00 知识清单——元素及其化合物 (必背知识、课前诵读)-备战2023年高考化学大二轮专题突破系列（全国通用）

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钠及其重要化合物
【知识网络】
1．理清知识主线：NaNa2ONa2O2NaOHNa2CO3NaHCO3

2．熟悉钠及其重要化合物之间的转化关系

【核心知识梳理】
一、钠的性质及应用
1．钠的物理性质：银白色，有金属光泽的固体，质地柔软，熔点(97.8℃)低(小于100 ℃)，密度(0.97g·cm－3)比水的小，但比煤油的大
2．从钠的原子结构认识钠的化学性质——强还原性

(1)与非金属反应
①常温下与空气接触缓慢氧化：4Na＋O2===2Na2O (现象：白色固体——新切开的钠断层变暗)
②在空气(或氧气)中燃烧：2Na＋O2Na2O2 (现象：发出黄色的火焰，产生淡黄色固体)
③钠与硫混合研磨生成Na2S：2Na＋S===Na2S (研磨时容易爆炸)
④在氯气中燃烧：2Na＋Cl22NaCl (白烟，火焰为黄色)
⑤与氢气反应生成NaH：2Na＋H22NaH
(2)与水反应：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ 2Na＋2H2O===2Na＋＋2OH－＋H2↑
【实验探究】Na与H2O(含酚酞)反应的现象及解释

(3)与酸的反应：2Na＋2HCl===2NaCl＋H2↑ 2Na＋2H+===2Na+＋H2↑ (直接与H+反应)
【微点拨】①钠与酸反应比与水反剧烈，极易爆炸，要特别小心
②钠与酸溶液反应时先与酸反应生成H2，如果钠过量，钠把酸消耗尽之后，再与水反应
(4)钠与碱溶液的反应：钠与碱溶液反应的实质是Na与水的反应
Na与NaOH溶液的反应：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑(仅此一步反应)
(5)钠与盐溶液的反应：钠与盐溶液反应时，首先与水反应生成NaOH，然后NaOH与盐发生复分解反应(若氢氧化钠不与盐反应，则只有钠与水的反应)
①与CuSO4溶液反应
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ (1)
CuSO4＋2NaOH===Na2SO4＋Cu(OH)2↓ (2)
合并(1)和(2)得 (方法：去掉NaOH)
2Na＋2H2O＋CuSO4===Na2SO4＋Cu(OH)2↓＋H2↑
②Na与Fe2(SO4)3溶液的反应
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
6NaOH＋Fe2(SO4)3===2Fe(OH)3↓＋3Na2SO4
合并(1)和(2)得 (方法：去掉NaOH)
6Na＋6H2O＋Fe2(SO4)3===3Na2SO4＋2Fe(OH)3↓＋3H2↑
③与NH4Cl溶液反应：2Na＋2NH4Cl===2NaCl＋2NH3↑＋H2↑
(6)钠与熔融状态的盐反应：通常金属钠不能从盐溶液中置换出金属；若盐为熔融状态，钠可以置换出较不活泼的金属，如：
4Na＋TiCl44NaCl＋Ti
Na＋KClNaCl＋K↑ (制取金属钾，因为钾的沸点比钠的低，使钾成为钾蒸气而逸出)
(7)与有机物反应
①与乙醇反应：2CH3CH2OH＋2Na2CH3CH2ONa＋H2↑
②与苯酚反应：
③与乙酸反应：2Na＋2CH3COOH2CH3COONa＋H2↑ (钠与乙醇、苯酚、乙酸反应越来越剧烈)
3．钠的制取及保存
(1)制取(电解熔融的NaCl)：2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑
(2)保存：密封保存，通常保存在石蜡油或煤油中
4．钠的取用：取用时一般先用镊子把钠从煤油中夹出来，并用滤纸吸干表面的煤油，然后在玻璃片用小刀切下一块绿豆粒大小的钠，并将多余的钠放回原试剂瓶中
5．钠的存在与用途
(1)存在：自然界中钠只能以化合态的形态存在，主要以氯化钠的形式存在
(2)用途：
①钠、钾合金(液态)可用于原子反应堆的导热剂
②金属钠还可用于钛、锆、铌、钽等金属的冶炼：4Na＋TiCl44NaCl＋Ti
③用作电光源，制作高压钠灯
④制备过氧化钠
6．金属钠露置在空气中的变化过程：金属钠长期露置于空气中最终完全转变为Na2CO3粉末，此过程中的主要变化与现象如下所示
Na(NaOH______)

二、钠的氧化物——氧化钠与过氧化钠
1．氧化钠和过氧化钠的比较
物质
氧化钠 (Na2O)
过氧化钠 (Na2O2)
电子式


组成
Na+与O2－以2：1形成离子化合物
Na+与O(过氧根离子)以2：1形成离子化合物
阴、阳离子数之比
1:2
1:2
颜色状态
白色固体
淡黄色固体
是否为碱性氧化物
是
不是 (过氧化物)
氧元素化合价
－2 (最低价态)
－1 (中间价态)
生成条件
常温下与钠反应
加热或点燃金属钠
化
性
热稳定性
不稳定(2Na2O＋O22Na2O2)
稳定
与H2O反
Na2O＋H2O===2NaOH
2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑
与CO2反应
Na2O＋CO2===Na2CO3
2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2
与酸反应
Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O
2Na2O2＋4HCl===4NaCl＋O2↑＋2H2O
氧化性
弱氧化剂
强氧化剂
主要用途
用于制取少量Na2O2、烧碱
强氧化剂、漂白剂、供氧剂
保存
干燥、封闭
干燥、封闭
【微点拨】
①Na2O2具有强氧化性，但Na2O2与水、CO2反应时，水中的氢与CO2中的碳都处于最高价态，不能被氧化，故反应为Na2O2自身的氧化还原反应，Na2O2既是氧化剂又是还原剂，1 mol Na2O2参加反应，转移1 mol的电子
②Na2O2的漂白性是指Na2O2生成的氧气可以将一些有色有机物氧化成无色，此性质称其为漂白性。漂白有色物质的反应也是氧化还原反应，是化学性质；与活性炭的漂白原理——吸附有色物质发生物理变化不同
③Na2O2与其他物质反应时不一定都产生O2，如：Na2O2＋SO2===Na2SO4
④Na2O2与CO2、H2O(g)反应的先后顺序：一定量的Na2O2与一定量的CO2和H2O(g)的混合物的反应，可看作Na2O2先与CO2反应，待CO2反应完全后，Na2O2再与H2O(g)发生反应
2．Na2O2的强氧化性与还原性：Na2O2中氧元素为－1价，处于中间价态，既有氧化性又有还原性，主要表现较强的氧化性
(1)强氧化性
①Na2O2与SO2的反应：Na2O2＋SO2===Na2SO4
②Na2O2与Na2SO3溶液的反应：Na2O2＋Na2SO3＋H2O===Na2SO4＋NaOH
③Na2O2与FeCl2溶液的反应：能将Fe2＋氧化成Fe3＋，得到Fe(OH)3沉淀并产生无色气体
④Na2O2与氢硫酸的反应：Na2O2＋H2S===2NaOH＋S (溶液变浑浊)
⑤Na2O2与品红溶液的反应：能使品红溶液褪色
⑥Na2O2能使酚酞试液先变红(产生了碱)后褪色(漂白性)，同时产生无色的气泡
(2)遇KMnO4等强氧化剂时，表现出还原性，氧化产物为O2
(3)遇CO2、H2O、H＋则发生自身的氧化还原反应

3．CO和H2完全燃烧后的产物与Na2O2反应的计算
【讨论1】a g H2在O2中完全燃烧，将其燃烧产物(H2O)通过足量的Na2O2固体，Na2O2固体质量增加多少克？
2H2＋O22H2O ①
2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ ②
①＋②得：H2＋Na2O2===2NaOH
【结论1】a g H2在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g
【讨论2】a g CO在O2中完全燃烧，将其燃烧产物(CO2)通过足量的Na2O2固体，Na2O2固体质量增加多少克？2CO＋O22CO2
2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2
①＋②得：CO＋Na2O2===Na2CO3
【结论2】a g CO在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g
【结论3】a g H2和CO的混合气在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g
【结论4】凡分子组成符合通式(CO)m(H2)n的物质，a g该物质在O2中完全燃烧，将其燃烧产物(CO2、H2O)通
过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g。或是由C、H、O三种元素组成的物质，只要C、O原子个数比为1∶1，即可满足该条件。中学阶段常见的符合这一关系的物质有
①无机物：CO 、H2及CO与H2的混合气
②有机物：甲醛(CH2O)、甲醇(CH4O)、乙酸(C2H4O2)、甲酸甲酯(C2H4O2)、乳酸C3H6O3)、葡萄糖(C6H12O6)
及果糖(C6H12O6)等
③对于a g有机物(CxHyOz)在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体
若x＝z，则增重为a g；若x＞z，则增重为大于a g；若x＜z，则增重为小于a g
三、碳酸钠与碳酸氢钠
1．Na2CO3、NaHCO3的性质比较
物质
比较项目
Na2CO3
NaHCO3
俗名
纯碱、苏打
小苏打
色与态
白色粉末
细小白色晶体
水溶性
都易溶于水，Na2CO3的溶解度大于NaHCO3的溶解度
溶液的碱性
显碱性(较强)
显碱性(较弱)
热稳定性
稳定、受热不易分解
不稳定受热分解
2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑
与酸反应
Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋CO2↑
NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑
相同条件下NaHCO3比Na2CO3反应放出气体剧烈
与NaOH反应
不反应
NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O
与Ca(OH)2反应
Na2CO3＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2NaOH
与Ca(OH)2反应存在少量过量问题
与BaCl2反应
Na2CO3＋BaCl2===BaCO3↓＋2NaCl
不反应
与CO2及H2O
Na2CO3＋H2O＋CO2===2NaHCO3
不反应
相互转化

用途
玻璃、肥皂、合成洗涤剂、造纸、纺织、石油、冶金等工业
发酵粉的主要成分之一、灭火器、治疗胃酸过多

2．碳酸钠和碳酸氢钠的鉴别与除杂
(1)Na2CO3、NaHCO3的鉴别方法
①利用热稳定性不同：将固体加热，无明显变化的是Na2CO3；放出无色的能使澄清石灰水变浑浊的是NaHCO3
②利用和酸反应生成气体的速率不同(相同条件下)：向固体(或溶液)中滴加相同浓度盐酸，产生气泡速率快(或立即产生气泡)的是NaHCO3；产生气泡速率慢(或开始不产生气泡)的是Na2CO3
③利用阴离子的不同：向固体中滴加BaCl2溶液，产生白色沉淀的是Na2CO3；不产生白色沉淀的是NaHCO3
④利用溶液的酸碱性不同：分别测定相同浓度溶液的pH，pH大的为Na2CO3；pH小的为NaHCO3
(2)Na2CO3与NaHCO3的除杂
混合物(括号内的为杂质)
除杂方法或所用试剂
反应原理
Na2CO3固体(NaHCO3)
加热法
2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑
NaHCO3溶液(Na2CO3)
通入足量CO2
Na2CO3＋H2O＋CO2===2NaHCO3
Na2CO3溶液(NaHCO3)
加入适量的NaOH溶液
NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O
【微点拨】
①鉴别Na2CO3和NaHCO3时，不能用NaOH溶液(虽然前者不反应后者反应，均无明显现象)，也不能用澄清的石灰水或Ba(OH)2溶色液，均产生白色沉淀
②将CO2气体通入饱和Na2CO3溶液中开始无明显现象，后有沉淀析出。原因是①生成NaHCO3的质量比原Na2CO3的质量大；②NaHCO3的溶解度小于Na2CO3的溶解度；③反应消耗溶剂水
3．Na2CO3溶液与盐酸互滴时反应现象的不同点——互滴实验 (不用其它试剂鉴别Na2CO3与盐酸的方法)
(1)向Na2CO3溶液中逐滴加入盐酸 (开始时酸不足)
先：Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl　无气体产生
后：NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑　有气体产生
现象：刚开始无气泡产生，盐酸滴加到一定量后，有气泡产生
(2)向盐酸中逐滴加入Na2CO3溶液 (开始时酸过量)
2HCl＋Na2CO3===2NaCl＋CO2↑＋H2O
现象：立即产生大量的气泡
4．侯氏制碱法
制备原料
食盐、氨气、二氧化碳——合成氨厂用水煤气制取氢气时的废气；其反应为
C＋H2O(g)CO＋H2，CO＋H2O(g)CO2＋H2
工艺流程

反应原理
往饱和食盐水中依次通入足量的NH3、CO2(氨碱法)，利用NaHCO3的溶解性小于NH4HCO3的溶解性原理，使NaHCO3从溶液中析出
(1)产生NaHCO3的反应：NH3＋NaCl＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl
(2)产生Na2CO3的反应：2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O
绿色思想
循环使用的物质为CO2、饱和食盐水
5．CO2与碱溶液反应产物的判断
(1)CO2与单一组分反应产物的分析——CO2通入NaOH溶液
①反应原理：CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O
CO2＋NaOH===NaHCO3
②反应后溶质成分的判断

溶质成分
x≤1∶1
NaHCO3
1∶1 Na2CO3、NaHCO3
x＝2∶1
Na2CO3
x>2∶1
NaOH、Na2CO3
③向氢氧化钠溶液通入一定量的CO2，再向反应后的溶液中逐滴滴入稀盐酸，在标准状况下产生CO2的体积(y轴)与所加入盐酸的体积(x轴)的关系图

若a＝0(即图像从原点开始)
溶液中的溶质为NaHCO3
若V(Oa)＝V(ab)(即Oa段与ab段消耗盐酸的体积相同)
溶液中的溶质为Na2CO3
若V(Oa)>V(ab)(即Oa段消耗盐酸的体积大于ab段消耗盐酸的体积)
溶液中的溶质为Na2CO3和NaOH
若V(Oa) 溶液中的溶质为Na2CO3和NaHCO3
(2)CO2与多组分反应的顺序——CO2通入NaOH、Ca(OH)2的混合溶液
①Ca(OH)2＋CO2===CaCO3↓＋H2O
②2NaOH＋CO2===Na2CO3＋H2O
③Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3
④CaCO3＋CO2＋H2O===Ca(HCO3)2
四、焰色试验
1．定义：某些金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现出特殊的颜色，其属于物理变化，属于元素的物理性质
2．焰色试验的操作
(1)洗：用稀盐酸刷洗铂丝(或光洁无锈的铁丝)
目的：使铂丝上的高沸点的杂质转化为沸点相对较低的氯化物，而金属氯化物在高温时可挥发
(2)烧：将洗净的铂丝放在酒精灯(或煤气灯、酒精喷灯)上灼烧至与原火焰颜色相同。目的：除去铂丝上的杂质
(3)蘸：用灼烧合格的铂丝蘸取被灼烧的物质
(4)烧：在无色火焰上灼烧，并观察火焰的颜色
(5)洗：再用盐酸洗净铂丝(或铁丝)，并在火焰上灼烧至无色
3．应用
(1)检验金属元素的存在，如：鉴别NaCl和KCl溶液
(2)利用焰色反应制节日烟花
4．一些金属元素的焰色
金属元素
钠
钾
锂
铷
钙
铜
锶
钡
焰色
黄色
紫色
紫红色
紫色
砖红色
绿色
洋红色
黄绿色
【微点拨】
①观察钾元素的焰色反应时，要透过蓝色的钴玻璃，目的是滤去黄色的光，避免少量的钠元素对鉴别钾元素的干扰
②鉴别物质和某些元素并不是所有元素，因为有些元素的焰色是无色的，如：铁、铬、铂、钨
③铂丝在使用前要用稀盐酸将其表面物质洗净，然后在火焰上灼烧至无色，这是因为金属氯化物在灼烧时易挥发，若用稀H2SO4洗涤铂丝，由于硫酸盐的熔、沸点较高而难以挥发，会对后面实验造成干扰
五、碱金属元素　
1．碱金属的一般性与特殊性
(1)一般性

相似性
递变性(由LiCs)
原子结构

周期表中的位置：第ⅠA族
最外层均为1个电子
电子层数逐渐增多；核电荷数逐渐增大；
原子半径逐渐增大
元素性质
都具有较强的金属性，最高正价均为＋1价；最高价氧化物对应的水化物均为强碱(所以称为碱金属)，典型的活泼金属元素
金属性(还原性)逐渐增强；最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强，如碱性：
CsOH＞RbOH＞KOH＞NaOH＞LiOH
物理性质
(除Cs外)都呈银白色，密度较小，熔、沸点较低
密度逐渐增大(钾反常)；
熔、沸点逐渐降低
化
学
性
质
与
非
金
属
反
应
与钠相似，都具有较强的还原性
还原性逐渐增强
4Li＋O22Li2O
4Na+O2===2Na2O 2Na+O2Na2O2
4K+O2===2K2O 2K+O2K2O2
K+O2KO2 (超氧化钾)
2R＋X22RX (X＝F、Cl、Br、I)
2R＋SR2S
与O2反应越来越剧烈，产物越来越复杂；Li与氧气常温和加热都只能生成Li2O
与水反应
2R＋2H2O===2ROH＋H2↑
与H2O反应越来越剧烈；Li与水反应不熔化，钠与水反应时熔化，钾与水反应熔化，且使产生的H2燃烧发生轻微爆炸，Rb、Cs遇水发生剧烈爆炸
原因
随着原子核外电子层数的增多，原子半径依次增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，失去电子的能力逐渐增强，单质的还原性增强，元素的金属性增强
(2)特殊性
①碱金属的密度一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度比钠的小
②碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在石蜡中
③试剂瓶中的药品取出后，一般不能放回原瓶，但Na、K等需放回原瓶
④碱金属常温下均能与氧气反应生成氧化物(R2O)，但Li与氧气不管是常温还是加热均生成Li2O
⑤超氧化物(KO2)、臭氧化物(RbO3)与Na2O2性质类似，都能与H2O、CO2反应，具有强氧化性
⑥锂易于氮气反应生成Li3N (因为锂和镁处于对角线位置，化学性质相似，即LiOH、Li2CO3均为沉淀)
⑦锂的熔点最高，金属性最弱，因而锂与水反应较慢且反应时锂并不熔化
⑧一般活泼金属能从盐中置换出不活泼金属，但对第IA族非常活泼的金属Na、K等除外
如：2Na＋CuSO4＋2H2O===Cu(OH)2↓＋H2↑＋Na2SO4
⑨碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是离子化合物，其中氢以H－形式存在，显－1价，碱金属氢化物是强还原剂

铁及其化合物
【知识网络】
1．理清知识主线：Fe
2．熟悉铁及其重要化合物之间的转化关系

【核心知识梳理】
一、铁的单质
1．铁元素的存在及使用
(1)存在：铁在自然界中既可以以单质的形态(陨铁)存在，也可以以化合物的形态存在，其主要化合价有＋2价和＋3价，地壳中铁元素的含量仅次于氧、硅和铝，居第四位
(2)使用历史：人类最早使用的铁是陨铁，我国在春秋初年掌握了冶铁技术，在战国中期铁制工具得到了广泛使用
(3)工业炼铁的原理：用还原剂把铁矿石中的铁提炼出来，如用CO还原Fe2O3
2．原子结构：铁位于元素周期表第四周期第Ⅷ族，原子结构示意图为，在化学反应中易失去2个或3个电子而表现为＋2价或＋3价
3．铁的物理性质：纯铁具有银白色金属光泽和良好的延展性，是电和热的良导体，其导电性比铜、铝差，具有能被磁铁吸引的特性，纯铁有很强的抗腐蚀能力
4．铁的化学性质
铁是较活泼的金属，发生化学反应时可生成＋2、＋3两种价态的化合物，且Fe3+比Fe2+稳定。在一定条件下，铁作为还原剂能与某些非金属单质、酸和盐溶液反应
①铁与氧化性较弱的氧化剂(如：盐酸、硫酸铜溶液等)反应，铁原子失去2个电子生成＋2价铁的化合物
②铁与氧化性较强的氧化剂(如：氯气、硝酸等)反应，铁原子则失去3个电子生成＋3价铁的化合物

(1)Fe与非金属反应
①Fe与O2的反应：3Fe＋2O2Fe3O4 (火星四射、剧烈燃烧、放出大量的热、生成黑色的固体)
②Fe在氯气中燃烧：2Fe＋3Cl22FeCl3 (产生棕黄色的烟)
③Fe与硫的反应：Fe＋SFeS
(2)Fe与水蒸气的反应：3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2
【微点拨】
①铁与水蒸气反应，日常生活中能用铁壶烧水是因为铁只能在高温下与水蒸气反应，与冷水、热水都不能反应
②常温下，铁与水不起反应，但在水和空气里的O2等共同作用下，铁易被腐蚀
(3)Fe与酸的反应
①与非氧化性酸(如：稀盐酸、稀硫酸)的反应：Fe＋2HCl===FeCl2＋H2↑ Fe＋2H+===Fe2+＋H2↑
②与氧化性酸(如：硝酸、浓硫酸)的反应：常温下，铁遇冷的浓硝酸、浓硫酸时，表面会生成一层致密的氧化膜，阻止了内层铁的继续反应，化学上称之为钝化，属于化学变化；但在加热的条件下铁可以和浓硫酸、浓硝酸反应，如：少量的铁与浓硝酸共热
Fe＋6HNO3(浓)Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O
a．少量的铁与稀硝酸反应：Fe(少量)＋4HNO3(稀)===Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O
生成的Fe(NO3)3可以和铁继续反应：Fe＋2Fe(NO3)3===3Fe(NO3)2
b．过量的铁与稀硝酸反应：3Fe(过量)＋8HNO3(稀)===3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
(4)与盐溶液反应
①与硫酸铜溶液的反应：Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu Fe＋Cu2+===Fe2+＋Cu
②与FeCl3溶液的反应：Fe＋2FeCl3===3FeCl2 Fe＋2Fe3+===3Fe2+
【微点拨】
①铁分别与氯气和盐酸反应所得的产物中铁元素的价态不同，Fe与Cl2反应无论用量多少都生成FeCl3，而Fe与盐酸反应生成FeCl2
②铁在潮湿的空气中生成的铁锈的主要成分是Fe2O3，而铁在纯氧中燃烧的产物是Fe3O4
5．铁的冶炼：工业炼铁的原理是用还原的方法把铁从铁矿石中提炼出来
(1)设备：炼铁高炉
(2)原料：铁矿石、焦炭、空气、石灰石等
(3)主要反应
①还原剂的生成
a．生成CO2：C＋O2CO2
b．生成CO：CO2＋C2CO
②铁的生成：Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2
③炉渣的形成：CaCO3CaO＋CO2↑ CaO＋SiO2CaSiO3
二、铁的氧化物和氢氧化物
1．铁的氧化物
(1)物理性质比较
名称
氧化亚铁
氧化铁
四氧化三铁
化学式
FeO
Fe2O3
Fe3O4
俗名

铁红
磁性氧化铁
物质类别
碱性氧化物
碱性氧化物
复杂氧化物
颜色状态
黑色粉末
红棕色粉末
黑色晶体(有磁性)
化合价
＋2
＋3
＋2、＋3
溶解性
都不溶于水，但都能溶于酸溶液
(2)化学性质
①稳定性
a．FeO不稳定，在空气中受热易被氧化为Fe3O4：6FeO＋O22Fe3O4
b．Fe2O3和Fe3O4很稳定
②与非氧化性酸(如：稀盐酸、稀硫酸)的反应
氧化亚铁和氧化铁属于碱性氧化物，与非强氧化性酸反应生成Fe2＋和Fe3＋
a．FeO与盐酸反应：FeO＋2HCl===FeCl2＋H2O
b．Fe2O3与盐酸反应：Fe2O3＋6HCl===2FeCl3＋3H2O
c．Fe3O4与盐酸反应：Fe3O4＋8HCl===FeCl2＋2FeCl3＋4H2O
③与氧化性酸(如：硝酸、浓硫酸)的反应
a．FeO与稀硝酸反应：3FeO＋10HNO3===3Fe(NO3)3＋NO↑＋5H2O
b．Fe2O3与稀硝酸反应：Fe2O3＋6HNO3===2Fe(NO3)3＋3H2O
c．Fe3O4与稀硝酸反应：3Fe3O4＋28HNO3===9Fe(NO3)3＋NO↑＋14H2O
④与还原性酸(如：HI)的反应
a．FeO与HI反应：FeO＋2HI===FeI2＋H2O
b．Fe2O3与HI反应：Fe2O3＋6HI===2FeI2＋I2＋3H2O
c．Fe3O4与HI反应：Fe3O4＋8HI===3FeI2＋I2＋4H2O
2．铁的氢氧化物
(1)物理性质比较
氢氧化物
性质比较
Fe(OH)2
Fe(OH)3
物质类别
二元弱碱
三元弱碱
颜色状态
白色固体
红褐色固体
铁的价态
＋2
＋3
溶解性
难溶于水
(2)化学性质
①与非氧化性酸(如：稀盐酸、稀硫酸)的反应
a．Fe(OH)2与盐酸反应：Fe(OH)2＋2HCl===FeCl2＋H2O Fe(OH)2＋2H＋===Fe2＋＋H2O
b．Fe(OH)3与盐酸反应：Fe(OH)3＋3HCl===FeCl3＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O
②与氧化性酸(如：硝酸、浓硫酸)的反应
a．Fe(OH)2与稀硝酸反应：3Fe(OH)2＋10HNO3===3Fe(NO3)3＋NO↑＋8H2O
3FeO＋10H＋＋NO3－===3Fe3＋＋NO↑＋8H2O
b．Fe(OH)3与稀硝酸反应：Fe(OH)3＋3HNO3===Fe(NO3)3＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O
③与还原性酸(如：HI)的反应
a．Fe(OH)2与HI反应：Fe(OH)2＋2HI===FeI2＋H2O FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O
b．Fe(OH)3与HI反应：2Fe(OH)3＋6HI===2FeI2＋I2＋6H2O 2Fe(OH)3＋6H＋＋2I－===2Fe2＋＋I2＋6H2O
④热稳定性：Fe(OH)2、Fe(OH)3受热均分解生成同价态的氧化物
a．Fe(OH)2：Fe(OH)2FeO＋H2O (隔绝空气生成FeO，在空气中最终转化为Fe2O3)
b．Fe(OH)3：2Fe(OH)3Fe2O3＋3H2O
⑤Fe(OH)2的还原性：Fe(OH)2具有强还原性，易被空气中的O2氧化生成Fe(OH)3
a．转化过程中的特殊现象是：白色沉淀迅速变成灰绿色，最终变成红褐色
b．转化的方程式：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3 (反应类型：化合反应、氧化还原反应)
【微点拨】
①Fe(OH)2在空气中加热，在分解同时被O2氧化，化学方程式为：4Fe(OH)2＋O22Fe2O3＋4H2O，所以在
空气中加热Fe(OH)2得不到FeO
②FeO、Fe(OH)2中的Fe为+2价，处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但以还原性为主，与HNO3、浓硫酸等强氧化性酸发生的氧化还原反应而不是复分解反应，但与HI反应时发生的是复分解反应
③Fe2O3、Fe(OH)3中的铁为+3价，处于最高价态，只有氧化性，与HNO3、浓硫酸等强氧化性酸时发生的是复分解反应而不能发生氧化还原反应，但与HI反应时则发生氧化还原反应
④Fe3O4既有+2价又有+3价，与HNO3、浓硫酸、HI反应时发生的是氧化还原反应
3．氢氧化铁和氢氧化亚铁制备
(1)氢氧化铁的制备
实验原理
可溶性铁盐[FeCl3、Fe2(SO4)3、Fe(NO3)3]与碱(强碱或弱碱)反应
实验装置

实验操作
①将NaOH溶液滴入FeCl3溶液中：Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓
②将氨水滴入Fe2(SO4)3溶液中：Fe3+＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH4+
实验现象
有红褐色沉淀生成
(2)氢氧化亚铁的制备
实验原理
可溶性铁盐[FeCl2、FeSO4、Fe(NO3)2]与碱(强碱或弱碱)反应
Fe2+＋2OH－===Fe(OH)2↓ Fe2+＋2NH3·H2O===Fe(OH)2↓＋2NH4+
实验装置

实验操作
将吸有NaOH溶液的胶头滴管插入新制备的亚铁盐溶液的液面以下，缓缓挤出NaOH溶液(这是唯一一种把胶头滴管插入反应溶液的实验)
实验现象
白色沉淀生成，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色
化学方程式
①Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓(白色)； ②4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3
【微点拨】
①成功关键：溶液中不含O2等氧化性物质；制备过程中，保证生成的Fe(OH)2在密闭的、隔绝空气的体系中
②Fe2＋极易被氧化，所以FeSO4溶液要现用现配，并放入少量的铁粉以防止Fe2+被氧化成Fe3+
③为了防止Fe2＋被氧化，配制FeSO4溶液的蒸馏水和NaOH溶液要煮沸，尽可能除去O2
④为了防止滴加NaOH溶液时带入空气，可将吸有NaOH溶液的长滴管伸入FeSO4溶液的液面下，再挤出NaOH溶液，这样做的目的是防止生成的Fe(OH)2与空气中的氧气接触而被氧化
⑤为防止Fe2＋被氧化，还可以向盛有FeSO4溶液的试管中加入少量的煤油、苯或其他密度小于水而不溶于水的有机物，以隔绝空气
(3)制备Fe(OH)2时防氧化措施常用的三种方法
为了防止Fe(OH)2被O2氧化，在制备Fe(OH)2时，一般从两个角度考虑，一是反应试剂，二是反应环境。取用最新配制的FeSO4溶液；NaOH溶液加热煮沸并冷却后使用，以驱除溶液中溶解的O2

实验操作
实验装置图
方法1：有机覆盖层法
在试管中加入适量的5% FeSO4溶液，并覆盖一层苯或煤油(不能用CCl4)，再用长滴管注入不含O2的1 mol·L－1NaOH溶液。由于苯或煤油的液封作用，防止了生成的Fe(OH)2被氧化，因而可较长时间观察到白色的Fe(OH)2沉淀

方法2：还原性气体保护法
实验时，先打开弹簧夹a，试管I中稀硫酸与铁粉反应产生H2，一段时间后在试管II的出口B处检验H2的纯度，当H2纯净后，说明H2将装置内的空气已排尽；然后关闭a，使生成的H2将试管I中的FeSO4溶液压入NaOH溶液中，这样可长时间观察到白色沉淀

实验时，先打开弹簧夹K，再将分液漏斗的旋塞打开，使稀硫酸与铁粉作用，用产生的H2排出装置中的空气；然后关闭K，使生成的H2将试管中的FeSO4溶液压入NaOH溶液中，则可较长时间观察到生成的白色Fe(OH)2沉淀。若拔去广口瓶上的橡皮塞，则白色沉淀迅速变成灰绿色，最后变成红褐色

方法3：电解法
用铁作阳极，电解NaCl(或NaOH)溶液，并在液面上覆盖苯(或煤油)。
阳极反应为Fe－2e－===Fe2＋，阴极反应为2H＋＋2e－===H2↑，生成的氢气可以赶走溶液中的氧气，溶液中c(OH－)增大，与Fe2＋结合生成Fe(OH)2沉淀，苯(或煤油)起液封作用

三、亚铁盐(Fe2＋)和铁盐(Fe3＋)的性质及检验
1．Fe2＋的氧化性和还原性：含有Fe2＋的溶液呈浅绿色，Fe2＋处于铁的中间价态，既有氧化性，又有还原性，但以还原性为主，如遇Br2、Cl2、H2O2、NO(H＋)等均表现为还原性
(1)氧化性
Fe2＋与Zn反应的离子方程式：Fe2＋＋Zn===Fe＋Zn2＋
(2)还原性：Fe2＋遇Br2、Cl2、H2O2、NO(H＋)等均表现还原性
①Fe2＋与Cl2反应的离子方程式：2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－
②FeCl2溶液与HNO3溶液反应的离子方程式：3Fe2＋＋NO＋4H＋===3Fe3＋＋NO↑＋2H2O
③Fe2＋的酸性溶液与H2O2反应的离子方程式：2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O
(3)Fe2＋可发生水解反应
Fe(OH)2是弱碱，含Fe2＋的盐(如硫酸亚铁)溶液呈酸性。配制硫酸亚铁溶液时常加少量硫酸抑制Fe2＋的水解，加少量铁屑防止Fe2＋被氧化
2．铁盐
(1)氧化性：含有Fe3＋的溶液呈棕黄色，Fe3＋处于铁的高价态，遇Fe、Cu、HI、H2S等均表现为氧化性。
①Fe3＋可腐蚀印刷电路板上的铜箔，反应的离子方程式：2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋
②FeCl3溶液滴入淀粉－KI溶液，溶液变蓝，离子方程式：2Fe3＋＋2I－2Fe2＋＋I2
(2)特性——检验Fe3＋：含有Fe3＋的盐溶液遇到KSCN溶液时变成红色，Fe3+＋3SCN－===Fe(SCN)3 (血红色溶液)
(3)易水解：Fe(OH)3是很弱的碱，且溶度积很小，因而Fe3＋极易水解，只能存在于酸性较强的溶液中。
①利用Fe3＋易水解的性质，实验室可将饱和FeCl3溶液滴入沸水中制取氢氧化铁胶体，反应的化学方程式为
FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl
②利用Fe3＋易水解的性质，工业上常用调节pH的方法除去溶液中的铁离子
③利用Fe3＋易水解的性质，实验室配制氯化铁溶液，通常将氯化铁固体先溶于较浓的盐酸中，然后再稀释至所需浓度
④Fe3＋与HCO、AlO、CO等水解呈碱性的离子不能大量共存
3．其他重要的铁盐及应用
绿矾(FeSO4·7H2O)
用作补血剂及植物补铁剂
高铁酸钾(K2FeO4)
用作水处理剂或制作高能电池
莫尔盐(或摩尔盐)[(NH4)2SO4·FeSO4·6H2O]
用于冶金、电镀及织物媒染剂
赤血盐K3[Fe(CN)6]
用于检验Fe2＋
4．检验Fe2＋、Fe3＋的常用方法
(1)Fe3＋的检验
①观察法：溶液呈棕黄色，证明含有Fe3＋
②KSCN法：加入KSCN或其它可溶性硫氰化物溶液，溶液呈血红色，证明含有Fe3＋
离子方程式：Fe3+＋3SCN－===Fe(SCN)3
③碱液法：加入氨水或NaOH溶液，有红褐色沉淀生成，证明含有Fe3＋
离子方程式：Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓(红褐色沉淀)
④淀粉KI试纸法：能使淀粉KI试纸变蓝，证明含有Fe3＋
离子方程式：2Fe3+＋2I－2Fe2+＋I2
⑤铜片法：加入铜片，铜片溶解且溶液变为蓝色，证明含有Fe3＋
离子方程式：2Fe3+＋Cu===2Fe2+＋Cu2+
⑥苯酚法：加入苯酚溶液，溶液呈紫色，证明含有Fe3＋
离子方程式：Fe3+＋6C6H5OH[Fe(C6H5O)6]3－(紫色溶液)＋6H+
⑦H2S法：通入H2S气体或加入氢硫酸，有浅黄色沉淀析生成，证明含有Fe3＋
离子方程式：2Fe3+＋H2S===2Fe2+＋2H+＋S↓
(2)Fe2+的检验
①观察法：溶液呈浅绿色，证明含有Fe2＋
②铁氰化钾[K3Fe(CN)6]法：加入铁氰化钾溶液，有蓝色沉淀生成，证明含有Fe2＋
离子方程式：3Fe2+＋2FeCN)63—===Fe3[FeCN)6]2↓(蓝色沉淀)
③碱液法：加入氨水或NaOH溶液，产生白色絮状沉淀，迅速变成灰绿色，最终变为红褐色，证明有Fe2＋
离子方程式：Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓(白色沉淀) 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3(红褐色沉淀)
④KMnO4法：加入少量酸性KMnO4溶液，能使KMnO4溶液的紫红色变浅，证明有Fe2＋
离子方程式：5Fe2+＋MnO4－＋8H+===5Fe3+＋Mn2+＋4H2O
⑤KSCN法：先加入KSCN，溶液不变红，再加新制氯水溶液变红色的为Fe2＋
离子方程式：2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－、Fe3+＋3SCN－===Fe(SCN)3
(3)含Fe2＋、Fe3＋的混合溶液中Fe3＋、Fe2＋的检验：检验Fe2＋和Fe3＋混合溶液时，要分两次分别检验Fe2＋和Fe3＋，检验Fe2＋时可选择铁氰化钾溶液或酸性高锰酸钾溶液，检验Fe3＋时最好选择KSCN溶液
答题模板：将混合溶液分成两份分别于两支试管中，向其中一支试管中加入酸性高锰酸钾溶液，若酸性高锰酸钾紫红色褪去，则说明含有Fe2＋；向另一支试管中加入KSCN溶液，若溶液变红，则说明含有Fe3＋
【微点拨】
①检验Fe2＋时不能先加氯水后加KSCN溶液，也不能将加KSCN后的混合溶液加入到足量的新制氯水中(新制氯水可能氧化SCN－)
②当溶液浓度较稀时，用观察法或加NaOH溶液的方法都不宜检验Fe2＋和Fe3＋的存在
③Fe3＋、Fe2＋、Cl－同时存在时不能用酸性KMnO4溶液检验Fe2＋ (Cl－能还原酸性KMnO4，有干扰)
四、铁的转化及应用
1．“铁三角”——Fe、Fe2＋、Fe3＋的相互转化：“铁三角”是指Fe、Fe2+()、Fe3+()之间的转化关系

(1)Fe只有还原性，可以被氧化成＋2价或＋3价的铁
①Fe能被Fe3+、Cu2+、S、I2、H+等较弱氧化剂氧化为Fe2+
如：Fe＋2Fe3+===3Fe2+ Fe＋Cu2+===Fe2+＋Cu Fe＋SFeS
Fe＋I2===FeI2 (碘水生烟) Fe＋2H+===Fe2+＋H2↑
②Fe能被Cl2、Br2、HNO3、浓H2SO4等强氧化剂氧化为Fe3+
如：2Fe＋3Cl22FeCl3 2Fe＋3Br22FeBr3
Fe(少量)＋4HNO3(稀)===Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O
(2)Fe2+()既有氧化性又有还原性，主要表现还原性
①Fe(Ⅱ)→Fe(Ⅲ)需加入氧化剂，如：Cl2、Br2、O2、HNO3、浓H2SO4、O2、H2O2、KMnO4/H+等
2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－ (在亚铁盐溶液中通入氯气，溶液由浅绿色变为棕黄色)
4Fe2+＋O2＋4H＋===4Fe3+＋2H2O (亚铁盐溶液在空气中容易变质)
3Fe2+＋NO3－＋4H＋===3Fe3+＋NO↑＋2H2O
5Fe2+＋MnO4－＋8H+===5Fe3+＋Mn2+＋4H2O
2Fe2+＋H2O2＋2H+===2Fe3+＋2H2O
②Fe(Ⅱ)→Fe需加入还原剂(如：C、CO、H2、Zn等)：Fe2＋＋Zn===Fe＋Zn2＋
(3)Fe3+()具有较强的氧化性
①Fe(Ⅲ)→Fe(Ⅱ)需加入还原剂，如：I－(HI)、S2－(H2S)、SO2、Fe、Cu等
2Fe3+＋2I－2Fe2+＋I2
2Fe3+＋S2－===2Fe2+＋S↓ 2Fe3+＋H2S===2Fe2+＋2H+＋S↓
2Fe3+＋SO2＋2H2O===2Fe2+＋SO42－＋4H+ 2Fe3+＋SO32－＋H2O===2Fe2+＋SO42－＋2H+
2Fe3+＋Fe===3Fe2+，在FeSO4溶液中往往要加铁的原因是可以防止Fe2+被氧化为Fe3+
2Fe3+＋Cu===2Fe2+＋Cu2+，电路板的制作是利用FeCl3溶液与裸露的铜反应
②Fe(Ⅲ)→Fe需加入还原剂(如：C、CO、H2、Zn等)：2Fe3＋＋3Zn===2Fe＋3Zn2＋
2．基于价类二维图理解铁及其化合物的转化关系

(1)横向变化体现了同价态不同类别(氧化物、碱、盐)之间的转化；①碱性氧化物(Fe2O3、FeO)都能溶于酸(H＋)转化为盐；②Fe2＋、Fe3＋与碱(OH－)反应生成对应的碱；③难溶性的碱易分解生成对应的氧化物，但难溶性的 碱性氧化物一般不与水反应生成对应的碱
(2)纵向变化体现不同价态同类别物质之间的转化，主要体现物质的氧化性或还原性。
(3)斜向变化体现不同价态、不同类别之间物质的转化，主要体现物质的氧化物和还原性
3．应用
(1)含Fe2＋、Fe3＋的除杂问题
溶液
杂质
除杂方法
FeCl2
FeCl3
加过量铁粉后过滤
FeCl3
FeCl2
加氯水或H2O2
FeCl2
CuCl2
加过量铁粉后过滤
Fe
Al
加过量强碱溶液，过滤
Fe2O3
Al2O3、SiO2
加过量强碱溶液，过滤
CuCl2
FeCl3
加过量CuO或Cu(OH)2或CuCO3或Cu2(OH)2CO3后过滤
CaCl2
FeCl3
加过量CaCO3后过滤
MgCl2
FeCl3
加过量MgO或Mg(OH)2或MgCO3后过滤
(2)工业生产中溶液中Fe3＋、Fe2＋除去方法
①原理：Fe3＋、Fe2＋完全生成氢氧化物沉淀时，溶液的pH分别为pH≥3.7、pH≥9.6
②步骤：
a．除去溶液中的Fe3＋时，一般是加入能与酸反应的物质(但不能引入新的杂质)，使溶液的pH至3～4，使Fe3＋水解生成Fe(OH)3而除去
b．除去溶液中的Fe2＋时，先加入H2O2(或其他氧化剂，但不引入新杂质)，然后调节溶液的pH至3～4，使Fe2＋转化为Fe3＋水解生成Fe(OH)3而除去
③示例：
a．除去MgCl2溶液中的Fe3＋可在加热搅拌条件下，加入足量MgO或MgCO3或Mg(OH)2，搅拌充分反应后
过滤除去
b．除去CuCl2溶液中的Fe2＋，先加入H2O2(或Cl2)，然后在加热搅拌条件下，加入足量CuO或CuCO3或
Cu(OH)2，搅拌充分反应后过滤除去
(3)判断离子能否共存
①Fe2＋与NO(H＋)、ClO－、MnO、H2O2、Cl2、Br2、Cr2O在溶液中均因发生氧化还原反应不能大量共存
②Fe3＋与S2－、I－、HS－、SO、HSO、H2SO3、H2S在溶液中因发生氧化还原反应不能大量共存
③Fe3＋与SCN－发生络合反应不能大量共存
④Fe2＋、Fe3＋均易水解，与HCO、AlO、CO等因双水解相互促进，在溶液中均不能大量共存
(4)盐溶液的配制与保存
①亚铁盐溶液：加入少量铁屑以防止Fe2+被氧化，滴入少量相应的酸溶液，以防止Fe2+水解
②铁盐溶液：加入少量相应的酸溶液，以防止Fe3+水解
(5)物质制备
①制备无水FeCl3：在HCl气氛中加热蒸干FeCl3溶液
②制备Fe(OH)3胶体：向沸水中滴入几滴饱和FeCl3溶液并煮沸至溶液呈红褐色








































镁及其重要化合物
【知识网络】
1．理清知识主线：MgMgOMgCl2Mg(OH)2
2．熟悉镁及其重要化合物之间的转化关系

【核心知识梳理】
一、镁及其重要化合物的性质
1．镁的性质
(1)物理性质：具有银白色金属光泽的固体，密度、硬度均较小，熔点较低，有良好的导电、传热和延展性
(2)镁的结构和存在：镁的原子结构示意图为，从原子结构来看，镁原子最外层有2个电子，在化学反应中钠原子很容易失去2个电子而形成最外层为8个电子稳定结构，因此金属镁的化学性质非常活泼，表现出很强的还原性它们都是活泼的金属，在自然界中全部以化合态的形式存在 (地壳和海水中)
(3)化学性质

①与非金属反应 (O2、Cl2、N2等)
a．与O2反应：2Mg＋O22MgO (发出耀眼的白光)
b．与Cl2反应：Mg＋Cl2MgCl2
c．与N2反应：3Mg＋N2Mg3N2
d．与S反应：Mg＋SMgS
②与H2O反应：Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑ (冷水慢，沸水快)
③与非氧化性酸(如：稀盐酸、稀硫酸)的反应：Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑ Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑
④与CO2反应：2Mg＋CO22MgO＋C (剧烈燃烧，生成白色粉末和黑色固体)
⑤与盐溶液反应：Mg＋CuSO4===MgSO4＋Cu Mg＋Cu2+Mg2+＋Cu
(4)镁的用途
镁合金
用于制造火箭、导弹和飞机的部件
镁
制造信号弹和焰火；冶金工业上用作还原剂和脱氧剂
【微点拨】
①Mg在CO2中能够燃烧，所以活泼金属镁着火不能用干粉灭火器和泡沫灭火器灭火
②镁也可在氮气中燃烧，生成氮化镁(Mg3N2)，氮化镁能与水剧烈反应生成Mg(OH)2沉淀并放出氨气
2．氧化镁
(1)物理性质：白色固体，难溶于水，熔点较高，是优良的耐火材料
(2)化学性质：属于碱性氧化物，具有碱性氧化物的通性
①与水能缓慢反应：MgO＋H2O===Mg(OH)2
②能与酸反应：MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O
(3)工业制备(煅烧碳酸镁)：MgCO3MgO＋CO2↑
(4)主要用途：氧化镁熔沸点高，可制造耐火、耐高温器材
3．氢氧化镁
(1)物理性质：白色固体，难溶于水的中强碱，能使酚酞试液变为浅红色
(2)化学性质
①能与酸反应：Mg(OH)2＋2H+===Mg2+＋2H2O
②热稳定性差：Mg(OH)2MgO＋H2O
③溶解度小于碳酸镁：MgCO3＋H2OMg(OH)2＋CO2↑
(3)实验室制法
①将NaOH溶液滴入MgCl2溶液中：Mg2+＋2OH—===Mg(OH)2↓
②将氨水滴入MgSO4溶液中：Mg2+＋2NH3·H2O===Mg(OH)2↓＋2NH4+
4．从海水中提取镁的流程
(1)工艺流程

(2)基本步骤及主要反应
制熟石灰
CaCO3CaO＋CO2↑，CaO＋H2O===Ca(OH)2
沉淀Mg2＋
Mg2＋＋Ca(OH)2===Mg(OH)2↓＋Ca2＋
酸化，制备MgCl2
Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O
蒸发浓缩、冷却结晶
析出MgCl2·6H2O
脱水，制备无水MgCl2
在氯化氢气流中使MgCl2·6H2O脱水制得无水氯化镁
电解熔融的MgCl2，制备镁
MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑
【微点拨】
①MgCl2·6H2O加热脱水制无水氯化镁时，为了防止MgCl2水解生成Mg(OH)2，Mg(OH)2加热分解得到MgO需在HCl气流中加热
②因镁在高温下能与O2、N2、CO2等气体发生反应，故工业电解MgCl2得到的镁，应在H2氛围中冷却










铝及其重要化合物
【知识网络】
1．理清知识主线：AlAl2O3Al(OH)3NaAlO2
2．熟悉铝及其重要化合物之间的转化关系

【核心知识梳理】
一、铝的性质及用途
1．铝的结构和存在：铝的原子结构示意图为，铝元素在地壳中含量丰富，是地壳中含量最多的金属元素，仅次于氧、硅。自然界中的铝全部以化合态(铝土矿中)存在
2．物理性质：银白色有金属光泽的固体，有良好的延展性、导电性和传热性等，密度较小，质地柔软
3．化学性质

(1)与非金属反应
①Al与O2的反应
常温时：4Al＋3O2===2Al2O3
(常温下，在空气中能跟氧气反应，表面覆盖一层致密而坚硬的氧化物薄膜，具有抗腐蚀性能)
加热时：4Al＋3O22Al2O3
②与Cl2反应：2Al＋3Cl22AlCl3
③与S反应：2Al＋3SAl2S3
(2)与酸反应
①与非氧化性酸(如：稀盐酸、稀硫酸)的反应——铝与盐酸反应
与稀盐酸反应：2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑ Al＋6H+===2Al3+＋3H2↑
②与氧化性酸(如：硝酸、浓硫酸)的反应
a．常温下，铝遇冷的浓硫酸、浓硝酸产生钝化现象，即：浓硫酸、浓硝酸将铝的表面氧化成一层致密的氧化物薄膜，这层莫阻止了酸与内层金属的进一步反应。但在加热的条件下铝可以和浓硫酸、浓硝酸反应
b．铝与浓硝酸共热：Al＋6HNO3(浓)Al(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O
【微点拨】常温下，能用铝制容器盛放浓硫酸、浓硝酸的原因是二者能使铝发生“钝化”，而不是铝与浓硫酸、浓硝酸不反应
(3)与碱溶液的反应
与NaOH溶液反应：2Al＋2H2O＋2NaOH===2NaAlO2＋3H2↑ 2Al＋2OH－＋2H2O===2AlO＋3H2↑
【微点拨】
①铝与氢氧化钠溶液反反应的机理：铝先与强碱溶液中的水反应生成H2和Al(OH)3，Al(OH)3可溶于NaOH生成NaAlO2和H2O，反应中Al为还原剂，水为氧化剂
反应过程：2Al＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H 2↑ (属于氧化还原反应)
2Al(OH)3＋2NaOH===2NaAlO2＋4H2O (非氧化还原反应)
双线桥法

单线桥法

②能与铝反应产生氢气的溶液可能呈强酸性也可能呈强碱性
(4)Al与盐溶液反应：2Al＋3CuSO4===Al2(SO4)3＋3Cu 2Al＋3Cu2+2Al3+＋3Cu
(5)Al与Fe2O3、MnO2、Cr2O3等金属氧化物发生铝热反应
2Al＋Fe2O3Al2O3＋2Fe 4Al+3MnO23Mn+2Al2O3
4．铝热反应实验中的有关问题
(1)概念：某些金属氧化物粉末，与铝粉混合后在较高温度下剧烈反应生成Al2O3和其它金属并放出大量的热的反应，叫铝热反应
(2)原理：铝作还原剂，另一种氧化物作氧化剂，用铝将氧化物中的金属置换出来
(3)铝热剂：铝粉和某些金属氧化物(Fe2O3、V2O5、Cr2O3、MnO2等)组成的混合
(4)反应特点：在高温下进行，反应迅速并放出大量的热，新生成的金属单质呈液态易Al2O3分离
(5)实验过程
实验步骤
①取一张圆形滤纸，倒入5克炒干的氧化铁(Fe2O3)粉末，再倒入2克铝粉、将两者混合均匀
②用两张圆形滤纸，分别折叠成漏斗状，将其中一个取出，在底部撕一个孔，用水润湿下面一点，再跟 另一个漏斗套在一起，使四周都有4层
③将折好的滤纸架在铁圈上，下面放置盛沙的蒸发皿，把混合均匀的氧化铁粉末和铝粉倒入纸漏斗中　
④再在上面加少量氯酸钾，并在混合物中间插一根镁条
⑤点燃镁条，观察发生的现象
实验装置

实验现象
①镁带剧烈燃烧，放出大量的热，并发出耀眼的白光，氧化铁与铝粉在较高温度下发生剧烈的反应
②纸漏斗的下部被烧穿，有熔融物落入沙中
实验结论
高温下，铝与氧化铁发生反应，放出大量的热Fe2O3＋2Al2Fe＋Al2O3
原理应用
①制取熔点较高、活动性弱于Al的金属，如铁、铬、锰、钨等
3MnO2＋4Al3Mn＋2Al2O3
②金属焊接，如：野外焊接钢轨等
操作要点
①内层纸漏斗底部剪个小孔：使熔融物易于落下
②蒸发皿盛沙：防止高温熔融物溅落炸裂蒸发皿
③镁条：制造高温条件，引起氯酸钾分解，引发铝热反应
④氯酸钾：制造氧气利于反应
【微点拨】

①Al与MgO不能发生铝热反应
②铝热反应不是一个反应，而是一类反应
③铝热反应为放热反应
5．铝的制备及用途
(1)制备(电解熔融Al2O3)：2Al2O34Al＋3O2↑ (冰晶石的作用是作为熔剂，降低氧化铝的熔点)
(2)用途：①纯铝用作导线 ②铝合金制备汽车、飞机、生活用品等
6．工业炼铝的流程
铝土矿的主要成分是Al2O3，此外还含有少量SiO2、Fe2O3等杂质，冶炼金属铝很重要的一个过程是Al2O3的提纯。由于Al2O3是两性氧化物，而杂质SiO2是酸性氧化物，Fe2O3是碱性氧化物，因而可设计出两种提纯氧化铝的方案
碱溶法

(1)①、③两步骤中可能发生反应的离子方程式
①Al2O3＋2OH－===2AlO＋H2O，SiO2＋2OH－===SiO＋H2O
③AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO，SiO＋2CO2＋2H2O===H2SiO3↓＋2HCO
(2)步骤③中不用盐酸(或H2SO4)酸化，因为AlO与酸反应生成的Al(OH)3具有两性，可溶于强酸，不易控制酸的量；CO2廉价而且生成的副产物NaHCO3用途广泛，经济效益好
(3)步骤④中得到的Al2O3中可能含有SiO2杂质，在电解时它不会影响铝的纯度是因为SiO2的熔点很高，在加热到1 000 ℃ 左右时不会熔化
酸溶法

(1)①、②中可能发生反应的离子方程式
①Al2O3＋6H＋===2Al3＋＋3H2O，Fe2O3＋6H＋===2Fe3＋＋3H2O
②Al3＋＋4OH－===AlO＋2H2O，Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓
(2)步骤②中不用氨水沉淀Fe3＋是因为：Al(OH)3只能溶于强碱，不能溶于氨水，若用氨水则不能将Fe(OH)3和Al(OH)3分离
二、铝的重要化合物及应用
1．氧化铝 (Al2O3)
(1)物理性质：白色固体，难溶于水，熔点很高，是优良耐火材料
(2)化学性质：Al2O3是典性的两性氧化物，既能与酸，又能与碱反应
①能与酸反应：Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O Al2O3＋6H＋===2Al3＋＋3H2O
②能与碱反应：Al2O3＋2NaOH===2NaAlO2＋H2O Al2O3＋2OH—===2AlO2—＋H2O
两性氧化物：既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水的氧化物，称为两性氧化物
(3)Al2O3的制备
①实验室制法：2Al(OH)3Al2O3＋3H2O
②工业制法：铝土矿Al2O3
(4)主要用途：制造耐火、耐高温器材、工业冶炼铝、可以制作各种宝石
2．氢氧化铝 [Al(OH)3]
(1)物理性质：白色胶状不溶于水的固体，有较强的吸附性
(2)化学性质：Al(OH)3是典型的两性氢氧化物，既能与酸，又能与碱反应
①能与酸反应：Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋3H+ ===Al3+＋3H2O
②能与碱反应：Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O Al(OH)3＋OH—===AlO2—＋2H2O
两性氢氧化物：既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水的氢氧化物，称为两性氢氧化物
Al(OH)3的电离方式

与酸和碱反应过程
Al(OH)3电离强度相当微弱，只有加入强酸(或强碱)时，大量H+(或OH－)才能破坏Al(OH)3的电离平衡，使平衡向右(或左)移动，生成铝盐(或偏铝酸盐)，所以Al(OH)3既具有碱性，又具有酸性，当加入弱酸或弱碱时，因H+或OH－浓度太小，不能使上述平衡移动，因此Al(OH)3只溶于强酸或强碱，而不溶于弱酸(H2CO3等)、弱碱(NH3·H2O)
微点拨
强酸或强碱也是相对而言的，Al(OH)3不溶于H2CO3、NH3·H2O，但溶于CH3COOH
③热稳定性差：2Al(OH)3Al2O3＋3H2O
(3)用途
①Al(OH)3有较强的吸附性，能凝聚水中悬浮物，又能吸附色素，可以用作净水剂
②Al(OH)3碱性不强，不至于对胃壁产生强烈的刺激作用或腐蚀作用，却可以与酸反应，起到中和胃酸的作用，可以用作胃酸中和剂
(4)有关Al(OH)3的少量、过量问题
①NaOH和AlCl3

化学方程式
离子方程式
NaOH少量
AlCl3＋3NaOH(少量)===Al(OH)3↓＋3NaCl
Al3+＋3OH－===Al(OH)3↓
过渡反应
Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O
Al(OH)3＋OH—===AlO2—＋2H2O
NaOH过量
AlCl3＋4NaOH(过量)===NaAlO2＋3NaCl＋2H2O
Al3+＋4OH—===AlO2－＋2H2O
②NaAlO2和HCl

化学方程式
离子方程式
HCl少量
NaAlO2＋HCl(少量)＋H2O===Al(OH)3↓＋NaCl
AlO2—＋H+ ＋H2O===Al(OH)3↓
过渡反应
Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O
Al(OH)3＋3H+ ===Al3+＋3H2O
HCl过量
NaAlO2＋4HCl(过量)===NaCl＋AlCl3＋2H2O
AlO2—＋4H+ ===Al3+＋2H2O
③NaAlO2和CO2

化学方程式
CO2少量
2NaAlO2＋3H2O＋CO2(少量)===2Al(OH)3 ↓＋Na2CO3
过渡反应
Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3
CO2过量
NaAlO2＋2H2O＋CO2(过量)===Al(OH)3 ↓＋NaHCO3
【微点拨】
①既能与强酸反应又能与强碱反应的物质
a．某些单质：Al、Be、Zn、S、Si
b．某些氧化物：Al2O3、BeO、ZnO、SO2、SiO2
c．两性氢氧化物：Al(OH)3、Be(OH)2、Zn(OH)2
d．弱酸的铵盐：CH3COONH4
e．多弱酸的酸式盐：NaHCO3、KHS、KHSO3、NaH2PO4
f．某些酸：H2S、浓H2SO4
g．蛋白质、氨基酸
②Al(OH)3两性在化学实验中的应用
检验与鉴别
用过量NaOH溶液检验Al3＋的存在
用过量NaOH溶液鉴别AlCl3溶液和MgCl2溶液
用互滴法鉴别AlCl3溶液与NaOH溶液或NaAlO2溶液与盐酸
分离与除杂
Mg(Al)：加足量NaOH溶液
Fe2O3 (Al2O3)：加足量NaOH溶液
Mg(OH)2[Al(OH)3]：加足量NaOH溶液
Mg2＋(Al3＋)：加过量NaOH溶液，过滤，再加酸充分溶解
3．明矾——十二水合硫酸铝钾
(1)化学式：KAl(SO4)2·12H2O (十二水合硫酸铝钾)
(2)电离方程式：KAl(SO4)2==K++Al3++2SO42-
(3)属类：复盐(由两种不同的金属离子和一种酸根离子组成的化合物)
(4)物理性质：无色晶体，可溶于水
(5)用途：作净水剂，原因是其在水中生成氢氧化铝胶体，可以和悬浮在水中的泥沙形成絮状不溶物沉降下来
(6)化学性质：兼有Al3+和SO42-性质
①向明矾中滴入Ba(OH)2溶液，当Al3+恰好完全沉淀时(沉淀的物质的量最大)，化学方程式为
2KAl(SO4)2＋3Ba(OH)2===2Al(OH)3↓＋3BaSO4↓＋K2SO4
②向明矾中滴入Ba(OH)2溶液，当SO42-完全沉淀时(沉淀的质量最大)，化学方程式为
KAl(SO4)2＋2Ba(OH)2===2BaSO4↓＋KAlO2＋2H2O
三、“铝三角”的转化关系及其应用
1．Al3＋、Al(OH)3、AlO之间的转化关系

Al3+→Al(OH)3
①Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH
②Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓
③Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓
Al(OH)3→Al3+
Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
Al3+ →AlO
Al3＋＋4OH－===AlO＋2H2O
AlO→Al3+
AlO＋4H＋===Al3＋＋2H2O
AlO→Al(OH)3
①AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO(CO2过量)
②AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓
Al(OH)3→AlO
Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O
2．“铝三角”转化的应用
(1)选择制备Al(OH)3的最佳途径
①向铝盐中加入足量氨水，离子方程式为：Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH
②向偏铝酸盐中通入足量CO2，离子方程式为：AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO
③NaAlO2与AlCl3的溶液混合，离子方程式为：3AlO＋Al3＋＋6H2O===4Al(OH)3↓
(2)分析离子反应顺序
①向含有OH－、CO、AlO的溶液中，逐滴加入稀盐酸至过量，反应的离子方程式依次为：
a
OH－＋H＋===H2O
b
AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓
c
CO＋H＋===HCO
d
HCO＋H＋===CO2↑＋H2O
e
Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
②向含有H＋、Al3＋、NH的溶液中，逐滴加入NaOH溶液至过量，反应的离子方程式依次为：
a
H＋＋OH－===H2O
b
Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓
c
NH＋OH－===NH3·H2O
d
Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O
3．互滴实验 (试剂的滴加顺序不同而产生的现象不同)
(1)NaOH和AlCl3
①向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液 (开始时NaOH不足)
先：AlCl3＋3NaOH===Al(OH)3↓＋3NaCl　产生白色沉淀
后：Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O　沉淀溶解
现象：先产生白色沉淀后沉淀消失
②向NaOH溶液中逐滴加入AlCl3溶液 (开始时NaOH过量)
先：AlCl3＋4NaOH===NaAlO2＋3NaCl＋2H2O　无白色沉淀产生
后：3NaAlO2＋AlCl3＋6H2O===4Al(OH)3↓＋3NaCl　产生白色沉淀
现象：开始无现象后出现白色沉淀
(2)NaAlO2和盐酸
①向NaAlO2溶液中逐滴加入盐酸
先：NaAlO2＋HCl＋H2O===Al(OH)3↓＋NaCl　产生白色沉淀
后：Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O　沉淀溶解
现象：先产生白色沉淀后沉淀消失
②向盐酸中逐滴加入NaAlO2溶液
先：NaAlO2＋4HCl===NaCl＋AlCl3＋2H2O　无白色沉淀产生
后：3NaAlO2＋AlCl3＋6H2O===4Al(OH)3↓＋3NaCl　产生白色沉淀
现象：开始无现象后出现白色沉淀
(3)Na2CO3溶液与盐酸
①向Na2CO3溶液中逐滴加入盐酸 (开始时酸不足)
先：Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl　无气体产生
后：NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑　有气体产生
现象：刚开始无气泡产生，盐酸滴加到一定量后，有气泡产生
②向盐酸中逐滴加入Na2CO3溶液 (开始时酸过量)
2HCl＋Na2CO3===2NaCl＋CO2↑＋H2O
现象：立即产生大量的气泡
四、氢氧化铝沉淀的图象分析
1．可溶性铝盐溶液与NaOH溶液反应的图像
操作
可溶性铝盐溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量
NaOH溶液中逐滴加入可溶性铝盐溶液至过量
现象
立即产生白色沉淀→渐多→最多→渐少→消失
无沉淀(有但即溶)→出现沉淀→渐多→最多→沉淀不消失
图像


离子方程式
A→B：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓
B→D：Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O
A→B：Al3＋＋4OH－===AlO＋2H2O
B→C：Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓
2．偏铝酸盐溶液与盐酸反应的图像
操作
偏铝酸盐溶液中逐滴加稀盐酸至过量
稀盐酸中逐滴加偏铝酸盐溶液至过量
现象
立即产生白色沉淀→渐多→最多→渐少→消失
无沉淀→出现沉淀→渐多→最多→沉淀不消失
图像


离子方程式
A→B：AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓
B→D：Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
A→B：4H＋＋AlO===Al3＋＋2H2O
B→C：Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓
3．可溶性铝盐溶液与弱碱(氨水)溶液反应的图像、偏铝酸盐溶液与弱酸(CO2)反应的图像
操作
向AlCl3溶液中逐滴滴入氨水或NaAlO2溶液至过量
向NaAlO2溶液中通入CO2至过量
现象
立即产生白色沉淀→渐多→最多→沉淀不消失
立即产生白色沉淀→渐多→最多→沉淀不消失
图像


离子方程式
Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH
Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓
AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO

4．可溶性铝盐、镁盐混合液与NaOH溶液反应的图像
操作
往等物质的量的AlCl3、MgCl2混合溶液中加入NaOH溶液至过量
向MgCl2、AlCl3和盐酸的混合溶液(即将Mg、Al溶于过量盐酸所得的溶液)中逐滴滴入NaOH溶液至过量
现象
开始出现白色沉淀，后沉淀量增多，最后沉淀部分溶解
先无沉淀，后出现白色沉淀，然后沉淀量增多，最后沉淀部分溶解
图像


离子方程式
O→A：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓
Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓
A→B：Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O
O→A：H＋＋OH－===H2O
A→B：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓
Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓
A→B：Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O
5．含不同阳离子的混合盐(或复盐)与碱的反应
(1)向含MgCl2、AlCl3、盐酸、NH4Cl的混合溶液中，逐滴加入NaOH溶液至过量
图像

离子方程式
O →A：H＋＋OH－===H2O
A→B：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓，Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓
B→C：NH＋OH－===NH3·H2O
C→D：Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O
(2)把Ba(OH)2溶液逐滴加入到明矾溶液中至过量
图像

离子方程式
O →A：2KAl(SO4)2＋3Ba(OH)2===2Al(OH)3↓＋3BaSO4↓＋K2SO4
A→B：2Al(OH)3＋K2SO4＋Ba(OH)2===BaSO4↓＋2KAlO2＋4H2O












铜及其重要化合物
【知识网络】
1．理清知识主线：CuCu(OH)2
2．熟悉铜及其重要化合物之间的转化关系

【核心知识梳理】
1．铜的性质
(1)物理性质：铜是紫红色金属，具有良好的导电性、导热性性(仅次于银)和延展性
(2)化学性质

①与非金属反应
a．潮湿的空气中：2Cu＋O2＋CO2＋H2O===Cu2(OH)2CO3 (碱式碳酸铜，绿色固体)
b．与氧气加热：2Cu＋O22CuO (黑色固体)
c．铜丝在Cl2中燃烧：Cu＋Cl2CuCl2 (棕黄色烟)
d．铜丝在硫蒸气中反应：2Cu＋SCu2S
②与酸反应：铜与非氧化性酸不反应，但与与氧化性酸(浓硫酸、浓硝酸、稀硝酸)能反应
a．铜与浓硫酸共热：Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O
b．铜与浓硝酸反应：Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
c．铜与稀硝酸反应：3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
③与盐溶液反应
a．铜与氯化铁溶液：Cu＋2FeCl3===CuCl2＋2FeCl2 Cu＋2Fe3＋===2Fe2＋＋Cu2＋
b．铜与硝酸银溶液：Cu＋2AgNO3===Cu(NO3)2＋2Ag Cu＋2Ag＋===2Ag＋Cu2＋
2．铜的重要化合物
(1)氧化铜和氧化亚铜
名称
氧化铜(CuO)
氧化亚铜(Cu2O)
颜色
黑色
砖红色
与非氧化性酸反应
CuO＋H2SO4===CuSO4＋H2O
Cu2O＋H2SO4===CuSO4＋Cu＋H2O
与氧化性酸反应
CuO＋2HNO3(稀)===Cu(NO3)2＋H2O
3Cu2O＋14HNO3(稀)===6Cu(NO3)2＋2NO↑＋7H2O
与H2反应
CuO＋H2Cu＋H2O
Cu2O＋H22Cu＋H2O
转化关系
4CuO2Cu2O＋O2↑
(2)氢氧化铜
①物理性质：蓝色不溶于水的固体
②化学性质
a．受热发生分解：Cu(OH)2CuO＋H2O
b．能与酸反应：Cu(OH)2＋2H＋===Cu2＋＋2H2O
c．弱氧化性(检验醛基)：CH3CHO＋2Cu(OH)2＋NaOHCH3COONa＋Cu2O↓＋3H2O
(3)铜盐
①碱式碳酸铜：Cu2(OH)2CO3的名称为碱式碳酸铜，是铜绿、孔雀石的主要成分
a．受热分解可生成黑色的氧化铜，化学方程式为Cu2(OH)2CO32CuO＋CO2↑＋H2O
b．可溶于稀硫酸，离子方程式：Cu2(OH)2CO3＋4H＋===2Cu2＋＋CO2↑＋3H2O。
②硫酸铜(CuSO4)
a．CuSO4·5H2O为蓝色晶体，俗称蓝矾、胆矾，其受热分解的化学方程式为CuSO4·5H2OCuSO4＋5H2O，蓝色晶体受热转化为白色粉末
b．无水CuSO4为白色粉末，遇水变蓝色(生成CuSO4·5H2O)，可作为水的检验依据
③铜盐的毒性：铜盐溶液有毒，主要是因为铜离子能与蛋白质作用，使蛋白质变性失去生理活性，因此人们利用了它的这一性质用胆矾、熟石灰、水配成了波尔多液，用来杀灭植物的病毒
【微点拨】
①通常利用反应：2Cu＋O22CuO除去混合气体中的少量O2
②Cu与稀H2SO4不反应，但在通入O2的条件下，Cu可在稀H2SO4中逐渐溶解
2Cu＋O2＋2H2SO4===2CuSO4＋2H2O
③无水CuSO4只能作为检验水的试剂；由于其吸水效率不是太高，不能作为水蒸气的吸收试剂而用于除杂
④溶液中的Cu2＋常为蓝色(浓CuCl2溶液为绿色，稀CuCl2溶液为蓝色)，可作为Cu2＋的鉴别依据
⑤Cu2+与碱反应生成蓝色沉淀[Cu(OH)2]，这是鉴定Cu2+的原理之一
⑥CuS、Cu2S均为黑色粉末，难溶于水和非氧化性酸，能被硝酸等强氧化性酸溶解
3．铜的存在及制备
(1)铜的存在：在人类历史上，首先发现并应用的是铜，其后是铁。铜在自然界中以游离态和化合态形式存在。常见的铜矿石有黄铜矿(CuFeS2)、孔雀石(Cu2(OH)2CO3)
(2)铜的制备和精炼
①湿法炼铜：Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu
②高温炼铜(火法炼铜)：工业上用高温冶炼黄铜矿的方法获得铜(粗铜)
2CuFeS2＋4O2Cu2S＋3SO2＋2FeO (炉渣)
2Cu2S＋3O22Cu2O＋2SO2 2Cu2O＋Cu2S6Cu＋SO2↑
【微点拨】实验室常用H2或CO还原CuO，而工业上不是用此法炼铜
4．熟记铜及其化合物的颜色
物质
颜色
物质
颜色
Cu
紫红色
CuSO4
白色
CuO
黑色
CuSO4·5H2O
蓝色
Cu2O
砖红色
Cu2(OH)2CO3
绿色
Cu2S
黑色
Cu(OH)2
蓝色
金属材料及金属矿物的开发和利用
【知识网络】

【核心知识梳理】
1．合金
(1)概念：由两种或两种以上的金属(或金属与非金属)熔合而成的具有金属特性的物质
(2)性质：具有金属的性质
(3)性能：合金具有不同于各成分金属的物理、化学性能或机械性能
①熔点：多数合金的熔点比它的各成分金属的熔点低
②硬度：合金的硬度一般它的比各成分金属的硬度大
【微点拨】
①构成合金的成分不一定是两种或两种以上的金属，也可以是金属与非金属，合金中一定含金属元素
②合金的性质不是各成分金属的性质之和。合金具有许多良好的物理、化学和机械性能，在许多方面不同于各成分金属，不是简单加合；但在化学性质上，一般认为合金体现的是各成分金属的化学性质
③并非所有的金属都能形成合金，两种金属形成合金，其前提是两种金属在同一温度范围内都能熔化，若一种金属的熔点大于另一种金属的沸点，则二者不能形成合金
④合金一定是混合物，没有固定的熔点
⑤常温下，多数合金是固体，但钠钾合金是液体
2．常见的金属材料
(1)金属材料的分类

(2)几种常见的合金

【微点拨】钢是用量最大，用途最广的合金


3．新型合金
(1)储氢合金：一类能够大量吸收H2，并与H2结合成金属氢化物的材料。如Ti－Fe合金、La－Ni合金，为氢气作为能源的实际应用起到重要的推动作用
(2)其他新型合金：钛合金、耐热合金和形状记忆合金等新型合金广泛应用于航空航天、生物工程和电子工业等领域
(3)用途广泛的稀土金属
①稀土元素
a．镧系元素(57～71号元素)及钇和钪，共17种元素为稀土元素
b．我国拥有丰富的稀土资源，现已查明的世界稀土资源中，80%分布在我国，并且品种齐全
②用途
a．稀土金属有着广泛的用途，它既可以单独使用，也可用于生产合金。在合金中加入适量稀土金属，能大大改善合金的性能。因而，稀土元素又被称为冶金工业的维生素
b．稀土金属可用于制造引火合金、永磁材料、超导材料和发光材料等。稀土金属除广泛应用在冶金、石油化工、材料工业、医药及农业领域外，还逐渐深入到许多现代科技领域
3．金属矿物的开发利用
(1)金属在自然界中的存在形式
①游离态：化学性质不活泼的金属，在自然界中能以游离态的形式存在，如：Au、Ag、Pt、Cu
②化合态：化学性质比较活泼的金属,在自然界中能以化合态的形式存在，如： Al、Na
【微点拨】少数金属在自然界中能以游离态的形式存在；而大多数的金属在自然界中能以化合态的形式存在
(2)金属冶炼的实质：金属的冶炼过程就是把金属从化合态还原为游离态的过程，即：Mn＋＋ne－===M
(3)金属冶炼的一般步骤

(4)金属冶炼方法——根据金属的活泼性
①物理提取法：Au、Pt在自然界中主要以游离态存在
②热分解法：适于冶炼金属活动性顺序表中位置靠后的不活泼的金属；像汞、银等不活泼金属，它们在金属活动性顺序表中位于氢的后面，其阳离子得到电子的能力很强，所以其还原条件也较容易达到。它们的氧化物受热就能分解得到单质。适用范围是不活泼的金属Hg和Ag
2HgO2Hg＋O2↑、2Ag2O4Ag＋O2↑
③热还原法：适用于冶炼位于金属活动性顺序表中部的金属；常用的还原剂有焦炭、一氧化碳、氢气、活泼金属(如：铝)等，多数金属的冶炼过程属于热还原法。适用范围是较活泼的金属 Zn～Cu
a．焦炭还原法：2PbO＋C2Pb＋CO2↑、C＋2ZnO2Zn＋CO2↑
b．一氧化碳还原法：3CO＋Fe2O32Fe＋3CO2 (高炉炼铁)
c．氢气还原法：WO3＋3H2W＋3H2O
d．活泼金属还原法(铝热反应)：2Al＋Cr2O3Al2O3＋2Cr 10Al＋3V2O56V＋5Al2O3
④电解法：位于金属活动性顺序表中氢前面的钾、钠、钙、镁、铝等几种金属的还原性很强，这些金属单质都很容易失去电子，而其对应的阳离子则氧化性很弱，很难得到电子，因此用一般的方法和一般的还原剂很难使其从化合物中还原出来，而只能用通电分解其熔融盐或氧化物的方法来冶炼。适用范围是活泼的金属 K～Al
2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑、MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑ 、2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑
【微点拨】
①工业上冶炼镁是电解MgCl2而不是MgO的原因是MgO的熔点比MgCl2的高
②冶炼铝是电解Al2O3而不是AlCl3的原因是AlCl3是共价化合物，熔融状态不导电。加入冰晶石(Na3AlF6)的
目的是降低Al2O3的熔化温度
③金属的活泼性与冶炼方法的关系：
④金属活动性顺序中，金属的位置越靠后，其阳离子越容易被还原，金属的位置越靠前，其阳离子越难被还原
铍及其化合物
1．铍(Be)
(1)物理性质：铍金属为钢灰色或灰白色，熔点1283℃，沸点2570℃，密度1.848g/cm³。天然铍有三种同位素：4Be、Be、Be，Be是铍唯一稳定的核素。铍在地壳中含量为0.001%，含铍矿石约有30多种，具有经济价值的主要有绿柱石(3BeO•Al2O3•6SiO2)、硅铍石(2BeO•SiO2)、金绿宝石(BeO•Al2O3)等几种
(2)化学性质：铍的化学性质活泼，具有活泼金属通性，容易被氧化剂氧化，常见化合价为＋2价。铍表面易形成氧化层，减小了金属本身的活性。根据对角线规则，Be与Al的性质相似，能与酸和碱反应
①与非金属反应：与O2，N2，S反应，生成BeO，Be3N2和BeS。它与碳反应生成Be2C碳化物(与Al4C3同类，类似的还有BeCl2和AlCl3均为共价化合物，易升华，易溶于有机溶剂)，而其他碱土金属的碳化物都是MC2型
2Be＋O22BeO，3Be＋N2Be3N2，Be＋SBeS
②既能与酸又能与碱反应：不仅能溶于酸溶液，也能溶于碱溶液，放出H2，但铍和铝相似，与冷的浓硝酸接触，发生“钝化”现象
与酸反应：Be＋2HCl===BeCl2＋H2↑
与碱反应：Be＋2NaOH＋2H2O===Na2[Be(OH)4]＋H2↑或Be＋2NaOH===Na2BeO2＋H2↑
(3)制备
①还原BeF2，用此法制备存在许多困难，该反应强烈放热甚至会导致爆炸。且最终体系内物质沸点结晶，导致Be与MgF2分离比较困难。BeF2＋Mg===MgF2＋Be
②电解熔融盐。由于熔融的铍盐几乎不导电或导电性很弱，必须加离子型的盐，如电解NaCl－BeCl2或者LiCl－KCl－BeCl2熔盐。用镍坩埚作电解槽及阴极，阳极是石墨棒
2．氧化铍(BeO)——两性氧化物
与酸反应：BeO＋2HCl===BeCl2＋H2O
与碱反应：BeO＋2NaOH＋H2O===Na2[Be(OH)4]或BeO＋2NaOH===Na2BeO2＋H2O
3．氢氧化铍(Be(OH)2)——两性氢氧化物
与酸反应：Be(OH)2＋2HCl===BeCl2＋2H2O
与碱反应：Be(OH)2＋2NaOH===Na2[Be(OH)4]或Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O
【微点拨】
①BeCl2和AlCl3均为共价化合物，易升华，易溶于有机溶剂
②铍、铝与冷的浓硝酸接触，发生“钝化”现象
③铍、铝的盐都易水解











硼及其化合物
1．硼(B)
硼单质有晶体硼和无定形硼两种，晶体硼相当稳定(惰性较大)，无定形和粉末状硼比较活泼
(1)与非金属反应
    无定形硼在室温下与F2反应得到BF3，加热(或高温)时也能与O2 、Cl2、Br2、S和N2反应，分别得到BCl3、 BBr3、
B2S3和BN(在1473K以上)，但不与H2作用
2B＋3F2===2BF3 4B＋3O2 2B2O3     2B＋N22BN
(2)与酸的反应：不与盐酸作用，能与热的浓硫酸或浓硝酸反应
2B＋3H2SO4(浓)2H3BO3＋3SO2↑ B＋3HNO3(浓)H3BO3＋3NO2↑
(3)与强碱反应：无定形硼与NaOH有类似硅那样的反应；有强氧化剂存在时与强碱共熔可得偏硼酸盐
①硼和NaOH溶液反应生成NaBO2(或Na[B(OH)4])和H2
2B＋2NaOH＋2H2O===2NaBO2＋3H2↑或2B＋2NaOH＋6H2O===2Na[B(OH)4]＋3H2↑
②强氧化剂(KNO3)时：2B＋2NaOH＋3KNO32NaBO2＋3KNO2＋H2O
(4)与水蒸气反应：2B＋6H2O(g)2B(OH)3＋3H2
(5)高温下同金属反应生成金属硼化物
2．氧化硼(B2O3)
易溶于水，形成硼酸： B2O3＋3H2O===2H3BO3
遇热的水蒸气可生成易挥发的偏硼酸：B2O3＋H2O(g)===2HBO2(g)
3．硼酸(H3BO3)
(1)物理性质：白色片状晶体，微溶于水，在热水中溶解度明显增大。
(2)化学性质
①一元弱酸：H3BO3＋H2OH＋＋[B(OH)4]－
②与碱反应
a．在碱性较弱的条件下则得到四硼酸盐：4H3BO3＋2NaOH===Na2B4O7＋7H2O
b．碱过量时，Na2B4O7转化为偏硼酸钠(NaBO2)：Na2B4O7＋2NaOH===4NaBO2＋H2O
【微点拨】与碱反应而得不到单个BO33－离子的盐，但反过来，在任何一种硼酸盐的溶液中加酸时，总是得到硼酸，因为硼酸的溶解度较小，它容易从溶液中析出。
③H3BO3受热时会逐渐脱水，首先生成偏硼酸(HBO2)，继续升温可进一步脱水生成四硼酸(H2B4O7)，更高温度时则转变为硼酸的酸酐(B2O3)
4．乙硼烷(B2H6)
(1)乙硼烷B2H6受热容易分解，它的热分解产物很复杂，有B4H10、B5H9、B5H11和B10H14等，控制不同条件，可得到不同的主产物，如：2B2H6 B4H10＋H2
(2)遇水立即发生水解：B2H6＋6H2O===2H3BO3↓＋6H2↑
(3)乙硼烷制取万能还原剂：B2H6＋2NaH===2NaBH4
5．硼氢化钠(NaBH4)
(1)电子式：
(2)硼氢化钠中的氢元素为－1价，具有还原性，故其可用作醛类、酮类和酰氯类的还原剂
。

6．硼砂(Na2B4O7·10H2O)
(1)制备：将偏硼酸钠溶于水形成较浓溶液，然后通入CO2调节pH，浓缩结晶分离出硼砂
4NaBO2＋CO2＋10H2O===Na2B4O7·10H2O＋Na2CO3
(2)将硼砂溶于水，用硫酸溶液调节pH，可析出溶解度小的硼酸晶体
Na2B4O7＋H2SO4＋5H2O===4H3BO3↓＋Na2SO4
7．工业制取硼及其化合物的转化关系
(1)转化关系

(2)相应步骤涉及的反应
①硼镁矿与烧碱溶液反应生成可溶于水的偏硼酸钠(NaBO2)和Mg(OH)2：
2MgO·B2O3＋2NaOH＋H2O===2NaBO2＋2Mg(OH)2↓
向偏硼酸钠溶液中通入CO2使NaBO2转化成硼砂：4NaBO2＋CO2＋10H2O===Na2B4O5(OH)4·8H2O＋Na2CO3
②将硼砂与硫酸反应，得到硼酸：Na2B4O5(OH)4·8H2O＋H2SO4===4H3BO3＋Na2SO4＋5H2O
③硼酸加热分解得到氧化硼：2H3BO3B2O3＋3H2O
④用镁或铝还原B2O3制得硼：B2O3＋3Mg3MgO＋2B
⑤硼和NaOH溶液反应生成NaBO2(或Na[B(OH)4])和H2：
2B＋2NaOH＋2H2O===2NaBO2＋3H2↑或2B＋2NaOH＋6H2O===2Na[B(OH)4]＋3H2↑
【微点拨】用硫酸和硼镁矿一步制得硼酸：Mg2B2O5·5H2O＋2H2SO42MgSO4＋2H3BO3　



















铅及其化合物
1．铅(Pb)
(1)物理性质：银灰色有光泽的重金属，在空气中易氧化而失去光泽，变灰暗，质柔软，延性弱，展性强。密度11.34 g/cm3，熔点327.5℃，沸点1740℃ 。有较强的抗放射穿透的性能
(2)化学性质
①与非金属反应
a．常温时Pb在空气中稳定存在，但表面易形成PbO和Pb2(OH)2CO3保护膜而不易被腐蚀
2Pb＋O2＋CO2===Pb2(OH)2CO3
b．与O2反应：熔融的铅空气反应生成一氧化铅，将铅在纯氧中加热可得二氧化铅
c．易和卤素、硫化合，生成PbCl4、PbI2、PbS
②与酸反应
a．Pb与稀盐酸可以缓慢反应，但因生成难溶的PbCl2覆盖反应物而使反应终止：Pb＋2HCl===PbCl2↓＋H2↑；b．加热条件下与浓盐酸反应生成氢气Pb＋4HCl(浓)H2[PbCl4]＋H2↑
c．在氧气存在时可以溶于醋酸，生成弱电解质Pb(CH3COO)2
2Pb＋4CH3COOH＋O2===2Pb(CH3COO)2＋2H2O
d．与浓、稀硝酸反应——硝酸不能将Pb氧化到+ 4价态
Pb＋4HNO3(浓)===Pb(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
3Pb＋8HNO3(稀)===3Pb(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
③与碱反应：Pb＋2OH－===PbO＋H2↑
2．铅的含氧化合物——PbO、PbO2、Pb3O4
(1)PbO：黄丹，又名密陀僧，药材。溶于HNO3或CH3COOH中成可溶性Pb(II)盐
PbO为两性氧化物，既能溶于酸又能溶于碱
PbO＋2HCl===PbCl2＋H2O
PbO＋2NaOH＋H2O===Na2[Pb(OH)4]
(2)PbO2：棕黑色，有强氧化性，是常用的强氧化剂
①与H2O2反应：PbO2＋H2O2＋2 H+===Pb2+＋O2↑＋2H2O)
②与浓盐酸反应：PbO2＋4HClPbCl2＋Cl2↑＋2H2O
③可以将Mn2+氧化为MnO：5PbO2＋2Mn2+＋4H+===5Pb2+＋2MnO===2H2O
④PbO2制备[要在碱性条件下制备，用浓硝酸不能制得Pb(IV)]：Pb(OH)＋ClO－=PbO2＋Cl－＋OH－＋H2O
(3)Pb3O4：红丹，又名铅丹。可以认为是Pb(II))2Pb(IV))O4可看作2 PbO•PbO2 ，高温下分解，不溶于水，溶于热碱溶液，溶于酸时表现出氧化性
Pb3O4＋8HCl===3PbCl2＋Cl2↑＋4H2O
3．醋酸铅[(CH3COO)2Pb]
实验室里用醋酸铅试纸检验H2S：H2S＋(CH3COO)2Pb===PbS↓(黑色)＋2CH3COOH





锡及其化合物
1．锡(Sn)：锡和铝化学性质相似，既能与酸反应，又能与碱反应
(1)与稀盐酸缓慢作用，与浓盐酸在加热条件下反应加快：Sn＋2HCl(浓)SnCl2＋H2↑
(2)与氢氧化钠反应生成亚锡酸钠和氢气：Sn＋2NaOH===Na2SnO2＋H2↑
2．氢氧化锡[Sn(OH)2]：氢氧化锡是两性氢氧化物
(1)与酸反应：Sn(OH)2＋2HCl===SnCl2＋2H2O
(2)与碱反应：Sn(OH)2＋2NaOH===Na2SnO2＋2H2O
3．Sn2+与Sn4+：Sn2+与Sn4+均易水解
(1)Sn2+水解：SnCl2＋H2OSn(OH)Cl(白色)＋HCl；故配制SnCl2溶液要使用盐酸，抑制Sn2+水解；Sn2+在空气中被氧气氧化：2Sn2+＋O2＋4H+===2Sn4+＋2H2O，要加入单质Sn，防止Sn2+被氧化
(4)Sn4+水解：SnCl4＋4H2OSn(OH)4↓＋4HCl；故配制SnCl4溶液要使用盐酸，抑制Sn4+水解

































钛及其化合物
1．钛
(1)钛是活泼的金属，在高温下能直接与绝大多数非金属元素反应。在室温下，钛不与无机酸反应，但能溶于浓、热的盐酸和硫酸中
2Ti＋6HCl(浓)===2TiCl3＋3H2↑
2Ti＋3H2SO4(浓)===2Ti2(SO4)3＋3H2↑
(2)钛易溶于氢氟酸或含有氟离子的酸中：Ti＋6HF===TiF62-＋2H+＋2H2↑
2．二氧化钛：二氧化钛在自然界以金红石为最重要，不溶于水也不溶于稀酸，但能溶于氢氟酸和热的浓硫酸中
TiO2＋6HF===H2[TiF6]＋2H2O
TiO2＋2H2SO4===2Ti (SO4)2＋2H2O
TiO2＋H2SO4===2Ti OSO4＋H2O
3．四氯化钛：四氯化钛是钛的一种重要卤化物，以它为原料，可以制备一系列钛化合物和金属钛。它在水中或潮湿空气中都极易水解将它暴露在空气中会发烟：TiCl4＋2H2O===TiO2＋4HCl
4．钛(Ⅳ)的配位化合物
钛(Ⅳ)能够与许多配合剂形成配合物，如[TiF6]2－、[TiCl6]2－、[TiO(H2O2)]2+ 等，其中与H2O2的配合物较重要。利用这个反应可进行钛的比色分析，加入氨水则生成黄色的过氧钛酸H4TiO6沉淀，这是定性检出钛的灵敏方法





























钒及其化合物
1．钒(V)：常温下不活泼，不与空气、水、苛性碱作用，也不与非氧化性的酸作用，但溶于氢氟酸，也溶于强氧化性的酸(如硝酸和王水)中
2．五氧化二钒
(1)两性氧化物，但以酸性为主：V2O5＋6NaOH===2Na3VO4＋3H2O
(2)1 800 ℃发生分解反应：2V2O52V2O4＋O2↑
(3)微溶于水，可形成稳定的胶体，有较强的氧化性：V2O5＋6HCl===2VOCl2＋Cl2＋3H2O
3．VO2＋、VO：在酸性介质中，VO具有强氧化性
VO＋Fe2＋＋2H＋===VO2＋＋Fe3＋＋H2O，2VO＋H2C2O4＋2H＋===2VO2＋＋2CO2↑＋2H2O
4．钒酸盐
偏钒酸盐(NH4VO3)、正钒酸盐(Na3VO4)等在加热条件下不稳定，2NH4VO3V2O5＋2NH3↑＋H2O





























铬及其化合物
1．铬
(1)物理性质：银白色金属，由于单电子多，金属键强，故硬度及熔点均高，是硬度最高的过渡金属。由于铬的机械强度好，且有抗腐蚀性能，被用于钢铁合金中。不锈钢中含铬量最高，可达20％左右。许多金属表面镀铬，防锈，光亮
(2)铬的存在和制取
①存在：铬在自然界中以铬铁矿存在，化学式为Fe(CrO2)2
②制取：金属铬可以通过铬铁矿FeCr2O4制取，用焦炭还原就可制得铬铁合金。该合金可用作制取不锈钢的原料。FeCr2O4＋4CFe＋2Cr＋4CO。如果要制取不含铁的铬单质，可将铬铁矿与碳酸钠强热而成为水溶性的铬酸盐(其中铁转换为不溶性的Fe2O3)，进一步用水浸取、酸化使重铬酸盐析出。接着加热还原而变为Cr2O3，再用铝等还原就可得到金属铬
(3)化学性质
①室温下化学性质稳定，潮湿空气中也不会被腐蚀，因此常被用于制作不锈钢和镀铬
②铬比较活泼，能溶于稀HCl、H2SO4，起初生成蓝色Cr2+溶液，而后为空气所氧化成绿色的Cr3+溶液
铬缓慢地溶于稀盐酸和稀硫酸中，先有铬(II)生成：Cr＋2HCl===CrCl2(蓝色)＋H2↑
铬(II)在空气中迅速被氧化成铬(III)：4CrCl2＋4HCl＋O2===4CrCl3(绿色)＋2H2O
③铬在冷、浓HNO3中钝化
2．铬的化合物
铬元素的常见价态有＋6、＋3、＋2价。在酸性介质中，Cr2＋具有强的还原性，Cr3＋的还原性较弱，只有用强氧化剂才能将Cr3＋氧化成Cr2O，＋6价铬在酸性条件下以Cr2O存在，具有强氧化性，在碱性介质中以CrO存在
(1)铬(III)的氧化物——Cr2O3：绿色，两性氧化物，既溶于酸，也溶于碱
①与酸反应：Cr2O3＋3H2SO4===Cr2(SO4)3＋3H2O [Cr2(SO4)3为无水盐为玫瑰色粉末]
②与碱反应：Cr2O3＋2NaOH===2NaCrO2(绿色)＋H2O
(2)铬(III)的氢氧化物——Cr(OH)3：灰蓝色，两性氧化物，既溶于酸，也溶于碱
①与酸反应：Cr(OH)3＋3H＋===Cr3＋＋3H2O
②与碱反应：Cr(OH)3＋OH－===CrO＋2H2O或Cr(OH)3＋OH－===Cr(OH)(绿色)
Cr2O3和Cr(OH)3显两性，其转化关：Cr3＋(紫色)Cr(OH)3(灰蓝色)[Cr(OH)4]－(绿色)
反应的离子方程式
①Cr3＋＋3OH－===Cr(OH)3↓
②Cr(OH)3＋OH－===[Cr(OH)4]－，Cr3＋＋4OH－===[Cr(OH)4]－
③[Cr(OH)4]－＋H＋===Cr(OH)3↓＋H2O
④Cr(OH)3＋3H＋===Cr3＋＋3H2O，[Cr(OH)4]－＋4H＋===Cr3＋＋4H2O
(3)Cr(Ⅲ)的还原性
①Cr3＋在酸性条件下是稳定的，但在碱性条件下能氧化成CrO：2Cr3＋＋3H2O2＋10OH－===2CrO＋8H2O
②在碱性溶液中，亚铬酸盐(CrO)可以被H2O2或Na2O2氧化成铬酸盐
2CrO＋3H2O2＋2OH－===2CrO＋4H2O，2CrO＋3Na2O2＋2H2O===2CrO＋6Na＋＋4OH－
(3)铬(VI)化合物
①存在形式与转化
CrO
Cr2O
CrO3
CrO22+
黄色
橙色
红、针状
深红
a．碱中单聚酸根CrO42－，酸中二聚Cr2O72－：2CrO＋2H+ ===Cr2O＋H2O K = 1.0×1014
b．强酸中以CrO3形式存在。例如，配制洗液时 H2SO4 (浓)与 K2Cr2O7混合，就有CrO3红色针状晶体析出
K2Cr2O7＋2H2SO4 (浓)===2 KHSO4＋2CrO3＋H2O
c．酸性过强时铬(VI)以CrO22+离子形式存在。CrO22+称为铬氧基，或铬酰基 。CrO2Cl2是深红色液体，其形
态象溴，易挥发。K2Cr2O7和KCl粉末相混合，滴加浓H2SO4，加热则有CrO2Cl2挥发出来
K2Cr2O7＋4KCl＋3H2SO4===2CrO2Cl2↑＋3K2SO4＋3H2O
②铬(Ⅵ)最重要的化合物是K2Cr2O7，在水溶液中Cr2O和CrO存在下列平衡
2CrO(黄色)＋2H＋Cr2O(橙红色)＋H2O
在酸性条件下，主要以Cr2O形式存在，在碱性条件下，上述平衡逆向移动，主要以CrO形式存在
③Cr(Ⅵ)的氧化性：K2Cr2O7及K2CrO4均为＋6价铬的化合物，具有强氧化性，在酸性溶液中，Cr2O具有强氧化性，在酸性条件下的还原产物均为Cr3＋；但在碱性溶液中CrO的氧化性要弱的多
Cr2O＋3SO＋8H＋===2Cr3＋＋3SO＋4H2O
Cr2O＋6I－＋14H＋===2Cr3＋＋3I2＋7H2O，
Cr2O＋6Cl－＋14H＋===2Cr3＋＋3Cl2↑＋7H2O
Cr2O＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2O
2CrO＋3SO＋10H＋===2Cr3＋＋3SO＋5H2O

































锰及其化合物
1．锰(Mn)
锰是活泼金属，在空气中表面生成一层氧化物保护膜。锰在水中，因表面生成氢氧化锰沉淀而阻止反应继续进行。锰和强酸反应生成Mn(II)盐和氢气。但和冷浓H2SO4反应很慢(钝化)
2．锰的其化合物
锰元素的常见价态有＋7、＋6、＋4、＋3、＋2价，Mn2＋在酸性溶液中的稳定性强于在碱性溶液中的稳定性
(1)锰(II)化合物的性质
①酸性介质：酸性介质中Mn2+稳定，只有很强的氧化剂(NaBiO3、PbO2、(NH4)2S2O8)才能氧化Mn2＋到MnO
2Mn2＋＋5NaBiO3＋14H＋===5Na＋＋5Bi3＋＋2MnO＋7H2O、
2Mn2＋＋5PbO2＋4H＋===2MnO＋5Pb2＋＋2H2O
2Mn2+ ＋ 5S2O82－＋8H2O===2MnO＋10SO＋16H+
【微点拨】①介质不能用盐酸，因为Cl－有还原性，能与MnO反应
②Mn2＋的量不能太多，否则：2MnO＋3Mn2＋＋2H2O===5MnO2↓＋4H＋
②碱性介质：碱性Mn(II)极易氧化成Mn(IV)化合物
a．在碱性条件下Mn2＋容易被氧化：ClO－＋Mn2＋＋2OH－===Cl－＋MnO2↓＋H2O
b．Mn(OH)2为白色难溶物，Ksp＝4.0×10－14，极易被空气氧化，水中少量氧气能将其氧化成褐色MnO(OH)2沉淀：2Mn(OH)2＋O2===2MnO(OH)2
(2)锰(IV)化合物的性质
①最重要的Mn(IV)化合物是MnO2，二氧化锰在中性介质中很稳定，在碱性介质中倾向于转化成锰(Ⅵ)酸盐；在酸性介质中是一种强氧化剂，倾向于转化成Mn2+
MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
2MnO2＋2H2SO4(浓)===2MnSO4＋O2↑＋2H2O
②简单的Mn(IV)盐在水溶液中极不稳定，或水解生成水合二氧化锰MnO(OH)2，或在浓强酸中和水生成氧气和Mn(II)
(3)Mn(Ⅵ)化合物的生成与性质
①最重要的Mn(VI)化合物是锰酸钾K2MnO4。在熔融碱中MnO2被空气氧化生成K2MnO4
2MnO2＋O2＋4KOH2K2MnO4 (深绿色)＋2H2O
②MnO存在于强碱性溶液中，在酸性、中性环境中均发生歧化反应
3MnO＋2H2O===2MnO＋MnO2↓＋4OH－
3MnO＋4H＋===2MnO＋MnO2↓＋2H2O
③锰酸钾是制备高锰酸钾(KMnO4)的中间体：2MnO＋2H2O===2MnO＋2OH－＋H2↑
(4)KMnO4的性质
①热稳定性差，通常保存在棕色试剂瓶中：4KMnO4＋2H2O4MnO2↓＋3O2↑＋4KOH
②在酸性介质中，MnO具有强氧化性，本身被还原为Mn2＋：可以氧化Fe2＋、Cl－、H2C2O4、H2O2等
MnO＋5Fe2＋＋8H＋===Mn2＋＋5Fe3＋＋4H2O
2MnO＋16H＋＋10Cl－===2Mn2＋＋5Cl2↑＋8H2O
2MnO＋6H＋＋5H2C2O4===2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O
2MnO＋6H＋＋5H2O2===2Mn2＋＋5O2↑＋8H2O
③在碱性、中性或微弱酸性溶液中，MnO仍旧是氧化剂，本身被还原为MnO2
2MnO＋I－＋H2O===2MnO2↓＋IO＋2OH－
④在强碱性溶液中，当MnO过量时，还原产物是MnO
2MnO＋SO＋2OH－===2MnO＋SO＋H2O。


钴及其化合物
1．钴(Co)
(1)物理性质：银白色、有延展性并具有铁磁性的金属元素，密度、熔点都较高，钴相对较脆、硬
(2)化学性质——中等活泼金属
①常温下与氧、硫等非金属单质无显著作用，但在高温时有剧烈反应
②与稀H2SO4和稀盐酸反应较缓慢
③在冷的浓硝酸中易钝化，与稀硝酸易反应
2．钴的氧化物
(1)CoO
①物理性质：灰绿色，不溶于水
②化学性质：一定条件下可被H2或CO还原成单质钴。能溶于酸和强碱，不溶于水、醇和氨水
(2)Co2O3——氧化高镍
①物理性质：黑色，不溶于水
②化学性质：具有强氧化性
Co2O3＋6HCl===2CoCl2＋Cl2↑＋3H2O
3．钴的氢氧化物
(1)Co(OH)2
①物理性质：粉红色固体，不溶于水
②化学性质
a．能与酸反应：Co(OH)2＋H2SO4===CoSO4＋2H2O
b．弱还原性：在空气中被缓慢氧化为棕褐色的Co(OH)3；可被强氧化剂(如H2O2)迅速氧化
(2)Co(OH)3
①物理性质：棕色固体，不溶于水
②化学性质：具有强氧化性
2Co(OH)3＋6HCl===2CoCl2＋Cl2↑＋6H2O
4．Co3＋仅能够存在于固态物质或配合物中，在水溶液中会发生如下反应
4Co3＋＋2H2O===4Co2＋＋4H＋＋O2↑
CoCl3在加热或遇水时发生分解：2CoCl32CoCl2＋Cl2↑　


















镍及其化合物
1．镍(Ni)
(1)物理性质：银白色、硬而有延展性并具有铁磁性的金属元素，它能够高度磨光和抗腐蚀，密度、熔点都较高
(2)应用：主要用于合金(如镍钢和镍银)及用作催化剂
(3)化学性质——中等活泼金属
①与非金属反应
a．镍不溶于水，常温下在潮湿空气中表面形成致密的氧化膜，能阻止本体金属继续氧化，所以在空气中比较稳定
b．常温下与氧、硫等非金属单质无显著作用，但在高温时有剧烈反应
2Ni＋O22NiO(耀眼白光) Ni＋Cl2NiCl2 Ni＋SNiS
②与酸的反应：与稀H2SO4和稀盐酸反应较缓慢
Ni＋H2SO4===NiSO4＋H2↑
③与氧化性酸反应：在冷的浓HNO3中“钝化”，与热的浓HNO3、稀HNO3都有反应
2．镍的氧化物
(1)NiO——氧化镍
①物理性质：暗绿色，不溶于水
②化学性质：能溶于酸和氨水，具有还原性
NiO＋H2SO4===NiSO4＋H2O
2NiO＋O2===2Ni2O3
(2)Ni2O3——氧化高镍
①物理性质：黑色，不溶于水
②化学性质：具有强氧化性
Ni2O3＋6HCl===2NiCl2＋Cl2↑＋3H2O
2Ni2O3＋4H2SO4===4NiSO4＋O2↑＋4H2O
3．镍的氢氧化物
(1)Ni(OH)2——氢氧化镍
①物理性质：绿色，不溶于水
②化学性质
a．能与酸反应：Ni(OH)2＋H2SO4===NiSO4＋2H2O
b．弱还原性：Ni(OH)2在空气中不易被氧化，只有在更强的氧化剂(Cl2、NaClO)下才会氧化生成Ni(OH)3
2Ni(OH)2＋Cl2＋2OH－===2Ni(OH)3＋2Cl－
2Ni(OH)2＋NaClO＋H2O===2Ni(OH)3＋NaCl
(2)Ni(OH)3——氢氧化高镍
①物理性质：黑色，不溶于水
②化学性质：具有强氧化性
2Ni(OH)3＋6HCl===2NiCl2＋Cl2↑＋6H2O









锌及其化合物

1．锌(Zn)的化学性质
(1)在含有CO2的潮湿空气中很快变暗，生成碱式碳酸锌，一层较紧密的保护膜
CO2＋2O2＋3H2O＋4Zn===ZnCO3·3Zn(OH)2
(2)与大多数非金属反应：2Zn＋O22ZnO，Zn＋X2ZnX2(X为F、Cl、Br、I)
(3)与酸、碱的反应：锌的化学性质与铝相似，所以，通常可以由铝的性质，推断锌的化学性质(两性)。单质锌，即可与酸反应，又可与碱反应
①与酸的反应：Zn＋2HCl===ZnCl2＋H2↑
②与碱的反应：Zn＋2H2O＋2NaOH===Na2[Zn(OH)4]＋H2↑或Zn＋2NaOH===Na2ZnO2＋H2↑
③锌和铝又有区别，锌溶于氨水形成氨配离子，而铝不溶于氨水形成配离子：
Zn ＋4NH3＋2H2O===[Zn(NH3)4]2+＋H2↑＋2OH－
(4)与盐溶液的置换反应：Zn＋Cu2＋===Cu＋Zn2＋
2．氧化锌(ZnO)——两性氧化物
(1)与酸反应：ZnO＋2HCl===ZnCl2＋H2O
(2)与碱反应：ZnO＋2NaOH＋H2O===Na2[Zn(OH)4]或ZnO＋2NaOH===Na2ZnO2＋H2O
3．氢氧化锌[Zn(OH)2]——两性氢氧化物
(1)两性
①与酸的反应：Zn(OH)2＋2H＋===Zn2＋＋2H2O
②与碱的反应：Zn(OH)2＋2OH－===[Zn(OH)4]2－或Zn(OH)2＋2OH－===ZnO＋2H2O
(2)与氨水反应：Zn(OH)2＋4NH3·H2O===[Zn(NH3)4]2+＋4H2O＋2OH－
(3)受热分解：Zn(OH)2ZnO＋H2O
(4)制法：Zn2＋＋[Zn(OH)4]2－===2Zn(OH)2↓或Zn2＋＋ZnO＋2H2O===2Zn(OH)2↓
4．锌盐
(1)ZnSO4
①与可溶性钡盐反应：ZnSO4＋BaCl2===ZnCl2＋BaSO4↓
②与强碱溶液反应
ZnSO4溶液中加入少量NaOH溶液：Zn2＋＋2OH－===Zn(OH)2↓
ZnSO4溶液中加足量NaOH溶液：Zn2＋＋4OH－===[Zn(OH)4]2－或Zn2＋＋4OH－===ZnO＋2H2O
③与Na2[Zn(OH)4]或Na2ZnO2反应生成Zn(OH)2沉淀
(2)Na2[Zn(OH)4]或Na2ZnO2
①与少量盐酸反应：Na2[Zn(OH)4]＋2HCl===Zn(OH)2↓＋2NaCl＋2H2O或Na2ZnO2＋2HCl===Zn(OH)2↓＋2NaCl
②与足量盐酸反应：Na2[Zn(OH)4]＋4HCl===ZnCl2＋2NaCl＋4H2O或Na2ZnO2＋4HCl===ZnCl2＋2NaCl＋2H2O
③与少量CO2反应
Na2[Zn(OH)4]＋CO2===Zn(OH)2↓＋Na2CO3＋H2O或Na2ZnO2＋CO2＋H2O===Zn(OH)2↓＋Na2CO3
④与足量CO2反应
Na2[Zn(OH)4]＋2CO2===Zn(OH)2↓＋2NaHCO3或Na2ZnO2＋2H2O＋2CO2===Zn(OH)2↓＋2NaHCO3
⑤与可溶性锌盐发生相互促进的水解反应，生成Zn(OH)2沉淀

氯及其化合物
【知识网络】
1．理清知识主线：H2HOHO2HO3HO4
2．熟悉氯及其重要化合物之间的转化关系

【核心知识梳理】
一、氯及其化合物的性质和应用
1．氯气
(1)氯元素的存在：氯在自然界中以化合态存在，除了以NaCl、MgCl2、CaCl2等形式大量存在于海水中，还存在于陆地的盐湖和盐矿中
(2)氯气的物理性质：氯气是一种黄绿色，有刺激性气味的气体，氯气有毒，密度比空气的大，沸点－34.6 ℃，易液化。，能溶于水(1体积水中能溶解2体积的氯气)。液态的氯称为液氯，其水溶液称为氯水
闻气体时的正确操作

用手轻轻地在瓶口闪动，使极少量的气体飘进鼻孔
(3)从氯的原子结构认识氯气的化学性质——氧化性

①与金属单质的反应：Cl2能与绝大多数金属能反应，且变价金属(如Fe)一般能氧化到最高价
a．与钠反应：2Na＋Cl22NaCl (反应现象：产生大量白烟，火焰为黄色)
b．与铁反应：2Fe＋3Cl22FeCl3 (反应现象：产生大量棕黄色烟)
c．与铜反应：Cu＋Cl2CuCl2 (反应现象：产生大量棕黄色烟)
②与非金属单质的反应
a．与氢气反应
H2＋Cl22HCl (反应现象：H2在Cl2中能安静地燃烧，发出苍白色火焰，瓶口有白雾)用于工业制盐酸
H2＋Cl22HCl (反应现象：剧烈反应，会发生爆炸，瓶口有白雾) 不能用于工业制盐酸
b．与磷的反应
2P＋3Cl2 2PCl3 (Cl2不足) (三氯化磷是液体，呈雾状) PCl3＋Cl2PCl5
2P＋5Cl2 2PCl5 (Cl2充足) (五氯化磷是固体，呈白烟状)
反应现象：磷在氯气中剧烈燃烧，在集气瓶口产生大量白色烟雾
c．与硅的反应：Si＋2Cl2 SiCl4
③与水的反应：常温下，氯气能溶于水，其水溶液俗称氯水，溶于水中的部分氯气会与水反应，反应的化学方程式为：Cl2+H2OHCl+HClO。生成物中次氯酸(HClO)具有强氧化性，能杀死水中的病菌，起到消毒作用，目前，很多自来水厂用氯气来杀菌、消毒
【微点拨】
a．常温下Fe不能与干燥Cl2反应，除非潮湿Cl2。所以，工业上常把干燥的液氯储存在钢瓶中
b．氯气和氢气的混合气体在强光照射时爆炸，产生此现象的原因是H2和Cl2混合后光照，反应瞬间完成，放出的热量使气体急剧膨胀而发生爆炸
c．磷在Cl2中燃烧中学化学中唯一的烟、雾同时生成的一个反应
d．燃烧是指发热发光的剧烈的化学反应。它强调的是：①发光时也要发热；②反应剧烈；③实质是剧烈的氧化还原反应；④不一定要有氧气的参加
e．干燥的氯气无漂白性，新制氯水具有漂白性，是因为氯气与H2O反应生成了HClO，实际上起漂白作用的是HClO
f．不能用pH试纸测量氯水的pH，原因是氯水中的HClO具有漂白性
g．1 mol Cl2与水充分反应转移电子数小于NA (可逆反应)
h．氯水的保存：氯水须现用现配，保存在棕色试剂瓶中，置于冷暗处 (2HClO2HCl＋O2↑)
④与碱的反应
a．与氢氧化钠溶液反应——制取漂白液
化学方程式：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O (84消毒液)
离子方程式：Cl2＋2OH－===Cl－＋ClO－＋H2O
漂白液的主要成分是氯化钠和次氯酸钠，有效成分是次氯酸钠，是混合物
b．与石灰乳反应——制取漂白粉
2Ca(OH)2＋2Cl2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O [工业通常是将Cl2通入石灰乳中用来制取漂白粉]
【微点拨】
a．工业上为什么用Cl2来制取漂白粉？形成比次氯酸更稳定的比次氯酸盐，便于运输、保存
b．漂白粉的主要成分是CaCl2、Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2，漂粉精的主要成分是Ca(ClO)2
c．在常温下，Cl2与碱反应的化学方程式一般为：Cl2＋碱===次氯酸盐＋金属氯化物＋水。但在加热的条件下，Cl2与氢氧化钠溶液的反应为：3Cl2＋6NaOH5NaCl＋NaClO3＋3H2O (热碱溶液中)
d．Cl2与碱反应时：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O，1 mol Cl2与足量NaOH反应转移电子数为NA
e．Ca(ClO)2与浓HCl反应：Ca(ClO)2＋4HCl(浓)===CaCl2＋2Cl2↑＋2H2O
Ca(ClO)2与稀HCl反应：Ca(ClO)2＋2HCl(稀)===CaCl2＋2HClO
向NaCl和NaClO的混合溶液通入稀硫酸：NaCl＋NaClO＋H2SO4===Na2SO4＋Cl2↑＋H2O
⑤Cl2与还原性物质反应
a．Cl2与FeCl2溶液反应：Cl2＋2FeCl2===2FeCl3 (除去FeCl3中FeCl2)
b．Cl2与KI溶液反应：Cl2＋2KI===2KCl＋I2 (氯气的检验：湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝)
c．Cl2与SO2的水溶液反应：Cl2＋SO2＋2H2O===2HCl＋H2SO4
d．与Na2S反应：Cl2＋Na2S===2NaCl＋S↓ Cl2＋H2S===2HCl＋S↓ (氧化性：Cl2＞S)
e．与H2O2反应：Cl2＋H2O2===2HCl＋O2
f．与NH3反应：8NH3＋3Cl2===N2＋6NH4Cl (检验输氯管道是否发生泄漏)
⑥与有机物反应
a．烷烃的取代反应：CH4＋Cl2CH3Cl＋HCl
b．环己烷与氯气光照取代：
c．苯与液溴的取代：
d．乙烯与溴水加成：CH2==CH2＋Br2CH2Br—CH2Br
(4)氯气的用途：制漂白粉、消毒、制盐酸、农药、氯仿等
2．氯水的成分和性质
(1)氯水中存在三个平衡关系：Cl2＋H2OHCl＋HClO HClOH＋＋ClO－ H2OH＋＋OH－
①三种分子：Cl2、H2O、HClO
②四种离子：H＋、Cl—、ClO－、OH－(极少量)
(2)氯水性质的多重性：氯水的多种成分决定了它具有多重性质
①Cl2的氧化性:与还原性物质反应 (Cl2是新制氯水的主要成分，为了方便，有时实验室中常用氯水代替Cl2)
如：2FeCl2＋Cl2===2FeCl3
SO2＋Cl2＋2H2O===2HCl＋H2SO4 Na2SO3＋Cl2＋H2O===2HCl＋Na2SO4
②HCl酸性：向NaHCO3溶液中加入氯水，有气泡产生就是利用了盐酸的酸性
如：Cl2＋NaHCO3===NaCl＋CO2＋HClO
③HClO的漂白性
a．能使湿润的有色布条或品红褪色
b．向氯水中滴加紫色石蕊溶液，先变红(H＋作用的结果)，后褪色(HClO作用的结果)
④HClO的不稳定性：在强光照射下新制氯水中有气泡生成 (2HClO2HCl＋O2↑)
⑤Clˉ的性质：加入AgNO3溶液可以检验出氯水中的Cl－，现象是有白色沉淀生成
(3)新制氯水、久制氯水、液氯的比较

新制氯水
久制氯水
液氯
区别
氯气的水溶液
稀盐酸
氯气的液体状态
分类
混合物
混合物
纯净物
颜色
浅黄绿色
无色
黄绿色
组成微粒
Cl2、H2O、HClO、
H＋、Cl－、ClO－、OH－
H2O、H＋、Cl－、OH－
Cl2
性质
多种成分，多重性质，如：酸性、漂白性、强氧化性
有酸性(比新制氯水强)、无漂白作用
仅表现Cl2的性质
(4)氯水中平衡移动的应用
向氯水中
加入的物质
浓度变化
平衡移
动方向
应用
可溶性
氯化物
c(Cl－)增大
左移
①用饱和食盐水除Cl2中的HCl
②用排饱和食盐水法收集Cl2
盐酸
c(H＋)和c(Cl－)增大
左移
次氯酸盐与浓盐酸反应制Cl2
NaOH
c(H+)减小
右移
用吸收多余的Cl2
Ca(OH)2
c(H＋)减小
右移
制漂白粉
CaCO3
c(H+)减小
右移
使氯水中c(HClO)增大，制高浓度的HClO溶液
光照
c(HClO)减小
右移
氯水避光保存并现用现配
长久放置
c(HClO)减小
右移
氯水变质为盐酸
3．次氯酸(HClO)的性质
(1)结构式：H—O—Cl
(2)次氯酸的三大性质
①弱酸性：次氯酸是易溶于水的一元弱酸，酸性比H2CO3还弱
如：NaClO溶液中通入少量CO2，化学方程式为：NaClO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HClO
②不稳定性：2HClO2HCl＋O2↑ (氯水须现用现配，保存在棕色试剂瓶中)
③强氧化性：具有漂白、杀菌能力，用作消毒剂、漂白剂，可以使有色布条、品红溶液等褪色
(3)次氯酸的漂白作用
①原理：将有色物质氧化为稳定的无色物质
②特点：被HClO漂白的物质，久置后不再恢复原色
③应用范围：几乎所有的有色物质遇HClO都会褪色
【微点拨】
a．HClO和ClO－都具有强氧化性，无论酸性、碱性条件下都可以和Fe2＋、I－、S2－、HS－、SO等发生氧化还原反应
b．向NaClO溶液中通入CO2(不论是少量还是过量)，均生成HCO和HClO。原因是酸性：H2CO3＞HClO＞HCO
4．次氯酸盐
(1)“84”消毒液：有效成分为NaClO，它与洁厕灵(主要成分盐酸)混合立即会产生氯气，其离子方程式是：
ClO－＋Cl－＋2H＋===Cl2↑＋H2O
(2)漂白粉
①成分：漂白粉的主要成分是CaCl2和Ca(ClO)2，其中有效成分是Ca(ClO)2
②漂白原理：在潮湿的空气中能吸收CO2，化学方程式为Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===2HClO＋CaCO3↓
③久置失效原理：Ca(ClO)2易于CO2、H2O反应，生成的HClO见光易分解，所以漂粉精、漂白粉都应密封、避光保存，并置于阴凉干燥处。漂白粉长期露置于空气中会失效，有关反应的化学方程式是：
Ca(ClO)2＋H2O＋CO2===CaCO3↓＋2HClO 2HClO2HCl＋O2↑
二、氯气的实验室制法：实验室制取气体装置一般由发生装置、净化装置、收集装置以及尾气吸收装置组成
1．氯气的实验室制法：实验室通常用强氧化剂(如KMnO4、K2Cr2O7、KClO3、MnO2等)氧化浓盐酸制取氯气
原理
MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O (实验室通常用该法制Cl2)
2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O (快速制取Cl2，不需要加热)
反应原料
MnO2与浓盐酸
实验装置

发生装置
“固＋液气”型
净化装置
饱和食盐水除去HCl，再用浓硫酸除去水蒸气
收集装置
向上排空气法或排饱和食盐水法
尾气处理
用强碱溶液(如NaOH溶液)吸收
验满方法
①将湿润的淀粉­KI试纸靠近盛Cl2的试剂瓶口，观察到试纸立即变蓝，则证明已集满
②将湿润的蓝色石蕊试纸靠近盛Cl2的试剂瓶口，观察到试纸先变红后退色，则证明已集满
③观察法：氯气是黄绿色气体
【微点拨】
①反应物的选择：必须用浓盐酸，稀盐酸与MnO2不反应，且随着反应的进行，浓盐酸变为稀盐酸时，反应停止，故盐酸中的HCl不可能全部参加反应
②加热温度：不宜过高，以减少HCl挥发
③实验结束后，先使反应停止并排出残留的Cl2后，再拆卸装置，避免污染空气
④尾气吸收时，用NaOH溶液吸收Cl2，不能用澄清石灰水吸收，因为溶液中含Ca(OH)2的量少，吸收不完全
2．氯气的工业室制法
①工业制法(电解饱和食盐水)：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
②电解熔融氯化钠：2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑
三、卤素的性质及卤素离子的检验
1．卤族元素原子结构的相似性和递变性
元素名称
氟(F)
氯(Cl)
溴(Br)
碘(I)
原子序数
9
17
35
53
原子结构
原子结构示意图




周期表中的位置
第VIIA族
相似性
最外层电子数都是7，容易得到一个电子
递变性 (从FI)
电子层数逐渐增多，原子半径和离子半径逐渐增大：F＜Cl＜Br＜I
元素性质
相似性
①单质均为双原子分子
②主要化合价为—1价，最高正价为＋7价(氟无正价)
③具有强氧化性
递变性 (从FI)
①元素的非金属性逐渐减弱：F＞Cl＞Br＞I
②单质的氧化性逐渐减弱：F2＞Cl2＞Br2＞I2
③卤离子还原性逐渐增强：F－＜Cl－＜Br－＜I－
④气态氢化物的稳定性逐渐减弱：HF＞HCl＞HBr＞HI
⑤最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱：HClO4＞HBrO4＞HIO4
HClO4是已知含氧酸中酸性最强的酸
递变性的原因
随着原子核外电子层数增多，原子半径依次增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，卤素原子得电子的能力逐渐减弱，卤素单质的氧化性逐渐减弱，非金属性逐渐减弱
2．卤族元素物理性质的相似性和递变性
卤素单质
颜色和状态
密度
熔点/℃
沸点/℃
F2
淡黄绿色气体
1.69 g·L－1(15 ℃)
－219.6
－188.1
Cl2
黄绿色气体
3.214 g·L－1(0 ℃)
－101
－34.6
Br2
深红棕色液体
3.119 g·cm－3(20 ℃)
－7.2
58.78
I2
紫黑色固体
4.93 g·cm－3
113.5
184.4
(1)相似性：都有颜色，有毒，在水中溶解度不大，易溶于苯、汽油、四氯化碳、酒精等有机溶剂
(2)递变性：从F2到I2，单质颜色逐渐加深，熔、沸点逐渐升高，密度逐渐增大，在水中的溶解度逐渐减小
【微点拨】溴水为橙黄色，溴在有机溶剂(CCl4)中是橙红色；碘水为棕黄色，碘在有机溶剂(苯)中是紫红色
3．卤素单质的化学性质——与Cl2相似
(1)卤素单质与H2反应
卤素单质
反应条件
化学方程式
产物稳定性
F2
暗处
H2＋F2===2HF
很稳定
Cl2
光照或点燃
H2＋Cl22HCl
较稳定
Br2
加热
H2＋Br22HBr
不如氯化氢稳定
I2
不断加热
H2＋I22HI
不稳定
结论
(从FI)
①与H2反应的难易程度：越来越困难
②生成气态氢化物的稳定性：依次减弱
③与H2反应所需要的条件：逐渐升高
④与H2反应剧烈程度：逐渐减弱
⑤气态氢化物的还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI
(2)卤素单质间的置换反应
2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2 2KI＋Br2===2KBr＋I2 2KI＋Cl2===2KCl＋I2
①卤素单质的氧化性由强到弱的顺序是Cl2＞Br2＞I2
②卤素离子的还原性由强到弱的顺序是I－＞Br－＞Cl－
(3)卤素单质与金属反应：F2和所有金属都能反应；Cl2和绝大多数金属反应；Br2和较活泼金属反应；I2只和活泼金属反应
2Na＋X22NaX (X＝F、Cl、Br、I)
2Fe＋3Cl22FeCl3 2Fe＋3Br22FeBr3 Fe＋I2===FeI2 (碘水生烟)
(4)卤素单质与水反应：X2＋H2O===HX＋HXO (X为Cl、Br、I)
2F2＋2H2O===4HF+O2
Cl2＋H2OHCl+HClO
Br2＋H2OHBr+HBrO
(5)卤素单质与碱反应：2NaOH＋X2===NaX＋NaXO＋H2O (X＝Cl、Br、I)
Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O
Br2＋2NaOH===NaBr+NaBrO＋H2O
I2＋2NaOH===NaI＋NaIO＋H2O (也可生成NaI和NaIO3)
(6)卤素单质与Fe2+、SO2、Na2SO3、Na2S等还原性物质反应
①与Fe2+反应：2Fe2＋＋Cl2===2Cl－＋2Fe3＋
2Fe2＋＋Br2===2Br－＋2Fe3＋
I2不能与Fe2+反应 (但I－与Fe3可以反应：2Fe3＋＋2I－===I2＋2Fe2＋)
②与SO2、Na2SO3反应： SO2＋X2＋2H2O===2HX+H2SO4 (X＝Cl、Br、I)
SO＋X2＋H2O===SO＋2X－＋2H＋ (X＝Cl、Br、I)
③与Na2S反应：X2＋S2－===2X－＋S↓ (X＝Cl、Br、I)
4．卤素离子的检验
(1)AgNO3溶液——沉淀法

(2)置换——萃取法

(3)氧化——淀粉法检验I－

5．卤素及其化合物的特性
氟
①无正价，无含氧酸，非金属性(氧化性)最强，F－的还原性最弱
②2F2＋2H2O===4HF＋O2，与H2反应在暗处即爆炸
③HF是弱酸，能腐蚀玻璃，故应保存在铅制器皿或塑料瓶中；有毒
溴
①Br2在常温下是唯一的一种液态非金属单质，红棕色，易挥发
②Br2易溶于有机溶剂
③盛溴的试剂瓶中加水，进行水封，保存液溴时不能用橡皮塞
碘
①I2遇淀粉变蓝色
②I2加热时易升华
③I2易溶于有机溶剂
④食用盐中加入KIO3可防治甲状腺肿大
6．卤化氢
(1)物理性质：卤化氢均为无色有刺激性气味的气体，易溶于水，易挥发与空气中水蒸气结合形成白雾
(2)氢化物三大性质比较
①热稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI
②酸性：HF(弱)＜HCl＜HBr＜HI
③还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI
(3)卤化氢的制备——难挥发酸制挥发性酸
①CaF2＋H2SO4(浓)CaSO4＋2HF↑ (萤石和浓硫酸在铅皿中)
②NaCl＋H2SO4(浓)NaHSO4＋HCl↑ 2NaCl＋H2SO4(浓)Na2SO4＋2HCl↑
③NaBr＋H3PO4(浓)NaH2PO4＋HBr↑
④NaI＋H3PO4(浓)NaH2PO4＋HI↑
7．重要化合物
(1)卤化银(AgX)：只有AgF可溶，其余均难溶于水。AgX(除AgF)见光易分解成银和卤素单质。AgBr和AgI可做感光材料或变色镜。反应及现象为：2AgCl2Ag＋Cl2；2AgBr2Ag＋Br2；2AgI2Ag＋I2，固体逐渐变成黑色，这是单质银的小颗粒。AgX均具感光性，AgBr作感光材料，AgI作人工降雨材料
(2)CaX2：只有CaF2(萤石)不溶于水，CaCl2具有吸湿性，常作干燥剂
(3)NaX：只有NaF有毒可用作农药；纯净的食盐不潮解，粗盐中因混有等杂质，易潮解
(4)碘酸钾：加碘盐的配料，受热时易分解
8．卤素互化物——XXn' (n=1，3，5，7)其化学性质与卤素单质相似，具有强氧化性
(1)概念：由两种卤素化合而成的物质
(2)组成：有一个较重的卤素原子和奇数个较轻的卤素原子组成的，如：IBr(s)、ICl(s)、ICl3(s)、BrF3(l)、ClF3(g)
(3)化学性质：与卤素单质相似，具有强氧化性
①与金属的反应：2Mg＋2IBr===MgI2＋MgBr2 2BrF3＋4Zn===ZnBr2＋3ZnF2
②与水的反应：ICl＋H2O===HCl＋HIO（该反应不是氧化还原反应，各元素化合价不变）
9．拟(类)卤素：一些多原子分子与卤素单质性相似，其阴离子又与卤素阴离子性质相似，常称为拟卤素。如： (CN)2、(SCN)2、(SeCN)2、(OCN)2等
(CN)2＋H2O===HCN＋HCNO 2Fe＋3(SCN)22Fe(SCN)3
四、含卤物质的生产流程
1．氯的提取——氯碱工业
阳离子交换膜电解槽

电极反应
阳极反应：2Cl－－2e－===Cl2↑ (氧化反应)
阴极反应：2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－(还原反应)
化学方程式：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
应用
①制漂白液：2NaOH＋Cl2===NaCl＋NaClO＋H2O
②产物制盐酸：H2＋Cl22HCl
微点拨
①因为阳极产物Cl2和阴极产物H2会发生反应，Cl2和NaOH会发生反应，因此工业上常用特殊的电解槽电解饱和食盐水，一般用阳离子交换膜将电解槽分隔成两部分，以避免电解产物之间发生反应
②阳极区Cl－放电生成Cl2，生成的Cl2少量溶于水会使阳极区呈酸性
2．海水提溴——主要方法：空气吹出法
工艺流程
基本步骤及主要反应

①浓缩：海水晒盐和海水淡化的过程中Br－得到浓缩
②氧化：向浓缩的海水中通入Cl2，将Br－氧化为Br2，反应的离子方程式为Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－
③富集：利用溴的挥发性，通入热空气或水蒸气，吹出的溴蒸气用SO2吸收。反应的化学方程式为
Br2＋SO2＋2H2O===2HBr＋H2SO4
④提取：再用Cl2将HBr氧化得到产品溴
3．碘的提取
工艺流程

主要反应
2H＋＋2I－＋H2O2===I2＋2H2O Cl2＋2KI===2KCl＋I2
































硫及其重要化合物
【知识网络】
1．理清知识主线：H2O2O3(H2O4)
2．熟悉硫及其重要化合物之间的转化关系

【核心知识梳理】
一、硫单质的性质
1．硫元素在自然界中的存在形式
(1)游离态：存在于火山喷口附近或地壳的岩层里
(2)化合态：主要以硫化物和硫酸盐的形式存在。在岩层深处和海底的无氧环境下，硫元素与铁、铜等金属元素形成的化合物通常以硫化物的形式存在，如硫铁矿(FeS2)、黄铜矿(CuFeS2)等。在地表附近，硫化物转化为硫酸盐，如石膏(CaSO4·2H2O)、芒硝(Na2SO4·10H2O)等
2．硫单质的物理性质：硫(俗称硫黄)是一种黄色晶体，质脆，易研成粉末。硫难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。因此可以用CS2洗涤内壁附着硫的试管
3．硫单质的化学性质
硫的原子结构示意图为 ，位于元素周期表的第三周期、第ⅥA族，硫原子的最外电子层有6个电子，在化学反应中容易得到2个电子，形成－2价硫的化合物，表现较强的氧化性：
(1)与金属反应 (与变价金属反应，均是金属被氧化成最低价态)——体现硫的氧化性
①硫粉与钠研磨爆炸：2Na＋S===Na2S
②硫与铝共热：2Al＋3SAl2S3 (制取Al2S3的唯一途径)
③铁与硫粉共热：Fe＋SFeS (黑色固体，不溶于水)
④铜与硫粉共热：2Cu＋SCu2S (黑色固体，不溶于水)
⑤硫与银反应：2Ag＋S===Ag2S (银器变黑)
⑥硫与汞反应：Hg＋S===HgS (汞蒸气有毒，实验室里不慎洒落一些汞，可撒上硫粉进行处理)
(2)与非金属反应
①硫在氧气中燃烧：S＋O2SO2 (硫在空气中燃烧发出淡蓝色火焰；在纯氧中燃烧发出蓝紫色火焰)
【微点拨】①该反应体现了单质硫具有还原性
②硫在过量、纯净的O2中燃烧的产物是SO2而不是SO3
②硫与氢气共热：S＋H2H2S (该反应体现了单质硫具有氧化性)
(3)与强氧化性酸(如：浓硫酸、硝酸)反应——体现硫的还原性
①硫与浓H2SO4反应：S＋2H2SO4(浓)3SO2↑＋2H2O
②硫与浓HNO3反应：S＋6HNO3(浓)H2SO4＋6NO2↑＋2H2O
(4)与强碱的反应——既体现氧化性，又体现还原性
3S＋6NaOH2Na2S＋Na2SO3＋3H2O (用热碱溶液清洗硫)
①Na2S与稀H2SO4反应：Na2S＋H2SO4===H2S↑＋Na2SO4
②Na2SO3与稀H2SO4反应：Na2SO3＋H2SO4===Na2SO4＋SO2↑＋H2O (实验室制SO2的方法)
③向Na2S和Na2SO3的混合溶液中加入稀H2SO4：2Na2S＋Na2SO3＋3H2SO4===3S↓＋3Na2SO4＋3H2O
4．用途：大量用于制造硫酸、硫化天然橡胶，也用于制药和黑火药(S＋2KNO3＋3CK2S＋3CO2↑＋N2↑)
5．实验室除去试管内壁附着硫的两种方法
①物理法：加二硫化碳(CS2)溶解；②化学法：加氢氧化钠溶液溶解
二、硫的氧化物
(一)二氧化硫(SO2)
1．物理性质：SO2是无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气的大，易液化，易溶于水。在通常情况下，1体积的水可以溶解约40体积的SO2
2．化学性质
(1)SO2是酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性
①SO2与H2O反应：SO2＋H2OH2SO3。SO2溶于水生成亚硫酸，亚硫酸是中强酸，因此溶液显酸性，亚硫酸不稳定，同时可以分解为SO2和H2O，所以SO2溶于水是一个可逆反应，用“”表示
②能使指示剂变色：SO2能使紫色石蕊试液变红
③SO2与碱性氧化物反应： SO2＋CaOCaSO3
④SO2与碱溶液反应(注意少量、过量)
a．与NaOH溶液反应
SO2少量：2NaOH＋SO2(少量)===Na2SO3＋H2O
SO2过量：NaOH＋SO2(过量)===NaHSO3
b．与NH3·H2O溶液反应
SO2少量：2NH3·H2O＋SO2(少量)===(NH4)2SO3＋H2O
SO2过量：NH3·H2O＋SO2(过量)===NH4HSO3
c．与Ca(OH)2溶液反应
SO2少量：SO2(少量)＋Ca(OH)2===CaSO3↓＋H2O
SO2过量：2SO2(过量)＋Ca(OH)2===Ca(HSO3)2
⑤SO2与某些盐溶液反应：(与酸性比H2SO3弱的酸所对应的盐反应)
a．少量二氧化硫与碳酸钠溶液反应：Na2CO3＋SO2(少量)===Na2SO3＋CO2
b．过量二氧化硫与碳酸钠溶液反应：Na2CO3＋2SO2(过量)＋H2O===2NaHSO3＋CO2
c．二氧化硫与碳酸氢钠溶液反应：NaHCO3＋SO2=== NaHSO3＋CO2
【拓展】分析除杂问题(括号内物质为杂质)
CO2(SO2)
饱和NaHCO3溶液
CO2(HCl)
饱和NaHCO3溶液
⑥SO2与BaCl2溶液：二氧化硫与氯化钡溶液不反应，违背了弱酸制取强酸
⑦SO2与Ba(NO3)2溶液：生成的BaSO3能和HNO3继续发生氧化还原反应生成BaSO4和NO
(3)还原性：SO2中硫元素的化合价为+4价，属于中间价态，因此SO2既有氧化性又有还原性，一般表现为较强的还原性，可被多种氧化剂(O2﹑Cl2﹑溴水、KMnO4、Fe3＋、HNO3、H2O2、Na2O2等)氧化为+6价的硫
①SO2可以被氧气氧化成三氧化硫，三氧化硫溶于水生成硫酸，工业上利用这一原理生产硫酸
反应方程式：2SO2＋O22SO3；SO3＋H2O===H2SO4
②SO2能使氯水、溴水褪色：Cl2＋SO2＋2H2O===2HCl＋H2SO4，Br2＋SO2＋2H2O===2HBr＋H2SO4
③SO2能使KMnO4溶液褪色：5SO2＋2MnO4－＋2H2O===5SO42－＋2Mn2＋＋4H＋
④SO2与Fe3＋反应：SO2＋2Fe3＋＋2H2O===SO42－＋2Fe2＋＋4H＋
⑤SO2与稀HNO3反应的离子方程式：3SO2＋2NO3－＋2H2O===3SO42－＋2NO↑＋4H＋
⑥SO2与H2O2反应：SO2＋H2O2===H2SO4
⑦SO2与Na2O2反应：SO2＋Na2O2===Na2SO4
(3)弱氧化性：SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O
(4)漂白性
①漂白原理：二氧化硫具有漂白作用，能使品红溶液等有色物质褪色。其作用机理是二氧化硫与某些有色物质结合生成了不稳定的无色物质。加热后又显红色，是由于不稳定的无色物质又分解为原来物质的缘故。利用品红溶液可检验SO2气体
②应用：SO2在工业上应用于漂白纸浆、毛、丝等；此外SO2可用于杀菌消毒，还是一种食品添加剂
【微点拨】
①SO2虽具有漂白性，但不能漂白指示剂，如：SO2通入紫色的石蕊试液中，溶液只变红不褪色，而氧化类漂白剂(氯水、Na2O2)则能漂白酸碱指示剂
②SO2使溴水、KMnO4溶液褪色，是利用SO2的还原性，而不是漂白性
3．SO2的用途
①漂白纸浆、毛、丝、草帽辫等；用于杀菌消毒
②食品中的二氧化硫：食品中添加适量的二氧化硫可以起到漂白、防腐和抗氧化等作用。例如，在葡萄酒酿制过程中，葡萄汁中某些细菌的繁殖会影响发酵，添加适量的二氧化硫可以起到杀菌的作用。二氧化硫又是一种抗氧化剂，能防止葡萄酒中的一些成分被氧化，起到保质作用，并有助于保持葡萄酒的天然果香味
4．二氧化硫的制备
原理
Na2SO3＋H2SO4(浓)Na2SO4＋SO2↑＋H2O
反应原料
Na2SO3固体、70%的浓H2SO4
实验装置

发生装置
“固＋液气”型
净化装置
通入浓H2SO4 (除水蒸气)
收集装置
向上排气法
尾气处理
用强碱溶液吸收多余SO2，防止污染空气 (2NaOH＋SO2===Na2SO3＋H2O)
检验方法
先通入品红试液，褪色，加热后又恢复原红色
5．常见漂白剂的归类分析
(1)常见漂白剂的漂白原理及特点
类型
比较项目
氧化型
加合型
吸附型
原理
漂白剂本身是氧化剂，利用其氧化性将有机色质内部“生色团”氧化破坏掉，使之失去原有的颜色
漂白剂与与有机色质内部“生色团”化合成无色物质，使之失去原来的颜色
有些固体物质疏松、多孔，具有较大的比表面积，可以吸附有色物质使之失去原来的颜色
实例
Cl2、Ca(ClO)2、ClO2、H2O2、O3
SO2
活性炭
特点
加热时不能恢复原有的颜色，不可逆、持久
加热时能恢复原来的颜色，可逆、不持久
部分吸附剂可以重复使用
变化
化学变化
化学变化
物理变化
备注
无选择性
有选择性
吸附色素
(2)二氧化硫与氯气的漂白性比较

【微点拨】
当Cl2与SO2(体积比为1∶1)混合后通入品红溶液时，品红溶液不褪色，因为SO2＋Cl2＋2H2O===H2SO4＋2HCl
6．SO2和CO2性质的比较与鉴别
(1)SO2和CO2的性质比较
物质
比较项目
SO2
CO2
物理性质
无色、有刺激性气味、易液化、易溶于水(1∶40)
无色、无味、能溶于水(1∶1)
化学性质
与水
反应
SO2＋H2OH2SO3(中强酸)
CO2＋H2OH2CO3(弱酸)
与碱
反应
Ca(OH)2CaSO3Ca(HSO3)2
Ca(OH)2CaCO3Ca(HCO3)2
氧化性
SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O
CO2＋C2CO
还原性
能被酸性高锰酸钾溶液、HNO3、NO2、氧气、氯水、溴水、碘水、Na2O2、H2O2、Ca(ClO)2等氧化剂氧化
无
漂白性
能与某些有色物质生成不稳定的无色物质而使有色物质褪色
无
鉴定存在
能使品红溶液褪色，又能使澄清石灰水变浑浊
不能使品红溶液褪色，但能使澄清石灰水变浑浊
对环境的影响
形成酸雨
引起温室效应
(2)SO2和CO2的鉴别方法：SO2和CO2都能使澄清的石灰水变浑浊，若通入的气体过量，则沉淀都可消失。所以不能用澄清的石灰水鉴别SO2和CO2。通常可用以下方法：
①利用物理性质鉴别
a．根据气味鉴别(用标准的闻气体气味法)：有刺激性气味的气体是SO2，无气味的是CO2
b．根据溶解性鉴别：同温同压下，将两种气体充满相同的试管，分别倒置于水槽中，试管内进水多的是SO2
②利用化学性质鉴别
a．用品红溶液鉴别：能使品红溶液褪色，加热颜色又恢复的是SO2；不能使品红溶液褪色的是CO2
b．用溴水或氯水鉴别：能使氯水、溴水褪色的是SO2；无明显现象的是CO2
化学方程式为：Cl2＋SO2＋2H2O===2HCl＋H2SO4，Br2＋SO2＋2H2O===2HBr＋H2SO4
c．用酸性高锰酸钾溶液鉴别：能使酸性KMnO4溶液褪色的是SO2；无明显现象的是CO2
离子方程式为：5SO2＋2MnO4－＋2H2O===5SO42－＋2Mn2＋＋4H＋
d．用FeCl3溶液鉴别：能使氯化铁溶液由黄色变成浅绿色是SO2；无明显现象的是CO2
离子方程式为：SO2＋2Fe3＋＋2H2O===SO42－＋2Fe2＋＋4H＋
e．用硝酸钡溶液鉴别：产生白色沉淀的是SO2；无明显现象的是CO2
化学方程式为：3SO2＋3Ba(NO3)2＋2H2O===3BaSO4↓＋2NO↑＋4HNO3
f．用氢硫酸溶液鉴别：将两种气体分别通入H2S溶液中，出现淡黄色浑浊的是SO2，无明显现象的是CO2
化学方程式为：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O
(3)SO2、CO2共同存在时，二者的检验装置的设计过程
SO2和CO2都可使澄清的石灰水变浑浊，证明混合气体中含有CO2和SO2时通常按照以下思路进行设计
①流程设计的思路
流程设计
检验SO2→除去SO2→检验SO2是否被除尽→检验CO2
选用试剂
品红溶液
酸性KMnO4溶液
品红溶液
澄清石灰水
实验现象
褪色
褪色(或变浅)
不褪色
变浑浊

②实验装置
实验装置

所选试剂及其作用
装置
A
B
C
D
选用试剂
品红溶液
酸性KMnO4溶液
品红溶液
澄清的石灰水
预期现象
褪色
褪色
不褪色
变浑浊
作用
检验SO2
除去SO2
检验SO2是否除尽
检验CO2
【微点拨】
①有时为简化装置，可将除去SO2(B)和检验SO2是否除尽(C)合并为一个装置，用较浓的酸性KMnO4溶液，现象是酸性KMnO4溶液颜色变浅
②当SO2中混有CO2时，不会影响SO2的检验；当CO2中混有SO2时会干扰CO2的检验，应先检验并除去SO2，再用澄清石灰水检验CO2气体
7．硫的氧化物的污染与治理
(1)来源：含硫化石燃料的燃烧及金属矿物的冶炼等
(2)危害：危害人体健康，形成酸雨(pH小于5.6)
(3)治理：燃煤脱硫(脱硫剂：CaO、CaCO3)，改进燃烧技术，脱硫反应：CaO＋SO2CaSO3
(4)硫酸型酸雨的形成途径有：SO2＋H2OH2SO3、2H2SO3＋O2===2H2SO4
(5)常见的SO2尾气处理方法
①钙基固硫法(常用与燃煤脱硫)：为防治酸雨，工业上常用生石灰和含硫的煤混合后燃烧，燃烧时硫、生石灰、O2共同反应生成硫酸钙，从而使硫转移到煤渣中，反应原理为
CaO＋SO2CaSO3，2CaSO3＋O22CaSO4，总反应方程式为2CaO＋2SO2＋O22CaSO4
②氨水脱硫法((常用与硫酸厂处理尾气)：该脱硫法采用喷雾吸收法，雾化的氨水与烟气中的SO2直接接触吸收SO2，其反应的化学方程式为：2NH3＋SO2＋H2O===(NH4)2SO3,2(NH4)2SO3＋O2===(NH4)2SO4。(或生成NH4HSO3，然后进一步氧化)
③钠碱脱硫法：钠碱脱硫法是用NaOH/Na2CO3吸收烟气中的SO2，得到Na2SO3和NaHSO3，发生反应的化学方程式为2NaOH＋SO2===Na2SO3＋H2O，Na2CO3＋SO2===Na2SO3＋CO2，Na2SO3＋SO2＋H2O===2NaHSO3。
④双碱脱硫法：先利用烧碱吸收SO2，再利用熟石灰浆液进行再生，再生后的NaOH碱液可循环使用，化学反应原理为a．吸收反应：2NaOH＋SO2===Na2SO3＋H2O,2Na2SO3＋O2===2Na2SO4
b．Na2SO3＋Ca(OH)2===CaSO3↓＋2NaOH，Na2SO4＋Ca(OH)2===CaSO4↓＋2NaOH
(二)三氧化硫(SO3)
1．物理性质：通常情况下，SO3是一种无色易挥发的晶体，熔点为16.8℃，沸点为44.8℃，常温下为液态，在标准状况下为固态
2．化学性质：SO3是硫酸的酸酐，具有酸性氧化物的通性
(1)能溶于水形成硫酸：SO3＋H2O===H2SO4
SO3能强烈的吸水，在空气中发“烟”，与水剧烈反应生成H2SO4，同时放出大量热，形成酸雾
(2)能与碱(石灰乳)反应：SO3＋Ca(OH)2===CaSO4＋H2O
(3)与碱性氧化物反应：SO3＋CaO===CaSO4
(4)与某些盐溶液反应：Na2CO3＋SO3===Na2SO4＋CO2↑
三、硫酸及硫酸根离子的检验
1．硫酸的物理性质
硫酸是一种无色、黏稠的油状液体，密度比水大。浓H2SO4与水以任意比互溶，溶解时可放出大量的热，浓H2SO4稀释的方法是将浓硫酸沿器壁慢慢注入水中，并用玻璃棒不断搅拌
2．稀硫酸——具有酸的通性
硫酸是强电解质，在水溶液中发生电离的化学方程式为H2SO4===2H＋＋SO，因此，硫酸具备酸的通性，可与酸碱指示剂作用，也可与活泼金属、碱、碱性氧化物及某些盐反应
(1)与酸碱指示剂发生显色反应：遇紫色石蕊变红，遇酚酞不变色
(2)与活泼金属反应产生氢气：Fe＋H2SO4===FeSO4＋H2↑
(3)与碱性氧化物反应生成盐和水：MgO＋H2SO4===MgSO4＋H2O
(4)与碱发生中和反应：Ba(OH)2＋H2SO4===BaSO4↓＋2H2O
(5)与某些盐反应生成新盐和新酸：BaCl2＋H2SO4===BaSO4↓＋2HCl
3．浓硫酸的特性
(1)吸水性：浓H2SO4能吸收物质(气体、结晶水化物)中湿存的水分，利用此性质可用浓H2SO4作干燥剂，干燥一些不与浓硫酸反应的气体(中性或酸性气体且无还原性的气体)
①能干燥的气体：H2、O2、N2、CO2、Cl2、HCl、SO2、CO、CH4等
②不能干燥的气体：碱性气体(NH3等)；还原性气体(如 H2S、HBr、HI 等)
(2)脱水性：浓硫酸能将组成有机物的H、O元素按原子个数比2：1以“H2O”的形式脱去的性质
(3)强氧化性
①与金属铜的反应：Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O
实验过程
在带有导管的橡胶塞侧面挖一个凹槽，并嵌入下端卷成螺旋状的铜丝。在试管中加入2mL浓硫酸，塞好橡胶塞，使铜丝与浓硫酸接触。加热，将产生的气体先后通入品红溶液和石蕊溶液中，观察实验现象。向外拉铜丝，终止反应。冷却后，将试管里的物质慢慢倒入盛有少量水的另一只试管里，观察溶液的颜色
实验装置

实验现象
①a试管中铜丝表面有气泡产生；b试管中的溶液逐渐变为无色；c试管中的紫色石蕊溶液逐渐变为红色
②将a试管里的溶液慢慢倒入水中，溶液显蓝色
实验结论
Cu与浓硫酸反应的化学方程式为：Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O
实验说明
a．通过可抽动的铜丝来控制反应的发生或停止
b．浸有碱液的棉花团可以吸收多余的SO2，以防止污染环境
c．Cu与浓硫酸的反应中，浓H2SO4的作用：强氧化性和酸性
②与其他金属反应的规律
a．除Au、Pt以外的绝大多数金属都能与浓硫酸作用，在这些氧化还原反应中，浓H2SO4还原产物为SO2
b．与铁、铝的反应：常温下，铁、铝表面被浓硫酸氧化为致密的氧化膜而钝化(化学变化)，从而阻止了酸与内层金属的进一步反应，所以常温下可以用铁、铝制容器来盛装浓硫酸。加热时，浓硫酸能与铁反应
浓硫酸与铁共热：2Fe+6H2SO4(浓)Fe2(SO4)3+3SO2↑+6H2O
c．与活泼金属反应：与活泼金属(Zn)反应，开始产生SO2，硫酸浓度变稀后，成成的气体为H2
Zn＋2H2SO4(浓)===ZnSO4＋SO2↑＋2H2O， Zn＋H2SO4(稀)===ZnSO4＋H2↑
d．与不活泼金属反应：随着反应的进行，浓硫酸浓度变小，一旦变为稀硫酸，反应就停止
Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O
如：1 mol Cu与含2 mol H2SO4的浓硫酸充分反应，生成的SO2的物质的量小于1 mol
③与非金属的反应——反应需要加热，否则不反应
a．与木炭反应：C＋2H2SO4(浓)CO2↑＋2SO2↑＋2H2O
b．与硫的反应：S＋2H2SO4(浓)3SO2↑＋2H2O
c．与红磷反应：2P＋5H2SO4(浓)2H3PO4＋5SO2↑＋2H2O
④与具有还原性的化合物反应，与H2S、FeSO4、HI、HBr等物质反应
H2S＋H2SO4(浓)===S↓＋SO2↑＋2H2O
2FeSO4＋2H2SO4(浓)===Fe2(SO4)3＋SO2↑＋2H2O
【微点拨】
①浓硫酸在与金属的反应中既表现氧化性又表现酸性，而浓硫酸在与非金属的反应中只表现氧化性
②浓硫酸可将碳、磷等非金属单质氧化成高价态的氧化物或含氧酸，本身被还原为SO2
③常温下与活泼金属反应表现强氧化性和酸性，生成硫酸盐和SO2，硫酸变稀后，生成的气体为H2
④加热与不活泼金属反应时，即使金属过量也不能使H2SO4完全反应，也不会产生H2
⑤与不活泼金属和非金属反应时，反应需要加热，否则不反应
4．浓硫酸和稀硫酸的鉴别
物质
方法
浓硫酸
稀硫酸
物理
性质
加水
放出大量热
无明显变化
观状态
油状液体
液态
密度
ρ浓H2SO4>ρ稀H2SO4
化学
性质
铁片
无明显变化(钝化)
铁片逐渐溶解，并产生无色气体
铜片(加热)
铜片溶解，产生无色气体
不反应
白纸
变黑
无明显变化
胆矾
蓝色变白
胆矾溶解形成蓝色溶液
5．硫酸的工业制法
工业制硫酸的原理示意图

上述流程涉及的化学方程式
①S＋O2SO2或4FeS2＋11O22Fe2O3＋8SO2
②2SO2＋O22SO3
③SO3＋H2O===H2SO4
6．SO与SO检验
(1)SO的检验 (干扰离子可能有：CO32-、SO32-、SiO32-、Ag＋、PO43－等)
操作方法：被检液无明显现象(若有沉淀，静置后取上层清液)有无白色沉淀(若有白色沉淀产生，则说明待检验溶液中含有SO；若无白色沉淀产生，则说明待检验溶液中不含SO)
【微点拨】
①先加稀盐酸的目的是防止CO、SO、Ag＋干扰，再加BaCl2溶液，有白色沉淀产生
②可能发生反应的离子方程式有
CO＋2H＋===CO2↑＋H2O、SO＋2H＋===SO2↑＋H2O、Ag＋＋Cl－===AgCl↓、Ba2＋＋SO===BaSO4↓
③答题模板：取少量溶液于试管中，加入足量稀盐酸，无明显现象，再加入BaCl2溶液，若有白色沉淀产生，则证明有SO
(2)SO的检验：被检液沉淀气体品红溶液褪色，说明含SO
①原理：SO＋2H＋===SO2↑＋H2O；SO＋Ca2＋===BaSO3↓；CaSO3＋2H＋===Ca2＋＋SO2↑＋H2O
②操作方法：取少量溶液于试管中，加入CaCl2溶液生成白色沉淀，再加入稀盐酸，将产生的气体通入品红溶液，红色褪去，则含有SO
四、基于价类二维图理解硫及其化合物的转化
1．理清硫元素的化合价与氧化性、还原性之间的关系
(1)硫及其化合物的转化关系

SO2、SO3是酸性氧化物，H2SO3、H2SO4是酸，物质的类别可以帮助我们理解它们的性质。相同价态的不同含硫化合物间是通过酸碱反应规律联系在一起的
如：SO2H2SO3NaHSO3Na2SO3
(2)不同价态硫元素之间的相互转化

不同价态硫元素之间的相互转化主要通过氧化还原反应实现。上述转化中，从左到右，硫元素化合价升高，需加入氧化剂。从右到左，硫元素化合价降低，需加入还原剂
(3)相同价态硫元素之间的转化

左图两种转化关系均属于相同价态硫元素之间的转化，从左到右的转化，加入碱可以实现；从右到左的转化，加入酸可以实现
(4)相邻价态的微粒不发生氧化还原反应，如：S和H2S、S和SO2、SO2和浓硫酸之间不发生氧化还原反应
(5)含硫物质的连续氧化
硫元素
2．重要的硫酸盐
化学式
俗名
颜色
用途
2CaSO4·H2O
熟石膏
白色
塑像、模型、粉笔、医疗绷带等
CaSO4·2H2O
生石膏
白色
水泥添加剂
FeSO4·7H2O
绿矾
浅绿色
用于配制蓝黑墨水，补血剂
CuSO4·5H2O
胆矾、蓝矾
蓝色
配制波尔多液、镀铜液
Na2SO4·10H2O
芒硝
白色
造纸，制缓泻剂、合成洗涤剂
KAl(SO4)2·12H2O
明矾
白色
净水剂
3．亚硫酸(H2SO3)：是SO2对应的水化物
(1)弱酸性：二元中强酸，是弱电解质，在水溶液中分步电离，H2SO3H＋＋HSO，HSOH＋＋SO
(2)稳定性差(易分解，温度越高，浓度越大，分解越快)：H2SO3SO2↑＋H2O
(3)弱氧化性：H2SO3＋2H2S===3S↓＋3H2O
(4)还原性：H2SO3是既有氧化性又有还原性的酸，其氧化性、还原性与SO2很相似，但以还原性为主
2H2SO3＋O2===2H2SO4
4．硫化氢(H2S)
(1)H2S的物理性质：无色、有臭鸡蛋气味的剧毒气体，大气污染物，能溶于水(1:2.6)，密度比空气大
(2)H2S的化学性质
①不稳定性：H2SS+H2
②可燃性：2H2S＋O2(少量)2H2O＋2S 2H2S＋3O2(过量)2H2O＋2SO2
③还原性：硫元素为—2价，具有很强的还原性，能被多种氧化剂(如：O2﹑Cl2﹑溴水、浓硫酸、KMnO4、HNO3、Fe3＋、H2O2、Na2O2等)氧化为单质硫
a．与Cl2反应：H2S＋Cl2===S↓＋HCl
b．与Br2反应：H2S＋Br2===S↓＋HBr
c．与浓硫酸反应：H2S＋H2SO4(浓)===S↓＋SO2＋2H2O
d．与FeCl3反应：2Fe3+＋H2S===2Fe2+＋2H+＋S↓
(3)H2S的制法
原理
FeS＋2HCl===FeCl2+H2S↑ FeS＋H2SO4===FeSO4＋H2S↑
反应原料
硫化亚铁和稀盐酸或稀硫酸
实验装置
、、
发生装置
“固＋液气”型
净化装置
先通入饱和NaHS溶液(除HCl)，再通入固体CaCl2或P2O5 (除水蒸气)
收集装置
向上排气法
尾气处理
用强碱溶液吸收多余H2S，H2S＋2NaOH===Na2S＋H2O或H2S＋NaOH===NaHS＋H2O
检验方法
能使湿润的醋酸铅试纸变黑
(4)硫化氢的水溶液叫做氢硫酸，是一种弱酸，具有酸的通性，但氢硫酸露置在空气中容易变质，溶液呈浑浊
五、多硫含氧酸盐
1．硫代硫酸钠(Na2S2O3)：Na2S2O3·5H2O俗名海波或大苏打，易溶于水，溶于水后呈碱性。S元素的化合价为＋2价，具有还原性
(1)制备：2Na2S＋Na2CO3＋4SO2===3Na2S2O3＋CO2；Na2SO3＋SNa2S2O3
(2)化学性质
①遇酸不稳定：Na2S2O3＋2HCl===2NaCl＋S↓＋SO2↑＋H2O S2O＋2H＋===S↓＋SO2↑＋H2O
②还原性：中等强度的还原剂，能被I2、Cl2、KMnO4等氧化剂氧化
a．2Na2S2O3＋I2===Na2S4O6＋2NaI，“碘量法”定量测定碘的重要反应
b．Na2S2O3＋4Cl2＋5H2O===Na2SO4＋H2SO4＋8HCl，在纺织和造纸工业上作脱氯剂
c．5Na2S2O3＋8KMnO4＋7H2SO4===8MnSO4＋5Na2SO4＋4K2SO4＋7H2O
2．连二亚硫酸钠(Na2S2O4)：俗称保险粉，能溶于冷水，在热水中分解，不溶于乙醇。S元素的化合价为＋3价，具有还原性
(1)制备：在无氧条件下，用锌粉还原亚硫酸氢钠可制得连二亚硫酸钠
(2)还原性：在空气分析中常用来吸收氧气
2Na2S2O4＋O2＋2H2O===4NaHSO3或Na2S2O4＋O2＋H2O===NaHSO3＋NaHSO4
3．焦亚硫酸钠(Na2S2O5)：S元素的化合价为＋4价，与亚硫酸盐一样具有还原性
(1)物理性质：白色或微黄结晶粉末，溶于水、甘油，微溶于乙醇，露置在空气中易被氧化成硫酸钠，与强酸接触放出二氧化硫而生成相应的盐类，加热到150 ℃分解
(2)制备：2NaHSO3Na2S2O5＋H2O
(3)还原性：S2O＋2I2＋3H2O===2SO＋4I－＋6H＋
4．过二硫酸钠(Na2S2O8)
(1)不稳定性：过二硫酸钠不稳定，受热分解生成Na2SO4、SO3和O2
2Na2S2O82Na2SO4＋2SO3↑＋O2↑
(2)氧化性：Na2S2O8中S元素的化合价是＋6价，其阴离子S2O结构中含有1个过氧键(—O—O—)，性质与过氧化氢相似，具有氧化性。所以Na2S2O8是一种强氧化剂
①2Mn2＋＋5S2O＋8H2O2MnO＋10SO＋16H＋
②S2O＋2I－2SO＋I2
六、氧族元素
1．氧族元素的递变规律
(1)氧族元素概况
包括氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)、钋(Po)、(Lv)六种元素。常温下，单质除氧为气体外，其余均为固体，氧、硫、硒为典型的非金属元素，碲为类金属，钋、为金属
(2)相似性和递变性
元素名称
氧(8O)
硫(16S)
硒(34Se)
碲(52Te)
单质颜色
无色
淡黄色
灰色
银白色
单质状态
气体
固体
固体
固体
原子结构
原子结构示意图






周期表中的位置
第VIA族
相似性
最外层都有6个电子，在化学反应中可显－2、＋4、＋6价(氧无最高正价)
递变性 (从OTe)
电子层数逐渐增多，原子半径和离子半径逐渐增大：O＜S＜Se＜Te
化学性质
单质氧化性
O2＞S＞Se＞Te
氢化物
氧、硫、硒的单质可直接与氢气化合生成氢化物：2H2＋O22H2O、H2＋SH2S，碲不能直接与氢气化合，只能通过其他反应间接制取碲化氢。单质和氢气化合的能力逐渐减弱；对应的气态氢化物的稳定性逐渐减弱：H2O＞H2S＞H2Se＞H2Te
氧化物
硫、硒、碲均有二氧化物、三氧化物，且均是酸酐，其对应的水化物分别为H2RO3型和H2RO4型两种酸。但所对应最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱：H2SO4＞H2SeSO4＞H2TeO4
能与大多数
金属直接化合
Fe＋SFeS、2Cu＋SCu2S、
3Fe＋2O2Fe3O4、2Cu＋O22CuO
【微点拨】
①除K＋、Na＋外，一般的金属硫化物难溶于水，如：FeS、ZnS、CuS等
②金属硫化物在空气中灼烧，生成金属氧化物和SO2，如：2ZnS＋3O22ZnO＋2SO2
2．臭氧
(1)组成：臭氧的分子式为O3，与 O2互为同素异形体
(2)物理性质：常温常压下，臭氧是一种有特殊臭味的淡蓝色气体，密度比氧气大，比氧气易溶于水。吸入少量臭氧对人体有益，吸入过量对人体健康有一定危害
(3)化学性质
①不稳定性：O3不稳定，容易分解，反应的化学方程式为2O3===3O2，在放电条件下空气中的O2可以转化为O3，反应的化学方程式为 3O22O3
②强氧化性：极强能氧化还原性的物质(如KI、FeCl2等)
a．O3容易使淀粉­KI溶液变蓝色，反应的化学方程式为 2KI＋O3＋H2O===I2＋2KOH＋O2
b．易氧化Ag、Hg等不活泼金属)
③漂白性：O3因其强氧化性能使有色物质褪色，可用作杀菌消毒剂
(4)用途
①可用作脱色剂和消毒剂
②臭氧层可以吸收来自太阳的紫外线，是人类和其他生物的保护伞
3．过氧化氢
(1)结构
电子式：HH，结构式：H—O—O—H
(2)物理性质：无色液体
(3)化学性质
①不稳定性：加热、光照或加催化剂都能加快其分解
2H2O22H2O＋O2↑，因此H2O2应保存在棕色瓶中并放置在阴凉处
②弱酸性：相当于二元弱酸
H2O2H＋＋HO，HOH＋＋O
③强氧化性
a．工业上用10%的H2O2作为漂白剂，在医疗上用3%的H2O2作为消毒杀菌剂；
b．氧化Fe2＋、SO等还原性物质：
H2O2＋2Fe2＋＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O，H2O2＋Na2SO3===Na2SO4＋H2O，SO2＋H2O2===H2SO4
c．使湿润的淀粉－KI试纸变蓝：H2O2＋2I－＋2H＋===I2＋2H2O
④弱还原性：H2O2中－1价的氧遇强氧化剂可失去电子转化成0价氧而被氧化
2KMnO4＋5H2O2＋3H2SO4===K2SO4＋2MnSO4＋5O2↑＋8H2O
(4)用途：氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂等
【微点拨】
①除MnO2外，Fe2＋、Mn2＋、Cu2＋、Cr3＋等也均能催化H2O2的分解；H2O2在碱性环境中的分解远比在酸性环境中的快
②H2O2作氧化剂时，其还原产物一般为水，不引入杂质且对环境无污染，因而又称为绿色氧化剂，常用于除去具有还原性的杂质离子
4．Se、Te及其化合物
(1)硒及其化合物的性质
①单质硒及其氢化物在空气中燃烧可得到SeO2
②SeO2的氧化性比SO2强，属于中等强度的氧化剂，可氧化H2S、NH3等
SeO2＋2H2S===Se＋2S＋2H2O；3SeO2＋4NH3===3Se＋2N2＋6H2O
③亚硒酸可作氧化剂，能氧化SO2：H2SeO3＋2SO2＋H2O===2H2SO4＋Se
遇到强氧化剂时表现还原性，可被氧化成硒酸：H2SeO3＋Cl2＋H2O===H2SeO4＋2HCl
(2)碲及其化合物的性质
①碲在空气或纯氧中燃烧生成TeO2
②TeO2是不挥发的白色固体，微溶于水，易溶于强酸、强碱，如TeO2＋2NaOH===Na2TeO3＋H2O。
③TeO2(H2TeO3)具有氧化性和还原性
H2TeO3＋2SO2＋H2O===2H2SO4＋Te
H2TeO3＋Cl2＋H2O===H2TeO4＋2HCl
(3)硒和碲的化合物均有毒












































氮及其重要化合物
【知识网络】
1．理清知识主线：H32OOO2HO3
2．熟悉氮及其重要化合物之间的转化关系

【核心知识梳理】
一、氮气及氮的氧化物
1．氮元素存在形态及氮的固定
(1)氮元素的位置、结构
氮的原子结构示意图为___________，位于元素周期表的第二周期、第ⅤA族。氮原子的最外电子层有5个电子，既不容易得到3个电子，也不容易失去5个电子。因此，氮原子一般通过共用电子对与其他原子相互结合构成物质
(2)氮元素的存在
既有游离态，又有化合态。氮元素在自然界中主要以氮分子的形式存在于空气中(N2约占空气总体积的78%、总质量的75%)，部分氮元素存在于动植物体内的蛋白质中，还有部分氮元素存在于土壤、海洋里的硝酸盐和铵盐中
(3)氮的固定
①概念：将大气中游离态的氮转化为氮的化合物的过程，叫做氮的固定
②氮的固定有三种途径
a．自然固氮：自然通过闪电释放的能量将空气中的氮气转化为含氮的化合物
b．生物固氮：豆科植物根瘤菌将N2转化成氨
c．人工固氮：人类通过控制条件，将氮气转化为氮的化合物，最重要的人工固氮途径是工业合成氨
2．氮气
(1)物理性质：无色无味气体，密度比空气略小，难溶于水
(2)分子结构：电子式：，结构式：N≡N；氮氮键很难断裂，通常情况下，氮气的化学性很质稳定、不活泼，不易与其他物质反应
(3)化学性质：常温下氮气很稳定，N2的化学性质很不活泼，很难与其它物质发生反应，但这种稳定是相对的，在一定条件下(如：高温、放电、点燃)，也能跟某些物质(如：H2、O2、Mg等)发生反应
①与氢气反应生成NH3：N2＋3H22NH3
②与氧气在放电或高温条件下生成NO：N2＋O22NO
③与活泼金属(Mg、Li)反应：3Mg＋N2Mg3N2 6Li＋N22Li3N
氮化镁与水的反应：Mg3N2＋6H2O===3Mg(OH)2↓＋2NH3↑ (金属氮化物易水解，生成氨气和相应的碱)
(4)氮气的制法
①实验室制法：加热NH4Cl饱和溶液和NaNO2晶体的混合物：NaNO2＋NH4ClNaCl＋N2↑＋2H2O
②工业制法：工业上从液态空气中，利用液态氮的沸点比液态氧的沸点低加以分离而制得氮气

(5)氮气的用途
①工业上合成氨，制硝酸 ②在灯泡中填充氮气以防止钨丝被氧化或挥发
③保存粮食、水果等食品，以防止腐烂 ④医学上用液氮作冷冻剂，以便在冷冻麻醉下进行手术
⑤代替稀有气体作焊接金属时的保护气，以防止金属被空气氧化
⑥高科技利用液氮制造低温环境，使某些超导材料获得超导性能
3．氮的氧化物
氮元素有+1、+2、+3、+4、+5价，五种正价对应六种氧化物：(N2O)、(NO)、(N2O3)、(NO2、N2O4)、(N2O5)，其中N2O3和N2O5为酸性氧化物，分别是HNO2和HNO3的酸酐
(1)一氧化二氮(N2O)：俗称笑气，常作麻醉剂
(2)一氧化氮(NO)
①物理性质：无色、无味的有毒的气体，密度比空气略大，难溶于水
②实验室制法：3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O，只能用排水法收集
③化学性质：既有氧化性又有还原性，以还原性为主
a．易被O2氧化为NO2而变红棕色：2NO＋O2===2NO2 (收集NO气体必须用排水集气法)
b．NO与酸性KMnO4反应：5NO＋3MnO4－＋4H＋===5NO3－＋3Mn2＋＋2H2O
c．NO与酸性K2Cr2O7反应：2NO＋Cr2O7－＋6H＋===2NO3－＋2Cr3＋＋3H2O
④对人体、环境的影响：①与血红蛋白结合，使人中毒 ②转化成NO2，形成酸雨、光化学烟雾
(3)三氧化二氮(N2O3)：亚硝酸的酸酐，可与水作用生成亚硝酸，N2O3＋H2O===2HNO2
(4)二氧化氮(NO2)
①物理性质：红棕色有剌激性气味的有毒气体，易溶于水且与水能发生反应
②实验室制法：Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O，只能用排空气法收集
③化学性质：既有氧化性又有还原性，以氧化性为主，NO2能氧化SO2、KI等物质
a．与SO2的反应：NO2＋SO2===SO3＋NO
b．与碘化钾溶液的反应：NO2＋2KI===2KNO2＋I2 (NO2能使湿润的淀粉KI试纸为蓝)
c．与水的反应：3NO2＋H2O===2HNO3＋NO
d．与氢氧化钠溶液的反应：2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O
e．与N2O4相互转化：2NO2N2O4
④对人体、环境的影响：形成酸雨、光化学烟雾
【微点拨】
a．在实验测定NO2、N2O4的相对分子质量、比较相同条件下相同物质的量的气体体积大小，以及涉及到NO2气体的颜色深浅、压强、密度等方面时要考虑2NO2N2O4反应
b．由于NO2气体和溴蒸气都为红棕色气体，都能使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝，溴蒸气和NO2通入NaOH溶液均形成无色溶液。故不能用淀粉碘化钾试纸或NaOH溶液来区别NO2气体和溴蒸气，可用水来区别
c．验证某无色气体为NO的方法是向该无色气体中通入O2(或空气)，无色气体变为红棕色
(5)四氧化二氮(N2O4)：无色气体，易液化，与NO2相互转化，N2O42NO2
(6)五氧化二氮(N2O5)：硝酸的酸酐，可与水作用生成硝酸，N2O5＋H2O===2HNO3
4．氮氧化物对环境的污染和防治
(1)气态的氮氧化物几乎都是剧毒性物质，都是大气污染物，在太阳辐射下还会与碳氢化物反应形成光化学烟雾
(2)空气中氮氧化物的来源：空气中的NO、NO2主要来源于煤和石油的燃烧、汽车尾气、硝酸工厂的废气等
(3)常见的污染类型
①光化学烟雾：NOx在紫外线作用下，与碳氢化合物发生一系列光化学反应，产生一种有毒的烟雾
②酸雨：NOx排入大气中后，与水反应生成HNO3和HNO2，随雨雪降到地面，就有可能形成酸雨
③破坏臭氧层：NO2可使平流层中的臭氧减少，导致地面紫外线辐射量增加
④水体污染：水体富营养化
⑤NO与血红蛋白结合使人中毒
(4)常见的NOx尾气处理方法
①碱液吸收法
2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O
NO2＋NO＋2NaOH===2NaNO2＋H2O
工业尾气中NOx常用碱液吸收处理，NO2、NO的混合气体能被足量烧碱溶液完全吸收的条件是：n(NO2)≥n(NO)
②催化转化法：在催化剂、加热条件下，氨可将氮氧化物转化为无毒气体(N2)或NOx与CO在一定温度下催化转化为无毒气体(N2和CO2，一般适用于汽车尾气的处理)。
a．氨气吸收法：8NH3＋6NO27N2＋12H2O 4NH3＋6NO5N2＋6H2O
b．汽车尾气转换器：2CO＋2NO2CO2＋N2
二、氨和铵盐
(一)氨
1．氨的分子结构和物理性质
(1)分子结构：氨的电子式为，结构式为，氨的结构为三角锥形
(2)物理性质：氨是无色、有刺激性气味的气体，密度比空气小，很容易液化；氨极易溶于水，在常温常压下，1体积水大约可溶解700体积氨。氨气溶于水时，需防止倒吸现象的发生
2．氨的化学性质
(1)与水的反应
氨溶于水的水溶液称为氨水，其中大部分NH3与水结合成一水合氨(NH3·H2O)，NH3·H2O为弱电解质，只能部分电离成NH4＋和OH－：NH3＋H2ONH3·H2ONH4＋＋OH―
①NH3是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，常用此性质检验NH3
②液氨与氨水的比较

液氨
氨水
物质成分
纯净物(非电解质)
混合物(NH3·H2O为弱电解质)
粒子种类
NH3分子
NH3、NH3·H2O、H2O、NH、OH－、H＋
主要性质
不具有碱性
具有碱的通性
存在条件
常温常压下不能存在
在常温常压下可存在
③氨水的性质：NH3·H2O为可溶性一元弱碱，能使无色酚酞试液变为浅红色，使红色石蕊试液变为蓝色。氨水的浓度越大，密度反而越小。NH3·H2O易挥发，不稳定，易分解：NH3·H2ONH3↑＋H2O
④氨水的保存方法：氨水对许多金属有腐蚀作用，所以不能用金属容器盛装氨水。通常把氨水盛装在玻璃容器、橡皮袋、陶瓷坛或内涂沥青的铁桶里
⑤有关氨水浓度的计算：氨水虽然大部分以NH3·H2O形式存在，但计算时仍以NH3作溶质
(2)氨气与酸(盐酸、硝酸、硫酸等)反应，生成铵盐
①蘸有浓盐酸的玻璃棒与蘸有浓氨水的玻璃棒靠近，其现象是有大量白烟产生，其原因是：浓氨水和浓盐酸均有挥发性，挥发出来的NH3和HCl在空气中相遇，化合生成NH4Cl固体小颗粒，即为白烟
反应的化学方程式：HCl＋NH3===NH4Cl (产生白烟，可用于检验NH3)
②将浓盐酸改为浓硝酸，也会出现相同的现象
反应的化学方程式：NH3＋HNO3===NH4NO3 (产生白烟，可用于检验NH3)
③与硫酸反应：2NH3＋H2SO4===(NH4)2SO4 (浓硫酸没有挥发性，不能形成白烟，不能用浓硫酸干燥氨气)
④与CO2、SO2等酸性氧化物反应：NH3＋CO2＋H2O===NH4HCO3或2NH3＋CO2＋H2O===(NH4)2CO3
(3)NH3的还原性：NH3分子中氮元素的化合价为－3价，在化学反应中氮元素化合价可能的变化是只能升高，不能降低，因此氨具有还原性。NH3能与与O2、CuO、Cl2等的反应
①氨的催化氧化：氨气在催化剂（如铂等）、加热条件下，被氧气氧化生成NO和H2O。此反应是放热反应，叫做氨的催化氧化(或叫接触氧化)，是工业制硝酸的反应原理之一
4NH3＋5O24NO＋6H2O (工业制硝酸的基础，也是工业上制NO的方法)
②与纯氧反应：4NH3 + 3O2(纯氧) 2N2 + 6H2O (黄绿色火焰)
③与CuO反应：2NH3＋3CuON2＋3Cu＋3H2O (氨气还原CuO是实验室制氮气的方法之一)
④氨气与氯气反应
氨气与少量氯气反应的化学方程式为：8NH3＋3Cl2===N2＋6NH4Cl
氨气与足量氯气反应的化学方程式为：2NH3 + 3Cl2 ===N2 + 6HCl
(4)与盐溶液反应
被滴试剂
现象
离子方程式
FeCl3溶液
生成红褐色沉淀
Fe3＋＋3NH3·H2O===Fe(OH)3↓＋3NH
AlCl3溶液
生成白色沉淀
Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH
3．氨的用途
①氨是氮肥工业及制造硝酸、碳铵、纯碱等的重要原料
②氨也是有机合成工业中的常用原料 (如：尿素、合成纤维、染料等)
③氨还以用作制冷剂。液氨作制冷剂的原因是氨易液化，液氨汽化时要吸收大量的热，使周围温度急剧降低
4．氨气的实验室制法
(1)常规方法
原理
2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O
反应原料
实验室一般用氯化铵或硫酸铵与Ca(OH)2固体
实验装置

发生装置
“固＋固气”型，与实验室利用氯酸钾和二氧化锰加热制取氧气的装置相同
净化装置
通常用碱石灰干燥氨气，不能用五氧化二磷、浓硫酸和无水氯化钙干燥

收集装置
NH3极易溶于水 密度比空气小，只能用向下排空气法收集，试管口塞一团疏松的棉花团，目的是防止氨气与空气形成对流，以收集到较纯净的氨气
尾气处理
多余的氨气要吸收掉(可在导管口放一团用水或稀硫酸浸润的棉花球)以避免污染空气。在吸收时要防止倒吸，常采用的装置如图所示：

验满方法
①方法一：用镊子夹住一片湿润的红色石蕊试纸放在试管口，若试纸变蓝，说明已经收集满
②方法二：用蘸取浓盐酸的玻璃棒靠近试管口，若有白烟生成，说明已经收集满
【微点拨】
①NH4Cl可用(NH4)2SO4等代替，但不能用NH4HCO3或NH4NO3代替。因为加热过程中NH4NO3可能发生爆炸性的分解反应，发生危险；而NH4HCO3极易分解产生CO2，使生成的中混有较多CO2杂质
②消石灰不能用KOH或NaOH代替，原因是：NaOH、KOH易吸水、易结块，不利于生成的NH3逸出，而且高温下NaOH、KOH会腐蚀试管
③氨气干燥时：不能用CaCl2、P2O5、浓硫酸作干燥剂，因为NH3能与CaCl2反应生成CaCl2·8NH3。P2O5与浓硫酸均能与NH3反应，生成相应的盐。所以NH3通常用碱石灰干燥
④收集NH3时所用的仪器必须干燥，导气管要插入管底；试管口要塞一团用水或稀硫酸浸湿的棉花球，可减小NH3与空气的对流速度，使收集的气体纯净，同时也可避免污染空气
(2)简易方法
方法
化学方程式(或原理)
气体发生装置
加热浓氨水
NH3·H2OH2O＋NH3↑

浓氨水＋固体NaOH
NaOH溶于水放热，促使氨水分解，且OH－浓度的增大有利于NH3的放出

浓氨水＋固体CaO
化学方程式：NH3·H2O＋CaO===NH3↑＋Ca(OH)2
CaO的作用：①与水反应，使溶剂(水)减少
②反应放热，促使氨水分解
③增加溶液中的OH－浓度，减小NH3的溶解度
(3)氨的工业制法：N2＋3H22NH3
5．喷泉实验——氨极易溶于水
实验过程
在干燥的圆底烧瓶里充满，用带有玻璃管和胶头滴管(预先吸入水)的橡胶塞塞紧瓶口。倒置烧瓶，使玻璃管插入盛有水的烧杯中(预先在水里滴入少量酚酞溶液)。打开弹簧夹，挤压胶头滴管，使水进入烧瓶。观察并描述现象，分析出现这些现象的可能原因
实验装置

实验现象
烧杯中的溶液由玻璃管进入烧瓶，形成喷泉，瓶内液体呈红色
实验结论
氨易溶于水，水溶液呈碱性
方程式
NH3＋H2ONH3·H2O
(1)喷泉实验的原理：因为烧瓶内气体易溶于水或易与水反应，使瓶内压强减小，形成压强差，大气压将烧杯中的水压入烧瓶而形成喷泉
(2)能形成喷泉的条件：从原理上讲，气体要易溶于水或易与水反应，以形成足够大的压强差；从实验条件上讲，烧瓶内气体要充满，气体和仪器均要干燥，装置的气密性要好
(3)使容器内外产生较大压强差的两种方法
①减小内压法：使烧瓶外气压不变，烧瓶内气压减小
实验装置

原理
烧瓶内气体与液体接触→气体溶解或发生化学反应→烧瓶内压强减小→外部液体迅速进入形成喷泉
引发喷泉
打开橡皮管上的弹簧夹，挤压滴管的胶头，则烧杯中的水由玻璃管进入烧瓶，形成喷泉
常见气体与吸收剂的组合
气体
HCl
NH3
CO2、Cl2、H2S、SO2
NO2＋O2
吸收剂
水或NaOH溶液
水或盐酸
NaOH溶液
水
组合时的条件
气体在溶液中的溶解度很大或通过反应，使气体的物质的量迅速减小，产生足够的压强差(负压)
②增大外压法：使烧瓶外气压增大，烧瓶内气压不变
实验装置

原理
锥形瓶内液体挥发或发生化学反应产生气体→容器内压强增大→锥形瓶内液体迅速流入烧瓶形成喷泉
实例
喷雾器、人造喷泉、火山喷发等
(二)铵盐及NH的检验
1．铵盐：由铵离子和酸根离子构成的盐，铵盐属于铵态氮肥
如：硫酸铵[(NH4)2SO4 ，俗称硫铵，又称肥田粉]，氯化铵[NH4Cl，俗称氯铵]，硝酸铵[NH4NO3，俗称硝铵]，
碳酸氢铵[NH4HCO3，俗称碳铵]
2．结构：具有离子键、共价键，是由非金属元素组成的离子化合物(离子晶体)
3．铵盐的物理性质：铵盐都是白色固体，绝大多数铵盐都易溶于水
4．铵盐的化学性质
(1)不稳定性：铵盐受热易分解，但不一定都有NH3生成
①在试管中加热氯化铵固体，观察到的现象是氯化铵白色固体消失，在试管上方重新凝成白色固体
反应的化学方程式：NH4ClNH3↑＋HCl↑，NH3＋HCl===NH4Cl
【微点拨】该过程不是升华，利用NH4Cl的这种性质常用来分离提纯NH4Cl固体
②NH4HCO3固体受热分解：NH4HCO3NH3↑＋CO2↑＋H2O
③(NH4)2CO3固体受热分解：(NH4)2CO32NH3↑＋CO2↑＋H2O
④NH4NO3受热分解较为复杂：NH4NO3N2O↑＋2H2O，2NH4NO32N2↑＋O2↑＋4H2O
(2)与碱反应
①固体反应(NH4Cl固体与NaOH固体共热)：NH4Cl＋NaOHNH3↑＋NaCl＋H2O
②溶液中的反应
a．若是铵盐溶液与碱溶液共热，写成NH3↑＋H2O
(NH4)2SO4与NaOH两溶液混合加热：NH＋OH－NH3↑＋H2O
b．若是铵盐溶液与浓碱溶液，写成NH3↑＋H2O
浓NaOH溶液中加入硫酸铵固体：OH－＋NH===NH3↑＋H2O
c．若是反应物为稀溶液且不加热时或无特殊说明写NH3·H2O
NH4Cl与NaOH两稀溶液混合：NH＋OH－===NH3·H2O
5．用途：可用作氮肥，炸药，焊药
6．NH4＋的检验：取少量待测溶液于试管中，再加入浓的NaOH溶液，加热产生能使湿润红色石蕊试纸变蓝的气体(或将蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近试管口，有白烟产生)，则该溶液中存在NH
(三)N2H4的结构与性质
1．无水N2H4为无色发烟液体，并有微弱氨的气味。它的稳定性比NH3小，受热即发生爆炸性分解，生成N2、NH3和H2
2．燃烧：N2H4(l)＋O2(g)===N2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－622 kJ·mol－1
N2H4的主要用途是作导弹、宇宙飞船飞行的火箭燃料。
3．N2H4的水溶液呈弱碱性，其强度比氨水弱：N2H4＋H2ON2H＋OH－ N2H＋H2ON2H＋OH－
三、硝酸
1．物理性质：硝酸是无色易挥发的液体，有刺激性气味，能跟水以任意比互溶，打开盛浓硝酸的试剂瓶盖，有白雾产生(与浓盐酸相同)
2．化学性质
(1)酸性：属于强酸，溶于水完全电离：HNO3===H+＋NO3－，具有酸的通性，能与碱、碱性氧化物、某些盐反应
CaCO3与HNO3反应：CaCO3＋2HNO3(稀)===Ca(NO3)2＋CO2↑＋H2O (若无稀盐酸可用稀硝酸代替室制CO2)
【微点拨】
①稀硝酸使石蕊试液变红色，浓硝酸使紫色石蕊试液先变红后褪色(酸性和强氧化性)
②硝酸具有酸的一些通性，但硝酸与活泼金属反应时无氢气产生
(2)不稳定性：硝酸见光或受热易发生分解，HNO3越浓，越易分解，温度越高分解越快，光照越强分解越快
4HNO3(浓)2H2O＋4NO2↑＋O2↑
【微点拨】
①实验室中浓硝酸显黄色的原因：浓硝酸分解生成的NO2又溶于硝酸所致。消除黄色的方法是向浓硝酸中通入空气或O2，发生反应为4NO2＋O2＋2H2O===4HNO3
②硝酸一般保存在棕色试剂瓶中，并放置在阴凉处
(3)强氧化性：HNO3中的＋5价氮元素具有很强的得电子能力。硝酸的浓度越大，反应温度越高，其氧化性越强还原产物一般为：HNO3(浓)→NO2，HNO3(稀)→NO；很稀的硝酸还原产物也可能为N2O、N2或NH4NO3
①硝酸与金属的反应：硝酸与金属反应时，硝酸既表现氧化性又表现酸性
金属与硝酸反应规律

a．除Au、Pt等少数金属外，硝酸几乎可以氧化所有的金属
3Ag＋4HNO3(稀)===3AgNO3＋NO↑＋2H2O
b．活泼金属与硝酸反应不生成H2，硝酸的浓度不同，还原产物不同，可能是NO2、N2O、NO、N2、NH4NO3
如：4Mg＋10HNO3(稀)===4Mg (NO3)2＋NH4NO3＋3H2O
c．铜与浓、稀硝酸反应
浓硝酸与铜反应
Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
该反应较剧烈，反应过程中有红棕色气体产生，此外，随着反应的进行，硝酸的浓度渐渐变稀，反应产生的气体是NO2、NO等的混合气体
稀硝酸与铜反应
3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
该反应较缓慢，反应后溶液显蓝色，反应产生的无色气体遇到空气后变为红棕色(无色的NO被空气氧化为红棕色的NO2)
d．与Fe、Al反应：常温下，浓硝酸能使Fe、A1发生钝化，这是因为浓硝酸将Fe、A1表面氧化，使Fe、A1的表面形成一层致密的氧化物薄膜，阻止了反应的进一步进行。常温下，可用铁或铝制容器盛放浓硝酸，但要注意密封，以防止硝酸挥发变稀后与铁、铝反应。当加热时，加热时可以与Fe、Al发生反应
铁在加热时，与过量的浓硝酸反应：Fe＋6HNO3(浓)Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O
e．铁与稀硝酸反应：先生成Fe(NO3)3，若Fe过量，Fe(NO3)3再与Fe反应生成Fe(NO3)2
Fe(少量)＋4HNO3(稀===Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O
3Fe(过量)＋8HNO3(稀)===3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
f．王水是浓硝酸和浓盐酸按体积比1∶3的混合物，能使一些不溶于硝酸的金属如金、铂等溶解
②硝酸与非金属的反应：硝酸与非金属反应时，硝酸只表现出氧化性
金属与非硝酸反应规律
非金属单质＋浓硝酸最高价氧化物或其含氧酸＋NO2↑＋H2O
a．木炭与浓硝酸反应：C＋4HNO3(浓)CO2↑＋4NO2↑＋2H2O
b．硫与浓硝酸反应：S + 6HNO3(浓)H2SO4+6 NO2↑+4H2O
c．红磷与浓硝酸反应：P + 5HNO3(浓)H3PO4+5 NO2↑+H2O
d．白磷与浓硝酸反应：P4 + 20HNO3(浓)4H3PO4+20 NO2↑+4H2O
③硝酸与还原性化合物的反应：硝酸可氧化H2S、SO2、Na2SO3、HI(I—)、Fe2＋、FeO等还原性物质
a．稀硝酸与H2S反应的离子方程式：3H2S＋2HNO3(稀)===3S↓＋2NO↑＋4H2O
b．稀硝酸与SO2反应的离子方程式：3SO2＋2NO3－＋2H2O===3SO42－＋2NO↑＋4H＋
c．稀硝酸与Na2SO3反应的离子方程式：3SO32－＋2NO3－＋2H＋===3SO42－＋2NO↑＋H2O
d．稀硝酸与HI反应的离子方程式：6I－＋2NO3－＋8H＋===3I2＋2NO↑＋4H2O
e．稀硝酸与Fe2＋反应的离子方程式：3Fe2+＋NO3－＋4H＋===3Fe3+＋NO↑＋2H2O
f．稀硝酸与FeO反应的离子方程式：3FeO＋NO3－＋10H＋===3Fe3+＋NO↑＋5H2O
④NO3－无氧化性，而当NO3－在酸性溶液中时，则具有强氧化性
a．在Fe(NO3)2溶液中加入盐酸或硫酸，因引入了H＋而使Fe2＋被氧化为Fe3＋
b．过量的Cu与浓硝酸反应，待反应停止后，再加入稀盐酸或硫酸，此时铜片上有无色气体生成，这是因为：加入的稀盐酸或硫酸电离出的H＋与Cu(NO3)2中的NO3－结合具有强氧化性，能使Cu继续溶解
c．铜片与稀硝酸、稀硫酸反应3Cu＋2HNO3＋3H2SO4===3CuSO4＋2NO↑＋4H2O
⑤能氧化并腐蚀某些有机物，如皮肤、衣服、纸张、橡胶等。因此在使用硝酸(尤其是浓硝酸)时要特别小心，万一不慎将浓硝酸弄到皮肤上，应立即用大量水冲洗，再用小苏打或肥皂液洗涤
(4)与有机物反应
①硝化反应(与反应)：
②显色反应：含有苯基的蛋白质遇到浓硝酸时变黄色
3．用途：硝酸是一种重要的化工原料，可用于制造炸药、染料、塑料、硝酸盐、氮肥等
4．硝酸的保存方法：硝酸易挥发，见光或受热易分解，具有强氧化性而腐蚀橡胶，因此，实验室保存硝酸时，应将硝酸保存在棕色、细口、磨口玻璃塞的玻璃试剂瓶中，并放置在黑暗且温度较低的地方
5．硝酸的制法
(1)硝酸的实验室制法
原理：NaNO3＋H2SO4(浓)NaHSO4＋HNO3↑ (利用浓H2SO4的高沸点，难挥发性制取挥发性的HNO3)
因HNO3不稳定，加热温度不宜过高；由于硝酸易腐蚀橡胶，因此该反应禁用橡胶塞，所用仪器为曲颈甑
(2)硝酸的工业制法
流程示意图

主要流程
将氨和空气的混合气(氧∶氮≈2∶1)通入灼热(760～840 ℃)的铂铑合金网，在合金网的催化作用下，氨被氧化成一氧化氮(NO)，生成的一氧化氮结合反应后残余的氧气继续被氧化为二氧化氮，随后将二氧化氮通入水中制取硝酸
各步反应的化学方程式
4NH3＋5O24NO＋6H2O，2NO＋O2===2NO2，3NO2＋H2O===2HNO3＋NO
尾气吸收
NO2+NO+2NaOH===2NaNO2+ H2O，2NO2 + 2NaOH===NaNO2 + NaNO3 + H2O

无机非金属材料
【知识网络】
1．理清知识主线：H4 OO2，H4 O2(H2O3)
2．熟悉碳、硅及其重要化合物之间的转化关系

【核心知识梳理】
一、硅及其化合物
(一)硅
1．硅元素的存在
硅在地壳中的含量仅次于氧，为26.3%。硅是一种亲氧元素，在自然界仅以化合态的形式存在，主要以硅酸盐(如：地壳中的大多数矿物)和氧化物(如：水晶、玛瑙)的形式存在
2．硅的物理性质
晶体硅是灰黑色、有金属光泽、硬而脆的固体，其结构类似于金刚石，熔、沸点很高、硬度大，导电能力介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体材料
3．化学性质
硅的原子结构示意图为，最外层有4个电子，反应中既不容易得到电子，也不容易失去电子
(1)常温下，硅的化学性质不活泼，只与F2、HF(氢氟酸)、强碱(如NaOH)溶液反应
①与氟气反应：Si＋2F2===SiF4
②与氢氟酸反应：Si＋4HF===SiF4↑＋2H2↑
③与NaOH溶液反应：Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑
(2)加热和高温时，能与O2、Cl2、C等反应
①与O2反应：Si＋O2SiO2
②与Cl2反应：Si＋2Cl2SiCl4
③与C反应：Si＋CSiC
4．单质硅的制备——硅在自然界中以化合态存在，工业上常以二氧化硅为原料来制取单质硅
(1)单质硅常用二氧化硅来制取，主要分为两个阶段
①用碳还原二氧化硅制备粗硅
SiO2＋2CSi(粗)＋2CO↑
②将粗硅先与氯气反应，其产物用氢气还原制备纯硅
Si(粗)＋2Cl2SiCl4，SiCl4＋2H2Si(纯)＋4HCl
【微点拨】
①粗硅制备时，要隔绝空气，在电炉中进行，且生成的是CO而不是CO2
②粗硅中含碳等杂质，与氯气反应生成的SiCl4中也含有CCl4等杂质，经过分馏提纯SiCl4后，再用H2还原，得到高纯度的硅
(2)工业制备高纯硅的原理
工业制备高纯硅的原理示意图
涉及的主要化学反应

①SiO2＋2CSi＋2CO↑
②Si＋3HClSiHCl3＋H2
③SiHCl3＋H2Si＋3HCl
5．硅主要的用途
高纯硅广泛应用于信息技术和新能源技术等领域。利用其半导体性能可以制成计算机、通信设备和家用电器等的芯片，以及太阳能光伏电站、人造卫星和电动汽车等的硅太阳能电池；单质硅常用作半导体材料和合金材料
【微点拨】
(1)硅单质的特性
①非金属单质一般不与非氧化性酸作用，但Si却能与氢氟酸作用：Si＋4HF===SiF4↑＋2H2↑
②非金属单质一般不导电，但Si为半导体，有一定的导电能力
③Si的还原性大于C，但C却能在高温下还原出Si：SiO2＋2CSi＋2CO↑。
④非金属单质跟碱液作用一般无H2放出，但Si与碱液反应放出H2：Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑
(2)硅与NaOH溶液的反应本质
在硅与NaOH溶液的反应中，还原剂是硅，氧化剂是水，该反应可理解为分两步进行。首先，硅与水反应生成H2SiO3和H2：Si＋3H2O===H2SiO3＋2H2↑；然后，H2SiO3与NaOH反应：H2SiO3＋2NaOH===Na2SiO3＋2H2O。当标电子转移的方向和数目时，应表示为：
(二)二氧化硅(SiO2)
1．存在：SiO2广泛存在于自然界中，SiO2的存在形式有结晶形和无定形两大类，水晶、玛瑙的主要成分是结晶的二氧化硅，沙子、石英的主要成分就是二氧化硅
2．物理性质：SiO2不溶于水，熔点高，硬度大
3．结构
SiO2晶体的基本结构单元是硅氧四面体，每个Si原子周围结合4个O原子，每个O原子与2个Si原子相结合，许多以Si为中心，O在4个顶点的四面体通过顶点的O相连接而组成立体网状结构的晶体

①二氧化硅晶体是共价晶体，是由硅原子和氧原子构成的
②二氧化硅晶体中硅原子和氧原于的个数比为1:2
③二氧化硅晶体中Si原子与Si—O键的比为1:4，即1mol SiO2晶体中约含4NA个Si—O共价键
4．化学性质
(1)具有酸性氧化物的通性：SiO2是酸性氧化物，是硅酸的酸酐，难溶于于水
①SiO2与NaOH溶液反应：SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O
②SiO2与碱性氧化物反应：SiO2＋CaOCaSiO3
(2)SiO2的弱氧化性：SiO2＋2CSi＋2CO↑
(3)SiO2能与氢氟酸(HF)反应：SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O (用氢氟酸刻蚀玻璃)
【微点拨】
①盛装NaOH、Na2CO3等碱性溶液的玻璃试剂瓶应用橡皮塞或软木塞，而不能用磨口玻璃塞，盛装硅酸钠溶液的试剂瓶也不能用玻璃塞(硅酸钠是一种矿物胶，粘性大)
②氢氟酸可较快腐蚀玻璃，可用氢氟酸刻蚀玻璃，不能用玻璃瓶保存氢氟酸而应用塑料瓶
③石英坩埚不能熔融氢氧化钠等碱性固体
5．二氧化硅的用途
①沙子是基本的建筑材料 ②纯净的SiO2是现代光学及光纤制品的基本原料，可以制作光导纤维
③石英和玛瑙制作饰物和工艺品 ④实验室中使用石英坩埚
⑤SiO2用于制备硅 ⑥SiO2用于制造各种玻璃制品
(三)硅酸(H2SiO3) 原硅酸(H4SiO4)
1．物理性质：硅酸是白色胶状沉淀
2．化学性质
(1)弱酸性：不溶于水[唯一不溶于水的酸]的二元弱酸(酸性比碳酸的酸性弱)，硅酸不能使紫色石蕊溶液变红色
(2)不稳定性：H2SiO3SiO2＋H2O
(3)与碱溶液反应：H2SiO3＋2NaOH===Na2SiO3＋2H2O
3．用途
硅酸浓度小时可形成硅酸溶胶，硅酸浓度较大时，则形成透明的、胶冻状的硅酸凝胶。硅酸凝胶经干燥脱水得到多孔的硅酸干凝胶，称为“硅胶”。硅胶多孔，吸附水分能力强，常用作实验室和袋装食品、瓶装药品的干燥剂，也可以用作催化剂的载体
4．硅酸的制备——实验室常用可溶性硅酸盐与酸反应制取硅酸
实验过程
在试管中加入3~5mL Na2SiO3溶液(饱和Na2SiO3溶液按1:2或1:3的体积比用水稀释)，滴入1~2滴酚酞溶液，再用胶头滴管逐滴加入稀盐酸，边加边振荡，至溶液红色变浅并接近消失时停止。静置。仔细观察变化过程及其现象
实验操作


实验现象
溶液变为红色
溶液由红色变为无色，有白色胶状沉淀物生成
实验结论
Na2SiO3溶液呈碱性
硅酸为不溶于水的白色固体
化学方程式
Na2SiO3＋2HCl===H2SiO3(胶体)＋2NaCl
【微点拨】
①SiO2不溶于水，如何由SiO2制取H2SiO3?
SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O，Na2SiO3＋2HCl===H2SiO3↓＋2NaCl
②设计一个实验比较硅酸和碳酸的酸性强弱？
实验过程
向Na2SiO3溶液中通入CO2气体
实验装置图

实验现象
有白色胶状沉淀物生成
实验结论
硅酸的酸性比碳酸弱
化学方程式
Na2SiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3(胶体)＋Na2CO3
③含硅化合物的特殊性
a．SiO2是H2SiO3的酸酐，但它不溶于水，不能直接与水作用制备H2SiO3
b．酸性氧化物一般不与酸作用，但SiO2能跟HF作用：SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O
c．无机酸一般易溶于水，但H2SiO3难溶于水
d．因H2CO3的酸性大于H2SiO3，所以在Na2SiO3溶液中通入CO2能发生下列反应：
Na2SiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓ ＋Na2CO3，但在高温下SiO2＋Na2CO3Na2SiO3＋CO2↑也能发生
④不要混淆二氧化硅和硅的用途：用于制作光导纤维的是SiO2，用于制作半导体材料、计算机芯片的是晶体硅
⑤熟悉几种常见饰品的主要成分：水晶、石英、玛瑙的主要成分是SiO2；珍珠的主要成分是CaCO3；钻石是金刚石；宝石的主要成分是Al2O3
二、碳及其重要化合物
1．碳单质
(1)存在形式：自然界中的碳元素既有游离态，又有化合态，碳单质主要有金刚石、石墨、无定形碳、足球烯(C60)，它们互为同素异形体
(2)金刚石、石墨、足球烯(C60)空间结构及物理性质

金刚石
石墨
C60
空间结构



碳原子的排列方式
正四面体空间网状结构
层状结构，每层为正六边形的平面网状结构
“足球”形分子，由12个正五边形和20个正六边形排列而成
物理性质
熔点高，硬度大，不导电
熔点高，硬度小、电的良导体
不导电
用途
制造切割刀具
制造电极、铅笔芯
新型高效的催化剂，气体的贮存
【微点拨】
①碳单质的结构不同导致物理性质不同，但化学性质相似
②同素异形体之间的转化是化学变化，但不是氧化还原反应
(2)主要化学性质——还原性
①可燃性：2C＋O2(不足)2CO、C＋O2(足量)CO2
②与氧化物反应
C＋2CuO2Cu＋CO2↑
2C＋SiO2Si＋2CO↑
C＋H2O(g)H2＋CO (制取水煤气)
③与强氧化性酸反应
C＋2H2SO4(浓)CO2↑＋2SO2↑＋2H2O
C＋4HNO3(浓)CO2↑＋4NO2↑＋2H2O
2．碳酸的正盐和酸式盐的比较

正盐(CO)
酸式盐(HCO)
溶解性
只有钾、钠、铵盐可溶
一般都可溶
溶解度
一般而言，在相同温度下，难溶性正盐溶解度小于其酸式盐溶解度，如溶解度Ca(HCO3)2>CaCO3；可溶性正盐溶解度大于其酸式盐溶解度，如溶解度Na2CO3>NaHCO3
热稳定性
正盐>酸式盐>碳酸
溶液pH
同浓度：正盐>酸式盐
相互转化

3．碳的氧化物(CO、CO2)的比较

CO
CO2
物理性质
无色无味气体密度比空气小难溶于水
无色无味气体密度比空气大可溶于水(溶解度小)
毒性
有毒(易结合血红蛋白)
无毒(温室效应)
化学性质
还原性
可燃性、还原氧化铁
无(灭火)
氧化性
—
①与炽热炭反应
②Mg在CO2中燃烧
与水反应
—
CO2＋H2OH2CO3
化学性质
与碱反应
(澄清石灰水)
—
Ca(OH)2＋CO2===CaCO3↓＋H2O(检验CO2)
相互转化

用途
用作燃料、冶炼金属
灭火、制汽水、植物肥料、化工原料等
4．CO2和SiO2的比较
物质
比较项目
二氧化硅(SiO2)
二氧化碳(CO2)
结构
立体网状结构，不存在单个分子
存在单个CO2分子
物理性质
硬度大，熔、沸点高，常温下为固体，不溶于水
熔、沸点低，常温下为气体，微溶于水
与水反应
不反应
CO2＋H2OH2CO3
与酸反应
只与氢氟酸反应：
SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O
不反应
与碱反应
SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O
(盛碱液的试剂瓶用橡胶塞)
CO2(少量)＋2NaOH===Na2CO3＋H2O
CO2(过量)＋NaOH===NaHCO3
与盐反应
与Na2CO3反应：
SiO2＋Na2CO3Na2SiO3＋CO2↑
与Na2SiO3反应：
Na2SiO3＋H2O＋CO2(少量)===H2SiO3↓＋Na2CO3
Na2SiO3＋2H2O＋2CO2(过量)===H2SiO3↓＋2NaHCO3
与碱性氧化物反应
与CaO反应：SiO2＋CaOCaSiO3
与Na2O反应：Na2O＋CO2===Na2CO3
氧化性
2C＋SiO2Si＋2CO↑
CO2＋C2CO
用途
光导纤维、光学仪器、电子部件
制饮料、制碳酸盐
5．H2CO3与H2SiO3性质的比较
物质
比较项目
H2CO3
H2SiO3
酸性
均为弱酸，且酸性：H2CO3＞H2SiO3
水溶性
能溶于水
难溶于水
稳定性
不稳定，常温下易分解生成CO2和H2O
受热易分解生成SiO2和H2O
制备
CO2＋H2OH2CO3
Na2SiO3＋2HCl===2NaCl＋H2SiO3(胶体)
转化关系
Na2SiO3＋CO2(少量)＋H2O===Na2CO3＋H2SiO3(胶体)
Na2SiO3＋2H2O＋2CO2(过量)===H2SiO3(胶体)＋2NaHCO3

三、无机非金属材料
1．无机非金属材料
(1)元素组成：无机非金属材料一般含有硅、氧元素
(2)特点：具有耐高温、抗腐蚀、硬度高等特点，以及特殊的光学、电学等性能
(3)物质组成：传统的无机非金属材料多为硅酸盐材料，如：制作餐具的陶瓷、窗户上的玻璃、建筑用的水泥
2．硅酸盐
(1)概念：由硅、氧和金属组成的化合物的总称，是构成地壳岩石的主要成分
(2)性质：硅酸盐性质稳定，熔点较高，多数难溶于水
(3)硅酸盐的结构：在硅酸盐中，Si和O构成了硅氧四面体，Si在中心，O在四面体的4个顶角；许多这样的四面体还可以通过顶角的O相互连接。其结构示意图为
(4)表示方法：硅酸盐矿物的成分复杂，多用氧化物的形式表示它们的组成
表示顺序是：活泼金属氧化物较活泼金属氧化物二氧化硅水，但化学式前面的系数不能为分数
例如：硅酸钠 Na2SiO3 表示：Na2O·SiO2 镁橄榄石 Mg2SiO4 表示：2MgO·SiO2
高岭石 Al2Si2O5(OH)4 表示：Al2O3·2SiO2·2H2O 正长石 KAlSi3O8 表示：K2O·Al2O3·6SiO2
钾云母(KH2Al3Si3O12) 表示：K2O·3Al2O3·6SiO2·2H2O
3．最简单的硅酸盐——Na2SiO3
(1)俗名：泡花碱，水溶液俗称水玻璃
(2)物理性质：白色固体，可溶于水
(3)化学性质
①与酸反应：Na2SiO3＋2HCl===2NaCl＋H2SiO3(胶体)
②与CO2反应：Na2SiO3＋CO2(少量)＋H2O===Na2CO3＋H2SiO3(胶体)
Na2SiO3＋2H2O＋2CO2(过量)===H2SiO3(胶体)＋2NaHCO3
(4)用途：①制硅酸；②黏合剂(矿物胶)；③耐火阻燃材料；④防腐剂
4．传统无机非金属材料，如水泥、玻璃、陶瓷等硅酸盐材料
硅酸盐产品
水泥
玻璃
陶瓷
主要设备
水泥回转窑
玻璃窑
——
主要原料
石灰石和粘土
纯碱、石灰石、石英(过量)
黏土
反应原理
复杂的物理
化学变化
Na2CO3＋SiO2Na2SiO3＋CO2↑
CaCO3＋SiO2CaSiO3＋CO2↑
复杂的物理
化学变化
主要成分
3CaO·SiO2、2CaO·SiO2
3CaO·Al2O3
Na2SiO3、CaSiO3、SiO2
Na2O·CaO·6SiO2
——
特性
水硬性(跟水掺和搅拌后容易凝固变硬)
非晶体，无固定熔点，在一定范围内软化可制成各种形状
抗氧化、抗酸碱腐蚀、耐高温、绝缘
5．新型陶瓷
(1)新型陶瓷的特点：新型陶瓷在组成上不再限于传统的硅酸盐体系，在光学、热学、电学、磁学等方面具有很多新的特性和功能
(2)新型陶瓷的种类与用途
①碳化硅(SiC)：俗称金刚砂，碳原子和硅原子通过共价键连接，具有类似金刚石的结构，硬度很大，可用作砂纸和砂轮的磨料。碳化硅还耐高温，可用作耐高温结构材料、耐高温半导体材料等
②高温结构陶瓷：高温结构陶瓷一般用碳化硅、氮化硅或某些金属氧化物等在高温下烧结而成，具有耐高温、抗氧化、耐腐蚀等优良性能。与金属材料相比，更能适应严酷的环境，可用于火箭发动机、汽车发动机和高温电极材料等
③压电陶瓷：压电陶瓷主要有钛酸盐和锆酸盐等，能实现机械能与电能的相互转化。可用于滤波器、扬声器、超声波探伤器和点火器等
④透明陶瓷：透明陶瓷主要有氧化铝、氧化钇等氧化物透明陶瓷和氮化铝、氟化钙等非氧化物透明陶瓷，具有优异的光学性能，耐高温，绝缘性好。可用于高压钠灯、激光器和高温探测器等
⑤超导陶瓷：超导陶瓷在某一临界温度下电阻为零，具有超导性，可用于电力、交通、医疗等领域
6．碳纳米材料：碳纳米材料是一类新型的无机非金属材料
(1)类型：富勒烯、碳纳米管、石墨烯等
(2)用途：在能源、信息、医药等领域有广阔的应用前景
常见的碳纳米材料

结构特点
应用
富勒烯
由碳原子构成的一系列笼形分子的总称
代表物C60开启碳纳米材料研究和应用的新时代
碳纳米管
由石墨片层卷成的管状物，具有纳米尺度的直径
用于生产复合材料、电池和传感器等
石墨烯
只有一个碳原子直径厚度的单层石墨
应用于光电器件、超级电容器、电池和复合材料等