資源簡介

九 年 級 化 學 下 冊 知 識 點 查 詢 手 冊 酸堿鹽化學性質總結 一、酸的通性（五大通性） （1）酸溶液能使酸堿指示劑變色。紫色石蕊溶液遇酸變紅，無色酚酞溶液遇酸不變色。 （2）酸（濃硫酸、濃硝酸除外）能與位于金屬活動性順序中氫前面的金屬發生置換反應，生成氫氣。如Fe＋H2SO4＝FeSO4＋H2↑。 （3）酸與某些金屬氧化物反應，生成鹽和水，如2HCl＋CuO＝CuCl2＋H2O； （4）酸和堿發生中和反應，生成鹽和水，如H2SO4＋Cu(OH)2＝CuSO4＋2H2O; （5）酸能與某些鹽反應，生成新酸和新鹽，如2HCl＋CaCO3＝H2CO3＋CaCl2，即2HCl＋CaCO3＝H2O＋CO2↑＋CaCl2. 二、堿的通性（四大通性） （1）使酸堿指示劑變色（注意這里的堿都是可溶性堿）。紫色石蕊溶液遇堿變藍色，無色酚酞溶液遇堿變紅色。 （2）與某些非金屬氧化物反應，生成鹽和水，如2NaOH＋CO2＝Na2CO3＋H2O（注意這里的堿是處于溶液中的）； （3）與酸發生中和反應，生成鹽和水，如NaOH＋HCl＝NaCl＋H2O； （4）與某些鹽發生反應，生成新堿和新鹽，如2NaOH＋CuSO4＝Na2SO4＋Cu(OH)2↓（注意這里的堿是處于溶液中的）。 三、鹽的化學性質（四大通性） 鹽的化學性質發生反應的條件鹽+金屬→新鹽+新金屬 如：Fe+CuSO4=Cu+FeSO4 Cu+2AgNO3=2Ag+Cu(NO3)2①鹽要溶于水 ②與鹽反應的金屬的活動性應排在鹽溶液中金屬的前面 ③金屬中K、Ca、Na例外鹽+酸→新鹽+新酸 如：AgNO3+HCl=AgCl↓+HNO3 CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑①參加反應的酸可溶 ②符合復分解反應的發生條件鹽+堿→新鹽+新堿 如：Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2↓+Na2SO4①反應物都溶于水 ②符合復分解反應的發生條件鹽+鹽→新鹽+新鹽 如：NaCl+AgNO3=AgCl↓+NaNO3 CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2①反應物都溶于水 ②符合復分解反應的發生條件，即生成物中至少有一種沉淀
目錄 第八單元 金屬和金屬材料 課題1 金屬材料 P4 課題2 金屬的化學性質 P7 課題3 金屬資源的利用和保護 P10 第九單元 溶液 課題1 溶液的形成 P13 課題2 溶解度 P15 課題3 溶液的濃度 P19 第十單元 酸和堿 課題1 常見的酸和堿 P22 課題2 酸和堿的中和反應 P26 第十一單元 鹽 化肥 課題1 生活中常見的鹽 P30 課題2 化學肥料 P35 第十二單元 化學與生活 課題1 人類重要的營養物質 P38 課題2 化學元素與人體健康 P41 課題3 有機合成材料 P42 第八單元 金屬和金屬材料 課題1 金屬材料 知識點一 金屬材料 1.金屬材料的種類 金屬材料 【說明】 （1）金屬屬于金屬材料，但金屬材料不一定是純金屬，也可能是合金。金屬材料都具有金屬的物理性質，如熱、電的良導體，有金屬光澤等。 （2）有些物質雖含有金屬元素，但不是金屬材料，如Fe3O4、MgO、MnO2等，因為它們不具有金屬的物理特性。金屬材料至少含有一種金屬單質。
知識點二 金屬的物理性質 1.金屬的物理共性 金屬的物理共性 2.金屬的物理特性 不同的金屬又有各自的特性，如鐵、鋁等大多數金屬都呈銀白色，但銅呈紫紅色，金呈黃色；細的鐵粉、銀粉都是黑色；常溫下大多數金屬都是固體，但汞是液體。金屬的導電性、導熱性、密度、熔點、硬度等物理性質差別也比較大。 物理性質物理性質比較導電性（以銀的導電性為100作標準）密度/（g·cm-3）熔點/℃硬度（以金剛石的硬度為10作標準）
3.金屬與非金屬的物理性質比較 金屬非金屬狀態常溫時，多數為固體（汞為液體）常溫時，溴為液體；氫氣、氮氣、氧氣、氯氣、稀有氣體等為氣體；其余為固體密度一般較大一般較小導電、導熱性大多數為電和熱的良導體大多數不能導電（石墨能導電）、導熱延展性大多數具有延展性大多數不具有延展性 金屬之最 地殼中含量最高的金屬元素：鋁（Al） 人體中含量最高的金屬元素：鈣（Ca） 目前世界年產最高的的金屬：鐵（Fe） 導電、導熱性最好的金屬：銀（Ag） 硬度最高的金屬：鉻（Cr） 熔點最高的金屬：鎢（W） 熔點最低的金屬：汞（Hg） 密度最大的金屬：鋨（Os） 密度最小的金屬：鋰（Li）
4.物質的性質與物質的用途之間的關系 （1）金屬的物理性質和用途之間的關系 金屬的物理性質金屬的用途內容能導電制電線、電纜能導熱做炊具有延展性拉成絲、做成箔有一定的機械強度制造車輛、防盜門窗、機械等具有金屬光澤做裝飾品關系性質 用途
（2）在考慮物質的用途時，還需要考慮價格、資源、是否美觀、使用是否便利，以及廢料是否易于回收和對環境的影響等多種因素。 【拓展】 金屬在日常生活中的應用 暖氣片上刷的“銀粉”——鋁（Al） 包裝香煙、巧克力等的金屬箔——鋁（Al） 保溫瓶內膽上鍍的金屬——銀（Ag） 干電池外皮金屬——鋅（Zn） 體溫計、血壓計中的金屬——汞（Hg）
知識點三 合金 1.合金的定義 合金是在金屬中加熱熔合某些金屬或非金屬制得的具有金屬特征的物質。 2.合金與組成它們的純金屬性質的比較 （1）【實驗8-1】比較合金與純金屬的光澤、顏色和硬度 【實驗步驟】比較黃銅片和銅片、硬鋁片和鋁片的光澤和顏色；然后將它們互相刻畫，比較它們的硬度（如圖8-1-1所示）。 材料名稱 材料性質黃銅片銅片硬鋁片鋁片光澤和顏色有光澤、黃色有光澤、紫紅色有光澤、銀白色有光澤、銀白色硬度黃銅比銅硬、硬鋁比鋁硬
【實驗結論】合金的硬度一般比組成它們的純金屬硬度大。 （2）比較某些合金及其組分金屬的熔點 結論：合金的熔點一般比組成它們的純金屬的熔點低。 【拓展】 錫焊和武德合金的用途 錫焊主要用于焊接金屬等，武德合金可用于電路保險絲等。【說明】 （1）合金中至少含有一種金屬單質，合金可以由金屬與金屬熔合而成，也可以由金屬與非金屬熔合而成。例如，生鐵和鋼都是鐵與碳的合金。 （2）合金具有金屬特征。例如，導電性、導熱性、延展性、金屬光澤。 （3）合金是混合物。例如，四氧化三鐵是純凈物，不是合金。 （4）形成合金的過程是金屬與其他物質在加熱條件下相互融合，發生的是物理變化，但不是簡單地混合，更沒有發生化學變化。合金中各成分保持各自原有的化學性質。 【規律總結】 合金性質的“兩增一降” 合金屬于混合物，其中各成分仍保持原有的化學性質，但由于加熱熔合過程中金屬結構的改變，其性質與純金屬相比呈現出了一些變化，主要可歸納為“兩增”“一降”：
3.常見的合金 （1）鐵合金 生鐵和鋼是含碳量不同的鐵的兩種合金。下表是生鐵和鋼的含碳量、機械性能、用途的比較。 合金含碳量機械性能用途生鐵（鑄鐵）2%～4.3%硬而脆、無韌性制鐵鍋、暖氣片、機床等鋼0.03%～2%較硬而韌，有彈性、良好的延展性制機械、交通工具、炊具等【說明】 （1）純鐵質軟，生鐵和鋼比純鐵硬度大。生鐵和鋼的性能不同主要是因為含碳量不同。一般來說，含碳量越高，硬度越大；含碳量越低，韌性越好。 （2）不銹鋼是鋼的一種，抗腐蝕性好，常用于制醫療器械、炊具、反應釜等。
（2）銅合金 合金主要成分主要性能主要用途黃銅銅、鋅強度高、可塑性好、易加工、耐腐蝕機械器件、儀表、日用品等青銅銅、錫強度高、可塑性好、耐磨、耐腐蝕機械器件如軸承、齒輪等白銅銅、鎳光澤好、耐磨、耐腐蝕、易加工錢幣、代替銀作飾品
（3）鈦合金 鈦和鈦合金被認為是21世紀的重要金屬材料，它們具有很多優良的性能。 性質熔點高、密度小（鈦的密度僅為4.5g/cm3）、可塑性好、易于加工、機械性能好、抗腐蝕性能非常好、與人體具有很好的“相容性”用途被廣泛用于火箭、導彈、航天飛機、船舶、化工、通信設備、制造人造骨等
（4）其他幾種合金 合金主要成分主要性能主要用途焊錫鉛、錫熔點低焊接金屬硬鋁鋁、銅、鎂、硅強度和硬度好火箭、飛機、輪船等制造業18K黃金金、銀、銅光澤好、耐磨、易加工金飾品、錢幣、電子元件【拓展】 K是表示金的純度的指標。24K黃金可看成純黃金，其余K金的純度可用K金的數值除以24，再乘以100%計算。如18K黃金的純度為×100%＝75%。
課題2 金屬的化學性質 知識點一 金屬與氧氣的反應 反應條件金屬現象化學方程式常溫下就能反應鎂打磨過的鎂帶在空氣中表面逐漸變暗；在空氣中點燃發出耀眼白光，放出大量的熱，生成白色固體點燃時 2Mg+O22MgO鋁打磨過的鋁在空氣中表面會逐漸變暗，生成一層致密的氧化膜；在氧氣中劇烈燃燒，發出白光，放出大量的熱，生成白色固體常溫時 4Al+3O22Al2O3點燃或加熱反應鐵常溫下在干燥的空氣中，鐵很難與氧氣反應；點燃后在氧氣中能劇烈燃燒，火星四射，生成黑色固體，放出大量的熱在氧氣中點燃 3Fe+2O2Fe3O4銅常溫下在干燥的空氣中很難反應，在空氣中加熱表面會生成黑色物質在空氣中加熱 2Cu+O22CuO常溫、高溫都不反應金在空氣中加熱不變色不反應
由上表可以得出：大多數金屬能與氧氣反應，但反應的難易和劇烈程度不同，金屬越活潑，越易與氧氣反應，同等條件下反應越劇烈。 【規律總結】 金屬越活潑，越容易與氧氣反應得到相應的金屬氧化物，故自然界中只有少數的金屬（銀、金、鉑）元素以單質形式存在，其余的都以化合物形式存在。【方法技巧】 灼燒法鑒別黃銅和黃金 灼燒時沒有變化的是黃金，變黑色的是黃銅，因為黃銅中銅與氧氣在加熱條件下反應生成了黑色的氧化銅，而金卻不反應。
知識點二 金屬與鹽酸、稀硫酸的反應 金屬現象反應的化學方程式稀鹽酸稀硫酸稀鹽酸稀硫酸鎂劇烈反應，產生大量的氣泡，溶液仍為無色，試管壁發熱，生成的氣體能夠燃燒，產生淡藍色火焰Mg+2HCl=MgCl2+H2↑Mg+H2SO4=MgSO4+H2↑鋅反應比較劇烈，產生大量氣泡，溶液仍為無色，生成的氣體能夠燃燒，產生淡藍色火焰Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑鐵反應緩慢，有氣泡產生，溶液由無色逐漸變為淺綠色，生成的氣體能夠燃燒，產生淡藍色火焰Fe+2HCl=FeCl2+H2↑Fe+H2SO4=FeSO4+H2↑銅無任何現象不反應
【結論】（1）鎂、鋅鐵都能與鹽酸或稀硫酸反應，且反應都生成氫氣；三種金屬中，鎂與鹽酸或稀硫酸反應最劇烈，鋅次之，鐵最慢。 （2）銅不與鹽酸或稀硫酸反應。 （3）金屬與鹽酸或稀硫酸反應越劇烈，其活動性越強，所以四種金屬的活動順序為鎂＞鋅＞鐵＞銅。 【規律總結】 （1）鐵與稀鹽酸或稀硫酸發生反應時，生成的鐵的化合物中鐵的化合價為+2，含有Fe2+的FeCl2溶液和FeSO4溶液均為淺綠色。 （2）根據金屬與稀鹽酸或稀硫酸能否反應，可判斷金屬的活動性強弱。如銅與稀鹽酸或稀硫酸不反應，說明銅的活動性較弱。 （3）根據金屬與相同酸反應的劇烈程度或產生氣泡的快慢，可判斷金屬的活動性強弱。若相同條件下產生氣泡多且快，則金屬活動性強；反之，金屬活動性弱。 （4）金屬與稀鹽酸或稀硫酸反應后溶液的質量增加。
知識點三 置換反應 1.概念 由一種單質與一種化合物反應，生成另一種單質和另一種化合物的反應叫做置換反應，置換反應是化學反應的基本類型之一。 2.特征 單質+化合物→新單質+新化合物，即反應物和生成物都是一種單質和一種化合物。 3.通式 置換反應的通式為A＋BC＝B＋AC 4.常見類型 （1）活動金屬與酸的反應。如Zn＋H2SO4＝ZnSO4＋H2↑ （2）金屬與金屬化合物溶液的反應。如Fe+CuSO4=Cu+FeSO4 （3）非金屬（碳、氫氣）與金屬氧化物的反應。如C+2CuO2Cu+CO2↑；H2+CuOCu+H2O 5.化合反應、分解反應、置換反應的比較 反應類型特點舉例表達式化合反應多變一C+O2CO2A+B+…→C分解反應一變多2H2O22H2O+O2↑A→B+C+…置換反應單換單Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑A+BC=B+AC
知識點四 金屬與其他金屬化合物溶液的反應 實驗操作現象反應的化學方程式質量變化活動性比較將打磨（為了除去氧化膜）過的鋁絲浸入硫酸銅溶液中浸入溶液中的鋁絲表明覆蓋了一層紫紅色的固體，溶液由藍色逐漸變為無色2Al+3CuSO4=Al2(SO4)3+3Cu 2×27 3×64金屬質量增加，溶液質量減小Al＞Cu銅絲浸入硝酸銀溶液中浸入溶液中的銅絲表明覆蓋一層銀白色固體，溶液由無色逐漸變為藍色Cu+2AgNO3=Cu(NO3)2+2Ag 64 2×108金屬質量增加，溶液質量減小Cu＞Ag銅絲浸入硫酸鋁溶液中無任何現象產生——Al＞Cu
【結論】鋁、銅、銀的金屬活動順序為Al＞Cu＞Ag. 【規律總結】 （1）鐵與金屬化合物溶液發生置換反應生成的鐵的化合物中，鐵的化合價為+2，而不是+3。 （2）活動性強的金屬能把活動性弱的金屬從其化合物的溶液里置換出來，這也是判斷金屬活動性的依據之一。 （3）比較化學反應前后金屬質量和溶液質量的變化，要根據化學方程式進行計算，將反應物和生成物中金屬單質的相對原子質量與化學計量數的乘積所得的數值進行比較，依據質量守恒定律，如果金屬的質量反應后增加了，則反應后溶液的質量會減小。 知識點五 金屬的活動性順序 1.金屬的活動性順序 金屬活動性順序可采用“五元素依據”的方法記憶，即“鉀鈣鈉鎂鋁，鋅鐵錫鉛氫，銅汞銀鉑金”。 2.金屬活動性順序的應用 應用規律舉例（1）判斷金屬活動性強弱在金屬活動性順序里金屬位置越靠前，它的活動性就越強Zn比Fe活潑（2）判斷金屬與酸的置換反應能否發生在金屬活動性順序里，位于氫前面的金屬能置換出鹽酸、稀硫酸中的氫，而位于氫后面的金屬則不與鹽酸、稀硫酸反應Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑，Cu與稀硫酸不反應（3）判斷金屬與金屬化合物溶液的置換反應能否發生在金屬活動性順序里，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里置換出來；金屬的化合物必須溶于水，否則不反應Cu+2AgNO3=2Ag+Cu(NO3)2, Cu與FeSO4溶液不反應， Fe與AgCl（不溶于水）不反應【方法技巧】 金屬與化合物溶液反應后濾液、濾渣成分的判斷 一種金屬與多種金屬化合物溶液或多種金屬與一種金屬化合物溶液反應后成分的判斷：先根據題意將反應的化學方程式書寫出來，遵循“遠距離先置換”的規則反應時有先后順序。如將A放入B，C的硝酸鹽的溶液中（金屬活動性順序：B＜C＜A），A先置換出B，如果A還有剩余，才與C的硝酸鹽反應。反應后的成分判斷如下： 臨界點： b點：濾液為A的硝酸鹽溶液、C的硝酸鹽溶液，濾渣為B。 c點：濾液為A的硝酸鹽溶液，濾渣為B、C。 反應區間： ab段：濾液為A的硝酸鹽溶液、B的硝酸鹽溶液、C的硝酸鹽溶液，濾渣為B。 bc段：濾液為A的硝酸鹽溶液、C的硝酸鹽溶液，濾渣為B、C。 大于c點：濾液為A的硝酸鹽溶液，濾渣為A、B、C。
3.判斷金屬活動性順序的常用方法 方法一：利用金屬與氧氣的反應判斷金屬活動性順序的方法；金屬越容易與氧氣反應，金屬活動性越強。 方法二：通過金屬與酸的反應判斷金屬活動性順序的方法：金屬若能與稀鹽酸或稀硫酸反應，則排在氫的前面，反之則排在氫的后面。金屬與酸反應越劇烈，則金屬活動性越強。 方法三：利用金屬與金屬化合物溶液的反應判斷金屬活動性順序的方法。 ①“兩金加一液” 將待驗證的三種金屬按活動性順序排列，分別將兩邊金屬單質放入中間金屬的化合物溶液中，觀察現象。 ②將待驗證的三種金屬按活動性順序排列，選擇活動性居于中間的金屬單質，將其放入兩邊金屬的可溶性化合物溶液中，觀察現象。 【方法技巧】 金屬與酸反應圖像問題的一般解法 （1）在圖像題中比較金屬的活動性強弱可以看出單位時間內產生H2的多少，產生H2越多即表示金屬與酸的反應速率越快，該金屬越活潑。從圖像上看，產生H2的速率反映在傾斜線段上，傾斜線段的傾斜角度越大，表示金屬與酸反應的速率越快，金屬活動性就越強。 （2）當等質量的金屬與足量的酸反應時，根據化學方程式，計算得出產生H2的質量=，如果生成物中金屬元素化合價相同，則相對原子質量越小，產生H2越多。例如，在常見的二價金屬中，等質量的金屬與足量的酸完全反應，產生的氫氣由多到少的順序為Mg＞Fe＞Zn。
易誤易混總結 易誤點一 對鐵與酸溶液、鐵與金屬化合物溶液發生置換反應的生成物判斷有誤。
【易誤點辨析】鐵的化合價為+2和+3.鐵與酸溶液發生置換反應時生成鐵的化合物和氫氣，此時鐵的化合價為+2，而不是+3.如鐵與鹽酸反應的化學方程式為Fe+2HCl=FeCl2+H2↑，不能寫成2Fe+6HCl=2FeCl3+3H2↑.鐵與金屬化合物溶液發生置換反應時，生成另一種金屬和鐵的化合物，此時鐵的化合價為+2。如鐵與硫酸銅溶液的反應為Fe+CuSO4=Cu+FeSO4，而不能寫成2Fe+3CuSO4=3Cu+Fe2(SO4)3。 易誤點二 誤以為金屬與酸反應一定會產生氫氣。
【易誤點辨析】根據金屬活動性順序可知，較活潑的金屬可以與酸反應生成氫氣。例如Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑, Fe+2HCl=FeCl2+H2↑。但并不是氫前的金屬與所有的酸反應都產生氫氣，由于濃硫酸H2SO4（或HNO3）具有強氧化性，所以金屬與濃H2SO4（或HNO3）反應時不生成氫氣。 易誤點三 誤以為在金屬活動性順序中只有排在氫前面的金屬能把排在后面的金屬從它的化合物溶液中置換出來。
【易誤點辨析】在金屬活動性順序中前面的金屬能將后面的金屬從其化合物溶液中置換出來，前面的金屬不一定只是H前的金屬，且前面的金屬不能使用K、Ca、Na三種常溫下能與水劇烈反應的金屬。 易誤點四 誤以為有單質和化合物生成的反應都屬于置換反應。
【易誤點辨析】置換反應是指一種單質和一種化合物生成另一種單質和另一種化合物的反應。應特別注意，反應物和生成物都必須是一種單質、一種化合物的反應才屬于置換反應。如碳（氫氣）還原氧化銅的反應，化學方程式C+2CuO2Cu+CO2↑（H2+CuOCu+H2O）都屬于置換反應。而一氧化碳與金屬氧化物的反應，反應物中無單質，不符合置換反應的定義，不屬于置換反應。 課題3 金屬資源的利用和保護 知識點一 金屬資源的存在形式及常見的礦石 1.金屬資源的存在 存在地殼和海洋中存在形式單質（少量很不活潑的金屬，如金、銀等）化合物（除金、銀等以外的其他金屬）
2.常見的金屬礦石 金屬礦石赤鐵礦磁鐵礦黃鐵礦菱鐵礦鋁土礦黃銅礦輝銅礦主要成分Fe2O3 (紅棕色)Fe3O4 （黑色）FeS2FeCO3Al2O3 （白色）CuFeS2Cu2S
知識點二 鐵的冶煉 1.一氧化碳還原氧化鐵 實驗藥品氧化鐵粉末、澄清石灰水、一氧化碳氣體實驗儀器鐵架臺（2套）、硬質玻璃管、單孔橡皮塞（2個）、酒精燈、試管、酒精噴燈、雙孔橡皮塞、導氣管實驗裝置 實驗步驟①檢查裝置氣密性；②裝入藥品并固定裝置；③點燃酒精燈；④向玻璃管中通入CO；⑤點燃酒精燈噴燈；⑥反應完成后熄滅酒精燈；⑦試管冷卻后停止通入CO；⑧熄滅酒精燈實驗現象①紅棕色粉末逐漸變為黑色，黑色粉末能被磁鐵吸引；②生成的氣體使試管中的澄清石灰水變渾濁；③尾氣燃燒并產生藍色火焰化學方程式酒精噴燈處：3CO+Fe2O32Fe+3CO2 試管中：CO2+Ca(OH)2=CaCO3↓+H2O 酒精燈處：2CO+O2CO2實驗結論紅棕色的氧化鐵被一氧化碳還原成單質鐵注意事項①先通CO的目的：排出裝置內的空氣，以免加熱時CO與空氣混合，可能會發生爆炸。 ②實驗完畢后繼續通入CO直到玻璃管冷卻的目的：防止生成的鐵粉在較高的溫度下被重新氧化；防止石灰水倒流使玻璃管炸裂 ③尾氣的處理：因為CO有毒，所以尾氣中的CO要經過點燃處理或收集備用，防止污染空氣
2.工業煉鐵 主要設備高爐原料鐵礦石、焦炭、石灰石、空氣等反應原理在高溫的條件下，利用爐內反應生成的一氧化碳把鐵從鐵礦石中還原出來有關反映的化學方程式以赤鐵礦為原料，主要反應為3CO+Fe2O32Fe+3CO2 以磁鐵礦為原料，主要反應為4CO+ Fe3O43Fe+4CO2 焦炭的作用：（1）提供熱量：C+O2CO2 （2）提供還原劑：C+CO22CO 煉鐵過程中石灰的主要作用是將鐵礦石中的二氧化硅轉變為爐渣除去產品生鐵（含碳量為2%～4.3%的鐵合金，不是純鐵）
知識點三 有關化學反應中雜質問題的計算 1.計算公式 化學方程式所表示的都是純凈物之間發生的化學反應，根據其化學式計算的相對分子質量（或相對分子質量之和）反映的是純凈物之間的質量關系。在實際生產中，原料和產品都不可能是純凈物，因此在計算中必須將不純物質的質量轉化為純凈物的質量，可按下列公式進行轉化： （1）混合物中某物質的質量分數（純度）＝×100%＝1雜質的質量分數； （2）某純凈物質的質量＝不純物質的總質量×該物質的質量分數（純度）； （3）不純物質的總質量＝。 2.化學反應中有關雜質問題的計算步驟 （1）將含雜質的物質的質量換算成純物質的質量； （2）將純物質的質量代入化學方程式進行計算； （3）將計算得到的純物質的質量換算成含雜質物質的質量。 知識點四 金屬資源保護 1.金屬的腐蝕與防護 （1）鐵制品銹蝕的條件：鐵與水、氧氣同時接觸。 （2）銅制品銹蝕的條件：空氣（氧氣）、水和二氧化碳同時接觸，銅銹的主要成分是Cu2(OH)2CO3,俗稱銅綠。 （3）金屬銹蝕的條件 要有能夠發生反應的物質，反應物要能互相接觸，生成物不會對反應起阻礙作用等。 鋁比鐵化學性質活潑，但鋁在空氣中能與氧氣反應形成致密的氧化膜，覆蓋在鋁的表面，從而保護里層的鋁不再與氧氣繼續反應，因此鋁比鐵更耐腐蝕。 （4）防止鐵制品銹蝕的原理和方法 ①防止鐵制品銹蝕的原理：破壞鐵生銹的兩個必備條件之一即可防止生銹。 ②防止鐵制品銹蝕的方法：可概括為“干、膜、鍍、烤、改”。 【方法技巧】 鐵的除銹方法 （1）物理方法：砂紙打磨、刀刮、高壓水沖等。 （2）化學方法：酸洗法（酸不能過量），如用稀鹽酸洗去鐵銹 Fe2O3＋6HCl＝2FeCl3＋3H2O 用稀硫酸除鐵銹 Fe2O3＋3H2SO4＝Fe2(SO4)3＋3H2O
2.金屬資源保護 保護金屬資源的必要性①金屬資源有限，而且不能再生 ②廢舊金屬隨意丟棄不僅造成資源的浪費，還會造成環境污染保護金屬資源的有效途徑①防止金屬腐蝕 ②回收利用廢舊金屬 ③有計劃、合理地開采礦物，嚴禁不顧國家利益的亂采礦 ④尋找金屬的代用品等回收廢舊金①節約金屬資源和能源；②減少環境污染
易誤易混總結 易誤點一 誤以為高爐煉鐵中的還原劑為焦炭。
【易誤點辨析】高爐煉鐵時焦炭的作用包括兩點：一是燃燒提供熱量，二是生成還原劑一氧化碳。高爐中發生的反應有C+O2CO2、CO2+C2CO、3CO+Fe2O32Fe+3CO2。高爐煉鐵中將鐵還原出來的還原劑是一氧化碳而不是焦炭。 易誤點二 誤以為高爐煉鐵得到的鐵是純凈物。
【易誤點辨析】高爐煉鐵得到的鐵里含有2%～4.3%的碳，還含有少量磷、硫等，稱為生鐵，屬于混合物。 易誤點三 防止鐵生銹的措施是隔絕空氣和水，誤以為這兩個措施缺一不可。
【易誤點辨析】鐵生銹必須具備兩個條件，即與空氣（或氧氣）和水同時接觸；但防止鐵生銹只要破壞鐵生銹的兩個條件之一即可。 易誤點四 誤以為CO和CuO與CO和Fe2O3反應條件相同。
【易誤點辨析】上述兩個反應都生成金屬和二氧化碳，但不同的一氧化碳和氧化銅反應只需加熱，而一氧化碳和氧化鐵反應需要高溫。 【方法技巧1】 金屬與酸反應的圖像分析方法歸納如下（以鋅、鐵與稀鹽酸的反應為例）： 橫軸表示反應時間等量金屬足量酸反應時，金屬被消耗完，若不同金屬在相應的化合物的化合價相同，則金屬的相對原子質量越小，產生氫氣的量越多，曲線的轉折點越高；金屬越活潑，曲線越陡足量金屬等量酸反應時，酸被消耗完，最終生成氫氣的質量相等，兩曲線重合；金屬越活潑，曲線越陡橫軸表示金屬的質量（1）足量金屬等量酸反應時，酸完全反應，若不同金屬在相應化合物中的化合價相同，則金屬的相對原子質量越小，曲線越陡 （2）因為酸的濃度、質量、種類相同，酸中氫元素質量相等，所以最終氫氣的質量相等，兩曲線重合 （3）此曲線無法直接判斷金屬活動性強弱橫軸表示酸的質量（1）等量金屬足量酸反應時，0～m1階段消耗稀鹽酸的質量相等，產生氫氣的質量也就相等，兩曲線重合； m1～m2階段金屬Zn被反應掉了，Fe還有剩余，繼續與酸反應產生H2；加入稀鹽酸的質量大于等于m2時，兩種金屬的均被消耗完，繼續加入酸，H2質量不變 （2）若不同金屬在相應的化合物中的化合價相同，則相對原子質量小的金屬產生的氫氣多，曲線轉折點高方法技巧2 估算不純金屬的成分——平均值法 設金屬粉末混合物的平均相對原子質量為。 M＋2HCl＝MCl2＋H2↑ 2 6.5g 0.5g 所以兩種金屬的相對原子質量必須一種大于26，一種小于26，需要注意Al在反應中要折算成＋2價，相對原子質量不是27，而是27×＝18。
第單元 溶液 課題1 溶液的形成 知識點一 溶液 1.溶液、溶劑、溶質的概念 （1）溶液：一種或幾種物質分散到另一種物質里，形成均一的、穩定的混合物，叫做溶液。 （2）溶劑：能溶解其他物質的物質叫做溶劑。 （3）溶質：被溶解的物質叫做溶質。 2.溶液的基本特征 （1）均一性：指溶液形成以后，溶液各部分的組成、性質完全相同。如溶液中各部分的濃度、密度、顏色等完全一致。 （2）穩定性：指外界條件（如溫度）不變時溶液長期放置，溶質不會從溶液里分離出來。 （3）混合物：溶液至少由兩種物質組成，即溶質和溶劑。 【說明】 （1）溶液不一定是無色的，如CuSO4溶液是藍色，FeCl3溶液為黃色，FeCl2溶液為淺綠色。 （2）均一、穩定的液體不一定是溶液，如水、酒精也是均一、穩定的液體，但水和酒精是純凈物，不是溶液。 （3）均一性和穩定性是針對溶液而言的，在溶解的過程中，體系組成尚未達到均一，其各部分組成可能不同。
3.溶液的組成 （1）溶液是混合物，由溶質和溶劑組成。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。 【說明】 溶質的質量是指分散在溶劑里的那部分溶質的質量，沒有溶解的剩余物質不能計算在溶液質量中。溶液的質量是指溶液中所有溶質的質量與溶劑的質量之和。
（2）溶質可以是固體（氯化鈉、硝酸鉀等）、液體（酒精、硫酸等）或氣體（氯化鈉、二氧化碳等），一種溶液中的溶質可以是一種或多種物質。 （3）水是最常用的溶劑。汽油、酒精等可以作為溶劑，如汽油能夠溶解油脂，酒精能夠溶解碘等。 4.不同液體中溶質、溶劑的判斷 溶液溶劑溶質在有水的溶液中水其他物質在無水的溶液中氣體-液體混合液體氣體固體-液體混合液體固體液體-液體混合量多的液體量少的液體
（1）不指明溶劑的溶液，一般指的是某物質的水溶液。如“硫酸銅溶液”中，硫酸銅為溶質，水為溶劑。 （2）當物質溶解發生化學變化時，一定要正確判斷溶質（即溶質是化學變化后生成的新物質，不是原物質，如將足量的鐵粉放入適當硫酸銅溶液中，完全反應所得的溶液中的溶質是硫酸亞鐵而不再是硫酸銅。） （3）根據溶液的名稱也可以判斷溶液中的溶質和溶劑。溶液的命名一般為“溶質”的“溶劑”液體，如碘的酒精溶液中碘為溶質，酒精為溶劑。當溶劑為水時可以省略，如氯化鈉溶液中氯化鈉為溶質，水為溶劑。 【方法技巧】 溶質和溶劑的判斷方法 固氣與液體，液體是溶劑。 液體相互溶，量多是溶劑。 只要有水在，水就是溶劑。
5.影響物質溶解性的因素 （1）溶解性：一種物質（溶質）溶解在另一種物質（溶劑）里的能力稱為該溶質在這種溶劑中的溶解性。 （2）同種物質在不同溶劑中的溶解性不同；不同物質在同一溶劑中的溶解性也不同。 6.影響物質溶解速率的因素 內因物質本身的性質外因攪拌（或振蕩）攪拌可加快溶質的擴散，使溶質溶解速率加快物質顆粒大小溶質的顆粒越小，與溶劑的解除面積越大，溶解速率越快溫度溫度高，物質溶解速率快
7.溶液的用途 （1）在溶液中進行化學反應能加快化學反應速率，因此在實驗室或化工生產中，常常把能夠起反應的固體配置成溶液來使用。 （2）溶液對動植物和人的生理活動有很重要的意義。 （3）醫療上用的多種注射液也都是溶液，如生理鹽水、葡萄糖注射液等。 知識點二 溶解時的吸熱或放熱現象 物質在溶解時常常會使溶液的溫度發生改變。這說明物質在溶解過程中通常伴隨著熱量的變化，有些物質在溶解時會出現吸熱現象，如硝酸銨，有些物質在溶解時會出現放熱現象，如氫氧化鈉、濃硫酸。 知識點三 乳化現象 1.概念：不溶于水的、由許多分子集合而成的小液滴分散到液體里形成的混合物叫做乳濁液。 2.特征：（1）不均一；（2）不穩定；（3）靜置后分層。 3.乳化現象：洗滌劑能使植物油在水中分散成無數細小的液滴，而不聚集成大的油珠，從而使油和水不再分層，所形成的乳濁液穩定性增強。這種現象稱為乳化。 【拓展】 溶液、懸濁液、乳濁液 常見混合物有溶液和濁液兩種，溶液是均一、穩定的，濁液是不均一、不穩定的。濁液分懸濁液和乳濁液，固體小顆粒分散到液體中形成的混合物叫懸濁液，小液滴分散到液體里形成的混合物叫乳濁液。在溶液、乳濁液和懸濁液中，分散在液體中的粒子大小是不同的。 項目溶液懸濁液乳濁液分散前被分散物質的狀態固、液、氣固液分散在液體里的粒子分子或離子許多分子的集合體許多分子的集合體外觀均一、大多透明渾濁、不均一渾濁、不均一久置現象穩定、不分層不穩定、沉淀不穩定、分層實例食鹽水、蔗糖水、碘酒泥漿油水混合物相同點都是混合物
課題2 溶解度 知識點一 飽和溶液與不飽和溶液 1.飽和溶液與不飽和溶液 （1）定義 ①飽和溶液：在一定溫度下，向一定量溶劑里加入某種溶質，當溶質不能繼續溶解時，所得到的溶液叫做這種溶質的飽和溶液。 ②不飽和溶液：在一定溫度下，向一定量溶劑里加入某種溶質，還能繼續溶解該溶質的溶液，叫做這種溶質的不飽和溶液。 （2）判斷溶液是否飽和的方法 ①觀察法：當溶液底部有剩余溶質存在，且溶質的量不再減少時，表明溶液已飽和。 ②實驗法：當溶液底部無剩余溶質存在時，可保持溫度不變，向該溶液中加入少量該溶質，攪拌后若能溶解，表明原溶液是不飽和溶液；若不能溶解，則表明原溶液已飽和。 2.濃溶液、稀溶液與飽和溶液、不飽和溶液的關系 飽和溶液與不飽和溶液濃溶液與稀溶液區別含義不同溶液是不是飽和溶液取決于在一定溫度下、一定量溶劑里溶質溶解的量是否達到最大限度溶液濃與稀取決于溶質在一定量的溶劑里含量的多少溫度影響受溫度影響，必須指明溫度與溫度無關關系（1）溶液的飽和、不飽和與濃和稀沒有必然的關系 （2）對于不同溶質或同種溶質的溶液在不同溫度下來說，飽和溶液不一定是濃溶液，不飽和溶液不一定是稀溶液；濃溶液不一定是飽和溶液，稀溶液不一定是不飽和溶液 （3）在相同溫度下，同種溶質在同一溶劑中的飽和溶液要比其不飽和溶液的濃度大
3.飽和溶液與不飽和溶液的轉化條件 在一般情況下，不飽和溶液與飽和溶液之間的轉化關系可以表示如下： 飽和溶液不飽和溶液 4.結晶 （1）結晶的概念：已經溶解在溶液中的固體溶質，從飽和溶液中以晶體的形式析出的過程叫結晶。 （2）結晶的條件：①溶液達到飽和；②溫度改變或溶劑減少。 （3）結晶的方法：①冷卻熱的飽和溶液法（即降溫結晶）；②蒸發溶劑法（即蒸發結晶）。 （4）結晶的應用—海水曬鹽。 知識點二 固體物質的溶解度 1.固體物質的溶解度 （1）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，叫做這種物質在這種溶劑中的溶解度。若不指明溶劑，通常所說的溶解度是指在水里的溶解度。 （2）固體溶解度概念中的四要素 溶解度四要素解釋條件在一定溫度下物質的溶解度會隨溫度的變化而變化，不指明溫度時，溶解度就沒有意義。狀態飽和規定只有在一定量（100g）溶劑中達到飽和狀態時（溶解溶質的最大量），所溶解的溶質的量才是一個確定的值標準在100g溶劑中物質溶解量的多少與溶劑量的多少成正比，要比較物質溶解度的大小，必須要等量溶劑。此處100g指溶劑質量，而不是指溶液質量質量單位：克溶解度實質上是溶解溶質的最大質量
（3）溶解度的含義 ①已知某物質在一定溫度下的溶解度，其含義是指物質在該溫度下，在100g溶劑里達到飽和狀態時所溶解的質量。 ②通過溶解度可得到該溫度下的該物質的飽和溶液中，溶質、溶劑和飽和溶液之間的質量關系，即溶質、溶劑和飽和溶液三者質量比為溶解度：100g：（100g+溶解度）。 【拓展】 在一定溫度下的某物質飽和溶液中，溶質質量、溶劑質量、溶解度之間的關系如下： （1）； （2）
（4）影響固體物質溶解度的因素 ①內部因素：溶質和溶劑本身的性質。 ②外部因素：溫度。與溶劑量多少沒有關系，因為概念已經規定在100g溶劑里，所以在外部因素中固體物質的溶解度只與溫度有關。 2.固體物質溶解度與溶解性的關系 溶解性只是定性地說明某種物質在某種溶劑里溶解能力的大小，是物質的一種物理性質。根據物質溶解性的不同可以把物質分為易溶物質、可溶物質、微溶物質、難溶物質。溶解度是衡量物質在某種溶劑里溶解性大小的尺度，是溶解性的定量表示方法。20℃時固體物質溶解度大小與溶解性的關系如下表。 溶解度/g（20℃）＜0.010.01～11～10＞10溶解性分類難溶微溶可溶易溶舉例AgCl、CaCO3Ca(OH)2KClO3KNO3、NaCl
數軸法記憶溶解度與溶解性： 3.固體物質溶解度受溫度影響的表示方法 （1）表示方法 ①列表法：用實驗的方法測出某物質在不同溫度時的溶解度，然后用表格的形式呈現出來的方法。 ②曲線法：用縱坐標表示溶解度，橫坐標表示溫度，得到物質的溶解度隨溫度變化的曲線，這種曲線叫溶解度曲線。 （2）溶解度曲線的變化規律 ①大多數固體物質的溶解度隨溫度升高而增大，表現在曲線“坡度”上升且比較“陡”，如KNO3。（陡升型） ②少數固體物質的溶解度受溫度變化的影響小，表現在曲線“坡度”比較“平緩”，如NaCl。（緩升型） ③極少數固體物質的溶解度隨溫度的升高而減小，表現在曲線“坡度”下降，如Ca(OH)2。（下降型） （3）溶解度曲線的意義 項目意義舉例點曲線上的點表示該物質在對應溫度時的溶解度如A點表示在N在t1℃時的溶解度為a g或者A點表示t1℃時物質N在100g水中最多溶解a g兩曲線的交點表示兩物質在對應溫度時的溶解度相等如C點表示物質M、物質N在t2℃時的溶解度相等，均為b g線①表示物質在不同溫度下的溶解度 ②表示物質的溶解度隨溫度變化的趨勢如物質M的溶解度隨溫度的升高而增大，物質N的溶解度隨溫度的升高而減小面曲線下面的點表示溶液是對應溫度下該物質的不飽和溶液當D點對應的溶液溶質為物質N時，D點表示t1℃時物質N的不飽和溶液曲線上面的點表示溶液飽和且有未溶解的固體當D點對應的溶液物溶質為物質M時，D點表示t1℃時物質M的飽和溶液，且有未溶解的固體（此時D點狀態不穩定）
（4）溶解度曲線的應用 ①查出某種物質在某溫度時的溶解度。 ②可以看出物質的溶解度隨溫度變化的規律。 ③比較不同物質在同一溫度時的溶解度大小。 ④可以比較不同物質的溶解度受溫度變化影響的大小。 ⑤根據溶解度曲線確定如何制得某溫度時的該物質的飽和溶液。 ⑥由溶解度曲線可確定從溶液中析出晶體的最佳方法等。 【拓展】 利用結晶的方法分離或提純兩種可溶性固體混合物 如右圖所示，甲物質的溶解度受溫度變化影響較大，乙物質的溶解度受溫度變化影響較小。若甲中混有少量的乙，可采取冷卻熱飽和溶液（降溫結晶）的方法使甲物質結晶析出（乙物質不析出或析出很少），然后過濾得到較為純凈的甲物質；若乙中混有少量的甲，可采用蒸發結晶的方法進行提純。
知識點三 氣體的溶解度 1.概念 氣體的溶解度是指該氣體的壓強為101 kPa和一定溫度時，在1體積水里溶解達到飽和狀態時的氣體體積（標準狀況通常是指溫度為0℃、壓強為101 kPa時的狀況，因為氣體的體積受溫度和壓強的影響較大，所以非標準狀況時的氣體體積換算成標準狀況時的體積）。 2.氣體溶解度與固體溶解度的比較 氣體溶解度固體溶解度溫度、壓強一定溫度和壓強一定溫度溶劑的量1體積水100g溶劑狀態達到飽和狀態達到飽和狀態單位溶解氣體的體積克(g)
3.影響氣體溶解度的因素 （1）內部因素：溶質和溶劑本身的性質。 （2）外部因素： ①溫度：在壓強不變的條件下，溫度越高，氣體溶解度越小。 ②壓強：在溫度不變的條件下，壓強越大，氣體溶解度越大。 易誤易混總結 易誤點一：誤認為飽和溶液一定是濃溶液，不飽和溶液一定是稀溶液。
【易誤點辨析】飽和溶液不一定是濃溶液，不飽和溶液也不一定是稀溶液。有些物質[Ca(OH)2]在水中的溶解度很小，即使達到飽和狀態，一定量的水中，溶解的溶質也非常少，溶液屬于稀溶液。但同一溫度下，同種物質的飽和溶液一定比其不飽和溶液濃。 易誤點二：誤認為同一溫度下，同種溶質的飽和溶液比不飽和溶液含的溶質多。
【易誤點辨析】在溶液的質量不相等或溶劑的質量不相等的條件下，無法比較兩種溶液中溶質含量的多少。因此應指明在同一溫度下，等質量的同種溶質的飽和溶液比不飽和溶液含的溶質多。 易誤點三：誤認為改變溶劑質量可以改變固體物質的溶解度。
【易誤點辨析】固體的溶解度表示在一定溫度下，某固體物質在100g溶劑里達到飽和狀態時所溶解的質量。概念中規定的溶劑的量為100g，改變溶劑的量之后，溶劑中最多溶解的質量也隨之改變，但該數值不能稱為固體的溶解度。固體的溶解度受溫度影響，要改變固體的溶解度，可以改變外界的溫度。 易誤點四：誤認為攪拌能使溶解度增大。
【易誤點辨析】攪拌能使固體物質的溶解速率加快，但不能改變固體物質的溶解度。 易誤點五：誤認為飽和溶液不能溶解任何物質。
【易誤點辨析】一定條件下，某物質的飽和溶液一定不能繼續溶解該物質，但不一定不能溶解其他物質。例如，飽和KNO3溶液中不能繼續溶解KNO3，但能溶解NaCl。 易誤點六：誤認為固體物質的溶解度都隨著溫度的升高而增大。
【易誤點辨析】大多數固體物質的溶解度隨溫度的升高而增大，但也有極少數的固體物質[Ca(OH)2]的溶解度隨溫度的升高而減小。 易誤點七：容易將影響溶解速率的因素與影響固體物質溶解度的因素混淆。
【易誤點辨析】影響溶解速率的因素包括固體物質顆粒大小，是否攪拌、溫度。影響固體物質溶解度的因素包括溶質和溶劑的性質、溫度。 課題3 溶液的濃度 知識點一 溶質的質量分數 1.概念：溶質的質量分數是溶質質量與溶液質量之比。 ①溶質的質量分數是溶液濃度的一種表示方法，所指溶液既可以是飽和溶液，也可以是不飽和溶液；既可以是稀溶液，也可以是濃溶液。 ②溶質的質量分數是質量之比，用百分數來表示，計算公式中的“×100%”不能省略。 ③溶質的質量是指形成溶液的那部分溶質的質量，不包括未溶解部分的質量。溶液質量是指該溶液中溶劑質量與溶解的全部溶質質量之和（溶質可以是一種或多種）。 ④溶質質量分數的含義： “質量分數為16%的A溶液”的含義是每100份質量的A溶液中，含有16份質量的溶質A。在該溶液中，溶質質量：溶劑質量：溶液質量=16:84:100。 2.計算公式： 溶質的質量分數＝ 幾個變形公式： ①溶質的質量分數＝ ②溶質質量＝溶液質量×溶質的質量分數 ③溶液質量＝ 3.溶質的質量分數與溶質質量、溶劑質量、溶液質量之間的關系 溶質質量溶劑質量溶液質量溶質的質量分數不變增加增加減小不變減少減少增大增加不變增加增大減少不變減少減小成比例增減成比例增減增加或減少不變
【拓展】溶解度與溶質質量分數的關系 項目溶解度溶質質量分數溫度一定不一定溶劑量100g不定量溶液狀態達到飽和飽和或不飽和單位g是比值相互轉化某溫度時某物質任一質量的飽和溶液中，溶解度與溶質質量分數的關系為： 一定溫度下飽和溶液溶質質量分數＝×100%
知識點二 溶液的稀釋方法 1.稀釋方法 溶液稀釋的方法是加入溶劑或加入低濃度溶液。 2.計算依據 稀釋前后溶液中溶質的質量不變。 3.關系式 （1）加水稀釋：A·a%=B·b%或A·a%＝（A+m水）·b%，其中B=A+m水（A代表濃溶液質量，a%是濃溶液的質量分數，B代表稀釋后溶液質量，b%代表稀釋后溶液的溶質質量分數，m水代表加入水的質量，下同）。 （2）加入低濃度溶液：A·a%+B·b%＝（A+B）·c%（c%代表混合后所得溶液的溶質質量分數）。 知識點三 溶液的增濃方法 溶液增濃的方法包括：加溶質；蒸發溶劑（無晶體析出）；加入濃硫酸。 1.加溶質 計算方法：A×a%＋B=（A＋B）×c%（A表示原溶液的質量，a%表示原溶液的溶質質量分數，B表示加入的溶質質量，c%表示加入溶質后所得溶液的溶質質量分數）。 2.蒸發溶劑 計算方法：A×a%=（A－B）×c%（A表示原溶液的質量，a%表示原溶液的溶質質量分數，B表示蒸發的溶劑質量，c%表示蒸發溶劑后所得溶液的溶質質量分數）。 3.與同種溶質的濃溶液混合 計算方法：A×a%＋B×b%=（A＋B）×c%（A表示原溶液的質量，a%表示原溶液中溶質的質量分數，B表示濃溶液質量，b%表示濃溶液中溶質的質量分數，c%表示混合后所得溶液的溶質質量分數）。 知識點四 根據化學方程式進行溶質質量分數的綜合計算 1.在根據化學方程式列有關反應物、生成物的質量比時，要以溶質的質量列比例式，而不能用溶液質量或體積。 2.對于反應后所得溶液的質量有兩種求法 （1）溶液組成法：溶液質量=溶質質量+溶劑質量，其中溶劑（水）的質量在計算中應注意：有些反應中不生成水時，溶劑（水）的質量等于參加反應的各溶液中溶劑質量之和；若反應后有水生成，則還需要加上生成的水的質量。 （2）質量守恒法：溶液質量=反應前物質質量總和－生成氣體質量－生成沉淀質量－物質中難溶雜質質量（或剩余固體反物質量）。 知識點五 配置一定溶質質量分數的溶液 1.用固體配制 如：配制溶質質量分數為6%的氯化鈉溶液： 步驟：（1）計算：根據溶質質量分數的計算公式：計算配制50g溶質質量分數為6%的氯化鈉溶液所需的氯化鈉質量：50g×6%=3g，所需水的質量為50g－3g=47g。 （2）稱量：用托盤天平稱量3g氯化鈉，倒入燒杯中。 （3）量取：把水的密度近似看作1g/cm3，用50mL的量筒取47mL水。 （4）溶解：把量好的水倒入盛有氯化鈉的燒杯中，用玻璃棒攪拌，使氯化鈉完全溶解。 （5）裝瓶保存：把配好的溶液倒入試劑瓶中，蓋好瓶塞并貼上標簽，標明藥品名稱和溶質質量分數，放到試劑柜中。 2.用濃溶液配制 配制質量分數為3%的氯化鈉溶液 用已配好的質量分數為6%的氯化鈉溶液（密度約為1.04g/cm3）配制50g質量分數為3%的氯化鈉溶液。 （1）計算：配制50g質量分數為3%的氯化鈉溶液所需質量分數為6%的氯化鈉溶液和水的質量分別為6%的氯化鈉溶液25g（體積為24mL），水25g（體積為25mL）。 （2）量取：用量筒分別量取質量分數為6%的氯化鈉溶液24mL和水25mL，倒入燒杯中。 （3）混勻：用玻璃棒攪拌，使溶液和水混合均勻。 （4）裝瓶保存：把配好的溶液裝入試劑瓶中，蓋好瓶塞并貼上標簽，表明物品名稱和溶質質量分數，放到試劑柜中。 易誤易混總結 易誤點一：誤認為從溶液中取出一部分溶液，溶質質量分數改變了。
【易錯點辨析】溶液是均一的、穩定的，不論從一瓶溶液中取出多少溶液，取出溶液與剩余溶液的溶質質量分數均與原來溶液的溶質質量分數相同。 易誤點二：誤認為Ag某物質完全溶解在Bg水中，溶質質量分數為×100%。
【易錯點辨析】由于沒指出具體物質，因此從以下三個方面考慮： （1）若該物質不與水反應，又不含結晶水，如氯化鈉，則溶質質量分數是×100%； （2）若該物質與水反應，反應物完全溶于水，如CaO，則溶質為生成物，根據質量守恒定律，生成物的質量大于Ag，溶液的質量是Ag+Bg，則溶質質量分數大于×100%； （3）若含結晶水，如CuSO4·5H2O，則溶于水后溶質為CuSO4，質量小于Ag，溶液的質量仍是Ag+Bg，則溶質質量分數小于×100%。 易誤點三：誤認為恒溫蒸發溶液中的溶劑，溶質質量分數一定變大。
【易錯點辨析】若不飽和溶液恒溫蒸發溶劑，由于溶液中溶劑減少，溶質的量不變，則溶質質量分數變大；若是飽和溶液恒溫蒸發溶劑，則溶質質量分數不變，因為蒸發后溶劑減少的同時，溶質也相應地減少，所得溶液仍為該溫度下的飽和溶液，溶質質量分數仍為×100%。 易誤點四：誤認為飽和溶液降低溫度，溶質質量分數一定變小。
【易錯點辨析】隨溫度升高溶解度增大的物質，其飽和溶液降溫，有晶體析出，溶劑不變，溶質質量分數變小；隨溫度升高溶解度減小的物質，如Ca(0H)2，其飽和溶液降溫，溶液變為不飽和溶液，其溶質、溶劑質量都不變，溶質質量分數不變。 易誤點五：誤將未溶解的溶質計入溶液和溶質的質量。
【易錯點辨析】在已知溶解度，求溶液的溶質的質量分數時，應根據溶解度計算出溶液的溶質的質量，未溶解的部分不能計算在內。 易誤點六：將不同密度（不同質量分數）的溶液混合時，誤認為兩溶液的體積之和即為混合溶液的體積。
【易錯點辨析】正確的方法是利用混合溶液的質量、體積、密度之間的關系進行計算。 混合溶液密度（ρ）= 易誤點七：誤認為溫度改變時溶解度增大，其溶質的質量分數也一定增大。
【易錯點辨析】某物質的飽和溶液，改變溫度時，如果溶解度減小，則會有晶體析出，其溶質的質量分數也隨之減小；如果改變溫度時溶解度增大，溶液中的溶質質量沒有增加，其溶質的質量分數不變。 第十單元 酸和堿 課題1 常見的酸和堿 知識點一 酸、堿與指示劑作用 1.酸堿指示劑 能跟酸或堿的溶液起反應而顯示不同顏色的物質叫酸堿指示劑，通常也簡稱指示劑。 2.常用的酸堿指示劑 紫色石蕊溶液和無色酚酞溶液是常見的酸堿指示劑。 知識點二 常見的酸 1.幾種常見的酸 物理性質鹽酸無色、有刺激性氣味的液體，易揮發，工業鹽酸因含雜質（主要是FeCl3）而顯黃色硫酸濃硫酸為無色、粘稠的油狀液體，難揮發，有吸水性，稀硫酸為無色液體。【說明】 （1）鹽酸是氯化氫氣體的水溶液，屬于混合物，濃鹽酸易揮發，打開瓶蓋，瓶口出現白霧，這是由于揮發出來的氯化氫氣體與空氣中的水蒸氣結合，又形成了鹽酸小液滴。 （2）濃硫酸有吸水性，如果敞口放置在空氣中，能吸收空氣中的水蒸氣，使溶質的質量分數減小，但此過程僅僅是濃硫酸吸水稀釋的過程，沒有生成其他物質，此過程是物理變化。吸水性屬于濃硫酸的物理性質。 （3）濃鹽酸具有揮發性，濃硫酸具有吸水性，敞口放置時溶質質量分數都會減小，所以實驗室必須密封保存這兩種酸。
2.濃硫酸的特性 （1）吸水性：濃硫酸有吸水性，在實驗室常用它做干燥劑，干燥裝置如右圖所示，濃硫酸做干燥劑時，需干燥的氣體一定從長導管通入，從短導管導出，可歸納為長進短出。濃硫酸不能干燥氨氣（NH3），因為它能與濃硫酸反應。可以用來干燥O2、H2、CO2等。 （2）濃硫酸的腐蝕性。 【注意】 ①使用濃硫酸時，一定要小心，防止沾到皮膚和衣服上。 ②若不慎將濃硫酸沾到皮膚上、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。
3.濃硫酸的稀釋 實驗室中備有濃硫酸，而在具體的化學實驗中常用到稀硫酸，這時需將濃硫酸進行稀釋。 操作錯誤（圖a）正確（圖b） 將濃硫酸沿壁慢慢注入水中，并不斷攪拌現象液滴四濺燒杯壁發熱，沒有液滴四濺解釋水的密度較小，浮在濃硫酸上面，濃硫酸溶解時放出的熱會使水立刻沸騰，使硫酸液滴向四周飛濺，這是非常危險的將密度大的濃硫酸緩慢注入水中，及時攪拌，產生的熱得以迅速擴散，操作安全【規律總結】 （1）稀釋濃硫酸時，一定要把濃硫酸沿容器內壁慢慢注入水里，并用玻璃棒不斷攪拌散熱，切不可將水倒入濃硫酸里。 （2）如果稀硫酸濺到皮膚或衣服上，也要用大量水沖洗，因為時間一長，水分蒸發，稀硫酸也會變濃，仍具有很強的腐蝕性。 （3）不能在量筒中稀釋濃硫酸，應在燒杯中進行。
4.酸的化學性質 （1）鹽酸、稀硫酸的化學性質 ①與指示劑作用，紫色石蕊溶液遇酸變紅，無色酚酞溶液遇酸不變色。 ②與活潑金屬反應，生成該金屬的化合物（鹽）和氫氣。 例如：Fe+2HCl=FeCl2+H2↑，Fe+H2SO4=FeSO4+H2↑ 現象：有氣泡產生，無色溶液變為淺綠色。 2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑，2Al+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2↑ 現象：有氣泡產生。 ③與某些金屬氧化物反應，生成該金屬的化合物（鹽）和水。 例如：Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O，Fe2O3+3H2SO4=Fe2(SO4)3+H2O 現象：鐵銹消失，無色溶液變為黃色。 CuO+2HCl=CuCl2+H2O，CuO+H2SO4=CuSO4+H2O 現象：黑色固體消失，無色溶液變為藍色。 （2）酸的通性 通過比較鹽酸和硫酸的水溶液中陰、陽離子的種類可知：此類化合物在水溶液中解離出的陽離子全部是H+，這類化合物稱為酸。不同的酸在水溶液中都能解離出自由移動的H+，所以酸具有相似的化學性質。酸的這些相似化學性質稱作酸的通性。 與酸堿指示劑作用能使紫色石蕊溶液變紅色，不能使無色酚酞溶液變色與活潑金屬作用Fe+2HCl=FeCl2+H2↑與金屬氧化物作用Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O與堿作用NaOH+HCl=NaCl+H2O與某些金屬化合物（鹽）作用CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑【拓展】 ①濃硫酸、硝酸有很強的氧化性，與金屬反應不能生成H2，而是生成水。所以酸的通性通常指的是鹽酸和稀硫酸的性質，而不是指濃硫酸和硝酸。 ②酸中一定含有氫元素，但含有氫元素的物質不一定是酸，如H2O、NaHCO3等。 ③鹽是組成中含有金屬離子（或NH4+）和酸根離子的一類化合物，如FeCl2、NH4Cl等。 ④不同的酸溶液中都含有H+，所以酸有一些相似的性質；由于酸根離子不同，不同的酸也有各自的特性。
知識點三 常見的堿 1.幾種常見的堿 氫氧化鈉（NaOH）氫氧化鈣[Ca(OH)2]物 理 性 質顏色、狀態白色固體白色粉末狀固體溶解性易溶于水，且溶解時放出大量的熱微溶于水，溶解度隨溫度升高而減小吸水性易吸水潮解不易吸水腐蝕性強腐蝕性較強腐蝕性俗名苛性鈉、火堿、燒堿固體俗稱熟石灰、消石灰；水溶液俗稱石灰水；當石灰水中存在較多未溶解的熟石灰時，俗稱石灰乳或石灰漿用途重要化工原料，應用于制取肥皂以及石油、造紙、紡織、印染等工業；生活中可用來去除油污；實驗室里可用它做某些氣體的干燥劑建筑上用熟石灰和沙子混合來砌磚，用石灰漿粉刷墻壁；在樹干下部涂刷含有硫磺粉等的石灰漿，可以保護樹木，防止凍傷，并防止害蟲生卵。
（1）固體氫氧化鈉曝露在空氣中時易吸收空氣中的水分，使固體表面潮濕并逐漸溶解，這種現象叫潮解。潮解沒有其他物質生成，是一個物理變化過程。由于氫氧化鈉易潮解，稱量氫氧化鈉固體時應放在玻璃器皿里，防止其腐蝕天平托盤。 （2）氫氧化鈣可由生石灰與水反應制得：CaO+H2O=Ca(OH)2，反應中放出大量的熱，在工農業生產中有廣泛的應用。生石灰(CaO)常作食品等物質的干燥劑。生石灰干燥劑和氫氧化鈉固體干燥劑不能用來干燥CO2、SO2、HCl等氣體，干燥裝置如右圖所示。 2.堿的化學性質 （1）氫氧化鈉和氫氧化鈣的化學性質 化學式NaOHCa(OH)2化 學 性 質其溶液使紫色石蕊溶液變藍色，使無色酚酞溶液變紅色其溶液使紫色石蕊溶液變藍色，使無色酚酞溶液變紅色與某些非金屬氧化物反應 2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O(NaOH密封保存的原因之一) 2NaOH+SO2=NaSO3+H2O（亞硫酸鈉） 2NaOH+SO3=NaSO4+H2O 2NaOH+SiO2=Na2SiO3+H2O與某些非金屬氧化物反應 Ca(OH)2+CO2=CaCO3↓+H2O Ca(OH)2+SO2= CaSO3↓+H2O Ca(OH)2+SO3= CaSO4↓+H2O【說明】 ①常用NaOH溶液來吸收（或除去）CO2，是因為NaOH易溶于水，而Ca(OH)2微溶于水，等量的氫氧化鈉飽和溶液比氫氧化鈣飽和溶液所含的溶質多，吸收二氧化碳多。常用澄清石灰水來檢驗CO2，是因為CO2與NaOH溶液反應無明顯現象，與Ca(OH)2反應生成白色沉淀。 ②氫氧化鈉固體密封保存的原因有兩點：一是易潮解；二是易吸收空氣中的CO2發生反應而變質為Na2CO3。 ③氫氧化鈉固體易吸水潮解，可以做某些氣體的干燥劑，如干燥H2、O2等，但是不能干燥能與氫氧化鈉反應的氣體，如CO2、SO2、HCl等。
（2）堿的通性 NaOH和Ca(OH)2在組成上有相似之處，它們的陰離子全部是OH-，這樣的化合物稱為堿。不同的堿在水溶液中都能解離出自由移動的OH-，因而堿溶液也具有相似的化學性質。堿的這些相似化學性質稱作堿的通性。 堿溶液與指示劑作用使紫色石蕊溶液變藍色，使無色酚酞溶液變紅色堿溶液與某些非金屬氧化物的反應2NaOH+SO3=Na2SO4+H2O【拓展】 ①除了NaOH、Ca(OH)2（微溶）外，常見的可溶性堿還有KOH、Ba(OH)2、NH3·H2O（氨水）等。 ②Mg(OH)2、Al(OH)3、Cu(OH)3等不溶性堿不能使指示劑變色。 ③CO屬于非金屬氧化物，但不能與堿溶液發生反應。
知識點四 酸、堿分別具有相似化學性質的原因 1.溶液的導電性 酸、堿溶液水溶液中的離子鹽酸（HCl）H+、Cl-硫酸（H2SO4）H+、SO42-氫氧化鈉（NaOH）Na+、OH-氫氧化鈣[Ca(OH)2]Ca2+、OH-
2.酸、堿分別具有相似化學性質的原因 酸具有相似化學性質的原因是不同的酸溶液中都含有H+，但由于酸根離子不同，酸的化學性質又存在不同之處；同理，堿具有一些相似的化學性質也是由于不同的堿溶液中都含有OH-。 易誤易混總結 易誤點一：誤認為指示劑能使酸性溶液、堿性溶液變色。
【易誤點辨析】酸性溶液、堿性溶液與指示劑作用，使指示劑變色，而不是酸性溶液、堿性溶液變色。因此，可以說紫色石蕊溶液遇酸性溶液變紅或酸性溶液能使紫色石蕊溶液變紅，但不能說紫色石蕊溶液能使酸性溶液變紅。 易誤點二：誤認為濃硫酸使紙張變黑是因為濃硫酸有吸水性。
【易誤點辨析】濃硫酸能直接把水分吸收，并與之結合形成硫酸的水合物，放出大量的熱，同時硫酸質量增加，這叫做濃硫酸的吸水性，利用此性質，濃硫酸可以做某些氣體（如O2、CO2等）的干燥劑。而脫水性則是濃硫酸將某些物質（如紙張、木材等）中的氫、氧元素的原子按水分子的組成比“奪取出來”，形成硫酸水合物，同時使物質炭化。脫水后原物質的組成、結構、性質都發生改變。濃硫酸使紙張炭化，是利用了濃硫酸的脫水性。 易誤點三：氫氧化鈉固體易吸水，誤認為可用NaOH固體干燥CO2、SO2、HCl等氣體。
【易誤點辨析】選擇干燥劑的原則是干燥劑只能吸收水分，不能與被干燥的物質發生化學反應。因為氫氧化鈉能與CO2、SO2、HCl等氣體發生反應（如CO2+2NaOH=NaCO3+H2O），所以不能用氫氧化鈉固體干燥CO2、SO2、HCl等氣體。 易誤點四：誤認為顯酸性的一定是酸溶液；顯堿性的一定是堿溶液。
【易誤點辨析】酸溶液一定顯酸性，但顯酸性的不一定是酸溶液，如硫酸銅溶液顯酸性，但硫酸銅不是酸。堿溶液一定顯堿性，但顯堿性的不一定是堿溶液，如碳酸鈉溶液顯堿性，但碳酸鈉不是堿。 課題2 酸和堿的中和反應 知識點一 中和反應 1.中和反應 （1）概念：酸與堿作用生成鹽和水的反應，叫做中和反應。 （2）表達式：酸＋堿→鹽和水 例如：HCl+NaOH=NaCl+H2O；2HCl+Ca(OH)2=CaCl2+2H2O；H2SO4+Cu(OH)2=CuSO4+2H2O （3）中和反應的實質 ①鹽酸、硫酸等酸溶液中都可以解離出氫離子和酸根離子。酸具有相似的化學性質的原因是酸溶液中都含有H+。 ②氫氧化鈉、氫氧化鈣等堿溶液中都能解離出自由移動的金屬離子（或NH4+）和OH-。堿溶液中都含有OH-，所以堿溶液也具有相似的化學性質。 ③中和反應的實質就是酸溶液中的H+與堿溶液中的OH-結合生成水分子的過程。如HCl+NaOH=NaCl+H2O中實際參加反應的是H+和OH-，即H++OH-=H2O，溶液中Na+和Cl-的個數不變。 2.鹽 （1）鹽的概念：由金屬離子（或NH4+）和酸根離子構成的化合物統稱為鹽。如NaCl、CaCl2、Na2SO4都屬于鹽類物質。 （2）酸、堿、鹽類物質的比較 名稱水溶液中解離出的離子特點舉例酸H+和酸根離子陽離子全部是H+HCl、H2SO4堿OH-和金屬離子（或銨根離子）陰離子全部是OH-NaOH、Ca(OH)2、NH3·H2O鹽金屬離子（或銨根離子）和酸根離子除金屬離子（或銨根離子）和酸根離子外還可能含有其他離子NaCl、NH4Cl、NaHSO4
知識點二 中和反應在實際中的應用 應用實例調節土壤的酸堿性根據土壤情況，加酸性或堿性物質，調節土壤的酸堿性，使土壤適合作物生長若土壤呈酸性，人們可以將適量的熟石灰加入土壤中以中和其酸性物質若土壤呈堿性，可以通過加碳酸水來中和土壤中的堿性物質處理工廠的廢水工廠里的廢水常呈酸性或堿性，需要加堿或酸進行中和等一系列處理才能排放硫酸工廠的廢水呈酸性，用熟石灰中和 Ca(OH)2+H2SO4=CaSO4+2H2O印刷廠的廢水（含NaOH）呈堿性，用廢硫酸中和 2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O用于醫療利用堿性物質治療胃酸（鹽酸）過多用含有Al(OH)3或Mg(OH)2的藥物治療胃酸過多利用堿性物質治療蚊蟲叮咬將肥皂水或稀氨水(NH3·H2O)涂抹患處，中和蚊蟲分泌的蟻酸用于生活食用皮蛋時加入食醋皮蛋中含有堿性物質，加入食醋后，可以發生中和反應，除去澀味，使皮蛋變得可口洗發時洗發時先用堿性的洗發劑，再用弱酸性的護發素調節溶液的酸堿性在科學實驗中經常把溶液的酸堿性控制在一定范圍內，如果溶液酸性或堿性太強，就需要用堿或酸中和
知識點三 溶液酸堿度的表示法——PH 1.溶液的酸堿性 溶液的酸堿性是指溶液顯酸性、中性或堿性，可以利用酸堿指示劑來粗略測定溶液的酸堿性。 2.溶液的酸堿度 （1）概念：溶液的酸堿度是指溶液的酸堿性的強弱程度，即酸堿度是定量表示溶液酸堿性強弱的一種方法。 （2）表示方法：溶液的酸堿度通常用pH表示。pH的范圍通常為0~14。 （3）pH與溶液酸堿性的關系（常溫下） pH范圍溶液的酸堿性舉例pH＞7堿性，pH越大，堿性越強堿溶液及少數鹽溶液，如NaOH溶液、Na2CO3溶液pH=7中性大多數鹽溶液及水，如NaCl溶液、H2OpH＜7酸性，pH越小，酸性越強酸溶液及少量鹽溶液，如鹽酸、CuSO4溶液
3.酸、堿中和反應過程中溶液的pH變化（以NaOH與HCl反應為例） 實驗操作圖像分析pH變化溶液中溶質的成分圖像向鹽酸中加入氫氧化鈉溶液A點為起點：pH＜7HClA~B段（不包括A、B點）：pH逐漸增大，pH＜7，酸有剩余HCl、NaClB點：pH=7,恰好反應NaClB~C段（不包括B點）；pH＞7，堿過量NaCl、NaOH向氫氧化鈉溶液中加入鹽酸A點為起點：pH＞7NaOHA~B段(不包括A、B兩點)：pH逐漸減小，pH＞7，堿有剩余NaOH、NaClB點：pH=7，恰好反應NaClB~C段（不包括B點）pH＜7，酸過量NaCl、HCl【拓展】 無論是向酸溶液中滴加堿溶液，還是向堿溶液中滴加酸溶液，溶液pH變化的微觀實質都是溶液中H+或OH-的濃度發生了變化（即H++OH-=H2O）,兩溶液剛好中和的附近，溶液pH變化較快。【方法技巧】 中和反應圖像圖的解題思路 （1）明確橫坐標表示的含義； （2）關注圖像的“三點一勢”：即圖像的起點、轉折點、終點和變化趨勢； （3）牢記化學反應發生前后的變化與守恒：即化學反應發生后，溶液中的溶質里可溶于水的生成物一定存在，可溶于水的反應物可能存在，但兩種可溶的反應物不可能同時存在（共存）。
知識點四 pH的測定方法 1.測定方法 測定溶液的pH最簡便的方法是使用pH試紙。pH試紙可以粗略地測定溶液的酸堿度。 2.pH的測定和溶液的酸堿性 實驗操作實驗現象實驗結論在白瓷板或玻璃片上放一小片pH試紙，用玻璃棒蘸取溶液滴到pH試紙上，把試紙顯示的顏色與標準比色卡比較，讀出該溶液的pH（較濃）稀鹽酸pH=1顯酸性（較稀）稀鹽酸pH=2（較濃）稀硫酸pH=1顯酸性（較稀）（較稀）pH=2（較稀）氫氧化鈉溶液pH=12顯堿性（較濃）氫氧化鈉溶液pH=1315%的氯化鈉溶液pH=7顯中性10%的氯化鈉溶液pH=7【說明】 （1）不能直接將pH試紙浸入待測液中，防治污染待測液。 （2）不能先用蒸餾水將pH試紙潤濕，再向試紙上滴待測液。如果將試紙先用蒸餾水潤濕，則待測溶液被稀釋，所測的pH就不準確。測酸性溶液時，酸性溶液被稀釋，酸性減弱，pH偏大；測堿性溶液時，堿性溶液被稀釋，堿性減弱，pH偏小；測中性溶液時無影響。 （3）用廣泛pH試紙測得的溶液pH比較粗略，讀數為0～14的整數，測不出帶有小數的數值。 （4）檢測氣體的酸性或堿性，可先將試紙濕潤后再用。 （5）測得溶液的pH還可以使用pH計。pH計又叫酸度計，是用來精確測定溶液pH的儀器。pH計有不同的型號，在精度和外觀等方面有所不同。
知識點五 了解溶液酸堿性的重要意義 1.了解溶液酸堿性的重要意義 （1）很多反應必須在一定的pH溶液中才能進行。 （2）農業生產中，農作物一般適宜在pH=7或接近7的土壤中生長，pH＜4或pH＞8的土壤都不利于農作物的生長。 （3）了解空氣污染情況 雨水pH越小，酸性越強，說明空去污染越嚴重。正常雨水的pH約為5.6（溶有一定量CO2，生成了H2CO3），酸雨的pH＜5.6。 （4）人體生理活動 健康人的體液pH必須維持在一定范圍內，過高或過低都會導致人體生理功能失調或發生疾病。 2.生活中一些物質的pH pH酸堿性橘汁3~4酸糖水7中性牛奶6~7偏酸性番茄汁4~5酸性肥皂水10堿性蘋果汁3酸性汽水3~4酸性自來水6~7偏酸性唾液6~7偏酸性草木灰水11堿性洗潔精12~13堿性白醋2~3酸性
本章重點總結 一、酸的通性（五大通性） （1）酸溶液能使酸堿指示劑變色。紫色石蕊溶液遇酸變紅，無色酚酞溶液遇酸不變色。 （2）酸（濃硫酸、濃硝酸除外）能與位于金屬活動性順序中氫前面的金屬發生置換反應，生成氫氣。如Fe＋H2SO4＝FeSO4＋H2↑。 （3）酸與某些金屬氧化物反應，生成鹽和水，如2HCl＋CuO＝CuCl2＋H2O； （4）酸和堿發生中和反應，生成鹽和水，如H2SO4＋Cu(OH)2＝CuSO4＋2H2O; （5）酸能與某些鹽反應，生成新酸和新鹽，如2HCl＋CaCO3＝H2CO3＋CaCl2，即2HCl＋CaCO3＝H2O＋CO2↑＋CaCl2. 二、堿的通性（四大通性） （1）使酸堿指示劑變色（注意這里的堿都是可溶性堿）。紫色石蕊溶液遇堿變藍色，無色酚酞溶液遇堿變紅色。 （2）與某些非金屬氧化物反應，生成鹽和水，如2NaOH＋CO2＝Na2CO3＋H2O（注意這里的堿是處于溶液中的）； （3）與酸發生中和反應，生成鹽和水，如NaOH＋HCl＝NaCl＋H2O； （4）與某些鹽發生反應，生成新堿和新鹽，如2NaOH＋CuSO4＝Na2SO4＋Cu(OH)2↓（注意這里的堿是處于溶液中的）。 第十一單元 鹽 化肥 課題1 生活中常見的鹽 知識點一 氯化鈉 1.鹽 （1）鹽的概念：組成里含有金屬離子（或銨根離子）和酸根離子的化合物。 （2）生活中常見的鹽：氯化鈉、硫酸銅、碳酸鈣、碳酸鈉、碳酸氫鈉、高錳酸鉀等。 2.氯化鈉 物理性質白色晶體、易溶于水、有咸味生理功能Na+對維持細胞內外正常的水分分布和促進細胞內外物質交換起主要作用 Cl-是胃液中的主要成分，具有促生鹽酸、幫助消化和增進食欲的作用主要用途①醫療上用來配制生理鹽水； ②農業上用氯化鈉溶液來選種； ③工業上可以氯化鈉為原料來制取碳酸鈉、氫氧化鈉、氯氣和鹽酸等； ④生活中還可用食鹽腌漬蔬菜、魚、肉、蛋等，腌制成的食品不僅風味獨特，還可延長保存時間； ⑤公路上的積雪也可用氯化鈉來消除存在海水、鹽湖、鹽井和鹽礦中都蘊藏著氯化鈉制取①通過晾曬海水或煮鹽湖水、鹽井水蒸發除去水分，得到粗鹽。 ②粗鹽中含有多種可溶性雜質和不溶性雜質。粗鹽通過溶解、沉淀、過濾、蒸發、結晶等處理，得到初步提純
知識點二 粗鹽提純 通過晾曬海水或煮鹽井水、鹽湖水等，可以蒸發除去水分，得到粗鹽。粗鹽中含有多種可溶性雜質（氯化鎂、氯化鈣等）和不溶性雜質（泥沙等）。粗鹽通過溶解、沉淀、過濾、蒸發、結晶等處理，可以得到初步提純。 溶解用托盤天平稱取5.0g粗鹽，用量筒量取10mL水，用藥匙將粗鹽逐漸加入盛有10mL水的燒杯中，邊加邊用玻璃棒攪拌，一直加到粗鹽不再溶解為止過濾如圖A所示，過濾食鹽水。仔細觀察濾紙上剩余物及濾液的顏色，若濾液仍渾濁，應再過濾一次 蒸發把所得澄清濾液倒入蒸發皿，如圖B所示，用酒精燈加熱，同時用玻璃棒不斷攪拌濾液，防止因局部溫度過高，造成液滴飛濺。待蒸發皿中出現較多固體時，停止加熱。利用蒸發皿的余熱使濾液蒸干。計算產率用玻璃棒將固體轉移到濾液上，稱量后回收到指定容器中， 計算精鹽的產率：粗鹽產率=【規律總結】 粗鹽提純實驗中各步驟玻璃棒的作用 （1）溶解：攪拌，加速粗鹽溶解。 （2）過濾：引流，防止液滴飛濺。 （3）蒸發：防止因局部溫度過高，造成液滴飛濺。 （4）計算產率：轉移固體。
知識點三 碳酸鈉、碳酸氫鈉和碳酸鈣 1.碳酸鈉和碳酸氫鈉 碳酸鈉碳酸氫鈉化學式Na2CO3NaHCO3俗稱純堿、蘇打小蘇打物理性質白色粉末狀固體，易溶于水白色粉末狀固體、可溶于水化學性質（1）與酸反應：Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑ （2）與可溶性堿反應： Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH（此反應可用于工業上制取氫氧化鈉） （3）水溶液呈堿性，能使無色酚酞溶液變紅（1）與酸反應：NaHCO3+HCl=NaCl+CO2↑+H2O （2）加熱反應：2NaHCO3Na2CO3+H2O+ CO2↑ （3）水溶液呈堿性用途廣泛用于生產玻璃、造紙、紡織和洗滌劑（1）焙制糕點所用的發酵粉的主要成分之一 （2）治療胃酸過多癥的一種藥劑 （3）干粉滅火器的成分之一
2.碳酸鈣 碳酸鈣是大理石和石灰石的主要成分，其化學式為CaCO3。 （1）物理性質：白色固體，難溶于水。 （2）化學性質： ①與酸反應：CaCO3+2HCl=CaCl2+CO2↑+H2O； ②高溫分解：CaCO3CaO+CO2↑ （3）用途 ①重要的建筑材料； ②用作補鈣劑； ③用于實驗室制取二氧化碳； ④用于制生石灰。 3.碳酸根離子（C）、碳酸氫根離子（HCO3-）的檢驗 檢驗原理組成里含有C或HC的鹽都能與鹽酸反應生成CO2氣體檢驗試劑稀鹽酸和澄清石灰水檢驗方法向待測物中加入稀鹽酸，有無色無味的氣體放出，且該氣體能使澄清石灰水變渾濁，則該物質中含有C（或HC）
知識點四 復分解反應 1.復分解反應 （1）概念：兩種化合物互相交換成分，生成另外兩種化合物的反應，叫做復分解反應。 （2）通式：復分解反應是四種基本反應類型之一，可用通式表示為AB+CD=AD+CB。 （3）特點：兩交換，價不變（即反應前后各元素的化合價保持不變）。 （4）實質：酸、堿、鹽在溶液中互相交換成分，即陰、陽離子相互結合生成氣體、沉淀或水的反應。 2.復分解反應發生的條件 （1）探究復分解反應發生的條件 操作向氫氧化鈉溶液中滴加硫酸銅溶液 向氯化鋇溶液中滴加硫酸銅溶液 現象生成藍色沉淀生成白色沉淀化學方程式CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2↓+Na2SO4CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2結論兩個反應均為反應物相互交換成分生成沉淀的反應，都是復分解反應。生成沉淀是復分解反應發生的一個條件
（2）復分解反應發生的條件：酸、堿、鹽之間并不是都能發生復分解反應，只有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。 【拓展】 ①并不是所有的兩種化合物生成另外兩種化合物的反應都是復分解反應，如CO2＋Ca(OH)2＝CaCO3↓＋H2O，反應物沒有交換成分，不是復分解反應。 ②有些物質之間能否發生復分解反應還有考慮反應物是否符合條件。如堿和鹽的反應、鹽和鹽的反應，首先反應物必須可溶于水，然后考慮生成物是否有沉淀、氣體和水，如CuSO4和Fe(OH)3不能發生反應，BaCO3和CaCl2不能發生反應，因為Fe(OH)3和BaCO3都難溶于水，但Fe(OH)3、BaCO3可以與酸發生反應，如Fe(OH)3＋3HCl＝FeCl3＋3H2O，BaCO3＋2HCl＝BaCl2＋H2O＋CO2↑。 ③KNO3、NaNO3、AgCl、BaSO4一般不與其他物質發生復分解反應。
（3）常見類型 反應類型反應物條件生成物條件酸+堿→鹽＋水 例如：HCl+NaOH=NaCl+H2O一般可溶即可（一般酸可溶）至少具備下列三個條件中的一個 ①有沉淀生成 ②有氣體生成 ③有水生成酸+鹽→新酸+新鹽 例如：2HCl+Na2CO3=2NaCl+H2O+CO2↑酸可溶堿+鹽→新堿+新鹽 例：Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH兩者皆可溶鹽1+鹽2→新鹽1+新鹽2 例：2AgNO3+BaCl2=2AgCl↓+Ba(NO3)2兩者皆可溶酸+金屬氧化物→鹽+水 例：6HCl+Fe2O3=2FeCl3+3H2O酸可溶
3.酸、堿、鹽的溶解性 （1）常見的酸都可溶。 （2）常見的堿類只溶“鉀、鈉、氨、鈣、鋇”。即KOH、NaOH、NH3·H2O、Ca(OH)2（微溶）、Ba(OH)2可溶于水，其他的堿大多難溶于水。 （3）常見的鹽的溶解性有如下規律：鉀鹽、鈉鹽、銨鹽、硝酸鹽都易溶于水，碳酸鹽大多數難溶于水，AgCl和BaSO4既不溶于水也不溶于酸。 4.常見的八種沉淀 白色 藍色 Cu(OH)2 紅褐色 Fe(OH)3 【方法技巧】 離子能否大量共存的判斷方法 在水溶液中，離子結合生成沉淀、水或氣體則不能大量共存。常見的不能大量共存的離子對有： （1）生成水而不共存的離子對：H+和OH-。 （2）生成氣體而不共存的離子對：H+和C、H+和HC（因為生成CO2和H2O而不共存）、N和OH-（因為生成NH3和水而不共存）。 （3）生成沉淀而不共存的離子對：C與Ca2+、Ba2+、Ag+；Ag+與Cl-；Ba2+與S；OH-與Cu2+、Fe3+、Mg2+、Al3+等。
5.物質的分類 迄今為止，在初中化學中，我們已經學習了關于空氣、氧氣、水、碳、二氧化碳、氧化銅、鐵、鋁、硫酸、氫氧化鈉和氯化鈉等一系列物質的知識。為便于記憶和進一步深入學習，可以按照組成和性質對學過的物質進行整理和分類。 （1）根據物質組成是否單一，可以把物質分為純凈物和混合物。 （2）在純凈物中，根據組成元素的異同，可以把它們分成單質和化合物。 （3）在單質中，可以按性質的差異把它們分成非金屬單質和金屬單質。 （4）在化合物中，可以按組成的差異把它們分為氧化物、酸、堿、鹽。 【方法技巧】 判斷酸、堿、鹽的組成元素，應從酸、堿、鹽的概念入手。 酸：在水中解離時生成的陽離子全部是H+的化合物。 堿：在水中解離時生成的陰離子全都是OH-的化合物。 鹽：在水中解離時生成金屬離子（或NH4+）和酸根離子的化合物。
知識點五 鹽的化學性質 鹽的化學性質發生反應的條件鹽+金屬→新鹽+新金屬 如：Fe+CuSO4=Cu+FeSO4 Cu+2AgNO3=2Ag+Cu(NO3)2①鹽要溶于水 ②與鹽反應的金屬的活動性應排在鹽溶液中金屬的前面 ③金屬中K、Ca、Na例外鹽+酸→新鹽+新酸 如：AgNO3+HCl=AgCl↓+HNO3 CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑①參加反應的酸可溶 ②符合復分解反應的發生條件鹽+堿→新鹽+新堿 如：Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2↓+Na2SO4①反應物都溶于水 ②符合復分解反應的發生條件鹽+鹽→新鹽+新鹽 如：NaCl+AgNO3=AgCl↓+NaNO3 CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2①反應物都溶于水 ②符合復分解反應的發生條件，即生成物中至少有一種沉淀
【規律總結】 （1）Cu與AgCl不反應，因為AgCl難溶于水。 （2）Fe與某些鹽溶液發生反應時生成物中Fe元素顯+2價。 （3）熟記下列一些常見的有色溶液。 ①藍色溶液：含Cu2+的溶液，如CuSO4溶液、CuCl2溶液； ②（棕）黃色溶液：含Fe3+的溶液，如FeCl3溶液、Fe2(SO4)3溶液； ③淺綠色溶液：含Fe2+的溶液，如FeSO4溶液、FeCl2溶液； ④紫紅色溶液：如高錳酸鉀溶液。 【方法技巧】 除去粗鹽中可溶性雜質的方法 粗鹽中常含可溶性雜質（如硫酸銅、氯化鎂、氯化鈣等），要除去可溶性雜質的一般思路是將Na2SO4、MgCl2和CaCl2中的S、Mg2+、C轉化為沉淀以便過濾除去，同時生成NaCl，以防產生新的雜質。 除雜質時所加試劑的順序要求： （1）Na2CO3必須在BaCl2之后加，以除去過量的Ba2+； （2）加入BaCl2、Na2CO3、NaOH之后過濾，以除去BaSO4、CaCO3、Mg(OH)2、BaCO3四種沉淀； （3）過濾之后再加鹽酸，以除去過量的C和OH-。 具體操作如下： 實驗步驟實驗目的化學方程式加入過量BaCl2溶液使雜質中的S全部轉化為BaSO4沉淀而除去BaCl2+Na2SO4=BaSO4↓+2NaCl加入過量NaOH溶液使雜質中的Mg2+全部轉化為Mg(OH)2沉淀而除去2NaOH+MgCl2=Mg(OH)2↓+2NaCl加入過量Na2CO3溶液（1）將雜質中的Ca2+全部轉化為CaCO3而除去 （2）除去引入的新雜質Ba2+，使其全部轉化為BaCO3而除去Na2CO3+CaCl2=2NaCl+CaCO3↓ Na2CO3+BaCl2=2NaCl+BaCO3↓過濾除去BaSO4、Mg(OH)2、BaCO3、CaCO3等難溶性雜質加入適量的（或過量）的稀鹽酸除去過量的OH-和C（過量的稀鹽酸通過蒸發可除去）NaOH+HCl=NaCl+H2O Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑
【易誤易混總結】 【易誤點一】 鹽是由金屬離子和酸根離子構成的化合物，誤認為鹽中一定有金屬元素。 [易誤點辨析]從廣義上講，鹽中不一定含有金屬離子；銨鹽就不含金屬離子，如氯化銨（NH4Cl）、硫酸銨[(NH4)2SO4]等，所以鹽中不一定含有金屬元素。 【易誤點二】 誤認為鹽與堿及鹽與鹽相遇一定能發生復分解反應。 [易誤點辨析]鹽與堿、鹽與鹽反應必須符合復分解反應發生的條件，即生成的鹽與堿至少有一種是沉淀（不溶于水），且反應物中的鹽和堿必須全部溶于水，否則反應不能進行。如BaCO3與Ca(OH)2不反應，因為BaCO3不溶于水；BaCl2與NaOH不反應，因為反應后沒有沉淀、氣體或水生成。 【易誤點三】 誤認為難溶的堿不能與酸發生反應。 [易誤點辨析]難溶的堿不能使指示劑變色、不與非金屬氧化物以及鹽類物質反應，但能與酸溶液反應，如Al(OH)3難溶于水但能與胃液中的鹽酸反應，可用于治療胃酸過多。 【易誤點四】 誤以為純堿是堿 [易誤點辨析]純堿，學名碳酸鈉，氨堿法制得的碳酸鈉純度很高，又因其水溶液顯堿性，因而得名純堿。純堿不是堿，它是由金屬離子和酸根離子構成的鹽。在鹽的分類中屬于鈉鹽或碳酸鹽。 【易誤點五】 誤認為蘇打和小蘇打是同一種物質。 [易誤點辨析]蘇打是碳酸鈉的俗名，小蘇打是碳酸氫鈉的俗名，二者不是同一種物質。小蘇打加熱分解可制得蘇打：2NaHCO3Na2CO3+H2O+CO2↑
課題2 化學肥料 知識點一 常見化肥的種類和作用 植物生長需要養分，土壤所能提供的養分是有限的，因此要靠施肥來補充。農作物所必需的營養物質有很多種，其中氮、磷、鉀需要量較大，而土壤中又常常缺乏，因此氮肥、磷肥、鉀肥是最主要的化學肥料。根據化肥所含營養元素的種類，分為氮肥（含有氮元素）、磷肥（含有磷元素）、鉀肥（含有鉀元素）、復合肥（含有氮、磷、鉀中的兩種或三種元素）等。 1.氮肥 （1）作用：氮是植物體內蛋白質、核酸和葉綠素的組成元素。氮肥有促進植物莖、葉生長茂盛、葉色濃綠，提高植物蛋白質含量的作用。 （2）缺乏氮元素時的癥狀：缺少氮元素，會使植物生長發育遲緩或停滯，光合作用減弱等。外觀表現為植株矮小，瘦弱，葉片發黃，嚴重時葉脈為棕色。 （3）幾種常見的氮肥 種類含氮量性質使用注意事項碳酸氫銨 (NH4HCO3)17.7%白色晶體，易溶于水，受潮易分解易分解，施用時深埋硝酸銨 （NH4NO3）35%白色晶體，易溶于水易爆，結塊不可用鐵錘砸硫酸銨 [(NH4)2SO4]21.2%白色晶體，易溶于水長期施用會使土壤酸化、板結尿素 [CO(NH2)2]46.67%白色或淡黃色晶體，易溶于水含氮量最高的氮肥（尿素為有機物）氨水 (NH3·H2O)—易揮發出NH3有腐蝕性，加水稀釋后施用
2.磷肥 （1）作用：磷是植物體內核酸的、蛋白質和酶等多種重要化合物的組成元素，磷可以促進作物生長，還可增強作物的抗寒、抗旱能力。 （2）種類 ①磷礦粉[Ca(PO4)2]，灰白色粉末狀、無氣味、不溶于水。 ②鈣鎂磷肥，主要成分為鈣和鎂的磷酸鹽。 ③過磷酸鈣[Ca(H2PO4)2（磷酸二氫鈣）和CaSO4的混合物]，灰白色粉末狀，有酸味，溶于水后有殘渣。 3.鉀肥 （1）作用：鉀具有保證植物各種代謝過程順利進行、促進植物生長、增強抗病蟲和扛倒伏能力等功能。 （2）缺乏鉀元素時的癥狀：莖稈軟弱、容易倒伏、葉片的邊緣和尖端發黃，并逐漸焦枯。 （3）種類及注意事項 ①硫酸鉀（K2SO4），白色晶體，無氣味，易溶于水，宜與含鈣豐富的肥料混合施用。 ②氯化鉀（KCl）,白色晶體，無氣味，易溶于水，易結快，宜配合石灰和農家肥混合施用。 【方法技巧】 判斷化肥的種類，關鍵看化肥中含有哪種營養元素，含有鉀元素的鉀肥，含有氮元素的氮肥，含有磷元素的為磷肥。
4.復合肥 （1）作用：具有氮肥、磷肥、鉀肥的多重功效，能同時均勻地供給作物幾種養分，充分發揮營養元素間的相互作用，有效成分高。 （2）種類：磷酸二氫銨（NH4H2PO4）、磷酸氫二銨[(NH4)2HPO4]、硝酸鉀（KNO3）等。 知識點二 使用化肥、農藥與環境的關系 1.化肥、農藥的利和弊 （1）化肥的利和弊 利①化肥對提高農作物的產量具有重要作用 ②化肥中的營養元素含量較高 ③化肥大多數易溶于水，施入土壤后能很快被作物吸收，肥效快而顯著弊①造成土壤的污染 ②造成水源的污染 ③造成大氣環境的污染
（2）農藥的利和弊 利農藥是農業生產中與病蟲、雜草等有害物質作斗爭的有力武器。化學農藥對農業的高產豐收起著重要作用弊農藥本身就是有毒物質，使用不當會帶來對自然環境的污染和人體健康的危害
2.合理施用化肥和農藥 （1）合理施用化肥 化肥的施用，以盡量少的投入，盡量小的對環境的影響來保持盡量高的農產品產量及保障食品品質，是我國農業持續發展的主要內容。 （2）合理施用農藥 在施用農藥時，要根據有害生物的發生、發展規律，對癥下藥、適時用藥，并按照規定的施用量、深度、次數合理混用農藥和交替施用不同類型的農藥，以便充分發揮不同農藥的特性，以最少量的農藥獲得最高的防治效果；同時又延緩或防止抗藥性的產生，從而減輕農藥對農產品和環境的污染。 知識點三 化肥的簡易鑒別 1.利用物理性質區分常見的化肥 化肥種類氮肥磷肥鉀肥碳酸氫銨氯化銨磷礦粉過磷酸鈣硫酸鈣氯化鉀外觀白色晶體白色晶體灰白色粉末灰白色粉末白色晶體白色晶體氣味有刺激性氣味無氣味無氣味有酸味無氣體無氣體溶解性溶于水溶于水溶于水溶于水，但有殘渣溶于水溶于水
2.利用化學方法鑒別常見的化肥 [實驗目的]探究氮肥、鉀肥與熟石灰的反應。 [實驗操作]各取少量化肥，并加入少量熟石灰，混合，研磨。 [實驗現象] 化肥種類氮肥鉀肥硫酸銨氯化銨硫酸鉀氯化鉀加熟石灰粉末研磨有刺激性氣味有刺激性氣味無氣味無氣味
[實驗結論]銨態氮肥能與堿（如氫氧化鈣）反應放出氨氣。 3.銨根離子（N）的檢驗 （1）檢驗原理：銨鹽能與堿反應，放出氨氣，氨氣能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍，據此可以檢驗銨態氮肥。例如：2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3↑+2H2O （2）操作方法：取待檢樣品與熟石灰混合研磨（或加入氫氧化鈉溶液加熱），放出具有刺激性氣味的氣體，用濕潤的紅色石蕊試紙檢驗放出的氣體，如果濕潤的紅色石蕊試紙變藍，證明待檢樣品中有銨根離子存在，否則不含銨根離子。 【注意】 銨態氮肥（如NH4Cl等）不能與堿性物質[如熟石灰、草木灰（主要成分為K2CO3）等]混合施用，否則二者反應產生NH3，NH3逸出會降低肥效。
4.氮肥的簡易鑒別 （1）氮肥中的氨水呈液態，碳酸氫銨有強烈的刺激性氣味，據此可直接將它們與其他銨肥相區別。 （2）其他常見氮肥（硫酸銨、氯化銨、硝酸銨和尿素）可按下列步驟（如下所示）鑒別： 【拓展】 Cl-和S的檢驗方法 （1）Cl-的檢驗：取少量待檢溶液滴入少量稀硝酸，無明顯現象，再滴入AgNO3溶液，如果有不溶于稀硝酸的白色沉淀產生，證明溶液中含Cl-。 （2）S的檢驗：取少量待檢溶液滴入少量稀硝酸，無明顯現象，再滴入Ba(NO3)2溶液，如果有不溶于稀硝酸的白色沉淀產生，證明溶液中含S。 （3）AgCl和BaSO4是不溶于稀硝酸的白色沉淀，Ag2CO3和BaCO3也是白色沉淀，但能溶于稀硝酸，所以在檢測某溶液中是否含有Cl-（或S）時，要滴入少量稀硝酸，滴入稀硝酸的目的是排除碳酸根等離子的干擾。 （4）鑒別Cl-和S，只能用Ba(NO3)2溶液，不能用AgNO3溶液，因為Ag2SO4微溶于水，會對鑒別產生干擾。
【易誤易混總結】 【易誤點一】不能正確理解實際含氮量與理論含氮量。 [易誤點辨析]根據化學式計算出的含氮量是純凈物中氮元素的質量分數，而實際含氮量是實際產品中氮元素的質量分數，由于實際產品屬于不純的物質，所以實際含氮量往往比理論含氮量要低。由于兩者之間有區別，所以在計算中必須明確兩者的不同含義。 【易誤點二】對復合肥概念理解不透。 [易誤點辨析]對復合肥容易造成誤解，所謂復合肥是指含有氮、磷、鉀中的兩種或三種營養元素的化肥。 【易誤點三】銨鹽與堿反應的化學方程式的書寫和配平易出錯。 [易誤點辨析]銨鹽與堿之間發生的反應屬于復分解反應，由兩種反應物互相交換成分可以寫出生成物，并且注意配平。例如硫酸銨與氫氧化鈉溶液加熱時的反應寫為(NH4)2SO4+2NaOH2NH3·H2O+Na2SO4是錯誤的。溶液中NH3·H2O加熱時容易轉化為NH3和H2O，因此化學方程式應寫為(NH4)2SO4+2NaOH2NH3↑+2H2O+Na2SO4。 【易誤點四】施用化肥存在的誤區 [易誤點辨析]（1）銨態氮肥不能與堿性物質混合施用，尿素不是銨態氮肥，可以與堿性物質混合施用。 （2）草木灰主要成分為碳酸鉀，是一種鉀肥，其水溶液呈堿性，所以草木灰不能與銨態氮肥混合施用。 第十二單元 化學與生活 課題1 人類重要的營養物質 知識點一 六大基本營養素 從營養的角度看，食物中的基本成分主要有蛋白質、糖類、油脂、維生素、無機鹽和水，它們通常被稱為六大基本營養素。其中蛋白質、糖類、油脂、維生素屬于有機營養素。我們平時飲食要全面，應均衡攝取六大營養素。 知識點二 蛋白質 1.蛋白質的作用 蛋白質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。 2.蛋白質的存在 動物肌肉、皮膚、毛發、蹄、角以及蛋清等的主要成分都是蛋白質，許多植物（如大豆、花生）的種子里也含有豐富的蛋白質。 3.蛋白質的攝入 蛋白質是重要的營養物質，成人每天需攝取60～70g，處于生長發育期的青少年需要量更大。如果蛋白質攝入足不足，會使人體出現生長發育遲緩、體重減輕、貧血等癥狀。因此人類要從肉類、牛奶、蛋、大豆制品、魚等食品中獲得蛋白質。 4.蛋白質的組成與構成 （1）蛋白質的元素組成：主要含有C、H、O、N元素。 （2）蛋白質的構成：蛋白質是由多種氨基酸（如丙氨酸、甘氨酸等）構成的極為復雜的化合物，相對分子質量從幾萬到幾百萬，是有機高分子化合物。 5.蛋白質在人體內代謝的途徑 食物蛋白質氨基酸— 6.兩種重要的蛋白質 （1）血紅蛋白 構成由蛋白質和血紅素構成功能在吸入氧氣和呼出二氧化碳的過程中起著載體的作用工作原理血紅蛋白中血紅素的亞鐵離子與氧結合成為氧合血紅蛋白，隨血液流到機體的各個組織器官，放出氧氣，供體內氧化用；同時血紅蛋白結合血液中的二氧化碳，攜帶到肺部呼出煤氣中毒血紅蛋白與一氧化碳的結合能力大約是氧氣的200～300g倍，一旦與一氧化碳結合就不容易分離，因此結合了一氧化碳的血紅蛋白就不能與氧氣結合，從而造成人體缺氧窒息死亡
（2）酶 作用是一種生物催化劑，能催化生物體內的反應催化特點專一性一種酶只能催化一種或一類反應條件溫和在體溫和接近中性的條件下進行高效性催化效率遠高于普通無機催化劑
7.蛋白質的變性 （1）蛋白質的變性 蛋白質受某些物理因素（如高溫、紫外線、超聲波等）和化學因素[如酸、堿、重金屬鹽、某些有機物（如酒精、甲醛等）]的作用，其破壞被破壞，從而失去生理活性，這種變化稱為蛋白質的變性。例如，甲醛會與蛋白質發生反應，破壞蛋白質的結構，使其變性。 （2）蛋白質變性的利用 ①利用甲醛可使蛋白質變性的性質，可用甲醛水溶液（福爾馬林）浸泡動物標本，使標本能長期保存。 ②牛奶、豆漿及雞蛋清中含有豐富的蛋白質，是平時人們攝取蛋白質的重要食物。當誤食重金屬鹽（主要指Ba2+、Cu2+等）導致蛋白質變性而使人中毒時，可用服用大量的上述物質來補充蛋白質，從而達到解

展開更多......

收起↑