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第一节 化学实验基本方法 知识概要： 一、初中化学实验基本操作要点回顾： 1.
药品取用的原则： （1） 安全性原则：“三不”：不能摸、不能闻、不能尝 （2） 节约性原则：严格按照实验规定的用量取用试剂。如果没有说明用量，一般应按最 少量取用，液体1~2mL，固体只需盖过试管底部。 （3） 保纯性原则：实验用剩的试剂一般不能放回原试剂瓶，以防瓶中试剂被污染。 2.
药品的取用方法： （1） 固体药品的取用 ① 粉末状或细小颗粒药品用药匙或纸槽，操作要领：“一斜、二送、三直立” ② 块状固体用镊子，操作要领：“一横、二放、三慢竖” （2） 液体药品的取用 ① 取用较多量时，可直接倾倒。操作要领：先取下瓶塞倒放在桌上，一手握瓶，标签向手心，一手斜握容器，使瓶口与容器口紧靠，缓缓倒入。 ② 取用少量时，可用胶头滴管。注意事项：不能将滴管伸入接收器内，否则易碰到接收器壁，粘附其他物质，使试剂污染。 ③ 定量取用液体，用量筒。（“仰小俯大”读数比实际） 3.
物质的加热： 可直接加热的仪器：试管、坩埚、蒸发皿、燃烧匙； 须间接加热的仪器=隔石棉网可加热的仪器：烧杯、烧瓶、锥形瓶 使用酒精灯的注意事项： （1）酒精量≤酒精灯容积的2/3 （2）用火柴点燃（不能用一只酒精灯去引燃另一只酒精灯） （3）用灯帽盖灭（不能用嘴去吹） 4.托盘天平的使用： （1）“左物右码”：m（物）=m（砝码）+m（游码） 若放反则：m（物）=m（砝码）—m（游码） （2）托盘天平的精确度为0.1g，只能粗略称量物质的质量。 （3）用镊子夹取砝码，先加质量大的砝码，再加质量小的砝码，必要时最后用镊子移动游码。
二、化学实验安全 1.药品的安全存放： （1）易吸水、易潮解、易被氧化的物质应密封存放； （2）受热或见光易分解的物质应选用棕色瓶存放在冷暗处； （3）金属钾、钠易与氧气、水反应，所以封存在煤油中； （4）固体药品存放在广口瓶中，液体药品存放在细口瓶中。 2．实验意外事故处理方法： （1）如不慎将酸液沾到皮肤或衣物上，立即用水冲洗，再用3%~5%的NaHCO3溶液清洗。 如果是碱液沾到皮肤上，用水冲洗，再涂上硼酸溶液。 （2）如果酸（或碱）流到实验桌上，立即用NaHCO3溶液（或稀醋酸）中和，然后用水冲洗。如果是少量酸或碱，立即用湿抹布擦净。 （3）眼睛的化学灼伤，立即用大量水冲洗，边洗边眨眼睛。若为碱灼伤，再用20%的硼酸溶液淋洗；若为酸灼伤，再用3%NaHCO3溶液淋洗。
三、混合物的分离和提纯 概念：（1）物质的分离：把混合物中各物质通过物理或化学方法彼此分开的过程。 （2）物质的提纯：把混合物中的杂质除去，以得到纯净物质的过程。 1.过滤： （1）目的：分离固体不溶物和液体。 （2）仪器：铁架台、烧杯、漏斗、玻璃棒和滤纸 （3）注意事项：“一贴二低三靠”： “一贴”：滤纸紧贴漏斗内壁（中间不留气泡）； “二低”：滤纸的边缘要低于漏斗的边缘；液面要低于滤纸的边缘； “三靠”：倾倒液体时，烧杯靠在玻璃棒上；玻璃棒要靠在三层滤纸处；漏斗下口要靠在烧杯内壁上。 玻璃棒的作用：引流，防止液体溅出漏斗。 2.蒸发： （1）目的：使稀溶液浓缩或从溶液中得到溶质的晶体。 （2）仪器：铁架台、酒精灯、蒸发皿、玻璃棒 （3）注意事项： ①浓缩溶液时，溶液的体积不要超过蒸发皿容积的2/3； ②蒸发加热液体时，一定要用玻璃棒不断搅拌，防止局部温度过高，使液体飞溅； ③蒸发结晶时，即出现了大量晶体，停止加热利用余热蒸干，也要继续搅拌； ④蒸发皿应由坩埚夹持，不能用手拿，蒸发皿可以直接加热，但不能骤冷； ⑤不要把加热后的蒸发皿直接放在实验台上，以免烫坏实验台。 【粗盐的提纯实验】 （1）粗盐的成分：不溶性泥沙，可溶性CaCl2,MgCl2及一些硫酸盐。 （2）步骤：溶解→过滤→蒸发结晶→除杂 玻璃棒的作用：溶解：加速溶解 过滤：引流 蒸发：搅拌，防止液滴飞溅 除杂所用试剂的顺序：NaOH→BaCl2→Na2CO3→HCl 加入试剂必须过量的原因：为了使杂质离子反应完全，其过量部分由后续加入的试剂除去。 3.蒸馏： （1）原理：利用液态混合物中各成分的沸点不同，通过加热到一定温度使沸点低的成分先汽化，再冷凝，从而与沸点高的物质分离开来。 （2）仪器：铁架台、酒精灯、石棉网、蒸馏烧瓶、温度计、冷凝管、牛角管和锥形瓶 （3）注意事项： ①在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片或沸石，防止液体暴沸。 ②温度计的水银球位置应与支管口下沿位于同一水平线上，用于测馏分的沸点。 ③冷凝管中冷却水从下口进，上口出。 ④给蒸馏烧瓶加热时，要垫石棉网。 4.萃取： （1）原理：利用物质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把物质从它与另一种溶剂所组成的溶液里提取出来，这种方法叫做萃取。 （2）仪器：分液漏斗、烧杯 （3）操作过程： ①检验是否漏液：在分液漏斗中注入少量的水，塞上瓶塞，倒置看是否漏水，若不漏水，把瓶塞旋转180°，在倒置看是否漏水。 ②混合振荡：用左手握住分液漏斗活塞，右手压住分液漏斗口部，把分液漏斗倒转过来振荡，使两种液体充分接触，振荡后打开活塞，使漏斗内气体放出。 ③静置：利用密度差且互不相溶的原理使液体分层，以便分液。 ④分液：打开下口活塞放出下层液体，从上口倒出上层液体。 （4）萃取剂选择的三个必备条件： ①萃取剂与原溶液中的溶剂互不相溶 ②萃取剂与原溶液中的溶质互不反应 ③质在萃取剂中的溶解度远大于在原溶剂中的溶解度 补充：萃取时应选择有机萃取剂，密度与水不同即可 四、常见离子的检验方法：
第二节 化学计量在实验中的应用 知识概要： 一、物质的量的单位——摩尔 1.物质的量：物质的量是一个基本物理量，表示含有一定数目粒子的集合体，符号为n。 2.摩尔：物质的量的单位，作为计量原子、分子、离子、电子等微观粒子的物质的量的单位，可简称摩，用mol表示。 3.阿伏伽德罗常数：国际上规定，1mol粒子集体所含有的粒子数与0.012kg 12C中所含的碳原子数相同，约为6.02×10^23，把6.02×10^23mol^—1叫做阿伏伽德罗常数，符号位NA。 4.摩尔质量： （1）概念：单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量，符号为M，单位为g/mol。 物质的质量（m） m （2）定义式：摩尔质量（M）= 物质的量（n） ，即M=
n 。 （3）摩尔质量与物质式量的关系：任何粒子的摩尔质量，以g/mol为单位，数值上等于其化学式的式量。 二、气体摩尔体积 1.物质体积的大小取决于构成这种物质的粒子数目、粒子的大小和粒子之间的距离这三个因素。 （1）1mol固态物质或液态物质含有的粒子数相同，粒子之间距离非常小，体积主要决定于粒子的大小。 （2）气体，粒子之间的距离远远大于粒子本身的直径，当粒子数相同时，气体的体积主要决定于气体粒子之间的距离。而在相同的温度和压强下，任何气体粒子之间的距离都是相等的。 2.阿伏伽德罗定律及推论 （1）阿伏伽德罗定律： 同温同压下，相同体积的气体都含有相同数目的分子。（“三同推一同”） （2）阿伏伽德罗定律推论：
3.气体摩尔体积 （1）定义：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积，符号为Vm，单位为L/mol。
V （2）定义式： Vm = n 几点说明：（1）在0°C和101KPa(标准状况)的条件下，气体摩尔体积为22.4L/mol。 （2）气体摩尔体积针对气体而言，可以是单一气体，也可以是混合气体。 （3）利用气体摩尔体积进行计算时，只适用于气态物质，不适用于固态或液态物质。 4.标准状况下气体摩尔体积的计算 （1）摩尔质量与气体摩尔体积的关系：M=Vm·ρg/L=22.4ρ g/mol VL V （2）物质的量与气体摩尔体积的关系：n=22.4L/mol= 22.4 mol V （3）气体质量与气体摩尔体积的关系：m=n·M= Vm ·M V （4）气体分子数与气体摩尔体积的关系：N=n·NA=Vm·NA 三、物质的量在化学实验中的应用 1.物质的量浓度 概念：表示单位体积溶液里所含溶质的物质的量，符号位c。物质的量浓度可表示为： n C = V 2.一定物质的量浓度的溶液的配制 （1）容量瓶使用的注意事项 容量瓶上标有温度、容积、刻度线。表示在所指温度下，液体的凹液面与容量瓶颈部的刻度线相切时，溶液体积与瓶上标注的体积相等，容量瓶的常用规格有100mL、250mL、500mL及1000mL。容量瓶使用前也检查是否漏液，方法与检查分液漏斗是否漏液相似，容量瓶不能作为反应容器，也不能长期贮存溶液。 （2）操作步骤（以配制100mL的NaCl溶液为例） 计算→称量→溶解→移液→洗涤→摇匀→定容→振荡→装瓶 3.溶液的稀释或混合的计算 溶液稀释或混合前后，溶质的质量不变，物质的量浓度不变。 （1）c（浓）·V（浓）= c（稀）·V（稀） m（浓）·w（浓）= m（稀）·w（稀） （2）c1V1+c2V2=c(混)·V（混） m1w1+m2w2=m (混)·w（混）
m(混 ) ρ1V1+ρ2V2
（3）V（混）=ρ（混） = ρ（混） 4.物质的量浓度和溶质的质量分数的换算 设溶液体积为1L，溶液的密度为ρg/mL，溶质的质量分数为w。 （1）溶质的质量m=1000mL×ρg/mL×w=1000ρw g m 1000ρw （2）溶质的物质的量n= M = M mol 1000ρw n M mol 1000ρw （3）溶质的物质的量浓度：c= V = 1L = M mol/L
1000ρw 得关系式：c= M mol/L 第二章 化学物质及其变化 第一节 物质的分类 知识概要： 一、简单分类法： 1.交叉分类法：对物质以不同的标准进行分类。（总） 2.树状分类法：对同类事物进行再分类的一种方法。（分） 二、分散系及其分类 1.分散系的概念： 把一种（或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系，叫做分散系。 前者叫分散质，后者叫分散剂。 2.分散系的分类： （1）以分散质和分散剂的状态为标准来分（共九种）；分散质都可以是固体、液体或气体。 分散质 分散系 举例 固体 固体 合金 固体 液体 碘酒 固体 气体 烟尘 液体 固体 珍珠 液体 液体 酒精水溶液 液体 气体 雾 气体 固体 塑料泡沫 气体 液体 肥皂泡沫 气体 气体 空气
（2）以分散质粒子大小为标准来分分散系 溶液：溶质粒子直径小于1nm 胶体：溶质粒子直径在1~100nm之间 浊液：溶质粒子直径大于100nm 3.溶液、胶体、浊液的比较
补充说明：（1）半透膜孔径〈胶粒直径〈滤纸孔径 （2）胶体稳定的原因有两个：①胶粒带电荷（主要原因）②布朗运动 4.胶体的性质： （1）丁达尔现象：当光束通过胶体时，可以看到一条光亮的“通路”。这条光亮的“通路”是由于胶体粒子对光线散射形成的，叫丁达尔效应。（丁达尔现象是区别溶液和胶体的一种常用的物理方法） （2）电泳现象：胶体粒子可以选择性地吸附某一种电性的离子而使胶粒带上某种电荷，在通电时向异性电极定向移动，这种现象称为电泳。如氢氧化铁胶粒带正电荷，通电时向负极移动。（溶液中的带点离子也可以移动，故此法不能区分溶液和胶体） （3）胶体的聚沉： 胶体粒子在适当的条件下相互结合成直径大于100nm颗粒而沉积下来的过程，叫做胶体的聚沉。 使胶体聚沉的原理就是要中和胶体粒子的电性，常用方法如下： ①加入电解质（高价离子的凝聚效率更大） ②加入与胶粒带相反电荷的胶体（把氢氧化铁胶体与硅酸胶体混合，两种胶体都聚沉，说明两种胶粒带相反电荷） ③加热胶体（降低了胶核对粒子的吸附作用） 5.分散系的稳定性 溶液 胶体 浊液 ——————————————→ 强 中 弱
第二节 离子反应 知识概要： 一、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。如硫酸、氢氧化钠、硝酸钾等。 2.非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物。如蔗糖等。 3.电解质与非电解质的比较
补充说明： （1）能导电的物质不一定是电解质，如石墨、铜等；电解质不一定都能导电，如NaCl晶体。 （2）活泼金属氧化物（如Na2O、MgO）熔融状态下能电离，能导电，故属于电解质。 （3）BaSO4、CaCO3等盐难溶于水，但它们在熔融状态下能电离，能导电，故属于电解质。 二、电解质的电离 1.电解质导电的原因：能产生自由移动的离子，是电解质导电的内因； 外因条件就是溶于水或受热使电解质呈熔融状态。 2.电离：电解质在水溶液或受热熔融时，解离成能够自由移动离子的过程叫做电离。 3.电离方程式：HCl=H+ + Cl— NaOH=Na+ + OH— NaHCO3=Na+ + HCO3— 4.酸、碱、盐的分类标准
补充说明： （1）NaHSO4虽能电离出H+和Na+，但因阳离子不全是H+，故不属于酸，而符合盐的定义，属于酸式盐。 （2）Cu2(OH)2CO3虽能电离出OH—，但因阴离子不全是OH—，故不属于碱，而符合盐的定义，属于碱式盐。
三、离子反应及其发生的条件 1.离子反应：由于电解质溶于水后电离成为离子，所以，电解质在溶液中的反应必然有离子 参加，这样的反应叫做离子反应。 2.离子方程式： （1）概念：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子叫做离子方程式。 （2）意义：化学方程式只表示某一具体反应，而离子方程式可以表示同一类型的离子反应。 （3）书写： ①写：写出反应的化学方程式； ②拆：把易溶于水，易电离的物质拆成离子形式； ③删：把不参加反应的离子从方程式两边删去； ④查：检查方程式两边各元素的原子个数和电荷数是否相等。 补充说明：气体、难溶、难电离，用化学式； 微溶反应物写离子，生成物写化学式。 （4）判断离子方程式的正误： ①以化学反应的客观事实为依据 ②以质量守恒定律为依据 ③以离子电荷守恒定律为依据 ④以物质实际状态为依据 ⑤以反应条件及物质的状态为依据 四、离子共存的判断规律 离子共存即离子之间不能发生反应，判断离子能否大量共存，即判断离子之间能否反应，若反应，则不共存；若不反应，则共存。 （1）溶液无色透明时，不存在有色离子 中学阶段常见有色离子及其颜色： Cu2+（蓝色） Fe3+（棕黄色） Fe2+（浅绿色） MnO4—（紫红色） （2）因发生复分解反应而不能大量共存的情况及常见例子。
（3）强酸性溶液或是石蕊变红的溶液或PH〈7的溶液，均指酸性溶液，即溶液中有大量H+，则与H+反应的离子肯定不能大量共存。 （4）强碱性溶液或使石蕊变蓝或使酚酞变红的溶液或PH〉7的溶液，均指碱性溶液，即溶液中有大量OH—，则与OH—反应的离子肯定不能大量共存。
第三节 氧化还原反应 知识概要： 一、氧化还原反应 1.氧化还原反应 （1）概念：凡是元素化合价升降的化学反应都是氧化还原反应。 （2）标志：化合价的升降 （3）实质：电子的得失或电子对的偏移 补充说明：（1）从得氧和失氧来判断氧化还原反应是有局限性的。 （2）有化合价升降的化学反应一定是氧化还原反应。 2.四种基本反应类型与氧化还原反应的关系
二、氧化剂与还原剂 1.概念：氧化剂、氧化产物（氧化性：氧化剂＞氧化产物） 还原剂、还原产物（还原性：还原剂＞还原产物） 2.口诀：升失氧化还原剂，降得还原氧化剂。 3.电子转移的表示方法： 双线桥法
化合价降低，得到2×3e－，被还原 ｜ 高温 ↓ 例：Fe2O3+3CO===2Fe+3CO2 ｜ ↑ 化合价升高，失去3×2e－，被氧化 分析：氧化剂：Fe2O3 氧化产物：CO2 还原剂：CO 还原产物：Fe 补充说明：失电子，化合价升高，作还原剂，被氧化，发生氧化反应 得电子，化合价降低，作氧化剂，被还原，发生还原反应
三、氧化还原强弱的判断 （1）根据金属活动性顺序 在金属活动性顺序表中，从左到右原子的还原性逐渐减弱，但其对应阳离子的氧化性逐渐增强。 K Ca Na Mg
Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au→ 还原性依次减弱 K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Hg2+ Ag+ Pt2+ Au+→ 氧化性依次增强 （2）根据反应方向判断 氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物 （3）根据与同种物质反应生成价态不同的生成物的情况判断 0 点燃 +3 例如：2 Fe+3Cl2===2 FeCl3
0 △ +2 Fe+S=== FeS 可知氧化性：Cl2＞S （4）根据反应条件判断 条件越简单，氧化性（还原性）越强。一般从反应是否需加热、温度高低、有无催化剂等方面判断。 （5）根据反应剧烈程度判断 例如：Cu与浓HNO3反应较剧烈，Cu与稀HNO3反应较微弱。 故氧化性：HNO3（浓）＞HNO3（稀） 四、氧化还原反应的规律 1.守恒规律：化合价升高总数=化合价降低总数，即失电子数=得电子数 2.价态规律：（1）元素处于最高价态，只有氧化性 （2）元素处于最低价态，只有还原性 （3）元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性。 3.先后规律：强者优先，即氧化性（或还原性）强的，优先发生反应。 4.“只靠拢，不交叉”规律 同种元素不同价态之间，相邻价态不反应，发生反应时化合价向中间靠拢，但不交叉。
第三章 金属及其化合物 第一节 金属的化学性质 知识概要： 一、金属的存在及通性 1.绝大多数金属元素都以化合态形式存在。这是因为金属的化学性质活泼，易与其他物质反应。也有金属以游离态形式存在，如金。 2.金属化学性质活泼的原因：金属原子的最外层电子数小于4个，易失电子，在化学变化中，表现还原性。 3.地壳中含量最多的金属元素是Al，含量在前三位的元素分别是O、Si、Al。 4.金属的通性：有金属光泽、易导电、易导热、有延展性等。 5.从古至今，人们利用金属的顺序，是由不活泼金属到活泼金属的顺序。 二、金属与非金属的反应 1.钠与氧气的反应
补充说明： （1）新切开的金属钠，切面为银白色，后变暗，是因为钠被空气氧化了的原因。 （2）因为钠与空气中的水和氧气都反应，所以钠要用石蜡油或煤油封存。 （3）取用剩余的钠应放回原试剂瓶中，不能随意乱扔。（钠是实验室中少数剩余可以放回原试剂瓶的药品） （4）金属钠的物理性质：银白色，密度小，熔点低，硬度小。 （5）金属钠露置在空气中的变换过程： O2 H2O H2O CO2 银白色金属钠—→表面变暗—→出现白色固体—→表面变成溶液—→白色块状物质 （Na） (生成Na2O) (生成NaOH) (NaOH潮解) (生成Na2CO3·10H2O)
风化 —→白色粉末状物质 (生成Na2CO3)
有关反应如下：4Na+O2=2Na2O Na2O+H2O=2NaOH 2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O △ 点燃 补充：钠还可与S、Cl2发生化学反应：2 Na+S== Na2S 2Na+ Cl2===2NaCl 2.铝与氧气的反应 打磨过和未打磨过的铝箔在酒精灯上加热的现象：都是熔化，失去了光泽，但熔化的铝并不滴落。原因是：即使打磨过的铝箔，在空气中也会很快生成新的氧化膜，构成薄膜的Al2O3的熔点（2050℃）高于Al的熔点（660℃），包在铝的外面，所以熔化了的液态铝不会滴落下来。 补充说明： 铝制品表面的氧化膜，起着保护内部金属的作用，所以活泼的铝在空气中能稳定存在， △ 具有很强的抗腐蚀性。发生的反应是：4Al+3O2==2Al2O3 三、金属与酸和水的反应 1.与酸反应：位于金属活动性顺序中氢以前的金属遇到酸时，能够发生化学反应，生成盐和氢气。 2.钠与水的反应： （1）反应现象及解释
补充说明： ①钠极易与空气中的氧气和水反应，所以保存在煤油中，隔绝空气。不能用手拿钠的原因是钠与手上的水反应生成的NaOH腐蚀手。 ②金属钠着火不能用水和CO2来灭火，需用沙子覆盖。 ③钠与水反应之前，需用滤纸擦净，这样可以防止钠与水反应放热引起煤油燃烧。 ④钠在金属活动性顺序表中排在前面，但是在水溶液中不能置换出后面的金属，而是先跟水反应，然后生成的NaOH再与盐反应。 （2）反应方程式 2 Na+H2O=2 NaOH+ H2↑ 3.铁与水蒸气反应 铁不能与冷水、热水反应，但高温能与水蒸气反应，化学反应方程式为 高温 3Fe+4H2O(g)===Fe3O4+4H2 4.金属与水反应的规律是： （1）K、Ca、Na等金属和冷水作用，生成可溶性碱和氢气。 2 K+H2O=2 KOH+ H2↑ （2）Mg、Al在除去氧化膜后与冷水、热水的反应
（3）Zn、Fe、Sn、Pb和高温水蒸气反应，生成不溶性氧化物和氢气。 高温 3Fe+4H2O(g)===Fe3O4+4H2 高温 Zn+H2O(g)===ZnO+H2 （4）Cu、Hg、Ag、Pt、Au不与水作用。
四、铝与酸、碱溶液的反应
五、钠与酸、碱、盐的水溶液的反应规律 1.钠与酸的反应： 钠与稀硫酸、盐酸等非氧化性酸反应时，首先是钠直接跟酸反应，过量的钠再与水反应。 例如：钠投入足量盐酸中的反应的化学方程式是： 2 Na+2HCl=2 NaCl+ H2↑ 离子方程式是：2 Na+2H+ =2 Na+ + H2↑ 2.钠与碱的反应： 实际就是钠跟水反应 3.钠跟盐溶液的反应： （1）NaCl溶液：实际是与水反应。化学方程式为：2 Na+H2O=2 NaOH+ H2↑ （2）CuSO4溶液：钠先与水反应生成NaOH，NaOH再与CuSO4反应。 化学方程式为：2 Na+H2O=2 NaOH+ H2↑ 2 NaOH+ CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4 （3）NaHSO4溶液：因NaHSO4完全电离生成的H+浓度远大于水中的H+浓度，此时钠直接与盐反应。方程式为：2Na+2NaHSO4=2 Na2SO4+ H2↑ （4）通常钠不能从盐溶液中置换出金属； 熔融 若盐为熔融状态，钠可以置换出较不活泼的金属，如：4 Na+TiCl4===4 NaCl+Ti
第二节 几种重要的金属化合物 知识概要： 一、钠的重要化合物 1.氧化钠与过氧化钠 （1）过氧化钠的性质的实验探究 实验步骤：取一支试管，向其中加入少量过氧化钠固体，然后滴入适量水，并立即把带火星的木条放在试管口，用手触摸试管底部，向反应后的溶液中滴入酚酞溶液。 实验现象：①带火星的木条复燃；②试管壁温度升高；③滴入酚酞后溶液变红。 实验结论：①过氧化钠与水反应放出氧气；②放出热量；③有碱性物质生成。 化学方程式：Na2O2+H2O==4NaOH+H2↑ 过氧化钠还能与CO2反应：2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2 （2）氧化钠与过氧化钠的比较
补充说明：碱性氧化物的主要性质是能与酸反应只生成盐和水，无其他产物。Na2O2跟酸反应除生成盐和水外，还生成氧气，故Na2O2不是碱性氧化物，Na2O是碱性氧化物。 2.碳酸钠和碳酸氢钠
补充说明： （1）溶解性：Na2CO3〉NaHCO3 （2）碱性：Na2CO3〉NaHCO3 （3）热稳定性：Na2CO3〉NaHCO3〉碳酸 （4）与酸反应剧烈、速率快：Na2CO3〈NaHCO3 （5）相互转化： CO2+ H2O→ Na2CO3====================== NaHCO3 ←①固（加热）②液（NaOH） 鉴别Na2CO3与NaHCO3的方法
3.焰色反应（利用元素的性质） 注意事项： （1）蘸取待测物的金属丝：铂丝或铁丝等，必须在火焰上灼烧时无颜色，且熔点较高。 （2）金属丝使用前用稀盐酸将其表面的氧化物洗净，然后在火焰上灼烧至无焰色，方可使用。（金属氧化物与盐酸反应生成的氯化物在灼烧时易气化而挥发，而若用硫酸来洗，则生成的硫酸盐沸点很高，不易除去，干扰焰色） （3）作用：判断元素种类，不能判断是分子、原子还是离子。 （4）几种焰色反应的颜色
【思考】在观察钾的焰色反应时若不透过蓝色钴玻璃，我们所观察到的往往是黄色，为什么？ 【解析】由于钠和钾元素的许多性质相近，往往使钠和钾元素的分离非常困难，导致许多含钾元素的物质中也含有少量的钠元素，而黄色又能对紫色有遮盖作用，但蓝色钴玻璃恰能滤去黄色光，使紫色透过。 二、铝的重要化合物 1.氧化铝 （1）两性氧化物：既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水的氧化物称为两性氧化物，氧化铝就是两性氧化物。 （2）物理性质：难溶于水；熔点很高，可做耐火材料。 （3）化学性质：①与酸反应：Al2O3 + 6H+ =2 Al3+ + 3H2O ②与碱反应：Al2O3 + 2OHˉ=2 AlO2ˉ+H2O (Al2O3只与强酸、强碱发生化学反应) 2.氢氧化铝 （1）Al(OH)3的制取：利用可溶性铝盐（如AlCl3）与NH3·H2O可以制取Al(OH)3，它是一种白色胶状沉淀。 用NH3·H2O而不能用NaOH的原因是：NaOH过量时会溶解Al(OH)3。 （2）Al(OH)3的两性：在Al(OH)3的悬浊液中加入盐酸或NaOH溶液，沉淀都会消失。 与盐酸反应的离子方程式：Al(OH)3+3H+ =Al3+ + 3H2O 与NaOH反应的离子方程式：Al(OH)3+ + OHˉ= AlO2ˉ+2H2O （3）两性氢氧化物：像Al(OH)3这样既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水的氢氧化物，叫做两性氢氧化物。 （4）Al(OH)3的不稳定性： △ 2 Al(OH)3== Al2O3+3H2O （5）用途：Al(OH)3常用来中和胃酸。 三、铁的重要化合物 1.铁的氧化物
补充说明： （1）Fe3O4与盐酸的反应可分别看做Fe2O3 、FeO与盐酸反应，然后把两个反应式相加。 （2）从价态分析，FeO有还原性，Fe2O3有氧化性，Fe3O4既有氧化性又有还原性。 2.铁的氢氧化物 Fe(OH)2与Fe(OH)3的比较
转化 4 Fe(OH)2+O2+2H2O=4 Fe(OH)3
补充说明： （1）FeSO4与NaOH反应生成灰白色沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色，是因为Fe(OH)2被氧化，4 Fe(OH)2+O2+2H2O=4 Fe(OH)3。 （2）Fe2+极易被氧化，所以FeSO4溶液要新制备。 （3）为防止Fe2+被氧化，还可以向盛有FeSO4溶液的试管中加入少量的煤油或其他密度小于水而不溶于水的有机物，以隔绝空气。 （4）难溶性金属氢氧化物受热分解生成相应价态的金属氧化物和水。 △ 2Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O 3.铁盐和亚铁盐 （1）Fe3+的检验
（2）Fe3+的氧化性： 2mLFeCl3溶液中→加入少量铁粉，振荡→滴入几滴KSCN溶液→滴加氯水
结论：Fe2+和Fe3+可以相互转换 补充：利用Fe2+和Fe3+的有关性质及相互转化，可进行Fe2+的检验。若加入KSCN溶液，无明显变化，然后加入氧化剂（如氯水）后，若溶液出现血红色，则可证明溶液中含Fe2+。 四、铜盐 1.铜的性质稳定，易于冶炼，中国古代就掌握了冶铜技术。古代“铜钱”就是佐证。 2.铜属于重金属，化学性质不活泼，使用铜器皿比较安全。 3,铜盐溶液都有毒，因为Cu2+与蛋白质作用，使蛋白质变性。 用CuSO4来配制农药（波尔多液）就是利用这一性质。 4.铜绿主要化学成分是Cu2(OH)2CO3。 五、铝盐和铁盐的净水作用 净水原理：明矾、Fe2(SO4)3溶于水后，分别电离出Al3+和Fe3+， Al3+、 Fe3+与水作用生成Al(OH)3、Fe(OH)3胶状物质，凝聚水中的悬浮物沉降，从而使水净化。 第三节 用途广泛的金属材料 知识概要： 一、常见合金的重要应用 1.对合金的初步认识 （1）定义：合金是由两种或两种以上的金属（或金属跟非金属）熔合而成的具有金属特性的物质。 （2）合金的特点 ①合金硬度一般比它的各成分金属大 ②合金熔点一般比它的各成分金属低 ③合金的物理性质、化学性质、机械性能优于各成分金属 补充说明： （1）合金是混合物而不是纯净物。 （2）合金可以是金属与金属的熔合，也可以是金属与非金属的熔合。 2.铜合金
3、铁合金
二、正确选用金属材料 选择金属材料时，常常要考虑以下几个方面： 主要用途、外观、物理选择、化学性质、价格、加工难度、日常维护和对环境的影响。 三、用途广泛的稀土金属 （1）镧系元素（57~71号元素）及钇和钪共17种元素为稀土元素。 （2）我国拥有丰富的稀土资源，世界稀土资源中，80%分布在我国，并且品质齐全。 （3）稀土金属元素的物理性质和化学性质极为相似，在矿石中总是共生在一起，冶炼复杂且耗能高，污染大。 （4）稀土金属有广泛的用途，可以单独使用，也可用于生产合金，稀土金属又被称为冶金工业的维生素。 （5）稀土金属可用于制造引火合金、永磁材料、超导材料和发光材料等。广泛应用在冶金、石油化工、荧光、电子材料、医药及农业部门，深入到许多现代科技领域。 四、金属的分类 冶金工业常常把金属分为黑色金属和有色金属。黑色金属有三种：铁、锰、铬。除铁、锰、铬以外的金属称为有色金属。有色金属有可以分为九大类： （1）重金属（2）轻金属（3）轻稀有金属（4）难溶稀有金属（5）稀散金属（6）稀土金属（7）放射性金属（8）贵金属（9）碱金属 五、金属冶炼的规律 金属冶炼实质上就是用还原法把金属由化合态转化为游离态。根据金属的活泼性不同，采用的还原方法也不同。 （1）电解法：K、Ca、Na、Mg、Al等活泼金属 电解 2NaCl====2Na+Cl2↑ （2）热还原法：Zn、Fe、Cu等中等活泼金属 高温 CO+CuO===Cu+CO2 （3）热分解法：Hg、Ag等不活泼金属 △ 2HgO===2Hg+O2↑ （4）水洗法：Au通过物理方法直接得到。
第四章 非金属及其化合物 第一节 无机非金属材料的主角——硅 知识概要： 一、二氧化硅和硅酸 1.硅在自然界中的存在： （1）含量：在地壳中，硅的含量在所有元素中局第二位，仅次于氧。 （2）存在形式：自然界中无游离态的硅。硅是一种亲氧元素，自然界中以SiO2和硅酸盐的形式存在。 （3）硅原子结构特点：最外层4个电子。 2.二氧化硅 硅石：天然二氧化硅 （1）存在：{石英：结晶二氧化硅{水晶：无色透明的晶体 玛瑙：具有彩色环带状或层状 沙子：含有小粒的石英晶体
（2）SiO2晶体结构：SiO2晶体是由Si和O按1：2的比例所组成的立体网状结构的晶体。 SiO2的网状结构决定了SiO2是不溶于水的固体，熔沸点高，硬度大，且化学性质稳定。（这里充分体现了物质结构决定性质的思想） （3）化学性质： ①与氢氟酸反应 SiO2+4HF= SiF4↑+2H2O （氢氟酸可雕刻玻璃） 补充：SiO2是酸性氧化物；SiO2很稳定，除氢氟酸外一般不与其他酸反应。 高温 ②与碱性氧化物反应 SiO2+CaO==CaSiO3 ③与强碱反应 SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O (盛碱的试剂瓶用橡皮塞不能用玻璃塞) 高温 ④与焦炭反应 SiO2+2C=== Si+2CO （4）用途： ①信息高速公路的骨架——石英光导纤维 ②石英坩埚、石英玻璃、石英钟表等 ③电子工业的重要部件、光学仪器 ④工艺饰品 3.硅酸 （1）物理性质：硅酸是一种白色固体，在水中溶解度很小 △ （2）化学性质：硅酸是一种很弱的酸（比碳酸还弱）具有酸的通性，硅酸加热H2SiO3== SiO2+H2O （3）制法：硅酸一般由可溶性硅酸盐与其他酸反应制得。 如Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3（胶体） Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3（胶体） 它们都符合强酸制弱酸 （4）硅胶的用途——干燥剂 ①由Na2SiO3制得H2SiO3。 ②生成的H2SiO3逐渐聚合成胶体溶液。 ③H2SiO3浓度较大时，形成透明的、胶冻状——硅酸凝胶。 ④硅酸凝胶干燥脱水后形成——“硅胶”。硅胶是多孔状，吸附水分能力强，常用作干燥剂，也可作催化剂的载体。 二、硅酸盐 1.硅酸盐及其产品 （1）概念：硅酸盐是由硅、氧和金属组成的化合物的总称。 （2）硅酸钠（Na2SiO3）：溶于水，其水溶液俗称水玻璃，可用作肥皂填料、防火剂及黏胶剂等。 （3）硅酸盐的化学性质： ①硅酸盐有很强的热稳定性，即能耐高温。 ②硅酸盐易跟酸发生反应 Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3（胶体） SiO3 2ˉ+CO2+H2O=CO3 2ˉ+H2SiO3（胶体）
Na2SiO3+2CO2+2H2O=2NaHCO3+H2SiO3（胶体） SiO3 2ˉ+2CO2+2H2O=2HCO3ˉ+H2SiO3（胶体）
Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3（胶体） SiO3 2ˉ+2HCl=2Clˉ+H2SiO3（胶体） 补充说明：①盛Na2SiO3的试剂瓶应密封，否则吸收空气中CO2和H2O会变质； ②盛Na2SiO3的试剂瓶不能用玻璃塞，因为本身是一种玻璃粘胶剂； ③SiO3 2ˉ与H+不能大量共存。 （4）硅酸钠的耐热性： Na2SiO3能耐高温，不能燃烧。 （5）硅酸盐的产品 人类创造出的三大传统硅酸盐产品有陶瓷、玻璃、水泥。 三种常见的硅酸盐产品
2.新型陶瓷
三、硅单质 1.存在形式：硅以晶体硅和无定形硅两种形式存在。 2.晶体硅的结构：硅原子与硅原子互相连接成空间网状结构。与金刚石的结构相似。 3.物理性质：晶体硅是灰黑色，有金属光泽、硬而脆的固体、熔点、沸点很高，硬度大。晶体硅的导电性介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体材料。 4.硅的用途：依据其半导体性质及丰富的来源，硅成为信息技术的关键材料|（半导体材料中硅占95%以上）。半导体晶体管和硅芯片的发展应用，促进了信息技术革命，硅是人类将太阳能转换为电能的常用材料，如高纯硅可以制成光电池（将光能直接转换为电能），可以用作计算器、人造卫星、登月车、火星探测器、太阳能电动汽车等的动力设备，是极有发展景的新型能源材料。 四、硅酸盐的表示方法 硅酸盐由于组成比较复杂，通常用二氧化硅和金属氧化物的形式表示其组成，改写时的规律为： 书写形式：（1）氧化物的排列顺序：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物 （2）二氧化硅→水 （3）氧化物之间以“· ”隔开 化学计量数：（1）配置原则：各元素原子总个数比符合原来的组成 （2）若出现分数应化为整数 例如：钠长石NaAlSi3O8不能写成1/2Na2O·1/2Al2O3·3SiO2，应写成Na2O·Al2O3·6SiO2。 补充说明：（1）写成氧化物形式，是为了简化对硅酸盐组成的表示方法，实际上硅酸盐不是以简单氧化物形式存在的。 （2）在改写时，各元素的化合价不能改变。 （3）硅酸盐与酸反应时，只考虑酸与氧化物的反应。
第二节 富集在海水中的元素——氯 知识概要： 一、活泼的黄绿色气体——氯气 1.氯元素的存在及其原子结构 （1）氯元素的存在 自然界中氯以化合态形式存在，主要以NaCl的形式存在于海水和陆地的盐矿中，海洋是氯的巨大的资源宝库。 （2）氯的原子结构 氯位于第三周期第VIIA族，氯原子最外层七个电子易得到一个电子而形成氯离子（Clˉ），是活泼的非金属元素。 2.氯气的发现和确认 1774年，瑞典化学家舍勒在研究软锰矿（主要成分是MnO2）的过程中，将它与浓盐酸混合加热，产生了一种黄绿色的气体，有强烈的刺鼻气味，使人非常难受，但舍勒当时没有确认这种气体的真面目，以为它是一种氧化物。后来英国化学家戴维以大量实验事实为依据，确认它是一种新元素组成的单质——后来被译为“氯气”。 3.氯气的物理性质 通常情况下，氯气是黄绿色有刺激性气味的气体，密度比空气大，有毒，易液化，能溶于水。 4.氯气的化学性质 （1）与金属单质反应 点燃 与Na反应：2Na+Cl2===2NaCl 点燃 与Fe反应：2Fe+3Cl2===2FeCl3 点燃 与Cu反应：Cu+Cl2=== CuCl2
补充：Cl2与变价金属反应时，生成高价金属氧化物。如Fe与Cl2生成FeCl3，而不是FeCl2.
（2）与非金属单质反应 点燃 H2+Cl2===2HCl （3）与水反应 光照 Cl2+H2O=HCl+HClO(次氯酸) 2HClO===2HCl+O2↑ 补充说明： ①Cl2可使湿润的有色布条褪色，不能使干燥的有色布条褪色，说明Cl2没有漂白性，而是HClO其漂白作用，HClO是一种强氧化剂，能漂白、杀菌。 ②Cl2可使湿润石蕊试纸先变红，后褪色，其原因是Cl2与水作用生成的酸使石蕊变红，HClO强氧化性使变色后的石蕊氧化褪色。 ③光照氯水，黄绿色逐渐褪去，溶液PH逐渐减小（HClO能变成强酸HCl）。保存氯水时，应避免光照或受热，实验室通常将氯水置于棕色试剂瓶密封保存。 （4）与碱反应 Cl2+NaOH=NaCl+NaClO+H2O Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O 补充说明： ①
②以上三种的漂白原理相同，在酸性条件下生产有漂白、消毒作用的次氯酸（HClO） Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO （碳酸的酸性比次氯酸强） NaClO+ HCl=NaCl+HClO ③以上三种长期露置于空气中会发生反应： Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO 2NaClO+CO2+H2O=Na2CO3+2HClO 光照 2HClO===2HCl+O2↑ 因此，保存时应该密封存放于避光干燥处。 5.氯气的用途： （1）制消毒剂、漂白剂。 （2）有机合成，有机化工，如合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料、药品等。 （3）制盐酸 二、Clˉ的检验 检验方法：先在被检液中加稀HNO3酸化，再加AgNO3溶液，如产生白色沉淀，则可判断溶液中含有Clˉ。 反应方程式：Ag+ + Clˉ =AgCl↓(不溶液稀HNO3) 注意：①用稀HNO3酸化，主要是排除CO3 2ˉ的干扰； ②不能用稀盐酸酸化，因为盐酸会引入Clˉ。 ③稀HNO3不能排除SO4 2ˉ、SO3 2ˉ等离子的干扰，因此离子检验时要看具体情况设计实验方案。 三、成盐元素——卤素 （1）概念：第VIIA族的元素氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)、砹(At)都能与Na、K、Ca、Mg等金属化合生成盐，所以统称为卤素。 （2）原子结构： ①结构相似性： ②结构与元素性质的递变性：从F→I 核电荷数逐渐增多 电子层数逐渐增多 原子半径逐渐增大 得电子能力逐渐减弱 非金属性逐渐减弱 （3）卤素单质的化学性质及递变规律： ①氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2 ②与H2的反应：H2+X2=2HX 氟气与H2在冷暗处即可剧烈化合并发生爆炸； 氯气与H2混合强光照射或点燃时爆炸； 溴加热时缓慢与H2化合； 碘持续加热，与H2缓慢化合，同时又分解。 ③与H2O的反应，依F2→I2逐渐减弱： F2：2F2+2H2O=4HF+O2(剧烈) Cl2: Cl2+H2O=HCl+HClO Br2、I2与水的反应比较微弱： X2+H2O=HX+HXO(X=Br或I) ④与碱溶液反应： X2+2NaOH=NaX+NaXO+H2O (X=Cl、Br、I，反应能力逐渐减弱) ⑤卤素单质间的置换反应： Cl2+2Brˉ= 2Clˉ+ Br2 Cl2+2Iˉ=2Clˉ+I2 Br2+2Iˉ=2Brˉ+I2 氧化性：Cl2 〉Br2〉 I2 还原性：Clˉ〈Brˉ〈Iˉ （4）卤素单质的特性： ①液溴易挥发，保存时应密闭保存，试剂瓶中的溴常加水液封，盛溴的试剂瓶不可选用橡胶塞。 ②碘易升华，这是物理变化。可用于分离、提纯I2。 ③溴和碘不易溶于水，易溶于酒精、汽油、四氯化碳等有机溶剂。 四、氯水的成分与性质 1.氯水的成分 Cl2+H2O==H+ + Clˉ +HClO HClO ?H+ + ClOˉ
新制的氯水中，所含的分子有：Cl2、H2O、HClO； 离子有：H+ ClˉClOˉ OHˉ（少量） 氯水与液氯的区别
2.氯水化学性质的多样性 Cl2的强氧化性；HClO的强氧化性、漂白性；H+的酸性；Clˉ的性质。
五、氯气的实验室制法 （1）反应原理： △ MnO2+4HCl(浓)===MnCl2+Cl2↑+2H2O （2）实验装置： △ 固+液→气 （3）收集方法：①向上排空气法（Cl2密度大于空气） ②排饱和食盐水法（Cl2在饱和NaCl溶液中溶解度很小，且用此法可除去实验过程中挥发产生的HCl气体） （4）尾气处理 Cl2有毒，污染空气，需用NaOH溶液吸收。
第三节 硫和氮的氧化物 知识概要： 一、二氧化硫和三氧化硫 1.硫 （1）硫的存在形式 ①游离态的硫存在于火山喷口附近或地壳的岩层里。 ②化合态的硫主要以硫化物和硫酸盐的形式存在，如硫铁矿(FeS2)、黄铜矿(CuFeS2)、石膏(CaSO4·2H2O)和芒硝(Na2SO4·10H2O)等。 ③硫是一种生命元素，存在于某些蛋白质中，这也是石油、天然气、煤等化石燃料中含硫的原因。 （2）硫的性质 硫，俗称硫磺，它是一种黄色晶体，不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。在空 点燃 气中燃烧生成二氧化硫，反应的化学方程式为S+O2===SO2。（硫在空气中安静地燃烧，发出淡蓝色火焰，同时有刺激性气味的气体产生。硫在空气中燃烧只生成SO2，不生成SO3）。 2.二氧化硫 （1）物理性质： ①色、味、态：在通常情况下，二氧化硫是无色、有刺激性气味的有毒气体。 ②熔、沸点：熔点—76℃，沸点—10℃，容易液化。 ③密度：在标准状况下密度为2.86g/L，比空气的密度大。 ④溶解性：易溶于水，在常温、常压下，1体积水大约能溶解40体积二氧化硫。
（2）化学性质： ①SO2是酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性： A与水反应：SO2+H2O?H2SO3（能使紫色石蕊变红）
B与碱性氧化物反应：SO2+CaO=CaSO3 C与碱反应：SO2(少量)+2NaOH=Na2SO3+H2O SO2(过量)+NaOH=NaHSO3 D与盐反应：SO2(少量)+2NaHCO3=Na2SO3+H2O+CO2 SO2(过量)+ NaHCO3=NaHSO3+CO2 ②氧化性、还原性： SO2中硫元素为+4价，处于硫元素的中间价态，所以SO2既有氧化性，又有还原性，以还原性为主。 A常温下与H2S气体反应：SO2+2H2S=3S+2H2O B SO2能使卤素单质的水溶液褪色。SO2+X2+2H2O=H2SO4+2HX(X=Cl、Br、I、F除外) C SO2能使紫色的酸性KMnO4褪色 D 能被Fe3+氧化 催化剂 E SO2能被氧化氧化成SO3： 2SO2+O2?2SO3 △ ③漂白性： SO2的漂白作用是由于它能与某些有色物质生成不稳定的无色物质，这种无色物质容易分解而使有色物质恢复原来的颜色。 补充说明： SO2的漂白机理与氯水不同，其原理是SO2与某些有色物质生成不稳定的无色物质，加热后，无色物质分解为原来的物质和SO2。 SO2能漂白品红、鲜花等有机色素，不能漂白酸碱指示剂，如酚酞、石蕊等。 SO2能使溴水、高锰酸钾褪色，是因为SO2的还原性而不是漂白性。 SO2和CO2都是酸性氧化物，都能使澄清的石灰水变浑浊。不能用澄清的石灰水鉴别SO2和CO2，可用品红溶液来鉴别。 （3）可逆反应 可逆反应：在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应，叫做可逆反应。 3.三氧化硫 通常情况下，SO3是无色固体，易溶于水，SO3属于酸性氧化物。 （1）与水反应：SO3+H2O=H2SO4 （2）与碱性氧化物反应：SO3+CaO=CaSO4 （3）与碱反应：SO3+Ca(OH)2= CaSO4+H2O （4）与BaCl2反应：SO3+H2O=H2SO4 H2SO4+ BaCl2= BaSO4↓+2HCl SO2通入BaCl2溶液不会产生沉淀，SO3通入BaCl2会产生沉淀。 二、二氧化氮和一氧化氮 1.氮气： 氮气是一种无色无味的气体，占空气体积的4/5左右。在一定条件下，N2和O2反 放电或高温 应的化学方程式为N2+O2=========2NO。
2.一氧化氮 （1）NO是一种无色，不溶于水的有毒气体，是大气污染物。 （2）NO在人体的血管系统内具有传送信号的功能。NO能让人体内某部位的信号传送到另一个部位，应用于开发治疗心血管疾病的药物。 （3）NO与O2的反应：2NO+O2==2NO2
3.二氧化氮 （1）二氧化氮是一种红棕色、有刺激性气味的有毒气体，其密度比空气大，易液化，易溶于水。 （2）二氧化氮溶于水时与水反应生成硝酸和一氧化氮，该反应的化学方程式为3NO2+H2O=2HNO3+NO，工业上利用这一原理制取硝酸。
三、二氧化硫和二氧化氮对大气的污染 （1）SO2、NO2污染物的形成 ①煤、石油和某些金属矿物中含硫或硫的化合物。燃烧和冶炼时产生SO2。 ②高温燃烧时空气中的氮气与O2发生一系列的反应、汽车尾气、硝酸工业都会产生NO2。 （2）SO2、NO2的主要危害 ①直接危害人体健康，引起呼吸道疾病，严重时会使人死亡。 ②形成酸雨（PH〈5.6），破坏农作物、桥梁、工业设备、运输工具及腐蚀电信电缆。 （3）酸雨的形成 SO2、NO2与水作用形成酸雨。 SO2+H2O H2SO3 2H2SO3+O2=2H2SO4 3NO2+H2O=2HNO3+NO 补充说明：SO2形成的酸雨含H2SO3，H2SO3易被氧化成H2SO4，所以亚硫酸放置一段时间后PH会变小，即酸性增强。 （4）防治酸雨的措施 ①调整能源结构，发展清洁能源，优化能源质量，提高能源利用率，减少燃煤产生的二氧化硫和氮氧化物等。 ②加强环境管理，强化环保执法，严格控制二氧化硫的排放量。 ③研究、开发适合我国国情的二氧化硫治理技术和设备。
四、常见漂白剂及其漂白原理 漂白按原理不同可分为三大类： （1）氧化型：漂白剂本身是强氧化剂，通过氧化作用，破坏有色物质，这种漂白是不可逆的。这类漂白剂常见的有：HclO、Na2O2、H2O2、HNO3等。 （2）加合型：漂白剂与有色物质发生加成反应，生成无色物质，但受热时，漂白剂与原有色物质又分开，恢复成原来的有色物质，这种漂白是“可逆”的。例：SO2漂白品红溶液。 （3）吸附型：有些固体物质疏松、多孔、表面积大，可以吸附一些有色物质，这是一种物理过程。例：活性炭、胶体等。
第四节 氨 硝酸 硫酸 知识概要： 一、氨 1.合成氨的原料及固氮 高温、高压 （1）工业合成氨的原理N2+3H2?2NH3 催化剂 （2）氮的固定： 把游离态的氮转化为氮的化合物的方法叫氮的固定。 氮被固定后，植物才可能得到足够的氮肥，因此氮的固定有极为重要的生态意义。 氮的固定有自然固氮和人工固氮两种形式。
2.氨气的物理性质及喷泉实验 （1）氨的物理性质： 氨是无色有刺激性气味的气体，密度比空气小，极易溶于水，常温常压下，1体积水能溶解约700体积的氨气。 （2）喷泉实验 现象：烧杯中的溶液由玻璃管进入烧瓶，形成喷泉，烧瓶内液体呈红色。 结论：氨极易溶于水，水溶液呈碱性。 喷泉实验成功的三个关键因素： ① 装置气密性要好； ② 烧瓶必须干燥； ③氨气必须充满 产生喷泉实验的物理原理是： 烧瓶内外产生压强差。当烧瓶内压强明显小于外界压强时就会产生喷泉实验。
3.氨气的化学性质： （1）与水的反应：NH3+H2O?NH3·H2O △ NH3·H2O很不稳定，受热易分解：NH3·H2O=== NH3↑+H2O 补充说明：①氨水有弱碱性，能使酚酞溶液变红或使湿润的红色石蕊试纸变蓝。 ②氨水显碱性的化学原理：NH3+H2O?NH3·H2O?NH4+ + OHˉ 或NH3+H2O===NH4+ + OHˉ
（2）与HCl的反应： 氨与氯化氢反应的实验探究 实验步骤：用两根玻璃棒分别在浓氨水和浓盐酸里蘸一下，然后使这两根玻璃棒接近（不要接触），观察发生的现象。
实验现象：可以看到，当两根玻璃棒接近时，产生大量白烟。 实验结论：这种白烟是氨水挥发出的NH3与盐酸挥发出的HCl化合生成微小的NH4Cl晶体。 补充说明： （1）氨不仅能跟盐酸反应，也能跟硫酸、硝酸、醋酸、碳酸等多种酸反应，反应实质都是NH3与H+的反应。 因为氨易跟酸反应生成盐，所以不能用浓硫酸作氨气的干燥剂。同理，氨气与氯化氢气体不能共存。 （2）在中学化学中，NH3是唯一能与酸反应生成盐的气体。 （3）气态氢化物与最高价氧化物所对应的水化物发生化合反应，这是氮元素有别于其他元素的特征。 NH3·H2O+HNO3=NH4NO3+H2O
4.氨的用途 （1）工业上用于制化肥，如(NH4)2SO4、NH4HCO3、NH4NO3等。 （2）有机合成的重要化工原料。 （3）做制冷剂。
5.铵盐 铵盐都易溶于水，有下列性质： （1）受热不稳定性： △ NH4Cl===NH3↑+HCl↑ △ NH4HCO3=== NH3↑+H2O↑+CO2↑
（2）与碱反应： △ NH4NO3+NaOH===NaNO3+H2O+ NH3↑ 【注：】NH3的检验方法：（1）常用湿润的红色石蕊试纸检验； （2）也可用蘸有浓盐酸的玻璃棒检验。
6.氨的实验室制法 （1）反应原理 △ 2 NH4Cl+Ca(OH)2===CaCl2+2 NH3↑+2H2O （2）发生装置 与制取氧气的发生装置相同（固+固→气） （3）收集方法：向下排空气法 （4）验满方法：①用湿润的石蕊试纸检验，试纸变蓝。 ②用蘸有浓盐酸的玻璃棒检验，产生白烟。 （5）尾气处理：通过一个倒扣于水面的漏斗吸收。
补充说明： （1）制取NH3不能用NH4HCO3或NH4NO3，因为会产生杂质气体。 （2）消石灰不能用KOH或NaOH代替，因为KOH和NaOH易吸水，易结块，不利于产生NH3。 （3）干燥氨气不能用P2O5、浓H2SO4和无水CaCl2，通常用碱石灰干燥氨气。
7.自然界中氮的循环 氮的固定的形式： （1）人工固氮 电 （2）自然固氮。例如雷电作用：N2→NO→NO2→HNO3→M(NO3)x （3）生物固氮。例如豆科植物的根瘤菌固氮。
二、硫酸和硝酸的氧化性 1.浓硫酸的性质： （1）纯H2SO4是无色油状液体，沸点很高，难以挥发，溶解于水时放出热量。稀释浓H2SO4时，应把弄H2SO4沿器壁慢慢注入水中，并不断搅拌。 （2）在常温下，浓硫酸跟铁、铝接触时，能在金属表面生成一薄层致密的氧化物，从而阻止内部的金属继续反应，这种现象叫钝化。因此可以用铁制或铝制器皿贮存浓硫酸，但是在加热的条件下它们可以反应。 （3）浓硫酸的强氧化性： △ Cu+2H2SO4(浓)==CuSO4+SO2↑+2H2O 【注】当足量的铜与浓硫酸反应，随着反应的进行，硫酸的浓度会降低，降到一定的程度硫酸变稀，反应会停止。 △ C+2H2SO4(浓)==CO2↑+2SO2↑+2H2O
2.SO4
2ˉ的检验 （1）Ag+ 、SiO3 2ˉ的干扰： 用盐酸酸化时防止Ag+ 、SiO3 2ˉ的干扰，因为Ag+ + Clˉ=AgCl↓ SiO3 2ˉ+2H+==H2SiO3（胶体） （2）CO3 2ˉ、SO3 2ˉ、PO4 3ˉ的干扰： 因为BaCO3、BaSO3、Ba3(PO4)2也是白色沉淀。与BaSO4不同的是，这些沉淀溶于强酸中，因此检验SO4 2ˉ时必须用酸酸化，但不能用HNO3酸化，同理所用钡盐也不能用Ba(NO3)2溶溶液，因为酸性条件下，NO3ˉ具有强氧化性，SO3 2ˉ、HSO3ˉ、SO2等会被溶液中的NO3ˉ氧化成SO4 2ˉ，从而得出错误的结论。
因此，检验SO4 2ˉ合理操作为： 加足量盐酸 滴加BaCl2 被检液————→取清液————→有白色沉淀（证明有SO4 2ˉ） 酸化 溶液
3.硝酸强氧化性的特殊表现 （1）浓硝酸能使紫色石蕊试液先变红，后褪色。 （2）与非金属单质C、S、P等在加热条件下反应，非金属元素生成酸性氧化物。 如浓HNO3与木炭加热时的化学方程式为：
C+4HNO3(浓)==CO2↑+2H2O+4NO2↑ （3）金属与HNO3反应一般不生成H2，浓HNO3一般被还原为NO2，稀HNO3一般被还原为NO。 （4）铜与浓稀硝酸的反应：
Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O 3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
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