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高考化学知识点复习教案20
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这是一份高考化学知识点复习教案20，共9页。
注意处理好两个关系，必须先处理好元素化合物知识的内部关系，方法是：“
抓重点，理关系，用规律，全考虑”。
抓重点：以每族典型元素为代表，以化学性质为抓手，依次学习其存在、制法、用途、检验等“一条龙”知识，做到牵一发而动全身
理关系：依据知识内在联系，按单质→氧化物→氧化物的水化物→盐的顺序，将零碎的知识编织成网络，建立起完整的知识结构，做到滴水不漏
用规律：用好化学反应特有的规律，如以强置弱等规律，弄清物质间相互反应。
全考虑：将元素化合物作为一个整体、一个系统理解，从而达到解综合试题时能将所需的元素化合物知识信手拈来。
另一方面是处理好元素化合物知识与本学科理论、计算或跨学科知识间的外部关系，采取的方法是“分析与综合、抽象与具体”。
分析：将综合试题拆分思考。
综合：将分散的“点”衔接到已有的元素化合物知识“块”中。
抽象：在分析综合基础上，提取相关信息。
具体：将提取出的信息具体化，衔接到综合试题中，从而完整解题。
元素非金属性的强弱规律
⑴常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序如下：F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H。
⑵元素非金属性与非金属单质活泼性的区别：
元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：①原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强；②核电荷数：核电荷数越大，吸引电子能力越强；③最外层电子数：同周期元素，最外层电子越多，吸引电子能力越强。但由于某些非金属单质是双原子分子，原子是以强列的共价键相结合（如N N等），当参加化学反应时，必须消耗很大的能量才能形成原子，表现为单质的稳定性。这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。
⑶非金属性强弱的判断依据及其应用
元素的非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。这种能力的大小取决于原子半径、 核电荷数、最外层电子数，题目常通过以下几方面比较元素的非金属性。
非金属单质与H2化合的条件及难易程度；
氢化物的稳定性；
最高价氧化物对应水化物的酸性；
非金属间的置换反应；
非金属单质对应阴离子的还原性；
与变价金属反应时，金属所呈现的化合价；
元素在化合物中化合价的相对高低（如在HClO中，氯元素显正价，氧元素显负价，则说明氧的非金属性比氯强）等。
(二)卤族元素
1、卤族元素主要性质的递变性（从F→I）
⑴单质颜色逐渐变深，熔沸点升高，水中溶解性逐渐减小；
⑵元素非金属性减弱，单质氧化性减弱，卤离子还原性增强；
⑶与H2化合，与H2O反应由易到难；
⑷气态氢化物稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强；
⑸最高价氧化物的水化物酸性减弱；
⑹前面元素的单质能把后面元素从它们的化合物中置换出来。
2、卤化氢
均为无色有刺激性气味的气体，极易溶于水，在空气中形成酸雾。
⑴氟化氢（HF）：很稳定，高温极难分解，其水溶液是氢氟酸，弱酸，有剧毒，能腐蚀玻璃。
⑵氯化氢（HCl）：稳定，在1000℃以上少量分解，其水溶液为氢氯酸，俗称盐酸，强酸
⑶溴化氢（HBr）：较不稳定，加热时少量分解，其水溶液为氢溴酸，酸性比盐酸强，HBr还原性比HCl强，遇浓硫酸被氧化为单质溴（Br2）。
⑷碘化氢（HI）：很不稳定，受热分解，其水溶液为氢碘酸，酸性比氢溴酸强，HI是强还原剂，遇浓硫酸易被氧化为单质硫。
3、卤素及其化合物主要特性
⑴氟及其化合物的特殊性质
卤素单质Cl2、Br2、I2与H2化合都需要一定条件，惟独F2在黑暗处就可与H2化合爆炸。
卤素单质Cl2、Br2、I2与水反应的通式为：X2 ＋H2O＝＝＝ HX＋HXO（I2与水反应极弱），但F2与H2O反应却是：2F2＋2H2O＝＝＝ 4HF＋O2
氟无正价，其他都有正价
HF有毒，其水溶液为弱酸，其他氢卤酸为强酸，HF能腐蚀玻璃；
CaF2不溶于水，AgF易溶于水，氟可与某些稀有气体元素形成化合物。
⑵溴的特性
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，因而实验室通常将溴密闭保存在阴冷处，并在盛有液溴的试剂瓶内常加适量水。盛装溴的试剂瓶不能用橡皮塞（腐蚀橡胶）。
⑶碘是紫黑色固体，具有金属光泽，易升华（常用于分离提纯碘），遇淀粉变蓝色（常用来检验碘的存在），碘的氧化性较其他卤素弱，与变价金属铁反应生成FeI2而不是FeI3。
(三)氧族元素
1、氧族元素的相似性和递变性
最外层均为6个电子，电子层数依次增加，次外层O为2个，S为8个，Se、Te均为18个电子。氧通常显－2价，硫、硒、碲常见的化合物为：－2价、＋4价、＋6价，都能与多数金属反应。氧化物有两种RO2和RO3，其对应水化物H2RO3、H2RO4均为含氧酸，具有酸的通性。它们的氢化物除H2O外，其余的H2S、H2Se、H2Te均为气体，有恶臭、有毒，溶于水形成无氧酸，都具有还原性。
核电荷数增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，而失电子的能力逐渐增强。单质的状态由气态到固态，熔沸点也依次升高，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，氧化性依次减弱。含氧酸的酸性依次减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。
2、硫酸根离子的检验
值得注意的是，检验SO42－时会受到许多离子的干扰。
⑴Ag＋干扰：用BaCl2 溶液或盐酸酸化时防止Ag＋干扰，因为Ag＋＋Cl－＝＝＝ AgCl↓。
⑵CO32－、SO32－、PO43－干扰：因为BaCO3、BaSO3、Ba3(PO4)2也是白色沉淀。与BaSO4白色沉淀所不同的是，这些沉淀溶于强酸中。因此检验SO42—时，必须用酸酸化。
如：BaCO3＋2H＋＝＝＝ H2O＋CO2↑＋Ba2＋ 但不能用硝酸酸化，同理所用钡盐也不能是Ba(NO3)2溶液，因为在酸性条件下SO32－、HSO3—、SO2等会被溶液中的NO3—氧化为SO42－，从而可使检验得出错误的结论。
为此，检验SO42－离子的正确操作为：
被检液取清液有无白色沉淀（有无SO42－）
由此可见，浓硫酸和稀硫酸都具有氧化性，但产生氧化性的原因是不同的，因此其氧化能力也有强与弱的差别，被还原产物也不相同。
(四)氮族元素
1、一氧化氮和二氧化氮
⑴一氧化氮：无色气体，难溶于水，有很大毒性，在常温下极易被氧化成二氧化氮。2NO＋O2＝＝＝ 2NO2
⑵二氧化氮：有刺激性气味的红棕色气体，溶于水生成硝酸和一氧化氮。
3NO2＋H2O＝＝＝ 2HNO3＋NO 4NO2N2O4（无色）
注意：关于氮的氧化物溶于水的几种情况的计算方法。
NO2或NO2与N2（或非O2）的混合气体溶于水时可依据：3NO2＋H2O＝＝＝ 2HNO3＋NO 利用气体体积变化差值进行计算。
NO2和O2的混合气体溶于水时，由4NO2＋2H2O＋O2＝＝＝ 4HNO3 可知，当体积比为
＝4：1，恰好完全反应
V(NO2)：V(O2) ＞4：1，NO2过量，剩余气体为NO
＜4：1，O2过量，乘余气体为O2
NO和O2同时通入水中时，其反应是：2NO＋O2＝＝＝ 2NO2 ，3NO2＋H2O＝＝＝ 2HNO3＋NO ，总反应式为：4NO＋2H2O＋3O2＝＝＝ 4HNO3 当体积比为
＝4：3，恰好完全反应
V(NO)：V(O2) ＞4：3，NO过量，剩余气体为NO
＜4：3，O2过量，乘余气体为O2
④NO、NO2、O2三种混合气体通入水中，可先按①求出NO2与H2O反应生成的NO的体积，再加上原混合气体中的NO的体积即为NO的总体积，再按③方法进行计算。
2、硝酸的化学性质
①HNO3具有酸的通性。
HNO3具有强氧化性，表现在能与多数金属、非金属、某些还原性化合物起反应。要注意，由于硝酸氧化性很强，任何金属与硝酸反应都不能放出氢气，在与不活泼金属如Cu、Ag等反应时，浓硝酸还原产物为NO2，稀硝酸还原产物为NO，（但不能认为稀硝酸的氧化性比浓硝酸强）；
在溶液中NO3—几乎与所有离子能大量共存，但注意，当溶液的酸性较强可形成硝酸溶液，具有还原性的某些离子则不能与其大量共存，如NO3—、H＋、Fe2＋ 中任意两者能大量共存，但三者则不能大量共存。
即：NO3— 在中性或碱性溶液中不表现氧化性，而在酸性溶液中表现强氧化性。
3、氨气的实验室制法
反应原理：2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O 不能用NaOH代替Ca(OH)2，因为NaOH吸湿后容易结块，产生的气体不易逸出，并且NaOH对玻璃有强烈的腐蚀作用。
装置：制NH3的气体发生装置与制O2、CH4的相同。干燥氨气不能选用浓H2SO4、P2O5，也不能选用无水CaCl2，应选用碱石灰。收集NH3应采用向下排空气法。容器口塞一团棉花（防止空气进入试管，以保证收集的NH3比较纯净）。检验：a、用湿润的红色石蕊试纸（变蓝）；b、蘸有浓盐酸的玻璃棒接近瓶口（白烟）。实验室还常根据浓氨水的强挥发性，向浓氨水中加入NaOH或CaO得到氨气。NaOH或CaO的作用是吸水和吸水后使溶液温度显著升高，二者都能减少氨气的溶解。
(五)碳族元素
1、碳族元素性质的相似性和递变性
2、碳酸正盐与酸式盐性质比较
①在水中溶解性：正盐除K＋、Na＋、NH4＋等易溶于水外，其余都难溶于水；而只要存在的酸式盐都易溶于水。
一般来说，在相同温度下酸式盐的溶解度比正盐大，如CaCO3难溶于水，Ca(HCO3)2易溶于水，但也有例外，如NaHCO3溶解度比Na2CO3小。
②热稳定性：正盐中除K＋、Na＋等受热难分解外，其余受热易分解；酸式盐在水溶液或固态时加热都易分解。如 Ca(HCO3)2 CaCO3↓＋CO2↑＋H2O
一般来说，热稳定性大小顺序为：正盐＞酸式盐＞多元盐（盐的阳离子相同，成盐的酸相同）。
③可溶性正盐、酸式盐都能发生水解，但相同阳离子的相同浓度时溶液中CO32－的水解程度比HCO3－大
④都能与酸作用，但相同条件放出CO2的速率酸式盐比正盐快。
(六)碱金属
1、碱金属性质递变规律
结构决定性质，由于碱金属的原子结构具有相似性和递变性，所以其化学性质也具有相似性和递变性。
①相似性：
a、都能与氧气等非金属反应
b、都能与水反应生成氢氧化物和氢气
c、均为强还原剂。
②递变规律（锂→铯）
与氧气反应越来越剧烈，产物结构越来越复杂
与水反应剧烈程度依次增强
还原性依次增强，金属性依次增强
2、NaOH的性质
①物理性质：俗名苛性钠、火碱、烧碱，是一种白色固体，极易潮解；有强烈的腐蚀性，能腐蚀磨口玻璃瓶，使瓶口与瓶塞粘结。
②化学性质
与酸碱指示剂作用，使紫色的石蕊溶液变蓝，无色的酚酞变红。
与酸性氧化物作用，生成盐和水
与酸作用，生成盐和水
与盐作用，生成新碱和新盐。（要满足复分解反应发生的条件，同时参加反应的碱和盐一般是易溶解的碱和盐）
与一些单质的反应
2Al＋2NaOH＋2H2O＝＝＝2NaAlO2＋3H2↑
Cl2＋2NaOH＝＝＝ NaClO＋NaCl＋H2O
Si＋2NaOH＋H2O＝＝＝ Na2SiO3＋2H2↑
③制法：
2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
Na2CO3＋Ca(OH)2＝＝＝ CaCO3↓＋2NaOH
(七)几种重要的金属
1、铝及其化合物间的相互转化关系、反应
现象及图象分析
向AlCl3溶液中滴加NaOH 溶液直至过量，如图所示。
现象：白色沉淀逐渐增多达最大值，继续加NaOH溶
液沉淀逐渐溶解，直至完全消失。
Al3＋＋3OH－＝＝＝ Al(OH)3
Al(OH)3＋OH―＝＝＝ AlO2―＋2H2O
②向NaOH溶液中滴加AlCl3溶液直至过量，如下图所
示。现象：开始时无沉淀，接着产生沉淀。达最大值后
不增减。
Al3＋＋4OH－＝＝＝ AlO2―＋2H2O
AlCl3
3AlO2―＋Al3＋＋6H2O＝＝＝ 4 Al(OH)3↓
③向NaAlO2溶液中滴加盐酸直到过量，
如图所示。现象：先有白色沉淀后完全消失。
AlO2―＋H＋＋H2O＝＝＝ Al(OH)3↓
Al(OH)3↓＋3H＋＝＝＝Al3＋＋3H2O
HCl
④向盐酸溶液中滴加NaAlO2溶液，直至过量，
如图所示。现象：开始无沉淀，接着产生白色
沉淀。
AlO2―＋4H＋＝＝＝ Al3＋＋2H2O
3AlO2―＋Al3＋＋6H2O＝＝＝ 4 Al(OH)3↓
NaAlO2
2、镁及其化合物间的相互转化关系
3、镁和铝的氧化物比较
4、Fe2＋与Fe3＋的相互转化
⑴Fe2＋的还原性：
2Fe2＋＋Cl2 ＝＝＝ 2Fe3＋＋2Cl－
4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝＝＝ 4Fe(OH)2
12Fe2＋＋3O2＋6H2O＝＝＝ 4Fe(OH)3↓＋8Fe3＋（Fe2＋露置空气中，易被氧化）
酸性条件下：
4Fe2＋＋O2＋4H＋＝＝＝ 4 Fe3＋＋2H2O
4Fe2＋＋H2O2＋2H＋＝＝＝ 2 Fe3＋＋2H2O
5Fe2＋＋MnO4－＋8H＋＝＝＝ 5 Fe3＋＋4H2O＋Mn2＋
⑵Fe3＋强氧化性
一般氧化性：Cu2＋＜Fe3＋＜Ag＋ Cl2＞Br2＞Fe3＋＞I2＞SO2＞S
2Fe3＋＋Cu＝＝＝ 2 Fe2＋＋Cu2＋
2Fe3＋＋Fe＝＝＝ 3 Fe2＋
2Fe3＋＋2I－＝＝＝ 2 Fe2＋＋I2
2Fe3＋＋H2S－＝＝＝ 2 Fe2＋＋S↓＋2 H＋
Fe3＋水解显酸性：
2Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋
所以配制FeSO4溶液时常加入少量铁粉（或铁钉）防止氧化，配制Fe2(SO4)3时常加少量H2SO4，抑制水解。
5、金属冶炼的反应原理及方法
绝大部分金属在自然界中以化合态存在，金属冶炼的实质是用还原的方法使金属化合中的金属离子得到电子变成金属单质。
由于金属的化学活泼性不同，金属离子得到电子还原成金属的能力也就不同 ，按金属活泼顺序对应金属阳离子氧化性K＋→Ag＋逐渐增强，金属冶炼也由难变易。一般有三种冶炼方法：
⑴热分解法：适合于冶炼金属活泼性较差的金属。如：
2HgO2Hg＋O2↑ 2Ag2O4Ag＋O2↑
⑵热还原法，用还原剂（CO、C、H2、Al等）还原金属氧化物，适合于金属活泼性介于Zn～Cu之间的大多数金属的冶炼。如
Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2
2Al＋Cr2O32Cr＋Al2O3
WO3＋3H2W＋3H2O
⑶电解法：适合冶炼金属活泼性很强的金属（一般是在金属活泼顺序表中排在铝前边的金属）。如：
2Al2O32Al＋3O2↑
MgCl2(熔融) Mg＋Cl2↑
MgO
Al2O3
物质类型
碱性氧化物
两性氧化物
物理性质
白色粉末，熔点高（2800℃）
白色固体，熔点高（2045℃）
化
学
性
质
跟水反应
缓慢溶解于水生成Mg(OH)2
MgO＋H2O ＝＝＝ Mg(OH)2
难溶于水
跟酸反应
MgO＋2H＋＝＝＝ Mg2＋＋H2O
Al2O3 +6H＋＝＝＝ 2A l 3＋＋3H2O
跟碱反应
不反应
Al2O3 +2OH－＝＝＝ 2A O2－＋3H2O
注意处理好两个关系，必须先处理好元素化合物知识的内部关系，方法是：“
抓重点，理关系，用规律，全考虑”。
抓重点：以每族典型元素为代表，以化学性质为抓手，依次学习其存在、制法、用途、检验等“一条龙”知识，做到牵一发而动全身
理关系：依据知识内在联系，按单质→氧化物→氧化物的水化物→盐的顺序，将零碎的知识编织成网络，建立起完整的知识结构，做到滴水不漏
用规律：用好化学反应特有的规律，如以强置弱等规律，弄清物质间相互反应。
全考虑：将元素化合物作为一个整体、一个系统理解，从而达到解综合试题时能将所需的元素化合物知识信手拈来。
另一方面是处理好元素化合物知识与本学科理论、计算或跨学科知识间的外部关系，采取的方法是“分析与综合、抽象与具体”。
分析：将综合试题拆分思考。
综合：将分散的“点”衔接到已有的元素化合物知识“块”中。
抽象：在分析综合基础上，提取相关信息。
具体：将提取出的信息具体化，衔接到综合试题中，从而完整解题。
元素非金属性的强弱规律
⑴常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序如下：F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H。
⑵元素非金属性与非金属单质活泼性的区别：
元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：①原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强；②核电荷数：核电荷数越大，吸引电子能力越强；③最外层电子数：同周期元素，最外层电子越多，吸引电子能力越强。但由于某些非金属单质是双原子分子，原子是以强列的共价键相结合（如N N等），当参加化学反应时，必须消耗很大的能量才能形成原子，表现为单质的稳定性。这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。
⑶非金属性强弱的判断依据及其应用
元素的非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。这种能力的大小取决于原子半径、 核电荷数、最外层电子数，题目常通过以下几方面比较元素的非金属性。
非金属单质与H2化合的条件及难易程度；
氢化物的稳定性；
最高价氧化物对应水化物的酸性；
非金属间的置换反应；
非金属单质对应阴离子的还原性；
与变价金属反应时，金属所呈现的化合价；
元素在化合物中化合价的相对高低（如在HClO中，氯元素显正价，氧元素显负价，则说明氧的非金属性比氯强）等。
(二)卤族元素
1、卤族元素主要性质的递变性（从F→I）
⑴单质颜色逐渐变深，熔沸点升高，水中溶解性逐渐减小；
⑵元素非金属性减弱，单质氧化性减弱，卤离子还原性增强；
⑶与H2化合，与H2O反应由易到难；
⑷气态氢化物稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强；
⑸最高价氧化物的水化物酸性减弱；
⑹前面元素的单质能把后面元素从它们的化合物中置换出来。
2、卤化氢
均为无色有刺激性气味的气体，极易溶于水，在空气中形成酸雾。
⑴氟化氢（HF）：很稳定，高温极难分解，其水溶液是氢氟酸，弱酸，有剧毒，能腐蚀玻璃。
⑵氯化氢（HCl）：稳定，在1000℃以上少量分解，其水溶液为氢氯酸，俗称盐酸，强酸
⑶溴化氢（HBr）：较不稳定，加热时少量分解，其水溶液为氢溴酸，酸性比盐酸强，HBr还原性比HCl强，遇浓硫酸被氧化为单质溴（Br2）。
⑷碘化氢（HI）：很不稳定，受热分解，其水溶液为氢碘酸，酸性比氢溴酸强，HI是强还原剂，遇浓硫酸易被氧化为单质硫。
3、卤素及其化合物主要特性
⑴氟及其化合物的特殊性质
卤素单质Cl2、Br2、I2与H2化合都需要一定条件，惟独F2在黑暗处就可与H2化合爆炸。
卤素单质Cl2、Br2、I2与水反应的通式为：X2 ＋H2O＝＝＝ HX＋HXO（I2与水反应极弱），但F2与H2O反应却是：2F2＋2H2O＝＝＝ 4HF＋O2
氟无正价，其他都有正价
HF有毒，其水溶液为弱酸，其他氢卤酸为强酸，HF能腐蚀玻璃；
CaF2不溶于水，AgF易溶于水，氟可与某些稀有气体元素形成化合物。
⑵溴的特性
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，因而实验室通常将溴密闭保存在阴冷处，并在盛有液溴的试剂瓶内常加适量水。盛装溴的试剂瓶不能用橡皮塞（腐蚀橡胶）。
⑶碘是紫黑色固体，具有金属光泽，易升华（常用于分离提纯碘），遇淀粉变蓝色（常用来检验碘的存在），碘的氧化性较其他卤素弱，与变价金属铁反应生成FeI2而不是FeI3。
(三)氧族元素
1、氧族元素的相似性和递变性
最外层均为6个电子，电子层数依次增加，次外层O为2个，S为8个，Se、Te均为18个电子。氧通常显－2价，硫、硒、碲常见的化合物为：－2价、＋4价、＋6价，都能与多数金属反应。氧化物有两种RO2和RO3，其对应水化物H2RO3、H2RO4均为含氧酸，具有酸的通性。它们的氢化物除H2O外，其余的H2S、H2Se、H2Te均为气体，有恶臭、有毒，溶于水形成无氧酸，都具有还原性。
核电荷数增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，而失电子的能力逐渐增强。单质的状态由气态到固态，熔沸点也依次升高，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，氧化性依次减弱。含氧酸的酸性依次减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。
2、硫酸根离子的检验
值得注意的是，检验SO42－时会受到许多离子的干扰。
⑴Ag＋干扰：用BaCl2 溶液或盐酸酸化时防止Ag＋干扰，因为Ag＋＋Cl－＝＝＝ AgCl↓。
⑵CO32－、SO32－、PO43－干扰：因为BaCO3、BaSO3、Ba3(PO4)2也是白色沉淀。与BaSO4白色沉淀所不同的是，这些沉淀溶于强酸中。因此检验SO42—时，必须用酸酸化。
如：BaCO3＋2H＋＝＝＝ H2O＋CO2↑＋Ba2＋ 但不能用硝酸酸化，同理所用钡盐也不能是Ba(NO3)2溶液，因为在酸性条件下SO32－、HSO3—、SO2等会被溶液中的NO3—氧化为SO42－，从而可使检验得出错误的结论。
为此，检验SO42－离子的正确操作为：
被检液取清液有无白色沉淀（有无SO42－）
由此可见，浓硫酸和稀硫酸都具有氧化性，但产生氧化性的原因是不同的，因此其氧化能力也有强与弱的差别，被还原产物也不相同。
(四)氮族元素
1、一氧化氮和二氧化氮
⑴一氧化氮：无色气体，难溶于水，有很大毒性，在常温下极易被氧化成二氧化氮。2NO＋O2＝＝＝ 2NO2
⑵二氧化氮：有刺激性气味的红棕色气体，溶于水生成硝酸和一氧化氮。
3NO2＋H2O＝＝＝ 2HNO3＋NO 4NO2N2O4（无色）
注意：关于氮的氧化物溶于水的几种情况的计算方法。
NO2或NO2与N2（或非O2）的混合气体溶于水时可依据：3NO2＋H2O＝＝＝ 2HNO3＋NO 利用气体体积变化差值进行计算。
NO2和O2的混合气体溶于水时，由4NO2＋2H2O＋O2＝＝＝ 4HNO3 可知，当体积比为
＝4：1，恰好完全反应
V(NO2)：V(O2) ＞4：1，NO2过量，剩余气体为NO
＜4：1，O2过量，乘余气体为O2
NO和O2同时通入水中时，其反应是：2NO＋O2＝＝＝ 2NO2 ，3NO2＋H2O＝＝＝ 2HNO3＋NO ，总反应式为：4NO＋2H2O＋3O2＝＝＝ 4HNO3 当体积比为
＝4：3，恰好完全反应
V(NO)：V(O2) ＞4：3，NO过量，剩余气体为NO
＜4：3，O2过量，乘余气体为O2
④NO、NO2、O2三种混合气体通入水中，可先按①求出NO2与H2O反应生成的NO的体积，再加上原混合气体中的NO的体积即为NO的总体积，再按③方法进行计算。
2、硝酸的化学性质
①HNO3具有酸的通性。
HNO3具有强氧化性，表现在能与多数金属、非金属、某些还原性化合物起反应。要注意，由于硝酸氧化性很强，任何金属与硝酸反应都不能放出氢气，在与不活泼金属如Cu、Ag等反应时，浓硝酸还原产物为NO2，稀硝酸还原产物为NO，（但不能认为稀硝酸的氧化性比浓硝酸强）；
在溶液中NO3—几乎与所有离子能大量共存，但注意，当溶液的酸性较强可形成硝酸溶液，具有还原性的某些离子则不能与其大量共存，如NO3—、H＋、Fe2＋ 中任意两者能大量共存，但三者则不能大量共存。
即：NO3— 在中性或碱性溶液中不表现氧化性，而在酸性溶液中表现强氧化性。
3、氨气的实验室制法
反应原理：2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O 不能用NaOH代替Ca(OH)2，因为NaOH吸湿后容易结块，产生的气体不易逸出，并且NaOH对玻璃有强烈的腐蚀作用。
装置：制NH3的气体发生装置与制O2、CH4的相同。干燥氨气不能选用浓H2SO4、P2O5，也不能选用无水CaCl2，应选用碱石灰。收集NH3应采用向下排空气法。容器口塞一团棉花（防止空气进入试管，以保证收集的NH3比较纯净）。检验：a、用湿润的红色石蕊试纸（变蓝）；b、蘸有浓盐酸的玻璃棒接近瓶口（白烟）。实验室还常根据浓氨水的强挥发性，向浓氨水中加入NaOH或CaO得到氨气。NaOH或CaO的作用是吸水和吸水后使溶液温度显著升高，二者都能减少氨气的溶解。
(五)碳族元素
1、碳族元素性质的相似性和递变性
2、碳酸正盐与酸式盐性质比较
①在水中溶解性：正盐除K＋、Na＋、NH4＋等易溶于水外，其余都难溶于水；而只要存在的酸式盐都易溶于水。
一般来说，在相同温度下酸式盐的溶解度比正盐大，如CaCO3难溶于水，Ca(HCO3)2易溶于水，但也有例外，如NaHCO3溶解度比Na2CO3小。
②热稳定性：正盐中除K＋、Na＋等受热难分解外，其余受热易分解；酸式盐在水溶液或固态时加热都易分解。如 Ca(HCO3)2 CaCO3↓＋CO2↑＋H2O
一般来说，热稳定性大小顺序为：正盐＞酸式盐＞多元盐（盐的阳离子相同，成盐的酸相同）。
③可溶性正盐、酸式盐都能发生水解，但相同阳离子的相同浓度时溶液中CO32－的水解程度比HCO3－大
④都能与酸作用，但相同条件放出CO2的速率酸式盐比正盐快。
(六)碱金属
1、碱金属性质递变规律
结构决定性质，由于碱金属的原子结构具有相似性和递变性，所以其化学性质也具有相似性和递变性。
①相似性：
a、都能与氧气等非金属反应
b、都能与水反应生成氢氧化物和氢气
c、均为强还原剂。
②递变规律（锂→铯）
与氧气反应越来越剧烈，产物结构越来越复杂
与水反应剧烈程度依次增强
还原性依次增强，金属性依次增强
2、NaOH的性质
①物理性质：俗名苛性钠、火碱、烧碱，是一种白色固体，极易潮解；有强烈的腐蚀性，能腐蚀磨口玻璃瓶，使瓶口与瓶塞粘结。
②化学性质
与酸碱指示剂作用，使紫色的石蕊溶液变蓝，无色的酚酞变红。
与酸性氧化物作用，生成盐和水
与酸作用，生成盐和水
与盐作用，生成新碱和新盐。（要满足复分解反应发生的条件，同时参加反应的碱和盐一般是易溶解的碱和盐）
与一些单质的反应
2Al＋2NaOH＋2H2O＝＝＝2NaAlO2＋3H2↑
Cl2＋2NaOH＝＝＝ NaClO＋NaCl＋H2O
Si＋2NaOH＋H2O＝＝＝ Na2SiO3＋2H2↑
③制法：
2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
Na2CO3＋Ca(OH)2＝＝＝ CaCO3↓＋2NaOH
(七)几种重要的金属
1、铝及其化合物间的相互转化关系、反应
现象及图象分析
向AlCl3溶液中滴加NaOH 溶液直至过量，如图所示。
现象：白色沉淀逐渐增多达最大值，继续加NaOH溶
液沉淀逐渐溶解，直至完全消失。
Al3＋＋3OH－＝＝＝ Al(OH)3
Al(OH)3＋OH―＝＝＝ AlO2―＋2H2O
②向NaOH溶液中滴加AlCl3溶液直至过量，如下图所
示。现象：开始时无沉淀，接着产生沉淀。达最大值后
不增减。
Al3＋＋4OH－＝＝＝ AlO2―＋2H2O
AlCl3
3AlO2―＋Al3＋＋6H2O＝＝＝ 4 Al(OH)3↓
③向NaAlO2溶液中滴加盐酸直到过量，
如图所示。现象：先有白色沉淀后完全消失。
AlO2―＋H＋＋H2O＝＝＝ Al(OH)3↓
Al(OH)3↓＋3H＋＝＝＝Al3＋＋3H2O
HCl
④向盐酸溶液中滴加NaAlO2溶液，直至过量，
如图所示。现象：开始无沉淀，接着产生白色
沉淀。
AlO2―＋4H＋＝＝＝ Al3＋＋2H2O
3AlO2―＋Al3＋＋6H2O＝＝＝ 4 Al(OH)3↓
NaAlO2
2、镁及其化合物间的相互转化关系
3、镁和铝的氧化物比较
4、Fe2＋与Fe3＋的相互转化
⑴Fe2＋的还原性：
2Fe2＋＋Cl2 ＝＝＝ 2Fe3＋＋2Cl－
4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝＝＝ 4Fe(OH)2
12Fe2＋＋3O2＋6H2O＝＝＝ 4Fe(OH)3↓＋8Fe3＋（Fe2＋露置空气中，易被氧化）
酸性条件下：
4Fe2＋＋O2＋4H＋＝＝＝ 4 Fe3＋＋2H2O
4Fe2＋＋H2O2＋2H＋＝＝＝ 2 Fe3＋＋2H2O
5Fe2＋＋MnO4－＋8H＋＝＝＝ 5 Fe3＋＋4H2O＋Mn2＋
⑵Fe3＋强氧化性
一般氧化性：Cu2＋＜Fe3＋＜Ag＋ Cl2＞Br2＞Fe3＋＞I2＞SO2＞S
2Fe3＋＋Cu＝＝＝ 2 Fe2＋＋Cu2＋
2Fe3＋＋Fe＝＝＝ 3 Fe2＋
2Fe3＋＋2I－＝＝＝ 2 Fe2＋＋I2
2Fe3＋＋H2S－＝＝＝ 2 Fe2＋＋S↓＋2 H＋
Fe3＋水解显酸性：
2Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋
所以配制FeSO4溶液时常加入少量铁粉（或铁钉）防止氧化，配制Fe2(SO4)3时常加少量H2SO4，抑制水解。
5、金属冶炼的反应原理及方法
绝大部分金属在自然界中以化合态存在，金属冶炼的实质是用还原的方法使金属化合中的金属离子得到电子变成金属单质。
由于金属的化学活泼性不同，金属离子得到电子还原成金属的能力也就不同 ，按金属活泼顺序对应金属阳离子氧化性K＋→Ag＋逐渐增强，金属冶炼也由难变易。一般有三种冶炼方法：
⑴热分解法：适合于冶炼金属活泼性较差的金属。如：
2HgO2Hg＋O2↑ 2Ag2O4Ag＋O2↑
⑵热还原法，用还原剂（CO、C、H2、Al等）还原金属氧化物，适合于金属活泼性介于Zn～Cu之间的大多数金属的冶炼。如
Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2
2Al＋Cr2O32Cr＋Al2O3
WO3＋3H2W＋3H2O
⑶电解法：适合冶炼金属活泼性很强的金属（一般是在金属活泼顺序表中排在铝前边的金属）。如：
2Al2O32Al＋3O2↑
MgCl2(熔融) Mg＋Cl2↑
MgO
Al2O3
物质类型
碱性氧化物
两性氧化物
物理性质
白色粉末，熔点高（2800℃）
白色固体，熔点高（2045℃）
化
学
性
质
跟水反应
缓慢溶解于水生成Mg(OH)2
MgO＋H2O ＝＝＝ Mg(OH)2
难溶于水
跟酸反应
MgO＋2H＋＝＝＝ Mg2＋＋H2O
Al2O3 +6H＋＝＝＝ 2A l 3＋＋3H2O
跟碱反应
不反应
Al2O3 +2OH－＝＝＝ 2A O2－＋3H2O
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