结晶定义：
            
                          水的结晶
1、物质从液态（溶液或溶融状态）或气态形成晶体的过程。
2、晶体，即原子、离子或分子按一定的空间次序排列而形成的固体。也叫结晶体。 
结晶方法：
一般为两种，一种是蒸发结晶，一种是降温结晶。
1、蒸发结晶
（1）原理
蒸发结晶：蒸发溶剂，使溶液由不饱和变为饱和，继续蒸发，过剩的溶质就会呈晶体析出，叫蒸发结晶。例如：当NaCl和KNO₃的混合物中NaCl多而KNO₃少时，即可采用此法，先分离出NaCl，再分离出KNO₃。
可以观察溶解度曲线，溶解度随温度升高而升高得很明显时，这个溶质叫陡升型，反之叫缓升型。
当陡升型溶液中混有缓升型时，若要分离出陡升型，可以用降温结晶的方法分离，若要分离出缓升型的溶质，可以用蒸发结晶的方法，也就是说，蒸发结晶适合溶解度随温度变化不大的物质，如：氯化钠。
如硝酸钾就属于陡升型，氯化钠属于缓升型，所以可以用蒸发结晶来分离出氯化钠，也可以用降温结晶分离出硝酸钾。

（2）实验过程
在蒸发皿中进行，蒸发皿放于铁架台的铁圈上，倒入液体不超过蒸发皿容积的2/3，蒸发过程中不断用玻璃棒搅拌液体，防止受热不均，液体飞溅。看到有大量固体析出，或者仅余少量液体时，停止加热，利用余热将液体蒸干

2、降温结晶
先加热溶液，蒸发溶剂成饱和溶液，此时降低热饱和溶液的温度，溶解度随温度变化较大的溶质就会呈晶体析出，叫降温结晶。例如：当NaCl和KNO₃的混合物中KNO₃多而NaCl少时，即可采用此法，先分离出KNO₃，再分离出NaCl。
降温结晶后，溶质的质量变小；溶剂的质量不变；溶液的质量变小；溶质质量分数变小；溶液的状态是饱和状态。
（1）原理
      ①降温结晶的原理是温度降低，物质的溶解度减小，溶液达到饱和了，多余的即不能溶解的溶质就会析出。蒸发结晶的原理是恒温情况下或蒸发前后的温度不变，溶解度不变，水分减少，溶液达到饱和了即多余的溶质就会析出。例如盐碱湖夏天晒盐，冬天捞碱，就是这个道理。
      ②如果两种可溶物质混合后的分离或提纯，谁多容易达到饱和，就用谁的结晶方法，如氯化钠中含有少量的碳酸钠杂质，就要用到氯化钠的结晶方法即蒸发结晶，反之则用降温结晶。
      ③当然有关了。溶解度曲线呈明显上升趋势的物质，其溶解度随温度变化较大，一般用降温结晶，溶解度曲线略平的物质，其溶解随温度变化不大，一般用蒸发结晶。
      ④补充说明：“谁容易达到饱和”就是说两种可溶物质中的哪一种物质的含量较大，那么它就先达到饱和。这时它就容易析出，我们就采用它的结晶方法。
      ⑤氢氧化钙和气体除外，因为其溶解度曲线为随温度升高而降低，所以采用冷却热饱和溶液时，应降温，其余方法相同。

结晶法分离混合物：
对于几种可溶性固态物质的混合物可根据它们的溶解度受温度影响大小的不同，采用结晶法分离。如分离KNO₃和少量NaCl的混合物，可先将它们配制成热饱和溶液，然后再采用冷却热饱和溶液的方法进行分离。

概念：
在一定温度下，某固态物质在100g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂里，该温度下的溶解度。



正确理解溶解度概念的要素：
①条件：在一定温度下，影响固体物质溶解度的内因是溶质和溶剂的性质，而外因就是温度。如果温度改变，则固体物质的溶解度也会改变，因此只有指明温度时，溶解度才有意义。
②标准：“在100g溶剂里”，需强调和注意的是：此处100g是溶剂的质量，而不是溶液的质量。
③状态：“达到饱和状态”，溶解度是衡址同一条件下某种物质溶解能力大小的标准，只有达到该条件下溶解的最大值，才可知其溶解度，因此必须要求“达到饱和状态”。
④单位：溶解度是所溶解的质量，常用单位为克(g)。
概念的理解：
①如果不指明溶剂，通常所说的溶解度是指固体物质在水中的溶解度。
②溶解度概念中的四个关键点：“一定温度，100g 溶剂、饱和状态、溶解的质量”是同时存在的，只有四个关键点都体现出来了，溶解度的概念和应用才是有意义的，否则没有意义，说法也是不正确的。

溶解度曲线：
在平面直角坐标系里用横坐标表示温度，纵坐标表示溶解度，画出某物质的溶解度随温度变化的曲线，叫这种物质的溶解度曲线。
①表示意义
a.表示某物质在不同温度下的溶解度和溶解度随温度变化的情况;
b.溶解度曲线上的每一个点表示该溶质在某一温度下的溶解度;
c.两条曲线的交点表示这两种物质在某一相同温度下具有相同的溶解度;
d.曲线下方的点表示溶液是不饱和溶液;
e.在溶解度曲线上方靠近曲线的点表示过饱和溶液(一般物质在较高温度下制成饱和溶液，快速地降到室温，溶液中溶解的溶质的质量超过室温的溶解度，但尚未析出晶体时的溶液叫过饱和溶液)。

②溶解度曲线的变化规律
a.有些固体物质的溶解度受温度影响较大，表现在曲线“坡度”比较“陡”，如KNO₃；
b.少数固体物质的溶解度受温度的影响很小，表现在曲线“坡度”比较“平”，如NaCl 。
c.极少数固体物质的溶解度随温度的升高而减小，表现在曲线“坡度”下降，如Ca(OH)₂

③应用
a.根据溶解度曲线可以查出某物质在一定温度下的溶解度;
b.可以比较不同物质在同一温度下的溶解度大小;
c.可以知道某物质的溶解度随温度的变化情况;
d.可以选择对混合物进行分离或提纯的方法;
e.确定如何制得某温度时某物质的饱和溶液的方法等。

运用溶解度曲线判断混合物分离、提纯的方法：
     根据溶解度曲线受温度变化的影响，通过改变温度或蒸发溶剂，使溶质结晶折出，从而达到混合物分离、提纯的目的。如KNO₃和NaCl的混合物的分离。 (KNO3，NaCl溶解度曲线如图)

 (1)温度变化对物质溶解度影响较大，要提纯这类物质。可采用降温结晶法。
具体的步骤为：①配制高温时的饱和溶液，②降温，③过滤，④干燥。如KNO₃中混有少量的NaCl，提纯KNO₃可用此法。

(2)温度变化对物质溶解度影响较小，要提纯这类物质，可用蒸发溶剂法。
具体步骤为：①溶解，②蒸发溶剂，③趁热过滤，④干燥。如NaCl中混有少量KNO₃，要提纯NaCl，可配制溶液，然后蒸发溶剂，NaCl结晶析出，而KNO₃在较高温度下，还没有达到饱和，不会结晶，趁热过滤，可得到较纯净的NaCl。

酸：
1. 定义：电离时生成的阳离子全部是H⁺的化合物
2. 常见的酸：HCl，H₂SO₄，HNO₃，H₃PO₄。

碱：
1. 定义：电离时生成的阴离子全部是OH^-的化合物
2. 常见的碱：NaOH，KOH，Cu(OH)₂，Fe(OH)₃等

盐：
1. 定义：电离时生成金属离子（包括NH₄⁺）和酸根离子的化合物
2. 常见的盐：NaCO₃，NaCl，NaSO₄等
酸、碱、盐的比较：

	从化学组成看	从电离观点看	组成特点
酸	由氢元素和酸根组成	电离时生成的阳离子全都是氢离子(H+)的化合物	一定含氢元素
碱	由金属元素和氢氧根组成(氨水也是碱)	电离时生成的阴离子全都是氢氧根离子(OH-)的化合物	一定含氢、氧 元素
盐	含有金属元素(或NH4+) 和酸根	电离时能生成金属离子（或NH4+）和酸根离子的化合物	酸式盐中一定含氢元素，碱式盐中一定含氢、氧元素

氧化物：
1.定义:由两种元素组成，其中一种是氧元素的化合物(即由氧元素和另一种元素组成的化合物)。

2.分类：
(1)根据组成分类：
金属氧化物，如Na₂O，CuO等
非金属氧化物，如CO₂，NO等

(2)根据性质分类：
①酸性氧化物
能和碱反应生成盐和水的氧化物如CO₂，SO₃等
②碱性氧化物
能和酸反应生成盐和水的氧化物如CaO、Fe₂O₃等
③两性氧化物(初中不作要求)
④不成盐氧化物
不能直接反应生成盐的氧化物如CO，NO等
金属氧化物性质小结：
1.与水反应生成碱(可溶性金属氧化物)
Na2O+H2O==2NaOH
CaO+H2O==Ca(OH)2

2.与强酸反应
CaO+2HCI==CaCl2+H2O
Fe2O3+6HCl==2FeCl3+3H2O
Fe2O3+3H2SO4==Fe2(SO)3+3H2O
CuO+2HCl==CuCl2+H2O
CuO+H2SO4==CuSO4+H2O

3.与H₂、CO或C反应
CuO+H2==Cu+H2O
2CuO+C==2Cu+CO2↑
CuO+CO==Cu+CO2
Fe2O3+3H2==2Fe+3H2O
2Fe2O3+3C==4Fe+3CO2↑
Fe2O3+3CO==2Fe+3CO2
Fe3O4+4H2==3Fe+4H2O
Fe3O4+2C==3Fe+2CO2↑
Fe3O4+4CO==3Fe+4CO2

非金属氧化物性质小结：
1.部分非金属氧化物与水反应生成相应的酸
CO2+H2O==H2CO3
SO2+H2O==H2SO3

2.与碱反应生成盐和水
Ca(OH)2+CO2==CaCO3↓+H2O
2NaOH+CO2==Na2CO3+H2O
Ca(OH)2+SO2==CaSO3↓+H2O
2NaOH+SO2==Na2SO3+H2O
易错点：
①酸性氧化物多数是非金属氧化物，但也可能是金属氧化物(如Mn₂O₇)；碱性氧化物肯定是金属氧化物。
②非金属氧化物一般都是酸性氧化物，但H₂O、CO、NO等不是酸性氧化物。
过氧化物：
常见的过氧化物有过氧化氢(H₂O₂)、过氧化钠 (Na₂O₂)。
过氧化氢俗称双氧水，在催化剂的催化作用下能分解生成水和氧气，常用于实验室制取氧气。过氧化氢具有极强的氧化性，可用作杀菌剂，漂白剂。
过氧化钠能与二氧化碳反应：2Na₂O₂+2CO₂== 2Na₂CO₃+O₂，根据该性质，可将过氧化钠用在坑道、潜艇或宁宙飞船等缺氧的场所，将人们呼出的CO₂转换成O₂，供给呼吸。

物质的相互转化和制备:
      主要是指以氧气、氢气、碳、硫、磷等为代表的非金属单质，以铝、镁、锌、铁、铜为代表的金属单质，以一氧化碳、二氧化碳等为代表的非金属氧化物，以氧化铜、氧化铁等为代表的金属氧化物，以盐酸、硫酸、碳酸等为代表的酸，以氢氧化钠、氢氧化钙等为代表的碱，以氯化钠、碳酸钠、碳酸氢钠、碳酸钙等为代表的盐，等等物质之间的相互和制备．
物质的相互转化：

氢氧化钠与氢氧化钙的制备:
(1)NaOH的制备
方法一：Na₂O+H₂O==2NaOH
方法二：Na₂CO₃+Ca(OH)₂==CaCO₃↓ +2NaOH
(2)Ca(OH)₂的制备方法：CaO+H2O==Ca(OH)₂

常见物质的相互转化：
Na→Na₂O→NaOH→Na₂CO₃
C→CO→CO₂→H₂CO₃
Fe→Fe₂O₃→Fe₂（SO₄）₃→Fe（OH）₃→FeCl₃
S→SO₂→SO₃→H₂SO₄(单质硫不能直接转化为SO₃)
各类物质间的转化关系:


（1）金属+金属氧化物（碱性氧化物）

（2）碱性氧化物（可溶）+水碱（可溶）
 
（3）碱（难溶）碱氧（难溶）+水

（4）酸+碱盐+水
；
（5）非金属+非金属氧化物（酸性氧化物）
 
（6）酸性氧化物（易溶）+水酸（易溶）
 
（7）酸（易挥发/难溶）酸氧+水（易挥发/难溶）

从纵向来看，金属碱性氧化物碱盐，其中金属元素相同。
非金属酸性氧化物酸（含氧酸）盐，其中非金属元素相同。
横向：
（8）金属+非金属（无氧酸）盐

（9）碱氧+酸氧（含氧酸）盐
 
（10）含氧酸盐碱氧+酸氧
 
（11）盐+盐两种新盐

交叉：
（12）酸+碱氧盐+水
 
（13）碱+酸氧盐+水
 
（14）酸+盐新酸+新盐
 ；
（15）碱+盐新碱+新盐
 
（16）金属+酸盐+

（17）金属+盐新盐+新金属
（18）金属+盐新盐+新金属
 （置换反应）