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第一章 從實驗學化學
一、常見物質的分離、提純和鑒別
1．常用的物理方法——根據物質的物理性質上差異來分離。
混合物的物理分離方法
方法
適用范圍
主要儀器
注意點
實例
固+液
蒸發
易溶固體與液體分開
酒精燈、蒸發皿、玻璃棒
①不斷攪拌；②最后用余熱加熱；③液體不超過容積2/3
NaCl（H2O）
固+固
結晶
溶解度差別大的溶質分開
NaCl（NaNO3）
升華
能升華固體與不升華物分開
酒精燈
I2（NaCl）
固+液
過濾
易溶物與難溶物分開
漏斗、燒杯
①一角、二低、三碰；②沉淀要洗滌；③定量實驗要“無損”
NaCl（CaCO3）
液+液
萃取
溶質在互不相溶的溶劑里，溶解度的不同，把溶質分離出來
分液漏斗
①先查漏；②對萃取劑的要求；③使漏斗內外大氣相通;④上層液體從上口倒出
從溴水中提取Br2
分液
分離互不相溶液體
分液漏斗
乙酸乙酯與飽和Na2CO3溶液
蒸餾
分離沸點不同混合溶液
蒸餾燒瓶、冷凝管、溫度計、牛角管
①溫度計水銀球位于支管處；②冷凝水從下口通入；③加碎瓷片
乙醇和水、I2和CCl4
滲析
分離膠體與混在其中的分子、離子
半透膜
更換蒸餾水
淀粉與NaCl
鹽析
加入某些鹽，使溶質的溶解度降低而析出
燒杯
用固體鹽或濃溶液
蛋白質溶液、硬脂酸鈉和甘油
氣+氣
洗氣
易溶氣與難溶氣分開
洗氣瓶
長進短出
CO2（HCl）
液化
沸點不同氣分開
U形管
常用冰水
NO2（N2O4）
i、蒸發和結晶 蒸發是將溶液濃縮、溶劑氣化或溶質以晶體析出的方法。結晶是溶質從溶液中析出晶體的過程，可以用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物。結晶的原理是根據混合物中各成分在某種溶劑里的溶解度的不同，通過蒸發減少溶劑或降低溫度使溶解度變小，從而使晶體析出。加熱蒸發皿使溶液蒸發時、要用玻璃棒不斷攪動溶液，防止由于局部溫度過高，造成液滴飛濺。當蒸發皿中出現較多的固體時，即停止加熱，例如用結晶的方法分離NaCl和KNO3混合物。
ii、蒸餾 蒸餾是提純或分離沸點不同的液體混合物的方法。用蒸餾原理進行多種混合液體的分離，叫分餾。
操作時要注意：
①在蒸餾燒瓶中放少量碎瓷片，防止液體暴沸。
②溫度計水銀球的位置應與支管底口下緣位于同一水平線上。
③蒸餾燒瓶中所盛放液體不能超過其容積的2/3，也不能少于l/3。
④冷凝管中冷卻水從下口進，從上口出。
⑤加熱溫度不能超過混合物中沸點最高物質的沸點，例如用分餾的方法進行石油的分餾。
iii、分液和萃取 分液是把兩種互不相溶、密度也不相同的液體分離開的方法。萃取是利用溶質在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法。選擇的萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶；對溶質的溶解度要遠大于原溶劑，并且溶劑易揮發。
在萃取過程中要注意：
①將要萃取的溶液和萃取溶劑依次從上口倒入分液漏斗，其量不能超過漏斗容積的2/3，塞好塞子進行振蕩。
②振蕩時右手捏住漏斗上口的頸部，并用食指根部壓緊塞子，以左手握住旋塞，同時用手指控制活塞，將漏斗倒轉過來用力振蕩。
③然后將分液漏斗靜置，待液體分層后進行分液，分液時下層液體從漏斗口放出，上層液體從上口倒出。例如用四氯化碳萃取溴水里的溴。
iv、升華 升華是指固態物質吸熱后不經過液態直接變成氣態的過程。利用某些物質具有升華的特性，將這種物質和其它受熱不升華的物質分離開來，例如加熱使碘升華，來分離I2和SiO2的混合物。
2、化學方法分離和提純物質
對物質的分離可一般先用化學方法對物質進行處理，然后再根據混合物的特點用恰當的分離方法（見化學基本操作）進行分離。
用化學方法分離和提純物質時要注意：
①最好不引入新的雜質；
②不能損耗或減少被提純物質的質量
③實驗操作要簡便，不能繁雜。用化學方法除去溶液中的雜質時，要使被分離的物質或離子盡可能除凈，需要加入過量的分離試劑，在多步分離過程中，后加的試劑應能夠把前面所加入的無關物質或離子除去。
對于無機物溶液常用下列方法進行分離和提純：
（1）生成沉淀法 （2）生成氣體法 （3）氧化還原法 （4）正鹽和與酸式鹽相互轉化法 （5）利用物質的兩性除去雜質 （6）離子交換法
常見物質除雜方法
序號
原物
所含雜質
除雜質試劑
主要操作方法
1
N2
O2
灼熱的銅絲網
用固體轉化氣體
2
CO2
H2S
CuSO4溶液
洗氣
3
CO
CO2
NaOH溶液
洗氣
4
CO2
CO
灼熱CuO
用固體轉化氣體
5
CO2
HCI
飽和的NaHCO3
洗氣
6
H2S
HCI
飽和的NaHS
洗氣
7
SO2
HCI
飽和的NaHSO3
洗氣
8
CI2
HCI
飽和的食鹽水
洗氣
9
CO2
SO2
飽和的NaHCO3
洗氣
10
炭粉
MnO2
濃鹽酸（需加熱）
過濾
11
MnO2
C
--------
加熱灼燒
12
炭粉
CuO
稀酸（如稀鹽酸）
過濾
13
AI2O3
Fe2O3
NaOH(過量)，CO2
過濾
14
Fe2O3
AI2O3
NaOH溶液
過濾
15
AI2O3
SiO2
鹽酸`氨水
過濾
16
SiO2
ZnO
HCI溶液
過濾，
17
BaSO4
BaCO3
HCI或稀H2SO4
過濾
18
NaHCO3溶液
Na2CO3
CO2
加酸轉化法
19
NaCI溶液
NaHCO3
HCI
加酸轉化法
20
FeCI3溶液
FeCI2
CI2
加氧化劑轉化法
21
FeCI3溶液
CuCI2
Fe 、CI2
過濾
22
FeCI2溶液
FeCI3
Fe
加還原劑轉化法
23
CuO
Fe
(磁鐵)
吸附
24
Fe(OH)3膠體
FeCI3
蒸餾水
滲析
25
CuS
FeS
稀鹽酸
過濾
26
I2晶體
NaCI
--------
加熱升華
27
NaCI晶體
NH4CL
--------
加熱分解
28
KNO3晶體
NaCI
蒸餾水
重結晶.
3、物質的鑒別
物質的檢驗通常有鑒定、鑒別和推斷三類，它們的共同點是：依據物質的特殊性質和特征反應，選擇適當的試劑和方法，準確觀察反應中的明顯現象，如顏色的變化、沉淀的生成和溶解、氣體的產生和氣味、火焰的顏色等，進行判斷、推理。
檢驗類型
鑒別
利用不同物質的性質差異，通過實驗，將它們區別開來。
鑒定
根據物質的特性，通過實驗，檢驗出該物質的成分，確定它是否是這種物質。
推斷
根據已知實驗及現象，分析判斷，確定被檢的是什么物質，并指出可能存在什么，不可能存在什么。
檢驗方法
①
若是固體，一般應先用蒸餾水溶解
②
若同時檢驗多種物質，應將試管編號
③
要取少量溶液放在試管中進行實驗，絕不能在原試劑瓶中進行檢驗
④
敘述順序應是：實驗（操作）→現象→結論→原理（寫方程式）
① 常見氣體的檢驗
常見氣體
檢驗方法
氫氣
純凈的氫氣在空氣中燃燒呈淡藍色火焰，混合空氣點燃有爆鳴聲，生成物只有水。不是只有氫氣才產生爆鳴聲；可點燃的氣體不一定是氫氣
氧氣
可使帶火星的木條復燃
氯氣
黃綠色，能使濕潤的碘化鉀淀粉試紙變藍（O3、NO2也能使濕潤的碘化鉀淀粉試紙變藍）
氯化氫
無色有刺激性氣味的氣體。在潮濕的空氣中形成白霧，能使濕潤的藍色石藍試紙變紅；用蘸有濃氨水的玻璃棒靠近時冒白煙；將氣體通入AgNO3溶液時有白色沉淀生成。
二氧化硫
無色有刺激性氣味的氣體。能使品紅溶液褪色，加熱后又顯紅色。能使酸性高錳酸鉀溶液褪色。
硫化氫
無色有具雞蛋氣味的氣體。能使Pb(NO3)2或CuSO4溶液產生黑色沉淀，或使濕潤的醋酸鉛試紙變黑。
氨氣
無色有刺激性氣味，能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍，用蘸有濃鹽酸的玻璃棒靠近時能生成白煙。
二氧化氮
紅棕色氣體，通入水中生成無色的溶液并產生無色氣體，水溶液顯酸性。
一氧化氮
無色氣體，在空氣中立即變成紅棕色
二氧化碳
能使澄清石灰水變渾濁；能使燃著的木條熄滅。SO2氣體也能使澄清的石灰水變混濁，N2等氣體也能使燃著的木條熄滅。
一氧化碳
可燃燒，火焰呈淡藍色，燃燒后只生成CO2；能使灼熱的CuO由黑色變成紅色。
② 幾種重要陽離子的檢驗
（l）H+ 能使紫色石蕊試液或橙色的甲基橙試液變為紅色。
（2）Na+、K+ 用焰色反應來檢驗時，它們的火焰分別呈黃色、淺紫色（通過鈷玻片）。
（3）Ba2+ 能使稀硫酸或可溶性硫酸鹽溶液產生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。
（4）Mg2+ 能與NaOH溶液反應生成白色Mg(OH)2沉淀，該沉淀能溶于NH4Cl溶液。
（5）Al3+ 能與適量的NaOH溶液反應生成白色Al(OH)3絮狀沉淀，該沉淀能溶于鹽酸或過量的NaOH溶液。
（6）Ag+ 能與稀鹽酸或可溶性鹽酸鹽反應，生成白色AgCl沉淀，不溶于稀 HNO3，但溶于氨水，生成［Ag(NH3)2］+。
（7）NH4+ 銨鹽（或濃溶液）與NaOH濃溶液反應，并加熱，放出使濕潤的紅色石藍試紙變藍的有刺激性氣味NH3氣體。
（8）Fe2+ 能與少量NaOH溶液反應，先生成白色Fe(OH)2沉淀，迅速變成灰綠色，最后變成紅褐色Fe(OH)3沉淀?；蛳騺嗚F鹽的溶液里加入KSCN溶液，不顯紅色，加入少量新制的氯水后，立即顯紅色。2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl－
（9） Fe3+ 能與 KSCN溶液反應，變成血紅色 Fe(SCN)3溶液，能與 NaOH溶液反應，生成紅褐色Fe(OH)3沉淀。
（10）Cu2+ 藍色水溶液（濃的CuCl2溶液顯綠色），能與NaOH溶液反應，生成藍色的Cu(OH)2沉淀，加熱后可轉變為黑色的 CuO沉淀。含Cu2+溶液能與Fe、Zn片等反應，在金屬片上有紅色的銅生成。
③ 幾種重要的陰離子的檢驗
（1）OH－ 能使無色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示劑分別變為紅色、藍色、黃色。
（2）Cl－ 能與硝酸銀反應，生成白色的AgCl沉淀，沉淀不溶于稀硝酸，能溶于氨水，生成[Ag(NH3)2]+。
（3）Br－ 能與硝酸銀反應，生成淡黃色AgBr沉淀，不溶于稀硝酸。
（4）I－ 能與硝酸銀反應，生成黃色AgI沉淀，不溶于稀硝酸；也能與氯水反應，生成I2，使淀粉溶液變藍。
（5）SO42－ 能與含Ba2+溶液反應，生成白色BaSO4沉淀，不溶于硝酸。
（6）SO32－ 濃溶液能與強酸反應，產生無色有刺激性氣味的SO2氣體，該氣體能使品紅溶液褪色。能與BaCl2溶液反應，生成白色BaSO3沉淀，該沉淀溶于鹽酸，生成無色有刺激性氣味的SO2氣體。
（7）S2－ 能與Pb(NO3)2溶液反應，生成黑色的PbS沉淀。
（8）CO32－ 能與BaCl2溶液反應，生成白色的BaCO3沉淀，該沉淀溶于硝酸（或鹽酸），生成無色無味、能使澄清石灰水變渾濁的CO2氣體。
（9）HCO3－ 取含HCO3－鹽溶液煮沸，放出無色無味CO2氣體，氣體能使澄清石灰水變渾濁或向HCO3－鹽酸溶液里加入稀MgSO4溶液，無現象，加熱煮沸，有白色沉淀 MgCO3生成，同時放出 CO2氣體。
（10）PO43－ 含磷酸根的中性溶液，能與AgNO3反應，生成黃色Ag3PO4沉淀，該沉淀溶于硝酸。
（11）NO3－ 濃溶液或晶體中加入銅片、濃硫酸加熱，放出紅棕色氣體。
二、常見事故的處理
事故
處理方法
酒精及其它易燃有機物小面積失火
立即用濕布撲蓋
鈉、磷等失火
迅速用砂覆蓋
少量酸（或堿）滴到桌上
立即用濕布擦凈，再用水沖洗
較多量酸（或堿）流到桌上
立即用適量NaHCO3溶液（或稀HAC）作用，后用水沖洗
酸沾到皮膚或衣物上
先用抹布擦試，后用水沖洗，再用NaHCO3稀溶液沖洗
堿液沾到皮膚上
先用較多水沖洗，再用硼酸溶液洗
酸、堿濺在眼中
立即用水反復沖洗，并不斷眨眼
苯酚沾到皮膚上
用酒精擦洗后用水沖洗
白磷沾到皮膚上
用CuSO4溶液洗傷口，后用稀KMnO4溶液濕敷
溴滴到皮膚上
應立即擦去，再用稀酒精等無毒有機溶濟洗去，后涂硼酸、凡士林
誤食重金屬鹽
應立即口服蛋清或生牛奶
汞滴落在桌上或地上
應立即撒上硫粉
三、化學計量
①物質的量
定義：表示一定數目微粒的集合體 符號n 單位 摩爾 符號 mol
阿伏加德羅常數：0.012kgC-12中所含有的碳原子數。用NA表示。 約為6.02x1023
微粒與物質的量
公式：n=
②摩爾質量：單位物質的量的物質所具有的質量 用M表示 單位：g/mol 數值上等于該物質的分子量
質量與物質的量
公式：n=
③物質的體積決定：①微粒的數目②微粒的大小③微粒間的距離
微粒的數目一定 固體液體主要決定②微粒的大小
氣體主要決定③微粒間的距離
體積與物質的量
公式：n=
標準狀況下 ，1mol任何氣體的體積都約為22.4L
④阿伏加德羅定律：同溫同壓下， 相同體積的任何氣體都含有相同的分子數
⑤物質的量濃度：單位體積溶液中所含溶質B的物質的量。符號CB 單位：mol/l
公式：CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB
溶液稀釋規律 C（濃）×V（濃）=C（稀）×V（?。?
⑥ 溶液的配置
（l）配制溶質質量分數一定的溶液
計算：算出所需溶質和水的質量。把水的質量換算成體積。如溶質是液體時，要算出液體的體積。
稱量：用天平稱取固體溶質的質量；用量簡量取所需液體、水的體積。
溶解：將固體或液體溶質倒入燒杯里,加入所需的水,用玻璃棒攪拌使溶質完全溶解.
（2）配制一定物質的量濃度的溶液 （配制前要檢查容量瓶是否漏水）

計算：算出固體溶質的質量或液體溶質的體積。
稱量：用托盤天平稱取固體溶質質量，用量簡量取所需液體溶質的體積。
溶解：將固體或液體溶質倒入燒杯中，加入適量的蒸餾水（約為所配溶液體積的1/6），用玻璃棒攪拌使之溶解，冷卻到室溫后，將溶液引流注入容量瓶里。
洗滌（轉移）：用適量蒸餾水將燒杯及玻璃棒洗滌2－3次，將洗滌液注入容量瓶。振蕩，使溶液混合均勻。
定容：繼續往容量瓶中小心地加水，直到液面接近刻度2－3mm處，改用膠頭滴管加水，使溶液凹面恰好與刻度相切。把容量瓶蓋緊，再振蕩搖勻。
5、過濾 過濾是除去溶液里混有不溶于溶劑的雜質的方法。
過濾時應注意：①一貼：將濾紙折疊好放入漏斗，加少量蒸餾水潤濕，使濾紙緊貼漏斗內壁。
②二低：濾紙邊緣應略低于漏斗邊緣，加入漏斗中液體的液面應略低于濾紙的邊緣。
③三靠：向漏斗中傾倒液體時，燒杯的夾嘴應與玻璃棒接觸；玻璃棒的底端應和過濾器有三層濾紙處輕輕接觸；漏斗頸的末端應與接受器的內壁相接觸，例如用過濾法除去粗食鹽中少量的泥沙。

 第二章 化學物質及其變化
一、物質的分類 金屬：Na、Mg、Al
單質
非金屬：S、O、N
酸性氧化物：SO3、SO2、P2O5等
氧化物 堿性氧化物：Na2O、CaO、Fe2O3
氧化物：Al2O3等
純 鹽氧化物：CO、NO等
凈 含氧酸：HNO3、H2SO4等
物 按酸根分
無氧酸：HCl
強酸：HNO3、H2SO4 、HCl
酸 按強弱分
弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH
化 一元酸：HCl、HNO3
合 按電離出的H+數分 二元酸：H2SO4、H2SO3
物 多元酸：H3PO4
強堿：NaOH、Ba(OH)2
物 按強弱分
質 弱堿：NH3·H2O、Fe(OH)3
堿
一元堿：NaOH、
按電離出的HO-數分 二元堿：Ba(OH)2
多元堿：Fe(OH)3
正鹽：Na2CO3
鹽 酸式鹽：NaHCO3
堿式鹽：Cu2(OH)2CO3
溶液：NaCl溶液、稀H2SO4等
混 懸濁液：泥水混合物等
合 乳濁液：油水混合物
物 膠體：Fe(OH)3膠體、淀粉溶液、煙、霧、有色玻璃等
二、分散系相關概念
1. 分散系：一種物質（或幾種物質）以粒子形式分散到另一種物質里所形成的混合物，統稱為分散系。
2. 分散質：分散系中分散成粒子的物質。
3. 分散劑：分散質分散在其中的物質。
4、分散系的分類：當分散劑是水或其他液體時，如果按照分散質粒子的大小來分類，可以把分散系分為：溶液、膠體和濁液。分散質粒子直徑小于1nm的分散系叫溶液，在1nm－100nm之間的分散系稱為膠體，而分散質粒子直徑大于100nm的分散系叫做濁液。
下面比較幾種分散系的不同：
分散系
溶　　液
膠　　體
濁　　液
分散質的直徑
＜1nm（粒子直徑小于10-9m）
1nm－100nm（粒子直徑在10-9 ~ 10-7m）
＞100nm（粒子直徑大于10-7m）
分散質粒子
單個小分子或離子
許多小分子集合體或高分子
巨大數目的分子集合體
實例
溶液酒精、氯化鈉等
淀粉膠體、氫氧化鐵膠體等
石灰乳、油水等
性
質
外觀
均一、透明
均一、透明
不均一、不透明
穩定性
穩定
較穩定
不穩定
能否透過濾紙
能
能
不能
能否透過半透膜
能
不能
不能
鑒別
無丁達爾效應
有丁達爾效應
靜置分層
注意：三種分散系的本質區別：分散質粒子的大小不同。
三、膠體
1、膠體的定義：分散質粒子直徑大小在10-9~10-7m之間的分散系。
2、膠體的分類：
①. 根據分散質微粒組成的狀況分類：
如：膠體膠粒是由許多等小分子聚集一起形成的微粒，其直徑在1nm～100nm之間，這樣的膠體叫粒子膠體。 又如：淀粉屬高分子化合物，其單個分子的直徑在1nm～100nm范圍之內，這樣的膠體叫分子膠體。
②. 根據分散劑的狀態劃分：
如：煙、云、霧等的分散劑為氣體，這樣的膠體叫做氣溶膠；AgI溶膠、溶膠、溶膠，其分散劑為水，分散劑為液體的膠體叫做液溶膠；有色玻璃、煙水晶均以固體為分散劑，這樣的膠體叫做固溶膠。
3、膠體的制備
A. 物理方法
① 機械法：利用機械磨碎法將固體顆粒直接磨成膠粒的大小
② 溶解法：利用高分子化合物分散在合適的溶劑中形成膠體，如蛋白質溶于水，淀粉溶于水、聚乙烯熔于某有機溶劑等。
B. 化學方法
① 水解促進法：FeCl3+3H2O（沸）= （膠體）+3HCl
② 復分解反應法：KI+AgNO3=AgI（膠體）+KNO3　　 Na2SiO3+2HCl=H2SiO3（膠體）+2NaCl
思考：若上述兩種反應物的量均為大量，則可觀察到什么現象？如何表達對應的兩個反應方程式？
提示：KI+AgNO3=AgI↓+KNO3（黃色↓）　　　Na2SiO3+2HCl=H2SiO3↓+2NaCl（白色↓）
4、膠體的性質：
① 丁達爾效應——丁達爾效應是粒子對光散射作用的結果，是一種物理現象。丁達爾現象產生的原因，是因為膠體微粒直徑大小恰當，當光照射膠粒上時，膠粒將光從各個方面全部反射，膠粒即成一小光源（這一現象叫光的散射），故可明顯地看到由無數小光源形成的光亮“通路”。當光照在比較大或小的顆粒或微粒上則無此現象，只發生反射或將光全部吸收的現象，而以溶液和濁液無丁達爾現象，所以丁達爾效應常用于鑒別膠體和其他分散系。
② 布朗運動——在膠體中，由于膠粒在各個方向所受的力不能相互平衡而產生的無規則的運動，稱為布朗運動。是膠體穩定的原因之一。
③ 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）作定向移動的現象。膠體具有穩定性的重要原因是同一種膠粒帶有同種電荷，相互排斥，另外，膠粒在分散力作用下作不停的無規則運動，使其受重力的影響有較大減弱，兩者都使其不易聚集，從而使膠體較穩定。
說明：A、電泳現象表明膠粒帶電荷，但膠體都是電中性的。膠粒帶電的原因：膠體中單個膠粒的體積小，因而膠體中膠粒的表面積大，因而具備吸附能力。有的膠體中的膠粒吸附溶液中的陽離子而帶正電；有的則吸附陰離子而帶負電膠體的提純，可采用滲析法來提純膠體。使分子或離子通過半透膜從膠體里分離出去的操作方法叫滲析法。其原理是膠體粒子不能透過半透膜，而分子和離子可以透過半透膜。但膠體粒子可以透過濾紙，故不能用濾紙提純膠體。
B、在此要熟悉常見膠體的膠粒所帶電性，便于判斷和分析一些實際問題。
帶正電的膠粒膠體：金屬氫氧化物如、膠體、金屬氧化物。
帶負電的膠粒膠體：非金屬氧化物、金屬硫化物As2S3膠體、硅酸膠體、土壤膠體
特殊：AgI膠粒隨著AgNO3和KI相對量不同，而可帶正電或負電。若KI過量，則AgI膠粒吸附較多I－而帶負電；若AgNO3過量，則因吸附較多Ag+而帶正電。當然，膠體中膠粒帶電的電荷種類可能與其他因素有關。
C、同種膠體的膠粒帶相同的電荷。
D、固溶膠不發生電泳現象。凡是膠粒帶電荷的液溶膠，通常都可發生電泳現象。氣溶膠在高壓電的條件也能發生電泳現象。
膠體根據分散質微粒組成可分為粒子膠體（如膠體，AgI膠體等）和分子膠體[如淀粉溶液，蛋白質溶液（習慣仍稱其溶液，其實分散質微粒直徑已達膠體范圍），只有粒子膠體的膠粒帶電荷，故可產生電泳現象。整個膠體仍呈電中性，所以在外電場作用下作定向移動的是膠粒而非膠體。
④聚沉——膠體分散系中，分散系微粒相互聚集而下沉的現象稱為膠體的聚沉。能促使溶膠聚沉的外因有加電解質（酸、堿及鹽）、加熱、溶膠濃度增大、加膠粒帶相反電荷的膠體等。有時膠體在凝聚時，會連同分散劑一道凝結成凍狀物質，這種凍狀物質叫凝膠。
膠體穩定存在的原因：（1）膠粒小，可被溶劑分子沖擊不停地運動，不易下沉或上?。?）膠粒帶同性電荷，同性排斥，不易聚大，因而不下沉或上浮
膠體凝聚的方法：
（1）加入電解質：電解質電離出的陰、陽離子與膠粒所帶的電荷發生電性中和，使膠粒間的排斥力下降，膠粒相互結合，導致顆粒直徑＞10－7m，從而沉降。
能力：離子電荷數，離子半徑
陽離子使帶負電荷膠粒的膠體凝聚的能力順序為：Al3+＞Fe3+＞H+＞Mg2+＞Na+
陰離子使帶正電荷膠粒的膠體凝聚的能力順序為：SO42－＞NO3－＞Cl－
（2）加入帶異性電荷膠粒的膠體：（3）加熱、光照或射線等：加熱可加快膠粒運動速率，增大膠粒之間的碰撞機會。如蛋白質溶液加熱，較長時間光照都可使其凝聚甚至變性。
5、膠體的應用
膠體的知識在生活、生產和科研等方面有著重要用途，如常見的有：
① 鹽鹵點豆腐：將鹽鹵（）或石膏（）溶液加入豆漿中，使豆腐中的蛋白質和水等物質一起凝聚形成凝膠。
② 肥皂的制取分離 ③ 明礬、溶液凈水④ FeCl3溶液用于傷口止血 ⑤ 江河入?？谛纬傻纳持蔻?水泥硬化 ⑦冶金廠大量煙塵用高壓電除去⑧ 土壤膠體中離子的吸附和交換過程，保肥作用
⑨ 硅膠的制備：
含水4%的叫硅膠
⑩ 用同一鋼筆灌不同牌號墨水易發生堵塞
6、膠體的提純凈化
利用滲析的方法，將膠體中的雜質離子或小分子除去。
① 實驗步驟
（1）把10mL淀粉膠體和5mLNaCl溶液的混合液體，加入用半透膜制成的袋內，將此袋浸入蒸餾水中（如圖）（半透膜可用雞蛋殼膜、牛皮紙、膠棉薄膜、玻璃紙等制成，它有非常細小的孔，只能允許較小的離子、分子透過）。
（2）2min后，用兩支試管各取燒杯中的液體5mL，向其中一支試管里滴加少量AgNO3溶液，向另一支試管里滴加少量碘水，觀察現象。
② 實驗現象：可以看到在加入AgNO3溶液的試管里出現了白色沉淀；在加入碘水的試管里并沒有發生變化。
③ 實驗結論：Cl－能透過半透膜，從半透膜袋中擴散到了蒸餾水中，淀粉不能透過半透膜，沒有擴散到蒸餾水中。膠體分散質的粒子比溶液分散質的粒子大。
④注意事項：半透膜袋要經檢驗未破損，否則，淀粉粒子也會進入蒸餾水。不能用自來水代替蒸餾水，否則，實驗結論不可靠。一般要在2min以后再作Cl－的檢驗，否則，Cl－出來的太少，現象不明顯。
四、離子反應
1、電離 ( ionization )
電離：電解質溶于水或受熱熔化時解離成自由離子的過程。
酸、堿、鹽的水溶液可以導電，說明他們可以電離出自由移動的離子。不僅如此，酸、堿、鹽等在熔融狀態下也能電離而導電，于是我們依據這個性質把能夠在水溶液里或熔融狀態下能導電的化合物統稱為電解質。
2、電離方程式
H2SO4 = 2H+ + SO42- HCl = H+ + Cl- HNO3 = H+ + NO3-
硫酸在水中電離生成了兩個氫離子和一個硫酸根離子。鹽酸，電離出一個氫離子和一個氯離子。硝酸則電離出一個氫離子和一個硝酸根離子。電離時生成的陽離子全部都是氫離子的化合物我們就稱之為酸。從電離的角度，我們可以對酸的本質有一個新的認識。那堿還有鹽又應怎么來定義呢？
電離時生成的陰離子全部都是氫氧根離子的化合物叫做堿。
電離時生成的金屬陽離子（或NH4+）和酸根陰離子的化合物叫做鹽。
書寫下列物質的電離方程式：KCl、Na2SO4、AgNO3、BaCl2、NaHSO4、NaHCO3
KCl == K＋ + Cl― Na2SO4 == 2 Na＋ +SO42―
AgNO3 ==Ag＋ + NO3― BaCl2 == Ba2＋ + 2Cl―
NaHSO4 == Na＋ + H＋ +SO42― NaHCO3 == Na＋ + HCO3―
這里大家要特別注意，碳酸是一種弱酸，弱酸的酸式鹽如碳酸氫鈉在水溶液中主要是電離出鈉離子還有碳酸氫根離子；而硫酸是強酸，其酸式鹽就在水中則完全電離出鈉離子，氫離子還有硫酸根離子。
［小結］注意：
1、 HCO3-、OH-、SO42-等原子團不能拆開
2、HSO4―在水溶液中拆開寫，在熔融狀態下不拆開寫。
3、電解質與非電解質
①電解質：在水溶液里或熔化狀態下能夠導電的化合物，如酸、堿、鹽等。
②非電解質：在水溶液里和熔融狀態下都不導電的化合物，如蔗糖、酒精等。
小結
（1）、能夠導電的物質不一定全是電解質。
（2）、電解質必須在水溶液里或熔化狀態下才能有自由移動的離子。
（3）、電解質和非電解質都是化合物，單質既不是電解也不是非電解質。
（4）、溶于水或熔化狀態；注意：“或”字
（5）、溶于水和熔化狀態兩各條件只需滿足其中之一，溶于水不是指和水反應；
（6）、化合物，電解質和非電解質，對于不是化合物的物質既不是電解質也不是非電解質。
4、電解質與電解質溶液的區別：
電解質是純凈物，電解質溶液是混合物。無論電解質還是非電解質的導電都是指本身，而不是說只要在水溶液或者是熔化能導電就是電解質。
注意事項：
① 電解質和非電解質是對化合物的分類，單質既不是電解質也不是非電解質。電解質應是化合物（屬于純凈物）。而Cu則是單質（能導電的物質不一定是電解質，如石墨或金屬），K2SO4與NaCl溶液都是混合物。
② 電解質應是一定條件下本身電離而導電的化合物。有些化合物的水溶液能導電，但溶液中離子不是它本身電離出來的，而是與水反應后生成的，因此也不是電解質。例如CO2能導電是因CO2與H2O反應生成了H2CO3，H2CO3能夠電離而非CO2本身電離。所以CO2不是電解質，是非電解質（如氨氣、二氧化硫、三氧化硫）。H2CO3 H2SO3NH3. H2O 是電解質
③ 酸、堿、鹽、金屬氧化物、水是電解質，蔗糖、酒精為非電解質。
④ BaSO4 AgCl 難溶于水，導電性差，但由于它們的溶解度太小，測不出（或難測）其水溶液的導電性，但它們溶解的部分是完全電離的，所以他們是電解質
⑤ 化合物在水溶液中或受熱熔化時本身能否發生電離是區別電解質與非電解質的理論依據，能否導電則是實驗依據。能導電的物質不一定是電解質，如石墨；電解質本身不一定能導電，如NaCl晶體。
⑥ 電解質包括離子化合物和共價化合物。離子化合物是水溶液還是熔融狀態下均可導電，如鹽和強堿。共價化合物是只有在水溶液中能導電的物質，如HCl 。
{補充：①溶液導電能力強弱與單位體積溶液中離子的多少和離子所帶電荷數有關；②在溶液的體積、濃度以及溶液中陰（或陽）離子所帶的電荷數都相同的情況下，導電能力強的溶液里能夠自由移動的離子數目一定比導電能力弱的溶液里能夠自由移動的離子數目多。③HCl、NaOH、NaCl在水溶液里的電離程度比CH3COOH、NH3·H2O在水溶液中的電離程度大。據此可得出結論：電解質應有強弱之分。
5、強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。
6、弱電解質：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。
強、弱電解質對比
強電解質
弱電解質
物質結構
離子化合物，某些共價化合物
某些共價化合物
電離程度
完全
部分
溶液時微粒
水合離子
分子、水合離子
導電性
強
弱
物質類別實例
大多數鹽類、強酸、強堿
弱酸、弱堿、水
7、強電解質與弱電解質的注意點
①電解質的強弱與其在水溶液中的電離程度有關，與其溶解度的大小無關。例如：難溶的BaS04、CaS03等和微溶的Ca(OH)2等在水中溶解的部分是完全電離的，故是強電解質。而易溶于水的CH3COOH、H3P04等在水中只有部分電離，故歸為弱電解質。
②電解質溶液的導電能力的強弱只與自由移動的離子濃度及離子所帶的電荷數有關，而與電解質的強弱沒有必然的聯系。例如：一定濃度的弱酸溶液的導電能力也可能比較稀的強酸溶液強。
③強電解質包括：強酸(如HCl、HN03、H2S04)、強堿(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數鹽(如NaCl、 MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的離子化合物和少數的共價化合物。
④弱電解質包括：弱酸(如CH3COOH)、弱堿(如NH3·H20)、中強酸 (如H3PO4 )，注意：水也是弱電解質。
⑤共價化合物在水中才能電離，熔融狀態下不電離
舉例：KHSO4在水中的電離式和熔融狀態下電離式是不同的。}
8、離子方程式的書寫
第一步：寫（基礎）
寫出正確的化學方程式
例如:CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2
第二步：拆（關鍵）
把易溶、易電離的物質拆成離子形式（難溶、難電離的以及氣體等仍用化學式表示）
Cu2＋＋SO42－＋Ba2＋＋2Cl－＝BaSO4↓＋Cu2＋＋2Cl－
第三步：刪（途徑）
刪去兩邊不參加反應的離子
Ba2+ + SO42－ = BaSO4↓
第四步：查（保證）
檢查（質量守恒、電荷守恒）
Ba2+ + SO42－ = BaSO4↓
質量守恒：左——Ba， S 4 O 右——Ba， S 4 O
電荷守恒：左 2+（—2）=0 右 0
※離子方程式的書寫注意事項:
1.非電解質、弱電解質、難溶于水的物質，氣體在反應物、生成物中出現，均寫成化學式或分式。
HAc＋OH－=Ac－＋H2O
2.固體間的反應，即使是電解質，也寫成化學式或分子式。
2NH4Cl（固）＋Ca(OH)2（固）=CaCl2＋2H2O＋2NH3↑
3.氧化物在反應物中、生成物中均寫成化學式或分子式。
SO3＋Ba2+＋2OH－=BaSO4↓＋H2O
CuO＋2H+=Cu2+＋H2O
4.濃H2SO4作為反應物和固體反應時，濃H2SO4寫成化學式。
5.H3PO4中強酸，在寫離子方程式時按弱酸處理，寫成化學式。
6.金屬、非金屬單質，無論在反應物、生成物中均寫成化學式。如：Zn+2H+=Zn2++H2↑
7. 微溶物作為反應物時,處于澄清溶液中時寫成離子形式;處于濁液或固體時寫成化學式。微溶物作為生成物的一律寫化學式
如條件是澄清石灰水，則應拆成離子；若給的是石灰乳或渾濁石灰水則不能拆，寫成化學式。
另加：
鹽酸 硫酸 硝酸為強酸 醋酸 碳酸為弱酸 氫氧化鈉 氫氧化鈣 是強堿
酸————在水溶液中電離出的陽離子全部是氫離子的化合物。所謂強酸、弱酸是相對而言， 酸溶于水能發生完全電離的，屬于強酸。如HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、 酸溶于水不能發生完全電離的，屬于弱酸。如碳酸、H2S、HF、磷酸、乙酸（醋酸）等。 堿————在水溶液中電離出的陰離子全部是氫氧根離子的化合物。所謂強堿、弱堿是相對而言， 堿溶于水能發生完全電離的，屬于強堿。如KOH、NaOH、Ba(OH)2 堿溶于水不能發生完全電離的，屬于弱堿。如一水和氨、氫氧化鈣（中強堿）、氫氧化鋁、氫氧化鋅等。
9、離子共存問題
凡是能發生反應的離子之間或在水溶液中水解相互促進的離子之間不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般規律是：
1、凡相互結合生成難溶或微溶性鹽的離子（熟記常見的難溶、微溶鹽）；
2、與H+不能大量共存的離子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根離子： 氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3- 鹵族有：F-、ClO-
碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO32-、SiO32- 3、與OH-不能大量共存的離子有： NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根離子以及弱堿的簡單陽離子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等） 4、能相互發生氧化還原反應的離子不能大量共存： 常見還原性較強的離子有:Fe3+、S2-、I-、SO32-。 氧化性較強的離子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-
10、氧化還原反應
①、氧化反應：元素化合價升高的反應
還原反應：元素化合價降低的反應
氧化還原反應：凡有元素化合價升降的化學反應就是
②、氧化還原反應的判斷依據-----有元素化合價變化
失電子總數=化合價升高總數==得電子總數==化合價降低總數。
③、氧化還原反應的實質------電子的轉移(電子的得失或共用電子對的偏移
口訣：失電子，化合價升高，被氧化（氧化反應），還原劑；
得電子，化合價降低，被還原（還原反應），氧化劑；
④氧化劑和還原劑(反應物)
氧化劑：得電子(或電子對偏向)的物質------氧化性
還原劑：失電子(或電子對偏離)的物質------還原性
氧化產物：氧化后的生成物
還原產物：還原后的生成物。
⑤常見的氧化劑與還原劑
a、常見的氧化劑
(1) 活潑的非金屬單質：O2、Cl2、Br2
(2) 含高價金屬陽離子的化合物：FeCl3
(3) 含某些較高化合價元素的化合物：濃H2SO4 、HNO3、KMnO4、MnO2
b、常見的還原劑：
(1) 活潑或或較活潑的金屬：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn (按金屬活動性順序，還原性遞減)
(2) 含低價金屬陽離子的化合物：Fe2＋
(3) 某些非金屬單質：C、H2
(4) 含有較低化合價元素的化合物：HCl 、H2S、HI、KI
氧化劑 + 還原劑 == 還原產物 + 氧化產物
⑥、氧化還原反應中電子轉移的表示方法
(1) 雙線橋法---表示電子得失結果
(2) 單線橋——表示電子轉移情況
步驟：重點：
（1）單箭號（在反應物之間）；
（2）箭號起點為被氧化（失電子）元素，終點為被還原（得電子）元素；
（3）只標轉移電子總數，不標得與失（氧化劑得電總數等于還原劑失電子總數）。
⑦、氧化還原反應與四種基本反應類型的關系
⑧、氧化劑、還原劑之間反應規律
（1）對于氧化劑來說，同族元素的非金屬原子，它們的最外層電子數相同而電子層數不同時，電子層數越多，原子半徑越大，就越難得電子。因此，它們單質的氧化性就越弱。
（2）金屬單質的還原性強弱一般與金屬活動順序相一致。
（3）元素處于高價的物質具有氧化性，在一定條件下可與還原劑反應，在生成的新物質中該元素的化合價降低。
（4）元素處于低價的物質具有還原性，在一定條件下可與氧化劑反應，在生成的新物質中該元素的化合價升高。
（5）稀硫酸與活潑金屬單質反應時，是氧化劑，起氧化作用的是，被還原生成H2，濃硫酸是強氧化劑，與還原劑反應時，起氧化作用的是，被還原后一般生成SO2。
（6）不論濃硝酸還是稀硝酸都是氧化性極強的強氧化劑，幾乎能與所有的金屬或非金屬發生氧化還原反應，反應時，主要是得到電子被還原成NO2，NO等。一般來說濃硝酸常被還原為NO2，稀硝酸常被還原為NO。
（7）變價金屬元素，一般處于最高價時的氧化性最強，隨著化合價降低，其氧化性減弱，還原性增強。
氧化劑與還原劑在一定條件下反應時，一般是生成相對弱的還原劑和相對弱的氧化劑，即在適宜的條件下，可用氧化性強的物質制取氧化性弱的物質，也可用還原性強的物質制取還原性弱的物質。
　⑨、判斷氧化劑或還原劑強弱的依據
i. 根據方程式判斷
　　
氧化性：氧化劑>氧化產物 還原性：還原劑>還原產物
ii． 根據反應條件判斷
當不同氧化劑作用于同一還原劑時，如氧化產物價態相同，可根據反應條件的難易來進行判斷，如：
4HCl（濃）+MnO2 MnCl2+2H2O+Cl2↑ 16HCl（濃）+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑
易知氧化性：KMnO4>MnO2。
iii. 由氧化產物的價態高價來判斷
當含變價元素的還原劑在相似的條件下作用于不同的氧化劑時，可由氧化產物相關元素價態的高低來判斷氧化劑氧化性的強弱。如： 2Fe+3Cl2 2FeCl3 Fe+S FeS 可知氧化性：Cl2>S。
iv. 根據元素周期表判斷
（a）同主族元素（從上到下）：非金屬原子（或單質）氧化性逐漸減弱，對應陰離子還原性逐漸增強；金屬原子（或單質）還原性逐漸增強，對應陽離子氧化性逐漸減弱。
（b）同周期元素（從左到右）：原子或單質還原性逐漸減弱，氧化性逐漸增強。陽離子的氧化性逐漸增強，陰離子的還原性逐漸減弱。
⑩、氧化還原方程式的配平
(a)配平依據：在氧化還原反應中，得失電子總數相等或化合價升降總數相等。
(b)配平步驟：“一標、二找、三定、四配、五查”，即標好價，找變化，定總數，配系數、再檢查?！?br/>i、確定氧化劑、氧化產物、還原劑、還原產物的化合價
ii、用觀察法找出元素化合價的變化值
iii、用化合價升降總數相等的原則確定化學計量數。
iv、調整計量數，用觀察法確定化合價無變化的物質的計量數，同時將單線改成等號。
v、檢查核實各元素原子個數在反應前后是否相等。對于用離子方程式表示的氧化還原方程式還必須核對反應前后離子的總電荷數是否相等。
(c)配平技法
i、奇數配偶法：如S＋C＋KNO3——CO2＋N2＋K2S，反應物KNO3中三種元素原子數均為奇數，而生成物中三種元素的原子數均為偶數，故可將KNO3乘以2，然后觀察法配平得1，3，2，3，1，1。此法適于物質種類少且分子組成簡單的氧化還原反應。
ii、逆向配平法：即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。例如：
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的計量數為1，然后再確定S的化學計量數為3。此類方法適宜于一種元素的化合價既升高又降低的氧化還原反應，即歧化反應。
iii、零價法：配平依據是還原劑中各元素化合價升高總數等于氧化劑中各元素化合價降低總數，此法適宜于還原劑中兩種元素價態難以確定但均屬于升高的氧化還原反應。例如：Fe3P＋HNO3——Fe(NO3)3＋NO＋H3PO4＋H2O，因Fe3P中價數不好確定，而把Fe、P皆看成零價。在相應的生成物中Fe為＋3價，P為＋5價，所以價態升高總數為3×3＋5＝14，而降低的價態為3，最小公倍數為42，故Fe3P的計量數為3，HNO3作氧化劑部分計量數為14，然后用觀察法配平得到：3，41，9，14，3，16。
iv、1·n法(不用標價態的配平法)
本法往往用于多元素且有氧元素時氧化還原反應方程式的配平，但不能普遍適用。其法是先把有氧元素的較復雜反應物的計量數設為1，較簡單的設為n。然后，a.丟掉氧，用觀察法來調整其它項的計量數。b.再由a得的系數根據氧原子數相等列出方程求出n值，c.將n值代入有n的各計量數，再調整配平。
例如：KI＋KIO3＋H2S——I2＋K2SO4＋H2O設KIO3的化學計量數為1，KI的化學計量數為n。
a.nKI＋1KIO3＋H2S——I2＋K2SO4＋H2O
b.列方程(根據氧原子數相等)
3＝×4＋ 解之n＝
c.代入n值：
KI＋KIO3＋H2S——I2＋K2SO4＋H2O
將分數調整為整數得1，5，3，3，3，3。
有時也可以把沒氧的復雜項定為1，如配平
1Na2Sx＋nNaClO＋(2x－2)NaOH——xNa2SO4＋nNaCl＋H2O
據氧原子相等列方程：
n＋2x－2＝4x＋x－1 解之n＝3x＋1
將n值代入得：
1，(3x＋1)，2(x－1)，x，(3x＋1)，(x－1)
小結：
氧化還原反應的配平重點注意以下幾點：
1：“集合原子”應做到優先配平。
2：先拆后合的拆項配平法中，需要拆的項是那些在反應中化合價既升高又降低（既作氧化劑又作還原劑）的物質。
3：整體法配平法中，選擇把哪第個化合價升降過程“捆綁”作為一個過程是關鍵，選擇時一定要把在反應中存在固定物質的量之比的升降過程過程進行“捆綁”，不存在固定物質的量之比的升降過程就不能進行“捆綁”。如S+KNO3+C——K2S+CO2+N2
4：離子反應配平：關鍵在于能否充分利用“電荷守恒”
5：缺項配平：注意兩點：★如果是化學后應方程式其缺項一般為：水、酸、堿。如果是離子反應方程式其缺項般為：水、H+、OH-。★在離子反應方程式配平其缺項時如有兩種可能如（H2O、H+）或（H2O、OH-），還應考慮離子共存的問題如：Cu2++FeS2+囗____——Cu2S+SO42-+Fe2++囗____可有兩種選擇：（14、5、12H2O、7、3、5、24H+）或（14、5、24OH-、7、3、5、12H2O）后一種配平由于OH-與Cu2+不能共存所以不正確。
第三章金屬及其化合物
一、金屬的物理通性：常溫下，金屬一般為銀白色晶體（汞常溫下為液體），具有良好的導電性、導熱性、延展性。
二、金屬的化學性質：
多數金屬的化學性質比較活潑，具有較強的還原性，在自然界多數以化合態形式存在。
物質
Na
Al
Fe
保存
煤油（或石蠟油）中
直接在試劑瓶中即可
直接在試劑瓶中
化性
常溫下氧化成Na2O：
4Na?+?O2?=?2Na2O
點燃生成Na2O2
2Na?+?O2?==?Na2O2
常溫下生成致密氧化膜：
4Al?+?3O2?=?2Al2O3
致密氧化膜使鋁耐腐蝕。
純氧中可燃，生成氧化鋁：
4Al?+?3O2?==?2Al2O3
潮濕空氣中易受腐蝕：
鐵銹：主要成分Fe2O3
純氧中點燃生成：
3Fe+2O2?== Fe3O4
與 O2
與Cl2
2Na+Cl2?==?2NaCl
2Al+3Cl2?==?2AlCl3
2Fe+3Cl2== 2FeCl3
與S
常溫下即可反應：
2Na?+?S?=?Na2S
加熱時才能反應：
2Al + 3S?==?Al2S3
加熱只能生成亞鐵鹽：
Fe + S == FeS
與水
常溫與冷水劇烈反應：
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
去膜后與熱水反應：
2Al+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2↑
常溫下純鐵不與水反應。
加熱時才與水蒸氣反應：
3Fe+4H2O(g) == Fe3O4+4H2
與 酸
溶 液
?2Na+2HCl=2NaCl+H2↑
2Al+6HCl==2AlCl3+ 3H2↑
Fe+2HCl=FeCl2+H2↑
與 堿
溶 液
----------------------
2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑
---------------------
與 鹽
溶 液
與硫酸銅溶液：
2Na+2H2O+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑
與氯化鐵溶液：
6Na+6H2O+2FeCl3=2Fe(OH)3↓+6NaCl+3H2↑
置換出較不活潑的金屬單質
置換出較不活潑的金屬單質
與 氧
化 物
----------------------
鎂條引燃時鋁熱反應：
2Al+Fe2O3==Al2O3+2Fe
---------------------
金屬活潑性逐漸減弱
三、金屬化合物的性質：
1、氧化物
Na2O
Na2O2
Al2O3
Fe2O3
性質
堿性氧化物
非堿性氧化物
兩性氧化物
堿性氧化物
顏色狀態
白色固體
淡黃色固體
白色固體
赤紅色固體
與水反應
Na2O+H2O=2NaOH
2Na2O2+2H2O=4NaOH
+O2↑
----------------
----------------
與酸溶液
Na2O+2HCl=2NaCl+H2O（溶液無色）
2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑
Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O
Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O（溶液黃色）
與堿溶液
----------------
----------------
Al2O3+2NaOH=
2NaAlO2+H2O
----------------
其他
Na2O+CO2=Na2CO3
2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2
----------------
----------------
2、氫氧化物
化性
NaOH
Al(OH)3
Fe(OH)2
Fe(OH)3
屬性
堿性氫氧化物
兩性氫氧化物
堿性氫氧化物
堿性氫氧化物
與酸溶液
NaOH+HCl=NaCl+H2O
Al(OH)3+3HCl=
AlCl3+3H2O
Fe(OH)2+2HCl=FeCl2+2H2O
Fe(OH)3+3HCl=
FeCl3+3H2O
與堿溶液
----------------
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O
----------------
----------------
穩定性
穩定
2Al(OH)3==Al2O3+3H2O
4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3
2Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O
其他
2NaOH+CO2?=Na2CO3+H2O
NaOH+CO2(過量)=NaHCO3
----------------
----------------
----------------
制備
金屬鈉與水即可
鋁鹽溶液與過量濃氨水
亞鐵鹽溶液與氫氧化鈉溶液（液面下）
鐵鹽溶液滴加氫氧化鈉溶液
3、鹽
Na2CO3
NaHCO3
溶解度
較大
較小
溶液堿性
使酚酞變紅，溶液呈堿性。
使酚酞變淡粉色，溶液呈較弱的堿性。
與酸
反應迅速Na2CO3+2HCl=2NaCl+2H2O+CO2↑
反應更迅速NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑
與堿
--------------------------------
NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
穩定性
穩定，加熱不分解。
固體NaHCO3
：2NaHCO3?==?Na2CO3+H2O+CO2↑
相互轉化
Na2CO3溶液中通入大量CO2
Na2CO3+H2O+CO2?=?2NaHCO3
固體NaHCO3 ：
2NaHCO3?==?Na2CO3+H2O+CO2↑
其他
溶液中：Na2CO3+Ca(OH)2?=?2NaOH+CaCO3↓
溶液中：NaHCO3+Ca(OH)2?=?NaOH+CaCO3↓+H2O
用途
工業原料等
中和胃酸、制糕點等
金屬離子檢驗：焰色反應呈黃色
FeCl2
FeCl3
顏色
淺綠色
黃色
與堿溶液
FeCl2+2NaOH?=?Fe(OH)2↓+2NaCl
FeCl3+3NaOH=?Fe(OH)3↓+3NaCl
相互轉化
2FeCl2+Cl2?=?2FeCl3 2FeBr2+Br2?=?2FeBr3
主要表現： 性（還原性）
2FeCl3+Fe?=?3FeCl2 2FeBr3+Fe?=?3FeBr2
表現： 性（氧化性）
檢驗
遇KSCN不顯血紅色，加入氯水后顯紅色
遇KSCN顯血紅色
用途
凈水劑等
印刷線路板等
四、金屬及其化合物之間的相互轉化
1、鋁及其重要化合物之間的轉化關系，寫出相應的化學反應方程式。⑩NaAlO2+HCl+H2O=Al(OH)3↓+NaCl
2、鐵及其重要化合物之間的轉化關系，寫出相應的化學反應方程式。
3、鈉及其化合物之間的相互轉化，寫出相應的化學反應方程式。
附：1、焰色反應：用于在火焰上呈現特殊顏色的金屬或它們的化合物的檢驗。
鋰
鈉
鉀
鈣
鍶
鋇
銅
紫紅色
黃色
紫色
磚紅色
洋紅色
黃綠色
藍綠色
注：觀察鉀焰色反應時，應透過藍色鈷玻璃，以便濾去雜質鈉的黃光。
2、碳酸鈉、碳酸氫鈉：Na2CO3又叫純堿，俗稱蘇打。無水碳酸鈉是白色粉末。NaHCO3俗稱小蘇打，也叫酸式碳酸鈉。它是白色粉末，在水中的溶解度比碳酸鈉略小，水溶液呈微堿性，固體碳酸氫鈉受熱即分解。NaHCO3是發酵粉的主要成分，也用于制滅火劑、焙粉或清涼飲料等方面的原料，在橡膠工業中作發泡劑。將碳酸鈉溶液或結晶碳酸鈉吸收CO2可制得碳酸氫鈉。
3、氧化鋁、氫氧化鋁 （1）Al2O3俗名礬土，是一種難熔又不溶于水的白色粉末。它的熔點、沸點都高于2000度。
（2）氫氧化鋁是典型的兩性氫氧化物，它既能溶于強酸生成鋁鹽溶液，又能溶于強堿生成偏鋁酸鹽溶液。氫氧化鋁可用來制備鋁鹽，作吸附劑等的原料。氫氧化鋁凝膠有中和胃酸和保護潰瘍面的作用，可用于治療胃和十二指腸潰瘍、胃酸過多等。
10、合金：
第四章 非金屬及其化合物
一、本章知識結構框架
二、本章知識結構梳理
(一) 硅及其化合物
1、二氧化硅和二氧化碳比較
二氧化硅
二氧化碳
類別
酸性氧化物
_酸性氧化物
晶體結構
原子晶體
分子晶體
熔沸點
高
低
與水反應方程式
不反應
CO2+H2O H2CO3
與酸反應方程式
SiO2 + 4HF==SiF4↑+2H2O
不反應
與燒堿反應方程式
SiO2+2NaOH == Na2SiO3+H2O
少：2NaOH+CO2==Na2CO3+H2O
過：NaOH+CO2==NaHCO3
與CaO反應方程式
SiO2+CaOCaSiO3
CaO+CO2==CaCO3
存在狀態
水晶、瑪瑙、石英、硅石、沙子
人和動物排放
2、硅以及硅的化合物的用途
物質
用途
硅單質
半導體材料、光電池（計算器、人造衛星、登月車、探測器）
SiO2
飾物、儀器、光導纖維、玻璃
硅酸鈉
礦物膠
SiC
砂紙、砂輪的磨料
(二) 氯
1、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
2、氯氣的性質
與金屬鈉反應方程式
2Na+Cl2 2NaCl
與金屬鐵反應方程式
2Fe+3Cl2 2FeCl3
與金屬銅反應方程式
Cu+Cl2 CuCl2
與氫氣反應方程式
H2+Cl2 2HCl；H2+Cl2 2HCl
與水反應方程式
H2O +Cl2 ==HCl+HClO
制漂白液反應方程式
Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O
制漂白粉反應方程式
2Cl2 +2Ca(OH)2==CaCl2 +Ca(ClO)2 +2H2O
實驗室制法
MnO2＋4HCl（濃）MnCl2 +Cl2 ↑+2H2O
氯離子的檢驗試劑以及反應方程式
AgNO3溶液
Ag＋+Cl―==AgCl
(三) 硫、氮
1、二氧化硫的性質
物理性質
顏色狀態
密度
毒性
黃綠色
比空氣___大___
有毒
化學性質
酸性
與水反應方程式
SO2+H2O H2SO3
與燒堿反應方程式
SO2+2NaOH==Na2SO3 +H2O
Na2SO3+SO2+H2O==2NaHSO3
SO2+NaOH==NaHSO3
漂白性
漂白原理：由于它能跟某些有色物質生成：無色物質
曾學過的具有漂白性的物質
吸附漂白：活性炭
氧化漂白：HClO、O3、Na2O2
還原性
與氧氣反應方程式
2SO2 + O2 === 2SO3
與氯水反應方程式
SO2 + Cl2 +2H2O == H2SO4+2HCl
氧化性
與硫化氫反應方程式
SO2+2H2S == 3S↓+2H2O
2、濃硫酸和濃硝酸的性質
濃硫酸
濃硝酸
相同點
與Cu反應
Cu+2H2SO4(濃)CuSO4+ SO2 ↑+2H2O
Cu+4HNO3 (濃)==Cu(NO3)2 +2NO2 ↑+2H2O　
3Cu＋8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 +2NO↑+4H2O
與木炭反應
C + 2H2SO4(濃) CO2↑+2SO2↑+2H2O　
C+4HNO3(濃)CO2↑+4NO2↑+2H2O
與鐵鋁反應
發生鈍化現象，所以可以用鐵制或鋁制容器來存放冷的濃硫酸和濃硝酸
異同點
① 吸水 性——干燥劑
②脫水性——蔗糖變黑
王水：濃硝酸和濃鹽酸（__1__：3___）
3、氨氣、氨水與銨鹽的性質
氨氣的物理性質
顏色狀態
密度
水溶性
無色有刺激性氣味的氣體
比空氣__小___
易溶（1：_700_）可以形成噴泉，水溶液呈_堿_性。
氨氣的化學性質
與水反應方程式
NH3+H2O NH3·H2O NH4＋+OH―
與鹽酸反應方程式
NH3 + HCl == NH4Cl
實驗室制法
Ca(OH)2+2NH4ClCaCl2 +2NH3 ↑+2H2O
氨水成分
NNH3 、NH3·H2O 、H2O 、NH4＋、OH―、極少量的H＋
銨鹽
物理性質：銨鹽都是_無色_色晶體，____能_____溶于水
化學性質
氯化銨分解反應方程式
NH4ClNH3 + HCl
碳酸氫銨分解反應方程式
NH4HCO3 NH3 ↑+ H2O +CO2 ↑

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