高中化学学业水平测试复习.docx

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高中化学学业水平测试复习

高中化学学业水平测试

重点、热点内容考前点拨

一、基础实验与基本实验操作

（一）物质的分离与提纯的基本实验方法

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的分离。

如：

粗盐与泥沙的分离提纯。

主要仪器：

漏斗、玻璃棒、烧杯。

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的分离提纯如：

NaCl中混有KNO3分离提纯。

主要仪器：

蒸发皿、玻璃棒、酒精灯。

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：

蒸馏烧瓶、冷凝器。

4、分液：

分离互不相容的两种液体。

主要仪器：

分液漏斗、铁架台、铁圈。

5、萃取：

溶质在互不相溶的溶剂里溶解度不同，利用萃取剂将溶质从另一溶液中分离出来。

主要仪器：

分液漏斗。

附：

溴和碘在水溶液和有机溶剂（苯或四氯化碳）中的颜色

单质

水溶液

有机溶剂（苯或四氯化碳）

溴

深红棕色液体

浅黄色→黄色

橙色→橙红色

碘

紫黑色固体

黄色→棕黄色

浅紫色→紫色

（二）离子的检验与鉴别

1、Na＋焰色反应-黄色

2、K＋焰色反应-透过蓝色钴玻璃为紫色

3、NH4＋加入强碱，加热可产生可使湿润红色石蕊试纸变蓝色的气体

NH4＋＋OH－

NH3↑＋H2O

4、Fe3+检验：

加入KSCN溶液后溶液变成红色溶液（非沉淀）Fe3＋＋3SCN―＝Fe（SCN）3

5、Cl－加入用稀HNO3酸化（排除CO32－等离子的干扰）的AgNO3，有白色沉淀产生。

Ag＋＋Cl―＝AgCl↓

6、SO42－加入足量稀HCl酸化（排除CO32－和SO32－等离子的干扰），然后加入BaCl2溶液，有白色沉淀产生。

2H＋＋CO32－＝CO2↑＋H2O

Ba2＋＋SO42－＝BaSO4↓

7、CO32－加入H＋，产生能无色无气味（排除SO32－离子的干扰）且能使澄清石灰水变混浊的气体。

2H＋＋CO32－＝CO2↑＋H2O

CO2＋Ca2＋＋2OH－＝CaCO3↓＋H2O

（三）定量实验——物质的量浓度溶液的配制

1、物质的量浓度的配制所需的仪器：

烧杯、容量瓶、玻璃棒、胶头滴管、托盘天平、药匙、量筒。

配制前要检查容量瓶是否漏水

2、配制步骤：

①.计算m=c×v×M②.称量③.溶解④.转移⑤.洗涤（2-3次洗涤液转入容量瓶）⑥.定容⑦.摇匀⑧.装瓶贴签

3、仰视、俯视对溶液浓度有何影响？

（1）俯视刻度线，实际加水量未到刻度线，使溶液的物质的量浓度增大；

（2）仰视刻度线，实际加水量超过刻度线，使溶液的物质的量浓度减小。

4、容量瓶的使用六忌：

（1）忌用容量瓶进行溶解（体积不准确）

（2）忌直接往容量瓶倒液（洒到外面）

（3）忌加水超过刻度线（浓度偏低）

（4）忌读数仰视或俯视（仰视浓度偏低，俯视浓度偏高）

（5）忌不洗涤玻璃棒和烧杯（浓度偏低）

（6）忌标准液存放于容量瓶（容量瓶是量器，不是容器）

（四）实验小常识

1、仪器的使用

（1）可以直接加热仪器有试管、坩锅、蒸发皿。

必须垫石棉网加热的有烧杯、烧瓶。

标明使用温度的仪器有：

容量瓶、量筒。

0刻度在中间的仪器有温度计，没有0刻度的量器有量筒。

（2）选择仪器时要考虑仪器的量程。

如量取3.0mL液体用10mL，配置100mL15％的氢氧化钠溶液用200mL烧杯。

（3）使用前必须检查是否漏水的仪器有：

容量瓶、分液漏斗。

（4）试管上的油污可用热的氢氧化钠溶液洗。

用其它试剂洗过后都必须用蒸馏水洗涤至既不聚集成滴又不成股流下。

2、基本实验操作

（5）药品的取用：

Na、K保存于煤油中，用多的钠、钾、白磷必须放回原试剂瓶中。

其他药品用多一般不回放。

（6）沉淀沉淀完全、洗涤、洗净检验的一般方法：

☆☆☆☆☆

欲检验NaOH溶液中含有Na2CO3的量，在该此溶液中加入过量的氯化钡溶液，然后过滤、洗涤、干燥，称量所得沉淀的质量，经数据处理后即可得到。

其中，检验所加试剂是否过量的操作是：

静置后，向上层清液中继续加氯化钙溶液，若没有白色沉淀生成，则氯化钙过量。

洗涤沉淀的操作是：

向漏斗中加水，至水面浸过沉淀物，待水虑出后，再重复1－2次。

检验沉淀洗涤干浄的操作是：

取最后的滤出液加入硝酸银，若没有沉淀产生，则洗涤干净。

（7）试纸试用：

用PH试纸测PH值时，试纸不湿润。

用试纸检验气体性质时试纸要湿润，其中检验

NH3-----用红色石蕊试纸NH3＋H2O＝NH4＋＋OH－

Cl2-----用淀粉碘化钾试纸Cl2＋2I－＝2Cl－＋I2

（8）焰色反应操作：

做焰色反应时，铂丝必须先用稀盐酸洗净，再放在酒精灯火焰上灼烧至无色。

3、实验安全

（9）氢气还原氧化铜实验加热前一般应先通原料气赶走空气再加热，目的有的是防止氢氧混合气体爆炸。

☆☆☆☆☆

（10）酒精灯失火用湿布盖灭。

活泼金属或有机油类着火都可用沙子盖灭。

（11）浓硫酸溅在皮肤上应立即大量水冲洗。

酸、碱溅到眼睛中应用大量水冲洗眼睛，边洗边眨眼睛。

大量酸（或碱）流到桌子上，先加碳酸氢钠溶液（或醋酸）中和，再水洗，最后用布擦。

（12）尾气有毒（如CO），不能直接排空，必须点燃或用塑料袋接受。

二、基本概念和理论

（一）物质分类及其他

1、物质分类的基本内容

溶液

混合物胶体

烃

浊液

有机化合物

物质化合物

烃的衍生物

纯净物无机化合物：

酸、碱、盐、氧化物、氢化物、氯化物等

非金属

单质

金属

2、电解质：

在水溶液中或者熔化状态下能导电的化合物。

酸、碱、盐、水等

3、非电解质：

在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

蔗糖、酒精、SO2、CO2、NH3等

4、强电解质：

在水溶液中能全部电离的电解质

强酸HCl、H2SO4、HNO3

强碱NaOH、KOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2

大多数的盐

弱酸

弱电解质：

在水溶液中能部分电离的电解质弱碱

水

5、分散系

（1）分散系分类实质依据：

溶液胶体浊液

分散系分散质大小（nm）＜10-910-9～10-7＞10-7

（2）区分溶液与胶体最简单方法：

丁达尔现象（光亮的通路）。

（二）化学反应的类型

1、四种基本反应类型：

化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。

2、四种基本反应类型与氧化还原反应的关系：

置换反应一定是氧化还原反应，复分解反应一定不是氧化还原反应，化合反应、分解反应可能是氧化还原反应

请将“化合反应”、“置换反应”、“分解反应”、“复分解反应”与“氧化还原反应”分别填入右图中的圆内或椭圆内。

3、氧化还原反应本质：

电子的转移（得失或者偏移）。

特征：

化合价的升降（判断氧化还原反应的依据）。

4、离子反应

（1）离子反应发生的条件：

①生成难溶物②生成挥发性的物质③生成难电离物质

（2）常见离子反应回顾：

☆☆☆☆☆

①钠和水的反应：

2Na＋2H2O＝2Na＋＋2OH—＋H2↑

②碳酸钙与盐酸的反应：

CaCO3＋2H＋＝Ca2＋＋H2O＋CO2↑

③澄清的石灰水跟盐酸的反应：

OH—＋H＋＝H2O

④碳酸氢钠与氢氧化钠溶液的反应：

HCO3—＋OH—＝CO32—＋H2O

⑤氯气与水反应：

Cl2＋H2O

H＋＋Cl—＋HclO（Cl2不会全部参与反应）

⑥实验室制取氯气的尾气吸收的反应：

Cl2＋2OH—＝Cl—＋ClO—＋H2O

⑦AlCl3溶液中加入足量的氨水的反应：

Al3＋＋3NH3·H2O＝Al（OH）3↓＋3NH4＋

⑧氯化铝溶液中加过量的氢氧化钠的反应：

A13＋＋4OH—＝A1O2—＋2H2O

⑨Cl2与FeCl2的反应：

2Fe2＋＋Cl2＝2Fe3＋＋2Cl—（另：

H＋、Fe2＋、NO3－不能共存）

⑩FeCl3与铁、铜的反应：

2Fe3＋＋Fe＝3Fe2＋、2Fe3＋＋Cu＝2Fe2＋＋Cu2＋

⑩硫酸与氢氧化钡的反应：

2H＋＋SO42—＋Ba2＋＋2OH—＝BaSO4↓＋2H2O

⑩硫酸铜与氢氧化钡的反应：

Cu2＋＋SO42—＋Ba2＋＋2OH—＝BaSO4↓＋Cu（OH）2↓

5、化学反应中的能量

（1）化学反应从能量的角度分类

①放热反应：

化学上有热量放出的化学反应。

放热反应反应物的总能量＞生成物的总能量。

常见的放热反应：

燃烧、酸碱中和反应、金属与酸的反应、氧化钙与水。

②吸热反应：

化学上吸收热量的化学反应。

吸热反应生成物的总能量＞反应物的总能量。

常见的放热反应：

通常需要高温或者持续加热的反应（C＋CO2和C＋H2O）、碳酸钙分解、氢氧化钙与氯化铵晶体反应。

（2）化学能与电能的转化----原电池----将化学能转化为电能的装置

①原理：

氧化还原反应的应用。

②电极反应：

负极上（较活泼的金属）-----氧化反应

正极上（较不活泼的金属）-----还原反应

③原电池的负极可从以下面方面判断：

相对活泼的金属，电子流出的电极，元素化合价升高的电极，发生氧化反应的电极，溶解的电极，通燃料的电极。

（三）物质的量及其计算

1、了解物质的量、物质的摩尔质量、物质的微粒数、气体摩尔体积、阿伏加德罗定律、物质的量浓度等物理量的内涵，并能进行熟练计算。

重点相关原子守恒计算。

2、阿伏加德罗常数，一般用NA表示，其数值约为6.02×1023mol-1。

阿伏加德罗常数计算中对错辨析举例：

☆☆☆☆☆

（1）1mol/LNa2CO3溶液中所含Na＋数为2NA（错，无溶液体积）

（2）常温常压下，3.2克O3所含的氧原子数为0.2NA（对）

（3）标准状况下,2.24L苯所含分子数为0.1NA（错，S.P.T下苯为液体）

（4）标准状况下，2.24LCl2完全溶于水转移电子数为0.1NA

（错，溶于水不等于与水完全反应）

（5）标准状况下,2.24LCl2与氢氧化钠完全反应转移电子0.2NA（错，0.1NA）

（6）5.6gFe与Cl2完全反应，转移电子0.2NA（错，0.3NA）

（四）化学反应速率和化学限度

1、化学反应速率：

常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。

（1）各物质表示的速率比等于该反应方程式中相应的计量系数比。

（2）影响化学反应速率的因素

①内因：

反应物的性质（主要）。

②外因：

主要有浓度、温度、压强和催化剂等。

其他如：

反应接触面积的大小、固体反应物的颗粒大小、光照、超声波、电磁波、溶剂等对反应速率也有影响。

2、化学反应限度：

（1）化学反应限度的研究对象是可逆反应。

（2）化学反应限度也就是在一定条件下的可逆反应里，当正反应速率等于逆反应速率，反应物和生成物的浓度不再变化的状态。

此时，化学反应达到最大限度。

（五）原子结构与元素周期律

1、原子结构

质子Z

原子核

（1）原子AZX中子N＝A－Z

核外电子Z

（2）质量数＝质子数＋中子数。

（3）核电荷数＝质子数＝原子核外电子数＝原子序数。

（4）同位素：

有相同质子数不同中子数的不同原子互称。

例：

氕11H、氘21H（重氢）、氚31H（超重氢）。

重氢、超重氢常用于制造氢弹。

2、核外电子排布

（1）原子核外电子是分层排布的，称电子层。

电子层数＝元素周期数。

（2）原子核外电子排布是能量高低从里到外从低到高分层依次排布的。

（3）熟练掌握1-20元素的核外电子排布情况及原子结构示意图。

3、元素周期律和元素周期表

（1）元素周期律：

每一周期从左向右，原子半径逐渐减小；主要化合价从+1～+7（F、O无正价），金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

每一主族从上到下右，原子半径逐渐增大；金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

（2）元素周期表。

用一句话来概括元素周期表的结构：

三短三长一不完全；七主七副Ⅷ和零。

（3）金属性、非金属性强弱判断方法：

☆☆☆☆☆

①元素的金属性越强△与水反应越容易△与酸反应越容易△最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强△能把相对不活泼的金属从其盐溶液中置换出来。

金属性：

Na＞Mg＞Al；

氢氧化物碱性强弱：

NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3

（NaOH强碱，Mg（OH）2是中强碱，Al（OH）3是两性氢氧化物）

②元素的非金属性越强△越容易形成气态氢化物△气态氢化物稳定性越好△最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性越强△能把相对不活泼的非金属从其化合物中置换出来。

非金属性：

Si＜P＜S＜Cl；

酸性强弱：

H3PO4＜H2SO4＜HClO4；

（H3PO4是中强酸，H2SO4是强酸，HClO4是最强酸）

氢化物的稳定性：

SiH4＜PH3＜H2S＜HCl

（元素的非金属性越强，形成的氢化物越稳定）

（4）熟练掌握常见10电子，了解18常见电子微粒。

☆☆☆☆☆

①常见的10电子微粒中，分子有：

Ne、CH4、NH3、H2O。

阳离子有：

Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH4＋、H3O＋。

阴离子有：

F—、O2—、N3—、OH—

②常见的18电子微粒中，分子有：

H2S、HCl、H2O2、C2H6（略讲）

阳离子有：

K＋、Ca2＋阴离子有：

S2—、Cl—

4、化学键

（1）化学键可分为离子键和共价键，共价键可分为极性键和非极性键。

（3）常见电子式的书写☆☆☆☆☆

①写出下列物质的电子式：

H2

Cl2

N2

HCl

H2O

CO2

NH3

CH4

NaCl

MgCl2

NaOHNa+

②用电子式表示下列物质的形成过程：

HCl：

；

H2O：

；

NaCl：

；

MgCl2：

。

三、元素及其化合物

1、钠及其化合物：

（1）钠的物理性质：

银白色固体，导热、电导，质软、密度小、熔点低。

（2）钠与水反应：

2Na+2H2O=2NaOH+H2↑

（3）钠保存在煤油中，空气中的变化过程：

最终变为Na2CO3☆☆☆☆☆

Na→Na2O→NaOH→Na2CO3·12H2O→Na2CO3

（4）碳酸钠与碳酸氢钠的性质比较：

☆☆☆☆☆

名称

碳酸钠

碳酸氢钠

化学式

Na2CO3

NaHCO3

俗名

纯碱、苏打

小苏打

溶解性

溶解度比碳酸钠小

热稳定性

———

2NaHCO3

Na2CO3＋H2O＋CO2↑

与盐酸反应

Na2CO3＋2HCl＝2NaCl＋H2O＋CO2↑

比Na2CO3剧烈NaHCO3＋HCl＝NaCl＋H2O＋CO2↑

与NaOH反应

———

NaHCO3＋NaOH＝Na2CO3＋H2O

相互转化

①除杂：

Na2CO3固体（混有少量NaHCO3）-----充分加热

Na2CO3溶液（混有少量NaHCO3）-----加适量NaOH溶液

②鉴别碳酸钠和碳酸氢钠两种物质的方法：

固体：

加热有气体出现的是碳酸氢钠；溶液：

加氯化钙溶液有沉淀的是碳酸钠

2、铝及其化合物：

（1）铝的存在：

铝是地壳中最多的金属元素，主要是以化合态存在，铝土矿主要成分是Al2O3。

（2）铝单质

①铝常温下铝与浓硫酸、浓硝酸钝化。

钝化强调三个“两”，即：

两种金属（铝和铁），两种酸（浓硫酸和浓硝酸），两个字（“冷即常温”和“浓”）。

②铝与强酸、强碱反应：

2Al＋3H2SO4＝Al2（SO4）3＋3H2↑

2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑

③铝热反应要重点掌握：

2Al+Fe2O3

2Fe+Al2O3☆☆☆☆☆

铝热反应可用于焊接铁轨,制取难熔金属等（利用了铝的还原性）。

（3）典型的两性氧化物：

Al2O3

①与硫酸反应：

Al2O3＋3H2SO4＝Al2（SO4）3＋3H2O

②与氢氧化钠反应：

Al2O3＋2NaOH＝2NaAlO2＋H2O

离子方程式：

Al2O3＋2OH—＝2AlO2—＋H2O

（4）典型的两性氢氧化物：

Al（OH）3

①与酸反应：

Al（OH）3＋3HCl＝3AlCl3＋3H2O

②与氢氧化钠反应：

Al（OH）3＋NaOH＝NaAlO2＋2H2O

离子反应：

Al（OH）3＋OH—＝AlO2—＋2H2O

③Al（OH）3实验室制取方法：

常用铝盐与足量氨水反应

化学方程：

AlCl3＋3NH3·H2O＝Al（OH）3↓＋3NH4Cl

离子方程：

Al3＋＋3NH3·H2O＝Al（OH）3↓＋3NH4＋

（5）明矾（十二水合硫酸铝钾[KAl（SO4）2·12H2O]）常用作净水剂，是因为铝离子与水反应生成氢氧化铝具有吸附性吸收了水中悬浮物而下沉净水。

（6）铝土矿制备金属铝的原理：

Al2O3＋2NaOH＝2NaAlO2＋H2ONaAlO2＋CO2＋2H2O＝Al（OH）3↓＋NaHCO3

加热

通电

2Al（OH）3＝＝＝Al2O3＋3H2O2Al2O3（熔融）＝＝＝4Al＋3O2↑

3、铁及其化合物：

（1）能被磁铁吸引铁质：

铁和四氧化三铁（四氧化三铁也叫磁性氧化铁）。

（2）铁的化学性质

①与氧气反应：

3Fe＋2O2

Fe3O4

②与非金属反应：

2Fe＋3Cl2

2FeCl3Fe＋S

FeS

（注意：

铁与强氧化剂反应为高价，与弱氧化剂反应为低价；铜也一样。

）

③与水反应：

3Fe＋4H2O（g）

Fe3O4＋4H2↑

④与酸反应：

Fe＋H2SO4＝FeSO4＋H2↑

⑤与盐反应：

Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu

（4）高、低价铁之间的常见转化关系的反应有：

①化学反应为：

2FeCl2＋Cl2＝2FeCl3离子反应为：

2Fe2＋＋Cl2＝2Fe3＋＋2Cl—

②化学反应为：

2FeCl3＋Fe＝3FeCl2离子反应为：

2Fe3＋＋Fe＝3Fe2＋

Cu＋2FeCl3＝CuCl2＋2FeCl2离子反应为：

2Fe3＋＋Cu＝2Fe2＋＋Cu2＋

（5）氢氧化亚铁的制备与变化：

FeCl２＋2NaOH＝Fe（OH）2↓＋2NaCl

（此实验长滴管可以伸入试管底部以减少生成的Fe（OH）2被氧化）

在空气中氧化：

4Fe（OH）2＋O2＋2H2O＝4Fe（OH）3

颜色变化为：

白色→灰绿色→红褐色。

（6）钢铁的腐蚀:

钢铁与周围物质接触发生反应而被侵蚀损耗。

钢铁的腐蚀分为化学腐蚀和电化学腐蚀，后者类似形成铁-碳原电池。

4、硅及其化合物：

（1）硅单质的用途及制取：

硅单质可以作半导体，芯片，太阳能电池。

用氧化还原反应分析硅单质制取：

SiO2＋2C2CO↑+Si（粗硅）

Si+2Cl2SiCl4

SiCl4＋2H2Si（纯硅或称精硅）＋4HCl

（2）SiO2的用途及性质：

纯SiO2可以作光导纤维的材料。

SiO2化学性质：

不活泼,耐腐蚀

1不与水酸（除HF）反应：

SiO2＋4HF＝SiF4↑＋2H2O（玻璃瓶不能装HF酸）

SiO2中含CaCO3杂质除去：

加足量盐酸，然后过滤、洗涤即可。

②与碱反应：

SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O（实验室装NaOH的试剂瓶用橡皮塞）

离子反应：

SiO2＋2OH—＝SiO32—＋H2O

（3）硅酸盐

①水玻璃溶液在空气中变质（变浑浊）的离子反应：

SiO32—＋CO2＋H2O＝H2SiO3↓＋CO32—

②硅酸盐工业：

水泥、陶瓷、玻璃、砖瓦等都为硅酸盐工业产品。

5、氯及其化合物：

（1）氯气：

黄绿色、有刺激性气味、能溶于水的有毒气体。

氯气具有强氧化性，能与多种金属、非金属反应。

与变价金属生成高价态化合物。

氢气在氯气中燃烧火焰为苍白色，瓶口有白雾（HCl酸雾）产生。

潮湿的氯气有漂白性（HClO）。

（2）新制氯水成分：

“三分子、四离子”。

如何保存？

久置氯水成分？

各成分都有其性质。

（3）漂白液（主要指NaClO，例市场上的“84”消毒液）

2NaOH＋Cl2＝NaCl＋NaClO＋H2O

（4）漂白粉制取和漂白原理：

☆☆☆☆☆

2Cl2＋2Ca（OH）2＝CaCl2＋Ca（ClO）2＋2H2O漂白粉主要成分和有效成分各为什么？

漂白原理：

Ca（ClO）2＋CO2＋H2O＝CaCO3＋2HClO2HClO＝2HCl＋O2↑

（5）氯气的实验室制法：

☆☆☆☆☆

　①反应原理：

MnO2＋4HCl（浓）

MnCl2＋Cl2↑＋2H2O；

②发生装置：

圆底烧瓶、分液漏斗等；

　③除杂：

用饱和食盐水吸收HCl气体；用浓H2SO4吸收水；

　④收集：

向上排空气法收集（密度比空气大）；

⑤检验：

使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝；（反应为：

2KI＋C12＝2KCl＋I2）

⑥尾气处理：

用氢氧化钠溶液吸收尾气。

（反应为：

Cl2＋2OH—＝Cl—＋ClO—＋H2O）

（6）胃酸的成分是盐酸，NaHCO3、Al（OH）3、CaCO3都可用于治疗胃酸过多。

6、硫及其化合物：

（1）二氧化硫的性质与作用

①物理性质：

无色有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大。

相似

②化学性质：

△SO2＋H2O

H2SO3（H2SO3的不稳定性，与H2CO3很相似）

△还原性：

2SO2＋O22SO3

△漂白性：

SO2能与有色物质结合生成不稳定的无色物质。

物理性漂白---吸附作用-----活性炭（例：

红糖→白糖）

漂白永久性漂白----强氧化性-----HClO、NaClO、Na2O2、H2O2等等。

化学性漂白

暂时性漂白---结合成不稳定物质---SO2---加热、光照会复原。

（2）酸雨：

PH＜5.6正常性雨水PH值大约为6，是因为水中溶解有CO2的缘故。

硫酸性酸雨的形成原因：

SO2。

SO2是首要大气污染物之一。

来源：

（主要）化石燃料及其产品的燃烧。

（次要）含硫金属矿物的冶炼、硫酸厂产生的废气

防治：

开发新能源，对含硫燃料进行脱硫处理，提高环境保护的意识。

△三大环境问题：

酸雨、温室效应、臭氧空洞。

△空气质量日报的主要内容包括“空气污染指数”、“空气质量级别”、“首要污染物”，目前计入空气污染指数的物质暂定为：

二氧化硫、氮的氧化物和可吸入颗粒等。

△常见的环境保护问题：

①酸雨：

SO2；②温室效应：

CO2；③光化学烟雾：

氮的氧化物；④臭氧层空洞：

氯氟烃；⑤白色垃圾：

塑料垃圾；⑥假酒：

CH3OH；⑦室内污染：

甲醛；⑧赤潮：

含磷洗衣粉；⑨CO与NO有毒：

与血红蛋白结合；⑩电池：

重金属离子污染。

☆☆☆☆☆

（3）浓硫酸

浓硫酸的特性

△吸水性：

作干燥剂，不能干燥碱性气体NH3。

碱性干燥剂---碱石灰、氧化钙等---干燥碱性气体、中性气体例NH3、H2等

干燥剂总结中性干燥剂---无水氯化钙等---干燥碱性、酸性、中性气体。

例H2、N2等

酸性干燥剂---浓硫酸等---干燥酸性气体、中性气体。

例Cl2、HCl、N2等

△脱水性：

蔗糖的脱水炭化-----注意“黑面包”实验，要重点掌握。

△浓硫酸的强氧化性（普通酸的氧化性是指酸中的H＋的氧化性，其还原产物为H2）

与铜反应：

2H2SO4（浓）＋Cu

CuSO4＋SO2↑＋2H2O

（被还原的硫酸占反应硫酸的1/2，若2mol浓H2SO4与足量Cu反应则被还原的硫酸不满1mol，为什么？

同样，4mol浓盐酸与足量MnO2反应，也有类似情况。

）

与碳反应：

C＋2H2SO4（浓）

SO2↑＋CO2↑＋2H2O（特别要注意此实验的产物检验）

（4）除去CO2中的SO2可用酸性高锰酸钾、溴水、饱和碳酸氢钠溶液。

SO2使酸性KMnO4溶液褪色，是其还原性的体现；SO2使溴水褪色，也是其还原性的体现而不是