2020年高考化学必修一难重点最全汇总

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第一章 从实验学化学 第一节 化学实验基本方法 一、熟悉化学实验基本操作 危险化学品标志，如酒精、汽油 ——易燃液体； 浓 H2SO4、NaOH（酸碱） ——腐蚀品 二、混合物的分离和提纯： 1、分离的方法： ① 过滤：固体 (不溶 )和液体的分离。 ② 蒸发：固体 (可溶 )和液体分离。 ③ 蒸馏：沸点不同的液体混合物的分离。 ④ 分液：互不相溶的液体混合物。 ⑤ 萃取：利用混合物中一种溶质在互不相溶的溶剂里溶解性的不同，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。 2、粗盐的提纯： （1）粗盐的成分：主要是 NaCl，还含有 MgCl2、CaCl2、Na2SO4、泥沙等杂质 （2）步骤： ① 将粗盐溶解后过滤； ② 在过滤后得到粗盐溶液中加过量试剂 BaCl2(除 SO42－)、Na2CO3(除 Ca2＋、过量的 Ba2＋)、NaOH(除 Mg2＋)溶液后过滤； ③ 得到滤液加盐酸 (除过量的 CO32－、 OH－)调 pH=7 得到 NaCl 溶液； ④ 蒸发、结晶得到精盐。 加试剂顺序关键： （1）Na2CO3在 BaCl2之后； （2）盐酸放最后。 3、蒸馏装置注意事项： ① 加热烧瓶要垫上石棉网； ② 温度计的水银球应位于蒸馏烧瓶的支管口处； ③ 加碎瓷片的目的是防止暴沸； ④ 冷凝水由下口进，上口出。 4、从碘水中提取碘的实验时，选用萃取剂应符合原则： ① 被萃取的物质在萃取剂溶解度比在原溶剂中的大得多； ② 萃取剂与原溶液溶剂互不相溶 ; ③ 萃取剂不能与被萃取的物质反应。 三、离子的检验： ① SO42－：先加稀盐酸，再加 BaCl2 溶液有白色沉淀，原溶液中一定含有 SO42－。 Ba2＋＋ SO42－＝ BaSO4↓ ② Cl －（用 AgNO3 溶液、稀硝酸检验）加 AgNO3 溶液有白色沉淀生成，再加稀硝酸 沉淀不溶解，原溶液中一定含有 Cl－；或先加稀硝酸酸化，再加 AgNO3 溶液，如有白 色沉淀生成，则原溶液中一定含有 Cl－。 Ag＋＋ Cl－＝ AgCl↓。 ③ CO32－：（用 BaCl2 溶液、稀盐酸检验）先加 BaCl2 溶液生成白色沉淀，再加稀盐 酸，沉淀溶解，并生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的气体，则原溶液中一定含 有 CO32－。 第二节 化学计量在实验中的应用 1、物质的量（ n）是国际单位制中 7 个基本物理量之一。 2、五个新的化学符号： 3、各个量之间的关系： 4、溶液稀释公式：（根据溶液稀释前后，溶液中溶质的物质的量不变） C 浓溶液 V 浓溶液＝ C 稀溶液 V 稀溶液 （注意单位统一性，一定要将 mL 化为 L 来计 算）。 5、溶液中溶质浓度可以用两种方法表示： ① 质量分数 W ② 物质的量浓度 C 质量分数 W 与物质的量浓度 C 的关系： C=1000ρW/M（其中 ρ单位为 g/cm3） 已知某溶液溶质质量分数为 W，溶液密度为 ρ（g/cm3），溶液体积为 V，溶质摩尔质 量为 M，求溶质的物质的量浓度 C。 【 推断：根据 C=n(溶质 )/V(溶液 ) ，而 n(溶质 )=m（溶质） /M( 溶质 )= ρ V(溶液 ) W/M ， 考虑密度 ρ的单位 g/cm3 化为 g/L，所以有 C=1000ρW/M 】。（公式记不清，可设体 积 1L 计算）。 6、一定物质的量浓度溶液的配制 （1）配制使用的仪器：托盘天平 (固体溶质 )、量筒 (液体溶质 )、容量瓶（强调：在具体 实验时，应写规格，否则错！）、烧杯、玻璃棒、胶头滴管。 （2）配制的步骤： ① 计算溶质的量（若为固体溶质计算所需质量，若为溶液计算所需溶液的体积） ② 称 取（或量取） ③ 溶解（静置冷却） ④ 转移 ⑤ 洗涤 ⑥ 定容 ⑦ 摇匀。（如果仪器中有 试剂瓶，就要加一个步骤：装瓶）。 例如：配制 400mL0.1mol／ L的 Na2CO3溶液： （1）计算：需无水 Na2CO35.3g。 （2）称量：用托盘天平称量无水 Na2CO35.3 g。 （3）溶解：所需仪器烧杯、玻璃棒。 （4）转移：将烧杯中的溶液沿玻璃棒小心地引流到 500mL 容量瓶中。 （5）定容：当往容量瓶里加蒸馏水时，距刻度线 1－ 2cm 处停止，为避免加水的体积 过多，改用胶头滴管加蒸馏水到溶液的凹液面正好与刻度线相切，这个操作叫做定容。 注意事项： ① 不能配制任意体积的一定物质的量浓度的溶液，这是因为容量瓶的容积是固定的， 没有任意体积规格的容量瓶。 ② 溶液注入容量瓶前需恢复到室温，这是因为容量瓶受热易炸裂，同时溶液温度过高 会使容量瓶膨胀影响溶液配制的精确度。 ③ 用胶头滴管定容后再振荡，出现液面低于刻度线时不要再加水，这是因为振荡时有 少量溶液粘在瓶颈上还没完全回流，故液面暂时低于刻度线，若此时又加水会使所配 制溶液的浓度偏低。 ④ 如果加水定容时超出了刻度线，不能将超出部分再吸走，须应重新配制。 ⑤ 如果摇匀时不小心洒出几滴，不能再加水至刻度，必须重新配制，这是因为所洒出 的几滴溶液中含有溶质，会使所配制溶液的浓度偏低。 ⑥ 溶质溶解后转移至容量瓶时，必须用少量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤 2—3 次，并 将洗涤液一并倒入容量瓶，这是因为烧杯及玻璃棒会粘有少量溶质，只有这样才能尽 可能地把溶质全部转移到容量瓶中。 第二章 化学物质及其变化 第一节 物质的分类 1、掌握两种常见的分类方法：交叉分类法和树状分类法。 2、分散系及其分类： （1）分散系组成：分散剂和分散质，按照分散质和分散剂所处的状态，分散系可以有 9 种组合方式。 （2）当分散剂为液体时，根据分散质粒子大小可以将分散系分为溶液、胶体、浊液。 3、胶体： （1）常见胶体： Fe(OH)3 胶体、 Al(OH)3 胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、蛋白质溶液、 有色玻璃、墨水等。 （2）胶体的特性：能产生丁达尔效应。区别胶体与其他分散系常用方法丁达尔效应。 胶体与其他分散系的本质区别是分散质粒子大小。 （3）Fe(OH)3 胶体的制备方法：将饱和 FeCl3 溶液滴入沸水中，继续加热至体系呈红 褐色，停止加热，得 Fe(OH)3 胶体。 第二节 离子反应 一、电解质和非电解质 电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。 1、化合物 非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。（如：酒精 [乙醇 ]、蔗糖、 SO2、SO3、NH3、CO2等是非电解质。） （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）酸、碱、盐和水都是电解质（特殊：盐酸 (混合物 )电解质溶液）。 （3）能导电的物质不一定是电解质。能导电的物质：电解质溶液、熔融的碱和盐、金 属单质和石墨。 电解质需在水溶液里或熔融状态下才能导电。固态电解质 (如： NaCl 晶体 )不导电，液态 酸(如：液态 HCl)不导电。 2、溶液能够导电的原因：有能够自由移动的离子。 3、电离方程式：要注意配平，原子个数守恒，电荷数守恒。如： Al2(SO4)3＝2Al3＋＋ 3SO42－ 二、离子反应： 1、离子反应发生的条件：生成沉淀、生成气体、水。 2、离子方程式的书写：（写、拆、删、查） ① 写：写出正确的化学方程式。（要注意配平。） ② 拆：把易溶的强电解质（易容的盐、强酸、强碱）写成离子形式。 常见易溶的强电解质有： 三大强酸（ H2SO4、HCl、HNO3），四大强碱 [NaOH、 KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 （澄清 石灰水拆，石灰乳不拆） ]，可溶性盐，这些物质拆成离子形式，其他物质一律保留化 学式。 ③ 删：删除不参加反应的离子（价态不变和存在形式不变的离子）。 ④ 查：检查书写离子方程式等式两边是否原子个数守恒、电荷数守恒。 3、离子方程式正误判断：（看几看） ① 看是否符合反应事实 (能不能发生反应，反应物、生成物对不对 )。 ② 看是否可拆。 ③ 看是否配平（原子个数守恒，电荷数守恒）。 ④ 看“＝”“ ”“↑”“↓”是否应用恰当。 4、离子共存问题 （1）由于发生复分解反应（生成沉淀或气体或水）的离子不能大量共存。 生成沉淀： AgCl、 BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg(OH)2、Cu(OH)2等。 生成气体： CO32－、 HCO3－等易挥发的弱酸的酸根与 H＋不能大量共存。 生成 H2O： ①H ＋和 OH－生成 H2O。② 酸式酸根离子如： HCO3－既不能和 H＋共存， 也不能和 OH－共存。如： HCO3－＋H＋＝ H2O＋CO2↑ ， HCO3－＋ OH－＝ H2O＋CO32 － （2）审题时应注意题中给出的附加条件。 ① 无色溶液中不存在有色离子： Cu2＋、 Fe3＋、 Fe2＋、 MnO4 －（常见这四种有色离 子）。 ② 注意挖掘某些隐含离子：酸性溶液 (或 pH＜7)中隐含有 H＋，碱性溶液 (或 pH＞7)中 隐含有 OH－。 ③ 注意题目要求 “大量共存 ”还是 “不能大量共存 ”。 第三节 氧化还原反应 一、氧化还原反应 1、氧化还原反应的本质：有电子转移（包括电子的得失或偏移）。 2、氧化还原反应的特征：有元素化合价升降。 3、判断氧化还原反应的依据：凡是有元素化合价升降或有电子的转移的化学反应都属 于氧化还原反应。 4、氧化还原反应相关概念： 还原剂（具有还原性）：失 (失电子 ) →升(化合价升高 ) →氧 (被氧化或发生氧化反应 ) →生 成氧化产物。 氧化剂（具有氧化性）：得 (得电子 ) →降(化合价降低 ) →还 (被还原或发生还原反应 ) →生 成还原产物。 【注】 一定要熟记以上内容，以便能正确判断出一个氧化还原反应中的氧化剂、还原 剂、氧化产物和还原产物；氧化剂、还原剂在反应物中找；氧化产物和还原产物在生 成物中找。 二、氧化性、还原性强弱的判断 根据氧化还原反应方程式在同一氧化还原反应中， 氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物 三、 如果使元素化合价升高，即要使它被氧化，要加入氧化剂才能实现；如果使元素 化合价降低，即要使它被还原，要加入还原剂才能实现； 第三章 金属及其化合物 第一节 金属的化学性质 一、钠 Na 1、单质钠的物理性质：钠质软、银白色、熔点低、密度比水的小但比煤油的大。 2、单质钠的化学性质： ① 钠与 O2 反应 常温下： 4Na + O2＝2Na2O （新切开的钠放在空气中容易变暗） 加热时： 2Na + O2＝＝ Na2O2 （钠先熔化后燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体 Na2O2。） Na2O2 中氧元素为－ 1 价， Na2O2既有氧化性又有还原性。 2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑ 2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2 Na2O2 是呼吸面具、潜水艇的供氧剂， Na2O2 具有强氧化性能漂白。 ② 钠与 H2O 反应 2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑ 离子方程式： 2Na＋2H2O＝2Na＋＋ 2OH－＋ H2↑（注意配平） 实验现象： “浮——钠密度比水小；游 ——生成氢气；响 ——反应剧烈； 熔——钠熔点低；红 ——生成的 NaOH 遇酚酞变红 ”。 ③ 钠与盐溶液反应 如钠与 CuSO4溶液反应，应该先是钠与 H2O 反应生成 NaOH 与 H2，再和 CuSO4溶液 反应，有关化学方程式： 2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑ CuSO4＋2NaOH＝Cu(OH)2 ↓＋Na2SO4 总的方程式： 2Na＋2H2O＋CuSO4＝Cu(OH)2↓＋ Na2SO4＋H2↑ 实验现象：有蓝色沉淀生成，有气泡放出 K、Ca、 Na 三种单质与盐溶液反应时，先与水反应生成相应的碱，碱再和盐溶液反应 ④ 钠与酸反应： 2Na＋2HCl＝2NaCl＋H2↑（反应剧烈） 离子方程式： 2Na＋2H＋＝ 2Na＋＋ H2↑ 3、钠的存在：以化合态存在。 4、钠的保存：保存在煤油或石蜡中。 5、钠在空气中的变化过程： Na→ Na2O→ NaOH→ Na2CO3→ Na2CO3· 10H2O（结晶） → Na2CO3（风化），最终得到是一种白色粉末。 一小块钠置露在空气中的现象：银白色的钠很快变暗（生成 Na2O），跟着变成白色固 体 (NaOH)，然后在固体表面出现小液滴（ NaOH 易潮解），最终变成白色粉未（最终产 物是 Na2CO3）。 二、铝 Al 1、单质铝的物理性质：银白色金属、密度小（属轻金属）、硬度小、熔沸点低。 2、单质铝的化学性质 ① 铝与 O2 反应：常温下铝能与 O2 反应生成致密氧化膜，保护内层金属。加热条件下 铝能与 O2 反应生成氧化铝： 4Al＋3O2＝＝ 2Al2O3 ② 常温下 Al 既能与强酸反应，又能与强碱溶液反应，均有 H2 生成，也能与不活泼的 金属盐溶液反应： 2Al＋6HCl＝ 2AlCl3＋3H2↑ （2Al＋6H＋＝ 2Al3＋＋ 3H2↑） 2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑ （2Al＋2OH－＋ 2H2O＝2AlO2－＋ 3H2↑） 2Al＋3Cu(NO3)2＝2Al(NO3) 3＋3Cu （2Al＋3Cu2＋＝ 2Al3＋＋ 3Cu） 注意： 铝制餐具不能用来长时间存放酸性、碱性和咸的食品。 ③ 铝与某些金属氧化物的反应（如 V、Cr、Mn 、Fe的氧化物）叫做铝热反应 Fe2O3＋2Al ＝＝ 2Fe＋Al2O3，Al 和 Fe2O3 的混合物叫做铝热剂。利用铝热反应焊接钢 轨。 三、铁 1、单质铁的物理性质：铁片是银白色的，铁粉呈黑色，纯铁不易生锈，但生铁（含碳 杂质的铁）在潮湿的空气中易生锈。（原因：形成了铁碳原电池。铁锈的主要成分是 Fe2O3）。 2、单质铁的化学性质： ① 铁与氧气反应： 3Fe＋ 2O2＝＝＝ Fe3O4（现象：剧烈燃烧，火星四射，生成黑色的 固体） ② 与非氧化性酸反应： Fe＋2HCl＝FeCl2＋H2↑ （Fe＋2H＋＝ Fe2＋＋ H2↑） 常温下铝、铁遇浓硫酸或浓硝酸钝化。加热能反应但无氢气放出。 ③ 与盐溶液反应： Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu（Fe＋Cu2＋＝ Fe2＋＋ Cu） ④ 与水蒸气反应： 3Fe＋4H2O(g)＝＝ Fe3O4＋4H2 第二节 几种重要的金属化合物 一、氧化物 1、Al2O3 的性质：氧化铝是一种白色难溶物，其熔点很高，可用来制造耐火材料如坩 锅、耐火管、耐高温的实验仪器等。 Al2O3 是两性氧化物：既能与强酸反应，又能与强碱反应： Al2O3+ 6HCl ＝ 2AlCl3 + 3H2O （Al2O3＋6H＋＝ 2Al3＋＋ 3H2O ） Al2O3+ 2NaOH == 2NaAlO2 +H2O（Al2O3＋2OH－＝ 2AlO2－＋ H2O） 2、铁的氧化物的性质： FeO、Fe2O3 都为碱性氧化物，能与强酸反应生成盐和水。 FeO＋2HCl =FeCl2 +H2O Fe2O3＋6HCl＝2FeCl3＋ 3H2O 二、氢氧化物 1、氢氧化铝 Al(OH)3 ① Al(OH)3 是两性氢氧化物，在常温下它既能与强酸，又能与强碱反应： Al(OH)3＋3HCl＝AlCl3＋ 3H2O（Al(OH)3＋3H＋＝ Al3＋＋ 3H2O） Al(OH)3＋NaOH＝NaAlO2＋2H2O（Al(OH)3＋OH－＝ AlO2－＋ 2H2O） ② Al(OH)3 受热易分解成 Al2O3：2Al(OH)3＝＝ Al2O3＋ 3H2O（规律：不溶性碱受热均 会分解） ③ Al(OH)3 的制备：实验室用可溶性铝盐和氨水反应来制备 Al(OH)3 Al2(SO4)3＋6NH3·H2O＝2 Al(OH)3 ↓＋3(NH4)2SO4 （Al3＋＋3NH3·H2O＝Al(OH)3↓＋ 3NH4＋） 因为强碱 (如 NaOH)易与 Al(OH)3 反应，所以实验室不用强碱制备 Al(OH)3，而用氨水。 2、铁的氢氧化物：氢氧化亚铁 Fe(OH)2（白色）和氢氧化铁 Fe(OH)3（红褐色） ① 都能与酸反应生成盐和水： Fe(OH)2＋ 2HCl＝FeCl2＋2H2O（Fe(OH)2＋2H＋＝ Fe2＋＋ 2H2O） Fe（ OH）3+3HCl=FeCl3+3H2O（Fe(OH)3 + 3H＋ = Fe3＋ + 3H2O） ② Fe(OH)2 可以被空气中的氧气氧化成 Fe(OH)3 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝4Fe(OH)3（现象：白色沉淀 →灰绿色 →红褐色） ③ Fe(OH)3 受热易分解生成 Fe2O3：2Fe(OH)3＝＝ Fe2O3＋3H2O 3、氢氧化钠 NaOH：俗称烧碱、火碱、苛性钠，易潮解，有强腐蚀性，具有碱的通性。 三、盐 1、铁盐（铁为 +3 价）、亚铁盐（铁为 +2 价）的性质： ① 铁盐（铁为 +3 价）具有氧化性，可以被还原剂（如铁、铜等）还原成亚铁盐： 2FeCl3＋Fe＝3FeCl2（2Fe3＋ ＋Fe＝3Fe2＋ ）(价态归中规律 ) 2FeCl3＋Cu＝2FeCl2＋CuCl2（2Fe3＋ ＋Cu＝2Fe2＋＋Cu2＋ ）（制印刷电路板的反应原理） 亚铁盐（铁为 +2 价）具有还原性，能被氧化剂（如氯气、氧气、硝酸等）氧化成铁盐： 2FeCl2＋Cl2＝ 2FeCl3 （2Fe2＋＋Cl2＝ 2Fe3＋＋2Cl－） ② Fe3 ＋离子的检验： a.溶液呈黄色； b.加入 KSCN(硫氰化钾 )溶液变红色； c.加入 NaOH 溶液反应生成红褐色沉淀 [Fe(OH)3]。 Fe2+离子的检验： a.溶液呈浅绿色； b.先在溶液中加入 KSCN溶液，不变色，再加入氯水，溶液变红色； c.加入 NaOH 溶液反应先生成白色沉淀，迅速变成灰绿色沉淀，最后变成红褐色沉淀。 2、钠盐： Na2CO3与 NaHCO3的性质比较 四、焰色反应 1、定义：金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈现特殊颜色的性质。 2、操作步骤：铂丝（或铁丝）用盐酸浸洗后灼烧至无色，沾取试样（单质、化合物、 气、液、固均可）在火焰上灼烧，观察颜色。 3、 重要元素的焰色：钠元素黄色、 钾元素紫色（透过蓝色的钴玻璃观察，以排除钠 的焰色的干扰） 焰色反应属物理变化。与元素存在状态（单质、化合物）、物质的聚集状态（气、液、 固）等无关，只有少数金属元素有焰色反应。 第三节 用途广泛的金属材料 1、合金的概念：由两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合而成的具有金属特 性的物质。 2、合金的特性：合金与各成分金属相比，具有许多优良的物理、化学或机械的性能。 ① 合金的硬度一般比它的各成分金属的大 ② 合金的熔点一般比它的各成分金属的低 第四章 非金属及其化合物 一、硅及其化合物 Si 硅元素在地壳中的含量排第二，在自然界中没有游离态的硅，只有以化合态存在的硅， 常见的是二氧化硅、硅酸盐等。 硅的原子结构示意图为 ， 硅元素位于元素周期表第三周期第 Ⅳ A 族，硅原子最外层有 4 个电子，既不易失去电 子又不易得到电子，主要形成四价的化合物。 1、单质硅（ Si）： （1）物理性质：有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大。 （2）化学性质： ① 常温下化学性质不活泼，只能跟 F2、HF 和 NaOH 溶液反应。 Si＋2F2＝SiF4 Si＋4HF＝SiF4 ↑＋2H2↑ Si＋2NaOH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑ ② 在高温条件下，单质硅能与 O2 和 Cl2 等非金属单质反应。 （3）用途：太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。 （4）硅的制备：工业上，用 C 在高温下还原 SiO2 可制得粗硅。 SiO2＋2C＝Si(粗)＋2CO↑ Si(粗)＋2Cl2＝ SiCl4 SiCl4＋2H2＝Si(纯 )＋4HCl 2、二氧化硅（ SiO2）： （1）SiO2 的空间结构：立体网状结构， SiO2 直接由原子构成，不存在单个 SiO2 分子。 （2）物理性质：熔点高，硬度大，不溶于水。 （3）化学性质： SiO2 常温下化学性质很不活泼，不与水、酸反应（氢氟酸除外），能 与强碱溶液、氢氟酸反应，高温条件下可以与碱性氧化物反应： ① 与强碱反应： SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O（生成的硅酸钠具有粘性，所以不能用 带磨口玻璃塞试剂瓶存放 NaOH 溶液和 Na2SiO3 溶液，避免 Na2SiO3 将瓶塞和试剂瓶 粘住，打不开，应用橡皮塞）。 ② 与氢氟酸反应 [SiO2 的特性 ] ：SiO2＋4HF＝SiF4 ↑ +2H2O（利用此反应，氢氟酸能雕 刻玻璃；氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放，应用塑料瓶）。 ③ 高温下与碱性氧化物反应： SiO2＋CaOCaSiO3 （4）用途：光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、仪器轴承、玻璃和 建筑材料等。 3、硅酸（ H2SiO3）： （1）物理性质：不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分能力强。 （2）化学性质： H2SiO3 是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱，其酸酐为 SiO2，但 SiO2 不 溶于水，故不能直接由 SiO2 溶于水制得，而用可溶性硅酸盐与酸反应制取：（强酸制 弱酸原理） Na2SiO3＋ 2HCl＝2NaCl＋H2SiO3↓ Na2SiO3＋ CO2＋H2O＝H2SiO3↓＋Na2CO3（此方程式证明酸性： H2SiO3＜H2CO3） （3）用途：硅胶作干燥剂、催化剂的载体。 4、硅酸盐 硅酸盐：硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类很多，大多 数难溶于水，最常见的可溶性硅酸盐是 Na2SiO3，Na2SiO3 的水溶液俗称水玻璃，又称 泡花碱，是一种无色粘稠的液体，可以作黏胶剂和木材防火剂。硅酸钠水溶液久置在 空气中容易变质： Na2SiO3＋ CO2＋H2O＝Na2CO3＋ H2SiO3↓（有白色沉淀生成） 传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥。 硅酸盐由于组成比较复杂，常用氧化物的形式表示：活泼金属氧化物 →较活泼金属氧 化物 →二氧化硅 →水。氧化物前系数配置原则：除氧元素外，其他元素按配置前后原 子个数守恒原则配置系数。 硅酸钠： Na2SiO3 Na2O·SiO2 硅酸钙： CaSiO3 CaO·SiO2 高岭石： Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O3 ·2SiO2·2H2O 正长石： KAlSiO3不能写成 K2O· Al2O3·3SiO2，应写成 K2O·Al2O3·6SiO2 二、氯及其化合物 氯原子结构示意图为 ， 氯元素位于元素周期表中第三周期第 ⅦA 族，氯原子最外电子层上有 7 个电子，在化 学反应中很容易得到 1 个电子形成 Cl－，化学性质活泼，在自然界中没游离态的氯， 氯只以化合态存在（主要以氯化物和氯酸盐）。 1、氯气（ Cl2）： （1）物理性质：黄绿色有刺激性气味有毒的气体，密度比空气大，易液化成液氯，易 溶于水。（氯气收集方法 —向上排空气法或者排饱和食盐水；液氯为纯净物） （2）化学性质：氯气化学性质非常活泼，很容易得到电子，作强氧化剂，能与金属、 非金属、水以及碱反应。 ① 与金属反应（将金属氧化成最高正价） Na＋Cl2 ===点燃 2NaCl Cu＋Cl2 ===点燃 CuCl2 2Fe＋3Cl2 ===点燃 2FeCl3 （氯气与金属铁反应只生成 FeCl3，而不生成 FeCl2。） （思考：怎样制备 FeCl2？Fe＋2HCl＝FeCl2＋H2↑ ，铁跟盐酸反应生成 FeCl2，而铁跟 氯气反应生成 FeCl3，这说明 Cl2的氧化性强于盐酸，是强氧化剂。） ② 与非金属反应 Cl2＋H2 ===点燃 2HCl（氢气在氯气中燃烧现象：安静地燃烧，发出苍白色火焰） 将 H2 和 Cl2 混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。 燃烧：所有发光发热的剧烈化学反应都叫做燃烧，不一定要有氧气参加。 ③ Cl2 与水反应 Cl2＋H2O＝HCl＋HClO 离子方程式： Cl2＋H2O＝H＋＋ Cl—＋ HClO 将氯气溶于水得到氯水（浅黄绿色），氯水含多种微粒，其中有 H2O、Cl2、HClO、 Cl －、 H+、OH－(极少量，水微弱电离出来的 )。 氯水的性质取决于其组成的微粒： （1）强氧化性： Cl2 是新制氯水的主要成分，实验室常用氯水代替氯气，如氯水中的 氯气能与 KI，KBr、FeCl2、SO2、 Na2SO3等物质反应。 （2）漂白、消毒性：氯水中的 Cl2 和 HClO 均有强氧化性，一般在应用其漂白和消毒 时，应考虑 HClO，HClO的强氧化性将有色物质氧化成无色物质，不可逆。 （ 3）酸性：氯水中含有 HCl 和 HClO，故可被 NaOH 中和，盐酸还可与 NaHCO3， CaCO3等反应。 （4）不稳定性： HClO不稳定光照易分解。 ，因此久置氯水 (浅黄绿色 )会变成稀盐酸 (无色 )失去漂白性。 （5）沉淀反应：加入 AgNO3 溶液有白色沉淀生成（氯水中有 Cl－）。自来水也用氯 水杀菌消毒，所以用自来水配制以下溶液如 KI、 KBr、 FeCl2、 Na2SO3、 Na2CO3、 NaHCO3、AgNO3、NaOH 等溶液会变质。 ④ Cl2 与碱液反应： 与 NaOH 反应： Cl2＋2NaOH＝NaCl＋ NaClO＋H2O（Cl2＋2OH－＝ Cl－＋ ClO－＋ H2O） 与 Ca(OH)2溶液反应： 2Cl2＋2Ca(OH)2＝Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O 此反应用来制漂白粉，漂白粉的主要成分为 Ca(ClO)2和 CaCl2，有效成分为 Ca(ClO)2。 漂白粉之所以具有漂白性，原因是： Ca(ClO)2＋ CO2＋ H2O=CaCO3↓+2HClO 生成的 HClO 具有漂白性；同样，氯水也具有漂白性，因为氯水含 HClO；NaClO 同样具有漂白 性，发生反应 2NaClO＋ CO2＋H2O==Na2CO3+2HClO； 干燥的氯气不能使红纸褪色，因为不能生成 HClO，湿的氯气能使红纸褪色，因为氯气 发生下列反应 Cl2＋H2O＝HCl＋HClO。 漂白粉久置空气会失效（涉及两个反应）： Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝CaCO3↓ ＋2HClO， ，漂白粉变质会有 CaCO3 存在，外观上会结块，久置空气中的漂白粉加入浓盐酸会有 CO2气体生成，含 CO2 和 HCl杂质气体。 ⑤ 氯气的用途：制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物的原料等。 2、Cl－的检验： 原理：根据 Cl－与 Ag＋反应生成不溶于酸的 AgCl沉淀来检验 Cl－存在。 方法：先加稀硝酸酸化溶液（排除 CO32－干扰）再滴加 AgNO3 溶液，如有白色沉淀 生成，则说明有 Cl－存在。 三、硫及其化合物 1、硫元素的存在：硫元素最外层电子数为 6 个，化学性质较活泼，容易得到 2 个电子 呈－ 2 价或者与其他非金属元素结合成呈＋ 4 价、＋ 6 价化合物。硫元素在自然界中既 有游离态又有化合态。（如火山口中的硫就以单质存在） 2、硫单质： ① 物质性质：俗称硫磺，淡黄色固体，不溶于水，熔点低。 ② 化学性质： S+O2 ===点燃 SO2（空气中点燃淡蓝色火焰，纯氧中蓝紫色） 3、二氧化硫（ SO2） （1）物理性质：无色、有刺激性气味有毒的气体，易溶于水，密度比空气大，易液化。 （2）SO2的制备： S+O2 ===点燃 SO2或 Na2SO3＋ H2SO4＝Na2SO4＋SO2↑＋H2O （3）化学性质： ①SO2 能与水反应 SO2+H2OH2SO3（亚硫酸，中强酸）此反应为可逆 反应。 可逆反应定义：在相同条件下，正逆方向同时进行的反应。（关键词：相同条件下） ② SO2 为酸性氧化物，是亚硫酸（ H2SO3）的酸酐，可与碱反应生成盐和水。 a、与 NaOH 溶液反应： SO2(少量 )＋2NaOH＝Na2SO3＋H2O （SO2＋2OH－＝ SO32－＋ H2O） SO2(过量 )＋NaOH＝NaHSO3（SO2＋OH－＝ HSO3－） b、与 Ca(OH)2溶液反应： SO2(少量 )＋Ca(OH)2＝CaSO3↓(白色 )＋H2O 2SO2(过量 )＋Ca(OH)2＝Ca(HSO3) 2 (可溶 ) 对比 CO2与碱反应： CO2(少量 )＋Ca(OH)2＝CaCO3↓(白色 )+H2O 2CO2(过量 )＋Ca(OH)2＝Ca(HCO3) 2 (可溶 ) 将 SO2 逐渐通入 Ca(OH)2 溶液中先有白色沉淀生成，后沉淀消失，与 CO2 逐渐通入 Ca(OH)2 溶液实验现象相同，所以不能用石灰水来鉴别 SO2 和 CO2。能使石灰水变浑 浊的无色无味的气体一定是二氧化碳，这说法是对的，因为 SO2 是有刺激性气味的气 体。 ③ SO2 具有强还原性，能与强氧化剂（如酸性高锰酸钾溶液、氯气、氧气等）反应。 SO2能使酸性 KMnO4 溶液、新制氯水褪色，显示了 SO2的强还原性（不是 SO2的漂白 性）。 （催化剂：粉尘、五氧化二钒） SO2＋Cl2＋2H2O＝H2SO4＋ 2HCl（将 SO2 气体和 Cl2 气体混合后作用于有色溶液，漂 白效果将大大减弱。） ④ SO2 的弱氧化性：如 2H2S＋SO2＝3S↓＋2H2O（有黄色沉淀生成） ⑤ SO2 的漂白性： SO2 能使品红溶液褪色，加热会恢复原来的颜色。用此可以检验 SO2的存在。 ⑥ SO2 的用途：漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。 4、硫酸（ H2SO4） （1）浓硫酸的物理性质：纯的硫酸为无色油状粘稠液体，能与水以任意比互溶（稀释 浓硫酸要规范操作：注酸入水且不断搅拌）。质量分数为 98%（或 18.4mol/l ）的硫酸 为浓硫酸。不挥发，沸点高，密度比水大。 （2）浓硫酸三大性质：吸水性、脱水性、强氧化性。 ① 吸水性：浓硫酸可吸收结晶水、湿存水和气体中的水蒸气，可作干燥剂，可干燥 H2、 O2、SO2、CO2等气体，但不可以用来干燥 NH3、H2S、 HBr、HI、C2H4五种气体。 ② 脱水性：能将有机物（蔗糖、棉花等）以水分子中 H 和 O 原子个数比 2︰1 脱水， 炭化变黑。 ③ 强氧化性：浓硫酸在加热条件下显示强氧化性（＋ 6 价硫体现了强氧化性），能与 大多数金属反应，也能与非金属反应。 a. 与大多数金属反应（如铜）： 2H2SO4 (浓 )＋Cu ===△ CuSO4＋2H2O＋ SO2 ↑ （此反应浓硫酸表现出酸性和强氧化性 ） b. 与非金属反应（如 C 反应）： 2H2SO4(浓 )＋C ===△ CO2 ↑＋2H2O＋SO2 ↑ （此反应浓硫酸表现出强氧化性 ） 注意： 常温下， Fe、Al 遇浓 H2SO4或浓 HNO3 发生钝化。 浓硫酸的强氧化性使许多金属能与它反应，但在常温下，铝和铁遇浓硫酸时，因表面 被浓硫酸氧化成一层致密氧化膜，这层氧化膜阻止了酸与内层金属的进一步反应。这 种现象叫金属的钝化。铝和铁也能被浓硝酸钝化，所以，常温下可以用铁制或铝制容 器盛放浓硫酸和浓硝酸。 （3）硫酸的用途：干燥剂、化肥、炸药、蓄电池、农药、医药等。 四、氮及其化合物 1、氮的氧化物： NO2 和 NO N2＋O2 ========高温或放电 2NO，生成的一氧化氮很不稳定： 2NO＋O2 == 2NO2 一氧化氮：无色气体，有毒，能与人血液中的血红蛋白结合而使人中毒（与 CO中毒原 理相同），不溶于水。是空气中的污染物。 二氧化氮：红棕色气体（与溴蒸气颜色相同）、有刺激性气味、有毒、易液化、易溶 于水，并与水反应： 3NO2＋H2O＝2HNO3＋ NO，此反应中 NO2 既是氧化剂又是还原剂。以上三个反应是 “雷雨固氮 ”、“雷雨发庄稼 ”的反应。 2、硝酸（ HNO3）： （1）硝酸物理性质：纯硝酸是无色、有刺激性气味的油状液体。低沸点（ 83℃）、易 挥发，在空气中遇水蒸气呈白雾状。 98%以上的硝酸叫 “发烟硝酸 ”，常用浓硝酸的质量 分数为 69%。 （2）硝酸的化学性质：具有一般酸的通性，稀硝酸遇紫色石蕊试液变红色，浓硝酸遇 紫色石蕊试液先变红（ H+作用）后褪色（浓硝酸的强氧化性）。用此实验可证明浓硝 酸的氧化性比稀硝酸强。浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂，能氧化大多数金属，但不放 出氢气，通常浓硝酸产生 NO2，稀硝酸产生 NO，如： ① Cu ＋4HNO3(浓 )＝Cu(NO3)2＋2NO2↑ ＋2H2O ② 3Cu ＋8HNO3(稀 )＝3Cu(NO3)2＋2NO↑ ＋4H2O 反应 ① 还原剂与氧化剂物质的量之比为 1︰2；反应 ② 还原剂与氧化剂物质的量之比 为 3︰2。 常温下， Fe、Al 遇浓 H2SO4 或浓 HNO3 发生钝化，（说成不反应是不妥的），加热时 能发生反应： 当溶液中有 H＋和 NO3－时，相当于溶液中含 HNO3，此时，因为硝酸具有强氧化性， 使得在酸性条件下 NO3－与具有强还原性的离子如 S2－、 Fe2＋、 SO32－、 I－、 Br－ （通常是这几种）因发生氧化还原反应而不能大量共存。（有沉淀、气体、难电离物 生成是因发生复分解反应而不能大量共存。） 3、氨气（ NH3） （1）氨气的物理性质：无色气体，有刺激性气味、比空气轻，易液化，极易溶于水， 1 体积水可以溶解 700 体积的氨气（可做红色喷泉实验）。浓氨水易挥发出氨气。 （2）氨气的化学性质： a. 溶于水溶液呈弱碱性： 生成的一水合氨 NH3·H2O 是一种弱碱，很不稳定，受热会分解： 氨气或液氨溶于水得氨水，氨水的密度比水小，并且氨水浓度越大密度越小，计算氨 水浓度时，溶质是 NH3，而不是 NH3·H2O。 氨水中的微粒： H2O、NH3、 NH3·H2O、 NH4＋、 OH-、H＋(极少量，水微弱电离出来 )。 喷泉实验的原理：是利用气体极易被一种液体吸收而形成压强差，使气体容器内压强 降低，外界大气压把液体压入气体容器内，在玻璃导管尖嘴处形成美丽的 “喷泉 ”。 喷泉实验成功的关键： （1）气体在吸收液中被吸收得既快又多，如 NH3、HCl、HBr、HI、 NO2 用水吸收， CO2、SO2， Cl2、H2S 等用 NaOH 溶液吸收等。 （2）装置的气密性要好。 （3）烧瓶内的气体纯度要大。 b. 氨气可以与酸反应生成盐： ①N H3＋HCl＝NH4Cl ② NH3 ＋HNO3＝NH4NO3 ③ 2NH3＋H2SO4＝ (NH4)2SO4 因 NH3 溶于水呈碱性，所以可以用湿润的红色石蕊试纸检验氨气的存在，因浓盐酸有 挥发性，所以也可以用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近集气瓶口，如果有大量白烟生成，可 以证明有 NH3 存在。 （3）氨气的实验室制法： ① 原理：铵盐与碱共热产生氨气 ② 装置特点：固＋固气体，与制 O2 相同。 ③ 收集：向下排空气法。 ④ 验满： a. 湿润的红色石蕊试纸（ NH3 是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体） b. 蘸浓盐酸的玻璃棒 (产生白烟 ) ⑤ 干燥：用碱石灰（ NaOH 与 CaO 的混合物）或生石灰在干燥管或 U 型管中干燥。不 能用 CaCl2、P2O5、浓硫酸作干燥剂，因为 NH3 能与 CaCl2 反应生成 CaCl2·8NH3。 P2O5、浓硫酸均能与 NH3 反应，生成相应的盐。所以 NH3 通常用碱石灰干燥。 ⑥ 吸收：在试管口塞有一团湿的棉花其作用有两个：一是减小氨气与空气的对流，方 便收集氨气；二是吸收多余的氨气，防止污染空气。 （4）氨气的用途：液氨易挥发，汽化过程中会吸收热量，使得周围环境温度降低，因 此，液氨可以作制冷剂。 4、铵盐 铵盐均易溶于水，且都为白色晶体（很多化肥都是铵盐）。 （1）受热易分解，放出氨气： （2）干燥的铵盐能与碱固体混合加热反应生成氨气，利用这个性质可以制备氨气： （3）NH4＋的检验：样品加碱混合加热，放出的气体能使湿的红色石蕊试纸变蓝，则 证明该物质会有 NH4＋。