化学必修1总复习
专题1化学家眼中的物质世界
第一单元丰富多彩的化学物质
物质的分类
从物质的组成分类：可以从混合物和纯净物、单质和化合物、非金属单质和金属单质、无机化合物和有机化合物等入手将物质进行分类。
纯净物与混合物的区别：
纯净物 混合物 ①有固定的组成和结构 无固定组成和结构 ②有一定的熔、沸点 无一定的熔、沸点 ③保持一种物质的性质 保持原有物质各自的化学性质 从物质的导电性分类：可将物质分为导体和绝缘体。
从物质的状态分类：气体物质、液体物质和固态物质。
从物质在水中的溶解能力分类：可将物资分为可溶、难溶。
另外，还可以从物质的用途、物质的来源等其他角度对它们进行分类。物质的转化
物质的性质及其变化
物质的性质
物理性质 物质不需要经过化学反应直接表现出来的性质。如：颜色、状态、气味、熔点、沸点、密度、硬度等 化学性质 物质在发生化学反应时表现出来的性质。如：酸性、碱性、氧化性、还原性、可燃性、稳定性等 物质的变化
物理变化 定义 物质发生状态或外形的改变，而没有生成新物质的变化。如：水结成冰，蔗糖的溶解，酒精的挥发，金属通电，活性炭的吸附漂白等 化学变化 定义 物质发生变化时生成了其他物质的变化。在化学变化中常伴随有发光、热效应、变色、气体放出、沉淀生成等现象。如：金属的腐蚀、物质的燃烧、食品的腐败变质、铵盐受热分解等 类型 按反应形式可分为：分解、化合、置换、复分解 按反应的本质可分为：氧化还原反应、非氧化还原反应 按参与反应的离子可分为：离子反应、分子反应 按反应进行的程度可分为：可逆反应、不可逆反应 无机化学反应一般规律
金属+非金属→无氧酸盐Mg+Cl2MgCl2
碱性氧化物+酸性氧化物→含氧酸盐CaO+CO2=CaCO3
酸+碱→盐+水2HCl+Ba（OH）2＝BaCl2+H2O
盐+盐→两种新盐AgNO3+NaCl＝AgCl↓+NaNO3
一般参加反应的两种盐可溶，反应向生成更难溶物质的方向进行。
金属+氧气→碱性氧化物2Cu+O22CuO
碱性氧化物+水→碱CaO+H2O=Ca(OH)2
一般生成的是可溶性的强碱，如CuO、Fe2O3等不能与H2O反应生成相应的氢氧化物（碱）。
碱+盐→新碱+新盐Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH
非金属+氧气→酸性氧化物S+O2SO2
酸性氧化物+水→对应含氧酸SO3+H2O=H2SO4
酸+盐→新酸+新盐CaCO3+2HCl＝CaCl2+H2O+CO2↑
一般要符合强酸制弱酸或高沸点酸制低沸点酸（难挥发性酸制易挥发性酸）。
盐+金属→新盐+新金属Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu
符合盐是可溶性的、金属的活泼性强于新金属、金属活泼性不能太强(K、Na、Ca等与盐溶液接触立即与水反应置换出氢)等条件。
金属+酸→盐+氢气Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑
金属与酸反应置换出氢的规律应注意：一是金属在活动性顺序表中应排在氢以前，二是酸不能是氧化性酸（浓硫酸、浓、稀硝酸等）
碱性氧化物+酸→盐+水CuO+2HCl＝CuCl2+H2O
酸性氧化物+碱→盐+水CO2+Ca（OH）2=CaCO3↓+H2O
同（7）
同（10）
物质的量
物质的量是表示大量粒子的集合体中的粒子的多少。是国际单位制中的基本物理量，
用符号n表示。
摩尔是物质的量的单位，每摩尔物质含有阿伏加德罗常数个粒子。摩尔简称摩，符号mol。使用摩尔表示物质的量时，应该用化学式指明粒子的种类。不能用于描述宏观物质。
阿伏加德罗常数1mol任何微粒的集合体中的微粒数叫做阿伏加德罗常数，用NA表示，通常使用近似值6.02×1023mol－1。
物质的量、阿伏加德罗常数与粒子数的关系：n＝摩尔质量
摩尔质量1mol任何物质所具有的质量叫做这种物质的摩尔质量，当物质的质量以克为单位时，其数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量。摩尔质量的单位g·mol－1，符号为M。
物质的量、物质的质量和物质的摩尔质量之间存在如下关系：n＝
物质的聚集状态
影响物质体积大小的因素有：①微粒数目；②微粒大小；③微粒之间的距离。
对于固态或液态物质，影响其体积的主要因素是微粒的数目和微粒的大小；
对于气态物质，影响其体积的主要因素是微粒的数目和微粒间距离。
对于一定量的气体，影响其体积的因素是温度和压强。
温度一定，压强越大，气体体积越小，压强越小，气体体积越大；
压强一定，温度越高，气体体积越大，温度越低，气体体积越小。气体摩尔体积
（1）气体摩尔体积单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积。气体摩尔体积的符号为Vm，单位为L·mol－1，气体摩尔体积的表达式为Vm＝
在标准状况下（0℃，101kPa），气体摩尔体积Vm≈22.4L·mol－1这里的气体可以是单一气体，也可以是混合气体。由此也可以推知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：＝·
（2）阿伏加德罗定律
1．内容：在同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。
适用范围：适用于相同条件下任何气体
不同表述：①若T、P、V相同，则N(或n)相同；②若T、P、n相同，则V相同。
2．推论：①、相同 ＝＝
②
物质的分散体系
（1）溶液、胶体、浊液三种分散系的比较
溶液 胶体 悬、乳浊液 分散质粒子大小/nm ＜1 1～100 ＞100 外观特征 均匀、透明、稳定 均匀、有的透明、（较）稳定 不均匀、不透明、不稳定 能否通过滤纸 √ √ × 能否通过半透膜 √ × × 能否有丁达尔效应 × √ × 实例 NaCl、蔗糖溶液 Fe（OH）3胶体 泥水 （2）胶体的概念和性质
①概念——分散质微粒的直径大小在1nm～100nm之间的分散系称做“胶体”。根据分散剂状态，可将胶体分为液溶胶，如氢氧化铁胶体、淀粉溶液；气溶胶，如云、雾、烟；固溶胶，如有色玻璃、烟水晶。
②胶体有如下的性质
丁达尔效应——在暗室中，让一束平行光线通过肉眼看来完全透明的溶液，从垂直于光束的方向，可以观察到有一浑浊光亮的光柱，其中有微粒闪烁，该现象称为“丁达尔效应”。丁达尔效应是粒子对光散射作用的结果。
布朗运动——在胶体中，由于质点在各个方向所受的力不能相互平衡而产生的无规则的热运动，称为“布朗运动”。
电泳——在外加电场的作用下，胶体的微粒在分散剂里向阴极（或阳极）做定向移动的现象。
注意：电泳只是胶粒定向地向电极运动，并没有凝聚而沉淀。
凝聚——胶体分散系中，分散质微粒相互聚集而下沉的现象称为“凝聚”。能促使溶胶凝聚的物理或化学因素有加电解质（酸、碱及盐）、加热、溶胶浓度增大、加带相反电荷的胶体等。物质的分离与提纯
物质的分离：是把混合物中的各种物质分开的过程，分开以后的各物质应该尽
量减少损失，而且是比较纯净的。经常采用的分离方法有：过滤、蒸发、结晶、蒸馏（分馏）、萃取、渗析、洗气等。
物质的提纯：是指将某种物质中的杂质，采用物理或化学方法除掉的过程。它
和分离的主要区别在于除掉后的杂质可以不进行恢复。
①物质提纯的原则：不增、不变、易分。
所谓不增，是指在提纯过程中不增加新物质，不变指被提纯的物质性质不能改变，易分是指使杂质与被提纯物质容易分开。
②提纯的方法可以归纳为：“杂转纯，杂变沉，化为气，溶剂分”。
杂转纯：将要除去的杂质变为提纯物，这是提纯物质的最佳方案。如除去Na2CO3中混有的NaHCO3即可将混合物加热使NaHCO3全部转化为Na2CO3。
杂变沉：加入一种试剂将要除去的杂质变成沉淀，最后用过滤的方法除去沉淀。
化为气：加热或加入一种试剂使杂质变为气体逸出。如食盐水中混有Na2CO3，则可加盐酸使CO32－变CO2逸出。
溶剂分：加入一种试剂将杂质或被提纯物质萃取出来。如用CCl4可将碘从水中萃取出来。
物质分离和提纯的常用方法
方法 适用范围 主要仪器 举例 注意事项 过滤 固体与液体分离 漏斗、烧杯、玻璃棒、铁架台（带铁圈）、滤纸 粗盐的提纯时，把粗盐溶于水，经过过滤，把不溶于水的固体杂质除去 ①要“一贴二低三靠”
②必要时要洗涤沉淀物（在过滤器中进行）
③定量实验的过滤要“无损失” 蒸发 分离溶于溶剂中的溶质 蒸发皿、三角架、酒精灯、玻璃棒 从食盐水溶液中提取食盐晶体 ①溶质须不易分解、不易水解、不易被氧气氧化
②蒸发过程应不断搅拌
③近干时停止加热、余热蒸干 萃取 利用溶质在两种互不相溶的溶剂中的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液里提取出来 可在烧杯、试管等中进行，一般在分液漏斗中（为便于萃取后分液） CCl4把溶在水的Br2萃取出来 ①萃取后要再进行分液
②对萃取剂的要求：与原溶剂互不相溶、不反应；溶质在其中的溶解度比在原溶剂中大；溶质不与萃取剂反应；两溶剂密度差别大
③萃取后得到的仍是溶液，一般再通过分馏等方法进一步分离 分液 两种互不相溶的液体的分离 分液漏斗 水，苯的分离 上层液体从上口倒出，下层液体从下口放出 结晶
重结晶 混合物中各组分在溶剂中的溶解度随温度变化不同 烧杯及过滤仪器 从氯化钠和硝酸钾的混合物中提纯硝酸钾 ①一般先配制较高温度的饱和溶液，然后降温结晶
②结晶后过滤分离出晶体 蒸馏分馏 利用沸点不同以分离互溶液体混合物 蒸馏烧瓶、水冷凝管、酒精灯、锥形瓶、牛角管、温度计、铁架台、石棉网等 制取蒸馏水，除去水中杂质；石油分馏 ①温度计水银球在蒸馏烧瓶支管口处
②加碎瓷片
③注意冷凝管水流方向应下进上出
④不可蒸干 常见物质的检验
常见阴离子的特性及检验：
离子 检验试剂 主要实验现象 离子方程式及说明 Cl－ AgNO3溶液，稀硝酸 生成的白色沉淀不溶于稀硝酸 Ag+＋Cl－＝AgCl↓(白色) CO32－ ①BaCl2溶液、稀盐酸②盐酸、石灰水 ①生成的白色沉淀能溶于稀盐酸
②生成能使石灰水变浑浊的无色气体 ①Ba2+＋CO32－＝BaCO3↓
BaCO3＋2H+＝Ba2+＋CO2↑＋H2O
②CO32－＋2H+＝CO2↑＋H2O
CO2+Ca（OH）2=CaCO3↓（白色）+H2O OH－ ①无色酚酞
②紫色石蕊试液
③pH试纸 ①变红
②变蓝
③显蓝色至深蓝色 OH－表现碱性 SO42－ 可溶性钡盐溶液，稀盐酸 生成不溶于稀盐酸的白色沉淀 Ba2+＋SO42－＝BaSO4↓（白色） 常见阳离子的特性及检验：
离子 检验试剂 主要实验现象 离子方程式及说明 H+ ①紫色石蕊试液
②pH试纸 ①变红色
②变红色 Fe3+ 硫氰化钾溶液 溶液变成血红色 Fe3++3SCN－Fe（SCN）3 NH4+ 氢氧化钠溶液、红色石蕊试纸 加热有刺激性气味气体生成，使试纸变蓝 NH4++OH－NH3↑+H2O
NH3可使湿润的红色石蕊试纸变蓝
溶液的配制和分析
物质的量浓度
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的组成的物理
量，叫做溶质B的物质的量浓度，符号：cB，常用单位为mol·L－1或mol·m－3
物质的量、物质的量浓度、溶液的体积之间的关系：
配制一定物质的量浓度的溶液
配制物质的量浓度溶液主要配制仪器
托盘天平（以固体药品配制时）或量筒（以浓溶液配制稀溶液时）、玻璃棒、烧杯、容量瓶、胶头滴管
配制物质的量浓度溶液步骤如下：
计算：计算配制的溶液所需溶质的质量（固体溶质）或体积（液体溶质、浓溶液）；
称量（或量取）：用天平称量固体溶质（或用量筒量取液体体积）；
溶解：把称量好的溶质放入烧杯中，加适量蒸馏水溶解，搅拌；
转移：待溶液静置到室温，倒入容量瓶中（配多少毫升的溶液选用多少毫升容量瓶）；
洗涤：洗涤烧杯2～3次，把每次洗涤的洗涤液一并倒入容量瓶中（洗液
及原配液不能超过所配制溶液的体积）；
定容：往容量瓶中加水直至液面接近刻度线1～2cm处，改用胶头滴管加
水到瓶颈刻度地方，使溶液的凹液面正好和刻度相平。把瓶塞盖好，反复摇匀。
关于容量瓶的使用
容量瓶是配制准确物质的量浓度溶液的仪器。容量瓶是细颈、梨形的平底
玻璃瓶。瓶口配有磨口玻璃塞或塑料塞，它的颈部有标线，瓶上有温度和容量。
使用容量瓶的注意事项：
按所配溶液的体积选择合适规格的容量瓶。
使用前要检查容量瓶是否漏水。
使用前要先用蒸馏水洗涤容量瓶。
容量瓶不能将固体或浓溶液直接溶解或稀释，容量瓶不能作反应器，不能长
期贮存溶液。
配制误差分析
若称量固体溶质时，操作无误，但所使用砝码生锈，m偏大，结果偏高。
若没有洗涤烧杯内壁，使n减小，结果偏低。
若容量瓶中有少量蒸馏水或定容后反复摇匀发现液面低于刻度，则对结果无影响。
俯视刻度线：V偏小，c偏高。
仰视刻度线：V偏大，c偏低。
未冷却至室温就注入容量瓶进行定容，则V偏小，c偏高。
四、规律总结
物质的量（mol）与其他常用计量的关系
MnCl2＋Cl2↑十2H2O
装置：用“固+液气体”
除杂：制得的Cl2中含有氯化氢杂质，通常用饱和食盐水洗气，如要制取干燥的Cl2，可以用浓硫酸作干燥剂以除去水蒸气。
收集：向上排空气法或排饱和食盐水收集。
尾气处理：氯气有毒，为防止其污染空气，必须加以吸收，一般用NaOH溶液吸收多余的Cl2。Cl2＋2NaOHNaCl＋NaClO（次氯酸钙）＋H2O
氯气的性质
认识氯气的物理性质
Cl2在通常状况下是一种黄绿色的气体。氯气的密度比空气大，能溶于水。
有强烈的刺激性气味，有毒。（闻Cl2的气味时应掌握正确的方法：用手在集气瓶口轻轻扇动，使极少量的Cl2飘入鼻孔，这也是在化学实验中闻气体气味的基本方法。）
氯气的化学性质
Cl2是很活泼的非金属单质，具有很强的氧化性，能氧化大多数的金属和非金属。
氯气与金属的反应：
2Na＋Cl22NaCl
现象：剧烈燃烧，有白烟（NaCl小颗粒）生成。
Cu＋Cl2CuCl2
现象：红热的铜丝剧烈燃烧，生成棕黄色烟（CuCl2小颗粒），溶于水呈浅绿色。逐渐加水稀释则经历浅绿蓝绿浅蓝的颜色变化。
2Fe＋3Cl22FeCl3
现象：铁丝燃烧，生成棕褐色的烟（FeCl3小颗粒），溶于水得棕黄色溶液。
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。
氯气与非金属的反应：H2＋Cl22HCl
纯净的H2在Cl2中安静燃烧，火焰呈苍白色，有白雾。点燃或光照氢气和氯气的混合气体，会发生爆炸。
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。
氯气与水的反应：Cl2＋H2O＝HCl＋HClO
在新制氯水中含有分子H2O、Cl2、HClO，含有离子H＋、Cl－、ClO－、OH－（水可电离出H＋和OH－）。生成物中的HClO有三条主要性质：
①弱酸性：酸性比H2CO3还要弱；
②强氧化性：HClO中氯元素的化合价为＋1价，因此它具有很强的氧化性，可以用作漂白剂和自来水的杀菌消毒剂；
③不稳定性：HClO不稳定，见光受热可以发生分解反应。2HClO2HCl＋O2↑。
所以久置的氯水中含有H2O分子和H＋、Cl－、OH－离子，相当于稀盐酸。通常所用的氯水是新制氯水，在化学实验中经常作为Cl2的代用品。氯水和液氯是不同的，前者是混合物，而后者是纯净物。
氯气与碱的反应：
Cl2通入NaOH溶液：Cl2＋2NaOHNaCl＋NaClO＋H2O
反应的离子方程式：Cl2＋2OH－Cl－＋ClO－＋H2O
工业上制漂白粉：2Cl2＋2Ca（OH）2CaCl2＋Ca（ClO）2＋2H2O
漂白粉的有效成分是Ca（ClO）2，主要成分是Ca（ClO）2和CaCl2。
漂白原理：Ca（ClO）2＋2HClCaCl2＋2HClO
Ca（ClO）2＋H2O＋CO2CaCO3↓＋2HClO
漂白粉失效的原因：Ca（ClO）2＋H2O＋CO2CaCO3↓＋2HClO
2HClO2HCl＋O2↑
Cl－的检验：与AgNO3溶液反应，生成不溶于稀HNO3的白色沉淀，
AgNO3+NaCl＝AgCl↓+NaNO3
溴、碘的提取
溴碘的物理性质
溴（Br2）：深红棕色的液体，刺激性气味，易挥发，强腐蚀性，在水中溶解度小，易溶于有机溶剂。
碘（I2）：紫黑色固体，易升华，在水中溶解度小，易溶于有机溶剂。
Br2的提取
流程：
化学反应原理：Cl2+2KBr＝2KCl+Br2
I2的提取
流程：
化学反应原理Cl2+2KI＝2KCl+I2
氧化还原反应
氧化还原反应中的概念间的关系
口诀：升（化合价升高）失（失电子）氧（被氧化，发生氧化反应）还（做还原剂，本身具有还原性），降（化合价降低）得（得电子）还（被还原，发生还原反应）氧（做氧化剂，本身具有氧化性）。
氧化还原反应中电子转移（或得失）的表示方法
双线桥法：表示同种元素在反应前后得失电子的情况。
氧化还原反应中的守恒
化合价降低总数＝化合价升高总数
失去电子总数＝得到电子总数
得（失）电子总数＝化合价降低（升高）总数
遵循质量守恒，反应前后相同元素的原子个数相等。
氧化还原反应性质的传递规律
氧化性：氧化剂>氧化产物
还原性：还原剂>还原产物
价态规律
同种元素：最高价时―――只具有氧化性最低价时―――只具有还原性
中间价时―――既有氧化性又有还原性
四种基本反应类型与氧化还原反应的关系
第二单元钠、镁及其化合物
一、钠的原子结构及性质
结构 钠原子最外层只有一个电子，化学反应中易失去电子而表现出强还原性。 物理性质 质软、银白色，有金属光泽的金属，具有良好的导电导热性，密度比水小，比煤油大，熔点较低。 化学
性质 与非金
属单质 钠在常温下切开后表面变暗：4Na+O2=2Na2O（灰白色） 钠在氯气中燃烧，黄色火焰，白烟：
2Na+Cl2====2NaCl
与
化合物
与水反应，现象：浮、游、球、鸣、红2Na＋2H2O=2NaOH+H2↑ 与酸反应，现象与水反应相似，更剧烈，钠先与酸反应，再与水反应。 与盐溶液反应：钠先与水反应，生成NaOH，H2，再考虑NaOH与溶液中的盐反应。如：钠投入CuSO4溶液中，有气体放出和蓝色沉淀。
2Na+2H2O+CuSO4===Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑ 与某些熔融盐：
4Na+TiCl4========4NaCl+Ti 存在 自然界中只能以化合态存在 保存 煤油或石蜡中，使之隔绝空气和水 制取
2NaCl(熔融)====2Na+Cl2↑ 用途 钠的化合物2、钠钾合金常温为液体，用于快中子反应堆热交换剂
3、作强还原剂4、作电光源
二、碳酸钠与碳酸氢钠的性质比较
碳酸钠（Na2CO3） 碳酸氢钠（NaHCO3） 俗名 纯碱、苏打 小苏打 溶解性 易溶（同温下，溶解度大于碳酸氢钠） 易溶 热稳定性 稳定 2NaHCO3△Na2CO3+CO2↑+H2O↑ 碱性 碱性（相同浓度时，碳酸钠水溶液的PH比碳酸氢钠的大） 碱性 与
酸 盐酸 Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑ NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑ 碳酸 Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3 不能反应 与
碱 NaOH 不能反应 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O Ca(OH)2 Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH 产物与反应物的量有关 三、镁的性质
物理性质 银白色金属，密度小，熔沸点较低，硬度较小，良好的导电导热性 化学性质 与O2
2Mg+O2====2MgO 与其他
非金属
Mg+Cl2====MgCl2，3Mg+N2====Mg3N2 与氧化物
2Mg+CO2====2MgO+C 与水反应 Mg+2H2OMg(OH)2↓+H2↑ 与酸 Mg+2HCl=MgCl2+H2↑ 与盐溶液反应 Mg+Cu2+＝Mg2++Cu 制取 MgCl2+Ca(OH)2=Mg(OH)2↓+CaCl2Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O
MgCl2?6H2O====MgCl2+6H2O↑MgCl2(熔融)=====Mg＋Cl2↑ 用途 1、镁合金－密度小，硬度和强度都较大2、氧化镁－优质耐高温材料 四、侯氏制碱法（由氯化钠制备碳酸钠）
向饱和食盐水中通入足量氨气至饱和，然后在加压下通入CO2，利用NaHCO3溶解度较小，析出NaHCO3，将析出的NaHCO3晶体煅烧，即得Na2CO3。
NaCl+NH3+CO2+H2O=NaHCO3+NH4Cl
2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O↑
五、电解质和非电解质
（1）电解质与非电解质的比较
电解质 非电解质 定义 溶于水或熔化状态下能导电的化合物 溶于水和熔化状态下都不能导电的化合物 物质种类 大多数酸、碱、盐，部分氧化物 大多数有机化合物，CO2、SO2、NH3等 能否电离 能 不能 实例 H2SO4、NaOH、NaCl、HCl等 酒精，蔗糖，CO2，SO3等 （2）电解质的导电
①电解质的电离：电解质在溶液里或熔化状态下离解成自由移动的离子的过程叫做电离。
②电解质的导电原理：阴、阳离子的定向移动。
③电解质的导电能力：自由移动的离子的浓度越大，离子电荷越多，导电能力越强。
（3）注意：电解质和非电解质均指化合物而言，单质、混合物都不能称为电解质或非电解质。
六、强电解质和弱电解质
强电解质 弱电解质 定义 在水溶液里全部电离成离子的电解质 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 电离程度 完全 少部分 溶质微粒 离子 分子、离子（少数） 电离方程式 用“═” 用“” 实例 H2SO4、HNO3、HCl、KOH、NaOH、NaCl、KCl等强酸、强碱和大部分盐 NH3·H2O、CH3COOH、H2CO3等弱酸、弱碱和H2O
七、离子方程式
（1）离子方程式的书写方法
写——写出反应的化学方程式；
拆——把易溶于水，易电离的物质拆成离子形式
删——将不参加反应的离子从方程式两端删去。
查——检查方程式两端各元素的原子个数和电荷数是否相等。
注意事项：
①难溶物质、难电离的物质、易挥发物质、单质、非电解质、氧化物均保留化学式。
②不在水溶液中反应的离子反应，不能写离子方程式。
如：固体与固体反应（实验室用Ca（OH）2固体和NH4Cl固体反应制NH3）。再如：浓硫酸、浓H3PO4与固体之间反应不能写离子方程式。
③氨水作为反应物写NH3·H2O；作为生成物，若加热条件或浓度很大，可写NH3（标“↑”号），否则一般写NH3·H2O。
④有微溶物参加或生成的离子反应方程式书写时：
若生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示。如Na2SO4溶液中加入CaCl2CO2通入澄清石灰水中：CO2+2OH－＝H2O；其二悬浊液，应写成化学式，如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：Ca（OH）2+CO32－2OH－2、CaSO4、MgCO3、Ag2SO4、MgSO3。
⑤酸式盐参加的离子反应，书写离子方程式时，弱酸的酸式根一律不拆。如NaHCO3和HCl反应：HCO3－+H+＝H2O+CO2↑；强酸的酸式根HSO4－一般情况下要拆开。
⑥遵守质量守恒和电荷守恒：离子方程式不仅要配平原子个数，还要配平阴、阳离子所带的电荷数。
如：FeSO4溶液中通Cl2不能写成Fe2++Cl2＝Fe3++2Cl－，须写成2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl－。
⑦必须要考虑反应物间的适量与过量、少量的问题。
（2）离子方程式的意义
离子方程式不仅可以表示：
①一定物质间的某个反应；而且可以表示：②所有同一类型的离子反应。
（3）离子方程式正误判断
①看反应能否写离子方程式。如不在溶液中进行的化学反应不能写离子方程式。
②看表示各物质的化学式是否正确。尤其注意是否把有些弱电解质写成了离子的形式。
③看电荷是否守恒。如FeCl3溶液加Fe粉，不能写成Fe3++Fe＝2Fe2+。
④看是否漏掉了某些反应。如，CuSO4溶液与Ba（OH）2溶液的反应，若写成：
Ba2++SO42－=BaSO4↓Cu2++2OH－＝Cu（OH）2Cu2+＝2Na++Cu，则不符合事实。
⑥看反应物是否满足定量的配比关系。
（4）离子共存问题
离子共存是指离子之间不能发生离子反应，离子不能共存的条件：
①生成沉淀，即结合生成难溶性或微溶性物质而不能大量共存。
②产生气体，如结合生成CO2、NH3、SO2等气体不能大量共存。
③生成难电离的物质，如H2O、H2S、H2SiO3、H2CO3等。
④发生氧化还原反应，如Fe3+和I－等。
专题三从矿物到基础材料
第一单元从铝土矿到铝合金一、从铝土矿中提取铝
（一）氧化铝（Al2O3）
氧化铝是一种高沸点（2980℃）、高熔点（2054℃）、高硬度的白色化合物，常用作耐火材料。刚玉的主要成分是α－氧化铝，硬度仅次于金刚石。
1.与碱的反应（与强碱NaOH）
Al2O3+2NaOH＝2NaAlO2+H2O
2.与强酸的反应（H2SO4）
Al2O3+3H2SO4＝Al2（SO4）3+3H2O
3.两性氧化物：既可以与酸反应又可以与碱反应生成盐和水的氧化物。1.偏铝酸钠（NaAlO2）的性质
（1）往偏铝酸钠溶液中通入CO2NaAlO2+CO2+2H2O=Al（OH）3↓+NaHCO3
产生白色絮状沉淀，通入过量的CO2，沉淀不溶解。
（2）往偏铝酸钠溶液中加HClNaAlO2+ HCl+H2O=Al（OH）3↓+NaCl
Al（OH）3+3HCl＝AlCl3+3H2O
加入少量盐酸，生成白色絮状沉淀，继续加入盐酸至过量，白色沉淀溶解。
2.氯化铝（AlCl3）的性质
（1）往氯化铝溶液中通入氨气
AlCl3+3NH3+H2O=Al（OH）3↓+3NH4Cl
产生白色絮状沉淀，通入过量的NH3，沉淀不溶解。
（2）往氯化铝溶液中逐滴加氢氧化钠溶液
AlCl3+3NaOH＝Al（OH）3↓+3NaCl
Al（OH）3+NaOH＝NaAlO2+2H2O
加入少量NaOH溶液，产生白色絮状沉淀，继续加入NaOH溶液至过量，白色沉淀溶解。
（二）铝土矿中提取铝
制取金属铝的流程图如下：
流程图中所涉及到的化学反应：
1.Al2O3+2NaOH＝2NaAlO2+H2O
2.NaAlO2+CO2+2H2O=Al（OH）3↓+NaHCO3
3.2Al（OH）3Al2O3+3H2O
4.2Al2O34Al+3O2↑
二、铝的性质及应用
（一）铝的存在
自然界中铝以化合态存在。铝的主要存在形式有：铝土矿（Al2O3·nH2O），铝元素占地壳总量的7.45％，是地壳中含量最多的金属元素。
（二）铝的性质
1.物理性质
铝有良好的导电性（居金属第，最好的是银），传热性和延展性。铝合金强度高，密度小，易成型，有较好的耐腐蚀性。
2.化学性质
（1）与酸反应：一般与强酸反应（例如盐酸；稀硫酸等）
2Al+6HCl＝2AlCl3+3H2↑
（2）与碱反应：一般与强碱反应（例如：NaOH；KOH；Ba（OH）2等）
2Al+2NaOH+2H2O＝2NaAlO2+3H2↑
（3）与浓硝酸、浓硫酸的反应：在常温下，铝遇到浓硝酸、浓硫酸会在铝表面生成致密的氧化膜而发生钝化；在加热的条件下可以发生反应。
（4）与某些盐溶液反应：铝的金属活动性比较强，可以跟不少的金属盐溶液发生置换反应（如：CuCl2、AgNO3等）
2Al+3CuCl2＝3Cu+2AlCl3
（5）与某些金属氧化物反应（铝热反应）
Fe2O3+2Al2Fe+Al2O3
（铝热反应用途①冶炼稀有金属②野外焊接铁轨。）
（三）铝的应用
1.用于电器设备和做高压电缆
2.是重要的反光材料
3.野外焊接铁轨
4.铝合金是制造飞机的理想材料。
三、规律总结
⑤生铁：含碳量2%~4.5%钢：含碳量<2%
2.铜的制备
①电解精冶铜的原理是让粗铜作阳极，失去电子变为Cu2+，用铜棒作阴极，在阴极上即可得精铜。
②湿法炼铜是指在溶液中将铜置换出来。
③生物炼铜是利用细菌将矿石分化得铜。
二、铁、铜及其化合物的应用
（一）铁、铜的物理性质
铁是一种金属光泽的银白色金属，质软，有良好导电、导热性、延展性。粉末为黑色，属于重金属，黑色金属，常见金属。铁能被磁铁吸引，抗腐性强。
铜是一种有金属光泽的紫红色金属，有良好的导电、导热性，良好的延展性，粉末为紫红色，铜属于重金属，有色金属，常见金属。
（二）铁、铜的化学性质
1.铁的化学性质
（1）与非金属反应
（铁与弱氧化性物质反应生成低价铁的化合物）
（2）与酸反应
①与非氧化性酸：
②氧化性酸：常温下遇浓硫酸、浓硝酸会发生钝化，而加热时剧烈反应。
（3）与某些盐溶液反应
Fe＋Cu2＋Fe2＋＋Cu
Fe＋2Fe3＋3Fe2＋
（4）铁的存在
铁在自然界中分布较广。在地壳中含量约5%，仅次于铝。分布在地壳中的铁均以化合态存在，游离态的铁只能在陨石中得到。常见的铁矿石有：磁铁矿（）、赤铁矿（）等。
2.铜的化学性质
（1）与非金属单质反应
Cu＋Cl2CuCl2（红棕色的烟）
2Cu＋S=Cu2S（硫化亚铜）
（2）与某些盐溶液反应
Cu＋2AgNO3=2Ag＋Cu(NO3)2
Cu＋2FeCl3=CuCl2＋2FeCl2
（3）与强氧化性的物质反应
3Cu＋8HNO3（稀）=3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
Cu＋4HNO3（浓）=Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
Cu＋2H2SO4（浓）=3CuSO4＋SO2↑＋2H2O
（三）Fe2+和Fe3+的相互转化
1.Fe2+→Fe3+：Fe2+与强氧化剂（如Cl2、Br2、O2、HNO3、KMnO4、浓H2SO4、H2O2等）反应时，被氧化为Fe3+
2Fe2+＋Cl2＝2Fe3+＋2Cl－
2.Fe3+→Fe2+：Fe3+与还原剂（如Zn、Fe、Cu、S2－、I－、H2S等）反应时，被还原成Fe2+
Fe＋2Fe3＋=3Fe2＋
Cu＋2Fe3＋=Cu2+＋2Fe2+
S2－＋2Fe3＋=S↓＋2Fe2+
I－＋2Fe3＋=I2＋2Fe2+
Fe3＋的检验
1.KSCN法：加入KSCN呈血红色的是Fe3+溶液，而Fe2+的溶液无此现象，这是鉴别Fe2+和Fe3+最常用、最灵敏的方法。Fe3＋＋3SCN－Fe（SCN）3（红色）
2.碱液法：可加入碱液，Fe3＋有红褐色沉淀生成，Fe2＋先生成白色沉淀，然后变成灰绿色，最后变成红褐色。
Fe3＋＋3OH－Fe（OH）3↓（红褐色）
Fe22OH－Fe（OH）2↓（白色）
4Fe（OH）2＋O2＋2H2O4Fe（OH）3
（五）规律总结
三、钢铁的腐蚀
（一）金属腐蚀的本质：M－ne－=Mn+
（三）金属的防护
（1）喷涂保护。
（2）改变结构。
（3）涂加更活泼的金属，通过牺牲涂加的金属来防护。
（4）连接电源负极，使铁不失去电子，这是最有效的保护。
第三单元含硅矿物与信息材料
一、硅
1.硅的存在
硅以化合态存在于自然界，硅元素主要存在于地壳的各种矿物和岩石里，硅有晶体硅和无定形硅两种同素异形体，含量丰富，居地壳元素第二位。
2.物理性质
晶体硅是灰黑色、有金属光泽、硬而脆的固体，熔点和沸点都很高，硬度也很大，晶体硅的导电性介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体。
3.化学性质
（1）很稳定，常温下不与O2、Cl2、浓HNO3、浓H2SO4等反应。
（2）加热时表现出还原性：Si＋O2SiO2Si＋2NaOH＋H2O=Na2SiO3＋2H2↑Si＋SiF4
Si＋SiF4↑＋2H2↑
4.硅的重要用途
作为良好的半导体材料，硅可用来制集成电路、晶体管、硅整流器、太阳能电池等，主要用于电子工业。
5.高纯硅的工业制法
（1）2C＋SiO2Si+2CO↑Si＋2Cl2SiCl4SiCl4＋2H2Si＋4HClSiO2的存在SiO2广泛存在于自然界中，与其他矿物共同构成了岩石，天然二氧化硅也叫硅石，是一种坚硬难熔的固体。
2.物理性质
硬度大、熔点高、不导电、不溶于水。天然的二氧化硅分为晶体和无定形两大类。
3.化学性质
二氧化硅十分稳定，属于酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性，能与碱性氧化物、碱或碳酸盐等发生反应，不与水、酸（除HF外）发生反应，能耐高温、耐腐蚀。
（1）与强碱反应：
SiO2＋2NaOH=Na2SiO3+H2OHF反应
SiO2＋HF=SiF4↑＋2H2O
由于玻璃中含有大量的SiO2，SiO2与HF（溶液）反应很迅速，所以氢氟酸可用于雕刻玻璃。同时氢氟酸不用玻璃容器制备和贮存。
（3）与碱性氧化物反应
CaO+SiO2CaSiO3（炼铁高炉的造渣反应）
（4）与碳酸盐反应
Na2CO3+SiO2Na2SiO3+CO2↑
CaCO3+SiO2CaSiO3+CO2↑
4.二氧化硅的结构：
二氧化硅晶体坚硬，耐磨，熔沸点高的原因是二氧化硅的结构是空间立体网状结构。该空间构形类似于金刚石，具有高硬度，高熔沸点特征。
天然产透明的二氧化硅晶体俗称水晶。水晶为无色透明的六棱柱状。由于水晶内部往往分散有不同的杂质，使水晶带有一定的颜色，所以有烟水晶和紫水晶之分。
5.主要存在物质：
常见的以SiO2为主要成分的有：燧石、沙子、石英、硅藻土、玛瑙、水晶等。
6.二氧化硅的用途：
二氧化硅可用来做光导纤维；石英可用来做石英钟、石英表，耐高温的石英玻璃，水晶可以用来制造电子工业中的重要部件、光学仪器、工艺品、眼镜等，含有有色杂质的石英，还可以用于制造精密仪器轴承；耐磨器皿和装饰品等；还用于作建筑材料。
三、硅酸（H2SiO3）
硅酸是一种比碳酸还弱的酸，它不溶于水，不能使指示剂变色，是一种白色粉末状的固体。
Na2SiO3+CO2＋H2O=H2SiO3＋NaNa2SiO3+2HCl=H2SiO3↓＋2NaC3CaO·SiO2）CaO·SiO2）3CaO·Al2O3）。
2.玻璃
生产普通玻璃的主要原料：纯碱、石灰石、石英
生产设备：玻璃熔炉
生产条件：高温熔融
形成玻璃的过程中的主要化学变化：
Na2CO3+SiO2Na2SiO3+CO2↑
CaCO3+SiO2CaSiO3+CO2↑
普通玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2或Na2O·CaO·6SiO2
种类：普通玻璃、钢化玻璃、有色玻璃、光学玻璃、防弹玻璃、铅玻璃等。
3.陶瓷
制造陶瓷的主要原料：黏土
陶瓷的优点：抗氧化、抗酸碱腐蚀、耐高温、绝缘、易成型等。
五、用氧化物的形式表示硅酸盐的组成
书写顺序为：金属氧化物（较活泼的金属氧化物→较不活泼的金属氧化物）→二氧化硅→水。
如：硅酸钠[Na2SiO3]：Na2O·SiO2
镁橄榄石[Mg2SiO4]：2MgO·SiO2
高岭土[Al2(Si2O5)(OH)4]：Al2O3·2SiO2·2H2O
正长石[K2Al2Si6O16]：K2O·Al2O3·6SiO2
六、规律总结
专题4硫、氮和可持续发展
第一单元硫及其化合物的“功”与“过”
一、硫酸型酸雨的形成与防治
（一）酸雨
正常的雨水pH约为5.6(这是由于溶解了CO2的缘故).酸雨是指pH<5.6的雨水.通常可分为硫酸型酸雨和硝酸型酸雨两类。
主要有两种形式
2.危害
影响水生生物的生长和繁殖②破坏农作物和树木生长
③腐蚀建筑物、雕塑、机器④危害人体健康等
3.防治
研究开发替代化石燃料的新能源(氢能、太阳能、核能等)
利用化学脱硫处理或尾气回收,如烟道气中SO2回收的两种方法(变废为宝)
SO2+Ca(OH)2=CaSO3+H2O
石灰石-石膏法
2CaSO3+O2=2CaSO4(CaSO4·2H2O为石膏)
SO2+2NH3+H2O=(NH4)2SO3
氨水法SO2+NH3+H2O=NH4HSO3
2(NH4)2SO3+O2=2(NH4)2SO4(一种肥料)
（二）二氧化硫
是一种无色有刺激性气味、有毒的气体、易液化、易溶于水(1体积水能溶约40体积SO2)H++HSO3－中强酸(能使紫色石蕊试液变红色)
SO2+Ca(OH)2=CaSO3↓+H2O
CaSO3+SO2+H2O=Ca(HSO3)2
②还原性
H2O2+SO2=H2SO4SO2+Br2+2H2O=2HBr+H2SO4
此外,SO2还能使氯水、酸性KMnO4溶液等褪色。
③氧化性
SO2+2H2S=3S+2H2O（SO2、、H2S气体不能大量共存）
④漂白性
SO2能跟某些有色物质化合生成不稳定的无色化合物，如能漂白品红、纸浆、草编织品等；但其漂白性有一定的局限，如不能使酸碱指示剂褪色等。
常见几中漂白剂比较
漂白剂 漂白条件 漂白原理 漂白类型 漂白产物稳定性 Ca(ClO)2(HClO) 水 Cl2+H2O=HCl+HClO
2HClO=2HCl+O2 强氧化性 稳定 SO2(H2SO3) 水 生成无色化合物 化合 不稳定 活性炭Al(OH)3胶体 多孔(表面积大) 吸附 物理变化 不稳定 反应原理
①造气S+O2SO2(或4FeS2+11O22Fe2O3+8SO2)
②接触氧化2SO2+O22SO3
③SO3的吸收SO3+H2O=H2SO4
流程图（见课本P84图4-4）
酸性:H2SO4=2H++SO42－
H＋SO42－如何稀释浓H2SO4在稀释浓H2SO4时,,应将浓H2SO4沿玻璃棒缓缓地倒入烧杯的水中,并不断搅拌,使产生的热量迅速地扩散.(若将水倒入浓H2SO4中,浓H2SO4密度比水大,溶解时的放热作用使水沸腾而使H2SO4溅出)。
NaCl+H2SO4(浓)NaHSO4+HCl↑12C+11H2O
该反应放热使水蒸气蒸发,使生成碳呈疏松多孔状。过量的浓H2SO4这时还能继续氧化碳而产生SO2气体。
⑤强氧化性:利用浓H2SO4的强氧化性,Al、Fe常温下遇浓H2SO4可发生钝化(实际中有什么应用?);浓H2SO4能与绝大部分金属发生氧化还原反应,也能与一些非金属反应。如:
Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O
C+2H2SO4(浓)CO2↑+SO2↑+2H2O
浓H2SO4的还原产物通常为SO2。正是由于浓H2SO4的氧化性，所以浓H2SO4与金属反应均没有H2产生，也不能用浓H2SO4制备（或干燥）一些还原性气体，如：HI、H2S等。
1.SO42－的检验
①硫酸钙
利用上述反应制出各种模型及医疗上的石膏绷带。
②硫酸钡俗称重晶石，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，是防治缺铁性贫血的药剂。
④硫酸铜CuSO4·5H2O俗称胆矾，可配制“波尔多液”（农药）。
〔KAl(SO4)2·12H2O〕作净水剂；芒硝（Na2SO4·10H2O）淡黄色的硫能与铁、铜、汞、H2、O2等化合。
Hg+S=HgS（黑）H2+SH2SS+O2SO2
2.亚硫酸钠
亚硫酸钠同亚硫酸一样易氧化。2Na2SO3+O2=2Na2SO4(亚硫酸盐要密封保存)
Na2SO3+Cl2+H2ONa2SO4+2HCl
（二）含硫物质的相互转化
第二单元生产生活中的含氮化合物
一、氮氧化物的生产
（一）氮及其氧化物
1、氮气
无色无味的气体，难溶于水。
（1）与O2的化合（放电或高温条件下）
（2）与H2的化合
N2+3H22NH3
氮气主要有以下三方面的应用：化工原料（合成氨、制硝酸等）；保护气（填充灯泡、保鲜水果、粮食的保存等）；冷冻剂（超低温手术、超导材料的低温环境等）。
（二）氮氧化物对环境的污染与防治
1.形成
氮肥的生产、金属的冶炼和汽车等交通工具的使用等，产生大量的氮氧化物，火山爆发、雷鸣电闪等也会将氮气转变为氮氧化物。
2.危害
（1）产生硝酸型酸雨（2）产生光化学烟雾
3.防治
①使用洁净能源，减少氮氧化物的排放
②为机动车辆安装尾气转化装置，将汽车尾气中的CO和NO转化成CO2和N2
③对生产化肥、硝酸的工厂排放的废气进行处理
二、氮肥的生产和使用
（一）氨气
1.氨气的合成N2+3H22NH3
2.氨气的性质
氨是没有颜色、有刺激性气味的气体，密度比空气小，易液化。液态的氨汽化时要吸收大量的热，使周围的温度急剧下降，所以液氨常用作制冷剂。
氨气极易溶于水（1体积水能溶解700体积的NH3），水溶液叫氨水，其密度随质量分数的增大而下降。
氨的化学性质主要有：
①与水反应NH3+H2ONH3·H2ONH4＋＋OH－NH3·H2O、NH3等分子和NH4＋OH－NH3·H2O形式存在），所以，溶液呈弱碱性，能使无色的酚酞试液变红色。
氨水易挥发，受热时容易逸出氨气（NH3·H2ONH3↑+H2O），不易运输保存等，所以常将氨转化成各种铵盐。
②与酸反应NH3+HCl=NH4Cl
呈现冒白烟现象，白烟是生成的NH4Cl小颗粒，这可以检验氨气的存在。
③与一些氧化剂的反应4NH3+5O24NO+6H2O
3.氨气的实验室制备Ca(OH)2+2NH4ClCaCl2+2NH3↑+2H2O
收集NH3用向下排空气法；检验用湿润的红色石蕊试纸（变蓝）或用蘸有浓盐酸的玻璃棒（冒白烟）；干燥用盛碱石灰（CaO和NaOH的混合物）的干燥管。
（二）铵盐
由铵根离子（NH4＋NH3↑+CO2↑+H2O（NH4）2SO42NH3↑+H2SO4
NH4ClNH3↑+HCl↑
NH4Cl受热分解有类似“升华”现象（），可用于物质的提纯，如NaCl混入NH4Cl中可加热提纯。
2.与碱的反应
NH4Cl+NaOHNaCl+NH3↑+H2O
铵盐与碱共热都能产生氨气，这是铵盐的特征反应。可据此检验铵盐的存在，即取样品与NaOH溶液共热，产生的气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝色，说明样品含铵盐。
贮存铵盐应密封包装并放在阴凉通风处，铵盐属于铵态氮肥，在施用铵态氮肥时，要避免与碱性肥料混合施用。
三、硝酸
（一）硝酸的工业制法
4NH3+5O24NO+6H2O
4NO+3O2+2H2O=HNO3
（二）硝酸的性质
硝酸是无色、易挥发、有刺激性气味的液体，能以任意比溶解于水。69%的硝酸被称为浓硝酸，98%的浓硝酸通常叫“发烟硝酸”，浓硝酸常带有黄色。
1.不稳定性
硝酸应贮存在避光、低温处。
2.强氧化性
3Cu＋8HNO3（稀）=3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
Cu＋4HNO3（浓）=Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
浓HNO3还能使铁、铝等发生钝化现象。所以可用铝制容器装运浓硝酸。
四、规律总结
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冷凝
精制
Cl2
热空气
含Br－的母液
含Br2的溶液
粗溴
高纯度的Br2单质
点燃
700~800oC
通电
点燃
点燃
点燃
点燃
通电
HCl
电解
冰晶石
②SO2+H2OH2SO3
①2SO2+O22SO3
飘尘
SO3+H2O=H2SO4
2H2SO3+O2=2H2SO4
催化剂
盐酸酸化
滴BaCl2溶液
无现象
检测液
有白色沉淀
FeS
Na2SO3
HgS
H2SO3
S
SO2
Na2SO4
SO3
H2SO4
BaSO4
H2S
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