高中化學知識點規(guī)律

中學化學學問點規(guī)律專題一化學反應及其能量變更1．氧化還原反應[氧化還原反應]有電子轉(zhuǎn)移(包括電子的得失和共用電子對的偏移)或有元素化合價升降的反應．如2Na+C12＝2NaCl(有電子得失)、H2+C12＝2HCl(有電子對偏移)等反應均屬氧化還原反應。氧化還原反應的本質(zhì)是電子轉(zhuǎn)移(電子得失或電子對偏移)。[氧化還原反應的特征]在反應前后有元素的化合價發(fā)生變更．依據(jù)氧化還原反應的反應特征可推斷一個反應是否為氧化還原反應．某一化學反應中有元素的化合價發(fā)生變更，則該反應為氧化還原反應，否則為非氧化還原反應。[氧化劑及還原劑]概念含義概念含義氧化劑反應后所含元素化合價降低的反應物還原劑反應后所含元素化合價上升的反應物被氧化還原劑在反應時化合價上升的過程被還原氧化劑在反應時化合價降低的過程氧化性氧化劑具有的奪電子的實力還原性還原劑具有的失電子的實力氧化反應元素在反應過程中化合價上升的反應還原反應元素在反應過程中化合價降低的反應氧化產(chǎn)物還原劑在反應時化合價上升后得到的產(chǎn)物還原產(chǎn)物氧化劑在反應時化合價降低后得到的產(chǎn)物氧化劑及還原劑的相互關系重要的氧化劑和還原劑：(1)所含元素的化合價處在最高價的物質(zhì)只能得到電子，只具有氧化性，只能作氧化劑(注：不肯定是強氧化劑)。重要的氧化劑有：①活潑非金屬單質(zhì)，如X2(鹵素單質(zhì))、O2、O3等。②所含元素處于高價或較高價時的氧化物，如MnO2、NO2、PbO2等。③所含元素處于高價時的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3等．④所含元素處于高價時的鹽，如KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等．⑤金屬陽離子等，如Fe3＋、Cu2＋、Ag＋、H＋等．⑥過氧化物，如Na2O2、H2O2等．⑦特殊物質(zhì)，如HClO也具有強氧化性．(2)所含元素的化合價處在最低價的物質(zhì)只能失去電子，只具有還原性，只能作還原劑(注：不肯定是強還原劑)．重要的還原劑有：①活潑金屬單質(zhì)，如Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等．②某些非金屬單質(zhì)，如C、H2、Si等．③所含元素處于低價或較低價時的氧化物，如CO、SO2等．④所含元素處于低價或較低價時的化合物，如含有、、、、的化合物H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、FeSO4、NH3等．(3)當所含元素處于中間價態(tài)時的物質(zhì)，既有氧化性又有還原性，如H2O2、SO2、Fe2＋等．(4)當一種物質(zhì)中既含有高價態(tài)元素又含有低價態(tài)元素時，該物質(zhì)既有氧化性又有還原性．例如，鹽酸(HCl)及Zn反應時作氧化劑，而濃鹽酸及MnO2共熱反應時，則作還原劑．[氧化還原反應的分類](1)不同反應物間的氧化還原反應．①不同元素間的氧化還原反應．例如：MnO2+4HCl(濃)MnCl2+C12↑+2H2O絕大多數(shù)氧化還原反應屬于這一類．②同種元素間的氧化還原反應．例如：2H2S+SO2＝3S+2H2OKClO3+6HCl(濃)＝KCl+3C12↑+3H2O在這類反應中，所得氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物是同一物質(zhì)，這類氧化還原反應又叫歸中反應．(2)同一反應物的氧化還原反應．①同一反應物中，不同元素間的氧化還原反應．例如：2KClO32KCl+3O2↑②同一反應物中，同種元素不同價態(tài)間的氧化還原反應．例如：NH4NO3N2O↑+2H2O③同一反應物中，同種元素同一價態(tài)間的氧化還原反應．例如：C12+2NaOH＝NaCl+NaClO+H2O3NO2+H2O＝2HNO3+NO在這類反應中，某一元素的化合價有一部分上升了，另一部分則降低了．這類氧化還原反應又叫歧化反應．[氧化還原反應及四種基本反應類型的關系]如右圖所示．由圖可知：置換反應都是氧化還原反應；復分解反應都不是氧化還原反應，化合反應、分解反應不肯定是氧化還原反應．[氧化還原反應中電子轉(zhuǎn)移的方向、數(shù)目的表示方法](1)單線橋法．表示在反應過程中反應物里元素原子間電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向．用帶箭頭的連線從化合價上升的元素起先，指向化合價降低的元素，再在連線上方標出電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目．在單線橋法中，箭頭的指向已經(jīng)表明白電子轉(zhuǎn)移的方向，因此不能再在線橋上寫“得”、“失”字樣．(2)雙線橋法．表示在反應物及生成物里，同一元素原子在反應前后電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向．在氧化劑及還原產(chǎn)物、還原劑及氧化產(chǎn)物之間分別用帶箭頭的連線從反應前的有關元素指向反應后的該種元素，并在兩條線的上、下方分別寫出“得”、“失”電子及數(shù)目．例如：[氧化還原反應的有關規(guī)律](1)氧化性、還原性強弱推斷的一般規(guī)律．氧化性、還原性的強弱取決于得失電子的難易；而及得失電子數(shù)的多少無關．①金屬活動性依次表．金屬的活動性越強，金屬單質(zhì)(原子)的還原性也越強，而其離子的氧化性越弱．如還原性：Mg>Fe>Cu>Ag；氧化性：Ag＋>Cu2＋>Fe2＋>Mg2＋②同種元素的不同價態(tài)．特殊狀況；氯的含氧酸的氧化性依次為：HClO>HClO3>HClO4．⑧氧化還原反應進行的方向．一般而言，氧化還原反應總是朝著強氧化性物質(zhì)及強還原性物質(zhì)反應生成弱氧化性物質(zhì)及弱還原性物質(zhì)的方向進行．在一個給出的氧化還原反應方程式中，氧化劑和氧化產(chǎn)物都有氧化性，還原劑和還原產(chǎn)物都有還原性，其氧化性、還原性的強弱關系為：氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物反之，依據(jù)給出的物質(zhì)的氧化性、還原性的強弱，可以推斷某氧化還原反應能否自動進行．④反應條件的難易．不同的氧化劑(還原劑)及同一還原劑(氧化劑)反應時，反應越易進行，則對應的氧化劑(還原劑)的氧化性(還原性)越強，反之越弱．⑤濃度．同一種氧化劑(或還原劑)，其濃度越大，氧化性(或還原性)就越強．⑥H＋濃度．對于在溶液中進行的氧化還原反應，若氧化劑為含氧酸或含氧酸鹽，則溶液中H＋濃度越大，其氧化性就越強．(2)氧化還原反應中元素化合價的規(guī)律．①一種元素具有多種價態(tài)時，處于最高價態(tài)時只具有氧化性，處于最低價態(tài)時只具有還原性，而處于中間價態(tài)時則既有氧化性又具有還原性．但須留意，若一種化合物中同時含最高價態(tài)元素和最低價態(tài)元素時，則該化合物兼有氧化性和還原性，如HCl．②價態(tài)不相交規(guī)律．同種元素不同價態(tài)間相互反應生成兩種價態(tài)不同的產(chǎn)物時，化合價上升及化合價降低的值不相交，即高價態(tài)降低后的值肯定不低于低價態(tài)上升后的值，也可歸納為“價態(tài)變更只靠攏、不相交”．所以，同種元素的相鄰價態(tài)間不能發(fā)生氧化還原反應；同種元素間隔中間價態(tài)，發(fā)生歸中反應．(3)氧化還原反應中的優(yōu)先規(guī)律：當一種氧化劑(還原劑)同時及多種還原劑(氧化劑)相遇時，該氧化劑(還原劑)首先及還原性(氧化性)最強的物質(zhì)發(fā)生反應，而只有當還原性(氧化性)最強的物質(zhì)反應完后，才依次是還原性(氧化性)較弱的物質(zhì)發(fā)生反應．(4)電子守恒規(guī)律．在任何氧化還原反應中，氧化劑得到的電子總數(shù)等于還原劑失去的電子總數(shù)(即氧化劑化合價上升的總數(shù)等于還原劑化合價降低的總數(shù))．這一點也是氧化還原反應配平的基礎。[氧化還原反應方程式的配平]氧化還原反應方程式的配平包括氧化還原反應化學方程式的配平和氧化還原反應離子方程式的配平．(1)配平的原則：①質(zhì)量守恒原則：反應前后各元素的原子個數(shù)相等．②化合價守恒原則：氧化劑化合價降低的總數(shù)及還原劑化合價上升的總數(shù)相等．③電荷守恒原則：離子方程式兩邊陰、陽離子所帶的正、負電荷的總數(shù)相等．(2)配平的一般步驟：①“標價態(tài)”．將反應前后價態(tài)發(fā)生了變更的元素的化合價標出．②“列變更”．依據(jù)所標價態(tài)，列出化合價上升值和降低值．③“求總數(shù)”．用最小公倍數(shù)法使化合價升降的總數(shù)相等，以保證化合價守恒．④“配系數(shù)”．先將氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物配平后，再配平價態(tài)未發(fā)生變更的物質(zhì)(一般為酸、堿、水)，以保證質(zhì)量守恒和電荷守恒．(3)配平的一般方法：在具體涉及到一個氧化還原反應方程式的配平常，原委是先配反應物還是產(chǎn)物，或是先配氧化劑及其還原產(chǎn)物、再配還原劑及其氧化產(chǎn)物，則需依據(jù)不同的氧化還原反應方程式作具體分析．①順向法．配系數(shù)時，先配反應物、后配生成物．適用狀況：這種配平方法適用于大多數(shù)的氧化還原反應方程式的配平，尤其是下列幾類反應的配平，a．有兩種以上元素被氧化或還原的反應；b．歸中反應；c．氧化劑或還原劑的化學式中有腳標的反應．例1配平化學方程式：FeS2+O2一Fe2O3+SO2②逆向法．配系數(shù)時，先配生成物、再配反應物．適用狀況：a．歧化反應；b．某元素被氧化或還原成不止一種價態(tài)的產(chǎn)物的反應；c．產(chǎn)物的化學式中有腳標的反應．例2配平化學方程式：S+KOH—K2S+K2SO3③交叉法．配系數(shù)時，先配氧化劑及其對應的還原產(chǎn)物(或先配還原劑及其對應的氧化產(chǎn)物)，再配另一反應物及其對應的產(chǎn)物．適用狀況：a．某一反應物有腳標，其對應的產(chǎn)物也有腳標的反應；b．某反應物在反應中既作氧化劑(或還原劑)又起酸(既生成鹽)的作用(一般為HNO3、H2SO4、HCl等酸)的反應．例3配平化學方程式Cu2S+HNO3—Cu(NO3)2+H2SO4+NO，求出氧化劑及還原劑的物質(zhì)的量之比．氧化劑及還原劑的物質(zhì)的量之比為10∶3．2．離子反應[離子反應]有離子參與或有離子生成的反應，都稱為離子反應．離子反應的本質(zhì)、類型和發(fā)生的條件：(1)離子反應的本質(zhì)：反應物中某種離子的濃度減?。?2)離子反應的主要類型及其發(fā)生的條件：①離子互換(復分解)反應．具備下列條件之一就可以使反應朝著離子濃度減小的方向進行，即離子反應就會發(fā)生．a(chǎn)．生成難溶于水的物質(zhì)．如：Cu2＋+2OH－＝Cu(OH)2↓留意：當有關離子濃度足夠大時，生成微溶物的離子反應也能發(fā)生．如：2Ag＋+SO42—＝Ag2SO4↓Ca2＋+2OH－＝Ca(OH)2↓或者由微溶物生成難溶物的反應也能生成．如當石灰乳及Na2CO3溶液混合時，發(fā)生反應：Ca(OH)2+CO32—＝CaCO3↓+2OH－b．生成難電離的物質(zhì)(即弱電解質(zhì))．如：H＋+OH－＝H2OH＋+CH3COO－＝CH3COOHc．生成揮發(fā)性物質(zhì)(即氣體)．如：CO32－+2H＋＝CO2↑+H2ONH4＋+OH－NH3↑+H2O②離子間的氧化還原反應．由強氧化劑及強還原劑反應，生成弱氧化劑和弱還原劑，即反應朝著氧化性、還原性減弱的方向進行．例如：Fe+Cu2＋＝Fe2＋+CuCl2+2Br－＝2C1－+Br22MnO4－+16H＋+10C1－＝2Mn2＋+5C12↑+8H2O書寫離子方程式時應留意的問題：(1)電解質(zhì)在非電離條件下(不是在水溶液中或熔融狀態(tài))，雖然也有離子參與反應，但不能寫成離子方程式，因為此時這些離子并沒有發(fā)生電離．如NH4Cl固體及Ca(OH)2固體混合加熱制取氨氣的反應、濃H2SO4及固體(如NaCl、Cu等)的反應等，都不能寫成離子方程式．相反，在某些化學方程式中，雖然其反應物不是電解質(zhì)或強電解質(zhì)，沒有大量離子參與反應，但反應后產(chǎn)生了大量離子，因此，仍可寫成離子方程式．如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等及H2O的反應．(2)多元弱酸的酸式鹽，若易溶于水，則成鹽的陽離子和酸根離子可拆開寫成離子的形式，而酸根中的H＋及正鹽陰離子不能拆開寫．例如NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分別寫成Na＋、HS－和Ca2＋、HCO3－等酸式酸根的形式．(3)對于微溶于水的物質(zhì)，要分為兩種狀況來處理：①當作反應物時？，微溶物要保留化學式的形式，不能拆開．②當作反應物時，若為澄清的稀溶液，應改寫為離子形式，如澄清石灰水等；若為濁液或固體，要保留化學式的形式而不能拆開，如石灰乳、熟石灰等．(4)若反應物之間由于物質(zhì)的量之比不同而發(fā)生不同的反應，即反應物之間可發(fā)生不止一個反應時，要考慮反應物之間物質(zhì)的量之比不同，相應的離子方程式也不同．例如，向NaOH溶液中不斷通入CO2氣體至過量，有關反應的離子方程式依次為：CO2+2OH—＝CO32—+H2O（CO2適量）CO2+OH—＝HCO3—（CO2足量）在溶液中離子能否大量共存的推斷方法：幾種離子在溶液中能否大量共存，實質(zhì)上就是看它們之間是否發(fā)生反應．若離子間不發(fā)生反應，就能大量共存；否則就不能大量共存．離子間若發(fā)生下列反應之一，就不能大量共存．(1)生成難溶物或微溶物．如Ca2＋及CO32－、SO42－、OH－；Ag＋及C1－、Br－、I－、SO32－，等等．(2)生成氣體．如NH4＋及OH－；H＋及HCO3－、CO32－、S2－、HS－、SO32－、HSO3－等．(3)生成難電離物質(zhì)(弱酸、弱堿、水)．如H＋及C1O－、F－、CH3COO－生成弱酸；OH－及NH4＋、A13＋、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋等生成弱堿；H＋及OH－生成H2O．(4)發(fā)生氧化還原反應．具有氧化性的離子(如MnO4－、ClO－、Fe3＋等)及具有還原性的離子(如S2－、I－、SO32－、Fe2＋等)不能共存．應留意的是，有些離子在堿性或中性溶液中可大量共存，但在酸性條件下則不能大量共存，如SO32－及S2－，NO3－及I－、S2－、SO32－、Fe2＋等．(5)形成協(xié)作物．如Fe3＋及SCN－因反應生成Fe(SCN)3而不能大量共存．(6)弱酸根陰離子及弱堿陽離子因易發(fā)生雙水解反應而不能大量共存，例如Al3＋及HCO3－、CO32－、A1O2－等．說明：在涉及推斷離子在溶液中能否大量共存的問題時，要留意題目中附加的限定性條件：①無色透亮的溶液中，不能存在有色離子，如Cu2＋(藍色)、Fe3＋(黃色)、Fe2＋(淺綠色)、MnO4－(紫色)．②在強酸性溶液中，及H＋起反應的離子不能大量共存．③在強堿性溶液中，及OH－起反應的離子不能大量共存．[電解質(zhì)及非電解質(zhì)](1)電解質(zhì)：在水溶液里或者熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔锝须娊赓|(zhì)．電解質(zhì)不肯定能導電，而只有在溶于水或熔融狀態(tài)時電離出自由移動的離子后才能導電(因此，電解質(zhì)導電的緣由是存在自由移動的離子)．能導電的不肯定是電解質(zhì)，如金屬、石墨等單質(zhì)．(2)非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物．因為非電解質(zhì)歸屬于化合物，故如C12等不導電的單質(zhì)不屬于非電解質(zhì)．(3)電解質(zhì)及非電解質(zhì)的比較．電解質(zhì)非電解質(zhì)區(qū)別能否導電溶于水后或熔融狀態(tài)時能導電不能導電能否電離溶于水或受熱熔化時能電離產(chǎn)生自由移動的離子不能電離，因此沒有自由移動的離子存在所屬物質(zhì)酸、堿、鹽等蔗糖、酒精等大部分有機物，氣體化合物如NH3、SO2等聯(lián)系都屬于化合物說明某些氣體化合物的水溶液雖然能導電，但其緣由并非該物質(zhì)本身電離生成了自由移動的離子，因此這些氣體化合物屬于非電解質(zhì)．例如；氨氣能溶于水，但NH3是非電解質(zhì)．氨水能導電是因為NH3及H2O反應生成了能電離出NH4＋和OH－的NH3·H2O的原因，所以NH3·H2O才是電解質(zhì)．[強電解質(zhì)及弱電解質(zhì)](1)強電解質(zhì)：溶于水后全部電離成離子的電解質(zhì)．(2)弱電解質(zhì)：溶于水后只有一部分分子能電離成離子的電解質(zhì)．(3)強電解質(zhì)及弱電解質(zhì)的比較．強電解質(zhì)弱電解質(zhì)代表物質(zhì)①強酸：如H2SO4、HNO3、HCl等②強堿：如KOH、NaOH、Ba(OH)2等③鹽：絕大多數(shù)可溶、難溶性鹽，如NaCl、CaCO3等①H2O②弱酸：如CH3COOH、HF、HClO、H2CO3等③弱堿：NH3·H2O、A1(OH)3、Fe(OH)3等電離狀況完全電離，不存在電離平衡(電離不行逆)．電離方程式用“＝”表示．如：HNO3＝H＋+NO3－不完全電離(部分電離)，存在電離平衡．電離方程式用“”表示．如：CH3COOHCH3COO－+H十水溶液中存在的微粒水合離子(離子)和H2O分子大部分以電解質(zhì)分子的形式存在，只有少量電離出來的離子離子方程式的書寫狀況拆開為離子(特殊：難溶性鹽仍以化學式表示)全部用化學式表示留意:(1)在含有陰、陽離子的固態(tài)強電解質(zhì)中，雖然有陰、陽離子存在，但這些離子不能自由移動，因此不導電．如氯化鈉固體不導電．(2)電解質(zhì)溶液導電實力的強弱取決于溶液中自由移動離子濃度的大小(留意：不是取決于自由移動離子數(shù)目的多少)．溶液中離子濃度大，溶液的導電性就強；反之，溶液的導電性就弱．因此，強電解質(zhì)溶液的導電實力不肯定比弱電解質(zhì)溶液的導電實力強．但在相同條件(相同濃度、相同溫度)下，強電解質(zhì)溶液的導電實力比弱電解質(zhì)的導電實力強．[離子方程式]用實際參與反應的離子符號來表示離子反應的式子．所謂實際參與反應的離子，即是在反應前后數(shù)目發(fā)生變更的離子．離子方程式不僅表示肯定物質(zhì)間的某個反應，而且可以表示全部同一類型的離子反應．如：H＋+OH－＝H2O可以表示強酸及強堿反應生成可溶性鹽的中和反應．[離子方程式的書寫步驟](1)“寫”：寫出完整的化學方程式．(2)“拆”：將化學方程式中易溶于水、易電離的物質(zhì)(強酸、強堿、可溶性鹽)拆開改寫為離子形式；而難溶于水的物質(zhì)(難溶性鹽、難溶性堿)、難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿)、氧化物、氣體等仍用化學式表示．(3)“刪”：將方程式兩邊相同的離子(包括個數(shù))刪去，并使各微粒符號前保持最簡潔的整數(shù)比．(4)“查”：檢查方程式中各元素的原子個數(shù)和電荷總數(shù)是否左右相等．[復分解反應類型離子反應發(fā)生的條件]復分解反應總是朝著溶液中自由移動的離子數(shù)目削減的方向進行．具體表現(xiàn)為：(1)生成難溶于水的物質(zhì)．如：Ba2＋+SO42－＝BaSO4↓(2)生成難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿)．如H＋+OH－＝H2O(3)生成氣體．如：CO32－+2H＋＝CO2↑+H2O3．化學反應中的能量變更[放熱反應]放出熱量的化學反應．在放熱反應中，反應物的總能量大于生成物的總能量：反應物的總能量＝生成物的總能量+熱量+其他形式的能量放熱反應可以看成是“貯存”在反應物內(nèi)部的能量轉(zhuǎn)化并釋放為熱能及其他形式的能量的反應過程．[吸熱反應]汲取熱量的化學反應．在吸熱反應中，反應物的總能量小于生成物的總能量：生成物的總能量＝反應物的總能量+熱量+其他形式的能量吸熱反應也可以看成是熱能及其他形式的能量轉(zhuǎn)化并“貯存”為生成物內(nèi)部能量的反應過程．*[反應熱](1)反應熱的概念：在化學反應過程中，放出或汲取的熱量，統(tǒng)稱為反應熱．反應熱用符號△H表示，單位一般采納kJ·mol－1．(2)反應熱及反應物、生成物的鍵能關系：△H＝生成物鍵能的總和－反應物鍵能的總和(3)放熱反應及吸熱反應的比較．反應熱放熱反應吸熱反應含義反應物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量，反應物轉(zhuǎn)化為生成物時放出熱量反應物所具有的總能量小于生成物所具有的總能量，反應物轉(zhuǎn)化為生成物時汲取熱量反應本身的能量變更反應放出熱量后使反應本身的能量降低反應汲取熱量后使反應本身的能量上升表示符號或ΔH值“－”ΔH＜0“+”ΔH＞0說明：放熱反應和吸熱反應過程中的能量變更示意圖如圖3—1—2所示．[熱化學方程式](1)熱化學方程式的概念：表明反應所放出或汲取熱量的化學方程式，叫做熱化學方程式．(2)書寫熱化學方程式時應留意的問題：①需注明反應的溫度和壓強．因為反應的溫度和壓強不同時，其△H也不同．若不注明時，則是指在101kPa和25℃②反應物、生成物的聚集狀態(tài)要注明．同一化學反應，若物質(zhì)的聚集狀態(tài)不同，則反應熱就不同．例如：H2(g)+1/2O2(g)＝H2O(g)△H＝－241.8kJ·mol—1H2(g)+1/2O2(g)＝H2O(l)△H＝－285.8kJ·mol—1比較上述兩個反應可知，由H2及O2反應生成1molH2O(l)比生成1molH2O(g)多放出44kJ·mol—1的熱量．③反應熱寫在化學方程式的右邊．放熱時△H用“－”，吸熱時△H用“＋”．例如：H2(g)+1/2O2(g)＝H2O(g)－241.8kJ·mol—1④熱化學方程式中各物質(zhì)前的化學計量數(shù)不表示分子個數(shù)，而只表示物質(zhì)的量(mol)，因此，它可用分數(shù)表示．對于相同物質(zhì)的反應，當化學計量數(shù)不同時，其△H也不同．例如：2H2(g)+O2(g)＝2H2O(g)△Hl＝－483.6kJ·mol—1H2(g)+1/2O2(g)＝H2O(g)△H2＝－241.8kJ·mol—1明顯，△Hl＝2△H2．*[蓋斯定律]對于任何一個化學反應，不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的．也就是說，化學反應的反應熱只及反應的始態(tài)(各反應物)和終態(tài)(各生成物)有關，而及具體反應進行的途徑無關．假如一個反應可以分幾步進行，則各步反應的反應熱之和及該反應一步完成時的反應熱是相同的．*4．燃燒熱和中和熱燃燒熱中和熱定義在101kPa時，1mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所放出熱量在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生成1molH2O時所放出的熱量熱化學方程式中的表示形式以燃燒1mol物質(zhì)為標準來配平其余物質(zhì)的化學計量數(shù)物質(zhì)的化學計量數(shù)平其余物質(zhì)的化學計量數(shù)留意點“完全燃燒”包含兩個方面的意思：①燃燒的物質(zhì)全部燃燒完；②生成穩(wěn)定氧化物，如C完全燃燒生成CO2，S完全燃燒生成SO2；等等當強酸及強堿在稀溶液中發(fā)生中和反應時，1molH＋及1molOH－發(fā)生反應生成1molH2O，都放出57．3kJ的熱量．即：H＋(aq)+OH－(aq)＝H2O(1)△H＝－57.3kJ·mol－1說明利用燃燒熱可以計算物質(zhì)在燃燒過程中所放出的熱量當強酸及弱堿或弱酸及強堿或弱酸及弱堿發(fā)生中和反應時，因生成的鹽會發(fā)生水解而吸熱，故此時中和熱要小于57.3kJ·mol－1專題二元素化合物——堿金屬1．鈉[鈉的物理性質(zhì)]很軟，可用小刀切割；具有銀白色金屬光澤(但常見的鈉的表面為淡黃色)；密度比水小而比煤油大(故浮在水面上而沉于煤油中)；熔點、沸點低；是熱和電的良導體．[鈉的化學性質(zhì)]Na及O2反應：常溫下：4Na+O2＝2Na2O，2Na2O+O2＝2Na2O2(所以鈉表面的氧化層既有Na2O也有Na2O2，且Na2O2比Na2O穩(wěn)定)．加熱時：2Na+O2Na2O2(鈉在空氣中燃燒，發(fā)出黃色火焰，生成淡黃色固體)．(2)Na及非金屬反應：鈉可及大多數(shù)的非金屬反應，生成+1價的鈉的化合物．例如：2Na+C122NaCl2Na+SNa2S(3)Na及H2O反應．化學方程式及氧化還原分析：離子方程式：2Na+2H2O＝2Na＋+2OH－+H2↑Na及H2O反應的現(xiàn)象：①?、谌邰嘤微茗Q⑤紅．(4)Na及酸溶液反應．例如：2Na+2HCl＝2NaCl+H2↑2Na+H2SO4＝Na2SO4+H2↑由于酸中H＋濃度比水中H＋濃度大得多，因此Na及酸的反應要比水猛烈得多．鈉及酸的反應有兩種狀況：①酸足量(過量)時：只有溶質(zhì)酸及鈉反應．②酸不足量時：鈉首先及酸反應，當溶質(zhì)酸反應完后，剩余的鈉再及水應．因此，在涉及有關生成的NaOH或H2的量的計算時應特殊留意這一點．(5)Na及鹽溶液的反應．在以鹽為溶質(zhì)的水溶液中，應首先考慮鈉及水反應生成NaOH和H2，再分析NaOH可能發(fā)生的反應．例如，把鈉投入CuSO4溶液中：2Na+2H2O＝2NaOH+H2↑2NaOH+CuSO4＝Cu(OH)2↓+Na2SO4留意：鈉及熔融的鹽反應時，可置換出鹽中較不活潑的金屬．例如：4Na+TiCl4(熔融)4NaCl+Ti[試驗室中鈉的保存方法]由于鈉的密度比煤油大且不及煤油反應，所以在試驗室中通常將鈉保存在煤油里，以隔絕及空氣中的氣體和水接觸．鈉在自然界里的存在：由于鈉的化學性質(zhì)很活潑，故鈉在自然界中只能以化合態(tài)的形式(主要為NaCl，此外還有Na2SO4、Na2CO3、NaNO3等)存在．[鈉的主要用途](1)制備過氧化鈉．(原理：2Na+O2Na2O2)(2)Na－K合金(常溫下為液態(tài))作原子反應堆的導熱劑．(緣由：Na－K合金熔點低、導熱性好)(3)冶煉如鈦、鋯、鈮、鉭等稀有金屬．(原理：金屬鈉為強還原劑)(4)制高壓鈉燈．(緣由：發(fā)出的黃色光射程遠，透霧實力強)2．鈉的化合物[過氧化鈉]物理性質(zhì)淡黃色固體粉末化學性質(zhì)及H2O反應2Na2O2+2H2O＝4NaOH+O2現(xiàn)象：反應產(chǎn)生的氣體能使余燼的木條復燃；反應放出的熱能使棉花燃燒起來及CO2反應2Na2O2+2CO2＝2Na2CO3+O2說明：該反應為放熱反應強氧化劑能使織物、麥稈、羽毛等有色物質(zhì)褪色用途呼吸面具和潛水艇里氧氣的來源；作漂白劑說明(1)Na2O2及H2O、CO2發(fā)生反應的電子轉(zhuǎn)移狀況如下：由此可見，在這兩個反應中，Na2O2既是氧化劑又是還原劑，H2O或CO2只作反應物，不參及氧化還原反應．(2)能夠及Na2O2反應產(chǎn)生O2的，可能是CO2、水蒸氣或CO2和水蒸氣的混合氣體．(3)過氧化鈉及水反應的原理是試驗室制氧氣方法之一，其發(fā)生裝置為“固+液→氣體”型裝置．[碳酸鈉及碳酸氫鈉]Na2CO3NaHCO3俗名純堿、蘇打小蘇打顏色、狀態(tài)白色粉末．碳酸鈉結(jié)晶水合物的化學式為Na2CO3·10H2O白色晶體．無結(jié)晶水合物水溶性易溶于水溶于水，但溶解度比Na2CO3小熱穩(wěn)定性加熱不分解加熱易分解．化學方程式為：2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O及酸反應較緩慢．反應分兩步進行：CO32－+H＋=HCO3－HCO3－+H＋=CO2↑+H2O較猛烈，放出CO2的速度快HCO3－+H＋=CO2↑+H2O及NaOH反應不反應NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O酸式鹽及堿反應可生成鹽和水及CaCl2溶液反應CO32－+Ca2＋=CaCO3↓不反應。Ca(HCO3)2溶于水鑒別方法①固態(tài)時：分別加熱，能產(chǎn)生使澄清石灰水變渾濁氣體的是NaHCO3②溶液中：分別加入CaCl2或BaCl2溶液，有白色沉淀產(chǎn)生的是Na2CO3主要用途①用于玻璃、制皂、造紙等②制燒堿①用作制糕點的發(fā)酵粉②用于泡沫滅火器③治療胃酸過多相互關系說明(1)由于NaHCO3在水中的溶解度小于Na2CO3，因此，向飽和的Na2CO3溶液中通入CO2氣體，能析出NaHCO3晶體．(2)利用Na2CO3溶液及鹽酸反應時相互滴加依次不同而試驗現(xiàn)象不同的原理，可在不加任何外加試劑的狀況下，鑒別Na2CO3溶液及鹽酸．*[侯氏制堿法制NaHCO3和Na2CO3的原理]在飽和NaCl溶液中依次通入足量的NH3、CO2氣體，有NaHCO3從溶液中析出．有關反應的化學方程式為：NH3+H2O+CO2＝NH4HCO3NH4HCO3+NaCl＝NaHCO3↓+NH4Cl2NaHCO3Na2CO3+H2O+CO2↑3．堿金屬元素[堿金屬元素的原子結(jié)構(gòu)特征]堿金屬元素包括鋰(Li)、鈉(Na)、鉀(K)、銣(Rb)、銫(Cs)和放射性元素鈁(Fr)．(1)相像性：原子的最外層電子數(shù)均為1個，次外層為8個(Li原子次外層電子數(shù)為2個)．因此，在化學反應中易失去1個電子而顯+1價．(2)遞變規(guī)律：隨著堿金屬元素核電荷數(shù)增多，電子層數(shù)增多，原子半徑增大，失電子實力增加，金屬活動性增加．[堿金屬的物理性質(zhì)](1)相像性：①都具有銀白色金屬光澤(其中銫略帶金黃色)；②松軟；③熔點低；④密度小，其中Li、Na、K的密度小于水的密度；⑤導電、導熱性好．(2)遞變規(guī)律：從Li→Cs，隨著核電荷數(shù)的遞增，密度漸漸增大(特殊：K的密度小于Na的密度)，但熔點、沸點漸漸降低．[堿金屬的化學性質(zhì)]堿金屬的化學性質(zhì)及鈉相像．由于堿金屬元素原子的最外層電子數(shù)均為1個，因此在化學反應中易失去1個電子，具有強還原性，是強還原劑；又由于從Li→Cs，隨著核電荷數(shù)的遞增，電子層數(shù)增多，原子半徑增大，原子核對最外層電子吸引力減弱，故還原性增加．(1)及O2等非金屬反應．從Li→Cs，及O2反應的猛烈程度漸漸增加．①Li及O2反應只生成Li2O：4Li+O22Li2O②在室溫下，Rb、Cs遇到空氣馬上燃燒；③K、Rb、Cs及O2反應生成相應的超氧化物KO2、RbO2、CsO2．(2)及H2O反應．發(fā)生反應的化學方程式可表示為：2R+2H2O=2ROH+H2↑(R代表Li、Na、K、Rb、Cs)．從Li→Na，及H2O反應的猛烈程度漸漸增加．K及H2O反應時能夠燃燒并發(fā)生稍微爆炸；Rb、Cs遇H2O馬上燃燒并爆炸．生成的氫氧化物的堿性漸漸增加(其中LiOH難溶于水)．[焰色反應]是指某些金屬或金屬化合物在火焰中灼燒時，火焰呈現(xiàn)出的特殊的顏色．一些金屬元素的焰色反應的顏色：鈉——黃色；鉀——紫色；鋰——紫紅色；銣——紫色；鈣—一磚紅色；鍶——洋紅色；鋇——黃綠色；銅——綠色．(2)焰色反應的應用：檢驗鈉、鉀等元素的存在．鹵素1.氯氣[氯氣的物理性質(zhì)](1)常溫下，氯氣為黃綠色氣體．加壓或降溫后液化為液氯，進一步加壓或降溫則變成固態(tài)氯．(2)常溫下，氯氣可溶于水(1體積水溶解2體積氯氣)．(3)氯氣有毒并具有猛烈的刺激性，吸入少量會引起胸部難受和咳嗽，吸入大量則會中毒死亡．因此，試驗室聞氯氣氣味的正確方法為：用手在瓶口輕輕扇動，僅使少量的氯氣飄進鼻孔．[氯氣的化學性質(zhì)]畫出氯元素的原子結(jié)構(gòu)示意圖：氯原子在化學反應中很簡潔獲得1個電子．所以，氯氣的化學性質(zhì)特別活潑，是一種強氧化劑．(1)及金屬反應：Cu+C12CuCl2試驗現(xiàn)象：銅在氯氣中猛烈燃燒，集氣瓶中充溢了棕黃色的煙．一段時間后，集氣瓶內(nèi)壁附著有棕黃色的固體粉末．向集氣瓶內(nèi)加入少量蒸餾水，棕黃色固體粉末溶解并形成綠色溶液，接著加水，溶液變成藍色．2Na+Cl22NaCl試驗現(xiàn)象：有白煙產(chǎn)生．說明①在點燃或灼熱的條件下，金屬都能及氯氣反應生成相應的金屬氯化物．其中，變價金屬如(Cu、Fe)及氯氣反應時呈現(xiàn)高價態(tài)(分別生成CuCl2、FeCl3)．②在常溫、常壓下，干燥的氯氣不能及鐵發(fā)生反應，故可用鋼瓶儲存、運輸液氯．③“煙”是固體小顆粒分散到空氣中形成的物質(zhì)．如銅在氯氣中燃燒，產(chǎn)生的棕黃色的煙為CuCl2晶體小顆粒；鈉在氯氣中燃燒，產(chǎn)生的白煙為NaCl晶體小顆粒；等等．(2)及氫氣反應．H2+Cl22HCl留意①在不同的條件下，H2及C12均可發(fā)生反應，但反應條件不同，反應的現(xiàn)象也不同．點燃時，純凈的H2能在C12中寧靜地燃燒，發(fā)出蒼白色的火焰，反應產(chǎn)生的氣體在空氣中形成白霧并有小液滴出現(xiàn)；在強光照耀下，H2及C12的混合氣體發(fā)生爆炸．②物質(zhì)的燃燒不肯定要有氧氣參與．任何發(fā)光、發(fā)熱的猛烈的化學反應，都屬于燃燒．如金屬銅、氫氣在氯氣中燃燒等．③“霧”是小液滴懸浮在空氣中形成的物質(zhì)；“煙”是固體小顆粒分散到空氣中形成的物質(zhì)．要留意“霧”及“煙”的區(qū)分．④H2及Cl2反應生成的HCl氣體具有刺激性氣味，極易溶于水．HCl的水溶液叫氫氯酸，俗稱鹽酸．(3)及水反應．化學方程式：C12+H2O＝HCl+HClO離子方程式：Cl2+H2O＝H＋+Cl－+HClO說明①C12及H2O的反應是一個C12的自身氧化還原反應．其中，Cl2既是氧化劑又是還原劑，H2O只作反應物．②在常溫下，1體積水能溶解約2體積的氯氣，故新制氯水顯黃綠色．同時，溶解于水中的部分C12及H2O反應生成HCl和HClO，因此，新制氯水是一種含有三種分子(C12、HClO、H2O)和四種離子(H＋、Cl－、ClO－和水電離產(chǎn)生的少量OH－)的混合物．所以，新制氯水具有下列性質(zhì)：酸性(H＋)，漂白作用(含HClO)，Cl－的性質(zhì)，C12的性質(zhì)．③新制氯水中含有較多的C12、HClO，久置氯水由于C12不斷跟H2O反應和HClO不斷分解，使溶液中的C12、HClO漸漸削減、HCl漸漸增多，溶液的pH漸漸減小，最終溶液變成了稀鹽酸，溶液的pH＜7．④C12本身沒有漂白作用，真正起漂白作用的是C12及H2O反應生成的HClO．所以干燥的C12不能使干燥的有色布條褪色，而混有水蒸氣的C12能使干燥布條褪色，或干燥的C12能使?jié)癫紬l褪色．⑤留意“氯水”及“液氯”的區(qū)分，氯水是混合物，液氯是純凈物．(4)及堿反應．常溫下，氯氣及堿溶液反應的化學方程式的通式為：氯氣+可溶堿→金屬氯化物+次氯酸鹽+水．重要的反應有：C12+2NaOH＝NaCl+NaClO+H2O或Cl2+2OH－＝Cl－+ClO－+H2O該反應用于試驗室制C12時，多余Cl2的汲?。ㄎ矚饧橙。?Cl2+2Ca(OH)2＝Ca(C1O)2＋CaCl2+2H2O說明①Cl2及石灰乳[Ca(OH)2的懸濁液]或消石灰的反應是工業(yè)上生產(chǎn)漂粉精或漂白粉的原理．漂粉精和漂白粉是混合物，其主要成分為Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分是Ca(C1O)2②次氯酸鹽比次氯酸穩(wěn)定．③漂粉精和漂白粉用于漂白時，通常先跟其他酸反應，如：Ca(ClO)2+2HCl＝CaCl2+2HClO④漂粉精和漂白粉露置于潮濕的空氣中易變質(zhì)，所以必需密封保存．有關反應的化學方程式為：Ca(ClO)2+CO2+H2O＝CaCO3↓+2HClO2HClO2HCl+O2↑由此可見，漂粉精和漂白粉也具有漂白、消毒作用．[氯氣的用途]①殺菌消毒；②制鹽酸；⑧制漂粉精和漂白粉；④制造氯仿等有機溶劑和各種農(nóng)藥．[次氯酸]①次氯酸(HClO)是一元弱酸(酸性比H2CO3還弱)，屬于弱電解質(zhì)，在新制氯水中主要以HClO分子的形式存在，因此在書寫離子方程式時應保留化學式的形式．②HClO不穩(wěn)定，易分解，光照時分解速率加快．有關的化學方程式為：2HClO＝2H＋+2Cl－+O2↑，因此HClO是一種強氧化劑．③HClO能殺菌．自來水常用氯氣殺菌消毒(目前已逐步用C1O2代替)．④HClO能使某些染料和有機色素褪色．因此，將Cl2通入石蕊試液中，試液先變紅后褪色．[氯氣的試驗室制法](1)反應原理：試驗室中，利用氧化性比C12強的氧化劑[如MnO2、KMnO4、KClO3、Ca(ClO)2等]將濃鹽酸中的Cl－氧化來制取C12。例如：MnO2+4HCl(濃)MnCl2+C12↑+2H2O2KMnO4+16HCl(濃)=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O(2)裝置特點：依據(jù)反應物MnO2為固體、濃鹽酸為液體及反應須要加熱的特點，應選用“固+液加熱型”的氣體發(fā)生裝置．所需的儀器主要有圓底燒瓶(或蒸餾燒瓶)、分液漏斗、酒精燈、雙孔橡膠塞和鐵架臺(帶鐵夾、鐵圈)等．(3)收集方法：氯氣溶于水并跟水反應，且密度比空氣大，所以應選用向上排氣法收集氯氣．此外，氯氣在飽和NaCl溶液中的溶解度很小，故氯氣也常用排飽和食鹽水的方法收集，以除去混有的HCl氣體．因此在試驗室中，要制取干燥、純凈的Cl2，常將反應生成的C12依次通過盛有飽和NaCl溶液和濃硫酸的洗氣瓶．(4)多余氯氣的汲取方法：氯氣有毒，多余氯氣不能排放到空氣中，可運用NaOH溶液等強堿溶液汲取，但不能運用石灰水，因為Ca(OH)2的溶解度較小，不能將多余的氯氣完全汲取．(5)應留意的問題：①加熱時，要當心地、不停地移動火焰，以限制反應溫度．當氯氣出來較快時，可暫停加熱．要防止加強熱，否則會使?jié)恹}酸里的氯化氫氣體大量揮發(fā)，使制得的氯氣不純而影響試驗．②收集氯氣時，導氣管應插入集氣瓶底部旁邊，這樣收集到的氯氣中混有的空氣較少．③利用濃鹽酸及足量的MnO2共熱制取C12時，實際產(chǎn)生的C12的體積總是比理論值低．主要緣由是：隨著反應不斷進行，濃鹽酸會漸漸變稀，而稀鹽酸即使是在加熱的條件下也不能及MnO2反應．[Cl－的檢驗]方法向待檢溶液中加入AgNO3溶液，再加入稀HNO3，若產(chǎn)生白色沉淀，則原待檢液中含有C1－．留意(1)不能加入鹽酸酸化，以防止引入C1－（若酸化可用稀HNO3）．(2)若待檢液中同時含有SO42—或SO32—時，則不能用HNO3酸化的AgNO3溶液來檢驗Cl－，因為生成的Ag2SO4也是不溶于稀HNO3的白色沉淀(SO32－能被HNO3氧化為SO42－)．2．鹵族元素[鹵族元素]簡稱鹵素．包括氟(F)、氯(C1)、溴(Br)、碘(I)和放射性元素砹(At)．在自然界中鹵素無游離態(tài)，都是以化合態(tài)的形式存在．[鹵素單質(zhì)的物理性質(zhì)]顏色狀態(tài)(常態(tài))熔點、沸點溶解度(水中)密度F2淺黃綠色淺深氣體低高降低小大Cl2黃綠色氣體部分溶于水，并及水發(fā)生不同程度反應Br2深紅棕色液體易揮發(fā)I2紫黑色固體升華說明(1)試驗室里，通常在盛溴的試劑瓶中加水(即“水封”)，以削減溴的揮發(fā)．(2)固態(tài)物質(zhì)不經(jīng)液態(tài)而干脆變成氣態(tài)的現(xiàn)象，叫做升華．升華是一種物理變更．利用碘易升華的性質(zhì)，可用來分別、提純單質(zhì)碘．(3)Br2、I2較難溶于水而易溶于如汽油、苯、四氯化碳、酒精等有機溶劑中．醫(yī)療上用的碘酒，就是碘(溶質(zhì))的酒精(溶劑)溶液．利用及水互不相溶的有機溶劑可將Br2、I2從溴水、碘水中提取出來(這個過程叫做萃取)．[鹵素單質(zhì)的化學性質(zhì)](1)鹵素的原子結(jié)構(gòu)及元素性質(zhì)的相像性、遞變性．氟F氯Cl溴Br碘I核電荷數(shù)9173553原子結(jié)構(gòu)的相像性最外層上的電子數(shù)都是7個鹵素化學性質(zhì)的相像性①氟只有－1價，其余鹵素有－l、+1、+3、+5、+7價②單質(zhì)都具有強氧化性，是強氧化劑③單質(zhì)均能及H2化合生成鹵化氫氣體，及金屬單質(zhì)化合生成金屬鹵化物④單質(zhì)都能及水、強堿反應，Br2、I2的反應及C12類似原子結(jié)構(gòu)的遞變性核電荷數(shù)電子層數(shù)少多原子半徑小大化學性質(zhì)的遞變性原子得電子實力強弱單質(zhì)的氧化性單質(zhì)及氫氣化合易難單質(zhì)及水反應猛烈緩慢(微弱)對應陰離子的還原性弱強(2)鹵素單質(zhì)及氫氣的反應．F2Cl2Br2I2及H2化合的條件冷、暗點燃或光照500持續(xù)加熱反應狀況爆炸強光照耀時爆炸緩慢化合緩慢化合，生成的HI同時分解產(chǎn)生鹵化氫的穩(wěn)定性HF＞HCl＞HBr＞HI(3)鹵素單質(zhì)及水的反應．①2F2+2H2O＝4HF+O2(置換反應)留意：將F2通入某物質(zhì)的水溶液中，F(xiàn)2先跟H2O反應．如將F2通入NaCl的水溶液中，同樣發(fā)生上述反應，等等．②X2+H2O=HX+HXO(X＝C1、Br、I)．(4)鹵素單質(zhì)間的置換反應．2NaBr+C12(新制、飽和)=2NaCl+Br22Br－+C12=2C1－+Br2說明加入CCl4并振蕩后，液體分層．上層為含有NaCl的水層，無色；下層為溶有Br2的CCl4層，顯橙色．2NaI+C12(新制、飽和)＝2NaCl+I22I－+Cl2＝2C1－+I2說明①加入CCl4并振蕩后，液體分層．上層為含有NaI的水層，無色；下層為溶有I2的CCl4層，顯紫紅色．②將反應后的溶液加熱蒸干灼燒，生成的I2升華，故殘留的固體為NaCl(C12足量時)或NaCl和NaI的混合物(C12不足量時)．2NaI+Br2＝2NaBr+I22I－+Br2＝2Br－+I2說明①加入CCl4并振蕩后，液體分層．上層為含有NaBr的水層，無色，下層為溶有I2的CCl4層，顯紫紅色．②將反應后的溶液加熱蒸干灼燒，生成的I2升華，故殘留的固體為NaBr(Br2足量時)或NaBr和NaI(Br2不足量時)．F2+NaX(熔融)＝2NaF+X2(X＝C1、Br、I)留意將F2通入含Cl－、Br－或I－的水溶液中，不是發(fā)生鹵素間的置換反應，而是F2及H2O反應．(5)碘單質(zhì)(I2)的化學特性．I2+淀粉溶液→藍色溶液說明①利用碘遇淀粉變藍的特性，可用來檢驗I2的存在．②只有單質(zhì)碘(I2)遇淀粉才顯藍色，其他價態(tài)的碘無此性質(zhì)．例如，向NaI溶液中滴加淀粉，溶液顏色無變更．若再滴加新制氯水，因有I2被置換出來，則此時溶液顯藍色．[可逆反應]向生成物方向進行的反應叫正反應；向反應物方向進行的反應叫逆反應．在同一條件下，既能向正反應方向進行，同時又能向逆反應方向進行的反應，叫做可逆反應．說明(1)推斷一個反應是否是可逆反應，必需滿意兩個條件：①在同一條件下；②正、逆反應同時進行．如H2+I22HI，生成的HI在持續(xù)加熱的條件下同時分解，故該反應為可逆反應．而如：2H2+O22H2O2H2O2H2↑+O2↑這兩個反應就不是可逆反應．(2)在化學方程式中，用可逆符號“”表示可逆反應．[鹵化銀]AgFAgClAgBrAgI顏色白色白色淺黃色黃色逐漸加深溶解性易溶于水難溶于水，也難溶于稀HNO3感光性見光分解：2AgX2Ag+X2(X＝Cl、Br、I)用途①檢驗X－：Ag＋+X－＝AgX↓(試劑為AgNO3溶液和稀HNO3)②制作感光材料(常用AgBr)③AgI用于人工降雨[碘的化合物]碘的化合物有KIO3(碘酸鉀)、KI等．人體中的碘主要存在于甲狀腺內(nèi)，人體假如缺碘，就會患甲狀腺腫癥(大頸項病)．為防止碘缺乏病，最為便利、有效的方法就是食用加碘鹽，通常加入的是碘酸鉀．3．物質(zhì)的量應用于化學方程式的計算(1)原理：化學方程式中各物質(zhì)的化學計量數(shù)之比，可以表示各物質(zhì)的：①微粒數(shù)之比；②物質(zhì)的量之比；③同溫、同壓下氣體的體積之比；④并可計算質(zhì)量之比。例如：2CO＋O2＝2CO2化學計量數(shù)比2∶1∶2物質(zhì)的量比2mol∶1mol∶2mol同溫、同壓下氣體體積比2體積∶1體積∶2體積標準狀況下的體積比2×22.4L∶1×22.4L∶2×22.4L質(zhì)量比2×28g∶1×32g∶2×44g(2)留意點：物質(zhì)的量應用于化學方程式的計算時，同一物質(zhì)的物理量的單位要保持一樣，不同物質(zhì)的物理量的單位要相互對應，即單位的運用要“上下一樣、左右相當”．氮氣及其化合物1．氮和氮氣(1)氮元素在自然界中的存在形式：既有游離態(tài)又有化合態(tài)．空氣中含N278％(體積分數(shù))或75％(質(zhì)量分數(shù))；化合態(tài)氮存在于多種無機物和有機物中，氮元素是構(gòu)成蛋白質(zhì)和核酸不行缺少的元素．(2)氮氣的物理性質(zhì)：純凈的氮氣是無色氣體，密度比空氣略?。獨庠谒械娜芙舛群苄。诔合?，經(jīng)降溫后，氮氣變成無色液體，再變成雪花狀固體．(3)氮氣的分子結(jié)構(gòu)：氮分子(N2)的電子式為，結(jié)構(gòu)式為N≡N．由于N2分子中的N≡N鍵很堅固，所以通常狀況下，氮氣的化學性質(zhì)穩(wěn)定、不活潑．(4)氮氣的化學性質(zhì)：①N2及H2化合生成NH3N2+3H22NH3說明該反應是一個可逆反應，是工業(yè)合成氨的原理．②N2及O2化合生成NO：N2+O22NO說明在閃電或行駛的汽車引擎中會發(fā)生以上反應．(5)氮氣的用途：①合成氨，制硝酸；②代替稀有氣體作焊接金屬時的愛護氣，以防止金屬被空氣氧化；⑧在燈泡中填充氮氣以防止鎢絲被氧化或揮發(fā)；④保存糧食、水果等食品，以防止腐爛；⑤醫(yī)學上用液氮作冷凍劑，以便在冷凍麻醉下進行手術；⑥利用液氮制造低溫環(huán)境，使某些超導材料獲得超導性能．[NO、NO2性質(zhì)的比較]氮的氧化物一氧化氮(NO)二氧化氮(NO2)物理性質(zhì)為無色、不溶于水、有毒的氣體為紅棕色、有刺激性氣味、有毒的氣體，易溶于水化學性質(zhì)①極易被空氣中的O2氧化：2NO+O2=2NO2②NO中的氮為+2價，處于中間價態(tài)，既有氧化性又有還原性及H2O反應：3NO2+H2O＝2HNO3+NO(工業(yè)制HNO3原理．在此反應中，NO2同時作氧化劑和還原劑)[自然界中硝酸鹽的形成過程](1)電閃雷鳴時：N2+O22NO(2)2NO+O2=2NO2(3)下雨時：3NO2+H2O＝2HNO3+NO(4)生成的硝酸隨雨水淋灑到土壤中，并及土壤中的礦物作用生成能被植物汲取的硝酸鹽．[光化學煙霧]NO、NO2有毒，是大氣的污染物．空氣中的NO、NO2污染物主要來自于石油產(chǎn)品和煤燃燒的產(chǎn)物、汽車尾氣以及制硝酸工廠的廢氣．NO2在紫外線照耀下，發(fā)生一系列光化學反應，產(chǎn)生一種有毒的煙霧——光化學煙霧．因此，NO2是造成光化學煙霧的主要因素．光化學煙霧刺激呼吸器官，使人生病甚至死亡．[磷](1)磷元素在自然界中的存在形式：自然界中無游離態(tài)的磷．化合態(tài)的磷主要以磷酸鹽的形式存在于礦石中．動物的骨骼、牙齒和神經(jīng)組織，植物的果實和幼芽，生物的細胞里都含有磷．(2)單質(zhì)磷的化學性質(zhì)：①及O2反應：4P+5O22P2O5②磷在C12中燃燒：2P+3C12(不足量)2PCl32P+5Cl2(足量)2PCl5[磷的同素異形體——白磷及紅磷]磷的同素異形體白磷紅磷說明物理性質(zhì)顏色、狀態(tài)無色蠟狀固體紅棕色粉末①白磷及紅磷的結(jié)構(gòu)不同是物理性質(zhì)存在差別的緣由②由兩者物理性質(zhì)的不同，證明白白磷及紅磷是不同的單質(zhì)密度(g·cm－3)1.822.34溶解性不溶于水，溶于CS2不溶于水，也不溶于CS2毒性劇毒無毒著火點40℃240化學性質(zhì)白磷、紅磷在空氣中燃燒，都生成白色的P2O5白磷及紅磷燃燒都生成P2O5，證明它們都是由磷元素形成的單質(zhì)相互轉(zhuǎn)化白磷紅磷證明白磷及紅磷所含元素相同——互為同素異形體保存方法密封保存，少量白磷保存在水中密封保存，防止吸濕切削白磷應在水中進行用途制造高純度磷酸；制造燃燒彈、煙幕彈制造高純度磷酸；制農(nóng)藥、平安火柴[氮、磷元素及其單質(zhì)、化合物性質(zhì)的比較]元素氮(N)磷(P)自然界中存在的形式游離態(tài)和化合態(tài)只有化合態(tài)單質(zhì)及O2化合的狀況N2+O22NO（易）4P+5O22P2O5（難）單質(zhì)及H2化合的狀況N2+3H22NH32P(蒸汽)+3H22PH3單質(zhì)的化學活潑性及緣由單質(zhì)活潑性：N2＜P緣由：N2分子中N≡N鍵很堅固，故N2性質(zhì)穩(wěn)定、不活潑氫化物的穩(wěn)定性NH3＞PH3最高價氧化物對應水化物的酸性HNO3＞H3PO4非金屬性N＞P2．銨鹽[氨](1)氨的物理性質(zhì)：①氨是無色、有刺激性氣味的氣體，比空氣輕；②氨易液化．在常壓下冷卻或常溫下加壓，氣態(tài)氨轉(zhuǎn)化為無色的液態(tài)氨，同時放出大量熱．液態(tài)氨氣化時要汲取大量的熱，使四周的溫度急劇下降；③氨氣極易溶于水．在常溫、常壓下，1體積水中能溶解約700體積的氨氣(因此，氨氣可進行噴泉試驗)；④氨對人的眼、鼻、喉等粘膜有刺激作用．若不慎接觸過多的氨而出現(xiàn)病癥，要剛好吸入簇新空氣和水蒸氣，并用大量水沖洗眼睛．(2)氨分子的結(jié)構(gòu)：NH3的電子式為，結(jié)構(gòu)式為，氨分子的結(jié)構(gòu)為三角錐形，N原子位于錐頂，三個H原子位于錐底，鍵角107°18′，是極性分子．(3)氨的化學性質(zhì)：①跟水反應．氨氣溶于水時(氨氣的水溶液叫氨水)，大部分的NH3分子及H2O分子結(jié)合成NH3·H2O(叫一水合氨)．NH3·H2O為弱電解質(zhì)，只能部分電離成NH4＋和OH－：NH3+H2ONH3·H2ONH4＋+OH－a．氨水的性質(zhì)：氨水具有弱堿性，使無色酚酞試液變?yōu)闇\紅色，使紅色石蕊試液變?yōu)樗{色．氨水的濃度越大，密度反而越小(是一種特殊狀況)．NH3·H2O不穩(wěn)定，故加熱氨水時有氨氣逸出：NH4＋+OH－NH3↑+H2Ob．氨水的組成：氨水是混合物(液氨是純凈物)，其中含有3種分子(NH3、NH3·H2O、H2O)和3種離子(NH4＋和OH－、極少量的H＋)．c．氨水的保存方法：氨水對很多金屬有腐蝕作用，所以不能用金屬容器盛裝氨水．通常把氨水盛裝在玻璃容器、橡皮袋、陶瓷壇或內(nèi)涂瀝青的鐵桶里．d．有關氨水濃度的計算：氨水雖然大部分以NH3·H2O形式存在，但計算時仍以NH3作溶質(zhì)．②跟氯化氫氣體的反應：NH3+HCl＝NH4C說明a．當蘸有濃氨水的玻璃棒及蘸有濃鹽酸的玻璃棒靠近時，產(chǎn)生大量白煙．這種白煙是氨水中揮發(fā)出來的NH3及鹽酸揮發(fā)出來的HCl化合生成的NH4Cb．氨氣及揮發(fā)性酸(濃鹽酸、濃硝酸等)相遇，因反應生成微小的銨鹽晶體而冒白煙，這是檢驗氨氣的方法之—．c．氨氣及不揮發(fā)性酸(如H2SO4、H3PO4等)反應時，無白煙生成．③跟氧氣反應：4NH3+5O24NO+6H2O說明這一反應叫做氨的催化氧化(或叫接觸氧化)，是工業(yè)上制硝酸的反應原理之一．(4)氨氣的用途：①是氮肥工業(yè)及制造硝酸、銨鹽、純堿的原料；②是有機合成工業(yè)如合成纖維、塑料、染料、尿素等的常用原料；③用作冰機中的致冷劑．[銨鹽]銨鹽是由銨離子(NH4＋)和酸根陰離子組成的化合物．銨鹽都是白色晶體，都易溶于水．(1)銨鹽的化學性質(zhì)：①受熱分解．固態(tài)銨鹽受熱都易分解．依據(jù)組成銨鹽的酸根陰離子對應的酸的性質(zhì)的不同，銨鹽分解時有以下三種狀況：a．組成銨鹽的酸根陰離子對應的酸是非氧化性的揮發(fā)性酸時，則加熱時酸及氨氣同時揮發(fā)，冷卻時又重新化合生成銨鹽。例如：NH4Cl(固)NH3↑+HCl↑NH3+HCl＝NH4Cl(試管上端又有白色固體附著)又如：(NH4)2CO32NH3↑+H2O+CO2↑NH4HCO3NH3↑+H2O+CO2↑b．組成銨鹽的酸根陰離子對應的酸是難揮發(fā)性酸，加熱時則只有氨氣逸出，酸或酸式鹽仍殘留在容器中．如：(NH4)2SO4NH4HSO4+NH3↑(NH4)3PO4H3PO4+3NH3↑c．組成銨鹽的酸根陰離子對應的酸是氧化性酸，加熱時則發(fā)生氧化還原反應，無氨氣逸出．例如：NH4NO3N2O↑+2H2O②跟堿反應——銨鹽的通性．固態(tài)銨鹽+強堿(NaOH、KOH)無色、有刺激性氣味的氣體試紙變藍色．例如：(NH4)2SO4+2NaOHNa2SO4+2NH3↑+2H2ONH4NO3+NaOHNaNO3+NH3↑+H2O說明：a．若是銨鹽溶液及燒堿溶液共熱，則可用離子方程式表示為：NH4＋+OH－NH3↑+H2Ob．若反應物為稀溶液且不加熱時，則無氨氣逸出，用離子方程式表示為：NH4＋+OH－＝NH3·H2Oc．若反應物都是固體時，則只能用化學方程式表示．(2)氮肥的存放和施用．銨鹽可用作氮肥．由于銨鹽受熱易分解，因此在貯存時應密封包裝并存放在陰涼通風處；施用氮肥時應埋在土下并剛好灌水，以保證肥效．[銨鹽(NH4＋)的檢驗]將待檢物取出少量置于試管中，加入NaOH溶液后，加熱，用潮濕的紅色石蕊試紙在管口檢驗，若試紙變藍色，則證明待檢物中含銨鹽(NH4＋)．[氨氣的試驗室制法](1)反應原理：固態(tài)銨鹽[如NH4Cl、(NH4)2SO4等]及消石灰混合共熱：2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3↑+2H2O(2)發(fā)生裝置類型：固體+固體氣體型裝置(及制O2相同)．(3)干燥方法：常用堿石灰(CaO和NaOH的混合物)作干燥劑．不能用濃H2SO4、P2O5等酸性干燥劑和CaCl2干燥氨氣，因為它們都能及氨氣發(fā)生反應(CaCl2及NH3反應生成CaCl2·8NH3)．(4)收集方法：只能用向下排氣法，并在收集氨氣的試管口放一團棉花，以防止氨氣及空氣形成對流而造成制得的氨氣不純．(5)驗滿方法；①將潮濕的紅色石蕊試紙接近集氣瓶口，若試紙變藍色，則說明氨氣已充溢集氣瓶；②將蘸有濃鹽酸的玻璃棒接近集氣瓶口，有白煙產(chǎn)生，說明氨氣已充溢集氣瓶．留意①制氨氣所用的銨鹽不能用NH4NO3、NH4HCO3、(NH4)2CO3等代替，因為NH4NO3在加熱時易發(fā)生爆炸，而NH4HCO3、(NH4)2CO3極易分解產(chǎn)生CO2氣體使制得的NH3不純．②消石灰不能用NaOH、KOH等強堿代替，因為NaOH、KOH具有吸濕性，易潮解結(jié)塊，不利于生成的氨氣逸出，而且NaOH、KOH對玻璃有猛烈的腐蝕作用．③NH3極易溶于水，制取和收集的容器必需干燥．④試驗室制取氨氣的另一種常用方法：將生石灰或燒堿加入濃氨水中并加熱．有關反應的化學方程式為：CaO+NH3·H2OCa(OH)2+NH3↑加燒堿的作用是增大溶液中的OH－濃度，促使NH3·H2O轉(zhuǎn)化為NH3，這種制氨氣的發(fā)生裝置及試驗室制Cl2、HCl氣體的裝置相同．3．硝酸(1)物理性質(zhì)：①純硝酸是無色、易揮發(fā)(沸點為83℃②質(zhì)量分數(shù)為98％以上的濃硝酸揮發(fā)出來的HNO3蒸氣遇空氣中的水蒸氣形成的極微小的硝酸液滴而產(chǎn)生“發(fā)煙現(xiàn)象”．因此，質(zhì)量分數(shù)為98％以上的濃硝酸通常叫做發(fā)煙硝酸．(2)化學性質(zhì)：①具有酸的一些通性．例如：CaCO3+2HNO3(稀)＝Ca(NO3)2+CO2↑+H2O(試驗室制CO2氣體時，若無稀鹽酸可用稀硝酸代替)②不穩(wěn)定性．HNO3見光或受熱發(fā)生分解，HNO3越濃，越易分解．硝酸分解放出的NO2溶于其中而使硝酸呈黃色．有關反應的化學方程式為：4HNO32H2O+4NO2↑+O2↑③強氧化性：不論是稀HNO3還是濃HNO3，都具有極強的氧化性．HNO3濃度越大，氧化性越強．其氧化性表現(xiàn)在以下幾方面：a．幾乎能及全部金屬(除Hg、Au外)反應．當HNO3及金屬反應時，HNO3被還原的程度(即氮元素化合價降低的程度)取決于硝酸的濃度和金屬單質(zhì)還原性的強弱．對于同一金屬單質(zhì)而言，HNO3的濃度越小，HNO3被還原的程度越大，氮元素的化合價降低越多．一般反應規(guī)律為：金屬+HNO3(濃)→硝酸鹽+NO2↑+H2O金屬+HNO3(稀)→硝酸鹽+NO↑+H2O較活潑的金屬(如Mg、Zn等)+HNO3(極稀)→硝酸鹽+H2O+N2O↑(或NH3等)金屬及硝酸反應的重要實例為：3Cu+8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O該反應較緩慢，反應后溶液顯藍色，反應產(chǎn)生的無色氣體遇到空氣后變?yōu)榧t棕色(無色的NO被空氣氧化為紅棕色的NO2)。試驗室通常用此反應制取NO氣體．Cu+4HNO3(濃)＝Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O該反應較猛烈，反應過程中有紅棕色氣體產(chǎn)生．此外，隨著反應的進行，硝酸的濃度漸漸變稀，反應產(chǎn)生的氣體是NO2、NO等的混合氣體．b．常溫下，濃HNO3能將金屬Fe、A1鈍化，使Fe、A1的表面氧化生成一薄層致密的氧化膜．因此，可用鐵或鋁制容器盛放濃硝酸，但要留意密封，以防止硝酸揮發(fā)變稀后及鐵、鋁反應．(及濃硫酸相像)c．濃HNO3及濃鹽酸按體積比1∶3配制而成的混合液叫王水．王水溶解金屬的實力更強，能溶解金屬Pt、Au．d．能把很多非金屬單質(zhì)(如C、S、P等)氧化，生成最高價含氧酸或最高價非金屬氧化物．例如：C+4HNO3(濃)＝CO2↑+4NO2↑+2H2Oe．能氧化某些具有還原性的物質(zhì)，如H2S、SO2、Na2SO3、HI、HBr、Fe2＋等．應留意的是，NO3－無氧化性，而當NO3－在酸性溶液中時，則具有強氧化性．例如，在Fe(NO3)2溶液中加入鹽酸或硫酸，因引入了H＋而使Fe2＋被氧化為Fe3＋；又如，向濃HNO3及足量的Cu反應后形成的Cu(NO3)2中再加入鹽酸或硫酸，則剩余的Cu會及后來新形成的稀HNO3接著反應．f．能氧化并腐蝕某些有機物，如皮膚、衣服、紙張、橡膠等．因此在運用硝酸(尤其是濃硝酸)時要特殊當心，萬一不慎將濃硝酸弄到皮膚上，應馬上用大量水沖洗，再用小蘇打或肥皂液洗滌．(3)保存方法．硝酸易揮發(fā)，見光或受熱易分解，具有強氧化性而腐蝕橡膠，因此，試驗室保存硝酸時，應將硝酸盛放在帶玻璃塞的棕色試劑瓶中，并貯存在黑暗且溫度較低的地方．(4)用途．硝酸是一種重要的化工原料，可用于制造炸藥、染料、塑料、硝酸鹽等．[亞硝酸鹽](1)亞硝酸鈉的性質(zhì)：亞硝酸鈉(NaNO2)是無色或淺黃色晶體，外觀類似食鹽，有咸味，易溶于水，有毒．既具有氧化性又具有還原性．(2)亞硝酸鈉的存在：①長時間加熱煮沸或反復加熱沸騰的水，由于水中NO3－濃度增大，飲用后部分NO3－在人體內(nèi)被還原為NO㈠②腐爛的蔬菜中；⑧腌制的食品如酸菜、肉制品中．(3)亞硝酸鹽的用途：①用于印染、漂白等行業(yè)；②在某些食品如臘肉、香腸中用作防腐劑和增色劑；⑧用作混凝土的摻合劑等．(4)亞硝酸鹽對人體的危害．亞硝酸鹽是一種潛在的致癌物質(zhì)，過量或長期食用對人體會造成危害．若誤食亞硝酸鹽或食用含有過量的亞硝酸鹽的食物，會出現(xiàn)嘴唇、指甲、皮膚發(fā)紫以及頭暈、嘔吐、腹瀉等癥狀，嚴峻時可致人死亡．所以，國家對食品中的亞硝酸鹽的含量有嚴格的限制．鋁的重要化合物鋁的化合物氧化鋁(A12O3)氫氧化鋁[A1(OH)3]硫酸鋁鉀[KAl(SO4)2]物理性質(zhì)白色固體，熔點高，難溶于水不溶于水的白色膠狀固體；能凝合水中的懸浮物，有吸附色素的性能硫酸鋁鉀晶體[KAl(SO4)2·12H2O]俗稱明礬．明礬是無色晶體，易溶于水所屬類別兩性氧化物兩性氫氧化物復鹽(由兩種不同金屬離子和一種酸根離子組成)電離方程式在水中不能電離A13＋+3OH－A1(OH)3AlO2－+H＋+H2OKAl(SO4)2＝K＋+A13＋+2SO42－化學性質(zhì)既能及酸反應生成鋁鹽，又能及堿反應生成偏鋁酸鹽：Al2O3+6H＋＝2A13＋+3H2O，Al2O3+2OH－＝2AlO2－+H2O①既能溶于酸，又能溶于強堿中：A1(OH)3+3H＋＝A13＋+3H2O，A1(OH)3+OH－＝2AlO2－+2H2O②受熱分解：2A1(OH)3Al2O3+3H2O①同時兼有K＋、A13＋、SO42－三種離子的性質(zhì)②水溶液因A13＋水解而顯酸性：A13＋+3H2OA1(OH)3+3H＋制法2A1(OH)3Al2O3+3H2O可溶性鋁鹽及氨水反應：A13＋+3NH3·H2OA1(OH)3↓+3NH4＋用途①作冶煉鋁的原料②用于制耐火坩堝、耐火管、耐高溫儀器制取氧化鋁作凈水劑[合金](1)合金的概念：由兩種或兩種以上的金屬(或金屬跟非金屬)熔合在一起而成的具有金屬特性的物質(zhì)．(2)合金的性質(zhì)：①合金的硬度比它的各成分金屬的硬度大；②合金的熔點比它的各成分金屬的熔點低．鐵和鐵的化合物[鐵](1)鐵在地殼中的含量：鐵在地殼中的含量居第四位，僅次于氧、硅和鋁．(2)鐵元素的原子結(jié)構(gòu)：鐵的原子序數(shù)為26，位于元素周期表第四周期Ⅶ族，屬過渡元素．鐵原子的最外層電子數(shù)為2個，可失去2個或3個電子而顯+2價或+3價，但+3價的化合物較穩(wěn)定．(3)鐵的化學性質(zhì)：①及非金屬反應：3Fe+2O2Fe3O42Fe+3C122FeCl3Fe+SFeS說明鐵絲在氯氣中燃燒時，生成棕黃色的煙，加水振蕩后，溶液顯黃色．說明鐵跟氯氣、硫反應時，分別生成+2價和+3價的鐵，說明氧化性：氯氣＞硫．②及水反應：a．在常溫下，在水和空氣中的O2、CO2等的共同作用下，F(xiàn)e易被腐蝕(鐵生銹)．b．在高溫下，鐵能及水蒸氣反應生成H2：3Fe+4H2O(g)Fe3O4+4H2③及酸反應：a．及非氧化性酸(如稀鹽酸、稀H2SO4等)的反應．例如：Fe+2H＋＝Fe2＋+H2↑b．鐵遇到冷的濃H2SO4、濃HNO3時，產(chǎn)生鈍化現(xiàn)象，因此金屬鐵難溶于冷的濃H2SO4或濃HNO3中．④及比鐵的活動性弱的金屬的鹽溶液發(fā)生置換反應．例如：Fe+Cu2＋＝Fe2＋+Cu歸納：鐵的化學性質(zhì)及在反應后的生成物中顯+2價或+3價的規(guī)律如下；[鐵的氧化物的比較]鐵的氧化物氧化亞鐵氧化鐵四氧化三鐵俗稱鐵紅磁性氧化鐵化學式FeOFe2O3Fe3O4鐵的價態(tài)+2價+3價+2價和+3價顏色、狀態(tài)黑色粉末紅棕色粉末黑色晶體水溶性都不溶于水化學性質(zhì)①在空氣中加熱時，被快速氧化；6FeO+O22Fe3O4②及鹽酸等反應：FeO+2H＋＝Fe2＋+H2O①及鹽酸等反應：Fe2O3+6H＋＝2Fe3＋+3H2O②在高溫時，被CO、C、A1等還原：Fe2O3+3CO2Fe+3CO2兼有FeO和Fe2O3的性質(zhì)，如Fe3O4+8H＋＝2Fe3＋+Fe2＋+4H2O[氫氧化亞鐵和氫氧化鐵的比較]Fe(OH)2Fe(OH)3顏色、狀態(tài)在水中為白色絮狀沉淀在水中為紅褐色絮狀沉淀水溶性難溶于水難溶于水制法可溶性亞鐵鹽及強堿溶液或氨水反應：注：制取時，為防止Fe2＋被氧化，應將裝有NaOH溶液的滴管插入FeSO4溶液的液面下可溶性鐵鹽及強堿溶液、氨水反應：化學性質(zhì)①極易被氧化：沉淀顏色變更：白色→灰綠色→紅褐色②及非氧化性酸如鹽酸等中和：①受熱分解；固體顏色變更：紅褐色→紅棕色②及酸發(fā)生中和反應：[Fe3＋和Fe2＋的相互轉(zhuǎn)化]例如：2Fe3＋+Fe＝3Fe2＋應用：①除去亞鐵鹽(含F(xiàn)e2＋)溶液中混有的Fe3＋；②亞鐵鹽很簡潔被空氣中的O2氧化成鐵鹽，為防止氧化，可向亞鐵鹽溶液中加入肯定量的鐵屑．例如：2Fe2＋+Cl2＝2Fe3＋+2Cl－應用：氯化鐵溶液中混有氯化亞鐵時，可向溶液中通入足量氯氣或滴加新制的氯水，除去Fe2＋離子．Fe2＋Fe3＋[Fe2＋、Fe3＋的檢驗](1)Fe2＋的檢驗方法：①含有Fe2＋的溶液呈淺綠色；②向待檢液中滴加NaOH溶液或氨水，產(chǎn)生白色絮狀沉淀，露置在空氣中一段時間后，沉淀變?yōu)榛揖G色，最終變?yōu)榧t褐色，說明含F(xiàn)e2＋．③向待檢液中先滴加KSCN溶液，無變更，再滴加新制的氯水，溶液顯紅色，說明含F(xiàn)e2＋．有關的離子方程式為：2Fe2＋+Cl2＝2Fe3＋+2Cl－Fe3＋+3SCN－＝Fe(SCN)3(2)Fe3＋的檢驗方法：①含有Fe3＋的溶液呈黃色；②向待檢液中滴加NaOH溶液或氨水，產(chǎn)生紅褐色沉淀，說明含F(xiàn)e3＋．③向待檢液中滴加KSCN溶液，溶液呈血紅色，說明含F(xiàn)e3＋．進行鐵及其化合物的計算時應留意的事項：(1)鐵元素有變價特點，要正確推斷產(chǎn)物；(2)鐵及其化合物可能參與多個反應，要正確選擇反應物及反應的化學方程式；(3)反應中生成的鐵化合物又可能及過量的鐵反應，因此要細致分析鐵及其化合物在反應中是過量、適量，還是不足量；(4)當依據(jù)化學方程式或離子方程式計算時，找出已知量及未知量的關系，列出方程式或方程式組；(5)常常用到差量法、守恒法．[金屬的冶煉](1)從礦石中提取金屬的一般步驟有三步：①礦石的富集．除去雜質(zhì)，提高礦石中有用成分的含量；②冶煉．利用氧化還原反應原理，在肯定條件下，用還原劑將金屬礦石中的金屬離子還原成金屬單質(zhì)；⑧精煉．采納肯定的方法，提煉純金屬．(2)冶煉金屬的實質(zhì)：用還原的方法，使金屬化合物中的金屬離子得到電子變成金屬原子．(3)金屬冶煉的一般方法：①加熱法．適用于冶煉在金屬活動依次表中，位于氫之后的金屬(如Hg、Ag等)．例如：2HgO2Hg+O2↑HgS+O2Hg+SO2↑2Ag2O4Ag+O2↑2AgNO32Ag+2NO2↑+O2↑②熱還原法．適用于冶煉金屬活動依次表中Zn、Fe、Sn、Pb等中等活潑的金屬．常用的還原劑有C、CO、H2、Al等．例如：Fe2O3+3CO2Fe+3CO2(煉鐵)ZnO+CZn+CO↑(伴生CO2)WO3+3H2W+3H2OC