-
化学常考基础知识梳理
第一章
从实验学化学
1
、中学常见实验仪器
2
、常见物质分离与提纯装置
牛角管
2
U
型管
水槽
（
1<
/p>
）
过滤操作适用于分离固体和液体混合物。
使用的装置叫过滤装置。
它常由漏斗、
烧杯、
玻璃棒、铁架台、滤纸组装而成。该装置组装和操作时应做到“一贴二低三靠”
，一贴：滤
纸紧贴漏斗内壁，二低：滤纸边缘低于漏斗边缘，漏斗中的液面低于滤纸边缘
，三靠：烧杯
紧靠玻璃棒，玻璃棒紧靠三层滤纸，漏斗的下端紧靠接收滤液的烧杯内壁。
（
2
）蒸发
操作适用于可溶性固体混合物的分离，使用的装置叫蒸发装置，一般由蒸发皿、
铁架台、
酒精灯、玻璃棒等仪器组装而成。应注意：加入蒸发皿的液体不应超过蒸发皿容积
的
2/3
；在加热过程中，用玻璃棒不断搅拌，防止由于局部温度过高
，造成液滴飞溅；接近
蒸干前应停止加热，利用余热把溶剂蒸发完。
（
3
）
蒸馏操作适用于提纯或分离沸点不同的液体混合物。
写出装置中各仪器的名称
(
编号和
名称要对应
)<
/p>
：①酒精灯、②蒸馏烧瓶、③铁架台、④温度计、⑤冷凝管、⑥尾接管（牛角
管）
、⑦锥形瓶、⑧石棉网。该装置中温度计的水银球要放于蒸馏烧瓶支管处
，测得收集蒸
气的温度，
以确保收集到的馏分的纯净；
冷凝水下进上出，以达到良好的冷却效果；烧瓶中
盛放的液体不能超过容
器的
2/3
；使用前要检查装置的气密性；实验时要在蒸馏烧瓶
中加入
沸石，防止液体暴沸。
（
4
）分液是分离两种互不相溶的液体混合物的操作。所用的主要仪器
是：分液漏斗，辅助
性仪器还需烧杯、玻璃棒。分液漏斗中的液体分层后，下层液体应从
下口放出，上层液体从
上口倒出。
（
5
）萃取是利用溶质在两种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操作。所用的主要仪器是：分液漏斗
，
辅助性仪器还需烧杯、玻
璃棒。常见萃取剂：汽油（密度比水
小，上层）
、苯（密度比水小，上层）
、四氯化碳（密度
比水大，下层）
。
（
6
）渗析是利用胶体粒子不能透过半透膜的原理，用于分离溶
液和胶体
（
7
）升华是利用固体物质受热升华原理，分离固固混合物，实例：分离碘单质和
SiO<
/p>
2
的混
合物
<
/p>
（
8
）盐析一般是指溶液中加入无机盐类
而使某种物质溶解度降低析出的过程。如加浓
(NH
4
)
2
SO
4
使蛋白质凝聚的过程；
在乙酸乙酯混合液中加入饱和碳酸钠溶液，
降低乙酸乙酯溶
解度使分层现象更明显。
3
、粗盐的提纯
（
1
）粗盐的成分：主要是
NaC
l
，还含有
MgCl
2
、
CaCl
2
、
Na
2
SO
4
、泥沙等杂质
（
2
）步骤：
①将粗盐溶解后过滤；
②在过滤后得
到粗盐溶液中依次加过量试剂
BaCl
除
SO
2
－
2
＋
2
＋
2
(<
/p>
4
)
、
Na
2
CO
3
(
除
Ca
、
过量的
Ba
)
、
3
NaOH(
除
Mg
)
溶液后过滤；
2
－
－
③得到滤液加盐酸
(
除过量的
CO
3
、
OH
)
调
pH=7
得到
NaCl
溶液；
④蒸发、结晶得到精盐。
加试剂顺序
关键：
Na
2
CO
3
在
BaCl
2
< br>之后；盐酸放最后。
4
、常见物质除杂方法
序号
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
原物
N
2
CO
2
CO
2
CO
2
CO
2
CO
H
2
S
SO
2
Cl
2
炭粉
MnO
2
炭粉
Al
2
O
3
Al<
/p>
2
O
3
SiO
2
BaSO
4
NaHCO
3
溶液
< br>Na
2
CO
3
< br>固体
NaCl
溶液
FeCl
3
溶液
< br>FeCl
3
溶液
FeCl
2
溶液
CuO
Fe(OH)
3
胶体
CuS
I
2
晶体
NaCl
晶体
KNO
3
晶体
所含杂质
除杂质试剂
O
2
H
2
S
SO
2
CO
HCl
CO
2
HCl
HCl
HCl
MnO
2
C
CuO
Fe
2
O
3<
/p>
SiO
2
ZnO
BaCO
3
Na
2
CO
3
NaHCO
3
NaHCO
3
FeCl
2
CuCl
2
FeCl
3
Fe
FeCl
3
FeS
NaCl
NH
4
Cl
NaCl
灼热的铜丝网
CuSO
4
溶液
饱和的
NaHCO
3
灼热
CuO
饱和的
NaHCO
3
NaOH
溶液
饱和的
NaHS
饱和的
NaHSO
3
饱和的食盐水
浓盐酸（需加热）
--------
稀酸（如稀盐酸）
盐酸
`
氨水（过量）
HCl
溶液
HCl
或稀
H
2
SO
4
CO
2
（过量）
--------
HCl
Cl
2
Fe
、
Cl
2
Fe
（过量）
(
磁铁
)
蒸馏水
稀盐酸
--------
--------
蒸馏水
主要操作方法
用固体转化气体
洗气
洗气
用固体转化气体
洗气
洗气
洗气
洗气
洗气
过滤
加热灼烧
过滤
过滤，灼烧
过滤，
过滤
加酸转化法
加热分解
加酸转化法
加氧化剂转化法
过滤
过滤
吸附
渗析
过滤
加热升华
加热分解
重结晶
（蒸发浓缩，
冷却结晶，
过滤，洗涤，干燥）
2
＋
NaOH(
过量
)
，
CO
2
（过量）
过滤，灼烧
5
、各物理量之间的转化公式和推论
12
⑴微粒数目和物质的量：
n==N
/
N
A
，<
/p>
N==nN
A
N
A
——阿伏加德罗常数。规定
0.012kg
C
所
23
含的碳原子数
目为一摩尔，约为
6.02
×
10
个，该数目称为阿伏加德罗常数
⑵物质的量和质量：
n==m /
M
，
m==nM M
数值上等于
相对分子（相对原子）质量，单位
为
g/mol
⑶对于气体，有如下重要公式
a
、气体摩尔体积和物质的量：
n==V / V
m
，
V==nV
m
标准状况下：
V
m
=22.4L/mol
4
b
、阿伏伽德罗定律推论
同温同压下，气体体积之比等于物质的量之比（分子个数比）
V
1
/V
2
=
=n
1
/
n
2
==
N
1
/ N
2
同温同压下，气体密度之比等于摩尔质量之比
ρ
1
/
ρ
< br>2
==M
1
/
M
2
同温同体积，气体压强之比等于物质的量之比
P
1
/P
2
==n
1
/n
2
c
、气体密度公式：ρ
==m/M==
ρ
==M / Vm
，ρ
1
/
ρ
2
==M
1
/
M
2
⑷物质的量浓度与物质的量关系
(
对于溶液
)
a
、物质的量浓度与物质的量
c==n / V
，
n==cV
c
单位为
mol/L
b
、物质的量浓度与质量分数
c==(1000
ρω
) / M
6
、配制一定物质的量浓度的溶液
①计算：固体的质量或浓溶液的体积
( m=cVM
或
c
1
V<
/p>
1
=c
2
V
2
)
②称量：天平称量固体，量筒或滴定
管量取液体
(
准确量取
)
③溶解冷却：在烧杯中用玻璃棒搅拌并冷却
< br>④移液：冷却到室温，用玻璃棒将烧杯中的溶液转移至选定容积的容量瓶中
①
洗涤：将烧杯、玻璃棒洗涤
2
—
3
次，将洗液全
部转移至容量瓶中
(
少量多次
)
②
定容：加水至液面接近容量瓶刻度
线
1cm
—
2cm
处时，改用胶头滴管加蒸馏水至溶
液的凹液面最低点刚好与刻度线相切
③
摇匀：反复上下颠倒，摇匀，使得容量瓶中溶液浓度均匀
④
装瓶、贴标签
必须仪器：天平
(
称固体质量
)
，量筒或滴定管
(
量液体体积
)
，烧杯，玻璃棒，容量瓶
(
规
格
)
，胶头滴管
注意事项：主要仪器是容量瓶，常用规格
有
100mL,250mL,500mL,1000mL
容量瓶只用于配制溶液，不可直接溶解固体或稀释溶液，也不用于存放溶液
误差分析：
①洗涤
液没有加入容量瓶：
偏低；
②定容时
是仰视：
偏低；
③定容时是俯视：
偏高
，④混匀时发现体积变小，又加入两滴水：偏低；⑤转移时有液体溅出：偏低；⑥开始
时
容量瓶不干燥：不变；⑦溶解时使用的烧杯玻璃棒没有洗涤：偏低。
5
第二章
化学物质及其变化
1
、分散系
（
1
）分散系组成：分散剂和分散质，按照分散质和分散剂所处
的状态，分散系可以有
9
种
组合方式。
（
2
）
当分散剂为液体时，
根据分散质粒子大小
（
本质区别）
可以将分散系分为溶液、
胶体、
浊液。
2
、胶体：
（
1
）常见胶体：
Fe(OH)
3
胶体、
Al(OH
)
3
胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、蛋白质溶液、有色玻
璃、墨水等。
（
2
）胶体的性质：
①丁达尔效应。区别胶体与其他分散系常用方法丁达尔效应。
②聚沉：在一定条件下，
胶体粒子聚集成较大的颗粒，形成沉淀
从分散剂中析出。
此性质
常用于净水、制作豆腐等。使胶体聚沉
的常用方法有：加入电解质溶液；加入带相反电荷
的胶体粒子；加热或搅拌。
③电泳：在电场作用下，
胶体粒子在分散剂中做
定向移动，此性质说明胶体粒子带电，
但
胶体体系不带电。
胶体与其他分散系的本质区别是分散质粒子大小。
④介稳性：
胶体的稳定性介于溶液和浊液之间，
在
一定条件下能稳定存在，
属于介稳体系，
但改变条件就有可能发
生聚沉。
（
3
）
Fe(OH)
3
胶体的制备方法：
将饱和
FeCl
3
溶液滴入沸水中，继
续加热至体系呈红褐色，
停止加热，得
Fe(OH)
3
胶体。
分散系
分散质的直径
分散质粒子
实例
性
质
外观
稳定性
能否透过滤纸
溶
液
＜
1nm
（粒子直径小
-9
于
< br>10
m
）
单个小分子或离子
溶液酒精、氯化钠
等
均一、透明
稳定
能
胶
体
1nm
－
100nm
（粒子直
-9
-7
径在
10
~
10
m
）
许多小分子集合体或
高分子
淀粉胶体、氢氧化铁
胶体等
均一、透明
较稳定
能
不能
浊
液
＞
100nm
（粒子直径大
-7
于
10
m
）
巨大数目的分子集合
体
石灰乳、油水等
不均一、不透明
不稳定
不能
不能
能否透过半透膜
能
3
、电解质和非电解质
（
1
）电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化
合物。
（如：酸、碱、盐、水、大多数金
属氧化物）
（
2
）非电解质：在水
溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。
（如：酒精
[
乙醇
]
、蔗糖、
SO
2
、
SO
3<
/p>
、
NH
3
、
CO
2
等是非电解质。
）
单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质
（
3
）强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质，包
括强酸（
HCl
、
H
< br>2
SO
4
、
HNO
3
、
HBr
、
HI
、
HClO
4
）
、强碱
[KOH
、
NaOH
、
Ca
(OH)
2
、
Ba(OH)
2
]
、大部分盐
（
4
）
弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质，包括弱酸、弱碱、水
注：
能导电的物质不一定是电解质。
能
导电的物质如电解质溶液、
熔融的碱和盐、
金属单质
和石墨。
6
电解质需在水溶液里或熔融状态下才能导电。固态电解质
(
如：
NaCl
晶体
)
不导电，液态酸
(
如：液态
HCl)
不导电。
溶液能够导电的原因：有能够自由移动的离子。
电离方程式：要注意配平，原子个数守恒，电荷数守恒。强电解质电离方程式中用“＝”
，
弱电解质电离方程式中用“
”
，多元弱酸分步电离。
4
、离子反应
（
1<
/p>
）定义：有离子参加或生成的反应
（
2
）离子方程式的书写：
第一步：写。写出化学方程式
第二步：拆。易溶于水、易电离的物质拆成离子形式（强酸、强碱、可溶性盐）
；难
溶
(
如
CaCO
3
、
BaCO<
/p>
3
、
BaSO
4
、
AgCl
、
AgBr
、
AgI
、
< br>Mg(OH)
2
、
Al(OH)
3
、
Fe(OH)
2
、
Fe(OH)
3
、
Cu(OH)
2
等
)
，难电离
(H
2<
/p>
CO
3
、
H
2
S
、
CH
3
COOH
、
HCl
O
、
H
2
SO
3
、
NH
3<
/p>
·
H
2
O
、
H
2
O
等
)
，气体
(CO
2
、
SO
2
、
NH
3
、
Cl
2
、
O
2
、
H
2
< br>等
)
，氧化物
(Na
2
O
、
MgO
、
Al
2
O
3
等
)
不拆
第三步：删。删去前后都有的离子
第四步：查。检查前后原子个数，电荷是否守恒
（
3
）
离子共存问题判断：
判断多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是：一色、二性、三特殊、
四反应
。
一色——溶液颜色。
几种常见离子的颜色：
MnO
－
< br>2
＋
2
＋
)
、
Fe
3
＋
4
(
紫
)<
/p>
、
Cu
(
蓝
)
、
Fe
(
浅绿
(
黄
)
二性——溶液的酸碱性：
①
在强酸性溶液中，
OH
－
、弱酸根阴离子
(
如
CO
2
－
2
－
2
－
、
CH
－
3
、
SO
3
、
S
3
COO
等
)
、弱酸酸
式根离子不能大量存在。
< br>
②
在强碱性溶液中，
H
＋
、弱
碱阳离子<
/p>
(
如
NH
＋
3
＋
3
＋
4
、
Al
、
Fe
等
)
、弱酸酸式根离
子不
能大量存在。
三特殊——三种特殊情况：
①
AlO
－
与
HCO
－
－
－
CO
2
－<
/p>
2
3
不能大量共存：
AlO
2
＋
HCO
3
＋
H
2
O===Al(OH)
3
↓＋
3<
/p>
。
②“
NO<
/p>
－
＋
2
－
2
＋
－
2
－
3
＋
H
”组合具有强氧化性，能与
S
、
Fe
、
I
、
SO
3
等还原性的离子因发生氧化还
原
反应而不能大量共存。
③
NH
＋
－
CO
2
－
2
＋
－
4
与
CH
3
COO
、
3
，
Mg
与
HCO
3
等组合中，
虽然两种离子都能水解且水解相互促
进，
但
总的水解程度仍很小，它们在溶液中仍能大量共存。
四反应——四种反应类型：
指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。
①
复分解反应：如
< br>Ba
2
＋
与
SO
2
－
＋
－
＋
－
4
，
NH
4
与
OH
，
H
与
CH<
/p>
3
COO
等离子间反应后生成难溶物、<
/p>
弱酸、弱碱、水。
②
氧化还原反应：
< br>如
Fe
3
＋
与
I
－
、
S
2
－
，
NO
－
＋
2
＋
－
3
(H
)
与
Fe
、
I
等氧化性和还原性离子间发
生氧还原反应。
③
相互促进的水解反应：如
(3)
熟记能发生相互促进的水解反应的离子
A
l
3
＋
与
CO
2
－
HCO
－
－
3
、
3
、
AlO
2
等相互促进水解。
Al
3
＋
<
/p>
CO
2
－
－
2
－
、
HS
－
、
AlO
－
－
3
、
HCO
3
、
S
2
、
ClO
＋
Fe
3
CO
2
－
－
－
－
3
、
HCO
3
、
AlO
2
、
ClO
④络合反应：如
Fe
3
＋
与
SCN
－
等。
“分析限制条件”
(1)
常见表示溶液呈酸性的表述。
7
①常温下，
pH
＝
1
的溶液；②使
pH
试纸变红的溶液；
③使甲基橙呈红色的溶液；
④与镁粉反应放出氢气的溶液；
⑤<
/p>
c(OH
－
)
＝
1×10
－
14
mol·L
－
1
的
溶液。
(2)
常见表示溶液呈碱性的表述
<
/p>
①常温下
pH
＝
14
的溶液；②使
pH
试纸变蓝的溶液
；
③使酚酞溶液变红的溶液；④
c(
H
＋
)
＝1×10
－
14
mol·L
－
1
的溶液。
(3)
常见表示溶液既能呈酸性也能呈碱性的表述。
①与铝粉反应放出氢气的溶液；②常温下水电离出的
c(OH
－
)
＝1×10
－
< br>12
mol·L
－
1
的溶液；
③与
NH
4
HCO
3
反应能
产生气体的溶液。
(4)
无色溶液：
不含有
Cu
2
＋
、
Fe
3
＋
、
Fe
2
＋
、
MnO
－
4
等
。
5
、离子检验
SO
2-
2-
、
SO
2-
4
的检验：一般在原试样
中先加
HCl
酸化，目的是为了排除
C
O
3
3
等离子的干扰，再
在酸化后的试液中加
BaCl
2-
< br>2
溶液，若有白色沉淀，说明原试液中有
SO
4
存在。
Cl
-
的检验：一般在试样中先加硝酸酸化，目的是为了排除
CO
2-
-
3
、
OH
等离子的干扰，再在酸
化后的试液中加
AgNO
Cl
-
3
溶液，有白色沉淀，说明原试液中有
存在。
AgBr(
淡黄色沉淀
)
、
AgI(
黄色沉淀
) <
/p>
CO
2-
3
检验
：在试样中加入
HCl
，产生无色、无味、能使澄清石灰水变浑
浊的气体，说明原试
液中有
CO
2-<
/p>
3
存在。
Fe
3+
的检验：在试样中加入
KSCN<
/p>
溶液，溶液变红；在试样中加入苯酚溶液，溶液显紫色。
Fe
2+
的检验：在试样中加入
KSCN
溶液，溶液不变色，再滴加氯水，溶液变红，说明原溶液中
不含
Fe
3+
，含有<
/p>
Fe
2+
，在试样中加入铁氰化钾
K
3
[Fe(CN)
6
]
溶液，产生蓝色沉淀。
Al
3+
的检验：在试样中逐滴加入
NaOH
溶液，先产生沉淀，后沉淀溶解，说明原溶液中含有
Al
3+
NH
＋
4
的检验：
在试样中加
入浓
NaOH
溶液，
若产生使湿润的红
色石蕊试纸变蓝的气体，
说明原
溶液中含
NH
＋
4
Na
+
、
K
+
的检验：用洁净的铂丝（或铁丝）蘸取待测液，放到酒精灯火焰上灼烧，观察火焰颜
色，若火焰呈黄色，说明原溶液中含
Na
+
，若透过蓝色钴玻璃观察火焰呈紫色，说明原溶液
中含
K
+
。
6
、化合价
(
常见元素的化
合价
)
：
一价银、氢、钾、钠、氟、氯、溴、碘；二价氧、钙、钡、镁、锌；三铝、四硅、五价<
/p>
磷；说变价也不难，二三铁、二四碳、二四六硫都齐全；铜汞二价最常见；金属无负价，<
/p>
F
无正价，金属氢化物中
H
为
-1
价
一些特殊物质的元素化合价：
CuF
eS
2
：
Cu
＋
2
Fe
＋
2
S
－
2
K
2
FeO
4
：
Fe
＋
6
Li
2
NH
、
LiNH
2
、
AlN
：
N
－
3
Na
2
S
2
O
3
：
S
＋
2
MO
＋
2
：
M
＋
5
HCN
：
C
＋
2
N
－
3
FeO
n
－
4
：
Fe
＋<
/p>
(8
－
n
)
Si
3
N
4
：
Si
＋
4
N
－
3
F
eS
2
：
Fe+2 S-1
H
2
O
2
、<
/p>
Na
2
O
2
：
O-1
C
O<
/p>
2
－
2
4
：
C
＋
3
CuH
：
Cu
＋
1
H
－
1
7
、氧化还原反应
定义：有电子转移
(
或者化合价升降
)
的反应
本质：电子转移
(
包括电子的得失和偏移
)
特征：化合价的升降
8
氧化剂
(
具有氧化性
)
——得电子——化
合价下降——被还原——还原产物
还原剂
(
具有还原性
)
——失电子——化合价上升——被氧化——氧化产物
口诀：得——降——
(
被
)
还原——（做）氧化剂
失——升——
(
被
)
氧化——（做）还原剂
氧化还原反应中得失电子数与元素变价总和相等，
如：
反应原理判断
四种基本反应类型和氧化还原反应关系：
金属活动性顺序表
氧化还原反应
化合反应
分解反应
置换反应
复
分
解
反
应
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb
(H) Cu Hg Ag Pt Au
金属单质还原性逐渐减弱，简单阳离子氧化性逐渐增强
特殊记忆
氧化性
Ag
>Hg
>Fe
>Cu
>H
(
酸
)>Fe
>Zn
>H
(
水<
/p>
)>Al
>Mg
>Na
< br>>Ca
>K
还原性
S
>I
>Fe
>Br
>Cl
>OH
9
2-
-
2+
-
-<
/p>
-
+
2+
3+<
/p>
2+
+
2+
2+
+
3+
2+
+
2+
+
第三章
金属及其化合物
1
< br>、金属的通性：
导电、导热性，具有金属光泽，延展性，一般情况下除
Hg
外都是固态。一
般金属单质可与活泼非金属单
质反应，与酸反应，活泼金属与盐溶液反应。
2
、金属冶炼的一般原理：
①电解法：
适用于活泼金属，如
K
、
Na
、
Al
等
(K
、
Ca
、
Na
、
Mg
都是电解氯化物，
Al
是电
解
Al
2
O
3
)
②热还原法：
适用于较活泼金属，
如
Fe
、
Sn
、
Pb
等（金属活动顺序表中未列出的金属用
< br>热还原法冶炼）
③热分解法：
适用于不活泼金属，如
Hg
、
Ag
3
、钠的原子结构及性质
结构
物理性质
化学性质
钠原子最外层只有一个电子
，化学反应中易失去电子而表现出强还原性
质软，银白色，有
金属光泽的，有良好导电导热性，密度比水小，比煤油大，熔点较低
< br>与
非
金
钠在常温下切开后表面变
暗：
4Na+O
2
==2Na
2
O(
灰白色
)
2Na+O
2
==
=
Na
2
O
2
（淡黄色）
点燃
点燃
属单质
钠在氯气中燃烧，黄色火焰，
白烟：
2Na+Cl
2
===2NaC
l
与化
合物
与水
反应，现象：浮，游，熔，响，红
2Na+2H
2
O==2NaOH+H
2
↑
与酸反应，现象与水反应相似，更剧烈，钠先与酸反应，再与水反应
与盐溶液反应：钠先与水反应，生成
NaOH
和
H
2
，再考虑
NaOH
与溶液中的盐反
应。如：钠投入
CuSO
4
溶液中，有气体放出，生成蓝色沉
淀。
2Na+2H
2
O+CuSO
4
==Cu(OH)
2
+Na
2
SO
< br>4
+H
2
↑
存在
保存
用途
自然界中只能以化合态（
+1
价）存在
煤油，使之隔绝空气和水
制备钠的化合物，作强还原剂，作电光源，
，
碱金属包括
Li
、
Na
、
K
、
Rb
、
Cs
。它们的原子最外层只有
1
个电子，在化合物中都呈
+1
价，故化学性质和钠相似。一般说来，按上述顺序，金属性越来越强，反应得越来越激烈。
需指出的是：单质在空气中点燃，锂只能生成
Li
< br>2
O
，钠可形成
Na
2
O
、
Na
2
O
2
，钾可形成
K
2
O
、
K
2
O
2
< br>、
KO
2
，而铷形成的氧化物就
更复杂了。
10
4
、钠的氧化物比较
化学式
氧元素的化合价
色、态
稳定性
与水反应方程式
与二氧化碳反应方程式
氧化性、漂白性
用途
Na
2
O
2
的
强氧化性与还原性
从元素化合价角度分析
Na
2
O
2
的性质：
5
、碳酸钠和碳酸氢钠的比较
俗名
色、态
水溶性
碱性
(
同浓度时，碳酸钠碱性比碳酸氢
碱性
钠碱性强，
pH
值大
< br>)
热稳定性
与盐酸反应
与氢氧化钠溶液
与澄清石灰水
与二氧化碳
与氯化钙溶液
用途
不易分解
Na
2
CO
3
+2HCl==2NaCl+H
2
O+CO
2
↑
不反应
Na
2
CO
3
+Ca(OH)
2
=CaCO
3
↓
+2NaOH
Na
2
CO
3
+H
2
O+CO
2
=2NaHCO
3
Na
2
CO
3
+CaCl
2
=Ca
CO
3
↓
+2NaCl
重要化工原料，可制玻璃，造纸等
2
NaHCO
3
==Na
2
CO
3
+H
2
O+CO
2
↑
NaHCO
3
+HCl==NaCl+H
2
O+CO
2
↑
NaHCO
3
+N
aOH==Na
2
CO
3
+H
2
O
NaHCO
3
+Ca(OH)
2
=CaCO
3
↓
+H
2
O+NaOH
不反应
不反应
治疗胃酸过多，制作发酵粉等
△
氧化钠
Na
2
O
—
2
白色，固态
不稳定
Na
2
O+H
2
O==2NaOH
Na
2
O+CO
2<
/p>
==Na
2
CO
3
无
制备
NaOH
过氧化钠
Na
2
O
2
—
1
淡黄色，固态
稳定
2Na
2
O
2
+2H
2
O==4NaOH+O
2
↑
2Na
2
O
2
+2CO
2
==2N
a
2
CO
3
+
O
2
有
供氧剂，氧化剂，漂白剂等
素化合价
角度分析
Na
2
O
2
的性质：
Na
2
CO
3
NaHCO
3
小苏打
白色，固态，晶体
＞
碱性
纯碱，苏打，面碱
白色，固态，粉末
11
6
、铝及其化合物
Ⅰ、铝
①
物理性质：银白色，较软的固体，导电、导热，延展性，地壳中含量居第
3
位
②化学性质：
Al
—
3e
-
==Al
3+
a
、与非金属：
4Al+3O
点燃
△
点燃
2
==
2Al
2
O
3
，
2Al+3S==Al
2
S
3
，
2Al+3Cl
2
==2AlCl
3
b
、与酸：
2Al+6H
Cl==2AlCl
3
+3H
2
↑，
2Al+3H
2
SO
4
==Al
2
(SO
4
)
3
+3H
2
↑
常温常压下，铝遇
浓硫酸或浓硝酸会发生钝化
，所以可用铝制容器盛装浓硫酸或
浓
硝酸
c
、
与强碱：
2Al+2NaOH+2H
-
-
2
O==2NaAlO
2
(
偏铝酸钠
)+3H
< br>2
↑
(2Al+2OH
+2
H
2
O==2AlO
2
+3H
2
↑
)
大多数金属不与碱反应，但铝却可以
d
、
铝热反应：
2Al+Fe
高温
2
O
3
===2Fe+Al
2
O
3
，
铝具有较强的还原性，
可以还原一些金属氧化
物（
V
< br>、
Cr
、
Mn
< br>、
W
）
Ⅱ、铝的化合物
①
< br>Al
2
O
3
(
典型的两性氧化物
)
Al
2
O
3
熔点很高，
用作耐火材料，宝石的主要成分，俗名刚
玉。
a
、与酸：
Al
< br>+
3+
-
-
2
O
3
+6H
==2Al
+3H
2
O
b
、与碱：
Al
2
O
3
+2OH
==2AlO
2
+H
2
O
②
Al(OH)
3<
/p>
(
典型的两性氢氧化物
)
：白色不溶于水的胶状物质，具有吸附作用。氢氧化
铝可用来制备铝盐，
作吸附剂等的原料。
氢氧化铝凝胶有中和胃酸和保护溃疡面的作用，<
/p>
可
用于治疗胃和十二指肠溃疡、胃酸过多等。
a
、实验室制备：
AlCl
3+
3
+3NH
3
·
H
2
O
==Al(OH)
3
↓
+3NH
4
Cl
（
Al<
/p>
+3NH
3
·
H
2
O==Al(OH)
3
↓
+3NH
+
4
）
b
、与酸、碱反应：与酸
Al(
OH)
+
3+
3
+3H
==Al
+3H
2
O
与碱
Al(OH)
-
-
3
+OH
==AlO
2
+2H
2
O
③
KAl(SO
4
)
2
(
硫
酸铝钾
)
12
KAl(SO
4
)
2
·
12H
2
O
，十二水合硫酸铝钾，俗名：明矾
KAl(SO
4
)
2
==K
+Al
+2
SO
4
，
Al
会水解：
Al
+3H
2
O Al(OH)
3
（胶体）
+3H
<
/p>
因为
Al(OH)
3
具有很强的吸附性，所以明矾可以做净水剂
Ⅲ、铝三角
（
1
）①
Al
＋
3NH
3
·
H
2
O===Al(OH)
3
↓＋
3NH
4
（
1
）②
Al
＋
3AlO
2
＋
6H
2
O===4Al(OH)
3
↓
（
1
）③
Al
＋
3OH
===Al(OH)
3
↓
（
2
）
A
l(OH)
3
＋
3H
< br>===Al
＋
3H
2
O
（
3
）
Al
＋
4OH
===AlO
2
＋
2H
2<
/p>
O
（
4
）
AlO
2
＋
4H<
/p>
===Al
＋
2H
2
O
（
5
）①
AlO
2
＋
CO
2
＋
2H
2
O===Al(OH)
3
↓＋
HCO
3
（
5
）②
AlO
2<
/p>
＋
H
＋
H
2
O===Al(OH)
3
< br>↓
（
6
）
Al(OH)
3
＋
OH
===AlO
2
＋
2H
2
O
7
、铁及其化合物
< br>（
1
）铁的物理性质：银白色光泽，密度大，熔沸点高，
延展性，导电导热性较好，能被磁
铁吸引。铁在地壳中的含量仅次于氧、硅、铝，排第四
。
（
2
）铁
及其化合物间的转化：
－
－
－
＋
－
－
－
＋
3
＋
< br>3
＋
－
－
＋
3
＋
3
＋
－
3
＋
－
3
＋
＋
+
3+
2-
3+
3+
+
13
（
3
）
Fe
2+
和
Fe
3+
离子的检验：
①溶液是浅绿色的
②与
KSCN
溶液作用不显红色，再滴
氯水则变红
Fe
2+
③加
NaOH
< br>溶液现象：白色
灰绿色
红褐色
<
/p>
④加入
K
2
＋<
/p>
3
[Fe(CN)
6
]:
产生蓝色沉淀
3Fe
＋
2[Fe(CN)
6
]
3
－
===Fe
3
< br>[Fe(CN)
6
]
2
↓
⑤滴加酸性
KMn
O
4
溶液紫红色褪去
①与无色
KSCN
< br>溶液作用显红色
Fe
3+
②溶液显黄色或棕黄色
③加入
NaOH
溶液产生红褐色沉淀<
/p>
④滴入淀粉?KI
溶液，溶液变蓝：<
/p>
2I
－
＋
2Fe
3
＋
===I
2
＋
2
＋
2F
e
（
4
）应用
△
a.
实验室用饱和
< br>FeCl
3
溶液滴入沸水中制取氢氧化铁胶体，化学方程
式为
FeCl
3
＋
3H
2
O=====
Fe(OH)
3
(
胶体
)<
/p>
＋
3HCl
。
b.
利用
Fe
3
＋
易水解的性质，工业上常用调节
p
H
方法除去溶液中的铁离子。
c
．利用
Fe
3
＋<
/p>
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，再稀释至所需浓度。
3
＋
可腐蚀印刷电路板上的铜箔：
2F
e
3
＋
＋
Cu
===Cu
2
＋
＋
2Fe
2
＋
e.
配制硫酸亚铁溶液时常加少量硫酸抑制
Fe
2
＋
的水解，加少量铁屑防止
Fe
2
＋
被氧化。
8
、铜及其化合物
Ⅰ．铜
(1)
物理性质：紫红色固体，具有导电性、导热性和延展性，不能被磁体吸引。
14
(2)
化学性质
反应物
化学方程式
①常温下潮湿的空气中：
2Cu
＋
O
2
＋
CO
2
＋<
/p>
H
2
O===Cu
2
(OH)
2
CO
< br>3
(
碱式
非
O
2
碳酸铜，绿色
)
金
△
属
②在空气中加热：
2Cu
＋
O
2
=====
2CuO(<
/p>
黑色固体
)
Cl
点燃
2
Cu
＋
Cl
2
=====
CuCl
2
(
棕黄色烟
)
氧
浓硫酸
△
化
Cu
＋
2H
2
SO
4
(<
/p>
浓
)=====
CuSO
4
＋
SO
2
< br>↑＋
2H
2
O
性
浓硝酸
C
u
＋
4HNO
3
(
浓
)===Cu(NO
3
)
2
＋
2NO
2
↑＋
2H
2
O
酸
稀硝酸
3Cu
＋
8HNO
3
(
稀
)===3Cu(NO
3
)
2
＋2NO↑＋
4H
2
O
盐
AgNO
3
、
FeCl
3
Cu
＋
< br>2AgNO
3
===Cu(NO
3
)
2
＋
2A
g
、
Cu
＋
2
FeCl
3
===CuCl
2
＋
2FeCl
2
Ⅱ
.
氧化铜
和氧化亚铜
名称
氧化铜
(CuO)
氧化亚铜
(Cu
2
O)
颜色
黑色
砖红色
与酸反应
(H
＋
)
CuO
＋
2H
＋
===Cu
2
＋
＋
H
2
O
Cu
＋
2
＋
2
O
< br>＋
2H
=== Cu
＋
Cu
＋
H
2
O
与
H
△
△
2
反应
CuO
＋
H
2
=====
Cu
＋
H
2
O
Cu
2
O
＋
H
2
=====
2Cu
＋
H
2
O
转化关系
高温
4CuO=====
2Cu
2
O
＋
O
2
↑
Ⅲ
.
氢氧化铜
(1)
物理性质：蓝色难溶于水的固体。
(2)
化学性质及应用
△
反应①的化学方程式：
Cu(OH)
2
=====
CuO
＋
H
2
O
反应②的离子方程式：
Cu(OH)
＋
2
＋
2
＋
2H
===Cu
＋
< br>2H
2
O
15
Ⅳ．铜盐
(1)
碱式碳酸铜
< br>碱式碳酸铜的化学式为
Cu
2
(
OH)
2
CO
3
，
是铜绿的成分，
是铜在潮湿的空气中被锈蚀的结果，
其
△
受热分解的化学方程式为
Cu
2
(OH)
2
CO
3
=====
2Cu
O
＋
CO
2
↑
＋
H
2
O
(2)
硫酸铜
①
CuSO
4
·5H
2
O
为蓝色晶体，俗称胆矾或蓝矾。
< br>
②无水
CuSO
4
为白色粉末，遇水变蓝色
(
生成
< br>CuSO
4
·
5H
2
O)
。
(3)
铜盐的毒性
< br>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，
因此人们利用这一性质
用胆矾、熟石灰、水配成了波
尔多液，用来杀灭植物的病毒。
16
第四章
非金属及其化合物
一、硅及其化合物
Si
硅元素在地壳中的含量排第二
，
在自然界中没有游离态的硅，
只有以化合态存在的硅，
常见的是二氧化硅、硅酸盐等。
硅的原子结构示意图为
Si
，
硅元素
位于元素周期表第三周期第Ⅳ
A
族，硅原子
最外层有
4
个电子，既不易失去电子又不易得到电子，主要
形成四价的化合物。
1
、单质硅（
Si
）
：
(
1molSi
有
2molSi-Si
键
)
（
1
）物理性质
：有金属
光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大。
（
2
）化学性质
：
①常温下化学性质不活泼
，
只能跟
F
2
、
HF
和
NaOH
溶液反应。
Si
＋
2F
2
＝
SiF
4
Si
＋
4HF
＝
S
iF
4
↑
＋
2
H
2
↑
Si
＋<
/p>
2NaOH
＋
H
2
O
＝
Na2SiO
< br>3
＋
2H
2
↑
②在高温条件下，单质硅能与
O
2
和
Cl
2
等非金属单质反应
。
（
3
）用途
：太阳能电池、计
算机芯片以及半导体材料等。
（
4<
/p>
）硅的制备
：工业上，用
C
在高温下还原
SiO
2
可制
得粗硅。
SiO
2
< br>＋
2C
＝
Si(
粗
)
＋
2CO↑
Si(
粗
)
＋
2Cl
2
＝
SiCl
4
SiCl
4
＋
2H
2<
/p>
＝
Si(
纯
)<
/p>
＋
4HCl
2
、二氧化硅（
SiO
2
）：
(
1molSiO
2
有
4molSi-O
键
)
（
1
）
SiO
2
的空间结构
：立体网状结构，
SiO
2
直接由原子构成，不存在单个
SiO
2
分子。
（
2
）
物理性质
：熔点高，硬度大，不溶于水。
（
3
）化学性质
：
SiO
2
常温下化学性质很不活泼，不与水、酸反应（
氢氟酸除外），能
与强碱溶液、氢氟酸反应，高温条件下可以与碱性氧化物反应：
①与强碱反应
：
S
iO
2
＋
2NaOH
< br>＝
Na
2
SiO
3
＋
H
2
O
（生成的硅酸钠具有粘性，
所
以
不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放
NaOH
溶液和
Na
2
SiO
3
溶液，
避免
Na
2
SiO
3
将瓶塞和试剂
瓶粘住，打不开，应用橡皮塞）。
②与氢氟酸反应
[SiO2
的特性
]
：<
/p>
SiO
2
＋
4H
F
＝
SiF
4
↑+2H
2
O
（利用此反应，氢
氟酸能雕刻玻璃；氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放，应用塑料瓶）。
<
/p>
③
高温下与碱性氧化物反应
：
SiO
高温
2
+Ca
O
CaSiO
3
④与盐反应：
SiO
高温
高温
2
+Na
2
CO
3<
/p>
Na
2
SiO
3
+CO
2
，
SiO
2
+CaCO
< br>3
CaSiO
3
+CO
2
↑
17
（
4
）用途
：
光
导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、仪器轴承、玻璃和
建筑材料等。
3
、硅酸（<
/p>
H
2
SiO
3<
/p>
）：
（
1
）物理性质：
不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分能力强
。
（
2
）化
学性质
：
H
2
SiO
3
是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱，其酸酐为
SiO
2
，但
SiO
2
不溶
于水，故不能直接由
SiO
2
溶于水制得，而用可溶性硅酸盐与酸反应
制取：（强酸制弱酸原理）
Na
2
SiO
3
＋
2HCl
＝
2NaCl
＋
H
2
SiO
3
↓
Na
2
SiO
3
＋
C
O
2
＋
H
2<
/p>
O
＝
H
2
SiO
3
↓
＋
Na
2
CO
（
3
此方程式证明酸性：
H
2
SiO
3
＜
H
2
CO
3
）
（
3
）
用途
：硅胶作干燥剂、催化剂的载体。
4
、硅酸盐
硅酸盐
：硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅
酸盐种类很多，大多数
难溶于水，
最常见的可溶性硅酸盐是
Na
2
SiO
3<
/p>
，
Na
2
SiO
3
的水溶液俗称水玻璃，
又称泡花碱，
是一种无色粘稠的液体，
可以作黏胶剂和木材防火剂。
硅酸钠水溶液久置在空气中容易变质：
Na<
/p>
2
SiO
3
＋<
/p>
CO
2
＋
H
2
O
＝
Na
2
CO
3
＋
H
2
SiO
3
↓
（有白色沉淀生成）
传统硅酸盐
工业三大产品有：玻璃、
陶瓷、水泥。
硅酸盐由于
组成
比较复杂，
常用氧化物的形式表示：
活泼金属
氧化物
→
较活泼金属氧化
物
→
二氧化硅
→
水。
氧化物前系数配置原则：
除氧元素外，
其他元
素按配置前后原子个数守
恒原则配置系数。
< br>硅酸钠：
Na
2
SiO
3
Na
2
2
硅酸钙：
CaSiO
3
2
高岭石：
Al
2
(Si
2
O
5
)(OH)
4
Al<
/p>
2
O
3.
2Si
O
2
.2H
2
O
正长石：
KAlSiO
3
不能写成
K
2
O·
A
l
2
O
3
.3
SiO
2
，应写成
K
< br>2
2
O
3
.6SiO
2
二、氯及其化合物
＋
17
2
8 7
氯原子
结构示意图
为
，
氯元素位于元素周期表中第三周期第Ⅶ
A
族
，
氯原子最外电子层上有
7
个电子，在
化学反应中很容易得到
1
个电子形成
C
l
－
，化学性质活
泼，在自然界中没游
离态的氯，氯只以化合态存在（主要以氯化物和氯酸盐）。
1
、氯气（
Cl
2
）：
（
1
）物理性质
：
黄绿色有刺激性气味有毒的气体，密度比空气大，易液化成液氯，易溶
于水。（氯气
收集方法
—
向上排空气法或者排饱和食盐水；液氯为纯净物）<
/p>
18 <
/p>
（
2
）化学性质：
氯气化学性质非常活泼，很容易得到电子，作强氧化剂，能与金属、非
金属、水以及碱
反应。
①与金属反应
（将金属氧化成
最高正价）
Cl
2
+2Na
2NaCl
（现象：黄光，大量白烟）
Cl
2
+Cu
CuCl
2
（现象：剧
烈燃烧，绿色火焰，大量棕红色烟，生成
淡绿色氯化铜）
3Cl
2
+2Fe
< br>2FeCl
3
（现象：剧烈燃烧，大量棕红色烟雾）
（氯气与
金属铁反应只生成
FeCl3
，而不生成
FeCl
< br>2
。
）
（思考：
怎样制备
FeCl
2
？
Fe
＋
2HCl<
/p>
＝
FeCl
2
＋
H
2
↑
，
铁跟盐酸反应生成
FeCl
2
，
而铁跟氯
气反应生成
Fe
Cl
3
，这说明
C
l2
的氧化性强于盐酸，是强氧化剂。）
②与非金属反应
Cl
2
＋
H
2
===
点燃
2HCl
（氢气在氯气中燃烧现象：安静地燃烧，发出苍白色火焰）
将
H
2
和
Cl
2
混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。
燃烧：所有发光发热的剧烈化学反应都叫做燃烧，不一定要有氧气参加
。
③
Cl
2
与水反应
Cl
2
＋
H
2
O
＝
HCl
＋
HClO
离子方程式：
Cl
2
＋
H
2
O
＝
H
＋
＋
Cl
< br>—
＋
HClO
将氯气溶于水得到氯水（浅黄绿色），氯水含多种微粒，其中有
H
2
O
、
Cl
2
、
HClO
（
三
分子
）、
Cl
—
、
ClO
-
、
H
＋
、
OH
—
（
四离子
）
(
极少量，水微弱电离出来的
)
。
氯水的性质取决于其组成的微粒：
（
1
）强氧化性
：
Cl
2
是新制氯水的主要成分，实验室常用氯水代替氯气，如
氯水中的氯
气能与
KI
，
KBr
、
FeCl
2
、
SO
2
、
Na
2
SO
3
等物质反应。
（
2<
/p>
）漂白、消毒性：
氯水中的
Cl2
和
HClO
均有强氧化性，一般在应用其漂白
和消毒
时，应考虑
HClO
，
HClO
的强氧化性将有色物质氧化成无色物质，不可逆。
（
3
）
< br>酸性：
氯水中含有
HCl
和
HClO
，
故可被
NaOH
中和，
盐酸还可与
NaHCO
3
，
CaCO
3
等反应。
光照
（
4<
/p>
）不稳定性
：
HClO
< br>不稳定光照易分解。
2HClO ==== 2HCl
+ O
2
，
因此久置氯水
(
浅黄绿色
)
会变成稀盐酸
(
无色
)
失去漂白性。
<
/p>
（
5
）沉淀反应：
加入
AgNO
3
溶液有白色沉淀生成
（氯水中有
Cl
－）。
自来水也用氯水
杀菌消毒，所以用自来水配制以下溶液如
KI
、
KBr
、
< br>FeCl
2
、
Na
2
SO
3
、
Na
2
CO
3
、
NaHCO
3
、
AgNO
3
、
NaOH<
/p>
等溶液会变质。
19
④
C
l
2
与碱液反应：
< br>与
NaOH
反应：
Cl
2
＋
2NaOH
＝
NaCl
＋
NaClO
＋
H
2
O
（
Cl
2
＋
2
OH
－
＝
Cl
－
＋
ClO
－
＋
H
2
O
）<
/p>
与
Ca(OH)
2
溶液反应：
2Cl
2
＋
2Ca(OH)
2
＝
Ca(ClO)
2
＋
CaCl
2
＋
2H
< br>2
O
此反应用来制漂白粉，漂
白粉的主要成分为
Ca(ClO)
2
和
CaCl
2
，有效成分为
Ca(ClO)
2
。
漂白粉之所以具有漂白性，
原因是：
Ca(
ClO)
2
＋
CO
2
＋
H
2
O=CaCO
3
↓+2HClO
生成的
HClO
具有漂白性；同样，氯水也具有漂白性，因为氯水含<
/p>
HClO
；
NaClO
< br>同样具有漂白性，发生
反应
2NaClO
＋
CO
2
＋
< br>H
2
O==Na
2
CO
3
+2HClO
；
干燥的氯气不能使有色物质褪色，
因为不
能生成
HClO
，
氯气能使湿润的有色
物质褪色，
因为氯气发生下列反应
Cl
2
＋
H
2
O<
/p>
＝
HCl
＋
HC
lO
。
漂白粉久置空气会失效（涉及
两个反应）：
Ca(ClO)
2
＋
CO
2
＋
H
2
O
＝
CaCO
3
↓
＋
2HClO
，
2HClO ==== 2HCl
+ O
光照
2
，
漂白粉
变质会有
CaCO
3
存在，
外观上会结块，
久置空气中的漂白粉加入浓盐酸会有
CO2
气体生成，含
CO
2
和
HCl
杂质气体。
⑤氯气的用途：
制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物
的原料等。
2
、
Cl
－
的检验：
原理
：根据
Cl
-
与
Ag
+
反应生成不溶于酸的
AgCl
沉淀来检验
Cl
-
存在。
方法
：
先加稀硝酸酸化溶液
（排除
CO
3
2-
干扰）
再滴加
AgNO
3
溶液，
如有白色沉淀生成，
则说明有
Cl
-
存在。
三、硫及其化合物
1
、硫元素的存在
：
硫元素最
外层电子数为
6
个，化学性质较活泼，容易得到
2
个电
子呈－
2
价或者与其他非金属元素结合成呈＋
4
价、＋
6
价化合物。硫元素在自然界中既有
游离态又
有化合态。（如火山口中的硫就以单质存在）
2
、硫单质
：
①物质性质
：俗称硫磺，淡黄色固体，不溶于水，熔点低。
③
化学性质
：<
/p>
S+O
点燃
2
SO
2<
/p>
（空气中点燃淡蓝色火焰，纯氧中蓝紫色）
3
、二氧化硫（
SO
2
）
（
1
）
物理性质
：
无色、
有刺激性气味有毒的气体，
易溶于水，
密度比空
气大，
易液化。
（
< br>2
）
SO
点燃
< br>2
的制备
：
S+O
2
===
SO
2
或
Na
2
SO
3
＋
H
2
SO
4
＝
Na
2
SO
4
＋
SO
2
↑
＋
H
2
O
（
3
）化学性质
：
①
SO
< br>2
能与水反应
：
SO
2
+H
2
O
H
2
SO
3
（亚硫酸，中强酸）可逆反应。
< br>可逆反应定义：在相同条件下，正逆方向同时进行的反应。（关键词：相同条件下）
20
②
SO
2
为酸性氧化物
，是亚硫酸（
H
2
SO
3
）的酸酐，可与碱反应生成盐和水。
<
/p>
a
、与
NaOH
溶液反应：
SO
2
< br>(
少量
)
＋
2NaOH
＝
Na
2
SO
3
＋
H2O
（
SO
2
＋
2OH
＝
SO
3
2
＋
H
2
O
）
SO
2
(
过量
)
< br>＋
NaOH
＝
NaHSO
3
（
SO
2
＋
OH
＝
HSO
3
）
b
、与
Ca(OH)
2<
/p>
溶液反应：
SO
2
(
少量
)
＋
Ca(OH)
2
＝
< br>CaSO
3
↓(
白色
)
＋
H
2
O
2SO
2
(
过量
)
＋
< br>Ca(OH)
2
＝
Ca(HSO
3
)
2
(
可溶
)
对
比
CO
2
与碱反应：
< br>
CO
2
(
少量
)
＋
Ca(OH)
2
＝
CaCO
3
↓(
白色
)+H
2
O
2CO
2
(
过量
)
＋<
/p>
Ca(OH)
2
＝
Ca(HCO
3
)
2
(
可溶
)
注
意：
将
SO
2
逐渐通入
Ca(OH)
2
溶液中先有白
色沉淀生成，后沉淀消失，与
CO
2
逐
渐
通入
Ca(OH)
2
溶液实验现象相同，
所以不能用石灰水来鉴别
SO
2
和
CO
2
。
能使石灰水变浑浊
的无色无味的气体一定是
二氧化碳，这说法是对的，因为
SO
2
是有刺激性气味的气体。
③SO
2<
/p>
具有强还原性
，能与强氧化剂（如酸性高锰酸钾溶液、氯气、氧气
等）反应。
SO
2
能
< br>使酸性
KMnO
4
溶液、新制氯
水褪色，显示了
SO
2
的强还原性（不
是
SO
2
的漂白性）
< br>。
催
SO
2
的催化氧化：
2SO
2
+ O
2
?
2SO<
/p>
3
△
－
－
－
－
SO
2
+Cl
2
+2H
2
O====H
2
SO
4
+2HCl
，
< br>SO
2
+Br
2
+2H
2
O====H
2
SO
4
+2HBr
，
SO
2
+I
2
+2H
2
O====H
2
SO
4
+2HI
SO
2
＋
Cl
2
＋
2H
2
O
＝
H
2
SO
4
＋
2HCl
（将
SO
2
气体和
Cl
2
气体混合后作用于有色溶液，漂白<
/p>
效果将大大减弱。）
④
SO
2
的弱氧化性
：如
2H
2
S
＋
SO
2
＝
3S↓
＋
2H
2
O
（有黄色沉淀生成）
⑤
SO
2
的漂白性
< br>（暂时性漂白）
：
SO
2
能使品红溶液褪色，加热会恢复原来的颜色。用
此可以检验
SO
2
的存在。
多种物质漂白原理的比较
物质
漂白原理
变化类型
是否可逆
SO
2
与有色物质结合生成无色物
质
化学变化
可逆，加热或久置后恢复原
来颜色
有色的有机物，不能漂白指
示剂
HClO
、
H
2<
/p>
O
2
、
Na
2
O
2
、
O
3
将有色物质氧化为无色物质
化学变化
不可逆，加热或久置后不恢
复原来颜色
有色的有机物和指示剂
活性炭
吸附有色物质
物理变化
—
漂白对象
有机色质
21
⑥
SO
2
的用途：
漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。
< br>
注意：
SO
2
使酸性高锰酸钾，氯水，溴水，碘水褪色体现的是还原性，使品红溶液褪色的
是
漂白性。
4
、硫酸（
H
2
SO
< br>4
）
（
1
）浓硫酸的物理性质
：纯的硫酸为无色油状粘稠液体，能与
水以任意比互溶（稀释浓硫
酸要规范操作：注酸入水且不断搅拌）。质量分数为
98%
（或
18.4mol/l
）的硫酸为浓硫酸。不挥发，沸点高，密度比水大。
（
2
）浓硫酸三大性质
：吸水性、脱水
性、强氧化性。
①吸水性
(
物理变化）：浓硫酸可吸收结晶水、湿存水和气体中的水蒸气，可作
干燥
剂，
可干燥
H
2
、
O
2
、
S
O
2
、
CO
2
等气体，
但不可以用来干燥
NH
3
、
H
2
S
、
HBr
、
HI
、
C
2
H
4
五种气体。
②脱水性
（化学变化）：能将有机物（蔗糖、棉花等）分子中
H
和
O
原子按个
数比
2
︰
1
脱水，炭化变黑。
③强氧化性
< br>：浓硫酸在加热条件下显示强氧化性（＋
6
价硫体现了强
氧化性）
能与大多数金属反应，也能与非金属反应，不产生<
/p>
H
2
。
a.
与大多数金属反应
（如铜）
：
2H
2
SO
4
(
浓
)+Cu
（此反应浓硫酸表现出酸性和强氧化性
）
b.
与
非金属反应
（如
C
反应）
：
2H
2
SO
4
(
浓
)+C
△
CuS
O
4
+SO
2
↑
+2H
2
O
△
CO<
/p>
2
↑
+2SO
2
↑
+2H
2
O
（此反应浓硫酸表现出强氧化性
，随着反应进行，浓硫酸变稀，反应停止）
< br>现象：
A
中无水硫酸铜变蓝；
B
中的品红溶
液褪色；
C
中的硫酸酸化的高锰酸钾褪
色；
D
中品红溶液不褪色
;E
中澄清石
灰水变
注意：
常温下，
Fe
、
Al
遇浓
< br>H
2
SO
4
或浓
HNO
3
发生钝化。
浓硫酸的强氧化性使许多金属能与它反应，
但
在常温下，
铝和铁遇浓硫酸时，
因表面被
浓硫酸氧化成一层致密氧化膜，
这层氧化膜阻止了酸与内层金属的进一步反应。
这种现
象叫金属的钝化。
铝和铁也能被浓硝酸
钝化，
所以，
常温下可以用铁制或铝制容器盛放
浓硫酸和浓硝酸。
（
3
）
硫酸的用途
：干燥剂、化肥、炸药、蓄电
池、农药、医药等。
注意：
应首先用
无水硫酸铜验证水，然后用品红验证
二氧化硫，再用高锰酸钾氧化多余的二氧化硫，接着
再次验证二氧化硫是否全部被氧化吸收，最后才验证
二氧化碳。
浑浊。
22
四、氮及其化合物
1
．氮气
写出有关化学方程式：
①
3Mg
＋
N
点燃
2
=====
Mg
3<
/p>
N
2
；
②
N
2
+3H
2
垐
噲
高温、高压<
/p>
垐
催化剂
垐
垐<
/p>
垐
?
?
2NH<
/p>
3
；
③
N
放电或高温
2<
/p>
＋
O
2
====
=
2NO
。
2
．
氮的氧化物
(1)
氮有多种价态的氧化物：
N
2
O
、
NO<
/p>
、
N
2
O
3
、
NO
2
、
N
2
O
4
、
N
2
< br>O
5
等，其中属于酸性氧
化物的
是
N
2
O
3<
/p>
、
N
2
O
5
。
(2)NO<
/p>
和
NO
2
性质的
比较
NO
NO
2
颜色
无色
红棕色
物理
毒性
有毒
有毒
性质
溶解性
不溶
能溶
化学
与
O
2
反应<
/p>
2NO
＋
O<
/p>
2
===2NO
2
—
性质
与
H
2
O
反应
—
3NO
2
＋
H
2
O===2HNO
3
＋
NO
3.
氮氧化物对环境的污染及防治
(1)
常见的污染类型
①光化学烟雾：
NO
x
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：
NO
x
排入大气中后，与水反应生成
HNO
3
和
HNO
2
，随雨雪降到地面。
③破坏臭氧层：
NO
2
可使平流层中的臭氧减少，导致地面紫外线
辐射量增加。
④
NO
与血红蛋白结合使人中毒。
(2)
< br>常见的
NO
x
尾气处理方法
①碱液吸收法
2NO
2
＋
2NaOH===NaNO
3
＋
NaNO
2
＋
H
2
O<
/p>
NO
2
＋
NO
＋
2NaOH===2NaNO
2
＋
H
2
O
23
NO
2
、
NO
的混合气体能被足量烧碱溶液完全吸收的条件是
n
(NO
2
)
≥
n
(NO)
，一般适合
工业尾气中
NO
x
的处理。
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
(N
2
)
或
NO
x
与
CO
在一定温度
下催化转化为无毒气
体
(N
2
和
C
O
2
，一般适用于汽车尾气的处理
)<
/p>
。
3
、硝酸（
HNO
3
）
：
（
1
）<
/p>
物理性质
：
纯硝酸是无色、
有刺激性气味的油状液体。
低沸点
（
83
℃）
、
易挥发，
在空气中遇水蒸气呈白雾状。
98%
以上的硝酸
叫
“
发烟硝酸
”
，
常用浓硝酸的质量分数为
69%
。
（
2
）化学性质
：具有一般
酸的通性
，稀硝酸遇紫色石蕊试液变红色，浓硝酸遇紫色石
蕊试液先变红（
H
＋作用）后褪色（浓硝酸的
强氧化性
）。用此实验可证明浓硝酸的氧化性
比稀硝酸强。浓硝酸和稀硝酸都是强
氧化剂，
能氧化大多数金属，
但不放出氢气，
< br>通常浓硝
酸产生
NO
2
，稀硝酸产生
NO
，如：
①
Cu
＋
4HNO
3
(
浓
)
＝
Cu(NO
< br>3
)
2
＋
2NO
2
↑
＋
2H
2
O
②
3Cu
＋
8HNO
< br>3
(
稀
)
＝
3Cu(NO
3
)
2
＋
2NO↑
＋
4H
2
O
反应①还原剂与氧化剂物质的量之比为
1
︰
2
；反应②还原剂与氧化剂物质的量之比为
3
︰
2
。
常温下（冷的）
，
< br>Fe
、
Al
遇浓
H
2
SO
4
< br>或浓
HNO
3
发生钝化，（说成
不反应是不妥的，
不是不反应，并且加热时能产生
NO
2
）
当溶液中有
H
+
和
NO
3
-
时，相当于溶液中含
HNO
3
，此时，因为硝酸具有强氧化性，使
得在酸性条件下
NO
3
-<
/p>
与具有强还原性的离子如
S
2
－
、
Fe
2
＋
、
SO
3
2
－
、
I
－
、
Br
－
（通常是这几种）
因发生氧化还原反应而不能大量共存。
（有
沉淀、气体、难电离物生成是因发生复分解反应
而不能大量共存。）
3
、氨气（
NH
3
）
（
1
）物理性质
：无色气体，有刺激性气味、比空气轻，易液化，极易溶于水，
1
体积水
可以溶解
700
体积
的氨气（可做红色喷泉实验）。浓氨水易挥发出氨气。
（
2
）化学性质：
a.
溶于水溶液呈弱碱性：
生成的一水
合氨
NH
3
·
H
2
O
是一种弱碱，很不稳定，受热会
分
解：
NH
3
·
H
2
O
△
NH
3
↑
+H<
/p>
2
O
氨气或液氨溶于水得氨水，
氨水的密度比水小，
并且氨水浓度越大密度越小，
计算氨水
浓度时，溶质是
NH
3<
/p>
，而不是
NH
3
·
H
2
O
。<
/p>
氨水中的
微粒
：
H
2
O
、<
/p>
NH
3
、
NH<
/p>
3
·
H
2
O
、
NH
4
＋
、
OH
—
、
H
＋
(
极少量，水微弱电离出来
)
。
喷泉实验的原理
：是利用气体极易被
一种液体吸收而形成
压强差
，使气体容器内压强
降低，外界大气压把液体压入气体容器内，在玻璃导管尖嘴处形成美丽的
“
喷泉
”
。
24
喷泉实验成功的关键：
（
1
）
气体在吸收液中被吸收得既快又多，
如
NH
3
、
HCl
、
HBr
、
HI
、
NO
2
用水吸收，
CO
2
、
SO
2
，
Cl
2
、
H
2
S
等用
NaOH
溶
液吸收等。
（
2
）装置的气密性要好。
（
3
）烧瓶内的气体纯度要大。
b.
氨气可以与酸反应生成盐
：
①
NH
3
＋
HCl
＝
NH
4
Cl
②
NH
3
＋
HNO
3
＝
NH
4
NO
3
③
2NH
3
＋
H
2
SO
4
＝
(NH
4
)
2
SO
4<
/p>
因
NH
3
溶于水呈碱性，所以可以用湿润的红色石蕊试纸检验氨气的存在，因浓盐酸有
挥发性，
所以也可以用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近集气瓶口，
如果有大量白烟生成，
可以证明
有
NH3
存在。
氨气的实验室制法：
(1)
常规方法
25
(2)
简易方法
方法
化学方程式
(
或原理
)
发生装置
加热浓氨水
NH
·
H
△
3
2
O=====
NH
3
↑＋
H
2
O
NaOH
溶于水放热，促使
NH
－
3
·
H
2
O
分解，且
OH
浓度的
浓氨水＋固体
NaOH
增大也有利于
NH
3
的生成
CaO
与
水反应生成
OH
－
，使溶剂
(
水
)
减少；反应放
浓氨水＋固体
CaO
热，促使
NH
3
·
H
2
O
分解。化学方程式：
N
H
3
·
H
2<
/p>
O
＋
CaO===NH
< br>3
↑＋
Ca(OH)
2
（
4
）氨气的用途：
液氨易
挥发，汽化过程中会吸收热量，使得周围环境温度降低，因此，
液氨可以作制冷剂
3
．
铵盐及
NH
＋
4
的检验
(1)
铵盐的物理性质
铵盐都是白色固体，均易溶于水。
(2)
铵盐的化学性质
26
第五章
物质结构
元素周期律
第
1
节
原子结构
化学键
考点一
原子结构
1
．原子的构成
(1)
构成原子的微粒及作用
?
质子
(
Z
个
)——
决定元素的种类
原子
?
?
原子核
?
?
?
中子
[(
A
－
Z
)
个
]
在质子数确定后
同位素
(
A
Z
X)
?
?
决定原子的种类
?
?
核外电子<
/p>
(
Z
个
)——<
/p>
最外层电子数决定元素
的化学性质<
/p>
(2)
微粒符号周围数字的含义
(3)
微粒之间的数量关系
①原子中：质子数
(
Z
)
＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数。
②质量数
(
A
)
＝质子数
(
Z
)
＋中子数
(
N
)
。
③阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数。
粒子电子数
=
质子数（阴加阳减）如：
NH
3
10e
-
，
NH
4
+
10e
-
，
O
H
-
10e
-
④阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数。
(4)
两种相对原子质量
①原子
(
即核素
)
的相对原子质量：一个原子
(
即核素
)
的质量与一个
12
C
原子质量的
1
12
的
比值。一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。
②元素的相对原子质量：
按该元素各种天然同位素
原子所占的原子百分比算出的平均值。
例如：
A
r
(Cl)
＝
A
r
(
35
Cl)
×
a
%
＋
A
r
(
37
< br>Cl)
×
b
%
< br>。
2
．
元素、核素、同位素
(1)
元素、核素、同位素的关系
<
/p>
(2)
同位素
的特征
①同一元素的不同种核素的
质
子数相同
，
中子数不同
，
化学性质几乎完全相同，
物理性
质差异较大。
②同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数
(
丰度
)
不变。
(3)
几种重要的核素及其应用
核素
235
92
U
14
6
C
2
1
H
3
1
H
18
8
O
用途
核燃料
考古断代
制氢弹
示踪原子
27
抓住描述对象突破
“
四同
”
判断
同位素
同素异形
同系物
同分异构
名称
体
体
质子数
相
同，
分子式相
中子数
同种元素
结构相似，组
成相差一个或
同而结构
定义
不同的
组成的不<
/p>
若干个
CH
2
原
式不同的
同一元
同单质的
子团的有机物
化合物的
素的互
互称
的互称
互称
称
对象
原子
单质
化合物
化合物
例子
1
1
H
、
2
1
H
；
正戊烷、
O
2
、
O
3
CH
3
CH
3
、
CH
3
CH
2
CH
3
新戊烷
考点二
核外电子的排布规律
1
．核外电子排布
(1)
核外电子的排布规律
电子层数
1
2
3
4
5
6............
电子层符号
K
L
M
N
O
P...........
电子离核远近
由近到远
电子能量
由低到高
最多容纳电子
数
2
8
18
32
50...........
..(2n
2
)
(2)
原子结构示意图
2
．
等电子微粒
(1)
“
1
0
电子”微粒
(2)
“
18
电子”微粒
28
(
3)
质子数和核外电子数分别相等的两种微粒关系
①可以是两种原子，如同位素原子。
②可以是两种分子，如
CH
4
、
NH
3
。
③可以是两种带电荷数相同的阳离子，如
NH<
/p>
＋
4
、
H
3
O
＋
。
④可以是两种带电荷数相同的阴离子，如
OH<
/p>
－
、
F
－
。
考点三
化学键
1
．化学键
(1)
概念：使离子相结合或原子相结合的作用力。
(2)
形成与分类
< br>2
．
离子键、共价键的比较
键的类型
离子键
共价键
非极性键
极性键
概念
带相反电荷的微粒之间的相互作用力
原子间通过共用电子对所形成的相
互作用力
成键粒子
阴、阳离子
原子
成键实质
阴、阳离子的静电作用
共用电子对不
共用电子对偏向
偏向任何一方
一方原子
通常，活泼金属元素原子与
活泼非金
形成条件
属元素原子间发生
电子转移形成阴、
同种元素原子
不同种元素原子
阳离子，从而形成离子键
之间成键
之间成键
非金属单质；
形成的物质
离子化合物
某些共价化合
共价化合物或离
物或离子化合
子化合物
物
3.
离子化合物与共价化合物
4
．
化学键与物质类别之间的关系
(1)
除稀有气体内
部无化学键外，其他物质内部都存在化学键。
(2)
只含有极性共价键的物质一般是不同种非金属元素形成的共价化合物，
如
SiO
2
、
H
Cl
、
CH
4
等。
(3)
只含有非极性共价键的物
质是同种非金属元素形成的单质，如
Cl
2
、
P
4
、金刚石等。
(4)
既有极性键又有非极性键的共价化合物一般
由多个原子构成，如
H
2
O
2
、
C
2
H
4
等。
< br>(5)
只含离子键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，
如
Na
2
S<
/p>
、
CaCl
2
、
NaCl
等。
29
(6)
既有离子键又有极性共价键的物质，如
NaOH
、
K
2
SO
4
等；既有离子键又有非极性共
价键的物质，如
Na<
/p>
2
O
2
等。
(7)
仅由非金属元素形成的离子化合物
，如
NH
4
Cl
、
NH
4
NO
3
等。
(8)
金属元素和非金属元素间可能存在共价键，如
AlCl
3<
/p>
等。
5
．
电子式
(1)
概念：在元素符号周围用“
·<
/p>
”或“×”来代表原子的最外层电子
(
价
电子
)
的式子。
(2)
电子式的书写
①原子：
Na
，
Cl
。
②简单离子：
Na
＋
< br>Na
＋
，
F
－
。
③复杂离子：
NH
4
＋
，
OH
－
。
< br>
④离子化合物：
MgCl
2<
/p>
，
Na
2
O
，
Na
2<
/p>
O
2
。
⑤非金属单质及共价化合物：
N
2
，
H
2
O
，<
/p>
H
2
O
2
。
(3)
用电子式表示化合物的形成过程
HCl
：
；
CaCl
2
：
。
第
2
节
元素周期表
元素周期律
考点一
元素周期表
1.
原子序数
按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号就是原子序数。
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2.
元素周期表的编排原则
3
．
元素周期表的结构
4
．
元素周
期表中的特殊位置
(1)
分区
①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条虚
线
，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
②各区位置：分
界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
③
分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
(2)
过渡元素：元素周期表中部从Ⅲ
B
族到Ⅱ
B
族
10
个纵行共六十多种元素，这些元素
都是金属元素。
< br>
(3)
镧系：元素周期表第六周期中，
57
号元素镧到
71
号元素镥
共
15
种元素。
30
(4)
锕系：元素周期表第七周期中，
89
号元素锕到
103
号元素铹共
15
种元
素。
1
．
元素周期表结构巧记口诀
横行叫周期
，
现有一至七
，
四长三个短
，
第七刚填满。
纵行称为族
，
共有十六族
，
一八依次现
①
，
一零再一遍
②
。
一纵一个族
，
Ⅷ族搞特殊
，
三纵算一族
，
占去
< br>8
、
9
、
10
。
镧系与锕系
，
蜗居不如意
，
十五挤着住<
/p>
，
都属
Ⅲ
B
族。
[
说明
]
<
/p>
①
指
Ⅰ
A
、
Ⅱ
A
、
Ⅲ
B
、
Ⅳ
B
、
Ⅴ
B
、
Ⅵ
B
、
Ⅶ
B
、
Ⅷ
；<
/p>
②指
Ⅰ
B
、
Ⅱ
B
、
Ⅲ
A
、
Ⅳ
A
、
Ⅴ
A
< br>、
Ⅵ
A
、
Ⅶ
A
、
0
。
2
．
元素周
期表结构的几点注意
(1)
周期表<
/p>
18
个纵行分为
16
个族
，
第
8
、
9
、
10
纵行为一族。
(2)
在描述元素在<
/p>
Ⅷ
族时
，
不要写
成
Ⅷ
B
。
<
/p>
(3)
元素周期表中
，
< br>族序数
Ⅱ
、
Ⅲ
< br>是主族和副族的分界线
，
第一次分界时主族
(
Ⅱ
A)
在副
族
(
Ⅲ
B)
之前
，
第二次分界时副族
(<
/p>
Ⅱ
B)
在主族
(
Ⅲ
A)
之前。
(4)
奇偶关系
①原子序数是奇数的主族元素
，
其所在主族序数必为奇数；
②原子序数是偶数的主族元素
，
其所在主族序数必为偶数。
考点二
元素周期律
1
．元素周期律
2
．
主族元素的周期性变化规律
项目
同周
期
(
左→右
)
同主族
(
上→下
)
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
原
电子层数
相同
逐渐增多
子
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
结
阳离子半径逐渐减小，阴离
构
离子半径
子半径逐渐减小；
r
(
阴离
逐渐增大
子
)>
r
(
阳离子
)
最高正化合价由＋
1
→＋
化合价
7(O
、
F
除外
)
，最低负化合
相同，最高正化合价＝主族
价＝－
(8
－主族序数
)
序数
(O
、
F
除外
)
元素的金属性
金属性逐渐减弱，非金
属性
金属性逐渐增强，非金属性
性
和非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
质
离子的氧
阳离子氧化性逐渐增强，阴
阳离子氧化性逐渐减弱，阴
化性、还原性
离子还原性逐渐减弱
离子还原性逐渐增强
气态氢化物稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
最高价氧化物对应
碱性逐渐减弱；酸
性逐渐增
碱性逐渐增强；酸性逐渐减
水化物的酸碱性
强
弱
31
3.
元素
金属性和非金属性强弱的判断方法
本质
原子越易失电子，金属性越强
①在金属活动性顺序表中位置越靠前，金属性越强
金属性
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
比较
判断
依据
③单质还原性越强或简单阳离子氧化性越弱，金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
⑤若
X
n
＋
＋
Y
―
→
X
＋
Y
m
＋
，则
Y
的金属性比
X
强
本质
原子越易得电子，非金属性越强
非金属
①与
H
2
化合越容易或气态氢化物越稳定，非金属性越强
性比较
判断
②单质氧化性越强或简单阴离子还原性越弱，非金属性越强
依据
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
④若
A
n
－
＋
B
―
→
B
m
－
＋
< br>A
，则
B
的非金属性比
A
强
4.
元素周期表、元素周期律的应用
(1)
根据元素周期表中的位置寻找未知元素。
(2)
预测元素的性质
(<
/p>
由递变规律推测
)
。
①比较不同周期、不同主族元素的性质。
例如：金属性
Mg
＞
Al<
/p>
、
Ca
＞
Mg<
/p>
，则碱性
Mg(OH)
2
＞
Al(OH)
3
、
Ca(OH)
2
＞
Mg
(OH)
2
，则
Ca(OH)
2
＞
Al(OH)
3<
/p>
。
②推测未知元素的某些性质。
例如：
已知
Ca(OH)
2
微溶，
Mg(OH)
2
难溶，可推知
Be(OH)
2
难溶；再如：已
知卤族元
素的性质递变规律，可推知元素砹
(At)
应为有色固体，与氢难化合，
HAt
不稳定，水溶
液呈
酸性，
AgAt
不溶于水等。
(3)
启发人们在一定区域内寻找新物质
。
①半导体元素在金属与非金属分界线附近寻找，如
Si
、
Ge
、
Ga
等。
②农药中常
用元素在元素周期表右上方寻找，如
F
、
Cl
、
S
、
P
、
As
等。
③催化剂和耐高温、
耐腐蚀的合金材料主要在过渡元素中寻找，
如
Fe
、
Ni
、
Rh
、
Pt
、
Pd
等。
“
三看
”
法快
速判断简单微粒半径的大小
一看电子层数：最外层电子数相同
时
，
电子层数越多
，
< br>半径越大。
二看核电荷数：当电子层结构相同时
，
核电荷数越大
，
半
径越小。
三看核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时<
/p>
，
核外电子数越多
，
半径越大。
32
第
六
章
反
应
热
与
焓
变
1
．
化
学
反
< br>应
中
的
能
量
变
化
(3)
任何化学反应都伴随着能量的变化，
通常主要表现为热量的变化
（吸热或放热）
。
2
．
焓
< br>变
、
反
应
热
(1)
定义：在恒压条件下进行
的反应的热效应。
(2)
符号：Δ<
/p>
H
。
(3)<
/p>
单位：
kJ
·
m
ol
－
1
或
k
J/mol
。
(4)
Δ
H
的计算方法
Δ
H
＝生成物所具有的总能量－反应物所具有的总
能量
Δ
H
＝
反应物断键吸收的总能量－生成物成键释放的总能量
Δ
H
＝正反应活化能－逆反应活化能
化学物质本身能量越低、键能越大，越稳定。
3
．
吸
热
反
应
和
放
热
反
应
(1
)
从
反
应
物<
/p>
和
生
成
物
的
总
能
量
相
对
大
小
的
角
度
分
析
(2)
从
反
应
热
的
量
化
参
数<
/p>
—
—
键
能
的
角
度
分
析
(3)
常
见
的
放
热
反
应
和
吸
热
反
应
放热反应：①可燃物的燃烧②酸碱中和反应；③大多数化合
反应；④金属与水或酸的
置换反应；⑤物质的缓慢氧化；⑥铝热反应等。
吸热反应：①大多数分解反应；②盐的水解和弱电解质的电离；③
Ba(OH)
2
·
8H<
/p>
2
O
与
NH
4
Cl
反应；④碳和水蒸气、
C
和
CO
2
的反应等。
4
．
燃
烧
热
中
和
热
(1)
燃
烧
热
①概念：在
101
kPa
时，
1mol
纯物质完全燃
烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，
叫做该物质的燃烧热。
33
其中的“完全燃烧”，是指物
质中下列元素完全转变成对应的氧化物：
C
→
< br>CO
2
(g)
，
H
→
H
2
O(l)
，
S
→
< br>SO
2
(g)
等。
②在书写热化学方程式时，应以燃烧
1
mol
物质为标准来配平其余物
质的化学计量
数。
例如：
C
8
H
18
(l)
＋
O
2
(g)===8CO
2
(g)
＋
9H
2
O(l)
Δ
H
＝－
5
518 kJ
·
mol
－
1
。
(2)
中和热
①概念：在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成
1mol
液态
H
2
O
时
的反应热叫中
和热。
②离子方程式可表示：
OH
－
(aq)
＋
H
＋
(aq)===H
2
O(l)
Δ
H
＝－
57.3kJ
·
mol
－
1
。
③中和热的测定原理Δ
H
＝
cm
Δ
t
c
＝
4.18 J
·
g
－
1
·℃
－
1
＝
4
.18
×
10
－
3
kJ
·
g
－
1
·℃
－
1
。
④中和热测定实验
注意事项：
A.
碎泡沫塑料板和碎泡沫塑料
(
或纸条
)
的作用是保温隔热，
减少
实验过程
中的热量损失。
B.
为保证酸完全中
和，采取的措施是碱稍过量。
C.
因
为弱酸或弱碱存在电离平衡，电离过程需要吸热，实验中
若使用弱酸、弱碱则测得的反应
热数值偏小。
D.
若用浓溶液，则<
/p>
测得的反应热数值偏大。
5
．
正
确
理
解
活
化
能
与
反
应
热
的
关
系
(1)
催化剂能降低反应所需活化能
，
但不影
响焓变的大小。
(2)
在无催化剂的情况下，
E
< br>1
为正反应的活
化能，
E
2
为逆反应的活化能，即
< br>Δ
H
＝
E
1
-
E
2
。
6
．
反
应
热
答
题
规
范
指
导
(1)
描述反应热时，
无论是用
“
反应热
”
< br>、
“
焓变
”
表示还是用
Δ
H
表示，其后所跟数
值都需要带
“
＋
”
、
“
－
”
符号。如：某反应的反应热
(
或焓变<
/p>
)
为
Δ
H
＝－
Q
kJ
·
mol
－
1
或
Δ
H
＝＋
Q
kJ
·
mol
－
1
。
(2)
由于中和反应和燃烧均是放热反应，表示中和热和燃烧热时可不带
“<
/p>
－
”
号。如：
某
物质的燃烧热为
Q
kJ
·
mol
－
1
或
Δ
H
＝－
Q
kJ
·
mol
－
1
。
34
第
七
章
化
学
反
应
速
率
与
化
学
平
衡
1.
化
学
反
应
速
率
（
v
）
⑴
定义：用来衡量化学反应的快慢，
单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵
表示方法：单位时间内反应浓度的
减少或生成物浓度的增加来表示
⑶
计算公式：
v=Δc/Δt
［
v
：平均速率，<
/p>
Δc
：浓度变化
(
Δc=Δn/V, Δn
物质的量的变化
量，
V:
体积
)
，
Δt
：时间
］
单位：
mol/
（
L·
s
）或
mol·L
-1
·s
-1
1 m
ol·L
-1
·s
-1
=
60mol·L
-1
·mi
n
-1
⑷
影响因素：
②
决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）
②
条件因
素
（外因）
：
浓度
（固体和纯液体除外）
，
压强
（方
程式中必须要有气体）
，
温度
（提高了反应物分子的能量）
，
催化剂
（降低了活化能）
。
项目
单位体积内
有
效
碰
撞
化
学
反
应
活化能
分子总数
活
化
分
子
活
化<
/p>
分
子
次数
速率
改变条件
数
百分数
增大浓度
不变
增加
增加
不变
增加
增加
增大压强
不变
增加
增加
不变
增加
增加
升高温度
不变
不变
增加
增加
增加
增加
加正催化剂
降低
不变
增加
增加
增加
增加
※注意：
（
1
）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影
< br>响，可以认为反应速率不变。
（
2
）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入体系气体，反应速率增大；充入不参加反
应气体
→
反应速率不
变
②恒温恒压时：充入不参加反应气体
→
反应速率减小
二、化学平衡
（
一
）
1.
定
义
：
化
学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，各组成成
分浓度
不再改变，达到表面上静止的一种
“
平衡
”
，这就是这个反应所能达到的限度即
化学平衡状态。
2
、
化
学
平
衡
的
特
征
逆（研究前提是可逆反应）
等（同一物质的正逆反应速率相等）
动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定）
变（条件改变，平衡发生变化）
3<
/p>
、
判
断
平
衡
的
依
据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
（
1
）
.v(
正
)= v(
逆
)
指的是同一物质的正反应速率和逆反应速率相等。
（
2
）
.
达到平衡时，反应混合物中各组分的含量（质量分数、体积分数、物质的量分
数
）保持不变。
35
（
3
）反应类型分析（见下一页）
< br>
（
二
）
影
响
化
学
平
衡
移
动
的
因
素
1
、浓度对化学平衡移动的影响（
1
）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应
物的浓度或减少生成物的
浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减
小反应物的浓度，都可以使平
衡向逆方向移动
（
2
）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动
< br>2
、温度对化学平衡移动的影响（温度改变，化学平衡一定移动）
影响规律：
在其他条件不变的情况下，
温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，
温度降低会使化学平衡向着放
热反应方向移动。
3
、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：
其他条件不变时，
增大压强，
会使平衡向着体积缩小方向移动；
减小压强，
会使平衡向着体积增大方向移动。
注意：（
1
）改变压强不能使无气态物质存在的化学平
衡发生移动
（
2
）前后气体化学计量数相等的可逆反应，其他条件不变，改变压强，平衡
不移动。<
/p>
4.
催化剂对化学平衡的影响：由于使
用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度
是等同的，
所以
平衡不移动。
但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。
< br>5.
勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压
强，
浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
36
6.
化学平衡常数
< br>对于一般可逆反应，
aA(g)+bB(g)
cC(g)
+dD(g)
，
K=
①不能把体系中固体和纯液体纳入平衡常数表达式中。
②同一化学反应，化学平衡常数
k
与化学方程
式的写法有关，化学方程式不同，
k
的
表达式的数值亦不同。
③对于给定的化学反应，
k
只与温度
T
有关，
T
一定，则
k
一定；
T
改变，
k
也
一定
改变。吸热反应：
K
与
T
同增同减，放热反应：
K
与
T
此消彼长。
< br>④一般来说，
k
值越大，表示反应进行的程度大，反应物
的转化率高；反之亦然。
7.
对于化学反应，
aA(g)+bB(g)
c
C(g)+dD(g)
，任意状态下浓度商
Q
< br>C
=
①
Q(C)=k
，反应正好处于平衡状态；
v(
正
)= v(
逆
)
②
Q(C)>k
，反应逆向移动；
v(
正
，反应正向移动 <
br>a
)
逆
)
③
Q(C)
v(
正
)>
v(
逆
)
。
附录：一、常见的化学平衡图像
以可
逆反应
aA(g)
＋
bB(g)
cC(g)
Δ
H
＝
Q k
J
·
mol
?
1
（
1
）
含量—时间—温度
(
或压强
)
图：
(
曲线
a
用催化剂，
b
不用催
化剂或化学计量数
＋
b
＝
c
时曲线
a
的压强大于
b
的压强
)
37
2
）
恒压
(
温
)<
/p>
线
(
如图所示
)
：
该类图象的纵坐标为物质的平衡浓度
(c)
或反应物的转化率
(
α
)
，横坐标为温度
(T)
或压强
(p)
，常见类型如下所示：
速率
?
时间图像
根据
v
?
t<
/p>
图像，可以很快地判断出反应进行的方向，根据
v
正、
v
逆的变化情况，
可以推
断出外界条件的改变情况。
以合成氨反应为例：
N2(g)
＋
3H2(g)
2NH3(g)
Δ
H<0
。
38
（
4
）其他
如下图所示曲线，是其他条件不变时，某反应物的最大转化率
(
α
)
与温度
(
T)
的关系
曲线，
图中标出的
1
、
2
、
3
、
4
四个点，
v(
正
)>v(
逆
)
的点是
3
，
v(
正
)
逆<
/p>
)
的点是
1
，<
/p>
v(
正
)
＝
v(
逆
)
的点是<
/p>
2
、
4
。
．
化学平衡图象解答原则
（
1
）解题思路
以可逆反应
aA(g)
＋
bB(g)
cC(g)
为
例：
（
1
）
“定一议二”原则
在化学平衡图象中，包括纵坐标、横坐标和
曲线所表示的意义三个量，确定横坐标所
表示的量后，讨论纵坐标与曲线的关系或确定纵
坐标所表示的量，讨论横坐标与曲线
的关系。如图：
这类图象的分析方法是“定一议二”，当有多条曲线及两个以上条件时，要固定其中一
个条件，分析其他条件之间的关系，必要时，作一辅助线分析。
39
（
2
）“先拐先平，数值大”原则
在化学
平衡图象中，先出现拐点的反应先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较
高
(
如图
A)
或表示的<
/p>
压
强较
大
(
如图
B)
。
图
A
表示
T
2
>T
1
，正反应是放热反应。
图
B
表示
< br>p
1
，
<
br>nB(g)
· p <
br>D(g)
1
2
a
是反应
物，正反应为气体总体
积缩
小的反应，即
a
＋
b>c
。
二、有关化学平衡计算——三段式法
1.
如
mA(g)
＋
pC(g)
＋
qD
(g)
令
A
、
B
起始物质的量浓度分别为
a
mol
·
L
－
1
、
b mol
·
L
－
1
，达到平衡后消耗
A
的物质的量浓度为
mx mol
L
－
1
。
m
A(g)
＋
n
B(g)
C(g)
＋
q
c
－
始
/(mol·L
1
)
a
b
0
0
c
－
转
/(mol·L
1
)
mx
nx
px
qx
c<
/p>
－
平
/(mol·L
)
a
－
mx
b
－
nx
px
qx
<
/p>
＝
（
px
）
p
·（
qx
）
q
K
（
a
－
mx
）
m
·（
b
－
nx
）
n
。
2
．明确三个量的关系
(1)
三个量：起始量、变化量、平衡量。
(2)
关系
①对于同一反应物，起始量－变化量＝平衡量。
对于同一生成物，起始量＋变化量＝平衡量。
各转化量之比等于各反应物的化学计量数之比。
(1)
反应物的转化率＝
n
（转化）
n
（起始）
×
100%
＝
c
（转化）
c
（起始）
×
100
%
。
(2)
生成物的产率：实际产量
(
指生成物
)
占理论产量的百分数。一般来讲，转化率越大，原料
利用率越高
，产率越大。
产率＝
实际产量
理论产量
×
100%
。
(3)
平衡时混合物中各组分的百
分含量＝
平衡量
平衡时各物质的总量
×
100%
。
(4)
某组分的体积分数＝
某组分的物质的量
< br>混合气体总的物质的量
×
100%
。
40
第八章
原电池和电解池
一
、原电池原理
1
．概念
把化学能转化为电能的装置，其本质是发生了氧化还原反应。
2
．构成条件
(1)
有两个活泼性不同的电极
(
可
以是金属和金属，或金属和非金属
)
。
(2)
将电极插入电解质溶液或熔融电解质中。
(3)
两电极间构成闭合回路
(
两电极接触或用导线连接
)
。
(4)
能自发发生氧化还原反应。
3
．工作原理
1
》先由图判断出电池的正负极
(1)
由组成原电池的电极材料判断。一般是活动性较强的金属为负
极，活动性较弱的金
属或能导电的非金属为正极。
(2)
根据电流方向或电子流动方向判断。电流由正极流向负极；电子由负
极流向正极。
(3)
根据原电池中电
解质溶液内离子的移动方向判断。在原电池的电解质溶液内，阳离
子移向正极，阴离子移
向负极。盐桥含饱和
KCl
溶液，
K<
/p>
移向正极，
Cl
移向负极
(4)
根据原电池两极发生的变化来判断。原电池的
负极失电子发生氧化反应，其正极得
电子发生还原反应。
(5)
根据现象判断。
一般情况下，
溶解的一极为负极，
增重或有气体逸出的一极为正极。
2
》先由反应方程式判断出电池的正负极（由化合价
升降开始）
正极：化合价降低，得电子，发生还原反应
负极：化合价升高，失电子，发生氧化反应
注意：
装置Ⅰ：还原剂
Zn
与氧化剂
Cu
直接接触
，易
造成能量损耗，装置效率很低。
装置Ⅱ：还原剂在负极区，而氧化剂在正极区，能避免能量损耗
盐桥作用：①连接内电路，形成闭合回路；②平衡电荷，使原电池不断产生电流。
4
．应用
(1)
加快化学反应速率
一个自发进行的氧化还原反应，形成原电池时会使反应速率增大。如在
Z
n
与稀硫酸反
应时加入少量
CuSO
4
溶液，在锌表面析出铜，构成原电池，反应速率增大。
(2)
比较金属的活动性强弱
原电池中，一般活动性强的金属做负极，而活动性弱的金属
(
或非金属导体
)
做正极。
(3)
用于金属的防护
41
2
＋
＋
－
使需要保护的金属制品做原电池正
极而受到保护。
例如：
要保护铁质的输水管道或钢铁
桥梁，可用导线将其与一块锌块相连，使锌做原电池的负极。
5
、规避原电池原理中的五个失分点
(1)
原电池电解质溶液中阴、阳离子的定向移动与导线中电子
的定向移动共同组成一个
完整的闭合回路，
电子由负极沿导线移
向正极，
电解质溶液中阳离子移向正极，
阴离子移向
负极。原电池的闭合回路有多种形式，如两电极相接触也是一种闭合。
<
/p>
(2)
盐桥使两半电池相连接，构成闭合回路，但不能用导线替换
。
(3)
只有自发进行的氧化还原反
应才能设计成原电池，把化学能转化成电能。
(4)
无论在原电池还是电解池中，电子均不能通过电解质溶液。
(5)
两个电极即使都是石墨，也可构成原电池，如一些燃料电池。
二、
化学电源
1
．一次电池：
只能使用一次，不能充电复原继续使用。
(1)
碱性锌锰干电池
总反应：
Zn
＋
2MnO<
/p>
2
＋
2H
2
O===2MnO(OH)
＋
Zn(OH)
2
。
负极反
应：
Zn
＋
2OH
－
－
2e
－
===Zn(OH)
2
；
正极反应：
2MnO
－
－
2
＋
2H
2
O
＋
2e
==
=2MnO(OH)
＋
2OH
。
(2)
锌银电池
总反应：
Zn
＋
Ag
2
O
＋
H
2
O===Zn(OH)
2
＋
2Ag
。
负极反应：
Zn
＋
2O
H
－
－
2e
－
===Zn(OH)
2
；
正极反应：
Ag
－
－
2
O
＋
H
2
O
＋
2e
===2Ag
＋
2OH<
/p>
。
2
．二次电
池：放电后能再充电复原继续使用。
铅蓄电池总反应：
Pb
＋
PbO
2H<
/p>
放电
2
＋
2
SO
4
←
==
充电
→
2PbSO
4
＋
2H
< br>2
O
。
(1)
放电时的反应
（铅蓄电池在放电过程中，
两级都生成
PbSO
4
沉淀
。
负极质量和正极质
量均增加，放电时
c( H
2
SO
4
)
减小）
负极反应：
Pb
＋
SO
2
－
－
4
－
2e
===PbSO
4
；
正极反应：
PbO
＋
2
－
－
2
＋
4H
＋
SO
4
＋
2e
==
=PbSO
4
＋
2H
< br>2
O
。
(2)
充电时的反应
阴极反应：
PbSO
－
2
－
4
＋
2e
===Pb
＋
SO
4
；
（放电时负极的逆反应）
阳极反应：
PbSO
－
＋
2
－
4
＋
2H
2
O
－
2e<
/p>
===PbO
2
＋
4H
＋
SO
4
。
（放电时正极的逆反应）
注意：
可充电电池中的放电反应和充电反应不互为可逆反应（反应条件不同）
可充电电池充电时，电池的正极应连接外接电源的正极（做阳极）
可充电电池充电时，电池的负极应连接外接电源的负极（做阴极）
（
1
）镍镉
(Ni<
/p>
－
Cd)
可充电电池
Cd
＋
2NiOOH
＋
2H
放电
2
O
充电
Cd(OH)
2
＋<
/p>
2Ni(OH)
2
42
放电时：正极：
NiOOH
＋
H
－
－
2
O
＋
e
=== Ni(OH)
2
＋
OH
负极：
Cd
＋
2OH
－
－
2e
－
===Cd(OH)
2
，
充电时：阳极：
Ni(OH)
－
－
2
＋
OH
－
e
< br>===NiOOH
＋
H
2
O
，
阴极
Cd(OH)
－
< br>－
2
－
2e
=== Cd
＋
2OH
（
2
）锂离子电池电池反应为
< br>Li
CoO
放电
1
－
x
2
＋
< br>Li
x
C
充电
< br>LiCoO
2
＋
C(
x
<1)
放电时：正极：
Li
＋
－
1
－
x
CoO
2
＋
x
Li
＋
x
e
===LiCoO
2
，
负极：
Li
－
＋
x
C
< br>－
x
e
===
< br>x
Li
＋
C
< br>充电时：阳极：
LiCoO
－
＋
2
－
x
e
===Li
1
－
x
CoO
2
＋
x
Li
，
阴极
：
x
Li
＋
＋
C
＋
x
e
－
===
Li
x
C
2
．
燃料电池：
连续地将燃料和氧化剂的化学能直接转换成电能的
化学电池。
（
没有燃烧）
氢氧燃料电池
总反应：
2H
2
＋
O
2
===2H
2
O
。
（其他燃料电池和氢氧燃料电池正极反应式一致，
都是氧气通入正极得电子，只是负极反应式不同）
(1)
酸性介质
负极反应：
2H
－
＋
2
－
4e
===4H
；
（甲烷
CH
－
＋
4
－
8e
＋
2H
2
O===CO
2
＋
8H
；
乙醇
C
－
＋
2
H
5
OH<
/p>
－
12e
＋
3H
2
O===2CO
2
< br>＋
12H
）
< br>正极反应：
O
－
＋
2
＋
4e
＋
4H
===2H
2
O
。
(2)
碱性介质<
/p>
负极反应：
2H
－
－
2
＋
4
OH
－
4e
===4H
2
O
；
（甲烷
CH
－
－
< br>2
－
4
＋
10OH
－
8e
===CO
3
＋
7H
2
O
乙醇
C
－
－
2
－
2
H
5
OH
＋
< br>16OH
－
12e
===2CO
3
＋
11H
2
O
）
正极反
应：
O
－
－
2
＋
2H
2
O<
/p>
＋
4e
===4OH
。
(3)
固体金属氧化物做介质
传导
O
2
－
负极反应：
2H
2
－
－
2
＋
2O
－
4e
===2H
2
O
；
（甲烷
CH
2
－
< br>－
4
＋
4O
－
8e
===CO
2
＋
2H
2
O
乙醇
C
2
－
－
2
H
5
< br>OH
＋
6O
－
< br>12e
===2CO
2
＋
3H
2
O
）
正极反应：
O
－
2
－
2
＋
4e
===2O
。
(4)
熔融碳酸盐做介质
负极反应：
2H
－
2
－
2
－
4e
＋
2CO
3
===2
CO
2
＋
2H
2
O
；
（甲
烷
CH
4
＋
4
CO
2
－
－
3
－
8e
===5CO
< br>2
＋
2H
2
O
乙醇
C
2
－
－
2
H
5
OH
＋
6CO
3
－
12e
===8CO
2
＋
3H
2
O
）
正极反应：
O
－
2
－
2
＋
4e
＋
2CO
2
===2CO
3
。
三、
电解池
金属的电化学腐蚀与防护
43
（一）
电解原理
1
．电解与电解池
2
．电解池的构成及工作原理
（电解质溶液导电是化学变化，有外接电源。直流电源与
电解池连接后
，电子从电源负极流向电解池阴极）
3
．阴、阳两极上的放电顺序
阴离子失去电子或阳离子得到电子的过程叫放电。
离子的放电顺序取决
于离子本身的性
质即离子得失电子的能力，另外也与离子的浓度及电极材料有关。
(1)
阴极：
阴极
上放电的总是溶液中的阳离子，与电极材料无关。
氧化性强，
得
电子能力
强的先放电，阳离子放电顺序为
Ag
< br>＋
>Fe
3
＋
< br>>Cu
2
＋
>H
＋
(
酸
)>Fe
2
＋
>Zn
2
＋
。
(Al
3
＋
、
Mg
2
＋
、<
/p>
Na
＋
、
Ca<
/p>
2
＋
、
K
＋
等在溶液中不会在阴极上放电，但在熔融状态下的物质中会在阴极<
/p>
上放电
)
(2)
阳极：
若是活性电极做阳极，则活性电极失电子，发生氧化反应。若是惰性电极做
阳极，则仅是溶液中的阴离子放电，常见阴离子的放电顺序为
S
2
－
>I
－
>Br
－
>Cl
－<
/p>
>OH
－
>
含氧
酸
根离子。
4
．惰性电极电解电解质溶液的四种类型
电极反
电解质
电解
电解质
电解质
类型
pH
应特点
溶液
对象
浓度
溶液复原
阴极：
4H
＋
＋
4e
－
强碱
(NaOH)
水
增大
增大
加水
电解
===2H
2
↑
含氧酸
(H
2
SO
4
)
水
增大
减小
加水
水型
阳极：
4OH
－
－
4e
－
活泼金属的含氧
===2H
水
增大
不变
加水
2
O<
/p>
＋
O
2
↑
酸盐
(Na
2
SO
4
)
无氧酸
通入氯化
电解质电离出的
电解质
减小
增大
电解电
(HCl)
氢气体
阴、阳离子分别在
解质型
两极放电
不活泼金属的无
电解质
减小
—
加氯化铜
氧酸盐
(CuCl
2
)
44
阴极：
H
2
O
放
H
2
生
放
H
2
成碱
活泼金属的无氧
电解质
生成新
通入氯化
增大
生碱型
阳极：电解质阴离
酸盐
(NaCl)
和水
电解质
氢气体
子放电
阴极：电解质阳离
放
O
2
子放电
不活泼金属的含
电解质
生成新
加氧
减小
生酸型
阳极：
H
2
O
放
O
2
生
氧酸盐
(CuSO
4
)
和水
电解质
化铜
成酸
5
、电解计算中常用的三种方法
(1)
根据总反应式计算
先写出电极反应式，再写出总反应式，最后根据总反应式列出比例式计算。
(2)
根据电子守恒计算
①用于串联电路中阴阳两极产物、
正负两极产物、
相同电量等类型的计算，
其依据是电
路中转移的电子数相等。<
/p>
②用于混合溶液中电解的分阶段计算。
(3)
根据关系式计算
根据得失电子守恒定律建立起已知量与未知量之间的桥梁，构建计算所需的关系式。
< br>
如以通过
4 mol
e
－
为桥梁可构建如下关系式：
(
式中
M<
/p>
为金属，
n
为其离子的化合价数值
)
该关系式具有总揽电化学计算的作用和价值，
熟记电极反应式，
灵活运用关系式便能快
速解答常见的电化
学计算问题。
如电解饱和氯化钠溶液
2NaCl
＋
2H
电解
2
O=====
2NaOH
＋
H
2
↑＋
Cl
2
↑。
（滴加酚酞先变红的为阴
极）
关系式：
2NaCl ~ 2NaOH ~
1H
－
2
~
1Cl
2
~ 2e
溶液
PH
值可由生成的
C<
/p>
-
NaOH
（既
C
OH
）来计算。
（
PH=
—
lgC
+
H
推出
C
-
PH
—
14
OH
=10
）
（二）
电解原理的应用
1
．氯碱工业
(1)
电极反应
阳极：
2Cl
－
－
2e
－
===Cl
2
↑
(
氧化反应
)
；
阴极：
2H
＋
＋
2e
－
===H
2
↑
(
还原反应
)
。
45
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