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必修1第三章《金属及其化合物》复习提纲


必修 1 第三章《金属及其化合物》复习提纲 一、金属的物理通性:常温下,金属一般为银白色晶体(汞常温下为液体),具有良好的导电性、导热性、 延展性。 二、金属的化学性质: 多数金属的化学性质比较活泼,具有较强的还原性,在自然界多数以化合态形式存在。 物质 保存 化性 与 O2 Na 煤油(或石蜡油)中 常温下氧化成 Na2O: 4Na + O2 = 2Na2O 点燃生成 Na2O

2 2Na + O2 点燃 Na2O2 == Al 直接在试剂瓶中即可 常温下生成致密氧化膜: 4Al + 3O2 = 2Al2O3 致密氧化膜使铝耐腐蚀。 纯氧中可燃,生成氧化铝: 4Al + 3O2 == 2Al2O3 点燃 2Al+3Cl2 点燃 2AlCl3 == 加热时才能反应: 2Al + 3S == Al2S3


Fe 直接在试剂瓶中 潮湿空气中易受腐蚀: 铁锈:主要成分 Fe2O3 纯氧中点燃生成: 3Fe+2O2 点燃 3O4 == Fe

与 Cl2 与S

2Na+Cl2 == 2NaCl
点燃

2Fe+3Cl2== 2FeCl3
点燃

常温下即可反应: 2Na + S = Na2S 常温与冷水剧烈反应: 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 2Na+2HCl=2NaCl+H2↑ --------------------与硫酸铜溶液: 2Na+2H2O+CuSO4=Cu(OH)2 ↓+Na2SO4+H2↑ 与氯化铁溶液: 6Na+6H2O+2FeCl3=2Fe(OH )3↓+6NaCl+3H2↑ ---------------------

加热只能生成亚铁盐: Fe + S == △ FeS 常温下纯铁不与水反应。 加热时才与水蒸气反应: 3Fe+4H2O(g) == Fe3O4+4H2 △ Fe+2HCl=FeCl2+H2↑ ---------------------

与水 与 溶 与 溶 酸 液 碱 液

去膜后与热水反应: 2Al+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2↑ △

2Al+6HCl==2AlCl3+ 3H2↑ 2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑

与 盐 溶 液

置换出较不活泼的金属单质

置换出较不活泼的金属单质

与 氧 化 物

镁条引燃时铝热反应: 2Al+Fe2O3==Al2O3+2Fe 点燃 金属活泼性逐渐减弱

---------------------

三、金属化合物的性质: 1、氧化物 Na2O 性质 颜色状态 与水反应 与酸溶液 碱性氧化物 白色固体 Na2O+H2O=2NaOH Na2O+2HCl=2NaCl +H2O(溶液无色) ---------------Na2O2 非碱性氧化物 淡黄色固体 2Na2O2+2H2O=4NaOH +O2↑ 2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+ O2↑ ---------------Al2O3 两性氧化物 白色固体 ---------------Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O Al2O3+2NaOH= 2NaAlO2+H2O Fe2O3 碱性氧化物 赤红色固体 ---------------Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O (溶液黄色) ----------------

与碱溶液

其他

Na2O+CO2=Na2CO3

2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2

----------------

----------------

2、氢氧化物 化性 属性 与酸溶液 与碱溶液 稳定性 其他 NaOH 碱性氢氧化物 NaOH+HCl=NaCl+H2O ---------------稳定 2NaOH+CO2 =Na2CO3+H2O NaOH+CO2(过量)=NaHCO3 金属钠与水即可 Al(OH)3 两性氢氧化物 Al(OH)3+3HCl= AlCl3+3H2O Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O 2Al(OH)3==Al2O3+3H2O ---------------△

Fe(OH)2 碱性氢氧化物 Fe(OH)2+2HCl=FeCl2+2H2O ---------------4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3 ---------------亚铁盐溶液与氢氧化钠溶 液(液面下)

Fe(OH)3 碱性氢氧化物 Fe(OH)3+3HCl= FeCl3+3H2O ---------------2Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O ---------------铁盐溶液滴加氢氧化 钠溶液


制备 3、盐

铝盐溶液与过量浓氨水

Na2CO3 溶解度 溶液碱性 与酸 与碱 稳定性 较大 使酚酞变红,溶液呈碱性。 反应迅速 Na2CO3+2HCl=2NaCl+2H2O+CO2↑ -------------------------------稳定,加热不分解。 Na2CO3 溶液中通入大量 CO2 Na2CO3+H2O+CO2 = 2NaHCO3 其他 用途 溶液中:Na2CO3+Ca(OH)2 = 2NaOH+CaCO3↓ 工业原料等

NaHCO3 较小 使酚酞变淡粉色,溶液呈较弱的碱性。 反应更迅速 NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑ NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O 固体 NaHCO3 :2NaHCO3 == Na2CO3+H2O+CO2↑ 固体 NaHCO3 : 2NaHCO3 == Na2CO3+H2O+CO2↑ 溶液中:NaHCO3+Ca(OH)2 = NaOH+CaCO3↓+H2O 中和胃酸、制糕点等
△ △

相互转化

金属离子检验:焰色反应呈黄色

FeCl2 颜色 与碱溶 液 相互转 化 检验 用途 浅绿色 FeCl2+2NaOH = Fe(OH)2↓+2NaCl 2FeCl2+Cl2 = 2FeCl3 主要表现: 2FeBr2+Br2 = 2FeBr3 性(还原性) 黄色

FeCl3

FeCl3+3NaOH= Fe(OH)3↓+3NaCl 2FeCl3+Fe = 3FeCl2 表现: 2FeBr3+Fe = 3FeBr2

性(氧化性) 遇 KSCN 显血红色 印刷线路板等

遇 KSCN 不显血红色,加入氯水后显红色 净水剂等

四、金属及其化合物之间的相互转化

1、铝及其重要化合物之间的转化关系,写出相应的化学反应方程式。 ⑩NaAlO2+HCl+H2O=Al(OH)3↓+NaCl 2、铁及其重要化合物之间的转化关系,写出相应的化学反应方程式。

3、钠及其化合物之间的相互 转化,写出相应的化学反应方程式。

附:1、焰色反应:用于在火焰上呈现特殊颜色的金属或它们的化合物的检验。 锂 紫红色 钠 黄色 钾 紫色 钙 砖红色 锶 洋红色 钡 黄绿色 铜 蓝绿色

注:观察钾焰色反应时,应透过蓝色钴玻璃,以便滤去杂质钠的黄光。 2、碳酸钠、碳酸氢钠:Na2CO3 又叫纯碱,俗称苏打。无水碳酸钠是白色粉末。NaHCO3 俗称小苏打,也叫酸 式碳酸钠。它是白色粉末,在水中的溶解度比碳酸钠略小,水溶液呈微碱性,固体碳酸氢钠受热即分解。 NaHCO3 是发酵粉的主要成分,也用于制灭火剂、焙粉或清凉饮料等方面的原料,在橡胶工业中作发泡剂。 将碳酸钠溶液或结晶碳酸钠吸收 CO2 可制得碳酸氢钠。 3、氧化铝、氢氧化铝 (1)Al2O3 俗名矾土,是一种难熔又不溶于水的白色粉末。它的熔点、沸点都高于 2000 度。 (2)氢氧化铝是典型的两性氢氧化物,它既能溶于强酸生成铝盐溶液,又能溶于强碱生成偏铝酸盐溶液。 氢氧化铝可用来制备铝盐,作吸附剂等的原料。氢氧化铝凝胶有中和胃酸

第四章
一、硅及其化合物

《非金属及其化合物》复习提纲

硅元素在地壳中的含量排第二,在自然界中没有游离态的硅,只有以化合态存在的硅, 常见的是二氧化硅、硅酸盐等。 硅的原子结构示意图为: ,硅原子最外层有 4 个电子,既不易失去电子 又不易得到电子,主要形成四价的化合物。 1、单质硅(Si): (1)物理性质:有金属光泽的灰黑色固体,熔点高,硬度大。 (2)化学性质:常温下化学性质不活泼。 (3)用途:太阳能电池、计算机芯片以及半导体材料等。 (4)硅的制备:工业上,用 C 在高温下还原 SiO2 可制得粗硅。 SiO2+2C=Si(粗)+2CO↑ Si(粗)+2Cl2=SiCl4 SiCl4+2H2=Si(纯)+4HCl 2、二氧化硅(SiO2): (1)SiO2 的空间结构:立体网状结构,SiO2 直接由原子构成,不存在单个 SiO2 分子。 (2)物理性质:熔点高,硬度大,不溶于水。 (3)化学性质:SiO2 常温下化学性质很不活泼,不与水、酸反应(氢氟酸除外)。 ①与强碱反应:SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O(生成的硅酸钠具有粘性,所以不能用带 磨口玻璃塞试剂瓶存放 NaOH 溶液和 Na2SiO3 溶液,避免 Na2SiO3 将瓶塞和试剂瓶粘住,打 不开,应用橡皮塞)。 ②与氢氟酸反应[SiO2 的特性]:SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O(利用此反应,氢氟酸能雕刻 玻璃;氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放,应用塑料瓶)。 ③高温下与碱性氧化物反应:SiO2+CaO
高温

CaSiO3

(4)用途:光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、玻璃和建筑材料等。 3、硅酸(H2SiO3): (1)物理性质:不溶于水的白色胶状物,能形成硅胶,吸附水分能力强。 (2)化学性质:H2SiO3 是一种弱酸,酸性比碳酸还要弱,但 SiO2 不溶于水,故不能直接由 SiO2 溶于水制得,而用可溶性硅酸盐与酸反应制取:(强酸制弱酸原理) Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3↓ Na2SiO3+CO2+H2O=H2SiO3↓+Na2CO3 此方程式证明酸性: 2SiO3<H2CO3) ( H (3)用途:硅胶作干燥剂、催化剂的载体。 4、硅酸盐 硅酸盐:硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类很多,大多数 难溶于水,最常见的可溶性硅酸盐是 Na2SiO3,Na2SiO3 的水溶液俗称水玻璃,又称泡花碱, 是一种无色粘稠的液体,可以作黏胶剂和木材防火剂。硅酸钠水溶液久置在空气中容易变质: Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3↓(有白色沉淀生成) 传统硅酸盐工业三大产品有:玻璃、陶瓷、水泥。 硅酸盐由于组成比较复杂,常用氧化物的形式表示(活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→ 二氧化硅→水)。 例:硅酸钠:Na2SiO3 Na2O·SiO2 硅酸钙:CaSiO3 CaO·SiO2 高岭石:Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O3·2SiO2·2H2O 正长石:KAlSiO3 不能写成 K2O· Al2O3·3SiO2,应写成 K2O·Al2O3·6SiO2

二、氯及其化合物 氯原子结构示意图为 : ,氯原子最外电子层上有 7 个电子,在化 - 学反应中很容易得到 1 个电子形成 Cl ,化学性质活泼,在自然界中没游离态的氯,氯只以 化合态存在(主要以氯化物和氯酸盐)。 1、氯气(Cl2): (1)物理性质:黄绿色有刺激性气味有毒的气体,密度比空气大,易液化成液氯,易溶于水。 (氯气收集方法—向上排空气法或者排饱和食盐水;液氯为纯净物) (2)化学性质:氯气化学性质非常活泼,很容易得到电子,作强氧化剂,能与金属、非金属、 水以及碱反应。 ①与金属反应(将金属氧化成最高正价) Na+Cl2===2NaCl
点燃 点燃

Cu+Cl2===CuCl2

点燃

2Fe+3Cl2===2FeCl3(氯气与金属铁反应只生成 FeCl3,而不生成 FeCl2。)(思考:怎 样制备 FeCl2 ?Fe+2HCl=FeCl2 +H2 ↑,铁跟盐酸反应生成 FeCl2 ,而铁跟氯气反应生成 FeCl3,这说明 Cl2 的氧化性强于盐酸,是强氧化剂。) ②与非金属反应 Cl2+H2 === 2HCl(氢气在氯气中燃烧现象:安静地燃烧,发出苍白色火焰) 将 H2 和 Cl2 混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。 燃烧定义:所有发光发热的剧烈化学反应都叫做燃烧,不一定要有氧气参加。 ③Cl2 与水反应 Cl2+H2O=HCl+HClO 离子方程式:Cl2+H2O=H++Cl—+HClO 氯水(浅黄绿色),氯水含 H2O、Cl2、HClO、Cl-、H+、OH-(极少量,水微弱电离出来的)。 氯水的性质取决于其组成的微粒: 1)强氧化性:Cl2 是新制氯水的主要成分,实验室常用氯水代替氯气,如氯水中的氯气能 与 KI,KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3 等物质反应。 2)漂白、消毒性:氯水中的 Cl2 和 HClO 均有强氧化性,HClO 具有漂白性和消毒杀菌能 力(HClO 的强氧化性将有色物质氧化成无色物质,不可逆)。 3)酸性:氯水中含有 HCl 和 HClO,故可被 NaOH 中和,盐酸还可与 NaHCO3 等反应。 4)不稳定性:HClO 不稳定光照易分解。 ↑,因此久置氯水(浅黄绿色) 会变成稀盐酸(无色)失去漂白性。 5)沉淀反应:加入 AgNO3 溶液有白色沉淀生成(氯水中有 Cl-)。 ④Cl2 与碱液反应: - - - 与 NaOH 反应: 2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O Cl Cl2+2OH =Cl +ClO +H2O 与 Ca(OH)2 溶液反应:2Cl2+2Ca(OH)2=Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O 此反应用来制漂白粉,漂白粉的主要成分为 Ca(ClO)2 和 CaCl2,有效成分为 Ca(ClO)2。 漂白粉之所以具有漂白性,原因是:Ca(ClO)2 +CO2 +H2O==CaCO3↓+2HClO 生成的 HClO 具有漂白性;同样,氯水也具有漂白性,因为氯水含 HClO;NaClO 同样具有漂白性, 发生反应 2NaClO+CO2+H2O==Na2CO3+2HClO;干燥的氯气不能使红纸褪色,因为不能生 成 HClO,湿的氯气能使红纸褪色,因为氯气发生下列反应 Cl2+H2O=HCl+HClO 漂白粉久置空气会失效(涉及两个反应):Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO, ↑,漂白粉变质会有 CaCO3 存在,外观上会结块,久置空气中的漂白
点燃

粉加入浓盐酸会有 CO2 气体生成。 ⑤氯气的用途:制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物的原料等。 2、Cl-的检验: 原理:根据 Cl-与 Ag+反应生成不溶于酸的 AgCl 沉淀来检验 Cl-存在。 方法:先加稀硝酸酸化(排除 CO32-干扰)再滴加 AgNO3 溶液,如有白色沉淀生成,则说明 有 Cl-存在。 三、硫及其化合物 1、硫元素的存在:硫元素在自然界中既有游离态又有化合态。 2、硫单质: ①物质性质:俗称硫磺,淡黄色固体,不溶于水,熔点低。 ②化学性质:S+O2 === SO2(空气中点燃淡蓝色火焰,纯氧中蓝紫色) 3、二氧化硫(SO2) (1)物理性质:无色、有刺激性气味有毒的气体,易溶于水,密度比空气大,易液化。 (2)化学性质: ①SO2 能与水反应 SO2+H2O H2SO3(亚硫酸,中强酸)此反应为可逆反应。 可逆反应定义:在相同条件下,正、逆方向同时进行的反应。(关键词:相同条件下) ②SO2 为酸性氧化物,可与碱反应生成盐和水(与 CO2 相似)。 a、与 NaOH 溶液反应: SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O SO2+2OH-=SO32-+H2O b、与 Ca(OH)2 溶液反应:SO2+Ca(OH)2=CaSO3↓(白色)+H2O ③SO2 能碱性氧化物反应:SO2+CaO
高温

点燃

CaSO3

④SO2 具有还原性,能与强氧化剂(如酸性高锰酸钾溶液、氯气、氧气等)反应。SO2 能使酸 性 KMnO4 溶液、新制氯水褪色,显示了 SO2 的还原性(不是 SO2 的漂白性)。

SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl(将 SO2 气体和 Cl2 气体混合后作用于有色溶液,漂白效果 将大大减弱。) ⑤SO2 的漂白性: 2 能使品红溶液褪色, SO 加热会恢复原来的颜色。 用此可以检验 SO2 的存在。 SO2 Cl2 漂白的物质 漂白某些有色物质 使湿润有色物质褪色 原理 与有色物质化合生成不稳定 与水生成 HClO,HClO 具有漂白性,将有色物质 的无色物质 氧化成无色物质 加热 能恢复原色(无色物质分解) 不能复原 ⑥SO2 的用途:漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。 4、硫酸(H2SO4) (1)浓硫酸的物理性质:纯的硫酸为无色油状粘稠液体,能与水以任意比互溶(稀释浓硫酸 要规范操作:注酸入水且不断搅拌)。质量分数为 98%(或 18.4mol/l)的硫酸为浓硫 酸。不挥发,沸点高,密度比水大。 (2)浓硫酸三大性质:吸水性、脱水性、强氧化性。 ①吸水性:浓硫酸可吸收结晶水和气体中的水蒸气,可作干燥剂,可干燥 H2、O2、SO2、 CO2 等气体,但不可以用来干燥 NH3 等气体。 ②脱水性:能将有机物(蔗糖等)以水分子中 H 和 O 原子个数比 2︰1 脱水,炭化变黑。 ③强氧化性:浓硫酸在加热条件下显示强氧化性(+6 价硫体现了强氧化性),能与大

多数金属反应,也能与非金属反应。 (ⅰ)与大多数金属反应(如铜):2H2SO4 (浓)+Cu===CuSO4+2H2O+SO2 ↑ (此反应浓硫酸表现出酸性和强氧化性 ) (ⅱ)与非金属反应(如 C 反应):2H2SO4(浓)+C===CO2 ↑+2H2O+SO2 ↑ (此反应浓硫酸表现出强氧化性 ) 注意:常温下,Fe、Al 遇浓 H2SO4 或浓 HNO3 发生钝化。 在常温下,铝和铁遇浓硫酸或浓硝酸时,因表面被浓硫酸氧化成一层致密氧化膜,这层 氧化膜阻止了酸与内层金属的进一步反应。这种现象叫金属的钝化。所以,常温下可以用铁 制或铝制容器盛放浓硫酸和浓硝酸。 3、硫酸的用途:干燥剂、化肥、炸药、蓄电池、农药、医药等。 四、氮及其化合物 1、氮的氧化物:NO2 和 NO N2+O2 ======== 2NO,生成的一氧化氮很不稳定: 2NO+O2 == 2NO2 一氧化氮:无色气体,不溶于水。也会对空气造成污染。 二氧化氮:红棕色气体、有刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水,并与水反应: 3NO2+H2O=2HNO3+NO,此反应中 NO2 既是氧化剂又是还原剂。 以上三个反应是“雷雨固氮”、“雷雨发庄稼”的反应。 2、硝酸(HNO3): (1)硝酸物理性质:纯硝酸是无色、有刺激性气味的油状液体。低沸点(83℃)、易挥 发,在空气中遇水蒸气呈白雾状。98%以上的硝酸叫“发烟硝酸”,常用浓硝酸的质量分数为 69% (2)硝酸的化学性质:具有一般酸的通性,稀硝酸遇紫色石蕊试液变红色,浓硝酸遇紫 色石蕊试液先变红(H+作用)后褪色(浓硝酸的强氧化性)。用此实验可证明浓硝酸的氧化 性比稀硝酸强。浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂,能氧化大多数金属,但不放出氢气,通常浓硝 酸产生 NO2,稀硝酸产生 NO,如: ①Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O ②3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 反应①还原剂与氧化剂物质的量之比为 1︰2;反应②还原剂与氧化剂物质的量之比为 3︰2。 常温下,Fe、Al 遇浓 H2SO4 或浓 HNO3 发生钝化,(说成不反应是不妥的),加热能发生反 应: △ Fe+6HNO3(浓) Fe(NO3)3+3NO2↑+3H2O + 当溶液中有 H 和 NO3-时,相当于溶液中含 HNO3,此时,因为硝酸具有强氧化性,使 得在酸性条件下 NO3-与具有强还原性的离子如 S2-、Fe2+、SO32-(通常是这几种)因发生氧 化还原反应而不能大量共存。(有沉淀、气体、难电离物生成是因发生复分解反应而不能大 量共存。) 3、氨气(NH3) (1)氨气的物理性质:无色气体,有刺激性气味、比空气轻,易液化,极易溶于水, 1 体积水可以溶解 700 体积的氨气(可做红色喷泉实验)。浓氨水易挥发出氨气。 (2)氨气的化学性质: a.溶于水溶液呈弱碱性:NH3+H2O NH3· 2O H NH4++OH-
高温或放电 △ △

生成的 NH3·H2O 是一种弱碱,很不稳定,受热会分解:NH3·H2O



NH3 ↑+H2O

氨气或液氨溶于水得氨水,氨水的密度比水小,并且氨水浓度越大密度越小,计算氨水 浓度时,溶质是 NH3,而不是 NH3·H2O。 氨水中的微粒:H2O、NH3、NH3·H2O、NH4+、OH—、H+(极少量,水微弱电离出来)。 喷泉实验的原理:是利用气体极易被一种液体吸收而形成压强差,使气体容器内压强降 低,外界大气压把液体压入气体容器内,在玻璃导管尖嘴处形成美丽的“喷泉”。 喷泉实验成功的关键:(1)气体在吸收液中被吸收得既快又多,如 NH3、HCl、NO2 用水吸 收,CO2、SO2,Cl2 等用 NaOH 溶液吸收。(2)装置的气密性要好。(3)烧瓶内的气体纯 度要大。 b.氨气可以与酸反应生成盐: ①NH3+HCl=NH4Cl ②NH3+HNO3=NH4NO3 ③ 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4 因 NH3 溶于水呈碱性,所以用湿润的红色石蕊试纸检验氨气(变蓝),证明有 NH3 存在。 (3)氨气的实验室制法:(课本 P88 图 4-33) 1)原理:铵盐与碱共热产生氨气 ?? 2)装置特点:固+固 ?? 气体,与制 O2 相同。 3)收集:向下排空气法(常在试管口塞有一团棉花)。一是减小氨气与空气的对流,以 利收集氨气;二是吸收空气中的水气 4)验满:湿润的红色石蕊试纸(NH3 是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体) 5) 干燥:用碱石灰(NaOH 与 CaO 的混合物)或生石灰在干燥管或 U 型管中干燥。不 能用 CaCl2、P2O5、浓硫酸作干燥剂。 (4)氨气的用途:液氨易挥发,汽化过程中会吸收热量,因此,液氨可以作制冷剂。 4、铵盐 (1) 铵盐均易溶于水,受热易分解,放出氨气:NH4Cl
△ △

NH3↑+HCl↑

(2)干燥的铵盐能与碱固体混合加热反应生成氨气,利用这个性质可以制备氨气: 2NH4Cl+Ca(OH)2 2NH3↑+CaCl2+2H2O

(3)NH4+的检验:样品加碱混合加热,放出的气体能使湿的红色石蕊试纸变蓝,证明有 NH4+。


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