資源簡介

新人教必修1
目錄
第一章 物質及其變化 2
第一節 物質的分類及轉化 2
第二節 離子反應 4
第二章 海水中的重要元素-鈉和氯 19
第一節 鈉及其化合物 19
第二節 氯及其化合物 24
第三節 物質的量 28
第三章 鐵 金屬材料 34
第一節 鐵及其化合物 34
第二節 金屬材料 38
第四章 物質結構元素周期律 43
第二節 元素周期律 50
第三節 化學鍵 54
1
第一章 物質及其變化
第一節 物質的分類及轉化
一、物質的分類
1.根據物質的組成和性質分類
任何物質都是由元素組成的，每一種元素都可以形成單質，有的單質有多種形態，如金剛石、石墨和C60都屬于碳單質，像這樣，由同一種元素形成的性質不同的幾種單質，叫做這種元素的同素異形體。
2.樹狀分類法
3.分散系及其分類
（1）由一種或幾種物質以粒子的形式分散到另一種物質里形成的體系叫做分散系。
（2）分散系中被分散成粒子的物質叫分散質；粒子分散在其中的物質叫分散劑。
例如：在NaCl溶液中，溶質NaCl是分散質，溶劑水是分散劑。
根據分散質粒子直徑大小分為以下幾種：
膠體
4.膠體的性質
①介穩定（穩定性：濁液<膠體<溶液）
②丁達爾效應：由于膠體粒子對光線散射（光波偏離原來的方向而分散傳播）形成光亮的“通路”的現象。（區別膠體和溶液的方法）
鑒別膠體的步驟：把該鑒別物置于暗處，用激光筆照射，在與光束垂直的方向觀察是否有光亮的“通路”。
③電泳：由于膠體粒子帶有電荷，在電場的作用下，膠體粒子在分散劑里作定向移動，這種現象叫做電泳。
應用：電泳除塵
④聚沉
向膠體中加入少量電解質溶液時，由于加入的陽離子（或陰離子）中和了膠體粒子所帶的電荷，使膠體粒子聚集成為較大的顆粒，從而形成沉淀從分散劑里析出，這個過程叫做聚沉。（“三角洲”的形成）
聚沉的方法：加入電解質；與帶相反電荷的膠體粒子混合；加熱
應用：FeCl3溶液止血；“鹵水點豆腐”
二、物質的轉化
1.酸、堿、鹽的性質
酸：電離時產生的陽離子全都是H+的化合物。
堿：電離時產生的陰離子全都是OH-的化合物。
鹽：電離時產生的陽離子都是金屬離子（銨根離子），陰離子都是酸根離子的化合物
氧化物：由氧元素與其他元素形成的二元化合物
金屬氧化物：由氧元素與金屬元素形成的二元化合物
非金屬氧化物：由氧元素與非金屬元素形成的二元化合物
酸性氧化物：能與水作用生成酸或與堿作用只生成一種鹽和水（除了鹽和水以外不包括其它物質）的氧化物，非金屬氧化物大多是酸性氧化物。（如，Mn2O7、N2O5為酸性氧化物；NO2不是酸性氧化物）
堿性氧化物：溶于水而只生成一種堿或與酸反應只成一種鹽和水（除了鹽和水以外不包括其它物質）的氧化物。（如，Na2O為堿性氧化物；Na2O2為過氧化物，非堿性氧化物，Al2O3為兩性氧化物，非堿性氧化物）
2.物質的轉化
根據物質的組成和性質，通過化學變化可以實現物質之間的相互轉化。
第二節 離子反應
一、電解質的電離
1.電解質和非電解質
電解質：在水溶液里或熔融狀態下能導電的化合物，如HNO3，NaOH，CH3COOH，NaCl等；
非電解質：在水溶液里和熔融狀態下都不導電的化合物，如C2H5OH，蔗糖，NH3，CO2等。
2.強電解質和弱電解質
強電解質：在水溶液中完全電離的電解質，如HNO3，NaOH，NaCl等；
弱電解質：在水溶液中部分電離的電解質，如H2CO3，NH3·H2O，H2O等。
2.電離方程式的書寫
電離：電解質溶于水或受熱熔化，形成自由移動的離子的過程。
電離的過程可以用電離方程式表示出來。
強酸：①HCl=H++Cl-②H2SO4=2H++SO42-
強堿：③NaOH=Na++OH-
鹽類：④NaHCO3=Na++HCO3-
⑤NaHSO4在水溶液中的電離方程式：NaHSO4=Na++H++SO42-
NaHSO4在熔融狀態中的電離方程式：NaHSO4=Na++HSO4-
水：⑥H2O H++OH-
弱酸：⑦CH3COOH CH3COO-+H+ ⑧H2CO3 HCO3-+H+ HCO3- CO32-+H+
弱堿：⑨NH3H2O NH4++OH- ⑩Fe(OH)3 Fe3++3OH-
二、離子反應
1.離子反應發生的條件
（1）定義：在水溶液中有離子參加或生成的化學反應。如酸、堿、鹽之間的復分解反應，溶液中的置換反應等。
（2）發生條件
①發生復分解反應
生成沉淀，如CaCO3、BaSO4、AgCl 等；
生成氣體，如CO2等；
生成弱電解質，如H2O、弱酸、弱堿等。
②發生氧化還原反應
氧還性離子與還原性離子發生氧化還原反應后導致溶液中離子濃度改變
2.離子方程式
（1）定義：用實際參加反應的離子符號表示反應的式子。
（2）離子方程式的書寫
方法一：以Na2SO4溶液與Ba(OH)2溶液的反應為例，說明離子方程式的書寫步驟。
第一步，寫：寫出反應的化學方程式
第二步，拆：把易溶于水、易電離的物質寫成離子形式，難溶或難電離的物質以及氣體等仍用化學式表示。上述化學方程式可改寫成
第三步，刪：刪去方程式兩邊不參加反應的離子
第四步，查：檢查離子方程式兩邊各元素的原子個數和電荷數是否相等
方法二：根據離子反應的實質直接寫出離子反應方程式。
以Na2SO4溶液與Ba(OH)2溶液的反應為例說明。
第一步：分析物質在水溶液中的電離程度，如果是強電解質就以離子書寫。所以Na2SO4溶液與Ba(OH)2溶液對應電離為Na+、SO42-、Ba2+、OH-。
第二步：按離子反應條件找到反應的離子。Ba2+與SO42-能生成沉淀，所以這組離子反應離子反應。
第三步：書寫離子方程式。要符合電荷守恒、原子守恒。如果是氧化還原反應的話也要符合電子守恒。離子方程式寫成：
三、離子共存問題
溶液中的離子若發生反應或違背題目限制條件則不能大量共存，否則能大量共存。
常見離子不能相互共存的原因有以下幾種：
發生復分解反應不共存
（1）有氣體生成
①H+與、生成CO2不能大量共存；
②H+與、生成SO2不能大量共存；
③H+與、生成H2S不能大量共存。
（2）有沉淀生成
①Ca2+與生成CaCO3不能大量共存；
②Ag+與生成AgCl不能大量共存；
③Ba2+與生成BaSO4不能大量共存；
④Ba2+與生成BaCO3不能大量共存；
⑤Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+與生成Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2不能大量共存。
（3）有弱電解質（弱酸、弱堿、水）生成
①與H+生成H2O不能大量共存；
②與生成H2O不能大量共存。
③HCO3-與H+生成H2CO3不能大量共存；
④與NH4+生成NH3·H2O不能大量共存。
2. 發生氧化還原反應不共存：
（1）溶液有()/ Cr2O72﹣()不能與、、、、、共存。
（2）溶液有不能與、、、共存。
（3）溶液有()不能與、、、共存。
（4）溶液有不能與、、共存。
3. 形成絡合物不共存
與、、；和等形成絡合物而不共存
4. 發生雙水解反應不共存
該不共存類型是發生了雙水解，而且反應發生的比較徹底，所以不能共存。并不是只要發生了雙水解就一定不共存，如NH4+與CO32-能發生雙水解，但反應是不完全的，反應后仍有離子剩余，則二者可以認為共存。
復合條件
當題目中出現以下物質時，要注意該物質進入水溶液后體現什么性質，與水反生反應的產物體現什么性質。因避免這些性質導致的不共存。以下總結了常見的添加物質所引入的性質。
加入物質 體現性質
Na2O2 氧化性
堿性
氯水 氧化性
酸性
Cl﹣
SO2 / H2SO3 酸性
氧化性
還原性
6. 限定條件
題目中會給出限定條件下的離子反應，所以除了考慮給出的離子是否共存外，也應注意限定條件的影響。
限制溶液酸性的條件：pH<7的溶液；使紫色石蕊變紅；加鎂粉放氫氣；
（2）限制溶液堿性的條件：pH>7的溶液；使紅色石蕊變藍；使酚酞呈紅色；
（3）可酸可堿的條件：離子不能大量存在的溶液。
（4）有色離子：Fe2+（淺綠色）、Fe3+（黃色）、Cu2+（藍色）、（紫紅色）等。
四、常見的離子檢驗
1. 常見的陽離子的檢驗
（1）Na+、K+的檢驗
采用試劑：鉑絲、HCl溶液
操作步驟和反應現象：用稀鹽酸洗凈鉑絲，放在酒精燈外焰上灼燒，直到與原來火焰顏色相同，然后用鉑絲蘸取少許待測溶液在酒精燈外焰上灼燒，若火焰呈黃色則證明溶液中含有Na+；若火焰不呈黃色則證明溶液中不含有Na+；透過藍色鈷玻璃觀察若有紫色火焰則證明溶液中含有K+，若沒有觀察到紫色火焰則證明溶液中不含有K+。
（2） NH4+的檢驗
采用試劑及用品：NaOH溶液、紅色石蕊試紙
操作步驟和反應現象：取待測液少許于試管中，加入過量的濃氫氧化鈉溶液，加熱，用濕潤的紅色石蕊試紙檢驗產生的氣體，若試紙變藍則證明溶液里含有NH，反之則溶液里不含NH。
（3） Mg2+的檢驗
采用試劑：NaOH溶液；
操作步驟和反應現象：取可能含有Mg2+、Al3+待測液少許于試管中，向其中加入NaOH溶液時生成白色沉淀，若再加入過量的NaOH溶液時白色沉淀不溶解或不完全溶解則證明溶液里含有Mg2+，反之則溶液里不含Mg2+。
（4）Al3+的檢驗
采用試劑：NaOH溶液；
操作步聚和反應現象：取可能含有Mg2+、Al3+待測液少許于試管中，向其中滴加少量NaOH溶液產生白色沉淀，再加入過量NaOH溶液若沉淀溶解則證明溶液里含有Al3+，反之則溶液里不含Al3+
（5）Ag+的檢驗
采用試劑：HNO3酸化的NaCl溶液；
操作步驟和反應現象：取少許待測液于試管中，加入HNO3酸化的NaCl溶液，若白色沉淀生成，則證明溶液里含有Ag+，反之則溶液里不含Ag+。
（6）Fe2+的檢驗
①采用試劑：K3[Fe(CN)6]溶液；
操作步驟和反應現象：取少許待測液于試管中，滴加K3[Fe(CN)6]溶液若有藍色沉淀生成則證明溶液里含有Fe2＋，反之則證明溶液里不含Fe2＋。
②采用試劑：KSCN溶液、氯水；
操作步驟和反應現象：取少許待測液于試管中，先滴加幾滴KSCN溶液無明顯現象；再滴加新制的氯水，若溶液變成血紅色則證明溶液里含有Fe2＋，反之，則證明溶液里不含
Fe2＋。
（7）Fe3＋的檢驗
采用試劑：KSCN溶液 ；
操作步驟和反應現象：取少許待測液于試管中，滴入幾滴KSCN溶液，若溶液變成血紅色，則證明溶液里含有Fe3＋，反之則證明溶液里不含Fe3＋。
（8）Cu2+的檢驗
采用試劑：NaOH溶液；
操作步驟和反應現象：取少許待測液于試管中，加入NaOH溶液，若藍色絮狀沉淀生成，則證明溶液里含有Cu2+，反之則溶液里不含Cu2+。
2. 常見的陰離子的檢驗
（1）Cl﹣的檢驗
采用試劑：稀硝酸、AgNO3溶液；
操作步驟和反應現象：取少許待測液于試管中，先加稀硝酸無明顯現象；再滴加AgNO3溶液若產生白色沉淀則證明溶液里含有Cl－，反之則證明溶液里不含Cl－。
（2）Br﹣的檢驗
①采用試劑：AgNO3溶液、稀硝酸；
操作步驟和反應現象：取少許待測液于試管中，先加AgNO3溶液產生淡黃色沉淀，再滴加稀硝酸，若產生淡黃色沉淀不溶解則證明溶液里含有Br﹣，反之則證明溶液里不含
Br﹣。
②采用試劑：CCl4溶液、氯水；
操作步驟和反應現象：取少許待測液于試管中，先加CCl4溶液，溶液分層，下層溶液無色；再滴加氯水，振蕩、靜置，若下層溶液變為橙紅色則證明溶液里含有Br﹣，反之則證明溶液里不含Br﹣。
（3）I﹣的檢驗
①采用試劑： AgNO3溶液、稀硝酸；
操作步驟和反應現象：取少許待測液于試管中，先加AgNO3溶液產生黃色沉淀，再滴加稀硝酸，若產生黃色沉淀不溶解則證明溶液里含有I﹣，反之則證明溶液里不含I﹣。
②采用試劑：CCl4溶液、氯水；
操作步驟和反應現象：取少許待測液于試管中，先加CCl4溶液，溶液分層，下層溶液無色；再滴加氯水，振蕩、靜置，若下層溶液變為紫紅色，則證明溶液里含有I﹣，反之則證明溶液里不含I﹣。
③采用試劑：淀粉、氯水；
操作步驟和反應現象：取少許待測液于試管中，先加淀粉，溶液無明顯現象；再滴加氯水，若溶液變成藍色則證明溶液里含有I﹣，反之則證明溶液里不含I﹣。
（4） CO32﹣的檢驗
采用試劑：氯化鋇溶液、稀鹽酸、澄清石灰水；
操作步驟和反應現象：取少許待測液于試管中，先加入氯化鋇溶液有沉淀生成；過濾，向濾渣中加入稀鹽酸，濾渣溶解同時生成無色無味氣體，再將氣體通入澄清石灰水，澄清石灰水變渾濁，則證明溶液里含有CO32﹣，反之則證明溶液里不含CO32﹣。
（5）SO42﹣的檢驗
采用試劑：稀鹽酸、氯化鋇溶液；
操作步驟和反應現象：取少許待測液于試管中，先加過量稀鹽酸無明顯現象(若有沉淀)則靜置后取上層清液繼續實驗)；再加入氯化鋇溶液，若產生白色沉淀則證明溶液里含有SO，反之則證明溶液里不含SO。
（6）NO3﹣的檢驗
采用試劑：稀硫酸、Cu屑；
操作步驟和反應現象：取少許待測液于試管中，先加稀硫酸無明顯現象；再加入銅屑，若先產生無色無味氣體，后氣體變成紅棕色則證明溶液里含有NO3﹣，反之則證明溶液里不含NO3﹣。
（7）S2﹣的檢驗：
采用試劑：CuSO4溶液；
操作步驟和反應現象：取少許待測液于試管中，加入CuSO4溶液，有黑色沉淀產生；再加入稀H2SO4溶液，若沉淀不溶解則證明溶液里含有S2﹣，反之則證明溶液里不含S2﹣。
（8）S2O32﹣的檢驗：
采用試劑：稀鹽酸；
操作步驟和反應現象：取少許待測液于試管中，加入稀鹽酸，若有黃色沉淀析出，同時有刺激性氣體產生則證明溶液里含有S2O32﹣，反之則證明溶液里不含S2O32﹣。
第三節 氧化還原反應
一、氧化還原反應
1. 基本概念
氧化反應和還原反應
氧化反應：物質所含元素化合價升高，失電子的反應；
還原反應：物質所含元素化合價降低，得電子的反應。
氧化還原反應：氧化反應和還原反應在一個反應中同時發生的化學反應。
氧化劑和還原劑
氧化劑：得到電子(或電子對偏向)的物質，在反應時所含元素化合價降低；
還原劑：失去電子(或電子對偏離)的物質，在反應時所含元素化合價升高。
氧化產物和還原產物
氧化產物：還原劑失去電子(或電子對偏離)后的產物，表現為化合價升高；
還原產物：氧化劑得到電子(或電子對偏向)后的產物，表現為化合價降低。
氧化性和還原性
氧化性：氧化劑在反應中表現出來的性質，是物質得電子的能力。越容易得電子的物質，氧化性越強，氧化劑和氧化產物都具有氧化性；
還原性：還原劑在反應中表現出來的性質，是物質失電子的能力。越容易失電子的物質，還原性越強，還原劑和還原產物都具有還原性。
2. 氧化還原反應的本質和判斷依據
氧化還原反應的本質是電子的轉移(電子的得失或共用電子對的偏移)。
氧化還原反應的特征是元素的化合價是否發生改變(升高或降低)。
3. 電子轉移表示方法
①雙線橋法
表示同一元素反應前后電子轉移情況時，分別將氧化劑與其還原產物、還原劑與其氧化產物中相應的變價元素用直線連接起來，箭頭從反應物指向產物，線上標出得失電子總數，該方法稱為“雙線橋法”。
②單線橋法
單線橋法在表示氧化劑和還原劑之間元素的電子轉移情況時，將氧化劑中降價元素與還原劑中升價元素用直線連接起來，箭頭從還原劑指向氧化劑，線上標出電子轉移總數，該方法稱為“單線橋法”。
4. 氧化還原反應與四種基本反應類型的關系
二、氧化劑和還原劑
1.常見的氧化劑和還原劑
常見的氧化劑
活潑非金屬單質 F2、Cl2、Br2、I2、O2、O3
元素處于高價態時候的離子 Fe3+、Cu2+ 、Ag+、H+、 ClO-(H+)、(H+)Cr2O72-(H+)
金屬氧化物 CuO、Fe2O3
含氧酸 濃H2SO4、HNO3、HClO
過氧化物 Na2O2、H2O2
常見的還原劑
非金屬單質 H2、C、 S
金屬單質 Na、Mg、Al、Zn、Fe
元素處于低價態時候的離子
非金屬氧化物 SO2、CO
低價態的化合物 H2S、HBr、HI、NH3
三、氧化還原反應的配平
1. 配平原則
電子守恒原則：反應中還原劑失去電子的總數與氧化劑得到電子的總數相等；
(2 ) 電荷守恒原則：若為離子反應，反應前后離子所帶正負電荷總數相等；
(3) 質量守恒原則：反應前后各元素的原子個數相等。
2. 配平步驟
化合價升降法是最重要也是最基本的配平方法，以為例配平：
標變價：找出變價元素。
變價元素為Mn，C1
找升降：找到變價元素化合價的升降
Mn下降2 ，Cl上升1
定總數：調整系數，使化合價升降總數相等，也就是找到得、失電子數的最小公倍數。
Mn得2e-×1=2e- ， Cl 失e-×2=2e-
配系數：根據得失電子總數確定發生氧化還原反應的物質的系數，進而利用元素守恒，配平沒有參加氧化還原反應的物質的系數。
查相等：檢查方程式兩邊各原子的個數是否相等，離子方程式還要檢查方程式兩邊的離子所帶的電荷數是否相等。
四、常見的氧化還原反應
1. 普通氧化還原
還原劑+ 氧化劑氧化產物+還原產物
例如：
2.部分氧化還原反應
參加反應的還原劑(氧化劑)只有部分被氧化(被還原)，有關元素的化合價只有部分發生變化。除氧化還原反應外，還伴隨著非氧化還原反應的發生。
例如：
3.自身氧化還原反應
在該類反應中，電子的轉移可以發生在同種物質中的不同元素或同種元素不同價態之間。
例如：
4.歸中反應
此類反應的特點是同一種元素在不同的反應物中有兩種不同的價態，反應后轉化為中間價態。
5.歧化反應
在反應中，若氧化作用和還原作用發生在同一分子中的同一元素上，使該元素的原子（或離子）一部分被氧化，另一部分被還原。這種自身的氧化還原反應稱為歧化反應。
例如：Cl2+H2O HClO+HCl
五、氧化還原反應的一般規律
1. 價態律
最高價元素只有氧化性，最低價元素只有還原性。價態在中間的元素既有氧化性又有還原性。
2. 強弱律
氧化性：氧化劑＞氧化產物 還原性：還原劑＞還原產物
例如： 氧化性：Cl2＞Fe3+ 還原性：Fe2+>Cl-
氧化性：Fe3+>Fe2+ 還原性：Fe>Fe2+
3. 難易律
越易失電子的物質，失電子后就越難得電子；越易得電子的物質，得電子后就越難失去電子。
4.化合價不交叉
若同種元素不同價態之間發生反應，元素的化合價只靠近不交叉；
5. 守恒律
氧化還原反應中，化合價有升必有降，電子有得必有失。對于一個完整的氧化還原反應，化合價升高總數與降低總數相等，失電子總數與得電子總數相等。
第二章 海水中的重要元素-鈉和氯
第一節 鈉及其化合物
一、活潑的金屬單質-鈉的性質
1.鈉的物理性質
顏色 熔點 硬度 密度 導電導熱性
銀白色 低（98℃） 小 比水的小比煤油的大 良好
2.金屬鈉的存放
金屬鈉保存在煤油或石蠟中，使之隔絕空氣與水。由此可推知鈉的密度大于煤油和石蠟油。
3.鈉的化學性質
（1）與非金屬單質反應
O2
Cl2：2Na＋Cl2=2NaCl(黃色火焰、白煙)
（2）與H2O反應
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
現象：
（3）與酸溶液反應(如HCl)
2Na＋2HCl=2NaCl＋H2↑
（4）與鹽反應
a．與熔融鹽反應
如：4Na＋TiCl4（熔融）4NaCl＋Ti
Na＋KClNaCl＋K↑(制取金屬鉀，因為鉀的沸點比鈉的低，使鉀成為蒸氣而逸出)
b．與鹽溶液反應
如：2Na＋2NH4Cl==2NaCl＋H2↑＋2NH3↑
2Na＋CuSO4＋2H2O==Na2SO4＋H2↑＋Cu(OH)2↓
4.鈉的用途
（1）制取Na2O2等化合物。
（2）鈉、鉀合金(液態)可用于原子反應堆的導熱劑。（利用鈉的良好導熱性）
（3）用作電光源，制作高壓鈉燈。
（4）冶煉某些金屬。金屬鈉具有強的還原性，熔融狀態下可以用于制取金屬，如
4Na＋TiCl44NaCl＋Ti。
二、鈉的幾種化合物
1.氧化鈉和過氧化鈉
名稱 氧化鈉 過氧化鈉
化學式 Na2O Na2O2
所屬類別 氧化物 過氧化物
性狀 白色固體 淡黃色固體
保存 密封保存 密封保存
氧元素化合價 －2 －1
陰陽離子個數比 1∶2 1∶2
化學性質 與H2O Na2O + H2O = 2NaOH 2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2↑
與CO2 Na2O+CO2=Na2CO3 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+ O2↑
用途 漂白、殺菌、消毒、供氧劑
2.碳酸鈉和碳酸氫鈉
名稱 碳酸鈉 碳酸氫鈉
化學式 Na2CO3 NaHCO3
俗名 純堿或蘇打 小蘇打
物理性質 色、態 白色粉末 白色細小晶體
水溶性 易溶于水(20 ℃，S＝21.5 g) 可溶于水(20 ℃，S＝9.6 g)
名稱 碳酸鈉 碳酸氫鈉
化學性質 穩定性 穩定，但碳酸鈉晶體(Na2CO3·10H2O)易風化 受熱易分解 2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑
與H＋反應 酸滴入碳酸鈉溶液： CO32-＋2H+= HCO HCO＋H＋=CO2↑＋H2O 碳酸鈉溶液滴入酸： CO32-＋2H+=CO2↑＋H2O(較快) HCO＋H＋=CO2↑＋H2O(更快)
與NaOH反應 不反應 HCO＋OH－=CO＋H2O
與Ca(OH)2反應 Ca2＋＋CO=CaCO3↓ Ca2＋＋2OH－＋2HCO=CaCO3↓＋2H2O＋CO(堿不足) 或Ca2＋＋OH－＋HCO=CaCO3↓＋H2O(堿過量) 氫氧化鈣和碳酸氫鈉的比例介于1:2和1:1之間還可以寫出其他方程式，書寫這類離子方程式的要點是從離子角度分析，而不要把氫氧化鈣或碳酸氫鈉看作整體
與CaCl2反應 Ca2＋＋CO==CaCO3↓ 不反應
水溶液 水溶液堿性較強 水溶液堿性較弱
與酸互滴 現象與滴加方式有關（反應與量有關） 現象與滴加方式無關（反應與量無關）
相互轉化 通入CO2 HCl Na2CO3 NaHCO3 加熱 NaOH
主要用途 用在玻璃、肥皂、合成洗滌劑、造紙、紡織、石油、冶金等工業中 滅火器、治療胃酸過多（制藥）、發酵粉（做蛋糕）的主要成分之一
3.鈉及其化合物間相互轉化關系
三、焰色試驗
1.焰色試驗
（1）概念
某些金屬或它們的化合物在灼燒時都會使火焰呈現出特殊的顏色，其屬于物理變化，屬于元素的性質。（因為是元素性質，所以以鈉為例，使用鈉單質、鈉的氧化物或鈉鹽進行顏色試驗的結果都為黃色）
（2）操作步驟
（3）應用
a．用于檢測某種金屬元素是否存在。熟記：鈉元素黃色，鉀元素紫色(透過藍色鈷玻璃觀察)（因為含鉀元素的樣品幾乎都混有鈉元素，而鈉元素的焰色會遮蔽掉鉀元素的焰色現象）
b．添加到煙花中，使焰火更加絢麗多彩。
2.一些金屬的焰色
金屬元素 鋰 鈉 鉀 銣 鈣 鍶 鋇 銅
焰色 紫紅色 黃色 紫色 紫色 磚紅 洋紅 黃綠色 綠色
第二節 氯及其化合物
一、氯氣的性質
1. 氯氣的物理性質
顏色 狀態 氣味 溶解性 密度 特性
黃綠色 氣體 強烈刺激性 能溶于水（1：2） 大于空氣 有毒
2. 氯氣的化學性質
氯的原子結構如圖所示：。氯原子的最外層有7個電子，容易得到1個電子形成，氯氣作為氯元素的單質表現出氧化性。
（1）與金屬單質反應
（黃色火焰，伴有大量的白煙）
（棕色煙）
（棕黃色煙，溶于水后，溶液呈藍綠色）
（2）與非金屬單質反應
（火焰呈蒼白色，瓶口有白霧生成，生成有刺激性氣味的氣體）
（白霧，生成的三氯化磷為液態）
（白煙，生成的五氯化磷為固態）
（3）與還原性離子的反應：氯氣與溶液中的還原性離子發生氧化還原反應，如
氯氣氧化性較強，大多數處于非最高價的元素均可被其氧化（O、F除外），最后一個反應我們可以看成Cl2氧化H2SO3溶液中的，硫元素的化合價+4→+6。
（4）與水反應
Cl2+H2O HCl+HClO
Cl2溶于水后發生歧化反應生成酸，其中HClO是一種名為次氯酸的弱酸。
（5）與堿反應
(84消毒液主要成分)
(漂白粉主要成分)
上述反應可以看成Cl2在水中先歧化成兩種酸，再中和的反應。工業上常用Cl2和NaOH的反應制取84消毒液，常用Cl2和石灰乳的反應制取漂白粉或消毒粉。
3.次氯酸的性質
（1）弱酸性：次氯酸的酸性比碳酸弱。
（2）不穩定性：次氯酸不穩定，長時間放置或見光易分解
（3）強氧化性
觀察右圖所示的實驗，我們發現在通入氯氣后，干燥的彩色布條a無明顯的顏色變化，但是浸有水的布條b有明顯的褪色現象，布條中的顏料和干燥氯氣與潮濕氯氣接觸過程中有著不同的現象，原因在于HClO表現出很強的氧化性，對色素分子的破壞作用明顯，但是Cl2對色素分子沒有明顯的效果。因此，氯水的褪色效果是其中的HClO分子造成的。
（4）應用
具有漂白、殺菌、消毒的作用，可用于自來水消毒。
4.氯水
由于HClO的分解和Cl2的歧化，久置的氯水最終會變成稀鹽酸。因此，實驗室中使用的氯水多是現配現用，并盛放在棕色試劑瓶中。
氯水中包含Cl2和HClO兩種強氧化劑，且HClO氧化性更強，但由于氯水的主要成分還是Cl2，因此在書寫氯水氧化其他物質的方程式時，反應物一般寫Cl2而非HClO
5.次氯酸鹽的應用
HClO是一種很弱的酸，根據“強酸制弱酸”的規律，次氯酸鹽可以和較強的酸反應生成HClO。HClO有很好的漂白性，但是很容易分解而難以保存，于是漂白消毒用品通常是次氯酸鹽，而非次氯酸，生活中常見的有漂白粉和84消毒液。
以下以漂白粉為例，說明次氯酸鹽的漂白原理。
這就保證了漂白粉僅需溶于水就能發揮作用，原因在于CO2溶于水所生成的H2CO3的酸性比HClO強。同樣的為了加強效果可以使用少量鹽酸或醋酸來加強漂白效果。
漂白液生效的方程式為：
漂白粉和漂白液的生效雖然都是和空氣中的二氧化碳反應，但產物分別為碳酸鹽和碳酸酸式鹽，此處要尤其注意區別，其中原理較為復雜，在選擇性必修中會得到解釋，此處需要同學先把這個點記憶下來。
漂白液、漂白粉和漂粉精即可做漂白棉、麻、紙張的漂白劑，又可用作游泳池等場所的消毒劑。
二、氯氣的實驗室制法
實驗目的：1.理解實驗室制氯氣的反應原理
2.掌握生成氯氣中雜質氣體的去除方式
3.了解實驗室制備氯氣的裝置、收集方法和尾氣處理方法及注意事項
實驗原理：實驗室利用二氧化錳和濃鹽酸在加熱條件下反應制備氯氣：
在這個反應中鹽酸必須用濃鹽酸，在反應中體現了它的還原性和酸性。若沒有MnO2時，也可用KMnO4、KClO3等氧化劑代替： （酸參與反應后，產物中有該酸對應的鹽，那么這個反應就可以體現它的酸性）
實驗儀器：鐵架臺、酒精燈、分液漏斗、圓底燒瓶、導管、廣口瓶、燒杯
實驗裝置：
實驗藥品：濃HCl 、MnO2 、NaOH、飽和氯化鈉溶液、濃硫酸
實驗操作：1.根據裝置圖組裝實驗儀器，并檢驗裝置氣密性；
2.在燒瓶中加入少量二氧化錳，從分液漏頭里慢慢地注入濃鹽酸；
3.緩緩加熱，使反應加快，有氯氣均勻放出；
4.收集氯氣。
三、氯離子的檢驗
在被檢測的溶液中先加入稀HNO3溶液，排除離子的干擾，如OH-，碳酸根等，再滴加硝酸銀溶液，有白色沉淀，說明有Cl-。原理：Ag+ + Cl- =AgCl↓
第三節 物質的量
一、物質的量&阿伏加德羅常數
1. 物質的量
物質的量是一個物理量，它表示含有一定數目粒子的集合體，符號為n。物質的量的單位為摩爾，簡稱摩，符號mol。
國際上規定：1mol粒子集體所含的粒子數約為6.02×1023。
2. 阿伏加德羅常數
把1mol任何粒子的粒子數叫做阿伏加德羅常數，符號為NA，通常用6.02×1023mol-1表示。
物質的量(n)，阿伏加德羅常數(NA)與粒子數(N)之間存在下述關系：
3. 摩爾質量
摩爾質量表示單位物質的量的物質所具有的質量，符號為M，常用單位為g/mol（或g·mol-1）。
物質的量(n)、質量(m)和摩爾質量(M)之間存在如下關系：
二、理想氣體狀態方程&氣體摩爾體積
1. 理想氣體狀態方程
理想氣體狀態方程：pV = nRT，用于描述理想氣體的狀態。其中R= 8.3145 J/(K·mol)，注意其它物理量的單位采用國際單位制。
根據物質的量與分子數目和摩爾質量之間的關系，限制不同條件，可以得到pV = nRT的多種表現形式：
阿伏加德羅定律推論
（1）同溫同壓：，
（2）同溫同體積：
（3）同溫同壓同體積：
（4）同溫同壓同質量：
2. 氣體摩爾體積
根據阿伏加德羅定律，在相同溫度和壓強下，相同體積的任何氣體都含有相同數目的粒子。于是我們稱單位物質的量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積（Molar volume of gas），符號為Vm，常用單位是L/mol（或L·mol-1）。根據氣體摩爾體積的定義其可以表示為
根據pV = nRT，我們可以計算標準狀況（0℃和101.325kPa）下1 mol氣體的體積：
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（標準狀況）的條件下，任何氣體摩爾體積約為22.4L/mol，于是我們在標準狀況下有如下關系式
3.有關氣體的幾個重要問題
（1）氣體密度和氣體相對密度
同溫同壓下，A氣體的密度(ρA)對B氣體的密度(ρB)之比叫A氣體對B氣體的相對密度。
（2）平均摩爾質量
不同成分的物質（通常是氣體）混合后，為計算的方便，引入平均摩爾質量的概念，如下所示：
另有如下推論
or
:A的物質的量百分數 :A的體積百分數
三、物質的量濃度
物質的量濃度表示單位體積溶液中所含溶質的物質的量。如果用B表示溶質，物質的量濃度可以表示為 ，單位為mol/L（或mol·L-1）。如果1 L 溶液中含有1 mol 溶質，這種溶液中溶質的物質的量濃度就是1 mol/L。
溶質B的物質的量（）、物質的量濃度（）與溶液的體積（V）之間存在如下關系：
即
四、一定物質的量濃度溶液的配制
容量瓶：100 mL、250 mL、500 mL和1000 mL。
在指定溫度下，當凹液面與容量瓶頸部的刻度線相切時，溶液的體積為容量瓶所標注的容積。
注意:
①容量瓶只有一條刻度線，因此只能用于配制特定體積的溶液。容量瓶的規格選擇要大于或等于所配溶液的體積，如配制480 mL溶液只能選用500 mL容量瓶。
②容量瓶需要在特定的溫度下使用，由于溶液稀釋時伴隨吸熱或放熱現象，不能將固體或液體藥品直接加入容量瓶中稀釋。
③容量瓶只能用于配制溶液，不能進行溶解或稀釋也不能進行化學反應以及長期貯存溶液。
容量瓶使用前要檢查是否漏水，具體做法是：向瓶內加水，塞好瓶塞(瓶口和瓶塞要干燥，且不涂任何油脂)，用食指頂住瓶塞，另一只手托住瓶底，把容量瓶倒立過來，觀察瓶塞周圍是否有水漏出。如不漏水，將容量瓶正立并將瓶塞旋轉180°后塞緊，仍把瓶倒立起來，再檢查是否漏水。
下面以配制氯化鈉(NaCl) 溶液為例，說明利用容量瓶配制溶液的步驟。
(1)計算：根據所需要的物質的量濃度和溶液體積，計算需要稱取NaCl固體的質量；
(2)稱量：根據計算結果，稱取NaCl固體于燒杯中；
(3)溶解：加適量蒸餾水溶解，用玻璃棒攪拌：
(4)轉移：待溶液恢復至室溫，將溶液沿玻璃棒轉移到容量瓶中，
玻璃棒下端應在容量瓶刻度線以下；
(5)洗滌：用蒸溜水洗滌燒杯和玻璃棒2~3次，洗滌液一并轉移到容量瓶中；
(6)振蕩：輕輕晃動容量瓶，使溶液混合均勻；切忌將溶液搖至刻度線以上
(7)定容：將蒸餾水注入容量瓶，液面離容量瓶頸刻度線下1~2 cm時，改用膠頭滴管滴加蒸溜水至液面與刻度線相切；
(8)搖勻：塞好容量瓶瓶塞，反復上下顛倒，搖勻；
(9)裝瓶：將配好的溶液轉移至適當的容器中，貼好標簽。
說明：用液體配制溶液步驟類似，只需將計算固體質量改為計算液體體積，稱量改為量取。
注意:
①稱量時一般用托盤天平，量取時一般用量筒，它們只能精確到小數點后一位，因此②在計算所用溶質的質量或體積時，保留到小數點后一位；
③稀釋濃硫酸時，要將濃硫酸加入水中，邊加入邊攪拌而不是將水加入濃硫酸中；
要待溶液恢復至室溫后再轉移，否則容量瓶受熱會造成容量不準；
④定容時視線要與凹液面最低點保持水平，仰視或俯視都會導致配制的溶液濃度有偏差；
⑤定容完畢，塞上瓶塞搖勻之后，發現液面低于刻度線屬正?，F象，此時不可再加入蒸餾水。
一定物質的量濃度溶液配制的誤差分析
依據：
引起誤差的操作 n溶質 V溶液 c
用量筒量取待稀釋的液體時仰視讀數 偏大 不變 偏大
定容時俯視容量瓶刻度 不變 偏小
溶液未冷卻立即轉入容量瓶進行定容 不變 偏小
藥品和砝碼位置顛倒（使用游碼） 偏小 不變 偏小
沒有洗滌燒杯 偏小 不變
定容時仰視容量瓶刻度 不變 偏大
定容搖勻后發現液面低于刻度線又補加水 不變 偏大
用量筒取待稀釋的液體時俯視讀數 偏小 不變
定容時水加多了用膠頭滴管吸出 偏小 不變
轉移時有少量液體灑出 偏小 不變
第三章 鐵 金屬材料
第一節 鐵及其化合物
一、鐵的單質
1. 鐵的結構、化合價
①鐵元素位于元素周期表中第VIII族，其原子結構示意圖： ，核外電子排布式為：【Ar】3d64s2，價電子排布式為：3d64s2；
②在參加化學反應時，鐵易失去最外層上的2個電子，有時它還失去次外層上的一個電子，所以鐵有＋2、＋3兩種價態，且＋3價穩定。
2.鐵的物理性質：純凈的鐵是銀白色的金屬，鐵的熔點較高。當含有碳和其他元素時，熔點將降低，導電性比銅、鋁差。鐵能被磁鐵吸引，在磁場作用下，鐵自身也能產生磁性。
重要的鐵礦石有(填化學式)：赤鐵礦Fe2O3，磁鐵礦Fe3O4，褐鐵礦2Fe2O3·3H2O，菱鐵礦FeCO3。
3.鐵的化學性質
與非金屬單質反應 O2 3Fe + 2O2 Fe3O4
Cl2 2Fe + 3Cl2 2FeCl 3
與非氧化性酸反應 HCl、H2SO4（?。?Fe + 2H+= Fe2++H2↑
與鹽溶液反應 CuSO4 Fe +Cu2+= Fe2++ Cu
FeCl3 Fe + 2Fe3+= 3Fe2+
與稀硝酸反應 鐵少量 Fe + 4H+ + NO3- =Fe3+ + NO↑+ 2H2O
鐵過量 3Fe ＋8H++2NO3-＝3Fe2+ ＋2NO↑＋4H2O
與水蒸氣反應 3Fe + 4H2O(g) Fe3O4 + 4H2
濃硝酸、濃硫酸 常溫下，Fe、Al在濃硫酸、濃硝酸中被鈍化，即由于濃硫酸、濃硝酸的強氧化性，使Fe、Al的表面生成一層致密的氧化物薄膜，阻止了內部的金屬繼續跟濃酸反應。
二、鐵的重要化合物
1.鐵的氧化物
FeO Fe2O3 Fe3O4
俗名 — 鐵紅 磁性氧化鐵
色態 黑色粉末 紅棕色粉末 黑色晶體
價態 +2 +3 +2，+3
穩定性 不穩定 穩定 穩定
與稀酸（稀硝酸除外）反應 FeO+2H+=Fe2++H2O Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2O Fe3O4+8H+=Fe2++2Fe3++4H2O
共性 高溫時，都能被C、CO、H2、Al等還原劑還原，最終都生成鐵
2.鐵的氫氧化物
Fe(OH)2 Fe(OH)3
顏色 白色 紅褐色
水溶性 不溶 不溶
與鹽酸反應 Fe(OH)2+2HCl=FeCl2+2H2O Fe(OH)3+3HCl=FeCl3+3H2O
受熱分解 易被氧化，受熱分解，產物復雜 2Fe(OH)3 △ Fe2O3＋3H2O
制備 FeSO4+2NaOH= Fe(OH)2↓+Na2SO4 FeCl3+3NaOH= Fe(OH)3↓+3NaCl
轉化 4 Fe(OH)2+O2+2H2O=4 Fe(OH)3 常溫，白色沉淀先變成灰綠色，后成為紅褐色
Fe(OH)2 的制備實驗
Fe(OH)2易被氧化，在實驗時常采用以下方法：
圖A 圖B 圖C
圖A：將煮沸NaOH溶液，滴加至新制的FeSO4溶液；
圖B：采用油層覆蓋法，以便隔絕空氣；
圖C：在試管上面先充滿氫氣，保持“還原氣氛”。
3.鐵鹽和亞鐵鹽
（1）亞鐵鹽——氧化性和還原性
含有Fe2＋的溶液呈淺綠色，既有氧化性，又有還原性。
①氧化性：Fe2＋與Zn反應的離子方程式：Zn＋Fe2＋=Fe＋Zn2＋。
②還原性：Fe2＋與Cl2反應的離子方程式：2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl－。
③特性：含有Fe2＋的鹽溶液遇K3[Fe(CN)6]溶液生成藍色沉淀。
（2）常見鐵鹽
含Fe3＋的溶液呈黃色，Fe3＋具有較強的氧化性。
①氧化性：（Fe3+可以氧化Cu、I-等）
a．Fe3＋與Cu反應的離子方程式：2Fe3＋＋Cu=Cu2＋＋2Fe2＋。
b．Fe3＋與I－反應的離子方程式：2Fe3＋＋2I－2Fe2＋＋I2。
②特性：（用KSCN溶液鑒別Fe3+）
含有Fe3＋的鹽溶液遇KSCN溶液變成紅色。
將鐵屑溶于鹽酸的FeCl2溶液通入Cl2，再經濃縮、冷卻、結晶得到黃棕色的FeCl36H2O晶體。
（3）高鐵酸鹽（FeO42-）：
在酸性條件下，FeO42-是一個非常強的氧化劑，所以，一般的氧化劑很難把Fe3+氧化成FeO42-；但在堿性條件下，Fe(III)卻能被一些氧化劑如NaClO氧化成紫紅色的高鐵酸鹽：
2Fe(OH)3+3ClO-+4OH-=2FeO42-+3Cl-+5H2O
工業上濕法制備K2FeO4的流程如下圖：
也可以利用 “化學-電解法”合成K2FeO4。其原理如下圖所示。接通電源，調節電壓，
將一定量Cl2通入KOH溶液，然后滴入含Fe3+的溶液，控制溫度，可制得K2FeO4。
（4）Fe2＋與Fe3＋的相互轉化
（Fe2+可以被氧化劑如Cl2、HNO3、H2O2、KMnO4/H+等氧化為Fe3+）
①2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl－；
②3Fe2＋＋4H＋＋NO=3Fe3＋＋2H2O＋NO↑；
③2Fe2＋＋H2O2＋2H＋=2Fe3＋＋2H2O（工業生產中常用H2O2氧化Fe2+成Fe3+）；
④5Fe2＋＋MnO＋8H＋=5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O；
（Fe3+可以被還原劑如Fe、Cu、H2S、I-等還原為Fe2+）
⑤2Fe3＋＋Fe=3Fe2＋；⑥Cu＋2Fe3＋=Cu2＋＋2Fe2＋；
⑦2Fe3＋＋H2S=2Fe2＋＋S↓＋2H＋;⑧ 2Fe3++2I-=2Fe2++I2。
（5）Fe2＋與Fe3＋的鑒別方法
離子 Fe2+ Fe3+
直接觀色 淺綠色溶液 棕黃色溶液
顯色反應/ 產生沉淀 KSCN 不顯紅色 血紅色
K3[Fe(CN)6] 藍色沉淀 無現象
利用沉淀顏色（加OH-） 白色沉淀迅速變灰綠色最后呈紅褐色 立即產生紅褐色沉淀
利用Fe3+的氧化性 與銅片 無明顯現象 銅片逐漸溶解，溶液變藍色
與淀粉KI試紙 試紙不變藍 試紙變藍
利用Fe2+的還原性 與KMnO4 溶液紫色褪去 溶液紫色不褪
與溴水 溴水褪色 溴水不褪色
三、鐵及其化合物的相互轉化關系
第二節 金屬材料
一、鐵合金
1. 合金
定義：合金是由兩種或兩種以上金屬或（金屬跟非金屬）熔合而成的具有的金屬特性的物質。
2. 合金的特點：
①合金的硬度一般比它的各成分金屬大
②合金熔點一般比它的各成分金屬低
③合金的物理，化學機械能優于各成分金屬
3. 生活中常見的鐵合金
鐵合金 主要成分元素 主要特征 主要用途
生鐵 鐵，碳（2%-4.3%）以及硅，猛，硫，磷等 硬而脆，強度大，可鑄不可煅 煉鋼，制各種鑄件
鋼 碳素鋼 低碳鋼 鐵，碳（低于0.3%） 韌性，焊接性好，強度低 制鋼板，鋼絲，鋼管
中碳鋼 鐵，碳（0.3%-0.6%） 強度高，韌性以及加工性好 制鋼軌，車輪和建材
高碳鋼 鐵，碳（高于0.6%） 硬而脆，彈性好 制器械，彈簧，刀具等
合金鋼 （特種鋼） 錳鋼 鐵，錳 韌性好，強度大 鋼軌，軸承，鋼磨，坦克裝甲
硅鋼 鐵，硅 導磁性好 變壓器，發電機和電動機中的鐵芯
不銹鋼 鐵，鉻，鎳 抗腐蝕性好 醫療器械，炊具，容器
二、鋁和鋁合金
1.鋁的物理性質
鋁元素在地殼中含量豐富，僅次于硅。自然界中的鋁全部以化合態存在。
顏色 熔點 硬度 導電導熱性 延展性
銀白色 較高（660） 較軟 良好 好
2.鋁的化學性質
（1）鋁的結構
鋁的原子結構示意圖為 。
（2）化學性質
①與非金屬單質反應(O2、Cl2)
鋁與氧氣反應：4Al+3O2==2Al2O3
現象：當鋁箔受熱熔化時，由于薄膜Al2O3的熔點（2050°C）比Al的熔點（660°C）高，包在鋁的外面，使熔化了的液態鋁不易滴落；
②與強酸溶液反應：2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
③強堿溶液反應：2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2↑
④與鹽反應：Al＋3Ag＋=Al3＋＋3Ag
⑤與氧化物反應(鋁熱反應)
2Al＋Fe2O3 2Fe＋Al2O3
3.鋁的化合物
（1）氧化鋁：兩性氧化物，它既能跟酸反應生成鋁鹽和水，又能跟堿反應生成偏鋁酸鹽和水。
與強酸反應：Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O；
與強堿反應：Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
（2）氫氧化鋁：兩性氫氧化物，既能跟酸反應生成鋁鹽和水，又能跟堿反應生成偏鋁酸鹽和水。
與強酸反應：Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
與強堿反應：Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
加熱分解：氫氧化鋁是不溶于水的白色膠狀物質，加熱能分解2Al(OH)3 Al2O3+ 3H2O
實驗室制取：用鋁鹽溶液和氨水反應來制備氫氧化鋁
Al2(SO4)3 +6NH3·H2O = 2Al(OH)3↓ +3(NH4)2SO4
（3）鋁鹽：明礬 KAl(SO4)2 ·12H2O 十二水合硫酸鋁鉀
明礬凈水原理：明礬和水反應產生的Al(OH)3 能吸附色素與水中的懸浮物而形成沉淀，
從而使水澄清。
4.鋁合金
硬鋁（含2.2—4.9％Cu、0.2—1.8％Mg、0.3—0.9%Mn、少量的硅，其余是鋁），有良好的機械性能、強度大又便于加工，而且密度小，可作輕型結構材料。 一般的硬鋁中，鎂不超過2%。鋁合金門窗就是由硬鋁作為材料制成的，它的特點是輕而堅韌。硬鋁還可用作汽車、船舶、飛機等材料。
三、新型合金
鈦和鈦合金
鈦是一種銀白色金屬，熔點較高，密度較小，機械強度高，且容易加工成形，并具有優異的抗腐蝕性能，在低溫和超低溫下，鈦和鈦合金仍能保持它們的良好的機械性能。
在金屬加工工業中，鈦鎢硬質合金用以制造刀具、切削鋼材。
在航空工業中，鈦和鈦合金用以制造噴氣發動機和飛機的機身．在火箭、導彈和宇航工業上主要用作壓力容器、燃料貯箱、火箭發動機殼體、人造衛星外殼、宇宙飛船船艙等。
在造船工業中，用以制造海輪和艦艇的外殼。
在醫學上，由于鈦的密度小、強度大，由它制成的醫用補形材料裝入人體后易于為人體所適應，所以常用來制造代替人體內被損壞的骨骼。
此外，鈦在冶金工業、電子器件及通訊設備、造紙工業等方面，都有廣泛應用。鈦雖然有許多優良性能，但因冶煉困難，價格較貴，它的推廣使用目前還存在著一定的限制。
四、物質的量在化學方程式計算中的應用
在化學方程式中，各物質的化學計量數之比，等于各物質的物質的量之比。
應用步驟：
1.寫出有關化學反應方程式；
2.找出相關物質的計量數之比；
3.對應計量數，找出相關物質的物質的；
4.根據各物質的化學計量數之比，等于各物質的物質的量之比進行計算。
第四章 物質結構元素周期律
第一節 原子結構與元素周期表
一、原子結構
1. 原子結構
（1）核電荷數=核內質子數=原子核外電子數；
（2）質量數(A)=質子數(Z)+中子數(N)；
（3）陽離子 aWm+ ：核電荷數＝質子數>核外電子數，核外電子數＝a－m　
（4）陰離子 bYn-：核電荷數＝質子數<核外電子數，核外電子數＝b＋n　
2.核素
（1）定義：
核素：人們把具有一定數目質子和一定數目中子的一種原子稱為核素。　
同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同核素(原子)互為同位素。
（2）元素、核素、同位素
元素 核素 同位素
定義 具有相同的核電荷數的同一類原子的總稱 具有一定數目的質子和一定數目中子的一種原子。 具有相同質子數和不同中子數的同一元素的不同原子之間的互稱
備注 元素是宏觀概念，只表示種類。元素的種類由質子數決定，而與中子數、核外電子數無關，因此同種元素可以有若干種不同的同位素 同位素的化學性質幾乎完全相同，物理性質不一定相同；穩定同位素的原子個數百分比不變。
實例 、、中的H均為氫元素 是一種核素 、、三個核素互為同位素
3.原子核外電子排布
（1）由里到外，分為K、L、M、N、O、P、Q共7層，電子分層排布，且能量由低到高；
（2）各電子層最多容納的電子數為2n2個（n為層數）；
（3）K為最外層時，最多容納電子數是2，除K層外的其他各層為最外層時，最多容納電子數是8個；
（4）次外層最多容納電子數18個，倒數第三層電子數不得超過32個。
4.原子結構示意圖
二、元素周期表
1. 元素周期表的結構
（1）周期:元素周期表中有7個橫行，叫做周期。周期有短周期、長周期之分。
（2）族:元素周期表有18個縱行，除第8、9、10三個縱行叫做第VIII 族外，其余每個縱行各為一族。族有主族和副族之分。稀有氣體單為一族，為0族。
（3）元素周期表的結構
短周期：含有元素較少的第一、二、三周期叫短周期。短周期共有18種元素。
長周期：除短周期外的周期叫長周期。
鑭系：第6周期第IIIB族，共15種元素。 錒系：第7周期第IIIB族，共15種元素。
主族：由短周期元素和長周期元素構成的族。用族序數（羅馬數字）后加字母A表示，如第VII A族。共7個（從I A 到VII A，分別位于1,2,13,14,15,16,17列 ）。
副族：完全由長周期元素構成的族。用族序數后加字母B表示，如第II B族。共7個（從ⅢB 到VII B，分別位于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：稀有氣體元素所在的列即第18列為0族。
2.元素位置的表示方法
（1）周期數通常用中文數字表示，如Na在第三周期。
（2）族數必須用羅馬數字表示，即：I II III IV V VI VII VIII，且必須注意用A、B分別表示主族和副族，如Na在第I A族。
（3）另外要注意第VIII族沒有A、B之分；0族的0需要使用阿拉伯數字。
3.位置和結構的關系
（1）原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數
（2）周期數=原子核外電子層數
（3）主族序數=最外層電子數
四、原子結構與元素的性質
1.堿金屬元素的遞變規律
（1）堿金屬元素的原子結構
①相似性：最外層電子數相同，均為1個。
②遞變性：從上到下，隨著核電核數的增大，電子層數增多，原子半徑逐漸增大。
（2）堿金屬元素的物理性質
單質 顏色和狀態 熔點、沸點及其變化規律 密度（g/cm3）
熔點（℃） 沸點（℃） 變化規律
Li 銀白色，柔軟 180.5 1347 高 低 0.534 小 大 鉀的密度是個特例
Na 銀白色，柔軟 97.81 882.9 0.97
K 銀白色，柔軟 63.65 774 0.86
Rb 銀白色，柔軟 38.89 688 1.532
Cs 略帶金色光澤，柔軟 28.40 678.4 1.879
堿金屬元素的單質大都是銀白色固體（銫稍顯金色光澤）；
隨著堿金屬元素的原子序數遞增，堿金屬單質熔、沸點逐漸降低，密度逐漸增大（鉀為特例）。
（3）堿金屬元素的化學性質
①堿金屬元素單質的相似性
a.堿金屬元素單質能與O2反應生成相應的氧化物，如Li2O、Na2O等，反應通式為
b.堿金屬元素單質能與H2O反應，并能置換出H2O中的氫，反應通式為
②堿金屬元素單質的遞變性
a.堿金屬元素單質與O2的反應越來越劇烈，產物更加復雜，如Li與O2反應只能生成Li2O，Na與O2反應還可以生成Na2O2，而K與O2反應能夠生成超氧化鉀(KO2)等，Rb和Cs遇空氣立即燃燒生成更為復雜的氧化物。
b.堿金屬元素單質與H2O的反應由Li~Cs越來越劇烈，如K與H2O反應可能會發生輕微爆炸，Rb與Cs遇水發生劇烈爆炸。LiOH~CsOH的堿性也越來越強。
隨著原子序數的遞增，堿金屬單質的還原性依次增強，即還原性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs。
在元素化學中我們將元素原子失電子的能力，稱為金屬性。即從上到下，元素金屬性逐漸增強。
2.鹵族元素的遞變規律
（1）原子結構
①相似性：最外層電子數相同，均為7個。
②遞變性：從上到下，隨著核電荷數的增大，電子層數增多，原子半徑逐漸增大。
（2）鹵族元素的物理性質
隨著鹵族元素的原子序數遞增，鹵素單質密度逐漸增大，顏色逐漸加深，熔沸點逐漸增大，水中溶解度逐漸減小。
（3）鹵族元素的化學性質
①鹵素單質的相似性
鹵素單質都可以和H2O反應：（X指Cl、Br、I）；
特例：
②鹵素單質的遞變性
a.鹵素單質與氫氣反應：
隨著原子序數遞增，鹵素單質與H2反應越來越難，氫化物的穩定性也越來越弱。
b.鹵素單質間的置換反應：
;;
鹵族元素從上到下，單質的氧化性依次減弱，即鹵素原子得電子的能力越來越弱，在元素化學中，我們將元素原子得電子的能力，稱為非金屬性。即從上到下，非金屬性逐漸減弱。
第二節 元素周期律
一、元素性質的周期性變化規律
1. 第三周期元素的原子結構
（1）相似性：電子層數均為3層
（2）遞變性：從左到右，隨著核電荷數的增大，原子半徑逐漸減小
2. 第三周期元素的化學性質
（1）鈉、鎂、鋁的化學性質比較
結論：隨著第三周期原子序數的遞增，金屬單質與水和酸反應逐漸減緩，最高價氧化物所對應的水化物堿性逐漸減弱。
（2）硅、磷、硫、氯的化學性質比較
結論：隨著第三周期原子序數的遞增，非金屬單質與氫氣反應條件逐漸減弱，最高價氧化物所對應的水化物酸性逐漸增強。
（3）第三周期元素金屬性和非金屬性比較
對其他周期元素性質進行研究，也得到了類似的結論。
二、元素周期表和元素周期律的應用
1. 元素周期律
（1）從鋰(Li)到銫(Cs),隨著核電荷數的增加，堿金屬元素原子的電子層數逐漸增多，原子核對核外電子的吸引能力逐漸減弱，失電子能力逐漸增強，金屬性逐漸增強。
（2）從氟(F)到碘(I),隨著核電荷數的增加，鹵族元素原子的電子層數逐漸增多，原子核對核外電子的吸引能力逐漸減弱，得電子能力逐漸減弱，非金屬性逐漸減弱。
（3）從鈉(Na)到氯(Cl)，隨著核電荷數的增加，第三周期元素原子的最外層電子數逐漸增多，原子核對核外電子的吸引能力逐漸增強，原子的非金屬性逐漸增強，金屬性逐漸減弱。
元素的最高正價與最低負價的絕對值的代數和為8。
我們把元素的性質隨著原子序數的遞增而顯周期性的變化，叫元素周期律。
2. 元素周期律與金屬性、非金屬性的關系
（1）元素金屬性指元素原子失電子的能力，非金屬性指元素原子得電子的能力。
①同一周期從左到右，電子層數不變，核電荷數遞增，原子半徑減小，失電子越來越難，得電子越來越容易，元素金屬性減弱，非金屬性增強；
②同一主族從上到下，電子層數遞增，核電荷數增加，原子半徑增大，失電子越來越容易，得電子越來越難，元素金屬性增強，非金屬性減弱。
（2）元素金屬性的比較
①根據元素所在周期表中的位置判斷。
②根據元素化合物的性質來判斷。
（3）元素非金屬性的比較
①根據元素所在周期表中的位置判斷。
②根據元素化合物的性質來判斷。
比較非金屬單質與氫氣反應生成氫化物的難易和氣態氫化物的穩定性，反應越容易，氣態氫化物越穩定，非金屬性越強。
比較最高價氧化物的水化物酸性的強弱，酸性越強，非金屬性越強
總結：元素周期表中的“位 - 構 - 性”三者間的關系
元素在周期表中位置、原子結構及元素的性質三者之間的關系
總結：依據原子結構的推斷
(1)原子核中無中子的原子是。
(2)最外層有1個電子的元素是H、Li、Na。
(3)最外層有2個電子的元素是He、Be、Mg。
(4)短周期元素原子核外電子排布“倍數”關系。
①最外層電子數等于次外層電子數→Ar、Be。
②電子層數與最外層電子數相等→Al、Be。
③最外層電子數是內層電子總數的一半→P、Li。
④次外層電子數是最外層電子數的2倍→Si、Li。
⑤電子層數是最外層電子數的2倍→Li。
⑥最外層電子數是電子層數的2倍→S、C。
⑦最外層電子數是次外層電子數的2倍→C。
⑧最外層電子數是次外層電子數的3倍→O。
⑨最外層電子數是次外層電子數的4倍→Ne。
第三節 化學鍵
一、 化學鍵
1.定義：相鄰原子之間強烈的相互作用稱為化學鍵。
（1）成鍵原子必須直接相鄰。
（2）“原子”是廣義的原子，不僅指中性原子，還包括陰、陽離子。
2.分類 離子鍵——原子間發生電子轉移，形成陰陽離子
化學鍵 極性共價鍵
共價鍵 ——原子間形成共用電子對
非極性共價鍵
3.化學反應的實質：舊化學鍵斷裂，新化學鍵形成的過程。
二、離子鍵
1.離子鍵：帶相反電荷離子之間的相互作用叫做離子鍵。
　　　　　　 相反電荷離子：指的是陰陽離子。
　　　　　 　相互作用：靜電作用（包含吸引和排斥）
2.成鍵過程：陰、陽離子接近到某一定距離時，吸引和排斥力達到平衡，就形成了離子鍵。
3.離子鍵的影響因素：離子所帶的電荷數越多，離子半徑越小，則離子鍵越強。
4.形成條件：一般含金屬陽離子或銨根離子+酸根離子。
5.離子化合物：像NaCl這種含有離子鍵的化合物的化合物叫做離子化合物。
（1）活潑金屬（IA，IIA）與活潑非金屬（VIA，VIIA）形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等
（2）強堿：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等
（3）大多數鹽和大部分金屬氧化物：如Na2CO3、BaSO4、MgO
（4）銨鹽：如NH4Cl
三、電子式
1.定義：電子式是用“元素符號+最外層電子”來表示的，一般要求要表明成對的電子與未成對電子，并注意對稱。
2.原子的電子式：在元素符號周圍用小點“.”或小叉“×”來表示其最外層電子數。
例如：
3.離子的電子式：
（1）陽離子的電子式：簡單陽離子的電子式就是它的離子符號，復雜陽離子（NH4＋）例外。離子化合物中的陽離子可以是金屬陽離子和非金屬形成的銨根離子，但不能是氫離子；
例如：Na+
（2）陰離子的電子式：不但要畫出最外層電子數，而且還要用中括號“[ ]“括起來，并在右上角標出所帶電荷“n-”。離子化合物中的陰離子可以是單核陰離子（O2- 、F- 、Cl- 、S2-）、雙核陰離子（OH- 、CN-、O 、HS- 、ClO-）
例如：
4.用電子式可以直觀地看到原子結構特點與鍵之間的關系，也可以表示出原子或離子之間是怎樣結合的，例如：氯化鈉的形成過程：
5.電子式形成過程：
（1）左邊為原子的電子式；右邊為NaCl的電子式，中間用“→”連接, 不能把“→”寫成“=”；箭頭左邊的弧線表示電子的轉移方向(也可不標)；
（2）左邊離子化合物的電子式中注意：簡單陽離子的電子式即是離子符號，陰離子的電子式加方框和電荷；陰陽離子的電子式擠在一起即為物質的電子式；
（3）相同的原子可以合并寫，相同的離子要單個寫。
四、共價鍵
1.共價鍵：原子之間通過共用電子對所形成的相互作用，叫做共價鍵。
2.用電子式表示共價鍵的形成：Cl2、HCl分子的形成
（1）Cl2 的形成： (
Cl
) + (
Cl
) (
Cl
Cl
)
（2）HCl的形成 (
Cl
) + H (
Cl
)
3.形成條件：非金屬元素與非金屬元素之間。
4.共價鍵的類型
（1）非極性共價鍵（非極性鍵）
同種非金屬元素形成的單質中的化學鍵： 如：H2、Cl2、N2、O2、O3、P4 等。
（2）極性共價鍵（極性鍵）
不同種非金屬元素之間形成的化學鍵：
①非金屬氧化物、氫化物等：H2O、 CO2 、SiO2、 H2S、NH3等
②酸中的化學鍵（全部是共價鍵）：HNO3、H2CO3、H2SO4、HClO、CH3COOH 等。
5.共價化合物：只含有共價鍵的化合物。
（1）非金屬的氫化物。如H2S、NH3等
（2）酸：如HNO3、H2CO3、H2SO4、HClO、CH3COOH等
（3）非金屬氧化物：如H2O、 CO2 、SiO2
五、常見物質電子式的書寫
1.書寫電子式的步驟：
（1）分清鍵型（是離子鍵還是共價鍵）
（2）形成離子鍵時，要標電荷；形成共價鍵時不標電荷
（3）成鍵后的原子或離子，一般為8電子穩定結構
2.常見物質的電子式
（1）原子
（2）離子
（3）單質分子
（4）共價化合物
（5）離子化合物
六、分子間作用力與氫鍵
分子間作用力 氫鍵
定義 分子之間一種把分子聚集在一起的作用力，又稱范德華力。 氫鍵不是化學鍵，是一種比化學鍵弱比分子間作用力強的力的作用。
特點 分子間作用力小于化學鍵，對物質的熔、沸點、溶解性等物理性質有影響。 組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大，物質的熔沸點也越高。 分子間形成的氫鍵會使物質的熔沸點升高。 通常N、O、F這三種元素的氫化物易形成氫鍵。
舉例 沸點：F2＜Cl2＜Br2＜I2 H2O、HF、NH3、CH3OH等。
12 / 12

展開更多......

收起↑