高一上学期化学知识点.doc

专题一 化学眼中的物质世界
一、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）
金属：Na、Mg、Al
单质
非金属：S、O、N
酸性氧化物：SO3、SO2、P2O5
氧化物 碱性氧化物：Na2O、CaO、Fe2O3
氧化物：Al2O3等
纯 盐氧化物：CO、NO等
净含氧酸：HNO3、H2SO4等
物 按酸根分
无氧酸：HCl
强酸：HNO3、H2SO4 、HCl
酸按强弱分
弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH
化一元酸：HCl、HNO3
合 按电离出的H+数分 二元酸：H2SO4、
物多元酸：H3PO4
强碱：NaOH、Ba(OH)2
物按强弱分
质 弱碱：NH3·H2O、
碱一元碱：NaOH、
按电离出的HO-数分二元碱：Ba(OH)2
多元碱：Fe(OH)3
正盐：Na2CO3
盐 酸式盐：NaHCO3
碱式盐：Cu2(OH)2CO3
溶液：NaCl溶液、稀H2SO4等
混 悬浊液：泥水混合物等
合 乳浊液：油水混合物
物 胶体：Fe(OH)3胶体、淀粉溶液、烟、雾、有色玻璃
二、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

1.氧化还原反应：有电子转移的反应 特征是：化合价的升降
2. 氧化还原反应实质：电子发生转移判断依据：元素化合价发生变化
三、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0.012 kg12C中所含的碳原子数目，约为6.02×1023mol-1
3.1 mol粒子的数目又叫阿伏加德罗常数，符号为NA，单位mol－1。
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 :n
三、摩尔质量
1、定义：1mol任何物质的质量，称为该物质的摩尔质量。符号：M表示，常用单位为g/mol
2、数学表达式：n = m/M
3、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.
四、物质的聚集状态
（1）决定物质体积的主要内因：物质微粒本身大小、微粒的间距和微粒的数目。
（2）决定气体体积的主要内因：气体分子数和气体分子间距。
（3）在同温同压下，任何气体分子的间距都相等。
（4）阿伏加德罗定律：同温同压下，等物质的量的任何气体体积相等。
⑸对定律的理解：条件的三个相同推出结论的一个相同。即：PV=nRT
⑹定律的推论：
a 同温同压，气体的物质的量比等于体积比等于分子数比； V1/V2＝n1/n2＝N1/N2
b 同温同压，气体的密度比等于其摩尔质量比；ρ1/ρ2＝ M1 / M2
c 同温同压，同体积，气体的密度比等于摩尔质量比等于质量比。
（5）气体摩尔体积：
①定义：一定温度和压强下,单位物质的量的任何气体所占的体积。符号:Vm,单位:L/mol.
②标准况(0oC,101KPa)下,1mol任何气体的体积都约为22.4L.即标况下,Vm=22.4 L/mol.③计算公式:标况下Vm表达式：Vm= 单位：L·mol-1
④气体摩尔质量的几种计算方法：ρ标=M/22.4
五、物质的分散系
1. 分散系：一种物质（或几种物质）以粒子形式分散到另一种物质里所形成的混合物，统称为分散系。
2. 分散质：分散系中分散成粒子的物质。
3. 分散剂：分散质分散在其中的物质。
下面比较几种分散系的不同：
分散系
溶　　液
胶　　体
浊　　液
分散质的直径
＜1nm（粒子直径小于10-9m）
1nm－100nm（粒子直径在10-9 ~ 10-7m）
＞100nm（粒子直径大于10-7m）
分散质粒子
单个小分子或离子
许多小分子集合体或高分子
巨大数目的分子集合体
实例
溶液酒精、氯化钠等
淀粉胶体、氢氧化铁胶体等
石灰乳、油水等
性

质

外观
均一、透明
均一、透明
不均一、不透明
稳定性
稳定
较稳定
不稳定
能否透过滤纸
能
能
不能
能否透过半透膜
能
不能
不能
鉴别
无丁达尔效应
有丁达尔效应
静置分层
注意：三种分散系的本质区别：分散质粒子的大小不同。
4、胶体
①胶体的定义：分散质粒子直径大小在10-9~10-7m之间的分散系。
②胶体的分类：
③胶体的制备
Fe(OH)3: 将饱和的氯化铁溶液加入到沸水中继续加热，直到溶液变成红褐色为止。
④胶体的性质：
① 丁达尔效应——丁达尔效应是粒子对光散射作用的结果，是一种物理现象。常用于鉴别胶体和其他分散系。
六、电解质和非电解质
①电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物，如酸、碱、盐、水、金属氧化物等。
②非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，如蔗糖、酒精、非金属氧化物、氨气、部分有机物等。
电离：电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。
2、电离方程式
H2SO4 = 2H+ + SO42- HCl = H+ + Cl-HNO3 = H+ + NO3-
电离时生成的阳离子全部都是氢离子的化合物我们就称之为酸。
电离时生成的阴离子全部都是氢氧根离子的化合物叫做碱。
电离时生成的金属阳离子（或NH4+）和酸根阴离子的化合物叫做盐。
书写下列物质的电离方程式：KCl、Na2SO4、AgNO3、BaCl2、NaHSO4、NaHCO3
KCl == K＋ + Cl― Na2SO4 == 2 Na＋ +SO42―
AgNO3 ==Ag＋ + NO3― BaCl2 == Ba2＋ + 2Cl―
NaHSO4 == Na＋ + H＋ +SO42― NaHCO3 == Na＋ + HCO3―
注意：
1、 HCO3-、OH-、SO42-等原子团不能拆开
2、HSO4―在水溶液中拆开写，在熔融状态下不拆开写。
（1）、能够导电的物质不一定全是电解质。
（2）、电解质必须在水溶液里或熔化状态下才能有自由移动的离子。
（3）、电解质和非电解质都是化合物，单质既不是电解也不是非电解质。
（4）、溶于水或熔化状态；注意：“或”字
（5）、溶于水和熔化状态两各条件只需满足其中之一，溶于水不是指和水反应；
（6）、化合物，电解质和非电解质，对于不是化合物的物质既不是电解质也不是非电解质。
第二单元 研究物质的实验方法
一、物质的分离和提纯
化学方法分离和提纯物质
对物质的分离可一般先用化学方法对物质进行处理，然后再根据混合物的特点用恰当的分离方法（见化学基本操作）进行分离。
用化学方法分离和提纯物质时要注意：
①最好不引入新的杂质；
②不能损耗或减少被提纯物质的质量
③实验操作要简便，不能繁杂。用化学方法除去溶液中的杂质时，要使被分离的物质或离子尽可能除净，需要加入过量的分离试剂，在多步分离过程中，后加的试剂应能够把前面所加入的无关物质或离子除去。
方法
适用范围
主要仪器
注意事项
过滤
固体和液体的分离
漏斗、烧杯、玻璃棒、铁架台（带铁圈）、滤纸等
①要一贴二低三靠；
②洗涤沉淀再过滤器中进行；
③定量实验的过滤要无损耗。
结晶
混合物中各组分在溶剂中的溶解度随温度的变化有不同变化的物质的分离
烧杯、过滤器等
①对于溶解度受温度变化而变化较大的物质，一般是先配制较高温度的饱和溶液，然后降温结晶；如KNO3
②对于溶解度受温度变化影响不大的物质，一般是采取蒸发溶剂结晶；如NaCl
③结晶后过滤分离出晶体。
分液
两种互不相溶的液体的分离
分液漏斗（圆锥型）、铁架台、烧杯等
①上层液体从分液漏斗的上口倒出；
②下层液体从分液漏斗的下管放出；
③分液漏斗使用前要检漏。
萃取
利用溶质在两种互不相容的溶剂中的溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它和另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的分离
分液漏斗、烧杯、铁架台等
①萃取剂的选取：和原溶剂不反应、不互溶；和溶质不反应；溶质在其中的溶解度要大大和在原溶剂的溶解度；两溶剂密度差别要大。
②萃取后一般要进行分液；
③萃取后得到的仍是溶液，一般是再通过分馏的方法进一步的分离。
蒸馏
利用沸点的不同分离互溶液体的混合物
蒸馏烧瓶、水冷凝管、牛角管、锥形瓶、温度计、铁架台、石棉网、酒精灯等
①温度计水银球的位应在蒸馏烧瓶的支管开口处；
②水冷凝管的水流向是逆流；
③一般要加碎瓷片防止爆沸；
④实验中烧瓶不可蒸干。

二、常见物质离子的检验
离子
选用试剂
主要实验现象
有关离子方程式
Cl-
AgNO3溶液和稀HNO3
有白色沉淀
Ag+ + Cl-== AgCl↓
Br-
AgNO3溶液和稀HNO3
有浅黄色沉淀
Ag+ + Br-== AgBr↓
I-
AgNO3溶液和稀HNO3
有黄色沉淀
Ag+ + I-== AgI↓
SO42-
稀HCl和BaCl2溶液
先加稀HCl，再加BaCl2溶液有白色沉淀
Ba2+ + SO42-== BaSO4↓
SO32-
稀HCl和品红溶液
有刺激性的气体产生并使品红褪色
SO32- + 2H+== SO2↑+ H2O
S2-
稀HCl和Pb(NO3)2溶液或CuSO4溶液等
有臭鸡蛋味气体，气体通溶液有黑色沉淀
S2- + 2H+== H2S↑S2- + Pb2+== PbS↓
Cu2+ + S2-== CuS↓
NO3-
Cu和浓H2SO4,加热
有红棕色刺激性气体
Cu + 4H+ + 2NO3- Cu2+ + 2NO2↑+ 2H2O
CO32-
稀HCl和澄清石灰水
有能使石灰水变浑浊的气体
CO32- + 2H+== H2O +CO2↑
CO2 + Ca(OH)2== CaCO3↓+ H2O
Ba2+
硫酸或可溶性的硫酸盐
有白色沉淀
Ba2+ + SO42-== BaSO4↓
Mg2+
NaOH溶液
有白色沉淀，NaOH过量沉淀不溶解
Mg2+ + 2OH-== Mg(OH)2↓
Al3+
NaOH溶液和氨水
加氨水至过量有白色絮状沉淀，再加NaOH溶液沉淀溶解
Al3+ + 3OH-== Al(OH)3↓
Al(OH)3 + OH-== AlO2- + 2H2O
Fe3+
NaOH溶液或KSCN溶液
有红褐色沉淀或溶液呈血红色
Fe3+ + 3OH-== Fe(OH)3↓（红褐色）
Fe3+ + SCN-== [Fe(SCN)]2+(血红色)
Fe2+
①NaOH溶液
①生成白色沉淀，在空气中迅速变为灰绿色，最后变为红褐色沉淀。
①Fe2+ + 2OH-== Fe(OH)2(白色沉淀)↓，
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3。

②氯水和KSCN溶液
②先加KSCN溶液无明显现象，再加氯水溶液呈血红色。
②2Fe2+ + Cl2== 2Fe3+ + 2Cl-，
Fe3+ + SCN-== [Fe(SCN)]2+或Fe3+ + 3SCN-== Fe(SCN)3。
Ag+
稀HCl或可溶性的氯化物，稀HNO3
有白色沉淀
Ag+ + Cl-== AgCl↓
NH4+
NaOH溶液
加热用湿润的红色石蕊试纸检验产生的气体，变蓝
NH4+ + OH- NH3↑+ H2O
Na+
做焰色反应
火焰呈黄色

K+
做焰色反应
透过蓝色钴玻璃观察火焰是紫色

常见事故的处理
事故
处理方法
酒精及其它易燃有机物小面积失火
立即用湿布扑盖
钠、磷等失火
迅速用砂覆盖
少量酸（或碱）滴到桌上
立即用湿布擦净，再用水冲洗
较多量酸（或碱）流到桌上
立即用适量NaHCO3溶液（或稀HAC）作用，后用水冲洗
酸沾到皮肤或衣物上
先用抹布擦试，后用水冲洗，再用NaHCO3稀溶液冲洗
碱液沾到皮肤上
先用较多水冲洗，再用硼酸溶液洗
酸、碱溅在眼中
立即用水反复冲洗，并不断眨眼
苯酚沾到皮肤上
用酒精擦洗后用水冲洗
白磷沾到皮肤上
用CuSO4溶液洗伤口，后用稀KMnO4溶液湿敷
溴滴到皮肤上
应立即擦去，再用稀酒精等无毒有机溶济洗去，后涂硼酸、凡士林
误食重金属盐
应立即口服蛋清或生牛奶
汞滴落在桌上或地上
应立即撒上硫粉
三、溶液的配置及分析
1.物质的量浓度.
（1）定义：以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的浓度。
（2）单位：mol/L
（3）物质的量浓度 ＝ 溶质的物质的量/溶液的体积
（4）公式：CB = nB/V液
注意点：①溶液物质的量浓度和其溶液的体积没有任何关系
②气体溶于水求所得溶液浓度
③物质的量浓度和溶质质量分数的换算:
公式: C=w%×d×1000/M (w是溶质质量分数,d是溶液密度g/ml.)
④溶液混和的有关计算: C(混)V（混）=C1V1+C2V2+.........
⑤溶液稀释：C(浓溶液)•V(浓溶液) =C(稀溶液)•V(稀溶液)
2.一定物质的量浓度的配制
（1）基本原理:根据欲配制溶液的体积和溶质的物质的量浓度，用有关物质的量浓度计算的方法，求出所需溶质的质量或体积，在容器内将溶质用溶剂稀释为规定的体积,就得欲配制得溶液.
（2）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（冷却至室温）.○4转移.○5洗涤.○6震荡 7定容.○8摇匀.○9装瓶贴标签
所需仪器：托盘天平或者量筒、烧杯、玻璃棒、、容量瓶（需要写出容积）、
注意事项：A 选用和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和刻度相切为止.
（3）误差分析：
可能仪器误差的操作
过程分析
对溶液浓度的影响
n
V
称量NaOH时间过长或用纸片称取
减小
——
偏低
移液前容量瓶内有少量的水
不变
不变
不变
向容量瓶转移液体时少量流出
减小
——
偏低
未洗涤烧杯、玻璃棒或未将洗液转移至容量瓶
减小
——
偏低
未冷却至室温就移液
——
减小
偏高
定容时，水加多后用滴管吸出
减小
——
偏低
定容摇匀时液面下降再加水
——
增大
偏低
定容时俯视读数
——
减小
偏高
定容时仰视读数
——
增大
偏低
第三单元 人类对原子结构的认识
一、原子的构成
质子(Z) ：
ZX

A
原子核
原子( )
核外电子(Z)
(2)原子中各粒子的关系
①质量数(A)=质子数(Z)+种子数(N);
②原子的核外电子数=质子数=核电荷数=原子序数。
(3) 元素、核素、同位素的比较
元素：是具有相同质子数的同一类原子的总称。只强调原子的质子数。
核素：是指具有一定数目质子和一定数目中子的某一种原子。其实就是原子。
同位素：是指质子数相同而质量数不同（中子数不同）的同一元素的不同原子（核素）的互称。即强调质子数又要求种子数，而且是原子间的比较。
同位素的特点：①元素在自然界中存在的各同位素的原子个数百分比一般保持不变；
②元素的各同位素的物理性质又区别，化学性质几乎完全相同。
（4）掌握1－20号元素的原子结构示意图的画法
（5）人类对原子结构的认识
从1803年道尔顿提出原子论，提出原子是一个实心球，不可分割；到1904年汤姆生发现电子，提出“葡萄干面包式”原子结构模型，指出原子中有电子；到1911年卢瑟福提出行星原子结构模型，指出原子中心有原子核带正电，电子带负电，它绕核在核周围空间高速运动；到1913年波耳引入量子论观点，提出原子核外电子是在一系列稳定的轨道上运动，每一轨道具有一定的能量；到1926年以后科学家用波粒二象性的理论提出用量子力学方法来描述原子结构，即“电子云”模型。
专题2 从海水中获得的化学物质
一、氯气的生产原理
（1）工业制法——氯碱工业
2NaCl + 2H2O ==== 2NaOH + H2↑ + Cl2↑
负极 正极
（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 易液化
化学性质：1. Cl2和金属反应（一般将金属氧化成高价态）

2. Cl2和非金属反应
现象：发出苍白色火焰，生成大量白雾
3. Cl2和碱的反应
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
漂白粉的漂白原理：Ca(ClO)2＋H2O+CO2===CaCO3+2HClO
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溶液和稀硝酸 现象：产生白色沉淀（不溶于稀硝酸）
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
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溶液和稀硝酸
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：（请参照课本）
3．氧化还原反应
（1）氧化还原反应的实质：是电子的转移；氧化还原反应的特征表现：是元素化合价的变化。
（2）两条关系式：
氧化剂 ： 反应中得到电子 元素化合价降低 元素在反应中被还原 反应后得到还原产物；
还原剂 ： 反应中失去电子 元素化合价升高 元素在反应中被氧化 反应后得到氧化产物。
（3）电子转移的表示方法：
①双线桥法：如 得到1×e-
Cl2+H2OHCl+HClO
失去1×e-
②单线桥法：Zn + 2HCl == ZnCl2 + H2↑
2×e-
氧化还原反应的通式
化合价降低，得电子，被还原

化合价升高，失电子，被氧化
氧化剂 + 还原剂 == 还原产物 + 氧化产物

（4）几点氧化性、还原性强弱的比较规律：
氧化性、还原性强弱的判断
（１）氧化性：氧化剂 > 氧化产物
（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) 通过和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
（5）氧化还原反应的有关计算：列式依据是：氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。
（6）氧化还原反应的配平
常用方法：①找出反应前后化合价变化的元素，并标出相应的化合价的变化；
②找出化合价变化元素的变化总数；即得失电子数；
③求出得失电子总数的最小公倍数；
④求出参加氧化还原反应的反应物和生成物的化学计量数；
⑤用观察法求出未参加氧化还原反应的物质的化学计量数；
⑥查质量守恒、得失电子总数相等。
第二单元 钠、镁及其化合物
一、金属钠的性质和应用
物理性质：银白色固体、有金属光泽、密度比煤油大比水小、质软、熔点低、能导电导热。保存于煤油中，灭火：细沙
点燃
化学性质 1、和O2、Cl2、S等非金属的反应
常温4Na + O2 === 2Na2O （白色）2Na + O2 === Na2O2 (淡黄色固体)
研磨
点燃

2Na + Cl2 === 2NaCl （产生白烟）2Na + S === Na2S （火星四射，甚至发生爆炸）
2、和水的反应
2Na + 2H2O === 2NaOH + H2↑ ( 浮、熔、游、红、鸣 )
实质：钠和溶液中的H+反应
3、 和酸反应2Na + 2H+ ＝ 2Na+ + H2↑
电解
4、 和盐反应先和水反应，生成的NaOH再和盐反应
5、制备：2NaCl(熔融) === 2Na + Cl2↑
6、钠的用途：①钠钾合金是快中子反应堆的热交换剂；
②钠蒸气可作高压钠灯，发出黄光，射程远，透雾能力强
7、氧化钠和过氧化钠
（1）Na2O：白色固体，是碱性氧化物，具有碱性氧化物的通性：
Na2O + H2O == 2NaOH,Na2O + CO2== Na2CO3,

Na2O + 2HCl == 2NaCl + H2O .加热时，2Na2O + O2== 2Na2O2.

(2)Na2O2：淡黄色固体是复杂氧化物，易和水和二氧化碳反应。

2Na2O2 + 2H2O == 4NaOH + O2↑Na2O2既是氧化剂又是还原剂

2Na2O2 + 2CO2== 2Na2CO3 + O2Na2O2既是氧化剂又是还原剂
Na2O2还具有强氧化性，有漂白作用。作为
二、碳酸钠的性质和应用
Na2CO3和NaHCO3比较

碳酸钠
碳酸氢钠
俗名
纯碱 苏打184
小苏打 84
颜色状态
白色粉末
细小白色晶体
水溶性
易溶于水，溶液呈碱性使酚酞变红
易溶于水（比Na2CO3溶解度小）溶液呈碱性（酚酞变浅红）
热稳定性
较稳定，受热难分解
不稳定，受热易分解
2NaHCO3 =Na2CO3＋CO2↑＋H2O
和酸反应
CO32—＋H＋=HCO3—
H CO3—＋H＋=CO2↑＋H2O
HCO3—＋H＋=CO2↑＋H2O
（较Na2CO3快）
和碱反应
Na2CO3＋Ca（OH）2 =CaCO3↓＋2NaOH
反应实质：CO32—和金属阳离子的复分解反应
NaHCO3＋NaOH =Na2CO3＋H2O
反应实质：
HCO3—＋OH—=H2O＋CO32—
和盐反应
CaCl2＋Na2CO3 =CaCO3↓＋2NaCl
Ca2＋＋CO32— =CaCO3↓
不反应
和H2O和CO2的反应
Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3
CO32—+H2O+CO2 =HCO3—
不反应
转化关系
(CO2、H2O)
△（OH-）
Na2CO3NaHCO3

主要用途
制玻璃、肥皂、造纸、纺织等
发酵粉、灭火器、治疗胃酸过多
侯氏制碱法
反应式：NaCl + NH3 + CO2 + H2O == NaHCO3 + NH4Cl.
注意:在生产中应先在饱和的NaCl溶液中先通入NH3,后通入CO2,NaHCO3晶体析出过滤，在滤液中加入NaCl细末和通NH3析出NH4Cl晶体为副产品。NH4Cl晶体析出后的母液进行循环试用，提高原料的利用率
高温
三、镁的提取及应用
镁的提取CaCO3 === CaO + CO2↑CaO + H2O ===Ca(OH)2（石灰乳)

Ca(OH)2 + MgCl2 ===Mg (OH)2↓+ CaCl2Mg(OH)2 + 2HCl === MgCl2 + 2H2O
通电
HCl

△
MgCl2·6H2O === MgCl2 + 6H2OMgCl2 === Mg + Cl2↑
点燃
点燃
化学性质
1、和空气的反 2Mg + O2 === 2MgO 3Mg + N2 ===2Mg2N3
点燃

2、Mg + CO2 === 2MgO + C
3、和水的反应Mg+2H2O === Mg(OH)2+H2↑

4、和酸的反应Mg + H2SO4 === MgSO4 + H2↑
用途：1）镁合金的密度较小,但硬度和强度都较大,因此被用于制造火箭.导弹和飞机的部件
2）镁燃烧发出耀眼的白光,因此常用来制造通信导弹和焰火;
3）氧化镁的熔点很高,是优质的耐高温材料
四、离子反应
一、强弱电解质
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
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。
强、弱电解质对比

强电解质
弱电解质
物质结构
离子化合物，某些共价化合物
某些共价化合物
电离程度
完全
部分
溶液时微粒
水合离子
分子、水合离子
导电性
强
弱
物质类别实例
大多数盐类、强酸、强碱
弱酸、弱碱、水
强电解质和弱电解质的注意点
①电解质的强弱和其在水溶液中的电离程度有关，和其溶解度的大小无关。例如：难溶的BaS04、CaS03等和微溶的Ca(OH)2等在水中溶解的部分是完全电离的，故是强电解质。而易溶于水的CH3COOH、H3P04等在水中只有部分电离，故归为弱电解质。
②电解质溶液的导电能力的强弱只和自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数有关，而和电解质的强弱没有必然的联系。例如：一定浓度的弱酸溶液的导电能力也可能比较稀的强酸溶液强。
③强电解质包括：强酸(如HCl、HN03、H2S04、HI、HBr)、强碱(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多数盐(如NaCl、 MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的离子化合物和少数的共价化合物。
④弱电解质包括：弱酸(如CH3COOH等有机酸、HF、碳酸、硅酸、HClO、H2SO3、H2S)、弱碱(如NH3·H20)、中强酸 (如H3PO4 )，水
⑤共价化合物在水中才能电离，熔融状态下不电离
举例：KHSO4在水中的电离式和熔融状态下电离式是不同的。
二、离子方程式的书写
第一步：写（基础）
写出正确的化学方程式
例如:CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2
第二步：拆（关键）
把易溶、易电离的物质拆成离子形式（难溶、难电离的以及气体等仍用化学式表示）
Cu2＋＋SO42－＋Ba2＋＋2Cl－＝BaSO4↓＋Cu2＋＋2Cl－
第三步：删（途径）
删去两边不参加反应的离子
Ba2+ + SO42－ = BaSO4↓
第四步：查（保证）
检查（质量守恒、电荷守恒）
Ba2+ + SO42－ = BaSO4↓
※离子方程式的书写注意事项:
1.沉淀、气体、水、弱电解质、单质、氧化物均写成化学式或分式。
2.固体间的反应，即使是电解质，也写成化学式或分子式。
2NH4Cl（固）＋Ca(OH)2（固）=CaCl2＋2H2O＋2NH3↑
3.浓H2SO4作为反应物和固体反应时，浓H2SO4写成化学式。
4.H3PO4中强酸，在写离子方程式时按弱酸处理，写成化学式。
7.微溶物作为反应物时,处于澄清溶液中
时写成离子形式;处于浊液或固体时写成化学式。微溶物作为生成物的一律写化学式
如条件是澄清石灰水，则应拆成离子；若给的是石灰乳或浑浊石灰水则不能拆，写成化学式。
三、离子共存问题
凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中不能大量共存
粒子之间反应生成沉淀、气体、水、弱电解质、发生氧化还原反应、络合反应都不能共存
一般规律是：
1、和H+不能大量共存的离子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根离子：氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-卤族有：F-、ClO-
碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO32-、SiO32-
3、和OH-不能大量共存的离子有：
NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳离子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等）
4、能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存：常见还原性较强的离子有:Fe3+、S2-、I-、SO32-。氧化性较强的离子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-
5、溶液的颜色如无色溶液应排除有色离子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO4-
6、发生络合反应：如Fe3＋和SCN-
四、离子方程式正误判断（六看）
一、看反应是否符合事实：
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、看和量有关的反应表达式是否正确（过量、适量）
专题三 从矿物到基础材料
一、从铝土矿中提取铝
①溶解：Al2O3+2NaOH === 2NaAlO2+H2O
②过滤：除去杂质
③酸化：NaAlO2+CO2+2H2O === Al(OH)3↓+NaHCO3
④过滤：保留氢氧化铝
⑤灼烧：2Al(OH)3 =△=Al2O3 + H2O
通电

⑥电解：2Al2O3(熔融) ＝ 4Al+3O2↑
铝合金特点：1、密度小2、强度高3、塑性好4、制造工艺简单5、成本低6、抗腐蚀力强
二、铝的化学性质——两性
（1） 和非金属：4Al+3O2＝2Al2O3
（2） 和酸的反应：2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
（3） 和碱的反应：2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑
（4） 钝化：在常温下，铝和浓硝酸、浓硫酸时会在表面生成致密的氧化膜而发生钝化，不和浓硝酸、浓硫酸进一步发生反应。
高温
（5） 铝热反应：
2Al + Fe2O3 === 2Fe + Al2O3
铝热剂：铝粉和某些金属氧化物（Fe2O3、FeO、Fe3O4、V2O5、Cr2O3、MnO2）组成的混合物。
铝的氧化物（两性）
（1） 和酸的反应：Al2O3 + 6HCl ＝ 2AlCl3 + H2O
（2） 和碱的反应：Al2O3 + 2NaOH ＝ 2NaAlO2 + H2O
铝的氢氧化物（两性）
（1） 和酸的反应：Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
（2） 和碱的反应：Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
Al(OH)3的制备：
① Al3++3NH3·H2O＝Al(OH)3↓+3NH4+
② AlO2-+CO2(过量)+2H2O＝Al(OH)3↓+HCO3-
③ 3AlO2-+Al3++6H2O＝4Al(OH)3↓
Al3+的性质：Al3+ + 3OH-＝Al(OH)3↓ Al3+ + 4OH-＝AlO2- + 2H2O
Al3++3NH3·H2O＝Al(OH)3↓+3NH4+
AlO2-的性质：AlO2- + H+ + H2O＝Al(OH)3↓ AlO2- + 4H+ ＝Al3+ + 2H2O
AlO2-+CO2(过量)+2H2O＝Al(OH)3↓+HCO3-
高温
高温
二、从自然界中获取铁和铜
高温
高炉炼铁 （1）制取CO：C+O2 === CO2，CO2+C ===CO
高温
高温
（2）还原（炼铁原理）：Fe2O3 + 3CO === 2Fe + 3CO2
（3） 除SiO2：CaCO3===CaO+CO2↑，CaO+SiO2===CaSiO3
炼铜：1.高温冶炼黄铜矿→电解精制；2.湿法炼铜：Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu；3.生物炼铜
一、 铁、铜及其化合物的应用
铁的化学性质：铁是较活泼的金属（或中等活泼金属）表现为还原性。

铁
铜

和非金属反应

点燃
①铁生锈（铁在潮湿空气中被腐蚀生成Fe2O3）
②2Fe+3Cl2 === 2FeCl3
点燃
③2Fe+3Br2 === 2FeBr3 还原性：Fe2+>Br
点燃
④3Fe+2O2 === Fe3O4(2价Fe占 ，2价Fe占2／3)
△
Cu +O2 === 2CuO
△
点燃
Cu + Cl2=== CuCl2
2Cu + S === Cu2S

和酸反应
①非强氧性的酸：
Fe + 2H+ == Fe2+ + H2↑
②强氧性的酸（浓H2SO4、HNO3）:
a.常温下钝化(浓H2SO4、浓HNO3用铁制容器盛装)
b.一定条件下反应生成Fe（Ⅲ）
①非强氧性的酸: 不反应
②强氧性的酸（浓H2SO4、HNO3）：在一定条件下生成Cu(Ⅱ)

和盐溶液反应
(1) Fe + Cu2+ == Fe2+ + Cu
(2) Fe + 2Fe3+ == 3Fe2+

Cu + 2Ag+=2Ag + Cu2+
Cu + 2Fe3+=2Fe2+ + Cu2+（实验现象：铜粉溶解，溶液颜色发生变化。）
Fe2+和Fe3+的相互转化：

3、铁的氢氧化物

Fe(OH)2
Fe(OH)3
主要性质
白色难溶于水的沉淀，不稳定，易被氧化成氢氧化铁，颜色变化为：白色－灰绿色－红褐色。反应式：4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3。因此在制备时常采取措施：除溶液中的氧；加有机溶剂封住液面；胶头滴管要伸入到溶液中。
红褐色难溶