鲁科版化学必修1知识归纳

钠

1、钠的物理性质

软、亮、轻、低、导（软——质软，硬度小；亮——银白色金属光泽；轻——密度小，比水轻；低——熔点低；导——可导电、导热）

2、钠的化学性质

（1）与O2反应：常温：4Na＋O2＝2Na2O (白色固体)；点燃或加热：2Na＋O2Na2O2 (淡黄色固体)；

（2）与Cl2反应：2Na＋Cl22NaCl；

（3）与水反应：2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑

（5）与盐溶液反应：可认为是先与盐溶液中的水反应，然后再发生复分解反应（其实质都是先于溶液中的H＋反应）。

3、钠的存在与保存

（1）元素在自然界的存在有两种形态：游离态：元素以单质形式存在；化合态：元素以化合物形式存在。钠的化学性质很活泼，在自然界里无游离态，只有化合态（NaCl、Na2CO3、Na2SO4、NaNO3等）

（2）保存：因为常温下金属钠能跟空气中的氧气反应，还能跟水、水蒸气反应，所以金属钠保存在煤油或石蜡油中，主要是为了隔绝空气和水。

Na2O和 Na2O2：

Na2O属于碱性氧化物，可以与酸、酸性氧化物、水反应。如：Na2O＋H2O＝2NaOH；

Na2O2属于过氧化物，也可以与酸、酸性氧化物、水等物质反应，所不同的是，在这些反应中一般有氧气生成：

2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑，2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2↑；Na2O2可用与潜艇或宇宙飞船中的供氧剂。

氯气

1、Cl2的物理性质

在通常情况下，氯气为黄绿色气体，有刺激性气味的有毒气体.易液化，能溶于水(1∶2)，氯水颜色呈淡黄色。闻Cl2时：应距Cl2一尺左右，用手轻轻扇一下集气瓶口上方空气，让少量的Cl2进入鼻孔。

2、Cl2的化学性质

（1）与金属反应

2Na + Cl22NaCl(白烟)； Cu + Cl2 CuCl2(棕黄色烟，加少量水显绿色，冲稀后变蓝色)；

2Fe + 3Cl2 2FeCl3(棕红色烟，加少量水显棕黄色)

（2）与非金属反应

H2 + Cl22HCl(白雾)。纯净的H2可在Cl2中燃烧，发出苍白色火焰。HCl（溶解度1∶500）溶于水成为盐酸.

（3）与水反应： Cl2 + H2O ＝ HCl + HClO

（4）与碱反应： Cl2 + 2NaOH ＝ NaClO + NaCl + H2O（该反应可用于Cl2的尾气处理）；

工业上用Cl2与石灰乳作用制漂白粉： 2Cl2 + 2Ca(OH)2 ＝ CaCl2 +  Ca(ClO)2 + 2H2O

（5）与盐溶液的置换反应：

Cl2  + 2NaI ＝ 2NaCl + I2（该反应常用作Cl2的检验）； Cl2  + 2NaBr ＝ 2NaCl + Br2

氯水的成分和性质

（1）氯水的成分

氯水是氯气的水溶液，通常情况下为浅黄色溶液，氯水中只有部分Cl2与水反应，其化学方程式为：Cl2 + H2O ＝ HCl + HClO

新制的氯水中含Cl2、H2O、HClO等分子和H+、Cl-、ClO-、OH-等离子。

（2）氯水的性质

氯水的性质比较复杂，有可能存在多种成分同时作用于一种物质.在一般情况下，认为是溶液中氯分子的性质。若为盐酸或次氯酸的性质，主要有下面几种情况：

①作为盐酸的性质：当与弱酸的盐或银溶液作用时，主要作为盐酸性质，例如：氯水与Na2CO3溶液反应以及氯水与AgNO3溶液反应。

②作为次氯酸的性质：氯水用于漂白(与有机化合物色素作用)、消毒、杀菌等。

③要注意液氯与氯水的区别：液氯是纯净物，成分是Cl2分子，而氯水是混合物。

化学中常用的物理量——物质的量

物质的量及其单位——摩尔

1．物质的量：物质的量是表示物质所含微粒多少的物理量，是国际单位制中七个基本物理量之一。物质的量的符号为n。

注意：（1）这里的微粒是指分子、原子、离子、质子、中子、电子或这些粒子的特定组合等微观粒子，不能指宏观颗粒。

（2）“物质的量”是一个专用名词，不能拆开。例如，不能说“氢气的量、硫酸的量”，而应说“氢气的物质的量、硫酸的物质的量”。

2．阿伏加德罗常数： 0.012kg12C所含的碳原子数称为阿伏加德罗常数，其近似值为6.02×1023mol－1，符号为NA。

（1）阿伏加德罗常数带有单位，其单位是mol－1。

（2）阿伏加德罗常数的准确值是0.012 kg 12C中所含有的碳原子数目，近似值是6.02×1023 mol－1。

（3）NA数值巨大，作用于宏观物质没有实际意义。

3．摩尔：摩尔是物质的量的单位，每摩尔物质含有阿伏加德罗常数个微粒。摩尔简称摩，符号为mol。

注意：在使用摩尔表示物质的量时，应该用化学式指明粒子的种类，而不使用该粒子的中文名称。例如说“1mol氧”，是指1mol氧原子，还是指1mol氧分子，含义就不明确。又如说“1mol碳原子”，是指1mol12C，还是指1mol13C，含义也不明确。

粒子集体中可以是原子、分子，也可以是离子、电子等。例如：1mol F，0.5molCO2，1000mol CO32-，amol e-，1.5molNa2CO3·10H2O等。

4．物质的量与粒子数（N）的关系： N ＝ n·NA

满足上述关系的粒子是构成物质的基本粒子或它们的特定组合。如：1molCaCl2与阿伏加德罗常数相等的粒子是CaCl2粒子，其中Ca2+为1mol、Cl-为2mol，阴阳离子之和为3mol。

摩尔质量和气体摩尔体积

1．摩尔质量

（1）概念：摩尔质量是单位物质的量的物质所具有的质量，符号为M，单位常用g·mol－1。

注意：①摩尔质量与1 mol粒子的质量含义不同，但有一定的联系。例如，H2O的摩尔质量为18 g·mol－1，1 mol H2O的质量是18 g。

②当摩尔质量的单位取“g·mol－1”时，其数值与相对原子质量、相对分子质量或式量数值相等，但物理意义、单位都不同。在计算或使用时要注意区分。例如，Mr(H2O)＝18，而M(H2O)＝18 g·mol－1。

（2）摩尔质量、质量、物质的量、粒子数之间的关系：

容易看出，在以上转化关系中，物质的量处于核心的地位。可以说，物质的量是联系宏观与微观的桥梁，为我们的科学计算带来了很大的方便。

几个基本符号：物质的量——n；物质的质量——m；摩尔质量——M；粒子数——N；阿伏加德罗常数——NA；相对原子质量——Ar；相对分子质量——Mr；质量分数——ω

2．气体摩尔体积

（1）概念：一定的温度和压强下，单位物质的量气体所占的体积叫气体摩尔体积。Vm ＝ V/n，单位为L·mol-1和m3·mol-1。

①标准状况  即0℃、1个大气压（101 kPa），简写为STP

②在相同的温度和压强下，1mol任何气体所占的体积在数值上近似相等。任何气体包括纯净气体和混合气体。

③标准状况下，气体的摩尔体积约为22.4 L·mol-1。

④气体摩尔体积受温度和压强的影响，不同条件下，气体的摩尔体积可能不同，标况下，约为22.4 L·mol-1，但不是标况时也可能是22.4 L·mol-1(比如温度高于0℃，压强小于101 kPa)。

（2）阿伏加德罗定律（即四同定律）

相同温度和压强下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。（即同温同压同体积同分子数）

物质的量浓度

1、物质的量浓度的概念：以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的量浓度。其表达式为：n（B）＝ c（B）×V 

注意：（1）物质的量浓度和溶液的质量分数w（B）＝ m（B）÷m（溶液）× 100％有本质区别。

（2）从一定物质的量浓度的溶液中取出任意体积的溶液，其浓度不变，但所含溶质的量因体积不同而不同。

2．物质的量浓度溶液的配制

（1）认识新仪器——容量瓶

一定物质的量浓度溶液的配制是本节重点之一。配制这种物质的量浓度的溶液，所用的专用仪器——容量瓶的使用要注意以下几点：

①只用于配制溶液，不能用作反应容器；

②溶液注入容量瓶前需恢复到常温。因为溶质在烧杯内稀释或溶解时会吸热或放热，而容量瓶必须在常温下使用；

③用容量瓶不能配制任意体积的一定物质的量浓度的溶液.这是因为容量瓶的规格是固定的，常用的有50mL、100mL、250mL、500mL、1000mL等规格，配制溶液时可据所需溶液的体积选择合适的容量瓶；

④使用前，除洗涤外，还应检验容量瓶是否漏液；

⑤向容量瓶注入液体时，应沿细玻璃棒注入，以防注入操作时液体流出而损失；

⑥容量瓶上只有一个刻度线，正确读数时，要使视线、容量瓶刻度线和瓶内液面的最低点相切。

（2）物质的量浓度溶液的配制步骤：

①计算：求出所配制溶液的溶质的质量。如果是用浓溶液（如浓H2SO4）来配制一定物质的量浓度的稀溶液，则需求算出浓溶液所需用的体积；

②称量：如果溶质是固体，可用天平称量溶质的质量；如果是浓溶液，可用量筒来量取溶液的体积；

③溶解、转移：把称量好的溶质或浓溶液放入烧杯中(如果是浓硫酸，则烧杯中应先加水再加浓硫酸，并边加边搅拌)，加适量的蒸馏水溶解、搅拌静置冷却到室温下，再用玻璃棒引流，让溶解后的溶液沿玻璃棒注入容量瓶内；

④洗涤、转移：用蒸馏水洗涤烧杯和玻璃棒2～3次，每次洗涤后的溶液都要注入容量瓶内，以确保溶质全部进入容量瓶，防止产生误差，轻轻震荡容量瓶，使溶液充分混合；

⑤定容、摇匀：然后注入蒸馏水直至液面离刻度线1cm～2cm，改用胶头滴管逐滴加蒸馏水至溶液的凹液面正好与刻度相切。盖好瓶塞，反复上下颠倒，摇匀。

⑥装瓶、贴签：最后把上面配好的溶液转移至规定的试剂瓶，贴好标签，写明溶液名称和物质量浓度。

配制一定物质的量浓度溶液的误差分析

由c=n/v可知，误差来源的根本原因是：物质的量或溶液体积产生误差，若n偏大或v偏小则c偏大，若n偏小或v偏大则c偏小。

(1) 若称量物错放在托盘天平的右盘上，n可能偏小使c偏小，因为称m(左)=m(右)+m(游)。

(2) 转移过程中有少量溶液或洗涤液洒在容量瓶外，则n偏小而使c偏小。

(3) 未洗涤溶解用的烧杯和玻璃棒或洗涤液未转移入容量瓶，配出的溶液浓度偏低，因为溶质的n少了。

(4) 量简量取计算出的浓溶液体积时仰视刻度，n偏大使c偏大。

(5) 除洗涤烧杯和玻璃棒外，还洗涤了量筒，则n偏大使c偏大，因为量筒在标定刻度时，没有把附在器壁上的残留液计算在内，用水洗涤反而使溶质的量偏大，造成c偏大。

(6) 定容时仰视刻度，则v偏大，使c偏小。

(7) 定容时俯视刻度，则v偏小，使c偏大。

(8) 若容量瓶使用前有少量蒸馏水，则无影响。

(9) 若容量瓶使用前用标准也润洗，则n偏大而使c偏大。

全章知识总结

1 基础知识

（1）钠的性质

（1）化学科学：化学科学就是在原子、分子水平上研究各种各样的物质的组成、结构、性质、变化、制备和应用的自然科学。其特征是认识分子和制造分子。

（2）摩尔：摩尔是表示物质的量的单位，每摩尔物质含有阿伏加德罗常数个微粒。

（3）摩尔质量：1mol物质的质量叫摩尔质量，摩尔质量在数值上等于该物质的式量。

（4）标准状况下的气体摩尔体积：在标准状况(0℃、101.3kPa)下，1mol的任何气体的体积都大约是22.4L。

（5）物质的量浓度：以1L溶液中所含溶质物质的量来表示的溶液浓度叫物质的量浓度。

3 基本方法

（1）研究物质性质常用的方法为：观察、实验、分类、比较。

（2）研究物质性质一般的程序为：观察物质的外观性质→运用分类的方法，根据物质所属类别或利用有关反应规律预测物质的性质→实验和观察（验证预测并提出新的预测）→对实验现象进行分析、综合、推论，概括出结论。运用比较的方法，归纳出物质的通性及特性。

（3）配制一定物质的量浓度溶液：对于任何定量实验，操作细则以及实验仪器的选择主要是围绕减小实验误差来考虑。准确配制一定物质的量浓度溶液的关键在于：溶质的计量和转移、溶液体积的计量。其操作步骤为：计算、称量、溶解、转移、洗涤、定容、摇匀、装瓶。

4 基本关系：以物质的量为核心的各物理量间的转化关系

第2章 元素与物质世界

元素与物质的分类

1 元素与物质的关系

1．元素与物质的关系：

从本质看，元素是物质的基本组成成分，物质都是由元素组成的；从数量上看，110多种元素组成了几千万种的物质。

2．元素的组成形式：

（1）单质：同一种元素自身组成的物质叫单质，有金属、非金属、稀有气体。

（2）化合物：不同的元素之间组成的物质叫化合物。

3．元素的存在形态：

（1）游离态：元素以自身形式结合成单质时的存在状态，此时的化合价为零价。

（2）化合态：元素与另外的元素之间结合成化合物时的存在状态，此时的化合价一般为正价或负价。

2 物质的分类

1．物质分类的方法：

（1）按物质是否由同种物质（分子）组成，将物质分为纯净物和混合物。由同种物质（分子）组成的物质叫纯净物；由不同物质的分子组成的物质叫混合物。

（2）按组成物质的元素的种类把纯净物分为单质和化合物。

（3）化合物的分类方法很多，如按化合物的性质分类，又把化合物分为酸、碱、盐、氧化物等；若按化合物在水溶液或在融化状态下是否导电，则可以分为电解质和非电解质；若按在化学反应中的表现，则分为氧化剂和还原剂。按混合物中分散质粒度大小可将混合物分为溶液、胶体和浊液等。

说明：①物质的分类方法和依据很多，按不同的方法可得出不同的类别。

②类别名称只是为了标识不同分类结果的一种定义。

③注意分类依据和分类的对象、类别之间的层级关系和区别。

2．单质、氧化物、酸、碱和盐之间的相互关系 

（1）探究实例：酸的通性

① 金属+非金属→无氧酸盐    ② 金属+氧气→金属氧化物    ③ 较活泼金属+酸（、浓硫酸除外）→盐+氢气

④ 较活泼金属金属+较不活泼金属的盐溶液→较不活泼金属+较活泼金属的盐溶液

（3）氧化物的化学通性：

① 酸性氧化物+水→含氧酸     ② 酸性氧化物+碱→盐+水     ③ 酸性氧化物+碱性氧化物→盐

④ 碱性氧化物+水→碱         ⑤ 碱性氧化物+酸→盐+水

说明：能跟酸反应生成盐和水的氧化物叫碱性氧化物；能跟碱反应生成盐和水的氧化物叫酸性氧化物。

（4）碱的化学通性：

① 碱+酸碱指示剂：使紫色石蕊试液变蓝色；无色酚酞试液变红色     ② 碱+酸性氧化物→盐+水

③ 碱+酸→盐+水     ④ 盐→新碱+新盐

（5）盐的化学通性：

①盐+酸→新盐+新酸     ②盐+碱→新盐+ 新碱       ③盐+盐→新盐+新盐

3 胶体

1．分散系

定义：由一种（或几种）物质分散到另一种物质里形成的混合物统称为分散系。

注意：分散系由分散质（分散成粒子的物质）和分散剂（粒子分布在其中的物质）组成，依据分散质粒子粒度来分类，可分为溶液、浊液和胶体。

【辨析·比较】

（1）丁达尔效应

让光线照射胶体时，从垂直入射光线的方向可以观察到胶体里有一条光亮的“通路”，这种现象叫做丁达尔效应。

产生丁达尔效应的原因是胶体中的分散质粒子对光有散射作用，改变光的传播方向。

溶液没有丁达尔效应．因此，可用丁达尔效应来鉴别溶液和胶体(液溶胶)。

（2）电泳现象

胶体中的分散质粒子在电场的作用下，做定向移动的现象，叫做电泳现象。

电泳现象证明分散质粒子带有电荷．胶体中的分散质粒子吸附离子而带有电荷是胶体具有稳定性的主要原因．由于同种分散质粒子带同种电荷，在一般情况下，它们之间相互排斥使它们不容易聚集成大于100nm的大颗粒，故可以稳定存在较长时间。

（3）胶体的聚沉

胶体聚沉就是施加某些条件，使分散质粒子聚集成大于100nm的大颗粒而成为沉淀．施加条件就是破坏胶体的稳定存在，即克服分散质粒子之间的斥力．使胶体发生聚沉的方法有三种：

①加热  给胶体加热，使胶体粒子的动能增大，胶体粒子之间的斥力被克服，胶体粒子发生聚集而成为沉淀。

②加入酸、碱或盐：往某些胶体里加入少量酸、碱或盐，增大了胶体中离子的总浓度，有利于胶体粒子吸引相反电荷的离子，使原来胶体粒子所带的电荷减少或完全中和，胶体粒子就可因碰撞而结合，发生聚沉。

③加入带相反电荷的胶体  把含有带正电荷胶体粒子的胶体与含有带负电荷胶体粒子的胶体混合，两种胶体粒子互相中和电荷，斥力消失，胶体粒子“同归于尽”，即发生聚集而成为沉淀。

3．胶体的净化——渗析

胶体分散质粒子粒度介于1～100nm，能透过滤纸，但不能透过半透膜。半透膜具有比滤纸更细小的孔隙，只有分子、离子能够透过，因而可以用它将胶体粒子和分子或离子分开。利用半透膜分离胶体中的杂质分子或离子，提纯、精制胶体的操作称为渗析。渗析的原理在微电子材料制造、化学工程、生物工程、环境工程、海水淡化等方面都有重要应用。

电解质

1  电解质的电离

1．酸、碱、盐的电离

（1）电离的概念：物质溶解于水或熔化时，离解成自由移动的离子的过程称为电离。

注意：电离的条件是在水的作用下或受热熔化，绝不能认为是通电。

（2）酸、碱、盐

电离时生成的阳离子全部是H＋的化合物称为酸；电离时生成的阴离子全部是OH－的化合物称为碱；电离时生成的阳离子是金属阳离子（或NH4+离子）、阴离子全部是酸根离子的化合物称为盐。

（3）电离方程式：用离子符号和化学式来表示电解质电离的式子。如：

H2SO4＝2H+＋SO42－；NaOH＝Na+＋OH－；NaHCO3＝Na+＋HCO3－

电离的条件是在水溶液中或融化状态下，并不是在通电的条件下。

2．酸、碱、盐是电解质

（1）电解质与非电解质

在水溶液或熔化状态下能导电的化合物称为电解质；

在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物称为非电解质。

说明：①电解质和非电解质都是化合物，单质既不属于电解质，也不属于非电解质。

②电离是电解质溶液导电的前提。

③能导电的物质不一定是电解质，如石墨等；电解质本身不一定能导电，如食盐晶体。

④有些化合物的水溶液能导电，但因为这些化合物在水中或熔化状态下本身不能电离，故也不是电解质．如SO2、SO3、NH3、CO2等，它们的水溶液都能导电，是因为跟水反应生成了电解质，它们本身都不是电解质。

⑤电解质溶液中，阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数是相等的，故显电中性，称电荷守恒。

（2）强电解质与弱电解质

根据电解质在水溶液里电离能力的大小又可将电解质分为强电解质和弱电解质．

能完全电离的电解质叫做强电解质，如强酸、强碱和绝大多数盐，

只能部分电离的电解质叫做弱电解质，如弱酸、弱碱和水等。

（3）常见的电解质

①强电解质

强酸：H2SO4、HCl、HNO3、HClO4、HBr、HI。强碱；NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2。大多数盐：NaNO3、NH4Cl、MgSO4等

②弱电解质

弱酸：H2CO3、HF、CH3COOH、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4等；弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3、 Mg(OH)2等；水：H2O

2  电解质在水溶液中的反应

1、电解质在水溶液中反应的实质

（1）离子反应：有离子参加的化学反应称为离子反应。如酸、碱、盐、氧化物之间的复分解反应、溶液中的置换反应等属于离子反应。

（2）实质：电解质在水溶液中的反应实质上都是离子反应。

（3）酸、碱、盐在溶液中发生复分解反应发生的条件：有难溶性物质生成，或有难电离的物质生成，或有易挥发性物质生成。总之，这类反应的特点就是向着降低某些离子的浓度或数目的方向进行。

2、离子方程式

（1）概念：用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子。

（2）意义：①表示化学反应的实质；②表示同一类型的离子反应。

（3）特征：①方程式中出现离子符号；②等号两边电荷总数相等（即电荷守恒）。

（4）离子方程式的书写方法：

①“写”：写出正确的化学方程式。

②“拆”：把易溶且易电离的物质拆写成离子形式，凡是难溶、难电离，以及气体物质均写成化学式。

③“删”：删去反应前后不参加反应的离子。

④“查”：检查离子方程式两边的原子个数是否相等，电荷总数是否相等。

说明：此方法的关键是第二步拆，能否可拆取决于该物质是否是电解质，是否符合电离的条件，是否完全电离，在体系中是否以离子形态大量存在。

3、几种重要离子的检验

化学反应的四种基本类型：

化合反应：两种或两种以上的物质相互作用，生成一种物质的反应。

分解反应：一种物质经过反应后生成两种或两种以上物质的反应。

置换反应：一种单质与一种化合物反应，生成另一种单质和另一种化合物的反应。

复分解反应：两种化合物相互交换成分，生成另外两种化合物的反应。

1 氧化还原反应

1．元素化合价在化学反应中的变化

（1）化合价：化合价是认识氧化还原的前提与基础。

①规则： ①在化合物中，正负化合价的代数和为零；②单质中，元素的化合价为零。

②本质：

a化合价的正与负：失去电子或共用电子对偏离呈正价；得到电子或共用电子对偏向呈负价。

b化合价的数值：化合价的数值等于得、失电子（或共用电子对）的数目。

c化合价的变动：元素在氧化还原反应中，得到电子，化合价降低；失去电子，化合价升高。

③有关规律：

a金属元素一般没有负化合价，除零价外，只显正价，因为在反应中只能失去电子。

b非金属元素（除氧、氟外）在反应中既可得到电子，亦可失去电子，故既可呈正价，也能显负价。

c氧、氟的非金属性很强，在反应中一般不失去电子，故一般没有正化合价。

d显最高化合价的元素，在反应中只能得电子而不能失电子，故发生氧化还原反应化合价只能降低。相反，显最低化合价的元素，在反应中化合价只能升高。

（2）基本概念

①氧化反应和还原反应：反应物所含元素化合价升高（或者说是物质失去电子）的反应称为氧化反应；反应物所含元素化合价降低（或者说是物质得到电子）的反应称为还原反应。

②氧化还原反应：凡是反应过程中有元素化合价变化（或电子转移）的化学反应叫做氧化还原反应。

说明：氧化反应和还原反应是一对对立的反应，而又统一存在于一个反应中，不能分割，所以人们把这两种同时存在的一个化学反应叫做氧化还原反应。

2．氧化还原反应的实质

研究表明，所有的氧化还原反应中都存在着电子的转移，电子的转移是氧化还原反应的实质。

说明：“转移”包含两方面内容：电子的得到、失去和电子的偏离、偏向。电子的偏离和偏向又统称电子的偏移。

2  氧化剂和还原剂

1．基本概念

（1）氧化剂和还原剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价降低（或说得到电子）的反应物叫做氧化剂；而所含元素化合价升高（或说失去电子）的反应物，叫做还原剂。

（2）氧化产物和还原产物：还原剂失去电子被氧化所得的产物叫氧化产物；氧化剂得到电子被还原所得的产物叫还原产物。

【领悟·整合】

氧化还原反应的有关概念是互相，又互相依存的，其关系如下：

氧化剂（具有氧化性）——得电子——被还原——发生还原反应——还原产物；

还原剂（具有还原性）——失电子——被氧化——发生氧化反应——氧化产物。

2．常见的氧化剂和还原剂

常见的氧化剂：

（1）非金属单质X2、O2、S等；

（2）高价金属阳离子Cu2+、Fe3+；高价或较高价含氧化合物H2SO4(浓)、MnO2、HClO、KMnO4、K2Cr2O7、HNO3、HClO3等。

常见的还原剂：

（1）活泼或较活泼的金属K、Na、Mg、Al、Zn、Fe等；

（2）低价金属阳离子Fe2+；

（3）非金属阴离子Cl－、Br－、I－、S2－等；

（4）含较低价元素的化合物CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、NH3等。

说明：在含有变价元素的化合物中，具有中间价态元素的物质（单质或化合物）既可做氧化剂，又可做还原剂。例如：Cl2、H2O2、Fe2+、SO2、H2SO3等既有氧化性有又还原性。

3．氧化还原反应中各个基本概念间的关系

【知识·链接】

氧化还原反应的表示方法

1．双线桥法：表示的是同一元素在反应物转化为生成物时电子转移的结果，反映了化学反应的本质及参加反应的各物质间的氧化还原关系。

双线桥法分析氧化还原反应的步骤：①标出有化合价变化的元素的化合价；②在反应物到生成物之间画一个箭头，箭头出发和指向的是有化合价变化的同一元素；③分析化合价的变化，找出反应中得失电子的总数(有价态变化元素的一个原子转移电子数×发生价态变化的原子个数)；④将转移电子数标在线上；

2．单线桥法：表示的是电子转移的情况，反映了化学反应的本质。

单线桥法分析氧化还原反应的步骤：①标出有化合价变化的元素的化合价；②用线桥将反应物中失电子的元素和得电子的元素连接起来，箭尾是失电子的元素，箭头是得电子的元素。注意：桥线只在反应物中，不跨越“＝”与生成物相连。③在桥线上注明电子转移的数目，注意：只写数目，不标得失。

3 探究铁及其化合物的氧化性和还原性

1、铁元素的存在形态：

游离态：陨铁

化合态：铁主要以＋2价和＋3价的化合态存在。在地壳中的质量分数为4.65％，处于第四位，仅次于氧、硅和铝。

2、按不同标准给铁及其化合物分类

（1）按单质、氧化物、酸、碱、盐给上述物质分类。

单质：铁；氧化物：FeO、Fe2O3、Fe3O4；碱： Fe(OH)2、Fe(OH)3；盐：FeCl2、FeCl3、FeSO4、Fe2(SO4)3

（2）按铁元素的化合价给上述物质分类。

0价：Fe；+2价：FeO、FeCl2、FeSO4、Fe(OH)2；+3价：Fe2O3、FeCl3、Fe2(SO4)3、Fe(OH)3

3、铁在氧化物——FeO、Fe2O3、Fe3O4性质的比较

（1）氢氧化亚铁：

制备：FeCl2＋2NaOH＝Fe(OH)2↓＋2NaCl

物理性质：白色难溶的弱碱

化学性质：①与强酸反应

②还原性：易被氧化剂所氧化。如：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝4Fe(OH)3

（2）氢氧化铁：

制备：FeCl3＋3NaOH＝Fe(OH)3↓＋3NaCl

物理性质：红褐色难溶固体

化学性质：与强酸反应。Fe(OH)3＋ 3H2SO4＝ Fe2(SO4)3＋3H2O

Fe2+与Fe3+的鉴别 

（1）直接观察颜色：Fe2+的溶液呈浅绿色，Fe3+的溶液呈棕黄色。

（2）利用显色反应：

Fe2+的溶液＋KSCN或NH4SCN溶液，溶液不呈红色；Fe3+的溶液+KSCN或NH4SCN溶液，溶液呈血红色。

有关离子方程式：Fe3+＋SCN－＝［Fe(SCN)］2+

（3）利用铁化合物沉淀的颜色：

Fe2+的溶液＋NaOH溶液，出现白色沉淀，迅速变为灰绿色，最后变为红褐色；Fe3+的溶液＋NaOH溶液，出现红褐色沉淀。

有关反应式：Fe2+＋2OH－＝Fe(OH)2↓、4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4Fe(OH)3； Fe3+＋3OH－＝Fe(OH)3↓

（4）利用Fe3+的氧化性：

①Fe2+的溶液＋Cu片，无明显现象；Fe3+的溶液＋Cu片，铜被腐蚀，溶液变为蓝绿色。

有关离子方程式：2Fe3+＋Cu＝2Fe2+＝Cu2+

②Fe2+的溶液＋淀粉KI试纸，试纸不变蓝；Fe3+的溶液＋淀粉KI试纸，试纸变蓝。

有关离子方程式：2Fe3+＋2I－＝2Fe2+＋I2 

（5）利用Fe2+的还原性：

①Fe2+的溶液＋酸性KMnO4溶液，KMnO4溶液紫色褪去；Fe3+的溶液＋酸性KMnO4溶液，KMnO4溶液紫色不褪。

②Fe2+的溶液＋氯水，溶液变为棕黄色；Fe3+的溶液＋氯水，无明显现象。

有关离子反应式：2Fe2+＋Cl2＝2Fe3+＋2Cl－

注意：以上方法以KSCN溶液鉴别最常用。 

全章知识总结

1 基础知识

（1）物质的分类

①按物质是否由同种物质（分子）组成，将物质分为纯净物和混合物。

②按组成物质的元素的种类把纯净物分为单质和化合物。

③化合物的分类方法很多，如按化合物的性质分类，又把化合物分为酸、碱、盐、氧化物等；若按化合物在水溶液或在融化状态下是否导电，则可以分为电解质和非电解质；若按在化学反应中的表现，则分为氧化剂和还原剂。

④按混合物中分散质粒子的直径大小可将混合物分类，分为溶液、胶体和浊液等。

根据研究的需要，我们可以从多种不同的角度对物质进行分类，得到不同的分类结果。  

例如：

（2）化学反应的分类

①根据反应形式分：分解反应、化合反应、置换反应和复分解反应。

②根据反应中电子得失分：氧化还原反应和非氧化还原反应。

③根据反应中化学粒子特征分：分子反应和离子反应等。

（3）胶体

①本质特征：胶体粒子粒度在1nm～100nm之间。

②重要性质：丁达尔现象、电泳、聚沉。

③胶体的提纯与精制：渗析。

（4）离子方程式的书写

方法：写、改、删、查；

注意事项：

①合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。

②式正确：化学式与离子符号使用正确合理。

③号实际：“↑”“↓”等符号符合实际。

④两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。

⑤明类型：依据离子反应原理，分清类型，总结方法技巧。

⑥检查细：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。

（5）氧化还原反应：

①特征：化合价升降；②实质：电子的转移。

③基本规律：

守恒律：化合价升高和降低总数相等，电子得失总数相等。

强弱律：氧化性：氧化剂强于氧化产物；还原性：还原剂强于还原产物。

价态律：元素处于最高价，只有氧化性，元素处于最低价，只有还原性，中间价态的元素既有氧化性又有还原性。

转化律：邻价转化最易。化合价只靠拢，不交错。

2 基本概念

胶体：分散质粒度介于1~100nm之间的分散系，叫做胶体。

电解质和非电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫电解质；在水溶液或熔融状态下都不导电的化合物叫非电解质。

酸、碱、盐：电离时，生成的阳离子全部是H+的化合物是酸；生成的阴离子全部是OH－的化合物是碱；能生成金属阳离子和酸根阴离子的化合物称为盐。

离子反应：有离子参加的反应。

电离方程式：用来表示电解质在水溶液中电离情况的式子。

离子方程式：用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子。

氧化剂和还原剂：反应中得到电子的反应物是氧化剂；反应中失去电子的反应物是还原剂。

氧化反应和还原反应：物质失去电子的反应叫做氧化反应；物质得到电子的反应叫做还原反应。

氧化性和还原性：氧化剂在反应中获得电子的性质，叫做氧化性；还原剂在反应中失去电子的性质，叫做还原性。

氧化产物和还原产物：还原剂发生氧化反应后的生成物，叫做氧化产物；氧化剂发生还原反应后的生成物，叫做还原产物。

3 基本关系

（1）元素与物质的关系：元素是物质的基本组成成分，物质都是由元素构成的。

（2）酸、碱、盐与电解质的关系：酸、碱、盐属于电解质，电解质包含酸、碱、盐。

（3）单质、氧化物、酸、碱、盐之间的相互关系：

（4）氧化还原反应中各个概念间的关系（同一反应中）：

（5）铁及其化合物的转化关系： 

第3章 自然界中的元素

碳的多样性

1  碳单质的多样性

1．同素异形体

（1）同素异形体的概念：由同一种元素组成的性质不同的几种单质，叫做该元素的同素异形体。

（2）常见的同素异形体：碳：金刚石、石墨、C60；氧：氧气、臭氧（O3）。

2．金刚石、石墨、C60

（1）结构

①金刚石：每个碳原子与另外4个碳原子以一种较强的相互作用相连接，形成正四面体结构，向空间伸展形成空间网状结构。

②石墨：石墨晶体是层状结构。在同一层内，碳原子排列成正六边形(碳原子位于正六边形的顶点上)，一个个正六边形排列成平面网状结构，每一个碳原子都跟其他3个碳原子相连。在同一层内，相邻的碳原子以较强的相互作用相结合，但层与层之间以一种较弱的相互作用相结合。

③C60：C60分子是由60个碳原子构成的，它的形状像足球，由12个正五边形和20个正六边形组成。分子内部，碳原子间以较强的相互作用结合，但分子间的相互作用较弱。

（2）性质

1．常见的含碳化合物

（1）有机化合物：如蛋白质、淀粉、油脂、以及石油、液化气、天然气等的主要成分；

（2）无机化合物：CO、CO2、H2CO3、碳酸钠、碳酸氢钠、大理石、方解石、白云石、菱锌矿、菱镁矿、菱铁矿等。

2．碳酸钠和碳酸氢钠

（1）碳酸钠和碳酸氢钠的比较

①热稳定性不同。分别加热少量固体，若发生分解反应，将产生的气体通入澄清的石灰水中，石灰水变浑浊的原试剂是NaHCO3，另一个为Na2CO3。

②和酸反应生成气体的速率不同。分别取一定量的固体，加入等浓度等体积的盐酸，反应快、产生气体相应多的为碳酸氢钠，另一个为碳酸钠。

③阴离子不同。分别取其稀溶液，滴加氯化钡稀溶液或CaCl2溶液，产生沉淀的原试剂为碳酸钠，另一个为碳酸氢钠（特别注意：该方法必须取极稀溶液）。

（3）Na2CO3和NaHCO3在一定条件下的相互转化：

溶液中：NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O， Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3

固体中：NaOH+NaHCO3Na2CO3+H2O，2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O

3碳及其化合物间的转化

（1）高炉炼铁

原料：焦炭、铁矿石；高炉煤气的主要成分：CO、CO2、Fe2O3、N2等；

CO生成的化学方程式： C＋O2CO2；C＋ CO2 2CO

还原铁的氧化物的化学方程式：Fe2O3 ＋3CO2 Fe ＋3CO2

（2）木炭燃烧：C＋O2＝ CO2      2C＋O2＝2CO     2CO＋O2＝2CO2   C＋CO2 ＝2CO

生成水煤气的化学方程式为：C＋H2OCO＋H2

（3）水垢的形成：

①　有关化学方程式为：Ca(HCO3)2CaCO3 ↓＋CO2↑＋H2O

②　如何除去水壶中的水垢？加入醋酸，可以将CaCO3物质等溶解。

氮的循环

1  氮在自然界中的循环

1．主要形式

（1）游离态→化合态

①是豆科植物根部的根瘤菌，把氮气转变为盐等含氮化合物；

②放电条件下，与氧气结合为氮氧化合物，并随降水进入水体中；

③合成氨工厂、汽车发动机都可以将一部分氮气转化成化合态。

（2）化合态→游离态：盐在某些细菌作用下转化成氮气。

（3）化合态→化合态：化石燃料燃烧、森林和农作物枝叶燃烧所产生的氮氧化合物通过大气进入陆地和海洋，进入氮循环。

2．氮气与氮的固定

（1）氮气的物理性质：无色无味气体，难溶于水，与空气密度相近。

（2）氮气的化学性质：

①与O2的反应

在放电条件下，氮气跟氧气能直接化合生成无色的一氧化氮（NO）。反应式为：N2+O2  2NO

说明：在雷雨天气，汽车的发动机中均可以发生该反应。在该反应中，N2表现出还原性。

②与H2反应

N2+3H22NH3

说明：a 该反应是工业上合成氨的反应原理，具有非常重要的现实意义。在该反应中，N2表现出氧化性。

b在氮气跟氢气反应生成氨的同时，氨气也在分解生成氮和氢气。像这样同时向正反两个方向进行的反应称为可逆反应。在可逆反应的化学方程式中用“”代替“＝”。

（3）氮的固定

① 定义：将空气中游离的氮转变成氮的化合物的方法叫做氮的固定。

② 分类：

（3）NO和NO2

1．氨

（1）物理性质：

无色、有刺激性气味比空气轻；极易溶于水，在常温、常压下1体积水能溶解约700体积氨气。

（2）化学性质：

①碱性：氨与水、酸反应时显碱性

与水反应：NH3＋H2O NH3·H2ONH4+＋OH－

与酸反应：NH3＋HCl＝NH4Cl

说明：a氨溶于水，大部分与水结合成一水合氨（NH3·H2O），一水合氨少部分电离，因此，氨水显弱碱性。氨气是中学阶段唯一的一种碱性气体，利用这一点，可以检验NH3。

b NH3与其它酸也能反应生成相应的铵盐。其中，NH3与盐酸这样的易挥发性酸反应时会有白烟（铵盐固体的小颗粒）生成。利用这个现象，在某些场合也可以检验NH3。

②还原性：氨的催化氧化反应

4NH3＋5O24NO＋6H2O

说明：a 该反应是工业上生产的一个基础反应。

b NH3中的氮元素的价态为-3价，因此，NH3不仅能被催化氧化生成NO，在纯氧中燃烧能生成N2。在一定条件下，NH3还能被Cl2、CuO等氧化。

液氨和氨水

液氨是氨气加压或降温得到的液态氨，是纯净物，即液氨由氨分子组成的液体。

氨水的主要成分是NH3·H2O．在氨水中以分子状态存在的粒子有：NH3、H2O、NH3·H2O；以离子状态存在的粒子主要有：NH4+、H＋、OH－，极少量的是H＋。所以氨水是混合物。

2．铵盐

铵盐具有以下性质：

（1）铵盐受热分解

NH4ClNH3↑＋HCl↑

NH4HCO3NH3↑＋CO2↑＋H2O↑

（2）铵盐与碱反应

NH4Cl＋NaOHNaCl＋NH3↑＋H2O

(NH4)2SO4＋Ca(OH)2CaSO4＋2NH3↑＋2H2O

（3）氨的实验室制取

药品：NH4Cl、消石灰

反应原理：2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O

装置：与制氧气相同

收集：向下排空气法。

验满：用湿润的红色石蕊试纸或沾有浓盐酸的玻璃棒。防止多余氨气污染空气的方法：收集NH3后的导管口处塞一团湿棉花或用稀H2SO4浸湿的棉花。

干燥：NH3通过盛有碱石灰的干燥管。

实验室制取氨的其它方法：加热浓氨水、氧化钙与浓氨水反应等。

3 及其应用

1．的物理性质：无色、易挥发、有刺激性气味、易挥发、密度大于水。

2．的不稳定性：见光或受热易分解。

4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O

说明：越浓，越容易分解。长期存放的浓HNO3呈黄色，这是由于HNO3分解产生的NO2溶于的缘故。也正因为见光或受热易分解，一般将它保存在棕色瓶里，放置在阴凉处。

3．的强氧化性：具有强的氧化性，是因为分子里氮呈＋5价。

（1）与金属反应：HNO3几乎能与所有的金属（除金、铂、钛以外）发生氧化还原反应。

Cu＋4HNO3(浓)＝Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O

3Cu＋8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O

说明：与不活泼金属反应时，浓生成NO2，稀生成NO。

【交流·研讨】

①常温下为什么可以用铝槽车或铁罐运输浓

铝、铁等金属可以在冷的浓中发生钝化现象，浓HNO3会把铝或铁的表面氧化，形成一层薄而致密的氧化膜，阻止了反应的进一步发生．遇热时，该氧化膜会被破坏．因此常温下铝、铁制品可以盛放冷的浓HNO3．

②铜与浓HNO3反应时，放出NO2气体，与稀HNO3反应时，放出NO气体。能否由此说明稀HNO3比浓HNO3的氧化能力更强？

与金属反应时，被还原的程度取决于的浓度和还原剂的强弱。对于同一种还原剂来说，越稀被还原的程度越大．因为当HNO3的浓度在8 mol·L－1以上时，HNO3氧化性很强，在此过程中生成氮的低价氧化物在强的氧化气氛中不能存在，继续被氧化成高价的氮的氧化物，所以产物为NO2．当较稀时，它的氧化性较弱，氮的低价氧化物也能够存在，所以主要产物是NO．浓HNO3与Cu反应放出NO2气体要比稀HNO3与Cu反应放出NO气体剧烈的多，所以浓HNO3氧化能力比稀HNO3氧化能力更强。

（2）与非金属反应：能与许多非金属及某些有机物发生氧化还原反应：

C＋4HNO3(浓) CO2↑＋4NO2↑＋2H2O

4  人类活动对自然界氮循环和环境的影响

1．人类活动对自然界氮循环的影响：

（1）作物每年要从土壤中摄取大量的氮。每100m2土地的上空约有106kg的氮，这是巨大的氮资源。闪电能使空气里的氮气转化为一氧化氮，一次闪电能生成80～1500kg的一氧化氮。这是一种自然固氮。但自然固氮远远满足不了农业生产的需求。人类的固氮活动使活化氮的数量大大增加。科学家们预测，从现在到2020年，人工固氮将增加60%，达到年均2.24×1011kg。

（2）汽车的数量大大增加，由汽车排放到大气中的氮氧化物逐年增加。

2．人类活动对环境的影响：

人类是伟大的，人们用自己的智慧创造了一个新的自然界。但是，人类的活动也对地球的环境造成了一些不良的影响。当前环保面临的十大问题有：大气污染、地球变暖、臭氧层被破坏、酸雨蔓延、生物多样性减少、淡水资源枯竭与污染森林锐减、土壤荒漠化、海洋污染、固体废弃物污染。其中与氮循环失衡直接相关的有以下几个方面：

（1）光化学烟雾：光化学烟雾是指汽车尾气中的氮氧化物与碳氢化合物经紫外线照射发生反应形成的一种有毒的浅蓝色烟雾。光化学烟雾具有特殊气味，刺激眼睛，伤害植物，并使大气能见度降低。氮氧化合物是形成光化学烟雾的一个重要原因。大气中的氮氧化物主要来源于汽车尾气、化石燃料的燃烧和植物体的焚烧，以及农田土壤和动物排泄物中含氮化合物的转化。

（2）酸雨：氮氧化合物是形成酸雨的一个重要原因。

（3）富营养化：进入水体的氮的含量增大，会导致藻类“疯长”，迅速地覆盖在水面上，造成水体的富营养化。水体中的氮主要来源于工业废水、生活污水、农田灌溉和淋洗，以及水产养殖所投入的饵料和肥料等。

3．如何减少人类活动对自然界中氮循环的影响

（1）控制进入大气、陆地和海洋的有害物质的数量。

（2）增强生态系统对有害物质的吸收能力。我们应保护森林，植树造林，促进全球氮的良性循环。

硫的转化

1 自然界中的硫

1．硫的存在

在自然界里，硫既有游离态，又有化合态，游离态的天然硫存在于火山喷口附近或地壳的岩层里，煤中也含有少量硫。

2．认识硫单质

（1）硫的主要同素异形体：单斜硫、斜方硫。

（2）硫的物理性质：

硫单质为淡黄色晶体，密度为水的两倍，难溶于水、微溶于乙醇、易溶于CS2，熔点112.8℃，沸点444.6℃。

3．化学性质：

（1）与金属发生反应：

Cu＋SCu2S      Fe＋SFeS  （S表现氧化性）

（2）与非金属发生反应

S＋O2SO2（S表现还原性）

（3）与氧化性酸浓HNO3、浓H2SO4发生反应

S＋6HNO3（浓）H2SO4+6NO2↑+2H2O（S表现还原性）

S＋2H2SO4（浓）3SO2↑+2H2O（S表现还原性）

4．用途：硫单质制硫酸，做橡胶制品的硫化剂，制黑火药、火柴、农药等。

2 不同价态硫元素间的转化

1． 硫元素间的转化网络图

由图知：H2S只有氧化性，S、SO2既有氧化性，又有还原性，H2SO4中的S只有氧化性。

2．SO2

（1）物理性质

二氧化硫为无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，易液化，易溶于水。

（2）化学性质

①二氧化硫是酸性氧化物，具有酸性氧化物的一切通性：

SO2＋H2OH2SO3；SO2＋CaO＝CaSO3；SO2＋2NaOH＝Na2SO3＋H2O；SO2＋NaOH＝NaHSO3；

SO2＋2NH3·H2O＝(NH4)2SO3＋H2O；SO2＋Ca(OH)2＝CaSO3↓＋H2O（吸收SO2）

SO2＋H2O＋Na2S＝Na2SO3＋H2S （酸性：H2SO3＞H2S）；

SO2＋NaHCO3＝NaHSO3＋CO2  （酸性：H2SO3＞H2CO3）；

②氧化性：SO2＋2H2S＝3S＋2H2O （气体或溶液中均可进行）

③还原性：能被Cl2、Br2、I2、Fe3＋、KMnO4、HNO3等强氧化剂氧化生成SO42-。例如：

SO2＋X2＋2H2O＝H2SO4＋2HX  （X＝Cl、Br、I）

④漂白性：SO2可以使品红溶液褪色。

注意，SO2能使氯水、KMnO4溶液等褪色，这是因为SO2具有还原性的缘故。

氯气、二氧化硫、活性炭漂白原理的比较

Cl2的漂白性主要是因为它溶于水生成了HClO。该酸有很强的氧化性。可将有色物质氧化成无色物质。这种氧化作用非常迅速。由于色素的结构被破坏。因此。Cl2的漂白作用是不可复原的。成为永久性漂白。与Cl2不同。SO2的漂白作用。不是因为SO2具有氧化性。而是SO2溶于水生成了亚硫酸。亚硫酸跟有色物质结合生成一种无色的不稳定的化合物。这种作用较慢。且生成的化合物不稳定。加热时。会有SO2分解出来。溶液又会恢复成原来的颜色。因此。SO2的漂白作用是不能持久的。而活性炭的漂白为物理性吸附。属物理变化。

3．浓硫酸的强氧化性：浓硫酸是强氧化性酸，可以氧化大多数金属(除Pt和Au)和其他还原性物质(H2S、Fe2+等)。

Cu+2H2SO4(浓) CuSO4+SO2↑+2H2O(氧化性、酸性)

C+2H2SO4(浓) CO2↑+2SO2↑+2H2O(氧化性)

2FeSO4+2H2SO4(浓)＝Fe2(SO4)3+SO2↑+2H2O(氧化性)

H2S+H2SO4(浓)＝S↓+SO2↑+2H2O(氧化性)

在以上反应中，浓硫酸一般被还原为SO2。常温时，Al、Fe在浓硫酸中钝化，其实质是浓H2SO4使Al、Fe氧化生成致密的氧化物保护膜。

3  酸雨及其防治

1．酸雨的形成

酸雨中的酸度主要是硫酸和造成的，它们占总酸度的92%以上。其余为一些弱酸。我国的酸雨主要是硫酸型酸雨。一般认为：“酸雨”是由于大量含硫燃料的燃烧排放的SO2等酸性气体进入大气后造成局部地区大气中的SO2富集．在水凝结过程中溶解于水形成H2SO3。然后经空气中的尘粒等污染物的催化作用。氧化成H2SO4随雨水降下形成酸雨。主要反应如下：

2SO2+O22SO3  SO3+H2O＝H2SO4

SO2+H2OH2SO3  2H2SO3+O2＝2H2SO4(酸性增强)

2．酸雨的危害：酸雨危害很大，能直接破坏森林、草原和农作物。使土壤酸性增强。使湖泊酸化。还会加速建筑物、桥梁、工业设备等的腐蚀。

3．酸雨的防治

（1）对酸性物质的排放加以控制。

（2）开发清洁能源

海水中的化学元素

1  海水——化学元素宝库

1．海水中的元素

微量元素：锂、碘、铀。

常量元素（在每升海水中的含量均大于1mg）：氯、钠、镁、硫、钙、钾、碳、锶、溴、硼、氟。

说明：常量元素的总量占海水所溶解物质总量的99.9%。溴被人们称为“海洋元素”，因为地球上99%以上的溴都蕴藏在大海中。

2．氯化钠、锂、碘、铀的重要用途

氯化钠：食用、生理盐水、化工原料

锂：热核反应的重要材料之一，是锂电池、特种合金等的原料之一。

碘：碘酒消毒，人体必需元素

铀：核燃料

3．氯碱工业

（1）概念：工业上用电解饱和食盐水的方法来制取NaOH、Cl2和H2，并以它们为原料生产一系列化工产品，称为氯碱工业。

（2）原料：饱和食盐水

（3）原理：2NaCl + 2H2O  2NaOH + Cl2↑+ H2↑

 (4 ) 设备：离子交换膜法电解槽

2 镁和海水提镁

1. 海水提镁的方法

（1）海水提镁的3个环节：①碱的制取——贝壳高温分解产生CaO，再与水反应得碱。②Mg2+的浓缩——海水加碱，得氢氧化镁沉淀，将沉淀分离出来，再加盐酸，得到浓的MgCl2溶液。③Mg的制取——MgCl2溶液经过蒸发、浓缩、干燥，得到MgCl2固体，电解熔融的MgCl2得到Mg。

（2）相关化学（或离子）方程式：

①CaCO3CaO＋CO2↑；CaO＋H2O＝Ca(OH)2

②Mg2+＋2OH－＝Mg(OH)2↓； Mg(OH)2＋2H+＝ Mg2+＋2H2O

③MgCl2Mg+Cl2↑

2．镁的性质

（1）物理性质：镁是一种银白色金属，密度小于水，熔点较低，硬度较小，有良好的导电、导热性和延展性，与其他金属易构成性能优良的合金。

（2）化学性质

①与非金属单质反应

2Mg + O2 2MgO      3Mg + N2 Mg3N2      Mg + Cl2 MgCl2

②与酸反应

与镁与非氧化性酸，如稀硫酸、盐酸等反应生成氢气：Mg + 2H+ ＝Mg2+ + H2 ↑

与镁与氧化性酸，如浓硫酸、等反应，但不生成氢气：

Mg + 2 H2SO4(浓) ＝ MgSO4 + SO2↑+ 2H2O 

③与某些氧化物反应2Mg + CO2 2MgO + C

3 溴和海水提溴

1．与溴关系密切的一组元素——卤素

溴和氯、碘等元素在原子结构和元素性质方面有一定的相似性，它们在元素周期表中排在同一纵列（同一族）里，常一起研究。由于这些元素易形成盐，所以它们被称为卤素（卤是“成盐”的意思）。

2．溴单质和碘单质的物理性质

（1）实验探究溴和碘的物理性质：重点色、态、味及溶解性。

实验探究溴水和碘水中加入CCl4的现象

实验表明，用CCl4可以提取溴水中的溴以及碘水中的碘，这种分离方法叫萃取。

利用混合物中一种溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一溶剂所组成的溶液中提取出来的分离方法叫萃取，萃取所用的仪器是分液漏斗。

3．氯、溴、碘单质氧化性的强弱

实验探究氯、溴、碘氧化性的强、弱：

全章知识总结

【知识归纳】

一、碳的多样性

1．多种多样的碳单质

（1）同素异形体的定义：由同一种元素组成的性质不同的几种单质，叫做该元素的同素异形体

（2）碳的同素异形体：金刚石、石墨、C60、碳纳米管及其他碳单质

（3）碳的化学性质（主要为还原性）：与氧气、氧化铁和氧化铜等金属氧化物、CO2等反应。

2．广泛存在的含碳化合物：

（1）重要的两种盐：Na2CO3（碳酸盐）和NaHCO3（碳酸氢盐）

①主要的物理性质和应用：

a碳酸钠：与酸、与碱（如氢氧化钙）、与盐（如氯化钙、氯化钡等）反应。

b碳酸氢钠：与酸、与碱反应、受热易分解。

c碳酸钠与碳酸氢钠之间的转化：

溶液中：NaHCO3＋NaOH＝Na2CO3＋H2O， Na2CO3＋CO2＋H2O＝2NaHCO3

固体中：NaOH＋NaHCO3Na2CO3＋H2O，2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O

（2）重要的两种氧化物：CO和CO2

①CO：毒性（与血红蛋白结合）、还原性。

②CO2：酸性氧化物的通性、弱氧化性（与镁等活泼金属反应）。

3．碳及其化合物间的转化

（1）碳的循环   （2）溶洞及石笋、钟乳石的形成  （3）温室效应 

（4）生产和生活中碳及其化合物间的转化：①高炉炼铁 ②木炭燃烧 ③水垢的形成

二、氮的循环

1．氮在自然界中的循环和存在形式

（1）氮元素在自然界中的存在形式  （2）氮在自然界中的循环

2．氮循环中的重要物质

（1）氮气

①物理性质：无气无味的难溶于水的气体；密度比空气小，在空气中约占总体积的78%，占总质量的75%。

②化学性质：

还原性：与O2反应N2＋O22NO

氧化性：与H2在高温、高压、催化剂条件下反应、与Mg在点燃的条件下反应。

③用途：a.保护气b.液氮作深度冷冻剂c.合成氨等

（2）氮的氧化物——NO、NO2的重要性质

①物理性质：NO：无色无味难溶于水的气体有毒；NO2：红棕色有刺激性气味的气体有毒

②化学性质：2NO＋O2＝2NO2  3NO2＋H2O＝2HNO3＋NO 

③计算中用到的两个重要化学方程式： 4NO＋3O2＋2H2O＝4HNO3 ；4NO2＋O2＋2H2O＝4HNO3

（3）氮的氢化物——NH3

①物理性质：无色、有刺激性气味的气体，比空气轻，极易溶于水（1:700）且快速溶解，易液化得液氨，常用作制冷剂。

②化学性质

a 氨与水的反应：NH3＋H2ONH3·H2O

b 氨与酸反应：NH3＋HCl＝NH4Cl

c 氨与某些盐溶液的反应：

FeCl3＋3NH3·H2O＝Fe(OH)3↓＋3NH4Cl  ；MgCl2＋2NH3·H2O＝Mg(OH)2↓＋2NH4Cl 

d 氨与O2的催化氧化（氨的还原性）：4NH3＋5O24NO＋6H2O  

氨的制备：2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O

（4）铵盐的主要性质

①概念：由铵根离子和酸根离子组成的盐

②物理性质：都是无色晶体，都易溶于水

③化学性质

a 受热易分解： NH4HCO3NH3↑＋CO2↑＋H2O，NH4ClNH3↑＋HCl↑

b 与碱反应  NH4＋ ＋ OH－＝ NH3·H2O

④NH4＋的检测： 在未知溶液中加入强碱并加热，用湿润的红色石蕊试纸检验，若试纸变蓝，则证明原溶液中含NH4＋

（5）的重要性质

①物理性质：纯HNO3是无色，易挥发（沸点83℃），有刺激性气味的液体。易溶于水，密度比水大，常用的浓HNO3质量分数为69%，98%的称“发烟”。

②化学性质

酸的通性

特性：不稳定性： 4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O

强氧化性：a浓、稀HNO3均有强氧化性  b氧化性：浓HNO3>稀HNO3

c金属与反应不产生H2，而是与浓反应生成NO2，与稀HNO3，生成NO

4HNO3（浓）＋Cu＝Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O

8HNO3（稀）＋3Cu＝3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O

d铝、铁等金属可以在冷的浓中发生钝化现象，浓HNO3会把铝或铁的表面氧化，形成一层薄而致密的氧化膜，阻止了反应的进一步发生。因此常温下铝、铁制品可以盛放冷的浓HNO3。

e 与非金属反应：C＋4HNO3(浓) CO2↑＋4NO2↑＋2H2O

三、硫的转化

1．自然界中的硫

（1）自然界中不同价态硫元素间的转化

（2）认识硫单质

①物理性质：通常硫是一种黄色或淡黄色的固体，很脆，易研成粉末。不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳，熔点和沸点较低。

硫有多种同素异形体，常见的有斜方硫和单斜硫。

②化学性质：硫元素的化合价有－2、0、＋4、＋6，硫单质0价，居于中间价态，既有氧化性又有还原性。

氧化性： 与金属：Fe ＋ S FeS   2Cu ＋S  Cu2S   2Na ＋S ＝ Na2S (研磨) 

与非金属：H2 ＋ S  H2S  

爆炸：S ＋ 2KNO3 ＋3C=K2S ＋ 3CO2  ↑＋N2  ↑  

还原性：硫在空气中燃烧，发出淡蓝色的火焰，在纯氧中燃烧剧烈，发出蓝紫色火焰，产物都是二氧化硫。 S＋O2SO2 

与浓硫酸反应：S＋2H2SO4(浓) 3SO2↑＋2H2O

③用途

2．实验室里研究不同价态硫元素间的转化

（1）二氧化硫

①物理性质

通常二氧化硫是一种无色、有刺激性气味的有毒气体，密度大于空气，易液化，易溶于水，常温常压下，1体积水大约能溶解40体积的二氧化硫。

②化学性质

a 酸性氧化物的通性：与水反应SO2＋H2O＝ H2SO3；与碱性氧化物反应：SO2＋CaO＝ CaSO3；

与碱反应：SO2 (少量) ＋ 2NaOH ＝Na2SO3 ＋ H2O，SO2 (过量) ＋ NaOH ＝NaHSO3。

b 氧化性：2H2S ＋ SO2 ＝3S ＋2H2O 

c 还原性 SO2 可以使KMnO4溶液、氯水、溴水、FeCl3溶液等退色，证明SO2 具有还原性：

Cl2 ＋ SO2 ＋ 2H2O ＝H2SO4 ＋2HCl

此外，SO2 还可以在一定条件下被氧气氧化：2 SO2＋O2  2SO3

d 漂白性：二氧化硫与水反应生成的亚硫酸能与有色物质结合，生成不稳定的无色物质，所以说二氧化硫具有漂白性。

（2）浓H2SO4 

①物理性质：通常浓硫酸是无色油状液体，难挥发，与水以任意比混溶，溶解时放出大量热。

②特性：吸水性、脱水性、强氧化性

浓硫酸中＋6价的S原子有很强的氧化性，可以夺取许多物质中的电子，因此浓硫酸具有强氧化性。浓硫酸可以与许多金属、非金属等物质反应：

Cu＋2 H2SO4(浓) CuSO4＋SO2↑＋2H2O，C＋2 H2SO4(浓) CO2↑＋2 SO2↑＋2H2O

3．酸雨及其防治

（1）酸雨的概念  （2）酸雨的成因  （3）酸雨的危害  （4）酸雨的防治

四、海水中的化学元素

1．海水——化学元素的宝库

（1）海水中的元素

（2）氯化钠、锂、碘的重要用途

（3）氯碱工业 ①概念  ②原料：饱和食盐水 ③原理：2NaCl＋2H2O2NaOH＋Cl2↑＋H2↑

2．镁和海水提镁

（1）海水提镁的方法 ：

①碱的制取：CaCO3CaO＋CO2↑；CaO＋H2O＝Ca(OH)2

②Mg2＋的浓缩：Mg2+＋2OH－＝Mg(OH)2↓； Mg(OH)2＋2H+＝ Mg2+＋2H2O

③Mg的制取：MgCl2Mg+Cl2↑

（2）镁的性质

①物理性质：镁是一种银白色金属，密度小于水，熔点较低，硬度较小，有良好的导电、导热性和延展性，与其他金属易构成性能优良的合金。

②化学性质

与非金属单质反应：2Mg＋O22MgO、3Mg＋N2Mg3N2、Mg＋Cl2MgCl2

与酸反应：与非氧化性酸反应：Mg＋2H＋ ＝Mg2＋＋H2 ↑

与氧化性酸反应，但不生成氢气：Mg＋2 H2SO4(浓) ＝MgSO4＋SO2↑＋2H2O 

与某些氧化物反应：2Mg＋CO22MgO＋C

3．溴和海水提溴

（1）与溴关系密切的一组元素——卤素

（2）溴单质和碘单质的物理性质

①溴在常温下为红棕色液体（惟一的液态非金属单质），极易挥发产生红棕色有毒的溴蒸气；碘是紫黑色固体，具有金属光泽，易升华（常用于分离提纯碘）。二者在水中溶解度都较小，都易溶于酒精等有机溶剂。

②萃取：利用混合物中一种溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一溶剂所组成的溶液中提取出来的分离方法叫萃取，萃取所用的仪器是分液漏斗。

（3）氯、溴、碘单质氧化性的强弱：氯、溴、碘的氧化性：Cl2>Br2>I2;还原性：Cl－（4）碘的特性：遇淀粉变蓝色（常用来检验碘的存在）

（5）卤素离子的检验 

在含有Cl－、Br－、I－的溶液中加入银溶液分别生成白色、浅黄色、黄色的卤化银沉淀．若再加入稀．沉淀不溶解（AgF能溶于水）

（6）海水提溴与海洋的综合利用

①海水提溴：大体分为三个步骤：浓缩→氧化→提取。

②海水的综合利用

第4章 元素与材料世界

硅 无机非金属材料

1  半导体材料与单质硅

1．半导体材料

半导体材料特指导电能力介于导体和绝缘体之间的一类材料。最早使用的半导体材料是锗，但因其含量低，提炼工艺复杂，价格昂贵，而不适合广泛使用。目前广泛使用的半导体材料是硅元素，在地壳中含量居第二位，该元素全部以化合态存在于自然界中，储量丰富。常见的有晶体硅和无定形硅等形式存在。

2．单质硅

（1）存在：自然界中无单质硅，硅元素全部以化合态存在，如二氧化硅、硅酸盐等。化合态的硅是构成地壳的矿石和岩石的主要成分，硅在地壳中的含量居第二位。

（2）物理性质：单质硅有晶体硅和无定形硅两种。晶体硅呈灰黑色，有金属光泽，硬而脆，熔点很高（1410℃），是良好的半导体材料。

（3）化学性质：

①在常温下，硅的化学性质不活泼，不与O2、Cl2、H2SO4、HNO3等发生反应，但能与F2、HF和强碱反应。例如：Si + 2NaOH + H2O ＝Na2SiO3 + 2H2↑；Si + 2F2 ＝SiF4；Si + 4HF ＝ SiF4↑+ 2H2↑。

②在加热时纯硅与某些非金属单质发生反应。如研细的硅能在氧气中燃烧：Si + O2 SiO2 

（4）硅的用途：

硅可用来制造集成电路，太阳能电池，硅整流器等。硅合金可用来制造变压器铁芯，耐酸设备等。

2 二氧化硅与光导纤维

1、二氧化硅的存在

二氧化硅广泛存在与自然界中，天然二氧化硅叫硅石。石英的主要成分为二氧化硅晶体，透明的石英晶体叫做水晶，含有有色杂质的石英晶体叫做玛瑙。另外二氧化硅也是构成岩石的重要成分。

2、二氧化硅的物理性质

纯净的二氧化硅晶体呈无色，熔点高，硬度大，不溶于水，也不溶于其他一般的溶剂。

3、二氧化硅的化学性质

（1）二氧化硅是一种酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性

①二氧化硅在常温时可以与碱溶液缓慢反应生成盐和水：SiO2+ 2NaOH ＝ Na2SiO3 + H2 O

②二氧化硅在高温下可与碱性氧化物反应：SiO2 ＋ CaO  CaSiO3 

（2）特性

①SiO2不溶于水，也不与水反应。

②二氧化硅在常温下与氢氟酸反应： Si O2＋4HF ＝ SiF4↑＋2H2O 

③二氧化硅中的硅为＋4价，具有弱的氧化性，如在高温时，二氧化硅中的硅可以被碳置换出来。

4、SiO2与CO2的比较

（1）石英可用于制作石英表和石英玻璃。

（2）石英砂常用作制薄玻璃和建筑材料。

（3）水晶常用来制造电子部件、光学仪器、工艺品和眼镜片等。

（4）玛瑙用于制造精密仪器轴承、耐磨器皿和装饰品。

（5）SiO2 被用于制造高性能的现代通讯材料——光导纤维。

6、光导纤维

光导纤维，简称“光纤”，就是一种能利用光的全反射作用来传导光线的透明度极高的玻璃细丝。如果将许多根经过技术处理的光纤绕在一起，就得到我们常说的光缆。光导纤维是用石英玻璃制造的，制作时需要较高的技术，它传导光的能力非常强。如1000米长的单模光纤，重量只有27克，传送波长为1.55微米的激光时，每传播1000米，光能的损耗不到0.2分贝．若利用光缆通讯，能同时传输大量信息。光纤通信的优点有：

（1）信息容量大，一条光缆通路可同时容纳10亿人通话，也可同时传送多套电视节目。

（2）光纤的抗干扰性能好，不发生电辐射，通讯质量高，能防窃听。

（3）光缆质量小而且细，不怕腐蚀，铺设方便。

（4）光纤通信损耗低，适合远距离信息传输。

另外，光导纤维在医学上也有很重要的应用。目前在医学领域，普遍使用着一种连接着许多光纤的胃镜，光纤胃镜的光源是在体外由光纤传进去的，它不产生热辐射，能减轻病人的痛苦。在光导纤维的一头装着精致小巧的微型镜头，可将胃内的情况传到体外拍摄下来或显示在屏幕上。光导纤维在医学上的另一个重要应用是通过微细的光纤将高强度的激光输入人体的病变部位，用激光来切除病变部位。这种“手术”不用切开皮肤和切割肌肉组织，而且切割部位准确，手术效果好。

除此以外，光导纤维还可用于信息处理、传能传像、遥测遥控、照明等许多方面。

铝 金属材料

1  铝与铝合金

1．铝

（1）物理性质：硬度较小，银白色质轻，密度为2.7g/cm，具有一定的耐磨性，有很好的延展性和导电性，熔点低（666.4℃），沸点高（2467℃）。

（2）化学性质

①与非金属反应

a 与氧气反应：

常温下，铝被空气中的氧气氧化，表面生成一层致密的氧化物薄膜，失去金属光泽。

点燃时，金属铝可以在氧气中燃烧：4Al＋ 3O2    2Al2O3 

说明：该反应放出大量热和耀眼的白光，因而铝可用于制造燃烧弹、信号弹、火箭推进剂等。

b. 与氯气、硫等非金属反应

2Al＋3Cl2  2AlCl3        4Al＋3S  2Al2S3

②与酸的反应

a. 与非氧化酸（盐酸、稀硫酸）反应，有氢气生成：2Al＋6H＋＝2Al3＋＋3H2↑。

b. 与氧化酸（，浓硫酸）反应，无氢气生成： Al＋4HNO3 (稀)＝Al(NO3)3＋NO↑＋2H2O

注意：Al遇冷的浓硫酸、浓会钝化，但加热可反应。

③与碱的反应

化学方程式：2Al＋2NaOH＋6H2O＝2Na[Al(OH)4]＋3H2↑

离子方程式： 2Al＋2OH－＋6H2O＝2[Al(OH)4]－＋3H2↑

④与金属氧化物的反应（铝热反应）

金属铝在高温下可与Fe2O3反应：2Al＋Fe2O32Fe＋Al2O3

说明：a该反应称为铝热反应，铝粉和氧化铁粉末的混合物称为铝热剂。利用铝热反应可焊接钢轨大截面的钢材部件等。

b铝和氧化铁在高温下发生的反应不仅可用于焊接钢轨，还可用于定向爆破定向爆破是指在地基的钢筋混处安放铝热剂，引燃后产生的温度高达2500－3500℃，使钢筋熔断，楼体倒塌。

c铝不仅可与氧化铁发生铝热反应，用其他金属氧化物如V2O5、Cr2O3、MnO2等代替氧化铁也可发生铝热反应。铝热反应还可用于冶炼钒、锰等金属。

2、铝合金

（1）合金：合金是指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。

一般来说，合金的性能优于纯金属，合金的熔点比它的各成分金属熔点都低，硬度比它的各成分金属大。但合金的性质并不是各成分金属性质的总和。

（2）铝合金

金属铝中加入其他元素如铜、镁、硅、锌、锂等，即形成各种性能优良的铝合金。

①性质特征

铝合金具有密度小、强度高、塑性好、易于成形、制造工艺简单、成本低廉等特点，并且表面易形成致密的氧化物保护膜而具有一定的抗腐蚀能力。

②用途

铝合金主要用于建筑业、容器和包装业、交通运输及电子行业，如汽车车轮的骨架，硬盘抽取盒等。另外，还广泛用于制造飞机构件。

2  铝的重要化合物

1．氧化铝

（1）存在：自然界中纯净的Al2O3为无色晶体，俗称刚玉，硬度仅次于金刚石，可作人造宝石。

（2）物理性质：白色固体，不溶于水，熔点高。

说明：由于Al2O3熔点高，难分解，因而可做良好的耐火材料。

（3）化学性质

①与酸反应： Al2O3 ＋6HCl＝ 2AlCl3 ＋3H2O（Al2O3 ＋6H＋ ＝ 2Al3＋ ＋3H2O）

②与碱反应：Al2O3＋2NaOH＋3H2O＝2Na[Al(OH)4]（Al2O3＋2OH－＋3H2O＝2[Al(OH)4]－）

说明：氧化铝具有不同于一般氧化物的性质，既与强酸反应也与强碱反应，属于两性氧化物。

2．氢氧化铝

（1）物理性质：Al(OH)3是几乎不溶于水的白色胶状固体，具有吸附性。

（2）化学性质

①与酸反应：Al(OH)3 ＋3HCl＝AlCl3 ＋3H2O（Al(OH)3 ＋3H+＝Al3+＋3H2O）

②与碱反应：Al(OH)3＋NaOH＝Na[Al(OH)4]（Al(OH)3＋OH－＝[Al(OH)4]－）

说明：Al(OH)3与Al2O3一样，既与酸反应又与碱反应，具有两性，属于两性氢氧化物。

①受热易分解：大部分难溶性的氢氧化物在受热时可以分解生成相应的氧化物和水，Al(OH)3也不例外。

2Al(OH)3  Al2O3＋3H2O

（3）Al(OH)3的制取：

①铝盐与碱反应：用铝盐与可溶性弱碱氨水反应制Al(OH)3：Al3+＋3NH3·H2O＝Al(OH)3↓＋3NH4+

说明：制取Al(OH)3也可用铝盐与强碱作用，但应严格控制加入碱的量，因为强碱过量会使制得的Al(OH)3转化为四羟基合铝酸盐：Al(OH)3＋OH－＝[Al(OH)4]－。所以，实验室一般不采用这种方法制Al(OH)3。

②四羟基合铝酸盐与酸反应：一般用向偏铝酸盐溶液中通入CO2的方法制取Al(OH)3。

当CO2不足或适量时：2[Al(OH)4]－＋CO2＝2Al(OH)3↓＋CO32－＋H2O；CO2过量时：[Al(OH)4]－＋CO2＝Al(OH)3↓＋HCO3－。

说明：一般不用强酸，因为强酸的量控制不当会使制得的Al(OH)3溶解： [Al(OH)4]－＋H+＝Al(OH)3↓＋H2O；Al(OH)3＋3H+＝Al3+＋3H2O

（4）Al(OH)3的用途：

由于Al(OH)3具有吸附性，既能凝聚水中悬浮物，又能吸附色素，因此Al(OH)3可作净水剂和色素吸附剂。

3 金属与金属材料

1．金属的分类

（1）冶金工业

黑色金属：Fe、Cr、Mn（黑色金属的颜色不一定是黑色，如纯净的铁、铬的颜色是银白色）

有色金属：除Fe、Cr、Mn以外的所有金属

（2）按密度

轻金属：密度＜4.5g/cm3（如钠、镁、铝）

重金属：密度＞4.5g/cm3（如铁、铜、W）

（3）按自然界中的含量

常见金属：如铁（4.75%） 铝（7.7%） 钙（3.45%）等

稀有金属：如锆、铌、钼等

2．金属的通性：有金属光泽、有延展性，是电和热的良导体，具有还原性。

3．金、银、铜等金属材料

（1）物理性质

① 特性：金是黄色金属；银是白色金属；铜是紫红色金属。

② 共性：硬度较小，熔点较高，密度较大，具有金属光泽、良好的延展性、导电性和导热性。

（2）化学性质：金、银、铜都属于不活泼金属，相对而言，其活泼程度依次增强。

① 金：金是最稳定的金属之一，在高温下也不能与氧气反应，不能被等强氧化性酸氧化。但金能溶解在王水中。

② 银：银虽然不能与盐酸、稀硫酸反应，但却能溶解在等强氧化性酸中：

Ag＋2HNO3 (浓)＝AgNO3＋NO2↑＋H2O；3Ag＋4HNO3 (稀)＝3AgNO3＋NO↑＋2H2O

③ 铜：

a 与非金属单质反应： 2Cu＋O2  2CuO；2 Cu＋S Cu2S；Cu＋Cl2CuCl2

b 与酸反应：与银相似，铜不能与盐酸、稀硫酸反应，但却能溶解在等强氧化性酸中：

Cu＋2H2SO4(浓)  CuSO4＋SO2↑＋2H2O

Cu＋4HNO3 (浓)＝Cu(NO3)2 ＋ 2NO2↑＋2H2O

3Cu＋8HNO3 (稀) ＝3Cu(NO3)2 ＋2 NO ↑＋4H2O

c 与盐溶液反应： Cu＋2FeCl3＝CuCl2＋2FeCl2

d 铜的锈蚀：铜在干燥空气中性质稳定，但在潮湿空气中会被腐蚀，在其表面逐渐形成一层绿色的铜锈：2Cu＋O2＋H2O＋CO2 ＝Cu2(OH)2CO3

（3）用途：

①金及其合金除了用于首饰以外，在电子工业的用量占工业用量的90％以上。在航空航天工业中，金在制造飞机和航天器有关部件所用的材料也占有重要地位。

②银除了用于首饰以外，在有机合成、能源开发、材料制造等方面的应用越来越被重视。

③铜在电气和电子工业中主要用于制造电线、通讯电缆等。这方面应用占铜的工业总用量的一半左右，半导体器件中的硅芯片上用铜代替铝线；建筑业上用铜制造水管及其它排水设施，具有独特的杀菌功能，抑制细菌生长。

④钛（Ti）―― “21世纪的金属”性能优储量大，用于制造飞机、导弹、宇宙飞船、舰艇、化工设备、纺织机械、人造卫星、医疗器械、“人造骨骼”等。

⑤铀（U）―― 做核电厂反应堆的核燃料。

⑥镅（Am）―― 用作烟雾探测器中的烟雾监测材料。

4．铜的常见化合物

（1）颜色、溶解性：CuO——黑色、难溶；Cu2O——红色、难溶；Cu2S——黑色、难溶；CuSO4——白色、易溶；CuSO4·5H2O——蓝色、易溶；Cu2(OH)2CO3——绿色、难溶；Cu(OH)2——蓝色、难溶。

（2）化学性质

①氧化铜

a. 氧化铜有金属氧化物的性质，例如： CuO＋2HCl＝CuCl2＋H2O 

b. 氧化铜具有弱氧化性，可与某些还原剂反应。例如：

H2＋CuO  Cu＋H2O； C＋2CuO  2Cu＋CO2↑；CO＋CuO Cu＋CO2；

2NH3＋3CuO  3Cu＋N2＋3H2O

c. 氧化铜在高温下可发生分解反应： 4CuO 2Cu2O＋O2↑

②硫酸铜： CuSO4 晶体与无水CuSO4之间可以相互转化

CuSO4·5H2O CuSO4＋5H2O；CuSO4＋5H2O＝CuSO4·5H2O

复合材料

1  认识复合材料

1、材料科学的发展过程

材料科学的发展经历了天然材料、无机非金属材料、金属材料、有机合成材料、复合材料这五个过程。

其中，无机非金属材料主要包括陶瓷材料、玻璃材料、无机非金属涂层材料等。此类材料一般耐高温、抗腐蚀，有些材料还有独特的光电特性。硅酸盐材料主要指水泥、玻璃、陶瓷等，是传统的无机非金属材料。而半导体材料、超硬耐高温材料、发光材料等是新型无机非金属材料。

2、复合材料的定义及组成

在撑杆跳项目中，运动员使用的撑杆的材料，既不是金属材料、无机非金属材料，也不是有机合成材料。这种材料是将两种或两种以上性质不同的材料经特殊加工而成的，像这样的材料称为复合材料。

复合材料由两部分组成，一部分称为基体，在复合材料中起黏结作用；另一部分称为增强体，在复合材料中起骨架作用。

3、复合材料的分类

按基体分类，可分为树脂基复合材料、金属基复合材料和陶瓷基复合材料。

按增强体分，可分为颗粒增强复合材料、夹层增强复合材料和纤维增强复合材料。

2 形形色色的复合材料

1、生产、生活中的复合材料

（1）玻璃钢

玻璃钢是一种以玻璃纤维做增强体、合成树脂做基体的复合材料。

在制造玻璃钢时，可以将玻璃纤维制成纱或织物加到合成树脂中，也可以把玻璃纤维切成短纤维加到合成树脂中。除了普通玻璃纤维外，还可以根据需要选用耐化学腐蚀、耐高温或强度高的特种玻璃纤维做玻璃钢的增强体。

玻璃钢的强度可以达到甚至超过合金钢的强度，而密度只有钢铁的1/5左右，同时，这种材料保持着较好的耐化学腐蚀、电绝缘性和机械加工性能，而且又不像普通玻璃那样硬、脆。玻璃钢目前以大量用于游乐车、水上滑梯、运输罐、电话亭、餐桌椅等产品的生产。这些产品充分发挥了玻璃钢重量轻、强度高、耐水、耐磨、耐撞、产品美观及制造方便等特点。此外，玻璃钢在排水管道工程中也得到了广泛的应用。

玻璃钢虽有很多优点，但其刚性不如钢铁，即受力后形变较大，其次是耐高温性能较差，当温度超过400℃时，强度不易保持。为了改善这些性能，出现了强度和刚性均高的碳纤维、硼纤维等增强材料。

（2）碳纤维增强复合材料

在合成树脂中加入碳纤维做增强体的复合材料叫做碳纤维增强复合材料。其特点是韧性好，强度高，质轻。碳纤维增强复合材料被广泛用于制造高尔夫球杆、网球拍、钓鱼竿、赛车、赛艇、滑雪板和冲浪板等体育用品，也广泛用在纺织机械和化工机械的制造，以及医学上人体组织中韧带的制作等。

2、航空、航天领域中的复合材料

飞机、火箭的机翼和机身以及导弹的壳体、尾翼中的复合材料大多以纤维为增强体、金属为基体的复合材料作为增强体的纤维是碳纤维、硼纤维、碳化硅纤维和氧化铝纤维等耐热性好的纤维，作为基体的金属用得较多的是铝、镁、钛等密度小的轻金属。这类材料的特点是耐高温、强度高、导电性和导热性好，不吸湿，不易老化。

航天飞机机身上使用的隔热陶瓷瓦是由纤维和陶瓷复合而成的材料制成，其增强体多为碳纤维、碳化硅纤维和氧化硅纤维；基体的主要成分是各种陶瓷。这种纤维增强陶瓷保持了陶瓷耐高温的特性，又增强了陶瓷的韧性，使航天飞机能安全地穿越大气层返回地球。

全章知识总结

知识归纳

一、无机非金属材料

1、硅

（1）存在、物理性质、用途

硅在自然界只以化合态存在。晶体硅呈灰黑色，有金属光泽，硬而脆，熔点很高（1410℃），是良好的半导体材料。硅可用来制造集成电路，太阳能电池，硅整流器等。硅合金可用来制造变压器铁芯，耐酸设备等。

（2）化学性质

①相对稳定性：在常温下，硅的化学性质不活泼，不与O2、Cl2、H2SO4、HNO3等发生反应。

②弱还原性：在常温下，能与F2、HF和强碱反应。例如：Si + 2NaOH + H2O ＝Na2SiO3 + 2H2↑；Si + 2F2 ＝SiF4；Si + 4HF ＝ SiF4↑+ 2H2↑。在加热时纯硅与某些非金属单质发生反应。如研细的硅能在氧气中燃烧：Si + O2 SiO2

（3）硅的制备

在工业上，用碳在高温下还原二氧化硅的方法可制得含少量杂质的粗硅：SiO2＋2CSi＋2CO↑，将粗硅提纯后，可以得到半导体材料的高纯硅。

2、二氧化硅

（1）物理性质：纯净的二氧化硅晶体呈无色，熔点高，硬度大，不溶于水，也不溶于其他一般的溶剂。

（2）化学性质：

①酸性氧化物的通性：在常温时可以与碱溶液缓慢反应生成盐和水：SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2 O；②在高温下可与碱性氧化物反应：SiO2＋CaOCaSiO3

②二氧化硅在常温下与氢氟酸反应： Si O2＋4HF ＝ SiF4↑＋2H2O 

③弱氧化性：如在高温时，二氧化硅中的硅可以被碳置换出来。

（3）用途：二氧化硅可用于石英表、石英玻璃、建筑材料、电子部件、光学仪器、工艺品和眼镜片、精密仪器轴承、耐磨器皿和装饰品、光导纤维等。

3、光导纤维：光导纤维，简称“光纤”，就是一种能利用光的全反射作用来传导光线的透明度极高的玻璃细丝。光导纤维是用石英玻璃制造的，具有信息容量大，抗干扰性能好，通信损耗低等优点。

4、玻璃

原料：生产普通玻璃的主要原料是纯碱（Na2CO3），石灰石（CaCO3）和石英（SiO2 ）。

反应原理：将粉碎混匀的原料加强热使之熔化，发生复杂的物理化学变化，冷却即成玻璃。其中主要化学反应是：

CaCO3 + SiO2 CaSiO3 + CO2 ↑； Na2CO3 +  SiO2Na2SiO3 + CO2 ↑

5、水泥

（1）普通水泥的主要成分为硅酸三钙（3CaO·SiO2），硅酸二钙（2CaO·SiO2）和铝酸三钙（3CaO·Al2O3）等。

（2）水泥的特点是水泥具有水硬性，与水搀和搅拌并静置后，很容易凝固变硬。

（3）混凝土是指水泥、沙子和碎石的混合物，混凝土常用钢筋作结构，这就是通常所说的钢筋混凝土。

6、新型无机非金属材料：如高温结构陶瓷、生物陶瓷、压电陶瓷等。

二、无机金属材料

1、铝

（1）物理性质：硬度较小，银白色、质轻，有很好的延展性和导电性。

（2）化学性质

①与氧气反应：常温下，铝被空气中的氧气氧化，表面生成一层致密的氧化物薄膜，失去金属光泽。点燃时，金属铝可以在氧气中燃烧：4Al＋ 3O2    2Al2O3 

②与氯气、硫等非金属反应： 2Al＋3Cl2  2AlCl3；4Al＋3S  2Al2S3

③与非氧化酸反应，有氢气生成：2Al＋6H＋＝2Al3＋＋3H2↑。

④与氧化酸反应，无氢气生成： Al＋4HNO3 (稀)＝Al(NO3)3＋NO↑＋2H2O（注意：Al遇冷的浓硫酸、浓会钝化，但加热可反应。）

⑤与碱反应： 2Al＋2NaOH＋6H2O＝2Na[Al(OH)4]＋3H2↑

⑥与金属氧化物的反应（铝热反应）： 2Al＋Fe2O32Fe＋Al2O3

2、金、银、铜

（1）物理性质：它们都具有金属的通性，但颜色不同。

（2）化学性质：金、银、铜都属于不活泼金属，相对而言，其活泼程度依次增强。

金是最稳定的金属之一，在高温下也不能与氧气反应，不能被等强氧化性酸氧化。但金能溶解在王水中。银虽然不能与盐酸、稀硫酸反应，但却能溶解在等强氧化性酸中。相对而言，铜最活泼，如：

①在加热或点燃条件下可与氧气、氯气、硫等非金属反应；

②可与浓硫酸、等强氧化性酸反应；

③可与盐溶液反应：Cu＋2FeCl3＝CuCl2＋2FeCl2

④在空气中可锈蚀：2Cu＋O2＋H2O＋CO2 ＝Cu2(OH)2CO3

（3）用途：它们广泛的应用于首饰、电子工业、有机合成、能源开发、材料制造、建筑用水管等。

3、其它金属材料：如钛、铀、镅等。

4、合金

（1）合金：合金是指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。

一般来说，合金的性能优于纯金属，合金的熔点比它的各成分金属熔点都低，硬度比它的各成分金属大。但合金的性质并不是各成分金属性质的总和。

（2）常见的合金

①金属铝中加入其他元素如铜、镁、硅、锌、锂等，即形成各种性能优良的铝合金。铝合金具有密度小、强度高、塑性好、易于成形、制造工艺简单、成本低廉等特点，并且表面易形成致密的氧化物保护膜而具有一定的抗腐蚀能力。铝合金主要用于建筑业、容器和包装业、交通运输及电子行业。

②钢铁

a生铁：含碳量2％－4.3%，硬度大，但较脆且不易机械加工。

b普通钢：含碳量0.03%－2%，增加了铁锰等元素，改善了铁的性能，但易锈蚀。

c不锈钢：在普通钢基础上，加入铬镍等元素，含铬在一般在12％以上，在空气中能保持金属光泽，且有不生锈的特性。

5、几种重要的化合物

（1）氧化铝

①物理性质：白色固体，不溶于水，熔点高。

②化学性质：氧化铝具有不同于一般氧化物的性质，既与强酸反应也与强碱反应，属于两性氧化物。

Al2O3 ＋6HCl＝ 2AlCl3 ＋3H2O；Al2O3＋2NaOH＋3H2O＝2Na[Al(OH)4]

（2）氢氧化铝

①物理性质和用途：Al(OH)3是几乎不溶于水的白色胶状固体，具有吸附性。可作净水剂和色素吸附剂。

②化学性质：与Al2O3一样，既与酸反应又与碱反应，具有两性，属于两性氢氧化物。

①与酸反应：Al(OH)3 ＋3HCl＝AlCl3 ＋3H2O（Al(OH)3 ＋3H+＝Al3+＋3H2O）

②与碱反应：Al(OH)3＋NaOH＝Na[Al(OH)4]（Al(OH)3＋OH－＝[Al(OH)4]－）

另外，Al(OH)3还具有难溶性氢氧化物的通性，即受热易分解：2Al(OH)3  Al2O3＋3H2O

③Al(OH)3的制取：即可用铝盐与可溶性弱碱氨水反应，又可用向四羟基合铝酸盐溶液中通入CO2的方法制取Al(OH)3：Al3+＋3NH3·H2O＝Al(OH)3↓＋3NH4+； 2[Al(OH)4]－＋CO2＝2Al(OH)3↓＋CO32－＋H2O。

说明：一般不用强酸，因为强酸的量控制不当会使制得的Al(OH)3溶解： [Al(OH)4]－＋H+＝Al(OH)3↓＋H2O；Al(OH)3＋3H+＝Al3+＋3H2O

（3）氧化铜

①氧化铜有金属氧化物的性质： CuO＋2HCl＝CuCl2＋H2O 

②氧化铜具有弱氧化性，可与某些还原剂反应。

③氧化铜在高温下可发生分解反应： 4CuO 2Cu2O＋O2↑

三、复合材料

1、定义：将两种或两种以上性质不同的材料经特殊加工而成的材料称为复合材料。

2、组成：复合材料由两部分组成，一部分称为基体，在复合材料中起黏结作用；另一部分称为增强体，在复合材料中起骨架作用。

3、分类：按基体分类，可分为树脂基复合材料、金属基复合材料和陶瓷基复合材料。按增强体分，可分为颗粒增强复合材料、夹层增强复合材料和纤维增强复合材料。

4、优点：材料复合后，既保持了原有材料的特点，又使各组分之间协同作用，形成了优于原材料的特性。又可以充分利用能源、节约能源。

5、常见的复合材料：如玻璃钢、碳纤维增强复合材料、航空、航天领域中的复合材料等。