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【同步知识点】高中化学（苏教版2019）必修第一册--专题3 从海水中获得的化学物质 知识清单
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这是一份【同步知识点】高中化学（苏教版2019）必修第一册--专题3 从海水中获得的化学物质 知识清单，共13页。
专题3 从海水中获得的化学物质
考点1 氯气的发现
1．元素的存在形态
游离态：元素以单质形式存在的状态。
化合态：元素以化合物形式存在的状态。
2．氯元素在自然界中的存在
在自然界中，氯元素全部以化合态的形式存在。
海水中蕴含丰富的氯元素，它主要以氯化钠、氯化镁等氯化物的形式存在。
3．氯气的发现
1774年，瑞典化学家舍勒将软锰矿与浓盐酸混合加热，意外的产生一种具有强烈刺激性气味的黄绿色气体。
1810年，英国化学家戴维仔细研究了这种气体，并将其命名为氯气。
考点2 氯气的实验室制法
1．反应原理
实验室常用MnO2将浓盐酸中化合态的氯元素氧化为游离态的氯气，化学方程式：
MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O。
也可以用高锰酸钾、重铬酸钾（K2Cr2O7）、氯酸钾（KClO3）等氧化剂代替二氧化锰。
如2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O。
2．仪器装置
(1)制备装置：固＋液气。
(2)发生装置所用仪器的名称为分液漏斗、圆底烧瓶。
(3)除杂装置：除去Cl2中少量HCl、水蒸气，可先通入饱和食盐水除去HCl，再通过浓H2SO4(或P2O5或CaCl2)除去水。
(4)收集装置
验满：①观察法：集气瓶中充满黄绿色气体
②湿润的淀粉碘化钾试纸(变蓝)
(5)吸收装置：
烧杯中盛有NaOH溶液(不能用水代替)，其作用是吸收过量的氯气，防止污染环境。
3．实验步骤：
实验室制取干燥纯净的氯气可按如下思路设计：
①发生装置―→②净化装置―→③收集装置―→④尾气吸收装置。
固＋液气除去HCl除去H2O―→向上排空气集气法―→NaOH溶液吸收。
实验装置如下图所示：
考点3 氯气的工业制法
1．实验探究——模拟工业制备氯气
(1)实验过程
按下图所示电解饱和食盐水的装置进行实验。
①接通电源，观察铁棒和石墨棒上发生的现象。通电一段时间后，将小试管套在a管上，收集U形管左端产生的气体。2 min后，提起小试管，并迅速用拇指堵住试管口，移近点燃的酒精灯，松开拇指，检验收集到的气体。
②取一支小试管，用向上排空气法收集从b管导出的气体，观察收集到的气体的颜色。
③关闭电源，打开U形管左端的橡皮塞，向溶液中滴加1～2滴酚酞溶液，观察溶液的颜色。
(2)现象与推理
实验现象
结论
①
出现爆鸣声
a管中的气体为氢气
②
产生黄绿色的气体
b管中的气体为氯气
③
铁棒端溶液变红，石墨棒端溶液不变色
U形管左端溶液显碱性，右端溶液不显碱性
(3)实验结论
根据实验推断电解饱和食盐水的产物是H2、Cl2、NaOH溶液。
2．氯碱工业
(1)工业制取氯气的反应原理：2NaCl＋2H2O2NaOH＋Cl2↑＋H2↑。
(2)氯碱工业：以电解饱和食盐水为基础制取氯气、烧碱等产品的工业。
考点4 氯的原子结构及物理性质
1．氯的原子结构
原子结构示意图为，氯原子容易得到1个电子而形成Cl－。
2．氯气物理性质
氯气是一种黄绿色、密度比空气大、有刺激性气味的有毒气体。
氯气易液化，在加压条件下，氯气转化为液态，可储存在钢瓶中。
考点5 氯气的化学性质
氯气是一种化学性质很活泼的非金属单质，在一定条件下能与多种金属和非金属单质反应，生成氯化物。
1．与金属单质反应
反应现象
化学方程式
Na
剧烈燃烧，黄色火焰，产生大量白烟
2Na＋Cl22NaCl
Fe
Fe丝在氯气中燃烧，产生棕色烟
2Fe＋3Cl22FeCl3
Cu
Cu丝在氯气中燃烧，产生棕黄色烟，溶于水后，溶液呈蓝绿色
Cu＋Cl2CuCl2
氯气与除金、铂以外的绝大多数金属都能反应。变价金属单质与氯气反应，一般生成最高价氯化物，例如过量的铁丝在氯气中燃烧时，生成FeCl3而不生成FeCl2。
干燥的氯气在常温下不与铁反应，因此，干燥的氯气可用钢瓶贮存。
2．与非金属单质反应
氯气与H2反应的方程式为：H2＋Cl22HCl。
反应现象：H2在Cl2中能安静地燃烧，发出苍白色火焰，瓶口有白雾。
工业上用电解饱和食盐水得到的氯气和氢气制取盐酸。
3．氯气与水的反应
【实验探究1】氯气在水中的溶解实验
(1)实验操作：取一支100 mL的针筒抽取80 mL的氯气和20 mL的水，振荡。
(2)实验现象：活塞向里移动，水溶液颜色逐渐变为浅黄绿色。
(3)实验结论：氯气能溶于水，常温常压下，1体积的水约能溶解2体积的氯气，氯水呈浅黄绿色。
【实验探究2】氯水的成分探究
实验1：将干燥的有色布条和湿润的有色布条分别放入两瓶干燥的氯气中。
实验操作
实验现象
实验结论
有色布条不褪色
干燥氯气不具有漂白性
有色布条褪色
氯水具有漂白性
实验2：分别用玻璃棒蘸取新制氯水和稀盐酸，滴在pH试纸上。
实验操作
实验现象
实验结论
新制氯水滴在pH试纸上
试纸先变红后变为白色
新制氯水呈酸性，有漂白性
稀盐酸滴在pH试纸上
试纸变红色
稀盐酸无漂白性
实验3：在洁净的试管中加入1mL性质氯水，再向试管中加入几滴硝酸银溶液和稀硝酸。
实验现象：有白色沉淀生成，且白色沉淀不溶解。
实验结论：氯水中含有Cl-。
反应方程式为：Cl2＋H2OHCl＋HClO。
可逆反应的概念：在相同条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向进行的反应。
氯水中含有Cl2、HClO等分子，也含有H+、Cl-等离子。
4．氯气与碱的反应
(1)与氢氧化钠溶液反应——制取漂白剂
①化学方程式：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。
②漂白剂的有效成分是次氯酸钠（NaClO）。
(2)与石灰乳反应——制取漂白粉
①化学方程式：2Ca(OH)2＋2Cl2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。
②漂白粉的主要成分是CaCl2 、Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2，漂粉精的主要成分是Ca(ClO)2。
③漂白粉的漂白原理：利用复分解反应原理，漂白粉中的次氯酸钙与酸(如盐酸或碳酸等)反应生成具有漂白性的次氯酸。
次氯酸钙溶液与二氧化碳反应的方程式为Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HClO。
5．含氯消毒剂的合理使用
(1)漂白粉应密封、避光保存，并置于阴凉干燥处。
(2)含氯漂白剂与洁厕剂（含有盐酸）不能混合使用，因为两者混合会反应生成氯气。
(3)新型灭菌消毒剂——二氧化氯：杀菌、消毒能力比氯气强。
考点6 次氯酸（HClO）的性质及应用
1．弱酸性
HClO是一种比H2CO3还弱的弱酸。
写出下列化学方程式：
HClO与NaOH反应：HClO+NaOH=NaClO+H2O。
HClO与Ca(OH)2反应：2HClO+Ca(OH)2=CaCl2+2HClO。
2．强氧化性
HClO具有强氧化性，其氧化性比Cl2强，能使染料等有机色素褪色，还能杀菌消毒。
3．不稳定性
次氯酸不稳定，在受热或光照条件下易分解放出O2，化学方程式为：
2HClO2HCl+O2↑。
久置氯水的成分是稀盐酸。
3．次氯酸的漂白原理、特点及应用范围
(1)原理：将有色有机物质氧化为稳定的无色物质。
(2)特点：被HClO漂白后的物质，久置后不再恢复原色，即HClO的漂白具有不可逆性。
(3)应用范围：几乎所有有色有机物质遇HClO都会褪色。
考点7 氯水性质的多重性
1．氯水的成分探究
(1)观察颜色，氯水为浅黄绿色，证明氯水中还存在Cl2分子。
(2)关于氯水具有漂白性的证据：
①干燥的氯气不能使干燥的有色布条褪色，能使湿润的有色布条褪色。
②氯水能使pH试纸变红（说明氯水呈酸性）后褪色，盐酸使pH试纸变红色。
由此说明氯气与水反应生成了一种具有漂白性的物质。
(3)氯水中含有H+和Cl-的证据：
①氯水能使pH试纸变红，说明氯水中含有H+。
②氯水与硝酸酸化的硝酸银溶液反应生成白色沉淀，说明含有Cl-。
通过实验探究，可知氯水的成分为：
三分子：Cl2、H2O、HClO
四离子：H+、Cl-、ClO-、OH-（极少量）
2．氯水成分的多重性
3．可逆反应的特征
通过氯水成分的探究，也证明了氯气与水的反应为可逆反应，可逆反应有以下特征：
(1)反应物和生成物同时存在与反应体系中。
(2)反应不能完全进行，即反应有一定的限度。
(3)在相同条件下，正反应（从左到右）和逆反应（从右到左）同时进行。
考点8 氧化还原反应基本概念
1．氧化还原反应的特征：反应中物质所含元素化合价发生改变。
2．氧化还原反应的实质
(1)氧化还原反应的概念
①有电子转移的反应叫作氧化还原反应。
②氧化反应：物质所含元素的原子失去电子的反应。
还原反应：物质所含元素的原子得到电子的反应。
如钠与氯气的反应，实质是钠原子失去电子，发生氧化反应；氯原子得到电子，发生还原反应。
③反应过程中化合价变化，电子得失变化
(2)氧化还原反应概念之间的关系
化合价升高——失去电子——被氧化——发生氧化反应——是还原剂
化合价降低——得到电子——被还原——发生还原反应——是氧化剂
3．氧化还原反应的相关概念
(1)氧化剂与还原剂
氧化剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价降低，即得到电子(或电子对偏向)的物质。
还原剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价升高，即失去电子(或电子对偏离)的物质。
(2)氧化产物与还原产物
氧化产物：还原剂失去电子被氧化的产物。
还原产物：氧化剂得到电子被还原的产物。
(3)氧化性与还原性
氧化性：物质得到电子的能力。
还原性：物质失去电子的能力。
4．氧化还原反应概念间的关系
考点9 氧化还原反应的表示方法——双线桥法
1．基本步骤
(1)标变价：正确标出反应前后化合价发生变化的元素元素的化合价，明确变价元素的化合价升降关系。
(2)连线桥：用带箭头的线由反应物指向生成物，且对准同种元素。
(3)标得失：标出“失去”或“得到”电子的总数，且得失电子总数相等。
2．实例分析
该表示法能体现出氧化还原反应的实质及过程，同时清楚地表示出了得失电子的情况，上述反应中CuO中Cu元素得电子为“2×2e－”，前一个“2”表示有2个Cu2＋得电子，后一个“2e－”，表示一个Cu2＋得2个电子，共得4个电子。
3．注意事项
(1)箭头、箭尾必须对应化合价变化的同种元素；
(2)必须注明“得”“失”；
(3)氧化剂和还原剂得、失电子要守恒。
考点10 氧化性和还原性强弱的比较
1．物质的氧化性及还原性与核心元素化合价的关系
核心元素化合价
实例
性质
最高价
KO4、Cl3、浓HO3、浓H2O4
只有氧化性
中间价
O2、Na2O3、SO4、
既有氧化性
又有还原性
最低价
、、K
只有还原性
2．氧化性、还原性强弱比较的方法
(1)根据元素的活动性顺序比较
如：Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu
金属还原性：Fe>Cu
在反应中Fe是还原剂，Cu是还原产物。
(2)根据氧化还原反应方程式比较
氧化性：氧化剂>氧化产物
还原性：还原剂>还原产物
3．常见的氧化剂和还原剂
(1)常见的氧化剂
活泼的非金属单质：O2、Cl2、Br2等；
含高价金属阳离子的化合物：FeCl3、CuCl2等；
含某些较高化合价元素的化合物：浓H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2等。
(2)常见的还原剂
活泼或较活泼的金属：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn等；
含低价金属阳离子的化合物：FeCl2等；
某些非金属单质：C、H2等；
含有较低化合价元素的化合物：HCl、H2S、KI等。
(3)在可变化合价元素的化合物中，具有中间价态的物质既可作氧化剂，又可作还原剂。如：Cl2、S、SO2、H2SO3等。
考点11 钠的原子结构和性质
1．钠的原子结构及存在
(1)钠的原子结构
钠原子易失去最外层的一个电子，形成具有稳定电子层结构的钠离子。
(2)钠的存在
钠元素在自然界中以化合态存在，如氯化钠、碳酸钠、硫酸钠等。
2．实验探究钠的性质
(1)钠与氧气的反应
钠放置在空气中
在空气中加热钠
实验现象
新切开的钠具有银白色的金属光泽，在空气中很快变暗
钠先熔化成小球，然后剧烈燃烧，火焰呈黄色，生成淡黄色固体
化学方程式
4Na＋O2===2Na2O
2Na＋O2Na2O2
(2)钠与水的反应
①操作：向盛有水(滴有酚酞)的小烧杯中投入一小块金属钠。
②实验记录
实验现象
结论或解释
钠浮在水面上
钠的密度比水小
钠熔化成小球
钠熔点低，反应放热
小球在水面上迅速游动
反应产生的氢气推动小球运动
与水反应发出“嘶嘶”声，逐渐变小，最后消失
钠与水剧烈反应，产生气体
反应后溶液的颜色逐渐变红
有碱性物质(氢氧化钠)生成
化学方程式：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
③实验结论
钠与水剧烈反应，生成氢氧化钠和氢气。
3．钠的物理性质
银白色，有金属光泽的固体，质地柔软，熔点低(小于100 ℃)，密度比水的小，但比煤油的大。
4．钠的化学性质
钠是活泼的金属，能与非金属、水、酸反应，在反应中均失去一个电子表现强还原性。
(1)钠与O2的反应
①常温下，与氧气发生反应。
②钠受热后，可以与氧气剧烈反应，生成过氧化钠。
(2)钠与水反应
反应实质：水是一种非常弱的电解质，水可以微弱地电离出H＋，钠与水反应的实质是Na与H+的反应。
(3)钠和盐溶液的反应
钠与盐溶液反应仍是Na与H2O的反应。因盐中金属离子被水分子包围，使Na不能与之接触。
如将Na加入CuSO4溶液中，反应的第一步为：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
第二步为：2NaOH＋CuSO4===Cu(OH)2↓＋Na2SO4
因此钠不能从盐溶液中置换出金属。
5．钠的制备和用途
(1)制备
工业上电解熔融NaCl可以得到金属钠，化学方程式为：2NaCl2Na＋Cl2↑。
(2)用途
①钠和钾的合金常温下呈液态，可用作快中子反应堆的热交换剂。
②高压钠灯发出的黄光射程远，透雾能力强，常用作路灯。
③金属钠还可以用于钛、锆、铌、钽等金属的冶炼。如Na与TiCl4反应：TiCl4＋4NaTi＋4NaCl。
考点12 氧化钠和过氧化钠
1．氧化钠的性质
(1)氧化钠是一种白色的碱性氧化物，能与水、酸、酸性氧化物等发生反应。
(2)写出下列反应的化学方程式：
①氧化钠与水反应：Na2O＋H2O===2NaOH；
②氧化钠溶于盐酸：Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O；
③氧化钠与CO2反应：Na2O＋CO2===Na2CO3。
2．过氧化钠的性质
(1)过氧化钠与水反应的化学方程式是2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑。
氧化剂是过氧化钠，还原剂是过氧化钠。
(2)过氧化钠与二氧化碳反应的化学方程式是2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2，可用于呼吸面具或潜水艇中作为O2的来源。
3．氧化钠与过氧化钠的比较
物质
氧化钠
过氧化钠
化学式
Na2O
Na2O2
氧的化合价
－2价
－1价
n(Na＋)∶n(阴离子)
2∶1
2∶1
颜色状态
白色固体
淡黄色固体
氧化物类别
碱性氧化物
过氧化物(不属碱性氧化物)
生成
4Na＋O2===2Na2O
2Na＋O2Na2O2
与氧气反应
2Na2O＋O22Na2O2
不反应，稳定性强
与水反应
Na2O＋H2O===2NaOH
2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑
与CO2反应
Na2O＋CO2===Na2CO3
2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2
与稀盐酸反应
Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O
2Na2O2＋4HCl===4NaCl＋O2↑＋2H2O
漂白性
无
有
用途
制NaOH
漂白剂、消毒剂、供氧剂、强氧化剂
4．Na2O2与CO2和H2O反应的电子转移关系
两反应的氧化剂和还原剂都是Na2O2，每有1 mol O2生成时，转移的电子均为2 mol。关系式为：2Na2O2～O2～2e－。
考点13 碳酸钠和碳酸氢钠的性质
1．碳酸钠(Na2CO3)
(1)碳酸钠是白色固体，俗称纯碱或苏打，易溶于水。
电离方程式：Na2CO3===2Na＋＋CO。
(2)实验探究——Na2CO3的性质
实验
现象
结论(或化学方程式)
将澄清石灰水加入碳酸钠溶液中
产生白色沉淀
Ca(OH)2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaOH
将氯化钙溶液加入碳酸钠溶液中
产生白色沉淀
CaCl2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaCl
测碳酸钠溶液pH
pH>7
碳酸钠溶液呈碱性
将沾有油污的铜片放入热的碳酸钠溶液中
铜片表面变光亮，油污消失
碳酸钠溶液具有去污能力
(3)Na2CO3溶液与酸的反应
①与足量盐酸反应：Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋CO2↑＋H2O
②通入足量CO2：Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3
2．碳酸氢钠(NaHCO3)
(1)碳酸氢钠是白色固体，俗称小苏打，常温下溶解度小于碳酸钠，水溶液呈碱性。
电离方程式为NaHCO3===Na＋＋HCO 。
(2)碳酸氢钠的化学性质
①与盐酸反应：NaHCO3＋HCl===NaCl＋CO2↑＋H2O
②热稳定性：2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O
③与NaOH 反应：NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
3．Na2CO3和NaHCO3的性质比较
性质
Na2CO3
NaHCO3
性质比较
水溶液
易溶
可溶
Na2CO3溶解度大于NaHCO3
溶液酸碱性
碱性
碱性
物质的量浓度相同时，Na2CO3溶液的碱性比NaHCO3溶液强
热稳定性
稳定
不稳定
Na2CO3热稳定性比NaHCO3强
与酸反应
能
能
NaHCO3与酸反应比Na2CO3更剧烈
相互转化
Na2CO3NaHCO3
4．Na2CO3和NaHCO3的用途
Na2CO3
NaHCO3
热的纯碱溶液除去物体表面的油污。
制玻璃、制肥皂、造纸、纺织、洗涤剂、冶金等。
发酵粉的主要成分、作灭火剂、医疗上治疗胃酸过多。
考点14 侯氏制碱法
1．主要反应
NaCl＋NH3＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl
2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑
2．制法原理
(1)NH3通入到饱和NaCl溶液中，形成氨水的NaCl饱和溶液，然后再通入CO2。这样先形成了一个弱碱性的环境以后，可以增大CO2在溶液中的溶解度，生成更多的NaHCO3。
(2)因为NaHCO3的溶解度小于NH4Cl的溶解度，所以是NaHCO3先从溶液中结晶析出。
(3)在制碱工业上，所用原料CO2和NH3是由合成氨厂提供的，所以工业生产上常将侯氏制碱和合成氨联合在一起，称为“联合制碱法”。“联合制碱法”还能得到NaHCO3和NH4Cl等副产品。
考点15 强电解质和弱电解质
1．强电解质和弱电解质
(1)强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质。强酸、强碱和大多数盐都是强电解质。
(2)弱电解质：在水溶液中不能完全电离的电解质。弱酸、弱碱是弱电解质。
2．电离方程式
(1)强电解质的电离方程式：用“=”表示，如：
①H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO。
②KOH：KOH===K＋＋OH－。
③CaCl2：CaCl2===Ca2＋＋2Cl－。
(2)弱电解质的电离方程式：
①用“”表示；如：
CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋。
NH3·H2O：NH3·H2ONH＋OH－。
②多元弱酸是分步电离的，如：H2CO3H++HCO；HCOH++CO。
③多元碱的电离方程式书写时一步完成，如：Cu(OH)2Cu2++2OH-。
3．溶液的导电能力
溶液的导电能力由溶液中离子浓度的大小和离子所带电荷数的多少决定。一般，离子浓度越大，离子所带电荷数越多，溶液的导电能力越强。
物质的量浓度相同时，强电解质溶液的导电能力明显强于弱电解质溶液的导电能力。
4．常见的强电解质和弱电解质
电解质的强弱与溶液的导电能力及电解质的溶解度都没有必然联系，只与电离程度有关。某些难溶(或微溶)于水的盐(如AgCl、BaSO4等)，其溶解度很小，但其溶于水的部分是完全电离的，它们仍属于强电解质。
(1)强电解质：强酸、强碱和绝大多数盐都是强电解质。
常见的强酸：HCl、H2SO4、HNO3等。
常见的强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。
绝大多数盐都是强电解质，注意难溶性或微溶性盐都是强电解质，如BaSO4、CaCO3等。
(2)弱电解质：弱酸、弱碱都是弱电解质。熟记下列常见的弱酸和弱碱：
常见的弱酸：CH3COOH、HClO、H2CO3等。
常见的弱碱：NH3·H2O和难溶性碱[如Fe(OH)3、Cu(OH)2]等。
5．强电解质和弱电解质的比较
强电解质
弱电解质
电离条件
溶于水或熔融状态
溶于水或熔融状态
电离程度
完全电离
部分电离
电离过程
不可逆过程
可逆过程
溶液中微粒
只有电解质电离出的阴、阳离子、溶剂分子，不存在电解质分子
既有电解质电离出的阴、阳离子、溶剂分子，还存在电解质分子
实例
多数盐(包括难溶盐)、强酸、强碱等
弱酸、弱碱、水
考点16 离子反应和离子方程式
1．离子反应
以CaCl2溶液与Na2CO3溶液为例探究离子反应的实质
(1)化学方程式：Na2CO3＋CaCl2===CaCO3↓＋2NaCl。
(2)微观分析
CaCl2和Na2CO3的电离方程式
CaCl2===Ca2＋＋2Cl－
Na2CO3===CO＋2Na＋
混合前两种溶液中的离子
CaCl2溶液：Ca2＋、Cl－
Na2CO3溶液：Na＋、CO
混合后数目减少的离子
Ca2＋、CO
混合后数目不变的离子
Na＋、Cl－
反应实质
Ca2＋、CO结合成CaCO3白色沉淀
(3)概念：有离子参加的化学反应称为离子反应。
(4)本质：离子反应使溶液中某些离子的浓度减小。
2．离子方程式
用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
如：(1)碳酸钠溶液分别与氯化钙溶液、澄清石灰水反应的离子方程式均可表示为CO＋Ca2＋===CaCO3↓。
(2)Na2SO4溶液和BaCl2溶液反应的离子方程式可表示为Ba2＋＋SO===BaSO4↓。
3．溶液中的复分解反应发生的条件
(1)酸、碱、盐在水溶液中发生的复分解反应，实质上是电解质在溶液中相互交换离子的反应。
(2)当离子间结合生成难溶性物质、难电离物质或易挥发性物质时，反应就能进行。
考点17 离子方程式的书写
1．离子方程式的书写步骤
(1)写：正确书写化学方程式；
(2)拆：把溶于水且完全电离的物质拆成离子的形式，难溶于水或溶于水但难电离的物质仍用化学式表示；
(3)删：删去化学方程式两边不参加反应的离子，并将化学方程式化为最简；
(4)查：检查离子方程式两边各元素的原子数目和离子所带的电荷总数是否相等以及反应条件、沉淀符号、气体符号等。
2．离子方程式的书写方法
(1)要将溶于水且完全电离的电解质写成离子形式。
(2)单质、沉淀、气体、难电离的物质(如水、弱酸、弱碱)等写成化学式。
(3)在溶液中的NaHSO4应拆写成Na＋、H＋和SO，NaHCO3应拆写成Na＋和HCO。
(4)对微溶物，如Ca(OH)2，如果是反应物且为澄清石灰水，应拆成Ca2＋和OH－的形式，如果是生成物或是石灰乳等，则保留化学式Ca(OH)2。
3．离子方程式的意义
化学方程式只能表示某一个特定的化学反应，离子方程式不仅可以表示某一个特定的化学反应，还可以表示同一类化学反应。
如H++OH-=H2O表示强酸溶液与强碱溶液生成可溶性盐和水的中和反应。
4．判断离子方程式的正误
(1)看是否符合客观事实
如：Fe加入硫酸铜溶液中：2Fe＋3Cu2＋===2Fe3＋＋3Cu(×) Fe＋Cu2＋===Fe2＋＋Cu(√)
(2)看是否符合拆写原则
如石灰石加入稀盐酸中：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O(×) CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O(√)
(3)看是否遵守质量守恒定律
如Na2CO3与稀硫酸反应：CO＋H＋===CO2↑＋H2O(×) CO＋2H＋===CO2↑＋H2O(√)
(4)看是否遵守电荷守恒
如钠与稀硫酸反应：Na＋2H＋===Na＋＋H2↑(×) 2Na＋2H＋===2Na＋＋H2↑(√)
(5)看是否漏掉参加反应的离子
如CuSO4与Ba(OH)2溶液反应：Ba2＋＋SO===BaSO4↓(×) Ba2＋＋SO＋Cu2＋＋2OH－===BaSO4↓＋Cu(OH)2↓(√)
(6)看是否符合阴、阳离子的个数配比
如Ba(OH)2溶液和稀硫酸反应：Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O(×)
Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O(√)
考点18 离子共存问题
1．离子共存的判断方法
离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子间能发生反应，则不能大量共存。
2．离子间因发生复分解反应而不能大量共存的情况
(1)离子之间反应生成沉淀：如图连线的两离子之间。
(2)离子之间反应生成气体：如图连线的两离子之间。
(3)离子之间反应生成水或其他难电离的物质：如图连线的两离子之间。
3．因发生氧化还原反应不共存
(1)常见氧化性离子：MnO(H＋)、NO(H＋)、ClO－、Fe3＋等。
(2)常见还原性离子：S2－、SO、I－、Fe2＋等。
3．离子共存判断的隐含条件
(1)“无色透明”溶液不存在有色离子。
离子
Cu2＋
Fe3＋
Fe2＋
MnO
颜色
蓝色
棕黄色
浅绿色
紫红色
(2)溶液的酸碱性
①使石蕊变红色的强酸性溶液：与H+反应的离子肯定不能大量存在，如CO、HCO等。
②使石蕊变蓝色或使酚酞变红色的强碱性溶液：与OH-反应的离子肯定不能大量存在，如NH、HCO、Fe3＋、Cu2＋、Al3＋等。
考点19 溶液中反应的定量关系
1．碱与酸性氧化物反应的规律
(1)NaOH溶液与CO2反应
向NaOH溶液中通入少量CO2，此时发生反应的方程式为2NaOH+CO2===Na2CO3+H2O；若向反应后的溶液中继续通入CO2，反应方程式为Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3。
将上述两个方程式合并，可得：NaOH+CO2===NaHCO3。
(2) 碱与酸性氧化物反应的规律
当碱[如NaOH、KOH、Ca(OH)2等]与酸性氧化物（如CO2、SO2）反应时，有以下规律：
若碱过量，生成的盐为正盐；
若酸性氧化物过量，生成的盐为酸式盐。
2．NaHCO3溶液与碱的反应
写出下列离子方程式：
(1)NaHCO3溶液与NaOH溶液反应：HCO+OH-=== CO+H2O。
(2)碳酸氢钠溶液中加少量澄清石灰水：Ca2＋＋2OH－＋2HCO===CaCO3↓＋CO＋2H2O。
(3)碳酸氢钠溶液中加足量澄清石灰水：HCO＋OH－＋Ca2＋===CaCO3↓＋H2O。
3．碳酸盐、碳酸氢盐的离子反应
(1)在Na2CO3溶液中逐滴加入稀盐酸的现象为开始无气泡，一段时间后产生气泡。
写出过程中的离子方程式：CO＋H＋===HCO、HCO＋H＋===CO2↑＋H2O。
(2)在盐酸中滴入Na2CO3溶液，现象为立即产生气泡。
离子方程式：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O。
4．碳酸钠、碳酸氢钠与酸反应的定量关系
(1)向Na2CO3溶液中逐滴加入盐酸，消耗盐酸的体积与产生CO2的体积的关系如图甲所示。
(2)向NaHCO3溶液中逐滴加入盐酸，消耗盐酸的体积与产生CO2的体积的关系如图乙所示。
(3)向NaOH、Na2CO3的混合物中逐滴加入盐酸，消耗盐酸的体积与产生CO2的体积的关系如图丙所示(设NaOH、Na2CO3的物质的量之比为1∶1)。
(4)向Na2CO3、NaHCO3的混合物中逐滴加入盐酸，消耗盐酸的体积与产生CO2的体积的关系如图丁所示(设Na2CO3、NaHCO3的物质的量之比为1∶1)。
4．“定一议多”法判断反应物少量和过量
以NaOH溶液与CO2为例，先写出两个方程式：
2NaOH+CO2===Na2CO3+H2O；
NaOH+CO2===NaHCO3。
两个方程式中，CO2的化学计量数为“1”，第一个方程式中，NaOH的化学计量数为2，第二个方程式子龙，NaOH的化学计量数为1，由此可以判断第一个反应中，NaOH过量（或CO2少量），第二个反应中，NaOH少量（或CO2过量）。
考点20 粗盐提纯
1．除杂试剂的选择
粗盐所含杂质离子有Ca2+、Mg2+、SO，加入除杂试剂，会引入新的杂质，因此后加的试剂要适当过量。
步骤
杂质
加入的试剂
离子方程式
1
Mg2+
NaOH溶液
Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓
2
SO
BaCl2溶液
Ba2++ SO=BaSO4↓
3
Ca2+、Ba2+
Na2CO3溶液
Ca2++ CO=CaCO3↓
Ba2++ CO=BaCO3↓
4
OH-、CO
盐酸
H++OH-=H2O
2H++ CO=CO2↑+H2O
2．实验步骤
(1)除去不溶性杂质
①将粗盐倒入烧杯中，加适量水溶解，用玻璃棒搅拌；
②在过滤器上将粗盐水过滤，弃去沉淀，保留滤液。
(2)去除杂质离子
①向烧杯中加入NaOH溶液，边加边搅拌，直至不再有沉淀产生；
②再依次加入BaCl2溶液和Na2CO3溶液，边加边搅拌，直至不再有沉淀产生；
③将混合物在过滤器上过滤，弃去沉淀，保留滤液。
(3)提纯
①向滤液中加入适量盐酸，边加边搅拌，直至不再有气泡产生，用pH试纸测量溶液的pH，使溶液的pH约等于7；
②将溶液转移至蒸发皿中，用酒精灯加热蒸干。
3．问题探究
(1)Na2CO3溶液和BaCl2溶液的顺序是否可以颠倒？为什么？
不可以。Na2CO3溶液的作用不但是除去溶液中的Ca2＋，另一个作用是除去溶液中过量的Ba2＋，因此Na2CO3溶液必须在加入BaCl2溶液之后加入。
(2)如何检验食盐水中杂质离子已除干净？
①取少许滤液于试管中，加入稀盐酸，再加BaCl2溶液，如无白色沉淀生成，证明SO除净。
②取少许滤液于试管中，加入NaOH溶液，如无白色沉淀生成，证明Mg2＋除净。
③取少许滤液于试管中，加入Na2CO3溶液，如无白色沉淀生成，证明Ca2＋已除净。
考点21 从海水中提取溴
1．从海水中提取溴的流程
(1)酸化：将提取食盐后的母液用硫酸酸化，目的是抑制氯、溴与水的反应。
(2)氧化：将氯气通入母液中，将溶液中的溴离子转化为溴单质，离子方程式为：Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2。
(3)空气吹出：鼓入热空气，使溴从溶液中挥发出来，冷凝得到粗溴水。
(4)精制：将粗溴水进一步精制，得到高纯度的单质溴。
2．溴的用途
(1)制备药物：“红药水”中含有溴元素；溴化钾、溴化钠、溴化铵等可配成镇定剂。
(2)制造杀虫剂。
(3)制造感光剂：溴化银可用作医疗X射线胶片上的感光剂。
考点22 从海水中提取镁
1．工艺流程
2．反应过程
(1)分解贝壳制取氢氧化钙：
①CaCO3CaO＋CO2↑；②CaO＋H2O===Ca(OH)2。
(2)沉淀镁离子：MgCl2＋Ca(OH)2===CaCl2+Mg(OH)2↓。
(3)制备氯化镁：Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O。
(4)制取金属镁：MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑。
考点23 镁的性质及应用
1．镁单质的化学性质
(1)原子结构
镁的原子结构示意图为：，在化学反应中易失去2个电子，形成镁离子，具有强还原性。
(2)化学性质：
镁是活泼的金属，能在O2、N2、CO2中燃烧。
①在氧气中燃烧：2Mg+O22MgO，现象：产生耀眼的白光。
②在氮气中燃烧：3Mg+N2Mg3N2。
③在二氧化碳中燃烧：2Mg+CO22MgO+C。
④与盐酸反应：Mg+2HCl=MgCl2+H2↑。
2．镁合金、氧化镁
(1)镁是银白色金属，密度小，易传热，导电，能与铜、铝等金属形成合金。
(2)镁合金的性质特点：密度小、硬度和强度大。
(3)镁合金的用途：制造火箭、导弹和飞机的部件。
(4)氧化镁：白色难溶于水的固体，熔点很高，常用作耐高温材料。
考点24 从海带中提取碘
1．海带提碘的原理
(1)碘在海带中以化合态的形式存在。
(2)海带中的碘元素在浸泡时以碘离子(I－)的形式进入水中，可选择Cl2、H2O2等氧化剂把碘离子氧化成碘单质，离子方程式分别可表示为：
2I－＋Cl2===I2＋2Cl－，2H＋＋H2O2＋2I－===I2＋2H2O。
2．从海带中提取碘的工业生产流程
3．实验探究——加碘盐中碘元素的检验
(1)加碘盐中碘元素的存在形式：IO。
(2)检验原理
在酸性条件下，IO与I－反应的离子方程式：IO＋5I－＋6H＋===3I2＋3H2O，生成的单质碘用淀粉溶液检验，现象是淀粉溶液变蓝。
(3)用试纸和生活中的常见物质检验加碘盐中碘元素存在的方案：
①将食盐用水溶解，加入适量白醋；
②蘸取少量溶液，滴在KI-淀粉试纸上。
实验现象及结论：试纸变蓝，证明有碘元素存在。
4．碘元素的应用
碘是人体必需的微量元素，人体缺碘时患甲状腺肿大。
考点25 氯、溴、碘主要性质及离子检验
1．卤素单质的性质
(1)Br2、I2与Cl2有相似的化学性质，如均能与金属、非金属(H2)、H2O、碱反应。
(2)氧化性强弱顺序为Cl2＞Br2＞I2。
2．卤素单质的检验
Cl2
Br2
I2
常温下
外观
黄绿色气体
深红棕色液体
紫黑色固体
常用检
验方法
①能使湿润的KI淀粉试纸变蓝②能使湿润的蓝色石蕊试纸先变红后褪色
能使湿润的KI淀粉试纸变蓝
遇淀粉溶液变蓝
3．卤素离子的检验
检验卤素离子的最好的方法是用硝酸银和稀硝酸，因为其灵敏度高，反应现象明显。检验时，一定要加入稀硝酸，以排除CO、OH－等离子的干扰。
专题3 从海水中获得的化学物质
考点1 氯气的发现
1．元素的存在形态
游离态：元素以单质形式存在的状态。
化合态：元素以化合物形式存在的状态。
2．氯元素在自然界中的存在
在自然界中，氯元素全部以化合态的形式存在。
海水中蕴含丰富的氯元素，它主要以氯化钠、氯化镁等氯化物的形式存在。
3．氯气的发现
1774年，瑞典化学家舍勒将软锰矿与浓盐酸混合加热，意外的产生一种具有强烈刺激性气味的黄绿色气体。
1810年，英国化学家戴维仔细研究了这种气体，并将其命名为氯气。
考点2 氯气的实验室制法
1．反应原理
实验室常用MnO2将浓盐酸中化合态的氯元素氧化为游离态的氯气，化学方程式：
MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O。
也可以用高锰酸钾、重铬酸钾（K2Cr2O7）、氯酸钾（KClO3）等氧化剂代替二氧化锰。
如2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O。
2．仪器装置
(1)制备装置：固＋液气。
(2)发生装置所用仪器的名称为分液漏斗、圆底烧瓶。
(3)除杂装置：除去Cl2中少量HCl、水蒸气，可先通入饱和食盐水除去HCl，再通过浓H2SO4(或P2O5或CaCl2)除去水。
(4)收集装置
验满：①观察法：集气瓶中充满黄绿色气体
②湿润的淀粉碘化钾试纸(变蓝)
(5)吸收装置：
烧杯中盛有NaOH溶液(不能用水代替)，其作用是吸收过量的氯气，防止污染环境。
3．实验步骤：
实验室制取干燥纯净的氯气可按如下思路设计：
①发生装置―→②净化装置―→③收集装置―→④尾气吸收装置。
固＋液气除去HCl除去H2O―→向上排空气集气法―→NaOH溶液吸收。
实验装置如下图所示：
考点3 氯气的工业制法
1．实验探究——模拟工业制备氯气
(1)实验过程
按下图所示电解饱和食盐水的装置进行实验。
①接通电源，观察铁棒和石墨棒上发生的现象。通电一段时间后，将小试管套在a管上，收集U形管左端产生的气体。2 min后，提起小试管，并迅速用拇指堵住试管口，移近点燃的酒精灯，松开拇指，检验收集到的气体。
②取一支小试管，用向上排空气法收集从b管导出的气体，观察收集到的气体的颜色。
③关闭电源，打开U形管左端的橡皮塞，向溶液中滴加1～2滴酚酞溶液，观察溶液的颜色。
(2)现象与推理
实验现象
结论
①
出现爆鸣声
a管中的气体为氢气
②
产生黄绿色的气体
b管中的气体为氯气
③
铁棒端溶液变红，石墨棒端溶液不变色
U形管左端溶液显碱性，右端溶液不显碱性
(3)实验结论
根据实验推断电解饱和食盐水的产物是H2、Cl2、NaOH溶液。
2．氯碱工业
(1)工业制取氯气的反应原理：2NaCl＋2H2O2NaOH＋Cl2↑＋H2↑。
(2)氯碱工业：以电解饱和食盐水为基础制取氯气、烧碱等产品的工业。
考点4 氯的原子结构及物理性质
1．氯的原子结构
原子结构示意图为，氯原子容易得到1个电子而形成Cl－。
2．氯气物理性质
氯气是一种黄绿色、密度比空气大、有刺激性气味的有毒气体。
氯气易液化，在加压条件下，氯气转化为液态，可储存在钢瓶中。
考点5 氯气的化学性质
氯气是一种化学性质很活泼的非金属单质，在一定条件下能与多种金属和非金属单质反应，生成氯化物。
1．与金属单质反应
反应现象
化学方程式
Na
剧烈燃烧，黄色火焰，产生大量白烟
2Na＋Cl22NaCl
Fe
Fe丝在氯气中燃烧，产生棕色烟
2Fe＋3Cl22FeCl3
Cu
Cu丝在氯气中燃烧，产生棕黄色烟，溶于水后，溶液呈蓝绿色
Cu＋Cl2CuCl2
氯气与除金、铂以外的绝大多数金属都能反应。变价金属单质与氯气反应，一般生成最高价氯化物，例如过量的铁丝在氯气中燃烧时，生成FeCl3而不生成FeCl2。
干燥的氯气在常温下不与铁反应，因此，干燥的氯气可用钢瓶贮存。
2．与非金属单质反应
氯气与H2反应的方程式为：H2＋Cl22HCl。
反应现象：H2在Cl2中能安静地燃烧，发出苍白色火焰，瓶口有白雾。
工业上用电解饱和食盐水得到的氯气和氢气制取盐酸。
3．氯气与水的反应
【实验探究1】氯气在水中的溶解实验
(1)实验操作：取一支100 mL的针筒抽取80 mL的氯气和20 mL的水，振荡。
(2)实验现象：活塞向里移动，水溶液颜色逐渐变为浅黄绿色。
(3)实验结论：氯气能溶于水，常温常压下，1体积的水约能溶解2体积的氯气，氯水呈浅黄绿色。
【实验探究2】氯水的成分探究
实验1：将干燥的有色布条和湿润的有色布条分别放入两瓶干燥的氯气中。
实验操作
实验现象
实验结论
有色布条不褪色
干燥氯气不具有漂白性
有色布条褪色
氯水具有漂白性
实验2：分别用玻璃棒蘸取新制氯水和稀盐酸，滴在pH试纸上。
实验操作
实验现象
实验结论
新制氯水滴在pH试纸上
试纸先变红后变为白色
新制氯水呈酸性，有漂白性
稀盐酸滴在pH试纸上
试纸变红色
稀盐酸无漂白性
实验3：在洁净的试管中加入1mL性质氯水，再向试管中加入几滴硝酸银溶液和稀硝酸。
实验现象：有白色沉淀生成，且白色沉淀不溶解。
实验结论：氯水中含有Cl-。
反应方程式为：Cl2＋H2OHCl＋HClO。
可逆反应的概念：在相同条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向进行的反应。
氯水中含有Cl2、HClO等分子，也含有H+、Cl-等离子。
4．氯气与碱的反应
(1)与氢氧化钠溶液反应——制取漂白剂
①化学方程式：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。
②漂白剂的有效成分是次氯酸钠（NaClO）。
(2)与石灰乳反应——制取漂白粉
①化学方程式：2Ca(OH)2＋2Cl2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。
②漂白粉的主要成分是CaCl2 、Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2，漂粉精的主要成分是Ca(ClO)2。
③漂白粉的漂白原理：利用复分解反应原理，漂白粉中的次氯酸钙与酸(如盐酸或碳酸等)反应生成具有漂白性的次氯酸。
次氯酸钙溶液与二氧化碳反应的方程式为Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HClO。
5．含氯消毒剂的合理使用
(1)漂白粉应密封、避光保存，并置于阴凉干燥处。
(2)含氯漂白剂与洁厕剂（含有盐酸）不能混合使用，因为两者混合会反应生成氯气。
(3)新型灭菌消毒剂——二氧化氯：杀菌、消毒能力比氯气强。
考点6 次氯酸（HClO）的性质及应用
1．弱酸性
HClO是一种比H2CO3还弱的弱酸。
写出下列化学方程式：
HClO与NaOH反应：HClO+NaOH=NaClO+H2O。
HClO与Ca(OH)2反应：2HClO+Ca(OH)2=CaCl2+2HClO。
2．强氧化性
HClO具有强氧化性，其氧化性比Cl2强，能使染料等有机色素褪色，还能杀菌消毒。
3．不稳定性
次氯酸不稳定，在受热或光照条件下易分解放出O2，化学方程式为：
2HClO2HCl+O2↑。
久置氯水的成分是稀盐酸。
3．次氯酸的漂白原理、特点及应用范围
(1)原理：将有色有机物质氧化为稳定的无色物质。
(2)特点：被HClO漂白后的物质，久置后不再恢复原色，即HClO的漂白具有不可逆性。
(3)应用范围：几乎所有有色有机物质遇HClO都会褪色。
考点7 氯水性质的多重性
1．氯水的成分探究
(1)观察颜色，氯水为浅黄绿色，证明氯水中还存在Cl2分子。
(2)关于氯水具有漂白性的证据：
①干燥的氯气不能使干燥的有色布条褪色，能使湿润的有色布条褪色。
②氯水能使pH试纸变红（说明氯水呈酸性）后褪色，盐酸使pH试纸变红色。
由此说明氯气与水反应生成了一种具有漂白性的物质。
(3)氯水中含有H+和Cl-的证据：
①氯水能使pH试纸变红，说明氯水中含有H+。
②氯水与硝酸酸化的硝酸银溶液反应生成白色沉淀，说明含有Cl-。
通过实验探究，可知氯水的成分为：
三分子：Cl2、H2O、HClO
四离子：H+、Cl-、ClO-、OH-（极少量）
2．氯水成分的多重性
3．可逆反应的特征
通过氯水成分的探究，也证明了氯气与水的反应为可逆反应，可逆反应有以下特征：
(1)反应物和生成物同时存在与反应体系中。
(2)反应不能完全进行，即反应有一定的限度。
(3)在相同条件下，正反应（从左到右）和逆反应（从右到左）同时进行。
考点8 氧化还原反应基本概念
1．氧化还原反应的特征：反应中物质所含元素化合价发生改变。
2．氧化还原反应的实质
(1)氧化还原反应的概念
①有电子转移的反应叫作氧化还原反应。
②氧化反应：物质所含元素的原子失去电子的反应。
还原反应：物质所含元素的原子得到电子的反应。
如钠与氯气的反应，实质是钠原子失去电子，发生氧化反应；氯原子得到电子，发生还原反应。
③反应过程中化合价变化，电子得失变化
(2)氧化还原反应概念之间的关系
化合价升高——失去电子——被氧化——发生氧化反应——是还原剂
化合价降低——得到电子——被还原——发生还原反应——是氧化剂
3．氧化还原反应的相关概念
(1)氧化剂与还原剂
氧化剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价降低，即得到电子(或电子对偏向)的物质。
还原剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价升高，即失去电子(或电子对偏离)的物质。
(2)氧化产物与还原产物
氧化产物：还原剂失去电子被氧化的产物。
还原产物：氧化剂得到电子被还原的产物。
(3)氧化性与还原性
氧化性：物质得到电子的能力。
还原性：物质失去电子的能力。
4．氧化还原反应概念间的关系
考点9 氧化还原反应的表示方法——双线桥法
1．基本步骤
(1)标变价：正确标出反应前后化合价发生变化的元素元素的化合价，明确变价元素的化合价升降关系。
(2)连线桥：用带箭头的线由反应物指向生成物，且对准同种元素。
(3)标得失：标出“失去”或“得到”电子的总数，且得失电子总数相等。
2．实例分析
该表示法能体现出氧化还原反应的实质及过程，同时清楚地表示出了得失电子的情况，上述反应中CuO中Cu元素得电子为“2×2e－”，前一个“2”表示有2个Cu2＋得电子，后一个“2e－”，表示一个Cu2＋得2个电子，共得4个电子。
3．注意事项
(1)箭头、箭尾必须对应化合价变化的同种元素；
(2)必须注明“得”“失”；
(3)氧化剂和还原剂得、失电子要守恒。
考点10 氧化性和还原性强弱的比较
1．物质的氧化性及还原性与核心元素化合价的关系
核心元素化合价
实例
性质
最高价
KO4、Cl3、浓HO3、浓H2O4
只有氧化性
中间价
O2、Na2O3、SO4、
既有氧化性
又有还原性
最低价
、、K
只有还原性
2．氧化性、还原性强弱比较的方法
(1)根据元素的活动性顺序比较
如：Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu
金属还原性：Fe>Cu
在反应中Fe是还原剂，Cu是还原产物。
(2)根据氧化还原反应方程式比较
氧化性：氧化剂>氧化产物
还原性：还原剂>还原产物
3．常见的氧化剂和还原剂
(1)常见的氧化剂
活泼的非金属单质：O2、Cl2、Br2等；
含高价金属阳离子的化合物：FeCl3、CuCl2等；
含某些较高化合价元素的化合物：浓H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2等。
(2)常见的还原剂
活泼或较活泼的金属：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn等；
含低价金属阳离子的化合物：FeCl2等；
某些非金属单质：C、H2等；
含有较低化合价元素的化合物：HCl、H2S、KI等。
(3)在可变化合价元素的化合物中，具有中间价态的物质既可作氧化剂，又可作还原剂。如：Cl2、S、SO2、H2SO3等。
考点11 钠的原子结构和性质
1．钠的原子结构及存在
(1)钠的原子结构
钠原子易失去最外层的一个电子，形成具有稳定电子层结构的钠离子。
(2)钠的存在
钠元素在自然界中以化合态存在，如氯化钠、碳酸钠、硫酸钠等。
2．实验探究钠的性质
(1)钠与氧气的反应
钠放置在空气中
在空气中加热钠
实验现象
新切开的钠具有银白色的金属光泽，在空气中很快变暗
钠先熔化成小球，然后剧烈燃烧，火焰呈黄色，生成淡黄色固体
化学方程式
4Na＋O2===2Na2O
2Na＋O2Na2O2
(2)钠与水的反应
①操作：向盛有水(滴有酚酞)的小烧杯中投入一小块金属钠。
②实验记录
实验现象
结论或解释
钠浮在水面上
钠的密度比水小
钠熔化成小球
钠熔点低，反应放热
小球在水面上迅速游动
反应产生的氢气推动小球运动
与水反应发出“嘶嘶”声，逐渐变小，最后消失
钠与水剧烈反应，产生气体
反应后溶液的颜色逐渐变红
有碱性物质(氢氧化钠)生成
化学方程式：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
③实验结论
钠与水剧烈反应，生成氢氧化钠和氢气。
3．钠的物理性质
银白色，有金属光泽的固体，质地柔软，熔点低(小于100 ℃)，密度比水的小，但比煤油的大。
4．钠的化学性质
钠是活泼的金属，能与非金属、水、酸反应，在反应中均失去一个电子表现强还原性。
(1)钠与O2的反应
①常温下，与氧气发生反应。
②钠受热后，可以与氧气剧烈反应，生成过氧化钠。
(2)钠与水反应
反应实质：水是一种非常弱的电解质，水可以微弱地电离出H＋，钠与水反应的实质是Na与H+的反应。
(3)钠和盐溶液的反应
钠与盐溶液反应仍是Na与H2O的反应。因盐中金属离子被水分子包围，使Na不能与之接触。
如将Na加入CuSO4溶液中，反应的第一步为：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
第二步为：2NaOH＋CuSO4===Cu(OH)2↓＋Na2SO4
因此钠不能从盐溶液中置换出金属。
5．钠的制备和用途
(1)制备
工业上电解熔融NaCl可以得到金属钠，化学方程式为：2NaCl2Na＋Cl2↑。
(2)用途
①钠和钾的合金常温下呈液态，可用作快中子反应堆的热交换剂。
②高压钠灯发出的黄光射程远，透雾能力强，常用作路灯。
③金属钠还可以用于钛、锆、铌、钽等金属的冶炼。如Na与TiCl4反应：TiCl4＋4NaTi＋4NaCl。
考点12 氧化钠和过氧化钠
1．氧化钠的性质
(1)氧化钠是一种白色的碱性氧化物，能与水、酸、酸性氧化物等发生反应。
(2)写出下列反应的化学方程式：
①氧化钠与水反应：Na2O＋H2O===2NaOH；
②氧化钠溶于盐酸：Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O；
③氧化钠与CO2反应：Na2O＋CO2===Na2CO3。
2．过氧化钠的性质
(1)过氧化钠与水反应的化学方程式是2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑。
氧化剂是过氧化钠，还原剂是过氧化钠。
(2)过氧化钠与二氧化碳反应的化学方程式是2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2，可用于呼吸面具或潜水艇中作为O2的来源。
3．氧化钠与过氧化钠的比较
物质
氧化钠
过氧化钠
化学式
Na2O
Na2O2
氧的化合价
－2价
－1价
n(Na＋)∶n(阴离子)
2∶1
2∶1
颜色状态
白色固体
淡黄色固体
氧化物类别
碱性氧化物
过氧化物(不属碱性氧化物)
生成
4Na＋O2===2Na2O
2Na＋O2Na2O2
与氧气反应
2Na2O＋O22Na2O2
不反应，稳定性强
与水反应
Na2O＋H2O===2NaOH
2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑
与CO2反应
Na2O＋CO2===Na2CO3
2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2
与稀盐酸反应
Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O
2Na2O2＋4HCl===4NaCl＋O2↑＋2H2O
漂白性
无
有
用途
制NaOH
漂白剂、消毒剂、供氧剂、强氧化剂
4．Na2O2与CO2和H2O反应的电子转移关系
两反应的氧化剂和还原剂都是Na2O2，每有1 mol O2生成时，转移的电子均为2 mol。关系式为：2Na2O2～O2～2e－。
考点13 碳酸钠和碳酸氢钠的性质
1．碳酸钠(Na2CO3)
(1)碳酸钠是白色固体，俗称纯碱或苏打，易溶于水。
电离方程式：Na2CO3===2Na＋＋CO。
(2)实验探究——Na2CO3的性质
实验
现象
结论(或化学方程式)
将澄清石灰水加入碳酸钠溶液中
产生白色沉淀
Ca(OH)2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaOH
将氯化钙溶液加入碳酸钠溶液中
产生白色沉淀
CaCl2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaCl
测碳酸钠溶液pH
pH>7
碳酸钠溶液呈碱性
将沾有油污的铜片放入热的碳酸钠溶液中
铜片表面变光亮，油污消失
碳酸钠溶液具有去污能力
(3)Na2CO3溶液与酸的反应
①与足量盐酸反应：Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋CO2↑＋H2O
②通入足量CO2：Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3
2．碳酸氢钠(NaHCO3)
(1)碳酸氢钠是白色固体，俗称小苏打，常温下溶解度小于碳酸钠，水溶液呈碱性。
电离方程式为NaHCO3===Na＋＋HCO 。
(2)碳酸氢钠的化学性质
①与盐酸反应：NaHCO3＋HCl===NaCl＋CO2↑＋H2O
②热稳定性：2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O
③与NaOH 反应：NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
3．Na2CO3和NaHCO3的性质比较
性质
Na2CO3
NaHCO3
性质比较
水溶液
易溶
可溶
Na2CO3溶解度大于NaHCO3
溶液酸碱性
碱性
碱性
物质的量浓度相同时，Na2CO3溶液的碱性比NaHCO3溶液强
热稳定性
稳定
不稳定
Na2CO3热稳定性比NaHCO3强
与酸反应
能
能
NaHCO3与酸反应比Na2CO3更剧烈
相互转化
Na2CO3NaHCO3
4．Na2CO3和NaHCO3的用途
Na2CO3
NaHCO3
热的纯碱溶液除去物体表面的油污。
制玻璃、制肥皂、造纸、纺织、洗涤剂、冶金等。
发酵粉的主要成分、作灭火剂、医疗上治疗胃酸过多。
考点14 侯氏制碱法
1．主要反应
NaCl＋NH3＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl
2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑
2．制法原理
(1)NH3通入到饱和NaCl溶液中，形成氨水的NaCl饱和溶液，然后再通入CO2。这样先形成了一个弱碱性的环境以后，可以增大CO2在溶液中的溶解度，生成更多的NaHCO3。
(2)因为NaHCO3的溶解度小于NH4Cl的溶解度，所以是NaHCO3先从溶液中结晶析出。
(3)在制碱工业上，所用原料CO2和NH3是由合成氨厂提供的，所以工业生产上常将侯氏制碱和合成氨联合在一起，称为“联合制碱法”。“联合制碱法”还能得到NaHCO3和NH4Cl等副产品。
考点15 强电解质和弱电解质
1．强电解质和弱电解质
(1)强电解质：在水溶液中能完全电离的电解质。强酸、强碱和大多数盐都是强电解质。
(2)弱电解质：在水溶液中不能完全电离的电解质。弱酸、弱碱是弱电解质。
2．电离方程式
(1)强电解质的电离方程式：用“=”表示，如：
①H2SO4：H2SO4===2H＋＋SO。
②KOH：KOH===K＋＋OH－。
③CaCl2：CaCl2===Ca2＋＋2Cl－。
(2)弱电解质的电离方程式：
①用“”表示；如：
CH3COOH：CH3COOHCH3COO－＋H＋。
NH3·H2O：NH3·H2ONH＋OH－。
②多元弱酸是分步电离的，如：H2CO3H++HCO；HCOH++CO。
③多元碱的电离方程式书写时一步完成，如：Cu(OH)2Cu2++2OH-。
3．溶液的导电能力
溶液的导电能力由溶液中离子浓度的大小和离子所带电荷数的多少决定。一般，离子浓度越大，离子所带电荷数越多，溶液的导电能力越强。
物质的量浓度相同时，强电解质溶液的导电能力明显强于弱电解质溶液的导电能力。
4．常见的强电解质和弱电解质
电解质的强弱与溶液的导电能力及电解质的溶解度都没有必然联系，只与电离程度有关。某些难溶(或微溶)于水的盐(如AgCl、BaSO4等)，其溶解度很小，但其溶于水的部分是完全电离的，它们仍属于强电解质。
(1)强电解质：强酸、强碱和绝大多数盐都是强电解质。
常见的强酸：HCl、H2SO4、HNO3等。
常见的强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2等。
绝大多数盐都是强电解质，注意难溶性或微溶性盐都是强电解质，如BaSO4、CaCO3等。
(2)弱电解质：弱酸、弱碱都是弱电解质。熟记下列常见的弱酸和弱碱：
常见的弱酸：CH3COOH、HClO、H2CO3等。
常见的弱碱：NH3·H2O和难溶性碱[如Fe(OH)3、Cu(OH)2]等。
5．强电解质和弱电解质的比较
强电解质
弱电解质
电离条件
溶于水或熔融状态
溶于水或熔融状态
电离程度
完全电离
部分电离
电离过程
不可逆过程
可逆过程
溶液中微粒
只有电解质电离出的阴、阳离子、溶剂分子，不存在电解质分子
既有电解质电离出的阴、阳离子、溶剂分子，还存在电解质分子
实例
多数盐(包括难溶盐)、强酸、强碱等
弱酸、弱碱、水
考点16 离子反应和离子方程式
1．离子反应
以CaCl2溶液与Na2CO3溶液为例探究离子反应的实质
(1)化学方程式：Na2CO3＋CaCl2===CaCO3↓＋2NaCl。
(2)微观分析
CaCl2和Na2CO3的电离方程式
CaCl2===Ca2＋＋2Cl－
Na2CO3===CO＋2Na＋
混合前两种溶液中的离子
CaCl2溶液：Ca2＋、Cl－
Na2CO3溶液：Na＋、CO
混合后数目减少的离子
Ca2＋、CO
混合后数目不变的离子
Na＋、Cl－
反应实质
Ca2＋、CO结合成CaCO3白色沉淀
(3)概念：有离子参加的化学反应称为离子反应。
(4)本质：离子反应使溶液中某些离子的浓度减小。
2．离子方程式
用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
如：(1)碳酸钠溶液分别与氯化钙溶液、澄清石灰水反应的离子方程式均可表示为CO＋Ca2＋===CaCO3↓。
(2)Na2SO4溶液和BaCl2溶液反应的离子方程式可表示为Ba2＋＋SO===BaSO4↓。
3．溶液中的复分解反应发生的条件
(1)酸、碱、盐在水溶液中发生的复分解反应，实质上是电解质在溶液中相互交换离子的反应。
(2)当离子间结合生成难溶性物质、难电离物质或易挥发性物质时，反应就能进行。
考点17 离子方程式的书写
1．离子方程式的书写步骤
(1)写：正确书写化学方程式；
(2)拆：把溶于水且完全电离的物质拆成离子的形式，难溶于水或溶于水但难电离的物质仍用化学式表示；
(3)删：删去化学方程式两边不参加反应的离子，并将化学方程式化为最简；
(4)查：检查离子方程式两边各元素的原子数目和离子所带的电荷总数是否相等以及反应条件、沉淀符号、气体符号等。
2．离子方程式的书写方法
(1)要将溶于水且完全电离的电解质写成离子形式。
(2)单质、沉淀、气体、难电离的物质(如水、弱酸、弱碱)等写成化学式。
(3)在溶液中的NaHSO4应拆写成Na＋、H＋和SO，NaHCO3应拆写成Na＋和HCO。
(4)对微溶物，如Ca(OH)2，如果是反应物且为澄清石灰水，应拆成Ca2＋和OH－的形式，如果是生成物或是石灰乳等，则保留化学式Ca(OH)2。
3．离子方程式的意义
化学方程式只能表示某一个特定的化学反应，离子方程式不仅可以表示某一个特定的化学反应，还可以表示同一类化学反应。
如H++OH-=H2O表示强酸溶液与强碱溶液生成可溶性盐和水的中和反应。
4．判断离子方程式的正误
(1)看是否符合客观事实
如：Fe加入硫酸铜溶液中：2Fe＋3Cu2＋===2Fe3＋＋3Cu(×) Fe＋Cu2＋===Fe2＋＋Cu(√)
(2)看是否符合拆写原则
如石灰石加入稀盐酸中：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O(×) CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O(√)
(3)看是否遵守质量守恒定律
如Na2CO3与稀硫酸反应：CO＋H＋===CO2↑＋H2O(×) CO＋2H＋===CO2↑＋H2O(√)
(4)看是否遵守电荷守恒
如钠与稀硫酸反应：Na＋2H＋===Na＋＋H2↑(×) 2Na＋2H＋===2Na＋＋H2↑(√)
(5)看是否漏掉参加反应的离子
如CuSO4与Ba(OH)2溶液反应：Ba2＋＋SO===BaSO4↓(×) Ba2＋＋SO＋Cu2＋＋2OH－===BaSO4↓＋Cu(OH)2↓(√)
(6)看是否符合阴、阳离子的个数配比
如Ba(OH)2溶液和稀硫酸反应：Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O(×)
Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O(√)
考点18 离子共存问题
1．离子共存的判断方法
离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子间能发生反应，则不能大量共存。
2．离子间因发生复分解反应而不能大量共存的情况
(1)离子之间反应生成沉淀：如图连线的两离子之间。
(2)离子之间反应生成气体：如图连线的两离子之间。
(3)离子之间反应生成水或其他难电离的物质：如图连线的两离子之间。
3．因发生氧化还原反应不共存
(1)常见氧化性离子：MnO(H＋)、NO(H＋)、ClO－、Fe3＋等。
(2)常见还原性离子：S2－、SO、I－、Fe2＋等。
3．离子共存判断的隐含条件
(1)“无色透明”溶液不存在有色离子。
离子
Cu2＋
Fe3＋
Fe2＋
MnO
颜色
蓝色
棕黄色
浅绿色
紫红色
(2)溶液的酸碱性
①使石蕊变红色的强酸性溶液：与H+反应的离子肯定不能大量存在，如CO、HCO等。
②使石蕊变蓝色或使酚酞变红色的强碱性溶液：与OH-反应的离子肯定不能大量存在，如NH、HCO、Fe3＋、Cu2＋、Al3＋等。
考点19 溶液中反应的定量关系
1．碱与酸性氧化物反应的规律
(1)NaOH溶液与CO2反应
向NaOH溶液中通入少量CO2，此时发生反应的方程式为2NaOH+CO2===Na2CO3+H2O；若向反应后的溶液中继续通入CO2，反应方程式为Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3。
将上述两个方程式合并，可得：NaOH+CO2===NaHCO3。
(2) 碱与酸性氧化物反应的规律
当碱[如NaOH、KOH、Ca(OH)2等]与酸性氧化物（如CO2、SO2）反应时，有以下规律：
若碱过量，生成的盐为正盐；
若酸性氧化物过量，生成的盐为酸式盐。
2．NaHCO3溶液与碱的反应
写出下列离子方程式：
(1)NaHCO3溶液与NaOH溶液反应：HCO+OH-=== CO+H2O。
(2)碳酸氢钠溶液中加少量澄清石灰水：Ca2＋＋2OH－＋2HCO===CaCO3↓＋CO＋2H2O。
(3)碳酸氢钠溶液中加足量澄清石灰水：HCO＋OH－＋Ca2＋===CaCO3↓＋H2O。
3．碳酸盐、碳酸氢盐的离子反应
(1)在Na2CO3溶液中逐滴加入稀盐酸的现象为开始无气泡，一段时间后产生气泡。
写出过程中的离子方程式：CO＋H＋===HCO、HCO＋H＋===CO2↑＋H2O。
(2)在盐酸中滴入Na2CO3溶液，现象为立即产生气泡。
离子方程式：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O。
4．碳酸钠、碳酸氢钠与酸反应的定量关系
(1)向Na2CO3溶液中逐滴加入盐酸，消耗盐酸的体积与产生CO2的体积的关系如图甲所示。
(2)向NaHCO3溶液中逐滴加入盐酸，消耗盐酸的体积与产生CO2的体积的关系如图乙所示。
(3)向NaOH、Na2CO3的混合物中逐滴加入盐酸，消耗盐酸的体积与产生CO2的体积的关系如图丙所示(设NaOH、Na2CO3的物质的量之比为1∶1)。
(4)向Na2CO3、NaHCO3的混合物中逐滴加入盐酸，消耗盐酸的体积与产生CO2的体积的关系如图丁所示(设Na2CO3、NaHCO3的物质的量之比为1∶1)。
4．“定一议多”法判断反应物少量和过量
以NaOH溶液与CO2为例，先写出两个方程式：
2NaOH+CO2===Na2CO3+H2O；
NaOH+CO2===NaHCO3。
两个方程式中，CO2的化学计量数为“1”，第一个方程式中，NaOH的化学计量数为2，第二个方程式子龙，NaOH的化学计量数为1，由此可以判断第一个反应中，NaOH过量（或CO2少量），第二个反应中，NaOH少量（或CO2过量）。
考点20 粗盐提纯
1．除杂试剂的选择
粗盐所含杂质离子有Ca2+、Mg2+、SO，加入除杂试剂，会引入新的杂质，因此后加的试剂要适当过量。
步骤
杂质
加入的试剂
离子方程式
1
Mg2+
NaOH溶液
Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓
2
SO
BaCl2溶液
Ba2++ SO=BaSO4↓
3
Ca2+、Ba2+
Na2CO3溶液
Ca2++ CO=CaCO3↓
Ba2++ CO=BaCO3↓
4
OH-、CO
盐酸
H++OH-=H2O
2H++ CO=CO2↑+H2O
2．实验步骤
(1)除去不溶性杂质
①将粗盐倒入烧杯中，加适量水溶解，用玻璃棒搅拌；
②在过滤器上将粗盐水过滤，弃去沉淀，保留滤液。
(2)去除杂质离子
①向烧杯中加入NaOH溶液，边加边搅拌，直至不再有沉淀产生；
②再依次加入BaCl2溶液和Na2CO3溶液，边加边搅拌，直至不再有沉淀产生；
③将混合物在过滤器上过滤，弃去沉淀，保留滤液。
(3)提纯
①向滤液中加入适量盐酸，边加边搅拌，直至不再有气泡产生，用pH试纸测量溶液的pH，使溶液的pH约等于7；
②将溶液转移至蒸发皿中，用酒精灯加热蒸干。
3．问题探究
(1)Na2CO3溶液和BaCl2溶液的顺序是否可以颠倒？为什么？
不可以。Na2CO3溶液的作用不但是除去溶液中的Ca2＋，另一个作用是除去溶液中过量的Ba2＋，因此Na2CO3溶液必须在加入BaCl2溶液之后加入。
(2)如何检验食盐水中杂质离子已除干净？
①取少许滤液于试管中，加入稀盐酸，再加BaCl2溶液，如无白色沉淀生成，证明SO除净。
②取少许滤液于试管中，加入NaOH溶液，如无白色沉淀生成，证明Mg2＋除净。
③取少许滤液于试管中，加入Na2CO3溶液，如无白色沉淀生成，证明Ca2＋已除净。
考点21 从海水中提取溴
1．从海水中提取溴的流程
(1)酸化：将提取食盐后的母液用硫酸酸化，目的是抑制氯、溴与水的反应。
(2)氧化：将氯气通入母液中，将溶液中的溴离子转化为溴单质，离子方程式为：Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2。
(3)空气吹出：鼓入热空气，使溴从溶液中挥发出来，冷凝得到粗溴水。
(4)精制：将粗溴水进一步精制，得到高纯度的单质溴。
2．溴的用途
(1)制备药物：“红药水”中含有溴元素；溴化钾、溴化钠、溴化铵等可配成镇定剂。
(2)制造杀虫剂。
(3)制造感光剂：溴化银可用作医疗X射线胶片上的感光剂。
考点22 从海水中提取镁
1．工艺流程
2．反应过程
(1)分解贝壳制取氢氧化钙：
①CaCO3CaO＋CO2↑；②CaO＋H2O===Ca(OH)2。
(2)沉淀镁离子：MgCl2＋Ca(OH)2===CaCl2+Mg(OH)2↓。
(3)制备氯化镁：Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O。
(4)制取金属镁：MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑。
考点23 镁的性质及应用
1．镁单质的化学性质
(1)原子结构
镁的原子结构示意图为：，在化学反应中易失去2个电子，形成镁离子，具有强还原性。
(2)化学性质：
镁是活泼的金属，能在O2、N2、CO2中燃烧。
①在氧气中燃烧：2Mg+O22MgO，现象：产生耀眼的白光。
②在氮气中燃烧：3Mg+N2Mg3N2。
③在二氧化碳中燃烧：2Mg+CO22MgO+C。
④与盐酸反应：Mg+2HCl=MgCl2+H2↑。
2．镁合金、氧化镁
(1)镁是银白色金属，密度小，易传热，导电，能与铜、铝等金属形成合金。
(2)镁合金的性质特点：密度小、硬度和强度大。
(3)镁合金的用途：制造火箭、导弹和飞机的部件。
(4)氧化镁：白色难溶于水的固体，熔点很高，常用作耐高温材料。
考点24 从海带中提取碘
1．海带提碘的原理
(1)碘在海带中以化合态的形式存在。
(2)海带中的碘元素在浸泡时以碘离子(I－)的形式进入水中，可选择Cl2、H2O2等氧化剂把碘离子氧化成碘单质，离子方程式分别可表示为：
2I－＋Cl2===I2＋2Cl－，2H＋＋H2O2＋2I－===I2＋2H2O。
2．从海带中提取碘的工业生产流程
3．实验探究——加碘盐中碘元素的检验
(1)加碘盐中碘元素的存在形式：IO。
(2)检验原理
在酸性条件下，IO与I－反应的离子方程式：IO＋5I－＋6H＋===3I2＋3H2O，生成的单质碘用淀粉溶液检验，现象是淀粉溶液变蓝。
(3)用试纸和生活中的常见物质检验加碘盐中碘元素存在的方案：
①将食盐用水溶解，加入适量白醋；
②蘸取少量溶液，滴在KI-淀粉试纸上。
实验现象及结论：试纸变蓝，证明有碘元素存在。
4．碘元素的应用
碘是人体必需的微量元素，人体缺碘时患甲状腺肿大。
考点25 氯、溴、碘主要性质及离子检验
1．卤素单质的性质
(1)Br2、I2与Cl2有相似的化学性质，如均能与金属、非金属(H2)、H2O、碱反应。
(2)氧化性强弱顺序为Cl2＞Br2＞I2。
2．卤素单质的检验
Cl2
Br2
I2
常温下
外观
黄绿色气体
深红棕色液体
紫黑色固体
常用检
验方法
①能使湿润的KI淀粉试纸变蓝②能使湿润的蓝色石蕊试纸先变红后褪色
能使湿润的KI淀粉试纸变蓝
遇淀粉溶液变蓝
3．卤素离子的检验
检验卤素离子的最好的方法是用硝酸银和稀硝酸，因为其灵敏度高，反应现象明显。检验时，一定要加入稀硝酸，以排除CO、OH－等离子的干扰。
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