年高一化学知识点及其例题归纳精编.pdf

2 2001111 届 届高高三三化化学学知知识识点点归归纳纳精精编编（苏苏教教版版必必修修 1 1 ） ） 第一部分：基本理论基本概念部分 1物质的量及其应用 2原子结构 3氧化还原反应 4离子反应 1物质的量及其应用 （1）物质的量 （1）定义： 科学上用来研究一定数目微粒集体的一个物理量。符号： n. 单位： 摩尔（mol） 。 （2）基准：以0.012kg 12 6c 中所含的碳原子数为基准，即阿伏加德罗常数。 （2）阿伏加德罗常数 （1）符号： NA。单位： mol 1. （2）阿伏加德罗常数是一个可以用实验测出的准确值,只是目前的科学手段有限,只测出 6.0221367 ×10 23mol 1,在应用中用 6.02 × 1023 mol 1 作为它的最大近似值用于计算。 （3）阿伏加德罗常数是一个非常大的数，只适用于表示微观粒子。 注意：（1）用物质的量来表示微粒时，要用化学式注明微粒的名称； （2）物质的量只适用于微观粒子。 （3）物质的量（n） 、粒子数（ N）和阿伏加德罗常数（NA）的关系 粒子数比等于物质的量比 （4）摩尔质量 （1）定义：单位物质的量的物质所具有的质量。符号：M；单位： g· mol 1 (常用 ). （2）计算公式： （5）阿伏加德罗定律和气体摩尔体积 （1）决定物质体积的主要内因：物质微粒本身大小、微粒的间距和微粒的数目。 （2）决定气体体积的主要内因：气体分子数和气体分子间距。 （3）在同温同压下，任何气体分子的间距都相等。 （4）阿伏加德罗定律：同温同压下，等物质的量的任何气体体积相等。 对定律的理解：条件的三个相同推出结论的一个相同。即： 条件结论 同温同压，同物质的量同体积 一、基本理论 基本概念 二、化学实 验基本操作 三、非金属单 质及其化合物 四、 金属单质 及其化合物 化学 1 一、基本理 论基本概念 同温同压，同体积同物质的量，同分子数 同温同压，同分子数同体积，同物质的量 定律的推论： a 同温同压，气体的物质的量比等于体积比等于分子数比； b 同温同压，气体的密度比等于其摩尔质量比； c 同温同压，同体积，气体的密度比等于摩尔质量比等于质量比。 （5）气体摩尔体积： 定义：一定温度和压强下,单位物质的量的任何气体所占的体积。符号:Vm, 单位 :L/mol. 标况下 ,1mol 任何气体的体积都约为22.4L. 即标况下 ,Vm=22.4 L/mol. 计算公式 :标况下 ,n=V/(22.4 L/mol). 气体摩尔质量的几种计算方法： a.M=m/n; b.标况下 ,M=22.4 × d (d 是气体的密度,单位是 g/L) c.相对密度D=M1/M2(M1是未知气体的摩尔质量,M2是已知气体的摩尔质量) （6）物质的量浓度 (1)定义 :单位体积溶液中所含溶质的物质的量来表示的浓度.符号 :CB,单位 :mol/L. 计算公式 : C=n/v. (2)常见的几种计算类型: 气体溶于水求所得溶液浓度 例:在标况下 ,1 体积水中溶解500 体积的 HCl,所得溶液的密度为1.22g/ml, 求该溶液的物质 的量浓度 . 解: 溶质的物质的量=500 L/22.4 L/mol=22.32mol, 溶液的质量 =1000 g+22.32 mol × 36.5 g/mol=1841.73g, 溶液的体积 =1841.73 g/1.22 g/ml=1487.49ml=0.148749 L, 溶液的物质的量浓度=22.32 mol/0.148749 L=15 mol/L. 答:该溶液的物质的量浓度为15 mol/L. 物质的量浓度与溶质质量分数的换算: 公式 : C=w% × d× 1000/M (w 是溶质质量分数,d 是溶液密度g/ml.) 例:98% 1.84 g/ml的浓硫酸的物质的量浓度是多少. 解: C=98% ×1.84 g/ml × 1000/98 g/mol=18.4 mol/L. 溶液混和的有关计算: 例:有两种 H2SO4溶液 ,一种的物质的量浓度是C1,密度是 d1,另一种的物质的量浓度是C2, 密度是 d2,它们等体积混和后的溶液密度为d3,求混和后溶液的物质的量浓度. 解: 设混和的体积为V . C=(C1· V+C2· V)d3/(V ·d1+V· d2)=(C1+C2)d3/(d1+d2). 溶液加水稀释的几个规律: 密度大于 1 的溶液：加等体积水后,溶液溶质质量分数大于原溶液溶质质量分数的一半。 加等质量水后,溶液物质的量浓度小于原溶液物质的量浓度的一半。 密度小于 1 的溶液 :：加等体积水后,溶液溶质质量分数小于原溶液溶质质量分数的一半。 加等质量水后,溶液物质的量浓度大于原溶液物质的量浓度的一半。 2.原子结构 （1）原子的构成 质子 (Z) ：有 up 夸克和 down 夸克 原子核 中子 (N) ：有 up 夸克和 down 夸克 原子 ( A ZX) 核外电子 (Z) 原子核的特点：体积非常小(相对于原子 );原子的质量几乎集中在原子核上;带正电。 (2)原子中各粒子的关系 质量数 (A)= 质子数 (Z)+ 种子数 (N); 原子的核外电子数=质子数 =核电荷数 =原子序数。 (3) 元素、核素、同位素的比较 元素 ：是具有相同质子数的同一类原子的总称。只强调原子的质子数。 核素 ：是指具有一定数目质子和一定数目中子的某一种原子。其实就是原子。 同位素 ：是指质子数相同而质量数不同（中子数不同）的同一元素的不同原子（核素）的互 称。即强调质子数又要求种子数，而且是原子间的比较。 同位素的特点： 元素在自然界中存在的各同位素的原子个数百分比一般保持不变； 元素的各同位素的物理性质又区别，化学性质几乎完全相同。 （4）原子（同位素）的相对原子量与元素的相对原子量的比较 原子（同位素）的相对原子量：是指某原子的质量与1/12C 12 原子质量的比值。 元素的相对原子量：是根据元素在自然界中存在的各同位素求出的平均值。即 M=M1× n1%+M2× n2%+ · · · · · · 。 因此， 某原子的相对原子质量不一定能代替该元素的相对原子质量。当然， 在计算中常 用某原子的质量数代替该原子的相对原子质量的近似值用于计算。但不能代替该元素的相对 原子质量的近似值。 （5）掌握 1 20 号元素的原子结构示意图的画法 （6）人类对原子结构的认识 从 1803 年道尔顿提出原子论，提出原子是一个实心球，不可分割；到1904 年汤姆生 发现电子，提出“ 葡萄干面包式” 原子结构模型，指出原子中有电子；到1911 年卢瑟福提出 行星原子结构模型，指出原子中心有原子核带正电，电子带负电， 它绕核在核周围空间高速 运动；到1913 年波耳引入量子论观点，提出原子核外电子是在一系列稳定的轨道上运动， 每一轨道具有一定的能量；到 1926 年以后科学家用波粒二象性的理论提出用量子力学方法 来描述原子结构，即“ 电子云 ” 模型。 3氧化还原反应 （1）氧化还原反应的实质：是电子的转移； 氧化还原反应的特征表现：是元素化合价的变化。 （2）两条关系式： 氧化剂反应中得到电子元素化合价降低元素在反应中被还原反应后得到 还原产物； 还原剂反应中失去电子元素化合价升高元素在反应中被氧化反应后得到 氧化产物。 （3）电子转移的表示方法： 双线桥法：如得 1× e- Cl2 + H2OHCl+ HClO 失 1× e- 单线桥法： Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 2× e - （4）几点氧化性、还原性强弱的比较规律： 在同一个反应中氧化剂的氧化性强于氧化产物；还原剂的还原性强于还原产物。 同种元素一般情况下高价态的物质氧化性强于低价态的物质；而低价态物质的还原性强于 高价态的物质。如KMnO 4 K2MnO4 MnO2 MnSO4 与同一种氧化剂或还原剂反应，条件简单，反应剧烈的物质还原性或氧化性强。 还原性的强弱还可以依据金属活动顺序表给出的顺序来判断。 （5）氧化还原反应的有关计算：列式依据是：氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。 （6）氧化还原反应的配平 常用方法： 找出反应前后化合价变化的元素，并标出相应的化合价的变化； 找出化合价变化元素的变化总数；即得失电子数； 求出得失电子总数的最小公倍数； 求出参加氧化还原反应的反应物和生成物的化学计量数； 用观察法求出未参加氧化还原反应的物质的化学计量数； 查质量守恒、得失电子总数相等。 如 KClO3 + HCl( 浓 )KCl + Cl2 +H2O 的配平 化合价的变化：KClO 3中的 Cl 从+50，得到 5e HCl 中的 Cl 从 -10，失去 1e 它们参加氧化还原反应的原子数是1，因此可求得得失电子数的最小公倍数是5，这样可配 出 KClO3的计量数是1，参加氧化还原反应的HCl 的计量数是5， Cl2的计量数是3，再用 观察法可得KCl 的计量数是1，HCl 的总计量数是6，H2O 的计量数是3。 可得方程式： KClO 3 + 6HCl = KCl + 3Cl2 + 3H2O 4离子反应 （1）定义：有自由移动的离子参加或生成的反应都为离子反应。 （2）常见类型：溶液中进行的复分解反应； 溶液中进行的氧化还原反应。 （3）电解质： 定义： 在水溶液或熔融状态下能导电的化合物。在这种状态下不能导电的化合物是非电解 质。 电解质的分类：强电解质：能完全电离的电解质；如强酸、强碱、大多数盐及活泼金属的 氧化物等。 弱电解质：部分电离的电解质。如弱酸、弱碱、水等。 电解质的导电能力：与溶液中自由移动的离子浓度成正比。 （4）离子方程式： 定义：用实际参加反应的物质化学式或离子符号来表示某一类化学反应的方程式。 书写方法： a 书写正确的化学方程式； b 把易溶于水、易电离的强电解质改写成离子符号（如易溶于水的强酸、强 碱和盐等），其余物质写成化学式（如难溶物、气体、浓溶液的微溶物、难电离物、氧化物、 水、单质、过氧化物等） 。 （说明： Ca(OH) 2是强碱，微溶，稀溶液写成离子符号，浓溶液写 化学式，微溶物在产物中一般是写化学式。） 最小公倍数是5 c 删去没有实际参加反应的离子；并将各微粒前的计量数约简和整理。 d 检查：质量守恒、电荷守恒、氧化还原反应得失电子总数相等。 （5）离子共存问题： 在水溶液中，离子间能发生复分解反应的离子不能共存。如：H+和 OH -、H+和 CO 32-、 OH -和 HCO 3 -、H+和 SO 32-、OH -和 HSO 3 2-Ca2+和 CO 32-、Ba 2+和 SO 32-、H +和 HCO 3-、Al 3+ 和 AlO2-等。 在水溶液中，离子间能发生氧化还原反应的离子不能共存。如：Fe 3+和 I-、Fe3+和 S2-、 Fe 3+和 SO 32-、Fe 2+和 H+ NO 3-、 S2-和 H + SO 32-、 Fe2+和 H + MnO4-等。 Fe 3+和 SCN-也不能共存。 第二部分：化学实验基本操作 1物质的分离和提纯方法 2常见物质离子的检验 3物质的量浓度溶液的配制 1物质的分离和提纯方法 常见的几种方法列表比较如下： 方法适用范围主要仪器注意事项 过滤 固体与液体的分 离 漏斗、 烧杯、 玻 璃棒、铁架台 （带铁圈）、滤 纸等 要一贴二低三靠； 洗涤沉淀再过滤器中进行； 定量实验的过滤要无损耗。 结晶 混合物中各组分 在溶剂中的溶解 度随温度的变化 有不同变化的物 质的分离 烧杯、过滤器等 对于溶解度受温度变化而变化较大的物质， 一般是先配制较高温度的饱和溶液，然后降温 结晶；如KNO3 对于溶解度受温度变化影响不大的物质，一 般是采取蒸发溶剂结晶；如NaCl 结晶后过滤分离出晶体。 分液 两种互不相溶的 液体的分离 分液漏斗 （圆锥 型） 、铁架台、 烧杯等 上层液体从分液漏斗的上口倒出； 下层液体从分液漏斗的下管放出； 分液漏斗使用前要检漏。 萃取 利用溶质在两种 互不相容的溶剂 中的溶解度的不 同，用一种溶剂把 溶质从它与另一 种溶剂所组成的 溶液中提取出来 的分离 分液漏斗、烧 杯、铁架台等 萃取剂的选取：与原溶剂不反应、不互溶； 与溶质不反应； 溶质在其中的溶解度要大大与 在原溶剂的溶解度；两溶剂密度差别要大。 萃取后一般要进行分液； 萃取后得到的仍是溶液，一般是再通过分馏 的方法进一步的分离。 蒸馏 利用沸点的不同 分离互溶液体的 混合物 蒸馏烧瓶、 水冷 凝管、牛角管、 锥形瓶、温度 计、铁架台、 石 棉网、酒精灯等 温度计水银球的位应在蒸馏烧瓶的支管开 口处； 水冷凝管的水流向是逆流； 一般要加碎瓷片防止爆沸； 实验中烧瓶不可蒸干。 2常见物质离子的检验 二、化学实 验基本操作 常见离子的检验列表如下： 离子选用试剂主要实验现象有关离子方程式 Cl - AgNO3溶液和稀 HNO3 有白色沉淀Ag + + Cl- = AgCl Br- AgNO3溶液和稀 HNO3 有浅黄色沉淀Ag + + Br- = AgBr I- AgNO3溶液和稀 HNO3 有黄色沉淀Ag + + I- = AgI SO42- 稀 HCl 和 BaCl 2溶 液 先加稀 HCl ，再加 BaCl2溶液有白色沉 淀 Ba 2+ + SO 42- = BaSO4 SO32-稀 HCl 和品红溶液 有刺激性的气体产生 并使品红褪色 SO3 2- + 2H+ = SO 2 + H2O S2- 稀 HCl 和 Pb(NO 3)2 溶液或 CuSO4溶 液等 有臭鸡蛋味气体，气 体通溶液有黑色沉淀 S 2- + 2H+ = H 2SS2- + Pb 2+ = PbS Cu 2+ + S2- = CuS NO3- Cu 和浓 H2SO4,加 热 有红棕色刺激性气体 Cu + 4H + + 2NO 3- Cu 2+ + 2NO2 + 2H2O CO32- 稀 HCl 和澄清石灰 水 有能使石灰水变浑浊 的气体 CO32- + 2H + = H 2O +CO2 CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O Ba 2+ 硫酸或可溶性的硫 酸盐 有白色沉淀Ba 2+ + SO 42- = BaSO4 Mg 2+ NaOH 溶液 有白色沉淀，NaOH 过量沉淀不溶解 Mg 2+ + 2OH- = Mg(OH) 2 Al 3+ NaOH 溶液和氨水 加氨水至过量有白色 絮状沉淀，再加 NaOH 溶液沉淀溶解 Al 3+ + 3OH- = Al(OH) 3 Al(OH)3 + OH - = AlO 2 - + 2H 2O Fe 3+ NaOH 溶液或 KSCN 溶液 有红褐色沉淀或溶液 呈血红色 Fe 3+ + 3OH- = Fe(OH) 3 （红褐色） Fe 3+ + SCN- = Fe(SCN)2+(血红色 ) Fe 2+ NaOH 溶液 生成白色沉淀，在 空气中迅速变为灰绿 色，最后变为红褐色 沉淀。 Fe 2+ + 2OH- = Fe(OH) 2(白色沉 淀 ) ， 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3。 氯水和 KSCN 溶 液 先加 KSCN 溶液无 明显现象，再加氯水 溶液呈血红色。 2Fe 2+ + Cl 2 = 2Fe 3+ + 2Cl-， Fe 3+ + SCN- = Fe(SCN)2+或 Fe3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3。 Ag + 稀 HCl 或可溶性的 氯化物，稀HNO3 有白色沉淀Ag + + Cl- = AgCl NH4+NaOH 溶液 加热用湿润的红色石 蕊试纸检验产生的气 体，变蓝 NH4+ + OH - NH3 + H2O Na + 做焰色反应火焰呈黄色 K+做焰色反应 透过蓝色钴玻璃观察 火焰是紫色 3物质的量浓度溶液的配制 （1）主要仪器：容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、天平或量筒或滴定管等。 容量瓶使用时应注意： 使用前要检漏； 有四个不准： 不允许加热、不允许物质的溶解或稀释、不允许物质间的反应、不允许储存 药品； 容量瓶上标有：容量规格、使用温度和刻度线； 容量瓶检漏的方法：将容量瓶注入一定量的水，塞紧塞子， 一手抵住塞子， 一手托住瓶底， 将瓶颠倒，不漏水，再将塞子旋转180 度，再重复操作一次，如不漏即可。 （2）配制步骤：计算、量取或称量、稀释或溶解、冷却移液、洗涤移液、定容、摇匀、装 瓶贴标签。 定容时应：加水离刻度线12cm 时，改用胶头滴管加水至刻度线。 （3）误差分析： （以配制NaOH 为例）根据公式：C=n/V=m/(M · V) 可能引误差的操作起 可能导致变化的量物质的量浓度的 变化（ c）溶质质量（ m）溶液体积（ v） 1容量瓶未干燥或有少量的蒸馏 水 2药品因时间长而变质 3称量时间过长或用滤纸称药品 4向容量瓶移液时有少量液体溅 出 5未洗涤烧杯和玻璃棒 6未将溶液冷却 7定容时加水过多，用胶头滴管 吸出 8定容时仰视刻度线 9定容时俯视刻度线 10定容摇匀后液面下降又加水 11定容摇匀后液面下降不加水 12 称量时右物左码又使用了游 码 13称量时砝码有残缺 14称量时砝码有油污或生锈 4.俯视与仰视 5.巩固练习 1某粗食盐中有Na2SO4、MgCl2、泥沙等杂质，请设计方案提纯食盐。写出实验步骤及相 应的离子方程式。 2有 100 克 KCl 和 KNO3的混合物，其中含KCl 的质量分数为10，请通过计算设计方 案提纯 KNO3.已知有下列溶解度： 俯视 -浓度增大仰视-浓度减小 3实验室配制500ml 0.2mol · L 1 的 FeSO4溶液，实际操作有：在天平上称量一定量的 绿矾（ FeSO 4· 7H2O） ，放入烧杯，加水溶解；把制得的溶液小心地注入500ml 容量瓶中； 继续向容量瓶中加水离刻度线12cm 处，改用胶头滴管加水至刻度线；将烧杯和玻璃 棒洗涤 23 次，并将每次洗涤液也转入容量瓶；将容量瓶的塞子塞紧，摇匀。填下列空 白： （1）称量绿矾的质量是； （2）正确的操作顺序是； （3）定容时，若俯视液面，会使溶液浓度； （4）本实验用到的基本仪器 有； （5）若没有操作，结果会使溶液浓度； （6）在进行操作时，不慎将液体溅出，则处理的方法 是。 6.参考答案 1方案： （1）将粗食盐用水溶解，过滤。 （2）向 的滤液，加过量的氯化钡溶液，过滤。 （3）向 的滤液中加过量的氢氧化钠溶液，过滤。 （4）向 的滤液中加过量碳酸钠溶液，过滤。 （5）向 的滤液中加过量的稀盐酸，充分反应。 （6）将 反应后的溶液加热蒸发结晶，得到的固体为纯的食盐。 2根据溶解度的数据可计算得到：在100 时用 39.5 克水就可以制成KNO3的饱和溶液， 而 KCl 是未饱和的。在10 时溶液中只有7.5 克 KNO3留下，而 KCl 还是未达到饱和。因此 可根据这些来设计方案。方案略。 3 （ 1）27.8g ； （2） ； （3）偏高；（4）略； （5）偏低；（ 6）重新做实验。 第三部分：非金属单质及其化合物 1氯、溴、碘及其化合物 2硫及其化合物 3氮气及其化合物 4硅及其化合物 一、氯、溴、碘及其化合物 1、氯气的制法 （1）氯气的工业制法：原料：氯化钠、水。 原理：电解饱和食盐水。 装置：阳离子隔膜电解槽。 反应式： 2NaCl + 2H2O 通电 2NaOH + H2 + Cl2 (2)氯气的实验室制法 原理：利用氧化剂氧化浓盐酸中的Cl -。常用的氧化剂有： MnO2、 KMnO4、KClO3等。 反应式： MnO2 + 4HCl( 浓) MnCl2 + Cl2 + 2H2O 2KMnO4 + 16HCl( 浓) 2KCl + 2MnCl2 + 10Cl2 + 8H2O KClO3 + 6HCl （浓）= KCl + 3Cl2 + 3H2O 三、非金属单 质及其化合物 装置：发生装置由圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁架台、石棉网、酒精灯等组成。 收集：用向上排空气法或用排饱和食盐水或排饱和氯水的方法。 验满：看颜色或用湿润的淀粉碘化钾试纸。 尾气吸收：用氢氧化钠溶液吸收。 除杂：用饱和食盐水除去HCl 杂质；干燥：用浓H2SO4。 （3）中学实验室制H2、O2、Cl2的发生装置的比较 气体反应物的状态 反应条 件 装置或主要仪器可适用的气体 H2 固体和液体反 应 不加热启普发生器或简易装置 H2S、CO2、SO2 等 O2 固体或固体混 合物 加热大试管、铁架台、导管等NH3、CH4等 Cl2 固体和液体或 液体和液体 加热 圆底烧瓶、 分液漏斗、 双孔塞、 导 管、铁架台、石棉网、酒精灯 HCl 、HBr 、HI 等 2Cl2、Br 2、I2的物理性质的比较 气体物理性质 Cl2黄绿色有刺激性气味的有毒气体，能溶于水（1:2） ，易液化，密度比空气大。 Br2深红棕色液体，易挥发，有刺激性气味，有毒，在水中溶解度不大，但在有机溶剂 中溶解度较大，储存时要加水，水封，以防止挥发。 I2紫黑色固体，有光泽，易升华，在水中溶解度不大，但在有机溶剂中溶解度较大。 3Cl2、Br2、I2在不同溶剂中的颜色比较 水酒精苯汽油四氯化碳 Cl2 黄绿色（新 制） 黄绿色黄绿色黄绿色黄绿色 Br2黄 橙橙 橙红橙 橙红橙 橙红橙 橙红 I2 深黄 褐 色 棕 深棕浅紫 紫紫 深紫浅紫红紫 红 4Cl2、Br2、I2的化学性质的比较 与金属反应 2Na + Cl2 点燃 2NaCl,Cu + Cl2 点燃 CuCl2，2Fe + 3Cl2 点燃 2FeCl3，2Fe + 3Br2 2FeBr3，Fe + I2 FeI2。 与氢气反应 反应物反应方程式反应条件反应现象 H2与 F2H2 + F2 = 2HF冷、暗爆炸 H2与 Cl2H2 + Cl22HCl 光照爆炸 H2与 Br2H2 + Br22 HBr 加热反应 H2与 I2 H2 + I22HI 持续加热可逆反应 与水的反应： 2F2 + 2H2O = 4HF + O2X2 + H2O HX + HXO (X:Cl、 Br、I) 与碱反应： Cl2、Br2、 I2都容易与碱液反应，常用于除尾气、除杂质等。工业上利用这反 应来制漂白粉，反应式是：2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O 漂白粉主要成分漂白粉有效成分：Ca(ClO)2 Cl2、Br2、I2相互置换：氧化性Cl2Br2I2，所以 Cl2可以将 Br2、I2置换出， Br2可以将 I2 置换出。 如:Cl2 +2NaBr = 2NaCl + Br 2. 5Cl -、Br-、I-的检验 （1）AgNO3HNO3法 离子选用试剂实验现象及离子方程式 Cl - AgNO3的稀 HNO3溶液Ag + + Cl - = AgCl 白色沉淀 Br-AgNO3的稀 HNO3溶液Ag + + Br- = AgBr 浅黄色沉淀 I-AgNO3的稀 HNO3溶液Ag + + I- = AgI 黄色沉淀 （2）Br - 、I-可以用氯水反应后加CCl4萃取的方法。 6AgBr 、AgI 的感光性 它们都见光分解，AgBr 用于感光底片的感光材料；AgI 用于人工降雨。 二、硫及其化合物 1硫的性质 （1）硫单质的物理性质：单质硫是黄色固体，俗称硫磺，难溶于水，微溶于酒精，易溶于 二硫化碳（ CS2） ，熔点 112.8 ，沸点 444.6 。自然界中的火山喷口和岩石夹缝中有游离 态的硫；自然界中也存在许多化合态的硫。硫粉对某些疾病有防治作用。 （2）硫的化学性质： 可燃性： S + O2 SO2与氢气反应：H2 + S H2S ； 与金属反应：2Na + S = Na2S, Fe + S FeS, 2Cu + S Cu2S； 与碱溶液反应：3S + 6NaOH （热） = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O（用于实验室中清洗有S 残留的仪器） ; 与浓硫酸反应：S + 2H2SO4(浓) 3SO2 + 2H2O。 （3）硫的用途：三药一柴即是制医药、火药、农药和火柴的原料；在化工工业中是生产硫 酸等的原料。 2硫化氢的性质 （1）硫化氢的物理性质：硫化氢是有臭鸡蛋味有毒气体，能溶于水，常温常压1:2.6 溶于 水。 （2）硫化氢的化学性质： 可燃性： O2不足 2H2S + O2 点燃 2S + 2H2O, O2足量2H2S + 3O2 点燃 2SO2 + 2H2O . 热分解： H2S H2 + S. 和碱反应： H2S + 2NaOH = Na2S + H2O ,H2S + NaOH = NaHS + H2O.Na2S + H2S = 2NaHS. H2S 溶于水得氢硫酸溶液，是二元弱酸，易挥发，具有强还原性。 强还原性：如：2H2S + SO2 = 3S + 2H2O,H2S + Cl2 = S + 2HCl(Br2、I2也同样发生类 似得反应 ), H2S + 2FeCl3 = 2FeCl2 + S + 2HCl,H2S + H2SO4(浓) = S + SO2 + 2H2O 等反应。 和一些盐溶液反应生成既难溶于水有难溶于酸沉淀:H2S + CuSO4 = CuS( 黑 ) + H2SO4; H2S + 2AgNO3 = 2HNO3 + Ag2S( 黑) ;H2S + Pb(NO3)2 = PbS( 黑) + 2HNO3. （3）硫化氢的实验室制法： 反应式： FeS + 2HCl = FeCl 2 + H2S , 装置：与制氢气的装置相同。验满:用湿润的硝酸 铅或醋酸铅试纸,变黑即是 . 注意：酸的选用只能是非强氧化性酸；尾气用碱液吸收。 3二氧化硫的性质 （1）二氧化硫的物理性质：二氧化硫是无色有刺激性有毒气体，易溶于水 （1:40 ） ，易液化。 （2）二氧化硫的化学性质： 酸性氧化物的通性：H2O + SO2H2SO3(亚硫酸是二元弱酸，不稳定，易分解，易 被氧化 ), SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O,SO2 + NaOH = NaHSO3,SO2 + Na2SO3 H2O = 2NaHSO3.SO2 + CaO = CaSO3. 氧化性： SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O; 还原性： 2SO2 + O2 催化剂 加热 2SO3,SO2 + Cl2 + H2O =H2SO4 + 2HCl(Br2、I2也同样有 类似的反应 )，5SO2 + 2KMnO 4 + 2H2O = K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4等反应。 漂白性： SO2能使某些有色物质褪色，但不能漂白酸碱指示剂。 (3)SO2的实验室制法：Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O. (4)SO2的危害： SO2是硫酸型酸雨形成的主要物质。它主要来自于化石燃料的燃烧排放的 尾气， 汽车的尾气， 硫酸工业生产的尾气的排放等方面。SO2进入大气后在大气中的某些灰 尘的催化下被O2氧化成 SO3，SO3易溶于水， 形成 H2SO4，同时，SO2溶于水形成H2SO3， 也易被氧化为H2SO4，当大气中的这些酸达到一定值时，下降的雨水的pH 就会小于5.6， 即形成了酸雨。 酸雨的危害非常严重。如：直接危害的首先是植物，植物对酸雨反应最敏感 的器官是叶片， 叶片受损伤后光合作用降低，抗病虫害能力减弱，林木生长缓慢或死亡，农 作物减产甚至绝收。其次，酸雨可破坏水土环境，危及生态平衡。酸雨被冠之“ 空中杀手 ” 、 “ 空中恶魔 ”“空中死神 ” 的诅咒名。另外，酸雨对文物古迹、建筑物、工业设备和通讯电缆等 的腐蚀也令人心痛。酸雨还危及人体的健康。 （5）酸雨的防治： 1）最主要是控制污染源。主要途径有： 开发新能源替代化石燃料。如开发氢能、太阳能、核能等。 利用物理和化学方法对含硫燃料预先进行脱硫处理，降低SO2的排放量。如在含硫燃煤 中加氧化钙，在燃烧时有以下反应：CaO + SO2= CaSO3,CaO + H2O = Ca(OH)2,SO2 + Ca(OH)2 =CaSO3 +H2O,2CaSO3 + O2 = 2CaSO4.将硫元素转化成固体盐而减少排放。 加强技术研究，提高对燃煤、工业生产中释放的SO2废气的处理和回收。如用氨水对燃 煤烟气的脱硫处理是：SO2 + 2NH3 + H2O = (NH4)2SO3, SO2 + NH3 + H2O= NH4HSO3, 2(NH4)2SO3 + O2 = 2(NH4)2SO4, 2NH4HSO3 + O2 = 2NH4HSO4.(它们是氮肥 ) 积极开发利用煤炭的新技术，对煤炭进行综合处理，推广煤炭的净化技术、转化技术。如 对煤炭进行液化或气化处理，提高能源的利用率，减少SO2的排放。 2）运用化学方法减轻酸雨对土壤和树木的危害。如对降酸雨地带喷洒石灰等手段。 3）提高全民的环保意识，加强国际合作，共同努力减少硫酸型酸雨的产生。 4SO3的性质 SO3是无色的晶体，熔点12.8 ，极易于水反应，同时放出大量的热。SO3 + H2O = H2SO4. 5H2SO4的性质 (1)物理性质：纯的H2SO4是无色粘稠状液体，沸点338 ，难挥发，浓度高于98的又称 “ 发烟硫酸 ” ，其实看到的不是烟，而是溶液中挥发出的SO3分子在空气中形成了酸雾。浓硫 酸溶于水会放出大量的热是因为硫酸分子与水分子结合成多种水合物，这个过程是放热的。 （2）化学性质： 稀硫酸的性质：酸的通性。 浓硫酸的特性：a 吸水性，浓硫酸具有很强的吸水性，常作为干燥剂。 b 脱水性，浓硫酸能按水的组成脱去有机物中的氢氧。如使蔗糖炭化。 c 强氧化性：常温下，能使Fe 、Al 钝化；加热时能溶解大多数金属（除Au 、Pt 外） ， 如： Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O； 加热时也可以于某些非金属反应，如：C + 2H2SO4 CO2 + 2SO2 + 2H2O 等。 （3）H2SO 4 的工业制法 (接触法 )： 流程： S 或含硫矿石煅烧生成SO2，将气体净化；进入接触室进行催化氧化生成 SO3；将 SO3进入吸收塔吸收生成H2SO4. 设备：沸腾炉：煅烧在沸腾炉中进行；产生的气体要进行除尘、洗涤、干燥等净化处理。 接触室： 接触室中有多层催化剂，二氧化硫在催化剂的表面接触被氧化成三氧化硫；中间有 热交换器，是为了充分利用能量而设计。 吸收塔：由于三氧化硫与水的反应放热大，形成酸雾，会降低吸收效率，因此改用98.3 的浓硫酸来吸收，同时采取逆流原理。 主要反应式：S + O2 SO2或 4FeS 2 + 11O2 高温 2Fe2O3 + 8SO 2;2SO2 + O2 催化剂 加热 2SO3, SO3 + H2O = H2SO4. 尾气处理： 尽管生产中采取了许多有利于二氧化硫转化为三氧化硫的措施，但反应是可逆 的， 因此尾气中仍然含有SO2气体，生产中常采用氨水吸收。SO2 + 2NH3· H2O = (NH 4)2SO3 + H2O,(NH4)2SO3 + SO2 + H2O = 2 NH4HSO3. (4)硫酸的用途：用于化肥、农药、医药、金属矿的处理等生产中。 6几种常见的硫酸盐 （1） CaSO 4:自然界中是石膏(CaSO4· 2H2O)的形式存在， 加热到 150 时会失去部分结晶水， 生成熟石膏 (2CaSO4· H2O).用于各种模型和医疗的石膏绑带，水泥生产的原料之一。 （2）BaSO4：重晶石，不容易被X 射线透过，医疗上作为“ 钡餐 ” ，也可作为白色颜料，可 用于油漆、油墨、造纸、塑料、橡胶的原料及填充剂。 (3)FeSO4：FeSO4· 7H2O 俗称绿矾，医疗上用于生产治贫血的药剂，工业上是生产净水剂 和颜料的原料。 三、氮气及其化合物 1氮气的性质 （1）物理性质：无色无味的气体，难溶于水，是空气的主要成分。 （2）化学性质：通常情况氮气的性质比较稳定，常用作保护气。但在一定条件下可发生反 应。 放电条件下与氧气反应：N2 + O2 通电 2NO, 在一定条件下,与 H2反应 :N2 + 3H2 催化剂 高温高压 2NH3 (工业合成氨的主要反应,也是人工固 氮的方法。）自然固氮主要是雷雨和豆科植物的根瘤菌的固氮。 与金属反应：3Mg + N2 Mg3N2, 2氮的氧化物 （1）NO 是无色无味的有毒气体,微溶于水 ,在空气中易被氧化为NO2。2NO + O2 = 2NO2. 在有氧气的条件下,NO 和 O2混合气被水吸收：4NO + 3O 2 + 2H2O = 4HNO3. (2)NO2： 红棕色有刺激性味有毒气体，溶于水，并与水反应： 3NO2 + 2H2O = 2HNO3 + NO . 在有氧气的条件下：4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3. 另外， NO 和 NO2的混和气体也可以被碱液吸收：NO + NO 2 + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O. （3）NO、NO 2的污染：大气中的氮的氧化物主要来源于汽车的尾气和工业生产的尾气的 排放等，大气中的NO、 NO2不仅可以形成酸雨，也能形成光化学烟雾，还能破坏臭氧层。 因此要严格控制氮的氧化物的排放。 3氨的性质 （1）氨的物理性质：无色有刺激性味的气体，极易溶于水（1:700 ） ，易液化。 （2）氨的化学性质： 与水反应： NH3 + H2ONH3 H2O NH4 + + OH-,氨溶于水后，大部分氨分子 与水反应生成一水合氨分子，一小部分一水合氨分子电离成铵根和氢氧根，因此氨水显碱性。 可用湿润的红色石蕊试纸来检验氨气的存在。 易与酸反应：NH3 + H + = NH 4+,可用浓盐酸来检验氨气的存在，有白烟现象。 催化氧化： 4NH3 + 5O2 催化剂 4NO + 6H2O(是工业生产硝酸的基础反应)。 另外，氨气可与氯气反应：3Cl2 + 2NH 3 = N2 + 6HCl ，氨气足够时：3Cl2 + 8NH3 = N2 + 6NH4Cl。 （3）氨气的实验室制法：常用NH4Cl 和 Ca(OH) 2的固体混和加热， 2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + 2H2O。也可用向浓氨水中加CaO 或 NaOH 固体制 氨气。 4硝酸的性质 （1）物理性质：纯的硝酸是无色，易挥发的液体，常见的浓硝酸浓度一般是69左右，浓 硝酸久置变黄色，是因为硝酸见光分解产生的二氧化氮溶在其中。 （2）化学性质：见光分解： 4HNO34NO2 + O2 + 2H2O. 酸的通性。但是金属与硝酸反应无氢气放出。 强氧化性：A常温下，浓硝酸能使Fe、Al 钝化； B与金属反应：Cu + 4HNO3 (浓)= Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O, 3Cu + 8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O。 C与非金属反应：C + 4HNO3(浓) = CO2 + 4NO2 + 2H2O. 另外：硝酸具有很强的腐蚀性。 光照 或 （3）硝酸的工业制法： 流程：氨气的催化氧化NO进一步氧化生成NO2用水吸收生成硝酸。 设备： 氧化炉： 4NH