蘇教版高中化學必修一知識點全.doc

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B 使用前必須檢查是否漏水. C 不能在容量瓶內直接溶解. D 溶解完的溶液等冷卻至室溫時再轉移. E 定容時，當液面離刻度線1―2cm時改用滴管，以平視法觀察加水至液面最低處與刻度相切為止. （3）誤差分析： 可能儀器誤差的操作 過程分析 對溶液濃度的影響 m V 稱量NaOH時間過長或用紙片稱取 減小 —— 偏低 移液前容量瓶內有少量的水 不變 不變 不變 向容量瓶轉移液體時少量流出 減小 —— 偏低 未洗滌燒杯、玻璃棒或未將洗液轉移至容量瓶 減小 —— 偏低 未冷卻至室溫就移液 —— 減小 偏高 定容時，水加多后用滴管吸出 減小 —— 偏低 定容搖勻時液面下降再加水 —— 增大 偏低 定容時俯視讀數(shù) —— 減小 偏高 定容時仰視讀數(shù) —— 增大 偏低 物質的分散系 1． 分散系：一種（或幾種）物質的微粒分散到另一種物質里形成的混合物。 分類（根據(jù)分散質粒子直徑大?。喝芤海ㄐ∮?0-9m 〉、膠體（10-9~10-7m）濁液（大于10-7m） 2．膠體： （1）概念：分散質微粒直徑大小在10-9~10-7m之間的分散系。 （2）性質：①丁達爾現(xiàn)象 （用聚光手電筒照射膠體時，可以看到在膠體中出現(xiàn)一條光亮的“通路”，這是膠體特有的現(xiàn)象。） ②凝聚作用（吸附水中的懸浮顆粒） 3、 氫氧化鐵膠體的制備 將飽和的FeCl3溶液逐滴滴入沸水中 FeCl3 + 3H2O =△= Fe(OH)3(膠體) + 3HCl 第二單元 研究物質的實驗方法 2.1物質的分離與提純 分離和提純的方法 分離的物質 應注意的事項 應用舉例 過濾 用于固液混合的分離 一貼、二低、三靠 如粗鹽的提純 蒸餾 提純或分離沸點不同的液體混合物 防止液體暴沸，溫度計水銀球的位置，如石油的蒸餾中冷凝管中水的流向 如石油的蒸餾 萃取 利用溶質在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法 選擇的萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶；對溶質的溶解度要遠大于原溶劑 用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘 分液 分離互不相溶的液體 打開上端活塞或使活塞上的凹槽與漏斗上的水孔，使漏斗內外空氣相通。打開活塞，使下層液體慢慢流出，及時關閉活塞，上層液體由上端倒出 如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液 結晶 用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物 加熱蒸發(fā)皿使溶液蒸發(fā)時，要用玻璃棒不斷攪動溶液；當蒸發(fā)皿中出現(xiàn)較多的固體時，即停止加熱 分離NaCl和KNO3混合物 2.2常見物質的檢驗 碘單質的檢驗（遇淀粉變藍） 蛋白質纖維的檢驗（灼燒時有燒焦羽毛的氣味） 碳酸鹽的檢驗： 取樣與鹽酸反應,若有無色無味的氣體產(chǎn)生,且該氣體能使澄清石灰水變渾濁，證明該試樣中含有CO32-。 NH4+的檢驗：取樣與堿混合加熱,若有刺激性氣味的氣體（NH3）產(chǎn)生,且該氣體能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍，證明該試樣中含有NH4+。 Cl-的檢驗：取樣并向其中加入AgNO3溶液，若生成白色沉淀，且該沉淀不溶于稀HNO3，證明該試樣中含有Cl- 。 SO42-的檢驗：取樣并向其中加入稀HCl、BaCl2溶液，若生成白色沉淀，且該沉淀不溶于稀HCl，證明該試樣中含有SO42- 。 K(K+)的檢驗：透過藍色鈷玻璃觀察其焰色，紫色。 Na(Na+)的檢驗：觀察其焰色，黃色。 第三單元 原子的構成 3.1認識原子核 ZX A 表示質量數(shù)為A、質子數(shù)為Z的具體的X原子。 質量數(shù)（A）=質子數(shù)（Z）+中子數(shù)（N） 原子序數(shù) = 核電荷數(shù) = 質子數(shù) = 核外電子數(shù) 同位素：質子數(shù)相同、質量數(shù)（中子數(shù)）不同的原子 核素：具有一定質子數(shù)和種子數(shù)的原子 質子數(shù)相同、中子數(shù)不同的核素之間互稱為同位素。 專題二 從海水中獲得的化學物質 第一單元 氯、溴、碘及其化合物 1.氯氣的生產(chǎn)原理 （1）工業(yè)制法——氯堿工業(yè) 2NaCl + 2H2O ==== 2NaOH + H2↑ + Cl2↑ 正極 負極 （2）實驗室制法 反應原理：MnO2＋4HCl (濃) =△= MnCl2＋2H2O＋Cl2↑ 反應儀器：圓底燒瓶、分液漏斗 除雜：HCl氣體（用飽和食鹽水除）、水蒸氣（用濃硫酸除） 收集方法：向上排空氣法、排飽和食鹽水法 尾氣處理：NaOH溶液 氯氣的性質 物理性質：黃綠色 刺激性氣味 有毒 密度比空氣大 可溶于水 化學性質：1. Cl2與金屬反應（一般將金屬氧化成高價態(tài)） 2. Cl2與非金屬反應 現(xiàn)象：發(fā)出蒼白色火焰，生成大量白霧 3. Cl2與堿的反應 Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O 84消毒液成分為NaClO 2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O CaCl2、Ca(ClO)2為漂白粉的成分，其中Ca(ClO)2為有效成分 氯水 Cl2＋H2O == HCl＋HClO 成分 分子：H2O、Cl2、HClO 離子：H+、Cl-、ClO-、OH- 氯水的性質 1. 酸性 2. 氧化性 3. 漂白性 4. 不穩(wěn)定性 Cl-的檢驗：試劑：AgNO3溶液和稀硝酸 現(xiàn)象：產(chǎn)生白色沉淀（不溶于稀硝酸） 結論：溶液中有Cl 次氯酸的性質 1.酸性 2.氧化性 3.漂白性 4.不穩(wěn)定性： 氯氣的用途： 來水的消毒、農(nóng)藥的生產(chǎn)、藥物的合成等 鹵族單質的物理性質 1.狀態(tài)：氣態(tài)（Cl2）→液態(tài)（Br2）→ 固態(tài)（I2） 2.顏色：黃綠色（Cl2）→深紅棕色（Br2）→紫黑色（I2），顏色由淺到深 3.熔、沸點：液態(tài)溴易揮發(fā)，碘受熱易升華 4.溶解性： Br2和I2難溶于水，易溶于汽油、酒精、苯、CCl4等有機溶劑。 溴水——橙色 在苯、CCl4為橙紅色 碘水——黃色 在苯、CCl4為紫紅色 I2的檢驗：試劑：淀粉溶液 現(xiàn)象：溶液變藍色 溴和碘的化學性質 元素非金屬性（氧化性）強弱順序：Cl 2＞ Br 2＞ I2 2KBr+Cl2=2KCl+Br2 2KI +Cl2=2KCl+I2 2KI+Br2=2KBr+I2 Br- 、I- 的檢驗： ① 試劑：AgNO3溶液和稀硝酸 Ag+ + Br- ＝ AgBr↓ 淡黃色 ——照相術 Ag+ + I- ＝ AgI↓ 黃色——人工降雨 ② 苯、CCl4等有機溶劑、氯水 溴、碘的提?。? 利用氧化還原反應，人們可以把海水中的溴離子、海帶等海產(chǎn)品浸出液中的碘離子氧化成溴單質和碘單質。 第二單元 鈉、鎂及其化合物 一、鈉的原子結構及性質 結 構 鈉原子最外層只有一個電子，化學反應中易失去電子而表現(xiàn)出強還原性。 物 理性 質 質軟、銀白色，有金屬光澤的金屬，具有良好的導電導熱性，密度比水小，比煤油大，熔點較低。 化 學 性 質 與非金 屬單質 鈉在常溫下切開后表面變暗：4Na+O2=2Na2O（灰白色） 點燃 鈉在氯氣中燃燒，黃色火焰，白煙： 2Na+Cl2 ==== 2NaCl 與 化合物 與水反應，現(xiàn)象：浮、游、球、鳴、紅 2Na＋2H2O=2NaOH+H2↑ 與酸反應，現(xiàn)象與水反應相似，更劇烈，鈉先與酸反應，再與水反應。 與鹽溶液反應：鈉先與水反應，生成NaOH，H2，再考慮NaOH與溶液中的鹽反應。如：鈉投入CuSO4溶液中，有氣體放出和藍色沉淀。 2Na+2H2O+CuSO4===Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑ 與某些熔融鹽：700~800oC 4Na+TiCl4========4NaCl+Ti 存 在 自然界中只能以化合態(tài)存在 保 存 煤油或石蠟中，使之隔絕空氣和水 制 取 通電 2NaCl(熔融)====2Na+Cl2↑ 用 途 1、 鈉的化合物 2、鈉鉀合金常溫為液體，用于快中子反應堆熱交換劑 3、作強還原劑 4、作電光源 二、碳酸鈉與碳酸氫鈉的性質比較 碳酸鈉（Na2CO3） 碳酸氫鈉（NaHCO3） 俗 名 純堿、蘇打 小蘇打 溶解性 易溶（同溫下，溶解度大于碳酸氫鈉） 易溶 熱穩(wěn)定性 穩(wěn)定 2NaHCO3△Na2CO3+CO2↑+H2O↑ 堿性 堿性（相同濃度時，碳酸鈉水溶液的PH比碳酸氫鈉的大） 堿性 與 酸 鹽酸 Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑ NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑ 碳酸 Na2CO3+ H2O+CO2= 2NaHCO3 不能反應 與 堿 NaOH 不能反應 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O Ca(OH)2 Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH 產(chǎn)物與反應物的量有關 三、鎂的性質 物理性質 銀白色金屬，密度小，熔沸點較低，硬度較小，良好的導電導熱性 化學性質 與O2 點燃 2Mg+O2====2MgO 與其他 非金屬 點燃 點燃 Mg+Cl2====MgCl2，3Mg+N2==== Mg3N2 與氧化物 點燃 2Mg+CO2====2MgO+C 與水反應 Mg+2H2OMg(OH)2↓+H2↑ 與酸 Mg+2HCl=MgCl2+H2↑ 與鹽溶液反應 Mg+Cu2+＝ Mg2++ Cu 制 取 MgCl2+Ca(OH)2=Mg(OH)2↓+CaCl2 Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O 通電 HCl MgCl2?6H2O==== MgCl2+6H2O↑ MgCl2(熔融)===== Mg＋Cl2↑ 用途 1、鎂合金－密度小，硬度和強度都較大 2、氧化鎂－優(yōu)質耐高溫材料 四、侯氏制堿法（由氯化鈉制備碳酸鈉） 向飽和食鹽水中通入足量氨氣至飽和，然后在加壓下通入CO2，利用NaHCO3溶解度較小，析出NaHCO3，將析出的NaHCO3晶體煅燒，即得Na2CO3。 NaCl+NH3+CO2+H2O=NaHCO3+NH4Cl 2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O↑ 五、電解質和非電解質 （1）電解質與非電解質的比較 電解質 非電解質 定 義 溶于水或熔化狀態(tài)下能導電的化合物 溶于水和熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物 物質種類 大多數(shù)酸、堿、鹽，部分氧化物 大多數(shù)有機化合物，CO2、SO2、NH3等 能否電離 能 不能 實 例 H2SO4、NaOH、NaCl、HCl等 酒精，蔗糖，CO2，SO3等 （2）電解質的導電 ①電解質的電離：電解質在溶液里或熔化狀態(tài)下離解成自由移動的離子的過程叫做電離。 ②電解質的導電原理：陰、陽離子的定向移動。 ③電解質的導電能力：自由移動的離子的濃度越大，離子電荷越多，導電能力越強。 （3）注意：電解質和非電解質均指化合物而言，單質、混合物都不能稱為電解質或非電解質。 六、強電解質和弱電解質 強電解質 弱電解質 定義 在水溶液里全部電離成離子的電解質 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質 電離程度 完全 少部分 溶質微粒 離子 分子、離子（少數(shù)） 電離方程式 用“═” 用“” 實例 H2SO4、HNO3、HCl、KOH、NaOH、NaCl、KCl等強酸、強堿和大部分鹽 NH3·H2O、CH3COOH、H2CO3等弱酸、弱堿和H2O 七、離子方程式 （1）離子方程式的書寫方法 寫——寫出反應的化學方程式； 拆——把易溶于水，易電離的物質拆成離子形式 刪——將不參加反應的離子從方程式兩端刪去。 查——檢查方程式兩端各元素的原子個數(shù)和電荷數(shù)是否相等。 注意事項： ①難溶物質、難電離的物質、易揮發(fā)物質、單質、非電解質、氧化物均保留化學式。 ②不在水溶液中反應的離子反應，不能寫離子方程式。 如：固體與固體反應（實驗室用Ca（OH）2固體和NH4Cl固體反應制NH3）。再如：濃硫酸、濃H3PO4與固體之間反應不能寫離子方程式。 ③氨水作為反應物寫NH3·H2O；作為生成物，若加熱條件或濃度很大，可寫NH3（標“↑”號），否則一般寫NH3·H2O。 ④有微溶物參加或生成的離子反應方程式書寫時： a. 若生成物中有微溶物析出時，微溶物用化學式表示。如Na2SO4溶液中加入CaCl2溶液： Ca2++ SO42－＝CaSO4↓ b. 若反應物中有微溶物參加時，分為兩種情況，其一澄清溶液，寫離子符號。如CO2通入澄清石灰水中：CO2+2OH－＝CaCO3↓+ H2O；其二懸濁液，應寫成化學式，如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：Ca（OH）2+ CO32－＝CaCO3↓+2OH－ c. 常見的微溶物有：Ca（OH）2、CaSO4、MgCO3、Ag2 SO4、MgSO3。 ⑤酸式鹽參加的離子反應，書寫離子方程式時，弱酸的酸式根一律不拆。如NaHCO3和HCl反應：HCO3－+H+＝H2O+CO2↑；強酸的酸式根HSO4－一般情況下要拆開。 ⑥遵守質量守恒和電荷守恒：離子方程式不僅要配平原子個數(shù)，還要配平陰、陽離子所帶的電 荷數(shù)。 如：FeSO4溶液中通入Cl2不能寫成Fe2++ Cl2＝Fe3++2 Cl－，必須寫成2Fe2++ Cl2＝2Fe3++2 Cl－。 ⑦必須要考慮反應物間的適量與過量、少量的問題。 （2）離子方程式的意義 離子方程式不僅可以表示： ①一定物質間的某個反應；而且可以表示：②所有同一類型的離子反應。 （3）離子方程式正誤判斷 ①看反應能否寫離子方程式。如不在溶液中進行的化學反應不能寫離子方程式。 ②看表示各物質的化學式是否正確。尤其注意是否把有些弱電解質寫成了離子的形式。 ③看電荷是否守恒。如FeCl3溶液加Fe粉，不能寫成Fe3++Fe＝2Fe2+。 ④看是否漏掉了某些反應。如，CuSO4溶液與Ba（OH）2溶液的反應，若寫成： Ba2++SO42－=BaSO4↓，則漏掉了Cu2++2OH－＝Cu（OH）2↓的反應。 ⑤看產(chǎn)物是否符合事實。如Na投入CuSO4溶液中，若寫成2Na+ Cu2+＝2Na++Cu，則不符合事實。 ⑥看反應物是否滿足定量的配比關系。 （4）離子共存問題 離子共存是指離子之間不能發(fā)生離子反應，離子不能共存的條件： ①生成沉淀，即結合生成難溶性或微溶性物質而不能大量共存。 ②產(chǎn)生氣體，如結合生成CO2、NH3、SO2等氣體不能大量共存。 ③生成難電離的物質，如H2O、H2S、H2SiO3、H2CO3等。 ④發(fā)生氧化還原反應，如Fe3+和I－等。 專題三 從礦物到基礎材料 第一單元 從鋁土礦到鋁合金 一、從鋁土礦中提取鋁 （一）氧化鋁（Al2O3） 氧化鋁是一種高沸點（2980℃）、高熔點（2054℃）、高硬度的白色化合物，常用作耐火材料。剛玉的主要成分是α－氧化鋁，硬度僅次于金剛石。 1.與堿的反應（與強堿NaOH） Al2O3+2NaOH＝2NaAlO2+ H2O 2.與強酸的反應（H2SO4） Al2O3+3H2SO4＝Al2（SO4）3+3H2O 1. 兩性氧化物：既可以與酸反應又可以與堿反應生成鹽和水的氧化物。 知識拓展 1.偏鋁酸鈉（NaAlO2）的性質 （1）往偏鋁酸鈉溶液中通入CO2 NaAlO2+CO2+2H2O=Al（OH）3↓+NaHCO3 產(chǎn)生白色絮狀沉淀，通入過量的CO2，沉淀不溶解。 （2）往偏鋁酸鈉溶液中加HCl NaAlO2+ HCl+H2O=Al（OH）3↓+NaCl Al（OH）3+3 HCl＝AlCl3+3H2O 加入少量鹽酸，生成白色絮狀沉淀，繼續(xù)加入鹽酸至過量，白色沉淀溶解。 2.氯化鋁（AlCl3）的性質 （1）往氯化鋁溶液中通入氨氣 AlCl3+3NH3+3H2O= Al（OH）3↓+3NH4Cl 產(chǎn)生白色絮狀沉淀，通入過量的NH3，沉淀不溶解。 （2）往氯化鋁溶液中逐滴加氫氧化鈉溶液 AlCl3+ 3NaOH＝Al（OH）3↓+3NaCl Al（OH）3+ NaOH＝NaAlO2+2 H2O 加入少量NaOH溶液，產(chǎn)生白色絮狀沉淀，繼續(xù)加入NaOH溶液至過量，白色沉淀溶解。 （二）鋁土礦中提取鋁 制取金屬鋁的流程圖如下： 流程圖中所涉及到的化學反應： 1. Al2O3+2NaOH＝2NaAlO2+ H2O 2. NaAlO2+CO2+2H2O=Al（OH）3↓+NaHCO3 電解 冰晶石 3.2 Al（OH）3 Al2O3+3H2O 4.2 Al2O3 4Al+3O2↑ 二、鋁的性質及應用 （一）鋁的存在 自然界中鋁以化合態(tài)存在。鋁的主要存在形式有：鋁土礦（Al2O3·nH2O），鋁元素占地殼總量的7.45％，是地殼中含量最多的金屬元素。 （二）鋁的性質 1.物理性質 鋁有良好的導電性（居金屬第三，最好的是銀），傳熱性和延展性。鋁合金強度高，密度小，易成型，有較好的耐腐蝕性。 2.化學性質 （1）與酸反應：一般與強酸反應（例如鹽酸；稀硫酸等） 2Al+6HCl＝2AlCl3+3H2↑ （2）與堿反應：一般與強堿反應（例如：NaOH；KOH；Ba（OH）2等） 2Al+2NaOH+2H2O＝2NaAlO2+3H2↑ （3）與濃硝酸、濃硫酸的反應：在常溫下，鋁遇到濃硝酸、濃硫酸會在鋁表面生成致密的氧化膜而發(fā)生鈍化；在加熱的條件下可以發(fā)生反應。 （4）與某些鹽溶液反應：鋁的金屬活動性比較強，可以跟不少的金屬鹽溶液發(fā)生置換反應 （如：CuCl2、AgNO3等） 2Al+3CuCl2＝3Cu+2 AlCl3 （5）與某些金屬氧化物反應（鋁熱反應） Fe2O3+2Al2Fe+ Al2O3 （鋁熱反應用途①冶煉稀有金屬②野外焊接鐵軌。） （三）鋁的應用 1.用于電器設備和做高壓電纜 2.是重要的反光材料 3.野外焊接鐵軌 4.鋁合金是制造飛機的理想材料。 三、規(guī)律總結 第二單元 鐵、銅的獲取及應用 一、從自然界獲取鐵和銅 1.鐵的冶煉 ①原料：鐵礦石、焦炭、空氣、石灰石 ②反應器：煉鐵高爐 ③反應原理：用還原劑將鐵從其化合物中還原出來 ④工藝流程：從高爐下方鼓入空氣與焦炭反應產(chǎn)生一氧化碳并放出大量的熱 ⑤生鐵：含碳量2%~4.5% 鋼：含碳量<2% 2.銅的制備 ①電解精冶銅的原理是讓粗銅作陽極，失去電子變?yōu)镃u2+，用銅棒作陰極，在陰極上即可得精銅。 ②濕法煉銅是指在溶液中將銅置換出來。 ③生物煉銅是利用細菌將礦石分化得銅。 二、鐵、銅及其化合物的應用 （一）鐵、銅的物理性質 鐵是一種金屬光澤的銀白色金屬，質軟，有良好導電、導熱性、延展性。粉末為黑色，屬于重金屬，黑色金屬，常見金屬。鐵能被磁鐵吸引，抗腐性強。 銅是一種有金屬光澤的紫紅色金屬，有良好的導電、導熱性，良好的延展性，粉末為紫紅色，銅屬于重金屬，有色金屬，常見金屬。 （二）鐵、銅的化學性質 1.鐵的化學性質 （1）與非金屬反應 （鐵與弱氧化性物質反應生成低價鐵的化合物） （2）與酸反應 ①與非氧化性酸： ②氧化性酸：常溫下遇濃硫酸、濃硝酸會發(fā)生鈍化，而加熱時劇烈反應。 （3）與某些鹽溶液反應 Fe＋Cu2＋ Fe2＋＋Cu Fe＋2Fe3＋ 3Fe2＋ （4）鐵的存在 鐵在自然界中分布較廣。在地殼中含量約5%，僅次于鋁。分布在地殼中的鐵均以化合態(tài)存在，游離態(tài)的鐵只能在隕石中得到。常見的鐵礦石有：磁鐵礦（）、赤鐵礦（）等。 2.銅的化學性質 （1）與非金屬單質反應 Cu＋Cl2 CuCl2（紅棕色的煙） 2Cu＋S= Cu2S（硫化亞銅） （2）與某些鹽溶液反應 Cu＋2AgNO3=2Ag＋Cu(NO3)2 Cu＋2FeCl3=CuCl2＋2FeCl2 （3）與強氧化性的物質反應 3Cu＋8HNO3（?。?3 Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O Cu＋4HNO3（濃）= Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O Cu＋2H2SO4（濃）=3 CuSO4＋SO2↑＋2H2O （三）Fe2+和Fe3+的相互轉化 1. Fe2+→Fe3+：Fe2+與強氧化劑（如Cl2、Br2、O2、HNO3、KMnO4、濃H2SO4、H2O2等）反應時，被氧化為Fe3+ 2Fe2+＋Cl2＝2Fe3+＋2 Cl－ 2. Fe3+→Fe2+：Fe3+與還原劑（如Zn、Fe、Cu、S2－、I－、H2S等）反應時，被還原成Fe2+ Fe＋2Fe3＋ =3Fe2＋ Cu＋2Fe3＋=Cu2+＋2Fe2+ S2－＋2Fe3＋=S↓＋2Fe2+ 2I－＋2Fe3＋=I2＋2Fe2+ （四）Fe3＋的檢驗 1. KSCN法：加入KSCN呈血紅色的是Fe3+溶液，而Fe2+的溶液無此現(xiàn)象，這是鑒別Fe2+和Fe3+最常用、最靈敏的方法。Fe3＋＋3SCN－ Fe（SCN）3（紅色） 2.堿液法：可加入堿液，F(xiàn)e3＋有紅褐色沉淀生成，F(xiàn)e2＋先生成白色沉淀，然后變成灰綠色，最后變成紅褐色。 Fe3＋＋3OH－ Fe（OH）3↓（紅褐色） 　　Fe2＋＋2OH－ Fe（OH）2↓（白色） 　　4 Fe（OH）2＋O2＋2H2O 4Fe（OH）3 （五）規(guī)律總結 三、鋼鐵的腐蝕 （一）金屬腐蝕的本質：M－ne－=Mn+ （二）鋼鐵的腐蝕 1.化學腐蝕：金屬跟周圍的物質接觸直接發(fā)生化學反應而引起的腐蝕。（次要） 2.電化學腐蝕：鋼鐵不是純凈的鐵，通常含有少量的碳雜質。金屬在電解質溶液中發(fā)生原電池反應而引起的腐蝕，伴有電流。（主要） （三）金屬的防護 （1）噴涂保護。 （2）改變結構。 （3）涂加更活潑的金屬，通過犧牲涂加的金屬來防護。 （4）連接電源負極，使鐵不失去電子，這是最有效的保護。 第三單元 含硅礦物與信息材料 一、硅 1.硅的存在 硅以化合態(tài)存在于自然界，硅元素主要存在于地殼的各種礦物和巖石里，硅有晶體硅和無定形硅兩種同素異形體，含量豐富，居地殼元素第二位。 2.物理性質 晶體硅是灰黑色、有金屬光澤、硬而脆的固體，熔點和沸點都很高，硬度也很大，晶體硅的導電性介于導體和絕緣體之間，是良好的半導體。 3.化學性質 （1）很穩(wěn)定，常溫下不與O2、Cl2、濃HNO3、濃H2SO4等反應。 （2）加熱時表現(xiàn)出還原性：Si＋O2 SiO2 。 （3）常溫時，和強堿溶液反應：Si＋2NaOH＋H2O= Na2SiO3＋2H2↑ （4）常溫時，與F2、HF反應 Si＋2F2= SiF4 Si＋4HF= SiF4↑＋2H2↑ 4.硅的重要用途 作為良好的半導體材料，硅可用來制集成電路、晶體管、硅整流器、太陽能電池等，主要用于電子工業(yè)。 5.高純硅的工業(yè)制法 （1）2C＋SiO2Si+2CO↑ （制粗硅） （2）Si＋2Cl2SiCl4 （液態(tài)） （3）SiCl4＋2H2Si＋4HCl （精硅） 二、二氧化硅 1. SiO2的存在 SiO2廣泛存在于自然界中，與其他礦物共同構成了巖石，天然二氧化硅也叫硅石，是一種堅硬難熔的固體。 2.物理性質 硬度大、熔點高、不導電、不溶于水。天然的二氧化硅分為晶體和無定形兩大類。 3.化學性質 二氧化硅十分穩(wěn)定，屬于酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性，能與堿性氧化物、堿或碳酸鹽等發(fā)生反應，不與水、酸（除HF外）發(fā)生反應，能耐高溫、耐腐蝕。 （1）與強堿反應： SiO2＋2NaOH= Na2SiO3+ H2O 硅酸鈉是極少溶于水的硅酸鹽中的一種，硅酸鈉的水溶液俗稱“水玻璃”，是建筑行業(yè)經(jīng)常使用的一種黏合劑，還可用作肥皂填料、木材防火劑及防腐劑等。 （2）與HF反應 SiO2＋4HF= SiF4↑＋2H2O 由于玻璃中含有大量的SiO2，SiO2與HF（溶液）反應很迅速，所以氫氟酸可用于雕刻玻璃。同時氫氟酸不用玻璃容器制備和貯存。 （3）與堿性氧化物反應 CaO+SiO2CaSiO3（煉鐵高爐的造渣反應） （4）與碳酸鹽反應 Na2CO3+SiO2Na2SiO3+CO2↑ CaCO3+SiO2CaSiO3+CO2↑ 4.二氧化硅的結構： 二氧化硅晶體堅硬，耐磨，熔沸點高的原因是二氧化硅的結構是空間立體網(wǎng)狀結構。該空間構形類似于金剛石，具有高硬度，高熔沸點特征。 天然產(chǎn)透明的二氧化硅晶體俗稱水晶。水晶為無色透明的六棱柱狀。由于水晶內部往往分散有不同的雜質，使水晶帶有一定的顏色，所以有煙水晶和紫水晶之分。 5.主要存在物質： 常見的以SiO2為主要成分的有：燧石、沙子、石英、硅藻土、瑪瑙、水晶等。 6.二氧化硅的用途： 二氧化硅可用來做光導纖維；石英可用來做石英鐘、石英表，耐高溫的石英玻璃，水晶可以用來制造電子工業(yè)中的重要部件、光學儀器、工藝品、眼鏡等，含有有色雜質的石英，還可以用于制造精密儀器軸承；耐磨器皿和裝飾品等；還用于作建筑材料。 三、硅酸（H2SiO3） 硅酸是一種比碳酸還弱的酸，它不溶于水，不能使指示劑變色，是一種白色粉末狀的固體。 Na2SiO3+CO2＋H2O= H2SiO3↓＋Na2CO3 Na2SiO3+2HCl=H2SiO3↓＋2NaCl 四、硅酸鹽工業(yè) 1.水泥 生產(chǎn)水泥的主要原料：黏土、石灰石 生產(chǎn)水泥的設備：水泥回轉窯 加入石膏的作用：調節(jié)水泥的硬化速度 普通水泥的主要成分：硅酸三鈣（3 CaO·SiO2）、硅酸二鈣（2CaO·SiO2）、鋁酸三鈣（3 CaO·Al2O3）。 2.玻璃 生產(chǎn)普通玻璃的主要原料：純堿、石灰石、石英 生產(chǎn)設備：玻璃熔爐 生產(chǎn)條件：高溫熔融 形成玻璃的過程中的主要化學變化： Na2CO3+SiO2Na2SiO3+CO2↑ CaCO3+SiO2CaSiO3+CO2↑ 普通玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2或Na2O·CaO·6SiO2 種類：普通玻璃、鋼化玻璃、有色玻璃、光學玻璃、防彈玻璃、鉛玻璃等。 3.陶瓷 制造陶瓷的主要原料：黏土 陶瓷的優(yōu)點：抗氧化、抗酸堿腐蝕、耐高溫、絕緣、易成型等。 五、用氧化物的形式表示硅酸鹽的組成 書寫順序為：金屬氧化物（較活潑的金屬氧化物→較不活潑的金屬氧化物）→二氧化硅→水。 如：硅酸鈉[Na2SiO3]：Na2O·SiO2 鎂橄欖石[Mg2SiO4]： 2MgO·SiO2 高嶺土[Al2(Si2O5)(OH)4]：Al2O3·2SiO2·2H2O 正長石 [K2Al2Si6O16]：K2O ·Al2O3·6SiO2 六、規(guī)律總結 專題4 硫、氮和可持續(xù)發(fā)展 第一單元 硫及其化合物的“功”與“過” 一、硫酸型酸雨的形成與防治 （一）酸雨 正常的雨水pH約為5.6(這是由于溶解了CO2的緣故).酸雨是指pH<5.6的雨水.通?？煞譃榱蛩嵝退嵊旰拖跛嵝退嵊陜深?。 1.形成 ②SO2+H2O H2SO3 ①2SO2+O2 2SO3 飄塵 SO3+H2O= H2SO4 2H2SO3+O2 = 2H2SO4 主要有兩種形式 2.危害 ① 影響水生生物的生長和繁殖 ② 破壞農(nóng)作物和樹木生長 ③ 腐蝕建筑物、雕塑、機器 ④ 危害人體健康等 3.防治 ① 研究開發(fā)替代化石燃料的新能源(氫能、太陽能、核能等) ② 利用化學脫硫處理或尾氣回收,如煙道氣中SO2回收的兩種方法(變廢為寶) SO2+Ca(OH)2=CaSO3+H2O 石灰石-石膏法 2CaSO3+O2=2CaSO4 (CaSO4·2H2O為石膏) SO2+2NH3+H2O=(NH4)2SO3 氨水法 SO2+NH3+H2O=NH4HSO3 2(NH4)2SO3+O2=2(NH4)2SO4 (一種肥料) （二）二氧化硫 是一種無色有刺激性氣味、有毒的氣體、易液化、易溶于水(1體積水能溶約40體積SO2) 1.化學性質 ①酸性氧化物 SO2+H2O=H2SO3H++HSO3－ 中強酸(能使紫色石蕊試液變紅色) SO2+Ca(OH)2=CaSO3↓+H2O CaSO3+SO2+H2O=Ca(HSO3)2 ②還原性 H2O2+SO2= H2SO4 SO2+Br2+2H2O=2HBr+ H2SO4 此外,SO2還能使氯水、酸性KMnO4溶液等褪色。 ③氧化性 SO2+2H2S=3S+2H2O （SO2、、H2S氣體不能大量共存） ④漂白性 SO2能跟某些有色物質化合生成不穩(wěn)定的無色化合物，如能漂白品紅、紙漿、草編織品等；但其漂白性有一定的局限，如不能使酸堿指示劑褪色等。 常見幾中漂白劑比較 漂白劑 漂白條件 漂白原理 漂白類型 漂白產(chǎn)物穩(wěn)定性 Ca(ClO)2 (HClO) 水 Cl2+H2O=HCl+HClO 2HClO=2HCl+O2↑ 強氧化性 穩(wěn)定 SO2(H2SO3) 水 生成無色化合物 化合 不穩(wěn)定 活性炭、 Al(OH)3膠體 多孔(表面積大) 吸附 物理變化 不穩(wěn)定 二、硫酸和硫酸鹽 （一）硫酸的工業(yè)制法 1.反應原理 ①造氣 S+O2SO2 (或4FeS2+11O22Fe2O3+8SO2) 催化劑 ②接觸氧化 2SO2+O2 2SO3 ③SO3的吸收 SO3+H2O=H2SO4 2.流程圖（見課本P84 圖4-4） （二）硫酸 一種無色粘稠狀液體，難揮發(fā)、沸點高，比水重，溶于水時放出大量的熱。 1.化學性質 ① 酸性:H2SO4=2H++SO42－ 稀H2SO4具有H＋的性質（酸的通性）及SO42－的特性。 ●熱點鏈接 如何稀釋濃H2SO4 在稀釋濃H2SO4時,,應將濃H2SO4沿玻璃棒緩緩地倒入燒杯的水中,并不斷攪拌,使產(chǎn)生的熱量迅速地擴散.(若將水倒入濃H2SO4中,濃H2SO4密度比水大,溶解時的放熱作用使水沸騰而使H2SO4濺出)。 ②難揮發(fā)性: NaCl+ H2SO4 (濃)NaHSO4+HCl↑ (高沸點酸制低沸點酸) ③吸水性: 濃H2SO4能跟水分子強烈結合成水合物.如濃H2SO4吸收水蒸汽在科學實驗中作干燥劑；濃H2SO4能奪取結晶水合物中的結晶水等。 ④脫水性: 濃H2SO4按水的組成比奪取某些有機化合物中的氫、氧元素,形成水分子.如: C12H22O1112C+11H2O 該反應放熱使水蒸氣蒸發(fā),使生成碳呈疏松多孔狀。過量的濃H2SO4這時還能繼續(xù)氧化碳而產(chǎn)生SO2氣體。 ⑤強氧化性: 利用濃H2SO4的強氧化性,Al 、Fe常溫下遇濃H2SO4可發(fā)生鈍化(實際中有什么應用?);濃H2SO4能與絕大部分金屬發(fā)生氧化還原反應,也能與一些非金屬反應。如: Cu+2 H2SO4 (濃) CuSO4+SO2↑+2H2O C+2 H2SO4 (濃)CO2↑+SO2↑+2H2O 濃H2SO4的還原產(chǎn)物通常為SO2。正是由于濃H2SO4的氧化性，所以濃H2SO4與金屬反應均沒有H2產(chǎn)生，也不能用濃H2SO4制備（或干燥）一些還原性氣體，如：HI、H2S等。 2.用途：化肥、醫(yī)藥、農(nóng)藥的生產(chǎn)，金屬礦石的處理，金屬材料的表面清洗以及科學實驗上的干燥劑，有機合成上的催化劑等。 （三）硫酸鹽 1.SO42－的檢驗 鹽酸酸化 滴BaCl2溶液 無現(xiàn)象 檢測液 有白色沉淀 幾種重要的硫酸鹽及其應用 ①硫酸鈣 利用上述反應制出各種模型及醫(yī)療上的石膏繃帶。 ②硫酸鋇 俗稱重晶石，不溶于水、酸等，不易被X射線透過。醫(yī)療上作檢查腸胃內服的藥劑（鋇餐）。 ③硫酸亞鐵 FeSO4·7H2O俗稱綠礬，是防治缺鐵性貧血的藥劑。 ④硫酸銅 CuSO4·5H2O俗稱膽礬，可配制“波爾多液”（農(nóng)藥）。 此外，還有明礬〔KAl(SO4)2·12H2O〕作凈水劑；芒硝（Na2SO4·10H2O）作緩瀉劑等。 三、硫和含硫化合物的相互轉化 （一）硫和一些含硫化合物 自然界中既有游離態(tài)的硫，又有化合態(tài)的硫存在，如火山噴口附近、地殼巖層、礦物煤和石油等。 1.硫 淡黃色的硫能與鐵、銅、汞、H2、O2等化合。 Hg+S=HgS （黑） (常溫下進行，可用于硫磺處理灑落的汞) H2+SH2S S+O2SO2 2.亞硫酸鈉 亞硫酸鈉同亞硫酸一樣易氧化。2Na2SO3+O2= 2Na2SO4 (亞硫酸鹽要密封保存) Na2SO3+Cl2+H2O =Na2SO4+2HCl FeS Na2SO3 HgS H2SO3 S SO2 Na2SO4 SO3 H2SO4 BaSO4 H2S （二）含硫物質的相互轉化 第二單元 生產(chǎn)生活中的含氮化合物 一、氮氧化物的生產(chǎn) （一）氮及其氧化物 1、氮氣 無色無味的氣體，難溶于水。 （1）與O2的化合（放電或高溫條件下） （2）與H2的化合 N2+3H22NH3 氮氣主要有以下三方面的應用：化工原料（合成氨、制硝酸等）；保護氣（填充燈泡、保鮮水果、糧食的保存等）；冷凍劑（超低溫手術、超導材料的低溫環(huán)境等）。 （二）氮氧化物對環(huán)境的污染與防治 1.形成 氮肥的生產(chǎn)、金屬的冶煉和汽車等交通工具的使用等，產(chǎn)生大量的氮氧化物，火山爆發(fā)、雷鳴電閃等也會將氮氣轉變?yōu)榈趸铩? 2.危害 （1）產(chǎn)生硝酸型酸雨 （2）產(chǎn)生光化學煙霧 3.防治 ①使用潔凈能源，減少氮氧化物的排放 ②為機動車輛安裝尾氣轉化裝置，將汽車尾氣中的CO和NO轉化成CO2和N2 ③對生產(chǎn)化肥、硝酸的工廠排放的廢氣進行處理 二、氮肥的生產(chǎn)和使用 （一）氨氣 1.氨氣的合成 N2+3H22NH3 2.氨氣的性質 氨是沒有顏色、有刺激性氣味的氣體，密度比空氣小，易液化。液態(tài)的氨汽化時要吸收大量的熱，使周圍的溫度急劇下降，所以液氨常用作制冷劑。 氨氣極易溶于水（1體積水能溶解700體積的NH3），水溶液叫氨水，其密度隨質量分數(shù)的增大而下降。 氨的化學性質主要有： ①與水反應 NH3+H2ONH3·H2ONH4＋＋OH－ 氨水是混合物，溶液中含有H2O、NH3·H2O、NH3等分子和NH4＋、OH－（還含有極少量的H+）等離子（氨在水中大部分以NH3·H2O形式存在），所以，溶液呈弱堿性，能使無色的酚酞試液變紅色。 氨水易揮發(fā)，受熱時容易逸出氨氣（NH3·H2O NH3↑+ H2O），不易運輸保存等，所以常將氨轉化成各種銨鹽。 ②與酸反應 NH3+HCl=NH4Cl 呈現(xiàn)冒白煙現(xiàn)象，白煙是生成的NH4Cl小顆粒，這可以檢驗氨氣的存在。 ③與一些氧化劑的反應 4NH3+5O24NO+6H2O 3.氨氣的實驗室制備 Ca(OH)2+2NH4ClCaCl2+2NH3↑+2H2O 收集NH3用向下排空氣法；檢驗用濕潤的紅色石蕊試紙（變藍）或用蘸有濃鹽酸的玻璃棒（冒白煙）；干燥用盛堿石灰（CaO和NaOH的混合物）的干燥管。 （二）銨鹽 由銨根離子（NH4＋）和酸根離子構成的化合物叫銨鹽，銨鹽都是晶體、易溶于水。 1.不穩(wěn)定性 一般銨鹽受熱分解出氨氣和相應的酸。 NH4HCO3 NH3↑+CO2↑+ H2O （NH4）2SO42NH3↑+H2SO4 NH4Cl NH3↑+HCl↑ NH4Cl受熱分解有類似“升華”現(xiàn)象（），可用于物質的提純，如NaCl混入NH4Cl中可加熱提純。 2.與堿的反應 NH4Cl+NaOHNaCl+ NH3↑+ H2O 銨鹽與堿共熱都能產(chǎn)生氨氣，這是銨鹽的特征反應。可據(jù)此檢驗銨鹽的存在，即取樣品與NaOH溶液共熱，產(chǎn)生的氣體能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍色，說明樣品含銨鹽。 貯存銨鹽應密封包裝并放在陰涼通風處，銨鹽屬于銨態(tài)氮肥，在施用銨態(tài)氮肥時，要避免與堿性肥料混合施用。 三、硝酸 （一）硝酸的工業(yè)制法 4NH3+5O24NO+6H2O 4NO+3O2+2H2O=HNO3 （二）硝酸的性質 硝酸是無色、易揮發(fā)、有刺激性氣味的液體，能以任意比溶解于水。69%的硝酸被稱為濃硝酸，98%的濃硝酸通常叫“發(fā)煙硝酸”，濃硝酸常帶有黃色。 1.不穩(wěn)定性 硝酸應貯存在避光、低溫處。 2.強氧化性 3Cu＋8HNO3（?。?3 Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O Cu＋4HNO3（濃）= Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O 濃HNO3還能使鐵、鋁等發(fā)生鈍化現(xiàn)象。所以可用鋁制容器裝運濃硝酸。 四、規(guī)律總結 23 .