鲁教版初三九年级化学中考总复习提纲

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第三节  海水制碱
一. 氨碱法制纯碱的反应原理、纯碱的用途
   过程：盐水 精 制  精盐水 吸 氨  氨盐水 碳 酸 化  碳酸氢钠 过滤  纯碱
原理：
     ①
     ②
    注意：化学方程式①是一个总的化学方程式：
    吸氨：NH3＋H2O＝NH3•H2O（氨水）
碳酸化：CO2＋H2O＝H2CO3
            H2CO3＋NH3•H2O＝NH4HCO3
            NaCl＋NH4HCO3＝NH4Cl＋NaHCO3
    这四个化学方程式相加，就得①。由于碳酸氢钠的溶解度很小，所以，碳酸氢钠从溶液中以晶体的形式析出。
用途：人造纤维、石油精炼、粗盐精制、硬水软化、玻璃生产
二. 纯碱的性质
（1）物理性质：纯碱易溶于水
（2）化学性质：
①溶液呈碱性能使无色酚酞变红。
②纯碱能与酸反应生成一种气体能使澄清石灰水变浑浊。
实质：2H++CO32-＝H2CO3＝CO2↑+H2O
     
     
     
③与氢氧化钙、可溶性钙盐【CaCl2、Ca(NO3)2】反应，有白色沉淀生成
实质：Ca2++CO32-＝CaCO3↓

    Na2CO3 + CaCl2＝CaCO3 ↓+ 2NaCl
④与氢氧化钡、可溶性钡盐【BaCl2、Ba(NO3)2】反应，生成白色沉淀碳酸钡
实质：Ba2++CO32-＝BaCO3↓
Na2CO3 + Ba(OH)2＝BaCO3↓+ 2NaOH
Na2CO3 + BaCl2＝BaCO3 ↓+ 2NaCl
三．常见的盐的性质和用途
    1．常见的盐
    （1）氯化钠（NaCl）：食盐的主要成分，有咸味，易溶于水，溶解度随温度变化不大，常用蒸发结晶的方法制盐。纯净的食盐不潮解，粗盐中因含有MgCl2、CaCl2等杂质，以吸收空气中的水份而潮解。用途：调味;腌制食品；医疗上用来配制生理盐水；工业上用来作原料制取碳酸钠、氢氧化钠、氯气、盐酸等；农业上用氯化钠溶液来选种；此外，还可以用来清除积雪。
    （2）碳酸钠（Na2CO3）：俗称纯碱，易溶于水，溶液有涩味滑腻感，显碱性。溶解度随温度变化较大，常用降温结晶的方法获得碳酸钠晶体。用途：用于制人造纤维、石油精炼、硬水软化、制玻璃。此外，还广泛应用于冶金、造纸、纺织、印染、洗涤剂等领域。
    （3）碳酸氢钠（NaHCO3）：俗称小苏打。易溶于水，水溶液呈碱性。用途：在食品工业上用作食品添加剂；在医疗上，用作治疗胃酸过多。
    （4）碳酸钙（CaCO3）：大理石、石灰石的主要成分。白色固体，难溶于水。用途：重要的建筑材料、补钙剂。还用于除去过多的酸。
    2．盐的溶解性
K+盐、Na+盐、NH4+盐、NO3-盐，
完全溶解不困难；
Cl-盐不容氯化银（AgCl）
SO42-盐不容Ba2+、Pb2+
碱中还溶Ca2+和Ba2+
同时别忘碳酸镁（MgCO3）【微溶】
    3．盐的化学性质
   （1）活泼金属能将不活泼金属从其盐溶液中置换出来。
    盐 + 金属 ＝ 新盐 + 新金属
    Fe + CuSO4 ＝ FeSO4 + Cu
    Cu + 2AgNO3 ＝ Cu(NO3)2 + 2Ag
    注意：①参加反应的盐必须可溶②反应的金属必须比被置换出的金属活泼③反应类型：置换反应。
  （2）一些盐能与酸反应生成新盐与新酸。
   AgNO3  +  HCl ＝ AgCl↓+ H NO3         Ba(NO3)2 + H2SO4 ＝ BaSO4↓ +2 H NO3
CaCO3  + 2HCl ＝ CaCl2 + CO2↑+H2O
  （3）一些盐能与碱反应生成新盐与新碱
   CuSO4 + 2 NaOH ＝  Cu(OH)2↓+ Na2SO4                 Na2CO3 + Ba(OH)2＝BaCO3↓+ 2NaOH
Na2CO3 +Ca(OH)2＝CaCO3↓+ 2NaOH
  （4）一些盐之间也能反应生成两种新盐
CaCl2  +  Na2CO3  ＝  2NaCl  +   CaCO3↓           BaCl2  +  Na2CO3  ＝  2NaCl  +   BaCO3↓
BaCl2+Na2SO4 ＝BaSO4↓+ 2 NaCl                  AgNO3  +  NaCl ＝ AgCl↓+ Na NO3
　　注意：① ⑶、⑷中反应物必须都溶于水；② ⑵、⑶、⑷都属于复分解反应，必须满足复分解反应发生的条件。
第七单元  金属
第一节 常见的金属材料
一．金属的物理性质
1．金属的物理性质：①大多数常见的金属都是银白色有金属光泽。铜：紫红色；金：黄色；铁粉：黑色。②金属的密度和硬度较大，熔、沸点较高。钠：质软，密度比水小，熔点较低；汞：常温下为液态。③具有良好的延展性、导电性和导热性。④除汞外，金属常温下都是固体。
2．一些金属的特性：铂：延性好；金：展性好；钨：熔点高，常用作灯泡的灯丝；银：电阻率最小，导电性最好的金属，广泛用于电子制造业。
二．合金
1．定义：合金是在一种金属中加热熔合其他金属或非金属，而形成的具有金属特性的物质。
2．合金属于混合物，各成分金属保持自身化学性质不变。
3．合金的特性：一般来说，合金的硬度比成分金属大，熔点比成分金属低。
4．常见的合金：生铁、钢都是铁和炭的合金，主要区别是含炭量不同（生铁含碳量比钢高）；黄铜是铜锡合金，外观像黄金。
三．炼铁的原理
1．原料：铁矿石。常见的铁矿石：赤铁矿（Fe2O3）、磁铁矿（Fe3O4）、黄铁矿（FeS2）、菱铁矿（FeCO3）
2．原理：Fe2O3 + 3CO 高温 Fe + 3CO2
3．装置

现象及结论：①红褐色的氧化铁粉末逐渐变为黑色。②澄清的石灰水逐渐变浑浊。说明反应有二氧化碳生成。③生成的黑色粉末能被磁铁吸引。说明有铁生成。
    注意事项：①装药品前，要检查装置的气密性；②反应前，要先通一会儿一氧化碳，待装置中的空气排净后，才开始加热。防止一氧化碳与空气混合，不纯而爆炸；③反应结束后，应先停止加热，待硬质玻璃管冷却到室温后，才能停止通入一氧化碳。防止还原出的铁粉高温时，被氧化。④反应应的尾气要进行处理。防止一氧化碳污染环境。
4．炼铁高炉及高炉炼铁的反应：
C + O2点燃CO2  
CO2＋Ｃ高温2CO
Fe2O3 + 3CO 高温 Fe + 3CO2

四．氧化反应和还原反应
   








第二节  金属的化学性质

一．金属的化学性质
    1．金属能与氧气发生化合反应生成金属氧化物
   
铁丝        在空气中不能燃烧；在纯净的氧气中剧烈燃烧，火星四溅，释放出大量的热量，有黑色固体物质生成        3Fe+2O2点燃Fe3O4
镁带        在空气中剧烈燃烧，发出耀眼的白光，冒出白烟，释放出大量的热量白有色固体物质生成。        2Mg+O2点燃2MgO
铜片        在空气中加热灼烧，红色的铜表面覆盖一层黑色物质        2Cu+O2加热2CuO
铝        铝片在空气中，铝能与氧气迅速反应，在铝表面生成一层致密的氧化膜，阻碍反应进一步进行。        4Al+3O2  2Al2O3
        铝粉在氧气中剧烈燃烧，发出白光，放出热量，生成白色固体        4Al+3O2点燃2Al2O3

    2．比氢活泼的金属能与酸发生置换反应释放出氢气
金属  +  酸   ＝  盐  +  氢气
稀盐酸与金属反应：
2Al  + 6 HCl ＝  2AlCl3 + 3 H2↑                  Mg  + 2 HCl ＝  MgCl2 +  H2↑      
Zn  + 2 HCl ＝  ZnCl2 +  H2↑                     Fe  + 2 HCl ＝  FeCl2  +  H2↑　
稀硫酸与金属反应：
2Al + 3H2SO4  ＝  Al2(SO4)3 + 3H2↑                   Fe  + H2SO4   ＝  FeSO4 + H2↑
Zn + H2SO4    ＝  ZnSO4 + H2↑                       Mg + H2SO4    ＝  MgSO4 + H2↑
注意：①实验室用锌与稀硫酸反应制取氢气；②铁参加置换反应生成的是+2价的亚铁离子：Fe2+；③相同质量的金属与足量的酸反应生成氢气的质量又多到少的顺序：Al、Mg、Fe、Zn。；④在初中范围内，常见的Al、Mg、Fe、Zn这四种金属能与酸发生置换反应，生成氢气。
    3．活泼金属能将不活泼金属从其盐溶液中置换出来。
      盐 + 金属 ＝ 新盐 + 新金属
      Fe + CuSO4 ＝ FeSO4 + Cu
     （湿法炼铜的原理，波尔多液不能装在铁桶中）
     Cu + 2AgNO3 ＝ Cu(NO3)2 + 2Ag
    注意：①参加反应的盐必须可溶②反应的金属必须比被置换出的金属活泼③反应类型：置换反应。

二．置换反应
定义：一种单质与一种化合物反应，生成另一种单质与另一种化合物的反应。
A  +  BC ＝ B  +  AC
三．金属活动顺序表

应用：1．K、Ca、Na由于太活泼，不能与酸、盐溶液发生置换反应；
2．排在H前的（除K、Ca、Na）能与酸发生置换反应生成氢气；
3．活泼金属（除K、Ca、Na）能将不活泼金属从其盐溶液中置换出来。
4．如果溶液中有几种金属和几种金属的盐溶液，则活泼性相差大的先反应。如：向Cu(NO3)2 、AgNO3的混合溶液中加入铁粉，则Fe先与AgNO3反应，反应后如果铁粉有剩余，才能发生Fe与Cu(NO3)2的反应。
第三节  金属的锈蚀与防护
一．金属锈蚀的原因
1．钢铁锈蚀
原因：主要是钢铁与空气中的氧气、水蒸气发生化学反应的结果。
影响干铁锈蚀的因素：①钢铁越纯，约不容易锈蚀；②环境温度越高，湿度越大，钢铁越容易锈蚀；③酸性越强钢铁越容易锈蚀；④食盐等盐会加快钢铁的锈蚀。
铁锈的主要成分：氧化铁（Fe2O3），红棕色，疏松多孔，会把空气和水分保留在钢铁的表面，进一步加速钢铁的锈蚀。所以，要及时除去钢铁制品表面的铁锈。
钢铁除锈的方法：常用稀硫酸或稀盐酸，除去钢铁制品表面的铁锈。
Fe2O3 + 6HCl ＝ 2FeCl3 + 3H2O
Fe2O3 + 3H2SO4 ＝ Fe2(SO4)3 + 3H2O
2．铜的锈蚀
   原因：铜与氧气、水、二氧化碳发生化学反应的结果。
   铜锈主要成分：碱式碳酸铜【Cu2(OH)2CO3】,又叫铜绿，浅绿色粉末。
3．铝具有很好的抗腐蚀性能，原因是铝在空气中与氧气反应生成一层致密的氧化铝薄膜，从而阻止铝进一步氧化。
二．防止金属腐蚀的方法
①在金属表面覆盖保护层：涂刷矿物油、油漆，覆盖搪瓷、塑料等；②镀上一层不易锈蚀的金属：镀锌、镀铬；③改变金属组成与结构：制成不锈钢等合金、在锯皮表面形成致密的氧化膜。
三. 金属资源保护
   金属回收利用；合理有效地开采矿物，以及寻找金属的代用品等。

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第六单元   海水中的化学

第一节 海洋化学资源
一．海水中的物质
1．海水中的元素由多到少的顺序：O、H、Cl|、Na、Mg
2．海水中的物质由多到少的顺序：H2O、NaCl、MgCl2
3．从海水中提炼金属镁：


发生的化学反应：①MgCl2+Ca(OH)2＝CaCl2+Mg(OH)2↓（从海水中分离出镁元素）
                ②Mg(OH)2+2HCl＝MgCl2+ 2H2O（转化成可电解的氯化镁）
                ③MgCl2通电Mg+Cl2↑
二．海底矿物
1．常规化石燃料：镁、石油、天然气
2．新型矿产资源：天然气水合物——可燃冰：产生的能量多，污染少。
3．金属矿物：多金属结核——锰结核。
三．海水淡化
1．常用方法：蒸馏是通过加热蒸发而将液体从溶液中提取出来的一
种方法。
2．其他海水淡化的方法：“多级闪急蒸馏法”“结晶法”“膜法”
四．防止海洋污染
1．海洋资源：化学资源、矿产资源、动力资源、生物资源
2．海洋开发与污染：
   开发：海洋开发利用水平是衡量综合国力的重要标志之一
   污染：海洋污染日趋严重，可采取的措施：海洋环境立法、建立海洋自然保护区、加强海洋环境监测、提高消除污染的水平等
第二节  海水“晒盐”
一. 海水晒盐的步骤及原理
   
  

二. 饱和溶液
1．定义：在一定温度下，不能再继续溶解某种溶质的溶液，就是该溶质的饱和溶液。
注意：⑴饱和溶液只是针对某一种溶质来说的，对于其他溶质可能是不饱和溶液：如饱和食盐水，对食盐来说是饱和溶液，而该溶液还可以继续溶解蔗糖。（2）描述饱和溶液时，必须指明温度。如“100g，20℃时氯化钠饱和溶液”，而不能说“100g氯化钠饱和溶液”
2．判断：①根据食盐溶液中是否有未溶解固体来判断，如果有未溶解的食盐固体存在，则溶液达到饱和状态②向溶液中加入少量溶质，如果溶液不能继续溶解溶质，则溶液达到饱和状态。
3．饱和溶液与不饱和溶液的转化：
   
三. 固体物质溶解度的定义、影响因素以及相关的计算。
1．定义：在一定温度下，某固体物质在100g溶剂（通常为水）里达到饱和状态时所能溶解的质量。
注意：⑴概念中的四要素：①一定温度 ②100克溶剂 ③饱和状态 ④质量 ⑤单位：克
⑵溶解度的含义。20℃时，氯化钠铵的溶解度为37.2克，表示：在20℃时，100g水中溶解37.2g氯化铵达到饱和。
⑶描述溶解度时，必须指明温度。“氯化钠铵的溶解度为37.2克”说法就是错误的。
⑷固体溶解度与溶解性的关系：
　溶解度是衡量物质溶解性大小的尺度，是溶解性的定量表示方法
　　
   
2．影响因素：
内因：溶质和溶剂的性质
外因：温度。
①固体溶质溶解度与温度的关系：
大多数物质的溶解度随温度的升高而增大。
少数物质的溶解度随温度的升高而变化不大，如NaCl。
极少数物质的溶解度随温度的升高反而降低，如Ca(OH)2。
②气体溶质的溶解度随温度升高而减小，随压强的的增加而增大。
3．计算公式：当一定温度时，一定溶质的饱和溶液的溶质质量分数的计算：   




  注意：在做相关计算时，如果给出了溶解度，首先就要考虑所给的溶质是否完全溶解。如：20℃时，物质A的溶解度为20g。试计算，在20℃时10gA在20g水中充分溶解后，所得溶液的溶质质量分数是多少？
   
错解：
  
正确解法：
解：⒈ 20℃时，物质A的饱和溶液的溶质质量分数：


     2．如果在20℃时10gA在20g水中能完全溶解，则所得溶液的溶质质量分数：


     因为16.7%﹥33.3%，所以在20℃时10gA不能完全溶解在20g水中，充分溶解后所得溶液的溶质质量分数为16.7% 。

四. 溶解度曲线
1．定义：用纵坐标表示溶解度，横坐标表示温度，得到表示物质溶解度随温度的改变而变化的曲线。
2．溶解度曲线的意义
①曲线上的点表示物质在该点表示的温度下的溶解度
②曲线上的交点表示两种（或多种）物质在该点所示的温度下，溶解度相等。
③可表示不同物质在不同温度下，溶解度随温度的变化情况。
④曲线下面表示的溶液为不饱和溶液，曲线机曲线上方表示的溶液为饱和溶液。
3．溶解度曲线的应用
①可以查出某物质在某温度下的溶解度
②可以比较不同物质在同一温度下溶解度的大小
③判断某物质的溶解度随温度变化的趋势
④判断如何改变温度使饱和溶液与不饱和溶液相互转化
⑤判断使溶质结晶的方法：改变温度、或蒸发溶剂
⑥确定混合物分离提纯的方法
五．结晶
1．定义：在一定条件下，固体物质从它的饱和溶液中以晶体的形式析出的过程。
2．结晶的方法：蒸发结晶（适宜于溶解度随温度变化不大的固体物质）；降温结晶（适宜于溶解度随温度变化大的固体物质）
六．混合物的分离与提纯
1．不溶性固体与可溶性固体混和：
①若需要不溶性固体：溶解—过滤—洗涤—干燥
②若需要可溶性固体：溶解—过滤—蒸发结晶
2．溶解度随温度变化大的固体中混有少量溶解度随温度变化小的固体：
①配制成溶解度随温度变化大的固体的热饱和溶液②降温，结晶③过滤
3．溶解度随温度变化小的固体中混有少量溶解度随温度变化大的固体：用热水洗涤

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四．常见的碱的化学性质
在不同的碱溶液中都含有相同的OH-离子，所以碱溶液具有相似的化学性质。
    1．与酸碱指示剂反应   
NaOH、Ca(OH)2等碱溶液都能使紫色石蕊试液变蓝，无色酚酞试液变红，使红色石蕊试纸变蓝。
    2．碱能与一些非金属氧化物（酸性氧化物）反应生成盐和水
二氧化碳 + 碱   → 碳酸盐 + 水
CO2    +  Ca(OH)2 ＝ CaCO3↓+ H2O            CO2    +   2NaOH  ＝ Na2CO3   + H2O
SO2    +  Ca(OH)2 ＝ CaSO3↓+ H2O             SO2    +   2NaOH  ＝ Na2SO3   + H2O
SO3    +  Ca(OH)2 ＝ CaSO4+ H2O               SO3    +   2NaOH  ＝ Na2SO4   + H2O
这些氧化物称为酸性氧化物的原因是它们能溶于水生成酸
CO2    +   H2O  ＝  H2CO3
SO2    +   H2O  ＝  H2SO3（亚硫酸）  SO3    +   H2O  ＝  H2SO4
    3．碱能与酸发生中和反应生成盐和水（见酸的化学性质4）
    4．碱能与某些盐反应生成新盐和新碱。
    （1）可溶性碱能与可溶性铜盐反应生成蓝色沉淀氢氧化铜【Cu(OH)2】
      反应实质：Cu2+  + 2OH-  ＝  Cu(OH)2↓
2 NaOH + CuSO4 ＝  Cu(OH)2↓+ Na2SO4       Ca(OH)2+ CuSO4  ＝   Cu(OH)2↓+ CaSO4
2 NaOH + CuCl2  ＝  Cu(OH)2↓+ 2NaCl       Ca(OH)2+ CuCl2  ＝   Cu(OH)2↓+ Ca Cl2
    （2）氢氧化钙能与可溶性碳酸盐反应生成白色沉淀碳酸钙【CaCO3】
反应实质：Ca2+  + CO32-  ＝  CaCO3↓
Ca(OH)2+ Na2CO3＝ 2 NaOH + CaCO3↓
注意：①该反应可用熟石灰制取氢氧化钠；②该反应可以除去变质的氢氧化钠溶液里的杂质碳酸钠。
Ca(OH)2+ K2CO3＝ 2 KOH + CaCO3↓
    （3）氢氧化钡
      ①氢氧化钡能与硫酸、可溶性硫酸盐反应生成不溶于稀盐酸、硝酸等酸的白色沉淀硫酸钡（BaSO4）
反应实质：Ba2++SO42-＝BaSO4↓ （用于检验硫酸根离子SO42-）
     Ba(OH)2+CuSO4 ＝BaSO4↓+ Cu(OH)2↓          Ba(OH)2+Na2SO4 ＝BaSO4↓+ 2 NaOH
     Ba(OH)2+K2SO4 ＝BaSO4↓+ 2 KOH
    ②氢氧化钡能与可溶性碳酸盐反应生成白色沉淀碳酸钙【BaCO3】
反应实质：Ba2+  + CO32-  ＝  BaCO3↓            Ba(OH)2+ Na2CO3＝ 2 NaOH + BaCO3↓
Ba(OH)2+ K2CO3＝ 2 KOH + BaCO3↓
5．不溶性碱（如Fe(OH)3 、Cu(OH)2）的特性
　　①不能使指示剂变色  
　　②不与酸性氧化物或盐溶液反应  
　　③受热易分解。     例：Cu(OH)2 ＝ CuO + H2O     2Fe(OH)3＝ Fe2O3 + 3H2O 
　　6．氢氧化钙的制法  
工业上：煅烧石灰石获得生石灰，生石灰和水发生反应制得氢氧化钙。（氢氧化钙又能与二氧化碳反应生成碳酸钙）
①CaCO3  高温 CaO + CO2↑     
② CaO + H2O ＝ Ca(OH)2
③CO2 + Ca(OH)2 ＝ CaCO3↓+ H2O
注意：氧化钙CaO，俗称生石灰，具有强烈的吸水性常用作干燥剂。氧化钙溶解时，放热。氧化钙溶解属于化学变化。

五．复分解反应
　　1．复分解反应：两种化合物互相交换成分，生成另外两种化合物的反应。



   


  

注意：①复分解反应主要发生在酸、碱、盐之间；②复分解反应的特点是互相交换成分，即互相交换离子（值得注意的是，只能是阳离子与阴离子结合成物质，同种离子所带电荷电性相同，要互相排斥。所以，在化学方程式中，通常的离子结合方式是外边的离子与外边的离子结合，中间的离子与中间的离子结合。）；③复分解反应前后，各元素化合价不变；④中和反应属于复分解反应。
　　　　2．复分解反应发生的条件
    ①必须有水、气体或沉淀生成。实质是使溶液中，反应前后，离子的组成发生了变化 —互相结合，生成水、气体或沉淀的离子离开溶液，反应后溶液中，不再有这些离子了。
如：氢氧化钙【Ca(OH)2】与碳酸钠【Na2CO3】反应， 其反应化学方程式为：
Ca(OH)2+ K2CO3＝ 2 KOH + CaCO3↓
反应前溶液中的离子有：Ca2+ 、OH-、K + 、CO32-共有四种离子；反应后，生成物中只有氢氧化钾【KOH】能溶于水，电离出OH-、K +，而碳酸钙不溶于水，不会发生电离。反应前后，溶液中离子的组成发生了变化，所以反应能够进行。
②复分解反应，除了有酸参加的反应外，其它类型的反应的反应物必须能溶于水。
　　3．物质的溶解性
K+盐、Na+盐、NH4+盐、NO3-盐，完全溶解不困难；Cl-盐不容氯化银（AgCl）SO42-盐不容Ba2+、Pb2+
碱中还溶Ca2+和Ba2+       同时别忘碳酸镁（MgCO3）【微溶】
4．常见的复分解反应：
（1）有水生成：
①酸与碱发生中和反应生成盐和水  
  酸  +  碱   =  盐    +  水
实质：H++OH-=H2O              NaOH  +  HCl ＝   NaCl    +  H2O
②酸能与一些金属氧化物（碱性氧化物）反应，生成盐和水  
金属氧化物+  酸＝  盐  +  水
CuO + 2HCl ＝ CuCl2 + H2O                    CuO + H2SO4 ＝ CuSO4 + H2O
③碱能与一些非金属氧化物（酸性氧化物）反应生成盐和水
二氧化碳 + 碱   → 碳酸盐 + 水
CO2 + Ca(OH)2 ＝ CaCO3↓+ H2O                   CO2 + 2NaOH ＝ Na2CO3   + H2O
（2）常见的气体：
①二氧化碳气体：酸与碳酸盐反应释放出二氧化碳
实质：H++CO32- ＝H2CO3 ＝CO2↑+H2O，         2HCl+CaCO3 ＝ CaCl2+CO2↑+H2O
②氨气NH3：可溶性碱与铵盐反应生成有刺激性氨气味气体氨气
  实质：NH4++OH-＝NH3•H2O＝NH3↑+H2O
2NH4NO3  +  Ca(OH)2  ＝ Ca(NO3)2 + 2NH3 ↑+2H2O     (NH4)2SO4  +  2NaOH ＝ Na2SO4+ 2NH3 ↑+2H2O
     注意：该反应常用于铵盐的检验：
a.原理是：向铵盐加入碱，铵盐中的NH4+易与碱中的OH-结合成氨水，氨水易挥发，生成氨气和水；
b.实验要求：反应生成的氨气易溶于水，所以，反应最好不在溶液中进行中进行（用熟石灰检验，直接用固体在研钵中研磨），或在浓溶液（用氢氧化钠检验）中进行且要加热，目的是让生成的氨气能够释放出来；
c.常用熟石灰氢氧化钙和氢氧化钠溶液来检验铵盐。
d.实验步骤：






（3）常见的沉淀
①碳酸钙白色沉淀：氢氧化钙溶液、可溶性钙盐【CaCl2、Ca(NO3)2、CaSO4等】与可溶性碳酸盐【K2CO3、Na2CO3、（NH4）2CO3、MgCO3】反应生成碳酸钙白色沉淀。
反应实质：Ca2+  + CO32-  ＝  CaCO3↓
Ca(OH)2  + Na2CO3  ＝ 2 NaOH +  CaCO3↓           CaCl2  +  Na2CO3  ＝  2NaCl  +   CaCO3↓
②碳酸钡白色沉淀（与①相似）：氢氧化钡溶液、可溶性钡盐【BaCl2、Ba(NO3)2】与可溶性碳酸盐【K2CO3、Na2CO3、（NH4）2CO3、MgCO3】反应生成钡酸钙白色沉淀。
反应实质：Ba2+  + CO32-  ＝  BaCO3↓
Ba(OH)2  + Na2CO3  ＝ 2 NaOH +  BaCO3↓         BaCl2  +  Na2CO3  ＝  2NaCl  +   BaCO3↓
③氢氧化铜蓝色沉淀：可溶性碱【Ca(OH)2、NaOH、KOH、Ba(OH)2】能与可溶性铜盐【CuSO4、CuCl2、Cu(NO3)2】反应生成蓝色沉淀氢氧化铜【Cu(OH)2】
     反应实质：Cu2+  + 2OH-  ＝  Cu(OH)2↓
2 NaOH + CuSO4 ＝  Cu(OH)2↓+ Na2SO4           Ca(OH)2+ CuCl2  ＝   Cu(OH)2↓+ Ca Cl2
④氢氧化镁白色沉淀：
  实质：Mg2+＋2OH-＝Mg（OH）2↓
  MgCl2 ＋ Ca（OH）2 ＝ CaCl2 ＋ Mg（OH）2↓
（海水制碱中将Mg元素从海水中分离出来的原理）
⑤硫酸钡不溶于稀硝酸的白色沉淀：氢氧化钡、可溶性钡盐【BaCl2、Ba(NO3)2】能与硫酸、可溶性硫酸盐反应生成不溶于稀盐酸、硝酸等酸的白色沉淀硫酸钡（BaSO4）
反应实质：Ba2++SO42-＝BaSO4↓ （用于检验硫酸根离子SO42-）
Ba(OH)2+ H2SO4＝ BaSO4↓ +2H2O                     BaCl2+ H2SO4＝ BaSO4↓ + 2HCl
Ba(OH)2+CuSO4 ＝BaSO4↓+ Cu(OH)2↓                BaCl2+Na2SO4 ＝BaSO4↓+ 2 NaCl
注意：此反应可检验硫酸根离子SO42-的存在：取样，加入硝酸钡溶液，有白色沉淀产生，再加入稀硝酸，白色沉淀不消失。则说明，该溶液中含有硫酸根离子SO42-。
⑥氯化银不溶于稀硝酸的白色沉淀：盐酸、氯盐能与硝酸酸化的硝酸银反应生成不溶于稀盐酸、硝酸等酸的白色沉淀氯化银（AgCl）
反应实质： Ag++Cl-＝AgCl↓
 HCl+AgNO3 ＝ AgCl↓+HNO3  
注意：此反应可检验氯离子Cl-的存在：取样，加入硝酸银溶液，有白色沉淀产生，再加入稀硝酸，白色沉淀不消失。则说明，该溶液中含有氯离子。

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１、        纯净物和混合物


项目         纯净物         混合物
概念         由同一种物质组成         由两种或两种以上的物质混合而成，彼此间不发生化学反应
区别         ①一种物质
②对于由分子构成的物质而言，由一种分子构成
③有固定的组成
④有固定的性质         ①两种或两种以上物质
②由不同种分子构成
③没有固定的组成
④没有固定的性质
联系          


  2、单质和化合物
项目         单质         化合物
概念         由同种元素组成的纯净物         由不同种元素组成的纯净物
相同点         均为纯净物         均为纯净物
不同点         ①由一种元素组成
②单质的分子由同种原子构成         ①由不同种元素组成
②化合物分子由不同种原子构成
联系          　


　　3、酸、碱、盐













第三节  酸和碱的性质

一．浓盐酸、浓硫酸物理性质和用途

        浓盐酸        浓硫酸
物  理  性  质        ①纯净的浓盐酸是无色，有刺激性气味的液体。
②浓盐酸易挥发。产生的HCl气体遇空气中水蒸气形成由盐酸小液滴构成的白雾。
③有强烈的腐蚀性，
④工业品因含杂质而呈黄色。        ①纯净浓硫酸是无色，粘稠状液体，不易挥发。
②具有强烈的吸水性，可作干燥剂。溶于水时放出大量的热量。
③具有强烈的脱水性。能将纸里的H、O按水分子组成比脱去，而使其碳化
④有很强的氧化性和腐蚀性。
用 途        化工原料。制取氯化物及医药等，金属除锈。         化工原料。用于生产人造棉、化肥、农药和染料。精炼石油、除锈等。

二．酸的化学性质
由于酸溶液中的阳离子都是 H+，所以具有下列共性。
1．跟酸碱指示剂的作用
酸溶液（如：盐酸、稀硫酸、稀硝酸）都能使紫色石蕊试液变红，无色酚酞试液遇酸不变色。
注意：浓硫酸和浓硝酸具有强氧化性，跟酸碱指示剂作用时，颜色变化不符合上述规律。
2．酸能跟Al、Mg、Fe、Zn等比H活泼的金属发生置换反应生成盐和氢气。
金属  +  酸   ＝  盐  +  氢气
稀盐酸与金属反应：
2Al  + 6 HCl ＝  2AlCl3 + 3 H2↑         Mg  + 2 HCl ＝  MgCl2 +  H2↑      
Zn  + 2 HCl ＝  ZnCl2 +  H2↑           Fe  + 2 HCl ＝  FeCl2  +  H2↑　
稀硫酸与金属反应：
2Al + 3H2SO4  ＝  Al2(SO4)3 + 3H2↑       Fe  + H2SO4   ＝  FeSO4 + H2↑
Zn + H2SO4    ＝  ZnSO4 + H2↑           Mg + H2SO4    ＝  MgSO4 + H2↑
注意：①实验室用锌与稀硫酸反应制取氢气；②铁参加置换反应生成的是+2价的亚铁离子：Fe2+；③相同质量的金属与足量的酸反应生成氢气的质量又多到少的顺序：Al、Mg、Fe、Zn。；④在初中范围内，只有Al、Mg、Fe、Zn这四种金属能与酸发生置换反应，生成氢气。
    3．酸能与一些金属氧化物（碱性氧化物）反应，生成盐和水  
金属氧化物+  酸＝  盐  +  水
CuO + 2HCl ＝ CuCl2 + H2O                CuO + H2SO4 ＝ CuSO4 + H2O
Fe2O3 + 6HCl ＝ 2FeCl3 + 3H2O              Fe2O3 + 3H2SO4 ＝ Fe2(SO4)3 + 3H2O
注意：工业上常用盐酸或稀硫酸出去铁制品表面的铁锈。
    4．酸能跟碱发生中和反应生成盐和水  
       酸  +  碱   =  盐    +  水
（实质：H++OH-=H2O）
NaOH  +  HCl ＝   NaCl    +  H2O          Ca(OH)2 + 2HCl ＝   CaCl2   +  2H2O                 
Cu(OH)2 + 2HCl ＝CuCl2  +   2H2O           Fe(OH)3  + 3HCl ＝ FeCl3  +  3H2O               
2 NaOH   + H2SO4  ＝  Na2SO4+  2H2O          Ca(OH)2 + H2SO4   ＝  CaSO4  +  2 H2O
Fe(OH)3 + 3H2SO4   ＝ Fe2(SO4)3 +  3H2O          Cu(OH)2 + H2SO4   ＝  CuSO4  +  2H2O
    5．酸能与碳酸盐反应释放出二氧化碳（碳酸盐的性质之一：易与酸反应生成二氧化碳）
      碳酸盐 + 酸 ＝  新盐 + 二氧化碳 +  水
    （实质：H++CO32- ＝H2CO3 ＝CO2↑+H2O，酸提供的 H+和碳酸盐的CO32-结合成H2CO3，H2CO3不稳定，分解成CO2和H2O）
    （1）盐酸与大理石或石灰石反应：
2HCl+CaCO3 ＝ CaCl2+CO2↑+H2O   
注意：①实验室制取CO2；②除去茶壶、锅炉的水垢；③洗涤盛装石灰水的试剂瓶内壁的白色固体；④常用碳酸钙粉末除去过量的酸，确保达到中性。
    （2）酸与纯碱碳酸钠反应 ：
H2SO4 +Na2CO4＝ Na2SO4+ CO2↑+ H2O         2HCl+ Na2CO3 ＝ 2NaCl+CO2↑+H2O
注意：①该反应可用来检验氢氧化钠溶液是否因为吸收了空气中的二氧化碳而变质。方法：取样，滴入稀盐酸，如果有气泡产生，则氢氧化钠溶液已经变质。发生的反应：氢氧化钠在空气中变质生成碳酸钠：CO2    +   2NaOH  ＝ Na2CO3   + H2O；检验是否有碳酸钠生成：2HCl+ Na2CO3 ＝ 2NaCl+CO2↑+H2O；除去变质了的氢氧化钠溶液中的碳酸钠：加入氢氧化钙，充分反应后过滤：Na2CO3 + Ca（OH）2  =  CaCO3 ↓+ 2NaOH
②用于检验碳酸盐。方法：取样，加入稀盐酸，并把生成的气体通入到澄清的石灰水中。如果有大量的气体产生，且生成的气体能使澄清的石灰水变浑浊，则该固体是或含有碳酸盐。以石灰石检验为例，发生的反应如下：2HCl+CaCO3 ＝ CaCl2+CO2↑+H2O；检验生成的气体是否是二氧化碳：
CO2    +  Ca(OH)2 ＝ CaCO3↓+ H2O
    6．盐酸能与硝酸酸化的硝酸银反应生成不溶于稀盐酸、硝酸等酸的白色沉淀硝酸银（AgNO3）
反应实质： Ag++Cl-＝AgCl↓            HCl+AgNO3 ＝ AgCl↓+HNO3  
    7．硫酸能与硝酸酸化的可溶性钡盐【BaCl2、Ba(NO3)2】反应生成不溶于稀盐酸、硝酸等酸的白色沉淀硫酸钡（BaSO4）
反应实质：Ba2++SO42-＝BaSO4↓
H2SO4+BaCl2 ＝ BaSO4↓ + 2HCl              H2SO4+ Ba(NO3)2＝BaSO4↓+2HNO3

三．常见的碱的物理性质
1．氢氧化钠：（1）俗称烧、碱火碱、苛性钠。（2）白色块状或片状固体，易溶于水，溶解时放热。（3）氢氧化钠固体具有强烈的吸水性可作干燥剂。（4）暴露在空气中，易吸收空气中的水蒸气，而潮解：吸收空气中的CO2而变质。（5）具有强烈的腐蚀性，能够溶解蛋白质和油脂。
用途：重要的化工原料。用于石油、纺织和造纸工业；肥皂、洗涤剂。可作干燥剂。
2．氢氧化钙：（1）俗称熟石灰、消石灰。（2）白色粉末状固体体，微溶于水，其水溶液称石灰水，有腐蚀性（3）在水中的溶解度，随温度的升高而降低。
用途：建筑材料；制造漂白粉的原料；配制农药、改良土壤等。
3．氨水：氨气的水溶液，浓氨水易挥发，有刺激性气味。其化学式可记为：NH3•H2O。在水中电离方程式为：NH3•H2O＝NH4++OH-，所以氨水显碱性。氨水可作化肥。

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第五单元  常见的酸和碱
第一节  生活中的酸和碱
一．溶液酸碱性
    1．酸：电离时生成的阳离子全部是氢离子的化合物。H2SO4=2 H++SO42-；HCl= H++Cl-；HNO3= H++NO3-。一般命名为“某酸”
    2．碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。NaOH=Na++OH-；
          Ca(OH)2=Ca2++2OH-。一般命名为“氢氧化某”。
    3．酸性溶液：含有大量的氢离子（H+）的溶液，有酸味。如食醋、柠檬汁、西红柿等
    4．碱性溶液：含有大量的氢氧根离子（OH-）的溶液，有滑腻感和涩味。如肥皂、洗衣粉等洗涤剂
    5．中性溶液：〔H+〕浓度和〔OH-〕浓度相等（都为10-7），溶液既不显酸性也不显碱性。如食盐氯化钠溶液，蔗糖溶液等
【知识解读】
    （1）酸：①电离出的阳离子只有H+，电离出的阴离子叫做酸根，氯离子（Cl-）又叫盐酸根；②酸是由H+和酸根阴离子构成的；③酸一般命名为“xx酸”：H2SO4----硫酸；HCl----盐酸；HNO3---硝酸。
    （2）碱：①电离出的阴离子只有OH-，叫做氢氧根离子；②碱是由金属阳离子和OH-离子构成的；③碱一般命名为“氢氧化x” 。NaOH----氢氧化钠；Ca(OH)2----氢氧化钙；Cu(OH)2---氢氧化铜。
    （3）酸（碱）的溶液，一定显酸（碱）性；但是，显酸（碱）性的溶液不一定是酸（碱）的溶液。如纯碱碳酸氢钠的溶液显碱性，但是纯碱不是碱而是盐。
    （4）酸性溶液中，也含有OH-；碱性溶液中，也含有H+。因为：水自身也能发生微弱的电离：H2O   H++ OH-，电离出的H+与OH-浓度之积：〔H+〕•〔OH-〕=10-14。由于水自身电离的关系，任何物质的水溶液中，H+与OH-浓度之积都保持10-14不变，即H+与OH-浓度成反比。如：硫酸溶于水要电离出氢离子：H2SO4=2 H++SO42-，破坏了水的自身电离平衡-----使溶液中〔H+〕浓度增加，则溶液中〔OH-〕浓度就要减少，从而保证〔H+〕浓度和〔OH-〕浓度之积始终保持为10-14。所以，     
①酸性溶液中，含有大量的氢离子（H+）：〔H+〕浓度高，〔OH-〕浓度低；
②碱性溶液中，含有大量的氢氧离子（OH-）：〔OH-〕浓度高，〔H+〕浓度低。
③当溶液中，〔H+〕浓度和〔OH-〕浓度相等（都为10-7）时，溶液既不显酸性也不显碱性，为中性。
二．溶液酸碱性的检验       
    1．尝味道：有酸味的溶液显酸性；有滑腻感和涩味的溶液显碱性。
    注意：只能用于鉴别生活中的可食用的物质，
    2．酸碱指示剂
    （1）酸碱指示剂：能检验溶液酸碱性的试液。常用的酸碱指示剂有石蕊和酚酞。
    （2）紫色石蕊试液遇酸变红，遇碱变蓝，中性不变色    仍为紫色；
无色酚酞试液遇酸和中性不变色    仍为无色，遇碱变为红色。
    注意：酸碱指示剂变色的原因，是因为酸碱指示剂与酸（或碱）电离出的H+（或OH-）发生作用，导致其存在的形式发生了变化，而出现指示剂的颜色变化。所以，①溶液变色时酸碱指示剂变色，而不是酸或碱变色；②不是所有的酸或碱都能使酸碱指示剂变色。只有溶解后能电离出H+（或OH-）的酸或碱的溶液，才能使酸碱指示剂变色；不溶性酸或碱，不能使酸碱指示剂变色。
    3．石蕊试纸
蓝色石蕊试纸专用于检测酸性溶液（遇酸变红）
红色石蕊试纸专用于检测碱性溶液（遇碱变蓝）。
注意：①不能将石蕊试纸直接浸入待测液中测量。否则，会污染待测液；②测试前，不能用蒸馏水将石蕊试纸润湿，否则，所测得溶液的酸碱性要偏弱。
三．酸碱度
    1．酸碱度：溶液酸碱性的强弱程度
    2．表示方法：溶液的酸碱度通常用pH表示（p表示负对数，H表示H+浓度。所以，p小写，H要大写）
    （1）pH的取值范围：0----14
    （2）pH值与溶液酸碱性的关系
   
    ①pH<7的——酸性
      pH=7的——中性
    pH>7的——碱性
    ②pH越大酸性越弱，碱性越强；pH越小，酸性越强，碱性越弱。
    3．溶液pH的测定
    （1）溶液酸碱度的测量——pH试纸、pH计、精密pH试纸。
    （2）用pH试纸粗略测定溶液pH：
方法：①在玻璃片或白瓷片上放一张pH试纸；②用玻璃棒蘸取待测液，滴在pH试纸上；③将试纸显示的颜色，与标准比色卡比较，得出溶液的pH。
注意：①不能将pH试纸直接浸入待测液中测量。否则，会污染待测液；②测试前，不能用蒸馏水将pH试纸润湿，否则，所测得溶液的pH对应的酸碱性要偏弱----即酸偏大，碱偏小；③pH试纸只能粗略测定溶液pH，所测得的pH应为整数。
    4．溶液酸碱性或pH的变化
  基本规律：向酸性或碱性溶液中，加入另一种溶液，混合后，溶液pH最终要接近所加入的溶液的pH。
    ①加水稀释，溶液酸碱性减弱，酸性溶液pH增大，碱性溶液pH减小。会无限接近中性，但是pH不会越过7。
    ②向酸中加碱，酸性减弱碱性增强，pH增大
③向碱中加酸，酸性增强碱性减弱，pH减小
如图：


四．酸碱性对生命活动和农作物的生长的影响
酸碱性对对生命活动和农作物的生长有直接的影响：人的体液一般都接近中性。胃酸主要成分是盐酸，显强酸性，帮助食物消化。如果胃酸分泌过多，会导致胃疼。人剧烈运动，肌肉里产生的乳酸过多，会感到肌肉酸痛。植物要在适合的pH土壤里生长，一般植物适宜在接近中性的土壤中生长。
第二节  中和反应及其应用
一．中和反应
    1．中和反应：酸与碱作用生成盐和水的反应。
      酸  +  碱   =  盐    +  水   
      HCl  + NaOH  =  NaCl  +  H2O
注意：
（1）中和反应的实质：酸电离出的H+与碱电离出的OH-结合生成水，H++OH-=H2O；（2）中和反应的反应物是酸与碱；（3）有盐和水生成的反应不一定是中和反应：CO2    +  Ca(OH)2 ＝ CaCO3↓+ H2O；（4）中和反应要放热；（5）中和反应属于复分解反应。
2．盐：金属阳离子和酸根阴离子构成的化合物。
（1）盐可以看作是酸与碱中和作用的产物。
（2）命名：盐一般命名为“x酸x”，盐酸盐（含Cl-）命名为“氯化X”。
（3）分类：依据阴离子或阳离子种类：碳酸盐、钠盐等
（４）常见的有色的盐溶液
       蓝色溶液（含Cu2+）：硫酸铜溶液，氯化铜溶液，硝酸铜溶液
       浅绿色溶液（含Fe2+）：硫酸亚铁溶液，氯化亚铁溶液，硝酸亚铁溶液
       黄色溶液（含Fe3+）：硫酸铁溶液，氯化铁溶液，硝酸铁溶液
       紫红色溶液：高锰酸钾溶液
3．中和反应实验
（1）操作：取少量的氢氧化钠溶液，滴入几滴酚酞试液，再用滴管逐滴滴入稀盐酸，并不停地振荡，至红色刚刚变为无色。
（2）现象：①氢氧化钠溶液中滴入酚酞试液，溶液变为红色；滴入稀盐酸后，溶液又变为无色。②反应后，溶液温度上升；③反应后，取少量溶液，蒸发，有白色晶体体出现。
（3）实验分析：
     当滴入的稀盐酸的量很少时，氢氧化钠有剩余，溶液显碱性；
     当滴入的稀盐酸与氢氧化钠恰好完全反应时，溶液显中性；
     当滴入的稀盐酸过量时，盐酸有剩余，溶液显酸性。
（4）加入酚酞试液的目的是通过检验溶液的酸碱性，来判断氢氧化钠是否恰好完全中和。
（5）如何检验加入的稀盐酸是否过量：①粗略判断：向反应后的溶液中，再滴一滴氢氧化钠溶液，如果溶液能又变为红色，说明稀盐酸与氢氧化钠恰好完全反应，盐酸没有过量；②向反应后的溶液中，加入大理石（或石灰石），如果有气泡产生，则说明盐酸过量，有剩余。如果没有明显现象，则说明稀盐酸与氢氧化钠恰好完全反应，盐酸没有过量。
4．中和反应的应用
（1）用于医药卫生：胃酸分泌过多，可以服用氢氧化镁等碱性物质，中和过多的胃酸。
（2）改变土壤的酸碱性：向土壤中加入酸性或碱性物质，把土壤的pH控制在最适宜庄稼生长的范围内。常用熟石灰（氢氧化钙：Ca(OH)2）改良酸性土壤。
（3）处理工业废水：常用熟石灰处理污水中超标的酸。当酸泄露污染土壤时，最好使用过量的石灰石粉末来处理。如果加入过量的熟石灰处理，会让土壤显碱性。
（4）调节溶液的酸碱性：可以用适当的酸或碱来调节溶液的pH。如操作不慎，无色酚酞试液中混有了氢氧化钠溶液，无色酚酞试液变成了红色。则可以向酚酞试液中滴入适当的稀盐酸至红色恰好褪去。
二、物质的分类










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①审清题意，设未知量
②正确写出有关的化学方程式
　　③求出相关物质的质量比，并把相关的已知量和未知量写在相应质量比的下边
　　④列出比例式
　　⑤求出未知量
　　⑥简明地写出答案
　　可概括为：解、设、写方程式、质量比、已知、未知 、比例式、解、答
（3）注意事项：
　　①化学方程式必须书写正确
　　②同一题目中不同未知量不能用同一字母表示
　　③各相关物质的相对分子质量必须计算准确
　　④各相关量必须写在对应物质化学式的下面
⑤代入化学方程式中进行计算的相关量必须是纯净物的(不包括未参加反应的质量)
（4）常用换算计算式：
　　
①气体密度(g/L)
　　
   
②物质纯度

第三节  化石燃料及其应用
一．化石燃料
化石燃料是由古代动植物埋在地层下，经过漫长的、一系列非常复杂的变化而逐渐形成的混合物。三大化石燃料的比较：
        煤        石油        天燃气
所含元素        主要        C        C、H        C、H
        次要        H、N、S、O、Si等        S、O、N等        O、S、N等
所含物质
及所属类别        复杂有机物和无机物的混合物        多种有机物的混合物        主要成分是甲烷（CH4）。混合物
燃烧产物        主要        CO2        CO2、H2O        CO2、H2O
        次要        CO、SO2、NOx        CO、SO2、NOx        CO、SO2、NOx
用  途        重要的燃料

二．化石燃料的综合利用
        煤        石油
工业
美称        工业的粮食        工业血液



加工及加工后的产物


       


加工
实质        主要繁盛了化学变化        主要发生了物理变化
加工后产品的用途        ①焦炭用于金属冶炼；②焦炉气、燃料气、燃料油等常用做燃料；③煤焦油等可制成各种化工产品。如：塑料、染料、医药、炸药、农药、化肥、涂料等        ①用做燃料；②可制成各种化工产品。如：塑料、合成纤维、合成橡胶、医药、炸药、农药、洗涤剂、染料等

三．燃料燃烧对环境的影响
    1．化石燃料的燃烧对空气的污染
    （1）煤等化石燃料里含有S、N等元素，燃烧后会生成SO2、NO2等污染物；
    （2）燃料燃烧不充分，生成CO、有毒的C、H化合物、碳粒、粉尘等。
    2．酸雨
    （1）形成原因：煤等化石燃料里含有S、N等元素，燃烧后会生成SO2、NO2等污染物，溶于降水生成H2SO4、HNO3，形成酸雨。
    （2）酸雨的危害：①侵蚀植株，毁坏庄稼、植被；②腐蚀大理石、石灰石等建筑；③腐蚀金属，加快金属锈蚀。
    （3）减少酸雨危害的措施：①减少煤、石油等化石燃料的直接燃烧；②对化石燃料进行生加工，或脱硫后再燃烧；③燃烧后的尾气净化后再排放；④开发研制清洁能源代替化石燃料。
    3．汽车尾气污染
    （1）汽车尾气主要污染物：CO、NO2、为燃烧的C、H化合物、含铅化合物、烟尘等。排入空气会对空气造成污染，危害人体健康。
    （2）减少尾气污染的措施：①改进发动机，使燃料充分燃烧；②使用催化净化装置，使有害气体转化为无害气体；③使用无铅汽油，禁止含铅物质排放；④加大尾气检测力度，严禁尾气排放不达标的汽车上路；⑤改用压缩天然气、液化石油气或乙醇汽油作燃料，减少对空气的污染。
第四节   大自然中的二氧化碳
一．二氧化碳对环境的影响
    1．大气中二氧化碳的来源和消耗：
    （1）二氧化碳的主要来源：煤、石油、天然气等化石燃料的燃烧；人、动植物的呼吸作用；动植物尸体腐烂。
    （2）二氧化碳的消耗途径：植物的光合作用。
    2．二氧化碳与温室效应
    （1）导致温室效应的气体主要是二氧化碳，其它还有甲烷等
    （2）温室效应的危害：导致全球气候变暖；极地等冰川融化，使海平面上升；土地沙漠化，农业减产等
    （3）如何防止温室效应：减少煤、石油、天然气等化石燃料的燃烧；更多使用太阳能、风能、地热能、氢能等清洁能源的使用；大量植树造林，严禁乱砍乱伐。

二．二氧化碳的制取
    1．药品：石灰石（或大理石）和稀盐酸（一般不用硫酸）
    2．原理：CaCO3+2HCl  CaCl2+CO2↑+H2O
    3．实验装置：
   


（1）发生装置：实验室用双氧水在二氧化锰催化作用下制取氧气的装置
    （2）收集方法：因为CO2密度比空气大，所以可用向上排空气法收集。又由于CO2溶于水，所以不能用排水法收集。
    4．验满的方法：将燃着的木条靠近集气瓶口，如果木条的火焰熄灭，则证明已集满CO2。
    5．检验的方法：将气体通入澄清石灰水，若石灰水变浑浊，则该气体是CO2。
    6．制取二氧化碳的简易装置：


       7．有关药品选择
    （1）不用碳酸氢钠的原因是反应太快；
    （2）不用稀硫酸与块状的大理石（或石灰石）反应原因是：反应生成的硫酸钙微溶于水，会形成沉淀，覆盖在大理石（或石灰石）表面，阻碍反应进一步进行。但是，可以用稀硫酸与大理石（或石灰石）粉末反应来制取二氧化碳。
    （3）不用浓盐酸与大理石（或石灰石）反应是因为浓盐酸易挥发，生成的二氧化碳气体中含有HCl气体而不纯。

三．二氧化碳的性质
    1．物理性质：通常状态下，二氧化碳无色无味的气体，密度比空气大，能溶于水，固体CO2俗称干冰。干冰升华吸热，常用作人工降雨，制造舞台云雾效果，和用做制冷剂。
    2．化学性质：
    （1）不能燃烧，也不支持燃烧，不能供给呼吸，无毒。
    （2）二氧化碳能与水反应生成炭酸：CO2 + H2O ＝H2CO3
H2CO3不稳定易分解生成水和二氧化碳：H2CO3  ＝ CO2 + H2O
因此，把CO¬2通入到滴有紫色的石蕊试液的水中，溶液由紫色变为红色。加热，会有大量的气泡产生，溶液又由红色变为紫色。
注意：二氧化碳不能使紫色石蕊试液变色，实验中，是二氧化碳与水化合生成的碳酸使紫色石蕊试液变为了红色。
    （3）二氧化碳能与碱反应生成碳酸盐和水：
二氧化碳 + 碱  → 碳酸盐 + 水
① CO2 + Ca(OH)2 ＝ CaCO3↓+ H2O        
现象：澄清的石灰水变混浊
应用：a．检验二氧化碳；b．敞口放置的澄清石灰水，表面有一层白膜，或盛装成清石灰水的试剂瓶壁，有一层白色固体物质：澄清的石灰水中的氢氧化钙与空气中的二氧化碳反应生成了碳酸钙；c．用石灰浆粉墙，墙壁变得十分坚硬：石灰浆中的氢氧化钙与空气中的二氧化碳反应在墙壁表面覆盖了一层坚硬的碳酸钙；d．把鸡蛋在澄清的石灰水中浸泡后，晾干，可以使鸡蛋保鲜：呈请的石灰水与鸡蛋呼吸作用生成的二氧化碳反应，生成了碳酸钙，堵塞了蛋壳上的气孔，使鸡蛋与空气隔绝而不变质。
② CO2 + 2NaOH＝ Na2CO3 + H2O（无明显现象）
  应用：a．氢氧化钠固体或溶液暴露在空气中会变质：吸收了空气中的二氧化碳；b．除去气体中的二氧化碳化碳。例如，除去氢气中的二氧化碳：

其中a的作用是检验请其中是否混有二氧化碳；b的作用是用氢氧化钠溶液除去氢气中的二氧化碳；c的作用是检验二氧化碳是否除净。
（4）二氧化碳能与水和碳酸钙反应生成碳酸氢钙，。
  CaCO3+CO2+H2O  Ca(HCO3)2
应用：a．向澄清的石灰水中通入二氧化碳，澄清的石灰水先变浑浊，如果继续通入二氧化碳，石灰水又会由混浊变得澄清；b．在自然界中，该反应，能使使石灰石溶解，形成溶洞。水中的Ca(HCO3)2在受热或压强降低时，又会分解生成CaCO3而沉积，形成钟乳石。
Ca(HCO3)   CaCO3+CO2+H2O
（5）二氧化碳在高温时，能与碳单质反应生成一氧化碳：
  C+CO2高温2CO
应用：高炉炼铁，通过该反应，获得用于还原铁矿石的CO。
四．二氧化碳的用途
1．用于灭火。（镁带着火不能用二氧化碳来扑灭：2Mg+CO2点燃C+2MgO）
2．干冰用作制冷剂，用于人工降雨
3．制碳汽水等酸饮料。二氧化碳从人体排出，可带走体内的热量，起到降低体温的作用。
4．可用作温室的气体肥料：二氧化碳是植物光合作用的原料。
5．重要的化工原料，用于制纯碱、尿素等