資源簡介

一、重點聚焦
　　1．混合物的分離原理和分離方法。
　　2．混合物分離方法的操作。
　　3．離子的檢驗及檢驗試劑的選擇。
　　4．物質分離與提純過程的簡單設計。
　　5．物質的量及其單位——摩爾。
　　6．阿伏加德羅常數、摩爾質量、氣體摩爾體積、物質的量濃度等概念。
　　7．有關物質的量、微觀粒子數、質量、體積、物質的量濃度等之間轉化的計算。
　　8．一定物質的量濃度溶液的配制
二、知識網絡
　　本章包括化學實驗基本方法、化學計量在實驗中的應用兩節內容，其知識框架可整理如下：
　 　　　　　
1．實驗安全
　　嚴格按照實驗操作規程進行操作，是避免或減少實驗事故的前提，然后在實驗中要注意五防，即防止火災、防止爆炸、防止倒吸引起爆裂、防止有害氣體污染空氣、防止暴沸。
2．實驗中意外事故的處理方法
（1）創傷急救
　　用藥棉或紗布把傷口清理干凈，若有碎玻璃片要小心除去，用雙氧水擦洗或涂紅汞水，也可涂碘酒（紅汞與碘酒不可同時使用），再用創可貼外敷。
（2）燙傷和燒傷的急救
　　可用藥棉浸75%—95%的酒精輕涂傷處，也可用3%—5%的KMnO4溶液輕擦傷處到皮膚變棕色，再涂燙傷藥膏。
（3）眼睛的化學灼傷
　　應立即用大量流水沖洗，邊洗邊眨眼睛。如為堿灼傷，再用20%的硼酸溶液淋洗；若為酸灼傷，則用3%的NaHCO3溶液淋洗。
（4）濃酸和濃堿等強腐蝕性藥品
　　使用時應特別小心，防止皮膚或衣物被腐蝕。如果酸（或堿）流在實驗桌上，立即用NaHCO3溶液（或稀醋酸）中和，然后用水沖洗，再用抹布擦干。如果只有少量酸或堿滴到實驗桌上，立即用濕抹布擦凈，再用水沖洗抹布。
　　如果不慎將酸沾到皮膚或衣物上，立即用較多的水沖洗，再用3%—5%的NaHCO3溶液沖洗。如果堿性溶液沾到皮膚上，要用較多的水沖洗，再涂上硼酸溶液。
（5）撲滅化學火災注意事項
　　①與水發生劇烈反應的化學藥品不能用水撲救。如鉀、鈉、鈣粉、鎂粉、鋁粉、電石、PCl3、PCl5、過氧化鈉、過氧化鋇等著火。
　　②比水密度小的有機溶劑，如苯、石油等烴類、醇、醚、酮、酯類等著火，不能用水撲滅，否則會擴大燃燒面積；比水密度大且不溶于水的有機溶劑，如CS2著火，可用水撲滅，也可用泡沫滅火器、二氧化碳滅火器撲滅。
　　③反應器內的燃燒，如是敞口器皿可用石棉布蓋滅。蒸餾加熱時，如因冷凝效果不好，易燃蒸氣在冷凝器頂端燃著，絕對不可用塞子或其他物件堵塞冷凝管口，應先停止加熱，再行撲救，以防爆炸。
3．混合物的分離和提純
（1）混合物分離和提純方法的選擇
　　①固體與固體混合物：若雜質或主要物質易分解、易升華時用加熱法；若一種易溶，另一種難溶，可用溶解過濾法；若二者均易溶，但溶解度受溫度的影響差別較大，可用重結晶法；還可加入某種試劑使雜質除去，然后再結晶得到主要物質。
　　②固體與液體混合物：若固體不溶于液體，可用過濾法；若固體溶于液體，可用結晶或蒸餾方法。
　　③液體與液體混合物：若互不相溶，可用分液法，若互溶在一邊且沸點差別較大，可用蒸餾法；若互溶在一起且沸點差別不大，可選加某種化學試劑萃取后再蒸餾。
　　④氣體與氣體混合物：一般用洗氣法，可選用液體或固體除雜試劑。
（2）幾種常見的混合物的分離和提純方法
分離和提
純方法 分離的物質 主要儀器 應用舉例
傾　析 從液體中分離密度較大且不溶的固體 燒杯、玻璃棒 分離沙和水
過　濾 從液體中分離不溶的固體 漏斗、濾紙、鐵架臺（帶鐵圈）、玻璃棒、燒杯 粗鹽提純
溶解和
過 濾 分離兩種固體，一種能溶于某溶劑，另一種則不溶 分離食鹽和沙
離心分離法 從液體中分離不溶的固體 離心試管，離心機 分離泥和水
結 晶 法 從溶液中分離已溶解的溶質 燒杯、玻璃棒、蒸發皿、鐵架臺（帶鐵圈）、酒精燈 從海水中提取食鹽
分　 液 分離兩種不互溶的液體 分液漏斗、鐵架臺（帶鐵圈）、燒杯 分離油和水
萃　 取 加入適當溶劑把混合物中某成分溶解及分離 用苯提取水溶液中的溴
蒸　 餾 從溶液中分離溶劑和非揮發性溶質 蒸餾燒瓶、冷凝管、錐形瓶、酒精燈、石棉網、鐵架臺、牛角管、溫度計 從海水中制取純水
分　 餾 分離兩種互溶而沸點差別較大的液體 石油的分離
升　 華 分離兩種固體，其中只有一種可以升華 鐵架臺（帶鐵圈）、酒精燈、燒杯、圓底燒瓶 分離碘和沙
吸　 附 除去混合物中的氣態或固態雜質 干燥管或U形管 用活性炭除去黃糖中的有色雜質
色層分
析法 分離溶液中的溶質 層析紙及層析試劑 分離黑色墨水中不同顏色的物質
4．離子的檢驗
　　一般來講，陽離子的檢驗需選擇合適的陰離子，陰離子的檢驗需選擇合適的陽離子，并要求具有特別的明顯現象。這就需要選擇合適的檢驗試劑及其添加順序，以避免干擾離子的干擾。
待檢離子 選用試劑 反應現象
Al3+ NaOH 白色沉淀，堿過量后沉淀溶解
Fe3+ KSCN 出現血紅色溶液
Ca2+ Na2CO3
HCl 白色沉淀，加鹽酸后產生無色無味氣體
Cl－ AgNO3
HNO3 不溶于HNO3的白色沉淀
SO42－ BaCl2或Ba(NO3)2
HCl或HNO3 不溶于強酸的白色沉淀
CO32－ CaCl2或BaCl2
HCl或HNO3 白色沉淀，加酸后產生無色無味使澄清石灰水變渾濁的氣體
5．化學計量之間的轉化關系
　　（1）理解物質的量及其單位摩爾、摩爾質量、阿伏加德羅常數、氣體摩爾體積、物質的量濃度等概念。
　　（2）以物質的量為核心的計算
　 　　　
　　（3）有關溶液稀釋（稀釋前后溶質守恒）：
　　　　　C (濃)·V (濃)==C (稀)·V (稀)
　　（4）溶質質量分數（W）與溶質的物質的量濃度（c）的轉化：（注意其中的單位換算）
6．一定物質的量濃度溶液的配制及誤差分析
　　（1）容量瓶是配制一定物質的量濃度溶液的儀器，其常用規格有100 mL、250 mL、500 mL、1000 mL等，使用時一定要注意其規律，如500 mL的容量瓶。并且使用前一定要檢查其是否漏水。
　　（2）配制步驟，所用儀器及注意事項
配制步驟 使用儀器 注意事項
計算 —— 固體求溶質質量，液體求其體積。
稱量／量取 托盤天平或滴定管
（量筒）、小燒杯 天平的精確度為0.1 g，量筒的精確度為0.1 mL，量筒量取液體后不需要洗滌。
溶解／稀釋 燒杯、玻璃棒 溶解要在小燒杯中，切不可在容量瓶中直接溶解。
冷卻 —— 將液體恢復到室溫（20℃）
轉移 一定體積的容量瓶 轉移時要用玻璃棒引流，以防液體濺失
洗滌 —— 洗燒杯和玻璃棒2—3次，并將洗滌液轉入容量瓶
振蕩 —— 使溶液充分混合
定容 膠頭滴管 加水至刻度線1—2 cm時，用膠頭滴管滴加，并使視線、刻度線、凹液面相切。
搖勻 —— 兩手握住容量瓶，上下顛倒搖勻。
裝瓶貼簽 試劑瓶 容量瓶不能用于長期貯存溶液。
　　具體要做到：移量要精確，溶解要安全，冷卻要充分，洗滌要潔凈，定容要準確，混合要均勻。
　　（3）誤差分析
　　由公式知，凡是溶質的物質的量減少或使溶液體積增大的操作，都會使c偏低，反之偏高。
三、方法整合
　　本章包括化學實驗基本方法和化學計量在實驗中的應用兩節內容，就其主要題型有：（1）實驗安全知識及常用危險化學品的分類識別；（2）混合物分離和提純過程的簡單設計；（3）過濾、蒸發、萃取、分液、蒸餾等分離方法的選擇根據、涉及的化學儀器及操作過程等；（4）常見離子（SO42―、CO32―、Cl―、Ca2+等）的檢驗；（5）有關物質的量、摩爾質量、阿伏加德羅常數、氣體摩爾體積、物質的量濃度等概念的辯析理解；（6）有關化學計量的簡單計算；（7）一定物質的量濃度溶液的配制等等。無論是化學實驗基本方法，還是化學計量，都貫穿于整個高中化學，所以這就要求理解準確，應用到位。
1．物質及其變化的分類
　　2．離子反應
　　3．氧化還原反應
　　4．分散系　 膠體
二、知識網絡
1．物質及其變化的分類
（1）物質的分類
　　分類是學習和研究物質及其變化的一種基本方法，它可以是有關物質及其變化的知識系統化，有助于我們了解物質及其變化的規律。分類要有一定的標準，根據不同的標準可以對化學物質及其變化進行不同的分類。分類常用的方法是交叉分類法和樹狀分類法。
（2）化學變化的分類
　　根據不同標準可以將化學變化進行分類：
　　①根據反應前后物質種類的多少以及反應物和生成物的類別可以將化學反應分為：化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應。
　　②根據反應中是否有離子參加將化學反應分為離子反應和非離子反應。
　　③根據反應中是否有電子轉移將化學反應分為氧化還原反應和非氧化還原反應。
2．電解質和離子反應
（1）電解質的相關概念
　　①電解質和非電解質：電解質是在水溶液里或熔融狀態下能夠導電的化合物；非電解質是在水溶液里和熔融狀態下都不能夠導電的化合物。
　　②電離：電離是指電解質在水溶液中產生自由移動的離子的過程。
　　③酸、堿、鹽是常見的電解質
　　酸是指在水溶液中電離時產生的陽離子全部為H+的電解質；堿是指在水溶液中電離時產生的陰離子全部為OH-的電解質；鹽電離時產生的離子為金屬離子和酸根離子或銨根離子。
（2）離子反應
　　①有離子參加的一類反應稱為離子反應。
　　②復分解反應實質上是兩種電解質在溶液中相互交換離子的反應。
　　發生復分解反應的條件是有沉淀生成、有氣體生成和有水生成。只要具備這三個條件中的一個，復分解反應就可以發生。
　　③在溶液中參加反應的離子間發生電子轉移的離子反應又屬于氧化還原反應。
（3）離子方程式
　　離子方程式是用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。
　　離子方程式更能顯示反應的實質。通常一個離子方程式不僅能表示某一個具體的化學反應，而且能表示同一類型的離子反應。
　　離子方程式的書寫一般依照“寫、拆、刪、查”四個步驟。一個正確的離子方程式必須能夠反映化學變化的客觀事實，遵循質量守恒和電荷守恒，如果是氧化還原反應的離子方程式，反應中得、失電子的總數還必須相等。
3．氧化還原反應
（1）氧化還原反應的本質和特征
　　氧化還原反應是有電子轉移（電子得失或共用電子對偏移）的化學反應，它的基本特征是反應前后某些元素的化合價發生變化。
（2）氧化劑和還原劑
　　反應中，得到電子（或電子對偏向），所含元素化合價降低的反應物是氧化劑；失去電子（或電子對偏離），所含元素化合價升高的反應物是還原劑。
　　在氧化還原反應中，氧化劑發生還原反應，生成還原產物；還原劑發生氧化反應，生成氧化產物。
　　氧化還原反應中物質的變化關系可用下式表示：
　　　　　　
（3）氧化還原反應中得失電子總數必定相等，化合價升高、降低的總數也必定相等。
4．分散系、膠體的性質
（1）分散系　　　
　　把一種（或多種）物質分散在另一種（或多種）物質中所得到的體系，叫做分散系。前者屬于被分散的物質，稱作分散質；后者起容納分散質的作用，稱作分散劑。當分散劑是水或其他液體時，按照分散質粒子的大小，可以把分散系分為溶液、膠體和濁液。
（2）膠體和膠體的特性
　　①分散質粒子大小在1nm~100nm之間的分散系稱為膠體。膠體在一定條件下能穩定存在，穩定性介于溶液和濁液之間，屬于介穩體系。
　　②膠體的特性
　　膠體的丁達爾效應：當光束通過膠體時，由于膠體粒子對光線散射而形成光的“通路”，這種現象叫做丁達爾效應。溶液沒有丁達爾效應，根據分散系是否有丁達爾效應可以區分溶液和膠體。
　　膠體粒子具有較強的吸附性，可以吸附分散系的帶電粒子使自身帶正電荷（或負電荷），因此膠體還具有介穩性以及電泳現象。
1．金屬鈉的化學性質（與氧氣、水的反應）。
　　2．金屬鋁的化學性質（與強酸、強堿的反應）。
　　3．金屬鐵與水蒸氣的反應。
　　4．物質的量在化學方程式計算中的應用。
　　5．氧化鈉、過氧化鈉的性質（與二氧化碳、水的反應）。
　　6．碳酸鈉、碳酸氫鈉的性質。
　　7．氧化鋁、氫氧化鋁的性質（與強酸、強堿的反應）。
　　8．鐵的氧化物（氧化亞鐵、氧化鐵、四氧化三鐵）的性質。
　　9．鐵的氫氧化物（氫氧化亞鐵、氫氧化鐵）的性質。
　　10．鐵鹽、亞鐵鹽的轉化。
　　11．金屬離子的檢驗。
　　12．常見合金的重要應用。
二、知識網絡
　　對金屬及其化合物知識可橫向整理，即按金屬單質、金屬氧化物、氫氧化物、鹽進行分塊對比整理。
1．金屬單質的化學性質
金屬活動順序 Na　　　　　 Al　　　 Fe　　　　　 Cu
金屬原子失電子能力
依次減弱，還原性依次減弱
與空氣中氧氣的反應 易被氧化 常溫時能被氧化 加熱時能被氧化
與水的反應 常溫可置換出水中的氫 加熱或與水蒸氣反應時能置換出水中的氫 不與水反應
與酸的反應 能置換出稀酸中的氫 不能置換稀酸中的氫
反應劇烈（先與酸反應再與水反應） 反應程度依次減弱（可在冷的濃硫酸、濃硝酸中發生鈍化） 能跟濃硫酸、濃硝酸反應
與鹽的反應 排在金屬活動順序表前面的金屬可將后面的金屬從其鹽溶液中置換出來（鈉會與水反應置換出氫氣）
與堿的反應 不反應 Al 可以與堿溶液反應，產生氫氣 不反應
2．金屬氧化物的性質對比
金屬氧化物 Na2O Na2O2 Al2O3 Fe2O3 CuO
顏色 白色 淡黃色 白色 紅棕色 黑色
與水反應 生成NaOH 生成NaOH和O2 不反應
與CO2反應 生成Na2CO3 生成Na2CO3
和O2 不反應
與鹽酸反應 生成NaCl
和H2O 生成NaCl
和H2O2 生成AlCl3
和H2O 生成FeCl3
和H2O 生成CuCl2
和H2O
與NaOH溶液
反應 與水反應 與水反應 生成NaAlO2和H2O 不反應
由金屬直接
制得的方式 金屬鈉直接
露置在空氣中 點燃或加熱
金屬鈉 金屬鋁的氧化膜或在氧氣中點燃金屬鋁 生鐵在潮濕空氣中緩慢氧化 在空氣中加熱
金屬銅
3．金屬氫氧化物的性質對比
金屬氫氧化物 NaOH Al(OH)3 Fe(OH)2 Fe(OH)3 Cu(OH)2
顏色 白色固體 白色膠狀沉淀 白色沉淀 紅褐色沉淀 藍色沉淀
與鹽酸反應 生成NaCl
和H2O 生成AlCl3
和H2O 生成FeCl2
和H2O 生成FeCl3
和H2O 生成CuCl2
和H2O
加熱 對熱穩定 生成Al2O3
和H2O 隔絕空氣加熱生成FeO和H2O 生成Fe2O3
和H2O 生成CuO
和H2O
與NaOH
溶液反應 —— 生成NaAlO2
和H2O 不反應
制備 ①Ca(OH)2溶液與Na2CO3溶液反應
②氯堿工業 鋁鹽與過量
氨水反應 硫酸亞鐵與氫氧化鈉溶液反應 硫酸鐵溶液與氫氧化鈉溶液反應 硫酸銅溶液與氫氧化鈉溶液反應
　　對于某一金屬元素及其化合物知識，我們可按單質——氧化物——氫氧化物——鹽縱向對比整理：
4．鈉及其重要化合物
　　　　　
5．鋁及其重要化合物
　　　　　　　　　
6．鐵及其重要化合物
　　　　　
7．銅及其重要化合物
　　　　　　　　
　　請同學們回顧所學知識，寫出4～7中所涉及的化學方程式或離子方程式。
8．常見金屬陽離子的檢驗方法
　　（1）Na+：焰色反應：火焰顏色呈黃色。
　　（2）K+：焰色反應：火焰顏色呈紫色（透過藍色鈷玻璃）。
　　（3）Ag+：加鹽酸或可溶性的氯化物，生成不溶于強酸的白色沉淀。
　　（4）Ba2+：加硫酸或可溶性的硫酸鹽，生成不溶于強酸的白色沉淀。
　　（5）Ca2+：加可溶性碳酸鹽，生成白色沉淀；加強酸產生使澄清石灰水變渾濁的氣體。
　　（6）Al3+：加NaOH溶液，先出現白色膠狀沉淀，后逐漸溶解。
　　（7）Fe2+：①加NaOH溶液，產生白色膠狀沉淀，迅速變成灰綠色，最后變成紅褐色；
　　　　　　　 ②加KSCN溶液不變色，加氯水后溶液變紅色。
　　（8）Fe3+：①加NaOH溶液，生成紅褐色沉淀；②加KSCN溶液，溶液變血紅色。
1、SO42－檢驗：① 加稀鹽酸，無變化 ② 加入BaCl2溶液，有白色沉淀生成
Ba2+ + SO42－ == BaSO4↓
2、CO32－檢驗：①加入酸，生成無色無味氣體 ②將氣體通入澄清石灰水中，石灰水變渾濁。
CO32－ + 2H+== H2O + CO2↑ Ca2++2OH- + CO2 == CaCO3↓+ H2O
3、Cl-檢驗：①加入AgNO3溶液，產生白色沉淀 ②加入稀硝酸，沉淀不溶解。
Ag+ + Cl- == AgCl ↓
4、NH4+檢驗 : 加入NaOH溶液并加熱，產生有刺激性氣味且能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍色的氣體 NH4++ OH- ＝NH3 ↑ + H2O
5、Fe3+ : 加入 KSCN溶液反應，溶液顯血紅色；
6、Fe2+: ① 加入NaOH溶液，先產生白色沉淀，迅速變成灰綠色，最后變成紅褐色沉淀。
Fe2++2OH-== Fe(OH)2↓ (白色) 4Fe(OH)2+O2+2H2O== 4Fe(OH)3（紅褐色）
②加入KSCN溶液，不顯紅色，加入少量新制的氯水后，立即顯紅色。
2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl－
必修1 化學方程式匯總
一、鈉及其重要化合物
1、鈉與非金屬的反應
4Na +O2=2Na2O （白色） 2Na + O2 △ Na2O2 （淡黃色）
2Na +Cl2 點燃 2NaCl
2、鈉與水反應：2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ （浮、熔、游、響、紅）
3、 氧化鈉 過氧化鈉
Na2O+H2O=2NaOH 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑
Na2O+CO2=Na2CO3 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑
Na2O+2HCl=2NaCl+H2O 2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑
6、Na2CO3和NaHCO3
①、與酸的反應
Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑
NaHCO3+HCl=NaCl+H 2O+CO2↑（反應速率更快）
②、與堿的反應
Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH
2NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+Na2CO3+2H2O
NaHCO3+NaOH = Na2CO3+H2O
③、與鹽的反應
Na2CO3+CaCl2=2NaCl+CaCO3↓
Na2CO3+BaCl2=2NaCl+BaCO3↓
④、相互轉化
2NaHCO3 △ Na2CO3+H2O+CO2↑ （加熱分解）
Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3 （向Na2CO3溶液中通入足量的CO2）
二、鋁及其重要化合物 (結合Al2O3 和Al(OH)3的兩性進行記憶！)
1、鋁與非金屬： 4Al + 3O2 == 2Al2O3
2、鋁與弱氧化性酸：2Al + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2↑ 2Al+6H+ == 2Al3++3H2 ↑
鋁與強氧化性酸：鈍化（濃H2SO4、濃HNO3）
3、鋁與堿：2Al+2NaOH +2H2O==2NaAlO2 + 3H2↑ ; 2Al+2H2O+2OH－==2AlO2－+3H2↑
4 ①、氧化鋁與酸反應：Al2O3 + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2O
②、氧化鋁與堿反應：Al2O3 +2NaOH == 2NaAlO2 + 2H2O
5、氫氧化鋁制備：可溶性鋁鹽和NH3·H2O
AlCl3+3NH3·H2O==Al(OH)3↓+3NH4Cl Al3＋+3NH3·H2O==Al(OH)3↓+3NH4＋
6、氫氧化鋁的不穩定性： 2Al(OH)3 △ Al2O3＋2H2O
7、氫氧化鋁與酸反應：Al(OH)3 + 3HCl == AlCl3 + 3H2O
8、氫氧化鋁與堿反應：Al(OH)3 +NaOH == NaAlO2 + 2H2O
9、“鋁三角”（氫氧化鋁的反應在上面已經提到，略）：
AlCl3+3NaOH（少量）=Al(OH)3↓+3NaCl Al3＋+3OH-=Al(OH)3↓＋
AlCl3+4NaOH（過量）=2NaAlO2 + 2H2O +3NaCl Al3++4OH- ＝ AlO2- +2H2O
NaAlO2+HCl（少量）+H2O=Al(OH)3↓+NaCl AlO2- +H+ +H2O ＝Al(OH)3 ↓
NaAlO2+4HCl（過量）=AlCl3+3NaCl+2H2O AlO2- +4H+ ＝Al 3+ + 2H2O
10、明礬凈水原理
明礬溶于水后發生電離：KAl(SO4)2==K++Al3++2SO42-
鋁離子與水反應生成：Al(OH)3膠體：Al3＋+3H2O==Al(OH)3(膠體)+3H+
三、鐵及其重要化合物
1、工業煉鐵原理：Fe2O3+3CO 高溫 2Fe+3CO2
2、鐵與非金屬反應：2Fe+3Cl2 點燃 2FeCl3 3Fe+2O2 點燃 Fe3O4
3、與水反應：3Fe+4H2O(g) 高溫 Fe3O4+4H2
4、鐵與酸反應：Fe+2HCl== FeCl2+H2↑ Fe+2H+== Fe2++H2↑
5、鐵與鹽溶液反應：Fe+CuSO4==Cu+FeSO4 Fe+Cu2+==Cu+Fe2+
Fe+2FeCl3 == 3FeCl2 Fe+2Fe3+ == 3Fe2+
6、鐵的氧化物
Fe2O3 + 6H+ == 2Fe3+ + 3H2O FeO + 2H+ == Fe2+ + H2O
7、Fe2+與Fe3+的檢驗
①、Fe2+的檢驗：
(1) 顏色：淺綠色 (2)加NaOH溶液：先產生白色沉淀，后變成灰綠色，最后成紅褐色
Fe2++2OH-== Fe(OH)2↓ (白色) 4Fe(OH)2+O2+2H2O== 4Fe(OH)3（紅褐色）
(3) 先加KSCN溶液，不變色，再加新制氯水，溶液變成血紅色 2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl-
②、Fe3+的檢驗
(1)顏色：棕黃色
(2)加KSCN溶液：溶液變成血紅色
(3)加NaOH溶液：紅褐色沉淀 Fe3++3OH-== Fe(OH)3↓
8、氫氧化鐵受熱分解：2Fe(OH)3 △ Fe2O3 + 3H2O
9、 Fe2+與Fe3+的轉化
(1)Fe2+→Fe3+ 2Fe2++Cl2==2 Fe3++2Cl-
(2) Fe3+→Fe2+ Fe+2Fe3+ == 3Fe2+
四、硅及其重要化合物
二氧化硅
① 酸性氧化物：SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O SiO2+CaO高溫 CaSiO3
② 弱氧化性： SiO2 ＋4HF==SiF4↑+2H2O
2、硅酸鹽 Na2SiO3+2HCl==H2SiO3↓+2NaCl
Na2SiO3+ CO2+H2O==H2SiO3 ↓ +Na2CO3 （酸性：H2CO3 > H2SiO3）
五、氯的重要化合物
1、氯氣與金屬的反應
2Fe+3Cl2點燃 2FeCl3 Cu+Cl2點燃 CuCl2 2Na+Cl2點燃 2NaCl
2、氯氣與非金屬的反應
H2+Cl2 點燃 2HCl 2P+3Cl2點燃 2PCl3 2P+5Cl2點燃 2PCl5
3、氯氣與水的反應
Cl2+H2O == HCl + HClO（ 次氯酸）
4、次氯酸光照分解：2HClO 光照 2HCl + O2 ↑
5、Cl2與堿溶液的反應
Cl2+2NaOH=NaCl+NaO+H2O
2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O(制漂白粉)
Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO（漂白原理） （酸性：H2CO3 > HClO）
六、硫及其重要化合物
1、 硫的可燃性 S+O2 點燃 SO2
2、 2SO2 + O2 2SO3
3、與水反應： SO2＋H2O H2SO3 SO3＋H2O == H2SO4
4、與堿反應： SO2 + Ca(OH)2 ＝ CaSO3 + H2O SO3 + Ca(OH)2 ＝ CaSO4 + H2O
5、與堿性氧化物反應：SO2+CaO == CaSO3 SO3+CaO == CaSO4
6、濃硫酸強氧化性
C + 2H2SO4(濃) △ CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O
Cu＋2H2SO4（濃） △ CuSO4＋SO2↑十2H2O
七、氮及其重要化合物
1、 合成氨： N2 + 3H2 2NH3
2、NH3 ①氨氣與水：NH3 + H2O NH3·H2O NH4 + + OH -
②氨氣與酸：NH3+HCl=NH4Cl NH3+HNO3=NH4NO3
3、銨鹽與堿反應：
NH4NO3+NaOH △ NaNO3+NH3↑+H2O
2NH4Cl + Ca(OH)2 △ CaCl2 + 2NH3 ↑+ 2H2O（實驗室制氨氣）
4、銨鹽不穩定性：NH4Cl △ NH3↑+HCl ↑ NH4HCO3 △ NH3+H2O+CO2 ↑
5、HNO3強氧化性：4HNO3(濃)+Cu==Cu(NO3)3+3NO2↑+2H2O
8HNO3+3Cu==3Cu(NO3)3+2NO↑+4H2O
6、雷雨發莊稼
N2 + O2 放電 2NO 2NO + O2 == 2NO2 3NO2 + H2O == 2HNO3 + NO
化學計量在實驗中的應用
①物質的量
定義：表示一定數目微粒的集合體 符號n 單位 摩爾 符號 mol
阿伏加德羅常數：0.012kgC-12中所含有的碳原子數。用NA表示， 約為6.02x1023
微粒與物質的量的公式：n=
②摩爾質量：單位物質的量的物質所具有的質量 用M表示 單位：g/mol 數值上等于該物質的分子量或相對原子質量
質量與物質的量的公式：n=
③物質的體積決定：①微粒的數目 ②微粒的大小 ③微粒間的距離
氣體體積主要決定①微粒的數目 ②微粒間的距離
體積與物質的量的公式：n=
標準狀況下 ，1mol任何氣體的體積都約為22.4L
④阿伏加德羅定律：同溫同壓下， 相同體積的任何氣體都含有相同的分子數
⑤物質的量濃度：單位體積溶液中所含溶質B的物質的量。符號CB 單位：mol/l
公式：CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB
溶液稀釋規律 C（濃）×V（濃）=C（稀）×V（稀）
⑥ 配制一定物質的量濃度的溶液 （配制前要檢查容量瓶是否漏水）
5.定容 6。搖勻7 裝瓶貼簽計算：算出固體溶質的質量或液體溶質的體積。
稱量：用托盤天平稱取固體溶質質量，用量簡量取所需液體溶質的體積。
溶解：將固體或液體溶質倒入燒杯中，加入適量的蒸餾水（約為所配溶液體積的1/6），用玻璃棒攪拌使之溶解，冷卻到室溫后，將溶液引流注入容量瓶里。
洗滌（轉移）：用適量蒸餾水將燒杯及玻璃棒洗滌2－3次，將洗滌液注入容量瓶。振蕩，使溶液混合均勻。
定容：繼續往容量瓶中小心地加水，直到液面接近刻度線1cm處，改用膠頭滴管加，使凹液面恰好與刻度相切。把容量瓶蓋緊，再振蕩搖勻。
其它知識
固體顏色： 淡黃色固體： Na2O2 , S
顏色反應： Na元素：黃色； K元素：紫色（透過藍色鈷玻璃）
沉淀顏色：Mg(OH)2 白色；Fe(OH)2 白色； Fe(OH)3 紅褐色； Cu(OH)2藍色
離子溶液顏色：Fe2+ 淺綠色；Fe3+ 黃色；Cu2+ 藍色
氣體顏色：NO2 紅棕色；Cl2 黃綠色
Al 、Fe在冷的濃H2SO4、濃HNO3中發生鈍化。
漂白性物質：SO2 （化合漂白，暫時性）；
新制氯水、Ca(ClO)2、HClO、O3 (氧化漂白，永久性)
8、常見不能大量共存的離子：
OH- 與NH4+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Mg2+ 、Ca2+；
H+與CO32-、HCO3-、SO32-、SiO32-、ClO-
Ag+與Cl- ； Ba2+ 與 SO42- 、CO32-； Ca2+與 SO42- CO32-、CO32-

展開更多......

收起↑