1、蘇 教 版 化 學 必 修 1 知 識 點 總 結專題一化學家眼中的物質世界第一單元豐富多彩的化學物質1 .物質的分類及轉化1.1 物質的分類(可按組成、狀態、性能等來分類)(堿性氧化物)(酸性氧化物)1.2 物質的轉化(反應)類型四種基本反應類型 化合反應，分解反應，置換反應，復分解反應氧化還原反應和四種基本反應類型的關系氧化還原反應1.氧化還原反應：有電子轉移的反應-升失氧還氧化還原反應中電子轉移的表示方法雙線橋法表示電子轉移的方向和數目氧化性、還原性強弱的判斷(1)通過氧化還原反應比較：氧化劑 +還原劑-氧化產物+ 還原產物氧化性：氧化劑 氧化產物還原性：還原劑 還原產物(2)從元素化合

2、價考慮：最高價態只有氧化性，如 Fe3+、H2SC4、KMnO4等；中間價態一一既具有氧化性又有還原性，如Fe2+、S、CI2等；2-乙最低價態一一只有還原性，如金屬單質、Cl、S等。(3)根據其活潑性判斷：根據金屬活潑性：對應單質的還原性逐漸減弱K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au -對應的陽離子氧化性逐漸增強根據非金屬活潑性：對應單質的氧化性逐漸減弱CbBr2I2 S-對應的陰離子還原性逐漸增強(4)根據反應條件進行判斷：不同氧化劑氧化同一還原劑，所需反應條件越低，表明氧化劑的氧化劑越強；不同還原劑還原同一氧化劑，所需反應條件越低，表明還

3、原劑的還原性越強。如：2KMnO4 + 16HCl (濃)=2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2T + 8H2OMnO2 + 4HCl殊)= MnCl2 + C2 T + 2H2O前者常溫下反應，后者微熱條件下反應，故物質氧化性：KMnO4 MnO2(5)通過與同一物質反應的產物比較：如：2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3Fe + S = FeS可得氧化性 Cl2 S離子反應(1)電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物，叫電解質。酸、堿、鹽都是電解質。在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的 化合物，叫非電解質。(2)離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。它不僅表示一個

4、具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。復分解反應這類離子反應發生的條件是：生成沉淀、氣體或水。(3)離子方程式書寫方法：寫：寫出反應的化學方程式拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去查：查方程式兩端原子個數和電荷數是否相等(4)離子共存問題所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生任何反應；若離子之間能發生反應，則不能大量共存。溶液的顏色如無色溶液應排除有色離子：Fe2+、Fe3+、Cu2 MnO4-2、結合生成難溶物質的離子不能大量共存：如Ba2 +和SO42-、Ag +和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2 +和OH-等3、結合生成

5、氣體或易揮發性物質的離子不能大量共存：如H +和CO32-,HCO3-,SO32-,OH-和 NH4,等4、結合生成難電離物質(水)的離子不能大量共存：如H +和OH-, OH-和HCO3-等。5、發生氧化還原反應：如Fe與S2-、I-, Fe2+與NO3 ( H+)等6、發生絡合反應：如 Fe與SCN(5)離子方程式正誤判斷(六看)一、看反應是否符合事實：主要看反應能否進行或反應產物是否正確二、看能否寫出離子方程式：純固體之間的反應不能寫離子方程式三、看化學用語是否正確：化學式、離子符號、沉淀、氣體符號、等號等書寫是否符合事實四、看離子配比是否正確五、看原子個數、電荷數是否守恒六、看與量有關

6、的反應表達式是否正確(過量、適量)1.3物質的量1、物質的量是一個物理量，符號為 n,單位為摩爾(mol)2、 1 mol粒子的數目是0.012 kg 12C中所含的碳原子數目，約為 6.02 1023個。3、 1 mol粒子的數目又叫阿伏加彳羅常數，符號為Na,單位mol。4、使用摩爾時，必須指明粒子的種類，可以是分子、原子、離子、電子等。5.、數學表達式：兒=nNa摩爾質量1、數值：當物質的質量以g為單位時，其在數值上等于該物質的相對原子質量或相對分子質量物質的聚集狀態1、影響物質體積的因素：微粒的數目、微粒的大小和微粒間的距離。固、液體影響體積因素主要為微粒的數目和微粒的大小；氣體主要是

7、微粒的數目和微粒間的距離。2、氣體摩爾體積單位物質的量的氣體所占的體積。符號：Vm表達式：Vm= ；單位：Lmol-1n在標準狀況(0oC,101KPa)下，1 mol任何氣體 的體積都約是22.4 L,即標準狀況下，氣體摩爾體積為22.4L/mol。補充： p標=M/22.4 M 2= Mi/ M2阿佛加彳惠羅定律：V1/V2 = ni/n2 = N1/N2物質的量在化學實驗中的應用1 .物質的量濃度.，單位：mol/L(1)物質的量濃度 =溶質的物質的量/溶液的體積Cb = nB/V液(2)溶液稀釋：CiVi=C2V2(3)物質的量濃度和質量分數的關系：c=1000 p w%M2 .一定物

8、質的量濃度的配制主要操作1、檢驗是否漏水.2、配制溶液計算.。稱量(或量取).。溶解.。庫專移.。洗滌.。定容.。搖勻.。貯存溶液.所需儀器：托盤天平、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管、容量瓶注意事項：A選用與欲配制溶液體積相同的容量瓶.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mV稱量NaOH寸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

9、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卜降再加水增大偏低定容時俯視讀數減小偏高定容時仰視讀數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（根據分散質粒子直徑大小）：溶液（小于10-9m、膠體（10-910-7m）濁液（大于10-7m）2 .膠體：（1）概念：分散質微粒直徑大小在10-910-7m之間的分散系。（2）性質：丁達爾現象（用聚光手電筒照射膠體時，可以看到在膠體中出現一條光亮的通路”，這是膠體特有的現象。）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FeC3溶

10、液逐滴滴入沸水中FeC3 + 3H2。金二Fe（0H）3（膠體）+ 3HC1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、一低、二罪如粗鹽的提純蒸播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， 如石油的蒸播中冷凝管中水的流向如石油的蒸鐳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澳水里的澳、碘分液分離互不相溶的液體打開上端活塞或

11、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 萃取澳水里的 澳、碘后再分 液結晶用來分離和提純幾種可溶性固體 的混合物加熱蒸發皿使溶液蒸發時，要用玻璃棒 不斷攪動溶液；當蒸發皿中出現較多的 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生，且該氣體能使澄清石灰水變渾濁，證明該試樣中含有CO32-oNH4+的檢驗：取樣與堿混合加熱，若有刺激性氣味的氣體 （NH3）產生，且該氣

12、體能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍, 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+)I勺檢驗：透過藍色鉆玻璃觀察其焰色，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AY 表示質量數為A、質子數為Z的具體的X原子。質ZX A)=質子數(Z) +中子數(N)原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數同位素：質子數相同、質量數(中子數)不同的

13、原子核素：具有一定質子數和種子數的原子質子數相同、中子數不同的 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、澳、碘及其化合物1. 氯氣的生產原理(1)工業制法一一氯堿工業2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 T + C2 T正極 負極(2)實驗室制法反應原理：MnO 2+ 4HC1 (濃)1=MnCl2+ 2H2O+ Cb T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. Cb與金屬反應

14、(一般將金屬氧化成高價態)2. C2與非金屬反應取斗C1之 點燃 2HC1現象：發出蒼白色火焰，生成大量白霧3. C2與堿的反應Cl2+ 2NaOH=NaCl+ NaClO+ H2O84 消毒液成分為 NaClO2Cl2 + 2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2。CaCl2、Ca(ClO)2為漂白粉的成分，其中Ca(ClO)2為有效成分氯水 “+ 心0 = 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.不穩定性C的檢驗：試劑：AgNO3溶液和稀硝酸現象：產生白色沉淀(不溶于稀硝酸)結

15、論：溶液中有 Cl次氯酸的性質1.酸性2.氧化性3.漂白性4.不穩定性：2HC10光照2HC1 +氯氣的用途：來水的消毒、農藥的生產、藥物的合成等鹵族單質的物理性質1 .狀態：氣態（C12）-液態（B2）-固態（I2）2 .顏色：黃綠色（Cb）深紅棕色（Br2）-紫黑色（I2）,顏色由淺到深3 .熔、沸點：液態澳易揮發，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、CC4等有機溶劑。5 水一一橙色在苯、CC4為橙紅色 碘水一一黃色在苯、CC4為紫紅色6 2的檢驗：試劑：淀粉溶液現象：溶液變藍色澳和碘的化學性質元素非金屬性（氧化性）強弱順序： Cl 2 Br 2 I22K

16、Br+C2=2KCl+Br22KI +Cb=2KCl+22KI+Br2=2KBr+l2Br、的檢驗：7 試齊J: AgNO3溶液和稀硝酸Ag+ + Br- = AgBrJ 淡黃色 一一照相術Ag+ + I- = AgI J 黃色 人工降雨8 苯、CC14等有機溶劑、氯水澳、碘的提取：利用氧化還原反應，人們可以把海水中的濱離子、海帶等海產品浸出液中的碘離子氧化成澳單質和碘單質。第二單元鈉、鎂及其化合物、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

17、非金 屬單質鈉在常溫下切開后表回父暗：4Na+O2=2Na2O （灰白色）鈉在氯氣中燃燒，黃色火焰，白煙：r占趺方燃2Na+Cl 2 = 2NaCl與 化合物與水反應，現象：浮、游、球、鳴、紅2Na+2H2O=2NaOH+H 2T與酸反應，現象與水反應相似， 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+2H 2O+CuSO4=Cu（OH） 2 J +Na2SO4+H 2 T與某些熔融鹽：o4Na+TiCl 44NaCl+Ti存在自然界中只能以化合態存在保存煤油或石

18、蠟中，使之隔絕空氣和水制取通電2NaCl（熔融）=2Na+Cl 2 T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、碳酸鈉與碳酸氫鈉的性質比較碳酸鈉（Na2CO3）碳酸氫鈉（NaHCO 3）俗名純堿、蘇打小蘇打溶解性易溶（向溫下，溶解度大于碳酸氫鈉）易溶熱穩定性穩定2NaHCO 3 Na2CO3+CO2 T +H 20 T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+H 2O+CO2 TNaHCO 3+HCl=NaCl+H 2O+CO 2 T碳酸Na2CO3+ H 2O+CO2= 2N

19、aHCO 3不能反應與 堿NaOH不能反應NaHCO 3+NaOH=Na 2CO3+H2OCa(OH)2Na2CO3+Ca(OH) 2=CaCO3 JI +2NaOH產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，良好的導電導熱性與。2點燃2Mg+O 2=2Mg()與其他 非金屬點燃Mg+Cl 2=MgCl點燃2, 3Mg+N 2= Mg 3N2化學性質與氧化物點燃2Mg+CO 2=2M(gO+C與水反應Mg+2H 2O-=-Mg(OH) 2 J +H2 T與酸Mg+2HCl=MgCl 2+H2 T與鹽溶液反應Mg+Cu 2+= Mg 2+ CuMgCl 2+

20、Ca(OH) 2=Mg(OH) 2 J +CaCl2Mg(OH) 2+2HCl=MgCl 2+2H2O制 取HClMgCl 2?6H2O= MgCl 2+6H20 T通電MgCl 2(熔融)Mg +C12 T用途1、鎂合金-密度小，硬度和強度都較大2、氧化鎂-優質耐高溫材料四、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晶體煨燒，即得 Na2CO3。NaCl+NH 3+CO2+H2O=NaHCO 3+NH4CI2NaHCO 3=Na2CO3+CO2 T +H2O f五、電解質和非電解

21、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卜能導電的化合物溶于水和熔化狀態卜都不能導電 的化合物物質種類大多數酸、堿、鹽，部分氧化物大多數有機化合物，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）電解質的導電電解質的電離：電解質在溶液里或熔化狀態下離解成自由移動的離子的過程叫做電離。電解質的導電原理：陰、陽離子的定向移動。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

22、強電解質弱電解質定義在水溶液里全部電禺成禺十的電 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于分子、離子(少數)電離方程式用“一”用 “ ”1實例H 2so4、HNO 3、HCl、KOH、NaOH、NaCl、KCl等強酸、強堿和大部 分鹽NH3 H2O、CH3COOH、H2CO3 鋅酸、弱堿和H2O七、離子方程式(1)離子方程式的書寫方法寫一一寫出反應的化學方程式；拆一一把易溶于水，易電離的物質拆成離子形式刪一一將不參加反應的離子從方程式兩端刪去。查一一檢查方程式兩端各元素的原子個數和電荷數是否相等。注意事項：難溶物質、難電離的物質、易揮發物質、單質、非電解質

23、、氧化物均保留化學式。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NH4CI固體反應制NH3)。再如：濃硫酸、濃 H3P04與固體之間反應不能寫離子方程式。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 NH 3 H2Oo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CaC%溶液：Ca + SO4 = CaSOdJb.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C02通入澄清石灰水中：CO2

24、+2OH =CaCO3 + H2O;其二懸濁液，應寫成化學式，如在石灰乳中加入W2CO3溶液：Ca (OH) 2+ CO32 =CaCO3J+20Hc. 常見的微溶物有：Ca (OH) 2、CaSO4、MgCO3、Ag2 S04、MgSO3。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 T ；強酸的酸式根 HSO4一般情況下要拆開。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，還要配平陰、陽離子所帶的電荷數。如：FeSO4溶液中通入 C12不能寫成 Fe2+ Cl2=Fe3+2 C，必須寫成 2Fe2

25、+ Cl2=2Fe3+2 C/。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：一定物質間的某個反應；而且可以表示：所有同一類型的離子反應。(3)離子方程式正誤判斷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。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。看電荷是否守恒。如FeCh溶液加Fe粉，不能寫成Fe3+Fe= 2Fe2+。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 =BaSO4j,則漏掉了 Cu2+2OH = Cu (OH) 2 J 的反應。

26、看產物是否符合事實。如Na投入CuSO4溶液中，若寫成2Na+ Cu2+= 2Na+Cu,則不符合事實。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生離子反應，離子不能共存的條件：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。產生氣體，如結合生成 CO2、NH3、SO2等氣體不能大量共存。生成難電離的物質，如 H2O、H2S、H2SQ3、H2CO3等。發生氧化還原反應，如 Fe3+和1一等。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(Al 2O3)氧化鋁是一種高沸點(2980C)、高熔點(2054C)、高硬度的白色化合

27、物，常用作耐火材料。剛玉的主 要成分是“一氧化鋁，硬度僅次于金剛石。1 .與堿的反應(與強堿 NaOH)Al 2O3+2NaOH = 2NaAlO 2+ H2O2 .與強酸的反應(H2SO4)Al 2O3+3H 2SO4= Al 2 (SO4)3+3H2O1 .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2 .偏鋁酸鈉(NaAlO 2)的性質(1)往偏鋁酸鈉溶液中通入 CO2NaAlO 2+CO2+2H2O=Al (OH)3(+NaHCO產生白色絮狀沉淀，通入過量的CO2,沉淀不溶解。(2)往偏鋁酸鈉溶液中加 HCl NaAlO 2+ HCl+H 2O=Al (OH)

28、3 J +NaClAl (OH) 3+3 HCl =AlCl 3+3H2O加入少量鹽酸，生成白色絮狀沉淀，繼續加入鹽酸至過量，白色沉淀溶解。3 .氯化鋁(AlCl 3)的性質(1)往氯化鋁溶液中通入氨氣AlCl 3+3NH3+3H2O= Al (OH)3J+3NHCl產生白色絮狀沉淀，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AlCl 3+ 3NaOH =Al (OH) 3 J +3NaClAl (OH) 3+ NaOH = NaAlO 2+2 H 2O加入少量NaOH溶液，產生白色絮狀沉淀，繼續加入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

29、程圖如下：流程圖中所涉及到的化學反應：1. Al 2O3+2NaOH = 2NaAlO 2+ H 2O2. NaAlO 2+CO2+2H 2O=Al (OH) 3 J +NaHCO_、4 八八3.2 Al (OH) 3= Al 2O3+3H2O電解4.2 Al 2O3= 4Al+3O 2 T冰晶石二、鋁的性質及應用（一）鋁的存在自然界中鋁以化合態存在。鋁的主要存在形式有：鋁土礦（Al203 nH2。），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

30、。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）2AI+6HCI =2AlCl 3+3H2 T（2）與堿反應：一般與強堿反應（例如：NaOH; KOH ; Ba （OH） 2等）2Al+2NaOH+2H 2。= 2NaAlO 2+3H2 T（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生鈍化；在加熱的條件下可以發生反應。（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生置換反應（如：CuCl2、AgNO3 等）2Al+3CuCl 2=3Cu+2 AlCl 3（5）與某些金屬氧化物反應（鋁熱反應）Fe2O3+2

31、Al 溫 2Fe+ Al 2O3（鋁熱反應用途冶煉稀有金屬野外焊接鐵軌。）（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 .鐵的冶煉原料：鐵礦石、焦炭、空氣、石灰石反應器：煉鐵高爐反應原理：用還原劑將鐵從其化合物中還原出來工藝流程：從高爐下方鼓入空氣與焦炭反應產生一氧化碳并放出大量的熱生鐵：含碳量2%4.5% 鋼：含碳量2%2 .銅的制備電解精冶銅的原理是讓粗銅作陽極，失去電子變為Cu2+,用銅棒作陰極，在陰極上即可得精銅。濕法煉銅是指在溶液中將銅置換出來。Cu

32、Cl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu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）與酸反應與非氧化性酸：Fe 2H +=Fe2H2氧化性酸：常溫下遇濃硫酸、濃硝酸會發生鈍化，而加熱時劇烈反應。（3

33、）與某些鹽溶液反應Fe+Cu2+Fe2+ + CuFe+2Fe3Fe2+（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存在，游離態的鐵只能在隕石中得到。常見的鐵礦石有：磁鐵礦（Fe3O4）、赤鐵礦（Fe2O3）等。2 .銅的化學性質（1）與非金屬單質反應Cu+Cl0= CuCl2 （紅棕色的煙）2Cu+S= Cu2s （硫化亞銅）（2）與某些鹽溶液反應Cu+ 2AgNO 3=2Ag + Cu（NO 3）2Cu+ 2FeCl3=CuCl 2+ 2FeCl2（3）與強氧化性的物質反應3Cu+ 8HNO 3 （稀）=3 Cu（NO 3）2+ 2NO T

34、+ 4H2。Cu+ 4HNO 3 （濃）=Cu（NO 3）2+ 2NO2 T + 2H2。Cu+2H2SO4 （濃）=3 CUSO4+SO2T + 2H2。（三）Fe2+和Fe3+的相互轉化1. Fe2+f Fe3+： Fe2+與強氧化劑（如 Cj B%。2、HNO3、KMn。4、濃 H2SO4、H2O2 等）反應時，被氧 化為Fe3+2Fe2+Cl2=2Fe3+2 Cl2. Fe3+fFe2+：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+2一 . - 3+,2+S +2Fe =

35、SJ+ 2Fe2I +2Fe3+=|2+2Fe2+（四）Fe”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，Fe3+有紅褐色沉淀生成，Fe2+先生成白色沉淀，然后變成灰綠色，最后變成紅 褐色。Fe3+3OHFe （OH） 3 J （紅褐色）Fe2+2OH，Fe (OH) 2J (白色)4 Fe (OH) 2+O2+2H2O4Fe (OH) 3(五)規律總結三、鋼鐵的腐蝕(一)金屬腐蝕的本質：M ne =M n+(二)鋼鐵的腐蝕

36、1 .化學腐蝕：金屬跟周圍的物質接觸直接發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，

37、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)很穩定，常溫下不與 。2、C12、濃HNO3、濃H2SO4等反應。(2)加熱時表現出還原性：Si+O2=A= SQ2 o(3)常溫時，和強堿溶液反應：Si+2NaOH + H2O= Na2SiO3+2H2T(4)常溫時，與F2、HF反應Si+2F2= SiF4Si+4HF= SiF4T + 2H2T4 .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。5 .高純硅的工業制法(1) 2C + SiO2 = Si+2COT (制粗硅)(2) Si+2Cl2

38、= SiCl4 (液態)(3) SiCl4 + 2H2 = Si+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、堿或碳酸鹽等發生反應，不與水、酸(除 HF外)發生反應，能耐高溫、耐腐蝕。(1)與強堿反應：SiO2+ 2NaOH= Na 2SQ3+ 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”，

39、是建筑行業經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= SiF4f + 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+SiO2 = CaSiO3 (煉鐵高爐的造渣反應)(4)與碳酸鹽反應高溫木Na2CO3+SiO2 = Na2SiO3+CO2 T局溫小CaCO3+SiO 2 = CaSiO3+CO2 T4 .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狀結構。該空間構形類似于金剛石，

40、具有高硬度，高熔沸點特征。天然產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(H2SQ3)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

41、固體。Na2SiO3+CO2+ H2O= H2SQ3 J + Na2CO3Na2SiO3+2HCl=H 2SQ3 J + 2NaCl四、硅酸鹽工業1 .水泥生產水泥的主要原料：黏土、石灰石生產水泥的設備：水泥回轉窯加入石膏的作用：調節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 Al 203)2 .玻璃生產普通玻璃的主要原料：純堿、石灰石、石英生產設備：玻璃熔爐生產條件：高溫熔融形成玻璃的過程中的主要化學變化：高溫人Na2CO3+SiO2 = Na2SiO3+CO2 T高溫木CaCO3+SiO 2 = CaSiO3+C

42、O2 T普通玻璃的主要成分：Na2SiO3 CaSiO3、SiO2或 Na?O - 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一較不活潑的金屬氧化物）-二氧化硅一水。如：硅酸鈉Na2SiO3： Na2O - SiO2鎂橄1石Mg 2SiO4： 2MgO - SiO2高嶺土 Al 2（Si2O5）（OH）4 : Al 2O3 - 2SO. 2H2O正長石K2Al2Si6Oi6: K2O AI

43、2O3 6SQ2六、規律總結專題4硫、氮和可持續發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pH5.6的雨水.通常可分為硫酸型酸 雨和硝酸型酸雨兩類。1 .形成主要有兩種形式 2sO2+O22SO3SO3+H2O= H2SO42 .危害Y 影響水ISO2+H2OH2SO32H2SO3+O2 = 2H 2SO4生生物的生長和繁 殖破壞農作物和樹木生長腐蝕建筑物、雕塑、機器危害人體健康等3.防治研究開發替代化石燃料的新能源（氫能、太陽能、核能等）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

44、法（變廢為寶）-SO2+Ca（OH） 2=CaSO3+H 2O石灰石-石膏法 j2CaSO3+O2=2CaSO4（CaSO4 - 2H2O 為石膏） SO2+2NH 3+H 2O=（NH 4）2SO3氨 水 法” SO2+NH 3+H 2O=NH 4HSO32（NH 4）2SO3+O2=2（NH 4）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SO?）1.化學性質酸性氧化物SO2+H2O=H2SO3= H+HSO3中強酸（能使紫色石蕊試液變紅色）SO2+Ca(OH) 2=CaSO3 J +H2OCaSO3+SO2+H2O=Ca

45、（HSO3）2還原性H2O2+SO2= H 2SO4SO2+Br2+2H2O=2HBr+ H 2SO4此外,SO2還能使氯水、酸性 KMnO 4溶液等褪色。氧化性SO2+2H 2s=3S+2H20（ SO2、H 2s 氣體不能大量共存）漂白性S02能跟某些有色物質化合生成不穩定的無色化合物，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中1型漂白產物穩定性Ca(ClO) 2 (HClO)水Cl2+H2O=HCl+HClO 2HClO=2HCl+O 2 T強氧化性穩定SO2(H2SO3)水生成無色化合物化合不穩定活性

46、炭、Al（OH） 3膠體多孔（表面積大）吸附物理變化不穩定、硫酸和硫酸鹽（一）硫酸的工業制法1 .反應原理造氣 S+O2 =42L SO2（或 4FeS2+11O=2Fe2O3+8SO2）催化劑 ;接觸氧化 2SO2+O2 . 2SO3S03 的吸收 SO3+H2O=H 2SO42 .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、沸點高，比水重，溶于水時放出大量的熱。1.化學性質酸性：H2SO4=2H+SO42稀H2SO4具有h+的性質（酸的通性）及 SO42一的特性。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

47、攪拌，使產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）。難揮發性：NaCl+ H 2SO4 （濃）q=NaHSO4+HCl T （高沸點酸制低沸點酸）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。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：悚琬顫Ci2H22O11-M2C+11H2O該反應放熱使水蒸氣蒸發，使生成碳呈疏松多孔狀。過量的濃H2SO4這時還能繼續氧化碳而產生S02氣體。強氧化性

48、：利用濃H2SO4的強氧化性，Al、Fe常溫下遇濃H2SO4可發生鈍化（實際中有什么應用？）；濃 H2SO4能與絕大部分金屬發生氧化還原反應，也能與一些非金屬反應。如 ：Cu+2 H2SO4 （濃）=CuSO4+SO2 T +2H2OC+2 H 2SO4 （濃）心=CO2 T +SO2 T +2H2O濃H2SO4的還原產物通常為 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、醫藥、農藥的生產，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

49、劑等。（三）硫酸鹽1.SO42的檢驗含硫物質的相互轉化二單元 生產 活中的含氮化 物氮氧化物的生產 （一）氮及其氧化（亞硫酸鹽要密封保存）無味的氣體，難溶；保護氣（填充燈泡、保鮮水果、糧食的硫酸鈣.一利用上述反2 CCaSO|-2H2aV2 CaSO4-H2O+3H3Ot應制出各種模型及醫療上的石膏繃帶。硫酸鋼石膏（堅固）熟石膏粉末）俗稱重晶石，不溶于水、酸等，不易被 X射線透過。醫療上作檢查腸胃內服的藥劑（銀餐）。硫酸亞鐵 FeSO4 7H2O俗稱綠磯，是防治缺鐵性貧血的藥劑。硫酸銅 CuSO4 5H2O俗稱膽磯，可配制 波爾多液”（農藥）。此外，還有明磯KAl（SO 4）2 12H2。作凈水劑；芒硝（Na2SO4 10H2。）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的硫，又有化合態的硫存在，如火山噴口附近