2022年高中化学必修一重要知识点.docx

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1、2022年高中化学必修一重要知识点 中学化学是自然科学的一种，中学化学在分子、原子层次上探讨物质的组成、性质、结构与改变规律;创建新物质的科学。今日我在这给大家整理了中学化学必修一重要学问点，接下来随着我一起来看看吧! 中学化学必修一重要学问点 1、混合物的分别 过滤：固体(不溶)和液体的分别。 蒸发：固体(可溶)和液体分别。 蒸馏：沸点不同的液体混合物的分别。 分液：互不相溶的液体混合物。 萃取：利用混合物中一种溶质在互不相溶的溶剂里溶解性的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来。 2、粗盐的提纯 (1)粗盐的成分：主要是NaCl，还含有MgCl2、CaCl2、Na2S

2、O4、泥沙等杂质 (2)步骤： 将粗盐溶解后过滤; 在过滤后得到粗盐溶液中加过量试剂BaCl2(除SO42-)、Na2CO3(除Ca2+、过量的Ba2+)、NaOH(除Mg2+)溶液后过滤; 得到滤液加盐酸(除过量的CO32-、OH-)调pH=7得到NaCl溶液; 蒸发、结晶得到精盐。 加试剂依次关键： Na2CO3在BaCl2之后; 盐酸放最终。 (3) 蒸馏装置留意事项： 加热烧瓶要垫上石棉网; 温度计的水银球应位于蒸馏烧瓶的支管口处; 加碎瓷片的目的是防止暴沸; 冷凝水由下口进，上口出。 (4) 从碘水中提取碘的试验时，选用萃取剂应符合原则： 被萃取的物质在萃取剂溶解度比在原溶剂中的大得

3、多; 萃取剂与原溶液溶剂互不相溶; 萃取剂不能与被萃取的物质反应。 3、离子的检验： SO42-：先加稀盐酸，再加BaCl2溶液有白色沉淀，原溶液中肯定含有SO42-。Ba2+SO42-=BaSO4 Cl-(用AgNO3溶液、稀硝酸检验)加AgNO3溶液有白色沉淀生成，再加稀硝酸沉淀不溶解，原溶液中肯定含有Cl-;或先加稀硝酸酸化，再加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，则原溶液中肯定含有Cl-。Ag+Cl-=AgCl。 CO32-：(用BaCl2溶液、稀盐酸检验)先加BaCl2溶液生成白色沉淀，再加稀盐酸，沉淀溶解，并生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的气体，则原溶液中肯定含有CO32-。 4

4、、5个新的化学符号及关系 5、分散系 (1)分散系组成：分散剂和分散质，根据分散质和分散剂所处的状态，分散系可以有9种组合方式。 (2)当分散剂为液体时，依据分散质粒子大小可以将分散系分为溶液、胶体、浊液。 6、胶体： (1)常见胶体：Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、蛋白质溶液、有色玻璃、墨水等。 (2)胶体的特性：能产生丁达尔效应。区分胶体与其他分散系常用方法丁达尔效应。 胶体与其他分散系的本质区分是分散质粒子大小。 (3)Fe(OH)3胶体的制备方法：将饱和FeCl3溶液滴入沸水中，接着加热至体系呈红褐色，停止加热，得Fe(OH)3胶体。 7、电解质和非电解质

5、 电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。 非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。(如：酒精乙醇、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非电解质。) 8、电解质和非电解质相关性质 (1)电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。 (2)酸、碱、盐和水都是电解质(特别：盐酸(混合物)电解质溶液)。 (3)能导电的物质不肯定是电解质。能导电的物质：电解质溶液、熔融的碱和盐、金属单质和石墨。 电解质需在水溶液里或熔融状态下才能导电。固态电解质(如：NaCl晶体)不导电，液态酸(如：液态HCl)不导电。 溶液能够导电的缘由：有能够自由移动的离子。 电离方

6、程式：要留意配平，原子个数守恒，电荷数守恒。如：Al2(SO4)3=2Al3+3SO42- 9、离子反应： (1)离子反应发生的条件：生成沉淀、生成气体、水。 (2)离子方程式的书写：(写、拆、删、查) 写：写出正确的化学方程式。(要留意配平。) 拆：把易溶的强电解质(易容的盐、强酸、强碱)写成离子形式，这些物质拆成离子形式，其他物质一律保留化学式。 删：删除不参与反应的离子(价态不变和存在形式不变的离子)。 查：检查书写离子方程式等式两边是否原子个数守恒、电荷数守恒。 10、常见易溶的强电解质有： 三大强酸(H2SO4、HCl、HNO3)，四大强碱NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH

7、)2 (澄清石灰水拆，石灰乳不拆)，可溶性盐 11、离子方程式正误推断：(看几看) 看是否符合反应事实(能不能发生反应，反应物、生成物对不对)。 看是否可拆。 看是否配平(原子个数守恒，电荷数守恒)。 看“=”“ ”“”“”是否应用恰当。 12、离子共存问题 (1)由于发生复分解反应(生成沉淀或气体或水)的离子不能大量共存。 生成沉淀：AgCl、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg(OH)2、Cu(OH)2等。 生成气体：CO32-、HCO3-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。 生成H2O：H+和OH-生成H2O。酸式酸根离子如：HCO3-既不能和H+共存，也不能和OH-

8、共存。如：HCO3-+H+=H2O+CO2， HCO3-+OH-=H2O+CO32- (2)审题时应留意题中给出的附加条件。 无色溶液中不存在有色离子：Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-(常见这四种有色离子)。 留意挖掘某些隐含离子：酸性溶液(或pH7)中隐含有H+，碱性溶液(或pH7)中隐含有OH-。 留意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。 13、氧化还原反应 (1)氧化还原反应的本质：有电子转移(包括电子的得失或偏移)。 (2)氧化还原反应的特征：有元素化合价升降。 (3)推断氧化还原反应的依据：凡是有元素化合价升降或有电子的转移的化学反应都属于氧化还原反应。 (4)氧化还原

9、反应相关概念： 还原剂(具有还原性)：失(失电子)升(化合价上升)氧(被氧化或发生氧化反应)生成氧化产物。 氧化剂(具有氧化性)：得(得电子)降(化合价降低)还(被还原或发生还原反应)生成还原产物。 【注】肯定要熟记以上内容，以便能正确推断出一个氧化还原反应中的氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物;氧化剂、还原剂在反应物中找;氧化产物和还原产物在生成物中找。 14、氧化性、还原性强弱的推断 (1)依据氧化还原反应方程式在同一氧化还原反应中， 氧化性：氧化剂氧化产物 还原性：还原剂还原产物 15、假如使元素化合价上升，即要使它被氧化，要加入氧化剂才能实现;假如使元素化合价降低，即要使它被还原，要加

10、入还原剂才能实现; 16、钠 Na的特质 (1)单质钠的物理性质：钠质软、银白色、熔点低、密度比水的小但比煤油的大。 (2)钠的存在：以化合态存在。 (3)钠的保存：保存在煤油或石蜡中。 (4)钠在空气中的改变过程：NaNa2ONaOHNa2CO3Na2CO310H2O(结晶)Na2CO3(风化)，最终得到是一种白色粉末。 一小块钠置露在空气中的现象：银白色的钠很快变暗(生成Na2O)，跟着变成白色固体(NaOH)，然后在固体表面出现小液滴(NaOH易潮解)，最终变成白色粉未(最终产物是Na2CO3)。 17、钠与O2反应 常温下：4Na + O2=2Na2O (新切开的钠放在空气中简单变暗)

11、 加热时：2Na + O2=Na2O2(钠先熔化后燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体Na2O2。) Na2O2中氧元素为-1价，Na2O2既有氧化性又有还原性。 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 Na2O2是呼吸面具、潜水艇的供氧剂，Na2O2具有强氧化性能漂白。 18、钠与H2O反应 2Na+2H2O=2NaOH+H2 离子方程式：2Na+2H2O=2Na+2OH-+H2(留意配平) 试验现象：“浮钠密度比水小;游生成氢气;响反应猛烈; 熔钠熔点低;红生成的NaOH遇酚酞变红”。 19、钠与盐溶液反应 如钠与CuSO4溶液反应，应当先是钠

12、与H2O反应生成NaOH与H2，再和CuSO4溶液反应，有关化学方程式： 2Na+2H2O=2NaOH+H2 CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2+Na2SO4 总的方程式：2Na+2H2O+CuSO4=Cu(OH)2+Na2SO4+H2 试验现象：有蓝色沉淀生成，有气泡放出 K、Ca、Na三种单质与盐溶液反应时，先与水反应生成相应的碱，碱再和盐溶液反应 20、钠与酸反应： 2Na+2HCl=2NaCl+H2(反应猛烈) 离子方程式：2Na+2H+=2Na+H2 21、铝 Al的特质 (1)单质铝的物理性质：银白色金属、密度小(属轻金属)、硬度小、熔沸点低。 (2)单质铝的化学性质 22、铝

13、与O2反应： 常温下铝能与O2反应生成致密氧化膜，爱护内层金属。加热条件下铝能与O2反应生成氧化铝：4Al+3O2=2Al2O3 23、常温下Al既能与强酸反应，又能与强碱溶液反应，均有H2生成，也能与不活泼的金属盐溶液反应： 2Al+6HCl=2AlCl3+3H2 ( 2Al+6H+=2Al3+3H2 ) 2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2 ( 2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2 ) 2Al+3Cu(NO3)2=2Al(NO3) 3+3Cu ( 2Al+3Cu2+=2Al3+3Cu ) 留意：铝制餐具不能用来长时间存放酸性、碱性和咸的食品。 24、铝与某些金属

14、氧化物的反应(如V、Cr、Mn、Fe的氧化物)叫做铝热反应 Fe2O3+2Al = 2Fe+Al2O3，Al 和 Fe2O3的混合物叫做铝热剂。利用铝热反应焊接钢轨。 25、铁的特质 (1)单质铁的物理性质：铁片是银白色的，铁粉呈黑色，纯铁不易生锈，但生铁(含碳杂质的铁)在潮湿的空气中易生锈。(缘由：形成了铁碳原电池。铁锈的主要成分是Fe2O3)。 26、铁与氧气反应：3Fe+2O2=Fe3O4(现象：猛烈燃烧，火星四射，生成黑色的固体) 27、与非氧化性酸反应：Fe+2HCl=FeCl2+H2 (Fe+2H+=Fe2+H2) 常温下铝、铁遇浓硫酸或浓硝酸钝化。加热能反应但无氢气放出。 28、

15、与盐溶液反应： Fe+CuSO4=FeSO4+Cu(Fe+Cu2+=Fe2+Cu) 29、与水蒸气反应：3Fe+4H2O(g)=Fe3O4+4H2 30、氧化物 (1)Al2O3的性质：氧化铝是一种白色难溶物，其熔点很高，可用来制造耐火材料如坩锅、耐火管、耐高温的试验仪器等。 Al2O3是两性氧化物：既能与强酸反应，又能与强碱反应： Al2O3+ 6HCl =2AlCl3 + 3H2O (Al2O3+6H+=2Al3+3H2O ) Al2O3+ 2NaOH = 2NaAlO2 +H2O(Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O) (2)铁的氧化物的性质：FeO、Fe2O3都为碱性氧化物，能与

16、强酸反应生成盐和水。 FeO+2HCl =FeCl2+H2O Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O 31、氢氧化物 (1)氢氧化铝 Al(OH)3 Al(OH)3是两性氢氧化物，在常温下它既能与强酸，又能与强碱反应： Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O(Al(OH)3+3H+=Al3+3H2O) Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O(Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O) Al(OH)3受热易分解成Al2O3：2Al(OH)3=Al2O3+3H2O(规律：不溶性碱受热均会分解) Al(OH)3的制备：试验室用可溶性铝盐和氨水反应来制备Al(OH)3 Al

17、2(SO4)3+6NH3H2O=2 Al(OH)3+3(NH4)2SO4 (Al3+3NH3H2O=Al(OH)3+3NH4+) 因为强碱(如NaOH)易与Al(OH)3反应，所以试验室不用强碱制备Al(OH)3，而用氨水。 (2)铁的氢氧化物：氢氧化亚铁Fe(OH)2(白色)和氢氧化铁Fe(OH)3(红褐色) 都能与酸反应生成盐和水： Fe(OH)2+2HCl=FeCl2+2H2O(Fe(OH)2+2H+=Fe2+2H2O) Fe(OH)3+3HCl=FeCl3+3H2O(Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O) Fe(OH)2可以被空气中的氧气氧化成Fe(OH)3 4Fe(

18、OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3(现象：白色沉淀灰绿色红褐色) Fe(OH)3受热易分解生成Fe2O3：2Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O (3)氢氧化钠NaOH：俗称烧碱、火碱、苛性钠，易潮解，有强腐蚀性，具有碱的通性。 32、盐 (1)铁盐(铁为+3价)、亚铁盐(铁为+2价)的性质： 铁盐(铁为+3价)具有氧化性，可以被还原剂(如铁、铜等)还原成亚铁盐： 2FeCl3+Fe=3FeCl2( 2Fe3+Fe=3Fe2+ )(价态归中规律) 2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2( 2Fe3+Cu=2Fe2+Cu2+)(制印刷电路板的反应原理) 亚铁盐(铁为+2价)具有还原

19、性，能被氧化剂(如氯气、氧气、硝酸等)氧化成铁盐： 2FeCl2+Cl2=2FeCl3 ( 2Fe2+Cl2=2Fe3+2Cl- ) Fe3+离子的检验： a.溶液呈黄色; b.加入KSCN(硫氰化钾)溶液变红色; c.加入NaOH溶液反应生成红褐色沉淀Fe(OH)3。 Fe2+离子的检验： a.溶液呈浅绿色; b.先在溶液中加入KSCN溶液，不变色，再加入氯水，溶液变红色; c.加入NaOH溶液反应先生成白色沉淀，快速变成灰绿色沉淀，最终变成红褐色沉淀。 (2)钠盐：Na2CO3与NaHCO3的性质比较 33、焰色反应 (1)定义：金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈现特别颜色的性质。 (2)

20、操作步骤：铂丝(或铁丝)用盐酸浸洗后灼烧至无色，沾取试样(单质、化合物、气、液、固均可)在火焰上灼烧，视察颜色。 (3)重要元素的焰色：钠元素黄色、 钾元素紫色(透过蓝色的钴玻璃视察，以解除钠的焰色的干扰) 焰色反应属物理改变。与元素存在状态(单质、化合物)、物质的聚集状态(气、液、固)等无关，只有少数金属元素有焰色反应。 34、硅及其化合物 Si 硅元素在地壳中的含量排其次，在自然界中没有游离态的硅，只有以化合态存在的硅，常见的是二氧化硅、硅酸盐等。 硅的原子结构示意图为，硅元素位于元素周期表第三周期第A族，硅原子最外层有4个电子，既不易失去电子又不易得到电子，主要形成四价的化合物。 35、

21、单质硅(Si)： (1)物理性质：有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大。 (2)化学性质： 常温下化学性质不活泼，只能跟F2、HF和NaOH溶液反应。 Si+2F2=SiF4 Si+4HF=SiF4+2H2 Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2 在高温条件下，单质硅能与O2和Cl2等非金属单质反应。 (3)用途：太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。 (4)硅的制备：工业上，用C在高温下还原SiO2可制得粗硅。 SiO2+2C=Si(粗)+2CO Si(粗)+2Cl2=SiCl4 SiCl4+2H2=Si(纯)+4HCl 36、二氧化硅(SiO2)： (1)SiO2的空间结构：

22、立体网状结构，SiO2干脆由原子构成，不存在单个SiO2分子。 (2)物理性质：熔点高，硬度大，不溶于水。 (3)化学性质：SiO2常温下化学性质很不活泼，不与水、酸反应(氢氟酸除外)，能与强碱溶液、氢氟酸反应，高温条件下可以与碱性氧化物反应： 与强碱反应：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O(生成的硅酸钠具有粘性，所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避开Na2SiO3将瓶塞和试剂瓶粘住，打不开，应用橡皮塞)。 与氢氟酸反应SiO2的特性：SiO2+4HF=SiF4+2H2O(利用此反应，氢氟酸能雕刻玻璃;氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放，应用塑料瓶)。 高温下

23、与碱性氧化物反应：SiO2+CaOCaSiO3 (4)用途：光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。 37、硅酸(H2SiO3)： (1)物理性质：不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分实力强。 (2)化学性质：H2SiO3是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱，其酸酐为SiO2，但SiO2不溶于水，故不能干脆由SiO2溶于水制得，而用可溶性硅酸盐与酸反应制取：(强酸制弱酸原理) Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3 Na2SiO3+CO2+H2O=H2SiO3+Na2CO3(此方程式证明酸性：H2SiO3 (3)用途：硅胶作干燥剂、催化剂的载体。

24、38、硅酸盐 硅酸盐：硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类许多，大多数难溶于水，最常见的可溶性硅酸盐是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗称水玻璃，又称泡花碱，是一种无色粘稠的液体，可以作黏胶剂和木材防火剂。硅酸钠水溶液久置在空气中简单变质： Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3(有白色沉淀生成) 传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥。 硅酸盐由于组成比较困难，常用氧化物的形式表示：活泼金属氧化物较活泼金属氧化物二氧化硅水。氧化物前系数配置原则：除氧元素外，其他元素按配置前后原子个数守恒原则配置系数。 硅酸钠：Na2SiO3 Na2OSiO2

25、 硅酸钙：CaSiO3 CaOSiO2 高岭石：Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O32SiO22H2O 正长石：KAlSiO3不能写成K2O Al2O33SiO2，应写成K2OAl2O36SiO2 氯及其化合物 39、氯原子结构示意图为： 氯元素位于元素周期表中第三周期第A族，氯原子最外电子层上有7个电子，在化学反应中很简单得到1个电子形成 Cl-，化学性质活泼，在自然界中没游离态的氯，氯只以化合态存在(主要以氯化物和氯酸盐)。 40、氯气(Cl2)： (1)物理性质：黄绿色有刺激性气味有毒的气体，密度比空气大，易液化成液氯，易溶于水。(氯气收集方法向上排空气法或者排饱和食盐水;液氯为纯

26、净物) (2)化学性质：氯气化学性质特别活泼，很简单得到电子，作强氧化剂，能与金属、非金属、水以及碱反应。 与金属反应(将金属氧化成最高正价) Na+Cl2=点燃2NaCl Cu+Cl2=点燃CuCl2 2Fe+3Cl2=点燃2FeCl3(氯气与金属铁反应只生成FeCl3，而不生成FeCl2。) (思索：怎样制备FeCl2?Fe+2HCl=FeCl2+H2，铁跟盐酸反应生成FeCl2，而铁跟氯气反应生成FeCl3，这说明Cl2的氧化性强于盐酸，是强氧化剂。) 与非金属反应 Cl2+H2 =点燃 2HCl(氢气在氯气中燃烧现象：宁静地燃烧，发出苍白色火焰) 将H2和Cl2混合后在点燃或光照条件下

27、发生爆炸。 燃烧：全部发光发热的猛烈化学反应都叫做燃烧，不肯定要有氧气参与。 Cl2与水反应 Cl2+H2O=HCl+HClO 离子方程式：Cl2+H2O=H+Cl+HClO 将氯气溶于水得到氯水(浅黄绿色)，氯水含多种微粒，其中有H2O、Cl2、HClO、Cl-、H+、OH-(极少量，水微弱电离出来的)。 氯水的性质取决于其组成的微粒： (1)强氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，试验室常用氯水代替氯气，如氯水中的氯气能与KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物质反应。 (2)漂白、消毒性：氯水中的Cl2和HClO均有强氧化性，一般在应用其漂白和消毒时，应考虑HClO，HClO的强

28、氧化性将有色物质氧化成无色物质，不行逆。 (3)酸性：氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，盐酸还可与NaHCO3，CaCO3等反应。 (4)不稳定性：HClO不稳定光照易分解。，因此久置氯水(浅黄绿色)会变成稀盐酸(无色)失去漂白性。 (5)沉淀反应：加入AgNO3溶液有白色沉淀生成(氯水中有Cl-)。自来水也用氯水杀菌消毒，所以用自来水配制以下溶液如KI、 KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液会变质。 Cl2与碱液反应： 与NaOH反应：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O(Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O

29、) 与Ca(OH)2溶液反应：2Cl2+2Ca(OH)2=Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O 此反应用来制漂白粉，漂白粉的主要成分为Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分为Ca(ClO)2。 漂白粉之所以具有漂白性，缘由是：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HClO生成的HClO具有漂白性;同样，氯水也具有漂白性，因为氯水含HClO;NaClO同样具有漂白性，发生反应2NaClO+CO2+H2O=Na2CO3+2HClO; 干燥的氯气不能使红纸褪色，因为不能生成HClO，湿的氯气能使红纸褪色，因为氯气发生下列反应Cl2+H2O=HCl+HClO。 漂白粉久置空气会失效(涉及两

30、个反应)：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HClO， 漂白粉变质会有CaCO3存在，外观上会结块，久置空气中的漂白粉加入浓盐酸会有CO2气体生成，含CO2和HCl杂质气体。 氯气的用途：制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物的原料等。 41、Cl-的检验： 原理：依据Cl-与Ag+反应生成不溶于酸的AgCl沉淀来检验Cl-存在。 方法：先加稀硝酸酸化溶液(解除CO32-干扰)再滴加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，则说明有Cl-存在。 硫及其化合物 42、硫元素的存在：硫元素最外层电子数为6个，化学性质较活泼，简单得到2个电子呈-2价或者与其他非金属元素结合成呈+4价、+6

31、价化合物。硫元素在自然界中既有游离态又有化合态。(如火山口中的硫就以单质存在) 43、硫单质： 物质性质：俗称硫磺，淡黄色固体，不溶于水，熔点低。 化学性质：S+O2 =点燃 SO2(空气中点燃淡蓝色火焰，纯氧中蓝紫色) 44、二氧化硫(SO2) (1)物理性质：无色、有刺激性气味有毒的气体，易溶于水，密度比空气大，易液化。 (2)SO2的制备：S+O2 =点燃 SO2或Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2+H2O (3)化学性质：SO2能与水反应SO2+H2OH2SO3(亚硫酸，中强酸)此反应为可逆反应。 可逆反应定义：在相同条件下，正逆方向同时进行的反应。(关键词：相同条件下)

32、SO2为酸性氧化物，是亚硫酸(H2SO3)的酸酐，可与碱反应生成盐和水。 a、与NaOH溶液反应： SO2(少量)+2NaOH=Na2SO3+H2O (SO2+2OH-=SO32-+H2O) SO2(过量)+NaOH=NaHSO3(SO2+OH-=HSO3-) b、与Ca(OH)2溶液反应： SO2(少量)+Ca(OH)2=CaSO3(白色)+H2O 2SO2(过量)+Ca(OH)2=Ca(HSO3) 2 (可溶) 对比CO2与碱反应： CO2(少量)+Ca(OH)2=CaCO3(白色)+H2O 2CO2(过量)+Ca(OH)2=Ca(HCO3) 2 (可溶) 将SO2渐渐通入Ca(OH)2溶

33、液中先有白色沉淀生成，后沉淀消逝，与CO2渐渐通入Ca(OH)2溶液试验现象相同，所以不能用石灰水来鉴别SO2和CO2。能使石灰水变浑浊的无色无味的气体肯定是二氧化碳，这说法是对的，因为SO2是有刺激性气味的气体。 SO2具有强还原性，能与强氧化剂(如酸性高锰酸钾溶液、氯气、氧气等)反应。SO2能使酸性KMnO4溶液、新制氯水褪色，显示了SO2的强还原性(不是SO2的漂白性)。 (催化剂：粉尘、五氧化二钒) SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl(将SO2气体和Cl2气体混合后作用于有色溶液，漂白效果将大大减弱。) SO2的弱氧化性：如2H2S+SO2=3S+2H2O(有黄色沉淀生成)

34、 SO2的漂白性：SO2能使品红溶液褪色，加热会复原原来的颜色。用此可以检验SO2的存在。 SO2的用途：漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。 45、硫酸(H2SO4) (1)浓硫酸的物理性质：纯的硫酸为无色油状粘稠液体，能与水以随意比互溶(稀释浓硫酸要规范操作：注酸入水且不断搅拌)。质量分数为98%(或18.4mol/l)的硫酸为浓硫酸。不挥发，沸点高，密度比水大。 (2)浓硫酸三大性质：吸水性、脱水性、强氧化性。 吸水性：浓硫酸可汲取结晶水、湿存水和气体中的水蒸气，可作干燥剂，可干燥H2、O2、SO2、CO2等气体，但不行以用来干燥NH3、H2S、HBr、HI、C2H4五种气体。 脱水性：能将有

35、机物(蔗糖、棉花等)以水分子中H和O原子个数比21脱水，炭化变黑。 强氧化性：浓硫酸在加热条件下显示强氧化性(+6价硫体现了强氧化性)，能与大多数金属反应，也能与非金属反应。 a. 与大多数金属反应(如铜)：2H2SO4(浓)+Cu=CuSO4+2H2O+SO2 (此反应浓硫酸表现出酸性和强氧化性 ) b. 与非金属反应(如C反应)：2H2SO4(浓)+C=CO2 +2H2O+SO2 (此反应浓硫酸表现出强氧化性 ) 留意：常温下，Fe、Al遇浓H2SO4或浓HNO3发生钝化。 浓硫酸的强氧化性使很多金属能与它反应，但在常温下，铝和铁遇浓硫酸时，因表面被浓硫酸氧化成一层致密氧化膜，这层氧化膜阻

36、挡了酸与内层金属的进一步反应。这种现象叫金属的钝化。铝和铁也能被浓硝酸钝化，所以，常温下可以用铁制或铝制容器盛放浓硫酸和浓硝酸。 (3)硫酸的用途：干燥剂、化肥、炸药、蓄电池、农药、医药等。 氮及其化合物 46、氮的氧化物：NO2和NO N2+O2 =高温或放电 2NO，生成的一氧化氮很不稳定： 2NO+O2 = 2NO2 一氧化氮：无色气体，有毒，能与人血液中的血红蛋白结合而使人中毒(与CO中毒原理相同)，不溶于水。是空气中的污染物。 二氧化氮：红棕色气体(与溴蒸气颜色相同)、有刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应： 3NO2+H2O=2HNO3+NO，此反应中NO2既是氧化剂又是

37、还原剂。以上三个反应是“雷雨固氮”、“雷雨发庄稼”的反应。 47、硝酸(HNO3)： (1)硝酸物理性质：纯硝酸是无色、有刺激性气味的油状液体。低沸点(83)、易挥发，在空气中遇水蒸气呈白雾状。98%以上的硝酸叫“发烟硝酸”，常用浓硝酸的质量分数为69%。 (2)硝酸的化学性质：具有一般酸的通性，稀硝酸遇紫色石蕊试液变红色，浓硝酸遇紫色石蕊试液先变红(H+作用)后褪色(浓硝酸的强氧化性)。用此试验可证明浓硝酸的氧化性比稀硝酸强。浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂，能氧化大多数金属，但不放出氢气，通常浓硝酸产生NO2，稀硝酸产生NO，如： Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O 3

38、Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O 反应还原剂与氧化剂物质的量之比为12;反应还原剂与氧化剂物质的量之比为32。 常温下，Fe、Al遇浓H2SO4或浓HNO3发生钝化，(说成不反应是不妥的)，加热时能发生反应： 当溶液中有H+和NO3-时，相当于溶液中含HNO3，此时，因为硝酸具有强氧化性，使得在酸性条件下NO3-与具有强还原性的离子如S2-、Fe2+、SO32-、I-、Br-(通常是这几种)因发生氧化还原反应而不能大量共存。(有沉淀、气体、难电离物生成是因发生复分解反应而不能大量共存。) 48、氨气(NH3) (1)氨气的物理性质：无色气体，有刺激性气味、比空气轻，

39、易液化，极易溶于水，1体积水可以溶解700体积的氨气(可做红色喷泉试验)。浓氨水易挥发出氨气。 (2)氨气的化学性质： a. 溶于水溶液呈弱碱性： 生成的一水合氨NH3H2O是一种弱碱，很不稳定，受热会分解： 氨气或液氨溶于水得氨水，氨水的密度比水小，并且氨水浓度越大密度越小，计算氨水浓度时，溶质是NH3，而不是NH3H2O。 氨水中的微粒：H2O、NH3、NH3H2O、NH4+、OH、H+(极少量，水微弱电离出来)。 b. 氨气可以与酸反应生成盐： NH3+HCl=NH4Cl NH3+HNO3=NH4NO3 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4 因NH3溶于水呈碱性，所以可以用潮湿的红色

40、石蕊试纸检验氨气的存在，因浓盐酸有挥发性，所以也可以用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近集气瓶口，假如有大量白烟生成，可以证明有NH3存在。 (3)氨气的试验室制法： 原理：铵盐与碱共热产生氨气 装置特点：固+固气体，与制O2相同。 收集：向下排空气法。 验满： a. 潮湿的红色石蕊试纸(NH3是唯一能使潮湿的红色石蕊试纸变蓝的气体) b. 蘸浓盐酸的玻璃棒(产生白烟) 干燥：用碱石灰(NaOH与CaO的混合物)或生石灰在干燥管或U型管中干燥。不能用CaCl2、P2O5、浓硫酸作干燥剂，因为NH3能与CaCl2反应生成CaCl28NH3。P2O5、浓硫酸均能与NH3反应，生成相应的盐。所以NH3通常用碱石灰干燥。 汲取：在试管口塞有一团湿的棉花其作用有两个：一是减小氨气与空气的对流，便利收集氨气;二是汲取多余的氨气，防止污染空气。 (4)氨气的用途：液氨易挥发，汽化过程中会汲取热量，使得四周环境温度降低，因此，液氨可以作制冷剂。 49、铵盐 铵盐均易溶于水，