naoh电子式

中学化学中常见的电子式大全

原子

离子

单质分子

共价化合物

离子化合物

形成过程

电子式书写的常见错误及纠正措施

物质的电子式可体现其构成元素之间的结合方式，也决定着该物质的

化学性质；对于简单微粒还可以通过电子式推导其空间结构。因此电子式是

近几年高考的考查热点之一。但由于高中教材中未涉及电子亚层、分子轨道

等理论知识，学生难以较系统理解微粒最外层电子的排布，而只能靠记忆、

知识积累来处理这一类问题，错误率较高，

如将氧原子的电子式写成（正确应为）。典型错误归纳

有以下两类：一、无法正确排列微粒中原子或离子的顺序。例如HClO的

电子式写成：；MgCl

2

的电子式写成：。二、

不能正确表达共价键的数目。例如混淆O

2和H2O2中氧原子间的共用电子对

数目。针对以上问题，笔者总结了三种书写短周期元素形成的微粒的电子式

的小技巧，供大家参考。

一：“异性相吸、电荷交叉”让原（离）子快乐排队。

“异性相吸、电荷交叉”是指在书写电子式时让微粒中带（部分）正电

荷的离（原）子与带负电荷的离（原）子交错排列。如次氯酸的分子式常被

约定俗成为HClO，但根据H、Cl、O个三原子的氧化性（或电负性）差异

可知该分子中H、Cl带部分正电荷，O带部分负电荷，因此HClO的电子

式应为：。对于离子化合物Mg

3N2，先可判断出式中Mg为

OO

HOCl

HClO

Mg2+Cl

2

Mg2+NMg2+NMg2+

3–

3–

+2价，N为-3价，根据“异性相吸、电荷交叉”的规律其电子式

为。

这条规律几乎适用于所有的离子化合物，运用时要求大家首先能正确判

断化学式含有的微粒种类和它们所带的电荷的正负。如MgCl

2由Mg2+和Cl-

以1：2的比例构成，Na

2O2由Na+和O

2

2-以2：1的比例构成。而对于共价

微粒、只有少数氧化性（电负性）相差很小的非金属原子形成的共价体有例

外，例如HCN（其中C为+4价、N为-3价，电子式为）。高

中阶段涉及的常见共价微粒（由短周期元素原子形成的共价微粒）的电子式

基本都可以采用该规律来解决。

二、“电子分配求差量”揭开共用电子对数目的面纱。

该方法的理论依据来源于配位化学中的“18电子规则”。（参见《中级

无机化学》唐宗熏主编，2003，高等教育出版社）虽然该方法仅适用于计算

共用键的数目，对配位键则爱莫能助。但在高中阶段要求掌握的配位化合物

较少，典型代表为Fe(SCN)3、[Ag(NH

3)2]OH、

，。该方法在高中阶段应用较广。具体算法以例说明：

1、CO2

根据“异性相吸、电荷交叉”的规律其原子排列顺序为OCO，其中O

原子的最外层有6个电子，要达到8电子稳定结构还需2个电子，则O、C

原子之间需共用两对电子对，此时C原子的最外层电子已全部被共用，因此

CO

2

电子式为：

2、N2和Na2O2

HCN

OCO

[Fe()6]3-—O-

N2：每个N原子的最外层有5个电子，还需两个电子达到8电子的稳

定结构，因此N、N之间共用两对电子对，其电子式为。

Na2O2：Na2O2为离子化合物，O2

2-得到了两个来自Na的电子，则其最

外层共计有14个电子（2×6+2），这样平均每个O原子的最外层有7个电

子，要达到8电子稳定结构还需1个电子，因此O

2

2-中有一对共用电子对，

则Na

2O2的电子式为：

此方法对于短周期元素的原子形成的共价微粒中共价键数目的计算很

有效，但O

2除外。

三、“等电子体”带动“家族”亮起来。

在2004年江苏省高考试题化学卷中给出了“等电子体”的概念并有以下

引申（第二卷第22题）：由短周期元素组成的微粒，只要其原子数相同，

各原子最外层电子数之和相同，可互称为等电子体，它们也具有相似的结构

特征。根据此定义我们可以从一种微粒的电子式推导出上述概念范围内的等

电子体的电子式。如：

N2（）CO（）、

NO+（）、

CN-（）、

C

2

2-（）

CO2（电子式见前）NO2

+、N

3

-、CNS-

SO4

2-

PO4

3-

Na+OONa+

2–

CO

O

OSO

2–

O

OPO

3–

NN

NN

NO

CN

–

CC

2–

掌握了微粒电子式的写法，就可以快速书写该微粒的结构式，也可以用

电子式来表示微粒的形成过程。对于简单短周期元素的原子形成的微粒还可

以依据其电子式推导其空间结构，

如BF

3（）中B原子上无孤对电子，此分子应为平

面型，而3个F原子的的相互作用力相同，因此BF

3的空间结构为平面正三

角形。

NH3（）中N原子上有一对孤对电子，相当与在已

形成的平面正三角形上方增加了一对孤对电子。它对N、H键的共用电子对

有排斥作用，因而该分子应为立体型，而N原子连接3个原子且相同，因此

NH3的空间结构为三角锥型。

思考练习：请写出下列物质的电子式：

MgC2、Li3N、HNO3、NO、N2H4、CS2

常见的20种电子式

N

2

NN

O

2

OO

Cl

2

ClCl

H

2

O

HOH

H

2

O

2

HOOH

CO

2

OCO

HclO

HOCl

NH

3

HNH

H

PCl

3

ClPCl

Cl

CH

4

H

HCH

H

CCl

4

ClCCl

Cl

Cl

NaOH

OH

〔〕

－

Na＋

Na

2

O

2

OONa＋2－Na＋

MgCl

2

-Mg2+-

NH

4

Cl+-CaC

2

Ca2+2-

－CH

3

—OH

微粒电子式书写正确与否的判断方法

一、根据化合物类型判断电子式是否正确。

1．离子化合物正负电荷的代数和为零，查看阳离子、阴离子所带电荷数是否相等，相等就有可能正确。

HNH

FBF

Cl

Cl

H

HNH

H

Cl

CC

H

HCH

HO

2．阴离子和复杂的阳离子要用中括号括起来。

3．非金属原子周围要符合8电子稳定结构（H、B例外）。

4．共价化合物要注意极性共价键的共用电子对要偏向呈负价的元素，非极性共价键共用电子对在中央，

孤对电子不要忘。

二、注意辨别“根”“基”的区别。

5．“根”中的原子一般都符合8电子稳定结构，“根”是带电荷的；例如：OH-、NH

4

。

6．“基”中至少有一个原子是不符合8电子稳定结构，“基”是不显电性的，例如：-CH

3

、-OH。

三、注意微粒间的排列方式。

7．离子化合物多离子微粒阴阳离子交替排列。

8．共价化合物(有机物除外)多原子微粒正负价原子交替排列。

9．注意：过氧离子和过氧原子团不能拆开。

四、中学理科学生化学必会的电子式如下：

1．原子的电子式：H、C、N、O、Na、Mg、Al、S、Cl。

2．离子的电子式：O2-、O

2

2

、S2-、Cl-、Na+、Mg2+、Al3+。

3．“基”的电子式：-CH

3

、-CH

2

CH

3

、-OH、-CHO、-COOH。

4．“根”的电子式：OH-、ClO-、HCOO-、CH

3

COO-、NH

4

。

5．单质分子的电子式：H

2

、Cl

2

、N

2

、(CN)

2

。

6．共价化合物的电子式：

（1）氢化物：HCl、H

2

O、NH

3

、CH

4

、C

2

H

4

、C

2

H

4

。

（2）氧化物：CO

2

、H

2

O

2

。

（3）酸：HCOOH、CH

3

COOH、H

2

CO

3

、HClO、H

3

PO

4

、H

2

SO

4

。

7．离子化合物的电子式：

（1）氢化物：NaH、CaH

2

。

（2）氧化物：Na

2

O、Na

2

O

2

、MgO、Al

2

O

3

。

（3）碱：NaOH、Ba(OH)

2

。

（4）盐：NaOH、CaCl

2

、Na

2

S、NH

4

Cl、(NH

4

)

2

S、HCOONa、CH

3

COONa、NaClO、Ca(ClO)

2

。

（5）类盐：CaC

2

、Mg

3

N

2

。

1、原子的电子式：H、C、N、O、Na、Mg、Al、S、Cl。

2、离子的电子式：O2-、O

2

2

、S2-、Cl-、Na+、Mg2+、Al3+。

［］2-［］2-［］2-［］-Na+Mg2+Al3+

3、“基”的电子式：-CH

3

、-CH

2

CH

3

、-OH、-CHO、-COOH。

HHH

HHH

H·

·

·

·C·

··

·

·N·

··

··

·O·Na··Mg·

·

·Al·

··

··

·S·

··

··

·Cl∶

··

··

∶O∶

····

····

∶O∶O∶

··

··

∶S∶

··

··

∶Cl∶

··

··

·C∶H

····

····

·C∶C∶H

··

··

·O∶H

··

·C∶H

····

··

·C∶O∶H

··

∶O∶

··

∶O∶

4、“根”的电子式：OH-、ClO-、HCOO-、CH

3

COO-、NH

4

。

HH

［］-［］-［］-［］-［］+

HH

5、单质分子的电子式：H

2

、Cl

2

、N

2

、(CN)

2

。

6、共价化合物的电子式：

（1）氢化物：HCl、H

2

O、NH

3

、甲烷分子、乙烯分子、乙炔分子。

H

HHHH

H

（2）氧化物：二氧化碳、过氧化氢。

（3）酸：甲酸、醋酸、碳酸、次氯酸、磷酸、硫酸。

H

H

H

7、离子化合物的电子式：

（1）氢化物：氢化钠、氢化钙。

Na+［H∶］-［H∶］-Ca2+［H∶］-

（2）氧化物：氧化钠、过氧化钠、氧化镁、氧化铝。

Na+［］2-Na+Na+［］2-Na+Mg2+［］2-

［］2-Al3+［］2-Al3+［］2-

（3）碱：氢氧化钠、氢氧化钡。

Na+［］-［］-Ba2+［］-

（4）盐：氯化钠、氯化钙、硫化钠、氯化铵、硫化铵、甲酸钠、乙酸钠、次氯酸钠、次氯酸钙。

Na+［］-［］-Ca2+［］-Na+［］2-Na+

HHH

［］+［］-［］+［］2-［］+

HHH

H

［］-Na+［］-Na+

··

··

∶O∶H

····

····

∶Cl∶O∶

····

··

H∶C∶O∶

··

∶O∶

··

··

H∶N∶H

H∶H

····

····

∶Cl∶Cl∶

··

∶N∶∶N∶

··

··

H∶Cl∶

··

··

∶O∶H

··

··

H∶N∶H

··

··

H∶C∶H

····

H∶C∶∶C∶H

··

H∶C∶∶C∶H

····

∶O∶∶C∶∶O∶

····

····

H∶O∶O∶H

····

∶N∶∶C∶C∶∶N∶

····

··

H∶C∶O∶H

··

∶O∶······

····

H∶C∶C∶O∶H

······

····

H∶C∶C∶O∶

··

∶O∶

······

····

H∶O∶C∶O∶H

··

∶O∶

····

····

H∶O∶Cl∶

······

······

H∶O∶P∶O∶H

··

∶O∶

··

∶O∶

······

······

H∶O∶S∶O∶H

··

∶O∶

··

∶O∶

··

··

∶O∶

····

····

∶O∶O∶

··

··

∶O∶

··

··

∶O∶

··

··

∶O∶

··

··

∶O∶

··

··

∶O∶H

··

··

H∶O∶

··

··

∶O∶H

··

··

∶Cl∶

··

··

∶Cl∶

··

··

∶Cl∶

··

··

∶S∶

··

··

H∶N∶H

··

··

∶S∶

··

··

H∶N∶H

··

··

∶Cl∶

··

··

H∶N∶H

····

··

H∶C∶O∶

··

∶O∶

······

····

H∶C∶C∶O∶

··

∶O∶

··

∶O∶

H

Na+［］-［］-Ca2+［］-

（5）类盐：电石、二氮化三镁。

Ca2+［］2-Mg2+［］3-Mg2+［］3-Mg2+

如何正确书写电子式

（李运强湖北省大悟县第一中学高一化学组432800）

对于电子式的书写和判断正误是高考试题中常涉及到的一个知识点，现将不同粒子的电子式的书写方

法总结如下：

1．原子的电子式

①书写方法：首先写出其元素符号，再在元素符号周围用“·”或“×”标出它的最外层电子

②例子：钠原子；镁原子；氟原子

2．离子的电子式

（1）简单阳离子的电子式

①书写方法：用该阳离子的离子符号表示

②例子：钠离子Na+；镁离子Mg2+；钡离子Ba2+

（2）简单阴离子的电子式

①书写方法：不但要标出最外层电子数，而且要用“[]”括起来，并在右上角标明离子所带的电

荷

②例子：硫离子；氟离子

（3）原子团的电子式

①书写方法：不仅要标出最外层电子数，而且要用“[]”括起来，并在右上角标明离子所带的电

荷

②例子：铵根离子；氢氧根离子

3．单质分子的电子式

①书写方法：对于以共价键作用结合成的非金属单质分子，他们的电子式由对应原子的电子式组合而

成，但同时要表示出共用电子对数；而对其他（金属单质、稀有气体单质等）则一律用

原子的电子式表示

②例子：氢气分子；氧气分子

③技巧：可以根据非金属单质中各原子最外层都要达到8电子稳定结构（He除外），来确定非金属单

质中的共用电子对数

4．化合物的电子式

（1）离子化合物的电子式

①书写方法：离子化合物的电子式由阴、阳离子的电子式组合而成，但相同的离子不能合并

②例子：NaCl的电子式为；

K

2

S的电子式为，（不能写成）

（2）共价化合物的电子式

①书写方法：共价化合物的电子式由对应原子的电子式组成，并要表示出两原子之间的共用电子对

情况

②例子：HCl的电子式为；CO

2

的电子式：

③技巧：一般共价化合物中各元素的化合价的绝对值就是该元素原子形成的共用电子对数

····

····

∶O∶Cl∶

····

····

∶Cl∶O∶

····

····

∶O∶Cl∶

··

∶C∶∶C∶

··

··

∶N∶

··

··

∶N∶

F

N

H

HH

H

F

S

2–

Cl

Na+

Na

Mg

HH

O

O

K+S

2–

K+

Cl

H

C

O

O

K

2

+S

2–

O

–

H

5．用电子式表示物质的形成过程

如：H

2

的形成过程+

NaCl的形成过程+

K

2

S的形成过程2+

注意：①用“→”表示形成过程，不用“=”；

②“→”左边是形成该物质的所有原子的电子式，相同的原子可以合并，“→”

右边是该物质的电子式；

③用电子式表示离子化合物的形成过程时，可以在原子之间用箭头表示电子得失

的关系，也可以不表示。

高中化学电子式书写规则

在元素符号周围用“·”和“×”来表示原子的最外层电子（价电子），这种式子叫做电子式。

1.原子的电子式

由于中性原子既没有得电子，也没有失电子，所以书写电子式时应把原子的最外层电子全部排列在元

素符号周围。排列方式为在元素符号上、下、左、右四个方向，每个方向不能超过2个电子。例如，H、

N

..

..

、O

..

..

、F

..

..

。

2.金属阳离子的电子式

金属原子在形成阳离子时，最外层电子已经失去，但电子式仅画出最外层电子，所以在画阳离子的电

子式时，就不再画出原最外层电子，但离子所带的电荷数应在元素符号右上角标出。所以金属阳离子的电

子式即为离子符号。如钠离子的电子式为Na

；镁离子的电子式为Mg2

，氢离子也与它们类似，表示

为H

。

3.非金属阴离子的电子式

一般非金属原子在形成阴离子时，得到电子，使最外层达到稳定结构，这些电子都应画出，并将符号

用“［］”括上，右上角标出所带的电荷数，电荷的表示方法同于离子符号。例如，[:]H

、[:

..

:]

..

F

、[:

..

:]

..

S2

。

4.共价化合物的电子式

共价化合物是原子间通过共用电子对结合而成的。书写时将共用电子对画在两原子之间，每个原子的

未成对电子和孤对电子也应画出。因不同元素原子吸引电子能力不同，则共用电子对偏向吸引电子能力强

的原子，而偏离吸引电子能力弱的原子。例如，HCl:

..

:

..

、:

..

:

..

:

....

ClCl。

5.根离子的电子式

根离子中，若不同原子间以共价键结合，画法同共价化合物，因根离子带有电荷，所以应把符号用“［］”

括起来，右上角标出电荷数。例如，铵根阳离子：[:

..

:]

..

HN

H

H

H

；氢氧根离子：[:

..

:]

..

OH

。

6.离子化合物的电子式

HHHH

Na

Cl

Cl

Na+

K

S

S

2–

K+K+

先根据离子电子式的书写方法，分别画出阴、阳离子的电子式，然后让阴、阳离子间隔排列，注意相

同离子不能合并。例如，NaCl、MgCl2、Na2O的电子式分别为NaCl[:

..

:]

..

、、

。

7.用电子式表示物质的形成过程

①离子化合物的形成过程

形成用“→”表示，形成之前为原子的电子式并用弯箭头表示电子得失，形成之后为离子化合物的电

子式。例如，NaCl的形成过程为：

MgCl2的形成过程为：

②共价化合物或非金属单质的形成过程

表示方法基本同离子化合物相同，不同的是因没有电子得失，所以不要再画弯箭头，并且“→”之后

为共价化合物或非金属单质的电子式。

HCl：HClHCl

..

::

..

:

....

Cl2：:

....

::

..

:

..

:

........

ClClClCl

元素周期表的规律

从左到右从上到下

原子半径减增

失电子能力减增

得电子能力增减

金属性减增

非金属性增减

最高价氧化物的水化物的酸性增减

最高价氧化物的水化物的碱性减增

氢化物稳定性增减

元素周期表是元素周期律用表格表达的具体形式，它反映元素原子的内部结构和它们之间相互联系的

规律。元素周期表简称周期表。元素周期表有很多种表达形式，目前最常用的是维尔纳长式周期表。

元素周期表有7个周期，有16个族和4个区。元素在周期表中的位置能反映该元素的原子结构。周

期表中同一横列元素构成一个周期。同周期元素原子的电子层数等于该周期的序数。同一纵行（第Ⅷ

族包括3个纵行）的元素称“族”。族是原子内部外电子层构型的反映。例如外电子构型，横着看叫周

期，是指元素周期表上某一横列元素最外层电子从1到8的一个周期循环

竖着看叫族，是指某一竖列元素因最外层电子数相同而表现出的相似的化学性质

主族元素是只有最外层电子没有排满的，但是副族有能级的跃迁，次外层电子也没排满。

1元素周期表中元素及其化合物的递变性规律

1.1原子半径

（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；

（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。

1.2元素化合价

（1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族

-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）；

（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同

1.3单质的熔点

（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；

（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增

1.4元素的金属性与非金属性

（1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增；

（2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。

1.5最高价氧化物和水化物的酸碱性

元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水

化物的酸性越强。

1.6非金属气态氢化物

元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一

般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。

1.7单质的氧化性、还原性

一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，

其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。

2.推断元素位置的规律

判断元素在周期表中位置应牢记的规律：

（1）元素周期数等于核外电子层数；

（2）主族元素的序数等于最外层电子数；

有关水的反应小结

一.?水在氧化还原反应中的作用

l水作氧化剂:

水与钠、其它碱金属、镁、等金属在一定温度下反应生成氢气和相应碱

水与铁在高温下反应生成氢气和铁的氧化物（四氧化三铁）

水与碳在高温下反应生成“水煤气”。

铝与强碱溶液反应

*硅与强碱溶液反应

l水作还原剂：

水与单质氟反应

l水电解

l水既不作氧化剂也不作还原剂：

水与氯气反应生成次氯酸和盐酸

水与过氧化钠反应生成氢氧化钠和氧气

水与二氧化氮反应生成硝酸和一氧化氮

二。水参与的非氧化还原反应：

l水合、水化：水与二氧化硫、三氧化硫、二氧化碳、五氧化二磷等酸性氧化物化合成酸。（能与二氧化

硅化合吗？）

水与氧化钠、氧化钙等碱性氧化物化合成碱。(氧化铝、氧化铁等与水化合吗？)

氨的水合

无水硫酸铜水合（变色，可检验液态有机物中是否含水）

（喀斯特地貌的形成，氨碱法制纯碱等与上述CO2水合，NH3水合有关；浓硫酸吸水，用硝酸镁吸水浓

缩稀硝酸等也与相关物质的水合有关；工业酒精用生石灰吸水以制无水酒精）

乙烯水化成乙醇

*乙炔水化制乙醛

l水解:

乙酸乙酯水解

油脂水解(酸性水解或皂化反应)

水与电石反应制乙炔

名称中带“水”的物质

（一）与氢的同位素或氧的价态有关的“水”。

蒸馏水—H2O重水—D2O超重水—T2O双氧水—H2O2

（二）水溶液

氨水—（含分子：NH3，H2O，NH3·H2O，含离子：NH4+，OH-，H+）

氯水—（含分子：Cl2，H2O，HClO，含离子：H+，Cl-，ClO-，OH-）

卤水—常指海水晒盐后的母液或粗盐潮解所得溶液，含NaCl、MgCl2、NaBr等

王水—浓硝酸和浓盐酸的混合物（1：3）

硬水—含有校多Ca2+，Mg2+的水

软水—不含或只含少量Ca2+、Mg2+的水

生理盐水—0.9%的NaCl溶液

水玻璃—Na2SiO3溶液

（三）其它

水银--Hg

水晶--SiO2

水泥—2CaO·SiO2、3CaO·SiO2、3CaO·Al2O3

铁水—一般指熔融的生铁，含Fe、C、Mn、Si、P等

水煤气—CO、H2的混合气

生成氧气的反应小结

（1）氯酸钾热分解（二氧化锰催化）

（2）高锰酸钾热分解

*（3）过氧化氢分解（二氧化锰催化）

（4）电解水

（5）氧化汞热分解

（6）浓硝酸分解

（7）次氯酸分解（光）

（8）氟与水置换反应

（9）过氧化钠与水反应

（10）过氧化钠与二氧化碳反应

*（11）光合作用以上1~3适合实验室制取氧气，但一般所谓“实验室制取氧气”是指1、2两种方法。工

业用氧气主要来自分离液态空气。

生成氢气反应小结

（1）锌、镁、铁等金属与非氧化性酸反应

（2）铝与氢氧化钠溶液反应

*（3）硅与氢氧化钠溶液反应

（4）钠、镁、铁等金属在一定的温度下与水反应

（5）钠（钾、镁、铝）与醇类反应

*（6）苯酚与钠反应

（7）焦碳与水高温反应

*（8）一氧化碳与水催化反应

（9）碘化氢热分解

（10）硫化氢热分解

（11）电解水

（12）甲烷高温分解

其中（1）、（2）适用于实验室等少量氢气的制取；（7）、（8）、（12）可用于工业制氢；（11）可能

是未来清洁能源的来源。

氯气的反应小结

（1）氯气与大多数金属反应。（与铁、铜等变价金属反应时，生成高价氯化物）

（2）氯气与磷反应3Cl2+2P==2PCl3PCl3+Cl2==PCl5(白色烟雾;哪种生成物制敌百虫?)

（3）氯气与氢气反应(纯净氢气在氯气中燃烧；混合气爆炸；卤素的活泼程度比较)

（4）氯气与水反应(跟其它卤素比较：氟的特殊性;溴,碘与水反应的程度)

（5）氯气与氢氧化钠溶液反应(用氢氧化钠溶液吸收残余氯气)

（6）氯气与氢氧化钙反应(制漂白粉)

（7）氯气与溴化钠溶液反应

（8）氯气与碘化钾溶液反应(卤素相互置换的规律如何?氟置换其它卤素有何特殊?)

（9）氯气与甲烷取代反应(条件?)

（10）氯气与乙烯的反应(反应类别?)(乙烯通入溴水使溴水褪色)

（11）氯气与苯的取代反应(条件?)

（12）氯气与氯化亚铁溶液反应

（13）*氯气与硫化氢溶液反应(现象?)

（14）*氯气与二氧化硫溶液反应(溶液酸性变化?漂白作用的变化?)

（15）氯气的检验方法---淀粉碘化钾试纸（单质碘的检验方法如何？）

氯化氢、盐酸、卤化物小结

（1）浓盐酸被二氧化锰氧化（实验室制氯气）

（2）氯化钠与浓硫酸反应（用于实验室制氯化氢；温度的影响；溴化氢及碘化氢制取的不同点）

（3）盐酸、氯化钠等分别与硝酸银溶液的反应（盐酸及氯化物溶液的检验；溴化物、碘化物的检验）

（4）盐酸与碱反应

（5）盐酸与碱性氧化物反应

（6）盐酸与锌等活泼金属反应

（7）盐酸与弱酸盐如碳酸钠、硫化亚铁反应

（8）盐酸与苯酚钠溶液反应

（9）稀盐酸与漂白粉反应

（10）氯化氢与乙烯加成反应

（11）氯化氢与乙炔加成反应（制聚氯乙烯）

（12）浓盐酸与乙醇取代反应

（13）漂白粉与空气中的二氧化碳反应

（14）HF，HCl，HBr，HI酸性的比较

（15）HF对玻璃的特殊作用，如何保存氢氟酸？

（16）溴化银的感光性

（17）用于人工降雨的物质有哪些？

（18）氟化钠在农业上有何用途？

氯水性质的多重性

1．氯水的多重性质

（1）Cl2的强氧化性

（2）次氯酸的强氧化性

（3）次氯酸的不稳定性

（4）盐酸的酸性，次氯酸的酸性

2．氯水反应时反应物的处理。

（1）作氧化剂时，如果Cl2能发生反应则主要是Cl2反应，氯气不能发生的反应则认为是次氯酸的作用。

（A）氯水与碘化钾、溴化钠、硫化钠等溶液反应是Cl2反应

（B）氯水与氯化亚铁反应是Cl2的反应

（C）氯水与SO2溶液反应是Cl2的作用

（D）氯水的漂白作用是次氯酸的作用。

（2）氯水中加AgNO3是盐酸的作用（即Cl-）的作用。

（3）氯水与强碱（足量）反应时，盐酸和次氯酸共同作用生成氯化物和次氯酸盐

硫及其化合物的反应

（一）硫单质的反应（非金属性弱于卤素、氧和氮）

1．硫与氧气反应（只生成二氧化硫，不生成三氧化硫）

2．硫与氢气反应（可逆反应）

3．硫与铜反应（生成+1价铜化合物，即硫化亚铜）

4．硫与铁反应，（生成+2价铁化合物，即硫化亚铁）

5．硫与钠、铝等反应生成相应的硫化物

6．*硫与汞常温反应，生成HgS（撒落后无法收集的汞珠应撒上硫粉，防止汞蒸气中毒）

7．*硫与强碱溶液反应生成硫化物和亚硫酸盐（试管上粘附的硫除了可用CS2洗涤以外，还可以用NaOH

溶液来洗）

（二）硫化氢的反应（不稳定性、强还原性、酸性）

1．受热分解

2．燃烧（充分燃烧与不充分燃烧产物不同）

3．与卤素单质如Br2反应，硫被置换

4．*与醋酸铅反应生成黑色醋酸铅（可用醋酸铅试纸或者硝酸铅试纸检验硫化氢）

5．与硫酸铜或氯化铜反应生成黑色硫化铜沉淀（但不能与亚铁盐溶液发生类似反应）

6．与氯化铁溶液反应，硫化氢可被氧化成单质硫

7．被浓硫酸氧化（通常氧化成单质硫）

8．被二氧化硫氧化

9．氢硫酸在空气中被氧气氧化而浑浊

（三）二氧化硫或亚硫酸的反应(弱氧化性,强还原性,酸性氧化物)

1.氧化硫化氢

2.被氧气氧化（工业制硫酸时用催化剂；空气中的二氧化硫在某些悬浮尘埃和阳光作用

下被氧气氧化成三氧化硫，并溶解于雨雪中成为酸性降水。）

3被卤素氧化SO2+Cl2+2H2O==H2SO4+2HCl

4。*被硝酸氧化

5．与水反应

6．与碱性氧化物反应

7．与碱反应

8．有漂白性（与有机色质化合成无色物质，生成的无色物质不太稳定，受热或时日一久便返色）

硫酸性质用途小结

1．强酸性

（1）与碱反应

（2）与碱性氧化物反应（除锈；制硫酸铜等盐）

（3）与弱酸盐反应（制某些弱酸或酸式盐如制磷酸，制过磷酸钙）

（4）与活泼金属反应（制氢气）

2．浓硫酸的吸水性（作气体干燥剂、硝酸浓缩时的吸水剂；）

3．浓硫酸的脱水性（使木条、硬纸板等炭化；乙醇脱水制乙烯）

4．浓硫酸的强氧化性

（1）使铁、铝等金属纯化；

（2）与不活泼金属铜反应（加热）

（3）与木炭反应（加热）

（4）制乙烯时使反应混合液变黑

（5）不适宜用于实验室制碘化氢或溴化氢，因其能氧化它们

5．高沸点（不挥发性）（制挥发性酸）

A。制氯化氢气体、氟化氢气体（HCl和HF都易溶，用浓硫酸）

B。制硝酸（HNO3易溶，用浓硫酸）

C。制硫化氢气体（H2S溶解度不大，且浓硫酸能氧化H2S，故应用稀硫酸）

D。制二氧化硫（二氧化硫溶解度较大，用较浓的硫酸）

实验室制二氧化碳一般不用硫酸，因另一反应物通常用块状石灰石，反应生成的硫酸钙溶解度小易裹在表

面阻碍反应的进一步进行。

6．有机反应中常用作催化剂

（1）乙醇脱水制乙烯（或制乙醚）（作催化剂兼作脱水剂，用多量浓硫酸）

（2）苯的硝化反应（硫酸作催化剂也起吸水作用，用浓硫酸）

（3）酯化反应（硫酸作催化剂和吸水剂，用浓硫酸）

（4）酯水解（硫酸作催化剂，用稀硫酸）

具有漂白作用的物质

物质原理生成物稳定性

Cl2氯水（真正作用的都是次氯酸）漂白粉把色质氧化稳定

O3

Na2O2

H2O2

SO2与色质化合不太稳定

碳的还原性

1．与氧气反应（燃烧）

2．与石英砂高温反应（工业应用：制硅单质）

3．与金属氧化物反应如氧化铜、氧化铁（冶炼铁用焦炭，实际的还原剂主要是什么？）

4．被热的浓硫酸氧化

5．被热的浓硝酸氧化

6．高温下被二氧化碳氧化。

*高温下被水氧化生成水煤气。

碳酸盐小结

1．一些碳酸盐的存在、俗称或用途。

大理石、石灰石、白垩、方解石、蛋壳、贝壳、钟乳石—CaCO3；

纯碱、苏打—Na2CO3；小苏打—NaHCO3（可用于食品发泡，治疗胃酸过多症）

菱镁矿—MgCO3（制MgO）；菱铁矿—FeCO3；碳铵—NH4HCO3；（氮肥）

草木灰的主要成分—K2CO3；（钾肥）

暂时硬水的成分—Ca(HCO3)2和Mg(HCO3)2；锅垢的主要成分—CaCO3和Mg(OH)2；

炼铁的“熔剂”—CaCO3(炼钢的造渣剂是生石灰)

制普通玻璃原料—石灰石、纯碱、石英；制水泥的原料—石灰石、粘土

2.碳酸的正盐和酸式盐

(1)相互转化:碳酸钙和碳酸氢钙的转化(实验现象;石灰岩洞和钟乳石形成)

碳酸钠和碳酸氢钠的转化(碳酸钠溶液跟盐酸反应不如碳酸氢钠剧

烈;除去碳酸氢钠溶液中的碳酸钠杂质;除去碳酸钠中碳酸氢钠杂质;除去二

氧化碳中的氯化氢杂质为什么不用碳酸钠溶液而用碳酸氢钠溶液等问题)

(2)共同性质:都能跟酸(比碳酸强的酸)反应生成二氧化碳气体.(碳酸盐的检验)

(3)稳定性比较:正盐比酸式盐稳定[稳定性:酸<酸式盐<正盐,是一个比较普遍的现象

如HClO

(碳酸氢钠受热的实验现象;碳酸氢钙溶液受热的实验现象)

(4)溶解性比较碱金属碳酸盐:酸式盐的溶解性弱于正盐.如NaHCO3

碱土金属碳酸盐:酸式盐的溶解性强于正盐如Ca(HCO3)2>CaCO3

(5)碳酸氢钠与碳酸钠某些反应的异同

l都有碳酸盐的通性—-与盐酸反应生成二氧化碳(要注意熟悉反应时耗酸量及生成气体量的各种情况下的

比较.)

l跟石灰水或氢氧化钡溶液都生成白色沉淀

l碳酸氢钠能跟氢氧化钠等碱反应而碳酸钠不反应;

l碳酸钠跟氯化钙或氯化钡溶液易生成碳酸盐沉淀,而碳酸氢钠跟盐类稀溶液不易生成沉淀.

钠及其化合物的重要性质

(一)钠的反应

1.钠跟氧气常温下一般认为生成氧化钠,加热(燃烧)生成过氧化钠.(钠的保存)

2.钠跟硫能剧烈反应,甚至爆炸

3.钠跟水反应(现象?)

4．*钠跟硫酸铜溶液反应（现象？）

5.钠跟乙醇反应(与跟水的反应比较;)

（有机物中的醇羟基、酚羟基、羧基都跟钠反应生成氢气。）

(二)氧化钠和过氧化钠

1.都是固态物,颜色不同.氧化钠是白色,过氧化钠是淡黄色;

2.氧化钠是典型的碱性氧化物,跟酸、酸性氧化物、水反应都符合碱性氧化物的通性；

3..过氧化钠不属于碱性氧化物。

过氧化钠与水反应

过氧化钠与二氧化碳反应(用作供氧剂)

过氧化钠有漂白作用（强氧化性）

(三)氢氧化钠的性质

1.白色固体,易潮解,溶解放热,强腐蚀性（使用中注意安全）

2.强碱,具有碱的通性:跟酸中和;跟酸性氧化物反应;跟某些盐反应生成沉淀；跟铵盐反应生成氨气(实验中

制取氨气用消石灰)

3.氢氧化钠跟两性氧化物（Al2O3）反应；跟两性氢氧化物[Al(OH)3]反应

4.氢氧化钠与金属铝反应生成氢气和偏铝酸钠.

5.*氢氧化钠跟单质硅反应生成氢气和硅酸钠

6.腐蚀玻璃、陶瓷等硅酸盐制品，特别是熔融态的氢氧化钠强腐蚀性。（保存中注意避免在有玻璃塞、玻

璃活塞的容器中时间过长；制甲烷时加生石灰的作用；熔化氢氧化钠的容器选择等）

7.氢氧化钠跟氯气等非金属单质反应（用NaOH溶液吸收残余氯气）

实验室制得的溴苯有红褐色，可用氢氧化钠除去。

*粘在试管上的硫可以用热的氢氧化钠溶液洗去。

8.氢氧化钠跟无水醋酸钠反应（制甲烷）

9.氢氧化钠跟苯酚反应（用于苯酚与苯等有机物的分离）（醇没有酸性，不与氢氧化钠反应）

10.酯的碱性水解；油脂的皂化反应（制肥皂）

根据生成沉淀的现象作判断几例

l加氢氧化钠生成白色沉淀，继续加氢氧化钠沉淀不消失—可能是镁盐

l加氢氧化钠生成白色沉淀，继续加，白色沉淀逐渐消失—常见为铝盐

l加氢氧化钠生成白色沉淀，沉淀迅速变灰绿色，最后变成红褐色—亚铁盐

l加盐酸（或硫酸）生成白色沉淀，继续加，沉淀逐渐消失—偏铝酸钠

l加盐酸，生成白色沉淀，继续加，沉淀不消失—可能是硝酸银或硅酸钠或苯酚钠

l加氨水生成白色沉淀氢氧化银（或黑褐色沉淀—氧化银）继续加，沉淀消失—硝酸银（制银氨溶液）

l加氢氧化钠生成红褐色沉淀—铁盐；生成蓝色沉淀—铜盐

l石灰水中通入气体，能生成沉淀，继续通时沉淀能逐渐消失，气体可能是二氧化碳或二氧化硫。

l通二氧化碳能生成白色沉淀，继续通，沉淀能逐渐消失的溶液：石灰水，漂白粉溶液，氢氧化钡溶液；

继续通二氧化碳时沉淀不消失的有硅酸钠溶液，苯酚钠溶液，饱和碳酸钠溶液。

既跟酸反应又跟碱反应的物质小结

1.金属铝

2.两性氧化物(氧化铝,氧化锌)

3.两性氢氧化物(氢氧化铝)

4.弱酸的酸式盐(如NaHCO3)

5.弱酸弱碱盐(如(NH4)2S;NH4HCO3等)

6.*氨基酸

7.有一些物质与特定酸碱反应如AgNO3与盐酸、强碱反应。

铁及其化合物的性质

（一）铁的反应

1)铁丝在纯氧中燃烧生成四氧化三铁(现象?)

2)红热的铁丝在氯气中反应生成氯化铁(三价铁)

3)铁粉与硫粉混合加热时反应生成硫化亚铁

4)铁与非氧化性酸(盐酸、稀硫酸、醋酸等)反应生成氢气和亚铁盐

5)铁与浓硫酸或浓硝酸作用发生“钝化”现象

6)铁与过量稀硝酸反应生成一氧化氮和硝酸铁（三价），铁与不足量稀硝酸反应可能生成一氧化氮和硝酸

亚铁

7)红热的铁与水蒸气反应生成四氧化三铁和氢气

8)铁从硫酸铜等盐溶液中置换出金属（条件？）

9)铁与三价铁离子反应

（二）铁的氧化物

1）种类：氧化亚铁，黑色，不稳定；氧化铁，红色（红色颜料--铁红）；四氧化三铁，黑色（磁性氧化铁）

（价态？）

2）跟盐酸反应，生成氯化物，铁的价态不变；跟硝酸反应，二价铁可被氧化。

3）跟CO高温反应，铁被还原（炼铁）

（三）铁的盐类

1）Fe2+浅绿色；Fe3+棕黄色

2）Fe2+还原性，被氯气、硝酸等氧化成Fe3+

3）Fe3+氧化性，一般被还原成Fe2+

Fe3+与Fe反应

*Fe3+与Cu反应

Fe3+跟H2S溶液反应生成浑浊

4）亚铁盐溶液中加入碱溶液生成白色沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色；

三价铁盐溶液中加入碱溶液，生成红褐色沉淀

5）三价铁盐溶液中滴加KSCN或NH4SCN，溶液变血红色（检验Fe3+）

二价铁盐溶液滴加KSCN溶液不变红色，如果再加氯水，变红色（检验Fe2+）

6）三价铁盐与酚类作用显示紫色

7）苯与卤素（Cl2，Br2）反应时加铁屑催化，实质是铁盐起催化作用

金属冶炼方法

1．还原剂法。用适当的还原剂把金属从化合物中还原出来。适用于中等活泼的金属的冶炼如：用CO还原

Fe，

用H2还原W

用Al还原Cr（铝热法）

2．电解法。适用于很活泼的金属的冶炼。如

电解熔融氯化钠冶炼金属钠

电解氯化镁冶炼金属镁

电解氧化铝冶炼金属铝

3．加热法。适用于某些不活泼金属，如加热氧化汞生成金属汞

4．黄金等不活泼金属以单质存在于自然界，可用某些物理方法（淘金）或化学方法使其与杂质分离提取

置换反应的几种类型

1．较活泼金属从盐溶液中置换较不活泼的另一种金属（金属活动顺序）

如：锌置换铜；铜置换银（钠、钾等极活泼的金属不能从盐溶液中置换其它金属）

2．较活泼的非金属从盐溶液或氢化物溶液中置换较不活泼的另一种非金属

如：氯气置换溴、碘、硫；溴置换碘、硫；碘置换硫；氧气置换硫；氟气从水中置换出氧气；（氟气不能

从溶液中置换出其它卤素单质）

3．金属从酸（非氧化性酸）溶液中置换出氢（“氢前”金属）

金属从水中置换出氢（“氢前”金属，温度条件）

金属从醇或酚中置换出氢（很活泼的金属如钠、钾、镁等）

4．金属与氧化物或盐的高温“干态”置换。

如：2Al+Fe2O3=2Fe+Al2O3（还有其它的铝热剂反应）

2Mg+CO2=C+2MgO

5．非金属与其它化合物的“干态”置换

如：氢气与氧化铜或氧化铁的反应

硫化氢的不完全燃烧

木炭还原氧化铜

炼钢炉中C+FeO高温====Fe+CO↑Si+2FeO高温====SiO2+2Fe.

制单质硅SiO2+2C高温====Si+2CO↑.

某些有色物的颜色

1．红色：铜、Cu2O、品红溶液、酚酞在碱性溶液中、石蕊在酸性溶液中、液溴（深棕红）、红磷（暗红）、

苯酚被空气氧化、Fe2O3、（FeSCN）2+（血红）

2．橙色：、溴水及溴的有机溶液（视浓度，黄—橙）

3．黄色（1）淡黄色：硫单质、过氧化钠、溴化银、TNT、实验制得的不纯硝基苯、

（2）黄色：碘化银、黄铁矿（FeS2）、*磷酸银（Ag3PO4）工业盐酸（含Fe3+）、

久置的浓硝酸（含NO2）

（3）棕黄：FeCl3溶液、碘水（黄棕→褐色）

4．棕色：固体FeCl3、CuCl2（铜与氯气生成棕色烟）、NO2气（红棕）、溴蒸气（红棕）

5．褐色：碘酒、氢氧化铁（红褐色）、刚制得的溴苯（溶有Br2）

6．绿色：氯化铜溶液、碱式碳酸铜、硫酸亚铁溶液或绿矾晶体（浅绿）、氯气或氯水（黄绿色）、氟气

（淡黄绿色）

7．蓝色：胆矾、氢氧化铜沉淀（淡蓝）、淀粉遇碘、石蕊遇碱性溶液、硫酸铜溶液

8．紫色：高锰酸钾溶液（紫红）、碘（紫黑）、碘的四氯化碳溶液（紫红）、碘蒸气

因反应条件不同而生成不同产物举例

（一）反应物相对量大小影响产物举例：

1)多元碱与酸或多元酸与碱反应因相对量的多少有生成酸式盐、正盐、碱式盐的不同

2)磷与氯气反应,因量的比例不同而分别得三氯化磷或五氯化磷

3)硫化氢燃烧因反应物量的比例不同而分别得硫单质或二氧化硫

4)氢氧化钙跟二氧化碳反应,因反应物量的比例不同而得碳酸钙沉淀或碳酸氢钙溶液

5)碳燃烧因氧气充足与否而生成一氧化碳或二氧化碳

6)铁与稀硝酸反应因铁的过量或不足生成二价铁盐或三价铁盐

7)铝盐与氢氧化钠反应据量的不同而生成氢氧化铝或偏铝酸钠

8)偏铝酸钠与盐酸反应,据量的不同而可生成氢氧化铝或氯化铝溶液

9)硝酸银溶液与氨水反应,因氨水的不足或过量而生成氧化银沉淀或银氨溶液

10)碳酸钠跟盐酸反应,因滴加的盐酸稀而少或过量,有生成碳酸氢钠或二氧化碳的不同

以上7、8、9、10四条都是溶液间反应,因而有“滴加顺序不同,现象不同”的实验效果,常用于“不用其它试

剂加以鉴别”的题解.

（二）温度不同产物不同举例：

11)钠与氧气反应因温度不同而产物不同(氧化钠或过氧化钠)

12)氯化钠与浓硫酸反应除生成氯化氢外，温度不同会生成不同的盐(微热时为硫酸氢钠,强热时为硫酸钠)

13)乙醇与浓硫酸共热，140度生成物主要为乙醚，170度主要为乙烯。

（三）浓度不同产物不同举例：

14)硝酸与铜反应，因硝酸的浓度不同而还原产物不同（浓硝酸还原成NO2，稀硝酸还原成NO）

（四）催化剂不同反应不同举例

15）甲苯与氯气反应，铁催化时取代反应发生在苯环上，光照时取代反应发生在甲基上。

（五）溶剂不同反应不同举例

16）*卤代烃与氢氧化钠的水溶液共热发生取代反应（水解反应）；与氢氧化钠的醇溶液共热，发生消去

反应。

燃烧及火焰的颜色

（一）燃烧的一般条件

1.温度达到该可燃物的着火点

2.有强氧化剂如氧气、氯气、高锰酸钾等存在

3.(爆炸物一般自身具备氧化性条件,如硝化甘油、三硝基甲苯、火药等，只要达到温度条件，可以在封闭状

态下急速燃烧而爆炸)

（二）镁在哪些气体中可以燃烧？

1镁在空气或氧气中燃烧

2．镁在氯气中燃烧

3．镁在氮气中燃烧

4．镁在二氧化碳中燃烧

（三）火焰的颜色及生成物表现的现象

l氢气在空气中燃烧—-淡蓝色火焰

l氢气在氯气中燃烧---苍白色火焰，瓶口有白雾。

l甲烷在空气中燃烧---淡蓝色火焰

l酒精在空气中燃烧---淡蓝色火焰

l硫在空气中燃烧---微弱的淡蓝色火焰，生成强烈剌激性气味的气体。

l硫在纯氧中燃烧---明亮的蓝紫色火焰，生成强烈剌激性气味的气体

l硫化氢在空气中燃烧---淡蓝色火焰，生成强烈剌激性气味的气体。

l一氧化碳在空气中燃烧---蓝色火焰

l磷在空气中燃烧，白色火焰，有浓厚的白烟

l乙烯在空气中燃烧，火焰明亮，有黑烟

l乙炔在空气中燃烧，火焰很亮，有浓厚黑烟

l镁在空气中燃烧，发出耀眼白光

l钠在空气中燃烧，火焰黄色

l铁在氧气中燃烧，火星四射，（没有火焰）生成的四氧化三铁熔融而滴下。

（三）焰色反应

1．钠或钠的化合物在无色火焰上灼烧，火焰染上黄色

2．钾或钾的化合物焰色反应为紫色（要隔着蓝色玻璃观察）

一些物质的成分

1．漂白粉（有效成分Ca（ClO）2,非有效成分CaCl2）2.黄铁矿FeS23.芒硝Na2SO4?10H2O)4.黑火药

C,KNO3,S5.过磷酸钙Ca(H2PO4)2和CaSO46.明矾KAl(SO4)2?12H2O;7.绿矾FeSO4?7H2O8蓝矾(胆

矾)CuSO4?5H2O9.皓矾ZnSO4?7H2O10.重晶石BaSO411.苏打Na2CO312小苏打NaHCO313石灰

CaO14熟石灰Ca(OH)215.石灰石,大理石,白垩CaCO316王水(浓硝酸浓盐酸3∶1)17.石膏

CaSO4?2H2O熟石膏2CaSO4?H2O18.石英.水晶,硅藻土SiO219.菱镁矿MgCO320.菱铁矿FeCO321.光卤

石KCl?MgCl2?6H2O22.刚玉,蓝宝石,红宝石Al2O323.锅垢CaCO3和Mg(OH)224.铁红,赤铁矿Fe2O325.

磁性氧化铁,磁铁矿Fe3O426.铅笔芯材料—粘土和石墨27.煤—有机物和无机物组成的复杂混合物28焦炭

—含少量杂质的单质碳29.石油—主要由烷烃,环烷烃,芳香烃组成的复杂混合物30脉石SiO231.高炉煤气

CO,CO2,N2,32.炼钢棕色烟气Fe2O3,CO33.沼气,天然气CH434.焦炉气H2,CH4,少量CO,CO2,C2H4,N235.

裂解气—乙烯,丙烯,丁二烯还有甲烷,乙烷等36碱石灰CaO,NaOH37氯仿CHCl338.天然橡胶—聚异戊二

烯39.电石气C2H240.汽油C5~C11的烃41.分子筛—铝硅酸盐42煤焦油—含大量芳香族化合物43.木精

CH3OH44甘油—丙三醇45.石炭酸—苯酚46蚁醛—甲醛47.福尔马林--甲醛溶液.48.肥皂—高级脂肪酸的

钠盐

某些物质的用途

1.N2:合成氨,填充灯泡(与氩气),保存粮食

2.稀有气体—保护气,霓虹灯,激光

3.H2探空气球,氢氧焰,冶金,合成氨,高能无害燃料;

2灭火剂,制纯碱,制尿素,人工降雨(干冰)

5.C.金刚石:制钻头石墨:制电极,坩埚,铅笔芯,高温润滑剂

木炭制黑火药;焦炭冶金;炭黑制油黑、颜料、橡胶耐磨添加剂

3：建筑石料，混凝土，炼铁熔剂，制水泥，制玻璃，制石灰

2：自来水消毒，制盐酸，制漂白粉，制氯仿

：雕刻玻璃，提炼铀，制氟化钠农药

：感光材料；AgI：人工降雨；NaF：杀灭地下害虫

10.S：制硫酸，硫化橡胶，制黑火药，制农药石硫合剂，制硫磺软膏治疗皮肤病

11.P：白磷制高纯度磷酸，红磷制农药，制火柴，制烟幕弹

：制合金，制半导体。

2：制光导纤维，石英玻璃，普通玻璃

、Al制合金，铝导线，铝热剂

、Al2O3：耐火材料，Al2O3用于制金属铝

16.明矾：净水剂；

4：制波尔多液；PCl3：制敌百虫

18.漂白剂：氯气、漂白粉（实质是HClO）；SO2（或H2SO3）；Na2O2；H2O2；O3

19.消毒杀菌：氯气，漂白粉（水消毒）；高锰酸钾（稀溶液皮肤消毒），酒精（皮肤，75%）碘酒；苯酚

（粗品用于环境消毒，制洗剂，软膏用于皮肤消）；甲醛（福尔马林环境消毒）

20.石膏：医疗绷带，水泥硬化速度调节

21.皓矾：医疗收敛剂，木材防腐剂，媒染剂，制颜料；

4：制其它钡盐；医疗“钡餐”

23.制半导体：硒，硅，锗Ge，镓Ga

24.K、Na合金，原子能反应堆导热剂；锂制热核材料，铷、铯制光电管

25.芒硝：医疗缓泻剂；小苏打，治疗胃酸过多症

26.磷酸钙：工业制磷酸，制过磷酸钙等磷肥；

27.水玻璃：矿物胶用于建筑粘合剂，耐火材料

2制金属镁（电解），Al2O3制金属铝（电解），NaCl制金属钠（电解）

29.果实催熟剂—乙烯，

30.气焊、气割有氧炔焰，氢氧焰

31.乙二醇用于内燃机抗冻

32.甘油用于制硝化甘油，溶剂，润滑油

硝酸综述

（一）概述

1．硝酸是强酸，具有酸的通性；

2．浓、稀硝酸都有强的氧化性，浓度越大，氧化性越强。

3．硝酸属于挥发性酸，浓度越大，挥发性越强（98%以上为发烟硝酸），

4．硝酸不太稳定，光照或受热时会分解（长期放置时变黄色的原因）；

5．硝酸有强烈的腐蚀性，不但腐蚀肌肤，也腐蚀橡胶等，（保管注意事项？）

6．实验室制硝酸可用浓硫酸与硝酸盐（NaNO3）反应；

工业制硝酸用氨的催化氧化法。

7．硝酸可与大多数金属反应，通常生成硝酸盐。

8．浓硝酸可氧化硫、磷、碳等非金属成高价的酸或相应的氧化物，本身还原为二氧化氮。

9．硝酸（混以浓硫酸）与苯的硝化反应

硝酸（混以浓硫酸）与甲苯的硝化反应（制TNT）

10．硝酸与乙醇的酯化反应。

*与甘油的酯化反应

（二）硝酸与金属反应的“特殊性”及规律

1．浓硝酸与铁、铝的钝化现象（原因及应用）（表现了浓硝酸的什么性质？）

2．浓、稀硝酸与活泼金属反应都不生成氢气（原因？）

3．浓、稀硝酸能与铜、银等不活泼金属反应（表现了硝酸的什么性质？试管中粘附的铜或银用什么来洗？）

4．与金属反应时硝酸的主要还原产物：

（1）与铜、银等不活泼金属反应，浓硝酸生成NO2，而稀硝酸生成NO

（2）*与锌、镁等活泼金属反应，还原产物比较复杂，其价态随金属活泼性增强和酸的浓度降低而降低，

最低可得NH4+。

5．稀硝酸与铁反应，如果硝酸过量，生成三价铁盐，如果铁过量，生成二价铁盐。

离子方程式的正确书写

离子方程式的书写与离子方程式按照“一写、二改、三消、四查”的步骤书写。

应注意的是，第二步“改”是关键：

1.没有自由移动离子参加反应，不能写离子方程式

2.单质、氧化物在离子方程式中一律写化学式，如SO2与NaOH溶液反应的离子方程式：

SO2+2OH-=SO32-+H2O，生石灰与盐酸反应离子方程式：CaO+2H+=Ca2++H2O，与醋酸溶液反应离子方

程式：Zn+2HAC=Zn2++2AC-+H2个

3.弱酸及多元弱酸的酸式酸根离子不能拆开写，如NaH3溶液与NaOH溶液反应：HS-+OH-=S2-+H2O，

NaHCO3溶液与盐酸反应：HCO3-+H+=H2O+CO2个

4.微溶物在反应物中一般写成离子，在生成物中一般写成化学式。

第四步“查”：1.查质量守恒，2.查电荷守恒，3.查得失电子守恒。

五.离子方程式书写的正误判断

离子方程式正误判一般进行“五查”：

1.查及应是否符合客观事实

2.查难溶、难电离（弱酸、弱碱）、易挥发气体是否写成化学式

3.查来参与反应的离子是否等量消去

4.查微粒总数及电荷数是否均配平

5.查符号“↑”“↓”“=”“”是否写对、写齐。