專題2

從海水中獲得的化學物質專題回顧與總結第一單元氯、溴、碘及其化合物一、氯、溴、碘的提取（一）氯堿工業——電解食鹽水生產氯氣和燒堿的化學工業我國主要以海鹽為原料。海鹽中含硫酸鈣、硫酸鎂、氯化鎂等雜質，要凈化后制成飽和食鹽水再電解。2NaCl+2H2O==2NaOH+H2↑＋Cl2↑氫氣和氯氣混合后在光照或點燃等情況下易爆：H2＋Cl2====2HCI，氯氣有毒，所以，電解的產物氯氣和氫氣必須隔離，且要防止氯氣泄漏。

通電光或點燃（二）從海水中提取溴的常見工藝①濃縮并酸化海水后，通入適量的氯氣，使溴離子轉化為溴單質：2NaBr+Cl2=Br2+2NaCl②向含溴單質的水溶液中通空氣和水蒸汽，將溴單質吹入盛二氧化硫溶液的吸收塔內以達到富集的目的：Br2+SO2+2H2O==2HBr+H2SO4（也可用NaOH或Na2CO3溶液吸收）③向吸收塔內的溶液中通入適量的氯氣：2HBr+Cl2==2HCl+Br2④用四氯化碳（或苯）萃取吸收塔內的溶液中的溴單質。二、氯、溴、碘的性質和用途（一）氯氣的性質和用途①原理：MnO2＋4HCl(濃)△MnCl2＋Cl2↑＋2H2O②裝置：固液加熱型③除雜氣體：常用飽和食鹽除氯化氫雜質，用濃硫酸洗氣來除去水蒸氣。

④收集：向上排空氣法或排飽和食鹽水法收集。

⑤驗滿：濕潤的淀粉－碘化鉀試紙等⑥尾氣吸收：NaOH溶液。1、物理性質：通常是黃綠色、密度比空氣大、有刺激性氣味氣體。能溶于水，有毒。2、化學性質：氯原子易得電子，是活潑的非金屬元素。與金屬、非金屬等發生氧化還原反應，一般作氧化劑。與水、堿溶液則發生自身氧化還原反應，既作氧化劑又作還原劑。拓展1：氯水氯水為黃綠色，所含Cl2有少量與水反應(Cl2+H2O=HCl+HClO)，大部分仍以分子形式存在，氯水的主要溶質是Cl2。新制氯水含Cl2、H2O、HClO、H＋、Cl－、ClO－、OH－等微粒。拓展2：次氯酸次氯酸(HClO)是比H2CO3還弱的酸，溶液中主要以HClO分子形式存在。性質：①易分解(2HClO==2HCl+O2↑)，光照時會加速。②是強氧化劑：能殺菌；能使某些有機色素褪色。拓展3：漂白粉次氯酸鹽比次氯酸穩定,易保存,工業上以Cl2和石灰乳為原料制成漂白粉;漂白粉的有效成分【Ca(ClO)2】，須和酸(或空氣中CO2)作用產生次氯酸，才能發揮漂白作用。（二）溴、碘的性質和用途

溴碘物理性質深紅棕色，密度比水大的液體，強烈刺激性氣味，易揮發，強腐蝕性。紫黑色固體，易升華。氣態碘在空氣中顯深紫紅色，有刺激氣味。在水中溶解度很小，易溶于酒精、四氯化碳等有機溶劑化學性質能與氯氣反應的金屬、非金屬一般也能與溴、碘反應，只是反應活性不如氯氣。氯、溴、碘單質間能夠發生置換反應：氯能把溴和碘從它們的鹵化物中置換出來，溴能把碘從它的鹵化物中置換出來，即氯、溴、碘的氧化性強弱為：Cl2>Br2>I2用途染料、防爆劑、膠卷感光材料、殺蟲劑、紅藥水、鎮靜劑，催淚性毒劑等。重要的化工原料。配碘酒和碘化物，食用鹽中加KIO3，碘化銀制造相底片和人工降雨。3、氧化還原反應中電子轉移的表示方法（雙線橋法）書寫要求：①箭頭是由反應物中的某一元素指向對應的生成物中的同一元素。②一定要標出得、失電子的總數，并且數值相等。與水反應；現象：浮、熔、響、游、紅。2Na＋2H2O=2NaOH+H2↑與酸反應；現象與水反應相似，更劇烈，鈉先與酸反應，再與水反應。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。2Na+2H2O+CuSO4===Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑與某些熔融鹽：

4Na+TiCl4========4NaCl+Ti（冶煉稀有金屬

）4、保存煤油或石蠟中，使之隔絕空氣和水5、制取2NaCl(熔融)====2Na+Cl2↑700~800oC通電三、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，良好的導電導熱性化學性質與O22Mg+O2====2MgO與其他非金屬Mg+Cl2====MgCl2，3Mg+N2====Mg3N2與氧化物2Mg+CO2====2MgO+C與酸Mg+2HCl=MgCl2+H2↑制取MgCl2+Ca(OH)2=Mg(OH)2↓+CaCl2Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2OMgCl2?6H2O====MgCl2+6H2O↑MgCl2(熔融)=====Mg＋Cl2↑

點燃點燃點燃點燃通電四、侯氏制堿法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。NaCl+CO2+NH3+H2O==NH4Cl+NaHCO32NaHCO3△Na2CO3+CO2↑+H2O五、電解質和非電解質電解質非電解質定義溶于水或熔化狀態下能導電的化合物溶于水和熔化狀態下都不能導電的化合物物質種類大多數酸、堿、鹽，部分氧化物大多數有機化合物，CO2、SO2、NH3等能否電離能不能實例H2SO4、NaOH、NaCl、HCl等酒精，蔗糖，CO2，SO3等實驗室制取氣體知識框架（1）反應原理（2）裝置（包括發生裝置和收集裝置）（3）除雜（4）收集方法（5）檢驗（6）尾氣處理學習物質的物理性質一般從如下幾方面研究（1）色（顏色）（2）味（氣味）（3）態（狀態）（4）度（密度、硬度、溶解度）（5）點（熔點、沸點）（6）性（刺激性、揮發性、毒性、特性）氯氣與金屬的反應規律（1）氯氣與金屬反應時，生成高價態的化合物。（2）氯氣與大多數金屬在點燃或灼燒情況下反應，生成金屬氯化物。（3）鐵與氯氣等氧化性強的非金屬反應生成Fe3＋的化合物，而與弱氧化性的非金屬（I2、S等）生成Fe2＋的化合物。氧化還原反應規律（1）氧化劑——得電子——化合價降低——被還原——還原反應——還原產物；還原劑——失電子——化合價升高——被氧化——氧化反應——氧化產物。（2）氧化還原反應中得失電子守恒規律，化合價升降總數相等。（3）價態表現規律（4）氧化還原反應性質轉遞規律氧化性：氧化劑＞氧化產物還原性：還原劑＞還原產物離子在溶液中能否大量共存問題離子在溶液中能否大量共存的關鍵就是看離子間是否符合離子反應發生的條件，若反應則不能大量共存。1．看離子間能否發生復分解反應（1）離子間能否生成難溶物。需熟練記住常見物質的溶解性表。如BaSO4是難溶于水的，故Ba2＋與SO42-在溶液中不能大量共存，與能形成微溶物的離子也不能大量共存。如Ca2+與OH-（2）離子間能否反應生成揮發性的物質（氣體）。H＋分別與HCO3-、CO32-、SO32-等在水溶液中因生成氣體而不能大量共存。（3）離子間能否反應生成難電離的物質（弱酸、弱堿或水等）。如H＋＋ClO－==HClO，OH－＋NH4+==NH3·H2O，H＋＋OH－==H2O，所以H＋與ClO－、H＋與OH－、OH－與NH4+在溶液中不能大量共存。2．看離子間能否發生氧化還原反應而大量共存。如Fe2+、S2-、S032-等有較強的還原性一般不能與MnO4-、HNO3、H2O2、Cl2、HClO等強氧化劑共存。鎂可以在一些氣態非金屬氧化物中燃燒如：2Mg＋SO2==2MgO＋S2Mg＋CO2==2MgO＋C離子方程式的書寫原則1．強酸、強堿和易溶性的鹽改寫成離子形式，難溶物、難電離的物質（如弱酸、弱堿和水等）、易揮發性的物質、單質、氧化物、非電解質等均不能寫成離子形式，要寫化學式。2．微溶物是生成物時，一律視為沉淀，寫化學式，標↓符號；如是反應物，若是澄清溶液就寫離子，若是懸濁液就寫化學式。3．多元弱酸的酸式根離子不能拆開，如HCO3-不能拆成H＋和CO32-。4．強電解質參加的離子反應，如果反應時沒有達到電離條件，即沒有電離，(反應物是固體時)則也不能改寫成離子方程式。如實驗室用高錳酸鉀加熱分解制氧氣就不能寫。離子方程式書寫正誤判斷1．看是否符合客觀事實。如Fe跟H2SO4反應，寫成2Fe＋6H＋==2Fe3＋＋3H2↑是錯誤的。2．看是否漏掉離子。如H2SO4與Ba（OH）2