資源簡介

PAGE






高一化學必修一知識點總結歸納總復習提綱
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
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。可以用來分離和提純 可溶性固體和液體 的混合物。例如分離NaCl和水的混合溶液。
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。萃取劑的選擇要求：和原溶液中的溶劑互不相溶也不反應；對溶質的溶解度要遠大于原溶劑。
在萃取過程中要注意：
①將要萃取的溶液和萃取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、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。
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 CO CO2 NaOH溶液 洗氣
3 CO2 CO 灼熱CuO 用固體轉化氣體
4 CI2 HCI 飽和的食鹽水 洗氣
5 Fe2O3 AI2O3 NaOH溶液 過濾
6 BaSO4 BaCO3 HCI或稀H2SO4 過濾
7 NaHCO3溶液 Na2CO3 CO2 加酸轉化法
8 FeCI3溶液 FeCI2 CI2 加氧化劑轉化法
9 FeCI2溶液 FeCI3 Fe 加還原劑轉化法
10 I2晶體 NaCI -------- 加熱升華
3、物質的鑒別
① 常見氣體的檢驗
常見氣體 檢驗方法
氫氣H2 純凈的H2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。注意：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O2 可使帶火星的木條復燃
氯氣Cl2 黃綠色，能使濕潤的KI淀粉試紙變藍注意：O3、NO2也能使濕潤的碘化鉀淀粉試紙變藍
氯化氫HCl 無色刺激性氣味。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SO2 無色刺激性氣味。能使品紅褪色，加熱后又顯紅色；能使酸性高錳酸鉀溶液褪色。
硫化氫HCl 無色、臭雞蛋氣味體。能使Pb(NO3)2或CuSO4溶液產生黑色沉淀；使濕潤的醋酸鉛試紙變黑。
氨氣NH3 無色、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。
二氧化碳CO2 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。
② 幾種重要陽離子的檢驗
（l）H+（石蕊變紅）（2）Na+、K+ （焰色反應）（3）Ba2+（SO42－）4）Mg2+ （OH－）
（5）Al3+（OH－和鹽酸或過量的NaOH溶液）（6）Ag+（Cl－）（7）NH4+（OH－反應并加熱）。
（8）Fe2+ 能與OH－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。（9）Fe3+（KSCN溶，溶液變血紅色或者OH－，生成紅褐色Fe(OH)3沉淀）
（10）Cu2+ 能與OH－反應生成藍色Cu(OH)2沉淀。
③ 幾種重要的陰離子的檢驗
（1）OH－（無色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示劑，變為紅色、藍色、黃色）
（2）Cl－、Br－、I－ （Ag+）（3）SO42－（Ba2+）（4）CO32－ （H+和澄清石灰水）
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
少量酸沾到皮膚或衣物上 直接用水沖洗，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
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
粒子數目與物質的量 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
微粒的數目一定時，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
氣體摩爾體積與物質的量 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（稀）
⑥ 溶液的配置 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）
5.定容 6。搖勻7 裝瓶貼簽
計算----稱量---溶解----轉移---洗滌---振蕩----定容----搖勻。
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
兩性氧化物：Al2O3等
純 不成鹽氧化物：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
（一）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
（二）、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： 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，叫做固溶膠。
3、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。
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。
膠體凝聚的方法：加入電解質；加入帶異性電荷膠粒的膠體；加熱。
三、離子反應
1、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。
2、電離：電解質溶于水或受熱熔化時解離成自由離子的過程。
3、電離方程式
H2SO4 = 2H+ + SO42- HCl = H+ + Cl- HNO3 = H+ + NO3-
書寫下列物質的電離方程式：KCl、Na2SO4、NaHSO4、NaHCO3
KCl == K＋ + Cl― Na2SO4 == 2 Na＋ +SO42―
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。
4、強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。
5、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 分子和水合離子
導電性（條件相同時） 強 弱
物質類別實例 大多數鹽類、強酸、強堿 弱酸、弱堿、水
6、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、CaC03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)、大多數鹽(如NaCl、 MgCl2、K2S04、NH4C1)和活潑金屬氧化物。
④弱電解質包括：弱酸(如H3PO4 、CH3COOH)、弱堿(如NH3·H20)和水。
7、離子方程式的書寫
第一步：寫 寫出正確的化學方程式 例如:CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2
第二步：拆 把易溶于水的強電解質拆成離子形式 Cu2＋＋SO42－＋Ba2＋＋2Cl－＝BaSO4↓＋Cu2＋＋2Cl－
第三步：刪 刪去兩邊不參加反應的離子 Ba2+ + SO42－ = BaSO4↓
第四步：查 檢查（質量守恒、電荷守恒）
※離子方程式的書寫注意事項:
（1）必須是水溶液中的離子反應才有離子方程式。例如.固體間的反應，即使是電解質，也不是離子反應，也就沒有離子方程式 如：2NH4Cl（固）＋Ca(OH)2（固）=CaCl2＋2H2O＋2NH3↑
（2）濃H2SO4作為反應物和固體反應時，濃H2SO4寫成化學式。
（3）微溶物作為反應物時,若為澄清溶液，寫成離子；處于濁液或固體時寫成化學式。微溶物作為生成物時一律寫化學式 如條件是澄清石灰水，則應拆成離子；若是石灰乳或渾濁石灰水則不能拆，寫成化學式。
8、離子共存問題
凡是能發生反應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、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： OH-和CH3COO-、CO32-等弱酸根離子和HCO3-等弱酸的酸式酸根離子
3、與OH-不能大量共存的離子有： NH4+和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（Fe3+、S2-、I-、SO32-）與 氧化性較強的離子（Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-）
四、氧化還原反應
①、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。
②、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
③、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----被還原----發生還原反應---還原產物
還原劑：失電子(或電子對偏離)的物質----還原性----被氧化----發生氧化反應—氧化產物
④、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
⑤、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) 單線橋法：表示電子轉移情況


⑥、判斷氧化劑或還原劑強弱的依據
i. 根據方程式判斷（簡稱：前 > 后）
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。（反應條件越高，性質越弱）
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。（生成價態越高，性質越強）
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。
⑦、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。”
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Na2O22Na?+?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?==?2NaC 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↑ 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
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（俗名：純堿、蘇打） NaHCO3（俗名：小蘇打）
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CO2Na2CO3+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

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 2FeCl3+Fe?=?3FeCl2 2FeBr3+Fe?=?3FeBr2
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。

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SiO2 二氧化碳CO2
類別 酸性氧化物 _酸性氧化物
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 2NaOH+CO2==Na2CO3+H2O
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
(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―、OH― H＋、Cl―、H2O、OH―
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
Cl-檢驗 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 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
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
特性 ①吸水性 ②脫水性 ③強氧化性 ①強氧化性 ②漂白性
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 NH3 、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 NH4ClNH3 + HCl NH4HCO3 NH3 ↑+ H2O +CO2 ↑




點燃

點燃

點燃

點燃

點燃

點燃

△

△

△

△

點燃

△

△

△

△
















PAGE



2
化學修一知識點

展開更多......

收起↑