資源簡介

氯氣
【學習目標】
1、知道氯氣的物理性質和化學性質
2、理解氯水和漂粉精的消毒原理
【學習內容】
一. 氯氣
學習元素及化合物知識，首先要明確，物質的結構決定物質的性質。氯原子最外電子層有 7 個電子，
決定了它易得 1 個電子變成穩定結構，因此Cl2 具有強氧化性。
1. 氯氣的化學性質
（1）與金屬反應，Cl2 均作氧化劑，得電子變成Cl
? 離子。金屬都作還原劑失電子。變價金屬鐵、銅
與Cl2 反應都生成較高價態。

)(
)(
232
3
32
?
+
?→?+
Cl
Fe
FeClClFe
還原產物
氧化產物氧化劑還原劑
點燃


)(
)( 2
22
?
+
?→?+
Cl
Cu
CuClClCu
還原產物
氧化產物氧化劑還原劑
點燃

（2）與非金屬反應
Cl2 與非金屬除 F、O 之外，非金屬均作還原劑被氧化，Cl2 作氧化劑被還原。

32
52
22
2)(32
)(2)(52
2
PClClP
PClClP
HClClH
?→?+
?→?+
?→?+
點燃
點燃
點燃
不足量
白色煙霧足量
（3）與水與堿反應
Cl2 與水的反應屬于自氧化還原反應中的歧化反應。在歧化反應中，不僅氧化劑與還原劑是同一種物
質，還必須是同種元素的中間價態物質。

還原劑
氧化產物還原產物氧化劑
OClHlHCOHlC
11
22
0 +?
+→+

HClO不穩定，光照會分解放出氧氣。
↑+?→? 222 OHClHClO
光照
Cl2 與堿溶液之間的反應也是歧化反應。方程式不用記憶。只要用堿去中和Cl2與水反應生成的 HCl 和
HClO就能寫出生成產物。
1

Cl NaOH NaCl NaClO H O
Cl Ca OH CaCl Ca ClO H O
2 2
2 2 2 2 2
2
2 2 2
+ = + +
+ = + +( ) ( )
漂白粉


2、氯氣的實驗室制法
（1）藥品：濃鹽酸和 MnO2。或濃鹽酸和 KMnO4。
（2）反應原理：用氧化劑（MnO2 或 KMnO4）氧化濃鹽酸中的 HCl 而生成 Cl2，發生的是氧化還原反
應。
MnO2+4HCl==
?
MnCl2+Cl2↑ +2H2O
2KMnO2+16HCl == 2KCl+2MnCl2+5Cl2↑ +8H2O
（3）發生裝置：制取氯氣時所用的 MnO2 為固態粉未，所用的濃鹽酸為液態，且需要在加熱的條件下
才能反應。故制取氯氣的發生裝置使用的儀器主要有圓底燒瓶、分液漏斗、鐵架臺、石棉網、酒精燈。
（4）收集方法：因氯氣的密度（約 3.2g/L） 比空氣大，且能溶于水，故可用向上排空氣法收集氯氣。
又因為 Cl2 難溶于飽和食鹽水，所以也可用排飽和食鹽水的方法收集氯氣。
（5）驗滿方法：
①因 Cl2 是黃綠色氣體，可觀察到整個集氣瓶內都已充滿黃綠色氣體，則已收集滿氯氣。
②可在集氣瓶口放一濕潤的淀粉碘化鉀試紙，若底紙變藍則說明集氣瓶內已收集滿氯氣。
2KI+Cl2 ==2KCl+I2 （I2 遇淀粉變藍色）
（6）尾氣的吸收：氯氣不毒，為防止污染，多余的氯氣可用堿溶液來吸收。一般用 NaOH 溶液吸收
多余的氯氣，而不用石灰水吸收，這是因為 Ca(OH)2 溶解度小，吸收氯氣的能力小。
注意：不能用水吸收多余的氯氣，因為氯氣不易溶于水。
（7）氯氣的凈化：因為濃鹽酸有揮發性，能揮發出氯化氫氣，在加熱時揮發加劇。因此，用 MnO2
與濃鹽酸反應生成的氯氣中常混有氯化氫氣和水蒸氣。為了得到純凈而又干燥的氯氣應將氣體先通入盛有
飽和食鹽水或水的洗氣瓶，以除去氯氣中混有的氯化氫氣；再通過盛有濃硫酸的洗氣瓶，以除去氯氣中混
有的水蒸氣。然后再用向上排空氣法收集，便可得到純凈而又干燥的氯氣。
由上列敘述可知， 在實驗室一套完整的制取氯氣的裝置如下圖所示：

這是實驗室制取氣體的三種典型裝置之一，它適用于固體和液體或液體和液體加熱制取氣體。除制取
Cl2 外，還可用于制取 HCl、HBr 等氣體。
一套完整的制取氣體的裝置，應當由四部分組成：

對于這套制取氣體的裝置，一定要認識各儀器并準確叫出名稱，還要明確各裝置的作用、原理及注意
事項。
A——分液漏斗，用來往燒瓶中加濃鹽酸
B——圓底燒瓶，MnO2 與濃鹽酸發生反應的反應器。加熱時要墊上石棉網。
2
甲——洗氣瓶，內盛飽和食鹽水。
乙——洗氣瓶，內盛濃硫酸。
丙——集氣瓶，收集 Cl2，進氣管伸入瓶底。
丁——尾氣吸收裝置，內盛 NaOH 溶液。
3. 氯氣用途
氯氣的性質決定了氯氣的用途。Cl2 具有強氧化性，Cl2 與 H O2 反應生成的 HClO氧化能力更強。因
此Cl2 用于殺菌消毒，漂白以及處理工業上具有還原性物的廢水（含 H S2 或含酚、氰化物等）。
【知識詳解】氯水的多重性
（1）新制氯水的成分與長期放置的氯水的成分
新制氯水的成分：

Cl H O2 2+ HCl HClO+
HCl H Cl= ++ ?
HClO H ClO+ ?+ ( * H O H OH2
+ ?+ )

注：“→”號式只存在生成物；“ ”號式前后物質共存。
新制氯水的成分為：分子：Cl H O HClO2 2、 、 （三分子）
離子； H Cl ClO OH+ ? ? ?、 、 、 （四離子）
長期放置的氯水；由于 HClO 分解，Cl2 全部反應掉，這長期放置的氯水已變成 HCl 水溶液，即鹽酸，
則所含成分為： H Cl OH H O+ ? ?、 、 、 2
（2）氯水是一種常見試劑，圍繞氯水而出現的各類問題也較多。因為氯水成分比較復雜，一時抓不
住要點，答題時常感困惑，錯誤較多，對于什么情況下考虛Cl2 的性質，什么情況下考慮 HClO 的性質，
什么情況下考慮 H Cl+ ?、 的性質，很多同學拿不準，下面針對這個問題作一分析：
1°考慮氯氣的性質：
新制氯水中存在著大量Cl2 分子，Cl2 是新制氯水的主要成分，為了方便，有時實驗室中常用氯水代
替Cl2 ，如將新制氯水滴加到淀粉碘化鉀溶液中和通入Cl2 的效果一樣，都是Cl2 分子將 I
? 氧化成 I2 使淀
粉變藍。
Cl KI KCl I2 22 2+ = + 。類似的還有 KBr FeCl H S、 、2 2 ，但 Na SO SO H SO2 3 2 2 3、 、 等與氯水
的反應，Cl H O2 2和 都參加反應。
2°考慮 HClO 的性質
HClO 表現有三性：見光受熱分解的不穩定性、強氧化性及極弱的酸性，出題多考查不穩定性和強氧
化性。如不穩定性有：將新制氯水光照有何現象？長期放置的氯水跟新制氯水成分有何不同？關于強氧化
性的有：為什么Cl2 能用于自來水的消毒？為什么氯水能漂白？為什么將石蕊試液滴加到新制氯水中先變

3
紅后又褪色了？
3°考慮 H + 的性質：
將 NaHCO CaCO3 3、 等 加 入 到 新 制 氯 水 中 有 何 現 象 ； 要 考 慮 鹽 酸 電 離 出 的 H
+ 跟
NaHCO CaCO3 3、 等發生反應產生CO2 氣體。

OHCOCaClHClCaCO
OHCONaClHClNaHCO
2223
223
2 +↑+→+
+↑+→+

再如將石蕊試液滴加到新制氯水中為什么變紅等，需考慮 H +的性質。
4°考慮Cl ? 的性質：
向新制氯水中滴加 AgNO3溶液有何現象？這個問題需考慮Cl
? 的性質，
）（ 33 HNOAgClHClAgNOAgClClAg +↓→+↓→+
?+ 產生 AgCl 的白色沉淀。
注意：AgClO 不是沉淀。
注意：氯水與液氯的區別
氯水 液氯
含有微粒 H O Cl HClO H Cl ClO OH2 2、 、 、 、 、 、
+ ? ? ? Cl2
類 別 混合物 純凈物
制 法 把氯水通入水中 氯氣經加壓或降溫
保 存 棕色瓶冷暗處 鋼瓶
【疑難解答】
某溫度下，將Cl2 通入 NaOH 溶液中，反應得到 NaCl NaClO NaClO、 、 3 的混合液，經測定ClO
? 與
ClO3
? 的離子數之比為 1:3，則Cl2 與 NaOH 溶液反應時被還原的Cl 元素與被氧化的氯元素的質量比為
（ ）
A. 21:5 B. 11:3 C. 3:1 D. 4:1
解析：Cl2 與 NaOH 溶液在加熱的條件下也能歧化為+5 價氯 NaClO3 和?1價氯。
寫出并配平下列兩個歧化反應方程式：

OHOClNaClNaNaOHCl
OHNaClONaClNaOHCl
232
22
3
51
563
2
+
+
+
?
→+
++→+

NaClO3 電離出的ClO3
? 數是 NaClO 電離出的ClO? 離子數的 3 倍，因此要將后邊的方程式系數擴大
3 倍。
OHNaClONaClNaOHCl 232 9315189 ++→+
反應中被還原的氯元素是指作氧化劑得電子的氯元素，反應后必然變成 NaCl 中的Cl ? 離子。反應中被
4
氧化的氯元素是指作還原劑失電子的氯元素，反應后必然要變成 NaClO（ClO? ）和 NaClO3（ClO3
? ）。
因此被還原的氯元素與被氧化的氯元素的質量比應為兩方程式中 NaCl 系數之和與 NaClO 與 NaClO3 系
數之和比。 ( ):( ) :1 15 1 3 41+ + = 。
故 D 為正確選項。
【例題分析】
例 1. 下列有關氯水的敘述中，正確的是（ ）
A. 新制氯水中只含Cl H O2 2和 分子
B. 新制氯水能消毒殺菌是因為其中含有Cl2 有毒，能消毒、殺菌
C. 光照氯水有氣泡逸出，該氣體是Cl2
D. 氯水放置數天后酸性增強
解析：本題是通過氯水中含有氯氣，以及少量Cl2 與 H O2 反應生成的 HClO這一知識點變換形式進
行發散思維。A. 新制的氯水中還含有 HClO 分子。B. 是 HClO 殺菌、消毒，而不是Cl2 分子。C. 逸出
的氣體應為O2 ；由于氯水放置數天后 HClO 的分解，生成更多的鹽酸，所以酸性增強，需要注意的是即
使 HClO全部分解，由于氯水的濃度不大，得到的也僅是很稀的鹽酸。
答案：D
例 2. 當不慎有大量Cl2 逸出周圍空間時，可以用浸有一定濃度某種物質的水溶液的毛巾捂住鼻子，該物質
最適宜采用的是：
A. NaOH B. NaCl C. KBr D. Na CO2 3
解析：選擇合適的物質時必須同時比較兩個方面，一是要能夠吸收氯氣；二是本身無毒無腐蝕性，對
人體無害，同時吸收氯氣時的產物也應對人體無害。從以上兩點可以得出（A）NaOH 有腐蝕性；（B）NaCl
不能吸收氯氣；（C）生成 Br2 有毒；（D）綜合考慮兩個方面， Na CO2 3可用。
答案：D
例 3. 下列物質能使紅墨水褪色的是（ ）
A. 活性炭 B. 二氧化碳
C. NaCl 溶液 D. 酸化了的 NaClO 溶液
解析：通過比較：活性炭具有吸附作用，吸附色素而使紅墨水褪色；CO NaCl2和 溶液不能使紅墨水
褪色；NaClO 酸化后有 HClO 生成，HClO 具有漂白性，使紅墨水褪色。
答案：D
例 4. 實驗室用二氧化錳和濃鹽酸來制取氯氣，主要操作有：
（1）將蒸餾燒瓶固定在鐵架臺上；
（2）把酒精燈放在鐵架臺上，根據酒精燈確定鐵圈的高度、固定鐵圈放好石棉網；
（3）用藥匙向蒸餾燒瓶中加入 MnO2 ，再向分液漏斗中加濃鹽酸，并將導管放入集氣瓶中；
（4）檢查裝置的氣密性；
5
（5）在蒸餾燒瓶上裝好分液漏斗，連結好導氣管，最好的實驗操作順序是
A. （2）（3）（4）（1）（5）
B. （2）（1）（3）（5）（4）
C. （2）（1）（5）（4）（3）
D. （2）（1）（3）（4）（5）
解析：裝置的安裝順序為“由下而上”，另外需注意的是，加入藥品前檢查裝置的氣密性，則這兩點
不難得出選 C。
答案：C
例 5. 今有 H Cl2 2、 混合氣體 100mL（標準狀況），其中一種氣體體積為 45mL，另一種氣體為 55mL。
光照使兩種氣體發生反應后，恢復到標態，氣體體積為_________mL。為了證明反應后氣體中 H Cl2 2和 有
剩余，使氣體通過 10mL 水，并使剩余氣體干燥后恢復到標態，若：
（1）剩余_________mL 氣體，證明有________剩余，理由是：____________。
（2）溶液有_______性質，證明有____________剩余，理由是：____________。
解析：由 HClClH 222 →+ ，該反應前后氣體分子數不變，在相同狀況下，反應前后氣體體積不變，
所以反應后的體積不變仍為 100mL；使反應后的氣體通過水后，氯化氫全部被吸收，如果仍有 10mL 氣體，
說明 H2 過量，因為 H2 難溶于水，若氯氣過量，溶于水后使溶液有漂白性。
答案：100mL（1）10mL H2 H2 難溶于水；
（2）漂白性 Cl2 Cl2 與 H O2 反應生成具有漂白性的 HClO。
氯化氫
[學習目標]
1．了解氯化氫的物理性質，理解并掌握氯化氫的實驗室制法。
2．了解制取并收集氣體的一般實驗過程，學會相關實驗的基本操作。
[學習內容]
一、氯化氫的分子結構
氯化氫分子是由 1 個氫原子和 1 個氯原子共用一對電子形成的共價分子。因氯原子吸引電子能力比氫
原子大，故電子對偏向于氯原子。
二、氯化氫的物理性質
1、無色，有刺激性氣味的氣體。
2、極易溶于水。在標準狀況下，1 體積水約能溶解 500 體積氯化氫。用氯化氫可做噴泉實
驗。
氯化氫的水溶液是鹽酸，因此氯化氫在潮濕的空氣中會形成白霧，這是氯化氫與空氣中的
水蒸氣結合形成鹽酸的小液滴所致。
3、氯化氫的密度比空氣的密度大。
三、氯化氫的實驗室制法
1、藥品：濃 H2SO4 和食鹽（固體）。
2、反應原理：用高沸點酸與低沸點酸的鹽發生復分解反應來制取低沸點酸。或者說，用難揮發酸與
易揮發酸的鹽發生復分解反應來制取易揮發酸。
濃 H2SO4 是高沸點酸，難揮發酸。鹽酸是低沸點酸，易揮發酸。
濃 H2SO4 與食鹽發生反應的化學方程式為：
6
NaCl（固）+H2SO4（濃） ?→?微熱 NaHSO4+HCl↑
NaHSO4（固）+NaCl（固） ?→?加熱 Na2SO4+HCl↑（500～600℃）
2NaCl（固）+H2SO4（濃） ?→?加熱 Na2SO4+2HCl↑（500～600℃）
注意：①反應物的狀態，一定要是 NaCl 固體與濃 H2SO4 反應才能生成氯化氫，若是 NaCl 溶液與稀
H2SO4則不發生反應。
②注意反應條件對產物的影響。反應物相同，反應時溫度不同，所得產物也可能不同。濃 H2SO4
與 NaCl 固體的反應中，微熱或不加熱時生成 NaHSO4 和 HCl 氣，加熱到 500～600℃時生成 Na2SO4 和 HCl
氣。
3、發生裝置：實驗室制取氯化氫與制取氯氣時，所用反應物的狀態相同（都是固體與液體），且反應時
都需要加熱，因此制取氯化氫與制取 Cl2的發生裝置相同。
4、收集方法：因氯化氫密度比空氣大，且極易溶于水，因此收集 HCl 氣體只能用向上排空氣法。
5、驗滿方法：
①當觀察到集氣瓶口有白霧出現時，可證明集氣瓶內已收集滿 HCl 氣體。
②將濕潤的藍色石蕊試紙放在集氣瓶口附近，若藍試紙變紅時，證明已收集滿 HCl 氣體。
③將蘸有濃氨水的玻璃棒靠近集氣瓶口，若有白煙（NH4Cl 固體）生成，則證明集氣瓶內已收集滿 HCl 氣
體。
6、尾氣吸收：可用水吸收多余的氯化氫氣，但吸收裝置與 Cl2的吸收裝置不相同。用水吸收多余的 HCl
氣體或用水吸收 HCl 氣制鹽酸時，應加一個倒扣的漏斗，

如下圖中的 A 所示：

A B
這樣，一方面擴大了 HCl 氣體與水的接觸面積，有利用 HCl 氣體的充分吸收；另一方面，更得要的是
可以防止倒吸。因為漏斗內容積較大，當漏斗內液面上升時，燒杯中的液面就會下降，漏斗口便脫離液面，
由于重力的作用使漏斗內的液體又回落到燒杯內，從而防止了倒吸。凡極易溶于水的氣體，如 HBr、NH3
等都可用這種裝置來進行吸收。
四、氯化氫與鹽酸的比較
1、組成：氯化氫是純凈物，只含有一種分子——氯化氫分子。鹽酸是氯化氫氣的水溶液，是混合物，
由 H+、Cl－、H2O 等多種微粒組成。
2、狀態：氯化氫在常溫下為氣態。鹽酸在常溫下為元色液態。
3、導電性：氯化氫無論在氣態、液態、固態時均不能導電。鹽酸中有自由移動的離子，因此鹽酸能
夠導電。
4、與石蕊試紙：氯化氫不能使干燥的石蕊試紙變紅，但能使濕潤的石蕊試紙變紅。鹽酸可使石蕊試
紙變紅。
5、化學性質：氯化氫的化學性質不活潑，在高溫下表現出還原性。例如：
4HCl+O2===
500 C
CuCl2
?
2H2O+Cl2 （地康法制 Cl2）
鹽酸的化學性質活潑，溶于水氯化氫電離出 H+、Cl－，故鹽酸具有酸類的通性，H+的氧化性及 Cl－的
7
還原性。例如：
HCl+NaOH → NaCl+H2O （酸性）
Zn+2HCl → ZnCl2+H2↑ （氧化性）
MnO2+4HCl（濃） ?→?加熱 MnCl2+2H2O+Cl2↑ （還原性）
【例題精選】：
例 1 怎樣用化學方法證明氯酸鉀中含有氯元素？簡述實驗步驟、現象，并寫出有關反應的化學方程
式。
解析：因為 KClO3溶于水后發生電離：KClO3 →K++ClO3
－
，所以溶液中并無 Cl－，向溶液中加入 AgNO3
溶液也無沉淀產生（AgClO3可溶），無法檢驗出氯元素的存在。根據我們掌握的知識，只能先將 KClO3分
解，使 KClO3 中的氯元素轉化成含 Cl
－
的化合物再加以檢驗即可證明。
答：取少量氯酸鉀固體加 MnO2后加熱，充分反應，待不產生氣體后停止加熱，冷卻后將殘留物溶于
水過濾，棄去沉淀物，在濾液中滴加 AgNO3溶液，產生白色沉淀，再加少量稀 HNO3，沉淀不消失，即說
明原 KClO3中含有氯元素。
2KClO3 2KCl+3O2↑
KCl+AgNO3→AgCl↓+KNO3

例 2 如何利用氯酸鉀與二氧化錳的混合物，通過適當反應來制取氯氣？寫出有關反應的化學方程式。
解析：KClO3 與 MnO2 的混合物充分加熱后的殘渣成分為 KCl 和 MnO2，MnO2 與濃鹽酸共熱可產生
Cl2，但無濃鹽酸，這時可利用 KCl 與濃 H2SO4反應來制取即可達到目的。
答：向 KClO3和 MnO2 混合物充分加熱分解后的殘渣中加入濃 H2SO4，共熱，即可制出 Cl2。
2KClO3 2KCl+3O2↑
2KCl+H2SO4(濃) K2SO4+2HCl↑
MnO2+4HCl MnCl2+2H2O+Cl2↑

例 3 食鹽和足量濃硫酸混和并加強熱，將生成的氣體用 100 毫升水吸收制成溶液，向該溶液中加足
量硝酸銀充分反應后，得沉淀 28.7g，求食鹽的質量。
解析：據題意分析發生的反應首先生成的氣體是氯化氫，溶于水則成鹽酸，向該溶液加 AgNO3 溶液
后生成的沉淀是 AgCl，應根據有關反應方程式，利用起始物（食鹽）與最終物（AgCl）之間的質量關系
建立關系式求解，就可將多步反應的運算轉化成一步計算，可簡化其運算過程。
解：設需食鹽的質量為 x
∵2NaCl+ H2SO4(濃) Na 2SO4+2HCl↑
HCl+ AgNO3→AgCl↓+HNO3
∴關系式 NaCl——HCl——AgCl
58.5 143.5
x 28.7g
58.5∶x=143.5∶28.7g
x=11.7g
答：略

8

氧化還原反應
【學習目標】
掌握氧化還原反應的原理及反應規律,以及氧化還原規律的應用。
【學習內容】
1. 氧化還原反應基礎知識
氧化還原反應 有關概念
及轉化關系
實質：有電子轉移 即得失與偏移
特征：反應前后元素的化合價發生變化
化合價降低，得電子，被還原 發生還原反應
概念
及
轉化
氧化劑 還原劑 還原產物 氧化產物
氧化性 還原性
化合價升高，失電子，被氧化（發生氧化反應）
：
( )
( )
( ) ( )
?
?
?
?
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??
?
?
?
?
?
?
?
+ +
氧化還原反應 有關概念
及轉化關系 電子轉移表示法
單線橋表示法 表示電子轉移的過程，箭號由失電子元素
指向得電子元素，表示轉移電子數時，無需“得”、
“失”二字
雙線橋表示法 表示電子轉移的結果，箭號連接變化前后的
同種元素。表示轉移電子數時，需標明“得”或
“失”
?
?
?
?
??
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??
?
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?
?
?
?

氧化還原反應
方程式配平
原則：氧化劑化合價降低總數 還原劑化合價升高總數
步驟：“一標、二找、三定、四平、五查”即“標好價、找變化、定總數、
配系數、再檢查”
有關計算：關鍵是依據氧化劑得電子總數與還原劑失電子總數相等，列出守恒關系式求解
=?
?
?
??
?
?
?
?
?
?
?

2. 物質氧化性或還原性強弱的比較
（1）由元素的金屬性或非金屬性比較
<1>金屬陽離子的氧化性隨其單質還原性的增強而減弱
單質的還原性逐漸減弱
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au、 、 、 、 、 、 、 、 、 、 、 、 、 、( )
對應陽離子的氧化性逐漸減弱

<2>非金屬陰離子的還原性隨其單質的氧化性增強而減弱
單質的氧化性逐漸減弱
F Cl Br I、 、 、
對應陰離子的還原性逐漸減弱

9
（2）由反應條件的難易比較
不同的氧化劑與同一還原劑反應時，反應條件越易，其氧化劑的氧化性越強。如：
OHClMnClKClHClKMnO 2224 8522162 +↑++→+ （常溫）
MnO HCl MnCl Cl H O2 2 2 24 2+ + ↑ +( )濃
?
（加熱）
前者比后者容易發生反應，可判斷氧化性：KMnO MnO4 2> 。同理，不同的還原劑與同一氧化劑反
應時，反應條件越易，其還原劑的還原性越強。
（3）根據被氧化或被還原的程度不同進行比較
當不同的氧化劑與同一還原劑反應時，還原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越強。如
2 3 22 3Fe Cl FeCl Fe S FeS+ +
? ?
, ，根據鐵被氧化程度的不同 ( )Fe Fe3 2+ +、 ，可判斷氧化性：
Cl S2 > 。同理，當不同的還原劑與同一氧化劑反應時，氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性就越
強。
（4）根據反應方程式進行比較
氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物
氧化性：氧化劑>氧化產物；還原性：還原劑>還原產物
（5）根據元素周期律進行比較
一般地，氧化性：上>下，右>左；還原性：下>上，左>右。
（6）某些氧化劑的氧化性或還原劑的還原性與下列因素有關：
溫度：如熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的氧化性強。
濃度：如濃硝酸的氧化性比稀硝酸的強。
酸堿性：如中性環境中 NO3
? 不顯氧化性，酸性環境中 NO3
? 顯氧化性；又如 KMnO4 溶液的氧化性隨
溶液的酸性增強而增強。
注意：物質的氧化性或還原性的強弱只決定于得到或失去電子的難易，與得失電子的多少無關。如還
原性： Na Mg Al> > ，氧化性：濃 HNO3 >稀 HNO3 。
【知識詳解】 氧化還原反應中的幾條基本規律。
（1）守恒關系：化合價升降總數相等，電子得失數目相等。
（2）元素處于最高價態時，只有氧化性；元素處于最低價態時，只有還原性；元素處于中間價態時，
既有氧化性又有還原性。如硫元素：濃 H SO2 4 中的 S 處于+6 價，是最高價，只有氧化性；H S Na S2 2、 中
的 S 處于?2 價，是最低價，只有還原性； SO2 、
Na SO2 3中的 S 為中間價態+4 價，既具有氧化性，又具有還原性。
（3）強氧化劑與強還原劑之間一般都能發生氧化還原反應。中學化學中常見的強氧化劑有濃
H SO HNO KMnO Cl Br O HClO KClO H O2 4 3 4 2 2 2 3 2 2、 、 、 、 、 、 、 、 、
Na O2 2 、O3等；常見的強還原劑有活潑金屬單質、C、 H2 、CO、 H S Fe2
2、 + 、 SO2 等。
（4）同一氧化還原反應中，反應物與生成物間氧化性與還原性強弱對比的一般規律是：
10
氧化性 氧化劑>氧化產物；
還原性 還原劑>還原產物。
即強氧化劑和強還原劑生成弱氧化劑和弱還原劑。
（5）金屬單質還原性越強，其對應陽離子的氧化性越弱；非金屬單質氧化性越強，其對應陰離子的
還原性越弱。
（6）氧化還原反應中，元素以相鄰價態間的轉化最易發生；同種元素不同價態之間若發生反應，元
素的化合價只靠近而不交叉；同種元素，相鄰價態間不發生氧化還原反應。
【典型例題】
例 1.制備氰氨基化鈣的化學方程式為
↑+↑+↑+→+ 2223 2 COHCOCaCNHCNCaCO ，在反應中（ ）
A. 氫元素被氧化，碳元素被還原
B. HCN 既是氧化劑又是還原劑
C. CaCN 2是氧化產物， H2 是還原產物
D. CO 為氧化產物， H2 為還原產物
解析：本題考查氧化還原反應的有關概念。解題時要仔細分析反應物和生成物的分子式，正確標出化
合價，然后根據“價升高→失電子→還原劑→氧化反應→氧化產物；價降低→得電子→氧化劑→還
原反應→還原產物”確定有關概念。 2
0
22
421
3 2 COHCONCCaNCHCaCO +++→+
+++
（注意生成物CO2
中碳元素來自CaCO3，它的化合價在反應前后沒有發生變化），即氫元素化合價降低，碳元素化合價升高，
故 HCN 既是氧化劑又是還原劑，CaCN 2是氧化產物， H2 是還原產物。
答案：B、C。
點評：此類結合實例確定氧化還原反應的有關概念的試題，其解題方法是：找變價→判類型→分升
降→定其他。其中“找變價”是非常關鍵的一步，特別是反應物中含有同種元素的氧化還原反應（如本
題反應物均含有碳元素），必須弄清它的變化情況。
例 2.對于司機酒后駕車，可對其呼出的氣體進行檢驗而查出，所利用的化學反應如下：
OHCHOCHSOCrSOHOHHCCrO 2334242523 63)()(33)(2 ++→++ 綠色紅色
被檢測的氣體成分是_____________，上述反應中氧化劑是______________，還原劑是___________。
解析：氧化還原反應有關概念的確定都是從分析元素化合價有無變化及其升降情況入手，有機反應也
不例外。本題的關鍵是如何確定有機物中各元素的價態，通常的處理方法是：把 H、O 的價態分別定為+1、
?2（即它們的價態不變），碳元素價態可變，其價態根據化合物中化合價的代數和為零進行推算，據此有：
C H O C H OH C H O CH CHO2
2
6 2 5 2
1
4 3
? ?
→( ) ( )，顯然C H OH2 5 是還原劑。由于Cr O Cr SO
+ +
→
6
3 2
3
4 3( ) ，
故CrO3 是氧化劑。
答案：C H OH CrO C H OH2 5 3 2 5
點評：本題也可依據氧化還原反應的規律進行推理得解，即：在CrO H SO3 2 4、 兩反應物中，只有Cr
11
的化合價降低，而任何氧化還原反應中元素的化合價有升有降，故C H OH2 5 中必含化合價升高的元素，
C H OH2 5 是還原劑。
例 3.下列敘述正確的是（ ）
A. 含金屬元素的離子不一定都是陽離子
B. 在氧化還原反應中，非金屬單質一定是氧化劑
C. 某元素從化合態變為游離態時，該元素一定被還原
D. 金屬陽離子被還原不一定得到金屬單質
解析：本題主要是考查氧化還原反應概念正誤的判斷。
A. 含金屬元素的離子不一定是陽離子。如 AlO Cr O MnO2 2 7
2
4
? ? ?、 、 等。A 正確。
B. 物質的氧化性、還原性與元素的價態有關。一般地，處于最低價態的元素不能再得電子，只有還
原性，如金屬單質、Cl S? ?、 2 等；處于最高價態的元素不能再失電子，只有氧化性，如 Fe Cu Ag3 2+ + +、 、
等；處于中間價態的元素，如 S H Cl
0
2
0
2
0
、 、 等既有氧化性又有還原性，當遇強氧化劑時，它做還原劑，
當遇強還原劑時，它做氧化劑，如 SSNaSNa ,2 2→+ 是氧化劑， SSOOS ,22 ?→?+
加熱 是還原劑，B
不正確。
C. 元素處于化合態，其價態本身有高、低價態之分，所以從化合態變為游離態，其價態可能是從高
價態降為 0 價，也可能是從低價態升為 0 價，如
0
44
2
CuFeSOSOCuFe +→+
+
和
0
2
1
2 22 BrNaClBrNaCl +→+
?
，因此該元素可能被還原，也可能被氧
化。C 不正確。
D. 金屬陽離子被還原，只表明金屬陽離子的化合價降低，其產物不一定是單質，如高價金屬陽離子
被較弱的還原劑還原時，可被還原成低價態的金屬陽離子：
+++
+→+
223
22 CuFeCuFe 。D 正確。
答案：A、D。
點評：解此類有關概念辨析的試題應遵循“理解概念抓實質”的原則，若是再輔以具體實例，會使抽
象的問題具體化，其判斷結果更具有可靠性。
例 4. 已知 I Fe SO? +、 、2 2 和 H O2 2 均有還原性，它們在酸性溶液中還原性的強弱順序為
SO I H O Fe2 2 2
2> > >? + 。則下列反應不能發生的是（ ）
A. +?++ ++→++ HSOFeOHSOFe 4222 24
2
22
3
B. HISOHOHSOI 22 42222 +→++
C. OHOSOSOHOH 2224222 2++→+
D. ?++ +→+ IFeIFe 222 32
2
解析：解題時可先假設各選項反應均能發生，推出選項中相應微粒還原性的強弱順序，然后對照已知
微粒還原性強弱順序，從而確定反應能否發生。
12
由還原性強弱順序的判斷規律可知，各選項有關微粒還原性強弱順序為：A. SO Fe2
2> + ；B.
SO I2 >
? ；C. H O SO2 2 2> ；D. Fe I
2+ ?> ，對比 SO I H O Fe2 2 2
2> > >? + ，C、D 與此相違背，故
C、D 反應不能發生。
答案：C、D。
點評：氧化還原反應能否發生，其規律是：強氧化劑+強還原劑→弱氧化劑+弱還原劑，或者說氧化
性、還原性體現“以強制弱”的原則。
例 5.根據下列反應判斷有關物質還原性由強到弱的順序是（ ）
（1） 422232 2 SOHHIOHISOH +→++
（2） 223 2222 IHClFeClHIFeCl ++→+
（3） 332332 )(2243 NOFeOHNOFeClHNOFeCl ++↑+→+
A. H SO I Fe NO2 3
2> > >? +
B. I Fe H SO NO? +> > >2 2 3
C. Fe I H SO NO2 2 3
+ ?> > >
D. NO Fe H SO I> > >+ ?2 2 3
解析：本題是根據物質氧化性或還原性強弱的規律解題。在同一氧化還原反應中，氧化劑+還原劑=還
原產物+氧化產物，還原性：還原劑>還原產物；氧化性：氧化劑>氧化產物，概括為：左>右。據此規律，
由反應式（1）可知還原性 H SO HI2 3 > ，由（2）可知還原性 HI FeCl> 2 ，由（3）可知還原性 FeCl NO2 > 。
綜合（1）（2）（3）得： H SO I Fe NO2 3
2> > >? + 。
答案：A
點評：根據氧化還原反應，判斷有關微粒的氧化性、還原性的強弱是化學中的一條重要規律的應用，
也是高考考查的熱點知識。
氧化還原反應反應方程式配平
[學習目標]
1．氧化還原反應方程式的配平原則。
2．掌握配平氧化還原反應方程式的一般步驟。
[學習內容]
一、氧化還原反應的配平依據：
1．化合價升降規律：氧化劑得電子總數跟還原劑失電子總數必相等，表現在化合價上就有被氧化元
素化合價升高的價數必定跟被還原元素化合價降低的價數必定相等。
2．質量守恒定律：任何化學反應前后，各元素原子個數必定守恒。
13
二、配平的一般步驟：
（1）找出反應前后化合價發生變化的元素；
（2）分析各變價元素的化合價升、降的價數；
（3）以化學式為單位，求出化合價升、降價數的最小公倍數，使有關元素的化合價升、降總價數相
等。
（4）用觀察法配平其它元素的化學計量數。
（其中 1、2、3 是為了保證電子得失數相等，第 4 步是保證反應符合質量守恒定律）
三、例題 配平下列方程式
1．標價態 觀察分析并標出發生氧化反應和還原反應的各元素反應前后的化合價。
+
+
50
3C H N O —
+ +
+
4 4
2 2N O C O + H2O
2．列變化 標出反應前后元素化合價的變化情況
化合價升高 4


+
+
50
3C H N O ——
+ +
+
4 4
2 2N O C O + H2O

化合價降低 1
3．令相等，配計量數 找它們的最小公倍數，這樣就可使化合價升高和降低的總數相等。
化合價升高 4


+
+
50
3C 4 H N O ——
+ +
+
4 4
2 24 N O C O + H2O

化合價降低 1×4
4．觀察配平，單線變箭頭


+
+
50
3C 4 H N O →
+ +
+
4 4
2 24 N O C O + H2O

但有時候，對于氧化還原反應中的反應物來說，只有一部分參加了氧化還原反應．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．，此時，應先用化合．．．．
價升降法確定氧化劑或還原劑的化學計量數．．．．．．．．．．．．．．．．．．．，然后再將沒有參加氧化還原反應的原子．．．．．．．．．．．．．．．．．(．或原子團．．．．)．數加到有．．．．
關氧化劑或還原劑的化學計量數上．．．．．．．．．．．．．．．。
[例題] 配平銅與稀硝酸反應的化學方程式。
化合價升高 2×3

3
0
Cu + 2
+ 5
3H N O (稀) —— 3
+ 2
3 2Cu(NO ) + 2
+ 2
N O ↑ + H2O

化合價降低 3×2
[提示]在上述反應里，3 個 Cu(NO3)2 中的 6 個 NO3
—
并沒有參與氧化還原反應，所以應在 2 個 HNO3的基
礎上加上 6 個，即 HNO3的化學計量數應為 8，由此也可知 H2O 的化學計量數應該為 4。
3Cu + 8HNO3 (稀) →3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
1、配平原則：在氧化還原反應元素間得失電子總數（或化合價升降總數）相等。
2、配平方法：一標、二找、三定、四平、五查
[模擬試題]
14
1．根據以上步驟，配平以下氧化還原反應方程式：
（1）□Cr3++□Na2O2+□OH-—□CrO42-+□Na++□H2O
（2）□CrI3+□Cl2+□KOH—□K2Cr2O7+□KIO4+□KCl+□H2O
（3）□P4+□HNO3+□H2O—□H3PO4+□NO↑
（4）□Mn2++□S2O82-+□H2O—□SO42-+□MnO4-+□H2O
（5）□Zn+□H++□NO3-—□Zn2++□NO+□H2O
（6）□HClO4+□P+□H2O—□HCl+□H3PO4

鹵族元素
【學習目標】
1. 了解鹵族元素性質變化的規律。
3. 對鹵化銀的性質、用途及碘對人體健康等知識有一個大致印象。

【學習內容】
15
元素 氟（F） 氯（Cl） 溴（ Br ） 碘（I）
原子結構


＋9 2 7




＋17 2 8 7


＋35 2 818 7


＋53 2 81818 7
原子與離子
半徑
由小到大
色態 淺黃綠色氣體 黃綠色氣體 暗紅色液體易揮發 紫黑色有金屬光
澤固體易升華
密度
逐 步 增 大
單
質
的
物
理
性
質
熔沸點
逐 漸 升 高
單質的氧化性
由 強 到 弱

離子的還原性 F Cl Br I? ? ? ?< < <
與 H2 反應
條件
冷暗處
劇烈化合爆炸
光照下
劇烈化合而爆炸
加熱條件下
較慢地化合
持續加熱
慢慢地化合同時分解
穩定性
HF 很穩定
有腐蝕性
水溶液為弱酸
HCl 穩定
水溶液為強酸
HBr 較穩定
易被氧化
水溶液為強酸
HI 不穩定
易被氧化
水溶液為強酸
氫
化
物
水溶液
酸 性
由 弱 到 強
跟水的反應 使水迅速分解
放出氧氣
在日光照射下，
緩緩放出氧氣 反應較氯為弱 只起很微弱的反應
含氧酸 —
HClO4、 HClO3
、 HClO
HBrO4 等 HIO HIO4 3、 等
含氧酸的強弱 HClO HBrO HIO4 4 4> >
活動性比較 F Cl Br I2 2 2 2> > >
AgX 穩定性 AgF AgCl AgBr AgI> > >
（白色、易溶）（白色、難溶）（淺黃、難溶）（黃、難溶）
特性
F2 能與稀有氣體
反應，HF 能腐蝕
玻璃
Cl2 易液化
唯一的呈液態非金
屬單質
I2 遇淀粉溶液變藍色


（二）實驗：
1. 萃取、分液
將兩種不互溶的液體用分液漏斗分開的實驗操作叫分液。
萃取是用萃取劑將溶液中的溶質提取出來的一種方法。其原理是溶質在萃取劑中的溶解度要遠大于原
溶液中的溶解度。另外萃取劑與原溶液必須不互溶，能用分液漏斗分開。
2. 實驗室制取 2Cl 和 HCl比較
16
（1）制取裝置相同
都是用固體與液體在加熱條件下的反應，都用分液漏斗和燒瓶。
（2）制法原理不同
2Cl 是單質氣體，從化合物制單質，元素的化合價必定要改變。因此制 2Cl 要利用的是氧化還原反應。
HCl是酸性氣體，用酸跟鹽的復分解反應制取，屬于非氧化還原反應。
（3）氣體收集方法相似不相同
H CC l和2 都是比空氣重的氣體，都用向上排氣集氣法收集。不同的是 2Cl 有毒，集氣瓶要加橡膠塞。
2Cl 與水反應， HCl極易溶于水，因此都不能用排水法收集。
（4）氣體干燥方法相同
都能用濃 42S OH 進行干燥。
（5）氣體檢驗方法不同
2Cl 用濕潤的淀粉 K I試紙檢驗。 HCl用濃氨水或濕潤的藍色石蕊試紙檢驗。
3. 鹵素單質與鹵素離子檢驗方法比較
2Cl 氣、 2Br 蒸氣都用濕的淀粉 K I試紙檢驗。鹵素離子用酸化的硝酸銀溶液檢驗，分別生成 AgCl 白
色沉淀，AgBr 淺黃色沉淀，AgI 黃色沉淀。這三種沉淀都是強酸銀鹽沉淀，不溶于稀酸。氫氟酸是弱酸，
AgF 可溶。
【例題分析】
例 1. 隨著鹵素原子半徑的增大，下列遞變規律正確的是（ ）
A. 單質的熔沸點逐漸降低 B. 鹵素離子的還原性逐漸增強
C. 氣態氫化物穩定性逐漸增強 D. 單質氧化性逐漸增強
解析：鹵族元素均為分子晶體，按原子序數遞增的順序，單質相對分子質量逐漸增大，晶體中分子間
作用力逐漸增大，物理性質表現為顏色逐漸加深、熔沸點逐漸升高。
鹵族元素的化學性質的變化是隨原子結構的有規律變化而變化的。規律是：隨著原子序數的逐漸增加，
電子層數逐漸增多，原子半徑逐漸增大，原子核對最外層電子的吸引逐漸減弱，得電子能力逐漸減弱，則
單質的氧化性逐漸減弱，離子或氣態氫化物的還原性逐漸增強，氣態氫化物形成逐漸變難，穩定性逐漸減
弱。
答案：B
例 2. 砹（ At ）是核電荷數最多的鹵族元素，推測砹或砹的化合物最不可能具有的性質是（ ）
A. 砹化氫 HAt 很穩定 B. 砹易溶于某些有機溶劑
C. 砹是有色固體 D. AgAt 不溶于水， NaAt 的熔點較高
解析：鹵素氫化物的穩定性是隨著非金屬活潑性增強而遞增的，氟的非金屬性最強，所以氟化氫最穩
定。砹的活潑性較 F、Cl Br、 、I 都差，其氫化物應該比碘化氫還不穩定。
鹵素單質有易溶于某些有機溶劑的特性，砹為鹵素，其單質也應易溶于某些有機溶劑。
鹵素單質氟、氯、溴碘均有顏色，砹單質也必然有顏色。鹵素單質隨分子量遞增熔沸點遞增，氟氯單
質為氣態，溴單質為液態，碘單質為固態，砹是比碘分子量還大的鹵素，肯定為固態。
AgCl AgBr AgI、 、 均為不溶于水的固體，依次可推知 AgAt 也不溶于水。 NaCl NaBr NaI、 、 等
17
鹵素的堿金屬鹽都屬于離子晶體， NaAt 也屬于離子晶體，因此有較高的熔沸點。
答案：A。
例 3. 甲、乙、丙三溶液各含有一種 X ?（ X ?為Cl ? 、Br ?或 I ? ）離子，向甲中加入淀粉溶液和氯水，
則溶液變為橙色，再加丙溶液，顏色無明顯變化。則甲、乙、丙依次含有（ ）
A. Br I Cl? ? ?、 、 B. Br Cl I? ? ?、 、
C. I Br Cl? ? ?、 、 D. Cl I Br? ? ?、 、
解析：向甲種加入淀粉溶液和氯水，溶液變為橙色，應是 Br2 水的顏色，則甲種必含有 Br
?
，被Cl2 置
換生成了 Br2 ，由此否定了 C、D，再加丙溶液，顏色無明顯變化，說明丙溶液中不含 I
?
，否則加入后應
被 Br2 所置換，生成 I2 ，溶液應為藍色，與題給條件不符，則丙溶液只
含有Cl ? 、 I ? 必在乙溶液中。因此甲、乙、丙溶液依次含有 Br I Cl? ? ?、 、 。
答案：A
例 4. 在 50g 含有 1.17g 氯化鈉和 0.84g 氟化鈉的溶液中滴入過量的硝酸銀溶液，充分攪拌靜置、過濾、
洗滌、干燥，稱量得到 2.87g 固體，由此可以得出的正確結論是（ ）
A. 氯離子只有一部分參加反應
B. 氟離子只有一部分參加反應
C. 氟化銀難溶于水
D. 氟化鈉和硝酸銀在溶液中無沉淀生成
解析：從已知條件來看，溶液中既有 NaCl ，又有 NaF 。加入 AgNO3溶液后， NaCl 能生成 AgCl
沉淀，但不知道 AgF 是否沉淀。這樣我們應計算 1.17g NaCl 能生成多少克 AgCl 沉淀，若生成的 AgCl 質
量小于 2.87g，則 AgF 是難溶的，若生成的 AgCl 質量等于 2.87g，則 AgF 是可溶的。通過計算，確定生
成的 AgCl 的質量正好等于 2.87g。
例 5. 向5mL NaCl 溶液里滴入一滴 AgNO3溶液，出現白色沉淀，繼續滴加一滴 KI 溶液，沉淀變為黃
色，再滴入一滴硫化鈉溶液，沉淀又變成黑色。根據上述變化過程，分析此三種沉淀物的溶解程度關系為
（ ）
A. AgCl AgI Ag S= = 2 B. AgCl AgI Ag S< < 2
C. AgCl AgI Ag S> > 2 D. AgI AgCl Ag S> > 2
解析：這是一個信息給予題，在初中我們認為鹽和鹽的反應一定要兩者均可溶，但事實上這個看法不
全面，如本題中所描述的， NaCl 溶液中加入 AgNO3溶液后，首先生成白色 AgCl 沉淀，再加入 NaI ，
生成黃色沉淀，顯然是 AgI ，再加入 Na S2 ，生成黑色沉淀，顯然是 Ag S2 ，由此可簡單說明，肯定發生
了化學反應。根據反應的實際情況，應總結出，在溶液中進行的化學反應，總是朝降低離子濃度的方向進
18
行，所以溶解程度 AgCl AgI Ag S> > 2 。
答案：C。
例 6. 氰氣分子式為 ( )CN 2 ，它的性質和鹵素相似，稱為擬鹵素，對其性質和有關化合物性質的敘述正
確的是（ ）
A. NaCN 和 AgCN 都易溶于水
B. HCl 和 HCN 都易形成白霧
C. HCl 和 HCN 的水溶液都有極強的酸性
D. ( )CN 2 和 NaOH 溶液反應生成 NaCN NaCNO H O， 和 2
解析：對于 ( )CN 2 ——氰氣、( )SCN 2 ——硫氰和 ( )OCN 2 ——氧氰，在自由狀態時，其性質與鹵素
單質很相似，所以我們稱之為擬鹵素。同鹵素一樣均可形成負一價的離子如：氰離子CN ?，氰酸根離子
OCN ? ，硫氰酸根離子 SCN ? 。所以我們對比鹵素和擬鹵素時，要注意其共性同時也需注意其差異性。
當擬鹵素和金屬化合成鹽時，與鹵素相似，它們的銀鹽均難溶于水，所以 AgCN 難溶；氰化氫是無色氣
體，可以和水以任意比例互溶，水溶液為氫氰酸，酸性極弱，所以 C 不正確；和Cl2 一樣 ( )CN 2 可與 NaOH
反應，反應式為
OHNaOCNNaCNNaOHCN 22 2)( ++→+
答案：BD。
【疑難解答】

根據下圖實驗，填空和回答問題
（1）燒瓶中所發生的主要反應的化學方程式是________________________________
___________________________________。
裝置（II）的燒杯中冷水所起的作用是__________；裝置（III）的燒杯中液體的作用是__________。
（2）進行此實驗時，燒瓶內的橡皮塞最好用錫箔包住，用橡皮管連接的兩玻璃管口要相互緊靠，這
是因為__________________________________________________。
（3）裝置（III）的燒杯中使用倒置漏斗可防止液體倒吸，試簡述其原因。
答：____________________________________________________________

19
(Ⅰ)
濃硫酸
二氧化錳
和溴化鈉
冷水
(Ⅱ) (Ⅲ)

精析：本題綜合性強，首先要仔細觀察分析所給的實驗圖示，明確實驗目的，意圖和裝置的作用、原
理等。進入題設的情境，接受所得的信息，并結合所要回答的問題，遷移、聯想、重組所學過的有關知識，
深入思考分析，從而得出正確結論。
（1）由所給物質（濃 H SO MnO NaBr2 4 2、 、 ）可知，在加熱條件下，濃 H SO MnO2 4 2、 都有氧化
性，特別是在強酸性條件下 MnO2 氧化性很強，NaBr 中的 Br
?有還原性，因此一定能發生氧化還原反應，
把 Br ?離子氧化成溴單質。酸性條件下 MnO2 作氧化劑，還原產物是 Mn
2+。方程式可以寫總的反應的方
程式，也可以分兩步寫，先寫出 NaBr 與濃 H SO2 4反應制 HBr ，然后再寫 HBr 被 MnO2 氧化制溴單質。
由于主要產物是溴蒸氣，結合常溫下 Br2 是液態，就可知（II）燒杯中冷水的作用是冷凝。考慮未冷
凝的溴蒸氣和少量 HBr （甚至有少量 SO2 ）等將成為尾氣，因此（III）燒杯中液體應該是堿液，起的是
吸收未冷凝氣體的作用。
（2）題中給出橡皮塞、橡皮管，產生的氣體又主要是溴蒸氣，聯想到橡膠的主要成分是聚異戊二烯
等，其中有雙鍵，能與溴發生加成反應，從而可得出溴蒸氣會腐蝕橡皮塞和橡膠管的結論。
（3）題設是防止液體倒吸的裝置，要簡述其原因。應從所給裝置與防止倒吸兩方面來考慮。吸收的
條件是吸收液能跟氣體反應，或是氣體在該吸收液中溶解度很大。這兩種情況下，體系的壓力都減小，很
容易造成體系負壓，使得外界氣壓大于體系的壓力，因而發生倒吸。題目所給的裝置是倒置的漏斗，又是
漏斗口剛剛沒入吸收液中，從而明確當氣體被吸收時，液體上升到漏斗中。由于漏斗的容積較大，導致燒
杯中液面明顯下降，使漏斗口脫離液面，漏斗中的液體又流回燒杯內，從而防止了倒吸。
答案：
（1）2 3 2 22 4 2 4 4 2 2NaBr H SO MnO NaHSO MnSO H O Br+ + + + + ↑
?

20
或2 2 22 4 2 2 4 4 2 2NaBr H SO MnO Na SO MnSO H O Br+ + + + + ↑
?

分步方程式為：
NaBr H SO NaHSO HBr+ + ↑2 4 4（濃）
?

（或2 22 4 2 4NaBr H SO Na SO HBr+ + ↑（濃）
?
）
4 22 2 2 2HBr MnO MnBr H O Br+ + + ↑
?

冷凝；吸收未冷凝的氣體。
（2）溴蒸氣會腐蝕橡皮塞和橡膠管。
（3）當氣體被吸收時，液體上升到漏斗中。由于漏斗容積大，導致燒杯中液面下降，使漏斗口脫離
液面，漏斗中的液體又流回燒杯中，從而防止了倒吸。

化學鍵

【學習目標】
1. 理解離子鍵、共價鍵的概念，能用電子式表示離子化合物和共價化合物的形成
2. 了解化學鍵的概念和化學反應的本質
【學習內容】
一、 離子鍵
使陰、陽離子結合成化合物的靜電作用，叫做離子鍵。
從下列幾個方面掌握離子鍵：
1、成鍵的微粒：陰離子和陽離子
2、鍵的本質：陰離子和陽離子之間的靜電作用。
3、鍵的形成條件：
離子鍵
活潑非金屬
活潑金屬
達到平衡
排斥吸引化合 ??? →?
??
?
?
?
?? →?
?→?
?? →?
?+
+?
?
?
,
mme
nne
XX
MM

4、⑸成鍵的主要原因：
⑴ 原子容易相互得、失電子形成陰、陽離子；
⑵ 離子間的吸引和排斥達到平衡；
⑶ 成鍵后體系的能量降低
5、通過離子鍵形成的化合物均為離子化合物，如強堿、大多數鹽以及典型的金屬氧化物等。
6、離子鍵的強弱及其意義：
⑴影響離子鍵強弱的因素有：離子的半徑和電荷，即離子半徑越小，帶電荷越多，陰、陽離子間的作用
就越強。
⑵強弱與性質的關系：影響該離子化合物的熔點、沸點和溶解性等。例如： r （ +Na ） r< （ +K ），
所以離子鍵 NaCl較 KCl強，熔點 NaCl比 KCl高；又如 32OAl 和MgO ，它們均由半徑小、高電荷（
+3Al 、
+2Mg 、 ?2O ）的離子構成，離子鍵很強，所以它們均為高熔點物質，常用作耐火材料。
7、電子式：
用來表示原子、離子或分子的一種化學符號。
⑴原子的電子式：常把其最外層電子數用小黑點“·”或小叉“×”來表示。
21
例如：硫原子： ??
..
..
S 鉀原子： ×K 氖原子： ::
..
..
Ne
⑵>陰離子的電子式：不但要畫出最外層電子數，而且還應用括號“［］”括起來，并在右上角標出“ ?n ”
電荷字樣。例如：
氧離子： ?××?
2
..
..
].[ O 氟離子： ?:][:
..
..
F
⑶陽離子的電子式：不要求畫出離子最外層電子數，只要在元素符號右上角標出“ +n ”電荷字樣。例如：
鈉離子： +Na 鎂離子： +2Mg 鋇離子： +2Ba
⑷原子團的電子式：不僅要畫出各原子最外層電子數，而且還應用括號“［］”括起來，并在右上角標出
“ ?n ”或“ +n ”電荷字樣。例如：
銨根離子： +]::[
..
..
H
H
H
NH 氫氧根離子： ?]:[:
..
..
HO
⑸離子化合物的電子式：由陰、陽離子的電子式組成，但對相同的離子不得合并。例如：
SK 2 ： +?××
+ KSK 2
..
..
]..[ CaO： ?2××
+ :][
..
..
2 OC a
2CaF ： ?×
+?
× : ].[].[ :
..
..
2
..
..
FC aF 22ON a ： +?××+ N aOON a 2
..
..
..
..
. ].:[
⑹ 離子鍵形成的表示法：
NaH： ?×
+× →?+ ].[ HN aHN a
2M gCl ： Mg Cl Cl Mg Cl×
×
?
×
?
+
?
×
?
+ ? →
?
?
?
?
?
?
?
??
?
??
2 2. . : : . . . . :
. . . . . .
( ) ( )原子電子式 化合物電子式
? ??? ???

8、書寫離子化合物的電子式的方法：
⑴每個離子都要單獨寫，如
?×+ 2
..
..
2 : ].[ C lC a （錯） ?×+?× : ].[][ :
..
..
2
.
..
..
C lC aC l （對）
⑵在陽離子元素符號的外面不需再寫出新成為最外層的 8 個電子，而應在右上角注明陽離子所帶的正
電荷數。如鎂離子 +2Mg 。
⑶在陰離子元素符號的周圍應用小黑點畫其最外層的 8 個電子（ ?H 最外層 2 個電子），并用方括號跟
陽離子隔開，再在括號外的右上角注明陰離子所帶的負電荷數。如溴離子 ?
× ].[:
..
..
Br 。
⑷離子的電荷數要注意與化合價相區別。如：
22
2
..
..
]..[ ?×× O （錯） ?×× 2
..
.. ]..[ O （對）
+?××+ N aON a 2
..
..
]..[ （錯） +?××+ N aON a 2
..
..
]..[ （對）
⑸離子要標出離子電荷數，陰離子、原子團要加括號。如：
MNM gNM g ].[].[
..
..
..
..
×
×××
×
× （錯）
+?×××+?×××+ 23
..
..
23
..
..
2 ].[].[ MNM gNM g （對）
?×+ :.
..
..
FLi （錯）
?×+ :].[
..
..
FLi （對）
二、共價鍵
原子間通過共用電子對所形成的相互作用，叫做共價鍵。
從下面幾個方面掌握共價鍵：
1、成鍵的微粒：一般為非金屬原子（相同或不相同）
2、鍵的本質：原子間通過共用電子對（即電子云重疊）產生的強烈作用。
3、鍵的形成條件：一般是非金屬元素之間，且成鍵的原子最外層電子未達到飽和狀態，則在兩原子
之間通過形成共用電子對成鍵。
4、鍵能：分子中所含鍵的鍵能越大，分子越穩定。
（反應物總鍵能－生成物總鍵能） 0> ，反應吸熱。
（反應物總鍵能－生成物總鍵能） 0< ，反應放熱。
5、共價鍵形成的表示方法：
電子式 結構式（一根短線表示一對共用電子）
2N ： :::: NNNN ???? →+ NN ≡
SH 2 ： HSHSH ....2
..
..
..
..
××× →+ HSH ??
2CO ：
..
..
..
..
..
..
::..2 OCOOC ×××××××× →+ OCO ==
三、化學鍵
相鄰的原子之間強烈的相互作用，通常叫做化學鍵。
1、離子鍵、共價鍵的比較：
23
離子鍵 共價鍵
概念 陰、陽離子間通過靜電
作用所形成的化學鍵
原子間通過共用電子對(電子
云重疊)所形成的化學鍵
成鍵微粒 離子 原子
相互作用的實
質
陰、陽離子間的電性作
用
共用電子（電子云重疊）對
兩原子核產生的電性作用
形成條件 活潑金屬（如 K、Na、
Ca 等）跟活潑非金屬
（如 Cl、Br、O 等）
化合時形成離子鍵
非金屬元素形成的單質或化
合物形成共價鍵
實例 2C a C l 、 22ON a 、
N a O H、 N a H
2C l 、 4C C l、 OH 2 、 H F、
3H N O

2、化學反應的本質：
一個化學反應的過程，本質就是舊化學鍵斷裂和新化學鍵形成的過程。
【例題分析】
例 1、下列敘述錯誤的是（ ）
A、帶相反電荷離子之間的相互吸引稱為離子鍵
B、金屬元素與非金屬元素化合時，不一定形成離子鍵
C、某元素的原子最外層只有一個電子，它跟鹵素結合時所形成的化學鍵不一定是離子鍵
D、非金屬原子間不可能形成離子鍵
[解析]相互作用包括相互吸引和相互排斥兩個方面，A 錯；B 正確，如 Acl3 是由活潑金屬與活潑非金屬
形成的共價化合物；C 正確，如 HCl 是通過共價鍵形成的；D 錯，如 NH4+是由非金屬元素形成的陽離子，
銨鹽為離子化合物。
答案：AD
變形題：下面有關離子化合物的說法正確的是（ ）
A、 離子化合物中一定含有金屬元素，含金屬元素的化合物一定是離子化合物
B、 離子鍵只存在與離子化合物中，離子化合物中一定含有離子鍵
C、 離子化合物中不可能含有共價鍵
D、 離子化合物受熱熔化破壞化學鍵，吸收熱量，屬于化學變化
答案：B
例 2、下列電子式書寫正確的是（ ）

[解析]Na2S 的電子式漏寫了一對電子且中括號標錯，NH3的電子式漏寫了一對電子，H2S 是共價化合物。
答案：B
[規律總結]書寫化合物的電子式時，首先判斷它是離子化合物還是共價化合物，共價化合物的電子式中不
使用括號和電荷數。離子化合物中要使用括號和電荷數，陰離子一定加括號，陽離子中只有原子團才使用
括號。
例 3、下列分子中所有原子都滿足最外層 8 電子結構的是（ ）。
A. 光氣（ 2COCl ） B. 六氟化硫 C. 二氟化氙 D. 三氟化硼
解析：四個選項給出的物質都為共價化合物，原子間通過共用電子對相結合。A 項可由 2CO 結構聯想
24
:.
:
..
.:
::
..
..
Cl
Cl
CO ×
×
×
× ，符合題意。B、C 項， 6SF 中 S 有 6 個共用電子對； 2XeF 中 Xe有 2 個共用電子對，S
與 Xe最外層均多于 8 個電子。D 項中 B 最外層只有 3 個電子與 3 個 F 原子形成 3 條共價鍵后，最外層只
有 6 個電子。故本題選 A。
例 4. 化合物 A 是一種不穩定的物質，它的分子組成可用O Fx y 表示。10 mL A氣體能分解生成15 2mL O
和10 2mL F （同溫、同壓下）。
（1）A 的化學式是___________，推斷時的依據是__________。
（2）已知 A 分子中 x 個氧原子呈…O—O—O……鏈狀排列，則 A 分子的電子式是______________，
結構式是______________。
解析：依題意：V A V O V F( ) ( ) ( )： ： ： ： ： ：2 2 10 15 10 2 3 2= = ，根據阿伏加德羅定律，寫出
化學式方程式：2 3 22 2A O F= + ；根據質量守恒定律，A 的化學式為O F3 2 。
答：（1）O F3 2 ；阿伏加德羅定律和質量守恒定律。
（2）: : : : : :
.. . . . . . . . .
. . . . . . . . . .
F O O O F ；F—O—O—O—F。
晶體結構
【學習目標】
理解晶體結構的重點知識。
【學習內容】
一、晶體結構：
原子晶體 離子晶體 分子晶體
作用力形式 共價鍵 離子鍵 分子間作用力
熔沸點 最高 較高 低
硬度 最高 較高 低
實例 金剛石、晶體硅、SiC、SiO2 鹽、強堿 P4、干冰、硫、H3PO4(固)
二、晶體熔沸點比較規律：
1. 不同晶體類型的物質：
原子晶體>離子晶體>分子晶體（一般規律）
2. 同種晶體類型的物質
需比較各種晶體內部作用力的大小，作用力越大其熔沸點越高。
原子晶體 比較? →? 共價鍵的鍵能（鍵長越短，鍵能越高）
離子晶體 比較? →? 離子鍵強弱→ →
?
?
?
陰、陽離子所帶電荷數越高
離子半徑越小
鍵能越高
如 MgO MgCl NaCl NaI> > >2
25
分子晶體 比較? →? 分子間作用力→
→
→
> > >
>
?
?
??
?
?
?
相同類型 分子量越大，作用力越大
如
不同類型 分子極性越大，作用力越大
如
I Br Cl F
CO N
2 2 2 2
2


【例題分析】
例 1. 下列各組物質中，按熔點由低到高排列正確的是（ ）
A. O I Hg2 2、 、 B. CO KCl SiO2 2、 、
C. Na K Pb、 、 D. SiC NaCl SO、 、 2
答案：B
分析：本題是晶體物理性質比較的題型，在 B 選項中干冰為分子晶體， KCl 為離子晶體， SiO2 為原
子晶體，正確。A 選項易誤選，應按在通常情況下，幾種物質的狀態來進行比較，應為O Hg I2 2、 、 。
例 2. 下列各分子中所有原子都滿足最外層為 8 電子結構的是（ ）
A. BeCl2 B. PCl3 C. PCl5 D. N 2
分析：B 選項： PCl3 的電子式為
×
×
× ×
× × × × ×
× ×
× × ×
×
×
×
× × ×
×
Cl P Cl
Cl
.
. .
.
.
，既然 PCl3 滿足最外層 8 電子結構，那么 PCl5 將
不屬于此范疇。
答案：BD
例 3.下列說法正確的是（ ）
(1)非金屬元素不可能組成離子化合物
(2)構成分子晶體的微粒一定含有共價鍵
(3)共價化合物中可能含有離子鍵
(4)離子化合物中可能含有共價鍵
(5)非極性鍵只存在于雙原子單質分子里
(6)不同元素組成的多原子分子里的化學鍵一定都是極性鍵
A. (1)(2)(4)(6) B. (2)(4)(5)(6) C. (1)(3)(5)(6) D. 只有(4)
答案：D
分析：(1)錯。如 NH Cl4 ；(2)錯，如稀有氣體；(3)錯，若有離子鍵即為離子化合物；(4)對；(5)錯，
還可能在 Na O2 2 這樣的離子化合物中；(6)錯，還可以有非極性鍵或配位鍵。

化學反應中的能量變化
[學習目標]
1．從能量的角度考慮化學反應的問題，分析常見放熱反應、吸熱反應并運用化學鍵知識理解反應熱
的涵義。
2．熱化學方程式的書寫和應用
[學習內容]
26
一、反應熱
1．反應熱的概念
在化學反應中，發生物質變化的同時，還伴隨有能量變化，這種能量變化，常以熱能的形式表現出來。
在化學反應過程中放出或吸收的能量，通常叫做反應熱。 許多化學反應的反應熱可以直接測量，其測
量儀器叫做量熱計。中學階段，一般研究的是在一定的溫度和壓強下，在敞開容器中發生的反應所放出或
吸收的熱量。
2．放熱反應和吸熱反應
（1）放熱反應：即有熱量放出的化學反應，其反應物的總能量大于生成物的總能量。
（2）吸熱反應：即吸收熱量的化學反應，其反應物的總能量小于生成物的總能量。
由能量守恒可得：
反應物的總能量：生成物的總能量+熱量(放熱反應)
應物的總能量：生成物的總能量－熱量(吸熱反應)
反應熱符號有正負之分，當 Q <0 時，為吸熱反應，Q >0 時，為放熱反應。
3．反應熱的微觀解釋
化學變化一定生成新的物質，形成新的化學鍵，故必然要破壞舊的化學鍵。化學反應在本質上來說也
就是舊鍵的斷裂和新鍵的形成過程。破壞舊鍵時需要克服原子間的相互作用，這需要吸收能量；形成新鍵
時又要釋放能量。在不做其他功的情況下，當前者大于后者時，就是吸熱反應；當前者小于后者時，為放
熱反應。
放熱反應的反應物具有的總能量大于生成物所具有的總能量，導致反應物轉化為生成物時放出熱量；
吸熱反應是由于反應物具有的總能量小于生成物所具有的總能量，反應物需通過加熱、光照等條件吸收能
量，而使反應物本身的能量升高才能轉化為生成物。

4．化學反應中的能量變化示意圖對于該“示意圖”可理解為下列形式：
二、熱化學方程式
1．熱化學方程式的意義
熱化學方程式是用來表明反應所放出或吸收的熱量的化學方程式。因此熱化學方程式不僅表明了化學
反應中的物質變化，也表明了化學反應中的能量變化。
例如：
熱化學方程式：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)+92.38kJ ，表示的意義為 1mol 氮氣與 3mol 氫氣反應完全
生成 2mol 氨氣，放出 92.38kJ 的熱量
2．熱化學方程式書寫
（1）應注意反應溫度和壓強，因為反應的溫度和壓強不同時，其熱量變化 也不同。
（2）要注明反應物和生成物的聚集狀態。因為物質呈現哪一種聚集狀態，與它們所具有的能量有關，
物質的三態之間的變化本身就伴隨有吸熱或放熱的過程。例如：冰熔化成水時需吸收熱量，水蒸發成水蒸
氣時，也需吸收熱。
常以 g、s、l、aq 分別表示氣、固、液態及水溶液。
（3）要有表明反應熱的“+”、“－”符號。
（4）與一般化學方程式不同，熱化學方程式各物質化學式前的化學計量數不是表示分子個數而是表示
能
量
反應過程 反應過程
反應物
生成物
能
量
Q>0 Q<0
反應物
生成物
27
其物質的量，故化學計量數可以是整數，也可以是分數。對于相同物質的反應，當化學計量數不同，其 Q
也不同。
（5）熱化學方程式的各物質化學式前的化學計量數與反應熱成正比。例如：相同物質的下列化學反
應，前者的反應熱是后者的兩倍。
H2(g)+Cl2(g) →2HCl(g)+184.6kJ
H2(g)+ Cl2(g) →HCl(g)+92.3kJ
[例題解析]
1、概念辨析
例 1：下列說法正確的是（ ）
A．需要加熱才能發生的化學反應一定是吸熱反應
B．任何放熱反應在常溫條件下一定能發生
C．反應物和生成物所具有的總能量決定了反應是放熱還是吸熱
D．吸熱反應在一定條件下（如常溫、加熱等）也能發生
分析：化學反應的能量變化主要表現為放熱或吸熱。反應是放熱還是吸熱主要取決于反應物和生成物
所具有的總能量的相對大小。放熱反應和吸熱反應在一定的條件下都能發生。反應開始時需加熱的反應可
能是吸熱反應，也可能是放熱反應。
答案：CD
2、判斷反應類型
例 2：下列反應既屬于氧化還原反應，又是吸熱反應的是（ ）
A．鎂與稀鹽酸的反應 B．NaOH 與H SO2 4 的反應
C．灼熱的碳與CO2 的反應 D．木炭在空氣中的燃燒反應
分析：A 項中反應Mg HCl MgCl H+ = + ↑2 2 2 ，既是氧化還原反應，同時也是放熱反應；B 項中
反應是非氧化還原反應（即復分解反應），同時也是放熱反應；C 項中反應C CO CO+ 2 2
?
，既是氧化
還原反應，同時也是吸熱反應；D 項中反應是典型的氧化還原反應，同時也是放熱反應。
答案：C
3、比較物質的穩定性
例 3：12g 石墨與氧氣反應生成二氧化碳氣體放出 393.51kJ 熱量，12g 金剛石與氧氣反應生成二氧化碳氣
體放出 395.41kJ 熱量，試比較金剛石與石墨的穩定性（ ）
A．金剛石比石墨穩定 B．石墨比金剛石穩定
C．石墨和金剛石同樣穩定 D．無法確定
分析：石墨比金剛石穩定，因為相同質量的石墨和金剛石都與相同質量氧氣反應，生成相同質量的二
氧化碳氣體。同質量的氧氣具有相同的內能，而金剛石燃燒放出的熱量比石墨燃燒放出的熱量多，是因為
金剛石具有的內能比石墨大，即石墨的穩定性比金剛石好。
答案：B
4、燃料的充分燃燒
例 4：我國鍋爐燃煤采用沸騰爐逐漸增多，采用沸騰爐的好處在于（ ）
A．增大煤炭燃燒時的燃燒熱
B．減少爐中雜質氣體（如 SO2 等）的形成
C．使得化學反應更容易進行
D．使得燃料燃燒充分，從而提高燃料的利用率
28
分析：燃煤采用沸騰爐可增大燃煤與空氣的接觸面，使之燃燒充分，提高燃燒效率。
答案：D
5、聯系生活實際
例 5：天然氣（CH4）、液化石油氣（C3H8）燃燒的化學方程式分別為CH O4 22+
點燃
、
點燃
CO H O C H O CO H O2 2 3 8 2 2 22 5 3 4+ + + 。現有一套以天然氣為燃料的灶具，欲改為燃
燒液化石油氣，應采取的正確措施是（ ）
A．減少空氣進入量，增大石油氣進入量
B．增大空氣進入量，減少石油氣進入量
C．增大空氣進入量，也增大石油氣進入量
D．增大空氣進入量，或減少石油氣進入量
分析：從題給的化學方程式可知，等體積的液化石油氣充分燃燒時需要的氧氣量比天然氣多，故正確
措施應為 D 項。A 項顯然錯誤；B 項會使空氣大大過量，造成熱量損失，也不正確；C 項兩者同時增大，
也會使液化石油氣燃燒不充分，不符合題意。
答案：D

6、聯系實驗
例 6：如圖所示，把試管放入盛有 25℃飽和石灰水的燒杯中，試管中開始放入幾小塊鎂片，再用滴管滴入
5mL 鹽酸于試管中。試回答下列問題：
（1）實驗中觀察到的現象是________________________。
（2）產生上述現象的原因是________________________。
（3）寫出有關反應的化學方程式：________________________。
（4）由實驗推知，MgCl2 溶液和H 2 的總能量________________________（填“大于”、“小于”或“等
于”）鎂片和鹽酸的總能量。

分析：由教材中鋁與鹽酸反應是放熱反應類推鎂與鹽酸反應也為放熱反應，類推方法是拓展知識的重
要思維方法。
答案：
（1）①鎂片上有大量氣泡產生；②鎂片逐漸溶解；③燒杯中析出晶體
（2）鎂與鹽酸反應產生氫氣，該反應為放熱反應，Ca(OH)2 在水中的溶解度隨溫度升高而減小，故析
出 Ca(OH)2 晶體
（3）Mg + 2HCl→MgCl2 + H2↑（4）小于
7、有關計算
例 7．已知甲烷和一氧化碳的混合氣共 0.75mol，完全燃燒后，生成二氧化碳氣體和 18g 液態水，并放
出 515kJ 的熱量，若甲烷的燃燒熱化學方程式為 CH4(g)+2O2(g)→CO2(g)+2H2O(l)+890kJ，則 CO 氣體燃燒
的熱化學方程式為__________
[分析]
要寫出 CO 燃燒的熱化學方程式，關鍵在于算出混合氣體中 CO 為多少摩，燃燒后放出多少熱量，由
29
混合氣體燃燒產生 18g 水以及 CH4 的熱化學方程式可計算出 CH4 的物質的量及燃燒放出的熱量。這樣就可
算出混合氣體中的 CO 的物質的量及其燃燒放出的熱量，從而就能寫出 CO 燃燒的熱化學方程式。
[解] 設混合氣體中含 CH4xmol，燃燒產生的熱量為 ykJ。由 CH4燃燒的熱化學方程式可知：
CH4～2H2O(l)～Q
1mol 2×18g 890kJ
xmol 18g ykJ
得：xmol∶1mol=18g∶(2×18)g=ykJ∶890kJ
解之得：x=0.5；y=445
故 CO 燃燒放出的熱量為 515kJ－445kJ=70kJ
因為 CO 占 0.75mol－0.5mol=0.25mol，由其燃燒放出的熱為 70kJ 可求得 1molCO 燃燒放出的熱量為
70kJ/0.25mol=280kJ。故 CO 燃燒的熱化學方程式為：2CO(g)+O2(g)→2CO2(g)+560kJ。

原電池
【學習目標】
掌握原電池的原理以及金屬的電化學腐蝕的原理及防護
【學習內容】
一、原電池的概念：將化學能轉變為電能的裝置。
二、原電池的組成條件
（1）活潑性不同的金屬（或石墨）作為兩極。活潑性不同是為了使兩極產生電勢差。
（2）電解質溶液 電解質溶液中離子定向移動，傳遞電荷，接通內電路。
（3）兩極連接，形成閉合電路。
我們可以根據這三個組成條件來判斷某裝置是否能構成原電池。
例如：下列裝置是原電池的是（ ）
A．Fe——C(NaCl 溶液) B．Zn——Cu(C2H5OH)
C．Fe——Fe(稀 H2SO4) D．Fe——C(稀 H2SO4)
答案：A、D。
這里要注意：原電池中的電極和電解質溶液不一定發生反應。
例如：
Fe——C(NaCl 溶液)
電極反應為： （－）Fe—2e—→Fe2+
（＋）O2+2H2O+4e—→4OH—
電池總反應式：2Fe+O2+2H2O→2Fe(OH)2
在這里 Fe 并沒有和溶液中溶質 NaCl 發生反應，而是和 O2 發生氧化還原反應。可見在原電池中只要
有能釋放能量的氧化還原反應發生，就可以產生電流。
三、原電池的工作原理
活潑金屬（負極）——失電子——氧化反應——電子流出
不活潑金屬（或石墨）（正極）——得電子——還原反應——電子流入
四、原電池的應用
（一）做電源
要了解常見的一些電池，由所給條件判斷兩極符號、電極反應、電池反應、電解質溶液濃度、pH 變
化等。
30
（二）金屬的腐蝕和防護
1．金屬腐蝕的本質是：
金屬單質失電子被氧化成金屬陽離子的過程，M—ne—→Mn+
金屬被腐蝕就是金屬在自然環境中失去電子變成金屬陽離子的過程。金屬的腐蝕分為化學腐蝕與電化學腐
蝕兩大類。
2. 化學腐蝕
金屬直接與環境中的氧化劑發生反應。如看到鋼花四濺或軋鋼時表皮不斷脫落，都是 Fe 與空氣中O2
反應生成四氧化三鐵的過程。電解食鹽水的工廠有氯氣逸出就會與金屬鐵發生反應生成 FeCl3 。
3. 電化學腐蝕
電化學腐蝕是在有電解質溶液存在條件下金屬發生的腐蝕，在腐蝕過程中金屬表面形成無數多的微小
原電池。
鋼鐵的電化腐蝕又分為析氫腐蝕和吸氧腐蝕。在酸性溶液中發生析氫腐蝕，反應如下：
負極： Fe e Fe? =? +2 2
正極：2 2 2H e H
+ ?+ = ↑
吸氧腐蝕更為普遍，即溶解在水中的氧氣作氧化劑使 Fe 腐蝕，反應如下：
負極：2 4 2 2Fe e Fe? =? +
正極：2 4 42 2H O O e OH+ + =
? ?
金屬腐蝕的防護主要有以下三種方法：
⑴. 改變金屬結構使其耐腐蝕，如制成不銹鋼等。
⑵. 加防護層，如涂油脂、電鍍、熱鍍、搪瓷，加塑料保護層等。
⑶. 電化學防護法，有外加直流電源的保護法及犧牲陽極的陰極保護法。
鋼鐵在電解質溶液中形成原電池時，鐵發生氧化反應作陽極，若找個比鐵活潑的金屬與鐵相連，發生
電化學反應時，較活潑金屬作陽極被腐蝕，而鋼鐵被保護作陰極，這就叫犧牲陽極的陰極保護法。如在軍
艦的船骨上焊上鋁合金就可以有效地防止鋼鐵軍艦被海水腐蝕。
（三）加快反應速率
例如：純鋅與稀 H2SO4反應速率較慢，當加入 CuSO4溶液以后，反應速率加快，因為 Zn+Cu2+→Cu+Zn2+
析出的 Cu 與 Zn 接觸，在稀 H2SO4 中形成原電池，加快反應速率。
（四）判斷金屬活動性
根據活潑金屬為負極，不活潑金屬為正極，可通過組成原電池判斷金屬活動性。
五、其他電池
根據原電池的原理，可以生產研制多種實用電池，如干電池、蓄電池、充電電池、高能電池等，以滿足
現代生活、生產和科學技術發展的需要。
干電池的電極反應：
負極（鋅皮）： +→? 22 ZneZn
正極（石墨棒）： 234 222 HNHeNH +→+
+
總反應： 23
2
4 22 HNHZnNHZn ++→+
++
鉛蓄電池中的電極反應：
31
負極（鉛板）： 4
2
4 2 PbSOeSOPb →?+
?
正極（氧化鉛板）： OHPbSOeSOHPbO 24
2
42 224 +→+++
?+

總反應：


硫 硫的氫化物
【學習目標】
1． 理解硫的物理性質和化學性質
2．認識硫化氫具有毒性，理解 硫化氫水溶液的弱酸性
【學習內容】
一、硫
1、從硫的原子結構認識硫的化學性質
(1)硫元素的核電荷數為 16, 硫原子核外有 16 個電子, 分 3 個電子層, 最外層上有 6 個電子; 原子半徑
較小。在化學反應中易獲得 2 個電子(或共用電子對偏近于硫原子)而達到穩定結構, 顯－2 價, 表現出硫的
氧化性。
①在一定條件下, 硫能與 Na、Mg、Al、Zn、Fe、Cu、Ag、Hg 等金屬反應, 生成金屬硫化物。
Mg + S ?→?加熱 MgS
2Al + 3S ?→?加熱 Al2S3
Hg + S ?→?加熱 HgS
②在加熱條件下, 硫蒸氣與 H2 反應生成硫化氫。
H2 + S ?→?加熱 H2S
(2)硫原子最外電子層上的 6 個電子或其中的 4 個電子在與某些非金屬結合時, 形成的共用電子對偏遠
于硫原子, 從而使硫顯+6 價或+4 價, 表現出硫的還原性。如硫與氧、氯、氟等非金屬的反應:
S + 2Cl2 ?→?加熱 SCl4
S + O2 ?→?點燃 SO2
SO2在一定溫度和催化劑存在的條件下, 可與 O2進一步反應生成 SO3。
(3)硫元素有－2、0、+4、+6 等多種價態
硫單質是硫的 0 價態, 在一些反應中其價態可以升高變為+4價或+6價, 在另一些反應中其價態可以降
低為－2 價。所以硫單質既有氧化性又有還原性。
但必須清楚, 硫的氧化性和還原性并不是均等的, 硫是較活潑的非金屬單質, 在一般情況下主要表現
出氧化性, 只有跟強氧化劑反應時才表現出還原性。在特殊情況下, 如硫與 KOH 溶液共熱時, 硫本身既是
氧化劑又是還原劑, (通常稱為歧化反應)。
3S + 6KOH ?→?加熱 2K2S + K2SO3 + 3H2O
2、硫的非金屬性比氧和氯都弱
(1)從原子結構上比較
Pb PbO H SO PbSO H O+ + +2 2 4 4 22 2 2
放電
充電

32
氧、硫、氯三種元素的原子結構示意圖分別為:

可知硫原子比氧原子多 1 個電子層; Cl 原子與硫原子電子層數相同, 但 Cl 原子最外電子層上比氧原子
多 1 個電子。其原子半徑的大小為 S > 0, S > Cl。因此氧原子和氯原子得電子能力都大于硫, 即氧和氯的氧
化性都比硫強。也就是說, 硫的非金屬性比氧和氯都弱。
(2)從 S、O2、Cl2與變價金屬 Cu、Fe 反應生成物中金屬的化合價來分析
2Fe + 3Cl2 ?→?點燃 2 Fe Cl
3
3
+

Cu + Cl2 ?→?點燃 Cu Cl
2
2
+

3Fe + 2O2 ?→?點燃 Fe3O4 (Fe3O4 中 2 / 3 的鐵顯+3 價, 1 / 3 的鐵顯+2 價)
2Cu + O2 ?→?加熱 2 Cu O
2+

Fe + S ?→?加熱 FeS
2+

2Cu + S ?→?加熱 Cu S
1
2
+

可知, Cl2、O2 能把 Fe、Cu 氧化到高價態, 而 S 只能把 Fe、Cu 氧化到低價態。說明 S 原子得電子能力
比氧原子、氯原子都差, 即硫的非金屬性比氧和氯都弱。
(3)從 S、O2、Cl2與 H2 反應的難易來分析
Cl2 與 H2 的混合氣見強光或點燃時發生爆炸, 生成的 HCl 很穩定; O2與 H2 的混合氣在點燃或放電時發
生爆炸, 生成的 H2O 也很穩定; S 蒸氣與 H2 在加熱的條件下, 發生不完全反應, 生成的 H2S 不穩定。可知
硫的非金屬性比氧和氯都弱。
(4)Cl2、O2 都可把氫硫酸中的硫置換出來。
↓+→+ S2HClSHCl 22 氧化性 Cl2 > S
↓+→+ 2SO2HS2HO 222 氧化性 O2 > S
可知硫的非金屬性比氧和氯都弱。

二、硫化氫
1、硫化氫的物理性質
硫化氫是無色, 有臭雞蛋氣味的氣體, 密度比空氣大, 有劇毒, 是大氣污染物, 能溶于水(通常情況下
溶解度為 1∶2.6)。

2、硫化氫的化學性質
(1)不穩定性
H2S ?→?加熱 H2 + S (300℃時分解)
(2)可燃性
2H2S + 3O2 ?→?點燃 2H2O + 2SO2(完全燃燒)
33
2H2S + O2 ?→?點燃 2H2O + 2S(不完全燃燒)
(3)還原性
H2S 中的硫元素為－2 價, 是硫的最低價態, 在化學反應中 S
2?
的化合價只能升高, 不能降低, 因此 H2S
有強還原性。如:

H2S + Cl2 →2HCl + S (Br2、I2 有類似反應)

H2S + 2FeCl3 →2FeCl2 + 2HCl + S↓


(4)特殊性
大量事實說明, H2S 與 FeSO4、MgSO4、NaNO3、AlCl3、ZnCl2 等強酸鹽的溶液不能發生反應, 這是符
合弱酸不能與強酸鹽反應規律的。但 H2S 能與 CuSO4、(CH3COO)2Pb、Pb(NO3)2、AgNO3等溶液反應。這
是因為 FeS、ZnS 雖然不溶于水, 但卻易溶于酸; Al2S3在溶液中不存在; 故 FeSO4、ZnCl2、AlCl3不能與 H2S
反應。但 PbS、CuS、Ag2S 等既難溶于水, 又難溶于酸(如稀 H2SO4、HCl 等), 因而出現了這些金屬的可溶
性強酸鹽溶液(金屬活動性順序中 Pb 以后金屬的鹽溶液)能夠與 H2S 這種弱酸發生反應的“特殊”情況。如:
CuSO H S CuS H SO4 2 2 4+ = ↓ +
(黑色)
( )CH COO Pb H S PbS 2CH COOH3 2 2 3+ = ↓ +
(黑色)
( )Pb NO H S PbS 2HNO3 2 2 3+ = ↓ +
2AgNO H S Ag S 2HNO3 2 2 3+ = ↓ +
(黑色)
利用這一現象可以檢驗硫化氫氣的存在。

3、氫硫酸
(1)硫化氫的水溶液叫氫硫酸。氫硫酸是易揮發的二元弱酸, 其酸性比碳酸還弱。
(2)硫化氫和氫硫酸的化學式都可用 H2S 表示, 但它們卻是兩種不同的物質, 有著許多不同的性質。
(3)氫硫酸具有酸類的通性(H+的性質)、還原性(S2?的性質)和弱氧化性(H+的氧化性)。
OHNaHSNaOHSH 22 +→+ (NaOH 不足量)
O2HSNa2NaOHSH 222 +→+ (H2S 不足量)
H2S(溶液) + Mg →MgS + H2↑
2H2S(溶液) + O2 →2S↓ + 2H2O (氫硫酸不宜在空氣中長久存放)

4、硫化氫的實驗室制法
34
實驗室常用固體硫化亞鐵和稀硫酸反應制取硫化氫：FeS+H2SO4→FeSO4+H2S↑，發生裝置是啟普發生
器，用向上排空氣法收集，尾氣用硫酸銅溶液吸收：
H2S+CuSO4→CuS↓(黑色)+H2SO4。
由于硫化氫氣體在常溫下具有強還原性，因此不能用氧化性酸（如濃硫酸、硝酸）與硫化亞鐵反應來
制取。因為當濃 H2SO4或 HNO3 與 FeS 反應時會發生氧化還原反應，使 FeS 中
2?
S 被氧化成
0
S ，或進一步氧
化成 SO2甚至生成 H2SO4，因而得不到 H2S。
如果要干燥 H2S 氣體，也不能用具有氧化性的干燥劑（如濃硫酸）和堿性干燥劑（如生石灰、堿石灰
等）。硫化氫氣體可使濕潤的硝酸鉛或醋酸鉛試紙變黑：
H2S+（CH3COO）2Pb→PbS↓（黑色）+2CH3COOH，利用這個反應可檢驗 H2S 氣體。
【疑難解答】
例 1. 下列關于硫單質性質的敘述中，正確的是（ ）
A. 淡黃色晶體，易溶于水，易揮發
B. 易溶于二硫化碳，在空氣中燃燒生成二氧化硫
C. 在跟 Fe Cu O、 、 2 的反應中均作氧化劑
D. 硫燃燒的氣體可以使有色物質漂白
解析：A 硫單質難溶于水，難揮發。
B 硫易溶于二硫化碳；在空氣中燃燒生成二氧化硫。 SO2 氣體具有漂白能力，如能使有色的花、布、
紙等漂白，還能使饅頭漂白。所以 BD 說法正確。
C 中 Fe Cu S、 與 反應時硫作氧化劑；O2 與 S 反應時， S 單質作還原劑。
答案：BD

例 2. 下列氧化還原反應中，氧化產物和還原產物為同一種物質的是（ ）
A. SHSH +?→? 22
加熱
B. ↑+→+ 2322 4274 SOOFeOFeS
C. SOHSOSH 322 222 +→+
D. SHClFeClFeClSH ++→+ 22 232
解析：A中 H S2 既作氧化劑又作還原劑，H S2 中?2 價硫被氧化，氧化產物是硫單質，還原產物是 H2 。
B FeS 是還原劑， FeS 中?2 價硫被氧化成 SO2 2， + 價鐵被氧化成+3價鐵， Fe O SO2 3 2和 都是氧
化產物。O2 是氧化劑，被還原成?2 價氧，所以 Fe O2 3和 SO2 也都是還原產物。
C 中 H S2 是還原劑，被氧化成硫單質。 SO2 是氧化劑，被還原成硫單質。所以 C 中氧化產物與還原
產物為同一種物質——硫單質。
D 中 H S2 為還原劑，氧化產物是 S 單質， FeCl3 是氧化劑，還原產物是 FeCl2 。
35
答案：C
例 3：室溫時，H2S 和 O2的混合氣體 100mL，點燃后充分反應，剩余 25mL，求 H2S
和 O2 的體積比。
解析：剩余的 25mL 氣體可能是什么？①H2S ②O2 和 SO2 ③SO2
①若 H2S 過量，余 25mL H2S 則參加反應的 SHV 2 =75mL× 3
2
=50mL
2O
V =75mL×
3
1
=25mL SHV 2 : 2OV =（50+25）:25=3:1
②若為 O2 和 SO2 則 O2過量，據：2H2S+3O2 = 2SO2+2H2O △V
2 3 2 3
2LH2S 完全反應，體積減少 3L，現減少 100mL-25mL=75mL
則需 H2S 的體積為
3
2
×75mL=50mL，O2 的體積為 75mL，75mL+50mL>100mL，不可能。
③兩種反應物完全反應，產物為 S、SO2 和 H2O
設 H2S 的體積為 aO2的體積為 b
則 aH2S+bO2=（
2
3
a-b）S+（b-
2
a
）SO2+aH2O
a+b=100
? a=50mL b=50mL ?體積比為 1:1。
b-
2
a
=25
二氧化硫
[學習目標]
1．理解二氧化硫的物理性質、化學性質
2．理解酸雨的成因及其危害與防治
【學習內容】
一、二氧化硫的物理性質
二氧化硫是一種無色有刺激性氣味的氣體, 密度比空氣大, 有毒, 易液化(沸點－10℃), 易溶于水(通
常情況下溶解度為 1∶40)。
二、二氧化硫的化學性質
SO2 溶于水并與水反應生成亞硫酸, 故 SO2 是亞硫酸的酸酐。SO2 中的硫元素顯+4 價, 是硫的中間價
態, 其化合價既可以升高, 也可以降低; 所以 SO2 既有還原性, 又有氧化性, 但以還原性為主。
1、酸性氧化物的通性
SO2 + H2O H2SO3 (可逆反應)
SO2 + Na2O→Na2SO3
SO2 + 2NaOH →Na2SO3 + H2O (SO2不足量)
SO2 + NaOH→ NaHSO3 (SO2過量)
2、弱氧化性 （只在少數反應中表現出來）
SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O (氧化產物與還原產物物質的量之比為 2∶1)
3、較強的還原性
2SO2 + O2 2SO3
SO2 + Cl2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl (Br2、I2 有類似反應)
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O → K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4
所以 SO2能使溴水、氟水、碘水、KMnO4溶液褪色。
SO2 + 2FeCl3 + 2H2O →2FeCl2 + 2HCl + H2SO4
36
4、漂白性
SO2 能跟某些有色物質化合生成不穩定的無色物質, 這種無色物質容易分解而使有色物質恢復原來的
顏色。如 SO2可使品紅溶液褪色, 加熱后又恢復為原來的紅色。利用這一現象可以檢驗 SO2 的存在。
三、實驗室制取 SO2的方法
在實驗室常用亞硫酸鈉的晶體與較濃的硫酸反應來制取 SO2;
Na2SO3(固) + H2SO4(較濃) → Na2SO4 + H2O + SO2↑
因 SO2 的溶解度較大, 故應當用較濃的硫酸(常用 1∶1 或 70%左右的 H2SO4)。其裝置與制取 Cl2、HCl
的裝置相同。反應開始時不需要加熱, 隨反應的進行硫酸被沖稀, 反應速率減慢時, 可稍微加熱以加快反應
速率。
四、三氧化硫
三氧化硫是一種無 色、易揮發的晶體。能與水劇烈反應生成硫酸, SO3 具有酸性氧化物的通性。SO3
能夠溶解在濃硫酸中, 形成發煙硫酸。在一定條件下 SO3 會發生分解反應:
2SO3 2SO2 + O2

五、不同價態的硫元素之間的轉化關系

1、價態相鄰的硫元素組成的不同物質之間, 如 H2S 與 S、S 與 SO2、SO2與濃 H2SO4 等, 一般不發生
氧化還原反應。
2、存在中間價態的兩種不同價態的硫元素組成的不同物質之間, 在一定條件下可以發生氧化還原反應,
生成中間價態的物質。如 H2S 與 SO2反應生成 S 單質; S 與濃 H2SO4 在加熱時反應生成 SO2; H2S 與濃硫酸
反應生成 S 和 SO2, 或只生成 SO2。
[知識詳解]
1、SO2 與 CO2的鑒別方法
由于 CO2、SO2都能與澄清的石灰水反應, 且都有白色沉淀析出:
( ) OHCaCOOHCaCO 2322 +↓→+
( ) OHCaSOOHCaSO 2322 +↓→+
當通入的氣體過量時, 生成的白色沉淀又都會溶解, 又變為澄清溶液:
( )23223 HCOCaOHCOCaCO →++
( )23223 HSOCaOHSOCaSO →++
所以鑒別 CO2 和 SO2時, 不宜用澄清的石灰水做試劑, 也不宜用 Ba(OH)2溶液做試劑。可根據 SO2有
漂白性, 能使品紅溶液褪色; SO2 有還原性, 能使 KMnO4溶液或溴水褪色, 而 CO2 不具有這些性質。因此可
以用品紅溶液, 或 KMnO4溶液, 或溴水做試劑來鑒別 SO2和 CO2。
2、種類漂白劑漂白原理的比較：
（1）常見漂白劑的漂白原理比較
漂白類型 加合型 氧化型 吸附型
漂白原理 與有色物質加合 利用物質的強氧化性 吸附色素
漂白特征 不穩定 穩定 穩定
過程及效果 可逆、不徹底 不可逆、徹底 ——
常見漂白劑 SO2 HClO、H2O2、Ca(ClO)2、O3、 活性炭、膠體
37
Na2O2
（2）SO2 和 Cl2 的漂白原理、現象及效果比較
氯氣的漂白原理是由于溶于水生成的 HClO 具有強氧化性，將有色物質氧化成無色物質，褪色后不能
恢復原來的顏色。而 SO2 是由于它溶于水生成的亞硫酸與有色物質直接結合，形成不穩定的無色化合物，
褪色后在一定條件下又能恢復原來的顏色。





【思考感悟】把 SO2和 Cl2 分別通入紫色石蕊試液中，現象相同嗎？為什么？
把 SO2 和 Cl2 分別通入到紫色石蕊試液中，現象不同，其原因是：SO2 溶于水生成 H2SO3，使石蕊試
液變紅，但不能使石蕊試液褪色；Cl2 溶于水生成了 HCl 和 HClO，酸使石蕊試液變紅，又由于 HClO 的強
氧化性，所以最終使石蕊試液褪色。

【自學內容】 “酸雨”的形成與防治“溫室效應”
一. “酸雨”是怎樣形成的？
我國是“酸雨”危害嚴重的國家。這要從我國的能源結構說起。我國是世界第一產煤 大國，煤的消耗占
整個能源的 76.2%，而水電供能僅占 5.1%。煤和石油中都含有少量的硫。因此煤和石油在燃燒以后都會往
大氣中排放二氧化硫氣體。二氧化硫是亞硫酸的酸酐，它與水化合生成亞硫酸。SO2 和 H SO2 3都是＋4 價
硫的化合物，在空氣中微塵含有的催化作用物質作用下，SO2 和 H SO2 3被O2 氧化生成＋6 價硫的化合物，
在下雨時就會生成 H SO2 4。因此“酸雨”的主要成分是硫酸。雨水的 pH 小于 5.6 時就形成了“酸雨”。
大氣中的 SO2 氣體危害人的健康，特別是冬季，除有熱電廠及各種工廠燃煤或石油產品向空氣中排放
SO2 氣體之外，居民燒煤取暖也會排出大量的 SO2 氣體。最易引發的就是呼吸器的疾病。 SO2 和“酸雨”
嚴重危害農作物的生長，輕則造成減產，重則絕收。還會破壞森林，造成森林枯死。酸雨對建筑物的破壞
也是嚴重的，特別是大理石塑像等就更容易被破壞。
二. 防治酸雨的辦法
要防治酸雨就必須從源頭作起。首先要改變能源結構，大力發展無污染的水電、風力發電、太陽能發
電等。城市、農村都應大力發展天然氣等氣體燃料。對于火力發電廠等燃燒大量煤和石油的工礦企業，則
必須搞好三廢治理。
治理 SO2 和酸雨，要從 SO2 的性質進行分析：SO2 是酸酐，又是具有還原性的物質，如何治理，可根
據當地資源、技術設備情況考慮。在煤中加入堿或堿性氧化物就能與 SO2 反應生成鹽，使 SO2 被固定下來
不排入大氣。最便宜易得的堿性氧化物是生石灰。加入生石灰與 SO2 發生以下反應：

CaO SO CaSO
CaSO O CaSO
+ =
+ =
2 3
3 2 42 2

石膏是含結晶水的硫酸鈣，若能做到變廢為寶，還可以利用回收的 SO2 生產建材——石膏板。生石灰
38
來自CaCO3，自然界中含CaCO3的物質是非常多的，有石灰石、大理石、鐘乳石、鍋爐水垢、貝殼、雞
蛋殼等。
若將尾氣中的 SO2 進行分離、凈化后還可用于生產硫酸、硫酸鹽以及各種含有硫

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