2025年高中化学学业水平考试背记知识点

""

第一章 物质及其变化 第一节 物质的分类及转化 一、物质的分类 1、元素：元素是具有相同 核电荷数 （即质子数）的一类原子的总称。 2、分子：能够独立存在并保持物质化学性质的最小微粒，由原子构成，呈电中性，具有一定的物理化学性 3、同素异形体：同种元素形成的不同 单质 叫同素异形体。 形成方式：①原子个数不同 ，如O2和O3；② 原子排列方式不同 ，如金刚石和石墨。 4、纯净物：由同种 单质或化合物 组成的物质。 5、混合物：由几种不同的单质或化合物组成的物质。 6、单质：由同种元素组成的纯净物 称为单质，包括金属单质和非金属单质。 7、化合物：由两种或两种以上元素 组成的纯净物称为化合物，包括酸、碱、盐、氧化物等。 8、分类的方法 （1）树状分类法：根据对象的共同点和差异，将对象分为不同的种类，而且形成具有一定从属关系的不同等级系统的一种分类方法。应用树状分类法可以对同类事物进行再分类。 9、分散系：一种（或多种）物质分散到另一种（或多种）物质中所得到的体系，叫做分散系。 被分散的物质称为 分散质 ，起容纳分散质作用的物质称为 分散剂 。 10、分散系的分类 溶液、胶体、浊液的比较 分散系 溶液 胶体 浊液 悬浊液 乳浊液 分散质粒子直径 小于1 nm 1~100 nm 大于100 nm 大于100 nm 稳定性 稳定 介稳体系 不稳定 不稳定 分散质粒子能否透过半透膜或滤纸 均能透过 能透过滤纸，不能透过 半透膜 均不能透过 均不能透过 实例 食盐水 淀粉胶体 泥浆水 植物油和水的混合物 11、胶体的提纯：由于胶体粒子较大不能透过 半透膜 ，而离子、小分子较小可以透过 半透膜 ，利用此性质可以将胶体提纯。 12、胶体的制备 （1）物理方法：研磨法。如制豆浆。 （2）化学方法：利用水解反应、复分解反应等。 胶体 操作方法 制备原理 氢氧化铁胶体 ①将烧杯中的蒸馏水加热至 沸腾 ②向沸水中逐滴加入5~6滴　饱和FeCl3溶液 ③继续煮沸至液体呈 红褐 色,停止加热 FeCl3＋3H2OFe(OH)3（胶体）＋3HCl 碘化银胶体 向稀KI溶液中滴加稀硝酸银溶液，边滴加边振荡 KI+AgNO3AgI（胶体）+KNO3 第二节 离子反应 一、电解质的电离 1、【实验1-2】导电原因分析 （1）金属铜导电的原因是 铜内有自由移动的电子。 （2）NaCl固体、KNO3固体不导电的原因是固体中尽管有阴、阳离子，但这些离子不能自由移动 。 （3）NaCl溶液、KNO3溶液、稀盐酸导电的原因是 溶液中有自由移动的离子 。 （4）蔗糖溶液、乙醇溶液不导电的原因是蔗糖、乙醇都是由分子 构成的，在水中不能形成自由移动的带电荷的粒子。 2、电解质、非电解质 （1）电解质：在水溶液里或熔融状态 下能够导电的化合物 ，如酸、碱、盐等。 （2）非电解质：在水溶液里和熔融状态 下都不导电的化合物 ，如乙醇、蔗糖、葡萄糖等。 （3）导电条件及原因：固体电解质不导电，只有在 水溶液里或熔融状态 下才能导电，因为电解质在水溶液里或熔融状态 下解离出了自由移动 的阴、阳离子，阴、阳离子在电场的作用下发生 定向 移动。 （4）电解质与非电解质的比较 — 电解质 非电解质 相同点 均为化合物 不同点 在水溶液里或熔融状态下能导电 在水溶液里和熔融状态下都不导电 本质区别 在水溶液里或熔融状态下自身能发生电离 在水溶液里和熔融状态下自身不发生电离 所含物质类型 酸：H2SO4、H2CO3等； 碱：NaOH、NH3·H2O等； 盐：NaCl、CaCO3等； 活泼金属氧化物：Na2O、CaO等；水 非金属氧化物：SO2、SO3、CO2等； 非酸性气态氢化物：NH3； 部分有机物：蔗糖、乙醇、CH4、CCl4等 （5）判断物质是否为电解质的方法 3、电离方程式的书写方法 （1）强酸、强碱、大部分盐书写时用“===”连接，如HCl===H＋＋Cl－、NaCl===Na＋＋Cl－。 （2）酸式盐的电离方程式 ①强酸的酸式盐在水溶液中完全电离 ，如在水溶液中NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO ，熔融状态下NaHSO4的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋HSO 。 ②弱酸的酸式盐在水溶液中电离生成酸式酸根阴离子和阳离子，如NaHCO3===Na＋＋HCO。 （3）电离方程式的书写注意事项 ①方程式左边书写化学式，表示电解质还未电离时的状态；右边书写离子符号，表示电解质电离产生的离子。 ②书写时要遵循质量守恒(即方程式两边原子种类、个数相等)和电荷守恒(即电离产生的阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数)。 ③书写电离方程式必须以事实为依据，不能主观臆造。 4、从电离的角度认识酸、碱、盐 5、电解质溶液的导电能力 （1）电解质溶液的导电能力与单位体积内电解质电离的离子数目及相应离子所带电荷多少有关，单位体积内电解质电离的离子数目 越大，相应离子所带电荷 越多，导电能力越强。 (2)判断电解质是否导电，关键要看电解质是否发生电离产生了自由移动 的离子，还要看单位体积内电解质电离的离子数目 的多少，如CaCO3在水中的溶解度很小，故认为其水溶液导电能力很弱。 二、离子反应 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叫作离子方程式。 3、离子方程式的书写步骤（以Na2SO4溶液与BaCl2溶液的反应为例—） 4、离子方程式书写的拆写原则 （1）拆成离子的物质：易溶、易电离的物质，如强酸、强碱、绝大部分可溶性盐。 （2）书写化学式的物质：a.单质；b.气体；c.氧化物；d.难溶性物质；e.难电离的物质；f.非电解质；g.浓硫酸。 （3）多元弱酸的酸式酸根离子不能拆写，如NaHCO3不能拆写成“Na＋＋H＋＋CO”，应写作“Na＋＋HCO”。 （4）微溶物（如Ca(OH)2）：a.作反应物时，澄清溶液中写成离子形式，悬浊液中写成化学式；b.作生成物时，写成化学式。 （5）有气体或沉淀生成的离子反应，要检查离子方程式中是否注明“↑”或“↓”。 （6）写出离子方程式并配平 将相互作用的微粒的符号写在等号左边，把微粒之间作用结果的符号写在等号右边，并根据电荷守恒以及原子种类和数量守恒 配平离子方程式。 稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应的离子方程式为2H＋＋2OH－＋Ba2＋＋SO===2H2O＋BaSO4↓。 5、酸碱盐溶解性口诀 全溶钾、钠、铵、硝盐；氯化物中银沉淀；硫酸钡难、银钙微；碱中溶钡、钾、钠、铵；碳酸只溶钾、钠、铵； 碳酸氢盐常溶完。 6、离子能否大量共存的判断方法 判断离子能否大量共存，实际上是看离子之间能否反应，若反应，则不共存；若不反应，则大量共存。 离子不能大量共存的三种情况 生成难溶性或微溶性物质的离子不能大量共存 生成难溶性的盐 如Ca2＋与CO，Ba2＋与CO、SO，Ag＋与Cl－等 生成难溶性的碱 如OH－与Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Mg2＋、Al3＋等 生成气体的离子不能大量共存 如H＋与CO、HCO等 生成水或其他难电离物质的离子不能大量共存 如H＋与OH－、CH3COO－等 第三节 氧化还原反应 一、氧化还原反应 2、氧化还原反应概念间的关系 3、氧化还原反应的本质 （1）氧化反应：物质中有元素的原子失去电子(或电子对偏离)的反应。 （2）还原反应：物质中有元素的原子得到电子(或电子对偏向)的反应。 （3）氧化还原反应的本质：有电子转移(电子得失或电子对偏移)的反应。 5、电子转移的的表示方法 （）双线桥法：表示反应前后同一元素由反应物转化为生成物时电子转移的情况。 基本步骤 巧记口诀：先标化合价，再看价变化；起止同元素，桥上标变化。 示例：用双线桥法标出CO还原Fe2O3反应中电子转移的方向与数目： （2）单线桥法：表示反应过程中不同元素原子间的电子转移情况。 基本步骤 巧记口诀：先确定变价元素，再计算价态变化；桥上标明电子数，箭头还原到氧化。 示例：用单线桥法标出CO还原Fe2O3反应中电子转移的方向与数目： 6、四种基本反应类型之间的关系 （1）置换反应一定是氧化还原反应。（2）复分解反应一定不是氧化还原反应。 （3）化合反应和分解反应不一定是氧化还原反应。（4）有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应。 （5）有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应。 二、氧化剂和还原剂 实例：在反应中，电子从还原剂转移到氧化剂。例如，反应 7、氧化性、还原性和元素化合价之间的关系 8、常见的氧化剂和还原剂 物质种类 常见物质 氧化剂 部分非金属单质 O2、Cl2等 含有高价态元素的化合物 浓硫酸、HNO3、KMnO4、MnO2、KClO3、K2Cr2O7等 某些金属活动性较弱的元素对应的高价态离子 Fe3＋、Ag＋、Pb4＋、Cu2＋等 过氧化物 Na2O2、H2O2等 还原剂 活泼的金属单质 Al、Zn等 某些非金属单质 C、H2等 非金属阴离子和氢化物 Cl－、Br－、I－、S2－、HI、NH3、H2S等 含有较低价态元素的化合物 CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、FeSO4等 第二章 海水中的重要元素——钠和氯 第一节 钠及其化合物 一、活泼的金属单质——钠 1、钠与非金属单质的反应 （1）钠是一种 银白 色的固体，密度比煤油 大 ；硬度 小 ，在空气中很快 变暗 ，钠与氧气发生反应生成 Na2O ，反应的化学方程式为 4Na＋O2===2Na2O 。 （2）将钠加热，观察到钠先熔化成小球，然后剧烈反应，火焰呈 黄 色，生成了 淡黄 色固体，该固体物质是 Na2O2 ，反应的化学方程式为 2Na＋O2Na2O2 。 （1）钠是非常活泼的金属，与O2反应时，反应条件不同，现象 不同 ，产物 不同 。 2、钠与水的反应 实验操作 实验现象 原因解释 钠浮在水面上(浮) 钠的密度比水小 钠熔化成闪亮的小球(熔) 钠的熔点低 ，反应放热 小球在水面上四处游动，最后完全消失(游) 反应产生的气体(H2) 推动小球运动 与水反应发出嘶嘶响声(响) 钠与水反应剧烈 反应后溶液的颜色逐渐变红色(红) 反应生成碱(NaOH) 实验结论： （1）钠与水剧烈反应生成NaOH和H2，反应中氧化剂是 H2O ，还原剂是 Na ，反应的实质是钠与水电离出的H＋ 反应。 （2）反应方程式 ①化学方程式：①2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ ；②离子方程式：2Na＋2H2O===2Na＋＋2OH－＋H2↑ 。 3、钠露置于空气中的变化 （1）金属钠长期露置于空气中最终完全转变为Na2CO3粉末，此过程中的主要变化与现象： （2）发生主要变化的化学方程式为 ①4Na＋O2===2Na2O ②Na2O＋H2O===2NaOH ④2NaOH＋CO2===Na2CO3＋H2O， Na2CO3＋10H2O===Na2CO3·10H2O ⑤Na2CO3·10H2O===Na2CO3＋10H2O 二、钠的几种化合物 1、氧化钠和过氧化钠的比较 物质 氧化钠(Na2O) 过氧化钠(Na2O2) 组成结构 由Na＋与O2－构成，Na＋与O2－数目比为 2∶1 由Na＋与O构成，Na＋与O数目比为2∶1 氧元素化合价 －2 －1 类别 碱性氧化物 过氧化物 色、态 白色固体 淡黄色固体 生成条件 Na与O2在常温下反应 Na与O2在加热条件下反应 热稳定性 不稳定，易转化为Na2O2 较稳定 与H2O反应 Na2O＋H2O===2NaOH 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ 与CO2反应 Na2O＋CO2===Na2CO3 2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2 与H＋反应 Na2O＋2H＋===2Na＋＋H2O 2Na2O2＋4H＋===4Na＋＋2H2O＋O2↑ 用途 用于制备NaOH等 可作漂白剂(漂白织物等)、强氧化剂、供氧剂(用于呼吸面具和潜水艇中氧气的来源) 联系 加热时可发生反应：2Na2O＋O22Na2O2 2、Na2CO3与NaHCO3性质的比较 碳酸钠(Na2CO3) 碳酸氢钠(NaHCO3) 俗名 纯碱或苏打 小苏打 色、态 白色粉末(Na2CO3·10H2O为晶体) 细小、白色粉末 溶解性 易溶于水 在水中溶解度比Na2CO3小 溶液的酸碱性 显碱性 显碱性 热稳定性 稳定，受热难分解；但结晶碳酸钠(Na2CO3·10H2O)易风化 不稳定，受热易分解：2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑ 与酸反应(与HCl) Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋CO2↑ NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑(反应速率比Na2CO3快) 与碱反应[与Ca(OH)2、NaOH] Na2CO3＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2NaOH (Na2CO3与NaOH不反应) 2NaHCO3＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O 与可溶性钙盐、钡盐反应(与CaCl2、BaCl2)　 Na2CO3＋CaCl2===CaCO3↓＋2NaCl Na2CO3＋BaCl2===BaCO3↓＋2NaCl 不反应 相互转化 Na2CO3NaHCO3 用途 用于玻璃、肥皂、洗涤剂、造纸、纺织等工业 制发酵剂、灭火器、医疗上用于治疗胃酸过多 三、焰色试验 1、焰色试验 根据火焰呈现的特征 颜色 ，可以判断试样所含的金属元素，化学上把这样的定性分析操作称为 焰色试验 。 2、操作步骤 3、几种常见金属元素的焰色 金属元素 锂 钠 钾 钙 锶 钡 铜 颜色 紫红色 黄色 紫色(透过蓝色钴玻璃) 砖红色 洋红色 黄绿色 绿色 4、应用 （1）检验金属元素的存在，如鉴别 NaCl和 KCl 溶液。（2）利用焰色试验制节日 烟火 。 第二节 氯钠及其化合物 一、氯气的性质 1、氯元素的存在形式： 化合物 2、氯的原子结构 氯的原子结构示意图为，氯原子的最外层上有7个电子，在化学反应中很容易得到1个电子，使最外层达到8个电子的稳定结构。因此，氯气是很活泼的非金属单质，具有强氧化性。 2、氯气的物理性质 状态 颜色 气味 溶解性 密度 气态 黄绿色 刺激性 能溶于水 大于空气 2、氯气与金属单质的反应 实验 实验现象 化学方程式 剧烈燃烧，产生 白色 的烟 2Na＋Cl22NaCl 剧烈燃烧，产生 棕褐 色的烟 2Fe＋3Cl2 2FeCl3 剧烈燃烧，产生 棕黄 色的烟 Cu＋Cl2 CuCl2 3、氯气与非金属单质(如H2)的反应 实验装置 实验操作 实验现象 化学方程式 在空气中点燃纯净的氢气，然后把导管缓慢伸入盛满氯气的集气瓶中 纯净的氢气在氯气中安静地燃烧，发出 苍白 色火焰，集气瓶口有 白雾 产生 H2＋Cl22HCl 4、氯气与H2O的反应 （1）在25 ℃时，1体积的水可溶解约 2 体积的氯气，氯气的水溶液称为 氯水 。Cl2溶于水同时与水发生反应，化学方程式为 Cl2＋H2O===HCl＋HClO 。氯气不具有漂白性，氯水具有漂白性，是因为氯水中含有HClO。 （2）氯水的性质 5、氯气与碱溶液的反应 （1）与NaOH溶液的反应： Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O ，利用此反应原理可以吸收尾气中的有毒气体Cl2，也可以制取漂白液，这种液体的主要成分是NaCl和 NaClO ，有效成分是 NaClO 。 （2）与石灰乳反应： 2Cl2＋2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O ，利用此反应原理可以制取漂白粉，其主要成分是CaCl2和Ca(ClO)2，有效成分是 Ca(ClO)2 。如果Cl2与Ca(OH)2反应充分，并使 Ca(ClO)2 成为主要成分，则得到 漂粉精 。 6、氯气的用途 （1）用于工业制盐酸；（2）制漂白液、漂白粉和漂粉精； （3）用于自来水的杀菌、消毒；（4）用作制取其他含氯工业产品的原料。 7、液氯、新制氯水和久置氯水的比较 物质 液氯 新制氯水 久置氯水 成分 Cl2 Cl2、HClO、H2O、H＋、Cl－、ClO－、OH－ H＋、Cl－、OH－、H2O 分类 纯净物 混合物 混合物 颜色 黄绿色 浅黄绿色 无色 性质 氧化性 酸性、氧化性、漂白性 酸性 保存方法 特制钢瓶 棕色试剂瓶盛装，置于阴凉处，一般现配现用 置于普通试剂瓶，玻璃塞即可(会腐蚀橡胶) 二、氯气的实验制法 1、实验原理 二氧化锰(软锰矿的主要成分)和浓盐酸在加热条件下反应：MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O。 2、仪器装置 发生装置 固体(液体)＋液体气体 净化装置 (洗气瓶) 先通过饱和食盐水除去 HCl ，再通过浓H2SO4除去 水蒸气 收集装置 用 向上 排空气法收集 验满方法 观察法（黄绿色）；湿润的淀粉­KI试纸，其原理是 Cl2＋2KI===2KCl＋I2 ，置换出的I2遇淀粉变蓝色；湿润的蓝色石蕊试纸（先变红后褪色） 尾气吸收装置 盛有NaOH溶液的烧杯 二、氯离子的检验 1、原理及过程：在Ⅰ～Ⅳ四支试管中分别加入2～3 mL稀盐酸、NaCl溶液、Na2CO3溶液、蒸馏水，然后各滴入几滴AgNO3溶液，观察现象，再分别加入少量稀硝酸，观察现象。 试管 试剂 实验现象 加入AgNO3溶液 加入稀硝酸 Ⅰ 稀盐酸 白色沉淀 沉淀不溶解 Ⅱ NaCl溶液 白色沉淀 沉淀不溶解 Ⅲ Na2CO3溶液 白色沉淀 沉淀溶解 Ⅳ 蒸馏水 无明显现象 无明显现象 （1）试管Ⅰ、试管Ⅱ中均产生了不溶于稀硝酸的白色沉淀，说明反应生成了 AgCl ；反应的离子方程式为 Ag＋＋Cl－===AgCl↓ 。 （2）试管Ⅲ中产生的白色沉淀是 Ag2CO3 ，写出该沉淀溶于稀硝酸的离子方程式： Ag2CO3＋2H＋===2Ag＋＋H2O＋CO2↑ 。 2、氯离子的检验及答题规范 （1）检验时要加稀硝酸，以排除CO等离子的干扰，不能用稀硫酸，因为Ag2SO4微溶，会干扰实验，更不能用盐酸，因为盐酸中含有Cl－。 （2）若被检液中含有SO，需先用 Ba(NO3)2 溶液除去SO，然后再加入稀硝酸酸化的AgNO3溶液，检验Cl－的存在。 第三节 物质的量 一、物质的量的单位——摩尔 1、物质的量：物质的量是一个物理量，它表示含有一定数目粒子的集合体，符号为 n 。 2、物质的量的单位为 摩尔 ，简称摩，符号为 mol 。 3、阿伏加德罗常数 （1）1 mol任何粒子的粒子数叫作阿伏加德罗常数，符号为 NA ，通常用 6.02×1023 mol－1 表示。 （2）物质的量、阿伏加德罗常数与粒子数（N）之间的关系为n＝。 4、摩尔质量 5、物质的量、物质的质量、粒子数目之间的相关计算 　 N　　n　　m (粒子数)　(物质的量) 　(质量) （1）n＝①n、N、NA三个量中，已知任意两项可求第三项。 ②求N时，概念性问题用NA，数字性问题用 6.02×1023 mol－1 。 ③N与n成正比，判断粒子数多少时只判断其n的大小即可。 （2）n＝①m、n、M三个量中，已知任意两项可求第三项。②由M可求相对分子质量。 （3）＝ ①N、NA、m、M四个量中，已知任意三项可求第四项。②该等式中一般NA、M为已知，则N与m可互求。 二、气体摩尔体积 1、概念：单位物质的量的气体所占的体积叫作 气体摩尔体积 ，符号为，常用的单位有 L/mol （或L·mol－1）和m3/mol（或m3·mol－1）。2、公式：Vm＝。 3、标准状况下气体摩尔体积 4、标准状况下气体摩尔体积的有关计算 ①气体的物质的量n＝；②气体的摩尔质量M＝＝＝ 22.4 L·mol－1 ·ρ(ρ的单位是g·L－1)； ③气体的分子数N＝n·NA＝·NA；④气体的质量m＝n·M＝·M。 三、物质的量浓度 1、物质的量浓度 2、配制一定物质的量浓度溶液 （1）一定物质的量浓度溶液配制的步骤和仪器 （2）配制示例——配制100 mL 1.00 mol/L NaCl溶液 （3）配制一定物质的量浓度溶液的误差分析 操作步骤 引起误差的原因 对结果的影响 n V c 称量 物质、砝码位置颠倒且需要使用游码 偏小 / 偏低 称量NaOH时使用滤纸 偏小 / 偏低 量取 用量筒量取浓硫酸时仰视 偏大 / 偏高 用量筒量取浓硫酸时俯视 偏小 / 偏低 将量取浓溶液所用量筒洗涤，并将洗涤液注入容量瓶中 偏大 / 偏高 溶解 不慎将溶液溅到烧杯外面 偏小 / 偏低 冷却、转移 未冷却至室温就转入容量瓶中 / 偏小 偏高 转移前，容量瓶内有少量蒸馏水 / / 无影响 转移时有少量溶液流到容量瓶外 偏小 / 偏低 洗涤 未洗涤或只洗涤了1次烧杯和玻璃棒 偏小 / 偏低 定容 定容时仰视刻度线 / 偏大 偏低 定容时俯视刻度线 / 偏小 偏高 定容时液面超过刻度线，立即用胶头滴管吸出 偏小 / 偏低 定容摇匀后液面低于刻度线，又加蒸馏水至刻度线 / 偏大 偏低 3、溶液稀释或混合时，求c （1）溶质的物质的量不变 c1V1＝c2V2 (c1、c2为稀释前后溶液中溶质的物质的量浓度，V1、V2为稀释前后溶液的体积)。 （2）不同物质的量浓度溶液混合 溶质相同，溶质物质的量浓度不同的溶液，溶质的物质的量在混合前后不变， c1V1＋c2V2＝c混·V混 (c混为混合后溶液中溶质的物质的量浓度，V混为混合后溶液的体积)。 第三章 铁 金属材料 第一节 铁及其化合物 一、铁的单质 1、铁的存在与冶炼 （1）铁元素在自然界中主要是以 ＋2 价和 ＋3 价化合物的形态存在于矿石中，游离态的 单质铁 只存在于陨铁中。铁元素在地壳中的含量仅次于 氧、硅和铝 ，居第4位。 （2）炼铁高炉中的反应原理：Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2。 2、铁的物理性质 物质 状态 密度 熔点 沸点 金属共性 特性 银白色，有 金属光泽 固体 7.86 g/cm3 1 535 ℃ 2 750 ℃ 导热、导电、延展性好 能被磁体 吸引 3、铁的化学性质 铁与氧化性较弱的 氧化剂 (如盐酸、硫酸铜等)反应，铁原子失去2个电子生成＋2价铁的化合物；而铁与氧化性较强的氧化剂(如氯气等)反应，铁原子则失去3个电子生成＋3价铁的化合物。 （1）在一定条件下，铁作为还原剂能与某些非金属单质、酸和盐溶液反应 化学性质 化学方程式举例 ①Fe与非金属单质反应 ②Fe与非氧化性酸反应 Fe＋H2SO4===FeSO4＋H2↑ ③Fe与盐溶液反应 （2）铁与水蒸气的反应 实验装置 装置1 装置2 操作及现象 用小试管收集一试管气体，点燃，听到轻微“噗”声，产生淡蓝色火焰，证明生成了 H2 用火柴点燃肥皂泡，听到爆鸣声，证明生成了 H2 实验 结论 铁能与水蒸气反应，并有H2生成，反应的化学方程式为： 3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2 实验 说明 ①湿棉花的作用是在受热时提供反应所需的水蒸气； ②加热铁粉酒精灯的火焰用防风罩套住，可以使加热效果更好； ③肥皂液在该实验中可以起到“收集”氢气的作用 二、铁的重要化合物 1、铁的氧化物 化学式 FeO Fe2O3 Fe3O4 俗名 — 铁红 磁性氧化铁 色、态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体(有磁性) 溶解性 难溶于水 难溶于水 难溶于水 铁的化合价 ＋2价 ＋3价 ＋2价，＋3价 稳定性 不稳定 稳定 稳定 与H＋反应的离子方程式 FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O Fe2O3＋6H＋===2Fe3＋＋3H2O Fe3O4＋8H＋===Fe2＋＋2Fe3＋＋4H2O 特殊转化 FeO在空气中受热，迅速被氧化为Fe3O4：6FeO＋O22Fe3O4 2、铁的氢氧化物 化学式 Fe(OH)2 Fe(OH)3 色、态 白色 固体 红褐 色固体 与H＋反应的离子方程式 Fe(OH)2＋2H＋===Fe2＋＋2H2O Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O 受热分解 — 2Fe(OH)3Fe2O3＋3H2O 制法 可溶性亚铁盐与强碱溶液反应：Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓(离子方程式) 可溶性铁盐与强碱溶液反应：Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓(离子方程式) 二者的关系 在空气中，Fe(OH)2能够非常迅速地被氧气氧化成Fe(OH)3，现象是白色絮状沉淀迅速变成灰绿色，最后变成红褐色，反应的化学方程式为4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3 3、铁盐和亚铁盐 （1）【实验3-2】　探究Fe3＋、Fe2＋的检验 离子 Fe3＋ Fe2＋ 实验操作 实验现象 溶液变成 红色 开始无明显现象，滴加新制氯水后溶液变成 红色 离子方程式 Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3 2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－， Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3 结论 Fe3＋遇SCN－显 红色 ，可利用此现象检验Fe3＋的存在 Fe2＋和SCN－混合无明显现象，加入新制氯水后，Fe2＋被氧化成Fe3＋；可用先加 KSCN 溶液再加 新制氯水 的方法检验Fe2＋的存在 （2）Fe3＋、Fe2＋的检验 Fe2＋ Fe3＋ 观察法 浅绿色 棕黄色 加碱法(NaOH) ①现象：白色絮状沉淀灰绿色红褐色沉淀 ②反应：Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓(白色)； 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3 (红褐色) ①现象：红褐色沉淀 ②反应：Fe3＋＋3OH－=== Fe(OH)3↓(红褐色) 显色法 (SCN－) ①现象：加入KSCN溶液无明显现象，再滴入氯水变成红色溶液 ②反应：2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－； Fe3＋＋3SCN－=== Fe(SCN)3(红色) ①现象：加入KSCN溶液，溶液变为红色 ②反应：Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3(红色) （3）检验Fe2＋的注意事项 ①只含Fe2＋的溶液：检验Fe2＋加入试剂的顺序 待测液 不变色 红色 (含Fe2＋、不含Fe3＋)。 ②同时含有Fe2＋和Fe3＋的溶液 Fe2＋对检验Fe3＋无干扰，可以滴加KSCN溶液检验Fe3＋；Fe3＋对检验Fe2＋有干扰，不能采用加KSCN溶液检验Fe2＋，通常向溶液中滴加适量酸性KMnO4溶液，溶液紫红色褪色说明含有Fe2＋。 检验铁的氧化物中是否有＋2价铁时，取少量固体溶液 紫色 褪去。 步骤a中不能选用盐酸，原因是酸性KMnO4溶液可以氧化盐酸；步骤a中，不能选用稀HNO3，原因是稀HNO3可以将Fe2＋氧化为Fe3＋。 三、Fe2＋、Fe3＋的化学性质 1、分别取少量FeCl3溶液于两支试管中，进行下列操作，观察并记录实验现象。 （1）现象：溶液由 棕黄 色变为 浅绿 色，加入KSCN溶液时，溶液 不变色 。反应的离子方程式：Fe＋2Fe3＋===3Fe2＋ 。 （2）现象：加入氯水后，溶液由 浅绿 色变成 红 色。 反应的离子方程式： 2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－、Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3 。 2、利用覆铜板制作图案 实验原理 利用FeCl3溶液作为“腐蚀液”，将覆铜板上不需要的铜腐蚀 实验操作 取一小块覆铜板，用油性笔在覆铜板上画上设计好的图案，然后浸入盛有FeCl3溶液的小烧杯中。过一段时间后，取出覆铜板并用水清洗干净。观察实验现象，并展示制作的图案 实验现象 用油性笔画出的图案处不被腐蚀，洗净后板上留下设计的图案 反应方程式 2FeCl3＋Cu===2FeCl2＋CuCl2 (离子方程式：2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋ ) 实验结论 铜可被 FeCl3 溶液腐蚀 3、Fe、Fe2＋、Fe3＋的相互转化 （1）Fe(还原性)Fe2＋ （2）Fe(还原性)Fe3＋ （3）Fe2＋(弱氧化性)Fe （4）Fe2＋(还原性)Fe3＋ （5）Fe3＋(氧化性)Fe2＋ （6）Fe3＋(氧化性)Fe 4、补铁剂使用的注意事项 （1）补铁剂的有效成分是亚铁盐(如FeSO4)，Fe2＋易被氧化为Fe3＋而失去补铁作用，因此需密封、隔绝O2存放。服用补铁剂时搭配维生素C可以增强补铁效果，这是因为 维生素C 可将Fe3＋还原为Fe2＋。 （2）服用补铁剂时不能和茶水同饮，因为茶水中含大量的鞣酸，鞣酸与Fe2＋反应生成鞣酸亚铁，它的性质不稳定，很快被氧化成鞣酸铁而呈 蓝黑色 。 第二节 金属材料 一、合金 1、合金的含义合金是由两种或两种以上的金属(或金属与非金属) 熔合 而成的，具有 金属特性 的混合物。 2、合金的特性 （1）一般情况下，合金比各成分金属的硬度 大 。（2）多数合金的熔点一般比各成分金属的 低 。 二、铁合金 1、铁合金的两大类型——生铁和钢 三、铝和铝合金 1、【实验3-4】铝片与盐酸的反应 实验操作 实验 现象 刚开始没有气泡，一段时间后，铝片逐渐溶解，有 无色气泡 冒出，将点燃的木条放在试管口有 爆鸣 声 实验 结论 铝是一种活泼金属，常温下能与空气中的 氧气 发生反应，表面生成一层致密的氧化膜，保护着内部金属。铝表面的 保护膜 和 铝 均能与盐酸发生反应 化学方程式 Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O、2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑ 离子方程式 Al2O3＋6H＋===2Al3＋＋3H2O　2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑ 2、【实验3-5】铝片与NaOH溶液的反应 实验 操作 实验 现象 开始没有气泡，一段时间后才产生气泡，铝片逐渐溶解，将点燃的木条放在试管口有爆鸣声 立即产生 气泡 ，铝片逐渐溶解，将点燃的木条放在试管口有爆鸣声 实验结论 两支试管均放出H2，铝、氧化铝均能与NaOH溶液反应 离子方程式 Al2O3＋2OH－===2AlO＋H2O、2Al＋2OH－＋2H2O===2AlO＋3H2↑ 第四章 物质结构 元素周期律 第一节 原子结构与化学周期表 一、原子结构 1、原子的构成 原子由原子核和核外电子组成（原子核包括质子和中子），质子带 正电 ，电子带 负电 ，中子中立 不带电 。 2、质量数 （1）概念：将核内所有 质子 和 中子 的相对质量取近似整数值相加，所得的数值。 （2）构成原子的粒子间的两个关系 ①质量数(A)＝ 质子数(Z) ＋ 中子数(N) ②质子数＝ 核电荷数 ＝核外电子数 3、原子的表示方法 如作为相对原子质量标准的C表示质子数为 6 ，质量数为 12 的碳原子。 4、粒子符号()中各数字的含义 5、原子核外电子排布的表示方法 （1）原子结构示意图 用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示 原子核 及 核内质子数 ，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数。以钠原子为例： （2）离子结构示意图 ①金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与上一周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构(电子层数相同，每层上所排的电子数也相同)。如 Mg ：→ Mg2＋ ：。 ②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。 如 F ：→ F－ ：。 Na＋ 与稀有气体Ne的核外电子排布相同； Cl－ 与稀有气体Ar的核外电子排布相同。 二、元素在周期表 1、周期的分类与包含元素 类别 周期序数 行序数 核外电子层数 包含元素种数 起止元素 短周期 1 1 1 2 H～He 2 2 2 8 Li～Ne 3 3 3 8 Na～Ar 长周期 4 4 4 18 K～Kr 5 5 5 18 Rb～Xe 6 6 6 32 Cs～Rn 7 7 7 32 Fr～Og 2、族的分类 16个族分为 7 个主族、 7 个副族、1个第 Ⅷ 族和1个 0 族。 3、元素周期表中的方格中各符号的意义 注：元素周期表记忆口诀 横行叫周期，现有一至七；三四分长短，四长副族现； 竖行称作族，总共十六族；Ⅷ族最特殊，三列是一族； 二三分主副，先主后副族；镧锕各十五，均属ⅢB族。 4、元素在周期表中的位置与原子结构的相互推断 （1）元素的位置与原子结构的关系 三、核素 1、核素 （1）概念：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。 （2）实例 ①氢元素的三种核素 原子符号 (X) 原子名称 氢元素的原子核 质子数(Z) 中子数(N) H 氕 H或D 氘 H或T 氚 ②氧元素的三种核素：O、 O 和O。 ③碳元素的三种核素：C、C和 C 。 ④铀元素有U、U、U等核素。 2、同位素 （1）概念：质子数相同而 中子数 不同的同一元素的不同原子互为同位素。 （2）性质①同一元素的各同位素虽然 质量数 不同，但它们的化学性质基本相同。 ②天然存在的同位素，相互间保持一定的比率。 （3）用途①考古时利用 C 测定一些文物的年代。 ②H和 H 用于制造氢弹。③利用放射性 同位素 释放的射线育种、给金属探伤、诊断和治疗疾病等。 3、“四素”的区别 名称 内容 项目 元素 核素 同位素 同素异形体 本质 质子数 相同的一类原子的总称 质子数、中子数都一定的原子 质子数相同、中子数 不同的核素 同种元素形成的不同 单质 范畴 同类原子 原子 原子 单质 特性 只有种类，没有个数 化学反应中的最小微粒 化学性质几乎完全相同 ，物理性质不同 元素相同，性质不同 决定因素 质子数 质子数、中子数 质子数、中子数 组成元素、结构 举例 H、C、O三种元素 C、C、C三种 核素 C、C、C互为同 位素 O2与O3 互为同素异形体 四、原子结构与元素的性质 2、碱金属单质的主要物理性质 3、碱金属元素化学性质的相似性和递变性 （1）相似性(用R表示碱金属元素) （2）递变性 具体表现如下(按Li→Cs的顺序) ①与O2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li与O2反应只能生成 Li2O ，Na与O2反应生成 Na2O、Na2O2 ，而K与O2反应能够生成 K2O、K2O2、KO2 ，Rb、Cs遇空气立即 燃烧 ，生成更复杂的产物。 ②与H2O的反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微 爆炸 ，Rb和Cs遇水会发生爆炸。 ③最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，即碱性： LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH 。 5、元素金属性强弱的判断依据 依据 结论 根据单质与水(或酸)反应置换出 氢气 的难易程度 越易者金属性越强 根据最高价氧化物对应水化物的 碱性强弱 碱性越强者金属性越强 根据金属之间的置换反应 活动性强 的金属能把活动性弱的金属从其 盐溶液中置换出来 （二）卤族元素 1、卤素单质的主要物理性质 卤素单质 颜色和状态 密度 熔点/℃ 沸点/℃ F2 淡黄绿色 气体 1.69 g/L(15 ℃) －219.6 －188.1 Cl2 黄绿色 气体 3.214 g/L(0 ℃) －101 －34.6 Br2 深红棕色 液体 3.119 g/cm3(20 ℃) －7.2 58.78 I2 紫黑色 固体 4.93 g/cm3 113.5 184.4 分析上表可知，从F2到I2，颜色逐渐加深，熔、沸点逐渐升高，密度逐渐增大。 2、卤素单质的化学性质 （1）卤素单质(X2)与H2的反应 ①X2与H2反应的比较 反应条件 产物稳定性 化学方程式 F2 暗处 很稳定 H2＋F2===2HF Cl2 光照或点燃 较 稳定 H2＋Cl2 2HCl Br2 加热 稳定性差 H2＋Br22HBr I2 不断加热 不 稳定 H2＋I22HI ②结论 a．从F2到I2，与H2反应的难易程度：逐渐变难； b．从F2到I2，生成氢化物的稳定性：逐渐减弱。 （3）卤素单质物理性质的记忆口诀 氯气黄绿色，溴液深红棕，碘是紫黑固。氯易液化，溴易挥发，碘易升华。 3、卤族单质化学性质的相似性和递变性 （1）相似性 （2）递变性 具体表现如下： ①与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性 逐渐减弱 ，还原性逐渐增强，其水溶液的酸性逐渐增强，即： 稳定性： HF>HCl>HBr>HI ； 还原性： HF<HCl<HBr<HI ； 酸性： HF<HCl<HBr<HI 。 ②最高价氧化物对应水化物的酸性 逐渐减弱 ，即 HClO4>HBrO4>HIO4 。 第二节 元素周期律 3、同周期、同主族元素性质的递变规律 同周期(从左到右) 同主族(自上而下) 化合价 最高价：＋1价→＋7 价(O、F除外)；最低价：－4价→－1价；最低价＝主族序数－8(H除外) 最高价相同(O、F除外)；最低价相同；最高价＝族序数(O、F除外) 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 单质氧化性 逐渐增强 逐渐减弱 单质还原性 逐渐减弱 逐渐增强 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 形成气态氢化物的难易 由难到易 由易到难 简单气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 第三节 化学键 一、离子键 1、离子键和离子化合物 2、电子式的书写 （1）一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”（或“×”）的个数即原子的 最外层电子数 。 （2）同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。 （3）“[　]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。 （4）在化合物中，如果有多个阴、阳离子，阴、阳离子必须是间隔的，即不能将两个阴离子或两个阳离子写在一起，如CaF2要写成，不能写成，也不能写成。 （5）用电子式表示化合物形成过程时，由于不是化学方程式，不能出现“===”。“―→”前是原子的电子式，“―→”后是化合物的 电子式 。 二、离子键 1、共价键 （1）概念：原子间通过 共用电子 对所形成的相互作用。 （2）成键三要素①成键粒子： 原子 ； ②成键本质： 共用电子对 ；③成键元素：一般是同种或不同种 非金属 元素。 （3）分类 2、共价化合物 (1)概念：以 共用电子 对形成分子的化合物。 (2)四类常见物质 ①非金属氢化物，如HCl、H2O等；②非金属氧化物，如CO2、SO3等；③含氧酸，如H2SO4、HNO3等；④大多数有机化合物，如甲烷、酒精等。 3、常见的以共价键形成的分子及其结构 1．离子键与共价键的区别 离子键 共价键 概念 带 相反电荷离子 之间的静电作用 原子间通过 共用电子 对所形成的相互作用 成键元素 活泼金属元素和活泼 非金属 元素之间 非金属元素之间 成键微粒 阴、阳离子 原子 成键条件 一般是活泼金属与活泼非金属化合时，易发生电子的得失形成离子键 一般是非金属元素的原子最外层电子未达到稳定状态，相互间通过共用电子对形成共价键 影响因素 离子的半径越小，所带电荷数越多，离子键 越强 原子半径越小，共用电子对数越多，共价键 越牢固 形成过程举例 存在范围 只存在于离子化合物中 可存在于非金属单质、共价化合物及部分离子化合物中 第五章 化工生产中的重要非金属元素 第一节 硫及其化合物 一、硫和二氧化硫 (一)硫 1、硫元素的位置、结构与性质 (1)硫元素位于元素周期表的第 三 周期、第 ⅥA 族，硫原子的最外电子层有 6个 电子，在化学反应中容易得到2个电子，形成 －2 价硫的化合物。 (2)与氧元素相比，得电子能力相对 较弱 ，非金属性比氧的 弱 。故在富含O2的地表附近的含硫化合物中，硫常显 ＋4 价或 ＋6 价，而氧显 －2 价。 2、硫单质的物理性质 硫(俗称 硫黄 )是一种黄色晶体，质脆，易研成粉末。硫 难 溶于水，微溶于 酒精 ，易溶于 二硫化碳 。 3、硫单质的化学性质 (1)氧化性表现为与金属、H2反应： 与Fe、Cu、H2反应的化学方程式分别为 S＋FeFeS 、 S＋2CuCu2S 、 S＋H2H2S ，在这些反应，S均作 氧化 剂。 (2)还原性表现为与O2反应，其化学方程式为 S＋O2SO2 ，反应中S作 还原 剂。 注意：(1)硫的氧化性 较弱 ，与变价金属反应，生成 低价 态的金属硫化物。 (2)硫与氧气反应，无论氧气是否过量，只生成SO2。 (二)二氧化硫 1、物理性质 二氧化硫是一种无色、有 刺激性 气味的有毒气体，密度比空气的 大 ，易溶于水。在通常情况下，1体积的 水 可以溶解约 40 体积的SO2。 2、化学性质 (1)具有酸性氧化物的性质 ①与H2O反应的化学方程式为： SO2＋H2OH2SO3 。 ②与碱(如NaOH)反应的化学方程式为： SO2＋2NaOH===Na2SO3＋H2O 。 (2)还原性 SO2在一定条件下与O2反应的化学方程式为：，生成的SO3也是 酸性 氧化物，与H2O反应的化学方程式为： SO3＋H2O===H2SO4 。 (3)氧化性 SO2与H2S反应的化学方程式为： SO2＋2H2S===3S＋2H2O 。 (4)漂白性 ①SO2通入品红溶液中，品红溶液 褪 色，加热时，溶液又变 红 色。 ②SO2的漂白原理：SO2与某些有色物质生成不稳定的无色物质。这些无色物质容易分解又使有色物质恢复原来的颜色。 ③应用：SO2在工业上应用于漂白纸浆、毛、丝等；此外SO2可用于 杀菌消毒 ，还是一种食品 添加剂 。 3、可逆反应 (1)正反应：向 生成物 方向进行的反应。 (2)逆反应：向 反应物 方向进行的反应。 (3)可逆反应：在同一条件下，既能向 正反应 方向进行，同时又能向 逆反应 方向进行的反应。 二、硫酸 1、工业制硫酸的原理示意图 (1) S＋O2SO2 或4FeS2＋11O22Fe2O3＋8SO2； (2)2SO2＋O22SO3， (3) SO3＋H2O===H2SO4 。 2、硫酸的酸性 (1)电离方程式：H2SO4===2H＋＋SO。 (2)写出稀硫酸与Zn、CuO、NaOH溶液、NaHCO3溶液反应的离子方程式分别为 Zn＋2H＋===Zn2＋＋H2↑ 、CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O 、 H＋＋OH－===H2O 、HCO＋H＋===CO2↑＋H2O。 3、浓硫酸的特性 (1)吸水性：浓硫酸能吸收存在于周围环境中的水分，可用于作干燥剂。 (2)脱水性：浓硫酸能将蔗糖、纸张、棉布和木材等有机物中的氢元素和氧元素按水的组成比脱去。 (3)强氧化性 ①与金属Cu反应的化学方程式为 2H2SO4(浓)＋CuCuSO4＋SO2↑＋2H2O 。反应中氧化剂是 浓硫酸 ，还原剂是 Cu ，还原产物为 SO2 。 ②与非金属的反应 浓硫酸与木炭反应的化学方程式为 C＋2H2SO4(浓)CO2↑＋2SO2↑＋2H2O 。反应中氧化剂为 浓硫酸，还原剂为 C ，还原产物为 SO2 。 4、常见的硫酸盐 (1)石膏(化学式为 CaSO4·2H2O )，加热失水变为熟石膏(化学式为 2CaSO4·H2O )，应用于制作各种模型和医疗用的石膏绷带，工业上还用于调节 水泥的硬化速率 。 (2)硫酸钡又称“重晶石”或“钡餐”，用于生产其他钡盐的原料或消化系统 X射线 检查的内服药剂。 (3)硫酸铜为白色粉末，CuSO4结合水后变为 蓝色晶体胆矾 (化学式为 CuSO4·5H2O )，又称蓝矾。无水CuSO4可用于检验H2O的存在。胆矾和 石灰乳 混合制成一种常用的农药—— 波尔多液 。 5、探究1：蔗糖的脱水实验 (1)蔗糖逐渐变黑。原因是浓硫酸具有 脱水性 ：C12H22O11 12C＋11H2O 。 (2)蔗糖体积膨胀，形成黑色疏松多孔的海绵状的炭，并放出有刺激性气味的气体。原因是 浓硫酸具有强氧化性，把C氧化成CO2，并有SO2气体放出 。 6、探究2：浓硫酸与Cu的反应 (1)a中铜丝变 黑 ，有气体逸出；b中品红溶液逐渐变为 无 色；c中溶液变为 红 色。 (2)NaOH溶液棉团的作用是吸收尾气 SO2 ，防止污染空气：SO2＋2OH－===SO＋H2O。 三、硫酸根离子的检验 1、SO的检验 (1)实验探究： ①稀硫酸或Na2SO4溶液现象为有 白色 沉淀生成，加盐酸后 白色 沉淀不溶解。 ②Na2CO3溶液现象为有 白色 沉淀生成，加盐酸后 白色 沉淀溶解且放出气体。 (2)SO的检验一般思路：待测液无沉淀无气体生成 白色 沉淀生成。 2、粗盐中可溶性杂质的除去 杂质 加入的试剂 化学方程式 Na2SO4 BaCl2溶液 Na2SO4＋BaCl2===BaSO4↓＋2NaCl MgCl2 NaOH溶液 MgCl2＋2NaOH===Mg(OH)2↓＋2NaCl CaCl2 Na2CO3溶液 CaCl2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaCl 四、不同价态含硫物质的转化 (一)自然界中硫的存在和转化 1、硫的存在 (1)在自然界中硫元素主要以 化合态 形式存在，通常以 硫化物 的形式存在，如黄铁矿( FeS2 )、黄铜矿( CuFeS2 )。在地表附近，硫化物转化为 硫酸盐 ，如石膏( CaSO4·2H2O )、芒硝(Na2SO4·10H2O)等。 (2) 游离态 的硫存在于 火山口 附近或 地壳 的岩层中。 第二节 氮及其化合物 一、氮气与氮的固定 1、氮元素的位置、结构与存在 (1)氮元素位于元素周期表的 第二 周期、第 ⅤA 族。氮原子的最外电子层有 5个 电子，既不容易得到3个电子，也不容易失去5个电子。因此，氮原子一般通过 共用电子对 与其他原子相互结合构成物质。 (2)氮元素在自然界中主要以 氮分子 的形式存在于空气中，部分氮元素存在于动植物体内的 蛋白质中，还有部分氮元素存在于土壤、海洋里的 硝酸盐 和 铵盐 中。 2、氮气的物理性质 N2是一种 无色 、 无味 的气体，ρ(N2)＜ρ(空气)， 难 溶于水。 3、氮气的结构与化学性质 (1)N2的结构：N2的结构式为 N≡N ，氮氮键很难断裂，化学性质很稳定。 (2)化学性质 N2在 高温、放电 等条件下，N2获得足够的能量，使 N≡N 断裂。写出N2与Mg、H2、O2反应的化学方程式。 ①3Mg＋N2Mg3N2； ②N2＋3H22NH3； ③N2＋O22NO。 4、氮的固定：将大气中 游离态 的氮转化为 氮的化合物 的过程。 (1)自然固氮：大自然通过闪电释放的能量将空气中的氮气转化为含氮的化合物，或者通过豆科植物的根瘤菌将氮气转化成氨。 (2)人工固氮：人类通过控制条件，将氮气 氧化 或 还原 为氮的化合物，最重要的人工固氮途径就是 工业合成氨 。 二、一氧化氮和二氧化氮 1、物理性质 颜色 状态 气味 毒性 水溶性 NO 无 色 气态 无味 有毒 不 溶 NO2 红棕 色 气态 有刺激性 气味 有毒 易 溶 2、化学性质 (1)NO在空气中易转化为 红棕 色的NO2，反应方程式为： 2NO＋O2===2NO2 。 (2)NO2与H2O反应生成HNO3和NO，反应方程式为： 3NO2＋H2O===2HNO3＋NO 。 三、氨和铵盐 (一)氨 1、氨的物理性质 (1)氨是无色、有 刺激性 气味的气体，密度比空气的 小 ，很容易 液化 。 (2)氨极易溶于水：在常温常压下，1体积水大约可溶解 700 体积氨。可利用 喷泉 实验证明NH3极易溶于水。 2、氨的化学性质 (1)NH3与水反应的化学方程式为： NH3＋H2ONH3·H2O 。 (2)NH3与酸反应生成铵盐 ①浓氨水挥发出的NH3与浓盐酸挥发出的 HCl 相遇形成 白烟 ，即NH4Cl晶体小颗粒，其反应的方程式为： NH3＋HCl===NH4Cl 。 ②氨通入稀硫酸中反应的离子方程式为NH3＋H＋===NH。 (3)氨的催化氧化 氨催化氧化制HNO3的系列反应方程式依次为：4NH3＋5O24NO＋6H2O， 2NO＋O2===2NO2 ，3NO2＋H2O===2HNO3＋NO 。 (二)铵盐——铵根离子(NH)与酸根离子构成的化合物 1、不稳定性：NH4Cl、NH4HCO3受热分解的化学方程式分别为 NH4ClNH3↑＋HCl↑ 、NH4HCO3NH3↑＋H2O＋CO2↑ 。 2、与碱的反应 (1)固体反应：NH4Cl与NaOH反应的化学方程式为：NH4Cl＋NaOHNH3↑＋NaCl＋H2O。 (2)溶液中铵盐与强碱反应的离子方程式(加热)：NH＋OH－NH3↑＋H2O。 (3)稀溶液中铵盐与强碱反应的离子方程式(不加热)：NH＋OH－===NH3·H2O。 3、铵盐与碱反应的两个应用 (1)检验NH：待测液中加NaOH溶液并加热，用湿润的红色石蕊试纸放置于试管口，若试纸变蓝，说明溶液中含NH。 (2)实验室制备NH3 4、氨气的实验室制法 (1)原理：2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O。 (2)装置 ①发生装置：固体＋固体气体，与实验室利用 氯酸钾 和 二氧化锰 加热制取氧气的装置相同。 ②净化装置：通常用 碱石灰 干燥氨气，不能用五氧化二磷、 浓硫酸 和无水氯化钙干燥。 (3)收集方法： 向下 排空气法收集，试管口塞一团疏松的棉花团，目的是防止 氨气 与空气形成对流，以收集到较纯净的氨气。 (4)验满方法 ①方法一：用镊子夹住一片湿润的 红色石蕊 试纸放在试管口，若试纸变 蓝 ，说明已经收集满。 ②方法二：用蘸取 浓盐酸 的玻璃棒靠近试管口，若有 白烟 生成，说明已经收集满。 (5)尾气处理：多余的氨气要吸收掉(可在导管口放一团用水或 稀硫酸 浸润的棉花球)以避免污染空气。在吸收时要防止 倒吸 ，常采用的装置如图所示： 5、实验室快速制氨气的方法 (1)加热浓氨水法：NH3·H2O不稳定，受 热 易分解生成NH3：NH3·H2ONH3↑＋H2O，故可直接加 热浓氨水 制备NH3。 (2)浓氨水加固体NaOH(或生石灰、碱石灰)法：固体NaOH溶于水放出大量的热，会促使氨水分解，而生石灰可与水反应生成Ca(OH)2，同时反应 放热 ，也会促使 氨水 分解，故可在常温下向固体NaOH或CaO中滴加 浓氨水 来制备NH3。反应装置图分别为： 四、硝酸 1、物理性质 颜色 状态 气味 特性 无 色 液态 有 刺激性 气味 易 挥发 2、化学性质 (1)酸性：属于强酸，具有酸的通性，如CaCO3与HNO3反应的化学方程式为： CaCO3＋2HNO3(稀)===Ca(NO3)2＋CO2↑＋H2O 。 (2)不稳定性：见光或者受热易分解，化学方程式为4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O。所以硝酸一般保存在 棕色 试剂瓶中，并放置在 阴凉处 。 (3)强氧化性 ① Cu与浓硝酸反应的化学方程式为 Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O 。 Cu与稀硝酸反应的化学方程式为 3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 。 ②与Fe、Al反应：常温下，浓硝酸或浓硫酸可使铁、铝表面形成一层致密的 氧化物 薄膜，所以可以用铁制容器或铝制容器来盛装 浓硝酸 或 浓硫酸 。当加热时，Fe、Al会与浓硝酸或浓硫酸发生反应。 ③浓硝酸和浓盐酸的混合物(体积比为 1∶3 )叫做 王水 ，能使一些不溶于硝酸的金属如金、铂等溶解。 3、用途 硝酸是重要的化工原料，可用于制造 化肥 、 炸药 、染料、 农药 等。 第三节 无机非金属元素 一、硅酸盐材料 1、硅酸盐的结构：在硅酸盐中，Si和O构成了 硅氧四面体 ，Si在中心，O在 四面体 的4个顶角；许多这样的四面体还可以通过顶角的O相互 连接 。 2、硅酸盐材料 产品 原料 主要设备 主要成分 用途 陶瓷 黏土 (主要成分为含水的铝硅酸盐) —— 硅酸盐 建筑材料、绝缘材料、日用器皿、卫生洁具等 玻璃 (普通) 纯碱、石灰石、石英砂 玻璃窑 Na2SiO3、CaSiO3、SiO2 建筑材料、光学仪器、各种器皿、高强度复合材料等 水泥 石灰石、黏土、适量石膏 水泥 回转窑 硅酸盐 建筑和水利工程 注意：由原料和玻璃的成分及反应条件“熔融”，可知反应的化学方程式为SiO2＋Na2CO3Na2SiO3＋CO2↑，SiO2＋CaCO3CaSiO3＋CO2↑。 二、新型无机非金属材料 (3)硅和二氧化硅的用途 第六章 化学反应与能量 第一节 化学反应与能量变化 一、化学反应与热能 2、放热反应与吸热反应 (1)放热反应： 释放热量 的化学反应，如活泼金属与酸的反应，燃烧反应，中和反应等。 (2)吸热反应： 吸收热量 的化学反应，如氢氧化钡与氯化铵的反应，盐酸与碳酸氢钠的反应，灼热的炭与二氧化碳的反应。 3、化学反应存在能量变化的原因 (1)从化学键的变化理解——主要原因 (2)从物质储存化学能的角度理解 宏观解释 放热 反应示意图 吸热 反应示意图 化学反应 放出热量 化学反应 吸收热量 ①放热反应可以看成是反应物所具有的 化学 能转化为 热 能释放出来。 ②吸热反应可以看成是 热 能转化为 化学 能被生成物所“储存”。 6、放热反应与吸热反应的比较 放热反应 吸热反应 形成原因 反应物具有的总能量 大于 生成物具有的总能量 反应物具有的总能量 小于 生成物具有的总能量 与化学键强弱的关系 生成物分子成键时释放的总能量 大于 反应物分子断键时吸收的总能量 生成物分子成键时释放的总能量 小于 反应物分子断键时吸收的总能量 反应过程图示 示例 ①金属与水或酸的反应 ②燃烧反应 ③中和反应 ④大部分化合反应 ①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应 ②C与H2O(g)、CO2的反应 ③大部分分解反应 二、化学能转化为电能 2、化学能直接转化为电能——原电池 (1)定义：把 化学 能转化为 电 能的装置叫原电池。 (2)原理：负极：发生 氧化 反应，电子 流出 。 正极：发生 还原 反应，电子 流入 。 3、原电池的生活示例——水果电池 (1)水果电池中，水果的作用是 提供电解质溶液 。 (2)水果电池中，选择电极材料时应注意两电极不能相同，其中有一电极为活泼金属如Al、Fe等，另一电极可以是Cu片或 石墨棒 等。 第二节 化学反应的速率与限度 一、化学反应速率 1、表示方法：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的 减少量 或生成物浓度的 增加量 (均取正值)来表示。 2、表达式：v＝，单位 mol/(L·min) 或 mol/(L·s) 。 3、化学反应速率的影响因素 (1)浓度：增大反应物浓度，化学反应速率 增大 。 (2)温度：升高温度，化学反应速率 增大 。 (3)压强：对于气体参加的反应，增大压强，气体反应物浓度 增大 ，化学反应速率增大 。 (4)催化剂：催化剂可以改变化学反应速率，一般加快反应速率。 (5)其他：反应物状态、固体的 表面积 、溶剂、光照等。 二、化学反应的限度 1、可逆反应 (1)概念：在同一条件下 正反应 方向和 逆反应 方向均能进行的化学反应。 (2)特点：①反应不能进行 到底 ；②在一定条件下 反应物 与 生成物 同时存在；③正、逆反应方向 同时 进行。 2、化学平衡 (1)化学平衡的建立 ①浓度对速率的影响的角度：在一定条件下，向反应容器中加入N2和H2，发生反应：N2＋3H22NH3。 浓度 速率变化 v正、v逆关系 开始 反应物浓度最大 v正最大 v正＞v逆 生成物浓度最小 v逆最小 变化 反应物浓度减小 v正减小 v正＞v逆 生成物浓度增大 v逆增大 平衡 反应物浓度不变 v正不变 v正＝v逆≠0 生成物浓度不变 v逆不变 ②利用速率—时间(v­t)图像分析： (2)化学平衡状态的概念： 在一定条件下，当反应进行到一定程度时， 正反应速率 与 逆反应速率 相等，反应物的 浓度 和生成物的 浓度 都不再改变，达到一种表面静止的状态，称之为 化学平衡 状态。 (3)化学反应的限度是指可逆反应在一定条件下所能达到或完成的 最大 程度，即该反应进行的限度。化学反应的限度决定了反应物在该条件下转化为生成物的最大 转化率 。 (4)转化率＝×100%。 (5)影响因素：改变反应条件，可以在一定程度上改变该反应的化学 平衡 状态。 3、化学平衡状态的特征——“五字诀” 4、化学平衡状态的判定 (1)正、逆反应速率相等：＝ (2)各组分的浓度保持一定 (3)间接标志——“变量不变” 第七章 有机化合物 第一节 认识有机化合物 一、有机化合物中碳原子的成键特点 1、甲烷是最简单的有机化合物，甲烷的分子式为 CH4 ，电子式为，结构式为。 2、有机物中碳原子的结构及成键特点 (1)有机物中，碳原子可以形成 4 个共价键。 (2)碳原子间成键方式多样 ①碳碳之间的结合方式有单键()、双键()、三键(—C≡C—)。 ②多个碳原子之间可以结合成碳链，也可以结合成碳环(且可带支链)。 (3)有机物分子可能只含有一个或几个碳原子，也可能含有成千上万个碳原子。 注意：有机物中碳原子成键特点和碳原子间的连接特点决定了有机物种类繁多。 二、烷烃 1．烷烃的结构 (1)甲烷的结构 甲烷的空间结构是 正四面体 结构， 碳 原子位于正四面体的中心，4个 氢 原子位于4个顶点上。分子中的4个C—H的长度和强度 相同 ，相互之间的夹角 相同 ，为109°28′。 (2)空间示意图是。甲烷的 球棍 模型为，空间填充模型为。 2、烷烃——只含有碳和氢两种元素 (1)示例：乙烷的结构式为，分子式为 C2H6 ，丙烷的结构式为，分子式为 C3H8 。 (2)结构特点 ①分子中碳原子之间都以 单键 结合；②碳原子的剩余价键均与 氢原子 结合，使碳原子的化合价都达到“饱和”，称为饱和烃，又称烷烃。 (3)分子组成通式：链状烷烃中的碳原子数为n，氢原子数就是 2n＋2 ，分子通式可表示为 CnH2n＋2 。 (4)烷烃的一般命名 ①方法 碳原子数(n)及表示 n≤10 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 甲 乙 丙 丁 戊 己 庚 辛 壬 癸 n＞10 相应汉字数字 ②示例：C4H10称 丁烷 ，C8H18称 辛烷 ，C12H26称 十二烷 。 3、同系物 (1)概念： 结构 相似，在分子组成上相差一个或若干个 CH2原子团 的化合物。 (2)实例：CH4、C2H6、C3H8互为 同系物 。 4、同分异构体 (1)概念 ①同分异构现象：化合物具有相同的 分子式 ，但具有不同 结构 的现象。同分异构现象是有机物种类繁多的重要原因之一。 ②同分异构体：具有 同分异构现象 的化合物互称为 同分异构体 。 (2)写出C4H10的同分异构体： CH3CH2CH2CH3 和，其名称分别为 正丁烷 和 异丁烷 。 (3)戊烷的同分异构体有 3 种，己烷的同分异构体有 5 种。 三、烷烃的性质 1、烷烃的认识：天然气、沼气和煤层气的主要成分均为 甲烷 ，“凡士林”、石蜡、汽油、煤油的主要成分是含碳原子数较多的 烷烃 。 2、烷烃的物理性质：烷烃均为 难溶 于水的 无 色物质。 (1)熔点、沸点与密度：逐渐 升高 。 (2)状态：由 气 态→ 液 态→ 固 态，其中常温、常压下碳原子数小于或等于4的烷烃为 气 态。 注意：有机反应比较复杂，常有很多副反应发生，因此有机反应化学方程式常用“―→”，而不用“===”。 5、CH4与Cl2的取代反应 实验装置 A　　　　　　　B 实验现象 A装置：试管内气体颜色逐渐 变浅 ；试管内壁有 油状液滴 出现，试管中有少量白雾，且试管内液面 上升 ，有固体析出。 B装置：无明显现象 第二节 乙烯与有机高分子材料 一、乙烯 1、应用：乙烯是石油化工重要的基本原料，通过一系列反应，乙烯可以合成有机高分子材料、 药物 等。乙烯产量可以用来衡量一个国家 石油化学工业 的发展水平。乙烯还是一种植物 生长调节剂 。 2、物理性质：乙烯为 无 色、稍有 气味 的气体， 难 溶于水，密度比空气的 略小 。熔、沸点分别为－169 ℃、－104 ℃。 3、乙烯的组成与结构 分子式 电子式 结构式 结构简式 分子模型 球棍模型 填充模型 C2H4 CH2===CH2 4、乙烯的化学性质 (1)氧化反应 实验 现象 点燃纯净的乙烯 火焰明亮且伴有 黑烟 ，同时放出大量的热 通入酸性高锰酸钾溶液 酸性高锰酸钾溶液 褪色 ①乙烯燃烧的化学方程式为 C2H4＋3O22CO2＋2H2O 。 ②乙烯被酸性KMnO4溶液氧化为 CO2 。 (2)加成反应 ①乙烯使溴的 四氯化碳 溶液(或溴水) 褪色 ，反应的化学方程式CH2===CH2＋Br2―→ CH2Br—CH2Br。 ②乙烯与H2加成，反应的化学方程式为CH2===CH2＋H2 CH3CH3 。 ③乙烯与H2O加成，反应的化学方程式为CH2===CH2＋H2O CH3CH2OH 。 ④加成反应：有机物分子中的不饱和碳原子与其他 原子或原子团 直接结合生成新的化合物的反应。 (3)聚合反应 ①乙烯之间相互加成可得到聚乙烯，化学方程式为nCH2===CH2 CH2—CH2 。 ②由相对分子质量小的化合物分子相互结合成相对分子质量大的聚合物的反应叫做聚合反应。乙烯的聚合反应同时也是 加成反应 ，称为加成聚合反应，简称 加聚反应 。 ②能合成高分子的小分子物质称为 单体 ；高分子化合物中化学组成相同、可重复的最小单位称为 链节 ；含有链节的数目称为 聚合度 ，通常用n表示。例如： 乙烯聚合反应生成聚乙烯中乙烯为 单体 ， —CH2—CH2— 为链节，n为聚合度。 二、烃 1、定义：仅含 碳和氢 两种元素的有机化合物称为碳氢化合物，也称为 烃 。 2、分类 3、乙炔——最简单的炔烃 分子式为 C2H2 ，结构式为H—C≡C—H，结构简式为 HC≡CH ，空间结构为直线形。 4、苯——最简单的芳香烃，是芳香烃的母体分子式为C6H6 ，结构式为，结构简式为或。 在苯分子中6个碳原子之间的键 完全 相同。6个H和6个C在 同一 平面上。 第三节 乙醇与乙酸 一、乙醇 1、乙醇的物理性质： 乙醇俗称 酒精 ， 无色 、有特殊香味的 液体 ，密度比水的 小 ， 易 挥发，与水以任意比例互溶，是优良的有机溶剂。 2、乙醇的组成与结构： 乙醇的分子式： C2H6O ，结构式：，结构简式： CH3CH2OH 或C2H5OH。其中的—OH原子团称为 羟基 。乙醇可以看成是乙烷分子中的一个氢原子被 —OH 取代后的产物。 3、烃的衍生物与官能团 (1)烃的衍生物：烃分子中的 氢原子 被其他原子或原子团所取代而生成的一系列化合物。如：一氯甲烷、1，2­二溴乙烷、乙醇、乙酸等。 (2)官能团：决定有机化合物 特性 的原子或原子团。如： 物质 CH3Cl CH3CH2OH CH2===CH2 CH≡CH 所含官能团 —Cl —OH —C≡C— 官能团的名称 氯原子 羟基 碳碳双键 碳碳三键 4、乙醇与Na反应——置换反应 化学方程式为 2CH3CH2OH＋2Na―→2CH3CH2ONa＋H2↑ ，与水和Na反应相比反应剧烈程度缓和的多。 5、氧化反应 (1)燃烧 ①化学方程式：CH3CH2OH＋3O2 2CO2＋3H2O 。 ②现象：产生 淡蓝 色火焰，放出 大量的 热。 (2)催化氧化(催化剂可以是 Cu 或 Ag 。) ①化学方程式：2CH3CH2OH＋O2 2CH3CHO＋2H2O 。 ②乙醛的结构简式为 CH3CHO ，官能团称为 醛基 ，可以写为或 —CHO 。乙醛在适当条件下可被O2氧化为 乙酸 ，化学方程式为2CH3CHO＋O2 2CH3COOH 。 (3)与强氧化剂反应： CH3CH2OH CH3COOH 。 6、乙醇的用途 (1)用作酒精灯、火锅、内燃机等的 燃料 。 (2)用作生产 医药 、 香料 、化妆品、涂料等的化工原料。 (3)医疗上常用体积分数为 75% 的乙醇溶液作 消毒剂 。 二、乙酸 1、物理性质 颜色 气味 状态(通常) 熔点 沸点 溶解性 无色 强烈刺激性 气味 液态 16.6 ℃ 108 ℃ 易溶于水和乙醇 2、组成与结构 3、乙酸的酸性 (1)乙酸是一种重要的 有机 酸，具有酸性，比H2CO3的酸性 强 。 (2)写出下列化学方程式 ①与活泼金属Mg反应：2CH3COOH＋Mg―→ (CH3COO)2Mg＋H2↑ 。 ②与金属氧化物CuO反应：2CH3COOH＋CuO―→ (CH3COO)2Cu＋H2O 。 ③与碱NaOH中和反应：CH3COOH＋NaOH―→ CH3COONa＋H2O 。 ④与盐NaHCO3反应：CH3COOH＋NaHCO3―→ CH3COONa＋CO2↑＋H2O 。 4、酯化反应 (1)乙酸与乙醇反应的化学方程式为CH3COOH＋CH3CH2OH CH3COOC2H5＋H2O ， 酸 与 醇 反应生成 酯 和 水 的反应叫酯化反应，属于 可逆 反应，又属于 取代 反应。 (2)为了提高酯化反应的速率，一般需 加热 ，并加入浓硫酸作 催化剂 。 5、酯类 (1)酯类的一般通式可写为，官能团为酯基(，或写作 —COOR )。 (2)低级酯具有一定的 挥发 性，有 芳香 气味，可用作饮料、糖果、化妆品中的香料和有机溶剂。 6、乙酸与乙醇的酯化反应实验探究 在一支试管中加入3 mL无水乙醇，然后边振荡试管边慢慢加入2 mL浓硫酸和2 mL冰醋酸，按如图装置进行实验(产生的蒸气经导管通到饱和Na2CO3溶液的液面上)，观察右边试管中的现象并闻气味。 (1)酯化反应的机理 (2)实验中的注意事项 ①试剂的加入顺序：先加入乙醇，然后沿器壁慢慢加入 浓硫酸 ，冷却后再加入CH3COOH。 ②导管末端不能插入饱和 Na2CO3 溶液中，防止挥发出来的CH3COOH、CH3CH2OH溶于水，造成溶液倒吸。 ③浓硫酸的作用： 催化剂 ——加快反应速率； 吸水剂 ——提高CH3COOH、CH3CH2OH的转化率。 ④饱和Na2CO3溶液的作用：降低乙酸乙酯的 溶解度 ，便于分层，得到酯；与挥发出来的乙酸反应；溶解挥发出来的 乙醇 。 ⑤酯的分离：采用分液法分离试管中的液体混合物，所得上层液体即为 乙酸乙酯 。 三、官能团与有机化合物的分类 类别 官能团 代表物及简式 烷烃 － 甲烷CH4 烯烃 碳碳双键 乙烯CH2===CH2 炔烃 —C≡C— 碳碳三键 乙炔HC≡CH 芳香烃 － 苯 卤代烃 碳卤键 (X表示卤素原子) 溴乙烷CH3CH2Br 醇 —OH 羟基 乙醇CH3CH2OH 醛 醛基 乙醛 羧酸 羧基 乙酸 酯 酯基 乙酸乙酯 第八章 化学与可持续发展 第一节 自然资源的利用与开发 一、金属矿物的开发利用 1、金属元素在自然界中存在的形态 (1)极少数的不活泼金属(金、铂等)以 游离 态的形式存在。 (2)绝大多数金属元素以 化合物 的形式存在于自然界。 (3)在地壳中，含量最高的金属元素是 铝 ，其次是 铁 。 2、金属冶炼原理与实质 (1)原理：金属从化合物中 还原 出来。 (2)实质：化合物中金属 得到 电子被 还原 生成金属单质。 3、金属冶炼方法 (1)加热分解法： ①制Hg：2HgO 2Hg＋O2↑ 。 ②制Ag：2Ag2O 4Ag＋O2↑ 。 (2)电解法： ①制Mg：MgCl2(熔融) Mg＋Cl2↑ 。 ②制Al：2Al2O3(熔融) 4Al＋3O2↑ 。 ③制Na：2NaCl(熔融) 2Na＋Cl2↑ 。 (3)热还原法： ①常用还原剂有 焦炭、一氧化碳、氢气、铝等。 ②高炉炼铁：CO还原Fe2O3的化学方程式为3CO＋Fe2O3 2Fe＋3CO2 。 ③铝热反应：Al还原Fe2O3的化学方程式为2Al＋Fe2O3 2Fe＋Al2O3 。 二、海水资源的开发利用 1、海水水资源的利用 (1)海水水资源利用，主要包括 海水淡化 和直接利用海水进行循环冷却等。 (2)海水淡化：通过从海水中提取淡水或从海水中把 盐 分离出去，都可以达到淡化海水的目的。海水淡化的方法主要有 蒸馏法 、 电渗析法 、 离子交换法 等。其中 蒸馏法 的历史最久，技术和工艺也比较成熟，但成本较高。 2、海水的化学资源利用 (1)海水中的化学元素：海水中含量最多的为 O、H 两种元素，还有Cl、Na、Mg、S、Ca、K、Br、C、Sr、B、F等11种元素。 (2)海水中化学资源的利用 (3)从海水中获取能源 ①从海水中提取 铀 和重水，用于 核能 开发。 ②开发 潮汐能 、 波浪能 等新型能源。 3、海水提溴 (1)主要流程 (2)主要反应 Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－(氧化) Br2＋SO2＋2H2O===2HBr＋H2SO4(富集) Cl2＋2Br－=== Br2＋2Cl－ (提取) 三、煤、石油、天然气的综合利用 (一)煤 1、煤的组成 2、煤的综合利用 (二)天然气 (三)石油的组成和综合利用 1、组成：石油是由多种 碳氢化 合物组成的混合物。 2、综合利用 (1)分馏：利用石油中各组分 沸点 的不同进行分离的过程叫做石油的分馏。石油经分馏后可以获得汽油 、 煤油 、 柴油 等含碳原子少的轻质油。 (2)催化裂化 ①目的：将重油裂化为 汽油 等物质。 ②例如：C16H34 C8H18＋C8H16 (3)裂解 ①目的：得到乙烯、丙烯、甲烷等重要的基本化工原料。 ②例如：C8H18 C4H10＋C4H8 ；C4H10 CH4＋C3H6 ；C4H10 C2H6＋C2H4 。 (4)催化重整：石油在加热和催化剂的作用下，可以通过结构调整，使 链状烃 转化为 环状烃 。 微点拨：石油的分馏为物理变化，石油的裂化、裂解、催化重整均为化学变化。 3、以煤、石油、天然气为原料生产合成材料 (1)三大合成材料： 塑料 、 合成橡胶 、 合成纤维 ，这三大合成材料，是以煤、石油和天然气为原料生产的。 (2)随着合成材料的大量生产和使用，急剧增加的 废弃物 对人类社会造成巨大的 环境 压力。 第二节 化学品的合理利用 一、化肥、农药的合理施用 1、合理施用化肥 (1)考虑因素：除了要考虑土壤 酸碱性 、作物营养状况等因素，还必须根据化肥本身的性质进行科学施用。 (2)应用实例： 硝酸铵 是一种高效氮肥，但受热或经撞击易发生 爆炸 ，因此必须作改性处理后才能施用。 (3)过量施用化肥的危害 ①很多化肥易溶于水，过量施用不仅会造成浪费，部分化肥随着雨水流入河流和湖泊，造成 水体富营养化 ，产生 水华 等污染现象。 ②不合理施用化肥还会影响土壤的 酸碱性 和土壤 结构 。 2、合理施用农药 (1)农药的发展：早期 农药 有除虫菊、烟草等植物和波尔多液、石灰硫黄合剂等无机物。现在人们研制出了有机氯农药、有机磷农药、氨基甲酸酯和 拟除虫菊酯 等有机合成农药。 (2)农药的发展方向： 高效 、 低毒 和 低残留 。 (3)不合理施用农药的危害 ①农药可能会破坏害虫与天敌之间的生态平衡，一些害虫还会产生 抗药性 。 ②蜜蜂等传粉昆虫对农药很 敏感 ，大量用药如不注意就会引起这些昆虫的大量死亡。 ③农药施用方法、用量和时机不当，会造成土壤和作物的农药残留 超标 ，以及大气、地表水和地下水的污染。 二、合理用药 1、药物的分类：药物按来源分为 天然药物 与 合成药物 。 2、药物的作用机理 (1)有的药物是通过改变机体细胞周围的物理、化学环境而发挥药效，如抗酸药。 (2)更多药物是通过药物分子与机体生物大分子的 功能基团 结合而发挥药效，其 分子结构 与生物活性密切相关。 3、阿司匹林 (1)阿司匹林化学名称为 乙酰水杨酸 ，具有 解热镇痛 作用。 (2)以水杨酸为原料制取阿司匹林的化学方程式为： (3)不良反应：长期大量服用 阿司匹林 会导致胃痛、头痛、眩晕、恶心等不适症状。 4、合理用药 (1)在医生、 药师 指导下，遵循安全、有效、经济、适当等原则。 (2)滥用药物危害巨大。例如无处方长期服用 安眠药 或 镇静剂 ；滥用抗生素；运动员服用兴奋剂等。 (3)拒绝 毒品 。 三、安全使用食品添加剂 1、食品添加剂：是指为改善 食品品质 和 色 、 香 、味，以及 防腐、保鲜 和加工工艺的需要而加入食品中的人工合成或天然物质。 2、食品添加剂的类别 (1)着色剂、增味剂 ①着色剂包括 天然色素 (如红曲红、β­胡萝卜素、姜黄等)和 合成色素 (如苋菜红、柠檬黄、靛蓝等)。 ②增味剂：增加食品的鲜味，如 味精 (化学名称为谷氨酸钠)。 (2)膨松剂、凝固剂 ①膨松剂：使食品松软或酥脆(如NH4HCO3、NaHCO3)。 ②凝固剂：改善食品的形态。如制作豆腐的盐卤。 (3)防腐剂、抗氧化剂 ①防腐剂：防止食品腐败变质，杀灭微生物或者控制其滋生条件。如采用加入食盐、干燥、加热、冷冻、抽真空等方法；常见的防腐剂有 苯甲酸及其钠盐 、 山梨酸及其钾盐 等。 ②抗氧化剂：防止食品在空气中被氧化而变质，如 抗坏血酸 (即维生素C)。 (4)营养强化剂：由于人们的年龄阶段(如婴幼儿时期、中老年时期等)、工作环境及地方性营养状况等的特殊要求，需要在食品中加入营养强化剂，以补充必要的营养成分。如在食盐中添加 碘酸钾 ，在奶粉中添加 维生素 、碳酸钙、硫酸亚铁、 硫酸锌 等。 3、使用原则：在规定范围内合理使用 食品添加剂 ，对人体健康不会产生不良影响，但是违反规定，将一些不能作为食品添加剂的物质当作食品添加剂，或者超量使用食品添加剂，都会损害人体健康。 第三节 环境保护与绿色化学 一、化学与环境保护 1、环境保护 (1)环境问题：主要是指由于 人类不合理地开发和利用 自然资源而造成的生态环境破坏，以及 工农业生产 和 人类生活 所造成的环境污染。 (2)环境保护的任务 ①环境监测：对 污染物 的存在形态、含量等进行分析和测定，为控制和 消除污染 提供可靠的数据。 ②治理工业三废( 废水、废气、废渣 )。 ③寻找源头治理环境污染的生产工艺：杜绝 污染物 的排放，从根本上解决环境问题。 2、大气污染 (1)污染物主要来源：除了自然因素外，大气污染物主要来自 化石燃料 的燃烧和 工业 生产过程产生的废气及其携带的颗粒物。 (2)次生污染物的形成 3、污水的处理方法 (1)常用的污水处理方法有 物理法 、 化学法 、和 生物法 等。 (2)污水处理常用化学方法： 中和法 、 氧化还原法 、沉淀法等。 (3)污水处理的流程 ①一级处理：通常采用 物理 方法，即用格栅间、沉淀池等除去污水中不溶解的污染物。 ②二级处理：采用 生物 方法(又称 微生物 法)及某些化学方法，除去水中的可降解有机物等污染物。 ③三级处理：主要采用 化学沉淀法 、 氧化还原法 、离子交换法和 反渗透法 等，对污水进行深度处理和净化。经过三级处理后的水可用于 绿化 和 景观 用水等。 4、固体废弃物的处理 工业废渣和生活垃圾等固体废物的处理应遵循 无害化 、 减量化 和 资源化 的原则，达到 减少环境污染 和 资源回收 利用这两个重要目的。 二、绿色化学 1、绿色化学也称环境友好化学，其核心思想就是改变 “先污染后治理” 的观念和做法，利用 化学原理和技术手段，减少或 消除 产品在生产和应用中涉及的有害化学物质，实现从源头 减少或消除 环境污染。 2、简单而言，化学反应就是原子重新组合的过程。因此，按照 绿色化学 的思想，最理想的“原子经济性反应”就是反应物的原子全部转化为期望的最终产物，这时原子 利用率 (即期望产物的总质量与生成物的总质量之比)为100%。 第四节 基本营养物质 一、糖类： 1、糖类的组成：糖类是由 C、H、O 三种元素组成的一类有机化合物，其组成大多可以用通式Cn(H2O)m表示，也被称为 碳水化合物 。 注意：糖类不一定均符合通式Cn(H2O)m，如 鼠李糖 的分子式为C6H12O5，但符合Cn(H2O)m的有机物不一定是糖，如 乙酸 分子式可写为C2(H2O)2。 2、糖类的分类 类别 代表物 分子式 相互关系 单糖 葡萄糖、果糖 C6H12O6 同分异构体 二糖 蔗糖、麦芽糖、乳糖 C12H22O11 同分异构体 多糖 淀粉、纤维素 (C6H10O5)n 不属于同分异构体 注意：单糖不能水解，二糖水解生成两分子单糖，多糖水解生成多分子单糖。 3、葡萄糖 (1)组成与结构：葡萄糖是一种有甜味的 无 色晶体， 能 溶于水，其分子式为 C6H12O6 ，结构简式：CH2OH(CHOH)4CHO 。在葡萄糖分子中含有两个决定葡萄糖化学性质的原子团，它们分别是 —OH(羟基)和 (—CHO醛基)。 (2)主要性质及应用 ①葡萄糖与新制的Cu(OH)2反应，生成 砖红色 的Cu2O沉淀。此性质常用于 血液 和 尿液 中葡萄糖的含量测定。 ②葡萄糖与 银氨 溶液反应生成 银 ，在试管内壁形成光亮的 银镜 。常用于葡萄糖的检验和工业上的制镜。 微点拨：葡萄糖与新制Cu(OH)2、银氨溶液反应时均在碱性条件下加热进行，同时后者应水浴加热。 4、葡萄糖与新制Cu(OH)2悬浊液的反应 (1)实验过程 (2)实验现象：在酒精灯上加热一段时间后试管内出现 砖红 色沉淀。 (3)实验分析及结论：出现的 砖红 色沉淀为 氧化亚铜(Cu2O) ，说明在加热条件下，葡萄糖可以把新制的氢氧化铜还原为 Cu2O 。 5、葡萄糖与银氨溶液的反应——银镜反应 (1)实验过程 银氨溶液的制备：在洁净的试管中加入1 mL 2%的AgNO3溶液，然后边振荡试管边逐滴滴入2%的稀氨水，至最初产生的沉淀恰好溶解为止，制得银氨溶液。 (2)实验现象：在试管内壁上附着一层 光亮 的银镜。 (3)实验结论：银氨溶液与葡萄糖反应生成了 银 。 6、淀粉的特征反应：将碘溶液滴到一片馒头或土豆上，观察实验现象。 (1)实验现象： 变蓝 。(2)实验结论： 淀粉遇碘变蓝 。 7、蔗糖、淀粉和纤维素的水解反应 (1)蔗糖的水解方程式为 。 (2)淀粉或纤维素的水解反应 实验现象：最终有 砖红色 沉淀生成； 解释：淀粉水解生成的葡萄糖与新制的Cu(OH)2共热生成砖红色沉淀 ； 淀粉(或纤维素)的水解方程式为：。 (3)葡萄糖在人体内氧化的化学方程式： C6H12O6＋6O26CO2＋6H2O 。 (4)葡萄糖酿酒的反应为：。 二、蛋白质 1、组成元素：蛋白质是一类非常复杂的天然有机 高分子 ，由 C、H、O、N、S 等元素组成。 2、化学性质 (1)蛋白质的水解反应：蛋白质 多肽 氨基酸 。 (2)蛋白质水解的最终产物是氨基酸，分子中含有的官能团有 氨基 (—NH2)和 羧基 (—COOH)。 3、蛋白质的变性 ①按下列实验操作完成实验： ②实验现象：加入醋酸铅溶液，试管内蛋白质 产生沉淀 ；加入蒸馏水后沉淀 不溶解 。 ③结论：在某些物理因素或化学因素的影响下，蛋白质的理化性质和生理功能发生改变的现象，称为蛋白质的变性。能使蛋白质变性的因素有： 物理因素： 加热 、加压、搅拌、振荡、紫外线照射、超声波等； 化学因素： 强酸 、强碱、 重金属的盐类 、三氯乙酸、乙醇、丙酮、甲醛等。 ④蛋白质的变性是一个不可逆过程，变性后的蛋白质在水中不溶解，同时也会失去原有的生理活性。利用蛋白质的变性，可用于 杀菌 消毒，而疫苗等生物制剂的保存则要防止变性。 4、蛋白质的特征反应——检验蛋白质 ①颜色反应：向盛有鸡蛋清溶液的试管中滴加3～5滴浓硝酸，在酒精灯上微热，观察到的现象是 溶液遇浓硝酸变黄色 。实验结论： 浓硝酸可使某些蛋白质显黄色 ，常用此反应来鉴别蛋白质。 ②蘸取少量鸡蛋清或取一根头发，放在酒精灯火焰上灼烧，可闻到 烧焦羽毛 的特殊气味。常用此反应区分毛料纤维与合成纤维。 3．蛋白质的用途：蛋白质是人类必需的营养物质，绝大多数酶是 蛋白质 ，是生物体内重要的 催化剂 。蛋白质在医药、食品、纺织等领域中有重要的应用价值。 三、油脂 1、油脂的分类：室温下，液态油脂称为油，固态油脂称为脂肪。 2、油脂的分子结构 (1)油脂是由 高级脂肪酸 与 甘油 (丙三醇)通过酯化反应生成的酯，其结构如图所示： (2)组成油脂的高级脂肪酸种类较多，常见的有： ①饱和脂肪酸：如硬脂酸，结构简式为 C17H35COOH ；软脂酸，结构简式为 C15H31COOH 。 ②不饱和脂肪酸：如油酸，结构简式为 C17H33COOH ；亚油酸，结构简式为 C17H31COOH 。 (1)植物油含较多 不饱和脂肪酸 的甘油酯，常温下一般呈 液 态；动物油含较多 饱和脂肪酸 的甘油酯，常温下一般呈 固 态。 3、油脂的性质 (1)物理性质：油脂的密度比水的 小 ，黏度比较大，油脂 难溶 于水，易溶于有机溶剂。油熔点较低 ，脂肪熔点较 高 。 (1)化学性质： ①油脂的水解反应：油脂＋水高级脂肪酸＋甘油 ；油脂＋氢氧化钠高级脂肪酸钠＋甘油 。 ②油脂的氢化反应：植物油分子中存在，能与氢气发生加成 反应，将液态油脂转化为半固态油脂。 4、油脂在人体内的转化 油脂在人体小肠中通过酶的催化可以发生水解反应，生成 高级脂肪酸和甘油 ，然后再分别进行氧化分解，释放能量。同时油脂能促进 脂溶性维生素 的吸收。 第 51 页 共 51 页 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$