亚硫酸的颜色性质,亚硫酸与品红褪色吗

第一章 从实验学化学

-1- 化学实验基本方法

1、过滤

分离固体和液体的混合体时，除去液体中不溶性固体。

主要仪器：漏斗、滤纸、玻璃棒、烧杯。

注意：

一帖、二低、三靠。

2、蒸发

把稀溶液浓缩或把含固态溶质的溶液蒸干，在蒸发皿进行。

注意：

要用玻璃棒不断搅拌，有大量晶体时就应熄灭酒精灯，用余热蒸发。

玻璃棒的作用：可防过热而迸溅。

3、蒸馏

用沸点不同除去液体混合物中难挥发或不挥发的杂质。

主要仪器：蒸馏烧瓶、酒精灯、温度计、冷凝管、接液管、锥形瓶。

注意：

①液体体积

②加热方式

③温度计水银球位置

④冷却的水流方向

⑤防液体暴沸

4、萃取

利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一溶剂所组成的溶液里提取出来的操作。

主要仪器：分液漏斗。

注意：

萃取剂：

①与原溶液中的溶剂互不相溶；

②对溶质的溶解度要远大于原溶剂；

③要易于挥发。

5、分液

把互不相溶的两种液体分开的操作，与萃取配合使用。

主要仪器：分液漏斗。

注意：

下层的液体从下端放出，上层从上口倒出。

-2- 化学计量在实验中的应用

1、物质的量（n）

定义：表示含有一定数目粒子的集合；单位：摩尔，符，mol。

2、标准状况：STP 0℃和1标准大气压下。

3、阿伏加德罗常数N_A

定义：1mol任何物质所含的微粒数目都约为6.02×10²³个

4、摩尔质量（M）

定义：单位物质的量的物质的质量；单位：g/mol

注意：

1mol任何物质的质量在数值上与该物质的相对分子质量相等。

5、气体摩尔体积（Vm）

定义：单位物质的量的气体的体积；单位：L/mol。

注意：

1mol任何气体在标准状况下的体积都约为22.4L。

6、阿伏加德罗定律

同温同压下同体积的任何气体含有相同的分子数（由PV=nRT推导出) 。

7、物质的量浓度C_B

单位体积溶液中所含溶质B的物质的量；单位mol/L。

公式：C_B=n_B/V n_B=C_B×V V=n_B/C_B。

8、物质的质量m

m=M×n

n=m/M

M=m/n

9、标准状况气体体积V

V=n×Vm

n=V/Vm

Vm=V/n

10、物质的粒子数N

N=N_A×n

n =N/N_A

N_A=N/n

11、物质的量浓度C_B与溶质的质量分数ω。

C=1000ρω/M

（其中ρ单位为g/cm³，V单位为L，所以化简后出现1000）

12、溶液稀释规律 C_浓×V_浓=C_稀×V_稀。

以物质的量为中心

13、配制一定物质的量浓度的溶液

主要仪器：托盘天平（或量筒）、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管。

主要步骤：

①计算

②称量（如是液体就用滴定管量取）

③溶解（少量水，搅拌，注意冷却）

④转液（容量瓶要先检漏，玻璃棒引流）

⑤洗涤（洗涤液一并转移到容量瓶中）

⑥振摇

⑦定容

⑧摇匀

容量瓶:

①容量瓶上注明温度和量程。

②容量瓶上只有刻度线而无刻度值。

注意：

①只能配制容量瓶规定容积的溶液；

②不能用容量瓶溶解、稀释或存放溶液；

③容量瓶不能加热，转入瓶中的溶液温度在20℃左右

第二章 化学物质及变化

-1-物质的分类

1、元素分类：金属和非金属元素。

2、化合物分类：有机物（含C）和无机物。

3、氧化物

酸性氧化物：与碱反应生成盐和水或与水反应生成酸；(多数为非金属氧化物）。

如：SiO₂、SO₂、CO₂、SO₃、N₂O₅。

碱性氧化物：与酸反应生成盐和水或与水反应生成碱；(多数为金属氧化物）。

如：Fe₂O₃、CuO、MgO。

两性氧化物：与酸、碱反应生成盐和水。

如：Al₂O₃、ZnO

不成盐氧化物：NO₂、NO、CO。

4、分散系

溶液：很稳定，分散质粒子小于1nm，透明、稳定、均一。

胶体：介稳定状态，分散质粒子1nm-100nm，较透明、介稳定、均一。

浊液：分悬、乳浊液，分散质粒子大于100nm，不透明、不稳定、不均一。

5、胶体

性质：丁达尔现象、布朗运动、电泳、聚沉。

判断胶体最简单的方法：丁达尔现象。

胶体提纯方法：渗析（胶体微粒不能透过半透膜）。

Fe(OH)₃胶体制备的方法：

取烧杯盛20mL蒸馏水，加热至沸腾，然后逐滴加入饱和FeCl₃溶液1mL～2mL。继续煮沸至溶液呈红褐色。观察所得红褐色液体为Fe(OH)₃胶体。

Fe(OH)₃胶体制备方程式：。FeCl₃ 3H₂O== Fe(OH)₃(胶体) 3HCl

胶体凝聚的条件：

加热、加电解质、加相反电性的胶体。

-2-离子反应

1、电解质：在水溶液里或熔融状态下本身能够导电的化合物。

2、非电解质：在水溶液里或熔融状态下不能够导电的化合物。

3、碳酸的电离方程式：H₂CO₃⇌H^＋＋HCO₃^－

NaHCO₃的电离方程式 NaHCO₃＝Na^＋＋HCO₃^－（强电解质用“= ”）。

4、离子反应式

用实际参加反应的离子所表示的式子。

5、离子反应式写法一写、二改、三删、四查。

单质、氧化物、气体、难溶、难电离的物质要保留分子式。

6、离子共存

有颜色的离子 MnO₄^-紫红、Fe³ 棕黄、Fe² 浅绿、Cu² 蓝色

与H 不共存（弱酸根） OH-、CO₃^2-、SO₃^2-、SiO₃^2-、AlO₂^-、S^2-、F^-等。

与OH^-不共存（弱碱金属阳离子）H 、Fe³ 、Fe² 、Fe³ 、Cu² 、Al³ 、Mg² 、NH₄ 等。

与H 和OH^-都不共存：HCO₃^-、HSO₃^-、HS^-

生成沉淀：Ba² 、Ca² 与SO₄^2-、CO₃^2-；Ag 与Cl^-

-3-氧化还原反应

1、氧化还原反应的

本质：有电子转移(得失或偏移)。

特征： 元素化合价的升降（不一定有氧的得失）。

2、氧化剂和还原剂

氧化剂：是反应过程中得到电子（或者电子对偏向）的物质，氧化剂具有氧化性。反应时候本身被还。

还原剂：是反应过程中失去电子（或者电子对偏离）的物质，还原剂具有还原性。反应时候本身被氧化。

3、氧化还原反应中的规律：

氧化剂的氧化性＞氧化产物的氧化性；

还原剂的还原性＞还原产物的还原性；

例如：2KMnO₄ 16HCl==2KCl 2MnCl₂ 5Cl₂↑ 8H₂O中，氧化性 KMnO₄＞Cl_2、还原性 HCl＞MnCl_2。

4、氧化还原反应方程式的配平

（1）配平原则：电子守恒、原子守恒、电荷守恒。

（2）配平步骤（以高锰酸钾和浓盐酸反应制氯气为例）：

①标出化合价变化了的元素的化合价。

如：

②根据元素存在的实际形式调整发生了氧化还原反应的物质的系数，使之成1︰1的关系。

如：