資源簡介

高中化學知識歸納總結
（必修一）
目錄
專題1物質的分類及計量 1
第一單元 物質及其反應的分類 1
第一課時 物質的分類 1
一、根據物質的存在狀態(tài)、性質分類 1
二、物質的分類方法 1
三、根據物質組成和性質進行的分類 2
四、物質的分類在物質研究中的應用 4
五、常見的物質名稱 5
六、熟記常見混合物 5
第二課時 物質的轉化 6
一、物質的性質和變化 6
二、物質間的相互轉化 6
第三課時 化學反應的分類 7
一、化學反應類型 7
第二單元 物質的化學計量 8
第一課時：物質的量 8
一、物質的量 8
二、阿伏伽德羅常數 8
三、摩爾質量 8
四、摩爾質量與物質的質量的區(qū)別 9
五、物質的量、物質的質量、粒子數目之間的計算分析（宏觀質量與微觀粒子的關系） 9
六、化學方程式中的物質的量關系 9
七、知識點網絡 10
第二課時：氣體摩爾體積 11
一、物質的聚集狀態(tài) 11
二、氣體摩爾體積 11
三、阿伏加德羅定律 12
四、求解氣體摩爾質量“五”方法 13
第三單元 物質的分散系 14
第一課時　常見的分散系和膠體 14
一、分散系 14
二、分散系分類 14
三、溶液、膠體、濁液三種分散系的比較 14
四、膠體的概念和性質 14
第二課時 電解質溶液 17
一、物質導電性分析 17
二、電解質和非電解質 17
三、電解質的電離 17
四、電解質、非電解質判斷的三步驟 18
五、理解電解質和非電解質的“三個不一定” 19
六、電解質的判斷方法 19
專題2研究物質的基本方法 20
第一單元 研究物質的實驗方法 20
第一課時 實驗安全、物質的分離與提純 20
一、 實驗安全 20
二、 過濾與結晶 22
三、 蒸餾與萃取和分液 23
第二課時 物質的檢驗 26
一、NH4+的檢驗 26
二、Cl-的檢驗 26
三、SO42-的檢驗 27
四、焰色反應 27
五、現代化學分析測試元素 28
六、常見陽離子的檢驗 28
七、常見陰離子的檢驗 28
八、物質檢驗的一般方法和思路 28
第二單元 溶液組成的定量研究 30
第一課時 物質的量濃度 30
一、物質的量濃度 30
二、有關物質的量濃度的計算 30
三、物質的量濃度與溶解度、溶質的質量分數之間的換算 30
四、溶液稀釋和混合的計算 31
五、運用物質的量濃度計算公式時的幾個注意點 31
六、配制一定物質的量濃度的溶液 31
第二課時 化學反應的計算 34
一、物質的量在化學反應計算中的應用 34
二、化學反應中的計量關系 34
三、物質的量應用于化學反應計算的基本步驟 34
四、有關物質的量的計算中的“三個規(guī)范” 34
五、物質的量應用于化學方程式計算時的注意事項 35
六、常見的幾種化學計算方法 35
七、本單元知識框架 36
第三單元 人類對原子結構的認知 37
第一課時 人類認識原子結構的歷程 原子核的構成 37
一、原子結構模型的演變 37
二、原子核的結構 37
三、知識注意點 38
第二課時 原子核外電子排布 40
一、原子核外電子的排布 40
二、原子和離子的結構示意圖 41
三、原子核外電子排布與元素化學性質的關系 41
四、1～20號元素原子的核外電子排布規(guī)律 42
五、核外有10個電子的微粒 42
專題3從海水中獲得的化學物層 43
第一單元 氯氣及氯的化合物 43
第一課時 氯氣的發(fā)現與制備 43
一、 氯氣的發(fā)現 43
二、氯氣的實驗室制法 43
三、工業(yè)制取氯氣 44
第二課時 氯氣的性質及應用 46
一、 氯原子結構特點 46
二、氯氣的物理性質 46
三、氯氣的化學性質 46
四、氯水的成分 47
五、氯氣的用途 49
六、下圖是氯的常見價態(tài)與物質的對應關系圖 49
七、氯的常見氧化物簡介 49
八、氯的含氧酸及其鹽 49
第三課時 氧化還原反應 51
一、氧化還原反應的概念 51
二、從元素化合價的角度認識氧化還原反應 51
三、從電子轉移的角度認識氧化還原反應 51
四、氧化還原反應中電子轉移的表示方法 51
五、氧化還原反應與四個基本反應類型的關系 52
六、氧化劑和還原劑 53
七、物質氧化性、還原性強弱的比較 54
八、氧化還原反應的基本規(guī)律 55
九、氧化還原反應方程式的配平： 55
十、氧化還原反應的特殊情況 56
十一、“電子守恒法”計算的一般思維模板 57
十二、 信息型氧化還原方程式書寫流程 57
第二單元 金屬鈉及鈉的化合物 58
第一課時 鈉及其氧化物 58
一、 鈉的物理性質 58
二、 鈉的原子結構與化學性質 58
三、 鈉的制備 59
四、鈉的保存 59
五、鈉的用途 59
六、鈉露置在空氣中的主要變化 59
七、鈉與酸、堿、鹽反應的實質 59
八、 氧化鈉與過氧化鈉的比較 60
九、Na2O2與CO2、H2O反應的量的關系 61
第二課時碳酸鈉 碳酸氫鈉 62
一、 碳酸鈉和碳酸氫鈉的性質 62
二、 Na2CO3與NaHCO3的鑒別和相互轉化 63
三、 Na2CO3、NaHCO3的鑒別方法 64
四、 Na2CO3、NaHCO3的相互轉化 64
五、 侯氏制堿法 65
六、 除雜 65
七、 互滴法 66
第三課時 離子反應 67
一、強電解質 67
二、弱電解質 67
三、電解質溶液的導電性和導電能力 67
四、電解質、非電解質、強電解質、弱電解質與物質類別的關系 67
五、電離方程式的書寫 68
六、離子反應 68
七、離子方程式 69
八、離子共存 70
第三單元 海洋化學資源的綜合 72
第一課時 粗鹽提純 從海水中提取溴 72
一、除去粗鹽中可溶性雜質的原理 72
二、除雜路線 72
三、從海水中提取溴 72
第二課時 從海水中提取鎂 從海帶中提取碘 74
一、從海水中提取鎂 74
二、從海帶中提取碘 74
三、鹵素單質的性質及檢驗 75
四、鹵素單質的相關性質 76
五、鎂及其化合物的相關性質 76
六、主干知識結構化 76
專題4硫及環(huán)境保護 77
第一單元 含硫化合物的性質 77
第一課時 硫及硫的氧化物 77
一、硫單質 77
二、二氧化硫的性質及用途 78
三、常見的能用于漂白的物質的比較 79
四、SO2和CO2的性質比較與鑒別 79
五、SO2漂白性與還原性的區(qū)別 80
第二課時 硫酸的工業(yè)制備 濃硫酸的性質 81
一、硫酸的工業(yè)制備——接觸法 81
二、濃硫酸的性質 82
三、主干知識結構化 84
第二單元 硫及其化合物的相互轉換 85
一、硫元素的化合價及對應的常見物質 85
二、硫及其化合物的相互轉化 85
三、常見含硫物質的轉化 86
四、通過氧化還原反應實現不同價態(tài)含硫物質間的轉化 86
五、硫的化合物的相互轉化規(guī)律 86
第三單元 防治二氧化硫對環(huán)境污染 87
一、自然界中的硫循環(huán)與酸雨及其治理 87
二、酸雨的理解 88
三、消除SO2對環(huán)境污染的“三方法” 88
四、空氣質量指數（AQI) 88
五、霧霾及其防治 88
六、常見的污染現象及其危害 88
專題5微觀結構與物質的多樣性 90
第一單元 元素周期律和元素周表 90
第一課時 元素周期律 90
一、原子結構和元素化合價的周期性變化 90
二、微粒半徑大小的比較 91
三、探究元素的金屬性和非金屬性的變化規(guī)律 91
四、11～17號元素性質遞變規(guī)律 92
五、判斷元素金屬性的強弱的方法 93
六、判斷元素非金屬性的強弱的方法 93
七、兩性氫氧化物 93
八、元素周期律 93
第二課時 元素周期表 94
一、元素周期表的編排原則和結構 94
二、元素周期表在元素推斷中的應用 95
三、堿金屬單質化學性質的相似性和遞變性 96
四、鹵族元素單質化學性質的相似性和遞變性 98
第三課時 元素周期表的應用 101
一、元素周期表中金屬元素與非金屬元素的分區(qū) 101
二、元素“位一構一性”的關系及應用 101
三、元素金屬性、非金屬性強弱的比較 102
四、元素“位一構一性”關系 103
第二單元 微粒之間的相互作用力 104
第一課時 離子鍵 104
一、離子鍵及離子化合物 104
二、理解離子鍵的關鍵點 105
三、電子式 106
第二課時 共價鍵 分子間作用力 108
一、共價鍵和共價化合物 108
二、共價鍵與離子鍵的比較 110
三、離子化合物與共價化合物的比較 110
四、判斷離子化合物和共價化合物的方法 110
五、分子間作用力和氫鍵 111
六、化學鍵、分子間作用力與氫鍵的比較 112
七、主干知識結構化 112
第三單元 從微觀結構看物質的多樣性 113
一、 同素異形現象 113
二、同素異形體的組成 114
三、產生同素異形現象的原因 114
四、同素異形體的性質 114
五、同分異構現象 114
六、同位素、同素異形體和同分異構體的比較 115
七、晶體與非晶體 115
八、離子晶體、分子晶體、共價晶體、金屬晶體的結構與性質關系的比較 115
九、主干知識結構化 116
專題1物質的分類及計量
第一單元 物質及其反應的分類
第一課時 物質的分類
一、根據物質的存在狀態(tài)、性質分類
1.元素在物質中的存在形態(tài)
(1)游離態(tài):元素以單質形式存在的狀態(tài)。
(2)化合態(tài):元素以化合物形式存在的狀態(tài)。
二、物質的分類方法
1.單一分類法：選定某一標準，對物質進行分類。
2.交叉分類法：用不同的分類標準對物質進行分類。
3.樹狀分類法：采用樹狀形式對同類物質進行再分類的方法。
注意：關于物質分類的四個誤區(qū)
（1）誤認為由同種元素組成的物質就是純凈物。由同種元素組成的物質，可能是純凈物，也可能是混合物。例如，O2、O3均是純凈物，而O2和O3混合后得到的是混合物。
（2）誤認為由不同狀態(tài)的同種物質組成的混合體系是混合物。如冰和水混合在一起仍是純凈物，因為二者僅是狀態(tài)不同，但分子構成相同，都是H20，是同一種物質。
（3）誤認為結晶水合物是混合物，如CuSO4·5H20等為純凈物，屬于鹽。
（4）誤認為含有氧元素的化合物都是氧化物。氧化物是指氧元素與另外一種元素組成的二元化合物，如HNO3屬于酸，KOH屬于堿，Na CO3屬于鹽。
三、根據物質組成和性質進行的分類
①混合物：由兩種及兩種以上物質組成（由兩種及兩種以上的分子構成）
②純凈物：只有一種物質（只有一種分子）以上兩種按物質種類來分。
③單質：由一種元素組成的純凈物。例如：O2 、H2 、N2 、 Fe、Mg....
④化合物：由兩種或兩種以上元素組成的純凈物。例如：NH3、H2O、CaO、CO2、KMnO4、 CaCO3...
⑤氧化物：由兩種元素組成，其中一種元素是氧元素的化合物。例如：H2O、CaO、CO2...
酸：電離出的陽離子全部是H+的化合物。
堿：電離出的陰離子全部是0H-的化合物。
鹽：金屬陽離子或銨根離子與酸根陰離子構成的化合物。
以上兩種分類前提是純凈物，且按元素種類來分。
3：鹽的分類
幾種類型的鹽
正鹽：金屬離子（或NH4+）+酸根離子
任何其它物質生成）。如Na2O:Na2O+2HC1=NaCl+H2O。
（3）兩性氧化物：既可以與酸反應生成鹽和水，又可以與堿反應生成鹽和水的氧化物。
如Al2O3：Al2O3+6HC1=2AICl3+3H20，A12O3+NaOH=2NaAlO2（偏鋁酸鈉）+H2O。
不成鹽氧化物（又叫中性氧化物）：既不能與酸反應生成鹽和水，又不能與堿反應生成鹽和水的氧化物。如H2O、CO、NO等。
注意：金屬氧化物不一定都是堿性氧化物，非金屬氧化物不一定都是酸性氧化物，
金屬氧化物不一定都是堿性氧化物，如Al2O3是兩性氧化物，Mn20，為酸性氧化物，但堿性氧化物一定是金屬氧化物。非金屬氧化物不一定都是酸性氧化物，如CO、NO、H20等，酸性氧化物也不一定都是非金屬氧化物，如Mn2O7。
四、物質的分類在物質研究中的應用
（1）鑒別物質。如NaCl的水溶液能導電，而蔗糖的水溶液不能導電，所以可根據水溶液的導電性來鑒別NaCl和蔗糖。
（2）判斷或預測物質的性質。如已知鈉能與水反應，鉀和鈉都為金屬單質，且鉀的金屬活動性比鈉的強，則鉀一定能與水反應。
（3）尋找具有相同或相似性質的物質。如實驗室用碳酸鈣和稀鹽酸反應制取CO2，如果實驗室中沒有稀鹽酸，根據鹽酸和硝酸均為強酸，且生成的鹽均溶于水，可用稀硝酸代替稀鹽酸。
五、常見的物質名稱
六、熟記常見混合物
①氣體混合物：空氣、水煤氣（CO和H2）、爆鳴氣（H2和O2）、天然氣（主要成分是CH4）、焦爐氣（主要成分是H2和CH4）、高爐煤氣、石油氣、裂解氣。
②液體混合物：氨水、氯水、王水、天然水、硬水、軟水、水玻璃、福爾馬林、濃硫酸、鹽酸、汽油、植物油、膠體。
③固體混合物：大理石、堿石灰、漂白粉、高分子化合物、玻璃、水泥、合金、鋁熱劑。
第二課時 物質的轉化
一、物質的性質和變化
（1）物質的性質
①物理性質主要表現在顏色、熔沸點、硬度、狀態(tài)、氣味、溶解性、導電性、導熱性、密度、光澤和延展性等。
②化學性質主要表現在金屬性、非金屬性、可燃性、還原性、氧化性、酸堿性、穩(wěn)定性等。
注意：化學變化過程中原子或原子核不改變，即核反應不是化學反應。
物質的變化
二、物質間的相互轉化
（1）物質轉換方向
①強酸制弱酸：CaCO3 + 2HCl === CaCl2 + H2O + CO2↑
②強堿制弱堿：2NaOH + CuSO4 === Cu(OH)2↓ + Na2SO4
③易溶物轉化為難溶物：NaCl + AgNO3 === AgCl↓ + NaNO3
④難溶物轉化為更難溶物：3Mg(OH)2 + 2FeCl3 === 2Fe(OH)3↓ + 3MgCl2
⑤難揮發(fā)物轉化為易揮發(fā)物：Na2CO3 + H2SO4 === Na2SO4 + H2O + CO2↑
(3)幾種特殊的轉化
①S燃燒不能直接生成SO3而是生成SO2。
②NH3催化氧化生成NO，而不能直接生成NO2，N2與O2反應生成NO。
③Fe與Cl2反應生成FeCl3，不能直接生成FeCl2。
④酸性氧化物、堿性氧化物不一定都能與水反應生成相應的酸、堿，如SiO2、Fe2O3。
化學反應的分類
一、化學反應類型
分解反應：由一種物質反應生成兩種或兩種以上其他物質的反應。（一變多）
化合反應：由兩種或兩種以上物質反應生成一種其他物質的反應。（多變一）
置換反應：由一種單質跟一種化合物作用生成另一種單質和另一種化合物。
復分解反應：有兩種化合物相互交換成分，生成另外兩種化合物的反應。
氧化還原反應：有電子轉移的化學反應 判斷依據：元素化合價發(fā)生變化
注意：氧化還原反應中一定有元素化合價發(fā)生變化，元素化合價不發(fā)生變化的反應一定是非氧化還原反應，置換反應一定是氧化還原反應，復分解反應一定是非氧化還原反應，分解反應和化合反應不一定是氧化還原反應。
第二單元 物質的化學計量
第一課時：物質的量
一、物質的量
（1）含義：物質的量是國際單位制中的基本物理量之一，符號為n，常用單位為摩爾（簡稱摩，符號為moL）。
（2）1mol的標準：1mol某種微粒集合體所含的微粒數與0.012kg12C中所含的原子數相同。
計量對象：分子、原子、離子、電子、質子、中子等所有微觀粒子及它們的特定組合。應該用化學式指明粒子的種類。不能用于描述宏觀物質。
物質的量規(guī)范表示方法
二、阿伏伽德羅常數
物質的量、阿伏加德羅常數與粒子數的關系：
n＝(n表示物質的量，N表示粒子數)。關系式中NA的單位是mol－1
注意：1mol某種微粒集合體中所含有的微粒數約為6.02×1023。含阿伏加德羅常數（約6.02×1023）個微粒的集合體的物質的量是1mol。
三、摩爾質量
n＝(M為摩爾質量，m為物質的質量)。
在M、n和m中，已知任意兩項求第三項；若M的單位是g·mol－1時，則m的單位是g。
提醒：(1)相對原子(或分子)質量與摩爾質量不是同一個物理量，單位不同，只是在數值上相等。
(2)注意掌握氣體摩爾質量的求算：
①標況密度法：M＝22.4 L·mol－1×ρ g·L－1。
②相對密度法：例如Mr＝ρ(對空氣)×29
（3）摩爾質量的計算方法
已知任意狀態(tài)物質的質量時：M＝(定義式)。
已知一個分子的質量時：M＝m(分子)×NA。
已知一個分子的質量和一個12C原子的質量時：M＝×12 g·mol－1。
四、摩爾質量與物質的質量的區(qū)別
（1）概念不同。摩爾質量是指單位物質的量的物質所具有的質量，而質量是指物體所含物質多少的物理量。
（2）單位不同。摩爾質量的單位是g-mol-1，而物質的質量的單位是g，不能理解為一種微粒的摩爾質量就是1mol該微粒的質量。當摩爾質量以g.mol-1為單位，質量以g為單位時，二者在數值上相等。
（3）摩爾質量與相對分子質量或相對原子質量的關系，摩爾質量的單位用g-mol-1表示時，其數值與相對原子質量或相對分子質量相等。不能理解為摩爾質量與相對分子（或原子）質量相等。
（4）物質的量、質量、粒子數的多少均與溫度、壓強無關。
五、物質的量、物質的質量、粒子數目之間的計算分析（宏觀質量與微觀粒子的關系）
六、化學方程式中的物質的量關系
七、知識點網絡
第二課時：氣體摩爾體積
一、物質的聚集狀態(tài)
（1）影響物質體積大小的因素有：①微粒數目；②微粒大小；③微粒之間的距離。
（2）對于固態(tài)或液態(tài)物質，影響其體積的主要因素是微粒的數目和微粒的大小；
（3）對于氣態(tài)物質，影響其體積的主要因素是微粒的數目和微粒間距離。
固態(tài)（S） 液態(tài)（l） 氣態(tài)（g） 溶液（aq）
二、氣體摩爾體積
定義： 單位物質的量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積。
氣體摩爾體積的符號為Vm，單位為L·mol－1，
氣體摩爾體積的表達式為Vm＝
①在標準狀況下（0℃，101kPa），氣體摩爾體積Vm≈22.4 L·mol－1
②在293K和101kPa的條件下，氣體摩爾體積約為24.5L.mol-1。
注意：這里的氣體可以是單一氣體，也可以是混合氣體。
由此也可以推知在標準狀況下氣體的密度是用氣體的摩爾質量除以，即 由此也可推得：＝·
標準狀況下氣體體積的計算
注意：
1.氣體摩爾體積的影響因素有溫度和壓強。溫度越高，壓強越小，氣體摩爾體積越大。
2.氣體摩爾體積約為22.4Lmol-1時，不一定是在標準狀況下，同時改變溫度和壓強，氣體摩爾體積可能保持不變。
3.在標準狀況下，混合氣體的氣體摩爾體積也是22.4L·mol-1，在標準狀況下，混合氣體中的不同分子間距相同，故1mol混合氣體的體積與1mol單一氣體的體積相同，均約為22.4L。
4、使用22.4L-mol-1時的注意事項,條件必須為標準狀況。因此一定要看清氣體所處的狀況。物質狀態(tài)必須為氣體。如水、酒精、苯、四氯化碳（CCl4）、SO3等物質在標準狀況下不是氣體。
三、阿伏加德羅定律
內容：一定質量的理想氣體，壓強、體積、溫度、以及物質的量之間的關系，
適用范圍：溫度不太高，壓力不太大的理想氣體
可總結為“三同”定“一同”，即同溫同壓下，同體積的任何氣體具有相同的分子數。
pV＝nRT
其中：p為壓強(單位Pa)，V為體積(單位L)，n為物質的量(單位mol)，R為常數，T為絕對溫度(單位K)。
阿伏加德羅定律的常用推論
提醒：①阿伏加德羅定律所敘述的“任何氣體”，既包括單一氣體，也包括互不反應的混合氣體。
②在相同條件下，體積相同的氣體分子數相同，但原子數不一定相同。
四、求解氣體摩爾質量“五”方法
(1)根據物質的質量(m)和物質的量(n)：M＝。
(2)根據一定質量(m)的物質中微粒數目(N)和阿伏加德羅常數(NA)：M＝。
(3)根據標準狀況下氣體的密度ρ： M＝ρ×22.4(g·mol－1)。
(4)根據同溫同壓下氣體的相對密度(D＝ρ1/ρ2)：M1/M2＝D。
(5)對于混合氣體，求其平均摩爾質量，上述計算式仍然成立；還可以用下式計算：M＝M1×a%＋M2×b%＋M3×c%……，a%、b%、c%指混合物中各成分的物質的量分數(或體積分數)。
第三單元 物質的分散系
第一課時　常見的分散系和膠體
一、分散系
二、分散系分類
按照分散質粒子的直徑大小分類：
三、溶液、膠體、濁液三種分散系的比較
四、膠體的概念和性質
（1）概念——分散質微粒的直徑大小在1nm～100nm之間的分散系稱做“膠體”。根據分散劑狀態(tài)，可將膠體分為液溶膠，如氫氧化鐵膠體、淀粉溶液；氣溶膠，如云、霧、煙；固溶膠，如有色玻璃、煙水晶。
（2）Fe（OH）膠體的制備
注意：
a．不能過度加熱，否則Fe(OH)3膠體聚沉生成Fe(OH)3沉淀。
b．飽和FeCl3溶液加入量不宜過多，否則會使膠體聚沉生成沉淀。
c．書寫制備膠體的化學方程式時，生成的膠體不加“↓”，應注明“膠體”二字，應注明加熱條件。
d．不能用堿性溶液與FeCl3反應制備Fe(OH)3膠體。
（3）膠體的性質
丁達爾效應
現象：在暗室中，讓一束平行光線通過肉眼看來完全透明的溶液，從垂直于光束的方向，可以觀察到有一條光亮的通路，該現象稱為“丁達爾效應”。
原因：是粒子對光散射作用的結果。
應用：可用來區(qū)分溶液和膠體
布朗運動——在膠體中，由于懸浮顆粒點在各個方向所受的力不能相互平衡而產生的無規(guī)則的熱運動，稱為“布朗運動”。
注意：布朗運動是將看起來連成一片的液體，在高倍顯微鏡下看其實是由許許多多分子組成的。液體分子不停地做無規(guī)則的運動，不斷地隨機撞擊縣浮微粒。當縣浮的微粒足夠小的時候，由于受到的來自各個方向的液體分子的撞擊作用是不平衡的。在某一瞬間，微粒在另一個方向受到的撞擊作用超強的時候，致使微粒又向其它方向運動，這樣，就引起了微粒的無規(guī)則的運動就是布朗運動。
（1）分子熱運動與布朗運動的區(qū)別
分子熱運動是微觀分子運動，布朗運動是宏觀物質受分子熱運動碰撞不均勻而運動，正因為有分子運動，才會導致宏觀物質受到碰撞，而碰撞不平衡，所以才有布朗運動，所以布朗運動可以用來驗證分子熱運動
電泳——在外加電場的作用下，膠體的微粒在分散劑里向陰極（或陽極）做定向移動的現象。
注意：電泳只是膠粒定向地向電極運動，并沒有凝聚而沉淀。
注意：膠體本身是顯電中性的，和所有的溶液一樣，所以是不帶電的。膠體粒子是指膠體吸附了分散系中的帶電荷之后的粒子，由于膠粒具有較大表面積，吸附能力強，吸附離子和它緊密結合難以分離，因此，膠體中帶電荷的膠粒能穩(wěn)定存在。所以，膠體粒子帶有電荷。
凝聚——膠體分散系中，分散質微粒相互聚集而下沉的現象稱為“凝聚”。
（1）加熱：加熱可使膠粒布朗運動速率加快，膠粒相互碰撞機會增多，從而使之聚集成較大顆粒而沉降。
（2）加入電解質：往膠體中加入某些電解質，由于電解質電離生成的陽離子或陰離子中和了膠粒所帶的電荷，使膠粒聚集成沉淀析出。生活中常見的“鹵水點豆腐”，就是把鹽鹵（主要成分為MgCl2-6H2O）或石膏（主要成分為CaSO4-2H20）溶液加入豆?jié){里，使豆?jié){中的蛋白質和水等物質一起凝聚而制成一種凝膠。自然界中，含有泥沙膠體顆粒的河水，與富含電解質（NaCl等）的海水相遇，容易沉積而在入海口處形成沙洲（三角洲）。
（3）加入帶相反電荷的膠體：不同的膠體吸附帶不同電荷的離子，如金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠粒吸附陽離子，使膠粒帶正電荷[如Al（OH）3、Fe（OH）3膠體等]；非金屬氧化物、金屬硫化物的膠粒吸附陰離子，使膠粒帶負電荷（如AS2S3膠體）。當兩種帶相反電荷的膠體相混合，也會因膠粒所帶電荷發(fā)生電中和，而使膠體凝聚。就是由于明礬溶于水后生成帶正電荷的Al（OH）3膠體與河水中帶負電荷的泥沙膠體相混合后產生的凝聚作用。
膠體的分離（滲析、血液透析）
原理：利用半透膜將膠體中的膠粒分離，（膠體中的膠粒不可以透過半透膜）
（4）膠體的應用——凈水
①明礬能夠凈水是因為明礬溶于水形成Al（OH）3膠體，具有吸附性，能吸附水中的懸浮顆粒物并沉降，從而達到凈水目的。
②土壤保肥：土壤里有許多物質如黏土、腐殖質等，它們常以膠體的形式存在，對土壤起著保肥作用；
③河流入海口處的三角洲：海水中有大量帶電的膠體粒子，當這些膠體與土壤膠體相遇時，容易沉積下來，形成三角洲。
第二課時 電解質溶液
一、物質導電性分析
（1）NaCl、NaOH和HCl等物質溶于水后，在水分子的作用下產生能夠自由移動的水合離子，從而使溶液具有導電性。
（2）把NaCl、NaOH等固體加熱至熔融狀態(tài)，它們也會產生自由移動的離子，也具有導電性。
注意：電解質溶于水電離，產生自由移動的離子在外接電源的作用下定向移動形成電流。
自由移動的離子濃度越大，離子所帶電荷數越多，溶液的導電性越強。
（3）金屬導電原因
金屬能導電是因為金屬中的自由電子在電場作用下定向移動。溫度升高，金屬陽離子振動幅度增大，自由電子定向移動阻力增大，金屬導電性變弱。
二、電解質和非電解質
（1）電解質：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導電的化合物。如酸、堿、鹽等化合物。
（2）非電解質：無論在水溶液中，還是在熔融狀態(tài)下均以分子形式存在，都不能導電的化合物。如葡萄糖、蔗糖、酒精、油脂等化合物。
三、電解質的電離
（1）概念：電解質在水溶液中或熔融狀態(tài)下產生自由移動的離子的過程。
（2）電離方程式
H2SO4、NaOH、NaCl溶于水后完全電離為水合陰、陽離子，但為了書寫方便，常寫成簡單離子的形式。它們的電離方程式可表示為
（3）從電離角度理解酸、堿、鹽
酸：電離時生成的陽離子全部是H＋的化合物。
堿：電離時生成的陰離子全部是OH－的化合物。
鹽：電離出金屬陽離子（或NH4+）和酸根陰離子的化合物。
（4）電離方程式的書寫
（1）常見的強酸、強堿和絕大部分鹽，書寫電離方程式時用“==”連接。
強酸：HCl===H＋＋Cl－、HNO3===H＋＋NO3-、H2SO4===2H＋＋SO42-。
強堿：NaOH===Na＋＋OH－、KOH===K＋＋OH－、Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－、Ca(OH)2===Ca2＋＋2OH－。
部分鹽：NaCl===Na＋＋Cl－、KNO3===K＋＋NO3-、Na2SO4===2Na＋＋SO42-、Cu(NO3)2===Cu2＋＋2NO3-。
（2）酸式鹽的電離方程式
①強酸的酸式鹽(如NaHSO4)在熔融狀態(tài)下與在水溶液中電離不同。
水溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO42-；熔融狀態(tài)下：NaHSO4===Na＋＋HSO4-。
②弱酸的酸式鹽(如NaHCO3)在溶液中完全電離，生成酸式酸根離子和陽離子：
NaHCO3===Na＋＋HCO3-。
（3）電離方程式的書寫遵循的原則
(1)符合客觀事實
①不能隨意書寫離子符號，離子所帶電荷數必須等于該元素或原子團在該化合物中的化合價。如FeSO4的電離方程式為FeSO4===Fe2＋＋SO42-，因為FeSO4中鐵元素顯＋2價。
②離子的個數用“2”“3”等標在離子符號之前。如2個OH－寫成2OH－而不能寫成OH2-或2(OH—)。
③在溶液中，HCO-3不能拆成H＋和CO2-3，而HSO4-必須拆成H＋和SO42-。
(2)質量守恒：
電離方程式的左邊寫化學式，表示電解質還未電離時的狀態(tài)；電離方程式的右邊寫離子符號，表示電解質電離產生的離子，中間用“===”連接。“===”兩邊原子種類、數目、質量不變。
(3)電荷守恒：陽離子所帶的正電荷總數＝陰離子所帶的負電荷總數。
如Fe2(SO4)3的電離方程式為Fe2(SO4)3===2Fe3＋＋3SO42-。
四、電解質、非電解質判斷的三步驟
（1）第一步看是不是化合物：電解質與非電解質都屬于化合物。單質（如石墨）、混合物（如鹽酸）既不是電解質，也不是非電解質。
（2）第二步看在水溶液中或熔融狀態(tài)下能否導電：電解質在一定條件下能導電。電解質導電的條件是電解質溶于水或熔融狀態(tài)下，二者具備其一即可。有些電解質溶于水導電，但在熔融狀態(tài)下不導電，如HC1氣體；有些電解質只在熔融狀態(tài)下才能導電，如BaSO4。
（3）第三步還要看是否是自身發(fā)生電離而導電：溶于水能導電的化合物不一定是電解質。如CO2溶于水能導電，不是CO2本身直接電離產生離子，而是它與水反應生成的H2CO3電離出自由移動的離子，故H2CO3是電解質，CO2是非電解質。
五、理解電解質和非電解質的“三個不一定”
電解質導電的實質是在“一定條件下”能電離出自由移動的陰離子和陽離子。
（1）不是電解質的物質不一定是非電解質。單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。
（2）電解質不一定導電。
電解質只有在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導電，其他條件下不導電。
如CaCO，等難溶于水的鹽，其水溶液的導電能力很弱，但其溶于水的部分完全電離，因而它們屬于電解質。
（3）導電的物質不一定是電解質。
①Fe、Cu等金屬在熔融狀態(tài)下也能導電，但它們是單質，不屬于電解質也不屬于非電解質。
②稀鹽酸能導電，但不能說稀鹽酸是電解質，因為稀鹽酸是混合物。
③CO2、SO2、NH3的水溶液能導電，但CO2、SO2、NH3不是電解質，H2CO3、H2SO3、NH3·H2O是電解質。
六、電解質的判斷方法
專題2研究物質的基本方法
第一單元 研究物質的實驗方法
第一課時 實驗安全、物質的分離與提純
實驗安全
（1）危險化學品的分類
（2）常見事故處理辦法
1.實驗室如何稀釋濃H2SO4？
提示：稀釋濃H2SO4時，應將濃H2SO4；沿器壁緩緩注入水中，邊加邊用玻璃棒攪拌，待冷卻后再使用。
2.少量濃酸濺到皮膚上，怎么處理？
提示：立即用大量的水沖洗，然后用3%~5%的NaHCO3溶液清洗。
3.點燃CO、CH4等可燃性氣體前應注意什么？
提示：應先檢驗氣體的純度。
4.實驗室用H2還原CuO時，應先點燃酒精燈還是先通H2？
反應開始前，應先通H2排出裝置內的空氣，再點燃酒精燈以防止爆炸。反應結束后，應先熄酒精燈，待生成的Cu在H2的氣流中冷卻后，再停止通入H2，防止Cu再次被氧化。
（3）藥品的安全存放
易吸水、易潮解、易被氧化或易與空氣中的CO2反應的物質應密封存放。
見光易分解的物質應選用棕色瓶存放在冷暗處。
易燃、易爆試劑應密封保存，放置在冷暗處并遠離電源和火源。
因為鈉與H O、O2反應，所以一般保存在煤油中。
劇毒、有強腐蝕性的藥品要單獨存放，并有嚴格的取用程序。
化學試劑要按性質、類別有規(guī)律存放。
（4）實驗后藥品的處理方法
（5）掌握正確的操作方法
藥品的取用原則
①三不：不能用手直接取用或接觸藥品；不要把鼻孔湊到容器口去聞藥品（特別是氣體）的氣味；不能嘗藥品的味道。
②節(jié)約：取用藥品時，應遵循節(jié)約的原則。如果沒有說明用量，液體一般取1-2mL，固體蓋住試管底部即可。
③防污染：實驗后剩余的藥品（Na、K除外）既不要放回原試劑瓶，也不要隨意丟棄，更不要拿出實驗室，要放入實驗室指定的容器內。
④固體藥品的取用：粉末狀或小顆粒狀藥品用藥匙取用；塊狀藥品用鑷子取用。⑤液體藥品的取用：少量液體用膠頭滴管吸取；一定量液體用量筒量取；大量液體可直接傾倒。
（6）加熱
①可直接加熱的儀器：試管、坩、蒸發(fā)皿、燃燒匙。隔石棉網可加熱的儀器：燒杯、燒瓶、錐形瓶。
②用坩鍋或蒸發(fā)皿加熱完試劑后，不可直接用手拿，應用坩蝸鉗夾取。
③使用玻璃容器加熱時，不要使玻璃容器的底部與燈芯接觸，以免容器破裂；燒得很熱的玻璃容器，不要用冷水沖洗或放在桌面上，以免容器破裂。
（7）加熱時應注意的安全事項
嚴禁向燃著的酒精燈里添加酒精。
嚴禁用燃著的酒精燈去點燃另一盞酒精燈。
嚴禁用嘴吹滅酒精燈，以免“回火”引起燈內酒精燃燒，必須用燈帽蓋滅。
被加熱的玻璃儀器外壁在加熱前要擦干，以免加熱時儀器炸裂。
試管加熱前要先預熱，否則容易因局部受熱而使試管炸裂。
給試管內的液體加熱時，液體體積不能超過試管容積的。，試管口略向上傾斜45°，管口不能對著人，以免液體外濺傷人；給試管內的固體加熱時，管口略向下傾斜，以免試管內有水倒流引起試管炸裂。
向酒精燈內添加酒精時，不能超過酒精燈容積。
不慎灑出的酒精若在實驗臺上燃燒起來，應立即用濕抹布或沙子蓋滅。
過濾與結晶
過濾：
過濾是除去溶液里混有的不溶于溶劑的雜質的方法。適用于固體和液體的分離，或除去混合物中的不溶性雜質。
實驗原理：利用物質溶解性的差異，將固液混合物分離開來的一種操作方法。
實驗用品：漏斗、燒杯、玻璃棒、帶鐵圈的鐵架臺及濾紙。
實驗裝置：如圖所示。
注意事項：
過濾完成后，漏斗中的沉淀物表面往往殘留可溶性物質，所以需要洗滌沉淀物。
洗滌沉淀物的方法：向漏斗內加入蒸餾水至浸沒沉淀物（不可用玻璃棒攪拌），靜置，待洗滌液全部流出后，重復操作2~3次。但若過濾得到的是易溶于水的物質，不宜再用水洗滌，否則會使晶體部分溶解，可用酒精洗滌。
結晶：
結晶是使溶質從溶液中以晶體的狀態(tài)析出的過程，是分離、提純固體物質的重要方法之一。
實驗原理：利用物質的溶解度隨溫度變化的差異進行分離。
兩種結晶方式
①蒸發(fā)結晶：利用加熱的方法，使溶液中的溶劑不斷揮發(fā)而析出溶質（晶體）的過程。如從海水中獲得食鹽。
適用范圍：溶解度受溫度變化影響不大的固體溶質從溶液中分離出來。
實驗儀器：蒸發(fā)皿、玻璃棒、酒精燈、鐵架臺（帶鐵圈）。實驗裝置如圖所示。
②冷卻結晶：通過降低溫度，使熱的濃溶液析出晶體的方法。適用范圍：兩種固體均可溶于水，且溶解度隨溫度變化有較大的差異。
重結晶：第一次結晶后，再將晶體溶于溶劑，又重新從溶液中結晶的過程。
注意事項：
（1）蒸發(fā)皿中的液體不能超過其容積的。
（2）蒸發(fā)過程中必須用玻璃棒不斷攪拌，防止因局部溫度過高而使液體飛濺。
（3）當出現大量固體時，應停止加熱，剩余液體用余熱蒸干。
（4）實驗結束時，用坩鍋鉗取下熱的蒸發(fā)皿，放在石棉網上，不能直接放在實驗臺上，以免燙壞實驗臺。
蒸餾與萃取和分液
（1）蒸餾：將液態(tài)物質加熱至沸點，使之汽化，然后將蒸氣重新冷凝為液體的操作過程。
實驗原理：可以分離沸點相差較大的液體混合物，也可以除去水等液體中難揮發(fā)或不揮發(fā)的雜質。如通過蒸餾的方法，可以將海水淡化等。
實驗儀器：蒸餾燒瓶、冷凝管、溫度計、牛角管、錐形瓶、酒精燈、鐵架臺（帶鐵圈、鐵夾）、石棉網等。
實驗裝置：
蒸餾中應注意的問題
（1）蒸餾燒瓶中所盛液體不能超過其容積的，也不能少于其容積的。
（2）為防止液體暴沸可在蒸餾燒瓶中加入幾粒沸石（或碎瓷片）。
（3）應先給冷凝管通冷卻水，后加熱蒸餾燒瓶；冷凝管中冷卻水從下口進，上口出，一般冷卻水的流向與蒸氣的流向相反。
（4）蒸餾時溫度計水銀球應位于蒸餾燒瓶支管口處。
（2）分餾
分離幾種不同沸點的混合物的一種方法。分餾得到的產品稱為餾分。餾分的成分由溫度計所示的不同溫度來控制。當盛接一種餾分時，若發(fā)現溫度計示數有明顯的變化，說明第二種餾分開始流出，盛接餾分的容器需要更換。如石油的分餾，可以得到汽油、煤油和柴油等餾分。
（3）萃取和分液
例如：萃取碘水中的碘
2.萃取劑選擇的“三原則”
（1）萃取劑和原溶劑互不相溶。
（2）萃取劑和溶質不發(fā)生反應。
（3）溶質在萃取劑中的溶解度遠大 于在原溶劑中的溶解度。
4.萃取、分液操作時的注意事項
（1）分液時使分液漏斗的下端管壁緊貼燒杯內壁，防止液體飛濺。
（2）分液時要先打開分液漏斗上口的玻璃塞，保證漏斗內部氣壓與外界氣壓相同，使液體順利流下。
（3）待下層液體恰好流盡時及時關閉活塞，防止上層液體流出。
（4）上層液體從上口倒出，保證上層液體盡量少地沾附下層液體。
[名師點撥]
萃取一般與分液配合使用，萃取操作結束后一般還要進行分液操作。但是分液操作分離的對象是互不相溶的液體混合物，因此，分液操作可以單獨進行，分液前不一定進行萃取。
第二課時 物質的檢驗
一、NH4+的檢驗
實驗過程：
二、Cl-的檢驗
實驗過程：
三、SO42-的檢驗
實驗過程：
四、焰色反應
概念：許多金屬或它們的此合物在火焰上灼燒時都會使火焰呈現特殊的顏色，這叫作焰色反應。
實驗操作
①取一根鉑絲（或細鐵絲），放在酒精燈（或煤氣燈）火焰上灼燒至無色。
②用鉑絲蘸取少量KC1溶液，置于火焰上灼燒，透過藍色鉆玻璃觀察火焰顏色。③再用稀鹽酸洗凈鉑絲，并在火焰上灼燒至無色，蘸取少量NaCl溶液，重復以上實驗，觀察實驗現象。
（3）實例：鈉元素的焰色為黃色；鉀元素的焰色（透過藍色鉆玻璃觀察）為紫色。
（4）注意：①焰色反應體現的是元素的性質，是物理變化。
②直接觀察火焰顏色呈黃色，該物質一定含有鈉元素，可能含有鉀元素。
五、現代化學分析測試元素
（1）用素分析儀確定物質中是否含有C、H、O、N、S、CI、Br等元素。
（2）用紅外光譜儀確定物質中是否存在某些有機原子團。
（3）用原子吸收光譜儀確定物質中含有哪些金屬元素等。
六、常見陽離子的檢驗
七、常見陰離子的檢驗
八、物質檢驗的一般方法和思路
1.物質檢驗的兩種方法
（1）物理方法：常利用物質的顏色、氣味、溶解性等加以區(qū)分，如可根據顏色區(qū)分CuCl2溶液和NaC1溶液，可根據溶解性區(qū)分Na2CO3和CaCO3。
（2）化學方法：常用酸堿指示劑、點燃、加熱、加試劑等方法，如區(qū)分鹽酸、NaOH溶液和NaCl溶液，可用紫色石蕊溶液。
2.物質檢驗的一般思路
進行物質的檢驗時要做到原理正確、現象明顯、方法簡單、試劑用量少，解答物質檢驗有關題目時，應按“取樣”“操作”“現象”“結論”順序進行描述。具體應做到：
（1）要“先取樣，后操作”。若是固體樣品，則一般先用水溶解，配成溶液后再檢驗。
（2）要“各取少量溶液分別加入幾支試管中”進行檢驗，不得在原試劑中檢驗。
（3）要“先現象，后結論”。例如，向Na CO3溶液中滴加鹽酸，所觀察到的現象應記錄為“有氣泡產生”或“有無色氣體放出”，不能說成“碳酸鈉和鹽酸反應，放出二氧化碳氣體”。
九、物質分離提純的常用方法的實驗原理
（1）過濾：利用物質溶解性的差異，將固液混合物分離開來的一種操作方法。
（2）結晶：利用物質的溶解度隨溫度變化的差異進行分離。
（3）萃取：利用物質在互不相溶的溶劑中溶解度的不同，將物質從一種溶劑轉移到另一種溶劑中，從而實現分離的方法。
（4）分液：將兩種互不相溶的液體分離的操作。
（5）蒸餾：分離相溶的兩種液體，但兩種液體沸點相差較大。
十、物質的檢驗方法
（1）沉淀法：如Cl-檢驗時，加HNO3酸化的AgNO3溶液，產生白色沉淀。
（2）氣體法：如NH4+才檢驗時，加濃NaOH溶液并加熱，產生氣體。
（3）顯色法：如H+檢驗時，滴加紫色石蕊溶液，溶液變紅。
（4）焰色反應：如Na元素檢驗時，灼燒時火焰呈黃色。
第二單元 溶液組成的定量研究
物質的量濃度
一、物質的量濃度
二、有關物質的量濃度的計算
三、物質的量濃度與溶解度、溶質的質量分數之間的換算
(1)溶質的質量分數與溶解度之間的關系
溶質的質量分數(w)＝×100%
飽和溶液中溶質的質量分數(w)＝×100%＝×100%。
(2)物質的量濃度與溶質質量分數之間的關系
①換算公式：cB＝ mol·L－1。
4.溶質的物質的量濃度與質量分數的關系。
推導:設含溶質B(摩爾質量為M g·mol-1)的溶液體積為1 L,溶液的密度為ρ g·mL-1,溶質B的質量分數為w,則:溶質的質量mB=1 000 mL×ρ g·mL-1×w=1 000ρw g,
溶質的物質的量nB= mol,
溶質的物質的量濃度cB= mol·L-1。
四、溶液稀釋和混合的計算
(1)溶液稀釋的有關計算：稀釋前后溶質的物質的量和質量都保持不變。
c(濃)·V(濃)＝c(稀)·V(稀)，
m(濃)·w(濃)＝m(稀)·w(稀)。
(2)混合規(guī)律
①語言描述：同一溶質不同濃度的兩溶液相混合，混合后，溶質的總物質的量(或總質量)等于混合前兩溶液中溶質的物質的量之和(或質量之和)。
②公式：c1·V1＋c2·V2＝c(混)·V(混)，m1w1＋m2w2＝m(混)w(混)。
五、運用物質的量濃度計算公式時的幾個注意點
(1)公式中體積為溶液的體積，不是溶劑的體積；m(溶液)＝m(溶劑)＋m(溶質)，
V(溶液)≠V(溶劑)＋V(溶質)，
即不能用溶質和溶劑(如水)的體積之和代替溶液的體積，通常可根據公式
V(溶液)＝ 計算。
(2)溶質用物質的量表示，不是質量。
(3)B不但表示溶液中所含溶質的分子，還可表示溶液中所含溶質電離出的離子。
(4)準確判斷溶液中的溶質。CuSO4·5H2O晶體溶于水，其溶質是CuSO4；Na、Na2O、Na2O2溶于H2O時，與H2O發(fā)生反應生成NaOH，此時溶液中的溶質為NaOH。再如，SO3溶于H2O時，與H2O發(fā)生反應生成H2SO4，此時溶液中的溶質為H2SO4。但NH3溶于H2O，大部分與H2O發(fā)生反應生成NH3·H2O，計算時溶質仍以NH3 計算。
(5)準確判斷溶液中不同微粒的物質的量濃度之間的關系。如在Na2SO4溶液中，由于1 mol Na2SO4能電離出2 mol Na＋和1 mol SO42-，即n(Na＋)＝2n(SO42-)＝2n(Na2SO4)，所以存在c(Na＋)＝2c(SO42-)＝2c(Na2SO4)。不同微粒的物質的量濃度與溶液體積的多少無關。
六、配制一定物質的量濃度的溶液
（1）儀器：容量瓶
（2）容量瓶的使用—“一選、一查、五忌”
一選：選擇容量瓶應遵循“就近一次性”的原則。例如配制950 mL 1 mol·L－1 NaCl溶液，應選擇 1 000 mL 的容量瓶，計算NaCl的質量時也應按1 000 mL溶液計算。
一查：使用前檢查容量瓶 是否漏水 。
檢驗程序：注水→蓋塞→倒立→觀察→正立→塞旋180°→倒立→觀察。
五忌：一忌用容量瓶溶解固體；二忌用容量瓶稀釋濃溶液；
三忌給容量瓶加熱；四忌把容量瓶當作反應容器；五忌用容量瓶長期存放溶液。
（3）配制一定物質的量濃度的溶液
以配制100 mL 0.100 mol·L－1 Na2CO3溶液為例：
主要儀器：托盤天平、藥匙、燒杯、量筒、玻璃棒、容量瓶(100 mL)、膠頭滴管。
配置過程：
實驗誤差分析：
注：表內“—”表示“不變”。
讀數時，俯視或仰視量筒刻度產生的誤差圖解：
量筒的刻度是上大下小，由左下圖可知，俯視讀數偏大，實際量取的液體偏少；由右下圖可知，仰視讀數偏小，實際量取的液體偏多。
化學反應的計算
一、物質的量在化學反應計算中的應用
二、化學反應中的計量關系
化學方程式中：各物質的化學計量數之比=參加反應的物質的微粒個數之比=參加反應的物質的物質的量之比=參加反應的氣體物質的體積（相同狀況）之比。
三、物質的量應用于化學反應計算的基本步驟
四、有關物質的量的計算中的“三個規(guī)范”
(1)書寫規(guī)范：各種符號的書寫要規(guī)范，大寫字母與小寫字母的意義各不相同。如“M”表示摩爾質量，而“m”表示質量；“N”表示微粒數，而“n”表示物質的量。
(2)符號規(guī)范
①設未知數直接用各物理量的符號表示，且要注明物質(或粒子)的符號。如設參加反應HCl溶液的體積為V[HCl(aq)]。
②各物理量及單位、物質的名稱、公式等盡量用符號表示。如已知NaOH溶液的體積和物質的量濃度，求NaOH的質量時寫成：m(NaOH)＝c(NaOH)·V[NaOH(aq)]·M(NaOH)。
(3)單位規(guī)范：把已知量代入計算式中計算時都要帶單位且單位要統(tǒng)一。
五、物質的量應用于化學方程式計算時的注意事項
(1)化學方程式中各物質的化學計量數之比等于各物質的物質的量之比，而非質量之比。
(2)計算時，各種物質不一定都用物質的量表示，也可以用質量表示，氣態(tài)物質還可以用體積(標準狀況)表示。但要注意物質的量與其他各物理量之間的換算關系，只要做到計量單位“上下一致，左右相當”即可。
(3)要用純物質的有關量進行計算。
(4)如果兩種反應物的量均已知，求解某種產物的量時，必須先判斷哪種物質過量，然后根據不足量的物質進行計算。
六、常見的幾種化學計算方法
（1）方法一 ；守恒法
物質在發(fā)生“變化”或兩物質在發(fā)生“相互作用”的過程中某些物理量的總量保持“不變”。在化學變化中的各種各樣的守恒，如元素守恒。
如工業(yè)制硝酸：4NH3＋5O24NO＋6H2O, 2NO＋O2===2NO2, 3NO2＋H2O===2HNO3＋NO。經多次氧化和吸收，由N元素守恒知：NH3～HNO3。
（2）方法二：差量法
化學反應前后物質的量(或質量或相同狀況下氣體的體積)發(fā)生變化時均可用差量法。解題的一般步驟為：
(1)準確寫出有關反應的化學方程式。
(2)找出產生差量的“對象”及“理論差量”。該“理論差量”可以是質量、物質的量、氣體體積等，且該差量的大小與參加反應的物質的有關量成正比。
(3)根據反應方程式，從“實際差量”尋找比例關系，列比例式求解。
如Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu，反應前后溶液的質量減少(或固體的質量增加)，每消耗1 mol Fe，生成1 mol Cu，溶液質量減少(或固體質量增加)64 g－56 g＝8 g。
（3）方法三 ：關系式法
一般用于解答連續(xù)反應類型的計算。關系式是表示物質間關系的一種簡化式子，能解決多步反應，計算最簡捷。多步反應中建立關系式的方法：
如利用木炭、水蒸氣制取氨氣：
由木炭、水蒸氣制取NH3的關系為3C～6H2 ～4NH3。即3C ～4NH3。
七、本單元知識框架
第三單元 人類對原子結構的認知
人類認識原子結構的歷程 原子核的構成
一、原子結構模型的演變
1.古希臘原子學說：
古希臘哲學家曾經提出，物質由不可分割的微粒（即原子）構成的。
2.道爾頓原子學說：
19世紀初，道爾頓認為，物質由原子組成，原子不能被創(chuàng)造，也不能被毀滅，在化學變化中不可再分割，在化學反應中保持本性不變。
3.湯姆生原子結構模型：
1897年，湯姆生發(fā)現原子中存在電子，并提出了一個被稱為葡萄干面包式”的原子結構模型。
4.盧瑟福原子結構模型：
原子由原子核和核外電子構成，原子核帶正電荷，位于原子中心，電子帶負電荷，在原子核周圍空間做高速運動。
5.玻爾原子結構模型：
原子核外，電子在一系列穩(wěn)定的軌道上運動，每個軌道都有一個確定的能量值。
現代電子云模型：
電子云模型中的電子在原子核外很小的空間內做高速運動，其運行沒有固定的規(guī)律，接近近代人類對原子結構的認識，屬于分層排布。
二、原子核的結構
（1）原子的構成
注意：原子的質量幾乎都集中在原子核上。
（2）質量數：將原子核內所有的質子和中子的相對質量取整數加起來所得的數值，用A表示。
（3）構成原子的微粒間的兩個關系
①質量數（A）=質子數（Z）+中子數（N）
②質子數（Z）=核外電子數=核電荷數=原子序數。
原子組成的表示方法
如作為相對原子質量標準的 表示質子數為_6_，質量數為_12__的碳原子。
（5）核素
含義：人們把具有一定質子數和一定中子數的一種原子稱為一種核素。
實例——氫元素的三種核素。
（6）同位素
(1)概念：質子數相同、___質量數____(或 中子數___)不同的核素互稱為同位素。
(2)特點——兩同兩不同
①兩同：質子數__相同，元素相同； ②兩不同：___中子數____不同，原子不同。
(3)用途
①放射性的用于考古斷代。② 和 用于制造氫彈。
③放射性同位素釋放的射線可用于育種、治療惡性腫瘤等。
三、知識注意點
1．原子中各粒子的作用
(1)原子種類由質子數、中子數決定。(2)元素種類由質子數決定。
(3)相對原子質量由質子數、中子數決定。
2．元素、核素、同位素的區(qū)別與聯系
(1)元素是具有相同質子數的同一類原子的總稱。
(2)核素是具有一定質子數和一定中子數的一種原子。
(3)同一元素的不同核素之間互稱為同位素。
3.元素、核素、同位素間的關系（如圖）
4．元素、核素、同位素、同素異形體的易錯點
(1)一種元素可以有多種核素，也可能只有一種核素，有多少種核素就有多少種原子。
(2)同位素的化學性質幾乎完全相同，原因是核外電子排布相同。
(3)同位素之間的轉化，既不是物理變化也不是化學變化，是核反應。同素異形體之間的轉化是化學變化。
(4)同位素是指同一元素的不同“原子”間的關系，同素異形體是指同一元素的不同“單質”間的關系。
(5)同位素之間可形成不同的同位素單質。如氫分子有六種：H2、D2、T2、HD、HT、DT。同位素之間可形成不同的同位素化合物。如水分子有：H2O(普通的水)、D2O(重水)、T2O(超重水)等。H、D、T與16O、17O、18O可形成3×6＝18種水分子，相對分子質量不同。它們的物理性質(如密度)有所不同，但化學性質幾乎完全相同。
原子核外電子排布
一、原子核外電子的排布
1.電子的能量：
（1）在多電子原子中，電子的能量不同。
（2）電子能量與運動區(qū)域。
電子能量較低一運動區(qū)域離核較近；電子能量較高→運動區(qū)域離核較遠。
2.電子層：
（1）概念：在含有多個電子的原子里，電子分別在能量不同的區(qū)域運動，把不同的區(qū)域簡化為不連續(xù)的殼層，稱作電子層。
（2）電子層的表示方法及與能量的關系。
3.核外電子的排布規(guī)律
①電子總是盡量先排在能量最低的電子層，即最先排K層，K層排滿了，再排上層
②原子核外各電子層最多容納的電子數為2n2。
③原子最外層電子數不能超過8（K層為最外層時不能超過2），次外層電子數不能超過18，倒數第三層電子數不能超過32。
二、原子和離子的結構示意圖
（1）原子結構示意圖：表示原子的核電荷數和核外電子在原子核外各電子層排布的圖示。
如Na原子的原子結構示意圖為
離子結構示意圖
（3）原子和離子中微粒間的數量關系：
三、原子核外電子排布與元素化學性質的關系
(1)稀有氣體元素原子最外層電子數為8(氦為2)，處于穩(wěn)定結構，不易得失電子，因此化學性質穩(wěn)定，一般不跟其他物質發(fā)生化學反應。
(2)金屬元素原子最外層電子數一般少于4個，在化學反應中容易失去電子，使最外層達到8電子(最外層是第一層時為2電子)穩(wěn)定結構，變?yōu)閹д姾傻年栯x子。陽離子所帶正電荷的數目等于原子失去的電子的數目。如Mg2＋的形成過程如圖(a)所示。
(3)非金屬元素原子最外層電子數一般多于4個少于8個，在化學反應中容易得到電子，使最外層達到8電子(最外層是第一層時為2電子)穩(wěn)定結構，變?yōu)閹ж撾姾傻年庪x子。陰離子所帶負電荷的數目等于原子得到的電子的數目。如氧離子的形成過程如圖(b)所示。
四、1～20號元素原子的核外電子排布規(guī)律
(1)原子核中無中子的原子：。
(2)最外層有1個電子的元素：H、Li、Na、K。
(3)最外層有2個電子的元素：He、Be、Mg、Ca。
(4)最外層電子數是次外層電子數2倍的元素：C；是次外層電子數3倍的元素：O。
(5)最外層電子數是電子層數3倍的元素：O。
(6)電子層數是最外層電子數2倍的元素：Li、Ca。
(7)電子層數與最外層電子數相等的元素：H、Be、Al。
(8)次外層電子數是最外層電子數2倍的元素：Li、Si。
(9)內層電子總數是最外層電子數2倍的元素：Li、P。
(10)最外層電子數是電子層數2倍的元素：He、C、S。
五、核外有10個電子的微粒
(1)分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。
(2)陽離子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、H3O＋、NH。
(3)陰離子：N3－、O2－、F－、OH－、NH。
專題3從海水中獲得的化學物層
第一單元 氯氣及氯的化合物
氯氣的發(fā)現與制備
氯氣的發(fā)現
1774年瑞典化學家舍勒發(fā)現了氯氣
1810年，英國化學戴維研究后得出這種氣體只由一種元素組成。早年，我國曾命名為“綠氣”，后改為“氯氣”。
在海水中含有大量氯元素，但其單質氯氣的化學性質非常活潑，在自然界中不存在游離態(tài)的氯，只存在化合態(tài)的氯。
二、氯氣的實驗室制法
（1）反應原理
(2)儀器裝置
3.收集方法
（1）向上排空氣法（氯氣密度大于空氣）。（2）排飽和食鹽水法
4.驗滿方法
（1）將濕潤的淀粉碘化鉀試紙靠近盛氯氣的瓶口，觀察到試紙立即變藍，則證明已集滿。
（2）將濕潤的藍色石蕊試紙靠近盛氯氣的瓶口，觀察到試紙立即發(fā)生先變紅后褪色的變化，則證明已集滿。
5.尾氣處理
（1）儀器裝置圖中燒杯下中盛放的液體是NaOH溶液。
（2）該液體的作用是吸收過量氯氣，防止污染空氣。
6.實驗室制取氯氣的其他方法
可用KMnO4、K2Cr2O7、KClO3等氧化劑代替MnO2與濃鹽酸反應(不需加熱)。方程式如下：
2KMnO4＋16HCl(濃)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O。
K2Cr2O7＋14HCl(濃)===2KCl＋2CrCl3＋3Cl2↑＋7H2O
KClO3＋6HCl(濃)KCl＋3Cl2↑＋3H2O
7.實驗室用MnO2和濃鹽酸制Cl2時的注意點
(1)為了減少制得的Cl2中HCl的含量，加熱溫度不宜過高，以減少HCl的揮發(fā)。
(2)因Cl－濃度越小，其還原性越弱，所以必須用濃鹽酸加熱才可反應，稀鹽酸不反應。
(3)實驗結束后，先使反應停止并排出殘留的Cl2后，再拆卸裝置，避免污染空氣。
(4)尾氣吸收時，用NaOH溶液吸收Cl2，不能用澄清石灰水吸收，因為溶液中Ca(OH)2的含量少，吸收不完全。
三、工業(yè)制取氯氣
人們把以電解飽和食鹽水為基礎制取氯氣、燒堿等產品的工業(yè)稱為氯堿工業(yè)。
1.電解飽和食鹽水的原理
2.電解飽和食鹽水的裝置及產物的驗證
（1）電解飽和食鹽水的裝置
（2）電解產物的驗證
注意事項：
(1)與電源正極相連的石墨棒上生成氯氣，與負極相連的鐵棒附近生成NaOH。Cl2與NaOH可發(fā)生反應，兩極產物必須隔開。
(2)電解飽和食鹽水時，在與電源正極、負極相連的電極上得到的氣體體積比為1∶1。
(3)檢驗Cl2的反應為2KI＋Cl2===2KCl＋I2，淀粉遇碘變藍色。
(4)氯堿工業(yè)產品的用途
①Cl2：用于制取鹽酸、漂白粉，飲用水消毒，有機合成(農藥、藥物等)。
②H2：用于生產鹽酸、金屬冶煉等。
③NaOH：工業(yè)生產中最常用的堿，主要用于有機合成、造紙、印染等。
氯氣的性質及應用
氯原子結構特點
二、氯氣的物理性質
顏色：黃綠色；狀態(tài)：氣體；氣味：刺激性氣味；沸點：較低，易液化；密度：比空氣大
毒性：有毒；水溶性：能溶于水（1體積水可溶解2體積氯氣）
三、氯氣的化學性質
1.氯氣與金屬單質的反應
注意：
（1）氯氣是較強的氧化劑，與變價金屬反應時生成高價態(tài)的氯化物。
（2）常溫下，氯氣不與Fe反應，故可以在加壓條件下，將氯氣轉化為液態(tài)（即液氯），儲存于鋼瓶中，便于運輸和使用。
2.氯氣與非金屬單質的反應
在空氣中點燃氫氣，然后伸入盛有氯氣的集氣瓶中。
與氫氣(H2)反應
現象：氫氣在氯氣中安靜地燃燒，發(fā)出蒼白色火焰，集氣瓶口上方出現白霧。
化學方程式：
與磷（P）反應
現象：產生大量白色煙霧
化學方程式：
氯氣與水反應
化學方程式：Cl2＋H2O HCl＋HClO
（1）次氯酸(HClO )的性質
①不穩(wěn)定性
次氯酸見光分解反應的化學方程式為:
②強氧化性
i.能使有色物質褪色，作漂白劑。ii.殺菌、消毒。
③弱酸性
HCIO的酸性比H2CO3的弱，向NaCl0溶液中通入足量CO2，化學方程式為：
NaCl0+CO2+H20=HClO+NaHCO3
（2）實驗驗證次氯酸的漂白性
四、氯水的成分
氯水中存在反應：C2+H20、HC1+HCIO，HCIO和HC1發(fā)生電離。
1.氯水中含有以下微粒：
2.新制氯水的多重性質
3.在氯水中含有多種微粒，因此在與不同物質發(fā)生反應時，表現出不同微粒的性質，現列表如下：
4.液氯、新制的氯水和久置的氯水比較
液氯 新制氯水 久置氯水
分類 純凈物 混合物 混合物
顏色 黃綠色 黃綠色 無色
成分 Cl2 Cl2、H2O、HClO、H＋、Cl―、ClO―、極少量的為 OH― H＋、Cl―、H2O、極少量的 OH― 稀鹽酸
性質 氧化性 氧化性、酸性、漂白性 酸性
注意：實驗室中使用的氯水只能現配現用,并盛放在棕色試劑瓶中。
5.氯氣與堿的反應
（1）與氫氧化鈉溶液反應——制取漂白液、吸收尾氣
①制取反應的化學方程式：
②漂白液的有效成分是NaC1O
（2）與石灰乳反應——制取漂白粉
①制取反應的化學方程式：
②漂白粉的主要成分是CaCl2、Ca（ClO）2，有效成分是Ca（ClO）2漂粉精的主要成分是Ca（ClO）2
③漂白粉的漂白原理：Ca（ClO）2＋2HClCaCl2＋2HClO
　　 Ca（ClO）2＋H2O＋CO2CaCO3↓＋2HClO
Ca（ClO）2＋ 2H2OCa(OH)2+2HClO(漂白粉具有漂白性的原因）
④漂白粉失效的原因：Ca（ClO）2＋H2O＋CO2CaCO3↓＋2HClO
2HClO2HCl＋O2↑
五、氯氣的用途
1.氯氣可用于消毒。
2.工業(yè)制造鹽酸、漂白劑、農藥等。
3.廣泛應用于合成聚氯乙烯、制備藥物、冶金及染料工業(yè)等各個領域。
六、下圖是氯的常見價態(tài)與物質的對應關系圖
七、氯的常見氧化物簡介
(1)一氧化二氯
性質：是次氯酸的酸酐，溶于水產生不穩(wěn)定的次氯酸并最終變?yōu)辂}酸。
制法：用新制備的黃色氧化汞與氯氣反應可制得一氧化二氯：
2HgO＋2Cl2===Cl2O＋HgCl2·HgO；
同樣也可以用氯氣與潮濕的碳酸鈉反應來制取：
2Na2CO3＋H2O＋2Cl2===2NaCl＋2NaHCO3＋Cl2O。
(2)二氧化氯
物理性質：是一種黃綠色到橙黃色的氣體，極易溶于水。
制取：Cl2＋2NaClO2===2ClO2＋2NaCl或5NaClO2＋4HCl===4ClO2↑＋5NaCl＋2H2O。
用途：是一種廣譜、高效的滅菌劑。
(3)Cl2O3、Cl2O5、Cl2O7分別為HClO2、HClO3、HClO4的酸酐。
八、氯的含氧酸及其鹽
(1)氯的含氧酸有HClO(次氯酸)、HClO2(亞氯酸)、HClO3(氯酸)、HClO4(高氯酸)，其酸性依次增強，氧化性依次增強。
(2)氯的含氧酸鹽有四類：次氯酸鹽、亞氯酸鹽、氯酸鹽、高氯酸鹽。
①NaClO2(亞氯酸鈉)
性質：黃綠色液體，呈堿性，是一種強氧化劑，遇酸放出ClO2氣體。
用途：是一種高效氧化劑、漂白劑。主要用于棉紡、亞麻、紙漿漂白、食品消毒、水處理、殺菌滅藻和魚藥制造。
②氯酸鉀(KClO3)
性質：是一種白色晶體，有毒，在冷水中溶解度較小，易溶于熱水，是強氧化劑。在MnO2催化作用下，受熱分解生成O2。
用途：可用作制造炸藥，也可用來制造火柴、煙火，實驗室制取O2。
③高氯酸鈉(NaClO4)
性質：易溶于水和乙醇，有強氧化性，低毒，與有機物撞擊易引起爆炸。
氧化還原反應
一、氧化還原反應的概念
氧化反應：化合價升高的反應；還原反應：化合價降低的反應
氧化還原反應的特征：元素化合價變化。
氧化還原反應的本質：反應過程中有電子的轉移，包括電子的得失和共用電子對的偏移。
二、從元素化合價的角度認識氧化還原反應
三、從電子轉移的角度認識氧化還原反應
①氯元素化合價降低，氯原子得電子，C12發(fā)生還原反應，被還原。
②鈉元素化合價升高，鈉原子失電子，Na發(fā)生氧化反應，被氧化。
四、氧化還原反應中電子轉移的表示方法
雙線橋表示法：表示同種元素在反應前后得失電子的情況。
基本步驟：
(2)注意事項
①箭頭、箭尾必須對應化合價變化的同種元素的原子；
②必須注明“得到”或“失去”；
③電子轉移數用a×be－形式表示，a表示發(fā)生氧化或還原反應的原子個數，b表示每個原子得到或失去的電子數，當b＝1時，可以省略；
④被還原的物質和被氧化的物質得、失電子數守恒。
⑤記憶口訣：先標化合價，再看價變化；起止同元素，橋上標變化。
單線橋表示法：表示反應物中同中元素或不同元素之間的電子轉移情況，即電子轉移的方向行和數目
基本步驟：
(2)注意事項
①不需要標明“得到”或“失去”，只標明電子轉移數目；
②要用箭頭標明電子轉移的方向；
③箭頭由反應物失電子元素原子指向反應物得電子元素原子。
五、氧化還原反應與四個基本反應類型的關系
基本圖示
（2）說明
①置換反應一定屬于氧化還原反應。
②復分解反應一定不屬于氧化還原反應。
③有單質參與的化合反應和有單質生成的分解反應均屬于氧化還原反應。
注意：氧化還原反應中的4個“不一定”
(1)一種元素被氧化，不一定有另一種元素被還原。如反應 Cl2＋H2O==HCl＋HClO中，被氧化和被還原的元素都是氯元素。
(2)一種反應物不一定只表現出一種性質。如反應2KMnO4==K2MnO4＋MnO2＋O2↑中，參加反應的KMnO4既表現了還原性，又表現了氧化性。
(3)有單質參加或生成的反應不一定是氧化還原反應。如同素異形體之間的相互轉化不屬于氧化還原反應。
(4)某種物質由化合態(tài)變?yōu)橛坞x態(tài)，可能是被氧化，也可能是被還原。如：HCl→Cl2，就是Cl元素被氧化；HCl→H2，就是H元素被還原。
六、氧化劑和還原劑
1．氧化劑和還原劑
(1)概念：在氧化還原反應中，失去電子的物質是還原劑，還原劑發(fā)生氧化反應，表現出還原性；得到電子的物質是氧化劑，氧化劑發(fā)生還原反應，表現出氧化性。
(2)幾組概念間的關系
即：氧化劑→得到電子→所含元素化合價降低→被還原→發(fā)生還原反應→得到還原產物；
還原劑→失去電子→所含元素化合價升高→被氧化→發(fā)生氧化反應→得到氧化產物。
記憶口訣：氧→得→降→還→還→還　還→失→升→氧→氧→氧
2.常見的氧化劑和還原劑
（3）氧化還原反應中的守恒
化合價降低總數＝化合價升高總數
失去電子總數＝得到電子總數
得（失）電子總數＝化合價降低（升高）總數
遵循質量守恒，反應前后相同元素的原子個數相等。
七、物質氧化性、還原性強弱的比較
1.根據氧化還原反應的方向判斷
2.根據元素的活動性順序比較
3.根據反應條件判斷
（1）當不同的氧化劑(或還原劑)與同一還原劑(或氧化劑)反應時，反應越易進行，則對應的氧化劑(或還原劑)的氧化性(或還原性)越強，反之越弱。如：
MnO2＋4HCl(濃)===MnCl2＋Cl2↑＋2H2O；
2KMnO4＋16HCl(濃)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O。
4HCl＋O22H2O＋2Cl2。
氧化性：KMnO4>MnO2>O2。
(2)Na、Mg、Al單質與H2O反應情況如下，Na與冷水劇烈反應，Mg加熱才反應，Al在加熱條件下也難反應。
還原性：Na＞Mg＞Al。
4.根據氧化產物的價態(tài)高低判斷
同一物質在相同條件下，被不同氧化劑氧化的程度越大，氧化劑的氧化性越強。
例如：2Fe＋3Cl2===2FeCl3、Fe＋S===FeS。
氧化性：Cl2＞S。
八、氧化還原反應的基本規(guī)律
注意：元素價態(tài)規(guī)律（可用來判斷某一物質是否具有氧化性或者還原性）
同種元素：最高價時―――只具有氧化性；最低價時―――只具有還原性
中間價時―――既有氧化性又有還原性
對同一元素而言，一般價態(tài)越高，氧化性越強，如Fe3＋>Fe2＋>Fe；
價態(tài)越低，氧化性越弱，如S2－九、氧化還原反應方程式的配平：
（1）正向配平法:以反應3NaClO＋NaI===NaIO3＋3NaCl為例：
標變價：標明反應前后化合價有變化的元素的化合價。
列變化：根據化合價的變化標出電子轉移的__方向和數目___。
得失相等：通過求最小公倍數使__得失電子__總數相等。
定系數：根據__質量守恒定律____配平其他物質的化學計量數，配平后，將單線變?yōu)榈忍枴?br/>3NaClO＋NaI===NaIO3＋3NaCl
(2)逆向配平法：適用于一種元素的化合價既升高又降低的反應和分解反應中的氧化還原反應。先確定生成物的化學計量數，然后再確定反應物的化學計量數。
由于S的化合價既升又降，而且升降總數要相等，所以K2S的化學計量數為2，K2SO3的化學計量數為1，然后確定S的化學計量數為3。
(3)缺項氧化還原反應方程式的配平。
缺項方程式是指某些反應物或生成物的分子式沒有寫出來，一般為水、酸(H＋)或堿(OH－)。
方法：
先用“化合價升降法”配平含有變價元素的物質的化學計量數，然后由質量守恒確定未知物，再根據原子守恒進行配平。
補項原則：
十、氧化還原反應的特殊情況
(1)歸中反應
定義：歸中反應就是指同種元素組成的不同物質（可以是單質和化合物，也可以是化合物和化合物）發(fā)生氧化還原反應，元素的兩種化合價向中間靠攏。
價態(tài)歸中規(guī)律：
含有不同價態(tài)的同種元素物質間發(fā)生氧化還原反應時，該元素的價態(tài)變化一定遵循“高價＋低價―→中間價”，即“價態(tài)相鄰能共存，價態(tài)相間能歸中，歸中價態(tài)不交叉，價升價降只靠攏。”如：
2H2S＋SO2===3S＋2H2O；
2Na2S＋Na2SO3＋3H2SO4===3Na2SO4＋3S↓＋3H2O；
歧化反應
定義：是化學反應的一種，反應中某個元素的化合價既有上升又有下降.與歸中反應相對.
歧化反應規(guī)律：
同一元素發(fā)生氧化還原反應生成不同價態(tài)的物質時，該元素的價態(tài)變化一定遵循“中間價態(tài)―→高價態(tài)＋低價態(tài)”，不會出現“一邊倒”的現象，即生成物中該元素的價態(tài)不能都比反應物中該元素價態(tài)高，或都比反應物中該元素價態(tài)低。
例如Cl2+H2O=HClO+HCl
（3）相鄰價態(tài)的微粒不發(fā)生氧化還原反應
如S和H2S、S和SO2、SO2和濃硫酸之間不發(fā)生氧化還原反應。
十一、“電子守恒法”計算的一般思維模板
信息型氧化還原方程式書寫流程
第二單元 金屬鈉及鈉的化合物
鈉及其氧化物
鈉的物理性質
鈉的原子結構與化學性質
（1）鈉原子的結構示意圖為
注意：其最外層只有1個電子，在與其他物質反應時，鈉原子很容易失去最外層的一個電子，形成具有穩(wěn)定電子層結構的鈉離子所以：鈉的化學性質很活潑，表現出很強的還原性。
（2）鈉與氧氣的反應
（3）鈉與水的反應
②實驗結論：鈉與水反應劇烈，生成NaOH和H2，化學方程式是：2Na＋2H2O=2NaOH+H2↑
補充：（1）鈉與氯氣反應：Cl2+2Na2NaCl
（2）鈉與硫單質反應：2Na+S＝Na2S(爆炸)
鈉的制備
電解熔融氯化鈉：2NaCl(熔融)===2Na＋Cl2↑。
四、鈉的保存
鈉易與空氣中的O2、H2O反應，且鈉的密度比煤油的密度 小 ，不與煤油反應，故實驗室常常將鈉保存在 煤油 中。
五、鈉的用途
(1)作高壓鈉燈。
(2)鈉鉀合金用作快中子反應堆的熱交換劑。
(3)作還原劑，將鈦、鋯、鈮等稀有金屬從其氯化物中置換出來。
如4Na＋TiCl44NaCl＋Ti
六、鈉露置在空氣中的主要變化
（1）相應變化
金屬鈉長期露置于空氣中最終完全轉變?yōu)镹a2CO3粉末。
（2）變化過程
（3）發(fā)生主要變化的化學方程式
①4Na＋O2===2Na2O ②Na2O＋H2O===2NaOH ③2NaOH＋CO2===Na2CO3＋H2O
④Na2CO3＋10H2O===Na2CO3·10H2O ⑤Na2CO3·10H2O===Na2CO3＋10H2O
七、鈉與酸、堿、鹽反應的實質
（1）與酸溶液反應
（2）與堿溶液反應
實質是鈉與水的反應，如鈉與氫氧化鈉溶液的反應，即鈉與水的反應。
（3）與鹽溶液反應
氧化鈉與過氧化鈉的比較
（1）Na2O2的強氧化性與還原性
從元素化合價角度分析Na2O2的性質
用雙線橋表示Na2O2與H20、CO2反應電子轉移的方向和數目：
注意：Na2O2的作用：Na2O2既是氧化劑又是還原劑。
九、Na2O2與CO2、H2O反應的量的關系
(1)物質的量的關系
無論是CO2或H2O的單一物質還是二者的混合物，通過足量的Na2O2時，CO2或H2O與放出O2的物質的量之比均為2∶1。
(2)電子轉移關系
當Na2O2與CO2或H2O反應時，每 1 mol Na2O2，轉移1 mol電子；每產生1 mol O2，轉移2 mol電子。且在反應中Na2O2既是氧化劑又是還原劑。
(3)固體質量關系
分析反應的化學方程式，可得下列關系式：
Na2O2Na2CO3(組成相當于Na2O2·CO)
Na2O22NaOH(組成相當于Na2O2·H2)
①與CO2反應時，固體增加的質量等于與消耗的CO2等物質的量的CO的質量。
②與H2O反應時，固體增加的質量等于與消耗的H2O等物質的量的H2的質量。
第二課時碳酸鈉 碳酸氫鈉
碳酸鈉和碳酸氫鈉的性質
1.物理性質
2.化學性質
（1）Na2CO3
上述序號所表示反應的化學方程式：（1）Na2CO3+HCl＝NaHCO3+NaCl
（2）Na2CO3+Ca(OH)2=2NaOH+CaCO3↓
（3）Na2CO3+BaCl2=2NaCl+BaCO3↓
(2)NaHCO3
上述序號所表示反應的化學方程式：
（1）NaHCO3+HCl＝NaCl+H2O+CO2
（2）Ca(OH)2少量：
Ca(OH)2＋2NaHCO3===CaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O；Ca(OH)2過量：
Ca(OH)2＋NaHCO3===CaCO3↓＋H2O＋NaOH；
（3）NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O；
（4）2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O
3.用途
Na2CO3：①日常生活中，用熱的純堿溶液去除物品表面的油污。
②工業(yè)上用于紡織、造紙、制肥皂、生產玻璃等。
NaHCO3：醫(yī)療上用于治療胃酸過多，作發(fā)酵粉等。
Na2CO3與NaHCO3的鑒別和相互轉化
Na2CO3、NaHCO3的鑒別方法
（1）利用熱穩(wěn)定性不同
①鑒別方法
利用和酸反應生成氣體的速率不同（相同條件下）
利用與BaCl2或CaCl2溶液反應
利用溶液的堿性強弱
Na2CO3、NaHCO3的相互轉化
侯氏制堿法
①原理：將CO2通入氨化的NaCl飽和溶液中，使溶解度小的NaHCO3從溶液中析出；過濾得到的NaHCO3晶體受熱分解后生成Na2CO3。
②化學方程式：NH3＋NaCl＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl；
2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O
③用途：此方法將氨堿法和合成氨兩種工藝聯合起來，同時得到純堿和氯化銨兩種產品，提高了食鹽的利用率。
(2)Na2CO3―→NaHCO3
①向飽和Na2CO3溶液中通入過量的CO2
反應的化學方程式為Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3↓。
[注意]　該反應能發(fā)生的原因有以下三個方面：
a．同溫下，NaHCO3的溶解度比Na2CO3的小；
b．生成的NaHCO3的質量比消耗的Na2CO3的大(即消耗106 g Na2CO3生成168 g NaHCO3)，即溶質增加；
c．反應消耗了水，即溶劑減少。
②Na2CO3與少量HCl反應
反應的化學方程式為Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl。
[注意]　碳酸鈉溶液與鹽酸反應分兩步。
第一步：Na2CO3＋HCl===NaCl＋NaHCO3；
第二步：NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑。所以向碳酸鈉溶液中加入適量鹽酸，也可以將碳酸鈉轉化為碳酸氫鈉。
除雜
互滴法
互滴法是指當兩種溶液反應時有兩個不同的反應過程，且這兩個過程的實驗現象各不相同，則可以通過滴加順序不同，利用產生的現象不同進行鑒別。
如：(1)鹽酸逐滴加入Na2CO3溶液中
①現象：開始無明顯現象，后有無色氣體放出。
②原理：Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl(開始無明顯現象)，
NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑(后有無色氣體放出)。
(2)Na2CO3溶液逐滴加入稀鹽酸中
①現象：有無色氣體放出。
②原理：Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋CO2↑
第三課時 離子反應
一、強電解質
（1）概念：在水溶液中能完全電離的電解質。
（2）常見物質
①強酸：H2SO4、HCl、HNO3、HBr、HI、HClO4等。
②強堿：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。
③大多數鹽：NaCl、BaSO4、KNO3、CaCO3等。
二、弱電解質
（1）概念：在水溶液中不能完全電離的電解質。
（2）常見物質
①弱酸：H2CO3、CH3COOH、HClO、H2S等。
②弱堿：NH3·H2O、Cu(OH)2等。
③少數鹽：醋酸鉛等。
④水。
三、電解質溶液的導電性和導電能力
(1)溶液的導電性：電解質溶液是通過自由離子的定向移動而導電的。
(2)溶液的導電能力
四、電解質、非電解質、強電解質、弱電解質與物質類別的關系
五、電離方程式的書寫
強電解質電離方程式用“==”，弱電解質電離方程式用“”，多元弱酸分步電離。
如：H2SO4===2H＋＋SO42-
CH3COOH?CH3COO－＋H＋
NH3·H2O?NH4+＋OH－
H2CO3電離：H2CO3H＋＋HCO3-(主)、HCO3-H＋＋CO32-(次)
5大誤區(qū)
(1)誤認為不是電解質的物質一定是非電解質。電解質和非電解質都是化合物，單質和混合物既不是電解質，也不是非電解質。
(2)誤認為電解質一定能導電，能導電的物質一定是電解質，不能導電的物質一定是非電解質。電解質本身不一定能導電，如NaCl固體不導電，NaCl的水溶液或熔融的NaCl能導電，NaCl是電解質。Cu能導電，Cu既不是電解質，也不是非電解質。
(3)誤認為強電解質溶液的導電能力一定比弱電解質溶液強。強電解質溶液的導電能力不一定強。只有在物質的量濃度相等的情況下，強電解質溶液的導電能力才比弱電解質溶液的導電能力強。
(4)誤認為水溶液能導電的化合物一定是電解質。雖然CO2、SO2、SO3、NH3等物質的水溶液能導電，但導電的離子是它們與水反應生成的酸或堿電離出來的，它們自身不電離，屬于非電解質。
(5)誤認為難溶于水的化合物一定是弱電解質，能溶于水的化合物一定是強電解質。某些難溶(或微溶)于水的鹽(如AgCl、BaSO4等)，其溶解度很小，但其溶于水的部分是完全電離的，它們仍屬于強電解質。CH3COOH能溶于水，是弱電解質。
六、離子反應
1.離子反應
2.復分解型離子反應發(fā)生的條件
當離子間結合生成難溶物質、難電離物質或易揮發(fā)物質時，反應就能進行。
離子反應的常見類型和應用
七、離子方程式
（1）概念：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。
（2）書寫步驟（以碳酸鈉與鹽酸的反應為例）
注意：書寫離子反應，記住“三”拆“四”不拆：強酸、強堿、大部分可溶性鹽拆，單質、氣體、氧化物、難溶物質和難電離物質不拆。（只有強電解質中可溶于水的物質才可以拆）
（3）比較化學方程式與離子方程式的意義
化學方程式只能表示 某一特定 的化學反應，離子方程式可以表示 同一類 化學反應，如NaOH＋HCl===NaCl＋H2O表示氫氧化鈉溶液和鹽酸反應，而H＋＋OH－===H2O可以表示強酸溶液與強堿溶液作用生成可溶性鹽和水的中和反應。
（4）離子方程式書寫及判斷的核心
在書寫離子方程式和判斷離子方程式的正誤時要從“兩易”“兩等”和“兩查”。
注意：特殊反應的離子方程式
①固體之間的反應、濃硫酸(或濃磷酸)與固體之間的反應，不能電離出自由移動的離子，所以不寫離子方程式。如：Ca(OH)2(s)＋2NH4Cl(s) CaCl2(s)＋2NH3↑＋2H2O。
②鹽類水解的離子方程式用“”，不用“↓”“↑”；相互促進的完全水解反應的離子方程式用“===”“↓”“↑”
③溶液中銨鹽與堿反應時，濃溶液或加熱放出NH3，稀溶液不加熱寫NH3·H2O。
④Fe與一般酸(H＋)反應生成Fe2＋，Fe與硝酸反應時，Fe足量生成Fe2＋，Fe少量生成Fe3＋。
⑤CO2(或SO2、H2S)參與的離子反應，CO2(或SO2、H2S)少量時生成正鹽，過量或足量時生成酸式鹽。
⑥Al3＋(或AlO)中加強堿(或強酸)，強堿(或強酸)少量生成Al(OH)3沉淀，強堿(或強酸)過量生成AlO(或Al3＋)。
⑦CO中逐滴加強酸，強酸少量生成HCO，強酸過量生成CO2。
（5）反應先后競爭型
向含OH－、CO、HCO、AlO的溶液中逐滴加入稀鹽酸，反應順序為OH－、AlO、CO、HCO。
向含NH、H＋、Al3＋的溶液中加入NaOH溶液，反應順序為H＋、Al3＋、NH。
八、離子共存
1.離子共存的本質
幾種離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不反應；若離子之間能反應，則不能大量共存。
2．離子之間反應的條件
同一溶液中，若離子間符合下列任意一個條件就會發(fā)生離子反應，離子之間便不能在溶液中大量共存。
(1)生成難溶物或微溶物。如Ba2＋與CO32-、SO42-，Ag＋與Cl－、CO32-、SO42-，Fe3＋、Cu2＋與OH－等。
(2)生成氣體或揮發(fā)性物質。如NH4+與OH－，H＋與CO32-、HCO3-等。
(3)生成難電離物質。如H＋與CH3COO－、CO32-、HCO3-、S2－、HS－、SO32-、HSO3-等生成難電離的酸；OH－與NH4+生成難電離的堿；H＋與OH－生成水等。
3．離子共存問題中易忽視的三類隱含條件
(1)溶液無色透明時，則溶液中一定沒有有色離子，
如MnO4-(紫紅)、Cu2＋(藍)、Fe2＋(淺綠)、Fe3＋(黃)等。
(2)滴入酚酞溶液變紅的溶液中肯定不能大量存在與OH－反應的離子，
如Al3＋、Mg2＋、Cu2＋、Zn2＋、Fe3＋、Fe2＋、Ca2＋、NH4+、H＋、HCO3-、HSO3-等。
（3）滴入石蕊溶液變紅的溶液中肯定不能大量存在與H＋反應的離子，
如OH－、CO32-、HCO3-等。
4.離子不能大量共存的常見類型
(1)復分解反應
①H＋與弱酸根離子如CO、HCO、SO、HSO、AlO、SiO等生成弱酸。
②OH－與弱堿的陽離子如NH、Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、Al3＋等生成弱堿；OH－與酸式酸根離子如HCO、HSO、HS－等生成水。
③生成沉淀如Ag＋與Cl－；Ba2＋與SO等。
(2)氧化還原反應型
具有較強氧化性的離子與具有較強還原性的離子，會發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存。
氧化性離子：ClO－、MnO(H＋)、NO(H＋)、Fe3＋等。
還原性離子：S2－、SO、I－、Fe2＋、Br－、Cl－等。
①Fe3＋可氧化S2－、SO、I－等。
②NO(H＋)可氧化S2－、SO、I－、Fe2＋、Br－等。
③ClO－在堿性條件下可氧化S2－、SO、I－、Fe2＋、Br－等。
④ClO－(H＋)、MnO(H＋)可氧化S2－、SO、I－、Fe2＋、Br－、Cl－等。
(3)水解相互促進型
①常見的因發(fā)生相互促進的水解反應而不能大量共存的離子如下：
a．Al3＋與CO、HCO、S2－、HS－、AlO、SiO。
b．Fe3＋與CO、HCO、AlO、SiO。
c．NH與AlO、SiO。
②NH與CH3COO－、CO、HCO、S2－等能發(fā)生相互促進的水解反應，但不完全，仍能大量共存。
(4)絡合反應
①Fe3＋與SCN－因生成Fe(SCN)3而不能大量共存。
②Ag＋與NH3·H2O因生成[Ag(NH3)2]＋而不能大量共存。
③Cu2＋與NH3·H2O因生成[Cu(NH3)4]2＋而不能大量共存。
5.答題技巧
(1)溶液中離子的檢驗答題模板
實驗操作(取少量或適量待檢溶液，加入……試劑，再加入……試劑)

現象描述(①溶液由……變?yōu)椤谌粲小桑廴魶]有……)

得出結論(如“若……說明……，若……說明……”)
(2)固體物質的檢驗答題模板
①取少量待測物質；加入……試劑溶解；②向該溶解液中加入……試劑或再加入……試劑；③若溶液由……色變?yōu)椤蛴小桑虎軇t說明……結論。
第三單元 海洋化學資源的綜合
第一課時 粗鹽提純 從海水中提取溴
一、除去粗鹽中可溶性雜質的原理
二、除雜路線
分離和提純的“三必須”和“四原則”
三、從海水中提取溴
（1）流程
(2)發(fā)生反應的化學方程式和離子方程式
①2NaBr＋Cl2===Br2＋2NaCl；離子方程式為 2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－
②Br2＋SO2＋2H2O===2HBr＋H2SO4；
離子方程式為Br2＋SO2＋2H2O===4H＋＋2Br－＋SO42-。
③2HBr＋Cl2===2HCl＋Br2。離子方程式為2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－。
[注意]　海水提取溴的過程，將Br－氧化→吹出→吸收又變回Br－，主要目的是富集溴。不能利用最初得到的含Br2的海水直接蒸餾獲取液態(tài)溴，因為此時溶液中Br2的濃度較低，若直接蒸餾，處理量大，成本高。
(3)含溴物質的用途
①溴多用于制備藥物、感光劑。
②溴還是制造農業(yè)殺蟲劑、阻燃劑的原料。
③溴化銀可被用作醫(yī)療X射線膠片上的感光劑。
第二課時 從海水中提取鎂 從海帶中提取碘
一、從海水中提取鎂
（1）流程
海水提鎂最基本的方法就是往海水里加堿，得到Mg（OH）2沉淀，將沉淀過濾分離再加入鹽酸把它變成MgCl2之后，經濃縮、干燥、電解，就可得到金屬鎂。
(2)主要反應的化學方程式和離子方程式
MgCl2＋Ca(OH)2===Mg(OH)2↓＋CaCl2；離子方程式為Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓
Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O；離子方程式為Mg(OH)2＋2H＋===Mg2＋＋2H2O
MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑。
(3)鎂的原子結構與化學性質
鎂的原子結構示意圖為，
鎂原子最外層有2個電子，在化學反應中容易失去，形成鎂離子。因此，鎂是活潑金屬，可以與某些非金屬單質、酸等物質發(fā)生反應。
3Mg＋N2Mg3N2；Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑；離子方程式為Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑
2Mg＋CO22MgO＋C。
(4)含鎂物質的用途
①鎂合金因密度小，硬度和強度較大，被廣泛用于制造火箭、導彈和飛機的部件等。
②氧化鎂是優(yōu)質的耐高溫材料。
二、從海帶中提取碘
（1）流程
(2)主要化學反應
2I－＋H2O2＋2H＋===I2＋2H2O。
(3)加碘鹽中碘元素的檢驗
①食鹽中加碘添加的是碘酸鉀。
②食鹽中碘元素的檢驗方法
反應原理：5I－＋IO＋6H＋===3I2＋3H2O
淀粉遇碘單質變藍。
三、鹵素單質的性質及檢驗
1．氯、溴、碘性質的相似性與差異性：
(1)相似性。
氯、溴、碘的原子結構非常相似，最外層都有7個電子，所以氯、溴、碘具有相似的化學性質。如其常見化合價均為－1價，都能與金屬單質(如Na、Mg、Fe)反應，也都能與非金屬單質(如H2)反應。
(2)差異性。
氯、溴、碘單質的氧化性順序是Cl2＞Br2＞I2，所以Cl2能將Br－、I－從它們的溶液中置換出來，Br2能將I－從其溶液中置換出來。
2.鹵素單質的檢驗：
3.鹵素離子的檢驗方法
(1)AgNO3溶液——沉淀法
未知液
(2)置換——萃取法
未知液加入CCl4(或汽油)有機層呈
(3)置換——淀粉法檢驗I－
未知液藍色溶液，表明有I－
四、鹵素單質的相關性質
(1)Br2在常溫下呈液態(tài)，是常溫下唯一一種液態(tài)非金屬單質。液態(tài)Br2有劇毒，易揮發(fā)，故要用蠟密封保存在帶磨口玻璃塞的試劑瓶中，不能用橡膠塞，且需在試劑瓶中加少量蒸餾水，即采用“水封”。
(2)淀粉遇I2顯藍色，這是碘單質的特殊性質，該性質可用于檢驗Cl2。Cl2可使?jié)駶櫟牡矸?KI試紙變藍，其實質是Cl2＋2I－===2Cl－＋I2。此外碘單質易升華，是常溫下固體單質中唯一一種雙原子分子。
五、鎂及其化合物的相關性質
(1)鎂在常溫下露置于空氣中，表面生成致密的氧化物保護膜，阻止金屬被進一步氧化。
(2)氧化鎂是一種電解質，但由于MgO熔點特別高，難熔化，工業(yè)上不用電解MgO的方法冶煉鎂，而用電解熔融的MgCl2的方法冶煉鎂。
(3)MgCl2·6H2O受熱時，易與水反應生成[Mg(OH)Cl]，因此要在HCl氣流中加熱MgCl2·6H2O才能得到無水MgCl2。
(4)鎂條失火不能用泡沫滅火器滅火，因為在加熱條件下鎂可以和水、二氧化碳反應。
(5)氫氧化鎂和碳酸鎂均難溶于水，但氫氧化鎂的溶解度比碳酸鎂的小，所以在粗鹽提純中除去Mg2＋的方法是加入氫氧化鈉溶液。
六、主干知識結構化
專題4硫及環(huán)境保護
第一單元 含硫化合物的性質
硫及硫的氧化物
一、硫單質
1.硫元素在自然界中的存在形式
在自然界中有游離態(tài)和化合態(tài)兩種存在形式，其中化合態(tài)的硫主要存在于硫化物和硫酸鹽中，火山噴出物中還含有硫的氫化物及氧化物等。化石燃料石油、煤中也存在硫元素，化石燃料燃燒能放出少量的二氧化硫氣體。
2.硫單質（俗稱硫黃）的物理性質
3.硫單質的化學性質
（1）硫的還原性
硫與O2的反應：
現象：硫在空氣中燃燒發(fā)出淡監(jiān)色火焰，在純氧中燃燒發(fā)出明亮的藍紫色火焰，產生有刺激性氣味的氣體SO2。
反應的化學方程式：S+O2SO2
(2)硫的氧化性
與H2反應：S＋H2 H2S。與Na反應：2Na＋SNa2S。
與Fe反應：S＋FeFeS。與Cu反應：2Cu＋SCu2S。
與Al反應：3S＋2AlAl2S3。
(3)硫和強堿(如NaOH)溶液反應
3S＋6NaOH2Na2S＋Na2SO3＋3H2O。
注意：
（1）硫在空氣中燃燒只能生成SO2，不能生成SO3。
（2）硫單質的氧化性較弱，與變價金屬反應時，一般只能生成低價態(tài)金屬硫化物。
二、二氧化硫的性質及用途
1.SO2的性質與用途
（1）物理性質
化學性質
（3）用途
制硫酸、作漂白劑（漂白紙漿、毛、絲等）、殺菌消毒、作食品添加劑。
（4）二氧化硫的性質實驗探究
（5）分別將SO2及Cl2通入品紅溶液中并加熱，不同的現象
三、常見的能用于漂白的物質的比較
四、SO2和CO2的性質比較與鑒別
SO2和CO2性質的比較
SO2和CO2的鑒別方法
[注意]檢驗SO2中的CO2的方法：必須先檢驗SO2，并除去，再檢驗CO2。
檢驗CO2、SO2同時存在的實驗設計流程
五、SO2漂白性與還原性的區(qū)別
(1)二氧化硫可使有色物質轉化成無色不穩(wěn)定的化合物，加熱時，該化合物分解，恢復原來的顏色，所以二氧化硫的漂白又叫暫時性漂白。
但SO2不能對所有的有機色素表現漂白性，如SO2不能使指示劑褪色。向紫色石蕊溶液中通入二氧化硫，紫色石蕊溶液只變紅但不褪色。
(2)將SO2分別通入酸性高錳酸鉀溶液、溴水、氯水中，分別發(fā)生反應后溶液褪色，均不是因為二氧化硫的漂白性，這些反應中SO2都表現還原性。
硫酸的工業(yè)制備 濃硫酸的性質
一、硫酸的工業(yè)制備——接觸法
1.流程與設備
2.三個步驟、原料、設備和反應原理
3.如何選擇工業(yè)制硫酸的方法
提示：一方面：從原料的來源、反應條件、反應過程等考慮。從硫元素化合價變化、物質類別兩個角度分析物質轉變流程：FeS2(S)―→SO2―→SO3―→H2SO4，一般的燃燒條件不足以使FeS2或硫生成SO3，需要催化劑、450 ℃左右才能使SO2轉化為SO3。另一方面：還需要考慮當地資源、工藝流程與設備、原料利用率、能源消耗、環(huán)境保護、污染防治等綜合經濟效益。如：硫黃制硫酸與硫鐵礦制硫酸進行對比，工藝流程、設備相對簡易，爐氣雜質少，不產生礦渣，但硫黃原料價格高于硫鐵礦。具體選用何種方案還應根據當地實際條件和要求決定。
4.為什么叫沸騰爐？
提示：從沸騰爐出來的二氧化硫氣體為什么需除塵、凈化？提示：硫鐵礦被從爐底通入的空氣吹得像沸騰了的液體一樣，所以叫沸騰爐。從沸騰爐出來的二氧化硫混有雜質，直接通入接觸室中會使接觸室中的催化劑“中毒”，混有的水蒸氣對生產和設備有不良影響，因此爐氣必須通過除塵、洗滌、干燥等凈化處理。
5.接觸室中的熱交換器起什么作用？
提示：接觸室中二氧化硫與氧氣生成三氧化硫的反應過程放熱，同時該反應又需要在450℃左右進行，故熱交換器能將該反應放出的熱量用來預熱未反應的二氧化硫與氧氣的混合氣體，同時冷卻生成的三氧化硫，降低能耗。
6.為什么要用98.3%的濃硫酸吸收三氧化硫而不用水？濃硫酸為什么從塔頂噴下？
提示：防止三氧化硫溶于水或稀硫酸時反應放出大量熱，形成酸霧，降低吸收效率。濃硫酸從塔頂噴下，目的是增大三氧化硫與吸收劑濃硫酸的接觸面積，提高吸收效率。
7．工業(yè)制硫酸中為了提高硫酸的產率采取的措施
(1)適當增加反應物濃度。燃燒硫鐵礦時通入過量的廉價空氣使之充分燃燒。
(2)增大接觸面積。粉碎硫鐵礦，吸收塔中填充瓷環(huán)，采取逆流方式。
(3)使用催化劑。接觸室中用V2O5作催化劑，加快反應速率。
(4)循環(huán)利用反應物。吸收塔上部導出的氣體再次通入接觸室，進行第二次氧化、再吸收。
8.工業(yè)制硫酸中的“三廢”處理
(1)廢氣：尾氣中主要含有N2、O2、SO2、SO3，直接排放會污染大氣。常見的處理方法有堿液吸收法等。用氨水吸收：SO2＋2NH3·H2O===(NH4)2SO3＋H2O、SO2＋NH3·H2O===NH4HSO3。
當吸收液中NH4HSO3達一定濃度后，再與濃硫酸反應放出SO2氣體，生成硫酸銨：2NH4HSO3＋H2SO4===(NH4)2SO4＋2H2O＋2SO2↑。(NH4)2SO4作肥料，SO2重新通入接觸室被氧化，循環(huán)利用。
(2)廢液：呈酸性，用石灰乳處理污水。
(3)廢渣：含Fe2O3，可用作煉鐵原料，或用作制水泥、制磚的原料等。
二、濃硫酸的性質
1.物理性質
實驗室常用的濃H2SO4質量分數為98.3%，為無色油狀液體，密度大(1.84 g·cm－3)，沸點高，難揮發(fā)，易溶于水，溶于水時放出大量的熱，
2.濃硫酸的特性
3.濃硫酸強氧化性的幾種體現
4.硫酸的用途
（1）濃硫酸在生產、生活和科學研究中有著廣泛的應用。化肥、醫(yī)藥、農藥的生產，金屬礦石的處理，金屬材料的表面清洗等都要用到硫酸。
（2）制備硫酸鹽等。
（3）幾種重要的硫酸鹽
5.濃硫酸吸水性、脫水性的區(qū)別
(1)吸水性：濃硫酸能吸收物質中游離的水，如氣體、液體中的水分子，以及固體中的結晶水等。可以是物理變化，也可以

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