2025-2026学年高一上学期化学苏教版必修第一册背诵内容

高一化学 必修一 背诵内容 必修一专题一 背诵内容 第一单元 1.1.1 物质的分类 混合物：由两种或多种物质混合而成的物质。只含有一种元素的物质可能是纯净物，也可能是混合物。 纯净物：只由一种物质组成的物质。结晶水合物如CuSO4·5H2O等为纯净物。 单质：由同种元素组成的纯净物。 化合物：由不同种元素组成的纯净物。 酸：在溶液中电离时产生的阳离子全是氢离子的化合物。 碱：在水溶液中电离出的阴离子全是氢氧根离子的化合物。 盐：在水溶液中电离出金属离子或铵根离子（NH4+）与酸根离子的化合物。 氧化物：由两种元素组成，其中一种元素是氧元素的化合物（一物二素氧元素）。 树状分类法 含义:对同类事物按照某些属性进行逐级分类的分类方法，即对同类事物进行再分类。 物质分类图：根据物质的组成和性质性质特点进行分类 交叉分类法 含义:根据不同的分类标准，对同一物质进行多种分类的一种分类方法，即对事物以不同的标准进行分类。 按其组成的阳离子来分类，属于钠盐 按其组成的阴离子来分类，属于碳酸盐 按其溶解性来分类，属于可溶性盐 Na2CO3 氧化物通常可分为五类 (1)酸性氧化物，与碱反应只生成一种盐和水的氧化物，如 SO2、CO2、SO3、N2O5、P2O5、Mn2O7等。 (2) 碱性氧化物，与酸反应只生成一种盐和水的氧化物，如 Na2O、CaO、CuO、Fe2O3、FeO等。 (3)两性氧化物，既能与酸反应生成盐和水又能与碱反应，只生成一种盐和水的氧化物，如Al2O3等。 (4)不成盐氧化物，如CO、NO、H2O等。 (5)特殊氧化物，如Na2O2、NO2、Fe3O4等。 氧化物中的“不一定” (1)酸性氧化物、碱性氧化物不一定都能与水反应生成相应的酸、碱，如SiO2、Fe2O3。 (2)酸性氧化物不一定都是非金属氧化物，如Mn2O7；非金属氧化物也不一定都是酸性氧化物，如CO、NO、H2O (3)碱性氧化物都是金属氧化物，但金属氧化物不一定都是碱性氧化物，如Mn2O7为酸性氧化物。如Al2O3既能与酸反应，又能与碱反应，属于两性氧化物。 酸和碱的定义和分类 (1)酸和碱的定义 酸：电离出来的阳离子全部是氢离子的化合物，如硫酸、HCl、硝酸等 碱：电离出来的阴离子全部是氢氧根离子的化合物，如氢氧化钾、氢氧化钙等。 (2)酸的分类 ①根据组成，将酸分为无氧酸和含氧酸 无氧酸：不含氧元素的酸，如HCl、H2S、HI、HBr等。 含氧酸：含氧元素的酸，如H2SO4、HNO3、 H2CO3、 CH3COOH等。 ②根据在水溶液中电离出的H+个数，分为一元酸（如HCl、HNO3 HClO CH3COOH）、二元酸（如H2SO4、H2CO3）和三元酸（如H3PO4）。 ③根据酸性强弱，分为强酸（如六大强酸：HClO4、HI、H2SO4、HBr、HCl、HNO3）和弱酸（如H2CO3、 CH3COOH HClO）。 (3)碱的分类 ①根据溶解性，NaOH、KOH和Ba(OH)2为可溶性碱；Cu(OH)2、Fe(OH)3为难溶性碱或难溶性氢氧化物；Ca(OH)2为微溶性碱。 ②根据碱性强弱，KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2为强碱；NH3·H2O、Cu(OH)2、Mg(OH)2等为弱碱。 盐的分类 (1)根据酸根中是否含有氧元素，分为含氧酸盐（如Na2CO3）、无氧酸盐（如NaCl）。 (2)根据溶解性，分为可溶性盐（如NaCl）、微溶性盐（如CaSO4）、难溶性盐（如CaCO3）。 (3)根据组成的阴离子的结构，分为正盐（如Na2CO3、KCl) 酸式盐（如NaHCO3、NaHSO4 ）、碱式盐[如Cu2(OH)2CO3] 1.1.2 物质的转化 物质转化的条件 物质之间的转化需要一定的条件，物质的性质和反应的条件是判断反应能否发生及生成产物的重要依据。 不同的物质具有不同的性质：某些酸性氧化物可以直接与水反应生成对应的酸，如CO2、SO2等，但二氧化硅等与水不反应； 同样某些碱性氧化物可以直接与水反应生成对应的碱，如CaO、Na2O等，但弱碱的碱性氧化物等与水不反应。 有些物质的转化需要条件，条件有时决定反应能否发生及产物的不同。 高温条件下，Fe2O3与CO反应，生成铁和CO2方程式：3CO+ Fe2O3 高温 2Fe + 3CO2 煅烧碳酸钙生成氧化钙和二氧化碳方程式：CaCO3高温CaO+CO2↑ 光照条件下，绿色植物能将二氧化碳和水转化为葡萄糖和氧气。 酸、碱、盐在溶液中发生复分解反应，通常有沉淀、气体或水等物质生成： MgCl2溶液与NaOH溶液反应，生成难溶的氢氧化镁和氯化钠方程式：2NaOH+MgCl2==Mg(OH)2+2NaCl 常见的酸性氧化物和碱性氧化物可以发生化合反应，生成盐类物质：CaO与CO2的方程式：CaO+CO2== CaCO3 碳在足量氧气中燃烧的方程：C + O2点燃CO2 碳在少量氧气中燃烧的方程：2C + O2点燃2CO 无机化合物转化为有机化合物：1828年，德国化学家维勒用氰酸铵(NH4CNO)合成了尿素[CO(NH2)2]，打破了无机物与有机物之间不可转化的观念，揭开了人工合成有机化合物的序幕。 金属活动性顺序： 钾K、钙Ca、钠Na、镁Mg、铝Al、锌Zn、铁Fe、锡Sn、铅Pb、（氢H)、铜Cu、汞Hg、银Ag、铂Pt、金Au 酸的化学通性 1. 酸+指示剂：能使紫色石蕊试液变红，无色酚酞试剂不变色。 2. 酸+碱→盐+水 方程式：Cu(OH)2+H2SO4= CuSO4+2H2O 3. 酸+金属→盐+H2 方程式：Zn+ H2SO4 =ZnSO4+H2↑ 4. 酸+碱性氧化物→盐+水 方程式：Fe2O3+3H2SO4=Fe2(SO4)3+3H2↑ 5. 酸+盐→新酸+新盐 方程式：AgNO3+HCl=AgCl↓+HNO3 BaCl2+H2SO4=BaSO4↓ +2HCl 碱的化学通性 1. 碱+指示剂：能使紫色石蕊试剂变蓝，使无色酚酞试剂变红 2. 碱+酸性氧化物→盐+水方程式： 2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O Ca(OH)2+CO2=CaCO3↓+H2O 3. 碱+盐→另一种盐+另一种碱 方程式：2NaOH+CuSO4=Na2SO4+Cu(OH)2↓ Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH 盐的化学通性 盐+金属→新盐+新的金属 方程式: Mg+CuSO4==Cu+MgSO4 盐+盐→新盐+新盐 方程式：NaCl+AgNO3==NaNO3+AgCl↓ 1..1.3 化学反应的分类 四大基本反应类型 化合反应：由两种或两种以上物质反应生成一种化合物的反应 分解反应：一种化合物反应生成两种或两种以上物质的反应 置换反应：一种单质与一种化合物反应，生成另一种单质与另一种化合物的反应 复分解反应：两种化合物互相交换成分生成另外两种化合物的反应 基本反应类型 反应通式 化学方程式 化合反应 A + B = C 分解反应 C = A + B 置换反应 AB + C = A + CB 复分解反应 AB + CD = AD + CB 置换反应： 根据置换反应中单质的不同类型又可分为 ①较活泼的金属置换出较不活泼的金属，如Zn＋CuSO4===ZnSO4＋Cu； ②较活泼的非金属置换出较不活泼的非金属，如C＋H2OCO＋H2； ③非金属置换出金属，如H2＋CuOH2O＋Cu； ④金属置换出非金属(常见为氢气)Zn＋2HCl===ZnCl2＋H2↑。 溶液中金属所发生的置换反应，可根据金属活动顺序表进行推理。 A.排在H前面的金属可与盐酸、稀硫酸等酸反应生成盐和氢气(硝酸除外)； B.排在前面的金属能把排在后面的金属从它的盐溶液中置换出来(K、Ca、Na三种金属例外)，排在Fe前面的金属只能与其亚铁盐发生置换反应(铁盐一般不发生)，而铁与其后的金属盐溶液反应只生成对应的亚铁盐。 复分解反应： 通常有沉淀析出、气体放出或有水等物质生成。 氧化还原反应：化学反应前后元素化合价发生变化的反应。 非氧化还原反应：化学反应前后元素化合价不发生变化的反应。 氧化还原反应与四大基本反应之间的关系 ①有单质参加的化合反应都是氧化还原反应。 ②有单质生成的分解反应都是氧化还原反应。放电 ③所有的置换反应都是氧化还原反应。 注意：有单质参加或生成的反应中，不是氧化还原反应同素异形体之间的转变不是氧化还原反应，例：3O2===2O3 就不是氧化还原反应 ④所有的复分解反应都是非氧化还原反应。 根据反应前后元素的化合价是否发生变化，将化学反应分为氧化还原反应和非氧化还原反应。有元素化合价发生变化的反应称为氧化还原反应，元素化合价不发生变化的反应称为非氧化还原反应。 元素化合价价态 游离态元素的价态均为0价 Li、Na、K、Ag只有+1价 Be、Mg、Ca、Ba、Zn只有+2价 Al只有+3价 Si只有+4价 F只有-1价 H：一般为+1价，遇金属元素或硼、硅、碲时为-1价 O：一般为-2价，过氧化物中为-1价 化合物的总价态加和为零，所以其余元素的化合价价态一般可以通过上述元素加和求得。 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。 第二单元 1.2.1 物质的量的概念 物质的量是七大基本物理量之一，是表示一定数目的微粒的集合体的物理量，用符号n表示，常用单位是mol。 注意： 1.在使用物质的量表示物质时，必须具体指明粒子的种类。如1 mol H2表示1摩尔氢分子，1 mol H表示1摩尔氢原子，1 mol H＋表示1摩尔氢离子。而1 mol氢的表述是错误的，因为“氢”是元素名称，是宏观物质名称，不是微观微粒名称。 2.物质的量表示的是很多个微粒的集合体，其数值可以是整数，也可以是小数。 阿伏加德罗常数 每个质子带一个单位正电荷，每个电子带一个单位负电荷，原子核内质子所带电荷与核外电子所带负电荷数量相等，因此，原子不显电性。原子核带正电，原子核所带正电荷数（简称核电荷数）与质子所带正电荷数相等。 原子中：核电荷数=质子数=核外电子数 注：不是所有的原子核都是由质子和中子组成，如氢原子的原子核中只有质子没有中子。 离子中：质子数＝核电荷数。 阳离子：核外电子数＝质子数-离子所带电荷数。 阴离子：核外电子数＝质子数+离子所带电荷数。 物质的量是连接微观粒子数与宏观物体质量的桥梁 化学方程式中反应物与生成物之间化学计量数之比等于反应中各物质的物质的量之比。 摩尔质量 单位物质的量的物质所具有的质量，符号为M，单位是g/mol或g·mol－1。 物质的量(n)、摩尔质量(M)和物质的质量(m)之间的关系：M＝。 摩尔质量与相对分子（原子）质量的关系：当物质的质量以克为单位时，其在数值上与该粒子的相对原子质量或相对分子质量相等。 物质的量、物质的质量、粒子数目之间的相关计算 (1)n＝(n表示物质的量，N表示粒子数)。 其中NA的单位是mol－1，NA的近似值为6.02×1023 mol－1。 (2)．M＝(M为摩尔质量，m为物质的质量)。 若M的单位是g·mol－1时，则m的单位是g。 (3)由关系式n＝和n＝可得：＝。 摩尔质量数值的确定 对于指定的物质来说，其摩尔质量的值是一个定值，不随物质的物质的量的多少而改变。 (1)M＝m·NA，即阿伏加德罗常数个粒子的质量，m是一个粒子的质量。如：已知一个铁原子的质量是b g，则铁原子的摩尔质量为bNA g·mol－1。 （2）相对原子质量(Ar)是指以一个碳-12原子质量的1/12作为标准，任何一种原子的平均原子质量跟一个碳-12原子质量的1/12的比值，称为该原子的相对原子质量。即某原子的相对原子质量为，m是一个该原子的质量； 摩尔质量的计算方法： ①已知任意状态物质的质量时：M＝(定义式)。 ②已知一个分子的质量时：M＝m(分子)×NA。 (3)已知一个分子的质量和一个12C原子的质量时：M＝×12 g·mol－1。 1.2.2 气体摩尔体积 不同聚集状态物质的微观结构与宏观性质 在固态、液态、气态物质中，微粒的运动方式、微粒之间的距离是不同的。不同聚集状态的物质微观结构上的差异导致了物质性质的不同。 聚集状态 微观结构 微粒的运动方式 宏观性质 固态 微粒排列紧密，微粒间的空隙很小 在固定的位置上振动 有固定的形状，几乎不能被压缩 液态 微粒排列较紧密，微粒间的空隙较小 可以自由移动 没有固定的形状，不易被压缩 气态 微粒间的距离较大 可以自由移动 没有固定的形状，容易被压缩 物质体积大小的影响因素 气体摩尔体积 在标准状况下气体的密度是用气体的摩尔质量除以，即由此也可推得：＝· 使用气体摩尔体积的注意事项 (1)气体摩尔体积的适用范围是气体，可以是单一气体，也可为混合气体。 (2)使用22.4 L·mol－1时的注意事项 ①条件：必须为标准状况（0℃，101KPa）。因此一定要看清气体所处的状况。 ②物质状态：必须为气体。 注意：非标准状况下（如同时调节p和T）可能使 标况下，为液态的物质有：水（O）、氟化氢（HF）、四氯化碳、苯、己烷、乙醛、乙醇、溴乙烷、溴等。H2O、乙醇、醋酸、HF、NO2、Br2、CCl4、苯、SO3、I2等不属于气态 固态：三氧化硫、苯酚、碘等。 标准状况：0℃、 101KPa 常温常压：25℃、101 kPa 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＝ mol； ②气体的摩尔质量M＝Vm·ρ＝22.4ρ g·mol－1； ③气体的分子数N＝n·NA＝·NA； ④气体的质量m＝n·M＝·M g。 阿伏伽德罗定律的推论 理想气体状态方程（克拉伯龙方程）：PV=nRT （P：压强，V：气体的体积，n：气体的物质的量，R：常数，T:温度） 推论：适用范围：适用于任何气体，可以是单一气体，也可以是混合气体 定律中包含四同(同温、同压、同体积、同物质的量)，只要其中有任意三个相同，则必有第四个相同，即“三同定一同”；若只有两个相同，则另外两个必定成比例，即“二同定比例”。 （1）在同温、同压下，气体的体积与物质的量成正比。T、P相同，= （2）温度与体积相同的气体，压强与其物质的量成正比。T、V相同，= （3）在同温、同压下，气体密度之比等于气体摩尔质量之比。T、p相同，= （4）在同温、同压下，相同质量气体体积之比等于摩尔质量之反比。T、P、m相同， = （5）在同温、同体积下，相同质量气体压强之比等于气体摩尔质量的反比。T、V、m相同，= 第三单元 1.3.1 常见的分散系：一种或几种物质的微粒（分散质）分散到另一种物质（分散剂）中形成的混合体系。 分散系 溶液 胶体 浊液 分散质微粒直径 <10—9m 10—9m～10—7m >10—7m 外观 均一、透明、稳定 多数均一、较稳定 不均一、不透明、不稳定 能否透过滤纸 能 能 不能 能否透过半透膜 能 不能 不能 实例 食盐水、碘酒 蛋白质、淀粉溶液、豆浆 泥水 【易错提醒】胶体与其他分散系的本质区别是分散质微粒直径的大小，而不是有无丁达尔效应，但利用丁达尔效应可用来鉴别胶体。 注意：纳米氮化镓（GaN）是一种半导体材料，本身不是胶体；胶体是指分散相粒子直径在1~100 nm的分散体系 胶体的类型：（按照分散剂的状态） 气溶胶（分散剂是气体）：如烟、云、雾等 液溶胶（分散剂是液体）：如淀粉溶液、肥皂水、牛奶、豆浆、墨汁、Fe(OH)3胶体等 固溶胶（分散剂是固体）：如有色玻璃（将某些胶态金属氧化物分散于玻璃中）、合金、珍珠等 丁达尔效应：光束通过胶体时，在垂直于光线的方向上看到一条光亮的通路的现象。这条光亮的通路是由于胶体粒子对光线散射形成的。 例如：当日光从窗隙射入暗室，或者光线透过树叶间的缝隙射入密林中时，或者放电影时，放映机到银幕间光柱的形成。 应用：区分溶液和胶体。 胶体的吸附性：氢氧化铁Fe(OH)3 胶体和氢氧化铝Al(OH)3 胶体具有吸附性性，常用于净水。 明矾能够净水，是因为明矾溶于水后能形成氢氧化铝胶体。 聚沉：胶体在适当条件下相互结合形成沉淀析出的现象。 胶体聚沉的常见条件：加入酸、碱、盐、加热、剧烈搅拌 渗析：胶粒不能透过半透膜，但溶液中的分子或离子能透过半透膜，可用半透膜将胶体粒子和溶液进行分离，这种净化提纯胶体的方法叫做渗析。 电泳：大部分胶体的胶粒通常是带有电荷的，在外加电场作用下，能在分散剂里向阳极或阴极作定向移动，这种现象叫电泳。 注意：1.电泳现象表明胶粒带电，但整个胶体仍是显电中性的。 2.不是所有的胶粒都带有电荷：淀粉溶液的胶粒不带电。 Fe(OH)3胶体的制备 向沸腾的水中滴加饱和FeCl3溶液并继续煮沸至液体呈透明的红褐色，即得Fe(OH)3胶体。 注意：制备过程中不能用玻璃棒搅拌。 方程式：FeCl3＋3H2OFe(OH)3 (胶体)＋3HCl。 【易错提醒】 (1)胶体微粒一般是离子、分子或难溶物的聚集体，因此在Fe(OH)3胶体中，Fe(OH)3胶体粒子的数目要远远小于原FeCl3溶液中Fe3＋的数目。 (2)胶体不带电荷，呈电中性。胶体粒子(分散质)可带电荷，有些胶体粒子不带电，如淀粉胶体。 1.3.2 电解质与非电解质 1．电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质。学 包含：酸、碱、盐、金属氧化物、少部分有机物、水 2. 非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不导电的化合物叫做非电解质。 包含：多数非金属氧化物、大部分有机物、部分非金属氢化物 注：①.电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质； ②.电解质导电的条件是水溶液中或熔融状态下能够导电，二者具备一个即可； 判断电解质的条件： (1)电解质本身不一定导电（NaCl晶体，液态HCl）；能导电的物质不一定是电解质（石墨，金属单质，盐溶液）； (2)电解质溶液导电是由于电解质本身能电离出自由移动的离子而导电，而不能通过发生化学反应生成的物质导电；溶于水能导电的化合物，不一定是电解质。如CO2、SO2、SO3、NH3溶于水生成相应的酸(碱)H2CO3、H2SO3、H2SO4、NH3∙H2O，并非CO2、SO2、SO3、NH3本身电离而导电，故CO2、SO2、SO3、NH3为非电解质。 (3)某些难溶于水的化合物，如BaSO4溶解的那部分是可以电离的，且BaSO4在熔融状 态下可电离，故为电解质。（物质是否为电解质和溶解性无关。） 特别提示：在外电场的作用下，电解质是阴、阳离子发生定向移动，而金属是电子发生定向移动。 电解质的电离 电离的概念：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。 表示方法——电离方程式 电解质溶于水后生成水合离子，如水合钠离子、水合氯离子：（水分子的O原子朝向Na+、H原子朝向Cl—），为了书写简便，常写成简单离子的形式。 电离方程式的书写原则: （1）符合客观事实，不能随意书写离子符号（含有原子团的物质电离时，原子团要作为一个整体不可拆分）；要注意正确标注离子所带电荷及其数目（表示离子数目的数字要写在离子符号前面）。 （2）质量守恒，即电离方程式左右两侧元素的种类、原子或原子团的个数相等。 （3）电荷守恒，即电离方程式左右两侧的正负电荷数相等，因为电解质溶液溶于水或受热融化后总是呈电中性的。 NaHCO3==Na++HCO3- NaHSO4(水溶液）==Na++H++SO42- NaHSO4(熔融）==Na++HSO4- 化合物导电的条件(以NaCl为例)： NaCl固体 NaCl溶液 熔融NaCl 含有微粒 Na＋、Cl－ 水合钠离子、水合氯离子 Na＋、Cl－ 微粒能否自由移动 否 能 能 微粒能自由移动的原因 在水分子作用下Na＋、Cl－脱离NaCl固体表面 受热熔化时，离子运动随温度升高而加快，克服了离子间的作用 结论：化合物能导电的条件是在水溶液中或熔融状态下产生自由移动的离子。 必修一专题二 背诵内容 第一单元 2.1.1 实验安全与基本规范 常见危险化学品的分类标识 1.化学实验基本操作中的“六个注意点” (1)化学药品不能用手接触；不能用鼻子直接凑到容器口去闻气味；绝不能品尝。 (2)不能用燃着的酒精灯去点燃另一只酒精灯，熄灭时不能用嘴去吹灭。 (3)容量瓶、量筒等定量容器，不能用作反应器，也不能用于溶解稀释或贮存液体。 (4)做完实验，剩余药品不能随意丢弃，也不要放回原瓶(活泼金属钠、钾、白磷等必须放回原试剂瓶)。 (5)称量有腐蚀性，易潮解的物质时，不能用纸片。 (6)温度计不能代替玻璃棒用于搅拌。 常见事故 处理方法 玻璃等创伤急救 先用双氧水清洗伤口，然后涂上红药水或碘酒，最后用创可贴外敷 烫伤和烧伤 用药棉浸75%的酒精轻涂伤处(也可用3%～5%的KMnO4溶液)，再涂烫伤膏 浓酸溅到皮肤上 立即用大量水冲洗，再用3%～5%的NaHCO3溶液清洗 浓碱溅到皮肤上 用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液 酸(碱)流到桌上 立即用NaHCO3溶液(或稀醋酸)中和，再用水冲洗，并用抹布拭去 酸(碱)溅到眼中 立即用大量水冲洗，边洗边眨眼睛。若为碱，再用20%的硼酸淋洗；若为酸，再用3%的NaHCO3溶液淋洗 着火处理 ①酒精或有机物小面积着火用湿布或沙子扑盖；②反应器内着火，如果是敞口容器，可用石棉布盖灭；③移走可燃物，切断电源，停止通风。 2. 3.试剂瓶的选择 见光分解的：用棕色瓶；见光不分解的：用一般瓶。 玻璃塞：不能盛放碱性物质；橡胶塞：不能盛放强酸性、强氧化性物质和有机试剂 4.试剂的保存方法 锂保存在石蜡油中；钾、钠应浸在煤油中；白磷放在水中，使之与空气隔绝。 易潮解、挥发、吸水的药品应密封保存。如固体NaOH、浓盐酸、浓硫酸等。 见光易分解的物质应盛放在棕色瓶中，放置于阴凉处。如AgNO3、浓HNO3等。 液溴盛放在玻璃塞的细口瓶中，并加水液封 其他常用仪器 (1)A仪器的名称为漏斗，主要用途：①组装过滤器；②向小口容器中转移液体；③组装防倒吸装置。 (2)B仪器的名称为长颈漏斗。主要用途：用于组装气体发生装置，向反应器中添加液体药品。使用方法和注意事项：制取气体时应将长管末端插入液面以下，防止气体逸出。 (3)C仪器的名称为分液漏斗。主要用途：①球形分液漏斗用于随时添加液体；②梨形分液漏斗用于分液、萃取。使用方法和注意事项：①使用前先检漏；②分离液体时，下层液体由下口放出，上层液体由上口倒出。 (4)仪器D为恒压滴液漏斗，用于组装气体发生器，可平衡大气压强，使液体顺利滴下；也可以消除由于液体加入而使气体体积增大的影响。 (5)E仪器的名称为**冷凝管。主要用途：①用于蒸馏或分馏时冷凝易液化的气体；②用于液体回流。使用方法和注意事项：①直形冷凝管一般用于蒸馏或分馏时冷凝；②球形冷凝管通常用于反应装置中的冷凝回流；③冷却水下口进上口出。 (6)仪器F为胶头滴管，用于取用或滴加少量液体，注意事项：①吸液后不得倒置，以免试剂腐蚀胶头或试剂被污染；②向容器内壁加试剂时，滴管不能伸入容器内[做Fe(OH)2的制备实验时例外]；③用毕洗净，未洗净时不能一管多用。 (7)仪器G为药匙，用于取用粉末状固体试剂，注意事项：①一般用大端，当固体用量很少时，可用小端取用；②取用后应将药匙擦拭干净。 (8)仪器H为镊子，用于取用块状试剂，注意事项：①不能加热；②不可取用酸性试剂；③用完后必须使其保持清洁。 (9)仪器I为玻璃棒，用于搅拌、引流、蘸取试液或黏附试纸，注意搅拌时不能碰击容器壁。 (10)仪器J为酒精灯，用于加热仪器，注意事项：①酒精量不超过其容积的，且不少于其容积的；②用外焰加热，绝对禁止用燃着的酒精灯去引燃另一盏酒精灯；③用完后用灯帽盖灭，不可用嘴去吹。 (11)仪器K为球形干燥管，用于干燥或吸收某些气体，干燥剂为粒状，常用CaCl2、碱石灰。注意事项：①注意干燥剂或吸收剂的选择；②一般为粗口进气，细口出气。 (12)仪器L为U形干燥管，使用方法：内装固体干燥剂或吸收剂，用于干燥或吸收某些气体，不可装液体干燥剂。 2.1.2 物质的分离提纯 过滤 (1)过滤适用于固液混合物的分离。 (2)主要仪器：漏斗、烧杯、玻璃棒、铁架台、滤纸等。 (3)进行过滤操作时应注意的问题： ①一贴：滤纸紧贴漏斗内壁； ②二低：滤纸边缘略低于漏斗边缘；液体的液面略低于滤纸的边缘； ③三靠：向漏斗中倾倒液体时，烧杯的尖嘴应靠到玻璃棒上；玻璃棒的底端应轻靠到漏斗三层滤纸一侧；漏斗颈的末端尖嘴应靠到烧杯的内壁上。 结晶 结晶的原理是利用物质的溶解度随温度变化的差异进行分离，通过蒸发减少溶剂或降低温度使溶解度变小，从而使晶体析出。 主要仪器：蒸发皿、酒精灯、玻璃棒 1.蒸发结晶 适用范围：主要用于溶解度随温度改变而变化不大的物质。如NaCl、KCl 操作：蒸发结晶，趁热过滤，洗涤，干燥 2.冷却结晶 适用范围：主要用于溶解度随温度下降而明显减小的物质。如KNO3 操作：蒸发浓缩，冷却结晶，过滤，洗涤，干燥 注意： ①蒸发皿中的液体不能超过容积的2/3。 ②在加热蒸发过程中，应用玻璃棒不断搅拌，防止由于局部过热造成液滴飞溅； ③热的蒸发皿应用坩埚钳取下，不能直接放在桌面上，以免烫坏实验台或引起蒸发皿破裂。如果一定要立即放在实验台上，则要放在石棉网上。 蒸发结晶和降温结晶 (1)蒸发结晶：蒸发溶剂，如海水“晒盐”。蒸发时要注意：蒸发皿可直接受热；加热时用玻璃棒不断地搅动(防止热液溅出)，发现溶液出现较多固体时撤火，利用余热将溶液蒸干。 (2)降温结晶：降低饱和溶液温度，如硝酸钾的结晶提纯法。先蒸发浓缩，形成较高温度下的饱和溶液，再冷却，即有晶体析出，最后过滤得硝酸钾晶体。 蒸馏 适用范围：利用沸点不同来分离互溶的混合物 主要仪器：酒精灯、蒸馏烧瓶、温度计、直形冷凝管、牛角管、锥形瓶。 注意： ①温度计的水银球在蒸馏烧瓶的支管口处。 ②冷凝管中冷却水从下口进，上口出。 ③先接通冷凝水，再加热。 ④蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片（或沸石）——防暴沸，蒸馏烧瓶加热时要垫上石棉网。 分液 适用范围：两种液体互不相溶 主要仪器：分液漏斗、烧杯 1.将分液漏斗静置，待液体分层后进行分液，分液时下层液体从漏斗下口放出，上层液体从上口倒出。 2.分液时，液体分层后，为了使分液漏斗中的液体顺利流出，需要打开顶部瓶塞或者是将分液漏斗瓶塞上的凹槽或小孔对准瓶颈上的小孔。 萃取 适用范围：利用物质在互不相溶的溶剂中溶解度的不同，将物质从一种溶剂转移到另一种溶剂中，从而实现分离的方法。 与水的密度比较：ρ(CCl4)＞ρ(H2O)＞ρ(汽油)或ρ(苯)。 原则： A.萃取剂与原溶剂不互溶、不反应； B.萃取剂与溶质不发生化学反应； C.溶质在萃取剂中的溶解度远远大于在原溶剂的溶解度。 D.萃取剂与溶剂易分离。 2.1.3 物质检验 1、Fe3+的检验： 取少量待测液于试管，加KSCN溶液检验,如果出现血红色,说明原溶液中有三价铁离子。 离子方程式:Fe3+ + 3SCN- = Fe(SCN)3 2、Fe2+的检验： 方法1：观察法，2价铁离子呈浅绿色。 方法2：取少量待测液于试管，加入氢氧化钠溶液，先生成白色沉淀，然后很快转变成灰绿色，最后转变成红褐色。 方法3：取少量待测液于试管，向其中加入硫氰化钾溶液，不变色，然后滴加双氧水溶液，溶液变成血红色。 3、NH4+的检验： 方法一：取少量待测液于试管，加入氢氧化钠溶液并加热，产生使润湿的红色石蕊试纸变蓝的有刺激性气味的气体，则说明含有铵根离子。 方法二：取少量待测液于试管，加入氢氧化钠溶液并加热，用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近集气瓶口若产生白烟，则说明含有铵根离子。 雾：空气中的液体小液滴。 烟：空气中的固体小颗粒 4. 焰色试验(Na+ 、K+等离子的检验) 焰色反应原理：许多金属或它们的化合物在火焰上灼烧时都会使火焰呈现特殊颜色。 注：a.焰色试验是物理变化b.焰色试验是元素的一种物质性质，同一元素无论以单质、化合物或离子形式存在，焰色均相同（如钠元素无论为Na、Na⁺或NaCl均显黄色） 操作顺序：用盐酸洗净铂丝，把铂丝放在火焰灼烧至与原来的火焰颜色相同时为止。用铂丝蘸取溶液在酒精灯上灼烧，观察火焰颜色。 【易错提醒】 (1)焰色反应是物理变化，不是化学变化，在灼烧时，被检验物质可能发生化学变化，但与火焰的颜色无关。 (2)不是所有的金属都可呈现焰色反应，金属单质与它的化合物的焰色反应相同。 (3)观察钾的焰色时，要透过蓝色钴玻璃去观察，这样可以滤去黄光，避免其中含钠杂质所造成的黄色干扰。 (4)因为铂丝灼烧时火焰没有特殊颜色，因此常用铂丝作焰色反应的载体，其他金属，如光洁无锈的铁丝或镍、铬、钨丝等灼烧时火焰也没有特殊颜色，也可以用作焰色反应的载体。 3、常见现象 离子 钠 钾 锂 钡 钙 锶 铷 铜 焰色 黄色 （透过蓝色钴玻璃片）紫色 紫红色 黄绿色 砖红色 洋红色 紫色 绿色 节日烟花：节日燃放的五彩缤纷的烟花，所呈现的就是锂、钠、钾、锶、钡等金属元素的焰色 1.Cl－的检验 检验Cl－使用的试剂：稀硝酸、AgNO3 实验步骤及现象：取少量待测样品于试管中，加入AgNO3溶液，若生成不溶于稀硝酸的白色沉淀，则该样品中含Cl－。 注意：检验Cl－时加入稀HNO3的目的是为了排除CO32-等离子的干扰，因为Ag2CO3是不溶于水的白色沉淀，但可溶于稀HNO3。 2.CO32-的检验 检验CO32-使用的试剂：稀盐酸、BaCl2溶液（或CaCl2溶液） 实验步骤及现象：取少量待测液于试管中，加入BaCl2溶液（或CaCl2溶液），出现白色沉淀，加入稀盐酸，沉淀溶解，且生成无色无味气体，则该样品中含CO32-。 3.HCO3-的检验 检验HCO3-使用的试剂：稀盐酸、BaCl2溶液（或CaCl2溶液） 实验步骤及现象：取少量待测液于试管中，加入BaCl2溶液（或CaCl2溶液），若不产生白色沉淀，再加入稀盐酸，生成无色无味气体，则该样品中含HCO3-。 4.SO42-的检验 检验SO42-使用的试剂：稀盐酸、BaCl2溶液 实验步骤及现象：取少量待测液于试管中，先加入稀盐酸，若无明显现象，再加入BaCl2溶液，若产生不溶于稀盐酸的白色沉淀，则该样品中含SO42-。 注意： ①加入稀盐酸作用：排除CO32-、SO32-、Ag+ 的干扰。 ②所用的钡盐不能用Ba(NO3)2溶液，因为在酸性条件下，SO32-、HSO3-会被NO3-（H+）氧化成SO42-。 5.SO32-的检验 检验SO32-使用的试剂：稀盐酸、BaCl2溶液（或者CaCl2溶液） 实验步骤及现象：取少量待测液于试管中，加入BaCl2溶液（或者CaCl2溶液），若产生白色沉淀，继续滴加稀盐酸，若产生无色有刺激性气味的气体，则该样品中含SO32-。 6.HSO3-的检验 检验HSO3-使用的试剂：稀盐酸、BaCl2溶液（或CaCl2溶液） 实验步骤及现象：取少量待测液于试管中，加入BaCl2溶液（或CaCl2溶液），若不产生白色沉淀，再加入稀盐酸，生成有刺激性气味的气体，则该样品中含HSO3-。 铝与盐酸、氢氧化钠均能发生反应。 铝与盐酸反应的化学方程式为：2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑ 铝与氢氧化钠反应的化学方程式为：2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑ (1)特征反应法 产生特殊气味，如：蛋白质灼烧产生烧焦羽毛的气味。 呈现特殊颜色。如：淀粉溶液遇碘单质变蓝色。 (2)仪器分析法 元素分析仪确定物质中是否含有C、H、O、N、S、Cl、Br等元素。 红外光谱仪确定物质中是否存在某些有机原子团。 原子吸收光谱仪确定物质中含有哪些金属元素。 2.1.4 物质性质和变化的探究 金属铝的性质 ①物理性质：铝是银白色金属，熔点比氧化铝低。 ②化学性质 a．被O2氧化：常温下，铝与空气中的氧气反应形成一层致密的氧化物薄膜，因此铝制品具有良好的抗腐蚀性。反应的化学方程式为4Al＋3O2===2Al2O3。 b．与盐酸反应：现象为铝片溶解，生成无色无味气体。反应的化学方程式为2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑。 c．与氢氧化钠溶液反应：现象为铝片溶解，生成无色无味气体。 反应的化学方程式为2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑。 第二单元 溶质的质量分数 质量分数是指溶质的质量占溶液质量的百分数，可用以下公式表示：溶质的质量分数=×100% 2.2.1 物质的量浓度 以单位体积溶液所含溶质的物质的量来表示溶液组成的物理量。 符号：cB 单位：mol·L－1 定义式：cB＝。 1．对于c(B)＝的理解 (1)V指“溶液的体积”，而不是“溶剂的体积”或“溶质的体积＋溶剂的体积”，V的单位为升(L)。计算时不能用溶剂的体积代替溶液的体积，应根据V＝计算溶液的体积。 (2)从一定物质的量浓度的溶液中取出任意体积的溶液，其物质的量浓度不发生变化，但所取出溶质的物质的量随取出溶液的体积变化而改变。 (3)某些物质溶于水后与水反应生成了新的物质，此时溶质为反应后的生成物，如CaO溶于水后生成了Ca(OH)2，则Ca(OH)2为该溶液的溶质。 (4)如果含结晶水的物质溶于水，溶质是不含结晶水的化合物，如CuSO4·5H2O溶于水，CuSO4为溶质。固体含有结晶水，则在称量前计算溶质的质量时，应将结晶水考虑在内。 (5)NH3溶于水后成分复杂，求算物质的量浓度时，仍按NH3为溶质进行计算。 (6)溶液中阴、阳离子浓度之比=化学组成中阴、阳离子个数之比。 阴、阳离子浓度=化合物的物质的量浓度×该物质中离子的数目。 (7)溶液呈电中性，根据电荷守恒，所有阳离子所带电荷数=所有阴离子所带电荷数。 2．物质的量浓度与溶质的质量分数的换算公式 cB＝ mol·L－1 3．溶液稀释与混合的计算：溶质的物质的量不变 (1)浓溶液的稀释：c(浓)·V(浓)＝c(稀)·V(稀) (2)含相同溶质的两溶液混合：c1V1＋c2V2＝c(混)·V(混) 溶液配制 容量瓶 1.形状：梨形，细长，平底，带有磨砂玻璃塞的玻璃仪器。 2.标识：温度、容积、瓶颈处有一条刻度线标示体积。 3.规格：50mL，100mL，250mL，500mL，1000mL 4.检漏：向容量瓶中加入约半瓶水，用右手食指顶住瓶塞，另一只手托住瓶底，将容量瓶倒置（瓶口朝下），观察瓶口与瓶塞接触处是否漏水，若第一次无漏水，将瓶正立，旋转瓶塞 180°后再次倒置检查，两次倒置均无漏水，说明容量瓶密封性良好，可正常使用。 5.使用：①使用前先检查装置是否漏水。 ②用玻璃棒引流时，玻璃棒与容量瓶接触点应在刻度线以下。 ③定容时要平视刻度线，使凹液面最低点与刻度线相切。 ④在选择容量瓶时，应选择与所配溶液体积相近规格的容量瓶。 ⑤使用容量瓶“五不”：不能加热；不能进行溶解；不能进行稀释；不能作为反应容器；不能长期贮存溶液。 配制步骤 计算 称量 溶解 转移 洗涤 定容 摇匀 装瓶贴签 1、 配制步骤： ①计算：计算溶质质量； ②称量：用托盘天平称量溶质的质量； ③溶解：将称好的固体放入烧杯中，用适量蒸馏水溶解，并用玻璃棒搅拌； ④移液：待冷却后，用玻璃棒引流； ⑤洗涤：用少量蒸馏水洗涤玻璃棒，烧杯2-3次，将洗涤液全部注入容量瓶中，轻轻振荡容量瓶，使溶液混合均匀； ⑥定容：向容量瓶中注入蒸馏水，至液面离刻度线以下1-2cm时。改用胶头滴管滴加蒸馏水至凹液面与刻度线相切。 ⑦摇匀； ⑧装瓶贴签：容量瓶中不能存放溶液，因此要把配制好的溶液转移到试剂瓶中，贴好；标签，注明溶液名称和浓度。 仪器：烧杯、玻璃棒、胶头滴管、**ml容量瓶、托盘天平或量筒 若是固体溶质，用天平进行称量其质量；若是液体溶质，用量筒量取其体积。 误差分析 操作步骤 引起误差的原因 对结果的影响 n V c 称取 计算结果为5.85 g，实际称取5.9 g 偏大 － 偏高 砝码生锈或粘有其他物质 偏大 － 偏高 需要使用游码且药品、砝码位置颠倒 偏小 － 偏低 称量易潮解物质(如NaOH)时使用滤纸 偏小 － 偏低 称量易潮解物质(如NaOH)时动作缓慢 偏小 － 偏低 用量筒量取浓溶液时仰视 偏大 － 偏高 用量筒量取浓溶液时俯视 偏小 － 偏低 将量取液体所用量筒洗涤，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 (恢复)、 转移 溶解放热，未冷却到室温就转移到容量瓶中 － 偏小 偏高 溶解吸热，未恢复到室温就转移到容量瓶中 － 偏大 偏低 转移前，发现容量瓶内有少量的蒸馏水 － － 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 － 偏大 偏低 定容时俯视 － 偏小 偏高 定容时液面超过刻度线，立即用吸管吸出 偏小 － 偏低 定容摇匀后溶液的凹液面低于刻度线，又加水至刻度线 － 偏大 偏低 定容结束时，液面最高点与刻度线处于同一水平面上 － 偏小 偏高 第三单元 2.3.1 人类认识原子结构的历程 1．德谟克利特的古代原子学说 2．道尔顿的近代原子学说——实心球模型 英国科学家道尔顿总结了一些元素形成化合物时的质量比例关系，提出了原子学说。认为物质由原子构成，原子不能被创造，也不能被毁灭，在化学变化中不可再分割。 3．汤姆生的“葡萄干面包式”原子结构模型 英国物理学家汤姆生他在1897年发现了原子中存在电子，并用实验方法测出了电子的质量。他推测这种粒子均匀地嵌在云状的正电荷球体中。 4．卢瑟福的带核原子结构模型 英国物理学家卢瑟福根据α粒子散射现象，提出了带核的原子结构模型。推测原子中心存在原子核，带正电，电子带负电，在其周围高速运行，就像行星围绕太阳运转一样。 5．玻尔的轨道原子结构模型 丹麦物理学家玻尔指出：原子核外，电子在一系列稳定的轨道上运动，每个轨道都具有一个确定的能量值；核外电子在这些稳定的轨道上运动时，既不放出能量，也不吸收能量。 6．电子云模型(现代原子结构学说) 20世纪初，科学家提出，原子核外电子的运动不遵循经典力学的原理，必须用量子力学模型描述核外电子的运动。即现代量子力学模型（电子云模型）。 2.3.2 原子的构成 质子（Z个，带正电） 原子核 （1）原子（） 中子（A-Z个，不带电） 核外电子（Z个，带负电） （2）质子、中子、电子的比较 （2）质子、中子、电子的比较 理解符号X的含义符号X、、Xd＋、Xe中各个字母的含义 ①a表示元素X的质子数； ②b表示元素X的质量数； ③＋c表示元素X的化合价为＋c； ④d＋表示该离子带有d个单位的正电荷； ⑤e表示1个分子中含有e个X原子。 (1)组成原子的各种微粒及相互关系 ①质子数＝核电荷数＝核外电子数； ②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)； ③阳离子Xm＋的电子数：N(e－)＝Z－m； ④阴离子Xm－的电子数：N(e－)＝Z＋m。 注意：电子质量很小，原子的质量主要集中在原子核上（质子+中子） 核素：人们把具有一定质子数和一定中子数的一种原子称为一种核素。 同位素：质子数相同、质量数（或中子数）不同的核素互称为同位素.如：、 同素异形体：指由同样的单一化学元素组成，但性质不相同的单质。如：O2和O3、金刚石和石墨 元素 核素 同位素 区别 质子数相同的一类原子的总称 质子数相同、中子数也相同的一类原子 质子数相同、中子数不同的原子的互称 中子数可以不同，也可以相同 是一类原子，不是一个原子 是互称，不是单称 决定因素 质子数 质子数、中子数 质子数、中子数 联系 同位素 ………… 某种元素 核素 核素 举例 1H+、2H、1H-、3H 等都是H元素 1H+、1 H、1H- 属于同一种核素 1H、2H、3H 互为同位素 研究表明，质量较大的核素往往容易发生衰变，变成质量较小的核素，同时放射出某种射线或粒子流。卢瑟福轰击金箔实验所用的粒子，就是放射性同位素衰变时放射出的氦原子核。 同位素在考古中的应用：生物化石中含有14C。在生物死亡前，由于生命活动伴随体内含碳元素物质与自然界中碳元素的交换，生物体中14C所占碳原子的比例和大气中14C所占碳原子的比例相同。大气中14C所占碳原子的比例是恒定的。但当生物体死亡后，其体内的14C和大气中的14C停止交换，生物体内的14C所占碳原子比例因衰变而减少，每5730年14C就减少一半。因此，测定出土文物或化石中14C所占碳原子比例，与大气中的恒定值进行比较，就可以测算出其死亡的年代。 2.3.3 原子核外电子排布 电子分层排布 (1)能量最低原理 核外电子总是优先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里，即按K→L→M→N……顺序排列。 (2)电子层最多容纳的电子数 ①各电子层最多容纳2n2个电子。如K、L、M、N层最多容纳电子数分别为2、8、18、32。 ②最外层电子数目最多不能超过8个(K层为最外层时，最多只能容纳2个)。 ③次外层最多能容纳的电子数不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个。 元素性质与原子核外电子排布的关系 1．化学反应的特点：原子核不发生变化，但最外层电子数可能发生变化。 2．化合价和核外电子排布的关系 (1)活泼金属在反应中，一般失去电子，表现正化合价。 (2)活泼非金属在反应中，一般得到电子，表现负化合价。 (3)化合价与得失电子的关系：失去的电子数＝正价的数值；得到的电子数＝负价的数值。 常见的10电子微粒：Ne、HF、H2O、NH3、CH4、N3-、O2-、F- 、Na+、Mg2+、Al3+、OH-、H3O+ 、NH4+ 常见的18电子微粒：Ar、F2、HCl、H2S、H2O2、PH3、SiH4、N2H4、CH3OH、C2H6、K+、Ca2+ 、S2- 、Cl- 必修一专题三 背诵内容 第一单元 3.1.1 氯气的发现与制备 舍勒将软锰矿与浓盐酸混合加热，意外的产生一种具有强烈刺激性气味的黄绿色气体。戴维仔细研究了这种气体，并将其命名为氯气。 1.氯气的实验室制法： MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O。 实验室制取氯气要用浓盐酸反应，稀盐酸不能与MnO2等物质反应产生氯气，因此盐酸足量时，MnO2能完全反应，但MnO2足量时，盐酸不能完全反应。 2.实验装置 固＋液气除去HCl除去H2O―→向上排空气集气法―→NaOH溶液吸收。 A、B装置名称为分液漏斗、圆底烧瓶，为气体发生装置，作用是：制备气体。 C装置为除杂、净化装置，作用是：吸收氯气中混有的HCl气体，同时降低氯气在水中的溶解度。。 D装置为干燥装置，作用是：除水蒸气，干燥Cl2。 E装置为收集装置，作用是：收集气体。 F装置为尾气处理装置，作用是：吸收多余Cl2。吸收氯气的尾气要用NaOH溶液，不能用饱和石灰水 3.氢氧化钠吸收多余氯气的原理：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O 4.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。 其他实验室制取氯气方法：2KMnO4+16HCl==2KCl+2MnC12+5C12↑+8H2O 验满：①观察法：集气瓶中充满黄绿色气体 ②湿润的淀粉碘化钾试纸(变蓝)或蓝色石蕊试纸(先变红后褪色) 5.氯气的工业制法：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。 电解饱和食盐水的产物：负极（阴极）产物： H2 、NaOH 正极（阳极）产物： Cl2 6.工业上电解熔融的NaCl或MgCl2获取Na和Mg，同时得到副产物Cl2。 化学方程式为2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑，MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑。 3.1.2 氯气的性质与应用 氯气是一种黄绿色、密度比空气大、有刺激性气味的有毒气体。氯气易液化，在加压条件下，氯气转化为液态，可储存在钢瓶中。 2Na+Cl2点燃2NaCl现象：钠块立即燃烧，有白烟生成 Cu+Cl2点燃CuCl2现象： Cu在Cl2中燃烧，产生棕黄色的烟，溶于水后溶液蓝色 2Fe+3Cl2点燃2FeCl3现象：Fe在Cl2中燃烧，产生棕褐色的烟，溶于水得到棕黄色溶液 过量的铁丝在氯气中燃烧时，生成FeCl3而不生成FeCl2 　说明：①氯气是强氧化剂，与变价金属（如Fe、Cu等）反应，生成物为高价金属的氯化物（如FeCl3、CuCl2）。Fe与Cl2作用不生成FeCl2。 　　②硫与Fe、Cu反应，生成低价金属硫化物。Cl2的非金属性比S的非金属性强。 　　③干燥的Cl2不与Fe反应，所以液态Cl2可用钢瓶盛装。 H2+Cl2点燃2 HCl氢气在氯气中燃烧现象：安静燃烧，苍白色火焰，有白雾出现 说明：固体小颗粒分布于气体中的现象叫烟，液体小液滴分布于气体中的现象叫雾。故打开浓盐酸、浓硝酸的瓶盖，瓶口产生白雾。 氢气和氯气充分混合光照：发生爆炸 H2O +Cl2 HCl+HClO新制氯水中因含有氯气而呈黄绿色。 久置氯水的成分是稀盐酸。 实验探究氯水的成分的方法 (1)观察颜色，氯水为浅黄绿色，证明氯水中还存在Cl2分子。 (2)关于氯水具有漂白性的证据： ①干燥的氯气不能使干燥的有色布条褪色，能使湿润的有色布条褪色。 ②氯水能使pH试纸变红（说明氯水呈酸性）后褪色，盐酸使pH试纸变红色。 由此说明氯气与水反应生成了一种具有漂白性的物质。 (3)氯水中含有H+和Cl-的证据： ①氯水能使pH试纸变红，说明氯水中含有H+。 ②氯水与硝酸酸化的硝酸银溶液反应生成白色沉淀，说明含有Cl-。 1．次氯酸的三大性质 2．次氯酸的漂白原理、特点及应用范围 (1)原理：将有色有机物质氧化为稳定的无色物质。 (2)特点：被HClO漂白后的物质，久置后不再恢复原色，即HClO的漂白具有不可逆性。 (3)应用范围：几乎所有有色有机物质遇HClO都会褪色。 1．与氢氧化钠溶液反应——制漂白液（84消毒液） (1)反应的化学方程式：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。 (2)漂白剂的有效成分是次氯酸钠（NaClO）。 2．与石灰乳反应——制取漂白粉 (1)反应的化学方程式：2Ca(OH)2＋2Cl2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。 (2)漂白粉的主要成分是CaCl2 、Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2，漂粉精的主要成分是Ca(ClO)2。 (3)漂白粉的漂白原理：利用复分解反应原理，漂白粉中的次氯酸钙与酸(如盐酸或碳酸等)反应生成具有漂白性的次氯酸。 次氯酸钙溶液与二氧化碳反应的方程式为Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HClO。 2HClO2HCl＋O2↑次氯酸见光分解 3． 液氯、新制氯水和久置氯水的比较 物质 成分 分类 颜色 性质 保存方法 液氯 Cl2 纯净物 黄绿色 氧化性 特制钢瓶 新制氯水 Cl2、HClO、H2O、H＋、Cl－、ClO－、OH－ 混合物 浅黄绿色 酸性、氧化性、漂白性 棕色试剂瓶盛装，置于阴凉处，一般现配现用 久置氯水 H＋、Cl－、OH－、H2O 混合物 无色 酸性 置于普通试剂瓶，玻璃塞即可 氯水中含有Cl2、HClO，当氯水发生氧化还原(如与FeCl2、NaBr、KI等)反应时，只看作Cl2参与反应，如2FeCl2＋Cl2===2FeCl3；当考虑氯水的漂白性和消毒性时，只看作HClO起作用。 注意：漂白粉需要密封保存以防止变质失效。家庭使用漂白粉进行消毒时，不能长期露置于空气中，以免漂白粉有效成分变质导致消毒效果下降。含氯漂白剂与洁厕剂(含有盐酸)不能混合使用，否则两者将发生氧化还原反应产生氯气，对人的呼吸道有强烈的刺激作用，严重的还会导致中毒。 新型灭菌消毒剂——二氧化氯 二氧化氯(ClO2)是一种有刺激性气味的黄绿色气体，在水中的杀菌、消毒能力比氯气强，效果更持久，受水体的pH变化影响小，且使用起来非常方便、安全。 3.1.3 氧化还原反应 ⑴ 概念：氧化还原反应是有电子转移的化学反应 ⑵ 特征：反应物中所含元素的化合价发生变化。 ⑶ 实质：有电子发生转移。 氧化还原反应的相关概念 氧化剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价降低，即得到电子(或电子对偏向)的物质。 还原剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价升高，即失去电子(或电子对偏离)的物质。 氧化产物：还原剂失去电子被氧化的产物。 还原产物：氧化剂得到电子被还原的产物。 氧化性：物质得电子的性质，或物质得电子的能力。 还原性：物质失电子的性质，或物质失电子的能力。 2.氧化还原记忆口诀 升（化合价升高）、失（失去电子）、氧化（氧化反应、被氧化、得到氧化产物）、还原剂（具有还原性）； 降（化合价降低）、得（得到电子）、还原（还原反应、被还原、得到还原产物）、氧化剂（具有氧化性）； 3.常见的氧化剂和还原剂 物质种类 常见物质 氧化剂 部分非金属单质 O2、Cl2等 含有高价态元素的化合物 浓硫酸、HNO3、KMnO4、FeCl3、MnO2、KClO3、K2Cr2O7等 过氧化物 Na2O2、H2O2等 还原剂 活泼的金属单质 Al、Zn、Fe等 某些非金属单质 C、H2等 含有较低价态元素的化合物 CO、SO2、H2SO3、Na2SO3等 4.物质氧化性、还原性强弱的比较方法 ① 根据已知氧化还原反应比较 氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物 ② 根据氧化还原反应进行的程度比较 不同氧化剂与相同还原剂作用时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性越强。 不能根据得失电子的多少判断氧化性、还原性的强弱； ③ 根据反应的条件及反应的剧烈程度比较 反应条件要求越低，反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强，如是否加热、反应温度高低、有无催化剂和反应物浓度大小等。 同一元素不同价态的化合物中，物质中元素的化合价越高，其氧化性不一定越强，因为物质的氧化性强弱不仅与化合价高低有关，而且与物质本身的稳定性有关。 ④ 根据元素的活动性顺序比较 【易错提醒】氧化还原反应中的4个“不一定” (1)一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原。如C2＋H2O===H＋中，被氧化和被还原的元素都是氯元素。 (2)一种反应物不一定只表现出一种性质。如反应2KMnO4K2MnO4＋MnO2＋O2↑中，参加反应的KMnO4既表现了还原性，又表现了氧化性。 (3)有单质参加或生成的反应不一定是氧化还原反应。如同素异形体之间的相互转化不属于氧化还原反应。 (4)某种物质由化合态变为游离态，不一定是被还原，如HCl→Cl2是被氧化。 物质的氧化性及还原性与核心元素化合价的关系 核心元素化合价 实例 性质 最高价 KO4、Cl3、浓HO3、浓H2O4 只有氧化性 中间价 O2、Na2O3、SO4、 既有氧化性 又有还原性 最低价 、、K 只有还原性 5.氧化还原反应电子转移的表示方法 （1）双线桥表示电子转移的基本步骤： ①标价态 ②连双线（从反应物指向生成物的同元素） ③标得失（标a×be-，a表示变价原子个数，b表示每个原子得到或者失去的e-的个数） （2）单线桥表示电子转移的基本步骤：①标价态 ②连单线（从反应物指向反应物） ③标转移（标转移电子总数） 第二单元 3.2.1 钠的性质与制备 钠是一种银白色金属，质软，密度比水小，性质非常活泼，保存在煤油中。 钠室温下变暗:4Na+O2＝2Na2O 钠的点燃：2Na+O2Na2O2 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 钠与氯气：Cl2+2Na2NaCl 钠与水反应：2Na+2H2O＝2NaOH+H2↑ 钠与水反应的实验现象：浮、熔、游、响、红 ①取金属钠时应用镊子，不能用手直接接触，一般取绿豆粒大小即可，不能太大，以免发生危险。 ②剩余的钠要放回原试剂瓶中。 将Na加入CuSO4溶液中，反应的第一步为：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ 第二步为：2NaOH＋CuSO4===Cu(OH)2↓＋Na2SO4 合并为：2Na＋CuSO4＋2H2O===Cu(OH)2↓＋Na2SO4＋H2↑ 因此钠不能从盐溶液中置换出金属！！！ 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金属钠还可以用于钛、锆、铌、钽等金属的冶炼。如Na与TiCl4反应：TiCl4＋4NaTi＋4NaCl。 钠放置于空气中可发生如下变化： 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 过氧化钠与二氧化碳反应， 可用于呼吸面具或潜水艇中作为O2的来源。 Na2O2自身发生氧化还原反应，每有1 mol O2生成时，转移的电子均为2 mol。关系式为：2Na2O2～O2～2e－。 3.2.2 碳酸钠 碳酸氢钠 1．碳酸钠和碳酸氢钠的主要化学性质 Na2CO3 NaHCO3 白色固体，俗称纯碱或苏打 白色固体，俗称小苏打 水溶性 易溶于水，相同温度下溶解度Na2CO3 >NaHCO3 碱性 Na2CO3、NaHCO3溶液均呈碱性，Na2CO3溶液>NaHCO3溶液 与盐酸 反应 Na2CO3＋HCl(少量)===NaHCO3＋NaCl Na2CO3＋2HCl(足量)===2NaCl＋H2O＋CO2↑ NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑ NaHCO3与酸反应的剧烈程度强于Na2CO3 用途 热的纯碱溶液除去物体表面的油污。 用于玻璃、肥皂、洗涤剂、造纸、纺织等工业 制发酵剂、灭火器，医疗上用于治胃酸过多 2.碳酸钠与碳酸氢钠的鉴别方法 (1)加热法：利用NaHCO3固体受热易分解，Na2CO3不易分解，将固体置于试管中加热，能产生使澄清石灰水变浑浊的气体的是NaHCO3。 (2)沉淀法：各取少量固体溶于水，再分别滴加稀BaCl2或CaCl2或Ba(NO3)2溶液，有白色沉淀生成的是Na2CO3。 (3)测pH法：配成相同物质的量浓度的两溶液，pH较大的是Na2CO3。 (4)测生成气体快慢法：各取少量固体于试管，加适量水溶解，分别滴加稀盐酸，立刻有气体产生的是NaHCO3，开始无现象，后有气体产生的是Na2CO3。 3.除杂 混合物(括号内为杂质) 除杂方法或试剂 Na2CO3固体(NaHCO3) 加热 NaHCO3溶液(Na2CO3) 通入足量CO2气体 Na2CO3溶液(NaHCO3) 加入适量NaOH溶液 4.侯氏制碱法:同时得到纯碱和氯化铵 (1)先把NH3通入饱和NaCl溶液中，形成氨化的NaCl饱和溶液，然后再通入CO2。这样先形成一个弱碱性的环境，可以增大CO2在溶液中的溶解度，生成更多的NaHCO3:NaCl＋H2O＋CO2＋NH3===NaHCO3↓＋NH4Cl (2)过滤得到碳酸氢钠晶体，碳酸氢钠受热分解生成碳酸钠:2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑ 有关Na2O2与CO2、H2O反应的重要关系 1.电子转移关系：在Na2O2与CO2或H2O的反应中，Na2O2既作氧化剂又作还原剂，每生成1个O2转移2个电子，每消耗1个Na2O2转移1个电子。 2.分子个数的关系：无论是CO2、H2O还是二者的混合物，通过足量的Na2O2时，CO2或H2O与放出O2的分子个数之比均为2∶1。 3.气体体积关系：若CO2和水蒸气的混合气体(或单一气体)通过足量的Na2O2，气体体积的减少量或原混合气体体积的，即为生成氧气的量。 4.固体质量关系 ①2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2　 Δm(固体) 2×78 g 2×106 g 56 g 发生反应①时，固体增加的质量等于参加反应的CO2等分子个数的CO的质量。 ②2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ Δm(固体) 2×78 g 4×40 g 4 g 发生反应②时，固体增加的质量等于参加反应的H2O等分子个数的H2的质量。 5. 反应先后顺序关系 一定量的Na2O2与一定量的CO2和H2O(g)混合物反应，可看作Na2O2先与CO2反应，待CO2完全反应后，Na2O2再与H2O发生反应。若Na2O2先与H2O反应，则2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑，生成的NaOH又会与CO2反应生成Na2CO3：2NaOH＋CO2===Na2CO3＋H2O，所以可以理解为Na2O2先与CO2反应再与H2O反应。 碳酸钠和碳酸氢钠的相关计算 　质量差量法 在反应前后，物质的质量差和参加该反应的反应物或生成物的质量成正比关系。 2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O　Δm 168 g　　　　 106 g　　　　　　　　62 g 当有168 g NaHCO3受热分解后，固体质量减少62 g，实际参与反应的各物质的质量对应成比例。 1．图像分析法 (1)向Na2CO3溶液中逐滴滴入盐酸 ①Na2CO3＋HCl===NaCl＋NaHCO3， ②NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑。 (2)向NaHCO3溶液中逐滴滴入盐酸 NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑。 (3)向NaOH、Na2CO3混合液中滴加盐酸 ①NaOH＋HCl===NaCl＋H2O， ②Na2CO3＋HCl===NaCl＋NaHCO3， ③NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑。 (4)向Na2CO3、NaHCO3混合液中滴加盐酸 ①Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl， ②NaHCO3＋HCl===NaCl＋CO2↑＋H2O。 3.2.3 离子反应 强电解质：水溶液中能完全电离的电解质（强酸、强碱、大多数盐） 例：强酸(HCl、HBr、HI、HNO3、H2SO4、HClO4)；强碱[NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2]；大部分盐。 例：HClO4= H+ +ClO4- Ba(OH)2= Ba 2+ +2OH－ 弱电解质：水溶液中不能完全电离的电解质（弱酸、弱碱、极少数盐、水） 例：弱酸(HClO、H2CO3、H3PO4、CH3COOH等)；弱碱[NH3·H2O、Mg(OH)2、Cu(OH)2、Fe(OH)3等]；水。 例：CH3COOHCH3COO-+H+ NH3·H2O NH4＋＋OH－ 注意：1. 强电解质的电离是完全的，电离方程式用“===”，弱电解质的电离是不完全的，是可逆过程，电离方程式用“”。 2. 多元弱酸电离分步写，例如： H2CO3HCO3－＋H＋， HCO3－CO32－＋H＋ 多元弱碱电离一步写，例如：Fe(OH)3Fe3+＋3OH－ 3. 溶液导电性与离子浓度和离子所带电荷量有关，与电解质强弱无直接关系：相同浓度时，强电解质溶液导电性强于弱电解质溶液，前提是相同浓度。 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。 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。 离子反应方程式：写———拆———删———查 拆是关键，拆时注意： （1）用化学式表示的物质有：①单质、②气体、③氧化物、④难溶物、⑤难电离的物质（如弱酸、弱碱、水等）、⑥浓硫酸。 （2）用离子表示的有：易溶于水且完全电离的物质。如：强酸、强碱、可溶性盐。 （3）多元弱酸的酸式酸根离子不能拆，如HCO3-、HSO3-、HS-等。 浓硫酸作为反应物不能拆开写，应写成化学式；在溶液中的NaHSO4应拆写成Na＋、H＋和SO。 （4）微溶物的处理，如Ca（OH）2——反应物：石灰水\澄清石灰水可拆；石灰乳不可拆。 ——生成物：微溶不可拆。 （5）氨水：①作反应物时，写成NH3·H2O； ②作生成物时，稀溶液中写成NH3·H2O，浓溶液中或加热时写成NH3。 固体之间反应不能写离子方程式，如氯化铵与氢氧化钙的反应。 化学方程式和离子方程式都能表示物质在水溶液中发生的化学变化，但意义不同。化学方程式只能表示某一个特定的化学反应，而离子方程式可以表示同一类化学反应。例如HCl +NaOH =NaCl +H2O仅表示一个反应，而H++OH-=H2O可以表示强酸溶液与强碱溶液作用生成可溶性盐和水的中和反应。 离子不能大量共存的条件 1. 复分解反应 H+：OH-、CO32-、SO32-、ClO-、SiO32-、CH3COO-、F-、S2-、[Al(OH)4]- OH-：H+、Mg2+、Al3+、Zn2+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Ag+、NH4+ 弱酸的酸式酸根与H+和OH-均不共存：HCO3-、HSO3-、HS-、H2PO4-、HPO42- Ba2+：CO32-、SO32-、SO42- Ca2+：CO32-、SO32-、SO42-、F-、C2O42-、PO43- Cu2+：OH-、CO32- Ag+：OH-、CO32-、SO32-、SO42-、Cl-、Br-、I-、S2- 2. 氧化还原反应 MnO4-（H+）：Cl-、Br-、I-、S2-、SO32-、Fe2+ NO3-（H+）：Br-、I-、S2-、SO32-、Fe2+ 若为非酸性环境，NO3-无氧化性，可以共存 Fe3+：I-、S2-、SO32- Fe3+的检验：取少量待测液于试管，加KSCN溶液检验,如果出现血红色,说明原溶液中有三价铁离子。 离子方程式:Fe3+ + 3SCN- = Fe(SCN)3 故Fe3+ 与SCN-不共存 S2-与SO32-在碱性条件下共存，在酸性条件下不共存 限定条件 1.颜色 澄清透明：可以有颜色 无色：不可以存在有色离子 Cu2＋(蓝色) 、Fe3＋(棕黄色) 、Fe2＋(浅绿色) 、MnO4- (紫红色)、Cr2O72-(橙色) 、CrO42-(黄色) 2.酸性描述 ①酸性溶液。②pH<7 的溶液。③使石蕊溶液变红色的溶液。④加入铁片后能放出氢气 3.碱性描述 ①碱性溶液。②pH>7 的溶液。③使石蕊溶液变蓝的溶液、使酚酞溶液变红的溶液 4.与铝反应放出氢气的溶液，可能是酸性环境，也可能是碱性环境 铝与盐酸反应的化学方程式为：2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑ 铝与氢氧化钠反应的化学方程式为：2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑ 第三单元 3.3.1 粗盐提纯 1．除杂试剂的选择 粗盐所含杂质离子有Ca2+、Mg2+、SO，加入除杂试剂，会引入新的杂质，因此后加的试剂要适当过量。 步骤 杂质 加入的试剂 离子方程式 1 Mg2+ NaOH溶液 Mg2++2OH-===Mg(OH)2↓ 2 SO BaCl2溶液 Ba2++ SO===BaSO4↓ 3 Ca2+、Ba2+ Na2CO3溶液 Ca2++ CO===CaCO3↓、Ba2++ CO===BaCO3↓ 4 OH-、CO 盐酸 H++OH-===H2O、2H++ CO===CO2↑+H2O 2．实验步骤 (1)除去不溶性杂质 ①将粗盐倒入烧杯中，加适量水溶解，用玻璃棒搅拌； ②在过滤器上将粗盐水过滤，弃去沉淀，保留滤液。 (2)去除杂质离子 ①向烧杯中加入NaOH溶液，边加边搅拌，直至不再有沉淀产生； ②再依次加入BaCl2溶液和Na2CO3溶液，边加边搅拌，直至不再有沉淀产生； ③将混合物在过滤器上过滤，弃去沉淀，保留滤液。 (3)提纯 ①向滤液中加入适量盐酸，边加边搅拌，直至不再有气泡产生，用pH试纸测量溶液的pH，使溶液的pH约等于7； ②将溶液转移至蒸发皿中，用酒精灯加热蒸干。 3.3.2 从海水中提取溴 从海水中提取溴，一般要经历三个步骤，即浓缩、氧化和提取。 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。 (1)浓缩并酸化海水后，通入适量的氯气，使溴离子转化为溴单质：2NaBr＋Cl2===Br2＋2NaCl。 (2)向含溴单质的水溶液中通热空气或水蒸气，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)向吸收塔内的溶液中通入适量的氯气：2HBr＋Cl2===2HCl＋Br2。 (4)用四氯化碳(或苯)萃取吸收塔内的溶液中的溴单质。 溴及其化合物的性质与应用 1.物理性质 常温下的溴单质是深红棕色色、密度比水大的液体。 溴在水中的溶解度很小，但易溶于苯、四氯化碳等有机溶剂。 2.化学性质 1　 与金属单质反应，如铁单质2Fe+3Br22FeBr3 2　 与非金属反应，如H2 3　 在水溶液中，Br-能与Ag+反应，生成难溶于水的浅黄色的AgBr沉淀。实验室常利用该反应用硝酸银溶液和稀硝酸来检验Br-。 3.溴的应用 多用于制备药物、感光剂等。例如，过去常用的消毒药剂中就含有溴元素，溴化钾、溴化钠、溴化铵等可配成镇静剂，青霉素等药物生产也需要溴。溴还是制造农业杀虫剂、阻燃剂的原料。此外，溴化银可被用作医疗X射线胶片上的感光剂，当用X射线照射胶片时，胶片上的部分溴化银就分解出银，再经化学方法处理后得到照片的底片。 拓展：变色玻璃中通常会加入适量的溴化银和氧化铜的微小晶粒。当强光照射到玻璃上，溴化银分解为银和溴单质，分解出的银原子聚集成银的微小晶粒，使玻璃呈现暗棕色，能挡住大部分光线;当光线变暗，银和溴在氧化铜的催化作用下，重新生成溴化银，于是玻璃的颜色自动变浅，透光性增强。 3.3.3 从海水中提取镁 1．工艺流程 相关反应的方程式 (1)分解贝壳制取氢氧化钙：①CaCO3CaO＋CO2↑；②CaO＋H2O===Ca(OH)2。 (2)沉淀镁离子：MgCl2＋Ca(OH)2===CaCl2+Mg(OH)2↓。 (3)制备氯化镁：Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O。 (4)制取金属镁：MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑。 镁是活泼的金属，能在O2、N2、CO2中燃烧。 化学方程式 现象 2Mg＋O2点燃2MgO 剧烈燃烧，伴有明亮的火焰，耀眼的白光和白烟，瓶底有白色固体生成 3Mg＋N2点燃Mg3N2 剧烈燃烧 2Mg＋CO2点燃2MgO＋C 剧烈燃烧，有明亮的火焰、耀眼的白光，伴有白烟，生成白色粉末，瓶壁上还有黑色的固体附着 与盐酸反应：Mg+2HCl===MgCl2+H2↑。 3．镁合金、氧化镁 (1)镁是银白色金属，密度小，易传热，导电，能与铜、铝等金属形成合金。 (2)镁合金的性质特点：密度小、硬度和强度大。用途：制造火箭、导弹和飞机的部件。 (3)氧化镁：白色难溶于水的固体，熔点很高，常用作耐高温材料。 海水提镁的过程中除去MgCl2·6H2O中的结晶水需要在HCl气流中，防止MgCl2与水反应生成Mg(OH)2。 3.3-4 从海带中提取碘 碘在海带中以化合态的形式存在。 1．海带提碘的原理：用水浸泡海带或海藻灼烧后的灰烬，以碘离子(I－)的形式进入水中，可选择Cl2、H2O2等氧化剂把碘离子氧化成碘单质，离子方程式分别可表示为：2I－＋Cl2===I2＋2Cl－，2H＋＋H2O2＋2I－===I2＋2H2O。 2．从海带中提取碘的工业生产流程 3．实验探究——加碘盐中碘元素的检验 (1)加碘盐中碘元素的存在形式：IO。 (2)检验原理 在酸性条件下，IO与I－反应的离子方程式：IO＋5I－＋6H＋===3I2＋3H2O，生成的单质碘用淀粉溶液检验，现象是淀粉溶液变蓝。 4．碘元素的应用：碘是人体必需的微量元素，人体缺碘时患甲状腺肿大。 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 还原性I－＞Fe2+＞Br－＞Cl－，所以向1mol的和1mol的FeBr2混合溶液溶液中通入2mol，发生2I-+2Fe2++2Cl2=4Cl-+2Fe3++I2 必修一专题四 背诵内容 第一单元 硫单质 俗称硫黄，是一种淡黄色固体；不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2。 游离态：存在于火山喷口的岩层中。 S＋O2SO2；现象：剧烈燃烧，发出明亮的蓝紫色火焰，有刺激性气味气体生成。 硫黄在空气或纯氧中燃烧均生成SO2，在空气中燃烧发出淡蓝色火焰，在纯氧中燃烧发出蓝紫色火焰。 S＋H2H2S， S＋FeFeS，S＋2CuCu2S， 温度计的水银碰洒后，可用硫粉覆盖：S＋Hg===HgS 4.1.1 SO2的性质和应用 SO2的物理性质：无色，有毒，有刺激性气味的气体 SO2的化学性质： 与碱性氧化物反应，与CaO反应的化学方程式：SO2＋CaOCaSO3(除去燃煤中的SO2)。 与碱反应：与NaOH溶液反应的化学方程式为2NaOH＋SO2===Na2SO3＋H2O(用于吸收SO2)； 氧化性比较弱：SO2+2H2S 3S↓+2H2O 还原性比较强：2SO2+O22SO3(一般情况下，SO2与O2难以反应) 3SO2+2HNO3+2H2O 3H2SO4+2NO SO2+X2+2H2O 2HX+H2SO4 (X=Cl、Br、I) SO2+H2O2===H2SO4 5SO2+2KMnO4+2H2O K2SO4+2MnSO4+2H2SO4 漂白性：使某些有色物质(如品红溶液)生成不稳定的无色物质，SO2的漂白性是可逆的，受热会恢复原来的颜色 【易错提醒】 (1)漂白是针对有机化合物的，如品红褪色、有色布条褪色。SO2也能与KMnO4反应，现象溶液为紫色褪去，但不是漂白，而是体现SO2的还原性。 (2)SO2的漂白具有选择性和可逆性的特点，只漂白品红溶液，不能漂白石蕊等试剂。 SO2的四大性质： （1）酸性氧化物：与碱反应生成盐和水（例SO2通入澄清石灰水变浑浊） （2）强还原性：能被O2、氯水、溴水、碘水、H2O2、KMnO4溶液等氧化 （3）弱氧化性：只能氧化还原性强的物质，如SO2+2H2S 3S↓ +2H2O （4）漂白性：发生化合反应，是可逆的，受热会恢复原来的颜色 用途 (1)漂白纸浆以及草帽等编织物。 (2)制硫酸和作防腐剂、杀菌、消毒剂。 注意(1)SO2与水反应生成的H2SO3，酸性比碳酸强，比盐酸、硫酸弱。 (2)SO2能漂白品红、鲜花，不能漂白酸碱指示剂，SO2只能使紫色石蕊溶液变红。 SO2的漂白性与其他漂白剂比较 SO2 HClO、H2O2、Na2O2、O3 活性炭、Al(OH)3胶体 漂白原理 与有色物质化合生成无色物质 将有色物质氧化 为无色物质 吸附有色物质 变化类型 物理变化 是否可逆 可逆，加热后恢复原来颜色 不可逆，加热或久置后不恢复原来颜色 — 漂白对象 某些有色的有机物，不能漂白指示剂 大多数有色的 有机物和指示剂 某些有色的有机物 亚硫酸的性质 (1)弱酸性（电离方程式）： H2SO3H++HSO (2)不稳定性：H2SO3SO2↑+H2O (3)强还原性（与O2、H2O2反应）： 2H2SO3+O2===2H2SO4； H2SO3+H2O2===H2SO4+H2O (4)弱氧化性（与H2S反应）：H2SO3+2H2S===3S↓+3H2O 4.1.2 硫酸的工业制备 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 空气 接触室 2SO2＋O22SO3 SO3吸收 98.3%浓硫酸 吸收塔 SO3＋H2O===H2SO4 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在吸收塔中，用98.3%的浓硫酸吸收SO3的目的是因为SO3与水反应产生大量酸雾，形成酸雾不利于SO3的吸收，用98.3%的浓H2SO4吸收SO3，形成发烟硫酸，再用水稀释，效果更好。 SO2的检验 将气体通入品红溶液中，品红溶液褪色，将褪色后的品红溶液加热又恢复红色，则一定为SO2气体。 因SO2造成的褪色现象分类归纳 酸性： 使滴有酚酞的NaOH溶液褪色 漂白性：使品红溶液褪色（与有色物质化合生成无色物质） 还原性：使氯水、溴水、碘水、酸性高锰酸钾溶液褪色 浓硫酸稀释：浓硫酸溶于水放出大量的热，因此稀释浓硫酸时，应把浓硫酸沿器壁慢慢注入水中，并不断搅拌。 H2S制备 用硫化亚铁与稀硫酸反应即可制得硫化氢气体。因硫化亚铁是不溶性固体，该反应不需加热，可以用类似于氢气制取时用的装置。 FeS+H2SO4（稀）=FeSO4+H2S↑；离子方程式为 SO2制备 1.Na2SO3粉末和质量分数为70%的浓硫酸混合:Na2SO3+H2SO4(浓)===Na2SO4+SO2↑+H2O。 ①不用稀硫酸的原因:SO2易溶于水,逸出的SO2较少; ②浓度太高，H+太少，反应进行缓慢甚至难以进行。 2.Cu与浓H2SO4混合加热:Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O。 干燥:用浓硫酸或无水氯化钙除水蒸气。 收集方法:(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。 检验:通入品红溶液,品红褪色,加热又变红。 尾气吸收:尾气处理时注意导气管末端不能插入液面以下,以防发生倒吸。 CO2、SO2同时存在的实验设计流程 不能用澄清石灰水鉴别SO2和CO2，因为二者通入澄清石灰水时，现象相同，即开始产生白色沉淀，后来沉淀溶解消失 铁离子氧化二氧化硫为硫酸，2Fe3＋＋SO2＋2H2O===2Fe2＋＋SO＋4H＋，加入氯化钡生成白色沉淀说明反应生成了硫酸根离子 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 实验现象 褪色 紫变浅，不褪色 不褪色 变浑浊 SO42-的检验，实验步骤及现象：取少量待测液于试管中，先加入稀盐酸，若无明显现象，再加入BaCl2溶液，若产生不溶于稀盐酸的白色沉淀，则该样品中含SO42-。 洗涤操作：沿玻璃棒向过滤器中的沉淀上加蒸馏水至淹没沉淀，静置使其全部滤出，重复2～3次 锌与稀硫酸反应制取氢气：酸性 用浓硫酸干燥CO2：吸水性 1．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。 4.1.3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。 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。 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。 与某些还原性强的化合物：H2S+H2SO4（浓）= S + SO2 +2H2O ④难挥发性：如NaCl + H2SO4（浓） NaHSO4 + HCl (3)几种重要的硫酸盐 ①生石膏：CaSO4·2H2O、熟石膏：2CaSO4·H2O，用于石膏绷带、水泥生产。 ②硫酸钡，天然的硫酸钡称为重晶石。不溶于水、酸等，不易被X射线透过。医疗上作检查肠胃内服的药剂（钡餐）。 ③硫酸亚铁，FeSO4·7H2O俗称绿矾，生产防治缺铁性贫血的药剂，工业上生产铁系净水剂和颜料氧化铁红的原料。④硫酸铜 CuSO4·5H2O俗称胆矾，可配制“波尔多液”（农药）。 此外，还有明矾〔KAl(SO4)2·12H2O〕作净水剂；芒硝（Na2SO4·10H2O）作缓泻剂等。 第二单元 4.2.1 含硫物质之间的转化 相同价态硫的转化是通过酸、碱反应实现的 如： 写出②③④反应的化学方程式： ②H2SO3＋2NaOH===Na2SO3＋2H2O； ③Na2SO3＋H2SO4===Na2SO4＋H2O＋SO2↑； ④SO2＋Na2SO3＋H2O===2NaHSO3。 ①S＋FeFeS ②FeS＋2HCl===FeCl2＋H2S↑ ③S＋H2H2S ④2H2S＋O2===2S↓＋2H2O ⑤S＋Hg===HgS ⑥S＋O2SO2 ⑦2SO2＋O22SO3 ⑧Na2SO3＋H2SO4===Na2SO4＋H2O＋SO2↑ ⑨SO2＋H2OH2SO3 ⑩2Na2SO3＋O2===2Na2SO4 ⑪SO3＋H2O===H2SO4 ⑫H2SO4＋Ba(OH)2===BaSO4↓＋2H2O 含硫物质的连续氧化规律 硫元素 (1)除硫元素以外中学阶段常见的符合ABCD转化关系的还有： ①钠元素：NaNa2ONa2O2NaOH(注Na的化合价后期无变化) ②碳元素：CCOCO2H2CO3 (2)S2－和SO在中性或碱性条件下可共存，只有在酸性环境中才发生反应：2S2－＋ SO＋6H＋===3S↓＋3H2O。 (3)含＋6价硫的化合物不一定都有强氧化性，如浓硫酸具有氧化性，而稀硫酸、硫酸盐中的硫元素均不表现氧化性。 第三单元 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。 4.3.1 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。 3．二氧化硫的处理回收 (1)实验室通常用烧碱溶液来吸收二氧化硫：SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O。 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。 (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。 4.3.2 空气质量指数(AQI) 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。 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 常见的污染现象及其危害： (1)酸雨：主要是由SO2和氮氧化物造成的；能使土壤酸化、腐蚀建筑物等。 (2)光化学烟雾：主要是由氮氧化物、碳氢化合物造成的；危害人体健康，影响植物生长。 (3)臭氧空洞：主要是由氮氧化物、氟氯代烃等的排放引起的；使地球上的生物受太阳紫外线的伤害加剧。 (4)温室效应：主要是由大气中CO2含量的不断增加造成的；会使全球气候变暖。 (5)白色污染：形成原因是聚乙烯塑料的大量使用以及随意丢弃；会破坏土壤结构和生态环境。 (6)赤潮和水华：形成原因是含氮、磷等营养成分的生活污水和工农业废水的任意排放（导致水体富营养化）；会使藻类过度繁殖，鱼类死亡，水质恶化，若发生在淡水中称为水华，发生在海水中称为赤潮。 居室污染：主要污染物为甲醛、苯、甲苯、氡。污染物来源于建筑、装修材料 离子方程式： 溶液中通入少量的离子方程式：3ClO-+SO2+H2O═+Cl-+2HClO 饱和溶液中通入过量的离子方程式： Al放入溶液中的离子方程式： 二氧化硫被高锰酸钾溶液氧化离子方程式为5SO2＋2MnO＋2H2O=2Mn2＋＋5SO＋4H＋ 碘单质被二氧化硫还原离子方程式为I2＋SO2＋2H2O=2I-＋SO＋4H＋ H3PO4是弱酸，溶液与溶液混合的离子方程式为 必修一专题五 背诵内容 第一单元 5.1.1 元素周期律 原子序数 (1)概念：按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，叫做原子序数。 (2)原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 原子结构的变化规律 (1)原子最外层电子排布的规律性变化 如图为核电荷数为1～18号的元素原子最外层电子数 规律：除H、He外，元素随着原子序数的递增，原子最外电子层数重复出现从1递增到8的变化，说明元素原子的最外层电子数出现周期性变化。 (2)元素原子半径的变化规律 结合课本表5-1的数据，以元素原子核外最外层电子数为横坐标，原子半径为纵坐标，绘制折线图如图所示。 规律：随着核电荷数的递增，元素的原子半径(稀有气体除外)呈现周期性变化，原子序数为3~9号及11~17号的元素的原子半径依次递减。 注意：微粒半径大小的比较方法 微粒半径大小主要由电子层数、核电荷数和核外电子数决定。 (1)原子半径比较： ①同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数增大，原子半径减小。如： r(Li)＞r(Be)＞r(B)＞r(C)＞r(N)＞r(O)＞r(F)。 ②同一主族元素，最外层电子数相同，从上到下，电子层数增大，原子半径增大。如： r(Li)＜r(Na)；r(F)＜r(Cl)。 (2)简单离子半径大小比较 ①离子的电子层数越多，离子半径越大。如： r(Li＋)＜r(Na＋)；r(O2－)＜r(S2－)。 ②电子层结构相同的微粒，核电荷数越多，离子半径越小。如： r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)；r(S2－)＞r(Cl－)＞r(K＋)＞r(Ca2＋)。 (3)核电荷数相同，核外电子数越多，微粒半径越大。 ①r(阴离子)＞r(原子)：r(H－)＞r(H)； ②r(原子)＞r(阳离子)：r(H)＞r(H＋)； ③r(低价阳离子)＞r(高价阳离子)：r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 元素的性质的周期性变化 1．元素的主要化合价 (1)结合课本表5-2，对1～18号元素，以元素的原子序数为横坐标，元素的最高化合价和最低化合价为纵坐标，绘制折线图如图所示： 结论：①随着原子序数的递增，元素的最高化合价呈现从＋1到＋7(氧、氟除外)的周期性变化、最低化合价呈现从－4到－1的周期性变化。 ②元素的最高化合价＝最外层电子数(O、F及稀有气体除外) 最低负化合价(非金属具有)=最外层电子数-8 最高正化合价+|最低负化合价|=8 (2)元素主要化合价呈现周期性变化的根本原因是：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子排布呈周期性变化 【易错提醒】 (1)H元素的化合价有＋1、－1、0价。 (2)F元素只有负价无正价。 (3)O元素有正价但无最高正价。 (4)金属元素一般只有正价无负价。 (5)非金属元素既有正价又有负价(F除外)。 (6)稀有气体元素的化合价看作0。 2．元素的金属性和非金属性 (1)判断依据 ①通常情况下，元素原子失电子能力越强，元素的金属性越强，它的单质越容易从水或酸中置换出氢，该元素最高价氧化物的水化物的碱性越强； ②元素原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，它的单质越容易与氢气反应形成气态氢化物，气态氢化物的热稳定性越强，该元素最高价氧化物的水化物的酸性越强。 结论：元素原子核外电子层数相同时，随着核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 【易错提醒】 (1)金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少，如化学反应中，Na失去一个电子，而Al失去三个电子，但Na的金属性比Al强。 (2)难失电子的原子，得电子不一定容易，如稀有气体元素原子难失电子，也难得电子。 (3)单质或化合物物理性质方面的规律与元素的金属性或非金属性强弱无关。如不能用HCl的沸点比H2S高说明非金属性Cl>S。 (4)含氧酸的氧化性强弱与元素的非金属性强弱无关。如不能用氧化性HClO>H2SO4说明非金属性Cl>S。 (5)非最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，无法比较元素非金属性的强弱。如不能用酸性HClO<H2CO3说明非金属性Cl<C。 (6)原子在反应中获得电子数目的多少与元素非金属性的强弱无关。如不能用Cl在反应中得到1个电子，S在反应中得到2个电子，说明非金属性S>Cl。 (7)无氧酸的酸性强弱与元素非金属性强弱无必然联系。如不能用酸性HCl>H2S，说明非金属性Cl>S。 (8)原子的最外层电子数或元素的最高正价数与元素的非金属性没有必然关系。如不能用氯的最高价为＋7价而硫的最高价为＋6价，说明非金属性Cl>S。 元素的金属性、非金属性强弱判断规律 (1)金属性强弱的判断依据 ①元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。 ②元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性越强。 如：碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 金属性：Na>Mg>Al ③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，则A的金属性强于B。 ④在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。 ⑤金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱(注：Fe的阳离子仅指Fe2＋)。如：氧化性Cu2+>Fe2+， 还原性Fe>Cu。 （元素周期表越靠近左下方，金属性越强） (2)非金属性强弱的判断依据 ①非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。 ②非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。 如：气态氢化物稳定性： HF>HCl>HBr>HI 非金属性：F> Cl>Br>I ③元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强，则其非金属性越强。 如： 酸性：HClO4 > H2SO4 非金属性：Cl > S ④非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，并且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。 ⑤非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。 如： 还原性： I- > Br->Cl- 氧化性：Cl2>Br2>I2 （元素周期表越靠近右上方，非金属性越强） 铝的性质 铝和盐酸反应：2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑ 铝和氢氧化钠溶液反应：2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑ 氯化铝和氨水：AlCl3＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4Cl（制取氢氧化铝的方法） 氢氧化铝和强酸反应：Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O 氢氧化铝和强碱反应：Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O Al(OH)3的酸碱性都很弱只能跟强酸、强碱反应，不能跟弱酸、弱碱反应 5.1.2 元素周期表 元素周期表的诞生：1869年，俄国化学家门捷列夫绘制了第一张元素周期表。 周期 (1)特点：每一周期中元素的电子层数相同，即周期序数＝电子层数。 (2)分类：短周期和长周期。 短周期 长周期 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 族 (1)主族：共7个，用A表示。 主族的特点：由短周期和长周期元素共同构成，主族的序数＝最外层电子数。 列序号 1 2 13 14 15 16 17 最外层电子数 1 2 3 4 5 6 7 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA (2)副族：完全由长周期元素构成，共7个。 列序号 3 4 5 6 7 11 12 族序数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB (3)Ⅷ族：占据元素周期表的第8、9、10共3个纵列。 (4)0族：在元素周期表的第18列。 元素周期表的特殊位置 过渡元素，又称过渡金属：指ⅢB~ⅡB族元素，包括所有副族元素和Ⅷ族元素。 镧系：在元素周期表的第六周期ⅢB族，共15种元素。 锕系：在元素周期表的第七周期ⅢB族，共15种元素。 由原子序数确定元素在周期表中的位置 (1)原子结构示意图法 推断根据：周期数＝原子电子层数，主族序数＝原子最外层电子数。 适用范围：主族元素，适合原子核电荷数较小的元素位置推断。 (2)0族定位法 ①0族元素原子序数与周期序数 稀有气体元素 He Ne Ar Kr Xe Rn X(未知) 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 原子序数 2 10 18 36 54 86 118 ②比大小，定周期；求差值，定族数 若某元素原子序数比最邻近的0族元素的原子序数多1或2，则该元素处于相邻近0族元素下一周期的ⅠA族或ⅡA族。如元素87X，87－86＝1，则X在第7周期第ⅠA族；若某元素原子序数比最邻近的0族元素的原子序数少1～5时，则该元素处于相邻近0族元素所在周期的ⅢA～ⅦA族，如84X应在第6周期第ⅥA。 元素周期表中元素性质递变规律 1.同一主族元素的原子最外层电子数相同，随着核电荷数的递增，电子层数逐渐增加， 原子半径逐渐增大，原子失去电子的能力逐渐增强，获得电子的能力逐渐减弱元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 2.. 同一周期元素（稀有气体元素除外）的原子，核外电子层数相同，随着核电荷数的 递增，最外层电子数逐渐增加，原子半径逐渐减小，原子失去电子的能力逐渐减弱,得到电子的能力逐渐增强。因此，同一周期的元素（稀有气体元素除外），从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 5.1.3 元素周期表的应用 1.分界线的划分：沿着周期表中B、Si、As、Te、At和Al、Ge、Sb、Po之间画一条虚折线，分界线的左侧是金属元素，右侧是非金属元素。分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，故元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线。 (1)金属性最强的元素Cs（Fr是放射性元素，除外），非金属性最强的元素F(氟)。 (2)碱性最强的是CsOH，酸性最强的含氧酸是HClO4（F无正价）。 (3)半径最大的是Cs，半径最小的是H。（注意：H<F） 特别提醒：F2的氧化性特别强，则2F2＋2H2O===4HF＋O2。 金属锂只有一种氧化物。 2.借助元素周期表制备具有特定性质的新物质 (1)在金属元素和非金属元素的交界处寻找半导体材料（如硅、锗、硒、镓等）。 (2)在过渡元素（副族和Ⅷ族）中寻找优良的催化剂。如钒、铂、铑、银常用作催化剂。 (3)在过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的合金材料。 位于第六周期ⅥB的钨是熔点最高的金属，位于第四周期ⅣB的钛，密度小、耐高温、耐腐蚀，适应于制造火箭发动机壳体、人造卫星壳体等。 (4)通常农药所含有的氟、氯、硫、磷、砷等元素在周期表中非金属区域位置，对这个区域内的元素进行研究，有助于制造出新农药。 自然界中不存在游离态的卤素单质。如在牙膏中添加氟化钠可降低患蛀牙的概率，具有强氧化性的氯气可用于自来水和泳池杀菌消毒，碘酒在医疗中用于伤口的消毒等。 稀土资源的开发和利用：镧系元素及钪、钇共17种元素统称为稀土元素，它们的化学性质十分相似，多共生在同一矿物中。因其在自然界中含量少，又以氧化物或含氧酸盐矿物共生的形式存在，故叫"稀土"。稀土常被称为"工业维生素"，是制造精密制导武器、雷达和夜视镜等各种武器装备不可缺少的元素。我国是稀土资源大国，储量约占世界储量的80%。 主族元素性质的特殊性： 碳 形成化合物最多的元素；单质是自然界硬度最大的物质的元素；气态氢化物中含氢质量分数最大的元素 氮 空气中含量最多的元素；气态氢化物的水溶液呈碱性的元素 氧 地壳中含量最多的元素；气态氢化物的沸点最高的元素；氢化物在通常状况下呈液态的元素 铝 地壳中含量最多的金属元素；最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应 氟 最活泼的非金属；无正价的元素；无含氧酸的非金属元素；无氧酸可腐蚀玻璃的元素；气态氢化物最稳定的元素；阴离子的还原性最弱的元素 第二单元 化学键概念：物质中直接相邻的原子或离子之间存在的强烈的相互作用叫做化学键。 5.2.1 离子键 ①概念：阴、阳离子之间存在的强烈的相互作用。 ②构成微粒：阴、阳离子。 ③实质：静电作用。（包括静电引力和斥力 ） 3．离子化合物 (1)概念：由阴、阳离子构成的化合物。 (2)离子化合物由阴、阳离子构成，微粒间的作用力是离子键。 (3)常见类型 活泼金属氧化物，如Na2O、CaO、MgO、Al2O3等； 绝大多数盐，如NaCl、K2CO3、NH4Cl等； 强碱，如NaOH、Ca(OH)2等。 5.2.2共价键 原子间通过共用电子对所形成的强烈的相互作用，叫做共价键。 （1）实质：形成共用电子对。 （2）成键微粒：原子。 （3）共价键的存在：非金属单质、共价化合物、离子化合物中的原子团。 （4）类别：非极性共价键：由同种原子形成的共价键。 极性共价键：由不同种原子形成的共价键。 共价化合物：直接相邻的原子间均以共价键相结合的化合物叫做共价化合物。 注意：1、共价键的成键元素一般为非金属元素与非金属元素 （特例：AlCl3为共价化合物；NH4Cl为离子化合物） 化学键和化合物的关系 (1) “一定” ①离子化合物中一定含有离子键； ②含有离子键的化合物一定是离子化合物(一定不是共价化合物)； ③共价化合物中一定不含离子键(一定含有共价键)； ④只含有共价键的化合物一定是共价化合物(一定不是离子化合物)。 (2) “不一定” ①离子化合物中不一定含有共价键； ②金属元素和非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3是共价化合物； ③含有共价键的化合物不一定是共价化合物； ④只含非金属元素的化合物不一定是共价化合物，如铵盐是离子化合物。 结构式：原子之间一条短线表示1对共用电子对，这种表示共价键的式子称为结构式。 常见共价分子结构的表示方法及空间结构 分子 HCl Cl2 H2O NH3 CH4 电子式 结构式 H—Cl Cl—Cl H—O—H 球棍模型 空间填充模型模型 空间构型（用文字表述） 直线形 直线形 V形 三角锥型 正四面体型 碳原子的成键特点 (1)碳四价原理 碳原子位于第2周期第ⅣA族，原子的最外层有4个电子。在化学反应中，碳原子既不易失去电子，也不易得到电子，通常与其他原子以共价键结合。 碳原子最外层有4个电子，一个碳原子可以和其他原子形成4对共用电子对。 (2)碳原子的成键方式 碳原子之间可以通过一对、两对或三对共用电子对相结合，分别构成碳碳单键（C-C）、碳碳双键（C=C）、碳碳三键（C≡C）。 碳原子之间可以通过共价键彼此结合形成碳链，也可以形成碳环。 常用的化学用语的表示方法 原子或离子结构示意图 　 核素符号 中子数为14的镁原子为Mg、中子数为20的氯原子为Cl 电子式 Ba(OH)2：H2O： 球棍模型 甲烷：　乙烯： 空间填充模型 甲烷：　乙烯： 结构式 CO2：O==C==O　HClO：H—O —Cl 化学式 臭氧：O3　明矾：KAl(SO4)2·12H2O 电离方程式 NaOH的电离：NaOH===Na＋＋OH－ 电子式 1．电子式的概念 在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子或离子的最外层电子，以简明地表示原子、离子的最外层的电子排布，这种式子称为电子式。 2．电子式的书写 (1)原子的电子式： 元素符号周围标明元素原子的最外层电子，每个方向不能超过2个电子。当最外层电子数小于或等于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布。例如： 镁原子：·Mg·；碳原子：；氧原子：；氖原子：。 (2)简单阳离子的电子式： 简单阳离子是由金属原子失电子形成的，原子的最外层已无电子，故用阳离子的符号表示，例如：Na＋、Li＋、Mg2＋、Al3＋等。 (3)简单阴离子的电子式： 不但要画出最外层电子数，而且还应用“[　]”括起来，并在右上角标出“n－”以表示其所带的电荷。例如：氯离子、硫离子。 (4)离子化合物的电子式：氧化钙：、硫化钾：。 常见物质的电子式及结构式 N2 H2O CO2 HClO H2O2 NH3 OH-： NH： O： NaOH： NH4Cl： Na2O2： Ba(OH)2：。 3．用电子式表示下列物质的形成过程 (1)NaCl：。 (2)MgBr2：。 (3)用电子式表示HCl的形成过程：。 书写电子式的注意事项 (1)“[　]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。 (2)在化合物中，如果有多个阴、阳离子，阴、阳离子必须是间隔的，即不能将两个阴离子或两个阳离子写在一起，如CaF2要写成 。 (3)用电子式表示化合物形成过程时，由于不是化学方程式，不能出现“===”。“―→”前是原子的电子式，“―→”后是化合物的电子式。 5.2.3 分子间作用力 概念：分子间存在着将分子聚集在一起的作用力，称分子间作用力，又叫范德华力。 如：要使水分解，需要先破坏水分子内部存在的共价键；若使液态水汽化，需要加热克服水分子之间存在的分子间作用力；二者相比较，难易程度是使水分解大于使液态水汽化。 2.存在：广泛存在于分子之间。如：多数非金属单质、稀有气体、非金属氧化物、酸、氢化物、有机物等。 但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质的微粒之间不存在分子间作用力。 3.强弱：分子间作用力比化学键弱 4.影响物质的性质：由分子构成的物质，其熔点、沸点、溶解度等物理性质主要由分子间作用力的大小决定。 5.大小比较：一般情况下，组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高 氢键 1、概念：氢键是一种特殊的分子间作用力。它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍强。 2.氢键作用： ①使物质有较高的熔沸点(H2O、HF 、NH3) ②使物质易溶于水(C2H5OH，CH3COOH) ③解释一些反常现象 （如水结成冰时，为什么体积会膨胀） 2.氢键的形成条件： 氢键的形成与物质分子力存在H-F、H-N、H-O这样的共价键有关。 4.作用力强弱：化学键 >> 氢键 > 分子间作用力 化学键、分子间作用力和氢键的比较 相互作用 化学键 分子间作用力 氢键 存在范围 相邻原子(离子)之间 分子之间 某些氢化物分子之间如H2O等 作用力比较 强 很弱 比化学键弱，比分子间作用力强 影响范围 物质的物理性质及化学性质 物质的物理性质 物质的物理性质 物质变化过程中微粒作用力的变化 1．化学反应过程 化学反应的实质：是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。 (1)化学反应过程中反应物中化学键被破坏，产物中有新化学键的形成，如H2与Cl2反应生成HCl，H2、Cl2中的化学键被破坏，形成HCl中的化学键。 (2)化学反应时，并不是反应物中所有的化学键都被破坏，如反应Na2SO4＋BaCl2===BaSO4↓＋2NaCl中，Na2SO4、BaCl2中的离子键被破坏，但SO中共价键未被破坏。 2．离子化合物的溶解或熔化过程 离子化合物电离阴、阳离子。 3．共价化合物的溶解或熔化过程 (1)溶解过程： (2)熔化： 4．单质的熔化或溶解过程 (1)由分子构成的固体单质，如I2的升华、P4的熔化，只破坏分子间作用力，而不破坏化学键。 (2)由原子构成的单质，如金刚石、晶体硅，熔化时破坏共价键。 (3)对于某些活泼的非金属单质，溶于水后能与水反应，其分子内共价键被破坏，如Cl2、F2等。 1.化学键与物质类别关系规律 1、只含非极性键的物质：同种非金属元素构成的单质，如：I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。 2、只含有极性键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物、如：HCl、NH3、SiO2、CS2等。 3、既有极性键又有非极性键的物质：如：H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6等。 4、只含有离子键的物质：活泼非金属与活泼金属元素形成的化合物，如：Na2S、NaH、K2O、CsCl等。 5、既有离子键又有非极性键的物质。如：Na2O2、Na2S2、CaC2等。 6、既有离子键又有极性键的物质，如NaOH等。 7、由离子键、共价键、配位键构成的物质，如：NH4Cl等。 8、由强极性键构成但又不是强电解质的物质。如HF等。 9、无化学键的物质：稀有气体。 10、离子化合物中并不存在单个的分子，例如：NaCl，并不存在NaCl分子。 2.铝的两性转化 写成NaAlO2和NaAl(OH)4形式均可 第三单元 5.3.1 同素异形现象 1．概念 (1)同一种元素形成几种不同单质的现象叫做同素异形现象。 (2)同一元素可形成不同单质，这些单质互称为这种元素的同素异形体。 注意：互为同素异形体的不同单质是由同一种元素形成的，构成它们的原子的核电荷数相同，中子数可以相同，也可以不相同。 2．常见的同素异形体 (1)碳的同素异形体 碳元素能形成多种单质。碳元素形成的单质有金刚石、石墨、富勒烯等。金刚石和石墨晶体中碳原子的成键方式和排列方式不同。 单质 结构特征 结构模型 物理性质 主要用途 金刚石 晶体中每个碳原子与相邻的4个碳原子以共价键结合，形成空间网状结构 无色透明、硬度大、熔点高、不溶于任何溶剂 做装饰品、切割玻璃、做钻头等 石墨 晶体为层状结构，每一层内碳原子以共价键结合，排列成平面六边形，形成平面网状结构；层间存在分子间作用力 呈灰黑色，导电、质软、熔点高、不溶于任何溶剂 做润滑剂、电极、铅笔芯等 C60 由60个碳原子形成的封闭笼状分子，形似足球，人们又称它为“足球烯” C60为棕黑色固体，为半导体，较易溶于有机溶剂，熔点较低 应用于超导体、材料科学领域 石墨烯 由碳原子构成的二维层状结构 有优异的光学、电学、力学特性，在材料学、能源、生物医学等方面具有广泛的应用前景。是目前最理想的纳米材料之一 (2)氧元素形成的同素异形体有O2和O3。 (3)磷元素形成的同素异形体主要有白磷和红磷。 3.互为同素异形体的物质是由同一种元素形成的结构不同、性质不同的单质。放电 === 4.同素异形体之间在一定条件下可以相互转化，其转化属于化学变化。例：3O2 2O3 臭氧在通常情况下是淡蓝色气体，有鱼腥味，氧化性极强。 同素异形体性质不同的原因：由于分子组成或晶体结构不同，导致它们的性质存在区别，即物理性质差异很大，而化学性质有些相似。 5.3.2 同分异构现象 1．概念 (1)同分异构现象：化合物具有相同分子式，但具有不同结构的现象。 (2)同分异构体：分子式相同而结构不同的化合物之间的互称。 注意：互为同分异构体的物质一定是化合物。 2．常见的简单有机物的同分异构体 (1)正丁烷和异丁烷 名称 正丁烷 异丁烷(2-甲基丙烷) 分子式(相同) C4H10 结构式(不同) 结构简式(不同) CH3CH2CH2CH3(无支链) 沸点(不同) －0.5 ℃ －11.7 ℃ (2)乙醇和二甲醚 名称 乙醇 二甲醚 分子式(相同) C2H6O 结构式(不同) 结构简式(不同) CH3CH2OH CH3OCH3 沸点(不同) 78 ℃ －23 ℃ (1)两化合物互为同分异构体的必备条件有两点： ①两者的分子式相同； ②两者的结构不同。 (2)两化合物互为同分异构体，则两化合物的相对分子质量及各元素的组成(含量)相同。 (3)相对分子质量相同的两化合物不一定互为同分异构体(如CO和N2不互为同分异构体)。 5.3.3 晶体与非晶体的定义及分类 1、晶体具有规则几何外形和固定的熔点。 2、非晶体没有固定的熔点，一般也不具备规则的几何外形。常见的非晶体有石蜡、 玻璃、橡胶等。 本质：晶体的规则几何外形是由于其内部构成微粒有规则排列的结果。 3、晶体分为离子晶体、分子晶体、共价晶体和金属晶体。 几种晶体比较 晶体类型 离子晶体 共价晶体 分子晶体 金属晶体 构成微粒 阴、阳离子 原子 分子 阳离子和自由电子 微粒间的作用 离子键 共价键 分子间作用力 金属键 晶体的 物理特性 熔、沸点 较高 很高 较低 差别大，有高有低 导热性 不良 不良 不良 良好 导电性 固态不导电，熔融或溶于水能导电 一般不导电，个别是半导体 固态和熔融态不导电 良好 硬度 较大 很大 较小 相差幅度大 溶解性 多数易溶于水，难溶于有机溶剂 一般不溶于任何溶剂 相似相溶 难溶(少数与水反应) 三、晶体类型判断方法 (1)根据构成微粒和微粒间相互作用力判断 ①阴、阳离子―→离子键―→离子晶体。 ②原子―→共价键―→共价晶体。 ③分子―→分子间作用力―→分子晶体。 ④金属阳离子、自由电子―→金属键―→金属晶体。 (2)根据物质类别判断 离子晶体：都是离子化合物，包括强碱、大多数盐、活泼金属氧化物。 共价晶体：少数非金属单质，如金刚石、晶体硅、晶体硼；少数非金属化合物，如石英（SiO2）、金刚砂（SiC）等。 分子晶体：某些非金属单质；非金属氢化物；多数非金属氧化物；酸；极少数盐；多数有机物等。 金属晶体：金属单质或合金。 (3)根据导电性判断 金属晶体：固态能导电； 离子晶体：固态不导电，水溶液和熔化态都能导电； 分子晶体：液态不导电，水溶液有的能导电，有的不能导电。 共价晶体一般不导电。 (4)根据物质的熔点判断 ①离子晶体一般熔点较高，常在几百至1000多度。 ②共价晶体一般熔点高，常在1000度至几千度。 ③分子晶体一般熔点低，常在几百度以下至很低温度。 ④金属晶体多数熔点高，部分较低，如汞常温下为液态。 一般说来，熔沸点：共价晶体>离子晶体>分子晶体。 共价晶体的熔沸点很高，但有的离子晶体（如MgO、Al2O3）和金属晶体（如W）的熔沸点也很高。 分子晶体熔沸点一般较低。常温下为气态或液态的物质，一般都是分子晶体。有的分子晶体常温下为固态（如磷、硫、碘、葡萄糖、蔗糖等）。 金属晶体的熔沸点有的很高，有的很低（如汞、Cs、K、Na等）。 液晶 液晶是一种介于晶体和液体之间的中间态物质。液晶兼有液体和晶体的部分性质，如液体的易流动性、晶态物质分子的有序排列等，因而表现出一些独特的性质。通常，只有那些分子较大、分子形状呈长形或碟形的有机化合物，才易形成液晶态。液晶广泛应用于数码显示、电光学快门、图像显示等方面，在信息技术领域中占有重要的地位。 第 1 页 共 8 页 学科网（北京）股份有限公司 $