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高一必修第一册知识点整理
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高一化学必修 第一册 知识点综合
第一章 物质及其变化
一、 物质的分类
1. 常用分类方法：树状分类法、交叉分类法
金属：Na、Mg、Al
单质
非金属：S、O2、N2
酸性氧化物：SO3、SO2、P2O5等
氧化物 碱性氧化物：Na2O、CaO、Fe2O3
氧化物：Al2O3等
纯 盐氧化物：CO、NO等
净 含氧酸：HNO3、H2SO4等
物 按酸根分
无氧酸：HCl
化 合 物
强酸：HNO3、H2SO4 、HCl
酸
按强弱分 弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH
一元酸：HCl、HNO3
物 质
二元酸：H2SO4、H2SO3
按电离出的H+数分 多元酸：H3PO4
强碱：NaOH、Ba(OH)2
按强弱分
碱 弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3
一元碱：NaOH、
按电离出的HO-数分 二元碱：Ba(OH)2
多元碱：Fe(OH)3
正盐：Na2CO3
盐 酸式盐：NaHCO3
碱式盐：Cu2(OH)2CO3
混 合 物
溶液：NaCl溶液、稀H2SO4等
悬浊液：泥水混合物等
乳浊液：油水混合物
胶体：Fe(OH)3胶体、淀粉溶液、烟、雾、有色玻璃等
【易错总结】
氧化物分类中的“n个”不一定
(1)碱性氧化物都是金属氧化物，但金属氧化物不一定都是碱性氧化物，如Mn2O7为酸性氧化物。
(2)非金属氧化物不一定都是酸性氧化物，如CO、H2O等。
(3)酸性氧化物也不一定都是非金属氧化物，如Mn2O7。
(4)酸性氧化物不一定能与水反应生成酸，碱性氧化物不一定能与水反应生成碱，如Fe2O3是碱性氧化物，但它不能与水反应生成Fe(OH)3。
二、分散系相关概念
1. 分散系：一种物质（或几种物质）以粒子形式分散到另一种物质里所形成的混合物，统称为分散系。
2. 分散质：分散系中分散成粒子的物质。
3. 分散剂：分散质分散在其中的物质。
4. 分散系的分类：当分散剂是水或其他液体时，如果按照分散质粒子的大小来分类，可以把分散系分为：溶液、胶体和浊液。分散质粒子直径小于1nm的分散系叫溶液，在1nm－100nm之间的分散系称为胶体，而分散质粒子直径大于100nm的分散系叫做浊液。
5. 下面比较几种分散系的不同：
分散系
溶 液
胶 体
浊 液
分散质的直径
＜1nm（粒子直径小于10-9m）
1nm－100nm（粒子直径在10-9 ~ 10-7m）
＞100nm（粒子直径大于10-7m）
分散质粒子
单个小分子或离子
许多小分子集合体或高分子
巨大数目的分子集合体
实例
溶液酒精、氯化钠等
淀粉胶体、氢氧化铁胶体等
石灰乳、油水等
性
质
外观
均一、透明
均一、透明
不均一、不透明
稳定性
稳定
较稳定
不稳定
能否透过滤纸
能
能
不能
能否透过半透膜
能
不能
不能
鉴别
无丁达尔效应
有丁达尔效应
静置分层
注意：三种分散系的本质区别：分散质粒子的大小不同。
三、胶体
1. 胶体的定义：分散质粒子直径大小在10-9~10-7m之间的分散系。
2. 胶体的分类：
①. 根据分散质微粒组成的状况分类：
如：胶体胶粒是由许多等小分子聚集一起形成的微粒，其直径在1nm～100nm之间，这样的胶体叫粒子胶体。 又如：淀粉属高分子化合物，其单个分子的直径在1nm～100nm范围之内，这样的胶体叫分子胶体。
②. 根据分散剂的状态划分：
3. 氢氧化铁胶体的制备
①实验操作：在小烧杯中加入40 mL 蒸馏水，加热至沸腾，向沸水中逐滴加入5～6滴氯化铁饱和溶液，继续煮沸至溶液呈红褐色，停止加热，即可得到氢氧化铁胶体。
②反应原理：FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl。
4. 丁达尔效应——丁达尔效应是粒子对光散射作用的结果，是一种物理现象。
①丁达尔现象产生的原因，是因为胶体微粒直径大小恰当，当光照射胶粒上时，胶粒将光从各个方面全部反射，胶粒即成一小光源（这一现象叫光的散射），故可明显地看到由无数小光源形成的光亮“通路”。当光照在比较大或小的颗粒或微粒上则无此现象，只发生反射或将光全部吸收的现象，而以溶液和浊液无丁达尔现象，所以丁达尔效应常用于鉴别胶体和其他分散系。
②应用：区分胶体和溶液。
四、 物质的转化
1. 酸的性质
(1)酸的主要化学性质
酸的主要化学性质
现象或化学方程式(以H2SO4为例)
基本反应类型
与指示剂作用
紫色石蕊溶液遇酸显红色，酚酞溶液遇酸不变色
与活泼金属反应(Mg)
Mg＋H2SO4===MgSO4＋H2↑
置换反应
与碱性氧化物反应(CuO)
CuO＋H2SO4===CuSO4＋H2O
复分解反应
与碱反应(NaOH)
2NaOH＋H2SO4===Na2SO4＋2H2O
复分解反应
与某些盐反应(Na2CO3)
Na2CO3＋H2SO4===Na2SO4＋CO2↑＋H2O
复分解反应
(2)酸的通性
酸
(3)酸具有相似化学性质的原因：从微观角度来看，不同的酸溶液中都含有H＋。
2. 碱的通性
(1)碱具有相似化学性质的原因：从微观角度来看，不同的碱溶液中都含有OH－。
(2)碱的通性
碱
3. 盐的通性
(1)同一类盐具有相似化学性质的原因：从微观角度来看，组成上含有相同阴离子或阳离子。
(2)盐的化学性质常涉及的化学反应
盐复分解反应
特别提醒 盐与盐、盐与碱能反应的条件一般要求二者都可溶。
4. 单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系
五、离子反应
1. 电离
概念：电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。
2. 电解质与非电解质
3. 判断电解质的思维流程
【小结】
(1)能导电的物质不一定是电解质(如金属、石墨、盐酸等)，电解质不一定能导电。
(2)电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物。有些化合物的水溶液能导电，但溶液中离子不是它本身电离出来的，而是与水反应后生成的，因此也不是电解质。(如二氧化碳、氨等是非电解质)。
(3)电解质溶于水能导电，但熔融状态下不一定能导电(如氯化氢等)。
(4)电解质不一定易溶于水(如硫酸钡等)，易溶于水的化合物不一定是电解质(如酒精等)。
(5)电解质、非电解质均必须是化合物，混合物(溶液)、单质既不是电解质也不是非电解质。
(6)电解质与电解质溶液的区别：电解质是纯净物，电解质溶液是混合物。无论电解质还是非电解质的导电都是指本身，而不是说只要在水溶液或者是熔化能导电就是电解质。
(7){补充：①溶液导电能力强弱与单位体积溶液中离子的多少和离子所带电荷数有关；②在溶液的体积、浓度以及溶液中阴（或阳）离子所带的电荷数都相同的情况下，导电能力强的溶液里能够自由移动的离子数目一定比导电能力弱的溶液里能够自由移动的离子数目多。③HCl、NaOH、NaCl在水溶液里的电离程度比CH3COOH、NH3·H2O在水溶液中的电离程度大。
4. 电离方程式
①含义：表示电解质电离的式子。
②书写要求：左边写电解质的化学式，右边写电离出的离子。
③实例：HCl===H＋＋Cl－；
NaCl===Na＋＋Cl－；
Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－。
④从电离角度认识酸、碱、盐
【小结】
(1)、、SO42-等原子团不能拆开
(2)在水溶液中拆开写，在熔融状态下不拆开写。
(3)电离方程式书写的注意事项：
①符合客观事实，不能随意书写离子符号，要注意正确标注离子所带的电荷及其数目。
②质量守恒，即电离方程式左右两侧元素的种类、原子或原子团的个数相等。
③电荷守恒，即电离方程式左右两侧的正负电荷数相等，溶液呈电中性。
5. 离子反应
(1)概念：电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应，这样的反应属于离子反应。
(2)实质：①从微观角度，酸、碱、盐在水溶液中发生的复分解反应，实质上是两种电解质在溶液中相互交换离子的反应。②离子反应使溶液中某些离子的浓度减小。
(3)离子反应发生的条件：
【特别提醒】离子反应除了复分解型外，还有其他类型，如有离子参加的置换反应等，这些类型的发生条件与复分解型不同。
6. 离子方程式
(1)概念：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
(2)离子方程式的书写步骤
以氯化钡和硫酸钠在溶液中反应为例：
(1)写：（基础）
化学方程式(必须根据实验事实)：BaCl2＋Na2SO4===BaSO4↓＋2NaCl。
(2)拆：（关键）
把易溶于水、易电离的物质拆成离子的形式：2Na＋＋SO＋Ba2＋＋2Cl－===BaSO4↓＋2Na＋＋2Cl－。
(3)删：（途径）
删去方程式两边不参加反应的离子，并将方程式化为最简：SO＋Ba2＋===BaSO4↓。
(4)查：（保证）
检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等以及反应条件、沉淀符号、气体符号等。
※离子方程式的书写注意事项:
1．非电解质、弱酸、弱碱、难溶于水的物质，气体在反应物、生成物中出现，均写成化学式或分式。
如：HAc＋OH－=Ac－＋H2O
2．固体间的反应，即使是电解质，也写成化学式或分子式。
如：2NH4Cl（固）＋Ca(OH)2（固）=CaCl2＋2H2O＋2NH3↑
3．氧化物在反应物中、生成物中均写成化学式或分子式。
如SO3＋Ba2+＋2OH－=BaSO4↓＋H2O CuO＋2H+=Cu2+＋H2O
4．浓H2SO4作为反应物和固体反应时，浓H2SO4写成化学式。
5．H3PO4是中强酸，在写离子方程式时按弱酸处理，写成化学式。
6．金属、非金属单质，无论在反应物、生成物中均写成化学式。如：Zn+2H+=Zn2++H2↑
7．微溶物作为反应物时,处于澄清溶液中时写成离子形式;处于浊液或固体时写成化学式。微溶物作为生成物的一律写化学式，如条件是澄清石灰水，则应拆成离子；若给的是石灰乳或浑浊石灰水则不能拆，写成化学式。
8．①酸————在水溶液中电离出的阳离子全部是氢离子的化合物。所谓强酸、弱酸是相对而言，
酸溶于水能发生完全电离的，属于强酸。如HNO3、H2SO4、HCl、HBr、HI、HClO4
酸溶于水不能发生完全电离的，属于弱酸。如碳酸、H2S、HF、磷酸、乙酸（醋酸）等。
②碱————在水溶液中电离出的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。所谓强碱、弱碱是相对而言，
碱溶于水能发生完全电离的，属于强碱。如NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2
碱溶于水不能发生完全电离的，属于弱碱。如一水合氨、氢氧化钙（中强碱）、氢氧化铝、氢氧化锌等。
7. 离子方程式正误判断的五个角度：
(1)看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应。如铁与稀硫酸的反应不能写成2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑，应写成Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑。
(2)看各物质的化学式拆写是否正确。如石灰石与稀盐酸的反应不能写成CO＋2H＋===H2O＋CO2↑，应写成CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。注意：微溶物在生成物中当成沉淀，不拆写，若为反应物且为澄清溶液则拆成离子，如Ca(OH)2。
(3)看是否漏写参加反应的离子。如硫酸铜溶液和氢氧化钡溶液的反应，离子方程式不能写成SO＋Ba2＋===BaSO4↓，应写成Cu2＋＋SO＋Ba2＋＋2OH－===Cu(OH)2↓＋BaSO4↓。
(4)看原子和电荷是否守恒。如Cu与AgNO3溶液反应的离子方程式不能写成Cu＋Ag＋===Cu2＋＋Ag，而应写成Cu＋2Ag＋===Cu2＋＋2Ag。
(5)看反应物或生成物的配比是否正确。如稀硫酸与Ba(OH)2溶液的反应不能写成H＋＋OH－＋SO＋Ba2＋===BaSO4↓＋H2O，应写成2H＋＋2OH－＋SO＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O。
8. 离子共存问题
凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中水解相互促进的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般规律是：
①凡相互结合生成难溶或微溶性盐的离子（熟记常见的难溶、微溶盐）；
②与H+不能大量共存的离子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根离子：
氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-
卤族有：F-、ClO-
碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO32-、SiO32-
③与OH-不能大量共存的离子有：
NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳离子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等）
④能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存：
常见还原性较强的离子有:Fe3+、S2-、I-、SO32-。
氧化性较强的离子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、
六、氧化还原反应
1. 氧化反应：元素化合价升高的反应
还原反应：元素化合价降低的反应
氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应
2. 氧化还原反应的判断依据-----有元素化合价变化
失电子总数=化合价升高总数==得电子总数==化合价降低总数。
3. 氧化还原反应的实质------电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移
口诀：失电子，化合价升高，被氧化（氧化反应），还原剂；
得电子，化合价降低，被还原（还原反应），氧化剂；
4. 氧化剂和还原剂(反应物)
氧化剂：得电子(或电子对偏向)的物质------氧化性
还原剂：失电子(或电子对偏离)的物质------还原性
氧化产物：氧化后的生成物
还原产物：还原后的生成物。
5. 常见的氧化剂与还原剂
a. 常见的氧化剂
(1) 活泼的非金属单质：O2、Cl2、Br2
(2) 含高价金属阳离子的化合物：FeCl3
(3) 含某些较高化合价元素的化合物：浓H2SO4 、HNO3、KMnO4、MnO2
b. 常见的还原剂：
(1) 活泼或或较活泼的金属：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn (按金属活动性顺序，还原性递减)
(2) 含低价金属阳离子的化合物：Fe2＋
(3) 某些非金属单质：C、H2
(4) 含有较低化合价元素的化合物：HCl 、H2S、HI、KI
(4) 含有较低化合价元素的化合物：HCl 、H2S、HI、KI
化合价降低，得电子，被还原
化合价升高，失电子，被氧化
氧化剂 + 还原剂 == 还原产物 + 氧化产物
6. 氧化还原反应中电子转移的表示方法
(1) 双线桥法——表示电子得失结果
【注意事项】
①箭头、箭尾必须对应化合价变化的同种元素的原子；
②必须注明“得到”或“失去”；
③电子转移数用a×be－形式表示，a表示发生氧化反应或还原反应的原子个数，b表示每个原子得到或失去的电子数，当a＝1或b＝1时，要省略；
④被还原的物质和被氧化的物质得失电子数守恒。
例：
(2) 单线桥法——表示电子转移情况
【注意事项】
①不需要标明“得到”或“失去”，只标明电子转移数目；
②要用箭头标明电子转移的方向；
③箭头由反应物中失电子元素原子指向得电子元素原子。
例：
7. 氧化还原反应与四种基本反应类型的关系
8. 氧化性、还原性强弱比较
(1)氧化性、还原性的概念
①氧化性：物质得电子的性质(能力)。
②还原性：物质失电子的性质(能力)。
(2)物质的氧化性及还原性与核心元素化合价的关系
核心元素化合价
实例
性质
最高价
KO4、Cl3、浓HO3、浓H2O4
只有氧化性
中间价
2、Na2O3、SO4、
既有氧化性
又有还原性
最低价
、、K
只有还原性
(3)氧化性、还原性强弱比较的方法
①根据元素的活动性顺序比较
②根据氧化还原反应方程式比较
氧化性：氧化剂>氧化产物
还原性：还原剂>还原产物
③根据反应条件判断
当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应条件的难易来进行判断，如：
4HCl（浓）+MnO2 MnCl2+2H2O+Cl2↑ 16HCl（浓）+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑
易知氧化性：KMnO4>MnO2。
④由氧化产物的价态高价来判断
当含变价元素的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，可由氧化产物相关元素价态的高低来判断氧化剂氧化性的强弱。如： 2Fe+3Cl2 2FeCl3 Fe+S FeS 可知氧化性：Cl2>S。
9. 氧化还原反应的基本规律
(1)守恒规律
氧化还原反应中，原子得失电子总数相等，元素化合价升降总数相等，即有关系式：
还原剂失电子的总数＝氧化剂得电子的总数。
元素化合价降低的总数＝元素化合价升高的总数。
应用：氧化还原反应方程式的配平，氧化还原反应的相关计算。
(2)价态规律
①高低规律
元素处于最高价态时，只有氧化性；元素处于中间价态时，既有氧化性又有还原性；元素处于最低价态时，只有还原性，即“高价氧，低价还，中间价态两边转”。
应用：判断物质的氧化性、还原性。
②归中规律
同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，高价态＋低价态―→中间价态，即“只靠拢，不交叉”“就近变价”。
如：
H2S中S元素为－2价，与产物中的单质S的0价近，所以H2S生成S。
(3)强弱规律
还原剂 ＋ 氧化剂===氧化产物 ＋ 还原产物
(强还原性) (强氧化性) (弱氧化性) (弱还原性)
还原性：还原剂>还原产物；氧化性：氧化剂>氧化产物。即“强制弱”或“前强后弱”。
应用：物质间氧化性(或还原性)强弱的比较或判断氧化剂(或还原剂)和有还原性(或氧化性)的物质在一定条件下能否发生反应。
(4)先后规律
①同一氧化剂与多种还原剂混合时，还原性强的先被氧化。例如，已知还原性：I－>Fe2＋>Br－，当把氯气通入FeBr2溶液时，因为还原性：Fe2＋>Br－，所以氯气的量不足时首先氧化Fe2＋；把氯气通入FeI2溶液时，因为还原性：I－>Fe2＋，所以氯气的量不足时首先氧化I－。
②同一还原剂与多种氧化剂混合时，氧化性强的先被还原。例如，在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性：Fe3＋>Cu2＋>H＋，所以铁粉先与Fe3＋反应，然后再依次与Cu2＋、H＋反应。
反应：判断物质的氧化性、还原性强弱或判断反应的先后顺序。
10. 氧化还原反应方程式的配平
(1)氧化还原反应方程式配平的基本原则
①得失电子守恒：氧化剂和还原剂得失电子总数相等，化合价升高总数＝化合价降低总数。
②质量守恒：反应前后原子的种类和个数不变。
③电荷守恒：离子反应前后，阴、阳离子所带电荷总数相等。
(2)氧化还原反应方程式配平的一般步骤
①标价态：写出反应物和生成物的化学式，标出发生氧化反应和还原反应的元素的化合价。
＋HO3(浓)——O2↑＋O2↑＋H2O
②列变化：标出反应前后元素化合价的变化。
③求总数：依据电子得失守恒，使化合价升高和降低的总数相等。
④配化学计量数：用观察法配平其他物质的化学计量数。
C＋4HNO3(浓)——4NO2↑＋CO2↑＋2H2O
⑤查守恒：检查电荷是否守恒，原子个数是否守恒，配平后，把单线改成等号，标注反应条件。
C＋4HNO3(浓)4NO2↑＋CO2↑＋2H2O
(3)配平的基本方法
①全变从左边配：氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的，一般从左边反应物着手配平。
②自变从右边配：自身氧化还原反应(包括分解、歧化)一般从右边着手配平。
③缺项配平法：先将得失电子数配平，再观察两边电荷。若反应物这边缺正电荷，一般加H＋，生成物一边加水；若反应物这边缺负电荷，一般加OH－，生成物一边加水，然后进行两边电荷数配平。
④当方程式中有多个缺项时，应根据化合价的变化找准氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。
11. 氧化还原反应的计算
(1)计算依据
①氧化剂获得电子总数等于还原剂失去电子总数，即得失电子守恒。
②氧化剂中元素降价总数等于还原剂中元素升价总数，即化合价升降守恒。
(2)计算方法
①找出氧化剂、还原剂及对应的还原产物、氧化产物。
②标准确变价元素的化合价。
③找准每个氧化剂、还原剂中变价的原子个数。
④列出等式并计算：
N(氧化剂)×变价原子个数×|化合价变化值|＝N(还原剂)×变价原子个数×|化合价变化值|。
第二章 海水中的重要元素——钠和氯
一、 钠及其化合物
1. 钠的物理性质
颜色：银白色，有金属光泽； 密度：ρ(H2O)>ρ(Na)>ρ(煤油)；
熔点：低于100 ℃； 硬度：质地柔软，可以用小刀切割。
2. 从钠原子的原子结构认识钠的化学性质—还原性
NaNa＋
(1)与非金属单质(如O2、Cl2)的反应
O2
Cl2：2Na＋Cl22NaCl
(2)与水反应
①离子方程式：2Na＋2H2O==2Na＋＋2OH－＋H2↑。
②与滴加酚酞的水反应的现象及解释
(3)与盐酸反应离子方程式：2Na＋2H＋==2Na＋＋H2↑。
3. 钠的制取及保存
(1)制取：化学方程式为2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑。
(2)保存：密封保存，通常保存在石蜡油或煤油中。
4. 钠的用途
(1)制取Na2O2等化合物。 (2)钠钾合金(液态)可用于原子反应堆的导热剂。
(3)用作电光源，制作高压钠灯。 (4)冶炼某些金属
金属钠具有强还原性，熔融状态下可以用于制取金属，如4Na＋TiCl44NaCl＋Ti。
5．氧化钠与过氧化钠的比较
电子式
氧元素化合价
－2
－1
色、态
白色固体
淡黄色固体
阴、阳离子个数比
1∶2
1∶2
是否为碱性氧化物
是
不是
与水反应的化学方程式
Na2O＋H2O==2NaOH
2Na2O2＋2H2O==4NaOH+O2↑
与CO2反应
Na2O＋CO2==Na2CO3
2Na2O2＋2CO2==2Na2CO3＋O2
与盐酸反应
Na2O＋2HCl==2NaCl+H2O
2Na2O2＋4HCl==4NaCl＋2H2O＋O2↑
6．Na2O2的强氧化性与还原性
从元素化合价角度分析Na2O2的性质
(1)Na2O2的强氧化性
试剂
反应原理
现象
SO2气体
Na2O2＋SO2== Na2SO4
－
FeCl2溶液
4Na2O2＋4FeCl2＋6H2O==4Fe(OH)3↓＋O2↑＋8NaCl
红褐色沉淀
Na2SO3溶液
Na2O2＋Na2SO3＋H2O==Na2SO4＋2NaOH
－
氢硫酸
Na2O2＋H2S==S↓＋2NaOH
溶液变浑浊
酚酞溶液
与水反应生成NaOH，Na2O2的强氧化性使之褪色
先变红后褪色
品红溶液
Na2O2的强氧化性使之褪色
红色褪去
(2)遇KMnO4等强氧化剂时，表现出还原性，氧化产物为O2。
(3)遇CO2、H2O、H＋则发生自身的氧化还原反应。
(4)Na2O2与CO2、H2O反应的质量关系
①2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2 Δm(固体)
2×78 2×44 2×106 56
即发生反应时，固体增加的质量等于与CO2等分子数的CO的质量。
②2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ Δm(固体)
2×78 2×18 4×40 4
即发生反应时，固体增加的质量等于与H2O等分子数的H2的质量。
7． Na2CO3和NaHCO3的性质和应用
(1)Na2CO3和NaHCO3性质的比较
碳酸钠
碳酸氢钠
俗名
苏打或纯碱
小苏打
颜色状态
白色粉末
细小的白色晶体
溶解性
易溶于水
易溶于水
水溶液酸碱性
都呈碱性(Na2CO3溶液碱性更强)
与盐酸
放出二氧化碳气体
放出二氧化碳气体(剧烈)
与烧碱溶液
不反应
生成碳酸钠和水
与澄清石灰水
产生白色沉淀
产生白色沉淀
与氯化钙溶液
生成白色沉淀
不反应
热稳定性
稳定、受热不易分解
受热易分解
(2)Na2CO3和NaHCO3之间的转化
Na2CO3NaHCO3
(3)Na2CO3、NaHCO3的鉴别
①固体的鉴别用加热法：产生使澄清石灰水变浑浊的气体的是NaHCO3固体。
②溶液的鉴别可用沉淀法、气体法和测pH法。
a．沉淀法：加入BaCl2溶液或CaCl2溶液，产生沉淀的是Na2CO3溶液。
b．气体法：滴入稀盐酸，立即产生气泡的是NaHCO3溶液。
c．测pH法：用pH试纸测相同浓度的稀溶液，pH大的是Na2CO3溶液。
(4)Na2CO3、NaHCO3的除杂
序号
混合物(括号内为杂质)
除杂方法
①
Na2CO3(s)(NaHCO3)
加热法
②
NaHCO3(aq)(Na2CO3)
通入足量CO2
③
Na2CO3(aq)(NaHCO3)
滴加适量NaOH溶液
8． 焰色试验
(1)概念：很多金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现出特征颜色。根据火焰呈现的特征颜色，可以判断试样所含的金属元素，化学上把这样的定性分析操作称为焰色试验。
(2)操作
铂丝无色待测物观察火焰颜色铂丝无色
(3)常见元素的焰色
钠元素黄色；钾元素紫色(透过蓝色钴玻璃观察)；铜元素绿色。
9．侯氏制碱法
(1)制取原理：
NaCl＋CO2＋NH3＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl
2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O
(2)步骤和工艺流程：
低温下先向饱和食盐水中通入氨气，再通入二氧化碳可析出碳酸氢钠，再加入细盐末，因氯离子存在及低温条件使氯化铵溶解度突然降低，而食盐的溶解度变化不大，所以氯化铵析出而食盐不析出；再用氨饱和后通二氧化碳，结果相继析出NaHCO3和NH4Cl，该法生产的纯碱质量优良，纯白如雪。
【补充】
(1)路布兰制碱法
①先使氯化钠与硫酸反应，生成硫酸钠：
2NaCl＋H2SO4Na2SO4＋2HCl↑。
②然后用焦炭还原硫酸钠得硫化钠：
Na2SO4＋4CNa2S＋4CO↑。
③最后利用硫化钠与石灰石的反应生产碳酸钠：
Na2S＋CaCO3===Na2CO3＋CaS。
(2)索尔维制碱法
①在饱和食盐水中先通入氨气，再通入二氧化碳，析出碳酸氢钠：
NaCl＋NH3＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl。
②过滤、洗涤、煅烧碳酸氢钠晶体，得到纯碱产品：
2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O，反应产生的二氧化碳循环使用。
③氯化铵滤液与石灰乳混合加热：
2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O，反应产生的氨气循环使用。
二、 氯及其化合物
1．氯元素的原子结构及存在
2．氯气的物理性质
颜色
状态
气味
毒性
溶解性
黄绿色
气体
刺激性气味
有毒
1体积的水溶解约2体积的氯气
3． 氯气的化学性质
(1)氯气与金属的反应
化学方程式
反应现象
与钠反应
2Na＋Cl22NaCl
产生大量白色烟
与铁反应
2Fe＋3Cl22FeCl3
产生大量棕褐色烟
与铜反应
Cu＋Cl2CuCl2
产生大量棕黄色烟
氯气在加热条件下能与大多数金属化合，生成高价金属氯化物。
(2)与非金属反应
与H2反应：H2＋Cl22HCl。
现象—
氯气与水或碱反应，氯的化合价既有升高又有降低，因而氯气既表现氧化性又表现还原性。
(3)与水反应
氯气与水反应的化学方程式：Cl2＋H2O===HCl＋HClO。
(4)与碱反应
①与烧碱反应：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。
②制取漂白粉：2Cl2＋2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。
漂白粉的主要成分是Ca(ClO)2、CaCl2，有效成分是Ca(ClO)2。
4．新制氯水的成分与性质
(1)新制氯水的成分
由于HClO、H2O是弱电解质，存在着微弱的电离。
①三分子：Cl2、HClO、H2O；
②四离子：H＋、Cl－、ClO－、OH－。
(2)新制氯水中各微粒的性质
(3)液氯、新制氯水、久置氯水的比较
液氯
新制氯水
久置氯水
分类
纯净物
混合物
混合物
颜色
黄绿色
黄绿色
无色
成分
Cl2
Cl2、H2O、HClO、H＋、Cl―、ClO―、极少量的为OH―
H＋、Cl―、H2O、
极少量的OH―
稀盐酸
性质
氧化性
氧化性、酸性、漂白性
酸性
5．氯离子检验方法
(1)试剂：稀硝酸、AgNO3溶液。
(2)现象：产生不溶于稀硝酸的白色沉淀。
6．次氯酸和次氯酸盐的性质
(1)次氯酸
次氯酸见光分解的化学方程式：2HClO2HCl＋O2↑。
(2)Ca(ClO)2的主要化学性质
①Ca(ClO)2的稳定性比HClO强。
②与酸反应生成HClO，作为漂白剂或消毒剂的原理可用化学方程式表示为：
Ca(ClO)2＋CO2＋H2O==2HClO＋CaCO3↓。
7．氯气的实验室制法
(1)反应原理
①化学方程式：MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O。
②原理：利用强氧化剂氧化浓盐酸中的Cl－生成Cl2，该反应中MnO2为氧化剂，浓盐酸为还原剂并且该实验还体现了浓盐酸的酸性。
(2)仪器装置
①气体发生装置类型：固＋液气
②发生装置所用仪器：分液漏斗、圆底烧瓶、酒精灯。
③除杂装置：
装置C的作用是除去Cl2中少量的HCl气体。装置D的作用是干燥氯气(或除去氯气中的水蒸气)。
(3)收集方法
①向上排空气法(氯气密度大于空气)。
②排饱和食盐水法(氯气在饱和氯化钠溶液中的溶解度很小，用此法可除去实验中挥发产生的氯化氢气体)。
(4)验满方法
观察到E中充满黄绿色气体，则证明已集满。
(5)尾气处理
烧杯F中盛放的液体是NaOH溶液。该液体的作用是吸收过量的氯气，防止污染环境。
三、 物质的量
1．化学计量
化学计量
符号
定义
单位
物质的量
n
表示一定数目微粒的集合体
摩尔 (mol)
阿伏伽德罗常数
NA
0.012kgC-12中所含有的碳原子数,约为6.02x1023
mol－1
摩尔质量
M
单位物质的量的物质所具有的质量( 数值上等于该物质的分子量与质量与物质的量)
g/mol
气体摩尔质量
Vm
单位物质的量的气体所占的体积
L·mol－1
物质的量浓度
cB
单位体积溶液中所含溶质B的物质的量
mol/L
2．以物质的量(n)为桥梁联系宏观物质的量浓度、溶质质量与微观微粒数之间的关系
3．阿伏加德罗定律
在相同的温度和压强下，任何气体粒子之间的距离可以看成是相等的，这是理解气体体积的理论基础。
(1)阿伏加德罗定律的内容
相同的温度和压强下，粒子数相同的任何气体都具有相同的体积，也可以说，在相同的温度和压强下、相同体积的任何气体都含有相同数目的粒子。
(2)特别提示
①阿伏加德罗定律适用于任何气体，包括混合气体，不适用于非气体；
②同温、同压、同体积、同分子数，共同存在，相互制约，且“三同定一同”。
4．阿伏加德罗定律的推论
相同条件
结论
语言叙述
公式
同温同压
同温同压下，体积之比等于物质的量之比，等于分子数之比
＝＝
同温同体积
同温同体积下，压强之比等于物质的量之比，等于分子数之比
＝＝
同温同压
同温同压下，密度之比等于摩尔质量之比
＝
同温同压同体积
同温同压下，体积相同的气体，其质量与摩尔质量成正比
＝
5．溶液的稀释或混合中的计算
(1)浓溶液稀释
①溶质的物质的量不变：c(浓)·V(浓)＝c(稀)·V(稀)；
②溶质的质量不变：m(浓)·w(浓)＝m(稀)·w(稀)；
③溶液的质量守恒：m(稀)＝m(浓)＋m(水)。
(2)相同溶质两溶液混合
①溶质的物质的量不变：c1V1＋c2V2＝c(混)·V(混)；
②溶质的质量不变：m1w1＋m2w2＝m(混)·w(混)。
6．关于阿伏加德罗常数(NA)的正误判断
(1)阿伏加德罗常数(NA)的应用是高考中的经典题型，常为正误判断型选择题，主要考查以物质的量为中心的简单计算及NA与物质的关系。解答该类题目的方法思路：
→
→→
(2这类题型涉及的知识点比较琐碎，需要注意的细节性问题比较多，解答此类题目往往容易出错。解题时，一定要注意选项所给的条件，仔细审题，否则会掉入“陷阱”之中。常见的“陷阱”有：
①陷阱之一：状况条件。若给出在非标准状况，如已知常温常压下气体的体积，不能用22.4 L·mol－1进行计算。
②陷阱之二：物质状态。已知在标准状况下非气态的物质(如水、酒精、三氧化硫等)，不能用22.4 L·mol－1进行计算。
③陷阱之三：单质组成。气体单质的组成除常见的双原子外，还有单原子分子(如He、Ne等)、多原子分子(如O3等)。
④陷阱之四：粒子种类。粒子种类一般有分子、原子、离子、质子、中子、电子等。解答时要看准题目要求，防止误入陷阱。
⑤陷阱之五：缺少体积。由物质的量浓度求算溶液中所含微粒数时，未给溶液体积，无法求算物质的量。
四、一定物质的量浓度溶液的配制
1．主要仪器
托盘天平(分析天平)、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管、量筒。
2．容量瓶
(1)容量瓶的结构与规格
(2)容量瓶使用的注意事项
①使用前要检验容量瓶是否漏水。检验程序：加水→塞瓶塞→倒立→查漏→正立，瓶塞旋转180°→倒立→查漏。
②使用后应将容量瓶洗净、晾干。
3．配制过程：
以配制100 mL 1.00 mol·L－1 的氯化钠溶液为例
4．配制一定物质的量浓度溶液的误差分析
(1)误差的分析方法
①根据cB＝＝可知，MB为定值(溶质的摩尔质量)，实验过程中不规范的操作会导致mB或V的值发生变化，从而使所配制溶液的物质的量浓度产生误差。若实验操作导致mB偏大，则cB偏大；若实验操作导致V偏大，则cB偏小。
②容量瓶定容时仰视、俯视对结果的影响(如下图)
A．仰视刻度线(如图a)：加水量高于基准线(刻度线)，溶液体积偏大，c偏低。
B．俯视刻度线(如图b)：加水量低于基准线(刻度线)，溶液体积偏小，c偏高。
(2)配制100 mL 1.00 mol·L－1的氯化钠溶液常出现的误差
能引起误差的操作
因变量
c
n
V
称量
①砝码生锈(没有脱落)
偏大
不变
偏大
②少量氯化钠粘在称量纸上
偏小
不变
偏小
③使用游码，且药品砝码位置颠倒
偏小
不变
偏小
转移
④有少量液体溅出
偏小
不变
偏小
⑤容量瓶内有少量水
不变
不变
不变
⑥未洗涤或洗涤液未注入容量瓶
偏小
不变
偏小
定容
⑦仰视
不变
偏大
偏小
⑧超过刻度线，吸出一部分水
偏小
不变
偏小
⑨摇匀后液面下降，补充水
不变
偏大
偏小
装瓶
⑩试剂瓶刚用蒸馏水洗过
不变
偏大
偏小
第三章 铁 金属材料
一、铁及其化合物
1. 铁的存在及物理性质
(1)存在：铁在自然界中可以以单质形态(陨铁)存在，但主要以＋2价和＋3价化合物的形态存在
(2)工业炼铁的原理(以Fe2O3为例)
3CO＋Fe2O32Fe＋3CO2。
(3)物理性质
铁有延展性、导热性、导电性，但其导电性不如铜和铝，铁还能被磁体吸引。
其熔、沸点较高，熔点：1 535 ℃、沸点：2 750 ℃，密度：7.86 g·cm－3。
2. 铁的化学性质
(1)与某些非金属单质、酸和盐溶液反应
化学性质
化学方程式举例
①Fe与非金属单质反应
②Fe与非氧化性酸反应(H2SO4)
Fe＋H2SO4===FeSO4＋H2↑
③Fe与盐溶液反应(CuSO4)
Fe＋CuSO4===Cu＋FeSO4
结论：Fe在反应中作还原剂，遇到较强的氧化剂(如Cl2等)生成＋3价铁的化合物，遇到较弱的氧化剂(如稀硫酸等)生成＋2价铁的化合物。
(2)实验探究铁粉与水蒸气的反应
实验装置
操作现象
用火柴点燃肥皂液，听到爆鸣声，证明生成了H2
实验结论
在高温下，铁能与水蒸气反应，化学方程式为3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2
提示：湿棉花的作用是受热时提供反应所需的水蒸气。
3. 铁的氧化物
物质
氧化亚铁(FeO)
氧化铁(Fe2O3)
四氧化三铁(Fe3O4)
俗称
铁红
磁性氧化铁
颜色、状态
黑色粉末
红棕色粉末
黑色晶体(有磁性)
溶解性
不溶于水
铁的价态
＋2
＋3
＋2、＋3
与H＋反应的离子方程式
FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O
6H＋＋Fe2O3===2Fe3＋＋3H2O
Fe3O4＋8H＋===2Fe3＋＋Fe2＋＋4H2O
稳定性
6FeO+O22Fe3O4
稳定
稳定
与CO、C、H2反应
生成单质铁及CO2或H2O
用途
Fe2O3常用作红色油漆与涂料，赤铁矿(主要成分是Fe2O3)是炼铁的原料
4. 铁的氢氧化物
化学式
Fe(OH)2
Fe(OH)3
物质类别
二元弱碱
三元弱碱
颜色状态
白色固体
红褐色固体
溶解性
不溶于水
不溶于水
与非氧化性强酸反应
Fe(OH)2＋2H＋===Fe2＋＋2H2O
Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O
稳定性
Fe(OH)2FeO＋H2O
(隔绝空气)
2Fe(OH)3 Fe2O3＋3H2O
制法
可溶性亚铁盐与碱溶液反应
Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓
可溶性铁盐与碱溶液反应
Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓
二者的关系
在空气中，Fe(OH)2能够非常迅速地被氧气氧化成Fe(OH)3，现象是白色絮状沉淀迅速变成灰绿色，最后变成红褐色，化学方程式为4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3
5. 氢氧化亚铁的制备
(1)有机覆盖层法 (2)还原性气体保护法
6. 亚铁盐和铁盐的性质
(1)Fe2＋化合价可以升高到＋3价，表现为还原性，也可以降低到0价，表现为氧化性。
(2)Fe3＋是铁元素的高价态，可以被还原剂还原为＋2或0价，具有氧化性。
7. 亚铁离子和铁离子的检验
(1)只含Fe2＋或Fe3＋
A．加NaOH溶液沉淀法
B．加KSCN溶液显示法
(2)同时含有Fe2＋和Fe3＋的溶液
Fe2＋对检验Fe3＋无干扰，可以滴加KSCN溶液检验Fe3＋；Fe3＋对检验Fe2＋有干扰，不能采用先氧化再加KSCN溶液检验Fe2＋，通常向溶液中滴加适量酸性KMnO4溶液，溶液紫红色褪去说明含有Fe2＋。
8. “铁三角”的转化关系
二、 常见的合金及应用
1. 合金
概念
由两种或两种以上的金属(或金属和非金属)熔合而成的具有金属特性的物质
性能
硬度
硬度一般高于它的成分金属
熔点
熔点一般低于它的成分金属
与纯金属材料相比，合金具有优良的物理、化学或机械性能
2. 铁合金
3. 铝
(1) 铝的存在----化合态，地壳中含量仅次于氧和硅
(2) 铝的物理性质：银白色，密度小，导电性强
(3) 铝的化学性质：2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑或2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑
2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑ 2Al＋2OH－＋2H2O===2AlO＋3H2↑
4. 氧化铝
(1) 氧化铝的物理性质：白色固体，熔点高，硬度大
(2) 氧化铝的化学性质：Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O或Al2O3＋6H＋===2Al3＋＋3H2O
Al2O3＋2NaOH===2NaAlO2＋H2O 或Al2O3＋2OH－===2AlO＋H2O
5. 两性氧化物、两性氢氧化物的概念
(1)两性氧化物：既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水的氧化物，如Al2O3。
(2)两性氢氧化物：既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水的氢氧化物，如Al(OH)3。
Al(OH)3溶于盐酸：Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O。
Al(OH)3溶于NaOH溶液：Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O。
6. 铝合金
铝合金是目前用途广泛的合金之一，硬铝是在铝中添加了一定比例的Cu、Mg、Mn、Si，密度小，强度高，具有较强抗腐蚀能力，是制造飞机和宇宙飞船的理想材料。
7. 新型合金
(1)储氢合金：一类能够大量吸收H2，并与H2结合成金属氢化物的材料。如TiFe合金、LaNi合金，为氢气作为能源的实际应用起到重要的推动作用。
(2)其他新型合金：钛合金、耐热合金和形状记忆合金等新型合金广泛应用于航空航天、生物工程和电子工业等领域。
(3)用途广泛的稀土金属：镧系元素(57～71号元素)及钇和钪，共17种元素为稀土元素。可用于制造引火合金、永磁材料、超导材料和发光材料等。稀土金属除广泛应用在冶金、石油化工、材料工业、医药及农业领域外，还逐渐深入到许多现代科技领域。
三、 物质的量在化学方程式中的应用
1．化学方程式中化学计量数与相关物理量的关系
2CO ＋ O2 2CO2
化学计量数 2 1 2
扩大NA倍 2NA NA 2NA
物质的量 2 mol 1 mol 2 mol
质量 56 g 32 g 88 g
标况下气体体积 44.8 L 22.4 L 44.8 L
结论：
(1)化学方程式中各物质的化学计量数之比等于其粒子数目之比，等于其物质的量之比。
(2)对于有气体参加的反应，在同温同压下各气体的化学计量数之比等于其体积之比。
2．物质的量应用于化学方程式计算的基本步骤
3．化学计算常用方法
(1)守恒法(质量守恒、电荷守恒、电子守恒)
(2)差量法(质量差值法、体积差值法)
(3)关系式法(利用元素守恒建立关系式、利用方程式建立关系式、利用电子守恒建立关系式)
(4)方程组法(两个已知量求解混合物中两种物质的未知量)
第四章 物质结构 元素周期律
一、 原子结构
1．构成原子的微粒及作用
原子(X)
2．原子、离子中三种基本微粒的数量关系
(1)原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数；
(2)质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)；
(3)阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数；
(4)阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数。
3．微粒符号周围数字的含义
4．元素、核素、同位素的关系
5．原子核外电子排布
(1)不同电子层的表示及能量关系
各电子层由内到外
电子层数
1
2
3
4
5
6
7
字母代号
K
L
M
N
O
P
Q
离核远近
由近到远
能量高低
由低到高
(2)核外电子排布规律
①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；
②各电子层最多容纳的电子数是2n2；
③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过
32个。
二、 元素周期表
1．元素周期表的编排原则
(1)原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编的序号。
(2)原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
(3)横行原则：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。（周期数=原子的电子层数）
(4)纵列原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。
2． 元素位置与原子结构的关系
3． 由元素的原子序数推断在元素周期表中的位置
常用0族元素定位法：
(1)明确0族元素信息
0族元素
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Og
所在周期序数
1
2
3
4
5
6
7
原子序数
2
10
18
36
54
86
118
(2)比大小定周期
比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。
(3)求差值定族数
①若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的 ⅠA 族或 ⅡA 族；
②若某元素原子序数比相应的0族元素少1～5时，则应处在同周期的ⅢA～ⅦA族；
③若差其他数，则由相应差数找出相应的族。
三、 碱金属元素
1．碱金属元素的原子结构
元素名称
锂
钠
钾
铷
铯
元素符号
Li
Na
K
Rb
Cs
核电荷数
3
11
19
37
55
原子结构
示意图
原子半径/nm
0.152
0.186
0.227
0.248
0.265
相同点
最外层均有1个电子，均有较强还原性
递变性
从Li到Cs随核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大
2．碱金属单质性质规律
(1)物理性质规律
(2)化学性质的相似性和递变性
①相似性
②递变性
具体情况如下：
a．与氧气反应
从Li→Cs，与氧气反应越来越剧烈，产物越来越复杂。如Li在氧气中燃烧只生成Li2O，Na在氧气中燃烧生成Na2O2，K在氧气中燃烧生成更复杂的氧化物：KO2。
b．与H2O(或酸)的反应
从Li→Cs，与H2O(或酸)反应越来越剧烈。如K与H2O反应能发生轻微爆炸，则Rb、Cs遇水会发生剧烈爆炸。
四、 卤族元素
1．卤族元素的原子结构及其特点
卤族元素包括：F、Cl、Br、I、At(写元素符号)。前4种元素的原子结构示意图依次是：
F、Cl、Br、I
(1)相似性：最外层电子数都是7。
(2)递变性：F→I，核电荷数依次增大，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大。
2．卤素单质的物理性质
F2
Cl2
Br2
I2
颜色、状态
淡黄绿色气体
黄绿色气体
深红棕色液体
紫黑色固体
密度
逐渐增大
熔、沸点
逐渐升高
溶解性
在水中溶解度小(F2与H2O反应)，在有机溶剂中溶解度大
3．卤素单质化学性质规律
(1)相似性
(2)递变性
①与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱。
②Cl2、Br2、I2与H2O反应越来越微弱。
(3)熟记卤素的特殊性
①在常温下Br2是唯一的液态非金属单质，易挥发。
②碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝。
③氟是最活泼的非金属，没有正化合价，氟单质与盐溶液反应时，先与水反应产生HF和O2。
五、 同周期元素性质变化规律
第三周期元素
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
(1)电子排布
电子层数相同，最外层电子数依次增加
(2)原子半径
原子半径依次减小
—
(3)主要化合价
＋1
＋2
＋3
＋4
－4
＋5
－3
＋6
－2
＋7
－1
—
(4)金属性、非金属性
金属性减弱，非金属性增加
—
(5) 单质与水或酸置
换难易
冷水
剧烈
热水与
酸快
与酸反
应慢
——
—
(6)氢化物的化学式
——
SiH4
PH3
H2S
HCl
—
(7)与 H2 化合的难易
——
由难到易
—
(8)氢化物的稳定性
——
稳定性增强
—
(9) 最高价氧化物的
化学式
Na2O
MgO
Al2O3
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
—
最高价氧化物对应水化物
(10)化学式
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
HClO4
—
(11)酸碱性
强碱
中强碱
两性氢
氧化物
弱酸
中强酸
强酸
很强
的酸
—
(12)变化规
律
碱性减弱，酸性增强
—
六、 元素周期律
1．内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
2．实质：元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
3．主族元素的规律性变化
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
原子结构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
相同
逐渐增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
离子半径
阳离子逐渐减小阴离子逐渐减小r(阴离子)＞r(阳离子)
逐渐增大
性质
化合价
最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外) 负化合价＝－(8－主族序数)
元素的金属性和非金属性
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
离子的氧化性、还原性
阳离子氧化性逐渐增强
阴离子还原性逐渐减弱
阳离子氧化性逐渐减弱
阴离子还原性逐渐增强
气态氢化物稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
4．元素金属性和非金属性强弱的判断方法
金
属
性
比
较
本质
原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)
判断
方法
①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强
⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强
非
金
属
性
比较
本质
原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)
判断
方法
①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强
5．粒径大小的比较
“三看”法快速判断简单微粒半径的大小
一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
二看核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。
三看核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
七、 化学键
1. 离子键和离子化合物
2. 共价键和共价化合物
3. 电子式
(1)概念：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)的式子叫做电子式。
(2)离子化合物电子式的书写：
①一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”)的个数即原子的最外层电子数。
②同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。
③简单阳离子的电子式：
简单阳离子是由金属原子失电子形成的，原子的最外层已无电子，故用阳离子的符号表示
④画出最外层电子数，用“[ ]”括起来，并在右上角标出“”以表示其所带的电荷。
⑤“[ ]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。
⑥在化合物中，如果有多个阴、阳离子，阴、阳离子必须是间隔的，即不能将两个阴离子或两个阳离子写在一起，如CaF2要写成，不能写成，
也不能写成。
⑦用电子式表示化合物形成过程时，由于不是化学方程式，不能出现“===”。“―→”前是原子的电子式，“―→”后是化合物的电子式。
4. 离子化合物和共价化合物的比较
离子化合物
共价化合物
概念
由离子键构成的化合物
以共用电子对形成分子的化合物
构成粒子
阴、阳离子
原子
粒子间的作用
离子键
共价键
熔、沸点
较高
一般较低，少部分很高(如SiO2)
导电性
熔融状态或水溶液导电
熔融状态不导电，溶于水有的导电(如硫酸)，有的不导电(如蔗糖)
5．分子间作用力
(1)分子间存在一种把分子聚集在一起的作用力，叫做分子间作用力，又称范德华力。
(2)由分子构成的物质，其熔点、沸点等物理性质主要由分子间作用力大小决定。
6．氢键
(1)氢键不是化学键，通常把氢键看作是一种较强的分子间作用力。氢键比化学键弱，比范德华力强。
(2)分子间形成的氢键会使物质的熔点和沸点升高，水分子间的氢键可使其密度在固态时小于液态时的密度。
第一章 物质及其变化
一、 物质的分类
1. 常用分类方法：树状分类法、交叉分类法
金属：Na、Mg、Al
单质
非金属：S、O2、N2
酸性氧化物：SO3、SO2、P2O5等
氧化物 碱性氧化物：Na2O、CaO、Fe2O3
氧化物：Al2O3等
纯 盐氧化物：CO、NO等
净 含氧酸：HNO3、H2SO4等
物 按酸根分
无氧酸：HCl
化 合 物
强酸：HNO3、H2SO4 、HCl
酸
按强弱分 弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH
一元酸：HCl、HNO3
物 质
二元酸：H2SO4、H2SO3
按电离出的H+数分 多元酸：H3PO4
强碱：NaOH、Ba(OH)2
按强弱分
碱 弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3
一元碱：NaOH、
按电离出的HO-数分 二元碱：Ba(OH)2
多元碱：Fe(OH)3
正盐：Na2CO3
盐 酸式盐：NaHCO3
碱式盐：Cu2(OH)2CO3
混 合 物
溶液：NaCl溶液、稀H2SO4等
悬浊液：泥水混合物等
乳浊液：油水混合物
胶体：Fe(OH)3胶体、淀粉溶液、烟、雾、有色玻璃等
【易错总结】
氧化物分类中的“n个”不一定
(1)碱性氧化物都是金属氧化物，但金属氧化物不一定都是碱性氧化物，如Mn2O7为酸性氧化物。
(2)非金属氧化物不一定都是酸性氧化物，如CO、H2O等。
(3)酸性氧化物也不一定都是非金属氧化物，如Mn2O7。
(4)酸性氧化物不一定能与水反应生成酸，碱性氧化物不一定能与水反应生成碱，如Fe2O3是碱性氧化物，但它不能与水反应生成Fe(OH)3。
二、分散系相关概念
1. 分散系：一种物质（或几种物质）以粒子形式分散到另一种物质里所形成的混合物，统称为分散系。
2. 分散质：分散系中分散成粒子的物质。
3. 分散剂：分散质分散在其中的物质。
4. 分散系的分类：当分散剂是水或其他液体时，如果按照分散质粒子的大小来分类，可以把分散系分为：溶液、胶体和浊液。分散质粒子直径小于1nm的分散系叫溶液，在1nm－100nm之间的分散系称为胶体，而分散质粒子直径大于100nm的分散系叫做浊液。
5. 下面比较几种分散系的不同：
分散系
溶 液
胶 体
浊 液
分散质的直径
＜1nm（粒子直径小于10-9m）
1nm－100nm（粒子直径在10-9 ~ 10-7m）
＞100nm（粒子直径大于10-7m）
分散质粒子
单个小分子或离子
许多小分子集合体或高分子
巨大数目的分子集合体
实例
溶液酒精、氯化钠等
淀粉胶体、氢氧化铁胶体等
石灰乳、油水等
性
质
外观
均一、透明
均一、透明
不均一、不透明
稳定性
稳定
较稳定
不稳定
能否透过滤纸
能
能
不能
能否透过半透膜
能
不能
不能
鉴别
无丁达尔效应
有丁达尔效应
静置分层
注意：三种分散系的本质区别：分散质粒子的大小不同。
三、胶体
1. 胶体的定义：分散质粒子直径大小在10-9~10-7m之间的分散系。
2. 胶体的分类：
①. 根据分散质微粒组成的状况分类：
如：胶体胶粒是由许多等小分子聚集一起形成的微粒，其直径在1nm～100nm之间，这样的胶体叫粒子胶体。 又如：淀粉属高分子化合物，其单个分子的直径在1nm～100nm范围之内，这样的胶体叫分子胶体。
②. 根据分散剂的状态划分：
3. 氢氧化铁胶体的制备
①实验操作：在小烧杯中加入40 mL 蒸馏水，加热至沸腾，向沸水中逐滴加入5～6滴氯化铁饱和溶液，继续煮沸至溶液呈红褐色，停止加热，即可得到氢氧化铁胶体。
②反应原理：FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl。
4. 丁达尔效应——丁达尔效应是粒子对光散射作用的结果，是一种物理现象。
①丁达尔现象产生的原因，是因为胶体微粒直径大小恰当，当光照射胶粒上时，胶粒将光从各个方面全部反射，胶粒即成一小光源（这一现象叫光的散射），故可明显地看到由无数小光源形成的光亮“通路”。当光照在比较大或小的颗粒或微粒上则无此现象，只发生反射或将光全部吸收的现象，而以溶液和浊液无丁达尔现象，所以丁达尔效应常用于鉴别胶体和其他分散系。
②应用：区分胶体和溶液。
四、 物质的转化
1. 酸的性质
(1)酸的主要化学性质
酸的主要化学性质
现象或化学方程式(以H2SO4为例)
基本反应类型
与指示剂作用
紫色石蕊溶液遇酸显红色，酚酞溶液遇酸不变色
与活泼金属反应(Mg)
Mg＋H2SO4===MgSO4＋H2↑
置换反应
与碱性氧化物反应(CuO)
CuO＋H2SO4===CuSO4＋H2O
复分解反应
与碱反应(NaOH)
2NaOH＋H2SO4===Na2SO4＋2H2O
复分解反应
与某些盐反应(Na2CO3)
Na2CO3＋H2SO4===Na2SO4＋CO2↑＋H2O
复分解反应
(2)酸的通性
酸
(3)酸具有相似化学性质的原因：从微观角度来看，不同的酸溶液中都含有H＋。
2. 碱的通性
(1)碱具有相似化学性质的原因：从微观角度来看，不同的碱溶液中都含有OH－。
(2)碱的通性
碱
3. 盐的通性
(1)同一类盐具有相似化学性质的原因：从微观角度来看，组成上含有相同阴离子或阳离子。
(2)盐的化学性质常涉及的化学反应
盐复分解反应
特别提醒 盐与盐、盐与碱能反应的条件一般要求二者都可溶。
4. 单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系
五、离子反应
1. 电离
概念：电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。
2. 电解质与非电解质
3. 判断电解质的思维流程
【小结】
(1)能导电的物质不一定是电解质(如金属、石墨、盐酸等)，电解质不一定能导电。
(2)电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物。有些化合物的水溶液能导电，但溶液中离子不是它本身电离出来的，而是与水反应后生成的，因此也不是电解质。(如二氧化碳、氨等是非电解质)。
(3)电解质溶于水能导电，但熔融状态下不一定能导电(如氯化氢等)。
(4)电解质不一定易溶于水(如硫酸钡等)，易溶于水的化合物不一定是电解质(如酒精等)。
(5)电解质、非电解质均必须是化合物，混合物(溶液)、单质既不是电解质也不是非电解质。
(6)电解质与电解质溶液的区别：电解质是纯净物，电解质溶液是混合物。无论电解质还是非电解质的导电都是指本身，而不是说只要在水溶液或者是熔化能导电就是电解质。
(7){补充：①溶液导电能力强弱与单位体积溶液中离子的多少和离子所带电荷数有关；②在溶液的体积、浓度以及溶液中阴（或阳）离子所带的电荷数都相同的情况下，导电能力强的溶液里能够自由移动的离子数目一定比导电能力弱的溶液里能够自由移动的离子数目多。③HCl、NaOH、NaCl在水溶液里的电离程度比CH3COOH、NH3·H2O在水溶液中的电离程度大。
4. 电离方程式
①含义：表示电解质电离的式子。
②书写要求：左边写电解质的化学式，右边写电离出的离子。
③实例：HCl===H＋＋Cl－；
NaCl===Na＋＋Cl－；
Ba(OH)2===Ba2＋＋2OH－。
④从电离角度认识酸、碱、盐
【小结】
(1)、、SO42-等原子团不能拆开
(2)在水溶液中拆开写，在熔融状态下不拆开写。
(3)电离方程式书写的注意事项：
①符合客观事实，不能随意书写离子符号，要注意正确标注离子所带的电荷及其数目。
②质量守恒，即电离方程式左右两侧元素的种类、原子或原子团的个数相等。
③电荷守恒，即电离方程式左右两侧的正负电荷数相等，溶液呈电中性。
5. 离子反应
(1)概念：电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应，这样的反应属于离子反应。
(2)实质：①从微观角度，酸、碱、盐在水溶液中发生的复分解反应，实质上是两种电解质在溶液中相互交换离子的反应。②离子反应使溶液中某些离子的浓度减小。
(3)离子反应发生的条件：
【特别提醒】离子反应除了复分解型外，还有其他类型，如有离子参加的置换反应等，这些类型的发生条件与复分解型不同。
6. 离子方程式
(1)概念：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
(2)离子方程式的书写步骤
以氯化钡和硫酸钠在溶液中反应为例：
(1)写：（基础）
化学方程式(必须根据实验事实)：BaCl2＋Na2SO4===BaSO4↓＋2NaCl。
(2)拆：（关键）
把易溶于水、易电离的物质拆成离子的形式：2Na＋＋SO＋Ba2＋＋2Cl－===BaSO4↓＋2Na＋＋2Cl－。
(3)删：（途径）
删去方程式两边不参加反应的离子，并将方程式化为最简：SO＋Ba2＋===BaSO4↓。
(4)查：（保证）
检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等以及反应条件、沉淀符号、气体符号等。
※离子方程式的书写注意事项:
1．非电解质、弱酸、弱碱、难溶于水的物质，气体在反应物、生成物中出现，均写成化学式或分式。
如：HAc＋OH－=Ac－＋H2O
2．固体间的反应，即使是电解质，也写成化学式或分子式。
如：2NH4Cl（固）＋Ca(OH)2（固）=CaCl2＋2H2O＋2NH3↑
3．氧化物在反应物中、生成物中均写成化学式或分子式。
如SO3＋Ba2+＋2OH－=BaSO4↓＋H2O CuO＋2H+=Cu2+＋H2O
4．浓H2SO4作为反应物和固体反应时，浓H2SO4写成化学式。
5．H3PO4是中强酸，在写离子方程式时按弱酸处理，写成化学式。
6．金属、非金属单质，无论在反应物、生成物中均写成化学式。如：Zn+2H+=Zn2++H2↑
7．微溶物作为反应物时,处于澄清溶液中时写成离子形式;处于浊液或固体时写成化学式。微溶物作为生成物的一律写化学式，如条件是澄清石灰水，则应拆成离子；若给的是石灰乳或浑浊石灰水则不能拆，写成化学式。
8．①酸————在水溶液中电离出的阳离子全部是氢离子的化合物。所谓强酸、弱酸是相对而言，
酸溶于水能发生完全电离的，属于强酸。如HNO3、H2SO4、HCl、HBr、HI、HClO4
酸溶于水不能发生完全电离的，属于弱酸。如碳酸、H2S、HF、磷酸、乙酸（醋酸）等。
②碱————在水溶液中电离出的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。所谓强碱、弱碱是相对而言，
碱溶于水能发生完全电离的，属于强碱。如NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2
碱溶于水不能发生完全电离的，属于弱碱。如一水合氨、氢氧化钙（中强碱）、氢氧化铝、氢氧化锌等。
7. 离子方程式正误判断的五个角度：
(1)看离子反应是否符合客观事实，不可主观臆造产物及反应。如铁与稀硫酸的反应不能写成2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑，应写成Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑。
(2)看各物质的化学式拆写是否正确。如石灰石与稀盐酸的反应不能写成CO＋2H＋===H2O＋CO2↑，应写成CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。注意：微溶物在生成物中当成沉淀，不拆写，若为反应物且为澄清溶液则拆成离子，如Ca(OH)2。
(3)看是否漏写参加反应的离子。如硫酸铜溶液和氢氧化钡溶液的反应，离子方程式不能写成SO＋Ba2＋===BaSO4↓，应写成Cu2＋＋SO＋Ba2＋＋2OH－===Cu(OH)2↓＋BaSO4↓。
(4)看原子和电荷是否守恒。如Cu与AgNO3溶液反应的离子方程式不能写成Cu＋Ag＋===Cu2＋＋Ag，而应写成Cu＋2Ag＋===Cu2＋＋2Ag。
(5)看反应物或生成物的配比是否正确。如稀硫酸与Ba(OH)2溶液的反应不能写成H＋＋OH－＋SO＋Ba2＋===BaSO4↓＋H2O，应写成2H＋＋2OH－＋SO＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O。
8. 离子共存问题
凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中水解相互促进的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般规律是：
①凡相互结合生成难溶或微溶性盐的离子（熟记常见的难溶、微溶盐）；
②与H+不能大量共存的离子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根离子：
氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-
卤族有：F-、ClO-
碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO32-、SiO32-
③与OH-不能大量共存的离子有：
NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳离子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等）
④能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存：
常见还原性较强的离子有:Fe3+、S2-、I-、SO32-。
氧化性较强的离子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、
六、氧化还原反应
1. 氧化反应：元素化合价升高的反应
还原反应：元素化合价降低的反应
氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应
2. 氧化还原反应的判断依据-----有元素化合价变化
失电子总数=化合价升高总数==得电子总数==化合价降低总数。
3. 氧化还原反应的实质------电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移
口诀：失电子，化合价升高，被氧化（氧化反应），还原剂；
得电子，化合价降低，被还原（还原反应），氧化剂；
4. 氧化剂和还原剂(反应物)
氧化剂：得电子(或电子对偏向)的物质------氧化性
还原剂：失电子(或电子对偏离)的物质------还原性
氧化产物：氧化后的生成物
还原产物：还原后的生成物。
5. 常见的氧化剂与还原剂
a. 常见的氧化剂
(1) 活泼的非金属单质：O2、Cl2、Br2
(2) 含高价金属阳离子的化合物：FeCl3
(3) 含某些较高化合价元素的化合物：浓H2SO4 、HNO3、KMnO4、MnO2
b. 常见的还原剂：
(1) 活泼或或较活泼的金属：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn (按金属活动性顺序，还原性递减)
(2) 含低价金属阳离子的化合物：Fe2＋
(3) 某些非金属单质：C、H2
(4) 含有较低化合价元素的化合物：HCl 、H2S、HI、KI
(4) 含有较低化合价元素的化合物：HCl 、H2S、HI、KI
化合价降低，得电子，被还原
化合价升高，失电子，被氧化
氧化剂 + 还原剂 == 还原产物 + 氧化产物
6. 氧化还原反应中电子转移的表示方法
(1) 双线桥法——表示电子得失结果
【注意事项】
①箭头、箭尾必须对应化合价变化的同种元素的原子；
②必须注明“得到”或“失去”；
③电子转移数用a×be－形式表示，a表示发生氧化反应或还原反应的原子个数，b表示每个原子得到或失去的电子数，当a＝1或b＝1时，要省略；
④被还原的物质和被氧化的物质得失电子数守恒。
例：
(2) 单线桥法——表示电子转移情况
【注意事项】
①不需要标明“得到”或“失去”，只标明电子转移数目；
②要用箭头标明电子转移的方向；
③箭头由反应物中失电子元素原子指向得电子元素原子。
例：
7. 氧化还原反应与四种基本反应类型的关系
8. 氧化性、还原性强弱比较
(1)氧化性、还原性的概念
①氧化性：物质得电子的性质(能力)。
②还原性：物质失电子的性质(能力)。
(2)物质的氧化性及还原性与核心元素化合价的关系
核心元素化合价
实例
性质
最高价
KO4、Cl3、浓HO3、浓H2O4
只有氧化性
中间价
2、Na2O3、SO4、
既有氧化性
又有还原性
最低价
、、K
只有还原性
(3)氧化性、还原性强弱比较的方法
①根据元素的活动性顺序比较
②根据氧化还原反应方程式比较
氧化性：氧化剂>氧化产物
还原性：还原剂>还原产物
③根据反应条件判断
当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应条件的难易来进行判断，如：
4HCl（浓）+MnO2 MnCl2+2H2O+Cl2↑ 16HCl（浓）+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑
易知氧化性：KMnO4>MnO2。
④由氧化产物的价态高价来判断
当含变价元素的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，可由氧化产物相关元素价态的高低来判断氧化剂氧化性的强弱。如： 2Fe+3Cl2 2FeCl3 Fe+S FeS 可知氧化性：Cl2>S。
9. 氧化还原反应的基本规律
(1)守恒规律
氧化还原反应中，原子得失电子总数相等，元素化合价升降总数相等，即有关系式：
还原剂失电子的总数＝氧化剂得电子的总数。
元素化合价降低的总数＝元素化合价升高的总数。
应用：氧化还原反应方程式的配平，氧化还原反应的相关计算。
(2)价态规律
①高低规律
元素处于最高价态时，只有氧化性；元素处于中间价态时，既有氧化性又有还原性；元素处于最低价态时，只有还原性，即“高价氧，低价还，中间价态两边转”。
应用：判断物质的氧化性、还原性。
②归中规律
同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，高价态＋低价态―→中间价态，即“只靠拢，不交叉”“就近变价”。
如：
H2S中S元素为－2价，与产物中的单质S的0价近，所以H2S生成S。
(3)强弱规律
还原剂 ＋ 氧化剂===氧化产物 ＋ 还原产物
(强还原性) (强氧化性) (弱氧化性) (弱还原性)
还原性：还原剂>还原产物；氧化性：氧化剂>氧化产物。即“强制弱”或“前强后弱”。
应用：物质间氧化性(或还原性)强弱的比较或判断氧化剂(或还原剂)和有还原性(或氧化性)的物质在一定条件下能否发生反应。
(4)先后规律
①同一氧化剂与多种还原剂混合时，还原性强的先被氧化。例如，已知还原性：I－>Fe2＋>Br－，当把氯气通入FeBr2溶液时，因为还原性：Fe2＋>Br－，所以氯气的量不足时首先氧化Fe2＋；把氯气通入FeI2溶液时，因为还原性：I－>Fe2＋，所以氯气的量不足时首先氧化I－。
②同一还原剂与多种氧化剂混合时，氧化性强的先被还原。例如，在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性：Fe3＋>Cu2＋>H＋，所以铁粉先与Fe3＋反应，然后再依次与Cu2＋、H＋反应。
反应：判断物质的氧化性、还原性强弱或判断反应的先后顺序。
10. 氧化还原反应方程式的配平
(1)氧化还原反应方程式配平的基本原则
①得失电子守恒：氧化剂和还原剂得失电子总数相等，化合价升高总数＝化合价降低总数。
②质量守恒：反应前后原子的种类和个数不变。
③电荷守恒：离子反应前后，阴、阳离子所带电荷总数相等。
(2)氧化还原反应方程式配平的一般步骤
①标价态：写出反应物和生成物的化学式，标出发生氧化反应和还原反应的元素的化合价。
＋HO3(浓)——O2↑＋O2↑＋H2O
②列变化：标出反应前后元素化合价的变化。
③求总数：依据电子得失守恒，使化合价升高和降低的总数相等。
④配化学计量数：用观察法配平其他物质的化学计量数。
C＋4HNO3(浓)——4NO2↑＋CO2↑＋2H2O
⑤查守恒：检查电荷是否守恒，原子个数是否守恒，配平后，把单线改成等号，标注反应条件。
C＋4HNO3(浓)4NO2↑＋CO2↑＋2H2O
(3)配平的基本方法
①全变从左边配：氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的，一般从左边反应物着手配平。
②自变从右边配：自身氧化还原反应(包括分解、歧化)一般从右边着手配平。
③缺项配平法：先将得失电子数配平，再观察两边电荷。若反应物这边缺正电荷，一般加H＋，生成物一边加水；若反应物这边缺负电荷，一般加OH－，生成物一边加水，然后进行两边电荷数配平。
④当方程式中有多个缺项时，应根据化合价的变化找准氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物。
11. 氧化还原反应的计算
(1)计算依据
①氧化剂获得电子总数等于还原剂失去电子总数，即得失电子守恒。
②氧化剂中元素降价总数等于还原剂中元素升价总数，即化合价升降守恒。
(2)计算方法
①找出氧化剂、还原剂及对应的还原产物、氧化产物。
②标准确变价元素的化合价。
③找准每个氧化剂、还原剂中变价的原子个数。
④列出等式并计算：
N(氧化剂)×变价原子个数×|化合价变化值|＝N(还原剂)×变价原子个数×|化合价变化值|。
第二章 海水中的重要元素——钠和氯
一、 钠及其化合物
1. 钠的物理性质
颜色：银白色，有金属光泽； 密度：ρ(H2O)>ρ(Na)>ρ(煤油)；
熔点：低于100 ℃； 硬度：质地柔软，可以用小刀切割。
2. 从钠原子的原子结构认识钠的化学性质—还原性
NaNa＋
(1)与非金属单质(如O2、Cl2)的反应
O2
Cl2：2Na＋Cl22NaCl
(2)与水反应
①离子方程式：2Na＋2H2O==2Na＋＋2OH－＋H2↑。
②与滴加酚酞的水反应的现象及解释
(3)与盐酸反应离子方程式：2Na＋2H＋==2Na＋＋H2↑。
3. 钠的制取及保存
(1)制取：化学方程式为2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑。
(2)保存：密封保存，通常保存在石蜡油或煤油中。
4. 钠的用途
(1)制取Na2O2等化合物。 (2)钠钾合金(液态)可用于原子反应堆的导热剂。
(3)用作电光源，制作高压钠灯。 (4)冶炼某些金属
金属钠具有强还原性，熔融状态下可以用于制取金属，如4Na＋TiCl44NaCl＋Ti。
5．氧化钠与过氧化钠的比较
电子式
氧元素化合价
－2
－1
色、态
白色固体
淡黄色固体
阴、阳离子个数比
1∶2
1∶2
是否为碱性氧化物
是
不是
与水反应的化学方程式
Na2O＋H2O==2NaOH
2Na2O2＋2H2O==4NaOH+O2↑
与CO2反应
Na2O＋CO2==Na2CO3
2Na2O2＋2CO2==2Na2CO3＋O2
与盐酸反应
Na2O＋2HCl==2NaCl+H2O
2Na2O2＋4HCl==4NaCl＋2H2O＋O2↑
6．Na2O2的强氧化性与还原性
从元素化合价角度分析Na2O2的性质
(1)Na2O2的强氧化性
试剂
反应原理
现象
SO2气体
Na2O2＋SO2== Na2SO4
－
FeCl2溶液
4Na2O2＋4FeCl2＋6H2O==4Fe(OH)3↓＋O2↑＋8NaCl
红褐色沉淀
Na2SO3溶液
Na2O2＋Na2SO3＋H2O==Na2SO4＋2NaOH
－
氢硫酸
Na2O2＋H2S==S↓＋2NaOH
溶液变浑浊
酚酞溶液
与水反应生成NaOH，Na2O2的强氧化性使之褪色
先变红后褪色
品红溶液
Na2O2的强氧化性使之褪色
红色褪去
(2)遇KMnO4等强氧化剂时，表现出还原性，氧化产物为O2。
(3)遇CO2、H2O、H＋则发生自身的氧化还原反应。
(4)Na2O2与CO2、H2O反应的质量关系
①2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2 Δm(固体)
2×78 2×44 2×106 56
即发生反应时，固体增加的质量等于与CO2等分子数的CO的质量。
②2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ Δm(固体)
2×78 2×18 4×40 4
即发生反应时，固体增加的质量等于与H2O等分子数的H2的质量。
7． Na2CO3和NaHCO3的性质和应用
(1)Na2CO3和NaHCO3性质的比较
碳酸钠
碳酸氢钠
俗名
苏打或纯碱
小苏打
颜色状态
白色粉末
细小的白色晶体
溶解性
易溶于水
易溶于水
水溶液酸碱性
都呈碱性(Na2CO3溶液碱性更强)
与盐酸
放出二氧化碳气体
放出二氧化碳气体(剧烈)
与烧碱溶液
不反应
生成碳酸钠和水
与澄清石灰水
产生白色沉淀
产生白色沉淀
与氯化钙溶液
生成白色沉淀
不反应
热稳定性
稳定、受热不易分解
受热易分解
(2)Na2CO3和NaHCO3之间的转化
Na2CO3NaHCO3
(3)Na2CO3、NaHCO3的鉴别
①固体的鉴别用加热法：产生使澄清石灰水变浑浊的气体的是NaHCO3固体。
②溶液的鉴别可用沉淀法、气体法和测pH法。
a．沉淀法：加入BaCl2溶液或CaCl2溶液，产生沉淀的是Na2CO3溶液。
b．气体法：滴入稀盐酸，立即产生气泡的是NaHCO3溶液。
c．测pH法：用pH试纸测相同浓度的稀溶液，pH大的是Na2CO3溶液。
(4)Na2CO3、NaHCO3的除杂
序号
混合物(括号内为杂质)
除杂方法
①
Na2CO3(s)(NaHCO3)
加热法
②
NaHCO3(aq)(Na2CO3)
通入足量CO2
③
Na2CO3(aq)(NaHCO3)
滴加适量NaOH溶液
8． 焰色试验
(1)概念：很多金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现出特征颜色。根据火焰呈现的特征颜色，可以判断试样所含的金属元素，化学上把这样的定性分析操作称为焰色试验。
(2)操作
铂丝无色待测物观察火焰颜色铂丝无色
(3)常见元素的焰色
钠元素黄色；钾元素紫色(透过蓝色钴玻璃观察)；铜元素绿色。
9．侯氏制碱法
(1)制取原理：
NaCl＋CO2＋NH3＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl
2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O
(2)步骤和工艺流程：
低温下先向饱和食盐水中通入氨气，再通入二氧化碳可析出碳酸氢钠，再加入细盐末，因氯离子存在及低温条件使氯化铵溶解度突然降低，而食盐的溶解度变化不大，所以氯化铵析出而食盐不析出；再用氨饱和后通二氧化碳，结果相继析出NaHCO3和NH4Cl，该法生产的纯碱质量优良，纯白如雪。
【补充】
(1)路布兰制碱法
①先使氯化钠与硫酸反应，生成硫酸钠：
2NaCl＋H2SO4Na2SO4＋2HCl↑。
②然后用焦炭还原硫酸钠得硫化钠：
Na2SO4＋4CNa2S＋4CO↑。
③最后利用硫化钠与石灰石的反应生产碳酸钠：
Na2S＋CaCO3===Na2CO3＋CaS。
(2)索尔维制碱法
①在饱和食盐水中先通入氨气，再通入二氧化碳，析出碳酸氢钠：
NaCl＋NH3＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl。
②过滤、洗涤、煅烧碳酸氢钠晶体，得到纯碱产品：
2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O，反应产生的二氧化碳循环使用。
③氯化铵滤液与石灰乳混合加热：
2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O，反应产生的氨气循环使用。
二、 氯及其化合物
1．氯元素的原子结构及存在
2．氯气的物理性质
颜色
状态
气味
毒性
溶解性
黄绿色
气体
刺激性气味
有毒
1体积的水溶解约2体积的氯气
3． 氯气的化学性质
(1)氯气与金属的反应
化学方程式
反应现象
与钠反应
2Na＋Cl22NaCl
产生大量白色烟
与铁反应
2Fe＋3Cl22FeCl3
产生大量棕褐色烟
与铜反应
Cu＋Cl2CuCl2
产生大量棕黄色烟
氯气在加热条件下能与大多数金属化合，生成高价金属氯化物。
(2)与非金属反应
与H2反应：H2＋Cl22HCl。
现象—
氯气与水或碱反应，氯的化合价既有升高又有降低，因而氯气既表现氧化性又表现还原性。
(3)与水反应
氯气与水反应的化学方程式：Cl2＋H2O===HCl＋HClO。
(4)与碱反应
①与烧碱反应：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。
②制取漂白粉：2Cl2＋2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。
漂白粉的主要成分是Ca(ClO)2、CaCl2，有效成分是Ca(ClO)2。
4．新制氯水的成分与性质
(1)新制氯水的成分
由于HClO、H2O是弱电解质，存在着微弱的电离。
①三分子：Cl2、HClO、H2O；
②四离子：H＋、Cl－、ClO－、OH－。
(2)新制氯水中各微粒的性质
(3)液氯、新制氯水、久置氯水的比较
液氯
新制氯水
久置氯水
分类
纯净物
混合物
混合物
颜色
黄绿色
黄绿色
无色
成分
Cl2
Cl2、H2O、HClO、H＋、Cl―、ClO―、极少量的为OH―
H＋、Cl―、H2O、
极少量的OH―
稀盐酸
性质
氧化性
氧化性、酸性、漂白性
酸性
5．氯离子检验方法
(1)试剂：稀硝酸、AgNO3溶液。
(2)现象：产生不溶于稀硝酸的白色沉淀。
6．次氯酸和次氯酸盐的性质
(1)次氯酸
次氯酸见光分解的化学方程式：2HClO2HCl＋O2↑。
(2)Ca(ClO)2的主要化学性质
①Ca(ClO)2的稳定性比HClO强。
②与酸反应生成HClO，作为漂白剂或消毒剂的原理可用化学方程式表示为：
Ca(ClO)2＋CO2＋H2O==2HClO＋CaCO3↓。
7．氯气的实验室制法
(1)反应原理
①化学方程式：MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O。
②原理：利用强氧化剂氧化浓盐酸中的Cl－生成Cl2，该反应中MnO2为氧化剂，浓盐酸为还原剂并且该实验还体现了浓盐酸的酸性。
(2)仪器装置
①气体发生装置类型：固＋液气
②发生装置所用仪器：分液漏斗、圆底烧瓶、酒精灯。
③除杂装置：
装置C的作用是除去Cl2中少量的HCl气体。装置D的作用是干燥氯气(或除去氯气中的水蒸气)。
(3)收集方法
①向上排空气法(氯气密度大于空气)。
②排饱和食盐水法(氯气在饱和氯化钠溶液中的溶解度很小，用此法可除去实验中挥发产生的氯化氢气体)。
(4)验满方法
观察到E中充满黄绿色气体，则证明已集满。
(5)尾气处理
烧杯F中盛放的液体是NaOH溶液。该液体的作用是吸收过量的氯气，防止污染环境。
三、 物质的量
1．化学计量
化学计量
符号
定义
单位
物质的量
n
表示一定数目微粒的集合体
摩尔 (mol)
阿伏伽德罗常数
NA
0.012kgC-12中所含有的碳原子数,约为6.02x1023
mol－1
摩尔质量
M
单位物质的量的物质所具有的质量( 数值上等于该物质的分子量与质量与物质的量)
g/mol
气体摩尔质量
Vm
单位物质的量的气体所占的体积
L·mol－1
物质的量浓度
cB
单位体积溶液中所含溶质B的物质的量
mol/L
2．以物质的量(n)为桥梁联系宏观物质的量浓度、溶质质量与微观微粒数之间的关系
3．阿伏加德罗定律
在相同的温度和压强下，任何气体粒子之间的距离可以看成是相等的，这是理解气体体积的理论基础。
(1)阿伏加德罗定律的内容
相同的温度和压强下，粒子数相同的任何气体都具有相同的体积，也可以说，在相同的温度和压强下、相同体积的任何气体都含有相同数目的粒子。
(2)特别提示
①阿伏加德罗定律适用于任何气体，包括混合气体，不适用于非气体；
②同温、同压、同体积、同分子数，共同存在，相互制约，且“三同定一同”。
4．阿伏加德罗定律的推论
相同条件
结论
语言叙述
公式
同温同压
同温同压下，体积之比等于物质的量之比，等于分子数之比
＝＝
同温同体积
同温同体积下，压强之比等于物质的量之比，等于分子数之比
＝＝
同温同压
同温同压下，密度之比等于摩尔质量之比
＝
同温同压同体积
同温同压下，体积相同的气体，其质量与摩尔质量成正比
＝
5．溶液的稀释或混合中的计算
(1)浓溶液稀释
①溶质的物质的量不变：c(浓)·V(浓)＝c(稀)·V(稀)；
②溶质的质量不变：m(浓)·w(浓)＝m(稀)·w(稀)；
③溶液的质量守恒：m(稀)＝m(浓)＋m(水)。
(2)相同溶质两溶液混合
①溶质的物质的量不变：c1V1＋c2V2＝c(混)·V(混)；
②溶质的质量不变：m1w1＋m2w2＝m(混)·w(混)。
6．关于阿伏加德罗常数(NA)的正误判断
(1)阿伏加德罗常数(NA)的应用是高考中的经典题型，常为正误判断型选择题，主要考查以物质的量为中心的简单计算及NA与物质的关系。解答该类题目的方法思路：
→
→→
(2这类题型涉及的知识点比较琐碎，需要注意的细节性问题比较多，解答此类题目往往容易出错。解题时，一定要注意选项所给的条件，仔细审题，否则会掉入“陷阱”之中。常见的“陷阱”有：
①陷阱之一：状况条件。若给出在非标准状况，如已知常温常压下气体的体积，不能用22.4 L·mol－1进行计算。
②陷阱之二：物质状态。已知在标准状况下非气态的物质(如水、酒精、三氧化硫等)，不能用22.4 L·mol－1进行计算。
③陷阱之三：单质组成。气体单质的组成除常见的双原子外，还有单原子分子(如He、Ne等)、多原子分子(如O3等)。
④陷阱之四：粒子种类。粒子种类一般有分子、原子、离子、质子、中子、电子等。解答时要看准题目要求，防止误入陷阱。
⑤陷阱之五：缺少体积。由物质的量浓度求算溶液中所含微粒数时，未给溶液体积，无法求算物质的量。
四、一定物质的量浓度溶液的配制
1．主要仪器
托盘天平(分析天平)、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管、量筒。
2．容量瓶
(1)容量瓶的结构与规格
(2)容量瓶使用的注意事项
①使用前要检验容量瓶是否漏水。检验程序：加水→塞瓶塞→倒立→查漏→正立，瓶塞旋转180°→倒立→查漏。
②使用后应将容量瓶洗净、晾干。
3．配制过程：
以配制100 mL 1.00 mol·L－1 的氯化钠溶液为例
4．配制一定物质的量浓度溶液的误差分析
(1)误差的分析方法
①根据cB＝＝可知，MB为定值(溶质的摩尔质量)，实验过程中不规范的操作会导致mB或V的值发生变化，从而使所配制溶液的物质的量浓度产生误差。若实验操作导致mB偏大，则cB偏大；若实验操作导致V偏大，则cB偏小。
②容量瓶定容时仰视、俯视对结果的影响(如下图)
A．仰视刻度线(如图a)：加水量高于基准线(刻度线)，溶液体积偏大，c偏低。
B．俯视刻度线(如图b)：加水量低于基准线(刻度线)，溶液体积偏小，c偏高。
(2)配制100 mL 1.00 mol·L－1的氯化钠溶液常出现的误差
能引起误差的操作
因变量
c
n
V
称量
①砝码生锈(没有脱落)
偏大
不变
偏大
②少量氯化钠粘在称量纸上
偏小
不变
偏小
③使用游码，且药品砝码位置颠倒
偏小
不变
偏小
转移
④有少量液体溅出
偏小
不变
偏小
⑤容量瓶内有少量水
不变
不变
不变
⑥未洗涤或洗涤液未注入容量瓶
偏小
不变
偏小
定容
⑦仰视
不变
偏大
偏小
⑧超过刻度线，吸出一部分水
偏小
不变
偏小
⑨摇匀后液面下降，补充水
不变
偏大
偏小
装瓶
⑩试剂瓶刚用蒸馏水洗过
不变
偏大
偏小
第三章 铁 金属材料
一、铁及其化合物
1. 铁的存在及物理性质
(1)存在：铁在自然界中可以以单质形态(陨铁)存在，但主要以＋2价和＋3价化合物的形态存在
(2)工业炼铁的原理(以Fe2O3为例)
3CO＋Fe2O32Fe＋3CO2。
(3)物理性质
铁有延展性、导热性、导电性，但其导电性不如铜和铝，铁还能被磁体吸引。
其熔、沸点较高，熔点：1 535 ℃、沸点：2 750 ℃，密度：7.86 g·cm－3。
2. 铁的化学性质
(1)与某些非金属单质、酸和盐溶液反应
化学性质
化学方程式举例
①Fe与非金属单质反应
②Fe与非氧化性酸反应(H2SO4)
Fe＋H2SO4===FeSO4＋H2↑
③Fe与盐溶液反应(CuSO4)
Fe＋CuSO4===Cu＋FeSO4
结论：Fe在反应中作还原剂，遇到较强的氧化剂(如Cl2等)生成＋3价铁的化合物，遇到较弱的氧化剂(如稀硫酸等)生成＋2价铁的化合物。
(2)实验探究铁粉与水蒸气的反应
实验装置
操作现象
用火柴点燃肥皂液，听到爆鸣声，证明生成了H2
实验结论
在高温下，铁能与水蒸气反应，化学方程式为3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2
提示：湿棉花的作用是受热时提供反应所需的水蒸气。
3. 铁的氧化物
物质
氧化亚铁(FeO)
氧化铁(Fe2O3)
四氧化三铁(Fe3O4)
俗称
铁红
磁性氧化铁
颜色、状态
黑色粉末
红棕色粉末
黑色晶体(有磁性)
溶解性
不溶于水
铁的价态
＋2
＋3
＋2、＋3
与H＋反应的离子方程式
FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O
6H＋＋Fe2O3===2Fe3＋＋3H2O
Fe3O4＋8H＋===2Fe3＋＋Fe2＋＋4H2O
稳定性
6FeO+O22Fe3O4
稳定
稳定
与CO、C、H2反应
生成单质铁及CO2或H2O
用途
Fe2O3常用作红色油漆与涂料，赤铁矿(主要成分是Fe2O3)是炼铁的原料
4. 铁的氢氧化物
化学式
Fe(OH)2
Fe(OH)3
物质类别
二元弱碱
三元弱碱
颜色状态
白色固体
红褐色固体
溶解性
不溶于水
不溶于水
与非氧化性强酸反应
Fe(OH)2＋2H＋===Fe2＋＋2H2O
Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O
稳定性
Fe(OH)2FeO＋H2O
(隔绝空气)
2Fe(OH)3 Fe2O3＋3H2O
制法
可溶性亚铁盐与碱溶液反应
Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓
可溶性铁盐与碱溶液反应
Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓
二者的关系
在空气中，Fe(OH)2能够非常迅速地被氧气氧化成Fe(OH)3，现象是白色絮状沉淀迅速变成灰绿色，最后变成红褐色，化学方程式为4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3
5. 氢氧化亚铁的制备
(1)有机覆盖层法 (2)还原性气体保护法
6. 亚铁盐和铁盐的性质
(1)Fe2＋化合价可以升高到＋3价，表现为还原性，也可以降低到0价，表现为氧化性。
(2)Fe3＋是铁元素的高价态，可以被还原剂还原为＋2或0价，具有氧化性。
7. 亚铁离子和铁离子的检验
(1)只含Fe2＋或Fe3＋
A．加NaOH溶液沉淀法
B．加KSCN溶液显示法
(2)同时含有Fe2＋和Fe3＋的溶液
Fe2＋对检验Fe3＋无干扰，可以滴加KSCN溶液检验Fe3＋；Fe3＋对检验Fe2＋有干扰，不能采用先氧化再加KSCN溶液检验Fe2＋，通常向溶液中滴加适量酸性KMnO4溶液，溶液紫红色褪去说明含有Fe2＋。
8. “铁三角”的转化关系
二、 常见的合金及应用
1. 合金
概念
由两种或两种以上的金属(或金属和非金属)熔合而成的具有金属特性的物质
性能
硬度
硬度一般高于它的成分金属
熔点
熔点一般低于它的成分金属
与纯金属材料相比，合金具有优良的物理、化学或机械性能
2. 铁合金
3. 铝
(1) 铝的存在----化合态，地壳中含量仅次于氧和硅
(2) 铝的物理性质：银白色，密度小，导电性强
(3) 铝的化学性质：2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑或2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑
2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑ 2Al＋2OH－＋2H2O===2AlO＋3H2↑
4. 氧化铝
(1) 氧化铝的物理性质：白色固体，熔点高，硬度大
(2) 氧化铝的化学性质：Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O或Al2O3＋6H＋===2Al3＋＋3H2O
Al2O3＋2NaOH===2NaAlO2＋H2O 或Al2O3＋2OH－===2AlO＋H2O
5. 两性氧化物、两性氢氧化物的概念
(1)两性氧化物：既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水的氧化物，如Al2O3。
(2)两性氢氧化物：既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水的氢氧化物，如Al(OH)3。
Al(OH)3溶于盐酸：Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O。
Al(OH)3溶于NaOH溶液：Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O。
6. 铝合金
铝合金是目前用途广泛的合金之一，硬铝是在铝中添加了一定比例的Cu、Mg、Mn、Si，密度小，强度高，具有较强抗腐蚀能力，是制造飞机和宇宙飞船的理想材料。
7. 新型合金
(1)储氢合金：一类能够大量吸收H2，并与H2结合成金属氢化物的材料。如TiFe合金、LaNi合金，为氢气作为能源的实际应用起到重要的推动作用。
(2)其他新型合金：钛合金、耐热合金和形状记忆合金等新型合金广泛应用于航空航天、生物工程和电子工业等领域。
(3)用途广泛的稀土金属：镧系元素(57～71号元素)及钇和钪，共17种元素为稀土元素。可用于制造引火合金、永磁材料、超导材料和发光材料等。稀土金属除广泛应用在冶金、石油化工、材料工业、医药及农业领域外，还逐渐深入到许多现代科技领域。
三、 物质的量在化学方程式中的应用
1．化学方程式中化学计量数与相关物理量的关系
2CO ＋ O2 2CO2
化学计量数 2 1 2
扩大NA倍 2NA NA 2NA
物质的量 2 mol 1 mol 2 mol
质量 56 g 32 g 88 g
标况下气体体积 44.8 L 22.4 L 44.8 L
结论：
(1)化学方程式中各物质的化学计量数之比等于其粒子数目之比，等于其物质的量之比。
(2)对于有气体参加的反应，在同温同压下各气体的化学计量数之比等于其体积之比。
2．物质的量应用于化学方程式计算的基本步骤
3．化学计算常用方法
(1)守恒法(质量守恒、电荷守恒、电子守恒)
(2)差量法(质量差值法、体积差值法)
(3)关系式法(利用元素守恒建立关系式、利用方程式建立关系式、利用电子守恒建立关系式)
(4)方程组法(两个已知量求解混合物中两种物质的未知量)
第四章 物质结构 元素周期律
一、 原子结构
1．构成原子的微粒及作用
原子(X)
2．原子、离子中三种基本微粒的数量关系
(1)原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数；
(2)质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)；
(3)阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数；
(4)阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数。
3．微粒符号周围数字的含义
4．元素、核素、同位素的关系
5．原子核外电子排布
(1)不同电子层的表示及能量关系
各电子层由内到外
电子层数
1
2
3
4
5
6
7
字母代号
K
L
M
N
O
P
Q
离核远近
由近到远
能量高低
由低到高
(2)核外电子排布规律
①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；
②各电子层最多容纳的电子数是2n2；
③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过
32个。
二、 元素周期表
1．元素周期表的编排原则
(1)原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编的序号。
(2)原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
(3)横行原则：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。（周期数=原子的电子层数）
(4)纵列原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。
2． 元素位置与原子结构的关系
3． 由元素的原子序数推断在元素周期表中的位置
常用0族元素定位法：
(1)明确0族元素信息
0族元素
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Og
所在周期序数
1
2
3
4
5
6
7
原子序数
2
10
18
36
54
86
118
(2)比大小定周期
比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。
(3)求差值定族数
①若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的 ⅠA 族或 ⅡA 族；
②若某元素原子序数比相应的0族元素少1～5时，则应处在同周期的ⅢA～ⅦA族；
③若差其他数，则由相应差数找出相应的族。
三、 碱金属元素
1．碱金属元素的原子结构
元素名称
锂
钠
钾
铷
铯
元素符号
Li
Na
K
Rb
Cs
核电荷数
3
11
19
37
55
原子结构
示意图
原子半径/nm
0.152
0.186
0.227
0.248
0.265
相同点
最外层均有1个电子，均有较强还原性
递变性
从Li到Cs随核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大
2．碱金属单质性质规律
(1)物理性质规律
(2)化学性质的相似性和递变性
①相似性
②递变性
具体情况如下：
a．与氧气反应
从Li→Cs，与氧气反应越来越剧烈，产物越来越复杂。如Li在氧气中燃烧只生成Li2O，Na在氧气中燃烧生成Na2O2，K在氧气中燃烧生成更复杂的氧化物：KO2。
b．与H2O(或酸)的反应
从Li→Cs，与H2O(或酸)反应越来越剧烈。如K与H2O反应能发生轻微爆炸，则Rb、Cs遇水会发生剧烈爆炸。
四、 卤族元素
1．卤族元素的原子结构及其特点
卤族元素包括：F、Cl、Br、I、At(写元素符号)。前4种元素的原子结构示意图依次是：
F、Cl、Br、I
(1)相似性：最外层电子数都是7。
(2)递变性：F→I，核电荷数依次增大，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大。
2．卤素单质的物理性质
F2
Cl2
Br2
I2
颜色、状态
淡黄绿色气体
黄绿色气体
深红棕色液体
紫黑色固体
密度
逐渐增大
熔、沸点
逐渐升高
溶解性
在水中溶解度小(F2与H2O反应)，在有机溶剂中溶解度大
3．卤素单质化学性质规律
(1)相似性
(2)递变性
①与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱。
②Cl2、Br2、I2与H2O反应越来越微弱。
(3)熟记卤素的特殊性
①在常温下Br2是唯一的液态非金属单质，易挥发。
②碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝。
③氟是最活泼的非金属，没有正化合价，氟单质与盐溶液反应时，先与水反应产生HF和O2。
五、 同周期元素性质变化规律
第三周期元素
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
(1)电子排布
电子层数相同，最外层电子数依次增加
(2)原子半径
原子半径依次减小
—
(3)主要化合价
＋1
＋2
＋3
＋4
－4
＋5
－3
＋6
－2
＋7
－1
—
(4)金属性、非金属性
金属性减弱，非金属性增加
—
(5) 单质与水或酸置
换难易
冷水
剧烈
热水与
酸快
与酸反
应慢
——
—
(6)氢化物的化学式
——
SiH4
PH3
H2S
HCl
—
(7)与 H2 化合的难易
——
由难到易
—
(8)氢化物的稳定性
——
稳定性增强
—
(9) 最高价氧化物的
化学式
Na2O
MgO
Al2O3
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
—
最高价氧化物对应水化物
(10)化学式
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
HClO4
—
(11)酸碱性
强碱
中强碱
两性氢
氧化物
弱酸
中强酸
强酸
很强
的酸
—
(12)变化规
律
碱性减弱，酸性增强
—
六、 元素周期律
1．内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
2．实质：元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
3．主族元素的规律性变化
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
原子结构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
相同
逐渐增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
离子半径
阳离子逐渐减小阴离子逐渐减小r(阴离子)＞r(阳离子)
逐渐增大
性质
化合价
最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外) 负化合价＝－(8－主族序数)
元素的金属性和非金属性
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
离子的氧化性、还原性
阳离子氧化性逐渐增强
阴离子还原性逐渐减弱
阳离子氧化性逐渐减弱
阴离子还原性逐渐增强
气态氢化物稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
4．元素金属性和非金属性强弱的判断方法
金
属
性
比
较
本质
原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)
判断
方法
①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强
⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强
非
金
属
性
比较
本质
原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)
判断
方法
①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强
5．粒径大小的比较
“三看”法快速判断简单微粒半径的大小
一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
二看核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。
三看核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
七、 化学键
1. 离子键和离子化合物
2. 共价键和共价化合物
3. 电子式
(1)概念：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)的式子叫做电子式。
(2)离子化合物电子式的书写：
①一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”)的个数即原子的最外层电子数。
②同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。
③简单阳离子的电子式：
简单阳离子是由金属原子失电子形成的，原子的最外层已无电子，故用阳离子的符号表示
④画出最外层电子数，用“[ ]”括起来，并在右上角标出“”以表示其所带的电荷。
⑤“[ ]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。
⑥在化合物中，如果有多个阴、阳离子，阴、阳离子必须是间隔的，即不能将两个阴离子或两个阳离子写在一起，如CaF2要写成，不能写成，
也不能写成。
⑦用电子式表示化合物形成过程时，由于不是化学方程式，不能出现“===”。“―→”前是原子的电子式，“―→”后是化合物的电子式。
4. 离子化合物和共价化合物的比较
离子化合物
共价化合物
概念
由离子键构成的化合物
以共用电子对形成分子的化合物
构成粒子
阴、阳离子
原子
粒子间的作用
离子键
共价键
熔、沸点
较高
一般较低，少部分很高(如SiO2)
导电性
熔融状态或水溶液导电
熔融状态不导电，溶于水有的导电(如硫酸)，有的不导电(如蔗糖)
5．分子间作用力
(1)分子间存在一种把分子聚集在一起的作用力，叫做分子间作用力，又称范德华力。
(2)由分子构成的物质，其熔点、沸点等物理性质主要由分子间作用力大小决定。
6．氢键
(1)氢键不是化学键，通常把氢键看作是一种较强的分子间作用力。氢键比化学键弱，比范德华力强。
(2)分子间形成的氢键会使物质的熔点和沸点升高，水分子间的氢键可使其密度在固态时小于液态时的密度。
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