資源簡介

高中化學必修第一冊全冊知識點匯總
第一章 物質及其變化 2
第一節 物質的分類及轉化 2
第一課時　物質的分類 2
第二課時　物質的轉化 9
第二節 離子反應 14
第一課時　電解質的電離 14
第二課時　離子反應 18
第三節 氧化還原反應 23
第一課時　氧化還原反應 23
第二課時　氧化劑和還原劑 27
重點難點突破 33
第二章 海水中的重要元素——鈉和氯 38
第一節 鈉及其化合物 38
第一課時　活潑的金屬單質—— 鈉 38
第二課時　鈉的幾種化合物　焰色試驗 41
第二節 氯及其化合物 49
第一課時　氯氣的性質 49
第二課時　氯氣的實驗室制法　氯離子的檢驗 54
第三節 物質的量 59
第一課時　物質的量 59
第二課時　氣體摩爾體積 63
第三課時　物質的量濃度 66
重點難點突破 73
第三章 鐵金屬材料 78
第一節 鐵及其化合物 78
第一課時　鐵的單質 78
第二課時　鐵的重要化合物 80
第二節 金屬材料 87
第一課時　金屬材料 87
第二課時　物質的量在化學方程式計算中的應用 90
重點難點突破 95
第四章 物質結構元素周期律 100
第一節 原子結構與元素周期表 100
第一課時　原子結構 100
第二課時　元素周期表　核素 105
第三課時　元素的性質與原子結構 111
第二節 元素周期律 115
第一課時　元素周期律 115
第二課時　元素周期表和元素周期律的應用 119
第三節 化學鍵 124
第一課時　離子鍵 124
第二課時　共價鍵 126
重點難點突破 131
第一章 物質及其變化
第一節 物質的分類及轉化
第一課時　物質的分類
知識點一同素異形體
同一種元素可形成不同單質，這些單質互稱為這種元素的同素異形體。
(1)產生同素異形體的原因
①組成分子的原子數目和成鍵方式不同，如氧氣(O2)和臭氧(O3)。
②原子的排列方式不同，如金剛石和石墨。
(2)研究對象
①同素異形體是指單質，不是指化合物。
②互為同素異形體的不同單質是由同一種元素組成的，構成它們的原子的核電荷數相同。
(3)同素異形體的“同”“異”的含義
①“同”——指元素相同；
②“異”——指形成單質不同，結構不同，性質有差異。
(4)同素異形體的“結構決定性質”
①同素異形體的結構不同，性質存在差異。
②物理性質不同，化學性質有的相似，有的相差較大。
【典例1】　清晨，松樹林中的空氣特別清新，是因為有極少量的氧氣變成了臭氧，反應的方程式為3O22O3。下列說法中正確的是(　　)
A．這是一個化合反應
B．由氧元素構成的物質是純凈物
C．產生的臭氧與氧氣是氧元素的同素異形體
D．這個反應屬于物理變化
[思路啟迪]　解答該題時一定要注意以下關鍵點：(1)同素異形體的物理性質不同，化學性質有的相似，有的相差較大，同素異形體間的轉化是化學變化。
(2)由同種元素組成的物質可能是純凈物中的單質，也可能是同素異形體組成的混合物。
[解析]　氧氣與臭氧的轉化只有一種反應物，所以不屬于化合反應，A項錯誤；由氧元素可形成O2、O3兩種單質，當O2與O3混合時不屬于純凈物，B項錯誤；O2、O3均為氧元素的同素異形體，C項正確；O2與O3屬于不同物質，所以該過程為化學變化，D項錯誤。
[答案]　C
規律總結
對同素異形體概念的理解
(1)組成元素：只含有一種元素。
(2)物質類別：互為同素異形體的只能是單質。
(3)性質關系：同素異形體之間的物理性質有差異，但化學性質相似。
(4)相互轉化：同素異形體之間的轉化屬于化學變化。
(5)同素異形體之間的轉化既有單質參加，又有單質生成，但沒有涉及化合價的變化。
知識點二物質的分類
1.交叉分類法：對物質依據不同標準進行分類。如：
2．樹狀分類法：對同類事物按照某種屬性進行再分類。如：物質的分類(依據組成和性質)
【典例2】　下列關于物質分類的正確組合是(　　)
選項 堿 酸 鹽 堿性氧化物 酸性氧化物
A 純堿 鹽酸 燒堿 氧化鈉 二氧化碳
B 燒堿 硫酸 食鹽 氧化鎂 一氧化碳
C 苛性鉀 醋酸 食鹽 氧化鋁 二氧化硫
D 苛性鈉 硫酸 純堿 氧化鈉 二氧化硫
[思路啟迪]　解答分類題型時一定要準確理解概念中的關鍵點：酸：電離出的陽離子只有H＋的化合物；堿：電離出的陰離子只有OH－的化合物；鹽：由金屬陽離子(或NH)與酸根組成的化合物；氧化物：由兩種元素組成，其中一種是氧元素。酸性氧化物：能夠與堿反應生成鹽和水。堿性氧化物：能與酸反應生成鹽和水。
[解析]　A中純堿是碳酸鈉，不是堿而屬于鹽；B中一氧化碳不是酸性氧化物是不成鹽氧化物；C中氧化鋁不是堿性氧化物而是兩性氧化物；D中各物質所屬類別正確。
[答案]　D
規律總結
(1)氧化物按組成元素可分為金屬氧化物和非金屬氧化物。從性質上可分為酸性氧化物(如CO2、SO2等)、堿性氧化物(如CaO、MgO等)、兩性氧化物(如Al2O3)、不成鹽氧化物(如CO、NO等)。金屬氧化物不一定都是堿性氧化物，如Al2O3是兩性氧化物，而Mn2O7屬于酸性氧化物。
(2)酸性氧化物可能是非金屬氧化物(如CO2)，也可能是金屬氧化物(如Mn2O7)。非金屬氧化物不一定就是酸性氧化物(如CO、NO等)。
(3)堿性氧化物一定是金屬氧化物，但金屬氧化物不一定是堿性氧化物(如Na2O2、Mn2O7等)。
知識點三分散系及其分類
1.分散系
(1)概念：由一種或幾種物質(稱分散質)分散到另一種物質(稱分散劑)中形成的混合體系。
(2)組成
(3)分類
①標準：分散質粒子直徑的大小。
分類：溶液、膠體和濁液，如圖：
②標準：分散質或分散劑的狀態。
分類：9種分散系，如圖：
舉例：煙屬于固氣分散系；霧屬于液氣分散系；懸濁液屬于固液分散系。
2．幾種液體分散系的比較
3.區分膠體和溶液的方法
(1)分散質粒子的大小，分散質微粒直徑介于10－9～10－7 m之間的分散系稱為膠體，小于10－9 m的分散系為溶液。
(2)根據丁達爾效應區分，膠體具有丁達爾效應，而溶液無丁達爾效應。下列幾個方面不能用來區分膠體和溶液：①是否均一、透明，因為膠體和溶液通常都是均一、透明的分散系。②是否通過濾紙，因為膠體和溶液的分散質粒子都很小，其分散質均能通過濾紙。
【典例3】　下列敘述中正確的是(　　)
A．FeCl3溶液、Fe(OH)3膠體與Fe(OH)3沉淀的本質區別是有沒有丁達爾效應
B．根據分散系的穩定性大小將混合物分為膠體、溶液和濁液
C．根據是否具有丁達爾效應，將分散系分為溶液、濁液和膠體
D．膠體、分散系、混合物概念間的從屬關系可用下圖表示
[思路啟迪]　解答該題的關鍵點是清楚幾種不同分散系的本質區別是分散質粒子直徑大小不同。
[解析]　膠體和溶液、濁液的本質區別在于分散質微粒直徑大小不同，A項錯誤；分散系分為膠體、溶液和濁液的依據是分散質粒子直徑大小不同，B、C項錯誤；從物質分類角度看，D項正確。
[答案]　D
規律總結
(1)分散系是混合物，純凈物不可能是分散系。
(2)膠體與其他分散系的本質區別是分散質粒子直徑的大小，而不是有無丁達爾效應，但丁達爾效應可用來鑒別膠體。
知識點四膠體的制備、性質及應用
1.Fe(OH)3膠體的制備
(1)實驗操作
(2)實驗現象：燒杯中液體呈紅褐色。
(3)化學方程式：FeCl3＋3H2OFe(OH)3(膠體)＋3HCl。
(4)注意事項
①用蒸餾水而不能用自來水；
②用飽和FeCl3溶液不能用稀溶液；
③蒸餾水要加熱至沸騰。
2．性質
(1)丁達爾效應
①現象：當光束通過膠體時，可以看到光亮的“通路”。
②形成原因：膠體粒子對光線的散射作用。
③應用：鑒別溶液與膠體。
(2)膠體的分散質能透過濾紙的孔隙。
(3)布朗運動：膠體粒子在作不停地、無規則地運動。
(4)介穩性
①原因
a．膠體粒子吸附電性相同的電荷，電荷相互排斥，而不易聚沉。
b．膠體粒子做布朗運動。
②應用：制涂料、顏料、墨水、洗滌劑、噴霧劑等。
(5)聚沉
①概念：膠體粒子聚集成為較大的顆粒形成沉淀，從分散劑里析出的過程。
②方法
③應用：靜電除塵、石膏點豆腐、明礬凈水等。
(6)電泳現象
①概念：由于膠體粒子帶有電荷，在外加電場的作用下，膠體粒子在分散劑里作定向移動。
②實驗現象：Fe(OH)3膠體粒子帶正電荷，在電流作用下，向陰極移動，因此陰極附近的顏色變深，陽極附近的顏色變淺。
3．膠體的應用
(1)農業生產方面：土壤保肥。
(2)醫療衛生方面：血液透析；特制的膠體還能黏合傷口，有效止血。
(3)日常生活方面：制豆腐、豆漿、牛奶、粥；明礬凈水。
(4)自然地理方面：江河入海口處形成三角洲。
(5)工業生產方面：制有色玻璃，冶金工業利用電泳原理選礦、進行電泳電鍍；電泳除塵。
(6)科技領域：納米材料與膠體粒子的大小相近，可用膠體的制備方法來制備納米材料。
【典例4】　下列說法正確的是(　　)
A．用Fe(OH)3膠體作電泳實驗，陰極附近顏色變深，說明Fe(OH)3膠體帶正電荷
B．將飽和FeCl3溶液直接加熱至沸騰可制得Fe(OH)3膠體
C．用濾紙可以分離膠體和懸濁液
D．膠體與溶液的本質區別為是否具有丁達爾效應
[思路啟迪]　解答此題的關鍵是準確理解膠體的概念，掌握膠體的本質、性質及分離方法；Fe(OH)3膠體的制備過程中應特別注意：FeCl3飽和溶液的加入要在水沸騰之后，并且要逐滴加入而不是倒入。
[解析]　A項，膠體不帶電，錯誤；B項，Fe(OH)3膠體制備過程是向沸水中逐滴加入飽和FeCl3溶液并加熱至
出現紅褐色液體，錯誤；C項正確；D項，膠體與溶液的本質區別是分散質粒子直徑的大小不同。
[答案]　C
規律總結
(1)利用丁達爾效應可以快速鑒別溶液與膠體，但膠體區別于其他分散系的本質特征是膠體粒子的直徑介于1～100 nm之間，而不是丁達爾效應。
(2)三種分散系中溶液和膠體均能透過濾紙。
(3)膠體不帶電，膠體中的膠體粒子能夠吸附體系中的帶電粒子而使膠體粒子帶電荷，但整個分散系仍是電中性的。淀粉膠體的膠體粒子不帶電荷。
第二課時　物質的轉化
知識點一酸、堿、鹽的性質
1.金屬的化學通性
2．氧化物的通性
3．酸的通性
4．堿的通性
5．鹽的通性
【典例1】　從H、O、S、K四種元素中選擇合適的元素，組成屬于表中第一欄類型的物質，將其化學式填在表中相應的空格內(只要求舉一例)。
類型 酸性氧化物 堿性氧化物 含氧酸 堿 含氧酸鹽
化學式
用上表中所填的物質寫出符合要求的化學方程式：
(1)酸性氧化物＋堿性氧化物：___________________________________________________________________。
(2)酸性氧化物＋足量的堿：____________________________________________________________________。
(3)堿性氧化物＋足量的酸：___________________________________________________________________。
[思路啟迪]　書寫有關化學反應時注意題給酸性氧化物、堿性氧化物、酸、堿、鹽的通性，對有關反應產物進行判斷，解題時注意化合價、化學式及化學方程式的配平。
[解析]　由題給4種元素形成的氧化物有H2O、H2O2、SO3、SO2、K2O、K2O2(過氧化物不屬于堿性氧化物)等，其中屬于酸性氧化物的有SO3、SO2；屬于堿性氧化物的有K2O；形成的含氧酸有H2SO4、H2SO3；形成的堿有KOH；形成的含氧酸鹽有K2SO4(正鹽)、K2SO3(正鹽)、KHSO4(酸式鹽)、KHSO3(酸式鹽)。(1)酸性氧化物和堿性氧化物反應生成鹽，如SO3＋K2O===K2SO4，SO2＋K2O===K2SO3；(2)酸性氧化物和足量堿反應生成正鹽和水，如SO3＋2KOH===K2SO4＋H2O，SO2＋2KOH===K2SO3＋H2O；(3)堿性氧化物和足量的酸反應生成酸式鹽和水，如K2O＋2H2SO3===2KHSO3＋H2O，K2O＋2H2SO4===2KHSO4＋H2O。
[答案]　
類型 酸性氧化物 堿性氧化物 含氧酸 堿 含氧酸鹽
化學式 SO3 K2O H2SO4 KOH K2SO4
(1)SO3＋K2O===K2SO4
(2)SO3＋2KOH===K2SO4＋H2O
(3)K2O＋2H2SO4===2KHSO4＋H2O
規律總結
氧化物涉及到的轉化過程
(1)酸性氧化物＋H2O―→含氧酸
(2)酸性氧化物＋堿―→鹽＋水
(3)酸性氧化物＋堿性氧化物―→鹽
(4)堿性氧化物＋H2O―→堿
(5)堿性氧化物＋酸―→鹽＋水
知識點二物質的轉化
　單質、氧化物、酸、堿、鹽之間的轉化關系圖
圖示解讀：
(1)金屬單質―→堿性氧化物，如4Na＋O2===2Na2O；
(2)堿性氧化物―→堿，如CaO＋H2O===Ca(OH)2；
(3)金屬單質―→鹽，如Zn＋H2SO4===ZnSO4＋H2↑；
(4)堿性氧化物―→鹽，如CaO＋2HCl===CaCl2＋H2O；
(5)堿―→鹽，如Ca(OH)2＋2HCl===CaCl2＋2H2O；
(6)非金屬單質―→酸性氧化物，如S＋O2SO2；
(7)酸性氧化物―→酸，如CO2＋H2O===H2CO3；
(8)非金屬單質―→鹽，如2Na＋Cl22NaCl；
(9)酸性氧化物―→鹽，如CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O
(10)酸―→鹽，如HCl＋NaOH===NaCl＋H2O。
【典例2】　如圖中，“——”表示相連的物質間在一定條件下可以反應，“―→”表示丁在一定條件下通過置換反應可以轉化為乙。下面四組選項中，符合圖示要求的是(　　)
選項 甲 乙 丙 丁
A H2SO4 Na2SO4 NaOH NaCl
B BaCl2 K2CO3 HCl KOH
C O2 CO CuO C
D Fe CuCl2 Zn HCl
[思路啟迪]　解答此類轉化問題時，首先要準確理解各類反應發生的條件，記住酸、堿、鹽的溶解性；其次要注意選擇合適的解題方法。本題宜采用排除法，任選每個選項中的兩種物質，看是否滿足題目要求。若不符合，則其他物質不需分析，但對正確選項則需要逐一驗證。
[解析]　H2SO4和Na2SO4、Na2SO4和NaOH、NaOH和NaCl不反應，A錯誤；BaCl2和KOH不反應，B錯誤；Cu與HCl不發生置換反應生成CuCl2，D錯誤；故選C。
[答案]　C
規律總結
(1)置換反應的規律與條件
(2)復分解反應的規律與條件
第二節 離子反應
第一課時　電解質的電離
知識點一電解質的概念與判斷
1.電解質與非電解質
2.電解質的判斷方法
(1)從物質分類角度：電解質與非電解質都屬于化合物。單質、混合物既不是電解質，也不是非電解質。
(2)從導電性角度：能導電的物質不一定是電解質，如金屬、石墨、鹽酸等。
(3)從物質性質角度：電解質導電的條件是電解質溶于水或熔融狀態下能自身電離的化合物，二者具備其一即可。
①有些電解質溶于水導電，但熔融狀態下不導電，如HCl氣體。
②有些電解質只在熔融狀態下才能導電，如BaSO4。
③SO2、CO2、NH3等與水反應生成的產物能電離而導電，但SO2、CO2、NH3等不屬于電解質。
④某化合物是否是電解質與溶解性無關。如蔗糖溶于水，但是蔗糖是非電解質；難溶于水的鹽，如BaSO4、AgCl在熔融狀態下完全電離，是電解質。
【典例1】　下列有關電解質的說法正確的是(　　)
①NaOH固體溶于水能導電，所以NaOH是電解質
②CO2的水溶液能夠導電，所以CO2是電解質
③液態銅的導電能力很強，所以銅是電解質
④FeCl3溶液能夠導電，所以FeCl3是電解質
⑤C2H5OH(乙醇)是化合物，所以它是電解質
⑥BaSO4、CaCO3都是難溶物，其水溶液不導電，故它們不是電解質
A．①② B．①④
C．①③⑤ D．②④⑥
[思路啟迪]　解答電解質和非電解質的相關問題時，注意把握概念中的關鍵點：單質和混合物既不是電解質也不是非電解質；物質導電與電解質的關系：能導電的物質不一定是電解質，電解質不一定任何狀態下都能導電；電解質是自身可電離出離子的化合物，電解質與非電解質與物質的溶解性無關。
[解析]　①NaOH固體溶于水能導電，則NaOH是電解質；②CO2水溶液導電的原因是CO2與H2O反應生成的H2CO3能電離出自由移動的離子，所以CO2是非電解質；③銅是單質，既不是電解質，也不是非電解質；④FeCl3是電解質；⑤C2H5OH屬于非電解質，因為它在水溶液里和熔融狀態下都不導電，且為化合物，符合非電解質的定義；⑥雖然BaSO4和CaCO3的水溶液都不導電，但它們在熔融狀態下都能導電，故它們都是電解質。
[答案]　B
規律總結
電解質、非電解質的判斷方法
知識點二電解質的電離與電離方程式的書寫
1.電解質的電離及表示方法
(1)電離的概念：電解質在水溶液中或熔融狀態下解離成自由移動離子的過程。
(2)電離條件
酸的電離條件是溶于水；堿和鹽的電離條件是溶于水或熔融。
(3)表示方法——電離方程式
①強酸、強堿和絕大部分鹽書寫時用“===”連接，如H2SO4===2H＋＋SO、NaOH===Na＋＋OH－、NaCl===Na＋＋Cl－。
②酸式鹽的電離方程式
a．強酸的酸式鹽在水溶液中完全電離，如NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
b．弱酸的酸式鹽在溶液中完全電離，生成酸式酸根離子和陽離子，如NaHCO3===Na＋＋HCO。
③電離方程式書寫注意事項
a．符合客觀事實，不能隨意書寫離子符號，離子所帶電荷數必須等于該元素或原子團在該化合物中的化合價。
b．質量守恒：電離方程式左右兩側元素的種類、原子或原子團的個數相等。
c．電荷守恒：電離方程式左右兩側的正負電荷數相等，溶液呈電中性。
2．從電離角度認識酸、堿、鹽
3．電解質溶液導電能力的影響因素
(1)電解質溶液的導電能力與溶液中自由移動離子濃度及離子所帶電荷多少有關，離子濃度越大，離子所帶電荷越多，導電能力越強。
(2)判斷電解質是否導電，關鍵要看電解質是否發生電離產生了自由移動的離子，還要看電離產生的離子濃度的大小，如CaCO3在水中的溶解度很小，溶于水電離產生的離子濃度很小，故認為其水溶液不導電。
【典例2】　填寫下表(類別填“酸”“堿”或“鹽”)
物質名稱 化學式 類別 電離方程式
硝酸
Al2(SO4)3
熟石灰
NaHSO4
[思路啟迪]　準確掌握酸、堿、鹽的概念關鍵點，并依據電離方程式書寫要求準確作答。
[解析]　HNO3電離出的陽離子全部是H＋，屬于酸類；Al2(SO4)3由金屬陽離子和酸根離子組成，屬于鹽類；熟石灰的成分是Ca(OH)2，電離出的陰離子全部是OH－，屬于堿類；NaHSO4電離出Na＋、H＋、SO，陽離子既有H＋又有Na＋，應為鹽類。
[答案]　
物質名稱 化學式 類別 電離方程式
硝酸 HNO3 酸 HNO3===H＋＋NO
硫酸鋁 Al2(SO4)3 鹽 Al2(SO4)3===2Al3＋＋3SO
熟石灰 Ca(OH)2 堿 Ca(OH)2===Ca2＋＋2OH－
硫酸氫鈉 NaHSO4 鹽 NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO
規律總結
電離方程式的書寫原則與要求
(1)電離方程式左邊書寫化學式，右邊書寫離子符號。
(2)要遵循質量守恒定律，即在電離方程式兩邊原子的種類和數目相同。
(3)要遵循電荷守恒定律，即在電離方程式右邊，陽離子所帶的正電荷總數等于陰離子所帶的負電荷總數，這是因為電解質溶液總是顯電中性的。
第二課時　離子反應
知識點一離子反應與離子方程式
1.強電解質與弱電解質
(1)強電解質：在水溶液能夠完全電離的電解質。包括：強酸、強堿和絕大多數鹽。電離方程式中用“===”連接。
(2)弱電解質：在水溶液中不能完全電離的電解質。包括：弱酸、弱堿和水。電離方程式中用“”連接。
2．離子反應
(1)概念：電解質在溶液中的反應實質上是離子之間的反應。
(2)實質：溶液中某些離子濃度減小。
3．離子方程式
(1)概念：用實際參加反應的離子來表示反應的式子。
(2)離子方程式的書寫步驟(以CaCO3與鹽酸的反應為例)
(3)離子方程式的意義
離子方程式不僅可以表示某一個具體的化學反應，還可以表示同一類型的離子反應，如氫氧化鈉溶液和鹽酸反應、氫氧化鈣溶液和硝酸反應的離子方程式，都可用H＋＋OH－===H2O來表示。
(4)書寫離子方程式的拆分原則
①拆成離子的物質：易溶且易電離的物質，如強酸、強堿、可溶性鹽。
②書寫化學式：單質、氣體、氧化物、難溶物、難電離的物質、非電解質、濃硫酸。
③多元弱酸的酸式酸根：不能拆寫成離子形式，如NaHCO3不能拆寫成“Na＋＋H＋＋CO”，應寫作“Na＋＋HCO”。
④微溶物[如Ca(OH)2]：當作反應物時澄清溶液寫成離子，懸濁液寫成化學式；當作生成物時寫成化學式。
⑤氨水：作反應物：寫成NH3·H2O；作生成物：稀溶液寫成NH3·H2O，濃溶液或加熱寫成NH3↑。
(5)離子方程式正誤判斷“六看”
①看是否符合反應的客觀事實
如鐵與稀硫酸反應：
②看反應是否符合拆寫原則
如氫氧化銅與鹽酸反應：
4．離子反應發生的條件
【典例1】　下列離子方程式書寫正確的是(　　)
A．碳酸鈣與鹽酸反應：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O
B．硫酸鈉和氯化鋇溶液反應：Ba2＋＋SO===BaSO4↓
C．澄清石灰水中通入足量CO2：2OH－＋CO2===CO＋H2O
D．鐵釘放入硫酸銅溶液中：2Fe＋3Cu2＋===2Fe3＋＋3Cu
[思路啟迪]　解答離子方程式正誤的題型，關鍵在“查”：查“化學式”拆分是否正確，查元素、電荷是否守恒，查是否符合反應事實，查是否漏寫離子反應，查化學計量數是否化為最簡。
[解析]　碳酸鈣與鹽酸反應，碳酸鈣難溶于水，應寫化學式，A錯誤；硫酸鈉和氯化鋇溶液反應的離子方程式為Ba2＋＋SO===BaSO4↓，B正確；澄清石灰水中通入足量CO2無沉淀，產物是可溶的碳酸氫鈣，C錯誤；鐵釘放入硫酸銅溶液中，鐵的氧化產物是Fe2＋，D錯誤。
[答案]　B
規律總結
判斷離子方程式正誤的方法
知識點二離子共存
1.離子共存
所謂幾種離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不能發生離子反應；若離子之間能發生離子反應，則不能大量共存。
2．常見的離子不共存歸納
(1)若陰、陽離子能相互結合生成難溶物或微溶性鹽，則不能大量共存。如Ba2＋、Ca2＋與CO、SO、SO等；Ag＋與Cl－、Br－、I－、CO等。
(2)弱堿的陽離子不能與OH－大量共存。如Fe3＋、Cu2＋、NH、Ag＋、Mg2＋、Al3＋、Fe2＋、Zn2＋與OH－不能大量共存。
(3)弱酸根陰離子不能與H＋大量共存。如F－、CO、SO、S2－、PO、CH3COO－等與H＋不能大量共存。
(4)弱酸的酸式酸根陰離子與H＋和OH－均不能大量共存。如HCO、HSO、HS－、H2PO、HPO既不能與H＋大量共存，又不能與OH－大量共存。
(5)還需注意隱含條件
①“無色透明”溶液不存在有色離子，如：
②酸性溶液中不能大量存在與H＋反應的離子：
“酸性”溶液的不同描述：
a．酸性溶液。
b．pH<7的溶液。
c．使石蕊溶液變紅的溶液。
③堿性溶液中不能大量存在與OH－反應的離子：
“堿性”溶液的不同描述：
a．堿性溶液。
b．pH>7的溶液。
c．使石蕊溶液變藍的溶液。
3．離子共存問題審題技巧
(1)注意判斷離子共存的情況：“能、不能”，“一定、可能、一定不能”。
(2)注意題干中提示的溶液酸堿性：酸性溶液應考慮H＋的存在，堿性溶液應考慮OH－的存在。
(3)注意題干中提示的溶液顏色：溶液無色時，有色離子不能存在。
(4)注意正確理解“透明溶液”，如：NaCl溶液、KOH溶液為無色透明溶液，CuSO4溶液、FeCl3溶液是有色透明溶液，不能認為“有色”就不透明。
【典例2】　在強酸性溶液中能大量共存并且溶液為無色透明的離子組是(　　)
A．Ba2＋、Na＋、NO、SO
B．Mg2＋、Cl－、Al3＋、SO
C．K＋、Cl－、CO、NO
D．Ca2＋、Na＋、Fe3＋、NO
[思路啟迪]　解答離子共存問題時，一定要認真審查題干信息，尤其審清是否有隱含限制條件，如堿性、酸性、無色等。這些問題較易忽視，故放在第一步。其次準確把握復分解反應發生的條件，逐一分析，尤其要注意一些無現象的復分解反應，如：H＋＋CH3COO－===CH3COOH。
[解析]　A項Ba2＋與SO生成BaSO4沉淀；C項H＋與CO反應產生CO2氣體；D項Fe3＋的水溶液呈棕黃色。
[答案]　B
規律總結
解答離子共存問題的方法
(1)看是否有隱含限制條件，如堿性、酸性、無色等。這些問題較易忽視，故放在第一步。
(2)看能否發生復分解反應。可分三步進行：
①查H＋，主要看是否有弱酸根離子和酸式酸根離子等；
②查OH－，主要看是否有NH、酸式酸根離子和金屬離子；
③查金屬離子，主要看是否與酸根產生難溶性鹽(包括微溶性鹽)。
第三節 氧化還原反應
第一課時　氧化還原反應
知識點一氧化還原反應的概念及判斷
1.氧化還原反應的本質和特征
3．氧化還原反應與四種基本反應類型的關系
(1)置換反應一定是氧化還原反應。
(2)復分解反應一定不是氧化還原反應。
(3)有單質參加的化合反應是氧化還原反應。
(4)有單質生成的分解反應是氧化還原反應。
【典例1】　下列說法正確的是(　　)
A．有單質參加的化學反應都是氧化還原反應
B．只有所有元素化合價都發生變化的化學反應才是氧化還原反應
C．氧化還原反應中金屬元素的化合價一定升高
D．某些氧化還原反應中，僅有一種元素的化合價發生了變化
[思路啟迪]　解答概念分析題時，一定要準確理解概念的關鍵點，把握概念的內涵和外延，氧化還原反應的特征是：反應前后元素的化合價發生變化(升高和降低)；氧化還原反應的本質是：電子轉移(電子的得失或共用電子對的偏移)；有單質參加或生成的反應不一定是氧化還原反應，如：3O22O3，無化合價變化，不屬于氧化還原反應。
[解析]　A項，有單質參加的反應不一定是氧化還原反應；B項，只要有一種元素的化合價發生變化，該反應就是氧化還原反應，錯誤；C項，在KMnO4受熱分解的反應中，Mn元素的化合價從＋7價分別降到＋6價和＋4價，錯誤；D項，反應H2S＋H2SO4(濃)===SO2↑＋S↓＋2H2O中，只有S元素的化合價發生了變化，正確。
[答案]　D
規律總結
(1)有單質參加的化合反應與有單質生成的分解反應均屬于氧化還原反應。
(2)在氧化還原反應中，并不是所有元素的化合價都發生改變。
(3)氧化還原反應中金屬元素在單質中化合價一定升高，在化合物中化合價可不變，可變，可升可降。
(4)化合價升降可以發生在不同元素間，也可以發生在同種元素間。
知識點二氧化還原反應中電子轉移的表示方法
1.雙線橋法
表明一種元素反應前后的電子轉移情況。
(1)雙線橋法的基本步驟
(2)注意事項
①箭頭必須由反應物指向生成物中的同種元素。
②在“橋”上標明電子“得到”與“失去”，且得到與失去的電子總數必須相等。
③采用“a×be－”形式表示得失電子數，a為得失電子的原子總數，b為每個原子得失電子數，當a或b是“1”時省略“1”。
2．單線橋法
表明反應中不同元素原子間的電子轉移情況。
(1)單線橋法的基本步驟
(2)注意事項
①單線橋從還原劑中失電子的元素指向氧化劑中得電子的元素，表示氧化劑和還原劑中變價元素原子間電子的轉移情況。
②箭頭已標明電子轉移的方向，因此不需再標明“得”或“失”，只標明電子轉移數目。
【典例2】　下列氧化還原反應中，電子轉移的方向和數目均正確的是(　　)
[思路啟迪]　分析電子轉移表示方法的題目時，首先要明確雙線橋表示電子轉移時的書寫要點，其次檢查化合價的升降及得失電子是否守恒。
[解析]　A項中應轉移12e－；C項中得失電子標反了；D項單線橋上不用注明“得到”或“失去”。
[答案]　B
規律總結
標雙線橋的注意事項
(1)箭頭、箭尾必須對應化合價變化的同種元素；
(2)必須注明“得”“失”，但不得標反；
(3)氧化劑和還原劑得、失電子要守恒。
第二課時　氧化劑和還原劑
知識點一氧化劑、還原劑
1.從電子轉移角度認識氧化劑、還原劑
―→―→―→―→
―→―→―→―→
2．常見的氧化劑、還原劑
氧化劑 還原劑
單質 O2、Cl2、Br2 Na、Mg、Al、H2、C
化 合 物 氧化物 MnO2、CO2、Na2O2 CO、SO2
鹽 FeCl3、KMnO4、KClO3 FeSO4、Na2SO3
含氧酸 HNO3、濃H2SO4 H2SO3
無氧酸 HCl HCl、H2S、HBr
3.相應關系
【典例1】　實驗室制取少量的氮氣，常利用的反應是NaNO2＋NH4ClNaCl＋N2↑＋2H2O。
關于該反應說法正確的是(　　)
A．NaNO2是還原劑
B．N2只是氧化產物
C．NH4Cl中的氮元素被氧化
D．N2既是氧化劑又是還原劑
[思路啟迪]　解決此類問題時，要準確理解氧化還原反應的相關概念。
[解析]　“化合價變化”如下：
NaO2＋H4ClNaCl＋2↑＋2H2O
據概念可知：NaNO2是氧化劑、NH4Cl是還原劑、N2既是氧化產物又是還原產物。
[答案]　C
規律總結
元素化合價變化是分析一切氧化還原反應問題的前提和基礎，正確標出各元素的化合價是分析氧化還原反應的關鍵和突破口。具體方法是找變價，判類型；分升降，定其他。
知識點二氧化性和還原性
1.氧化性、還原性的概念
(1)氧化性：氧化劑所表現出得電子的性質。
(2)還原性：還原劑所表現出失電子的性質。
注：(1)氧化性、還原性的強弱只與該元素原子得失電子的難易程度有關，而與得失電子數目的多少無關。得電子能力越強，其氧化性就越強；失電子能力越強，其還原性就越強。
(2)一種反應物不一定只表現出一種性質。如反應2KMnO4K2MnO4＋MnO2＋O2↑中，參加反應的KMnO4既表現了還原性，又表現了氧化性。
2．氧化性、還原性和元素化合價之間的關系
注：元素的化合價處于最高(最低)價態時，具有氧化(還原)性，但不一定具有強氧化(還原)性，如Na＋(F－)。
3．氧化性、還原性強弱的判斷方法
(1)根據氧化還原反應方程式判斷
氧化性：氧化劑>氧化產物
還原性：還原劑>還原產物
特點：比什么性，找什么劑，產物之性小于劑。
(2)根據元素的活動性順序判斷
特點：上左下右可反應，隔之愈遠愈易行。
(3)根據反應條件判斷
當不同氧化劑作用于同一還原劑時，如氧化產物化合價相同，可根據反應條件的難易來判斷。反應越易進行或越劇烈，則氧化劑的氧化性越強。
如：4HCl(濃)＋MnO2MnCl2＋2H2O＋Cl2↑
16HCl(濃)＋2KMnO4===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑
氧化性：KMnO4>MnO2。
判斷還原劑還原性的原理與此類似。
(4)根據氧化產物的化合價高低判斷
當變價的還原劑在相似的條件下作用于不同的氧化劑時，可由氧化產物中元素化合價的高低來判斷氧化劑氧化性的強弱。即在相同條件下，使還原劑中元素化合價升得越高，則氧化劑的氧化性越強。
如：2Fe＋3Cl22FeCl3　Fe＋SFeS
氧化性：Cl2>S。
判斷還原劑還原性的原理與此類似。
【典例2】　根據反應式：①2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2，②Br2＋2Fe2＋===2Br－＋2Fe3＋，可判斷離子的還原性從強到弱的順序是(　　)
A．Br－、Fe2＋、I－　　　　 B．I－、Fe2＋、Br－
C．Br－、I－、Fe2＋ D．Fe2＋、I－、Br－
[思路啟迪]　解決此類問題時，一定要清楚氧化還原反應中氧化性、還原性強弱比較口訣：“比什么性，找什么劑，產物之性小于劑，聯合對比自成序”。
[解析]　反應①中還原劑是I－，還原產物是Fe2＋，故還原性：I－>Fe2＋；反應②中還原劑是Fe2＋，還原產物是Br－，故還原性：Fe2＋>Br－，所以還原性從強到弱的順序為I－>Fe2＋>Br－。
[答案]　B
規律總結
在同一個氧化還原反應中，氧化性：氧化劑>氧化產物；還原性：還原劑>還原產物。同時要注意，氧化性、還原性的強弱只與得失電子的難易程度有關，與得失電子的數目沒有關系。
知識點三氧化還原反應的規律及其應用
1.氧化還原反應的規律
(1)得失電子守恒規律
氧化還原反應中，氧化劑得到的電子總數等于還原劑失去的電子總數，表現為元素化合價升高的總數等于元素化合價降低的總數。
(2)價態規律
“高價氧化、低價還原、中間價態兩頭兼”即最高價時只有氧化性，最低價時只有還原性，中間價態時既有氧化性又有還原性。
(3)先強后弱規律
①同時含有幾種還原劑時將按照還原性由強到弱的順序依次反應。如在FeBr2溶液中(還原性Fe2＋>Br－)通入Cl2時，Fe2＋先與Cl2反應。
②同時含有幾種氧化劑時將按照氧化性由強到弱的順序依次反應。如在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入Fe粉，Fe粉先與Fe3＋反應，然后依次為Cu2＋、H＋。
(4)價態歸中規律
同種元素在不同的反應物中有兩種不同的價態(高價、低價)，反應后轉化成中間價態，即其產物的價態既不相互交換，也不交錯。例如：H2S和濃硫酸作用，H2S不可能被氧化成H2SO4，同樣濃硫酸的還原產物也不可能為H2S。
此反應中S為氧化產物，SO2為還原產物，兩者不可能互換。
相鄰價態之間不發生氧化還原反應，如S與SO2、SO2與H2SO4、H2S與S之間均不反應。
2．氧化還原反應方程式的配平
(1)配平原則
(2)常用方法——化合價升降法
【典例3】　在含有Cu(NO3)2、Mg(NO3)2、AgNO3的溶液中加入適量鋅粉，首先置換出的是(　　)
A．Mg　　　B．Cu　　　C．Ag　　　D．H2
[思路啟迪]　解答此類問題時首先要特別注意多種氧化劑之間氧化性強弱的順序，其次要考慮到氧化還原反應的先后規律。
[解析]　由金屬活動性順序可知，Cu2＋、Mg2＋、Ag＋、H＋的氧化性由強到弱的順序為Ag＋>Cu2＋>H＋>Mg2＋，故混合液與鋅粉反應時，首先置換出Ag。
[答案]　C
規律總結
(1)當溶液中同時含有幾種還原劑時，反應順序按還原性從強到弱的先后順序發生反應。
(2)當溶液中同時含有幾種氧化劑時反應順序按氧化性從強到弱的先后順序發生反應。
重點難點突破
突破點一　電解質中的“是與非”
【典例1】　掌握電解質和非電解質的概念，能熟練判斷一種物質是否是電解質是認識電解質的性質、研究離子反應的前提。以下有10種物質：①銅　②稀硫酸　③氯化氫　④氨氣　⑤空氣　⑥二氧化碳　⑦金屬汞(俗稱水銀)　⑧氯化鈉　⑨硫酸鋇　⑩氯氣
按照表中提示的信息，把符合左欄條件的物質的名稱填入右欄相應的位置。
序號 符合的條件 物質的名稱
(1) 混合物
(2) 電解質，但難溶于水
(3) 非電解質
(4) 既不是電解質，也不是非電解質，但本身能導電
[思路啟迪]　(1)切入點：判斷一種物質是否為電解質的經驗規則：酸、堿、鹽都是電解質。要注意這里的酸、堿、鹽都是指純凈物，而不是指其水溶液。如可以說“H2SO4”是電解質，但不能說“稀硫酸”是電解質。
(2)關鍵點：①物質范疇：化合物。②導電條件：水溶液或熔融狀態。③導電本質：自身發生電離。
[解析]　10種物質中稀硫酸和空氣屬于混合物。BaSO4是難溶性電解質。而NH3、CO2的水溶液雖然能導電，但不是它們本身發生了電離，而是它們與水發生了反應，生成了電解質NH3·H2O和H2CO3，故它們屬于非電解質。銅和金屬汞屬于單質，不是化合物，故既不是電解質也不是非電解質，但能導電；稀硫酸是混合物，既不是電解質也不是非電解質，但能導電。
[答案]　(1)稀硫酸、空氣　(2)硫酸鋇　(3)氨氣、二氧化碳　(4)銅、金屬汞、稀硫酸
規律總結
(1)電解質、非電解質的相同之處在于它們都是化合物，單質和混合物既不屬于電解質，又不屬于非電解質；電解質、非電解質的不同之處是在水溶液里或熔融狀態下能否導電。
(2)電解質概念中的“或”，指兩種情況滿足一種即可；非電解質中的“無論”和“都”，指兩種情況必須同時滿足。
(3)從物質類別上把握概念更清晰明了。如：酸、堿、金屬氧化物、大多數鹽以及H2O為電解質。酒精、蔗糖和大多數非金屬氧化物是非電解質。
(4)能導電的物質不一定是電解質，如石墨等；電解質本身不一定能導電，如食鹽晶體。
(5)NH3、SO2溶于水均能導電，但并非它們本身能電離出自由離子，而是它們與水反應的生成物NH3·H2O、H2SO3能電離出離子，所以NH3、SO2都是非電解質。
突破點二　溶液中離子能否共存的判斷
【典例2】　下列有關溶液組成的描述正確的是(　　)
A．在無色溶液中可能大量存在NH、Cu2＋、Cl－、SO
B．在酸性溶液中可能大量存在K＋、NH、SO、Br－
C．在堿性溶液中可能大量存在Na＋、K＋、Cl－、HCO
D．在Ca(OH)2的懸濁液中可能大量存在Na＋、K＋、NO、CO
[思路啟迪]　(1)切入點：解此類題目時要注意抓住限制條件。常見的限制條件：無色透明、酸性、堿性、加入某物質有什么現象等。
(2)關鍵點：①弄懂這些限制條件的含義。
②解答問題時，遵循一定的思路，掌握一定的技巧。
③熟記溶解性口訣。
鉀、鈉、銨鹽硝酸鹽，都能溶在水中間；碳酸、磷酸兩種鹽，溶者只有鉀、鈉、銨；鹽酸難溶銀、亞汞，硫酸難溶是鋇、鉛；堿溶鉀、鈉、銨和鋇，注意鈣鹽常是微溶。
[解析]　Cu2＋在溶液中顯藍色，與無色溶液矛盾，A項錯誤；堿性溶液中HCO不能大量存在，C項錯誤；Ca(OH)2與CO生成CaCO3沉淀，D項錯誤。
[答案]　B
規律總結
(1)典型的離子共存問題
(2)判斷離子不共存的理由
突破點三　溶液所含離子的綜合推斷
【典例3】　某興趣小組在課外活動中，對某溶液進行了多次檢測，其中三次檢測結果如下表所示，請回答：
檢測次數 溶液中檢測出的物質
第一次 KCl、K2SO4、Na2CO3、NaCl
第二次 KCl、BaCl2、Na2SO4、K2CO3
第三次 Na2SO4、KCl、K2CO3、NaCl
(1)三次檢測結果中第________次檢測結果不正確。
(2)在檢測時，為了確定溶液中是否存在硫酸根離子、碳酸根離子和氯離子(提示：Ag2SO4微溶于水)，該小組進行了如下操作：
第一步　向溶液中滴加過量的________(填化學式)溶液，其目的是檢驗CO并將其除去；
第二步　加入過量的Ba(NO3)2溶液，其目的是___________；
第三步　過濾，再向濾液中加入________(填化學式)溶液，發生反應的離子方程式為______________________。
[思路啟迪]　(1)切入點：離子推斷可以把實驗操作、離子反應、離子共存、離子檢驗、電荷守恒等知識綜合起來考查，是綜合性較強的題目。其一般解題思路：根據反應操作及反應現象判斷一定含有的離子―→根據離子共存判斷一定不含有的離子―→根據電荷守恒判斷含有的其他離子―→最后確定可能含有的離子。
(2)關鍵點：①所加試劑引入的離子對后續實驗的影響；②運用電荷守恒判斷溶液中含有的其他離子時要將定性與定量的方法相結合。
[解析]　(1)溶液中，BaCl2可分別與Na2SO4、K2CO3反應生成BaSO4、BaCO3沉淀，故第二次檢測結果不正確。(2)SO的檢驗可用硝酸鋇溶液，產生白色沉淀，CO可產生干擾，后面還要檢驗Cl－，故用硝酸檢驗CO并將其除去；Cl－的檢驗用硝酸銀溶液，產生白色沉淀，SO會對Cl－的檢驗產生干擾，故應先檢驗SO并將其除去。
[答案]　(1)二　(2)HNO3　檢驗SO，并將其除去　AgNO3　Ag＋＋Cl－===AgCl↓
規律總結
解答溶液中所含離子問題的“四項基本原則”
(1)肯定性原則：根據實驗現象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的離子(熟記幾種常見的有色離子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO、CrO、Cr2O)。
(2)互斥性原則：在肯定某些離子存在的同時，結合離子共存規律，否定一些離子的存在(要注意題目中的隱含條件，如酸性、堿性、指示劑的變化、水的電離情況等)。
(3)電中性原則：溶液呈電中性，溶液中一定既含有陽離子，又含有陰離子，且正電荷總數與負電荷總數相等(這一原則可幫助我們確定一些隱含的離子)。
(4)進出性原則：通常在實驗過程中使用，是指在實驗過程中生成的離子或引入的離子對后續實驗的干擾。
突破點四　氧化還原反應的規律及應用
【典例4】　根據下列反應判斷有關物質還原性由強到弱的順序是(　　)
H2SO3＋I2＋H2O===2HI＋H2SO4；
2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋2HCl＋I2；
3FeCl2＋4HNO3===2FeCl3＋NO↑＋2H2O＋Fe(NO3)3。
A．H2SO3>I－>Fe2＋>NO
B．I－>Fe2＋>H2SO3>NO
C．Fe2＋>I－>H2SO3>NO
D．NO>Fe2＋>H2SO3>I－
[思路啟迪]　(1)切入點：解此類題目時要注意該題考查物質的哪個性質。
(2)關鍵點：找準參與比較的物質，再進行比較。
[解析]　先確定各反應的還原劑(分別為H2SO3、HI、FeCl2)和還原產物(分別為HI、FeCl2、NO)，根據還原性：還原劑>還原產物，故有H2SO3>HI，HI>FeCl2，FeCl2>NO。
[答案]　A
規律總結
氧化還原反應的基本規律
(1)守恒規律
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，化合價升降總數相等，得失電子總數相等。
應用：計算和配平氧化還原反應方程式。
(2)強弱規律
相對較強氧化性的氧化劑跟較強還原性的還原劑反應，生成弱還原性的還原產物和弱氧化性的氧化產物。
應用：在適宜條件下，用氧化性較強的物質制備氧化性較弱的物質，或用還原性較強的物質制備還原性較弱的物質，亦可用于比較物質間氧化性或還原性的強弱。
(3)價態規律
元素處于最高價態，只有氧化性；元素處于最低價態，只有還原性；元素處于中間價態，既有氧化性又有還原性，但主要表現其中一種性質。
應用：判斷物質氧化性、還原性及反應的可能性。
(4)轉化規律
氧化還原反應中，以元素相鄰價態間的轉化最易；同種元素不同價態之間若發生反應，元素的化合價只靠近而不交叉；同種元素相鄰價態間不發生氧化還原反應。
應用：分析判斷氧化還原反應能否發生，元素化合價如何變化。
(5)難易規律
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；一種氧化劑同時和幾種還原劑相遇時，優先與還原性最強的還原劑發生反應；同理，一種還原劑遇到多種氧化劑時，與氧化性最強的氧化劑優先反應。
應用：判斷物質的穩定性及反應順序。
第二章 海水中的重要元素——鈉和氯
第一節 鈉及其化合物
第一課時　活潑的金屬單質——鈉
知識點一鈉
1.鈉與氧氣的反應
(1)實驗探究
(2)金屬鈉露置于空氣中的主要變化
金屬鈉長期露置于空氣中最終完全轉變為Na2CO3粉末，此過程中的主要變化與現象有：
發生的主要變化的化學方程式為
①4Na＋O2===2Na2O；
②Na2O＋H2O===2NaOH；
④2NaOH＋CO2===Na2CO3＋H2O，
Na2CO3＋10H2O===Na2CO3·10H2O；
⑤Na2CO3·10H2O===Na2CO3＋10H2O。
2．鈉與水的反應
(1)實驗探究
(2)鈉與水、酸溶液、堿溶液和鹽溶液的反應
①鈉與水的反應
化學方程式：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑，還原劑：Na，氧化劑：H2O。
②鈉與酸溶液的反應
a．鈉與酸溶液反應時先與酸反應生成H2。
b．如果鈉過量，鈉把酸消耗盡之后，再與水反應。
③鈉與堿溶液的反應實質就是鈉與水的反應。
④鈉與鹽溶液的反應
鈉與鹽溶液反應時，首先與水反應生成NaOH，然后NaOH與鹽發生復分解反應(若氫氧化鈉不與鹽反應，則只有鈉與水的反應)。例如：
a．Na與Fe2(SO4)3溶液的反應
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑，
6NaOH＋Fe2(SO4)3===2Fe(OH)3↓＋3Na2SO4。
b．Na與K2SO4溶液的反應
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑(僅此一步反應)。
3．結合實驗探究總結金屬鈉的物理性質
狀態 顏色 硬度 密度 熔點
固態 銀白色 質軟 ρ(煤油)<ρ(鈉)<ρ(水) <100℃
4.金屬鈉的保存
鈉的化學性質非常活潑，所以自然界不存在游離態的鈉；在實驗室里，金屬鈉保存在煤油或石蠟里。
【典例】　將一塊銀白色的金屬鈉放在空氣中會發生一系列的變化，下列有關敘述正確的是(　　)
A．表面迅速變暗是因為鈉與空氣中的氧氣反應生成了過氧化鈉
B．表面“出汗”是因為生成的氫氧化鈉吸收空氣中的CO2在表面形成了溶液
C．最后變成碳酸鈉粉末
D．該過程的所有化學反應均為氧化還原反應
[思路啟迪]　解決此題的關鍵是掌握鈉暴露在空氣中所發生的一系列反應及其反應類型。
[解析]　鈉露置在空氣中迅速變暗，是因為Na與O2反應生成了Na2O，Na2O與水反應生成NaOH，NaOH又吸收空氣中的H2O和CO2，生成Na2CO3·10H2O，Na2CO3·10H2O逐漸風化脫水，最后變成Na2CO3粉末，只有鈉與氧氣的反應是氧化還原反應，其他反應不屬于氧化還原反應，故只有C項正確。
[答案]　C
第二課時　鈉的幾種化合物　焰色試驗
知識點一氧化鈉和過氧化鈉
1.氧化鈉與過氧化鈉的比較
注：(1)Na2O是堿性氧化物，Na2O2是非堿性氧化物。(因其與酸反應時除生成鹽和水外，還有O2生成)。
(2)Na2O2中陰離子是O，陰、陽離子個數比是1∶2而不是1∶1。
(3)Na2O2中氧元素的化合價是－1價，Na2O中氧元素的化合價是－2價，Na2O2與水、CO2反應中，Na2O2既是氧化劑又是還原劑。
(4)Na2O2具有強氧化性，可以使有機色素褪色而呈現漂白性。
(5)Na2O2與其他物質反應時不一定都產生O2，如：Na2O2＋SO2===Na2SO4。
2．Na2O2與H2O、CO2的反應
(1)實驗探究
反應原理：
寫出過氧化鈉與水反應的化學方程式(用雙線橋法標出電子轉移的方向和數目)；
氧化劑是Na2O2，還原劑是Na2O2。
(2)Na2O2與H2O、CO2反應的先后順序
2H2O＋2Na2O2===4NaOH＋O2↑；
CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O；
總式為2CO2＋2Na2O2===2Na2CO3＋O2。
所以一定量的Na2O2與一定量CO2和H2O(g)的混合物的反應，可視為Na2O2先與CO2反應，待CO2反應完全后，Na2O2再與H2O(g)發生反應。
【典例1】　CO和H2的混合氣體21.2 g，與足量O2反應后，通過足量Na2O2，固體質量增加(　　)
A．21.2 g　　　　　　　 B．14 g
C．6.78 g D．不能確定
[思路啟迪]　解答本題的關鍵是掌握過氧化鈉與CO2、H2O反應的本質，尤其是要注意固體實際增重的來源。
[解析]　已知有關反應：2H2＋O22H2O,2CO＋O22CO2,2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑，2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2。
將上述化學方程式合并可得：Na2O2＋H2===2NaOH，Na2O2＋CO===Na2CO3即反應結果相當于CO、H2恰好被Na2O2吸收，固體增加的質量就是CO和H2的總質量。
[答案]　A
規律總結
CO2、H2O與Na2CO3固體發生反應，會使固體質量增加，其增重質量相當于CO2中的CO、H2O中H2的質量。
知識點二Na2CO3和NaHCO3
1.實驗探究
(1)碳酸鈉、碳酸氫鈉的水溶性及酸堿性探究
①按表中要求完成各步實驗，將其實驗現象填入下表：
②實驗結論
a．碳酸鈉易與水結合形成晶體，并放出熱量。
b．水溶性：Na2CO3和NaHCO3都能溶于水，溶解度大小比較：Na2CO3溶解度大于NaHCO3。
c．水溶液酸堿性：Na2CO3、NaHCO3水溶液都呈堿性。
(2)碳酸鈉和碳酸氫鈉的熱穩定性比較
①利用下圖裝置探究碳酸鈉和碳酸氫鈉的熱穩定性，其中小試管內有沾有白色無水硫酸銅粉末的棉花球。
點燃酒精燈加熱，能觀察到的實驗現象是小試管中棉花球變藍色，B燒杯中澄清石灰水變渾濁，A中有少量氣泡冒出，A燒杯中澄清石灰水不變渾濁。
②實驗結論：Na2CO3受熱不分解；NaHCO3受熱易分解，生成物中含有CO2和H2O。由此可知，Na2CO3的熱穩定性比NaHCO3強。
(3)碳酸鈉、碳酸氫鈉與鹽酸的反應
①按圖中要求完成實驗：在兩支試管中分別加入3 mL稀鹽酸，將兩個各裝有少量等質量的Na2CO3、NaHCO3粉末的小氣球分別套在兩支試管口。將氣球內的Na2CO3和NaHCO3同時倒入試管中。觀察到的實驗現象是兩個氣球體積均膨脹；碳酸氫鈉與鹽酸混合比碳酸鈉與鹽酸混合氣球膨脹得快且大。
②實驗結論：碳酸氫鈉與鹽酸反應產生氣體比碳酸鈉與鹽酸反應產生氣體劇烈得多。
③碳酸鈉與鹽酸反應的化學方程式是Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋CO2↑，離子方程式是CO＋2H＋===H2O＋CO2↑；碳酸氫鈉與鹽酸反應的化學方程式是NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑，離子方程式是HCO＋H＋===H2O＋CO2↑。
2．碳酸鈉與碳酸氫鈉的性質比較
注：(1)NaHCO3固體受熱易分解，但在溶液中NaHCO3受熱不分解。
(2)碳酸鈉和碳酸氫鈉都與氫氧化鈣溶液反應產生白色沉淀，故無法使用氫氧化鈣溶液鑒別兩者。
(3)碳酸氫鈉與鹽酸反應的離子方程式中HCO不能拆開寫，因為HCO屬于弱酸酸式酸根。
(4)CO2中混有HCl時，可將氣體通過盛飽和碳酸氫鈉溶液的洗氣瓶而非飽和碳酸鈉溶液。
(5)Na2CO3溶液中逐滴加入鹽酸時，反應分兩步進行。
先：Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl　無氣體產生
后：NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑　有氣體產生
3．鑒別方法及原理
4．Na2CO3與NaHCO3的除雜
混合物(括號內的為雜質) 除雜方法或所用試劑
Na2CO3固體(NaHCO3) 加熱
NaHCO3溶液(Na2CO3) 通入足量CO2
Na2CO3溶液(NaHCO3) 加入適量的NaOH溶液
【典例2】　有兩試管分別裝有Na2CO3和NaHCO3溶液，下列操作或判斷正確的是(　　)
選項 操作 判斷
A 分別加入澄清石灰水 產生沉淀者為Na2CO3
B 分別加入等濃度的稀鹽酸 反應較劇烈者為Na2CO3
C 分別加入CaCl2溶液 產生沉淀者為Na2CO3
D 逐滴加入等濃度的鹽酸 立即產生氣泡者為Na2CO3
[思路啟迪]　解決該問題時要準確區分CO與HCO的性質差異，尤其要注意HCO遇堿溶液(HCO＋OH－===CO＋H2O)可轉化為CO，以及Na2CO3與鹽酸互滴時反應現象的不同點。
[解析]　A項中發生的反應分別為Na2CO3＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2NaOH,2NaHCO3＋Ca(OH)2===
CaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O，兩者現象相同均產生白色沉淀；B項滴加等濃度的稀鹽酸時，NaHCO3溶液反應更劇烈；C項Na2CO3與CaCl2發生反應：Na2CO3＋CaCl2===CaCO3↓＋2NaCl，產生白色沉淀，NaHCO3與CaCl2不反應；D項逐滴加入鹽酸時，NaHCO3立即產生氣泡，Na2CO3開始無氣泡產生，過一會兒才產生氣泡。
[答案]　C
規律總結
Na2CO3溶液與鹽酸互滴時反應現象的不同點
(1)向鹽酸中逐滴加入Na2CO3溶液(開始時酸過量)
2HCl＋Na2CO3===2NaCl＋CO2↑＋H2O
現象：立即產生大量的氣泡。
(2)向Na2CO3溶液中逐滴加入鹽酸(開始時酸不足)
HCl＋Na2CO3===NaCl＋NaHCO3
HCl＋NaHCO3===NaCl＋CO2↑＋H2O
現象：剛開始無氣泡產生，鹽酸滴加到一定量后，有氣泡產生。
結論：不同的滴加順序產生不同的現象，這也是不用其他試劑就可鑒別Na2CO3溶液和鹽酸的原理。
知識點三焰色試驗
1.焰色試驗是部分金屬元素的性質，無論是單質還是化合物，只要含有該元素，就具有該性質。
2．焰色試驗與氣體物質燃燒時產生的各色火焰有本質的區別。焰色試驗是金屬的原子或離子的外圍電子被激發躍遷而產生各種焰色光的過程，為物理變化。
3．觀察鉀元素的焰色反應時，要透過藍色的鈷玻璃，目的是濾去黃色的光，避免少量的鈉元素對鑒別鉀元素的干擾。
【典例3】　某物質灼燒時焰色試驗為黃色，下列判斷正確的是(　　)
A．該物質一定是鈉的化合物
B．該物質一定含鈉元素
C．該物質一定是金屬鈉
D．該物質中一定含鈉離子
[思路啟迪]　解決有關焰色試驗問題時要熟練掌握并記憶焰色試驗是部分金屬元素的性質，只要含有鈉元素焰色均為黃色。
[解析]　焰色試驗是鈉元素的性質，單質鈉和鈉的化合物的焰色試驗為黃色，故B正確。
[答案]　B
規律總結
(1)焰色試驗是元素的性質，不是單質或某種化合物的性質。
(2)焰色試驗屬于物理變化，而不是化學變化。
第二節 氯及其化合物
第一課時　氯氣的性質
知識點一氯氣的性質
1.Cl2的物理性質
(1)氯氣在通常條件下呈黃綠色，是一種有強烈刺激性氣味的有毒氣體。25℃時，1體積水可溶解約2體積氯氣。
(2)氯氣易液化，在低溫和加壓的條件下可以轉變為液態和固態，二者都是純凈物。
(3)氯氣的密度比空氣密度大，實驗室制取的氯氣可用向上排空氣法收集。
2．Cl2的化學性質
(1)與金屬單質的反應
氯氣具有很強的氧化性，能與大多數金屬反應，把變價金屬(如Fe、Cu)氧化到最高價態(FeCl3、CuCl2)。
(2)與非金屬單質反應
Cl2除了能與H2化合，還可跟P、S、C等非金屬直接化合，都體現了Cl2的氧化性。
注：(1)燃燒是指發熱發光的劇烈的化學反應。它強調的是：①發光時也要發熱；②反應劇烈；③實質是劇烈的氧化還原反應；④不一定要有氧氣的參加。
(2)描述現象時，固體小顆粒，分散在空氣中形成煙；液體小液滴，分散在空氣中形成霧。
(3)與還原性物質的反應
Cl2與FeCl2溶液反應：Cl2＋2FeCl2===2FeCl3；
Cl2與KI溶液反應：Cl2＋2KI===2KCl＋I2；
Cl2與SO2的水溶液反應：Cl2＋SO2＋2H2O===2HCl＋H2SO4。
【典例1】　下列氯化物既可由金屬和氯氣直接反應制得，也可由金屬和鹽酸反應制得的是(　　)
A．CuCl2　　　B．FeCl3　　　C．FeCl2　　　D．AlCl3
[思路啟迪]　解決金屬氯化物制備時，要抓住以下兩點：(1)Cl2是非常活潑的非金屬單質，具有強氧化性，變價金屬與Cl2反應生成高價態氯化物。
(2)鹽酸是非氧化性酸，與變價金屬反應生成低價態氯化物。
[解析]　Cu和氯氣直接化合制得CuCl2，但Cu與鹽酸不反應，與題意不符，故A錯誤；Fe和氯氣直接化合制得FeCl3，Fe與稀鹽酸反應生成FeCl2，與題意不符，故B錯誤；Fe和氯氣直接化合制得FeCl3，得不到FeCl2，與題意不符，故C錯誤；Al和氯氣直接化合制得AlCl3，且Al與鹽酸反應制得AlCl3，與題意相符，故D正確；故選D。
[答案]　D
規律總結
(1)氯氣與金屬反應時表現出強氧化性，與變價金屬(如Fe)反應時得到FeCl3；氯氣不但能與活潑金屬反應，也能與某些不活潑金屬發生反應。
(2)只有活潑金屬才能與鹽酸發生反應，生成對應的氯化物和H2。
知識點二氯水及其性質
1.氯氣與水反應的原理
(1)氯氣與水反應的化學方程式：Cl2＋H2OHCl＋HClO。
離子方程式為Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO。
(2)氯水中的成分
“三分子”是：H2O、Cl2、HClO。
“四離子”是：H＋、OH－、Cl－、ClO－。
2．氯水性質的多樣性
在氯水中含有多種微粒，因此在與不同物質發生反應時，表現出不同微粒的性質，現列表如下：
3.次氯酸(HClO)的性質與應用
(1)次氯酸的三大性質
(2)次氯酸的漂白作用
4．新制氯水、久置氯水、液氯的比較
【典例2】　下列對氯水的描述正確的是(　　)
A．氯水中不含氯氣分子，因此沒有顏色
B．向氯水中滴加紫色石蕊試液，溶液會先變紅后褪為無色
C．向氯水中加入硝酸銀溶液會產生淡黃色沉淀
D．由于次氯酸很穩定，因此氯水長時間保存也不會變質
[思路啟迪]　解答有關氯水性質問題的關鍵是清楚氯水中的各成分及其性質：Cl2決定了氯水的顏色，HClO決定了氯水的漂白性和不穩定性，H＋決定了氯水的酸性，Cl－遇Ag＋會生成白色沉淀AgCl。
[解析]　氯水中含有未反應的氯氣分子，因此氯水呈淺黃綠色，故A錯誤；氯水中含有HCl和次氯酸，向氯水中滴加紫色石蕊試液，溶液會先變紅，后褪為無色，故B正確；向氯水中加入硝酸銀溶液會產生白色沉淀，故C錯誤；由于次氯酸很不穩定，因此氯水很容易變質，故D錯誤。
[答案]　B
規律總結
氯水成分的多樣性決定了其性質的多重性：
知識點三漂白粉及其性質
1.反應原理
(1)與NaOH反應——制漂白液
化學方程式：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。漂白液的有效成分為NaClO。
(2)與石灰乳Ca(OH)2反應——制漂白粉
化學方程式：2Cl2＋2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。
漂白粉的成分為Ca(ClO)2、CaCl2，有效成分是Ca(ClO)2。
2．漂白粉的漂白原理：漂白液、漂白粉的漂白、消毒原理相同，都是在酸性條件下生成具有漂白、消毒作用的次氯酸(HClO)。
Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO(家用漂白、消毒)
Ca(ClO)2＋2HCl===CaCl2＋2HClO(工業漂白)
3．漂白粉長期露置于空氣中，最終會生成CaCl2而失效，其反應原理為
Ca(ClO)2＋H2O＋CO2===CaCO3↓＋2HClO
2HClO2HCl＋O2↑
CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑
【典例3】　在抗震救災中要用大量漂白粉和漂白液殺菌消毒，下列說法正確的是(　　)
A．漂白粉是純凈物，漂白液是混合物
B．漂白粉的有效成分是Ca(ClO)2、CaCl2
C．工業上將氯氣通入澄清石灰水中制取漂白粉
D．使用漂白粉漂白衣物時讓衣物在漂白粉溶液中浸泡一段時間是為了讓漂白粉與水及空氣中的二氧化碳充分反應生成次氯酸
[思路啟迪]　此題是考查各類漂白劑的制備原理及成分，漂白液是Cl2與NaOH溶液反應生成的混合物，其有效成分為NaClO；漂白粉是Cl2與石灰乳Ca(OH)2反應生成的混合物，其有效成分為次氯酸鈣Ca(ClO)2。
[解析]　因漂白粉的主要成分是氯化鈣和次氯酸鈣，是混合物；漂白液的主要成分是氯化鈉和次氯酸鈉，是混合物，故A錯誤；因漂白粉的主要成分：氯化鈣和次氯酸鈣，有效成分是次氯酸鈣，所以B選項是錯誤的；因為澄清石灰水中氫氧化鈣濃度太低成本較高，工業上通常用石灰乳與氯氣反應制取漂白粉，故C錯誤；利用HClO的酸性弱于碳酸，浸泡一段時間，讓CO2、H2O與Ca(ClO)2反應生成HClO，D項正確。
[答案]　D
規律總結
漂白液有效成分為次氯酸鈉(NaClO)；漂白粉有效成分為次氯酸鈣[Ca(ClO)2]，含有效氯約為35%；漂粉精有效成分為次氯酸鈣[Ca(ClO)2]，含有效氯約為70%。
第二課時　氯氣的實驗室制法　氯離子的檢驗
知識點一氯氣的制備
1.試劑的選擇
選取試劑的主要依據是制取氣體的性質。氯氣具有強氧化性，常用氧化其Cl－的方法來制取，因此要選用含有Cl－的物質(如鹽酸)和具有強氧化性的物質(如MnO2、KMnO4、KClO3等)來制取。如
MnO2＋4HCl(濃)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O
2．發生裝置
選取發生裝置的依據是制取氣體所用試劑的狀態和反應條件(加熱與否)。以此分析可知，實驗室制取氯氣是加熱固體與液體的混合物，所以應選用固液加熱制氣發生裝置。如圖所示：
3．收集方法
選用收集方法的主要依據是氣體的密度和水溶性。因為氯氣能溶于水，密度比空氣大，所以收集氯氣時，不能用排水法，應該用向上排空氣法。Cl2在飽和食鹽水中的溶解度較小，也可用排飽和食鹽水法收集Cl2。
4．干燥劑的選擇
選擇氣體干燥劑的主要依據是被干燥氣體不能與干燥劑反應。如氯氣能與堿反應，所以不能用堿石灰進行干燥，常用濃硫酸、五氧化二磷等進行干燥。
5．吸收裝置
氯氣有毒，實驗室制取氯氣時應在密閉系統或通風櫥中進行，通常在收集裝置的后面連接盛有NaOH溶液的吸收裝置。
6．驗滿
常用濕潤的淀粉KI試紙或濕潤的藍色石蕊試紙檢驗Cl2。方法是將濕潤的淀粉KI試紙靠近集氣瓶瓶口，試紙變藍，或將濕潤的藍色石蕊試紙靠近集氣瓶瓶口，試紙先變紅后褪色，則可證明Cl2已收集滿。
【典例1】　在實驗室中用二氧化錳跟濃鹽酸反應制備干燥純凈的氯氣。進行此實驗，所用儀器如圖：
(1)連接上述儀器的正確順序(填各接口處的字母)：
________接________；________接________；________接________；________接________。
(2)裝置中，飽和食鹽水的作用是__________________________；
NaOH溶液的作用是__________________________。
(3)化學實驗中常用濕潤的淀粉－KI試紙檢驗是否有Cl2產生。如果有Cl2產生，可觀察到________，反應化學方程式為__________。
(4)寫出下列化學反應的化學方程式：
①氣體發生裝置中進行的反應：_____________________________________________。
②NaOH溶液中發生的反應：_______________________________________________。
[思路啟迪]　分析制備實驗題目時，首先要掌握氣體制備的流程：發生裝置→凈化裝置→→尾氣吸收裝置；其次要根據反應原理和氣體的性質分析實驗裝置各部分的作用，并根據題干信息及要求對實驗進行改進和優化。
[解析]　(1)按照制備氣體的“反應裝置→凈化裝置→收集裝置→尾氣處理裝置”的順序可確定儀器連接的正確順序。
(2)上述裝置中飽和食鹽水的作用是除去Cl2中的HCl雜質；濃H2SO4的作用是除去Cl2中的水分；NaOH溶液的作用是吸收過量的Cl2。
(3)濕潤的淀粉－KI試紙遇Cl2時發生反應：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，I2遇淀粉變藍。
[答案]　(1)E　C　D　A　B　H　G　F
(2)除去氯氣中的HCl雜質　吸收過量的氯氣
(3)試紙變藍　2KI＋Cl2===2KCl＋I2
(4)①MnO2＋4HCl(濃)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
②2NaOH＋Cl2===NaCl＋NaClO＋H2O
規律總結
知識點二Cl－的檢驗
1.實驗探究
在3支試管中分別加入2～3 mL稀鹽酸、NaCl溶液、Na2CO3溶液，然后各滴入幾滴AgNO3溶液，再分別加入少量稀硝酸，觀察現象，如下表所示：
2．檢驗Cl－的方法
【典例2】　檢驗某未知溶液中是否含有氯離子(Cl－)，正確的操作是(　　)
A．向未知溶液中加入AgNO3溶液，有白色沉淀產生
B．向未知溶液中加入AgNO3溶液，有白色沉淀產生，加入鹽酸，沉淀不消失
C．向未知溶液中加入稀硝酸酸化后，再加入AgNO3溶液，有白色沉淀產生
D．向未知溶液中加入稀鹽酸酸化后，再加入AgNO3溶液，有白色沉淀產生
[思路啟迪]　Cl－檢驗時，首先要排除雜質離子的干擾，其次要注意加入試劑的順序：先滴加AgNO3溶液后滴加少量稀HNO3，或滴加用稀HNO3酸化的AgNO3溶液。
[解析]　A操作不正確，它不能排除CO等的干擾；B操作不正確，因為Ag2CO3跟HCl反應時，生成的AgCl仍是白色沉淀；D操作不正確，用鹽酸酸化，加入了Cl－。
[答案]　C
規律總結
解氯離子檢驗類題的注意事項
(1)加入稀硝酸的目的是排除其他與Ag＋反應產生白色沉淀的離子(如CO、SO)的干擾。
(2)不能用稀鹽酸酸化，因為會引入Cl－。
(3)如果SO、CO和Cl－可能同時存在，可以先檢驗SO是否存在[用Ba(NO3)2溶液]，然后再檢驗CO和Cl－是否存在。
第三節 物質的量
第一課時　物質的量
知識點一物質的量
1.物質的量及其單位
(1)物質的量是表示含有一定數目粒子的集合體的物理量，用符號n表示。
(2)物質的量的單位——摩爾(mol)。
(3)計量標準：1 mol任何粒子集合體所含粒子數目與0.012 kg12C中所含的原子數相同，約為6.02×1023。
2．阿伏加德羅常數——“三量”
(1)基準量：0.012 kg12C中所含的碳原子數。
(2)準確量：是一個物理量，用NA表示，單位是mol－1。
(3)近似量：6.02×1023 mol－1。
注意：(1)使用物質的量時，必須指明微粒的種類，表述要確切。
如：“1 mol O”表示1 mol氧原子，“1 mol O2”表示1 mol氧分子，“1 mol O2－”表示1 mol氧離子，而不能說“1 mol氧”。因為“氧”是元素名稱，而不是微粒名稱。
(2)用“摩爾”可以計量所有的微觀粒子(包括原子、分子、離子、質子、中子、電子、原子團等)，但不能表示宏觀物質，如不能說“1 mol大米”。
(3)NA指1 mol任何微粒的微粒數，一定要明確指出是何種微粒，如1 mol CH4含有的分子數為NA，原子總數為5NA。
(4)涉及稀有氣體時要注意He、Ne、Ar為單原子分子，O2、N2、H2等為雙原子分子，臭氧(O3)為三原子分子等。
【典例1】　下列說法中正確的是(　　)
A．1 mol任何物質都約含有6.02×1023個原子
B．阿伏加德羅常數個粒子的集合體就是1 mol,0.012 kg12C中約含有6.02×1023個12C
C．摩爾是一個基本物理量
D．1 mol水中含有2 mol氫和1 mol氧
[思路啟迪]　抓準“n”“mol”的概念中的關鍵點和適用對象，掌握規范的表達方法。
[解析]　物質不都是由原子構成的，構成物質的粒子還可能為分子、離子等，且1 mol任何物質都約含有6.02×1023個粒子，如1 mol O2中約含有6.02×1023個氧分子，約含有2×6.02×1023個氧原子，A項錯誤；根據規定，1 mol粒子集合體所含的粒子數與0.012 kg12C中所含的碳原子數相同，即阿伏加德羅常數個，約為6.02×1023個，B項正確；物質的量是基本物理量，摩爾是它的單位，C項錯誤；在使用摩爾作為物質的量的單位時，必須指明粒子的種類，表示水的組成時，應為1 mol水中含有2 mol氫原子和1 mol氧原子，D項錯誤。
[答案]　B
規律總結
(1)粒子集合體中的“粒子”指微觀粒子，包括分子、原子、離子、原子團、電子、質子、中子等，不指宏觀物體。
(2)某微粒的物質的量，用“n(微粒符號)”表示。例如：n(O2)、n(H2O)、n(Na＋)等。
(3)表述微觀粒子的物質的量時，必須指明微觀粒子的種類，例如：1 mol H、1 mol H2或1 mol H＋都正確；但1 mol氫因為未指明微觀粒子種類而錯誤。
(4)根據摩爾的基準規定，0.012 kg12C中所含的碳原子數就是1 mol，即摩爾這個單位是以0.012 kg12C中所含碳原子的個數為標準，來衡量其他物質中所含微粒數目的多少。
知識點二摩爾質量
1.概念：單位物質的量的物質所具有的質量，符號：M，單位：g·mol－1。
2．數值：當微粒的摩爾質量以g·mol－1為單位時，在數值上等于該微粒的相對分子(或原子)質量。
3．關系：物質的量(n)、物質的質量(m)與摩爾質量(M)之間存在的關系為n＝m/M。
4．摩爾質量的計算方法
(1)M＝。
(2)Mr＝，M＝Mr(g·mol－1)(確定化學式)。
(3)M＝m(粒子)·NA。
(4)＝M1·n1%＋M2·n2%＋M3·n3%＋…(其中n1%、n2%…表示物質的量的分數)＝。
(5)M1＝D×M2(D為相對密度)
注意：(1)質量的單位是g，摩爾質量的單位是g/mol，相對原子(分子)質量的單位是1，進行概念辨析時要注意相應的單位。
(2)對具體的物質而言，其摩爾質量是確定的，不隨物質的量的變化而變化，也不隨物質狀態的變化而變化。
【典例2】　下列說法正確的是(　　)
A．NaOH的摩爾質量為40 g
B．1 mol O2的質量與它的相對分子質量相等
C．1 mol OH－的質量為17 g·mol－1
D．氖氣的摩爾質量(單位為g·mol－1)在數值上等于它的相對原子質量
[思路啟迪]　注意區分摩爾質量(M)與1 mol物質的質量(m)以及物質的相對分子質量(Mr)的關系：即數值近似相等但單位不同。
[解析]　摩爾質量單位是g·mol－1，A錯誤；質量與相對原子質量單位不同，B錯誤；質量單位為g，C錯誤；物質的摩爾質量以g·mol－1為單位時，在數值上與它的相對分子質量或相對原子質量相等，D正確。
[答案]　D
規律總結
(1)質量單位是g。
(2)摩爾質量單位是g·mol－1。
(3)以g·mol－1為單位時，摩爾質量在數值上與相對分子質量相等，而與物質的量多少無關。
知識點三以物質的量為核心的定量計算
　n、m、M、N、NA之間的關系：＝n＝。
注意：
(1)n＝
(2)n＝
(3)＝
【典例3】　下列有關阿伏加德羅常數(NA)的說法錯誤的是(　　)
A．32 g O2所含的原子數目為NA
B．0.5 mol H2O含有的原子數目為1.5NA
C．1 mol H2O含有的H2O分子數目為NA
D．0.5NA個氯氣分子的物質的量是0.5 mol
[思路啟迪]　解答有關微粒數目比較類題目時要留心“陷阱”，要在認真審題的基礎上利用自己掌握的概念仔細分析、比較，尤其要注意物質的組成及計算的對象，正確解答。
[解析]　32 g O2為1 mol，氧原子數為2NA，A錯誤；0.5 mol H2O中原子數為0.5×3×NA，B正確；1 mol H2O中含有H2O分子數為NA，C正確；0.5NA個Cl2分子的物質的量為0.5 mol，D正確。
[答案]　A
規律總結
根據兩公式n＝，n＝進行計算時，首先要找到其核心物理量——物質的量，其次根據題目要求解其他物理量。
第二課時　氣體摩爾體積
知識點一氣體摩爾體積
1.影響氣體體積的因素
(1)粒子間的距離只受溫度和壓強的影響(即同溫同壓下任何氣體粒子間的距離是相等的)。
(2)同溫同壓下，相同粒子數目的任何氣體都含有相同體積。
2．氣體摩爾體積
(1)定義
單位物質的量的氣體所占的體積，符號：Vm，單位：L·mol－1或L/mol。
(2)特例
標準狀況下的1 mol任何氣體所占的體積約為22.4 L。
①標準狀況：溫度為0℃，壓強為101 kPa。
②氣體摩爾體積：約為22.4 L/mol。
注意：(1)氣體摩爾體積只適用于氣態物質，對于固態物質和液態物質來講是不適用的，氣體可以為相互不反應的混合氣體。
(2)氣體摩爾體積與氣體的種類無關。
(3)氣體摩爾體積并不都約等于22.4 L·mol－1,22.4 L·mol－1只是氣體摩爾體積在標準狀況下的一個特例。
(4)氣體摩爾體積受溫度和壓強的影響，若溫度和壓強保持一定，那么氣體摩爾體積也保持不變。
(5)同溫同壓下，氣體的體積只由氣體的分子數決定。
3．標準狀況下氣體體積的計算
①氣體的物質的量n＝；
②氣體的分子數N＝n·NA＝·NA；
③氣體的質量m＝n·M＝·M；
④氣體的密度ρ＝＝＝；
⑤氣體的摩爾質量M＝Vm·ρ＝ρ×22.4 L/mol(標準狀況)。
4．摩爾質量M的常用計算方法
(1)根據物質的質量(m)和物質的量(n)：M＝。
(2)根據一個粒子的質量(m)和阿伏加德羅常數(NA)：M＝NA·m。
(3)MMr(相對原子質量)＝。
(4)根據標準狀況下氣體的密度ρ：M＝ρ×22.4 L·mol－1。
(5)根據氣體的相對密度(D＝ρ1/ρ2)：＝D。
【典例1】　設NA表示阿伏加德羅常數的值，下列敘述中正確的是(　　)
A．常溫常壓下，11.2 L CO2所含的原子數為1.5NA
B．常溫常壓下，48 g O3含有的氧原子數為3NA
C．標準狀況下，22.4 L H2O所含分子數為NA
D．標準狀況下，22.4 L H2所含原子數為NA
[思路啟迪]　涉及Vm≈22.4 L·mol－1的問題時，先看條件是否為標準狀況，再看研究對象在標準狀況下是否是氣體，最后利用公式進行定量計算。
[解析]　常溫、常壓(非標準狀況)下11.2 L CO2的物質的量不是0.5 mol，所含原子數不是1.5NA；48 g O3的物質的量為1 mol，所含氧原子數為3NA；標準狀況下H2O為液態，不能應用氣體摩爾體積計算其物質的量；標準狀況下22.4 L H2的物質的量為1 mol，所含氫原子數為2NA。
[答案]　B
規律總結
使用“22.4 L·mol－1”要“三看”
(1)看所處條件：必須為標準狀況。非標準狀況下，1 mol氣體的體積不一定是22.4 L。
(2)看物質狀態：必須為氣態。如標準狀況下水、酒精、四氯化碳等為非氣體物質。
(3)看數值單位：單位是L·mol－1，而不是L；數值“22.4”為近似值。
知識點二阿伏加德羅定律及推論
1.定律內容：同溫同壓下，相同體積的任何氣體都含有相同數目的粒子。
注意：(1)阿伏加德羅定律適用于任何氣體，包括混合氣體，不適用于非氣體；
(2)同溫、同壓、同體積、同分子數，共同存在，相互制約，且“三同定一同”；
(3)標準狀況下的氣體摩爾體積是阿伏加德羅定律的一個特例。
2．有關推論
(1)同溫同壓下，氣體的體積之比等于其物質的量之比；
(2)同溫同體積時，氣體的壓強之比等于其物質的量之比；
(3)同溫同壓下，氣體的密度之比等于其摩爾質量之比；
(4)同溫同壓下，同體積的任何氣體的質量之比等于其摩爾質量之比。
【典例2】　下列敘述正確的是(　　)
A．同溫同壓下，相同體積的物質，其物質的量必然相等
B．任何條件下，等物質的量的氧氣和一氧化碳所含的分子數必然相等
C．1 L一氧化碳氣體一定比1 L氧氣的質量小
D．同溫同壓下，等體積的物質所含的分子數一定相等
[思路啟迪]　熟練掌握阿伏加德羅定律的概念及適用對象，靈活運用相關推論和物理量間的相互轉化，得出結論。
[解析]　只有氣體物質才符合阿伏加德羅定律——在同溫同壓下，具有相同體積的氣體的物質的量相等。具有相同物質的量的兩種由分子構成的物質具有相同的分子數。因溫度、壓強不能確定，故1 L CO和1 L O2的物質的量大小也不能確定，即二者的質量大小無法比較。
[答案]　B
規律總結
(1)阿伏加德羅定律僅適用于氣體，可以是單一氣體，也可以是混合氣體。
(2)阿伏加德羅定律的條件是“三同”定“一同”，即同溫、同壓、同體積決定同分子數。
第三課時　物質的量濃度
知識點一物質的量濃度及相關計算
1.物質的量濃度
(1)在公式cB＝中
①溶質用物質的量表示，而不是質量。如給出的條件是溶質的質量或氣體的體積等，應根據有關公式換算為物質的量。
②V表示溶液的體積，而不是溶劑的體積，單位一般用“L”，也可用其他單位，但要注意單位的換算和統一。
(2)對于一定物質的量濃度的溶液來說，從中取出任意體積的溶液，物質的量濃度不變，但其中所含溶質的物質的量與所取體積有關。
(3)整體與部分的關系：如0.1 mol·L－1 AlCl3溶液中，c(Al3＋)＝0.1 mol·L－1，c(Cl－)＝0.3 mol·L－1。
(4)帶有結晶水的物質作為溶質時，其“物質的量”的計算：用帶有結晶水的物質的質量除以帶有結晶水的物質的摩爾質量。如a g膽礬(CuSO4·5H2O)溶于水得到V L溶液，其物質的量濃度為c(CuSO4)＝＝ mol·L－1。
2．物質的量濃度相關計算
(1)由溶液中溶質的質量或微粒數，計算物質的量濃度
①若已知溶質質量
(2)由標準狀況下氣體的體積計算其溶于水后物質的量濃度
①若已知溶液的體積
②若已知溶液的密度
假定氣體的摩爾質量為M g·mol－1，V L(標準狀況下)該氣體溶于1 L水中所得溶液的密度為ρ g·cm－3。
計算過程：
1)先計算溶質的物質的量：n＝ mol；
2)再計算溶液的體積：
V＝
＝×1×10－3 L·mL－1
＝ L；
3)后計算溶質的物質的量濃度：
c＝＝＝ mol·L－1。
(3)溶液的稀釋與混合
①稀釋時
溶質質量不變：m1w1＝m2w2；
溶質的物質的量不變：
c(濃)·V(濃)＝c(稀)·V(稀)。
②混合時：c(混)·V(混)＝c1V1＋c2V2。
(4)物質的量濃度與溶質質量分數之間的換算
cB＝＝＝＝(ρ以g·mL－1為單位)
(5)溶液中離子濃度的有關計算
①單一溶質溶液中溶質組成計算
根據組成規律求算：在溶液中，陰離子與陽離子濃度之比等于化學組成中陰、陽離子個數之比。
如K2SO4溶液中：c(K＋)＝2c(SO)＝2c(K2SO4)。
②混合溶液中電荷守恒計算
根據電荷守恒，溶質所有陽離子帶正電荷總數與陰離子帶負電荷總數相等。
如在Na2SO4、NaCl混合溶液中，c(Na＋)＝2c(SO)＋c(Cl－)，c(Na＋)、c(Cl－)分別為7 mol/L、3 mol/L，則c(SO)＝ mol/L＝2 mol/L。
【典例1】　(1)用14.2 g無水硫酸鈉配制成500 mL溶液，其物質的量濃度為________mol·L－1。
(2)若從中取出50 mL溶液，其物質的量濃度為________mol·L－1；溶質的質量為________g。
(3)若將這50 mL溶液用水稀釋到100 mL，所得溶液中Na＋的物質的量濃度為________mol·L－1，SO的物質的量濃度為________mol·L－1。
[思路啟迪]　熟練掌握物質的量濃度相關計算環節的計算要點，利用各物理量間的轉化進行計算。
[解析]　(1)n(Na2SO4)＝＝0.1 mol，
c(Na2SO4)＝＝0.2 mol·L－1。
(2)從中取出50 mL溶液，濃度仍為0.2 mol·L－1，溶質的質量為m＝n·M＝c·V·M＝0.2 mol·L－1×0.05 L×142 g·mol－1＝1.42 g。
(3)50 mL溶液用水稀釋到100 mL，據c(濃)·V(濃)＝c(稀)·V(稀)，溶液中Na2SO4物質的量濃度變為原來的，即0.1 mol·L－1，故溶液中Na＋的物質的量濃度為0.2 mol·L－1，SO的物質的量濃度為0.1 mol·L－1。
[答案]　(1)0.2　(2)0.2　1.42　(3)0.2　0.1
規律總結
(1)根據物質的量濃度的表達式cB＝，欲求cB，先求nB和V。
計算溶質的物質的量濃度的關鍵是從已知條件中找出溶質的物質的量(mol)和溶液的體積(L)，據此求出溶質的物質的量濃度cB。
(2)從溶液中取出部分溶液時，改變的是溶液體積，不變的是溶液的濃度。
(3)將溶液稀釋時始終保持不變的是溶質的物質的量nB。
知識點二一定物質的量濃度溶液的配制
1.容量瓶的結構與規格
2．容量瓶的使用和注意事項
(1)容量瓶的查漏方法
使用容量瓶的第一步操作是檢查是否漏水。
①關鍵詞：
注水→蓋塞→倒立→觀察→正立→旋180°→倒立→觀察。
②準確描述：
向容量瓶中注入一定量水，蓋好瓶塞。用食指摁住瓶塞，另一只手托住瓶底，把瓶倒立，觀察是否漏水。如不漏水，將瓶正立并將塞子旋轉180°后塞緊，再檢查是否漏水。如不漏水，該容量瓶才能使用。
(2)選擇容量瓶的原則——“大而近”原則
選擇容量瓶遵循“大而近”原則：所配溶液的體積等于或略小于容量瓶的容積。如：需用480 mL某溶液應選擇500 mL容量瓶來配制溶液。
3．溶液的配制步驟及儀器
4．溶液配制中的誤差分析
以配制100 mL 1.0 mol·L－1的NaCl溶液為例，判斷下列操作對溶液濃度的影響。
根據cB＝＝可知，MB(溶質的摩爾質量)為定值，實驗過程中不規范的操作會導致mB、V的值發生變化，從而使所配制溶液的物質的量濃度產生誤差。若實驗操作導致mB偏大，則cB偏大；若實驗操作導致V偏大，則cB偏小。
　仰視或俯視刻度線圖解
(1)仰視刻度線(圖1)。由于操作時是以刻度線為基準加水，液面超過刻度線，故加水量偏多，導致溶液體積偏大，濃度偏小。
(2)俯視刻度線(圖2)。與仰視刻度線恰好相反，液面低于刻度線，故加水量偏少，導致溶液體積偏小，濃度偏大。
【典例2】　實驗室配制500 mL 0.2 mol·L－1的Na2SO4溶液，實驗操作步驟有：
A．在天平上稱出14.2 g硫酸鈉固體，把它放在燒杯中，用適量蒸餾水使它完全溶解并冷卻至室溫；
B．把制得的溶液小心轉移至容量瓶中；
C．繼續向容量瓶中加蒸餾水至液面距刻度線1～2 cm處，改用膠頭滴管小心滴加蒸餾水至凹液面與刻度線相切；
D．用少量蒸餾水洗滌燒杯和玻璃棒2～3次，每次洗滌的液體都小心注入容量瓶，并輕輕振蕩；
E．將容量瓶瓶塞塞緊，充分搖勻。
請填寫下列空白：
(1)操作步驟的正確順序為________(填字母)。
(2)本實驗用到的基本儀器已有燒杯、天平(帶砝碼)、鑷子、玻璃棒，還缺少的儀器是________、________、________。
(3)下列情況會使所配溶液濃度偏高的是________(填字母)。
a．某同學觀察液面的情況如圖所示
b．沒有進行上述操作步驟D
c．加蒸餾水時，不慎超過了刻度線
d．砝碼上沾有雜質
e．容量瓶使用前內壁沾有水珠
[思路啟迪]　熟練掌握一定物質的量的濃度的配制步驟，尤其注意：容量瓶選取遵循“大而近”原則，且計算時要以選取容量瓶的體積進行計算。另外答題規范性方面注意：“V mL容量瓶”。
[解析]　(1)配制一定物質的量濃度溶液的步驟為計算、稱量、溶解、轉移、洗滌、定容、搖勻。
(2)配制一定物質的量濃度溶液使用的儀器有一定規格的容量瓶、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管、托盤天平、藥匙。
(3)根據c＝＝進行判斷。a.俯視使V減小，故使c偏高；b.未進行洗滌，使n減小，故使c偏低；c.V增大，故使c偏低；d.m增大，故使c偏高；e.無影響。
[答案]　(1)ABDCE
(2)藥匙　膠頭滴管　500 mL容量瓶　(3)ad
規律總結
(1)配制一定物質的量濃度溶液計算溶質的量時，固體溶質求質量，液體溶質求體積。
(2)選擇實驗儀器，要依據實驗的具體步驟。即要明確實驗的每一步操作是什么，所用的儀器是什么，有什么注意事項等，這樣就不會漏下儀器或選錯儀器了。
(3)進行誤差分析時要注意通過c＝結合題給條件判斷。
凡是使n增大的因素，使c偏大。
凡是使n減小的因素，使c偏小。
凡是使V增大的因素，使c偏小。
凡是使V減小的因素，使c偏大。
重點難點突破
突破點一　Na2O2的性質及應用
【典例1】　將O2、CH4、Na2O2置于密閉容器中，用電火花引燃，恰好完全反應，容器中無氣體剩余，由此得出原混合物中O2、CH4、Na2O2的質量之比為(　　)
A．1∶2∶6　　　　　　　 B．2∶1∶6
C．8∶8∶117 D．117∶4∶4
[思路啟迪]　(1)切入點：三種物質都恰好完全反應，容器內沒有氧氣剩余，則剩余固體為Na2CO3和NaOH。
(2)關鍵點：根據甲烷的組成可以知道生成的Na2CO3和NaOH物質的量之比為1∶4。
[解析]　
CH4＋O2→
6Na2O2＋2CH4＋O2===8NaOH＋2Na2CO3
6×78 2×16 32
117 g8 g8 g
[答案]　C
規律總結
(1)金屬與酸反應的定量規律(只考慮生成氫氣的情況)
①金屬與酸反應，金屬失去電子的物質的量等于酸得到電子的物質的量。
②1 mol a價金屬與足量酸反應，可生成 mol氫氣。
③當參加反應的金屬與產生氫氣的質量差相等時，則反應后兩溶液增加的質量相等。
④相同物質的量的金屬與足量的酸反應產生氫氣的量之比等于反應后對應金屬呈現的化合價之比。
⑤特別注意，在鈉等極活潑金屬與酸反應時，金屬過量時還會跟水反應產生氫氣。
(2)摩爾電子質量和平均摩爾電子質量
①摩爾電子質量：某物質在反應中轉移1 mol電子時該物質的質量，如Mg的摩爾電子質量為 g·mol－1＝12 g·mol－1，Al的摩爾電子質量為 g·mol－1＝9 g·mol－1。
②平均摩爾電子質量：兩種或兩種以上物質的混合物在反應中轉移1 mol電子時混合物的質量，如2 g金屬混合物生成2.24 L H2(標準狀況)，則平均摩爾電子質量為＝10 g·mol－1。
突破點二　碳酸鈉和碳酸氫鈉的鑒別
【典例2】　有兩支試管，分別裝有Na2CO3和NaHCO3溶液，下列方案中判斷正確的是(　　)
[思路啟迪]　(1)切入點：熟練掌握Na2CO3和NaHCO3的性質差異及常用的鑒別方法。
(2)關鍵點：HCO可以和OH－反應轉化為CO，所以NaHCO3與Ca(OH)2反應也可生成CaCO3↓；Na2CO3滴加鹽酸時分步進行的反應原理。
[解析]　Na2CO3、NaHCO3與Ca(OH)2反應均生成CaCO3↓，A項錯誤；Na2CO3、NaHCO3中加HCl、NaHCO3反應較劇烈；Na2CO3與HCl反應先生成NaHCO3和NaCl，B、D項錯誤；Na2CO3與CaCl2反應生成CaCO3↓，NaHCO3與CaCl2不反應，C項正確。
[答案]　C
規律總結
鑒別Na2CO3與NaHCO3常用的方法
(1)固體加熱，若有氣體產生，且該氣體能使澄清石灰水變渾濁，證明是NaHCO3。
(2)加CaCl2或BaCl2溶液，能產生白色沉淀的是Na2CO3。
(3)向其溶液中滴加鹽酸，均會產生氣泡，其中反應比較劇烈的是NaHCO3。
(4)測同物質的量濃度溶液的pH，pH較大的是Na2CO3。
突破點三　新制氯水成分和性質的多樣性
【典例3】　下列實驗現象，與新制氯水中的某些成分(括號內物質)沒有關系的是(　　)
A．將NaHCO3固體加入新制氯水，有無色氣泡產生(H＋)
B．新制氯水使紅色布條褪色(HCl)
C．向FeCl2溶液中滴加新制氯水，再滴加KSCN溶液，發現溶液呈紅色(Cl2)
D．向AgNO3溶液中滴加新制氯水，生成白色沉淀(Cl－)
[思路啟迪]　(1)切入點：熟練掌握氯水中各微粒成分。
(2)關鍵點：能靈活運用氯水中各成分的化學性質。
[解析]　A項，新制氯水中存在H＋，與NaHCO3反應產生CO2；B項，新制氯水能使紅色布條褪色是因為新制氯水中存在HClO，具有漂白作用；C項，新制氯水中存在Cl2，能夠將Fe2＋氧化為Fe3＋，故滴加KSCN溶液，溶液呈紅色；D項，新制氯水中存在Cl－，能與AgNO3溶液反應生成白色沉淀。
[答案]　B
規律總結
在不同反應中，新制氯水中起作用的成分不同：
突破點四　對阿伏加德羅定律及其推論的理解
【典例4】　NA表示阿伏加德羅常數的值，下列說法正確的是(　　)
A．在標準狀況下，11.2 L SO3含有的分子數為0.5NA
B．在常溫常壓下，22.4 L O2含有的原子數為2NA
C．在標準狀況下，11.2 L氬氣所含的原子數目為0.5NA
D．在同溫同壓下，相同體積的任何氣體單質所含的原子數相同
[思路啟迪]　(1)切入點：從條件、物質的狀態、分子的構成等入手分析。
(2)關鍵點：弄清物質的量、阿伏加德羅常數、摩爾質量、氣體摩爾體積等概念的辨析與應用以及與微觀粒子之間的關系。
[解析]　A項中，標準狀況下SO3是固體，而不是氣體，知道體積無法求出物質的量；B項是已知氣體在非標準狀況下的體積，不能直接用標準狀況下的氣體摩爾體積進行計算。故A、B選項錯誤。C項中，在標準狀況下，11.2 L氬氣為＝0.5 mol，氬氣為單原子分子，故所含原子的數目為0.5NA，C正確。D項，由阿伏加德羅定律知在同溫同壓時，相同體積的任何氣體單質所含的分子數相同，當氣體單質分子中所含原子數不同時，相同體積的上述氣體所含原子數就不相同，D錯誤。
[答案]　C
規律總結
阿伏加德羅定律的理解與應用
(1)阿伏加德羅定律的適用條件不僅僅是標準狀況，也可以是其他任何條件，只要物質的存在狀態是氣態即可。
(2)同溫、同壓、同體積和同分子數，共同存在，相互制約，只要“三同”成立，第四“同”必定成立。
(3)注意分析分子的構成。如Ar是單原子分子，O2是雙原子分子，O3是三原子分子。
第三章 鐵金屬材料
第一節 鐵及其化合物
第一課時　鐵的單質
知識點鐵
1.鐵的性質
(1)物理性質
色澤 導電性 導熱性 延展性 特性
銀白色，有金屬光澤 良好 良好 良好 能被磁鐵吸引
(2)化學性質
Fe只有還原性，可以被氧化成Fe2＋或Fe3＋。
①FeFe2＋
②Fe―→Fe3O4
③FeFe3＋
2Fe＋3X22FeX3(X代表F、Cl、Br)
Fe常溫下被濃H2SO4、濃硝酸鈍化，但加熱條件下可被氧化為Fe3＋。
2．鐵的冶煉
(1)設備：煉鐵高爐。
(2)原料：鐵礦石、焦炭、空氣、石灰石等。
(3)主要反應
①還原劑的生成。
a．生成CO2：C＋O2CO2，
b．生成CO：CO2＋C2CO。
②鐵的生成：Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2。
③爐渣的形成：a.CaCO3CaO＋CO2↑，
b．CaO＋SiO2CaSiO3。
【典例】　某學習小組進行了下圖所示的實驗，實驗后組員之間的交流不合理的是(　　)
A．甲同學認為試管b中收集到的氣體可點燃，且產生淡藍色火焰
B．乙同學認為試管a中生成的黑色固體可能為四氧化三鐵
C．丙同學認為將少量還原性鐵粉放入試管中，加適量的水，加熱也可實現該反應
D．丁同學認為用鹽酸溶解固體生成所得溶液有顏色
[思路啟迪]　解決鐵與水蒸氣反應時要準確把握鐵的典型性質，鐵不與冷、熱水反應，鐵只能與水蒸氣在高溫條件下反應生成Fe3O4和H2。
[解析]　鐵與H2O(g)在高溫條件下反應生成Fe3O4和H2；Fe3O4與HCl反應生成FeCl3(棕黃色)和FeCl2(淺綠色)。
[答案]　C
規律總結
Fe與H2O的反應規律
(1)Fe不與冷水、熱水反應，在常溫下Fe暴露在空氣中產生鐵銹(Fe2O3·xH2O)。
(2)Fe與水蒸氣在高溫時發生反應3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2。
第二課時　鐵的重要化合物
知識點一鐵的氧化物和氫氧化物
1.鐵的氧化物
(1)Fe的常見化合價只有＋2價和＋3價，Fe3O4是黑色具有磁性的晶體，可以看成由FeO和Fe2O3按物質的量之比1∶1組合而成的復雜氧化物，通常也可寫成FeO·Fe2O3的形式。
(2)FeO、Fe2O3屬于堿性氧化物，Fe3O4不屬于堿性氧化物，均不溶于水。
(3)Fe3O4與鹽酸反應可分別看作Fe2O3、FeO與鹽酸反應，然后把兩個反應式相加。
Fe3O4＋8HCl===2FeCl3＋FeCl2＋4H2O
(4)從價態分析，FeO有還原性，Fe2O3有氧化性，Fe3O4既有氧化性又有還原性。但FeO與Fe2O3中Fe元素價態相鄰，兩者不會反應。FeO、Fe3O4遇氧化性酸(如HNO3)發生氧化還原反應，＋2價的鐵均被氧化成＋3價。
2．氫氧化物
(1)Fe(OH)3紅褐色，Fe(OH)2白色，均不溶于水。
(2)Fe(OH)2具有強還原性，易被空氣中的O2氧化生成Fe(OH)3。
①轉化過程中的特殊現象是：白色沉淀迅速變成灰綠色，最終變成紅褐色。
②轉化方程式：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3
反應類型屬于化合反應。
(3)Fe(OH)2、Fe(OH)3受熱均分解生成同價態的氧化物。
【典

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