高中化学复习提纲

高中化学课本知识大纲

第一部分：必修一

第一章 第一节 化学实验的基本方法（其他实验知识在选修六）

考点一 物质的分离与提纯

1．过滤：适用于分离一种组分可溶，另一种不溶的固态混合物。如：粗盐的提纯。 2．蒸发结晶：适用于混合物中各组分物质在溶剂中溶解性的差异不同。

3．蒸馏法：适用于分离各组分互溶，但沸点不同的液态混合物。如：酒精与水的分离。主要仪器： 酒精灯、石棉网、蒸馏烧瓶、温度计、冷凝器、牛角管、锥形瓶等。 4．分液：适用于分离互不相容的两种液体。

5．萃取：适用于溶质在互不相溶的溶剂里溶解度不同。如：用CCl4萃取溴和水的混合物。分层：上层无色，下层橙红色。注：不用酒精萃取。

第二节 化学计量在实验中的应用 考点一 物质的量、阿伏加德罗常数、摩尔质量 1.物质的量

（1）物质的量是七个基本物理量之一，其意义是表示含有一定量数目的粒子的集体。符号为：n ，单位为：摩尔（mol）。

（2）物质的量的基准（NA）：以0.012kgC所含的碳原子数即阿伏加德罗常数作为物质的量的基准。阿伏加德罗常数可以表示为NA，其近似值为6.02×10 mol 2.摩尔质量（M）

1摩尔物质的质量，就是该物质的摩尔质量，单位是g/mol 。1mol任何物质均含有阿伏加德罗常数个粒子，但由于不同粒子的质量不同，因此，1 mol不同物质的质量也不同；C的相对原子质量为12，而12 g C所含的碳原子为阿伏加德罗常数，即1 mol C的质量为12g。同理可推出1 mol其他物质的质量。 3.关系式：n ＝N；n ＝m

NA

M

12

12

12

23

-1

12

特别提醒：

1.摩尔只能描述原子、分子、离子、质子、中子和电子等肉眼看不到、无法直接称量的化学微粒，不能描述宏观物质。如1mol麦粒、1mol电荷、1mol元素的描述都是错误的。 2.使用摩尔作单位时，应该用化学式(符号)指明粒子的种类。

如1mol水（不正确）和1molH2O（正确）；1mol食盐（不正确）和1molNaCl(正确)

23-1

3.语言过于绝对。如6.02×10mol就是阿伏加德罗常数；摩尔质量等于相对原子质量、相对分子质量；1摩尔任何物质均含有阿伏加德罗常数个粒子等。 考点二 气体摩尔体积

1.定义：单位物质的量的气体所占的体积，叫做气体摩尔体积。 2.表示符号：Vm 3.单位：L/mol（或L·mol） 4.标准状况下，气体摩尔体积约为22.4L/mol

5.数学表达式：气体的摩尔体积＝气体所占的体积， 即Vm

气体的物质的量

-1

Vn

特别提醒：

气体摩尔体积的一个特例就是标准状况下的气体摩尔体积(V0)。在标准状况下，1mol任何气体的体积都约等于22.4 L。在理解标准状况下的气体摩尔体积时，不能简单地认为“22.4 L就是气体摩尔体积”，因为这个22.4 L是有特定条件的。这些条件就是：

①标准状况，即0℃和101.325 kPa，气体的物质的量为1 mol，只有符合这些条件的气体的体积才约是22.4 L。因此，22.4 L是1 mol任何气体在标准状况下的体积。

②这里所说的标准状况指的是气体本身所处的状况，而不指其他外界条件的状况。例如，“1 mol H2O(g)在标准状况下的体积为22.4 L”是不正确的，因为在标准状况下，我们是无法得到气态水的。 ③1mol任何气体的体积若为22.4 L，它所处的状况不一定就是标准状况。根据温度、压强对气体分子间平均距离的影响规律知，温度升高一倍或压强降低一半，分子间距将增大一倍；温度降低一半或压强增大一倍，分子间距将减小一半。由此可知，1 mol任何气体在0℃ 、101 kPa条件下的体积与273℃ 、202kPa条件下的体积应相等，都约为22.4L。 考点三 阿伏加德罗定律及其推论 1.阿伏加德罗定律：

在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即：T1=T2；P1=P2 ；V1=V2 n1 = n2 2.阿伏加德罗定律的推论：PV == n RT 用此公式去推成正比还是成反比就可以了。

另：同温同压下，同体积的任何气体的质量比等于它们的相对分子质量之比，也等于它们的密度之比。m1/m2=M1/M2=ρ1/ρ2

(注：以上用到的符号：ρ为密度，p为压强，n为物质的量，M为摩尔质量，m为质量，V 为体积，T为温度；上述定律及其推论仅适用于气体，不适用于固体或液体。) 考点四 混合气体的平均摩尔质量

1.已知混合物质的总质量m(混)和总物质的量n(混)：M(混)＝m(混)

n(混）

2.已知混合物各成分的摩尔质量和在混合体系内的物质的量分数或体积分数。 M(混)＝M1×n1%＋M2×n2%＋ ＝M1×V1%＋M2×V2%＋ 3.已知标准状况下混合气体的密度：M(混)＝22.4ρ(混)

4.已知同温同压下与单一气体A的相对密度：M(混)＝ (混)

M(A） (A)

考点五 物质的量浓度

1.定义：以1L溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液的浓度叫做物质的量浓度.符号为：cB；单位为： mol﹒L

2.表达式：cB=n(n为溶质B的物质的量，单位为mol；V为溶液的体积，单位为L)

V

特别提醒：

1.理解物质的量浓度的物理意义和相关的量。

物质的量浓度是表示溶液组成的物理量，衡量标准是单位体积溶液里所含溶质的物质的量的多少。这里的溶质可以是单质、化合物，也可以是离子或其他的特定组合，单位是mol；体积指溶液的体积而不是溶剂的体积，单位是L；因此，物质的量浓度的单位是mol·L。 2.明确溶液中溶质的化学成分。

求物质的量浓度时，对一些特殊情况下溶液的溶质要掌握清楚，如NH3溶于水得NH3·H2O，但我们习惯上

-1

-1

认为氨水的溶质为NH3；SO3溶于水后所得溶液的溶质为H2SO4；Na、Na2O、Na2O2溶于水后所得溶液的溶质为NaOH；CuSO4·5H2O溶于水后所得溶液溶质为CuSO4 3.熟悉表示溶液组成的其他物理量。

表示溶液组成的物理量除物质的量浓度外，还有溶质的质量分数、质量物质的量浓度等。它们之间有区别也有一定的联系，如物质的量浓度（c）与溶质的质量分数（ω）的关系为

-1-1-1

c=ρg·mL×1000mL·L×ω/Mg·mol。 考点六 物质的量浓度溶液的配制 1.物质的量浓度溶液的配制步骤：

（1）计算：如溶质为固体时，计算所需固体的质量；如溶液是液体时，则计算所需液体的体积。 （2）称量：用天平称出所需固体的质量或用量筒量出所需液体的体积。 （3）溶解：把称量出的溶质放在烧杯中加少量的水溶解，边加水边震荡。 （4）转移：把所得的溶解液用玻璃棒引流注入容量瓶中。

（5）洗涤：用少量的蒸馏水洗涤烧杯和玻棒2-3次，把每次的洗涤液一并注入容量瓶中。

（6）定容：向容量瓶中缓缓注入蒸馏水至离容量瓶刻度线1-2cm处，再用胶头滴管滴加蒸馏水至凹液面与刻度线相切。

（7）摇匀：盖好瓶塞，用食指顶住瓶塞，另一只手托住瓶底，反复上下颠倒摇匀，然后将所配的溶液倒入指定试剂瓶并贴好标签。 2.误差分析：

根据c=n/V =m/MV来判断，看m、V是变大还是变小，然后确定c的变化。 特别提醒：在配制物质的量浓度的溶液时，按操作顺序来讲，需注意以下几点：

1.计算所用溶质的多少时，以下问题要弄清楚：

①溶质为固体时，分两种情况：溶质是无水固体时，直接用cB=n(mol)/V(L)=[m(g)/

M(g·mol)]/V(L)公式算m；溶质是含结晶水的固体时，则还需将无水固体的质量转化为结晶水合物的质量。

②溶质为浓溶液时，也分两种情况：如果给定的是浓溶液的物质的量浓度，则根据公式c(浓)×V(浓)=c(稀)×V(稀)来求V(稀)；如果给定的是浓溶液的密度(ρ)和溶质的质量分数(ω)，则根据c=[ρg·mL×V’(mL)×ω/Mg·mol]/V(mL)来求V’(mL)。

③所配溶液的体积与容量瓶的量程不符时：算溶质时则取与实际体积最接近的量程数据做溶液的体积来求溶质的多少，不能用实际量。如：实验室需配制480mL1moL·L的NaOH溶液，需取固体NaOH的质量应为20.0g，而不是19.2g；因为容量瓶只能配制其规定量程体积的溶液，要配制符合要求的溶液时，选取的容量瓶只能是500 mL量程的容量瓶。故只能先配制500 mL溶液，然后再取出480mL。

2.称、量溶质时，一要注意所测数据的有效性（即精度）。二要选择恰当的量器，称量易潮解的物质如NaOH时，应用带盖的称量瓶（或小烧杯）快速称量；量取液体时，量器的量程与实际体积数据相差不能过大，否则易产生较大误差。

3.容量瓶使用前要用蒸馏水洗涤2～3次；溶解或稀释溶质后要冷却溶液至室温；定容、摇匀时，不能用手掌贴住瓶体，以免引起体积的变化；摇匀后，如果液面降到刻度线下，不能向容量瓶中再加蒸馏水了，因为瓶塞、瓶口是磨口的，有少量溶液残留。

4.定容时如果液面超过了刻度线或摇匀时洒出少量溶液，均须重新配制。

第二章 化学物质及其变化

第一节 物质分类

考点一 物质的组成

1.元素——宏观概念，说明物质的宏观组成。

元素是质子数相同的一类原子的统称。质子数相同的微粒不一定是同一种元素，因为微粒的含义要比

-1

-1

-1

–1

原子广泛。

2.分子、原子、离子——微观概念，说明物质的微观构成。

(1)分子是保持物质化学性质的一种微粒。（单原子分子、双原子分子、多原子分子） (2)原子是化学变化中的最小微粒。（不是构成物质的最小微粒） (3)离子是带电的原子或原子团。（基：中性原子团） 3.核素——具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子 同位素——具有相同质子数和不同中子数的原子互称为同位素 同素异形体——同种元素形成的结构不同的单质 特别提醒：

1.离子与基团：

物质到底是由分子、原子还是离子构成？这与物质所属的晶体类型有关。如金刚石(C)、晶体Si都属原子晶体,其晶体中只有原子；NaCl、KClO3属离子晶体，其晶体中只有阴阳离子；单质S、P4属分子晶体,它们是由原子形成分子，进而构成晶体的。具体地：

（1）由分子构成的物质（分子晶体）：

①非金属单质：如H2、X2、O2、O3、N2、P4、S、C60、稀有气体等 ②非金属氢化物：如HX、H2O、NH3、H2S等 ③酸酐：如SO2、CO2、SO3、P2O5、N2O5 等

④酸类：如HClO4、HClO、H2SO4、H3PO4、H2SiO3等 ⑤有机物：如烃类、烃的衍生物、糖类、氨基酸等 ⑥其它：如NO、N2O4、Al2Cl6等

（2）由原子直接构成的物质（原子晶体）：稀有气体、金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅、石墨（混合型晶体）等；

（3）由阴阳离子构成的物质（离子晶体）：绝大多数盐、强碱、低价金属氧化物。 （4）由阳离子和自由电子构成的物质（金属晶体）：金属单质、合金 考点二 物理变化和化学变化 1.物理变化和化学变化的比较：

（1）特征：有无新物质生成 （2）本质：有无化学键的断裂和形成 （3）现象：物理变化→大小、形状、状态改变

化学变化→发光、发热、变色、析出沉淀等

（4）典型实例：

物理变化：⑴升华 ⑵萃取 ⑶分液 ⑷蒸馏（分馏） ⑸吸附 ⑹渗析 ⑺盐析⑻胶体聚沉 ⑼

电泳 ⑽金属导电 (11)焰色反应 （12）电离等

化学变化：⑴风化 ⑵裂化 ⑶硫化 ⑷老化 ⑸炭化 ⑹干馏 ⑺脱水 ⑻蛋白质变性 ⑼水解 ⑽同素异形体互变 （11）电解 (12)熔融盐导电 (13)电解质溶液导电 (14)水泥硬化等。 2.化学之“化”

风化--结晶水合物在自然条件下失去部分或全部结晶水的过程。

催化--能改变反应速率，本身参与化学反应，但质量和性质在反应前后都不改变。 歧化--同一物质中同一元素且为同一价态原子间发生的氧化还原反应。

酸化--向某物质中加入稀酸使之呈酸性的过程。(酸性高锰酸钾应用什么酸酸化？)

钝化--浓硫酸、浓硝酸在Fe Al等金属表面氧化生成一种致密的氧化膜从而起到保护Fe Al等金属的现象。 水化--物质与水作用的过程。

氢化（硬化）--液态油在一定条件下与H2发生加成反应生成固态脂肪的过程。 皂化--油脂在碱性条件下发生水解反应的过程。

老化--橡胶、塑料等制品露置于空气中，因受空气氧化、日光照射等作用而变硬发脆的过程。 硫化--向橡胶中加硫，以改变其结构来改善橡胶的性能，减缓其老化速度的过程。 裂化--在一定条件下，分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程。 酯化--醇与酸反应，生成酯和水的过程。

硝化(磺化)--苯环上的H被-NO2或-SO3Ｈ取代的过程。 考点三 物质的分类

1.物质的树状分类：（注意每一概念的定义）

混合物

物 质

纯净物

单质：金属单质、非金属单质（包括稀有气体）

氧化物 氢化物 酸、碱

盐 类：正盐、酸式盐、碱式盐、复盐

酸性氧化物 碱性氧化物 两性氧化物 不成盐氧化物 过氧化物

化合物

无机化合物

有机化合物：烃、烃的衍生物等

1.纯净物和混合物

特别提醒：

（②高分子（如蛋白质、纤维素、聚合物、淀粉等）；

（2）常见特殊名称的混合物：石油、石油的各种馏分、煤、漂粉精、碱石灰、福尔马林、油脂、天然气、水煤气、钢铁、黄铜（含Zn）、青铜（含Sn）、铝热剂、黑火药等。 2.化合物的分类标准有很多，还可以根据化学键的类型分为离子化合物和共价化合物、依据能否电离分为电解质和非电解质等。 2.物质的交叉分类（以氧化物为例）：

金属氧化物

过氧化物、超氧化物（Na2O2 、KO2） 酸性氧化物（Mn2O7 、CrO3、SiO2） 碱性氧化物（Na2O 、K2O） 两性氧化物（Al2O3 、ZnO） 不成盐氧化物（NO、CO）

非金属氧化物特别提醒：

1.酸酐：通常所讲酸酐是针对含氧酸而言的，对于一般的无机含氧酸来说，酸酐是酸中心元素的等价氧化物，如H2SO3→SO2；HNO3→N2O5 。对于某些有机酸，其酸酐中还含有其他元素，如醋酸酐→(CH3CO)2CO；某些金属元素也有相应的含氧酸，如HMnO4→Mn2O7 ，H2CrO4→CrO3；难溶性酸的酸酐一般不能直接与水化合，如SiO2。

2.非金属氧化物不一定是酸酐，酸酐也不一定是非金属氧化物。

3.过氧化物不是碱性氧化物（与水反应除了生成碱外还生成其它物质如O2）

3.酸和盐的分类

(1)酸：根据分子中最多能够电离出的H数来分为一元酸、二元酸、 三元酸、多元酸。

如H3PO3其分子结构如图，其中只有2个-OH直接与中心原子成键， 最多可电离2个H，故为二元酸。

CH3COOH分子中虽有4个H，但根据-COOH数确定它为一元酸。 (2)盐：正盐、酸式盐、碱式盐、复盐

如：H3PO4是三元酸，其钠盐有正盐（Na3PO4）、酸式盐（NaH2PO4）、（Na2HPO4）；

H3PO3是二元酸，其钠盐有正盐（Na2HPO3）、酸式盐（NaH2PO3）

考点四 溶液、饱和溶液、不饱和溶液

1.溶液的概念：一种或几种物质分散到另一种物质里形成的均一、稳定的混合物。 2.溶液的组成:溶液=溶质+熔剂

溶质：被分散的物质。如食盐水中的NaCl；氨水中的NH3；碘酒中的I2

溶剂：溶质分散其中的物质。如食盐水、氨水中的水；碘酒中的酒精

3.溶解过程：溶质分散到溶剂里形成溶液的过程叫溶解。物质溶解时，同时发生两个过程：

+

+

溶解是一个物理、化学过程，并伴随着能量变化，溶解时溶液的温度是升高还是降低，取决于上述两个过程中放出和吸收热量的相对大小。如：浓硫酸稀释溶液温度升高，NH4NO3溶于水溶液温度降低。

4.溶解平衡

在一定条件下，溶解速率等于结晶速率的状态叫溶解平衡。溶解平衡是动态平衡，溶解和结晶仍在进行。达到溶解平衡的溶液是饱和溶液，它的浓度一定，未达到溶解平衡的溶液是不饱和溶液，通过加入溶质、蒸发溶剂、改变温度等方法可使不饱和溶液成为饱和溶液。

未溶解的固体溶质

考点五 溶解度、溶质的质量分数

溶液中的溶质

1.固体的溶解度

(1)定义：在一定温度下，某固态物质在100g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。

注意点：①一定温度 ②100g溶剂 ③达到溶解平衡状态（饱和状态）④单位是克(g) (2)有关关系式：S(溶解度)=

(3)溶解度曲线：

溶解度曲线是溶解度随温度变化的一种 表示方法。溶解度曲线可表示：

①同一物质在不同温度时的不同溶解度； ②不同物质在同一温度时不同溶解度； ③物质溶解度受温度变化影响的大小； ④比较不同物质的溶解度的大小。 2.气体的溶解度

在一定温度和1.01×10Pa时，1体积溶剂里达到溶解平衡时溶解的气体体积数（要换算成标准状况时的气体体积）。气体溶解度随温度的升高而减小，随压强的增大而增大。

3.溶质质量分数（a%）

溶质质量分数=溶质的质量/g 100%

溶液的质量/g

考点六 胶体及其性质

1.胶体的本质特征：分散质粒子的直径大小在1nm～100nm之间 2.胶体的分类

气溶胶——雾、云、烟

固溶胶——烟水晶、有色玻璃

液溶胶——Fe(OH)3胶体、蛋白质溶液

Fe(OH)3胶体

3.胶体的重要性质

①丁达尔现象：光通过胶体时所产生的光亮的通路的现象。胶体的丁达尔现象是由于胶体微粒对光线的散射而形成的，溶液无此现象，故可用此法区别溶液和溶胶。

②布朗运动：胶体粒子所作的无规则的、杂乱无章的运动。布朗运动是分子运动的体现。

③电泳现象：在外加电场的作用下，胶粒在分散剂里向阴极或阳极作定向移动的现象。工业生产中可利用电泳现象来分离提纯物质。

5

m溶质m溶质m溶剂m溶液

100(g)

S100S 100m溶剂

S/g

3)

2)

℃

3④胶体的聚沉：一定条件下，使胶体粒子凝结而产生沉淀。胶体聚沉的方法主要有三种：a.加入电解质 b.加入与胶粒带相反电荷的另一种胶体 c.加热。如：制皂工业生产中的盐析，江河入海口三角洲的形成等等。

⑤渗析：依据分散系中分散质粒子的直径大小不同，利用半透膜把溶胶中的离子、分子与胶粒分离开来

的方法。利用渗析可提纯胶体。

第二节 离子反应

考点一 电解质、非电解质、强电解质、弱电解质

1.电解质、非电解质

特别提醒：

1.电解质是指在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。水溶液中或熔融状态下，这两者之间只需满足一者就行了，但必须强调的是其本身能够导电，而不是反应的生成物。如SO2、SO3的水溶液虽然能导电，但它们都不是电解质，原因是在溶液中真正起到导电作用的是它们与水反应的生成物H2SO3、H2SO4，而不是它们自己本身。Na2O的水溶液的导电虽然也是它与水反应生成的NaOH导电，但因为其在熔融状态下本身能够导电，所以Na2O是电解质。

2.电解质和非电解质都是化合物，单质它既不是电解质，也不是非电解质。

3.判断某电解质是强电解质还是弱电解质关键是看它在水溶液中电离时是完全电离还是部分电离，与其溶解度大小、导电能力强弱等因素无关。 考点二 离子方程式的书写

1.离子反应：指在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或离子生成的反应。

2.离子方程式：用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。 3.离子方程式的书写： （1）书写规则：

①单质、氧化物、不溶物、难电离的物质（弱酸、弱碱及水等）不能拆开来写。如Cl2、Na2O等不可以拆开写成Cl、Na、O；BaSO4不可以拆开写成Ba、SO4形式。

②易溶于水，易电离的物质的离子符号的改写同电离方程式中的离子形式。如NaHCO3改写Na、HCO3；NaHSO4应改写Na,H,SO4

③微溶物，若出现在反应物中一般改写成离子符号（悬浊液除外）；若出现在生成物中一般不改写。 ④固体与固体物质反应不写离子方程式。如实验室制取NH3的离子方程式为：

2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3↑+2H2O

⑤浓H2SO4、浓H3PO4一般不拆开写成离子形式；HCl、HNO3无论浓稀，均应改写成离子符号。如Cu片与浓H2SO4反应的离子方程式为：Cu+2H2SO4（浓）=CuSO4+SO2↑+2H2O

（2）书写步骤（以CuSO4溶液与BaCl2 溶液反应为） ①写出反应的化学方程式：CuSO4+BaCl2==CuCl2+BaSO4↓

②把易溶于水、易电离的物质拆开写成离子形式，难溶的物质或难电离的物质以及气体等仍用化学式来表示。上述化学方程式可改写成：

Cu+SO4+Ba +2Cl=Cu+2Cl+BaSO4↓

③删去方程式两边不参加反应的离子符号：Ba + SO4=BaSO4↓ ④检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。 特别提醒： 常见离子方程式的书写错误

（1）不配平（一般表现为等式两边原子不守恒或电荷数不守恒）。如Fe+Cu =Cu+Fe； Na+H2O=Na+OH+H2↑

（2）该改的不改或不该改的改了。如Na2O溶于水：O + H2O = 2OH；大理石和稀盐酸反应：CO3+2H=CO2↑+H2O；醋酸铵溶液与烧碱溶液共热：CH3COONH4+OH =CH3COO+ NH3↑+H2O；乙醛做银镜反应：CH3CHO+2[Ag(NH3)2]OH→CH3COO+NH4+2Ag↓+3NH3+H2O等等

（3）与反应事实不相符合。如铁片溶于稀HCl：2Fe+6H =2Fe+ 3H2↑；铝条溶于稀HNO3：2Al+6H = 2Al+3H2↑

（4）不是离子反应的写离子方程式。离子反应发生在水溶液中或熔融状态下，否则就不能写离子方程式。如浓硫酸与食盐共热制HCl；浓硫酸与Cu共热制SO2；实验室制CH4和NH3等都无离子方程式。

（5）乱用↑、↓、

如

FeCl3溶液的水解：Fe + 3H2O = Fe(OH)3↓+ 3H；F2通入水中：2F2+2H2O=4HF+O2↑；Na2CO3的水解：CO3+H2O=HCO3+OH

（6）多步水解或电离的方程式一步完成或水解与电离方程式分不清楚。如Na2S溶于水：S+2H2O H2S +2OH ；H2SH2S 2H + S。

（7）漏写一种产物。如CuSO4溶液与Ba(OH)2溶液混合：Ba+SO4=BaSO4↓；Ba(OH)2溶液中滴加稀H2SO4：H + OH = H2O。

（8）随便约简或不约简。如Ba(OH)2溶液不断滴加稀H2SO4：Ba+H+OH+SO4=BaSO4↓+ H2O；Al2(SO4)3溶液中加氨水：2Al+6NH3·H2O=2Al(OH)3↓+6NH4 考点三 溶液中的离子共存 1.离子共存条件：

同一溶液中若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应，它们之间便不能在溶液中大量共存。 ⑴生成难溶物或微溶物：如：Ba与CO3，Ag与Br，Ca与SO4等不能大量共存。

⑵生成气体或挥发性物质：如：NH4与OH，H与CO3、HCO3、S、HS、SO3、HSO3等不能大量共存。 ⑶生成难电离物质：如：H与CH3COO、CO3、S、SO3等因生成弱酸不能大量共存；OH与NH4因生成的弱碱

+

-2-2-2--+

+

-+

2--2--2--2+

2-+

-2+

2-3+

+

2+

+

-2--2+

2-+

+

2-2--2---3+

+

+

3+

+

3+

-+

--2--2-+

3+

2+

2+

+

-2+

2-

2+

2-2+

-

2+

-+

+

2-+

--+

2-2+

2-

不能大量共存；H与OH生成水不能大量共存。 ⑷发生氧化还原反应：

氧化性离子(如Fe、NO3、ClO、MnO4(H)等)与还原性离子(如S、I、Fe、SO3等)不能大量共存。 2.附加隐含条件的应用规律：

⑴溶液无色透明时，则溶液中一定没有有色离子，如Cu、Fe、Fe、MnO4 ⑵强碱性溶液中肯定不存在与OH反应的离子，如Fe、 Fe、HCO3、NH4、Al ⑶强酸性溶液中肯定不存在与H反应的离子,如HCO3、CO3、S、CH3COO、AlO2

第三节 氧化还原反应

考点一 氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物

[还原性 化合价升高 弱氧化性 ↑↑

氧化反应氧化产物还原反应还原产物→产物

氧化性 化合价降低 弱还原性

考点二 物质的氧化性强弱、还原性强弱的比较。

氧化性→得电子性，得到电子越容易→氧化性越强 还原性→失电子性，失去电子越容易→还原性越强

由此，金属原子因其最外层电子数较少，通常都容易失去电子，表现出还原性，所以，一般来说，金属性也就是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易得到电子，表现出氧化性，所以，一般来说，非金属性也就是氧化性。

1.根据金属活动性顺序来判断:

+

-2-2----3+

2+

-+

3+

2+

3+

2+

-3+

---+

2--2+

2-

+-

一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。

2.根据非金属活动性顺序来判断:

一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。

3.根据氧化还原反应发生的规律来判断: 氧化还原反应可用如下式子表示：

规律：反应物中氧化剂的氧化性强于生成物中氧化产物的氧化性，反应物中还原剂的还原性强于生成物中还原产物的还原性。

4.根据氧化还原反应发生的条件来判断: 如：Mn02+4HCl(浓) MnCl2+C12↑+2H20 2KMn04+16HCl(浓)=2MnCl2+5C12↑+8H2O

后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性 KMn04>Mn02 5.根据反应速率的大小来判断:

如:2Na2SO3+O2=2Na2SO4（快）， 2H2SO3+O2=2H2SO4（慢）， 2SO2 O2其还原性: Na2SO4>H2SO3>SO2

6.根据被氧化或被还原的程度来判断: 如：Cu Cl2

点燃

催化剂

2SO3

，

2，2Cu S

2S， 即氧化性:Cl2 S。

又如:2HBr H2SO4(浓) 2 SO2 2H2O，8HI H2SO4(浓) 4I2 H2S 4H2O， 即有还原性:HI HBr。 7.根据原电池的正负极来判断：

在原电池中，作负极的金属的还原性一般比作正极金属的还原性强。 8.根据电解池中溶液里阴、阳离子在两极放电顺序来判断。

--如:Cl失去电子的能力强于OH，还原性:Cl OH。

9.根据元素在周期表中位置判断：

(1)对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。如Na、Mg、A1金属性依次减弱，其还原性也依次减弱。

(2)对同主族的金属而言，从上到下其金属活泼性依次增强。如Li、Na、K、Rb、Cs金属活泼性依次增强，其还原性也依次增强。

（3）对同主族的非金属而言，从上到下其非金属活泼性依次减弱。如F、Cl、Br、I非金属活泼性依次减弱，其氧化性也依次减弱。

10.根据（氧化剂、还原剂）元素的价态进行判断：

元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态既有氧化又有还原性。 一般来说，同种元素价越高，氧化性越强；价越低还原性越强。如氧化性:Fe>Fe>Fe, S(+6价)>S(+4价)等，还原性:H2S>S>SO2，但是，氧化性：HClO4< HClO34< HClO24< HClO。

注意：①物质的氧化性、还原性不是一成不变的。同一物质在不同的条件下，其氧化能力或还原能力会有所不同。如：氧化性：HNO3（浓）＞HNO3（稀）；Cu与浓H2SO4常温下不反应，加热条件下反应；KMnO4在酸性条件下的氧化性比在中性、碱性条件下强。

②原子的氧化性一般都强于分子的氧化性。如：氧化性F F2、Cl Cl2、O O2等。 考点三 氧化还原反应方程式的配平方法

1.配平原则：电子守恒、原子守恒、电荷守恒 2.配平步骤（以高锰酸钾和浓盐酸反应制氯气为例）： ①标出化合价变化了的元素的化合价。如：

+7 -1 +4 0

3+

2+

KMnO4+HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O

②根据元素存在的实际形式调整发生了氧化还原反应的物质的系数，使之成1︰1的关系。如：+7 -1

+4 0

KMnO4+2HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O ③调整系数，使化合价升降总数相等。

2↑+H2O

④根据化合价升降总数相等确定发生氧化还原反应的物质的化学计量数。如：2KMnO4+10HCl==KCl+2MnCl2+5Cl2↑+H2O

⑤利用元素守恒，用观察方法配平没有参加氧化还原反应的其他物质的系数。如： 2KMnO4+16HCl==2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O

⑥检查方程式两边各原子的个数是否相等，离子方程式还要检查方程式两边的离子所带的电荷数是否相等。

考点四 电子转移守恒应用

电子转移守恒法是依据氧化剂与还原剂得失电子数目相等这一原则进行计算的。电子转移守恒法是氧化还原反应计算的最基本的方法。 转移的电子数与化学方程式计量数成比例。 表示方法：

单线桥：

双线桥：

2e- 失去2xe-

2 KBr + Cl2====Br2+2KCl 2 KBr + Cl2 ==== Br2+2KCl

得到2xe-

第三章

金属及其化合物

第一节 钠及其化合物

考点一 钠

1．钠的物理性质：银白色、有金属光泽的固体，热、电的良好导体，质软、密度比水小、熔点低。 2．钠的化学性质 ⑴钠与水反应：

现象及解释：①浮（说明钠的密度比水的密度小）；②熔（说明钠的熔点低；该反应为放热反应）；③游（说明有气体产生）；④响（说明反应剧烈）；⑤红（溶液中滴入酚酞显红色；说明生成的溶液显碱性）。化学

+-方程式为： 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑；离子方程式为：2Na+2H2O=2Na +2OH+H2↑。 ⑵与氧气反应：4Na+O2==2Na2O；2Na+O2

Na2O2。

3．钠的用途：①制取纳的重要化合物；②作为中子反应堆的热交换剂；③冶炼钛、铌、锆、钒等金属；④钠

光源。

考点二 氧化钠及过氧化钠

氧化钠与水反应：Na2O+H2O==2NaOH

氧化钠与二氧化碳反应：Na2O+CO2=Na2CO3

过氧化钠与水反应：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ （固体增重质量为H的质量）

过氧化钠与二氧化碳反应：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2（固体增重的质量为CO的质量） 233233鉴别碳酸钠和碳酸氢钠两种固体的方法：加热出现气体是碳酸氢钠；加酸先出现气体的是碳酸氢钠，开始没气体后出现气体的是碳酸钠。但不能用澄清石灰水鉴别。

第二节 铝及其化合物

考点一 铝

铝是地壳中含量最多的金属元素，主要是以化合态存在，铝土矿主要成分是：Al2O3。

（1）物理性质：银白色金属固体，密度2．70g/cm3较强的韧性、有良好的延展性、导热、导电性。 （2）化学性质：铝是比较活泼的金属，具有较强的还原性。 ①与氧气反应

常温下与空气中的氧气反应生成坚固的氧化膜，所以铝有良好的抗腐蚀能力：4Al+3O2====2Al2O3。 ②与非氧化性酸反应

2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑；2Al+3H2SO4==Al2（SO4）3+3H2↑ 常温下铝、铁与浓硫酸、浓硝酸钝化。 ③与强碱反应

2Al + 2 NaOH + 2H2O===2NaAlO2+3H2↑

④铝热反应：2Al+ Fe2O3 2Fe + Al2O3 焊接铁轨,制难熔金属。

考点二 铝的化合物

1．Al2O3 （两性氧化物）

+3+

与硫酸反：Al2O3+3H2SO4==Al2(SO4)3+3H2O；离子反应方程式：Al2O3+6H==2 Al+3H2O

--与氢氧化钠反应：Al2O3+2NaOH==2NaAlO2+H2O；离子反应方程式：Al2O3+2OH==2AlO2+H2O 2．Al(OH)3 （两性氢氧化物）

+3+

与盐酸反应：Al（OH）3+3HCl==AlCl3+3H2O；离子反应方程式: Al(OH)3 +3H==Al+3H2O

--与氢氧化钠反应：Al(OH)3 +NaOH==NaAlO2+2H2O；离子反应方程式: Al(OH)3 +OH==AlO2+2H2O 受热分解 2 Al(OH)3 Al2O3+3H2O

Al(OH)3实验室制取：常用铝盐与足量氨水反应

化学反应方程式：AlCl3+ 3(NH3·H2O)== Al(OH)3↓ +3NH4Cl

3++

离子反应方程式：Al+ 3(NH3·H2O)== Al(OH)3↓+3NH4

3++

3．明矾：十二水合硫酸铝钾[KAl(SO4)2·12H2O] 易溶于水，溶于水后显酸性，是因为：Al+3H2O==Al(OH)3+3H，因此明矾常用作净水剂，是因为铝离子水解生成氢氧化铝、而氢氧化铝具有吸附性，吸附水中的悬浮物而使其下沉。

考点三 铝及铝的化合物之间的转化关系

过量氨水/少量NaOH

33

Al2O过量CO2

或少量HCl

NaAlO2

第三节 铁 铜及其重要化合物

考点一 “铁三角”及其应用

由于Fe是变价元素，在反应中可以失去2个电子，也可以失去 3个电子，所以呈不同的价态。铁遇弱氧化剂(如S、H+、Cu2+、 I2等)时，铁只能失去最外层的 2个 电子，而生成 +2 价铁的 化合物，当遇到强氧化剂(如Cl2、Br2、HNO3等)时，铁原子可以 再失去次外层上的3个电子而生成 +3 价铁的化合物。并且 +3 价比 +2 价稳定。

铁三角”指的是Fe、Fe2+、Fe3+三者相互转化的三角关系，具体应用有以下几个方面：

1．共存问题

（1）Fe2+在酸性条件下不能与强氧化性离子共存，如：NO3 、MnO4 、ClO 等。不能与发生复分解和双水解反应的离子共存，如：OH 、CO32 、HCO3 、S2 、SO32 等。

（2）Fe3+：不能与还原性离子共存，如：I 、S2 、SO32 等。不能与发生复分解和双水解反应的离子共存，如：OH 、CO32 、HCO3 、AlO2 等；不能与SCN 共存；不能与苯酚共存。

2．分离与提纯

（1）FeCl2（杂质FeCl3），加入铁钉或铁粉后过滤。

（2）FeCl（杂质FeCl2），通入Cl2或滴加氯水或加入“绿色”氧化剂 H2O2： 2Fe2++H2O2+2H+33．制备物质

（1）工业冶炼铁，如：Fe3O4+4CO（2）制取氢氧化亚铁 实验原理：FeSO4 + 2NaOH

Fe(OH)2↓+ Na2SO4

3Fe+4CO2

2 Fe3++2H2O

实验现象：生成灰白色沉淀，迅速转化为灰绿色，最后变成红褐色。 要制得白色的Fe(OH)2沉淀，要注意以下几点：

①硫酸亚铁溶液中不能含有Fe3+，因此，硫酸亚铁溶液应是 新制备的 。

③实验时，用长胶头滴管吸取氢氧化钠溶液后，再轻轻挤胶头滴管的胶头，逐滴加入氢氧化钠溶液，这时就会析出Fe OH 2白色絮状沉淀。

[特别提醒]：Fe(OH)2制备的方法很多，核心问题两点，一是溶液中的溶解氧必须除去，二是反应过程必须与O2隔绝。

考点二 金、银、铜等金属材料

1．物理性质

①特性：金是 黄 色金属；银是 白 色金属；铜是 紫红 色金属。

②共性：硬度较小，熔点较高，密度较大，有金属光泽、良好的延展性、导电和导热性。 2．化学性质：金、银、铜都属于金属，相对而言，其活泼程度依次

①金：金是最稳定的金属之一，在高温下 也不能 与氧气反应， 不能 被硝酸等强氧化性酸氧化。但金 能 溶解在王水中。

②银：银虽然不能与盐酸、稀硫酸反应，但却能溶解在硝酸等强氧化性酸中： Ag＋2HNO3 (浓)＝AgNO3＋NO2↑＋H2O；3Ag＋4HNO3 (稀)＝3AgNO3＋NO↑＋2H2O ③铜：a．与非金属单质反应：2Cu＋O2

2CuO；2Cu＋S

Cu2S；Cu＋Cl2

CuCl2

b．与酸反应：与银相似，铜不能与盐酸、稀硫酸反应，但却能溶解在硝酸等强氧化性 酸中：Cu＋2H2SO4(浓)

CuSO4＋SO2↑＋2H2O

Cu＋4HNO3(浓)＝Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O。

c．与盐溶液反应：Cu＋2FeCl3＝CuCl2＋2FeCl2

d．铜的锈蚀：铜在干燥空气中性质稳定，但在潮湿空气中会被腐蚀，在其表面逐渐形

成一层绿色的铜锈：2Cu＋O2＋H2O＋CO2＝Cu2(OH)2CO3

3．铜的常见化合物颜色、溶解性：CuO—Cu2O—Cu2S— CuSO4—CuSO4·5H2O—色、易溶； Cu2(OH)2CO3—Cu(OH)2—

第四章

非金属及其化合物

第一节 碳族元素

考点一 碳族元素

1．碳族元素的化合价

碳族元素常见化合价为+2和+4，其中碳、硅、锗、锡的+4价化合物较稳定，而铅的+2价化合物稳定。由氧化还原反应的化合价升降来研究碳族元素的物质，其性质规律如下：

（1）碳族元素的单质以 还原性 为主，如碳、硅都被氧气氧化。碳作还原剂，温度越高，还原性 越强 ，高温时碳可还原氧化铜。锡、铅都能与盐酸反应置换出氢气等。

（2） +2 价化合物有还原性。如CO高温时能还原某些金属氧化物（Fe2O3、CuO等）。

（3） +4 价化合物有氧化性。如CO2和碳高温下反应生成CO，PbO2在化学反应中是强氧化剂等。 2．除去CO、CO2气体中混有的杂质（括号内为杂质） （1）CO(CO2) ：通过盛有的 （2）CO2(CO)：通过盛放 （3）CO2(O2)：通过盛放的硬质玻璃管。

（4）CO2(SO2) （5）CO2(HCl)：通过 饱和NaHCO溶液 。 （6）CO2(H2S)

考点二 碳酸盐性质的一般规律

1．溶解性规律：碱金属的正盐溶解度Na2CO3＞NaHCO3）；碱土金属（第ⅡA族）的正盐溶解度 小于 酸式盐〔如：CaCO3＜Ca(HCO3)2〕。

2．稳定性：难溶性的碳酸盐、(NH4)2CO3及酸式盐受热 易分解 ；可溶性的碳酸盐较稳定，受热 难分解 ；一般来说：稳定性大小顺序为正盐 ＞ 酸式盐。

3．酸式盐与碱反应时的产物要根据相对用量判断。如在Ca(HCO3)2溶液中滴加NaOH溶液：Ca(HCO3)2+NaOHCaCO3↓+NaHCO3+H2O（NaOH少量）

Ca(HCO3)2+2NaOH CaCO3↓+Na2CO3+2H2O（NaOH过量） 4．CO32 和HCO3 的检验

（1）CO32 的检验方法：生成硝酸 ，白色沉淀又溶解，且生成无色、无味的气体，则检得溶液中有CO32 。

（2）HCO3 的检验方法：向待检溶液中滴加足量的 Ca2+或Ba2+的可溶性盐溶液，若无明显现象，再向溶液中加入足量的 酸 （如 盐酸、硝酸、醋酸 等）溶液，溶液中逸出无色、无味的气体，则待检溶液中有HCO3 。

[特别提醒]：①检验CO32 ：试剂CaCl2溶液也可用Ca(NO3)2、BaCl2、Ba(NO3)2等的溶液代替，但不可用Ca(OH)2溶液或Ba(OH)2溶液，原因是无法排除HCO3 的干扰。②检验HCO3 ：Ca2+或Ba2+的溶液不可用Ca(OH)2溶液或Ba(OH)2溶液，原因是OH 将HCO3 转化为CO32 ；加酸后要通过气体的气味排除HSO3 的干扰。

考点三 硅及其化合物的特性

1．Si的还原性大于C，但C却能在高温下还原出Si：2C＋SiO22．非金属单质跟碱液作用一般无H2放出，但Si却放出H2：

Si＋2Na2OH＋H2O

3．非金属单质一般不跟非氧化性酸作用，但Si能与HF作用：Si+4HF＝SiF4↑+H2↑ 4．非金属单质一般为非导体，但Si为（石墨是导体）

5．SiO2是H2SiO3的酸酐，但它不溶于水，不能直接将它与水作用制备H2SiO3。 6．非金属氧化物的熔沸点一般较低，但SiO2的熔沸点却 很高 。

7．酸性氧化物一般不与酸作用，但SiO2能跟HF作用：SiO2＋4HF＝SiF4↑＋H2O 8．无机酸一般易溶于水，H2SiO3却难溶于水。

9．因碳酸的酸性强于硅酸，所以在Na2SiO3溶液中通入CO2能发生下列反应：Na2SiO3 +CO2+H2O＝Na2CO3+H2SiO3↓，但在高温下2Na2CO3+SiO2

Na2SiO3+CO2↑也能发生。

10．Na2SiO3的水溶液称水玻璃，但它与玻璃的成分大不相同，硅酸钠水溶液（即水玻璃）俗称 泡花碱 ，但它却是 盐 的溶液，并不是 碱 溶液。

考点四 无机非金属材料

2．新型无机非金属材料

新开发利用的无机非金属材料主要有氮化硅（Si3N4)、刚玉（Al2O3）等陶瓷，碳化硼、光导纤维(主要成分是SiO2)等，这些材料具有特殊结构、特殊功能。

传统非金属材料具有抗腐蚀、耐高温等许多优点，但质脆，耐热冲击差。

新型非金属材料继承了传统非金属材料的优点，并克服了缺点，主要具有以下特性：① 考点一 氯水的成分的复杂性和多样性

考点二 氯气的制法

1．实验室制法

（1）反应原理： 4HCl(浓)+MnO2

MnC12 +2H2O+C12↑

说明：①若没有浓盐酸时，可用 浓硫酸和固体食盐 代替； ②若没有MnO2时可用KMnO4代替，此时可不加热。另外KClO3、K2Cr2O7、Ca(ClO)2、PbO2等也可代替MnO2；③加热温度不宜过高，否则制得的Cl2中HCl气体杂质较多。

（2）发生装置：用分液漏斗、圆底烧瓶等组装的典型固液加热制气装置。

（3）气体的净化与干燥：C12的净化用 水 或 饱和食盐水 洗气，除去混在C12中的HCl气体；用 浓硫酸 干燥。

（4）收集： 向上排空气 法或排 饱和食盐水 法（饱和食盐水可除去Cl2中的HCl气体）。

（5）气体的检验：用 湿润的淀粉KI试纸 检验。

（6）尾气处理：用 NaOH溶液 吸收多余的Cl2，以防Cl2污染大气。 2.工业制法：电解饱和食盐水：2NaCl 2H2O

电解

2NaOH H2 Cl2 阳极

阴极

[特别提醒]：本实验中盐酸要过量，因随着反应的进行，盐酸的浓度降低，而MnO2与稀盐酸不反应，则反

应中盐酸不可能完全消耗。

【规律总结】实验室制取气体方法及装置的选择依据

（1）选取试剂的主要依据是制取气体的性质，如氯气具有氧化性，常用氧化其离子的方法来制取，因此要选用含有氯离子的物质（如盐酸）和具有氧化性的物质（如MnO2、KMnO4等）来制取。

（2）选取发生装置的依据是制取气体所用试剂的状态和反应条件（加热与否）。如实验室用：2NaCl+3H2SO4+MnO22NaHSO4+MnSO4+2H2O+C12↑法制取氯气，也是加热固体与液体的混合物，以此分析可知，所以它们的发生装置相同。

考点三 卤素及化合物的特性与卤素的检验

1．卤素及化合物的特性

卤族元素是最外层电子数最多的主族元素，卤族是唯一全部由非金属元素构成的元素族，卤素的非金属性比同周期其他元素都强。

（1）氟是 最活泼 的非金属，单质的氧化性 最强 ，氟离子（Ｆ ）很难被氧化。氟元素在化合物中化合价只有 -1价 ， 没有 正价，常温下氟气与水剧烈反应且 不同于 其他卤素(产物不同，原理不同)， 且不能 从其他卤化物的水溶液中置换出其他卤素(先与水发生置换反应)，能与稀有气体反应(常见的产物均为白色)。

（2）溴在常温下为 红棕 色液体(唯一液态非金属单质)，极易挥发产生红棕色且有毒的溴蒸气。实验室通常将溴密闭保存在 阴冷 处，且在试剂瓶中加 适量水 进行液封，不能用 橡皮塞 。

（3）碘是 紫黑 色固体，具有金属光泽，易升华(常用于 分离提纯碘 )、易吸潮(遇铁在水催化下易反应，故盛碘的瓶子不能用铁盖)，使淀粉变 蓝 色(常用来检验碘的存在)，碘的氧化性较其他卤素弱，与变价

金属铁反应生成 FeI2 而不是 FeI3 。

（4）氢氟酸为 弱 酸，有剧毒， 能 腐蚀玻璃，实验室中常用 铅皿或塑料 容器保存。AgＦ易溶于水，无感光性，其他卤化银难溶于水，具有感光性。

2．卤素的检验

（1）氯气为黄绿色，有刺激性气味，并可使某些潮湿的有色物质褪色。氯气具有强氧化性，可使湿润KI淀粉试纸呈现色，因此可用于检验氯气的存在。

（2）利用碘单质能与淀粉溶液呈现 蓝 色的性质可用于检验碘单质的存在。

（3）AgCl、AgBr、AgI都不溶于稀HNO3，且颜色逐渐加深，分别为 白 色、 浅黄 色、 色，所以，可用酸化的AgNOCl 、Br 、I 的存在。

考点一 硫的性质

1.物理性质

硫有 多种 同素异形体。如单斜硫、斜方硫、弹性硫等。常温为 淡黄 色晶体（淡黄色固体有：

Na、

等）。

2.化学性质

硫原子最外层6个电子，较易得电子，表现较强的氧化性。 （1）与金属反应：2Na+SNa2S （剧烈反应并发生爆炸）

2Al+3S

Al2S3（制取Al

2S3的唯一途径） Fe+S

SO2 S+H2

FeS（黑色，不溶于水但溶于酸。） H2S

（2）与非金属的反应：S+O2

（3）与化合物的反应S+6HNO3（浓）H2SO4+6NO2↑+2H2O

考点二 二氧化碳和二氧化硫性质的异同

1．物理性质

相同点：常温下，都是 无 色气体，密度都 大于 空气。

不同点：CO2没有气味，SO2有 刺激性 气味；CO2无 毒，SO2有毒；CO2能溶于水（1体积水大约溶解1体积气体），SO2易溶于水（1体积水大约溶解40体积气体）；SO2易液化。

2．化学性质

相同点：都是 酸性 氧化物。

①都能和水反应，生成的酸 不 稳定，只能存在于溶液中CO2+H2OH2CO3； SO2+H2OH2SO3。

②都能与碱反应，用量比不同，可以生成两种盐。

SO2、CO2气体通入澄清石灰水中，都是先生成沉淀，当SO2、CO2过量时又溶解。 Ca(OH)2+SO2CaSO3↓+H2O CaSO3+SO2+H2OCa(HSO3)2 Ca(OH)2+CO2

CaCO3↓+H2O CaCO3+CO2+H2OCa(HCO3) 不同点：

①SO2常表现 还原 性：2SO2+O2

2SO3 CO2表现 弱氧化 性：CO2+C2CO

SO2被高锰酸钾、氯水、溴水、碘水等氧化剂氧化，CO2不能。 ②SO2具有漂白性，能漂白某些有色物质，CO2不能。

22用澄清的石灰水鉴别SO2和CO2。通常可用以下方法：

①用品红溶液，使品红溶液褪色的是SO2，不能使品红溶液褪色的是CO2。 ②用氢硫酸，出现浑浊的是SO2，无明显现象的是CO2。2H2S+SO22H2O+3S↓ ③用高锰酸钾溶液，紫色褪去的是SO2，无明显现象的是CO2。 2KMnO4+5SO2+2H2OK2SO4+2MnSO4+2H2SO4

④用溴水，使橙色褪去的是SO2，无明显现象的是CO2。Br2+2H2O+SO22HBr+H2SO4 ⑤用硝酸酸化的硝酸钡溶液，产生白色沉淀的是SO2，无明显现象的是CO2。 2H2O+2HNO3+3SO23H2SO4+2NO Ba(NO3)2+H2SO4BaSO4↓+2HNO3 ⑥用FeCl3溶液，使棕黄色颜色变浅的是SO2，无明显现象的是CO2。 2FeCl3+SO2+2H2OFeCl2+FeSO4+4HCl

【规律总结】浓硫酸的吸水性：吸收物质中由水分子组成的的水蒸气

或结晶水。可用作干燥剂，但一般不能干燥碱性和还原性气体。脱水性：将某些化合物中（主要是有机化合物）中H、O两原子按水的组成比2∶1脱去。（浓硫酸可用作有机反应的催化剂和脱水剂）

浓硫酸使湿润的石蕊试纸先变红（酸性引起），后变黑（脱水性引起）；而稀硫酸则只能使湿润的石蕊试纸变红，不能使之变黑或褪色。 考点四 溶液中SO42 的检验

1．原理：利用Ba2++SO42 BaSO4↓（白色），BaSO4不溶于盐酸、硝酸的特性。 2．试剂：可溶性钡盐〔BaCl2或Ba(NO3)2溶液〕、盐酸。 3．检验的误区

干扰检验的离子：Ag+能与SO42 离子反应生成难溶于水的白色沉淀Ag 2SO4；Ag+还能与Cl 反应生成难溶于水的白色沉淀AgCl；SO32 、CO32 、SiO32 、PO43 等能与Ba2+反应生成难溶于水的白色沉淀。但这些白色沉淀溶于强酸中。

4．检验步骤

①在待测溶液中加入 稀盐酸 ，排除Ag+、SO32 、CO32 、SiO32 、PO43 等离子的干扰。注意一般不用稀HNO3，因为稀HNO3能将SO32-氧化成SO42- 而被漏检。

②在排除干扰后的溶液中加入①稀盐酸 ②氯化钡溶液，产生的白色沉淀一定是BaSO4，则此溶液中一定

2 4①只加可溶性钡盐，不酸化。误将CO32 、PO43 、SO32 、Ag+等干扰离子判成SO42 ，此时上述离子同样会产生BaCO3、Ba3(PO4)2、BaSO3、AgCl的白色沉淀。

②误将Ag+、Pb2+判成SO42 。如向待测液中滴加BaCl2溶液，再加盐酸有白色沉淀便断定含SO42 。其错误是未注意溶液中不含SO42 而含Ag+或Pb2+也会有同样现象。

因为Ag++Cl AgCl↓（白色） Pb2++2Cl PbCl2↓（白色） ③误将SO32 判成SO42 。如向待测液中滴加用盐酸酸化的Ba(NO3)2溶液生成白色沉淀，便误以为有SO42 。该错误是未注意NO3 具有强氧化性，在酸性环境中发生反应：Ba2++ SO32 BaSO3↓（白色），3BaSO3+2H++2NO3 3BaSO4↓（白色）+2NO↑+H2O

再如向待测液中滴加用硝酸酸化的BaCl2溶液产生白色沉淀便错误认定一定含

SO42 ，也同样是落入干扰离子转化为SO42 从而生成BaSO4的陷阱中。

第四节 含氮化合物 考点一 氮气和氨气 1．N2电子式：

，N2含有三键，所以比较稳定。 N2+O2（电火花）===2NO

2．氨气的性质（唯一显碱性的气体） （1）与水反应

氨溶于水时，大部分氨分子和水形成一水合氨（NH3·H2O），NH3·H2O不稳定，受热分解为氨气和水 NH3+H2O

NH3·H2O

NH4+OH

+

-

NH3·H2O

+

NH3↑+H2O

-+

氨水中有 分子：NH3、H2O、NH3·H2O 离子：NH4、OH、少量H。 氨气能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。

（2）氨可以与酸（硫酸，硝酸，盐酸）反应生成盐

++

2NH3+H2SO4==(NH4)2SO4；NH3+HNO3==NH4NO3（白烟）；NH3+HCl==NH4Cl（白烟）； 离子方程式：NH3+H==NH4。 考点二 氮氧化合物的产生及转化

1、NO和NO2的生成：N2 + O2 （电火花）===2NO 2NO + O2== 2NO2 实验室制法：Cu+4HNO3(浓)==Cu(NO3)2+2NO2 ↑+2H2O 3Cu+8HNO3(稀)==3Cu(NO3)2 +2NO↑+4H2O 2、物理性质：NO是一种无色、无味、难溶于水的有毒气体。

NO2是一种红棕色、有剌激性气味的有毒气体，密度比空气大，易液化，易溶于水 3、化学性质（1）NO与氧气反应：2NO＋O2＝＝2NO2 (2) NO2 的聚合反应：2NO2

N2O4

(3) NO2与水反应：3NO2+H2O==2HNO3+NO

4NO2+O2+2H2O==4HNO3 4NO + 3O2+2H2O==4HNO3

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