高一化学必修一知识点总结65277

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新课标化学必修一 第一章 从实验学化学 -1- 化学实验基本方法 过滤 一帖、二低、三靠 分离固体和液体的混合体时， 除去液体中不溶性固体。 （漏 斗、滤纸、玻璃棒、烧杯） 蒸发 不断搅拌， 有大量晶体时就 应熄灯， 余热蒸发至干， 可 防过热而迸溅 把稀溶液浓缩或把含固态溶质的溶液干， 在蒸发皿进行蒸 发 蒸馏 ①液体体积②加热方式③ 温度计水银球位置④冷却 的水流方向⑤防液体暴沸 利用沸点不同除去液体混合物中难挥发或不挥发的杂质 （蒸馏烧瓶、 酒精灯、 温度计、 冷凝管、 接液管、 锥形瓶） 萃取 萃取剂： 原溶液中的溶剂互 不相溶；② 对溶质的溶解 度要远大于原溶剂；③ 要 易于挥发。 利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同， 用一种溶剂 把溶质从它与另一溶剂所组成的溶液里提取出来的操作， 主要仪器：分液漏斗 分液 下层的液体从下端放出， 上 层从上口倒出 把互不相溶的两种液体分开的操作，与萃取配合使用的 过滤器上洗涤沉淀的操 作 向漏斗里注入蒸馏水，使水面没过沉淀物，等水流完后， 重复操作数次 配制一定物质的 量浓度的溶液 需用的仪器 托盘天平（或量筒）、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管 主要步骤：⑴ 计算 ⑵ 称量（如是液体就用滴定管量取）⑶ 溶解（少量水，搅拌， 注意冷却）⑷ 转液（容量瓶要先检漏，玻璃棒引流）⑸ 洗涤（洗涤液一并转移到 容量瓶中）⑹ 振摇⑺ 定容⑻ 摇匀 容量瓶 ①容量瓶上注明温度和 量程。②容量瓶上只有刻 线而无刻度。 ①只能配制容量瓶中规定容积的溶液；②不能用容量瓶溶 解、稀释或久贮溶液；③容量瓶不能加热，转入瓶中的溶液 温度 20℃左右 第一章 从实验学化学 -2- 化学计量在实验中的应用 1 物质的量 物质的量实际上表示含有一定数目粒子的集体 2 摩尔 物质的量的单位 3 标准状况 STP 0℃和 1 标准大气压下 4 阿伏加德罗常数 NA 1mol 任何物质含的微粒数目都是 6．02×1023 个 5 摩尔质量 M 1mol 任何物质质量是在数值上相对质量相等 6 气体摩尔体积 Vm 1mol 任何气体的标准状况下的体积都约为 22.4l 7 阿伏加德罗定律 （由 PV=nRT推导出 ) 同温同压下同体积的任何气体有同分子数 n1 N1 V1 n2 N2 V2 8 物质的量浓度 CB 1L 溶液中所含溶质 B 的物质的量所表示的浓度 CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB 9 物质的质量 m m=M×n n=m/M M=m/n 10 标准状况气体体积 V V=n×Vm n=V/Vm Vm=V/n 11 物质的粒子数 N N=NA×n n =N/NA NA=N/n 12 物质的量浓度 CB 与溶质 的质量分数ω 1000×ρ×ω M 13 溶液稀释规律 C（浓）× V（浓） =C（稀）× V（稀 ） 以物质的量 为中心 第二章 化学物质及变化 -1-物质的分类 1 元素分类： 金属和非金属元素 2 化合物分类： 有机物（含 C）和无机物 氧化物 酸性氧化物 （与碱反应生成盐和水） SiO2、SO2、CO2、SO3、N2O5、(多数为非金属氧化物） 碱性氧化物 （与酸反应生成盐和水） Fe2O3、CuO 、 MgO (多数为金 属氧化物）、 两性氧化物 （与酸、碱反应生成盐 和水） Al2O3、ZnO 不成盐氧化物 NO2、NO、CO、 (盐中的 N 的化合价无 +2、+3、C无+2） 分散系 溶液（很稳定） 分散质粒子小于 1nm，透明、稳定、均一 物质的量浓度 CB 质 量 m 微 粒 N 气体的体积（标况下） 物质的量 n ×VB ÷VB ×NA ÷NA ÷22.4L/mol×22.4L/mol ÷M ×M 胶体（介稳定状态） 分散质粒子 1nm-100nm ，较透明、稳定、均一 浊液（分悬、乳浊液） 分散质粒子大于 100nm ，不透明、不稳定、不均一 化学反应的 分类 四大基本反应类型 化合： 2SO2+ O2 2SO3 分解： 2NaHCO3 Na2CO3 +CO2↑+ H2O 置换： Cl2 +2KI ===2KCl+I2 复分解： 2NH4Cl＋ Ca(OH)2 CaCl2＋2NH3↑＋ 2H2O 是否有离子参加反应 （电解 质在水溶液中） 离子反应： Cl2＋H2O = HCl＋HClO 非离子反应： 2Fe＋3Cl2 2FeCl3 是否有元素电子得失或偏 移（有升降价） 氧化还原反应： 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 非氧化还原反应： Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O 热量的放出或吸收 放热反应： 3Fe＋2O2 Fe3O4 吸热反应： C+CO2 2CO 第二章 化学物质及变化 -2-离子反应 电解质（酸、碱、盐、水） 在水溶液里或熔融状态下本身能够导电的化合物 非电解质（包括 CO2、SO2） 在水溶液里或熔融状态下不能够导电的化合物 碳酸的电离方程式 H2CO3 H＋＋HCO3 － （弱电解质用“ ” NaHCO3 的电离方程式 NaHCO3＝Na＋ ＋HCO3 － （强电解质用“ = ” 离子反应式 用实际参加反应的离子所表示的式子 离子反应式写法 一写、二改、三删、四查 单质、氧化物、气体、难溶、难电离的物质要保留分子式 离子共存 有颜色的离子 MnO4-紫红、 Fe3+棕黄、 Fe2+浅绿、 Cu2+蓝色 与 H+不共存（弱酸根） OH-、CO32-、SO32-、SiO32-、AlO2-、S2-、F- 等 与 OH-不共存 （弱碱金属阳 离子） H+、Fe3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Al3+、Mg2+、NH4+ 等 与 H+和 OH-都不共存 HCO3-、HSO3-、HS-、 等 常见生成沉淀 Ba2+、Ca2+与 SO42-、CO32- Ag+与 Cl- 胶体 胶体的性质（介稳定） 丁达尔现象、布朗运动、电泳、聚沉 判断胶体最简单的方法 丁达尔现象 胶体提纯 渗析（胶体微粒不能透过半透膜） Fe(OH)3 胶体制备的方法 取烧杯盛 20mL 蒸馏水，加热至沸腾， 然后逐滴加入饱和 FeCl3 溶液 1mL～2mL。继续煮沸至溶液呈红褐色。观察所得红褐 色液体 Fe(OH)3 胶体。 Fe(OH)3 胶体制备方程式 FeCl3+3H2O Fe(OH)3(胶体 ) +3HCl 胶体凝聚的条件 加热、加电解质、加相反电性的胶体 第二章 化学物质及变化 -3-氧化还原反应 氧化还原反应的本质 有电子转移 (得失或偏移 ) 氧化还原反应的特征 元素化合价的升降（不一定有氧的得失） 升失氧 还原剂、还原性、失电子、（升价）、 被氧化、发生氧化反应成氧化产物 降得还 氧化剂、氧化性、得电子、 （降价）、 被还原、发生还原反应成还原产物 化合反应 不一定是氧化还原反应，一般有单质参加的化合反应或有单质 生成的分解反应才属氧化还原反应分解反应 置换反应 一定是氧化还原反应 复分解反应 一定不是氧化还原反应 气体的检验 NH3 的检验 用湿润的红色石蕊试纸变蓝 SO2 的检验 用品红溶液褪色 SO2 的吸收 用 KMnO4 溶液 (强氧化性 ) CO2的检验 用澄清石灰水变浊 Cl2 的检验 用湿润的 KI 淀粉试纸变蓝 NO 的检验 打开瓶盖后遇空气变红棕色 离子的检验 NH4+的检验 加 NaOH溶液加热后放出气体用湿润的红色石蕊试纸变蓝 Fe3+的检验 ①加 NaOH 溶液有红褐色沉淀②加 KSCN溶液出现血红色 Fe2+的检验 ①加 NaOH 溶液有白色沉淀马上变灰绿色 ,最终变红褐色 ②加 KSCN溶液无现象 ,再加氯水后出现血红色 SO4 2-的检验 先加 HCl无现象后加 BaCl2 溶液有不溶于酸的白色沉淀 Cl-、(Br-、 I -)的检验 先加 AgNO3 后加 HNO3 溶液有不溶于酸的白色沉淀 AgCl (淡黄色沉淀 AgBr、黄色沉淀 AgI） NO3 - 的检验 加浓缩后加入少量浓硫酸和几块铜片加热有红棕色的气 体放出（ NO2） 物质的保存 K、Na 保存在煤油中（防水、防 O2） 见光易分解的物质 用棕色瓶（ HNO3、AgNO3 、氯水、 HClO 等） 碱性物质 用橡胶塞不能用玻璃塞（ Na2SiO3、NaOH、Na2CO3) 酸性、强氧化性物质 用玻璃塞不能用橡胶塞（ HSO4、HNO3 、KMnO4) 物质的保存 F2、HF（氢氟酸） 用塑料瓶不能用玻璃瓶（与 SiO2反应腐蚀玻璃 ) 保存在水中 白磷（防在空气中自燃）、 Br2（防止挥发） 地壳中含量最多的元素 氧 O、硅 Si、铝 Al、铁 Fe 地壳有游离态存在的元素 金、铁（陨石）、硫（火山口附近） 金属共同的物理性质 有金属光泽、不透明、易导电、导热、延展性 能与 HCl和 NaOH都能 反应的物质 两性： Al、Al2O3、Al(OH)3 弱酸的酸式盐： NaHCO3、NaHSO3、 NaHS 弱酸的铵盐：（ NH4） 2CO3、(NH4)2S 两性金属 锌 Zn、铝 Al（与酸和碱都放 H2） 钝化金属 铁 Fe、铝 Al（被冷的浓 H2SO4、浓 HNO3） 酸化学性质 稀、浓硫酸的通性 1 强酸性 ----反应生成盐 2 高沸点酸，难挥发性——制备易挥发性酸 浓硫酸的特性 1、吸水性—做干燥，不能干燥 NH3、H2S 2、脱水性—使有机物脱水炭化 3、强氧化性——与不活泼金属、非金属、还原性物质反应 硝酸 HNO3 1、强酸性 2、强氧化性 3、不稳定性 （见光、受热） 次氯酸 HClO 1、弱酸性 2、强氧化性 3、不稳定性 （见光、受热 ） 硅酸 H2SiO3 1、弱酸性 2、难溶性 3、不稳定性 （热) 漂白 氧化型（永久） 强氧化性： HClO、Na2O2、O3、浓 H2SO4、浓 HNO3 加合型（暂时） SO2 （使品红褪色，不能使石蕊变红后褪色） 吸附型（物理） 活性碳 明矾溶液生成的 Al(OH)3 胶体 水溶液 氯水主要成分 分子： Cl2、 H2O、 HClO 离子： H＋、Cl－、ClO－ 氨水主要成分 分子： NH3 H2O NH3·H2O 离子： NH4+ OHˉ 氯水与液氯、氨水与液氨的区别 氯水、氨水属混合物、液氯与液氨属纯净物 氯原子 Cl 与氯离子 Cl-的区别 最外层电子数不同，化学性质不同，氯离子 Cl-达稳定结构 气体 极易溶于水（喷泉） NH3（1：700） HCl (1:500) 只能用排气法收集 NO2 NH3 HCl 只能用排气法收集 NO N2 CO 钠与水的反 应 现象 : ①浮、②熔、③游、 ④咝、⑤红 ①钠浮在水面上——密度小于水；②水蒸气——放热；③熔 化成一个小球——溶点低；④在水面上游动——生成气体； 咝咝发出响声——反应剧烈；⑤变色——生成碱 俗名 苏打 Na2CO3、小苏打 NaHCO3 水玻璃： Na2SiO3 的水溶液 漂白粉主要成分： Ca(ClO)2、 CaCl2，有效成分 Ca(ClO)2 用途 Na2O2(淡黄色 )用作呼吸面具， Al(OH)3 和 NaHCO3 (小苏打）可中和胃酸 明矾用作净水剂，次氯酸 HClO杀菌、消毒、永久性漂白、 SO2暂时性漂白 自来水常用 Cl2 来消毒、杀菌但产生致癌的有机氯 ,改用广谱高效消毒剂二氧化氯 (ClO2) Fe2O3—红色油漆和涂料； Al2O3—耐火材料 ,NH3 可用于氮肥、制冷剂。 晶体硅 Si作半导体、太阳能电池 ; SiO2 可作光导纤维；硅胶是常用的干燥剂及催 化剂的载体。水玻璃可做肥皂填料、木材防腐防火剂及黏胶 第三章 金属及其化合物 -1-金属的化学性质 1.学习方法 2.研究一种物 质的性质的 程序 观察物理性质 预测化学性质 验证或探究预测的性质 分析现象并解释 分类、比较、归纳、概括同类物质的性质 3.观察法 （1）含义：是一种有计划、有目的地用感官考察研究对象的方法 （2）内容：可以直接用肉眼观察物质的颜色、状态，用鼻子闻物质的气味，也可以借 助一些仪器来进行观察，提高观察的灵敏度。人们既在观察过程中，不仅要用感官去搜 集信息，还要积极地进行思考，及时储存和处理所搜集的信息。观察要有明确而具体的 目的，要对观察到的现象进行分析和综合。 4.金属钠的物 理性质 金属钠是一种银白色的金属；熔点低、密度小、硬度小、展性好。查表或看书可知金属 钠熔点为 97.81 。 C,沸点为 882.9 。 C；密度为 0.97g·cm —3 5、金属与水 的反应 2Na ＋2H2O ====2NaOH + H2 6.分类法 在研究物质性质时，运用分类的方法，分门别类地对物质及其变化进行研究，可以总结 出各类物质的通性和特性； 反之，知道某物质的类别， 我们就可推知该物质的一般性质。 7.比较法 运用比较的方法，可以找出物质性质间的异同，认识物质性质间的内在联系，对物质的 性质进行归纳和概括。 8.实验法 （1）含义： 通过实验来验证对物质性质的预测或探究物质未知的性质的方法。 （2）注意的问题：在进行实验时，要注意控制温度、压强、溶液的浓度等条件，这是 因为同样的反应物质在不同的条件下可能会发生不同的反应。 （3）实验法的步骤：实验前，要明确实验的目的要求、实验用品和实验步骤等；实验 中，要仔细研究实验现象，并做好实验记录；实验后，要写好实验报告，并对实验结果 进行分析。 9、金属和氧 气的反应 4Na ＋O2 ==== 2Na2O 2Na ＋O2 ==== 2Na2O2 10、Na2O2 与 H2O 反应的化 学原理： 属于自身氧化还原反应； -1 价的氧元素具有强氧化性， 所以能使色质褪色。 表现漂白性。 4.铝箔熔化，失去光泽，但熔化的铝箔并不滴落，好像有一层膜兜着。这是因为铝表面 的氧化膜保护了铝，构成薄膜的氧化铝的熔点（ 2050℃）高于铝的熔点（ 660℃），包 在铝的外面，所以熔化了的液态铝不会滴落下来。 熔化的铝仍不会滴落，因为铝很活泼，磨去原来的氧化膜后，在空气中又会很快的生成 一层新的氧化膜。这也正是性质活泼的铝在空气中能稳定存在的原因。 11．钠的保存 由于钠的化学性质非常活泼，易与空气中的 O2 和 H2O 等反应，所以金属钠保存在煤油 之中。 金属钠在空气中变质的过程可以表示为： 银白色的金属钠 表面变暗 （生成 Na2O） 出现白色固体 （NaOH） 表面变成粘稠状 （NaOH 潮解） 白色块状固体 （Na2CO3·10H2O） 风化为白色粉未状物质（ Na2CO3） 12、铝与氢氧 化钠溶液的 反应 铝和强碱溶液反应，不是铝直接和碱反应，而是铝先和强碱溶液中的水反应生成氢氧化 铝，然后再和强碱反应生成偏铝酸盐： 2Al+6H2O=2Al(OH)3+3H2↑ Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O 总反应： （标电子转移时就必须清楚地理解铝和 NaOH 溶液反应的实质） 简写为： 2Al+2H2O+2NaOH=2NaAlO2+3H2↑ 第二节 几种重要的金属化合物 1、钠的盐— 碳酸钠、碳酸 氢钠 碳酸钠 （Na2CO3） 碳酸氢钠 （NaHCO3） 分类 正盐 酸式盐 俗称 纯碱、苏打 小苏打 色态 白色粉末 细小的白色晶体 化学性质 与酸反应 Na2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3 (CO32-+H+=HCO3- ) NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑ (HCO3-+H+=H2O+CO2↑) 开始无外观现象（因为首先生成 HCO3-），随后出现气泡。 （若向足量 HCl 中分别滴入 Na2CO3 或 NaHCO3，则均会立刻出现气泡。） NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑ (HCO3-+H+=H2O+CO2↑) 滴入盐酸后，即刻出现气泡。 与碱反应 Na2CO3 不反应 ：NaHCO3+ NaOH=H2O+ Na2CO3 与 Ca(OH)2 反应： Na2CO3+ Ca(OH)2= CaCO3↓+ 2NaOH 反应的本质是： CO32- + Ca2+= CaCO3↓ NaHCO3 与少量石灰水的反应为： 2NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓ +Na2CO3+2H2O 2HCO3-+Ca2++2OH-=CaCO3↓+CO32-+2H2O 若石灰水过量，则新生成的 Na2CO3 可与 Ca(OH)2 继续反应，即： Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓ +2NaOH ∴过量石灰水中 NaHCO3 与 Ca(OH)2 的反应为： NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+NaOH+H2O HCO3-+Ca2++OH-=CaCO3↓+H2O 热稳定性 (运用此性质可除去 Na2CO3 中的 NaHCO3) 很稳定受热不分解 （分解温度 851℃，酒精灯温度达不到） 不很稳定，受热易分解。 2NaHCO3 加热 Na2CO3+H2O+CO2↑ （分解温度 150℃） 二者之间相互转化 注意：将以上知识要灵活应用于识别、除杂及计算中。 二．铝的化合 物 （一）氧化铝（ Al2O3） 1、物理性质：白色难熔固体、不溶于水。 2、化学性质： Al2O3 是典型的两性氧化物，既能与酸反应又能与强碱溶液反应。 与强酸： Al2O3+6H+=2Al3++3H2O 与强碱： Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O 3、用途：耐火材料、制取铝的原料 （二）氢氧化铝 [Al(OH) 3] 1、Al(OH)3 的物理性质： Al(OH)3 是不溶于水的白色胶状沉淀，是典型的两性氢氧化物， 能凝聚水中的悬浮物，又有吸附色素的性能。 2、Al(OH)3 的两性： H++AlO2-+H2O=Al(OH)3 Al3++3OH-= Al(OH)3 酸式电离 碱式电离 当与强酸反应： Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O 当与强碱溶液作用： Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O 3、Al(OH)3 的制取： （ 1）铝盐与碱反应： 用铝盐与可溶性弱碱氨水反应制 Al(OH)3：Al3++3NH3·H2O= Al(OH)3↓+3NH4+ 说明：制取 Al(OH)3 也可用铝盐与强碱作用，但应严格控制加入碱的量，因为强碱过 量会使制得的 Al(OH)3 转化为偏铝酸盐： Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O。所以，实验室一般 不采用这种方法制 Al(OH)3 4、Al(OH)3 的用途：净水。 Al(OH)3 胶体中胶粒有吸附水中悬浮杂质的作用， 使其质量增大， 沉降水底， 达到净 化水的目的。 第三节 用途广泛的金属材料 一．铁的化合 物 （一）铁的氧化物 名 称 氧化亚铁 氧化铁 四氧化三铁 俗 称 ————— 铁 红 磁性氧化铁 化学式 FeO Fe2O3 Fe3O4 色 态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体 化合价 + 2 还原性为主 + 3 只有氧化性 + 2，+ 3 水溶性 不 溶 不 溶 不 溶 类 型 碱 性 氧 化 物 ———— 共 性 与酸 都能与酸反应 如 Fe2O3 + 6H+=2Fe3+ + 3H2O 与还原剂 都能被还原 如 Fe2O3 + 3CO=2Fe + 3CO2(高温条件下反应 ) （二）氢氧化物 名称 氢氧化亚铁 氢氧化铁 化学式 Fe(OH)2 Fe(OH)3 分 类 碱 碱 性 质 色 态 白色固体 红褐色固体 水溶性 不溶于水 不溶于水 与酸反应 Fe(OH)2+2H+= Fe2+ + 2H2O Fe(OH)3+3H+==Fe3++3H2O 还原性 稳定性 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3 2Fe(OH)3 =Fe2O3＋ 3H2O（受热分解） 制法 原 理 Fe2+ +2OH- = Fe(OH)2↓ Fe3+ +3OH- = Fe(OH)3↓ 现 象 白色絮状沉淀 红褐色沉淀 （三）铁盐与亚铁盐 铁盐（ Fe3+） 亚铁盐（ Fe2+） 颜色 黄色 淡绿色 与碱反应 Fe3++3OH— ==Fe（OH） 3↓， Fe2++2OH— =Fe（OH） 2↓ 氧化性、还原性 氧化性 2Fe3++Fe=3Fe2+ 氧化性： Fe2++Zn==Zn2++Fe 还原性： 2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl— （四） Fe2+、Fe3+的检验 鉴 别 方 法 Fe2+ Fe3+ 直 接 观 色： 淡 绿 色 ， 黄 色 与 KSCN ：不显红色 ，血 红 色 与 OH- 作用 ：白色↓→灰绿↓→红褐色↓ 红褐色沉淀 合金： 两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合在一起而形成的具有金属特性的物质 合金的特点 硬度一般比成分金属大而熔点比成分金属低，用途比纯金属要广泛。 第四章 非金属及其化合物 第一节 无机非金属材料的主角——硅 1.硅元素： 无机非金属材料中的主角，在地壳中含量 26.3％，次于氧。是一种亲氧元 素，以熔点很高的氧化物及硅酸盐形式存在于岩石、 沙子和土壤中， 占地壳质量 90％以 上。位于第 3 周期，第Ⅳ A 族碳的下方。 2、二氧化硅 （SiO2） 天然存在的二氧化硅称为硅石，包括结晶形和无定形。石英是常见的结晶形二氧化硅， 其中无色透明的就是水晶，具有彩色环带状或层状的是玛瑙。二氧化硅晶体为立体网状 结构，基本单元是 [SiO4]，因此有良好的物理和化学性质被广泛应用。（玛瑙饰物，石 英坩埚，光导纤维） 物理：熔点高、硬度大、不溶于水、洁净的 SiO2 无色透光性好 化学：化学稳定性好、除 HF 外一般不与其他酸反应，可以与强碱（ NaOH）反应，是酸 性氧化物，在一定的条件下能与碱性氧化物反应 SiO2＋ 4HF == SiF4 ↑＋2H2O SiO2＋ CaO ===(高温 ) CaSiO3 SiO2＋ 2NaOH == Na2SiO3＋H2O 不能用玻璃瓶装 HF，装碱性溶液的试剂瓶应用木塞或胶塞。 3、硅酸 （H2SiO3） 酸性很弱 （弱于碳酸） 溶解度很小， 由于 SiO2不溶于水， 硅酸应用可溶性硅酸盐和其他 酸性比硅酸强的酸反应制得。 Na2SiO3＋2HCl == H2SiO3 ↓＋2NaCl 硅胶多孔疏松，可作干燥剂，催化剂的载体。 4、硅酸盐 硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称，分布广，结构复杂化学性质稳定。 一般不溶于水。（ Na2SiO3 、K2SiO3除外）最典型的代表是硅酸钠 Na2SiO3 ：可溶， 其水溶液称作水玻璃和泡花碱，可作肥皂填料、木材防火剂和黏胶剂。 常用硅酸盐产 品：玻璃、陶瓷、水泥 5、硅单质 与碳相似， 有晶体和无定形两种。 晶体硅结构类似于金刚石， 有金属光泽的灰黑色固体， 熔点高（ 1410℃），硬度大，较脆，常温下化学性质不活泼。是良好的半导体，应用： 半导体晶体管及芯片、光电池 第二节 富集在海水中的元素——氯 1、氯元素： 位于第三周期第Ⅶ A 族，原子结构： 容易得到一个电子形成 氯离子 Cl－,为典型的非金属元素，在自然界中以化合态存在。 2.氯气 物理性质： 黄绿色气体， 有刺激性气味、 可溶于水、 加压和降温条件下可变为液态 (液氯 ) 和固态。 制法 :MnO2 ＋4HCl (浓 ) MnCl2＋ 2H2O＋Cl2 闻法 :用手在瓶口轻轻扇动 ,使少量氯气进入鼻孔。 化学性质：很活泼，有毒，有氧化性， 能与大多数金属化合生成金属氯化物（盐）。 也能与非金属反应： 2Na＋Cl2 ===(点燃 ) 2NaCl 2Fe＋3Cl2===(点燃 ) 2FeCl3 Cu＋ Cl2===(点燃 ) CuCl2 Cl2＋H2 ===(点燃 ) 2HCl 现象：发出苍白色火焰，生成大量白雾。 燃烧不一定有氧气参加，物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。燃烧的本质是剧烈的氧 化还原反应，所有发光放热的剧烈化学反应都称为燃烧。 Cl2 的用途： ①自来水杀菌消毒 Cl2＋H2O == HCl＋HClO 2HClO ===(光照 ) 2HCl＋O2 ↑ 1 体积的水溶解 2 体积的氯气形成的溶液为氯水， 为浅黄绿色。 其中次氯酸 HClO 有强氧 化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不稳定，光照或加热分解， 因此久置氯水会失效。 ②制漂白液、漂白粉和漂粉精 制漂白液 Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O ，其有效成分 NaClO比 HClO稳定多 ,可长期 存放制漂白粉 (有效氯 35％ )和漂粉精 (充分反应有效氯 70％) 2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋ Ca(ClO)2＋ 2H2O ③与有机物反应，是重要的化学工业物质。 ④用于提纯 Si、Ge、Ti 等半导体和钛 ⑤有机化工：合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料和药品 氯离子的检验 使用硝酸银溶液，并用稀硝酸排除干扰离子（ CO32－、 SO32－） HCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋ HNO3 NaCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋NaNO3 Na2CO3＋2AgNO3 ==Ag2CO?3 ↓＋2NaNO3 Ag2CO?3＋2HNO3 == 2AgNO3＋CO2 ↑＋H2O Cl－＋ Ag＋ == AgCl ↓ 第三节 硫和氮的氧化物 1、二氧化硫 制法（形成）：硫黄或含硫的燃料燃烧得到（硫俗称硫磺，是黄色粉末） S＋O2 ===(点燃 ) SO2 物理性质：无色、刺激性气味、容易液化，易溶于水（ 1： 40 体积比） 化学性质：有毒，溶于水与水反应生成亚硫酸 H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用， 遇热会变回原来颜色。这是因为 H2SO3不稳定，会分解回水和 SO2 SO2＋H2O H2SO3 因此这个化合和分解的过程可以同时进行，为可逆反应。 可逆反应 ——在同一条件下，既可以往正反应方向发生，又可以向逆反应方向发生的化 学反应称作可逆反应，用可逆箭头符号 连接。 2.一氧化氮和 二氧化氮 一氧化氮在自然界形成条件为高温或放电： N2＋O2 ========(高温或放电 ) 2NO，生成的 一氧化氮很不稳定，在常温下遇氧气即化合生成二氧化氮： 2NO＋O2 == 2NO2 一氧化氮的介绍：无色气体，是空气中的污染物，少量 NO 可以治疗心血管疾病。 二氧化氮的介绍：红棕色气体、刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应： 3 NO2＋H2O == 2HNO3＋ NO 这是工业制硝酸的方法。 3.大气污染 SO2 、NO2 溶于雨水形成酸雨。防治措施： ① 从燃料燃烧入手。 ② 从立法管理入手。 ③从能源利用和开发入手。 ④从废气回收利用，化害为利入手。 (2SO2＋O2 2SO3 SO3＋ H2O= H2SO4) 第四节 氨 硝酸 硫酸 1.硫酸 物理性质：无色粘稠油状液体，不挥发，沸点高，密度比水大。 化学性质：具有酸的通性，浓硫酸具有脱水性、吸水性和强氧化性。是强氧化剂。 C12H22O11 ======(浓 H2SO4) 12C＋11H2O 放热 2 H2SO4 (浓 )＋ C CO2 ↑＋2H2O＋ SO2 ↑ 还能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气。 2 H2SO4 (浓 )＋ Cu CuSO4＋2H2O＋SO2 ↑ 稀硫酸：与活泼金属反应放出 H2 ，使酸碱指示剂紫色石蕊变红，与某些盐反应，与碱 性氧化物反应，与碱中和 2.硝酸 物理性质：无色液体，易挥发，沸点较低，密度比水大。 化学性质：具有一般酸的通性，浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂。还能氧化排在氢后面的 金属，但不放出氢气。 4HNO3(浓 )＋Cu == Cu(NO3)2＋2NO2 ↑＋4H2O 8HNO3(稀 )＋3Cu 3Cu(NO3)2＋2NO ↑＋4H2O 反应条件不同，硝酸被还原得到的产物不同，可以有以下产 物 :N(+4)O2,HN(+3)O2,N(+2)O,N(+1)2O,N(0)2, N(-3)H3△硫酸和硝酸： 浓硫酸和浓硝酸都能 钝化某些金属（如铁和铝）使表面生成一层致密的氧化保护膜，隔绝内层金属与酸，阻 止反应进一步发生。因此，铁铝容器可以盛装冷的浓硫酸和浓硝酸。硝酸和硫酸都是重 要的化工原料和实验室必备的重要试剂。可用于制化肥、农药、炸药、染料、盐类等。 硫酸还用于精炼石油、金属加工前的酸洗及制取各种挥发性酸。 3.氨气及铵盐 氨气的性质：无色气体，刺激性气味、密度小于空气、极易溶于水（且快） 1：700 体积 比。溶于水发生以下反应使水溶液呈碱性： NH3＋H2O NH3?H2O NH4＋＋ OH－ 可作红 色喷泉实验。生成的一水合氨 NH3?H2O 是一种弱碱，很不稳定，会分解，受热更不稳 定： NH3?H2O ===(△) NH3 ↑＋H2O 浓氨水易挥发除氨气，有刺激难闻的气味。 氨气能跟酸反应生成铵盐： NH3＋HCl == NH4Cl (晶体 ) 氨是重要的化工产品，氮肥工业、有机合成工业及制造硝酸、铵盐和纯碱都离不开它。 氨气容易液化为液氨，液氨气化时吸收大量的热，因此还可以用作制冷剂。 铵盐的性质：易溶于水（很多化肥都是铵盐），受热易分解，放出氨气： NH4Cl NH3 ↑＋HCl ↑ NH4HCO3 NH3 ↑＋H2O ↑＋CO2 ↑ 可以用于实验室制取氨气：（干燥铵盐与和碱固体混合加热） NH4NO3＋ NaOH Na NO3＋H2O＋NH3 ↑ 2NH4Cl＋Ca(OH)2 CaCl2＋2H2O＋ 2NH3 ↑ 用向下排空气法收集，红色石蕊试纸检验是否收集满。