第一節 化學實驗基本方法
知識概要：
一、初中化學實驗基本操作要點回顧：
1. 藥品取用的原則：
（1） 安全性原則：“三不”：不能摸、不能聞、不能嘗
（2） 節約性原則：嚴格按照實驗規定的用量取用試劑。如果沒有說明用量，一般應按最 少量取用，液體1~2mL，固體只需蓋過試管底部。
（3） 保純性原則：實驗用剩的試劑一般不能放回原試劑瓶，以防瓶中試劑被污染。
2. 藥品的取用方法：
（1） 固體藥品的取用
① 粉末狀或細小顆粒藥品用藥匙或紙槽，操作要領：“一斜、二送、三直立”
② 塊狀固體用鑷子，操作要領：“一橫、二放、三慢豎”
（2） 液體藥品的取用
① 取用較多量時，可直接傾倒。操作要領：先取下瓶塞倒放在桌上，一手握瓶，標簽向手心，一手斜握容器，使瓶口與容器口緊靠，緩緩倒入。
② 取用少量時，可用膠頭滴管。注意事項：不能將滴管伸入接收器內，否則易碰到接收器壁，粘附其他物質，使試劑污染。
③ 定量取用液體，用量筒。（“仰小俯大”讀數比實際）
3. 物質的加熱：
可直接加熱的儀器：試管、坩堝、蒸發皿、燃燒匙；
須間接加熱的儀器=隔石棉網可加熱的儀器：燒杯、燒瓶、錐形瓶
使用酒精燈的注意事項：
（1）酒精量≤酒精燈容積的2/3
（2）用火柴點燃（不能用一只酒精燈去引燃另一只酒精燈）
（3）用燈帽蓋滅（不能用嘴去吹）
4.托盤天平的使用：
（1）“左物右碼”：m（物）=m（砝碼）+m（游碼）
若放反則：m（物）=m（砝碼）—m（游碼）
（2）托盤天平的精確度為0.1g，只能粗略稱量物質的質量。
（3）用鑷子夾取砝碼，先加質量大的砝碼，再加質量小的砝碼，必要時最后用鑷子移動游碼。
二、化學實驗安全
1.藥品的安全存放：
（1）易吸水、易潮解、易被氧化的物質應密封存放；
（2）受熱或見光易分解的物質應選用棕色瓶存放在冷暗處；
（3）金屬鉀、鈉易與氧氣、水反應，所以封存在煤油中；
（4）固體藥品存放在廣口瓶中，液體藥品存放在細口瓶中。
2．實驗意外事故處理方法：
（1）如不慎將酸液沾到皮膚或衣物上，立即用水沖洗，再用3%~5%的NaHCO3溶液清洗。
如果是堿液沾到皮膚上，用水沖洗，再涂上硼酸溶液。
（2）如果酸（或堿）流到實驗桌上，立即用NaHCO3溶液（或稀醋酸）中和，然后用水沖洗。如果是少量酸或堿，立即用濕抹布擦凈。
（3）眼睛的化學灼傷，立即用大量水沖洗，邊洗邊眨眼睛。若為堿灼傷，再用20%的硼酸溶液淋洗；若為酸灼傷，再用3%NaHCO3溶液淋洗。
三、混合物的分離和提純
概念：（1）物質的分離：把混合物中各物質通過物理或化學方法彼此分開的過程。
（2）物質的提純：把混合物中的雜質除去，以得到純凈物質的過程。
1.過濾：
（1）目的：分離固體不溶物和液體。
（2）儀器：鐵架臺、燒杯、漏斗、玻璃棒和濾紙
（3）注意事項：“一貼二低三靠”：
“一貼”：濾紙緊貼漏斗內壁（中間不留氣泡）；
“二低”：濾紙的邊緣要低于漏斗的邊緣；液面要低于濾紙的邊緣；
“三靠”：傾倒液體時，燒杯靠在玻璃棒上；玻璃棒要靠在三層濾紙處；漏斗下口要靠在燒杯內壁上。
玻璃棒的作用：引流，防止液體濺出漏斗。
2.蒸發：
（1）目的：使稀溶液濃縮或從溶液中得到溶質的晶體。
（2）儀器：鐵架臺、酒精燈、蒸發皿、玻璃棒
（3）注意事項：
①濃縮溶液時，溶液的體積不要超過蒸發皿容積的2/3；
②蒸發加熱液體時，一定要用玻璃棒不斷攪拌，防止局部溫度過高，使液體飛濺；
③蒸發結晶時，即出現了大量晶體，停止加熱利用余熱蒸干，也要繼續攪拌；
④蒸發皿應由坩堝夾持，不能用手拿，蒸發皿可以直接加熱，但不能驟冷；
⑤不要把加熱后的蒸發皿直接放在實驗臺上，以免燙壞實驗臺。
【粗鹽的提純實驗】
（1）粗鹽的成分：不溶性泥沙，可溶性CaCl2,MgCl2及一些硫酸鹽。
（2）步驟：溶解→過濾→蒸發結晶→除雜
玻璃棒的作用：溶解：加速溶解
過濾：引流
蒸發：攪拌，防止液滴飛濺
除雜所用試劑的順序：NaOH→BaCl2→Na2CO3→HCl
加入試劑必須過量的原因：為了使雜質離子反應完全，其過量部分由后續加入的試劑除去。
3.蒸餾：
（1）原理：利用液態混合物中各成分的沸點不同，通過加熱到一定溫度使沸點低的成分先汽化，再冷凝，從而與沸點高的物質分離開來。
（2）儀器：鐵架臺、酒精燈、石棉網、蒸餾燒瓶、溫度計、冷凝管、牛角管和錐形瓶
（3）注意事項：
①在蒸餾燒瓶中放少量碎瓷片或沸石，防止液體暴沸。
②溫度計的水銀球位置應與支管口下沿位于同一水平線上，用于測餾分的沸點。
③冷凝管中冷卻水從下口進，上口出。
④給蒸餾燒瓶加熱時，要墊石棉網。
4.萃取：
（1）原理：利用物質在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把物質從它與另一種溶劑所組成的溶液里提取出來，這種方法叫做萃取。
（2）儀器：分液漏斗、燒杯
（3）操作過程：
①檢驗是否漏液：在分液漏斗中注入少量的水，塞上瓶塞，倒置看是否漏水，若不漏水，把瓶塞旋轉180°，在倒置看是否漏水。
②混合振蕩：用左手握住分液漏斗活塞，右手壓住分液漏斗口部，把分液漏斗倒轉過來振蕩，使兩種液體充分接觸，振蕩后打開活塞，使漏斗內氣體放出。
③靜置：利用密度差且互不相溶的原理使液體分層，以便分液。
④分液：打開下口活塞放出下層液體，從上口倒出上層液體。
（4）萃取劑選擇的三個必備條件：
①萃取劑與原溶液中的溶劑互不相溶
②萃取劑與原溶液中的溶質互不反應
③質在萃取劑中的溶解度遠大于在原溶劑中的溶解度
補充：萃取時應選擇有機萃取劑，密度與水不同即可
四、常見離子的檢驗方法：
離子
操作
H+
向待測試液中加入紫色石蕊試液，溶液變紅
OH—
向待測試液中加入酚酞試液，溶液變紅
CO3
向待測液中加入鹽酸，產生無色無味的氣體通入澄清的石灰水產生白色沉淀
SO4
向待測液中加入稀鹽酸，然后加入幾滴BaCl2溶液，有白色沉淀產生
Cl
向待測液中加入幾滴稀硝酸，然后加入幾滴AgNO3,有白色沉淀產生
NH4+
向待測液中加入NaOH溶液，加熱，有能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍的氣體產生
第二節 化學計量在實驗中的應用
知識概要：
一、物質的量的單位——摩爾
1.物質的量：物質的量是一個基本物理量，表示含有一定數目粒子的集合體，符號為n。
2.摩爾：物質的量的單位，作為計量原子、分子、離子、電子等微觀粒子的物質的量的單位，可簡稱摩，用mol表示。
3.阿伏伽德羅常數：國際上規定，1mol粒子集體所含有的粒子數與0.012kg 12C中所含的碳原子數相同，約為6.02×10^23，把6.02×10^23mol^—1叫做阿伏伽德羅常數，符號位NA。
4.摩爾質量：
（1）概念：單位物質的量的物質所具有的質量叫做摩爾質量，符號為M，單位為g/mol。
物質的質量（m） m
（2）定義式：摩爾質量（M）= 物質的量（n） ，即M= n 。
（3）摩爾質量與物質式量的關系：任何粒子的摩爾質量，以g/mol為單位，數值上等于其化學式的式量。
二、氣體摩爾體積
1.物質體積的大小取決于構成這種物質的粒子數目、粒子的大小和粒子之間的距離這三個因素。
（1）1mol固態物質或液態物質含有的粒子數相同，粒子之間距離非常小，體積主要決定于粒子的大小。
（2）氣體，粒子之間的距離遠遠大于粒子本身的直徑，當粒子數相同時，氣體的體積主要決定于氣體粒子之間的距離。而在相同的溫度和壓強下，任何氣體粒子之間的距離都是相等的。
2.阿伏伽德羅定律及推論
（1）阿伏伽德羅定律：
同溫同壓下，相同體積的氣體都含有相同數目的分子。（“三同推一同”）
（2）阿伏伽德羅定律推論：
推論
公式
同溫同壓下，氣體的體積之比等于其物質的量之比
V1 n1
V2 = n2
同溫同體積下，氣體的壓強之比等于其物質的量之比
P1 n1
P2 = n2
同溫同壓下，相同體積的任何氣體的質量之比，等于其摩爾質量之比
m1 M1
m2 = M2
同溫同壓下，任何氣體的密度之比等于其摩爾質量之比
ρ1 M1
ρ2 = M2
同溫同物質的量的氣體，壓強之比等于體積的反比
P1 V2
P2 = V1
3.氣體摩爾體積
（1）定義：單位物質的量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積，符號為Vm，單位為L/mol。
V
（2）定義式： Vm = n
幾點說明：（1）在0°C和101KPa(標準狀況)的條件下，氣體摩爾體積為22.4L/mol。
（2）氣體摩爾體積針對氣體而言，可以是單一氣體，也可以是混合氣體。
（3）利用氣體摩爾體積進行計算時，只適用于氣態物質，不適用于固態或液態物質。
4.標準狀況下氣體摩爾體積的計算
（1）摩爾質量與氣體摩爾體積的關系：M=Vm·ρg/L=22.4ρ g/mol
VL V
（2）物質的量與氣體摩爾體積的關系：n=22.4L/mol=22.4 mol
V
（3）氣體質量與氣體摩爾體積的關系：m=n·M= Vm ·M
V
（4）氣體分子數與氣體摩爾體積的關系：N=n·NA=Vm·NA
三、物質的量在化學實驗中的應用
1.物質的量濃度
概念：表示單位體積溶液里所含溶質的物質的量，符號位c。物質的量濃度可表示為：
n
C = V
2.一定物質的量濃度的溶液的配制
（1）容量瓶使用的注意事項
容量瓶上標有溫度、容積、刻度線。表示在所指溫度下，液體的凹液面與容量瓶頸部的刻度線相切時，溶液體積與瓶上標注的體積相等，容量瓶的常用規格有100mL、250mL、500mL及1000mL。容量瓶使用前也檢查是否漏液，方法與檢查分液漏斗是否漏液相似，容量瓶不能作為反應容器，也不能長期貯存溶液。
（2）操作步驟（以配制100mL的NaCl溶液為例）
計算→稱量→溶解→移液→洗滌→搖勻→定容→振蕩→裝瓶
3.溶液的稀釋或混合的計算
溶液稀釋或混合前后，溶質的質量不變，物質的量濃度不變。
（1）c（濃）·V（濃）= c（稀）·V（稀） m（濃）·w（濃）= m（稀）·w（稀）
（2）c1V1+c2V2=c(混)·V（混） m1w1+m2w2=m (混)·w（混）
m(混 ) ρ1V1+ρ2V2
（3）V（混）=ρ（混） = ρ（混）
4.物質的量濃度和溶質的質量分數的換算
設溶液體積為1L，溶液的密度為ρg/mL，溶質的質量分數為w。
（1）溶質的質量m=1000mL×ρg/mL×w=1000ρw g
m 1000ρw
（2）溶質的物質的量n= M = M mol
1000ρw
n M mol 1000ρw
（3）溶質的物質的量濃度：c= V = 1L = M mol/L
1000ρw
得關系式：c= M mol/L
第二章 化學物質及其變化
第一節 物質的分類
知識概要：
一、簡單分類法：
1.交叉分類法：對物質以不同的標準進行分類。（總）
2.樹狀分類法：對同類事物進行再分類的一種方法。（分）
二、分散系及其分類
1.分散系的概念：
把一種（或多種）物質分散在另一種（或多種）物質中所得到的體系，叫做分散系。
前者叫分散質，后者叫分散劑。
2.分散系的分類：
（1）以分散質和分散劑的狀態為標準來分（共九種）；分散質都可以是固體、液體或氣體。
分散質 分散系 舉例
固體 固體 合金
固體 液體 碘酒
固體 氣體 煙塵
液體 固體 珍珠
液體 液體 酒精水溶液
液體 氣體 霧
氣體 固體 塑料泡沫
氣體 液體 肥皂泡沫
氣體 氣體 空氣
（2）以分散質粒子大小為標準來分分散系
溶液：溶質粒子直徑小于1nm
膠體：溶質粒子直徑在1~100nm之間
濁液：溶質粒子直徑大于100nm
3.溶液、膠體、濁液的比較
分散系
溶液
膠體
濁液
外觀
均一、穩定
大多均一、透明
不均一、不透明
穩定性
穩定
介穩性
不穩定
分散質粒子直徑
〈1nm
1~100nm
〉100nm
分散質粒子組成
單個分子或離子
分子集合體或有機高分子
大量分子的集合體
分散質粒子能否透過濾紙
能
能
不能
分散質粒子能否透過半透膜
能
不能
不能
典型實例
食鹽水
淀粉溶液 牛奶 豆漿
泥水
補充說明：（1）半透膜孔徑〈膠粒直徑〈濾紙孔徑
（2）膠體穩定的原因有兩個：①膠粒帶電荷（主要原因）②布朗運動
4.膠體的性質：
（1）丁達爾現象：當光束通過膠體時，可以看到一條光亮的“通路”。這條光亮的“通路”是由于膠體粒子對光線散射形成的，叫丁達爾效應。（丁達爾現象是區別溶液和膠體的一種常用的物理方法）
（2）電泳現象：膠體粒子可以選擇性地吸附某一種電性的離子而使膠粒帶上某種電荷，在通電時向異性電極定向移動，這種現象稱為電泳。如氫氧化鐵膠粒帶正電荷，通電時向負極移動。（溶液中的帶點離子也可以移動，故此法不能區分溶液和膠體）
（3）膠體的聚沉：
膠體粒子在適當的條件下相互結合成直徑大于100nm顆粒而沉積下來的過程，叫做膠體的聚沉。
使膠體聚沉的原理就是要中和膠體粒子的電性，常用方法如下：
①加入電解質（高價離子的凝聚效率更大）
②加入與膠粒帶相反電荷的膠體（把氫氧化鐵膠體與硅酸膠體混合，兩種膠體都聚沉，說明兩種膠粒帶相反電荷）
③加熱膠體（降低了膠核對粒子的吸附作用）
5.分散系的穩定性
溶液 膠體 濁液
——————————————→
強 中 弱
第二節 離子反應
知識概要：
一、電解質與非電解質
1.電解質：在水溶液里或熔融狀態下能夠導電的化合物。如硫酸、氫氧化鈉、硝酸鉀等。
2.非電解質：在水溶液里和熔融狀態下都不能導電的化合物。如蔗糖等。
3.電解質與非電解質的比較
電解質
非電解質
相同點
均為化合物
均為化合物
不同點
水溶液或熔融狀態能導電
水溶液和熔融狀態都不能導電
本質區別
在水溶液里或熔融狀態下自身能發生電離
在水溶液里和熔融狀態下自身不能發生電離
所含物質類型
酸：H2SO4、HCl、H3PO4、H2CO3、CH3COOH
堿：NaOH、Ca(OH)2、NH3·H2O、Fe(OH)3
鹽：NaCl、KNO3、NaHSO4、CaCO3
活潑金屬氧化物：Na2O、CaO、MgO
水
非金屬氧化物：SO2、SO3、CO2、CO、P2O5
非酸性氣態氫化物：NH3
部分有機物：蔗糖、酒精、CH4
補充說明：
（1）能導電的物質不一定是電解質，如石墨、銅等；電解質不一定都能導電，如NaCl晶體。
（2）活潑金屬氧化物（如Na2O、MgO）熔融狀態下能電離，能導電，故屬于電解質。
（3）BaSO4、CaCO3等鹽難溶于水，但它們在熔融狀態下能電離，能導電，故屬于電解質。
二、電解質的電離
1.電解質導電的原因：能產生自由移動的離子，是電解質導電的內因；
外因條件就是溶于水或受熱使電解質呈熔融狀態。
2.電離：電解質在水溶液或受熱熔融時，解離成能夠自由移動離子的過程叫做電離。
3.電離方程式：HCl=H+ + Cl—
NaOH=Na+ + OH—
NaHCO3=Na+ + HCO3—
4.酸、堿、鹽的分類標準
物質
概念
舉例
酸
電解質電離出的陽離子全部是H+
H2SO4
堿
電解質電離出的陰離子全部是OH—
Ba(OH)2
鹽
電解質電離出的陽離子是金屬離子或NH4+，陰離子是酸根離子
NaCl、NH4Cl
補充說明：
（1）NaHSO4雖能電離出H+和Na+，但因陽離子不全是H+，故不屬于酸，而符合鹽的定義，屬于酸式鹽。
（2）Cu2(OH)2CO3雖能電離出OH—，但因陰離子不全是OH—，故不屬于堿，而符合鹽的定義，屬于堿式鹽。
三、離子反應及其發生的條件
1.離子反應：由于電解質溶于水后電離成為離子，所以，電解質在溶液中的反應必然有離子
參加，這樣的反應叫做離子反應。
2.離子方程式：
（1）概念：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子叫做離子方程式。
（2）意義：化學方程式只表示某一具體反應，而離子方程式可以表示同一類型的離子反應。
（3）書寫：
①寫：寫出反應的化學方程式；
②拆：把易溶于水，易電離的物質拆成離子形式；
③刪：把不參加反應的離子從方程式兩邊刪去；
④查：檢查方程式兩邊各元素的原子個數和電荷數是否相等。
補充說明：氣體、難溶、難電離，用化學式；
微溶反應物寫離子，生成物寫化學式。
（4）判斷離子方程式的正誤：
①以化學反應的客觀事實為依據
②以質量守恒定律為依據
③以離子電荷守恒定律為依據
④以物質實際狀態為依據
⑤以反應條件及物質的狀態為依據
四、離子共存的判斷規律
離子共存即離子之間不能發生反應，判斷離子能否大量共存，即判斷離子之間能否反應，若反應，則不共存；若不反應，則共存。
（1）溶液無色透明時，不存在有色離子
中學階段常見有色離子及其顏色：
Cu2+（藍色） Fe3+（棕黃色） Fe2+（淺綠色） MnO4—（紫紅色）
（2）因發生復分解反應而不能大量共存的情況及常見例子。
情況
實例
生成難溶物
Ca2+與CO32-；Ba2+與SO42—、CO32—；
Ag+與Cl—、Br、I、CO32—；
OH—與Fe3+ 、Fe2+、Mg2+、Al3+、Ca2+等
生成氣體
①H+與CO32-、HCO3-、SO42-、HSO3-等
②OH-與NH4+
生成難電離物質
①H+與OH-、CH3COO-等
②OH-與HCO3-等
（3）強酸性溶液或是石蕊變紅的溶液或PH〈7的溶液，均指酸性溶液，即溶液中有大量H+，則與H+反應的離子肯定不能大量共存。
（4）強堿性溶液或使石蕊變藍或使酚酞變紅的溶液或PH〉7的溶液，均指堿性溶液，即溶液中有大量OH—，則與OH—反應的離子肯定不能大量共存。
第三節 氧化還原反應
知識概要：
一、氧化還原反應
1.氧化還原反應
（1）概念：凡是元素化合價升降的化學反應都是氧化還原反應。
（2）標志：化合價的升降
（3）實質：電子的得失或電子對的偏移
補充說明：（1）從得氧和失氧來判斷氧化還原反應是有局限性的。
（2）有化合價升降的化學反應一定是氧化還原反應。
2.四種基本反應類型與氧化還原反應的關系
二、氧化劑與還原劑
1.概念：氧化劑、氧化產物（氧化性：氧化劑＞氧化產物）
還原劑、還原產物（還原性：還原劑＞還原產物）
2.口訣：升失氧化還原劑，降得還原氧化劑。
3.電子轉移的表示方法：
雙線橋法
化合價降低，得到2×3e－，被還原
｜ 高溫↓
例：Fe2O3+3CO===2Fe+3CO2
｜ ↑
化合價升高，失去3×2e－，被氧化
分析：氧化劑：Fe2O3 氧化產物：CO2
還原劑：CO 還原產物：Fe
補充說明：失電子，化合價升高，作還原劑，被氧化，發生氧化反應
得電子，化合價降低，作氧化劑，被還原，發生還原反應
三、氧化還原強弱的判斷
（1）根據金屬活動性順序
在金屬活動性順序表中，從左到右原子的還原性逐漸減弱，但其對應陽離子的氧化性逐漸增強。
K Ca Na MgAl Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au→
還原性依次減弱
K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Hg2+ Ag+ Pt2+ Au+→
氧化性依次增強
（2）根據反應方向判斷
氧化性：氧化劑＞氧化產物
還原性：還原劑＞還原產物
（3）根據與同種物質反應生成價態不同的生成物的情況判斷
0 點燃 +3
例如：2 Fe+3Cl2===2 FeCl3
0 △ +2
Fe+S=== FeS 可知氧化性：Cl2＞S
（4）根據反應條件判斷
條件越簡單，氧化性（還原性）越強。一般從反應是否需加熱、溫度高低、有無催化劑等方面判斷。
（5）根據反應劇烈程度判斷
例如：Cu與濃HNO3反應較劇烈，Cu與稀HNO3反應較微弱。
故氧化性：HNO3（濃）＞HNO3（稀）
四、氧化還原反應的規律
1.守恒規律：化合價升高總數=化合價降低總數，即失電子數=得電子數
2.價態規律：（1）元素處于最高價態，只有氧化性
（2）元素處于最低價態，只有還原性
（3）元素處于中間價態，既有氧化性又有還原性。
3.先后規律：強者優先，即氧化性（或還原性）強的，優先發生反應。
4.“只靠攏，不交叉”規律
同種元素不同價態之間，相鄰價態不反應，發生反應時化合價向中間靠攏，但不交叉。
第三章 金屬及其化合物
第一節 金屬的化學性質
知識概要：
一、金屬的存在及通性
1.絕大多數金屬元素都以化合態形式存在。這是因為金屬的化學性質活潑，易與其他物質反應。也有金屬以游離態形式存在，如金。
2.金屬化學性質活潑的原因：金屬原子的最外層電子數小于4個，易失電子，在化學變化中，表現還原性。
3.地殼中含量最多的金屬元素是Al，含量在前三位的元素分別是O、Si、Al。
4.金屬的通性：有金屬光澤、易導電、易導熱、有延展性等。
5.從古至今，人們利用金屬的順序，是由不活潑金屬到活潑金屬的順序。
二、金屬與非金屬的反應
1.鈉與氧氣的反應
條件
常溫
加熱或點燃
操作
取一小塊金屬鈉，用濾紙吸干表面的煤油后，用刀切去一端的外皮，觀察現象
把一小塊鈉放在坩堝里，加熱，觀察現象
現象
新切開的鈉具有銀白色金屬光澤，表面在空氣中很快變暗
鈉先熔化成銀白色小球，然后燃燒，火焰呈黃色，最后生成淡黃色固體
生成物
氧化鈉（Na2O），白色固體
過氧化鈉（Na2O2），淡黃色固體
化學方程式
4Na+O2==2Na2O
△
2Na+O2==Na2O2
補充說明：
（1）新切開的金屬鈉，切面為銀白色，后變暗，是因為鈉被空氣氧化了的原因。
（2）因為鈉與空氣中的水和氧氣都反應，所以鈉要用石蠟油或煤油封存。
（3）取用剩余的鈉應放回原試劑瓶中，不能隨意亂扔。（鈉是實驗室中少數剩余可以放回原試劑瓶的藥品）
（4）金屬鈉的物理性質：銀白色，密度小，熔點低，硬度小。
（5）金屬鈉露置在空氣中的變換過程：
O2 H2O H2O CO2
銀白色金屬鈉—→表面變暗—→出現白色固體—→表面變成溶液—→白色塊狀物質
（Na） (生成Na2O) (生成NaOH) (NaOH潮解) (生成Na2CO3·10H2O)
風化
—→白色粉末狀物質
(生成Na2CO3)
有關反應如下：4Na+O2=2Na2O
Na2O+H2O=2NaOH
2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O
△ 點燃
補充：鈉還可與S、Cl2發生化學反應：2 Na+S== Na2S 2Na+Cl2===2NaCl
2.鋁與氧氣的反應
打磨過和未打磨過的鋁箔在酒精燈上加熱的現象：都是熔化，失去了光澤，但熔化的鋁并不滴落。原因是：即使打磨過的鋁箔，在空氣中也會很快生成新的氧化膜，構成薄膜的Al2O3的熔點（2050℃）高于Al的熔點（660℃），包在鋁的外面，所以熔化了的液態鋁不會滴落下來。
補充說明：
鋁制品表面的氧化膜，起著保護內部金屬的作用，所以活潑的鋁在空氣中能穩定存在，
△
具有很強的抗腐蝕性。發生的反應是：4Al+3O2==2Al2O3
三、金屬與酸和水的反應
1.與酸反應：位于金屬活動性順序中氫以前的金屬遇到酸時，能夠發生化學反應，生成鹽和氫氣。
2.鈉與水的反應：
（1）反應現象及解釋
現象
解釋
鈉投入水里后，浮在水面上
因為鈉的密度比水小
鈉熔化成光亮的小球
鈉與水的反應是放熱反應，且鈉的熔點較低
小球在水面上向各個方向迅速游動
鈉與水反應產生氣體，推動小球迅速游動
發出“嘶嘶”的響聲
反應劇烈，生成氣體
反應后的水溶液變紅
鈉與水反應生成了堿
補充說明：
①鈉極易與空氣中的氧氣和水反應，所以保存在煤油中，隔絕空氣。不能用手拿鈉的原因是鈉與手上的水反應生成的NaOH腐蝕手。
②金屬鈉著火不能用水和CO2來滅火，需用沙子覆蓋。
③鈉與水反應之前，需用濾紙擦凈，這樣可以防止鈉與水反應放熱引起煤油燃燒。
④鈉在金屬活動性順序表中排在前面，但是在水溶液中不能置換出后面的金屬，而是先跟水反應，然后生成的NaOH再與鹽反應。
（2）反應方程式
2 Na+H2O=2 NaOH+H2↑
3.鐵與水蒸氣反應
鐵不能與冷水、熱水反應，但高溫能與水蒸氣反應，化學反應方程式為
高溫
3Fe+4H2O(g)===Fe3O4+4H2
4.金屬與水反應的規律是：
（1）K、Ca、Na等金屬和冷水作用，生成可溶性堿和氫氣。
2 K+H2O=2 KOH+H2↑
（2）Mg、Al在除去氧化膜后與冷水、熱水的反應
冷水
熱水
Mg
反應緩慢
△
Mg+2H2O== Mg(OH)2+H2↑
Al
很難反應
△
2Al+6H2O== 2Al (OH)3+3H2↑
（3）Zn、Fe、Sn、Pb和高溫水蒸氣反應，生成不溶性氧化物和氫氣。
高溫
3Fe+4H2O(g)===Fe3O4+4H2
高溫
Zn+H2O(g)===ZnO+H2
（4）Cu、Hg、Ag、Pt、Au不與水作用。
四、鋁與酸、堿溶液的反應
與鹽酸反應
與NaOH反應
實驗現象
試管中產生氣泡，鋁片逐漸溶解，點燃的木條放在收集氣體的試管口時發出爆鳴聲
試管中產生氣泡，鋁片逐漸溶解，點燃的木條放在收集氣體的試管口時發出爆鳴聲
有關方程式
2 Al+6HCl=2 AlCl3+3H2↑
2Al+2 NaOH +2H2O=2NsAlO2+3H2↑
五、鈉與酸、堿、鹽的水溶液的反應規律
1.鈉與酸的反應：
鈉與稀硫酸、鹽酸等非氧化性酸反應時，首先是鈉直接跟酸反應，過量的鈉再與水反應。
例如：鈉投入足量鹽酸中的反應的化學方程式是：
2 Na+2HCl=2 NaCl+ H2↑
離子方程式是：2 Na+2H+=2 Na+ + H2↑
2.鈉與堿的反應：
實際就是鈉跟水反應
3.鈉跟鹽溶液的反應：
（1）NaCl溶液：實際是與水反應。化學方程式為：2 Na+H2O=2 NaOH+ H2↑
（2）CuSO4溶液：鈉先與水反應生成NaOH，NaOH再與CuSO4反應。
化學方程式為：2 Na+H2O=2 NaOH+ H2↑
2 NaOH+ CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4
（3）NaHSO4溶液：因NaHSO4完全電離生成的H+濃度遠大于水中的H+濃度，此時鈉直接與鹽反應。方程式為：2Na+2NaHSO4=2 Na2SO4+H2↑
（4）通常鈉不能從鹽溶液中置換出金屬； 熔融
若鹽為熔融狀態，鈉可以置換出較不活潑的金屬，如：4 Na+TiCl4===4 NaCl+Ti
第二節 幾種重要的金屬化合物
知識概要：
一、鈉的重要化合物
1.氧化鈉與過氧化鈉
（1）過氧化鈉的性質的實驗探究
實驗步驟：取一支試管，向其中加入少量過氧化鈉固體，然后滴入適量水，并立即把帶火星的木條放在試管口，用手觸摸試管底部，向反應后的溶液中滴入酚酞溶液。
實驗現象：①帶火星的木條復燃；②試管壁溫度升高；③滴入酚酞后溶液變紅。
實驗結論：①過氧化鈉與水反應放出氧氣；②放出熱量；③有堿性物質生成。
化學方程式：Na2O2+H2O==4NaOH+H2↑
過氧化鈉還能與CO2反應：2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2
（2）氧化鈉與過氧化鈉的比較
氧化鈉
過氧化鈉
化學式
Na2O
Na2O2
顏色
白色
淡黃色
與H2O反應
Na2O+H2O=2NaOH
Na2O2+H2O==4NaOH+H2↑
與CO2反應
Na2O+CO2= Na2CO3
2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2
用途
——
強氧化劑、漂白劑、供氧劑
補充說明：堿性氧化物的主要性質是能與酸反應只生成鹽和水，無其他產物。Na2O2跟酸反應除生成鹽和水外，還生成氧氣，故Na2O2不是堿性氧化物，Na2O是堿性氧化物。
2.碳酸鈉和碳酸氫鈉
物質
碳酸鈉（Na2CO3）
碳酸氫鈉（NaHCO3）
俗名
純堿、蘇打
小蘇打
色、態
白色粉末（Na2CO3·10H2O為晶體）
細小白色晶體
溶解性
易溶于水
在水中溶解度比Na2CO3小
熱穩定性
穩定，受熱難分解；但結晶Na2CO3·10H2O易風化
不穩定，受熱易分解
△
2NaHCO3==Na2CO3+H2O+CO2↑
與酸反應
Na2CO3+2HCl=2NaCl+ H2O+CO2↑
NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑
(反應速率比Na2CO3快)
與堿反應
Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH
（Na2CO3與NaOH不反應）
2NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+ Na2CO3+2H2O
NaHCO3+NaOH= Na2CO3+ H2O
與可溶性鈣鹽、鋇鹽反應
Na2CO3+CaCl2= CaCO3↓+2NaCl
Na2CO3+BaCl2= BaCO3↓+2NaCl
不反應
補充說明：
（1）溶解性：Na2CO3〉NaHCO3
（2）堿性：Na2CO3〉NaHCO3
（3）熱穩定性：Na2CO3〉NaHCO3〉碳酸
（4）與酸反應劇烈、速率快：Na2CO3〈NaHCO3
（5）相互轉化： CO2+ H2O→
Na2CO3====================== NaHCO3
←①固（加熱）②液（NaOH）
鑒別Na2CO3與NaHCO3的方法
方法
操作
有關化學方程式
加熱后與澄清石灰水反應
取少量樣品加熱，能夠產生使澄清石灰水變渾濁氣體的是NaHCO3，無明顯現象的我Na2CO3。
△
2NaHCO3==Na2CO3+H2O+CO2↑
CO2+ Ca(OH)2=CaCO3↓+H2O
與鹽酸反應劇烈程度
取少量樣品加入過量等濃度的鹽酸，反應劇烈程度大的為NaHCO3。
Na2CO3+2HCl=2NaCl+ H2O+CO2↑
NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑
與少量鹽酸反應現象
取少量的樣品與試管中，溶于水并配成稀溶液，逐滴加入稀鹽酸，立即有氣體產生的是NaHCO3，加入一定量稀鹽酸后，才逐漸有氣體產生的是Na2CO3。
NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑
Na2CO3+HCl(少量)=NaCl+ NaHCO3
與Ca2+能否產生沉淀
取二者少量制成溶液，加入CaCl2（或BaCl2）溶液，有沉淀生成的是Na2CO3，無沉淀生成的是NaHCO3。
Na2CO3+CaCl2= CaCO3↓+2NaCl
Na2CO3+BaCl2= BaCO3↓+2NaCl
3.焰色反應（利用元素的性質）
注意事項：
（1）蘸取待測物的金屬絲：鉑絲或鐵絲等，必須在火焰上灼燒時無顏色，且熔點較高。
（2）金屬絲使用前用稀鹽酸將其表面的氧化物洗凈，然后在火焰上灼燒至無焰色，方可使用。（金屬氧化物與鹽酸反應生成的氯化物在灼燒時易氣化而揮發，而若用硫酸來洗，則生成的硫酸鹽沸點很高，不易除去，干擾焰色）
（3）作用：判斷元素種類，不能判斷是分子、原子還是離子。
（4）幾種焰色反應的顏色
金屬或金屬離子
鋰
鈉
鉀
鈣
鍶
鋇
銅
焰色反應的顏色
紫紅色
黃色
紫色
磚紅色
洋紅色
黃綠色
綠色
【思考】在觀察鉀的焰色反應時若不透過藍色鈷玻璃，我們所觀察到的往往是黃色，為什么？
【解析】由于鈉和鉀元素的許多性質相近，往往使鈉和鉀元素的分離非常困難，導致許多含鉀元素的物質中也含有少量的鈉元素，而黃色又能對紫色有遮蓋作用，但藍色鈷玻璃恰能濾去黃色光，使紫色透過。
二、鋁的重要化合物
1.氧化鋁
（1）兩性氧化物：既能與酸反應生成鹽和水，又能與堿反應生成鹽和水的氧化物稱為兩性氧化物，氧化鋁就是兩性氧化物。
（2）物理性質：難溶于水；熔點很高，可做耐火材料。
（3）化學性質：①與酸反應：Al2O3 + 6H+ =2 Al3+ +3H2O
②與堿反應：Al2O3 + 2OHˉ=2 AlO2ˉ+H2O
(Al2O3只與強酸、強堿發生化學反應)
2.氫氧化鋁
（1）Al(OH)3的制取：利用可溶性鋁鹽（如AlCl3）與NH3·H2O可以制取Al(OH)3，它是一種白色膠狀沉淀。
用NH3·H2O而不能用NaOH的原因是：NaOH過量時會溶解Al(OH)3。
（2）Al(OH)3的兩性：在Al(OH)3的懸濁液中加入鹽酸或NaOH溶液，沉淀都會消失。
與鹽酸反應的離子方程式：Al(OH)3+3H+ =Al3+ + 3H2O
與NaOH反應的離子方程式：Al(OH)3++ OHˉ= AlO2ˉ+2H2O
（3）兩性氫氧化物：像Al(OH)3這樣既能與酸反應生成鹽和水，又能與堿反應生成鹽和水的氫氧化物，叫做兩性氫氧化物。
（4）Al(OH)3的不穩定性： △
2 Al(OH)3== Al2O3+3H2O
（5）用途：Al(OH)3常用來中和胃酸。
三、鐵的重要化合物
1.鐵的氧化物
氧化亞鐵
氧化鐵
四氧化三鐵
化學式
FeO
Fe2O3
Fe3O4
化合價
+2
+3
+2、+3
色態
黑色粉末
紅棕色粉末
黑色晶體
俗稱
——
鐵紅（赤鐵礦）
——
用途
——
油漆、涂料
——
與酸反應
FeO + 2H+ =Fe2+ + H2O
Fe2O3 + 6H+ =2Fe3+ +3H2O
Fe3O4 + 8H+ = Fe2+ + 2Fe3+ +4H2O
補充說明：
（1）Fe3O4與鹽酸的反應可分別看做Fe2O3 、FeO與鹽酸反應，然后把兩個反應式相加。
（2）從價態分析，FeO有還原性，Fe2O3有氧化性，Fe3O4既有氧化性又有還原性。
2.鐵的氫氧化物
Fe(OH)2與Fe(OH)3的比較
Fe(OH)2
Fe(OH)3
顏色
白色
紅褐色
水溶性
不溶
不溶
與鹽酸反應
Fe(OH)2+2HCl= FeCl2+2H2O
Fe(OH)3+3HCl= FeCl3+3H2O
制備
FeSO4+2NaOH= Fe(OH)2↓+NaSO4
FeCl3+3NaOH= Fe(OH)3↓+2NaCl
轉化 4 Fe(OH)2+O2+2H2O=4 Fe(OH)3
補充說明：
（1）FeSO4與NaOH反應生成灰白色沉淀，迅速變成灰綠色，最后變成紅褐色，是因為Fe(OH)2被氧化，4 Fe(OH)2+O2+2H2O=4 Fe(OH)3。
（2）Fe2+極易被氧化，所以FeSO4溶液要新制備。
（3）為防止Fe2+被氧化，還可以向盛有FeSO4溶液的試管中加入少量的煤油或其他密度小于水而不溶于水的有機物，以隔絕空氣。
（4）難溶性金屬氫氧化物受熱分解生成相應價態的金屬氧化物和水。
△
2Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O
3.鐵鹽和亞鐵鹽
（1）Fe3+的檢驗
滴入KSCN溶液
5 mLFeCl3溶液
溶液呈血紅色
5mLFeCl2溶液
溶液顏色無變化
（2）Fe3+的氧化性：
2mLFeCl3溶液中→加入少量鐵粉，振蕩→滴入幾滴KSCN溶液→滴加氯水
加入
現象
反應的化學方程式
鐵粉，KSCN
不顯血紅色
2 FeCl3+ Fe=3 FeCl2
加入氯水，振蕩
溶液顯血紅色
2 FeCl2+ Cl2=2 FeCl3
結論：Fe2+和Fe3+可以相互轉換
補充：利用Fe2+和Fe3+的有關性質及相互轉化，可進行Fe2+的檢驗。若加入KSCN溶液，無明顯變化，然后加入氧化劑（如氯水）后，若溶液出現血紅色，則可證明溶液中含Fe2+。
四、銅鹽
1.銅的性質穩定，易于冶煉，中國古代就掌握了冶銅技術。古代“銅錢”就是佐證。
2.銅屬于重金屬，化學性質不活潑，使用銅器皿比較安全。
3,銅鹽溶液都有毒，因為Cu2+與蛋白質作用，使蛋白質變性。
用CuSO4來配制農藥（波爾多液）就是利用這一性質。
4.銅綠主要化學成分是Cu2(OH)2CO3。
五、鋁鹽和鐵鹽的凈水作用
凈水原理：明礬、Fe2(SO4)3溶于水后，分別電離出Al3+和Fe3+，Al3+、 Fe3+與水作用生成Al(OH)3、Fe(OH)3膠狀物質，凝聚水中的懸浮物沉降，從而使水凈化。
第三節 用途廣泛的金屬材料
知識概要：
一、常見合金的重要應用
1.對合金的初步認識
（1）定義：合金是由兩種或兩種以上的金屬（或金屬跟非金屬）熔合而成的具有金屬特性的物質。
（2）合金的特點
①合金硬度一般比它的各成分金屬大
②合金熔點一般比它的各成分金屬低
③合金的物理性質、化學性質、機械性能優于各成分金屬
補充說明：
（1）合金是混合物而不是純凈物。
（2）合金可以是金屬與金屬的熔合，也可以是金屬與非金屬的熔合。
2.銅合金
合金
主要成分
主要性能
主要用途
青銅
銅、錫
強度高、可塑性好、耐磨、耐腐蝕
機器零件如軸承、齒輪等
黃銅
銅、鋅
強度高、可塑性好、易加工、耐腐蝕
機器零件、儀表、日用品
白銅
銅、鎳
光澤好、耐磨、耐腐蝕、易加工
錢幣、代替銀做飾品
3、鐵合金
鐵合金
主要成分元素
主要特性
主要用途
生鐵
Fe、C（2%~4.3%）及Si、Mn、S、P等
硬而脆，強度大，可鑄不可鍛
煉鋼，制各種鑄件
碳素鋼（低碳鋼）
Fe、C（低于0.3%）
韌性、焊接性好，強度低
制鋼板、鋼絲、鋼管等
碳素鋼（中碳鋼）
Fe、C（0.3%~0.6%）
強度高，韌性及加工性好
制鋼軌、車輪和建材等
碳素鋼（高碳鋼）
Fe、C（高于0.6%）
硬而脆，熱處理后彈性好
制器械、彈簧、刀具等
合金鋼（錳鋼）
Fe、Mn
韌性好，強度大
鋼軌、軸承、鋼磨、坦克裝甲
合金鋼（硅鋼）
Fe、Si
導磁性好
變壓器、發電機和電動機中的鐵芯
合金鋼（不銹鋼）
Fe、Cr、Ni
抗腐蝕性好
醫療器械、炊具、反應釜、容器
二、正確選用金屬材料
選擇金屬材料時，常常要考慮以下幾個方面：
主要用途、外觀、物理選擇、化學性質、價格、加工難度、日常維護和對環境的影響。
三、用途廣泛的稀土金屬
（1）鑭系元素（57~71號元素）及釔和鈧共17種元素為稀土元素。
（2）我國擁有豐富的稀土資源，世界稀土資源中，80%分布在我國，并且品質齊全。
（3）稀土金屬元素的物理性質和化學性質極為相似，在礦石中總是共生在一起，冶煉復雜且耗能高，污染大。
（4）稀土金屬有廣泛的用途，可以單獨使用，也可用于生產合金，稀土金屬又被稱為冶金工業的維生素。
（5）稀土金屬可用于制造引火合金、永磁材料、超導材料和發光材料等。廣泛應用在冶金、石油化工、熒光、電子材料、醫藥及農業部門，深入到許多現代科技領域。
四、金屬的分類
冶金工業常常把金屬分為黑色金屬和有色金屬。黑色金屬有三種：鐵、錳、鉻。除鐵、錳、鉻以外的金屬稱為有色金屬。有色金屬有可以分為九大類：
（1）重金屬（2）輕金屬（3）輕稀有金屬（4）難溶稀有金屬（5）稀散金屬（6）稀土金屬（7）放射性金屬（8）貴金屬（9）堿金屬
五、金屬冶煉的規律
金屬冶煉實質上就是用還原法把金屬由化合態轉化為游離態。根據金屬的活潑性不同，采用的還原方法也不同。
（1）電解法：K、Ca、Na、Mg、Al等活潑金屬
電解
2NaCl====2Na+Cl2↑
熔融
（2）熱還原法：Zn、Fe、Cu等中等活潑金屬
高溫
CO+CuO===Cu+CO2
（3）熱分解法：Hg、Ag等不活潑金屬
△
2HgO===2Hg+O2↑
（4）水洗法：Au通過物理方法直接得到。
第四章 非金屬及其化合物
第一節 無機非金屬材料的主角——硅
知識概要：
一、二氧化硅和硅酸
1.硅在自然界中的存在：
（1）含量：在地殼中，硅的含量在所有元素中局第二位，僅次于氧。
（2）存在形式：自然界中無游離態的硅。硅是一種親氧元素，自然界中以SiO2和硅酸鹽的形式存在。
（3）硅原子結構特點：最外層4個電子。
2.二氧化硅
硅石：天然二氧化硅
（1）存在：{石英：結晶二氧化硅{水晶：無色透明的晶體
瑪瑙：具有彩色環帶狀或層狀
沙子：含有小粒的石英晶體
（2）SiO2晶體結構：SiO2晶體是由Si和O按1：2的比例所組成的立體網狀結構的晶體。
SiO2的網狀結構決定了SiO2是不溶于水的固體，熔沸點高，硬度大，且化學性質穩定。（這里充分體現了物質結構決定性質的思想）
（3）化學性質：
①與氫氟酸反應 SiO2+4HF= SiF4↑+2H2O （氫氟酸可雕刻玻璃）
補充：SiO2是酸性氧化物；SiO2很穩定，除氫氟酸外一般不與其他酸反應。
高溫
②與堿性氧化物反應 SiO2+CaO==CaSiO3
③與強堿反應 SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O (盛堿的試劑瓶用橡皮塞不能用玻璃塞)
高溫
④與焦炭反應 SiO2+2C=== Si+2CO
（4）用途：
①信息高速公路的骨架——石英光導纖維
②石英坩堝、石英玻璃、石英鐘表等
③電子工業的重要部件、光學儀器
④工藝飾品
3.硅酸
（1）物理性質：硅酸是一種白色固體，在水中溶解度很小 △
（2）化學性質：硅酸是一種很弱的酸（比碳酸還弱）具有酸的通性，硅酸加熱H2SiO3== SiO2+H2O
（3）制法：硅酸一般由可溶性硅酸鹽與其他酸反應制得。
如Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3（膠體）
Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3（膠體）
它們都符合強酸制弱酸
（4）硅膠的用途——干燥劑
①由Na2SiO3制得H2SiO3。
②生成的H2SiO3逐漸聚合成膠體溶液。
③H2SiO3濃度較大時，形成透明的、膠凍狀——硅酸凝膠。
④硅酸凝膠干燥脫水后形成——“硅膠”。硅膠是多孔狀，吸附水分能力強，常用作干燥劑，也可作催化劑的載體。
二、硅酸鹽
1.硅酸鹽及其產品
（1）概念：硅酸鹽是由硅、氧和金屬組成的化合物的總稱。
（2）硅酸鈉（Na2SiO3）：溶于水，其水溶液俗稱水玻璃，可用作肥皂填料、防火劑及黏膠劑等。
（3）硅酸鹽的化學性質：
①硅酸鹽有很強的熱穩定性，即能耐高溫。
②硅酸鹽易跟酸發生反應
Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3（膠體）
SiO32ˉ+CO2+H2O=CO32ˉ+H2SiO3（膠體）
Na2SiO3+2CO2+2H2O=2NaHCO3+H2SiO3（膠體）
SiO3 2ˉ+2CO2+2H2O=2HCO3ˉ+H2SiO3（膠體）
Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3（膠體）
SiO3 2ˉ+2HCl=2Clˉ+H2SiO3（膠體）
補充說明：①盛Na2SiO3的試劑瓶應密封，否則吸收空氣中CO2和H2O會變質；
②盛Na2SiO3的試劑瓶不能用玻璃塞，因為本身是一種玻璃粘膠劑；
③SiO3 2ˉ與H+不能大量共存。
（4）硅酸鈉的耐熱性：
Na2SiO3能耐高溫，不能燃燒。
（5）硅酸鹽的產品
人類創造出的三大傳統硅酸鹽產品有陶瓷、玻璃、水泥。
三種常見的硅酸鹽產品
硅酸鹽產品
主要原料
主要設備
水泥
黏土、石灰水
水泥回轉窯
玻璃
純堿、石灰水、石英
玻璃窯
陶瓷
黏土
——
2.新型陶瓷
品種
主要性能
主要用途
高溫結構陶瓷
耐高溫
耐高溫材料，洲際導彈的彈頭，火箭發動機的尾管，汽車發動機，噴氣發動機
壓電陶瓷
實現機械能與電能的相互轉化
電波濾波器，通話器，聲吶探傷器，點火器
透明陶瓷
（1）優異的光學性能
（2）耐高溫
（3）絕緣性好
制高亞納燈的燈管，防彈“玻璃”
超導陶瓷
超導性
超導材料
三、硅單質
1.存在形式：硅以晶體硅和無定形硅兩種形式存在。
2.晶體硅的結構：硅原子與硅原子互相連接成空間網狀結構。與金剛石的結構相似。
3.物理性質：晶體硅是灰黑色，有金屬光澤、硬而脆的固體、熔點、沸點很高，硬度大。晶體硅的導電性介于導體和絕緣體之間，是良好的半導體材料。
4.硅的用途：依據其半導體性質及豐富的來源，硅成為信息技術的關鍵材料|（半導體材料中硅占95%以上）。半導體晶體管和硅芯片的發展應用，促進了信息技術革命，硅是人類將太陽能轉換為電能的常用材料，如高純硅可以制成光電池（將光能直接轉換為電能），可以用作計算器、人造衛星、登月車、火星探測器、太陽能電動汽車等的動力設備，是極有發展景的新型能源材料。
四、硅酸鹽的表示方法
硅酸鹽由于組成比較復雜，通常用二氧化硅和金屬氧化物的形式表示其組成，改寫時的規律為：
書寫形式：（1）氧化物的排列順序：活潑金屬氧化物→較活潑金屬氧化物
（2）二氧化硅→水
（3）氧化物之間以“·”隔開
化學計量數：（1）配置原則：各元素原子總個數比符合原來的組成
（2）若出現分數應化為整數
例如：鈉長石NaAlSi3O8不能寫成1/2Na2O·1/2Al2O3·3SiO2，應寫成Na2O·Al2O3·6SiO2。
補充說明：（1）寫成氧化物形式，是為了簡化對硅酸鹽組成的表示方法，實際上硅酸鹽不是以簡單氧化物形式存在的。
（2）在改寫時，各元素的化合價不能改變。
（3）硅酸鹽與酸反應時，只考慮酸與氧化物的反應。
第二節 富集在海水中的元素——氯
知識概要：
一、活潑的黃綠色氣體——氯氣
1.氯元素的存在及其原子結構
（1）氯元素的存在
自然界中氯以化合態形式存在，主要以NaCl的形式存在于海水和陸地的鹽礦中，海洋是氯的巨大的資源寶庫。
（2）氯的原子結構
氯位于第三周期第VIIA族，氯原子最外層七個電子易得到一個電子而形成氯離子（Clˉ），是活潑的非金屬元素。
2.氯氣的發現和確認
1774年，瑞典化學家舍勒在研究軟錳礦（主要成分是MnO2）的過程中，將它與濃鹽酸混合加熱，產生了一種黃綠色的氣體，有強烈的刺鼻氣味，使人非常難受，但舍勒當時沒有確認這種氣體的真面目，以為它是一種氧化物。后來英國化學家戴維以大量實驗事實為依據，確認它是一種新元素組成的單質——后來被譯為“氯氣”。
3.氯氣的物理性質
通常情況下，氯氣是黃綠色有刺激性氣味的氣體，密度比空氣大，有毒，易液化，能溶于水。
4.氯氣的化學性質
（1）與金屬單質反應
點燃
與Na反應：2Na+Cl2===2NaCl
點燃
與Fe反應：2Fe+3Cl2===2FeCl3
點燃
與Cu反應：Cu+Cl2=== CuCl2
補充：Cl2與變價金屬反應時，生成高價金屬氧化物。如Fe與Cl2生成FeCl3，而不是FeCl2.
（2）與非金屬單質反應
點燃
H2+Cl2===2HCl
（3）與水反應
光照
Cl2+H2O=HCl+HClO(次氯酸) 2HClO===2HCl+O2↑
補充說明：
①Cl2可使濕潤的有色布條褪色，不能使干燥的有色布條褪色，說明Cl2沒有漂白性，而是HClO其漂白作用，HClO是一種強氧化劑，能漂白、殺菌。
②Cl2可使濕潤石蕊試紙先變紅，后褪色，其原因是Cl2與水作用生成的酸使石蕊變紅，HClO強氧化性使變色后的石蕊氧化褪色。
③光照氯水，黃綠色逐漸褪去，溶液PH逐漸減小（HClO能變成強酸HCl）。保存氯水時，應避免光照或受熱，實驗室通常將氯水置于棕色試劑瓶密封保存。
（4）與堿反應
Cl2+NaOH=NaCl+NaClO+H2O
Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
補充說明：
①
物質
有效成分
漂白液
NaClO
漂白粉
Ca(ClO)2
漂粉精
Ca(ClO)2和CaCl2
②以上三種的漂白原理相同，在酸性條件下生產有漂白、消毒作用的次氯酸（HClO）
Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO （碳酸的酸性比次氯酸強）
NaClO+ HCl=NaCl+HClO
③以上三種長期露置于空氣中會發生反應：
Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO
2NaClO+CO2+H2O=Na2CO3+2HClO
光照
2HClO===2HCl+O2↑
因此，保存時應該密封存放于避光干燥處。
5.氯氣的用途：
（1）制消毒劑、漂白劑。
（2）有機合成，有機化工，如合成塑料、橡膠、人造纖維、農藥、染料、藥品等。
（3）制鹽酸
二、Clˉ的檢驗
檢驗方法：先在被檢液中加稀HNO3酸化，再加AgNO3溶液，如產生白色沉淀，則可判斷溶液中含有Clˉ。
反應方程式：Ag+ + Clˉ =AgCl↓(不溶液稀HNO3)
注意：①用稀HNO3酸化，主要是排除CO3 2ˉ的干擾；
②不能用稀鹽酸酸化，因為鹽酸會引入Clˉ。
③稀HNO3不能排除SO4 2ˉ、SO3 2ˉ等離子的干擾，因此離子檢驗時要看具體情況設計實驗方案。
三、成鹽元素——鹵素
（1）概念：第VIIA族的元素氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)、砹(At)都能與Na、K、Ca、Mg等金屬化合生成鹽，所以統稱為鹵素。
（2）原子結構：
①結構相似性：
②結構與元素性質的遞變性：從F→I
核電荷數逐漸增多
電子層數逐漸增多
原子半徑逐漸增大
得電子能力逐漸減弱
非金屬性逐漸減弱
（3）鹵素單質的化學性質及遞變規律：
①氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2
②與H2的反應：H2+X2=2HX
氟氣與H2在冷暗處即可劇烈化合并發生爆炸；
氯氣與H2混合強光照射或點燃時爆炸；
溴加熱時緩慢與H2化合；
碘持續加熱，與H2緩慢化合，同時又分解。
③與H2O的反應，依F2→I2逐漸減弱：
F2：2F2+2H2O=4HF+O2(劇烈)
Cl2: Cl2+H2O=HCl+HClO
Br2、I2與水的反應比較微弱：
X2+H2O=HX+HXO(X=Br或I)
④與堿溶液反應：
X2+2NaOH=NaX+NaXO+H2O (X=Cl、Br、I，反應能力逐漸減弱)
⑤鹵素單質間的置換反應：
Cl2+2Brˉ= 2Clˉ+ Br2
Cl2+2Iˉ=2Clˉ+I2
Br2+2Iˉ=2Brˉ+I2
氧化性：Cl2 〉Br2〉I2 還原性：Clˉ〈Brˉ〈Iˉ
（4）鹵素單質的特性：
①液溴易揮發，保存時應密閉保存，試劑瓶中的溴常加水液封，盛溴的試劑瓶不可選用橡膠塞。
②碘易升華，這是物理變化。可用于分離、提純I2。
③溴和碘不易溶于水，易溶于酒精、汽油、四氯化碳等有機溶劑。
四、氯水的成分與性質
1.氯水的成分
Cl2+H2O==H+ + Clˉ +HClO
HClO?H+ + ClOˉ
新制的氯水中，所含的分子有：Cl2、H2O、HClO；
離子有：H+ ClˉClOˉ OHˉ（少量）
氯水與液氯的區別
氯水
液氯
物質類別
混合物
純凈物
粒子種類
Cl2、H2O、HClO
H+ ClˉClOˉ OHˉ（少量）
Cl2
主要性質
黃綠色溶液，具有酸性、漂白性
黃綠色液體，具有氯氣的性質
存在條件
常溫常壓下可存在，不宜久置，必須隨用隨配
常溫常壓下變為氣體
保存方法
用棕色瓶盛裝，放陰涼處
用特制耐壓鋼瓶盛裝
2.氯水化學性質的多樣性
Cl2的強氧化性；HClO的強氧化性、漂白性；H+的酸性；Clˉ的性質。
所加試劑
參與反應的微粒
實驗現象
離子方程式或解釋
AgNO3溶液
Clˉ
白色沉淀
Clˉ + Ag+ = AgCl↓
Na2CO3溶液
H+
有氣泡產生
2 H+ + CO3 2ˉ= H2O+CO2↑
有色布條
HClO
布條顏色褪去
發生氧化還原反應
FeCl2溶液
Cl2
溶液變棕黃色
2Fe2+ Cl2=2 Fe3+ +2 Clˉ
石蕊溶液
HClO H+
先變紅后褪色
酸性和漂白性
鎂粉
Cl2 H+
氯水的顏色褪去并有氣泡產生
Mg + Cl2= Mg2+ + 2 Clˉ
Mg + 2H+ = Mg2+ + H2↑
五、氯氣的實驗室制法
（1）反應原理： △
MnO2+4HCl(濃)===MnCl2+Cl2↑+2H2O
（2）實驗裝置： △
固+液→氣
（3）收集方法：①向上排空氣法（Cl2密度大于空氣）
②排飽和食鹽水法（Cl2在飽和NaCl溶液中溶解度很小，且用此法可除去實驗過程中揮發產生的HCl氣體）
（4）尾氣處理
Cl2有毒，污染空氣，需用NaOH溶液吸收。
第三節 硫和氮的氧化物
知識概要：
一、二氧化硫和三氧化硫
1.硫
（1）硫的存在形式
①游離態的硫存在于火山噴口附近或地殼的巖層里。
②化合態的硫主要以硫化物和硫酸鹽的形式存在，如硫鐵礦(FeS2)、黃銅礦(CuFeS2)、石膏(CaSO4·2H2O)和芒硝(Na2SO4·10H2O)等。
③硫是一種生命元素，存在于某些蛋白質中，這也是石油、天然氣、煤等化石燃料中含硫的原因。
（2）硫的性質
硫，俗稱硫磺，它是一種黃色晶體，不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。在空
點燃
氣中燃燒生成二氧化硫，反應的化學方程式為S+O2===SO2。（硫在空氣中安靜地燃燒，發出淡藍色火焰，同時有刺激性氣味的氣體產生。硫在空氣中燃燒只生成SO2，不生成SO3）。
2.二氧化硫
（1）物理性質：
①色、味、態：在通常情況下，二氧化硫是無色、有刺激性氣味的有毒氣體。
②熔、沸點：熔點—76℃，沸點—10℃，容易液化。
③密度：在標準狀況下密度為2.86g/L，比空氣的密度大。
④溶解性：易溶于水，在常溫、常壓下，1體積水大約能溶解40體積二氧化硫。
（2）化學性質：
①SO2是酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性：
A與水反應：SO2+H2O?H2SO3（能使紫色石蕊變紅）
B與堿性氧化物反應：SO2+CaO=CaSO3
C與堿反應：SO2(少量)+2NaOH=Na2SO3+H2O
SO2(過量)+NaOH=NaHSO3
D與鹽反應：SO2(少量)+2NaHCO3=Na2SO3+H2O+CO2
SO2(過量)+ NaHCO3=NaHSO3+CO2
②氧化性、還原性：
SO2中硫元素為+4價，處于硫元素的中間價態，所以SO2既有氧化性，又有還原性，以還原性為主。
A常溫下與H2S氣體反應：SO2+2H2S=3S+2H2O
B SO2能使鹵素單質的水溶液褪色。SO2+X2+2H2O=H2SO4+2HX(X=Cl、Br、I、F除外)
C SO2能使紫色的酸性KMnO4褪色
D 能被Fe3+氧化 催化劑
E SO2能被氧化氧化成SO3： 2SO2+O2?2SO3
△
③漂白性：
SO2的漂白作用是由于它能與某些有色物質生成不穩定的無色物質，這種無色物質容易分解而使有色物質恢復原來的顏色。
補充說明：
SO2的漂白機理與氯水不同，其原理是SO2與某些有色物質生成不穩定的無色物質，加熱后，無色物質分解為原來的物質和SO2。
SO2能漂白品紅、鮮花等有機色素，不能漂白酸堿指示劑，如酚酞、石蕊等。
SO2能使溴水、高錳酸鉀褪色，是因為SO2的還原性而不是漂白性。
SO2和CO2都是酸性氧化物，都能使澄清的石灰水變渾濁。不能用澄清的石灰水鑒別SO2和CO2，可用品紅溶液來鑒別。
（3）可逆反應
可逆反應：在同一條件下，既能向正反應方向進行，同時又能向逆反應方向進行的反應，叫做可逆反應。
3.三氧化硫
通常情況下，SO3是無色固體，易溶于水，SO3屬于酸性氧化物。
（1）與水反應：SO3+H2O=H2SO4
（2）與堿性氧化物反應：SO3+CaO=CaSO4
（3）與堿反應：SO3+Ca(OH)2= CaSO4+H2O
（4）與BaCl2反應：SO3+H2O=H2SO4
H2SO4+ BaCl2= BaSO4↓+2HCl
SO2通入BaCl2溶液不會產生沉淀，SO3通入BaCl2會產生沉淀。
二、二氧化氮和一氧化氮
1.氮氣：
氮氣是一種無色無味的氣體，占空氣體積的4/5左右。在一定條件下，N2和O2反
放電或高溫
應的化學方程式為N2+O2=========2NO。
2.一氧化氮
（1）NO是一種無色，不溶于水的有毒氣體，是大氣污染物。
（2）NO在人體的血管系統內具有傳送信號的功能。NO能讓人體內某部位的信號傳送到另一個部位，應用于開發治療心血管疾病的藥物。
（3）NO與O2的反應：2NO+O2==2NO2
3.二氧化氮
（1）二氧化氮是一種紅棕色、有刺激性氣味的有毒氣體，其密度比空氣大，易液化，易溶于水。
（2）二氧化氮溶于水時與水反應生成硝酸和一氧化氮，該反應的化學方程式為3NO2+H2O=2HNO3+NO，工業上利用這一原理制取硝酸。
三、二氧化硫和二氧化氮對大氣的污染
（1）SO2、NO2污染物的形成
①煤、石油和某些金屬礦物中含硫或硫的化合物。燃燒和冶煉時產生SO2。
②高溫燃燒時空氣中的氮氣與O2發生一系列的反應、汽車尾氣、硝酸工業都會產生NO2。
（2）SO2、NO2的主要危害
①直接危害人體健康，引起呼吸道疾病，嚴重時會使人死亡。
②形成酸雨（PH〈5.6），破壞農作物、橋梁、工業設備、運輸工具及腐蝕電信電纜。
（3）酸雨的形成
SO2、NO2與水作用形成酸雨。
SO2+H2O H2SO3
2H2SO3+O2=2H2SO4
3NO2+H2O=2HNO3+NO
補充說明：SO2形成的酸雨含H2SO3，H2SO3易被氧化成H2SO4，所以亞硫酸放置一段時間后PH會變小，即酸性增強。
（4）防治酸雨的措施
①調整能源結構，發展清潔能源，優化能源質量，提高能源利用率，減少燃煤產生的二氧化硫和氮氧化物等。
②加強環境管理，強化環保執法，嚴格控制二氧化硫的排放量。
③研究、開發適合我國國情的二氧化硫治理技術和設備。
四、常見漂白劑及其漂白原理
漂白按原理不同可分為三大類：
（1）氧化型：漂白劑本身是強氧化劑，通過氧化作用，破壞有色物質，這種漂白是不可逆的。這類漂白劑常見的有：HclO、Na2O2、H2O2、HNO3等。
（2）加合型：漂白劑與有色物質發生加成反應，生成無色物質，但受熱時，漂白劑與原有色物質又分開，恢復成原來的有色物質，這種漂白是“可逆”的。例：SO2漂白品紅溶液。
（3）吸附型：有些固體物質疏松、多孔、表面積大，可以吸附一些有色物質，這是一種物理過程。例：活性炭、膠體等。
第四節 氨 硝酸 硫酸
知識概要：
一、氨
1.合成氨的原料及固氮 高溫、高壓
（1）工業合成氨的原理N2+3H2?2NH3
催化劑
（2）氮的固定：
把游離態的氮轉化為氮的化合物的方法叫氮的固定。
氮被固定后，植物才可能得到足夠的氮肥，因此氮的固定有極為重要的生態意義。
氮的固定有自然固氮和人工固氮兩種形式。
2.氨氣的物理性質及噴泉實驗
（1）氨的物理性質：
氨是無色有刺激性氣味的氣體，密度比空氣小，極易溶于水，常溫常壓下，1體積水能溶解約700體積的氨氣。
（2）噴泉實驗
現象：燒杯中的溶液由玻璃管進入燒瓶，形成噴泉，燒瓶內液體呈紅色。
結論：氨極易溶于水，水溶液呈堿性。
噴泉實驗成功的三個關鍵因素：
① 裝置氣密性要好；
② 燒瓶必須干燥；
③氨氣必須充滿
產生噴泉實驗的物理原理是：
燒瓶內外產生壓強差。當燒瓶內壓強明顯小于外界壓強時就會產生噴泉實驗。
3.氨氣的化學性質：
（1）與水的反應：NH3+H2O?NH3·H2O △
NH3·H2O很不穩定，受熱易分解：NH3·H2O=== NH3↑+H2O
補充說明：①氨水有弱堿性，能使酚酞溶液變紅或使濕潤的紅色石蕊試紙變藍。
②氨水顯堿性的化學原理：NH3+H2O?NH3·H2O?NH4+ + OHˉ
或NH3+H2O===NH4+ + OHˉ
（2）與HCl的反應：
氨與氯化氫反應的實驗探究
實驗步驟：用兩根玻璃棒分別在濃氨水和濃鹽酸里蘸一下，然后使這兩根玻璃棒接近（不要接觸），觀察發生的現象。
實驗現象：可以看到，當兩根玻璃棒接近時，產生大量白煙。
實驗結論：這種白煙是氨水揮發出的NH3與鹽酸揮發出的HCl化合生成微小的NH4Cl晶體。
補充說明：
（1）氨不僅能跟鹽酸反應，也能跟硫酸、硝酸、醋酸、碳酸等多種酸反應，反應實質都是NH3與H+的反應。
因為氨易跟酸反應生成鹽，所以不能用濃硫酸作氨氣的干燥劑。同理，氨氣與氯化氫氣體不能共存。
（2）在中學化學中，NH3是唯一能與酸反應生成鹽的氣體。
（3）氣態氫化物與最高價氧化物所對應的水化物發生化合反應，這是氮元素有別于其他元素的特征。
NH3·H2O+HNO3=NH4NO3+H2O
4.氨的用途
（1）工業上用于制化肥，如(NH4)2SO4、NH4HCO3、NH4NO3等。
（2）有機合成的重要化工原料。
（3）做制冷劑。
5.銨鹽
銨鹽都易溶于水，有下列性質：
（1）受熱不穩定性：
△
NH4Cl===NH3↑+HCl↑
△
NH4HCO3=== NH3↑+H2O↑+CO2↑
（2）與堿反應：
△
NH4NO3+NaOH===NaNO3+H2O+ NH3↑
【注：】NH3的檢驗方法：（1）常用濕潤的紅色石蕊試紙檢驗；
（2）也可用蘸有濃鹽酸的玻璃棒檢驗。
6.氨的實驗室制法
（1）反應原理
△
2 NH4Cl+Ca(OH)2===CaCl2+2 NH3↑+2H2O
（2）發生裝置
與制取氧氣的發生裝置相同（固+固→氣）
（3）收集方法：向下排空氣法
（4）驗滿方法：①用濕潤的石蕊試紙檢驗，試紙變藍。
②用蘸有濃鹽酸的玻璃棒檢驗，產生白煙。
（5）尾氣處理：通過一個倒扣于水面的漏斗吸收。
補充說明：
（1）制取NH3不能用NH4HCO3或NH4NO3，因為會產生雜質氣體。
（2）消石灰不能用KOH或NaOH代替，因為KOH和NaOH易吸水，易結塊，不利于產生NH3。
（3）干燥氨氣不能用P2O5、濃H2SO4和無水CaCl2，通常用堿石灰干燥氨氣。
7.自然界中氮的循環
氮的固定的形式：
（1）人工固氮 電
（2）自然固氮。例如雷電作用：N2→NO→NO2→HNO3→M(NO3)x
（3）生物固氮。例如豆科植物的根瘤菌固氮。
二、硫酸和硝酸的氧化性
1.濃硫酸的性質：
（1）純H2SO4是無色油狀液體，沸點很高，難以揮發，溶解于水時放出熱量。稀釋濃H2SO4時，應把弄H2SO4沿器壁慢慢注入水中，并不斷攪拌。
（2）在常溫下，濃硫酸跟鐵、鋁接觸時，能在金屬表面生成一薄層致密的氧化物，從而阻止內部的金屬繼續反應，這種現象叫鈍化。因此可以用鐵制或鋁制器皿貯存濃硫酸，但是在加熱的條件下它們可以反應。
（3）濃硫酸的強氧化性：
△
Cu+2H2SO4(濃)==CuSO4+SO2↑+2H2O
【注】當足量的銅與濃硫酸反應，隨著反應的進行，硫酸的濃度會降低，降到一定的程度硫酸變稀，反應會停止。
△
C+2H2SO4(濃)==CO2↑+2SO2↑+2H2O
2.SO42ˉ的檢驗
（1）Ag+ 、SiO3 2ˉ的干擾：
用鹽酸酸化時防止Ag+ 、SiO3 2ˉ的干擾，因為Ag+ + Clˉ=AgCl↓
SiO3 2ˉ+2H+==H2SiO3（膠體）
（2）CO3 2ˉ、SO3 2ˉ、PO4 3ˉ的干擾：
因為BaCO3、BaSO3、Ba3(PO4)2也是白色沉淀。與BaSO4不同的是，這些沉淀溶于強酸中，因此檢驗SO4 2ˉ時必須用酸酸化，但不能用HNO3酸化，同理所用鋇鹽也不能用Ba(NO3)2溶溶液，因為酸性條件下，NO3ˉ具有強氧化性，SO3 2ˉ、HSO3ˉ、SO2等會被溶液中的NO3ˉ氧化成SO4 2ˉ，從而得出錯誤的結論。
因此，檢驗SO4 2ˉ合理操作為：
加足量鹽酸 滴加BaCl2
被檢液————→取清液————→有白色沉淀（證明有SO4 2ˉ）
酸化 溶液
3.硝酸強氧化性的特殊表現
（1）濃硝酸能使紫色石蕊試液先變紅，后褪色。
（2）與非金屬單質C、S、P等在加熱條件下反應，非金屬元素生成酸性氧化物。
如濃HNO3與木炭加熱時的化學方程式為：
C+4HNO3(濃)==CO2↑+2H2O+4NO2↑
（3）金屬與HNO3反應一般不生成H2，濃HNO3一般被還原為NO2，稀HNO3一般被還原為NO。
（4）銅與濃稀硝酸的反應：
Cu+4HNO3(濃)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
