高一化学必修一详解总结元素化合物知识整合化合物知识点总结(使用新)

化合物知识点总结
一．金属钠
（一）钠1．物性金属钠是一种柔软，银白色、有金属光泽的金属，是热和电的良导体；它的密度比水的密度小，比煤油的密度大，熔点为℃、沸点为℃
2．化性
(1)跟非金属反应：4Na+O2=2Na2O，（空气中钠的切面变暗2Na+O 2Na2O2(黄色火焰) Na2O2比Na2O稳定 2Na+Cl2 NaCl(白烟) 钠与水反应：2Na+2H2O =2NaOH +H2↑
现象：①浮：钠投入水中并浮在水面上②声：钠立即跟水反应，并放出热量，发出嘶嘶响声，产生气体。

③游：同时钠熔成一个闪亮的小球并在水面上向各方迅速游动最后消失，④红：反应后的水溶液使酚酞变红。

钠与CuSO4溶液反应 2Na+2H2O+CuSO4=Na2SO4 +Cu(OH)2↓+H2↑
3.钠的制取和存放
（1）制备：2NaCl(熔融) 2Na＋Cl2↑（2）钠的存放:少量金属钠可保存在煤油里。

(3)用途：强还原剂，工业用它还原金属钛、锆、铌等；如：4Na＋TiCl4（熔融）＝Ti＋4NaCl，钠和钾的合金在常温下呈液态，是原子反应堆的导热剂；钠也可用于制高压钠灯（二）．钠的化合物
1．氧化钠和过氧化钠的比较
比较内Na2O Na2O2
2．碳酸钠与碳酸氢钠
3．氢氧化钠（NaOH）是常见的强碱，是一种白色片状晶体，。

极易溶于水(并放出大量热)，易吸水而发生潮解，在空气中还易变质，反应为：2NaOH＋CO2＝Na2CO3＋H2O。

俗名：苛性钠、烧碱、火碱，氢氧化钠有很强腐蚀性，具有碱的通性。

保存：密封保存。

试剂瓶不能用玻璃塞，应用橡皮塞。

因为烧碱能与玻璃成分中的SiO2发生反应：SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O，生成的Na2SiO3使玻璃塞与瓶口粘结。

（
镁
种银白
色金属，
密度小，
只
碳酸钠碳酸氢钠
俗名苏打、纯碱小苏打
色、态白色粉未白色粉未
水溶
性
易溶于水溶解度较碳酸钠小
MgCl
O或CO加
密度2/3，熔点较低，硬度较小，镁合金的强度高、机械性能好。

金属镁有“国防金属”的美誉。

在冶金工业上，金属镁常做脱氧剂和还原剂。

（2）化学性质（还原性）
①与非金属单质反应 2Mg + O2点燃2MgO
3Mg + N2点燃Mg3N2 Mg + Cl2点燃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、硝酸等反应，但不生成氢气：Mg + 2 H2SO4(浓) ＝ MgSO4 + SO2↑+ 2H2O
③与某些氧化物反应2Mg + CO2点燃2MgO + C
现象：燃着的镁条在CO2中继续燃烧，发出耀眼的白光，生成白色固体，在集气瓶的内壁有黑色固体附着。

四、铁
Fe
Fe
H HNO
、
H
硫
等
e等
Z
2+
Fe
3+
Cu
Fe
2
S
等
Cl
2
Br
2
3
浓硫酸等
C l
2B r
2
、
N O
3
、浓
酸
S、I2
、H
+、C
u2+、
F3+
Z n、
A l、
C O、
H2等
n、
A l、
C O、
H
2等
1.原子结构：地壳中含量居第四位,其常见离子有Fe2+、Fe3+。

2.物理性质：⑴纯铁呈银白色，抗蚀能力强；常用铁含碳
等杂质熔点降低，抗蚀力减弱。

⑵具有一般金属的物理通性：延展性、导电、导
热性较好。

它还有与其它金属不同的物理性质，
能被磁铁吸引。

3.化学性质（较活泼）
⑴铁与非金属单质反应
①与O2反应：a：常温下，铁在潮湿的空气中易被腐蚀，
其腐蚀过程可用化学方程式表示如下：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2；4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3
2Fe(OH)3=Fe2O3·xH2O+(3-x)H2O
b：铁在氧气中燃烧，可用化学方程式表示为：3Fe+2O2点燃Fe3O4
②铁与S反应：Fe+S；③铁与Cl2反应：2Fe+3Cl2点燃 2FeCl3
⑵铁在高温下与水蒸汽反应：3Fe +4H2O高温Fe3O4+4H2↑
⑶铁与酸的反应
①与非氧化性酸(如HCl、稀H2SO4等)反应： Fe+2H+=Fe2++H2↑
②与氧化性酸反应(如HNO3、浓H2SO4)反应：
与足量稀HNO3反应：Fe+4HNO3=Fe(NO3)3+NO↑+2H2O
与少量稀HNO3反应：3Fe+8HNO3=3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O
③常温下，浓H2SO4、浓HNO3能使铁、铝钝化。

⑷铁与盐溶液的反应
与CuCl2溶液反应：Fe+CuCl2= Cu+FeCl2与FeCl3溶液反应:Fe+2FeCl3 =3FeCl2
☆知识运用
1.把金属铁加入含FeCl3、FeCl2、CuCl2的混合液中充分反应后过滤，滤出不溶物有铜，则滤液中肯定有阳离子Fe2+，肯定不存在阳离子Fe3+，可能有阳离子Cu2+（若铁过量呢）
2. 2.8克铁与160ml 1mol/L稀硝酸作用放出NO气体，则在反应中HNO3共得电子摩。

★考点二铁的氧化物
★考点三 铁的氢氧化物 1.铁的氢氧化物的制备
实验3-9:在2支试管内分别加入少量FeCl 3和FeSO 4溶液，
然后滴入NaOH 溶液。

观察并描述发生的现象.
2.铁的氢氧化物的性质
稳定性Fe(OH)2△
FeO+H2O 2Fe(OH)3△Fe2O3+3H2O
与H+反应Fe(OH)2+2H+=
Fe2++2H2O
Fe(OH)3+3H+=
Fe3++3H2O
转化关
系
4Fe(OH)2+O2+2H2O=4 Fe(OH)3
探究性学习:
在实验3-9中,使Fe(OH)2变成灰绿色最后变成红褐色的氧气来源有哪些如何消除或减少氧气的这些来源,以确保Fe(OH)2不被氧气氧化，观察到持续时间长的白色沉淀
i．氧气来源有:FeSO4溶液及NaOH溶液及空气。

ii．消除或减少氧气来源的方案设计。

(1)实验3-9中减少氧气来源的方案:将装有NaOH溶液的滴管伸入到试管底部.目的是避免生成的Fe(OH)2沉淀接触空气中的O2。

(2)方案欣赏:仔细体会以下方案的设计原理与思路并回答相关问题
用下面两种方法可以制得白色的Fe(OH)2沉淀：
方案一：用不含Fe3+的FeSO4溶液与用不含O2的蒸馏水配制的NaOH溶液反应制备。

①除去蒸馏水中溶解的O2常采用煮沸的方法。

②生成白色Fe(OH)2沉淀的操作可采用长滴管吸取不含O2的NaOH溶液，插入FeSO4溶液液面下，再挤出NaOH溶液。

这样操作的理由是避免生成的Fe(OH)2沉淀迅速接
触到空气。

方案二：在如图装置中，用NaOH溶液、铁屑、
稀H2SO4等试剂制备。

①在试管Ⅰ里加入的试剂是稀H2SO4铁屑。

②在试管Ⅱ里加入的试剂是NaOH溶液。

③为了制得白色Fe(OH)2沉淀，在试管Ⅰ和Ⅱ中加入试剂，打开止水夹，
塞紧塞子后的实验步骤是:检验试管Ⅱ出口处排出的氢气的纯度。

当排出
的H2纯净时，再夹紧止水夹。

④这样生成的Fe(OH)2沉淀能较长时间保持白色，其理由是:试管Ⅰ中反
应生成的H2充满了试管Ⅰ和试管Ⅱ，且外界空气不容易进入。

+与Fe2+的鉴别：
方法溶液中含Fe2+溶液中含Fe3+
观察法溶液呈浅绿色溶液呈棕黄色
通入H2S无现象有浅黄色沉淀析出
加入KSCN无明显变化Fe3++ SCN- =
[Fe(SCN)]2+
加入苯酚无明显变化溶液变为紫色
加入碱液生成白色沉淀，并
变为灰绿色，最终
变成红褐色
生成红褐色沉淀
加入淀粉碘
化钾试液
无明显变化溶液变蓝
加入铜片无明显变化铜片溶解且溶液变
为蓝色
加入KMnO4KMnO4的紫色变浅无明显变化
五、铜及其化合物
（一）金属材料
金属材料包括纯金属和它们的合金，可分为黑色金属材料和有色金属材料。

(l)重要的黑色金属材料
①黑色金属材料：通常包括铁、铬、锰以及它们的合金。

②钢是用量最大、用途最广泛的合金。

(2)几种有色金属材料
①有色金属材料：除黑色金属以外的其他各种金属材料及其合金。

②几种有色金属材料
（二）、铜及其化合物的主要性质
(1)物理性质：紫红色，不能被磁铁吸引。

(2)化学性质：
反应物
质
化学方程式
非金属O
2
2Cu＋O2 2CuO（黑色固体）
Cl2、S Cl
2＋
Cu CuCl2 ;2Cu＋S
Cu2S
氧化性酸浓
H2SO4
Cu＋2H2SO4(浓) CuSO4＋SO2
↑＋2H2O
浓HNO3Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋
2NO2↑＋2H2O
稀HNO33Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋
2NO↑＋4H2O
盐AgNO3Cu＋2AgNO3===Cu(NO3)2＋2Ag
FeCl3Cu＋2FeCl3===CuCl2＋2FeCl2
2.氧化铜和氧化亚铜
名称氧化铜氧化亚铜
颜色黑红
与酸反
应
CuO＋2H＋
===Cu2＋＋H2O
Cu2O＋2H＋===Cu2＋＋
Cu＋H2O
与H2反应CuO ＋H2Cu
＋H2O
Cu2O＋H22Cu＋H2O
·5H2O
CuSO4·5H2O为蓝色晶体，俗称蓝矾、胆矾。

无水CuSO4为白色粉末，遇水变蓝色(生成CuSO4·5H2O)可作为水的检验依据。

【注】①溶液中的Cu2＋常为蓝色(浓CuCl2溶液为绿色，稀CuCl2溶液为蓝色)，可作为Cu2＋的判定依据。

如CuSO4溶液为蓝色。

②Cu2＋与碱反应生成蓝色沉淀[Cu(OH)2]，这是鉴定Cu2＋的原理之一。

六、碳硅
（一）、C、Si单质性质及其用途的比较。

碳硅
存在形态既有游离态，又有化
合态；主要单质有：
在地壳中的含量仅次于
氧，全部以化合态存在；
金刚石、石墨、C60等
同素异形体
主要单质有：晶体硅和
无定性硅两大类
单质的
物理性
质
金刚石熔点很高，硬
度很大；石墨熔点很
高（比金刚石高）硬
度较小，能导电，有
滑腻感。

晶体硅，灰黑色，有金
属光泽；与金刚石相似，
熔点很高，硬度很大；
是良好的半导体材料。

化
学
性
质
与
非
金
属
单
质
反
与O2反应：
2C+O22CO
C+O2CO2
与O2、Cl2反应：
Si+O2SiO2
Si+2Cl2SiCl4
应
与氧化物反应与Fe2O3、H2O、SiO2反应：
3C+2Fe2O33CO2+4Fe
2C+SiO22CO↑+Si
与酸反应与浓硫酸、浓硝酸反
应：
C+2H2SO4(浓)CO2↑+
2SO2↑+2H2O
C+4HNO3(浓)CO2↑+4
NO2↑+2H2O
只与氢氟酸反应：
Si+4HF==SiF4↑+2H2↑
与碱与碱不反应
与NaOH溶液反应：
Si+2NaOH+H2O==Na2SiO3
反
应
+2H2↑
用途
金刚石用作切割工
具；
石墨用作电极、铅笔
芯。

计算机芯片；含硅4％
的硅钢具有很高的导磁
性，主要用作变压器铁
芯；含硅15％的硅钢具
有很好的耐酸性能，作
为耐酸材料；制光电池
等
二、CO2和SiO2的比较
物质二氧化硅二氧化碳
物理性硬度大、熔沸点高、
常温下为固体、不溶
熔沸点低，常温下为
质于水气体，微溶于水
化学性质①与
水反
应
不反应CO2 + H2O
H2CO3
②与
酸反
应
SiO2+ 4HF = SiF4
↑+ 2H2O
不反应
③与
碱反
应
SiO2+ 2NaOH =
Na2SiO3 + H2O
盛碱液的试剂瓶用
橡皮塞
CO2 + 2NaOH = Na2CO3
+ H2O或
CO2+ NaOH =
2NaHCO3
④与SiO2+ Na2CO3 ＝Ca(ClO)2 + CO2 + H2O
盐反
应
Na2SiO3 + CO2↑
SiO2+ CaCO3 ＝
CaSiO3 + CO2↑
= CaCO3↓ + 2HClO
CO2 + Na2CO3 + H2O =
2NaHCO3
⑤与
碱性
氧化
物反
应
SiO2+ CaO ＝
CaSiO3
CO2 + Na2O ＝ Na2CO3
三、硅酸及硅酸盐
1.硅酸⑴物理性质：与一般的无机含氧酸不同，硅酸难溶于
水。

⑵化学性质：①弱酸性：是二元弱酸，酸性比碳酸弱，
与NaOH溶液反应的化学方程式为：H2SiO3+2NaOH== 高
Na2SiO3+2H2O。

②不稳定性：受热易分解，化学方程式为：H2SiO3△ H2O+ SiO2。

⑶制备：通过可溶性硅酸盐与其他酸反应制得，如Na2SiO3溶液与盐酸反应：
Na2SiO3+2HCl== H2SiO3↓+2NaCl
⑷用途：硅胶可用作干燥剂、催化剂的载体等。

2、硅酸盐
⑴硅酸盐：硅酸盐是由硅、氧和金属元素组成的化合物的总称，是构成地壳岩石的主要成分。

⑵硅酸钠：硅酸钠溶液俗称水玻璃，是无色黏稠液体，常用于制备黏合剂、防腐剂、耐火材料。

⑶硅酸盐组成的表示
通常用二氧化硅和金属氧化物的组合形式表示硅酸盐的组成：如硅酸钠（Na2SiO3）可表示为Na2O·SiO2。

长石（KAlSi3O8）可表示为K2O·Al2O3·6SiO2。

（注意：硅酸盐写法与氧化物写法中各元素的化合价保持不变，原子个数比相等；表示顺序一般为：活泼金属的氧化物·较活泼金属的氧化物·二氧化硅·水）。

四、无极非金属材料
1.传统的无极非金属材料
硅酸盐材料是传统的无机非金属材料：玻璃、水泥、各种陶瓷等都是以黏土、石英和长石等为原料生产的硅酸盐制品，比较如下
2.新型无极非金属材料
【要点名师透析】
1. 硅及其化合物的特殊性质
（1）硅①非金属单质一般为非导体，如硫，但Si却为半导体；②非金属单质与碱反应一般是非金属既作氧化剂又作还原剂，而Si与碱反应只作还原剂；③C、Si同属ⅣA族，还原性是Si大于C，而C却能将Si从SiO2中还原出来(条件是高温)，原因是产物CO气体迅速从反应体系中逸出，SiO2＋2C Si＋2CO↑；④非金属单质一般不跟非氧化性酸作用，而Si能与HF发生反应， Si＋4HF==SiF4↑＋2H2↑；
（2）硅的化合物
①酸性氧化物一般不与酸发生非氧化还原反应，但SiO2却能与HF作用，
SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O；②无机酸一般可溶于水，而H2SiO3及H4SiO4却难溶于水；Na2SiO3水溶液俗名为“水玻璃”，但它与玻璃却大相径庭，Na2SiO3水解显强碱性，俗名“泡花碱”，但它却不是碱，而是盐。

二、CO2与碱的反应及HCO3－、CO32－的检验
与强碱反应
反应原理： NaOH Na2CO3NaHCO3
反应后溶质成分的判断可用数轴表示：
溶质的成分
X≤1∶1NaHCO3
1∶1<X<2∶1Na2CO3、NaHCO3
X＝2∶1Na2CO3
X>2∶1NaOH、Na2CO3
－、CO
3
2－的检验
(1)CO32－的检验①原理：CO32－＋Ca2＋===CaCO3↓
②方法：向待检验溶液中滴加一定量的 Ca2＋或 Ba2＋的可溶性盐溶液，有白色沉淀生成。

再加入适量的盐酸．白色沉淀溶解且生成无色，无味的气体，则待检溶液中有 CO32－。

(2)HCO3－的检验
①原理：HCO3－＋H＋===H2O＋CO2↑②检验方法：向待检验溶液中滴加足量的 Ca2＋或 Ba2＋可溶性盐溶液无明显现象，再向溶液中加入足量的酸。

若溶液中有无色、无味的气体生成，则待检溶液中有 HCO3－。

七、硫
（一）单质硫
1.存在形态
(1)游离态：硫单质俗名硫黄，主要存在于火山口附近或地壳的岩层里。

(2)化合态：主要以金属硫化物和硫酸盐的形式存在，如硫铁矿(FeS2)、黄铜矿(CuFeS2)、石膏(CaSO4·2H2O)和芒硝(Na2SO4·10H2O)等。

2.物理性质：硫为淡黄色固体；不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2（用于洗去试管壁上的硫）；硫有多种同素异形体：如单斜硫、斜方硫等。

3.化学性质：硫原子最外层6个电子，较易得电子，表现较强的氧化性。

①与金属反应（与变价金属反应，均是金属氧化成低价态）
2Na+S===Na2S （剧烈反应并发生爆炸）2Al+3S Al2S3（制取Al2S3的唯一途径）
Fe+S FeS（黑色） 2Cu + S Cu2S（黑色）
②与非金属反应 S+O2SO2 S+H2H2S（说明硫化氢不稳定）
③与化合物的反应S+6HNO3（浓）H2SO4+6NO2↑+2H2O
S+2H2SO4（浓） 2SO2↑+2H2O
3S+6NaOH 2Na2S+Na2SO3+3H2O（用热碱溶液清洗硫）
4.用途：大量用于制造硫酸、硫化天然橡胶，也用于制药和黑火药。

二、二氧化硫和三氧化硫
1.二氧化硫：
（1）物理性质：SO2是无色而有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，容易液化，易溶于水。

（2）化学性质：①SO2是酸性氧化物，能跟水反应生成亚硫酸，亚硫酸是中强酸。

②强还原性：如：SO2+ Cl 2 +2H2O == H2SO4+ 2HCl 2SO2+O 22SO3
③氧化性： 2H2S + SO2 == 3S↓ +2H2O
④漂白性，能跟有色有机化合物（如品红）生成无色物质（可逆、非氧化还原反应）
2．三氧化硫
(1)物理性质：熔点℃，沸点℃，常温下为液态，标准状况
下为固态。

(2)化学性质：酸性氧化物，与H2O、CaO、Ca(OH)2、NaHSO3反应的方程式为：
H2O＋SO3＝H2SO4 (放出大量的热) CaO＋SO3＝CaSO4 Ca(OH)2＋SO3＝CaSO4+H2O
2NaHSO3＋SO3＝Na2SO4＋2SO2↑＋H2O(除去SO2中的SO3)
3.硫的氧化物对大气的污染
(1)来源：含硫化石燃料的燃烧及金属矿物的冶炼
(2)危害：危害人体健康，形成酸雨(pH＜。

(3)治理：燃煤脱硫、改进燃烧技术。

三、硫酸
1．硫酸的物理性质纯硫酸是一种无色黏稠的液体，常用的浓硫酸的质量分数为%，其密度为 g/cm3，物质的量浓度为 mol/L。

硫酸是一种高沸点、难挥发的强酸，易溶于水，能以任意比与水混溶。

特别提醒：浓硫酸溶解时放出大量的热，稀释时应将浓硫酸沿器壁慢慢加入水中，边加边搅拌。

2．稀H2SO4
硫酸是强电解质，在水溶液中发生电离:H2SO4===2H＋＋SO42－，
溶液呈强酸性，与指示剂、碱、碱性氧化物、活泼金属、盐等物质发生反应。

3．浓H2SO4的特性
(1)吸水性(常用作干燥剂)
①中学化学中常用浓H2SO4干燥的气体有H2、O2、CO2、SO2、
Cl2、HCl等。

②不能用浓硫酸干燥的气体有：碱性气体，如NH3 ；还原性气体，如H2S 等。

③干燥气体常用盛浓H2SO4的洗气瓶，其装置为
(2)脱水性
脱水性：指浓H2SO4将有机物里的氢、氧元素按原子个数2∶1的比例脱去的性质。

(3)强氧化性
①常温下，铁、铝遇浓H2SO4发生钝化。

原因：常温下，铁、铝遇浓H2SO4生成一层致密的氧化膜。

所以常温下可用铝槽车装运浓硫酸。

②能氧化不活泼的金属，如与Cu反应的化学方程式为：Cu＋2H2SO4(浓) CuSO4＋SO2↑＋2H2O。

③能氧化非金属单质，如与C反应的化学方程式为：
C＋2H2SO4(浓) CO2↑＋2SO2↑＋2H2O。

一、SO2与CO2的比较与鉴别
1.比较SO2与CO2
SO2CO2
物理性质无色、有刺激性气体、
易液化易溶于水
(1:40)
无色、无气味气体微溶
于水(1:1)
与水反应SO2+H2O H2SO3中
强酸
CO2+H2O H2CO2弱
酸
与碱反应 Ca(OH)2
CaSO 3↓Ca(HSO 3)2
清液 沉淀 清液
Ca(OH)2
CaCO 3↓
Ca(HCO 3)2
清液 沉淀
清液
氧化性
SO 2+2H 2S=3S ↓+2H 2O
CO 2+C=====高温
2CO
还原性
能被酸性高锰酸钾、氯水、溴水、碘水等
氧化剂氧化
无 漂白性
能与某些有色物质生成不稳定的无色物质
而使其褪色
无 与碱性氧化物
Na 2O 2+SO 2==Na 2SO 4 2Na 2O 2+2CO 2==2Na 2CO 3+O
2
对环境的影响
形成酸雨，直接危害人体健康
引起温室效应
2. SO 2与CO 2的鉴别
①可根据物理性质，CO 2无色无味，SO 2具有刺激性气味。

②利用SO 2的强还原性，用酸性高锰酸钾溶液或溴水鉴别。

SO 2褪色，CO 2不褪色
③利用SO 2的漂白性，用品红溶液鉴别。

SO 2褪色，CO 2不褪色。

二、浓硫酸与稀硫酸的鉴别及SO 2－
4离子的检验。

1. 浓硫酸与稀硫酸的鉴别
方法一：取少量蒸馏水，向其中加入少量试样硫酸，如能放出大量热则为浓硫酸，反之则为稀硫酸。

方法二：观察状态，浓硫酸为粘稠状液体，而稀硫酸为粘稠度较小的溶液。

方法三：比较同体积试样质量，因为浓硫酸的密度较大，相同体积的浓硫酸和稀硫酸，浓硫酸的质量大得多。

方法四：取少量试样，向其中投入铁片，若产生大量气体则为稀硫酸(Fe＋2H+=Fe2+＋H2↑)，若无明显现象(钝化)则为浓硫酸。

方法五：用玻璃棒蘸取试样在纸上写字，立即变黑(浓硫酸的脱水性)为浓硫酸，另一为稀硫酸。

方法六：将胆矾晶体(CuSO4·5H2O)分别投入少量试样内，若有颜色改变(蓝色消失或变无色)，则为浓硫酸(浓硫酸的吸水性)，另一为稀硫酸。

方法七：取少量试样，分别投入一小块铜片，稍加热，发生反应的(有气泡产生、溶液变蓝)为浓硫酸，无现象的是稀硫酸。

的检验
(1)检验SO2－4时要防止其他离子的干扰
①Ag＋干扰：
先用盐酸酸化，能防止Ag＋干扰，因为Ag＋＋Cl－===AgCl↓。

②CO2－3、SO2－3干扰：
因为BaCO3、BaSO3也是白色沉淀，与BaSO4白色沉淀所不同的是这些沉淀能溶于强酸中。

因此检验SO2－4时，必须用酸酸化(不能用HNO3、H2SO4酸化)。

例如：BaCO3＋2H＋===H2O＋CO2↑＋Ba2＋。

所用钡盐不能用Ba(NO3)2溶液，因为在酸性条件下，SO2－3、
HSO－3、SO2等会被溶液中的NO－3氧化为SO2－4，从而得出错误的结论。

(2)正确操作
被检液—————→
加足量
盐酸酸化取清液————→
滴加BaCl2
溶液
有无白色沉淀(判断
有无SO2－4)。

八、氯
（一）氯气及其化合物的性质
1.氯气
（1）物性：黄绿色、有刺激性、能溶于水、比空气重、易液化、有毒（尾处：NaOH溶液）
（2）化性：①与金属反应（与变价金属反应，均是金属氧化成高价态）＋Cl 22NaCl （产生白烟）＋Cl2CuCl2（产生棕黄色的烟，溶于水得蓝绿色溶液）
＋3Cl22FeCl3（产生棕红色的烟，溶于水得黄色溶液）注：常温下干燥的氯气或液氯不与铁反应，所以液氯通常储存在钢瓶中。

②与非金属反应
H2＋Cl22HCl（发出苍白色火焰，有白雾生成）——可用于工业制盐酸
H2＋Cl22HCl（会发生爆炸）——不可用于工业制盐酸
③与水反应：Cl2＋H2O = HCl＋HClO（离子方程式：Cl2＋H2O =
H++Cl-＋HClO）
④与碱反应
Cl2＋2NaOH = NaCl＋NaClO＋H2O（实验室用于除去多余的氯气、工业制取“84”）
2Cl2＋2Ca(OH)2 = Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O（用于制漂白粉）⑤与某些还原性物质反应
＋Cl2 = 2FeCl3
＋Cl2 = 2KCl + I2（使湿润的淀粉-KI试纸变蓝色，用于氯气的检验）
＋Cl2＋2H2O = 2HCl + H2SO4（离子方程式：SO2＋Cl2＋H2O = 4H++2Cl-＋SO42-）
⑥与某些有机物反应
＋Cl 2 CH3Cl + HCl（取代反应）
=CH2＋Cl2→ CH2ClCH2Cl（加成反应）2.次氯酸
①一元弱酸，比H2CO3弱
光
HClO的基本性质②不稳定，2HClO === 2HCl + O2↑
③强氧化性；
④漂白、杀菌能力，使色布、品红溶液等褪色，可用作自来水消毒。

3.漂白粉
（1）主要成分是CaCl2和Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2（2）漂白原理是：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO，产生的HClO具有漂白性和强氧化性，由于Ca(ClO)2能与空气中的CO2、H2O反应生成HClO且HClO见光易分解，所以漂白粉应密封保存。

（3）工业上常用氯气和石灰乳制取漂白粉2Cl2＋
2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O
（4）溶液呈碱性，具有
强氧化性。

（二）、氯气的制备
1.实验室
⑴反应原理
MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O
（离子方程式：MnO2+4H++2Cl -Mn2+ +Cl2↑+2H2O）
n(氧化剂)：n(还原剂)=1:2；浓变稀问题
⑵发生：固体+液体气体。

⑶净化：饱和食盐水或水洗（除去HCl）
⑷干燥：浓H2SO4⑷收集：向上排空气法或排饱和食盐水法。

⑸尾气处理装置：多余Cl2排放到空气中会造成环境污染，用强碱溶液（NaOH溶液）吸收。

（7）注意事项：①若没有浓盐酸时，可用浓硫酸和固体食盐代替；若没有MnO2时可用KMnO4代替，此时可不加热。

另外KClO3、K2Cr2O7、Ca(ClO)2、PbO2等也可代替MnO2；②加热温度不宜过高，否则制得的Cl2中HCl气体杂质较多。

③实验结束时，先使反应停止并排出残留的Cl2，再拆卸装置，避免污染空气。

④尾气吸收时不能用澄清石灰水吸收。

2.工业：电解饱和食盐水。

（离方程式：2Cl－＋2H2O=====
电解Cl
2↑＋H2↑＋2OH－）
（三）、Cl-检验：1．所用试剂：AgNO3溶液和稀硝酸。

2．现象：白色沉淀
【难点透析】
1.氯水的性质：氯气溶于水得黄绿色的溶液----氯水。

在氯水中有少部分氯分子与水反应，Cl2 + H2O = HCl + HClO (次氯酸)，大部分是以Cl2分子状态存在于水中。

参与反应
的微粒
所加试
剂
实验现象离子方程式或解释
Cl－
AgNO3溶
液
白色沉淀Cl－＋Ag＋===AgCl↓
H＋
Na2CO3
固体
有气泡产
生
2H＋＋CO2
3
=== CO2↑＋H2O HClO有色布布条颜色发生氧化还原反应
条褪去
Cl2FeCl2溶
液
溶液变棕
黄色
2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl
－
Cl2、H2O SO2黄绿色褪
去
SO2＋Cl2＋2H2O===4H＋＋
2Cl－＋SO2
4
-
HClO、H＋石蕊试
液
先变红后
褪色
酸性和漂白性
Cl2、H＋镁粉氯水的颜
色褪去并
有气泡产
生
Mg＋Cl2===Mg2＋＋2Cl—
Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑
2.液氯、新制氯水、久置氯水的比较
液氯新制氯水久置氯水
分类纯净
物
混合物混合物
颜色
黄绿
色
浅黄绿色无色
性质
氧化
性
酸性、氧化性、漂白性酸性
粒子种
类
Cl2
Cl2、HClO、H2O、H＋、Cl
－、ClO－、OH－
H2O、H＋、
Cl－、OH－
3.平衡Cl2+H2O H++Cl-+HClO影响及其应用。

影响因
素
对平衡的影响应用
加入可
溶性氯
化物
c（Cl－）增大，
平衡左移
①用排饱和食盐水的方法收
集Cl2
②用饱和食盐水的方法除去
Cl2中的杂质HCl
加入浓
盐酸
c（Cl－）和
c（H＋）都增大，
平衡左移
①氯酸盐和次氯酸盐与浓盐
酸反应制取Cl2
②测漂白粉中的“有效氯”
Ca(C1O)2 ＋4HCl(浓)== CaC12 ＋2 Cl2↑+3 H2O
当加入CaCO3或Na2CO3c（H＋）减少，
平衡右移
制取浓度较大的HClO
加入碱溶液c（HClO）和c
（H＋）都减少，
平衡右移
①用浓碱液来吸收未反应完
的Cl2，防止环境污染②
工业制漂白粉、漂白液
光照HClO见光分解，
平衡右移
新制氯水须避光保存，且须现
做现配，而久置的氯水就是盐
酸
（四）溴和碘
1.海水中的溴元素主要以_化合态_形式存在，人们把溴元素称之为海洋元素。

2、溴单质和碘单质的物理性质
将溴密封保存在阴暗处，并在盛有溴的试剂瓶内加适量水。

有很强的腐蚀，刺激性气味，有毒。

（常温下，唯一呈液态状的非金属单质）
（2）碘单质为紫黑色固体，其遇淀粉会变蓝，可利用这一特性鉴定碘的存在，碘在加热时易升华，可利用碘的这一性质提纯和分离碘。

例如食盐和碘的混合物可用加热法分离。

碘（I2）：紫黑色，易升华的固体（蒸气为紫红色）淀粉遇碘单质变蓝色。

3．观察溴单质和碘单质的状态、颜色；取少量的溴单质和碘单质，分别观察它们在水、酒精和四氯化碳溶剂中的溶解情况和所形成溶液的颜色，把观察结果填入下表中：
物理性质溴单质碘单质
元素非金属性强弱的实验标志
①单质与氢气化合的难易程度及氢化物的稳定性
HF > HCl > HBr > HI
②最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱 HClO4 > HBrO4
5、溴单质的氧化性介于Cl2 和I2之间，因此在海水提溴
的化工生产中可以选用Cl2作氧化剂。

从海水中提取溴，一
般要经历浓缩、氧化,提取三个步骤。

6、溴的应用
①工业上：制造燃料的抗爆剂；溴化银常被用做感光材料。

②农业上：制含溴的杀虫剂。

如薰蒸剂，杀虫剂，抗爆剂
③医药上：红药水的主要成分就是含溴和汞的有机化合物。

KBr 和NaBr 则常被用做镇静剂；碘也是一种重要的药用元素，可治疗口腔溃疡，如碘甘油，华素片（还可制加碘盐）。

AgI可用于人工降雨，使空气里的水蒸气凝聚成雨。

如何鉴别Cl-、 Br- 、 I-
7、Cl-、 Br-、 I-的鉴别
Cl- 生成不溶于稀硝酸的白色沉淀 Br- 生成不溶于稀硝酸的淡黄色沉淀
I-生成不溶于稀硝酸的黄色沉淀
九、氮
（一）氮气及氮的氧化物
1.物理性质
颜色气味毒性密度溶解性
N2无色无味无毒
比空气稍
小
难溶于水
NO无色无味有毒
比空气稍
大
不溶于水
NO2红棕色
有刺激
性气味
有毒
比空气稍
大
与水发生
反应
2.化学性质
（1）氮气①与氧气反应
②与氢气反应
(2)NO与O2反应：2NO＋O2===2NO2 （NO的检验，NO与O2不共
存）
(3)NO2与H2O反应：3NO2＋H2O===2HNO3＋NO（n(氧化剂)：n(还原剂)=1:2）
3．氮的氧化物对环境的影响
(1)形成硝酸型酸雨。

(2)形成光化学烟雾。

(3)破坏臭氧层。

（二）氨和铵盐
1．氨气（NH3）：（1）分子结构：由极性键形成的三角锥形分子， N -3价，为N元素的最低价态
（2）物理性质：无色、刺激性气味的气体，密度比空气小，极易溶于水，常温常压下
1体积水能溶解700体积的氨气（喷泉实验，尾气处理需防倒吸），易液化（可作致冷剂）
氨气的喷泉实验：①原理（极易溶于水使内外形成较大气压差）②引发操作③现象④成功关键：烧瓶干燥、装置气密性好、氨气集满
（3）化学性质：
①与水反应：氨水呈碱性，原理：NH3+H2O NH3·H2O NH4++OH-
氨气是中学阶段唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝色的气体，常用此性质检验氨气。

（饱和氨水中存在的平衡体系：溶解平衡， NH3·H2O、H2O 的电离平衡）
（氨水中微粒：NH3、H2O、NH3·H2O；NH4+、OH-、H+）
NH3·H2O化学性质：弱碱性、不稳定性。

（氨水易挥发：越热、越浓越易挥发）
②与酸反应：与挥发性酸(如浓盐酸、硝酸)的反应：NH3+HCl=NH4Cl 现象：产生白烟（也可检验NH3）与硫酸反应：
2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4
③与盐溶液反应：向AlCl3溶液中滴加氨水反应的离子方程式为：
Al3++3 NH3·H2O=Al(OH)3↓+3 NH4+
④NH3具有还原性，能被O2、CuO、NO x、Cl2等物质氧化。

+5O2催化剂
△
4NO+6H2O (工业制硝酸的基础) 4NH3+3O2
2N2+6H2O（置换反应）
+3CuO3Cu+N2+3H2O +8NH3==N2+6NH4Cl（白烟）
（4）制备：工业：实验室：（见要点透析）2．铵盐
（1）物理性质：白色晶体，易溶于水
（2）化学性质：①热解： NH4HCO3＝ NH3↑ + H2O + CO2↑（30℃以上可分解）， NH4Cl ＝ NH3↑+ HCl↑
②碱解： Ca（OH）2 + 2NH4Cl ＝ CaCl2 + 2NH3↑ + 2H2O
铵盐与碱溶液的离子方程式：NH4+ + OH-＝ NH3↑+ H2O（该性质可用于氨气的制取和铵根离子的检验）（3）NH4+的检验：取少量样品，与碱混合于试管中，加热。

将湿润的红色石蕊试纸靠近管口，试纸变蓝色，说明样品中含有NH4+；也可以将蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近管口，若有白烟产生，说明样品中含有NH4+。

三、硝酸
1、物理性质：无色、易挥发（在空气中遇水蒸气呈白雾状），有刺激性气味的液体。

2、化学性质⑴强酸性：稀硝酸使紫色石蕊试液变红色，浓硝酸使紫色石蕊试液先变红色后褪色。

⑵不稳定性。