高一化学知识点及其例题归纳精编(苏教版必修1)

1、江苏省淮海中学高一年级化学知识点归纳精编（必修1）一、基本理论基本概念二、化学实验基本操作三、非金属单质及其化合物四、金属单质及其化合物化学1第一部分：基本理论基本概念部分 1物质的量及其应用一、基本理论基本概念 2原子结构 3氧化还原反应 4离子反应1物质的量及其应用（1）物质的量（1）定义：科学上用来研究一定数目微粒集体的一个物理量。符号：n. 单位：摩尔（mol）。（2）基准：以0.012kg 12 6c中所含的碳原子数为基准，即阿伏加德罗常数。（2）阿伏加德罗常数（1）符号：NA。单位：mol1.（2）阿伏加德罗常数是一个可以用实验测出的准确值,只是目前的科学手段有限,只测出6.022

2、1367×1023mol1,在应用中用6.02×1023 mol1作为它的最大近似值用于计算。（3）阿伏加德罗常数是一个非常大的数，只适用于表示微观粒子。注意：（1）用物质的量来表示微粒时，要用化学式注明微粒的名称；（2）物质的量只适用于微观粒子。（3）物质的量（n）、粒子数（N）和阿伏加德罗常数（NA）的关系粒子数比等于物质的量比（4）摩尔质量（1）定义：单位物质的量的物质所具有的质量。符号：M；单位：g·mol1(常用).（2）计算公式：（5）阿伏加德罗定律和气体摩尔体积（1）决定物质体积的主要内因：物质微粒本身大小、微粒的间距和微粒的数目。（2）决定气体体积

3、的主要内因：气体分子数和气体分子间距。（3）在同温同压下，任何气体分子的间距都相等。（4）阿伏加德罗定律：同温同压下，等物质的量的任何气体体积相等。对定律的理解：条件的三个相同推出结论的一个相同。即：条件结论同温同压，同物质的量同体积同温同压，同体积同物质的量，同分子数同温同压，同分子数同体积，同物质的量定律的推论：a 同温同压，气体的物质的量比等于体积比等于分子数比；b 同温同压，气体的密度比等于其摩尔质量比；c 同温同压，同体积，气体的密度比等于摩尔质量比等于质量比。（5）气体摩尔体积：定义：一定温度和压强下,单位物质的量的任何气体所占的体积。符号:Vm,单位:L/mol.标况下,1mol

4、任何气体的体积都约为22.4L.即标况下,Vm=22.4 L/mol.计算公式:标况下,n=V/(22.4 L/mol).气体摩尔质量的几种计算方法：a.M=m/n; b.标况下,M=22.4×d (d是气体的密度,单位是g/L)c.相对密度D=M1/M2 (M1是未知气体的摩尔质量,M2是已知气体的摩尔质量)（6）物质的量浓度(1)定义:单位体积溶液中所含溶质的物质的量来表示的浓度.符号:CB,单位:mol/L.计算公式: C=n/v.(2)常见的几种计算类型:气体溶于水求所得溶液浓度例:在标况下,1体积水中溶解500体积的HCl,所得溶液的密度为1.22g/ml,求该溶液的物质的

5、量浓度.解: 溶质的物质的量=500 L/22.4 L/mol=22.32mol, 溶液的质量=1000 g+22.32 mol×36.5 g/mol=1841.73g,溶液的体积=1841.73 g/1.22 g/ml=1487.49ml=0.148749 L,溶液的物质的量浓度=22.32 mol/0.148749 L=15 mol/L.答:该溶液的物质的量浓度为 15 mol/L.物质的量浓度与溶质质量分数的换算:公式: C=w%×d×1000/M (w是溶质质量分数,d是溶液密度g/ml.)例:98% 1.84 g/ml的浓硫酸的物质的量浓度是多少.解:

6、C=98%×1.84 g/ml×1000/98 g/mol=18.4 mol/L.溶液混和的有关计算:例:有两种H2SO4 溶液,一种的物质的量浓度是C1,密度是d1,另一种的物质的量浓度是C2,密度是d2,它们等体积混和后的溶液密度为d3,求混和后溶液的物质的量浓度.解: 设混和的体积为V .C=(C1·V+C2·V)d3/(V·d1+V·d2)=(C1+C2)d3/(d1+d2).溶液加水稀释的几个规律:密度大于1的溶液：加等体积水后,溶液溶质质量分数大于原溶液溶质质量分数的一半。 加等质量水后,溶液物质的量浓度小于原溶液物质的量

7、浓度的一半。密度小于1的溶液:：加等体积水后,溶液溶质质量分数小于原溶液溶质质量分数的一半。 加等质量水后,溶液物质的量浓度大于原溶液物质的量浓度的一半。2.原子结构（1）原子的构成 质子(Z) ：有up夸克和down夸克 原子核 中子(N) ：有up夸克和down夸克 原子(A ZX) 核外电子(Z) 原子核的特点：体积非常小(相对于原子);原子的质量几乎集中在原子核上;带正电。(2)原子中各粒子的关系质量数(A)=质子数(Z)+种子数(N);原子的核外电子数=质子数=核电荷数=原子序数。(3) 元素、核素、同位素的比较元素：是具有相同质子数的同一类原子的总称。只强调原子的质子数。核素：是指

8、具有一定数目质子和一定数目中子的某一种原子。其实就是原子。同位素：是指质子数相同而质量数不同（中子数不同）的同一元素的不同原子（核素）的互称。即强调质子数又要求种子数，而且是原子间的比较。同位素的特点：元素在自然界中存在的各同位素的原子个数百分比一般保持不变； 元素的各同位素的物理性质又区别，化学性质几乎完全相同。（4）原子（同位素）的相对原子量与元素的相对原子量的比较原子（同位素）的相对原子量：是指某原子的质量与1/12C12原子质量的比值。元素的相对原子量：是根据元素在自然界中存在的各同位素求出的平均值。即M=M1×n1%+M2×n2%+ ··

9、83;···。因此，某原子的相对原子质量不一定能代替该元素的相对原子质量。当然，在计算中常用某原子的质量数代替该原子的相对原子质量的近似值用于计算。但不能代替该元素的相对原子质量的近似值。（5）掌握120号元素的原子结构示意图的画法（6）人类对原子结构的认识从1803年道尔顿提出原子论，提出原子是一个实心球，不可分割；到1904年汤姆生发现电子，提出“葡萄干面包式”原子结构模型，指出原子中有电子；到1911年卢瑟福提出行星原子结构模型，指出原子中心有原子核带正电，电子带负电，它绕核在核周围空间高速运动；到1913年波耳引入量子论观点，提出原子核外电子是在一系列稳定

10、的轨道上运动，每一轨道具有一定的能量；到1926年以后科学家用波粒二象性的理论提出用量子力学方法来描述原子结构，即“电子云”模型。3氧化还原反应 （1）氧化还原反应的实质：是电子的转移；氧化还原反应的特征表现：是元素化合价的变化。（2）两条关系式：氧化剂 反应中得到电子 元素化合价降低 元素在反应中被还原 反应后得到还原产物； 还原剂 反应中失去电子 元素化合价升高 元素在反应中被氧化 反应后得到氧化产物。（3）电子转移的表示方法：双线桥法：如 得1×e- Cl2 + H2O HCl+ HClO 失1×e- 单线桥法：Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 2

11、5;e- （4）几点氧化性、还原性强弱的比较规律：在同一个反应中氧化剂的氧化性强于氧化产物；还原剂的还原性强于还原产物。同种元素一般情况下高价态的物质氧化性强于低价态的物质；而低价态物质的还原性强于高价态的物质。如KMnO4 >K2MnO4> MnO2 >MnSO4与同一种氧化剂或还原剂反应，条件简单，反应剧烈的物质还原性或氧化性强。还原性的强弱还可以依据金属活动顺序表给出的顺序来判断。（5）氧化还原反应的有关计算：列式依据是：氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。（6）氧化还原反应的配平常用方法：找出反应前后化合价变化的元素，并标出相应的化合价的变化；找出化合价变化元素的变

12、化总数；即得失电子数；求出得失电子总数的最小公倍数；求出参加氧化还原反应的反应物和生成物的化学计量数；用观察法求出未参加氧化还原反应的物质的化学计量数；查质量守恒、得失电子总数相等。如KClO3 + HCl(浓)KCl + Cl2+H2O的配平最小公倍数是5化合价的变化：KClO3中的Cl从+50，得到5e HCl中的Cl从-10，失去1e它们参加氧化还原反应的原子数是1，因此可求得得失电子数的最小公倍数是5，这样可配出KClO3的计量数是1，参加氧化还原反应的HCl的计量数是5，Cl2的计量数是3，再用观察法可得KCl的计量数是1，HCl的总计量数是6，H2O的计量数是3。可得方程式：KCl

13、O3 + 6HCl = KCl + 3Cl2+ 3H2O 4离子反应 （1）定义：有自由移动的离子参加或生成的反应都为离子反应。（2）常见类型：溶液中进行的复分解反应；溶液中进行的氧化还原反应。（3）电解质：定义：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物。在这种状态下不能导电的化合物是非电解质。电解质的分类：强电解质：能完全电离的电解质；如强酸、强碱、大多数盐及活泼金属的氧化物等。弱电解质：部分电离的电解质。如弱酸、弱碱、水等。电解质的导电能力：与溶液中自由移动的离子浓度成正比。（4）离子方程式：定义：用实际参加反应的物质化学式或离子符号来表示某一类化学反应的方程式。书写方法：a 书写正确的化学方程

14、式； b 把易溶于水、易电离的强电解质改写成离子符号（如易溶于水的强酸、强碱和盐等），其余物质写成化学式（如难溶物、气体、浓溶液的微溶物、难电离物、氧化物、水、单质、过氧化物等）。（说明：Ca(OH)2是强碱，微溶，稀溶液写成离子符号，浓溶液写化学式，微溶物在产物中一般是写化学式。）c 删去没有实际参加反应的离子；并将各微粒前的计量数约简和整理。d 检查：质量守恒、电荷守恒、氧化还原反应得失电子总数相等。（5）离子共存问题：在水溶液中，离子间能发生复分解反应的离子不能共存。如：H+和OH-、H+和CO32-、OH-和HCO3-、H+和SO32-、OH-和HSO32-Ca2+和CO32-、Ba2

15、+和SO32-、H+和HCO3-、Al3+和AlO2-等。在水溶液中，离子间能发生氧化还原反应的离子不能共存。如：Fe3+和I-、Fe3+和S2-、Fe3+和SO32-、Fe2+和H+ NO3-、S2-和H+ SO32- 、Fe2+和H+ MnO4- 等。Fe3+和SCN-也不能共存。第二部分：化学实验基本操作二、化学实验基本操作 1物质的分离和提纯方法 2常见物质离子的检验 3物质的量浓度溶液的配制1物质的分离和提纯方法常见的几种方法列表比较如下：方法适用范围主要仪器注意事项过滤固体与液体的分离漏斗、烧杯、玻璃棒、铁架台（带铁圈）、滤纸等要一贴二低三靠；洗涤沉淀再过滤器中进行；定量实验的过滤

16、要无损耗。结晶混合物中各组分在溶剂中的溶解度随温度的变化有不同变化的物质的分离烧杯、过滤器等对于溶解度受温度变化而变化较大的物质，一般是先配制较高温度的饱和溶液，然后降温结晶；如KNO3对于溶解度受温度变化影响不大的物质，一般是采取蒸发溶剂结晶；如NaCl结晶后过滤分离出晶体。分液两种互不相溶的液体的分离分液漏斗（圆锥型）、铁架台、烧杯等上层液体从分液漏斗的上口倒出；下层液体从分液漏斗的下管放出；分液漏斗使用前要检漏。萃取利用溶质在两种互不相容的溶剂中的溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的分离分液漏斗、烧杯、铁架台等萃取剂的选取：与原溶剂不反应、不互溶；与溶质

17、不反应；溶质在其中的溶解度要大大与在原溶剂的溶解度；两溶剂密度差别要大。萃取后一般要进行分液；萃取后得到的仍是溶液，一般是再通过分馏的方法进一步的分离。蒸馏利用沸点的不同分离互溶液体的混合物蒸馏烧瓶、水冷凝管、牛角管、锥形瓶、温度计、铁架台、石棉网、酒精灯等温度计水银球的位应在蒸馏烧瓶的支管开口处；水冷凝管的水流向是逆流；一般要加碎瓷片防止爆沸；实验中烧瓶不可蒸干。2常见物质离子的检验常见离子的检验列表如下：离子选用试剂主要实验现象有关离子方程式Cl-AgNO3溶液和稀HNO3有白色沉淀Ag+ + Cl- = AgClBr-AgNO3溶液和稀HNO3有浅黄色沉淀Ag+ + Br- = AgBr

18、I-AgNO3溶液和稀HNO3有黄色沉淀Ag+ + I- = AgISO42-稀HCl和BaCl2溶液先加稀HCl，再加BaCl2溶液有白色沉淀Ba2+ + SO42- = BaSO4SO32-稀HCl和品红溶液有刺激性的气体产生并使品红褪色SO32- + 2H+ = SO2 + H2OS2-稀HCl和Pb(NO3)2溶液或CuSO4溶液等有臭鸡蛋味气体，气体通溶液有黑色沉淀S2- + 2H+ = H2S S2- + Pb2+ = PbSCu2+ + S2- = CuSNO3-Cu和浓H2SO4,加热有红棕色刺激性气体Cu + 4H+ + 2NO3- Cu2+ + 2NO2+ 2H2OCO32

19、-稀HCl和澄清石灰水有能使石灰水变浑浊的气体CO32- + 2H+ = H2O +CO2CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3+ H2OBa2+硫酸或可溶性的硫酸盐有白色沉淀Ba2+ + SO42- = BaSO4Mg2+NaOH溶液有白色沉淀，NaOH过量沉淀不溶解Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2Al3+NaOH溶液和氨水加氨水至过量有白色絮状沉淀，再加NaOH溶液沉淀溶解Al3+ + 3OH- = Al(OH)3Al(OH)3 + OH- = AlO2- + 2H2OFe3+NaOH溶液或KSCN溶液有红褐色沉淀或溶液呈血红色Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3（红褐

20、色）Fe3+ + 3SCN- = Fe(SCN)3(血红色)Fe2+NaOH溶液生成白色沉淀，在空气中迅速变为灰绿色，最后变为红褐色沉淀。Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2(白色沉淀)，4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3。氯水和KSCN溶液先加KSCN溶液无明显现象，再加氯水溶液呈血红色。2Fe2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl-，Fe3+ + SCN- = Fe(SCN)2+或Fe3+ + 3SCN- = Fe(SCN)3。Ag+稀HCl或可溶性的氯化物，稀HNO3有白色沉淀Ag+ + Cl- = AgClNH4+NaOH溶液加热用湿润的红色石蕊

21、试纸检验产生的气体，变蓝NH4+ + OH- NH3+ H2ONa+做焰色反应火焰呈黄色K+做焰色反应透过蓝色钴玻璃观察火焰是紫色3物质的量浓度溶液的配制（1）主要仪器：容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、天平或量筒或滴定管等。容量瓶使用时应注意：使用前要检漏；有四个不准：不允许加热、不允许物质的溶解或稀释、不允许物质间的反应、不允许储存药品；容量瓶上标有：容量规格、使用温度和刻度线；容量瓶检漏的方法：将容量瓶注入一定量的水，塞紧塞子，一手抵住塞子，一手托住瓶底，将瓶颠倒，不漏水，再将塞子旋转180度，再重复操作一次，如不漏即可。（2）配制步骤：计算、量取或称量、稀释或溶解、冷却移液、洗涤移液、定

22、容、摇匀、装瓶贴标签。定容时应：加水离刻度线12cm时，改用胶头滴管加水至刻度线。（3）误差分析：（以配制NaOH为例）根据公式：C=n/V=m/(M·V)可能引误差的操作起可能导致变化的量物质的量浓度的变化（c）溶质质量（m）溶液体积（v）1容量瓶未干燥或有少量的蒸馏水2药品因时间长而变质3称量时间过长或用滤纸称药品4向容量瓶移液时有少量液体溅出5未洗涤烧杯和玻璃棒6未将溶液冷却7定容时加水过多，用胶头滴管吸出8定容时仰视刻度线9定容时俯视刻度线10定容摇匀后液面下降又加水11定容摇匀后液面下降不加水12称量时右物左码又使用了游码13称量时砝码有残缺14称量时砝码有油污或生锈4.俯

23、视与仰视俯视-浓度增大仰视-浓度减小5.巩固练习1某粗食盐中有Na2SO4、MgCl2、泥沙等杂质，请设计方案提纯食盐。写出实验步骤及相应的离子方程式。2有100克KCl和KNO3的混合物，其中含KCl的质量分数为10，请通过计算设计方案提纯KNO3.已知有下列溶解度：3实验室配制500ml 0.2mol·L1的FeSO4溶液，实际操作有：在天平上称量一定量的绿矾（FeSO4·7H2O），放入烧杯，加水溶解；把制得的溶液小心地注入500ml容量瓶中；继续向容量瓶中加水离刻度线12cm处，改用胶头滴管加水至刻度线；将烧杯和玻璃棒洗涤23次，并将每次洗涤液也转入容量瓶；将容量瓶

24、的塞子塞紧，摇匀。填下列空白：（1）称量绿矾的质量是 ；（2）正确的操作顺序是 ；（3）定容时，若俯视液面，会使溶液浓度 ；（4）本实验用到的基本仪器有 ；（5）若没有操作，结果会使溶液浓度 ；（6）在进行操作时，不慎将液体溅出，则处理的方法是 。6.参考答案1方案：（1）将粗食盐用水溶解，过滤。（2）向的滤液，加过量的氯化钡溶液，过滤。（3）向的滤液中加过量的氢氧化钠溶液，过滤。（4）向的滤液中加过量碳酸钠溶液，过滤。（5）向的滤液中加过量的稀盐酸，充分反应。（6）将反应后的溶液加热蒸发结晶，得到的固体为纯的食盐。2根据溶解度的数据可计算得到：在100时用39.5克水就可以制成KNO3的饱和

25、溶液，而KCl是未饱和的。在10时溶液中只有7.5克KNO3留下，而KCl还是未达到饱和。因此可根据这些来设计方案。方案略。3（1）27.8g；（2）；（3）偏高；（4）略；（5）偏低；（6）重新做实验。第三部分：非金属单质及其化合物三、非金属单质及其化合物 1氯、溴、碘及其化合物 2硫及其化合物 3氮气及其化合物 4硅及其化合物 一、氯、溴、碘及其化合物1、氯气的制法（1）氯气的工业制法：原料：氯化钠、水。原理：电解饱和食盐水。 装置：阳离子隔膜电解槽。反应式：2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2(2)氯气的实验室制法原理：利用氧化剂氧化浓盐酸中的Cl-。常用的氧化剂有

26、：MnO2、KMnO4、KClO3等。反应式：MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + Cl2+ 2H2O2KMnO4 + 16HCl(浓) 2KCl + 2MnCl2 + 10Cl2+ 8H2OKClO3 + 6HCl（浓） = KCl + 3Cl2+ 3H2O装置：发生装置由圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁架台、石棉网、酒精灯等组成。收集：用向上排空气法或用排饱和食盐水或排饱和氯水的方法。验满：看颜色或用湿润的淀粉碘化钾试纸。尾气吸收：用氢氧化钠溶液吸收。除杂：用饱和食盐水除去HCl 杂质； 干燥：用浓H2SO4 。（3）中学实验室制H2、O2、Cl2的发生装置的比较气体反应物的状

27、态反应条件装置或主要仪器可适用的气体H2固体和液体反应不加热启普发生器或简易装置H2S、CO2、SO2等O2固体或固体混合物加热大试管、铁架台、导管等NH3、CH4等Cl2固体和液体或液体和液体加热圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁架台、石棉网、酒精灯HCl、HBr、HI等2Cl2、Br2、I2的物理性质的比较气体物理性质Cl2黄绿色有刺激性气味的有毒气体，能溶于水（1:2），易液化，密度比空气大。Br2深红棕色液体，易挥发，有刺激性气味，有毒，在水中溶解度不大，但在有机溶剂中溶解度较大，储存时要加水，水封，以防止挥发。I2紫黑色固体，有光泽，易升华，在水中溶解度不大，但在有机溶剂中溶解度较

28、大。3Cl2、Br2、I2在不同溶剂中的颜色比较水酒精苯汽油四氯化碳Cl2黄绿色（新制）黄绿色黄绿色黄绿色黄绿色Br2黄橙橙橙红橙橙红橙橙红橙橙红I2深黄褐色棕深棕浅紫紫紫深紫浅紫红紫红4Cl2、Br2、I2的化学性质的比较与金属反应2Na + Cl2 2NaCl,Cu + Cl2 CuCl2，2Fe + 3Cl2 2FeCl3，2Fe + 3Br2 2FeBr3，Fe + I2 FeI2。与氢气反应反应物反应方程式反应条件反应现象H2与F2H2 + F2 = 2HF冷、暗爆炸H2与Cl2H2 + Cl2 2HCl光照爆炸H2与Br2H2 + Br2 2 HBr加热反应H2与I2H2 + I2

29、 2HI 持续加热可逆反应与水的反应：2F2 + 2H2O = 4HF + O2 X2 + H2O HX + HXO (X:Cl、Br、I)与碱反应：Cl2、Br2、I2都容易与碱液反应，常用于除尾气、除杂质等。工业上利用这反应来制漂白粉，反应式是：2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O 漂白粉主要成分 漂白粉有效成分：Ca(ClO)2 Cl2、Br2、I2相互置换：氧化性Cl2>Br2>I2，所以Cl2可以将Br2、I2置换出，Br2可以将I2置换出。如:Cl2 +2NaBr = 2NaCl + Br2.5Cl-、Br-、I-的检验（1

30、）AgNO3HNO3法离子选用试剂实验现象及离子方程式Cl-AgNO3的稀HNO3溶液Ag+ + Cl- = AgCl 白色沉淀Br-AgNO3的稀HNO3溶液Ag+ + Br- = AgBr 浅黄色沉淀I-AgNO3的稀HNO3溶液Ag+ + I- = AgI 黄色沉淀（2）Br- 、I- 可以用氯水反应后加 CCl4 萃取的方法。6AgBr、AgI的感光性它们都见光分解，AgBr用于感光底片的感光材料；AgI用于人工降雨。二、硫及其化合物1硫的性质（1）硫单质的物理性质：单质硫是黄色固体，俗称硫磺，难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳（CS2），熔点112.8，沸点444.6。自然界中的火

31、山喷口和岩石夹缝中有游离态的硫；自然界中也存在许多化合态的硫。硫粉对某些疾病有防治作用。（2）硫的化学性质：可燃性：S + O2 SO2 与氢气反应：H2 + S H2S ；与金属反应：2Na + S = Na2S, Fe + S FeS, 2Cu + S Cu2S；与碱溶液反应：3S + 6NaOH（热）= 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O（用于实验室中清洗有S残留的仪器）; 与浓硫酸反应：S + 2H2SO4(浓) 3SO2 + 2H2O。 （3）硫的用途：三药一柴即是制医药、火药、农药和火柴的原料；在化工工业中是生产硫酸等的原料。2硫化氢的性质（1）硫化氢的物理性质：硫化氢是有

32、臭鸡蛋味有毒气体，能溶于水，常温常压1:2.6溶于水。（2）硫化氢的化学性质：可燃性：O2不足 2H2S + O2 2S + 2H2O, O2足量 2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O .热分解：H2S H2 + S.和碱反应：H2S + 2NaOH = Na2S + H2O ,H2S + NaOH = NaHS + H2O.Na2S + H2S = 2NaHS.H2S溶于水得氢硫酸溶液，是二元弱酸，易挥发，具有强还原性。强还原性：如：2H2S + SO2 = 3S + 2H2O,H2S + Cl2 = S + 2HCl(Br2、I2也同样发生类似得反应),H2S + 2FeCl3 =

33、 2FeCl2 + S + 2HCl,H2S + H2SO4(浓) = S + SO2 + 2H2O等反应。和一些盐溶液反应生成既难溶于水有难溶于酸沉淀:H2S + CuSO4 = CuS(黑) + H2SO4;H2S + 2AgNO3 = 2HNO3 + Ag2S(黑);H2S + Pb(NO3)2 = PbS(黑) + 2HNO3.（3）硫化氢的实验室制法：反应式：FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S, 装置：与制氢气的装置相同。验满:用湿润的硝酸铅或醋酸铅试纸,变黑即是.注意：酸的选用只能是非强氧化性酸；尾气用碱液吸收。3二氧化硫的性质（1）二氧化硫的物理性质：二氧化硫是无色

34、有刺激性有毒气体，易溶于水（1:40），易液化。（2）二氧化硫的化学性质：酸性氧化物的通性：H2O + SO2 H2SO3(亚硫酸是二元弱酸，不稳定，易分解，易被氧化),SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O,SO2 + NaOH = NaHSO3,SO2 + Na2SO3 H2O = 2NaHSO3.SO2 + CaO = CaSO3.氧化性：SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O;还原性：2SO2 + O2 2SO3,SO2 + Cl2 + H2O =H2SO4 + 2HCl(Br2、I2也同样有类似的反应)，5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O = K2SO4 +

35、 2MnSO4 + 2H2SO4等反应。漂白性：SO2能使某些有色物质褪色，但不能漂白酸碱指示剂。(3)SO2的实验室制法：Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2+ H2O.(4)SO2的危害：SO2是硫酸型酸雨形成的主要物质。它主要来自于化石燃料的燃烧排放的尾气，汽车的尾气，硫酸工业生产的尾气的排放等方面。SO2进入大气后在大气中的某些灰尘的催化下被O2氧化成SO3，SO3易溶于水，形成H2SO4，同时，SO2溶于水形成H2SO3，也易被氧化为H2SO4，当大气中的这些酸达到一定值时，下降的雨水的pH就会小于5.6，即形成了酸雨。酸雨的危害非常严重。如：直接危害的首先是植

36、物，植物对酸雨反应最敏感的器官是叶片，叶片受损伤后光合作用降低，抗病虫害能力减弱，林木生长缓慢或死亡，农作物减产甚至绝收。其次，酸雨可破坏水土环境，危及生态平衡。酸雨被冠之“空中杀手”、“空中恶魔”“空中死神”的诅咒名。另外，酸雨对文物古迹、建筑物、工业设备和通讯电缆等的腐蚀也令人心痛。酸雨还危及人体的健康。（5）酸雨的防治：1）最主要是控制污染源。主要途径有：开发新能源替代化石燃料。如开发氢能、太阳能、核能等。利用物理和化学方法对含硫燃料预先进行脱硫处理，降低SO2的排放量。如在含硫燃煤中加氧化钙，在燃烧时有以下反应：CaO + SO2= CaSO3,CaO + H2O = Ca(OH)2,

37、SO2 + Ca(OH)2 =CaSO3 +H2O,2CaSO3 + O2 = 2CaSO4.将硫元素转化成固体盐而减少排放。加强技术研究，提高对燃煤、工业生产中释放的SO2废气的处理和回收。如用氨水对燃煤烟气的脱硫处理是：SO2 + 2NH3 + H2O = (NH4)2SO3, SO2 + NH3 + H2O= NH4HSO3, 2(NH4)2SO3 + O2 = 2(NH4)2SO4, 2NH4HSO3 + O2 = 2NH4HSO4.(它们是氮肥)积极开发利用煤炭的新技术，对煤炭进行综合处理，推广煤炭的净化技术、转化技术。如对煤炭进行液化或气化处理，提高能源的利用率，减少SO2的排放。

38、2）运用化学方法减轻酸雨对土壤和树木的危害。如对降酸雨地带喷洒石灰等手段。3）提高全民的环保意识，加强国际合作，共同努力减少硫酸型酸雨的产生。4SO3的性质SO3是无色的晶体，熔点12.8，极易于水反应，同时放出大量的热。SO3 + H2O = H2SO4.5H2SO4的性质(1)物理性质：纯的H2SO4是无色粘稠状液体，沸点338，难挥发，浓度高于98的又称“发烟硫酸”，其实看到的不是烟，而是溶液中挥发出的SO3分子在空气中形成了酸雾。浓硫酸溶于水会放出大量的热是因为硫酸分子与水分子结合成多种水合物，这个过程是放热的。（2）化学性质：稀硫酸的性质：酸的通性。浓硫酸的特性：a 吸水性，浓硫酸具

39、有很强的吸水性，常作为干燥剂。b 脱水性，浓硫酸能按水的组成脱去有机物中的氢氧。如使蔗糖炭化。c 强氧化性：常温下，能使Fe 、Al钝化；加热时能溶解大多数金属（除Au、Pt外），如：Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2+ 2H2O；加热时也可以于某些非金属反应，如：C + 2H2SO4 CO2+ 2SO2+ 2H2O等。（3）H2SO4 的工业制法(接触法)：流程：S或含硫矿石煅烧生成SO2，将气体净化；进入接触室进行催化氧化生成SO3；将SO3进入吸收塔吸收生成H2SO4.设备：沸腾炉：煅烧在沸腾炉中进行；产生的气体要进行除尘、洗涤、干燥等净化处理。接触室：接触室中有多层催化剂，

40、二氧化硫在催化剂的表面接触被氧化成三氧化硫；中间有热交换器，是为了充分利用能量而设计。吸收塔：由于三氧化硫与水的反应放热大，形成酸雾，会降低吸收效率，因此改用98.3的浓硫酸来吸收，同时采取逆流原理。主要反应式：S + O2 SO2 或 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2;2SO2 + O2 2SO3,SO3 + H2O = H2SO4.尾气处理：尽管生产中采取了许多有利于二氧化硫转化为三氧化硫的措施，但反应是可逆的，因此尾气中仍然含有SO2气体，生产中常采用氨水吸收。SO2 + 2NH3·H2O = (NH4)2SO3 + H2O,(NH4)2SO3 + SO2

41、+ H2O = 2 NH4HSO3.(4)硫酸的用途：用于化肥、农药、医药、金属矿的处理等生产中。6几种常见的硫酸盐（1）CaSO4:自然界中是石膏(CaSO4·2H2O)的形式存在，加热到150时会失去部分结晶水，生成熟石膏(2CaSO4·H2O).用于各种模型和医疗的石膏绑带，水泥生产的原料之一。（2）BaSO4：重晶石，不容易被X射线透过，医疗上作为“钡餐”，也可作为白色颜料，可用于油漆、油墨、造纸、塑料、橡胶的原料及填充剂。(3)FeSO4：FeSO4·7H2O俗称绿矾，医疗上用于生产治贫血的药剂，工业上是生产净水剂和颜料的原料。三、氮气及其化合物1氮气的

42、性质（1）物理性质：无色无味的气体，难溶于水，是空气的主要成分。（2）化学性质：通常情况氮气的性质比较稳定，常用作保护气。但在一定条件下可发生反应。放电条件下与氧气反应：N2 + O2 2NO, 在一定条件下,与H2反应:N2 + 3H2 2NH3 (工业合成氨的主要反应,也是人工固氮的方法。）自然固氮主要是雷雨和豆科植物的根瘤菌的固氮。与金属反应：3Mg + N2 Mg3N2,2氮的氧化物（1）NO是无色无味的有毒气体,微溶于水,在空气中易被氧化为NO2。2NO + O2 = 2NO2.在有氧气的条件下,NO和O2混合气被水吸收：4NO + 3O2 + 2H2O = 4HNO3.(2)NO2

43、：红棕色有刺激性味有毒气体，溶于水，并与水反应：3NO2 + 2H2O = 2HNO3 + NO .在有氧气的条件下：4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3.另外，NO和NO2的混和气体也可以被碱液吸收：NO + NO2 + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O.（3）NO、NO2的污染：大气中的氮的氧化物主要来源于汽车的尾气和工业生产的尾气的排放等，大气中的NO、NO2不仅可以形成酸雨，也能形成光化学烟雾，还能破坏臭氧层。因此要严格控制氮的氧化物的排放。3氨的性质（1）氨的物理性质：无色有刺激性味的气体，极易溶于水（1:700），易液化。（2）氨的化学性质：与水反应：NH3 +

44、 H2O NH3 H2O NH4+ + OH-,氨溶于水后，大部分氨分子与水反应生成一水合氨分子，一小部分一水合氨分子电离成铵根和氢氧根，因此氨水显碱性。可用湿润的红色石蕊试纸来检验氨气的存在。易与酸反应：NH3 + H+ = NH4+,可用浓盐酸来检验氨气的存在，有白烟现象。催化氧化：4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O(是工业生产硝酸的基础反应)。另外，氨气可与氯气反应：3Cl2 + 2NH3 = N2 + 6HCl，氨气足够时：3Cl2 + 8NH3 = N2 + 6NH4Cl。（3）氨气的实验室制法：常用NH4Cl和Ca(OH)2的固体混和加热，2NH4Cl + Ca(OH)2

45、= CaCl2 + 2NH3+ 2H2O。也可用向浓氨水中加CaO或NaOH固体制氨气。4硝酸的性质光照 或（1）物理性质：纯的硝酸是无色，易挥发的液体，常见的浓硝酸浓度一般是69左右，浓硝酸久置变黄色，是因为硝酸见光分解产生的二氧化氮溶在其中。（2）化学性质：见光分解：4HNO3 4NO2 + O2 + 2H2O.酸的通性。但是金属与硝酸反应无氢气放出。强氧化性：A常温下，浓硝酸能使Fe、Al钝化；B与金属反应：Cu + 4HNO3 (浓)= Cu(NO3)2 + 2NO2+ 2H2O,3Cu + 8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2 + 2NO+ 4H2O。 C与非金属反应：C + 4

46、HNO3(浓) = CO2+ 4NO2+ 2H2O.另外：硝酸具有很强的腐蚀性。（3）硝酸的工业制法：流程：氨气的催化氧化NO进一步氧化生成NO2用水吸收生成硝酸。设备：氧化炉：4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O，进一步氧化：2NO + O2 = 2NO2.吸收塔：用水吸收：4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3.尾气处理：在工业生产中，将尾气进行循环使用，处理后进行进一步氧化，再生产硝酸。四硅及其化合物 1硅（1）结构：硅晶体的结构类似金刚石，是正四面体的空间网状结构。硬度大，熔沸点高。导电性介于导体和绝缘体之间。是良好的半导体材料。（2）化学性质：通常情况下性质较稳定。在

47、一定条件下可发生一些反应。高温下，与氧气、氯气反应：Si + O2 SiO2,Si + 2Cl2 SiCl4.常温与碱反应：Si + 2NaOH + 2H2O = Na2SiO3 + 2H2。常温与单质氟反应：Si + 2F2 = SiF4.常温与氢氟酸反应：Si + 4HF = SiF4 + 2H2。（3）工业生产、提纯硅：生产：SiO2 + 2C Si + 2CO(粗硅)。提纯：Si + 2Cl2 SiCl4,SiCl4 + 2H2 Si + 4HCl(纯硅)。高纯度硅广泛用于电子工业的集成电路。2二氧化硅（1）自然界存在的二氧化硅有许多形式：较纯的水晶；主要成分是二氧化硅的石英；还有含杂

48、质较多的沙等。天然的SiO2 也叫硅石。（2）SiO2的结构；类似金刚石，因此硬度大，熔沸点高，耐磨耐腐蚀。常温下仅与强碱、单质氟和氢氟酸反应。SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O,SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2 , SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O。3硅酸盐及硅酸盐产品（1）自然界中有丰富的硅酸盐矿物。如地壳质量的92是硅酸盐和二氧化硅。硅酸盐组成复杂，可用氧化物的形式表示：Na2SiO3 （硅酸钠）Na2O·SiO2,MgSiO3 （镁橄榄石）MgO·SiO2,ZrSiO4 （锆石）ZrO2·SiO2 ,Al2

49、SiO5 （红柱石）Al2O3·SiO2,钙铝石榴子石：3CaO·Al2O3·3SiO2等。硅酸盐的硬度大，耐磨耐腐蚀，耐高温。（2）传统的硅酸盐产品：有玻璃、水泥、陶瓷和砖瓦等。普通玻璃：原料：碳酸钠、石灰石和石英。主要反应：SiO2 + Na2CO3 Na2SiO3 + CO2,SiO2 + CaCO3 CaSiO3 + CO2（原理：难挥发性酸酸酐制易挥发性酸酸酐）。主要成分：Na2O·CaO·SiO2 。工业生产中根据需要制成各种特制玻璃。如钢化玻璃、有色玻璃、光学玻璃、防弹玻璃等。水泥：原料：黏土，石灰石。普通硅酸盐水泥的主要成分：2

50、CaO ·SiO2,3CaO ·SiO2 ,3CaO ·Al2O3。陶瓷是我国古代人民的智慧结晶，我国是世界上最早掌握制陶技术的国家。CHINA就是陶瓷的意思。（3）信息材料光导纤维：它的主要成分是SiO2，是目前应用最广的信息材料，它有信息传输大，信号准确，便于铺设，耐磨耐腐蚀，试用寿命长等优点。一条通常的光缆可以同时传输十亿门电话的信号。（4）分子筛：许多硅酸盐具有多孔的结构,孔的大小与一般分子的大小相当,而且组成不同的硅酸盐的孔径不同.因此这些硅酸盐具有筛分分子的作用,人们把它们称为分子筛(molecular sieve).如组成为Na2O·Al2O3·2SiO2·nH2O的铝硅酸盐,其中有许多笼状空穴和通道.这种结构使它很容易可逆地吸收或失去水及其他小分子,如二氧化碳、氨、甲醇、乙醇等，但它不能