高一化学必修1苏教专题知识点完全总结.docx

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1、高一化学必修1苏教专题知识点完全总结专题1 化学家眼中的物质世界 一、物质的分类：可依据物质的组成、状态、性能等对物质进行分类： 按组成分类： 均匀混合物非均匀混合物混合物物质纯净物单质金属单质非金属单质有机高分子有机小分子金属氧化物氧化物非金属氧化物酸有机化合物化合物无机化合物碱盐按化学性质分类： 酸性氧化物：能与碱反应生成盐和水，如SO2，CO2 氧化物 碱性氧化物：能与酸反应生成盐和水，如CaO，Na2O 两性氧化物：既可与酸反应又可与碱反应生成盐和水，如 Al2O3 不成盐氧化物：既不可与酸反应又不可与碱反应生成盐和水，如 CO 从物质的导电性分类：可将物质分为导体和绝缘体。 从物质的

2、状态分类：气体物质、液体物质和固态物质。 从物质在水中的溶解能力分类：可将物质分为可溶、难溶。 二、物质的转化： 1、 四种基本反应类型：化合反应，分解反应，置换反应，复分解反应 化合反应：多变一 分解反应：一边多 置换反应：指一种单质和一种化合物生成另一种单质和另一种化合物的反应，可表示为：A+BC=B+AC 或 AB+C=AC+B 复分解反应反应发生的条件：至少具体下列条件之一： 1）生成沉淀； 2）生成挥发性物质； 3）生成难电离物质。 *中和反应：酸与碱作用生成盐和水的反应，是复分解反应的一种，不属于一种基本反应类型。 *四种基本反应类型并不能包括所有的化学反应，如下列反应不属于四种基

3、本反应的1 任何一种。 CH4+2O2 点燃CO2+2H2O3CO+Fe2O3 高温2Fe+3CO22、 氧化还原反应：与四种基本反应类型的关系： 氧化还原反应定义：有电子发生转移的化学反应。 实质：电子发生转移 物质所含元素化合价升高的反应是氧化反应； 物质所含元素化合价降低的反应是还原反应。 判断依据：元素化合价发生变化 氧化还原反应中概念及其相互关系如下： 还原剂失去电子化合价升高被氧化氧化产物。记做：升失氧 氧化剂得到电子化合价降低被还原 还原产物。记做：降得还 氧化还原反应中电子转移的表示方法 ： 双线桥法表示电子转移的方向和数目 注意：a.“e-”表示电子。 b.双线桥法表示时箭头

4、从反应物指向生成物，箭头起止为同一种元素， 应标出“得”与“失”及得失电子的总数。 c失去电子的反应物是还原剂，得到电子的反应物是氧化剂 d失去电子的物质被氧化，被氧化得到的产物是氧化产物，具有氧化性。 e得到电子的物质被还原，被还原得到的产物是还原产物，具有还原性。 单线桥法表示电子转移的方向和数目 2e- 2 2Na+Cl2=点燃= 2NaCl 注意：a. “e-”表示电子。 b. 用一条带箭头的曲线从失去电子的元素指向得到电子的元素，并在“桥”上标出转移的电子数。 氧化性、还原性强弱的判断 氧化性反映的是得电子能力的强弱；还原性反映的是失电子能力的强弱。 ）通过氧化还原反应比较：氧化剂

5、+ 还原剂 氧化产物 还原产物 氧化性：氧化剂 氧化产物 还原性：还原剂 还原产物 2）从元素化合价考虑： 最高价态只有氧化性，如 Fe3+、H2SO4、KMnO4 等； 中间价态既具有氧化性又有还原性，如 Fe2+、S、Cl2 等； 最低价态只有还原性，如金属单质、Cl-、S2-等。 3）根据其活泼性判断： 根据金属活泼性： 对应单质的还原性逐渐减弱K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb Cu Hg Ag Pt Au对应的阳离子氧化性逐渐增强 根据非金属活泼性: 对应单质的氧化性逐渐减弱Cl2 Br2 I2 S4） 根据元素周期律进行比较： 一般地,氧化性:上下,右左;还原性:下

6、上,左右. 5）根据反应条件进行判断： 不同氧化剂氧化同一还原剂，所需反应条件越低，表明氧化剂的氧化剂越强；不同还原剂还原同一氧化剂，所需反应条件越低，表明还原剂的还原性越强。 如：2KMnO4 + 16HCl (浓) = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O MnO2 + 4HCl(浓) = = MnCl2 + Cl2 + 2H2O 前者常温下反应，后者微热条件下反应，故物质氧化性：KMnO4 MnO2 5) 通过与同一物质反应的产物比较： 如：2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3， Fe + S = FeS 可得氧化性 Cl2 S 3、离子反应 有离子参加的化学反应称为

7、离子反应。 电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。酸、碱、盐都是电解质。在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物，叫非电解质。 注意：电解质、非电解质都是化合物，不同之处是在水溶液中或融化状态下能否导电。电解质的导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电。能导电的物质并不全部是电解质：如铜、铝、石墨等。非金属氧化物、大部分的有机物为非电解质。 3 对应的阴离子还原性逐渐增强离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。它不仅表示一个具体的化学反 应，而且表示同一类型的离子反应。 离子方程式书写方法： 写：写出反应的化学方程式 拆：把易溶于水、易电离的物质

8、拆写成离子形式；把难溶性物质、易挥发物质、弱电解质、单质、气体、氧化物等用化学式表示。 删：将不参加反应的离子从方程式两端删去 查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等 离子方程式正误判断 一、看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确 二、看能否写出离子方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式 三、看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等书写是否符合事实 四、看离子配比是否正确 五、看原子个数、电荷数是否守恒 六、看与量有关的反应表达式是否正确 离子方程式的书写注意事项： 微溶物作为反应物时，若是澄清溶液，用离子符号表示；若是悬浊液，写化学式。微溶物做生成物

9、时，一般写化学式。 氨水作为反应物，写NH3.H2O；作为生成物，若有加热条件或浓度很大，可写NH3+H2O，否则一般写NH3.H2O。 固体与固体的反应不能写离子方程式；浓硫酸、浓磷酸与固体的反应不能写离子方程式。 主要化学计量数的化简和离子的删除。 离子共存问题 所谓离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。 1） 溶液的颜色如无色溶液应排除有色离子：Fe2+ 、Fe3+ 、Cu2+ 、MnO4+ 2）结合生成难溶物质的离子不能大量共存:如 Ba2+ 和 SO42-、Ag+ 和 Cl-、Ca2+ 和 CO32-、Mg2+ 和 OH-等

10、3）结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存： 如 H+ 和 CO32-,HCO3-,SO32-，OH-和 NH4+ 等 4）结合生成难电离物质的离子不能大量共存：如 H+ 和 OH-，OH-和,HCO3-等。 5）发生氧化还原反应：如 Fe3+与 S2-、I-，Fe2+与 NO3-等 6）发生络合反应：如Fe3+与 SCN- 4 三、物质的量 1、基本概念： 物质的量是一个物理量，符号为 n，单位为摩尔(mol) 1 mol 粒子的数目是 0.012 kg C-12 中所含的碳原子数目，约为 6.021023 个。1 mol 粒子的数目又叫阿伏加德罗常数，符号为 NA，单位 mol 。

11、使用摩尔时，必须指明粒子的种类，可以是分子、原子、离子、电子等。 数学表达式 : N=n.NA 2、摩尔质量 定义：1mol 任何物质的质量，称为该物质的摩尔质量。符号：M 表示，常用单位为 g/mol。在数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量. 数学表达式： m=n.M 3、物质的聚集状态 不同聚集状态物质的结构与性质： 物质的聚集状态 微观结构 微粒运动方式 宏观性质 固态 微粒排列紧密，微粒间在固定的位置上有固定的形状，几的空隙很小 振动 乎不能被压缩 液态 微粒的排列比较紧密，可以自由移动 没有固定形状，但微粒间的空隙较小 不易被压缩 气态 微粒之间的距离较大 可以自由移动 没有

12、固定的形状且易被压缩 影响物质体积的因素：微粒的数目、微粒的大小和微粒间的距离。 1） 固、液体影响体积因素主要为微粒的数目和微粒的大小； 2）气体主要是微粒的数目和微粒间的距离。而气体中微粒间的距离与温度和压强有关。在温度和压强一定时，任何气态微粒间的距离近似相等，因此含有相同微粒数的气体具有大致相同的体积。 4、气体摩尔体积 定义：单位物质的量的气体所占的体积。符号：Vm。 表达式：V =Vm.n，单位：Lmol-1 在标准状况(0。C,101KPa)下，1 mol 任何气体的体积都约是 22.4 L，即标准状况下，气体摩尔体积为 22.4L/mol。 阿伏伽德罗定律：在相同的温度和压强下

13、，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。所以又叫四同定律，也叫五同定律。 推论：定律 同温同压下，V1/V2=n1/n2 同温同体积时，p1/p2=n1/n2=N1/N2 同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1 5 同温同压同体积时，M1/M2=1/2 5、物质的量在化学实验中的应用 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组成的物理量，叫做溶质 B 的物质的浓度。 2）单位：mol/L 3）物质的量浓度 溶质的物质的量/溶液的体积: CB = nB/V液 注意点：溶液物质的量浓度与其溶液的体积没有任何关系 溶液稀释：C(浓溶液)V(浓溶液) =C(稀溶

14、液)V(稀溶液) 一定物质的量浓度的配制 1） 基本原理: 根据欲配制溶液的体积和溶质的物质的量浓度，用有关物质的量浓度计算的方法， 求出所需溶质的质量或体积，在容器内将溶质用溶剂稀释为规定的体积,就得欲配制得溶液. 2）主要操作： 检验是否漏水. 配制溶液： 1 计算. 2 称量. 3 溶解. 4 转移. 5 洗涤. 6 定容. 7 摇匀. 8 贮存溶液. 3）所需仪器：托盘天平、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、容量瓶 4）注意事项： A 选用与欲配制溶液体积相同的容量瓶. B 使用前必须检查是否漏水. C 不能在容量瓶内直接溶解. D 溶解完的溶液等冷却至室温时再转移. E 定容时，当液面离刻度线

15、 12cm 时改用滴管，以平视法观察加水至液面最低处与刻度相切为止. F 若溶质为液体，则托盘天平应改为量筒 G 称量NaOH等易潮解或有腐蚀性的固体必须在干燥洁净的小烧杯中进行且要快；稀释浓硫酸，必须将浓硫酸沿杯壁慢慢注入盛水的烧杯中并用玻璃棒不断搅拌。 误差分析： 6 四、物质的分散系 1分散系：一种物质的微粒分散到另一种物质里形成的混合物。 分散系的种类： ： 溶液 浊液 2胶体： 概念：分散质微粒直径大小在 10-910-7m 之间的分散系。 性质：丁达尔现象 凝聚作用 3、氢氧化铁胶体的制备： 将饱和的 FeCl3 溶液逐滴滴入沸水中： FeCl3 + 3H2O = = Fe(OH)

16、3(胶体) + 3HCl 五、研究物质的实验方法 1、化学实验安全 做有毒气体的实验时，应在通风厨中进行，并注意对尾气进行适当处理。 进行易燃易爆气体的实验时应注意验纯，尾气应燃烧掉或作适当处理。 烫伤宜找医生处理。 浓酸撒在实验台上，先用 Na2CO3 中和，后用水冲擦干净。浓酸沾在皮肤 上，宜先用干抹布拭去，再用水冲净。浓酸溅在眼中应先用稀 NaHCO3 溶液淋洗，然后请医生处理。 浓碱撒在实验台上，先用稀醋酸中和，然后用水冲擦干净。浓碱沾在皮肤上，宜先用大量 水冲洗，再涂上硼酸溶液。浓碱溅在眼中，用水洗净后再用硼酸溶液淋洗。 钠、磷等失火宜用沙土扑盖。 酒精及其他易燃有机物小面积失火，应

17、迅速用湿抹布扑盖。 2、物质的分离与提纯 7 应用如粗盐的提纯分离NaCl和KNO3混合物如用CCl4萃取溴水里的溴、碘后再分液用CCl4萃取溴水里的溴、碘如石油的蒸馏3、常见物质的检验 焰色反应：许多金属或它们的化合物在火焰山灼烧时会使火焰呈现特殊的颜色，这种现象叫焰色反应。 操作： 取一根铂丝，用盐酸洗涤； 再放在酒精灯火焰上灼烧至无色； 用铂丝蘸取少量待测溶液，置于火焰上灼烧； 观察火焰的颜色。 根据火焰颜色判断：Na黄色；K紫色；Ca砖红色； Sr洋红色；Li紫红色；Ba黄绿色等。 备注：1）焰色反应的实验步骤可简记为：洗、烧、蘸、烧、看。 2）焰色反应的显色过程没有新物质生产，属于物

18、理变化过程。 常见离子的检验： 8 物质 2+方法及现象 与含Ba的溶液反应，生成白色沉淀，该沉淀溶于硝酸，生成无色无气味、能使澄清石灰水变浑浊的气体。 与含Ba的溶液反应，生成白色沉淀，不溶于稀盐酸。 与硝酸银溶液反应，生成不溶于稀硝酸的白色沉淀。 与NaOH浓溶液反应，微热，放出使湿润的红色石蕊试纸变蓝的刺激性气味气体。 2+CO3 SO4 Cl NH4 +22注意： 1若SO42-与 Cl-同时检验，需注意检验顺序。 应先用 Ba(NO3)2 溶液将 SO42-检出， 并滤去 BaSO4， 然后再用 AgNO3 检验 Cl-。 2检验 SO32-的试剂中，只能用盐酸，不能用稀硝酸。因为稀

19、硝酸能把 SO32-氧化成 SO42-。 3若 Ag+和 Ba2+同时检验，也需注意检验顺序，应先用盐酸将 Ag+检验出并滤去沉淀，然后 再用稀硫酸检验 Ba2+。 4若 Ag+和 Ba2+同时检验，也需注意检验顺序，应先用盐酸将 Ag+检验出 5.若 CO32-和 HCO3-同时检验，应先用足量的 BaCl2 溶液将 CO32-检出，静置，取上层清夜用 Ba(OH)2 或 Ca(OH)2 检出 HCO3- 。 常见物质的检验 I2 遇淀粉显蓝色 丝绸制品 灼烧 有烧焦羽毛气味 六、原子结构： 1、原子的构成： AZ2、质量数：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取整数，加起来所得的数值，叫质

20、量数。 质量数=质子数+中子数 原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数 要求掌握 1-20 号原子的结构示意图 3、元素、核素和同位素： 元素：是具有相同核电荷数的同一类原子的总称。元素的种类由质子数决定。是宏观概念。 9 X表示质量数位A、质子数位Z的具体的X原子。核素：是指具有一定质子数和一定中子数的一种原子。核素的种类由质子数和中子数共同决定。如氢元素有三种核素：氕、氘、氚。核素是微观概念，不同核素质量不同。 同位素：质子数相同、质量数不同的原子互为同位素。是微观概念。同种元素的不同核素构成的单质的化学性质几乎相同，但物理性质有差异；天然存在的各种同位素所占的原子百分数一般不

21、变。 某种元素的相对原子质量等于各同位素的相对原子质量与其丰度的乘积之和： M=M1 n1%+M2n2%+ 。因此，某原子的相对原子质量不一定能代替该元素的相对原子质量。 4、原子核外电子排布： 原子核外各电子层最多能容纳的电子数为2n2； 最外层电子层最多能容纳8个电子。 Na、Mg、Al等活泼金属原子的最外层电子数一般小于4，在发生化学反应时易失去最外层电子，形成阳离子。 氧、氟、氯等非金属原子的最外层电子数一般大于4，在发生化学反应时易得到电子，形成阴离子。 专题2 从海水中获得的化学物质 一、 氯气相关知识点： 1、氯气的生产原理 工业制法氯碱工业 ： 2NaCl+2H2O=通电=2N

22、aOH+H2+Cl2 氯碱工业面临问题：产品对设备腐蚀严重、环境污染显著。电能消耗量大。 实验操作 实验现象 实验结论 接通电源 铁棒和石墨棒上均有气阴、阳两极都有气体产生 泡产生 将从铁棒处收集的气体听到尖锐的爆鸣声 阴极有氢气产生 移近酒精灯火焰 用向上排空气法收集石气体呈黄绿色 阳极有氯气产生 墨棒处的气体 反应完毕，向U形管铁棒溶液颜色变红 U型管铁棒处有碱性物质处的液体滴加酚酞溶液 产生。 实验室制法： 1) 反应原理：MnO24HCl (浓) = = MnCl22H2OCl2 2) 反应仪器：圆底烧瓶、分液漏斗、铁架台及附件、酒精灯、石棉网。 3) 除杂：HCl 气体 、水蒸气 4

23、) 收集方法：向上排空气法、排饱和食盐水法 10 5) 尾气处理：NaOH 溶液 实验室制氯气 备注：氯气和碘化钾有如下反应：Cl2+2KI=2KCl+I2，淀粉遇碘变蓝，所以可以用湿润的淀粉碘化钾试纸检验氯气。 随着反应的进行，盐酸的浓度逐渐降低，当变为稀盐酸时反应将停止。所以不能用HCl的量计算Cl2的量。 实验室也可以用KMnO4、K2Cr2O7、KClO3等氧化剂代替MnO2制取氯气。 2、氯气的性质 物理性质：黄绿色，刺激性气味，有毒，密度比空气大，可溶于水。 备注：闻氯气时，应用手轻轻地在瓶口煽动，使极少量的氯气飘进鼻孔。 化学性质： 1）Cl2 与金属反应 钠在氯气中燃烧，产生白

24、烟，白烟为NaCl的固体小颗粒： 2Na+Cl2点燃2NaCl 铁在氯气中燃烧，产生棕褐色烟，是FeCl3的固体小颗粒： 2Fe + 3Cl2 2FeCl3 11 铜在氯气中点燃，产生棕黄色烟，是CuCl2的固体小颗粒。 Cu + Cl2 CuCl2 2） Cl2 与非金属反应 氢气在氯气中安静的燃烧，发出苍白色火焰，将氯气与氢气混合，在强光照射下发生爆炸。 H2 + Cl2 2HCl 3） Cl2 与碱的反应： Cl22NaOH=NaClNaClOH2O 消毒液成分为 NaClO 工业上将氯气通入石灰乳中制取漂白粉： 2Cl22Ca(OH)2=CaCl2Ca(ClO)22H2O CaCl2、

25、Ca(ClO)2 为漂白粉的主要成分，其中 Ca(ClO)2 为有效成分。 漂白原理：Ca(ClO)2与盐酸、CO2和H2O等酸性比次氯酸强的酸反应，生成次氯酸，从而起到漂白作用： Ca(ClO)2 + H2O + CO2 = CaCO3 + 2HClO 漂白粉长时间放置于空气中将失效。 Ca(ClO)2 + 2HCl= CaCl22HclO 4）氯气与水反应： Cl2 +H2O HCl + HClO 成分： 分子：H2O、Cl2、HClO 。离子：H+、Cl-、ClO-、OH- 氯水的性质：成黄绿色；酸性； 氧化性 ； 漂白性；不稳定性。 氯水与其他物质的反应： 当向碱液中滴加氯水，Cl2参

26、加反应：Cl22NaOH=NaClNaClOH2O 用氯气对自来水消毒，则考虑HclO漂白有机色质。 向氯水中滴加几滴石蕊试液，溶液立即变红，一段时间后溶液褪色，前者是H+的作用，后者是HclO的作用。 3、氯气的用途：自来水的消毒、农药的生产、药物的合成、染料、漂白粉等。 4、Cl- 的检验：试剂：AgNO3 溶液和稀硝酸 现象：产生白色沉淀 5、次氯酸的性质： 弱酸性：酸性比碳酸弱。试液漂白粉时为增强漂白效果可以滴加几滴稀盐酸稀硫酸。 强氧化性：能杀死水中的细菌，也能使有机色质褪色。 不稳定性：次氯酸见光易分解放出氧气：2HClO 2HCl + O2 二、溴、碘相关知识点： 1、溴、碘的提

27、取： 从海水中提取溴碘的化学反应原理： 工业上用氯气将海水或海产品中化合态的溴、碘变成游离态，然后再分离： Cl2+2KBr2KCl+Br2Cl2+2KI2KI+I212 从海水中提取溴、碘的过程： 氯化 提取 浓缩 精制 海水 粗Br2 高纯度Br2 加热 MgBr2+Cl2=Br2+MgCl2 鼓入空气或水蒸气 从海水中提取碘： 从海带中提取碘的过程： 过滤 氧化 海带 水 浸泡 Cl 2 粗碘 提纯 碘 萃取 加CCl4或苯 2、溴、碘的性质及用途： Cl2、Br2、I2在不同溶剂中的颜色比较 Cl2 Br2 I2 水 黄绿色 黄橙 深黄 酒精 黄绿色 橙橙红 棕深棕 苯 黄绿色 橙橙红

28、 浅紫 13 汽油 黄绿色 橙橙红 紫深紫 四氯化碳 黄绿色 橙橙红 浅紫红紫红 褐色 Cl、Br 、I 的检验： -紫 I2 的检验：试剂：淀粉溶液 现象：溶液变蓝色 三、钠及其氧化物的性质 1物理性质 银白色金属，质软，密度比水小钠的密度大于煤油小于水熔点低、具有良好的导电性和导热性。 2化学性质 (1)与非金属单质的反应 Na与O2在点燃的条件下发生反应的化学方程式为：2Na+O2 点燃 Na2O2。 Na在常温下露置于空气中的化学方程式为：4NaO2=2Na2O Na与S的反应为：2NaS=研磨=Na2S Na与Cl2在点燃的条件下发生反应的化学方程式为：2Na+Cl2=点燃= 2Na

29、Cl。 (2)与水的反应 化学方程式为： 2Na2H2O=2NaOHH2 实验现象 a“浮”：将钠投入水中，钠浮在水面上。说明钠的密度比水小。 b“熔”：钠熔化成小球。说明钠的熔点低，且该反应是放热反应。 c“游”：小球在水面上四处游动。说明有气体生成。 d.“响”：有嘶嘶的响声。说明有气体产生且剧烈。 e“红”：反应后的溶液能使酚酞变红。说明反应生成了碱。 钠用于钛、锆、铌、钽等金属氯化物中置换出金属单质 例如： TiCl4+4Na 700800 Ti+4NaCl 钠与盐反应： 先与水反应，生成的 NaOH 再与盐反应 。 钠的保存:实验室中通常把少量钠保存在煤油中，目的是防止Na与空气中的

30、O2和水蒸气发生反应。 3、氧化钠及过氧化钠的性质： 14 Na2O：白色固体，碱性氧化物，与水反应生成氢氧化钠，与酸反应生成钠盐和水：Na2O +H2O =2NaOH Na2O+ 2HCl=2NaCl + H2O Na2O2：淡黄色固体，强氧化剂，有漂白作用，如Na2O2与水反应后的溶液中滴加酚酞，变红后有褪色。Na2O2与水反应生成氢氧化钠和氧气： Na2O2 +2H2O = 4 NaOH + O2 备注：碱性氧化物与水反应生成的产物只有碱，所以Na2O2不属于碱性氧化物。 Na2O2可用作潜水员的供氧剂：2Na2O2+ 2CO2=2 Na2CO3 + O2 4、Na2CO3 和NaHCO

31、3 比较 3碳酸钠和碳酸氢钠 名称及化学式 俗 名 颜色、状态 水溶性 与盐酸反应 热稳定性 碱性 碳酸钠(Na2CO3) 纯碱、苏打 白色粉末 易溶于水 碳酸氢钠(NaHCO3 小苏打 白色细小晶体 可溶于水 Na2CO32HCl = 2NaClH2OCO2 NaHCO3HCl = NaClH2OCO2 受热难分解 2NaHCO3碱性 Na2CO3H2OCO2 碱性 与NaOH 与Ca(OH)2 不反应 Na2CO3Ca(OH)2= CaCO32NaOH NaHCO3NaOH= Na2CO3H2O NaHCO3Ca(OH)2=CaCO3NaOHH2O 或2NaHCO3Ca(OH)2 CaCO

32、3Na2CO32H2O 相互转变 备注：等物质的量时Na2CO3耗酸量大于NaHCO3。 Na2CO3能与CaCl2、BaCl2等盐发生反应产生沉淀，而NaHCO3与这些盐不反应，因此可以用CaCl2、BaCl2等盐溶液来鉴别Na2CO3 和NaHCO3 Na2CO3CaCl2= CaCO32NaCl Na2CO3BaCl2= BaCO32NaCl 分别将二者配成溶液，分别“逐滴”滴加稀盐酸，马上产生气泡的是碳酸氢钠；一段时间后才产生气泡的是碳酸钠。因为： Na2CO3 + HCl = NaCl + NaHCO3 NaHCO3 + HCl = NaCl + CO2 + H2O 15 加热，碳酸

33、氢钠产生的气体能使澄清石灰水变浑浊。2NaHCO3H2OCO2 Na2CO3侯氏制碱法：总反应方程式： NaCl + CO2 +NH3+H2O=NaHCO3+NH4Cl 2NaHCO3=加热=Na2CO3+H2O+CO2 (在反应中NaHCO3沉淀，所以这里有沉淀符号，这也正是这个方法的便捷之处） 在生产中先在饱和食盐水中通入氨气，形成饱和氨盐水，再向其中通入二氧化碳，碳酸氢钠浸提析出，滤液中加入氯化钠细末和通氨气析出氯化铵晶体为副产品。氯化铵晶体析出后的母液进行循环。 四、镁的提取及应用 1、 镁的提取：贝壳 海水 母液 煅烧 主要化学反应： 煅烧CaCO3 = CaO + CO2 CaO

34、+ H2O =Ca(OH)2 = Mg + Cl2通电2、镁的性质： 物理性质： 镁是银白色金属，有金属光泽，密度较小，硬度较小，质地柔软，熔点较低，是热和电的良导 体。 化学性质：镁是较活泼金属 与非金属反应：2Mg + O2 = 2MgO, Mg + Cl2 = MgCl2, 3Mg + 3N2 = Mg3N2 等。 与沸水反应：Mg + 2H2O(沸水)= Mg(OH)2 + H2 . 与酸反应：与非强氧化性酸反应：是酸中的H+与 Mg 反应，有 H2 放出。 Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2 与强氧化性酸反应：如浓 H2SO4、HNO3，反应比较复杂，但是没有 H2 放出

35、。 与某些盐溶液反应：如 CuSO4 溶液、FeCl2 溶液、FeCl3 溶液等。 Mg + 2FeCl3 = 2FeCl2 + MgCl2, Mg + FeCl2 = Fe + MgCl2. 3、镁的用途： 1）镁合金的密度较小,但硬度和强度都较大,因此被用于制造火箭、导弹和16 飞机的部件 2）镁燃烧发出耀眼的白光,因此常用来制造通信导弹和焰火; 3）氧化镁的熔点很高,是优质的耐高温材料 4、氧化镁MgO： 白色固体，熔点高 ，是优质的耐高温材料。是碱性氧化物。 MgO + H2O = Mg(OH)2, MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O 。 注意以下几种情况的离子方程式的书

36、写： 专题3 从矿物到基础材料 一、铝及铝合金知识点： 1、从铝土矿中提取铝： 1铝在地壳中的含量 地壳中金属元素的含量：AlFeCaNa。 铝是地壳中含量最高的金属元素 (1)工艺流程 (2)有关的化学方程式： 碱溶：Al2O3+2NaOH=2NaAlO2H2O； 酸化：NaAlO2CO2(过量)2H2O=Al(OH)3NaHCO3； 灼烧：2Al(OH)3=Al2O33H2O； 通电电解：2Al2O3=4Al3O2。 冰晶石是 起助熔剂作用 2、铝合金特点：密度小、强度高、塑性好、制造工艺简单、成本低、抗腐蚀力强。 3、铝的性质： 17 与金属氧化物：在一定条件下，铝能将氧化铁等金属氧化物

37、还原成金属单质，并放出大量的热，称为铝热反应。2AlFe2O3 = 2FeAl2O3， 铝热剂：铝粉和用某些金属氧化物(如V2O5、Cr2O3、MnO2、Fe2O3等)组成的混合物。 应用：焊接钢轨和冶炼某些难熔金属。 在常温下，浓硫酸、浓硝酸也能使铁钝化。利用这一性质，工业上常用铝制或铁制容器盛放或运输浓硫酸、浓硝酸。 二、铝的氧化物和氢氧化物 1氧化铝 (1) 物理性质：硬度大，熔点高，难溶于水。 (2) 化学性质： 氧化铝既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水，属于两性氧化物。 与强酸反应的离子方程式：Al2O3+6H+=2Al3+3H2O。 与强碱反应的离子方程式：Al2O3+

38、2OH=2AlO2+H2O。 2氢氧化铝 (1)物理性质：颜色：白色，溶解性：难溶于水。 (2)化学性质： 两性氢氧化物 Al(OH)3既可以与酸反应又可以与碱反应生成盐和水，属于两性氢氧化物，如Al(OH)3与盐酸、NaOH溶液反应的离子方程式分别为： Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 +3H+=Al3+3H2O； Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O Al(OH)3OH=AlO22H2O 不稳定性 Al(OH)3受热易分解：2Al(OH)3 Al2O33H2O。 (3)实验室制备 实验室常用AlCl3溶液和氨水反应制取Al(

39、OH)3，反应的离子方程式为： Al33NH3H2O=Al(OH)33NH4。 三明矾的净水作用 (1) 复盐： 由两种或两种以上阳离子和一种阴离子组成的盐。如明矾，化学式为KAl(SO4)212H2O。 (2) 明矾的净水原理 18 明矾溶于水后发生电离：KAl(SO4)2=KAl2SO4。 生成Al(OH)3胶体：Al33H2OAl(OH)3(胶体) 3H。 Al(OH)3胶体净水原理为：Al(OH)3胶体具有很强的吸附能力，能凝聚水中的悬浮物并使之沉降。 32总结：6、使用铝制品应注意的问题： 不宜存放强酸性或碱性的物质。 含NaCl的物质不能用铝制品盛放，如咸菜等腌制食品。因为NaCl

40、会破坏氧化膜结构，加速铝制品的腐蚀。 1. 铝三角 有关的离子方程式 Al3+3H+ = Al3+ +3H2O Al3+3OH = Al3 Al3+OH =AlO2 +2H2O AlO2 +H+ +H2O = Al3 Al3+ +4OH = AlO2 +2H2O AlO2 +4H+= Al3+ +2H2O 2. 铝的化合物的有关图像 向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液直至过量 有关反应：Al3+3OH =Al3 Al3+OH =AlO2+2H2O 现象：首先产生白色沉淀，然后沉淀逐渐消失 向AlCl3溶液中逐滴加入氨水溶液直至过量 有关反应：Al3+3NH3H2O =Al3+3NH4+ 现

41、象：首先产生白色沉淀，继续滴加沉淀不消失 向NaOH溶液中逐滴加入AlCl3溶液直至过量有关反应： Al3+4OH =AlO2+2H2O Al3+3AlO2+6H2O =4Al3 现象：首先不产生白色沉淀，一段时间后产生沉淀，继续滴加，沉淀不消失。 19 向AlCl3溶液中逐滴加入NaAlO2溶液直至过量 有关反应：Al3+3AlO2+6H2O =4Al3 现象：首先产生白色沉淀，继续滴加沉淀不消失 向NaAlO2溶液中逐滴加入AlCl3溶液直至过量 有关反应：Al3+3AlO2 +6H2O=4Al3 现象：产生白色沉淀，继续滴加沉淀不消失 向NaAlO2溶液中逐滴加入盐酸直至过量 有关反应：

42、AlO2+H+H2O=Al3 Al33H+=Al3+3H2O 现象：产生白色沉淀，继续滴加，沉淀消失 向盐酸中逐滴加入NaAlO2溶液直至过量 有关反应：AlO2+ 4H+=Al3+2H2O Al3+3AlO2+6H2O=4Al3 现象：首先溶液中无白色沉淀产生，一段时间后产生白色沉淀继续滴加，沉淀不消失。 向NaAlO2溶液中通入过量的CO2 有关反应：2AlO2+CO2+3H2O=2Al3+CO32 CO32+CO2+H2O=2HCO3 现象：产生白色沉淀，继续通入CO2，沉淀不消失 20 向MgCl2、AlCl3和盐酸的混合溶液中滴加NaOH直至过量 有关反应：H+OH=H2O Mg2+

43、2OH=Mg2 Al3+3OH=Al3 Al3+OH =AlO2+2H2O 现象：开始时无沉淀产生，一段时间后有白色沉淀产生，继续滴加NaOH溶液，沉淀部分溶解 二、铁的获取及应用： 1、高炉炼铁工业炼铁： 后面两个反应是用来出去SiO2. 2、铁的性质： 21 3、铁的氧化物： 4、铁的氢氧化物： 与烯Fe(OH)2 + 2H+ =Fe2+ +2H2O酸反应制备 Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2Fe(OH)3 + 3H+ =Fe3+ +3H2OFe3+ + 3OH- = Fe(OH)35、Fe、Fe的鉴别： 方法 Fe2+ 直接观察颜色 溶液呈浅绿色 利用显色反应：滴加 K 溶液颜色不变 溶液或NH4SCN溶液 利用氢氧化物沉淀的颜白色灰绿色红褐色 22 2+3+ Fe3+ 溶液呈棕黄色 溶液呈血红色 红褐色沉淀 色：滴加NaOH溶液 利用Fe3+的氧化性，投无明显现象 入铜片 6、铁三角的相互转化： 铜被腐蚀，溶液变为浅绿色： 2Fe3+ Cu=2 Fe2+Cu2+ 三、铜的获取及应用： 1、铜的获取： 工业炼铜： 湿法炼铜：Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu； 生物炼铜：利用某些具有特殊本领的细菌用空气中的氧气氧化硫化铜矿石，把不溶性的硫化铜转换为