人教版必修1高考复习化学各章知识要点汇总

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必修1各章知识要点 第一章 从实验学化学 一、常见物质的分离、提纯和鉴别 ‎1．常用的物理方法——根据物质的物理性质上差异来分离。‎ 混合物的物理分离方法 方法 适用范围 主要仪器 注意点 实例 固+液 蒸发 易溶固体与液体分开 酒精灯、蒸发皿、玻璃棒 ‎①不断搅拌；②最后用余热加热；③液体不超过容积2/3‎ NaCl（H2O）‎ 固+固 结晶 溶解度差别大的溶质分开 NaCl（NaNO3）‎ 升华 能升华固体与不升华物分开 酒精灯 I2（NaCl）‎ 固+液 过滤 易溶物与难溶物分开 漏斗、烧杯 ‎①一角、二低、三碰；②沉淀要洗涤；③定量实验要“无损”‎ NaCl（CaCO3）‎ 液+液 萃取 溶质在互不相溶的溶剂里，溶解度的不同，把溶质分离出来 分液漏斗 ‎①先查漏；②对萃取剂的要求；③使漏斗内外大气相通;④上层液体从上口倒出 从溴水中提取Br2‎ 分液 分离互不相溶液体 分液漏斗 乙酸乙酯与饱和Na2CO3溶液 蒸馏 分离沸点不同混合溶液 蒸馏烧瓶、冷凝管、温度计、牛角管 ‎①温度计水银球位于支管处；②冷凝水从下口通入；③加碎瓷片 乙醇和水、I2和CCl4‎ 渗析 分离胶体与混在其中的分子、离子 半透膜 更换蒸馏水 淀粉与NaCl 盐析 加入某些盐，使溶质的溶解度降低而析出 烧杯 用固体盐或浓溶液 蛋白质溶液、硬脂酸钠和甘油 气+气 洗气 易溶气与难溶气分开 洗气瓶 长进短出 CO2（HCl）‎ 液化 沸点不同气分开 U形管 常用冰水 NO2（N2O4）‎ i、蒸发和结晶 蒸发是将溶液浓缩、溶剂气化或溶质以晶体析出的方法。结晶是溶质从溶液中析出晶体的过程，可以用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物。结晶的原理是根据混合物中各成分在某种溶剂里的溶解度的不同，通过蒸发减少溶剂或降低温度使溶解度变小，从而使晶体析出。加热蒸发皿使溶液蒸发时、要用玻璃棒不断搅动溶液，防止由于局部温度过高，造成液滴飞溅。当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热，例如用结晶的方法分离NaCl和KNO3混合物。‎ ii、蒸馏 蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。用蒸馏原理进行多种混合液体的分离，叫分馏。‎ 操作时要注意：‎ ‎①在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片，防止液体暴沸。‎ ‎②温度计水银球的位置应与支管底口下缘位于同一水平线上。‎ ‎③蒸馏烧瓶中所盛放液体不能超过其容积的2/3，也不能少于l/3。‎ ‎④冷凝管中冷却水从下口进，从上口出。‎ ‎⑤加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点，例如用分馏的方法进行石油的分馏。‎ iii、分液和萃取 分液是把两种互不相溶、密度也不相同的液体分离开的方法。萃取是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，并且溶剂易挥发。‎ 在萃取过程中要注意：‎ ‎①将要萃取的溶液和萃取溶剂依次从上口倒入分液漏斗，其量不能超过漏斗容积的2/3，塞好塞子进行振荡。‎ ‎②振荡时右手捏住漏斗上口的颈部，并用食指根部压紧塞子，以左手握住旋塞，同时用手指控制活塞，将漏斗倒转过来用力振荡。‎ ‎③然后将分液漏斗静置，待液体分层后进行分液，分液时下层液体从漏斗口放出，上层液体从上口倒出。例如用四氯化碳萃取溴水里的溴。‎ iv、升华 升华是指固态物质吸热后不经过液态直接变成气态的过程。利用某些物质具有升华的特性，将这种物质和其它受热不升华的物质分离开来，例如加热使碘升华，来分离I2和SiO2的混合物。‎ ‎2、化学方法分离和提纯物质 ‎ 对物质的分离可一般先用化学方法对物质进行处理，然后再根据混合物的特点用恰当的分离方法（见化学基本操作）进行分离。‎ 用化学方法分离和提纯物质时要注意：‎ ‎①最好不引入新的杂质；‎ ‎②不能损耗或减少被提纯物质的质量 ‎③实验操作要简便，不能繁杂。用化学方法除去溶液中的杂质时，要使被分离的物质或离子尽可能除净，需要加入过量的分离试剂，在多步分离过程中，后加的试剂应能够把前面所加入的无关物质或离子除去。‎ 对于无机物溶液常用下列方法进行分离和提纯：‎ ‎（1）生成沉淀法 （2）生成气体法 （3）氧化还原法 （4）正盐和与酸式盐相互转化法 （5）利用物质的两性除去杂质 （6）离子交换法 ‎ 常见物质除杂方法 序号 原物 所含杂质 除杂质试剂 主要操作方法 ‎1‎ N2‎ O2‎ 灼热的铜丝网 用固体转化气体 ‎2‎ CO2‎ H2S CuSO4溶液 洗气 ‎3‎ CO CO2‎ NaOH溶液 洗气 ‎4‎ CO2‎ CO 灼热CuO 用固体转化气体 ‎5‎ CO2‎ HCI 饱和的NaHCO3‎ 洗气 ‎6‎ H2S HCI 饱和的NaHS 洗气 ‎7‎ SO2‎ HCI 饱和的NaHSO3‎ 洗气 ‎8‎ CI2‎ HCI 饱和的食盐水 洗气 ‎9‎ CO2‎ SO2‎ 饱和的NaHCO3‎ 洗气 ‎10‎ 炭粉 MnO2‎ 浓盐酸（需加热）‎ 过滤 ‎11‎ MnO2‎ C ‎--------‎ 加热灼烧 ‎12‎ 炭粉 CuO 稀酸（如稀盐酸）‎ 过滤 ‎13‎ AI2O3‎ Fe2O3‎ NaOH(过量)，CO2‎ 过滤 ‎14‎ Fe2O3‎ AI2O3‎ NaOH溶液 过滤 ‎15‎ AI2O3‎ SiO2‎ 盐酸`氨水 过滤 ‎16‎ SiO2‎ ZnO HCI溶液 过滤，‎ ‎17‎ BaSO4‎ BaCO3‎ HCI或稀H2SO4‎ 过滤 ‎18‎ NaHCO3溶液 Na2CO3‎ CO2‎ 加酸转化法 ‎19‎ NaCI溶液 NaHCO3‎ HCI 加酸转化法 ‎20‎ FeCI3溶液 FeCI2‎ CI2‎ 加氧化剂转化法 ‎21‎ FeCI3溶液 CuCI2‎ Fe 、CI2‎ 过滤 ‎22‎ FeCI2溶液 FeCI3‎ Fe 加还原剂转化法 ‎23‎ CuO Fe ‎(磁铁)‎ 吸附 ‎24‎ Fe(OH)3胶体 FeCI3‎ 蒸馏水 渗析 ‎25‎ CuS FeS 稀盐酸 过滤 ‎26‎ I2晶体 NaCI ‎--------‎ 加热升华 ‎27‎ NaCI晶体 NH4CL ‎--------‎ 加热分解 ‎28‎ KNO3晶体 NaCI 蒸馏水 重结晶.‎ ‎3、物质的鉴别 物质的检验通常有鉴定、鉴别和推断三类，它们的共同点是：依据物质的特殊性质和特征反应，选择适当的试剂和方法，准确观察反应中的明显现象，如颜色的变化、沉淀的生成和溶解、气体的产生和气味、火焰的颜色等，进行判断、推理。‎ 检验类型 鉴别 利用不同物质的性质差异，通过实验，将它们区别开来。‎ 鉴定 根据物质的特性，通过实验，检验出该物质的成分，确定它是否是这种物质。‎ 推断 根据已知实验及现象，分析判断，确定被检的是什么物质，并指出可能存在什么，不可能存在什么。‎ 检验方法 ‎①‎ 若是固体，一般应先用蒸馏水溶解 ‎②‎ 若同时检验多种物质，应将试管编号 ‎③‎ 要取少量溶液放在试管中进行实验，绝不能在原试剂瓶中进行检验 ‎④‎ 叙述顺序应是：实验（操作）→现象→结论→原理（写方程式）‎ ‎① 常见气体的检验 常见气体 检验方法 氢气 纯净的氢气在空气中燃烧呈淡蓝色火焰，混合空气点燃有爆鸣声，生成物只有水。不是只有氢气才产生爆鸣声；可点燃的气体不一定是氢气 氧气 可使带火星的木条复燃 氯气 黄绿色，能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝（O3、NO2也能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝）‎ 氯化氢 无色有刺激性气味的气体。在潮湿的空气中形成白雾，能使湿润的蓝色石蓝试纸变红；用蘸有浓氨水的玻璃棒靠近时冒白烟；将气体通入AgNO3溶液时有白色沉淀生成。‎ 二氧化硫 无色有刺激性气味的气体。能使品红溶液褪色，加热后又显红色。能使酸性高锰酸钾溶液褪色。‎ 硫化氢 无色有具鸡蛋气味的气体。能使Pb(NO3)2或CuSO4溶液产生黑色沉淀，或使湿润的醋酸铅试纸变黑。‎ 氨气 无色有刺激性气味，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时能生成白烟。‎ 二氧化氮 红棕色气体，通入水中生成无色的溶液并产生无色气体，水溶液显酸性。‎ 一氧化氮 无色气体，在空气中立即变成红棕色 二氧化碳 能使澄清石灰水变浑浊；能使燃着的木条熄灭。SO2气体也能使澄清的石灰水变混浊，N2等气体也能使燃着的木条熄灭。‎ 一氧化碳 可燃烧，火焰呈淡蓝色，燃烧后只生成CO2；能使灼热的CuO由黑色变成红色。‎ ‎② 几种重要阳离子的检验 ‎（l）H+ 能使紫色石蕊试液或橙色的甲基橙试液变为红色。‎ ‎（2）Na+、K+ 用焰色反应来检验时，它们的火焰分别呈黄色、浅紫色（通过钴玻片）。‎ ‎（3）Ba2+ 能使稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。‎ ‎（4）Mg2+ 能与NaOH溶液反应生成白色Mg(OH)2沉淀，该沉淀能溶于NH4Cl溶液。‎ ‎（5）Al3+ 能与适量的NaOH溶液反应生成白色Al(OH)3絮状沉淀，该沉淀能溶于盐酸或过量的NaOH溶液。‎ ‎（6）Ag+ 能与稀盐酸或可溶性盐酸盐反应，生成白色AgCl沉淀，不溶于稀 HNO3，但溶于氨水，生成［Ag(NH3)2］+。‎ ‎（7）NH4+ ‎ ‎ 铵盐（或浓溶液）与NaOH浓溶液反应，并加热，放出使湿润的红色石蓝试纸变蓝的有刺激性气味NH3气体。‎ ‎（8）Fe2+ 能与少量NaOH溶液反应，先生成白色Fe(OH)2沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe(OH)3沉淀。或向亚铁盐的溶液里加入KSCN溶液，不显红色，加入少量新制的氯水后，立即显红色。2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl－‎ ‎（9） Fe3+ 能与 KSCN溶液反应，变成血红色 Fe(SCN)3溶液，能与 NaOH溶液反应，生成红褐色Fe(OH)3沉淀。‎ ‎（10）Cu2+ 蓝色水溶液（浓的CuCl2溶液显绿色），能与NaOH溶液反应，生成蓝色的Cu(OH)2沉淀，加热后可转变为黑色的 CuO沉淀。含Cu2+溶液能与Fe、Zn片等反应，在金属片上有红色的铜生成。‎ ‎③ 几种重要的阴离子的检验 ‎（1）OH－ 能使无色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示剂分别变为红色、蓝色、黄色。‎ ‎（2）Cl－ 能与硝酸银反应，生成白色的AgCl沉淀，沉淀不溶于稀硝酸，能溶于氨水，生成[Ag(NH3)2]+。‎ ‎（3）Br－ 能与硝酸银反应，生成淡黄色AgBr沉淀，不溶于稀硝酸。‎ ‎（4）I－ 能与硝酸银反应，生成黄色AgI沉淀，不溶于稀硝酸；也能与氯水反应，生成I2，使淀粉溶液变蓝。‎ ‎（5）SO42－ 能与含Ba2+溶液反应，生成白色BaSO4沉淀，不溶于硝酸。‎ ‎（6）SO32－ 浓溶液能与强酸反应，产生无色有刺激性气味的SO2气体，该气体能使品红溶液褪色。能与BaCl2溶液反应，生成白色BaSO3沉淀，该沉淀溶于盐酸，生成无色有刺激性气味的SO2气体。‎ ‎（7）S2－ 能与Pb(NO3)2溶液反应，生成黑色的PbS沉淀。‎ ‎（8）CO32－ 能与BaCl2溶液反应，生成白色的BaCO3沉淀，该沉淀溶于硝酸（或盐酸），生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的CO2气体。‎ ‎（9）HCO3－ 取含HCO3－盐溶液煮沸，放出无色无味CO2气体，气体能使澄清石灰水变浑浊或向HCO3－盐酸溶液里加入稀MgSO4溶液，无现象，加热煮沸，有白色沉淀 MgCO3生成，同时放出 CO2气体。‎ ‎（10）PO43－ 含磷酸根的中性溶液，能与AgNO3反应，生成黄色Ag3PO4沉淀，该沉淀溶于硝酸。‎ ‎（11）NO3－ 浓溶液或晶体中加入铜片、浓硫酸加热，放出红棕色气体。‎ 二、常见事故的处理 事故 处理方法 酒精及其它易燃有机物小面积失火 立即用湿布扑盖 钠、磷等失火 迅速用砂覆盖 少量酸（或碱）滴到桌上 立即用湿布擦净，再用水冲洗 较多量酸（或碱）流到桌上 立即用适量NaHCO3溶液（或稀HAC）作用，后用水冲洗 酸沾到皮肤或衣物上 先用抹布擦试，后用水冲洗，再用NaHCO3稀溶液冲洗 碱液沾到皮肤上 先用较多水冲洗，再用硼酸溶液洗 酸、碱溅在眼中 立即用水反复冲洗，并不断眨眼 苯酚沾到皮肤上 用酒精擦洗后用水冲洗 白磷沾到皮肤上 用CuSO4溶液洗伤口，后用稀KMnO4溶液湿敷 溴滴到皮肤上 应立即擦去，再用稀酒精等无毒有机溶济洗去，后涂硼酸、凡士林 误食重金属盐 应立即口服蛋清或生牛奶 汞滴落在桌上或地上 应立即撒上硫粉 三、化学计量 ‎①物质的量 定义：表示一定数目微粒的集合体 符号n 单位 摩尔 符号 mol 阿伏加德罗常数：0.012kgC-12中所含有的碳原子数。用NA表示。 约为6.02x1023‎ 微粒与物质的量 ‎ 公式：n=‎ ‎②摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量 用M表示 单位：g/mol 数值上等于该物质的分子量 质量与物质的量 公式：n= ‎ ‎③物质的体积决定：①微粒的数目②微粒的大小③微粒间的距离 微粒的数目一定 固体液体主要决定②微粒的大小 ‎ 气体主要决定③微粒间的距离 体积与物质的量 公式：n= ‎ 标准状况下 ，1mol任何气体的体积都约为22.4L ‎④阿伏加德罗定律：同温同压下， 相同体积的任何气体都含有相同的分子数 ‎⑤物质的量浓度：单位体积溶液中所含溶质B的物质的量。符号CB 单位：mol/l 公式：CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB 溶液稀释规律 C（浓）×V（浓）=C（稀）×V（稀） ‎ ‎⑥ 溶液的配置 ‎ ‎（l）配制溶质质量分数一定的溶液 计算：算出所需溶质和水的质量。把水的质量换算成体积。如溶质是液体时，要算出液体的体积。‎ 称量：用天平称取固体溶质的质量；用量简量取所需液体、水的体积。‎ 溶解：将固体或液体溶质倒入烧杯里,加入所需的水,用玻璃棒搅拌使溶质完全溶解.‎ ‎（2）配制一定物质的量浓度的溶液 （配制前要检查容量瓶是否漏水）‎ ‎ ‎ 计算：算出固体溶质的质量或液体溶质的体积。‎ 称量：用托盘天平称取固体溶质质量，用量简量取所需液体溶质的体积。‎ 溶解：将固体或液体溶质倒入烧杯中，加入适量的蒸馏水（约为所配溶液体积的1/6），用玻璃棒搅拌使之溶解，冷却到室温后，将溶液引流注入容量瓶里。‎ 洗涤（转移）：用适量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2－3次，将洗涤液注入容量瓶。振荡，使溶液混合均匀。‎ 定容：继续往容量瓶中小心地加水，直到液面接近刻度2－3mm处，改用胶头滴管加水，使溶液凹面恰好与刻度相切。把容量瓶盖紧，再振荡摇匀。‎ ‎5、过滤 过滤是除去溶液里混有不溶于溶剂的杂质的方法。‎ 过滤时应注意：①一贴：将滤纸折叠好放入漏斗，加少量蒸馏水润湿，使滤纸紧贴漏斗内壁。‎ ‎②二低：滤纸边缘应略低于漏斗边缘，加入漏斗中液体的液面应略低于滤纸的边缘。‎ ‎③三靠：向漏斗中倾倒液体时，烧杯的夹嘴应与玻璃棒接触；玻璃棒的底端应和过滤器有三层滤纸处轻轻接触；漏斗颈的末端应与接受器的内壁相接触，例如用过滤法除去粗食盐中少量的泥沙。‎ ‎ ‎ ‎ 第二章 化学物质及其变化 一、物质的分类 金属：Na、Mg、Al 单质 非金属：S、O、N 酸性氧化物：SO3、SO2、P2O5等 氧化物 碱性氧化物：Na2O、CaO、Fe2O3‎ 氧化物：Al2O3等 纯 盐氧化物：CO、NO等 净 含氧酸：HNO3、H2SO4等 物 按酸根分 无氧酸：HCl 强酸：HNO3、H2SO4 、HCl 酸 按强弱分 弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH 化 一元酸：HCl、HNO3‎ 合 按电离出的H+数分 二元酸：H2SO4、H2SO3‎ 物 多元酸：H3PO4‎ 强碱：NaOH、Ba(OH)2‎ 物 按强弱分 质 弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3‎ 碱 ‎ ‎ 一元碱：NaOH、‎ 按电离出的HO-数分 二元碱：Ba(OH)2‎ 多元碱：Fe(OH)3‎ 正盐：Na2CO3‎ 盐 酸式盐：NaHCO3‎ 碱式盐：Cu2(OH)2CO3‎ 溶液：NaCl溶液、稀H2SO4等 ‎ 混 悬浊液：泥水混合物等 合 乳浊液：油水混合物 物 胶体：Fe(OH)3胶体、淀粉溶液、烟、雾、有色玻璃等 二、分散系相关概念 ‎ ‎1. 分散系：一种物质（或几种物质）以粒子形式分散到另一种物质里所形成的混合物，统称为分散系。 ‎ ‎2. 分散质：分散系中分散成粒子的物质。 ‎ ‎3. 分散剂：分散质分散在其中的物质。‎ ‎4、分散系的分类：当分散剂是水或其他液体时，如果按照分散质粒子的大小来分类，可以把分散系分为：溶液、胶体和浊液。分散质粒子直径小于1nm的分散系叫溶液，在1nm－100nm之间的分散系称为胶体，而分散质粒子直径大于100nm的分散系叫做浊液。‎ 下面比较几种分散系的不同：‎ 分散系 溶　　液 胶　　体 浊　　液 分散质的直径 ‎＜1nm（粒子直径小于10-9m）‎ ‎1nm－100nm（粒子直径在10-9 ~ 10-7m）‎ ‎＞100nm（粒子直径大于10-7m）‎ 分散质粒子 单个小分子或离子 许多小分子集合体或高分子 巨大数目的分子集合体 实例 溶液酒精、氯化钠等 淀粉胶体、氢氧化铁胶体等 石灰乳、油水等 性 质 外观 均一、透明 均一、透明 不均一、不透明 稳定性 稳定 较稳定 不稳定 能否透过滤纸 能 能 不能 能否透过半透膜 能 不能 不能 鉴别 无丁达尔效应 有丁达尔效应 静置分层 注意：三种分散系的本质区别：分散质粒子的大小不同。 ‎ 三、胶体 ‎1、胶体的定义：分散质粒子直径大小在10-9~10-7m之间的分散系。‎ ‎2、胶体的分类： ‎ ‎①. 根据分散质微粒组成的状况分类：‎ 如：胶体胶粒是由许多等小分子聚集一起形成的微粒，其直径在1nm～100nm之间，这样的胶体叫粒子胶体。 又如：淀粉属高分子化合物，其单个分子的直径在1nm～100nm范围之内，这样的胶体叫分子胶体。 ‎ ‎②. 根据分散剂的状态划分：‎ 如：烟、云、雾等的分散剂为气体，这样的胶体叫做气溶胶；AgI溶胶、溶胶、溶胶，其分散剂为水，分散剂为液体的胶体叫做液溶胶；有色玻璃、烟水晶均以固体为分散剂，这样的胶体叫做固溶胶。‎ ‎ ‎ ‎3、胶体的制备 A. 物理方法 ‎① 机械法：利用机械磨碎法将固体颗粒直接磨成胶粒的大小 ‎② 溶解法：利用高分子化合物分散在合适的溶剂中形成胶体，如蛋白质溶于水，淀粉溶于水、聚乙烯熔于某有机溶剂等。‎ B. 化学方法 ‎① 水解促进法：FeCl3+3H2O（沸）= （胶体）+3HCl ‎② 复分解反应法：KI+AgNO3=AgI（胶体）+KNO3　　 Na2SiO3+2HCl=H2SiO3（胶体）+2NaCl 思考：若上述两种反应物的量均为大量，则可观察到什么现象？如何表达对应的两个反应方程式？‎ 提示：KI+AgNO3=AgI↓+KNO3（黄色↓）　　　Na2SiO3+2HCl=H2SiO3↓+2NaCl（白色↓）‎ ‎4、胶体的性质： ‎ ‎① 丁达尔效应——丁达尔效应是粒子对光散射作用的结果，是一种物理现象。丁达尔现象产生的原因，是因为胶体微粒直径大小恰当，当光照射胶粒上时，胶粒将光从各个方面全部反射，胶粒即成一小光源（这一现象叫光的散射），故可明显地看到由无数小光源形成的光亮“通路”。当光照在比较大或小的颗粒或微粒上则无此现象，只发生反射或将光全部吸收的现象，而以溶液和浊液无丁达尔现象，所以丁达尔效应常用于鉴别胶体和其他分散系。‎ ‎② 布朗运动——在胶体中，由于胶粒在各个方向所受的力不能相互平衡而产生的无规则的运动，称为布朗运动。是胶体稳定的原因之一。 ‎ ‎③ 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）作定向移动的现象。胶体具有稳定性的重要原因是同一种胶粒带有同种电荷，相互排斥，另外，胶粒在分散力作用下作不停的无规则运动，使其受重力的影响有较大减弱，两者都使其不易聚集，从而使胶体较稳定。‎ 说明：A、电泳现象表明胶粒带电荷，但胶体都是电中性的。‎ 胶粒带电的原因：胶体中单个胶粒的体积小，因而胶体中胶粒的表面积大，因而具备吸附能力。有的胶体中的胶粒吸附溶液中的阳离子而带正电；有的则吸附阴离子而带负电胶体的提纯，可采用渗析法来提纯胶体。使分子或离子通过半透膜从胶体里分离出去的操作方法叫渗析法。其原理是胶体粒子不能透过半透膜，而分子和离子可以透过半透膜。但胶体粒子可以透过滤纸，故不能用滤纸提纯胶体。‎ B、在此要熟悉常见胶体的胶粒所带电性，便于判断和分析一些实际问题。‎ 带正电的胶粒胶体：金属氢氧化物如、胶体、金属氧化物。‎ 带负电的胶粒胶体：非金属氧化物、金属硫化物As2S3胶体、硅酸胶体、土壤胶体 特殊：AgI胶粒随着AgNO3和KI相对量不同，而可带正电或负电。若KI过量，则AgI胶粒吸附较多I－而带负电；若AgNO3过量，则因吸附较多Ag+而带正电。当然，胶体中胶粒带电的电荷种类可能与其他因素有关。‎ C、同种胶体的胶粒带相同的电荷。 ‎ D、固溶胶不发生电泳现象。凡是胶粒带电荷的液溶胶，通常都可发生电泳现象。气溶胶在高压电的条件也能发生电泳现象。‎ 胶体根据分散质微粒组成可分为粒子胶体（如胶体，AgI胶体等）和分子胶体[如淀粉溶液，蛋白质溶液（习惯仍称其溶液，其实分散质微粒直径已达胶体范围），只有粒子胶体的胶粒带电荷，故可产生电泳现象。整个胶体仍呈电中性，所以在外电场作用下作定向移动的是胶粒而非胶体。‎ ‎④聚沉——胶体分散系中，分散系微粒相互聚集而下沉的现象称为胶体的聚沉。能促使溶胶聚沉的外因有加电解质（酸、碱及盐）、加热、溶胶浓度增大、加胶粒带相反电荷的胶体等。有时胶体在凝聚时，会连同分散剂一道凝结成冻状物质，这种冻状物质叫凝胶。‎ 胶体稳定存在的原因：（1）胶粒小，可被溶剂分子冲击不停地运动，不易下沉或上浮（2）胶粒带同性电荷，同性排斥，不易聚大，因而不下沉或上浮 胶体凝聚的方法： ‎ ‎（1）加入电解质：电解质电离出的阴、阳离子与胶粒所带的电荷发生电性中和，使胶粒间的排斥力下降，胶粒相互结合，导致颗粒直径＞10－7m，从而沉降。‎ 能力：离子电荷数，离子半径 阳离子使带负电荷胶粒的胶体凝聚的能力顺序为：Al3+＞Fe3+＞H+＞Mg2+＞Na+‎ 阴离子使带正电荷胶粒的胶体凝聚的能力顺序为：SO42－＞NO3－＞Cl－‎ ‎（2）加入带异性电荷胶粒的胶体：（3）加热、光照或射线等：加热可加快胶粒运动速率，增大胶粒之间的碰撞机会。如蛋白质溶液加热，较长时间光照都可使其凝聚甚至变性。‎ ‎5、胶体的应用 ‎ 胶体的知识在生活、生产和科研等方面有着重要用途，如常见的有：‎ ‎① 盐卤点豆腐：将盐卤（）或石膏（）溶液加入豆浆中，使豆腐中的蛋白质和水等物质一起凝聚形成凝胶。‎ ‎② 肥皂的制取分离 ③ 明矾、溶液净水④ FeCl3溶液用于伤口止血 ⑤ 江河入海口形成的沙洲⑥ 水泥硬化 ⑦冶金厂大量烟尘用高压电除去⑧ 土壤胶体中离子的吸附和交换过程，保肥作用 ‎⑨ 硅胶的制备： ‎ 含水4%的叫硅胶 ‎⑩ 用同一钢笔灌不同牌号墨水易发生堵塞 ‎6、胶体的提纯净化 ‎ 利用渗析的方法，将胶体中的杂质离子或小分子除去。 ‎ ‎① 实验步骤 ‎ ‎（1）把10mL淀粉胶体和5mLNaCl溶液的混合液体，加入用半透膜制成的袋内，将此袋浸入蒸馏水中（如图）（半透膜可用鸡蛋壳膜、牛皮纸、胶棉薄膜、玻璃纸等制成，它有非常细小的孔，只能允许较小的离子、分子透过）。 ‎ ‎（2）2min后，用两支试管各取烧杯中的液体5mL，向其中一支试管里滴加少量AgNO3溶液，向另一支试管里滴加少量碘水，观察现象。 ‎ ‎② 实验现象：可以看到在加入AgNO3溶液的试管里出现了白色沉淀；在加入碘水的试管里并没有发生变化。 ‎ ‎③ 实验结论：Cl－能透过半透膜，从半透膜袋中扩散到了蒸馏水中，淀粉不能透过半透膜，没有扩散到蒸馏水中。胶体分散质的粒子比溶液分散质的粒子大。 ‎ ‎④注意事项：半透膜袋要经检验未破损，否则，淀粉粒子也会进入蒸馏水。不能用自来水代替蒸馏水，否则，实验结论不可靠。一般要在2min以后再作Cl－的检验，否则，Cl－出来的太少，现象不明显。 ‎ 四、离子反应 ‎1、电离 ( ionization )‎ 电离：电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。‎ 酸、碱、盐的水溶液可以导电，说明他们可以电离出自由移动的离子。不仅如此，酸、碱、盐等在熔融状态下也能电离而导电，于是我们依据这个性质把能够在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物统称为电解质。‎ ‎2、电离方程式 H2SO4 = 2H+ + SO42- HCl = H+ + Cl- HNO3 = H+ + NO3-‎ 硫酸在水中电离生成了两个氢离子和一个硫酸根离子。盐酸，电离出一个氢离子和一个氯离子。硝酸则电离出一个氢离子和一个硝酸根离子。电离时生成的阳离子全部都是氢离子的化合物我们就称之为酸。从电离的角度，我们可以对酸的本质有一个新的认识。那碱还有盐又应怎么来定义呢？‎ 电离时生成的阴离子全部都是氢氧根离子的化合物叫做碱。‎ 电离时生成的金属阳离子（或NH4+）和酸根阴离子的化合物叫做盐。‎ 书写下列物质的电离方程式：KCl、Na2SO4、AgNO3、BaCl2、NaHSO4、NaHCO3‎ ‎ KCl == K＋ + Cl― Na2SO4 == 2 Na＋ +SO42― ‎ ‎ AgNO3 ==Ag＋ + NO3― BaCl2 == Ba2＋ + 2Cl― ‎ ‎ NaHSO4 == Na＋ + H＋ +SO42― NaHCO3 == Na＋ + HCO3― ‎ 这里大家要特别注意，碳酸是一种弱酸，弱酸的酸式盐如碳酸氢钠在水溶液中主要是电离出钠离子还有碳酸氢根离子；而硫酸是强酸，其酸式盐就在水中则完全电离出钠离子，氢离子还有硫酸根离子。‎ ‎［小结］注意：‎ ‎1、 HCO3-、OH-、SO42-等原子团不能拆开 ‎2、HSO4―在水溶液中拆开写，在熔融状态下不拆开写。‎ ‎3、电解质与非电解质 ‎①电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物，如酸、碱、盐等。‎ ‎②非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，如蔗糖、酒精等。‎ 小结 ‎（1）、能够导电的物质不一定全是电解质。‎ ‎（2）、电解质必须在水溶液里或熔化状态下才能有自由移动的离子。‎ ‎（3）、电解质和非电解质都是化合物，单质既不是电解也不是非电解质。‎ ‎（4）、溶于水或熔化状态；注意：“或”字 ‎（5）、溶于水和熔化状态两各条件只需满足其中之一，溶于水不是指和水反应；‎ ‎（6）、化合物，电解质和非电解质，对于不是化合物的物质既不是电解质也不是非电解质。‎ ‎4、电解质与电解质溶液的区别：‎ 电解质是纯净物，电解质溶液是混合物。无论电解质还是非电解质的导电都是指本身，而不是说只要在水溶液或者是熔化能导电就是电解质。‎ 注意事项：‎ ‎① 电解质和非电解质是对化合物的分类，单质既不是电解质也不是非电解质。电解质应是化合物（属于纯净物）。而Cu则是单质（能导电的物质不一定是电解质，如石墨或金属），K2SO4与NaCl溶液都是混合物。‎ ‎② 电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物。有些化合物的水溶液能导电，但溶液中离子不是它本身电离出来的，而是与水反应后生成的，因此也不是电解质。例如CO2能导电是因CO2与H2O反应生成了H2CO3，H2CO3能够电离而非CO2本身电离。所以CO2不是电解质，是非电解质（如氨气、二氧化硫、三氧化硫）。H2CO3 H2SO3NH3. H2O 是电解质 ‎③ 酸、碱、盐、金属氧化物、水是电解质，蔗糖、酒精为非电解质。‎ ‎④ BaSO4 AgCl 难溶于水，导电性差，但由于它们的溶解度太小，测不出（或难测）其水溶液的导电性，但它们溶解的部分是完全电离的，所以他们是电解质 ‎⑤‎ ‎ 化合物在水溶液中或受热熔化时本身能否发生电离是区别电解质与非电解质的理论依据，能否导电则是实验依据。能导电的物质不一定是电解质，如石墨；电解质本身不一定能导电，如NaCl晶体。‎ ‎⑥ 电解质包括离子化合物和共价化合物。离子化合物是水溶液还是熔融状态下均可导电，如盐和强碱。共价化合物是只有在水溶液中能导电的物质，如HCl 。‎ ‎{补充：①溶液导电能力强弱与单位体积溶液中离子的多少和离子所带电荷数有关；②在溶液的体积、浓度以及溶液中阴（或阳）离子所带的电荷数都相同的情况下，导电能力强的溶液里能够自由移动的离子数目一定比导电能力弱的溶液里能够自由移动的离子数目多。③HCl、NaOH、NaCl在水溶液里的电离程度比CH3COOH、NH3·H2O在水溶液中的电离程度大。据此可得出结论：电解质应有强弱之分。‎ ‎5、强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。‎ ‎6、弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。‎ 强、弱电解质对比 强电解质 弱电解质 物质结构 离子化合物，某些共价化合物 某些共价化合物 电离程度 完全 部分 溶液时微粒 水合离子 分子、水合离子 导电性 强 弱 物质类别实例 大多数盐类、强酸、强碱 弱酸、弱碱、水 ‎7、强电解质与弱电解质的注意点 ‎①电解质的强弱与其在水溶液中的电离程度有关，与其溶解度的大小无关。例如：难溶的BaS04、CaS03等和微溶的Ca(OH)2等在水中溶解的部分是完全电离的，故是强电解质。而易溶于水的CH3COOH、H3P04等在水中只有部分电离，故归为弱电解质。‎ ‎②电解质溶液的导电能力的强弱只与自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数有关，而与电解质的强弱没有必然的联系。例如：一定浓度的弱酸溶液的导电能力也可能比较稀的强酸溶液强。‎ ‎③强电解质包括：强酸(如HCl、HN03、H2S04)、强碱(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多数盐(如NaCl、 MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的离子化合物和少数的共价化合物。‎ ‎④弱电解质包括：弱酸(如CH3COOH)、弱碱(如NH3·H20)、中强酸 (如H3PO4 )，注意：水也是弱电解质。‎ ‎⑤共价化合物在水中才能电离，熔融状态下不电离 举例：KHSO4在水中的电离式和熔融状态下电离式是不同的。}‎ ‎8、离子方程式的书写 第一步：写（基础） ‎ ‎ 写出正确的化学方程式 ‎ 例如:CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2‎ 第二步：拆（关键） ‎ 把易溶、易电离的物质拆成离子形式（难溶、难电离的以及气体等仍用化学式表示） ‎ Cu2＋＋SO42－＋Ba2＋＋2Cl－＝BaSO4↓＋Cu2＋＋2Cl－ ‎ 第三步：删（途径）‎ 删去两边不参加反应的离子 Ba2+ + SO42－ = BaSO4↓ ‎ 第四步：查（保证）‎ 检查（质量守恒、电荷守恒）‎ Ba2+ + SO42－ = BaSO4↓ ‎ 质量守恒：左——Ba， S 4 O 右——Ba， S 4 O 电荷守恒：左 2+（—2）=0 右 0‎ ‎※离子方程式的书写注意事项:‎ ‎1.非电解质、弱电解质、难溶于水的物质，气体在反应物、生成物中出现，均写成化学式或分式。‎ HAc＋OH－=Ac－＋H2O ‎2.固体间的反应，即使是电解质，也写成化学式或分子式。‎ ‎2NH4Cl（固）＋Ca(OH)2（固）=CaCl2＋2H2O＋2NH3↑‎ ‎3.氧化物在反应物中、生成物中均写成化学式或分子式。‎ SO3＋Ba2+＋2OH－=BaSO4↓＋H2O CuO＋2H+=Cu2+＋H2O ‎4.浓H2SO4作为反应物和固体反应时，浓H2SO4写成化学式。‎ ‎5.H3PO4中强酸，在写离子方程式时按弱酸处理，写成化学式。‎ ‎6.金属、非金属单质，无论在反应物、生成物中均写成化学式。如：Zn+2H+=Zn2++H2↑‎ ‎7. 微溶物作为反应物时,处于澄清溶液中 时写成离子形式;处于浊液或固体时写成化学式。微溶物作为生成物的一律写化学式 ‎ 如条件是澄清石灰水，则应拆成离子；若给的是石灰乳或浑浊石灰水则不能拆，写成化学式。‎ 另加：‎ 盐酸 硫酸 硝酸为强酸 醋酸 碳酸为弱酸 氢氧化钠 氢氧化钙 是强碱 酸————在水溶液中电离出的阳离子全部是氢离子的化合物。所谓强酸、弱酸是相对而言， 酸溶于水能发生完全电离的，属于强酸。如HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、 酸溶于水不能发生完全电离的，属于弱酸。如碳酸、H2S、HF、磷酸、乙酸（醋酸）等。 碱————在水溶液中电离出的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。所谓强碱、弱碱是相对而言， 碱溶于水能发生完全电离的，属于强碱。如KOH、NaOH、Ba(OH)2 碱溶于水不能发生完全电离的，属于弱碱。如一水和氨、氢氧化钙（中强碱）、氢氧化铝、氢氧化锌等。 ‎ ‎9、离子共存问题 凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中水解相互促进的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般规律是：‎ ‎1、凡相互结合生成难溶或微溶性盐的离子（熟记常见的难溶、微溶盐）；‎ ‎2、与H+不能大量共存的离子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根离子： 氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3- 卤族有：F-、ClO- ‎ 碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO32-、SiO32- 3、与OH-不能大量共存的离子有： NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳离子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等） 4、能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存： 常见还原性较强的离子有:Fe3+、S2-、I-、SO32-。 氧化性较强的离子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-‎ ‎10、氧化还原反应 ‎①、氧化反应：元素化合价升高的反应 ‎ 还原反应：元素化合价降低的反应 ‎ 氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是 ‎②、氧化还原反应的判断依据-----有元素化合价变化 失电子总数=化合价升高总数==得电子总数==化合价降低总数。‎ ‎③、氧化还原反应的实质------电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移 口诀：失电子，化合价升高，被氧化（氧化反应），还原剂；‎ ‎ 得电子，化合价降低，被还原（还原反应），氧化剂；‎ ‎④氧化剂和还原剂(反应物)‎ 氧化剂：得电子(或电子对偏向)的物质------氧化性 还原剂：失电子(或电子对偏离)的物质------还原性 氧化产物：氧化后的生成物 还原产物：还原后的生成物。‎ ‎⑤常见的氧化剂与还原剂 a、常见的氧化剂 ‎(1) 活泼的非金属单质：O2、Cl2、Br2 ‎ ‎(2) 含高价金属阳离子的化合物：FeCl3 ‎ ‎(3) 含某些较高化合价元素的化合物：浓H2SO4 、HNO3、KMnO4、MnO2 ‎ b、常见的还原剂：‎ ‎(1) 活泼或或较活泼的金属：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn (按金属活动性顺序，还原性递减)‎ ‎(2) 含低价金属阳离子的化合物：Fe2＋ ‎ ‎(3) 某些非金属单质：C、H2 ‎ ‎(4) 含有较低化合价元素的化合物：HCl 、H2S、HI、KI ‎ 化合价降低，得电子，被还原 化合价升高，失电子，被氧化 氧化剂 + 还原剂 == 还原产物 + 氧化产物 ‎⑥、氧化还原反应中电子转移的表示方法 ‎(1) 双线桥法---表示电子得失结果 ‎(2) 单线桥——表示电子转移情况 步骤：重点：‎ ‎（1）单箭号（在反应物之间）；‎ ‎（2）箭号起点为被氧化（失电子）元素，终点为被还原（得电子）元素；‎ ‎（3）只标转移电子总数，不标得与失（氧化剂得电总数等于还原剂失电子总数）。‎ ‎⑦、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系 ‎⑧、氧化剂、还原剂之间反应规律 ‎（1）对于氧化剂来说，同族元素的非金属原子，它们的最外层电子数相同而电子层数不同时，电子层数越多，原子半径越大，就越难得电子。因此，它们单质的氧化性就越弱。‎ ‎（2）金属单质的还原性强弱一般与金属活动顺序相一致。‎ ‎（3）元素处于高价的物质具有氧化性，在一定条件下可与还原剂反应，在生成的新物质中该元素的化合价降低。‎ ‎（4）元素处于低价的物质具有还原性，在一定条件下可与氧化剂反应，在生成的新物质中该元素的化合价升高。‎ ‎（5）稀硫酸与活泼金属单质反应时，是氧化剂，起氧化作用的是，被还原生成H2，浓硫酸是强氧化剂，与还原剂反应时，起氧化作用的是，被还原后一般生成SO2。‎ ‎（6）不论浓硝酸还是稀硝酸都是氧化性极强的强氧化剂，几乎能与所有的金属或非金属发生氧化还原反应，反应时，主要是得到电子被还原成NO2，NO等。一般来说浓硝酸常被还原为NO2，稀硝酸常被还原为NO。‎ ‎（7）变价金属元素，一般处于最高价时的氧化性最强，随着化合价降低，其氧化性减弱，还原性增强。‎ 氧化剂与还原剂在一定条件下反应时，一般是生成相对弱的还原剂和相对弱的氧化剂，即在适宜的条件下，可用氧化性强的物质制取氧化性弱的物质，也可用还原性强的物质制取还原性弱的物质。‎ ‎ 　⑨、判断氧化剂或还原剂强弱的依据 i. 根据方程式判断 ‎　　 ‎ 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 ii． 根据反应条件判断 当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应条件的难易来进行判断，如：‎ ‎4HCl（浓）+MnO2 MnCl2+2H2O+Cl2↑ 16HCl（浓）+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑‎ 易知氧化性：KMnO4>MnO2。‎ iii. 由氧化产物的价态高价来判断 当含变价元素的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，可由氧化产物相关元素价态的高低来判断氧化剂氧化性的强弱。如： 2Fe+3Cl2 2FeCl3 Fe+S FeS 可知氧化性：Cl2>S。‎ iv. 根据元素周期表判断 ‎（a）同主族元素（从上到下）：非金属原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强；金属原子（或单质）还原性逐渐增强，对应阳离子氧化性逐渐减弱。‎ ‎（b）同周期元素（从左到右）：原子或单质还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强。阳离子的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱。‎ ‎⑩、氧化还原方程式的配平 ‎(a)配平依据：在氧化还原反应中，得失电子总数相等或化合价升降总数相等。‎ ‎(b)配平步骤：“一标、二找、三定、四配、五查”，即标好价，找变化，定总数，配系数、再检查。”‎ i、确定氧化剂、氧化产物、还原剂、还原产物的化合价 ii、用观察法找出元素化合价的变化值 iii、用化合价升降总数相等的原则确定化学计量数。‎ iv、调整计量数，用观察法确定化合价无变化的物质的计量数，同时将单线改成等号。‎ v、检查核实各元素原子个数在反应前后是否相等。对于用离子方程式表示的氧化还原方程式还必须核对反应前后离子的总电荷数是否相等。‎ ‎(c)配平技法 i、奇数配偶法：如S＋C＋KNO3——CO2＋N2＋K2S，反应物KNO3中三种元素原子数均为奇数，而生成物中三种元素的原子数均为偶数，故可将KNO3乘以2，然后观察法配平得1，3，2，3，1，1。此法适于物质种类少且分子组成简单的氧化还原反应。‎ ‎0‎ ‎－2‎ 化合价降低2‎ ‎＋4‎ 化合价升高4‎ S＋KOH(热、浓) = K2S＋K2SO3＋H2O ii、逆向配平法：即先确定生成物的化学计量数，然后再确定反应物的化学计量数。例如：‎ 由于S的化合价既升又降，而且升降总数要相等，所以K2S的化学计量数为2，K2SO3的计量数为1，然后再确定S的化学计量数为3。此类方法适宜于一种元素的化合价既升高又降低的氧化还原反应，即歧化反应。‎ iii、零价法：配平依据是还原剂中各元素化合价升高总数等于氧化剂中各元素化合价降低总数，此法适宜于还原剂中两种元素价态难以确定但均属于升高的氧化还原反应。例如：Fe3P＋HNO3——Fe(NO3)3＋NO＋H3PO4＋H2O，因Fe3P中价数不好确定，而把Fe、P皆看成零价。在相应的生成物中Fe为＋3价，P为＋5价，所以价态升高总数为3×3＋5＝14，而降低的价态为3，最小公倍数为42，故Fe3P的计量数为3，HNO3作氧化剂部分计量数为14，然后用观察法配平得到：3，41，9，14，3，16。‎ iv、1·n法(不用标价态的配平法)‎ 本法往往用于多元素且有氧元素时氧化还原反应方程式的配平，但不能普遍适用。其法是先把有氧元素的较复杂反应物的计量数设为1，较简单的设为n。然后，a.丢掉氧，用观察法来调整其它项的计量数。b.再由a得的系数根据氧原子数相等列出方程求出n值，c.将n值代入有n的各计量数，再调整配平。‎ 例如：KI＋KIO3＋H2S——I2＋K2SO4＋H2O设KIO3的化学计量数为1，KI的化学计量数为n。‎ a.nKI＋1KIO3＋H2S——I2＋K2SO4＋H2O b.列方程(根据氧原子数相等)‎ ‎3＝×4＋ 解之n＝‎ c.代入n值：‎ KI＋KIO3＋H2S——I2＋K2SO4＋H2O 将分数调整为整数得1，5，3，3，3，3。‎ 有时也可以把没氧的复杂项定为1，如配平 ‎1Na2Sx＋nNaClO＋(2x－2)NaOH——xNa2SO4＋nNaCl＋H2O 据氧原子相等列方程：‎ n＋2x－2＝4x＋x－1 解之n＝3x＋1‎ 将n值代入得：‎ ‎1，(3x＋1)，2(x－1)，x，(3x＋1)，(x－1)‎ 小结：‎ 氧化还原反应的配平重点注意以下几点：‎ ‎1：“集合原子”应做到优先配平。‎ ‎2：先拆后合的拆项配平法中，需要拆的项是那些在反应中化合价既升高又降低（既作氧化剂又作还原剂）的物质。‎ ‎3：整体法配平法中，选择把哪第个化合价升降过程“捆绑”作为一个过程是关键，选择时一定要把在反应中存在固定物质的量之比的升降过程过程进行“捆绑”，不存在固定物质的量之比的升降过程就不能进行“捆绑”。如S+KNO3+C——K2S+CO2+N2‎ ‎4：离子反应配平：关键在于能否充分利用“电荷守恒”‎ ‎5：缺项配平：注意两点：★如果是化学后应方程式其缺项一般为：水、酸、碱。如果是离子反应方程式其缺项般为：水、H+、OH-。★在离子反应方程式配平其缺项时如有两种可能如（H2O、H+）或（H2O、OH-），还应考虑离子共存的问题如： Cu2++FeS2+囗____——Cu2S+SO42-+Fe2++囗____ 可有两种选择：（14、5、12H2O、7、3、5、24H+）或（14、5、24OH-、7、3、5、12H2O）后一种配平由于OH-与Cu2+不能共存所以不正确。‎ 第三章金属及其化合物 一、金属的物理通性：常温下，金属一般为银白色晶体（汞常温下为液体），具有良好的导电性、导热性、延展性。‎ 二、金属的化学性质：‎ 多数金属的化学性质比较活泼，具有较强的还原性，在自然界多数以化合态形式存在。‎ 物质 Na Al Fe 保存 煤油（或石蜡油）中 直接在试剂瓶中即可 直接在试剂瓶中 化性 常温下氧化成Na2O：‎ ‎4Na + O2 = 2Na2O 点燃 点燃生成Na2O2‎ 点燃 ‎2Na + O2 == Na2O2‎ 常温下生成致密氧化膜：‎ ‎4Al + 3O2 = 2Al2O3‎ 致密氧化膜使铝耐腐蚀。‎ 点燃 纯氧中可燃，生成氧化铝：‎ 点燃 ‎4Al + 3O2 == 2Al2O3‎ 潮湿空气中易受腐蚀：‎ 铁锈：主要成分Fe2O3‎ 点燃 纯氧中点燃生成：‎ 点燃 ‎3Fe+2O2 == Fe3O4‎ 与 O2‎ 与Cl2‎ ‎2Na+Cl2 == 2NaCl ‎2Al+3Cl2 == 2AlCl3‎ ‎2Fe+3Cl2== 2FeCl3‎ 与S 常温下即可反应：‎ ‎2Na + S = Na2S ‎△‎ 加热时才能反应：‎ ‎2Al + 3S == Al2S3‎ ‎△‎ 加热只能生成亚铁盐：‎ Fe + S == FeS 与水 常温与冷水剧烈反应：‎ ‎2Na+2H2O=2NaOH+H2↑‎ ‎△‎ 去膜后与热水反应：‎ ‎2Al+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2↑‎ 常温下纯铁不与水反应。‎ ‎△‎ 加热时才与水蒸气反应：‎ ‎3Fe+4H2O(g) == Fe3O4+4H2‎ 与 酸 溶 液 ‎ 2Na+2HCl=2NaCl+H2↑‎ ‎2Al+6HCl==2AlCl3+ 3H2↑‎ Fe+2HCl=FeCl2+H2↑‎ 与 碱 ‎ 溶 液 ‎----------------------‎ ‎2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑‎ ‎---------------------‎ 与 盐 溶 液 与硫酸铜溶液：‎ ‎2Na+2H2O+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑‎ 与氯化铁溶液：‎ ‎6Na+6H2O+2FeCl3=2Fe(OH)3↓+6NaCl+3H2↑‎ 置换出较不活泼的金属单质 置换出较不活泼的金属单质 与 氧 化 物 ‎----------------------‎ 点燃 镁条引燃时铝热反应：‎ ‎2Al+Fe2O3==Al2O3+2Fe ‎---------------------‎ 金属活泼性逐渐减弱 三、金属化合物的性质：‎ ‎1、氧化物 Na2O Na2O2‎ Al2O3‎ Fe2O3‎ 性质 碱性氧化物 非碱性氧化物 两性氧化物 碱性氧化物 颜色状态 白色固体 淡黄色固体 白色固体 赤红色固体 与水反应 Na2O+H2O=2NaOH ‎2Na2O2+2H2O=4NaOH ‎+O2↑‎ ‎----------------‎ ‎----------------‎ 与酸溶液 Na2O+2HCl=2NaCl+H2O（溶液无色）‎ ‎2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑‎ Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O（溶液黄色）‎ 与碱溶液 ‎----------------‎ ‎----------------‎ Al2O3+2NaOH=‎ ‎2NaAlO2+H2O ‎----------------‎ 其他 Na2O+CO2=Na2CO3‎ ‎2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2‎ ‎----------------‎ ‎----------------‎ ‎2、氢氧化物 化性 NaOH Al(OH)3‎ Fe(OH)2‎ Fe(OH)3‎ 属性 碱性氢氧化物 两性氢氧化物 碱性氢氧化物 碱性氢氧化物 与酸溶液 NaOH+HCl=NaCl+H2O Al(OH)3+3HCl=‎ AlCl3+3H2O Fe(OH)2+2HCl=FeCl2+2H2O Fe(OH)3+3HCl=‎ FeCl3+3H2O 与碱溶‎△‎ ‎△‎ 液 ‎----------------‎ Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O ‎ ‎----------------‎ ‎----------------‎ 稳定性 稳定 ‎2Al(OH)3==Al2O3+3H2O ‎4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3‎ ‎2Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O 其他 ‎2NaOH+CO2 =Na2CO3+H2O NaOH+CO2(过量)=NaHCO3‎ ‎----------------‎ ‎----------------‎ ‎----------------‎ 制备 金属钠与水即可 铝盐溶液与过量浓氨水 亚铁盐溶液与氢氧化钠溶液（液面下）‎ 铁盐溶液滴加氢氧化钠溶液 ‎3、盐 Na2CO3‎ NaHCO3‎ 溶解度 较大 较小 溶液碱性 使酚酞变红，溶液呈碱性。‎ 使酚酞变淡粉色，溶液呈较弱的碱性。‎ 与酸 反应迅速Na2CO3+2HCl=2NaCl+2H2O+CO2↑‎ 反应更迅速NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑‎ 与碱 ‎--------------------------------‎ NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O 稳定性 稳定，加热不分解。‎ ‎△‎ 固体NaHCO3 ‎ ‎：2NaHCO3 == Na2CO3+H2O+CO2↑‎ 相互转化 Na2CO3溶液中通入大量CO2‎ Na2CO3+H2O+CO2 = 2NaHCO3‎ ‎△‎ 固体NaHCO3 ：‎ ‎2NaHCO3 == Na2CO3+H2O+CO2↑‎ 其他 溶液中：Na2CO3+Ca(OH)2 = 2NaOH+CaCO3↓‎ 溶液中：NaHCO3+Ca(OH)2 = NaOH+CaCO3↓+H2O 用途 工业原料等 中和胃酸、制糕点等 金属离子检验：焰色反应呈黄色 FeCl2‎ FeCl3‎ 颜色 浅绿色 黄色 与碱溶液 FeCl2+2NaOH = Fe(OH)2↓+2NaCl FeCl3+3NaOH= Fe(OH)3↓+3NaCl 相互转化 ‎2FeCl2+Cl2 = 2FeCl3 2FeBr2+Br2 = 2FeBr3‎ 主要表现： 性（还原性）‎ ‎2FeCl3+Fe = 3FeCl2 2FeBr3+Fe = 3FeBr2‎ 表现： 性（氧化性）‎ 检验 遇KSCN不显血红色，加入氯水后显红色 遇KSCN显血红色 用途 净水剂等 印刷线路板等 四、金属及其化合物之间的相互转化 ‎1、铝及其重要化合物之间的转化关系，写出相应的化学反应方程式。⑩NaAlO2+HCl+H2O=Al(OH)3↓+NaCl ‎2、铁及其重要化合物之间的转化关系，写出相应的化学反应方程式。‎ ‎3、钠及其化合物之间的相互转化，写出相应的化学反应方程式。‎ 附：1、焰色反应：用于在火焰上呈现特殊颜色的金属或它们的化合物的检验。‎ 锂 钠 钾 钙 锶 钡 铜 紫红色 黄色 紫色 砖红色 洋红色 黄绿色 蓝绿色 注：观察钾焰色反应时，应透过蓝色钴玻璃，以便滤去杂质钠的黄光。‎ ‎2、碳酸钠、碳酸氢钠：Na2CO3又叫纯碱，俗称苏打。无水碳酸钠是白色粉末。NaHCO3俗称小苏打，也叫酸式碳酸钠。它是白色粉末，在水中的溶解度比碳酸钠略小，水溶液呈微碱性，固体碳酸氢钠受热即分解。NaHCO3是发酵粉的主要成分，也用于制灭火剂、焙粉或清凉饮料等方面的原料，在橡胶工业中作发泡剂。将碳酸钠溶液或结晶碳酸钠吸收CO2可制得碳酸氢钠。‎ ‎3、氧化铝、氢氧化铝 （1）Al2O3俗名矾土，是一种难熔又不溶于水的白色粉末。它的熔点、沸点都高于2000度。‎ ‎（2）氢氧化铝是典型的两性氢氧化物，它既能溶于强酸生成铝盐溶液，又能溶于强碱生成偏铝酸盐溶液。氢氧化铝可用来制备铝盐，作吸附剂等的原料。氢氧化铝凝胶有中和胃酸和保护溃疡面的作用，可用于治疗胃和十二指肠溃疡、胃酸过多等。‎ ‎10、合金：‎ ‎ 第四章 非金属及其化合物 一、本章知识结构框架 二、本章知识结构梳理 ‎(一) 硅及其化合物 ‎1、二氧化硅和二氧化碳比较 二氧化硅 二氧化碳 类别 酸性氧化物 ‎_酸性氧化物 晶体结构 原子晶体 分子晶体 熔沸点 高 低 与水反应方程式 不反应 CO2+H2O H2CO3‎ 与酸反应方程式 SiO2 + 4HF==SiF4↑+2H2O 不反应 与烧碱反应方程式 SiO2+2NaOH == Na2SiO3+H2O ‎ 少：2NaOH+CO2==Na2CO3+H2O ‎ 过：NaOH+CO2==NaHCO3 ‎ 与CaO反应方程式 SiO2+CaOCaSiO3 ‎ CaO+CO2==CaCO3 ‎ 存在状态 水晶、玛瑙、石英、硅石、沙子 人和动物排放 ‎2、硅以及硅的化合物的用途 物质 用途 硅单质 半导体材料、光电池（计算器、人造卫星、登月车、探测器）‎ SiO2 ‎ 饰物、仪器、光导纤维、玻璃 硅酸钠 矿物胶 SiC ‎ 砂纸、砂轮的磨料 ‎(二) 氯 ‎1、液氯、新制的氯水和久置的氯水比较 液氯 新制氯水 久置氯水 分类 纯净物 混合物 混合物 颜色 黄绿色 黄绿色 无色 成分 Cl2‎ Cl2、H2O、HClO、H＋、Cl―、ClO―、极少量的为OH― ‎ H＋、Cl―、H2O、‎ 极少量的OH―‎ 稀盐酸 性质 氧化性 氧化性、酸性、漂白性 酸性 ‎2、氯气的性质 与金属钠反应方程式 ‎2Na+Cl2 2NaCl 与金属铁反应方程式 ‎2Fe+3Cl2 2FeCl3‎ 与金属铜反应方程式 Cu+Cl2 CuCl2‎ 与氢气反应方程式 H2+Cl2 2HCl；H2+Cl2 2HCl 与水反应方程式 H2O +Cl2 ==HCl+HClO 制漂白液反应方程式 Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O 制漂白粉反应方程式 ‎2Cl2 +2Ca(OH)2==CaCl2 +Ca(ClO)2 +2H2O 实验室制法 MnO2＋4HCl（浓）MnCl2 +Cl2 ↑+2H2O 氯离子的检验试剂以及反应方程式 AgNO3溶液 Ag＋+Cl―==AgCl ‎(三) 硫、氮 ‎1、二氧化硫的性质 物理性质 颜色状态 密度 毒性 黄绿色 比空气___大___‎ 有毒 化学性质 酸性 与水反应方程式 SO2+H2O H2SO3 ‎ 与烧碱反应方程式 SO2+2NaOH==Na2SO3 +H2O ‎ Na2SO3+SO2+H2O==2NaHSO3 ‎ SO2+NaOH==NaHSO3 ‎ 漂白性 漂白原理：由于它能跟某些有色物质生成：无色物质 曾学过的具有漂白性的物质 吸附漂白：活性炭 氧化漂白：HClO、O3、Na2O2 ‎ 还原性 与氧气反应方程式 ‎2SO2 + O2 === 2SO3 ‎ 与氯水反应方程式 SO2 + Cl2 +2H2O == H2SO4+2HCl ‎ 氧化性 与硫化氢反应方程式 SO2+2H2S == 3S↓+2H2O ‎ ‎2、浓硫酸和浓硝酸的性质 浓硫酸 浓硝酸 相同点 与Cu反应 Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+ SO2 ↑+2H2O ‎ Cu+4HNO3 (浓)==Cu(NO3)2 +2NO2 ↑+2H2O　‎ ‎3Cu＋8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 +2NO↑+4H2O ‎ 与木炭反应 C + 2H2SO4(浓) CO2↑+2SO2↑+2H2O　‎ C+4HNO3(浓)CO2↑+4NO2↑+2H2O ‎ 与铁铝反应 发生钝化现象，所以可以用铁制或铝制容器来存放冷的浓硫酸和浓硝酸 异同点 ‎① 吸水 性——干燥剂 ‎②脱水性——蔗糖变黑 王水：浓硝酸和浓盐酸（__1__：3___）‎ ‎3、氨气、氨水与铵盐的性质 氨气的物理性质 颜色状态 密度 水溶性 无色有刺激性气味的气体 比空气__小___‎ 易溶（1：_700_）可以形成喷泉，水溶液呈_碱_性。‎ 氨气的化学性质 与水反应方程式 NH3+H2O NH3·H2O NH4＋+OH―‎ 与盐酸反应方程式 NH3 + HCl == NH4Cl 实验室制法 Ca(OH)2+2NH4ClCaCl2 +2NH3 ↑+2H2O 氨水成分 NNH3 、NH3·H2O 、H2O 、NH4＋、OH―、极少量的H＋ ‎ 铵盐 物理性质：铵盐都是_无色_色晶体，____能_____溶于水 化学性质 氯化铵分解反应方程式 NH4ClNH3 + HCl ‎ 碳酸氢铵分解反应方程式 NH4HCO3 NH3 ↑+ H2O +CO2 ↑‎