期末必背知识清单（期末复习知识清单）高一化学上学期鲁科版

该高一化学上学期期末核心必背知识清单系统梳理了“认识化学科学”“元素与物质世界”“物质的性质与转化”三章内容，涵盖化学实验基础、核心概念（物质的量、离子反应等）、元素化合物（钠、氯、铁、硫、氮及其化合物）等知识范畴，搭建了从实验观察到概念辨析再到综合应用的递进式学习支架。 清单通过表格对比（如氧化钠与过氧化钠性质比较）、实验步骤分点描述、反应规律归纳（如氧化还原反应配平方法）呈现知识体系，培养学生科学思维。设计“酸碱盐溶解性口诀”“离子共存判断依据”等实用工具，如“全溶钾钠铵硝盐”口诀助记溶解性，“配制溶液误差分析表”标注操作对浓度的影响，支持科学探究与实践，方便学生自主复习和教师精准教学。

高一化学上学期期末核心必背知识清单 第1章 认识化学科学 清单01 观察金属钠及金属钠与水的反应 1、实验目的 ： (1) 认识金属钠的颜色、状态、硬度和密度的相对大小以及熔点的相对高低。 (2）认识金属钠与水的反应。 2、实验方案： (1) 观察盛放在试剂瓶中的金属钠。用镊子将金属钠从试剂瓶中取出，用滤纸将其表 面的煤油吸干，在玻璃片上用小刀切下一小块金属钠，观察钠块的切面。 (2）向培养皿中加入适量的水，滴入 1~2 滴酚酞溶液，取一块绿豆粒大小的金属钠放 入水中，观察现象。 3、物理性质 ：银白色、质软、熔沸点较低、密度小 4、化学性质： 金属钠能与水发生反应生成氢氧化钠和氢气： 5、用途：金属钠可用于制造高压钠灯，这种灯因钠蒸气放电而产生的黄光射程远、透雾能力强，常 用作路灯。金属钠还可用于钛、锆、铌、钽等金属的冶炼。钠和钾的合金可用作原子反应堆的导热剂。 清单02 观察金属钠与氧气的反应 1、实验目的 (1) 探究金属钠与氧气的反应。 (2）认识条件控制对于实验研究的意义。 2、实验用品 金属钠； 酒精灯，坩埚，三脚架，泥三角，坩埚钳，镊子，小刀，玻璃片，滤纸，火柴。 3、实验方案 (1) 将切好的金属钠放置在空气中，观察现象。 (2）将一小块金属钠放入坩埚中加热，观察现象。 4、实验现象与结论 (1) 金属钠放置在空气中会迅速被氧化，失去金属光泽，生成白色的氧化钠： (2）金属钠在空气中加热会生成过氧化钠： 清单03 氧化钠与过氧化钠的比较 氧化钠 过氧化钠 化学式 Na2O Na2O2 氧化合价 -2 -1 阴、阳离子个数比 1:2 1:2 颜色状态 白色固体 淡黄色固体 与H2O反应 与CO2反应 与盐酸反应 用途 制碱 供氧剂，强氧化剂，漂白剂 两者转化关系 2Na2O＋O22Na2O2 清单04 碳酸钠与碳酸氢钠的比较 碳酸钠 碳酸氢钠 化学式 Na2CO3 NaHCO3 俗称 纯碱、苏打 小苏打 水溶性 易溶于水（溶解时放热） 可溶于水（溶解时吸热） 颜色状态 白色粉末 细小白色晶体 水溶液酸碱性 较强碱性 较弱碱性 热稳定性 与CO2反应 与盐酸反应 与滴加顺序有关 清单05 研究氯气的性质 1、氯气的物理性质：黄绿色气体，有刺激性气味的气体，能溶于水，密度比空气大，易液化 2、氯气的化学性质： （1）氯气是一种非常活泼的非金属单质，容易与钠、铁、铜等金属单质以及氢气等非金属单质发生反应。 化学方程式 反应现象 与钠反应 与铁反应 与铜反应 与氢气反应 H2＋Cl22HCl 发出苍白色火焰，集气瓶口上方出现白雾 （2）氯气不仅能溶于水，还能与水发生如下化学反应： （3）氯气不仅能与水发生反应，还能与碱发生反应生成盐酸盐、次氯酸盐和水: ; 清单06 液氯、新制氯水、久置氯水的比较 液氯 新制氯水 久置氯水 分类 纯净物 混合物 混合物 成分 性质 颜色 保存 清单07 氯的化合物 1、次氯酸的性质 （1）次氯酸是易溶于水的弱酸，比碳酸酸性 ，写离子方程式时不能拆成离子形式。氯气和水反应的离子方程式：Cl2＋H2O===H＋＋Cl－＋HClO。 （2）次氯酸 ，见光易分解，反应的化学方程式：2HClO2HCl＋O2↑。 （3）次氯酸具有 (其氧化性比氯气强)，可用于自来水的杀菌消毒，还可以用作漂白剂。 （4）氯气用于自来水消毒时，因与水中的有机物反应生成有机氯化物对人体有害，所以要严格控制饮用水中氯的含量，并开始使用二氧化氯(ClO2)、臭氧等新的自来水消毒剂。 2．漂白粉 （1）主要成分是 和 ，有效成分是 （2）漂白原理是：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO，产生的HClO具有漂白性和强氧化性，由于Ca(ClO)2能与空气中的CO2、H2O反应生成HClO且HClO见光易分解，所以漂白粉应密封保存。 （3）工业上常用氯气和石灰乳制取漂白粉2Cl2＋2Ca(OH)2 == CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O 清单08 氯气的实验室制法 1、实验原理 二氧化锰(软锰矿的主要成分)和浓盐酸在加热条件下反应： 。 2、仪器装置 发生装置 净化装置 (洗气瓶) 先通过饱和食盐水除去 ，再通过浓H2SO4除去 收集装置 用 排空气法收集 验满方法 观察法（黄绿色）；湿润的淀粉­KI试纸，其原理是 ，置换出的I2遇淀粉变蓝色；湿润的蓝色石蕊试纸（先变红后褪色） 尾气吸收装置 盛有NaOH溶液的烧杯 清单09 氯离子的检验 1、原理及过程：在Ⅰ～Ⅳ四支试管中分别加入2～3 mL稀盐酸、NaCl溶液、Na2CO3溶液、蒸馏水，然后各滴入几滴AgNO3溶液，观察现象，再分别加入少量稀硝酸，观察现象。 试管 试剂 实验现象 加入AgNO3溶液 加入稀硝酸 Ⅰ 稀盐酸 白色沉淀 沉淀不溶解 Ⅱ NaCl溶液 白色沉淀 沉淀不溶解 Ⅲ Na2CO3溶液 白色沉淀 沉淀溶解 Ⅳ 蒸馏水 无明显现象 无明显现象 （1）试管Ⅰ、试管Ⅱ中均产生了不溶于稀硝酸的白色沉淀，说明反应生成了 ；反应的离子方程式为 。 （2）试管Ⅲ中产生的白色沉淀是 ，写出该沉淀溶于稀硝酸的离子方程式： 。 2、氯离子的检验及答题规范 （1）检验时要加稀硝酸，以排除CO等离子的干扰，不能用稀硫酸，因为Ag2SO4微溶，会干扰实验，更不能用盐酸，因为盐酸中含有Cl－。 （2）若被检液中含有SO，需先用 溶液除去SO，然后再加入稀硝酸酸化的AgNO3溶液，检验Cl－的存在。 清单09 物质的量的单位——摩尔 1、物质的量：物质的量是一个物理量，它表示含有一定数目粒子的集合体，符号为 。 2、物质的量的单位为 ，简称摩，符号为 。 3、阿伏加德罗常数 （1）1 mol任何粒子的粒子数叫作阿伏加德罗常数，符号为 ，通常用 表示。 （2）物质的量、阿伏加德罗常数与粒子数（N）之间的关系为n＝。 4、摩尔质量 5、物质的量、物质的质量、粒子数目之间的相关计算 　 N　　n　　m (粒子数)　(物质的量) 　(质量) （1）n＝ ①n、N、NA三个量中，已知任意两项可求第三项。 ②求N时，概念性问题用NA，数字性问题用 。 ③N与n成正比，判断粒子数多少时只判断其n的大小即可。 （2）n＝ ①m、n、M三个量中，已知任意两项可求第三项。 ②由M可求相对分子质量。 （3）＝ ①N、NA、m、M四个量中，已知任意三项可求第四项。 ②该等式中一般NA、M为已知，则N与m可互求。 清单10 气体摩尔体积 1、概念：单位物质的量的气体所占的体积叫作 ，符号为，常用的单位有 （或L·mol－1）和m3/mol（或m3·mol－1）。 2、公式：Vm＝。 3、标准状况下气体摩尔体积 4、标准状况下气体摩尔体积的有关计算 （1）气体的物质的量n＝； （2）气体的摩尔质量M＝＝＝ ·ρ(ρ的单位是g·L－1)； （3）气体的分子数N＝n·NA＝·NA； （4）气体的质量m＝n·M＝·M。 清单11 阿伏伽德罗定律 1、阿伏加德罗定律：同温同压下，相同体积的任何气体，含有相同数目的分子(或气体的物质的量相同) 2、阿伏加德罗定律的推论——理想气体状态方程为：pV＝nRT 由理想气体的状态方程结合物质的量的相关公式可以推出： pM =ρRT [其中：p为气体压强；V为气体体积；n为物质的量；R为常数；T为温度(单位为开尔文，符号是K)；ρ密度；M摩尔质量；m质量；N气体的分子数] 公式 语言叙述 T、p相同 同温同压下，任何气体的体积之比等于其物质的量之比，也等于其分子数之比 同温同压下，任何气体的密度之比等于其摩尔质量之比，也就是其相对分子质量之比 T、V相同 同温同体积时，任何气体的压强之比等于其物质的量之比，也等于其分子数之比 清单12 配制一定物质的量浓度的溶液 1、一定物质的量浓度溶液配制的步骤和仪器 2、配制示例——配制100 mL 1.00 mol/L NaCl溶液 3、配制一定物质的量浓度溶液的误差分析 操作步骤 引起误差的原因 对结果的影响 n V c 称量 物质、砝码位置颠倒且需要使用游码 / 称量NaOH时使用滤纸 / 量取 用量筒量取浓硫酸时仰视 / 用量筒量取浓硫酸时俯视 / 将量取浓溶液所用量筒洗涤，并将洗涤液注入容量瓶中 / 溶解 不慎将溶液溅到烧杯外面 / 冷却、转移 未冷却至室温就转入容量瓶中 / 转移前，容量瓶内有少量蒸馏水 / / 转移时有少量溶液流到容量瓶外 / 洗涤 未洗涤或只洗涤了1次烧杯和玻璃棒 / 定容 定容时仰视刻度线 / 定容时俯视刻度线 / 定容时液面超过刻度线，立即用胶头滴管吸出 / 定容摇匀后液面低于刻度线，又加蒸馏水至刻度线 / 清单13 物质的量浓度 清单14 与物质的量浓度有关的计算 1．浓溶液稀释 (1)溶质的物质的量不变 ； (2)溶质的质量不变： ； (3)溶液的质量守恒： 。 2．相同溶质两溶液混合 (1)溶质的物质的量不变 ； (2)溶质的质量不变： 。 3.物质的量浓度与溶质的质量分数的换算 物质的量浓度与溶质的质量分数、溶解度之间求算题目的解题思路一般有两个出发点： (1)由“定义式”出发：物质的量浓度定义的数学表达式为cB＝，由此知，欲求cB，先求nB及V。设溶液体积为1 L，则cB＝＝＝ mol·L－1。 (2)利用推导出的换算公式cB＝进行cB与w的相互计算。 第2章 元素与物质世界 清单01 分散系 1、定义：一种（或多种）物质分散到另一种（或多种）物质中所得到的体系，叫做分散系。 2、组成：被分散的物质称为 ，起容纳分散质作用的物质称为 。 分析指出下列分散系各自的分散质、分散剂，比较分散质、分散剂的存在状态 分散系 分散质 分散剂 烟 微小尘埃(固) 空气(气) 雾 微小液滴(液) 空气(气) 碘酒 碘(固) 酒精(液) 食盐水 食盐(固) 水(液) 有色玻璃 金属氧化物(固) 玻璃(固) 3、分散系的分类 溶液、胶体、浊液的比较 分散系 溶液 胶体 浊液 悬浊液 乳浊液 分散质粒子直径 小于1 nm nm 大于 nm 大于100 nm 稳定性 稳定 分散质粒子能否透过半透膜或滤纸 均能透过 能透过滤纸， 半透膜 实例 食盐水 淀粉胶体 泥浆水 植物油和水的混合物 清单02 胶体 1、胶体的制备： 胶体 操作方法 制备原理 氢氧化铁胶体 ①将烧杯中的蒸馏水加热至 ②向沸水中逐滴加入5~6滴 ③继续煮沸至液体呈 色,停止加热 碘化银胶体 向稀KI溶液中滴加稀硝酸银溶液，边滴加边振荡 2、 胶体的性质---丁达尔效应 (1)概念：当可见光束通过胶体时，在入射光侧面可观察到光亮的通路。 (2)原因：丁达尔现象是胶体中分散质微粒对可见光散射而形成的。 (3)应用：在实验室里 。 3、胶体的性质---渗析 (1)概念：利用半透膜分离胶体中的杂质分子或离子的过程。 (2)原因：胶体微粒不能透过半透膜，溶液中分子和离子能透过半透膜。 (3)应用： 。 (4)半透膜：动物肠衣、鸡蛋壳膜、羊皮纸、胶棉薄膜、玻璃纸。 4、胶体的性质---电泳 (1)概念：在外加电场的作用下，带电胶体微粒发生定向移动。 (2)原因：胶体微粒有巨大的比表面积，能吸附带有某种电荷的离子， 而形成带电微粒。 (3)应用：电泳电镀、电泳除尘等。 4、胶体的性质---聚沉 (1)概念：在一定条件下胶体形成沉淀析出的现象。 (2)使胶体聚沉的方法： ①加入电解质；②加入带相反电荷的离子；③加热；④搅拌 (3)应用：向豆浆（ 一种胶体）中加入硫酸钙使蛋白质 等聚沉可制成可口的豆腐。 清单03 物质的转化 1、单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系 2、金属(或非金属)单质→盐的转化关系 （1）金属单质(Ca)→盐的转化关系 CaCaOCa(OH)2CaCO3CaCl2 ① ； ② ； ③ ； ④ 。 （2）非金属单质(C)→盐的转化关系 CCO2H2CO3Na2CO3 ① ； ② ； ③ 3、物质转化的应用 （1）化学反应遵循质量守恒定律，故通过物质间的转化可以合成物质，如由单质可以得到盐，且有多条途径： （2）在实际生产中，通过物质的转化制备具体物质时，除了要考虑反应进行的可能性，还需要考虑原料来源、成本高低和设备要求等因素。例如，NaOH可以用Na2O和H2O反应制取，化学方程式：Na2O＋H2O===2NaOH，但Na2O来源少、成本高，故工业上通常用电解饱和食盐水的方法来制取NaOH。 清单04 电解质的电离 1、电离：电解质在 或 产生自由移动离子的过程，电离过程可以用电离方程式表示 2、电离方程式：表示电解质电离成离子的式子，用化学式和离子符号表示的式子 （1）强电解质： 电离，用“===”连接，如：H2SO4===2H＋＋SO、NaOH===Na＋＋OH－ （2）弱电解质： 电离，用“”表示，如：CH3COOHH+＋CH3COO－ NH3·H2ONH＋OH－ （3）多元弱酸： 电离(即每次只电离出一个H+)，且电离程度逐步 ，以第一步电离为主 如：H2CO3H+＋HCO (主要) 决定H2CO3的酸性 HCO3—H+＋CO (次要) （4）多元弱碱： 电离，但一步写出，如：Cu(OH)2的电离方程式：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－ （5）两性氢氧化物： 电离，Al(OH)3的电离方程式：H＋＋AlO＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－ （6）酸式盐的书写方法 ①弱酸的酸式盐在溶液中完全电离，生成酸式酸根离子和阳离子，如：NaHCO3===Na＋＋HCO ②强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，如：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO (水溶液中) ③强酸的酸式盐在熔融状态时，生成酸式酸根离子和阳离子，如：NaHSO4===Na＋＋HSO (熔融状态) 清单05 电解质、非电解质 电解质 非电解质 相同点 均为化合物 不同点 在 下能导电 在 下都不导电 本质区别 在 状态下自身能发生电离 在 状态下自身不发生电离 所含物质类型 酸：H2SO4、H2CO3等； 碱：NaOH、NH3·H2O等； 盐：NaCl、CaCO3等； 活泼金属氧化物：Na2O、CaO等；水 非金属氧化物：SO2、SO3、CO2等； 非酸性气态氢化物：NH3； 部分有机物：蔗糖、乙醇、CH4、CCl4等 清单06 离子反应 1、定义：电解质在溶液中的反应实质上是 之间的反应，这样的反应属于离子反应。 2、实质： （1）从微观角度，酸、碱、盐在水溶液中发生的复分解反应，实质上是两种电解质在溶液中 的反应。 （2）离子反应使溶液中某些离子的浓度 。 3、离子方程式：用实际参加反应的 来表示反应的式子叫作离子方程式。 4、离子方程式的书写步骤（以Na2SO4溶液与BaCl2溶液的反应为例） 5、离子方程式书写的拆写原则 （1）拆成离子的物质： 的物质，如强酸、强碱、绝大部分可溶性盐。 （2）书写化学式的物质：a.单质；b.气体；c.氧化物；d.难溶性物质；e.难电离的物质；f.非电解质；g.浓硫酸。 （3）多元 的酸式酸根离子不能拆写，如NaHCO3不能拆写成“Na＋＋H＋＋CO”，应写作“Na＋＋HCO”。 （4）微溶物（如Ca(OH)2）：a.作反应物时，澄清溶液中写成 ，悬浊液中写成 ；b.作生成物时，写成 。 （5）有 或 生成的离子反应，要检查离子方程式中是否注明“↑”或“↓”。 （6）写出离子方程式并配平：将相互作用的微粒的符号写在等号左边，把微粒之间作用结果的符号写在等号右边，并根据电荷守恒以及 配平离子方程式。 6、酸碱盐溶解性口诀 全溶钾、钠、铵、硝盐； 氯化物中银沉淀； 硫酸钡难、银钙微； 碱中溶钡、钾、钠、铵； 碳酸只溶钾、钠、铵； 碳酸氢盐常溶完。 7、 离子反应方程式的判断依据： (1)离子反应是否符合客观事实。如铁与稀硫酸反应生成Fe2＋而不生成Fe3＋ (2)物质的拆写是否正确。如氧化物均不拆等 (3)电荷是否守恒。如FeCl2溶液与Cl2反应，不能写成Fe2＋＋Cl2==Fe3＋＋2Cl－。 (4)是否漏写离子反应。如Ba(OH)2溶液与CuSO4溶液反应，既要写Ba2＋与SO42－反应生成BaSO4沉淀的离子反应，又不能漏写Cu2＋与OH－反应。 (5)反应物或产物的配比是否正确。如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应不能写成H＋＋OH－＋SO42－＋Ba2＋===BaSO4↓＋H2O， 清单07 离子共存 生成难溶性或微溶性物质的离子不能大量共存 生成难溶性的盐 如Ca2＋与CO，Ba2＋与CO、SO，Ag＋与Cl－等 生成难溶性的碱 如OH－与Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Mg2＋、Al3＋等 生成气体的离子不能大量共存 如H＋与CO、HCO等 生成水或其他难电离物质的离子不能大量共存 如H＋与OH－、CH3COO－等 清单08 离子检验 1.检验离子的方法： (1)生成沉淀； (2)生成气体； (3)显现特殊颜色。 2.常见离子的检验方法 (1)向待测液中加入稀盐酸，无明显现象，然后加入几滴 ，有 产生，证明有SO42- (2)向待测液中加入几滴稀硝酸，然后加入几滴 ，有 产生，证明有Cl- (3)向待测液中加入BaCl2，有白色沉淀产生，沉淀溶于稀盐酸，生成无色无味且能使澄清石灰水变浑浊的气体，证明有CO32- 3.其他离子的检验方法 离子 试剂与操作 现象 OH- 酚酞 紫色石蕊溶液 Ag＋ 含Cl－的溶液，稀硝酸 加稀氨水至过量 Cu2＋ 观察法 NaOH溶液 Cl- AgNO3溶液和稀HNO3 Br- I- 清单09 与量有关的离子方程式的书写 1、连续反应型 【反应特点】反应生成的离子(生成物)因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关 【方法技巧】“分步书写”法——叠加法 如：向Ca(OH)2溶液中通入过量CO2气体，可按照反应顺序分别写出两步反应： ①CO2＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋H2O ②CaCO3＋H2O＋CO2===Ca(HCO3)2 由①＋②可得：2CO2＋Ca(OH)2===Ca(HCO3)2 (1)向澄清石灰水中通入CO2 气体 少量CO2与Ca(OH)2溶液反应 过渡反应 过量CO2与Ca(OH)2溶液反应 (2)向NaOH溶液中通入CO2 气体 少量CO2与NaOH溶液反应 过渡反应 过量CO2与NaOH溶液反应 2、离子配比型 【反应特点】当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调(一般为复盐或酸式盐)，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)而跟用量有关 【方法技巧】“定一法”——找出引起配比的本质反应 ①根据相对量将少量物质定为“1 mol”，若少量物质有两种或两种以上离子参加反应，则参加反应离子的物质的量之比与物质组成之比相符 ②依据少量物质中离子的物质的量，确定过量物质中实际参加反应的离子的物质的量 ③依据“先中和后沉淀”的思路正确书写离子方程式 (1)向Ba(OH)2溶液中滴入NaHCO3溶液 本质反应 少量NaHCO3溶液与Ba(OH)2溶液反应 过量NaHCO3溶液与Ba(OH)2溶液反应 (2)向Ca(HCO3)2滴入NaOH溶液 本质反应 少量NaOH溶液与Ca(HCO3)2溶液反应 过量NaOH溶液与Ca(HCO3)2溶液反应 清单10 氧化还原反应 1、氧化还原反应的两组概念 （1）氧化反应与还原反应 反应类型 化合价变化 电子转移 氧化反应 物质所含元素化合价 的反应 物质所含元素原子失去电子( )的反应 还原反应 物质所含元素化合价 的反应 物质所含元素原子得到电子( )的反应 （2）氧化产物与还原产物 生成物 2、氧化还原反应概念间的关系 3．元素化合价的判断 （1）代数和法：先标出熟悉元素的化合价，再根据化合物中各元素正、负化合价的代数和为0，求解其他元素的化合价。例如，有机物中碳元素化合价(设为x)的确定方法：有机物中氧元素的化合价为－2价，氢元素的化合价为＋1价，利用化合物中各元素正、负化合价代数和为0的原则确定碳元素的化合价，乙酸(C2H4O2)中各元素化合价满足2x＋(＋1)×4＋(－2)×2＝0，则x＝0。 （2）记忆法：常见元素的化合价可以借助化合价口诀来记忆，一价氢、氯、钾、钠、银；二价氧、钙、镁、钡、锌；三价铝、四价硅、五价磷；说变价也不难，二三价铁、三四价碳、二四六价硫都齐全；铜汞二价最常见。 （3）一些特殊物质中元素的化合价：NaH(H：－1价)、NaBH4(H：－1价)、Na2O2(O：－1价)、HClO(Cl：＋1价)、HClO2(Cl：＋3价)、HClO3(Cl：＋5价)、HClO4(Cl：＋7价)、K2FeO4(Fe：＋6价)、H2C2O4(C：＋3价)、CaC2(C：－1价)、Na2S2O3(S：＋2价)、Na2S2O8(S：＋6价)、FeS2(Fe：＋2价，S：－1价)、CuFeS2(Cu：＋2价，Fe：＋2价，S：－2价)、Cu2S(Cu：＋1价，S：－2价)等。 4、电子转移的的表示方法 （1）双线桥法：表示反应前后 由反应物转化为生成物时电子转移的情况。 基本步骤 巧记口诀：先标化合价，再看价变化；起止同元素，桥上标变化。 示例：用双线桥法标出CO还原Fe2O3反应中电子转移的方向与数目： （2）单线桥法：表示反应过程中 原子间的电子转移情况。 基本步骤 巧记口诀：先确定变价元素，再计算价态变化；桥上标明电子数，箭头还原到氧化。 示例：用单线桥法标出CO还原Fe2O3反应中电子转移的方向与数目： 5、四种基本反应类型之间的关系 （1）置换反应 是氧化还原反应。 （2）复分解反应 是氧化还原反应。 （3）化合反应和分解反应 是氧化还原反应。 （4）有单质参加的化合反应 是氧化还原反应。 （5）有单质生成的分解反应 是氧化还原反应。 清单11 氧化剂和还原剂 1、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、MnO2、KClO3、K2Cr2O7等 某些金属活动性较弱的元素对应的高价态离子 Fe3＋、Ag＋、Pb4＋、Cu2＋等 过氧化物 Na2O2、H2O2等 还原剂 活泼的金属单质 Al、Zn等 某些非金属单质 C、H2等 非金属阴离子和氢化物 Cl－、Br－、I－、S2－、HI、NH3、H2S等 含有较低价态元素的化合物 CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、FeSO4等 2、氧化性、还原性强弱的比较方法 (1)根据化学方程式判断 氧化还原反应发生规律可用如下式子表示 规律 氧化性强弱： 还原性强弱： (2)根据元素的活动性顺序来判断 规律 特点 上左下右可反应，隔之愈远愈易行 (3)根据反应条件的难易来判断 化学反应 反应条件 2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O 常温 MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 加热 加热、加催化剂 氧化性： (4)根据反应的剧烈程度来判断 ①金属单质与水反应的剧烈程度 Na、Mg、Al分别与水的反应 分析 Na与冷水剧烈反应 Mg与冷水几乎不反应，能与 反应 Al加热条件下也不明显 还原性： ②非金属单质与H2化合的难易程度 化学反应 反应条件及现象 分析 H2＋F2===2HF 冷暗处剧烈反应而爆炸 氧化性： H2＋Cl22HCl 光照条件下剧烈反应而爆炸 H2＋Br22HBr 加热至500 ℃时才能发生反应 H2＋I22HI 在不断加热的条件下才能缓慢进行，且为可逆反应 (5)根据变价元素被氧化或被还原的程度不同来判断 化学反应 分析 2Fe＋3Cl2 2FeCl3 铁元素被氯气氧化为＋3价，被硫氧化为＋2价，则氧化性： Fe＋SFeS (6)根据元素周期表判断 ①同周期：从左到右，金属单质的还原性逐渐 ；非金属单质的氧化性逐渐 ②同主族：从上到下，金属单质的还原性逐渐 ；非金属单质的氧化性逐渐 (7)某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关 ①浓度：一般来说，氧化剂的浓度 ，其氧化性 ；还原剂的浓度 ，其还原性 ， 如：氧化性：浓H2SO4＞稀H2SO4，浓HNO3＞稀HNO3；还原性：浓盐酸＞稀盐酸 ②温度：许多氧化还原反应是在加热条件下进行的。可见升高温度可 氧化剂的氧化性、还原剂的还原性 如：热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强 ③酸碱性：同一种物质，所处环境酸(碱)性 其氧化性(还原性) 如：中性环境中NO不显氧化性，酸性环境中NO显氧化性 如：酸性条件：2MnO＋6H＋＋5SO===2Mn2＋＋5SO＋3H2O 中性条件：2MnO＋H2O＋3SO===2MnO2＋3SO＋2OH－ 碱性条件：2MnO＋2OH－＋SO===2MnO＋SO＋H2O 其氧化性：KMnO4(酸性)>KMnO4(中性)>KMnO4(碱性) 清单12 氧化还原反应的基本规律及应用 1．价态规律 (1)价态规律：物质中元素具有最高价，该元素只有 ，如Fe3＋、Ag＋等；物质中元素具有最低价，该元素只有 ，如S2－、I－等；物质中元素具有中间价，该元素既有 又有 ，如Fe2＋、Cl2等。物质含有多种元素时，性质是这些元素性质的综合体现，如HCl，H＋可体现氧化性，Cl－可体现还原性 (2)价态归中规律(不交叉规律)：含不同价态的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“ ”，而不会出现交叉现象。简记为“两相靠，不相交” 如：H2S与浓硫酸的反应 (3)歧化规律：具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，遵循“ ” 如：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O，1 mol Cl2反应时转移电子数为NA (4)邻位不反应规律：同种元素，相邻价态之间不发生氧化还原反应 如：SO2和浓硫酸不反应，可用浓硫酸干燥SO2气体 2．强弱规律：自发进行的氧化还原反应，一般遵循强氧化剂制弱氧化剂，强还原剂制弱还原剂，即“强制弱”的规律 3．先后规律 (1)同时含有几种还原剂时将按照 的顺序依次反应 如：在FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性Fe2＋>Br－，所以Fe2＋先与Cl2反应 (2)同时含有几种氧化剂时将按照 的顺序依次反应 如：在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe3＋>Cu2＋>H＋，所以铁粉先与Fe3＋反应，然后依次为Cu2＋、H＋ 4．电子守恒规律：氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数 还原剂失去的电子总数，表现为元素化合价升高的总数等于元素化合价降低的总数 清单13 氧化还原方程式的配平 1．氧化还原方程式配平的三大原则 (1)电子守恒：氧化剂和还原剂得失电子总数 ，化合价升高的总数＝化合价降低的总数 (2)质量守恒：反应前后原子的种类和个数 (3)电荷守恒：离子反应前后，阴、阳离子所带的电荷总数 2．氧化还原方程式配平的一般步骤 (1)标变价——标出有变的元素化合价 (2)列得失——列出化合价的变化值 (3)求总数——求出化合价升降的最小公倍数，使化合价升高和降低的数目相等 (4)配系数——配出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数，观察法配平其它物质的系数 (5)查守恒——查原子是否守恒、电荷是否守恒(通常通过检查氧元素的原子数)，画上等号 3．熟记常见的氧化剂及对应的还原产物、还原剂及对应的氧化产物 氧化剂 对应还原产物 还原剂 对应氧化产物 Cl2、ClO－、KClO3  Cl－ Fe2＋ Fe3＋ O2 O2－、H2O、OH－ SO2、SO32-、S2O32- SO42- Fe3＋ Fe2＋ H2O2 O2 KMnO4(H+)、MnO2 Mn2＋(紫色褪去) S2－、HS－、H2S S H2O2(绿色氧化剂) H2O I－(HI) I2 K2Cr2O7(H+) Cr3＋ H2C2O4 CO2 浓H2SO4 SO2＋H2O CO、C CO2 浓HNO3 NO2＋H2O NH3 N2、NO 稀HNO3 NO＋H2O 清单14 氧化还原方程式的应用 1、汽车尾气的处理 2NO＋2CON2＋2CO2；2NO2＋4CON2＋4CO2；2NOx＋2xCON2＋2xCO2。 2、在生产、生活中所需的各种 大多是通过氧化还原反应从矿石中冶炼出来的；同样， 的腐蚀一般也是氧化还原反应。 3、许多化工产品的制备，如合成氨、合成硝酸、制硫酸、电解法制 等，主要反应都是氧化还原反应。 4、农业生产中，植物的 都是复杂的氧化还原反应。 5、日常生活中，食物的 就是氧化还原反应。因此袋装食品中加入 可延长食品的保质期。 第3章 物质的性质与转化 清单1 单质铁的性质 1、铁元素的存在 （1）游离态：存在于陨铁中 （2）化合态 2、铁的还原性 （1）与弱氧化剂反应生成Fe2+ ①S： ，产生黑色固体 ②H+： ，铁逐渐溶解，溶液变成浅绿色，有无色无味气体产生 ③Cu2+： ，铁上析出红色固体，溶液变成浅绿色 ④Ag+： ，铁上析出银白色固体，溶液变成浅绿色 ⑤I2： （2）与强氧化剂反应生成Fe3+ ①Cl2： ，产生棕红色烟 ②Br2： ③稀硝酸： （3）与O2、水蒸气反应生成Fe3O4 ①O2： ②水蒸气： 清单2 铁的氧化物和氢氧化物 1、铁的氧化物 (1)物理性质 化学式 FeO Fe2O3 Fe3O4 俗名 铁红 磁性氧化铁 颜色状态 溶解性 铁的化合价 (2)化学性质 ①FeO、Fe2O3都属于碱性氧化物，能溶于强酸，分别写出它们溶于盐酸的离子方程式： ， 。 ②铁的氧化物还能被CO、Al还原，以氧化铁为例写出化学方程式： ， 。 ③分别写出Fe3O4溶于足量稀硝酸、氢碘酸(HI)的离子方程式： 3、氢氧化铁和氢氧化亚铁的比较 化学式 Fe(OH)2 Fe(OH)3 色态 白色固体 红褐色固体 与盐酸反应 受热分解 制法 可溶性亚铁盐与碱溶液反应 可溶性铁盐与碱溶液反应 二者的关系 在空气中，Fe(OH)2能够非常迅速地被氧气氧化成Fe(OH)3，现象是白色絮状沉淀迅速变成灰绿色，最后变成红褐色，化学方程式为 清单3 铁离子和亚铁离子的检验 1、Fe3+的检验 （1）试液 溶液（最佳方法） （2）试液产生 沉淀 2、Fe2+的检验 （1）试液 溶液 （2）溶液先产生 ，迅速变成 ，最后变成 （3）铁氰化钾K3[Fe(CN)6]法 ①反应：3Fe2++2[Fe(CN)6]3－＝Fe3[Fe(CN)6]2↓ ②现象：产生 3、Fe3+和Fe2+混合液 （1）检验Fe2+ ①试液高锰酸钾溶液 （用 酸化） ②试液 ③试液 （2）检验Fe3+ ①试液 溶液 ②试液试纸 【特别提醒】检验FeCl3溶液中是否含FeCl2溶液，不能用酸性高锰酸钾溶液，因为Cl－也能使其褪色，应该用铁氰化钾K3[Fe(CN)6]溶液。 清单4 铁盐和亚铁盐 1、 亚铁盐 (1Fe2＋的氧化性和还原性 含有Fe2＋的溶液呈 ，Fe2＋既有氧化性，又有还原性，其中以 为主，遇Br2、Cl2、H2O2、NO(H＋)等均表现为 。 Fe2＋的酸性溶液与H2O2反应的离子方程式： 。 (2) Fe2＋的水解 Fe(OH)2是弱碱，含Fe2＋的盐(如硫酸亚铁)溶液呈 。配制硫酸亚铁溶液时常加少量 抑制Fe2＋的水解，加少量 防止Fe2＋被氧化。 2、铁盐的性质及应用 (1)氧化性：含有Fe3＋的溶液呈 ，Fe3＋处于铁的高价态，遇Fe、Cu、HI、H2S等均表现为 。 ①Fe3＋与S2－、I－、HS－、SO等具有较强还原性的离子 大量共存。 ②Fe3＋可腐蚀印刷电路板上的铜箔，反应的离子方程式为 。 (2) 易水解：Fe(OH)3是很弱的碱，且溶度积很小，因而Fe3＋极易水解，只能存在于 的溶液中。利用Fe3＋易水解的性质，实验室可用FeCl3滴入沸水中制取氢氧化铁胶体，反应的化学方程式： 。 清单5 单质硫的性质 1、硫元素的自然存在 （1）存在形态 （2）自然界中不同价态硫元素之间的转化 2、物理性质 （1）色、态： 色或 色的固体，俗称 （2）溶解性：不溶于 ，微溶于 ，易溶于 3、同素异形体：单斜硫和正交硫 4、硫单质和氯气的氧化性强弱 （1）硫单质的弱氧化性：与变价金属反应生成低价金属硫化物 ①FeFeS ②CuCu2S （2）氯气的强氧化性：与变价金属反应生成高价金属氯化物 ①FeFeCl3 ②CuCuCl2 5、燃烧反应 （1）氧气的量不同，产物相同：SSO2；SSO2 （2）氧气浓度不同，产物相同，现象不同 ①空气：产生微弱的淡蓝色火焰 ②氧气：产生明亮的蓝紫色火焰 6、两种分离提纯黑火药的流程 （1）流程一 （2）流程二 清单6 二氧化硫的性质 1、物理性质 （1）色味态：无色有 气味的气体 （2）密度：比空气的 （3）溶解性：易溶于水（1∶40），不溶于 溶液 2、酸性氧化物的通性 （1）与水化合成亚硫酸： （2）与碱性氧化物化合成亚硫酸盐 ①CaO： ②Na2O： （3）与碱性溶液反应：少量SO2生成亚硫酸盐，过量SO2生成亚硫酸氢盐 ①少量SO2： ②过量SO2： （4）与弱酸盐反应 ①SO2+2NaHCO3Na2SO3+CO2↑+H2O ②Na2SiO3+SO2+H2O＝H2SiO3↓+Na2SO3 （5）与亚硫酸盐反应生成亚硫酸氢盐 ①Na2SO3： ②CaSO3： 3、氧化性：与H2S气体混合 （1）反应： （2）现象：容器壁上有水珠出现，析出黄色固体 4、强还原性 SO2SO3或SO42－ （1）催化氧化 ①反应： ②应用：工业上制硫酸的第二步反应 （2）能够使卤水褪色 ①氯水： ②溴水： （检验或除去SO2） ③碘水： （3）能够使酸性高锰酸钾溶液 ①反应：2MnO4－+5SO2+2H2O2Mn2++5SO42－+4H+ ②应用：检验或除去SO2 （4）能够使铁盐变色 ①反应：2Fe3++SO2+2H2O2Fe2++4H++SO42－ ②现象：溶液由 变成 （5）能够被过氧化物氧化成硫酸或硫酸盐 ①Na2O2：SO2+Na2O2Na2SO4 ②H2O2：SO2+H2O2H2SO4 （6）能够将硝酸根离子还原 ①2NO3－+3SO2+2H2O3SO42－+2NO↑+4H+ ②2NO3－+SO2SO42－+2NO2↑ （7）SO2和氧化性盐溶液的反应 ①向BaCl2溶液中通入SO2，没有现象；而向Ba（NO3）2溶液中通入SO2，则会产生白色的BaSO4沉淀。 ②向Ca（ClO）2溶液中通入CO2，会产生白色的CaCO3沉淀；而向Ca（ClO）2溶液中通入SO2，则会产生白色的CaSO4沉淀。 5、漂白性 （1）原理：化合性漂白，与某些有色物质（如品红）化合生成无色物质 （2）特点：暂时性漂白，产物不稳定，久置或加热会恢复原色 （3）应用：工业上纸张及草帽编织物的漂白剂 （4）注意 ①SO2不能漂白酸碱指示剂，向石蕊试液中通入SO2的现象是溶液变红，但不褪色 ②SO2使溴水、酸性高锰酸钾溶液褪色，体现的是SO2的还原性，而不是漂白性 ③SO2显红色的酚酞试液褪色，体现的是SO2是一种酸性气体，与碱反应，而不是漂白性 6、实验室制备二氧化硫 （1）方法 ①Na2SO3粉末和中等浓度的硫酸混合： 不用稀硫酸的原因： 不用浓硫酸的原因： ②Cu与浓H2SO4混合加热： （2）净化（假设用亚硫酸钠和稀盐酸反应） ①先用 溶液除HCl ②再用 或 除水蒸气 （3）收集 ①排液法：排 溶液法，导气管 进 出 ②排气法：向上排空气法，导气管 进 出 （4）检验： （5）尾气：注意防倒吸 ①酸性气体：一般用 吸收 ②还原性气体：一般用 溶液吸收 清单7 三氧化硫的性质 1、物理性质 通常情况下，SO3是一种 的晶体，熔点为16.8℃，沸点为44.8℃，常温下为 ，在标准状况下为固态 2、化学性质 SO3是硫酸的酸酐，具有酸性氧化物的通性 (1)能溶于水形成硫酸：SO3＋H2O===H2SO4 SO3能强烈的吸水，在空气中发“烟”，与水剧烈反应生成H2SO4，同时放出大量热，形成酸雾 (2)能与碱(石灰乳)反应： (3)与碱性氧化物反应： (4)与某些盐溶液反应： 清单8 浓硫酸的性质 1、物理性质 （1）色、态：无色黏稠状液体 （2）溶解性：以任意比和水互溶，同硝酸、乙醇 ①热效应：溶解时放出大量的热 ②稀释：将 沿玻璃棒缓慢倒入 中，边加边搅拌 （3）沸点：338℃，具有 （4）浓度和密度 ①常用浓硫酸浓度为98.3%，，密度1.84g/cm3，物质的量浓度为18.4mol/L ②浓硫酸中水很少，主要以硫酸分子形式存在 ③在写离子方程式时，浓硫酸不能拆写成离子形式，而应该保留化学式形式 ④氨气通入浓硫酸的现象是：产生白色沉淀，不能用浓硫酸作为氨气的吸收剂，否则易堵塞导气管 2、浓硫酸与金属单质反应 （1）铝和铁与浓硫酸反应，条件不同，反应不同 ①Al、Fe钝化（表现强氧化性） ②Al、Fe剧烈反应，生成硫酸盐和SO2气体（表现酸性和强氧化性） （2）Au、Pt不反应 （3）氢前的活泼金属（如Zn）与浓硫酸常温反应，先放出SO2气体，后放出H2 ① （表现 性和 性） ② （表现 性和 性） （4）氢后的不活泼金属（如Cu）与浓硫酸加热反应，先放出SO2气体，后反应停止 ①化学方程式： （表现 性和 性） ②离子方程式：Cu+2H2SO4（浓）CuSO4+SO2↑+2H2O（不能拆） 3、浓硫酸与碳等非金属单质加热反应 （1）过程：C先放CO2和SO2气体，后反应停止 （2）反应： （表现 性） 4、浓硫酸与还原性化合物反应：浓H2SO4SO2 （1）H2S+H2SO4（浓）S+SO2↑+2H2O（表现 性） （2）2HI+H2SO4（浓）I2+SO2↑+2H2O（表现 性） （3）2NaBr+2H2SO4（浓）Na2SO4+Br2↑+SO2↑+2H2O（表现 性、 性） （4）2FeO+4H2SO4（浓）Fe2（SO4）3+SO2↑+4H2O（表现 性、 性） 5、浓硫酸的吸水性 （1）含义：吸收自由水或结晶水 （2）变化：化学变化（形成H2SO4·xH2O） （3）应用：作干燥剂，不能干燥四种气体 ①强还原性气体：H2S、HI、HBr ②碱性气体：NH3 6、浓硫酸的脱水性 （1）含义：将有机物中的H、O元素按2∶1脱去 （2）变化：化学变化 （3）实验现象 ①纸张、木材、棉花变黑 ②湿润的蓝色石蕊试纸先变红后变黑 （4）蔗糖碳化 ①现象：蔗糖变黑，体积膨胀，产生大量有刺激性气味的酸雾 ②反应：C12H22O1112C+11H2O C+2H2SO4（浓）CO2↑+2SO2↑+2H2O ③性质：浓硫酸表现 性、 性和 性 （5）强腐蚀性 ①原理：浓硫酸可以脱去皮肤中的水 ②不慎将浓硫酸沾在皮肤上的事故处理：先用干布蘸去大量硫酸，再用大量清水冲洗，最后涂3%~5%的碳酸氢钠溶液 7、检验碳与浓硫酸反应所有气体产物 （1）各仪器中的试剂及其作用 ①A：CuSO4粉末，检验 ②B：品红溶液，检验 ③C：酸性KMnO4溶液或溴水，除去 ④D：品红溶液，检验 ⑤E：澄清石灰水，检验 （2）证明有CO2气体的现象 ①当D中品红溶液不褪色，E中澄清石灰水变浑浊时，说明产物中CO2气体 ②若把装置D去掉，当C中溶液颜色未完全褪去，E中澄清石灰水变浑浊时，说明产物中有CO2气体 清单9 自然界中的氮循环 1、氮元素的存在 2、自然界中氮的循环 3、人类活动对氮循环的影响 （1）氮气氨气→氮肥、硝酸等含氮化合物。 （2）燃料燃烧反应→氮氧化物参与氮的循环。 4、常见的含氮微粒 （1）氮元素的化合价与氧化性、还原性的关系 价态 代表物 性质 －3 NH3、Mg3N2、NH4Cl 只有还原性 0 N2 既有氧化性，又有还原性 +1 N2O +2 NO +3 N2O3、HNO2、NaNO2 +4 NO2、N2O4 +5 N2O5、HNO3、NaNO3 只有氧化性 （2）氮元素的价-类图 清单10 氮气 1、物理性质： 气体，密度比空气 ， 溶于水 2、分子结构：电子式：，结构式： ；氮氮键很难断裂，通常情况下，氮气的化学性很质稳定、不活泼，不易与其他物质反应 3、化学性质：常温下氮气很稳定，N2的化学性质很不活泼，很难与其它物质发生反应，但这种稳定是相对的，在一定条件下(如：高温、放电、点燃)，也能跟某些物质(如：H2、O2、Mg等)发生反应 （1）与氢气反应生成NH3： （2）与氧气在放电或高温条件下生成NO： （3）与活泼金属(Mg、Li)反应： 氮化镁与水的反应： (金属氮化物易水解，生成氨气和相应的碱) 4、氮气的制法 （2）实验室制法：加热NH4Cl饱和溶液和NaNO2晶体的混合物： （2）工业制法：工业上从液态空气中，利用液态氮的沸点比液态氧的沸点低加以分离而制得氮气 5、氮气的用途 （1）工业上合成氨，制硝酸 （2）在灯泡中填充氮气以防止钨丝被氧化或挥发 （3）保存粮食、水果等食品，以防止腐烂 （4）医学上用液氮作冷冻剂，以便在冷冻麻醉下进行手术 （5）代替稀有气体作焊接金属时的保护气，以防止金属被空气氧化 （6）高科技利用液氮制造低温环境，使某些超导材料获得超导性能 清单11 氮氧化物的性质 氮元素有 价，五种正价对应六种氧化物：(N2O)、(NO)、(N2O3)、(NO2、N2O4)、(N2O5)，其中N2O3和N2O5为酸性氧化物，分别是HNO2和HNO3的酸酐 1、一氧化二氮(N2O) 俗称 ，常作 2、一氧化氮(NO) （1）物理性质： 、 的 的气体，密度比空气 ， 溶于水 （2）实验室制法： ，只能用 收集 （3）化学性质：既有氧化性又有还原性，以还原性为主 ①易被O2氧化为NO2而变红棕色：2NO＋O2===2NO2 (收集NO气体必须用排水集气法) ②NO与酸性KMnO4反应： ③NO与酸性K2Cr2O7反应： （4）对人体、环境的影响：①与血红蛋白结合，使人中毒 ②转化成NO2，形成酸雨、光化学烟雾 3、二氧化氮(NO2) （1）物理性质： 的 气体， 溶于水且与水能发生反应 （2）实验室制法： ，只能用 收集 （3）化学性质：既有氧化性又有还原性，以氧化性为主，NO2能氧化SO2、KI等物质 ①与SO2的反应：NO2＋SO2===SO3＋NO ②与碘化钾溶液的反应：NO2＋2KI===2KNO2＋I2 (NO2能使湿润的淀粉KI试纸为蓝) ③与水的反应：3NO2＋H2O===2HNO3＋NO ④与氢氧化钠溶液的反应：2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O ⑤与N2O4相互转化：2NO2N2O4 （4）对人体、环境的影响：形成酸雨、光化学烟雾 4、氮氧化物的来源和危害 （1）形成 含氮物质NONO2HNO3 （2）形成 NO2和O2O3有毒烟雾 （3）破坏 ：NO催化O3分解为O2 NO+O3＝NO2+O，NO2+O＝NO+O2 （4）水体富营养化：水中含氮化合物引起水体污染 5、氮氧化物的预防和吸收 （1）使用清洁能源，减少氮氧化物的排放 （2）安装汽车尾气转化装置： （3）对生产化肥、硝酸工厂的废气进行处理 方法 反应原理 碱液吸收法 2NO2+2NaOH＝NaNO3+NaNO2+H2O NO2+NO+2NaOH＝2NaNO2+H2O 催化还原法 6NO+4NH35N2+6H2O CH4+4NO2N2+CO2+2H2O 4H2+2NO2N2+4H2O 2H2+2NON2+2H2O 6、氮氧化物溶于水的计算 （1）NO和NO2的混合气体溶于水时，其反应是3NO2+H2O2HNO3+NO，可利用气体体积变化差值进行计算。 V剩＝V原（NO）+V（NO2） （2）NO2和O2的混合气体溶于水时，其反应是3NO2+H2O2HNO3+NO，2NO+O22NO2，总式为4NO2+O2+2H2O4HNO3。 （3）NO和O2同时通入水中时，其反应是：2NO+O22NO2 ，3NO2+H2O2HNO3+NO，总式为4NO+3O2+2H2O4HNO3。 清单12 氨气的性质 1、氨气的物理性质：无色、有刺激性气味的气体；密度比空气的小；极易溶于水，1∶700，难溶于CCl4；易液化（沸点－33.5℃） 2、碱性气体 （1）水：NH3+H2ONH3·H2O （2）指示剂：能够使紫色石蕊试液变蓝，酚酞试液变红 （3）盐酸 ①反应：NH3+HClNH4Cl ②现象：遇挥发性酸产生白烟，同浓硝酸 ③应用：检验 （4）硫酸：2NH3+H2SO4（NH4）2SO4 3、氨气的还原性 （1）催化氧化： （2）热的CuO： （3）将氮氧化物还原为无毒的氮气 ①6NO+4NH35N2+6H2O ②6NO2+8NH37N2+12H2O （4）还原氯气 ①少量NH3： ②过量NH3： 4、氨气的用途 （1）制硝酸和硝酸铵：N2NH3NONO2HNO3NH4NO3 （2）致冷剂：液氨气化时要吸收大量的热，使周围的温度急剧降低 （3）制化肥：制备硝铵、硫铵、氯铵、碳铵等铵态氮肥 5、氨气的喷泉实验 （1）实验装置 （2）操作步骤：先打开止水夹→再挤胶头滴管 （3）形成条件：产生较大的压强差 ①气体完全被液体吸收剂溶解或反应 ②气体和气体完全反应生成固体或液体 ③气体冷凝成液体使气压减小 ④液体变成气体使气压增大 ⑤外界气压压缩气体 清单13 氨水的性质 1、氨水的密度 （1）比水小，浓度越大，密度越小 （2）质量分数为a和b的两种氨水混合 ①等质量混合，所得氨水的质量分数c＝ ②等体积混合，所得氨水的质量分数c＜ 2、氨水的挥发性：易挥发出氨气，所以氨水应 保存 3、氨水的组成 （1）三个可逆反应 ①氨气和水的反应：NH3+H2ONH3·H2O ②一水合氨的电离：NH3·H2ONH4++OH－ ③水的电离：H2OH++OH－ （2）“三分子”、“三离子”成分 ①三分子： ②三离子： 4、氨水的化学性质 （1）不稳定性： （2）弱碱性 ①H2SO4： ②少量CO2： ③过量CO2： ④AlCl3： 清单14 氨的实验室制法 原理 反应原料 实验室一般用氯化铵或硫酸铵与Ca(OH)2固体 实验装置 发生装置 “固＋固气”型，与实验室利用氯酸钾和二氧化锰加热制取氧气的装置相同 净化装置 通常用 干燥氨气， 用五氧化二磷、浓硫酸和无水氯化钙干燥 收集装置 NH3极易溶于水 密度比空气小，只能用 收集，试管口塞一团疏松的棉花团，目的是防止 尾气处理 多余的氨气要吸收掉(可在导管口放一团用水或稀硫酸浸润的棉花球)以避免污染空气。在吸收时要防止倒吸，常采用的装置如图所示： 验满方法 ①方法一：用镊子夹住一片湿润的红色石蕊试纸放在试管口，若试纸变蓝，说明已经收集满 ②方法二：用蘸取浓盐酸的玻璃棒靠近试管口，若有白烟生成，说明已经收集满 清单15 铵盐及铵根的检验 1、铵盐 由铵离子和酸根离子构成的盐，铵盐属于 如：硫酸铵[(NH4)2SO4 ，俗称硫铵，又称肥田粉]，氯化铵[NH4Cl，俗称氯铵]，硝酸铵[NH4NO3，俗称硝铵]， 碳酸氢铵[NH4HCO3，俗称碳铵] 2、铵盐的物理性质 铵盐都是 ，绝大多数铵盐都 3、铵盐的化学性质 (1)不稳定性：铵盐受热易分解，但不一定都有NH3生成 在试管中加热氯化铵固体，观察到的现象是氯化铵白色固体消失，在试管上方重新凝成白色固体 反应的化学方程式：NH4ClNH3↑＋HCl↑，NH3＋HCl===NH4Cl (2) 与碱反应 ①固体反应(NH4Cl固体与NaOH固体共热)： ②溶液中的反应 a、若是铵盐溶液与碱溶液共热，写成NH3↑＋H2O (NH4)2SO4与NaOH两溶液混合加热：NH＋OH－NH3↑＋H2O b、若是铵盐溶液与浓碱溶液，写成NH3↑＋H2O 浓NaOH溶液中加入硫酸铵固体：OH－＋NH===NH3↑＋H2O c、若是反应物为稀溶液且不加热时或无特殊说明写NH3·H2O NH4Cl与NaOH两稀溶液混合：NH＋OH－===NH3·H2O 4、用途：可用作氮肥，炸药，焊药 5、NH4＋的检验：取少量待测溶液于试管中，再加入 ，加热产生能使 的气体(或将 靠近试管口，有 产生)，则该溶液中存在NH 清单16 硝酸的性质 1、物理性质 （1）色味态：纯硝酸是一种无色有刺激性气味的液体 （2）密度：比水的大，密度越大，浓度越越大，常见浓硝酸浓度为68%~70% （3）溶解性：以任意比和水互溶 （4）挥发性：易挥发，浓度为95%以上的硝酸称为发烟硝酸 2、不稳定性 （1）反应： （2）通常所见的浓硝酸因含NO2而呈黄色 ①除去黄色最简单的方法：加水，3NO2+H2O2HNO3+NO ②除去黄色最环保的方法：通足量氧气，4NO2+O2+2H2O4HNO3 3、与金属单质反应 （1）Al、Fe：遇到浓硝酸，常温钝化，加热剧烈反应放NO2气体 （2）Au、Pt：任何情况下都不反应 （3）其他金属与硝酸反应不生成H2，硝酸的浓度不同，还原产物不同 ①浓硝酸与银反应： ②稀硝酸与银反应： 4、与碳反应 （1）碳与浓硝酸加热反应： （2）碳与稀硝酸不反应 5．硝酸与还原性化合物反应 （1）－2价硫：3H2S+2HNO3（稀）3S↓+2NO↑+4H2O （2）+4价硫：3Na2SO3+2HNO3（稀）3Na2SO4+2NO↑+H2O （3）－2价碘：6I－+8H++2NO3－3I2+2NO↑+4H2O （4）+2价铁：3Fe2++4H++NO3－3Fe3++2H2O+NO↑ 6．几种物质和湿润的蓝色石蕊试纸的反应 （1）湿润的蓝色石蕊试纸先变红，后褪色 （2）湿润的蓝色石蕊试纸只变红，不褪色 （3）湿润的蓝色石蕊试纸先变红，后变黑 （4）湿润的蓝色石蕊试纸只变红，不褪色 （5）湿润的蓝色石蕊试纸先变红，后褪色 （6）湿润的蓝色石蕊试纸只变红，不褪色 7、浓硝酸的保存 （1）易挥发：密封保存，敞口放置，质量减小，浓度降低 （2）易分解：棕色细口瓶避光、黑暗而且温度低的地方 （3）强氧化性：不能用橡胶塞，而用玻璃塞 （4）大量存放：铝制或铁制的槽车内 / 学科网（北京）股份有限公司 $ 高一化学上学期期末核心必背知识清单 第1章 认识化学科学 清单01 观察金属钠及金属钠与水的反应 1、实验目的 ： (1) 认识金属钠的颜色、状态、硬度和密度的相对大小以及熔点的相对高低。 (2）认识金属钠与水的反应。 2、实验方案： (1) 观察盛放在试剂瓶中的金属钠。用镊子将金属钠从试剂瓶中取出，用滤纸将其表 面的煤油吸干，在玻璃片上用小刀切下一小块金属钠，观察钠块的切面。 (2）向培养皿中加入适量的水，滴入 1~2 滴酚酞溶液，取一块绿豆粒大小的金属钠放 入水中，观察现象。 3、物理性质 ：银白色、质软、熔沸点较低、密度小 4、化学性质： 金属钠能与水发生反应生成氢氧化钠和氢气：2Na+2H2O＝2NaOH+H2↑ 5、用途：金属钠可用于制造高压钠灯，这种灯因钠蒸气放电而产生的黄光射程远、透雾能力强，常 用作路灯。金属钠还可用于钛、锆、铌、钽等金属的冶炼。钠和钾的合金可用作原子反应堆的导热剂。 清单02 观察金属钠与氧气的反应 1、实验目的 (1) 探究金属钠与氧气的反应。 (2）认识条件控制对于实验研究的意义。 2、实验用品 金属钠； 酒精灯，坩埚，三脚架，泥三角，坩埚钳，镊子，小刀，玻璃片，滤纸，火柴。 3、实验方案 (1) 将切好的金属钠放置在空气中，观察现象。 (2）将一小块金属钠放入坩埚中加热，观察现象。 4、实验现象与结论 (1) 金属钠放置在空气中会迅速被氧化，失去金属光泽，生成白色的氧化钠：4Na+O2＝2Na2O (2）金属钠在空气中加热会生成过氧化钠：2Na+O2Na2O2 清单03 氧化钠与过氧化钠的比较 氧化钠 过氧化钠 化学式 Na2O Na2O2 氧化合价 -2 -1 阴、阳离子个数比 1:2 1:2 颜色状态 白色固体 淡黄色固体 与H2O反应 Na2O＋H2O===2NaOH 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ 与CO2反应 Na2O＋CO2===Na2CO3 2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2 与盐酸反应 Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O 2Na2O＋4HCl===4NaCl＋2H2O+O2↑ 用途 制碱 供氧剂，强氧化剂，漂白剂 两者转化关系 2Na2O＋O22Na2O2 清单04 碳酸钠与碳酸氢钠的比较 碳酸钠 碳酸氢钠 化学式 Na2CO3 NaHCO3 俗称 纯碱、苏打 小苏打 水溶性 易溶于水（溶解时放热） 可溶于水（溶解时吸热） 颜色状态 白色粉末 细小白色晶体 水溶液酸碱性 较强碱性 较弱碱性 热稳定性 稳定、受热不易分解 2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O 与CO2反应 Na2CO3＋CO2↑＋H2O==2NaHCO3 不反应 与盐酸反应 与滴加顺序有关 NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑ 清单05 研究氯气的性质 1、氯气的物理性质：黄绿色气体，有刺激性气味的气体，能溶于水，密度比空气大，易液化 2、氯气的化学性质： （1）氯气是一种非常活泼的非金属单质，容易与钠、铁、铜等金属单质以及氢气等非金属单质发生反应。 化学方程式 反应现象 与钠反应 2Na＋Cl22NaCl 产生大量白色烟 与铁反应 2Fe＋3Cl22FeCl3 产生大量棕褐色烟 与铜反应 Cu＋Cl2CuCl2 产生大量棕黄色烟 与氢气反应 H2＋Cl22HCl 发出苍白色火焰，集气瓶口上方出现白雾 （2）氯气不仅能溶于水，还能与水发生如下化学反应：Cl2＋H2O==HCl＋HClO （3）氯气不仅能与水发生反应，还能与碱发生反应生成盐酸盐、次氯酸盐和水: Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O ; 2Ca(OH)2＋2Cl2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O 清单06 液氯、新制氯水、久置氯水的比较 液氯 新制氯水 久置氯水 分类 纯净物 混合物 混合物 成分 只有Cl2 Cl2，H2O，HClO，H+，Cl-，OH-，ClO- H2O，H+，Cl- 性质 有氧化性，无酸性和漂白性 有酸性，强氧化性，能漂白，消毒，光照时HClO分解 只有酸性 颜色 黄绿色 浅黄绿色 无色 保存 特质钢瓶 棕色试剂瓶、密封避光、现用现配 带塞子试剂瓶 清单07 氯的化合物 1、次氯酸的性质 （1）次氯酸是易溶于水的弱酸，比碳酸酸性弱，写离子方程式时不能拆成离子形式。氯气和水反应的离子方程式：Cl2＋H2O===H＋＋Cl－＋HClO。 （2）次氯酸不稳定，见光易分解，反应的化学方程式：2HClO2HCl＋O2↑。 （3）次氯酸具有强氧化性(其氧化性比氯气强)，可用于自来水的杀菌消毒，还可以用作漂白剂。 （4）氯气用于自来水消毒时，因与水中的有机物反应生成有机氯化物对人体有害，所以要严格控制饮用水中氯的含量，并开始使用二氧化氯(ClO2)、臭氧等新的自来水消毒剂。 2．漂白粉 （1）主要成分是CaCl2和Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2 （2）漂白原理是：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO，产生的HClO具有漂白性和强氧化性，由于Ca(ClO)2能与空气中的CO2、H2O反应生成HClO且HClO见光易分解，所以漂白粉应密封保存。 （3）工业上常用氯气和石灰乳制取漂白粉2Cl2＋2Ca(OH)2 == CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O 清单08 氯气的实验室制法 1、实验原理 二氧化锰(软锰矿的主要成分)和浓盐酸在加热条件下反应：MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O。 2、仪器装置 发生装置 固体(液体)＋液体气体 净化装置 (洗气瓶) 先通过饱和食盐水除去 HCl ，再通过浓H2SO4除去 水蒸气 收集装置 用 向上 排空气法收集 验满方法 观察法（黄绿色）；湿润的淀粉­KI试纸，其原理是 Cl2＋2KI===2KCl＋I2 ，置换出的I2遇淀粉变蓝色；湿润的蓝色石蕊试纸（先变红后褪色） 尾气吸收装置 盛有NaOH溶液的烧杯 清单09 氯离子的检验 1、原理及过程：在Ⅰ～Ⅳ四支试管中分别加入2～3 mL稀盐酸、NaCl溶液、Na2CO3溶液、蒸馏水，然后各滴入几滴AgNO3溶液，观察现象，再分别加入少量稀硝酸，观察现象。 试管 试剂 实验现象 加入AgNO3溶液 加入稀硝酸 Ⅰ 稀盐酸 白色沉淀 沉淀不溶解 Ⅱ NaCl溶液 白色沉淀 沉淀不溶解 Ⅲ Na2CO3溶液 白色沉淀 沉淀溶解 Ⅳ 蒸馏水 无明显现象 无明显现象 （1）试管Ⅰ、试管Ⅱ中均产生了不溶于稀硝酸的白色沉淀，说明反应生成了 AgCl ；反应的离子方程式为 Ag＋＋Cl－===AgCl↓ 。 （2）试管Ⅲ中产生的白色沉淀是 Ag2CO3 ，写出该沉淀溶于稀硝酸的离子方程式： Ag2CO3＋2H＋===2Ag＋＋H2O＋CO2↑ 。 2、氯离子的检验及答题规范 （1）检验时要加稀硝酸，以排除CO等离子的干扰，不能用稀硫酸，因为Ag2SO4微溶，会干扰实验，更不能用盐酸，因为盐酸中含有Cl－。 （2）若被检液中含有SO，需先用 Ba(NO3)2 溶液除去SO，然后再加入稀硝酸酸化的AgNO3溶液，检验Cl－的存在。 清单09 物质的量的单位——摩尔 1、物质的量：物质的量是一个物理量，它表示含有一定数目粒子的集合体，符号为 n 。 2、物质的量的单位为 摩尔 ，简称摩，符号为 mol 。 3、阿伏加德罗常数 （1）1 mol任何粒子的粒子数叫作阿伏加德罗常数，符号为NA ，通常用6.02×1023 mol－1 表示。 （2）物质的量、阿伏加德罗常数与粒子数（N）之间的关系为n＝。 4、摩尔质量 5、物质的量、物质的质量、粒子数目之间的相关计算 　 N　　n　　m (粒子数)　(物质的量) 　(质量) （1）n＝ ①n、N、NA三个量中，已知任意两项可求第三项。 ②求N时，概念性问题用NA，数字性问题用6.02×1023 mol－1 。 ③N与n成正比，判断粒子数多少时只判断其n的大小即可。 （2）n＝ ①m、n、M三个量中，已知任意两项可求第三项。 ②由M可求相对分子质量。 （3）＝ ①N、NA、m、M四个量中，已知任意三项可求第四项。 ②该等式中一般NA、M为已知，则N与m可互求。 清单10 气体摩尔体积 1、概念：单位物质的量的气体所占的体积叫作气体摩尔体积 ，符号为，常用的单位有L/mol （或L·mol－1）和m3/mol（或m3·mol－1）。 2、公式：Vm＝。 3、标准状况下气体摩尔体积 4、标准状况下气体摩尔体积的有关计算 （1）气体的物质的量n＝； （2）气体的摩尔质量M＝＝＝22.4 L·mol－1 ·ρ(ρ的单位是g·L－1)； （3）气体的分子数N＝n·NA＝·NA； （4）气体的质量m＝n·M＝·M。 清单11 阿伏伽德罗定律 1、阿伏加德罗定律：同温同压下，相同体积的任何气体，含有相同数目的分子(或气体的物质的量相同) 2、阿伏加德罗定律的推论——理想气体状态方程为：pV＝nRT 由理想气体的状态方程结合物质的量的相关公式可以推出： pM =ρRT [其中：p为气体压强；V为气体体积；n为物质的量；R为常数；T为温度(单位为开尔文，符号是K)；ρ密度；M摩尔质量；m质量；N气体的分子数] 公式 语言叙述 T、p相同 同温同压下，任何气体的体积之比等于其物质的量之比，也等于其分子数之比 同温同压下，任何气体的密度之比等于其摩尔质量之比，也就是其相对分子质量之比 T、V相同 同温同体积时，任何气体的压强之比等于其物质的量之比，也等于其分子数之比 清单12 配制一定物质的量浓度的溶液 1、一定物质的量浓度溶液配制的步骤和仪器 2、配制示例——配制100 mL 1.00 mol/L NaCl溶液 3、配制一定物质的量浓度溶液的误差分析 操作步骤 引起误差的原因 对结果的影响 n V c 称量 物质、砝码位置颠倒且需要使用游码 偏小 / 偏低 称量NaOH时使用滤纸 偏小 / 偏低 量取 用量筒量取浓硫酸时仰视 偏大 / 偏高 用量筒量取浓硫酸时俯视 偏小 / 偏低 将量取浓溶液所用量筒洗涤，并将洗涤液注入容量瓶中 偏大 / 偏高 溶解 不慎将溶液溅到烧杯外面 偏小 / 偏低 冷却、转移 未冷却至室温就转入容量瓶中 / 偏小 偏高 转移前，容量瓶内有少量蒸馏水 / / 无影响 转移时有少量溶液流到容量瓶外 偏小 / 偏低 洗涤 未洗涤或只洗涤了1次烧杯和玻璃棒 偏小 / 偏低 定容 定容时仰视刻度线 / 偏大 偏低 定容时俯视刻度线 / 偏小 偏高 定容时液面超过刻度线，立即用胶头滴管吸出 偏小 / 偏低 定容摇匀后液面低于刻度线，又加蒸馏水至刻度线 / 偏大 偏低 清单13 物质的量浓度 清单14 与物质的量浓度有关的计算 1．浓溶液稀释 (1)溶质的物质的量不变：c(浓)·V(浓)＝c(稀)·V(稀)； (2)溶质的质量不变：m(浓)·w(浓)＝m(稀)·w(稀)； (3)溶液的质量守恒：m(稀)＝m(浓)＋m(水)。 2．相同溶质两溶液混合 (1)溶质的物质的量不变：c1V1＋c2V2＝c(混)·V(混)； (2)溶质的质量不变：m1w1＋m2w2＝m(混)·w(混)。 3.物质的量浓度与溶质的质量分数的换算 物质的量浓度与溶质的质量分数、溶解度之间求算题目的解题思路一般有两个出发点： (1)由“定义式”出发：物质的量浓度定义的数学表达式为cB＝，由此知，欲求cB，先求nB及V。设溶液体积为1 L，则cB＝＝＝ mol·L－1。 (2)利用推导出的换算公式cB＝进行cB与w的相互计算。 第2章 元素与物质世界 清单01 分散系 1、定义：一种（或多种）物质分散到另一种（或多种）物质中所得到的体系，叫做分散系。 2、组成：被分散的物质称为 分散质 ，起容纳分散质作用的物质称为 分散剂 。 分析指出下列分散系各自的分散质、分散剂，比较分散质、分散剂的存在状态 分散系 分散质 分散剂 烟 微小尘埃(固) 空气(气) 雾 微小液滴(液) 空气(气) 碘酒 碘(固) 酒精(液) 食盐水 食盐(固) 水(液) 有色玻璃 金属氧化物(固) 玻璃(固) 3、分散系的分类 溶液、胶体、浊液的比较 分散系 溶液 胶体 浊液 悬浊液 乳浊液 分散质粒子直径 小于1 nm 1~100 nm 大于100 nm 大于100 nm 稳定性 稳定 介稳体系 不稳定 不稳定 分散质粒子能否透过半透膜或滤纸 均能透过 能透过滤纸，不能透过 半透膜 均不能透过 均不能透过 实例 食盐水 淀粉胶体 泥浆水 植物油和水的混合物 清单02 胶体 1、胶体的制备： 胶体 操作方法 制备原理 氢氧化铁胶体 ①将烧杯中的蒸馏水加热至 沸腾 ②向沸水中逐滴加入5~6滴　饱和FeCl3溶液 ③继续煮沸至液体呈 红褐 色,停止加热 FeCl3＋3H2OFe(OH)3（胶体）＋3HCl 碘化银胶体 向稀KI溶液中滴加稀硝酸银溶液，边滴加边振荡 KI+AgNO3AgI（胶体）+KNO3 2、 胶体的性质---丁达尔效应 (1)概念：当可见光束通过胶体时，在入射光侧面可观察到光亮的通路。 (2)原因：丁达尔现象是胶体中分散质微粒对可见光散射而形成的。 (3)应用：在实验室里鉴别胶体和溶液。 3、胶体的性质---渗析 (1)概念：利用半透膜分离胶体中的杂质分子或离子的过程。 (2)原因：胶体微粒不能透过半透膜，溶液中分子和离子能透过半透膜。 (3)应用：提纯或精制胶体。 (4)半透膜：动物肠衣、鸡蛋壳膜、羊皮纸、胶棉薄膜、玻璃纸。 4、胶体的性质---电泳 (1)概念：在外加电场的作用下，带电胶体微粒发生定向移动。 (2)原因：胶体微粒有巨大的比表面积，能吸附带有某种电荷的离子， 而形成带电微粒。 (3)应用：电泳电镀、电泳除尘等。 4、胶体的性质---聚沉 (1)概念：在一定条件下胶体形成沉淀析出的现象。 (2)使胶体聚沉的方法： ①加入电解质；②加入带相反电荷的离子；③加热；④搅拌 (3)应用：向豆浆（ 一种胶体）中加入硫酸钙使蛋白质 等聚沉可制成可口的豆腐。 清单03 物质的转化 1、单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系 2、金属(或非金属)单质→盐的转化关系 （1）金属单质(Ca)→盐的转化关系 CaCaOCa(OH)2CaCO3CaCl2 ① 2Ca＋O22CaO； ② CaO＋H2O===Ca(OH)2； ③ Ca(OH)2＋CO2===CaCO3↓＋H2O； ④ CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。 （2）非金属单质(C)→盐的转化关系 CCO2H2CO3Na2CO3 ① C＋O2CO2； ② CO2＋H2O===H2CO3； ③ H2CO3＋2NaOH===Na2CO3＋2H2O。 3、物质转化的应用 （1）化学反应遵循质量守恒定律，故通过物质间的转化可以合成物质，如由单质可以得到盐，且有多条途径： （2）在实际生产中，通过物质的转化制备具体物质时，除了要考虑反应进行的可能性，还需要考虑原料来源、成本高低和设备要求等因素。例如，NaOH可以用Na2O和H2O反应制取，化学方程式：Na2O＋H2O===2NaOH，但Na2O来源少、成本高，故工业上通常用电解饱和食盐水的方法来制取NaOH。 清单04 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离子的过程，电离过程可以用电离方程式表示 2、电离方程式：表示电解质电离成离子的式子，用化学式和离子符号表示的式子 （1）强电解质：全部电离，用“===”连接，如：H2SO4===2H＋＋SO、NaOH===Na＋＋OH－ （2）弱电解质：部分电离，用“”表示，如：CH3COOHH+＋CH3COO－ NH3·H2ONH＋OH－ （3）多元弱酸：分步电离(即每次只电离出一个H+)，且电离程度逐步减弱，以第一步电离为主 如：H2CO3H+＋HCO (主要) 决定H2CO3的酸性 HCO3—H+＋CO (次要) （4）多元弱碱：分步电离，但一步写出，如：Cu(OH)2的电离方程式：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－ （5）两性氢氧化物：双向电离，Al(OH)3的电离方程式：H＋＋AlO＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－ （6）酸式盐的书写方法 ①弱酸的酸式盐在溶液中完全电离，生成酸式酸根离子和阳离子，如：NaHCO3===Na＋＋HCO ②强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，如：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO (水溶液中) ③强酸的酸式盐在熔融状态时，生成酸式酸根离子和阳离子，如：NaHSO4===Na＋＋HSO (熔融状态) 清单05 电解质、非电解质 电解质 非电解质 相同点 均为化合物 不同点 在水溶液里或熔融状态下能导电 在水溶液里和熔融状态下都不导电 本质区别 在水溶液里或熔融状态下自身能发生电离 在水溶液里和熔融状态下自身不发生电离 所含物质类型 酸：H2SO4、H2CO3等； 碱：NaOH、NH3·H2O等； 盐：NaCl、CaCO3等； 活泼金属氧化物：Na2O、CaO等；水 非金属氧化物：SO2、SO3、CO2等； 非酸性气态氢化物：NH3； 部分有机物：蔗糖、乙醇、CH4、CCl4等 清单06 离子反应 1、定义：电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应，这样的反应属于离子反应。 2、实质：（1）从微观角度，酸、碱、盐在水溶液中发生的复分解反应，实质上是两种电解质在溶液中相互交换离子的反应。 （2）离子反应使溶液中某些离子的浓度减小。 3、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叫作离子方程式。 4、离子方程式的书写步骤（以Na2SO4溶液与BaCl2溶液的反应为例） 5、离子方程式书写的拆写原则 （1）拆成离子的物质：易溶、易电离的物质，如强酸、强碱、绝大部分可溶性盐。 （2）书写化学式的物质：a.单质；b.气体；c.氧化物；d.难溶性物质；e.难电离的物质；f.非电解质；g.浓硫酸。 （3）多元弱酸的酸式酸根离子不能拆写，如NaHCO3不能拆写成“Na＋＋H＋＋CO”，应写作“Na＋＋HCO”。 （4）微溶物（如Ca(OH)2）：a.作反应物时，澄清溶液中写成离子形式，悬浊液中写成化学式；b.作生成物时，写成化学式。 （5）有气体或沉淀生成的离子反应，要检查离子方程式中是否注明“↑”或“↓”。 （6）写出离子方程式并配平：将相互作用的微粒的符号写在等号左边，把微粒之间作用结果的符号写在等号右边，并根据电荷守恒以及原子种类和数量守恒 配平离子方程式。 6、酸碱盐溶解性口诀 全溶钾、钠、铵、硝盐； 氯化物中银沉淀； 硫酸钡难、银钙微； 碱中溶钡、钾、钠、铵； 碳酸只溶钾、钠、铵； 碳酸氢盐常溶完。 7、 离子反应方程式的判断依据： (1)离子反应是否符合客观事实。如铁与稀硫酸反应生成Fe2＋而不生成Fe3＋ (2)物质的拆写是否正确。如氧化物均不拆等 (3)电荷是否守恒。如FeCl2溶液与Cl2反应，不能写成Fe2＋＋Cl2==Fe3＋＋2Cl－。 (4)是否漏写离子反应。如Ba(OH)2溶液与CuSO4溶液反应，既要写Ba2＋与SO42－反应生成BaSO4沉淀的离子反应，又不能漏写Cu2＋与OH－反应。 (5)反应物或产物的配比是否正确。如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应不能写成H＋＋OH－＋SO42－＋Ba2＋===BaSO4↓＋H2O， 清单07 离子共存 生成难溶性或微溶性物质的离子不能大量共存 生成难溶性的盐 如Ca2＋与CO，Ba2＋与CO、SO，Ag＋与Cl－等 生成难溶性的碱 如OH－与Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Mg2＋、Al3＋等 生成气体的离子不能大量共存 如H＋与CO、HCO等 生成水或其他难电离物质的离子不能大量共存 如H＋与OH－、CH3COO－等 清单08 离子检验 1.检验离子的方法： (1)生成沉淀； (2)生成气体； (3)显现特殊颜色。 2.常见离子的检验方法 (1)向待测液中加入稀盐酸，无明显现象，然后加入几滴BaCl2溶液，有白色沉淀产生，证明有SO42- (2)向待测液中加入几滴稀硝酸，然后加入几滴AgNO3溶液，有白色沉淀产生，证明有Cl- (3)向待测液中加入BaCl2，有白色沉淀产生，沉淀溶于稀盐酸，生成无色无味且能使澄清石灰水变浑浊的气体，证明有CO32- 3.其他离子的检验方法 离子 试剂与操作 现象 OH- 酚酞 溶液变红 紫色石蕊溶液 溶液变蓝 Ag＋ 含Cl－的溶液，稀硝酸 白色沉淀 加稀氨水至过量 先生成白色沉淀，然后沉淀溶解 Cu2＋ 观察法 蓝色溶液或蓝绿色溶液 NaOH溶液 生成蓝色沉淀 Cl- AgNO3溶液和稀HNO3 白色沉淀（AgCl） Br- 淡黄色沉淀（AgBr） I- 黄色沉淀（AgI） 清单09 与量有关的离子方程式的书写 1、连续反应型 【反应特点】反应生成的离子(生成物)因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关 【方法技巧】“分步书写”法——叠加法 如：向Ca(OH)2溶液中通入过量CO2气体，可按照反应顺序分别写出两步反应： ①CO2＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋H2O ②CaCO3＋H2O＋CO2===Ca(HCO3)2 由①＋②可得：2CO2＋Ca(OH)2===Ca(HCO3)2 (1)向澄清石灰水中通入CO2 气体 少量CO2与Ca(OH)2溶液反应 CO2(少量)＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋H2O 过渡反应 CaCO3＋H2O＋CO2===Ca(HCO3)2 过量CO2与Ca(OH)2溶液反应 2CO2(过量)＋Ca(OH)2===Ca(HCO3)2 (2)向NaOH溶液中通入CO2 气体 少量CO2与NaOH溶液反应 CO2(少量)＋2NaOH===Na2CO3＋H2O 过渡反应 Na2CO3＋CO2 +H2O===2NaHCO3 过量CO2与NaOH溶液反应 CO2(过量)＋NaOH===NaHCO3 2、离子配比型 【反应特点】当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调(一般为复盐或酸式盐)，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)而跟用量有关 【方法技巧】“定一法”——找出引起配比的本质反应 ①根据相对量将少量物质定为“1 mol”，若少量物质有两种或两种以上离子参加反应，则参加反应离子的物质的量之比与物质组成之比相符 ②依据少量物质中离子的物质的量，确定过量物质中实际参加反应的离子的物质的量 ③依据“先中和后沉淀”的思路正确书写离子方程式 (1)向Ba(OH)2溶液中滴入NaHCO3溶液 本质反应 HCO3－＋OH－===CO32—＋H2O 少量NaHCO3溶液与Ba(OH)2溶液反应 Ba(OH)2＋NaHCO3(少量)===BaCO3↓＋NaOH＋H2O 过量NaHCO3溶液与Ba(OH)2溶液反应 Ba(OH)2＋2NaHCO3(过量)===BaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O (2)向Ca(HCO3)2滴入NaOH溶液 本质反应 HCO3－＋OH－===CO32—＋H2O 少量NaOH溶液与Ca(HCO3)2溶液反应 Ca(HCO3)2＋NaOH(少量)===CaCO3↓＋NaHCO3＋H2O 过量NaOH溶液与Ca(HCO3)2溶液反应 Ca(HCO3)2＋2NaOH(过量)===CaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O 清单10 氧化还原反应 1、氧化还原反应的两组概念 （1）氧化反应与还原反应 反应类型 化合价变化 电子转移 氧化反应 物质所含元素化合价升高的反应 物质所含元素原子失去电子(或电子对偏离)的反应 还原反应 物质所含元素化合价降低 的反应 物质所含元素原子得到电子(或电子对偏向)的反应 （2）氧化产物与还原产物 生成物 2、氧化还原反应概念间的关系 3．元素化合价的判断 （1）代数和法：先标出熟悉元素的化合价，再根据化合物中各元素正、负化合价的代数和为0，求解其他元素的化合价。例如，有机物中碳元素化合价(设为x)的确定方法：有机物中氧元素的化合价为－2价，氢元素的化合价为＋1价，利用化合物中各元素正、负化合价代数和为0的原则确定碳元素的化合价，乙酸(C2H4O2)中各元素化合价满足2x＋(＋1)×4＋(－2)×2＝0，则x＝0。 （2）记忆法：常见元素的化合价可以借助化合价口诀来记忆，一价氢、氯、钾、钠、银；二价氧、钙、镁、钡、锌；三价铝、四价硅、五价磷；说变价也不难，二三价铁、三四价碳、二四六价硫都齐全；铜汞二价最常见。 （3）一些特殊物质中元素的化合价：NaH(H：－1价)、NaBH4(H：－1价)、Na2O2(O：－1价)、HClO(Cl：＋1价)、HClO2(Cl：＋3价)、HClO3(Cl：＋5价)、HClO4(Cl：＋7价)、K2FeO4(Fe：＋6价)、H2C2O4(C：＋3价)、CaC2(C：－1价)、Na2S2O3(S：＋2价)、Na2S2O8(S：＋6价)、FeS2(Fe：＋2价，S：－1价)、CuFeS2(Cu：＋2价，Fe：＋2价，S：－2价)、Cu2S(Cu：＋1价，S：－2价)等。 4、电子转移的的表示方法 （1）双线桥法：表示反应前后同一元素由反应物转化为生成物时电子转移的情况。 基本步骤 巧记口诀：先标化合价，再看价变化；起止同元素，桥上标变化。 示例：用双线桥法标出CO还原Fe2O3反应中电子转移的方向与数目： （2）单线桥法：表示反应过程中不同元素原子间的电子转移情况。 基本步骤 巧记口诀：先确定变价元素，再计算价态变化；桥上标明电子数，箭头还原到氧化。 示例：用单线桥法标出CO还原Fe2O3反应中电子转移的方向与数目： 5、四种基本反应类型之间的关系 （1）置换反应一定是氧化还原反应。 （2）复分解反应一定不是氧化还原反应。 （3）化合反应和分解反应不一定是氧化还原反应。 （4）有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应。 （5）有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应。 清单11 氧化剂和还原剂 1、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、MnO2、KClO3、K2Cr2O7等 某些金属活动性较弱的元素对应的高价态离子 Fe3＋、Ag＋、Pb4＋、Cu2＋等 过氧化物 Na2O2、H2O2等 还原剂 活泼的金属单质 Al、Zn等 某些非金属单质 C、H2等 非金属阴离子和氢化物 Cl－、Br－、I－、S2－、HI、NH3、H2S等 含有较低价态元素的化合物 CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、FeSO4等 2、氧化性、还原性强弱的比较方法 (1)根据化学方程式判断 氧化还原反应发生规律可用如下式子表示 规律 氧化性强弱：氧化剂>氧化产物 还原性强弱：还原剂>还原产物 (2)根据元素的活动性顺序来判断 规律 特点 上左下右可反应，隔之愈远愈易行 (3)根据反应条件的难易来判断 化学反应 反应条件 2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O 常温 MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 加热 加热、加催化剂 氧化性：KMnO4＞MnO2＞O2 (4)根据反应的剧烈程度来判断 ①金属单质与水反应的剧烈程度 Na、Mg、Al分别与水的反应 分析 Na与冷水剧烈反应 Mg与冷水几乎不反应，能与热水反应 Al加热条件下也不明显 还原性：Na＞Mg＞Al ②非金属单质与H2化合的难易程度 化学反应 反应条件及现象 分析 H2＋F2===2HF 冷暗处剧烈反应而爆炸 氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2 H2＋Cl22HCl 光照条件下剧烈反应而爆炸 H2＋Br22HBr 加热至500 ℃时才能发生反应 H2＋I22HI 在不断加热的条件下才能缓慢进行，且为可逆反应 (5)根据变价元素被氧化或被还原的程度不同来判断 化学反应 分析 2Fe＋3Cl2 2FeCl3 铁元素被氯气氧化为＋3价，被硫氧化为＋2价，则氧化性：Cl2＞S Fe＋SFeS (6)根据元素周期表判断 ①同周期：从左到右，金属单质的还原性逐渐减弱；非金属单质的氧化性逐渐增强 ②同主族：从上到下，金属单质的还原性逐渐增强；非金属单质的氧化性逐渐减弱 (7)某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关 ①浓度：一般来说，氧化剂的浓度越大，其氧化性越强；还原剂的浓度越大，其还原性越强，如： 氧化性：浓H2SO4＞稀H2SO4，浓HNO3＞稀HNO3；还原性：浓盐酸＞稀盐酸 ②温度：许多氧化还原反应是在加热条件下进行的。可见升高温度可增强氧化剂的氧化性、还原剂的还原性 如：热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强 ③酸碱性：同一种物质，所处环境酸(碱)性越强其氧化性(还原性)越强 如：中性环境中NO不显氧化性，酸性环境中NO显氧化性 如：酸性条件：2MnO＋6H＋＋5SO===2Mn2＋＋5SO＋3H2O 中性条件：2MnO＋H2O＋3SO===2MnO2＋3SO＋2OH－ 碱性条件：2MnO＋2OH－＋SO===2MnO＋SO＋H2O 其氧化性：KMnO4(酸性)>KMnO4(中性)>KMnO4(碱性) 清单12 氧化还原反应的基本规律及应用 1．价态规律 (1)价态规律：物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性，如Fe3＋、Ag＋等；物质中元素具有最低价，该元素只有还原性，如S2－、I－等；物质中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性，如Fe2＋、Cl2等。物质含有多种元素时，性质是这些元素性质的综合体现，如HCl，H＋可体现氧化性，Cl－可体现还原性 (2)价态归中规律(不交叉规律)：含不同价态的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”，而不会出现交叉现象。简记为“两相靠，不相交” 如：H2S与浓硫酸的反应 (3)歧化规律：具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，遵循“中间价高价＋低价” 如：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O，1 mol Cl2反应时转移电子数为NA (4)邻位不反应规律：同种元素，相邻价态之间不发生氧化还原反应 如：SO2和浓硫酸不反应，可用浓硫酸干燥SO2气体 2．强弱规律：自发进行的氧化还原反应，一般遵循强氧化剂制弱氧化剂，强还原剂制弱还原剂，即“强制弱”的规律 3．先后规律 (1)同时含有几种还原剂时将按照还原性由强到弱的顺序依次反应 如：在FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性Fe2＋>Br－，所以Fe2＋先与Cl2反应 (2)同时含有几种氧化剂时将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应 如：在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe3＋>Cu2＋>H＋，所以铁粉先与Fe3＋反应，然后依次为Cu2＋、H＋ 4．电子守恒规律：氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数，表现为元素化合价升高的总数等于元素化合价降低的总数 清单13 氧化还原方程式的配平 1．氧化还原方程式配平的三大原则 (1)电子守恒：氧化剂和还原剂得失电子总数相等，化合价升高的总数＝化合价降低的总数 (2)质量守恒：反应前后原子的种类和个数不变 (3)电荷守恒：离子反应前后，阴、阳离子所带的电荷总数相等 2．氧化还原方程式配平的一般步骤 (1)标变价——标出有变的元素化合价 (2)列得失——列出化合价的变化值 (3)求总数——求出化合价升降的最小公倍数，使化合价升高和降低的数目相等 (4)配系数——配出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数，观察法配平其它物质的系数 (5)查守恒——查原子是否守恒、电荷是否守恒(通常通过检查氧元素的原子数)，画上等号 3．熟记常见的氧化剂及对应的还原产物、还原剂及对应的氧化产物 氧化剂 对应还原产物 还原剂 对应氧化产物 Cl2、ClO－、KClO3  Cl－ Fe2＋ Fe3＋ O2 O2－、H2O、OH－ SO2、SO32-、S2O32- SO42- Fe3＋ Fe2＋ H2O2 O2 KMnO4(H+)、MnO2 Mn2＋(紫色褪去) S2－、HS－、H2S S H2O2(绿色氧化剂) H2O I－(HI) I2 K2Cr2O7(H+) Cr3＋ H2C2O4 CO2 浓H2SO4 SO2＋H2O CO、C CO2 浓HNO3 NO2＋H2O NH3 N2、NO 稀HNO3 NO＋H2O 清单14 氧化还原方程式的应用 1、汽车尾气的处理 2NO＋2CON2＋2CO2；2NO2＋4CON2＋4CO2；2NOx＋2xCON2＋2xCO2。 2、在生产、生活中所需的各种金属大多是通过氧化还原反应从矿石中冶炼出来的；同样，金属的腐蚀一般也是氧化还原反应。 3、许多化工产品的制备，如合成氨、合成硝酸、制硫酸、电解法制烧碱 等，主要反应都是氧化还原反应。 4、农业生产中，植物的光合作用、呼吸作用都是复杂的氧化还原反应。 5、日常生活中，食物的腐败就是氧化还原反应。因此袋装食品中加入脱氧剂可延长食品的保质期。 第3章 物质的性质与转化 清单1 单质铁的性质 1、铁元素的存在 （1）游离态：存在于陨铁中 （2）化合态 2、铁的还原性 （1）与弱氧化剂反应生成Fe2+ ①S：Fe+SFeS，产生黑色固体 ②H+：Fe+2H+Fe2++H2↑，铁逐渐溶解，溶液变成浅绿色，有无色无味气体产生 ③Cu2+：Fe+Cu2+Fe2++Cu，铁上析出红色固体，溶液变成浅绿色 ④Ag+：Fe+2Ag+Fe2++2Ag，铁上析出银白色固体，溶液变成浅绿色 ⑤I2：Fe+I22FeI2 （2）与强氧化剂反应生成Fe3+ ①Cl2：2Fe+3Cl22FeCl3，产生棕红色烟 ②Br2：2Fe+3Br22FeBr3 ③稀硝酸：Fe+4HNO3（稀）Fe（NO3）3+NO↑+2H2O （3）与O2、水蒸气反应生成Fe3O4 ①O2：3Fe+2O2Fe3O4 ②水蒸气：3Fe+4H2O（g）Fe3O4+4H2 清单2 铁的氧化物和氢氧化物 1、铁的氧化物 (1)物理性质 化学式 FeO Fe2O3 Fe3O4 俗名 铁红 磁性氧化铁 颜色状态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体(有磁性) 溶解性 难溶于水 难溶于水 难溶于水 铁的化合价 ＋2 ＋3 ＋2、＋3 (2)化学性质 ①FeO、Fe2O3都属于碱性氧化物，能溶于强酸，分别写出它们溶于盐酸的离子方程式： FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O，Fe2O3＋6H＋===2Fe3＋＋3H2O。 ②铁的氧化物还能被CO、Al还原，以氧化铁为例写出化学方程式： Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2， Fe2O3＋2Al2Fe＋Al2O3。 ③分别写出Fe3O4溶于足量稀硝酸、氢碘酸(HI)的离子方程式： 3Fe3O4＋28H＋＋NO===9Fe3＋＋NO↑＋14H2O Fe3O4＋8H＋＋2I－===3Fe2＋＋I2＋4H2O 3、氢氧化铁和氢氧化亚铁的比较 化学式 Fe(OH)2 Fe(OH)3 色态 白色固体 红褐色固体 与盐酸反应 Fe(OH)2＋2H＋===Fe2＋＋2H2O Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O 受热分解 2Fe(OH)3Fe2O3＋3H2O 制法 可溶性亚铁盐与碱溶液反应 Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓ 可溶性铁盐与碱溶液反应 Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓ 二者的关系 在空气中，Fe(OH)2能够非常迅速地被氧气氧化成Fe(OH)3，现象是白色絮状沉淀迅速变成灰绿色，最后变成红褐色，化学方程式为4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3 清单3 铁离子和亚铁离子的检验 1、Fe3+的检验 （1）试液血红色溶液（最佳方法） （2）试液产生红褐色沉淀 2、Fe2+的检验 （1）试液无现象血红色溶液 （2）溶液先产生白色沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色 （3）铁氰化钾K3[Fe(CN)6]法 ①反应：3Fe2++2[Fe(CN)6]3－＝Fe3[Fe(CN)6]2↓ ②现象：产生蓝色沉淀 3、Fe3+和Fe2+混合液 （1）检验Fe2+ ①试液高锰酸钾溶液紫红色褪去（用稀硫酸酸化） ②试液溴水褪色 ③试液蓝色沉淀 （2）检验Fe3+ ①试液血红色溶液 ②试液试纸变蓝 【特别提醒】检验FeCl3溶液中是否含FeCl2溶液，不能用酸性高锰酸钾溶液，因为Cl－也能使其褪色，应该用铁氰化钾K3[Fe(CN)6]溶液。 清单4 铁盐和亚铁盐 1、 亚铁盐 (1Fe2＋的氧化性和还原性 含有Fe2＋的溶液呈浅绿色，Fe2＋既有氧化性，又有还原性，其中以还原性为主，遇Br2、Cl2、H2O2、NO(H＋)等均表现为还原性。 Fe2＋的酸性溶液与H2O2反应的离子方程式：2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O。 (2) Fe2＋的水解 Fe(OH)2是弱碱，含Fe2＋的盐(如硫酸亚铁)溶液呈酸性。配制硫酸亚铁溶液时常加少量硫酸抑制Fe2＋的水解，加少量铁屑防止Fe2＋被氧化。 2、铁盐的性质及应用 (1)氧化性：含有Fe3＋的溶液呈棕黄色，Fe3＋处于铁的高价态，遇Fe、Cu、HI、H2S等均表现为氧化性。 ①Fe3＋与S2－、I－、HS－、SO等具有较强还原性的离子不能大量共存。 ②Fe3＋可腐蚀印刷电路板上的铜箔，反应的离子方程式为2Fe3＋＋Cu===Cu2＋＋2Fe2＋。 (2) 易水解：Fe(OH)3是很弱的碱，且溶度积很小，因而Fe3＋极易水解，只能存在于酸性较强的溶液中。利用Fe3＋易水解的性质，实验室可用FeCl3滴入沸水中制取氢氧化铁胶体，反应的化学方程式： FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl。 清单5 单质硫的性质 1、硫元素的自然存在 （1）存在形态 （2）自然界中不同价态硫元素之间的转化 2、物理性质 （1）色、态：黄色或淡黄色的固体，俗称硫黄 （2）溶解性：不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳 3、同素异形体：单斜硫和正交硫 4、硫单质和氯气的氧化性强弱 （1）硫单质的弱氧化性：与变价金属反应生成低价金属硫化物 ①FeFeS ②CuCu2S （2）氯气的强氧化性：与变价金属反应生成高价金属氯化物 ①FeFeCl3 ②CuCuCl2 5、燃烧反应 （1）氧气的量不同，产物相同：SSO2；SSO2 （2）氧气浓度不同，产物相同，现象不同 ①空气：产生微弱的淡蓝色火焰 ②氧气：产生明亮的蓝紫色火焰 6、两种分离提纯黑火药的流程 （1）流程一 （2）流程二 清单6 二氧化硫的性质 1、物理性质 （1）色味态：无色有刺激性气味的气体 （2）密度：比空气的大 （3）溶解性：易溶于水（1∶40），不溶于饱和NaHSO3溶液 2、酸性氧化物的通性 （1）与水化合成亚硫酸：SO2+H2OH2SO3 （2）与碱性氧化物化合成亚硫酸盐 ①CaO：CaO+SO2CaSO3 ②Na2O：Na2O+SO2Na2SO3 （3）与碱性溶液反应：少量SO2生成亚硫酸盐，过量SO2生成亚硫酸氢盐 ①少量SO2：2NaOH+SO2Na2SO3+H2O ②过量SO2：NaOH+SO2NaHSO3 （4）与弱酸盐反应 ①SO2+2NaHCO3Na2SO3+CO2↑+H2O ②Na2SiO3+SO2+H2O＝H2SiO3↓+Na2SO3 （5）与亚硫酸盐反应生成亚硫酸氢盐 ①Na2SO3：SO2+Na2SO3+H2O2NaHSO3 ②CaSO3：SO2+CaSO3+H2OCa（HSO3）2 3、氧化性：与H2S气体混合 （1）反应：2H2S+SO2＝2H2O+3S↓ （2）现象：容器壁上有水珠出现，析出黄色固体 4、强还原性 SO2SO3或SO42－ （1）催化氧化 ①反应：2SO2+O22SO3 ②应用：工业上制硫酸的第二步反应 （2）能够使卤水褪色 ①氯水：SO2+Cl2+2H2O2HCl+H2SO4 ②溴水：SO2+Br2+2H2O2HBr+H2SO4（检验或除去SO2） ③碘水：SO2+I2+2H2O2HI+H2SO4 （3）能够使酸性高锰酸钾溶液褪色 ①反应：2MnO4－+5SO2+2H2O2Mn2++5SO42－+4H+ ②应用：检验或除去SO2 （4）能够使铁盐变色 ①反应：2Fe3++SO2+2H2O2Fe2++4H++SO42－ ②现象：溶液由棕黄色变成浅绿色 （5）能够被过氧化物氧化成硫酸或硫酸盐 ①Na2O2：SO2+Na2O2Na2SO4 ②H2O2：SO2+H2O2H2SO4 （6）能够将硝酸根离子还原 ①2NO3－+3SO2+2H2O3SO42－+2NO↑+4H+ ②2NO3－+SO2SO42－+2NO2↑ （7）SO2和氧化性盐溶液的反应 ①向BaCl2溶液中通入SO2，没有现象；而向Ba（NO3）2溶液中通入SO2，则会产生白色的BaSO4沉淀。 ②向Ca（ClO）2溶液中通入CO2，会产生白色的CaCO3沉淀；而向Ca（ClO）2溶液中通入SO2，则会产生白色的CaSO4沉淀。 5、漂白性 （1）原理：化合性漂白，与某些有色物质（如品红）化合生成无色物质 （2）特点：暂时性漂白，产物不稳定，久置或加热会恢复原色 （3）应用：工业上纸张及草帽编织物的漂白剂 （4）注意 ①SO2不能漂白酸碱指示剂，向石蕊试液中通入SO2的现象是溶液变红，但不褪色 ②SO2使溴水、酸性高锰酸钾溶液褪色，体现的是SO2的还原性，而不是漂白性 ③SO2显红色的酚酞试液褪色，体现的是SO2是一种酸性气体，与碱反应，而不是漂白性 6、实验室制备二氧化硫 （1）方法 ①Na2SO3粉末和中等浓度的硫酸混合：Na2SO3+H2SO4（浓）Na2SO4+SO2↑+H2O 不用稀硫酸的原因：SO2易溶于水，逸出SO2的较少 不用浓硫酸的原因：在Na2SO3表面生成Na2SO4固体，阻止反应持续进行 ②Cu与浓H2SO4混合加热：Cu+2H2SO4（浓）CuSO4+SO2↑+2H2O （2）净化（假设用亚硫酸钠和稀盐酸反应） ①先用饱和NaHSO3溶液除HCl ②再用浓硫酸或无水氯化钙除水蒸气 （3）收集 ①排液法：排饱和NaHSO3溶液法，导气管短进长出 ②排气法：向上排空气法，导气管长进短出 （4）检验：通入品红溶液，品红褪色，加热又变红 （5）尾气：注意防倒吸 ①酸性气体：一般用NaOH溶液吸收 ②还原性气体：一般用酸性高锰酸钾溶液吸收 清单7 三氧化硫的性质 1、物理性质 通常情况下，SO3是一种无色易挥发的晶体，熔点为16.8℃，沸点为44.8℃，常温下为液态，在标准状况下为固态 2、化学性质 SO3是硫酸的酸酐，具有酸性氧化物的通性 (1)能溶于水形成硫酸：SO3＋H2O===H2SO4 SO3能强烈的吸水，在空气中发“烟”，与水剧烈反应生成H2SO4，同时放出大量热，形成酸雾 (2)能与碱(石灰乳)反应：SO3＋Ca(OH)2===CaSO4＋H2O (3)与碱性氧化物反应：SO3＋CaO===CaSO4 (4)与某些盐溶液反应：Na2CO3＋SO3===Na2SO4＋CO2↑ 清单8 浓硫酸的性质 1、物理性质 （1）色、态：无色黏稠状液体 （2）溶解性：以任意比和水互溶，同硝酸、乙醇 ①热效应：溶解时放出大量的热 ②稀释：将浓硫酸沿玻璃棒缓慢倒入水中，边加边搅拌 （3）沸点：338℃，具有难挥发性 （4）浓度和密度 ①常用浓硫酸浓度为98.3%，，密度1.84g/cm3，物质的量浓度为18.4mol/L ②浓硫酸中水很少，主要以硫酸分子形式存在 ③在写离子方程式时，浓硫酸不能拆写成离子形式，而应该保留化学式形式 ④氨气通入浓硫酸的现象是：产生白色沉淀，不能用浓硫酸作为氨气的吸收剂，否则易堵塞导气管 2、浓硫酸与金属单质反应 （1）铝和铁与浓硫酸反应，条件不同，反应不同 ①Al、Fe钝化（表现强氧化性） ②Al、Fe剧烈反应，生成硫酸盐和SO2气体（表现酸性和强氧化性） （2）Au、Pt不反应 （3）氢前的活泼金属（如Zn）与浓硫酸常温反应，先放出SO2气体，后放出H2 ①Zn+2H2SO4（浓）ZnSO4+SO2↑+2H2O（表现酸性和强氧化性） ②Zn+H2SO4（稀）ZnSO4+H2↑（表现酸性和氧化性） （4）氢后的不活泼金属（如Cu）与浓硫酸加热反应，先放出SO2气体，后反应停止 ①化学方程式：Cu+2H2SO4（浓）CuSO4+SO2↑+2H2O（表现酸性和强氧化性） ②离子方程式：Cu+2H2SO4（浓）CuSO4+SO2↑+2H2O（不能拆） 3、浓硫酸与碳等非金属单质加热反应 （1）过程：C先放CO2和SO2气体，后反应停止 （2）反应：C+2H2SO4（浓）CO2↑+2SO2↑+2H2O（表现强氧化性） 4、浓硫酸与还原性化合物反应：浓H2SO4SO2 （1）H2S+H2SO4（浓）S+SO2↑+2H2O（表现强氧化性） （2）2HI+H2SO4（浓）I2+SO2↑+2H2O（表现强氧化性） （3）2NaBr+2H2SO4（浓）Na2SO4+Br2↑+SO2↑+2H2O（表现酸性、强氧化性） （4）2FeO+4H2SO4（浓）Fe2（SO4）3+SO2↑+4H2O（表现酸性、强氧化性） 5、浓硫酸的吸水性 （1）含义：吸收自由水或结晶水 （2）变化：化学变化（形成H2SO4·xH2O） （3）应用：作干燥剂，不能干燥四种气体 ①强还原性气体：H2S、HI、HBr ②碱性气体：NH3 6、浓硫酸的脱水性 （1）含义：将有机物中的H、O元素按2∶1脱去 （2）变化：化学变化 （3）实验现象 ①纸张、木材、棉花变黑 ②湿润的蓝色石蕊试纸先变红后变黑 （4）蔗糖碳化 ①现象：蔗糖变黑，体积膨胀，产生大量有刺激性气味的酸雾 ②反应：C12H22O1112C+11H2O C+2H2SO4（浓）CO2↑+2SO2↑+2H2O ③性质：浓硫酸表现脱水性、吸水性和强氧化性 （5）强腐蚀性 ①原理：浓硫酸可以脱去皮肤中的水 ②不慎将浓硫酸沾在皮肤上的事故处理：先用干布蘸去大量硫酸，再用大量清水冲洗，最后涂3%~5%的碳酸氢钠溶液 7、检验碳与浓硫酸反应所有气体产物 （1）各仪器中的试剂及其作用 ①A：CuSO4粉末，检验产生的水蒸气 ②B：品红溶液，检验产生的SO2气体 ③C：酸性KMnO4溶液或溴水，除去SO2气体 ④D：品红溶液，检验SO2能否完全除去 ⑤E：澄清石灰水，检验产生的CO2气体 （2）证明有CO2气体的现象 ①当D中品红溶液不褪色，E中澄清石灰水变浑浊时，说明产物中CO2气体 ②若把装置D去掉，当C中溶液颜色未完全褪去，E中澄清石灰水变浑浊时，说明产物中有CO2气体 清单9 自然界中的氮循环 1、氮元素的存在 2、自然界中氮的循环 3、人类活动对氮循环的影响 （1）氮气氨气→氮肥、硝酸等含氮化合物。 （2）燃料燃烧反应→氮氧化物参与氮的循环。 4、常见的含氮微粒 （1）氮元素的化合价与氧化性、还原性的关系 价态 代表物 性质 －3 NH3、Mg3N2、NH4Cl 只有还原性 0 N2 既有氧化性，又有还原性 +1 N2O +2 NO +3 N2O3、HNO2、NaNO2 +4 NO2、N2O4 +5 N2O5、HNO3、NaNO3 只有氧化性 （2）氮元素的价-类图 清单10 氮气 1、物理性质：无色无味气体，密度比空气略小，难溶于水 2、分子结构：电子式：，结构式：N≡N；氮氮键很难断裂，通常情况下，氮气的化学性很质稳定、不活泼，不易与其他物质反应 3、化学性质：常温下氮气很稳定，N2的化学性质很不活泼，很难与其它物质发生反应，但这种稳定是相对的，在一定条件下(如：高温、放电、点燃)，也能跟某些物质(如：H2、O2、Mg等)发生反应 （1）与氢气反应生成NH3：N2＋3H22NH3 （2）与氧气在放电或高温条件下生成NO：N2＋O22NO （3）与活泼金属(Mg、Li)反应：3Mg＋N2Mg3N2 6Li＋N22Li3N 氮化镁与水的反应：Mg3N2＋6H2O===3Mg(OH)2↓＋2NH3↑ (金属氮化物易水解，生成氨气和相应的碱) 4、氮气的制法 （2）实验室制法：加热NH4Cl饱和溶液和NaNO2晶体的混合物：NaNO2＋NH4ClNaCl＋N2↑＋2H2O （2）工业制法：工业上从液态空气中，利用液态氮的沸点比液态氧的沸点低加以分离而制得氮气 5、氮气的用途 （1）工业上合成氨，制硝酸 （2）在灯泡中填充氮气以防止钨丝被氧化或挥发 （3）保存粮食、水果等食品，以防止腐烂 （4）医学上用液氮作冷冻剂，以便在冷冻麻醉下进行手术 （5）代替稀有气体作焊接金属时的保护气，以防止金属被空气氧化 （6）高科技利用液氮制造低温环境，使某些超导材料获得超导性能 清单11 氮氧化物的性质 氮元素有+1、+2、+3、+4、+5价，五种正价对应六种氧化物：(N2O)、(NO)、(N2O3)、(NO2、N2O4)、(N2O5)，其中N2O3和N2O5为酸性氧化物，分别是HNO2和HNO3的酸酐 1、一氧化二氮(N2O) 俗称笑气，常作麻醉剂 2、一氧化氮(NO) （1）物理性质：无色、无味的有毒的气体，密度比空气略大，难溶于水 （2）实验室制法：3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O，只能用排水法收集 （3）化学性质：既有氧化性又有还原性，以还原性为主 ①易被O2氧化为NO2而变红棕色：2NO＋O2===2NO2 (收集NO气体必须用排水集气法) ②NO与酸性KMnO4反应：5NO＋3MnO4－＋4H＋===5NO3－＋3Mn2＋＋2H2O ③NO与酸性K2Cr2O7反应：2NO＋Cr2O7－＋6H＋===2NO3－＋2Cr3＋＋3H2O （4）对人体、环境的影响：①与血红蛋白结合，使人中毒 ②转化成NO2，形成酸雨、光化学烟雾 3、二氧化氮(NO2) （1）物理性质：红棕色有剌激性气味的有毒气体，易溶于水且与水能发生反应 （2）实验室制法：Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O，只能用排空气法收集 （3）化学性质：既有氧化性又有还原性，以氧化性为主，NO2能氧化SO2、KI等物质 ①与SO2的反应：NO2＋SO2===SO3＋NO ②与碘化钾溶液的反应：NO2＋2KI===2KNO2＋I2 (NO2能使湿润的淀粉KI试纸为蓝) ③与水的反应：3NO2＋H2O===2HNO3＋NO ④与氢氧化钠溶液的反应：2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O ⑤与N2O4相互转化：2NO2N2O4 （4）对人体、环境的影响：形成酸雨、光化学烟雾 4、氮氧化物的来源和危害 （1）形成硝酸型酸雨 含氮物质NONO2HNO3 （2）形成光化学烟雾 NO2和O2O3有毒烟雾 （3）破坏臭氧层：NO催化O3分解为O2 NO+O3＝NO2+O，NO2+O＝NO+O2 （4）水体富营养化：水中含氮化合物引起水体污染 5、氮氧化物的预防和吸收 （1）使用清洁能源，减少氮氧化物的排放 （2）安装汽车尾气转化装置：2NO+2CON2+2CO2 （3）对生产化肥、硝酸工厂的废气进行处理 方法 反应原理 碱液吸收法 2NO2+2NaOH＝NaNO3+NaNO2+H2O NO2+NO+2NaOH＝2NaNO2+H2O 催化还原法 6NO+4NH35N2+6H2O CH4+4NO2N2+CO2+2H2O 4H2+2NO2N2+4H2O 2H2+2NON2+2H2O 6、氮氧化物溶于水的计算 （1）NO和NO2的混合气体溶于水时，其反应是3NO2+H2O2HNO3+NO，可利用气体体积变化差值进行计算。 V剩＝V原（NO）+V（NO2） （2）NO2和O2的混合气体溶于水时，其反应是3NO2+H2O2HNO3+NO，2NO+O22NO2，总式为4NO2+O2+2H2O4HNO3。 （3）NO和O2同时通入水中时，其反应是：2NO+O22NO2 ，3NO2+H2O2HNO3+NO，总式为4NO+3O2+2H2O4HNO3。 清单12 氨气的性质 1、氨气的物理性质：无色、有刺激性气味的气体；密度比空气的小；极易溶于水，1∶700，难溶于CCl4；易液化（沸点－33.5℃） 2、碱性气体 （1）水：NH3+H2ONH3·H2O （2）指示剂：能够使紫色石蕊试液变蓝，酚酞试液变红 （3）盐酸 ①反应：NH3+HClNH4Cl ②现象：遇挥发性酸产生白烟，同浓硝酸 ③应用：检验氨气 （4）硫酸：2NH3+H2SO4（NH4）2SO4 3、氨气的还原性 （1）催化氧化：4NH3+5O24NO+6H2O （2）热的CuO：2NH3+3CuON2+3Cu+3H2O （3）将氮氧化物还原为无毒的氮气 ①6NO+4NH35N2+6H2O ②6NO2+8NH37N2+12H2O （4）还原氯气 ①少量NH3：2NH3+3Cl26HCl+N2 ②过量NH3：8NH3+3Cl26NH4Cl+N2 4、氨气的用途 （1）制硝酸和硝酸铵：N2NH3NONO2HNO3NH4NO3 （2）致冷剂：液氨气化时要吸收大量的热，使周围的温度急剧降低 （3）制化肥：制备硝铵、硫铵、氯铵、碳铵等铵态氮肥 5、氨气的喷泉实验 （1）实验装置 （2）操作步骤：先打开止水夹→再挤胶头滴管 （3）形成条件：产生较大的压强差 ①气体完全被液体吸收剂溶解或反应 ②气体和气体完全反应生成固体或液体 ③气体冷凝成液体使气压减小 ④液体变成气体使气压增大 ⑤外界气压压缩气体 清单13 氨水的性质 1、氨水的密度 （1）比水小，浓度越大，密度越小 （2）质量分数为a和b的两种氨水混合 ①等质量混合，所得氨水的质量分数c＝ ②等体积混合，所得氨水的质量分数c＜ 2、氨水的挥发性：易挥发出氨气，所以氨水应密封保存 3、氨水的组成 （1）三个可逆反应 ①氨气和水的反应：NH3+H2ONH3·H2O ②一水合氨的电离：NH3·H2ONH4++OH－ ③水的电离：H2OH++OH－ （2）“三分子”、“三离子”成分 ①三分子：NH3、H2O、NH3·H2O ②三离子：NH4+、OH－、H+ 4、氨水的化学性质 （1）不稳定性：NH3·H2ONH3↑+H2O （2）弱碱性 ①H2SO4：2NH3·H2O+H2SO4（NH4）2SO4+2H2O ②少量CO2：2NH3·H2O+CO2（NH4）2CO3+H2O ③过量CO2：NH3·H2O+CO2NH4HCO3 ④AlCl3：AlCl3+3NH3·H2OAl（OH）3↓+3NH4Cl 清单14 氨的实验室制法 原理 2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O 反应原料 实验室一般用氯化铵或硫酸铵与Ca(OH)2固体 实验装置 发生装置 “固＋固气”型，与实验室利用氯酸钾和二氧化锰加热制取氧气的装置相同 净化装置 通常用碱石灰干燥氨气，不能用五氧化二磷、浓硫酸和无水氯化钙干燥 收集装置 NH3极易溶于水 密度比空气小，只能用向下排空气法收集，试管口塞一团疏松的棉花团，目的是防止氨气与空气形成对流，以收集到较纯净的氨气 尾气处理 多余的氨气要吸收掉(可在导管口放一团用水或稀硫酸浸润的棉花球)以避免污染空气。在吸收时要防止倒吸，常采用的装置如图所示： 验满方法 ①方法一：用镊子夹住一片湿润的红色石蕊试纸放在试管口，若试纸变蓝，说明已经收集满 ②方法二：用蘸取浓盐酸的玻璃棒靠近试管口，若有白烟生成，说明已经收集满 清单15 铵盐及铵根的检验 1、铵盐 由铵离子和酸根离子构成的盐，铵盐属于铵态氮肥 如：硫酸铵[(NH4)2SO4 ，俗称硫铵，又称肥田粉]，氯化铵[NH4Cl，俗称氯铵]，硝酸铵[NH4NO3，俗称硝铵]， 碳酸氢铵[NH4HCO3，俗称碳铵] 2、铵盐的物理性质 铵盐都是白色固体，绝大多数铵盐都易溶于水 3、铵盐的化学性质 (1)不稳定性：铵盐受热易分解，但不一定都有NH3生成 在试管中加热氯化铵固体，观察到的现象是氯化铵白色固体消失，在试管上方重新凝成白色固体 反应的化学方程式：NH4ClNH3↑＋HCl↑，NH3＋HCl===NH4Cl (2) 与碱反应 ①固体反应(NH4Cl固体与NaOH固体共热)：NH4Cl＋NaOHNH3↑＋NaCl＋H2O ②溶液中的反应 a、若是铵盐溶液与碱溶液共热，写成NH3↑＋H2O (NH4)2SO4与NaOH两溶液混合加热：NH＋OH－NH3↑＋H2O b、若是铵盐溶液与浓碱溶液，写成NH3↑＋H2O 浓NaOH溶液中加入硫酸铵固体：OH－＋NH===NH3↑＋H2O c、若是反应物为稀溶液且不加热时或无特殊说明写NH3·H2O NH4Cl与NaOH两稀溶液混合：NH＋OH－===NH3·H2O 4、用途：可用作氮肥，炸药，焊药 5、NH4＋的检验：取少量待测溶液于试管中，再加入浓的NaOH溶液，加热产生能使湿润红色石蕊试纸变蓝的气体(或将蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近试管口，有白烟产生)，则该溶液中存在NH 清单16 硝酸的性质 1、物理性质 （1）色味态：纯硝酸是一种无色有刺激性气味的液体 （2）密度：比水的大，密度越大，浓度越越大，常见浓硝酸浓度为68%~70% （3）溶解性：以任意比和水互溶 （4）挥发性：易挥发，浓度为95%以上的硝酸称为发烟硝酸 2、不稳定性 （1）反应：4HNO34NO2↑+O2↑+H2O （2）通常所见的浓硝酸因含NO2而呈黄色 ①除去黄色最简单的方法：加水，3NO2+H2O2HNO3+NO ②除去黄色最环保的方法：通足量氧气，4NO2+O2+2H2O4HNO3 3、与金属单质反应 （1）Al、Fe：遇到浓硝酸，常温钝化，加热剧烈反应放NO2气体 （2）Au、Pt：任何情况下都不反应 （3）其他金属与硝酸反应不生成H2，硝酸的浓度不同，还原产物不同 ①浓硝酸与银反应：Ag+2HNO3（浓）AgNO3+NO2↑+H2O ②稀硝酸与银反应：3Ag+4HNO3（稀）3AgNO3+NO↑+2H2O 4、与碳反应 （1）碳与浓硝酸加热反应：C+4HNO3（浓）CO2↑+4NO2↑+2H2O （2）碳与稀硝酸不反应 5．硝酸与还原性化合物反应 （1）－2价硫：3H2S+2HNO3（稀）3S↓+2NO↑+4H2O （2）+4价硫：3Na2SO3+2HNO3（稀）3Na2SO4+2NO↑+H2O （3）－2价碘：6I－+8H++2NO3－3I2+2NO↑+4H2O （4）+2价铁：3Fe2++4H++NO3－3Fe3++2H2O+NO↑ 6．几种物质和湿润的蓝色石蕊试纸的反应 （1）湿润的蓝色石蕊试纸先变红，后褪色 （2）湿润的蓝色石蕊试纸只变红，不褪色 （3）湿润的蓝色石蕊试纸先变红，后变黑 （4）湿润的蓝色石蕊试纸只变红，不褪色 （5）湿润的蓝色石蕊试纸先变红，后褪色 （6）湿润的蓝色石蕊试纸只变红，不褪色 7、浓硝酸的保存 （1）易挥发：密封保存，敞口放置，质量减小，浓度降低 （2）易分解：棕色细口瓶避光、黑暗而且温度低的地方 （3）强氧化性：不能用橡胶塞，而用玻璃塞 （4）大量存放：铝制或铁制的槽车内 / 学科网（北京）股份有限公司 $