资源描述
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化合物知识点总结
一．金属钠
（一）钠1．物性 金属钠是一种柔软 ，银白色、有金属光泽的金属，是热和电的良导体；它的密度比水的密度小，比煤油的密度大，熔点为97.81℃、沸点为882.9℃
2．化性
(1)跟非金属反应：4Na+O2=2Na2O，（空气中钠的切面变暗 2Na+O2Na2O2(黄色火焰) Na2O2比Na2O稳定 2Na+Cl2 NaCl(白烟) 钠与水反应：2Na+2H2O =2NaOH +H2 ↑
现象： ①浮：钠投入水中并浮在水面上 ②声：钠立即跟水反应，并放出热量，发出嘶嘶响声，产生气体。③游：同时钠熔成一个闪亮的小球并在水面上向各方迅速游动最后消失，④红：反应后的水溶液使酚酞变红。 钠与CuSO4溶液反应 2Na+2H2O+CuSO4=Na2SO4 +Cu(OH)2↓+H2 ↑
3.钠的制取和存放
（1）制备：2NaCl(熔融) 2Na＋Cl2↑ （2）钠的存放:少量金属钠可保存在煤油里。
(3)用途：强还原剂，工业用它还原金属钛、锆、铌等；如：4Na＋TiCl4（熔融）＝Ti＋4NaCl，钠和钾的合金在常温下呈液态，是原子反应堆的导热剂；钠也可用于制高压钠灯
（二）．钠的化合物
1．氧化钠和过氧化钠的比较
比较内容
Na2O
Na2O2
颜色、状态
白色固体
淡黄色固体
氧的化合价
—2价
—1价（过氧离子O22—）
稳定性
较不稳定
较稳定
生成条件
通过钠的常温氧化生成
通过钠的燃烧生成
物质类别
碱性氧化物
过氧化物（不是碱性氧化物）
与水反应
Na2O + H2O==2NaOH
2Na2O2 + 2H2O==4NaOH + O2↑
与CO2反应
Na2O + CO2==Na2CO3
2Na2O2 + 2CO2==2Na2CO3 + O2
与盐酸反应
Na2O + 2HCl==2NaCl + H2O
2Na2O2 + 4HCl==4NaCl + 2H2O + O2↑
用途
用于少量Na2O2制取
强氧化剂、漂白剂、供氧剂
保存
密封保存
密封保存
2．碳酸钠与碳酸氢钠
碳酸钠
碳酸氢钠
俗名
苏打、纯碱
小苏打
色、态
白色粉未
白色粉未
水溶性
易溶于水
溶解度较碳酸钠小
热稳定性
稳定，受热不易分解
2NaHCO3 Na2CO3+CO2↑+H2O
与盐酸反应
慢 Na2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3
Na2CO3+2HCl=2NaCl+CO2↑+H2O
快 NaHCO3+HCl=NaCl+CO2↑+H2O
与碱反应
Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3+2NaOH
NaHCO3+NaOH= Na2CO3+H2O
用途
重要化工原料，制玻璃、造纸
发酵粉
3．氢氧化钠（NaOH）是常见的强碱，是一种白色片状晶体，。极易溶于水(并放出大量热)，易吸水而发生潮解，在空气中还易变质，反应为：2NaOH＋CO2＝Na2CO3＋H2O。
俗名：苛性钠、烧碱、火碱，氢氧化钠有很强腐蚀性，具有碱的通性。
保存：密封保存。试剂瓶不能用玻璃塞，应用橡皮塞。因为烧碱能与玻璃成分中的SiO2发生反应：SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O，生成的Na2SiO3使玻璃塞与瓶口粘结。
二、镁的性质加热
水解
Mg (OH)2
N2
强碱
Mg
电解
HCl
MgCl2
Mg3N2
O2或CO2
MgO
HCl
（1）物理性质：镁是一种银白色金属，密度小，只有铝密度2/3，熔点较低，硬度较小，镁合金的强度高、机械性能好。金属镁有“国防金属”的美誉。在冶金工业上，金属镁常做脱氧剂和还原剂。
（2）化学性质（还原性）
①与非金属单质反应 2Mg + O2 2MgO
3Mg + N2 Mg3N2 Mg + Cl2 MgCl2
②与酸反应
与镁与非氧化性酸如稀硫酸、盐酸等反应生成氢气：Mg + 2H+ ＝Mg2+ + H2 ↑
与镁与氧化性酸，如浓硫酸、硝酸等反应，但不生成氢气：
Mg + 2 H2SO4(浓) ＝ MgSO4 + SO2↑+ 2H2O
③与某些氧化物反应2Mg + CO2 2MgO + C
现象：燃着的镁条在CO2中继续燃烧，发出耀眼的白光，生成白色固体，在集气瓶的内壁有黑色固体附着。
四、铁
1.原子结构：地壳中含量居第四位,其常见离子有Fe2+、Fe3+。
2.物理性质：⑴纯铁呈银白色，抗蚀能力强；常用铁含碳等杂质熔点降低，抗蚀力减弱。
⑵具有一般金属的物理通性：延展性、导电、导热性较好 。它还有与其它金属不同的物理性质，能被磁铁吸引。
3.化学性质（较活泼）
⑴铁与非金属单质反应
①与O2反应：a：常温下，铁在潮湿的空气中易被腐蚀，其腐蚀过程可用化学方程式表示如下： 2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2 ；4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3
2Fe(OH)3=Fe2O3·xH2O+(3-x)H2O
b：铁在氧气中燃烧，可用化学方程式表示为：3Fe+2O2Fe3O4
②铁与S反应：Fe+S FeS ； ③铁与Cl2反应：2Fe+3Cl2 2FeCl3
⑵铁在高温下与水蒸汽反应：3Fe +4H2OFe3O4+4H2↑
⑶铁与酸的反应
①与非氧化性酸(如HCl、稀H2SO4等)反应： Fe+2H+=Fe2++H2↑
②与氧化性酸反应(如HNO3、浓H2SO4)反应：
与足量稀HNO3反应：Fe+4HNO3=Fe(NO3)3+NO↑+2H2O
与少量稀HNO3反应：3Fe+8HNO3=3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O
③常温下，浓H2SO4、浓HNO3能使铁、铝钝化。
⑷铁与盐溶液的反应
与CuCl2溶液反应：Fe+CuCl2= Cu+FeCl2 与FeCl3溶液反应:Fe+2FeCl3 =3FeCl2
☆知识运用
1.把金属铁加入含FeCl3、FeCl2、CuCl2的混合液中充分反应后过滤，滤出不溶物有铜，则滤液中肯定有阳离子Fe2+，肯定不存在阳离子Fe3+，可能有阳离子Cu2+（若铁过量呢？）
2. 2.8克铁与160ml 1mol/L稀硝酸作用放出NO气体，则在反应中HNO3共得电子0.12摩。
★考点二 铁的氧化物
化学式
FeO
Fe2O3
Fe3O4
俗 称
--------------
铁红
磁性氧化铁
颜色状态
黑色粉末
红棕色粉末
黑色晶体
溶解性
不溶
不溶
不溶
铁的化合价
+2
+3
+2、+3
稳定性
FeO不稳定,在空气里受热,就迅速被氧化成Fe3O4
与H+反应
FeO+2H+=Fe2++H2O
Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2O
Fe3O4+8H+=2Fe3+
+ Fe2++4H2O
与稀HNO3反应
3FeO+10HNO3=3Fe(NO3) 3+NO↑+5H2O
Fe2O3+6 HNO3=
2Fe(NO3) 3+3H2O
3Fe3O4+28HNO3=NO↑+9Fe(NO3) 3+5H2O
碱性氧化物
是
是
不是
与CO或H2反应
FeO+CO=Fe+CO2
Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2
Fe3O4+4CO=3Fe+4CO2
与铝的反应
3FexOy+2yAl= yAl2O3+3xFe
用途
Fe2O3常用作红色油漆和涂料,赤铁矿(主要成分是Fe2O3)是炼铁原料
★考点三 铁的氢氧化物
1.铁的氢氧化物的制备
实验3-9:在2支试管内分别加入少量FeCl3和FeSO4溶液，然后滴入NaOH溶液。观察并描述发生的现象.
FeCl3溶液
FeSO4溶液
实验现象
产生红褐色沉淀
生成的白色沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色
反应原理
Fe3++3OH-= Fe(OH) 3↓
Fe2++2OH- =Fe(OH)2↓
4Fe(OH) 2+ O2+2H2O=4 Fe(OH) 3
2. 铁的氢氧化物的性质
化学式
Fe(OH)2
Fe(OH)3
颜色 状态
白色固体
红褐色固体
溶解性
不溶
不溶
稳定性
Fe(OH)2 FeO+H2O
2Fe(OH)3 Fe2O3+3H2O
与H+反应
Fe(OH)2+2H+= Fe2++2H2O
Fe(OH)3+3H+= Fe3++3H2O
转化关系
4Fe(OH)2+O2+2H2O=4 Fe(OH)3
探究性学习:
在实验3-9中,使Fe(OH)2变成灰绿色最后变成红褐色的氧气来源有哪些？如何消除或减少氧气的这些来源,以确保Fe(OH)2不被氧气氧化，观察到持续时间长的白色沉淀？
i．氧气来源有:FeSO4溶液及NaOH溶液及空气。
ii．消除或减少氧气来源的方案设计。
(1)实验3-9中减少氧气来源的方案:将装有NaOH溶液的滴管伸入到试管底部.目的是避免生成的Fe(OH)2沉淀接触空气中的O2。
(2)方案欣赏:仔细体会以下方案的设计原理与思路并回答相关问题
用下面两种方法可以制得白色的Fe(OH)2沉淀：
方案一：用不含Fe3+的FeSO4溶液与用不含O2的蒸馏水配制的NaOH溶液反应制备。
①除去蒸馏水中溶解的O2常采用煮沸的方法。
②生成白色Fe(OH)2沉淀的操作可采用长滴管吸取不含O2的NaOH溶液，插入FeSO4溶液液面下，再挤出NaOH溶液。这样操作的理由是避免生成的Fe(OH)2沉淀迅速接触到空气。
方案二：在如图装置中，用NaOH溶液、铁屑、稀H2SO4等试剂制备。
①在试管Ⅰ里加入的试剂是稀H2SO4铁屑。
②在试管Ⅱ里加入的试剂是NaOH溶液。
③为了制得白色Fe(OH)2沉淀，在试管Ⅰ和Ⅱ中加入试剂，打开止水夹，
塞紧塞子后的实验步骤是:检验试管Ⅱ出口处排出的氢气的纯度。当排出
的H2纯净时，再夹紧止水夹。
④这样生成的Fe(OH)2沉淀能较长时间保持白色，其理由是:试管Ⅰ中反
应生成的H2充满了试管Ⅰ和试管Ⅱ，且外界空气不容易进入。
3.Fe3+与Fe2+的鉴别：
方法
溶液中含Fe2+
溶液中含Fe3+
观察法
溶液呈浅绿色
溶液呈棕黄色
通入H2S
无现象
有浅黄色沉淀析出
加入KSCN
无明显变化
Fe3++ SCN- = [Fe(SCN)]2+
加入苯酚
无明显变化
溶液变为紫色
加入碱液
生成白色沉淀，并变为灰绿色，最终变成红褐色
生成红褐色沉淀
加入淀粉碘化钾试液
无明显变化
溶液变蓝
加入铜片
无明显变化
铜片溶解且溶液变为蓝色
加入KMnO4
KMnO4的紫色变浅
无明显变化
五、 铜及其化合物
（一）金属材料
金属材料包括纯金属和它们的合金，可分为黑色金属材料和有色金属材料。
(l)重要的黑色金属材料
①黑色金属材料：通常包括铁、铬、锰以及它们的合金。
②钢是用量最大、用途最广泛的合金。
(2)几种有色金属材料
①有色金属材料：除黑色金属以外的其他各种金属材料及其合金。
②几种有色金属材料
（二）、铜及其化合物的主要性质
(1)物理性质：紫红色，不能被磁铁吸引。
(2)化学性质：
反应物质
化学方程式
非金属
O2
2Cu＋O2 2CuO（黑色固体）
Cl2、S
Cl2＋Cu CuCl2 ;2Cu＋S Cu2S
氧化性酸
浓H2SO4
Cu＋2H2SO4(浓) CuSO4＋SO2↑＋2H2O
浓HNO3
Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
稀HNO3
3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
盐
AgNO3
Cu＋2AgNO3===Cu(NO3)2＋2Ag
FeCl3
Cu＋2FeCl3===CuCl2＋2FeCl2
2.氧化铜和氧化亚铜
名称
氧化铜
氧化亚铜
颜色
黑
红
与酸反应
CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O
Cu2O＋2H＋===Cu2＋＋Cu＋H2O
与H2反应
CuO＋H2Cu＋H2O
Cu2O＋H2 2Cu＋H2O
3.CuSO4·5H2O
CuSO4·5H2O为蓝色晶体，俗称蓝矾、胆矾。无水CuSO4为白色粉末，遇水变蓝色(生成CuSO4·5H2O)可作为水的检验依据。
【注】①溶液中的Cu2＋常为蓝色(浓CuCl2溶液为绿色，稀CuCl2溶液为蓝色)，可作为Cu2＋的判定依据。如CuSO4溶液为蓝色。②Cu2＋与碱反应生成蓝色沉淀[Cu(OH)2]，这是鉴定Cu2＋的原理之一。
六、碳硅
（一）、C、Si单质性质及其用途的比较。
碳
硅
存在形态
既有游离态，又有化合态；主要单质有：金刚石、石墨、C60等同素异形体
在地壳中的含量仅次于氧，全部以化合态存在；主要单质有：晶体硅和无定性硅两大类
单质的物理性质
金刚石熔点很高，硬度很大；石墨熔点很高（比金刚石高）硬度较小，能导电，有滑腻感。
晶体硅，灰黑色，有金属光泽；与金刚石相似，熔点很高，硬度很大；是良好的半导体材料。
化学性质
与非金属单质反应
与O2反应：
2C+O22CO
C+O2CO2
与O2、Cl2反应：
Si+O2SiO2
Si+2Cl2SiCl4
与氧化物反应
与Fe2O3、H2O、SiO2反应：
3C+2Fe2O33CO2+4Fe
2C+SiO22CO↑+Si
与酸反应
与浓硫酸、浓硝酸反应：
C+2H2SO4(浓)CO2↑+2SO2↑+2H2O
C+4HNO3(浓)CO2↑+4NO2↑+2H2O
只与氢氟酸反应：
Si+4HF==SiF4↑+2H2↑
与碱反应
与碱不反应
与NaOH溶液反应：
Si+2NaOH+H2O==Na2SiO3+2H2↑
用途
金刚石用作切割工具；
石墨用作电极、铅笔芯。
计算机芯片；含硅4％的硅钢具有很高的导磁性，主要用作变压器铁芯；含硅15％的硅钢具有很好的耐酸性能，作为耐酸材料；制光电池等
二、CO2和SiO2的比较
物 质
二氧化硅
二氧化碳
物理性质
硬度大、熔沸点高、常温下为固体、不溶于水
熔沸点低，常温下为气体，微溶于水
化
学
性
质
①与水反应
高温
不反应
CO2 + H2O H2CO3
②与酸反应
SiO2 + 4HF = SiF4↑+ 2H2O
不反应
③与碱反应
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
高温
盛碱液的试剂瓶用橡皮塞
CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O或
CO2 + NaOH = 2NaHCO3
④与盐反应
高温
SiO2 + Na2CO3 ＝Na2SiO3 + CO2↑
高温
SiO2 + CaCO3 ＝ CaSiO3 + CO2↑
Ca(ClO)2 + CO2 + H2O
= CaCO3↓ + 2HClO
CO2 + Na2CO3 + H2O = 2NaHCO3
⑤与碱性氧化物反应
SiO2 + CaO ＝ CaSiO3
CO2 + Na2O ＝ Na2CO3
三、硅酸及硅酸盐
1.硅酸 ⑴物理性质：与一般的无机含氧酸不同，硅酸难溶于水。
⑵化学性质：①弱酸性：是二元弱酸，酸性比碳酸弱，
与NaOH溶液反应的化学方程式为：H2SiO3+2NaOH== Na2SiO3+2H2O。
②不稳定性：受热易分解，化学方程式为：H2SiO3 H2O+ SiO2。
⑶制备：通过可溶性硅酸盐与其他酸反应制得，如Na2SiO3溶液与盐酸反应：
Na2SiO3+2HCl== H2SiO3↓+2NaCl
⑷用途：硅胶可用作干燥剂、催化剂的载体等。
2、硅酸盐
⑴硅酸盐：硅酸盐是由硅、氧和金属元素组成的化合物的总称，是构成地壳岩石的主要成分。
⑵硅酸钠：硅酸钠溶液俗称水玻璃，是无色黏稠液体，常用于制备黏合剂、防腐剂、耐火材料。
⑶硅酸盐组成的表示
通常用二氧化硅和金属氧化物的组合形式表示硅酸盐的组成：如硅酸钠（Na2SiO3）可表示为Na2O·SiO2。长石（KAlSi3O8）可表示为K2O·Al2O3·6SiO2。（注意：硅酸盐写法与氧化物写法中各元素的化合价保持不变，原子个数比相等；表示顺序一般为：活泼金属的氧化物·较活泼金属的氧化物·二氧化硅·水）。
四、无极非金属材料
1.传统的无极非金属材料
硅酸盐材料是传统的无机非金属材料：玻璃、水泥、各种陶瓷等都是以黏土、石英和长石等为原料生产的硅酸盐制品，比较如下
硅酸盐产品
水 泥
玻 璃
陶瓷
原 料
石灰石、黏土
高温
纯碱、石灰石、石英
黏土
反应原理
发生复杂的物理化学变化（不作要求）
高温
SiO2 + Na2CO3 =====Na2SiO3 + CO2↑
SiO2 + CaCO3 =====CaSiO3 + CO2↑
主要设备
水泥回转窑
玻璃窑
陶瓷窑
主要成分
3CaO·SiO2、2CaO·SiO2、3CaO·Al2O3
Na2SiO3、CaSiO3、SiO2
反应条件
高温
高温
2.新型无极非金属材料
材料类别
主要特性
示例
用途
半导体陶瓷
具有电学特性
氧化锡陶瓷
集成电路中的半导体
光学材料
具有光学特性
光导纤维
光缆通讯、医疗、照明等
生物陶瓷
具有生物功能
氧化铝陶瓷钉
人造骨、人造关节、接骨螺
【要点名师透析】
1. 硅及其化合物的特殊性质
（1）硅 ①非金属单质一般为非导体，如硫，但Si却为半导体；②非金属单质与碱反应一般是非金属既作氧化剂又作还原剂，而Si与碱反应只作还原剂；③C、Si同属ⅣA族，还原性是Si大于C，而C却能将Si从SiO2中还原出来(条件是高温)，原因是产物CO气体迅速从反应体系中逸出，SiO2＋2CSi＋2CO↑；④非金属单质一般不跟非氧化性酸作用，而Si能与HF发生反应， Si＋4HF==SiF4↑＋2H2↑；
（2）硅的化合物
①酸性氧化物一般不与酸发生非氧化还原反应，但SiO2却能与HF作用，
SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O；
②无机酸一般可溶于水，而H2SiO3及H4SiO4却难溶于水；Na2SiO3水溶液俗名为“水玻璃”，但它与玻璃却大相径庭，Na2SiO3水解显强碱性，俗名“泡花碱”，但它却不是碱，而是盐。
二、CO2与碱的反应及HCO3－ 、CO32－ 的检验
1.CO2 与强碱反应
反应原理： NaOH Na2CO3 NaHCO3
反应后溶质成分的判断可用数轴表示：
溶质的成分
X≤1∶1
NaHCO3
1∶1<X<2∶1
Na2CO3、NaHCO3
X＝2∶1
Na2CO3
X>2∶1
NaOH、Na2CO3
2.HCO3－ 、CO32－ 的检验
(1)CO32－ 的检验 ①原理：CO32－＋Ca2＋===CaCO3↓
②方法：向待检验溶液中滴加一定量的 Ca2＋或 Ba2＋的可溶性盐溶液，有白色沉淀生成。再加入适量的盐酸．白色沉淀溶解且生成无色，无味的气体，则待检溶液中有 CO32－。
(2)HCO3－ 的检验
①原理：HCO3－＋H＋===H2O＋CO2↑
②检验方法：向待检验溶液中滴加足量的 Ca2＋或 Ba2＋可溶性盐溶液无明显现象，再向溶液中加入足量的酸。若溶液中有无色、无味的气体生成，则待检溶液中有 HCO3－。
七、硫
（一）单质硫
1.存在形态
(1)游离态：硫单质俗名硫黄，主要存在于火山口附近或地壳的岩层里。
(2)化合态：主要以金属硫化物和硫酸盐的形式存在，如硫铁矿(FeS2)、黄铜矿(CuFeS2)、石膏(CaSO4·2H2O)和芒硝(Na2SO4·10H2O)等。
2.物理性质：硫为淡黄色固体；不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2（用于洗去试管壁上的硫）；硫有多种同素异形体：如单斜硫、斜方硫等。
3.化学性质：硫原子最外层6个电子，较易得电子，表现较强的氧化性。
①与金属反应（与变价金属反应，均是金属氧化成低价态）
2Na+S===Na2S （剧烈反应并发生爆炸）2Al+3S Al2S3（制取Al2S3的唯一途径）
Fe+S FeS（黑色） 2Cu + S Cu2S（黑色）
②与非金属反应 S+O2 SO2 S+H2 H2S（说明硫化氢不稳定）
③与化合物的反应S+6HNO3（浓）H2SO4+6NO2↑+2H2O
S+2H2SO4（浓） 2SO2↑+2H2O
3S+6NaOH 2Na2S+Na2SO3+3H2O（用热碱溶液清洗硫）
4.用途：大量用于制造硫酸、硫化天然橡胶，也用于制药和黑火药。
二、二氧化硫和三氧化硫
1.二氧化硫：
（1）物理性质：SO2是无色而有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，容易液化，易溶于水。
（2）化学性质：①SO2是酸性氧化物，能跟水反应生成亚硫酸，亚硫酸是中强酸。
②强还原性：如：SO2 + Cl 2 +2H2O == H2SO4 + 2HCl 2SO2+O22SO3
③氧化性： 2H2S + SO2 == 3S↓ +2H2O
④漂白性，能跟有色有机化合物（如品红）生成无色物质（可逆、非氧化还原反应）
2．三氧化硫
(1)物理性质：熔点16.8 ℃，沸点44.8 ℃，常温下为液态，标准状况下为固态。
(2)化学性质：酸性氧化物，与H2O、CaO、Ca(OH)2、NaHSO3反应的方程式为：
H2O＋SO3＝H2SO4 (放出大量的热) CaO＋SO3＝CaSO4 Ca(OH)2＋SO3＝CaSO4+H2O
2NaHSO3＋SO3＝Na2SO4＋2SO2↑＋H2O(除去SO2中的SO3)
3.硫的氧化物对大气的污染
(1)来源：含硫化石燃料的燃烧及金属矿物的冶炼
(2)危害：危害人体健康，形成酸雨(pH＜5.6)。
(3)治理：燃煤脱硫、改进燃烧技术。
三、硫酸
1．硫酸的物理性质
纯硫酸是一种无色黏稠的液体，常用的浓硫酸的质量分数为98.3%，其密度为1.84 g/cm3，物质的量浓度为18.4 mol/L。硫酸是一种高沸点、难挥发的强酸，易溶于水，能以任意比与水混溶。
特别提醒：浓硫酸溶解时放出大量的热，稀释时应将浓硫酸沿器壁慢慢加入水中，边加边搅拌。
2．稀H2SO4
硫酸是强电解质，在水溶液中发生电离:H2SO4===2H＋＋SO42－ ，
溶液呈强酸性，与指示剂、碱、碱性氧化物、活泼金属、盐等物质发生反应。
3．浓H2SO4的特性
(1)吸水性(常用作干燥剂)
①中学化学中常用浓H2SO4干燥的气体有H2、O2、CO2、SO2、Cl2、HCl等。
②不能用浓硫酸干燥的气体有：碱性气体，如 NH3 ；还原性气体，如 H2S 等。
③干燥气体常用盛浓H2SO4的洗气瓶，其装置为
(2)脱水性
脱水性：指浓H2SO4将有机物里的氢、氧元素按原子个数2∶1的比例脱去的性质。
(3)强氧化性
①常温下，铁、铝遇浓H2SO4发生钝化。
原因：常温下，铁、铝遇浓H2SO4生成一层致密的氧化膜。所以常温下可用铝槽车装运浓硫酸。
②能氧化不活泼的金属，如与Cu反应的化学方程式为：
Cu＋2H2SO4(浓) CuSO4＋SO2↑＋2H2O。
③能氧化非金属单质，如与C反应的化学方程式为：
C＋2H2SO4(浓) CO2↑＋2SO2↑＋2H2O。
一、SO2与CO2的比较与鉴别
1.比较SO2与CO2
SO2
CO2
物理性质
无色、有刺激性气体、易液化易溶于水(1:40)
无色、无气味气体微溶于水(1:1)
与水反应
SO2+H2O H2SO3 中强酸
CO2+H2O H2CO2 弱酸
与碱反应
Ca(OH)2 CaSO3↓Ca(HSO3)2
清液 沉淀 清液
Ca(OH)2CaCO3↓ Ca(HCO3)2
清液 沉淀 清液
氧化性
SO2+2H2S=3S↓+2H2O
CO2+C 2CO
还原性
能被酸性高锰酸钾、氯水、溴水、碘水等氧化剂氧化
无
漂白性
能与某些有色物质生成不稳定的无色物质而使其褪色
无
与碱性氧化物
Na2O2+SO2==Na2SO4
2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2
对环境的影响
形成酸雨，直接危害人体健康
引起温室效应
2. SO2与CO2的鉴别
①可根据物理性质，CO2无色无味，SO2具有刺激性气味。
②利用SO2的强还原性，用酸性高锰酸钾溶液或溴水鉴别。SO2褪色，CO2不褪色
③利用SO2的漂白性，用品红溶液鉴别。SO2褪色，CO2不褪色。
二、浓硫酸与稀硫酸的鉴别及SO离子的检验。
1. 浓硫酸与稀硫酸的鉴别
方法一：取少量蒸馏水，向其中加入少量试样硫酸，如能放出大量热则为浓硫酸，反之则为稀硫酸。
方法二：观察状态，浓硫酸为粘稠状液体，而稀硫酸为粘稠度较小的溶液。
方法三：比较同体积试样质量，因为浓硫酸的密度较大，相同体积的浓硫酸和稀硫酸，浓硫酸的质量大得多。
方法四：取少量试样，向其中投入铁片，若产生大量气体则为稀硫酸(Fe＋2H+=Fe2+＋H2↑)，若无明显现象(钝化)则为浓硫酸。
方法五：用玻璃棒蘸取试样在纸上写字，立即变黑(浓硫酸的脱水性)为浓硫酸，另一为稀硫酸。
方法六：将胆矾晶体(CuSO4·5H2O)分别投入少量试样内，若有颜色改变(蓝色消失或变无色)，则为浓硫酸(浓硫酸的吸水性)，另一为稀硫酸。
方法七：取少量试样，分别投入一小块铜片，稍加热，发生反应的(有气泡产生、溶液变蓝)为浓硫酸，无现象的是稀硫酸。
2.SO的检验
(1)检验SO时要防止其他离子的干扰
①Ag＋干扰：
先用盐酸酸化，能防止Ag＋干扰，因为Ag＋＋Cl－===AgCl↓。
②CO、SO干扰：
因为BaCO3、BaSO3也是白色沉淀，与BaSO4白色沉淀所不同的是这些沉淀能溶于强酸中。因此检验SO时，必须用酸酸化(不能用HNO3、H2SO4酸化)。例如：BaCO3＋2H＋===H2O＋CO2↑＋Ba2＋。
所用钡盐不能用Ba(NO3)2溶液，因为在酸性条件下，SO、HSO、SO2等会被溶液中的NO氧化为SO，从而得出错误的结论。
(2)正确操作
被检液取清液有无白色沉淀(判断有无SO)。
八、氯
（一）氯气及其化合物的性质
1.氯气
（1）物性：黄绿色、有刺激性、能溶于水、比空气重、易液化、有毒（尾处：NaOH溶液）
（2）化性：①与金属反应（与变价金属反应，均是金属氧化成高价态）
a.2Na＋Cl22NaCl（产生白烟） b.Cu＋Cl2CuCl2（产生棕黄色的烟，溶于水得蓝绿色溶液）
c.2Fe＋3Cl22FeCl3（产生棕红色的烟，溶于水得黄色溶液）
注：常温下干燥的氯气或液氯不与铁反应，所以液氯通常储存在钢瓶中。
②与非金属反应
H2＋Cl22HCl（发出苍白色火焰，有白雾生成）——可用于工业制盐酸
H2＋Cl22HCl（会发生爆炸）——不可用于工业制盐酸
③与水反应：Cl2＋H2O = HCl＋HClO（离子方程式：Cl2＋H2O = H++Cl-＋HClO）
④与碱反应
Cl2＋2NaOH = NaCl＋NaClO＋H2O（实验室用于除去多余的氯气、工业制取“84”）
2Cl2＋2Ca(OH)2 = Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O（用于制漂白粉）
⑤与某些还原性物质反应
a.2FeCl2＋Cl2 = 2FeCl3
b.2KI＋Cl2 = 2KCl + I2（使湿润的淀粉-KI试纸变蓝色，用于氯气的检验）
c.SO2＋Cl2＋2H2O = 2HCl + H2SO4（离子方程式：SO2＋Cl2＋H2O = 4H++2Cl-＋SO42-）
⑥与某些有机物反应
a.CH4＋Cl2 CH3Cl + HCl（取代反应）
b.CH2=CH2＋Cl2 → CH2ClCH2Cl（加成反应）
2.次氯酸
① 一元弱酸，比H2CO3弱
光
HClO的基本性质 ②不稳定，2HClO === 2HCl + O2↑
③ 强氧化性；
④漂白、杀菌能力，使色布、品红溶液等褪色，可用作自来水消毒。
3.漂白粉
（1）主要成分是CaCl2和Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2
（2）漂白原理是：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO，产生的HClO具有漂白性和强氧化性，由于Ca(ClO)2能与空气中的CO2、H2O反应生成HClO且HClO见光易分解，所以漂白粉应密封保存。
（3）工业上常用氯气和石灰乳制取漂白粉2Cl2＋2Ca(OH)2=== CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O
MnO2
发生装置 除杂装置 收集装置 尾气处理装置
浓盐酸
饱和食盐水
浓硫酸
NaOH溶液
（4）溶液呈碱性，具有强氧化性。
（二）、氯气的制备
1.实验室
⑴反应原理
MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O
（离子方程式：MnO2+4H++2Cl-Mn2+ +Cl2↑+2H2O）
n(氧化剂)：n(还原剂)=1:2；浓变稀问题
⑵发生：固体+液体气体。 ⑶净化：饱和食盐水或水洗（除去HCl）
⑷干燥：浓H2SO4 ⑷收集：向上排空气法或排饱和食盐水法。
⑸尾气处理装置：多余Cl2排放到空气中会造成环境污染，用强碱溶液（NaOH溶液）吸收。（7）注意事项：①若没有浓盐酸时，可用浓硫酸和固体食盐代替；若没有MnO2时可用KMnO4代替，此时可不加热。另外KClO3、K2Cr2O7、Ca(ClO)2、PbO2等也可代替MnO2；②加热温度不宜过高，否则制得的Cl2中HCl气体杂质较多。③实验结束时，先使反应停止并排出残留的Cl2，再拆卸装置，避免污染空气。④尾气吸收时不能用澄清石灰水吸收。
2.工业：电解饱和食盐水。（离方程式：2Cl－＋2H2OCl2↑＋H2↑＋2OH－）
（三）、Cl-检验：1．所用试剂：AgNO3溶液和稀硝酸。 2．现象：白色沉淀
【难点透析】
1.氯水的性质：氯气溶于水得黄绿色的溶液----氯水。在氯水中有少部分氯分子与水反应，Cl2 + H2O = HCl + HClO (次氯酸)，大部分是以Cl2分子状态存在于水中。
参与反应的微粒
所加试剂
实验现象
离子方程式或解释
Cl－
AgNO3溶液
白色沉淀
Cl－＋Ag＋===AgCl↓
H＋
Na2CO3固体
有气泡产生
2H＋＋CO=== CO2↑＋H2O
HClO
有色布条
布条颜色褪去
发生氧化还原反应
Cl2
FeCl2溶液
溶液变棕黄色
2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－
Cl2、H2O
SO2
黄绿色褪去
SO2＋Cl2＋2H2O===4H＋＋2Cl－＋SO
HClO、H＋
石蕊试液
先变红后褪色
酸性和漂白性
Cl2、H＋
镁粉
氯水的颜色褪去并有气泡产生
Mg＋Cl2===Mg2＋＋2Cl—
Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑
2.液氯、新制氯水、久置氯水的比较
液氯
新制氯水
久置氯水
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
粒子种类
Cl2
Cl2、HClO、H2O、H＋、Cl－、ClO－、OH－
H2O、H＋、Cl－、OH－
3.平衡Cl2+H2OH+Cl+HClO影响及其应用。
影响因素
对平衡的影响
应用
加入可溶性氯化物
c（Cl－）增大，平衡左移
①用排饱和食盐水的方法收集Cl2
②用饱和食盐水的方法除去Cl2中的杂质HCl
加入浓盐酸
c（Cl－）和
c（H＋）都增大，平衡左移
①氯酸盐和次氯酸盐与浓盐酸反应制取Cl2
②测漂白粉中的“有效氯”
Ca(C1O)2 ＋4HCl(浓)== CaC12 ＋2 Cl2↑+3 H2O
当加入CaCO3或Na2CO3
c（H＋）减少，平衡右移
制取浓度较大的HClO
加入碱溶液
c（HClO）和c（H＋）都减少，平衡右移
①用浓碱液来吸收未反应完的Cl2，防止环境污染 ②工业制漂白粉、漂白液
光照
HClO见光分解，平衡右移
新制氯水须避光保存，且须现做现配，而久置的氯水就是盐酸
（四）溴和碘
1.海水中的溴元素主要以_化合态_形式存在，人们把溴元素称之为海洋元素。
2、溴单质和碘单质的物理性质
将溴密封保存在阴暗处，并在盛有溴的试剂瓶内加适量水。有很强的腐蚀，刺激性气味，有毒。（ 常温下， 唯一呈液态状的非金属单质）
（2）碘单质为紫黑色固体，其遇淀粉会变蓝，可利用这一特性鉴定碘的存在，碘在加热时易升华，可利用碘的这一性质提纯和分离碘。例如食盐和碘的混合物可用加热法分离。碘（I2）：紫黑色，易升华的固体（蒸气为紫红色）淀粉遇碘单质变蓝色。
3．观察溴单质和碘单质的状态、颜色；取少量的溴单质和碘单质，分别观察它们在水、酒精和四氯化碳溶剂中的溶解情况和所形成溶液的颜色，把观察结果填入下表中：
物理性质
溴单质
碘单质
颜色
深红棕色
紫黑色
状态
液体
固体
溶解性和溶液颜色
水中
微溶，橙黄色
微溶，棕黄色
酒精中
易溶，橙红色
易溶，棕褐色
四氯化碳中
易溶，橙红色
易溶，紫红色
萃取与物质分离 ：要求：两种溶剂互不相溶
并且一种溶质在两种溶剂中溶解度不同
4.探究Cl2 、Br2 、I2这三种单质氧化性的强弱。
氧化性比较： Cl2 > Br2 > I2 还原性比较： Cl－ <Br－ < I－
元素非金属性强弱的实验标志
①单质与氢气化合的难易程度及氢化物的稳定性
HF > HCl > HBr > HI
②最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱 HClO4 > HBrO4
5、溴单质的氧化性介于Cl2 和I2之间，因此在海水提溴的化工生产中可以选用Cl2作氧化剂。从海水中提取溴，一般要经历浓缩、氧化,提取 三个步骤。
6、溴的应用
①工业上：制造燃料的抗爆剂；溴化银常被用做 感光 材料。
②农业上：制含溴的杀虫剂。如薰蒸剂，杀虫剂，抗爆剂
③医药上：红药水的主要成分就是含溴和汞的有机化合物 。KBr 和NaBr 则常被用做镇静剂；碘也是一种重要的药用元素，可治疗口腔溃疡，如碘甘油，华素片（还可制加碘盐）。
AgI可用于人工降雨，使空气里的水蒸气凝聚成雨。
如何鉴别Cl-、 Br- 、 I- ？
7、Cl-、 Br- 、 I-的鉴别
Cl- 生成不溶于稀硝酸的白色沉淀 Br- 生成不溶于稀硝酸的淡黄色沉淀
I-生成不溶于稀
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