2025-2026学年高一上学期化学苏教版必修第一册 知识点总结

高中化学必修一知识点 专题一 物质的分类及计量 1、 物质的分类 1．分类 分类是指按照种类、等级或性质进行归类。通常可根据事物的外部特征或事物的本质特征来进行分类。 可以从是否只有一种物质，分为混合物和纯净物，是否只有一种元素分为单质和化合物，多个方面入手对物质进行分类。 纯净物与混合物的区别： 纯 净 物 混 合 物 ①有固定的组成和结构 无固定组成和结构 ②有一定的熔、沸点 无一定的熔、沸点 ③保持一种物质的性质 保持原有物质各自的化学性质 （1） 从物质的导电性分类：可将物质分为导体和绝缘体。 （2） 从物质的状态分类：气体物质、液体物质和固态物质。 （3） 从物质在水中的溶解能力分类：可将物质分为可溶、难溶。 （4） 根据物质的导电性：分为导体、半导体、绝缘体。 另外，也从物质的用途、物质的来源等其他角度进行分类。 2．根据物质的组成和性质特点分类 物质分类的树状分类图： (1)氧化物的分类 根据氧化物的性质，将氧化物分为碱性氧化物和酸性氧化物： 碱性氧化物：能与酸反应生成盐和水的氧化物，如CaO、Na2O等。 酸性氧化物：能与碱反应生成盐和水的氧化物，如CO2、SO2等。 (2)酸的分类 ①根据组成，将酸分为无氧酸和含氧酸 无氧酸：不含氧元素的酸，如HCl等。 含氧酸：含氧元素的酸，如H2SO4、HNO3等。 ②根据在水溶液中电离出的H+个数，分为一元酸（如HCl、HNO3）、二元酸（如H2SO4、H2CO3）和三元酸（如H3PO4）。 ③根据酸性强弱，分为强酸（如HCl、H2SO4）和弱酸（如H2CO3）。 (3)碱的分类 ①根据溶解性，NaOH、KOH和Ba(OH)2为可溶性碱；Cu(OH)2、Fe(OH)3为难溶性碱或难溶性氢氧化物；Ca(OH)2为微溶性碱。 ②根据碱性强弱，KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2为强碱；NH3·H2O、Cu(OH)2等为弱碱。 2、 物质的转化 1. 物质的性质及其变化 （1） 物质的性质 物理性质 物质不需要经过化学反应直接表现出来的性质。如：颜色、状态、气味、熔点、沸点、密度、硬度等 化学性质 物质在发生化学反应时表现出来的性质。如：酸性、碱性、氧化性、还原性、可燃性、稳定性等 （2） 物质的变化 物理变化 定义 物质发生状态或外形的改变，而没有生成新物质的变化。如：水结成冰，蔗糖的溶解，酒精的挥发，金属通电，活性炭的吸附漂白等 化学变化 定义 物质发生变化时生成了其他物质的变化。在化学变化中常伴随有发光、热效应、变色、气体放出、沉淀生成等现象。如：金属的腐蚀、物质的燃烧、食品的腐败变质、铵盐受热分解等 类型 按反应形式可分为：分解、化合、置换、复分解 按反应的本质可分为：氧化还原反应、非氧化还原反应 按参与反应的离子可分为：离子反应、分子反应 按反应进行的程度可分为：可逆反应、不可逆反应 2. 无机化学反应一般规律 （1） 金属+非金属→无氧酸盐 Mg+Cl2MgCl2 （2） 碱性氧化物+酸性氧化物→含氧酸盐 CaO+CO2=CaCO3 （3） 酸+碱→盐+水 2HCl+Ba（OH）2＝BaCl2+H2O （4） 盐+盐→两种新盐 AgNO3+NaCl＝AgCl↓+NaNO3 一般参加反应的两种盐可溶，反应向生成更难溶物质的方向进行。 （5） 金属+氧气→碱性氧化物 2Cu+O2 2CuO （6） 碱性氧化物+水→碱 CaO+ H2O=Ca(OH)2 一般生成的是可溶性的强碱，如CuO、Fe2O3等不能与H2O反应生成相应的氢氧化物（碱）。 （7） 碱+盐→新碱+新盐 Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH （8） 非金属+氧气→酸性氧化物 S+ O2SO2 （9） 酸性氧化物+水→对应含氧酸 SO3+ H2O=H2SO4 （10） 酸+盐→新酸+新盐 CaCO3+2HCl＝CaCl2+ H2O+CO2↑ 一般要符合强酸制弱酸或高沸点酸制低沸点酸（难挥发性酸制易挥发性酸）。 （11） 盐+金属→新盐+新金属 Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu 符合盐是可溶性的、金属的活泼性强于新金属、金属活泼性不能太强（K、Na、Ca等与盐溶液接触立即与水反应置换出氢）等条件。 （12） 金属+酸→盐+氢气 Zn+ H2SO4= ZnSO4+H2↑ 金属与酸反应置换出氢的规律应注意：一是金属在活动性顺序表中应排在氢以前，二是酸不能是氧化性酸（浓硫酸、浓、稀硝酸等） （13） 碱性氧化物+酸→盐+水 CuO+2HCl＝CuCl2+ H2O （14） 酸性氧化物+碱→盐+水 CO2+Ca（OH）2= CaCO3↓+ H2O 3、 物质的量 (1)物质的量：物质的量是七大基本物理量之一，是表示一定数目的微粒的集合体的物理量，用符号n表示，常用单位是mol。 2．意义：它可以把物质的质量、体积等宏观量与原子、分子或离子等微观粒子的数量联系起来。 3．计量对象:物质的量计量对象是分子、原子、离子、质子、中子、电子等微观粒子及它们的特定组合。 (2)摩尔：是物质的量的单位，每摩尔物质含有阿伏加德罗常数个粒子。摩尔简称摩，符号mol。使用摩尔表示物质的量时，应该用化学式指明粒子的种类。不能用于描述宏观物质。 (3)阿伏加德罗常数 1mol 任何微粒的集合体中的微粒数叫作阿伏加德罗常数，用NA表示，通常使用近似值6.02×1023mol－1。 物质的量、阿伏加德罗常数与粒子数的关系：n＝ 4、 摩尔质量 （1） 摩尔质量：1mol任何物质所具有的质量叫作这种物质的摩尔质量。 （2） 当物质的质量以克为单位时，其数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量。 （3） 摩尔质量的单位g·mol－1，符号为M。 物质的量、物质的质量和物质的摩尔质量之间存在如下关系：n＝ 5、 物质的聚集状态 （1） 影响物质体积大小的因素有：①微粒数目；②微粒大小；③微粒之间的距离。 （2） 对于固态或液态物质，影响其体积的主要因素是微粒的数目和微粒的大小； 对于气态物质，影响其体积的主要因素是微粒的数目和微粒间距离。 （3） 对于一定量的气体，影响其体积的因素是温度和压强。 温度一定，压强越大，气体体积越小，压强越小，气体体积越大； 压强一定，温度越高，气体体积越大，温度越低，气体体积越小。 6、 气体摩尔体积 （1）气体摩尔体积：单位物质的量的气体所占的体积叫作气体摩尔体积。气体摩尔体积的符号为Vm，单位为L·mol－1，气体摩尔体积的表达式为Vm＝ 在标准状况下（0℃，101kPa），气体摩尔体积Vm≈22.4 L·mol－1这里的气体可以是单一气体，也可以是混合气体。由此也可以推知在标准状况下气体的密度是用气体的摩尔质量除以，即由此也可推得：＝· （2）阿伏伽德罗定律 1.内容：在同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。 适用范围：适用于相同条件下任何气体 不同表述：①若T、P、V相同，则N（或n）相同；②若T、P、n相同，则V相同。 2.推论：①、相同 ＝＝ ② 七、化学方程式中化学计量数的含义 既表示反应物和生成物之间的微粒的数量关系，又表示反应物和生成物之间的物质的量关系。如：2H2+O22H2O表示2个H2分子与1个O2分子在点燃条件下生成2个 H2O分子，也表示2molH2和1molO2在点燃条件下完全反应，生成2molH2O。 2．物质的量在化学方程式计算中的应用 以H2与O2反应生成H2O为例： 7、 物质的分散体系 1、分散系 (1)概念：分散系是指由一种或几种物质(称为分散质)分散到另一种物质(称为分散剂)中形成的混合物体系。 (2)分类：依据分散质粒子直径的大小分为三类分散系 2、胶体的性质 (1)丁达尔效应：当光束通过胶体时，在垂直于光线的方向可以看到一条光亮的通路，该现象称为丁达尔效应。丁达尔效应可用来区分溶液和胶体。 (2)吸附性：利用胶体的胶粒具有吸附性可以用来净水。 3、胶体的用途 自来水厂常用某些含铁的化合物作净水剂。当这些物质溶解于水后，产生的Fe(OH)3胶体吸附水中的悬浮颗粒并沉降，从而达到净水的目的。 微点拨：胶体的本质是分散质粒子的直径在10－9～10－7m(1～100 nm)之间，丁达尔效应是胶体的特征性质。 4、溶液、胶体、浊液三种分散系的比较 溶液 胶体 悬、乳浊液 分散质粒子大小/nm <1 1~100 >100 外观特征 均匀、透明、稳定 均匀、有的透明、（较）稳定 不均匀、不透明、不稳定 能否通过滤纸 √ √ × 能否通过半透膜 √ × × 能否有丁达尔效应 × √ × 实例 NaCl、蔗糖溶液 Fe（OH）3胶体 泥水 （2）胶体的概念和性质 　　①概念——分散质微粒的直径大小在1nm～100nm之间的分散系称做“胶体”。根据分散剂状态，可将胶体分为液溶胶，如氢氧化铁胶体、淀粉溶液；气溶胶，如云、雾、烟；固溶胶，如有色玻璃、烟水晶。 　　②胶体有如下的性质 　　丁达尔效应——在暗室中，让一束平行光线通过肉眼看来完全透明的溶液，从垂直于光束的方向，可以观察到有一浑浊光亮的光柱，其中有微粒闪烁，该现象称为“丁达尔效应”。丁达尔效应是粒子对光散射作用的结果。 　　布朗运动——在胶体中，由于质点在各个方向所受的力不能相互平衡而产生的无规则的热运动，称为“布朗运动”。 　　电泳——在外加电场的作用下，胶体的微粒在分散剂里向阴极（或阳极）做定向移动的现象。 　　注意：电泳只是胶粒定向地向电极运动，并没有凝聚而沉淀。（补充） 凝聚——胶体分散系中，分散质微粒相互聚集而下沉的现象称为“凝聚”。能促使溶胶凝聚的物理或化学因素有加电解质（酸、碱及盐）、加热、溶胶浓度增大、加带相反电荷的胶体等。 八、电解质溶液 1．电解质与非电解质的区别 电解质 非电解质 定义 在水溶液或熔融状态下能导电的化合物 在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物 化合物类型 酸、碱、大多数的盐，金属氧化物、水等 非金属氧化物、有机物(葡萄糖、淀粉、油脂等)等 实例 H2SO4、NaOH、Na2CO3、CaO等 SO3、NH3、C2H5OH、CH4等 2.电解质的电离 (1)电离：电解质在水溶液中或熔融状态下产生自由移动的离子的过程。 (2)电离方程式：用化学符号来表示电解质电离的式子。如 H2SO4的电离方程式：H2SO4===2H＋＋S； NaOH的电离方程式：NaOH===Na＋＋OH－； CuSO4的电离方程式：CuSO4==S＋Cu2＋。 (3)从电离角度理解酸、碱、盐的概念 ①酸：电离时生成的阳离子全部是H＋的化合物。 ②碱：电离时生成的阴离子全部是OH－的化合物。 ③盐：在水溶液中可电离出金属阳离子(或铵根离子)和酸根阴离子的化合物。 注意：1、CO2、SO3的水溶液可以导电，但不是电解质。因为在CO2、SO3的水溶液中，起导电作用的是CO2、SO3和水反应生成的H2CO3和H2SO4，CO2、SO3是非电解质，H2CO3、H2SO4是电解质。盐酸不是电解质，因为它是混合物，而电解质必须是化合物。 2、NaHSO4虽然在水溶液中电离生成H＋、Na＋、SO42-，但NaHSO4属于盐，其电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO42-，根据酸的定义，NaHSO4的阳离子并不都是H＋，所以不属于酸。 专题二 研究物质的基本方法 一、实验安全与基本规范 1．实验前提 良好的安全防护意识和必要的实验安全措施是进行实验的前提。 2．安全实验的操作流程 3．常见危险化学品的分类标识 第1类：爆炸品 第2类：压缩气体和液化气体 第3类：易燃液体 第4类：易燃固体、自燃物品和遇湿易燃物品 第5类：氧化剂和有机过氧化物 第6类：有毒品 第7类：放射性物品 第8类：腐蚀品 二、物质的分离与提纯 （1） 物质的分离：是把混合物中的各种物质分开的过程，分开以后的各物质应该尽 量减少损失，而且是比较纯净的。经常采用的分离方法有：过滤、蒸发、结晶、蒸馏（分馏）、萃取、渗析、洗气等。 （2） 物质的提纯：是指将某种物质中的杂质，采用物理或化学方法除掉的过程。它 和分离的主要区别在于除掉后的杂质可以不进行恢复。 ①物质提纯的原则：不增、不变、易分。 所谓不增，是指在提纯过程中不增加新物质，不变质被提纯的物质性质不能改变，易分是指使杂质与被提纯物质容易分开。 ②提纯的方法可以归纳为：“杂转纯，杂变沉，化为气，溶剂分”。 杂转纯：将要除去的杂质变为提纯物，这是提纯物质的最佳方案。如除去Na2CO3中混有的NaHCO3即可将混合物加热使NaHCO3全部转化为Na2CO3。 杂变沉：加入一种试剂将要除去的杂质变成沉淀，最后用过滤的方法除去沉淀。 化为气：加热或加入一种试剂使杂质变为气体逸出。如食盐水中混有Na2CO3，则可加盐酸使CO32－变CO2逸出。 溶剂分：加入一种试剂将杂质或被提纯物质萃取出来。如用CCl4可将碘从水中萃取出来。 （3） 物质分离和提纯的常用方法 方法 适用范围 主要仪器 举例 注意事项 过滤 固体与液体分离 漏斗、烧杯、玻璃棒、铁架台（带铁圈）、滤纸 粗盐的提纯时，把粗盐溶于水，经过过滤，把不溶于水的固体杂质除去 ①要“一贴二低三靠” ②必要时要洗涤沉淀物（在过滤器中进行） ③定量实验的过滤要“无损失” 蒸发 分离溶于溶剂中的溶质 蒸发皿、三脚架、酒精灯、玻璃棒 从食盐水溶液中提取食盐晶体 ①溶质须不易分解、不易水解、不易被氧气氧化 ②蒸发过程应不断搅拌 ③近干时停止加热、余热蒸干 萃取 利用溶质在两种互不相溶的溶剂中的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液里提取出来 可在烧杯、试管等中进行，一般在分液漏斗中（为便于萃取后分液） CCl4把溶在水的Br2萃取出来 ①萃取后要再进行分液 ②对萃取剂的要求：与原溶剂互不相溶、不反应；溶质在其中的溶解度比在原溶剂中大；溶质不与萃取剂反应；两溶剂密度差别大 ③萃取后得到的仍是溶液，一般再通过分馏等方法进一步分离 分液 两种互不相溶的液体的分离 分液漏斗 水，苯的分离 上层液体从上口倒出，下层液体从下口放出 结晶 重结晶 混合物中各组分在溶剂中的溶解度随温度变化不同 烧杯及过滤仪器 从氯化钠和硝酸钾的混合物中提纯硝酸钾 ①一般先配制较高温度的饱和溶液，然后降温结晶 ②结晶后过滤分离出晶体 蒸馏分馏 利用沸点不同以分离互溶液体混合物 蒸馏烧瓶、水冷凝管、酒精灯、锥形瓶、牛角管、温度计、铁架台、石棉网等 制取蒸馏水，除去水中杂质；石油分馏 ①温度计水银球在蒸馏烧瓶支管口处 ②加碎瓷片 ③注意冷凝管水流方向应下进上出 ④不可蒸干 三、常见物质的检验 （1） 常见阴离子的特性及检验： 离子 检验试剂 主要实验现象 离子方程式及说明 Cl- AgNO3溶液，稀硝酸 生成的白色沉淀不溶于稀硝酸 Ag+＋Cl－＝AgCl↓（白色） CO32- ①BaCl2溶液、稀盐酸②盐酸、石灰水 ①生成的白色沉淀能溶于稀盐酸 ②生成能使石灰水变浑浊的无色气体 ①Ba2+＋CO32－＝BaCO3↓ BaCO3＋2H+＝Ba2+＋CO2↑＋H2O ②CO32－＋2H+＝CO2↑＋H2O CO2+Ca（OH）2= CaCO3↓（白色）+ H2O OH－ ①无色酚酞 ②紫色石蕊试液 ③pH试纸 ①变红 ②变蓝 ③显蓝色至深蓝色 OH－表现碱性 SO42－ 可溶性钡盐溶液，稀盐酸 生成不溶于稀盐酸的白色沉淀 Ba2+＋SO42－＝BaSO4↓（白色） （2） 常见阳离子的特性及检验： 检验试剂 主要实验现象 离子方程式及说明 ①紫色石蕊试液 ②pH试纸 ①变红色 ②变红色 硫氰化钾溶液 溶液变成血红色 Fe3++3SCN－ Fe(SCN)3 氢氧化钠溶液、红色石蕊试纸 加热有刺激性气味气体生成，使试纸变蓝 NH4++OH－NH3↑+H2O NH3可使湿润的红色石蕊试纸变蓝 四、焰色反应 (1)定义：许多金属或它们的化合物在火焰上灼烧时都会使火焰呈现特殊的颜色，在化学上称为焰色反应。 (2)操作 (3)几种金属的焰色： ①钠元素的焰色反应呈黄色。 ②钾元素的焰色反应呈紫色(透过蓝色的钴玻璃观察)。 (4)应用： ①检验金属元素的存在，如鉴别NaCl和KCl溶液。 ②利用焰色反应制节日烟火。 微点拨：焰色反应是物理变化；需要透过蓝色钴玻璃观察。 5．现代分析方法 (1)用元素分析仪确定物质中是否含有C、H、O、N、S、Cl、Br等元素。 (2)用红外光谱仪确定物质中是否存在某些有机原子团。 (3)用原子吸收光谱仪确定物质中含有哪些金属元素等。 五、溶液的配制和分析 (1) 物质的量浓度 （1） 定义：以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液的组成的物理 量，叫作溶质B的物质的量浓度，符号：cB，常用单位为mol·L－1或mol·m－3 (2) 物质的量、物质的量浓度、溶液的体积之间的关系： (3) 配制一定物质的量浓度的溶液 1. 配制物质的量浓度溶液主要配制仪器 托盘天平（以固体药品配制时）或量筒（以浓溶液配制稀溶液时）、玻璃棒、烧杯、容量瓶、 胶头滴管 2. 配制物质的量浓度溶液步骤如下： （1） 计算：计算配制的溶液所需溶质的质量（固体溶质）或体积（液体溶质、浓溶液）； （2） 称量（或量取）：用天平称量固体溶质（或用量筒量取液体体积）； （3） 溶解：把称量好的溶质放入烧杯中，加适量蒸馏水溶解，搅拌； （4） 转移：待溶液静置到室温，倒入容量瓶中（配多少毫升的溶液选用多少毫升容量瓶）； （5） 洗涤：洗涤烧杯2～3次，把每次洗涤的洗涤液一并倒入容量瓶中（洗液 及原配液不能超过所配制溶液的体积）； （6） 定容：往容量瓶中加水直至液面接近刻度线1～2cm处，改用胶头滴管加 水到瓶颈刻度地方，使溶液的凹液面正好和刻度相平。把瓶塞盖好，反复摇匀。 3. 关于容量瓶的使用 （1） 容量瓶是配制准确物质的量浓度溶液的仪器。容量瓶是细颈、梨形的平底 玻璃瓶。瓶口配有磨口玻璃塞或塑料塞，它的颈部有标线，瓶上有温度和容量。 （2） 使用容量瓶的注意事项： a) 按所配溶液的体积选择合适规格的容量瓶。（50mL、100mL、250mL、500mL） b) 使用前要检查容量瓶是否漏水。 c) 使用前要先用蒸馏水洗涤容量瓶。 d) 容量瓶不能将固体或浓溶液直接溶解或稀释，容量瓶不能作反应器，不能长 期贮存溶液。 五、配制误差分析 （1） 若称量固体溶质时，操作无误，但所使用砝码生锈，m偏大，结果偏高。 （2） 若没有洗涤烧杯内壁，使n减小，结果偏低。 （3） 若容量瓶中有少量蒸馏水或定容后反复摇匀发现液面低于刻度，则对结果无影响。 （4） 俯视刻度线：V偏小，c偏高。 （5） 仰视刻度线：V偏大，c偏低。 未冷却至室温就注入容量瓶进行定容，则V偏小，c偏高。 四、规律总结 物质的量（mol）与其他常用计量的关系 六、物质性质和变化的探究 1．实验探究二氧化碳的性质 实验操作 实验现象 实验结论 将二氧化碳通入水中，向其中滴入几滴紫色石蕊试液 溶液变成红色 有酸性物质生成 加热该红色液体 有气泡从溶液中逸出，溶液重新变成紫色 生成的酸性物质不稳定 2.实验探究铝的性质 实验序号 实验操作 实验现象 实验结论 1 观察比较铝片在打磨前后的光泽 铝片在打磨前没有金属光泽，打磨后有银白色金属光泽 铝有金属光泽 2 用坩埚钳夹持一片未打磨的薄铝片，在酒精灯火焰上加热，当铝片表面呈灰白色时，轻轻晃动铝片 铝箔先熔化，失去光泽，熔化的铝不滴落 铝表面生成的氧化膜(Al2O3)的熔点高于铝的熔点，包在铝的外面，所以熔化的铝并不滴落 3 取两支试管，分别放入打磨过的铝片，再分别加入3 mL 6 mol·L－1的盐酸和氢氧化钠溶液 两支试管中铝片均溶解，并有无色气泡产生 铝与盐酸、氢氧化钠均能发生反应，化学方程式为： 2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑、2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑ 3.实验探究温度、浓度对过氧化氢分解快慢的影响 (1)温度对化学反应速率影响的探究 实验操作 实验现象 ①产生气泡速率最慢 ②产生气泡 速率较快 ③产生气 泡速率最快 实验结论 温度升高，H2O2的分解速率加快 (2)浓度对化学反应速率影响的探究 实验操作 取浓度为3%、6%的H2O2溶液3 mL分别加入两支试管中，用少量二氧化锰粉末催化 实验现象 装有6% H2O2溶液的试管中先产生气泡 实验结论 增大反应物浓度能使H2O2溶液分解速率加快 4.探究物质性质和变化的实验设计思路 6、 人类对原子结构的认识 一、元素性质与原子核外电子排布的关系 1．化学反应的特点：原子核不发生变化，但最外层电子数可能发生变化。 2．化合价和核外电子排布的关系 (1)活泼金属在反应中，一般失去电子，表现正化合价。 (2)活泼非金属在反应中，一般得到电子，表现负化合价。 (3)化合价与得失电子的关系：失去的电子数＝正价的数值；得到的电子数＝负价的数值。 微点拨：原子的最外层电子数决定了元素的化学性质，一般说来，最外层电子数小于4易失电子，最外层电子数大于4易得电子，最外层电子数等于4，既不易得也不易失电子。 二、人类认识原子结构的历程 微点拨：原子结构模型的演变过程反映了科学家具有质疑、创新、求实、等良好的科学品质，随着现代科学技术的发展，人类对原子的认识还会不断深化。 三、原子核的构成 1．原子是由原子核和核外电子构成的，原子核又是由质子和中子构成的，质子带正电，中子不带电。 2．元素、核素、同位素的关系 原子的构成： 1. 原子的质量主要集中在原子核上。 2. 质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略。 3. 原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 4. 质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N) 5. 在化学上，我们用符号X来表示一个质量数为A，质子数为Z的具体的X原子。 二、核素 核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。一种原子即为一种核素。 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。 ( 中子 N 个=（ A－Z ）个 )在化学上，我们用符号X来表示一个质量数为A，质子数为Z的具体的X原子。 ( 质子 Z 个 ) ( 原子 X ) ( 原子核 ) ( 核外电子 Z 个 ) 三、原子核外电子的排布 1．在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。 　2.核外电子的排布规律 （1）核外电子总是先排布在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布。 （能量最低原理）。 （2）各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层） （3）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个；倒数第三层不超过32个。 专题三 从海水中获得的化学物质 1、 氯气的生产原理 (1) 氯气的工业制法 （1） 原料：饱和食盐水。 （2） 原理：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑（在阳极生成黄绿色的氯气，阴极生成氢气） 以电解饱和食盐水为基础制取氯气、烧碱等产品的工业称为氯碱工业。 氯气的制备原理：反应的化学方程式为2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。 (3)实验室电解饱和食盐水 ①实验装置： ②实验操作 a．接通电源，观察铁棒和石墨棒上发生的现象。通电一段时间后，将小试管套在a管上，收集U形管左端产生的气体。2 min后，提起小试管，并迅速用拇指堵住试管口，移近点燃的酒精灯，松开拇指，检验收集到的气体。 b．取一支小试管，用向上排空气法收集从b管导出的气体，观察收集到的气体的颜色。 c．关闭电源，打开U形管左端的橡皮塞，向溶液中滴加1～2滴酚酞溶液，观察溶液颜色的变化。 ②实验分析 实验现象 结论 a 出现爆鸣声 a管中气体为氢气 b 产生黄绿色的气体 b管中气体为氯气 c 铁棒端溶液变红、 石墨棒端溶液不变色 U形管左端溶液显碱性、 U形管右端溶液不显碱性 ③实验结论 根据实验推断电解饱和食盐水的产物是H2、Cl2、NaOH溶液。 (2) 氯气的实验室制法 （1） 原理：　MnO2＋4HCl（浓）MnCl2＋Cl2↑十2H2O 装置：用“固+液 气体 ” ①A装置为气体发生装置，作用是制备气体。 ②B装置为收集装置，作用是收集气体。 ③C装置为尾气处理装置，作用是吸收多余Cl2。 （2） 除杂：制得的Cl2中含有氯化氢杂质，通常用饱和食盐水洗气，如要制取干燥的Cl2，可以用浓硫酸作干燥剂以除去水蒸气。 （3） 收集：向上排空气法或排饱和食盐水收集。 （4） 尾气处理：氯气有毒，为防止其污染空气，必须加以吸收，一般用NaOH溶液吸收多余的Cl2。Cl2＋2NaOHNaCl＋NaClO（次氯酸钙）＋H2O 2、 氯气的性质 (1) 认识氯气的物理性质 （1） Cl2在通常状况下是一种黄绿色的气体。氯气的密度比空气大，能溶于水。 （2） 有强烈的刺激性气味，有毒。（闻Cl2的气味时应掌握正确的方法：用手在集气瓶口轻轻扇动，使极少量的Cl2飘入鼻孔，这也是在化学实验中闻气体气味的基本方法。） 颜色 密度 气味 毒性 状态 溶解性 特性 黄绿色 比空气大 刺激性气味 有毒 气体 1 体积水约能溶解2 体积氯气 易液化 (二)氯气的化学性质 Cl2是很活泼的非金属单质，具有很强的氧化性，能氧化大多数的金属和非金属。 （1） 氯气与金属的反应： 　　2Na＋Cl22NaCl 　　现象：剧烈燃烧，有白烟（NaCl小颗粒）生成。 　　Cu＋Cl2CuCl2 　　现象：红热的铜丝剧烈燃烧，生成棕黄色烟（CuCl2小颗粒），溶于水呈浅绿色。逐渐加水稀释则经历浅绿蓝绿浅蓝的颜色变化。 　　2Fe＋3Cl22FeCl3 　　现象：铁丝燃烧，生成棕褐色的烟（FeCl3小颗粒），溶于水得棕黄色溶液。 　　说明：①氯气是强氧化剂，与变价金属（如Fe、Cu等）反应，生成物为高价金属的氯化物（如FeCl3、CuCl2）。Fe与Cl2作用不生成FeCl2。 　　②硫与Fe、Cu反应，生成低价金属硫化物。Cl2的非金属性比S的非金属性强。 　　③干燥的Cl2不与Fe反应，所以液态Cl2可用钢瓶盛装。 （2） 氯气与非金属的反应： 　 H2＋Cl22HCl 　　纯净的H2在Cl2中安静燃烧，火焰呈苍白色，有白雾。点燃或光照氢气和氯气的混合气体，会发生爆炸。 说明：固体小颗粒分布于气体中的现象叫烟，液体小液滴分布于气体中的现象叫雾。故打开浓盐酸、浓硝酸的瓶盖，瓶口产生白雾。 操作 H2在Cl2中燃烧 H2和Cl2的混合气体光照 现象 H2在盛有Cl2的集气瓶中安静地燃烧，发出苍白色火焰，集气瓶口有白雾产生 发生爆炸 反应原理 H2＋Cl22HCl （3） 氯气与水的反应： Cl2＋H2O＝HCl＋HClO 在新制氯水中含有分子H2O、Cl2、HClO，含有离子H＋、Cl－、ClO－、OH－ （水可电离出H＋和OH－）。生成物中的HClO有三条主要性质： ①弱酸性：酸性比H2CO3还要弱； ②强氧化性：HClO中氯元素的化合价为＋1价，因此它具有很强的氧化性，可以用作漂白剂和自来水的杀菌消毒剂； ③不稳定性：HClO不稳定，见光受热可以发生分解反应。2HClO2HCl＋O2↑。 久置的氯水中含有H2O分子和H＋、Cl－、OH－离子，相当于稀盐酸。通常所用的氯水是新制氯水，在化学实验中经常作为Cl2的代用品。氯水和液氯是不同的，前者是混合物，而后者是纯净物。 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 新制氯水具有漂白性 （4） 氯气与碱的反应： 　　Cl2通入NaOH溶液：Cl2＋2NaOHNaCl＋NaClO＋H2O 　　反应的离子方程式：Cl2＋2OH－Cl－＋ClO－＋H2O 　　工业上制漂白粉：2Cl2＋2Ca（OH）2CaCl2＋Ca（ClO）2＋2H2O 　　漂白粉的有效成分是Ca（ClO）2，主要成分是Ca（ClO）2和CaCl2。 漂白原理：Ca（ClO）2＋2HClCaCl2＋2HClO 　　Ca（ClO）2＋H2O＋CO2CaCO3↓＋2HClO 漂白粉失效的原因：Ca（ClO）2＋H2O＋CO2CaCO3↓＋2HClO 2HClO2HCl＋O2↑ （5） Cl－的检验： 与AgNO3溶液反应，生成不溶于稀HNO3的白色沉淀，AgNO3+ NaCl＝AgCl↓+NaNO3 三、氧化还原反应 (1) 氧化还原反应中的概念间的关系 口诀：升（化合价升高）失（失电子）氧（被氧化，发生氧化反应）还（做还原剂，本身具有还原性），降（化合价降低）得（得电子）还（被还原，发生还原反应）氧（做氧化剂，本身具有氧化性）。 反应过程中相应变化关系图 2．氧化还原反应的特征是元素化合价发生变化。 氧化还原反应的本质是发生电子转移(得失或偏移)。 氧化还原反应电子转移的表示方法 通常用电子转移的方向和数目来表示一个氧化还原反应。 1．双线桥法——表明一种元素反应前后的电子得失(或偏移)情况。 (1)双线桥法表示电子转移的基本步骤： (2)示例： (3)注意事项：①箭尾、箭头必须指向反应物、生成物中相应的同种元素。②采用a×be－形式表示得失电子数，a为得失电子的原子总数，b为每个原子得失电子数，a、b是“1”时省略。得到与失去的电子总数相等。 2．单线桥法——表明反应中化合价变化的元素原子间的电子转移情况。 (1)单线桥法表示电子转移的基本步骤 (2)示例： (3)注意事项：①单线桥法从反应物中失电子的元素指向反应物中得电子的元素，表示反应物中变价元素原子间电子的转移情况；②箭头已标明电子转移的方向，因此不需再标明“得”或“失”，只标明电子转移数目。 氧化剂、还原剂 1．氧化剂和还原剂 (1)氧化剂：在反应中得到电子(或电子对偏向)的物质 (2)还原剂：在反应中失去电子(或电子对偏离)的物质 (3)常见的氧化剂和还原剂 物质种类 常见物质 氧化剂 部分非金属单质 O2、Cl2等 含有高价态元素的化合物 浓硫酸、HNO3、KMnO4、FeCl3、MnO2等 还原剂 活泼的金属单质 Al、Zn、Fe等 某些非金属单质 C、H2等 某些非金属氧化物 CO、SO2等 微点拨：在一个氧化还原反应中，氧化剂和还原剂同时存在，它们可以是不同的物质，也可以是同一物质。如在反应Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O中，Cl2既是氧化剂，又是还原剂。 2．氧化性和还原性 (1)氧化性：氧化剂发生还原反应，表现出氧化性。 (2)还原性：还原剂发生氧化反应，表现出还原性。 3．氧化性、还原性和元素化合价之间的关系 微点拨：物质氧化性、还原性的强弱与得失电子的难易程度有关，而与得失电子的多少无关。如钠失电子数小于铝，但还原性Na＞Al。 四、金属钠及其化合物 1、钠的原子结构及性质 结 构 钠原子最外层只有一个电子，化学反应中易失去电子而表现出强还原性。 物 理性 质 质软、银白色，有金属光泽的金属，具有良好的导电导热性，密度比水小，比煤油大，熔点较低。 化 学 性 质 与非金 属单质 钠在常温下切开后表面变暗：4Na+O2=2Na2O（灰白色） ( 点燃 )钠在氯气中燃烧，黄色火焰，白烟： 2Na+Cl2 ==== 2NaCl 与化合物 与水反应，现象：浮、游、球、鸣、红 2Na＋2H2O=2NaOH+H2↑ 与酸反应，现象与水反应相似，更剧烈，钠先与酸反应，再与水反应。 与盐溶液反应：钠先与水反应，生成NaOH，H2，再考虑NaOH与溶液中的盐反应。如：钠投入CuSO4溶液中，有气体放出和蓝色沉淀。 2Na+2H2O+CuSO4===Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑ 与某些熔融盐： ( 700~800 o C ) 4Na+TiCl4========4NaCl+Ti 存 在 自然界中只能以化合态存在 保 存 煤油或石蜡中，使之隔绝空气和水 制 取 ( 通电 ) 2NaCl(熔融)====2Na+Cl2↑ 用 途 1、 钠的化合物 2、钠钾合金常温为液体，用于快中子反应堆热交换剂 3.作强还原剂 4、作电光源 2、与水的反应 实验现象 解释 钠浮在水面上 钠的密度比水小 与水反应发出“嘶嘶”响声 钠与水反应生成气体 钠熔化成闪亮的小球 钠熔点低，反应放热 小球在水面上迅速游动，逐渐变小，最后消失 反应产生的气体推动小球运动 反应后溶液的颜色逐渐变红 钠与水反应生成碱 钠与水剧烈反应，生成NaOH和H2：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ 3、钠的氧化物 1．氧化钠 氧化钠为白色固体，属于碱性氧化物，与水和盐酸反应的化学方程式分别为Na2O＋H2O===2NaOH、Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O。 2．过氧化钠 (1)物理性质：淡黄色固体。 (2)化学性质①与水的反应化学方程式：2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑。 ②与二氧化碳的反应化学方程式：2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2。 (3)用途：作呼吸面具里的供氧剂，也可作漂白剂。 补充(1)Na2O2不属于碱性氧化物。 (2)Na2O固体中的阳离子和阴离子分别为Na＋、O2－，其数目比为2∶1，Na2O2固体中的阳离子和阴离子分别为Na＋、O，其数目比为2∶1。 (3)Na2O2与CO2或H2O反应均为自身氧化还原反应，Na2O2既是氧化剂又是还原剂，H2O和CO2既不是氧化剂也不是还原剂。1 mol Na2O2参与反应转移1 mol电子。 碳酸钠与碳酸氢钠的性质比较 碳酸钠（Na2CO3） 碳酸氢钠（NaHCO3） 俗 名 纯碱、苏打 小苏打 溶解性 易溶（同温下，溶解度大于碳酸氢钠） 易溶 热稳定性 稳定 2NaHCO3△Na2CO3+CO2↑+H2O↑ 碱性 碱性（相同浓度时，碳酸钠水溶液的PH比碳酸氢钠的大） 碱性 与酸 盐酸 Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑ NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑ 碳酸 Na2CO3+ H2O+CO2= 2NaHCO3 不能反应 与碱 NaOH 不能反应 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O Ca(OH)2 Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH 产物与反应物的量有关 相互转化 侯氏制碱法（由饱和食盐水制备纯碱） 向饱和食盐水中通入足量氨气至饱和，然后在加压下通入CO2，NaHCO3此时溶解度较小，析出固体，将析出的NaHCO3晶体煅烧，即得Na2CO3。 NaCl+NH3+CO2+H2O=NaHCO3+NH4Cl 2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O↑ 五、卤素及其性质 (1) 溴碘的物理性质 1. 溴（Br2）：深红棕色的液体，刺激性气味，易挥发，强腐蚀性，在水中溶解度小，易溶于有机溶剂。 2. 碘（I2）：紫黑色固体，易升华，在水中溶解度小，易溶于有机溶剂。 (2) Br2的提取 （1） ( 冷凝 精制 Cl 2 热空气 含Br － 的母液 含Br 2 的溶液 粗溴 高纯度的Br 2 单质 )流程： （2） 化学反应原理： Cl2+2KBr＝2KCl+Br2 (3) I2的提取 （1） 流程： （2） 化学反应原理 Cl2+2KI＝2KCl+I2 六、镁的性质 物理性质 银白色金属，密度小，熔沸点较低，硬度较小，良好的导电导热性 化学性质 与O2 ( 点燃 ) 2Mg+O2====2MgO 与其他 非金属 ( 点燃 ) ( 点燃 ) Mg+Cl2====MgCl2,3Mg+N2==== Mg3N2 与氧化物 ( 点燃 ) 2Mg+CO2====2MgO+C 与水反应 Mg+2H2OMg(OH)2↓+H2↑ 与酸 Mg+2HCl=MgCl2+H2↑ 与盐溶液反应 Mg+Cu2+＝ Mg2++ Cu 制 取 MgCl2+Ca(OH)2=Mg(OH)2↓+CaCl2 Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O ( 通电 ) ( HCl ) MgCl2•6H2O==== MgCl2+6H2O↑ MgCl2(熔融)===== Mg＋Cl2↑ 用途 1、镁合金－密度小，硬度和强度都较大 2、氧化镁－优质耐高温材料 七、电解质和非电解质 （1）电解质与非电解质的比较 电解质 非电解质 定 义 溶于水或熔化状态下能导电的化合物 溶于水和熔化状态下都不能导电的化合物 物质种类 大多数酸、碱、盐，部分氧化物 大多数有机化合物，CO2、SO2、NH3等 能否电离 能 不能 实 例 H2SO4、NaOH、NaCl、HCl等 酒精，蔗糖，CO2，SO3等 （2）电解质的导电 ①电解质的电离：电解质在溶液里或熔化状态下离解成自由移动的离子的过程叫作电离。 ②电解质的导电原理：阴、阳离子的定向移动。 ③电解质的导电能力：自由移动的离子的浓度越大，离子电荷越多，导电能力越强。 （3）注意：电解质和非电解质均指化合物而言，单质、混合物都不能称为电解质或非电解质。 强电解质和弱电解质 强电解质 弱电解质 定义 在水溶液里全部电离成离子的电解质 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 电离程度 完全 少部分 溶质微粒 离子 分子、离子（少数） 电离方程式 用“═” 用“” 实例 H2SO4、HNO3、HCl、KOH、NaOH、NaCl、KCl等强酸、强碱和大部分盐 NH3·H2O、CH3COOH、H2CO3等弱酸、弱碱和H2O 八、离子方程式 （1）离子方程式的书写方法 写——写出反应的化学方程式； 拆——把易溶于水，易电离的物质拆成离子形式 删——将不参加反应的离子从方程式两端删去。 查——检查方程式两端各元素的原子个数和电荷数是否相等。 注意事项： ①难溶物质、难电离的物质、易挥发物质、单质、非电解质、氧化物均保留化学式。 ②不在水溶液中反应的离子反应，不能写离子方程式。 如：固体与固体反应（实验室用Ca（OH）2固体和NH4Cl固体反应制NH3）。再如：浓硫酸、浓H3PO4与固体之间反应不能写离子方程式。 ③氨水作为反应物写NH3·H2O；作为生成物，若加热条件或浓度很大，可写NH3（标“↑”号），否则一般写NH3·H2O。 ④有微溶物参加或生成的离子反应方程式书写时： a. 若生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示。如Na2SO4溶液中加入CaCl2溶液： Ca2++ SO42－＝CaSO4↓ b. 若反应物中有微溶物参加时，分为两种情况，其一澄清溶液，写离子符号。如CO2通入澄清石灰水中：CO2+2OH－＝CaCO3↓+ H2O；其二悬浊液，应写成化学式，如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：Ca（OH）2+ CO32－＝CaCO3↓+2OH－ c. 常见的微溶物有：Ca（OH）2、CaSO4、MgCO3、Ag2 SO4、MgSO3。 ⑤酸式盐参加的离子反应，书写离子方程式时，弱酸的酸式根一律不拆。如NaHCO3和HCl反应：HCO3－+H+＝H2O+CO2↑；强酸的酸式根HSO4－一般情况下要拆开。 ⑥遵守质量守恒和电荷守恒：离子方程式不仅要配平原子个数，还要配平阴、阳离子所带的电 荷数。 如：FeSO4溶液中通入Cl2不能写成Fe2++ Cl2＝Fe3++2 Cl－，必须写成2Fe2++ Cl2＝2Fe3++2 Cl－。 ⑦必须要考虑反应物间的适量与过量、少量的问题。 （2）离子方程式的意义 离子方程式不仅可以表示： ①一定物质间的某个反应；而且可以表示：②所有同一类型的离子反应。 （3）离子方程式正误判断 ①看反应能否写离子方程式。如不在溶液中进行的化学反应不能写离子方程式。 ②看表示各物质的化学式是否正确。尤其注意是否把有些弱电解质写成了离子的形式。 ③看电荷是否守恒。如FeCl3溶液加Fe粉，不能写成Fe3++Fe＝2Fe2+。 ④看是否漏掉了某些反应。如，CuSO4溶液与Ba（OH）2溶液的反应，若写成： Ba2++SO42－=BaSO4↓，则漏掉了Cu2++2OH－＝Cu（OH）2↓的反应。 ⑤看产物是否符合事实。如Na投入CuSO4溶液中，若写成2Na+ Cu2+＝2Na++Cu，则不符合事实。 ⑥看反应物是否满足定量的配比关系。 （4）离子共存问题 离子共存是指离子之间不能发生离子反应，离子不能共存的条件： ①生成沉淀，即结合生成难溶性或微溶性物质而不能大量共存。 ②产生气体，如结合生成CO2、NH3、SO2等气体不能大量共存。 ③生成难电离的物质，如H2O、H2S、H2SiO3、H2CO3等。 ④发生氧化还原反应，如Fe3+和I－等。 专题4 硫和环境保护 一、硫的存在与性质 1．存在：自然界中硫元素有游离态和化合态两种存在形式。自然界中的硫单质存在于火山喷口的岩层中。 2．物理性质：硫俗称硫黄，是一种黄色或淡黄色的固体，质脆，易研成粉末。难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。 3．化学性质：硫单质在氧气中剧烈燃烧，发出明亮的蓝紫色火焰，产物是二氧化硫，化学方程式为S＋O2SO2。 二、二氧化硫的性质和应用 1．物理性质 颜色 气味 毒性 密度 水溶性 无色 刺激性气味 有毒 比空气大 易溶于水(1∶40) 2.化学性质 (1)性质实验 实验操作 实验现象 结论 向充有SO2气体的针筒内吸入少量水，测水溶液的pH 溶液的pH＜7 SO2与水反应生成的H2SO3显酸性 向SO2水溶液中依次滴加BaCl2溶液、H2O2溶液，放置后再加盐酸 滴入BaCl2溶液无明显现象，加入H2O2后产生白色沉淀，加盐酸沉淀不溶解 SO2具有还原性，在水溶液中易被H2O2氧化生成硫酸，SO2＋H2O2===H2SO4 向SO2水溶液中滴加品红溶液，并加热 品红褪色，把上述溶液加热，又恢复红色 SO2具有漂白性，但漂白效果不稳定 (2)酸性氧化物 ①与水反应： a．化学方程式：SO2＋H2OH2SO3。 b．产物：亚硫酸是一种弱酸，容易被氧化剂(如O2、H2O2)氧化；H2SO3与O2的反应：2H2SO3＋O2===2H2SO4。 c．不稳定、易分解，化学方程式：H2SO3SO2＋H2O。 ②与碱性氧化物反应，与CaO反应的化学方程式：SO2＋CaOCaSO3(除去燃煤中的SO2)。 ③与碱反应：与NaOH溶液反应的化学方程式为2NaOH＋SO2===Na2SO3＋H2O(用于吸收SO2)； 与Ca(OH)2反应的现象同CO2，化学方程式为 Ca(OH)2＋SO2===CaSO3↓＋H2O CaSO3＋SO2＋H2O===Ca(HSO3)2 (3)还原性 SO2还原性较强，可被多种氧化剂[如O2、H2O2、X2(X＝Cl、Br、I)、HNO3、KMnO4等]氧化。 ①与O2反应：2SO2＋O22SO3； ②与H2O2反应：SO2＋H2O2===H2SO4； ③使酸性KMnO4溶液褪色； ④使溴水褪色SO2＋Br2＋2H2O===H2SO4＋2HBr。 (4)弱氧化性 SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O。SO2、、H2S气体不能大量共存 (5)漂白性 二氧化硫能漂白某些有色物质，如品红。 原理：二氧化硫与某些有色物质反应，生成不稳定的无色物质。特点：见光、加热或长久放置时，无色物质会分解，恢复原来的颜色。此外,SO2还能使氯水、酸性KMnO4溶液等褪色。 常见几种漂白剂比较 漂白剂 漂白条件 漂白原理 漂白类型 漂白产物稳定性 Ca(ClO)2 (HClO) 水 Cl2+H2O=HCl+HClO 2HClO=2HCl+O2↑ 强氧化性 稳定 SO2(H2SO3) 水 生成无色化合物 化合 不稳定 活性炭、 Al(OH)3胶体 多孔(表面积大) 吸附 物理变化 不稳定 3．用途 (1)漂白纸浆以及草帽等编织物。 (2)制硫酸和作防腐剂、杀菌、消毒剂。 注意(1)SO2与水反应生成的H2SO3，酸性比碳酸强，比盐酸、硫酸弱。 (2)SO2能漂白品红、鲜花，不能漂白酸碱指示剂，SO2只能使紫色石蕊溶液变红。 三、硫酸的工业制备 1．以硫铁矿(FeS2)为原料制备硫酸的主要设备和流程 根据上图回答下列问题： (1)填写下列各进口或出口物质的名称： A含硫矿石(如FeS2)；B炉渣；C二氧化硫、氧气；D尾气(SO2、O2)。 2．接触法制硫酸分为三个阶段，填写下表： 三原料 硫黄或含硫矿石(硫铁矿) 空气 98.3%的浓硫酸 三阶段 造气(生成SO2) 接触氧化(生成SO3) SO3被吸收(生成H2SO4) 三设备 沸腾炉 接触室 吸收塔 三反应(均放热) S＋O2SO2； 4FeS2+11O22Fe2O3＋8SO2 2SO2＋O2 SO3＋H2O===H2SO4 注意：用98.3%的浓硫酸吸收SO3，可以避免形成酸雾，并能提高吸收效率。 四、浓硫酸的性质 1．吸水性 (1)浓硫酸可吸收空气或其他气体中的水蒸气、混在固体中的湿存水、结晶水合物中的结晶水。 (2)常用盛有浓硫酸的洗气瓶干燥某些气体(如H2、Cl2、SO2等)，不能干燥碱性气体(如NH3等)和强还原性气体(如H2S等)。 2．脱水性 (1)浓硫酸能把有机物中的氢、氧元素按水的组成比脱去，剩余黑色的炭。 (2)实验探究。 现象1：蔗糖逐渐变黑。原因是浓硫酸具有脱水性： C12H22O1112C＋11H2O 现象2：蔗糖体积膨胀，形成黑色疏松多孔的海绵状的炭，并放出有刺激性气味的气体。原因是浓硫酸具有强氧化性，把炭氧化成CO2，并有SO2气体放出。 微点拨：浓硫酸的脱水作用一般适用于含C、H元素的有机物，这些有机物本身没有H2O，但有H、O元素，浓硫酸能把有机物中的H、O元素按H2O的组成比(H∶O＝2∶1)脱出来，使这些有机物发生化学变化。 3．强氧化性 (1)与金属铜的反应 实验装置 实验现象 a试管中铜丝表面变黑，有气泡逸出； b试管中的品红溶液逐渐变为无色； c试管中的紫色石蕊溶液逐渐变为红色； 冷却后，将a试管里的溶液慢慢倒入水中，溶液变为蓝色。 实验结论 铜与浓硫酸在加热条件下发生反应，化学方程式为Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O。 (2)与非金属的反应 浓硫酸与木炭反应的化学方程式： C＋2H2SO4(浓)CO2↑＋2SO2↑＋2H2O。 与碳反应时体现浓硫酸的强氧化性；与Cu反应时体现浓硫酸的酸性和强氧化性。 五、硫酸盐 1.SO42－的检验 ( 盐酸酸化 滴BaCl 2 溶液 无现象 检测液 有白色沉淀 ) 几种重要的硫酸盐及其应用 ①硫酸钙 利用上述反应制出各种模型及医疗上的石膏绷带。 ②硫酸钡 俗称重晶石，不溶于水、酸等，不易被X射线透过。医疗上作检查肠胃内服的药剂（钡餐）。 ③硫酸亚铁 FeSO4·7H2O俗称绿矾，是防治缺铁性贫血的药剂。 ④硫酸铜 CuSO4·5H2O俗称胆矾，可配制“波尔多液”（农药）。 此外，还有明矾〔KAl(SO4)2·12H2O〕作净水剂；芒硝（Na2SO4·10H2O）作缓泻剂等。 六、硫和含硫化合物的相互转化 （一）硫和一些含硫化合物 自然界中既有游离态的硫，又有化合态的硫存在，如火山喷口附近、地壳岩层、矿物煤和石油等。 1.硫 淡黄色的硫能与铁、铜、汞、H2、O2等化合。 Hg+S=HgS （黑） (常温下进行，可用于硫磺处理洒落的汞) H2+SH2S S+O2SO2 2.亚硫酸钠 亚硫酸钠同亚硫酸一样易氧化。2Na2SO3+O2= 2Na2SO4 (亚硫酸盐要密封保存) Na2SO3+Cl2+H2O =Na2SO4+2HCl ( FeS Na 2 SO 3 HgS H 2 SO 3 S SO 2 Na 2 SO 4 SO 3 H 2 SO 4 BaSO 4 H 2 S )（二）含硫物质的相互转化 七、硫酸型酸雨的形成与防治 （一）酸雨 正常的雨水pH约为5.6(这是由于溶解了CO2的缘故).酸雨是指pH<5.6的雨水.通常可分为硫酸型酸雨和硝酸型酸雨两类。 1.形成 ( ② SO 2 +H 2 O H 2 SO 3 ① 2SO 2 +O 2 2 SO 3 飘尘 SO 3 +H 2 O= H 2 SO 4 2H 2 SO 3 +O 2 = 2H 2 SO 4 ) 主要有两种形式 2.危害 1 影响水生生物的生长和繁殖 ② 破坏农作物和树木生长 ③ 腐蚀建筑物、雕塑、机器 ④ 危害人体健康等 3.防治 1 研究开发替代化石燃料的新能源(氢能、太阳能、核能等) 2 利用化学脱硫处理或尾气回收,如烟道气中SO2回收的两种方法(变废为宝) SO2+Ca(OH)2=CaSO3+H2O 石灰石-石膏法 2CaSO3+O2=2CaSO4 (CaSO4·2H2O为石膏) SO2+2NH3+H2O=(NH4)2SO3 氨水法 SO2+NH3+H2O=NH4HSO3 2(NH4)2SO3+O2=2(NH4)2SO4 (一种肥料) 专题5微观结构与物质多样性 一、元素周期表 原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 1、依据 横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列 纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列 2、结构 周期序数＝核外电子层数 主族序数＝最外层电子数 　　　 短周期（第1、2、3周期） 　　　　　周期：7个（共七个横行）　 周期表　　　　　　　　　　　　　 长周期（第4、5、6、7周期） 　　　　　　　　　　　　　　　　主族7个：ⅠA-ⅦA ( 过渡元素 )族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB 　　　　　　　　　　　　　　　　第Ⅷ族1个（3个纵行） 　　　　　　　　　　　　　　　　零族（1个）稀有气体元素 二、元素的性质和原子结构 （一）碱金属元素： 1.原子结构　相似性：最外层电子数相同，都为1个 递变性：从上到下，随着核电荷数的增大，电子层数增多，原子半径增大 2、物理性质的相似性和递变性： （1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。 （2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K反常） ②熔点、沸点逐渐降低 结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。 3、化学性质 （1）相似性： （金属锂只有一种氧化物） ( 点燃 ) ( 点燃 )4Li + O2 Li2O 　　　　2Na + O2 Na2O2 2 Na + 2H2O ＝　2NaOH + H2↑ 2K + 2H2O ＝　2KOH + H2↑ 　　　　2R + 2 H2O ＝ 2 ROH + H2 ↑ 产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。 结论：碱金属元素原子的最外层上都只有1个电子，因此，它们的化学性质相似。 （2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈 结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。 总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电荷数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。 （二）卤族元素： １、原子结构　相似性：最外层电子数相同，都为7个 递变性：从上到下，随着核电荷数的增大，电子层数增多，原子半径增大 2．物理性质的递变性：（从F2到Ｉ2） （１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（B r2反常）（３）单质的熔、沸点升高 3、化学性质 （1）卤素单质与氢气的反应：X2 ＋H2 ＝ 2HX F2 Cl2 Br2 I2 卤素单质与H2 的剧烈程度：依次增强 ； 生成的氢化物的稳定性：依次增强（HF最稳定） 　 （2）卤素单质间的置换反应 2NaBr +Cl2 ＝2NaCl + Br2 氧化性：Cl2________Br2 ； 还原性：Cl－_____Br－ 2NaI +Cl2 ＝2NaCl + I2 　 氧化性：Cl2_______I2 ； 还原性：Cl－_____I－ 2NaI +Br2 ＝2NaBr + I2 氧化性：Br2_______I2 ； 还原性：Br－______I－ 结论：　F2 F- Cl2 Cl- Br2 Br- I2 I- 单质的氧化性：从下到上依次增强（F2氧化性最强）,对于阴离子的还原性：从上到下依次增强（ I-还原性最强） 结论：①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。 总结：递变性：从上到下（从F2到I2），随着核电荷数的增加，卤族元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得到电子的能力减弱，即非金属性逐渐减弱。所以从F2到I2的非金属性逐渐减弱。 总之：同主族从上到下，随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的能力减弱，失电子的能力增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。 三、原子核外电子的排布 1．在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。 　2、核外电子的排布规律 （1）核外电子总是先排布在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布。 (能量最低原理)。 （2）各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层） （3）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个；倒数第三层不超过32个。 3、核外电子层排布的周期性变化 每周期最外层电子数：从1--------8（K层由1－2） 4、原子半径呈周期性的变化：每周期原子半径：逐渐减小（同周期第0族最大） 5、主要化合价： 每周期最高正化合价：＋１　　　　　＋７（稀有气体0价，F化合物中没有正价） 每周期负化合价：－４　　　　　－１ 6、元素的金属性和非金属性呈周期性的变化。 同周期元素金属性和非金属性的递变性： （１）２Na + 2H2O ＝2NaOH + H2 ↑ (容易) ( △ ) Mg + 2 H2O 2Mg(OH)2 + H2 ↑（较难） 金属性：Na > Mg （２）Mg + 2HCl ＝MgCl2 + H2 ↑ (容易) 2Al + 6 HCl ＝ 2AlCl3 +3H2 ↑（较难） 金属性：Mg > Al 根据1、2得出：　金属性　Na > Mg　> Al （３）碱性 NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3 金属性：金属性　Na > Mg　> Al 　　Na Mg Al　　 　　金属性逐渐减弱 （４）结论：　Si P S Cl 单质与Ｈ2的反应越来越容易、生成的氢化物越来越稳定 　　　最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强 　　　故：非金属性逐渐增强。 Na Mg Al　　Si P S Cl 　　　金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 （５）随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周期性的变化规律，这一规律叫作元素周期律。 总结 ：元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律。 实质：元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。 四、同周期、同主族金属性、非金属性的变化规律是： 1. 周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性。 2. 金属性最强的在周期表的左下角是，Cs；非金属性最强的在周期表的右上角，是Ｆ。（两个对角） 3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。 ①元素的最高正价等于主族序数。特：F无正价，非金属除H外不能形成简单离子。 ②主族元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于8. 　　4．元素周期表和元素周期律应用 ①在周期表中的左上角附近探索研制农药的材料。 ②半导体材料：在金属与非金属的分界线附近的元素中寻找。 ③在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。 5. 元素周期表中元素性质的递变规律 同 周 期（从左到右） 同 主 族（从上到下） 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 电子层排布 电子层数相同 最外层电子数递增 电子层数递增 最外层电子数相同 失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 主要化合价 最高正价（＋1 → ＋7） 非金属负价 = ―（8―族序数） 最高正价=族序数 非金属负价=―（8―族序数） 最高氧化物的酸性 酸性逐渐增强 酸性逐渐减弱 对应水化物的碱性 碱性逐渐减弱 碱性逐渐增强 非金属气态氢化物的形成难易、稳定性 形成由难 → 易 稳定性逐渐增强 形成由易 → 难 稳定性逐渐减弱 总结： 元素金属性的判断： ①与水或酸反应越容易，金属性越强； ②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。 ③置换反应，金属性强的金属置换金属性弱的金属 ④离子的氧化性越弱对应金属的金属性越强 元素非金属性的判断： ①从最高价氧化物的水化物的酸性强弱。 ②与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。 ③置换反应，非金属性强的置换非金属性弱的非金属 ④离子的还原性越弱，非金属性越强 五、微粒之间的相互作用力 1．离子键 离子键：阴阳离子之间强烈的相互作用叫作离子键。 相互作用：静电作用（包含吸引和排斥） 注：（1）成键微粒：阴阳离子间 （2）成键本质：阴、阳离子间的静性作用 （3）成键原因：电子得失 （4）形成规律：活泼金属和活泼非金属化合时形成离子键 离子化合物：像NaCl这种由离子构成的化合物叫作离子化合物。 （1）活泼金属与活泼非金属形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等 （2）强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等 （3）大多数盐：如Na2CO3、BaSO4 （4）铵盐：如NH4Cl 小结：一般含金属元素的物质(化合物)＋铵盐。（一般规律） 注意：（1）酸不是离子化合物。 （2）离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键。 2、共价键 1．共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫作共价键。 　　　　用电子式表示HCl的形成过程： 　　 注：（1）成键微粒：原子 （2）成键实质：静电作用 （3）成键原因：共用电子对 （4）形成规律：非金属元素形成的单质或化合物形成共价键 ２．共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物叫作共价化合物。 化合物　离子化合物 　　　　共价化合物 （化合物中不是离子化合物就是共价化合物） ３．共价键的存在： 　非金属单质：H2、X2 、Ｎ2等（稀有气体除外） 　共价化合物：H2O、 CO2 、SiO2、 H2S等 　复杂离子化合物：强碱、铵盐、含氧酸盐 ４．共价键的分类： 非极性键：在同种元素的原子间形成的共价键为非极性键。共用电子对不发生偏移。 极性键：在不同种元素的原子间形成的共价键为极性键。共用电子对偏向吸引能力强的一方。 3、电子式 1、电子式 电子式：在元素符号周围用小黑点(或×)来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。 用电子式表示离子化合物形成过程： （1） 离子须标明电荷数； （2） 相同的原子可以合并写，相同的离子要单独写； （3） 阴离子要用方括号括起； （4） 不能把“→”写成“＝”； （5） 用箭头标明电子转移方向(也可不标)。 原子的电子式： ２．阴阳离子的电子式： 　（１）阳离子　简单阳离子：离子符号即为电子式，如Na+、、Mg2＋等 　　　　　　　　复杂阳离子：如NH4+ 电子式： （２）阴离子 　简单阴离子：、 复杂阴离子： ３．物质的电子式： 离子的电子式：阳离子的电子式一般用它的离子符号表示；在阴离子或原子团外加方括弧，并在方括弧的右上角标出离子所带电荷的电性和电量。 分子或共价化合物电子式，正确标出共用电子对数目。 离子化合价电子式，阳离子的外层电子不再标出，只在元素符号右上角标出正电荷，而阴离子则要标出外层电子，并加上方括号，在右上角标出负电荷。阴离子电荷总数与阳离子 ４．用电子式表示形成过程： 用电子式表示单质分子或共价化合物的形成过程 用电子式表示离子化合物的形成过程 6、分子间作用力和氢键 1、分子间作用力 ⑴定义：把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。 ⑵特点：①分子间作用力比化学键弱得多； ②影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质； ③只存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态非金属单质分子，及稀有气体分子之间。但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质的微粒之间不存在分子间作用力。 ⑶变化规律：一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔沸点也越高。例如，熔沸点：I2＞Br2＞Cl2＞F2。 2、氢键 ⑴定义：分子间存在着一种比分子间作用力稍强的相互作用。 ⑵形成条件：除H原子外，形成氢键的原子通常是N、O、F。 ⑶存在作用：氢键存在广泛，如H2O、NH3、HF等。 分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。 六、化学反应的实质：是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。 离子键、共价键与离子化合物、共价化合物的关系 补充 1.化学键与物质类别关系规律 1、只含非极性键的物质：同种非金属元素构成的单质，如：I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。 2、只含有极性键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物、如：HCl、NH3、SiO2、CS2等。 3、既有极性键又有非极性键的物质：如：H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6等。 4、只含有离子键的物质：活泼非金属与活泼金属元素形成的化合物，如：Na2S、NaH、K2O、CsCl等。 5、既有离子键又有非极性键的物质。如：Na2O2、Na2S2、CaC2等。 6、既有离子键又有极性键的物质，如NaOH等。 7、由离子键、共价键、配位键构成的物质，如：NH4Cl等。 8、由强极性键构成但又不是强电解质的物质。如HF等。 9、无化学键的物质：稀有气体。 10、离子化合物中并不存在单个的分子，例如：NaCl，并不存在NaCl分子。 2.铝的两性转化 写成NaAlO2和NaAl(OH)4形式均可 学科网（北京）股份有限公司 $$