第一章 从实验学化学
1、可以直接加热的：试管、坩锅、蒸发皿、燃烧匙 2、用石棉网加热的：烧杯、烧瓶、锥形瓶
3、一些常用危险化学品 一些常用的事故处理方法
4、过滤、蒸发、蒸馏、萃取（萃取剂的选择原则等）的操作步骤及注意事项以及所分离物质的种类(玻璃棒的作用)
（1）搅拌加速溶解法 （2）引流防止飞溅 （3）防止局部过热，使小液滴飞溅
5、粗盐提纯的步骤：加入试剂的先后顺序：Na2CO3一定加在BaCl2后面；HCl最后加。（共三种顺序）
6、检验SO42-：先加入HCl，若没有白色沉淀则加入BaCl2，有白色沉淀证明有SO42。加入盐酸的目的是：排除Ag+ SO32- CO32- PO43-的干扰。 7、物质的量表示含有一定微粒数目的集体。（mol）
6．02×1023mol-1叫做阿伏加德罗常数 (有单位)
8、物质的量表示微观概念：原子，分子，离子，原子团，电子，质子，中子等。所以一般用化学式表示。
9、摩尔质量表示1mol物质的质量。在数值上等于其相对分子质量或相对原子质量。(g/mol) m =n×M N=n×NA
质量 m
÷M
分子
物质的量 （n）
×NA ÷NA
微粒数 （N）
原子 离子
电子 质子 中子
×M
10、气体摩尔体积：在同温同压下，相同体积的气体所含的分子数相同。（即物质的量相同） （1）在标准状况下（0℃ 101Kpa）气体摩尔体积为22.4L/mol。 （2）只有气体才有气体摩尔体积。标况下:22.4=V/n
11、物质的量浓度=溶质的物质的量／溶液的体积（L） CB=nB／V(aq) 12、一定物质的量浓度溶液的配制：
七个步骤：（1）计算（2）称量（3）溶解 （4）转移 （5）洗桨 （6）定容 （7）摇匀 仪器：烧杯、容量瓶(标明体积)、玻璃棒、胶头滴管、托盘天平、药匙（固体溶质使用）、
量筒（液体溶质使用）6种
13、以及对应的误差分析。
误差来源：（1）当物质的量不变时，体积是否改变。如：定容时的俯视或仰视等。
（2）当体积不变时，物质的量是否改变。如：末洗涤烧杯，称量时砝码放在左盘等。
14、从一定体积溶液中取出一定体积的溶液，其物质的量浓度不变。 15、在一定体积的一种溶液中：
离子的物质的量浓度=溶液的物质的量浓度×所含离子的个数。
16、溶液的稀释：C浓溶液×V浓溶液=C稀溶液×V稀溶液 相对应的公式：自己记忆。
第二章 化学物质及其变化
1、两种分类法：树状分类法和交叉分类法 2、分散系分为九种：
（1）按分散质粒子的大小分为溶液、胶体、浊液。 （2）三种之间性质的比较(表)：
3、丁达尔效应的实质：是微粒的直接在1-100纳米之间，是区分溶液的最好方法之一。 4、常见的胶体及其应用：如明矾的净水。
5、明矾净水原因；明矾水解后产生的氢氧化铝胶体吸附水中的杂质。 6、制Fe(OH)3胶体的三个要点：饱和FeCl3溶液、沸水、逐滴加入 7、电解质和非电解质的定义和区分：前提都是化合物
电解质：在水溶液或熔化状态下能够导电的化合物。 非电解质：在水溶液或或熔化状态下不能导电的化合物。
注意：（1）电解质只有在水溶液中或熔化状态下才导电。固体时并不导电，如食盐晶体并不导电。导电的物质不一定时电解质。如金属能导电，但不是化合物，因此既不是电解质也不是非电解质。
（2）酸、碱、盐、水和金属氧化物是电解质（硫酸钡、氯化银等难溶盐），特别注意硫酸钡等难溶盐也是电解质。 8、强电解质与弱电解质的定义和区分
（1）强电解质：在水溶液中完全电离的电解质。如：强酸强碱和绝大部分盐 （2）弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质。
9、电离方程式及酸、碱、盐的定义。----碳酸氢钠、硫酸氢钠的电离不同。
10、离子反应指有离子参加的反应（判断一个反应是否是离子反应，先从是否在水溶液中进行考虑，再看是否有某种物质可以电离出离子.）
11、判断离子反应能否发生的三个条件：沉淀、气体、水----会判断哪些是离子反应 12、离子方程式的书写：四步（写、改、删、查） （1）改：
把易溶于水、易电离的物质改写成离子形式（强酸、强碱、可溶性盐）
气体、水、单质、金属氧化物、弱酸、弱碱、沉淀（包括微溶的）一般都写成化学式。 常见的微溶物质:Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等不改写，仍写成化学式，其中氢氧化钙要注意，说是澄清溶液则要改写。
（2）查： 方程式两边各元素原子个数、电荷总数是否守恒。 13、离子共存：
若离子之间可以结合生成沉淀、气体、水、弱酸、弱碱则不能共存。反之则可以共存。 注意题干：无色或酸性或碱性等附加条件的影响，如：
（1）其中常见有色离子：Cu2+蓝 MnO4 紫红 Fe2+ 浅绿 Fe3+ 棕黄
（2）不能与H+大量共存的有： OH-（大量）、Ac-、HCO3-、HS-、S2-、SO32-、HSO3-等。 （3）不能与OH-大量共存的有：H+（大量）、NH4+、Mg2+、Al3+、Ca2+、Fe3+、Cu2+、Fe2+、HCO3-、HSO3-等。
14、判断一个反应是否是氧化还原反应：看是否有元素的化合价有变化 15、氧化还原反应的几组概念：
失电子——化合价升高——被氧化——作还原剂——得到氧化产物 得电子——化合价降低——被还原——作氧化剂——得到还原产物 16、氧化还原反应发生的实质:电子的转移
17、氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性: 还原剂>还原产物
－
第三章 金属及其化合物
第一节 金属的化学性质
(1)金属的物理通性：常温下，除了汞之外，都为固态；金属都有延展性、导热性和导电性；大多数都有金属光泽。
(2)地壳中元素含量顺序：氧硅铝铁（铝是含量最丰富的金属元素） (3)金属的化学通性：
1）能与氧气等非金属起反应； 2）活泼金属能与酸反应置换出氢气；
3）活泼金属能与较不活泼的金属盐溶液反应，置换出较不活泼金属。 (4)钠的性质:
钠：银白色固体，质软，密度比水小比煤油大、熔点比水的沸点低
钠暴露在空气，表面的银白色很快褪去，与氧气常温下生成氧化钠 4Na＋O2═2Na2O
2O2 加热的条件，钠与氧气生成淡黄色的过氧化钠（Na2O2）2Na＋O2 △═ Na
过氧化钠与水或二氧化碳反应能放出氧气，故可用作制备O2
2Na2O2＋2H2O ═4NaOH＋O2↑ 2Na2O2＋2CO2 ═2Na2CO3＋O2 以上两反应中，Na2O2既做氧化剂又是还原剂 钠与水反应可放出H2：2Na＋2H2O ═ 2NaOH＋H2↑
现象：钠浮在溶液表面上，熔成一个小球，迅速向四处游动，发出“嘶嘶”的声音。如果滴入酚酞可观察到溶液变红。
钠与酸溶液反应时，先跟酸作用，过量的钠再与水反应。
钠与盐溶液反应时，先与水反应，生成的NaOH再与盐发生复分解反应，例如将钠投入CuSO4溶液中，会有“浮熔游嘶”的现象，同时溶液中会有蓝色絮状沉淀生成。 钠的保存：金属钠需保存在石蜡油或煤油中。
钠在自然界中以盐的形式存在，钠暴露在空气中，会发生以下变化： Na→Na2O→NaOH→Na2CO3•10H2O→Na2CO3 钠着火不能用水扑灭，一般用砂土盖灭。
铝：铝在常温下能与空气中的氧气反应，形成一层致密的氧化膜，保护了铝金属不被继续氧化。4Al＋3O2═2Al2O3 加热铝箔时，由于外层氧化膜的熔点比铝的熔点高，故熔化的液态铝并不滴落。
铝与强酸和强碱均能反应放出H2
2Al +6HCl == 2AlCl3 + 3H2↑ 2Al+2NaOH+2H2O==2NaAlO2+3H2↑ 铁：铁与水蒸气反应生成四氧化三铁和H2
△3Fe＋4H2O(g)═ Fe3O4＋4H2
金属单质在反应中，化合价都升高，表现出还原性，作还原剂。
大部分金属较活泼，故在自然界中以化合态形式存在，只有极少数如金、铂等是以单质存在。
△
第二节 几种重要的金属化合物
1、金属氧化物：
多数不溶于水(如Fe2O3、CuO)，少数如（CaO、Na2O）等能与水反应生成对应的碱。 CaO＋H2O═Ca(OH)2，只有过氧化钠（Na2O2）与水反应生成碱的同时还放出O2 2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑
（1）能与酸反应生成盐和水的金属氧化物称为碱性氧化物：如CuO＋2HCl＝CuCl2＋H2O （2）能与酸，又能与碱反应都生成盐和水的金属氧化物称为两性氧化物，像Al2O3
Al2O3＋6HCl＝2AlCl3＋3H2O Al2O3＋2NaOH＝2NaAlO2＋H2O （3）过氧化钠既不是酸性，也不是碱性氧化物。
2、金属氧化物的用途：
（1）氧化铁可以制作红色油漆和涂料， （2）氧化铝是较好的耐火材料 （3）氧化铜是制作铜盐的原料 （4）氧化亚铜可制造玻璃、搪瓷的红色颜料。 3、氢氧化物：
除了NaOH、KOH、Ba(OH)2可溶，Ca(OH)2微溶，碱均不溶于水 （1）铁的氢氧化物：均不溶于水，能与酸反应。
1）Fe(OH)3为不溶与水的红褐色固体，由可溶性铁盐溶液与碱溶液反应制得：
△
如FeCl3＋3NaOH＝3NaCl＋Fe(OH)3↓ Fe(OH)3加热可分解2Fe(OH)3＝Fe2O3+3H2O 2）Fe(OH)2可以由可溶性亚铁盐溶液与碱溶液起反应制得:
如FeSO4＋2NaOH＝Na2SO4+Fe(OH)2↓
Fe(OH)2在空气中被氧气氧化生成Fe(OH)3，现象为，白色沉淀变为灰白色，再转为灰绿色，最后变成红褐色。方程式：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝4Fe(OH)3 （2）氢氧化铝：制备：Al2(SO4)3＋6NH3•H2O＝2Al(OH)3↓＋3(NH4)2SO4 Al(OH)3是两性氢氧化物，能与酸，又能与强碱溶液反应，均生成盐和水。 Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O
△
Al(OH)3加热能分解：2Al(OH)3===Al2O3+3H2O （3）盐：碳酸钠与碳酸氢钠：
1）水溶性，Na2CO3 > NaHCO3 （2）碱性，热稳定性：Na2CO3 > NaHCO3 3）两者可以相互转换，Na2CO3＋CO2＋H2O==2NaHCO3
△
2NaHCO3＝Na2CO3＋CO2＋H2O NaHCO3＋NaOH＝Na2CO3＋H2O
4）鉴别方法：固体（加热，能分解的是NaHCO3）、溶液（加可溶性钙盐或钡盐，有白色沉淀的是Na2CO3） （4）离子检验：
铁离子（Fe）的检验：加入KSCN溶液变红，说明有Fe。 Fe与Fe之间的转化 2FeCl3＋Fe＝3FeCl2 2FeCl2＋Cl2＝2FeCl3 明矾（KAl(SO4)2•12H2O）和硫酸铁都可作净水剂
3＋
2＋3+
3＋
第四章 非金属元素及其化合物
第一节 硅
1、自然界中硅以二氧化硅和硅酸盐的形式存在，没有游离态的硅,二氧化硅的性质：熔点高，硬度大，不溶于水
一、二氧化硅是酸性氧化物：化学性质体现在能与碱或碱性氧化物反应 （1）与碱反应： SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O
生成的硅酸钠黏性比较大，故盛装碱溶液的玻璃试剂瓶不能使用玻璃塞，而要使用橡胶塞
（2）与碱性氧化物反应：SiO2+CaO= CaSiO3
（3）与氢氟酸反应，SiO2＋4HF＝SiF4↑＋H2O，是唯一能与二氧化硅反应的酸，氢氟酸会腐蚀玻璃，可用来雕刻玻璃，盛装氢氟酸不能用玻璃试剂瓶，而要使用塑料瓶。 3、二氧化硅的应用：制光导纤维、硅、玻璃、工艺品（石英,水晶、玛瑙）
4、硅酸的制备：Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3↓为不溶于水的白色胶状固体，酸性比碳酸弱 往硅酸钠溶液中通入CO2，有白色的硅酸生成 Na2SiO3＋CO2＋H2O＝Na2CO3＋H2SiO3↓ 5、硅酸脱水后制得硅胶，可作干燥剂
6、硅酸钠的水溶液称为水玻璃，可作肥皂填料、木材防火剂、粘胶剂。 二、单质硅:性质:有金属光泽的灰黑色固体，熔点高、硬度大，常温下稳定
常温下可与碱溶液、HF反应 Si +2NaOH +H2O==Na2SiO3+2H2↑ Si＋4HF＝SiF4＋2H2
用途: 半导体材料、光电池（计算机芯片、半导体晶体管、）
第二节 富集在海水中的元素—氯
1、氯的存在：在自然界氯主要存在于海水中，主要以Cl- 形式存在。
2、氯气的物理性质：具有刺激性气味、有毒黄绿色的气体，可溶于水（1：2），时易液化。 3、氯气的化学性质：
A、氯气与金属的反应
点燃 点燃
2 Na + Cl2 ==== 2 NaCl （黄色火焰，白烟）Cu + Cl2 ==== CuCl2 （棕黄色烟，加入少量水有绿色溶液，如加大量水溶液呈蓝色）
点燃 2 FeCl3（ 不生成FeCl2）2 Fe + 3 Cl2 ==== （棕色烟） B、氯气与非金属的反应
H2 + Cl2 == 2HCl (白雾) （Cl2与H2光照条件下发生爆炸 ）
（由此可见燃烧：任何发光发热的剧烈的化学反应叫做燃烧。燃烧不一定要有氧气参加，燃烧的本质是氧化还原反应。） C、氯气与水的反应
Cl2 + H2O ═ HCl + HClO（Cl2既做氧化剂又作还原剂）
次氯酸（HClO）一元弱酸（酸性比碳酸还弱），强氧化性（杀菌、消毒），漂白性，不稳定易分解。
光照
2HClO === 2HCl + O2↑
新制氯水成分（粒子）：Cl2、 H2O、 HClO、 H、Cl、ClO 久置氯水成分（粒子）： H2O、H、Cl
+
-+
--
干燥的氯气不能漂白，漂白的实质是氯水中的HClO起作用。 D、与碱溶液的反应
Cl2 + 2OH- === Cl- + ClO- + H2O（用氢氧化钠吸收多余的Cl2）
漂白粉的成分CaCl2 和 Ca(ClO)2的混合物 漂白粉的有效成分Ca(ClO)2 漂白粉的漂白原理：它的水溶液与空气中的CO2接触反应生成次氯酸的过程。 E.氯气与其它化合物的反应（做强氧化剂）:
还原性比较强的物质如:含有Fe、Br、I、SO2 、SO3…的物质能被氯气氧化. 2FeCl2 +Cl2==2FeCl3 2NaBr+Cl2==2NaCl+Br2 2NaI+Cl2==2NaCl+I2 SO2+2H2O+Cl2==2HCl+H2SO4 F、氯气的实验室制备
2+
--2-
Δ
原理：MnO2 + 4HCl（浓）=====MnCl2 + Cl2 + 2H2O 可用排饱和食盐水的方法收集氯气，用浓硫酸来干燥氯气。
第三节 硫和氮的氧化物
一、硫(俗称硫磺):
1、物理性质：黄色粉末,不溶于水,微溶于酒精,易溶于CS2.
2、化学性质：S元素的化合价处于中间价态，既有氧化性又有还原性。
S +O2===SO2 （氧化性） S+H2===H2S（还原性） S与金属反应生成低价态的金属硫化物（如Cu2S,FeS等） 二、SO2：
物理性质：无色有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，易液化，易溶于水。 化学性质：
1、与水反应：SO2 + H2O H2SO3 2、与碱反应：SO2+Ca(OH)2=CaSO3 ↓+H2O
3、SO2的漂白性，使品红褪色，非氧化还原反应，暂时性，只能使紫色石蕊试液变红，不能使其褪色。SO2可用于杀毒消菌。 4、SO2的弱氧化性：SO2+2H2S=3S +2H2O
5、SO2的强还原性：
催化剂
（1）SO2+O2 SO3 酸雨形成的化学反就之一。 （2）SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl
(SO2与氯水一起通入品红等有色溶液——漂白性减弱，或没有漂白性)
（3）5SO2+2KMnO4+2H2O=K2SO4+2MnSO4+2H2SO4（不用记忆）(知道SO2可使KMnO4溶液褪色,在溶液中SO32-与H+、KMnO4-不能共存即可)
6、SO2的检验：将SO2通入溴水、KMnO4溶液、品红溶液，观察是否褪色。
7、除去CO2中的（SO2或HCl气体），用饱和NaHCO3溶液
8、检验混合气体中的CO2和SO2：先通过品红——再通过KMnO4——再通过品红——再通入澄清石灰水。 三、氮的氧化物 化学性质：（1） N2+O2
2NO（无色有毒的气体，难溶于水）
（2）2NO+O2==2NO2 红棕色刺激性气味有毒气体，易溶于水
（3）3NO2+H2O==2HNO3+NO (工业制硝酸)
两个重要反应：4NO2+2H2O+O2=4HNO3 4NO+2H2O+3O2=4HNO3
第四节 硫酸、硝酸和氨
一、氨：
１、物理性质：氨是一种无色、有刺激性气味的气体；极易溶于水（1:700），水溶液叫“氨水”；氨易液化→“液氨”，常作致冷剂。 2、化学性质：
（1）氨水呈弱碱性，不稳定，易分解。 NH3·H2O == NH3↑+ H2O 氨水能使酚酞变红或使湿润的红色石蕊试纸变蓝色。
（2）氨与酸的反应（生成相应的铵盐） HCl + NH3 = NH4Cl H2SO4 + 2NH3 = (NH4)2SO4 3、铵盐性质：都易溶于水，受热易分解，与碱反应放出氨气。
NH4HCO3 = NH3↑+ H2O + CO2↑
4、氨的实验室制法：加热铵盐与碱的混合物
2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑ 常用的用品为消石灰和铵盐。 二、浓硫酸：
1、酸的通性：与酸碱指示剂，与活泼金属反应生成H2，与金属氧化物反应生成盐和水，与盐反应生成另一种酸和盐（强酸制弱酸），与碱发生中和 浓H2SO4与HNO3与金属反应，但不能置换出H2。
1、浓硫酸是一种 无 色 油 状 液 体。硫酸是一种高沸点 难 挥发的强酸，易溶于水，能以任意比和水混溶。浓硫酸溶于水时会 放出 大量的热。
2、具有吸性性和脱水性，可用来干燥H2、O2、N2、CO、CO2、CH4、SO2、HCl、Cl2等气体，不可用来干燥NH3、H2S、HI、HBr） 3、强氧化性：能氧化不活泼的金属和非金属。
2H2SO4（浓）+Cu=CuSO4+2H2O+SO2 2H2SO4(浓)+C=CO2 +2SO2 +2H2O
硝酸：1、不稳定性：（易分解）4HNO3 == 4NO2↑+ 2H2O + O2↑
2、强氧化性 ４HNO3（浓）+ Cu == Cu(NO3)2 + 2NO2 ↑ + 2H2O
8HNO3（稀）+ 3Cu ==3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O
常温下（冷的）浓H2SO4或浓HNO3会使活泼金属钝化（如铝、铁），因此可用铁制槽车运输浓H2SO4 或浓HNO3。
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