資源簡介

2022年中考化學人教版九年級下冊知識點復習資料
第八單元金屬和金屬材料
課題1 金屬材料
1、人類從石器時代進入青銅器時代繼而進入鐵器時代，鋁的利用要晚得多。
2、金屬材料：金屬材料包括純金屬和合金。合金（一定是混合物）：由一種金屬跟其他一種或幾種金屬（或金屬與非金屬）一起熔合而成的具有金屬特性的物質。合金的特點：合金與組成它的純金屬對比：合金硬度變大、熔點變低、耐腐蝕性更好。因此，合金具有更廣泛的用途。
3、一些金屬的特性：大多數金屬都呈銀白色，但銅卻呈紫紅色，金呈黃色；在常溫下，鐵、銅、鋁等大多數金屬是固體，但體溫計中的汞卻是液體；
4、金屬材料共同的物理性質：金屬都具有金屬光澤、導電性、導熱性、延展性（能展成薄片、能拉成絲）等共同的物理性質。
5、決定物質用途的主要是物質的性質 ，但不是唯一的因素。還要考慮價格、資源、是否美觀、使用是否便利、以及廢料是否易于回收、對環境的影響。
5、金屬之最：
（1）鋁：地殼中含量最多的金屬元素 （2）鈣：人體中含量最多的金屬元素
（3）鐵：目前世界年產量最多的金屬（鐵>鋁>銅）
（4）銀：導電、導熱性最好的金屬（銀>銅>金>鋁）
（5）鉻：硬度最高的金屬 （6）鎢：熔點最高的金屬（用來做燈絲，耐用。）
（7）汞：熔點最低的金屬 （常溫下是液體） （8）鋨：密度最大的金屬
（9）鋰：密度最小的金屬
6、重要的合金：
⑴生鐵和鋼都含碳量不同的鐵合金，生鐵含碳量2%-4.3%，鋼含碳量0.03%-2%。不銹鋼是含鉻、鎳的鋼具有優良的抗腐蝕性能。
⑵鈦合金由于具有熔點高、密度小、抗腐蝕強、機械性能好等優點，被認為是21世紀最重要的金屬材料。鈦合金與人體有很好的“相容性”，因此可用來制造人造骨等。
⑶鋁有較好的延展性可制成0.01mm的鋁箔，用于包裝香煙、糖果；鋁的密度小和具有抗腐蝕等優良性能，鋁及其合金在電線電纜工業、飛機、汽車等制造業有廣泛的用途。
⑷焊錫:錫、鉛合金，熔點低。
⑸形狀記憶合金是鈦、鎳合金，用于做人造衛星和宇宙飛船的天線，水暖系統、防火門和電路斷電的自動控制開關，以及牙齒矯正等醫療材料。
課題2 金屬的化學性質
1、鐵、銅等在常溫下幾乎不能與氧氣反應。但在高溫時能與氧氣反應，如2Cu + O2 2CuO，“真金不怕火煉”說明金在高溫時也不與氧氣反應。
2、置換反應：一種單質和一種化合物反應，生成另一種單質和另一種化合物的反應。單質1 + 化合物2 = 新單質1 + 新化合物2；用字母表示A + BC == B + AC（置換反應屬于基本反應類型）
H2 ＋ CuO △ Cu + H2O （是置換反應）； CO + CuO △ Cu + CO2（不是置換反應，反應物沒有單質。）
3、金屬活動性順序：鉀鈣鈉鎂鋁，鋅鐵錫鉛（氫），銅汞銀鉑金。〔助記：嫁給那美女，鋅鐵錫千斤(H)，銅汞銀百斤(金)〕
K Ca Na Mg Al， Zn Fe Sn Pb（H），Cu Hg Ag Pt Au
金屬活動性由強逐漸減弱
在金屬活動性順序里：
⑴金屬的位置越靠前，它的活動性就越強；
⑵位于氫前面的金屬能置換出鹽酸、稀硫酸中的氫（氫元素，不是氫氣）（不可用濃硫酸、硝酸）（除K、Ca、Na外，因為K、Ca、Na太活潑，能與水先反應）；
⑶位于前面的金屬能把位于后面的金屬從它們的化合物溶液中置換出來。（除K、Ca、Na外，因為K、Ca、Na太活潑，能與水先反應）
3、準備知識：關于金屬離子溶液的顏色。
⑴凡有鐵離子Fe+溶液為黃色
⑵凡有亞鐵離子Fe2+ 溶液為淺綠色，如：FeCl2溶液、 FeSO4溶液為淺綠色
⑶凡有銅離子Cu2+ 溶液為藍色，如：CuCl2溶液、CuSO4溶液為藍色
(4)其他離子無色，如Ag+、Zn2+、Mg2+ 無色。例AgNO3溶液、ZnCl2溶液、MgCl2溶液為無色。
4、金屬的化學性質
⑴大多數金屬可與氧氣發生化合反應，生成金屬氧化物。鋁在空氣中與氧氣反應，其表面生成一層致密的氧化鋁（ Al2O3 ）薄膜，從而阻止鋁進一步氧化，因此，鋁具有很好抗腐蝕性能即4Al + 3O2 == 2Al2O3 。
金屬活動性順序有兩個重要應用：⑵、⑶
⑵金屬與酸發生置換反應，生成氫氣。條件：“金屬，要排在金屬活動性順序中氫的前面的金屬。酸，只能是鹽酸和稀硫酸”，不能用：濃硫酸、硝酸。因為濃硫酸、硝酸有強氧化性，與金屬反應不能生成氫氣，而生成水
。即 金屬 + 酸 → 鹽 + H2↑
（H前） （HCl和稀H2SO4）
例：鐵和稀硫酸能反應Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑，現象：鐵逐漸溶解，有氣泡產生，溶液由無色變為淺綠色。
注意：銅(Cu)與鹽酸或稀硫酸不能反應，因為銅在金屬活動性順序中排在氫的后面。
⑶金屬與某些化合物溶液發生置換反應，生成新金屬，條件：“金屬，前換后，化合物可溶”。
金屬 + 鹽 → 另一金屬 + 另一鹽（條件：“前換后，鹽可溶”）
例：鐵和硫酸銅溶液能反應：Fe + CuSO4 == Cu + FeSO4 (“濕法冶金”原理) 現象：鐵的表面覆蓋一層紅色物質，溶液由藍色變為淺綠色。
注意：銅與硝酸銀溶液能反應：Cu + 2AgNO3＝Cu (NO3 )2 + 2Ag，鐵和硫酸鋅溶液不能反應原因鐵不如鋅活潑；銅與氯化銀不能反應原因是氯化銀不溶于水。
⑷鐵與稀酸或與金屬化合物溶液反應時（置換反應），只生成+2價的亞鐵化合物。
如：鐵與稀鹽酸反應Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑
（氯化亞鐵）
鐵與稀硫酸反應Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑
（硫酸亞鐵）
鐵與硫酸銅溶液反應Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
（硫酸亞鐵）
課題3 金屬資源的利用和保護
1、鐵的冶煉：（1）原理：在高溫下，利用焦炭與氧氣反應生成的一氧化碳把鐵從鐵礦石里還原出來。
3CO + Fe2O3高溫2Fe + 3CO2 （2）原料：鐵礦石、焦炭、石灰石、空氣
2、常見的鐵礦石有磁鐵礦，主要成分是Fe3O4 ：黑色，赤鐵礦主要成分是Fe2O3 ：紅色。
3、CO還原氧化鐵實驗：
（1）反應方程式： Fe2O3 + 3CO == 2Fe + 3CO2
（紅色固體） （鐵粉，黑色固體）
（2）實驗現象：玻璃管的粉末由紅色逐漸變黑，試管里的澄清的石灰水變渾濁。
（3）操作順序：CO驗純 → 通CO → 加熱 → 停止加熱 → 停止通CO （“CO早出晚歸” ）
①實驗開始時先通CO后加熱的原因：排盡玻璃管中的空氣，防止CO不純加熱時發生爆炸；
②反應完成后先停止加熱直至玻璃管冷卻再停止通CO的原因：防止生成的鐵重新與氧氣反應。
（4）尾氣處理：點燃尾氣，防止CO污染空氣。
4、鐵生銹的實質是：鐵與氧氣 、水發生緩慢氧化反應，生成的鐵銹呈紅褐色，屬于混合物，的主要成分是氧化鐵，化學式為Fe2O3（或Fe2O3·XH2O）。如果鐵制品不清潔（如含有氯化鈉），在與氧氣 、水接觸時更易生銹。
5、銅生銹的條件是：銅與氧氣 、水、二氧化碳接觸。銅銹的主要成分是堿式碳酸銅（俗稱銅綠），化學式為 Cu2(OH)2CO3。
6、防止鐵制品生銹的措施：①保持鐵制品表面的清潔、干燥；②表面涂保護膜：如涂油、刷漆、電鍍、烤藍等
③制成不銹鋼。月餅袋中鐵粉既能吸收水份（作干燥劑）又吸收氧氣（作脫氧劑），防止月餅變質。
7、鐵銹很疏松，不能阻礙里層的鐵繼續與氧氣、水蒸氣反應，因此鐵制品可以全部被銹蝕，因而鐵銹應及時除去。而鋁與氧氣反應生成致密的氧化鋁薄膜，從而阻止鋁進一步氧化，因此，鋁具有很好的抗腐蝕性能。
8保護金屬資源的途徑： ①防止金屬腐蝕；②回收利用廢舊金屬；③合理開采礦物資源；④尋找金屬的代用品。
9、金屬資源的保護意義：節約金屬資源，減少環境污染。
10、含雜質物質的化學方程式的計算：化學方程式計算時，如果題目給出的量是含雜質的，必須求出純物質的量才能計算。
①計算公式：
②純物質的質量 = 不純物質的總質量 X 純度
或純物質的質量=不純物質的總質量X（1－雜質的質量分數）
③不純物質的總質量=純物質的質量 ÷ 純度
第九單元 溶液
課題1 溶液的形成
1、溶液：一種或幾種物質分散到另一種物質里形成的均一的、穩定的混合物，叫做溶液。溶液的基本特征：均一性、穩定性的混合物。均一性：溶液各處 (濃度、密度、性質)相同。穩定性：只要水不蒸發，溫度不變化，溶質與溶劑長期不會分離出來。
注意：①溶液不一定無色，如CuSO4溶液為藍色；FeSO4溶液為淺綠色；Fe2(SO4)3溶液為黃色，②溶質可以是固體、液體或氣體，水是最常用的溶劑；③溶液的質量 = 溶質的質量 + 溶劑的質量（溶液的體積 ≠ 溶質的體積 + 溶劑的體積）；④溶液的命名：溶質的溶劑溶液（如：碘酒—碘的酒精溶液，溶劑可省略，指的是水。）
固體、氣體溶于液體，液體為溶劑
2、溶質和溶劑的判斷 有水，水為溶劑
液體溶于液體
無水，量多的為溶劑 乳濁液：油與水混合
3、乳濁液：小液滴分散到液體里形成的混合物叫做乳濁液。乳濁液基本特征是不均一、不穩定的。
4、乳化作用：洗滌劑有乳化功能，它能使油脂分散成無數小的液滴，而不聚成大的油珠。這些細小的液滴能隨著水流走，因此試管的內壁很干凈。這種作用叫做乳化作用。衣服、餐具上的油污可以用加入洗滌劑的水洗掉，也是這個道理。
5、用汽油或加了洗滌劑的水都能除去衣服上的油污二者的原理是不同的。用汽油除去衣服上的油污汽油是溶解現象；加了洗滌劑的水都能除去衣服上的油污是乳化現象。
6、溶解時放熱、吸熱現象：①溶解吸熱（溶于水后溫度降低）：如硝酸銨NH4NO3；②溶解放熱（溶于水后溫度升高）：如氫氧化鈉（NaOH）、濃硫酸（H2SO4） 、生石灰（CaO, 生石灰與水反應放熱）；③溶解沒有明顯熱現象（溶于水后溫度不變）：如氯化鈉（NaCl）。一般含有銨根離子NH4+的，溶于水后溫度降低
課題2 溶解度
1、飽和溶液、不飽和溶液：在一定溫度下、向一定量的溶劑里加入某種溶質，當溶質不能繼續溶解時，所得的溶液叫飽和溶液；還能繼續溶解的溶液，叫不飽和溶液。
2、判斷溶液是否飽和的方法：看有無不溶物或繼續加入該溶質，看能否溶解。
3、飽和溶液和不飽和溶液之間的轉化
注意：①Ca(OH)2熟石灰和氣體等除外，因為其的溶解度隨溫度升高而降低。②最可靠的方法是（所有的物質通用）：加溶質、蒸發溶劑。
4、濃、稀溶液與飽和不飽和溶液之間的關系：①飽和溶液不一定是濃溶液。②不飽和溶液不一定是稀溶液，如飽和的石灰水溶液就是稀溶液。③在一定溫度時，同一種溶質的飽和溶液一定要比它的不飽和溶液濃。
5、固體的溶解度定義：在一定溫度下，某固態物質在100g溶劑里達到飽和狀態時所溶解的質量。溶解度四要素：①條件：一定溫度 ②標準：100g溶劑 ③狀態：達到飽和 ④質量：單位：克。
6、溶解度的含義：20℃時NaCl的溶液度為36g含義：①在20℃時，在100克水中最多能溶解36克NaCl 。或②在20℃時，NaCl在100克水中達到飽和狀態時所溶解的質量為36克。
7、影響固體溶解度的因素：①溶質、溶劑的性質（種類）；②溫度
8、大多數固體物的溶解度隨溫度升高而升高：如硝酸鉀（KNO3）；少數固體物質的溶解度受溫度的影響很小：如氯化鈉（NaCl）；極少數物質溶解度隨溫度升高而降：如熟石灰〔Ca(OH)2〕
9、溶解度曲線 例：
（1）t3℃時A的溶解度為 80g
（2）交叉點P的的含義 在該溫度時，A和C的溶解度相同
（3）N點為 t3℃時A的不飽和溶液 ，可通過 加入A物質，降溫， 蒸發溶劑 的方法使它變為飽和。
（4）t1℃時A、B、C、溶解度由大到小的順序C>B>A
（5）從A溶液中獲取A晶體可用降溫結晶 的方法獲取晶體。
（6）t2℃ 時A、B、C的飽和溶液，降溫到t1℃會析出晶體的有A和B 無晶體析出的有 C ，所得溶液中溶質的質量分數由小到大依次為 A（7）除去A中的泥沙用 過濾 法；分離A與B（含量少）的混合物，用 降溫結晶 法；分離B與A（含量少）的混合物用 蒸發結晶 法。
10、氣體溶解度的定義：在壓強為101kPa和一定溫度時，氣體溶解在1體積水里達到飽和狀態時的氣體體積。
11、氣體溶解度影響因素：①氣體的性質；②溫度（溫度越高，氣體溶解度越小）；③壓強（壓強越大，氣體溶解度越大）。
12.從溶液得到溶質的兩種方法：（1）冷卻熱飽和溶液（2）蒸發水份結晶
13、混合物的分離：（1）過濾法：分離可溶物與難溶物；（2）結晶法：分離幾種可溶性物質。
14、結晶的兩種方法：①降溫結晶（又叫冷卻熱的飽和溶液法），如從KNO3中混有少量NaCl中提純KNO3（因為KNO3的溶解度溫度影響大，而NaCl的溶解度溫度影響不大）。②蒸發結晶，如從NaCl中混有少量KNO3提純NaCl。
課題3 溶質的質量分數
1、有關溶質的質量分數的計算：
公式：
溶質質量分數= X100% （溶液質量 = 溶質質量 + 溶劑質量）
①溶質質量 =溶液質量×溶質的質量分數
②溶液質量 =溶質質量÷溶質的質量分數
③溶劑質量 = 溶液質量 －溶質質量
2、在飽和溶液中：
溶質質量分數= ×100%（在飽和溶液中，溶解度一定大于溶質質量分數）
3、溶液中有關體積的計算：涉及溶液的體積計算時，應先將溶液的體積換算成溶液的質量。
換算公式：溶液質量=溶液體積×溶液密度
4、濃溶液加水稀釋：濃溶液加水稀釋，溶液質量_增加，溶質質量__不變___（填“增加”、“減少”或“不變”）。
5、計算依據：溶液稀釋前后溶質的質量不變。
6、計算格式：
①濃溶液質量×濃質量分數=稀溶液質量×稀質量分數
②加水質量 = m（稀液）－ m（濃液）
7、溶質質量分數在化學方程式的計算中的應用：
⑴求反應后所得溶液中溶質質量可由化學方程式的計算直接求得。列比例時一定要用溶質的質量(即純量）。
溶質質量 =溶液質量×溶質的質量分數
⑵求反應后所得溶液的質量的方法有兩種：①利用質量守恒定律：反應前后的物質總質量不變。
反應后溶液的質量＝反應前各物質的質量總和－難溶性雜質(反應前混有而不參加反應的)－生成沉淀的質量－生成氣體的質量.②根據溶液的組成：溶液的質量 = 溶質質量+溶劑（水）質量，
而水的質量 ＝ 反應前溶液中的水 ＋ 反應后生成的水。
8、配制一定溶質質量分數的溶液：（參考下冊課本P43-44）
（1）用固體配制：①步驟：計算、稱量、溶解 ②儀器：天平、藥匙、量筒、滴管、燒杯、玻璃棒
（2）用濃溶液稀釋（根據加水稀釋前后，溶質的質量不變）①步驟：計算、量取、稀釋 ②儀器：量筒、滴管、燒杯、玻璃棒。
第十單元 酸和堿
課題1 常見的酸和堿
1、酸、堿、鹽、的定義及舉例：
①酸：酸由氫離子和酸根組成的 如：硫酸（H2SO4）、鹽酸（HCl）、硝酸(HNO3)。
②堿：堿是由金屬離子和氫氧根組成的化合物 如：氫氧化鈉（NaOH）、氫氧化鈣Ca(OH)2 、氨水（NH3·H2O）。
③鹽：由金屬離子（或銨根）和酸根組成的化合物一定是鹽 如：氯化鈉（NaCl）、碳酸鈉(Na2CO3)、氯化銨(NH4Cl)。
2、酸、堿、鹽的水溶液可以導電（原因：溶于水時離解形成自由移動的陰、陽離子）。
3、拓展：酸、堿、鹽、的定義
電離：氯化鈉(NaCl)溶解在水時，產生了能夠自由移動的鈉離子（Na+）和氯離子（Cl-）的過程稱為電離 。可用電離方程式表示：NaCl == Na+ + Cl- （也要配平）
①酸是電離時生成的陽離子全部都是氫離子（H+）的化合物 。但碳酸氫鈉NaHCO3不是酸，因為NaHCO3 ==Na+ + H++ CO32-電離時生成的陽離子不是全部是氫離子。
②堿是電離時生成的陰離子全部都是氫氧根離子（OH-）的化合物。但堿式碳酸銅Cu2(OH)2CO3不是堿，因為
Cu2(OH)2CO3 == 2Cu2+ + 2 OH- + CO32-電離時生成的陰離子不是全部是氫氧根離子。
③鹽是電離時生成金屬離子（或銨根）和酸根離子的化合物。碳酸氫鈉NaHCO3、堿式碳酸銅Cu2(OH)2CO3也是鹽，因為電離時只要有金屬離子和酸根離子的化合物就是鹽。
4、酸堿指示劑變色規律：石蕊溶液遇酸溶液變紅色，遇堿溶液變藍色；酚酞溶液遇酸溶液不變色，遇堿溶液變紅色。中性（大多鹽如NaCl）溶液遇石蕊、酚酞溶液均不變色。
5、鹽酸的物理性質、用途：“純凈”的鹽酸是混合物，是無色有刺激性氣味的液體，打開濃鹽酸瓶蓋有白霧（不是白煙）產生，說明鹽酸具有揮發性，這是因為從濃鹽酸中揮發出來的氯化氫氣體跟空氣中的水蒸氣接觸，形成了鹽酸的小液滴。工業鹽酸因含有鐵離子而呈黃色。鹽酸用于金屬除銹、制造藥物，人體胃液中含有鹽酸，可幫助消化。
5、硫酸的物理性質、用途：濃硫酸是無色無味、粘稠狀的液體。有強烈的腐蝕性性，可使紙張、布料、皮膚物質變成黑色的炭。濃硫酸溶于水時放出大量的熱，稀釋時應把濃硫酸慢慢倒入水中，并不斷攪拌，防止酸液飛濺。濃硫酸是重要化工產品。用于生產化肥、農藥、火藥、染料以及冶煉金屬、精煉石油和金屬除銹等。濃硫酸有吸水性，可作干燥劑，但不易揮發。
6、如果不慎將將濃硫酸沾在皮膚或衣服上應立即用大量水沖洗，然后涂上3%～5%的碳酸氫鈉溶液。如果將稀硫酸沾到皮膚或衣服上，作同樣的處理，因為稀硫酸蒸發水分后也會變為濃硫酸。
7、鹽酸、硫酸都屬于酸。常用的酸還有硝酸（HNO3）、醋酸（CH3COOH）等。
8、酸的化學性質（酸都有相似的化學性質的原因：酸離解時所生成的陽離子全部是H+）
（1）酸與酸堿指示劑的反應：酸使紫色石蕊試液變紅色，酸不能使無色酚酞試液變色。
（2）酸與活潑金屬（在金屬活動順序中氫前面的金屬） 反應，生成鹽和水。即：酸 + 金屬 → 鹽 + 氫氣
①鐵與鹽酸反應： Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑，現象：固體逐漸溶解，溶液由無色變成淺綠色，有氣泡產生。 （氯化亞鐵，淺綠色）
②鐵與稀硫酸反應：Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑，現象：固體逐漸溶解，溶液由無色變成淺綠色，有氣泡產生。 （硫酸亞鐵，淺綠色）
③鎂與鹽酸反應：Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑，現象：固體逐漸溶解，有氣泡產生。
④鎂與硫酸反應： Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2↑，現象：固體逐漸溶解，有氣泡產生。
⑤鋅與鹽酸反應： Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑，現象：固體逐漸溶解，有氣泡產生。
⑥鋅與硫酸反應： Zn + H2SO4= ZnSO4+ H2↑，現象：固體逐漸溶解，有氣泡產生。
⑦鋁與鹽酸反應：2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑，現象：固體逐漸溶解，有氣泡產生。
⑧鋁與稀硫酸反應：2Al+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2↑，現象：固體逐漸溶解，有氣泡產生。
（3）酸與金屬氧化物反應，生成鹽和水。即：酸 + 金屬氧化物 → 鹽 + 水
①鐵銹（主要成分是氧化鐵）和稀鹽酸反應：Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O，現象：紅褐色固體逐漸溶解，溶液由無色變為黃色。 （氯化鐵、黃色）
②鐵銹與稀硫酸反應Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3H2O，現象：紅褐色固體逐漸溶解，溶液由無色變為黃色。 （硫酸鐵、黃色）
③氧化銅和稀鹽酸反應：CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O，現象：黑色物質逐漸溶解，溶液由無色變成藍色。
④氧化銅和稀硫酸反應：CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O ，現象：黑色物質逐漸溶解，溶液由無色變成藍色。
（4）堿 + 酸 → 鹽 + 水
（5）鹽 + 酸 → 另一種鹽 + 另一種酸（產物符合復分解條件）
9、氫氧化鈉的物理性質、用途：氫氧化鈉化學式為NaOH，俗名叫苛性鈉、火堿、燒堿，是白色固體，極易溶于水，且放熱。具有吸水性，可作作干燥劑。氫氧化鈉有強烈的腐蝕性, 如果不慎將堿液沾到皮膚上，要用較多的水沖洗，再涂上硼酸溶液。氫氧化鈉的用途：①固體作干燥劑②制肥皂、造紙③去除油污的清潔劑。氫氧化鈉曝露在空氣中時容易吸收水分，表面潮濕并逐漸溶解，這種現象叫做潮解。因此，氫氧化鈉可作某些氣體的干燥劑不能用氫氧化鈉固體干燥二氧化碳，原因氫氧化鈉能與二氧化碳發生反應。氫氧化鈉易潮解的藥品，必須放在小燒杯里稱量！氫氧化鈉在空氣中不僅吸收水分，還能與空氣中的二氧化碳發生反應。所以，氫氧化鈉必須密封保存。
10、氫氧化鈉的制法，石灰水中加入飽和的碳酸鈉溶液，過濾后得到氫氧化鈉溶液：Ca(OH)2+Na2CO3== CaCO3↓+2NaOH。
11、氫氧化鈣的物理性質、用途：氫氧化鈣的化學式為Ca(OH)2俗稱熟石灰或消石灰，是白色固體，微溶于水，所得的溶液俗稱石灰水。氫氧化鈣的制法，由生石灰（ CaO ）與水反應得到：CaO + H2O == Ca(OH)2，此反應中放出大量的熱，生石灰（ CaO ）可由高溫煅燒石灰石制得。氫氧化鈉的用途：①制漂白粉②改良酸性土壤、配波爾多液（硫酸銅與氫氧化鈣的混合） ③建筑材料
12、氫氧化鈉、氫氧化鈣都屬于堿。常用的堿還有氫氧化鉀（KOH）、氨水（NH3·H2O）等。
13、堿化學性質（（堿都有相似的化學性質的原因：堿離解時所生成的陰離子全部是OH-）
（1）堿溶液（可溶性堿）與酸堿指示劑的反應：堿使紫色石蕊試液變藍色，堿使無色酚酞試液變紅色
（2）非金屬氧化物與堿生成鹽和水，即：非金屬氧化物 + 堿 → 鹽 + 水
①二氧化碳與澄清石灰水（澄清石灰水即氫氧化鈣溶液）反應： CO2 + Ca(OH)2 == CaCO3 ↓+ H2O
②二氧化碳與氫氧化鈉反應：CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O
③二氧化硫與氫氧化鈉反應：SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
（亞硫酸鈉）
④三氧化硫與氫氧化鈉反應：SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
（硫酸鈉）
（3）酸 + 堿 → 鹽+水
中和反應：酸與堿作用生成鹽和水的反應，中和反應屬于復分解反應，中和反應是放熱反應。
①鹽酸與氫氧化鈉反應：HCl + NaOH = NaCl + H2O
②稀硫酸與氫氧化鈉反應：H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
③稀硫酸與氫氧化鈣反應：H2SO4 + Ca（OH）2 = CaSO4 + 2H2O
④氫氧化鋁與鹽酸反應（用氫氧化鋁中和胃酸過多, 胃酸的主要成分是鹽酸）：3HCl+Al(OH)3 = AlCl3+ 3H2O
（4）鹽 + 堿 → 另一種鹽 + 另一種堿
課題2 酸和堿之間會發生什么反應
1、鹽：由金屬離子（或銨根離子）和酸根離子構成的的化合物。鹽 = 金屬離子 + 酸根離子。如NaCl、Na2SO4
NH4Cl等。
2、中和反應：酸與堿作用生成鹽和水的反應 ，中和反應實質：OH－+H+ = H2O
3、中和反應應用：
（1）常用熟石灰來處理廢水，改改善土壤的酸性。Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O
（2）用氫氧化鎂的藥物中和人體過多的胃酸（胃酸的主要成分是鹽酸）。Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2+ 2H2O
4、溶液的酸堿性：表示溶液是酸性還是堿性的；溶液的酸堿度：表示溶液酸堿性的強弱程度，用pH表示。測定溶液的酸堿性用酸堿指示劑；測定溶液的酸堿度用pH試紙 。pH的范圍通常在0 -14之間。
溶液的酸堿性與pH之間的關系：(1)酸性溶液 pH<7(pH值越小,酸性越強) (2)堿性溶液 pH>7 (pH值越大,堿性越強)(3)中性溶液 pH=7 （如水、大多數鹽如食鹽水）
5、測定用pH最簡單的方法是使用pH試紙。用pH試紙測定溶液酸堿度方法：把一片pH試紙放在玻璃片上，用玻璃棒蘸取（或用滴管）待測液滴在試紙上，把試紙顯示的顏與比色卡比較讀出整數值。（用pH試紙測定的數值為整數）
6、酸堿度意義：1.化工生產中許多反應必須在一定pH溶液里才能進行；2.在農業生產中，農作物一般適宜在pH為7 或接近7的土壤中生長；3.測定雨水的pH，可以了解空氣的污染情況（因溶解有二氧化碳，正常雨水的pH約為5.6，酸雨的pH小于5.6 ）。
第十一單元 鹽 化學肥料
1、食鹽是鹽，是正確的。因為食鹽是由Na+ 和Cl- 組成的化合物；鹽就是食鹽，這種說法是錯誤的。因為鹽是由金屬離子和酸根離子組成的一類化合物。例如：Na2CO3、KCl等都是鹽。工業用鹽如亞硝酸鈉（NaNO2 ，有毒）誤作食鹽用于烹調而引起中毒事件。
2、粗鹽提純實驗可能出現誤差的原因：（參考下冊課本P69-70）①粗鹽的兩次稱量數值不準確；②對粗鹽的不再溶解判斷不準確；③過濾中的操作失誤，比如粗鹽溶液的損失、過濾不充分、濾渣的洗滌不充分、濾液傾倒不徹底等；④蒸發中濾液未全部蒸干，局部過熱液滴飛濺等；⑤蒸發后的固體轉移不徹底、稱量有誤、計算有誤等。
偏低的原因：①沒有洗滌沉淀；②食鹽沒有完全溶解等。
3、蒸發時應注意的事項：①蒸發皿應放在鐵圈上，用酒精燈加熱。停止加熱后，熱的蒸發皿要用坩堝鉗夾取，熱的蒸發皿如需立即放在實驗臺上，要墊上石棉網，以免燙壞實驗臺。②蒸發溶液時要注意倒入蒸發皿里的溶液以不超過蒸發皿容積的2/3為宜，防止加熱至沸騰時容易向外飛濺。③在加熱過程中，用玻璃棒不斷攪動，防止由于局部溫度過高，造成液滴飛濺。④當蒸發皿中出現較多量的固體時，即停止加熱，利用余熱將剩余水分蒸發掉，以避免固體因受熱而迸濺出來。。
4、在溶解、過濾、蒸發操作中都用到了玻璃棒，分別所起的作用：①溶解：玻璃棒起攪拌加速溶解作用。②過濾：玻璃棒起引流作用。③蒸發：玻璃棒起攪拌，防止局部受熱時液滴飛濺作用。④用玻璃棒把固體移到紙上，稱量回收，玻璃棒作用：轉移固體的工具。
5、氯化鈉化學式為NaCl，是易溶于水的白色固體，可作①調味料（食醋也可作調味料），腌制食品；②可制生理鹽水；③融雪劑（氯化鈉能使水的凝固點降低）；④選種子。
根據：氯化鈉的溶解度受溫度的影響不大，氯化鈉可通過晾曬海水或者煮鹽井水、鹽湖水等，蒸發除去其水分，得到粗鹽。粗鹽中含有較多的可溶性雜質（如CaCl2、MgCl2）和不溶性雜質（如泥沙）。
6、碳酸鈉化學式為Na2CO3，是易溶于水的白色固體，水溶液呈堿性，俗名純堿、蘇打，可用于①制洗滌劑 ②造紙、紡織、玻璃。
7、碳酸氫鈉化學式為NaHCO3，是易溶于水的白色固體，水溶液呈堿性。俗名小蘇打，可用于①發酵粉 ②治療胃酸過多癥。
8、碳酸鈣化學式為CaCO3，是難溶于水的白色固體，是大理石、石灰石的主要成分。可用于①補鈣劑 ②建筑材料
9、堿性物質：包括堿和某些鹽（如：Na2CO3屬于鹽，呈堿性）；酸性物質包括酸和某些鹽。
10、鹽的化學性質
①鹽與金屬發生置換反應生成新鹽和新金屬。（金屬：前換后，鹽：可溶）
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
②鹽與酸發生復分解反應生成新鹽和新酸。
鹽 + 酸 → 另一種鹽 + 另一種酸（產物符合復分解條件）
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2↑
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑
NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2↑
③鹽與堿發生復分解反應生成新鹽和新酸：鹽 + 堿 → 另一種鹽+另一種堿（反應物均可溶，產物符合復分解條件）
Na2CO3 + Ca (OH)2 = 2NaOH + CaCO3↓（制NaOH的方法）
④鹽與鹽發生復分解反應生成兩種新鹽：鹽1 + 鹽2 → 新鹽1 + 新鹽2（反應物的鹽、鹽可溶，生成物有沉淀）
NaCl + AgNO3 = AgCl↓+ NaNO3
11、鹽的分類：根據鹽的組成里所含陰、陽離子的特點，可將鹽分類并稱為某鹽。
例如：
①組成里含有碳酸根離子（CO32－）的鹽稱為碳酸鹽。如 CaCO3 、Na2CO3 、MgCO3
②含有鉀離子（K+）的鹽稱為鉀鹽。如KCl、K2SO4、K2CO3
③含有銨根離子（NH4+）的鹽稱為銨鹽。如NH4Cl 、(NH4)2SO4 、(NH4)2CO3
12、酸、堿、鹽的溶解性：
①所學的酸都可溶；
②溶堿有五種：鉀鈉鋇鈣銨”。
③凡鉀鈉銨硝酸鹽都可溶；
硫酸鹽除硫酸鋇（BaSO4）不溶；
鹽酸鹽除氯化銀（AgCl）不溶；
碳酸鹽鉀鈉銨可溶。
理解：①酸：所學的都可溶；②“溶堿有五種：鉀鈉鋇鈣銨”（只有氫氧化鉀、氫氧化鈉、氫氧化鋇、氫氧化鈣、氨水可溶于水，其余均為沉淀）；③鹽：凡鉀鈉銨硝酸鹽都可溶；〔硫酸鹽除硫酸鋇（BaSO4）不溶，其余多數可溶〕；鹽酸鹽除氯化銀（AgCl）不溶，（其余多數均可溶）；碳酸鹽鉀鈉銨可溶，（碳酸鉀、碳酸鈉、碳酸銨可溶，其余都不溶或微溶）。注意：只有BaSO4 、AgCl 不溶于水，也不溶于酸。
13、酸、堿、鹽的溶解性表：（“溶”表示可溶于水，“不”表示不溶于水，“揮”表示揮發性，“—”表示不存在或遇水就分解。）
OH - NO3- Cl - SO42- CO32-
H+ 溶揮 溶揮 溶 溶揮
NH4+ 溶 揮 溶 溶 溶 溶
K+ 溶 溶 溶 溶 溶
Na+ 溶 溶 溶 溶 溶
Ba2+ 溶 溶 溶 不 不
Ca2+ 微 溶 溶 溶 不
Mg2+ 不 溶 溶 溶 微
AI3+ 不 溶 溶 溶 －
Zn2+ 不 溶 溶 溶 不
Fe2+ 不 溶 溶 溶 不
Fe3+ 不 溶 溶 溶 －
Cu2+ 不 溶 溶 溶 －
Ag+ － 溶 不 微 不
14、復分解反應：由兩種化合物互相交換成份，生成另外兩種化合物的反應叫做復分解反應。
用字母表示：AB + CD = AD + CB“內內外外”交換。復分解反應的條件：當兩種化合物互相交換成分，生成物中有沉淀或有氣體或有水生成時，復分解反應才可以發生。
15、中和反應：酸與堿作用生成鹽和水的反應。中和反應屬于復分解反應，中和反應是放熱反應。
16、熟記常見沉淀：AgCl↓白、 BaSO4↓白、Cu(OH)2↓藍、 Fe(OH)3↓紅褐、 Mg(OH)2↓白、BaCO3↓白、CaCO3↓白。其中既不溶于水，也不溶于酸：BaSO4 、AgCl。
17、常見的十對離子反應和兩類反應：（作用——使復分解反應具備了生成條件）
生成沉淀：
（1）Ag+ + Cl-→AgCl↓ 白色 如：AgNO3 + HCl= AgCl↓+HNO3 ； AgNO3 + NaCl= AgCl↓+NaNO3
（2）Ba2+ + SO42-→BaSO4↓白色如：H2SO4+ Ba(NO3)2 =BaSO4↓+ 2HNO3 ； Na2SO4+ BaCl2 =BaSO4 ↓+ 2 NaCl
（3）Mg2+ + OH-→Mg（OH）2↓白色
如：MgCl2 + 2NaOH = Mg(OH)2↓+2NaCl ； Mg(NO3)2 + 2NaOH = Mg(OH)2↓+2NaNO3
（4）Ca2+ + CO32-→CaCO3↓白色 如：Ca (OH)2 +Na2CO3= CaCO3 ↓ +2NaOH ； CaCl2 +K2CO3= CaCO3 ↓ +2KCl
（5）Ba2+ + CO32-→BaCO3↓白色 如：BaCl2+K2CO3= BaCO3↓+2KCl ； Ba(NO3)2+Na2CO3= BaCO3↓+2NaNO3
（6）Cu2++OH-→Cu（OH）2↓藍色 如：CuCl2+2KOH= Cu（OH）2↓+2KCl ；CuSO4+2NaOH= Cu（OH）2↓+Na2SO4
（7）Fe3+ + OH-→Fe（OH）3↓紅褐色
如：Fe(NO3)3 + 3KOH = Fe（OH）3↓+3KNO3 ；FeCl3 + 3NaOH = Fe（OH）3↓+3NaCl
生成氣體：
（8）H+ + CO32-→H2O+CO2↑ 如：2HCl+CaCO3=CaCl2+H2O+CO2↑；H2SO4+Na2CO3=Na2SO4+H2O+CO2↑
（9）NH4+ + OH-→H2O+ NH3↑ 如：NH4Cl+NaOH=NaCl+ H2O+ NH3↑；NH4NO3+KOH=KNO3+ H2O+ NH3↑
生成水：
（10）H+ + OH-→H2O 如：HCl + NaOH = NaCl +H2O H2SO4 + 2KOH = K2SO4 +2H2O
（11）非金屬氧化物+ 堿→ 鹽+水 CO2 +Ca(OH)2==CaCO3↓+H2O 、2NaOH + CO2 =Na2CO3 + H2O
（12）金屬氧化物+酸→ 鹽+水Fe2O3+6HCl==2FeCl3+3H2O、CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
18、常見離子鑒別：
①Cl－檢驗：用試劑硝酸銀溶液、稀硝酸）：加入硝酸銀溶液（AgNO3），產生白色沉淀，再滴加稀HNO3，白色沉淀不溶解，則證明含有Cl－。例HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3
②CO32－檢驗：試劑（稀鹽酸、澄清灰水）：加入稀鹽酸（HCl），產生氣泡，把氣體通入澄清石灰水，石灰水變渾濁，則證明含有CO32－。例Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑
③SO42－檢驗：試劑（硝酸鋇溶液、稀硝酸）：先加入Ba(NO3)2溶液，產生白色沉淀，再滴加稀HNO3，沉淀不溶解，則證明含有SO42－。例Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓+ 2NaCl，也可用一種堿氫氧化鋇或一種鹽氯化鋇代替硝酸鋇溶液。（最好用Ba(NO3)2溶液）。
④NH4+檢驗：試劑（熟石灰、紅色石蕊試紙）：加入堿（如NaOH），微熱，有刺激性氣味，此氣體能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍，則證明含有NH4+ 。例NH4Cl + NaOH == NaCl + H2O + NH3↑
⑤其他離子鑒別
酸液（H+）：滴入紫色石蕊試液變紅 （可用多種方法： 指示劑、pH試紙、活潑金屬、金屬氧化物、堿、某些鹽：CO32-鹽）；
堿液（OH－）：滴入紫色石蕊試液變藍或滴入無色酚酞變紅。（可用多種方法：指示劑、pH試紙、酸、某些鹽如Fe3+ 鹽 、Cu2+ 鹽）
Fe3+ ：用可堿（可溶性堿：如NaOH溶液）看是否生成紅褐色沉淀
Cu2+ ：用可堿（可溶性堿：如NaOH溶液）看是否生成藍色沉淀
Mg2+ ：用可堿（可溶性堿：如NaOH溶液）看是否生成白色沉淀
Ca2+ ： 用碳酸鹽（可溶性碳酸鹽，如Na2CO3溶液）看是否生成白色沉淀
19、注意：同時區別Cl-和SO42-：只能用BaCl2溶液不能用AgNO3溶液（因為AgNO3也會與SO42-反應生成微溶的Ag2 SO4）。
課題2 化學肥料
1、農家肥料：營養元素含量少，肥效慢而持久、價廉、能改良土壤結構
2、農作物需要量較大的三種元素營養元素是氮、鉀、磷。
3、化學肥料 （氮肥、鉀肥、磷肥、復合肥）
（1）氮肥作用：促進植物莖、葉生長茂盛、葉色濃綠（促苗）。 缺氮：葉黃；常用氮肥：尿素〔CO(NH2)2〕、氨水﹙NH3·H2O﹚、碳酸氫銨﹙NH4HCO3﹚、硝酸銨﹙NH4NO3﹚等
檢驗NH4+的方法：與堿反應，放出有刺激性氣味的氨氣（氨氣NH3能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍）
試劑：堿（NaOH、Ca(OH)2等）、濕潤的紅色石蕊試紙NH4NO3 + NaOH=NaNO3 +NH3↑+H2O
生物固氮：豆科植物的根瘤菌將氮氣轉化為含氮的化合物而吸收
（2）鉀肥作用：促使作物生長健壯、莖桿粗硬，抗倒伏（壯稈）。 缺鉀：葉尖發黃常用鉀肥：KCl ；草木灰：農村最常用鉀肥（主要成分為K2CO3），水溶液呈堿性；K2SO4：長期使用會使土壤酸化、板結。
（3）磷肥作用：促進植物根系發達，穗粒增多，飽滿（催果），缺磷：生長遲緩，產量降低，根系不發達
常用磷肥 磷礦粉 Ca3(PO4)2、鈣鎂磷肥（鈣和鎂的磷酸鹽）過磷酸鈣 Ca(H2PO4)2和CaSO4、重過磷酸Ca(H2PO4)2 。
（4）復合肥：含營養元素N、P、K中的兩種或兩種以上的元素的物質，如KNO3、NH4H2PO4 、(NH4) 2HPO4
3、使用化肥、農藥對環境的影響
（1）土壤污染：重金屬元素、有毒有機物、放射性物質
（2）大氣污染：N2O、NH3、H2S、 SO2
（3）引起水體污染 ：N、P過多，導致水體富營養化，赤潮、水華等現象
4、合理使用化肥
（1）根據土壤情況和農作物種類選擇化肥
（2）農家肥和化肥合理配用：銨態氮肥不能與堿性物質（如草木灰主要成分是K2CO3、熟石灰呈堿性）混合施用，否則會放出氨氣，會降低肥效。
5、初步區分氮肥、磷肥和鉀肥的步驟和方法：①觀察樣品的顏色和氣味，取少量樣品于試管中，加入蒸餾水，振蕩，觀察水溶性，顏色為灰白色粉末且不易溶于水的為磷肥，其余為氮肥和鉀肥。②取少量壓碎的熟石灰放入研缽里與樣品均勻混合，聞到氨味的是氮肥（氯化氨、硫酸銨、碳酸氫銨），其余為鉀肥。
6、六種氮肥氨水、碳酸氫銨、尿素、硫酸銨、氯化銨、硝酸銨的鑒別：①氮肥中的氨水是液態，碳酸氫銨有強烈的氨味；②在未鑒別出的四種氮肥加入堿，若有氨味是硫酸銨、氯化銨、硝酸銨，無氨味是尿素；③在未鑒別出的三種氮肥加入加Ba(NO3)2溶液，若有白色沉淀硫酸銨，無沉淀是氯化銨、硝酸銨；④在未鑒別出的兩種氮肥加入加AgNO3溶液，若有白色沉淀是氯化銨，無沉淀是硝酸銨。
7、題型講解：
①離子共存：即離子之間不反應（離子不能結合成H2O、↓、↑）
例：下列離子能在pH=13的水溶液中大量共存的是（ ）
A．SO42-、Cl-、Na+、H+ B．K+、SO42-、Cu2+、N03-
C．Cl-、K+、SO42-、Na+ D．Ca2+、Cl-、CO32-、Na+
②除雜質：（所加物質，能去除雜質成分，不能與原物質反應，也不引進新雜質，最好生成原物質。）
例：（1）NaOH（Ba(OH) 2）（2）Na 2SO4 （Na2CO3） （3）K2SO4 （CuSO4）（4）KNO3 （CuSO4）
③區分物質：找物質間的不同點（通常用特殊離子鑒別法）。
例1：（1）NaOH與Ca(OH) 2 （2） H 2SO4與HCl （3） NaCl、HCl與Na2CO3 （4） NaOH與Na2CO3
找顏色；無顏色的，兩兩反應找現象。
例2：下列各組物質的溶液，不另加試劑無法一一鑒別的是（ ）
A．NaOH HCl CuSO4 MgSO4 B．Na2CO3 K2SO4 BaCl2 HCl
C．KNO3 HCl FeCl3 NaOH D．KNO3 H2SO4 NaOH BaCl2
④制取物質：
(1)2HCl+ ＝2NaCl + + ↑ (2)Na2CO3 + = 2NaOH + ↓
(3)CO2 + = + CaCO3↓ (4) NaOH+ = + H2O
答案：①C ②（1）加入Na 2SO4或Na2CO3 （2）加入H 2SO4（3）加入KOH
（4）加入Ba(OH) 2③例1，（1）Na2CO3或CO2（2）BaCl2 （3）紫色石蕊試液（4）Ca(OH) 2或HCl等 例2，D ④(1)Na2CO3 ；H2O；CO2 （2）Ca(OH) 2 ；CaCO3 （3）Ca(OH) 2 ；H2O （4）HCl ；NaCl
第十二單元 化學與生活
課題1 人類重要的營養物質
1、六大營養素：蛋白質、糖類、油脂、維生素、無機鹽和水（無機鹽和水可被人體直接吸收）其中能放出能量的是蛋白質、糖類、油脂。
蛋白質：
2、蛋白質功能：是構成細胞的基本物質，是機體生長及修補受損組織的主要原料。
3、蛋白質是動物肌肉、皮膚、毛發、蹄、角的主要成分，植物的種子（如花生、大豆）富含蛋白質。
4、蛋白質是維持生長發育，組織更新
5、CO中毒機理：血紅蛋白與CO結合能力比與O2結合能力強200倍，導致缺氧而死。吸煙危害：CO 、尼古丁、焦油等。
6、蛋白質的變性：破壞蛋白質的結構，使其變質。
7、引起變質的因素 物理：高溫、紫外線等
化學：強酸、強堿、甲醛、重金屬鹽（Ba2+、Hg2+、Cu2+、Ag+等）等
8、應用：用甲醛水溶液（福爾馬林）制作動物標本，使標本長期保存。
9、糖類：是生命活動的主要供能物質（60%—70%）組成：由C、H、O三種元素組成。糖類又叫做碳水化合物
常見的糖：（1）淀粉屬于糖類：存在于植物種子或塊莖中。如稻、麥、馬鈴薯等；（2）葡萄糖C6H12O6 （ 人體可直接吸收的糖）；（3）蔗糖：生活中白糖、冰糖、紅塘中的主要成分是蔗糖。
呼吸作用：C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O 15.6KJ/g 供機體活動和維持體溫需要
光合作用：6CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2（與呼吸作用過程相反）
葉綠體
10、、植物油脂稱油，動物油脂稱脂肪。油脂功能：提供大量能量39.3KJ/g ，脂肪：維持生命活動的備用能源。
11、維生素：多數在人體中不能直接合成，需從食物中攝取。存在：水果、蔬菜等；作用：調節新陳代謝、預防疾病、維持身體健康。缺維生素A：夜盲癥 ；缺維生素C：壞血癥
課題2 化學元素與人體健康
1、組成人體的元素
常量元素（11種）： 在人體中含量>0.01% O>C>H>N>Ca>P>K>S>Na>Cl>Mg 。
微量元素：在人體中含量<0.01% ，如 Fe、Zn、Se、I、F等。
2、人體中的常量元素
①鈣：主要存在于骨骼和牙齒中，青少年缺鈣會患佝僂病、發育不良；老年人會骨質疏松。補鈣產品：新鈣中鈣、葡萄糖酸鈣、巨能鈣。
②鈉和鉀
（1）Na+ 存在于細胞外液； K+ 存在于細胞內液
（2）作用：維持人體內的水分和維持體液恒定的pH（如血液的pH7.35-7.45）
3、人體中的微量元素：必需元素（20多種）如 Fe、Zn、Se、I、F等
對人體有害的元素：如Hg、Cr、Pb、Ag、Ba、Al、Cu等
4、部分元素對人的作用
元素 對人體的作用 攝入量過高、過低對人體的影響
Fe 血紅蛋白的成分，能幫助氧氣的運輸 缺鐵會引起貧血
Zn 影響人體發育 缺鋅會引起食欲不振， 生長遲緩，發育不良
Se（硒） 有防癌、抗癌作用 缺硒可能引起表皮角質化和癌癥。如攝入量過高，會使人中毒
I（碘） 甲狀腺素的重要成分 缺碘會引起甲狀腺腫大，幼兒缺碘會影響生長發育，造成思維遲鈍。過量也會引起甲狀腺腫大
F（氟） 能防治齲齒 缺氟易產生齲齒，過量會引起氟斑牙和氟骨病
課題3 有機合成材料
1、無機化合物：一般是不含碳元素的化合物，如氯化鈉NaCl、硫酸H2SO4、氫氧化鈉NaOH等。
有機化合物：一般是含碳元素的化合物，例如：甲烷CH4（是最簡單的有機物）、乙醇C2H5OH、葡萄糖C6H12O6等。（少數含有碳元素的化合物CO、CO2和H2CO3、Na2CO3、CaCO3等碳酸鹽雖然含有碳元素但具有無機化合物的特點，因此，把它們看作是無機化合物。）
2、生活中常見的有機物：甲烷（ CH4）是最簡單的有機物、相對分子質量最小的、乙醇俗名酒精（C2H5OH，）、乙酸俗名醋酸（CH3COOH）、葡萄糖（C6H12O6）、蔗糖、蛋白質、淀粉等。
3、有機物數目龐大的原因：原子的排列方式不同。
4、有機合成材料
（1）有機高分子材料分類
天然有機高分子材料 如：棉花、羊毛、蠶絲、天然橡膠等
合成有機高分子材料 塑料
（三大合成材料） 合成纖維：滌綸（的確良）、錦綸（尼龍）、晴綸
合成橡膠
（2）高分子材料的結構和性質
鏈狀結構：熱塑性，加熱時熔化，冷卻后變成固體，加熱后又可熔化。如聚乙烯塑料：食品包裝袋具有熱塑性。
網狀結構：熱固性：一經加熱成型就不會受熱熔化。如酚醛塑料俗稱電木：電器設備外殼具有熱固性。
5、鑒別聚乙烯塑料和聚氯乙烯塑料（聚氯乙烯塑料袋有毒，不能裝食品）：點燃后聞氣味，有刺激性氣味的為聚氯乙烯塑料。
6、鑒別羊毛線和合成纖維線：
①物理方法：用力拉，易斷的為羊毛線，不易斷的為合成纖維線；
②化學方法：抽樣點燃，聞有濃烈臭味，余燼呈球狀不易碎的是合成纖維；聞有燒焦頭發味（棉花無味），余燼不易結球，易成粉末的為羊毛線。
7、白色污染危害： ①破壞土壤，污染地下水； ②危害海洋生物的生存；③如果焚燒含氯塑料會產生有毒的氯化氫氣體，從而對空氣造成污染。
8、解決白色污染途徑：①減少使用不必要的塑料制品；②重復使用某些塑料制品，如塑料袋、塑料盒等；③使用一些新型的、可降解的塑料，如微生物降解塑料和光降解塑料等；④回收各種廢棄塑料
9、塑料的分類是回收和再利用的一大障礙

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