高一年级化学知识点归纳精编（必修1）

高一年级化学知识点归纳精编（必修1）

	一、基本理论基本概念

 

 

第一部分：基本理论基本概念部分

                                 1．物质的量及其应用

 

一、基本理论基本概念

                                 2．原子结构

 

                                 3．氧化还原反应

 

                                 4．离子反应

1．物质的量及其应用

（1）物质的量

（1）定义：科学上用来研究一定数目微粒集体的一个物理量。符号：n. 单位：摩尔（mol）。

（2）基准：以0.012kg 12  6c中所含的碳原子数为基准，即阿伏加德罗常数。

（2）阿伏加德罗常数

（1）符号：N_A。单位：mol^－1.

（2）阿伏加德罗常数是一个可以用实验测出的准确值,只是目前的科学手段有限,只测出6.0221367×10²³mol^－1,在应用中用6.02×10²³ mol^－1作为它的最大近似值用于计算。

（3）阿伏加德罗常数是一个非常大的数，只适用于表示微观粒子。

注意：（1）用物质的量来表示微粒时，要用化学式注明微粒的名称；

（2）物质的量只适用于微观粒子。

（3）物质的量（n）、粒子数（N）和阿伏加德罗常数（N_A）的关系

粒子数比等于物质的量比

（4）摩尔质量

（1）定义：单位物质的量的物质所具有的质量。符号：M；单位：g·mol^－1(常用).

（2）计算公式：

（5）阿伏加德罗定律和气体摩尔体积

（1）决定物质体积的主要内因：物质微粒本身大小、微粒的间距和微粒的数目。

（2）决定气体体积的主要内因：气体分子数和气体分子间距。

（3）在同温同压下，任何气体分子的间距都相等。

（4）阿伏加德罗定律：同温同压下，等物质的量的任何气体体积相等。

 

 

 

①对定律的理解：条件的三个相同推出结论的一个相同。即：

条件	结论
同温同压，同物质的量	同体积
同温同压，同体积	同物质的量，同分子数
同温同压，同分子数	同体积，同物质的量

②定律的推论：

a 同温同压，气体的物质的量比等于体积比等于分子数比；

b 同温同压，气体的密度比等于其摩尔质量比；

c 同温同压，同体积，气体的密度比等于摩尔质量比等于质量比。

（5）气体摩尔体积：

①定义：一定温度和压强下,单位物质的量的任何气体所占的体积。符号:Vm,单位:L/mol.

②标况下,1mol任何气体的体积都约为22.4L.即标况下,Vm=22.4 L/mol.

③计算公式:标况下,n=V/(22.4 L/mol).

④气体摩尔质量的几种计算方法：

a.M=m/n;    b.标况下,M=22.4×d (d是气体的密度,单位是g/L)

c.相对密度D=M₁/M₂  (M₁是未知气体的摩尔质量,M₂是已知气体的摩尔质量)

（6）物质的量浓度

(1)定义:单位体积溶液中所含溶质的物质的量来表示的浓度.符号:C_B,单位:mol/L.计算公式: C=n/v.

(2)常见的几种计算类型:

①气体溶于水求所得溶液浓度

例:在标况下,1体积水中溶解500体积的HCl,所得溶液的密度为1.22g/ml,求该溶液的物质的量浓度.

解:  溶质的物质的量=500 L/22.4 L/mol=22.32mol, 

溶液的质量=1000 g+22.32 mol×36.5 g/mol=1841.73g,

溶液的体积=1841.73 g/1.22 g/ml=1487.49ml=0.148749 L,

溶液的物质的量浓度=22.32 mol/0.148749 L=15 mol/L.

答:该溶液的物质的量浓度为 15 mol/L.

②物质的量浓度与溶质质量分数的换算:

公式: C=w%×d×1000/M   (w是溶质质量分数,d是溶液密度g/ml.)

例:98% 1.84 g/ml的浓硫酸的物质的量浓度是多少.

解:   C=98%×1.84 g/ml×1000/98 g/mol=18.4 mol/L.

③溶液混和的有关计算:

例:有两种H₂SO₄ 溶液,一种的物质的量浓度是C₁,密度是d₁,另一种的物质的量浓度是C₂,密度是d₂,它们等体积混和后的溶液密度为d₃,求混和后溶液的物质的量浓度.

解: 设混和的体积为V .

C=(C₁·V+C₂·V)d₃/(V·d₁+V·d₂)=(C₁+C₂)d₃/(d₁+d₂).

④溶液加水稀释的几个规律:

密度大于1的溶液：加等体积水后,溶液溶质质量分数大于原溶液溶质质量分数的一半。

                  加等质量水后,溶液物质的量浓度小于原溶液物质的量浓度的一半。

密度小于1的溶液:：加等体积水后,溶液溶质质量分数小于原溶液溶质质量分数的一半。

                  加等质量水后,溶液物质的量浓度大于原溶液物质的量浓度的一半。

 

 

 

2.原子结构

（1）原子的构成

                        质子(Z) ：有up夸克和down夸克

              原子核  

                        中子(N) ：有up夸克和down夸克

  原子(A ZX)      

              核外电子(Z)

原子核的特点：体积非常小(相对于原子);原子的质量几乎集中在原子核上;带正电。

(2)原子中各粒子的关系

①质量数(A)=质子数(Z)+种子数(N);

②原子的核外电子数=质子数=核电荷数=原子序数。

(3) 元素、核素、同位素的比较

元素：是具有相同质子数的同一类原子的总称。只强调原子的质子数。

核素：是指具有一定数目质子和一定数目中子的某一种原子。其实就是原子。

同位素：是指质子数相同而质量数不同（中子数不同）的同一元素的不同原子（核素）的互称。即强调质子数又要求种子数，而且是原子间的比较。

同位素的特点：①元素在自然界中存在的各同位素的原子个数百分比一般保持不变；

              ②元素的各同位素的物理性质又区别，化学性质几乎完全相同。

（4）原子（同位素）的相对原子量与元素的相对原子量的比较

原子（同位素）的相对原子量：是指某原子的质量与1/12C－12原子质量的比值。

元素的相对原子量：是根据元素在自然界中存在的各同位素求出的平均值。即M=M₁×n₁%+M₂×n₂%+ ······。

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。当然，在计算中常用某原子的质量数代替该原子的相对原子质量的近似值用于计算。但不能代替该元素的相对原子质量的近似值。

（5）掌握1－20号元素的原子结构示意图的画法

（6）人类对原子结构的认识

从1803年道尔顿提出原子论，提出原子是一个实心球，不可分割；到1904年汤姆生发现电子，提出“葡萄干面包式”原子结构模型，指出原子中有电子；到1911年卢瑟福提出行星原子结构模型，指出原子中心有原子核带正电，电子带负电，它绕核在核周围空间高速运动；到1913年波耳引入量子论观点，提出原子核外电子是在一系列稳定的轨道上运动，每一轨道具有一定的能量；到1926年以后科学家用波粒二象性的理论提出用量子力学方法来描述原子结构，即“电子云”模型。

3．氧化还原反应 

（1）氧化还原反应的实质：是电子的转移；

氧化还原反应的特征表现：是元素化合价的变化。

（2）两条关系式：

氧化剂   反应中得到电子   元素化合价降低   元素在反应中被还原   反应后得到还原产物；

还原剂   反应中失去电子   元素化合价升高   元素在反应中被氧化   反应后得到氧化产物。

（3）电子转移的表示方法：

 

①双线桥法：如        得1×e^-                  

                Cl₂ + H₂O HCl+ HClO                 

                      失1×e^-                    

②单线桥法：Zn + 2HCl == ZnCl₂ + H₂↑                          

             2×e^-              

（4）几点氧化性、还原性强弱的比较规律：

①在同一个反应中氧化剂的氧化性强于氧化产物；还原剂的还原性强于还原产物。

②同种元素一般情况下高价态的物质氧化性强于低价态的物质；而低价态物质的还原性强于高价态的物质。如KMnO₄ >K₂MnO₄> MnO₂ >MnSO₄

③与同一种氧化剂或还原剂反应，条件简单，反应剧烈的物质还原性或氧化性强。

④还原性的强弱还可以依据金属活动顺序表给出的顺序来判断。

（5）氧化还原反应的有关计算：列式依据是：氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。

（6）氧化还原反应的配平

常用方法：①找出反应前后化合价变化的元素，并标出相应的化合价的变化；

②找出化合价变化元素的变化总数；即得失电子数；

③求出得失电子总数的最小公倍数；

④求出参加氧化还原反应的反应物和生成物的化学计量数；

⑤用观察法求出未参加氧化还原反应的物质的化学计量数；

⑥查质量守恒、得失电子总数相等。

如KClO₃ + HCl(浓)KCl + Cl₂↑+H₂O的配平

最小公倍数是5

化合价的变化：KClO₃中的Cl从+50，得到5e

              HCl中的Cl从-10，失去1e

它们参加氧化还原反应的原子数是1，因此可求得得失电子数的最小公倍数是5，这样可配出KClO₃的计量数是1，参加氧化还原反应的HCl的计量数是5，Cl₂的计量数是3，再用观察法可得KCl的计量数是1，HCl的总计量数是6，H₂O的计量数是3。

可得方程式：KClO₃ + 6HCl == KCl + 3Cl₂↑+ 3H₂O

4．离子反应

（1）定义：有自由移动的离子参加或生成的反应都为离子反应。

（2）常见类型：①溶液中进行的复分解反应；

②溶液中进行的氧化还原反应。

（3）电解质：

①定义：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物。在这种状态下不能导电的化合物是非电解质。

②电解质的分类：强电解质：能完全电离的电解质；如强酸、强碱、大多数盐及活泼金属的氧化物等。

弱电解质：部分电离的电解质。如弱酸、弱碱、水等。

电解质的导电能力：与溶液中自由移动的离子浓度成正比。

 

 

 

（4）离子方程式：

①定义：用实际参加反应的物质化学式或离子符号来表示某一类化学反应的方程式。

②书写方法：a 书写正确的化学方程式；

            b 把易溶于水、易电离的强电解质改写成离子符号（如易溶于水的强酸、强碱和盐等），其余物质写成化学式（如难溶物、气体、浓溶液的微溶物、难电离物、氧化物、水、单质、过氧化物等）。（说明：Ca(OH)₂是强碱，微溶，稀溶液写成离子符号，浓溶液写化学式，微溶物在产物中一般是写化学式。）

c 删去没有实际参加反应的离子；并将各微粒前的计量数约简和整理。

d 检查：质量守恒、电荷守恒、氧化还原反应得失电子总数相等。

（5）离子共存问题：

①在水溶液中，离子间能发生复分解反应的离子不能共存。如：H⁺和OH^-、H⁺和CO₃^2-、OH^-和HCO₃^-、H⁺和SO₃^2-、OH^-和HSO₃^2-Ca²⁺和CO₃^2-、Ba²⁺和SO₃^2-、H⁺和HCO₃^-、Al³⁺和AlO₂^-等。

②在水溶液中，离子间能发生氧化还原反应的离子不能共存。如：Fe³⁺和I^-、Fe³⁺和S^2-、Fe³⁺和SO₃^2-、Fe²⁺和H⁺ NO₃^-、S^2-和H⁺ SO₃^2- 、Fe²⁺和H⁺  MnO₄^- 等。

③Fe³⁺和SCN^-也不能共存。

第二部分：化学实验基本操作

二、化学实验基本操作

                              1．物质的分离和提纯方法

                              2．常见物质离子的检验

                              3．物质的量浓度溶液的配制

1．物质的分离和提纯方法

常见的几种方法列表比较如下：

方法	适用范围	主要仪器	注意事项
过滤	固体与液体的分离	漏斗、烧杯、玻璃棒、铁架台（带铁圈）、滤纸等	①要一贴二低三靠； ②洗涤沉淀再过滤器中进行； ③定量实验的过滤要无损耗。
结晶	混合物中各组分在溶剂中的溶解度随温度的变化有不同变化的物质的分离	烧杯、过滤器等	①对于溶解度受温度变化而变化较大的物质，一般是先配制较高温度的饱和溶液，然后降温结晶；如KNO3 ②对于溶解度受温度变化影响不大的物质，一般是采取蒸发溶剂结晶；如NaCl ③结晶后过滤分离出晶体。
分液	两种互不相溶的液体的分离	分液漏斗（圆锥型）、铁架台、烧杯等	①上层液体从分液漏斗的上口倒出； ②下层液体从分液漏斗的下管放出； ③分液漏斗使用前要检漏。
萃取	利用溶质在两种互不相容的溶剂中的溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的分离	分液漏斗、烧杯、铁架台等	①萃取剂的选取：与原溶剂不反应、不互溶；与溶质不反应；溶质在其中的溶解度要大大与在原溶剂的溶解度；两溶剂密度差别要大。 ②萃取后一般要进行分液； ③萃取后得到的仍是溶液，一般是再通过分馏的方法进一步的分离。
蒸馏	利用沸点的不同分离互溶液体的混合物	蒸馏烧瓶、水冷凝管、牛角管、锥形瓶、温度计、铁架台、石棉网、酒精灯等	①温度计水银球的位应在蒸馏烧瓶的支管开口处； ②水冷凝管的水流向是逆流； ③一般要加碎瓷片防止爆沸； ④实验中烧瓶不可蒸干。

2．常见物质离子的检验

常见离子的检验列表如下：

离子	选用试剂	主要实验现象	有关离子方程式
Cl-	AgNO3溶液和稀HNO3	有白色沉淀	Ag+ + Cl- == AgCl↓
Br-	AgNO3溶液和稀HNO3	有浅黄色沉淀	Ag+ + Br- == AgBr↓
I-	AgNO3溶液和稀HNO3	有黄色沉淀	Ag+ + I- == AgI↓
SO42-	稀HCl和BaCl2溶液	先加稀HCl，再加BaCl2溶液有白色沉淀	Ba2+ + SO42- == BaSO4↓
SO32-	稀HCl和品红溶液	有刺激性的气体产生并使品红褪色	SO32- + 2H+ == SO2 ↑+ H2O
S2-	稀HCl和Pb(NO3)2溶液或CuSO4溶液等	有臭鸡蛋味气体，气体通溶液有黑色沉淀	S2- + 2H+ == H2S↑     S2- + Pb2+ == PbS↓ Cu2+ + S2- == CuS↓
NO3-	Cu和浓H2SO4,加热	有红棕色刺激性气体	Cu + 4H+ + 2NO3-  Cu2+ + 2NO2↑+ 2H2O
CO32-	稀HCl和澄清石灰水	有能使石灰水变浑浊的气体	CO32- + 2H+ == H2O +CO2↑ CO2 + Ca(OH)2 == CaCO3↓+ H2O
Ba2+	硫酸或可溶性的硫酸盐	有白色沉淀	Ba2+ + SO42- == BaSO4↓
Mg2+	NaOH溶液	有白色沉淀，NaOH过量沉淀不溶解	Mg2+ + 2OH- == Mg(OH)2↓
Al3+	NaOH溶液和氨水	加氨水至过量有白色絮状沉淀，再加NaOH溶液沉淀溶解	Al3+ + 3OH- == Al(OH)3↓ Al(OH)3 + OH- == AlO2- + 2H2O
Fe3+	NaOH溶液或KSCN溶液	有红褐色沉淀或溶液呈血红色	Fe3+ + 3OH- == Fe(OH)3↓（红褐色） Fe3+ + 3SCN- == Fe(SCN)3(血红色)
Fe2+	①NaOH溶液	①生成白色沉淀，在空气中迅速变为灰绿色，最后变为红褐色沉淀。	①Fe2+ + 2OH- == Fe(OH)2(白色沉淀)↓， 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3。
	②氯水和KSCN溶液	②先加KSCN溶液无明显现象，再加氯水溶液呈血红色。	②2Fe2+ + Cl2 == 2Fe3+ + 2Cl-， Fe3+ + SCN- == [Fe(SCN)]2+或Fe3+ + 3SCN- == Fe(SCN)3。
Ag+	稀HCl或可溶性的氯化物，稀HNO3	有白色沉淀	Ag+ + Cl- == AgCl↓
NH4+	NaOH溶液	加热用湿润的红色石蕊试纸检验产生的气体，变蓝	NH4+ + OH-  NH3↑+ H2O
Na+	做焰色反应	火焰呈黄色
K+	做焰色反应	透过蓝色钴玻璃观察火焰是紫色

3．物质的量浓度溶液的配制

（1）主要仪器：容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、天平或量筒或滴定管等。

容量瓶使用时应注意：

①使用前要检漏；

②有四个不准：不允许加热、不允许物质的溶解或稀释、不允许物质间的反应、不允许储存药品；

③容量瓶上标有：容量规格、使用温度和刻度线；

④容量瓶检漏的方法：将容量瓶注入一定量的水，塞紧塞子，一手抵住塞子，一手托住瓶底，将瓶颠倒，不漏水，再将塞子旋转180度，再重复操作一次，如不漏即可。

（2）配制步骤：计算、量取或称量、稀释或溶解、冷却移液、洗涤移液、定容、摇匀、装瓶贴标签。

定容时应：加水离刻度线1－2cm时，改用胶头滴管加水至刻度线。

（3）误差分析：（以配制NaOH为例）根据公式：C=n/V=m/(M·V)

可能引误差的操作起	可能导致变化的量		物质的量浓度的变化（c）
	溶质质量（m）	溶液体积（v）
1．容量瓶未干燥或有少量的蒸馏水
2．药品因时间长而变质
3．称量时间过长或用滤纸称药品
4．向容量瓶移液时有少量液体溅出
5．未洗涤烧杯和玻璃棒
6．未将溶液冷却
7．定容时加水过多，用胶头滴管吸出
8．定容时仰视刻度线
9．定容时俯视刻度线
10．定容摇匀后液面下降又加水
11．定容摇匀后液面下降不加水
12．称量时右物左码又使用了游码
13．称量时砝码有残缺
14．称量时砝码有油污或生锈

4.俯视与仰视

	俯视--浓度增大		仰视--浓度减小

 

 

 

5.巩固练习

1．某粗食盐中有Na₂SO₄、MgCl₂、泥沙等杂质，请设计方案提纯食盐。写出实验步骤及相应的离子方程式。

2．有100克KCl和KNO₃的混合物，其中含KCl的质量分数为10％，请通过计算设计方案提纯KNO₃.已知有下列溶解度：

3．实验室配制500ml 0.2mol·L^－1的FeSO₄溶液，实际操作有：①在天平上称量一定量的绿矾（FeSO₄·7H₂O），放入烧杯，加水溶解；②把制得的溶液小心地注入500ml容量瓶中；③继续向容量瓶中加水离刻度线1－2cm处，改用胶头滴管加水至刻度线；④将烧杯和玻璃棒洗涤2－3次，并将每次洗涤液也转入容量瓶；⑤将容量瓶的塞子塞紧，摇匀。填下列空白：

（1）称量绿矾的质量是                              ；

（2）正确的操作顺序是                                          ；

（3）定容时，若俯视液面，会使溶液浓度                        ；

（4）本实验用到的基本仪器有                                                             ；

（5）若没有操作④，结果会使溶液浓度                     ；

（6）在进行操作②时，不慎将液体溅出，则处理的方法是                                      。

6.参考答案

1．方案：

（1）将粗食盐用水溶解，过滤。

（2）向①的滤液，加过量的氯化钡溶液，过滤。

（3）向②的滤液中加过量的氢氧化钠溶液，过滤。

（4）向③的滤液中加过量碳酸钠溶液，过滤。

（5）向④的滤液中加过量的稀盐酸，充分反应。

（6）将⑤反应后的溶液加热蒸发结晶，得到的固体为纯的食盐。

2．根据溶解度的数据可计算得到：在100℃时用39.5克水就可以制成KNO₃的饱和溶液，而KCl是未饱和的。在10时溶液中只有7.5克KNO₃留下，而KCl还是未达到饱和。因此可根据这些来设计方案。方案略。

3．（1）27.8g；（2）①②④③⑤；（3）偏高；（4）略；（5）偏低；（6）重新做实验。

第三部分：非金属单质及其化合物

三、非金属单质及其化合物

                           1．氯、溴、碘及其化合物       

                           2．硫及其化合物          

                           3．氮气及其化合物       

                           4．硅及其化合物              

一、氯、溴、碘及其化合物

1、氯气的制法

（1）氯气的工业制法：原料：氯化钠、水。

原理：电解饱和食盐水。     

装置：阳离子隔膜电解槽。

反应式：2NaCl + 2H₂O  2NaOH + H₂ ↑+ Cl₂↑

(2)氯气的实验室制法

原理：利用氧化剂氧化浓盐酸中的Cl^-。常用的氧化剂有：MnO₂、KMnO₄、KClO₃等。

反应式：MnO₂ + 4HCl(浓) MnCl₂ + Cl₂↑+ 2H₂O

2KMnO₄ + 16HCl(浓) ＝2KCl + 2MnCl₂ + 10Cl₂↑+ 8H₂O

KClO₃ + 6HCl（浓） == KCl + 3Cl₂↑+ 3H₂O

装置：发生装置由圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁架台、石棉网、酒精灯等组成。

收集：用向上排空气法或用排饱和食盐水或排饱和氯水的方法。

验满：看颜色或用湿润的淀粉碘化钾试纸。

尾气吸收：用氢氧化钠溶液吸收。

除杂：用饱和食盐水除去HCl 杂质；      干燥：用浓H₂SO₄ 。

（3）中学实验室制H₂、O₂、Cl₂的发生装置的比较

气体	反应物的状态	反应条件	装置或主要仪器	可适用的气体
H2	固体和液体反应	不加热	启普发生器或简易装置	H2S、CO2、SO2等
O2	固体或固体混合物	加热	大试管、铁架台、导管等	NH3、CH4等
Cl2	固体和液体或液体和液体	加热	圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁架台、石棉网、酒精灯	HCl、HBr、HI等

2．Cl₂、Br₂、I₂的物理性质的比较

气体	物理性质
Cl2	黄绿色有刺激性气味的有毒气体，能溶于水（1:2），易液化，密度比空气大。
Br2	深红棕色液体，易挥发，有刺激性气味，有毒，在水中溶解度不大，但在有机溶剂中溶解度较大，储存时要加水，水封，以防止挥发。
I2	紫黑色固体，有光泽，易升华，在水中溶解度不大，但在有机溶剂中溶解度较大。

3．Cl₂、Br₂、I₂在不同溶剂中的颜色比较

	水	酒精	苯	汽油	四氯化碳
Cl2	黄绿色（新制）	黄绿色	黄绿色	黄绿色	黄绿色
Br2	黄――橙	橙――橙红	橙――橙红	橙――橙红	橙――橙红
I2	深黄――褐色	棕――深棕	浅紫――紫	紫――深紫	浅紫红－紫红

4．Cl₂、Br₂、I₂的化学性质的比较

①与金属反应

2Na + Cl₂  2NaCl,Cu + Cl₂  CuCl₂，2Fe + 3Cl₂ 2FeCl₃，2Fe + 3Br₂  2FeBr₃，Fe + I₂  FeI₂。

②与氢气反应

反应物	反应方程式	反应条件	反应现象
H2与F2	H2 + F2 == 2HF	冷、暗	爆炸
H2与Cl2	H2 + Cl2＝＝ 2HCl	光照	爆炸
H2与Br2	H2 + Br2＝＝ 2 HBr	加热	反应
H2与I2	H2 + I2  2HI	持续加热	可逆反应

③与水的反应：

2F₂ + 2H₂O == 4HF + O₂         X₂ + H₂O  HX + HXO (X:Cl、Br、I)

④与碱反应：Cl₂、Br₂、I₂都容易与碱液反应，常用于除尾气、除杂质等。工业上利用这反应来制漂白粉，反应式是：2Cl₂ + 2Ca(OH)₂ == CaCl₂ + Ca(ClO)₂ + 2H₂O

                           漂白粉主要成分        漂白粉有效成分：Ca(ClO)₂

⑤Cl₂、Br₂、I₂相互置换：氧化性Cl₂>Br₂>I₂，所以Cl₂可以将Br₂、I₂置换出，Br₂可以将I₂置换出。

如:Cl₂ +2NaBr == 2NaCl + Br_2.

5．Cl^-、Br^-、I^-的检验

（1）AgNO₃─HNO₃法

离子	选用试剂	实验现象及离子方程式
Cl-	AgNO3的稀HNO3溶液	Ag+ + Cl- == AgCl↓ 白色沉淀
Br-	AgNO3的稀HNO3溶液	Ag+ + Br- == AgBr↓ 浅黄色沉淀
I-	AgNO3的稀HNO3溶液	Ag+ + I- == AgI↓ 黄色沉淀

（2）Br^- 、I^- 可以用氯水反应后加 CCl₄ 萃取的方法。

6．AgBr、AgI的感光性

它们都见光分解，AgBr用于感光底片的感光材料；AgI用于人工降雨。

二、硫及其化合物

1．硫的性质

（1）硫单质的物理性质：单质硫是黄色固体，俗称硫磺，难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳（CS₂），熔点112.8℃，沸点444.6℃。自然界中的火山喷口和岩石夹缝中有游离态的硫；自然界中也存在许多化合态的硫。硫粉对某些疾病有防治作用。

（2）硫的化学性质：

①可燃性：S + O₂  SO₂              ②与氢气反应：H₂ + S  H₂S ；

③与金属反应：2Na + S == Na₂S,     Fe + S  FeS,      2Cu + S  Cu₂S；

④与碱溶液反应：3S + 6NaOH（热）== 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O（用于实验室中清洗有S残留的仪器）; 

⑤与浓硫酸反应：S + 2H₂SO₄(浓)  3SO₂ + 2H₂O。

（3）硫的用途：三药一柴即是制医药、火药、农药和火柴的原料；在化工工业中是生产硫酸等的原料。

2．硫化氢的性质

（1）硫化氢的物理性质：硫化氢是有臭鸡蛋味有毒气体，能溶于水，常温常压1:2.6溶于水。

（2）硫化氢的化学性质：

①可燃性：O₂不足 2H₂S + O₂  2S + 2H₂O, O₂足量 2H₂S + 3O₂  2SO₂ + 2H₂O .

②热分解：H₂S  H₂ + S.

③和碱反应：H₂S + 2NaOH == Na₂S + H₂O ,H₂S + NaOH == NaHS + H₂O.Na₂S + H₂S == 2NaHS.

H₂S溶于水得氢硫酸溶液，是二元弱酸，易挥发，具有强还原性。

④强还原性：如：2H₂S + SO₂ == 3S + 2H₂O,H₂S + Cl₂ == S + 2HCl(Br₂、I₂也同样发生类似得反应),

H₂S + 2FeCl₃ == 2FeCl₂ + S + 2HCl,H₂S + H₂SO₄(浓) == S + SO₂ + 2H₂O等反应。

⑤和一些盐溶液反应生成既难溶于水有难溶于酸沉淀:H₂S + CuSO₄ == CuS(黑) ↓+ H₂SO₄;

H₂S + 2AgNO₃ == 2HNO₃ + Ag₂S(黑)↓;H₂S + Pb(NO₃)₂ == PbS(黑)↓ + 2HNO₃.

（3）硫化氢的实验室制法：

反应式：FeS + 2HCl == FeCl₂ + H₂S↑,   装置：与制氢气的装置相同。验满:用湿润的硝酸铅或醋酸铅试纸,变黑即是.

注意：酸的选用只能是非强氧化性酸；尾气用碱液吸收。

3．二氧化硫的性质

（1）二氧化硫的物理性质：二氧化硫是无色有刺激性有毒气体，易溶于水（1:40），易液化。

（2）二氧化硫的化学性质：

①酸性氧化物的通性：H₂O + SO₂  H₂SO₃(亚硫酸是二元弱酸，不稳定，易分解，易被氧化),

SO₂ + 2NaOH == Na₂SO₃ + H₂O,SO₂ + NaOH == NaHSO₃,SO₂ + Na₂SO₃ ＋ H₂O  == 2NaHSO₃.SO₂ + CaO == CaSO₃.

②氧化性：SO₂ + 2H₂S == 3S + 2H₂O;

③还原性：2SO₂ + O₂  2SO₃,SO₂ + Cl₂ + H₂O ==H₂SO₄ + 2HCl(Br₂、I₂也同样有类似的反应)，5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O == K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 2H₂SO₄等反应。

④漂白性：SO₂能使某些有色物质褪色，但不能漂白酸碱指示剂。

(3)SO₂的实验室制法：Na₂SO₃ + H₂SO₄ == Na₂SO₄ + SO₂↑+ H₂O.

(4)SO₂的危害：SO₂是硫酸型酸雨形成的主要物质。它主要来自于化石燃料的燃烧排放的尾气，汽车的尾气，硫酸工业生产的尾气的排放等方面。SO₂进入大气后在大气中的某些灰尘的催化下被O₂氧化成SO₃，SO₃易溶于水，形成H₂SO₄，同时，SO₂溶于水形成H₂SO₃，也易被氧化为H₂SO₄，当大气中的这些酸达到一定值时，下降的雨水的pH就会小于5.6，即形成了酸雨。酸雨的危害非常严重。如：直接危害的首先是植物，植物对酸雨反应最敏感的器官是叶片，叶片受损伤后光合作用降低，抗病虫害能力减弱，林木生长缓慢或死亡，农作物减产甚至绝收。其次，酸雨可破坏水土环境，危及生态平衡。酸雨被冠之“空中杀手”、“空中恶魔”“空中死神”的诅咒名。另外，酸雨对文物古迹、建筑物、工业设备和通讯电缆等的腐蚀也令人心痛。酸雨还危及人体的健康。

（5）酸雨的防治：

1）最主要是控制污染源。主要途径有：

①开发新能源替代化石燃料。如开发氢能、太阳能、核能等。

②利用物理和化学方法对含硫燃料预先进行脱硫处理，降低SO₂的排放量。如在含硫燃煤中加氧化钙，在燃烧时有以下反应：CaO + SO₂== CaSO₃,CaO + H₂O == Ca(OH)₂,SO₂ + Ca(OH)₂ ==CaSO₃ +H₂O,2CaSO₃ + O₂ == 2CaSO₄.将硫元素转化成固体盐而减少排放。

③加强技术研究，提高对燃煤、工业生产中释放的SO₂废气的处理和回收。如用氨水对燃煤烟气的脱硫处理是：SO₂ + 2NH₃ + H₂O == (NH₄)₂SO₃, SO₂ + NH₃ + H₂O== NH₄HSO₃, 2(NH₄)₂SO₃ + O₂ == 2(NH₄)₂SO₄, 2NH₄HSO₃ + O₂ == 2NH₄HSO₄.(它们是氮肥)

④积极开发利用煤炭的新技术，对煤炭进行综合处理，推广煤炭的净化技术、转化技术。如对煤炭进行液化或气化处理，提高能源的利用率，减少SO₂的排放。

2）运用化学方法减轻酸雨对土壤和树木的危害。如对降酸雨地带喷洒石灰等手段。

3）提高全民的环保意识，加强国际合作，共同努力减少硫酸型酸雨的产生。

4．SO₃的性质

SO₃是无色的晶体，熔点12.8℃，极易于水反应，同时放出大量的热。SO₃ + H₂O == H₂SO₄.

5．H₂SO₄的性质

(1)物理性质：纯的H₂SO₄是无色粘稠状液体，沸点338℃，难挥发，浓度高于98％的又称“发烟硫酸”，其实看到的不是烟，而是溶液中挥发出的SO₃分子在空气中形成了酸雾。浓硫酸溶于水会放出大量的热是因为硫酸分子与水分子结合成多种水合物，这个过程是放热的。

（2）化学性质：

①稀硫酸的性质：酸的通性。

②浓硫酸的特性：a 吸水性，浓硫酸具有很强的吸水性，常作为干燥剂。

b 脱水性，浓硫酸能按水的组成脱去有机物中的氢氧。如使蔗糖炭化。

c 强氧化性：常温下，能使Fe 、Al钝化；加热时能溶解大多数金属（除Au、Pt外），

如：Cu + 2H₂SO₄  CuSO₄ + SO₂↑+ 2H₂O；

加热时也可以于某些非金属反应，如：C + 2H₂SO₄  CO₂↑+ 2SO₂↑+ 2H₂O等。

（3）H₂SO₄ 的工业制法(接触法)：

①流程：S或含硫矿石煅烧生成SO₂，将气体净化；进入接触室进行催化氧化生成SO₃；将SO₃进入吸收塔吸收生成H₂SO₄.

②设备：沸腾炉：煅烧在沸腾炉中进行；产生的气体要进行除尘、洗涤、干燥等净化处理。

接触室：接触室中有多层催化剂，二氧化硫在催化剂的表面接触被氧化成三氧化硫；中间有热交换器，是为了充分利用能量而设计。

吸收塔：由于三氧化硫与水的反应放热大，形成酸雾，会降低吸收效率，因此改用98.3％的浓硫酸来吸收，同时采取逆流原理。

③主要反应式：S + O₂  SO₂ 或 4FeS₂ + 11O₂  2Fe₂O₃ + 8SO₂;2SO₂ + O₂  2SO₃,

SO₃ + H₂O == H₂SO₄.

④尾气处理：尽管生产中采取了许多有利于二氧化硫转化为三氧化硫的措施，但反应是可逆的，因此尾气中仍然含有SO₂气体，生产中常采用氨水吸收。SO₂ + 2NH₃·H₂O == (NH₄)₂SO₃ + H₂O,(NH₄)₂SO₃ + SO₂ + H₂O == 2 NH₄HSO₃.

(4)硫酸的用途：用于化肥、农药、医药、金属矿的处理等生产中。

6．几种常见的硫酸盐

（1）CaSO₄:自然界中是石膏(CaSO₄·2H₂O)的形式存在，加热到150时会失去部分结晶水，生成熟石膏(2CaSO₄·H₂O).用于各种模型和医疗的石膏绑带，水泥生产的原料之一。

（2）BaSO₄：重晶石，不容易被X射线透过，医疗上作为“钡餐”，也可作为白色颜料，可用于油漆、油墨、造纸、塑料、橡胶的原料及填充剂。

(3)FeSO₄：FeSO₄·7H₂O俗称绿矾，医疗上用于生产治贫血的药剂，工业上是生产净水剂和颜料的原料。

三、氮气及其化合物

1．氮气的性质

（1）物理性质：无色无味的气体，难溶于水，是空气的主要成分。

（2）化学性质：通常情况氮气的性质比较稳定，常用作保护气。但在一定条件下可发生反应。

①放电条件下与氧气反应：N₂ + O₂  2NO,

②在一定条件下,与H₂反应:N₂ + 3H₂  2NH₃ (工业合成氨的主要反应,也是人工固氮的方法。）自然固氮主要是雷雨和豆科植物的根瘤菌的固氮。

③与金属反应：3Mg + N₂ Mg₃N₂,

2．氮的氧化物

（1）NO是无色无味的有毒气体,微溶于水,在空气中易被氧化为NO₂。2NO + O₂ == 2NO₂.在有氧气的条件下,NO和O₂混合气被水吸收：4NO + 3O₂ + 2H₂O == 4HNO₃.

(2)NO₂：红棕色有刺激性味有毒气体，溶于水，并与水反应：3NO₂ + 2H₂O == 2HNO₃ + NO .

在有氧气的条件下：4NO₂ + O₂ + 2H₂O == 4HNO₃.

另外，NO和NO₂的混和气体也可以被碱液吸收：NO + NO₂ + 2NaOH == 2NaNO₂ + H₂O.

（3）NO、NO₂的污染：大气中的氮的氧化物主要来源于汽车的尾气和工业生产的尾气的排放等，大气中的NO、NO₂不仅可以形成酸雨，也能形成光化学烟雾，还能破坏臭氧层。因此要严格控制氮的氧化物的排放。

3．氨的性质

（1）氨的物理性质：无色有刺激性味的气体，极易溶于水（1:700），易液化。

（2）氨的化学性质：

①与水反应：NH₃ + H₂O NH₃ H₂O  NH₄⁺ + OH^-,氨溶于水后，大部分氨分子与水反应生成一水合氨分子，一小部分一水合氨分子电离成铵根和氢氧根，因此氨水显碱性。可用湿润的红色石蕊试纸来检验氨气的存在。

②易与酸反应：NH₃ + H⁺ == NH₄⁺,可用浓盐酸来检验氨气的存在，有白烟现象。

③催化氧化：4NH₃ + 5O₂  4NO + 6H₂O(是工业生产硝酸的基础反应)。

另外，氨气可与氯气反应：3Cl₂ + 2NH₃ == N₂ + 6HCl，氨气足够时：3Cl₂ + 8NH₃ == N₂ + 6NH₄Cl。

（3）氨气的实验室制法：常用NH₄Cl和Ca(OH)₂的固体混和加热，

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ == CaCl₂ + 2NH₃↑+ 2H₂O。也可用向浓氨水中加CaO或NaOH固体制氨气。

4．硝酸的性质

（1）物理性质：纯的硝酸是无色，易挥发的液体，常见的浓硝酸浓度一般是69％左右，浓硝酸久置变黄色，是因为硝酸见光分解产生的二氧化氮溶在其中。

（2）化学性质：①见光分解：4HNO₃       4NO₂ ↑+ O₂ ↑+ 2H₂O.

 

②酸的通性。但是金属与硝酸反应无氢气放出。

③强氧化性：       A．常温下，浓硝酸能使Fe、Al钝化；  

B．与金属反应：Cu + 4HNO₃ (浓)== Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑+ 2H₂O,

3Cu + 8HNO₃(稀) == 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑+ 4H₂O。

                   C．与非金属反应：C + 4HNO₃(浓) == CO₂↑+ 4NO₂↑+ 2H₂O.

另外：硝酸具有很强的腐蚀性。

（3）硝酸的工业制法：

流程：氨气的催化氧化NO进一步氧化生成NO₂用水吸收生成硝酸。

设备：①氧化炉：4NH₃ + 5O₂  4NO + 6H₂O，进一步氧化：2NO + O₂ == 2NO₂.

②吸收塔：用水吸收：4NO₂ + O₂ + 2H₂O == 4HNO₃.

尾气处理：在工业生产中，将尾气进行循环使用，处理后进行进一步氧化，再生产硝酸。

四．硅及其化合物

1．硅

（1）结构：硅晶体的结构类似金刚石，是正四面体的空间网状结构。硬度大，熔沸点高。导电性介于导体和绝缘体之间。是良好的半导体材料。

（2）化学性质：通常情况下性质较稳定。在一定条件下可发生一些反应。

①高温下，与氧气、氯气反应：Si + O₂  SiO₂,Si + 2Cl₂  SiCl₄.

②常温与碱反应：Si + 2NaOH + 2H₂O == Na₂SiO₃ + 2H₂↑。

③常温与单质氟反应：Si + 2F₂ == SiF₄.

④常温与氢氟酸反应：Si + 4HF == SiF₄ + 2H₂↑。

（3）工业生产、提纯硅：生产：SiO₂ + 2C  Si + 2CO↑(粗硅)。

提纯：Si + 2Cl₂  SiCl₄,SiCl₄ + 2H₂  Si + 4HCl(纯硅)。

高纯度硅广泛用于电子工业的集成电路。

2．二氧化硅

（1）自然界存在的二氧化硅有许多形式：较纯的水晶；主要成分是二氧化硅的石英；还有含杂质较多的沙等。天然的SiO₂ 也叫硅石。

（2）SiO₂的结构；类似金刚石，因此硬度大，熔沸点高，耐磨耐腐蚀。常温下仅与强碱、单质氟和氢氟酸反应。SiO₂ + 2NaOH == Na₂SiO₃ + H₂O,SiO₂ + 2F₂ == SiF₄ + O₂ , SiO₂ + 4HF == SiF₄ + 2H₂O。

3．硅酸盐及硅酸盐产品

（1）自然界中有丰富的硅酸盐矿物。如地壳质量的92％是硅酸盐和二氧化硅。硅酸盐组成复杂，可用氧化物的形式表示：Na₂SiO₃ （硅酸钠）Na₂O·SiO₂,MgSiO₃ （镁橄榄石）MgO·SiO₂,ZrSiO₄ （锆石）ZrO₂·SiO₂ ,Al₂SiO₅ （红柱石）Al₂O₃·SiO₂,钙铝石榴子石：3CaO·Al₂O₃·3SiO₂等。硅酸盐的硬度大，耐磨耐腐蚀，耐高温。

（2）传统的硅酸盐产品：有玻璃、水泥、陶瓷和砖瓦等。

普通玻璃：原料：碳酸钠、石灰石和石英。

主要反应：SiO₂ + Na₂CO₃  Na₂SiO₃ + CO₂↑,

SiO₂ + CaCO₃  CaSiO₃ + CO₂↑（原理：难挥发性酸酸酐制易挥发性酸酸酐）。

主要成分：Na₂O·CaO·SiO₂ 。工业生产中根据需要制成各种特制玻璃。如钢化玻璃、有色玻璃、光学玻璃、防弹玻璃等。

水泥：原料：黏土，石灰石。普通硅酸盐水泥的主要成分：2CaO ·SiO₂,3CaO ·SiO₂ ,3CaO ·Al₂O₃。

陶瓷是我国古代人民的智慧结晶，我国是世界上最早掌握制陶技术的国家。CHINA就是陶瓷的意思。

（3）信息材料――光导纤维：它的主要成分是SiO₂，是目前应用最广的信息材料，它有信息传输大，信号准确，便于铺设，耐磨耐腐蚀，试用寿命长等优点。一条通常的光缆可以同时传输十亿门电话的信号。

（4）分子筛：

许多硅酸盐具有多孔的结构,孔的大小与一般分子的大小相当,而且组成不同的硅酸盐的孔径不同.因此这些硅酸盐具有筛分分子的作用,人们把它们称为分子筛(molecular sieve).

如组成为Na₂O·Al₂O₃·2SiO₂·nH₂O的铝硅酸盐,其中有许多笼状空穴和通道.这种结构使它很容易可逆地吸收或失去水及其他小分子,如二氧化碳、氨、甲醇、乙醇等，但它不能吸收那些大得不能进入空穴地分子。因此它可用于吸水、分离气体、吸附有毒气体等作用。

分子筛常用于分离、提纯气体或液体混合物。作干燥剂、离子交换剂、催化剂、催化剂载体、净化水、净化空气、防毒器械、食品保鲜、电子产品处理、石油化工等方面。

第四部分：金属单质及其化合物                                                     

四、金属单质及其化合物

                          1、钠及其化合物                            

                          2、镁及其化合物                               

                          3、铝及其化合物                                   

                          4、铁、铜及其化合物                                       

一、钠及其化合物                                                            

1、钠

（1）钠的物理性质：钠是银白色金属，密度小（0.97g/cm³），熔点低（97℃），硬度小，质软，可用刀切割。钠通常保存在煤油中。是电和热的良导体。

（2）钠的化学性质：从原子结构可知钠是活泼的金属单质。

①钠与非金属单质反应：常温：4Na + O₂ == 2Na₂O,加热：2Na + O₂ Na₂O₂;

2Na + Cl₂  2NaCl; 2Na + S  Na₂S等。

②钠与水反应:2Na + 2H₂O == 2NaOH + H₂↑；实验现象：钠浮在水面上，熔成小球，

在水面上游动，有哧哧的声音，最后消失，在反应后的溶液中滴加酚酞，溶液变红。                                                                       

注意：钠在空气中的变化：银白色的钠变暗（生成了氧化钠）变白（生成氢氧化钠）潮解变成白色固体（生成碳酸钠）。

③钠与酸反应：如2Na + 2HCl == 2NaCl + H₂↑,Na放入稀盐酸中，是先与酸反应，酸不足再与水反应。因此Na放入到酸中Na是不可能过量的。同时Na与H₂的物质的量比始终是2:1。当然反应要比钠与水的反应剧烈多。

④钠与盐的溶液反应：钠不能置换出溶液中的金属，钠是直接与水反应。反应后的碱再与溶液中的其他物质反应。如钠投入到硫酸铜溶液的反应式：2Na + CuSO₄ + 2H₂O == Cu(OH)₂ ↓+ Na₂SO₄ + H₂ ↑。                                                    

⑤钠与氢气的反应：2Na + H₂ == 2NaH。NaH + H₂O == NaOH + H₂ ；NaH是强的还原剂。

（3）工业制钠：电解熔融的NaCl，2NaCl(熔融)  2Na + Cl₂↑。

（4）钠的用途：①在熔融的条件下钠可以制取一些金属，如钛、锆、铌、钽等；

②钠钾合金是快中子反应堆的热交换剂；

③钠蒸气可作高压钠灯，发出黄光，射程远，透雾能力强。

2、氧化钠和过氧化钠

（1）Na₂O：白色固体，是碱性氧化物，具有碱性氧化物的通性：Na₂O + H₂O == 2NaOH,Na₂O + CO₂ == Na₂CO₃,Na₂O + 2HCl == 2NaCl + H₂O .另外：加热时，2Na₂O + O₂ == 2Na₂O₂.                                        

(2)Na₂O₂：淡黄色固体是复杂氧化物，易与水和二氧化碳反应。

2Na₂O₂ + 2H₂O == 4NaOH + O₂ ,2Na₂O₂ + 2CO₂ == 2Na₂CO₃ + O₂ （作供氧剂）。

因此Na₂O₂常做生氧剂，同时，Na₂O₂还具有强氧化性，有漂白作用。如实验：Na₂O₂和水反应后的溶液中滴加酚酞，变红后又褪色，实验研究表明是有：Na₂O₂ + H₂O == 2NaOH + H₂O₂,2H₂O₂ == 2H₂O + O₂ 反应发生。因为H₂O₂也具有漂白作用。当然过氧化钠也可以直接漂白的。                                              

3、碳酸钠和碳酸氢钠                                                      

性质	Na2CO3（Na2CO3·10H2O）	NaHCO3	性质比较
俗称	纯碱或苏打	小苏打	NaHCO3的颗粒比Na2CO3小
水溶性	易溶于水	易溶于水	S(Na2CO3)>S(NaHCO3)
溶液酸碱性	显碱性	显碱性	同浓度Na2CO3的pH大于NaHCO3的pH
热稳定性	稳定	受热分解生成Na2CO3、H2O、CO2	NaHCO3的热稳定性比Na2CO3差，用于除杂质。
与酸反应	能与强酸反应	能与强酸反应	等物质的量时Na2CO3耗酸量大于NaHCO3
溶液中相互转化	Na2CO3溶液能吸收CO2转化为NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2 == 2 NaHCO3		除CO2中的HCl杂质是用饱和的NaHCO3溶液，而不用Na2CO3溶液
用途	用在玻璃、肥皂、合成洗涤剂、造纸、纺织、石油、冶金等工业中。	发酵粉的主要成分之一；制胃酸过多等。

注意几个实验的问题：

1、向饱和的Na₂CO₃溶液中通足量的CO₂有晶体NaHCO₃析出。

2、Na₂CO₃溶液与稀HCl的反应①向Na₂CO₃溶液中滴加稀HCl，先无气体，后有气体，如果n(HCl)小于n(Na₂CO₃)时反应无气体放出。发生的反应：先①Na₂CO₃ + HCl == NaCl + NaHCO₃,后②NaHCO₃ + HCl == NaCl + H₂O +CO₂ .

②向稀HCl中滴加Na₂CO₃溶液，先有气体，反应是：Na₂CO₃ + 2HCl == 2NaCl + H₂O + CO₂.

如果用2mol的Na₂CO₃和2.4mol的稀HCl反应，采用①方法放出CO₂是0.4mol；采用方法放出CO₂为1.2mol。希望同学们在解题时要留意。

3、Na₂CO₃溶液和NaHCO₃溶液的鉴别：取两种试液少量，分别滴加CaCl₂或BaCl₂溶液，有白色沉淀的原取溶液为Na₂CO₃，另一无明显现象的原取溶液为NaHCO₃.

4、侯氏制碱法

反应式：NaCl + NH₃ + CO₂ + H₂O == NaHCO₃ + NH₄Cl.

注意:在生产中应先在饱和的NaCl溶液中先通入NH₃,后通入CO₂,NaHCO₃晶体析出过滤，在滤液中加入NaCl细末和通NH₃析出NH₄Cl晶体为副产品。NH₄Cl晶体析出后的母液进行循环试用，提高原料的利用率。

二、镁及其化合物

1、镁的性质

（1）物理性质：镁是银白色金属，质较软，密度1.74g/cm³，是轻金属，硬度小。

（2）化学性质：镁是较活泼金属

①与非金属反应：2Mg + O₂ == 2MgO,Mg + Cl₂ == MgCl₂,3Mg + 3N₂ == Mg₃N₂等。

②与沸水反应：Mg + 2H₂O(沸水)== Mg(OH)₂ + H₂ ↑.

③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。

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。

④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.

2、镁的提取

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MgCl₂.

流程：海水中加入CaO或Ca(OH)₂Mg(OH)₂沉淀、过滤、洗涤沉淀，用稀HCl溶解MgCl₂溶液，蒸发结晶MgCl₂·6H₂O晶体，在HCl气体环境中加热MgCl₂固体，电解熔融的MgCl₂Mg + Cl₂ 。

主要反应：MgCl₂ + Ca(OH)₂ == Mg(OH)₂↓+ CaCl₂,  Mg(OH)₂ + 2HCl == MgCl₂ + 2H₂O,     MgCl₂·6H₂O  MgCl₂ + 6H₂O ,  MgCl₂(熔融)  Mg + Cl₂。

3、镁的用途

镁主要是广泛用于制造合金。制造的合金硬度和强度都较大。因此镁合金被大量用火箭、导弹、飞机等制造业中。

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：

（1）n(Mg(HCO₃)₂):n(NaOH)＝1:4：Mg²⁺ + 2HCO₃^- + 4OH^- == Mg(OH)₂↓+ 2CO₃^2- + 2H₂O；

(2)n(Mg(HCO₃)₂):n(NaOH)=1:2：Mg²⁺ + 2HCO₃^- + 2OH^- == MgCO₃↓+ CO₃^2- + 2H₂O；

(3)n(Mg(HCO₃)₂):N(NaOH)=1:1： Mg²⁺ + HCO₃^- + OH^- == MgCO₃↓+H₂O 。

三、铝及其化合物

1、铝的性质

（1）物理性质：银白色金属，质较软，但比镁要硬，熔点比镁高。有良好的导电、导热性和延展性。

（2）化学性质：铝是较活泼的金属。

①通常与氧气易反应，生成致密的氧化物起保护作用。4Al + 3O₂ == 2Al₂O₃。同时也容易与Cl₂、S等非金属单质反应。

②与酸反应：强氧化性酸，如浓硫酸和浓硝酸在常温下，使铝发生钝化现象；加热时，能反应，但无氢气放出；非强氧化性酸反应时放出氢气。

③与强碱溶液反应：2Al + 2NaOH + 2H₂O == 2NaAlO₂ + 3H₂↑。

④与某些盐溶液反应：如能置换出CuSO₄、AgNO₃等溶液中的金属。

⑤铝热反应：2Al + Fe₂O₃  Al₂O₃ + 2Fe。该反应放热大，能使置换出的铁成液态，适用性强。在实验室中演示时要加入引燃剂，如浓硫酸和蔗糖或镁条和氯酸钾等。

2、氧化铝（Al₂O₃）

白色固体，熔点高（2054℃），沸点2980℃，常作为耐火材料；是两性氧化物。我们常见到的宝石的主要成分是氧化铝。有各种不同颜色的原因是在宝石中含有一些金属氧化物的表现。如红宝石因含有少量的铬元素而显红色，蓝宝石因含有少量的铁和钛元素而显蓝色。工业生产中的矿石刚玉主要成分是α－氧化铝，硬度仅次于金刚石，用途广泛。

两性氧化物：既能与强酸反应又能与强碱反应生成盐和水的氧化物。

Al₂O₃ + 6HCl == 2AlCl₃ + 3H₂O ,Al₂O₃ + 2NaOH == 2NaAlO₂ + H₂O 。

Al₂O₃是工业冶炼铝的原料，由于氧化铝的熔点高，电解时，难熔化，因此铝的冶炼直到1886年美国科学家霍尔发现在氧化铝中加入冰晶石(Na₃AlF₆)，使氧化铝的熔点降至1000度左右，铝的冶炼才快速发展起来，铝及其合金才被广泛的应用。2Al₂O₃  4Al + 3O₂↑。

3、氢氧化铝（Al(OH)₃）

白色难溶于水的胶状沉淀，是两性氢氧化物。热易分解。

两性氢氧化物：既能与强酸又能与强碱反应生成盐和水的氢氧化物。

Al(OH)₃ + 3HCl == AlCl₃ + 3H₂O,  Al(OH)₃ + NaOH == NaAlO₂ + 2H₂O．2Al(OH)₃  Al₂O₃ +3 H₂O

4、铝的冶炼

铝是地壳中含量最多的金属元素，自然界中主要是以氧化铝的形式存在。工业生产的流程：铝土矿（主要成分是氧化铝）用氢氧化钠溶解过滤向滤液中通入二氧化碳酸化，过滤氢氧化铝氧化铝 铝。

主要反应：Al₂O₃ + 2NaOH == 2NaAlO₂ + H₂O ，CO₂ + 3H₂O + 2NaAlO₂ == 2Al(OH)₃↓+ Na₂CO₃ ，2Al(OH)₃  Al₂O₃ +3 H₂O ,2Al₂O₃  4Al + 3O₂↑。

5、铝的用途：铝有良好的导电、导热性和延展性，主要用于导线、炊具等，铝的最大用途是制合金，铝合金强度高，密度小，易成型，有较好的耐腐蚀性。迅速风靡建筑业。也是飞机制造业的主要原料。

6、明矾的净水：化学式：KAl(SO₄)₂·12H₂O，它在水中能电离：KAl(SO₄)₂ == K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-。铝离子与水反应，生成氢氧化铝胶体，具有很强的吸附能力，吸附水中的悬浮物，使之沉降已达净水目的。Al³⁺ + 3H₂O == Al(OH)₃ (胶体)+ 3H⁺ 。

知识整理：

①（Al(OH)₃）的制备：在氯化铝溶液中加足量氨水。AlCl₃ + 3NH₃·H₂O == Al(OH)₃↓+ 3NH₄Cl 。

②实验：A、向氯化铝溶液中滴加氢氧化钠溶液，现象是先有沉淀，后溶解。

反应式：先Al³⁺ + 3OH^- == Al(OH)₃↓, 后Al³⁺ + 4OH^- == AlO₂^- + 2H₂O。

B、向氢氧化钠溶液中滴加氯化铝溶液，现象是开始无沉淀，后来有沉淀，且不溶解。

反应式：先Al³⁺ + 4OH^- == AlO₂^- + 2H₂O，后Al³⁺ + 3AlO₂^- + 6H₂O == 4Al(OH)₃↓。

③实验：向偏铝酸钠溶液中通二氧化碳，有沉淀出现。CO₂ + 3H₂O + 2NaAlO₂ == 2Al(OH)₃↓+ Na₂CO₃。

④将氯化铝溶液和偏铝酸钠溶液混和有沉淀出现。 Al³⁺ + 3AlO₂^- + 6H₂O == 4Al(OH)₃↓。

⑤实验：A、向偏铝酸钠溶液中滴加稀盐酸，先有沉定，后溶解。

反应的离子方程式：AlO₂^- + H⁺ + H₂O == Al(OH)₃ ,Al(OH)₃ + 3H⁺ == Al³⁺ + 2H₂O 。

B、向稀盐酸中滴加偏铝酸钠溶液，先无沉淀，后有沉淀且不溶解。

反应的离子方程式：AlO₂^- + 4H⁺ == Al³⁺ + 2H₂O ,3AlO₂^- + Al³⁺ + 6H₂O == 4Al(OH)₃↓。

⑥铝三角：

 

 

 

 

 

 

 

 

 

上图中的每根箭头都有一个反应，请同学们试着写好。

四、铁、铜及其化合物

一．铁

1、铁的性质：（1）物理性质：铁是一种可以被磁铁吸引的银白色金属，纯铁的熔点较高（1535℃），防腐能力强。密度7.83g/cm³，是电和热的良导体。但是通常炼制的铁中含有碳等杂质，使铁的熔点降低，防腐能力大大下降。

（2）化学性质：铁是活泼的金属，在自然界中只有化合态形式，如磁铁矿（Fe₃O₄），赤铁矿(Fe₂O₃)等。

①与非金属单质反应：3Fe + 2O₂  Fe₃O₄(Fe₂O₃·FeO),2Fe + 3Cl₂ 2FeCl₃,2Fe + 3Br₂ 2FeBr₃,Fe + I₂ FeI₂ ,Fe + S  FeS。

②高温与水蒸气反应：3Fe + 4H₂O(g)  Fe₃O₄ + 4H₂↑。

③与酸反应：强氧化性酸：常温下浓硫酸和浓硝酸使铁钝化。加热时，与强氧化性反应，但无氢气放出。

非强氧化性酸：铁与酸反应有氢气放出。

④与某些盐反应：如Fe + CuSO₄ == Cu + FeSO₄ ,Fe +2 FeCl₃ == 3FeCl₂等。

2、铁的氧化物

	FeO	Fe2O3	Fe3O4（Fe2O3·FeO）
铁元素的价态	＋2	＋3	＋2、＋3
俗称		铁红	磁性氧化铁
色态	黑色粉末	红棕色粉末	黑色晶体
类别	碱性氧化物	碱性氧化物	复杂氧化物
水溶性	难溶	难溶	难溶
稳定性	不稳定	稳定	稳定
主要化学性质	有一定的还原性易被氧化为三价铁的化合物	与酸反应生成三价铁盐	化合物中＋2的铁有还原性，易被氧化。

3、铁的氢氧化物

	Fe(OH)2	Fe(OH)3
主要性质	白色难溶于水的沉淀，不稳定，易被氧化成氢氧化铁，颜色变化为：白色－灰绿色－红褐色。反应式：4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3。因此在制备时常采取措施：除溶液中的氧；加有机溶剂封住液面；胶头滴管要伸入到溶液中。	红褐色难溶于水的沉淀，受热易分解。2Fe(OH)3  Fe2O3 + 3H2O ,能溶于强酸溶液，生成相应的盐。

4、Fe²⁺、Fe³⁺的检验

离子	Fe2+	Fe3+
常见方法	①滴加KSCN溶液，无明显变化，再加氯水，溶液变血红色； ②直接观察溶液是浅绿色； ③滴加氢氧化钠溶液，出现沉淀的颜色变化是：白色－灰绿色－红褐色。	①直接观察溶液是黄色； ②滴加氢氧化钠溶液，出现红褐色沉淀；③滴加KSCN溶液，有血红色溶液出现。

5、铁三角

Fe与弱氧化剂反应，如H⁺、Cu²⁺ 、I₂ 、S等；

用还原剂如H₂ 、CO等还原FeO或用Mg、Zn、Al等还原Fe²⁺盐溶液。                                                            

铁与强氧化剂反应如Cl₂、Br₂、浓H₂SO₄ 、浓HNO₃等。             

用还原剂如H₂ 、CO等还原Fe₂O₃或用足量Mg、Zn、Al等还原                                                              

Fe²⁺遇强氧化剂的反应如Cl₂、Br₂、O₂、浓H₂SO₄、浓HNO₃、                 

H₂O₂、Na₂O₂、HClO等。                                                             

Fe³⁺遇某些还原剂的反应如Fe、Cu、SO₂、I^-、H₂S等以及少量的Zn、Mg、Al等。     

请同学们书写相应的化学或离子方程式

6、铁的冶炼

原料：铁矿石（提供铁元素）、焦炭（提供热量和还原剂）、空气（提供氧气）、石灰石（除去铁矿石中的二氧化硅杂质）。

设备：高炉。

主要反应：C + O₂ CO₂ , C + CO₂  2CO （这两个反应是制造还原剂并提供热量）,3CO + Fe₂O₃  2Fe ＋ 3CO₂ ,CaCO₃  CaO + CO₂↑ ,CaO + SiO₂  CaSiO₃.

从高炉中出来的铁含有2－4.5％的C和其他杂质，性能差，需进一步的炼制得到性能较好的钢。高炉的尾气常含有CO有毒气体，常采取净化后循环使用的方法。

7、钢铁的腐蚀及防腐

（1）钢铁的腐蚀有化学腐蚀和电化腐蚀。

化学腐蚀：是指钢铁等金属遇周围的物质接触直接发生化学反应而引起的腐蚀。如铁与氯气的反应腐蚀。

电化腐蚀：是指钢铁在表面有电解质的环境下，铁失去电子，钢铁内的碳周围的氧气和水或氢离子得到电子而引起的腐蚀。如是氧气和水得到电子的腐蚀称吸氧腐蚀；而氢离子得电子的腐蚀称析氢腐蚀。我们在生活中常见到得铁锈就是钢铁得吸氧腐蚀得结果。吸氧腐蚀是钢铁电化腐蚀的主要形式。

（2）防腐措施：

①在钢铁表面覆盖保护层；

②在钢铁中加入一定量得铬、镍元素，改变钢铁内部结构；

③在钢铁表面镶嵌比铁活泼得金属如锌；在腐蚀时，锌先失去电子；

④将需要保护得钢铁接在不断有电子输出得电源得负极，使铁不可能失去电子。

二．铜

1、铜的性质：铜是紫红色的金属，是电和热的良导体，广泛用作导线，密度8.9g/cm³，是重金属。铜是较不活泼的金属，自然界中有少量的单质铜存在，大部分是化合态如黄铜矿（CuFeS₂）,孔雀石（CuCO₃·Cu(OH)₂）等。铜在一定条件下可发生如下反应：

①2Cu + O₂  2CuO（黑色）,Cu + Cl₂  CuCl₂ （有棕黄色的烟）,2Cu + S  Cu₂S(黑色)

②Cu +2 H₂SO₄(浓)  CuSO₄ + SO₂↑+ 2H₂O ,

③Cu + 4HNO₃ (浓) == Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑+ 2H₂O ,3Cu + 8HNO₃ (稀)== 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑+ 4H₂O .

④Cu + 2FeCl₃ == 2FeCl₂ + CuCl₂ ,Cu + 2AgNO₃ == Ag + Cu(NO₃)₂.

2、铜的冶炼：

工业上是高温冶炼黄铜矿得到粗铜，然后用电解方法精练得到纯度很高的精铜，电解中将粗铜连在电源的正极，精铜连在电源的负极，用可溶性的铜盐做电解液。这样通电一段时间后，粗铜上的铜就不断溶下，在精铜表面析出。

第五部分：教材中出现的方程式

1、Fe（OH）₃胶体的制备：FeCl₃＋3H₂OFe（OH）₃（胶体）＋3HCl

2、碳还原氧化铜：2CuO＋C2Cu＋CO₂↑ 

3、常温下钠与氧气反应：4Na + O₂ = 2Na₂O  （白色）

4、钠在空气中燃烧：2Na + O₂  Na₂O₂  （淡黄色）

5、钠与水反应：2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑ 

6、过氧化钠与水反应：2Na₂O₂ + 2H₂O = 4NaOH + O₂↑ 

7、过氧化钠与二氧化碳反应：2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂ 

8、铁在氧气中燃烧：3Fe＋2O₂Fe₃O₄

9、铁与水蒸气反应：3Fe + 4H₂O(g) Fe₃O₄ + 4H₂↑ 

10、Al与盐酸反应：2Al＋6HCl===2AlCl₃+3H₂↑ 

11、Al与氢氧化钠溶液反应：2Al + 2NaOH + 2H₂O===2NaAlO₂ + 3H₂↑ 

12、Al₂O₃与盐酸反应：Al₂O₃ + 6HCl ===2AlCl₃ + 3H₂O 

13、Al₂O₃与氢氧化钠溶液反应：Al₂O₃ + 2NaOH === 2NaAlO₂ + H₂O 

14、Al(OH)₃ 与盐酸反应：Al(OH)₃ + 3HCl ===AlCl₃ + 3H₂O 

15、Al(OH)₃ 与氢氧化钠溶液反应：Al(OH)₃ + NaOH === NaAlO₂ + 2H₂O 

16、实验室制取氢氧化铝（铝盐溶液加氨水）：Al₂(SO₄)₃ + 6NH₃·H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3(NH₄)₂SO₄ 

17、氢氧化铝加热分解：2Al(OH)₃ Al₂O₃ + 3H₂O 

18、氧化亚铁与盐酸反应：FeO＋2HCl＝FeCl₂＋H₂O

19、氧化铁与盐酸反应：Fe₂O₃ + 6HCl = 2FeCl₃ + 3H₂O 

20、氯化铁与氢氧化钠溶液反应：FeCl₃ + 3NaOH =  3NaCl + Fe(OH)₃↓（红褐色）

21、硫酸亚铁与氢氧化钠溶液反应：FeSO₄ + 2NaOH =  Na₂SO₄ +  Fe(OH)₂↓（白色）

22、氢氧化亚铁被氧化成氢氧化铁：4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃ 

23、氢氧化铁加热分解：2Fe(OH)₃  3H₂O↑+  Fe₂O₃ （红棕色粉末，俗称铁红）

24、FeCl₃溶液与铁粉反应：2FeCl₃ + Fe = 3FeCl₂    

25、氯化亚铁中通入氯气：2FeCl₂ + Cl₂ = 2FeCl₃ 

26、FeCl₃溶液与铜反应：2FeCl₃ + Cu = 2FeCl₂ ＋CuCl₂ 

27、二氧化硅与氢氟酸反应：SiO₂ + 4HF = SiF₄ ↑+ 2H₂O 

28、二氧化硅与氧化钙高温反应：SiO₂ + CaO  CaSiO₃ 

29、二氧化硅与氢氧化钠溶液反应：SiO₂ + 2NaOH = Na₂SiO₃ + H₂O 

30、硅酸钠与盐酸反应：Na₂SiO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂SiO₃↓ 

31、氯气的实验室制法：MnO₂＋4HCl（浓）MnCl₂＋Cl₂↑＋H₂O

32、氯气与金属反应：2Fe + 3Cl₂  2FeCl₃  （棕色烟）Cu + Cl₂  CuCl₂  （棕黄色的烟）2Na + Cl₂  2NaCl  （白烟）

33、氯气与非金属反应：H₂＋Cl₂2HCl  （苍白色火焰，有白雾生成）

34、氯气与水反应：Cl₂ + H₂O = HCl + HClO 

35、次氯酸光照分解：2HClO 2HCl + O₂↑ 

36、氯气与氢氧化钠溶液反应：Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + H₂O 

37、氯气与消石灰反应制漂白粉：2Cl₂ + 2Ca(OH)₂ = CaCl₂ + Ca(ClO)₂ + 2H₂O 

38、漂白粉长期置露在空气中：Ca(ClO)₂ + H₂O + CO₂ = CaCO₃↓ + 2HClO 

39、硫的燃烧  S＋O₂SO₂

40、二氧化硫与水反应：SO₂ + H₂O  H₂SO₃ 

41、二氧化硫与氧气反应：2SO₂＋O₂2SO₃    

42、三氧化硫与水反应：SO₃ + H₂O = H₂SO₄ 

43、SO3与碱性氧化物反应：SO₃＋CaO＝CaSO₄

44、三氧化硫与Ca（OH）₂溶液反应：SO₃ + Ca（OH）₂ = CaSO₄  ＋H₂O

45、氮气与氧气在放电下反应：N₂ + O₂  2NO    

46、一氧化氮与氧气反应：2NO + O₂ = 2NO₂ 

47、二氧化氮与水反应：3NO₂ + H₂O = 2HNO₃ + NO 

48、合成氨反应：N₂＋3H₂2NH₃

49、氨气溶于水： NH₃ + H₂O ＝NH₃·H₂O        氨水受热分解：NH₃·H₂O NH₃↑ + H₂O 

50、氨气与氯化氢反应：NH₃ + HCl = NH₄Cl      氯化铵受热分解：NH₄Cl  NH₃↑ + HCl↑ 

51、碳酸氢氨受热分解：NH₄HCO₃ NH₃↑ + H₂O↑ + CO₂↑ 

52、硝酸铵与氢氧化钠反应：NH₄NO₃ + NaOH  NH₃↑ + NaNO₃ + H₂O 

53、氨的催化氧化：4NH₃＋5O₂4NO＋6H₂O

54、氨气的实验室制取法：2NH₄Cl + Ca(OH)₂  CaCl₂ + 2H₂O + 2NH₃↑ 

55、硫酸铵与氢氧化钠反应：（NH₄）₂SO₄ + 2NaOH  2NH₃↑ + Na₂SO₄ + 2H₂O 

56、浓硫酸与铜反应：Cu + 2H₂SO₄(浓) CuSO₄ + 2H₂O + SO₂↑ 

57、浓硫酸与木炭反应：C + 2H₂SO₄(浓)  CO₂ ↑+ 2SO₂↑ + 2H₂O 

58、浓硝酸与铜反应：Cu + 4HNO₃(浓) ===Cu(NO₃)₂ + 2H₂O + 2NO₂↑ 

59、稀硝酸与铜反应：3Cu + 8HNO₃(稀)=== 3Cu(NO₃)₂ + 4H₂O + 2NO↑