2024年2月8日发(作者：)

九 年 级 化 学（沪 教 版）

1.1 化学给我们带来什么

一.化学帮助我们正确认识物质：

碳酸氢铵受热分解

1.

现象：

产生有刺激性气味的气体

蒸发皿上方产生白雾

白色粉末减少至消失

有使澄清石灰水变浑浊的气体

NH4HCO3 NH3

H2O CO2

△

2.结论：碳酸氢铵 氨气+水+二氧化碳

反应物

生 成 物

二.化学指导人类合理利用资源：

氮气（N2）：性质：无色无味气体，难溶于水，ρ＜ρ

；化学性质稳定，在常温下很难与其他空

物 质发生反应，本身不燃烧，也不支持燃烧。

①铁丝表面有红棕色气体产生

现

象 ②导管内液面上升

原 ①铁钉与水、氧气反映产生铁锈

因

②锥形瓶内气体减少，气压变低，大气压把水压入导管内

1.2化学研究些什么

一.化学研究物质的性质与变化：

化学变化：有新物质生成的变化称为化学变化

1.

变化

物理变化：没有有新物质生成的变化称为物理变化

2.本质区别：是否有新物质生成。

物理性质：物质不需要通过化学变化就能表现出来的性质叫做物理性质

3.性质

化学性质：物质在发生化学变化时表现出来的性质叫做化学性质

（可燃性，酸碱性，氧化性，腐蚀性）

释放能量

4.能量变化

吸收能量

5.蜡烛燃烧：

点燃

1

石蜡 + 氧气 二氧化碳 + 水

O2

CO2

H2O

二.化学研究物质的组成和结构

1.空气的成分（按体积）

N2—78％ O2—21％ 稀有气体—0.94％ CO2—0.03％ 其他—0.03％

2.空气中氧气体积的分数测定

原理：

红磷 + 氧气

点燃

五氧化二磷

P O2 P2O5

现象：

产生大量白烟

放热

结束后，冷却至室温，然后打开止水夹，瓶内进水约占五分之一体积

结论：氧气约占空气体积的15

误差：

1 红磷的量不足，会使氧气不完全消耗

少于

集气瓶为冷却至室温，就打开止水夹

5 装置漏气

止水夹没有夹紧

大于1

5 没及时塞上橡皮塞

3.洁净物、混合物

洁净物：只由一种物质组成。

混合物：两种或两种以上的物质组成。

4.稀有气体

氦（He） 氖（Ne） 氩（Ar） 氪（Kr） 氙（Xe） 氡（Rn）

5.物质组成相同，结构不同，性质不同。

三.化学研究物质的用途与制法

1.3怎样学习和研究化学

一.学习化学需要进行化学实验 P137

燃烧匙：用来做燃烧实验的。

蒸发皿：蒸发、结晶和浓缩。

托盘天平：称量物质和质量（固体的），量程100g，精准度0.1g

铁架台：支撑和夹持物体。

酒精灯：加热。

研钵：研碎药品。

试剂瓶：粗口叫广口瓶，装固体药品；细口叫细口瓶，装液体药品。

量筒：量取液体体积。

集气瓶：收集气体，作反应容器。

烧杯：装药品作反应容器，稀释药品，溶解药品，用于加热（垫上石棉网）。

锥形瓶：作反应容器，装药品。

试管刷：刷试管的。

2

试管夹：夹试管的。

干燥器：干燥物体、仪器。

药匙：取粉末状药品。

石棉网：散热、隔热。

坩埚钳：夹持作用。

烧瓶：可以加热，作反应容器。

漏斗：添加液体。

试管：用于加热，装药品反应容器。

水槽：装水。

滴瓶：装液体药品。

1.3怎样学习和研究化学

一.需要进行化学实验

1.常用仪器

2.基本实验操作

①酒精灯 ②药品取用

标签向手心 最少1—2ml

瓶口与试管口对接倾斜 不超过试管容积1液体

3

缓慢倾倒

粉末：药匙，或纸槽送到试管底部（最少盖住管底）

固体

颗粒：用镊子放管口，缓慢竖起，滑入

3.气体的收集

排水：气体不溶于水，不与水反应

向上排空气法：ρ＞ρ空

而且不与空气反应

排空气法

向下排空气法：ρ＜ρ 而且不与空气反应

空

4.气体的制取：

过滤器：用滤纸和漏斗。

过滤注意事项：一贴二低三紧靠

一贴： 滤纸紧贴漏斗内壁上

5.

过滤：

滤纸的边缘低于漏斗边缘

二低

液面低于滤纸边缘

①漏斗下端管口仅靠在烧杯内壁上

三紧靠

②玻璃棒紧靠3层滤纸一侧

③烧杯口紧靠在玻璃棒上

6.量筒的使用：平玻璃棒：引流的作用

放

视线与液体凹液面最低处相平。

3

仰视：最终量取的水多

俯视：最终量取的水少

7.试管的使用法：可用于盛放少量的固体及液体，可用作物质之间反应的容器，也可以进行加热。

8.实验规则和安全与要求

一.需要进行化学实验

1.铜绿化学性质

①铜绿与稀盐酸反应。

现绿色粉末消失

象产生大量气沫

溶液由无色变为蓝色

结论：碱式碳酸铜 + 稀盐酸 氯化铜 + 二氧化碳 + 水

Cu2(OH)2CO3

HCl CuCl2

CO2

H2O

②铜绿分解实验

现绿色粉末变成黑色粉末

象试管壁上有水珠

澄清石灰水变浑浊

结论：碱式碳酸铜

△

水 + 二氧化碳 + 氧化铜

Cu2(OH)2CO3

H2O CO2

CuO

二.需要进行科学探究

1.方法：①提出问题 ②做出猜测 ③制定方案 ④查资料，搜集证据 ⑤得出结论 ⑥进行反思2.镁条燃烧实验现象

产生耀眼白光

放出大量热

产生白色粉末（氧化镁）

结论：镁 + 氧气

点燃

氧化镁

Mg O2 MgO

3.镁与食醋

现象：放热产生大量气沫，产生气体叫氢气

三需要学习化学符号

1.元素符号 2.化学式 3.化学方程式

2.1性质活泼的氧气

一.氧气的性质：

1.物理：通常状态：无色无味气体，ρ＞ρ空

，不易溶于水

1.01×105 冷却—183°C 由气体变成淡蓝色液体

—218.4°C 淡蓝色雪花状固体

2.化学：比较活泼

①木炭在氧气中燃烧： 由上至下，缓慢进入，保证与氧气充分接触

现

发出白光放热

象 产生使澄清石灰水变浑浊的气体

4

点燃

结论：碳 + 氧气 二氧化碳

C O2 CO2

②蜡烛在氧气中燃烧：

放热

现 发白光

象 瓶内壁有水雾

产生使澄清石灰水变浑浊的气体

点燃

结论：石蜡 + 氧气 二氧化碳 + 水

③铁丝在氧气中燃烧

现 剧烈燃烧，火星四射

放出大量热

象 产生黑色固体

点燃

结论：铁 + 氧气 四氧化三铁

注 Fe O2 Fe3O4

打磨

意 铁丝绕成螺旋状，增大与氧气接触面积

事 火柴将要燃尽的时候，放进水内

项 瓶内要放少量水或沙子

2.氧化反应：物质与氧气的反应成为氧化反应。

剧烈氧化；既发光有发热

缓慢氧化：不发光发热

二.氧气用途

供给呼吸

支持燃烧，做助燃剂

三.氧气的制法：

1.工业制法：分离液态空气方法

原理：利用液态氮和液态氧的沸点不同进行蒸发。

2.实验室制法：

药品：①高锰酸钾（紫黑色晶体颗粒）②过氧化氢和二氧化锰 ③氯酸钾和二氧化锰的混合物

△

原理：①高锰酸钾 锰酸钾 + 二氧化锰 + 氧气

KMnO4 K2MnO4 MnO2 O2

MnO2

②过氧化氢（双氧水） 水 + 氧气

H2O2 H2O O2

MnO2

③氯酸钾 氯化钾 + 氧气

△

KClO3

KCl O2

步骤：①连接装置 ②检查气密性 ③装药品 ④固定铁架台上 ⑤集气瓶装满水 ⑥加热⑦收集气体

⑧连续均匀气泡

5

收集气体：①排水法（不易溶于水） ②向上排空气法（ρ＞ρ空 ）

①带火星的木条放在瓶口复燃

验满

②瓶口出现气泡

验证： 带火星的木条伸入瓶内复燃

注意事项：P36、P37

2.2奇妙的二氧化碳

一.CO2在自然界中循环

1.

动植物的呼吸

产 化石燃烧

生

动植物的尸体

工厂排放废气

2.消耗：植物光合作用

3.温室效应，CO2含量过多

二.CO2的性质

1.物理性质：无色无味的气体，密度比空气大，能溶于水，加压降温气 液 固（干冰）

2.化学性质： 不燃烧，也不支持燃烧

二氧化碳与蜡烛

下面先灭

现象

上面后灭

CO2与石灰水（主要成分是氢氧化钙）

二氧化碳 + 氢氧化钙 碳酸钙 + 水

CO2

Ca(OH)2

CaCO3

H2O

现象：使澄清石灰水变浑浊

CO2与水

二氧化碳 + 水 碳酸

CO2

H2O H2CO3

现象：紫色物质变红色 碳酸作用

碳酸受热易分解

△

碳酸 二氧化碳 + 水

H2CO3

CO2

H2O

现象：红色石蕊试液又变成紫色（碳酸分解）

2的用途： 气体：作气体肥料

液态：灭火器—灭火器

固态：人工降雨，舞台云雾

4.化合反应与分解反应：

化合反应：由两种或两种以上物质生成一种物质的反应叫做化合反应。

分解反应：由一种物质生成两种或两种以上新物质的反应叫做分解反应。

三.二氧化碳的制备与利用

1.实验室制CO2：

6

药品：大理石（石灰石）， 稀盐酸

（主要是碳酸钙） （主要是氯化氢）

【反应适中】 【不易挥发】

碳酸钙粉末，碳酸钠粉末：反应速度快，不适合气体收集

不适

浓盐酸：易挥发，挥发出氯化氢气体，使收集的二氧化碳不纯

稀硫酸：硫酸与大理石、石灰水反应，它会产生微溶于水的硫酸钙，它会附在大理石表

面，阻止反应进行。

原理：碳酸钙 + 稀盐酸 氯化钙 + 水 + 二氧化碳

CaCO3 HCl CaCl2 H2O CO2

仪器：锥形瓶、长颈漏斗导气管。

反应条件：不需要加热

选择仪器

反应物的状态：固体和液体混合

步骤：①连接装置 ②检查气密性 ③装药品 ④收集气体 （先固后液）方法：向上排空气法（ρ＞ρ验证：澄清石灰水——浑浊

空 ）

验满：燃烧的木条放瓶口处——熄灭

注意：①装置的气密性

止水夹夹住或夹紧胶皮管

水没处长颈漏斗下端管口

再倒水使漏斗内形成水柱

不移动

②下端管口伸到漏斗液面上（防止产生气体逸出）

四.二氧化碳与人体健康

灯火实验

久违开启的菜窖，溶洞

2.3自然界中的水

一.水的组成：

1.电解水的实验：

正、负极都产生大量气泡

现象

而且正极产生的气泡少

负极产生的泡沫多

气体体积比1：2

正极气体（氧气）、负极气体（氢气）验证：

水

通电

氢气 + 氧气

H2O H2 O2

注意：为了增强水的导电性，常在水中加少量稀硫酸或氢氧化钠溶液。

2.氢气燃烧的实验：

氢气燃烧产生淡蓝色火焰

现象

7

放出大量热

烧杯内壁有水雾产生

氢气 + 氧气

点燃

水

H2 O2 H2O

结论：水是由氢元素和氧元素组成的。

二.水的净化

1.硬水，软水：

①定义

硬水：含有较多可溶性，钙、镁的物质

软水：含有较少可溶性，钙、镁的物质

②区别：肥皂水 硬：泡沫少，白色垢状物多

软：泡沫多，白色垢状物少

③降低水硬度：煮沸，蒸馏

2.水净化的方法

①沉降：自然沉降

化学沉降：明矾（混凝剂）沉降悬浮杂质

②过滤：固体和液体分开

③吸附：活性炭（色素、异味、有毒物质）

④蒸馏：分离可溶性杂质

⑤杀菌，消毒：消毒剂，漂白粉

⑥煮沸

三.水资源的综合利用

1.保护 ①节约用水 ②防止水污染

2.水污染治理

①水的污染来源：工业“三废”的随意排放

农业上，化肥、农药的不合理使用

生活污水任意排放

②防止的方法：加强水质监测 工业“三废”处理后排放

农药化肥，合理使用 生活污水处理后排放

3.1构成物质的基本颗粒

一.微粒的性质：

1.不断运动，温度越高，微粒运动速度越快。

2.微粒之间有空隙，空隙大小由温度决定，温度越高空隙越大，压强越大，空隙越小， 气体之间空隙大，容易不压缩，固、液体之间空隙小，不容易被压缩。

3.微粒很小，体积小，质量也小。

4.构成物质的微粒有分子，原子，离子

分子 CO2 （由二氧化碳分子构成）

原子：金刚石由碳原子构成的。铜由铜原子构成的。

离子：氯化钠NCl 由氯离子和钠离子构成。

8

二.分子：

1.定义 是构成物质的一种微粒

也是保持物质化学性质的一种微粒

2.性质：①不断运动②分子间有空隙③分子小④同种物质分子一样，不同种物质分子不一样。

3.常见的由分子构成的物质：水、二氧化碳、氧气、氢气、氮气、氨气、氯化氢

H2O CO2 O2 H2 N2 NH3 HCl

4.用分子的观点、解释

①解释纯净物、混合物

纯净物：一种分子构成 混合物：多种分子构成

②解释物理变化和化学变化

物理变化：分子不发生改变 化学变化：分子发生改变

三．原子

1.定义： 原子是构成物质的一种微粒。

原子也是化学变化中最小微粒

2.性质：①不断运动 ②之间有空隙 ③原子小 ④同种原子相同，不同种原子不相同

⑤原子可以直接构成物质，也可以构成分子。

3.常见由原子构成的物质：①所有的金属 ②所有稀有气体 ③某些固态非金属：C S P Si

碳 硫 磷 硅

4.分子和原子的分别和联系：在化学变化中，分子可分，原子不可分

联系：分子是由原子构成的。

5.原子结构

质子（+）

m

= m

质 原子核（+）质量大，体积小

中子（无）中

原子

核外电子（—） 做高速度运动，质量几乎忽略不计。

①一个质子带一个单位正电荷，每个电子带一个单位负电荷。

②质子数=电子数=核电荷数=原子序数

③带负电荷的是核外电子 带正电荷的是原子核，质子 不带电：中子，原子，分子

④质子数+中子数=相对原子质量

6.原子的质量：

①相对原子质量：以一种碳原子的质量的1/12作为基准，其他原子的质量与这一基准的比，称

为这种原子的相对原子质量。

②公式（Ar）相对原子质量：

原子的质量质子数中子数

1Mc12

③相对分子质量：相对分子质量（Mr）等于构成分子的各原子的相对原子质量（Ar）的总和。

Mr=Ar×个数 例：Mr（CO2）=12×1+16×2=44 Ca(OH)2=40+(16+1)×2=74

7.原子结构示意图

① +8 原子核带8个正电荷

+8

2 6

电子层

9

2

电子层上的电子数

②核外电子分布

⑴遵循能量最低原则，先排第一层，然后第二层。

⑵每一层最多容纳2n2（n为第几层）

⑶多个电子的，8为稳定结构 一层 2为稳定结构

⑷最外层电子数不超过八个

③最外层电子数，元素的化学性质，元素分类之间的关系。

＜4 易失电子，化学性质活泼，一般为金属元素

＞4 易得电子，化学性质活泼，一般为非金属元素

=8(一层=2) 既不容易丢，也不容易得电子，化学性质稳定，一般为稀有气体。三.离子

1.定义：带电的原子和原子团都叫离子。

2.形成：

失电子 阳离子(+) 质子数＞电子数

得电子 阴离子(—)质子数＜电子数

3.常见原子团：氢氧根(OH-) 碳酸跟(CO

2-

) 硝酸根(NO-

2-

+

3) 硫酸根(SO4

) 铵根(NH4.离子符号写法及含义

3

4)

①写法：元素符号右上角标出所带点亮和电性（如果电量是1，通常省略）

②离子符号含义：Na+

表示一种离子

表示一个的意思

表示离子带电情况

3.2组成物质的化学元素

一.元素与元素符号

1.元素定义：具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称。

种类：由质子数或核电荷数决定。

分类：由最外层电子数决定

2.元素的特征（性质）：宏观定义的物质，只论种类，不论个数

3.与原子的区别：原子是微观定义，是构成．．物质。原子既论种类，又论个数。

4.元素分类：金属元素，非金属元素，稀有气体

5.元素符号：

①规定：拉丁文，1—2个字母。

②写法：第一个大写，第二个小写。

③含义： ⑴表示一种元素 O—氧元素

⑵表示这种元素的一个原子 O— 一个氧原子

⑶由原子直接构成的物质，元素符号还表示这种物质

6.离子符号：Mg2+

2Mg2+

7.元素周期表： 横行——周期

10

纵行——族

8.物质的简单分类：

①单质：由同种元素组成的纯净物。

②化合物：由两种或两种以上元素组成的纯净物

③氧化物：由两种元素组成的化合物，其中有一种元素是氧元素。

固：C、P、S、Si

金属，非金属

单质

气：O2、N2、H2、Cl2、O3

稀有气体

纯净物

金属氧化物

物质

有机化合物

氧化物

化合物

非金属氧化物

混合物 无机化合物

酸

碱

二.自然界中元素

盐

1.地壳：氧、硅、铝、铁、钙

2.海洋：氧、氢

3.人体中：氧、碳、氢

4.太阳：氢、氦

5.地核：铁

三.元素与人体健康

1.大量元素：20多种 钙

2.微量元素：7种 锰、钴、碘、锌、铜、铁、硒

3.3物质的组成

一.化学式反映物质的组成

1.定义：用元素符号和数字的组合，来表达纯净物组成的式子

2.含义：

表示一个分子（H2O，一个水分子）

表示一种物质（H2O，表示水这种物质） 宏观

这种物质由哪些元素组成（H2O，水是由氧、氢元素组成的）

一个分子是由那些原子构成的（H2O，一个水分子是由两个氢原子和一个氧原子组成的）

3.化学符号周围的数字

二.化学式的写法

1.化合价：体现化合物中，不同元素原子数目比值关系的数值。

2.数值、类型：

数值：原子得失最外层电子数 类型：得电子——负价 失电子——正价

3.化合价的写法：在元素符号正上方标出正负和数值（1省略不写）

4.化合价的原则：在化合物中正负化合价代数和为0，判断化学式的正误。

5.常见元素常见的化合价。

11

6.原子团：一种或多种元素的原子结合在一起形成带电的离子，作为一个整体参加化学反应，这

样的原子集合称为原子团

7.写化学式：

⑴由原子直接构成的物质，元素符号就是化学式，如Fe，Ar，C，Si

①单质化学式

⑵由多个原子构成一个分子的物质，元素符号下加数字，如O2、H2、Cl2、O3，C60

②化合物

规则：⑴正价写下面，负价写后面

⑵在金属化合物中：金属为正价，非金属为负价

在非金属氧化物中，一般非金属为正价，氧为负价

⑶无特殊是，H——+1 O—— -2

⑷根据化合价原则确定原子个数，标在右下角

方法：交叉法 P——+3 O—— -2

-3-2

c.P2O3

三.简单化合物的命名：从右向左读，从后向前读

1.由两种元素组成的化合物：某化（亚）某

有可变化合价时，低价前加“亚”字

2.含有OH—：氢氧化（亚某）

3.含有酸根：某酸（亚）某

四.化合物中元素之间的质量关系

1.根据化学式求某一元素的化合价

SO3

x×1+(-2)×3=0 x=+6

2.求化合物中各元素的质量比

3.求某一元素的质量分数

①质量分数：

②公式：某元素的质量分数=该元素的相对原子质量(Ar)原子个数化合物的相对分子质量(Mr)100％

4.已知化合物的质量，求其中某元素质量

例： 44gCO2中C元素多少克？

44g×1244×100％=12g

5.已知某元素质量求化合物质量

例： 多少克水中含H元素16g

H2O x×218=16g

x=144g

6.混合物的纯度（混合物中纯净物的质量分数）

混合物中某物质的质量分数（混合物的纯度）=混合物中某一元素的质量分数纯净物中这一元素的质量分数100％

12

4.1常见的化学反应——燃烧

一.燃烧条件：

1.燃烧：是一种发光、发热的剧烈的化学变化。

2.条件：

（同时具备） 物质具有可燃性（可燃物）

可燃物与氧气接触

可燃物的温度达到着火点

3.烧不坏的手绢

二.完全燃烧与不完全燃烧

1.碳在空气中燃烧

点燃

①O2充足：C+O2(充足) CO2

点燃

②O2不充足：C+O2(不充足) CO2

性质：无色、无味气体，ρ＜ρ ，难溶于水，有剧毒，有可燃性，还原性

空

点燃

CO+O2 CO2

（产生蓝色火焰）

3.定义：

①完全燃烧，氧气充足时，燃料燃烧的快，放出的热量多。

②不完全燃烧，O2不充足时，燃料燃烧的慢，放出的热量少。

4.含碳、氢元素的燃料燃烧：

①O2充足：产生CO2与H2O

②O2不充足：除产生二氧化碳与水之外,还产生大量CO,碳氢化合物等有毒气体和大量炭黑颗粒。

5.完全燃烧的重要性：①节约燃料 ②减少污染

6.完全燃烧条件：①增大氧气浓度 ②增大可燃物与氧气的接触面积

三.燃烧引起的爆炸现象：

爆炸

在有限空间内：极速燃烧，短时间内产生大量热，使周围气体迅速膨胀

1. 在无限空间内：O2浓度较大,(或与O2接触面积过大,使周围气体体积迅速膨胀)燃烧范围广

2.爆炸的极限

四.放火与灭火

1.灭火的原理和方法：

①可燃物与火源隔离：液化石油气着火关闭阀门；森林着火——开辟隔离物

②使可燃物与O2隔离：熄灭酒精灯——灯帽盖火；油锅着火——盖上锅盖

③将可燃物温度降低到着火点以下：吹蜡烛；房屋、柴草着火——用水，干冰

2.易燃，易爆物：在遇明火、高温或撞击时，极易发生燃烧或爆炸。

3.安全标志

4.自救措施：湿毛巾捂住口鼻。

4.2化学反应中的质量关系

13

一.质量守恒定律的探究

1.硫酸铜和氢氧化钠反应：

CuSO4+NaOH Cu(OH)2+Na2SO4

蓝、液 无色 蓝、固 无色

2.碳酸钙和稀盐酸反应：

CaCO3+HCl CaCl2+H2O+CO2

注意：容器密闭

二.质量守恒定律：

1.内容：参加化学反应的各物质的质量总和等于反应后生成的各物质的质量总和，这个规律叫做

质量守恒定律。

2.适用范围：化学变化，质量守恒

三.应用质量守恒定律

燃烧掉 + O2 CO2+H2O

Fe +O2 Fe2O3

Cu +O2 CuO

四.用微粒观点解释质量守恒定律

在化学变化中：反应前后原子种类和数目不变，原子质量不变。

五.总结规律

①6个不变：元素种类、物质总质量、原子个数、元素质量、原子的种类、原子质量。

②两个一定改变的：物质种类、分子的种类 ③两个可能变的：分子的个数和化合价。

4.3化学方程式书写和应用

一.化学反应的表示方法——化学方程式

1.定义：用化学式表示化学反应的式子

2.书写原则 以客观事实为依据

符合质量守恒定律

3.书写步骤：

①写反应物生成物化学式：

Fe+O2

Fe3O4

②配平：3Fe+2O2

==== Fe3O4

点燃

③标条件：3Fe+2O2 ==== Fe3O4

④标“↑”“↓” CaCO3+2HCl ==== CaCl2+H2O+CO2↑ （反应前无气体参加，反应后有气体生成）

CuSO4+2NaOH ==== Na2SO4+Cu(OH)2↓ （反应前无固体参加，反应后有固体生成）

4.常用条件：点燃、加热、高温、催化剂、通电、光照

观察法

5.

配平的方法：

14

分数法：适用于含C、H、O元素的化合物与O2反应

点燃

C2H2+52O+H点燃

2

==== 2CO22O 2C2H2+5O2

==== 4CO2+2H2O

6.读法：“+”和、“=”生成

二.依据化学方程式的计算

1.方程式的含义：

①表达反应物、生成物、反应条件

②表达反应物、生成物微粒的个数比

③表达反应物、生成物之间的质量关系和质量比

2.依据方程式的计算：

①求反应物生成物的质量比（相对分子质量总和的比）

②已知反应物（或生成物）的质量，求反应物（或生成物）的质量

例： 已知碳酸钙与盐酸反应生成CO2

要制取CO2，8.8g需碳酸钙多少克？

解：设需要CaCO3的质量为x

CaCO3+2HCl ==== CaCl2+H2O+CO2↑

100 44

X 8.8g

10044x8.8g或100x448.8g

X=20g

答：需要碳酸钙20g。

注：方程式带的数据是纯净物的质量，不是混合物的质量。

5.1金属的性质和利用

一.金属的性质：

1.物理性质： ①有金属光泽 ②多数金属为银白色：Au—金黄色，Cu—紫红色 Zn—青白色 ③多数金属为固体：除了Hg——液

④所有的金属都有良好导电性、导热性和延展性。

⑤多数金属有较大的密度、硬度和溶点。

2.金属某些物理性质及其应用

饰品：Au、Ag、Pt（铂）——金属光泽和延展性

炊具：Fe、Al——导热性

电丝、电缆：Cu、Al——导电性

灯丝：W——熔点高

食品包装：Al——延展性

3.金属的化学性质：

①与氧气反应

2Mg+O点燃

3Fe+2O点燃

2 ==== MgO

2 ==== Fe3O4

15

△

2Cu+O2 ==== 2CuO（变黑色） 4Al+3O2

==== 2Al2O3

②与酸反应

Mg+2HCl ==== MgCl2+H2↑ 2Al+6HCl ==== 2AlCl3+3H2↑

Fe+HCl==== FeCl2+H2↑ Zn+2HCl ==== ZnCl2+H2↑

③与CuSO4

Fe + CuSO4====Cu+FeSO4

铁条表面覆盖一层红色的物质

现象： 溶液由蓝色变成浅绿色

4.置换反应：一种单质和一种化合反应,生成另一种单质和另一种化合物,这样的反应叫做置换反应

5.金属活动性顺序： K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

钾 钙 钠 镁 铝 锌 铁 锡 铅 （氢）铜 汞 银 铂 金

①金属活动性顺序表中，金属的位置越靠前，活动性越强。

②排在氢前面的金属，能与酸反生置换反应，生成氢气（除浓硫酸和硝酸）

③排在前面的金属能把后面的金属，从其化合物溶液中置换出来。（K，Ca，Na）

6.实验室制取氢气

①原理：Zn+H2SO4==== ZnSO4+H2↑

②选择药品：Mg、Al——太快 Fe——太慢 HCl——挥发 H2不纯

③装置步骤：同制取二氧化碳一样

④收集方法： 排水法 （难溶于水）

向下排空气法 （ρ＜ρ空 ）

氢气的性质：无色无气味的气体，ρ＜ρ空

，是最轻的气体，难溶于水，有可燃性，还原性。

二.合金

1.定义：合金是由一种金属跟其他金属熔合形成的有金属特性的物质。

2.特性： 硬度比组成它的金属大

熔点比组成它的成分金属熔点低

3.常见合金特性和用途：P120

4.铁的金属：铁和碳的合金

生铁：含碳量大，2％—4.3％，韧性差，硬

钢：含碳量0.03％—2％，韧性好，弹性好，比较硬

5.金属材料：纯金属和各种合金

5.2金属矿物 铁的冶炼

一.金属矿物：

1.金属元素的存在：①极少数以单质形式存在，如铂、金、银 ②大多数以化合物存在

2.金属矿物：

①铁的矿物：⑴赤铁矿（Fe2O3） ⑵磁铁矿（Fe3O4） ⑶黄铁矿（FeS2） ⑷菱铁矿（FeCO3）

②铜的矿物：⑴赤铜矿（Cu2O） ⑵孔雀石［Cu2(OH)2CO3］ ⑶黄铜矿 ⑷ 斑铜矿

③铝的矿物：⑴铝土矿 ⑵明矾石

3.金属的冶炼：把金属矿物变成金属的过程

16

二.铁的冶炼

1.实验室冶炼铁

高温

①原理：3CO+Fe2O3 ==== 2Fe+3CO2

②步骤：⑴连装置，检查气密性 ⑵装药品，固定铁架台

⑶先通一会CO，再加热， 目的：空气排净，防止加热时爆炸

⑷先停止加热，冷却至室温，再停止通CO 目的：防止产生铁粉被重新氧化

③实验现象：玻璃管中红棕色粉末变黑色，石灰水变浑浊

④产物检验： 磁铁吸引

放入稀盐酸——产生气泡

⑤注意事项：⑴检查装置气密性 ⑵先通一氧化碳，后加热

⑶先停加热，后停通CO ⑷做尾气处理：点燃，收集

⑥石灰水的作用：检验并吸收CO2

2.工业炼铁

高温

①原理：3CO+Fe2O3 ==== 2Fe+3CO2

②设备：高炉

③原料：铁矿石、石灰石、焦炭、空气

赤铁矿石、高温

焦炭、高温

过量空气、高温 ④流程：焦炭 二氧化碳 一氧化碳 铁

⑵

⑴

⑶

高温

点燃 高温

⑴C+O2 ==== CO2

⑵CO2+C ==== 2CO ⑶3CO+Fe2O3====2Fe+3CO2

⑤焦炭作用：⑴燃烧提高炉温 ⑵产生CO

5.3金属的防护和废金属的回收

一.钢铁的锈蚀及其防护

1.钢铁生锈的条件：铁与O2和H2O接触； 酸溶液和氯化钠溶液加快铁的生锈

2.铁锈：混合物，主要成分Fe2O3

红棕色，疏松多口易吸水

3.防锈原理：使铁制品与O2和H2O隔绝

①在铁制品表面涂一层保护膜，涂油，刷漆，烤蓝

4.防锈方法 ②保持铁制品表面干燥、洁净、没有水

③在铁制品表面镀上保护金属，铬、锌

二.废金属的回收利用

1.废金属：主要指冶金工业、金属加工业形成的金属碎屑和碎块，以及日常生活中锈蚀和报废的

金属器具等

2.

资源浪费

危害

污染环境，如铬，汞，铅

3.

节约资源

回收的意义

17

保护环境

其他补充：

等质量的金属与足量酸反应，产生H2能力与金属的相对原子质量有关。

相对原子质量越小，产生H2越多，相对原子质量越大，产生H2越少。

排序：铝、镁、铁、锌

足量的金属与等量的酸起反应，产生H2质量相等

6.1物质在水中的分散

一.溶解与溶化：

很

高锰酸钾和水溶解，固体形成

稳 形成紫红色透明液体

定 食盐、蔗糖水：固体消失，形成无色、透明液体

不 泥土和水：固体不消失，形成混浊的液体，过一会固体下沉，分层

稳

定 食用油和水：食用油不消失，得到混浊的液体，过一会油液上浮，分层

1.悬浊液：以固体小颗粒分数在水中形成的体系

2.乳浊液：以小液滴的形式分散在水中形成的体系

3.溶解：一种物质以分子或离子形式均匀分散到另一种物质中的过程，叫做物质的溶解。

4.溶液：物质溶解后形成的均一、稳定的混合物叫做溶液。

5.溶液特征：①均一性：各处浓度、性质相同

②稳定性：外界条件不变时（温度不变，水分不蒸发）溶液无论放置多久，都无固体析出

6.影响物质溶液速率的因素：

①搅拌：加热溶解 ②温度；加热溶解加快 ③固体颗粒的大小：研碎加快

7.乳化：①定义：在油和水的混合物中加入一些洗洁精，振荡后，油能以很小的液滴的形式均匀

悬浮在水中形成乳浊液

②乳化现象的应用： ⑴金属表面油污的清洗

⑵各种日用洗涤剂、化妆品及乳制饮品的配制

⑶农药、医药制剂的合成

⑷纺织印染、石油开采、污水处理

注：汽油洗去油污属于溶解

二.物质溶解过程中的能量变化

①某些物质溶于水吸热，使溶液温度降低，如NH4NO3

②某些物质溶于水放热，使溶液温度升高，如NaOH，浓硫酸 ［CaO与水反应放热］

三.水溶液的某些性质

1.某些物质的水溶液能导电（溶液中有存在自由移动的离子）

2.某些物质的稀溶液其沸腾温度升高，凝固温度降低。

18

6.2溶液组成的表示

一.溶液的组成

1.溶质：被溶解的物质叫做溶质。（固、液、多种气都可以）

2.溶剂：溶解溶质的物质叫做溶剂（一种，指液体，能做溶剂的物质，如水、酒精、汽油）

3.计算：m液=m质+m剂

4.判断溶质、溶剂：

固、气

溶

于

液 固、气——溶质, 液体——溶剂

液

溶

于

液 少——溶质 多——溶剂

注：当水存在时，无论多少都是溶剂，不特殊说明溶剂时，指水。

5.酒精、汽油也作溶剂 碘酒：用汽油洗涤油污

6.读法：溶质的溶剂溶液

二.溶液浓度的表示

1.溶液的浓度：一定量溶液中所含溶质的量叫做溶液的浓度。

2.表示方法：——溶质质量分数

①定义：溶质质量与溶液质量之比

②公式：溶质质量分数m质m100％

液 ③例： 4g NaOH溶解在46g水中，所得溶液，溶质质量分数多少？

4g4g46g100％8％

3.溶液的稀释：+水；+稀溶液

4.溶液增浓：+溶质；+浓溶液；—水 所得溶液溶质质量分数=总溶质总溶液100％

5.浓溶液加入稀释成稀溶液： 浓溶液中的溶质等于稀溶液的溶质

M稀=m浓+m水（加入） m液=ρ液V液

三.配制一定浓度的溶液

1.用固体配制溶液

例1：用食盐和水如何配制50g溶质质量分数是15％的食盐溶液。

步骤：①计算：氯化钠质量=50g×15％=7.5g V水=（50g—7.5g）÷1g/ml=42.5ml

②称量：用托盘天平称量7.5g NaCl放入烧杯中。

③量取：用50ml量筒量取42.5ml的水放入烧杯中。

④溶解：用玻璃棒搅拌至Nacl完全溶解。

⑤转移：将溶液倒入指定溶器然后贴标签。

仪器：托盘天平，烧杯，量筒，玻璃棒，药匙，胶头滴管。

2.用浓溶液配制稀溶液：

19

例2：市售的盐酸质量分数37％，密度1.18g/ml，如何配制50g质量分数为5％的稀盐酸。

步骤：①计算：V浓×1.18g/ml×37％=50g×5％

V浓=5.7ml

50g5％50g50g5.7ml1.18g/ml37％43.2ml

V水1g/ml1g/ml ②量取：用10ml和50ml量筒量取5.7ml的浓盐酸、43.2ml的水倒入烧杯中。

③配制：用玻璃棒搅拌均匀。

④转移：把它倒入指定溶器，贴上标签。

仪器：量筒，烧杯，玻璃棒，胶头滴管。

例3：配制10％的稀硫酸200g，需要质量分数为98％，密度为1.84g/ml的浓硫酸多少ml？需要

加水多少ml？

V浓×1.84g/ml×98％=200g×10％

V浓=11.1ml

V水200g11.1ml1.84g/ml1g/ml200g200g10％98％179.6ml

1g/ml反应后所得溶液质量=反应前加入物质的总质量减去生成气体质量，再减去不溶于水固体的质量

=溶剂的质量+溶质的质量

6.3物质的溶解性

一.影响物质溶解性的因素

1.溶解性：一种物质在另一种物质中溶解能力叫做这种物质溶解性。

2.影响因素：①溶质、溶剂性质

②温度：⑴多种物质，随温度升高，溶解性增大

⑵少数物质，随温度升高，溶解性减小

3.饱和溶液和不饱和溶液：

①饱和溶液：在一定温度下，一定量的溶剂里，不能再溶解某种溶质的溶液。

②不饱和溶液：在一定温度下，一定量的溶剂里，还能继续溶解某种溶质的溶液。

※在同一温度下，同种溶质的饱和溶液比不饱和溶液质量分数大。

③饱和溶液判断：加溶质，看是否有再溶解的固体剩余。

④饱和溶液和不饱和溶液和转化

加溶剂、升高温度

饱和溶液 不饱和溶液［不适合Ca(OH)2］

加溶质、降温、蒸发溶剂

⑤饱和、不饱和溶液与浓溶液和稀溶液的关系。

饱和溶液不等于浓溶液 Ca(OH)2

不饱和溶液不等于饱和溶液

KNO3

二.物质溶解性的定量表示

1.溶解度：在一定温度下某物质在100g溶剂（通常是水）中达到饱和状态时所溶解的质量叫这种

物质的溶解度。

20

2.影响因素：①内因：溶质、溶剂性质 ②外因：温度※

3.常温（20℃）下溶解度（S）与溶解性关系

溶解度S S≥10g 1g≤S<10g 0.01g≤S<1g S<0.01g

溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶

4.表达方式——溶解度曲线

①定义：横坐标——t 纵坐标——S 标点，连线

②含义：⑴可以推测某一物质在不同种物质下的数值

⑵可以知道不同物质S随t变化趋势

⑶可以比较不同物质在同一温度下，溶解度的大小

⑷两条曲线交点，表示同一温度下，两种物质溶解度相同。

⑸溶解度曲线上的点表示该物质的饱和溶液

⑹S曲线下方的点，表示该物质的不饱和溶液

③溶解度曲线变化规律：

⑴大多数物质的S随t升高而增大。（KNO3）

⑵少数物质的S受t的影响不大。 （NaCl）

③极少数物质的S随t升高而降低。［Ca(OH)2］

5.影响气体物质溶解度的因素：

①溶剂、溶质性质有关。

②温度：P不变，t升高，气S减小

③压强（P）：t不变，P增大，气S增大

t不变，P减小，气S减小

三.结晶：

1.定义：从溶液中析出晶体的过程，称为结晶。

2.方法：①蒸发溶剂（蒸发结晶）

适用：S受温度影响较小的物质从水溶液中析出。

（恒温）不饱和

水

水

饱和 析出晶体（饱和）

％—大

％—不变

②冷却，热饱和溶液（降温结晶）

适用：S受温度影响较大的物质从水溶液中结晶析出。

降温

不饱和

降温

饱和 析出晶体（饱和）

％—不变

％—变小

3.应用：固体混合物的分离：

①KNO3中（少量NaCl）：用冷却热饱和溶液提纯

（用热水制成KNO3的饱和溶液降温，KNO3结晶析出，过滤）

②NaCl（少量KNO3）：用蒸发溶剂提纯NaCl

（用水制成NaCl的饱和溶液，加热蒸发水至有较多固体出现，过滤）

③可溶性与不溶性固体分离：

加水溶解，过滤：蒸发——可溶性物质

洗涤，烘干——不溶性物质

21

7.1溶液的酸碱性

一.酸性溶液和碱性溶液：

1.酸、碱、盐的定义：

①酸：阳离子都是H+化合物： HCl H2SO4 HNO3 H2CO3

②碱：阴离子都是OH—的化合物： NaOH Ca(OH)2 KOH NH4OH(氨水)

+

③盐：金属离子或NH4

与酸根离子构成的化合物： NaCl KaCO3 CuSO4 NH4NO3

2.酸性溶液、碱性溶液的定义：

①酸性溶液：能使紫色石蕊试液变红的溶液（包括酸溶液和溶于水显酸性的盐溶液，常见为CuSO4）

②碱性溶液：能使紫色石蕊试液变蓝的溶液（包括碱溶液和溶于水显碱性盐溶液，常见为Na2CO3）

③中性溶液：不能使紫色石蕊试液变色的溶液。

3.酸碱指示剂：能检测溶液酸碱性的试液。

遇 碱

遇酸变红 遇碱变红 红 蓝

石蕊

酚酞

石蕊试液

遇 酸

遇碱性溶液变蓝 遇酸、中不变色 蓝 红

二.溶液酸碱性的强弱

1.酸碱度：溶液酸碱性的强弱程度称为溶液的酸碱度

2.表示方法：——pH

0

中性

酸性增强

碱性增强

pH=7 中性溶液 pH<7 酸性溶液，pH越小，酸性越强 pH>7 pH越大，碱性越强

3.测定pH的方法——pH试纸

用玻璃棒蘸取待测液，滴pH试纸上 变色后与标准比色卡对照读出PH

4.注意：①不能将试纸直接伸入试剂中（污染测定溶液）

②PH试纸不能预先用水润湿（酸——pH——大 碱——小）

7

14

三.溶液酸碱性与生命活动的关系

1.与人体健康关系：如果体液PH超越正常范围就会导致生理功能失调或发生疾病，甚至出现“酸

中毒”或“碱中毒”

2.酸雨：①定义：人们把pH<5.6的降水成为酸雨，雨水的pH=5.6（空气中大气CO2）

②形成：空气中二氧化硫和氮的氧化物溶于水最终形成硫酸和硝酸，随雨水降落。

③危害：酸雨的危害很大，它进入湖泊、江河会导致鱼类死亡，影响水生生物的生长和繁

殖；它进入农田会使土壤酸化，导致矿物营养元素流失，破坏农作物和森林的生

长；酸雨还能使桥梁、艺术品、建筑物和机器等腐蚀损坏；酸雨更会危害人体的

将康。

7.2常见的酸和碱

一.常见的酸：HCl，H2SO4，HNO3（见光易分解），醋酸（C2H4O2或CH3COOH）

1.酸的物理性质：

22

①浓HCl ：无色，有刺激性气味，液体，ρ>ρ水 ，有挥发性(HCl)，打开瓶盖，瓶口有白雾。

(浓HNO3)

（HCl气体溶解在空气中的水蒸气里形成的盐酸小液滴）

11②浓H2SO4：无色，黏稠油状液体无气味，ρ>ρ水 ，无挥发性

2.浓H2SO4的特性：

11①易溶于水，放出大量热②极易吸水（做某些气体干燥剂）③脱水性(使纸张木材碳化）【腐蚀性】

3.酸的化学性质（共性）：都含有大量H+

①能与酸碱指示剂反应：石蕊——红 酚酞——不变

② 酸 + 活泼金属 盐 + H2

(除浓H2SO4，HNO3外)

Zn+H2SO4====ZnSO4+H2↑

③ 酸 + 金属氧化物 盐 + H2O

6HCl + Fe2O3

==== 2FeCl2

+ 3H2O

3H2SO4

+ Fe2O3

==== Fe2(SO4)+ 3H2O

H2SO4

+ CuO ==== CuSO4+ 3H2O

（1）溶液由无色变为黄色

（2）铁钉表面红棕色铁锈消失

④ 酸 + 碳酸银 盐 + H2O + CO2

CaCO3+ 2HCl ==== CaCl2

+ H2O + CO2

特例： H2SO4+含Ba2+盐 BaSO4↓ + 酸

（白色不溶于水和任何酸）

H2SO4+Ba(NO3)2 BaSO4↓ + 2HNO3

HCl + 含Ag+盐 AgCl↓ + 酸

（白色不溶于水和任何酸）

HCl + AgNO3 AgCl↓ + HNO3

⑤ 酸 + 碱 盐 + H2O

HCl + NaOH ==== NaCl + H2O

4.浓H2SO4的稀释：

将H2SO4沿玻璃棒（或沿烧杯内壁）缓慢倾入水中，并用玻璃棒不断搅拌

※不能将水倒入H2SO4中（会造成液滴飞溅）

5.酸的用途：

①盐酸：用于除锈，制药

②硫酸：用于制化肥、农药、火药、除锈等。

二.常见的碱：NaOH， Ca(OH)2 NH4OH(或NH2·H2O)

1.物理性质：

①NaOH：俗称：烧碱、火碱、苛性钠（腐蚀性很强）白色固体，易溶于水溶于水，放出大量热易吸水而潮解（做某些气体干燥剂）水溶液有滑腻感。

②Ca(OH)2：俗称：熟石灰、消石灰（有腐蚀性）白色粉末，微溶于水，无味。

制取：Cao+H2O====Ca(OH)2 放出大量热

Cao：俗称：生石灰，白色、粉末、易吸水并和水反应（干燥剂）

③NH4OH：无色有刺激性气味（氨臭味）的液体，易挥发（NH3）

2.化学性质：（共性）水溶液中有大量的OH—

①与酸碱指示剂反应：

石蕊 蓝色 酚酞 红色

②碱 + 某些非金属氧化物 盐 + 水

(可溶于水) （CO2,SO2,SO3）

2NaOH + CO2 ==== Na2CO3 + H2O（吸收CO2）

23

Ca(OH)2 + CO2====CaCO3↓ + H2O（检验CO2）

※密封保存的原因：NaOH：易吸水潮解，吸收CO2变质

Ca(OH)2 ：易吸CO2会变质

检测NaOH是否变质：Ca(OH)2 有没有

+稀HCl 有↑ 变质

③碱 + 酸

盐 + 水

Ca(OH)2 + 2HCl ====CaCl2 +H2O

Al(OH)3 + 3HCl ====AlCl3

+ 3H2O

④碱 + 盐

新碱 + 新盐

(能溶于水的) （至少有一种沉淀）

2NaOH + CuSO4 ==== Cu(OH)2↓ + Na2SO4

NaOH + FeCl2 ==== Fe(OH)3↓+ 3NaCl

3.复分解反应：两种化合物相互交换成分，生成两种新的化合物，这类反应称为复分解反应 特征：双交换；价不变。

4.碱的用途：

①NaOH：用于制人造丝、纺织、橡胶、印染等

②Ca(OH)2：建筑材料；改良酸性土壤；

制农药波尔多液：CuSO4 + Ca(OH)2==== Cu(OH)2↓ + CaSO4

③NH4OH：做化肥。

三.中和反应：

1.定义：酸和碱反应生成盐和水（属于复分解反应）

2.通式：酸 + 碱

盐 + 水

3.特点：放热；酸、碱性质消失。

4.判断中和反应： 测溶液温度

用酚酞指示剂，判断是否发生反应，并且判断是否恰好完全反应。

5.中和反应中溶液酸碱性及pH变化

①NaOH溶液 + 酚酞 红，碱，pH＞7

②滴加少量稀HCl 红，碱 pH＞7

③+稀HCl正好 无色，中 pH=7

④+稀HCl过量无色，酸 pH＜7

6.应用：①改良酸性土壤：Ca(OH)2

②处理工厂排放废水

③治疗胃酸过多的药物，Mg(OH)2，Al(OH)3

7.3 几种常见的盐

一.盐：

1.分类 阳离子：钾盐，钠盐，钙盐，铵盐

酸根离子：盐酸盐、硫酸盐，碳酸盐，硝酸盐

2.盐的溶解性：

3.几种常见的盐：

①NaCl：俗称食盐， 白色晶体，易溶于水，有咸味，用于制Cl2，制NaOH，调味品

24

②Na2CO3：俗称纯碱，白、粉末、易溶于水、水溶液显碱性

用途：用于生产玻璃、造纸、纺织和日用化学工业。

三酸两碱：H2SO4、HCl、HNO3

烧碱 纯碱

③NaHCO3：俗称小苏打；白、粉、能溶于水 能与酸反应

④CaCO3：是石灰石、大理石、鸡蛋壳、贝壳、珍珠、水垢的主要成分。白色粉末难溶于水，

高温煅烧分解：CaCO高温

3

==== CaO + CO2↑（工业制生石灰原理）

用途：作建筑材料，可以用于生产生石灰、水泥、玻璃，炼铁

4.盐的化学性质：

①盐 + 金属 新盐 + 新金属

(可溶) ［排在盐中金属前面（除K，Ca，Na）］

Fe + CuSO4 ==== FeSO4 + Cu

Cu + 2AgNO3 ==== Cu(NO3)2

+ 2Ag

②盐 + 酸 新盐 + 新酸 （有↑或↓）

NaCO3+2HCl ====NaCl + H2O + CO2↑

H2CO3

AgNO3 + HCl ====AgCl↓ + HNO3

H2SO4

+BaCl2==== BaSO4↓ + HCl

③盐 + 碱 新盐 + 新碱

可溶 至少有一种↓

Na2CO3

+ Ca(OH)2 ==== CaCO3↓ + 2NaOH

④盐 + 盐 新盐 + 新盐

可溶 沉淀

NaCl + AgNO3 ==== AgCl↓ + NaNO3

NaSO4 + BaCl2 ==== BaSO4 + 2NaCl

CaCl2 + NaCO3 ==== CaCO3↓ +2NaCl

5.复分解反应发生条件：

①有沉淀生成 ②有水生成 ③生成物中有气体生成

,SO24,CO23检验

Cl + AgNO3溶液白↓

+稀HNO3白↓不消失，不溶解

SO24 +Ba(NO3)2(或BaCl2)溶液白↓

+稀HNO3白↓不消失，不溶解

CO23 +稀HCl产生↑（气泡）

+澄清石灰石浑浊

三.化学肥料：

1.定义：通过化学加工生产的肥料，称作化学肥料

2.种类和用途：N P K

25

①氮肥（含N）：促进植物茎叶生长茂盛，叶色浓绿；氨水；有机肥——尿素［CO(NH2)2］

铵态氮肥（NH4）：NH4HCO3；NH4NO3；NH4Cl；NH4SO4

硝态氮肥（NO3）：NaNO3；NH4NO3等

②钾肥（含K）：促进植物茎干健壮，促进植物，抗倒伏，抗病虫害，常见为KCl，K2SO4

③磷肥（含P）：促进植物根系发达；促进植物开花结果，籽粒饱满 磷矿粉，过磷酸钙

④复合肥（含N，P，K中两种以上）KNO3 NH4H2PO4

3.N2的利用： 根瘤菌：N2和O2氮的化合物

工业N2和H2NH3化肥

4.化肥的优缺点

5.铵态氮肥(NH4)的检验：

+NaOH［或Ca(OH)2］溶液加热↑（氨臭味NH3）

+湿润的红色石蕊试液变蓝

NH4NO3 + NaOH=====NaNO△

3 + NH3↑+H2O

NH4OH

(NH + 2NaOH====NaSO△

4)2SO44

+ 2NH3↑ + 2H2O

注意：要避免铵态氮肥与熟石灰、草木灰（含碳酸钾）等碱性物质混用，否则降低肥效。

26