高中化学必修1知识点总结

高中化学必修1知识点总结

苏教版化学必修 1 专题知识点 物质的分类及转化 物质的分类（可按组成、状态、性能等来分类） 物质的转化（反应）类型 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 氧化还原反应和四种基本反应类型的关系 氧化还原反应 1.氧化还原反应：有电子转移的反应 2. 氧化还原反应 实质：电子发生转移 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： 失去电子 —— 化合价升高 —— 被氧化（发生氧化反应） —— 是还原剂（有还原性） 得到电子 —— 化合价降低 —— 被还原（发生还原反应） —— 是氧化剂（有氧化性） 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．被氧化得到的产物是氧化产物，被还原得到的产物是还原产物 氧化性、还原性强弱的判断 （１）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+、H 2SO4、KMnO 4 等； 中间价态 —— 既具有氧化性又有还原性，如 Fe2+、S、Cl 2 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： ①根据金属活泼性： 对应单质的还原性逐渐减弱 K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 对应的阳离子氧化性逐渐增强 ②根据非金属活泼性 : 对应单质的氧化性逐渐减弱 Cl2 Br 2 I2 S 对应的阴离子还原性逐渐增强 (4) 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： 2KMnO 4 + 16HCl ( 浓 ) = 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl2↑ + 8H2O MnO 2 + 4HCl( 浓 ) =△ = MnCl 2 + Cl 2↑ + 2H2O 前者常温下反应，后者微热条件下反应，故物质氧化性： KMnO 4 > MnO 2 (5) 通过与同一物质反应的产物比较： 如： 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 Fe + S = FeS 可得氧化性 Cl 2 > S 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：①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。②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。③能导电的物质并不全部是电 解质：如铜、铝、石墨等。④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。 复分解反应这类离子反应发生的条件是：生成沉淀、气体或水。 离子方程式书写方法： 写：写出反应的化学方程式 拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式 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 （ 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＋、Cu 2＋、MnO 4 - 2、结合生成难溶物质的离子不能大量共存 :如 Ba2＋和 SO4 2-、Ag ＋和 Cl -、Ca2＋和 CO3 2-、Mg 2 ＋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 C O 3 2-,HCO 3 -,SO3 2-，OH- 和 NH 4 ＋ 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 HCO 3 -等。 5、发生氧化还原反应：如 Fe3＋ 与 S2-、I-， Fe2+与 NO 3-（H +）等 6、发生络合反应：如 Fe3＋与 SCN- （4）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） 物质的量 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 12C 中所含的碳原子数目，约为 6.02 ×1023 个。 3、 1 mol 粒子的数目又叫阿伏加德罗常数，符号为 NA ，单位 mol－ 1。 4、 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。 5.、数学表达式 : AN N n 摩尔质量 1、定义： 1mol 任何物质的质量，称为该物质的摩尔质量。符号： M 表示，常用单位为 g/mol 2、数学表达式： n = m/M 3、数值：当物质的质量以 g 为单位时，其在数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量 . 物质的聚集状态 1、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。 固、液体影响体积因素主要为微粒的数目和微粒的大小；气体主要是微粒的数目和微粒间的距离。 2、气体摩尔体积 单位物质的量的气体所占的体积。符号： Vm 表达式： Vm= ；单位： L·mol -1 在 标准状况 (0o C,101KPa) 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 。 Mnm M mn n mM ，或，或 补充：① ρ标 =M/22.4 → ρ1/ρ2＝ M 1 / M 2 ②阿佛加德罗定律： V 1/V 2＝n1/n2＝N 1/N 2 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：①溶液物质的量浓度与其溶液的体积没有任何关系 ②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 n V （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 1、检验是否漏水 . 2、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 . 所需仪器：托盘天平、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、容量瓶 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 . 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 1―2cm 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 . （ 3）误差分析： 可能仪器误差的操作 过程分析 对溶液浓度的影响 m V 称量 NaOH时间过长或用纸片称取 减小 —— 偏低 移液前容量瓶内有少量的水 不变 不变 不变 向容量瓶转移液体时少量流出 减小 —— 偏低 未洗涤烧杯、玻璃棒或未将洗液转移至容量瓶 减小 —— 偏低 未冷却至室温就移液 —— 减小 偏高 定容时，水加多后用滴管吸出 减小 —— 偏低 定容摇匀时液面下降再加水 —— 增大 偏低 定容时俯视读数 —— 减小 偏高 定容时仰视读数 —— 增大 偏低 物质的分散系 1．分散系：一种（或几种）物质的微粒分散到另一种物质里形成的混合物。 分类（根据分散质粒子直径大小） ：溶液（小于 10-9m 〉、胶体（ 10-9~10 -7m） 浊液（大于 10-7 m） 2．胶体 ： （1）概念：分散质微粒直径大小在 10-9~10 -7m 之间的分散系。 （2）性质：①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。 ） ②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 + 3H 2O =△ = Fe(OH) 3(胶体 ) + 3HCl 化学实验安全 1、（ 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 （或 NaHCO 3）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 NaHCO 3 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 物质的分离与提纯 分离 分离的物质 应注意的事项 应用举例 和提 纯的 方法 过滤 用于固液混合的分离 一贴、二低、三靠 如粗盐的提纯 蒸馏 提纯或分离沸点不同的液体混 合物 防止液体暴沸，温度计水银球的位置， 如石油的蒸馏中冷凝管中水的流向 如石油的蒸馏 萃取 利用溶质在互不相溶的溶剂里 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 溶液中提取出来的方法 选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶 液中的溶剂互不相溶；对溶质的溶解度 要远大于原溶剂 用四氯化 碳萃取溴水里 的溴、碘 分液 分离互不相溶的液体 打开上端活塞或使活塞上的凹槽与漏 斗上的水孔，使漏斗内外空气相通。打 开活塞，使下层液体慢慢流出，及时关 闭活塞，上层液体由上端倒出 如用四氯化碳 萃取溴水里的 溴、碘后再分液 蒸发 和结 晶 用来分离和提纯几种可溶性固 体的混合物 加热蒸发皿使溶液蒸发时，要用玻璃棒 不断搅动溶液；当蒸发皿中出现较多的 固体时，即停止加热 分离 NaCl 和 KNO 3 混合物 常见物质的检验 略 原子的构成 表示质量数为 A、质子数为 Z 的具体的 X 原子。 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 1—— 20 号原子的结构示意图 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 —— 会判断 氯气的生产原理 （ 1）工业制法 —— 氯碱工业 2NaCl + 2H 2O ==== 2NaOH + H 2↑ + Cl2↑ 负极 正极 （ 2）实验室制法 反应原理： MnO 2＋4HCl ( 浓 ) = △= MnCl 2＋2H 2O＋Cl 2↑ 反应仪器：圆底烧瓶、分液漏斗 除杂： HCl 气体（用饱和食盐水除） 、水蒸气（用浓硫酸除） 收集方法：向上排空气法、排饱和食盐水法 尾气处理： NaOH 溶液 氯气的性质 物理性质：黄绿色 刺激性气味 有毒 密度比空气大 可溶于水 化学性质： 1. Cl 2 与金属反应（一般将金属氧化成高价态） ZX A 2. Cl 2 与非金属反应 现象：发出苍白色火焰，生成大量白雾 3. Cl 2 与碱的反应 Cl 2＋2NaOH=NaCl ＋ NaClO ＋H 2O 84 消毒液成分为 NaClO 2Cl 2＋2Ca(OH) 2=CaCl 2＋ Ca(ClO) 2＋2H 2O CaCl 2、Ca(ClO) 2 为漂白粉的成分， 其中 Ca(ClO) 2 为有效成分 氯水 Cl 2＋H2O == HCl ＋HClO 成分 分子： H2O、Cl 2、 HClO 离子： H+、Cl -、ClO -、OH - 氯水的性质 1. 酸性 2. 氧化性 3. 漂白性 4. 不稳定性 Cl- 的检验：试剂： AgNO 3 溶液和稀硝酸 现象：产生白色沉淀（不溶于稀硝酸） 结论：溶液中有 Cl 次氯酸的性质 1.酸性 2.氧化性 3.漂白性 4.不稳定性： 氯气的用途： 来水的消毒、农药的生产、药物的合成等 单质的物理性质 1.状态：气态（ Cl 2）→液态（ Br 2）→ 固态（ I 2） 2.颜色：黄绿色（ Cl 2）→深红棕色（ Br2）→紫黑色（ I 2），颜色由浅到深 3.熔、沸点：液态溴易挥发，碘受热易升华 4.溶解性： Br 2和 I2 难溶于水，易溶于汽油、酒精、苯、 CCl 4 等有机溶剂。 溴水 —— 橙色 在苯、 CCl 4 为橙红色 碘水 —— 黄色 在苯、 CCl 4 为紫红色 I2 的检验：试剂：淀粉溶液 现象：溶液变蓝色 溴和碘的化学性质 元素非金属性（氧化性）强弱顺序： Cl 2＞ Br 2＞ I2 2KBr+Cl 2=2KCl+Br 2 2KI +Cl 2=2KCl+I 2 2KI+Br 2=2KBr+I 2 Br - 、 I - 的检验 ： ① 试剂： AgNO 3 溶液和稀硝酸 Ag + + Br - ＝ AgBr↓ 淡黄色 —— 照相术 Ag + + I - ＝ AgI ↓ 黄色 —— 人工降雨 ② 苯、 CCl 4 等有机溶剂、氯水 溴、碘的提取 ：（请参照课本） 钠的性质 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、能导电导热。保存 于煤油中 化学性质 1、与 O2、Cl 2、S 等非金属的反应 4Na + O 2 === 2Na 2O （白色） 2Na + O 2 === Na2O2 (淡黄色固体 ) 2Na + Cl 2 === 2NaCl （产生白烟） 2Na + S === Na2S （火星四射，甚至发生爆炸） 2、与水的反应 2Na + 2H 2O === 2NaOH + H 2↑ ( 浮、熔、游、响、红 ) 实质：钠与溶液中的 H+反应 2、 与酸反应 2Na + 2H + ＝ 2Na+ + H 2↑ 点燃 点燃 研磨 (CO 2、H 2O) △（OH -） 3、 与盐反应 先与水反应，生成的 NaOH 再与盐反应 制备： 2NaCl( 熔融 ) === 2Na + Cl 2↑ Na2CO3 和 NaHCO3 比较 碳酸钠 碳酸氢钠 俗名 纯碱 苏打 小苏打 颜色状态 白色粉末 细小白色晶体 水溶性 易溶于水，溶液呈碱性使酚酞变红 易溶于水（比 Na 2CO3 溶解度小）溶液呈 碱性（酚酞变浅红） 热稳定性 较稳定，受热难分解 不稳定，受热易分解 2NaHCO 3 =Na2CO3＋CO2↑＋H 2O 与酸反应 CO3 2— ＋H ＋ =HCO 3 — H CO 3 — ＋H＋ =CO 2↑＋H2O HCO 3 — ＋H ＋ =CO 2↑＋H2O （较 Na2CO3 快） 与碱反应 Na2CO3＋ Ca（OH）2 =CaCO3↓＋2NaOH 反应实质： CO3 2— 与金属阳离子的复分 解反应 NaHCO 3＋ NaOH =Na 2CO3＋H 2O 反应实质： HCO 3 —＋OH—=H 2O＋CO3 2— 与盐反应 CaCl 2＋Na2CO3 =CaCO3↓＋ 2NaCl Ca2＋ ＋CO3 2— =CaCO3↓ 不反应 与 H2O 和 CO2 的反应 Na 2CO3+CO 2+H2O=2NaHCO 3 CO3 2—+H 2O+CO 2 =HCO 3 — 不反应 转化关系 Na2CO3 NaHCO 3 主要用途 制玻璃、肥皂、造纸、纺织等 发酵粉、灭火器、治疗胃酸过多 镁的提取及应用 镁的提取 海水 母液 MgCl 2 a 溶液 贝壳 石灰乳 CaCO3 === CaO + CO 2↑ CaO + H 2O ===Ca(OH) 2（石灰乳 ) Ca(OH) 2 + MgCl 2 ===Mg (OH) 2↓ + CaCl2 Mg(OH) 2 + 2HCl === MgCl 2 + 2H2O MgCl 2·6H2O === MgCl 2 + 6H 2O MgCl 2 === Mg + Cl 2↑ 物理性质 镁是银白色金属，有金属光泽，密度较小，硬度较大，质地柔软，熔点较低，是热和电的良导 体。 化学性质 1、与空气的反应 2Mg + O 2 === 2MgO 3Mg + N 2 ===2Mg 2N 3 电解 点燃 点燃 △ d C b 煅烧 点燃 高温 通电 HCl 高温 2Mg + CO 2 === 2MgO + C 2、与水的反应 Mg+2H 2O === Mg(OH) 2+H2↑ 3、与酸的反应 Mg + H 2SO4 === MgSO 4 + H 2↑ 用途 1）镁合金的密度较小 ,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 从铝土矿中提取铝 ①溶解： Al 2O3+2NaOH === 2NaAlO 2+H 2O ②过滤：除去杂质 ③酸化： NaAlO 2+CO 2+2H 2O === Al(OH) 3↓ +NaHCO3 ④过滤：保留氢氧化铝 ⑤灼烧： 2Al(OH) 3 =△=Al 2O3 + H 2O ⑥电解： 2Al 2O3(熔融 ) ＝ 4Al+3O 2↑ 铝合金特点： 1、密度小 2、强度高 3、塑性好 4、制造工艺简单 5、成本低 6、抗腐蚀力强 铝的化学性质 —— 两性 （1） 与非金属： 4Al+3O 2＝2Al 2O3 （2） 与酸的反应 ：2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2↑ （3） 与碱的反应 ：2Al+2NaOH+2H 2O=2NaAlO 2+3H2↑ （4） 钝化：在常温下，铝与浓硝酸、浓硫酸时会在表面生成致密的氧化膜而发生钝化，不与浓 硝酸、浓硫酸进一步发生反应。 （5） 铝热反应： 2Al + Fe 2O3 === 2Fe + Al 2O3 铝热剂：铝粉和某些金属氧化物（ Fe2O3、FeO、Fe3O4、 V2O5、 Cr2O3、MnO 2）组成的混 合物。 铝的氧化物（两性） （1） 与酸的反应： Al 2O3 + 6HCl ＝ 2AlCl 3 + H 2O （2） 与碱的反应： Al 2O3 + 2NaOH ＝ 2NaAlO 2 + H 2O 铝的氢氧化物（两性） （1） 与酸的反应： Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H2O （2） 与碱的反应： Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2O Al(OH) 3 的制备： ① Al 3+ +3NH 3·H2O＝Al(OH) 3↓ +3NH4 + ② AlO 2 -+CO 2(过量 )+2H 2O＝Al(OH) 3↓ +HCO3 - ③ 3AlO 2 -+Al 3++6H 2O＝4Al(OH) 3↓ Al 3+ 的性质： Al 3+ + 3OH -＝Al(OH) 3↓ Al 3+ + 4OH - ＝AlO 2 - + 2H 2O Al 3++3NH 3·H 2O＝Al(OH) 3↓ +3NH4 + AlO 2 -的性质： AlO 2 - + H + + H 2O＝Al(OH) 3↓ AlO 2 - + 4H + ＝Al 3+ + 2H 2O AlO 2 -+CO 2(过量 )+2H 2O＝Al(OH) 3↓ +HCO3 - 从自然界中获取铁和铜 高炉炼铁 （1）制取 CO：C+O 2 === CO 2，CO2+C ===CO 通电 高温 高温 高温 高温 （2）还原（炼铁原理） ：Fe2O3 + 3CO === 2Fe + 3CO2 （3） 除 SiO 2：CaCO3===CaO+CO2↑，CaO+SiO 2===CaSiO 3 炼铜： 1.高温冶炼黄铜矿 →电解精制； 2.湿法炼铜： Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu ；3.生物炼铜 一、 铁、铜及其化合物的应用 铁的化学性质：铁是较活泼的金属（或中等活泼金属）表现为还原性。 铁 铜 与非金属 反应 ①铁生锈（铁在潮湿空气中被腐蚀生 成 Fe2O3） ②2Fe+3Cl 2 === 2FeCl 3 ③2Fe+3Br 2 === 2FeBr3 还 原 性 ： Fe2+>Br ④3Fe+2O2 === Fe3 O4(2 价 Fe 占 3 1 ，2 价 Fe 占 2／3) Cu +O2 === 2CuO Cu + Cl 2=== CuCl 2 2Cu + S === Cu 2S 与酸反应 ①非强氧性的酸： Fe + 2H + == Fe 2+ + H 2↑ ②强氧性的酸（浓 H2SO4 、HNO3）: a. 常温下钝化 ( 浓 H2SO4、浓 HNO3 用铁 制容器盛装 ) b. 一定条件下反应生成 Fe（Ⅲ） ①非强氧性的酸 : 不反应 ②强氧性的酸（浓 H2SO4、HNO3）：在一定条件下生 成 Cu(Ⅱ) 与盐溶液 反应 (1) Fe + Cu 2+ == Fe 2+ + Cu (2) Fe + 2Fe 3+ == 3Fe 2+ Cu + 2Ag + =2Ag + Cu 2+ Cu + 2Fe 3+=2Fe2+ + Cu 2+ （实验现象：铜粉溶解， 溶液颜色发生变化。 ） Fe2+与 Fe3+的相互转化： Fe3+的检验： (黄棕色 ) 实验①：向 FeCl3 溶液中加入几滴 KSCN 溶液，溶液显血红色， Fe3＋＋ 3SCN－ Fe(SCN)3 实验②：向 FeCl3 溶液加入 NaOH 溶液，有红褐色沉淀。 Fe3＋＋ 3OH － Fe(OH) 3↓ Fe2+的检验： (浅绿色 ) 实验①：向 FeCl2 溶液加入 NaOH 溶液。 Fe2＋＋2OH － Fe(OH) 2↓（白色 /浅绿色） 4Fe(OH) 2＋O2＋2H 2O 4Fe(OH) 3（红褐色） 实验②：加入 KSCN 溶液，无现象，再加入适量氯水，溶液显血红色 硅酸盐矿物、硅酸盐产品（传统材料）和信息材料的介绍 1．硅在自然界的存在：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， 2．硅酸盐的结构： （1）硅酸盐的结构复杂，常用氧化物的形式表示比较方便。硅酸盐结构稳定，在自然界中稳 高温高温 △ △ 点燃点燃 点燃 点燃 定存在。 （2）氧化物形式书写的规律： ①各元素写成相应的氧化物，元素的价态保持不变。 ②顺序按先金属后非金属 ,金属元素中按金属活动顺序表依次排列，中间用 “?”间隔。 ③注意改写后应与原来化学式中的原子个数比不变。 3．Na 2SiO 3 的性质 ：Na2SiO 3 易溶于水，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。 化学性质主要表现如下： （1）水溶液呈碱性（用 PH 试纸测） ，通 CO2 有白色沉淀： Na2SiO 3 + CO 2 + H 2O == Na 2CO3 + H2SiO3↓（白色胶状沉淀） ，离子方程式： SiO 3 2－ ＋ CO2 + H 2O ＝＝ CO3 2－ ＋ H 2SiO 3↓。 硅酸受热分解： H2SiO 3 △ H2O + SiO 2 ， 原硅酸和硅酸都是难溶于水的弱酸，酸性： H2CO3 强于 H4SiO4 或 H 2SiO3。 (2)硅酸钠溶液中滴加稀盐酸有白色沉淀： Na 2SiO3 + 2HCl == 2NaCl + H 2SiO3↓，离子方程式： SiO3 2－ ＋ 2H + == H 2SiO3↓. (3)硅酸和氢氧化钠反应： H 2SiO3 + 2NaOH == Na 2SiO3 + 2H 2O. 离子方程式： H2SiO3 ＋ 2OH － ＝＝ SiO 3 2－ ＋2H 2O 。 4．硅酸盐产品（传统材料） 主要原料 产品主要成分 普通玻璃 石英、纯碱、石灰石 Na2SiO3、CaSiO 3、SiO2(物质的量比为 1:1:4) 普通水泥 黏土、石灰石、少量石膏 2CaO·SiO2、3CaO·SiO 2、3CaO·Al 2O3 陶瓷 黏土、石英沙 成分复杂主要是硅酸盐 制玻璃的主要反应： SiO 2 + Na 2CO3 高温 Na2SiO 3 + CO2↑ SiO 2 + CaCO3 高温 CaSiO3 + CO2↑. 硅单质 1．性质： （1）物理性质：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：①常温只与单质氟、氢氟酸和强碱溶液反应。性质稳定。 Si +2F 2 == SiF 4（气态） , Si + 4HF == SiF 4 +2 H 2, Si +2NaOH + H 2O == Na 2SiO 3 +2H 2↑ ②高温下 Si + O 2 高温 SiO 2 Si + 2H 2 高温 SiH 4 Si + 2Cl 2 高温 SiCl 4 3.硅的用途：（1）用于制造硅芯片、集成电路、晶体管、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： 制粗硅： SiO2 + 2C 高温 Si + 2CO ↑ 制纯硅： Si + 2Cl 2 高温 SiCl 4(液态 ) SiCl 4 + 2H 2 高温 Si + 4HCl 二氧化硅的结构和性质： 1．SiO 2 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．SiO 2 物理性质：硬度大，熔点高，难溶于溶剂 (水)的固体。 3．SiO 2 化学性质：常温下，性质稳定，只与单质氟、氢氟酸和强碱溶液反应。 SiO2 + 4HF == SiF 4 + 2H 2O （雕刻玻璃的反应 —— 实验室氢氟酸应保存在塑料瓶中 ) SiO2 + 2NaOH == Na 2SiO 3 + H 2O （实验室装碱试剂瓶不能用玻璃塞的原因） . 加热高温： SiO 2 + 2C 高温 Si +2 CO, SiO 2 + Na 2CO3 高温 Na2SiO3 + CO 2↑ SiO2 + CaCO3 高温 CaSiO3 + CO 2↑，SiO 2 + CaO 高温 CaSiO 3 . 4．SiO 2 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。 硫酸型酸雨的成因和防治 ： 1．含硫燃料（化石燃料）的大量燃烧 涉及到的反应有： ①2SO2 + O2 2SO3 SO3 + H 2O = H 2SO4 ②SO2 + H 2O H2SO3 2H 2SO3 + O2 = 2H 2SO4 2．防治措施： ①从根本上防治酸雨 —开发、使用能代替化石燃料的绿色能源（氢能、核能、太阳能） ②对含硫燃料进行脱硫处理（如煤的液化和煤的气化） ③提高环保意识，加强国际合作 SO2的性质及其应用 1．物理性质： 无色、有刺激性气味、有毒的气体，易溶于水 * 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． SO2 的化学性质及其应用 ⑴SO2 是酸性氧化物 SO2 + H 2O H2SO3 SO2 + Ca(OH) 2 ＝ CaSO3↓ + H2O； CaSO3 + SO2 + H 2O ＝ Ca(HSO3)2 SO2 + 2NaOH ＝ Na 2SO3 + H 2O（实验室用 NaOH 溶液来吸收 SO2 尾气） SO2 ( 少量)+2NaHCO 3＝Na2SO3 + CO 2 + H 2O (常用饱和 NaHCO 3 除去 CO2 中的 SO2) * 减少燃煤过程中 SO2 的排放（钙基固硫法） 钙基固硫 CaCO3 CaO + CO 2↑；CaO + SO2 ＝ CaSO3 SO2 + Ca(OH) 2 ＝ CaSO3 + H 2O 2CaSO3 + O2 ＝ 2CaSO4 氨水脱硫： SO2 + 2NH 3＝(NH 4)2SO3 2(NH 4)2SO3 + O2 ＝ 2(NH 4)2SO4 ⑵SO2具有漂白性：常用于实验室对 SO2 气体的检验 漂白原理类型 ①吸附型：活性炭漂白 —— 活性炭吸附色素（包括胶体） ②强氧化型： HClO 、O3、H2、Na 2O2 等强氧化剂漂白 —— 将有色物质氧化，不可逆 ③化合型： SO2 漂白 —— 与有色物质化合，可逆 ⑶SO2 具有还原性 2SO2 + O2 2SO3 SO2 + X 2 + 2H 2O ＝ 2HX + H 2SO4 接触法制硫酸 流程 设备 反应 生成二氧化硫 沸腾炉 S + O2 SO2 或 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 SO2 接触氧化 接触室 2SO2 + O2 2SO3 SO3 的吸收 吸收塔 SO3 + H 2O ＝ H 2SO4 * 为了防止形成酸雾，提高 SO3 的吸收率，常用浓硫酸来吸收 SO3 得到发烟硫酸 硫酸的性质及其应用 1．硫酸的酸性：硫酸是二元强酸 H2SO4 ＝ 2H+ + SO4 2－ （具有酸的 5 点通性 ） 如： Fe2O3 + 3H 2SO4 ＝ Fe2(SO4)3 + 3H 2O 硫酸用于酸洗除锈 2．浓硫酸的吸水性：浓硫酸具有吸水性，通常可用作干燥剂 (不可干燥碱性和还原性气体 ) 3．浓硫酸的脱水性：浓硫酸将 H、O 按照 2∶1 的比例从物质中夺取出来，浓硫酸用作许多有机反 应的脱水剂和催化剂。 4．浓硫酸的强氧化性： Cu + 2H 2SO4(浓 ) CuSO4 + SO2↑ + 2H2O 浓硫酸可以将许多金属氧化：金属 + 浓硫酸 → 硫酸盐 + SO2↑ + H2O 浓硫酸的氧化性比稀硫酸强： 浓硫酸的强氧化性由 +6 价的 S 引起， 而稀硫酸的氧化性由 H+引起 （只能氧化金属活动顺序表中 H 前面的金属） 。 C + 2H 2SO4(浓 ) CO2↑ + 2SO2↑ + 2H2O 硫及其化合物的相互转化 1.不同价态的硫的化合物 -2 价： H2S、Na2S、FeS；+4 价： SO2、H 2SO3、Na 2SO3 +6 价： SO3、H 2SO4、Na 2SO4、BaSO4、CaSO4 、FeSO4 2．通过氧化还原反应实现含不同价态硫元素的物质之间的转化 －2 0 +4 +6 S S S S SO4 2－离子的检验 ：SO4 2－ + Ba2+ ＝ BaSO4↓ 取少量待测液 无明显现象 产生白色沉淀 氮氧化物的产生及转化 途径一：雷雨发庄稼 N2+O 2===2NO 2NO+O 2===2NO 2 3NO 2+H2O===2HNO 3+NO 途径二：生物固氮 途径三：合成氨 N 2+3H 2=======2NH 3 氮氧化物的性质： NO ；无色无味的有毒气体（中毒原理与 CO 相同） ，密度略小于空气，微溶于水 2NO+O 2===2NO 2 NO 2：红棕色的具有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，能溶于水 3NO 2+H2O===2HNO 3+NO 4NO + 3O 2 + 2H 2O＝4HNO 3 4NO 2 + O2 + 2H 2O＝ 4HNO 3 氮肥的生产和使用 1.工业上合成氨 N 2+3H 2 ======= 2NH 3 2.实验室制取氨气 ① 2NH 4Cl+Ca(OH) 2====CaCl 2+2NH 3↑ +2H2O ② 加热浓氨水 放电 高温高压 催化剂 催化剂 高温高压 ③ 浓氨水和碱石灰 3.氨气的性质 3NH ：氨气易溶于水，溶于水显碱性，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。氨水易挥发，不易运 输，但成本低。氨水应在阴凉处保存。雨天、烈日下不宜施用氨态氮肥。 喷泉实验 ：(1).实验装置的工作原理？ (2).溶液变红色原因？ (3).喷泉发生应具备什么条件？ 与酸的反应 NH 3 +HCl===NH 4Cl（产生白烟） 2NH 3+H 2SO4===(NH 4)2SO4 催化氧化： 4NH 3 + 5O2 =======4NO + 6H 2O (制备硝酸 ) 4NH 盐：固态，易分解，易溶于水，与碱反应，产生 3NH 而挥发。比 3NH 易于保存和运输，但 成本更高。 Cl - 2 4SO 不被植物吸收，在土壤中积累，影响植物生长。不能在碱性土壤中使用，不能 雨天使用。 NH 4Cl===NH 3↑ +HCl↑（加热分解 NH 4Cl 晶体） 硝酸的性质 1.物理性质：无色，具有挥发性的液体 2.化学性质： （ 1）不稳定性 3HNO 见光或加热会分解释放出 2NO 气体 4HNO 3 == 4NO 2↑ + O2↑ +2H2O （ 2）强氧化性 3HNO 是一种强氧化性的酸，绝大多数金属及许多非金属单质能与硝酸反应 .。 浓 3HNO ： 3 3 2 2 24 2 2Cu HNO Cu NO NO H O（浓） （ ） C+4HNO 3==CO 2↑ + 4NO2↑ +2H2O 一般生成 2NO 气体。 稀 3HNO ： 3 3 2 23 8 ( ) 3 2 4Cu HNO Cu NO NO H O稀 （ ） 一般生成 NO 气体。 硝酸的制备： 设备 反应原理 转化器 4NH 3 + 5O 2 =======4NO + 6H 2O 热交换器 2NO+O 2===2NO 2 吸收塔 3NO2+H 2O===2HNO 3+NO ▲ ▲ 光 催化剂 △ 催化剂 △