最新高中化学常见物质及性质Word文档格式.docx

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2Fe+6H2SO4（浓）====Fe2（SO4）3+3SO2↑+6H2O 

在上述反应中，硫酸表现出了强氧化性和酸性。

⑵跟非金属反应 

热的浓硫酸可将碳、硫、磷等非金属单质氧化到其高价态的氧化物或含氧酸，本身被还原为SO2。

在这类反应中，浓硫酸只表现出氧化性。

C+2H2SO4（浓）==（加热）==CO2↑+2SO2↑+2H2O 

S+2H2SO4（浓）====3SO2↑+2H2O 

2P+5H2SO4（浓）====2H3PO4+5SO2↑+2H2O 

⑶跟其他还原性物质反应 

浓硫酸具有强氧化性，实验室制取H2S、HBr、HI等还原性气体不能选用浓硫酸。

H2S+H2SO4（浓）====S↓+SO2↑+2H2O 

2HBr+H2SO4（浓）====Br2↑+SO2↑+2H2O 

2HI+H2SO4（浓）====I2↑+SO2↑+2H2O

3．难挥发性（高沸点）

制氯化氢、硝酸等（原理：

利用难挥发性酸制易挥发性酸）如，用固体氯化钠与浓硫酸反应制取氯化氢气体 

NaCl（固）+H2SO4（浓）====NaHSO4+HCl↑（常温） 

2NaCl（固）+H2SO4（浓）====Na2SO4+2HCl↑（加热） 

Na2SO3+H2SO4====Na2SO4+H2O+SO2↑ 

再如，利用浓盐酸与浓硫酸可以制氯化氢气体。

◎5酸性：

制化肥，如氮肥、磷肥等 

2NH3+H2SO4====（NH4）2SO4 

Ca3（PO4）2+2H2SO4====2CaSO4+Ca（H2PO4）2 

◎6.稳定性：

浓硫酸与亚硫酸盐反应 

Na2SO3+H2SO4====Na2SO4+H2O+SO2↑

盐酸

盐酸，学名氢氯酸，是氯化氢（化学式：

HCl）的水溶液，是一元酸。

盐酸是一种强酸，浓盐酸具有极强的挥发性，因此盛有浓盐酸的容器打开后能在上方看见酸雾，那是氯化氢挥发后与空气中的水蒸气结合产生的盐酸小液滴。

盐酸是一种常见的化学品，在一般情况下，浓盐酸中氯化氢的质量分数在37%左右。

同时，胃酸的主要成分也是盐酸。

20℃时101.3kPa下的数据主要成分：

HCl含量:

工业级36％。

外观与性状：

无色或微黄色易挥发性液体，有刺激性气味。

一般实验室使用的盐酸为0.1mol/LpH=1 

一般使用的盐酸pH在2~3左右（呈强酸性） 

熔点（℃）：

-114.8（纯HCl） 

沸点（℃）：

108.6（20%恒沸溶液） 

相对密度（水=1）：

1.20 

相对蒸气密度（空气=1）：

1.26 

饱和蒸气压（kPa）：

30.66（21℃） 

溶解性：

与水混溶，溶于碱液。

禁配物：

碱类、胺类、碱金属、易燃或可燃物。

其酸能与酸碱指试剂反应，紫色石蕊{（C7H7O4N）n}试剂与PH试纸变红色，无色酚酞{C20H14O4}不变色。

强酸性，和碱反应生成氯化物和水 

HCl+NaOH=NaCl+H2O 

能与大部分碳酸盐和碳酸氢盐（HCO3-）反应，生成二氧化碳，水 

K2CO3+2HCl=2KCl+CO2↑+H2O 

能与活泼金属单质反应,生成氢气 

Fe+2HCl=FeCl2+H2↑ 

能与金属氧化物反应,生成盐和水 

MgO+2HCl=MgCl2+H2O 

实验室常用盐酸于制取二氧化碳的方法 

CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑ 

能用来制取弱酸 

CH3COONa+HCl=CH3COOH+NaCl 

另外，盐酸能与硝酸银反应，生成不溶于稀硝酸的氯化银，氯化银不能溶于水，产生沉淀。

HCl+AgNO3===HNO3+AgCl↓ 

电离方程式为：

HCl===H++Cl- 

其他方程式（离子方程式） 

Cl2+H2O==Cl-+H++HClO 

Cl2+2OH-==Cl-+ClO-+H2O 

Cl2+2I-==2Cl-+I2 

Cl2+H2SO3+H2O==2Cl-+SO42-+4H+ 

Cl2+H2S==2Cl-+2H++S↓ 

Cl2+2Fe2+==2Fe3++2Cl-（向FeBr2溶液中通入少量Cl2） 

3Cl2+2Fe2++4Br-==2Fe3++2Br2+6Cl-（足量Cl2） 

2Cl2+2Fe2++2Br-==2Fe3++Br2+4Cl-（当n（FeBr2）/n（Cl2）=1：

1时） 

8Cl2+6Fe2++10Br-==6Fe3++5Br2+16Cl-（当n（FeBr2）/n（Cl2）=3：

4时） 

Cl2+2I-==I2+2Cl-（向FeI2溶液中通入少量Cl2） 

3Cl2+2Fe2++4I-==2Fe3++2I2+6Cl-（足量Cl2） 

4Cl2+2Fe2++6I-==2Fe3++3I2+8Cl-（当n（FeI2）/n（Cl2）=3：

2Cl-+4H++MnO2==Mn2++Cl2↑+2H2O 

Cl-+Ag+==AgCl↓ 

ClO-+H+==HClO（有漂白性） 

2HCIO==（光照）2HCI+O2↑ 

ClO-+SO2+H2O==2H++Cl-+SO42- 

ClO-+H2OHClO+OH- 

3ClO-===2Cl-+ClO3-（加热时的ClO-的歧化反应）

硝酸

硝酸（球棍模型）硝酸（nitricacid）分子式HNO₃，是一种有强氧化性、强腐蚀性的无机酸，酸酐为五氧化二氮。

硝酸的酸性较硫酸和盐酸小（PKa=-1.3），易溶于水，在水中完全电离，常温下其稀溶液无色透明，浓溶液显棕色。

硝酸不稳定，易见光分解，应在棕色瓶中于阴暗处避光保存，严禁与还原剂接触。

硝酸在工业上主要以氨氧化法生产，用以制造化肥、炸药、硝酸盐等，在有机化学中，浓硝酸与浓硫酸的混合液是重要的硝化试剂。

存在与制备

自然界

自然界中的硝酸主要由雷雨天生成的一氧化氮形成。

硝酸性质不稳定，因而无法在自然界长期存在，但硝酸的形成是氮循环的一环。

自然界中硝酸的形成按如下步骤硝酸一氧化氮的生成 

N₂（g）+O₂（g）——→2NO（g） 

二氧化氮的生成 

N₂（g）+2O₂（g）——→2NO₂（g） 

2NO（g）+O₂（g）——→2NO₂（g） 

生成的二氧化氮溶于水中生成硝酸 

3NO₂（g）+H2O（l）——→2HNO₃（aq）+NO（g）

工业合成

氨氧化法 

硝酸工业与合成氨工业密接相关，氨氧化法是工业生产中制取硝浓硝酸酸的主要途径，其主要流程是将氨和空气的混合气（氧：

氮≈2：

1）通入灼热（760～840℃）的铂铑合金网，在合金网的催化下，氨被氧化成一氧化氮（NO）。

生成的一氧化氮利用反应后残余的氧气继续氧化为二氧化氮，随后将二氧化氮通入水中制取硝酸。

稀硝酸、浓硝酸、发烟硝酸的制取在工艺上各不相同。

[4] 

4NH₃（g）+5O₂（g）—Pt-Rh→4NO（g）+6H2O（g） 

3NO₂（g）+H2O（l）——→2HNO₃（aq）+NO（g） 

其它 

工业上也曾使用浓硫酸和硝石制硝酸，但该法耗酸量大，设备腐蚀严重，现基本停止使用 

NaNO₃（s）+H2SO₄（l）——→NaHSO₄（s）+HNO₃（g）

酯化反应（esterification） 

硝酸可以与醇发生酯化反应生成对应的硝酸酯，在机理上，硝酸参与的酯化反应过去被认为生成了碳正离子中间体，但现在许多文献将机理描述为费歇尔酯化硝酸反应（Fischeresterification），即“酸脱羟基醇脱氢”与羧酸的酯化机理相同。

硝酸的酯化反应被用来生产硝化纤维，方程式见下 

3nHNO₃+[C6H7O2（OH）3]n——→[C6H7O2（O-NO2）3]n+3nH2O 

硝化反应（nitration） 

浓硝酸或发烟硝酸与脱水剂（浓硫酸、五氧化二磷）混合可作为硝化试剂对一些化合物引发硝化反应，硝化反应属于亲电取代反应（electrophilicsubstitution），反应中的亲电试剂为硝鎓离子，脱水剂有利于硝鎓离子的产生。

最为常见的硝化反应是苯的硝化：

Ph-H+HO-NO₂——→Ph-NO₂+H2O 

氧化还原反应（reduction-oxidationreaction） 

硝酸分子中氮元素为最高价态（+5）因此硝酸具有强氧化性，其还原产物因硝酸浓度的不同而有变化，从总体上说，硝酸浓度越高，平均每分子硝酸得到的电子数越少，浓硝酸的还原产物主要为二氧化氮，稀硝酸主要为一氧化氮，更稀的硝酸可以被还原为一氧化二氮、氮气、硝酸铵等，需要指出，上述只是优势产物，实际上随着反应的进行，硝酸浓度逐渐降低，所有还原产物都可能出现。

硝酸有关电势图见下（标况E/V） 

HNO₃—0.798.9→NO₂—1.08→HNO₂—1.04→NO—1.582→N2O—1.77→N₂—0.27→NH+₄ 

HNO₃—0.97→NO 

HNO₃—1.25→N2O 

HNO₃—0.88→N₂ 

以下提供一些典型反应 

浓硝酸：

Cu（s）+4HNO₃（aq）——→Cu（NO3）₂（aq）+2NO₂（g）+2H2O（l） 

P（s）+5HNO₃（aq）——→H3PO₄（aq）+5NO₂（g）+H2O（l） 

环己酮+浓硝酸——→1,6-己二酸（60%） 

稀硝酸：

3Cu（s）+8HNO₃（aq）——→3Cu（NO3）₂（aq）+2NO（g）+4H2O（l） 

Fe（s）+4HNO₃（aq）——→Fe（NO3）₃（aq）+NO（g）+2H2O（l） 

3Zn（s）+8HNO₃（aq）——→3Zn（NO3）₂（aq）+硝酸2NO（g）+4H2O（l） 

4Zn（s）+10HNO₃（aq）——→4Zn（NO3）₂（aq）+N2O（g）+5H2O（l） 

4Zn（s）+10HNO₃（aq）——→4Zn（NO3）₂（aq）+NH4NO₃（aq）+3H2O（l） 

6KI（aq）+8HNO₃（aq）——→6KNO₃（aq）+3I₂（s）+2NO（g）+4H2O（l）

氢氧化钠

氢氧化钠（NaOH），俗称烧碱、火碱、苛性钠，因另一名称causticsoda而在香港称为哥士的,常温下是一种白色晶体，具有强腐蚀性。

易溶于水，其水溶液呈强碱性，能使酚酞变红。

氢氧化钠是一种极常用的碱，是化学实验室的必备药品之一。

它的溶液可以用作洗涤液。

制作少量氢氧化钠

可以寻找一些碳酸氢钠（小苏打）（如果有碳酸钠更好），再找一些氧化钙（生石灰）（一般的食品包装袋中用来做吸水剂的小袋子中有）。

把生石灰放于水中，反应后取上层清液倒入空的干净的杯子中，把碳酸氢钠加热一会儿倒入杯中，待其反应一会儿直到杯中不再产生白色沉淀，滤去沉淀，剩下的清液就是氢氧化钠。

如果需要纯一点可以加热一会儿，蒸发一部分水，这样可以得到比较纯的氢氧化钠。

CaO+H₂O====Ca（OH）₂ 

NaHCO₃+Ca（OH）₂====CaCO₃+NaOH+H₂O（碳酸氢钠） 

Ca（OH）₂+Na₂CO₃====CaCO₃↓+2NaOH（碳酸钠）

NaOH的化学性质

1、NaOH是强碱，具有碱的一切通性。

氢氧化钠标准滴定

（1）在水溶液中电离出大量的OH⁻:

NaOH=Na⁺+OH⁻ 

（2）能和酸反应，NaOH+HCl=NaCl+H₂O 

（3）能和一些酸性氧化物反应，

2NaOH+SO₂（不足）====Na₂SO₃+H₂O 

NaOH+SO₂（过量）====NaHSO₃①（①生成的Na₂SO₃和水与过量的SO₂反应生成了NaHSO₃） 

2NaOH+SO₃====Na₂SO₄+H₂O 

2NaOH+3NO₂====2NaNO₃+NO+H₂O 

（4）氢氧化钠溶液和铝反应，

2Al+2NaOH+2H₂O====2NaAlO₂+3H₂↑（而且，在NaOH不足量时 

发生的反应为2Al+6H₂O===（NaOH）===2Al（OH）₃↓+3H₂↑） 

（5）能强碱制取弱碱，NaOH+NH₄Cl====NaCl+NH₃·

H₂O 

（6）能和某些盐反应，2NaOH+CuSO₄====Cu（OH）₂↓+Na₂SO₄ 

（7）NaOH具有很强的腐蚀性。

（8）NaOH能吸收二氧化碳。

反应过程如下：

2NaOH+CO₂====Na₂CO₃+H₂O（CO₂少量） 

NaOH+CO₂====NaHCO₃（CO₂过量） 

（9）NaOH能与二氧化硅反应，SiO₂+2NaOH====2NaSiO₃+H₂O 

（故使瓶塞与玻璃瓶粘和，不易打开） 

（10）能与指示剂发生反应，碱的通性：

遇无色酚酞变红（过浓的氢氧化钠也会使酚酞褪色），遇紫色石蕊试液变蓝

过氧化钠

化学式：

Na₂O₂ 

过氧化钠是白色或黄色粉末， 

摩尔质量为78g/mol，常用78g/mol 

相对密度为2.47（水＝1） 

相对分子质量为78 

熔点460℃（不分解）

钠在氧气中燃烧生成过氧化钠：

（1）氧气浓度较低：

4Na+O₂==点燃==2Na₂O（氧化钠） 

（2）氧气浓度较高：

2Na+O₂==点燃==Na₂O₂（过氧化钠） 

过氧化钠不是碱性氧化物，但也可与二氧化碳，酸反应，反应过程中均有氧气放出，化学方程式分别为：

2Na₂O₂＋2CO₂══2Na₂CO₃＋O₂ 

2Na₂O₂＋4HCl══4NaCl＋2H₂O＋O₂↑ 

与水反应，生成氧气：

2Na₂O₂+2H₂O══4NaOH+O₂↑，反应放热 

总反应化学方程式：

2Na₂O₂＋2H₂O══4NaOH＋O₂↑ 

与次高价气态非金属氧化物能发生氧化还原反应，生成盐，但不放出氧气，如：

Na₂O₂＋CO══Na₂CO₃ 

Na₂O₂＋SO₂══Na₂SO₄ 

与最高价气态非金属氧化物能发生氧化还原反应，生成盐，放出氧气，例：

2Na₂O₂＋2CO₂══2Na₂CO₃＋O₂↑ 

2Na₂O₂＋2SO₃══2Na₂SO₄+O₂↑

用途

可做供氧剂，强氧化剂，具有漂白性。

它能与CO₂作用，放出O₂。

2Na₂O₂＋2CO₂══2Na₂CO₃＋O₂↑ 

根据这个性质，可将它用在矿山、坑道、潜水或宇宙飞船等缺氧的场合，将人们呼出的CO₂再转换成O2，以供呼吸之用。

它还可以用于消毒、杀菌和漂白。

（多用KO₂，而不用Na₂O₂） 

它具有强氧化性，在熔融状态时遇到棉花、炭粉、铝粉等还原性物质会发生爆炸。

因此存放时应注意安全，不能与易燃物接触。

它易吸潮，遇水或稀酸时会发生反应，生成O₂。

过氧化钠可用来除去O₂中的H₂O和CO₂杂质。

根据这个性质，可将它用作供氧剂，用于矿山、坑道、潜水或宇宙飞船等缺氧的场合，将人们呼出的CO₂再转换成O₂，以供呼吸之用。

过氧化钠还可以用于消毒、杀菌和漂白等，在工业上常用做漂白剂、杀菌剂、消毒剂、去臭剂、氧化剂等。

熔融态的过氧化钠是非常好的氧化剂，可以把Fe氧化为高铁酸根，甚至可以在常温下把有机物转化为碳酸盐。

氯化钡

BaCl2、式量208。

剧毒,熔点925℃，沸点1560℃，相对密度3.85624，溶于水，微溶于盐酸和硝酸，难溶于乙醇和乙醚，易吸水，需密封保存。

作分析试剂、脱水剂，制钡盐，以及用于电子、仪表、冶金等工业

硫酸铜

硫酸铜为天蓝色或略带黄色粒状晶体，水溶液呈酸性，属保护性无机杀菌剂，对人畜比较安全。

化学式CuSO4。

一般为五水合物CuSO4·

5H2O,俗名胆矾;

蓝色斜方晶体;

密度2.284克／厘米3。

硫酸铜是制备其他铜化合物的重要原料。

同石灰乳混合可得“波尔多”溶液，用作杀虫剂。

硫酸铜也是电解精炼铜时的电解液。

化学品英文名称：

coppersulfate 

硫酸铜结晶水合物的俗称：

蓝矾、

胆矾分子式：

CuSO4（纯品），CuSO4·

5H2O（水合物） 

相对分子质量：

159.68 

外观与性状：

蓝色三斜晶系结晶。

熔点（℃）：

200（无水物） 

沸点（℃）：

高温分解 

相对密度（水=1）：

2.28 

溶解性：

溶于水，25℃时水中溶解度为23.05g，溶于稀乙醇，不溶于无水乙醇、乙醚、液氨。

主要用途：

用来制取其他铜盐,也用作纺织品媒染剂、农业杀虫剂、杀菌剂、并用于镀铜。

硫酸铜其五水合物又称蓝矾或胆矾。

硫酸铜也经常作为五水合硫酸铜晶体的简称。

硫酸铜及其溶液硫酸铜CuSO₄

分子量160（硫酸铜晶体：

CuSO₄·

5H₂O分子量249.68 

） 

深蓝色大颗粒状结晶体或蓝色颗粒状结晶粉末。

有毒，无臭，带有金属涩味。

干燥空气中会缓慢风化。

溶于水，水溶液呈弱酸性（288K时，0.1mol/L的CuSO₄溶液pH＝4.2），不溶于乙醇。

晶体受热时会失去结晶水，45℃左右时失去两分子结晶水，110℃以上失去四分子结晶水，258℃以上将失去全部水结晶成为白色粉末状无水硫酸铜，650℃则分解成氧化铜和三氧化硫。

无水硫酸铜有极强的吸水性，把它投入95％乙醇或含水有机物，即吸收水分而恢复为蓝色结晶体。

硫酸铜中的铜离子能破坏蛋白质的立体结构，使之变性。

测定蛋白质浓度时常在蛋白质中加入碱，再加入硫酸铜溶液，此时溶液会变为紫色，这个反应被称为双缩脲反应。

无水硫酸铜为白色粉末；

吸水性很强，吸水后呈蓝色。

硫酸铜加热到650℃时分解成CuO：

化学反应硫酸铜是制备其他铜化合物的重要原料。

无水硫酸铜加热到923K时,分解成CuO

CuSO₄==加热==CuO+SO₃↑ 

或者2CuSO₄==加热==2CuO+2SO₂↑+O₂↑ 

或者Fe+CuSO₄====FeSO₄+Cu 

用于检验硫酸铜 

CuSO₄+H₂S===CuS（黑色沉淀）+H₂SO₄ 

硫酸铜溶液电解 

2CuSO₄+2H₂O==通电==2H₂SO₄+2Cu+O₂↑

然而影响我们大学生消费的最主要的因素是我们的生活费还是有限，故也限制了我们一定的购买能力。

因此在价格方面要做适当考虑：

我们所推出的手工艺制品的价位绝大部分都是在50元以下。

一定会适合我们的学生朋友。

碳酸钠

碳酸钠，俗名苏打、纯碱、洗涤碱，化学式：

Na2CO3，普通情况下为白色粉末，为强电解质。

密度为2.532g/cm3，熔点为851°

C，易溶于水，具有盐的通性。

【化学式】Na2CO3 

【相对分子质量】106 

【俗名】块碱、纯碱、苏打（Soda）、碱面、口碱（历史上，一般经张家口和古北口转运全国，因此又有“口碱”之说。

）、碱面（食用碱）,无结晶水的工业名称为轻质碱，有一个结晶水的工业名称为重质碱。

【外观】白色粉末状,是固体 

【相对密度（水=1）】2.532 

【熔点】851℃ 

【溶解度】21g20℃ 

【分类】强碱弱酸盐**注意**（纯碱是盐，不是碱，只是溶液显碱性）