专题一 化学家眼中的物质世界 第一单元 丰富多彩的化学物质
1.物质的分类及转化
物质的分类（可按组成、状态、性能等来分类） （碱性氧化物） （酸性氧化物）
物质的转化（反应）类型
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 氧化还原反应和四种基本反应类型的关系 氧化还原反应
1.氧化还原反应：有电子转移的反应-------升失氧还 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 氧化性、还原性强弱的判断
（１）通过氧化还原反应比较：氧化剂 + 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： ①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 (H) Cu Hg Ag Pt Au
对应的阳离子氧化性逐渐增强
②根据非金属活泼性:
对应单质的氧化性逐渐减弱
Cl2 Br2 I2 S 对应的阴离子还原性逐渐增强
(4) 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
△
离子反应
（1）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。
（2）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。
复分解反应这类离子反应发生的条件是：生成沉淀、气体或水。
（3）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、易电离的物质拆写成离子形式 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 （4）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。
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
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（水）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-（H+）等 6、发生络合反应：如Fe3与SCN- （5）离子方程式正误判断（六看）
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（过量、适量）
＋
＋
＋
＋
＋
＋
物质的量
1、 物质的量是一个物理量，符号为n，单位为摩尔(mol)
2、 1 mol粒子的数目是 kg 12C中所含的碳原子数目，约为×1023个。
3、 1 mol粒子的数目又叫阿伏加德罗常数，符号为NA，单位mol1。 4、 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。
－
5.、数学表达式 : 摩尔质量
Nn NA 1、数值：当物质的质量以g为单位时，其在数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量. 物质的聚集状态
1、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。
固、液体影响体积因素主要为微粒的数目和微粒的大小；气体主要是微粒的数目和微粒间的距离。 2、气体摩尔体积
单位物质的量的气体所占的体积。符号：Vm表达式：Vm=
V；单位：L·mol-1 n在标准状况(0oC,101KPa)下，1 mol任何气体的体积都约是 L，即标准状况下，气体摩尔体积为mol。
补充：①ρ标=M/ → ρ1/ρ2＝ M1 / M2
②阿佛加德罗定律：V1/V2＝n1/n2＝N1/N2 物质的量在化学实验中的应用 1.物质的量浓度.，单位：mol/L
（1）物质的量浓度 ＝ 溶质的物质的量/溶液的体积 CB = nB/V液
(2) 溶液稀释： C1V1=C2V2
（3）物质的量浓度和质量分数的关系：c=1000ρ w% M
2.一定物质的量浓度的配制
主要操作1、检验是否漏水. 2、配制溶液
○1计算.○2称量（或量取）.○3溶解.○4转移.○5洗涤.○6定容.○7摇匀.○8贮存溶液.
所需仪器：托盘天平、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、容量瓶 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1―2cm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.
（3）误差分析：
可能仪器误差的操作 称量NaOH时间过长或用纸片称取 移液前容量瓶内有少量的水 向容量瓶转移液体时少量流出 未洗涤烧杯、玻璃棒或未将洗液转移至容量瓶 未冷却至室温就移液 定容时，水加多后用滴管吸出 定容摇匀时液面下降再加水 定容时俯视读数 定容时仰视读数 物质的分散系
过程分析 m 减小 减小 减小 —— 减小 —— —— —— V —— —— —— 减小 —— 增大 减小 增大 对溶液浓度的影响 偏低 不变 偏低 偏低 偏高 偏低 偏低 偏高 偏低 不变 不变 1．分散系：一种（或几种）物质的微粒分散到另一种物质里形成的混合物。
分类（根据分散质粒子直径大小）：溶液（小于10-9m 〉、胶体（10-9~10-7m）浊液（大于10-7m） 2．胶体：
（1）概念：分散质微粒直径大小在10-9~10-7m之间的分散系。 （2）性质：①丁达尔现象
（用聚光手电筒照射胶体时，可以看到在胶体中出现一条光亮的“通路”，这是胶体特有的现象。） ②凝聚作用（吸附水中的悬浮颗粒） 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)3(胶体) + 3HCl
△
第二单元 研究物质的实验方法
物质的分离与提纯 分离和提纯的方法 过滤 用于固液混合的分离 提纯或分离沸点不同的液体混合物 一贴、二低、三靠 防止液体暴沸，温度计水银球的位置，如石油的蒸馏中冷凝管中水的流向 如粗盐的提纯 分离的物质 应注意的事项 应用举例 蒸馏 如石油的蒸馏 用四氯利用溶质在互不相溶的溶剂里的萃取 溶解度不同，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的方法 选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶；对溶质的溶解度要远大于原溶剂 化碳萃取溴水里的溴、碘 打开上端活塞或使活塞上的凹槽与漏斗分液 分离互不相溶的液体 上的水孔，使漏斗内外空气相通。打开活塞，使下层液体慢慢流出，及时关闭活塞，上层液体由上端倒出 用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物 加热蒸发皿使溶液蒸发时，要用玻璃棒不断搅动溶液；当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热 如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液 分离NaCl和KNO3混合物 结晶 常见物质的检验
碘单质的检验（遇淀粉变蓝）
蛋白质纤维的检验（灼烧时有烧焦羽毛的气味）
碳酸盐的检验： 取样与盐酸反应,若有无色无味的气体产生,且该气体能使澄清石灰水变浑浊，证明该试样中含有CO32-。
NH4+的检验：取样与碱混合加热,若有刺激性气味的气体（NH3）产生,且该气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，证明该试样中含有NH4+。
Cl-的检验：取样并向其中加入AgNO3溶液，若生成白色沉淀，且该沉淀不溶于稀HNO3，证明该试样中含有Cl- 。
SO42-的检验：取样并向其中加入稀HCl、BaCl2溶液，若生成白色沉淀，且该沉淀不溶于稀HCl，证明该试样中含有SO42- 。
K(K+)的检验：透过蓝色钴玻璃观察其焰色，紫色。 Na(Na+)的检验：观察其焰色，黄色。
第三单元 原子的构成
认识原子核
A 表示质量数为A、质子数为Z的具体的X原子。
质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数 同位素：质子数相同、质量数（中子数）不同的原子 核素：具有一定质子数和种子数的原子
质子数相同、中子数不同的核素之间互称为同位素。
ZX
专题二 从海水中获得的化学物质
第一单元 氯、溴、碘及其化合物 1.氯气的生产原理 （1）工业制法——氯碱工业
2NaCl + 2H2O ==== 2NaOH + H2↑ + Cl2↑
正极 负极 （2）实验室制法
反应原理：MnO2＋4HCl (浓) == MnCl2＋2H2O＋Cl2↑ 反应仪器：圆底烧瓶、分液漏斗
除杂：HCl气体（用饱和食盐水除）、水蒸气（用浓硫酸除） 收集方法：向上排空气法、排饱和食盐水法 尾气处理：NaOH溶液
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
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化学性质：1. Cl2与金属反应（一般将金属氧化成高价态）
2. Cl2与非金属反应
现象：发出苍白色火焰，生成大量白雾
3. Cl2与碱的反应
Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O 84消毒液成分为NaClO
2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O CaCl2、Ca(ClO)2为漂白粉的成分，其中Ca(ClO)2为有效成分
氯水 Cl2＋H2O == HCl＋HClO 成分 分子：H2O、Cl2、HClO
离子：H+、Cl-、ClO-、OH-
氯水的性质
1. 酸性 2. 氧化性 3. 漂白性 4. 不稳定性
Cl-的检验：试剂：AgNO3溶液和稀 现象：产生白色沉淀（不溶于稀） 结论：溶液中有Cl 次氯酸的性质
1.酸性 2.氧化性 3.漂白性 4.不稳定性：
氯气的用途： 来水的消毒、农药的生产、药物的合成等 卤族单质的物理性质
1.状态：气态（Cl2）→液态（Br2）→ 固态（I2）
2.颜色：黄绿色（Cl2）→深红棕色（Br2）→紫黑色（I2），颜色由浅到深 3.熔、沸点：液态溴易挥发，碘受热易升华
4.溶解性： Br2和I2难溶于水，易溶于汽油、酒精、苯、CCl4等有机溶剂。 溴水——橙色 在苯、CCl4为橙红色 碘水——黄色 在苯、CCl4为紫红色 I2的检验：试剂：淀粉溶液 现象：溶液变蓝色
溴和碘的化学性质 元素非金属性（氧化性）强弱顺序：Cl 2＞ Br 2＞ I2
2KBr+Cl2=2KCl+Br2 2KI +Cl2=2KCl+I2 2KI+Br2=2KBr+I2 Br- 、I- 的检验：
① 试剂：AgNO3溶液和稀 Ag+ + Br- ＝ AgBr↓ 淡黄色 ——照相术 Ag+ + I- ＝ AgI↓ 黄色——人工降雨
② 苯、CCl4等有机溶剂、氯水 溴、碘的提取：
利用氧化还原反应，人们可以把海水中的溴离子、海带等海产品浸出液中的碘离子氧化成溴单质和碘单质。
第二单元 钠、镁及其化合物
一、钠的原子结构及性质 结 构 钠原子最外层只有一个电子，化学反应中易失去电子而表现出强还原性。 物 理质软、银白色，有金属光泽的金属，具有良好的导电导热性，密度比水小，比性 质 煤油大，熔点较低。 与非金 属单质 钠在氯气中燃烧，黄色火焰，白烟： 点燃 2Na+Cl2 ==== 2NaCl 与水反应，现象：浮、游、球、鸣、红 2Na＋2H2O=2NaOH+H2↑ 化 学 性 质 与酸反应，现象与水反应相似，更剧烈，钠先与酸反应，再与水反应。 与盐溶液反应：钠先与水反应，生成NaOH，H2，再考虑NaOH与溶与 液中的盐反应。如：钠投入CuSO4溶液中，有气体放出和蓝色沉淀。 化合物 2Na+2H2O+CuSO4===Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑ 与某些熔融盐： 700~800oC 4Na+TiCl4========4NaCl+Ti 钠在常温下切开后表面变暗：4Na+O2=2Na2O（灰白色） 存 在 自然界中只能以化合态存在 保 存 制 取 用 途 煤油或石蜡中，使之隔绝空气和水 2NaCl(熔融)====2Na+Cl2↑ 1、 钠的化合物 2、钠钾合金常温为液体，用于快中子反应堆热交换剂 3、作强还原剂 4、作电光源 碳酸钠（Na2CO3） 俗 名 溶解性 热稳定性 碱性 与 酸 盐酸 碳酸 纯碱、苏打 易溶（同温下，溶解度大于碳酸氢钠） 稳定 碱性（相同浓度时，碳酸钠水溶液的PH比碳酸氢钠的大） Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑ Na2CO3+ H2O+CO2= 2NaHCO3 碳酸氢钠（NaHCO3） 小苏打 易溶 2NaHCO3△Na2CO3+CO2↑+H2O↑
碱性 NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑ 不能反应 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O 产物与反应物的量有关 通电 二、碳酸钠与碳酸氢钠的性质比较 不能反应 与 NaOH 碱 Ca(OH)2 Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH 三、镁的性质 物理性质 银白色金属，密度小，熔沸点较低，硬度较小，良好的导电导热性 与O2 与其他 非金属 点燃 2Mg+O2====2MgO 点燃 点燃 Mg+Cl2====MgCl2，3Mg+N2==== Mg3N2 点燃 2Mg+CO2====2MgO+C Mg+2H2OMg(OH)2↓+H2↑ 化学性质 与氧化物 与水反应 与酸 与盐溶液反应 Mg+2HCl=MgCl2+H2↑ Mg+Cu2+＝ Mg2++ Cu 制 取 用途 MgCl2+Ca(OH)2=Mg(OH)2↓+CaCl2 Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O 通电 HCl MgCl2?6H2O==== MgCl2+6H2O↑ MgCl2(熔融)===== Mg＋Cl2↑ 1、镁合金－密度小，硬度和强度都较大 2、氧化镁－优质耐高温材料 四、侯氏制碱法（由氯化钠制备碳酸钠）
向饱和食盐水中通入足量氨气至饱和，然后在加压下通入CO2，利用NaHCO3溶解度较小，析出NaHCO3，将析出的NaHCO3晶体煅烧，即得Na2CO3。
NaCl+NH3+CO2+H2O=NaHCO3+NH4Cl
2NaHCO3
Na2CO3+CO2↑+H2O↑
五、电解质和非电解质
（1）电解质与非电解质的比较
电解质 定 义 非电解质 溶于水或熔化状态下能导电的化合物 溶于水和熔化状态下都不能导电的化合物 大多数酸、碱、盐，部分氧化物 能 H2SO4、NaOH、NaCl、HCl等 大多数有机化合物，CO2、SO2、NH3等 不能 酒精，蔗糖，CO2，SO3等 物质种类 能否电离 实 例 （2）电解质的导电 ①电解质的电离：电解质在溶液里或熔化状态下离解成自由移动的离子的过程叫做电离。 ②电解质的导电原理：阴、阳离子的定向移动。
③电解质的导电能力：自由移动的离子的浓度越大，离子电荷越多，导电能力越强。
（3）注意：电解质和非电解质均指化合物而言，单质、混合物都不能称为电解质或非电解质。 六、强电解质和弱电解质
强电解质 在水溶液里全部电离成离子的电解质 完全 离子 用“═” 弱电解质 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 少部分 分子、离子（少数） 用“” 定义 电离程度 溶质微粒 电离方程式 实例 H2SO4、HNO3、HCl、KOH、NaOH、NH3·H2O、CH3COOH、H2CO3等弱酸、NaCl、KCl等强酸、强碱和大部弱碱和H2O 分盐 七、离子方程式
（1）离子方程式的书写方法
写——写出反应的化学方程式；
拆——把易溶于水，易电离的物质拆成离子形式 删——将不参加反应的离子从方程式两端删去。
查——检查方程式两端各元素的原子个数和电荷数是否相等。 注意事项：
①难溶物质、难电离的物质、易挥发物质、单质、非电解质、氧化物均保留化学式。 ②不在水溶液中反应的离子反应，不能写离子方程式。
如：固体与固体反应（实验室用Ca（OH）2固体和NH4Cl固体反应制NH3）。再如：浓硫酸、浓
H3PO4与固体之间反应不能写离子方程式。 ③氨水作为反应物写NH3·H2O；作为生成物，若加热条件或浓度很大，可写NH3（标“↑”号），否则一般写NH3·H2O。
④有微溶物参加或生成的离子反应方程式书写时：
a. 若生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示。如Na2SO4溶液中加入CaCl2溶液：
－
Ca2++ SO42＝CaSO4↓
b. 若反应物中有微溶物参加时，分为两种情况，其一澄清溶液，写离子符号。如CO2通入澄
－
清石灰水中：CO2+2OH＝CaCO3↓+ H2O；其二悬浊液，应写成化学式，如在石灰乳中加
－－
入Na2CO3溶液：Ca（OH）2+ CO32＝CaCO3↓+2OH
c. 常见的微溶物有：Ca（OH）2、CaSO4、MgCO3、Ag2 SO4、MgSO3。 ⑤酸式盐参加的离子反应，书写离子方程式时，弱酸的酸式根一律不拆。如NaHCO3和HCl反应：－－
HCO3+H+＝H2O+CO2↑；强酸的酸式根HSO4一般情况下要拆开。
⑥遵守质量守恒和电荷守恒：离子方程式不仅要配平原子个数，还要配平阴、阳离子所带的电 荷数。
－－
如：FeSO4溶液中通入Cl2不能写成Fe2++ Cl2＝Fe3++2 Cl，必须写成2Fe2++ Cl2＝2Fe3++2 Cl。 ⑦必须要考虑反应物间的适量与过量、少量的问题。 （2）离子方程式的意义 离子方程式不仅可以表示：
①一定物质间的某个反应；而且可以表示：②所有同一类型的离子反应。 （3）离子方程式正误判断
①看反应能否写离子方程式。如不在溶液中进行的化学反应不能写离子方程式。
②看表示各物质的化学式是否正确。尤其注意是否把有些弱电解质写成了离子的形式。 ③看电荷是否守恒。如FeCl3溶液加Fe粉，不能写成Fe3++Fe＝2Fe2+。
④看是否漏掉了某些反应。如，CuSO4溶液与Ba（OH）2溶液的反应，若写成：
－－
Ba2++SO42=BaSO4↓，则漏掉了Cu2++2OH＝Cu（OH）2↓的反应。 ⑤看产物是否符合事实。如Na投入CuSO4溶液中，若写成2Na+ Cu2+＝2Na++Cu，则不符合事实。 ⑥看反应物是否满足定量的配比关系。 （4）离子共存问题
离子共存是指离子之间不能发生离子反应，离子不能共存的条件： ①生成沉淀，即结合生成难溶性或微溶性物质而不能大量共存。 ②产生气体，如结合生成CO2、NH3、SO2等气体不能大量共存。 ③生成难电离的物质，如H2O、H2S、H2SiO3、H2CO3等。
－
④发生氧化还原反应，如Fe3+和I等。
专题三 从矿物到基础材料
第一单元 从铝土矿到铝合金
一、从铝土矿中提取铝 （一）氧化铝（Al2O3）
氧化铝是一种高沸点（2980℃）、高熔点（2054℃）、高硬度的白色化合物，常用作耐火材料。刚玉的主要成分是α－氧化铝，硬度仅次于金刚石。 1.与碱的反应（与强碱NaOH） Al2O3+2NaOH＝2NaAlO2+ H2O 2.与强酸的反应（H2SO4）
Al2O3+3H2SO4＝Al2（SO4）3+3H2O
1. 两性氧化物：既可以与酸反应又可以与碱反应生成盐和水的氧化物。 知识拓展
1.偏铝酸钠（NaAlO2）的性质
（1）往偏铝酸钠溶液中通入CO2 NaAlO2+CO2+2H2O=Al（OH）3↓+NaHCO3 产生白色絮状沉淀，通入过量的CO2，沉淀不溶解。
（2）往偏铝酸钠溶液中加HCl NaAlO2+ HCl+H2O=Al（OH）3↓+NaCl Al（OH）3+3 HCl＝AlCl3+3H2O
加入少量盐酸，生成白色絮状沉淀，继续加入盐酸至过量，白色沉淀溶解。 2.氯化铝（AlCl3）的性质
（1）往氯化铝溶液中通入氨气
AlCl3+3NH3+3H2O= Al（OH）3↓+3NH4Cl
产生白色絮状沉淀，通入过量的NH3，沉淀不溶解。 （2）往氯化铝溶液中逐滴加氢氧化钠溶液 AlCl3+ 3NaOH＝Al（OH）3↓+3NaCl Al（OH）3+ NaOH＝NaAlO2+2 H2O
加入少量NaOH溶液，产生白色絮状沉淀，继续加入NaOH溶液至过量，白色沉淀溶解。 （二）铝土矿中提取铝
制取金属铝的流程图如下： 流程图中所涉及到的化学反应： 1. Al2O3+2NaOH＝2NaAlO2+ H2O
2. NaAlO2+CO2+2H2O=Al（OH）3↓+NaHCO3 Al（OH）3
Al2O3+3H2O
电解
Al2O3 4Al+3O2↑
冰晶石
二、铝的性质及应用 （一）铝的存在
自然界中铝以化合态存在。铝的主要存在形式有：铝土矿（Al2O3·nH2O），铝元素占地壳总量的％，是地壳中含量最多的金属元素。 （二）铝的性质 1.物理性质
铝有良好的导电性（居金属第三，最好的是银），传热性和延展性。铝合金强度高，密度小，易成型，有较好的耐腐蚀性。 2.化学性质
（1）与酸反应：一般与强酸反应（例如盐酸；稀硫酸等） 2Al+6HCl＝2AlCl3+3H2↑
（2）与碱反应：一般与强碱反应（例如：NaOH；KOH；Ba（OH）2等） 2Al+2NaOH+2H2O＝2NaAlO2+3H2↑
（3）与浓、浓硫酸的反应：在常温下，铝遇到浓、浓硫酸会在铝表面生成致密的氧化膜而发生钝化；在加热的条件下可以发生反应。
（4）与某些盐溶液反应：铝的金属活动性比较强，可以跟不少的金属盐溶液发生置换反应 （如：CuCl2、AgNO3等） 2Al+3CuCl2＝3Cu+2 AlCl3
（5）与某些金属氧化物反应（铝热反应）
Fe2O3+2Al2Fe+ Al2O3
（铝热反应用途①冶炼稀有金属②野外焊接铁轨。） （三）铝的应用
1.用于电器设备和做高压电缆 2.是重要的反光材料 3.野外焊接铁轨
4.铝合金是制造飞机的理想材料。 三、规律总结
第二单元 铁、铜的获取及应用
一、从自然界获取铁和铜
1.铁的冶炼
①原料：铁矿石、焦炭、空气、石灰石 ②反应器：炼铁高炉
③反应原理：用还原剂将铁从其化合物中还原出来
④工艺流程：从高炉下方鼓入空气与焦炭反应产生一氧化碳并放出大量的热 ⑤生铁：含碳量2%~% 钢：含碳量<2% 2.铜的制备
①电解精冶铜的原理是让粗铜作阳极，失去电子变为Cu2+，用铜棒作阴极，在阴极上即可得精铜。 ②湿法炼铜是指在溶液中将铜置换出来。 CuCl2FeFeCl2Cu
③生物炼铜是利用细菌将矿石分化得铜。 二、铁、铜及其化合物的应用 （一）铁、铜的物理性质
铁是一种金属光泽的银白色金属，质软，有良好导电、导热性、延展性。粉末为黑色，属于重金属，黑色金属，常见金属。铁能被磁铁吸引，抗腐性强。
铜是一种有金属光泽的紫红色金属，有良好的导电、导热性，良好的延展性，粉末为紫红色，铜属于重金属，有色金属，常见金属。 （二）铁、铜的化学性质 1.铁的化学性质 （1）与非金属反应
（铁与弱氧化性物质反应生成低价铁的化合物） （2）与酸反应
①与非氧化性酸：Fe2HFe2H2
②氧化性酸：常温下遇浓硫酸、浓会发生钝化，而加热时剧烈反应。 （3）与某些盐溶液反应 Fe＋Cu2
＋＋
Fe2＋Cu
＋
＋
Fe＋2Fe3 3Fe2 （4）铁的存在
铁在自然界中分布较广。在地壳中含量约5%，仅次于铝。分布在地壳中的铁均以化合态存在，游离态的铁只能在陨石中得到。常见的铁矿石有：磁铁矿（Fe3O4）、赤铁矿（Fe2O3）等。
2.铜的化学性质
（1）与非金属单质反应 Cu＋Cl2
CuCl2（红棕色的烟）
2Cu＋S= Cu2S（硫化亚铜） （2）与某些盐溶液反应
Cu＋2AgNO3=2Ag＋Cu(NO3)2 Cu＋2FeCl3=CuCl2＋2FeCl2 （3）与强氧化性的物质反应
3Cu＋8HNO3（稀）=3 Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O Cu＋4HNO3（浓）= Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O Cu＋2H2SO4（浓）=3 CuSO4＋SO2↑＋2H2O （三）Fe2+和Fe3+的相互转化
1. Fe2+→Fe3+：Fe2+与强氧化剂（如Cl2、Br2、O2、HNO3、KMnO4、浓H2SO4、H2O2等）反应时，被氧化为Fe3+
－
2Fe2+＋Cl2＝2Fe3+＋2 Cl
－－
2. Fe3+→Fe2+：Fe3+与还原剂（如Zn、Fe、Cu、S2、I、H2S等）反应时，被还原成Fe2+
＋＋
Fe＋2Fe3 =3Fe2
＋
Cu＋2Fe3=Cu2+＋2Fe2+ －＋
S2＋2Fe3=S↓＋2Fe2+ －＋
2I＋2Fe3=I2＋2Fe2+
＋
（四）Fe3的检验
1. KSCN法：加入KSCN呈血红色的是Fe3+溶液，而Fe2+的溶液无此现象，这是鉴别Fe2+和Fe3+
＋－
最常用、最灵敏的方法。Fe3＋3SCN Fe（SCN）3（红色） 2.碱液法：可加入碱液，Fe3有红褐色沉淀生成，Fe2先生成白色沉淀，然后变成灰绿色，最后变
＋
＋
成红褐色。
Fe3＋3OH Fe2＋2OH
＋
－
＋
－
Fe（OH）3↓（红褐色） Fe（OH）2↓（白色）
4Fe（OH）3
4 Fe（OH）2＋O2＋2H2O
（五）规律总结 三、钢铁的腐蚀
－
（一）金属腐蚀的本质：M－ne=Mn+ （二）钢铁的腐蚀
1.化学腐蚀：金属跟周围的物质接触直接发生化学反应而引起的腐蚀。（次要）
2.电化学腐蚀：钢铁不是纯净的铁，通常含有少量的碳杂质。金属在电解质溶液中发生原电池反应而引起的腐蚀，伴有电流。（主要） （三）金属的防护 （1）喷涂保护。 （2）改变结构。
（3）涂加更活泼的金属，通过牺牲涂加的金属来防护。 （4）连接电源负极，使铁不失去电子，这是最有效的保护。
第三单元 含硅矿物与信息材料
一、硅 1.硅的存在
硅以化合态存在于自然界，硅元素主要存在于地壳的各种矿物和岩石里，硅有晶体硅和无定形硅两种同素异形体，含量丰富，居地壳元素第二位。 2.物理性质
晶体硅是灰黑色、有金属光泽、硬而脆的固体，熔点和沸点都很高，硬度也很大，晶体硅的导电性介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体。 3.化学性质
（1）很稳定，常温下不与O2、Cl2、浓HNO3、浓H2SO4等反应。 （2）加热时表现出还原性：Si＋O2
SiO2 。
（3）常温时，和强碱溶液反应：Si＋2NaOH＋H2O= Na2SiO3＋2H2↑ （4）常温时，与F2、HF反应 Si＋2F2= SiF4
Si＋4HF= SiF4↑＋2H2↑ 4.硅的重要用途
作为良好的半导体材料，硅可用来制集成电路、晶体管、硅整流器、太阳能电池等，主要用于电子工业。
5.高纯硅的工业制法 （1）2C＋SiO2（2）Si＋2Cl2
高温Si+2CO↑ （制粗硅）
高温SiCl4 （液态） Si＋4HCl （精硅）
（3）SiCl4＋2H2
高温二、二氧化硅 1. SiO2的存在
SiO2广泛存在于自然界中，与其他矿物共同构成了岩石，天然二氧化硅也叫硅石，是一种坚硬难熔的固体。 2.物理性质
硬度大、熔点高、不导电、不溶于水。天然的二氧化硅分为晶体和无定形两大类。 3.化学性质
二氧化硅十分稳定，属于酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性，能与碱性氧化物、碱或碳酸盐等发生反应，不与水、酸（除HF外）发生反应，能耐高温、耐腐蚀。 （1）与强碱反应：
SiO2＋2NaOH= Na2SiO3+ H2O
硅酸钠是极少溶于水的硅酸盐中的一种，硅酸钠的水溶液俗称“水玻璃”，是建筑行业经常使用的一种黏合剂，还可用作肥皂填料、木材防火剂及防腐剂等。 （2）与HF反应
SiO2＋4HF= SiF4↑＋2H2O
由于玻璃中含有大量的SiO2，SiO2与HF（溶液）反应很迅速，所以氢氟酸可用于雕刻玻璃。同时
氢氟酸不用玻璃容器制备和贮存。 （3）与碱性氧化物反应 CaO+SiO2
高温CaSiO3（炼铁高炉的造渣反应）
（4）与碳酸盐反应 Na2CO3+SiO2CaCO3+SiO2
高温Na2SiO3+CO2↑
高温CaSiO3+CO2↑
4.二氧化硅的结构：
二氧化硅晶体坚硬，耐磨，熔沸点高的原因是二氧化硅的结构是空间立体网状结构。该空间构形类似于金刚石，具有高硬度，高熔沸点特征。
天然产透明的二氧化硅晶体俗称水晶。水晶为无色透明的六棱柱状。由于水晶内部往往分散有不同的杂质，使水晶带有一定的颜色，所以有烟水晶和紫水晶之分。 5.主要存在物质：
常见的以SiO2为主要成分的有：燧石、沙子、石英、硅藻土、玛瑙、水晶等。 6.二氧化硅的用途：
二氧化硅可用来做光导纤维；石英可用来做石英钟、石英表，耐高温的石英玻璃，水晶可以用来制造电子工业中的重要部件、光学仪器、工艺品、眼镜等，含有有色杂质的石英，还可以用于制造精密仪器轴承；耐磨器皿和装饰品等；还用于作建筑材料。 三、硅酸（H2SiO3）
硅酸是一种比碳酸还弱的酸，它不溶于水，不能使指示剂变色，是一种白色粉末状的固体。 Na2SiO3+CO2＋H2O= H2SiO3↓＋Na2CO3 Na2SiO3+2HCl=H2SiO3↓＋2NaCl 四、硅酸盐工业 1.水泥
生产水泥的主要原料：黏土、石灰石 生产水泥的设备：水泥回转窑
加入石膏的作用：调节水泥的硬化速度 普通水泥的主要成分：硅酸三钙（3 CaO·SiO2）、硅酸二钙（2CaO·SiO2）、铝酸三钙（3 CaO·Al2O3）。 2.玻璃
生产普通玻璃的主要原料：纯碱、石灰石、石英 生产设备：玻璃熔炉 生产条件：高温熔融
形成玻璃的过程中的主要化学变化： Na2CO3+SiO2CaCO3+SiO2
高温Na2SiO3+CO2↑
高温CaSiO3+CO2↑
普通玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2或Na2O·CaO·6SiO2
种类：普通玻璃、钢化玻璃、有色玻璃、光学玻璃、防弹玻璃、铅玻璃等。 3.陶瓷
制造陶瓷的主要原料：黏土
陶瓷的优点：抗氧化、抗酸碱腐蚀、耐高温、绝缘、易成型等。
五、用氧化物的形式表示硅酸盐的组成
书写顺序为：金属氧化物（较活泼的金属氧化物→较不活泼的金属氧化物）→二氧化硅→水。 如：硅酸钠[Na2SiO3]：Na2O·SiO2 镁橄榄石[Mg2SiO4]： 2MgO·SiO2
高岭土[Al2(Si2O5)(OH)4]：Al2O3·2SiO2·2H2O 正长石 [K2Al2Si6O16]：K2O ·Al2O3·6SiO2 六、规律总结
专题4 硫、氮和可持续发展
第一单元 硫及其化合物的“功”与“过”
一、硫酸型酸雨的形成与防治 （一）酸雨
正常的雨水pH约为(这是由于溶解了CO2的缘故).酸雨是指pH<的雨水.通常可分为硫酸型酸雨和型酸雨两类。 1.形成
①2SO2+O2 2SO3 SO3+H2O= H2SO4 主要有两种形式
2.危害
① 影响水生生物的生②SO2+H2O H2SO3 2H2SO3+O2 = 2H2SO4 长和繁殖 ② 破坏农作物和树木生长
③ 腐蚀建筑物、雕塑、机器 ④ 危害人体健康等 3.防治
① 研究开发替代化石燃料的新能源(氢能、太阳能、核能等)
② 利用化学脱硫处理或尾气回收,如烟道气中SO2回收的两种方法(变废为宝) SO2+Ca(OH)2=CaSO3+H2O 石灰石-石膏法
2CaSO3+O2=2CaSO4 (CaSO4·2H2O为石膏) SO2+2NH3+H2O=(NH4)2SO3 氨水法 SO 3+H2O=NH4HSO3 2+NH
2(NH4)2SO3+O2=2(NH4)2SO4 (一种肥料) （二）二氧化硫
是一种无色有刺激性气味、有毒的气体、易液化、易溶于水(1体积水能溶约40体积SO2) 1.化学性质 ①酸性氧化物
－
SO2+H2O=H2SO3H++HSO3 中强酸(能使紫色石蕊试液变红色) SO2+Ca(OH)2=CaSO3↓+H2O CaSO3+SO2+H2O=Ca(HSO3)2 ②还原性
H2O2+SO2= H2SO4 SO2+Br2+2H2O=2HBr+ H2SO4 此外,SO2还能使氯水、酸性KMnO4溶液等褪色。 ③氧化性
SO2+2H2S=3S+2H2O （SO2、、H2S气体不能大量共存） ④漂白性
飘尘 SO2能跟某些有色物质化合生成不稳定的无色化合物，如能漂白品红、纸浆、草编织品等；但其漂白性有一定的局限，如不能使酸碱指示剂褪色等。
常见几中漂白剂比较 漂白剂 Ca(ClO)2 (HClO) 漂白条件 水 漂白原理 Cl2+H2O=HCl+HClO 2HClO=2HCl+O2↑ 生成无色化合物 吸附 漂白类型 强氧化性 漂白产物稳定性 稳定 SO2(H2SO3) 活性炭、 Al(OH)3胶体 水 多孔(表面积大) 化合 物理变化 不稳定 不稳定 二、硫酸和硫酸盐 （一）硫酸的工业制法 1.反应原理 ①造气 S+O2
SO2 (或4FeS2+11O2
催化剂
2Fe2O3+8SO2)
②接触氧化 2SO2+O2 2SO3 ③SO3的吸收 SO3+H2O=H2SO4 2.流程图（见课本P84 图4-4） （二）硫酸
一种无色粘稠状液体，难挥发、沸点高，比水重，溶于水时放出大量的热。 1.化学性质
－
① 酸性:H2SO4=2H++SO42
＋－
稀H2SO4具有H的性质（酸的通性）及SO42的特性。 ●热点链接
如何稀释浓H2SO4 在稀释浓H2SO4时,,应将浓H2SO4沿玻璃棒缓缓地倒入烧杯的水中,并不断搅拌,使产生的热量迅速地扩散.(若将水倒入浓H2SO4中,浓H2SO4密度比水大,溶解时的放热作用使水沸腾而使H2SO4溅出)。 ②难挥发性: NaCl+ H2SO4 (浓)
NaHSO4+HCl↑ (高沸点酸制低沸点酸)
③吸水性: 浓H2SO4能跟水分子强烈结合成水合物.如浓H2SO4吸收水蒸汽在科学实验中作干燥剂；浓H2SO4能夺取结晶水合物中的结晶水等。
④脱水性: 浓H2SO4按水的组成比夺取某些有机化合物中的氢、氧元素,形成水分子.如:
C12H22O11
12C+11H2O
该反应放热使水蒸气蒸发,使生成碳呈疏松多孔状。过量的浓H2SO4这时还能继续氧化碳而产生SO2气体。
⑤强氧化性: 利用浓H2SO4的强氧化性,Al 、Fe常温下遇浓H2SO4可发生钝化(实际中有什么应用?);浓H2SO4能与绝大部分金属发生氧化还原反应,也能与一些非金属反应。如: Cu+2 H2SO4 (浓) C+2 H2SO4 (浓)
CuSO4+SO2↑+2H2O CO2↑+SO2↑+2H2O
浓H2SO4的还原产物通常为SO2。正是由于浓H2SO4的氧化性，所以浓H2SO4与金属反应均没有H2产生，也不能用浓H2SO4制备（或干燥）一些还原性气体，如：HI、H2S等。
2.用途：化肥、医药、农药的生产，金属矿石的处理，金属材料的表面清洗以及科学实验上的干燥剂，有机合成上的催化剂等。 （三）硫酸盐 －
的检验
盐酸酸化 滴 BaCl 2溶液 检测液 无现象 有白色沉淀 几种重要的硫酸盐及其应用 ①硫酸钙 利用上述反应制出各种模型及医疗上的石膏绷带。
②硫酸钡 俗称重晶石，不溶于水、酸等，不易被X射线透过。医疗上作检查肠胃内服的药剂（钡餐）。
③硫酸亚铁 FeSO4·7H2O俗称绿矾，是防治缺铁性贫血的药剂。 ④硫酸铜 CuSO4·5H2O俗称胆矾，可配制“波尔多液”（农药）。 此外，还有明矾〔KAl(SO4)2·12H2O〕作净水剂；芒硝（Na2SO4·10H2O）作缓泻剂等。 三、硫和含硫化合物的相互转化 （一）硫和一些含硫化合物
自然界中既有游离态的硫，又有化合态的硫存在，如火山喷口附近、地壳岩层、矿物煤和石油等。 1.硫
淡黄色的硫能与铁、铜、汞、H2、O2等化合。
Hg+S=HgS （黑） (常温下进行，可用于硫磺处理洒落的汞)
H2+S
H2S S+O2
SO2
2.亚硫酸钠
亚硫酸钠同亚硫酸一样易氧化。2Na2SO3+O2= 2Na2SO4 (亚硫酸盐要密封保存) Na2SO3+Cl2+H2O =Na2SO4+2HCl （二）含硫物质的相互转化
第生的物
一、生产
FeS Na2SO3 Na2SO4 二单元 产生活中含氮化合
氮氧化物的（一）氮及其物
H2S S SO2 SO3 H2SO4 HgS H2SO3 BaSO4 氧化1、氮气
无色无味的气体，难溶于水。
（1）与O2的化合（放电或高温条件下） （2）与H2的化合 N2+3H2
2NH3
氮气主要有以下三方面的应用：化工原料（合成氨、制等）；保护气（填充灯泡、保鲜水果、粮食的保存等）；冷冻剂（超低温手术、超导材料的低温环境等）。 （二）氮氧化物对环境的污染与防治 1.形成
氮肥的生产、金属的冶炼和汽车等交通工具的使用等，产生大量的氮氧化物，火山爆发、雷鸣电闪等也会将氮气转变为氮氧化物。 2.危害
（1）产生型酸雨 （2）产生光化学烟雾 3.防治
①使用洁净能源，减少氮氧化物的排放
②为机动车辆安装尾气转化装置，将汽车尾气中的CO和NO转化成CO2和N2 ③对生产化肥、的工厂排放的废气进行处理 二、氮肥的生产和使用 （一）氨气
1.氨气的合成 N2+3H2
2NH3
2.氨气的性质
氨是没有颜色、有刺激性气味的气体，密度比空气小，易液化。液态的氨汽化时要吸收大量的热，使周围的温度急剧下降，所以液氨常用作制冷剂。 氨气极易溶于水（1体积水能溶解700体积的NH3），水溶液叫氨水，其密度随质量分数的增大而下降。
氨的化学性质主要有：
＋－
①与水反应 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（还含有极少量的H+）等离子（氨在水中大部分以NH3·H2O形式存在），所以，溶液呈弱碱性，能使无色的酚酞试液变红色。 氨水易挥发，受热时容易逸出氨气（NH3·H2O
NH3↑+ H2O），不易运输保存等，所以常将氨转
化成各种铵盐。
②与酸反应 NH3+HCl=NH4Cl
呈现冒白烟现象，白烟是生成的NH4Cl小颗粒，这可以检验氨气的存在。 ③与一些氧化剂的反应 4NH3+5O23.氨气的实验室制备 Ca(OH)2+2NH4Cl
4NO+6H2O
CaCl2+2NH3↑+2H2O
收集NH3用向下排空气法；检验用湿润的红色石蕊试纸（变蓝）或用蘸有浓盐酸的玻璃棒（冒白烟）；干燥用盛碱石灰（CaO和NaOH的混合物）的干燥管。 （二）铵盐
＋
由铵根离子（NH4）和酸根离子构成的化合物叫铵盐，铵盐都是晶体、易溶于水。 1.不稳定性 一般铵盐受热分解出氨气和相应的酸。 ．．NH4HCO3NH4Cl
NH3↑+CO2↑+ H2O （NH4）2SO4 NH3↑+HCl↑
2NH3↑+H2SO4
NH4Cl受热分解有类似“升华”现象（NH3HCl冷NH4Cl），可用于物质的提纯，如NaCl混入NH4Cl中可加热提纯。 2.与碱的反应
NH4Cl+NaOHNaCl+ NH3↑+ H2O
铵盐与碱共热都能产生氨气，这是铵盐的特征反应。可据此检验铵盐的存在，即取样品与NaOH溶液共热，产生的气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝色，说明样品含铵盐。
贮存铵盐应密封包装并放在阴凉通风处，铵盐属于铵态氮肥，在施用铵态氮肥时，要避免与碱性肥料混合施用。 三、
（一）的工业制法 4NH3+5O2
4NO+6H2O
4NO+3O2+2H2O=HNO3 （二）的性质
是无色、易挥发、有刺激性气味的液体，能以任意比溶解于水。69%的被称为浓，98%的浓通常叫“发烟”，浓常带有黄色。 1.不稳定性
应贮存在避光、低温处。 2.强氧化性
3Cu＋8HNO3（稀）=3 Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O Cu＋4HNO3（浓）= Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
浓HNO3还能使铁、铝等发生钝化现象。所以可用铝制容器装运浓。 四、规律总结
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