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第一章 從實驗學化學
第一節 化學實驗基本方法
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一、熟悉化學實驗基本操作
危險化學品標誌，如酒精、汽油——易燃液體；
濃H2SO4、NaOH（酸鹼）——腐蝕品
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二、混合物的分離和提純：
1、分離的方法：
①過濾：固體(不溶)和液體的分離。
②蒸發：固體(可溶)和液體分離。
③蒸餾：沸點不同的液體混合物的分離。
④分液：互不相溶的液體混合物。
⑤萃取：利用混合物中一種溶質在互不相溶的溶劑裡溶解性的不同，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。
2、粗鹽的提純：
（1）粗鹽的成分：主要是NaCl，還含有MgCl2、CaCl2、Na2SO4、泥沙等雜質
（2）步驟：
①將粗鹽溶解後過濾；
②在過濾後得到粗鹽溶液中加過量試劑BaCl2(除SO42－)、Na2CO3(除Ca2＋、過量的Ba2＋)、NaOH(除Mg2＋)溶液後過濾；
③得到濾液加鹽酸(除過量的CO32－、OH－)調pH=7得到NaCl溶液；
④蒸發、結晶得到精鹽。
加試劑順序關鍵：
（1）Na2CO3在BaCl2之後；
（2）鹽酸放最後。
3、蒸餾裝置注意事項：
①加熱燒瓶要墊上石棉網；
②溫度計的水銀球應位於蒸餾燒瓶的支管口處；
③加碎瓷片的目的是防止暴沸；
④冷凝水由下口進，上口出。
4、從碘水中提取碘的實驗時，選用萃取劑應符合原則：
①被萃取的物質在萃取劑溶解度比在原溶劑中的大得多；
②萃取劑與原溶液溶劑互不相溶;
③萃取劑不能與被萃取的物質反應。
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三、離子的檢驗：
①SO42－：先加稀鹽酸，再加BaCl2溶液有白色沉澱，原溶液中一定含有SO42－。Ba2＋＋SO42－＝BaSO4↓
②Cl－（用AgNO3溶液、稀硝酸檢驗）加AgNO3溶液有白色沉澱生成，再加稀硝酸沉澱不溶解，原溶液中一定含有Cl－；或先加稀硝酸酸化，再加AgNO3溶液，如有白色沉澱生成，則原溶液中一定含有Cl－。Ag＋＋Cl－＝AgCl↓。
③CO32－：（用BaCl2溶液、稀鹽酸檢驗）先加BaCl2溶液生成白色沉澱，再加稀鹽酸，沉澱溶解，並生成無色無味、能使澄清石灰水變渾濁的氣體，則原溶液中一定含有CO32－。
第二節 化學計量在實驗中的應用
1、物質的量（n）是國際單位制中7個基本物理量之一。
2、五個新的化學符號：
<table><tbody>概念、符號
定義
注 意 事 項
物質的量：
n
衡量一定數目粒子集體的物理量
①摩爾(mol)是物質的量的單位，只能用來衡量微觀粒子：原子、分子、離子、原子團、電子、質子、中子等。
②用物質的量表示微粒時，要指明粒子的種類。
阿伏加德羅常數：
NA
1mol任何物質所含粒子數。
NA有單位：mol-1或 /mol，讀作每摩爾，
NA≈6.02×1023mol-1。
摩爾質量：
M
單位物質的量物質所具有的質量
①一種物質的摩爾質量以g/mol為單位時，在數值上與其相對原子或相對分子質量相等。
②一種物質的摩爾質量不隨其物質的量變化而變
氣體摩爾體積：
Vm
單位物質的量氣體所具有的體積
①影響氣體摩爾體積因素有溫度和壓強。
②在標準狀況下（0℃，101KPa）1mol任何氣體所佔體積約為22.4L即在標準狀況下，Vm≈22.4L/mol
物質的量濃度：
C
單位體積溶液所含某溶質B物質的量。
①公式中的V必須是溶液的體積；將1L水溶解溶質或者氣體，溶液體積肯定不是1L。
②某溶質的物質的量濃度不隨所取溶液體積多少而變
3、各個量之間的關係：
4、溶液稀釋公式：（根據溶液稀釋前後，溶液中溶質的物質的量不變）
C濃溶液V濃溶液＝C稀溶液V稀溶液 （注意單位統一性，一定要將mL化為L來計算）。
5、溶液中溶質濃度可以用兩種方法表示：
①質量分數W
②物質的量濃度C
質量分數W與物質的量濃度C的關係：C=1000ρW/M（其中ρ單位為g/cm3）
已知某溶液溶質質量分數為W，溶液密度為ρ（g/cm3），溶液體積為V，溶質摩爾質量為M，求溶質的物質的量濃度C。
【 推斷：根據C=n(溶質)/V(溶液) ，而n(溶質)=m（溶質）/M(溶質)= ρ V(溶液) W/M，考慮密度ρ的單位g/cm3化為g/L，所以有C=1000ρW/M 】。（公式記不清，可設體積1L計算）。
6、一定物質的量濃度溶液的配製
（1）配製使用的儀器：托盤天平(固體溶質)、量筒(液體溶質)、容量瓶（強調：在具體實驗時，應寫規格，否則錯！）、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管。
（2）配製的步驟：
①計算溶質的量（若為固體溶質計算所需質量，若為溶液計算所需溶液的體積）②稱取（或量取）③溶解（靜置冷卻）④轉移 ⑤洗滌⑥定容⑦搖勻。（如果儀器中有試劑瓶，就要加一個步驟：裝瓶）。
例如：配製400mL0.1mol／L的Na2CO3溶液：
（1）計算：需無水Na2CO35.3g。
（2）稱量：用托盤天平稱量無水Na2CO35.3 g。
（3）溶解：所需儀器燒杯、玻璃棒。
（4）轉移：將燒杯中的溶液沿玻璃棒小心地引流到500mL容量瓶中。
（5）定容：當往容量瓶里加蒸餾水時，距刻度線1－2cm處停止，為避免加水的體積過多，改用膠頭滴管加蒸餾水到溶液的凹液麵正好與刻度線相切，這個操作叫做定容。
注意事項：
①不能配製任意體積的一定物質的量濃度的溶液，這是因為容量瓶的容積是固定的，沒有任意體積規格的容量瓶。
②溶液注入容量瓶前需恢復到室溫，這是因為容量瓶受熱易炸裂，同時溶液溫度過高會使容量瓶膨脹影響溶液配製的精確度。
③用膠頭滴管定容後再振盪，出現液麵低於刻度線時不要再加水，這是因為振盪時有少量溶液粘在瓶頸上還沒完全迴流，故液麵暫時低於刻度線，若此時又加水會使所配製溶液的濃度偏低。
④如果加水定容時超出了刻度線，不能將超出部分再吸走，須應重新配製。
⑤如果搖勻時不小心灑出幾滴，不能再加水至刻度，必須重新配製，這是因為所灑出的幾滴溶液中含有溶質，會使所配製溶液的濃度偏低。
⑥溶質溶解後轉移至容量瓶時，必須用少量蒸餾水將燒杯及玻璃棒洗滌2—3次，並將洗滌液一併倒入容量瓶，這是因為燒杯及玻璃棒會粘有少量溶質，只有這樣才能儘可能地把溶質全部轉移到容量瓶中。
第二章 化學物質及其變化
第一節 物質的分類
1、掌握兩種常見的分類方法：交叉分類法和樹狀分類法。
2、分散系及其分類：
（1）分散系組成：分散劑和分散質，按照分散質和分散劑所處的狀態，分散系可以有9種組合方式。
（2）當分散劑為液體時，根據分散質粒子大小可以將分散系分為溶液、膠體、濁液。
<table><tbody>分散系
溶液
膠體
濁液
分散粒子直徑
＜1nm
1～100nm
＞100nm
外觀
均一,透明,穩定
均一,透明,介穩體系
不均一,不透明,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
實例
食鹽水
Fe(OH)3膠體
泥漿水
3、膠體：
（1）常見膠體：Fe(OH)3膠體、Al(OH)3膠體、血液、豆漿、澱粉溶液、蛋白質溶液、有色玻璃、墨水等。
（2）膠體的特性：能產生丁達爾效應。區別膠體與其他分散系常用方法丁達爾效應。
膠體與其他分散系的本質區別是分散質粒子大小。
（3）Fe(OH)3膠體的製備方法：將飽和FeCl3溶液滴入沸水中，繼續加熱至體系呈紅褐色，停止加熱，得Fe(OH)3膠體。
第二節 離子反應
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一、電解質和非電解質
電解質：在水溶液裡或熔融狀態下能導電的化合物。
1、化合物
非電解質：在水溶液中和熔融狀態下都不能導電的化合物。（如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非電解質。）
（1）電解質和非電解質都是化合物，單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。
（2）酸、鹼、鹽和水都是電解質（特殊：鹽酸(混合物)電解質溶液）。
（3）能導電的物質不一定是電解質。能導電的物質：電解質溶液、熔融的鹼和鹽、金屬單質和石墨。
電解質需在水溶液裡或熔融狀態下才能導電。固態電解質(如：NaCl晶體)不導電，液態酸(如：液態HCl)不導電。
2、溶液能夠導電的原因：有能夠自由移動的離子。
3、電離方程式：要注意配平，原子個數守恆，電荷數守恆。如：Al2(SO4)3＝2Al3＋＋3SO42－
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二、離子反應：
1、離子反應發生的條件：生成沉澱、生成氣體、水。
2、離子方程式的書寫：（寫、拆、刪、查）
①寫：寫出正確的化學方程式。（要注意配平。）
②拆：把易溶的強電解質（易容的鹽、強酸、強鹼）寫成離子形式。
常見易溶的強電解質有：
三大強酸（H2SO4、HCl、HNO3），四大強鹼[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 （澄清石灰水拆，石灰乳不拆）]，可溶性鹽，這些物質拆成離子形式，其他物質一律保留化學式。
③刪：刪除不參加反應的離子（價態不變和存在形式不變的離子）。
④查：檢查書寫離子方程式等式兩邊是否原子個數守恆、電荷數守恆。
3、離子方程式正誤判斷：（看幾看）
①看是否符合反應事實(能不能發生反應，反應物、生成物對不對)。
②看是否可拆。
③看是否配平（原子個數守恆，電荷數守恆）。
④看“＝”“ ”“↑”“↓”是否應用恰當。
4、離子共存問題
（1）由於發生複分解反應（生成沉澱或氣體或水）的離子不能大量共存。
生成沉澱：AgCl、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg(OH)2、Cu(OH)2等。
生成氣體：CO32－、HCO3－等易揮發的弱酸的酸根與H＋不能大量共存。
生成H2O：①H＋和OH－生成H2O。②酸式酸根離子如：HCO3－既不能和H＋共存，也不能和OH－共存。如：HCO3－＋H＋＝H2O＋CO2↑， HCO3－＋OH－＝H2O＋CO32－
（2）審題時應注意題中給出的附加條件。
①無色溶液中不存在有色離子：Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO4－（常見這四種有色離子）。
②注意挖掘某些隱含離子：酸性溶液(或pH＜7)中隱含有H＋，鹼性溶液(或pH＞7)中隱含有OH－。
③注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。
第三節 氧化還原反應
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一、氧化還原反應
1、氧化還原反應的本質：有電子轉移（包括電子的得失或偏移）。
2、氧化還原反應的特徵：有元素化合價升降。
3、判斷氧化還原反應的依據：凡是有元素化合價升降或有電子的轉移的化學反應都屬於氧化還原反應。
4、氧化還原反應相關概念：
還原劑（具有還原性）：失(失電子)→升(化合價升高)→氧(被氧化或發生氧化反應)→生成氧化產物。
氧化劑（具有氧化性）：得(得電子)→降(化合價降低)→還(被還原或發生還原反應)→生成還原產物。
【注】一定要熟記以上內容，以便能正確判斷出一個氧化還原反應中的氧化劑、還原劑、氧化產物和還原產物；氧化劑、還原劑在反應物中找；氧化產物和還原產物在生成物中找。
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二、氧化性、還原性強弱的判斷
（1）根據氧化還原反應方程式在同一氧化還原反應中，
氧化性：氧化劑＞氧化產物
還原性：還原劑＞還原產物
三、如果使元素化合價升高，即要使它被氧化，要加入氧化劑才能實現；如果使元素化合價降低，即要使它被還原，要加入還原劑才能實現；
第三章 金屬及其化合物
第一節 金屬的化學性質
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一、鈉 Na
1、單質鈉的物理性質：鈉質軟、銀白色、熔點低、密度比水的小但比煤油的大。
2、單質鈉的化學性質：
①鈉與O2反應
常溫下：4Na + O2＝2Na2O （新切開的鈉放在空氣中容易變暗）
加熱時：2Na + O2＝＝Na2O2 （鈉先熔化後燃燒，發出黃色火焰，生成淡黃色固體Na2O2。）
Na2O2中氧元素為－1價，Na2O2既有氧化性又有還原性。
2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑
2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2
Na2O2是呼吸面具、潛水艇的供氧劑，Na2O2具有強氧化性能漂白。
②鈉與H2O反應
2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑
離子方程式：2Na＋2H2O＝2Na＋＋2OH－＋H2↑（注意配平）
實驗現象：“浮——鈉密度比水小；遊——生成氫氣；響——反應劇烈；
熔——鈉熔點低；紅——生成的NaOH遇酚酞變紅”。
③鈉與鹽溶液反應
如鈉與CuSO4溶液反應，應該先是鈉與H2O反應生成NaOH與H2，再和CuSO4溶液反應，有關化學方程式：
2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑
CuSO4＋2NaOH＝Cu(OH)2↓＋Na2SO4
總的方程式：2Na＋2H2O＋CuSO4＝Cu(OH)2↓＋Na2SO4＋H2↑
實驗現象：有藍色沉澱生成，有氣泡放出
K、Ca、Na三種單質與鹽溶液反應時，先與水反應生成相應的鹼，鹼再和鹽溶液反應
④鈉與酸反應：
2Na＋2HCl＝2NaCl＋H2↑（反應劇烈）
離子方程式：2Na＋2H＋＝2Na＋＋H2↑
3、鈉的存在：以化合態存在。
4、鈉的保存：保存在煤油或石蠟中。
5、鈉在空氣中的變化過程：Na→Na2O→NaOH→Na2CO3→Na2CO3·10H2O（結晶）→Na2CO3（風化），最終得到是一種白色粉末。
一小塊鈉置露在空氣中的現象：銀白色的鈉很快變暗（生成Na2O），跟著變成白色固體(NaOH)，然後在固體表面出現小液滴（NaOH易潮解），最終變成白色粉未（最終產物是Na2CO3）。
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二、鋁 Al
1、單質鋁的物理性質：銀白色金屬、密度小（屬輕金屬）、硬度小、熔沸點低。
2、單質鋁的化學性質
①鋁與O2反應：常溫下鋁能與O2反應生成緻密氧化膜，保護內層金屬。加熱條件下鋁能與O2反應生成氧化鋁：4Al＋3O2＝＝2Al2O3
②常溫下Al既能與強酸反應，又能與強鹼溶液反應，均有H2生成，也能與不活潑的金屬鹽溶液反應：
2Al＋6HCl＝2AlCl3＋3H2↑
（ 2Al＋6H＋＝2Al3＋＋3H2↑ ）
2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑
（ 2Al＋2OH－＋2H2O＝2AlO2－＋3H2↑ ）
2Al＋3Cu(NO3)2＝2Al(NO3) 3＋3Cu
（ 2Al＋3Cu2＋＝2Al3＋＋3Cu ）
注意：鋁製餐具不能用來長時間存放酸性、鹼性和鹹的食品。
③鋁與某些金屬氧化物的反應（如V、Cr、Mn、Fe的氧化物）叫做鋁熱反應
Fe2O3＋2Al ＝＝ 2Fe＋Al2O3，Al 和 Fe2O3的混合物叫做鋁熱劑。利用鋁熱反應焊接鋼軌。
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三、鐵
1、單質鐵的物理性質：鐵片是銀白色的，鐵粉呈黑色，純鐵不易生鏽，但生鐵（含碳雜質的鐵）在潮溼的空氣中易生鏽。（原因：形成了鐵碳原電池。鐵鏽的主要成分是Fe2O3）。
2、單質鐵的化學性質：
①鐵與氧氣反應：3Fe＋2O2＝＝＝Fe3O4（現象：劇烈燃燒，火星四射，生成黑色的固體）
②與非氧化性酸反應：Fe＋2HCl＝FeCl2＋H2↑ （Fe＋2H＋＝Fe2＋＋H2↑）
常溫下鋁、鐵遇濃硫酸或濃硝酸鈍化。加熱能反應但無氫氣放出。
③與鹽溶液反應： Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu（Fe＋Cu2＋＝Fe2＋＋Cu）
④與水蒸氣反應：3Fe＋4H2O(g)＝＝Fe3O4＋4H2
第二節 幾種重要的金屬化合物
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一、氧化物
1、Al2O3的性質：氧化鋁是一種白色難溶物，其熔點很高，可用來製造耐火材料如坩鍋、耐火管、耐高溫的實驗儀器等。
Al2O3是兩性氧化物：既能與強酸反應，又能與強鹼反應：
Al2O3+ 6HCl ＝ 2AlCl3 + 3H2O （Al2O3＋6H＋＝2Al3＋＋3H2O ）
Al2O3+ 2NaOH == 2NaAlO2 +H2O（Al2O3＋2OH－＝2AlO2－＋H2O）
2、鐵的氧化物的性質：FeO、Fe2O3都為鹼性氧化物，能與強酸反應生成鹽和水。
FeO＋2HCl =FeCl2 +H2O
Fe2O3＋6HCl＝2FeCl3＋3H2O
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二、氫氧化物
1、氫氧化鋁 Al(OH)3
①Al(OH)3是兩性氫氧化物，在常溫下它既能與強酸，又能與強鹼反應：
Al(OH)3＋3HCl＝AlCl3＋3H2O（Al(OH)3＋3H＋＝Al3＋＋3H2O）
Al(OH)3＋NaOH＝NaAlO2＋2H2O（Al(OH)3＋OH－＝AlO2－＋2H2O）
②Al(OH)3受熱易分解成Al2O3：2Al(OH)3＝＝Al2O3＋3H2O（規律：不溶性鹼受熱均會分解）
③Al(OH)3的製備：實驗室用可溶性鋁鹽和氨水反應來製備Al(OH)3
Al2(SO4)3＋6NH3·H2O＝2 Al(OH)3↓＋3(NH4)2SO4
（Al3＋＋3NH3·H2O＝Al(OH)3↓＋3NH4＋）
因為強鹼(如NaOH)易與Al(OH)3反應，所以實驗室不用強鹼製備Al(OH)3，而用氨水。
2、鐵的氫氧化物：氫氧化亞鐵Fe(OH)2（白色）和氫氧化鐵Fe(OH)3（紅褐色）
①都能與酸反應生成鹽和水：
Fe(OH)2＋2HCl＝FeCl2＋2H2O（Fe(OH)2＋2H＋＝Fe2＋＋2H2O）
Fe（OH）3+3HCl=FeCl3+3H2O（Fe(OH)3 + 3H＋ = Fe3＋ + 3H2O）
②Fe(OH)2可以被空氣中的氧氣氧化成Fe(OH)3
4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝4Fe(OH)3（現象：白色沉澱→灰綠色→紅褐色）
③Fe(OH)3受熱易分解生成Fe2O3：2Fe(OH)3＝＝Fe2O3＋3H2O
3、氫氧化鈉NaOH：俗稱燒鹼、火鹼、苛性鈉，易潮解，有強腐蝕性，具有鹼的通性。
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三、鹽
1、鐵鹽（鐵為+3價）、亞鐵鹽（鐵為+2價）的性質：
①鐵鹽（鐵為+3價）具有氧化性，可以被還原劑（如鐵、銅等）還原成亞鐵鹽：
2FeCl3＋Fe＝3FeCl2（ 2Fe3＋＋Fe＝3Fe2＋ ）(價態歸中規律)
2FeCl3＋Cu＝2FeCl2＋CuCl2（ 2Fe3＋＋Cu＝2Fe2＋＋Cu2＋ ）（制印刷電路板的反應原理）
亞鐵鹽（鐵為+2價）具有還原性，能被氧化劑（如氯氣、氧氣、硝酸等）氧化成鐵鹽：
2FeCl2＋Cl2＝2FeCl3 （ 2Fe2＋＋Cl2＝2Fe3＋＋2Cl－ ）
②Fe3＋離子的檢驗：
a.溶液呈黃色；
b.加入KSCN(硫氰化鉀)溶液變紅色；
c.加入NaOH溶液反應生成紅褐色沉澱[Fe(OH)3]。
Fe2+離子的檢驗：
a.溶液呈淺綠色；
b.先在溶液中加入KSCN溶液，不變色，再加入氯水，溶液變紅色；
c.加入NaOH溶液反應先生成白色沉澱，迅速變成灰綠色沉澱，最後變成紅褐色沉澱。
2、鈉鹽：Na2CO3與NaHCO3的性質比較
<table><tbody>Na2CO3
NaHCO3
俗稱
純鹼、蘇打
小蘇打
水溶性比較
Na2CO3 > NaHCO3
溶液酸鹼性
鹼性
鹼性
與酸反應劇烈程度
較慢（二步反應）
較快（一步反應）
與酸反應
Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑
CO32－+2H+=CO2↑+H2O
NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑
HCO3－+H+=H2O+CO2↑
熱穩定性
加熱不分解
加熱分解
2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2↑
與CO2反應
Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3
不反應
與NaOH溶液反應
不反應（不能發生離子交換）
NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
HCO3－+OH－=H2O+CO32－
與Ca(OH)2溶液反應
Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH
Ca2++CO32－=CaCO3↓
也能反應生成CaCO3沉澱
與CaCl2溶液反應
有CaCO3沉澱
不反應
用途
洗滌劑，玻璃、肥皂、造紙、紡織等工業
發酵粉、滅火劑、治療胃酸過多（有胃潰瘍時不能用）
相互轉化
Na2CO3 NaHCO3
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四、焰色反應
1、定義：金屬或它們的化合物在灼燒時使火焰呈現特殊顏色的性質。
2、操作步驟：鉑絲（或鐵絲）用鹽酸浸洗後灼燒至無色，沾取試樣（單質、化合物、氣、液、固均可）在火焰上灼燒，觀察顏色。
3、 重要元素的焰色：鈉元素黃色、 鉀元素紫色（透過藍色的鈷玻璃觀察，以排除鈉的焰色的干擾）
焰色反應屬物理變化。與元素存在狀態（單質、化合物）、物質的聚集狀態（氣、液、固）等無關，只有少數金屬元素有焰色反應。
第三節 用途廣泛的金屬材料
1、合金的概念：由兩種或兩種以上的金屬（或金屬與非金屬）熔合而成的具有金屬特性的物質。
2、合金的特性：合金與各成分金屬相比，具有許多優良的物理、化學或機械的性能。
①合金的硬度一般比它的各成分金屬的大
②合金的熔點一般比它的各成分金屬的低
第四章 非金屬及其化合物
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一、硅及其化合物 Si
硅元素在地殼中的含量排第二，在自然界中沒有遊離態的硅，只有以化合態存在的硅，常見的是二氧化硅、硅酸鹽等。
硅的原子結構示意圖為
，
硅元素位於元素週期表第三週期第ⅣA族，硅原子最外層有4個電子，既不易失去電子又不易得到電子，主要形成四價的化合物。
1、單質硅（Si）：
（1）物理性質：有金屬光澤的灰黑色固體，熔點高，硬度大。
（2）化學性質：
①常溫下化學性質不活潑，只能跟F2、HF和NaOH溶液反應。
Si＋2F2＝SiF4
Si＋4HF＝SiF4↑＋2H2↑
Si＋2NaOH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑
②在高溫條件下，單質硅能與O2和Cl2等非金屬單質反應。
（3）用途：太陽能電池、計算機芯片以及半導體材料等。
（4）硅的製備：工業上，用C在高溫下還原SiO2可製得粗硅。
SiO2＋2C＝Si(粗)＋2CO↑
Si(粗)＋2Cl2＝SiCl4
SiCl4＋2H2＝Si(純)＋4HCl
2、二氧化硅（SiO2）：
（1）SiO2的空間結構：立體網狀結構，SiO2直接由原子構成，不存在單個SiO2分子。
（2）物理性質：熔點高，硬度大，不溶於水。
（3）化學性質：SiO2常溫下化學性質很不活潑，不與水、酸反應（氫氟酸除外），能與強鹼溶液、氫氟酸反應，高溫條件下可以與鹼性氧化物反應：
①與強鹼反應：SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O（生成的硅酸鈉具有粘性，所以不能用帶磨口玻璃塞試劑瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避免Na2SiO3將瓶塞和試劑瓶粘住，打不開，應用橡皮塞）。
②與氫氟酸反應[SiO2的特性]：SiO2＋4HF＝SiF4↑+2H2O（利用此反應，氫氟酸能雕刻玻璃；氫氟酸不能用玻璃試劑瓶存放，應用塑料瓶）。
③高溫下與鹼性氧化物反應：SiO2＋CaOCaSiO3
（4）用途：光導纖維、瑪瑙飾物、石英坩堝、水晶鏡片、石英鐘、儀器軸承、玻璃和建築材料等。
3、硅酸（H2SiO3）：
（1）物理性質：不溶於水的白色膠狀物，能形成硅膠，吸附水分能力強。
（2）化學性質：H2SiO3是一種弱酸，酸性比碳酸還要弱，其酸酐為SiO2，但SiO2不溶於水，故不能直接由SiO2溶於水製得，而用可溶性硅酸鹽與酸反應制取：（強酸制弱酸原理）
Na2SiO3＋2HCl＝2NaCl＋H2SiO3↓
Na2SiO3＋CO2＋H2O＝H2SiO3↓＋Na2CO3（此方程式證明酸性：H2SiO3＜H2CO3）
（3）用途：硅膠作乾燥劑、催化劑的載體。
4、硅酸鹽
硅酸鹽：硅酸鹽是由硅、氧、金屬元素組成的化合物的總稱。硅酸鹽種類很多，大多數難溶於水，最常見的可溶性硅酸鹽是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗稱水玻璃，又稱泡花鹼，是一種無色粘稠的液體，可以作黏膠劑和木材防火劑。硅酸鈉水溶液久置在空氣中容易變質：
Na2SiO3＋CO2＋H2O＝Na2CO3＋H2SiO3↓（有白色沉澱生成）
傳統硅酸鹽工業三大產品有：玻璃、陶瓷、水泥。
硅酸鹽由於組成比較複雜，常用氧化物的形式表示：活潑金屬氧化物→較活潑金屬氧化物→二氧化硅→水。氧化物前係數配置原則：除氧元素外，其他元素按配置前後原子個數守恆原則配置係數。
硅酸鈉：Na2SiO3 Na2O·SiO2
硅酸鈣：CaSiO3 CaO·SiO2
高嶺石：Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O3·2SiO2·2H2O
正長石：KAlSiO3不能寫成 K2O· Al2O3·3SiO2，應寫成K2O·Al2O3·6SiO2
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二、氯及其化合物
氯原子結構示意圖為
，
氯元素位於元素週期表中第三週期第ⅦA族，氯原子最外電子層上有7個電子，在化學反應中很容易得到1個電子形成Cl－，化學性質活潑，在自然界中沒遊離態的氯，氯只以化合態存在（主要以氯化物和氯酸鹽）。
1、氯氣（Cl2）：
（1）物理性質：黃綠色有刺激性氣味有毒的氣體，密度比空氣大，易液化成液氯，易溶於水。（氯氣收集方法—向上排空氣法或者排飽和食鹽水；液氯為純淨物）
（2）化學性質：氯氣化學性質非常活潑，很容易得到電子，作強氧化劑，能與金屬、非金屬、水以及鹼反應。
①與金屬反應（將金屬氧化成最高正價）
Na＋Cl2===點燃2NaCl
Cu＋Cl2===點燃CuCl2
2Fe＋3Cl2===點燃2FeCl3
（氯氣與金屬鐵反應只生成FeCl3，而不生成FeCl2。）
（思考：怎樣製備FeCl2？Fe＋2HCl＝FeCl2＋H2↑，鐵跟鹽酸反應生成FeCl2，而鐵跟氯氣反應生成FeCl3，這說明Cl2的氧化性強於鹽酸，是強氧化劑。）
②與非金屬反應
Cl2＋H2 ===點燃 2HCl（氫氣在氯氣中燃燒現象：安靜地燃燒，發出蒼白色火焰）
將H2和Cl2混合後在點燃或光照條件下發生爆炸。
燃燒：所有發光發熱的劇烈化學反應都叫做燃燒，不一定要有氧氣參加。
③Cl2與水反應
Cl2＋H2O＝HCl＋HClO
離子方程式：Cl2＋H2O＝H＋＋Cl—＋HClO
將氯氣溶於水得到氯水（淺黃綠色），氯水含多種微粒，其中有H2O、Cl2、HClO、Cl－、H+、OH－(極少量，水微弱電離出來的)。
氯水的性質取決於其組成的微粒：
（1）強氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，實驗室常用氯水代替氯氣，如氯水中的氯氣能與KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物質反應。
（2）漂白、消毒性：氯水中的Cl2和HClO均有強氧化性，一般在應用其漂白和消毒時，應考慮HClO，HClO的強氧化性將有色物質氧化成無色物質，不可逆。
（3）酸性：氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，鹽酸還可與NaHCO3，CaCO3等反應。
（4）不穩定性：HClO不穩定光照易分解。，因此久置氯水(淺黃綠色)會變成稀鹽酸(無色)失去漂白性。
（5）沉澱反應：加入AgNO3溶液有白色沉澱生成（氯水中有Cl－）。自來水也用氯水殺菌消毒，所以用自來水配製以下溶液如KI、 KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液會變質。
④Cl2與鹼液反應：
與NaOH反應：Cl2＋2NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O（Cl2＋2OH－＝Cl－＋ClO－＋H2O）
與Ca(OH)2溶液反應：2Cl2＋2Ca(OH)2＝Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O
此反應用來制漂白粉，漂白粉的主要成分為Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分為Ca(ClO)2。
漂白粉之所以具有漂白性，原因是：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O=CaCO3↓+2HClO生成的HClO具有漂白性；同樣，氯水也具有漂白性，因為氯水含HClO；NaClO同樣具有漂白性，發生反應2NaClO＋CO2＋H2O==Na2CO3+2HClO；
乾燥的氯氣不能使紅紙褪色，因為不能生成HClO，溼的氯氣能使紅紙褪色，因為氯氣發生下列反應Cl2＋H2O＝HCl＋HClO。
漂白粉久置空氣會失效（涉及兩個反應）：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝CaCO3↓＋2HClO，，漂白粉變質會有CaCO3存在，外觀上會結塊，久置空氣中的漂白粉加入濃鹽酸會有CO2氣體生成，含CO2和HCl雜質氣體。
⑤氯氣的用途：制漂白粉、自來水殺菌消毒、農藥和某些有機物的原料等。
2、Cl－的檢驗：
原理：根據Cl－與Ag＋反應生成不溶於酸的AgCl沉澱來檢驗Cl－存在。
方法：先加稀硝酸酸化溶液（排除CO32－干擾）再滴加AgNO3溶液，如有白色沉澱生成，則說明有Cl－存在。
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三、硫及其化合物
1、硫元素的存在：硫元素最外層電子數為6個，化學性質較活潑，容易得到2個電子呈－2價或者與其他非金屬元素結合成呈＋4價、＋6價化合物。硫元素在自然界中既有遊離態又有化合態。（如火山口中的硫就以單質存在）
2、硫單質：
①物質性質：俗稱硫磺，淡黃色固體，不溶於水，熔點低。
②化學性質：S+O2 ===點燃 SO2（空氣中點燃淡藍色火焰，純氧中藍紫色）
3、二氧化硫（SO2）
（1）物理性質：無色、有刺激性氣味有毒的氣體，易溶於水，密度比空氣大，易液化。
（2）SO2的製備：S+O2 ===點燃 SO2或Na2SO3＋H2SO4＝Na2SO4＋SO2↑＋H2O
（3）化學性質：①SO2能與水反應SO2+H2OH2SO3（亞硫酸，中強酸）此反應為可逆反應。
可逆反應定義：在相同條件下，正逆方向同時進行的反應。（關鍵詞：相同條件下）
②SO2為酸性氧化物，是亞硫酸（H2SO3）的酸酐，可與鹼反應生成鹽和水。
a、與NaOH溶液反應：
SO2(少量)＋2NaOH＝Na2SO3＋H2O （SO2＋2OH－＝SO32－＋H2O）
SO2(過量)＋NaOH＝NaHSO3（SO2＋OH－＝HSO3－）
b、與Ca(OH)2溶液反應：
SO2(少量)＋Ca(OH)2＝CaSO3↓(白色)＋H2O
2SO2(過量)＋Ca(OH)2＝Ca(HSO3) 2 (可溶)
對比CO2與鹼反應：
CO2(少量)＋Ca(OH)2＝CaCO3↓(白色)+H2O
2CO2(過量)＋Ca(OH)2＝Ca(HCO3) 2 (可溶)
將SO2逐漸通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉澱生成，後沉澱消失，與CO2逐漸通入Ca(OH)2溶液實驗現象相同，所以不能用石灰水來鑑別SO2和CO2。能使石灰水變渾濁的無色無味的氣體一定是二氧化碳，這說法是對的，因為SO2是有刺激性氣味的氣體。
③SO2具有強還原性，能與強氧化劑（如酸性高錳酸鉀溶液、氯氣、氧氣等）反應。SO2能使酸性KMnO4溶液、新制氯水褪色，顯示了SO2的強還原性（不是SO2的漂白性）。
（催化劑：粉塵、五氧化二釩）
SO2＋Cl2＋2H2O＝H2SO4＋2HCl（將SO2氣體和Cl2氣體混合後作用於有色溶液，漂白效果將大大減弱。）
④SO2的弱氧化性：如2H2S＋SO2＝3S↓＋2H2O（有黃色沉澱生成）
⑤SO2的漂白性：SO2能使品紅溶液褪色，加熱會恢復原來的顏色。用此可以檢驗SO2的存在。
<table><tbody>SO2
Cl2
漂白的物質
漂白某些有色物質
使溼潤有色物質褪色
原理
與有色物質化合生成不穩定的無色物質
與水生成HClO，HClO具有漂白性，將有色物質氧化成無色物質
加熱
能恢復原色（無色物質分解）
不能復原
⑥SO2的用途：漂白劑、殺菌消毒、生產硫酸等。
4、硫酸（H2SO4）
（1）濃硫酸的物理性質：純的硫酸為無色油狀粘稠液體，能與水以任意比互溶（稀釋濃硫酸要規範操作：注酸入水且不斷攪拌）。質量分數為98%（或18.4mol/l）的硫酸為濃硫酸。不揮發，沸點高，密度比水大。
（2）濃硫酸三大性質：吸水性、脫水性、強氧化性。
①吸水性：濃硫酸可吸收結晶水、溼存水和氣體中的水蒸氣，可作乾燥劑，可乾燥H2、O2、SO2、CO2等氣體，但不可以用來乾燥NH3、H2S、HBr、HI、C2H4五種氣體。
②脫水性：能將有機物（蔗糖、棉花等）以水分子中H和O原子個數比2︰1脫水，炭化變黑。
③強氧化性：濃硫酸在加熱條件下顯示強氧化性（＋6價硫體現了強氧化性），能與大多數金屬反應，也能與非金屬反應。
a. 與大多數金屬反應（如銅）：2H2SO4 (濃)＋Cu===△CuSO4＋2H2O＋SO2 ↑
（此反應濃硫酸表現出酸性和強氧化性 ）
b. 與非金屬反應（如C反應）：2H2SO4(濃)＋C===△CO2 ↑＋2H2O＋SO2 ↑
（此反應濃硫酸表現出強氧化性 ）
注意：常溫下，Fe、Al遇濃H2SO4或濃HNO3發生鈍化。
濃硫酸的強氧化性使許多金屬能與它反應，但在常溫下，鋁和鐵遇濃硫酸時，因表面被濃硫酸氧化成一層緻密氧化膜，這層氧化膜阻止了酸與內層金屬的進一步反應。這種現象叫金屬的鈍化。鋁和鐵也能被濃硝酸鈍化，所以，常溫下可以用鐵製或鋁製容器盛放濃硫酸和濃硝酸。
（3）硫酸的用途：乾燥劑、化肥、炸藥、蓄電池、農藥、醫藥等。
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四、氮及其化合物
1、氮的氧化物：NO2和NO
N2＋O2 ========高溫或放電 2NO，生成的一氧化氮很不穩定： 2NO＋O2 == 2NO2
一氧化氮：無色氣體，有毒，能與人血液中的血紅蛋白結合而使人中毒（與CO中毒原理相同），不溶於水。是空氣中的汙染物。
二氧化氮：紅棕色氣體（與溴蒸氣顏色相同）、有刺激性氣味、有毒、易液化、易溶於水，並與水反應：
3NO2＋H2O＝2HNO3＋NO，此反應中NO2既是氧化劑又是還原劑。以上三個反應是“雷雨固氮”、“雷雨發莊稼”的反應。
2、硝酸（HNO3）：
（1）硝酸物理性質：純硝酸是無色、有刺激性氣味的油狀液體。低沸點（83℃）、易揮發，在空氣中遇水蒸氣呈白霧狀。98%以上的硝酸叫“發煙硝酸”，常用濃硝酸的質量分數為69%。
（2）硝酸的化學性質：具有一般酸的通性，稀硝酸遇紫色石蕊試液變紅色，濃硝酸遇紫色石蕊試液先變紅（H＋作用）後褪色（濃硝酸的強氧化性）。用此實驗可證明濃硝酸的氧化性比稀硝酸強。濃硝酸和稀硝酸都是強氧化劑，能氧化大多數金屬，但不放出氫氣，通常濃硝酸產生NO2，稀硝酸產生NO，如：
①Cu＋4HNO3(濃)＝Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
②3Cu＋8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
反應①還原劑與氧化劑物質的量之比為1︰2；反應②還原劑與氧化劑物質的量之比為3︰2。
常溫下，Fe、Al遇濃H2SO4或濃HNO3發生鈍化，（說成不反應是不妥的），加熱時能發生反應：
當溶液中有H＋和NO3－時，相當於溶液中含HNO3，此時，因為硝酸具有強氧化性，使得在酸性條件下NO3－與具有強還原性的離子如S2－、Fe2＋、SO32－、I－、Br－（通常是這幾種）因發生氧化還原反應而不能大量共存。（有沉澱、氣體、難電離物生成是因發生複分解反應而不能大量共存。）
3、氨氣（NH3）
（1）氨氣的物理性質：無色氣體，有刺激性氣味、比空氣輕，易液化，極易溶於水，1體積水可以溶解700體積的氨氣（可做紅色噴泉實驗）。濃氨水易揮發出氨氣。
（2）氨氣的化學性質：
a. 溶於水溶液呈弱鹼性：
生成的一水合氨NH3·H2O是一種弱鹼，很不穩定，受熱會分解：
氨氣或液氨溶於水得氨水，氨水的密度比水小，並且氨水濃度越大密度越小，計算氨水濃度時，溶質是NH3，而不是NH3·H2O。
氨水中的微粒：H2O、NH3、NH3·H2O、NH4＋、OH—、H＋(極少量，水微弱電離出來)。
噴泉實驗的原理：是利用氣體極易被一種液體吸收而形成壓強差，使氣體容器內壓強降低，外界大氣壓把液體壓入氣體容器內，在玻璃導管尖嘴處形成美麗的“噴泉”。
噴泉實驗成功的關鍵：
（1）氣體在吸收液中被吸收得既快又多，如NH3、HCl、HBr、HI、NO2用水吸收，CO2、SO2，Cl2、H2S等用NaOH溶液吸收等。
（2）裝置的氣密性要好。
（3）燒瓶內的氣體純度要大。
b. 氨氣可以與酸反應生成鹽：
①NH3＋HCl＝NH4Cl
②NH3＋HNO3＝NH4NO3
③ 2NH3＋H2SO4＝(NH4)2SO4
因NH3溶於水呈鹼性，所以可以用溼潤的紅色石蕊試紙檢驗氨氣的存在，因濃鹽酸有揮發性，所以也可以用蘸有濃鹽酸的玻璃棒靠近集氣瓶口，如果有大量白煙生成，可以證明有NH3存在。
（3）氨氣的實驗室製法：
①原理：銨鹽與鹼共熱產生氨氣
②裝置特點：固＋固氣體，與制O2相同。
③收集：向下排空氣法。
④驗滿：
a. 溼潤的紅色石蕊試紙（NH3是唯一能使溼潤的紅色石蕊試紙變藍的氣體）
b. 蘸濃鹽酸的玻璃棒(產生白煙)
⑤乾燥：用鹼石灰（NaOH與CaO的混合物）或生石灰在乾燥管或U型管中乾燥。不能用CaCl2、P2O5、濃硫酸作乾燥劑，因為NH3能與CaCl2反應生成CaCl2·8NH3。P2O5、濃硫酸均能與NH3反應，生成相應的鹽。所以NH3通常用鹼石灰乾燥。
⑥吸收：在試管口塞有一團溼的棉花其作用有兩個：一是減小氨氣與空氣的對流，方便收集氨氣；二是吸收多餘的氨氣，防止汙染空氣。
（4）氨氣的用途：液氨易揮發，汽化過程中會吸收熱量，使得周圍環境溫度降低，因此，液氨可以作製冷劑。
4、銨鹽
銨鹽均易溶於水，且都為白色晶體（很多化肥都是銨鹽）。
（1）受熱易分解，放出氨氣：
（2）乾燥的銨鹽能與鹼固體混合加熱反應生成氨氣，利用這個性質可以製備氨氣：
（3）NH4＋的檢驗：樣品加鹼混合加熱，放出的氣體能使溼的紅色石蕊試紙變藍，則證明該物質會有NH4＋。
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