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新人教版2023-2024高一化学必修第一册知识清单
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新人教版2023-2024高一化学必修第一册知识清单
第一章 物质及其变化
第一节 物质的分类及转化
一、物质的分类
1.根据物质的组成和性质分类
任何物质都是由元素组成的，每一种元素都可以形成单质，有的单质有多种形态，如金刚石、石墨和C60都属于碳单质，像这样，由同一种元素形成的性质不同的几种单质，叫做这种元素的同素异形体。
2.树状分类法
物 质
混合物：溶液（混合物可以理解为无法书写化学式的物质）
纯净物
单质
金属单质
非金属单质
稀有气体
化合物
有机化合物
无机
化合物
氧化物
酸
碱
盐
金属氧化物
非金属氧化物
一元酸（如HNO3、H3BO3、H3PO2(次磷酸)）
二元酸（如H2SO4、H3PO3（亚磷酸））
多元酸（如H3PO4）
3.分散系及其分类
（1）由一种或几种物质以粒子的形式分散到另一种物质里形成的体系叫做分散系。
（2）分散系中被分散成粒子的物质叫分散质；粒子分散在其中的物质叫分散剂。
例如：在NaCl溶液中，溶质NaCl是分散质，溶剂水是分散剂。
根据分散质粒子直径大小分为以下几种：
分散系
溶液：分散质粒子直径小于1 nm
胶体：分散质粒子直径大于 1 nm小于100 nm
浊液：分散质粒子直径大于100 nm
气溶胶：以气体作为分散剂的分散体系（如，烟、云、雾）
液溶胶：以液体作为分散剂的分散体系（如，Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、硅酸胶体、豆浆、牛奶，血液、淀粉胶体）
固溶胶：以固体作为分散剂的分散体系（如，有色玻璃、玛瑙）
胶体
4.胶体的性质
①介稳定（稳定性：浊液<胶体<溶液）
②丁达尔效应：由于胶体粒子对光线散射（光波偏离原来的方向而分散传播）形成光亮的“通路”的现象。（区别胶体和溶液的方法）
鉴别胶体的步骤：把该鉴别物置于暗处，用激光笔照射，在与光束垂直的方向观察是否有光亮的“通路”。
③电泳：由于胶体粒子带有电荷，在电场的作用下，胶体粒子在分散剂里作定向移动，这种现象叫做电泳。
应用：电泳除尘
④聚沉
向胶体中加入少量电解质溶液时，由于加入的阳离子（或阴离子）中和了胶体粒子所带的电荷，使胶体粒子聚集成为较大的颗粒，从而形成沉淀从分散剂里析出，这个过程叫做聚沉。（“三角洲”的形成）
聚沉的方法：加入电解质；与带相反电荷的胶体粒子混合；加热
应用：FeCl3溶液止血；“卤水点豆腐”
二、物质的转化
1.酸、碱、盐的性质
酸：电离时产生的阳离子全都是H+的化合物。
碱：电离时产生的阴离子全都是OH-的化合物。
盐：电离时产生的阳离子都是金属离子（铵根离子），阴离子都是酸根离子的化合物
氧化物：由氧元素与其他元素形成的二元化合物
金属氧化物：由氧元素与金属元素形成的二元化合物
非金属氧化物：由氧元素与非金属元素形成的二元化合物
酸性氧化物：能与水作用生成酸或与碱作用只生成一种盐和水（除了盐和水以外不包括其它物质）的氧化物，非金属氧化物大多是酸性氧化物。（如，Mn2O7、N2O5为酸性氧化物；NO2不是酸性氧化物）
碱性氧化物：溶于水而只生成一种碱或与酸反应只成一种盐和水（除了盐和水以外不包括其它物质）的氧化物。（如，Na2O为碱性氧化物；Na2O2为过氧化物，非碱性氧化物，Al2O3为两性氧化物，非碱性氧化物）
2.物质的转化
根据物质的组成和性质，通过化学变化可以实现物质之间的相互转化。
第二节 离子反应
一、电解质的电离
1.电解质和非电解质
电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物，如HNO3，NaOH，CH3COOH，NaCl等；
非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，如C2H5OH，蔗糖，NH3，CO2等。
2.强电解质和弱电解质
强电解质：在水溶液中完全电离的电解质，如HNO3，NaOH，NaCl等；
弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质，如H2CO3，NH3·H2O，H2O等。
2.电离方程式的书写
电离：电解质溶于水或受热熔化，形成自由移动的离子的过程。
电离的过程可以用电离方程式表示出来。
强酸：①HCl=H++Cl-②H2SO4=2H++SO42-
强碱：③NaOH=Na++OH-
盐类：④NaHCO3=Na++HCO3-
⑤NaHSO4在水溶液中的电离方程式：NaHSO4=Na++H++SO42-
NaHSO4在熔融状态中的电离方程式：NaHSO4=Na++HSO4-
水：⑥H2O⇌H++OH-
弱酸：⑦CH3COOH⇌CH3COO-+H+ ⑧H2CO3⇌HCO3-+H+ HCO3- ⇌CO32-+H+
弱碱：⑨NH3∙H2O⇌NH4++OH- ⑩Fe(OH)3⇌Fe3++3OH-
二、离子反应
1.离子反应发生的条件
（1）定义：在水溶液中有离子参加或生成的化学反应。如酸、碱、盐之间的复分解反应，溶液中的置换反应等。
（2）发生条件
①发生复分解反应
生成沉淀，如CaCO3、BaSO4、AgCl 等；
生成气体，如CO2等；
生成弱电解质，如H2O、弱酸、弱碱等。
②发生氧化还原反应
氧还性离子与还原性离子发生氧化还原反应后导致溶液中离子浓度改变
2.离子方程式
（1）定义：用实际参加反应的离子符号表示反应的式子。
（2）离子方程式的书写
方法一：以Na2SO4溶液与Ba(OH)2溶液的反应为例，说明离子方程式的书写步骤。
第一步，写：写出反应的化学方程式
第二步，拆：把易溶于水、易电离的物质写成离子形式，难溶或难电离的物质以及气体等仍用化学式表示。上述化学方程式可改写成
第三步，删：删去方程式两边不参加反应的离子
第四步，查：检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷数是否相等
方法二：根据离子反应的实质直接写出离子反应方程式。
以Na2SO4溶液与Ba(OH)2溶液的反应为例说明。
第一步：分析物质在水溶液中的电离程度，如果是强电解质就以离子书写。所以Na2SO4溶液与Ba(OH)2溶液对应电离为Na+、SO42-、Ba2+、OH-。
第二步：按离子反应条件找到反应的离子。Ba2+与SO42-能生成沉淀，所以这组离子反应离子反应。
第三步：书写离子方程式。要符合电荷守恒、原子守恒。如果是氧化还原反应的话也要符合电子守恒。离子方程式写成：
三、离子共存问题
溶液中的离子若发生反应或违背题目限制条件则不能大量共存，否则能大量共存。
常见离子不能相互共存的原因有以下几种：
1. 发生复分解反应不共存
（1）有气体生成
①H+与、生成CO2不能大量共存；
②H+与、生成SO2不能大量共存；
③H+与、生成H2S不能大量共存。
（2）有沉淀生成
①Ca2+与生成CaCO3不能大量共存；
②Ag+与生成AgCl不能大量共存；
③Ba2+与生成BaSO4不能大量共存；
④Ba2+与生成BaCO3不能大量共存；
⑤Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+与生成Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2不能大量共存。
（3）有弱电解质（弱酸、弱碱、水）生成
①与H+生成H2O不能大量共存；
②与生成H2O不能大量共存。
③HCO3-与H+生成H2CO3不能大量共存；
④与NH4+生成NH3·H2O不能大量共存。
2. 发生氧化还原反应不共存：
（1）溶液有()/ Cr2O72﹣()不能与、、、、、共存。
（2）溶液有不能与、、、共存。
（3）溶液有()不能与、、、共存。
（4）溶液有不能与、、共存。
3. 形成络合物不共存
与、、；和等形成络合物而不共存
4. 发生双水解反应不共存
该不共存类型是发生了双水解，而且反应发生的比较彻底，所以不能共存。并不是只要发生了双水解就一定不共存，如NH4+与CO32-能发生双水解，但反应是不完全的，反应后仍有离子剩余，则二者可以认为共存。
5. 复合条件
当题目中出现以下物质时，要注意该物质进入水溶液后体现什么性质，与水反生反应的产物体现什么性质。因避免这些性质导致的不共存。以下总结了常见的添加物质所引入的性质。
加入物质
体现性质
Na2O2
氧化性
碱性
氯水
氧化性
酸性
Cl﹣
SO2 / H2SO3
酸性
氧化性
还原性
6. 限定条件
题目中会给出限定条件下的离子反应，所以除了考虑给出的离子是否共存外，也应注意限定条件的影响。
（1） 限制溶液酸性的条件：pH<7的溶液；使紫色石蕊变红；加镁粉放氢气；
（2）限制溶液碱性的条件：pH>7的溶液；使红色石蕊变蓝；使酚酞呈红色；
（3）可酸可碱的条件：离子不能大量存在的溶液。
（4）有色离子：Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、（紫红色）等。
四、常见的离子检验
1. 常见的阳离子的检验
（1）Na+、K+的检验
采用试剂：铂丝、HCl溶液
操作步骤和反应现象：用稀盐酸洗净铂丝，放在酒精灯外焰上灼烧，直到与原来火焰颜色相同，然后用铂丝蘸取少许待测溶液在酒精灯外焰上灼烧，若火焰呈黄色则证明溶液中含有Na+；若火焰不呈黄色则证明溶液中不含有Na+；透过蓝色钴玻璃观察若有紫色火焰则证明溶液中含有K+，若没有观察到紫色火焰则证明溶液中不含有K+。
（2） NH4+的检验
采用试剂及用品：NaOH溶液、红色石蕊试纸
操作步骤和反应现象：取待测液少许于试管中，加入过量的浓氢氧化钠溶液，加热，用湿润的红色石蕊试纸检验产生的气体，若试纸变蓝则证明溶液里含有NH，反之则溶液里不含NH。
（3） Mg2+的检验
采用试剂：NaOH溶液；
操作步骤和反应现象：取可能含有Mg2+、Al3+待测液少许于试管中，向其中加入NaOH溶液时生成白色沉淀，若再加入过量的NaOH溶液时白色沉淀不溶解或不完全溶解则证明溶液里含有Mg2+，反之则溶液里不含Mg2+。
（4）Al3+的检验
采用试剂：NaOH溶液；
操作步聚和反应现象：取可能含有Mg2+、Al3+待测液少许于试管中，向其中滴加少量NaOH溶液产生白色沉淀，再加入过量NaOH溶液若沉淀溶解则证明溶液里含有Al3+，反之则溶液里不含Al3+
（5）Ag+的检验
采用试剂：HNO3酸化的NaCl溶液；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，加入HNO3酸化的NaCl溶液，若白色沉淀生成，则证明溶液里含有Ag+，反之则溶液里不含Ag+。
（6）Fe2+的检验
①采用试剂：K3[Fe(CN)6]溶液；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，滴加K3[Fe(CN)6]溶液若有蓝色沉淀生成则证明溶液里含有Fe2＋，反之则证明溶液里不含Fe2＋。
②采用试剂：KSCN溶液、氯水；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先滴加几滴KSCN溶液无明显现象；再滴加新制的氯水，若溶液变成血红色则证明溶液里含有Fe2＋，反之，则证明溶液里不含
Fe2＋。
（7）Fe3＋的检验
采用试剂：KSCN溶液 ；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，滴入几滴KSCN溶液，若溶液变成血红色，则证明溶液里含有Fe3＋，反之则证明溶液里不含Fe3＋。
（8）Cu2+的检验
采用试剂：NaOH溶液；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，加入NaOH溶液，若蓝色絮状沉淀生成，则证明溶液里含有Cu2+，反之则溶液里不含Cu2+。
2. 常见的阴离子的检验
（1）Cl﹣的检验
采用试剂：稀硝酸、AgNO3溶液；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先加稀硝酸无明显现象；再滴加AgNO3溶液若产生白色沉淀则证明溶液里含有Cl－，反之则证明溶液里不含Cl－。
（2）Br﹣的检验
①采用试剂：AgNO3溶液、稀硝酸；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先加AgNO3溶液产生淡黄色沉淀，再滴加稀硝酸，若产生淡黄色沉淀不溶解则证明溶液里含有Br﹣，反之则证明溶液里不含
Br﹣。
②采用试剂：CCl4溶液、氯水；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先加CCl4溶液，溶液分层，下层溶液无色；再滴加氯水，振荡、静置，若下层溶液变为橙红色则证明溶液里含有Br﹣，反之则证明溶液里不含Br﹣。
（3）I﹣的检验
①采用试剂： AgNO3溶液、稀硝酸；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先加AgNO3溶液产生黄色沉淀，再滴加稀硝酸，若产生黄色沉淀不溶解则证明溶液里含有I﹣，反之则证明溶液里不含I﹣。
②采用试剂：CCl4溶液、氯水；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先加CCl4溶液，溶液分层，下层溶液无色；再滴加氯水，振荡、静置，若下层溶液变为紫红色，则证明溶液里含有I﹣，反之则证明溶液里不含I﹣。
③采用试剂：淀粉、氯水；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先加淀粉，溶液无明显现象；再滴加氯水，若溶液变成蓝色则证明溶液里含有I﹣，反之则证明溶液里不含I﹣。
（4） CO32﹣的检验
采用试剂：氯化钡溶液、稀盐酸、澄清石灰水；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先加入氯化钡溶液有沉淀生成；过滤，向滤渣中加入稀盐酸，滤渣溶解同时生成无色无味气体，再将气体通入澄清石灰水，澄清石灰水变浑浊，则证明溶液里含有CO32﹣，反之则证明溶液里不含CO32﹣。
（5）SO42﹣的检验
采用试剂：稀盐酸、氯化钡溶液；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先加过量稀盐酸无明显现象(若有沉淀)则静置后取上层清液继续实验)；再加入氯化钡溶液，若产生白色沉淀则证明溶液里含有SO，反之则证明溶液里不含SO。
（6）NO3﹣的检验
采用试剂：稀硫酸、Cu屑；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先加稀硫酸无明显现象；再加入铜屑，若先产生无色无味气体，后气体变成红棕色则证明溶液里含有NO3﹣，反之则证明溶液里不含NO3﹣。
（7）S2﹣的检验：
采用试剂：CuSO4溶液；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，加入CuSO4溶液，有黑色沉淀产生；再加入稀H2SO4溶液，若沉淀不溶解则证明溶液里含有S2﹣，反之则证明溶液里不含S2﹣。
（8）S2O32﹣的检验：
采用试剂：稀盐酸；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，加入稀盐酸，若有黄色沉淀析出，同时有刺激性气体产生则证明溶液里含有S2O32﹣，反之则证明溶液里不含S2O32﹣。
第三节 氧化还原反应
一、氧化还原反应
1. 基本概念
氧化反应和还原反应
氧化反应：物质所含元素化合价升高，失电子的反应；
还原反应：物质所含元素化合价降低，得电子的反应。
氧化还原反应：氧化反应和还原反应在一个反应中同时发生的化学反应。
氧化剂和还原剂
氧化剂：得到电子(或电子对偏向)的物质，在反应时所含元素化合价降低；
还原剂：失去电子(或电子对偏离)的物质，在反应时所含元素化合价升高。
氧化产物和还原产物
氧化产物：还原剂失去电子(或电子对偏离)后的产物，表现为化合价升高；
还原产物：氧化剂得到电子(或电子对偏向)后的产物，表现为化合价降低。
氧化性和还原性
氧化性：氧化剂在反应中表现出来的性质，是物质得电子的能力。越容易得电子的物质，氧化性越强，氧化剂和氧化产物都具有氧化性；
还原性：还原剂在反应中表现出来的性质，是物质失电子的能力。越容易失电子的物质，还原性越强，还原剂和还原产物都具有还原性。
2. 氧化还原反应的本质和判断依据
氧化还原反应的本质是电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移)。
氧化还原反应的特征是元素的化合价是否发生改变(升高或降低)。
3. 电子转移表示方法
①双线桥法
表示同一元素反应前后电子转移情况时，分别将氧化剂与其还原产物、还原剂与其氧化产物中相应的变价元素用直线连接起来，箭头从反应物指向产物，线上标出得失电子总数，该方法称为“双线桥法”。
Fe + CuSO4 == FeSO4 + Cu
得2e-
失222e-
②单线桥法
单线桥法在表示氧化剂和还原剂之间元素的电子转移情况时，将氧化剂中降价元素与还原剂中升价元素用直线连接起来，箭头从还原剂指向氧化剂，线上标出电子转移总数，该方法称为“单线桥法”。
Fe + CuSO4 == FeSO4 + Cu
2e-
4. 氧化还原反应与四种基本反应类型的关系
氧化还原反应
化合反应
分解反应
置换反应
复分解反应
二、氧化剂和还原剂
1.常见的氧化剂和还原剂
常见的氧化剂
活泼非金属单质
F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3
元素处于高价态时候的离子
Fe3+、Cu2+ 、Ag+、H+、
ClO-(H+)、(H+)MnO4-、Cr2O72-(H+)
金属氧化物
CuO、Fe2O3
含氧酸
浓H2SO4、HNO3、HClO
过氧化物
Na2O2、H2O2
常见的还原剂
非金属单质
H2、C、 S
金属单质
Na、Mg、Al、Zn、Fe
元素处于低价态时候的离子
Fe2+、I-、S2−、HS−、SO32-、HSO3-
非金属氧化物
SO2、CO
低价态的化合物
H2S、HBr、HI、NH3
三、氧化还原反应的配平
1. 配平原则
(1) 电子守恒原则：反应中还原剂失去电子的总数与氧化剂得到电子的总数相等；
(2 ) 电荷守恒原则：若为离子反应，反应前后离子所带正负电荷总数相等；
(3) 质量守恒原则：反应前后各元素的原子个数相等。
2. 配平步骤
化合价升降法是最重要也是最基本的配平方法，以为例配平：
标变价：找出变价元素。
变价元素为Mn，C1
找升降：找到变价元素化合价的升降
Mn下降2 ，Cl上升1
定总数：调整系数，使化合价升降总数相等，也就是找到得、失电子数的最小公倍数。
Mn得2e-×1=2e- ， Cl 失e-×2=2e-
配系数：根据得失电子总数确定发生氧化还原反应的物质的系数，进而利用元素守恒，配平没有参加氧化还原反应的物质的系数。
查相等：检查方程式两边各原子的个数是否相等，离子方程式还要检查方程式两边的离子所带的电荷数是否相等。
四、常见的氧化还原反应
1. 普通氧化还原
还原剂+ 氧化剂氧化产物+还原产物
例如：
2.部分氧化还原反应
参加反应的还原剂(氧化剂)只有部分被氧化(被还原)，有关元素的化合价只有部分发生变化。除氧化还原反应外，还伴随着非氧化还原反应的发生。
例如：
3.自身氧化还原反应
在该类反应中，电子的转移可以发生在同种物质中的不同元素或同种元素不同价态之间。
例如：
4.归中反应
此类反应的特点是同一种元素在不同的反应物中有两种不同的价态，反应后转化为中间价态。
5.歧化反应
在反应中，若氧化作用和还原作用发生在同一分子中的同一元素上，使该元素的原子（或离子）一部分被氧化，另一部分被还原。这种自身的氧化还原反应称为歧化反应。
例如：Cl2+H2O⇌HClO+HCl
五、氧化还原反应的一般规律
1. 价态律
最高价元素只有氧化性，最低价元素只有还原性。价态在中间的元素既有氧化性又有还原性。
2. 强弱律
被还原，发生还原反应
得e-，化合价降低
被氧化，发生氧化反应
失e-，化合价升高
还原剂
氧化剂
+
氧化产物
还原产物
+
氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物
例如： 氧化性：Cl2＞Fe3+ 还原性：Fe2+>Cl-
氧化性：Fe3+>Fe2+ 还原性：Fe>Fe2+
3. 难易律
越易失电子的物质，失电子后就越难得电子；越易得电子的物质，得电子后就越难失去电子。
K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>H>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
金属活动性逐渐减弱（还原性逐渐减弱）
K+
4.化合价不交叉
若同种元素不同价态之间发生反应，元素的化合价只靠近不交叉；
得2e-，化合价降低，被还原
失2e-，化合价升高，被氧化
5. 守恒律
氧化还原反应中，化合价有升必有降，电子有得必有失。对于一个完整的氧化还原反应，化合价升高总数与降低总数相等，失电子总数与得电子总数相等。
第二章 海水中的重要元素-钠和氯
第一节 钠及其化合物
一、活泼的金属单质-钠的性质
1.钠的物理性质
颜色
熔点
硬度
密度
导电导热性
银白色
低（98℃）
小
比水的小比煤油的大
良好
2.金属钠的存放
金属钠保存在煤油或石蜡中，使之隔绝空气与水。由此可推知钠的密度大于煤油和石蜡油。
3.钠的化学性质
（1）与非金属单质反应
O2
Cl2：2Na＋Cl2=2NaCl(黄色火焰、白烟)
（2）与H2O反应
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
现象：
（3）与酸溶液反应(如HCl)
2Na＋2HCl=2NaCl＋H2↑
（4）与盐反应
a．与熔融盐反应
如：4Na＋TiCl4（熔融）4NaCl＋Ti
Na＋KClNaCl＋K↑(制取金属钾，因为钾的沸点比钠的低，使钾成为蒸气而逸出)
b．与盐溶液反应
如：2Na＋2NH4Cl==2NaCl＋H2↑＋2NH3↑
2Na＋CuSO4＋2H2O==Na2SO4＋H2↑＋Cu(OH)2↓
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。（利用钠的良好导热性）
（3）用作电光源，制作高压钠灯。
（4）冶炼某些金属。金属钠具有强的还原性，熔融状态下可以用于制取金属，如
4Na＋TiCl44NaCl＋Ti。
二、钠的几种化合物
1.氧化钠和过氧化钠
名称
氧化钠
过氧化钠
化学式
Na2O
Na2O2
所属类别
氧化物
过氧化物
性状
白色固体
淡黄色固体
保存
密封保存
密封保存
氧元素化合价
－2
－1
阴阳离子个数比
1∶2
1∶2
化学性质
与H2O
Na2O + H2O = 2NaOH
2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2↑
与CO2
Na2O+CO2=Na2CO3
2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+ O2↑
用途
漂白、杀菌、消毒、供氧剂
2.碳酸钠和碳酸氢钠
名称
碳酸钠
碳酸氢钠
化学式
Na2CO3
NaHCO3
俗名
纯碱或苏打
小苏打
物理性质
色、态
白色粉末
白色细小晶体
水溶性
易溶于水(20 ℃，S＝21.5 g)
可溶于水(20 ℃，S＝9.6 g)
名称
碳酸钠
碳酸氢钠
化学性质
稳定性
稳定，但碳酸钠晶体(Na2CO3·10H2O)易风化
受热易分解
2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑
与H＋反应
酸滴入碳酸钠溶液：
CO32-＋2H+= HCO
HCO＋H＋=CO2↑＋H2O
碳酸钠溶液滴入酸：
CO32-＋2H+=CO2↑＋H2O(较快)
HCO＋H＋=CO2↑＋H2O(更快)
与NaOH反应
不反应
HCO＋OH－=CO＋H2O
与Ca(OH)2反应
Ca2＋＋CO=CaCO3↓
Ca2＋＋2OH－＋2HCO=CaCO3↓＋2H2O＋CO(碱不足)
或Ca2＋＋OH－＋HCO=CaCO3↓＋H2O(碱过量)
氢氧化钙和碳酸氢钠的比例介于1:2和1:1之间还可以写出其他方程式，书写这类离子方程式的要点是从离子角度分析，而不要把氢氧化钙或碳酸氢钠看作整体
与CaCl2反应
Ca2＋＋CO==CaCO3↓
不反应
水溶液
水溶液碱性较强
水溶液碱性较弱
与酸互滴
现象与滴加方式有关（反应与量有关）
现象与滴加方式无关（反应与量无关）
相互转化
通入CO2 HCl
Na2CO3 NaHCO3
加热 NaOH
主要用途
用在玻璃、肥皂、合成洗涤剂、造纸、纺织、石油、冶金等工业中
灭火器、治疗胃酸过多（制药）、发酵粉（做蛋糕）的主要成分之一
3.钠及其化合物间相互转化关系
三、焰色试验
1.焰色试验
（1）概念
某些金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现出特殊的颜色，其属于物理变化，属于元素的性质。（因为是元素性质，所以以钠为例，使用钠单质、钠的氧化物或钠盐进行颜色试验的结果都为黄色）
（2）操作步骤
（3）应用
a．用于检测某种金属元素是否存在。熟记：钠元素黄色，钾元素紫色(透过蓝色钴玻璃观察)（因为含钾元素的样品几乎都混有钠元素，而钠元素的焰色会遮蔽掉钾元素的焰色现象）
b．添加到烟花中，使焰火更加绚丽多彩。
2.一些金属的焰色
金属元素
锂
钠
钾
铷
钙
锶
钡
铜
焰色
紫红色
黄色
紫色
紫色
砖红
洋红
黄绿色
绿色
第二节 氯及其化合物
一、氯气的性质
1. 氯气的物理性质
颜色
状态
气味
溶解性
密度
特性
黄绿色
气体
强烈刺激性
能溶于水（1：2）
大于空气
有毒
2. 氯气的化学性质
氯的原子结构如图所示：。氯原子的最外层有7个电子，容易得到1个电子形成，氯气作为氯元素的单质表现出氧化性。
（1）与金属单质反应
（黄色火焰，伴有大量的白烟）
（棕色烟）
（棕黄色烟，溶于水后，溶液呈蓝绿色）
（2）与非金属单质反应
（火焰呈苍白色，瓶口有白雾生成，生成有刺激性气味的气体）
（白雾，生成的三氯化磷为液态）
（白烟，生成的五氯化磷为固态）
（3）与还原性离子的反应：氯气与溶液中的还原性离子发生氧化还原反应，如
氯气氧化性较强，大多数处于非最高价的元素均可被其氧化（O、F除外），最后一个反应我们可以看成Cl2氧化H2SO3溶液中的，硫元素的化合价+4→+6。
（4）与水反应
Cl2+H2O ⇌ HCl+HClO
Cl2溶于水后发生歧化反应生成酸，其中HClO是一种名为次氯酸的弱酸。
（5）与碱反应
(84消毒液主要成分)
(漂白粉主要成分)
上述反应可以看成Cl2在水中先歧化成两种酸，再中和的反应。工业上常用Cl2和NaOH的反应制取84消毒液，常用Cl2和石灰乳的反应制取漂白粉或消毒粉。
3.次氯酸的性质
（1）弱酸性：次氯酸的酸性比碳酸弱。
（2）不稳定性：次氯酸不稳定，长时间放置或见光易分解
（3）强氧化性
观察右图所示的实验，我们发现在通入氯气后，干燥的彩色布条a无明显的颜色变化，但是浸有水的布条b有明显的褪色现象，布条中的颜料和干燥氯气与潮湿氯气接触过程中有着不同的现象，原因在于HClO表现出很强的氧化性，对色素分子的破坏作用明显，但是Cl2对色素分子没有明显的效果。因此，氯水的褪色效果是其中的HClO分子造成的。
（4）应用
具有漂白、杀菌、消毒的作用，可用于自来水消毒。
4.氯水
成分
性质
反应实例
Cl2
强氧化性
H+
酸性
pH<7
滴入紫色石蕊试液，
先变红，后褪色
HClO
弱酸性，强氧化性
漂白性、杀菌性
特征反应
由于HClO的分解和Cl2的歧化，久置的氯水最终会变成稀盐酸。因此，实验室中使用的氯水多是现配现用，并盛放在棕色试剂瓶中。
氯水中包含Cl2和HClO两种强氧化剂，且HClO氧化性更强，但由于氯水的主要成分还是Cl2，因此在书写氯水氧化其他物质的方程式时，反应物一般写Cl2而非HClO
5.次氯酸盐的应用
HClO是一种很弱的酸，根据“强酸制弱酸”的规律，次氯酸盐可以和较强的酸反应生成HClO。HClO有很好的漂白性，但是很容易分解而难以保存，于是漂白消毒用品通常是次氯酸盐，而非次氯酸，生活中常见的有漂白粉和84消毒液。
以下以漂白粉为例，说明次氯酸盐的漂白原理。
这就保证了漂白粉仅需溶于水就能发挥作用，原因在于CO2溶于水所生成的H2CO3的酸性比HClO强。同样的为了加强效果可以使用少量盐酸或醋酸来加强漂白效果。
漂白液生效的方程式为：
漂白粉和漂白液的生效虽然都是和空气中的二氧化碳反应，但产物分别为碳酸盐和碳酸酸式盐，此处要尤其注意区别，其中原理较为复杂，在选择性必修中会得到解释，此处需要同学先把这个点记忆下来。
漂白液、漂白粉和漂粉精即可做漂白棉、麻、纸张的漂白剂，又可用作游泳池等场所的消毒剂。
二、氯气的实验室制法
实验目的：1.理解实验室制氯气的反应原理
2.掌握生成氯气中杂质气体的去除方式
3.了解实验室制备氯气的装置、收集方法和尾气处理方法及注意事项
实验原理：实验室利用二氧化锰和浓盐酸在加热条件下反应制备氯气：
在这个反应中盐酸必须用浓盐酸，在反应中体现了它的还原性和酸性。若没有MnO2时，也可用KMnO4、KClO3等氧化剂代替： （酸参与反应后，产物中有该酸对应的盐，那么这个反应就可以体现它的酸性）
实验仪器：铁架台、酒精灯、分液漏斗、圆底烧瓶、导管、广口瓶、烧杯
实验装置：
实验药品：浓HCl 、MnO2 、NaOH、饱和氯化钠溶液、浓硫酸
实验操作：1.根据装置图组装实验仪器，并检验装置气密性；
2.在烧瓶中加入少量二氧化锰，从分液漏头里慢慢地注入浓盐酸；
3.缓缓加热，使反应加快，有氯气均匀放出；
4.收集氯气。
三、氯离子的检验
在被检测的溶液中先加入稀HNO3溶液，排除离子的干扰，如OH-，碳酸根等，再滴加硝酸银溶液，有白色沉淀，说明有Cl-。原理：Ag+ + Cl- =AgCl↓
第三节 物质的量
一、物质的量&阿伏加德罗常数
1. 物质的量
物质的量是一个物理量，它表示含有一定数目粒子的集合体，符号为n。物质的量的单位为摩尔，简称摩，符号mol。
国际上规定：1mol粒子集体所含的粒子数约为6.02×1023。
2. 阿伏加德罗常数
把1mol任何粒子的粒子数叫做阿伏加德罗常数，符号为NA，通常用6.02×1023mol-1表示。
物质的量(n)，阿伏加德罗常数(NA)与粒子数(N)之间存在下述关系：
3. 摩尔质量
摩尔质量表示单位物质的量的物质所具有的质量，符号为M，常用单位为g/mol（或g·mol-1）。
物质的量(n)、质量(m)和摩尔质量(M)之间存在如下关系：
二、理想气体状态方程&气体摩尔体积
1. 理想气体状态方程
理想气体状态方程：pV = nRT，用于描述理想气体的状态。其中R= 8.3145 J/(K·mol)，注意其它物理量的单位采用国际单位制。
根据物质的量与分子数目和摩尔质量之间的关系，限制不同条件，可以得到pV = nRT的多种表现形式：
阿伏加德罗定律推论
（1）同温同压：，
（2）同温同体积：
（3）同温同压同体积：
（4）同温同压同质量：
2. 气体摩尔体积
根据阿伏加德罗定律，在相同温度和压强下，相同体积的任何气体都含有相同数目的粒子。于是我们称单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积（Molar volume of gas），符号为Vm，常用单位是L/mol（或L·mol-1）。根据气体摩尔体积的定义其可以表示为
根据pV = nRT，我们可以计算标准状况（0℃和101.325kPa）下1 mol气体的体积：
1.01325×105 Pa×V = 1 mol×8.3145 J/(K·mol)×273.15 K，得出：V≈22.4 L。
在0℃和101kPa（标准状况）的条件下，任何气体摩尔体积约为22.4L/mol，于是我们在标准状况下有如下关系式
3.有关气体的几个重要问题
（1）气体密度和气体相对密度
同温同压下，A气体的密度(ρA)对B气体的密度(ρB)之比叫A气体对B气体的相对密度。
（2）平均摩尔质量
不同成分的物质（通常是气体）混合后，为计算的方便，引入平均摩尔质量的概念，如下所示：
另有如下推论
or
:A的物质的量百分数 :A的体积百分数
三、物质的量浓度
物质的量浓度表示单位体积溶液中所含溶质的物质的量。如果用B表示溶质，物质的量浓度可以表示为 ，单位为mol/L（或mol·L-1）。如果1 L 溶液中含有1 mol 溶质，这种溶液中溶质的物质的量浓度就是1 mol/L。
溶质B的物质的量（）、物质的量浓度（）与溶液的体积（V）之间存在如下关系：
即
四、一定物质的量浓度溶液的配制
容量瓶：100 mL、250 mL、500 mL和1000 mL。
在指定温度下，当凹液面与容量瓶颈部的刻度线相切时，溶液的体积为容量瓶所标注的容积。
容量瓶
注意:
①容量瓶只有一条刻度线，因此只能用于配制特定体积的溶液。容量瓶的规格选择要大于或等于所配溶液的体积，如配制480 mL溶液只能选用500 mL容量瓶。
②容量瓶需要在特定的温度下使用，由于溶液稀释时伴随吸热或放热现象，不能将固体或液体药品直接加入容量瓶中稀释。
③容量瓶只能用于配制溶液，不能进行溶解或稀释也不能进行化学反应以及长期贮存溶液。
容量瓶使用前要检查是否漏水，具体做法是：向瓶内加水，塞好瓶塞(瓶口和瓶塞要干燥，且不涂任何油脂)，用食指顶住瓶塞，另一只手托住瓶底，把容量瓶倒立过来，观察瓶塞周围是否有水漏出。如不漏水，将容量瓶正立并将瓶塞旋转180°后塞紧，仍把瓶倒立起来，再检查是否漏水。
下面以配制氯化钠(NaCl) 溶液为例，说明利用容量瓶配制溶液的步骤。
(1)计算：根据所需要的物质的量浓度和溶液体积，计算需要称取NaCl固体的质量；
(2)称量：根据计算结果，称取NaCl固体于烧杯中；
(3)溶解：加适量蒸馏水溶解，用玻璃棒搅拌：
(4)转移：待溶液恢复至室温，将溶液沿玻璃棒转移到容量瓶中，
玻璃棒下端应在容量瓶刻度线以下；
(5)洗涤：用蒸溜水洗涤烧杯和玻璃棒2~3次，洗涤液一并转移到容量瓶中；
(6)振荡：轻轻晃动容量瓶，使溶液混合均匀；切忌将溶液摇至刻度线以上
(7)定容：将蒸馏水注入容量瓶，液面离容量瓶颈刻度线下1~2 cm时，改用胶头滴管滴加蒸溜水至液面与刻度线相切；
(8)摇匀：塞好容量瓶瓶塞，反复上下颠倒，摇匀；
(9)装瓶：将配好的溶液转移至适当的容器中，贴好标签。
—100 mL
一定物质的量溶液的配制
说明：用液体配制溶液步骤类似，只需将计算固体质量改为计算液体体积，称量改为量取。
注意:
①称量时一般用托盘天平，量取时一般用量筒，它们只能精确到小数点后一位，因此②在计算所用溶质的质量或体积时，保留到小数点后一位；
③稀释浓硫酸时，要将浓硫酸加入水中，边加入边搅拌而不是将水加入浓硫酸中；
要待溶液恢复至室温后再转移，否则容量瓶受热会造成容量不准；
④定容时视线要与凹液面最低点保持水平，仰视或俯视都会导致配制的溶液浓度有偏差；
⑤定容完毕，塞上瓶塞摇匀之后，发现液面低于刻度线属正常现象，此时不可再加入蒸馏水。
一定物质的量浓度溶液配制的误差分析
依据：
引起误差的操作
n溶质
V溶液
c
用量筒量取待稀释的液体时仰视读数
偏大
不变
偏大
定容时俯视容量瓶刻度
不变
偏小
溶液未冷却立即转入容量瓶进行定容
不变
偏小
药品和砝码位置颠倒（使用游码）
偏小
不变
偏小
没有洗涤烧杯
偏小
不变
定容时仰视容量瓶刻度
不变
偏大
定容摇匀后发现液面低于刻度线又补加水
不变
偏大
用量筒取待稀释的液体时俯视读数
偏小
不变
定容时水加多了用胶头滴管吸出
偏小
不变
转移时有少量液体洒出
偏小
不变
第三章 铁 金属材料
第一节 铁及其化合物
一、铁的单质
1. 铁的结构、化合价
①铁元素位于元素周期表中第VIII族，其原子结构示意图： ，核外电子排布式为：【Ar】3d64s2，价电子排布式为：3d64s2；
②在参加化学反应时，铁易失去最外层上的2个电子，有时它还失去次外层上的一个电子，所以铁有＋2、＋3两种价态，且＋3价稳定。
2.铁的物理性质：纯净的铁是银白色的金属，铁的熔点较高。当含有碳和其他元素时，熔点将降低，导电性比铜、铝差。铁能被磁铁吸引，在磁场作用下，铁自身也能产生磁性。
重要的铁矿石有(填化学式)：赤铁矿Fe2O3，磁铁矿Fe3O4，褐铁矿2Fe2O3·3H2O，菱铁矿FeCO3。
3.铁的化学性质
与非金属单质反应
O2
3Fe + 2O2 Fe3O4
Cl2
2Fe + 3Cl2 2FeCl 3
与非氧化性酸反应
HCl、H2SO4（稀）
Fe + 2H+= Fe2++H2↑
与盐溶液反应
CuSO4
Fe +Cu2+= Fe2++ Cu
FeCl3
Fe + 2Fe3+= 3Fe2+
与稀硝酸反应
铁少量
Fe + 4H+ + NO3- =Fe3+ + NO↑+ 2H2O
铁过量
3Fe ＋8H++2NO3-＝3Fe2+ ＋2NO↑＋4H2O
与水蒸气反应
3Fe + 4H2O(g) Fe3O4 + 4H2
浓硝酸、浓硫酸
常温下，Fe、Al在浓硫酸、浓硝酸中被钝化，即由于浓硫酸、浓硝酸的强氧化性，使Fe、Al的表面生成一层致密的氧化物薄膜，阻止了内部的金属继续跟浓酸反应。
二、铁的重要化合物
1.铁的氧化物
FeO
Fe2O3
Fe3O4
俗名
—
铁红
磁性氧化铁
色态
黑色粉末
红棕色粉末
黑色晶体
价态
+2
+3
+2，+3
稳定性
不稳定
稳定
稳定
与稀酸（稀硝酸除外）反应
FeO+2H+=Fe2++H2O
Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2O
Fe3O4+8H+=Fe2++2Fe3++4H2O
共性
高温时，都能被C、CO、H2、Al等还原剂还原，最终都生成铁
2.铁的氢氧化物
Fe(OH)2
Fe(OH)3
颜色
白色
红褐色
水溶性
不溶
不溶
与盐酸反应
Fe(OH)2+2HCl=FeCl2+2H2O
Fe(OH)3+3HCl=FeCl3+3H2O
受热分解
易被氧化，受热分解，产物复杂
2Fe(OH)3 △ Fe2O3＋3H2O
制备
FeSO4+2NaOH= Fe(OH)2↓+Na2SO4
FeCl3+3NaOH= Fe(OH)3↓+3NaCl
转化
4 Fe(OH)2+O2+2H2O=4 Fe(OH)3
常温，白色沉淀先变成灰绿色，后成为红褐色
Fe(OH)2 的制备实验
Fe(OH)2易被氧化，在实验时常采用以下方法：
图A 图B 图C
图A：将煮沸NaOH溶液，滴加至新制的FeSO4溶液；
图B：采用油层覆盖法，以便隔绝空气；
图C：在试管上面先充满氢气，保持“还原气氛”。
3.铁盐和亚铁盐
（1）亚铁盐——氧化性和还原性
含有Fe2＋的溶液呈浅绿色，既有氧化性，又有还原性。
①氧化性：Fe2＋与Zn反应的离子方程式：Zn＋Fe2＋=Fe＋Zn2＋。
②还原性：Fe2＋与Cl2反应的离子方程式：2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl－。
③特性：含有Fe2＋的盐溶液遇K3[Fe(CN)6]溶液生成蓝色沉淀。
（2）常见铁盐
含Fe3＋的溶液呈黄色，Fe3＋具有较强的氧化性。
①氧化性：（Fe3+可以氧化Cu、I-等）
a．Fe3＋与Cu反应的离子方程式：2Fe3＋＋Cu=Cu2＋＋2Fe2＋。
b．Fe3＋与I－反应的离子方程式：2Fe3＋＋2I－2Fe2＋＋I2。
②特性：（用KSCN溶液鉴别Fe3+）
含有Fe3＋的盐溶液遇KSCN溶液变成红色。
将铁屑溶于盐酸的FeCl2溶液通入Cl2，再经浓缩、冷却、结晶得到黄棕色的FeCl36H2O晶体。
（3）高铁酸盐（FeO42-）：
在酸性条件下，FeO42-是一个非常强的氧化剂，所以，一般的氧化剂很难把Fe3+氧化成FeO42-；但在碱性条件下，Fe(III)却能被一些氧化剂如NaClO氧化成紫红色的高铁酸盐：
2Fe(OH)3+3ClO-+4OH-=2FeO42-+3Cl-+5H2O
工业上湿法制备K2FeO4的流程如下图：
也可以利用 “化学-电解法”合成K2FeO4。其原理如下图所示。接通电源，调节电压，
将一定量Cl2通入KOH溶液，然后滴入含Fe3+的溶液，控制温度，可制得K2FeO4。
（4）Fe2＋与Fe3＋的相互转化
（Fe2+可以被氧化剂如Cl2、HNO3、H2O2、KMnO4/H+等氧化为Fe3+）
①2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl－；
②3Fe2＋＋4H＋＋NO=3Fe3＋＋2H2O＋NO↑；
③2Fe2＋＋H2O2＋2H＋=2Fe3＋＋2H2O（工业生产中常用H2O2氧化Fe2+成Fe3+）；
④5Fe2＋＋MnO＋8H＋=5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O；
（Fe3+可以被还原剂如Fe、Cu、H2S、I-等还原为Fe2+）
⑤2Fe3＋＋Fe=3Fe2＋；⑥Cu＋2Fe3＋=Cu2＋＋2Fe2＋；
⑦2Fe3＋＋H2S=2Fe2＋＋S↓＋2H＋;⑧ 2Fe3++2I-=2Fe2++I2。
（5）Fe2＋与Fe3＋的鉴别方法
离子
Fe2+
Fe3+
直接观色
浅绿色溶液
棕黄色溶液
显色反应/
产生沉淀
KSCN
不显红色
血红色
K3[Fe(CN)6]
蓝色沉淀
无现象
利用沉淀颜色（加OH-）
白色沉淀迅速变灰绿色最后呈红褐色
立即产生红褐色沉淀
利用Fe3+的氧化性
与铜片
无明显现象
铜片逐渐溶解，溶液变蓝色
与淀粉KI试纸
试纸不变蓝
试纸变蓝
利用Fe2+的还原性
与KMnO4
溶液紫色褪去
溶液紫色不褪
与溴水
溴水褪色
溴水不褪色
三、铁及其化合物的相互转化关系
第二节 金属材料
一、铁合金
1. 合金
定义：合金是由两种或两种以上金属或（金属跟非金属）熔合而成的具有的金属特性的物质。
2. 合金的特点：
①合金的硬度一般比它的各成分金属大
②合金熔点一般比它的各成分金属低
③合金的物理，化学机械能优于各成分金属
3. 生活中常见的铁合金
铁合金
主要成分元素
主要特征
主要用途
生铁
铁，碳（2%-4.3%）以及硅，猛，硫，磷等
硬而脆，强度大，可铸不可煅
炼钢，制各种铸件
钢
碳素钢
低碳钢
铁，碳（低于0.3%）
韧性，焊接性好，强度低
制钢板，钢丝，钢管
中碳钢
铁，碳（0.3%-0.6%）
强度高，韧性以及加工性好
制钢轨，车轮和建材
高碳钢
铁，碳（高于0.6%）
硬而脆，弹性好
制器械，弹簧，刀具等
合金钢
（特种钢）
锰钢
铁，锰
韧性好，强度大
钢轨，轴承，钢磨，坦克装甲
硅钢
铁，硅
导磁性好
变压器，发电机和电动机中的铁芯
不锈钢
铁，铬，镍
抗腐蚀性好
医疗器械，炊具，容器
二、铝和铝合金
1.铝的物理性质
铝元素在地壳中含量丰富，仅次于硅。自然界中的铝全部以化合态存在。
颜色
熔点
硬度
导电导热性
延展性
银白色
较高（660）
较软
良好
好
2.铝的化学性质
（1）铝的结构
铝的原子结构示意图为 。
（2）化学性质
①与非金属单质反应(O2、Cl2)
铝与氧气反应：4Al+3O2==2Al2O3
现象：当铝箔受热熔化时，由于薄膜Al2O3的熔点（2050°C）比Al的熔点（660°C）高，包在铝的外面，使熔化了的液态铝不易滴落；
②与强酸溶液反应：2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
③强碱溶液反应：2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2↑
④与盐反应：Al＋3Ag＋=Al3＋＋3Ag
⑤与氧化物反应(铝热反应)
2Al＋Fe2O3 2Fe＋Al2O3
3.铝的化合物
（1）氧化铝：两性氧化物，它既能跟酸反应生成铝盐和水，又能跟碱反应生成偏铝酸盐和水。
与强酸反应：Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O；
与强碱反应：Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
（2）氢氧化铝：两性氢氧化物，既能跟酸反应生成铝盐和水，又能跟碱反应生成偏铝酸盐和水。
与强酸反应：Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
与强碱反应：Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
加热分解：氢氧化铝是不溶于水的白色胶状物质，加热能分解2Al(OH)3 Al2O3+ 3H2O
实验室制取：用铝盐溶液和氨水反应来制备氢氧化铝
Al2(SO4)3 +6NH3·H2O = 2Al(OH)3↓ +3(NH4)2SO4
（3）铝盐：明矾 KAl(SO4)2 ·12H2O 十二水合硫酸铝钾
明矾净水原理：明矾和水反应产生的Al(OH)3 能吸附色素与水中的悬浮物而形成沉淀，
从而使水澄清。
4.铝合金
硬铝（含2.2—4.9％Cu、0.2—1.8％Mg、0.3—0.9%Mn、少量的硅，其余是铝），有良好的机械性能、强度大又便于加工，而且密度小，可作轻型结构材料。 一般的硬铝中，镁不超过2%。铝合金门窗就是由硬铝作为材料制成的，它的特点是轻而坚韧。硬铝还可用作汽车、船舶、飞机等材料。
三、新型合金
钛和钛合金
钛是一种银白色金属，熔点较高，密度较小，机械强度高，且容易加工成形，并具有优异的抗腐蚀性能，在低温和超低温下，钛和钛合金仍能保持它们的良好的机械性能。
在金属加工工业中，钛钨硬质合金用以制造刀具、切削钢材。
在航空工业中，钛和钛合金用以制造喷气发动机和飞机的机身．在火箭、导弹和宇航工业上主要用作压力容器、燃料贮箱、火箭发动机壳体、人造卫星外壳、宇宙飞船船舱等。
在造船工业中，用以制造海轮和舰艇的外壳。
在医学上，由于钛的密度小、强度大，由它制成的医用补形材料装入人体后易于为人体所适应，所以常用来制造代替人体内被损坏的骨骼。
此外，钛在冶金工业、电子器件及通讯设备、造纸工业等方面，都有广泛应用。钛虽然有许多优良性能，但因冶炼困难，价格较贵，它的推广使用目前还存在着一定的限制。
四、物质的量在化学方程式计算中的应用
在化学方程式中，各物质的化学计量数之比，等于各物质的物质的量之比。
应用步骤：
1.写出有关化学反应方程式；
2.找出相关物质的计量数之比；
3.对应计量数，找出相关物质的物质的；
4.根据各物质的化学计量数之比，等于各物质的物质的量之比进行计算。
第四章 物质结构元素周期律
第一节 原子结构与元素周期表
一、原子结构
1. 原子结构
原子核
核外电子
化学性质
质子（Z）
同决定原子的相对原子质量
中子（N）
原子
决定元素种类
同决定原子的相对原子质量
核电荷数
同决定原子的相对原子质量
质量数（A）
同决定原子的相对原子质量
近似相对原子质量
同决定原子的相对原子质量
与质子数一起决定原子种类
同决定原子的相对原子质量
电子数
电子排布——电子层
最外层电子数→决定主族元素的化学性质
原子结构示意图
各层电子数
化学性质
（1）核电荷数=核内质子数=原子核外电子数；
（2）质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)；
（3）阳离子 aWm+ ：核电荷数＝质子数>核外电子数，核外电子数＝a－m
（4）阴离子 bYn-：核电荷数＝质子数<核外电子数，核外电子数＝b＋n
2.核素
（1）定义：
核素：人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素(原子)互为同位素。
（2）元素、核素、同位素
元素
核素
同位素
定义
具有相同的核电荷数的同一类原子的总称
具有一定数目的质子和一定数目中子的一种原子。
具有相同质子数和不同中子数的同一元素的不同原子之间的互称
备注
元素是宏观概念，只表示种类。元素的种类由质子数决定，而与中子数、核外电子数无关，因此同种元素可以有若干种不同的同位素
同位素的化学性质几乎完全相同，物理性质不一定相同；稳定同位素的原子个数百分比不变。
实例
、、中的H均为氢元素
是一种核素
、、三个核素互为同位素
3.原子核外电子排布
（1）由里到外，分为K、L、M、N、O、P、Q共7层，电子分层排布，且能量由低到高；
（2）各电子层最多容纳的电子数为2n2个（n为层数）；
（3）K为最外层时，最多容纳电子数是2，除K层外的其他各层为最外层时，最多容纳电子数是8个；
（4）次外层最多容纳电子数18个，倒数第三层电子数不得超过32个。
4.原子结构示意图
二、元素周期表
1. 元素周期表的结构
（1）周期:元素周期表中有7个横行，叫做周期。周期有短周期、长周期之分。
（2）族:元素周期表有18个纵行，除第8、9、10三个纵行叫做第VIII 族外，其余每个纵行各为一族。族有主族和副族之分。稀有气体单为一族，为0族。
（3）元素周期表的结构
短周期：含有元素较少的第一、二、三周期叫短周期。短周期共有18种元素。
长周期：除短周期外的周期叫长周期。
镧系：第6周期第IIIB族，共15种元素。 锕系：第7周期第IIIB族，共15种元素。
主族：由短周期元素和长周期元素构成的族。用族序数（罗马数字）后加字母A表示，如第VII A族。共7个（从I A 到VII A，分别位于1,2,13,14,15,16,17列 ）。
副族：完全由长周期元素构成的族。用族序数后加字母B表示，如第II B族。共7个（从ⅢB 到VII B，分别位于3、4、5、6、7列， ⅠB 、II B位于 11、12列 ）。
第VIII族：包括8、9、10三列。
0族：稀有气体元素所在的列即第18列为0族。
2.元素位置的表示方法
（1）周期数通常用中文数字表示，如Na在第三周期。
（2）族数必须用罗马数字表示，即：I II III IV V VI VII VIII，且必须注意用A、B分别表示主族和副族，如Na在第I A族。
（3）另外要注意第VIII族没有A、B之分；0族的0需要使用阿拉伯数字。
3.位置和结构的关系
（1）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
（2）周期数=原子核外电子层数
（3）主族序数=最外层电子数
四、原子结构与元素的性质
1.碱金属元素的递变规律
（1）碱金属元素的原子结构
①相似性：最外层电子数相同，均为1个。
②递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径逐渐增大。
（2）碱金属元素的物理性质
单质
颜色和状态
熔点、沸点及其变化规律
密度（g/cm3）
熔点（℃）
沸点（℃）
变化规律
Li
银白色，柔软
180.5
1347
高
低
0.534
小
大
钾的密度是个特例
Na
银白色，柔软
97.81
882.9
0.97
K
银白色，柔软
63.65
774
0.86
Rb
银白色，柔软
38.89
688
1.532
Cs
略带金色光泽，柔软
28.40
678.4
1.879
碱金属元素的单质大都是银白色固体（铯稍显金色光泽）；
随着碱金属元素的原子序数递增，碱金属单质熔、沸点逐渐降低，密度逐渐增大（钾为特例）。
（3）碱金属元素的化学性质
①碱金属元素单质的相似性
a.碱金属元素单质能与O2反应生成相应的氧化物，如Li2O、Na2O等，反应通式为
b.碱金属元素单质能与H2O反应，并能置换出H2O中的氢，反应通式为
②碱金属元素单质的递变性
a.碱金属元素单质与O2的反应越来越剧烈，产物更加复杂，如Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应还可以生成Na2O2，而K与O2反应能够生成超氧化钾(KO2)等，Rb和Cs遇空气立即燃烧生成更为复杂的氧化物。
b.碱金属元素单质与H2O的反应由Li~Cs越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb与Cs遇水发生剧烈爆炸。LiOH~CsOH的碱性也越来越强。
随着原子序数的递增，碱金属单质的还原性依次增强，即还原性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs。
在元素化学中我们将元素原子失电子的能力，称为金属性。即从上到下，元素金属性逐渐增强。
2.卤族元素的递变规律
（1）原子结构
①相似性：最外层电子数相同，均为7个。
②递变性：从上到下，随着核电荷数的增大，电子层数增多，原子半径逐渐增大。
随着卤族元素原子序数的递增，电子层数增多，原子半径逐渐增大
F
Cl
Br
I
At
（2）卤族元素的物理性质
单质
颜色
状态
熔点、沸点及其变化规律
溶解度（水中）
熔点（℃）
沸点（℃）
变化规律
F2
浅黄绿色
浅
深
气体
-219.6
-188.1
低
高
大
小
和水反应
Cl2
黄绿色
气体
-101
-34.6
部分溶于水，并与水发生不同程度反应
Br2
深红棕色
液体
-7.2
58.78
I2
紫黑色
固体
113.5
184.4
随着卤族元素的原子序数递增，卤素单质密度逐渐增大，颜色逐渐加深，熔沸点逐渐增大，水中溶解度逐渐减小。
（3）卤族元素的化学性质
①卤素单质的相似性
卤素单质都可以和H2O反应：（X指Cl、Br、I）；
特例：
②卤素单质的递变性
a.卤素单质与氢气反应：
卤素和氢气的反应
现象描述
在暗处能剧烈化合并发生爆炸，生成稳定的氟化氢
光照或点燃发生反应，生成较稳定的氯化氢
加热到一定温度才能反应，溴化氢不稳定
不断加热才能缓慢反应，
碘化氢同一条件下分解为H2和I2，是可逆反应
注意：在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应，叫做可逆反应。
随着原子序数递增，卤素单质与H2反应越来越难，氢化物的稳定性也越来越弱。
b.卤素单质间的置换反应：
;;
卤族元素从上到下，单质的氧化性依次减弱，即卤素原子得电子的能力越来越弱，在元素化学中，我们将元素原子得电子的能力，称为非金属性。即从上到下，非金属性逐渐减弱。
第二节 元素周期律
一、元素性质的周期性变化规律
1. 第三周期元素的原子结构
（1）相似性：电子层数均为3层
（2）递变性：从左到右，随着核电荷数的增大，原子半径逐渐减小
2. 第三周期元素的化学性质
（1）钠、镁、铝的化学性质比较
Na
Mg
Al
单质和水反应
与冷水剧烈反应
与冷水缓慢反应，与热水迅速反应
与冷水不反应，
与热水缓慢反应
随着原子序数的递增，和水反应逐渐减缓
单质和酸反应
随着原子序数的递增，和酸反应逐渐减缓
最高价氧化物对应的水化物碱性强弱
NaOH强碱
Mg(OH)2中强碱
Al(OH)3两性氢氧化物
随着原子序数的递增，碱性逐渐减小
结论：随着第三周期原子序数的递增，金属单质与水和酸反应逐渐减缓，最高价氧化物所对应的水化物碱性逐渐减弱。
（2）硅、磷、硫、氯的化学性质比较
Si
P
S
Cl
单质和氢气反应的条件
高温
磷蒸气与氢气能反应
加热
光照或点燃发生爆炸
随着原子序数的递增，反应条件逐渐减弱
生成的氢化物稳定性
SiH4
很不稳定
PH3
不稳定
H2S
较稳定
HCl
稳定
随着原子序数的递增，稳定性逐渐加强
最高价氧化物对应的水化物酸性强弱
H2SiO3
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
强酸，酸性大于硫酸
随着原子序数的递增，酸性逐渐加强
结论：随着第三周期原子序数的递增，非金属单质与氢气反应条件逐渐减弱，最高价氧化物所对应的水化物酸性逐渐增强。
（3）第三周期元素金属性和非金属性比较
随着原子序数的递增，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
Na Mg Al Si P S Cl
对其他周期元素性质进行研究，也得到了类似的结论。
二、元素周期表和元素周期律的应用
1. 元素周期律
（1）从锂(Li)到铯(Cs),随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的吸引能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。
（2）从氟(F)到碘(I),随着核电荷数的增加，卤族元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的吸引能力逐渐减弱，得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。
（3）从钠(Na)到氯(Cl)，随着核电荷数的增加，第三周期元素原子的最外层电子数逐渐增多，原子核对核外电子的吸引能力逐渐增强，原子的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。
元素的最高正价与最低负价的绝对值的代数和为8。
我们把元素的性质随着原子序数的递增而显周期性的变化，叫元素周期律。
2. 元素周期律与金属性、非金属性的关系
（1）元素金属性指元素原子失电子的能力，非金属性指元素原子得电子的能力。
①同一周期从左到右，电子层数不变，核电荷数递增，原子半径减小，失电子越来越难，得电子越来越容易，元素金属性减弱，非金属性增强；
②同一主族从上到下，电子层数递增，核电荷数增加，原子半径增大，失电子越来越容易，得电子越来越难，元素金属性增强，非金属性减弱。
（2）元素金属性的比较
①根据元素所在周期表中的位置判断。
②根据元素化合物的性质来判断。
（3）元素非金属性的比较
①根据元素所在周期表中的位置判断。
②根据元素化合物的性质来判断。
比较非金属单质与氢气反应生成氢化物的难易和气态氢化物的稳定性，反应越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。
比较最高价氧化物的水化物酸性的强弱，酸性越强，非金属性越强
总结：元素周期表中的“位 - 构 - 性”三者间的关系
元素在周期表中位置、原子结构及元素的性质三者之间的关系
总结：依据原子结构的推断
(1)原子核中无中子的原子是11H。
(2)最外层有1个电子的元素是H、Li、Na。
(3)最外层有2个电子的元素是He、Be、Mg。
(4)短周期元素原子核外电子排布“倍数”关系。
①最外层电子数等于次外层电子数→Ar、Be。
②电子层数与最外层电子数相等→Al、Be。
③最外层电子数是内层电子总数的一半→P、Li。
④次外层电子数是最外层电子数的2倍→Si、Li。
⑤电子层数是最外层电子数的2倍→Li。
⑥最外层电子数是电子层数的2倍→S、C。
⑦最外层电子数是次外层电子数的2倍→C。
⑧最外层电子数是次外层电子数的3倍→O。
⑨最外层电子数是次外层电子数的4倍→Ne。
第三节 化学键
一、 化学键
1.定义：相邻原子之间强烈的相互作用称为化学键。
（1）成键原子必须直接相邻。
（2）“原子”是广义的原子，不仅指中性原子，还包括阴、阳离子。
2.分类 离子键——原子间发生电子转移，形成阴阳离子
化学键 极性共价键
共价键 ——原子间形成共用电子对
非极性共价键
3.化学反应的实质：旧化学键断裂，新化学键形成的过程。
二、离子键
1.离子键：带相反电荷离子之间的相互作用叫做离子键。
相反电荷离子：指的是阴阳离子。
相互作用：静电作用（包含吸引和排斥）
2.成键过程：阴、阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥力达到平衡，就形成了离子键。
3.离子键的影响因素：离子所带的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强。
4.形成条件：一般含金属阳离子或铵根离子+酸根离子。
5.离子化合物：像NaCl这种含有离子键的化合物的化合物叫做离子化合物。
（1）活泼金属（IA，IIA）与活泼非金属（VIA，VIIA）形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等
（2）强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等
（3）大多数盐和大部分金属氧化物：如Na2CO3、BaSO4、MgO
（4）铵盐：如NH4Cl
三、电子式
1.定义：电子式是用“元素符号+最外层电子”来表示的，一般要求要表明成对的电子与未成对电子，并注意对称。
2.原子的电子式：在元素符号周围用小点“.”或小叉“×”来表示其最外层电子数。
例如：
3.离子的电子式：
（1）阳离子的电子式：简单阳离子的电子式就是它的离子符号，复杂阳离子（NH4＋）例外。离子化合物中的阳离子可以是金属阳离子和非金属形成的铵根离子，但不能是氢离子；
例如：Na+
（2）阴离子的电子式：不但要画出最外层电子数，而且还要用中括号“[ ]“括起来，并在右上角标出所带电荷“n-”。离子化合物中的阴离子可以是单核阴离子（O2- 、F- 、Cl- 、S2-）、双核阴离子（OH- 、CN-、O 、HS- 、ClO-）
例如：
4.用电子式可以直观地看到原子结构特点与键之间的关系，也可以表示出原子或离子之间是怎样结合的，例如：氯化钠的形成过程：
5.电子式形成过程：
（1）左边为原子的电子式；右边为NaCl的电子式，中间用“→”连接, 不能把“→”写成“=”；箭头左边的弧线表示电子的转移方向(也可不标)；
（2）左边离子化合物的电子式中注意：简单阳离子的电子式即是离子符号，阴离子的电子式加方框和电荷；阴阳离子的电子式挤在一起即为物质的电子式；
（3）相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写。
四、共价键
1.共价键：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。
2.用电子式表示共价键的形成：Cl2、HCl分子的形成
（1）Cl2 的形成： +
（2）HCl的形成 + H
3.形成条件：非金属元素与非金属元素之间。
4.共价键的类型
（1）非极性共价键（非极性键）
同种非金属元素形成的单质中的化学键： 如：H2、Cl2、N2、O2、O3、P4 等。
（2）极性共价键（极性键）
不同种非金属元素之间形成的化学键：
①非金属氧化物、氢化物等：H2O、 CO2 、SiO2、 H2S、NH3等
②酸中的化学键（全部是共价键）：HNO3、H2CO3、H2SO4、HClO、CH3COOH 等。
5.共价化合物：只含有共价键的化合物。
（1）非金属的氢化物。如H2S、NH3等
（2）酸：如HNO3、H2CO3、H2SO4、HClO、CH3COOH等
（3）非金属氧化物：如H2O、 CO2 、SiO2
五、常见物质电子式的书写
1.书写电子式的步骤：
（1）分清键型（是离子键还是共价键）
（2）形成离子键时，要标电荷；形成共价键时不标电荷
（3）成键后的原子或离子，一般为8电子稳定结构
2.常见物质的电子式
（1）原子
（2）离子
（3）单质分子
（4）共价化合物
（5）离子化合物
六、分子间作用力与氢键
分子间作用力
氢键
定义
分子之间一种把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。
氢键不是化学键，是一种比化学键弱比分子间作用力强的力的作用。
特点
分子间作用力小于化学键，对物质的熔、沸点、溶解性等物理性质有影响。
组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔沸点也越高。
分子间形成的氢键会使物质的熔沸点升高。
通常N、O、F这三种元素的氢化物易形成氢键。
举例
沸点：F2＜Cl2＜Br2＜I2
H2O、HF、NH3、CH3OH等。
第一章 物质及其变化
第一节 物质的分类及转化
一、物质的分类
1.根据物质的组成和性质分类
任何物质都是由元素组成的，每一种元素都可以形成单质，有的单质有多种形态，如金刚石、石墨和C60都属于碳单质，像这样，由同一种元素形成的性质不同的几种单质，叫做这种元素的同素异形体。
2.树状分类法
物 质
混合物：溶液（混合物可以理解为无法书写化学式的物质）
纯净物
单质
金属单质
非金属单质
稀有气体
化合物
有机化合物
无机
化合物
氧化物
酸
碱
盐
金属氧化物
非金属氧化物
一元酸（如HNO3、H3BO3、H3PO2(次磷酸)）
二元酸（如H2SO4、H3PO3（亚磷酸））
多元酸（如H3PO4）
3.分散系及其分类
（1）由一种或几种物质以粒子的形式分散到另一种物质里形成的体系叫做分散系。
（2）分散系中被分散成粒子的物质叫分散质；粒子分散在其中的物质叫分散剂。
例如：在NaCl溶液中，溶质NaCl是分散质，溶剂水是分散剂。
根据分散质粒子直径大小分为以下几种：
分散系
溶液：分散质粒子直径小于1 nm
胶体：分散质粒子直径大于 1 nm小于100 nm
浊液：分散质粒子直径大于100 nm
气溶胶：以气体作为分散剂的分散体系（如，烟、云、雾）
液溶胶：以液体作为分散剂的分散体系（如，Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、硅酸胶体、豆浆、牛奶，血液、淀粉胶体）
固溶胶：以固体作为分散剂的分散体系（如，有色玻璃、玛瑙）
胶体
4.胶体的性质
①介稳定（稳定性：浊液<胶体<溶液）
②丁达尔效应：由于胶体粒子对光线散射（光波偏离原来的方向而分散传播）形成光亮的“通路”的现象。（区别胶体和溶液的方法）
鉴别胶体的步骤：把该鉴别物置于暗处，用激光笔照射，在与光束垂直的方向观察是否有光亮的“通路”。
③电泳：由于胶体粒子带有电荷，在电场的作用下，胶体粒子在分散剂里作定向移动，这种现象叫做电泳。
应用：电泳除尘
④聚沉
向胶体中加入少量电解质溶液时，由于加入的阳离子（或阴离子）中和了胶体粒子所带的电荷，使胶体粒子聚集成为较大的颗粒，从而形成沉淀从分散剂里析出，这个过程叫做聚沉。（“三角洲”的形成）
聚沉的方法：加入电解质；与带相反电荷的胶体粒子混合；加热
应用：FeCl3溶液止血；“卤水点豆腐”
二、物质的转化
1.酸、碱、盐的性质
酸：电离时产生的阳离子全都是H+的化合物。
碱：电离时产生的阴离子全都是OH-的化合物。
盐：电离时产生的阳离子都是金属离子（铵根离子），阴离子都是酸根离子的化合物
氧化物：由氧元素与其他元素形成的二元化合物
金属氧化物：由氧元素与金属元素形成的二元化合物
非金属氧化物：由氧元素与非金属元素形成的二元化合物
酸性氧化物：能与水作用生成酸或与碱作用只生成一种盐和水（除了盐和水以外不包括其它物质）的氧化物，非金属氧化物大多是酸性氧化物。（如，Mn2O7、N2O5为酸性氧化物；NO2不是酸性氧化物）
碱性氧化物：溶于水而只生成一种碱或与酸反应只成一种盐和水（除了盐和水以外不包括其它物质）的氧化物。（如，Na2O为碱性氧化物；Na2O2为过氧化物，非碱性氧化物，Al2O3为两性氧化物，非碱性氧化物）
2.物质的转化
根据物质的组成和性质，通过化学变化可以实现物质之间的相互转化。
第二节 离子反应
一、电解质的电离
1.电解质和非电解质
电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物，如HNO3，NaOH，CH3COOH，NaCl等；
非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，如C2H5OH，蔗糖，NH3，CO2等。
2.强电解质和弱电解质
强电解质：在水溶液中完全电离的电解质，如HNO3，NaOH，NaCl等；
弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质，如H2CO3，NH3·H2O，H2O等。
2.电离方程式的书写
电离：电解质溶于水或受热熔化，形成自由移动的离子的过程。
电离的过程可以用电离方程式表示出来。
强酸：①HCl=H++Cl-②H2SO4=2H++SO42-
强碱：③NaOH=Na++OH-
盐类：④NaHCO3=Na++HCO3-
⑤NaHSO4在水溶液中的电离方程式：NaHSO4=Na++H++SO42-
NaHSO4在熔融状态中的电离方程式：NaHSO4=Na++HSO4-
水：⑥H2O⇌H++OH-
弱酸：⑦CH3COOH⇌CH3COO-+H+ ⑧H2CO3⇌HCO3-+H+ HCO3- ⇌CO32-+H+
弱碱：⑨NH3∙H2O⇌NH4++OH- ⑩Fe(OH)3⇌Fe3++3OH-
二、离子反应
1.离子反应发生的条件
（1）定义：在水溶液中有离子参加或生成的化学反应。如酸、碱、盐之间的复分解反应，溶液中的置换反应等。
（2）发生条件
①发生复分解反应
生成沉淀，如CaCO3、BaSO4、AgCl 等；
生成气体，如CO2等；
生成弱电解质，如H2O、弱酸、弱碱等。
②发生氧化还原反应
氧还性离子与还原性离子发生氧化还原反应后导致溶液中离子浓度改变
2.离子方程式
（1）定义：用实际参加反应的离子符号表示反应的式子。
（2）离子方程式的书写
方法一：以Na2SO4溶液与Ba(OH)2溶液的反应为例，说明离子方程式的书写步骤。
第一步，写：写出反应的化学方程式
第二步，拆：把易溶于水、易电离的物质写成离子形式，难溶或难电离的物质以及气体等仍用化学式表示。上述化学方程式可改写成
第三步，删：删去方程式两边不参加反应的离子
第四步，查：检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷数是否相等
方法二：根据离子反应的实质直接写出离子反应方程式。
以Na2SO4溶液与Ba(OH)2溶液的反应为例说明。
第一步：分析物质在水溶液中的电离程度，如果是强电解质就以离子书写。所以Na2SO4溶液与Ba(OH)2溶液对应电离为Na+、SO42-、Ba2+、OH-。
第二步：按离子反应条件找到反应的离子。Ba2+与SO42-能生成沉淀，所以这组离子反应离子反应。
第三步：书写离子方程式。要符合电荷守恒、原子守恒。如果是氧化还原反应的话也要符合电子守恒。离子方程式写成：
三、离子共存问题
溶液中的离子若发生反应或违背题目限制条件则不能大量共存，否则能大量共存。
常见离子不能相互共存的原因有以下几种：
1. 发生复分解反应不共存
（1）有气体生成
①H+与、生成CO2不能大量共存；
②H+与、生成SO2不能大量共存；
③H+与、生成H2S不能大量共存。
（2）有沉淀生成
①Ca2+与生成CaCO3不能大量共存；
②Ag+与生成AgCl不能大量共存；
③Ba2+与生成BaSO4不能大量共存；
④Ba2+与生成BaCO3不能大量共存；
⑤Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+与生成Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2不能大量共存。
（3）有弱电解质（弱酸、弱碱、水）生成
①与H+生成H2O不能大量共存；
②与生成H2O不能大量共存。
③HCO3-与H+生成H2CO3不能大量共存；
④与NH4+生成NH3·H2O不能大量共存。
2. 发生氧化还原反应不共存：
（1）溶液有()/ Cr2O72﹣()不能与、、、、、共存。
（2）溶液有不能与、、、共存。
（3）溶液有()不能与、、、共存。
（4）溶液有不能与、、共存。
3. 形成络合物不共存
与、、；和等形成络合物而不共存
4. 发生双水解反应不共存
该不共存类型是发生了双水解，而且反应发生的比较彻底，所以不能共存。并不是只要发生了双水解就一定不共存，如NH4+与CO32-能发生双水解，但反应是不完全的，反应后仍有离子剩余，则二者可以认为共存。
5. 复合条件
当题目中出现以下物质时，要注意该物质进入水溶液后体现什么性质，与水反生反应的产物体现什么性质。因避免这些性质导致的不共存。以下总结了常见的添加物质所引入的性质。
加入物质
体现性质
Na2O2
氧化性
碱性
氯水
氧化性
酸性
Cl﹣
SO2 / H2SO3
酸性
氧化性
还原性
6. 限定条件
题目中会给出限定条件下的离子反应，所以除了考虑给出的离子是否共存外，也应注意限定条件的影响。
（1） 限制溶液酸性的条件：pH<7的溶液；使紫色石蕊变红；加镁粉放氢气；
（2）限制溶液碱性的条件：pH>7的溶液；使红色石蕊变蓝；使酚酞呈红色；
（3）可酸可碱的条件：离子不能大量存在的溶液。
（4）有色离子：Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、（紫红色）等。
四、常见的离子检验
1. 常见的阳离子的检验
（1）Na+、K+的检验
采用试剂：铂丝、HCl溶液
操作步骤和反应现象：用稀盐酸洗净铂丝，放在酒精灯外焰上灼烧，直到与原来火焰颜色相同，然后用铂丝蘸取少许待测溶液在酒精灯外焰上灼烧，若火焰呈黄色则证明溶液中含有Na+；若火焰不呈黄色则证明溶液中不含有Na+；透过蓝色钴玻璃观察若有紫色火焰则证明溶液中含有K+，若没有观察到紫色火焰则证明溶液中不含有K+。
（2） NH4+的检验
采用试剂及用品：NaOH溶液、红色石蕊试纸
操作步骤和反应现象：取待测液少许于试管中，加入过量的浓氢氧化钠溶液，加热，用湿润的红色石蕊试纸检验产生的气体，若试纸变蓝则证明溶液里含有NH，反之则溶液里不含NH。
（3） Mg2+的检验
采用试剂：NaOH溶液；
操作步骤和反应现象：取可能含有Mg2+、Al3+待测液少许于试管中，向其中加入NaOH溶液时生成白色沉淀，若再加入过量的NaOH溶液时白色沉淀不溶解或不完全溶解则证明溶液里含有Mg2+，反之则溶液里不含Mg2+。
（4）Al3+的检验
采用试剂：NaOH溶液；
操作步聚和反应现象：取可能含有Mg2+、Al3+待测液少许于试管中，向其中滴加少量NaOH溶液产生白色沉淀，再加入过量NaOH溶液若沉淀溶解则证明溶液里含有Al3+，反之则溶液里不含Al3+
（5）Ag+的检验
采用试剂：HNO3酸化的NaCl溶液；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，加入HNO3酸化的NaCl溶液，若白色沉淀生成，则证明溶液里含有Ag+，反之则溶液里不含Ag+。
（6）Fe2+的检验
①采用试剂：K3[Fe(CN)6]溶液；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，滴加K3[Fe(CN)6]溶液若有蓝色沉淀生成则证明溶液里含有Fe2＋，反之则证明溶液里不含Fe2＋。
②采用试剂：KSCN溶液、氯水；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先滴加几滴KSCN溶液无明显现象；再滴加新制的氯水，若溶液变成血红色则证明溶液里含有Fe2＋，反之，则证明溶液里不含
Fe2＋。
（7）Fe3＋的检验
采用试剂：KSCN溶液 ；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，滴入几滴KSCN溶液，若溶液变成血红色，则证明溶液里含有Fe3＋，反之则证明溶液里不含Fe3＋。
（8）Cu2+的检验
采用试剂：NaOH溶液；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，加入NaOH溶液，若蓝色絮状沉淀生成，则证明溶液里含有Cu2+，反之则溶液里不含Cu2+。
2. 常见的阴离子的检验
（1）Cl﹣的检验
采用试剂：稀硝酸、AgNO3溶液；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先加稀硝酸无明显现象；再滴加AgNO3溶液若产生白色沉淀则证明溶液里含有Cl－，反之则证明溶液里不含Cl－。
（2）Br﹣的检验
①采用试剂：AgNO3溶液、稀硝酸；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先加AgNO3溶液产生淡黄色沉淀，再滴加稀硝酸，若产生淡黄色沉淀不溶解则证明溶液里含有Br﹣，反之则证明溶液里不含
Br﹣。
②采用试剂：CCl4溶液、氯水；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先加CCl4溶液，溶液分层，下层溶液无色；再滴加氯水，振荡、静置，若下层溶液变为橙红色则证明溶液里含有Br﹣，反之则证明溶液里不含Br﹣。
（3）I﹣的检验
①采用试剂： AgNO3溶液、稀硝酸；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先加AgNO3溶液产生黄色沉淀，再滴加稀硝酸，若产生黄色沉淀不溶解则证明溶液里含有I﹣，反之则证明溶液里不含I﹣。
②采用试剂：CCl4溶液、氯水；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先加CCl4溶液，溶液分层，下层溶液无色；再滴加氯水，振荡、静置，若下层溶液变为紫红色，则证明溶液里含有I﹣，反之则证明溶液里不含I﹣。
③采用试剂：淀粉、氯水；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先加淀粉，溶液无明显现象；再滴加氯水，若溶液变成蓝色则证明溶液里含有I﹣，反之则证明溶液里不含I﹣。
（4） CO32﹣的检验
采用试剂：氯化钡溶液、稀盐酸、澄清石灰水；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先加入氯化钡溶液有沉淀生成；过滤，向滤渣中加入稀盐酸，滤渣溶解同时生成无色无味气体，再将气体通入澄清石灰水，澄清石灰水变浑浊，则证明溶液里含有CO32﹣，反之则证明溶液里不含CO32﹣。
（5）SO42﹣的检验
采用试剂：稀盐酸、氯化钡溶液；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先加过量稀盐酸无明显现象(若有沉淀)则静置后取上层清液继续实验)；再加入氯化钡溶液，若产生白色沉淀则证明溶液里含有SO，反之则证明溶液里不含SO。
（6）NO3﹣的检验
采用试剂：稀硫酸、Cu屑；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，先加稀硫酸无明显现象；再加入铜屑，若先产生无色无味气体，后气体变成红棕色则证明溶液里含有NO3﹣，反之则证明溶液里不含NO3﹣。
（7）S2﹣的检验：
采用试剂：CuSO4溶液；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，加入CuSO4溶液，有黑色沉淀产生；再加入稀H2SO4溶液，若沉淀不溶解则证明溶液里含有S2﹣，反之则证明溶液里不含S2﹣。
（8）S2O32﹣的检验：
采用试剂：稀盐酸；
操作步骤和反应现象：取少许待测液于试管中，加入稀盐酸，若有黄色沉淀析出，同时有刺激性气体产生则证明溶液里含有S2O32﹣，反之则证明溶液里不含S2O32﹣。
第三节 氧化还原反应
一、氧化还原反应
1. 基本概念
氧化反应和还原反应
氧化反应：物质所含元素化合价升高，失电子的反应；
还原反应：物质所含元素化合价降低，得电子的反应。
氧化还原反应：氧化反应和还原反应在一个反应中同时发生的化学反应。
氧化剂和还原剂
氧化剂：得到电子(或电子对偏向)的物质，在反应时所含元素化合价降低；
还原剂：失去电子(或电子对偏离)的物质，在反应时所含元素化合价升高。
氧化产物和还原产物
氧化产物：还原剂失去电子(或电子对偏离)后的产物，表现为化合价升高；
还原产物：氧化剂得到电子(或电子对偏向)后的产物，表现为化合价降低。
氧化性和还原性
氧化性：氧化剂在反应中表现出来的性质，是物质得电子的能力。越容易得电子的物质，氧化性越强，氧化剂和氧化产物都具有氧化性；
还原性：还原剂在反应中表现出来的性质，是物质失电子的能力。越容易失电子的物质，还原性越强，还原剂和还原产物都具有还原性。
2. 氧化还原反应的本质和判断依据
氧化还原反应的本质是电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移)。
氧化还原反应的特征是元素的化合价是否发生改变(升高或降低)。
3. 电子转移表示方法
①双线桥法
表示同一元素反应前后电子转移情况时，分别将氧化剂与其还原产物、还原剂与其氧化产物中相应的变价元素用直线连接起来，箭头从反应物指向产物，线上标出得失电子总数，该方法称为“双线桥法”。
Fe + CuSO4 == FeSO4 + Cu
得2e-
失222e-
②单线桥法
单线桥法在表示氧化剂和还原剂之间元素的电子转移情况时，将氧化剂中降价元素与还原剂中升价元素用直线连接起来，箭头从还原剂指向氧化剂，线上标出电子转移总数，该方法称为“单线桥法”。
Fe + CuSO4 == FeSO4 + Cu
2e-
4. 氧化还原反应与四种基本反应类型的关系
氧化还原反应
化合反应
分解反应
置换反应
复分解反应
二、氧化剂和还原剂
1.常见的氧化剂和还原剂
常见的氧化剂
活泼非金属单质
F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3
元素处于高价态时候的离子
Fe3+、Cu2+ 、Ag+、H+、
ClO-(H+)、(H+)MnO4-、Cr2O72-(H+)
金属氧化物
CuO、Fe2O3
含氧酸
浓H2SO4、HNO3、HClO
过氧化物
Na2O2、H2O2
常见的还原剂
非金属单质
H2、C、 S
金属单质
Na、Mg、Al、Zn、Fe
元素处于低价态时候的离子
Fe2+、I-、S2−、HS−、SO32-、HSO3-
非金属氧化物
SO2、CO
低价态的化合物
H2S、HBr、HI、NH3
三、氧化还原反应的配平
1. 配平原则
(1) 电子守恒原则：反应中还原剂失去电子的总数与氧化剂得到电子的总数相等；
(2 ) 电荷守恒原则：若为离子反应，反应前后离子所带正负电荷总数相等；
(3) 质量守恒原则：反应前后各元素的原子个数相等。
2. 配平步骤
化合价升降法是最重要也是最基本的配平方法，以为例配平：
标变价：找出变价元素。
变价元素为Mn，C1
找升降：找到变价元素化合价的升降
Mn下降2 ，Cl上升1
定总数：调整系数，使化合价升降总数相等，也就是找到得、失电子数的最小公倍数。
Mn得2e-×1=2e- ， Cl 失e-×2=2e-
配系数：根据得失电子总数确定发生氧化还原反应的物质的系数，进而利用元素守恒，配平没有参加氧化还原反应的物质的系数。
查相等：检查方程式两边各原子的个数是否相等，离子方程式还要检查方程式两边的离子所带的电荷数是否相等。
四、常见的氧化还原反应
1. 普通氧化还原
还原剂+ 氧化剂氧化产物+还原产物
例如：
2.部分氧化还原反应
参加反应的还原剂(氧化剂)只有部分被氧化(被还原)，有关元素的化合价只有部分发生变化。除氧化还原反应外，还伴随着非氧化还原反应的发生。
例如：
3.自身氧化还原反应
在该类反应中，电子的转移可以发生在同种物质中的不同元素或同种元素不同价态之间。
例如：
4.归中反应
此类反应的特点是同一种元素在不同的反应物中有两种不同的价态，反应后转化为中间价态。
5.歧化反应
在反应中，若氧化作用和还原作用发生在同一分子中的同一元素上，使该元素的原子（或离子）一部分被氧化，另一部分被还原。这种自身的氧化还原反应称为歧化反应。
例如：Cl2+H2O⇌HClO+HCl
五、氧化还原反应的一般规律
1. 价态律
最高价元素只有氧化性，最低价元素只有还原性。价态在中间的元素既有氧化性又有还原性。
2. 强弱律
被还原，发生还原反应
得e-，化合价降低
被氧化，发生氧化反应
失e-，化合价升高
还原剂
氧化剂
+
氧化产物
还原产物
+
氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物
例如： 氧化性：Cl2＞Fe3+ 还原性：Fe2+>Cl-
氧化性：Fe3+>Fe2+ 还原性：Fe>Fe2+
3. 难易律
越易失电子的物质，失电子后就越难得电子；越易得电子的物质，得电子后就越难失去电子。
K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>H>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
金属活动性逐渐减弱（还原性逐渐减弱）
K+
4.化合价不交叉
若同种元素不同价态之间发生反应，元素的化合价只靠近不交叉；
得2e-，化合价降低，被还原
失2e-，化合价升高，被氧化
5. 守恒律
氧化还原反应中，化合价有升必有降，电子有得必有失。对于一个完整的氧化还原反应，化合价升高总数与降低总数相等，失电子总数与得电子总数相等。
第二章 海水中的重要元素-钠和氯
第一节 钠及其化合物
一、活泼的金属单质-钠的性质
1.钠的物理性质
颜色
熔点
硬度
密度
导电导热性
银白色
低（98℃）
小
比水的小比煤油的大
良好
2.金属钠的存放
金属钠保存在煤油或石蜡中，使之隔绝空气与水。由此可推知钠的密度大于煤油和石蜡油。
3.钠的化学性质
（1）与非金属单质反应
O2
Cl2：2Na＋Cl2=2NaCl(黄色火焰、白烟)
（2）与H2O反应
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
现象：
（3）与酸溶液反应(如HCl)
2Na＋2HCl=2NaCl＋H2↑
（4）与盐反应
a．与熔融盐反应
如：4Na＋TiCl4（熔融）4NaCl＋Ti
Na＋KClNaCl＋K↑(制取金属钾，因为钾的沸点比钠的低，使钾成为蒸气而逸出)
b．与盐溶液反应
如：2Na＋2NH4Cl==2NaCl＋H2↑＋2NH3↑
2Na＋CuSO4＋2H2O==Na2SO4＋H2↑＋Cu(OH)2↓
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。（利用钠的良好导热性）
（3）用作电光源，制作高压钠灯。
（4）冶炼某些金属。金属钠具有强的还原性，熔融状态下可以用于制取金属，如
4Na＋TiCl44NaCl＋Ti。
二、钠的几种化合物
1.氧化钠和过氧化钠
名称
氧化钠
过氧化钠
化学式
Na2O
Na2O2
所属类别
氧化物
过氧化物
性状
白色固体
淡黄色固体
保存
密封保存
密封保存
氧元素化合价
－2
－1
阴阳离子个数比
1∶2
1∶2
化学性质
与H2O
Na2O + H2O = 2NaOH
2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2↑
与CO2
Na2O+CO2=Na2CO3
2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+ O2↑
用途
漂白、杀菌、消毒、供氧剂
2.碳酸钠和碳酸氢钠
名称
碳酸钠
碳酸氢钠
化学式
Na2CO3
NaHCO3
俗名
纯碱或苏打
小苏打
物理性质
色、态
白色粉末
白色细小晶体
水溶性
易溶于水(20 ℃，S＝21.5 g)
可溶于水(20 ℃，S＝9.6 g)
名称
碳酸钠
碳酸氢钠
化学性质
稳定性
稳定，但碳酸钠晶体(Na2CO3·10H2O)易风化
受热易分解
2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑
与H＋反应
酸滴入碳酸钠溶液：
CO32-＋2H+= HCO
HCO＋H＋=CO2↑＋H2O
碳酸钠溶液滴入酸：
CO32-＋2H+=CO2↑＋H2O(较快)
HCO＋H＋=CO2↑＋H2O(更快)
与NaOH反应
不反应
HCO＋OH－=CO＋H2O
与Ca(OH)2反应
Ca2＋＋CO=CaCO3↓
Ca2＋＋2OH－＋2HCO=CaCO3↓＋2H2O＋CO(碱不足)
或Ca2＋＋OH－＋HCO=CaCO3↓＋H2O(碱过量)
氢氧化钙和碳酸氢钠的比例介于1:2和1:1之间还可以写出其他方程式，书写这类离子方程式的要点是从离子角度分析，而不要把氢氧化钙或碳酸氢钠看作整体
与CaCl2反应
Ca2＋＋CO==CaCO3↓
不反应
水溶液
水溶液碱性较强
水溶液碱性较弱
与酸互滴
现象与滴加方式有关（反应与量有关）
现象与滴加方式无关（反应与量无关）
相互转化
通入CO2 HCl
Na2CO3 NaHCO3
加热 NaOH
主要用途
用在玻璃、肥皂、合成洗涤剂、造纸、纺织、石油、冶金等工业中
灭火器、治疗胃酸过多（制药）、发酵粉（做蛋糕）的主要成分之一
3.钠及其化合物间相互转化关系
三、焰色试验
1.焰色试验
（1）概念
某些金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现出特殊的颜色，其属于物理变化，属于元素的性质。（因为是元素性质，所以以钠为例，使用钠单质、钠的氧化物或钠盐进行颜色试验的结果都为黄色）
（2）操作步骤
（3）应用
a．用于检测某种金属元素是否存在。熟记：钠元素黄色，钾元素紫色(透过蓝色钴玻璃观察)（因为含钾元素的样品几乎都混有钠元素，而钠元素的焰色会遮蔽掉钾元素的焰色现象）
b．添加到烟花中，使焰火更加绚丽多彩。
2.一些金属的焰色
金属元素
锂
钠
钾
铷
钙
锶
钡
铜
焰色
紫红色
黄色
紫色
紫色
砖红
洋红
黄绿色
绿色
第二节 氯及其化合物
一、氯气的性质
1. 氯气的物理性质
颜色
状态
气味
溶解性
密度
特性
黄绿色
气体
强烈刺激性
能溶于水（1：2）
大于空气
有毒
2. 氯气的化学性质
氯的原子结构如图所示：。氯原子的最外层有7个电子，容易得到1个电子形成，氯气作为氯元素的单质表现出氧化性。
（1）与金属单质反应
（黄色火焰，伴有大量的白烟）
（棕色烟）
（棕黄色烟，溶于水后，溶液呈蓝绿色）
（2）与非金属单质反应
（火焰呈苍白色，瓶口有白雾生成，生成有刺激性气味的气体）
（白雾，生成的三氯化磷为液态）
（白烟，生成的五氯化磷为固态）
（3）与还原性离子的反应：氯气与溶液中的还原性离子发生氧化还原反应，如
氯气氧化性较强，大多数处于非最高价的元素均可被其氧化（O、F除外），最后一个反应我们可以看成Cl2氧化H2SO3溶液中的，硫元素的化合价+4→+6。
（4）与水反应
Cl2+H2O ⇌ HCl+HClO
Cl2溶于水后发生歧化反应生成酸，其中HClO是一种名为次氯酸的弱酸。
（5）与碱反应
(84消毒液主要成分)
(漂白粉主要成分)
上述反应可以看成Cl2在水中先歧化成两种酸，再中和的反应。工业上常用Cl2和NaOH的反应制取84消毒液，常用Cl2和石灰乳的反应制取漂白粉或消毒粉。
3.次氯酸的性质
（1）弱酸性：次氯酸的酸性比碳酸弱。
（2）不稳定性：次氯酸不稳定，长时间放置或见光易分解
（3）强氧化性
观察右图所示的实验，我们发现在通入氯气后，干燥的彩色布条a无明显的颜色变化，但是浸有水的布条b有明显的褪色现象，布条中的颜料和干燥氯气与潮湿氯气接触过程中有着不同的现象，原因在于HClO表现出很强的氧化性，对色素分子的破坏作用明显，但是Cl2对色素分子没有明显的效果。因此，氯水的褪色效果是其中的HClO分子造成的。
（4）应用
具有漂白、杀菌、消毒的作用，可用于自来水消毒。
4.氯水
成分
性质
反应实例
Cl2
强氧化性
H+
酸性
pH<7
滴入紫色石蕊试液，
先变红，后褪色
HClO
弱酸性，强氧化性
漂白性、杀菌性
特征反应
由于HClO的分解和Cl2的歧化，久置的氯水最终会变成稀盐酸。因此，实验室中使用的氯水多是现配现用，并盛放在棕色试剂瓶中。
氯水中包含Cl2和HClO两种强氧化剂，且HClO氧化性更强，但由于氯水的主要成分还是Cl2，因此在书写氯水氧化其他物质的方程式时，反应物一般写Cl2而非HClO
5.次氯酸盐的应用
HClO是一种很弱的酸，根据“强酸制弱酸”的规律，次氯酸盐可以和较强的酸反应生成HClO。HClO有很好的漂白性，但是很容易分解而难以保存，于是漂白消毒用品通常是次氯酸盐，而非次氯酸，生活中常见的有漂白粉和84消毒液。
以下以漂白粉为例，说明次氯酸盐的漂白原理。
这就保证了漂白粉仅需溶于水就能发挥作用，原因在于CO2溶于水所生成的H2CO3的酸性比HClO强。同样的为了加强效果可以使用少量盐酸或醋酸来加强漂白效果。
漂白液生效的方程式为：
漂白粉和漂白液的生效虽然都是和空气中的二氧化碳反应，但产物分别为碳酸盐和碳酸酸式盐，此处要尤其注意区别，其中原理较为复杂，在选择性必修中会得到解释，此处需要同学先把这个点记忆下来。
漂白液、漂白粉和漂粉精即可做漂白棉、麻、纸张的漂白剂，又可用作游泳池等场所的消毒剂。
二、氯气的实验室制法
实验目的：1.理解实验室制氯气的反应原理
2.掌握生成氯气中杂质气体的去除方式
3.了解实验室制备氯气的装置、收集方法和尾气处理方法及注意事项
实验原理：实验室利用二氧化锰和浓盐酸在加热条件下反应制备氯气：
在这个反应中盐酸必须用浓盐酸，在反应中体现了它的还原性和酸性。若没有MnO2时，也可用KMnO4、KClO3等氧化剂代替： （酸参与反应后，产物中有该酸对应的盐，那么这个反应就可以体现它的酸性）
实验仪器：铁架台、酒精灯、分液漏斗、圆底烧瓶、导管、广口瓶、烧杯
实验装置：
实验药品：浓HCl 、MnO2 、NaOH、饱和氯化钠溶液、浓硫酸
实验操作：1.根据装置图组装实验仪器，并检验装置气密性；
2.在烧瓶中加入少量二氧化锰，从分液漏头里慢慢地注入浓盐酸；
3.缓缓加热，使反应加快，有氯气均匀放出；
4.收集氯气。
三、氯离子的检验
在被检测的溶液中先加入稀HNO3溶液，排除离子的干扰，如OH-，碳酸根等，再滴加硝酸银溶液，有白色沉淀，说明有Cl-。原理：Ag+ + Cl- =AgCl↓
第三节 物质的量
一、物质的量&阿伏加德罗常数
1. 物质的量
物质的量是一个物理量，它表示含有一定数目粒子的集合体，符号为n。物质的量的单位为摩尔，简称摩，符号mol。
国际上规定：1mol粒子集体所含的粒子数约为6.02×1023。
2. 阿伏加德罗常数
把1mol任何粒子的粒子数叫做阿伏加德罗常数，符号为NA，通常用6.02×1023mol-1表示。
物质的量(n)，阿伏加德罗常数(NA)与粒子数(N)之间存在下述关系：
3. 摩尔质量
摩尔质量表示单位物质的量的物质所具有的质量，符号为M，常用单位为g/mol（或g·mol-1）。
物质的量(n)、质量(m)和摩尔质量(M)之间存在如下关系：
二、理想气体状态方程&气体摩尔体积
1. 理想气体状态方程
理想气体状态方程：pV = nRT，用于描述理想气体的状态。其中R= 8.3145 J/(K·mol)，注意其它物理量的单位采用国际单位制。
根据物质的量与分子数目和摩尔质量之间的关系，限制不同条件，可以得到pV = nRT的多种表现形式：
阿伏加德罗定律推论
（1）同温同压：，
（2）同温同体积：
（3）同温同压同体积：
（4）同温同压同质量：
2. 气体摩尔体积
根据阿伏加德罗定律，在相同温度和压强下，相同体积的任何气体都含有相同数目的粒子。于是我们称单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积（Molar volume of gas），符号为Vm，常用单位是L/mol（或L·mol-1）。根据气体摩尔体积的定义其可以表示为
根据pV = nRT，我们可以计算标准状况（0℃和101.325kPa）下1 mol气体的体积：
1.01325×105 Pa×V = 1 mol×8.3145 J/(K·mol)×273.15 K，得出：V≈22.4 L。
在0℃和101kPa（标准状况）的条件下，任何气体摩尔体积约为22.4L/mol，于是我们在标准状况下有如下关系式
3.有关气体的几个重要问题
（1）气体密度和气体相对密度
同温同压下，A气体的密度(ρA)对B气体的密度(ρB)之比叫A气体对B气体的相对密度。
（2）平均摩尔质量
不同成分的物质（通常是气体）混合后，为计算的方便，引入平均摩尔质量的概念，如下所示：
另有如下推论
or
:A的物质的量百分数 :A的体积百分数
三、物质的量浓度
物质的量浓度表示单位体积溶液中所含溶质的物质的量。如果用B表示溶质，物质的量浓度可以表示为 ，单位为mol/L（或mol·L-1）。如果1 L 溶液中含有1 mol 溶质，这种溶液中溶质的物质的量浓度就是1 mol/L。
溶质B的物质的量（）、物质的量浓度（）与溶液的体积（V）之间存在如下关系：
即
四、一定物质的量浓度溶液的配制
容量瓶：100 mL、250 mL、500 mL和1000 mL。
在指定温度下，当凹液面与容量瓶颈部的刻度线相切时，溶液的体积为容量瓶所标注的容积。
容量瓶
注意:
①容量瓶只有一条刻度线，因此只能用于配制特定体积的溶液。容量瓶的规格选择要大于或等于所配溶液的体积，如配制480 mL溶液只能选用500 mL容量瓶。
②容量瓶需要在特定的温度下使用，由于溶液稀释时伴随吸热或放热现象，不能将固体或液体药品直接加入容量瓶中稀释。
③容量瓶只能用于配制溶液，不能进行溶解或稀释也不能进行化学反应以及长期贮存溶液。
容量瓶使用前要检查是否漏水，具体做法是：向瓶内加水，塞好瓶塞(瓶口和瓶塞要干燥，且不涂任何油脂)，用食指顶住瓶塞，另一只手托住瓶底，把容量瓶倒立过来，观察瓶塞周围是否有水漏出。如不漏水，将容量瓶正立并将瓶塞旋转180°后塞紧，仍把瓶倒立起来，再检查是否漏水。
下面以配制氯化钠(NaCl) 溶液为例，说明利用容量瓶配制溶液的步骤。
(1)计算：根据所需要的物质的量浓度和溶液体积，计算需要称取NaCl固体的质量；
(2)称量：根据计算结果，称取NaCl固体于烧杯中；
(3)溶解：加适量蒸馏水溶解，用玻璃棒搅拌：
(4)转移：待溶液恢复至室温，将溶液沿玻璃棒转移到容量瓶中，
玻璃棒下端应在容量瓶刻度线以下；
(5)洗涤：用蒸溜水洗涤烧杯和玻璃棒2~3次，洗涤液一并转移到容量瓶中；
(6)振荡：轻轻晃动容量瓶，使溶液混合均匀；切忌将溶液摇至刻度线以上
(7)定容：将蒸馏水注入容量瓶，液面离容量瓶颈刻度线下1~2 cm时，改用胶头滴管滴加蒸溜水至液面与刻度线相切；
(8)摇匀：塞好容量瓶瓶塞，反复上下颠倒，摇匀；
(9)装瓶：将配好的溶液转移至适当的容器中，贴好标签。
—100 mL
一定物质的量溶液的配制
说明：用液体配制溶液步骤类似，只需将计算固体质量改为计算液体体积，称量改为量取。
注意:
①称量时一般用托盘天平，量取时一般用量筒，它们只能精确到小数点后一位，因此②在计算所用溶质的质量或体积时，保留到小数点后一位；
③稀释浓硫酸时，要将浓硫酸加入水中，边加入边搅拌而不是将水加入浓硫酸中；
要待溶液恢复至室温后再转移，否则容量瓶受热会造成容量不准；
④定容时视线要与凹液面最低点保持水平，仰视或俯视都会导致配制的溶液浓度有偏差；
⑤定容完毕，塞上瓶塞摇匀之后，发现液面低于刻度线属正常现象，此时不可再加入蒸馏水。
一定物质的量浓度溶液配制的误差分析
依据：
引起误差的操作
n溶质
V溶液
c
用量筒量取待稀释的液体时仰视读数
偏大
不变
偏大
定容时俯视容量瓶刻度
不变
偏小
溶液未冷却立即转入容量瓶进行定容
不变
偏小
药品和砝码位置颠倒（使用游码）
偏小
不变
偏小
没有洗涤烧杯
偏小
不变
定容时仰视容量瓶刻度
不变
偏大
定容摇匀后发现液面低于刻度线又补加水
不变
偏大
用量筒取待稀释的液体时俯视读数
偏小
不变
定容时水加多了用胶头滴管吸出
偏小
不变
转移时有少量液体洒出
偏小
不变
第三章 铁 金属材料
第一节 铁及其化合物
一、铁的单质
1. 铁的结构、化合价
①铁元素位于元素周期表中第VIII族，其原子结构示意图： ，核外电子排布式为：【Ar】3d64s2，价电子排布式为：3d64s2；
②在参加化学反应时，铁易失去最外层上的2个电子，有时它还失去次外层上的一个电子，所以铁有＋2、＋3两种价态，且＋3价稳定。
2.铁的物理性质：纯净的铁是银白色的金属，铁的熔点较高。当含有碳和其他元素时，熔点将降低，导电性比铜、铝差。铁能被磁铁吸引，在磁场作用下，铁自身也能产生磁性。
重要的铁矿石有(填化学式)：赤铁矿Fe2O3，磁铁矿Fe3O4，褐铁矿2Fe2O3·3H2O，菱铁矿FeCO3。
3.铁的化学性质
与非金属单质反应
O2
3Fe + 2O2 Fe3O4
Cl2
2Fe + 3Cl2 2FeCl 3
与非氧化性酸反应
HCl、H2SO4（稀）
Fe + 2H+= Fe2++H2↑
与盐溶液反应
CuSO4
Fe +Cu2+= Fe2++ Cu
FeCl3
Fe + 2Fe3+= 3Fe2+
与稀硝酸反应
铁少量
Fe + 4H+ + NO3- =Fe3+ + NO↑+ 2H2O
铁过量
3Fe ＋8H++2NO3-＝3Fe2+ ＋2NO↑＋4H2O
与水蒸气反应
3Fe + 4H2O(g) Fe3O4 + 4H2
浓硝酸、浓硫酸
常温下，Fe、Al在浓硫酸、浓硝酸中被钝化，即由于浓硫酸、浓硝酸的强氧化性，使Fe、Al的表面生成一层致密的氧化物薄膜，阻止了内部的金属继续跟浓酸反应。
二、铁的重要化合物
1.铁的氧化物
FeO
Fe2O3
Fe3O4
俗名
—
铁红
磁性氧化铁
色态
黑色粉末
红棕色粉末
黑色晶体
价态
+2
+3
+2，+3
稳定性
不稳定
稳定
稳定
与稀酸（稀硝酸除外）反应
FeO+2H+=Fe2++H2O
Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2O
Fe3O4+8H+=Fe2++2Fe3++4H2O
共性
高温时，都能被C、CO、H2、Al等还原剂还原，最终都生成铁
2.铁的氢氧化物
Fe(OH)2
Fe(OH)3
颜色
白色
红褐色
水溶性
不溶
不溶
与盐酸反应
Fe(OH)2+2HCl=FeCl2+2H2O
Fe(OH)3+3HCl=FeCl3+3H2O
受热分解
易被氧化，受热分解，产物复杂
2Fe(OH)3 △ Fe2O3＋3H2O
制备
FeSO4+2NaOH= Fe(OH)2↓+Na2SO4
FeCl3+3NaOH= Fe(OH)3↓+3NaCl
转化
4 Fe(OH)2+O2+2H2O=4 Fe(OH)3
常温，白色沉淀先变成灰绿色，后成为红褐色
Fe(OH)2 的制备实验
Fe(OH)2易被氧化，在实验时常采用以下方法：
图A 图B 图C
图A：将煮沸NaOH溶液，滴加至新制的FeSO4溶液；
图B：采用油层覆盖法，以便隔绝空气；
图C：在试管上面先充满氢气，保持“还原气氛”。
3.铁盐和亚铁盐
（1）亚铁盐——氧化性和还原性
含有Fe2＋的溶液呈浅绿色，既有氧化性，又有还原性。
①氧化性：Fe2＋与Zn反应的离子方程式：Zn＋Fe2＋=Fe＋Zn2＋。
②还原性：Fe2＋与Cl2反应的离子方程式：2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl－。
③特性：含有Fe2＋的盐溶液遇K3[Fe(CN)6]溶液生成蓝色沉淀。
（2）常见铁盐
含Fe3＋的溶液呈黄色，Fe3＋具有较强的氧化性。
①氧化性：（Fe3+可以氧化Cu、I-等）
a．Fe3＋与Cu反应的离子方程式：2Fe3＋＋Cu=Cu2＋＋2Fe2＋。
b．Fe3＋与I－反应的离子方程式：2Fe3＋＋2I－2Fe2＋＋I2。
②特性：（用KSCN溶液鉴别Fe3+）
含有Fe3＋的盐溶液遇KSCN溶液变成红色。
将铁屑溶于盐酸的FeCl2溶液通入Cl2，再经浓缩、冷却、结晶得到黄棕色的FeCl36H2O晶体。
（3）高铁酸盐（FeO42-）：
在酸性条件下，FeO42-是一个非常强的氧化剂，所以，一般的氧化剂很难把Fe3+氧化成FeO42-；但在碱性条件下，Fe(III)却能被一些氧化剂如NaClO氧化成紫红色的高铁酸盐：
2Fe(OH)3+3ClO-+4OH-=2FeO42-+3Cl-+5H2O
工业上湿法制备K2FeO4的流程如下图：
也可以利用 “化学-电解法”合成K2FeO4。其原理如下图所示。接通电源，调节电压，
将一定量Cl2通入KOH溶液，然后滴入含Fe3+的溶液，控制温度，可制得K2FeO4。
（4）Fe2＋与Fe3＋的相互转化
（Fe2+可以被氧化剂如Cl2、HNO3、H2O2、KMnO4/H+等氧化为Fe3+）
①2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl－；
②3Fe2＋＋4H＋＋NO=3Fe3＋＋2H2O＋NO↑；
③2Fe2＋＋H2O2＋2H＋=2Fe3＋＋2H2O（工业生产中常用H2O2氧化Fe2+成Fe3+）；
④5Fe2＋＋MnO＋8H＋=5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O；
（Fe3+可以被还原剂如Fe、Cu、H2S、I-等还原为Fe2+）
⑤2Fe3＋＋Fe=3Fe2＋；⑥Cu＋2Fe3＋=Cu2＋＋2Fe2＋；
⑦2Fe3＋＋H2S=2Fe2＋＋S↓＋2H＋;⑧ 2Fe3++2I-=2Fe2++I2。
（5）Fe2＋与Fe3＋的鉴别方法
离子
Fe2+
Fe3+
直接观色
浅绿色溶液
棕黄色溶液
显色反应/
产生沉淀
KSCN
不显红色
血红色
K3[Fe(CN)6]
蓝色沉淀
无现象
利用沉淀颜色（加OH-）
白色沉淀迅速变灰绿色最后呈红褐色
立即产生红褐色沉淀
利用Fe3+的氧化性
与铜片
无明显现象
铜片逐渐溶解，溶液变蓝色
与淀粉KI试纸
试纸不变蓝
试纸变蓝
利用Fe2+的还原性
与KMnO4
溶液紫色褪去
溶液紫色不褪
与溴水
溴水褪色
溴水不褪色
三、铁及其化合物的相互转化关系
第二节 金属材料
一、铁合金
1. 合金
定义：合金是由两种或两种以上金属或（金属跟非金属）熔合而成的具有的金属特性的物质。
2. 合金的特点：
①合金的硬度一般比它的各成分金属大
②合金熔点一般比它的各成分金属低
③合金的物理，化学机械能优于各成分金属
3. 生活中常见的铁合金
铁合金
主要成分元素
主要特征
主要用途
生铁
铁，碳（2%-4.3%）以及硅，猛，硫，磷等
硬而脆，强度大，可铸不可煅
炼钢，制各种铸件
钢
碳素钢
低碳钢
铁，碳（低于0.3%）
韧性，焊接性好，强度低
制钢板，钢丝，钢管
中碳钢
铁，碳（0.3%-0.6%）
强度高，韧性以及加工性好
制钢轨，车轮和建材
高碳钢
铁，碳（高于0.6%）
硬而脆，弹性好
制器械，弹簧，刀具等
合金钢
（特种钢）
锰钢
铁，锰
韧性好，强度大
钢轨，轴承，钢磨，坦克装甲
硅钢
铁，硅
导磁性好
变压器，发电机和电动机中的铁芯
不锈钢
铁，铬，镍
抗腐蚀性好
医疗器械，炊具，容器
二、铝和铝合金
1.铝的物理性质
铝元素在地壳中含量丰富，仅次于硅。自然界中的铝全部以化合态存在。
颜色
熔点
硬度
导电导热性
延展性
银白色
较高（660）
较软
良好
好
2.铝的化学性质
（1）铝的结构
铝的原子结构示意图为 。
（2）化学性质
①与非金属单质反应(O2、Cl2)
铝与氧气反应：4Al+3O2==2Al2O3
现象：当铝箔受热熔化时，由于薄膜Al2O3的熔点（2050°C）比Al的熔点（660°C）高，包在铝的外面，使熔化了的液态铝不易滴落；
②与强酸溶液反应：2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
③强碱溶液反应：2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2↑
④与盐反应：Al＋3Ag＋=Al3＋＋3Ag
⑤与氧化物反应(铝热反应)
2Al＋Fe2O3 2Fe＋Al2O3
3.铝的化合物
（1）氧化铝：两性氧化物，它既能跟酸反应生成铝盐和水，又能跟碱反应生成偏铝酸盐和水。
与强酸反应：Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O；
与强碱反应：Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
（2）氢氧化铝：两性氢氧化物，既能跟酸反应生成铝盐和水，又能跟碱反应生成偏铝酸盐和水。
与强酸反应：Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
与强碱反应：Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
加热分解：氢氧化铝是不溶于水的白色胶状物质，加热能分解2Al(OH)3 Al2O3+ 3H2O
实验室制取：用铝盐溶液和氨水反应来制备氢氧化铝
Al2(SO4)3 +6NH3·H2O = 2Al(OH)3↓ +3(NH4)2SO4
（3）铝盐：明矾 KAl(SO4)2 ·12H2O 十二水合硫酸铝钾
明矾净水原理：明矾和水反应产生的Al(OH)3 能吸附色素与水中的悬浮物而形成沉淀，
从而使水澄清。
4.铝合金
硬铝（含2.2—4.9％Cu、0.2—1.8％Mg、0.3—0.9%Mn、少量的硅，其余是铝），有良好的机械性能、强度大又便于加工，而且密度小，可作轻型结构材料。 一般的硬铝中，镁不超过2%。铝合金门窗就是由硬铝作为材料制成的，它的特点是轻而坚韧。硬铝还可用作汽车、船舶、飞机等材料。
三、新型合金
钛和钛合金
钛是一种银白色金属，熔点较高，密度较小，机械强度高，且容易加工成形，并具有优异的抗腐蚀性能，在低温和超低温下，钛和钛合金仍能保持它们的良好的机械性能。
在金属加工工业中，钛钨硬质合金用以制造刀具、切削钢材。
在航空工业中，钛和钛合金用以制造喷气发动机和飞机的机身．在火箭、导弹和宇航工业上主要用作压力容器、燃料贮箱、火箭发动机壳体、人造卫星外壳、宇宙飞船船舱等。
在造船工业中，用以制造海轮和舰艇的外壳。
在医学上，由于钛的密度小、强度大，由它制成的医用补形材料装入人体后易于为人体所适应，所以常用来制造代替人体内被损坏的骨骼。
此外，钛在冶金工业、电子器件及通讯设备、造纸工业等方面，都有广泛应用。钛虽然有许多优良性能，但因冶炼困难，价格较贵，它的推广使用目前还存在着一定的限制。
四、物质的量在化学方程式计算中的应用
在化学方程式中，各物质的化学计量数之比，等于各物质的物质的量之比。
应用步骤：
1.写出有关化学反应方程式；
2.找出相关物质的计量数之比；
3.对应计量数，找出相关物质的物质的；
4.根据各物质的化学计量数之比，等于各物质的物质的量之比进行计算。
第四章 物质结构元素周期律
第一节 原子结构与元素周期表
一、原子结构
1. 原子结构
原子核
核外电子
化学性质
质子（Z）
同决定原子的相对原子质量
中子（N）
原子
决定元素种类
同决定原子的相对原子质量
核电荷数
同决定原子的相对原子质量
质量数（A）
同决定原子的相对原子质量
近似相对原子质量
同决定原子的相对原子质量
与质子数一起决定原子种类
同决定原子的相对原子质量
电子数
电子排布——电子层
最外层电子数→决定主族元素的化学性质
原子结构示意图
各层电子数
化学性质
（1）核电荷数=核内质子数=原子核外电子数；
（2）质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)；
（3）阳离子 aWm+ ：核电荷数＝质子数>核外电子数，核外电子数＝a－m
（4）阴离子 bYn-：核电荷数＝质子数<核外电子数，核外电子数＝b＋n
2.核素
（1）定义：
核素：人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素(原子)互为同位素。
（2）元素、核素、同位素
元素
核素
同位素
定义
具有相同的核电荷数的同一类原子的总称
具有一定数目的质子和一定数目中子的一种原子。
具有相同质子数和不同中子数的同一元素的不同原子之间的互称
备注
元素是宏观概念，只表示种类。元素的种类由质子数决定，而与中子数、核外电子数无关，因此同种元素可以有若干种不同的同位素
同位素的化学性质几乎完全相同，物理性质不一定相同；稳定同位素的原子个数百分比不变。
实例
、、中的H均为氢元素
是一种核素
、、三个核素互为同位素
3.原子核外电子排布
（1）由里到外，分为K、L、M、N、O、P、Q共7层，电子分层排布，且能量由低到高；
（2）各电子层最多容纳的电子数为2n2个（n为层数）；
（3）K为最外层时，最多容纳电子数是2，除K层外的其他各层为最外层时，最多容纳电子数是8个；
（4）次外层最多容纳电子数18个，倒数第三层电子数不得超过32个。
4.原子结构示意图
二、元素周期表
1. 元素周期表的结构
（1）周期:元素周期表中有7个横行，叫做周期。周期有短周期、长周期之分。
（2）族:元素周期表有18个纵行，除第8、9、10三个纵行叫做第VIII 族外，其余每个纵行各为一族。族有主族和副族之分。稀有气体单为一族，为0族。
（3）元素周期表的结构
短周期：含有元素较少的第一、二、三周期叫短周期。短周期共有18种元素。
长周期：除短周期外的周期叫长周期。
镧系：第6周期第IIIB族，共15种元素。 锕系：第7周期第IIIB族，共15种元素。
主族：由短周期元素和长周期元素构成的族。用族序数（罗马数字）后加字母A表示，如第VII A族。共7个（从I A 到VII A，分别位于1,2,13,14,15,16,17列 ）。
副族：完全由长周期元素构成的族。用族序数后加字母B表示，如第II B族。共7个（从ⅢB 到VII B，分别位于3、4、5、6、7列， ⅠB 、II B位于 11、12列 ）。
第VIII族：包括8、9、10三列。
0族：稀有气体元素所在的列即第18列为0族。
2.元素位置的表示方法
（1）周期数通常用中文数字表示，如Na在第三周期。
（2）族数必须用罗马数字表示，即：I II III IV V VI VII VIII，且必须注意用A、B分别表示主族和副族，如Na在第I A族。
（3）另外要注意第VIII族没有A、B之分；0族的0需要使用阿拉伯数字。
3.位置和结构的关系
（1）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
（2）周期数=原子核外电子层数
（3）主族序数=最外层电子数
四、原子结构与元素的性质
1.碱金属元素的递变规律
（1）碱金属元素的原子结构
①相似性：最外层电子数相同，均为1个。
②递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径逐渐增大。
（2）碱金属元素的物理性质
单质
颜色和状态
熔点、沸点及其变化规律
密度（g/cm3）
熔点（℃）
沸点（℃）
变化规律
Li
银白色，柔软
180.5
1347
高
低
0.534
小
大
钾的密度是个特例
Na
银白色，柔软
97.81
882.9
0.97
K
银白色，柔软
63.65
774
0.86
Rb
银白色，柔软
38.89
688
1.532
Cs
略带金色光泽，柔软
28.40
678.4
1.879
碱金属元素的单质大都是银白色固体（铯稍显金色光泽）；
随着碱金属元素的原子序数递增，碱金属单质熔、沸点逐渐降低，密度逐渐增大（钾为特例）。
（3）碱金属元素的化学性质
①碱金属元素单质的相似性
a.碱金属元素单质能与O2反应生成相应的氧化物，如Li2O、Na2O等，反应通式为
b.碱金属元素单质能与H2O反应，并能置换出H2O中的氢，反应通式为
②碱金属元素单质的递变性
a.碱金属元素单质与O2的反应越来越剧烈，产物更加复杂，如Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应还可以生成Na2O2，而K与O2反应能够生成超氧化钾(KO2)等，Rb和Cs遇空气立即燃烧生成更为复杂的氧化物。
b.碱金属元素单质与H2O的反应由Li~Cs越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb与Cs遇水发生剧烈爆炸。LiOH~CsOH的碱性也越来越强。
随着原子序数的递增，碱金属单质的还原性依次增强，即还原性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs。
在元素化学中我们将元素原子失电子的能力，称为金属性。即从上到下，元素金属性逐渐增强。
2.卤族元素的递变规律
（1）原子结构
①相似性：最外层电子数相同，均为7个。
②递变性：从上到下，随着核电荷数的增大，电子层数增多，原子半径逐渐增大。
随着卤族元素原子序数的递增，电子层数增多，原子半径逐渐增大
F
Cl
Br
I
At
（2）卤族元素的物理性质
单质
颜色
状态
熔点、沸点及其变化规律
溶解度（水中）
熔点（℃）
沸点（℃）
变化规律
F2
浅黄绿色
浅
深
气体
-219.6
-188.1
低
高
大
小
和水反应
Cl2
黄绿色
气体
-101
-34.6
部分溶于水，并与水发生不同程度反应
Br2
深红棕色
液体
-7.2
58.78
I2
紫黑色
固体
113.5
184.4
随着卤族元素的原子序数递增，卤素单质密度逐渐增大，颜色逐渐加深，熔沸点逐渐增大，水中溶解度逐渐减小。
（3）卤族元素的化学性质
①卤素单质的相似性
卤素单质都可以和H2O反应：（X指Cl、Br、I）；
特例：
②卤素单质的递变性
a.卤素单质与氢气反应：
卤素和氢气的反应
现象描述
在暗处能剧烈化合并发生爆炸，生成稳定的氟化氢
光照或点燃发生反应，生成较稳定的氯化氢
加热到一定温度才能反应，溴化氢不稳定
不断加热才能缓慢反应，
碘化氢同一条件下分解为H2和I2，是可逆反应
注意：在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应，叫做可逆反应。
随着原子序数递增，卤素单质与H2反应越来越难，氢化物的稳定性也越来越弱。
b.卤素单质间的置换反应：
;;
卤族元素从上到下，单质的氧化性依次减弱，即卤素原子得电子的能力越来越弱，在元素化学中，我们将元素原子得电子的能力，称为非金属性。即从上到下，非金属性逐渐减弱。
第二节 元素周期律
一、元素性质的周期性变化规律
1. 第三周期元素的原子结构
（1）相似性：电子层数均为3层
（2）递变性：从左到右，随着核电荷数的增大，原子半径逐渐减小
2. 第三周期元素的化学性质
（1）钠、镁、铝的化学性质比较
Na
Mg
Al
单质和水反应
与冷水剧烈反应
与冷水缓慢反应，与热水迅速反应
与冷水不反应，
与热水缓慢反应
随着原子序数的递增，和水反应逐渐减缓
单质和酸反应
随着原子序数的递增，和酸反应逐渐减缓
最高价氧化物对应的水化物碱性强弱
NaOH强碱
Mg(OH)2中强碱
Al(OH)3两性氢氧化物
随着原子序数的递增，碱性逐渐减小
结论：随着第三周期原子序数的递增，金属单质与水和酸反应逐渐减缓，最高价氧化物所对应的水化物碱性逐渐减弱。
（2）硅、磷、硫、氯的化学性质比较
Si
P
S
Cl
单质和氢气反应的条件
高温
磷蒸气与氢气能反应
加热
光照或点燃发生爆炸
随着原子序数的递增，反应条件逐渐减弱
生成的氢化物稳定性
SiH4
很不稳定
PH3
不稳定
H2S
较稳定
HCl
稳定
随着原子序数的递增，稳定性逐渐加强
最高价氧化物对应的水化物酸性强弱
H2SiO3
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
强酸，酸性大于硫酸
随着原子序数的递增，酸性逐渐加强
结论：随着第三周期原子序数的递增，非金属单质与氢气反应条件逐渐减弱，最高价氧化物所对应的水化物酸性逐渐增强。
（3）第三周期元素金属性和非金属性比较
随着原子序数的递增，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
Na Mg Al Si P S Cl
对其他周期元素性质进行研究，也得到了类似的结论。
二、元素周期表和元素周期律的应用
1. 元素周期律
（1）从锂(Li)到铯(Cs),随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的吸引能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。
（2）从氟(F)到碘(I),随着核电荷数的增加，卤族元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的吸引能力逐渐减弱，得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。
（3）从钠(Na)到氯(Cl)，随着核电荷数的增加，第三周期元素原子的最外层电子数逐渐增多，原子核对核外电子的吸引能力逐渐增强，原子的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。
元素的最高正价与最低负价的绝对值的代数和为8。
我们把元素的性质随着原子序数的递增而显周期性的变化，叫元素周期律。
2. 元素周期律与金属性、非金属性的关系
（1）元素金属性指元素原子失电子的能力，非金属性指元素原子得电子的能力。
①同一周期从左到右，电子层数不变，核电荷数递增，原子半径减小，失电子越来越难，得电子越来越容易，元素金属性减弱，非金属性增强；
②同一主族从上到下，电子层数递增，核电荷数增加，原子半径增大，失电子越来越容易，得电子越来越难，元素金属性增强，非金属性减弱。
（2）元素金属性的比较
①根据元素所在周期表中的位置判断。
②根据元素化合物的性质来判断。
（3）元素非金属性的比较
①根据元素所在周期表中的位置判断。
②根据元素化合物的性质来判断。
比较非金属单质与氢气反应生成氢化物的难易和气态氢化物的稳定性，反应越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。
比较最高价氧化物的水化物酸性的强弱，酸性越强，非金属性越强
总结：元素周期表中的“位 - 构 - 性”三者间的关系
元素在周期表中位置、原子结构及元素的性质三者之间的关系
总结：依据原子结构的推断
(1)原子核中无中子的原子是11H。
(2)最外层有1个电子的元素是H、Li、Na。
(3)最外层有2个电子的元素是He、Be、Mg。
(4)短周期元素原子核外电子排布“倍数”关系。
①最外层电子数等于次外层电子数→Ar、Be。
②电子层数与最外层电子数相等→Al、Be。
③最外层电子数是内层电子总数的一半→P、Li。
④次外层电子数是最外层电子数的2倍→Si、Li。
⑤电子层数是最外层电子数的2倍→Li。
⑥最外层电子数是电子层数的2倍→S、C。
⑦最外层电子数是次外层电子数的2倍→C。
⑧最外层电子数是次外层电子数的3倍→O。
⑨最外层电子数是次外层电子数的4倍→Ne。
第三节 化学键
一、 化学键
1.定义：相邻原子之间强烈的相互作用称为化学键。
（1）成键原子必须直接相邻。
（2）“原子”是广义的原子，不仅指中性原子，还包括阴、阳离子。
2.分类 离子键——原子间发生电子转移，形成阴阳离子
化学键 极性共价键
共价键 ——原子间形成共用电子对
非极性共价键
3.化学反应的实质：旧化学键断裂，新化学键形成的过程。
二、离子键
1.离子键：带相反电荷离子之间的相互作用叫做离子键。
相反电荷离子：指的是阴阳离子。
相互作用：静电作用（包含吸引和排斥）
2.成键过程：阴、阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥力达到平衡，就形成了离子键。
3.离子键的影响因素：离子所带的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强。
4.形成条件：一般含金属阳离子或铵根离子+酸根离子。
5.离子化合物：像NaCl这种含有离子键的化合物的化合物叫做离子化合物。
（1）活泼金属（IA，IIA）与活泼非金属（VIA，VIIA）形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等
（2）强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等
（3）大多数盐和大部分金属氧化物：如Na2CO3、BaSO4、MgO
（4）铵盐：如NH4Cl
三、电子式
1.定义：电子式是用“元素符号+最外层电子”来表示的，一般要求要表明成对的电子与未成对电子，并注意对称。
2.原子的电子式：在元素符号周围用小点“.”或小叉“×”来表示其最外层电子数。
例如：
3.离子的电子式：
（1）阳离子的电子式：简单阳离子的电子式就是它的离子符号，复杂阳离子（NH4＋）例外。离子化合物中的阳离子可以是金属阳离子和非金属形成的铵根离子，但不能是氢离子；
例如：Na+
（2）阴离子的电子式：不但要画出最外层电子数，而且还要用中括号“[ ]“括起来，并在右上角标出所带电荷“n-”。离子化合物中的阴离子可以是单核阴离子（O2- 、F- 、Cl- 、S2-）、双核阴离子（OH- 、CN-、O 、HS- 、ClO-）
例如：
4.用电子式可以直观地看到原子结构特点与键之间的关系，也可以表示出原子或离子之间是怎样结合的，例如：氯化钠的形成过程：
5.电子式形成过程：
（1）左边为原子的电子式；右边为NaCl的电子式，中间用“→”连接, 不能把“→”写成“=”；箭头左边的弧线表示电子的转移方向(也可不标)；
（2）左边离子化合物的电子式中注意：简单阳离子的电子式即是离子符号，阴离子的电子式加方框和电荷；阴阳离子的电子式挤在一起即为物质的电子式；
（3）相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写。
四、共价键
1.共价键：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。
2.用电子式表示共价键的形成：Cl2、HCl分子的形成
（1）Cl2 的形成： +
（2）HCl的形成 + H
3.形成条件：非金属元素与非金属元素之间。
4.共价键的类型
（1）非极性共价键（非极性键）
同种非金属元素形成的单质中的化学键： 如：H2、Cl2、N2、O2、O3、P4 等。
（2）极性共价键（极性键）
不同种非金属元素之间形成的化学键：
①非金属氧化物、氢化物等：H2O、 CO2 、SiO2、 H2S、NH3等
②酸中的化学键（全部是共价键）：HNO3、H2CO3、H2SO4、HClO、CH3COOH 等。
5.共价化合物：只含有共价键的化合物。
（1）非金属的氢化物。如H2S、NH3等
（2）酸：如HNO3、H2CO3、H2SO4、HClO、CH3COOH等
（3）非金属氧化物：如H2O、 CO2 、SiO2
五、常见物质电子式的书写
1.书写电子式的步骤：
（1）分清键型（是离子键还是共价键）
（2）形成离子键时，要标电荷；形成共价键时不标电荷
（3）成键后的原子或离子，一般为8电子稳定结构
2.常见物质的电子式
（1）原子
（2）离子
（3）单质分子
（4）共价化合物
（5）离子化合物
六、分子间作用力与氢键
分子间作用力
氢键
定义
分子之间一种把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。
氢键不是化学键，是一种比化学键弱比分子间作用力强的力的作用。
特点
分子间作用力小于化学键，对物质的熔、沸点、溶解性等物理性质有影响。
组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔沸点也越高。
分子间形成的氢键会使物质的熔沸点升高。
通常N、O、F这三种元素的氢化物易形成氢键。
举例
沸点：F2＜Cl2＜Br2＜I2
H2O、HF、NH3、CH3OH等。
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