課標高中化學必修一.

1、專題 1核心知識點物質的分類及轉化物質的分類（可按組成、狀態(tài)、性能等來分類）物質的轉化（反應）類型四種基本反應類型 ：化合反應，分解反應，置換反應，復分解反應氧化還原反應和四種基本反應類型的關系氧化還原反應1. 氧化還原反應：有電子轉移的反應2. 氧化還原反應實質：電子發(fā)生轉移判斷依據：元素化合價發(fā)生變化氧化還原反應中概念及其相互關系如下：失去電子化合價升高被氧化（發(fā)生氧化反應）是還原劑（有還原性）得到電子化合價降低被還原（發(fā)生還原反應）是氧化劑（有氧化性）氧化還原反應中電子轉移的表示方法雙線橋法表示電子轉移的方向和數(shù)目注意： a. “ e- ”表示電子。b. 雙線橋法表示時箭頭從反應物指向生

2、成物，箭頭起止為同一種元素，應標出“得”與“失”及得失電子的總數(shù)。c 失去電子的反應物是還原劑，得到電子的反應物是氧化劑d被氧化得到的產物是氧化產物，被還原得到的產物是還原產物- 1 -氧化性、還原性強弱的判斷（）通過氧化還原反應比較：氧化劑 + 還原劑 氧化產物 還原產物氧化性：氧化劑 > 氧化產物還原性：還原劑>還原產物（ 2）從元素化合價考慮：最高價態(tài)只有氧化性，如Fe3+、 H2SO4、 KMnO4等；2+中間價態(tài)既具有氧化性又有還原性，如Fe 、 S、 Cl 2 等；最低價態(tài)只有還原性，如金屬單質、Cl - 、 S2- 等。（ 3）根據其活潑性判斷：根據 金屬活潑性 ：對

3、應單質的氧化性逐漸減弱K Ba Ca Na Mg AlMn Zn FeSn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au對應的陽離子氧化性逐漸增強根據非金屬活潑性:Cl 2Br2Fe3+ I2氧化性（失電子）逐漸減弱Cl - Br - Fe2+ I-還原性（得電子）逐漸增強(4) 根據反應條件進行判斷：不同氧化劑氧化同一還原劑，所需反應條件越低，表明氧化劑的氧化劑越強；不同還原劑還原同一氧化劑，所需反應條件越低，表明還原劑的還原性越強。如： 2KMnO4+ 16HCl (濃 ) = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2+ 8H 2 OMnO2 + 4HCl(濃) = = MnCl 2 + C

4、l 2 + 2H 2O前者常溫下反應，后者微熱條件下反應，故物質氧化性：KMnO4> MnO 2(5)通過與同一物質反應的產物比較：如： 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3Fe + S = FeS可得氧化性Cl 2 > S- 2 -離子反應（ 1）電解質 ： 1. 在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電 的化合物 。2. 酸、堿、鹽都是電解質。3. 在水溶液中 和熔化狀態(tài)下都不能導電的 化合物 ，叫非電解質。注意 ：電解質、非電解質都是化合物，不同之處是在水溶液中或融化狀態(tài)下能否導電。電解質的導電是有條件的：電解質必須在水溶液中或熔化狀態(tài) 下才能導電。能導電的物質并不全部是電解質：如

5、銅、鋁、石墨等。 非金屬氧化物（SO2、 SO3、 CO2）、大部分的有機物、不成鹽氧化物為非電解質。（ 2）離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。復分解反應這類離子反應發(fā)生的條件是：生成沉淀、氣體或水。離子方程式書寫方法：寫：寫出反應的化學方程式拆：把 易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去查：查方程式兩端原子個數(shù)和電荷數(shù) 是否相等- 3 -（ 3）離子共存問題所謂離子在同一溶液中能 大量 共存，就是指離子之間 不發(fā)生任何反應；若離子之間能發(fā)生反應，則不能大量共存。1、溶液的顏色如無

6、色 溶液應排除有色離子： Fe2 、 Fe3 、 Cu2 、MnO4-注意：澄清透明不等于 無色2、結合生成 難溶物質 的離子不能大量共存22-22-2-: 如 Ba和 SO、Ag和 Cl、Ca和 CO、Mg和 OH43等3、結合生成 氣體或易揮發(fā)性物質的離子不能大量共存：如2-2-， OH-和 NH4H 和CO3,HCO3,SO3等4、結合生成 難電離物質（水） 的離子不能大量共存：如-H 和 OH， OH和 HCO等。33 2-、 I-2+3-+5、發(fā)生 氧化還原 反應：如 Fe與 S， Fe 與 NO （ H）等3-6、發(fā)生 絡合物 （配合物）反應：如 Fe與 SCN詳解：生成 沉淀 ，

7、即結合生成 難溶性或微溶性物質而不能大量共存。產生 氣體 ，如結合生成CO2、 NH3、SO2 等氣體不能大量共存。生成 難電離 的物質，如H2O、 H2S、H2SiO3、 H2CO3 等。3+發(fā)生 氧化還原 反應，如Fe 和 I等。（ 4）離子方程式正誤判斷1、看反應 是否符合事實：主要看反應 能否進行或反應產物是否正確2、看 能否寫出離子方程式：純固體之間的反應不能寫離子方程式，熔融狀態(tài)下不能寫離子方程式。3、看 原子個數(shù)、電荷數(shù)是否守恒4、看與量有關的反應表達式是否正確（過量、適量 ）詳解：看反應 能否寫離子方程式。如不在溶液中進行的化學反應不能寫離子方程式。看表示 各物質的化學式是否正

8、確。尤其注意是否把有些弱電解質寫成了離子的形式。- 4 -看 電荷是否守恒 。如 FeCl3 溶液加 Fe 粉，不能寫成Fe3+Fe 2Fe2+。看是 否漏掉了某些反應 。如， CuSO溶液與 Ba（ OH）溶液的反應，422+22+Cu（ OH） 2的反應。若寫成： Ba +SO4=BaSO4，則漏掉了 Cu +2OH看產物是 否符合事實 。如42+Na 投入 CuSO溶液中，若寫成 2Na+ Cu 2Na +Cu，則不符合事實。看反應物是否滿足定量的配比關系。注意事項： 難溶物質、難電離的物質、易揮發(fā)物質、單質、非電解質、氧化物均保留化學式。 不在水溶液中反應的離子反應，不能寫離子方程式。

9、如：固體與固體反應（實驗室用Ca（ OH） 2 固體和 NH4Cl 固體反應制NH3）。再如： 濃硫酸、濃H3PO4 與固體之間反應不能寫離子方程式。氨水作為反應物寫 NH3·H2O；作為生成物， 若加熱條件或濃度很大，可寫 NH3（標“”號），否則一般寫 NH3· H2O。有微溶物 參加或生成的離子反應方程式書寫時：a. 若生成物中有微溶物析出時，微溶物用化學式表示。如Na2SO溶液中加入 CaCl溶液：422+2 CaSOCa + SO44b. 若反應物中有微溶物參加時，分為兩種情況，其一 澄清溶液，寫離子符號。如 CO2 通入澄清石灰水中： CaCO3 + H2O；C

10、O2+2OH其二懸濁液，應寫成化學式，2如在石灰乳中加入 Na2CO3溶液： Ca（ OH）2+ CO3CaCO3 +2OHc. 常見的微溶物有： Ca（ OH） 2、 CaSO4、 MgCO3、 Ag2 SO4、 MgSO3。 酸式鹽 參加的離子反應，書寫離子方程式時，弱酸的酸式根一律不拆。如 NaHCO3和 HCl 反應： HCO3+H+ H2 O+CO2； 強酸的酸式根HSO4 一般情況下要拆開。遵守 質量守恒和電荷守恒 ：離子方程式不僅要配平原子個數(shù)，還要配平陰、陽離子所帶的電荷數(shù)。如： FeSO4 溶液中通入Cl 2 不能寫成Fe2+ Cl 2 Fe3+2 Cl ，必須寫成2Fe2+

11、 Cl 2 2Fe3+2 Cl。必須要考慮反應物間的適量與過量、少量的問題。- 5 -物質的量1、 物質的量是一個物理量，符號為n，單位為摩爾 ( mol)2、 標準： 1 mol 粒子的數(shù)目是 0.012 kg12C 中所含的碳原子數(shù)目，約為6.02 ×1023 個。3、 1 mol 粒子的數(shù)目又叫阿伏加德羅常數(shù)，符號為A，單位 mol 1。N4、 使用摩爾時，必須指明粒子的種類，可以是分子、原子、離子、電子等。5. 、數(shù)學表達式 :NnN A摩爾質量1、定義： 1mol 任何物質的質量，稱為該物質的摩爾質量。符號：M表示，常用單位為g/mol2、數(shù)學表達式：n = m/M3、數(shù)值

12、：當物質的質量以g 為單位時，其在數(shù)值上等于該物質的相對原子質量或相對分子質量 .物質的聚集狀態(tài)1、影響物質體積的因素：a. 微粒的數(shù)目、微粒的大小和微粒間的距離。b. 固、液體影響體積因素主要為微粒的數(shù)目和微粒的大小；c. 氣體主要是微粒的數(shù)目和微粒間的距離。2、氣體摩爾體積V單位物質的量的氣體所占的體積。符號：Vm表達式： Vm=n ；單位： L· mol -1在標準狀況 (0 oC,101KPa) 下， 1 mol 任何氣體 的體積都約是22.4L，即標準狀況下，氣體摩爾體積為 22.4L/mol。Mm ，或nm ，或mnMnM注意：選擇提選項中涉及氣體體積但沒有在說明標準狀況

13、下，不能使用以上轉化公式補充 ： =M/22.4 / M/ M2標121阿佛加德羅定律：V1/V 2 n1/n 2 N1/N2- 6 -物質的量在化學實驗中的應用1. 物質的量濃度 .（ 1）定義：以單位體積溶液里所含溶質 B 的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質 B 的物質的濃度。（ 2）單位： mol/L（ 3）物質的量濃度 溶質的物質的量/ 溶液的體積CB = n B/V液注意點 ：溶液物質的量濃度與其溶液的體積沒有任何關系溶液稀釋：C(濃溶液 ) ?V( 濃溶液 ) =C( 稀溶液 ) ?V(稀溶液 )- 7 -2. 一定物質的量濃度的配制（ 1）基本原理 : 根據欲配制溶液的體

14、積和溶質的物質的量濃度，用有關物質的量濃度計算的方法，求出所需溶質的 質量或體積 ，在容器內將溶質用溶劑稀釋為規(guī)定的體積 , 就得欲配制得溶液.（ 2）主要操作1、檢驗是否漏水.2、配制溶液1 計算 .2 稱量（或量取）.3 溶解 .4 轉移 .5 洗滌 .6 定容 .7 搖勻 .8 貯存溶液 .所需儀器 ：托盤天平、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管、容量瓶（ XXX ml）注意 ：容量瓶常作為考點，填寫時一定要標明體積（最小 100ml ，有 150、 200、 250ml 等）如： 100ml 容量瓶或者容量瓶（ 100ml ）注意事項 ：A 選用與欲配制溶液體積相同的容量瓶.B 使用前必須檢查是否

15、漏水.C 不能在容量瓶內直接溶解.D 溶解完的溶液 等冷卻至室溫時再轉移 .E 定容時，當液面離刻度線1 2cm 時改用膠頭滴管，以平視法觀察加水至液面最低處與刻度相切為止.（ 3）誤差分析： （無需記憶，留個印象就好）C B = n B/V 液可能儀器誤差的操作過程分析對溶液濃度的影響mV稱量 NaOH時間過長或用紙片稱取減小偏低移液前容量瓶內有少量的水不變不變不變向容量瓶轉移液體時少量流出減小偏低未洗滌燒杯、玻璃棒或未將洗液轉移至容量瓶減小偏低未冷卻至室溫就移液減小偏高定容時，水加多后用滴管吸出減小偏低定容搖勻時液面下降再加水增大偏低定容時俯視讀數(shù)減小偏高定容時仰視讀數(shù)增大偏低- 8 -物

16、質的分散系1分散系：一種（或幾種）物質的微粒分散到另一種物質里形成的混合物。分類（根據分散質粒子直徑大?。喝芤海ㄐ∮?10-9 m 、膠體（ 10-9 10-7 m）、濁液（大于 10-7 m）2膠體：（ 1）概念：分散質微粒直徑大小在10-9 10-7 m之間的分散系。（ 2）性質： 丁達爾 現(xiàn)象（用聚光手電筒照射膠體時，可以看到在膠體中出現(xiàn)一條光亮的“通路” ，這是膠體的丁達爾現(xiàn)象。）凝聚作用（ 吸附水中的懸浮顆粒）3、氫氧化鐵膠體的制備將飽和 的 FeCl3 溶液 逐滴滴入沸水 中FeCl3 + 3H 2OFe(OH) 3( 膠體 ) + 3HCl【一定要注明是膠體，可逆號】- 9 -

17、物質的分離與提純分離的物質應注意的事項應用舉例過濾用于 固液 混合的分離一貼、二低、三靠如粗鹽的提純蒸餾提純或分離 沸點 不同的液體防止液體暴沸， 溫度計水銀球的位置，如石油的蒸餾混合物如石油的蒸餾中冷凝管中水的流向利用溶質在 互不相溶的溶劑選擇的萃取劑應符合下列要求：和原用四氯化里的溶解度 不同， 用一種溶萃取溶液中的溶劑互不相溶；對溶質的溶碳萃取溴水里劑把溶質從它與另一種溶劑解度要 遠大于 原溶劑的溴、碘所組成的溶液中提取出來打開上端活塞或使活塞上的凹槽與漏如用四氯化碳斗上的水孔，使漏斗內外空氣相通。分液分離 互不相溶 的液體萃取溴水里的打開活塞，使下層液體慢慢流出，及溴、碘后再分液時關閉

18、活塞， 上層液體由上端倒出蒸發(fā)用來分離和提純加熱蒸發(fā)皿使溶液蒸發(fā)時，要用玻璃分離 NaCl 和和結棒不斷攪動溶液；當蒸發(fā)皿中出現(xiàn)較幾種 可溶性固體 的混合物KNO3混合物晶多的固體時，即停止加熱原子的構成AZX表示質量數(shù)為A、質子數(shù)為Z 的具體的 X 原子。質量數(shù)（ A）=質子數(shù)（ Z） +中子數(shù)（ N）原子序數(shù)= 核電荷數(shù)=質子數(shù) =核外電子數(shù)要求掌握1 20 號原子的結構示意圖同位素： 質子數(shù) 相同、質量數(shù)（中子數(shù)）不同的原子（核素）互為 同位素-10-專題 2一、鈉的原子結構及性質結 構鈉原子最外層只有一個電子，化學反應中易失去電子而表現(xiàn)出強還原性。物 理 質軟、銀白色，有金屬光澤的金屬

19、，具有良好的導電導熱性，密度比水小，比性 質 煤油大，熔點較低?；?學性 質存 在保 存制 取用 途與非金鈉在常溫下切開后表面變暗：4Na+O2=2Na2O（灰白色）鈉在氯氣 中燃燒， 黃色火焰， 白煙：屬單質點燃2Na+Cl2 = 2NaCl與水反應，現(xiàn)象：浮、游、球、鳴、紅2Na 2H2O=2NaOH+H與酸反應， 現(xiàn)象與水反應相似，更劇烈， 鈉先與酸反應， 再與水反應 。與與鹽溶液反應：鈉先與水反應，生成NaOH、 H2，再考慮 NaOH與溶液中的鹽反應。如：鈉投入CuSO4溶液中，有氣體放出和藍色沉淀?；衔?Na+2HO+CuSO4=Cu(OH)2 +Na2SO4+H2與某些 熔融

20、鹽：700800oC 4Na+TiCl 4=4NaCl+Ti自然界中只能以化合態(tài)存在煤油或石蠟中，使之隔絕空氣和水通電2NaCl( 熔融 )=2Na+Cl 21、 鈉的化合物2 、鈉鉀合金常溫為液體，用于快中子反應堆熱交換劑3、作強還原劑4 、作電光源二、碳酸鈉與碳酸氫鈉的性質比較碳酸鈉（ Na2CO3）碳酸氫鈉（ NaHCO3）俗 名純堿、蘇打小蘇打溶解性易溶（同溫下， 溶解度大于碳酸氫鈉）易溶熱穩(wěn)定性穩(wěn)定2NaHCO3 Na2CO3+CO2 +H2O堿性堿性（相同濃度時，碳酸鈉水溶液的堿性PH比碳酸氫鈉的大）與鹽酸Na CO+2HCl=2NaCl+H O+CONaHCO+HCl=NaCl+

21、H O+CO2322322酸碳酸Na CO+ H O+CO= 2NaHCO不能反應23223與NaOH不能反應NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O堿Ca(OH)Na CO+Ca(OH) =CaCO +2NaOH產物與反應物的量有關22323-11-三、鎂的性質物理性質銀白色金屬，密度小，熔沸點較低，硬度較小，良好的導電導熱性與 O2點燃2Mg+O=2MgO與其他點燃點燃非金屬Mg+Cl2=MgCl2， 3Mg+N 2= Mg3N2化學性質與氧化物點燃2Mg+CO=2MgO+C與水反應Mg+2HOMg(OH) +H22與酸Mg+2HCl=MgCl+H2與鹽溶液反應2+2+Mg+Cu Mg

22、 + CuMgCl2+Ca(OH)2=Mg(OH)2 +CaCl2 Mg(OH) 2+2HCl=MgCl2+2H2O制取HCl通電222222MgCl ?6H O= MgCl +6H O MgCl( 熔融 )= Mg Cl用途1、鎂合金密度小，硬度和強度都較大2、氧化鎂優(yōu)質耐高溫材料四、侯氏制堿法（由氯化鈉制備碳酸鈉）向飽和食鹽水中通入足量氨氣至飽和 ，然后在 加壓 下通入 CO2，利用 NaHCO3溶解度較小，析出 NaHCO3，將析出的 NaHCO3晶體煅燒 ，即得 Na2CO3。簡單表示為：NaCl+NH3+CO2+H2O=NaHCO3+NH4Cl2NaHCO3Na2CO3+CO2+H2

23、O五、電解質和非電解質（ 1）電解質與非電解質的比較電解質非電解質定 義溶于水或熔化狀態(tài)下能導電的化合物溶于水和熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物物質種類大多數(shù)酸、堿、鹽，部分氧化物大多數(shù)有機化合物， CO、SO、NH223等能否電離能不能實 例H2SO4、NaOH、 NaCl、 HCl 等酒精，蔗糖， CO2， SO3 等（ 2）電解質的導電電解質的電離：電解質在溶液里 或熔化狀態(tài) 下離解成自由移動的離子的過程叫做電離。電解質的導電原理：陰、陽離子的定向移動。電解質的導電能力：自由移動的離子的濃度越大，離子電荷越多，導電能力越強。（ 3）注意： 電解質和非電解質均指化合物而言，單質、混合物都不能稱

24、為電解質或非電解質。-12-六、強電解質和弱電解質強電解質弱電解質定義在水溶液里全部電離成離子的電在水溶液里只有一部分分子電離成離解質子的電解質電離程度完全少部分溶質微粒離子分子、離子（少數(shù)）電離方程式用“”用“”實例H SO、HNO、HCl、KOH、NaOH、NaCl、 NH· H O、 CHCOOH、 H CO 等弱酸、弱24332323KCl 等強酸、強堿和大部分鹽堿和 HO2-13-專題三鋁（ Al ）（一）氧化鋁（Al 2O3）氧化鋁是一種 高沸點 （2980 ）、高熔點 （ 2054 ）、高硬度的白色化合物，兩性氧化物的代表，常用作耐火材料。（兩性氧化物：既可以與酸反應又

25、可以與堿反應生成鹽和水 的氧化物。）剛玉的主要成分是 氧化鋁，硬度僅次于金剛石?；瘜W性質 ：1. 與堿的反應（與強堿，如NaOH）Al 2O3+2NaOH 2NaAlO2+ H 2O2. 與強酸的反應（如 H2SO4）Al 2O3+3H2SO4 Al 2（ SO4） 3+3H2O知識拓展1. 偏鋁酸鈉（ NaAlO2）的性質（ 1）往偏鋁酸鈉溶液中通入過量CO2NaAlO2+CO2+2H2O=Al（OH） 3 +NaHCO3產生白色絮狀沉淀，通入過量的CO2，沉淀不溶解。（ 2）往偏鋁酸鈉溶液中加HClNaAlO2+HCl+H2O=Al（OH） 3 +NaClAl （ OH） 3+3HCl A

26、lCl 3+3H2OAl （ OH） 3n/mol114HCln/mol加入少量鹽酸，生成白色絮狀沉淀，繼續(xù)加入鹽酸至過量的過程中，白色沉淀逐漸增加至最大值，然后溶解。-14-2. 氯化鋁（ AlCl 3）的性質ClClClAlAlClClCl氣體（ AlCl 3）結構式：（ 1）往氯化鋁溶液中通入氨氣AlCl 3+3NH+3H2O= Al （OH） 3 +3NH4Cl產生白色絮狀沉淀，通入過量的NH3，沉淀不溶解。（ 2）往氯化鋁溶液中逐滴加氫氧化鈉溶液AlCl 3+ 3NaOH Al （OH） 3 +3NaClAl （ OH） 3+ NaOHNaAlO2+2 H 2OAl （ OH） 3n

27、/mol134NaOHn/mol加入少量 NaOH溶液，產生白色絮狀沉淀，繼續(xù)加入 NaOH溶液至過量的過程中，白色沉淀逐漸增加至最大值，然后溶解。-15-（二）鋁土礦中提取鋁制取金屬鋁的流程圖如下：流程圖中所涉及到的化學反應：1. Al 2O3+2NaOH2NaAlO2+ H 2O2. NaAlO 2+CO2+2H2O=Al（ OH） 3 +NaHCO33.2 Al（ OH）3Al O+3H O232電解4.2 Al2O4Al+3O23冰晶石二、鋁的 性質及應用（一）鋁的存在自然界中鋁以化合態(tài)存在。鋁的主要存在形式有：鋁土礦（Al 2O3· nH2O），鋁元素占地殼總量的 7.45

28、 ， 是地殼中含量最多的金屬元素?！?地殼元素（含量從大到小） ： O、 Si 、 Al 、 Fe、】（二）鋁的性質1. 物理性質鋁有良好的導電性（居金屬第三，最好的是銀） ，傳熱性和延展性。鋁合金強度高，密度小，易成型，有較好的耐腐蝕性。2. 化學性質（ 1）與酸反應：一般與強酸反應（例如鹽酸、稀硫酸等）2Al+6HCl 2AlCl 3 +3H2（ 2）與堿反應 ：一般與強堿反應（例如：NaOH；KOH； Ba（OH） 2 等）2Al+2NaOH+2HO 2NaAlO2+3H2（ 3）與濃硝酸、濃硫酸的反應：1. 在常溫下，鋁遇到濃硝酸、濃硫酸會在鋁表面生成一層致密的氧化物薄膜而發(fā)生鈍化 ；

29、2. 在加熱的條件下可以發(fā)生反應。-16-（ 4）與某些 鹽溶液 反應：鋁的金屬活動性比較強， 可以跟不少的金屬鹽溶液發(fā)生 置換 反應（ 如： CuCl2、 AgNO3等） 2Al+3CuCl 2 3Cu+2 AlCl 3（ 5）與某些金屬氧化物反應（鋁熱反應）Fe2O3+2Al2Fe+ Al 2 O3（鋁熱反應用途冶煉稀有金屬野外焊接鐵軌。）（三）鋁的應用1. 用于電器設備 和做高壓電纜2. 是重要的 反光 材料3. 野外焊接鐵軌4. 鋁合金（質量輕、硬度大） 是制造飛機的理想材料。三、規(guī)律總結-17-鐵（ Fe）、銅 (Cu)一 、 從自然界獲取鐵和銅1. 鐵的冶煉原料： 鐵礦石、焦炭、空

30、氣、石灰石反應器：煉鐵高爐反應原理：用還原劑將鐵從其化合物中還原出來工藝流程：從高爐下方鼓入空氣與焦炭反應產生一氧化碳并放出大量的熱高溫2COC O2 點燃CO2CO2 CFe2 O33CO高溫 2Fe 3CO2CaCO3 高溫CaO CO2CaOSiO2 高溫CaSiO3 (爐渣 )生鐵：含碳量2%4.5% 鋼：含碳量 <2%2. 銅的制備 電解精冶銅 的原理是讓粗銅作陽極，失去電子變?yōu)?Cu2+，用銅棒作陰極，在陰極上即可得精銅。濕法煉銅是指在溶液中將銅置換出來。CuCl 2FeFeCl2Cu生物煉銅是利用細菌將礦石分化得銅。二、鐵、銅及其化合物的應用（一）鐵、銅的物理性質鐵是一種

31、金屬光澤的銀白色金屬 ，質軟 ，有良好導電、導熱性、延展性。粉末為黑色，屬于重金屬， 黑色金屬，常見金屬。鐵能被磁鐵吸引，抗腐性強。銅是一種有金屬光澤的紫紅色金屬，有良好的導電、導熱性，良好的延展性，粉末為紫紅色，銅屬于重金屬，有色金屬，常見金屬。（二）鐵、銅的化學性質1. 鐵的化學性質（ 1）與非金屬反應2Fe3Cl 2 點燃 2FeCl 3 (棕黃色的煙 )233Fe2O2點燃 Fe3 O4 ( FeO Fe2 O3 )FeS FeS（鐵與 弱氧化性 物質反應生成低價鐵的化合物）-18-（ 2）與酸反應與非氧化性酸：Fe2HFe2H 2氧化性酸：常溫下遇濃硫酸、濃硝酸會發(fā)生鈍化 ，而加熱

32、時劇烈反應。（ 3）與某些鹽溶液反應Fe Cu2Fe2 CuFe2Fe33Fe2（ 4）鐵的存在鐵在自然界中分布較廣。在地殼中含量約5%，僅次于鋁 。分布在地殼中的鐵均以化合態(tài)存在，游離態(tài)的鐵只能在隕石中得到。常見的鐵礦石有：磁鐵礦（Fe3 O4 ）、赤鐵礦（ Fe2 O3 ）等。2. 銅的化學性質（ 1）與非金屬單質反應Cu Cl2CuCl （紅棕色的煙）22Cu S= Cu2S（硫化亞銅）（ 2）與某些鹽溶液反應Cu 2AgNO3=2Ag Cu(NO3) 2Cu 2FeCl 3=CuCl2 2FeCl2（ 3）與強氧化性的物質反應3Cu 8HNO3（?。?=3 Cu(NO3 ) 2 2NO

33、 4H2OCu 4HNO3（濃） = Cu(NO3) 2 2NO 2H2OCu 2HSO4（濃） =3 CuSO4 SO2 2H2O（三） Fe2+和 Fe3+的相互轉化1. Fe2+ Fe3+： Fe2+與強氧化劑（如Cl 2、 Br 2、 O2、 HNO3、 KMnO4、濃 H2 SO4、H2O2 等）反應時，被氧化為 Fe3+2+3+2Fe Cl 22Fe 2 Cl3+2+3+2、I22+2. Fe Fe ： Fe 與還原劑（如Zn、 Fe、 Cu、 S、H S 等）反應時，被還原成FeFe 2Fe3 =3Fe 232+2+Cu 2Fe=Cu 2FeS2 2Fe3 =S 2Fe2+2I

34、2Fe3=I 2 2Fe2+-19-（四） Fe3的檢驗1. KSCN法：加入 KSCN呈血紅色的是 Fe3+溶液，而 Fe2+的溶液無此現(xiàn)象，這是鑒別Fe2+和 Fe3+最常用、最靈敏的方法。3Fe（ SCN） 3（紅色）Fe 3SCN2. 堿液法：可加入堿液， Fe3 有紅褐色沉淀生成， Fe2 先生成白色沉淀，然后變成灰綠色，最后變成紅褐色。3 Fe（ OH） 3（紅褐色）Fe 3OH2 Fe（ OH） （白色）Fe 2OH24 Fe （ OH）2O2 2H2O4Fe（ OH） 33.（五）規(guī)律總結三、鋼鐵的腐蝕n+（一）金屬腐蝕的本質：M ne =M（二）鋼鐵的腐蝕1. 化學腐蝕：金屬

35、跟周圍的物質接觸直接發(fā)生化學反應而引起的腐蝕。（次要）2. 電化學腐蝕： 鋼鐵不是純凈的鐵，通常含有少量的碳雜質。金屬在 電解質溶液中發(fā)生原電池反應而引起的腐蝕，伴有電流。（主要）2Fe2H 2OO22Fe(OH )24Fe(OH )2Fe(OH )22H 2OO2 4Fe(OH )33Fe2O33H 2 O(Fe2O3 xH 2 O即為鐵銹 )-20-（三）金屬的防護（ 1）噴涂保護。（ 2）改變結構。（ 3）涂加更活潑的金屬，通過犧牲涂加的金屬來防護。（ 4）連接電源負極，使鐵不失去電子，這是最有效的保護。硅（ Si ）一 、 硅1. 硅的存在硅以 化合態(tài) 存在于自然界，硅元素主要存在于地

36、殼的各種礦物和巖石里，硅有晶體硅和無定形硅兩種同素異形體，含量豐富，居地殼元素第二位。2. 物理性質晶體硅是 灰黑色 、有金屬光澤、硬而 脆的固體， 熔點和沸點都很高，硬度也很大，晶體硅的導電性介于導體和絕緣體之間，是良好的半導體。3. 化學性質（ 1）很穩(wěn)定，常溫下不與O2、 Cl 2、濃 HNO3、濃 H2SO4 等反應。（ 2）加熱時表現(xiàn)出還原性：Si O2SiO 2 。（ 3）常溫時，和 強堿 溶液反應： Si 2NaOH H2O= Na2SiO32H2（ 4）常溫時，與 F2、 HF反應Si 2F2 = SiF 4Si 4HF= SiF 4 2H24. 硅的重要用途作為良好的 半導體

37、 材料，硅可用來制集成電路、晶體管、硅整流器、太陽能電池等，主要用于 電子工業(yè)。5. 高純硅的工業(yè)制法高溫Si+2CO （制粗硅）（ 1） 2C SiO2高溫SiCl 4 （液態(tài)）（ 2） Si 2Cl 2高溫（ 3） SiCl 4 2H2Si 4HCl （精硅）-21-二、二氧化硅1. SiO 2 的存在SiO2 廣泛存在于自然界中，與其他礦物共同構成了巖石，天然二氧化硅也叫硅石，是一種堅硬難熔的固體。2. 物理性質硬度大、熔點高、不導電、不溶于水。天然的二氧化硅分為晶體和無定形 兩大類。3. 化學性質二氧化硅十分穩(wěn)定，屬于酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性，能與堿性氧化物、堿或碳酸鹽等發(fā)生反

38、應，不與水、酸（除HF外）發(fā)生反應，能耐高溫、耐腐蝕。（ 1）與強堿反應：SiO2 2NaOH= Na2SiO3+ H 2O硅酸鈉是 極少溶于水的硅酸鹽中的一種，硅酸鈉的水溶液俗稱“水玻璃 ”，是 建筑行業(yè) 經常使用的一種黏合劑，還可用作肥皂填料、木材防火劑及防腐劑等。（ 2）與 HF反應SiO2 4HF= SiF 4 2H2O由于玻璃中含有大量的SiO2， SiO2 與 HF（溶液）反應很迅速，所以氫氟酸可用于雕刻玻璃。同時氫氟酸不用玻璃容器制備和貯存。（ 3）與堿性氧化物反應高溫CaO+SiO2CaSiO3（煉鐵高爐的造渣反應）（ 4）與碳酸鹽反應高溫32232Na2CO+SiONa SiO +COCaCO3+SiO2高溫CaSiO3+CO24. 二氧化硅的結構：二氧化硅晶體堅硬，耐磨，熔沸點高的原因是二氧化硅的結構是空間立體網狀 結構。該空間構形類似于 金剛石（參見物構部分） ，具有高硬度，高熔沸點特征。天然產透明的二氧化硅晶體俗稱水晶 。水晶為無色透明的六棱柱狀。由于水晶內部往往分散有不同的雜質，