专题3 从海水中获得的化学物质（知识清单） 化学苏教版2019必修第一册

专题3 从海水中获得的化学物质 01 思维导图 02 考点速记 课题1 氯气及氯的化合物 考点1 氯气的发现 1．元素的存在形态 游离态：元素以单质形式存在的状态。 化合态：元素以化合物形式存在的状态。 2．氯元素在自然界中的存在 在自然界中，氯元素全部以化合态的形式存在。 海水中蕴含丰富的氯元素，它主要以氯化钠、氯化镁等氯化物的形式存在。 3．氯气的发现 1774年，瑞典化学家舍勒将软锰矿与浓盐酸混合加热，意外的产生一种具有强烈刺激性气味的黄绿色气体。 1810年，英国化学家戴维仔细研究了这种气体，并将其命名为氯气。 考点2 氯气的实验室制法 1．反应原理 实验室常用MnO2将浓盐酸中化合态的氯元素氧化为游离态的氯气，化学方程式： MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O。 2．仪器装置 (1)气体发生装置类型：固＋液气。 (2)发生装置所用仪器的名称为分液漏斗、圆底烧瓶。 3．收集方法 用向上排空气法，理由是氯气与空气不反应且密度比空气的大。 4．尾气处理 烧杯内盛放的液体是NaOH溶液，其作用是吸收过量的氯气，防止污染环境。 【归纳小结】氯气的实验室制法 1．化学原理：MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 也可以用高锰酸钾、重铬酸钾、氯酸钾等氧化剂代替二氧化锰。如2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O。 2．实验装置： (1)制备装置：粉末状固体＋液体气体。 (2)除杂装置：除去Cl2中少量HCl、水蒸气，可先通入饱和食盐水除去HCl，再通过浓H2SO4(或P2O5或CaCl2)除去水。 (3)收集装置 验满：①观察法：集气瓶中充满黄绿色气体 ②湿润的淀粉碘化钾试纸(变蓝)或品红试纸(先变红后褪色) (4)吸收装置： 烧杯中盛有NaOH溶液(不能用水代替)。氯气有毒，有毒气体必须加以吸收，防止污染空气。一般用氢氧化钠溶液吸收多余的氯气：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。 3．实验步骤： 实验室制取干燥纯净的氯气可按如下思路设计： ①发生装置―→②净化装置―→③收集装置―→④尾气吸收装置。 固＋液气除去HCl除去H2O―→向上排空气集气法―→NaOH溶液吸收。 实验装置如下图所示： 考点3 氯气的工业制法 1．实验探究——模拟工业制备氯气 (1)按下图所示电解饱和食盐水的装置进行实验。 (2)电解产物验证、实验现象及结论 实验操作 实验现象 实验结论 试管移近酒精灯以后，发出“噗”的响声(或爆鸣声) 与电源负极相连的铁棒上逸出氢气 湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝 与电源正极相连的石墨棒上逸出氯气 溶液颜色变红 左管溶液中有NaOH产生 2．氯碱工业 (1)工业制取氯气的反应原理：2NaCl＋2H2O2NaOH＋Cl2↑＋H2↑。 (2)氯碱工业：以电解饱和食盐水为基础制取氯气、烧碱等产品的工业。 考点4 氯气的性质及应用 1．氯的原子结构 原子结构示意图为，氯原子容易得到1个电子而形成Cl－。 2．氯气的物理性质 氯气是一种黄绿色、密度比空气大、有刺激性气味的有毒气体。氯气能溶于水，常温常压下，1体积的水约能溶解2体积的氯气，氯水呈浅黄绿色。氯气易液化，在加压条件下，氯气转化为液态，可储存在钢瓶中。 3．氯气的化学性质 氯气是一种化学性质很活泼的非金属单质，在一定条件下能与多种金属和非金属单质反应，生成氯化物。 (1)与金属单质反应 反应现象 化学方程式 Na 剧烈燃烧，黄色火焰，产生大量白烟 2Na＋Cl22NaCl Fe Fe丝在氯气中燃烧，产生棕色烟 2Fe＋3Cl22FeCl3 Cu Cu丝在氯气中燃烧，产生棕黄色烟，溶于水后，溶液呈蓝绿色 Cu＋Cl2CuCl2 (2)与非金属单质反应 氯气与H2反应的方程式为：H2＋Cl22HCl。 反应现象：H2在Cl2中能安静地燃烧，发出苍白色火焰，瓶口有白雾。 工业上用电解饱和食盐水得到的氯气和氢气制取盐酸。 (3)氯气与水的反应 【实验探究1】氯气在水中的溶解实验 ①实验操作：取一支100 mL的针筒抽取80 mL的氯气和20 mL的水，振荡。 ②实验现象：活塞向里移动，水溶液颜色逐渐变为浅黄绿色。 ③实验结论：氯气能溶于水，常温常压下，1体积的水约能溶解2体积的氯气，氯水呈浅黄绿色。 【实验探究2】氯水的成分探究 实验1：将干燥的有色布条和湿润的有色布条分别放入两瓶干燥的氯气中。 实验操作 实验现象 实验结论 有色布条不褪色 干燥氯气不具有漂白性 有色布条褪色 氯水具有漂白性 实验2：分别用玻璃棒蘸取新制氯水和稀盐酸，滴在pH试纸上。 实验操作 实验现象 实验结论 新制氯水滴在pH试纸上 试纸先变红后变为白色 新制氯水呈酸性，有漂白性 稀盐酸滴在pH试纸上 试纸变红色 稀盐酸无漂白性 实验3：在洁净的试管中加入1mL性质氯水，再向试管中加入几滴硝酸银溶液和稀硝酸。 实验现象：有白色沉淀生成，且白色沉淀不溶解。 实验结论：氯水中含有Cl-。 反应方程式为：Cl2＋H2OHCl＋HClO。 可逆反应的概念：在相同条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向进行的反应。 氯水中含有Cl2、HClO等分子，也含有H+、Cl-等离子。 【归纳小结】氯水性质的多样性 在氯水中含有多种微粒，因此在与不同物质发生反应时，表现出不同微粒的性质，现列表如下： 所加试剂 参与反应 的微粒 实验现象 化学方程式或解释 AgNO3溶液 Cl－ 产生白色沉淀 HCl＋AgNO3===AgCl↓＋HNO3 Na2CO3固体 H＋ 有气泡产生 2HCl＋Na2CO3===2NaCl＋CO2↑＋H2O 有色布条 HClO 布条颜色褪去 漂白性 FeCl2溶液 Cl2 溶液由浅绿色变为棕黄色 2FeCl2＋Cl2===2FeCl3 石蕊溶液 HClO、H＋ 先变红后褪色 酸性和漂白性 4．氯气与碱的反应 (1)与氢氧化钠溶液反应——制取漂白剂 ①化学方程式：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。 ②漂白剂的有效成分是次氯酸钠（NaClO）。 (2)与石灰乳反应——制取漂白粉 ①化学方程式：2Ca(OH)2＋2Cl2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。 ②漂白粉的主要成分是CaCl2 、Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2，漂粉精的主要成分是Ca(ClO)2。 ③漂白粉的漂白原理：利用复分解反应原理，漂白粉中的次氯酸钙与酸(如盐酸或碳酸等)反应生成具有漂白性的次氯酸。 次氯酸钙溶液与二氧化碳反应的方程式为Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HClO。 5．含氯消毒剂的合理使用 (1)漂白粉应密封、避光保存，并置于阴凉干燥处。 (2)含氯漂白剂与洁厕剂（含有盐酸）不能混合使用，因为两者混合会反应生成氯气。 (3)新型灭菌消毒剂——二氧化氯： 二氧化氯(ClO2)是一种有刺激性气味的黄绿色气体，在水中的杀菌、消毒能力比氯气强，效果更持久，受水体的pH变化影响小，且使用起来非常方便、安全。 考点5 次氯酸（HClO）的性质及应用 1．弱酸性 HClO是一种比H2CO3还弱的弱酸。 写出下列化学方程式： HClO与NaOH反应：HClO+NaOH=NaClO+H2O。 HClO与Ca(OH)2反应：2HClO+Ca(OH)2=Ca(ClO)2+2H2O。 2．强氧化性 HClO具有强氧化性，其氧化性比Cl2强，能使染料等有机色素褪色，还能杀菌消毒。 3．不稳定性 次氯酸不稳定，在受热或光照条件下易分解放出O2，化学方程式为： 2HClO2HCl+O2↑。 久置氯水的成分是稀盐酸。 【特别提醒】次氯酸的漂白原理、特点及应用范围 (1)原理：将有色有机物质氧化为稳定的无色物质。 (2)特点：被HClO漂白后的物质，久置后不再恢复原色，即HClO的漂白具有不可逆性。 (3)应用范围：几乎所有有色有机物质遇HClO都会褪色。 课题2 氧化还原反应 考点1 氧化还原反应 1．氧化还原反应 (1)概念：有电子转移的反应叫作氧化还原反应；没有电子转移的化学反应称为非氧化还原反应。 (2)特征：反应中物质所含元素化合价发生改变。 (3)本质：氧化还原的本质是有电子的转移。 2．氧化还原反应概念间的关系 在氧化还原反应中，失去电子的物质是还原剂，被氧化，发生氧化反应，表现还原性，得到电子的物质是氧化剂，被还原，发生还原反应，表现氧化性。 3．氧化还原反应中的守恒 (1)原子守恒：反应先后各元素的种类和原子的个数不变。 (2)电子守恒：氧化剂得到电子的数目等于还原剂失去电子的数目。 4．氧化还原反应的分析方法——双线桥法 (1)基本步骤 ①标变价：正确标出反应前后化合价发生变化的元素元素的化合价，明确变价元素的化合价升降关系。 ②连线桥：用带箭头的线由反应物指向生成物，且对准同种元素。 ③标得失：标出“失去”或“得到”电子的总数，且得失电子总数相等。 (2)实例分析 该表示法能体现出氧化还原反应的实质及过程，同时清楚地表示出了得失电子的情况，上述反应中CuO中Cu元素得电子为“2×2e－”，前一个“2”表示有2个Cu2＋得电子，后一个“2e－”，表示一个Cu2＋得2个电子，共得4个电子。 (3)注意事项 ①箭头、箭尾必须对应化合价变化的同种元素； ②必须注明“得”“失”； ③氧化剂和还原剂得、失电子要守恒。 【特别提示】用单线桥法分析氧化还原反应 (1)确定变化化合价，计算价态的变化；桥上标明电子数，箭头还原到氧化。 (2)注意事项： ①单线桥表示反应物中变价元素原子得失电子的情况； ②不需标明“得”或“失”，只标明电子转移数目； ③箭头标明电子转移的方向； ④单线桥箭头从失电子的元素原子指向得电子的元素原子。 (3)单线桥法与双线桥法的区别 单线桥法 双线桥法 箭头方向 在反应物中由失电子的元素指向得电子的元素 由反应物中变价元素指向生成物中同一元素 标识 只标转移电子的数目 要标出“得到”或“失去”及电子数目 举例 考点2 氧化剂和还原剂 1．物质的氧化性及还原性与核心元素化合价的关系 核心元素化合价 实例 性质 最高价 KO4、Cl3、浓HO3、浓H2O4 只有氧化性 中间价 O2、Na2O3、SO4、 既有氧化性 又有还原性 最低价 、、K 只有还原性 2．氧化性与还原性 氧化性：物质得到电子的性质，氧化剂具有氧化性。物质越易得电子氧化性越强。 还原性：物质失去电子的性质，还原剂具有还原性。物质越易失电子还原性越强。 3．氧化性、还原性强弱比较的方法 (1)氧化性、还原性的概念 (2)根据元素的活动性顺序比较 如：Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu 金属还原性：Fe>Cu 在反应中Fe是还原剂，Cu是还原产物。 (3)根据氧化还原反应方程式比较 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 【归纳小结】常见的氧化剂和还原剂 (1)常见的氧化剂 活泼的非金属单质：O2、Cl2、Br2等； 含高价金属阳离子的化合物：FeCl3、CuCl2等； 含某些较高化合价元素的化合物：浓H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2等。 (2)常见的还原剂 活泼或较活泼的金属：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn等； 含低价金属阳离子的化合物：FeCl2等； 某些非金属单质：C、H2等； 含有较低化合价元素的化合物：HCl、H2S、KI等。 (3)在可变化合价元素的化合物中，具有中间价态的物质既可作氧化剂，又可作还原剂。如：Cl2、S、SO2、H2SO3等。 4．氧化还原反应的应用 (1)预测物质的氧化性、还原性 处于高价态的物质一般具有氧化性，处于低价态的物质一般具有还原性，处于中间价态的物质可能既有氧化性又有还原性。 (2)分析、解决生产、生活中的实际问题 在自然界中，氧化还原反应大量存在。例如，燃料的燃烧与利用、金属的冶炼、食品的加工与保存、环境污染的监测与治理以及许多生物化学过程都涉及氧化还原反应。 课题3 金属钠及钠的化合物 考点1 钠的性质与制备 1．钠的原子结构及存在 (1)钠的原子结构 钠原子易失去最外层的一个电子，形成具有稳定电子层结构的钠离子。 (2)钠的存在 钠元素在自然界中以化合态存在，如氯化钠、碳酸钠、硫酸钠等。 2．实验探究钠的性质 (1)钠与氧气的反应 钠放置在空气中 在空气中加热钠 实验现象 新切开的钠具有银白色的金属光泽，在空气中很快变暗 钠先熔化成小球，然后剧烈燃烧，火焰呈黄色，生成淡黄色固体 化学方程式 4Na＋O2===2Na2O 2Na＋O2Na2O2 (2)钠与水的反应 ①操作：向盛有水(滴有酚酞)的小烧杯中投入一小块金属钠。 ②实验记录 实验现象 结论或解释 钠浮在水面上 钠的密度比水小 钠熔化成小球 钠熔点低，反应放热 小球在水面上迅速游动 反应产生的氢气推动小球运动 与水反应发出“嘶嘶”声，逐渐变小，最后消失 钠与水剧烈反应，产生气体 反应后溶液的颜色逐渐变红 有碱性物质(氢氧化钠)生成 化学方程式：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ ③实验结论 钠与水剧烈反应，生成氢氧化钠和氢气。 3．钠的物理性质 银白色，有金属光泽的固体，质地柔软，熔点低(小于100 ℃)，密度比水的小，但比煤油的大。 4．钠的化学性质 钠是活泼的金属，能与非金属、水、酸反应，在反应中均失去一个电子表现强还原性。 (1)钠与O2的反应 ①常温下与氧气反应：4Na＋O2===2Na2O。 ②加热条件与氧气：2Na＋O2Na2O2。 (2)钠与水反应：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑。 反应实质：水是一种非常弱的电解质，水可以微弱地电离出H＋，钠与水反应的实质是Na与H+的反应。 (3)钠和盐溶液的反应 钠与盐溶液反应仍是Na与H2O的反应。因盐中金属离子被水分子包围，使Na不能与之接触。 如将Na加入CuSO4溶液中，反应的第一步为：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ 第二步为：2NaOH＋CuSO4===Cu(OH)2↓＋Na2SO4 因此钠不能从盐溶液中置换出金属。 5．钠的制备和用途 (1)制备 工业上电解熔融NaCl可以得到金属钠，化学方程式为：2NaCl2Na＋Cl2↑。 (2)用途 ①钠和钾的合金常温下呈液态，可用作快中子反应堆的热交换剂。 ②高压钠灯发出的黄光射程远，透雾能力强，常用作路灯。 ③金属钠还可以用于钛、锆、铌、钽等金属的冶炼。如Na与TiCl4反应：TiCl4＋4NaTi＋4NaCl。 【特别提示】 (1)金属钠与水、酸、盐溶液反应现象 ①共性：浮：钠浮在液面上；熔：钠熔化成光亮的小球；游：在液面上不停地游动直至反应完；响：反应中不停地发出“嘶嘶”的响声。 ②差异性：与酸反应时，由于溶液中H＋浓度较大，反应比钠与水剧烈，最后钠可能在液面上发生燃烧；与盐溶液反应时，还可能会生成沉淀(如生成难溶碱)、气体(NH3)等。 (2)钠和盐溶液的反应的规律 钠与盐溶液反应仍是Na与H2O的反应。因盐中金属离子被水分子包围，使Na不能与之接触。Na与H2O反应生成NaOH，若与盐能生成难溶碱，则盐也会参与反应。 如将Na加入CuSO4溶液中，反应的第一步为：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ 第二步为：2NaOH＋CuSO4===Cu(OH)2↓＋Na2SO4 合并为：2Na＋CuSO4＋2H2O===Cu(OH)2↓＋Na2SO4＋H2↑ 因此钠不能从盐溶液中置换出金属。 考点2 氧化钠和过氧化钠 1．氧化钠的性质 (1)氧化钠是一种白色的碱性氧化物，能与水、酸、酸性氧化物等发生反应。 (2)写出下列反应的化学方程式： ①氧化钠与水反应：Na2O＋H2O===2NaOH； ②氧化钠溶于盐酸：Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O； ③氧化钠与CO2反应：Na2O＋CO2===Na2CO3。 2．过氧化钠的性质 (1)过氧化钠与水反应的化学方程式是2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑。 氧化剂是过氧化钠，还原剂是过氧化钠。 (2)过氧化钠与二氧化碳反应的化学方程式是2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2，可用于呼吸面具或潜水艇中作为O2的来源。 3．氧化钠与过氧化钠的比较 名称 氧化钠 过氧化钠 化学式 Na2O Na2O2 氧的价态 －2 －1 颜色状态 白色固体 淡黄色固体 化学性质 相同点 都能与水反应生成氢氧化钠，都能与CO2反应生成Na2CO3 不同点 过氧化钠与水、二氧化碳反应有氧气产生，具有强氧化性，而Na2O不具有强氧化性 【特别提示】Na2O2与CO2和H2O反应探究 (1)物质的量的关系： 无论是CO2或H2O(g)的单一物质还是二者的混合物，通过足量的Na2O2时，CO2或H2O(g)与放出O2的物质的量之比均为2∶1，即气体减小的体积等于生成O2的体积。 (2)固体质量关系： 相当于固体(Na2O2)只吸收了CO2中的“CO”，H2O中的“H2”；可以看作发生相应的反应：Na2O2＋CO===Na2CO3、Na2O2＋H2===2NaOH(实际上两反应不能发生)。 (3)先后顺序关系： 一定量的Na2O2与一定量CO2和H2O(g)的混合物的反应，解决问题时可视作Na2O2先与CO2反应，待CO2反应完成后，Na2O2再与H2O发生反应。 (4)电子转移关系： 两反应都是Na2O2自身发生氧化还原反应，每有1 mol O2生成时，转移的电子均为2 mol。关系式为：2Na2O2～O2～2e－。 考点3 碳酸钠 碳酸氢钠 1．碳酸钠(Na2CO3) (1)碳酸钠是白色固体，俗称纯碱或苏打，易溶于水。 电离方程式：Na2CO3===2Na＋＋CO。 (2)实验探究Na2CO3的性质 实验 现象 结论(或化学方程式) 将澄清石灰水加入碳酸钠溶液中 产生白色沉淀 Ca(OH)2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaOH 将氯化钙溶液加入碳酸钠溶液中 产生白色沉淀 CaCl2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaCl 测碳酸钠溶液pH pH>7 碳酸钠溶液呈碱性 将沾有油污的铜片放入热的碳酸钠溶液中 铜片表面变光亮，油污消失 碳酸钠溶液具有去污能力 (3)Na2CO3溶液与酸的反应 ①与足量盐酸反应：Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋CO2↑＋H2O ②通入足量CO2：Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3 2．碳酸氢钠(NaHCO3) (1)碳酸氢钠是白色固体，俗称小苏打，常温下溶解度小于碳酸钠，水溶液呈碱性。 电离方程式为NaHCO3===Na＋＋HCO 。 (2)碳酸氢钠的化学性质 ①与盐酸反应：NaHCO3＋HCl===NaCl＋CO2↑＋H2O ②热稳定性：2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O ③与NaOH 反应：NaHCO3+NaOH===Na2CO3+H2O 3．Na2CO3和NaHCO3的用途 Na2CO3 NaHCO3 热的纯碱溶液除去物体表面的油污。 制玻璃、制肥皂、造纸、纺织、洗涤剂、冶金等。 发酵粉的主要成分、作灭火剂、医疗上治疗胃酸过多。 【归纳小结】Na2CO3和NaHCO3的性质比较 性质 Na2CO3 NaHCO3 性质比较 水溶液 易溶 可溶 Na2CO3溶解度大于NaHCO3 溶液酸碱性 碱性 碱性 物质的量浓度相同时，Na2CO3溶液的碱性比NaHCO3溶液强 热稳定性 稳定 不稳定 Na2CO3热稳定性比NaHCO3强 与酸反应 能 能 NaHCO3与酸反应比Na2CO3更剧烈 相互转化 Na2CO3NaHCO3 4．侯氏制碱法 (1)制取原理（主要反应） NaCl＋NH3＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl 2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑ (2)制取步骤 ①先把NH3通入饱和NaCl溶液中，形成氨化的NaCl饱和溶液，然后再通入CO2。这样先形成一个弱碱性的环境，可以增大CO2在溶液中的溶解度，生成更多的NaHCO3。 ②因为NaHCO3的溶解度小于NH4Cl的溶解度，所以NaHCO3先从溶液中结晶析出。加热使NaHCO3分解得到Na2CO3，生成的CO2可循环使用。 ③在制碱工业上，所用原料CO2和NH3是由合成氨厂提供的，所以工业生产上常将侯氏制碱和合成氨联合在一起，称为“联合制碱法”。“联合制碱法”还能得到NaHCO3和NH4Cl等副产品。 课题4 离子反应 考点1 强电解质和电解质 1．强电解质和弱电解质 (1)强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质。强酸、强碱和大多数盐都是强电解质。 (2)弱电解质：在水溶液中不能完全电离的电解质。弱酸、弱碱是弱电解质。 2．电离方程式 (1)强电解质的电离方程式：用“===”表示，如： ①H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO。 ②KOH：KOH===K＋＋OH－。 ③CaCl2：CaCl2===Ca2＋＋2Cl－。 (2)弱电解质的电离方程式： ①用“”表示；如： CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋。 NH3·H2O：NH3·H2ONH＋OH－。 ②多元弱酸是分步电离的，如：H2CO3H++HCO；HCOH++CO。 ③多元碱的电离方程式书写时一步完成，如：Cu(OH)2Cu2++2OH-。 【特别提示】电离方程式的书写 (1)强电解质的电离方程式 ①强电解质在水溶液中完全电离，在书写电离方程式时用符号“===”。 ②有些电解质因条件不同，其电离方程式的书写形式也不同。例如，熔融时，KHSO4===K++H SO；水溶液中：KHSO4===K++H++ SO。 (2)弱电解质的电离方程式 ①弱电解质在水溶液中发生部分电离，在书写电离方程式时用符号“”。例如，CH3COOHCH3COO-+H+，NH3·H2ONH+OH-。 ②多元弱酸在水溶液中的电离是分步进行的，要求分步写出电离方程式，几元酸就有几级电离方程式。例如，H2CO3H++ HCO，HCOH++ CO。 ③多元弱碱在水溶液中的电离比较复杂，因此多元弱碱的电离方程式的书写一般是一步到位，但仍用符号“”。例如，Cu(OH)2Cu2++2OH- (3)弱酸的酸式盐的电离方程式 弱酸的酸式盐是强电解质，在水中第一步完全电离出阳离子和弱酸的酸式酸根离子，而弱酸的酸式酸根离子又可以进行电离，且为可逆过程。例如，NaHCO3在水溶液中的电离方程式为：NaHCO3===Na++ HCO，HCOH++ CO。 3．溶液的导电能力 溶液的导电能力由溶液中离子浓度的大小和离子所带电荷数的多少决定。一般，离子浓度越大，离子所带电荷数越多，溶液的导电能力越强。 物质的量浓度相同时，强电解质溶液的导电能力明显强于弱电解质溶液的导电能力。 4．常见的强电解质和弱电解质 电解质的强弱与溶液的导电能力及电解质的溶解度都没有必然联系，只与电离程度有关。某些难溶(或微溶)于水的盐(如AgCl、BaSO4等)，其溶解度很小，但其溶于水的部分是完全电离的，它们仍属于强电解质。 (1)强电解质：强酸、强碱和绝大多数盐都是强电解质。 常见的强酸：HCl、H2SO4、HNO3等。 常见的强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。 绝大多数盐都是强电解质，注意难溶性或微溶性盐都是强电解质，如BaSO4、CaCO3等。 (2)弱电解质：弱酸、弱碱都是弱电解质。 熟记下列常见的弱酸和弱碱： 常见的弱酸：CH3COOH、HClO、H2CO3等。 常见的弱碱：NH3·H2O和难溶性碱[如Fe(OH)3、Cu(OH)2]等。 考点2 离子反应 1．离子反应 (1)概念：有离子参加的化学反应称为离子反应。 (2)本质：离子反应使溶液中某些离子的浓度减小。 2．离子方程式 用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。 如：(1)碳酸钠溶液分别与氯化钙溶液、澄清石灰水反应的离子方程式均可表示为CO＋Ca2＋===CaCO3↓。 (2)Na2SO4溶液和BaCl2溶液反应的离子方程式可表示为Ba2＋＋SO===BaSO4↓。 3．离子方程式的书写步骤 (1)写：正确书写化学方程式； (2)拆：把溶于水且完全电离的物质拆成离子的形式，难溶于水或溶于水但难电离的物质仍用化学式表示； (3)删：删去化学方程式两边不参加反应的离子，并将化学方程式化为最简； (4)查：检查离子方程式两边各元素的原子数目和离子所带的电荷总数是否相等以及反应条件、沉淀符号、气体符号等。 【特别提示】离子方程式中的“拆”与“不拆” (1)能拆写成离子的物质 ①强酸： HNO3、H2SO4、HCl、HBr、HI、HClO4 ②强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2 ③可溶性盐： 钾盐、钠盐、硝酸盐、铵盐、盐酸盐(除AgCl外)、硫酸盐(除BaSO4、CaSO4、Ag2SO4外)、碳酸盐[只有Na2CO3、K2CO3、(NH4)2CO3可溶] (2)不能拆写成离子的物质 ①单质、气体、氧化物 ②难溶性物质：AgCl、BaSO4、CaCO3等 ③难电离物质：水、弱酸(如CH3COOH等)、弱碱(如NH3· H2O等) (3)特殊物质的拆与不拆 ①在溶液中的NaHSO4应拆写成Na＋、H＋和SO，NaHCO3应拆写成Na＋和HCO。 ②对微溶物，如Ca(OH)2，如果是反应物且为澄清石灰水，应拆成Ca2＋和OH－的形式，如果是生成物或是石灰乳等，则保留化学式Ca(OH)2。 ③固体之间反应不能写离子方程式，如氯化铵与氢氧化钙的反应。 4．离子方程式的意义 化学方程式只能表示某一个特定的化学反应，离子方程式不仅可以表示某一个特定的化学反应，还可以表示同一类化学反应。 如H++OH-===H2O表示强酸溶液与强碱溶液生成可溶性盐和水的中和反应。 5．离子反应发生的条件 (1)复分解型离子反应 (2)氧化还原反应型离子反应 溶液中有离子参加的氧化还原反应，如活泼金属与酸、活泼金属与盐的反应等。 如Zn与稀H2SO4反应的离子方程式为Zn＋2H＋===Zn2＋＋H2↑。 考点3 离子反应的应用 1．判断离子方程式的正误判断方法 (1)看是否符合客观事实 如：Fe加入硫酸铜溶液中：2Fe＋3Cu2＋===2Fe3＋＋3Cu(×)　Fe＋Cu2＋===Fe2＋＋Cu(√) (2)看是否符合拆写原则 如石灰石加入稀盐酸中：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O(×)　CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O(√) (3)看是否遵守质量守恒定律 如Na2CO3与稀硫酸反应：CO＋H＋===CO2↑＋H2O(×)　CO＋2H＋===CO2↑＋H2O(√) (4)看是否遵守电荷守恒 如钠与稀硫酸反应：Na＋2H＋===Na＋＋H2↑(×)　2Na＋2H＋===2Na＋＋H2↑(√) (5)看是否漏掉参加反应的离子 如CuSO4与Ba(OH)2溶液反应：Ba2＋＋SO===BaSO4↓(×)　Ba2＋＋SO＋Cu2＋＋2OH－===BaSO4↓＋Cu(OH)2↓(√) (6)看是否符合阴、阳离子的个数配比 如Ba(OH)2溶液和稀硫酸反应：Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O(×) Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O(√) 2．离子共存问题 (1)离子共存的判断方法 离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子间能发生反应，则不能大量共存。 (2)离子间因发生复分解反应而不能大量共存的情况 ①离子之间反应生成沉淀：如图连线的两离子之间。 ②离子之间反应生成气体：如图连线的两离子之间。 ③离子之间反应生成水或其他难电离的物质：如图连线的两离子之间。 (3)因发生氧化还原反应不共存 ①常见氧化性离子：MnO(H＋)、NO(H＋)、ClO－、Fe3＋等。 ②常见还原性离子：S2－、SO、I－、Fe2＋等。 (4)离子共存判断的隐含条件 ①“无色透明”溶液不存在有色离子。 离子 Cu2＋ Fe3＋ Fe2＋ MnO 颜色 蓝色 棕黄色 浅绿色 紫红色 ②溶液的酸碱性 使石蕊变红色的强酸性溶液：与H+反应的离子肯定不能大量存在，如CO、HCO等。 使石蕊变蓝色或使酚酞变红色的强碱性溶液：与OH-反应的离子肯定不能大量存在，如NH、HCO、Fe3＋、Cu2＋、Al3＋等。 课题5 海洋化学资源的综合利用 考点1 粗盐提纯 1．除杂试剂的选择 粗盐所含杂质离子有Ca2+、Mg2+、SO，加入除杂试剂，会引入新的杂质，因此后加的试剂要适当过量。 步骤 杂质 加入的试剂 离子方程式 1 Mg2+ NaOH溶液 Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓ 2 SO BaCl2溶液 Ba2++ SO=BaSO4↓ 3 Ca2+、Ba2+ Na2CO3溶液 Ca2++ CO=CaCO3↓ Ba2++ CO=BaCO3↓ 4 OH-、CO 盐酸 H++OH-=H2O 2H++ CO=CO2↑+H2O 2．实验步骤 (1)除去不溶性杂质 ①将粗盐倒入烧杯中，加适量水溶解，用玻璃棒搅拌； ②在过滤器上将粗盐水过滤，弃去沉淀，保留滤液。 (2)去除杂质离子 ①向烧杯中加入NaOH溶液，边加边搅拌，直至不再有沉淀产生； ②再依次加入BaCl2溶液和Na2CO3溶液，边加边搅拌，直至不再有沉淀产生； ③将混合物在过滤器上过滤，弃去沉淀，保留滤液。 (3)提纯 ①向滤液中加入适量盐酸，边加边搅拌，直至不再有气泡产生，用pH试纸测量溶液的pH，使溶液的pH约等于7； ②将溶液转移至蒸发皿中，用酒精灯加热蒸干。 3．问题探究 (1)Na2CO3溶液和BaCl2溶液的顺序是否可以颠倒？为什么？ 不可以。Na2CO3溶液的作用不但是除去溶液中的Ca2＋，另一个作用是除去溶液中过量的Ba2＋，因此Na2CO3溶液必须在加入BaCl2溶液之后加入。 (2)如何检验食盐水中杂质离子已除干净？ ①取少许滤液于试管中，加入稀盐酸，再加BaCl2溶液，如无白色沉淀生成，证明SO除净。 ②取少许滤液于试管中，加入NaOH溶液，如无白色沉淀生成，证明Mg2＋除净。 ③取少许滤液于试管中，加入Na2CO3溶液，如无白色沉淀生成，证明Ca2＋已除净。 考点2 从海水中提取溴 1．从海水中提取溴的流程 (1)酸化：将提取食盐后的母液用硫酸酸化，目的是抑制氯、溴与水的反应。 (2)氧化：将氯气通入母液中，将溶液中的溴离子转化为溴单质，离子方程式为：Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2。 (3)空气吹出：鼓入热空气，使溴从溶液中挥发出来，冷凝得到粗溴水。 (4)精制：将粗溴水进一步精制，得到高纯度的单质溴。 2．溴的用途 (1)制备药物：“红药水”中含有溴元素；溴化钾、溴化钠、溴化铵等可配成镇定剂。 (2)制造杀虫剂。 (3)制造感光剂：溴化银可用作医疗X射线胶片上的感光剂。 考点3 从海水中提取镁 1．工艺流程 相关反应的方程式 (1)分解贝壳制取氢氧化钙： ①CaCO3CaO＋CO2↑；②CaO＋H2O===Ca(OH)2。 (2)沉淀镁离子：MgCl2＋Ca(OH)2===CaCl2+Mg(OH)2↓。 (3)制备氯化镁：Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O。 (4)制取金属镁：MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑。 2．镁单质的化学性质 (1)原子结构 镁的原子结构示意图为：，在化学反应中易失去2个电子，形成镁离子，具有强还原性。 (2)化学性质： 镁是活泼的金属，能在O2、N2、CO2中燃烧。 ①在氧气中燃烧：2Mg+O22MgO，现象：产生耀眼的白光。 ②在氮气中燃烧：3Mg+N2Mg3N2。 ③在二氧化碳中燃烧：2Mg+CO22MgO+C。 ④与盐酸反应：Mg+2HCl===MgCl2+H2↑。 3．镁合金、氧化镁 (1)镁是银白色金属，密度小，易传热，导电，能与铜、铝等金属形成合金。 (2)镁合金的性质特点：密度小、硬度和强度大。 (3)镁合金的用途：制造火箭、导弹和飞机的部件。 (4)氧化镁：白色难溶于水的固体，熔点很高，常用作耐高温材料。 考点3 从海带中提取碘 1．海带提碘的原理 (1)碘在海带中以化合态的形式存在。 (2)海带中的碘元素在浸泡时以碘离子(I－)的形式进入水中，可选择Cl2、H2O2等氧化剂把碘离子氧化成碘单质，离子方程式分别可表示为：2I－＋Cl2===I2＋2Cl－，2H＋＋H2O2＋2I－===I2＋2H2O。 2．从海带中提取碘的工业生产流程 3．实验探究——加碘盐中碘元素的检验 (1)加碘盐中碘元素的存在形式：IO。 (2)检验原理 在酸性条件下，IO与I－反应的离子方程式：IO＋5I－＋6H＋===3I2＋3H2O，生成的单质碘用淀粉溶液检验，现象是淀粉溶液变蓝。 (3)用试纸和生活中的常见物质检验加碘盐中碘元素存在的方案： ①将食盐用水溶解，加入适量白醋； ②蘸取少量溶液，滴在KI-淀粉试纸上。 实验现象及结论：试纸变蓝，证明有碘元素存在。 4．碘元素的应用 碘是人体必需的微量元素，人体缺碘时患甲状腺肿大。 03 素养提升 1．实验室制取氯气易错提醒 (1)实验室制取氯气要用浓盐酸反应，稀盐酸不能与MnO2等物质反应产生氯气，因此盐酸足量时，MnO2能完全反应，但MnO2足量时，盐酸不能完全反应。 (2)氯气中的杂质气体是HCl(盐酸挥发产生)和水蒸气，要得到干燥的氯气要先用饱和食盐水吸收HCl气体，再用浓硫酸等干燥剂干燥。 (3)由于盐酸易挥发，为了减少盐酸的挥发，实验过程中应慢慢加入浓盐酸，不要一次性加入盐酸，加热时用小火慢慢加热。 (4)饱和食盐水的作用时吸收氯气中混有的HCl气体，同时降低氯气在水中的溶解度。 (5)吸收氯气的尾气要用NaOH溶液，不能用饱和石灰水。 2．实验探究氯水的成分的方法 (1)观察颜色，氯水为浅黄绿色，证明氯水中还存在Cl2分子。 (2)关于氯水具有漂白性的证据： ①干燥的氯气不能使干燥的有色布条褪色，能使湿润的有色布条褪色。 ②氯水能使pH试纸变红（说明氯水呈酸性）后褪色，盐酸使pH试纸变红色。 由此说明氯气与水反应生成了一种具有漂白性的物质。 (3)氯水中含有H+和Cl-的证据： ①氯水能使pH试纸变红，说明氯水中含有H+。 ②氯水与硝酸酸化的硝酸银溶液反应生成白色沉淀，说明含有Cl-。 通过实验探究，可知氯水的成分为： 三分子：Cl2、H2O、HClO 四离子：H+、Cl-、ClO-、OH-（极少量） 3．氯气的性质和应用易错提醒 (1)氯气与除金、铂以外的绝大多数金属都能反应。变价金属单质与氯气反应，一般生成最高价氯化物，例如过量的铁丝在氯气中燃烧时，生成FeCl3而不生成FeCl2。但干燥的氯气在常温下不与铁反应，因此，干燥的氯气可用钢瓶贮存。 (2)H2在Cl2中燃烧的火焰为苍白色，集气瓶口产生白雾，HCl极易溶于空气中的水蒸气形成盐酸小液滴。 (3)烟是固体小颗粒，如FeCl3棕褐色烟；雾是小液滴，如HCl气体在空气中形成盐酸小液滴。 (4)燃烧是发光发热的剧烈的氧化反应，燃烧不一定有氧气参与。 (5)氯水中含有Cl2、HClO等分子，也含有H＋、Cl－等离子，说明Cl2与H2O不能完全反应，只能进行到一定的限度。Cl2＋H2OHCl＋HClO为可逆反应。 (6)氯水中含有Cl2、HClO，当氯水发生氧化还原(如与FeCl2、NaBr、KI等)反应时，只看作Cl2参与反应，如2FeCl2＋Cl2===2FeCl3；当考虑氯水的漂白性和消毒性时，只看作HClO起作用。 (7)由于氢氧化钙的溶解度较小，制备漂白粉时不能用石灰水，应用石灰乳。 (8)漂白粉中起漂白作用的是HClO，HClO不稳定，见光易分解，久置后会变质，所以制备稳定的次氯酸盐更便于储存和运输。 4．氧化还原反应中的4个“不一定” (1)一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原。如C2＋H2O===H＋中，被氧化和被还原的元素都是氯元素。 (2)一种反应物不一定只表现出一种性质。如反应2KMnO4K2MnO4＋MnO2＋O2↑中，参加反应的KMnO4既表现了还原性，又表现了氧化性。 (3)有单质参加或生成的反应不一定是氧化还原反应。如同素异形体之间的相互转化不属于氧化还原反应。 (4)某种物质由化合态变为游离态，不一定是被还原，如HCl→Cl2是被氧化。 5．氧化性和还原性比较易错提醒 (1)不能根据得失电子的多少判断氧化性、还原性的强弱； (2)氧化性、还原性的强弱还与物质的浓度等有关，如浓硝酸的氧化性大于稀硝酸。 (3)同一元素不同价态的化合物中，物质中元素的化合价越高，其氧化性不一定越强，因为物质的氧化性强弱不仅与化合价高低有关，而且与物质本身的稳定性有关。 (4)元素处于最高价时只有氧化性，但氧化性不一定强。如CO2中C为＋4价是最高价，但CO2的氧化性很弱。 (5)元素处于最低价态时只有还原性，但还原性不一定强。如H2O中O为－2价是最低价，但H2O的还原性非常弱。 6．氧化性和还原性的比较方法 (1)根据反应条件判断氧化性和还原性强弱 当不同的氧化剂(或还原剂)与同一还原剂(或氧化剂)反应时，反应越易进行，则对应的氧化剂(或还原剂)的氧化性(或还原性)越强，反之越弱。如： ①MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O 氧化性：KMnO4>MnO2。 ②Na、Mg、Al单质与H2O反应情况如下，Na与冷水剧烈反应，Mg加热才反应，Al加热条件下也难反应，故还原性：Na＞Mg＞Al。 (2)根据氧化产物的价态高低判断氧化性和还原性强弱 当变价的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，可由氧化产物元素价态的高低来判断氧化剂氧化性的强弱。即在相同条件下，使还原剂价态升得越高，则氧化剂的氧化性越强。 例如：2Fe＋3Cl22FeCl3 Fe＋SFeS 氧化性：Cl2＞S。 判断还原剂还原性的原理类似。 7．实验室取用金属钠易错提醒 (1)取金属钠时应用镊子，不能用手直接接触，一般取绿豆粒大小即可，不能太大，以免发生危险。 (2)剩余的钠要放回原试剂瓶中。 8．碳酸钠和碳酸氢钠的鉴别方法 (1)加热法：利用NaHCO3固体受热易分解，Na2CO3不易分解，将固体置于试管中加热，能产生使澄清石灰水变浑浊的气体的是NaHCO3。 (2)沉淀法：各取少量固体溶于水，再分别滴加稀BaCl2或CaCl2或Ba(NO3)2溶液，有白色沉淀生成的是Na2CO3。 (3)测pH法：配成相同物质的量浓度的两溶液，pH较大的是Na2CO3。 (4)测生成气体快慢法：各取少量固体于试管，加适量水溶解，分别滴加稀盐酸，立刻有气体产生的是NaHCO3，开始无现象，后有气体产生的是Na2CO3。 9．强电解质和弱电解质易错提醒 (1)溶于水导电的化合物不一定是电解质，如CO2、SO2、SO3、NH3等。 (2)强电解质溶液导电性不一定强。导电性主要与阴阳离子的浓度和所带的电荷数有关。 (3)难溶的物质不一定是弱电解质，如CaCO3、BaCO3等均为强电解质。 (4)溶液的导电能力与自由移动离子的浓度和离子所带电荷数成正比关系。 (5)酸、碱、盐溶于水时可以导电，熔融态的碱和盐也可以导电。 (5)强弱电解质与其是否溶于水无必然联系，与其溶解度大小无必然联系，与其导电能力强弱无必然联系，只与其是否完全电离有关。 10．书写离子方程式时的拆分原则 (1)强酸、强碱和易溶于水的盐改写成离子形式，难溶物质、难电离物质、易挥发物质、单质、氧化物、非电解质等均写化学式。 (2)改写微溶物时要看清题目要求：①作为反应物，若是澄清溶液写离子符号，若是悬浊液写化学式。 ②作为生成物，一般写化学式(标↓号)。 (3)氨水作反应物写NH3·H2O；作生成物，若有加热条件或浓度很大时，可写NH3(标↑号)。 (4)容易出现错误的几类物质的改写。 ①多元弱酸的酸式酸根离子不能拆开写，如NaHCO3不能拆写成Na＋、H＋和CO，应拆写成Na＋和HCO。 ②浓硫酸作为反应物不能拆开写，应写成化学式；在溶液中的NaHSO4应拆写成Na＋、H＋和SO。 11．工业上制取镁易错提醒 (1)镁的还原性很强，所以不能用金属置换法来制取，只能用电解熔融氯化镁的方式来制取。 (2) 由MgCl2·6H2O加热制取无水MgCl2时，要不断通入干燥的HCl气体，防止MgCl2与水反应生成Mg(OH)2。 (3)工业上电解熔融的氯化镁制取镁，而不是电解氧化镁制取镁。 (4)因镁在高温下能与O2、N2、CO2等气体发生反应，故工业电解MgCl2得到的镁，应在H2氛围中冷却。 12．氯、溴、碘主要性质及离子检验 (1)卤素单质的性质 ①Br2、I2与Cl2有相似的化学性质，如均能与金属、非金属(H2)、H2O、碱反应。 ②氧化性强弱顺序为Cl2＞Br2＞I2。 (2)卤素单质的检验 Cl2 Br2 I2 常温下外观 黄绿色气体 深红棕色液体 紫黑色固体 常用检验方法 ①能使湿润的KI淀粉试纸变蓝②能使湿润的蓝色石蕊试纸先变红后褪色 能使湿润的KI淀粉试纸变蓝 遇淀粉溶液变蓝 (3)卤素离子的检验 检验卤素离子的最好的方法是用硝酸银和稀硝酸，因为其灵敏度高，反应现象明显。检验时，一定要加入稀硝酸，以排除CO、OH－等离子的干扰。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！13 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $