但在电解浓度大的硫酸亚铁或硫酸锌溶液时，由于溶液[Fe2+]或[Zn2+]>>[H+]，则先在阴极上放电的是Fe2+或Zn2+，因此，阴极上的主要产物则为Fe和Zn。但在水溶液中，Al3+、Mg2+、Na+等是不会在阴极上放电的。‎ ‎2、电解时溶液pH值的变化规律 电解质溶液在电解过程中，有时溶液pH值会发生变化。判断电解质溶液的pH值变化，有时可以从电解产物上去看。①若电解时阴极上产生H2，阳极上无O2产生，电解后溶液pH值增大；②若阴极上无H2，阳极上产生O2，则电解后溶液pH值减小；③若阴极上有H2，阳极上有O2，且，则有三种情况：a 如果原溶液为中性溶液，则电解后pH值不变；b 如果原溶液是酸溶液，则pH值变小；c 如果原溶液为碱溶液，则pH值变大；④若阴极上无H2，阳极上无O2产生，电解后溶液的pH可能也会发生变化。如电解CuCl2溶液（CuCl2溶液由于Cu2+水解显酸性），一旦CuCl2全部电解完，pH值会变大，成中性溶液。‎ ‎3、进行有关电化学计算，如计算电极析出产物的质量或质量比，溶液pH值或推断金属原子量等时，一定要紧紧抓住阴阳极或正负极等电极反应中得失电子数相等这一规律。‎ 三、理解金属腐蚀的本质及不同情况，了解用电化学原理在实际生活生产中的应 电解原理的应用 ‎（1）制取物质：例如用电解饱和食盐水溶液可制取氢气、氯气和烧碱。‎ ‎（2）电镀：应用电解原理，在某些金属或非金属表面镀上一薄层其它金属或合金的过程。电镀时，镀件作阴极，镀层金属作阳极，选择含有镀层金属阳离子的盐溶液为电解质溶液。电镀过程中该金属阳离子浓度不变。‎ ‎（3）精炼铜：以精铜作阴极，粗铜作阳极，以硫酸铜为电解质溶液，阳极粗铜溶解，阴极析出铜，溶液中Cu2+浓度减小 ‎（4）电冶活泼金属：电解熔融状态的Al2O3、MgCl2、NaCl可得到金属单质。‎ 考点解析复习专题辅导41．甲烷 烷烃 ‎1．复习重点 ‎1．甲烷的结构、化学性质；‎ ‎2．烷烃的定义、命名、同系物、同分异构体及典型的取代反应。‎ ‎2．难点聚焦 ‎1.有机物：含碳化合物叫做有机化合物，简称有机物。‎ ‎(除CO、CO2、碳酸盐、碳化物、硫氰化物、氰化物等外)‎ 它们虽然含碳，但性质和组成与无机物很相近，所以把它们看作为无机物。也就是说，有机物一定含碳元素，但含碳元素的物质不一定是有机物。而且有机物都是化合物，没有单质。‎ 那么究竟哪些物质是有机物，哪些物质是无机物，有什么判断依据呢？我们可以通过有机物与无机物的主要区别加以判断。‎ ‎2．有机物与无机物的主要区别 性质和反应 有机物 无机物 溶解性 多数不溶于水，易溶于有机溶剂，如油脂溶于汽油，煤油溶于苯。‎ 多数溶于水，而不溶于有机溶剂，如食盐、明矾溶于水。‎ 耐热性 多数不耐热；熔点较低，（‎400°C以下）。如淀粉、蔗糖、蛋白质、脂肪受热分解；C20H42熔点‎36.4°C,尿素‎132°C。‎ 多数耐热难熔化；熔点一般很高。如食盐、明矾、氧化铜加热难熔，NaCl熔点‎801°C。‎ 可燃性 多数可以燃烧，如棉花、汽油、天然气都可以燃烧。‎ 多数不可以燃烧，如CaCO3、MnCl2不可以燃烧。‎ 电离性 多数是非电解质，如酒精、乙醚、苯都是非电解质、溶液不电离、不导电。‎ 多数是电解质，如盐酸、氢氧化钠、氯化镁的水溶液是强电解质。‎ 化学反应 一般复杂，副反应多，较慢，如生成乙酸乙酯的酯化反应在常温下要16年才达到平衡。石油的形成更久 一般简单，副反应少，反应快，如氯化钠和硝酸银反应瞬间完成。‎ ‎3.有机物的组成 C、H、O、N、S、P、卤素等元素。‎ 构成有机物的元素只有少数几种，但有机物的种类确达三千多种？‎ 几种元素能构几千万种有机物质？(学生自学后概括)‎ 有机物种类之所以繁多主要有以下几个原因：‎ ‎①碳原子最外电子层上有4个电子，可形成4个共价键；‎ ‎②有机化合物中，碳原子不仅可以与其他原子成键，而且碳碳原子之间也可以成键；‎ ‎③碳与碳原子之间结合方式多种多样，可形成单键、双键或叁键，可以形成链状化合物，也可形成环状化合物；(结构图5—1)‎ ‎④相同组成的分子，结构可能多种多样。(举几个同分异构体)‎ 在有机物中，有一类只含C、H两种元素的有机物。‎ ‎4.烃：仅含碳和氢两种元素的有机物称为碳氢化合物，又叫烃 在烃中最简单的是甲烷，所以我们就先从甲烷开始学起。‎ ‎ 甲烷 一、甲烷的物理性质 ‎(学生回答)无色、无味，难溶于水的，比空气轻的，能燃烧的气体，天然气、坑气、沼气等的主要成分均为甲烷。‎ 收集甲烷时可以用什么方法？(1.向下排空气法，2.排水法)‎ 二、甲烷的分子结构 已知甲烷的气体密度在标准状况下为‎0.717 g/L，其中含碳的质量分数为75％，含氢质量分数为25％，求甲烷的分子式。(平行班提示：M=ρVm)‎ a.计算甲烷的摩尔质量 因为摩尔质量=气体摩尔体积×密度 ‎=‎22.4L/mol×O.7179/L ‎=‎16 g/mol 所以甲烷的分子量为16。‎ b.按分子量和质量分数计算一个甲烷分子中C、H原子的个数 C原子数：16×75％÷12=1‎ H原子数：16×25％÷1=4‎ 所以甲烷的分子式为CH4。‎ 甲烷的分子式：CH4 电子式： 结构式：‎ 用短线表示一对共用电子对的图式叫结构式。‎ 上述结构式都不能表明甲烷分子的真实构型 ‎［模型展示］甲烷分子的球棍模型和比例模型。‎ 得出结论：以碳原子为中心，四个氢原子为顶点的正四面体结构。‎ 甲烷是非极性分子，所以甲烷极难溶于水，这体现了相似相溶原理。‎ CH4：正四面体 NH3：三角锥形 三、甲烷的化学性质 ‎1.甲烷的氧化反应 ‎ ‎ CH4+2O2CO2+2H2O a.方程式的中间用的是“ ”（箭头）而不是“====”（等号），‎ 主要是因为有机物参加的反应往往比较复杂，常有副反应发生。‎ b.火焰呈淡蓝色：CH4、H2、CO、H2S 我们知道酸性KMnO4具有很强的氧化性，若遇到一般的还原性物质时常常会发生氧化还原反应，且自身被还原而褪色 ，那么甲烷能否被酸性高锰酸钾溶液氧化呢？我们通过下面的实验来验证。‎ ‎［演示实验5—1］观察、记录、思考实验现象：经过一段时间后，酸性KMnO4溶液的颜色无任何变化，即不褪色。‎ 结论：甲烷气体不能被酸性KMnO4溶液氧化。‎ 在通常条件下，甲烷不仅与高锰酸钾等强氧化剂不反应，而且与强酸、强碱也不反应，所以可以说甲烷的化学性质是比较稳定的。但稳定是相对的，在一定条件下也可以与一些物质如Cl2发生某些反应。（承上启下，并对学生进行辩证唯物主义的教育）‎ ‎2.甲烷的取代反应 ‎［演示实验5—2］‎ 现象：①量筒内Cl2的黄绿色逐渐变浅，最后消失。‎ ‎②量筒内壁出现了油状液滴。‎ ‎③量筒内水面上升。‎ ‎④量筒内产生白雾 ‎［投影显示］甲烷与氯气的反应过程 ‎［说明］在反应中CH4分子里的1个H原子被Cl2分子里的1个Cl原子所代替，但是反应并没有停止，生成的一氯甲烷仍继续跟氯气作用，依次生成二氯甲烷、三氯甲烷和四氯甲烷，反应如下：‎ ‎ ‎ ‎ ‎ a.注意CH4和Cl2的反应不能用日光或其他强光直射，否则会因为发生如下剧烈的反应：CH4+2Cl‎2‎C+4HCl而爆炸。‎ b.在常温下，一氯甲烷为气体，其他三种都是液体，三氯甲烷（氯仿）和四氯甲烷（四氯化碳）是工业重要的溶剂，四氯化碳还是实验室里常用的溶剂、灭火剂，氯仿与四氯化碳常温常压下的密度均大于‎1 g·cm－3，即比水重。‎ c.分析甲烷的四种氯代物的分子极性。但它们均不溶于水。(实验班)‎ 取代反应 有机物分子里的某些原子或原子团被其他原子或原子团所代替的反应 ‎3.甲烷的受热分解 ‎ ‎ CH‎4‎C+2H2‎ 这么高的温度才分解，说明甲烷的热稳定性很强。‎ 小结：本节课我们开始了对有机物的系统学习，介绍了有机物、烃的概念，解释了有机物种类繁多的主要原因；认识到甲烷的正四面体立体结构和它的几个重要化学性质：氧化反应、取代反应、受热分解反应，学习中重点应对甲烷和Cl2的取代反应加以理解，当然也要树立结构和性质紧密相关的观点。‎ 教学说明 本章是学习有机物的开始，俗话说：万事开头难。因此在教学中注重了以周围熟悉的有机物引入有机物的概念，从有机物的重要用途来激发学生学习有机物的兴趣。为了让学生对甲烷的分子结构有一个正确的认识，采用了模型展示的方法；通过实验演示甲烷的取代反应和不能被酸性高锰酸钾溶液氧化的事实以及投影分析取代反应的过程，不仅提高了广大学生的分析思考问题、动手的能力，同时还帮助学生树立科学的学习和分析方法。‎ 二、烷烃的结构和性质 ‎1.烷烃的概念 a.分子里碳原子都以单键结合成链状； b.碳原子剩余的价键全部跟氢原子结合.‎ ‎2. 烷烃的结构式和结构简式 甲烷 乙烷 丙烷 丁烷 结 构 式：‎ 结构简式： CH4 CH3CH3 CH3CH2CH3 CH3CH2CH2CH3 /CH3(CH2)2CH3‎ 这种式子，书写起来是比较方便的，我们称之为有机物的结构简式。当然，在书写有机物分子的结构简式时，若遇到像丁烷分子中有两个（或多个）相同的成分时，还可以写成CH3(CH2)2CH3。‎ 由于结构简式书写方便，且仍能表示出分子结构的简况，所以更多情况下常使用结构简式。‎ 既然甲烷的结构和其他的烷烃分子很相似，那么它们在性质上是否也很相似呢？‎ ‎3.烷烃的物理性质 学生自学P116思考、分析表中数据，讨论，并得出一些规律。‎ ‎（a）随着分子里含碳原子数的增加，熔点、沸点逐渐升高，相对密度逐渐增大；‎ ‎（b）分子里碳原子数等于或小于4的烷烃。在常温常压下都是气体，其他烷烃在常温常压下都是液体或固体；‎ ‎（c）烷烃的相对密度小于水的密度。（评价学生的回答，然后补充说明）‎ ‎（1）表中所列烷烃均为无支链的烷烃，常温常压下是气体的烷烃除了上述碳原子数小于或等于4的几种分子之外，还有一种碳原子数为5的分子，但分子中含有支链的戊烷，‎ ‎（2）烷烃分子均为非极性分子，故一般不溶于水，而易溶于有机溶剂，液态烷烃本身就是良好的有机溶剂。‎ ‎［设疑］烷烃分子的熔沸点为什么会随着碳原子数的增大即相对分子质量的提高而升高呢？‎ 由于随着相对分子质量的增大，分子之间的范德华力逐渐增大，从而导致烷烃分子的熔沸点逐渐升高。‎ 甲烷与其他烷烃结构的相似不仅表现在物理性质上的规律性变化，而且化学性质上也具有极大的相似性。‎ ‎4.烷烃的化学性质 ‎（1）通常状况下，它们很稳定，跟酸、碱及氧化物都不发生反应，也难与其他物质化合；‎ ‎（2）在空气中都能点燃；‎ ‎（3）它们都能与氯气发生取代反应。（评价并补充说明）‎ ‎（1‎ ‎）烷烃与氯气也可以是溴在光照条件下发生的取代反应，由于碳原子数的增多而使生成的取代产物的种类将更多；例如：甲烷的氯代物有：一氯甲烷、二氯甲烷、三氯甲烷、四氯甲烷共四种氯代物。同学们算乙烷的氯代物有几种？ 答案：9种。(实验班可以讲规律)‎ ‎（2）在空气或氧气中点燃烷烃，完全燃烧的产物为CO2和H2O，相同状况下随着烷烃分子里碳原子数的增加往往会燃烧越来越不充分，使燃烧火焰明亮，甚至伴有黑烟；‎ ‎（3）烷烃分子也可以分解，但产物不一定为炭黑和氢气，这在以后的石油裂化—裂解的学习中就将学到。‎ ‎5.烷烃的通式：CnH2n+2‎ CH‎4 C2H‎6 C3H‎8 C4H‎10 C5H12……‎ 若烷烃分子的碳原子数为n，那么氢原子的数目就可表示为2n+2，这样烷烃的分子式就可以表示为CnH2n+2。‎ 大家再比较一下相邻碳原子数的烷烃在分子组成上有何特点，当然也可以用通式来推算。（可以通过观察表5—1中的结构简式，也可以用通式推算，用CnH2n+2减去Cn－1H2(n－1)+2，都可以得到相同的结论）：在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团。‎ ‎6.同系物概念 分子结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质，互称为同系物。‎ ‎［练习］下列各组内的物质不属于同系物的是（ C ）‎ ‎（强调）：在判断同系物的时候要严格把握同系物概念涵义的两个方面：一是分子结构相似，二是分子组成上相差一个或若干个CH2原子团，二者要联系在一起应用，缺一不可。当然，还应注意，同系物的关系不光是只有烷烃分子之间存在，在其他的有机物内也存在着同系物关系。‎ 小结：本节课我们学习和讨论了几个重要的概念：烷烃、结构简式以及同系物，通过研究分析，讨论比较从而得出了烷烃分子的结构特点，以及烷烃的物理和化学性质的变化规律，当然在学习时应重点掌握烷烃性质的变化规律。‎ ‎3．例题精讲 一、 烷烃 1、 烷烃的概念：碳原子跟碳原子都以单键结合成链状，碳原子剩余的价键全部跟氢原 子相结合。这样的结合使得每个碳原子的化合价都已充分利用，都已达到“饱和”，这种结合的链烃叫做饱和链烃，或称烷烃。‎ 1、 烷烃的通式：CnH 2n+2 (n≥1)‎ 2、 烷烃物理性质：‎ （1） 状态：一般情况下，1—4个碳原子烷烃为气态，5—16个碳原子为液态，16个 碳原子以上为固态。‎ （2） 溶解性：烷烃不溶于水，易溶于有机溶剂。‎ （3） 熔沸点：随着碳原子数的递增，熔沸点逐渐升高。‎ （4） 密度：随着碳原子数的递增，密度逐渐增加。‎ 3、 烷烃的化学性质 （1） 一般比较稳定，在通常情况下跟酸、碱和高锰酸钾等都不起反应。‎ （2） 取代反应：在光照条件下能跟卤素发生取代反应。‎ （3） 氧化反应：在点燃条件下，烷烃能燃烧，‎ CnH2n+2+‎ （4） 分解反应：在高温下，烷烃能分解成小分子。‎ 一、 同系物 1、 同系物的概念：‎ 结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质相互称为同系物。‎ 2、 掌握概念的三个关键：（1）通式相同；（2）结构相似；（3）组成上相差n个（n≥1）‎ CH2原子团。‎ 考点解析复习专题辅导42．乙烯 烯烃 ‎1．复习重点 ‎1．乙烯的分子结构、化学性质、实验室制法及用途；‎ ‎2．烯烃的组成、通式、通性。‎ ‎2．难点聚焦 一、乙烯的结构和组成 根据乙烯分子的球棍模型写出乙烷分子的分子式，结构式和结构简式。‎ 四个氢原子和两个碳原子的位置关系有何特点六个原子处于同一个平面上。‎ 二、乙烯的实验室制法 工业上所用的大量乙烯主要是从石油炼制厂和石油化工厂所生产的气体中分离出来的。‎ 在实验室里又是如何得到少量的乙烯气体呢？‎ ‎1.制备原理 从上述乙烯制备的反应原理分析，该反应有什么特点？应该用什么样的装置来制备？‎ 回答：该反应属于“液体+液体生成气体型”反应，两种液体可以混合装于圆底烧瓶中，加热要用到酒精灯。‎ 那么反应所需的‎170℃‎该如何控制？用温度计，当然量程应该在‎200℃‎左右的。‎ 温度计：水银球插入反应混合液面下，但不能接触瓶底。‎ ‎2.发生装置 ① 浓硫酸起了什么作用？浓H2SO4的作用是催化剂和脱水剂。‎ ② 混合液的组成为浓硫酸与无水酒精，其体积比为3∶1。‎ ③ 由于反应温度较高，被加热的又是两种液体，所以加热时容易产生暴沸而造成危险，可以在反应混合液中加一些碎瓷片加以防止。（防暴沸）‎ ④ 点燃酒精灯，使温度迅速升至‎170℃‎左右，是因为在该温度下副反应少，产物较纯。‎ ⑤ 收集满之后先将导气管从水槽里取出，再熄酒精灯，停止加热。‎ ⑥ 这样的话该装置就与实验室制氯气的发生装置比较相似，只不过原来插分液漏斗的地方现在换成了温度计。‎ ‎3.收集方法：排水法 当反应中生成乙烯该如何收集呢？‎ C2H4分子是均匀对称的结构，是非极性分子，在水中肯定溶解度不大，况且其相对分子质量为28，与空气的28.8非常接近，故应该用排水法收集。‎ 请大家根据制备出的乙烯，总结乙烯有哪些物理性质。‎ 三、乙烯的性质 ‎1.物理性质　‎ 无色、稍有气味、难溶于水、ρ＝‎1.25g/L 乙烯是一种典型的不饱和烃，那么在化学性质上与饱和烷烃有什么差别呢？下面我们来进行验证。‎ ‎2.化学性质 ‎（1）氧化反应 ‎［演示实验5—4］（由两名学生操作）将原先的装置中用于收集乙烯的导气管换成带玻璃尖嘴的导气管，点燃酒精灯，使反应温度迅速升至‎170℃‎，排空气，先收集一部分乙烯于试管中验纯，之后用火柴点燃纯净的乙烯。‎ 实验现象：乙烯气体燃烧时火焰明亮，并伴有黑烟。‎ ‎［演示实验5—5］熄灭燃烧的乙烯气，冷却，将乙烯通入盛有酸性KMnO4溶液的试管中。‎ 酸性KMnO4溶液的紫色很快褪去。‎ ‎［演示实验5—6］将乙烯气通入盛有溴的四氯化碳溶液的试管中。‎ 实验现象：溴的四氯化碳溶液的红棕色很快褪去。‎ ‎（先撤出导管，后熄灭酒精灯，停止反应，演示实验结束）‎ a.燃烧 CH2==CH2+3O22CO2+2H2O b.使酸性KMnO4溶液褪色 乙烯与溴反应时，乙烯分子的双键中有一个键被打开，两个溴原子分别加在两个价键不饱和的碳原子上，生成了无色的物质：1，2—二溴乙烷。‎ ‎（2）加成反应 ‎ 加成反应：有机物分子中双键（或叁键）两端的碳原子与其他原子或原子团直接结合生成新的化合物的反应。‎ 除了溴之外还可以与水、氢气、卤化氢、Cl2等在一定条件下发生加成反应，如工业制酒精的原理就是利用乙烯与H2O的加成反应而生成乙醇。‎ 学生动手写：与水、氢气、卤化氢、Cl2等在一定条件下发生加成反应的化学方程式。‎ 制备CH3CH2Cl时，选用乙烯和HCl作反应物好，还是选用乙烷与Cl2作反应物好？‎ ‎［答］用乙烯和HCl作反应物好，因为二者发生加成反应后无副产物，而乙烷与Cl2发生取代反应后产物有多种，副产物太多。‎ 本节小结：本节课我们学习和讨论了乙烯的分子结构，探究了乙烯的实验室制法的制备原理、发生装置、收集方法等，并制备收集了乙烯气，实验验证了乙烯的重要化学性质、氧化反应和加成反应，并分析了乙烯的聚合反应的特点；了解了乙烯的重要用途和烯烃的相关知识，重点应掌握乙烯的实验室制法及相关问题和其主要的化学性质。‎ ‎●板书设计 第三节 乙烯 烯烃 不饱和烃的概念 一、乙烯的结构和组成 二、乙烯的实验室制法 ‎1.制备原理 2.发生装置 3.收集方法：排水法 三、乙烯的性质 ‎1.物理性质 2.化学性质 ‎（1）氧化反应 点燃 a.燃烧 CH2==CH2+3O2 2CO2+2H2O b.使酸性KMnO4溶液褪色 ‎（2）加成反应 ‎（3）聚合反应 n CH2==CH2［— CH2—CH2 ］— n 通过刚才的加成反应知道C2H4分子中的双键不稳定，在适宜的温度、压强和有催化剂存在的条件下，乙烯的碳碳双键中的一个键会断裂，分子里的碳原子能互相结合成很长的链，就生成了聚乙烯。‎ CH2==CH2＋CH2==CH2＋CH2==CH2＋……‎ ‎—CH2—CH2—＋—CH2—CH2—＋—CH2—CH2＋……‎ ‎—CH2—CH2—CH2—CH2—CH2—CH2……‎ 什么叫高分子化合物？什么叫聚合反应？‎ 聚乙烯的分子很大，相对分子质量可达到几万到几十万。相对分子质量很大的化合物属于高分子化合物，简称高分子或高聚物。那么由类似乙烯这样的相对分子质量小的化合物分子互相结合成相对分子质量大的高分子的反应叫做聚合反应。‎ 大家在理解乙烯的聚合反应时应注意把握聚合反应的两个特点：其一是由分子量小的化合物互相结合成分子量很大的化合物；其二是反应属于不饱和有机物的加成反应。像这种既聚合又加成的反应又叫加聚反应。乙烯生成聚乙烯的反应就属于加聚反应。‎ 四、乙烯的用途 乙烯的一个重要用途：作植物生长调节剂可以催熟果实；乙烯是石油化学工业最重要的基础原料，可用于制造塑料、合成纤维、有机溶剂等，乙烯的生产发展带动其他石油化工基础原料和产品的发展。所以一个国家乙烯工业的发展水平即乙烯的产量，已成为衡量这个国家石油化学工业水平的重要标志之一。‎ 乙烯的结构特点是分子中含有一个碳碳双键，那么我们就把 分子里含有碳碳双键的一类链烃叫做烯烃，乙烯是烯烃的典型，也是最简单的烯烃。‎ 五、烯烃 ‎1.烯烃的概念：分子里含有碳碳双键的一类链烃 ‎2.烯烃的通式：CnH2n（n≥2）‎ 在烃分子中，当碳原子数一定时，每增加一个碳碳键必减少两个氢原子，将烷烃和烯烃的分子组成比较可得，烯烃的通式应为CnH2n 实际我们所说的烯烃都是指分子中只含一个碳碳双键的不饱和烃，所以也叫单烯，也还有二烯烃：CH2==CH－CH==CH2烯烃的通式为CnH2n，但通式为CnH2n的烃 不一定是烯烃，如右图中其分子式为C4H8，‎ 符合CnH2n，但不是烯烃。不难发现在烯烃中碳氢原子个数比为1∶2，则碳的质量分数为一定值，是85.7%。‎ ‎3．烯烃在物理性质上有何变化规律？‎ ‎（根据表5—3中的数据自学、归纳总结后回答）：对于一系列无支链且双键位于第一个碳原子和第二个碳原子之间的烯烃，‎ ‎①随着分子里碳原子数的增加，熔沸点逐渐升高，相对密度逐渐增大；烯烃的相对密度小于水的密度；不溶于水等。‎ ‎②烯烃常温常压下C 1~4 气态，C 5~10液态，C 11~固态， ‎ ‎4．烯烃化学性质 讲叙：由于烯烃的分子结构相似——分子里有一个碳碳双键，所以它们的化学性质与乙烯相似，如(学生写)‎ ‎①氧化反应　a.燃烧 CnH2n +O2nCO2+nH2O b.使酸性KMnO4溶液褪色 ‎②加成反应 R－CH==CH－R′+Br－Br ‎ 催化剂 ‎③加聚反应 ‎ R－CH==CH2 （聚丙乙烯）‎ ‎5．烯烃的系统命名法 ‎①选主链，称某烯。（要求含C═C的最长碳链）‎ ‎②编号码，定支链，并明双链的位置。‎ 考点解析复习专题辅导43．乙炔 炔烃 ‎1．复习重点 ‎1．乙炔的分子结构、化学性质、实验室制法；‎ ‎2．炔烃的组成、结构、通式、通性。‎ ‎2．难点聚焦 一、乙炔分子的结构和组成 ‎ 分子式 电子式 结构式 ‎ C2H2 H－C≡C－H 乙炔分子的比例模型 二、乙炔的实验室制法 ‎ CaC2＋2H2O C2H2↑＋Ca(OH)2‎ 乙炔可以通过电石和水反应得到。实验中又该注意哪些问题呢？ ‎ ‎［投影显示］实验室制乙炔的几点说明：‎ ‎①实验装置在使用前要先检验气密性，只有气密性合格才能使用；‎ ‎②盛电石的试剂瓶要及时密封，严防电石吸水而失效；‎ ‎③取电石要用镊子夹取，切忌用手拿电石；‎ ‎④作为反应容器的烧瓶在使用前要进行干燥处理；‎ ‎⑤向烧瓶里加入电石时，要使电石沿烧瓶内壁慢慢滑下，严防让电石打破烧瓶；‎ ‎⑥电石与水反应很剧烈，向烧瓶里加水时要使水逐滴慢慢地滴下，当乙炔气流达到所需要求时，要及时关闭分液漏斗活塞，停止加水；‎ 电石是固体，水是液体，且二者很易发生反应生成C2H2气体。很显然C2H2的生成符合固、液，且不加热制气体型的特点，那是不是说就可以用启普发生器或简易的启普 发生器来制取乙炔呢？‎ ‎⑦实验室中不可用启普发生器或具有启普发生器原理的实验装置作制备乙炔气体的实验装置。主要原因是：‎ a.反应剧烈，难以控制。‎ b.当关闭启普发生器导气管上的活塞使液态水和电石固体分离后，电石与水蒸气的反应还在进行，不能达到“关之即停”的目的。‎ c.反应放出大量的热，启普发生器是厚玻璃仪器，容易因受热不均而炸裂。‎ d.生成物Ca(OH)2微溶于水，易形成糊状泡沫，堵塞导气管与球形漏斗。‎ 该如何收集乙炔气呢？‎ 乙炔的相对分子质量为26，与空气比较接近，还是用排水法合适。‎ 熟悉和体会有关乙炔气体制备的注意事项及收集方法，并由两名学生上前按教材图5—14乙炔的制取装置图组装仪器，检查气密性，将电石用镊子小心地夹取沿平底烧瓶内壁缓慢滑下，打开分液漏斗的活塞使水一滴一滴地缓慢滴下，排空气后，用排水法收集乙炔气于一大试管中。‎ 由几个学生代表嗅闻所制乙炔气的气味。‎ 请大家根据乙炔分子的结构和所收集的乙炔气来总结乙炔具有哪些物理性质？‎ 三、乙炔的性质 ‎1.物理性质 无色、无味、ρ=‎1.16g/L、微溶于水、易溶于有机溶剂 实际上纯的乙炔气是没有气味的，大家之所以闻到特殊难闻的臭味是由于一般所制备得到的乙炔气中常含有PH3、H2S等杂质造成的。‎ 根据乙炔、乙烯和乙烷的分子结构特点，预测乙炔该有哪些化学性质？‎ ‎［小组讨论］乙烷分子中两个碳原子的价键达到饱和，所以其化学性质稳定；乙烯分子中含有碳碳双键，而双键中有一个键不稳定，易被打开，所以容易发生加成反应和聚合反应；乙炔分子中两个碳原子以叁键形式结合，碳原子也不饱和，因此也应该不稳定，也应能发生加成反应等。‎ 大家所推测的究竟合理不合理，下边我们来予以验证。‎ ‎［演示实验5—7］（由两名学生操作）将原反应装置中导气管换成带玻璃尖嘴的导管，打开分液漏斗活塞，使水缓慢滴下，排空气，先用试管收集一些乙炔气验纯，之后用火柴将符合点燃纯度要求的乙炔气体按教材图5—14所示的方法点燃。观察现象：点燃条件下，乙炔在空气中燃烧，火焰明亮而伴有浓烈的黑烟。‎ 乙炔可以燃烧，产物为H2O和CO2，在相同条件下与乙烯相比，乙炔燃烧的更不充分，因为碳原子的质量分数乙炔比乙烯更高，碳没有得到充分燃烧而致。‎ ‎（补充说明）乙炔燃烧时可放出大量的热，如在氧气中燃烧，产生的氧炔焰温度可达‎3000℃‎以上，因此可用氧炔焰来焊接和切割金属。‎ ‎2.乙炔的化学性质 ‎（1）氧化反应 a.燃烧 2CH≡CH+5O24CO2+2H2O 检验其能否被酸性KMnO4溶液所氧化。‎ ‎［演示实验5—8］（另外两名学生操作）打开分液漏斗的活塞，使水缓慢滴下，将生成的乙炔气通入酸性KMnO4溶液中观察现象：片刻后，酸性KMnO4溶液的紫色逐渐褪去。‎ 由此可以得到什么结论？‎ 乙炔气体易被酸性KMnO4溶液氧化。‎ 前边的学习中提到由电石制得的乙炔气体中往往会含有硫化氢、磷化氢等杂质，这些杂质也易被酸性KMnO4溶液氧化，实验中如何避免杂质气体的干扰？‎ 可以将乙炔气先通过装有NaOH溶液（或CuSO4溶液）的洗气瓶而将杂质除去。‎ b.易被酸性KMnO4溶液氧化 ‎［演示实验5—9］打开分液漏斗的活塞，使水缓慢滴下，将生成的乙炔气体通入溴的四氯化碳溶液中，观察现象：溴的四氯化碳中溴的颜色逐渐褪去。‎ 溴的四氯化碳溶液褪色，说明二者可以反应且生成无色物质，那么它们之间的反应属于什么类型的反应？(属于加成反应)‎ 从时间上来看是乙烯与溴的四氯化碳溶液褪色迅速还是乙炔与之褪色迅速？‎ ‎（回答）乙烯褪色比乙炔的迅速。‎ 这说明了什么事实？乙炔的叁键比乙烯的双键稳定。‎ 应注意乙炔和溴的加成反应是分步进行的，可表示如下：‎ ‎（2）加成反应 ‎1，2—二溴乙烯 ‎1，1，2，2—四溴乙烷 乙炔除了和溴可发生加成反应外，在一定条件下还可以与氢气、氯化氢等发生加成反应。‎ 氯乙烯 催化剂 ‎△‎ HC≡CH+HCl H‎2C==CHCl ‎ 乙炔与乙烯类似，也可以与溴水中的溴发生加成反应而使溴水褪色，且加成也是分步进行的；乙炔与氢气加成时第一步加成产物为乙烯，第二步产物为乙烷，‎ ‎ ‎ 参看教材前边的彩图——塑料管和教材相关内容，了解聚氯乙烯的用途及性能。‎ ‎［学生活动］自学P128讨论了解聚氯乙烯产品的广泛用途及其优缺点，并总结乙炔的主要用途：重要的化工原料；气割、气焊等。‎ 乙烷 乙烯 乙炔 化学 式 C2H6‎ C2H4‎ C2H2‎ 电 子 式 结 构 式 结 构 特 点 C - C（单键），‎ 碳原子的化合达 ‎“饱和”‎ C = C（双键），‎ 碳原子的化合价未达“饱和”‎ ‎（叁键），‎ 碳原子的化合价未达“饱和”‎ 化 学 活 动 性 稳 定 活 泼 较 活 泼 化 学 性 质 取 代 反 应 卤代 ‎——‎ ‎——‎ 燃 烧 火焰不明亮 火焰明亮，带黑烟 火焰明亮，带浓黑烟 氧 化 反 应 KMnO4溶液不褪色 KMnO4溶液褪色 KMnO4溶液褪色 加 成 反 应 ‎——‎ 溴水褪色 溴水褪色 聚 合 反 应 ‎——‎ 能 聚 合 能 聚 合 鉴 别 KMnO4溶液不褪色或溴水不褪色 KMnO4溶液褪色或溴水褪色 KMnO4溶液褪色或溴水褪色 ‎(引出有机物分子的共线、共面问题)‎ 下列描述CH3 －CH═CH－C≡C－CH3 分子结构的叙述中，正确的是[  BC  ]。‎ A.6个碳原子有可能都在一条直线上 B.6个碳原子不可能都在一条直线上 C.6个碳原子有可能都在同一平面上 D.6个碳原子不可能都在同一平面上 解析：由乙烯、乙炔分子的空间构型可推出该物质的分子构型为：‎ CH‎3 ‎‎ C≡C－CH3‎ C═C H H CH‎3 ‎‎ C≡C－CH3‎ C═C H H 如果说乙烯是烯烃也就是含碳碳双键结构的烃的代表的话，那么乙炔也必然是含碳碳叁键的另一类不饱和烃的代表，像这类不饱和烃中也都含有碳碳叁键，我们称之为炔烃。‎ 四、炔烃 ‎1.炔烃的概念 分子里含有碳碳三键的一类链烃 ‎2.炔烃的通式 CnH2n－2‎ 烯烃在组成上比等碳原子数的饱和烷烃少两个氢，通式变为CnH2n，炔烃的碳碳叁键，使得分子内氢原子数比等碳原子数的烯烃又少了两个，故其通式应为CnH2n－2‎ ‎3.炔烃的物理性质 自学、讨论、总结、归纳炔烃物理性质的变化规律：‎ ‎①一系列无支链、叁键位于第一个碳原子和第二个碳原子之间的炔烃，随着分子里碳原子数的增加，也就是相对分子质量的增加，熔沸点逐渐升高，相对密度逐渐增大；‎ ‎②炔烃中n≤4时，常温常压下为气态，其他的炔烃为液态或者固态；‎ ‎③炔烃的相对密度小于水的密度；‎ ‎④炔烃不溶于水，但易溶于有机溶剂。‎ ‎4.炔烃的化学性质 由乙炔的化学性质可以推知炔烃有哪些化学性质呢？‎ 由于炔烃中都含有相同的碳碳叁键，炔烃的化学性质就应与乙炔相似，如容易发生加成反应、氧化反应等，可使溴的四氯化碳溶液、溴的水溶液及酸性KMnO4溶液褪色等。也可以利用其能使上述几种有色溶液褪色来鉴别炔烃和烷烃，另外在足够的条件下，炔烃也能发生加聚反应生成高分子化合物，如有一种导电塑料就是将聚乙炔加工而成的。‎ 本节小结：本节课我们重点学习了乙炔的主要化学性质如氧化反应、加成反应等，了解了乙炔的用途，并通过乙炔的有关性质分析和比较了炔烃的结构特征、通式及主要的性质，使我们清楚了结构决定性质这一辩证关系。‎ 考点解析复习专题辅导44．苯 芳香烃 ‎1．复习重点 ‎1．苯的结构、化学性质、用途；‎ ‎2．苯的同系物的组成、结构、性质特点。‎ ‎2．难点聚焦 一、苯的物理性质 无色、有特殊气味的液体，有毒；不溶于水、密度比水小；熔点‎5.5℃‎、沸点‎80.1℃‎。‎ ‎1.装在无色试剂瓶中的苯并闻其气味。‎ 观察苯的颜色状态：是一种无色的液体，苯具有特殊的气味。‎ ‎2.在一试管中加入1 mL 苯，另外加3 mL 水，振荡之后静置。‎ 观察现象：振荡时溶液混浊，静置后分层，在液面下1 mL 处有一明显界面。‎ 说明苯不溶于水；所加的1 mL 苯在上层，3 mL水在下层，又表明苯的密度比水小。‎ ‎ 3.设计一个实验，证明苯的熔点高于‎0℃‎!‎ 二、苯的结构 ‎ 苯的分子式为C6H6，请大家根据所学的烷烃、烯烃和炔烃的通式，分析苯该属于哪种烃？具有什么样的结构？学生设计C6H6的结构简式并写出后证明。‎ ‎［演示实验］（由一名学生完成）在两支试管中分别加入适量苯，然后向一试管中滴加酸性KMnO4溶液，向另一试管中滴加溴水，振荡试管，静置观察：两试管中溶液均分层，滴酸性KMnO4‎ 溶液的试管上层为无色的苯，下层为紫色的KMnO4酸性溶液，另一试管上层苯中呈橙色，下层变为无色。‎ ‎［设疑］两支试管中的现象说明了什么？为什么苯和溴水混合振荡后苯层变为橙色？‎ 两试管中的颜色均没有褪去，说明苯不能使酸性KMnO4溶液褪色，既不能被酸性KMnO4溶液氧化，也不能和溴发生加成反应，不符合不饱和烃的特点。至于溴水和苯混合后苯层变为橙色是由于苯将溴从溴水中萃取出来的结果。‎ 学生自学《苯的发现和苯分子结构学说》‎ ‎［讲叙］从分子组成上看苯应该为一种不饱和烃，但苯又不能使酸性KMnO4溶液以及溴水褪色，这和烷烃的性质比较相符，那么苯分子该是一种什么样的结构呢？德国科学家凯库勒经过很长的时间研究，从一次梦中得到启发意识到苯分子应该是一个环状结构。(结构模型)‎ 凯库勒式 那么这种结构式是否能真实地反应出苯的结构呢？‎ ‎［答］结合刚才的实验现象分析、思考：如果苯分子真如凯库勒式这样的结构，那么就应该能使两种溶液褪色，很显然与实验结果不符，所以凯库勒式不能真实地反应苯分子的结构。但我们还是习惯上沿用凯库勒式。‎ 可以肯定，苯分子为环状结构，这也正是凯库勒的贡献，但碳原子之间不是以单、双键交替结合的，那么又是怎样结合的呢？‎ 对苯分子结构的进一步研究表明，苯分子里不存在一般的碳碳双键，苯分子里6个碳原子之间的键完全相同，这是一种介于单键和双键之间的独特的键。‎ ‎［模型展示］苯分子的比例模型 不难看出，苯分子里的6个碳原子和6个氢原子都在同一平面上。为了表示苯的分子结构特点，常用下列结构式表示苯分子。‎ ‎［设疑］什么叫芳香烃？芳香烃真的芳香吗？‎ 芳香烃：是指分子里含一个或多个苯环的烃，简称芳烃。‎ 芳香烃只是沿用名而已，因大多数芳香类的化合物并没有芳香味，因此该名称没有实际意义。‎ ‎［过渡］我们经常强调结构决定性质，那么苯分子的这种环状结构会使苯有什么样的化学性质呢？‎ 三、苯的化学性质 苯不能使酸性KMnO4溶液褪色，表明苯不能被酸性KMnO4溶液氧化；也不能使溴水褪色，表明一般情况下也不能与溴发生加成反应，其化学性质比烯烃、炔烃稳定。但在一定条件下苯也能发生一些化学反应。首先，苯如大多数有机物一样可以燃烧，即可以发生氧化反应。‎ 苯的氧化反应 燃烧时火焰明亮，伴有较浓的黑烟，因为碳燃烧不充分。‎ ‎2C‎6H6+15O212CO2+6H2O。‎ ‎［讲叙］苯分子的环状结构使得环上的氢原子容易被其他原子或原子团所取代，因此使其具有了和烷烃相似的重要性质——取代反应。‎ ‎1.取代反应 ‎ （1）苯与溴的反应 反应物：苯和液溴（不能用溴水）‎ 反应条件：催化剂、温度（该反应是放热反应，常温下即可进行）。‎ ‎ ‎ ‎ ［设疑］溴苯是不溶于水、密度比水大的无色油状液体，溴苯中溶解了溴时显褐色，那么如何除去溴苯中溶解的溴？‎ ‎［答］用NaOH溶液洗涤，然后用分液漏斗分液，先流下的是较纯的溴苯，后流下的为NaOH吸收了溴的混合溶液。‎ ‎ ‎ ‎ ‎ ‎（2）苯的硝化反应 反应条件：催化剂浓硫酸，温度‎55℃‎~‎‎60℃‎ ‎［设疑］反应所需的‎55℃‎~‎60℃‎如何实现？‎ ‎［答］用水浴加热的方法控制，当然需用温度计来指示。‎ ‎［问］在往反应容器中添加反应物和催化剂时，顺序有无要求？应该怎样加？‎ ‎（讨论、分析后回答）：有。添加试剂的顺序应该是浓硝酸、浓硫酸、苯。‎ ‎（提示）苯应等到浓硝酸与浓硫酸混合液冷却后再逐滴加入，以防浓硫酸溅出，且可以防止副反应发生。‎ ‎（3）苯的磺化反应 反应条件：温度‎70℃‎~‎80℃‎，不必加催化剂 主要生成物：苯磺酸（ ）‎ 硫酸分子中的—SO3H原子团叫做磺酸基，由磺酸基取代了苯分子中氢原子的反应称为磺化反应，同样在上述条件下苯分子也只有一个氢原子被取代，磺化反应也属于取代反应，与溴苯、硝基苯相比，苯磺酸易溶于水。‎ ‎［过渡］我们从苯分子的结构可以知道苯环上的碳原子之间的化学键是一种介于C—C单键和C==C双键之间的一种特殊的键，既然它能像甲烷那样能发生取代反应，那么它也应该能像烯烃那样发生加成反应，前边已经证实其不能使溴水褪色，即一般不易加成，但在特殊的条件下，苯仍能发生加成反应。‎ 1. 苯的加成反应 2. 从结构上不难看出，环己烷像烷烃一样饱和，故其化学性质与烷烃相似。至此，我们可以这样来归纳苯的化学性质：易燃烧，但其他氧化反应一般不能发生；易取代、难加成。‎ 小结：本节课我们通过观察分析认识了苯的物理性质，了解了苯的组成和结构特征，苯分子中碳碳原子结合是介于碳碳单键和碳碳双键之间的特殊的键，所以其化学性质就既能像烷烃那样易发生取代反应如与溴的取代、硝化反应、磺化反应等，也能像烯烃那样发生加成，尽管很困难，大家在学习时应重点掌握苯的主要化学性质及其与苯的结构的关系。‎ 四、苯的同系物 苯分子中的一个或几个氢原子被烷基取代的产物 苯环上的1个H被CH3－取代后就成了甲苯，甲苯的分子式就为C7H8，同理二甲苯的分子式为C8H10，它们分子里就都含有一个苯环结构，它们都是苯的同系物。当然由于同分异构体的因素，二甲苯的分子式为C8H10，但分子式为C8H10的物质不一定为二甲苯，如乙苯的分子式也为C8H10，也是苯的同系物。‎ ‎1.苯的同系物的通式为CnH2n－6（n≥6）‎ 从形式上看当苯分子里的1个氢原子被甲基取代后生成甲苯（副板书） ，‎ 若2个氢原子被甲基取代后，生成二甲苯，那么大家从同分异构体的角度分析，二甲苯的结构简式是不是惟一的？‎ ‎ ‎ 邻—二甲苯 间—二甲苯 对—二甲苯 沸点：‎144.4℃‎ 沸点：‎139.1℃‎ 沸点：‎‎138.4℃‎ ‎2.苯的同系物的分子结构特点 分子中都含有一个苯环，侧链的取代基为烷基。‎ ‎［过渡］苯的同系物分子与苯相比，分子中增加了侧链，那么这些侧链会对其化学性质有什么影响呢？‎ ‎［演示实验5—10］（由三名同学操作）每一位同学各取一支试管，其中一个加2 mL 苯，另一个加2 mL 甲苯，第三个中加2 mL 二甲苯，然后各加入3滴酸性KMnO4溶液，用力振荡，然后面向大家展示，观察现象：在苯中酸性KMnO4溶液未褪色，在甲苯、二甲苯中酸性KMnO4溶液褪色。‎ 该现象说明了什么？‎ ‎［答］苯不能被酸性KMnO4溶液氧化，而甲苯、二甲苯能被酸性KMnO4溶液氧化。‎ ‎［讲解］这表明苯环和侧链的相互影响使苯的同系物的性质发生明显的变化。应该注意甲苯、二甲苯被酸性KMnO4溶液氧化，被氧化的是侧链，即甲基被氧化。类似的氧化反应，都是苯环上的烷基被氧化，这也是苯环对烷基影响的结果。‎ 苯的同系物分子中，通过上述实验表明苯环对侧链上的烃基产生了明显的影响，使其易被酸性KMnO4溶液氧化，而我们知道作用是相互的，反过来侧链上的烃基对苯环会不会有什么影响呢？‎ ‎3.苯的同系物的化学性质 由于侧链烃基的影响，使得苯环上的氢更容易被取代了，如甲苯易发生硝化反应。‎ ‎（1）取代反应 ‎［设疑］甲苯在发生硝化反应时，苯环上有几个氢被取代了？哪几个氢被取代了？‎ ‎［答］苯环上有三个氢被硝基取代，分别是与甲基相邻的两个氢以及与甲基相对的1个氢被硝基取代。‎ ‎［讲解］三硝基甲苯，严格讲应叫2、4、6—三硝基甲苯俗名叫什么？有何重要用途？‎ 三硝基甲苯俗称梯恩梯（TNT），是一种淡黄色的晶体，不溶于水，它是一种烈性炸药，广泛用于国防、开矿、筑路、兴修水利等。‎ ‎［师］苯的同系物也能像苯那样发生加成反应，但较困难。‎ 例：能说明苯分子中的碳碳键不是单双键交替的事实是( B )(学海导航例题1)‎ A.苯的一元取代物没有同分异构体 B.苯的邻位二元取代物只有一种 C.苯的间位二元取代物只有一种 D.苯的对位二元取代物只有一种 小结：本节课我们在复习苯的性质的基础上探究了苯的同系物的通式、结构特点及主要的化学性质，通过学习使我们认识到在苯的同系物中苯环与侧链的相互影响引起的性质上与苯的差异，进一步理解了结构决定性质的辩证关系，最后通过几个典型例题的分析以加深对苯及其同系物性质的理解和掌握。‎ 考点解析复习专题辅导46．溴乙烷 卤代烃 ‎1．复习重点 ‎1．溴乙烷的化学性质（水解、消去反应）；‎ ‎2．卤代烃的物理通性、化学性质、卤原子的检验。‎ ‎2．难点聚焦 一、溴乙烷 ‎1．溴乙烷的分子组成和结构 注解 ‎①溴乙烷是乙烷分子里的一个氢原子被溴原子取代得到的。乙烷分子是非极性分子，溴乙烷分子是极性分子，这是因为溴乙烷分子中，溴原子的电负性大于碳，碳和溴原子之间的成键电子对偏向溴原子一边，因此，C—Br是极性键。‎ ‎②溴乙烷在水溶液中或熔化状态下均不电离，是非电解质。‎ ‎③溴乙烷的官能团是—Br。‎ ‎2．溴乙烷的物理性质 纯净的溴乙烷是无色液体，沸点，不溶于水，可溶于大多数有机溶剂。其密度大于水的密度。‎ ‎3．溴乙烷的化学性质 ‎(1)溴乙烷的水解反应 实验6—1 课本第146页 实验现象 向试管中滴入溶液后有浅黄色沉淀生成。‎ 解释 溴乙烷在NaOH存在下可以跟水发生水解反应生成乙醇和溴化氢，溴化氢与溶液反应生成AgBr浅黄色沉淀。‎ 实验探究 ‎①检验溴乙烷水解的水溶液中的时，必须待试管中液体分层后再吸取上层液,以免吸取到未水解的溴乙烷。‎ ‎②检验前，先将较多的稀溶液滴入待检液中以中和NaOH，避免干扰的检验。‎ ‎ ‎ 也可写为：‎ 点拨 ‎①溴乙烷的水解反应条件：过量的强碱(如NaOH)。‎ ‎②溴乙烷的水解反应，实质是可逆反应，通常情况下，正反应方向趋势不大，当加入NaOH溶液时可促进水解进行的程度。‎ ‎③溴乙烷的水解反应可看成是溴乙烷分子里的溴原子被水分子中的羟基取代，因此溴乙烷的水解反应又属于取代反应。‎ ‎④溴乙烷分子中的溴原子与溶液不会反应生成AgBr。‎ ‎(2)溴乙烷的消去反应 ‎①化学反应原理：溴乙烷与强碱(NaOH或KOH)的醇溶液共热，从分子中脱去HBr，生成乙烯。‎ ‎②反应条件 a．有强碱(如NaOH、KOH)的醇溶液 b．加热 ‎③消去反应 有机物在一定条件下，从一个分子中脱去一个小分子(如、HBr等)生成不饱和(含双键或三键)化合物的反应，叫做消去反应。‎ 注意 消去反应必须是从相邻的碳原子上脱去一个小分子，只有这样才能在生成物中有双键或三键。‎ 小结 ‎1．知识网络如下图。‎ ‎2．溴乙烷的两个化学反应说明，受官能团溴原子的影响，当溴原子与碳原子形成C—Br键时，共用电子对偏向溴原子，所以C—Br键的极性较强，在其他试剂的影响下，C—Br键很容易断裂而发生一系列化学反应。溴乙烷的化学性质比乙烷活泼。‎ ‎3．溴乙烷的水解和消去反应的区别 ‎1.官能团 官能团是指决定化合物化学特性的原子或原子团。常见的官能团有：卤素原子(—X)、羟基(—OH)、醛基(—CHO)、羧基(—COOH)、硝基(—NO2)、磺酸基(—SO3H)、氨基(—NH2)等。C═C和C≡C也分别是烯烃和炔烃的官能团。‎ ‎2.溴乙烷的性质 ‎(1)溴乙烷的物理性质：无色液体，沸点‎38.4℃‎，密度比水大。‎ ‎(2)溴乙烷的化学性质：由于官能团(—Br)的作用，溴乙烷的化学性质比乙烷活泼，能发生许多化学反应。‎ ‎①水解反应：C2H5—Br+H—OHC2H5—OH+HBr。‎ 卤代烃水解反应的条件：NaOH的水溶液。‎ 由于可发生反应HBr+NaOH＝NaBr+H2O，故C2H5Br的水解反应也可写成：C2H5Br+NaOH C2H5OH+NaBr。‎ ‎②消去反应：‎ 卤代烃消去反应的条件：与强碱的醇溶液共热。‎ 反应实质：从分子中相邻的两个碳原子上脱去一个HBr分子。由此可推测，CH3Br、(CH3)‎3C—CH2Br等卤代烃不能发生消去反应。‎ 消去反应：有机化合物在一定条件下，从一个分子中脱去一个小分子(如H2O、HBr等)，而生成不饱和(含双键或三键)化合物的反应。‎ 二、卤代烃 ‎1．卤代烃 烃分子中的氢原子被卤素原子取代后所生成的化合物，叫做卤代烃。如:、、、、、‎ ‎2．分类 ‎(1)根据分子里所含卤素的不同，卤代烃可分为：氟代烃()、氯代烃 溴代烃()等。‎ ‎(2)根据分子中卤素原子的多少可分为：一卤代烃(、)、多卤 代烃(、、、)等。‎ ‎(3)根据烃基的不同可分为：饱和卤代烃(、、)、不饱和卤代烃(、)、芳香卤代烃等。‎ ‎3．命名(只需了解简单卤代烃的命名)‎ 原则：以连有卤原子在内的最长碳链作主链，卤原子和其他支链都作为取代 基，从离卤原子最近的一端开始给主链上的碳原子进行编号，其余步骤同烷烃的系 统命名法。‎ 如： ‎ ‎4．卤代烃的物理性质 ‎(1)卤代烃不溶于水，溶于有机溶剂。‎ ‎(2)卤代烃分子的极性比烃分子强，卤原子的质量比氢原子的质量大许多，因此齿代烃的沸点和密度都大于同碳原子数的烃。‎ ‎(3)相同卤代物中，它们的沸点随着碳原子数的增加而增大(因碳原子数增多分子量增大，引起分子间作用力增大)，密度却随着碳原子数的增加而减小。(因碳原子数增多，卤代烃分子中卤原子的质量分数降低)。‎ ‎(4)室温下少数低级卤代烃(1～3个碳原子的氟代物，l～2个碳原子的氯代物和溴甲烷)为气体，其余为液体，高级(碳原子数多)卤代烃为固体。‎ 释疑 课本第147页讨论。‎ 烃基不同时，一方面氯代烃的沸点随烃基中碳原子数的增加而升高；另一方面，如果烃基中所含碳原子数目相同时，氯代烃的沸点随烃基中支链的增多而降低。‎ ‎5．卤代烃的化学性质 卤代烃的化学性质较活泼，这是由于卤原子(官能团)的作用所致。卤原子结合电子的能力比碳原子强。当它与碳原子形成碳卤键时，共用电子对偏向卤原子，故碳卤键的极性较强，在其他试剂作用下，碳卤键很容易断裂而发生化学反应。‎ ‎(1)水解反应 或写作：‎ 注解 ‎①卤代烃水解反应实质是可逆反应。为了促使正反应进行得较完全，水解时一定要加入可溶性强碱并加热，加强碱可与水解生成的卤代氢发生中和反应，减少生成物浓度，平衡右移，加热可提高水解反应的速率。‎ ‎②所有的卤代烃在一定条件下都可发生水解反应，卤代烃的水解反应可看成是卤代烃分子中的卤原子被水分子中的羟基取代(卤代烃分子中碳卤键断裂)，故卤代烃的水解反应又属取代反应。‎ ‎(2)消去反应 注解 ‎①卤代烃的水解反应和消去反应的条件不同。卤代烃和氢氧化钠水溶液反应时，卤基被羟基取代。而卤代烃和氢氧化钠醇溶液反应时，氢氧化钠在醇这类弱极性物质中钠氧键不断裂，所以不能发生羟基的取代反应，只能发生消去反应。‎ ‎②消去反应与加成反应不互为可逆反应，因为它们的化学反应条件不相同。‎ ‎③不是所有的卤代烃都能发生消去反应，相邻碳原子上无氢原子(即无a—H)‎ 的卤代烃，不能发生消去反应。‎ 如等均不能发生消去反应。‎ ‎6．卤代烃的作用 ‎①在烃分子中引入卤原子常常是改变分子性能的第一步反应，在有机合成中起着重要的桥梁作用。‎ ‎②有些卤代烃特别是一些多卤代烃可直接用作溶剂、农药、制冷剂、灭火剂、麻醉剂和防腐剂等。‎ ‎③氟氯烃是一类多卤代烃，主要含氟和氯的烷烃衍生物，有的还含有溴原子。氟氯烃大多为无色、无臭的气体，化学性质稳定、无毒，曾被认为是安全无害的物质，加之其具有不燃烧、易挥发、易液化等特性，几十年来被广泛用作冷冻设备和空气调节装置的制冷剂，以及用于制雾化剂，聚乙烯等泡沫塑料的发泡剂，电子和航空工业的溶剂、灭火剂，等等。但是，也恰恰是由于氟氯烃的化学性质稳定，使其在大气中既不发生变化，也难被雨雪消除，在连年使用之后，每年逸散出的氟氯烃积累滞留在大气中，使其在大气中的含量逐年递增。大气中的氟氯烃随气流上升，在平流层中受紫外线照射，发生分解，产生氯原子，氯原子可引发损耗臭氧的反应。在这种反应中，氯原子并没有消耗，消耗的只是臭氧，所以实际上氯原子起了催化作用。因此即使逸入平流层中的氟氯烃不多，但由它们分解出的氯原子却仍可长久地起着破坏臭氧的作用。臭氧层被破坏，意味着有更多的紫外线照射到地面，而过多紫外线的照射，则会危害地球上的人类、动物和植物，造成全球性的气温变化。因此，为了保护臭氧层，人类采取了共同的行动，签订了以减少并逐步停止生产和使用氟氯烃为目标的《保护臭氧层维也纳公约》、《关于消耗臭氧层物质的蒙特利尔议定书》等国际公约。‎ ‎3.卤代烃的一般通性 ‎(1)物理通性：都不溶于水，可溶于有机溶剂。氯代烷的沸点随烃基增大呈现升高的趋势；氯代烷的密度随烃基增大呈现减小的趋势。‎ ‎(2)化学通性：卤代烃的化学性质通常比烃活泼，能发生许多化学反应。‎ ‎①取代反应：‎ CH3Cl+H2OCH3OH+HCl (一卤代烃可制一元醇)‎ BrCH2CH2Br+2H2OHOCH2CH2OH+2HBr (二卤代烃可制二元醇)‎ ‎②消去反应：‎ BrCH2CH2Br+NaOHCH2═CH—Br+NaBr+H2O (消去1分子HBr)‎ BrCH2CH2Br+2NaOHCH≡CH+2NaBr+2H2O (消去2分子HBr)‎ ‎4.氟氯烃(氟利昂)对环境的影响 ‎(1)氟氯烃破坏臭氧层的原理 ‎①氟氯烃在平流层中受紫外线照射产生Cl原子。‎ ‎②Cl原子可引发损耗臭氧的循环反应：‎ Cl+O3ClO+O2 ClO+OCl+O2‎ 总的反应式： O3+O2O2‎ ‎③实际上氯原子起了催化作用。‎ ‎(2)臭氧层被破坏的后果 臭氧层被破坏，会使更多的紫外线照射到地面，会危害地球上的人类、动物和植物，造成全球性的气温变化。‎ ‎【重点难点解析】‎ 一、溴乙烷的水解反应与消去反应的反应条件与产物 反应类型 反应条件 主要产物 相互关系 水解(取代)反应 NaOH的水溶液，△‎ CH3CH2OH 同时发生的两个互相平行，互相竞争的反应 消去反应 NaOH的醇溶液，△‎ CH2═CH2‎ 卤代烃在发生消去反应时，生成取代基较多的烯烃，这样的烯烃对称，稳定，(扎依采夫规律)。习惯上称为“氢少失氢”。如： ‎ 二、检验卤代烃分子中卤素的方法 ‎1.实验原理：‎ R—X+H2OR—OH+HX HX+NaOHNaX+H2O HNO3+NaOHNaNO3+H2O AgNO3+NaXAgX↓+NaNO3‎ 根据沉淀(AgX)的颜色(白色、浅黄色、黄色)可确定卤素(氯、溴、碘)。‎ ‎2.实验步骤：‎ ‎(1)取少量卤代烃；(2)加入NaOH溶液；(3)加热煮沸；(4)冷却；(5)加入稀硝酸酸化；(6)加入硝酸银溶液。‎ ‎3.实验说明：‎ ‎(1)加热煮沸是为了加快水解反应的速率，因为不同的卤代烃水解难易程度不同。(2)加入稀硝酸酸化，一是为了中和过量的NaOH，防止NaOH与AgNO3反应对实验产生影响；二是检验生成的沉淀是否溶于稀硝酸。‎ 考点解析复习专题辅导47．乙醇 醇类 ‎1．复习重点 ‎1．乙醇的分子结构及其物理、化学性质；‎ ‎2．醇的概念、通性、分类；乙醇、乙二醇、丙三醇的重要应用。‎ ‎2．难点聚焦 一、乙醇的结构 ‎（1）乙醇是极性分子，易溶于极性溶剂，与水以任意比例混溶．‎ ‎（2）离子化合物，大部分有机物都能溶于乙醇，乙醇是常见的有机溶剂．‎ ‎（3）极性键①②③④在一定条件下都易断裂，碳碳键只有在燃烧或爆炸时才断裂．‎ ‎（4）羟基与氢氧根的区别 ‎①电子式不同 ‎②电性不同 ‎—OH呈电中性，OH－呈负电性．‎ ‎③存在方式不同 ‎—OH不能独立存在，只能与别的“基”结合在一起，OH－能够独立存在，如溶液中的和晶体中的OH－．‎ ‎④稳定性不同 ‎—OH不稳定，能与Na等发生反应，相比而言，OH－较稳定，即使与Fe3＋等发生反应，也是整体参与的，OH－并未遭破坏．‎ 二、乙醇的化学性质 ‎1．乙醇的取代反应 ‎（1）乙醇与活泼金属的反应 ‎2CH3CH2OH＋2Na→2CH3CH2ONa＋H2↑‎ ‎①本反应是取代反应，也是置换反应．‎ ‎②其他活泼金属也能与CH3CH2OH反应，如 ‎2CH3CH2OH＋MgMg(CH3CH2O)2＋H2↑‎ ‎③Na与乙醇的反应比与水的反应缓和的多：‎ ‎2HO—H＋2Na2NaOH＋H2↑‎ 说明乙醇中羟基上的H原子不如水分子中羟基上的H原子活泼 ‎④CH3CH2ONa（aq）水解显碱性．‎ CH3CH2ONa＋H—OHCH3CH2OH＋NaOH ‎（2）乙醇与HBr的反应 CH3—CH2—OH＋HBrCH3CH2Br＋H2O ‎①该反应与卤代烃的水解反应方向相反：‎ 但反应条件不同，不是可逆反应．‎ ‎②反应中浓H2SO4是催化剂和脱水剂．‎ ‎③反应物HBr是由浓H2SO4和NaBr提供的：‎ ‎2NaBr＋H2SO4Na2SO4＋2HBr ‎④反应过程中，同时发生系列副反应，如：‎ ‎2Br－＋H2SO4（浓）Br2＋SO2↑＋2H2O＋SO ‎（3）分子间脱水 ‎①该反应是实验室制乙烯过程中的主要副反应．实验室制乙烯要求“迅速升温‎170℃‎”就是为减少该反应的发生．‎ ‎②该反应属取代反应，而不是消去反应，因为脱水在分子间而非分子内进行．‎ ‎③浓H2SO4是催化剂和脱水剂，是参加反应的催化剂．‎ 乙醚生成时，H2SO4又被释出．‎ ‎（4）硝化反应 ‎（5）磺化反应 ‎2．乙醇的氧化反应 ‎（1）燃烧氧化 C2H6O＋3O22CO2＋3H2O ‎①CH3CH2OH燃烧，火焰淡蓝色 ‎②烃的含氧衍生物燃烧通式为：‎ CxHyOz＋（x＋－）O2xCO2＋H2O ‎（2）催化氧化 ‎①乙醇去氢被氧化 ‎②催化过程为：‎ CH3CHO生成时，Cu又被释出，Cu也是参加反应的催化剂．‎ 三、脱水反应和消去反应的关系 脱水反应有两种，一是分子内脱水，如：‎ 这类脱水反应是消去反应，但不属于取代反应．二是分子间脱水，如：‎ 这类脱水反应不是消去反应，而是取代反应．‎ 消去反应有多种，有的消去小分子H2O分子，这样的反应又叫脱水反应，如①反应；有的消去其他小分子HX等，如：‎ 这样的反应不叫脱水反应．‎ 总的说来，消去、脱水、取代三反应间有如图6－4所示关系：‎ 图6－4‎ 四、乙醇的结构和化学性质的关系 物质的性质是由物质的结构决定的，乙醇的结构决定了乙醇的性质，特别是化学性质．根据分子中极性键易断裂的原理，把握了乙醇的结构，也就掌握了乙醇的性质．‎ 五、醇的概念 醇是分子中含有跟链烃基或苯环侧链上的碳结合的羟基的化合物．这一概念，可从以下几个层面理解：‎ ‎（1）醇分子中含有羟基，且羟基个数不限，但不存在1个C原子上连有2个羟基的醇，因为这样的醇不稳定：‎ ‎（2）羟基连接在链烃基上的是醇，如CH3OH、等，但不存在羟基连在烯键（或炔键）C原子上的醇，因为这样的醇也不稳定．‎ ‎（3）羟基连在苯环上的不是醇，如，羟基连在苯环的侧链上的是醇，如 ‎（4）此外还有定义中不包括的一点，羟基连在环烷基（或环烯基）的C原子上的也是醇，如等．‎ ‎ ‎ 六、常见醇的种类和组成 说明：所有烃的含氧衍生物都可用通式3表示．‎ 七、醇的溶解性 醇分子中因为含有羟基而有极性，分子越大，羟基越少，极性越弱，在水中越难溶解；分子越小，羟基越多，极性越强，在水中越易溶解．所以：‎ ‎（1）C1～C3的饱和一元醇与水以任意比混溶；C4～C11的饱和一元醇部分溶于水；C12以上的饱和一元醇不溶于水．‎ ‎（2）乙二醇、丙三醇与水以任意比混溶．‎ ‎ ‎ ‎（3）易溶于水．‎ ‎ ‎ 八、甲醇、乙二醇和丙三醇 ‎ 九、醇的化学通性 醇类的化学性质与乙醇相似：能发生氧化反应和取代反应．如丙三醇的硝化反应为：‎ 硝化甘油是一种烈性炸药．‎ 十、醇的氧化规律 醇分子能否氧化，取决于醇的结构．如果醇分子中含有—CH2OH基团，则该醇可被氧化成醛：‎ 十一、有关生成醇的反应 已经学过的生成醇的反应，有以下三种：‎ 此外，还有乙醛还原法、乙酸乙酯水解法、葡萄糖发酵法等都可生成乙醇，这些知识，将逐渐学到．‎ 考点解析复习专题辅导49．苯酚 ‎1．复习重点 ‎1．苯酚的结构特点及与醇结构的区别；‎ ‎2．苯酚的物理性质、化学性质、检验方法及用途。‎ ‎2．难点聚焦 一、乙苯酚分子结构与物理性质： 注意强调羟基与苯环直接相连 物理性质：无色晶体（因被部分氧化而呈粉红色）、有特殊气味、‎ 常温下在水中溶解度小，高于‎650C时与水混溶。但易溶于有机溶剂。‎ 苯酚的官能团是羟基—OH，且与苯环直接相连，二者相互影响，因此苯酚的性质比乙醇活泼。‎ 二、化学性质：苯酚的官能团是羟基—OH，与苯环直接相连 ‎【6-3】【6-4】‎ ‎1·弱酸性——比H2CO3弱，不能使指示剂变色，又名石炭酸。‎ ‎ C6H5OHC6H5O— +H+‎ ‎ C6H5OH +NaOH →C6H5ONa +H2O ‎ C6H5ONa+CO2+H2O →C6H5OH+NaHCO3（强调不能生成Na2CO3）‎ 苯酚和乙醇均为烃的衍生物，为什么性质却不同？‎ 分析：对比苯酚与乙醇的结构，了解不同烃基对同一官能团的不同影 响。‎ ‎【6-5】【6-6】‎ ‎2·取代反应—常于苯酚的定性检验和定量测定 ‎※3·显色反应——苯酚溶液遇FeCl3显紫色 三、苯酚的用途：阅读课本P169小字。‎ ‎1·苯酚 苯环对羟基的影响：—OH更活泼，与活泼金属、碱等反应 的性质 羟基对苯环的影响：苯环易与溴发生取代反应 ‎2·苯酚的鉴别方法。‎ 一、苯酚分子结构与物理性质： 注意强调羟基与苯环直接相连 ‎ ‎ 物理性质：无色晶体（因被部分氧化而呈粉红色）、有特殊气味、 ‎ 常温下在水中溶解度小，高于‎650C时与水混溶。但易溶于有机溶剂。‎ 二、化学性质：苯酚的官能团是羟基—OH，与苯环直接相连 ‎1·弱酸性——比H2CO3弱 ‎2·取代反应 ‎3·显色反应——苯酚溶液遇FeCl3显紫色 四．苯环上的取代定位规则 大量实验事实表明，当一些基团处于苯环上时，苯环的亲电取代反应会变得容易进行，同时使再进入的基团将连接在它的邻位或对位。例如，当苯环上已存在一个甲基时(即甲苯)，它的卤化、硝化和磺化等反应，反应温度均远低于苯，且新基团的导入均进入苯环上甲基的邻或对位：‎ 甲基的这种作用称为定位效应。在这里甲基是一个邻、对位指向基，具有活化苯环的作用，称为活化基。类似的活化基团还有许多，它们也被称为第一类取代基，并按活化能力由大到小的顺序排列如下：‎ ‎-NH2，-NHR，-NR2，-OH>-NHCOR，-OR，>-R，-Ph>-X 处于这一顺序最末的卤素是个特例。它一方面是邻、对位指向基，另一方面又是使苯环致钝的基团，这是由于卤素的电负性远大于碳，因此其吸电子效应已超过了本身的供电子能力，这就使环上的电子云密度比卤素进入前有所降低，因而使亲电试剂的进攻显得不力。此称为钝化作用。‎ 还有许多比卤素致钝力更强，而且使再进基团进入间位的取代基，它们被称为间位指示基或第二类取代基，按其致钝能力由大到小的顺序排列如下：‎ ‎-NR3+，-NO2，-CF3，-CCl3>-CN，-SO3H，-CH＝O，-COR，-COOH，-COOR 常见的取代基的定位作用见表 邻对位定位基 间位定位基 活化苯环 钝化苯环 ‎-NR2‎ ‎-NR2‎ ‎-NHR ‎-NH2‎ ‎-OH ‎-OCH3‎ ‎-NHCOR ‎-CH3‎ ‎-C2H5‎ ‎-CH(CH3)2‎ ‎(-H)‎ ‎(-H)‎ ‎-CH2Cl ‎-CH2Cl ‎-F ‎-Cl ‎-Br ‎-I ‎-NO2‎ ‎-CN ‎-SO3H ‎-CHO ‎-COCH3‎ ‎-COOH ‎-COOR ‎-CONH2‎ ‎-C(CH3)2‎ ‎-Ar ‎(-H)‎ 由于取代基的指向和活化或钝化作用，在合成一个指定化合物时，采取哪种路线就必须事先作全面考虑。如：欲合成下列化合物时，显然b-路线是合理的。‎ 如果以苯为原料，欲合成对-硝基苯甲酸(此物质在后面章节将学到)时，则应该先对苯进行甲基化后再进行硝化，最后将甲基氧化：‎ 考点解析复习专题辅导50．乙醛 醛类 ‎1．复习重点 ‎1．乙醛的结构、物理性质和化学性质；‎ ‎2．银镜反应的操作要点和反应原理；‎ ‎3．醛类的结构及性质、相关计算。‎ ‎2．难点聚焦 ‎、乙醛 ‎1．乙醛的分子组成与结构 乙醛的分子式是，结构式是，简写为。‎ 注意 对乙醛的结构简式，醛基要写为—CHO而不能写成—COH。‎ ‎2．乙醛的物理性质 乙醛是无色、具有刺激性气味的液体，密度小于水，沸点为。乙醛易挥发，易燃烧，能与水、乙醇、氯仿等互溶。‎ 注意 因为乙醛易挥发，易燃烧，故在使用纯净的乙醛或高浓度的乙醛溶液时要注意防火。‎ ‎3．乙醛的化学性质 从结构上乙醛可以看成是甲基与醛基()相连而构成的化合物。由于醛基比较活泼，乙醛的化学性质主要由醛基决定。例如，乙醛的加成反应和氧化反应，都发生在醛基上。‎ ‎(1)乙醛的加成反应 乙醛分子中的碳氧双键能够发生加成反应。例如，使乙醛蒸气和氢气的混合气体通过热的镍催化剂，乙醛与氢气发生加成反应：‎ 说明：①在有机化学反应中，常把有机物分子中加入氢原子或失去氧原子的反应叫做还原反应。乙醛与氢气的加成反应就属于还原反应。‎ ‎②从乙醛与氢气的加成反应也属于还原反应的实例可知，还原反应的概念的外延应当扩大了。‎ ‎(2)乙醛的氧化反应 在有机化学反应中，通常把有机物分子中加入氧原子或失去氢原子的反应叫 氧化反应。乙醛易被氧化，如在一定温度和催化剂存在的条件下，乙醛能被空气中 的氧气氧化成乙酸：‎ 注意 ①工业上就是利用这个反应制取乙酸。‎ ‎②在点燃的条件下，乙醛能在空气或氧气中燃烧。乙醛完全燃烧的化学方程式为：‎ 乙醛不仅能被氧化，还能被弱氧化剂氧化。‎ 实验6—7 在洁净的试管里加入1 mL 2％的溶液，然后一边摇动试管，一边逐滴滴入2％的稀氨水，至最初产生的沉淀恰好溶解为止(此时得到的溶液叫做银氨溶液)。再滴入3滴乙醛，振荡后把试管放在热水中温热。‎ 实验现象 不久可以看到，试管内壁上附着一层光亮如镜的金属银。‎ 实验结论 化合态的银被还原，乙醛被氧化。‎ 说明：‎ ‎①上述实验所涉及的主要化学反应为：‎ 由于生成的银附着在试管壁上，形成银镜，所以这个反应又叫做银镜反应。‎ ‎②银镜反应常用来检验醛基的存在，工业上可利用这一反应原理，把银均匀地镀在玻璃上制镜或保温瓶胆。‎ ‎③配制银氨溶液是向稀深液中逐滴加入稀氨水，直到最初生成沉演恰好溶解为止。滴加溶液的顺序不能颠倒，否则最后得到的溶液不是银氨溶液。银镜反应的实验条件是水浴加热，不能直接加热煮沸。制备银镜时，玻璃要光滑洁净。玻璃的洗涤一般要先用热的NaOH溶液洗，再用水洗净。‎ 注意 ①这里所说的有机物的氧化反应、是指反应整体中某一方物质的反应。从氧化反应和还原反应的统一性上看，整个反应还是氧化还原反应，并且反应的实质也是电子的转移。‎ ‎②结合乙醇的催化氧化反应和乙醛的还原反应可知，乙醇与乙醛之间能在不同条件下相互转化：‎ ‎③做本实验要注意：配制银氨溶液时，应防止加入过量的氨水，而且随配随用，不可久置。‎ 此外，另一种弱氧化剂即新制的也能使乙醛氧化。‎ 实验6—8 在试管里加入10%的NaOH 的溶液2mL ,滴入2%的溶液4～6滴，振荡后加入乙醛溶液0.5mL加热到沸腾，观察现象。‎ 实验现象 试管内有红色沉淀产生。‎ 实验结论 在加热的条件下，乙醛与新制氢氧化铜发生化学反应。‎ 说明：‎ ‎①乙醛与新制氢氧化铜的反应实验中，涉及的主要化学反就是 实验中看到的沉淀是氧化亚铜，由乙醛与氢氧化铜反应的化学方程式可知，乙醛被氢氧化铜氧化。‎ ‎②实验中的必须是新制的，制取氢氧化铜，是在NaOH的溶液中滴入少量溶液，NaOH是明显过量的。‎ ‎③乙醛与新制氢氧化铜的反应，可用于在实验里的检验醛基的存在，在医疗上检测尿糖。‎ ‎④乙醛能被银氨溶液、新制氢氧化铜这样的弱氧化剂氧化，由此可知乙醛的还原性是很强的，易被酸性高锰酸钾溶液、溴水等氧化剂氧化，高锰酸钾、溴水因被还原而使溶液褪色。‎ 二、醛类 ‎1.醛的概念 分子里由烃基与醛基相边而构成的化合物叫做醛。‎ ‎2.醛的分类 ‎3.醛的通式 由于有机物分子里每有一个醛基的存在，致使碳原子上少两个氢原子。因此若烃衍变x元醛，该醛的分子式为，而饱和一元醛的通式为（n=1、2、3……）‎ ‎4.醛的命名 ‎（甲醛，又叫蚁醛），（乙醛），（丙醛）‎ ‎（苯甲醛），（乙二醛）‎ ‎5.醛的化学性质 由于醛分子里都含有醛基，而醛基是醛的官能团，它决这一着醛的一些特殊的性质，所以醛的主要化学性质与乙醛相似。如 ‎(1)醛被还原成醇 ‎(2)醛的氧化反应 ‎①催化氧化 ‎②被银氨溶液氧化 ‎①催化氧化 ‎；‎ ‎；‎ ‎②被银氨溶液氧化 ‎③被新制氢氧化铜氧化 ‎；‎ ‎6．醛的主要用途 由于醛基很活泼，可以发生很多反应，因此醛在有机合成中占有重要的地位。在工农业生产上和实验室中，醛被广泛用作原料和试剂；而有些醛本身就可作药物和香料。‎ ‎7．甲醛简介 甲醛又叫蚁醛，是一种无色具有强烈刺激性气味的气体，易溶于水。质量分数在35％～40％的甲醛水溶液叫做福尔马林，具有杀菌和防腐能力，是一种良好的杀菌剂。在农业上常用质量分数为0．1％～0．5％的甲醛溶液来浸种，给种子消毒。福尔马林还用来浸制生物标本。此外，甲醛还是用于制氯霉素、香料、染料的原料。‎ 注意 ‎ a．甲醛的分子结构：‎ b．甲醛有毒，在使用甲醛或与甲醛有关的物质时，要注意安全及环境保护。‎ c．酚醛树脂是最早生产和使用的合成树脂。由于它不易燃烧，良好的电绝缘 性等优良性能，至今还用作电木的原料。‎ 酚醛树脂常用苯酚与甲醛反应制得：‎ 或 考点解析复习专题辅导51．乙酸 羧酸 ‎1．复习重点 ‎1乙酸的结构及化学性质；‎ ‎2酯的水解反应；羧酸的简单分类及主要性质。‎ ‎2．难点聚焦 物理性质。‎ 一、乙酸 ‎1·分子结构 ‎2·物理性质：‎ 无色有强烈刺激性气味的液体、易凝结成冰一样的晶体、易溶于水和乙醇 ‎—COOH叫羧基，乙酸是由甲基和羧基组成。羧基是由羰基和羟基组成，这两个基团相互影响，结果不再是两个单独的官能团，而成为一个整体。羧基是乙酸的官能团。‎ ‎2．乙酸的酸性比碳酸强还是弱？‎ (1) 弱酸性：‎ ‎ ‎ 学生写出实验2、3反应方程式。‎ ‎【6-10】在试管中加入3mL乙醇、2mL冰醋酸，再慢慢加入40滴浓硫酸，加入少许碎瓷片；要注意小火加热。‎ 实验中可以观察到在Na2CO3表面有果香味的无色透明油状液体生成，它是乙酸乙酯，乙酸乙酯是另一类烃的衍生物即酯类。像这种酸跟醇作用生成酯和水的反应叫酯化反应。乙酸与乙醇的酯化反应是可逆的。‎ ‎(2) 酯化反应——取代反应 ‎ ‎ 乙酸与乙醇反应时可能的脱水方式有几种？学生分析，写出(1)(2)。‎ 介绍同位素原子示踪法证明反应机理，强调(2)是正确的。‎ 根据实验6-10，回答下列问题：‎ ‎1.实验中为何要加入碎瓷片？‎ ‎2·导管为何不能伸入饱和碳酸钠溶液中？‎ ‎3·为何用饱和碳酸钠溶液来吸收乙酸乙酯？‎ 注：①浓硫酸的作用：催化剂、吸水剂。‎ ‎②反应过程:酸脱羟基、醇脱氢。‎ ‎③饱和碳酸钠溶液作用：中和乙酸，溶解乙醇，便于闻乙酸乙酯的气味；降低乙酸乙酯的溶解度，便于分层析出。‎ ‎④导气管不能伸入碳酸钠溶液中，防止加热不匀，液体倒吸。‎ 二、酯 ‎1·定义：羧酸和醇反应，脱水后生成的一类物质叫酯 ‎2·通式：RCOOR/‎ 根据乙酸与乙醇的反应现象，可以推断出酯的物理性质。‎ ‎3·物理性质：低级酯有芳香气味、密度比水小、难溶于水。‎ 酯化反应是可逆反应，请看下面实验。‎ ‎【6-11】‎ ‎4·水解反应：强调断键位置和反应条件。‎ RCOOR/ + NaOH→ RCOONa + R/OH 加碱为什么水解程度大？——中和酸，平衡右移。‎ 像乙酸一样，分子由烃基和羧基相连构成的有机物还很多，统称为羧酸，看课本P176 二、羧酸，了解羧酸的分类、性质和用途。‎ 三、羧酸 ‎1·定义 ‎2· 按羧基数目分：一元酸(如乙酸)、二元酸(如乙二酸又叫 草酸HOOC-COOH)和多元酸 ‎ 分 按烃基类别分：脂肪酸(如乙酸)、芳香酸(苯甲酸C6H5OH)‎ ‎ 按含C多少分： 低级脂肪酸（如丙酸）、‎ 类 高级脂肪酸（如硬脂酸C17H35COOH、‎ 软脂酸C15H31COOH、油酸C17H33COOH）‎ ‎3·饱和一元酸：烷基+一个羧基 ‎(1)通式：CnH2n+1COOH 或CnH2nO2、R—COOH (1) 性质：弱酸性、能发生酯化反应。‎ 酯的水解反应、羧酸的分类和主要性质。‎