(完整版)高一化学必修一知识点汇总

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高一化学必修一知识点汇总 第一章 一、物质的量： 1、“物质的量”是国际单位制中的基本的物理量之一，用 n 表示 2、意义：把一定数目的微观粒子与宏观可称量的物质联系起来，它表示的是物质中所含粒子的多 少- 分子、原子、离子、质子、电子。 3．注意： “物质的量”是一个物理量的全称，是一个专有名词，不能当成物质的数量或质量来理解， 不得随意增减。 二、摩尔——物质的量的单位 1、摩尔是“物质的量”的单位。 1 摩尔：含有与 0.012Kg12C中所含的碳原子数相同的粒子数，该物质的物质的量为 1mol。它表示的 是物质中微粒的个数与阿伏加德罗常数的比值。 粒子数目物质的量 阿伏加德罗常数 AN Nn 2、阿伏加德罗常数（ NA） 单位： mol－1（/ mol ） 数值： 0.012kg 12C中所含 12C原子的个数（ kg kg 2610993.1 012.0 ） 近似值： 6.02 ×1023mol－1 （6.02 ×1023/ mol ） 3、适用范围： 只适用于微观粒子， 不能应用于宏观物质。 （分子、原子、离子、 质子、中子、 电子） ， 在使用时必须标明微观粒子的种类，如 1molH、1molH+。不能用摩尔数代替物质的量。 三、摩尔质量 如何由物体质量求出微观粒子个数呢？ 物质质量 ? 物质的量 AN 粒子个数 单个粒子质量很难称量，但大量粒子总质量可称量。 （分子质量约 10－26～10－25kg，若有阿伏加德 罗常数个粒子总质量约为 10－3 ～10－2kg，即 1g～10g） 1、摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量。 即每摩尔粒子所具有的质量，用 M表示 mM n 物质质量摩尔质量 粒子物质的量 2、单位： molkgmolkgmolgmolg //, 11 或 3、摩尔质量的数值，等于该粒子的相对质量。 即： H2O分子量为 18，H2O的摩尔质量为 18g/mol 4、相关计算 例题 1. 1 mol 水分子中含有约 个水分子（ 6.02 ×1023） 0.5mol O 2 中含有约 个 O2 分子（ 3.01 ×1023 ） 2 mol H +中含有约 个 H+（1.204 ×1024） 2. 在反应 X+2Y=R+2M中，已知 R和 M的摩尔质量之比为 22：9，当 1.6 克 X 与 Y 完全反应后， 生成 4.4 克 R，则在此反应中 Y和 M的质量之比为（ ） A、16：9 B、23：9 C、32：9 D、46：9 3. 下列说法中不正确的是： A、摩尔是基本物理量之一 B、1mol 氯分子的质量是 71g C、0.5mol 硫酸的质量是 49g D、0.006kg 碳原子的物质的量是 0.5mol 4. 下列说法正确的是： A、6.02 ×1023 就是阿伏加德罗常数 B、1mol Cl 2含有 2NA 个氯原子 C、摩尔既可表示质量，又可以表示数量 D、32g O2 所含 O2 的摩尔数是 1mol 第二章 元素与物质世界 第一节 元素与物质的分类 §1、元素与物质的关系 元素： 是含有相同核电荷数或质子数一类原子的总称。 元素是物质的基本组成成分， 物质都是由元素 组成的。元素在物质中一般以两种形态存在：一种是游离态（单质） ，另一种是化合态（化合物） 。 §2、物质的分类 分散系：由一种或几种物质以粒子的形式分散到另一种物质里形成的体系叫做分散系。 溶液、胶体、浊液都属于分散系。 胶体 性质 性质 现象 应用 布朗运 动 胶粒在不停地作无规则运动 丁达尔 现象 当可见光通过胶体时， 在入射光侧面观察到时亮的 光区 区别胶体和溶 液 电泳 胶粒在电场的作用下发生定向移动 电镀 聚沉 破坏胶粒外层电荷， 使分散质聚集成较大微粒因重 力作用形成沉定析出 渗析 由于胶体的分散质微粒粒度介于 1~100nm之间，这 样的微粒能够透过滤纸，而不能穿过半透膜 分离精制胶体 （分离胶体和 溶液） 第二节 电解质 一、 电解质 化合物 电解质 在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物称为电解质 非电解质 在水溶液里或熔融状态下都不能导电的化合物称为非电解 质 物 质 混合物 溶液：分散质粒度小于 1 nm 胶体：分散质粒度大于 1 nm 小于 100 nm 浊液：分散质粒度大于 100 nm 纯净物 单质 金属单质 非金属单质 稀有气体 化合物 有机化合物 无机 化合物 氧化物：由氧元素与其他元素形成的二元化合物。 酸：电离时产生的阳离子全都是 H +的化合物。 碱：电离时产生的阴离子全都是 OH -的化合物 盐：电离时产生的阳离子都是金属离子（铵根离子） ， 阴离子都是酸根离子的化合物 分散系 分散质：被分散成粒子的物质 分散剂：粒子分散在其中的物质 注意： 电解质是本身在溶于水或熔融状态能导电， 有些物质虽然溶于水后也能导电， 但是已于水发生 了化学反应。如： CO2、SO2、NH3 等溶于水后形成 H2CO3、H2SO3、NH3·H2O，虽然能导电，但并不是 CO2、 SO2、NH3 本身能导电。 电解质 强电解质 在水深液中能完全电离的电解质。如：强酸、强碱、盐 弱电解质 在溶液中只有部分电离的电解质。如：弱酸、弱碱 二、电解质的电离 电离： 溶解于水或受热熔化时， 离解成能够自由移动的离子的过程称为电离。 电离可用电离方程式表 示：（书写电离方程式时注意事项） Na2SO4===2Na+ + SO 4 2- 1、左边是化学式，右边为离子式。 2、满足质量守恒与电荷守恒。 3、有原子团的不能拆离 4 、完全电离的物质用“ ==”连接。 电解质 强电解 质 在水溶液中完全电离的电解质称为强电解质 弱电解 质 在水溶液中部分电离的电解质称为弱电解质 强电解质一般有：强酸（ H2SO4、HCl、HNO3 等） 强碱（ NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 等）。所有盐都 为强电解质。 弱电解质一般有：弱酸（ H2CO3、CH3COOH (乙酸 ) 、HClO、H2S等） 弱碱（ NH3·H2O） 注：弱电解质电离时使用可逆符号（ ） 二、电解质在水溶液中的反应 §1、电解质在水溶液中反应的实质 反应实质： 是离子间的反应。 如：稀硫酸与氢氧化钡溶液反应的实质是溶液中的 H+与 OH- 结合生成水、 Ba2+ 与 SO4 2- 结合生成硫酸钡沉淀。 Ba2+ + SO 4 2- + 2OH- + 2H +==BaSO4↓+2H2O 离子反应：有离子参加的化学反应称为离子反应。电解质溶液之间发生的反应都是离子反应。 §2、离子方程式 离子方程式：表述离子反应的式子。现以 NaOH与 H2SO4 反应为例子讲解离子方程式的写法， 通常分为四步： 一写；写出化学反应方程式。 2NaOH + H2SO4 == Na 2S04 + 2H 2O 二改；改写化学方程式。 2Na+ + 2OH- + 2H + + SO 4 2- == 2Na + + SO 4 2- + 2H 2O 注：如果有难溶物质（沉淀） 、难电离物质（弱电解质） 、挥发性物质（气体）和非电解质，则用化 学式表示，其余的则用离子符号表示。 三删；删除不参加反应的离子。 2Na+ + 2OH- + 2H + + SO 4 2- == 2Na + + SO 4 2- + 2H 2O OH - + H + == H 2O 四查；检查是否符合质量守恒与电荷守恒定律。 注意：在书写离子方程式时，难溶物质、难电离物质（弱电解质） 、挥发性的物质（气体）书写化学 式表示。 第三节 氧化剂和还原剂 §1、氧化还原反应 我们根据化学反应中元素是否有化合价的变化， 将反应分所化还原反应和非氧化还原反应。 氧化反应 和还原反应是两个相反应的过程，它们统一于一个氧化还原反应中，是一个整体。 化 学 反 应 氧化还原反应 在反应过程中有元素 化合价变化的化学反 应 氧化反应： 反应物所含元素化合价升 高 还原反应： 反应物所含元素化合价降 低 非氧化还原反 应 在反应过程中无元素化合价变化的化学反应 氧化还原反应的实质：电子的转移，如： H2 + CuO == Cu + H 2O Zn + CuSO 4 == Cu + ZnSO 4 失去 2× e- 化合价升高 2e- §2 氧化剂还原剂 在氧化还原反应中， 所含元素的化合价降低的反应物， 称为氧化剂； 所今元素的化合价升高的反应物， 称为还原剂。 失电子 化合价升高 为还原剂（被氧化） 得电子 化合价降低 为氧化剂（被还原） 在氧化还原反应中， 氧化剂和还原剂都是反应物中的物质。 其产物一般称作氧化产物和还原产物 （在 氧化还原反应中，被氧化而生成的物质为氧化产物，被还原而生成的物质为还原产物）如： Fe + 4HNO 3( 稀 ) === Fe(NO 3) 3 + 2H 2O + NO ↑⋯⋯⋯⋯⋯⋯⋯⋯※ ★补充说明： 氧化性和还原性强弱的比较： 一种物质在氧化还原反应中是做氧化剂还是还原剂， 要通 过具体化学反应具体分析。 但是不同的氧化剂或还原剂， 因其得失电子的能力不同， 其氧化能力或还 原能力不同。我们可以借助氧化还原反应的相关性质加以比较。如： 1、在同一个氧化还原反应中；氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物 如上述反应 中， Fe 的还原性比 NO要强， HNO3 的氧化性比 Fe(NO3) 3 要强。 2、对同一种元素来说，一般情况下是逐着化合价的升高，氧化性越强，化合价降低，还原性增强。 如： Fe（还原性） Fe 2+（既有还原性又有氧化性） Fe 3+（氧化性） 3、金属活泼性；金属单质越活泼，其单质还原性越强；反应其离子的氧化性越强。如： Fe 比 Cu活泼， Fe 的还原性比 Cu强；反应 Cu2+的氧化性比 Fe2+强。 4、氧化还原反应的条件。与同种物质反应生成的氧化产物或还原产物相同时，条件越溶易，其还原 性或氧化性就越强。如： 2KMnO4 + 16HCl ( 浓 )== 2MnCl 2 + 2KCl + 5Cl 2 + 8H 2O MnO2 + 4HCl( 浓 ) == MnCl 2 + Cl 2 + 2H2O 因 KMnO4 与浓盐酸反应比 MnO2 与浓盐酸反应条件较为溶易，固其氧化性是： KMnO4 ＞MnO2 §3、铁及其化合物的氧化性和还原性： 单质铁的物理性质：铁，元素符号为 Fe，有银白色金属光泽的金属单质、质硬、密硬较大、有良好 的导电、导热能力和良好的延展性。 1、Fe2+ 和 Fe3+ 的鉴别： Fe3+的 鉴别 在 Fe3+ 溶液中滴加 KSCN溶液，如显血红色，说明存在 Fe3+ 滴入 NaOH溶液，出现红褐色的沉淀，说明溶液中存在 Fe3+ Fe2+的 鉴别 滴入 NaOH溶液，先生成白色的 Fe(OH)2 沉淀，随后变为灰绿色，最后变 成红褐色 先滴入 KSCN溶液，无血红色。再加入 HNO3 后滴入 KSCN溶液，显血红色 含 Fe3+ 的溶液一般为黄色，含 Fe2+ 的溶液一般为浅绿色。 Fe、Fe2+、Fe3+的氧化性与还原性 化学方程式 离子方程式 Fe 的还原性 Fe + 2HCl == FeCl 2 + H 2 ↑ Fe + 2H + == Fe 2+ + H 2 ↑ Fe + H 2SO4 === FeSO4 + H 2↑ Fe + 2H + == Fe 2+ + H 2 ↑ Fe + 4HNO3 ==Fe(NO3) 3 + 2H 2O +NO ↑ Fe + 4 H + +NO3 — == Fe 3++2H2O+NO ↑ 在以上反应中， Fe 元素的化合价升高，在反应中做还原剂，表现为还 原性 Fe2+的还原性 6FeSO4+3Cl 2==2Fe2(SO4) 3 + 2FeCl 3 6Fe2++3Cl 2 == 6Fe 3++ 6Cl — 2FeCl2 + Cl 2 == 2FeCl 3 2Fe2+ + Cl 2 ==2Fe3+ + 2 Cl — 3 FeSO4+4HNO3==Fe2(SO4)3+ Fe(NO3) 3 + 2H 2O + NO↑ 在以上反应中， Fe 元素的化合价由 +2 升到 +3 ，Fe2+表现为还原性 Fe2+ 的氧化性 FeO + H2 == Fe + H 2O 得到 2×e- 化合价降低 一般可记为“升还降氧” 还原剂 被氧化 氧化剂 被还原 氧化产物 还原产物 △ Zn + FeSO4 == ZnSO4 + Fe Zn + Fe 2+ == Zn 2+ + Fe 在以上反应中， Fe 元素的化合价由 +2 降到 0，Fe2+表现为氧化性 Fe3+ 的氧化性 2FeCl3 + Cu == 2FeCl 2 + CuCl 2 2 Fe 3+ + Cu ==2 Fe 2+ + Cu 2+ 2FeCl3 + Fe == 3FeCl 2 2 Fe 3+ + Fe ==3 Fe 2+ 2FeCl3 + 2HI == 2FeCl 2 + 2HCl + I 2 2Fe3+ + 2I — == 2Fe 3+ + I 2 在以上反应中， Fe 元素的化合价降低， Fe3+ 表现为氧化性 根据以上关系绘制铁三角关系图： （不同价态铁元素之间的转换请同学们自己完成） 例题： 第三章 自然界中的元素 第 1 节、碳的多样性 §1、多种多样的碳单质 金刚石：是硬度极高，无色透明晶体；在金刚石中，每个碳原子都与相邻的四个碳原子以强的相 互作用直接连接，形成四面体结构。 石墨： 是一种深灰色、质软、不透明、易导电的片状固体；在石墨中，碳原子呈层状排列；第一 层上的碳原子以强的作用形成平面六边形结构；层与层之间的相互作用较弱，容易发 生相对滑动。 C 60： 是灰黑色固体； C60分子是由 60 个碳原子构成的分子，形似足球，碳原子位于球的表面，呈 正六边形和正五边形排列，球内是空的。 利用金刚石的硬做切割刀、钻头等。利用石墨的导电性作电极或导体、滑动性作润滑剂，等些材料。 由同一种元素组成的性质不同的几种单质，叫做该元素的 同素异形体 。如： O2 与 O3、红磷与白磷 §2、广泛存在的含碳化合物 尽管碳元素有多种同素异形体，但它在自然界中主以化合物的形式存在的；有无机含碳物和有机物。 现以碳酸钠和碳酸氢钠为例子介绍无机含碳化合物。 物 理 性 质 名称 碳酸钠（Na2CO3） 碳 酸 氢 钠 （NaHCO3） 俗名 苏打 小苏打 色态 白色固体 水溶 性 都易溶于水 但溶解度 S 碳酸钠 ＞S 碳酸 氢钠 Na2CO3 与 NaHCO3 的化学性质比较 实验内容 实验现象 结论 与酸（ H+）的反 应 产生气泡 CO32- +2H+= CO2↑ + H 2O HCO3- +H+= CO2↑ +H2O Fe （还原性） Fe2+ 既有氧化性 又有还原性 Fe3+ （氧化性） △ △ 碳酸 加热、加碱 C CO2 CO 与碱（ OH- ）的反 应 无明显现象 Na2CO3 不反应 HCO3- +OH- = CO32- +H2O 与 Ca(OH)2 反应 产生白色沉淀 CO32- +Ca2+= Ca CO3↓ Ca2+ +HCO3- +OH- = Ca CO3 ↓ +H2O 与 CaCl2 反应 Na2CO3 产生白色沉 淀 NaHCO3 无明显现 象 CO32- +Ca2+= Ca CO3↓ NaHCO3 不反应 加热 Na2CO3 无明显现象 NaHCO3 分解产生 CO2 Na2CO3 不分解 2NaHCO3===Na2CO3+CO2↑+H2O Na2CO3 与 NaHCO3 的相互转变 ⒈Na2CO3 转变成 NaHCO3 Na 2CO3+CO2+H2O = 2NaHCO3 ⒉NaHCO3 转变成 Na2CO3 2NaHCO3===Na2CO3+CO2↑+H2O 2NaHCO3+NaOH = Na2CO3+H2O 碳酸盐 碳酸氢盐 1、如何鉴别 Na2CO3 与 NaHCO3 ？ 如是溶液则加入 CaCl2 溶液；如是固体则加热 2、如何除去 Na2CO3 中少量的 NaHCO3？加热则可。一定条件时也可加入适当的 NaOH溶液。 3、如何除去 NaHCO3 中少量的 Na2CO3？通入中量 CO2 §3、碳及其化合物间的转化 自然界中碳及其化合物间的转化； 在自然界中， 碳及其化合物间进物着永不停息的转化， 这些转化是 非常重要的。也是非常美妙的。详情请阅读课本第 63～64 页，现以溶洞的形成为例假以说明； 石 灰 岩 里 不 溶 性 的 碳 酸 钙 受 水 和 二 氧 化 碳 的 作 用 转 化 为 微 溶 性 的 碳 酸 氢 钙 。 （ CaCO3+CO2+H2O==Ca(HCO3) 2 ）. 溶有碳酸氢钙的水 , 当从洞顶向洞底滴落时 , 水分的蒸发、压强的减 小及温度的升高都会使其析出碳酸钙沉淀。 （ Ca(HCO3) 2===CaCO3↓+CO2↑+H2O ） 实验内容 实验现象 结论 向澄清石灰水 中 续通入 CO2 开时出现白色沉淀 当 CO2 过量时，沉淀开始 溶解 Ca2+ + 2OH- + CO2 = Ca CO3↓+ H2O Ca CO3 +CO2+ H2O = Ca2+ + 2 H CO3- 澄清溶液加热 出现白色沉淀 Ca2+ + 2 H CO3- ===Ca CO3 ↓ +CO2+ H2O 生活生产中碳及其化合物间的转化； 以“碳三角”的形式以例。 第二节、氮的循环 §1、氮在自然界中的循环 氮是地球含量丰富的一种元素。 除了以单质的形式存在于大气中外， 氮元素也以化合态的形式存在于 自然界中的各个地方。氮在自然界中的循环的重要性。详情见课本第 70～71 页。 §2、氮循环中的重要物质及其变化 (1) 氮气与氮的固定 在通常状况下，氮气的化学性质不活泼，很难与其他物质发生反应。密度比空气小，不溶于水。 NaOH Na2CO3 NaHCO3 放电 高温 高压 催化剂 放电 △ △ △ △ 高温 高压 催化剂 点燃 使空气中游离态的氮转化为含氮的化合物的方法叫做 氮的固定 高能固氮： N2 + O2====2NO 自然固氮 氮的固定 生物固氮：微生物种群将空气的氮气通过生物化学过程转化为含氮化合 物。 人工固氮： N 2 + 3H 2 2NH 3 （了解可逆符号） N2 + O2====2NO （氮气与氧气可以直接化合生成无色、难溶于水易氧化的一氧化氮气体，有剧毒。 ） 2NO + O2 ====2NO2（一氧化氮易氧化生成红棕色、有刺激性气味的有毒气体二氧化氮，能与水反应） 3NO2 + H 2O===2HNO3 + NO（二氧化氮溶于水时与水发生反应生成硝酸和一氧化氮。 ） 4NO + 3O2 + 2H 2O=== 4HNO3 4NO 2 + O 2 + 2H 2O===4HNO3 (2) 氨及其铵盐的性质 氨（ NH3）无颜色、有刺激性气味的气体，在标准状况下，密度比空气小，极易溶于水。 氨 的 性 质 实 验 实 验 现 象 结 论 1 喷泉实验，在烧瓶内看到喷泉 现象 溶液显红色（烧杯中的水有酚 酞） NH3+H2O NH 3·H2O NH4 ++OH- 氨气极易溶于水， 且与水发生反应显 碱性 2 迅速反应、出现大量白烟 NH3+HCl===NH4Cl 能与酸反应 3 实验室氨气的制取 2NH4Cl+Ca(OH)2====2NH3 ↑ +CaCl2+2H2O 如何检验、验满？ 大多数铵盐都易分解，生成氨气。 铵 盐 性 质 实 验 实 验 现 象 结 论 1 试管底部的固体分解 有白色固体附在试管内壁上 NH4Cl====NH3↑+HCl↑ NH3+HCl===NH4Cl （白色固体颗 粒） 2 白色固体分解，生成无色气体 使湿润的红色石蕊试纸变蓝、 石灰水变浑浊 NH4HCO3=====NH3↑+CO2↑+H2O 有 NH3 产生 CO2+Ca(OH)2====CaCO3↓+H2O 3 试管内有气泡冒出、 有刺激性气体产 生 把湿润的红色石蕊试纸放在试管口， 变蓝 NH4Cl+NaOH=====NaCl+NH3 ↑ +H2O 有 NH3 产生 用这种方法检验 NH4 + 由于氨中氮元素的化合价处于低价，因此氨具有还原性，能与某些氧化性物质发生反应。 4NH3+5O2========4NO+6H2O 4NH 3+3O2( 纯 )======2N2+6H2O （氨气能在纯氧中燃烧） 氮肥的介绍 (3) 硝酸及其应用 硝酸的物理性质：纯硝酸是无色、易挥发、有刺激性气味，能以任意比溶于水的液体 硝酸的化学性质： 酸 显色反应 遇酚酞不变色、遇石蕊变红色 与碱反应 NaOH+HNO3===NaNO3+H2O 与金属反应 在氧化性性质里面做详细介绍 受热、见光 △ 同种元素： 随着化合价升高， 氧化性越强 还原性 既有还原性 既有还原性 氧化性 又有氧化性 又有氧化生 点燃 点燃 点燃 性 与金属氧化 物 CuO+2HNO3===Cu(NO3) 2+H2O 3FeO+10HNO3( 稀 )===3Fe(NO3) 3+NO↑+5H2O ( 酸性、 氧化性 ) 与盐的反应 CaCO3+HNO3====Ca(NO3) 2+CO2↑+H2O 不稳定性： 4HNO3=======2H2O+4NO2↑+O2↑ 氧 化 性 金 属 Fe+4HNO3( 稀 )=== Fe(NO3) 3+NO↑+2H2O ( 铁溶解，有气体放出，溶液显黄色 ) 3Cu+8HNO3( 稀 )===3 Cu(NO3) 2+2NO↑+4H2O（铜溶解，有气体放出，溶液显蓝色） Cu+4HNO3( 浓 )===Cu(NO3) 2+2NO2↑+2H2O（铜溶解，有红棕色气体放出，溶液显蓝色） 注：冷、浓 HNO3 使 Fe、Al 纯化。即常温下，浓硝酸可使铁、铝表面形成致密的氧化膜而纯化 保护内部的金属不再与酸反应，所以可以用铝质或铁质容器盛浓硝酸。 非 金 属 4HNO3( 浓 )+C====CO2↑+4NO2↑+2H2O S+2HNO3( 浓 )====2NO2↑+SO2↑+H2O 氧 化 物 3FeO+10HNO3( 稀 )===3Fe(NO3) 3+NO↑+5H2O 3Cu2O+14HNO3====6Cu(NO3) 2+2NO+7H2O SO2+2HNO3( 浓 )===H2SO4+2NO2 特别注意： 硝酸 与金属反应产生的是氮氧化物而 硫酸 与活泼金属反应产生的气体是氢气。 §3、人类活动对自然界氮循环和环境的影响 光化学烟雾 酸雨 光化学烟雾和酸雨的危害，大家可以参照课本第 77～78 页。 第三节 硫的转化 §1、自然界中的硫 自然界中不同价态硫元素间的转化 游离态：单质硫（ S）俗称硫黄，为黄色或淡黄色固体；很脆，易研成粉末；不溶于水，微溶 于酒精，易溶于二硫化碳（ CS2）；熔沸点都不高。有同素异形体（斜方硫、单斜硫） 化合态：主要有氧化物、硫化氢和地下矿物。 2 2 SH 0 S 2 4 OS )( 4 6 23 6 OSHOS 硫黄具有广泛的用途，主要用于制造硫酸、化肥、火柴及杀虫剂等，还用于制造火药、烟花爆竹等。 化 学 性 质 实 验 现 象 结 论 1 硫燃烧，发光、 发热生成有刺激性气味 气体 在空气中为淡蓝色， 在纯氧中为蓝紫色 火焰 S+O2=====SO2 硫元素化合价升高， 还原 性 2 剧烈燃烧发光、发热，生成黑色固体 Fe+S=====FeS 硫元素化合价降低， 氧 化性 § 2 、实验室研究不同价态硫元素间的转化 本小节主要以介绍含硫化合物的性质来介绍在实验室含硫化合物间的转化。 H2 S 物理性质：无色有臭鸡蛋气味的有剧毒气体。密度比空气略大，稍溶于水，其水溶 液叫氢硫酸 高温 的 性 质 可 燃 性 2H2S+3O2====2H2O+2SO2（氧气充足） 2H2S+O2====2H2O+2S（氧气不足） 还 原 性 2H2S+SO2===3S↓+2H2O ( 有黄色小颗粒生成 ) H2S+Cl2==2HCl+S↓ ( 氯水退色 , 有黄色沉淀生成 ) H2S+H2SO4( 浓 )==S↓ +SO2+2H2O 3H 2S+2HNO3( 稀 )==3S↓+2NO+4H2O ( 注意现 象 ) 制法 FeS+2HCl==FeCl2+H2S↑ FeS+H 2SO4==FeSO4+H2S↑( 可用醋酸铅试纸检验 ) SO 2 的 性 质 物理性 质 俗称亚硫酸酐、在通常情况下， SO2 是没有颜色有刺激性气味的有毒气体， 易溶于水 与水反 应 SO2+H2O H 2SO3（SO2 不仅易溶于水，还能与水反应，生成亚硫酸，但 不稳定） 氧化性 2H2S+SO2===3S↓+2H2O ( 有黄色小颗粒生成 ) 还原性 2SO2+O2 催化剂 2SO3 2KMnO4+5SO2+2H2O===K2SO4+2MnSO4+2H2SO4（高锰酸钾溶液褪色） Cl 2+2H2O+SO2===2HCl+H2SO4（氯水褪色） 2HNO3+SO2===H2SO4+2NO2（有红棕色气体生成） 漂白性 SO2 于水生成的亚硫酸能与有色物质结合，生成一种无色且不稳定的化合 物。 制法 Na2SO3+H2SO4===Na2SO4+SO2↑+H2O（常用亚硫酸盐跟硫酸起反应应制得二氧 化硫） CO2、SO2 都能使澄清石灰水变浑浊，故在鉴别时采用气味和漂白性 ( 如与品红反应 ) 。 SO3 的 性 质 物 理 性 质 俗称硫酸酐、是一种没有颜色易挥发的晶体，有一定的刺 激性气味 与 水 反 应 SO3+H2O===H2SO4 三氧化硫遇水剧烈反应，放出大量的热。 氧化性 2H2SO4( 浓 )+Cu====CuSO4+2H2O+SO2↑ 2H2SO4( 浓 )+C====CO2+2H2O+2SO2↑ 硫酸的工业制法 : 4FeS 2 +11O2====2Fe2O3 +8SO2 2SO 2+O2 催化剂 2SO3 SO3+H2O===H2SO4 ( 工业上不用水或稀硫酸作为吸收剂吸收 SO3，因为用水吸收容易酸雾，吸收收速率 慢，常用 98.3%的硫酸来吸收 SO3。) §3、酸雨及其防治 除氮氧化物外，硫的氧化物也是形成酸雨的主要物质。二氧化硫进入空气中的主要反应： 2SO2+O2 催化剂 2SO3 SO 3+H2O===H2SO4 SO 2+H2O H 2SO3 2H 2SO3+O2===2H2SO4 酸雨的灾害：严重威胁着生态环境。酸雨会使湖泊的水质变酸，导致水生物死亡；酸雨浸渍土壤，会 使土壤变得贫瘠；长期的酸雨侵蚀会造成森林大面积死亡；酸雨对人体健康也有直接影响。 酸雨的防治： 一、从实际情况出发， 对酸性物质的排放加以控制； 二、改变能源结构， 开发利用氢能、 风能、太阳能等清洁能源，从根本上解决问题。 补充：对煤然烧产生的废气进行常温脱硫处理的基本流程图。 化学反应： SO2+CaCO3==CaSO3+CO2 2CaSO 3+O2==2CaSO4 第四节 海水中的化学元素 §1 海水——化学元素的宝库 煤燃烧产生的废气： O2 CO2 N2 SO2 CaCO3 + H 2O （浆状物） 主要产生： CaSO3 CaSO4 通电 点燃 点燃 元素周期表列出的 110 多种元素，有 80 多种能在海水中找到。可见海水中含元素种类之多。 世界平均每年由陆地和大气进入海洋的物质（除水外）总量约为 2.5 ×1010 吨。（海水含量之多） 其中氯、钠、镁、硫、钙、钾、碳、锶、溴、硼、氟这 11 种元素称为海水中的常量元素。 但海水中所含元素大部分以盐的形式存在。 ※ 氯碱工业 工业上用电解饱和食盐水的方法制取氢氧化钠、氯气和氢气，其反应原理为： 2NaCl + 2H 2O=====2NaOH + H2↑ + Cl 2↑ 氢氧化钠、氯气和氢气都是重要的化工原料，可用于制取多种代工产品，这样，就形成了一个重要的 化学工业分支——氯碱工业。 从海水中提炼碘，碘可用于制药。在食盐中必须加入一定量的碘酸钾（ KIO3），以确保人体对碘的摄 入量。 §2 镁和海水提镁 海水中镁的含量一般为 1.28g ·L-1 ，总储量约为 2×1015 吨。目前，世界上生产的镁有 60%来自海水。 海水提镁， 最基本的方法就是往海水里加碱， 得到氢氧化镁沉淀， 将沉淀分离出来后再加入盐酸把它 变成氯化镁；之后，经过滤、干燥、电解，就可得到金属镁。 工业流程： 镁的物理、化学性质： 银白色、在空气中易被氧化而生成灰色的氧化镁。质软，密度较小，镁合金的强度高、机械性能好。 有“国防金属”的美誉。在冶金工业上，金属镁常用做还原剂和脱氧剂。 镁的化学性质： 实验内容 实验现象 结论 镁与氧气反应 2Mg + O2=====2MgO 剧烈反应， 发出耀眼的强光、 有白色固体 (MgO)反成 镁与二氧化碳反 应 2Mg + CO2======2MgO + C 剧烈反应， 发出耀眼的强光、 有白色固体 (MgO)反成，在集 气瓶内壁有黑色固体 (C) 生 成 §3 溴和海水提溴 溴是海水中重要的非金属元素。地球上 99%的溴元素以 Br—的形式存在于海水中。 溴和氯、 碘等元素在原子结构和元素性质方面具有一定的相似性， 化学上常把它们放在一起研究。 氯、 溴和碘这三种元素都属于卤族元素（简称卤素） 。它们在元素周期表中排在同一纵列（第Ⅶ主族） 溴单质和碘单质的物理性质： 物理性质 溴单质 碘单质 颜色 棕红色 紫黑晶体（碘蒸气显紫 色） 状态 液体 固体 溶解性和 溶液颜色 水中 橙色 淡棕色 ( 黄褐色 ) 酒精中 橙红色 棕色 ( 紫红色 ) 氢气 利用其还原性用于冶炼金属 氯气 用于合成农药 盐酸 氢氧化钠 造纸、玻璃、肥皂、纺织等 饱和食盐水 引入海水 （Mg 2+） 贝壳（ CaCO3） CaO Ca(OH) 2 Mg(OH) 2 MgCl 2 MgCl 2 ===== Mg + Cl 2↑ 高温 H 2O HCl 通 电 通电 氯气回收用来制取盐酸 △ 高温 高温 高温 四氯化碳 中 橙红 紫、深紫色 通过以上可知，溴、碘在有机溶剂中的溶解性要大。可用于萃取。 萃取与物质分离： 溴单质和碘单质在四氯化碳中的溶解度比它们在水中的溶解度要大得多，而水与四氯化碳又不互溶。 据此可以用四氯化碳将溴或碘单质从它们的水溶液中提取出来，这种操作属于萃取。 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溶 剂所组成的溶液中提取出来的分离方法叫做萃取。 氯、溴和碘的氧化性强弱的比较： 实验内容 实验现象 结论 Cl 2水、NaBr溶液、 CCl4 溶液 溶液分层、 CCl4 层显橙色 （说 明有 Br2 生成） Cl 2+2NaBr==2NaCl+Br2 Cl 2+2Br－==2Cl－+Br2 Br2 水、KI 溶液、 CCl4 溶液 溶液分层、 CCl4 层显紫色 （说 明有 I 2 生成） Br 2+2KI==2KBr+I 2 Br 2+2I －==2Br－+I 2 Cl 2 水、KI 溶液、 CCl4 溶液 溶液分层、 CCl4 层显紫色 （说 明有 I 2 生成） Cl 2+2KI==2KCl+I 2 Cl 2+2I －==2Cl－+I 2 氯、溴和碘的氧化性强弱的 比较 Cl 2 ＞ Br 2 ＞ I 2 因为 Cl 2、Br 2的氧化性都比 I 2 要强，所以 Cl 2、Br 2 都能使淀粉碘化钾试纸变蓝，可以用来检验。 海水中提溴： 第四章 元素与材料世界 第 1 节 硅 无机非金属材料 无机非金属材料主要包括陶瓷、玻璃、无机非金属涂层等。这类材料一般耐高温、硬度高、抗腐蚀， 有些材料还有独特的光电特性。 §1 半导体材料与单质硅 半导体材料特指导电能力介于导体与绝缘体之间的一类材料（半导体材料有石墨、锗、硅） 。 单质硅的 物理性质 单质硅有晶体硅和无定形硅（非晶硅）两种。晶体硅是灰黑色、有金属 光泽，硬而脆的固体。单质硅的导电性介于导体和绝缘体之间。 硅的化学性质 化 学 性 质 与氧反应 Si + O 2====SiO2 与碳反应 Si+C=====SiC 与酸反应 Si+4HF==SiF4↑+2H2↑注：硅一般不与弱氧化酸反应。 与强碱反应 Si+2NaOH+H2O==Na2SiO3+2H2↑ 硅的工业制法 SiO2 + 2C====Si + 2CO ↑ 制得粗硅 Si + 2Cl 2====SiCl 4 SiCl 4 + 2H 2====Si + 4HCl 制得精硅 硅不但用于制造晶体管、集成电路，还用于制造硅整流器和太阳能电池等。此外，硅合金的用途 也很广。例如：含硅 4%的钢具有良好的导磁性，可用来制造变压器铁芯；含硅 15%左右的钢具有良好 的耐酸性，可用来制造耐酸设备等。 §2 二氧化硅与光导纤维 SiO2 的物理性质 SiO2 分为晶体和无定形两大类，它的熔点高，硬度大。透明的石 英晶体是通常所说的水晶， 一般用来制造成直接经济损失电子部 件和光学仪器。 浓缩 ：将海水浓缩， 提高 溴的含量 （一般使用晒盐 后的母液） 氧化 ：加入氧化剂，一般使 用氯。 Cl 2+2Br － ==2Cl － +Br 2 提取： 利用溴的挥 发性，鼓入热空气 将溴分离出来 高温 高温 高温 高温 高温 高温 △ △ △ 二氧化硅的化学性质： 化 学 性 质 与强碱反应 SiO2 + 2NaOH==Na2SiO3 + H2O 与碱性氧化物反 应 SiO2 + CaO=====CaSiO3 与 HF反应 SiO2 + 4HF===SiF 4↑+ 2H2O 与碳酸盐反应 SiO2 + CaCO3=== CaSiO3 + CO2↑ SiO2 + Na 2CO3=== Na2SiO3 + CO2↑ 二氧化硅用途广泛 , 常被用来制造石英表中的压电材料和高性能的现代通讯材料――光导纤维。 §３ 硅酸盐与无机非金属材料： 硅酸：为白色粉末状固体，不溶于水，是酸性比碳酸还弱的弱酸，其化学式为 H2SiO3。用可溶性 硅酸盐与酸反应制得。 Na 2SiO3 + 2HCl===2NaCl + H 2SiO3↓ 硅酸盐材料是传统的无机非金属材料。硅酸盐制品性质稳定，熔点较高，大都难溶于水。 硅酸盐材料主要有水泥、玻璃和陶瓷 水泥 主要成分：硅酸三钙（ 3CaO· SiO2）、硅酸二钙（ 2CaO·SiO2 ）、铝酸三钙 （3CaO·Al 2O3） 玻璃 主要成分： Na2SiO3、CaSiO3 和 SiO2 等共同溶成的混合物；主要反应为 SiO2 + CaCO3=== CaSiO3 + CO 2↑ SiO2 + Na 2CO3=== Na2SiO3 + CO2↑ 陶瓷 陶瓷种类很多， 反应复杂； 一般可分为高温结构陶瓷、 生物陶瓷和压电陶瓷。 第 2 节 铝 金属材料 人类己经发现的 110 多种元素中， 大约有 4/5 是金属元素， 由此足以看出金属元素在元素世界中 的重要地位。 §1 铝与铝合金 (1) 认识铝及其化合物： 铝的物理性 质 铝是银白色轻金属，熔点为 660.37 ℃，沸点为 2467℃，相对密度为 2.702 ，富有延展性、展性以及韧性，可拉成丝、压成片、打成块， 是热和电的良好导体。 铝的化学性质： 现象 化学方程式 与 O2 常 温 表面形成氧化膜失去 光泽，铝具有抗腐蚀 性。 4Al + 3O 2 = 2Al 2O3 加 热 剧烈反应，发光发热 与 Cl 2 剧烈反应、冒白烟 2Al + 3Cl 2 === 2AlCl 3 与 S 加热反应，生成白色固体 2Al + 3S ==== Al 2S3 与 Fe2O3 发光、发热、反应剧烈， 有小铁珠生成。 2Al + Fe2O3==2Fe+ Al 2O3 铝粉作为还原剂和金属氧化物组成的混合物称为 铝热剂 。采用铝热剂还原出某些金属的方法称为铝热 法，它是金属热还原法的一种。此种反应也称为 铝热反应 铝 与 酸 反 应 2Al + 6HCl==2AlCl 3 + 3H 2↑ 铝能与酸反应 , 表现为活泼金 属性 又能与碱反应 , 表现出铝的两 性 . 铝 与 碱 反 应 2Al + 2NaOH + 6H2O==2Na[Al(OH)4] + 3H2 ↑ 氧化铝与氢氧化铝的两性性质： 实验内容 实验现象 结论 氯化铝与氨水反应 有白色沉淀生成 AlCl 3+3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4Cl 氢氧化铝与盐酸反应 沉淀溶解 Al(OH) 3+3HCl==AlCl 3+3H2O △ △ 高温 △ 氢氧化铝与 NaOH溶液反应 沉淀溶解 Al(OH) 3+NaOH ==Na[Al(OH)4] NaOH溶液加到 AlCl 3 溶液 中 先有沉淀生成后溶 解 AlCl 3+3NaOH=Al(OH)3↓+3NaCl Al(OH) 3+NaOH ==Na[Al(OH)4] AlCl 3 溶液加到 NaOH溶液 中 因为 NaOH一直都处在过量的 , 所以看不到有沉淀生成 . 离子方程 式 Al(OH) 3 + 3H ＋＝Al ３＋+ 3H2O Al(OH) 3+OH－ == [Al(OH) 4] － 氧化铝的性质： 与 酸 反 应 Al 2O3+6HCl==2AlCl 3+3H2O Al 2O3+6H＋==2Al ３＋+3H2O 与 碱 反 应 Al 2O3+2NaOH+3H2O==2Na[Al(OH)4 ] Al 2O3+2OH－+3H2O==2 [Al(OH) 4] － 像氢氧化铝既能与酸反应，又能与碱反应，叫做两性氢氧化物． 氧化铝既能与酸反应，又能与碱反应，叫做两性氧化物． (2) 铝合金及其制品 将金属制成合金， 可以保持甚至强化单一金属的长处， 克服其不足， 所以合金的性能一般优于纯 金属． 铝合金具有密度小、强度高、塑性好、易于成型、制造工艺简单、成本低等优点，并且表面易形 成致密的氧化物保护膜而具有一定的抗腐蚀能力，可用于制造能承受大载荷及强烈磨损的构件。 §２ 金属与金属材料 冶金工业上，人们常将金属材料分为黑色金属材料和有色金属材料两大类。黑色金属包括铁、锰、铬 以及它们的合金。除黑色金属以外的其他金属材料及其合金称为有色金属材料。 (1) 重要的黑色金属材料――钢铁 钢铁为铁合金，包含多种类型。如 碳钢：在铁中熔入碳，加强其强度。 锰钢：在铁中熔有一定量锰，改善其韧性。 不锈钢：在普通钢的基础上，加入铬、镍等多种元素炼砀钠材。 (2) 几种有色金属材料――金、银、铜 金是质地柔软的黄色金属。 银是具有金属光泽、 质地柔软的银白色金属。 铜是硬度较小的紫红色金属。 它们都具有良好的延展性、导电性和导热性。 金、银和铜都属于不活泼金属，其中金的化学性质尤为稳定。常温下，铜在干燥的空气中性质稳定， 但在潮湿的空气里则会被锈蚀，在其表面逐渐形成一层绿色的铜锈。 2Cu+O 2+H2O+CO2==Cu2(OH)2CO3 铜与非金属反 应 2Cu+O2====2CuO 铜 及 其 化 合 物 间 的 转化 4CuO === 2Cu2O + O2↑ 2Cu+S===Cu2S CuSO4·5H2O====CuSO4 + 5H2O 其他一些金属材料的用途及性质。 第 3 节 复合材料 金属材料、 无机非金属材料以及各种有机合成材料各有其优热和缺陷。 为了克服单一材料存在的问题， 满足人类的生产和生活对材料越来越多、 越来越高的要求， 人们尝试将不同类型的材料通过复合工艺 组合成新型材料， 使其既能保持或发展原来材料的长处， 又能弥补它们的不足。 迅猛发展的科学技术 使这一努力变成现实，由此产生了复合材料。 复合材料： 将两种或两种以上的性质不同的材料经特殊加工而制成的的材料称为复合材料。 复合材料既保持了原有材料的特点，又使各组分之间协同作用，形成了优于原材料的特性。 现在，材料的复合正向着精细化方向发展，出现了诸如仿生复合、纳米复合、分子复合、智能复合等 新方法，使得复合材料大家族中增添了许多性能优异、功能独特的新成员。