象山三中化学文会考复习必修一Word格式.docx
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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
①质量数（A）=质子数（Z）+种子数（N）;
②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。
（4）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，提出原子三．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）几点氧化性、还原性强弱的比较规律：
①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。
②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。
③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。
④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。
四．离子反应
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：
①溶液中进行的复分解反应；
②溶液中进行的氧化还原反应。
（3）电解质：
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。
②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。
（4）离子方程式：
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。
②书写方法：
a书写正确的化学方程式；
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。
五．物质的分离和提纯方法
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
①要一贴二低三靠；
②洗涤沉淀再过滤器中进行；
③定量实验的过滤要无损耗。
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
①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
②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
③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
①上层液体从分液漏斗的上口倒出；
②下层液体从分液漏斗的下管放出；
③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
①萃取剂的选取：
与原溶剂不反应、不互溶；
与溶质不反应；
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。
②萃取后一般要进行分液；
③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
①温度计水银球的位应在蒸馏烧瓶的支管开口处；
②水冷凝管的水流向是逆流；
③一般要加碎瓷片防止爆沸；
④实验中烧瓶不可蒸干。
六．常见物质离子的检验
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-==AgCl↓
Br-
有浅黄色沉淀
Ag++Br-==AgBr↓
I-
有黄色沉淀
Ag++I-==AgI↓
SO42-
稀HCl和BaCl2溶液
先加稀HCl，再加BaCl2溶液有白色沉淀
Ba2++SO42-==BaSO4↓
SO32-
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↑+H2O
S2-
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+==PbS↓
Cu2++S2-==CuS↓
NO3-
Cu和浓H2SO4,加热
有红棕色刺激性气体
Cu+4H++2NO3-
Cu2++2NO2↑+2H2O
CO32-
稀HCl和澄清石灰水
有能使石灰水变浑浊的气体
CO32-+2H+==H2O+CO2↑
CO2+Ca（OH）2==CaCO3↓+H2O
Ba2+
硫酸或可溶性的硫酸盐
Mg2+
NaOH溶液
有白色沉淀，NaOH过量沉淀不溶解
Mg2++2OH-==Mg（OH）2↓
Al3+
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）3↓
Al（OH）3+OH-==AlO2-+2H2O
Fe3+
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↓（红褐色）
Fe3++SCN-==[Fe（SCN）]2+（血红色）
Fe2+
①NaOH溶液
①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。
①Fe2++2OH-==Fe（OH）2（白色沉淀）↓，
4Fe（OH）2+O2+2H2O==4Fe（OH）3。
②氯水和KSCN溶液
②先加KSCN溶液无明显现象，再加氯水溶液呈血红色。
②2Fe2++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
NH4+
加热用湿润的红色石蕊试纸检验产生的气体，变蓝
NH4++OH-
NH3↑+H2O
Na+
做焰色反应
火焰呈黄色
K+
透过蓝色钴玻璃观察火焰是紫色
七．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。
（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、定容、摇匀、装瓶贴标签。
定容时应：
加水离刻度线1－2cm时，改用胶头滴管加水至刻度线。
专题二海洋元素的利用
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
利用氧化剂氧化浓盐酸中的Cl-。
常用的氧化剂有：
MnO2、KMnO4、KClO3等。
MnO2+4HCl（浓）
MnCl2+Cl2↑+2H2O
2KMnO4+16HCl（浓）＝2KCl+2MnCl2+10Cl2↑+8H2O
KClO3+6HCl（浓）==KCl+3Cl2↑+3H2O
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
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
2．Cl2、Br2、I2的物理性质的比较
物理性质
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大。
3．Cl2、Br2、I2在不同溶剂中的颜色比较
水
酒精
苯
汽油
四氯化碳
黄绿色（新制）
黄绿色
黄――橙
橙――橙红
深黄――褐色
棕――深棕
浅紫――紫
紫――深紫
浅紫红－紫红
4．Cl2、Br2、I2的化学性质的比较
①与金属反应
2Na+Cl2
2NaCl,Cu+Cl2
CuCl2，
2Fe+3Cl2
2FeCl3，2Fe+3Br2
2FeBr3，Fe+I2
FeI2。
②与氢气反应
反应物
反应方程式
反应现象
H2与F2
H2+F2==2HF
冷、暗
爆炸
H2与Cl2
H2+Cl2＝＝2HCl
光照
H2与Br2
H2+Br2＝＝2HBr
反应
H2与I2
H2+I2
2HI
持续加热
可逆反应
③与水的反应：
2F2+2H2O==4HF+O2X2+H2O
HX+HXO（X:
Cl、Br、I）
④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CaCl2+Ca（ClO）2漂白粉有效成分：
Ca（ClO）2）
⑤Cl2、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.
5．Cl-、Br-、I-的检验
（1）AgNO3─HNO3法
实验现象及离子方程式
AgNO3的稀HNO3溶液
Ag++Cl-==AgCl↓白色沉淀
Ag++Br-==AgBr↓浅黄色沉淀
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。
6．AgBr、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、钠及其化合物
1、钠
（1）钠的物理性质：
钠是银白色金属，密度小（0.97g/cm3），熔点低（97℃），硬度小，质软，可用刀切割。
钠通常保存在煤油中。
是电和热的良导体。
（2）钠的化学性质：
从原子结构可知钠是活泼的金属单质。
①钠与非金属单质反应：
常温：
4Na+O2==2Na2O,
加热：
2Na+O2
Na2O2;
2NaCl;
2Na+S
Na2S等。
②钠与水反应:
2Na+2H2O==2NaOH+H2↑；
实验现象：
钠浮在水面上，熔成小球，
★在水面上游动，有哧哧的声音，最后消失，在反应后的溶液中滴加酚酞，溶液变红。
③钠与酸反应：
如2Na+2HCl==2NaCl+H2↑,Na放入稀盐酸中，是先与酸反应，酸不足再与水反应。
因此Na放入到酸中Na是不可能过量的。
同时Na与H2的物质的量比始终是2:
1。
当然反应要比钠与水的反应剧烈多。
④钠与盐的溶液反应：
钠不能置换出溶液中的金属，钠是直接与水反应。
反应后的碱再与溶液中的其他物质反应。
如钠投入到硫酸铜溶液的反应式：
2Na+CuSO4+2H2O==Cu（OH）2↓+Na2SO4+H2↑。
⑤钠与氢气的反应：
2Na+H2==2NaH。
NaH+H2O==NaOH+H2；
（NaH是强的还原剂。
（3）工业制钠：
电解熔融的NaCl，2NaCl（熔融）
2Na+Cl2↑。
（4）钠的用途：
①在熔融的条件下钠可以制取一些金属，如钛、锆、铌、钽等；
②钠钾合金是快中子反应堆的热交换剂；
③钠蒸气可作高压钠灯，发出黄光，射程远，透雾能力强。
2、氧化钠和过氧化钠
（1）Na2O：
白色固体，是碱性氧化物，具有碱性氧化物的通性：
Na2O+H2O==2NaOH,Na2O+CO2==Na2CO3,Na2O+2HCl==2NaCl+H2O.
另外：
加热时，2Na2O+O2==2Na2O2.
（2）Na2O2：
淡黄色固体是复杂氧化物，易与水和二氧化碳反应。
2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2,2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2（作供氧剂）。
因此Na2O2常做生氧剂，同时，Na2O2还具有强氧化性，有漂白作用。
如实验：
Na2O2和水反应后的溶液中滴加酚酞，变红后又褪色，实验研究表明是有：
Na2O2+H2O==2NaOH+H2O2,2H2O2==2H2O+O2反应发生。
因为H2O2也具有漂白作用。
当然过氧化钠也可以直接漂白的。
3、碳酸钠和碳酸氢钠
性质
Na2CO3（Na2CO3·
10H2O）
NaHCO3
性质比较
俗称
纯碱或苏打
小苏打
NaHCO3的颗粒比Na2CO3小
水溶性
易溶于水
S（Na2CO3）>
S（NaHCO3）
溶液酸碱性
显碱性
同浓度Na2CO3的pH大于NaHCO3的pH
热稳定性
稳定
受热分解生成Na2CO3、H2O、CO2
NaHCO3的热稳定性比Na2CO3差，用于除杂质。
与酸反应
能与强酸反应
等物质的量时Na2CO3耗酸量大于NaHCO3
溶液中相互转化
Na2CO3溶液能吸收CO2转化为NaHCO3
Na2CO3+H2O+CO2==2NaHCO3
除CO2中的HCl杂质是用饱和的NaHCO3溶液，而不用Na2CO3溶液
用途
用在玻璃、肥皂、合成洗涤剂、造纸、纺织、石油、冶金等工业中。
发酵粉的主要成分之一；
制胃酸过多等。
3、Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的鉴别：
取两种试液少量，分别滴加CaCl2或BaCl2溶液，有白色沉淀的原取溶液为Na2CO3，另一无明显现象的原取溶液为NaHCO3.
4、侯氏制碱法
NaCl+NH3+CO2+H2O==NaHCO3+NH4Cl.
注意:
在生产中应先在饱和的NaCl溶液中先通入NH3,后通入CO2,NaHCO3晶体析出过滤，在滤液中加入NaCl细末和通NH3析出NH4Cl晶体为副产品。
NH4Cl晶体析出后的母液进行循环试用，提高原料的利用率。
三、镁及其化合物
1、镁的性质
（1）物理性质：
镁是银白色金属，质较软，密度1.74g/cm3，是轻金属，硬度小。
（2）化学性质：
镁是较活泼金属
①与非金属反应：
2Mg+O2==2MgO,Mg+Cl2==MgCl2,3Mg+3N2==Mg3N2等（条件未标）
②与沸水反应：
Mg+2H2O（沸水）==Mg（OH）2+H2↑.
③与酸反应：
与非强氧化性酸反应：
是酸中的H+与Mg反应，有H2放出。
与强氧化性酸反应：
如浓H2SO4、HNO3，反应比较复杂，但是没有H2放出。
④与某些盐溶液反应：
如CuSO4溶液、FeCl2溶液、FeCl3溶液等。
Mg+2FeCl3==2FeCl2+MgCl2,Mg+FeCl2==Fe+MgCl2.
2、镁的提取
海水中含有大量的MgCl2,因此，工业上主要是从分离了NaCl的海水中来提取MgCl2.
流程：
海水中加入CaO或Ca（OH）2
Mg（OH）2沉淀、过滤、洗涤沉淀，用稀HCl溶解
MgCl2溶液，蒸发结晶
MgCl2·
6H2O晶体，在HCl气体环境中加热
MgCl2固体，电解熔融的MgCl2
Mg+Cl2。
主要反应：
MgCl2+Ca（OH）2==Mg（OH）2↓+CaCl2,Mg（OH）2+2HCl==MgCl2+2H2O,MgCl2·
6H2O
MgCl2+6H2O,MgCl2（熔融）
Mg+Cl2。
3、镁的用途：
镁主要是广泛用于制造合金。
制造的合金硬度和强度都较大。
因此镁合金被大量用火箭、导弹、飞机等制造业中。
4、氧化镁（MgO）
白色固体，熔点高（2800℃），是优质的耐高温材料（耐火材料）。
是碱性氧化物。
MgO+H2O==Mg（OH）2,MgO+2HCl==MgCl2+H2O。
专题三常见的金属元素
一．铁
1、铁的性质：
铁是一种可以被磁铁吸引的银白色金属，纯铁的熔点较高（1535℃），防腐能力强。
密度7.83g/cm3，是电和热的良导体。
但是通常炼制的铁中含有碳等杂质，使铁的熔点降低，防腐能力大大下降。
铁是活泼的金属，在自然界中只有化合态形式，如磁铁矿（Fe3O4），赤铁矿（Fe2O3）等。
①与非金属单质反应：
3Fe+2O2
Fe3O4（Fe2O3·
FeO）,2Fe+3Cl2
2FeCl3,
2Fe+3Br2
2FeBr3,Fe+I2
FeI2,Fe+S
FeS。
②高温与水蒸气反应：
3Fe+4H2O（g）
Fe3O4+4H2↑。
强氧化性酸：
常温下浓硫酸和浓硝酸使铁钝化。
加热时，与强氧化性反应，但无氢气放出。
非强氧化性酸：
铁与酸反应有氢气放出。
④与某些盐反应：
如Fe+CuSO4==Cu+FeSO4,Fe+2FeCl3==3FeCl2等。
2、铁的氧化物
FeO
Fe2O3
Fe3O4（Fe2O3·
FeO）
铁元素的价态
＋2
＋3
＋2、＋3
铁红
磁性氧化铁
色态
黑色粉末
红棕色粉末
黑色晶体
类别
碱性氧化物
复杂氧化物
难溶
稳定性
不稳定
主要化学性质
有一定的还原性易被氧化为三价铁的化合物
与酸反应生成三价铁盐
化合物中＋2的铁有还原性，易被氧化。
3、铁的氢氧化物
Fe（OH）2
Fe（OH）3
主要性质
白色难溶于水的沉淀，不稳定，易被氧化成氢氧化铁，颜色变化为：
白色－灰绿色－红褐色。
因此在制备时常采取措施：
除溶液中的氧；
加有机溶剂封住液面；
胶头滴管要伸入到溶液中。
红褐色难溶于水的沉淀，受热易分解。
2Fe（OH）3
Fe2O3+3H2O,能溶于强酸溶液，生成相应的盐。
4、Fe2+、Fe3+的检验
常见方法
①滴加KSCN溶液，无明显变化，再加氯水，溶液变血红色；
②直接观察溶液是浅绿色；
③滴加氢氧化钠溶液，出现沉淀的颜色变化是：
①直接观察溶液是黄色；
②滴加氢氧化钠溶液，出现红褐色沉淀；
③滴加KSCN溶液，有血红色溶液出现。
5、铁三角
6、铁的冶炼
铁矿石（提供铁元素）、焦炭（提供热量和还原剂）、空气（提供氧气）、石灰石（除去铁矿石中的二氧化硅杂质）。
设备：
高炉
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