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1、化学必修1专题知识点专题1 化学家眼中的物质世界一、物质的分类：可依据物质的组成、状态、性能等对物质进行分类：（1）按组成分类：（2）按化学性质分类：二、物质的转化：1、 四种基本反应类型：化合反应，分解反应，置换反应，复分解反应复分解反应反应发生的条件：至少具体下列条件之一：1）生成沉淀（包括微溶物）；2）生成挥发性物质（气体）；3）生成难电离物质（如水）。中和反应：酸与碱作用生成盐和水的反应，是复分解反应的一种，不属于一种基本反应类型。注意：四种基本反应类型并不能包括所有的化学反应，如下列反应不属于四种基本反应的任何一种。2、 氧化还原反应：与四种基本反应类型的关系：（1） 氧化还原反应定

2、义：有电子发生转移的化学反应。 实质：电子发生转移物质所含元素化合价升高的反应是氧化反应；物质所含元素化合价降低的反应是还原反应。 判断依据：元素化合价发生变化氧化还原反应中概念及其相互关系如下：还原剂（有还原性）失去电子化合价升高被氧化（发生氧化反应）氧化产物。氧化剂（有氧化性）得到电子化合价降低被还原（发生还原反应） 还原产物。氧化还原反应中电子转移的表示方法 ：双线桥法表示电子转移的方向和数目注意：a.“e-”表示电子。 b.双线桥法表示时箭头从反应物指向生成物，箭头起止为同一种元素， 应标出“得”与“失”及得失电子的总数。c失去电子的反应物是还原剂，得到电子的反应物是氧化剂 d失去电子

3、的物质被氧化，被氧化得到的产物是氧化产物，具有氧化性。e得到电子的物质被还原，被还原得到的产物是还原产物，具有还原性。 （2）氧化性、还原性强弱的判断 氧化性反映的是得电子能力的强弱；还原性反映的是失电子能力的强弱。）通过氧化还原反应比较：氧化剂 + 还原剂 氧化产物 还原产物 氧化性：氧化剂 氧化产物还原性：还原剂 还原产物2）从元素化合价考虑： 最高价态只有氧化性，如 Fe3+、H2SO4、KMnO4 等；中间价态既具有氧化性又有还原性，如 Fe2+、S、Cl2 等； 最低价态只有还原性，如金属单质、Cl-、S2-等。 3）根据其活泼性判断： 根据金属活泼性： 根据非金属活泼性:4） 根据

4、元素周期律进行比较： 一般地,氧化性:上下,右左;还原性:下上,左右.5）根据反应条件进行判断： 不同氧化剂氧化同一还原剂，所需反应条件越低，表明氧化剂的氧化剂越强；不同还原剂还原同一氧化剂，所需反应条件越低，表明还原剂的还原性越强。 如：2KMnO4 + 16HCl (浓) = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O MnO2 + 4HCl(浓) = = MnCl2 + Cl2 + 2H2O 前者常温下反应，后者微热条件下反应，故物质氧化性：KMnO4 MnO25) 通过与同一物质反应的产物比较： 如：2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3， Fe + S = FeS 可得氧

5、化性 Cl2 S 3、离子反应 有离子参加的化学反应称为离子反应。（1）电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。酸、碱、盐都是电解质。在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物，叫非电解质。 注意：电解质、非电解质都是化合物，不同之处是在水溶液中或融化状态下能否导电。电解质的导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电。能导电的物质并不全部是电解质：如铜、铝、石墨等。非金属氧化物（SO2、SO3、CO2）、大部分的有机物为非电解质。 （2）离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。它不仅表示一个具体的化学反 应，而且表示同一类型的离子反应。离子方程式书写方

6、法： 写：写出反应的化学方程式 拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式；把难溶性物质、易挥发物质、弱电解质、单质、气体、氧化物等用化学式表示。删：将不参加反应的离子从方程式两端删去 查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等 离子方程式正误判断（六看） 一、看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确 二、看能否写出离子方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式 三、看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等书写是否符合事实 四、看离子配比是否正确 五、看原子个数、电荷数是否守恒 六、看与量有关的反应表达式是否正确（过量、适量）离子方程式的书写注意事项： 微溶物作

7、为反应物时，若是澄清溶液，用离子符号表示；若是悬浊液，写化学式。微溶物做生成物时，一般写化学式（标）。 氨水作为反应物，写NH3.H2O；作为生成物，若有加热条件或浓度很大，可写NH3（标）+H2O，否则一般写NH3.H2O。 固体与固体的反应不能写离子方程式；浓硫酸、浓磷酸与固体的反应不能写离子方程式。 主要化学计量数的化简和离子的删除。（3）离子共存问题 所谓离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。1） 溶液的颜色如无色溶液应排除有色离子：Fe2+ 、Fe3+ 、Cu2+ 、MnO4+2）结合生成难溶物质的离子不能大量共存:如 Ba2

8、+ 和 SO42-、Ag+ 和 Cl-、Ca2+ 和 CO32-、Mg2+ 和 OH-等 3）结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存：如 H+ 和 CO32-,HCO3-,SO32-，OH-和 NH4+ 等4）结合生成难电离物质（水）的离子不能大量共存：如 H+ 和 OH-，OH-和,HCO3-等。5）发生氧化还原反应：如 Fe3+与 S2-、I-，Fe2+与 NO3-（H+）等 6）发生络合反应：如Fe3+与 SCN-三、物质的量 1、基本概念：（1） 物质的量是一个物理量，符号为 n，单位为摩尔(mol) （2） 1 mol 粒子的数目是 0.012 kg C-12 中所含的碳原子数

9、目，约为 6.021023 个。1 mol 粒子的数目又叫阿伏加德罗常数，符号为 NA，单位 mol 。（3）使用摩尔时，必须指明粒子的种类，可以是分子、原子、离子、电子等。（4）数学表达式 :2、摩尔质量 （1）定义：1mol 任何物质的质量（即单位物质的量的物质所具有的质量），称为该物质的摩尔质量。符号：M 表示，常用单位为 g/mol。在数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量.（2）数学表达式：n = m/M 3、物质的聚集状态 （1）不同聚集状态物质的结构与性质：物质的聚集状态微观结构微粒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

10、压缩液态微粒的排列比较紧密，微粒间的空隙较小可以自由移动没有固定形状，但不易被压缩气态微粒之间的距离较大可以自由移动没有固定的形状且易被压缩（2）影响物质体积的因素：微粒的数目、微粒的大小和微粒间的距离。1） 固、液体影响体积因素主要为微粒的数目和微粒的大小（即种类）；2）气体主要是微粒的数目和微粒间的距离。而气体中微粒间的距离与温度和压强有关。在温度和压强一定时，任何气态微粒间的距离近似相等，因此含有相同微粒数的气体具有大致相同的体积。4、气体摩尔体积 定义：单位物质的量的气体（单一气体或混合气体）所占的体积。符号：Vm。表达式：Vm= V/n，单位：Lmol-1 在标准状况(0。C,101

11、KPa)下，1 mol 任何气体的体积都约是 22.4 L，即标准状况下，气体摩尔体积为 22.4L/mol。 与气体摩尔体积有关的计算：M = m/n=Vm m = M n=（VM）/Vmn =m/M=V/Vm 补充：标=M/22.4 1/2 M1 / M2 阿佛加德罗定律：相同温度和压力下，V1/V2n1/n2N1/N25、物质的量在化学实验中的应用 （1）物质的量浓度:1）定义：以单位体积溶液里所含溶质 B 的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质 B 的物质的浓度。 2）单位：mol/L 3）物质的量浓度 溶质的物质的量/溶液的体积: CB = nB/V液 注意点：溶液物质的量浓度与

12、其溶液的体积没有任何关系 溶液稀释：C(浓溶液)V(浓溶液) =C(稀溶液)V(稀溶液) （2）一定物质的量浓度的配制1） 基本原理: 根据欲配制溶液的体积和溶质的物质的量浓度，用有关物质的量浓度计算的方法， 求出所需溶质的质量或体积，在容器内将溶质用溶剂稀释为规定的体积,就得欲配制得溶液. 2）主要操作： 检验是否漏水. 配制溶液：1 计算.2 称量（或量取）.3 溶解.4 转移.5 洗涤.6 定容.7 摇匀.8 贮存溶液.3）所需仪器：托盘天平、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、容量瓶 4）注意事项：A 选用与欲配制溶液体积相同的容量瓶. B 使用前必须检查是否漏水. C 不能在容量瓶内直接溶解.

13、D 溶解完的溶液等冷却至室温时再转移. E 定容时，当液面离刻度线 12cm 时改用滴管，以平视法观察加水至液面最低处与刻度相切为止. F 若溶质为液体，则托盘天平应改为量筒G 称量NaOH等易潮解或有腐蚀性的固体必须在干燥洁净的小烧杯中进行且要快；稀释浓硫酸，必须将浓硫酸沿杯壁慢慢注入盛水的烧杯中并用玻璃棒不断搅拌。（3）误差分析： 四、物质的分散系 1分散系：一种（或几种）物质的微粒（称为分散质）分散到另一种物质里（称为分散剂）形成的混合物。分散系的种类：（根据分散质粒子直径大小） ：溶液（小于 10-9m 、胶体（10-910-7m） 浊液（大于 10-7m）2胶体： （1）概念：分散质

14、微粒直径大小在 10-910-7m 之间的分散系。 （2）性质：丁达尔现象（用聚光手电筒照射胶体时，可以看到在胶体中出现一条光亮的“通路”， 这是胶体的丁达尔现象。） 凝聚作用（吸附水中的悬浮颗粒）3、氢氧化铁胶体的制备：将饱和的 FeCl3 溶液逐滴滴入沸水中： FeCl3 + 3H2O = = Fe(OH)3(胶体) + 3HCl 五、研究物质的实验方法1、化学实验安全（1）做有毒气体的实验时，应在通风厨中进行，并注意对尾气进行适当处理（吸收或点燃等）。 进行易燃易爆气体的实验时应注意验纯，尾气应燃烧掉或作适当处理。 （2）烫伤宜找医生处理。 （3）浓酸撒在实验台上，先用 Na2CO3 （

15、或 NaHCO3）中和，后用水冲擦干净。浓酸沾在皮肤 上，宜先用干抹布拭去，再用水冲净。浓酸溅在眼中应先用稀 NaHCO3 溶液淋洗，然后请医生处理。 （4）浓碱撒在实验台上，先用稀醋酸中和，然后用水冲擦干净。浓碱沾在皮肤上，宜先用大量 水冲洗，再涂上硼酸溶液。浓碱溅在眼中，用水洗净后再用硼酸溶液淋洗。 （5）钠、磷等失火宜用沙土扑盖。 （6）酒精及其他易燃有机物小面积失火，应迅速用湿抹布扑盖。2、物质的分离与提纯3、常见物质的检验 （1）焰色反应：许多金属或它们的化合物在火焰山灼烧时会使火焰呈现特殊的颜色，这种现象叫焰色反应。操作： 取一根铂丝（或铁丝），用盐酸洗涤； 再放在酒精灯火焰上灼烧

16、至无色； 用铂丝蘸取少量待测溶液，置于火焰上灼烧； 观察火焰的颜色。根据火焰颜色判断：Na黄色；K紫色（透过蓝色的钴玻璃）；Ca砖红色； Sr洋红色；Li紫红色；Ba黄绿色等。备注：1）焰色反应的实验步骤可简记为：洗、烧、蘸、烧、看。 2）焰色反应的显色过程没有新物质生产，属于物理变化过程。（2）常见阳离子的检验：（2） 常见阴离子的检验：注意： 1若SO42-与 Cl-同时检验，需注意检验顺序。 应先用 Ba(NO3)2 溶液将 SO42-检出， 并滤去 BaSO4， 然后再用 AgNO3 检验 Cl-。 2检验 SO32-的试剂中，只能用盐酸，不能用稀硝酸。因为稀硝酸能把 SO32-氧化成

17、 SO42-。 3若 Ag+和 Ba2+同时检验，也需注意检验顺序，应先用盐酸将 Ag+检验出并滤去沉淀，然后 再用稀硫酸检验 Ba2+。 4若 Ag+和 Ba2+同时检验，也需注意检验顺序，应先用盐酸将 Ag+检验出 5.若 CO32-和 HCO3-同时检验，应先用足量的 BaCl2 溶液将 CO32-检出，静置，取上层清夜用 Ba(OH)2 或 Ca(OH)2 检出 HCO3- 。六、原子结构：1、原子的构成：2、质量数：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取整数，加起来所得的数值，叫质量数。质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数要求掌握

18、 1-20 号原子的结构示意图3、元素、核素和同位素：（1）元素：是具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称。元素的种类由质子数决定。是宏观概念。（2）核素：是指具有一定质子数和一定中子数的一种原子。核素的种类由质子数和中子数共同决定。如氢元素有三种核素：氕、氘、氚。核素是微观概念，不同核素质量不同。（3）同位素：质子数相同、质量数（中子数）不同的原子（核素）互为同位素。是微观概念。同种元素的不同核素（同位素）构成的单质的化学性质几乎相同，但物理性质有差异（如密度、质量等）；天然存在的各种同位素所占的原子百分数一般不变。某种元素的相对原子质量等于各同位素的相对原子质量与其丰度（即原子个数百

19、分数或原子的物质的量百分数）的乘积之和：M=M1 n1%+M2n2%+ 。因此，某原子的相对原子质量不一定能代替该元素的相对原子质量。4、原子核外电子排布：（1）原子核外各电子层最多能容纳的电子数为2n2（n代表电子层数）；（2）最外层电子层最多能容纳8个电子（第一层为最外层时最多只能容纳2个电子）。（3）Na、Mg、Al等活泼金属原子的最外层电子数一般小于4，在发生化学反应时易失去最外层电子，形成阳离子。（4）氧、氟、氯等非金属原子的最外层电子数一般大于4，在发生化学反应时易得到电子，形成阴离子。专题2 从海水中获得的化学物质一、 氯气相关知识点：1、氯气的生产原理 （1）工业制法氯碱工业

20、：氯碱工业面临问题：产品对设备腐蚀严重、环境污染显著。电能消耗量大。实验操作实验现象实验结论接通电源铁棒和石墨棒上均有气泡产生阴、阳两极都有气体产生将从铁棒处收集的气体移近酒精灯火焰听到尖锐的爆鸣声阴极有氢气产生用向上排空气法收集石墨棒处的气体气体呈黄绿色阳极有氯气产生反应完毕，向U形管铁棒处的液体滴加酚酞溶液溶液颜色变红U型管铁棒处有碱性物质产生。（2）实验室制法： 1) 反应原理：MnO24HCl (浓) = = MnCl22H2OCl2 2) 反应仪器：圆底烧瓶、分液漏斗、铁架台及附件、酒精灯、石棉网。 3) 除杂：HCl 气体（用饱和食盐水除） 、水蒸气（用浓硫酸除）4) 收集方法：向

21、上排空气法、排饱和食盐水法5) 尾气处理：NaOH 溶液 备注：（1）氯气和碘化钾有如下反应：Cl2+2KI=2KCl+I2，淀粉遇碘变蓝，所以可以用湿润的淀粉碘化钾试纸检验氯气。（2）随着反应的进行，盐酸的浓度逐渐降低，当变为稀盐酸时反应将停止。所以不能用HCl的量计算Cl2的量。（3）实验室也可以用KMnO4、K2Cr2O7、KClO3等氧化剂代替MnO2制取氯气。2、氯气的性质 （1）物理性质：黄绿色，刺激性气味，有毒，密度比空气大，可溶于水。备注：闻氯气时，应用手轻轻地在瓶口煽动，使及少量的氯气飘进鼻孔。（2） 化学性质：1）Cl2 与金属反应（一般将金属氧化成高价态） 钠在氯气中燃烧

22、，产生白烟，白烟为NaCl的固体小颗粒： 铁在氯气中燃烧，产生棕褐色烟，是FeCl3的固体小颗粒： 铜在氯气中点燃，产生棕黄色烟，是CuCl2的固体小颗粒。2） Cl2 与非金属反应 氢气在氯气中安静的燃烧，发出苍白色火焰，将氯气与氢气混合，在强光照射下发生爆炸。 P在氯气中燃烧产生大量白色烟雾，烟是PCl5的固体小颗粒，雾是PCl3的小液滴。3） Cl2 与碱的反应： Cl22NaOH=NaClNaClOH2O 消毒液成分为 NaClO工业上将氯气通入石灰乳中制取漂白粉：2Cl22Ca(OH)2=CaCl2Ca(ClO)22H2O CaCl2、Ca(ClO)2 为漂白粉的成分，其中 Ca(C

23、lO)2 为有效成分。漂白原理：Ca(ClO)2与盐酸、CO2和H2O（或H2CO3）等酸性比次氯酸强的酸反应，生成次氯酸，从而起到漂白作用：Ca(ClO)2 + H2O + CO2 = CaCO3 + 2HClO 漂白粉长时间放置于空气中将失效。Ca(ClO)2 + 2HCl= CaCl22HclO4）氯气与水反应： 成分： 分子：H2O、Cl2、HClO 。离子：H+、Cl-、ClO-、OH-（极少量，来源于水的电离） 氯水的性质：成黄绿色；酸性； 氧化性 ； 漂白性；不稳定性（HClO）。 氯水与其他物质的反应： 当向碱液中滴加氯水，Cl2参加反应：Cl22NaOH=NaClNaClOH

24、2O 用氯气对自来水消毒，则考虑HclO漂白有机色质。 向氯水中滴加几滴石蕊试液，溶液立即变红，一段时间后溶液褪色，前者是H+的作用，后者是HclO的作用。3、氯气的用途：自来水的消毒、农药的生产、药物的合成、染料、漂白粉等。4、Cl- 的检验：试剂：AgNO3 溶液和稀硝酸 现象：产生白色沉淀（不溶于稀硝酸）5、次氯酸的性质：（1）弱酸性：酸性比碳酸弱。试液漂白粉时为增强漂白效果可以滴加几滴稀盐酸稀硫酸。（2）强氧化性：能杀死水中的细菌，也能使有机色质褪色。（3）不稳定性：次氯酸见光易分解放出氧气：二、溴、碘相关知识点：1、溴、碘的提取：（1）从海水中提取溴碘的化学反应原理： 工业上用氯气将

25、海水或海产品中化合态的溴、碘变成游离态，然后再分离：（2）从海水中提取溴：（3）从海水中提取碘：2、溴、碘的性质及用途：溴水橙色 在苯、CCl4 为橙红色碘水黄色 在苯、CCl4 为紫红色 I2 的检验：试剂：淀粉溶液 现象：溶液变蓝色 Cl-、Br- 、I- 的检验：三、钠及其氧化物的性质 1、 钠的物理性质：银白色固体、有金属光泽、密度比煤油大比水小、质软、熔点低（97.8。C）、能导电导热。保存于煤油中。2、钠的化学性质 (1)与 O2、Cl2、S 等非金属单质的反应: 4Na + O2 = 2Na2O （白色） 加热条件下，钠在空气中先熔化后燃烧，产生黄色火焰：（2）钠与水的反应： 2

26、Na + 2H2O = 2NaOH + H2 ( 浮、熔、游、响、红 ) 实质：钠与溶液中的 H+反应；与酸反应。（3）钠与酸反应：2Na + 2H+ 2Na+ + H2 （4） 钠与盐反应： 先与水反应，生成的 NaOH 再与盐反应 。3、氧化钠及过氧化钠的性质：（1）Na2O：白色固体，碱性氧化物，与水反应生成氢氧化钠，与酸反应生成钠盐和水：Na2O +H2O =2NaOH Na2O+ 2HCl=2NaCl + H2O（2）Na2O2：淡黄色固体，强氧化剂，有漂白作用，如Na2O2与水反应后的溶液中滴加酚酞，变红后有褪色。Na2O2与水反应生成氢氧化钠和氧气： Na2O2 +2H2O =

27、4 NaOH + O2备注：碱性氧化物与水反应生成的产物只有碱，所以Na2O2不属于碱性氧化物。 Na2O2可用作潜水员的供氧剂：2Na2O2+ 2CO2=2 Na2CO3 + O24、Na2CO3 和NaHCO3 比较 备注：（1）等物质的量时Na2CO3耗酸量大于NaHCO3。（2）Na2CO3能与CaCl2、BaCl2等盐发生反应产生沉淀，而NaHCO3与这些盐不反应，因此可以用CaCl2、BaCl2等盐溶液来鉴别Na2CO3 和NaHCO3四、镁的提取及应用1、 镁的提取：贝壳 海水 母液 煅烧 海水中含有大量的 MgCl2,因此，工业上主要是从分离了 NaCl 的海水中来提取 MgC

28、l2. 流程是：煅烧贝壳为生石灰，并制成石灰乳（Ca(OH)2）海水中加入 CaO 或 Ca(OH)2 Mg(OH)2,沉淀、过滤、洗涤沉淀，用稀盐酸溶解MgCl2 溶液，蒸发结晶 MgCl26H2O晶体，在 HCl 气体环境中加热 MgCl2固体，电解熔融的MgCl2 Mg + Cl2。 主要化学反应：Ca(OH)2 + MgCl2 =Mg (OH)2+ CaCl2Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O2、镁的性质：（1）物理性质： 镁是银白色金属，有金属光泽，密度较小，硬度较小，质地柔软，熔点较低，是热和电的良导 体。（2）化学性质：镁是较活泼金属 与非金属反应：2Mg

29、 + O2 = 2MgO, Mg + Cl2 = MgCl2,3Mg + 3N2 = Mg3N2 等。 与沸水反应：Mg + 2H2O(沸水)= Mg(OH)2 + H2 . 与酸反应：与非强氧化性酸反应：是酸中的H+与 Mg 反应，有 H2 放出。Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2 与强氧化性酸反应：如浓 H2SO4、HNO3，反应比较复杂，但是没有 H2 放出。 与某些盐溶液反应：如 CuSO4 溶液、FeCl2 溶液、FeCl3 溶液等。Mg + 2FeCl3 = 2FeCl2 + MgCl2, Mg + FeCl2 = Fe + MgCl2.3、镁的用途： 1）镁合金的密度

30、较小,但硬度和强度都较大,因此被用于制造火箭、导弹和飞机的部件 2）镁燃烧发出耀眼的白光,因此常用来制造通信导弹和焰火; 3）氧化镁的熔点很高,是优质的耐高温材料4、氧化镁MgO：白色固体，熔点高（2800） ，是优质的耐高温材料（耐火材料）。是碱性氧化物。 MgO + H2O = Mg(OH)2, MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O 。 注意以下几种情况的离子方程式的书写： 专题3 从矿物到基础材料一、铝及铝合金知识点：1、从铝土矿中提取铝： 溶解铝土矿（主要成分是Al2O3）：Al2O3+2NaOH = 2NaAlO2+H2O 过滤：除去杂质 酸化：NaAlO2+CO2+2H

31、2O = Al(OH)3+NaHCO3 过滤：保留氢氧化铝 灼烧：2Al(OH)3 = =Al2O3 + H2O电解： 2、铝合金特点：密度小、强度高、塑性好、制造工艺简单、成本低、抗腐蚀力强。3、铝的性质：在一定条件下，铝能将氧化铁等金属氧化物还原成金属单质，并放出大量的热，称为铝热反应。应用：焊接钢轨和冶炼某些难熔金属（如V、Cr、Mn等）。在常温下，浓硫酸、浓硝酸也能使铁钝化。利用这一性质，工业上常用铝制或铁制容器盛放或运输浓硫酸、浓硝酸。4、铝的氧化物（两性） 5、铝的氢氧化物：白色难溶于水的胶状沉淀，加热易分解。（1）两性氢氧化物：既可与酸反应又可与碱反应生成盐和水的氢氧化物。Al(

32、OH)3只能溶于强酸和强碱，弱碱（如NH3.H2O）和若酸（如H2CO3）都不能溶解Al(OH)3。与酸的反应：Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O 离子反应：Al(OH)3 + 3H+ =Al3+ +3H2O与碱的反应：Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O 离子反应：Al(OH)3 + 3OH- =AlO2- +2H2OAl(OH)3在水中的电离：Al3+ +3OH- Al(OH)3AlO2- +H+ +H2O（2）Al(OH)3 的制备： Al3+3NH3H2OAl(OH)3+3NH4+ AlO2- +CO2(过量)+2H2OAl(OH)3+H

33、CO3-实验室中一般用可溶性铝盐和氨水反应制取Al(OH)3，而不用NaOH溶液，是因为Al(OH)3能溶于强碱，但不溶于氨水。（3）6、使用铝制品应注意的问题：（1）不宜存放强酸性（浓硝酸和浓硫酸除外）或碱性的物质。（2）含NaCl的物质不能用铝制品盛放，如咸菜等腌制食品。因为NaCl会破坏氧化膜结构，加速铝制品的腐蚀。7、明矾的性质及应用：化学式：KAl(SO4)212H2O 或 K2SO4Al2(SO4)324H2O，无色晶体，易溶于水，易电离：KAl(SO4)2=K+ + Al3+ + 2SO42-净水作用：明矾在水中电离的Al3+与水反应生成Al(OH)3胶体，它有很强的吸附能力，吸

34、附水中的悬浮物：Al3+ + 3H2O=Al(OH)3（胶体）+ H+8、相关的知识整理：二、铁的获取及应用：1、高炉炼铁工业炼铁： 后面两个反应是用来出去SiO2.2、铁的性质：3、铁的氧化物：4、铁的氢氧化物：5、Fe2+、Fe3+的鉴别：方法Fe2+ Fe3+直接观察颜色溶液呈浅绿色溶液呈棕黄色利用显色反应：滴加 K 溶液或NH4SCN溶液溶液颜色不变溶液呈血红色利用氢氧化物沉淀的颜色：滴加NaOH溶液白色灰绿色红褐色红褐色沉淀利用Fe3+的氧化性，投入铜片无明显现象铜被腐蚀，溶液变为浅绿色：2Fe3+ Cu=2 Fe2+Cu2+6、铁三角的相互转化：三、铜的获取及应用：1、铜的获取：（

35、1）工业炼铜：（2）湿法炼铜：Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu；（3）生物炼铜：利用某些具有特殊本领的细菌用空气中的氧气氧化硫化铜矿石，把不溶性的硫化铜转换为可溶性的硫酸铜。2、铜的性质：铜只能与强氧化性酸反应，如硝酸、浓硫酸。3、铜及其化合物的应用：铜盐能杀死某些细菌，并能抑制藻类生长，因此游泳馆常用硫酸铜溶液作为池水消毒剂。四、含硅矿物与信息材料：1、硅酸盐矿物：硅在地壳中含量仅次于氧，居第二位。（约占地壳质量的四分之一） ；无游 离态，化合态主要存在形式是硅酸盐和二氧化硅。硅酸盐结构稳定，在自然界中稳定存在。硅酸盐的结构复杂，化学式常用氧化物的形式表示。各氧化物排列顺序为：

36、金属氧化物（按金属活动顺序表依次排列）SiO2H2O，中间用“”间隔。 如锆石（ZrO2SiO2），云母（K2O 3Al2O36SiO22H2O）等。2、Na2SiO3 的性质：（1）物理性质：Na2SiO3 易溶于水的白色固体，固体俗称“泡花碱”，水溶液俗称“水玻璃”，是建筑行业的黏合剂，也用于木材的防腐和防火。（2）化学性质：硅酸比碳酸弱，所以水玻璃易跟碳酸（CO2+H2O）及更强的酸反应，生成难溶于水的硅酸。 3、硅酸盐产品（传统材料） 分子筛：许多硅酸盐具有多孔结构，且孔的大小与一般分子的大小相当，能很容易吸收比其孔径小的分子，不能吸收比其孔径大的分子，因而具有筛分分子的作用，这类物质

37、统称为分子筛。如Na2O3Al2O32SiO2nH2O。4、硅单质（1）物理性质：单质硅有晶体硅和无定形硅两种。晶体硅是灰黑色有金属光泽，硬而脆的固体；导电性介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体材料，熔沸点高，硬度大，难溶于溶剂。 （2）化学性质：原子结构最外层4个电子，在化学反应中既难得到电子，也难失去电子。常温只与单质氟、氢氟酸和强碱溶液反应。性质稳定。 Si +2F2 = SiF4（气态）, Si + 4HF = SiF4 +2 H2, Si +2NaOH + H2O = Na2SiO3 +2H2 高温或加热下能与某些非金属单质反应： （3）硅的用途： 1）用于制造硅芯片、集成电路、晶体

38、管、硅整流器等半导体器件； 2）制造太阳能； 3）制造合金，如含硅 4（质量分数）的钢导磁性好制造变压器的铁芯；含硅 15%(质量分数)的 钢有良好的耐酸性等。（4）工业生产硅：1） 制粗硅：用焦炭在高温条件下还原SiO2 ：2） 制纯硅：将粗硅在高温下与氯气反应制得SiCl4，SiCl4经提纯后，再用氢气还原，可得高纯硅（硅含量可达99.9%以上）： 5、二氧化硅的结构和性质：（1） SiO2 在自然界中有较纯的水晶、含有少量杂质的石英和普遍存在的沙。自然界的二氧化硅 又称硅石。（2） SiO2 物理性质：硬度大，熔沸点高，难溶于溶剂(水)的固体，不导电。（3） SiO2 化学性质：1） 常

39、温下，性质稳定，只与单质氟、氢氟酸（弱酸）和强碱溶液反应： 2）高温下：（4） SiO2 的用途：制石英玻璃，是光导纤维的主要原料；制钟表部件；可制耐磨材料；用于玻璃的生产；在光学仪器、电子工业等方面广泛应用。专题四 硫、氮和可持续发展一、含硫化合物的性质和应用：1、SO2 的性质及其应用：（1）物理性质：通常为无色、有毒气体，具有刺激性气味，密度比空气大，易溶于水（常温常压下一体积水能溶解40体积SO2），易液化（沸点为-10）。是严重的大气污染物。备注：大气污染物通常包括：SO2、CO、氮的氧化物、烃、固体颗粒物（飘尘）等。（2）化学性质： SO2 是酸性氧化物： 还原性：SO2中S为+4

40、价，可与强氧化剂（如氧气等）反应生成+6价的S：1）2）能使溴水褪色： SO2 + Br2 + 2H2O =H2SO4 +2HBr3）与H2O2反应： SO2 + H2O2 = H2SO44）SO2在水溶液中能被KMnO4（H+）、Cl2、Fe3+、HNO3等氧化，归纳如下（都在通常条件下进行）： 氧化性：SO2中S为+4价，可以降低，表现出氧化性，但氧化性很弱：SO2 + 2H2S =3S+ 2H2O 漂白性：SO2可与某些有色物质反应，生成不稳定的无色物质，加热时这些无色物质又会发生分解，从而恢复原来的颜色，即漂白作用是可逆的。常用于实验室对 SO2 气体的检验备注：漂白原理类型：吸附型：

41、活性炭漂白活性炭吸附色素（包括胶体） 强氧化型：HClO、O3、H2、Na2O2 等强氧化剂漂白将有色物质氧化，不可逆 化合型：SO2 漂白与有色物质化合，可逆（3）酸雨硫酸型酸雨：1）硫酸型酸雨的形成：PH值小于5.6的雨水叫酸雨。含硫酸的酸雨称硫酸型酸雨；含硝酸的酸雨称硝酸型酸雨。硫酸型酸雨的形成途径： 空气中的二氧化硫，在光照、烟尘中的金属氧化物等作用下，和氧气生成三氧化硫，溶于水后形成硫酸： 空气中的二氧化硫直接溶于水并生成亚硫酸，亚硫酸具有较强的还原性，在空气中的氧气作用下生成硫酸：SO2 + H2O H2SO3 2H2SO3 + O2 = 2H2SO42）空气中二氧化硫的来源：主要

42、是化石燃料的燃烧。另外还来源于含硫金属矿石的冶炼、硫酸工厂释放的尾气等。3）脱硫措施： 石灰石-石膏法脱硫（钙基固硫法）：CaO + SO2 CaSO3， SO2 + Ca(OH)2 CaSO3 + H2O，2CaSO3 + O2 2CaSO4 氨水脱硫：SO2 + 2NH3+H2O(NH4)2SO3， 2(NH4)2SO3 + O2 2(NH4)2SO4上述方法既可除去二氧化硫，还可以得到副产品石膏（CaSO42H2O）和硫酸铵（一种化肥）2、硫酸的制备和性质：（1）硫酸的工业制法：接触法制硫酸 三原料、三阶段、三反应、三设备：热交换器的作用：预热SO2和O2，降低SO3的温度，便于被吸收。

43、98.3%浓硫酸的作用：如果直接用水吸收SO3，SO3与水反应放热，会形成酸雾，不利于SO3的吸收。所以用98.3%的浓硫酸吸收SO3，得到发烟硫酸。尾气中SO2的处理：用氨水处理后，再用硫酸处理： SO2 + 2NH3+H2O(NH4)2SO3， SO2 + NH3+H2ONH4HSO3（2）硫酸的物理性质： 无色、黏稠、油状液体。硫酸易溶于水，溶解时放出大量的热。98.3%的浓硫酸沸点为338，属于典型的难挥发性酸，密度为1.84gcm-3。 浓硫酸难挥发，故可以制取易挥发性酸，如： （3） 稀硫酸的化学性质：具有酸的通性：使指示剂变色、与碱、碱性氧化物、活泼金属、盐都能反应。如：Fe2O

44、3 + 3H2SO4 Fe2(SO4)3 + 3H2O 可用于酸洗除锈（4） 浓硫酸的特性： 吸水性：浓硫酸具有吸水性，通常可用作中性气体和酸性气体的干燥剂，如H2、O2、CO2、Cl2、HCl等。还可以夺取结晶水合物中的水。备注：浓硫酸不能干燥碱性气体（如氨气）和还原性气体（如H2S、H2、HBr等）。 脱水性：浓硫酸能将有机物中 H、O 按照 21 的比例脱出，生成水，是有机物变黑。浓硫酸可用作许多有机反应的脱水剂和催化剂。强氧化性：1）浓硫酸可以将许多金属氧化（铝、铁、铂、金除外）：金属 + 浓硫酸 硫酸盐 + SO2+ H2O 浓硫酸的氧化性比稀硫酸强：其强氧化性由+6 价的 S 引起，而稀硫酸的氧化性由 H+引起 （故只能氧化金属活动顺序表中 H 前面的金属）。备注：上述反应中，Cu是还原剂，H2SO4是氧化剂。H2SO4既表现了氧化性，又表现了酸性，表现氧化性和酸性H2SO4的分子格式比为1:1。随着反应进行浓硫酸变为稀硫酸后反应就停止。 2）浓硫酸在一定条件下，也可以和一些非金属反应，如C、S、P等。3）与低价非金属元素的化合物反应： H2S + H2SO4 (浓) =S+ SO2+2H2O 2HI + H2SO4 (浓) =I2+ SO2+