高中化学苏教版必修1+2知识点总结

高中化学苏教版必修1+2知识点总结

- 1 - 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 一、 物质的分类 （1） 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 （2） 从物质的导电性分类：可将物质分为导体和绝缘体。 （3） 从物质的状态分类：气体物质、液体物质和固态物质。 （4） 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。 二、 物质的转化 1. 物质的性质及其变化 （1） 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 （2） 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 2. 无机化学反应一般规律 （1） 金属 +非金属 →无氧酸盐 Mg+Cl 2 MgCl 2 （2） 碱性氧化物 +酸性氧化物 →含氧酸盐 CaO+CO 2=CaCO3 （3） 酸+碱 →盐+水 2HCl+Ba （OH） 2＝BaCl2+H 2O （4） 盐+盐 →两种新盐 AgNO 3+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。 （5） 金属 +氧气 →碱性氧化物 2Cu+O 2 2CuO （6） 碱性氧化物 +水→碱 CaO+ H 2O=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） 。 - 2 - （7） 碱+盐 →新碱 +新盐 Ca(OH) 2+Na2CO3=CaCO 3↓ +2NaOH （8） 非金属 +氧气 →酸性氧化物 S+ O2 SO2 （9） 酸性氧化物 +水→对应含氧酸 SO3+ H2O=H 2SO4 （10） 酸+盐 →新酸 +新盐 CaCO3+2HCl ＝CaCl 2+ H2O+CO 2↑ 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） 。 （11） 盐+金属 →新盐 +新金属 Zn+CuSO 4=ZnSO 4+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。 （12） 金属 +酸→盐+氢气 Zn+ H 2SO4= ZnSO 4+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） （13） 碱性氧化物 +酸→盐 +水 CuO+2HCl ＝CuCl 2+ H 2O （14） 酸性氧化物 +碱→盐 +水 CO2+Ca（OH） 2= CaCO 3↓ + H2O （15） 同（ 7） （16） 同（ 10） 三、 物质的量 11.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。 12.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。 13.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 N A 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＝ AN N 四、 摩尔质量 （1） 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＝ M m 五、 物质的聚集状态 （1） 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。 （2） 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。 （3） 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。 六、 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 - 3 - 符号为 Vm ，单位为 L·mol － 1，气体摩尔体积的表达式为 Vm ＝ n V 在标准状况下（ 0℃， 101kPa），气体摩尔体积 Vm≈22.4 L ·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 mV ， 即 由此也可推得： M ＝ · mV （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 T 、 p 相同 2 1 N N ＝ 2 1 V V ＝ 2 1 n n ② 七、 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 - 4 - 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。 第二单元 研究物质的实验方法 一、 物质的分离与提纯 （1） 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。 （2） 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 Na 2CO3 中混有的 NaHCO 3 即可将混合物加热使 NaHCO 3 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 Na 2CO3，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 CCl 4 可将碘从水中萃取出来。 （3） 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） CCl 4 把 溶 在水的 Br 2 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 - 5 - 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 二、 常见物质的检验 （1） 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 － AgNO 3 溶液， 稀硝 酸 生 成 的 白 色 沉 淀 不 溶于稀硝酸 Ag +＋Cl －＝AgCl↓(白色 ) CO32－ ①BaCl 2 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 ①Ba 2+＋ CO32－ ＝BaCO 3↓ BaCO3＋ 2H+＝ Ba2+＋CO2↑＋H 2O ②CO32－＋2H +＝CO2↑＋H 2O CO2+Ca（OH ） 2= CaCO3↓（白色） + H 2O 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） （2） 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 NH 4+ 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 NH 4++OH － NH 3↑ +H2O NH 3 可使湿润的红色石蕊试纸变蓝 三、 溶液的配制和分析 (一) 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 - 6 - （2） 物质的量、物质的量浓度、溶液的体积之间的关系： V Bnc B ＝ (二) 配制一定物质的量浓度的溶液 1. 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 2. 配制物质的量浓度溶液步骤如下： （1） 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） ； （2） 称量（或量取） ：用天平称量固体溶质（或用量筒量取液体体积） ； （3） 溶解：把称量好的溶质放入烧杯中，加适量蒸馏水溶解，搅拌； （4） 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） ； （5） 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） ； （6） 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。 3. 关于容量瓶的使用 （1） 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。 （2） 使用容量瓶的注意事项： a) 按所配溶液的体积选择合适规格的容量瓶。 （50mL 、100mL 、250mL 、500mL ） b) 使用前要检查容量瓶是否漏水。 c) 使用前要先用蒸馏水洗涤容量瓶。 d) 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。 4. 配制误差分析 （1） 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。 （2） 若没有洗涤烧杯内壁，使 n 减小，结果偏低。 （3） 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。 （4） 俯视刻度线： V 偏小， c 偏高。 （5） 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 - 7 - 专题 2 从海水中获得的化学物质 第一单元 氯、溴、碘及其化合物 一、氯气的生产原理 (一) 氯气的工业制法 （1） 原料：饱和食盐水。 （2） 原理： 2NaCl+2H 2O 2NaOH+H 2↑+Cl 2↑（在阳极生成黄绿色的氯气，阴极生成 氢气） (二) 氯气的实验室制法 （1） 原理： MnO 2＋4HCl （浓） MnCl 2＋Cl 2↑十 2H 2O （2） 装置：用“固 +液 气体 ” （3） 除杂：制得的 Cl 2 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 Cl 2， 可以用浓硫酸作干燥剂以除去水蒸气。 （4） 收集：向上排空气法或排饱和食盐水收集。 （5） 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 Cl 2。Cl 2＋2NaOH NaCl＋NaClO （次氯酸钙）＋ H2O 二、 氯气的性质 (一) 认识氯气的物理性质 （1） Cl 2 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。 （2） 有强烈的刺激性气味，有毒。 （闻 Cl 2 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 Cl 2 飘入鼻孔，这也是在化学实验中闻气体气味的基本方法。 ） (二) 氯气的化学性质 Cl 2 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。 （1） 氯气与金属的反应： 2Na＋Cl 2 2NaCl 现象：剧烈燃烧，有白烟（ NaCl 小颗粒）生成。 Cu＋ Cl 2 CuCl 2 现象：红热的铜丝剧烈燃烧，生成棕黄色烟（ CuCl 2 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＋3Cl 2 2FeCl 3 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 FeCl 3、CuCl 2）。Fe 与 Cl 2 作用不生成 FeCl 2。 ②硫与 Fe、Cu 反应，生成低价金属硫化物。 Cl 2 的非金属性比 S 的非金属性强。 ③干燥的 Cl 2 不与 Fe 反应，所以液态 Cl 2 可用钢瓶盛装。 （2） 氯气与非金属的反应： H2＋Cl 2 2HCl 纯净的 H2 在 Cl 2 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 - 8 - 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。 （3） 氯气与水的反应： Cl 2＋H2O＝HCl ＋HClO 在新制氯水中含有分子 H2O、Cl 2、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 H 2CO3 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。 2HClO 2HCl ＋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 Cl 2 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。 （4） 氯气与碱的反应： Cl 2 通入 NaOH 溶液： Cl 2＋ 2NaOH NaCl ＋NaClO ＋H2O 反应的离子方程式： Cl2＋2OH － Cl －＋ClO －＋H2O 工业上制漂白粉： 2Cl 2＋2Ca（OH ）2 CaCl 2＋Ca（ClO） 2＋2H 2O 漂白粉的有效成分是 Ca（ClO） 2，主要成分是 Ca（ClO） 2 和 CaCl 2。 漂白原理： Ca（ClO） 2＋2HCl CaCl 2＋2HClO Ca（ClO） 2＋H2O＋CO2 CaCO3↓＋ 2HClO 漂白粉失效的原因： Ca（ClO） 2＋H2O＋CO2 CaCO3↓＋ 2HClO 2HClO 2HCl ＋O2↑ （5） Cl －的检验： 与 AgNO 3 溶液反应，生成不溶于稀 HNO 3 的白色沉淀， AgNO 3+ NaCl ＝AgCl ↓+NaNO 3 三、 溴、碘的提取 (一) 溴碘的物理性质 1. 溴（Br 2）：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。 2. 碘（ I 2）：紫黑色固体，易升华，在水中溶解度小，易溶于有机溶剂。 (二) Br2 的提取 （ 1） 流程： （ 2） 化学反应原理： Cl 2+2KBr ＝2KCl+Br 2 (三 ) I2 的提取 （1） 流程： （2） 化学反应原理 Cl2+2KI ＝2KCl+I 2 四、 氧化还原反应 (一) 氧化还原反应中的概念间的关系 冷凝 精制 Cl 2 热空气 含 Br －的母液 含 Br 2 的溶液 粗溴 高纯度的 Br 2单质 - 9 - 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） 。 (二) 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。 (三 ) 氧化还原反应中的守恒 1. 化合价降低总数＝化合价升高总数 2. 失去电子总数＝得到电子总数 3. 得（失）电子总数＝化合价降低（升高）总数 4. 遵循质量守恒，反应前后相同元素的原子个数相等。 (四 ) 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 (五 ) 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 (六) 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。 - 10 - 点燃 700~800oC 点燃 点燃 点燃 点燃 化 学 性 质 与非金 属单质 钠在常温下切开后表面变暗： 4Na+O2=2Na 2O（灰白色） 钠在氯气中燃烧，黄色火焰，白烟： 2Na+Cl 2 ==== 2NaCl 与 化合物 与水反应，现象：浮、游、球、鸣、红 2Na＋2H 2O=2NaOH+H 2↑ 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+2H 2O+CuSO 4===Cu(OH) 2↓ +Na2SO4+H2↑ 与某些熔融盐： 4Na+TiCl 4========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+Cl 2↑ 用 途 1、 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（ Na 2CO3） 碳酸氢钠（ NaHCO 3） 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 2NaHCO 3△ Na2CO3+CO 2↑+H 2O↑ 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+H 2O+CO 2↑ NaHCO 3+HCl=NaCl+H 2O+CO 2↑ 碳酸 Na2CO3+ H 2O+CO 2= 2NaHCO 3 不能反应 与 碱 NaOH 不能反应 NaHCO 3+NaOH=Na 2CO3+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+O 2====2MgO 与其他 非金属 Mg+Cl 2====MgCl 2，3Mg+N 2==== Mg 3N 2 与氧化物 2Mg+CO 2====2MgO+C 与水反应 Mg+2H 2O Mg(OH) 2↓ +H2↑ 与酸 Mg+2HCl=MgCl 2+H 2↑ 与盐溶液反应 Mg+Cu 2+ ＝ Mg 2++ Cu 通电 - 11 - HCl 通电制 取 MgCl 2+Ca(OH) 2=Mg(OH) 2↓+CaCl 2 Mg(OH) 2+2HCl=MgCl 2+2H 2O MgCl 2?6H2O==== MgCl 2+6H 2O↑ MgCl 2(熔融 )===== Mg ＋Cl 2↑ 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 NaHCO 3 溶解度 较小，析出 NaHCO 3，将析出的 NaHCO 3 晶体煅烧，即得 Na2CO3。 NaCl+NH 3+CO 2+H2O=NaHCO 3+NH 4Cl 2NaHCO 3 Na 2CO3+CO 2↑+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、 NH 3 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、HNO 3、HCl、KOH 、NaOH 、 NaCl 、KCl 等强酸、强碱和大部 分盐 NH 3·H 2O、CH 3COOH、H2CO3 等弱酸、 弱碱和 H 2O 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。 - 12 - 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 NH 4Cl 固体反应制 NH 3）。再如：浓硫 酸、浓 H 3PO4 与固体之间反应不能写离子方程式。 ③氨水作为反应物写 NH 3·H2O；作为生成物，若加热条件或浓度很大，可写 NH 3（标“↑” 号） ，否则一般写 NH 3·H 2O。 ④有微溶物参加或生成的离子反应方程式书写时： a. 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 CaCl 2 溶液： Ca2++ SO42－ ＝CaSO4↓ b. 若反应物中有微溶物参加时，分为两种情况，其一澄清溶液，写离子符号。如 CO2通 入澄清石灰水中： CO2+2OH －＝CaCO3↓+ H 2O；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+ CO 32－＝CaCO3↓+2OH － c. 常见的微溶物有： Ca（OH） 2、CaSO4、MgCO 3、Ag 2 SO4、MgSO 3。 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 NaHCO 3 和 HCl 反应： HCO 3 － +H +＝ H 2O+CO 2↑；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 溶液中通入 Cl 2 不能写成 Fe2++ Cl 2＝Fe3++2 Cl － ，必须写成 2Fe2++ Cl 2＝2Fe3++2 Cl －。 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↓，则漏掉了 Cu2++2OH － ＝Cu（OH） 2↓的反应。 ⑤看产物是否符合事实。如 Na 投入 CuSO4 溶液中，若写成 2Na+ Cu2+＝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、NH 3、SO2等气体不能大量共存。 ③生成难电离的物质，如 H2O、H2S、H2SiO 3、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 - 13 - （一）氧化铝（ Al 2O3） 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 ） Al 2O3+2NaOH ＝2NaAlO 2+ H 2O 2.与强酸的反应（ H 2SO4） Al 2O3+3H 2SO4＝Al 2（ SO4） 3+3H 2O 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。 知识拓展 1.偏铝酸钠（ NaAlO 2）的性质 （1）往偏铝酸钠溶液中通入 CO2 NaAlO 2+CO 2+2H 2O=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 HCl NaAlO 2+ HCl+H 2O=Al （OH ）3↓ +NaCl Al （OH ）3+3 HCl ＝AlCl 3+3H 2O 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（ AlCl 3）的性质 （1）往氯化铝溶液中通入氨气 AlCl 3+3NH 3+3H 2O= Al （OH ） 3↓ +3NH4Cl 产生白色絮状沉淀，通入过量的 NH 3，沉淀不溶解。 （2）往氯化铝溶液中逐滴加氢氧化钠溶液 AlCl 3+ 3NaOH ＝Al （OH ） 3↓ +3NaCl Al （OH ）3+ NaOH ＝NaAlO 2+2 H 2O 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. Al 2O3+2NaOH ＝2NaAlO 2+ H 2O 2. NaAlO 2+CO 2+2H 2O=Al （OH ）3↓ +NaHCO3 3.2 Al （OH） 3 Al 2O3+3H 2O 4.2 Al 2O3 4Al+3O 2↑ 二、铝的性质及应用 （一）铝的存在 电解 冰晶石 - 14 - 自然界中铝以化合态存在。铝的主要存在形式有：铝土矿（ Al 2O3·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（居金属第三，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 ＝2AlCl 3+3H 2↑ （2）与碱反应：一般与强碱反应（例如： NaOH ；KOH ；Ba（OH ）2 等） 2Al+2NaOH+2H 2O＝2NaAlO 2+3H 2↑ （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： CuCl 2、AgNO 3 等） 2Al+3CuCl 2＝ 3Cu+2 AlCl 3 （5）与某些金属氧化物反应（铝热反应） Fe2O3+2Al 2Fe+ Al 2O3 （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 第二单元 铁、铜的获取及应用 一 、 从自然界获取铁和铜 1. 铁的冶炼 ①原料：铁矿石、焦炭、空气、石灰石 - 15 - ②反应器：炼铁高炉 ③反应原理：用还原剂将铁从其化合物中还原出来 ④工艺流程：从高炉下方鼓入空气与焦炭反应产生一氧化碳并放出大量的热 22 COOC 点燃 COCCO 22 高温 232 323 COFeCOOFe 高温 23 COCaOCaCO 高温 )(32 炉渣高温CaSiOSiOCaO 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。 CuFeClFeCuCl 22 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 FeSSFe OFeOFeOFeOFe FeClClFe )(23 )(232 32 32 432 32 点燃 棕黄色的烟点燃 （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 22 HFeHFe 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 - 16 - 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（ 43OFe ）、赤铁矿（ 32OFe ）等。 2.铜的化学性质 （1）与非金属单质反应 Cu＋Cl 2 CuCl 2（红棕色的烟） 2Cu＋S= Cu2S（硫化亚铜） （2）与某些盐溶液反应 Cu＋2AgNO 3=2Ag ＋Cu(NO 3)2 Cu＋2FeCl 3=CuCl 2＋2FeCl 2 （3）与强氧化性的物质反应 3Cu＋8HNO 3（稀） =3 Cu(NO 3)2＋2NO↑＋ 4H 2O - 17 - Cu＋4HNO 3（浓） = Cu(NO 3)2＋2NO2↑＋ 2H2O Cu＋2H 2SO4（浓） =3 CuSO 4＋SO2↑＋ 2H 2O （三） Fe2+和 Fe3+的相互转化 1. Fe2+ → Fe3+：Fe2+与强氧化剂（如 Cl 2、Br 2、O2、HNO 3、KMnO 4、浓 H 2SO4、H 2O2 等）反应 时，被氧化为 Fe3+ 2Fe2+＋Cl2＝2Fe3+＋2 Cl － 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＋ =Cu 2+＋2Fe2+ S2－＋ 2Fe3＋=S↓＋2Fe2+ 2I －＋2Fe3＋=I 2＋2Fe2+ （四） 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。 - 18 - Fe3 ＋＋3OH － Fe（ OH） 3↓（红褐色） Fe2 ＋＋2OH － Fe（ OH） 2↓（白色） 4 Fe（OH ） 2＋O2＋2H2O 4Fe（ OH） 3 - 19 - （五）规律总结 三、钢铁的腐蚀 （一）金属腐蚀的本质： M －ne－ =M n+ （二）钢铁的腐蚀 1. 化学腐蚀：金属跟周围的物质接触直接发生化学反应而引起的腐蚀。 （次要） 2. 电化学腐蚀：钢铁不是纯净的铁，通常含有少量的碳杂质。金属在电解质溶液中发生原电 池反应而引起的腐蚀，伴有电流。 （主要） )(3)(2 )(42)(4 )(222 2322323 3222 222 即为铁锈OxHOFeOHOFeOHFe OHFeOOHOHFe OHFeOOHFe （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、 Cl 2、浓 HNO 3、浓 H 2SO4 等反应。 （2）加热时表现出还原性： Si＋O2 SiO 2 。 （3）常温时，和强碱溶液反应： Si＋ 2NaOH＋H 2O= Na2SiO3＋2H 2↑ - 20 - （4）常温时，与 F2、HF 反应 Si＋2F2= SiF 4 Si＋4HF= SiF 4↑＋ 2H 2↑ 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＋SiO2 高温 Si+2CO↑（制粗硅） （2） Si＋2Cl2 高温 SiCl 4 （液态） （3） SiCl 4＋2H 2 高温 Si＋4HCl （精硅） 二、二氧化硅 1. SiO2 的存在 SiO 2 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： SiO 2＋2NaOH= Na 2SiO 3+ H 2O 硅酸钠是极少溶于水的硅酸盐中的一种，硅酸钠的水溶液俗称“水玻璃” ，是建筑行业经常使 用的一种黏合剂，还可用作肥皂填料、木材防火剂及防腐剂等。 （2）与 HF 反应 SiO 2＋4HF= SiF 4↑＋ 2H 2O 由于玻璃中含有大量的 SiO2，SiO 2 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+SiO 2 高温 CaSiO3（炼铁高炉的造渣反应） （4）与碳酸盐反应 Na2CO3+SiO 2 高温 Na 2SiO3+CO 2↑ CaCO3+SiO2 高温 CaSiO3+CO 2↑ 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： - 21 - 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（ H 2SiO3） 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＋H 2O= H 2SiO3↓＋ Na2CO3 Na2SiO3+2HCl=H 2SiO3↓＋ 2NaCl 四、硅酸盐工业 1. 水泥 生产水泥的主要原料：黏土、石灰石 生产水泥的设备：水泥回转窑 加入石膏的作用：调节水泥的硬化速度 普通水泥的主要成分：硅酸三钙（ 3 CaO·SiO2）、硅酸二钙（ 2CaO·SiO2）、铝酸三钙（ 3 CaO·Al 2O3）。 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+SiO 2 高温 Na 2SiO3+CO 2↑ CaCO3+SiO2 高温 CaSiO3+CO 2↑ 普通玻璃的主要成分： Na2SiO 3、CaSiO3、SiO2 或 Na2O·CaO·6SiO 2 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 [Na 2SiO3]：Na2O·SiO 2 镁橄榄石 [Mg 2SiO4]： 2MgO ·SiO 2 高岭土 [Al 2(Si2O5)(OH) 4]：Al 2O3·2SiO 2· 2H 2O 正长石 [K 2Al 2Si6O16]：K 2O ·Al 2O3·6SiO2 六、规律总结 - 22 - 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。 1. 形成 主要有两种形式 2. 危害 ① 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 ① 研究开发替代化石燃料的新能源 (氢能、太阳能、核能等 ) ② 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+O 2=2CaSO4 (CaSO4·2H 2O 为石膏 ) SO2+2NH 3+H2O=(NH 4)2SO3 氨 水 法 SO2+NH 3+H 2O=NH 4HSO3 2(NH 4)2SO3+O 2=2(NH 4)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) 1. 化学性质 ①酸性氧化物 SO2+H 2O=H 2SO3 H++HSO 3 － 中强酸 (能使紫色石蕊试液变红色 ) SO2+Ca(OH) 2=CaSO3↓ +H2O CaSO3+SO2+H2O=Ca(HSO 3)2 ②还原性 H2O2+SO 2= H 2SO4 SO2+Br 2+2H 2O=2HBr+ H 2SO4 ② SO2+H 2O H 2SO3 ① 2SO2+O2 2SO3 飘尘 SO3+H2O= H 2SO4 2H 2SO3+O 2 = 2H 2SO4 - 23 - 此外 ,SO2 还能使氯水、酸性 KMnO 4 溶液等褪色。 ③氧化性 SO2+2H 2S=3S+2H 2O （SO2、、H 2S 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 Cl 2+H2O=HCl+HClO 2HClO=2HCl+O 2↑ 强氧化性 稳定 SO2(H 2SO3) 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 二、硫酸和硫酸盐 （一）硫酸的工业制法 1. 反应原理 ①造气 S+O2 SO2 (或 4FeS2+11O2 2Fe2O3+8SO2) ②接触氧化 2SO2+O 2 2SO3 ③SO3 的吸收 SO3+H 2O=H 2SO4 2. 流程图（见课本 P84 图 4-4） （二）硫酸 一种无色粘稠状液体，难挥发、沸点高，比水重，溶于水时放出大量的热。 1. 化学性质 ① 酸性 :H 2SO4=2H ++SO42－ 稀 H 2SO4 具有 H ＋的性质（酸的通性）及 SO42－的特性。 ●热点链接 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 H 2SO4 中 ,浓 H 2SO4 密度比水大 ,溶解时的 放热作用使水沸腾而使 H2SO4 溅出 )。 ②难挥发性 : NaCl+ H 2SO4 (浓 ) NaHSO 4+HCl↑ (高沸点酸制低沸点酸 ) ③吸水性 : 浓 H2SO4 能跟水分子强烈结合成水合物 .如浓 H2SO4 吸收水蒸汽在科学实验中作 干燥剂；浓 H2SO4能夺取结晶水合物中的结晶水等。 ④脱水性 : 浓 H 2SO4 按水的组成比夺取某些有机化合物中的氢、氧元素 ,形成水分子 .如: C12H22O11 12C+11H 2O 催化剂 - 24 - 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 H 2SO4 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+2 H 2SO4 (浓 ) CuSO4+SO2↑+2H 2O C+2 H 2SO4 (浓 ) CO2↑+SO2↑ +2H 2O 浓 H 2SO4 的还原产物通常为 SO2。正是由于浓 H 2SO4 的氧化性，所以浓 H 2SO4 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。 2. 用途：化肥、医药、农药的生产，金属矿石的处理，金属材料的表面清洗以及科学实验上 的干燥剂，有机合成上的催化剂等。 （三）硫酸盐 1.SO42 －的检验 几种重要的硫酸盐及其应用 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 FeSO4·7H 2O 俗称绿矾，是防治缺铁性贫血的药剂。 ④硫酸铜 CuSO4·5H 2O 俗称胆矾，可配制 “波尔多液 ”（农药） 。 此外，还有明矾〔 KAl(SO 4)2·12H 2O〕作净水剂；芒硝（ Na2SO4·10H 2O）作缓泻剂等。 三、硫和含硫化合物的相互转化 （一）硫和一些含硫化合物 自然界中既有游离态的硫，又有化合态的硫存在，如火山喷口附近、地壳岩层、矿物煤和石 油等。 1. 硫 淡黄色的硫能与铁、铜、汞、 H2、O2 等化合。 具有较弱的氧化性）（ （黑色） 黑色 S FeSSFe )S(CuS2Cu 2 Hg+S=HgS （黑） ( 常温下进行，可用于硫磺处理洒落的汞 ) H2+S H 2S S+O2 SO2 2. 亚硫酸钠 亚硫酸钠同亚硫酸一样易氧化。 2Na2SO3+O 2= 2Na 2SO4 (亚硫酸盐要密封保存 ) Na2SO3+Cl 2+H2O =Na 2SO4+2HCl （二） 含硫 物质的 盐酸酸化 滴 BaCl2 溶液无现象检测液 有白色沉淀 FeS Na 2SO3 HgS H 2SO3 S SO2 Na2SO4 SO3 H2SO4 BaSO4 H 2S - 25 - 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） NOON 222 放电 22 22 NOONO NOHNOOHNO 322 23 （2）与 H 2 的化合 N 2+3H 2 2NH 3 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 N 2 22222 NCONOCO 催化剂 ③对生产化肥、硝酸的工厂排放的废气进行处理 OHNaNONaOHNONO OHNaNONaNONaOHNO 222 2232 22 22 二、氮肥的生产和使用 （一）氨气 1.氨气的合成 N 2+3H 2 2NH 3 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。 - 26 - 氨气极易溶于水（ 1 体积水能溶解 700 体积的 NH 3），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 NH 3+H 2O NH 3·H2O NH4 ＋＋OH － 氨水是混合物， 溶液中含有 H 2O、NH 3·H2O、NH 3 等分子和 NH 4 ＋、OH －（还含有极少量的 H +） 等离子（氨在水中大部分以 NH 3·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（ NH 3·H2O NH 3↑ + 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 NH 3+HCl=NH 4Cl 呈现冒白烟现象，白烟是生成的 NH 4Cl 小颗粒，这可以检验氨气的存在。 ③与一些氧化剂的反应 4NH 3+5O2 4NO+6H 2O 3.氨气的实验室制备 Ca(OH)2+2NH 4Cl CaCl 2+2NH 3↑+2H 2O 收集 NH 3 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（ NH 4 ＋）和酸根离子构成的化合物叫铵盐，铵盐都是晶体、易溶于水。 1.不稳定性 一般．．铵盐受热分解出氨气和相应的酸。 NH 4HCO 3 NH 3↑+CO 2↑ + H2O （NH 4） 2SO4 2NH 3↑+H 2SO4 NH 4Cl NH 3↑+HCl ↑ NH 4Cl 受热分解有类似“升华”现象（ ClNHHClNH 43 冷 ），可用于物质的提纯，如 NaCl 混入 NH 4Cl 中可加热提纯。 2.与碱的反应 NH 4Cl+NaOH NaCl+ NH 3↑ + 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 4NH 3+5O2 4NO+6H 2O 4NO+3O 2+2H 2O=HNO 3 （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。 - 27 - Z 1.不稳定性 2223 42HNO4 ONOOH光或热 硝酸应贮存在避光、低温处。 2.强氧化性 3Cu＋8HNO 3（稀） =3 Cu(NO 3)2＋2NO↑＋ 4H 2O Cu＋4HNO 3（浓） = Cu(NO 3)2＋2NO2↑＋ 2H2O 浓 HNO 3 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 高中化学必修 2 知识点归纳总结 第一单元 原子核外电子排布与元素周期律 一、原子结构 质子（ Z 个） 原子核 注意： 中子（ N个） 质量数 (A) ＝质子数 (Z) ＋中子数 (N) 1. 原子数 A X 原子序数 =核电荷数 =质子数 =原子的核外电子 核外电子（ Z 个） ★熟背前 20 号元素，熟悉 1～20 号元素原子核外电子的排布： H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2. 原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多 容纳的电子数是 2n2 ；③最外层电子数不超过 8 个（K 层为最外层不超过 2 个），次外层不超过 18 个，倒数第三层电子数不超过 32 个。 电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： K L M N O P Q 3. 元素、核素、同位素 元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。 核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。 (对于原子来说 ) 二、元素周期表 1. 编排原则： - 28 - ①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同．．．．．． 的各元素从左到右排成一横行 ．．。（周期序数＝原子的电子层数） ③把最外层电子数相同．．．．．．．． 的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行 ．．。 主族序数＝原子最外层电子数 2. 结构特点： 核外电子层数 元素种类 第一周期 1 2 种元素 短周期 第二周期 2 8 种元素 周期 第三周期 3 8 种元素 元 （7 个横行） 第四周期 4 18 种元素 素 （7 个周期） 第五周期 5 18 种元素 周 长周期 第六周期 6 32 种元素 期 第七周期 7 未填满（已有 26 种元素） 表 主族：Ⅰ A～Ⅶ A 共 7 个主族 族 副族：Ⅲ B～Ⅶ B、Ⅰ B～Ⅱ B，共 7 个副族 （18 个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于Ⅶ B 和Ⅰ B 之间 （16 个族） 零族：稀有气体 三、元素周期律 1. 元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性） 随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电 ．．．．．．．．．． 子排布的周期性变化．．．．．．．．． 的必然结果。 2. 同周期元素性质递变规律 第三周期元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar (1) 电子排布 电子层数相同，最外层电子数依次增加 (2) 原子半径 原子半径依次减小 — (3) 主要化合价 ＋1 ＋ 2 ＋3 ＋4 －4 ＋5 －3 ＋6 －2 ＋7 －1 — (4) 金属性、 非金属性 金属性减弱，非金属性增加 — (5) 单质与水或酸置 换难易 冷水 剧烈 热水与 酸快 与酸反 应慢 —— — (6) 氢化物的化学式 —— SiH4 PH3 H2S HCl — (7) 与 H2 化合的难易 —— 由难到易 — (8) 氢化物的稳定性 —— 稳定性增强 — (9) 最高价氧化物的 化学式 Na2O MgO Al 2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl 2O7 — 最 高 价 氧 化 物 对 应 水 化 物 (10) 化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH) 3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 — (11) 酸碱性 强碱 中强碱 两性氢 氧化物 弱酸 中强 酸 强酸 很强 的酸 — (12) 变 化 规 律 碱性减弱，酸性增强 — 第Ⅰ A 族碱金属元素： Li Na K Rb Cs Fr （Fr 是金属性最强的元素， 位于周期表左下方） 第Ⅶ A 族卤族元素： F Cl Br I At （F 是非金属性最强的元素，位于周期表右上方） - 29 - ★判断元素金属性和非金属性强弱的方法： （1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难） ；②氢氧化物碱性强（弱） ； ③相互置换反应（强制弱） Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。 （2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定） ； ③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱） ；④相互置换反应（强制弱） 2NaBr＋ Cl 2＝ 2NaCl＋Br 2。 （Ⅰ）同周期比较： 金属性： Na＞Mg＞Al 与酸或水反应：从易→难 碱性： NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH) 3 非金属性： Si ＜P＜S＜ Cl 单质与氢气反应：从难→易 氢化物稳定性： SiH 4＜PH3＜H2S＜HCl 酸性 ( 含氧酸 ) ：H2SiO3＜H3PO4＜ H2SO4＜HClO4 （Ⅱ）同主族比较： 金属性： Li ＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素） 与酸或水反应：从难→易 碱性： LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH 非金属性： F＞Cl＞Br＞ I（卤族元素） 单质与氢气反应：从易→难 氢化物稳定： HF＞HCl＞HBr＞HI （Ⅲ） 金属性： Li ＜Na＜K＜Rb＜Cs 还原性 ( 失电子能力 ) ：Li ＜Na＜K＜Rb＜ Cs 氧化性 ( 得电子能力 ) ：Li ＋ ＞Na＋＞ K＋＞Rb＋＞Cs＋ 非金属性： F＞ Cl ＞Br＞I 氧化性： F2＞Cl 2＞Br 2＞I 2 还原性： F－＜Cl － ＜Br －＜I － 酸性 ( 无氧酸 ) ：HF＜HCl＜HBr＜HI 比较粒子 ( 包括原子、离子 ) 半径的方法 (“三看” ) ：（1）先比较电子层数，电子层数多的半 径大。 （2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。 元素周期表的应用 1、元素周期表中共有个 7 周期， 3 是短周期， 3 是长周期。其中第 7 周期 也被称为不完全周期。 2、在元素周期表中， Ⅰ A-ⅦA 是主族元素，主族和 0 族由短周期元素、 长周期 元素 共同组成。 ⅠB - ⅦB 是副族元素，副族元素完全由长周期元素 构成。 3、元素所在的周期序数 = 电子层数 ，主族元素所在的族序数 = 最外层电子数，元素周 期表是元素周期律的具体表现形式。在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原子 半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引能力逐渐增强，元素的金属性逐渐减弱，非金属性 逐渐增强 。在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大 ，电子层 数逐渐增多，原子核对外层电子的吸引能力逐渐 减弱 ，元素的金属性逐渐增强，非金属性 逐渐 减弱 。 4、元素的结构决定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的结构和元 素的性质特点。 我们可以根据元素在周期表中的位置， 推测元素的结构， 预测 元素的性质 。 元素周期表中位置相近的元素性质相似，人们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新 物质。例如，在金属和非金属的分界线附近寻找 半导体 材料，在过渡元素中寻找各种优 良的 催化剂 和耐高温、耐腐蚀 材料。 第二单元 微粒之间的相互作用 化学键是直接相邻两个或多个原子或离子间强烈的相互作用。 1. 离子键与共价键的比较 键型 离子键 共价键 - 30 - 概念 阴阳离子结合成化合物的静电作用 叫离子键 原子之间通过共用电子对所形成的相互 作用叫做共价键 成键方式 通过得失电子达到稳定结构 通过形成共用电子对达到稳定结构 成键粒子 阴、阳离子 原子 成键元素 活泼金属与活泼非金属元素之间 （特殊： NH4Cl 、NH4NO3 等铵盐只由非 金属元素组成，但含有离子键） 非金属元素之间 离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。 （一定有离子键，可能有共价键） 共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。 （只有共价键一定没 有离子键） 极性共价键（简称极性键） ：由不同种原子形成， A－B 型，如， H－Cl 。 共价键 非极性共价键（简称非极性键） ：由同种原子形成， A－A 型，如， Cl －Cl。 2. 电子式： 用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点： （1） 电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键 形成的物质的结构不能标电荷。 （ 2）[ ] （方括号） ：离子键形成的物质中的阴离子需用方 括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。 3、分子间作用力定义把分子聚集在一起的作用力。由分子构成的物质，分子间作用力是影响 物质的熔沸点和 溶解性 的重要因素之一。 4、水具有特殊的物理性质是由于水分子中存在一种被称为氢键的分子间作用力。水分子间的 氢键 ，是一个水分子中的氢原子与另一个水分子中的氧原子间所形成的分子间作用力，这种 作用力使得水分子间作用力增加，因此水具有较高的 熔沸点。其他一些能形成氢键的分子有 HF H 2 O NH 3 。 项目 离子键 共价键 金属键 概念 阴阳之间的强烈相 互作用 原子通过共用电子对形成的强烈 相互作用 形成化合物 离子化合物 金属单质 判断化学键方法 形成晶体 离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体 判断晶体方法 熔沸点 高 低 很高 有的很高有的很低 融化时 破坏作用 力 离子键 物理变化分子间作 用力 化学变化 共价 键 共价键 金属键 硬度导电性 第三单元 从微观结构看物质的多样性 同系物 同位素 同分异构体 同素异形体 - 31 - 概念 组成相似，结构上相 差一个或多个“ CH2” 原子团的有机物 质子数相同中子 属不同的原子互 成称同位素 分 子 式 相 同 结 构 不同的化合物 同一元素形成的不同种 单质 研究 对象 有机化合物之间 原子之间 化合物之间 单质之间 相似点 结构相似通式相同 质子数相同 分子式相同 同种元素 不同点 相差 n 个 CH2原子团 ( n≥1) 中子数不同 原子排列不同 组成或结构不同 代表物 烷烃之间 氕、氘、氚 乙醇与二甲醚 正丁烷与异丁烷 O2 与 O3 金刚石与石墨 专题二 化学反应与能量变化 第一单元 化学反应的速率与反应限度 1、化学反应的速率 （1）概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均 取正值）来表示。 计算公式： v(B)＝ ( )c B t ＝ ( )n B V t? ①单位： mol/( L·s)或 mol/( L·min) ②B 为溶液或气体，若 B 为固体或纯液体不计算速率。 ③以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。 ④重要规律： （i）速率比＝方程式系数比 （ii）变化量比＝方程式系数比 （2）影响化学反应速率的因素： 内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素） 。 外因：①温度：升高温度，增大速率 ②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂） ③浓度：增加 C反应物的浓度 ，增大速率（溶液或气体才有浓度可言） ④压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应） ⑤其它因素：如光（射线） 、固体的表面积（颗粒大小） 、反应物的状态（溶剂） 、原电池 等也会改变化学反应速率。 2、化学反应的限度——化学平衡 - 32 - （1）在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应 物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态” ，这就是这个反应所能达到 的限度，即化学平衡状态。 化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。催化剂只改变化学反应速 率，对化学平衡无影响。 在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。通常把由反应物 向生成物进行的反应叫做正反应。而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。 在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。可逆反应不能进行到底，即 是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质（反应物和生成物）的物质的量都不可能为 0。 （2）化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。 ①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。 ②动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。 ③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于 0。即 v 正 ＝v 逆 ≠0。 ④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。 ⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。 （3）判断化学平衡状态的标志： ① V A（正方向） ＝ VA（逆方向）或 nA（消耗） ＝nA（生成）（不同方向同一物质比较） ②各组分浓度保持不变或百分含量不变 ③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的） ④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变（前提：反应前后气体的总物质的 量不相等的反应适用，即如对于反应 xA＋yB zC，x＋y≠z ） 第二单元 化学反应中的热量 1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。 原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的 化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个确定的化 学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的 相对大小。 E 反应物总能量＞ E 生成物总能量， 为放热反应。 E 反应物总能量＜ E 生成物总能量， 为吸热反应。 2、常见的放热反应和吸热反应 ☆ 常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化 ② 酸碱中和反应 ③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应 ⑤ 生石灰和水反应 （特殊： C＋CO2 △ 2CO 是吸热反应） ⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等 ☆常见的吸热反应：①铵盐和碱的反应 如 Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋ 10H2O ②大多数分解反应如 KClO3、KMnO4、CaCO3 的分解等 ③ 以 H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 如： C(s)＋H2O(g) △ CO(g)＋H2(g)。 ④ 铵盐溶解等 3. 产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热 放出热量的化学反应。 ( 放热 >吸热 ) △H 为“ - ”或△ H <0 - 33 - 吸收热量的化学反应。（吸热 >放热）△ H 为“+”或△ H >0 4、放热反应、吸热反应与键能、能量的关系 放热反应：∑ E（反应物）＞∑ E（生成物） 其实质是，反应物断键吸收的能量＜生成物成键释放的能量， 0。可理解为，由于放出 热量，整个体系能量降低 吸热反应：∑ E（反应物）＜∑ E（生成物 ) 其实质是：反应物断键吸收的能量＞生成物成键释放的能量， H 0。可理解为，由于吸收 热量，整个体系能量升高。 5、热化学方程式 书写化学方程式注意要点 : ①热化学方程式必须标出能量变化。 ②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（ g,l,s 分别表示固态，液态， 气态，水溶液中溶质用 aq 表示） ③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。 ④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数 ⑤各物质系数加倍，△ H加倍；反应逆向进行，△ H改变符号，数值不变 第三单元 化学能与电能的转化 原电池： 1、概念： 将化学能转化为电能的装置叫做原电池 2、组成条件：①两个活泼性不同的电极② 电解质溶液③ 电极用导线相连并插入电解液构成 闭合回路④某一电极与电解质溶液发生氧化还原反应 原电池的工作原理：通过氧化还原反应（有电子的转移）把化学能转变为电能。 3、电子流向：外电路： 负 极—→导线—→ 正 极 内电路：盐桥中 阴 离子移向负极的电解质溶液，盐桥中 阳 离子移向正极 的电解质溶液。 电流方向：正极—→导线—→负极 4、电极反应：以锌铜原电池为例： 负极： 氧化 反应： Zn－2e＝Zn2＋ （较活泼金属）较活泼的金属作负极，负极发生氧 化反应，电极反应式：较活泼金属－ ne－＝金属阳离子负极现象：负极溶解，负极质量减少。 正极： 还原 反应： 2H＋ ＋2e＝ H2↑（较不活泼金属）较不活泼的金属或石墨作正极， 正极发生还原反应，电极反应式：溶液中阳离子＋ ne－ ＝单质，正极的现象：一般有气体放出 或正极质量增加。 总反应式： Zn+2H+=Zn2++H2↑ 5、正、负极的判断： - 34 - （1）从电极材料：一般较活泼金属为负极；或金属为负极，非金属为正极。 （2）从电子的流动方向 负极流入正极 （3）从电流方向 正极流入负极 （4）根据电解质溶液内离子的移动方向 阳离子流向正极，阴离子流向负极 （5）根据实验现象①溶解的一极为负极②增重或有气泡一极为正极 6、原电池电极反应的书写方法： （i ）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反 应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下： ①写出总反应方程式。 ②把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。 ③氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介 质和水等参与反应。 （ii ）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。 7、原电池的应用：①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。②比较金属活 动性强弱。③设计原电池。④金属的腐蚀。 化学电池： 1、电池的分类：化学电池、太阳能电池、原子能电池 2、化学电池：借助于化学能直接转变为电能的装置 3、化学电池的分类： 一次电池 、 二次电池 、 燃料电池 一次电池 1、常见一次电池：碱性锌锰电池、锌银电池、锂电池等 二次电池 1、二次电池：放电后可以再充电使活性物质获得再生，可以多次重复使用，又叫充电电池或 蓄电池。 2、电极反应：铅蓄电池 放电：负极（铅） ： Pb＋ SO 4 2- －2e ＝PbSO4↓ 正极（氧化铅） ： PbO2＋4H+＋ SO 4 2- ＋2e ＝PbSO4↓＋ 2H2O 充电：阴极： PbSO4＋2H2O－2e ＝PbO2＋4H+＋ SO 4 2- 阳极： PbSO4＋2e ＝Pb＋ SO 4 2- 两式可以写成一个可逆反应： PbO2＋Pb＋ 2H2SO4 2PbSO4↓＋ 2H2O 目前已开发出新型蓄电池：银锌电池、镉镍电池、氢镍电池、锂离子电池、聚合物锂离子电 池 三、燃料电池 1、燃料电池： 是使燃料与氧化剂反应直接产生电流的一种原电池 2、电极反应：一般燃料电池发生的电化学反应的最终产物与燃烧产物相同，可根据燃烧 反应写出总的电池反应，但不注明反应的条件。 ，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，不 过要注意一般电解质溶液要参与电极反应。以氢氧燃料电池为例，铂为正、负极，介质分为 酸性、碱性和中性。 当电解质溶液呈酸性时： 负极： 2H2－4e =4H + 正极：Ｏ 2＋4 e ＋4H + =2H2O 当电解质溶液呈碱性时： 放电 充电 - 35 - 负极： 2H2＋4OH－4e ＝4H2O 正极：Ｏ 2＋2H2O＋4 e ＝4OH 另一种燃料电池是用金属铂片插入 KOH 溶液作电极，又在两极上分别通甲烷 燃料 和氧气 氧化剂 。电极反应式为： 负极： CH4＋10OH－＋8e － ＝7H2O； 正极： 4H2O＋2O2＋8e- ＝8OH- 。 电池总反应式为： CH4＋2O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O 3、燃料电池的优点：能量转换率高、废弃物少、运行噪音低 四、废弃电池的处理：回收利用 电解池 : 一、电解原理 1、电解池：把电能转化为化学能的装置也叫电解槽 2、电解：电流 (外加直流电 )通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应 (被动的不是自发 的)的过程 3、放电：当离子到达电极时，失去或获得电子，发生氧化还原反应的过程 4、电子流向： （电源）负极—（电解池）阴极—（离子定向运动）电解质溶液—（电解池）阳极—（电源） 正极 5、电极名称及反应： 阳极：与直流电源的 正极 相连的电极，发生 氧化 反应 阴极：与直流电源的 负极 相连的电极，发生 还原 反应 6、电解 CuCl2 溶液的电极反应： 阳极： 2Cl- -2e-=Cl2 (氧化 ) 阴极： Cu2++2e-=Cu(还原 ) 总反应式： CuCl2 =Cu+Cl2 ↑ 7、电解本质：电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程 ☆规律总结：电解反应离子方程式书写： 放电顺序： 阳离子放电顺序 Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(指酸电离的 )>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+ 阴离子的放电顺序 是惰性电极时： S2->I->Br->Cl->OH->NO3->SO42-(等含氧酸根离子 )>F-(SO32-/MnO 4->OH- ) 是活性电极时：电极本身溶解放电 注意先要看电极材料，是惰性电极还是活性电极，若阳极材料为活性电极（ Fe、Cu)等金属， 则阳极反应为电极材料失去电子，变成离子进入溶液；若为惰性材料，则根据阴阳离子的放 电顺序，依据阳氧阴还的规律来书写电极反应式。 电解质水溶液点解产物的规律 类型 电极反应特点 实例 电解对象 电解质浓度 pH 电 解 质 溶 液复原 分解电解质 型 电解质电离出的阴 阳离子分别在两极放 电 HCl 电解质 减小 增大 HCl CuCl2 --- CuCl2 放 H2生成碱 型 阴极：水放 H2 生碱 NaCl 电解质和水 生成新电解 增大 HCl - 36 - 阳极： 电解质阴离子放 电 质 放 氧生酸型 阴极： 电解质阳离子放 电 阳极：水放 O2生酸 CuSO4 电 解质和水 生 成新电解质 减小 氧化铜 电 解水型 阴 极 ： 4H+ + 4e- == 2H2 ↑ 阳极： 4OH- - 4e- = O2 ↑+ 2H2O NaOH 水 增大 增大 水 H2SO4 减小 Na2SO4 不变 上述四种类型电解质分类： （1）电解水型：含氧酸，强碱，活泼金属含氧酸盐 （2）电解电解质型：无氧酸，不活泼金属的无氧酸盐（氟化物除外） （3）放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐 （4）放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐 二、电解原理的应用 1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气 （1）、电镀应用电解原理在某些金属表面镀上一薄层其他金属或合金的方法 （2）、电极、电解质溶液的选择： 阳极：镀层金属，失去电子，成为离子进入溶液 M— ne — == M n+ 阴极：待镀金属（镀件） ：溶液中的金属离子得到电子，成为金属原子，附着在金属表面 M n+ + ne — == M 电解质溶液：含有镀层金属离子的溶液做电镀液 镀铜反应原理 阳极 (纯铜 )：Cu-2e-=Cu2+，阴极 (镀件 )： Cu2++2e-=Cu， 电解液：可溶性铜盐溶液，如 CuSO4 溶液 （3）、电镀应用之一：铜的精炼 阳极：粗铜；阴极： 纯铜电解质溶液： 硫酸铜 3、电冶金 （1）、电冶金：使矿石中的 金属阳离子 获得电子，从它们的化合物中还原出来用于冶炼 活泼金属，如钠、镁、钙、铝 （2）、电解氯化钠： 通电前，氯化钠高温下熔融： NaCl == Na + + Cl— 通直流电后：阳极： 2Na+ + 2e— == 2Na 阴极： 2Cl— — 2e— == Cl2↑ ☆规律总结：原电池、电解池、电镀池的判断规律 （1 ）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件。①有活泼性不同的两个电极；②两极用 导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原 反应（有时是与水电离产生的 H+ 作用） ，只要同时具备这三个条件即为原电池。 （2 ）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属，阳 极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。 （3 ）若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。若 无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极（电子输出极） ，有关装置为原电池，其 余为电镀池或电解池。 - 37 - ☆ 原电池，电解池，电镀池的比较 性质 类别 原电池 电解池 电镀池 定义 （装置特点） 将化学能转变成电 能的装置 将电能转变成化学能的 装置 应用电解原理在某些金属 表面镀上一侧层其他金属 反应特征 自发反应 非自发反应 非自发反应 装置特征 无电源，两级材料 不同 有电源，两级材料可同 可不同 有电源 形成条件 活动性不同的两极 电解质溶液 形成闭合回路 两电极连接直流电源 两电极插入电解质溶液 形成闭合回路 1 镀层金属接电源正极，待 镀金属接负极； 2 电镀液必 须含有镀层金属的离子 电极名称 负极：较活泼金属 正极：较不活泼金 属（能导电非金属） 阳极：与电源正极相连 阴极：与电源负极相连 名称同电解， 但有限制条件 阳极：必须是镀层金属 阴极：镀件 电极反应 负极：氧化反应， 金属失去电子 正极：还原反应， 溶液中的阳离子的 电子或者氧气得电 子（吸氧腐蚀） 阳极：氧化反应，溶液 中的阴离子失去电子， 或电极金属失电子 阴极：还原反应，溶液 中的阳离子得到电子 阳极：金属电极失去电子 阴极： 电镀液中阳离子得到 电子 电子流向 负极→正极 电源负极→阴极 电源正极→阳极 同电解池 溶液中带电粒子 的移动 阳离子向正极移动 阴离子向负极移动 阳离子向阴极移动 阴离子向阳极移动 同电解池 联系 在两极上都发生氧化反应和还原反应 ☆☆原电池与电解池的极的得失电子联系图： 阳极 (失) e- 正极（得） e- 负极（失） e- 阴极（得） 金属的电化学腐蚀和防护 一、金属的电化学腐蚀 （1）金属腐蚀内容： （2）金属腐蚀的本质：都是金属原子 失去 电子而被氧化的过程 （3）金属腐蚀的分类： 化学腐蚀— 金属和接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀 电化学腐蚀— 不纯的金属跟电解质溶液接触时，会发生原电池反应。比较活泼的金属 失去电子而被氧化，这种腐蚀叫做电化学腐蚀。 化学腐蚀与电化腐蚀的比较 电化腐蚀 化学腐蚀 条件 不纯金属或合金与电解质溶液接触 金属与非电解质直接接触 现象 有微弱的电流产生 无电流产生 本质 较活泼的金属被氧化的过程 金属被氧化的过程 关系 化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生，但电化腐蚀更加普遍，危害更严重 （4）、电化学腐蚀的分类： 析氢腐蚀——腐蚀过程中不断有氢气放出 - 38 - ①条件：潮湿空气中形成的水膜 ,酸性较强（水膜中溶解有 CO2、SO2、H2S等气体） ②电极反应：负极 : Fe – 2e- = Fe2+ 正极 : 2H+ + 2e- = H2 ↑ 总式： Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑ 吸氧腐蚀——反应过程吸收氧气 ①条件：中性或弱酸性溶液 ②电极反应： 负极 : 2Fe – 4e- = 2Fe2+ 正极 : O2+4e- +2H2O = 4OH- 总式： 2Fe + O2 +2H2O =2 Fe(OH)2 离子方程式： Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2 生成的 Fe(OH)2 被空气中的 O2 氧化，生成 Fe(OH)3 ， Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3 Fe(OH)3 脱去一部分水就生成 Fe2O3·x H2O（铁锈主要成分） 规律总结： 金属腐蚀快慢的规律：在同一电解质溶液中，金属腐蚀的快慢规律如下： 电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐措施的腐蚀 防腐措施由好到坏的顺序如下： 外接电源的阴极保护法＞牺牲负极的正极保护法＞有一般防腐条件的腐蚀＞无防腐条件的腐 蚀 金属的电化学防护 1、利用原电池原理进行金属的电化学防护 （1）、牺牲阳极的阴极保护法 原理：原电池反应中，负极被腐蚀，正极不变化 应用：在被保护的钢铁设备上装上若干锌块，腐蚀锌块保护钢铁设备 负极：锌块被腐蚀；正极：钢铁设备被保护 （2）、外加电流的阴极保护法 原理：通电，使钢铁设备上积累大量电子，使金属原电池反应产生的电流不能输送，从而防 止金属被腐蚀 应用：把被保护的钢铁设备作为阴极，惰性电极作为辅助阳极，均存在于电解质溶液中，接 上外加直流电源。通电后电子大量在钢铁设备上积累，抑制了钢铁失去电子的反应。 2、改变金属结构：把金属制成防腐的合金 3、把金属与腐蚀性试剂隔开：电镀、油漆、涂油脂、表面钝化等 第四单元 太阳能、生物质能和氢能的利用 1、能源的分类： 形成条件 利用历史 性质 一次能源 常规能源 可再生资源 水能、风能、生物质能 不可再生资源 煤、石油、天然气等化石能源 新能源 可再生资源 太阳能、风能、地热能、潮汐能、氢能、沼气 不可再生资源 核能 二次能源 （一次能源经过加工、转化得到的能源称为二次能源） 电能（水电、火电、核电） 、蒸汽、工业余热、酒精、汽油、焦炭等 2、太阳能的利用方式：①光能→化学能 ②光能→热能 ③光能→电能 3、生物质能的利用 生物质能来源于植物及其加工产品贮存的能量。 生物质能源是一种理想的可再生能源，其具有以下特点： - 39 - ①可再生性 ②低污染性 ③广泛的分布性 生物质能的利用方式： ① 直接燃烧 缺点 :生物质燃烧过程的生物质能的净转化效率在 20－40％之间。 （C6H10O5)n +6n O2 → 6n CO2 +5n H2O 用含糖类、淀粉（ C6H10O5） n 较多的农作物（如玉米、高粱）为原料，制取乙醇。 ② 生物化学转换 ③热化学转换 氢能的开发与利用 氢能的特点： ①、是自然界存在最普遍的元素 ②、发热值高③、氢燃烧性能好，点燃快 ④、氢本身无毒⑤、氢能利用形式⑥、理想的清洁能源之一 专题三 有机化合物的获得与应用 绝大多数含碳的化合物称为有机化合物，简称有机物。像 CO、CO2、碳酸、碳酸盐等少数 化合物，由于它们的组成和性质跟无机化合物相似，因而一向把它们作为无机化合物。 烃 1、烃的定义：仅含碳和氢两种元素的有机物称为碳氢化合物，也称为烃。 2、烃的分类： 饱和烃→烷烃（如：甲烷） 脂肪烃 (链状 ) 烃 不饱和烃→烯烃（如：乙烯） 芳香烃 (含有苯环 )（如：苯） 3、甲烷、乙烯和苯的性质比较： 有机物 烷烃 烯烃 苯及其同系物 通式 CnH2n+2 CnH2n —— 代表物 甲烷 (CH4) 乙烯 (C2H4) 苯 (C6H6) 结构简式 CH4 CH2＝CH2 或 (官能团 ) 结构特点 C－C 单键， 链状，饱和烃 C＝C双键， 链状，不饱和烃 一种介于单键和双键之间的 独特的键，环状 空间结构 正四面体 六原子共平面 平面正六边形 物理性质 无色无味的气体，比空 无色稍有气味的气体，比空 无色有特殊气味的液体，比 - 40 - 气轻，难溶于水 气略轻，难溶于水 水轻，难溶于水 用途 优良燃料，化工原料 石化工业原料，植物生长调 节剂，催熟剂 溶剂，化工原料 4、同系物、同分异构体、同素异形体、同位素比较。 概念 同系物 同分异构体 同素异形体 同位素 定义 结构相似，在分子组 成上相差一个或若干 个 CH2 原子团的物质 分子式相同 而结构式不 同的化合物 的互称 由同种元素组成 的不同单质的互 称 质子数相同而中子 数不同的同一元素 的不同原子的互称 分子式 不同 相同 元素符号表示相 —— 有机物 主 要 化 学 性 质 烷烃： 甲烷 ①氧化反应（燃烧） CH4+2O2――→ CO2+2H2O（淡蓝色火焰，无黑烟） ②取代反应 （注意光是反应发生的主要原因，产物有 5 种） CH4+Cl2―→ CH3Cl+HCl CH3Cl +Cl2―→ CH2Cl2+HCl CH2Cl2+Cl2―→ CHCl3+HCl CHCl3+Cl2―→ CCl4+HCl 在光照条件下甲烷还可以跟溴蒸气发生取代反应， 甲烷不能使酸性 KMnO4溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。 ③高温分解 烯烃： 乙烯 应 （ⅰ）燃烧 C2H4+3O2――→ 2CO2+2H2O（火焰明亮，有黑烟） （ⅱ）被酸性 KMnO4 溶液氧化 ，能使酸性 KMnO4溶液褪色（本身氧化成 CO2）。 应 CH2＝ CH2＋Br2－→ CH2Br－CH2Br（能使溴水或溴的四氯化碳溶液褪色） 在一定条件下，乙烯还可以与 H2、Cl2、 HCl、H2O 等发生加成反应 CH2＝ CH2＋H2――→ CH3CH3 CH2＝ CH2＋HCl－→ CH3CH2Cl（氯乙烷） CH2＝ CH2＋H2O――→ CH3CH2OH（制乙醇） 应 乙烯能使酸性 KMnO4 溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。常利用该反应鉴别烷 烃和烯烃，如鉴别甲烷和乙烯。 （ⅲ）加聚反应 nCH2＝CH2――→－〔 CH2－CH2〕－ n（聚乙烯） 苯 ①氧化反应（燃烧） 2C6H6＋15O2―→ 12CO2＋6H2O（火焰明亮，有浓烟） ②取代反应 苯环上的氢原子被溴原子、硝基取代。 ＋ Br2――→ ＋HBr ＋HNO3――→ H2O ③加成反应 苯不能使酸性 KMnO4 溶液、 ＋3H2――→ 溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。 Br — NO2 ＋ - 41 - 同，分子式可不同 结构 相似 不同 不同 —— 研究对象 化合物 化合物 单质 原子 6、烷烃的命名： （1）普通命名法：把烷烃泛称为“某烷”，某是指烷烃中碳原子的数目。 1－10 用甲， 乙，丙，丁，戊，已，庚，辛，壬，癸； 11 起汉文数字表示。区别同分异构体，用“正”， “异”，“新”。 二、食品中的有机化合物 1、乙醇和乙酸的性质比较 有机物 饱和一元 醇 饱和一元 醛 饱和一元 羧酸 通式 CnH2n+1OH —— CnH2n+1COOH 代表物 乙醇 乙醛 乙酸 结构简式 CH3CH2OH 或 C2H5OH CH3CHO CH3COOH 官能团 羟基：－ OH 醛基：－ CHO 羧基：－ COOH 物理性质 无色、 有特殊香味的液体， 俗 名酒精，与水互溶，易挥发 （非电解质） —— 有强烈刺激性气味的无色液 体， 俗称醋酸， 易溶于水和乙 醇，无水醋酸又称冰醋酸。 用途 作燃料、 饮料、 化工原料； 用 于医疗消毒， 乙醇溶液的质量 分数为 75％ —— 有机化工原料， 可制得醋酸纤 维、合成纤维、 香料、 燃料等， 是食醋的主要成分 有机物 主 要 化 学 性 质 乙醇 ①与 Na 的反应 2CH3CH2OH+2Na―→ 2CH3CH2ONa+H2↑ 乙醇与 Na 的反应（与水比较） ：①相同点：都生成氢气，反应都放热 ②不同点：比钠与水的反应要缓慢 结论：乙醇分子羟基中的氢原子比烷烃分子中的氢原子活泼，但没有水分子中的氢 原子活泼。 ②氧化反应 （ⅰ）燃烧 CH3CH2OH+3O2―→ 2CO2+3H2O （ⅱ）在铜或银催化条件下：可以被 O2 氧化成乙醛（ CH3CHO） 2CH3CH2OH+O2――→ 2CH3CHO+2H2O ③消去反应 CH3CH2OH――→ CH2＝CH2↑+H2O - 42 - 乙醛 氧化反应：醛基 (－CHO)的性质 －与银氨溶液，新制 Cu(OH)2 反应 CH3CHO＋2Ag(NH3)2OH――→ CH3COONH4＋H2O ＋2Ag↓＋ 3NH3↑ （银氨溶液） CH3CHO + 2Cu(OH)2――→ CH3COOH＋Cu2O↓＋ 2H2O （砖红色） 醛基的检验：方法 1：加银氨溶液水浴加热有银镜生成。 方法 2：加新制的 Cu(OH)2 碱性悬浊液加热至沸有砖红色沉淀 乙酸 ①具有酸的通性： CH3COOH≒CH3COO－＋ H＋ 使紫色石蕊试液变红； 与活泼金属，碱，弱酸盐反应，如 CaCO3、Na2CO3 酸性比较： CH3COOH > H2CO3 2CH3COOH＋CaCO3＝2(CH3COO)2Ca＋CO2↑＋ H2O（强制弱） ②酯化反应 CH3COOH＋C2H5OH CH3COOC2H5＋H2O 酸脱羟基醇脱氢 基本营养物质—糖类 食物中的营养物质包括：糖类、油脂、蛋白质、维生素、无机盐和水。人们习惯称糖类、 油脂、蛋白质为动物性和植物性食物中的基本营养物质。 种类 元素组成 代表物 代表物分子 糖类 单 糖 C H O 葡萄糖 C6H12O6 葡萄糖和果糖互为同分异构体 单糖不能发生水解反应果糖 双 糖 C H O 蔗糖 C12H22O11 蔗糖和麦芽糖互为同分异构体 能发生水解反应麦芽糖 多 糖 C H O 淀粉 (C6H10O5)n 淀粉、纤维素由于 n 值不同，所 以分子式不同，不能互称同分异 构体能发生水解反应 纤维素 油脂 油 C H O 植物油 不饱和高级脂 肪酸甘油酯 含有 C＝C键，能发生加成反应， 能发生水解反应 脂 C H O 动物脂肪 饱和高级脂肪 酸甘油酯 C－C键， 能发生水解反应 蛋白质 C H O N S P等 酶、肌肉、 毛发等 氨基酸连接成 的高分子 能发生水解反应 主 要 化 学 性 质 葡萄糖 结构简式： CH2OH－CHOH－CHOH－CHOH－CHOH－CHO 或 CH2OH(CHOH)4CHO （含有羟基和醛基） 醛基：①使新制的 Cu(OH)2 产生砖红色沉淀－测定糖尿病患者病情 ②与银氨溶液反应产生银镜－工业制镜和玻璃瓶瓶胆 羟基：与羧酸发生酯化反应生成酯 蔗糖 水解反应：生成葡萄糖和果糖 淀粉 纤维素 淀粉、纤维素水解反应：生成葡萄糖 淀粉特性：淀粉遇碘单质变蓝 - 43 - 油脂 水解反应：生成高级脂肪酸（或高级脂肪酸盐）和甘油 蛋白质 水解反应：最终产物为氨基酸 盐析 ：蛋白质遇见（饱和的硫酸钠、硫酸铵）盐析，物理变化 变性 ：蛋白质遇见强酸、强碱、重金属盐等变性，化学变化 颜色反应：蛋白质遇浓 HNO3 变黄（鉴别部分蛋白质） 鉴别 ：灼烧蛋白质有烧焦羽毛的味道（鉴别蛋白质） 酶 特殊的蛋白质，在合适温度下：催化活性具有：高效性、专一性 第三单元 人工合成有机物 化学与可持续发展 有关的化学方程式，单体、链节、聚合度、加聚反应、缩聚反应 专题 4 化学科学与人类文明 化学是打开物质世界的钥匙 一、金属矿物的开发利用 1、金属的存在：除了金、铂等少数金属外，绝大多数金属以化合态的形式存在于自然界。 2、金属冶炼的涵义：简单地说，金属的冶炼就是把金属从矿石中提炼出来。金属冶炼的实质 是把金属元素从化合态还原为游离态，即 M +n （化合态） M 0 （游离态） 。 3、金属冶炼的一般步骤： (1) 矿石的富集：除去杂质，提高矿石中有用成分的含量。 (2) 冶 炼：利用氧化还原反应原理，在一定条件下，用还原剂把金属从其矿石中还原出来，得到金 属单质（粗） 。(3) 精炼：采用一定的方法，提炼纯金属。 4、金属冶炼的方法 (1) 电解法：适用于一些非常活泼的金属。 2NaCl（熔融） 电解 2Na＋ Cl 2↑MgCl2（熔融） 电解 Mg＋ Cl 2↑2Al 2O3（熔融） 电解 4Al ＋ 3O2↑ (2) 热还原法：适用于较活泼金属。 Fe2O3＋3CO 高温 2Fe＋ 3CO2↑ WO3＋3H2 高温 W＋ 3H2O ZnO＋C 高温 Zn＋ CO↑ 常用的还原剂：焦炭、 CO、H2 等。一些活泼的金属也可作还原剂，如 Al， Fe2O3＋ 2Al 高温 2Fe＋Al2O3（铝热反应） Cr2O3＋ 2Al 高温 2Cr＋Al2O3（铝热反应） (3) 热分解法：适用于一些不活泼的金属。 2HgO △ 2Hg＋O2↑ 2Ag2O △ 4Ag＋O2↑ 金属的活动性顺序 K、Ca、Na、 Mg、Al Zn、Fe、Sn、 Pb、(H) 、Cu Hg、Ag Pt、Au 金属原子失电子能 力 强 弱 得电子、被还原 - 44 - 1、化学研究的对象是： 认识和研究物质组成、结构、性质及变化等 2、不活泼金属（ Cu 和 Sn）可以单质形态存在于自然界；而相对较活泼的金属（ Fe 和 Al）以 化合太存在于自然界；所以铜和锡很早被人类发现并使用，铁和铝需要化学进行技术还原。 所以人类最先发现的是不活泼金属，活泼金属的冶炼需要大量的电能 鲍林提出了：氢键理论和蛋白质的螺旋结构模型，为后来的 DNA 分子的双螺旋结构模型的提 出奠定了基础 3、19 至 20 世纪化学科学理论成就简介： 1803 年，道尔顿提出原子学说； 1811 年，阿伏加德罗提出分子学说； 1825 年，法拉第发现苯； 1828 年，维勒首次从无机物合成有机物； 1857 年，凯库勒指出碳是四价； 1864 年，古德贝格和瓦格总结出质量作用定律； 1869 年，门捷列夫提出了他的第一张元素周期表； 1950 年，鲍林提出蛋白质的螺旋结构。 化学是人类创造新物质的工具 1、 传统的三大合成材料：塑料、合成纤维、合成橡胶 2、 合成氨技术的发明对人类的重大意义： 1909 年，德国化学家哈伯发明合成氨技术，使世 界粮食产量增长近一倍，有近 30 亿人因此免遭饥饿。 3、 化学药物的发明： 1899 年，德国化学家霍夫曼发明阿司匹林并投入生产； 1928 年，英国科学家弗莱明发明青霉素，并投入生产。 现代科学技术的发展离不开化学 1、20 世纪人类发明的技术： 信息技术；生物技术；核科学和核武器技术；航空航天和导弹技术；激光技术；纳米技术化 学合成和分离技术。 解决环境问题需要化学科学 1、消除汽车尾气的措施： （1）进行石油脱硫处理； （2）发明汽车尾气处理装置； （3）用无害汽油添加剂代替现有的四乙基铅抗震剂； （4）用酒精、天然气代替部分或全部燃油； （5）开发新能源作为汽车能源，如：氢气、燃料电池 2、回收二氧化碳 3、绿色化学 绿色化学的核心就是利用化学原理从源头上减少和消除工业生产对环境的污染。按照绿 金属离子得电子能 力 弱 强 主要冶炼方法 电解法 热还原法 热分解法 富集法 还原剂或 特殊措施 强大电流 提供电子 H 2、CO、C、 Al 等加热 加热 物理方法或 化学方法 - 45 - 色化学的原则， 最理想的 “原子经济 ”就是反应物的原子全部转化为期望的最终产物 （即没有副 反应，不生成副产物，更不能产生废弃物） ，这时原子利用率为 100％。 3、环境污染的热点问题： （1）形成酸雨的主要气体为 SO2 和 NO x。 （2）破坏臭氧层的主要物质是氟利昂（ CCl 2F2）和 NO x。 （3）导致全球变暖、产生 “温室效应 ”的气体是 CO2。 （4）光化学烟雾的主要原因是汽车排出的尾气中氮氧化物、一氧化氮、碳氢化合物。 （5）“白色污染”是指聚乙烯等塑料垃圾。 （6）引起赤潮的原因：工农业及城市生活污水含大量的氮、磷等营养元素。 （含磷洗衣 粉的使用和不合理使用磷肥是造成水体富营养化的重要原因之一。 ）