資源簡介

新教材人教版化學必修第一冊知識點梳理
目錄
第一章 物質及其變化
　　第一節 物質的分類及轉化
　　第二節 離子反應
　　第三節 氧化還原反應
第二章 海水中的重要元素——鈉和氯
　　第一節 鈉及其化合物
　　第二節 氯及其化合物
　　第三節 物質的量
第三章 鐵 金屬材料
　　第一節 鐵及其化合物
　　第二節 金屬材料
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
　　第二節 元素周期律
　　第三節 化學鍵
第一章 物質及其變化
第一節 物質的分類及轉化
一、常見的分類方法
1. 交叉分類法
2. 樹狀分類法
二、根據物質的組成和性質分類
1. 混合物（固液氣）
2. 純凈物（單質、化合物）
（1）單質（金屬單質、非金屬單質）
同素異形體:由一種元素形成的幾種性質不同的單質,叫做這種元素的同素異形體(金剛石、石墨、)
（2）化合物（有機化合物、無機化合物：氧化物、酸、堿、鹽、電解質、非電解質……）
①氧化物：
金屬氧化物：
非金屬氧化物：
酸性氧化物：
堿性氧化物：
兩性氧化物：
不成鹽氧化物：
②酸（）：
強酸：
中強酸：
弱酸：
一元酸：
二元酸：
多元酸：
③堿（）：
強堿：
弱堿：
可溶堿：
難溶堿：
一元堿：
二元堿：
多元堿：
④鹽：
正鹽：NaCl、AgNO3、CuSO4、Na2CO3
酸式鹽：NaHCO3、NaHSO4
堿式鹽：Ca2(OH)2CO3
三、分散系及其分類
1. 定義：把一種(或多種)物質以粒子形式分散到另一種(或多種)物質中所形成的混合物，叫分散系
①分散質：被分散的物質
②分散劑：起容納作用的物質
2. 分散系分類
（1）按聚集狀態（固液氣）來分，有9類
（2）按分散質微粒直徑大小分：（1nm=10-9m）
①溶液：d＜1nm（NaCl溶液）
②膠體：1nm＜d＜100nm（Fe(OH)3膠體）
③濁液：d＞100nm（懸濁液、乳濁液）
四、膠體
1. 定義：分散質粒子直徑介于1~100nm之間的分散系
2. 分類：固溶膠、液溶膠、氣溶膠
3. 性質：
（1）丁達爾效應（區分溶液和膠體）
（2）介穩定性
（3）滲析（分離溶液和膠體）
（4）電泳現象(在外加電場的作用下，膠體粒子在分散劑中向陰極（或陽極）做定向移動)
（5）布朗運動
4. 膠體的聚沉：在膠體中加入少量的電解質溶液，使膠體粒子形成沉淀，從分散劑中析出的過程。
5. Fe(OH)3膠體的制備和提純
（1）原理：
（2）實驗裝置
（3）操作：在沸水中逐滴加入1~2ml飽和溶液，繼續煮沸至液體呈紅褐色，停止加熱，即可制得。
第二節 離子反應
一、電解質與非電解質
1. 電解質：在水溶液里或熔融狀態下能導電的化合物（純凈物、單質、混合物不是電解質）
（1）強電解質
（2）弱電解質
（3）酸、堿、鹽、金屬氧化物
2. 非電解質：在水溶液里或熔融狀態下不能導電的化合物
（1）絕大多數有機物（酒精、蔗糖等）
（2）非金屬氧化物（CO2、SO2等）
（3）NH3
二、電離
1. 定義：電解質在水溶液里或熔融狀態下解離成自由移動的離子的過程。
2. 電離方程式：
（1）強電解質：
（2）弱電解質：、
3. 從電離的角度認識酸堿鹽
（1）酸：電離時生成的陽離子全部是的化合物
（2）堿：電離時生成的陰離子全部是的化合物
（3）鹽：電離時能生成金屬陽離子（或）和 酸根離子的化合物
三、離子反應
1. 定義：有離子參加或生成的反應叫離子反應
2. 發生的條件
（1）生成難溶物質：、
、、氨水等
（2）生成揮發性的物質
（3）生成難電離物質：弱酸、弱堿、水
3. 離子方程式
（1）定義：用實際參加反應的離子的符號來表示離子反應的式子叫離子方程式
（2）書寫步驟
①寫：化學反應方程式
②拆：強酸、強堿、可溶性鹽拆成離子
③刪：刪去兩邊不參加反應的離子
④查：原子個數、電荷電數是否守恒
（3）意義：離子方程式不僅可以表示某一個具體的化學反應，而且還可以表示同類型的離子反應。
4. 離子反應發生的類型
（1）置換反應：
（2）復分解反應：
5. “可拆”物質：強酸、強堿、可溶性鹽
6. “不可拆”物質：單質、氣體、氧化物、弱酸、弱堿、難溶物、水
7. 離子共存問題
（1）離子共存：離子之間不發生任何反應
（2）離子不能共存：
①：、、、、、、、
②：、、、、、、
③能產生沉淀的離子
8. 雙水解反應
、：與絕大多數弱酸根、弱酸的酸式鹽酸根離子不共存。（、、、、、、、）
9. 絡合反應
（1）血紅色：
（2）銀氨：
（3）紫色：與苯酚
10. 離子方程式的正誤判斷
(1)看反應是否符合客觀事實
看反應能否發生，是否符合物質的性質，如鐵與稀鹽酸反應生成Fe2+，若寫成Fe3+就違背了客觀事實
(2)看“”“ ”“↑”“↓”等符號的使用是否正確
(3)看參加反應的離子是否有遺漏
有的離子反應，不僅是兩種離子間的反應，可能有多種離子參加反應，寫離子方程式時要分析全面。
如CuSO4溶液與Ba(OH)2溶液混合，應該寫成Cu2++S+Ba2++2OH- BaSO4↓+Cu(OH)2↓，
如果只寫Cu2++2OH-Cu(OH)2↓或Ba2++SBaSO4↓就不正確。
(4)看化學式的拆分是否正確
a. 強酸、強堿和大部分可溶性鹽寫成離子形式。
b. 微溶物作為生成物，寫化學式；作為反應物，若為澄清溶液寫離子形式，若為懸濁液寫化學式。
c. 可溶性多元弱酸酸式鹽的酸式酸根離子保留酸式酸根離子形式。如在水溶液中HC寫成H++C的形式是不對的。
(5)看是否遵循原子守恒和電荷守恒
如Na2CO3與稀硫酸反應：C+H+CO2↑+H2O(錯)，不符合原子守恒和電荷守恒，正確的離子方程式應為C+2H+CO2↑+H2O；
Cu加入AgNO3溶液中：Cu+Ag+Cu2++Ag(錯)，不符合電荷守恒，正確的離子方程式應為Cu+2Ag+Cu2++2Ag。
(6)看是否符合陰、陽離子的配比
離子方程式中陰、陽離子的配比要正確，且各離子配比應為最簡比。
如Ba(OH)2溶液和稀硫酸反應：Ba2++OH-+H++SBaSO4↓+H2O(錯)，離子配比不正確，正確的離子方程式應為Ba2++2OH-+2H++SBaSO4↓+2H2O；
NaOH溶液與稀硫酸反應：2OH-+2H+2H2O(錯)，不是最簡比，正確的離子方程式應為OH-+H+H2O。
(7)看是否符合反應物用量條件
相同的反應物，如果試劑用量不同，對應的離子方程式可能不相同。如向澄清石灰水中通入少量CO2(生成CaCO3)，其離子方程式為Ca2++2OH-+CO2CaCO3↓+H2O；通入過量CO2[生成Ca(HCO3)2]，其離子方程式為OH-+CO2HC。
11. 子方程式書寫的方法(以CaCO3與鹽酸的反應為例)
四、離子反應的應用
1. 離子共存：幾種離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生反應，若離子之間能發生反應，則不能大量共存。
(1)離子間發生反應而不能大量共存的類型
類型 示例
生成難溶物 ①Ca2+與C，Ba2+與C、S，Ag+與Cl-等； ②OH-與Fe3+、Cu2+等
生成氣體 H+與C、HC等
生成難電離物質 ①H+與OH-、CH3COO-； ②OH-與N等
(2)限定或隱含條件
①無色溶液中，不能存在在溶液中呈現某種顏色的離子，如Cu2+(藍色)、Fe3+(棕黃色)、Fe2+(淺綠色)、Mn (紫色)等。
②使紫色石蕊溶液變紅、常溫下pH<7的溶液，均呈酸性，即溶液中有較多H+，能與H+反應的OH-、C等均不能大量存在。
③使紫色石蕊溶液變藍、無色酚酞溶液變紅、常溫下pH>7的溶液，均呈堿性，即溶液中有較多OH-，能與OH-反應的H+、Fe3+等均不能大量存在。
2. 離子推斷
(1)常見離子推斷的注意事項
①注意有顏色的離子與溶液的顏色是否一致。
②根據某現象推斷出含有某種離子，注意該離子是溶液原有的還是實驗操作引入的。
③注意離子共存問題。
(2)堅持“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。
②互斥性原則：在肯定某些離子存在的同時，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、與鐵反應產生H2等)。
③電中性原則：溶液呈電中性，溶液中一定既有陽離子，又有陰離子，且溶液中陽離子所帶正電荷總數與陰離子所帶負電荷總數相等；利用這一原則可確定一些隱含的離子。
④進出性原則：通常是指在實驗過程中反應生成的離子或引入的離子對后續實驗的干擾。
3. 檢驗某種(或某些)離子是否存在
(1)檢驗Cl-的一般方法：向未知溶液中滴加AgNO3溶液有白色沉淀產生，再加稀硝酸，白色沉淀不溶解，說明有Cl-存在。
(2)檢驗S的一般方法：向未知溶液中先加入鹽酸酸化，沒有明顯現象，再加入BaCl2溶液，有白色沉淀產生，說明有S存在。
4. 進行物質的除雜和分離
五、電解質的電離與導電的關系
1. 不同電解質導電的原因
電解質種類 導電原因
酸 氣態、固態或液態時只有分子，沒有自由移動的離子，不能導電；在水溶液中受水分子的作用，電離出自由移動的離子，能夠導電
堿和鹽 固態時沒有自由移動的離子，不能導電；在水溶液里或熔融狀態下能電離出自由移動的離子，能夠導電
活潑金屬 氧化物 在熔融狀態下，自身電離出陰、陽離子能夠導電；在水溶液中能和水反應生成新電解質而導電。如Na2O熔融時電離出Na+、O2-而導電，在水溶液里與水反應生成NaOH，NaOH發生電離產生Na+和OH-而導電
2. 電解質溶液導電的實質
電解質在水溶液中發生電離，產生能夠自由移動的離子，離子帶正、負電荷，在外加電場作用下發生定向移動，從而導電。
3. 電解質溶液導電能力的影響因素
六、利用離子反應除去雜質
1. 溶液中可溶性雜質的除去原則
(1)不增：提純過程中不能引入新的雜質。
(2)不減：不減少欲提純的物質。
(3)易分：被提純的物質與雜質轉化后的物質易分離。
(4)復原：被提純的物質容易恢復原狀。
2. 檢驗雜質離子是否除盡的方法
取凈化后的溶液少許于潔凈的試管中，繼續加入沉淀劑，看是否有沉淀生成，若有，說明雜質離子未除盡。
第三節 氧化還原反應
一、氧化還原反應
1. 概念：有元素化合價升降的化學反應
2. 實質：電子的轉移（電子的得失或電子對的偏移）
3. 特征：元素化合價發生變化（升和降）
4. 氧化反應：物質得到氧原子、元素化合價升高的反應
5. 還原反應：物質失去氧原子、元素化合價降低的反應
6. 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，復分解反應一定不是氧化還原反應。
(2)有單質參加的化合反應是氧化還原反應；有單質生成的分解反應是氧化還原反應。
二、電子轉移的表示方法
1. 雙線橋法：表示同一元素的原子或離子得失電子的結果
2. 單線橋法：表示不同種元素的電子轉移情況
3. 基本步驟
（1）用雙線橋法表示的基本步驟 （2）用單線橋法表示的基本步驟
三、氧化劑和還原劑
1. 概念
（1）氧化劑：得電子（化合物降低）的反應物
（2）還原劑：失電子（化合物升高）的反應物
2. 方程式：
3. 常見的氧化劑
物質類別 舉例 常見還原產物
部分非金屬單質 Cl2 Cl-
O2 H2O
某些氧化物 MnO2 Mn2+
某些含氧酸 濃硫酸 SO2
HNO3 NO、NO2
元素處于高價態的化合物 KMnO4 MnO2、Mn2+
4. 常見還原劑
物質類別 舉例 常見氧化產物
活潑的金屬單質 Zn Zn2+
某些非金屬單質 H2 H+
C CO2、CO
元素處于低價態的化合物 氧化物 CO CO2
SO2 SO3
酸 H2S S、SO2
HI I2
鹽 S S
Fe2+ Fe3+
(3)既有氧化性又有還原性的物質
元素處于中間價態的物質 Fe2+ SO2、S、H2SO3 H2O2
氧化產物 Fe3+ SO3、S、H2SO4 O2
還原產物 Fe S H2O、OH-
主要表現的性質 還原性 還原性 氧化性
四、氧化性和還原性
1. 氧化性：得電子的能力（氧化劑＞氧化產物）
2. 還原性：失電子的能力（還原劑＞還原產物）
3. 強弱規律
（1）元素周期表判斷
（2）金屬活動順序表
五、氧化還原反應的應用
1. 研究物質的性質
(1)根據物質得電子或失電子的能力判斷其所具有的性質，比如Na失電子能力較強，在發生氧化還原反應時常做還原劑，具有還原性。
(2)元素價態與氧化性、還原性的關系：最高價態——只有氧化性，如濃H2SO4、KMnO4等；最低價態——只有還原性，如Fe、Cl-等；中間價態——既有氧化性又有還原性，如Fe2+、SO2等(一般以其中一種性質為主)。
(3)物質氧化性或還原性強弱的比較
a. 根據氧化還原反應判斷：一般而言，氧化還原反應總是朝著強氧化性物質與強還原性物質反應生成弱氧化性物質與弱還原性物質的方向進行。
氧化性：氧化劑>氧化產物；
還原性：還原劑>還原產物。
b. 根據活動性順序判斷
(1)根據金屬活動性順序
(2)根據非金屬活動性順序
c. 根據反應條件判斷
　　不同的氧化劑(還原劑)與同一還原劑(氧化劑)反應時，反應條件要求越低，則對應的氧化劑(還原劑)的氧化性(還原性)越強，反之越弱。例如：
MnO2+4HCl(濃) MnCl2+Cl2↑+2H2O
2KMnO4+16HCl(濃) 2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
4HCl+O2 2Cl2+2H2O
從反應條件可以看出氧化劑的氧化性：KMnO4>MnO2>O2。
d. 根據反應的程度判斷
(1)同一物質在相同條件下，被不同氧化劑氧化的程度越大，氧化劑的氧化性越強。
如根據Fe+SFeS、2Fe+3Cl22FeCl3可知，氧化性：Cl2>S。
(2)同一物質在相同的條件下，被不同還原劑還原的程度越大，還原劑的還原性越強。
如根據Cu(足量)+2Fe3+Cu2++2Fe2+、3Zn(足量)+2Fe3+3Zn2++2Fe可知，還原性：Zn>Cu。
2. 實現物質轉化與獲得能量
(1)人們利用氧化還原反應實現物質的轉化，例如金屬的冶煉。
①熱分解法：適用于冶煉Hg和Ag。
②電解法：適用于冶煉活潑金屬，如Na、Mg、Al，一般通過電解熔融的氯化鈉、氯化鎂來冶煉Na、Mg，電解熔融的氧化鋁來冶煉Al。
③熱還原法：適用于冶煉較不活潑的金屬，如Zn、Fe、Sn、Pb、Cu，常用的還原劑有C、CO、H2等。
(2)人們利用氧化還原反應獲得能量。
六、氧化還原反應中相關概念間的聯系
1. 基本概念間的聯系
可簡單記：失升氧還、得降還氧(即反應中失去電子、元素化合價升高的物質，發生氧化反應，做還原劑；反應中得到電子、元素化合價降低的物質，發生還原反應，做氧化劑)。
2. 分析相關概念的注意事項
(1)正確標出反應前后變價元素的化合價。
(2)找出化合價變化(升、降)情況與氧化還原反應中各概念之間的對應關系。
(3)在分析電子轉移總數時，不能將得電子總數和失電子總數相加作為轉移電子總數。
如 反應中，4 mol Na反應時轉移電子總數是4NA，不是8NA。
七、氧化還原反應方程式的書寫與配平
1. 配平依據
(1)得失電子守恒：氧化劑得到電子總數和還原劑失去電子總數相等；氧化劑中所含元素化合價降低總數和還原劑中所含元素化合價升高總數相等。
(2)原子守恒：反應前后各元素的原子種類和數目不變。
(3)電荷守恒：在氧化還原反應的離子方程式中，反應前各離子所帶電荷代數和等于反應后各離子所帶電荷代數和。
2. 配平步驟：
八、氧化還原反應的基本規律及應用
1. 守恒規律
(1)規律：還原劑失電子總數=氧化劑得電子總數=還原劑化合價升高總數=氧化劑化合價降低總數=轉移電子總數。
(2)應用：氧化還原反應方程式的配平和相關計算。
2. 強弱規律
(1)規律：氧化劑(較強氧化性)+還原劑(較強還原性)還原產物(較弱還原性)+氧化產物(較弱氧化性)
(2)應用：比較物質的氧化性或還原性強弱；判斷氧化還原反應能否發生。
3. 先后規律
(1)規律：多種還原劑與一種氧化劑作用時，還原性強的優先被氧化；多種氧化劑與一種還原劑作用時，氧化性強的優先被還原。
(2)應用：判斷氧化還原反應發生的先后順序。
4. 價態規律
(1)規律
(2)應用：對氧化還原反應中的氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物進行分析和判斷。
5. 轉化規律
(1)規律
①同種元素相鄰價態間不發生氧化還原反應。
②歸中規律：同種元素不同價態之間發生氧化還原反應，元素的化合價“只向中間靠攏不出現交叉”
如：
(正確)； (錯誤)。
③歧化規律：歧化規律是指同一元素在適宜條件發生氧化還原反應生成不同價態的物質時，該元素的價態變化一定遵循“中間價態→高價態+低價態”，不會出現“一邊倒”的現象，即生成物中該元素的價態不能都比反應物中該元素價態高，或都比反應物中該元素價態低。具有多種價態的元素
(如Cl、S、N和P等)均可發生歧化反應，如Cl2+2NaOHNaCl+NaClO+H2O。
(2)應用：確定氧化產物和還原產物及電子轉移的情況，判斷氧化還原反應能否發生。
第二章 海水中的重要元素——鈉和氯
第一節 鈉及其化合物
一、鈉
1. 物理性質：銀白色金屬固體、具有延展性、導電、導熱性、硬度小、熔點低、密度比水小，比煤油大（在煤油中保存）
2. 原子結構： ，易失電子為
3. 化學性質
（1）與氧氣反應
①常溫下：（白色固體、表面變暗）
②點燃/加熱：（劇烈燃燒，黃色火焰，生成淡黃色固體）
（2）與水反應
①原理：
②現象：
浮：鈉的密度比水小
熔：鈉熔點低，且且鈉與水反應放熱
游：產生的氣體推動小球游動
響：與水反應劇烈
紅：產生堿性物質
（3）與酸溶液反應：鈉投入酸溶液中先與酸中的反應，當酸完全反應完后再與水反應。
（4）與堿溶液反應：只與水發生反應（實質）
（5）與鹽溶液反應：先與水發生反應，后與鹽反應
二、和
1. ：白色固體，堿性氧化物
（1）與水反應：
（2）與反應：
（3）與反應：
2. ：
（1）性質：淡黃色固體、過氧化物、具有漂白性、強氧化劑、漂白劑、供養劑
（2）與水反應： 放熱（試管口放帶火星木條會復燃，滴加酚酞溶液后溶液先變紅后褪色）
（3）與反應： 放熱
（4）與反應：
（5）保存：密封保存
三、碳酸鈉和碳酸氫鈉
1. 物理性質
名稱 碳酸鈉 碳酸氫鈉
化學式
俗名 純堿、蘇打 小蘇打
色態 白色粉末 細小白色晶體
溶解性 易溶 部分溶解
堿性
熱穩定性 加熱不分解 加熱易分解
2. 化學性質
（1）熱穩定性： 不穩定，受熱易分解，受熱不分解
（2）與酸反應：與酸反應劇烈
①
②
（3）與鹽反應：
（4）與反應
①
②不反應
（5）與反應
①
②
（6）與和水反應：兩者互相轉化
①不反應
②
四、焰色實驗
1. 很多金屬或它們的化合物在灼燒時都會使火焰呈現特殊的顏色
2. 焰色
（1）鋰：紫紅色
（2）鈉：黃色
（3）鉀：紫色（觀察鉀元素的焰色要透過藍色鈷玻璃）
（4）鈣：磚紅色
（5）銅：綠色
五、和混合物的除雜
1. 固體（）：加熱至恒重
2. 溶液（）：通入足量氣體
3. 溶液（）：加入適量溶液
第二節 氯及其化合物
一、氯氣的性質
1. 物理性質：黃綠色、有刺激性氣味，有毒氣體，能溶于水，密度比空氣大，易液化。
2. 化學性質：活潑非金屬單質，具有很強的氧化性
（1）氯氣和金屬反應
產生白煙
產生棕褐色火焰
產生棕褐色火焰
（2）氯氣和非金屬單質反應
產生蒼白色火焰
發生爆炸產生白霧
（3）與水反應
二、次氯酸
1. 性質：
（1）強氧化性：用作消毒劑，漂白劑
（2）弱酸性：酸性弱于碳酸
（3）不穩定性：見光分解
2. 制漂白液：
3. 制漂白粉：
①漂白粉的漂白原理：
②漂白粉的失效原理
三、鹵素
1. 氧化性：
2. 鹵素置換： 、
3. 與水反應：
四、氯氣的實驗
1. 反應原理：實驗室常用強氧化劑（如、等）氧化來制取氯氣
（1）
（2）
（3）
2. 儀器裝置
（1）發生裝置
（2）凈化裝置：
飽和食鹽水：除去氯氣中少量的HCI氣體、濃硫酸：干燥氯氣（或除去氯氣中的水蒸氣）
（3）收集裝置：收集
（4）尾氣處理：溶液
3. 收集方法：向上排空氣法、排飽和食鹽水法
4. 驗滿方法：
（1）濕潤的碘化鉀試紙靠近盛氯氣的瓶口，試紙變藍
（2）濕潤的藍色石蕊試紙靠近盛氯氣的瓶口，試紙先變紅后褪色
五、的檢驗
1. 原理：
2. 方法：先加稀排除等離子的干擾，再加入溶液，產生白色沉淀
第三節 物質的量
一、物質的量
1. 定義：表示含有一定數目粒子的集合體
2. 符號：n
3. 單位：摩爾。簡稱摩，用mol表示
4. 適用對象：微觀粒子
5. 七個基本的物理量之一
6. 1mol粒子集合體所含的粒子數與0.012中所含的碳原子數相同，約6.02×個
二、阿伏伽德羅常數
1. 定義：1mol任何粒子的粒子數叫阿伏伽德羅常數
2. 符號：
3. 單位：
4. 轉化關系： （物質的量=）
5. 數值：約為6.02×
三、摩爾質量
1. 定義：單位質量的量的物質所具有的質量
2. 符號：M
3. 單位：（或）
4. 公式：（質量=物質的量摩爾質量）
5. 摩爾質量以為單位時，在數值上等于其相對原子質量或相對分子質量
四、氣體摩爾體積
1. 影響質量體積大小的主要因素：粒子的大小、粒子的數目、粒子的間距
2. 氣體摩爾體積
（1）含義：單位物質的量的氣體所占的體積
（2）符號：
（3）單位：（或）
（4）基本表達式：（氣體摩爾體積=）
（5）標準狀況是指溫度為，壓強為101kPa，此時
五、阿伏伽德羅定律
1. 內容：同溫、同壓、同體積的任何氣體，具有相同的分子數
2. 推論
（1）同T同P下：
（2）同T同V下：
（3）同T同P下：
六、物質的量濃度
1. 定義：單位體積溶液里所含溶質B的物質的量，叫做溶液B的物質的量濃度
2. 單位：（或）
3. 符號：
4. 表達式：（物質的量濃度=）
5. 公式：V=（體積=）
6. 運用電荷守恒時，離子濃度要乘以每個離子所帶電荷的數值
7. 公式：（溶質的物質的量濃度=）
8. 一定物質的量濃度溶液的配置
（1）實驗步驟：計算→稱量→溶解→移液→洗滌→定容→搖勻→裝瓶
（2）誤差分析原理：
9. 溶液的混合與稀釋
七、氣體的摩爾質量的計算方法
1. 由單個分子的真實質量求算：M=m0×NA，其中m0是單個分子的質量。
2. 由氣體摩爾體積和密度求算：M=Vm·ρ標(標準狀況下Vm=22. 4 L·mol-1，ρ標的單位為g·L-1)。
3. 由相對密度求算：在同溫同壓下，若A氣體相對B氣體的密度為D，即=D，
則 ==D，MA=D·MB
4. 由摩爾質量定義式求算：M= ，對于混合氣體： = 。
5. 由混合氣體中各組分的物質的量分數或體積分數求混合氣體的平均摩爾質量：
= ==M1a1%+M2a2%+……+Miai%，其中ai%=×100%，表示混合氣體中某一組分的物質的量分數。由于同溫同壓下，氣體的體積之比等于物質的量之比，故混合氣體中某一組分的物質的量分數等于該組分的體積分數。
第三章 鐵 金屬材料
第一節 鐵及其化合物
一、鐵元素在自然界中的存在
1. 鐵元素在地殼中的含量：鐵元素在地殼中的含量居第四位，僅次于氧、硅和鋁元素。
2. 鐵元素的存在形態
(1)游離態：存在于隕鐵中。
(2)化合態
①主要化合價：+2價、+3價。
②主要存在于礦石中，如黃鐵礦(主要成分為FeS2)、赤鐵礦(主要成分為Fe2O3)、磁鐵礦(主要成分為Fe3O4)等。
3. 物理性質：銀白色、有金屬光澤，固體，具有導電性、導熱性、延展性
4. 化學性質
（1）非金屬反應：
（2）與酸反應：
（3）與鹽溶液反應：
（4）與水蒸氣反應： (黑色晶體)
二、亞鐵鹽和鐵鹽
1. 常見的亞鐵鹽和鐵鹽
(1)亞鐵鹽是組成中含有Fe2+的鹽，常見的可溶性的亞鐵鹽有FeCl2、FeSO4、Fe(NO3)2等。
(2)鐵鹽是組成中含有Fe3+的鹽，常見的可溶性的鐵鹽有Fe2(SO4)3、FeCl3、Fe(NO3)3等。
2. 亞鐵鹽和鐵鹽的化學性質
(1)亞鐵鹽的化學性質
①與堿反應：Fe2++2OH-Fe(OH)2↓。
②還原性：2Fe2++Cl22Fe3++2Cl-。
③氧化性：Fe2++ZnFe+Zn2+。
(2)鐵鹽的性質
①與堿反應：Fe3++3OH-Fe(OH)3↓。
②氧化性：2Fe3++2I-2Fe2++I2、2Fe3++Cu2Fe2++Cu2+。
3. Fe3+、Fe2+的檢驗
4. 研究物質性質的基本角度
在研究物質的性質時，可以從物質類別、物質所含核心元素的化合價這兩個角度去預測物質可能具有的性質，再通過實驗進行驗證。
三、鐵、鐵的氧化物和鐵的氫氧化物
1. 鐵的性質
(1)物理性質：純凈的鐵為光亮的銀白色金屬，密度較大，有良好的延展性和導熱性，導電性比銅、鋁差，能被磁鐵吸引。
(2)化學性質：
①與非金屬單質反應：3Fe+2O2Fe3O4、2Fe+3Cl22FeCl3、Fe+SFeS。
②與水蒸氣反應：3Fe+4H2O(g)Fe3O4+4H2。
③與非氧化性酸反應：Fe+2H+Fe2++H2↑。
④與鹽溶液反應：Fe+Cu2+Cu+Fe2+、Fe+2Fe3+3Fe2+。
⑤鋁熱反應：2Al+Fe2O32Fe+Al2O3。
2. 鐵的氧化物
化學式 FeO Fe2O3 Fe3O4
俗稱 — 鐵紅 磁性氧化鐵
顏色和狀態 黑色粉末 紅棕色粉末 黑色固體
水溶性 不溶 不溶 不溶
鐵元素化合價 +2價 +3價 +2價、+3價
與CO反應 FeO+COFe+CO2 Fe2O3+3CO2Fe+3CO2 Fe3O4+4CO3Fe+4CO2
與稀硫酸反應 FeO+H2SO4FeSO4+H2O Fe2O3+3H2SO4Fe2(SO4)3+3H2O Fe3O4+4H2SO4FeSO4+ Fe2(SO4)3+4H2O
用途 用作色素 常用作油漆、涂料、油墨的紅色顏料 常用的磁性材料
與HCl反應：
（1）
（2）
（3）
3. 鐵的氫氧化物
化學式 Fe(OH)2 Fe(OH)3
顏色和狀態 白色固體 紅褐色固體
水溶性 難溶 難溶
與鹽酸反應 Fe(OH)2+2HClFeCl2+2H2O Fe(OH)3+3HClFeCl3+3H2O
穩定性 在空氣中易轉化為Fe(OH)3 2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O
制備 Fe2++2OH-Fe(OH)2↓ Fe3++3OH-Fe(OH)3↓
二者的關系 在空氣中，Fe(OH)2能夠非常迅速地被氧氣氧化成Fe(OH)3，現象是白色絮狀沉淀迅速變成灰綠色，最后變成紅褐色，反應的化學方程式為4Fe(OH)2+O2+2H2O4Fe(OH)3
四、Fe、Fe2+、Fe3+間的相互轉化——“鐵三角”
1. Fe只具有還原性，可以被氧化劑氧化為Fe2+、Fe3+
如：Fe+SFeS，Fe+2H+Fe2++H2↑，Fe+Cu2+Cu+Fe2+；2Fe+3Cl22FeCl3；
3Fe+4H2O(g) Fe3O4+4H2。
2. Fe2+既具有氧化性又具有還原性
如：2Fe2++Cl22Fe3++2Cl-；Zn+Fe2+Zn2++Fe，FeO+COFe+CO2。
3. Fe3+具有較強氧化性，可被還原為Fe2+或Fe
如：2Fe3++Cu2Fe2++Cu2+；Fe2O3+3CO2Fe+3CO2，Fe2O3+2Al2Fe+Al2O3。
4. 與的轉化
（1）實驗現象：足量鐵粉的溶液由棕黃色變為淺綠色→滴加KSCN溶液→溶液無明顯變化→滴加氨水→溶液變成紅色
（2）離子反應：、、
5. 含、的除雜問題
（1）Fe（Fe）：加入氨水或
（2）Fe（Fe）：加過量鐵粉后過濾
五、Fe(OH)2的制備
1. 制備Fe(OH)2的實驗裝置
　
①　　　　　　　　　　 ② ③
2. Fe(OH)2制備實驗的四個關鍵點
(1)Fe2+極易被氧化，所以FeSO4溶液要現用現配。
(2)為了防止Fe2+被氧化，配制FeSO4溶液所用的蒸餾水和制備Fe(OH)2所用的NaOH溶液都要煮沸，盡可能除去O2。
(3)為了防止滴加NaOH溶液時帶入空氣，可將吸有NaOH溶液的長膠頭滴管伸入FeSO4溶液的液面以下，再擠出NaOH溶液。
(4)為防止Fe2+被氧化，還可以向盛有FeSO4溶液的試管中加入少量的煤油或其他密度小于水且不溶于水的有機物(如苯)，以隔絕空氣。
六、Fe2+、Fe3+的檢驗
1. 觀察溶液顏色
2. Fe3+的檢驗方法
①：紅褐色沉淀
②：加入溶液變為紅色
3. Fe2+的檢驗方法
①：白色沉淀迅速→灰綠色→紅褐色沉淀
、
②：加入溶液無明顯現象，再滴入氯水變成紅色溶液
、
4. 同時含有Fe2+、Fe3+的檢驗方法
5. 檢驗Fe2+、Fe3+需要注意的問題
(1)檢驗Fe3+的方法很多，但在沒有特殊要求的條件下，優先選擇KSCN溶液。
(2)檢驗Fe2+的最佳方法：先加KSCN溶液，無明顯現象，然后加新制氯水，溶液變成紅色，試劑順序不能顛倒，若先滴入新制氯水，再加入KSCN溶液，溶液顯紅色，不能排除Fe3+的干擾。
(3)若溶液中同時含有Fe3+、Fe2+(不含Cl-)，為避免Fe3+對Fe2+的檢驗造成干擾，通常取少量溶液于試管中，向溶液中滴加適量酸性KMnO4溶液，若溶液紫紅色褪去，說明原溶液中含有Fe2+；另取少量溶液于試管中加入KSCN溶液，若溶液顯紅色，說明原溶液中含有Fe3+
第二節 金屬材料
一、合金
1. 定義：由兩種或兩種以上的金屬（或金屬與非金屬）熔合而成的具有金屬特性的物質
2. 常見合金：鐵合金、鋁合金、新型合金
二、鋁
1. 物理性質：銀白色金屬，硬度小，具有延展性，導電，導熱性良好
2. 化學性質
（1）與反應：
（2）與反應：
（3）與反應：
三、氧化鋁（）
1. 物理性質：難溶于水，熔點高
冶煉金屬鋁：
2. 化學性質
（1）與反應：
（2）與反應：
四、氫氧化鋁（）
1. 的制備：可溶性鋁鹽與弱堿氨水制氧化鋁
2. 與酸反應：
3. 與堿反應：
4. 不穩定性：
五、偏鋁酸鈉（）
1. 中滴加強酸至過量：先產生白色沉淀，后溶解至消失
（1）
（2）
2. 中吹入：
3. 明礬凈水劑：
六、化學方程式中化學計量數與各化學計量間的關系
質量之比 46g : 36g : 80g : 2g
化學計量之比 2 : 2 : 2 : 1
擴大倍 2 : 2 : 2 :
物質的量之比 2mol : 2mol : 2mol : 1mol
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. 構成：原子
2. 質子數
（1）定義：原子的質量主要集中在原子核上，質子和中子的相對質量都近似為1，如果忽略電子質量，將核內所有質子和中子的相對質量取近似整數值相加，所得數值叫做質量數。
（2）微粒間的關系：質量數(A)=質子數(Z)+中子數(N)
①原子中：質子數(Z)=核電荷數=核外電子數
②陽離子中：核外電子數=質子數-所帶電荷數
③陰離子中：核外電子數=質子數+所帶電荷數
3. 核外電子排布
（1）電子層：在含有多個電子的原子里，電子分別在能量不同的區域內運動，人們把不同的區域簡化為不連續的殼層，稱之為電子層n
（2）電子層：1 2 3 4 5 6 7
字 母：K L M N O P Q
（3）能量規律：由內向外逐步升高
（4）數量規律：每層最多個電子，最外層最多8個，此外層不超過18個
二、元素周期表
1. 原子序數：按照元素在周期表中的順序給元素的編號
2. 原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數
3. 編排原則
（1）橫：電子層數相同，原子序數遞增
（2）縱：最外層電子數相同，電子層數遞增
三、元素、核素、同位素
1. 元素：具有相同核電荷數的同一類原子的總稱
2. 核素：具有一定數目的質子和中子的一種原子（）
3. 同位素：質子數相同，中子數不同的同一種元素的不同原子的互稱
4. 相對原子質量：一個原子的質量與質量的的比值
四、堿金屬元素
1. 堿金屬元素：Li、Na、K、Rb、Cs（鋰、鈉、鉀、銣、銫）
2. 原子結構特點：最外層電子數都是1;核電荷數逐漸增加,電子層數逐漸增多,原子半徑逐漸增加
3. 堿金屬單質的物理性質
（1）除Cs外都呈銀白色，較柔軟，密度較小，熔點較低
（2）密度依次增大，熔點依次降低，沸點依次降低
4. 堿金屬的化學性質
（1）鈉、鉀與氧氣反應的劇烈程度：Na＜K，金屬的活潑型K＞Na
（2）鈉、鉀與水反應的劇烈程度：K＞Na
、
五、鹵族元素
1. 鹵族元素：F、Cl、Br、I（第七主族元素）是典型的非金屬元素，它們在自然界都以化合態存在
2. 原子結構：最外層都有7個電子，核電荷數遞增，電子層數遞增，原子半徑逐漸增大
3. 物理性質：、、、都是單質，熔沸點較低，顏色逐漸加深，狀態由氣態到液態再到固態，密度逐漸增大，熔沸點逐漸升高
4. 化學性質
（1）與氫氣反應：所需條件逐漸升高，反應劇烈程度依次減弱，產物穩定性依次減弱
、 、 、
（2）鹵素單質之間的置換反應
① 無色變橙黃色
② 無色變黃褐色
③ 無色變褐色
（3）、、、氧化性逐漸減弱，、、、還原性逐漸增強
（4）、、溶于各溶劑后的顏色
溶質
溶劑 水 水 水
溶液顏色 淡黃綠 黃綠 橙 橙紅 黃褐 紫紅
第二節 元素周期律
一、元素周期表
1. 結構
（1）周期表共7個橫行，18個縱列
（2）每一橫行叫一個周期，分為短周期(一、二、三)和長周期(四、五、六、七)；每一縱列叫一個族，由短周期和長周期元素共同組成的族叫主族，完全由長周期元素組成的族叫副族，稀有氣體元素為零族，第八，九，十列叫做第Ⅷ族
2.
二、元素周期律
1. 內容：元素的性質隨著原子序數的遞增而呈周期性變化
2. 性質：元素性質的周期性變化是原子的核外電子排布呈周期性變化的必然結果
3. 元素周期表中的主要變化規律
同周期（從左到右） 同主族（從上到下）
核電荷數 逐漸增大 逐漸增大
電子層數 相同 逐漸增多
最外層電子數 逐漸增大 相同
原子半徑 逐漸減小 逐漸增大
主要化合價 最高正價由+1→+7（O、F除外） 最低負價=主族序數-8 最高正價=主族序數（O、F除外） 最高正價、最低負價相同
元素金屬性和非金屬性 金屬性↓，非金屬性↑ 金屬性↑，非金屬性↓
最高價氧化物對應水化物的酸堿性 堿性減弱，酸性增強 堿性增強，酸性減弱
氣態氫化物的熱穩定性 逐漸增強 逐漸減弱
4. 金屬元素和非金屬元素
三、元素性質比較
1. Na、Mg、Al金屬性的變化規律（Na＞Mg＞Al）
(1)與水反應程度（↓）
① 冷水反應劇烈
② 冷水反應緩慢，沸水反應迅速
③與沸水不反應
(2)最高價氧化物對應的水化物堿性強弱(↓):NaOH強堿、中強堿、兩性氫氧化物
(3)金屬性逐漸減弱，失電子能力逐漸減弱
2. Si、P、S、Cl非金屬性的變化規律
（1）與反應的條件（↓）：高溫、磷蒸汽與氫氣、加熱、光照或點燃
（2）氣態氫化物的穩定性（↑）：、、
（3）最高價氧化物對應的水化物的酸性（↑）：
（4）非金屬性逐漸增強、得電子能力逐漸增強
3. 元素金屬性強弱判斷
（1）金屬與水或酸反應越容易，金屬性越強
（2）最高價氧化物對應的水化物（氫氧化物）堿性越強，金屬性越強
（3）金屬單質與某些鹽溶液反應置換另一種非金屬（前＞后）
4. 元素非金屬性強弱判斷
（1）非金屬性與反應越容易，非金屬性越強
（2）氣態氫化物越穩定，非金屬性越強
（3）最高價氧化物對應的水化物（含氧酸）酸性越強，非金屬性越強
（4）非金屬與某些鹽溶液反應置換另一種非金屬（前＞后）
第三節 化學鍵
一、離子鍵
1. NaCl的形成過程
（1）實驗探究
①現象：鈉在氯氣中劇烈燃燒，產生黃色火焰，有白煙生成，生成氯化鈉
②化學方程式：
（2）NaCl形成過程的微觀解釋
①Na原子失去1個電子達到8電子穩定結構，成為
②Cl原子得到1個電子達到8電子穩定結構，成為
帶相反電荷的離子通過靜電作用結合在一起形成NaCl
（3）利用原子結構解釋
靜電作用既有陰、陽離子之間的靜電吸引，也有原子核與原子核，核外電子與核外電子之間的靜電排斥
2. 離子鍵
（1）定義：人們把帶相反電荷離子之間的相互作用稱為離子鍵
（2）成鍵微粒：陰離子、陽離子
（3）成鍵實質：靜電作用
（4）成鍵元素：一般是活潑金屬元素和活潑非金屬元素
3. 離子化合物
（1）定義：由陰、陽離子之間通過離子鍵構成的化合物
（2）組成微粒：陰、陽離子
（3）存在：強堿、大多數鹽、活潑金屬氧化物等
二、共價鍵
1. HCl的形成過程
（1）圖示:
（2）分析
①H易得到1個電子成為2電子穩定結構
②Cl易得到1個電子成為8電子穩定結構
③相遇時，在氫原子和氯原子之間圍繞電子的得失會有一個相互作用的過程
④氫氯原子形成一對共用電子對，兩個原子均達到穩定結構
2. 共價鍵
（1）定義：原子間通過公用電子對所形成的相互作用
（2）實質：共用電子對對兩原子的電性作用
（3）成鍵微粒：原子
（4）成鍵元素：一般是同種或不同種非金屬元素
（5）形成條件：同種或不同種非金屬元素原子相遇，使最外層電子排布達到穩定狀態
3. 共價鍵的分類
（1）非極性鍵
①成鍵特點：電子對不偏向任何一個原子
②構成元素：同種元素原子間成鍵
③成鍵電子不顯電性
（2）極性鍵
①成鍵特點：電子對偏向吸引電子能力強的原子
②構成元素：不同種元素原子間成鍵
③一方顯正電性，一方顯負點性
4. 共價化合物：以共同電子對形成分子的化合物叫共價化合物
5. 常見共價型分子空間構型：（直線型）、（V型）、（正四面體）、（三角錐型）
三、化學鍵
1. 概念：相鄰的原子之間強烈的相互作用稱為化學鍵
2. 形成類別
①離子鍵：原子的價電子間的轉移
②共價鍵：原子的價電子間的共用
3. 意義：形成性質各異的微粒和物質
4. 化學反應的本質：舊化學鍵斷裂和新化學鍵形成的過程
① 舊化學鍵斷裂（吸收能量），新化學鍵形成（放出能量）
②物理變化（溶解、熔化）過程中可能無化學鍵的變化
③化學反應中，并不是反應物中所有的化學鍵都被破壞
④由陰離子和陽離子反應生成的化合物不一定是離子化合物
四、化學鍵的表示方法——電子式
1. 電子式：在元素符號周圍用“”或“×”來表示原子的最外層電子（價電子）的式子
2. 電子式的書寫方法
（1）原子：①示例： 、 、 、
②規范：一般將原子的最外層電子寫在元素符號的上下左右四個位置上
（2）簡單的陽離子：①示例：
②規范：電子式就是其陽離子符號
（3）簡單陰離子：
①示例：
②規范：在元素符號周圍標出電子，用[ ]括起來，并在右上角注明帶電荷數及電性
3. 用電子式表示物質的形成過程
（1）離子化合物：
（2）共價化合物：
五、分子間作用力
1.范德華力
（1）定義：把分子聚集在一起的作用力叫做分子間作用力，最初也將分子間作用力稱作范德華力
（2）規律：一般來說，對于組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，范德華力越大，物質的熔沸點也就越高
（3）氫鍵：如、、中分子之間存在的一種比范德華力稍強的相互作用叫氫鍵。氫鍵不是化學鍵，可看做一種較強的分子間作用力

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