背记知识清单02（期末复习知识清单）高一化学上学期苏教版

该高中化学知识清单系统梳理“从海水中获得的化学物质”“硫与环境保护”两大专题，通过思维导图、15+9大考点清单及12+10大易错清单，搭建从基础概念到实验应用再到易错辨析的递进式学习支架。 清单以“考点-易错点”双清单模式呈现，分类整合氯气制备、钠的化合物等核心知识，分级标注氧化还原反应规律等重难点，融入科学思维与化学观念。如氯气实验室制法的装置类型及净化步骤解析，离子方程式正误判断“六看法”等实用设计，助力学生自主构建知识网络，教师可精准开展教学，提升复习实效。

专题3 从海水中获得的化学物质（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（15大考点）→易错清单（12大易错点） 第一单元 氯气及氯的化合物 · 考点01 氯气的发现与制备 1．氯元素只以 存在于自然界。主要以NaCl、MgCl2、CaCl2等形式大量存在于海水中，还存在于陆地的盐湖和盐矿中。人体体液中的Cl-（和Na+）来自食物和食盐（重要的 调味剂）。 2．发现：1774年，瑞典化学家舍勒将软锰矿与浓盐酸混合加热，意外发现产生一种具有强烈刺激性气味的 色气体。1810年，英国化学家戴维经过实验研究，将其命名为氯气。反应的化学方程式： · 考点02 氯气的性质与应用 1．Cl2的物理性质 颜色 气味 毒性 密度 特性 _ __色 强烈_ 气味 _ __毒 比空气_ __ _ __液化 2．氯气的实验室制法 （1）实验室制法 实验原理 阴离子氧化法：用强氧化性物质（如MnO2、KMnO4等）将浓盐酸中的－1价的氯氧化。 MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O （盐酸表现： 性和 性，被氧化的HCl占反应总量的1/2） 装置类型 固＋液气（如用KMnO4则为：固＋液―→气） 气体净化 Cl2（HCl、水蒸气） Cl2 气体收集 向上排 法或排 食盐水法 尾气处理 用NaOH溶液吸收，离子方程式为：Cl2＋OH－＝Cl－＋ClO－＋H2O 气体验满 用湿润的 试纸：试纸变 色 根据氯气的颜色判断：瓶中充满黄绿色气体 装置图 注意：①因浓盐酸有挥发性，制氯装置应使用分液漏斗并盖上玻璃塞； ②为确保实验过程中分液漏斗的液体顺利流下，可采取的方法有：一是把分液漏斗和圆底烧瓶用橡皮管相连通、二是在分液漏斗下端套一个小试管。 其它制备氯气的反应原理 ①14HCl＋K2Cr2O7===2KCl＋2CrCl3＋7H2O＋3Cl2↑ ②16HCl＋2KMnO4===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑ ③6HCl(浓)＋KClO3===KCl＋3H2O＋3Cl2↑ ④4HCl＋Ca(ClO)2===CaCl2＋2H2O＋2Cl2↑ 其中，使用稀盐酸就可以发生反应①②④产生氯气；在需要浓盐酸的反应中，如不用浓盐酸，亦可用NaCl(固体)跟浓硫酸来代替，如：2NaCl＋MnO2＋3H2SO4(浓)2NaHSO4＋MnSO4＋Cl2↑＋2H2O。含氯气的尾气处理通常用NaOH溶液吸收。 （2）工业制法——电解法 反应原理 2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑或2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑ 反应装置 电解饱和食盐水的简易装置 工业电解饱和食盐水的原理装置 现象 结论 铁棒和石墨棒上通电后有 产生 通电后有新的气体物质生成 铁棒周围的溶液滴加酚酞变 色 有碱性物质(NaOH)生成 将铁棒上方收集到的气体靠近火焰，有 声 有氢气生成 用手轻轻扇动在石墨棒上方收集到的 色气体，闻到有刺激性气味且该气体能使湿润的淀粉碘化钾试纸变 有黄绿色刺激性气味的气体(Cl2)生成 · 考点03 氧化还原反应概念 1．氧化还原反应特征及实质 (1)氧化还原反应的特征是　　　　　　　　　　。  (2)氧化还原反应的实质是　　　　　　　　。  (3)有关概念: 2．相关概念 概括为“升失氧、降得还，剂性一致、其他相反”。 (1)氧化性是指 的性质(或能力)；还原性是指 的性质(或能力)。 (2)氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的 程度，与得、失电子数目的 无关。 如：Na－e－===Na＋，Al－3e－===Al3＋，但根据金属活动性顺序可知，Na比Al活泼，更易失去电子，所以Na的还原性比Al强。 3．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系 · 考点04 氧化还原反应中电子转移的表示方法 1．双线桥法：用两条线桥来表示氧化还原反应中元素化合价变化或电子转移方向和数目的方法。 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。 实例分析 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。 特点 2．单线桥法：用一条线桥来表示氧化还原反应中元素原子间的电子转移方向和数目的方法。 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，进而确定转移电子数目。 ②连单线：箭头从还原剂中化合价升高的元素出发，指向氧化剂中化合价降低的元素。 ③标得失：标出电子转移的总数。 实例分析 特点 ①单线桥从还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素，表示氧化剂和还原剂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。如图： · 考点05 氧化剂和还原剂 1．氧化剂和还原剂、氧化产物和还原产物 （1）还原剂：在反应时，所含元素化合价升高，即失电子（电子对偏离）的反应物，生成物是氧化产物 （2）氧化剂：在反应时，所含元素化合价降低，即得电子（电子对偏向）的反应物，生成物是还原产物。 （3）关系： 2．常见的氧化剂（还原产物）和还原剂（氧化产物） （1）常见的氧化剂 常见的氧化剂 对应的常见还原产物 活泼非金 属单质 Cl2、Br2 　 　 O2、O3 变价元素处于高价态的化合物或离子 某些氧化物 MnO2 Mn2＋ H＋ 稀硫酸、盐酸、醋酸 H2 氧化性酸 HNO3 　 　 浓硫酸 　 　 HClO Cl－ 盐 Fe3＋ 　 　 KMnO4（H＋） 　 　 过氧化物 H2O2、Na2O2 高考关注 的氧化剂 PbO2、高铁酸盐（如K2FeO4）、重铬酸钾（K2Cr2O7）、LiCoO2、NO2、S2、H2O2等 （2）常见的还原剂 常见的还原剂 对应的常见氧化产物 活泼金属单质 Na、Al、Zn、Fe Na＋、Al3＋、Zn2＋、Fe2＋或Fe3＋ 某些非金属单质 H2、C、S 　 　 变价元素处于较低价态的化合物或离子 氧化物 CO 　 　 SO2 SO3或S 氢化物 NH3 NO H2S 　 　 离子 S S Fe2＋ 　 　 I－、Br－ 　 　 过氧化物 H2O2、Na2O2 O2 高考关注的还原剂 Mg、Sn、HI、Na2S等 (3)具有中间价态的物质既有氧化性，又有还原性 具有中间价态的物质 氧化产物 还原产物 Fe2＋ SO H2O2 3．氧化还原反应强弱规律及应用 （1）氧化性、还原性强弱的比较方法 ①根据化学方程式判断 氧化剂(氧化性)＋还原剂(还原性)===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。 ②根据相同条件下产物的价态高低判断 如2Fe＋3Cl22FeCl3；Fe＋SFeS，则氧化性：Cl2 S。 ③据反应条件、浓度大小及反应的剧烈程度判断 反应条件要求越低，浓度越大，反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强。 （2）氧化性、还原性强弱的比较规律 ①氧化性 一般规律：元素非金属性越 ，其单质的氧化性越 ；金属活动性越强，对应金属的简单阳离子氧化性越 。 ②还原性 一般规律：元素金属性越 ，其单质的还原性越 ；非金属活动性越强，对应元素形成的简单阴离子还原性越 ；电解池中在阳极优先放电的微粒还原性较强。 （3）先后规律及应用 ①同时含有几种还原剂(或氧化剂)，发生氧化还原反应时，还原性(或氧化性)强的优先反应，即“强者优先”，如在FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性： ＞ ，所以 先与Cl2反应。 ②常见的强弱顺序 氧化性：MnO(H＋)>Cl2>Br2>Fe3＋>I2>稀H2SO4>S，还原性：Mn2＋<Cl－<Br－<Fe2＋<I－<SO2(SO)<S2－。 4．氧化还原反应的价态规律 价态归中规律思维模型 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 现象。简记为“两相靠，不相交”。 例如，不同价态的硫之间可以发生的氧化还原反应是 注：不会出现⑤中H2S转化为SO2而H2SO4转化为S的情况。 5．歧化反应规律思维模型 “中间价―→高价＋低价”。 具有多种价态的元素(如 、 、 和磷元素等)均可发生歧化反应，如：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。 6．应用 (1)判断同种元素不同价态的物质间发生氧化还原反应的可能性。如浓H2SO4与SO2不发生反应。 (2)根据化合价判断反应体系中的氧化剂、还原剂及氧化产物、还原产物。如对于反应6HCl＋NaClO3===NaCl＋3Cl2↑＋3H2O中，氧化剂为 ，还原剂为 ，氧化产物和还 · 考点06 氧化性和还原性强弱的比较 1．物质的氧化性及还原性与核心元素化合价关系 核心元素化合价 实例 性质 最高价 KO4、Cl3、浓HO3、浓H2O4 只有 性 中间价 O2、Na2O3、SO4、 既有 性又有 性 最低价 、、K 只有 性 2．氧化性、还原性强弱比较的方法 （1）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。 （2）根据氧化还原反应方程式比较： （氧化性强） （还原性强） （还原性较弱） （氧化性较弱） 结论：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物 （3）根据反应条件来判断：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： ①已知：MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O，2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O 则氧化性：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。 （4）根据氧化产物的价态高低判断：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。如：2Fe＋3Cl22FeCl3， Fe＋SFeS，则氧化性：Cl2＞S。 第二单元 金属钠及钠的化合物 · 考点01钠的性质与制备 1．钠的原子结构及存在 钠的原子结构 钠原子易 最外层的一个电子，形成具有稳定电子层结构的钠离子。 钠的存在 钠元素在自然界中以 态存在，如氯化钠、碳酸钠、硫酸钠等。 2．钠的性质 物理性质 钠为银白色固体，密度为 ，比水的密度 ；熔、沸点较低，分别为 ℃和883 ℃，硬度 ，用小刀可以切割。 化学性质 非金属单质 O2(常温：4Na＋O2===2Na2O、加热：2Na＋O2Na2O2 现象：剧烈反应，产生 火焰，生成 色固体—Na2O2) Cl2(2Na＋Cl22NaCl 现象：剧烈燃烧，产生 ) 等。 水 2Na＋2H2O＝2Na＋＋2OH－＋H2↑ 现象：浮、球、游、响、红 实质：钠与水电离出H+的反应生成 。 酸 2Na＋2H＋＝2Na＋＋H2↑ 现象：比与水反应更剧烈，浮、球、游、响。 实质：先与 反应，再与 反应。 盐 盐的水溶液（CuSO4） 钠先与 发生置换反应，生成的碱再与 发生复分解反应。 第一步：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ 第二步：2NaOH＋CuSO4===Cu(OH)2↓＋Na2SO4 总反应：2Na＋CuSO4＋2H2O===Cu(OH)2↓＋Na2SO4＋H2↑ 结论：钠不能从盐溶液中 出金属单质。 熔融盐 与盐发生置换反应：4Na＋TiCl44NaCl＋Ti 应用 1 制取钠的化合物，如Na2O2；②制高压 ；③从钛、锆等熔融氯化物中置换出金属单质。 保存 钠易与空气中的O2、H2O反应，且钠的密度比煤油的密度大，不与煤油反应，故通常将钠保存在 中（钠不能保存在CCl4中，因为CCl4的密度比钠的大，钠浮在CCl4表面，与空气接触而发生变质。）。 3．钠的化学性质 （1）钠与氧气的反应 反应条件 室温 加热 实验步骤 实验现象 新切开的钠具有 色的金属光泽，在空气中很快变暗，失去金属光泽。 钠先熔化成小球，然后剧烈燃烧，火焰呈 色，生成 色固体 化学方程式 4Na＋O2===2Na2O 2Na＋O2Na2O2 结论 ①钠质软； ②常温钠与氧气反应生成 ，加热条件下钠与氧气反应生成 ；反应条件不同，钠与氧气反应的产物不同 ③金属钠很活泼，保存时需隔绝空气（通常将少量钠保存在煤油中，大量钠保存在石蜡中）。 （2）钠与水的反应 实验步骤 观察要点 实验现象 分析结论 钠在水中的位置 于水面上 钠的密度 水（0.971g·cm-3） 钠的形状变化 成一个小球 反应放热，钠的熔点 （97.8℃） 钠的运动 四处 生成 反应的声音 发出嘶嘶声 反应放热，热的钠使水蒸发 溶液的颜色变化 溶液变为 色 生成 性物质 反应方程式 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ 离子方程式 注意事项 ①用镊子取出一块金属钠后，需用滤纸擦净钠表面的煤油，这样可以防止钠与水反应放热使周围温度达到煤油的着火点而引起煤油燃烧；②切割完钠块后，应将剩余的钠放入原来盛有煤油的试剂瓶中，取用钾时相同；③若实验过程中钠不慎失火，注意不能用水灭火，而应该用干燥的沙土来灭火。 4．钠的制备和用途 制备 工业上电解熔融NaCl可以得到金属钠，化学方程式为： 。 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 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属钠还可以用于钛、锆、铌、钽等金属的 。如Na与TiCl4反应：TiCl4＋4NaTi＋4NaCl。 · 考点02钠的氧化物 1．Na2O和Na2O2性质的比较 物质 氧化钠 过氧化钠 化学式 Na2O Na2O2 氧的化合价 价 价 n(Na＋)∶n(阴离子) 颜色状态 色固体 色固体 氧化物类别 氧化物 化物(不属碱性氧化物) 生成 4Na＋O2===2Na2O 2Na＋O2Na2O2 与氧气反应 不反应，稳定性强 与水反应 Na2O＋H2O===2NaOH 与CO2反应 Na2O＋CO2===Na2CO3 与稀盐酸反应 Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O 2Na2O2＋4HCl===4NaCl＋O2↑＋2H2O 漂白性 无 有 用途 制NaOH 漂白剂、消毒剂、供氧剂、强氧化剂 2．Na2O2的强氧化性与还原性 从元素化合价角度分析Na2O2的性质： 2Na22 过氧化钠中的氧是－1价，处于中间价态，既能表现 性，又能表现 性。 （1）强氧化性 试剂 反应原理(化学方程式) 现象 SO2气体 Na2O2＋SO2===Na2SO4 － FeCl2溶液 4Na2O2＋4FeCl2＋6H2O===4Fe(OH)3↓＋O2↑＋8NaCl 有 色沉淀和 产生 Na2SO3溶液 Na2O2＋Na2SO3＋H2O===Na2SO4＋2NaOH － 氢硫酸 Na2O2＋H2S===S↓＋2NaOH 溶液变 酚酞溶液 与水反应生成NaOH，Na2O2的强氧化性使之褪色 先变 后 品红溶液 Na2O2的强氧化性使之褪色 红色 （2）还原性 遇酸性KMnO4等强氧化剂时，Na2O2表现出还原性，氧化产物为 ： 2KMnO4+5Na2O2+8H2SO4==K2SO4+2MnSO4+5Na2SO4+5O2↑+8H2O （3）遇CO2、H2O、H＋时，Na2O2发生自身的氧化还原反应，氧元素的歧化反应。Na2O2既是 剂又是 剂。 · 考点03 碳酸钠和碳酸氢钠 1．碳酸钠和碳酸氢钠的比较 碳酸钠 碳酸氢钠 俗称 或苏打 物理 性质 色与态 白色粉末 Na2CO3 10H2O白色晶体，易风化 细小白色晶体 溶解性 易溶(溶解度 碳酸钠 碳酸氢钠) 化学 性质 碱性 同浓度，滴入酚酞，都变红色，碳酸钠溶液 ，碱性更强。 与H+ 反应 CO32-+2 H+ = CO2↑＋H2O HCO3-+H+== CO2↑＋H2O 相同条件下NaHCO3 比Na2CO3反应放出气体 与碱 反应 与NaOH 、KOH 不反应 与NaOH反应生成Na2CO3 离子方程式： 与澄清石灰水反应 离子方程式： Ca2＋＋CO===CaCO3↓ NaHCO3足量： Ca2＋＋2OH－＋2HCO===CaCO3↓＋2H2O＋CO NaHCO3不足量： Ca2＋＋OH－＋HCO===CaCO3↓＋H2O 热稳 定性 一般不分解 NaHCO3加热分解的反应方程式： 2NaHCO3 与CO2反 不反应 用途 用于玻璃、制皂、造纸等 用于制药、焙制糕点等 2．候氏制碱法 原料 饱和食盐水、NH3、CO2——合成氨厂用水煤气制取氢气时的废气；其反应为： C＋H2O(g)CO＋H2，CO＋H2O(g)CO2＋H2。 原理 或NH3＋CO2＋H2O＝NH4HCO3，NH4HCO3＋NaCl＝NH4Cl＋NaHCO3↓ 2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O 生产流程 设计Ⅰ的循环，可使原料氯化钠的利用率从70%提高到90%以上 绿色化学思想 循环使用的物质为： 、 · 考点04 电解质和非电解质 1．电解质和非电解质 电解质 非电解质 概念 在 溶液里或 状态下能够导电的化合物 在水溶液里和熔融状态下都 导电的化合物 相同点 均为 物 不同点 水溶液或熔融状态下能导电 水溶液和熔融状态下都不能导电 本质区别 在水溶液里或熔融状态下 能发生电离 在水溶液里和熔融状态下自身 发生电离 所含物质类型 ①酸：如H2SO4、HCl、H3PO4、H2CO3、CH3COOH；②碱：如NaOH、NH3·H2O、Fe(OH)3；③盐：如NaCl、KNO3、NaHSO4、CaCO3；④金属氧化物：如Na2O、CaO、MgO、Al2O3；⑤水 ①非金属氧化物：如SO2、SO3、CO2、CO、P2O5；②非酸性气态氢化物：如NH3；③大部分有机物：如蔗糖、酒精、CH4 2．强电解质和弱电解质 强 电 解 质 和 弱 电 解 质 本质区别 是否完全 强电解质 不含溶质分子，含 分子 弱电解质 溶质分子和溶质离子共存 常见强电解质 强酸 、 、 、 、 、 强碱 、 、 、 、 大多数盐 、（CH3COO）2Pb除外 金属氧化物 ：Na2O2、MgO、CaO等 常见弱电解质 弱酸、弱碱、少数盐和 3．电解质溶液的导电能力及原因分析 （1）电解质溶液导电的原理 电解质溶于水或熔化状态下，电离出自由移动的 在电场作用下作 移动的过程。 （2）电解质溶液的导电能力 由溶液中 浓度的大小和离子所带 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。 （3）电解质溶液或熔融电解质导电的原因(以NaCl为例) 比较项目 NaCl固体 NaCl溶液 熔融NaCl 宏观 导电 导电 导电 微观 含有微粒及能否自由移动 Na＋、Cl－ 水合钠离子、水合氯离子 Na＋、Cl－ 自由移动 自由移动 原因 带相反电荷的离子间的相互作用，Na＋和Cl－按一定规则紧密地排列 在水分子作用下，Na＋、Cl－脱离NaCl固体的表面，进入水中，成为能够自由移动的水合钠离子和水合氯离子 受热熔化时，离子运动随温度升高而加快，克服了离子间的相互作用 4．电解质电离方程式的书写 （1）酸、碱、盐的电离 ①酸：电离时生成的阳离子全部是H＋的化合物是酸。如： HCl==H++Cl-，CH3COOHCH3COO-+H+。 ②碱：电离时生成的阴离子全部是OH-的化合物是碱。如： NaOH==Na++OH-，Cu(OH)2Cu2++2OH-。 ③盐：电离时生成金属阳离子(或铵根离子)和酸根阴离子的化合物是盐。如： Na2CO3==2Na++CO，NaCl==Na++Cl-。 （2）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。 （3）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- （4）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。 · 考点05 离子反应和离子方程式 1．离子反应 (1)定义 在 　中或 　状态下，有离子参加或生成的化学反应。 (2)反应实质 溶液中离子的种类或浓度发生改变。一般向着 　某些离子浓度的方向进行。 (3)反应的类型及条件 ①复分解型离子反应 A．生成 　物质，如BaSO4、AgCl、Al(OH)3等。 B．生成 　的物质，如CH3COOH、NH3·H2O、H2O等。 C．生成 　的物质，如CO2、SO2、NH3等。 ②置换型离子反应 溶液中有离子参加的置换反应，如铁与稀硫酸反应的离子方程式为Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑。 2．离子方程式的概念 用实际参加反应的 符号来表示反应的式子。 3．离子方程式的书写步骤 以BaCl2溶液和Na2SO4溶液的反应为例： (1)写：写出反应的化学方程式(必须根据实验事实)： (2)拆：把易溶于水、易电离的物质写成离子形式： 。 (3)删：删去方程式两边不参加反应的离子，并将方程式化为最简： 。 (4)查：检查离子方程式两边各元素的原子 和 总数是否相等以及反应条件、沉淀符号、气体符号等。 4．书写离子方程式的“拆”与“不拆” (1)拆写为 符号的物质 (2) 拆写为离子符号的物质 (3)特殊物质的拆与不拆 ①微溶物作为反应物，若是 溶液写离子符号，若是 液写化学式。微溶物作为生成物，一般写化学式(标“↓”)，如石灰水和石灰乳：石灰水写成 形式，而石灰乳则写 式。 ②三大强酸中 不拆， 和 拆。 ③氨水作反应物可写作 ；作生成物，若有加热条件或浓度很大时，可写作 (标“↑”)。 ④多元弱酸的酸式酸根离子，在离子方程式中不能拆开写，如NaHCO3与盐酸反应的离子方程式为 。 ⑤既不是水溶液中反应也不是熔融状态下反应，不能写离子方程式。 5．离子方程式的意义 写出下列反应的化学方程式和离子方程式： 溶液中反应物 化学方程式 离子方程式 盐酸与氢氧化钠 HCl＋NaOH===NaCl＋H2O H＋＋OH－===H2O 盐酸与氢氧化钾 HCl＋KOH===KCl＋H2O H＋＋OH－===H2O 硫酸与氢氧化钠 H2SO4＋2NaOH===Na2SO4＋2H2O H＋＋OH－===H2O 强酸、强碱发生中和反应的实质 强酸电离出的H＋和强碱电离出的OH－结合生成水 根据上表，分析说明离子方程式不仅可以表示 的化学反应，还可以表示 的离子反应。 第三单元 海洋化学资源的综合利用 · 考点01 海洋化学资源的特点 性 海水中溶解和悬浮着大量的有机物和无机物，包括常量元素H、O 、Cl、Na、Mg、S、Ca、K、Br、C、Sr、B 、F 等13种（超过总量的 99%），其余微量元素元素，总计含有80多种元素。 性 海水中含有元素的种类多、总储量很大，但许多元素的富集程度很低。这是从海水中提取物质需要解决的问题。 1．物质提纯的基本原则 （1）概念：物质的分离是将混合物中的各组分分开，得到纯净的物质的过程；物 质的提纯是除去混合物中的杂质，保留主要物质的过程。 （2）依据：混合物分离提纯的依据是混合物中各组分性质（如状态、沸点、水溶性等）的差异。分离和提纯过程中，应尽量减少所需物质的损失。 （3）基本原则 ①除杂试剂要过量； ②后续试剂应能除去过量的前一试剂； ③尽可能将杂质转化为所需物质； ④除去多种杂质时考虑加入试剂的合理顺序。 2．粗盐的提纯 原则 ①除杂试剂要过量；②后续试剂应能除去过量的前一试剂；③尽可能将杂质转化为所需物质；④除去多种杂质时考虑加入试剂的合理顺序。 粗盐中不溶性杂质的去除 粗盐中可溶性杂质的去除 粗盐中所含杂质离子有Ca2+、Mg2+、SO。 步骤 杂质 加入的试剂 离子方程式 1 Mg2+ 溶液 Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓ 2 SO 溶液 Ba2++ SO=BaSO4↓ 3 Ca2+、Ba2+ 溶液 Ca2++ CO=CaCO3↓、Ba2++ CO=BaCO3↓ 4 OH-、CO 盐酸 H++OH-=H2O、2H++ CO=CO2↑+H2O 提纯流程 氯化钠的用途 ①氯碱工业：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。 ②制钠和氯气：2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑。 ③制盐酸：H2＋Cl22HCl。 ④制漂白液：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。 ⑤制漂白粉：2Cl2＋2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。 · 考点02从海水中提取溴 原料 苦卤(海水晒盐后得到的母液)是海水制盐工业的副产物，其中含有高浓度的K＋、Mg2＋、Br－和SO等，是从海水中提取溴的主要原料。 步骤 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： 。 ③空气吹出：鼓入热空气，使溴从溶液中 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。 流程 海水酸化→氯气氧化→空气或水蒸气吹出→SO2吸收使溴单质转化为HBr→氯气氧化。如图： 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03 从海带中提取碘 原理 ①碘在海带中以 态的形式存在。 ②海带中的碘元素在浸泡时以 (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。 流程 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：IO3-。 ②检验原理：在酸性条件下，IO3-与I－反应的离子方程式：IO3-＋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： 食盐酸性溶液试纸变蓝，证明有碘元素存在。 实验现象及结论：试纸变蓝，证明有碘元素存在。 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。 · 考点04 海洋中的化学资源—镁 1．镁及化合物的存在、性质与应用 原子结构 存在 自然界中的镁主要以 态存在于地壳和海水。海水中镁的总储量约为2.1×1015t. 物理性质 镁是 色金属，密度较小，易传热，导电。 化学性质 与非金属单质反应 与O2反应 2Mg＋O22MgO 与N2反应 3Mg＋N2 与非氧化性酸反应 Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑ 与水反应 Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑ 与氧化物反应 2Mg＋CO2 与硫酸铜溶液反应 Mg＋Cu2＋===Mg2＋＋Cu 镁合金 能与铜、铝等金属形成合金。镁合金的性质特点是密度小、硬度和强度大。常用作制造火箭、导弹和飞机的部件。 氧化镁 白色难溶于水的固体，熔点很高，常用作耐高温材料。 2．从海水中提镁的过程 （1）海水提镁的工艺流程图 （2）相关反应的方程式 ①分解贝壳制取 ：CaCO3CaO＋CO2↑；CaO＋H2O===Ca(OH)2。 ②沉淀 ：MgCl2＋Ca(OH)2===CaCl2+Mg(OH)2↓。 ③制备 ：Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O。 ④制取金属镁：MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑。 （3）工业上电解熔融的 制取镁，而不是电解氧化镁（熔点太高）制取镁。 易错点01 氯气的制备 1、氯气的实验室制法原理：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、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。HCl极易溶于水，而Cl2在饱和食盐水中溶解度很小。 3、验满方法：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)。有毒气体必须加以吸收，防止污染空气。氢氧化钠溶液吸收多余的氯气：Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O 5、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→向上排空法→NaOH溶液吸收。 6、注意事项： ①MnO2在加热条件下，只能与浓盐酸反应，不能与稀盐酸反应，若用足量 MnO2与含4molHCl的浓盐酸充分反应，理论上产生的Cl2<1mol。 ②减少盐酸挥发的措施：①用小火慢慢加热；②用分液漏斗慢慢滴加盐酸。 · 易错点02 氯气的性质 1、氯是一种重要的“成盐元素”，在自然界中除了以NaCl、MgCl2、 CaCl2等形式大量存在于海水中，致使海水既咸又苦，不能直接饮用。 2、氯气有毒，有毒气体必须加以吸收，防止污染空气。实验室制备氯气，一般用氢氧化钠溶液(不能用水或石灰水代替)吸收多余的氯气：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。若遇氯气泄漏，人应该往高处或逆风处撤离。 3、氯水为浅黄绿色，证明氯水中还存在Cl2分子；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；氯水能使pH试纸先变红（氯水呈酸性）后褪色（氯水具有漂白性—HClO）。 4、Cl2与Fe、Cu反应，不论Cl2是否过量均生成FeCl3和CuCl2。而与硫单质反应只能生成FeS和Cu2S。 5、制漂白液：Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O，漂白液的有效成分是次氯酸钠（NaClO）；制漂白粉：2Ca(OH)2＋2Cl2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。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。 6、漂白粉（液、精）的漂白原理：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O=CaCO3↓＋2HClO(家用漂白、消毒)Ca(ClO)2＋2HCl===CaCl2↓＋2HClO(工业漂白) · 易错点03 氧化还原反应 （1）一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原。如Cl2＋H2O=HCl＋HClO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2KMnO4 K2MnO4＋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。 · 易错点04用双线桥法表示电子转移的注意事项 （1）通式： （2）特点：①箭头由反应物→生成物（同元素）。 ②桥上内容：化合价升降、氧化还原、得失电子总数等 。③电子数目：失电子总数或得电子总数（相等）。 · 易错点05物质氧化性（还原性）强弱比较 （1）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。 （2）对同一元素而言，一般价态越高，氧化性越强，如Fe3+>Fe2+>Fe；价态越低，氧化性越弱，如氧化性：S2－<S<SO2。 （3）影响物质氧化性（还原性）因素：温度、浓度、酸碱性等。如NO3－在中性或碱性条件下几乎无氧化性，酸性条件下有较强的氧化性。 （4）守恒规律：失电子总数＝得电子总数＝化合价降低总数＝化合价升高总数。 · 易错点06钠和盐溶液的反应 （1）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： 第一步：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ 第二步：2NaOH＋CuSO4===Cu(OH)2↓＋Na2SO4 合并为：2Na＋CuSO4＋2H2O===Cu(OH)2↓＋Na2SO4＋H2↑。 （2）若盐为熔融状态，钠可以置换出较不活泼的金属，如4Na＋TiCl4 4NaCl＋Ti · 易错点07粗盐提纯 （1）试剂选择：用化学沉淀法去除粗盐中的Ca2+、Mg2+和SO，所选试剂分别是碳酸钠溶液，氢氧化钠溶液和氯化钡溶液。 （2）试剂加入顺序：Na2CO3溶液在BaCl2溶液之后加入，其作用除了沉淀除去Ca2+外，还要沉淀除去过量的Ba2+。过滤后滤液中含有多余的氢氧化钠和碳酸钠，故滤液中需加入盐酸，调节溶液的pH等于7。 （3）检验杂质离子已除干净方法：①滤液加入稀盐酸，再加BaCl2溶液，如无白色沉淀生成，证明SO除净。②滤液加入NaOH溶液，如无白色沉淀生成，证明 Mg2+除净。③滤液加入Na2CO3溶液，如无白色沉淀生成，证明Ca2+已除净。 · 易错点08海水提溴 (1)通氯气作用：氧化溴离子为溴单质 2Br-＋Cl2===Br2＋2Cl-。 (2)通热空气或水蒸气作用：将溴单质吹入盛二氧化硫溶液的吸收塔内以达到富集的目的：Br2＋SO2＋2H2O===2HBr＋H2SO4(也可用NaOH或Na2CO3溶液吸收)。 (3)四氯化碳(或苯)的作用：用四氯化碳(或苯)萃取吸收塔内的溶液中的溴单质。 (4)SO2的作用：步骤③已将溴吹出，但步骤④又重新用SO2吸收溴，步骤⑤又用氯气将HBr氧化为Br2，步骤④⑤的目的是提高溴的含量，即富集溴。 (5)液溴和溴水分离方法：大量液溴和少量溴水分离的方法是分液法，采用的仪器为分液漏斗，操作时下层液体必须从下口流出，上层液体从上口倒出。 · 易错点09海水提镁 （1）贝壳煅烧→生石灰→石灰乳；将石灰乳加入沉淀池中使Mg2+转化为Mg(OH)2沉淀；充分利用资源，发展绿色化学。 （2）沉淀池经过过滤得到的Mg(OH)2沉淀中混有少量Ca(OH)2，将沉淀加入到盛有 MgCl2溶液的烧杯中，充分搅拌后经过滤、洗涤、干燥，可得到纯净的Mg(OH)2。 （3）电解无水氯化镁(熔融态)所得的镁蒸气在特定环境中（H2、氦气等与镁不反应的气体）冷却后可得到固体金属镁。 （4）除去MgCl2·6H2O中的结晶水需要在HCl气流中，才能得到纯净的氯化镁。 （5）镁在高温条件下可以和H2O、CO2反应，因此镁着火不可用水或干冰来灭火，应用沙子覆盖。 （6）金属镁在空气中可以与氧气、二氧化碳以及氮气反应。燃烧产物为MgO、Mg3N2和C的混合物，主要产物是MgO。 （7）因为氧气的化学性质十分活泼，氮气在空气中的含量很大（78%），而二氧化碳在空气中的含量极其微小，所以在定量计算时，镁在空气中与二氧化碳的反应可以忽略不计，主要考虑镁与氧气和氮气的反应即可。 · 易错点10离子方程式正误判断 （1）在书写离子方程式和判断离子方程式的正误时要从“两易”“两等”和“两查”入手： ①两易—易溶、易电离：同时满足两个条件的物质改写成离子形式，否则以化学式表示。 ②两等—原子个数相等、电荷总数相等。离子方程式两边原子种类和原子个数及电荷总数分别相等。即满足质量守恒和电荷守恒。 ③两查—查条件、查公约数。检查是否漏写必要的反应条件和方程式是否有公约数，若有必须约去。 （2）“六看”判断离子方程式的正误 ①看是否符合客观事实 如：Fe加入硫酸铜溶液中：2Fe＋3Cu2＋===2Fe3＋＋3Cu(×)　 正确写法：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(×)　 正确写法：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(×)　 正确写法：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↑(×)　 正确写法：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↓(×)　 正确写法：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(×) 正确写法：Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O 易错点11海带提取碘 （1）海带中所含的碘元素在浸泡时以碘离子（I-）形式进入水中，可降海带粉碎或灼烧成海带灰，延长浸泡时间或不断搅拌（现代工业用离子交换法）等方法以提高碘的提取率。 （2）提取过程中加入NaOH溶液碱化的目的是在碱性溶液中，可溶性有机物质可形成沉淀通过过滤除去。 （3）氧化操作时，加入的氧化剂可以是新制氯水、双氧水等，从绿色化学的角度 最佳选择的氧化剂是双氧水，因还原产物是水，不引入新的杂质，无污染。 · 易错点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CO32-、OH-等离子的干扰。 （3）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 专题4 硫与环境保护（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（9大考点）→易错清单（10大易错点） 第一单元 含硫化合物的性质 · 考点01 硫元素的存在和硫单质的性质 1．硫元素的位置、结构与性质 (1)硫元素位于元素周期表的第 周期、第 族，硫原子的最外电子层有 电子，在化学反应中容易得到2个电子，形成 价硫的化合物。 (2)与氧元素相比，得电子能力相对较弱，非金属性比氧元素的 。故在富含O2的地表附近的含硫化合物中，硫常显 价或 价，而氧显 价。 2．硫单质的物理性质 硫(俗称 )是一种黄色晶体，质脆，易研成粉末。硫 溶于水，微溶于 ，易溶于 。 3．硫单质的化学性质 (1)氧化性表现为与金属、H2反应，与Fe、Cu、H2反应的化学方程式分别为 、 、 ，在这些反应中，S均作 剂。 (2)还原性表现为与O2反应，其化学方程式为 ，反应中S作 剂。 (3)氧化性和还原性 与强碱的反应 (用热碱溶液清洗硫) 4.硫单质的用途 硫是重要的化工原料，常用于制造硫酸、化肥、农药、火药、硫磺皂等，还可用于制造硫化橡胶等。 · 考点02 二氧化硫的性质及应用 1．SO2物理性质 二氧化硫是一种无色、有 气味的有毒气体，密度比空气的 ，易溶于水。在通常情况下，1体积的水可以溶解约 体积的SO2。 2.化学性质 （1）实验探究： 操作 现象 结论 pH试纸变红 SO2的水溶液显 溶液变 SO2的水溶液显酸性，不能漂白石蕊溶液 开始无明显现象，后产生 ①SO2的水溶液与BaCl2不反应 ②SO2具有还原性，可被H2O2氧化成SO，与Ba2＋反应生成BaSO4白色沉淀 振荡后溶液红色 ，再加热溶液恢复 SO2具有 ，但生成的无色物质不稳定 (2)具有酸性氧化物的性质 ①与H2O反应的化学方程式为 。 ②与碱(如NaOH)反应的化学方程式为 。 (3)还原性 SO2在一定条件下与O2反应的化学方程式为 ，生成的SO3也是 氧化物，与H2O反应的化学方程式为 。 (4)氧化性 SO2与H2S反应的化学方程式为 。 (5)漂白性 ①SO2通入品红溶液中，品红溶液 色，加热时，溶液又变 色。 ②SO2的漂白原理：SO2与某些有色物质生成不稳定的无色物质。这些无色物质容易分解又使有色物质恢复原来的颜色。 3．SO2的应用：SO2在工业上应用于漂白纸浆、毛、丝等；此外SO2可用于杀菌消毒，还是一种食品添加剂。 · 考点03 硫酸的工业制备及性质 1．工业上接触法制硫酸的主要设备及生产流程 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 (如 )；B ；C 、 、 ；D ( 、 、 )。 (2)接触法制硫酸分为三个阶段，填写下表： 三步骤 三原料 三设备 三反应原理 造气 S或FeS2 沸腾炉 接触氧化 O2 接触室 SO3吸收 98.3%浓H2SO4 吸收塔 2．浓硫酸的物理性质 (1)实验室常用的浓硫酸质量分数为 ，密度大（1.84 g·cm－3），沸点 ， 挥发，常温下比较稳定。 (2)硫酸与水以任意比互溶，浓硫酸溶解时可放出大量的热；浓硫酸的稀释方法是 。 3．浓硫酸的性质 (1)吸水性 浓硫酸具有很强的吸水性，可用作 。 在一支洁净的大试管内加入少量胆矾，再向试管中加入3 mL浓硫酸， 搅拌。 实验现象： 。 实验结论：浓硫酸具有 性。 (2)脱水性 观察思考 实验现象 蔗糖变黑，体积膨胀，变成疏松多孔的海绵状的炭，并放出有刺激性气味的气体 实验结论 浓硫酸具有 、 浓硫酸按水的组成比，夺取某些有机物中的氢、氧原子形成水分子。 (3)强氧化性 ①实验探究：浓硫酸与铜的反应 实验现象 a试管中铜丝表面有 ； b试管中的溶液逐渐变为 ； c试管中的紫色石蕊溶液逐渐变为 ； d将a试管里的溶液慢慢倒入水中，溶液显 实验结论 Cu和浓硫酸反应的化学方程式： 在该反应中，氧化剂为 ，还原剂为 ，氧化剂与还原剂的物质的量之比为 。浓硫酸在反应中既体现出 性又体现出 性。 2 与铁、铝的反应 常温下，铁、铝表面被浓硫酸氧化为 而钝化，从而阻止了酸与内层金属的进一步反应，所以常温下可以用 容器来盛装浓硫酸。 3 与非金属的反应 浓硫酸与木炭反应的化学方程式： 。 4．硫酸的用途 （1）化工原料：可用于生产化肥、农药、炸药、染料、盐类等。 （2）化工工业：用于精炼石油、金属加工前的酸洗及制取各种挥发性酸、作干燥剂等。 5．常见硫酸盐 (1)石膏(化学式为 )，加热失水变为熟石膏(化学式为 )，应用于制作各种模型和医疗用的石膏绷带，工业上还用于调节 。 (2)硫酸钡又称“重晶石”或“钡餐”，用于生产其他钡盐的原料或消化系统 检查的内服药剂。 (3)硫酸铜为白色粉末，CuSO4结合水后变为蓝色晶体胆矾(化学式为 )，又称蓝矾。无水CuSO4可用于检验H2O的存在。胆矾和 混合制成一种常用的农药——波尔多液。 (4)明矾[化学式为KAl(SO4)2·12H2O]，明矾可以净水。 (5)硫酸亚铁：FeSO4·7H2O，俗称绿矾，作治疗缺铁性贫血的药剂。 第二单元 硫及其化合物的相互转化 · 考点01从物质分类的角度定位硫及其化合物间的转化关系 1．－2价硫处于最低价态，只有_ __性，可被O2、Cl2等氧化剂氧化为S；0价、＋4价硫处于中间价态，既有_ __性又有_ __性，＋6价硫处于最高价态，只有_ __性，注意浓H2SO4在一定条件下与金属或还原性盐反应时既体现强氧化性又显示酸性，如Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋2H2O＋SO2↑。 2．当硫元素的化合价升高或降低时，一般升高或降低到其_ __的价态，即台阶式升降，如： H2 O2O3 · 考点02从氧化还原反应的角度定位硫及其化合物间的转化关系 1．不同价态硫的转化是通过氧化还原反应实现的 当硫元素的化合价升高或降低时，一般升高或降低到其 的价态，即台阶式升降，可用下图表示： 如：H2SSSO2SO3 写出（3）、（4）、（5）反应的化学方程式： （3） ； （4） ； （5） 。 2．相邻价态同种元素的微粒不发生氧化还原反应。 如S和H2S、S和SO2、SO2和浓硫酸之间不发生氧化还原反应。 3．典型的归中反应。 2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O 2Na2S＋Na2SO3＋3H2SO4===3Na2SO4＋3S↓＋3H2O 4．含硫物质的连续氧化 硫元素 · 考点03 氧化还原反应方程式的配平 1．配平原理 （即化合价升降总数相等）， 原理。 2．基本步骤：(以浓硫酸与碳反应生成二氧化碳、二氧化硫和水为例) (1)标变价 ＋ H2O4(浓) —— O2↑ ＋ O2↑ ＋ H2O (2)求一分子氧化剂和还原剂的降、升价数 ＋ H2O4(浓) —— O2↑ ＋ O2↑ ＋ H2O ↑4　 ↓2 (3)求升降数的最小公倍数，确定氧化剂和还原剂化学计量数 ＋ H2O4(浓)——O2↑＋O2↑＋H2O ↑4×1　 ↓2×2 C＋2H2SO4(浓)——SO2↑＋CO2↑＋H2O (4)观察配平其他计量数 C＋2H2SO4(浓)2SO2↑＋CO2↑＋2H2O (5)检查反应前后的原子是否守恒，电子是否守恒，电荷是否守恒。 3．氧化还原反应方程式的配平技巧 (1)正向配平 ①氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的，以反应物为基准从左边配平。 ②归中反应(变价元素只有一种，“高价＋低价→中间价”)以反应物为基准从左边配平。 (2)逆向配平 ①适用对象：氧化剂、还原剂中某元素化合价部分变的；自身氧化还原反应；歧化反应(变价元素只有一种，中间价→高价＋低价)。 ②方法：从右边生成物着手配平，即：选择氧化产物、还原产物为基准物质 (3)缺项配平 缺项方程式：某些反应物或生成物的分子式未写出(缺项)，它们一般为水、酸、碱。 ①先根据化合价变化找出氧化剂、还原剂及还原产物、氧化产物； ②再根据质量守恒、电荷守恒确定所缺的物质的化学式(分子或离子)，若反应物缺正电荷，一般加H＋，生成物加水；若反应物缺负电荷，一般加OH－，生成物加水。 ③最后观察配平其他物质系数。 第三单元 防治二氧化硫对环境的污染 · 考点01 自然界中的硫循环 1．SO2的来源： 、 、 等。 2．自然界中的硫循环： (1)地壳的岩石里、生物体内以及大气与水中都含有硫元素。随着地壳运动、生命活动以及大气与水的流动，这些含硫物质不断地发生转化和转移，形成了硫在自然界中的循环。 (2)地壳中的硫黄矿、硫铁矿和煤等都含有硫元素，这些矿物通过风化分解、燃烧、火山爆发等方式释放出 、 等气体，这些气体有些进入大气，有些转化为 、 溶入河流或海洋，还有些则被土壤中的硫化细菌吸收。 · 考点02 酸雨及其治理 1．硫酸型酸雨的形成 (1)酸雨：pH＜ 的降水被称为酸雨。 (2)形成： 写出图中标号表示的化学方程式： ① 。 ② 。 ③ 。 ④ 。 2．酸雨的危害 (1)鱼类难以生存，影响水生植物的繁殖。 (2)土壤肥力下降，植被遭到破坏，危害农作物生长。 (3)加快桥梁、雕塑等建筑物腐蚀。 3．酸雨的防治 (1)消除 ，研究开发新能源(如太阳能、核能、氢能等)。 (2)对含硫燃料进行 。 (3)对SO2废气进行 或 。 4．二氧化硫的处理回收 工业上选择处理SO2的方法，会考虑环保、成本、工艺流程是否简便易行等因素。 (1)实验室通常用 来吸收二氧化硫： 。 (2) 用熟石灰吸收： 。 (3)海水吸收：利用海水的微碱性，用海水吸收除去烟气中的二氧化硫。 (4)石灰石—石膏法： 将石灰石浆液与烟气充分接触混合并氧化，最终生成石膏（ ）。化学方程式为： (4)氨脱硫法：化学方程式为： 。 · 考点03空气质量评价 1．空气质量指数(AQI) 人们研究空气污染，可以通过空气质量指数AQI来获取空气质量状况的信息。 (1)定义 空气质量指数是根据空气中的细颗粒物(PM2.5)、可吸入颗粒物(PM10)、 、 、 和 的浓度计算出来的数值。 (2)与空气质量的关系 空气质量指数 ，空气质量越好，对人体健康的危害就越小。 2．空气质量指数(AQI)的确定 (1)确定方法 空气质量监测人员测出空气质量指数中这六大污染物的浓度，再换算成它们的质量指数，其中指数最大的污染物会被确定为首要污染物，首要污染物的质量指数即为该地区的空气质量指数。 (2)与空气质量等级的关系 空气质量指数越大，空气质量等级污染程度越严重。 3．雾霾 (1)定义：大量极细微的颗粒物均匀地悬浮在空中，这些颗粒物容易吸附空气中的水蒸气形成 ，使空气水平能见度小于 ，我们把这种空气混浊现象叫作雾霾。 (2)颗粒物分类依据是颗粒物直径的大小。 (3)颗粒物分类 (4)SO2的排放与雾霾形成的关系 空气中的SO2在一定条件下形成 ， 在PM2.5中所占比例较大。 4．大气污染的防治 (1)改变能源结构； (2)控制SO2等有害气体的排放； (3)提高污染排放标准。 · 易错点01 硫的性质 （1）硫与变价金属反应时生成低价态的金属硫化物，而不是高价态。如Fe与S反应生成FeS而不是Fe2S3； （2）硫与氧气反应，不论氧气是否足量、浓度如何，其一步反应都只能生成SO2，不能生成SO3。 （3）汞蒸气有毒，可用硫粉除去少量洒落的汞：S＋Hg===HgS。 （4）向Na2S和Na2SO3的混合溶液中加入稀H2SO4：2Na2S＋Na2SO3＋3H2SO4 ==3S↓＋3Na2SO4＋3H2O。既S2-和SO在酸性条件不可以大量共存。 · 易错点02 三类常见漂白剂的性质比较 类型 举例 原理 特点 氧化型 HClO、NaClO、Ca(ClO)2、Na2O2、H2O2、O3等 将有机色质内部“生色团”破坏掉 不可逆、持久 加合型 SO2 与有机色质内部“生色团”“化合”成无色物质 可逆、不持久 吸附型 活性炭 将有色物质(色素)吸附而褪色 物理变化 · 易错点03 SO2的特殊性质及应用 (1)注意SO2的漂白性和还原性的区别 SO2使品红溶液褪色表现的是SO2的漂白性，加热后溶液颜色复原；SO2使酸性高锰酸钾溶液、溴水、氯水、碘水褪色表现的是SO2的还原性，加热后溶液颜色不复原。 (2)注意SO2的氧化性的表现 SO2通入氢硫酸、硫化钠溶液中都会出现浅黄色沉淀，表现了SO2的氧化性。 (3)SO2不能漂白酸碱指示剂，只能使紫色石蕊溶液变红。 · 易错点04 SO2和CO2同时存在的检验 SO2和CO2都能使澄清石灰水变浑浊，检验二者同时存在的一般流程如下： 流程设计 检验SO2⇒除去SO2⇒检验SO2是否除尽⇒检验CO2 选用试剂 品红溶液 酸性KMnO4溶液 品红溶液 澄清石灰水 预期现象 褪色 褪色 不褪色 变浑浊 · 易错点05工业上制备硫酸的问题探究 （1）原料硫铁矿粉碎的目的是什么？ 使反应物充分接触，增大接触面积，提高反应速率，使反应物充分反应，提高原料的利用率。 （2）沸腾炉中产生的气体为什么需要经过净化？ 防止催化剂中毒。 （3）接触室中安装热交换器的目的是什么？ a．利用反应放出的热量预热二氧化硫和氧气。 b．冷却反应生成的三氧化硫。 （4）多余的气体为什么要再充入接触室？ 为了提高原料的利用率。 （5）用98.3%的浓硫酸吸收三氧化硫的目的是什么？ 防止SO3溶于水放出大量热导致酸雾，降低吸收效率。 · 易错点06浓硫酸与稀硫酸的鉴别方法 (1)取少量蒸馏水，向其中加入少量试样，能够放出大量热的为浓硫酸，反之为稀硫酸。 (2)观察状态：呈黏稠状的是浓硫酸，而黏稠度较小的是稀硫酸。 (3)取体积相等的两液体，用手掂掂，质量较大的是浓硫酸。 (4)取少量试样，向其中加入铁片，若能够产生大量气泡的则为稀硫酸(Fe＋H2SO4===FeSO4＋H2↑)；若无明显现象(钝化)的则为浓硫酸。 (5)用玻璃棒分别蘸取试样在纸上写字，字迹立即变黑(浓硫酸的脱水性)的为浓硫酸，另一种为稀硫酸。 · 易错点07 SO检验 (1)误将Ag＋、Pb2＋判断成SO。如向待测液中滴加BaCl2溶液，再加稀盐酸有白色沉淀便断定含SO。其错误是未注意溶液中不含SO，而含Ag＋或Pb2＋时也会产生同样的现象：Ag＋＋Cl－===AgCl↓(白色)，Pb2＋＋2Cl－===PbCl2↓(白色)。 (2)误将SO判断成SO。如向待测液中滴加用稀盐酸酸化的Ba(NO3)2溶液生成白色沉淀，便误以为有SO。该错误是未注意NO具有强氧化性，在酸性环境中发生反应：Ba2＋＋SO===BaSO3↓(白色)，3BaSO3＋2H＋＋2NO===3BaSO4↓(白色)＋2NO↑＋H2O。 · 易错点08浓硫酸与金属反应的规律 （1）浓硫酸与金属反应时，既表现酸性又表现强氧化性，而与非金属反应时，只表现强氧化性。 （2）浓硫酸与不活泼金属(如铜)反应时，随着反应的进行，浓硫酸浓度变小，一旦变为稀硫酸，就不再与不活泼金属反应。 （3）浓硫酸与活泼金属(如锌)反应时，开始浓硫酸表现其强氧化性，产生二氧化硫气体；当浓硫酸变为稀硫酸时，则产生的气体为氢气。 · 易错点09含硫及其化合物的相互转化 (1)同种元素相邻价态的粒子间不发生氧化还原反应，如S和H2S、S和SO2、SO2和浓硫酸之间不发生氧化还原反应。 (2)当硫元素的高价态粒子与低价态粒子反应时，一般生成中间价态，如2Na2S＋Na2SO3＋3H2SO4===3Na2SO4＋3S↓＋3H2O。 · 易错点10酸雨及其防治 （1）消除污染源：首先要从消除污染源着手，研究开发替代化石燃料的新能源（如氢能、太阳能、核能等），这既有利于合理利用化石燃料这一有限的资源，又能从根本上防止酸雨的产生。 （2）脱硫处理：利用物理及化学方法对含硫燃料预先进行脱硫处理，以减少二氧化硫的排放。 （3）化学转化：对燃煤、工业生产中释放出的二氧化硫废气进行处理或回收利用。如在燃煤中加入生石灰就可减少二氧化硫的排放[SO2＋CaO===CaSO3，2CaSO3＋O2===2CaSO4（形成煤渣）。 （4）树立环保意识：提高全民的环保意识，加强国际的合作，共同努力以减少硫酸型酸雨的产生。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题3 从海水中获得的化学物质（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（15大考点）→易错清单（12大易错点） 第一单元 氯气及氯的化合物 · 考点01 氯气的发现与制备 1．氯元素只以化合态存在于自然界。主要以NaCl、MgCl2、CaCl2等形式大量存在于海水中，还存在于陆地的盐湖和盐矿中。人体体液中的Cl-（和Na+）来自食物和食盐（重要的 调味剂）。 2．发现：1774年，瑞典化学家舍勒将软锰矿与浓盐酸混合加热，意外发现产生一种具有强烈刺激性气味的黄绿色气体。1810年，英国化学家戴维经过实验研究，将其命名为氯气。反应的化学方程式： MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O。 · 考点02 氯气的性质与应用 1．Cl2的物理性质 颜色 气味 毒性 密度 特性 _黄绿__色 强烈_刺激性气味 _有__毒 比空气_大__ _易__液化 2．氯气的实验室制法 （1）实验室制法 实验原理 阴离子氧化法：用强氧化性物质（如MnO2、KMnO4等）将浓盐酸中的－1价的氯氧化。 MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O （盐酸表现：还原性和酸性，被氧化的HCl占反应总量的1/2） 装置类型 固＋液气（如用KMnO4则为：固＋液―→气） 气体净化 Cl2（HCl、水蒸气）Cl2 气体收集 向上排空气法或排饱和食盐水法 尾气处理 用NaOH溶液吸收，离子方程式为：Cl2＋OH－＝Cl－＋ClO－＋H2O 气体验满 用湿润的KI淀粉试纸：试纸变蓝色 根据氯气的颜色判断：瓶中充满黄绿色气体 装置图 注意：①因浓盐酸有挥发性，制氯装置应使用分液漏斗并盖上玻璃塞； ②为确保实验过程中分液漏斗的液体顺利流下，可采取的方法有：一是把分液漏斗和圆底烧瓶用橡皮管相连通、二是在分液漏斗下端套一个小试管。 其它制备氯气的反应原理 ①14HCl＋K2Cr2O7===2KCl＋2CrCl3＋7H2O＋3Cl2↑ ②16HCl＋2KMnO4===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑ ③6HCl(浓)＋KClO3===KCl＋3H2O＋3Cl2↑ ④4HCl＋Ca(ClO)2===CaCl2＋2H2O＋2Cl2↑ 其中，使用稀盐酸就可以发生反应①②④产生氯气；在需要浓盐酸的反应中，如不用浓盐酸，亦可用NaCl(固体)跟浓硫酸来代替，如：2NaCl＋MnO2＋3H2SO4(浓)2NaHSO4＋MnSO4＋Cl2↑＋2H2O。含氯气的尾气处理通常用NaOH溶液吸收。 （2）工业制法——电解法 反应原理 2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑或2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑ 反应装置 电解饱和食盐水的简易装置 工业电解饱和食盐水的原理装置 现象 结论 铁棒和石墨棒上通电后有气泡产生 通电后有新的气体物质生成 铁棒周围的溶液滴加酚酞变红色 有碱性物质(NaOH)生成 将铁棒上方收集到的气体靠近火焰，有爆鸣声 有氢气生成 用手轻轻扇动在石墨棒上方收集到的黄绿色气体，闻到有刺激性气味且该气体能使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝 有黄绿色刺激性气味的气体(Cl2)生成 · 考点03 氧化还原反应概念 1．氧化还原反应特征及实质 (1)氧化还原反应的特征是　　　　　　　　　　。  (2)氧化还原反应的实质是　　　　　　　　。  (3)有关概念: 【答案】(1)元素的化合价发生变化　(2)电子的转移　(3)还原剂　氧化反应　氧化产物　氧化剂　还原反应　还原产物 2．相关概念 概括为“升失氧、降得还，剂性一致、其他相反”。 (1)氧化性是指得电子的性质(或能力)；还原性是指失电子的性质(或能力)。 (2)氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。 如：Na－e－===Na＋，Al－3e－===Al3＋，但根据金属活动性顺序可知，Na比Al活泼，更易失去电子，所以Na的还原性比Al强。 3．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系 · 考点04 氧化还原反应中电子转移的表示方法 1．双线桥法：用两条线桥来表示氧化还原反应中元素化合价变化或电子转移方向和数目的方法。 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。 实例分析 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。 特点 2．单线桥法：用一条线桥来表示氧化还原反应中元素原子间的电子转移方向和数目的方法。 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，进而确定转移电子数目。 ②连单线：箭头从还原剂中化合价升高的元素出发，指向氧化剂中化合价降低的元素。 ③标得失：标出电子转移的总数。 实例分析 特点 ①单线桥从还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素，表示氧化剂和还原剂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。如图： · 考点05 氧化剂和还原剂 1．氧化剂和还原剂、氧化产物和还原产物 （1）还原剂：在反应时，所含元素化合价升高，即失电子（电子对偏离）的反应物，生成物是氧化产物 （2）氧化剂：在反应时，所含元素化合价降低，即得电子（电子对偏向）的反应物，生成物是还原产物。 （3）关系： 2．常见的氧化剂（还原产物）和还原剂（氧化产物） （1）常见的氧化剂 常见的氧化剂 对应的常见还原产物 活泼非金 属单质 Cl2、Br2 　Cl－、Br－　 O2、O3 变价元素处于高价态的化合物或离子 某些氧化物 MnO2 Mn2＋ H＋ 稀硫酸、盐酸、醋酸 H2 氧化性酸 HNO3 　NO或NO2　 浓硫酸 　SO2　 HClO Cl－ 盐 Fe3＋ 　Fe2＋　 KMnO4（H＋） 　Mn2＋　 过氧化物 H2O2、Na2O2 高考关注 的氧化剂 PbO2、高铁酸盐（如K2FeO4）、重铬酸钾（K2Cr2O7）、LiCoO2、NO2、S2、H2O2等 （2）常见的还原剂 常见的还原剂 对应的常见氧化产物 活泼金属单质 Na、Al、Zn、Fe Na＋、Al3＋、Zn2＋、Fe2＋或Fe3＋ 某些非金属单质 H2、C、S 　H2O、CO或CO2、SO2　 变价元素处于较低价态的化合物或离子 氧化物 CO 　CO2　 SO2 SO3或S 氢化物 NH3 NO H2S 　S　 离子 S S Fe2＋ 　Fe3＋　 I－、Br－ 　I2、Br2　 过氧化物 H2O2、Na2O2 O2 高考关注的还原剂 Mg、Sn、HI、Na2S等 (3)具有中间价态的物质既有氧化性，又有还原性 具有中间价态的物质 氧化产物 还原产物 Fe2＋ Fe3＋ Fe SO SO S H2O2 O2 H2O 3．氧化还原反应强弱规律及应用 （1）氧化性、还原性强弱的比较方法 ①根据化学方程式判断 氧化剂(氧化性)＋还原剂(还原性)===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。 ②根据相同条件下产物的价态高低判断 如2Fe＋3Cl22FeCl3；Fe＋SFeS，则氧化性：Cl2＞S。 ③据反应条件、浓度大小及反应的剧烈程度判断 反应条件要求越低，浓度越大，反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强。 （2）氧化性、还原性强弱的比较规律 ①氧化性 一般规律：元素非金属性越强，其单质的氧化性越强；金属活动性越强，对应金属的简单阳离子氧化性越弱。 ②还原性 一般规律：元素金属性越强，其单质的还原性越强；非金属活动性越强，对应元素形成的简单阴离子还原性越弱；电解池中在阳极优先放电的微粒还原性较强。 （3）先后规律及应用 ①同时含有几种还原剂(或氧化剂)，发生氧化还原反应时，还原性(或氧化性)强的优先反应，即“强者优先”，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常见的强弱顺序 氧化性：MnO(H＋)>Cl2>Br2>Fe3＋>I2>稀H2SO4>S，还原性：Mn2＋<Cl－<Br－<Fe2＋<I－<SO2(SO)<S2－。 4．氧化还原反应的价态规律 价态归中规律思维模型 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”。 例如，不同价态的硫之间可以发生的氧化还原反应是 注：不会出现⑤中H2S转化为SO2而H2SO4转化为S的情况。 5．歧化反应规律思维模型 “中间价―→高价＋低价”。 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，如：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。 6．应用 (1)判断同种元素不同价态的物质间发生氧化还原反应的可能性。如浓H2SO4与SO2不发生反应。 (2)根据化合价判断反应体系中的氧化剂、还原剂及氧化产物、还原产物。如对于反应6HCl＋NaClO3===NaCl＋3Cl2↑＋3H2O中，氧化剂为NaClO3，还原剂为HCl，氧化产物和还 · 考点06 氧化性和还原性强弱的比较 1．物质的氧化性及还原性与核心元素化合价关系 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、还原性强弱比较的方法 （1）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。 （2）根据氧化还原反应方程式比较： （氧化性强） （还原性强） （还原性较弱） （氧化性较弱） 结论：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物 （3）根据反应条件来判断：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： ①已知：MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O，2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O 则氧化性：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。 （4）根据氧化产物的价态高低判断：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。如：2Fe＋3Cl22FeCl3， Fe＋SFeS，则氧化性：Cl2＞S。 第二单元 金属钠及钠的化合物 · 考点01钠的性质与制备 1．钠的原子结构及存在 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。 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．钠的性质 物理性质 钠为银白色固体，密度为0.971_g/cm3，比水的密度小；熔、沸点较低，分别为97.8℃和883 ℃，硬度小，用小刀可以切割。 化学性质 非金属单质 O2(常温：4Na＋O2===2Na2O、加热：2Na＋O2Na2O2 现象：剧烈反应，产生黄色火焰，生成淡黄色固体—Na2O2) Cl2(2Na＋Cl22NaCl 现象：剧烈燃烧，产生白烟) 等。 水 2Na＋2H2O＝2Na＋＋2OH－＋H2↑ 现象：浮、球、游、响、红 实质：钠与水电离出H+的反应生成H2。 酸 2Na＋2H＋＝2Na＋＋H2↑ 现象：比与水反应更剧烈，浮、球、游、响。 实质：先与酸反应，再与水反应。 盐 盐的水溶液（CuSO4） 钠先与水发生置换反应，生成的碱再与盐发生复分解反应。 第一步：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ 第二步：2NaOH＋CuSO4===Cu(OH)2↓＋Na2SO4 总反应：2Na＋CuSO4＋2H2O===Cu(OH)2↓＋Na2SO4＋H2↑ 结论：钠不能从盐溶液中置换出金属单质。 熔融盐 与盐发生置换反应：4Na＋TiCl44NaCl＋Ti 应用 ①制取钠的化合物，如Na2O2；②制高压钠灯；③从钛、锆等熔融氯化物中置换出金属单质。 保存 钠易与空气中的O2、H2O反应，且钠的密度比煤油的密度大，不与煤油反应，故通常将钠保存在煤油中（钠不能保存在CCl4中，因为CCl4的密度比钠的大，钠浮在CCl4表面，与空气接触而发生变质。）。 3．钠的化学性质 （1）钠与氧气的反应 反应条件 室温 加热 实验步骤 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，失去金属光泽。 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 结论 ①钠质软； ②常温钠与氧气反应生成氧化钠，加热条件下钠与氧气反应生成过氧化钠；反应条件不同，钠与氧气反应的产物不同 ③金属钠很活泼，保存时需隔绝空气（通常将少量钠保存在煤油中，大量钠保存在石蜡中）。 （2）钠与水的反应 实验步骤 观察要点 实验现象 分析结论 钠在水中的位置 浮于水面上 钠的密度小于水（0.971g·cm-3） 钠的形状变化 熔成一个小球 反应放热，钠的熔点低（97.8℃） 钠的运动 四处游动 生成气体 反应的声音 发出嘶嘶声 反应放热，热的钠使水蒸发 溶液的颜色变化 溶液变为红色 生成碱性物质 反应方程式 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ 离子方程式 2Na + 2H2O = 2Na+ + 2OH- + H2↑ 注意事项 ①用镊子取出一块金属钠后，需用滤纸擦净钠表面的煤油，这样可以防止钠与水反应放热使周围温度达到煤油的着火点而引起煤油燃烧；②切割完钠块后，应将剩余的钠放入原来盛有煤油的试剂瓶中，取用钾时相同；③若实验过程中钠不慎失火，注意不能用水灭火，而应该用干燥的沙土来灭火。 4．钠的制备和用途 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↑。 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。 · 考点02钠的氧化物 1．Na2O和Na2O2性质的比较 物质 氧化钠 过氧化钠 化学式 Na2O Na2O2 氧的化合价 －2价 －1价 n(Na＋)∶n(阴离子) 2∶1 2∶1 颜色状态 白色固体 淡黄色固体 氧化物类别 碱性氧化物 过氧化物(不属碱性氧化物) 生成 4Na＋O2===2Na2O 2Na＋O2Na2O2 与氧气反应 2Na2O＋O22Na2O2 不反应，稳定性强 与水反应 Na2O＋H2O===2NaOH 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ 与CO2反应 Na2O＋CO2===Na2CO3 2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2 与稀盐酸反应 Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O 2Na2O2＋4HCl===4NaCl＋O2↑＋2H2O 漂白性 无 有 用途 制NaOH 漂白剂、消毒剂、供氧剂、强氧化剂 2．Na2O2的强氧化性与还原性 从元素化合价角度分析Na2O2的性质： 2Na22 过氧化钠中的氧是－1价，处于中间价态，既能表现氧化性，又能表现还原性。 （1）强氧化性 试剂 反应原理(化学方程式) 现象 SO2气体 Na2O2＋SO2===Na2SO4 － FeCl2溶液 4Na2O2＋4FeCl2＋6H2O===4Fe(OH)3↓＋O2↑＋8NaCl 有红褐色沉淀和气泡产生 Na2SO3溶液 Na2O2＋Na2SO3＋H2O===Na2SO4＋2NaOH － 氢硫酸 Na2O2＋H2S===S↓＋2NaOH 溶液变浑浊 酚酞溶液 与水反应生成NaOH，Na2O2的强氧化性使之褪色 先变红后褪色 品红溶液 Na2O2的强氧化性使之褪色 红色褪去 （2）还原性 遇酸性KMnO4等强氧化剂时，Na2O2表现出还原性，氧化产物为 O2 ： 2KMnO4+5Na2O2+8H2SO4==K2SO4+2MnSO4+5Na2SO4+5O2↑+8H2O （3）遇CO2、H2O、H＋时，Na2O2发生自身的氧化还原反应，氧元素的歧化反应。Na2O2既是氧化剂又是还原剂。 · 考点03 碳酸钠和碳酸氢钠 1．碳酸钠和碳酸氢钠的比较 碳酸钠 碳酸氢钠 俗称 纯碱或苏打 小苏打 物理 性质 色与态 白色粉末 Na2CO3 10H2O白色晶体，易风化 细小白色晶体 溶解性 易溶(溶解度 碳酸钠 ＞ 碳酸氢钠) 化学 性质 碱性 同浓度，滴入酚酞，都变红色，碳酸钠溶液红色更深，碱性更强。 与H+ 反应 CO32-+2 H+ = CO2↑＋H2O HCO3-+H+== CO2↑＋H2O 相同条件下NaHCO3 比Na2CO3反应放出气体 快 与碱 反应 与NaOH 、KOH 不反应 与NaOH反应生成Na2CO3 离子方程式：HCO＋OH－===CO＋H2O 与澄清石灰水反应 离子方程式： Ca2＋＋CO===CaCO3↓ NaHCO3足量： Ca2＋＋2OH－＋2HCO===CaCO3↓＋2H2O＋CO NaHCO3不足量： Ca2＋＋OH－＋HCO===CaCO3↓＋H2O 热稳 定性 一般不分解 NaHCO3加热分解的反应方程式： 2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O 与CO2反 CO＋CO2＋H2O===2HCO 不反应 用途 用于玻璃、制皂、造纸等 用于制药、焙制糕点等 2．候氏制碱法 原料 饱和食盐水、NH3、CO2——合成氨厂用水煤气制取氢气时的废气；其反应为： C＋H2O(g)CO＋H2，CO＋H2O(g)CO2＋H2。 原理 NH3＋CO2＋NaCl＋H2O＝NH4Cl＋NaHCO3↓或NH3＋CO2＋H2O＝NH4HCO3，NH4HCO3＋NaCl＝NH4Cl＋NaHCO3↓ 2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O 生产流程 设计Ⅰ的循环，可使原料氯化钠的利用率从70%提高到90%以上 绿色化学思想 循环使用的物质为：NaCl、CO2 · 考点04 电解质和非电解质 1．电解质和非电解质 电解质 非电解质 概念 在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物 在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物 相同点 均为化合物 不同点 水溶液或熔融状态下能导电 水溶液和熔融状态下都不能导电 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能发生电离 所含物质类型 ①酸：如H2SO4、HCl、H3PO4、H2CO3、CH3COOH；②碱：如NaOH、NH3·H2O、Fe(OH)3；③盐：如NaCl、KNO3、NaHSO4、CaCO3；④金属氧化物：如Na2O、CaO、MgO、Al2O3；⑤水 ①非金属氧化物：如SO2、SO3、CO2、CO、P2O5；②非酸性气态氢化物：如NH3；③大部分有机物：如蔗糖、酒精、CH4 2．强电解质和弱电解质 强 电 解 质 和 弱 电 解 质 本质区别 是否完全完全电离 强电解质 不含溶质分子，含溶剂分子 弱电解质 溶质分子和溶质离子共存 常见强电解质 强酸 HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4 强碱 KOH、Ca（OH）2、NaOH、Ba（OH）2、［Ag(NH3)2］OH 大多数盐 Fe（SCN）3、（CH3COO）2Pb除外 金属氧化物 ：Na2O2、MgO、CaO等 常见弱电解质 弱酸、弱碱、少数盐和水 3．电解质溶液的导电能力及原因分析 （1）电解质溶液导电的原理 电解质溶于水或熔化状态下，电离出自由移动的阴、阳离子在电场作用下作定向移动的过程。 （2）电解质溶液的导电能力 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。 （3）电解质溶液或熔融电解质导电的原因(以NaCl为例) 比较项目 NaCl固体 NaCl溶液 熔融NaCl 宏观 不导电 导电 导电 微观 含有微粒及能否自由移动 Na＋、Cl－ 水合钠离子、水合氯离子 Na＋、Cl－ 不能自由移动 能自由移动 原因 带相反电荷的离子间的相互作用，Na＋和Cl－按一定规则紧密地排列 在水分子作用下，Na＋、Cl－脱离NaCl固体的表面，进入水中，成为能够自由移动的水合钠离子和水合氯离子 受热熔化时，离子运动随温度升高而加快，克服了离子间的相互作用 4．电解质电离方程式的书写 （1）酸、碱、盐的电离 ①酸：电离时生成的阳离子全部是H＋的化合物是酸。如： HCl==H++Cl-，CH3COOHCH3COO-+H+。 ②碱：电离时生成的阴离子全部是OH-的化合物是碱。如： NaOH==Na++OH-，Cu(OH)2Cu2++2OH-。 ③盐：电离时生成金属阳离子(或铵根离子)和酸根阴离子的化合物是盐。如： Na2CO3==2Na++CO，NaCl==Na++Cl-。 （2）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。 （3）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- （4）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。 · 考点05 离子反应和离子方程式 1．离子反应 (1)定义 在 水溶液　中或 熔融　状态下，有离子参加或生成的化学反应。 (2)反应实质 溶液中离子的种类或浓度发生改变。一般向着 减小　某些离子浓度的方向进行。 (3)反应的类型及条件 ①复分解型离子反应 A．生成 难溶　物质，如BaSO4、AgCl、Al(OH)3等。 B．生成 难电离　的物质，如CH3COOH、NH3·H2O、H2O等。 C．生成 易挥发　的物质，如CO2、SO2、NH3等。 ②置换型离子反应 溶液中有离子参加的置换反应，如铁与稀硫酸反应的离子方程式为Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑。 2．离子方程式的概念 用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。 3．离子方程式的书写步骤 以BaCl2溶液和Na2SO4溶液的反应为例： (1)写：写出反应的化学方程式(必须根据实验事实)： BaCl2＋Na2SO4===BaSO4↓＋2NaCl。 (2)拆：把易溶于水、易电离的物质写成离子形式： 2Na＋＋SO＋Ba2＋＋2Cl－===BaSO4↓＋2Na＋＋2Cl－。 (3)删：删去方程式两边不参加反应的离子，并将方程式化为最简： SO＋Ba2＋===BaSO4↓。 (4)查：检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等以及反应条件、沉淀符号、气体符号等。 4．书写离子方程式的“拆”与“不拆” (1)拆写为离子符号的物质 (2)不能拆写为离子符号的物质 (3)特殊物质的拆与不拆 ①微溶物作为反应物，若是澄清溶液写离子符号，若是悬浊液写化学式。微溶物作为生成物，一般写化学式(标“↓”)，如石灰水和石灰乳：石灰水写成离子形式，而石灰乳则写化学式。 ②三大强酸中浓硫酸不拆，浓盐酸和浓硝酸拆。 ③氨水作反应物可写作NH3·H2O；作生成物，若有加热条件或浓度很大时，可写作NH3(标“↑”)。 ④多元弱酸的酸式酸根离子，在离子方程式中不能拆开写，如NaHCO3与盐酸反应的离子方程式为HCO＋H＋===CO2↑＋H2O。 ⑤既不是水溶液中反应也不是熔融状态下反应，不能写离子方程式。 5．离子方程式的意义 写出下列反应的化学方程式和离子方程式： 溶液中反应物 化学方程式 离子方程式 盐酸与氢氧化钠 HCl＋NaOH===NaCl＋H2O H＋＋OH－===H2O 盐酸与氢氧化钾 HCl＋KOH===KCl＋H2O H＋＋OH－===H2O 硫酸与氢氧化钠 H2SO4＋2NaOH===Na2SO4＋2H2O H＋＋OH－===H2O 强酸、强碱发生中和反应的实质 强酸电离出的H＋和强碱电离出的OH－结合生成水 根据上表，分析说明离子方程式不仅可以表示某个具体的化学反应，还可以表示同一类型的离子反应。 第三单元 海洋化学资源的综合利用 · 考点01 海洋化学资源的特点 多样性 海水中溶解和悬浮着大量的有机物和无机物，包括常量元素H、O 、Cl、Na、Mg、S、Ca、K、Br、C、Sr、B 、F 等13种（超过总量的 99%），其余微量元素元素，总计含有80多种元素。 分散性 海水中含有元素的种类多、总储量很大，但许多元素的富集程度很低。这是从海水中提取物质需要解决的问题。 1．物质提纯的基本原则 （1）概念：物质的分离是将混合物中的各组分分开，得到纯净的物质的过程；物 质的提纯是除去混合物中的杂质，保留主要物质的过程。 （2）依据：混合物分离提纯的依据是混合物中各组分性质（如状态、沸点、水溶性等）的差异。分离和提纯过程中，应尽量减少所需物质的损失。 （3）基本原则 ①除杂试剂要过量； ②后续试剂应能除去过量的前一试剂； ③尽可能将杂质转化为所需物质； ④除去多种杂质时考虑加入试剂的合理顺序。 2．粗盐的提纯 原则 ①除杂试剂要过量；②后续试剂应能除去过量的前一试剂；③尽可能将杂质转化为所需物质；④除去多种杂质时考虑加入试剂的合理顺序。 粗盐中不溶性杂质的去除 粗盐中可溶性杂质的去除 粗盐中所含杂质离子有Ca2+、Mg2+、SO。 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 提纯流程 氯化钠的用途 ①氯碱工业：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。 ②制钠和氯气：2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑。 ③制盐酸：H2＋Cl22HCl。 ④制漂白液：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。 ⑤制漂白粉：2Cl2＋2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。 · 考点02从海水中提取溴 原料 苦卤(海水晒盐后得到的母液)是海水制盐工业的副产物，其中含有高浓度的K＋、Mg2＋、Br－和SO等，是从海水中提取溴的主要原料。 步骤 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。 流程 海水酸化→氯气氧化→空气或水蒸气吹出→SO2吸收使溴单质转化为HBr→氯气氧化。如图： 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03 从海带中提取碘 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。 流程 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：IO3-。 ②检验原理：在酸性条件下，IO3-与I－反应的离子方程式：IO3-＋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： 食盐酸性溶液试纸变蓝，证明有碘元素存在。 实验现象及结论：试纸变蓝，证明有碘元素存在。 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。 · 考点04 海洋中的化学资源—镁 1．镁及化合物的存在、性质与应用 原子结构 存在 自然界中的镁主要以化合态存在于地壳和海水。海水中镁的总储量约为2.1×1015t. 物理性质 镁是银白色金属，密度较小，易传热，导电。 化学性质 与非金属单质反应 与O2反应 2Mg＋O22MgO 与N2反应 3Mg＋N2Mg3N2 与非氧化性酸反应 Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑ 与水反应 Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑ 与氧化物反应 2Mg＋CO22MgO＋C 与硫酸铜溶液反应 Mg＋Cu2＋===Mg2＋＋Cu 镁合金 能与铜、铝等金属形成合金。镁合金的性质特点是密度小、硬度和强度大。常用作制造火箭、导弹和飞机的部件。 氧化镁 白色难溶于水的固体，熔点很高，常用作耐高温材料。 2．从海水中提镁的过程 （1）海水提镁的工艺流程图 （2）相关反应的方程式 ①分解贝壳制取氢氧化钙：CaCO3CaO＋CO2↑；CaO＋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↑。 （3）工业上电解熔融的氯化镁制取镁，而不是电解氧化镁（熔点太高）制取镁。 易错点01 氯气的制备 1、氯气的实验室制法原理：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、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。HCl极易溶于水，而Cl2在饱和食盐水中溶解度很小。 3、验满方法：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)。有毒气体必须加以吸收，防止污染空气。氢氧化钠溶液吸收多余的氯气：Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O 5、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→向上排空法→NaOH溶液吸收。 6、注意事项： ①MnO2在加热条件下，只能与浓盐酸反应，不能与稀盐酸反应，若用足量 MnO2与含4molHCl的浓盐酸充分反应，理论上产生的Cl2<1mol。 ②减少盐酸挥发的措施：①用小火慢慢加热；②用分液漏斗慢慢滴加盐酸。 · 易错点02 氯气的性质 1、氯是一种重要的“成盐元素”，在自然界中除了以NaCl、MgCl2、 CaCl2等形式大量存在于海水中，致使海水既咸又苦，不能直接饮用。 2、氯气有毒，有毒气体必须加以吸收，防止污染空气。实验室制备氯气，一般用氢氧化钠溶液(不能用水或石灰水代替)吸收多余的氯气：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。若遇氯气泄漏，人应该往高处或逆风处撤离。 3、氯水为浅黄绿色，证明氯水中还存在Cl2分子；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；氯水能使pH试纸先变红（氯水呈酸性）后褪色（氯水具有漂白性—HClO）。 4、Cl2与Fe、Cu反应，不论Cl2是否过量均生成FeCl3和CuCl2。而与硫单质反应只能生成FeS和Cu2S。 5、制漂白液：Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O，漂白液的有效成分是次氯酸钠（NaClO）；制漂白粉：2Ca(OH)2＋2Cl2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。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。 6、漂白粉（液、精）的漂白原理：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O=CaCO3↓＋2HClO(家用漂白、消毒)Ca(ClO)2＋2HCl===CaCl2↓＋2HClO(工业漂白) · 易错点03 氧化还原反应 （1）一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原。如Cl2＋H2O=HCl＋HClO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2KMnO4 K2MnO4＋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。 · 易错点04用双线桥法表示电子转移的注意事项 （1）通式： （2）特点：①箭头由反应物→生成物（同元素）。 ②桥上内容：化合价升降、氧化还原、得失电子总数等 。③电子数目：失电子总数或得电子总数（相等）。 · 易错点05物质氧化性（还原性）强弱比较 （1）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。 （2）对同一元素而言，一般价态越高，氧化性越强，如Fe3+>Fe2+>Fe；价态越低，氧化性越弱，如氧化性：S2－<S<SO2。 （3）影响物质氧化性（还原性）因素：温度、浓度、酸碱性等。如NO3－在中性或碱性条件下几乎无氧化性，酸性条件下有较强的氧化性。 （4）守恒规律：失电子总数＝得电子总数＝化合价降低总数＝化合价升高总数。 · 易错点06钠和盐溶液的反应 （1）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： 第一步：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ 第二步：2NaOH＋CuSO4===Cu(OH)2↓＋Na2SO4 合并为：2Na＋CuSO4＋2H2O===Cu(OH)2↓＋Na2SO4＋H2↑。 （2）若盐为熔融状态，钠可以置换出较不活泼的金属，如4Na＋TiCl4 4NaCl＋Ti · 易错点07粗盐提纯 （1）试剂选择：用化学沉淀法去除粗盐中的Ca2+、Mg2+和SO，所选试剂分别是碳酸钠溶液，氢氧化钠溶液和氯化钡溶液。 （2）试剂加入顺序：Na2CO3溶液在BaCl2溶液之后加入，其作用除了沉淀除去Ca2+外，还要沉淀除去过量的Ba2+。过滤后滤液中含有多余的氢氧化钠和碳酸钠，故滤液中需加入盐酸，调节溶液的pH等于7。 （3）检验杂质离子已除干净方法：①滤液加入稀盐酸，再加BaCl2溶液，如无白色沉淀生成，证明SO除净。②滤液加入NaOH溶液，如无白色沉淀生成，证明 Mg2+除净。③滤液加入Na2CO3溶液，如无白色沉淀生成，证明Ca2+已除净。 · 易错点08海水提溴 (1)通氯气作用：氧化溴离子为溴单质 2Br-＋Cl2===Br2＋2Cl-。 (2)通热空气或水蒸气作用：将溴单质吹入盛二氧化硫溶液的吸收塔内以达到富集的目的：Br2＋SO2＋2H2O===2HBr＋H2SO4(也可用NaOH或Na2CO3溶液吸收)。 (3)四氯化碳(或苯)的作用：用四氯化碳(或苯)萃取吸收塔内的溶液中的溴单质。 (4)SO2的作用：步骤③已将溴吹出，但步骤④又重新用SO2吸收溴，步骤⑤又用氯气将HBr氧化为Br2，步骤④⑤的目的是提高溴的含量，即富集溴。 (5)液溴和溴水分离方法：大量液溴和少量溴水分离的方法是分液法，采用的仪器为分液漏斗，操作时下层液体必须从下口流出，上层液体从上口倒出。 · 易错点09海水提镁 （1）贝壳煅烧→生石灰→石灰乳；将石灰乳加入沉淀池中使Mg2+转化为Mg(OH)2沉淀；充分利用资源，发展绿色化学。 （2）沉淀池经过过滤得到的Mg(OH)2沉淀中混有少量Ca(OH)2，将沉淀加入到盛有 MgCl2溶液的烧杯中，充分搅拌后经过滤、洗涤、干燥，可得到纯净的Mg(OH)2。 （3）电解无水氯化镁(熔融态)所得的镁蒸气在特定环境中（H2、氦气等与镁不反应的气体）冷却后可得到固体金属镁。 （4）除去MgCl2·6H2O中的结晶水需要在HCl气流中，才能得到纯净的氯化镁。 （5）镁在高温条件下可以和H2O、CO2反应，因此镁着火不可用水或干冰来灭火，应用沙子覆盖。 （6）金属镁在空气中可以与氧气、二氧化碳以及氮气反应。燃烧产物为MgO、Mg3N2和C的混合物，主要产物是MgO。 （7）因为氧气的化学性质十分活泼，氮气在空气中的含量很大（78%），而二氧化碳在空气中的含量极其微小，所以在定量计算时，镁在空气中与二氧化碳的反应可以忽略不计，主要考虑镁与氧气和氮气的反应即可。 · 易错点10离子方程式正误判断 （1）在书写离子方程式和判断离子方程式的正误时要从“两易”“两等”和“两查”入手： ①两易—易溶、易电离：同时满足两个条件的物质改写成离子形式，否则以化学式表示。 ②两等—原子个数相等、电荷总数相等。离子方程式两边原子种类和原子个数及电荷总数分别相等。即满足质量守恒和电荷守恒。 ③两查—查条件、查公约数。检查是否漏写必要的反应条件和方程式是否有公约数，若有必须约去。 （2）“六看”判断离子方程式的正误 ①看是否符合客观事实 如：Fe加入硫酸铜溶液中：2Fe＋3Cu2＋===2Fe3＋＋3Cu(×)　 正确写法：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(×)　 正确写法：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(×)　 正确写法：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↑(×)　 正确写法：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↓(×)　 正确写法：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(×) 正确写法：Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O 易错点11海带提取碘 （1）海带中所含的碘元素在浸泡时以碘离子（I-）形式进入水中，可降海带粉碎或灼烧成海带灰，延长浸泡时间或不断搅拌（现代工业用离子交换法）等方法以提高碘的提取率。 （2）提取过程中加入NaOH溶液碱化的目的是在碱性溶液中，可溶性有机物质可形成沉淀通过过滤除去。 （3）氧化操作时，加入的氧化剂可以是新制氯水、双氧水等，从绿色化学的角度 最佳选择的氧化剂是双氧水，因还原产物是水，不引入新的杂质，无污染。 · 易错点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CO32-、OH-等离子的干扰。 （3）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 专题4 硫与环境保护（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（9大考点）→易错清单（10大易错点） 第一单元 含硫化合物的性质 · 考点01 硫元素的存在和硫单质的性质 1．硫元素的位置、结构与性质 (1)硫元素位于元素周期表的第三周期、第ⅥA族，硫原子的最外电子层有6个电子，在化学反应中容易得到2个电子，形成－2价硫的化合物。 (2)与氧元素相比，得电子能力相对较弱，非金属性比氧元素的弱。故在富含O2的地表附近的含硫化合物中，硫常显＋4价或＋6价，而氧显－2价。 2．硫单质的物理性质 硫(俗称硫黄)是一种黄色晶体，质脆，易研成粉末。硫难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。 3．硫单质的化学性质 (1)氧化性表现为与金属、H2反应，与Fe、Cu、H2反应的化学方程式分别为S＋FeFeS、S＋2CuCu2S、S＋H2H2S，在这些反应中，S均作氧化剂。 (2)还原性表现为与O2反应，其化学方程式为S＋O2SO2，反应中S作还原剂。 (3)氧化性和还原性 与强碱的反应3S＋6NaOH2Na2S＋Na2SO3＋3H2O (用热碱溶液清洗硫) 4.硫单质的用途 硫是重要的化工原料，常用于制造硫酸、化肥、农药、火药、硫磺皂等，还可用于制造硫化橡胶等。 · 考点02 二氧化硫的性质及应用 1．SO2物理性质 二氧化硫是一种无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气的大，易溶于水。在通常情况下，1体积的水可以溶解约40体积的SO2。 2.化学性质 （1）实验探究： 操作 现象 结论 pH试纸变红 SO2的水溶液显酸性 溶液变红 SO2的水溶液显酸性，不能漂白石蕊溶液 开始无明显现象，后产生白色沉淀 ①SO2的水溶液与BaCl2不反应 ②SO2具有还原性，可被H2O2氧化成SO，与Ba2＋反应生成BaSO4白色沉淀 振荡后溶液红色褪去，再加热溶液恢复红色 SO2具有漂白性，但生成的无色物质不稳定 (2)具有酸性氧化物的性质 ①与H2O反应的化学方程式为SO2＋H2OH2SO3。 ②与碱(如NaOH)反应的化学方程式为SO2＋2NaOH===Na2SO3＋H2O。 (3)还原性 SO2在一定条件下与O2反应的化学方程式为 2SO2＋O22SO3，生成的SO3也是酸性氧化物，与H2O反应的化学方程式为SO3＋H2O===H2SO4。 (4)氧化性 SO2与H2S反应的化学方程式为SO2＋2H2S===3S＋2H2O。 (5)漂白性 ①SO2通入品红溶液中，品红溶液褪色，加热时，溶液又变红色。 ②SO2的漂白原理：SO2与某些有色物质生成不稳定的无色物质。这些无色物质容易分解又使有色物质恢复原来的颜色。 3．SO2的应用：SO2在工业上应用于漂白纸浆、毛、丝等；此外SO2可用于杀菌消毒，还是一种食品添加剂。 · 考点03 硫酸的工业制备及性质 1．工业上接触法制硫酸的主要设备及生产流程 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、氮气；D尾气(SO2、O2、N2)。 (2)接触法制硫酸分为三个阶段，填写下表： 三步骤 三原料 三设备 三反应原理 造气 S或FeS2 沸腾炉 4FeS2＋11O28SO2＋2Fe2O3 接触氧化 O2 接触室 2SO2＋O22SO3 SO3吸收 98.3%浓H2SO4 吸收塔 SO3＋H2O===H2SO4 2．浓硫酸的物理性质 (1)实验室常用的浓硫酸质量分数为98.3%，密度大（1.84 g·cm－3），沸点高，难挥发，常温下比较稳定。 (2)硫酸与水以任意比互溶，浓硫酸溶解时可放出大量的热；浓硫酸的稀释方法是将浓硫酸沿烧杯内壁缓缓倒入水中，并用玻璃棒不断搅拌。 3．浓硫酸的性质 (1)吸水性 浓硫酸具有很强的吸水性，可用作干燥剂。 在一支洁净的大试管内加入少量胆矾，再向试管中加入3 mL浓硫酸， 搅拌。 实验现象：蓝色晶体变为白色粉末。 实验结论：浓硫酸具有吸水性。 (2)脱水性 观察思考 实验现象 蔗糖变黑，体积膨胀，变成疏松多孔的海绵状的炭，并放出有刺激性气味的气体 实验结论 浓硫酸具有脱水性、强氧化性 浓硫酸按水的组成比，夺取某些有机物中的氢、氧原子形成水分子。 (3)强氧化性 ①实验探究：浓硫酸与铜的反应 实验现象 a试管中铜丝表面有气泡产生； b试管中的溶液逐渐变为无色； c试管中的紫色石蕊溶液逐渐变为红色； d将a试管里的溶液慢慢倒入水中，溶液显蓝色 实验结论 Cu和浓硫酸反应的化学方程式：Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O 在该反应中，氧化剂为浓H2SO4，还原剂为Cu ，氧化剂与还原剂的物质的量之比为1∶1。浓硫酸在反应中既体现出强氧化性又体现出酸性。 ②与铁、铝的反应 常温下，铁、铝表面被浓硫酸氧化为致密的氧化膜而钝化，从而阻止了酸与内层金属的进一步反应，所以常温下可以用铁、铝质容器来盛装浓硫酸。 ③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。 4．硫酸的用途 （1）化工原料：可用于生产化肥、农药、炸药、染料、盐类等。 （2）化工工业：用于精炼石油、金属加工前的酸洗及制取各种挥发性酸、作干燥剂等。 5．常见硫酸盐 (1)石膏(化学式为CaSO4·2H2O)，加热失水变为熟石膏(化学式为2CaSO4·H2O)，应用于制作各种模型和医疗用的石膏绷带，工业上还用于调节水泥的硬化速率。 (2)硫酸钡又称“重晶石”或“钡餐”，用于生产其他钡盐的原料或消化系统X射线检查的内服药剂。 (3)硫酸铜为白色粉末，CuSO4结合水后变为蓝色晶体胆矾(化学式为CuSO4·5H2O)，又称蓝矾。无水CuSO4可用于检验H2O的存在。胆矾和石灰乳混合制成一种常用的农药——波尔多液。 (4)明矾[化学式为KAl(SO4)2·12H2O]，明矾可以净水。 (5)硫酸亚铁：FeSO4·7H2O，俗称绿矾，作治疗缺铁性贫血的药剂。 第二单元 硫及其化合物的相互转化 · 考点01从物质分类的角度定位硫及其化合物间的转化关系 1．－2价硫处于最低价态，只有_还原__性，可被O2、Cl2等氧化剂氧化为S；0价、＋4价硫处于中间价态，既有_氧化__性又有_还原__性，＋6价硫处于最高价态，只有_氧化__性，注意浓H2SO4在一定条件下与金属或还原性盐反应时既体现强氧化性又显示酸性，如Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋2H2O＋SO2↑。 2．当硫元素的化合价升高或降低时，一般升高或降低到其_相邻__的价态，即台阶式升降，如： H2 O2O3 · 考点02从氧化还原反应的角度定位硫及其化合物间的转化关系 1．不同价态硫的转化是通过氧化还原反应实现的 当硫元素的化合价升高或降低时，一般升高或降低到其相邻的价态，即台阶式升降，可用下图表示： 如：H2SSSO2SO3 写出（3）、（4）、（5）反应的化学方程式： （3）2SO2＋O22SO3； （4）S＋H2H2S； （5）SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O。 2．相邻价态同种元素的微粒不发生氧化还原反应。 如S和H2S、S和SO2、SO2和浓硫酸之间不发生氧化还原反应。 3．典型的归中反应。 2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O 2Na2S＋Na2SO3＋3H2SO4===3Na2SO4＋3S↓＋3H2O 4．含硫物质的连续氧化 硫元素 · 考点03 氧化还原反应方程式的配平 1．配平原理 化合价升降法（即化合价升降总数相等），电子守恒原理。 2．基本步骤：(以浓硫酸与碳反应生成二氧化碳、二氧化硫和水为例) (1)标变价 ＋ H2O4(浓) —— O2↑ ＋ O2↑ ＋ H2O (2)求一分子氧化剂和还原剂的降、升价数 ＋ H2O4(浓) —— O2↑ ＋ O2↑ ＋ H2O ↑4　 ↓2 (3)求升降数的最小公倍数，确定氧化剂和还原剂化学计量数 ＋ H2O4(浓)——O2↑＋O2↑＋H2O ↑4×1　 ↓2×2 C＋2H2SO4(浓)——SO2↑＋CO2↑＋H2O (4)观察配平其他计量数 C＋2H2SO4(浓)2SO2↑＋CO2↑＋2H2O (5)检查反应前后的原子是否守恒，电子是否守恒，电荷是否守恒。 3．氧化还原反应方程式的配平技巧 (1)正向配平 ①氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的，以反应物为基准从左边配平。 ②归中反应(变价元素只有一种，“高价＋低价→中间价”)以反应物为基准从左边配平。 (2)逆向配平 ①适用对象：氧化剂、还原剂中某元素化合价部分变的；自身氧化还原反应；歧化反应(变价元素只有一种，中间价→高价＋低价)。 ②方法：从右边生成物着手配平，即：选择氧化产物、还原产物为基准物质 (3)缺项配平 缺项方程式：某些反应物或生成物的分子式未写出(缺项)，它们一般为水、酸、碱。 ①先根据化合价变化找出氧化剂、还原剂及还原产物、氧化产物； ②再根据质量守恒、电荷守恒确定所缺的物质的化学式(分子或离子)，若反应物缺正电荷，一般加H＋，生成物加水；若反应物缺负电荷，一般加OH－，生成物加水。 ③最后观察配平其他物质系数。 第三单元 防治二氧化硫对环境的污染 · 考点01 自然界中的硫循环 1．SO2的来源：含硫化石燃料燃烧、含硫金属矿石冶炼、硫酸生产等。 2．自然界中的硫循环： (1)地壳的岩石里、生物体内以及大气与水中都含有硫元素。随着地壳运动、生命活动以及大气与水的流动，这些含硫物质不断地发生转化和转移，形成了硫在自然界中的循环。 (2)地壳中的硫黄矿、硫铁矿和煤等都含有硫元素，这些矿物通过风化分解、燃烧、火山爆发等方式释放出SO2、H2S等气体，这些气体有些进入大气，有些转化为亚硫酸盐、硫酸盐溶入河流或海洋，还有些则被土壤中的硫化细菌吸收。 · 考点02 酸雨及其治理 1．硫酸型酸雨的形成 (1)酸雨：pH＜5.6的降水被称为酸雨。 (2)形成： 写出图中标号表示的化学方程式： ①2SO2＋O22SO3。 ②SO2＋H2OH2SO3。 ③SO3＋H2O===H2SO4。 ④2H2SO3＋O2===2H2SO4。 2．酸雨的危害 (1)鱼类难以生存，影响水生植物的繁殖。 (2)土壤肥力下降，植被遭到破坏，危害农作物生长。 (3)加快桥梁、雕塑等建筑物腐蚀。 3．酸雨的防治 (1)消除污染源，研究开发新能源(如太阳能、核能、氢能等)。 (2)对含硫燃料进行脱硫处理。 (3)对SO2废气进行处理或回收利用。 4．二氧化硫的处理回收 工业上选择处理SO2的方法，会考虑环保、成本、工艺流程是否简便易行等因素。 (1)实验室通常用烧碱溶液来吸收二氧化硫：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O。 (2) 用熟石灰吸收：SO2+Ca(OH)2=CaSO3+H2O。 (3)海水吸收：利用海水的微碱性，用海水吸收除去烟气中的二氧化硫。 (4)石灰石—石膏法： 将石灰石浆液与烟气充分接触混合并氧化，最终生成石膏（CaSO4·2H2O）。化学方程式为：CaCO3+SO2=CaSO3+CO2，2CaSO3+O2=2CaSO4。 (4)氨脱硫法：化学方程式为：2NH3+H2O+SO2=(NH4)2SO3，2(NH4)2SO3+O2=2(NH4)2SO4。 · 考点03空气质量评价 1．空气质量指数(AQI) 人们研究空气污染，可以通过空气质量指数AQI来获取空气质量状况的信息。 (1)定义 空气质量指数是根据空气中的细颗粒物(PM2.5)、可吸入颗粒物(PM10)、二氧化硫、二氧化氮、臭氧和一氧化碳的浓度计算出来的数值。 (2)与空气质量的关系 空气质量指数越小，空气质量越好，对人体健康的危害就越小。 2．空气质量指数(AQI)的确定 (1)确定方法 空气质量监测人员测出空气质量指数中这六大污染物的浓度，再换算成它们的质量指数，其中指数最大的污染物会被确定为首要污染物，首要污染物的质量指数即为该地区的空气质量指数。 (2)与空气质量等级的关系 空气质量指数越大，空气质量等级污染程度越严重。 3．雾霾 (1)定义：大量极细微的颗粒物均匀地悬浮在空中，这些颗粒物容易吸附空气中的水蒸气形成雾滴，使空气水平能见度小于10km，我们把这种空气混浊现象叫作雾霾。 (2)颗粒物分类依据是颗粒物直径的大小。 (3)颗粒物分类 (4)SO2的排放与雾霾形成的关系 空气中的SO2在一定条件下形成CaSO4，硫酸盐在PM2.5中所占比例较大。 4．大气污染的防治 (1)改变能源结构； (2)控制SO2等有害气体的排放； (3)提高污染排放标准。 · 易错点01 硫的性质 （1）硫与变价金属反应时生成低价态的金属硫化物，而不是高价态。如Fe与S反应生成FeS而不是Fe2S3； （2）硫与氧气反应，不论氧气是否足量、浓度如何，其一步反应都只能生成SO2，不能生成SO3。 （3）汞蒸气有毒，可用硫粉除去少量洒落的汞：S＋Hg===HgS。 （4）向Na2S和Na2SO3的混合溶液中加入稀H2SO4：2Na2S＋Na2SO3＋3H2SO4 ==3S↓＋3Na2SO4＋3H2O。既S2-和SO在酸性条件不可以大量共存。 · 易错点02 三类常见漂白剂的性质比较 类型 举例 原理 特点 氧化型 HClO、NaClO、Ca(ClO)2、Na2O2、H2O2、O3等 将有机色质内部“生色团”破坏掉 不可逆、持久 加合型 SO2 与有机色质内部“生色团”“化合”成无色物质 可逆、不持久 吸附型 活性炭 将有色物质(色素)吸附而褪色 物理变化 · 易错点03 SO2的特殊性质及应用 (1)注意SO2的漂白性和还原性的区别 SO2使品红溶液褪色表现的是SO2的漂白性，加热后溶液颜色复原；SO2使酸性高锰酸钾溶液、溴水、氯水、碘水褪色表现的是SO2的还原性，加热后溶液颜色不复原。 (2)注意SO2的氧化性的表现 SO2通入氢硫酸、硫化钠溶液中都会出现浅黄色沉淀，表现了SO2的氧化性。 (3)SO2不能漂白酸碱指示剂，只能使紫色石蕊溶液变红。 · 易错点04 SO2和CO2同时存在的检验 SO2和CO2都能使澄清石灰水变浑浊，检验二者同时存在的一般流程如下： 流程设计 检验SO2⇒除去SO2⇒检验SO2是否除尽⇒检验CO2 选用试剂 品红溶液 酸性KMnO4溶液 品红溶液 澄清石灰水 预期现象 褪色 褪色 不褪色 变浑浊 · 易错点05工业上制备硫酸的问题探究 （1）原料硫铁矿粉碎的目的是什么？ 使反应物充分接触，增大接触面积，提高反应速率，使反应物充分反应，提高原料的利用率。 （2）沸腾炉中产生的气体为什么需要经过净化？ 防止催化剂中毒。 （3）接触室中安装热交换器的目的是什么？ a．利用反应放出的热量预热二氧化硫和氧气。 b．冷却反应生成的三氧化硫。 （4）多余的气体为什么要再充入接触室？ 为了提高原料的利用率。 （5）用98.3%的浓硫酸吸收三氧化硫的目的是什么？ 防止SO3溶于水放出大量热导致酸雾，降低吸收效率。 · 易错点06浓硫酸与稀硫酸的鉴别方法 (1)取少量蒸馏水，向其中加入少量试样，能够放出大量热的为浓硫酸，反之为稀硫酸。 (2)观察状态：呈黏稠状的是浓硫酸，而黏稠度较小的是稀硫酸。 (3)取体积相等的两液体，用手掂掂，质量较大的是浓硫酸。 (4)取少量试样，向其中加入铁片，若能够产生大量气泡的则为稀硫酸(Fe＋H2SO4===FeSO4＋H2↑)；若无明显现象(钝化)的则为浓硫酸。 (5)用玻璃棒分别蘸取试样在纸上写字，字迹立即变黑(浓硫酸的脱水性)的为浓硫酸，另一种为稀硫酸。 · 易错点07 SO检验 (1)误将Ag＋、Pb2＋判断成SO。如向待测液中滴加BaCl2溶液，再加稀盐酸有白色沉淀便断定含SO。其错误是未注意溶液中不含SO，而含Ag＋或Pb2＋时也会产生同样的现象：Ag＋＋Cl－===AgCl↓(白色)，Pb2＋＋2Cl－===PbCl2↓(白色)。 (2)误将SO判断成SO。如向待测液中滴加用稀盐酸酸化的Ba(NO3)2溶液生成白色沉淀，便误以为有SO。该错误是未注意NO具有强氧化性，在酸性环境中发生反应：Ba2＋＋SO===BaSO3↓(白色)，3BaSO3＋2H＋＋2NO===3BaSO4↓(白色)＋2NO↑＋H2O。 · 易错点08浓硫酸与金属反应的规律 （1）浓硫酸与金属反应时，既表现酸性又表现强氧化性，而与非金属反应时，只表现强氧化性。 （2）浓硫酸与不活泼金属(如铜)反应时，随着反应的进行，浓硫酸浓度变小，一旦变为稀硫酸，就不再与不活泼金属反应。 （3）浓硫酸与活泼金属(如锌)反应时，开始浓硫酸表现其强氧化性，产生二氧化硫气体；当浓硫酸变为稀硫酸时，则产生的气体为氢气。 · 易错点09含硫及其化合物的相互转化 (1)同种元素相邻价态的粒子间不发生氧化还原反应，如S和H2S、S和SO2、SO2和浓硫酸之间不发生氧化还原反应。 (2)当硫元素的高价态粒子与低价态粒子反应时，一般生成中间价态，如2Na2S＋Na2SO3＋3H2SO4===3Na2SO4＋3S↓＋3H2O。 · 易错点10酸雨及其防治 （1）消除污染源：首先要从消除污染源着手，研究开发替代化石燃料的新能源（如氢能、太阳能、核能等），这既有利于合理利用化石燃料这一有限的资源，又能从根本上防止酸雨的产生。 （2）脱硫处理：利用物理及化学方法对含硫燃料预先进行脱硫处理，以减少二氧化硫的排放。 （3）化学转化：对燃煤、工业生产中释放出的二氧化硫废气进行处理或回收利用。如在燃煤中加入生石灰就可减少二氧化硫的排放[SO2＋CaO===CaSO3，2CaSO3＋O2===2CaSO4（形成煤渣）。 （4）树立环保意识：提高全民的环保意识，加强国际的合作，共同努力以减少硫酸型酸雨的产生。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $