高中無機化學知識點工4f氧化還原反應：強強制弱弱☆反應動力｛I非氧化還原反應：氣、沉、弱、配☆競爭反應：平衡、速率、多種反應物H2S+CuS04^CuS+H2S04弱酸制了強酸，但CuS極難容FeBr2+C12^Fe3++Cl+Br 尸d+與3r都是還原劑Na+FeCl3tFe(OH)3+NaCl+H2fSiO2(s)+Na2C033Na2SiO3+CO2T產物有氣體☆氧化還原反應方程式的書寫第一步：電荷守恒，只寫氧化劑、還原劑與氧化產物、還原產物第二步：原子守恒，結合環境①KM九04+H烈制。2氣，還原產物為M九2+②用濃氨水檢驗Cl泄漏，如有泄漏有白煙生成③S在濃強堿溶液里歧化④口2通入FeBr⑤Cu2與HNO反應3 Cl知識點一、Cl2.制取Cl24H67(濃)+Mn023C12T+MnCl2+2H2010CI+2MnO4+16H+=5C12+2Mn2++8H20洗氣：除去Cl中的HCl,通過飽和食鹽水 2 2干燥：固體是氯化鈣液體濃硫酸.與金屬反應：得到最高價金屬氧化產物點燃2Na+Cl 2NaCl2點燃2Fe+3Cl 2FeCl2 3白煙棕黑色煙(黑是因為Fe中有C)點燃Cu+Cl2 CuCl2 棕黃色煙.與非金屬反應：產物價態與Cl2的量有關光H2+Cl2-2HCl 爆炸H2+Cl2點燃2HCl 蒼白色火焰，安靜燃燒，白霧c,點燃實際反應中，兩種產物都有，所以有白色煙霧2P+3Cl 2PCl(L) 少量氯氣實際反應中，兩種產物都有，所以有白色煙霧2 3點燃2P+5Cl^=2PCl(s) 大量氯氣白煙2 5小結：Cl2遇強還原劑，最高價氧化產物，遇弱還原劑，價態與量有關

二、歧化反應與歸中反應.遇水歧化Cl2、Br2、I2Cl2+H2O-——HCCl+HClO.遇堿歧化ClrBr>I?、SCl2+NaGH=NaCH2NaClO分析Cl?與NaOH溶液反應是先與水歧化還是直接與NaOH反應Cl；+6KOH35KCI+KCIO3+3H203s+6NaOH32Na2S+Na；SO3+H2O.歸中反應 2 2HCl+HClO=ClJ+H,2HS+SO=3sj+2HO（氣態時反應很慢）2HS+HSO=3S|+3HO小結：堿性利于歧化，酸性利于歸中，Cl的2歧化可34以是（-1：+1）,（-1,+3）……，歸中也可以是中間任一價態 2三、HClO、NaClO、Ca（ClO）21.HClO①弱酸性：HCO>HClO>HCO323 ^2^：O3+CIO=HClO+HCO3\HCIO+CO；=CIO+HCO3TOC\o"1-5"\h\z②HClO溶液中加入Na2cO3與CaCO3與同的反應 3HClO+NaCO=NaClO+NaHCO 3HClO與CaCO不反應，因為CaCO難溶③強氧化劑3 3為什么HClO的氧化性比HClOpH值對含氧氧化劑影響：溶液中pH什下降，氧化性增強。如④84（主要成分NaClO）失效在空氣中失效：co2 *NaClO~2HClOHClO^HCl+OTH0 22 CIO++H2O=HClO+OH密封情況下失效： HClO光H++CI+O2T「最終產物NaCl+02^^^下^降四、8水?成分：'Cl(g)=^Cl(aq)Cl(aq)+HO-——HCCl+HClOCl(aq)+HO-——HCCl+HClO2 2HClO-——H+++ClO-2.Cl水中氧化劑選擇：氧化劑有Cl與HClO,由上面平衡可知加Ci-可促進②平衡左移，從而使Cl22含量高，加CaCO3消耗HCl,促進②平衡右移2.Cl22.Cl2水CaCO一工業制HClO水,N%”溶解情況：I在水里溶解性不好，但I在水里歧化反應后生成的I-可以結合I生成/3檢驗I水中含I-：取I水上方澄清溶液加入淀粉溶液，加無色氧化劑，如HO；出現藍色五、Cl2-配位 2 221王水：可以溶解金.Mg+NHCl生成H，但Mg+(NH)SO不能生成H，Mg(OH)能溶于NHCl六、鹵素互化物后擬鹵素 424 2 2 4鹵素互化物BrCl+HO^^HCl+HBrOBrCl+2NaOH=NaCl+NaBrO+H2OBrCl+21-=12+Br-+Cl一擬鹵素——性質類似鹵素 (CN)2 (SCN)2(CN)+HO-——HCN++HCNO已知氧化性Cl>(SCN) Cl+2SCN-=2Cl-+(SCN)2 2 2 2S知識點一、S單質1.氧化性2Na(s)+S(s)=Na2(Na2sx多硫化物是S溶于Na2s溶液形成的)(x-1)S+Na2S=Na2S,類似還有(NH4)/，多硫化物在酸性環境不穩定Fe(s)+S(s)=FeS FeS2在復雜地質條件下形成Hg(L)+S(s)=HgS(s)朱砂(常溫下發生，HgS積穩定)實驗室應用：Hg(L)灑落后，快速用S粉掩蓋二、HS、NaS1.弱酸性：2失"：HCO>HS>HCO3>HSHS+CO2=HCOqHS

23 33s2=2FeSIS102HS+CO2=HCOqHS

23 33s2=2FeSIS1022H/=2S140HpH上升田S%04濃FH202如陽離子也水解并生成沉淀，則劇烈雙水解2ST。。2、Ba2水解依次減弱2.S2還原性3 32"3NaS溶液長期放置，出現渾濁：S22H2SS2水解失溶液顯堿性，HS為氣體，Mg2S2 240=MgOH2IH三、so2、H2so3水溶液為中強酸1.中強酸f弱酸順序:亞硫酸〉磷酸〉氫氟酸〉甲酸〉苯甲酸〉乙酸〉碳酸〉氫硫酸>次氯酸〉苯酚鈣基固硫法：SO % >CaSO—ChSO0（石膏）2Cao、ex。"%、CaCq 4 4 22.SO2在氣態狀態下難被氧化，水溶液里易被氧化，生成S堡SO（〃夕）2HSO（M23 >—2、ci、B%、方>SC）2—HSO-（aq）hno3…… 43S02-（aq）3J[SO+CZ+H0=HSO+2HCI上‘一八4 2 2 2 2 4 鹵素氧化SOTOC\o"1-5"\h\zSO+Br+H0=HSO+2HBr 2I 2 2 2 2 4這種方法抽取HSO的優點與不足2 43.漂白性實質：SO—SO一某些有機色素（不含指示劑）>不穩定無色產物a—>HSO+色素2 2 4 加成 長時間2 3與C1/票白比較四、S&和“2$。4DZ41.S4高溫分解、SC）3較高溫度下有強氧化性2.稀電離的事實Hso=h++HS0-<24— 4事實上第二步有可逆的情況，如NaSO溶液顯堿性HS0-——^H++SQ2- 241 4 4判斷N〃HA溶液的酸堿性3.愜H2s弱酸性：大量以分子形成存在吸水與脫水性蔗糖s%>c濃H2s>co+SO脫水 放熱 2 2與Cu、C、Fe反應情況N知識點一、N單質.穩定性：N三N難斷開。兼談化學反應前、中、后通往惰性氣體的作用反應前：保護氣體、排除。2干擾2I推動少量反應氣體向后通［邦濟々秣反應中：I 載流氣體定量試驗，讓氣體完全吸收I反應后：把有毒有害氣體趕入尾氣處理.還原性：雷電發莊稼必+。)閃電NO^NO產°HNOq2 2 2 3.氧化性：(1)哈伯循環法一一現代農業的開端N+3H、高溫高壓、2NH通過不斷抽走Nh；通往N2、H2來打破平衡時轉化率的限制(2)與活潑金屬反應(2)與活潑金屬反應Mg+N點燃MgN2 3 2Ca在空氣中燃燒，并將產物投入水中，劇烈放熱并有刺激氣體「 'CaOh吩＞Ca(OH)劇烈放熱TOC\o"1-5"\h\zCa—空氣^ 2點燃CaN+6HO=2Ca(OH)+2NHtl32 2 2 3二、NH?一3 一.液氨是極性溶劑一一類比HO2①極性鍵I異裂/電離:"電離H++NH2均裂III3翻H+NH2②水解/氨解：乙酸乙酯氨解③活潑金屬液氨溶液一一藍色事實：Na(s)溶于液氨，開成藍色溶液，短時間，隔絕空氣蒸干，重新得到Na,長時間放置，會有氣體緩慢放出，蒸干得到白色粉末Na+(x+y)NH-Na+?xNH+e-?xNH(藍色)長時間：2Na+2NH=2NaNH+HtMg+Mg+2NaI=MgI+2NaAl+3NaNH2=Al(NH2)3+3Na不活潑金屬制出了活潑金屬，MgI?、Al(NH工在液氨中是沉淀.-3價N的還原性：NH、NH+在O、Cl、Ag+等氧化劑氧化下，常生成N氣3 4 2 2 2①用濃氨水檢驗Cl2氣泄漏=N2+6NH4Cl(s)白煙2NH=N2+6NH4Cl(s)白煙<6HCl+6NH=6NHCl(s)j= 3+234

TOC\o"1-5"\h\z②加氯水（含Cl），同時調pH=11,除去溶液中的NH+2 42NH++3Cl+80H-=N+6Cl-+HO 加啥寫啥，不考慮反應物自己反應\o"CurrentDocument"42 2 2③堿性環境附3通入人g+溶液，加熱出現銀鏡6Ag++2NHHiO+60H-^^6Agl+NT+8HO3 2 2 2.銨鹽受熱分解①非強氧化性酸：NH4clqNH3T+HCIT②強氧化性酸：\o"CurrentDocument"A 人NHNO-NH+HNO-NT+HO4 2 3 2 2 2八 A-，2NH4MnO N2t+2MnO2+4H2O1Nt+NO\+HO\o"CurrentDocument"2 2 2NHNO4 35NH++3NO-4 32NO-NHNO4 35NH++3NO-4 32NO-22Nt+HNO（不穩）fNt+NO+O+HO2 3 2 2 2 2三、NO、NO、NO 2. .2.41.氮氧化物與水化物轉變的一般規律.①氮氧化物一水化物'NO+HOfHNO+NOQNO+HOfHNO+HNO）2 2 3 2 2 3 2NO+HO+Of；HNO3式中O不是必須的，只要是氧化劑即可4 2 2IHNO22NO+HO+OfHNOTOC\o"1-5"\h\z22 2 3NO+NO2+H2Of2HNO2例：NO、NO?都可以用酸性KMnO4吸收5NO+3MnO+4H+=5NO-+3Mn2++2HO< 4 3 25NO+MnO+HO=5NO-+Mn2++2H+i 2 4 2 3②水化物一氮氧化物光人人4HNO 4NOt+Ot+2HO3 2 2 242HNO—^fNOt+NOt+HO222HNO+HNO——fNOt+2HO3 2 2 2例：工業上除去NO、NO廢氣：xNO+yNO+過量O———fNaNO2 2 2 △ 3— ；；、一、一 稀fNO③稀HNO與濃HNO還原產物HNO 還原劑>43 3 3 濃fNO濃HNO3>NO2Na知識點堂汨2常溫△/點燃更激烈OLiLi2OLi2OLiO 2 3NaNaONa知識點堂汨2常溫△/點燃更激烈OLiLi2OLi2OLiO 2 3NaNaO 2 NaO 2-2 NaO 2-2 KKO氧化鉀白色KO過氧化鉀淡黃KO超氧化鉀橙黃KO.3.一.臭氧化鉀橙紅一、單質1.堿金屬與O反應一般規律反應物越活潑，條件越激烈，產物越復雜2.Na（S）在空氣中長時間放置銀白色固體:Natt變黑暗淡NaOT吸潮起泡2吸H2O>NaOH吸h2o>NaCO40HO吸CO2>NaCO 23 22 2 3n白色粉末：N〃CO（空氣中HO與CO少，幾乎沒有NaHCO）23二、NaO22「堿性T鹽Na2O<無還原劑TO2有還原劑TO2-NaO+SOTNaSOFeSO「Na2O①F、2+恰好被氧化成Fe3+NaO+HO=2Na++2OH-+1022 22210+2Fe2++HO=2Fe3++2OH-222Fe3++4OH-242=—Fe(OH)1+-Fe3+3 3 34 2:NaO+2Fe2++2HO=-Fe(OH)+-Fe3++2Na+22 2 3 33②Fe元素恰好形成氫氧化物由上式可知，OH-不足，有部分Fe3+在溶液中，只有通過增加NaO生成OH-,NaO加倍即2222222NaO2NaO+2HO=4Na++4OH-+Ot]22 2 2-O+2Fe2++HO=2Fe3++2OH->Na2O2+2Fe2++3HO=2Fe(OH)(+4Na++10

2 3 222Fe3++6OH-=2Fe(OH)(3三、Na2cO3與NaHCO3正鹽對應酸>酸式鹽J共性加OH-＞正鹽^^式^4I個性（酸易受熱分解）TT正鹽NaCO<+H2c03>NaHCO NaHCOttNaCO23-H2cO3 3 3 23NaHCO與Ca(H4O)低溫蒸干產物的不同32

TOC\o"1-5"\h\zNaHCO(aq)^^NaHCO(s)為主< 3 3Ca(HCO)(aq)^^CaCO(s)132 3'NaHCO(aq)=Na++HCO-微弱HCO--——^H++CO2-33微弱\o"CurrentDocument"HCO-+HO-——HiCO+OH-i3 2 23Ca(HCO3)(aq)=Ca++2HCO-雙水解效果HCO--——H++CO2-Ca2+>CaCOI333雙水解效果\o"CurrentDocument"HCO-+HO-——OOH-+HCO—COl3 2 2 3 2、Al單質1.常見反應1Al知識點’4Al+3O=2AlO2Al+6H+=、Al單質1.常見反應1Al知識點’4Al+3O=2AlO2Al+6H+=2Al3++3H22Al+2OH-+2HO=2AlO-+3H22.鈍化.鈍化本質：金屬表面生成致密的氧化膜，表面積小一反應速度下降極活潑：NafNa2。1致密氧化膜：V； n無法有效鈍化本身極活潑：VT（為主）鈍化拓展:活潑適中：Al、Fe、Mg…1［快速形成氧化膜 “?后氣什心、于也nVJ，有效鈍化活潑居中不活潑：Cu1’難形成氧化膜才?、+什〃才斗也 n不關注鈍化［不活潑鈍化破壞：讓VT,如形成原電池例：空氣中Al形成致密氧化膜，能鈍化，而鐵卻生成蓬松層狀鐵銹Al制門框上釘有鐵釘，下雨后，鐵釘周圍出現白色粉末.鋁熱反應：Al轉換反應，生成AlO,劇烈放熱Al+FeO/FeO—Fe+AlO鋁熱反應拓展：Al。元素>AlO233AH<0Al被氧化，劇烈放熱，廣義鋁熱鋁熱反應應用：爆發式現象例：Al粉和過量的I,粉混勻壓實，①方程式：2Al+3I=2AlI滴入2-3滴水，短時間后發生劇烈反應②現象123廣義鋁熱：劇烈放熱過量/°粉：易升華I2 Jn紫煙，噴射③水的作用：加速/引發反應/催化劑（實質：增大表面積）④加水過多則無明顯現象：水過多吸熱多，溫度升高不明顯，反應速度不劇烈紅墨水4.鋁長毛：用一張已除去表面氧化膜的鋁箔緊緊包裹在試管外壁（如圖），將試管浸入硝酸汞溶液中，片刻取出，然后置于空氣中，不久鋁箔表面生出“白毛”，紅墨水柱右端上升紅墨水①轉換：Hg2+一液態Hg附著在鋁箔上②相似相溶：部分A1溶于附著基上的Hg里，形成A『Hg齊（活潑金屬溶于Hg）③溶解的鋁，與空氣接觸面大，劇烈反應，生成no23④鋁熱n空氣膨脹二、A1023日八日氧化膜同分異構1.通性：| ［剛玉：紅寶石（含Ct3+,紅色）、藍寶石耐高溫材料：熱穩定、遇水穩定、結構堅固、耐腐蝕.化學性質：①與水不反應…一心一小日?O+6H+=24++3HOTOC\o"1-5"\h\z②與酸堿均反應|23 2\AlO+2OH-=2AIO-+HOl23 2 2AAIO+3SO^—Al(SO)23 3 2 43③與酸氧、堿氧反應 A一AAl0+Na0 =INaAlO\o"CurrentDocument"23 2 2三、Al(OH):3HU溶于強酸:Al(OH)+3H+=A/3++3H0兩性4 3 2溶于強堿：Al(OH)+OH=AIO+2HOl 3 2 2,、［不溶于飽和NH?HOn偏堿性Al（OH）< 32n偏堿性3溶于飽和/Me四、鹽類:A/3+,AIO-2L鋁三角2.水解:

①Al3+水解：常溫/加熱TOC\o"1-5"\h\z明礬凈水：Al3++3HO^^Al(OH)(膠體，不打1)+3H+:微弱2 3\o"CurrentDocument"飽和AlCl滴入沸水Al3++3HO+3Cl-△Al(OH)1+3HClT：雙水解3 2 3②Al3+和AlO-雙水解：Al3++3A1O-+6H2O-——^4Al(OH)\③明磯+小蘇打雙水解：Al3++3HCO-+3HO、a/搖晃、Al(OH)I+3CO+3HO泡沫滅火器，炸油條 3 2 3 2 2用Na2co」代替小蘇打效果？.A1能否一步變成Al(OH)3,如何轉化最省材料先酸后堿:Al_3H+>Al3+_3OH-AAl(OH)<先堿后酸:AlOH-AAlO-H+>Al(OH),23Al-3H+、Al3工分開反應H [nAl3++3A1O-+6HO~——4Al(OH)I最省3Al—3oh-a3AlO- 2 2 32Fe知識點一、單質.Fe氧化TOC\o"1-5"\h\zFe+O鈍化AFeO（致密）2 23Fe+O一吸氧腐蝕AFeO（蓬松）2 23Fe+OtbaFeO（劇烈燃燒，火星四射）2 34—c2氣中燃燒aFeCl\o"CurrentDocument"Fe+Cl\ 2 32液」中鈍化aFeC（（致密）鋼瓶可以裝液氯，不能有水與A3Fe+S-FeS Fe3+與S2-不共存.Fe和HO反應：常溫下不反應2①Fe與水蒸氣：①Fe與水蒸氣：3Fe+4H2O(g)高溫Fe2+2eFe2+2e-IsFe(OH)2②“引火鐵”（納米鐵粉），性質極活潑，在空氣中加熱即劇烈燃燒。由于引火鐵與水反應不需要高溫，產物可能停在Fe（OH）。③“淬火”：除了調整金屬結構媒，還在表面生成一層藍色金屬光澤保護層（Fe?）防止腐蝕 34高溫3Fe+4H2O（g）—Fe3O4+4H2t致密氧化膜，人為鈍化。.Fe與酸反應

TOC\o"1-5"\h\z①非強氧化性酸：HC1、稀HSOFe+2H+=Fe2++Ht2 4 2②氧化性酸：稀HNO、濃HNO、濃HSO3 3 2 4例：Fe與濃HNO,氧化劑有H+也有HNO3 3Fe-"2+座+呼>尸。+兩種反應路線與形的狀態，HNO濃度有關-HNo,>"3++NO 3I一 2Fe與強氧化性酸反應，氧化產物一般只有Fe3+,但還原產物有H、NO,與此類似的有AL2 2Zn等.Fe與鹽反應Fe+2/《3+=3/62+氧化性：Fe3+>Cu2+>Fe?+<Fe+2Cw2+=Fe^++Cu《還原性：Fe>Cu>Fe2+Cu+2方e3+=2Fe^++Cu2+二、氧化物：FeO、FeO、Fe0都不溶于水TOC\o"1-5"\h\z、 ， 34 23.溶于酸r 〃—卅■—>Fez+ —h+>Fez++2Fe^+FeO< FeO< FeO——h+/強氧化性酸~>Fe^+[—強氧化性酸>"3+ 34[_強氧化性酸>403+ 34.氧化物的氧化還原：紅磚(含Fe0)變青石專23fAHO+C=H\+CO\TOC\o"1-5"\h\z< 2 2FeO—~~>尸6粉、Fe。、FeO(為主)\o"CurrentDocument"l23 34三、Fe(OH).Fe(OH)2 31.生成氫氧化物沉淀現象Fe2+(aq)—oh->Fe(OH)J—政)>中間—網)>Fe(OH)J2 一 3淺綠 白色絮狀灰綠紅褐2.溶于酸Fe(OH)2.溶于酸Fe(OH)<2卅—>Fe?+h+、NOg->Fa+Fe(OH)-#+>Fe3+3Fe(OH)Fe(OH)自發脫水33.Fe(OH)—O?xHO3 23 2Cu(OH)—~~》C“O?xHO2 2四、Fe2+、Fe3+->FeO2 23n“沉淀陳化”長期放置，產生復雜變化1.生成氫氧化物沉淀①調節pH實現離子分步沉淀Fe3+(常見濃度)pH=3?5沉淀完全,Fe2+(常見濃度)pH=7?9沉淀完全☆離子濃度<10-5mol/L稱為沉淀完全☆pH值是指已完成沉淀的平衡時的pH☆“3?5”這個范圍是由離子起始濃度決定的，即K=[Fe3+][0H」計算的①刀“仇癥'Fe3+cMg2+