資源簡介

（2019版）高中化學必修一章節(jié)知識點清單
物質及其變化
知識點一、根據(jù)物質組成和性質分類
1．同素異形體
（1）概念：由同種元素形成的不同單質，互稱為同素異形體 如：金剛石、石墨和C60、紅磷和白磷
（2）特點：同素異形體的物理性質不同，化學性質不同
2．根據(jù)物質組成分類
（1）交叉分類法
根據(jù)不同的分類標準，對同一事物進行多種分類的一種分類方法
Na2CO3 鈉鹽
Na2SO4 鉀鹽
K2CO3 硫酸鹽
K2SO4 碳酸鹽
（2）樹狀分類法
對同類事物按照某些屬性進行再分類的分類法
知識點二、分散系及其分類
1．分散系
概念：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
（2）組成
分散質：被分散的物質
分散劑：起容納作用的物質
（3）分散系的分類
①按分散質或分散劑所處的狀態(tài)，它們之間可以組成9種分散系
分散劑 分散質 氣 液 固
氣 空氣 泡沫 泡沫塑料
液 霧 酒精溶液 珍珠（包含水的碳酸鈣）
固 煙、灰塵 食鹽水 有色玻璃、合金
②按分散質粒子直徑的大小
（4）溶液、膠體、濁液的比較
分散系 溶液 膠體 濁液
實例 食鹽水、碘酒 牛奶、淀粉溶液 泥水、油水混合物
性 質 外觀 均一、透明 均一 不均一、不透明
穩(wěn)定性 穩(wěn)定 較穩(wěn)定 不穩(wěn)定
能否透過濾紙 能 能 否
能否透過半透膜 能 否 否
鑒別 無丁達爾效應 有丁達爾效應 靜置分層
★2．膠體的制備和特征
（1） Fe(OH)3膠體的制備
①制備原理：
②制備操作
往燒杯中注入40 mL蒸餾水，將燒杯中的蒸餾水加熱至沸騰，向沸水中逐滴加入5～6滴FeCl3飽和溶液，繼續(xù)煮沸至溶液呈紅褐色，停止加熱。
（2）膠體特性——丁達爾效應
當平行光束通過膠體時，可以看到一條光亮的“通路”，這是由于膠體粒子對光線散射形成的，叫做丁達爾效應，可用來區(qū)分膠體和溶液。
（3）膠體的其他性質和應用
性質 內容 應用
介穩(wěn)性 膠體在一定條件下能穩(wěn)定存在。原因：①同種膠體粒子電性相同，相互排斥；②膠體粒子不斷作無規(guī)則運動 涂料、顏料和墨水的制造
電泳 帶電的膠體粒子在外加電場的作用下，做定向移動。如Fe(OH)3膠體粒子帶正電荷，在電場作用下向陰極移動 靜電除塵
聚沉 加熱、加電解質、加入的膠體中含有與膠體粒子帶相反電荷的膠粒等會導致膠體粒子聚集，從而形成沉淀析出 鹵水點豆腐、入海口形成沙洲
滲析 由于膠體粒子不能通過過半透膜，而離子、小分子可通過，用此方法可提純膠體 血液透析
知識點三、物質的轉化
1．酸堿鹽的性質
化學性質 反應實例(寫出化學方程式) 基本反應類型
酸的主要化學性質 與活潑金屬反應 H2SO4+Mg=MgSO4+H2↑ 置換反應
與堿性氧化物反應 H2SO4+CuO=CuSO4+H2O 復分解反應
與堿反應 H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O 復分解反應
與某些鹽反應 2HCl+CaCO3=CaCl2+H2O+CO2↑ 復分解反應
化學性質 反應實例(寫出化學方程式) 基本反應類型
堿的主要化學性質 與酸反應 NaOH+HCl=NaCl+H2O 復分解反應
與酸性氧化物反應 2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O ——
與某些鹽反應 H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O 復分解反應
與某些鹽反應 Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH 復分解反應
化學性質 反應實例(寫出化學方程式) 基本反應類型
鹽的主要化學性質 與較活潑金屬反應 CuSO4+Zn=ZnSO4+Cu 復分解反應
與某些酸反應 2HCl+CaCO3=CaCl2+H2O+CO2↑ ——
與某些堿反應 Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH 復分解反應
與某些鹽反應 AgNO3+NaCl=AgCl↓+NaNO3 復分解反應
2．物質的轉化
第二節(jié)　離子反應
知識點1：電解質與非電解質
概念
電解質：在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導電的化合物
非電解質：在水溶液和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物
2．常見的電解質和非電解質
(1)常見的電解質
酸、堿、鹽、水、金屬氧化物、少數(shù)有機物（如醋酸）等
(2)常見的非電解質
非金屬氧化物（除水）、NH3等、大多數(shù)有機物（如蔗糖、酒精）
【注意】　
電解質一定是化合物，如鹽酸是混合物，雖能導電但不是電解質
電解質不一定能導電，如NaCl固體、HCl氣體，電解質需要在水溶液或熔融狀態(tài)中才能導電。
溶于水能導電的化合物不一定是電解質，如CO2、SO2、SO3、NH3的水溶液能導電，但因為不是自身電離所以不是電解質。
CaCO3、BaSO4等難溶電解質，其水溶液幾乎不導電，但在熔融狀態(tài)下能導電，所以是電解質。
知識點2：強弱電解質
分類 強電解質 弱電解質
概念 能全部電離的電解質 只能部分電離的電解質
所含 物質 類型 ①強酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4 ②強堿：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 ③大多數(shù)鹽：KCl、Al2(SO4)3、CaCO3、CH3COONa ④大多數(shù)金屬氧化物：Na2O、CaO、Al2O3 ①弱酸：CH3COOH、H2CO3、 ②弱堿：NH3·H2O、Mg(OH)2 ③水 ④少數(shù)鹽
相同點 都能電離，都屬于電解質，都屬于化合物
不同點 電離程度不同，強電解質溶液中只有電離出的陰、陽離子，無電解質分子(濃硫酸特殊)； 弱電解質溶液中既有電離出的陰、陽離子，又有電解質分子
知識點3：電解質的電離
概念：電解質在水溶液里或熔融狀態(tài)下離解成自由移動離子的過程。
NaCl固體加入水中時，在水分子作用下，Na＋和Cl－脫離固體表面進入水中，形成能夠自由移動的水合鈉離子和水合氯離子。
NaCl固體受熱融化時，離子的運動隨溫度升高而加快，克服了離子間的相互作用，產生自由移動的Na＋和Cl－，因而NaCl在熔融狀態(tài)下也能導電。
2．表示方法——電離方程式
左邊為電解質的化學式，中間用“＝”或者“”連接，右邊為電離生成的離子
(1)強電解質在水溶液中全部電離，用“＝”連接，如：
H2SO4＝2H＋＋SO NaOH＝Na＋＋OH－ Na2SO4＝2Na＋＋SO
(2)弱電解質在水溶液中部分電離，用“”連接，如：
CH3COOHCH3COO－＋H＋
[特別提醒] NaHSO4在水溶液中電離產生Na＋、H＋和SO，但在熔融狀態(tài)下電離產生Na＋和HSO4－
3．從電離的角度認識酸、堿、鹽
4．電解質的導電能力
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。
[特別提醒]強電解質溶液的導電能力不一定比弱電解質溶液的導電能力強（比較可自由移動離子的濃度）
第2課時　離子反應和方程式
知識點1：離子反應
1．離子反應
(1)實驗探究
操作
現(xiàn)象 無明顯現(xiàn)象 產生白色沉淀
反應前溶液中微粒 Na＋、SO、K＋、Cl－ Na＋、SO、Ba2＋、Cl－
混合液中微粒 Na＋、SO、K＋、Cl－ BaSO4、Na＋、Cl－
反應的實質 無反應 Ba2＋與SO反應生成BaSO4沉淀
(2)概念：有離子參加或有離子生成的化學反應。
(3)實質：反應物的某些離子的濃度減小。
(4)復分解型離子反應發(fā)生的條件
2．離子方程式
(1)概念：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。
(2)書寫步驟：
以Na2SO4溶液和BaCl2溶液反應為例。
①寫：正確書寫反應的化學方程式(Na2SO4＋BaCl2＝BaSO4↓＋2NaCl)。
②拆：把易溶于水且易電離的物質拆寫成離子的形式：(2Na＋＋SO＋Ba2＋＋2Cl－＝BaSO4＋2Na＋＋2Cl－)。
③刪：等數(shù)量的刪去方程式兩邊不參加反應的離子(SO＋Ba2＋＝BaSO4)。
④查：檢查方程式兩邊各元素的原子個數(shù)和電荷總數(shù)是否相等。
(3)意義：
①表示某一個具體的化學反應。
如反應AgNO3＋NaCl＝AgCl↓＋NaNO3可表示為Ag＋＋Cl－＝AgCl↓。
②表示同一類型的離子反應。
如“H＋＋OH－＝H2O”可表示可溶性強酸和可溶性強堿生成水和可溶性鹽的反應。
H2SO4＋2KOH＝K2SO4＋2H2O Ba(OH)2＋2HNO3＝Ba(NO3)2＋2H2O
[特別提醒]　正確書寫離子方程式的關鍵在于拆分是否正確
(1)易溶于水的強電解質能拆寫成離子，氣體、沉淀、氧化物和弱電解質仍用化學式表示
(2)微溶物作為反應物，若是澄清溶液寫離子符號，若是懸濁液寫化學式。微溶物作為生成物，一般寫化學式，如石灰水和石灰乳：石灰水寫成離子形式，而石灰乳則寫化學式。
(3)氨水作反應物可寫作NH3·H2O；作生成物，若有加熱條件或濃度很大時，可寫作NH3(標“↑”)和水。
(4)固體之間反應不能寫離子方程式，如氯化銨與氫氧化鈣的反應；濃硫酸與固體反應不能寫離子方程式。
(5)多元弱酸的酸式酸根離子如HCO，在離子方程式中不拆，強酸的酸式酸根離子(如HSO4－)則可拆
★3．離子方程式正誤判斷——“六看”（將正確書寫下來）
(1)看離子反應是否符合客觀事實。如：
Fe與鹽酸反應：2Fe＋6H＋＝2Fe3＋＋3H2↑（×）
銅與稀硫酸反應：Cu＋ 2H＋＝ Cu2＋＋H2↑（×）
(2)看各物質的化學式的拆寫是否正確。如：
碳酸鈣和醋酸反應：CO32－＋2CH3COOH＝2CH3COO－＋CO2↑＋H2O（×）
(3)看是否漏寫參加反應的離子。如：
硫酸銅溶液和氫氧化鋇溶液混合：SO＋Ba2＋＝BaSO4↓（×）
(4)看原子和電荷是否守恒。如：
Cu與AgNO3溶液反應：Cu＋Ag＋＝Cu2＋＋Ag（×）
鉀和水反應：K＋H2O＝ K＋＋OH－＋H2↑（×）
(5)看反應物或生成物的配比是否正確。
如稀硫酸與Ba(OH)2溶液反應：H＋＋OH－＋SO＋Ba2＋＝BaSO4↓＋H2O（×）
(6)看是否符合題設條件及要求，“過量”、“少量”以及滴加順序等對離子方程式的影響。如：
向澄清石灰水中通過量CO2反應：Ca2＋＋2OH－＋CO2＝CaCO3↓＋H2O（×）
向Na2CO3溶液中滴加少量稀鹽酸：CO32－＋ 2H＋＝H2O＋CO2↑（×） （生成HCO）
向Ca(HCO3)2溶液中加入過量NaOH溶液：Ca2＋＋HCO＋OH－＝CaCO3↓＋H2O（×）
（Ca2＋＋2HCO＋2OH－＝CaCO3↓＋2H2O+CO32－）
知識點2：離子共存
判斷離子能否共存實際上是看離子之間能否反應，若反應，則不共存。
1．離子不能大量共存的三種情況
(1)生成難溶性或微溶性物質的離子不能大量共存：
①生成難溶性的鹽：如Ca2＋與CO，Ba2＋與CO、SO，Ag＋與Cl－等。
②生成難溶性的堿：如OH－與Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Mg2＋、Al3＋等。
(2)生成氣體的離子不能大量共存：如H＋與CO、HCO等。
(3)生成水或其他難電離物質的離子不能大量共存：如H＋與OH－、CH3COO－，OH－與NH等。
2．判斷離子能否大量共存的“隱含條件”
(1)“無色透明”溶液不存在有色離子，如：Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO
(2)酸性溶液中不能大量存在與H＋反應的離子。
“酸性”溶液的描述：①酸性溶液。②pH<7的溶液。③使石蕊溶液變紅色的溶液。
(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：①堿性溶液。②pH>7的溶液。③使石蕊溶液變藍的溶液。
氧化還原反應
第1課時　氧化還原反應基本概念
知識點一、氧化還原反應的概念
1．特征：反應前后元素的________發(fā)生變化
2．本質：電子_______（電子得失或共用電子對偏移
知識點二、氧化還原反應與四大基本反應
知識點三、氧化還原反應的相關概念
1．氧化劑與還原劑及其產物
氧化劑：在反應中_______電子，化合價______體現(xiàn)________性，
→被_________→發(fā)生_________反應，得到_________產物
還原劑：在反應中_______電子，化合價______體現(xiàn)________性
→被_________→發(fā)生_________反應，得到_________產物
第2課時　氧化還原反應的規(guī)律
知識點一、價態(tài)律
（1）元素處于最高價態(tài)時，只能______電子，只有_________，如_______________
（2）元素處于最低價態(tài)時，只能______電子，只有_________，如_______________
【總結】“高氧低還中兼有”
知識點二、強弱律
由氧化還原反應“氧化劑+還原劑=氧化產物+還原產物”可判斷出
氧化性強弱順序：氧化劑______氧化產物； 還原性強弱順序：還原劑______還原產物
→金屬單質的還原性越強，對應陽離子的氧化性越弱
→非金屬單質的氧化性越強，對應陰離子的還原性越弱
【總結】“單質氧化性（還原性）越強對應的陽離子還原性（氧化性）越弱”
知識點三、先后律
（1）多種還原劑與一種氧化劑作用時，還原性強的先反應，如：
已知還原性，當把氯氣通入、溶液時，I-優(yōu)先被氧化
（2）多種氧化劑與一種還原劑作用時，氧化性強的先反應如：
已知氧化性：，向含、、H+的溶液中加鐵粉，F(xiàn)e3+先反應
總結：“強強聯(lián)合，強者優(yōu)先”
知識點四、歸中律
含不同價態(tài)的同種元素的物質之間發(fā)生氧化還原反應時，元素的化合價只向中間靠攏，而不跨越價態(tài)
（×）
（×）
知識點五、守恒律
（1）反應前后各元素的原子個數(shù)守恒；（元素守恒）
（2）氧化還原反應前后，化合價有升有降，且化合價升降總數(shù)相等，得失（或偏移）電子總數(shù)相等（得失電子守恒）
（3）在屬于離子反應的氧化還原反應中，離子方程式兩邊的電荷數(shù)一定相等（電荷守恒）第3課時　氧化還原反應方程式的配平
氧化還原反應中電子轉移的表示方法
雙線橋法
含義：表明氧化還原反應前后同一種元素原子或離子間的電子轉移情況
步驟
①標變價
②連雙線
將不同價態(tài)的同種元素用橋線相連，箭頭從氧化劑（還原劑）指向還原產物（氧化產物）（注意：箭頭的起止對準元素）
③寫得失：在橋線上標出得失電子數(shù)，格式為“得到（失去）a×b e-”
其中a表示發(fā)生氧化還原反應的原子個數(shù)，b表示每個原子得到或失去的電子數(shù)（看化合價），當a=1或b=1時，將1省略。也可直接用轉移電子的總數(shù)表示a×b。
④查守恒：檢查得失電子是否守恒
單線橋法
含義：表明反應前后氧化劑和還原劑之間的電子轉移情況
步驟：
① 標變價
② 連單線：箭頭從化合價升高的元素指向化合價降低的元素
③ 寫數(shù)目：在橋線上標出電子轉移總數(shù)（注：不寫得失，只寫“n e-”）
知識點二、氧化還原反應方程式的配平
1．方法：利用雙線橋法配平
2．步驟
（1）標變價
（2）連雙線
（3）寫得失（注意下標）
（4）定數(shù)目：通過最小公倍數(shù)使得失電子守恒
（5）查收恒：再根據(jù)原子守恒和電荷守恒（適用于離子方程式）配平剩余不變價的物質，最后檢查元素守恒
第二章 海水中的重要元素——鈉和氯
第一節(jié) 鈉及其化合物
第1課時　活潑的金屬單質——鈉
知識點一、鈉的存在、取用和保存
1．鈉元素在自然界中的存在
鈉元素在自然界中只以化合態(tài)形式存在，在海水、鹽湖中儲量極為豐富
2．鈉的保存
鈉的原子結構為 ，鈉原子易失去最外層電子，化學性質非常活潑，因此鈉單質通常保存在煤油或石蠟油中，以隔絕空氣和水
3．鈉的安全取用
用鑷子從煤油中取出一小塊鈉，用濾紙吸干表面的煤油，放在玻璃片上或表面皿中，用小刀切下一小塊鈉用作實驗，剩下的鈉迅速放回原試劑瓶中
【注】實驗室中，為防止污染試劑，一般不能再將取出后的試劑放回原瓶，但取用金屬鈉時剩余的鈉要放回原試劑瓶中，不能隨便丟棄
4．活潑金屬著火時的滅火方法
當鈉等活潑金屬著火，或火災現(xiàn)場有大量活潑金屬時，不能用水或泡沫滅火器滅火，需要用干燥的沙土來滅火
知識點二、鈉的性質
1．鈉的物理性質
顏色 光澤 狀態(tài) 熔點 沸點 硬度 密度 導電、導熱性
銀白色 有金屬光澤 固體 97.8℃ 883℃ 小 0.971g·cm-3，比水小，比煤油大 良好
2．鈉的化學性質
（1）與氧氣的反應
實驗操作
切一塊綠豆大的鈉迅速投到坩堝中，繼續(xù)加熱片刻，待鈉熔化后立即撤掉酒精燈
實驗現(xiàn)象 切開后，看到鈉具有銀白色的金屬光澤，銀白色的切面很快_________ 熔化后著火燃燒，發(fā)出______色火焰，生成一種_________色固體
實驗結論 鈉的化學性質活潑 鈉質軟，能被小刀切割；常溫下極易與氧氣反應： ______________________ 加熱時鈉與O2反應： ______________________
（2）鈉與其他非金屬反應
點燃時與Cl2反應生成NaCl，在研磨時與S反應生成Na2S
（3）鈉與水反應
實驗操作 實驗現(xiàn)象 結論或解釋
①浮：鈉浮在水面上 鈉的密度比水的小
②熔：鈉熔化成光亮的小球 鈉與水反應放出熱量，鈉的熔點低
③游：小球在水面上迅速游動 反應產生的氣體推動鈉球在水面上游動
④響：發(fā)出“嘶嘶”的聲響，且鈉很快消失 鈉與水劇烈反應
⑤紅：加了酚酞的溶液變紅 反應后得到的溶液顯堿性
方程式：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑、2Na+2H2O=2Na+ +2OH- +H2↑
（4）鈉與酸、堿、鹽溶液的反應（遇酸先與氫離子、遇堿消耗水飽和析出堿、遇鹽先與水）
①將鈉投入酸溶液中，Na先與______電離的H+反應，比Na與純水反應更_________
②將鈉投入堿溶液中，Na與________反應。如將鈉投入飽和石灰水中，會導致Ca(OH)2
過飽和析出，溶液變渾濁
③將鈉投入鹽溶液中，Na先與______反應，生成的_________再與鹽（如CuSO4、FeCl3等）反應
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2↓+2H2O
總2Na+2H2O+CuSO4=Na2SO4 +Cu(OH)2↓+H2 ↑
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 3NaOH+FeCl3=Fe(OH)3↓+3NaCl
總6Na+6H2O+2FeCl3=6NaCl+2Fe(OH)3↓+3H2↑
知識點三、鈉的制備和用途
1．鈉的制備
2．鈉的用途
①工業(yè)上用鈉作強還原劑，用于冶煉金屬，如 4Na+TiCl4 Ti+4NaCl
②Na—K合金（液態(tài)）用作原子反應堆的導熱劑
③在電光源上，用鈉制造高壓鈉燈，因為黃光透霧能力強
知識點四、鈉露置在空氣中的變化
Na→Na2O→NaOH→Na2CO3(溶液)→Na2CO3·10H2O(結晶)Na2CO3(粉末)，最終得到白色粉末。有關反應方程式如下：4Na＋O2=2Na2O，Na2O＋H2O=2NaOH，2NaOH＋CO2=Na2CO3＋H2O
第2課時　鈉的化合物
知識點一、氧化鈉和過氧化鈉
Na2O Na2O2
顏色、狀態(tài) 白色固體 淡黃色固體
構成粒子 Na+和O2-(陰陽離子個數(shù)比為1:2) Na+和O22-(陰陽離子個數(shù)比為1:2)
物質類別 堿性氧化物 過氧化物(不屬堿性氧化物)
熱穩(wěn)定性 不穩(wěn)定（加熱時被空氣氧化→Na2O2） 相對穩(wěn)定
與H2O反應 Na2O+H2O=2NaOH 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑（反應放熱）
與CO2反應 Na2O+CO2=Na2CO3 2Na2O2+2CO2=Na2CO3+O2
與HCl反應 Na2O+2HCl=2NaCl+H2O 2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑
用途 可制燒堿 漂白劑、消毒劑、供氧劑
【注】
（1）Na2O2與H2O、CO2和酸反應時，Na2O2既是氧化劑又是還原劑，每份Na2O2轉移1個e-
（2）過氧化鈉可作漂白劑，若向紫色石蕊溶液中加入過量 Na2O2粉末，振蕩，溶液先變藍色后褪色，若向酚酞溶液，中加入過量 Na2O2粉末，振蕩，則先變紅色后褪色
（3）計算技巧
①足量過氧化鈉與H2、CO和O2點燃混合物反應計算中。可認為Na2O2＋H2==2NaOH、Na2O2＋CO===Na2CO3、2Na2O2＋CO＋H2===Na2CO3＋2NaOH （實際上述反應均不能發(fā)生）
②a g通式符合(CO)m(H2)n(m＝0,1,2…；n＝0,1,2…)的物質在氧氣中燃燒，將其產物通過足量的Na2O2固體，反應完畢，固體增重a g
知識點二、碳酸鈉和碳酸氫鈉
碳酸鈉 碳酸氫鈉
俗名 純堿、蘇打 小蘇打
性狀 白色粉末 細小的白色晶體
溶解性 易溶于水，比NaHCO3的溶解度大 易溶于水
酸堿性 水溶液均呈堿性，同濃度下，Na2CO3溶液的堿性更強
熱穩(wěn)定性 穩(wěn)定，受熱不易分解 不穩(wěn)定，受熱易分解
與酸反應 ①CO32-+H+=HCO3- ②HCO3-＋H＋=CO2↑＋H２O HCO3-＋H＋= CO2↑＋H２O （比Na2CO3與酸反應快）
與NaOH 溶液反應 不反應 HCO3-＋OH- =CO２↑＋H２O
與澄清石 灰水反應 CO32-+Ca2+=CaCO3↓ HCO3-(少)+Ca2+ +OH- =CaCO3↓+H2O 2HCO3-(過)+Ca2+ +2OH- =CaCO3↓+2H2O
與鈣鹽、鋇鹽溶液反應 CO32-+Ca2+=CaCO3↓ 不反應
制法 2NaHCO3Na2CO3+CO２↑+H2O NaCl+H2O+NH3+CO2=NaHCO3↓+NH4Cl
用途 制玻璃、肥皂、造紙、紡織，去油污 作發(fā)酵粉、治療胃酸過多、滅火器成分
相互轉化
1．鑒別碳酸鈉和碳酸氫鈉
（1）加熱法：NaHCO3分解且能產生使澄清石灰水變渾濁的CO2，Na2CO3不分解
（2）沉淀法： 滴加 BaCl2、CaCl2等溶液， NaHCO3不沉淀，Na2CO3沉淀
（3）與酸反應速率比較：NaHCO3 —較快，Na2CO3 —較慢
2．Na2CO3和NaHCO3 混合物的除雜
（1）Na2CO3固體粉末中混有NaHCO3，用加熱法
（2）Na2CO3溶液中混有NaHCO3，滴加適量 NaOH溶液
（3）NaHCO3溶液中混有 Na2CO3，通入過量的CO2氣體
3．Na2CO3和NaHCO3混合物中組分質量分數(shù)的測定
（1）加熱法：加熱NaHCO3和Na2CO3的固體混合物至恒重，根據(jù)固體質量的減輕可計算m(NaHCO3)
（2）氣體法：將樣品與足量酸反應，根據(jù)m(CO2)可計算m(Na2CO3)
（3）沉淀法：將樣品與足量 BaCl2溶液反應后，過濾、洗滌、烘干，根據(jù)沉淀質量，可計算m(Na2CO3)
（4）蒸干法：將樣品與足量酸反應后，加熱、蒸干，根據(jù)m(NaCl) 可計算m(Na2CO3)
知識點三、焰色反應
1．概念：多種金屬或它們的化合物在燃燒時使火焰呈特殊的顏色，叫焰色反應（物理性質）
2．用品：鉑絲（或鐵、鉻、鎳、鎢等）、酒精燈（或煤氣燈）、試劑
3．焰色反應步驟：
4．幾種金屬的焰色
鈉——黃色 鉀——紫色（透過藍色鈷玻璃） 銅——綠色
應用
用于檢驗金屬元素的存在，如鑒別NaCl和KCl溶液、制節(jié)日煙火
第二節(jié) 氯及其化合物
第1課時　氯氣的性質
知識點一、氯的存在和使用
1．氯元素的存在形式
Cl的原子結構示意圖為 ，易得電子形成離子，因此氯氣化學性質很活潑，自然界中氯元素只以化合態(tài)形式存在，主要以NaCl、MgCl2、CaCl2等存在于海水和陸地的鹽礦中，氯是一種重要的“成鹽元素”
2．氯氣的儲運
氯氣易液化，通常將氯氣加壓液化后儲存于鋼瓶中運輸，儲運液氯的鋼瓶必須是干燥的（常溫無水條件下，液氯不與鐵反應）
3．氯氣的安全使用
氯氣有毒，使用時要注意安全。實驗室制取氯氣時，應在通風櫥中進行聞Cl2的氣味時應用手在瓶口輕輕扇動，僅使極少量的氣體飄進鼻孔
知識點二、氯氣的性質
1．氯氣的物理性質
顏色 狀態(tài) 氣味 溶解性 密度 沸點
黃綠色 氣體 刺激性 可溶于水（1：2） 比空氣大 -34.6℃，易液化
2．氯氣的化學性質
（1）與金屬單質的反應
氯氣體現(xiàn)氧化性，將變價金屬被氧化到最高價
Na Fe Cu
實驗現(xiàn)象 燃燒，火焰呈黃色，有白煙 燃燒，產生棕褐色煙 燃燒，產生棕黃色煙
方程式
（2）與非金屬單質的反應
①與H2反應
現(xiàn)象：安靜燃燒，發(fā)出蒼白色火焰，瓶口有白霧產生
化學方程式為：
【注】氫氣與氯氣光照時，會發(fā)生爆炸，也生成HCl
②與磷反應
2P＋3Cl2 2PCl3（氯氣不足，產生白霧） 2P＋5Cl2 2PCl5（氯氣充足，產生白煙）
（3）與水的反應
氯氣能溶于水，其水溶液稱為氯水（混合物），溶解于水中的部分Cl2與水反應
Cl2+H2O=HCl+HClO Cl2+H2O=H++Cl- + HClO
（4）與堿的反應
①制漂白液、84消毒液：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O
②制漂白粉、漂白精：2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
（5）與其他還原劑（如FeCl2、H2S、SO2、NaBr、KI等溶液）反應
Cl2+2FeCl2=2FeCl3、 Cl2+H2S=S↓+2HCl、 Cl2+SO2+2H2O=2HCl+H2SO4、
Cl2+2NaBr=Br2+2NaCl、 Cl2+2KI=I2+2KCl（可用濕潤的淀粉-KI試紙檢驗氯氣）
知識點三、氯水的性質
氯水的成分
新制氯水為黃綠色溶液，Cl2大部分以分子形式存在于水中，有少部分氯分子與水反應生成鹽酸和次氯酸（HClO），所以氯水中的微粒有：
2．氯水的性質
（1）強氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，實驗室常用氯水代替氯氣，如氯水中的氯氣能與 KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物質反應；此外HClO也有強氧化性
（2）漂白性：氯水中的HClO有強氧化性，能將有色物質氧化成無色物質，用于漂白和消毒，漂白過程不可逆
實驗操作 實驗現(xiàn)象 實驗結論
有色布條不褪色 干燥的Cl2無漂白作用
有色布條褪色 氯水有漂白作用
有色鮮花褪色 干燥的Cl2與鮮花中的水反應生成了有漂白性的物質
（3）酸性：氯水中含有HCl（強酸）和HClO（弱酸），可與堿發(fā)生中和反應，與鹽如NaHCO3、CaCO3
等反應
（4）不穩(wěn)定性：HClO光照易分解，2HClO 2HCl+O2↑，因此久置氯水會變成鹽酸，失去漂白性
（5）沉淀反應：氯水中含有Cl－，加入AgNO3溶液有白色沉淀生成
3．氯水的應用
氯水可用于自來水的殺菌消毒，用自來水配制如KI、 KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液會變質
4．漂白粉與漂白液的漂白原理
漂白粉露置在空氣中，發(fā)生反應Ca(ClO)2＋CO2＋H2O = CaCO3↓＋2HClO，若通入過量CO2則發(fā)生反應：Ca(ClO)2＋2CO2＋2H2O = Ca(HCO3)2＋2HClO，生成的HClO有漂白性。若HClO光照分解，則漂白粉失效，所以漂白粉應密封保存于干燥處
第2課時　氯氣的制法 氯離子的檢驗
知識點一、氯氣的實驗室制法
藥品：二氧化錳和濃鹽酸
【注】反應物中的鹽酸一定要用濃鹽酸，濃鹽酸一旦變成稀鹽酸，反應將不再進行
反應原理：MnO2+4HCl(濃)MnCl2+Cl2↑+2H2O
離子方程式為：MnO2+4H++2Cl-Mn2++Cl2↑+2H2O
實驗裝置
凈化裝置
用飽和食鹽水除去Cl2中混有的HCl，用濃硫酸干燥，不能使用堿性干燥劑（如生石灰、堿石灰）
收集裝置
用向上排空氣法或排飽和食鹽水法收集氯氣
6．檢驗和驗滿
用濕潤的藍色石蕊試紙或濕潤的淀粉—KI試紙檢驗氯氣（驗滿時放瓶口）
7．尾氣處理
氯氣有毒，會污染空氣，需要用NaOH溶液吸收，不能用澄清石灰水或飽和石灰水來吸收Cl2，原因是Ca(OH)2在水中的溶解度很小，不能將Cl2吸收完全
【注】實驗室制氯氣也常用KMnO4、KClO3、Ca(ClO)2、PbO2等氧化劑代替MnO2，如把濃鹽酸滴到KMnO4固體上即發(fā)生反應2KMnO4+16HCl（濃）=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O（反應無需加熱）
知識點二、氯離子的檢驗
1．氯離子檢驗的實驗探究
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，觀察現(xiàn)象。然后再分別加入少量稀硝酸，觀察現(xiàn)象。
實驗現(xiàn)象 離子方程式
加入AgNO3溶液后 加入稀硝酸后
稀鹽酸 出現(xiàn)白色沉淀 沉淀不溶解 Ag++Cl- =AgCl↓
NaCl溶液 出現(xiàn)白色沉淀 沉淀不溶解 Ag++Cl- =AgCl↓
Na2CO3溶液 出現(xiàn)白色沉淀 沉淀溶解并產生氣泡 2Ag++CO32-=Ag2CO3↓ Ag2CO3+2H+=2Ag++H2O+CO2↑
2．氯離子檢驗的一般步驟
某溶液無現(xiàn)象白色沉淀，則證明原溶液中含Cl－。
【注】
①Cl－的檢驗步驟也可表述為在待測液中直接加入硝酸酸化的AgNO3溶液，若產生白色沉淀，則證明溶液中含有Cl－
②用稀硝酸酸化，主要是排除CO32-的干擾，不能用稀鹽酸酸化，因為鹽酸會引入Cl－
【思考】如何檢驗Na2CO3固體中是否混入了少量的NaCl雜質？
取少量Na2CO3固體，加水溶解，制成溶液。向該溶液中加入稀硝酸至沒有氣泡冒出為止，再加入AgNO3溶液，產生白色沉淀，說明原Na2CO3固體中有NaCl；若沒有白色沉淀產生，說明原Na2CO3固體中無NaCl
第三節(jié) 物質的量
第1課時　物質的量和摩爾質量
知識點一、物質的量
概念：表示一定數(shù)目粒子的集合體的物理量，用符號n表示
【注】物質的量是國際單位制中7個基本物理量之一
2．單位：摩爾（mol），簡稱摩
3．計量標準：國際上規(guī)定，1mol粒子集合體所含的粒子數(shù)約為6.02×1023
4．適用范圍：微觀粒子，如分子、原子、離子、質子、中子、電子
5．表示方法：“數(shù)值+單位+粒子化學式或名稱”，如1mol氧分子或1mol O2
知識點二、阿伏加德羅常數(shù)
1．概念：1mol任何粒子的粒子數(shù)，符號為NA
2．單位：每摩爾（mol－1）
3．數(shù)值：與0.012 kg 12C所含碳原子數(shù)相同，約為6.02×1023
4．相關計算：n＝
知識點三、摩爾質量
1．概念：單位物質的量的物質所具有的質量稱為摩爾質量，符號為M
2．單位：克每摩爾（g/mol）
3．數(shù)值：以g/mol為單位時，摩爾質量在 數(shù)值上等于該物質的相對原子質量或相對分子質量
4．相關計算：n＝
第2課時　氣體摩爾體積
知識點一、影響物質體積的因素
1．思考
化學方程式的意義
宏觀 36克水 4g氫氣 32g氧氣
微觀 2個水分子 2個氫分子 1個氧分子
物質的量 2mol水分子 2mol氫分子 1mol氧分子
體積比 2：2：1？（錯誤）
2．分析
20℃ Fe Al H2O H2SO4 H2 O2
密度（g/cm3） 7.86 2.7 0.998 1.83 密度（g/L） 0.0899 1.429
1mol物質的體積 7.12 10 18.04 53.35 1mol氣體的體積 22.42 22.39
結論
相同條件下，等物質的量（如1mol ）固體或液體的體積一般不同，但氣體的體積卻幾乎完全相同，且溫度壓強相同時，氣體的物質的量之比等于體積之比。
物質體積大小的影響因素
物質體積的大小取決于：粒子大小、粒子數(shù)目、粒子間距。
（1）由于構成固體和液體的微觀粒子間距較小
→所以微觀粒子數(shù)目相同時，物質的體積主要取決于微觀粒子的大小。
（2）由于構成氣體的微觀粒子間距較大
→微觀粒子的大小對物質體積的影響可忽略不計，所以微觀粒子數(shù)目相同時，物質體積主要取決于粒子間距。
溫度越高，氣體的粒子間距越大，壓強越大，氣體的粒子間距越小。
同溫同壓下，氣體的粒子間距相同。
知識點二、阿伏加德羅定律及其推論
1．阿伏加德羅定律
同溫同壓下，相同體積的任何氣體都含有相同的分子數(shù)。
2．依據(jù)
阿伏伽德羅定律及其推論都可由理想氣體狀態(tài)方程（PV＝nRT）及其變形推出。
3．推論
（1）同溫同壓下，氣體的體積之比=其物質的量之比=其分子數(shù)之比，即
（2）同溫同壓下，氣體的密度之比=其摩爾質量之比，即。
（3）同溫同體積下，氣體的壓強之比=其物質的量之比，即。
（4）同溫、同體積、同質量下，氣體的體積與其摩爾質量成反比。
（5）同溫時，等物質的量的氣體的壓強與體積成反比。
知識點三、氣體摩爾體積
1．定義：單位物質的量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積，用符號Vm表示。
2．單位：升每摩爾（L/mol）。
3．相關公式：n=。
4．注意事項
（1）Vm的數(shù)值與溫度和壓強有關。
（2）溫度壓強一定時，Vm是定值。
標準狀況（0℃，101 kPa）下，Vm約為22.4 L/mol。→標況下，1mol任何氣體的體積約為22.4 L。
（3）用“22.4L/mol”作為氣體摩爾體積進行計算時，必須確保是氣體，且在標況下。
第3課時　物質的量濃度
知識點一、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，符號為cB
2．單位：mol/L或mol·L－1
3．表達式：物質的量濃度(cB)＝ 即：cB＝。如1 L溶液中含有1 mol溶質，溶質的物質的量濃度就是1 mol·L－1。
知識點二、物質的量濃度與溶質質量分數(shù)的關系
cB＝ mol·L－1
ρ：溶液密度(單位：g·mL－1或g/cm3)；
w為溶質的質量分數(shù)
M：溶質B的摩爾質量(單位：g·mol－1)
四、配制一定濃度的溶液
1．主要儀器：容量瓶。
（1）構造：細頸、梨形、平底玻璃瓶，瓶口配有磨口塞或塑料塞。
（2）特點：容量瓶上標有溫度、容量和刻度線。
（3）常用規(guī)格：100ml，250ml，500ml，1000ml（只能配制相應體積的溶液）。
（4）注意事項
①使用容量瓶的第一步操作是檢查是否漏水
檢漏方法：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【即：注水→蓋塞→倒立→觀察→正立→旋180°→倒立→觀察】
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500 mL容量瓶
③使用容量瓶注意“四不能”
a.不能將固體或濃溶液直接在容量瓶中溶解或稀釋； b.不能作為反應容器或長期貯存溶液的容器；
c.不能加入過冷或過熱的液體； d.不能配制任意體積的溶液
2．實驗：配制100mL 2 mol/L的NaCl溶液
（1）儀器：燒杯、玻璃棒、量筒、100mL容量瓶、膠頭滴管、藥匙、托盤天平。
（2）試劑：NaCl固體、蒸餾水。
（3）步驟：八字方針
①計算：需要NaCl固體的質量為m＝c×V×M=2mol/L×0.1 L×58.5g/mol =11.7g。
②稱量：用托盤天平稱量氯化鈉。
③溶解：在燒杯中用適量蒸餾水溶解。
④轉移：將燒杯中的溶液小心沿玻璃棒注入到容量瓶中。
⑤洗滌振蕩：將燒杯內壁洗滌2~3次，洗滌液也注入容量瓶中，輕輕振蕩容量瓶，使溶液充分混合。
⑥定容：繼續(xù)加水至刻度線下1 cm~2 cm，改用膠頭滴管加水至溶液的凹液面恰好與刻線相切。
⑦搖勻：將瓶塞蓋好，反復上下顛倒，搖勻。
⑧裝貼：將配制好的溶液轉移到試劑瓶中，貼好標簽。
3．誤差分析
判斷依據(jù)：cB＝
誤差來源 操作 直接影響 對濃度的影響
稱量 量取 稱量時托盤天平左盤高，右盤低 n偏小 偏小
稱量時左盤放砝碼，右盤放藥品（使用了游碼） n偏小 偏小
天平的砝碼沾有其他物質或已生銹 n偏大 偏大
能潮解或吸水的物質稱量時間過長 n偏小 偏小
用量筒量取液體藥品時，仰視讀數(shù) n偏大 偏大
轉移 定容 搖勻 溶解過程中有少量液體濺出燒杯 n偏小 偏小
轉移溶液前容量瓶中含有少量的水 無影響 無影響
未洗滌溶解用的玻璃棒和燒杯 n偏小 偏小
洗滌液未轉入容量瓶中 n偏小 偏小
定容時仰視刻度 V偏大 偏小
未等溶液冷卻就定容 V偏小 偏大
定容超過刻度線，用滴管吸出少量溶液 n偏小 偏小
搖勻后發(fā)現(xiàn)液面低于刻度再加水 V偏大 偏小
配好的溶液轉入試劑瓶時，不慎濺出部分溶液 無影響 無影響
第三章 鐵 金屬材料
第一節(jié) 鐵及其化合物
第1課時　鐵單質和鐵的氧化物
知識點一、鐵的存在和冶煉
1．鐵元素在自然界中的存在
鐵元素在地殼中的含量低于氧、硅、鋁，居第四位，在自然界中的形態(tài)有游離態(tài)和化合態(tài)，即
常見的鐵礦石及其主要成分如下表：
礦石名稱 磁鐵礦 赤鐵礦 褐鐵礦 菱鐵礦 硫鐵礦
主要成分 Fe3O4 Fe2O3 Fe2O3·nH2O FeCO3 FeS2
2．鐵的冶煉
工業(yè)上煉鐵的主要反應：
、
知識點二、鐵單質的性質
1．鐵的物理性質
顏色 光澤 熔點 沸點 質地 密度 導電、導熱性 延展性
銀白色 金屬光澤 1535℃ 2750℃ 軟 大(7.86 g·cm-3) 良好 好
【注】鐵能被磁鐵吸引
2．鐵的化學性質
（1）鐵與非金屬單質反應
①在O2中燃燒
現(xiàn)象：劇烈燃燒，火星四射，放出大量的熱，生成黑色固體
化學方程式：3Fe＋2O2Fe3O4
【注】常溫下，鐵在潮濕的空氣中被被銹蝕，鐵銹的主要成分為Fe2O3·xH2O
②與Cl2反應
現(xiàn)象：產生棕褐色煙
化學方程式：2Fe＋3Cl22FeCl3
③與S反應：Fe＋SFeS
（2）鐵與酸的反應
①與鹽酸、稀硫酸反應：Fe＋H2SO4=FeSO4＋H2↑
②與強氧化性酸反應
常溫下，鐵遇濃硫酸、濃硝酸會鈍化，表面生成致密氧化膜。鐵與稀硝酸在常溫下能反應但不產生氫氣
（3）鐵與銅鹽、鐵鹽等溶液的反應
Fe+CuSO4=Cu+FeSO4 Fe+2FeCl3=3FeCl2
【結論】Fe在反應中作還原劑，遇到較強的氧化劑(如Cl2等)生成＋3價鐵的化合物，遇到較弱的氧化劑(如稀硫酸等)生成＋2價鐵的化合物。
（4）鐵與水蒸氣的反應
【實驗探究】
實驗裝 置圖
實驗 操作 在如圖所示裝置的試管中依次放入濕棉花和還原鐵粉，加熱。把生成的氣體通入蒸發(fā)皿中的肥皂液中。一段時間后，用坩堝鉗夾取燃著的火柴點燃肥皂泡，觀察現(xiàn)象。實驗結束時，應先從肥皂液中撤出導管，再移走燃著的酒精燈
實驗 現(xiàn)象 紅熱的鐵與水蒸氣反應放出氣體，蒸發(fā)皿中產生大量肥皂泡，用火柴點燃肥皂泡，能燃燒或發(fā)生爆鳴。反應后，試管中固體仍呈黑色
化學方程式 3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2
【思考】
①濕棉花的作用是什么
在受熱時提供反應所需的水蒸氣
②實驗中肥皂泡的作用是什么
肥皂泡是為了儲存氫氣，當點火時就會有爆鳴聲,以此證明生成了氫氣，方便檢驗產物
③將試管中鐵粉與水蒸氣加熱，肥皂液冒泡，能說明鐵與水蒸氣在加熱條件下發(fā)生了反應嗎
因試管中氣體受熱膨脹，也會導致肥皂液冒泡，故不能說明Fe與水蒸氣發(fā)生了反應
④實驗結束時，應先從肥皂液中撤出導管，再移走酒精燈，為什么
為了防止產生倒吸
知識點三、鐵的氧化物
物質 氧化亞鐵(FeO) 氧化鐵(Fe2O3) 四氧化三鐵(Fe3O4)
俗稱 鐵紅 磁性氧化鐵
顏色、狀態(tài) 黑色粉末 紅棕色粉末 黑色晶體
與鹽酸反應 FeO+2H＋=Fe2＋+H2O 6H＋+Fe2O3=2Fe3＋+3H2O Fe3O4+8H＋=2Fe3＋+Fe2＋+4H2O （Fe3O4中Fe有＋2、＋3兩種價態(tài)，可表示成FeO·Fe2O3形式）
穩(wěn)定性 6FeO＋O22Fe3O4 穩(wěn)定 穩(wěn)定
共性 不溶于水，與CO、C、H2反應生成單質鐵
用途 Fe2O3常用作紅色油漆與涂料，赤鐵礦(主要成分是Fe2O3)是煉鐵的原料
第2課時　鐵的氫氧化物和鹽
知識點一、鐵的氫氧化物
1．鐵的氫氧化物的制備
①圖甲實驗中觀察到的現(xiàn)象是有紅褐色沉淀生成，反應的離子方程式是Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓。
②圖乙實驗中先觀察到有白色沉淀生成，在空氣中迅速變成灰綠色，最后變成紅褐色，有關反應的離子方程式是Fe2＋＋2OH－=Fe(OH)2↓(白色)；4Fe(OH)2＋O2＋2H2O=4Fe(OH)3。
2．Fe(OH)2和Fe(OH)3性質的比較
化學式 Fe(OH)2 Fe(OH)3
物質類別 二元弱堿 三元弱堿
顏色狀態(tài) 白色固體 紅褐色固體
溶解性 不溶于水 不溶于水
與鹽酸反應 Fe(OH)2＋2H＋= Fe2＋＋2H2O Fe(OH)3＋3H＋=Fe3＋＋3H2O
穩(wěn)定性 Fe(OH)2FeO＋H2O (隔絕空氣) 2Fe(OH)3 Fe2O3＋3H2O
特點 易被氧化，如被氧氣氧化 易被還原，如被I-氧化
3．成功制備氫氧化鐵的方法
（1）前提條件
①溶液中不含F(xiàn)e3+和O2等氧化性物質，具體措施如下：
新配制FeSO4溶液且加入少量鐵粉（防止Fe2+被氧化）
配制FeSO4溶液的蒸餾水、NaOH溶液均需煮沸（除去其中的溶解氧）
②在制備過程中要保證生成的Fe(OH)2處在隔絕空氣的體系中
（2）常用方法
①有機物覆蓋層法
在FeSO4溶液的液面上覆蓋一層苯或煤油（密度小于水且不溶于水，不能用CCl4），將吸有NaOH溶液的膠頭滴管插到液面下
②還原性氣體保護法
如圖所示，具體操作是：先打開彈簧夾a，A中產生H2，將裝置內空氣排出，待對B出口處收集到的H2驗純后夾緊a，H2將A中的FeSO4，溶液壓入B中，便會產生白色沉淀
知識點二、鐵鹽和亞鐵鹽
1．Fe3+和Fe2+的檢驗
Fe2＋ Fe3＋
觀察溶液的顏色 淺綠色 黃色
滴加NaOH溶液 白色沉淀→灰綠色→紅褐色 出現(xiàn)紅褐色沉淀
滴加KSCN溶液 無明顯現(xiàn)象 滴加氯水后溶液變紅 溶液變紅色 Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3
【注】Fe2＋和Fe3＋的混合溶液中檢驗Fe2＋的方法為： 向溶液中滴加適量酸性KMnO4溶液，溶液紫紅色褪去說明含有Fe2＋ （特別提醒：Cl－也能使酸性KMnO4溶液褪色）
2．Fe、Fe2+、Fe3+之間的轉化關系（鐵三角）
①Fe只具有還原性，可被弱氧化劑（如H＋、S等）和Fe3＋氧化成Fe2＋，被強氧化劑（如Cl2等）氧化成Fe3＋
Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑；
2Fe＋3Cl22FeCl3。
②Fe2＋既有氧化性又有還原性，可被強氧化劑（如Cl2、KMnO4/H＋等）氧化為Fe3＋；可被還原劑（如CO、C等）還原為Fe
2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－；
FeO＋COFe＋CO2。
③Fe3＋只具有氧化性，可被弱還原劑（如Cu等）和Fe還原為Fe2＋，被強還原劑（如Al、Zn、CO等）還原為Fe
2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋； Fe2O3＋3CO2Fe＋3C
第二節(jié) 金屬材料
第1課時　常見的合金及應用
知識點一、合金
1．合金的概念
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．合金的性能
一般合金的熔點低于各成分金屬，硬度大于各成分金屬。
合金的性能可以通過所添加的合金元素種類、含量和生成合金的條件等來加以調節(jié)。與純金屬相比，合金具有優(yōu)良的物理、化學或機械性能，如強度大、耐腐蝕等。
3．鐵合金
知識點二、鋁和鋁合金
1．鋁和氧化鋁的性質
（1）鋁、氧化鋁與稀鹽酸反應
實驗操作
實驗現(xiàn)象 鋁片逐漸溶解，有無色氣泡冒出，將點燃的木條放在試管口有爆鳴聲
化學方程式 Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O、2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
離子方程式 Al2O3+6H＋=Al3＋+3H2O、2Al+6H＋=2Al3＋+3H2↑
（2）鋁、氧化鋁與NaOH溶液反應
實驗操作
實驗現(xiàn)象 試管①中一開始無氣泡產生，一段時間后，鋁片溶解，有無色氣泡冒出，試管②中鋁片溶解，立即產生無色氣泡，將點燃的木條放在試管口，都有爆鳴聲
化學方程式 Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O、2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑
離子方程式 Al2O3+2OH－=2AlO＋H2O、2Al+2OH－+2H2O=2AlO+3H2↑
（3）實驗結論
①鋁既能與稀鹽酸反應又能與NaOH溶液反應，都生成鹽和氫氣。
②氧化鋁既能與稀鹽酸反應又能與NaOH溶液反應，都生成鹽和水。
（4）兩性氧化物、兩性氫氧化物的概念
①兩性氧化物：既能與酸反應生成鹽和水，又能與堿反應生成鹽和水的氧化物，如Al2O3。
②兩性氫氧化物：既能與酸反應生成鹽和水，又能與堿反應生成鹽和水的氫氧化物，如Al(OH)3。
Al(OH)3溶于鹽酸：Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O。
Al(OH)3溶于NaOH溶液：Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O。
2．氧化鋁的用途
氧化鋁熔點高，可作耐火材料；氧化鋁可用于冶煉鋁。
3．鋁合金
鋁合金是目前用途廣泛的合金之一，硬鋁是在鋁中添加了一定比例的Cu、Mg、Mn、Si，密度小，強度高，具有較強抗腐蝕能力，是制造飛機和宇宙飛船的理想材料。
【注】常溫下鋁與氧氣反應，在鋁制品表面形成致密的氧化鋁薄膜，所以鋁的抗腐蝕性較好
知識點三、新型合金
1．儲氫合金
一類能夠大量吸收H2，并與H2結合成金屬氫化物的材料。如Ti Fe合金、La Ni合金，為氫氣作為能源的實際應用起到重要的推動作用。
2．其他新型合金
鈦合金、耐熱合金和形狀記憶合金等新型合金廣泛應用于航空航天、生物工程和電子工業(yè)等領域。
3．稀土金屬
（1）鑭系元素(57～71號元素)及釔和鈧，共17種元素為稀土元素。
我國擁有豐富的稀土資源，現(xiàn)已查明的世界稀土資源中，80%分布在我國，并且品種齊全。
（2）稀土金屬有著廣泛的用途，它既可以單獨使用，也可用于生產合金。在合金中加入適量稀土金屬，能大大改善合金的性能。因而，稀土元素又被稱為“冶金工業(yè)的維生素”。
（3）稀土金屬可用于制造引火合金、永磁材料、超導材料和發(fā)光材料等。稀土金屬除廣泛應用在冶金、石油化工、材料工業(yè)、醫(yī)藥及農業(yè)領域外，還逐漸深入到許多現(xiàn)代科技領域。
第2課時　物質的量在化學方程式計算中的應用
知識點一、化學方程式中化學計量數(shù)與相關物理量的關系
1．舉例
　　　　 2CO　＋　O2 2CO2
化學計量數(shù) 2 1 2
擴大NA倍 2NA NA 2NA
物質的量 2 mol 1 mol 2 mol
質量 56 g 32 g 88 g
標況下氣體體積 44.8 L 22.4 L 44.8 L
2．結論：
（1）化學方程式中各物質的化學計量數(shù)之比等于其粒子數(shù)目之比，等于其物質的量之比。
（2）對于有氣體參加的反應，在同溫同壓下各氣體的化學計量數(shù)之比等于其體積之比。
知識點二、物質的量應用于化學方程式計算的基本步驟
（1）已知量、未知量均以物質的量計算
【例1】5.4 g鋁與足量NaOH溶液反應生成的氫氣在標準狀況的體積是多少？
答案　設：生成標準狀況下氫氣的物質的量為n(H2)
n(Al)＝＝＝0.2 mol
2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑
2　　　　　　　　　　　　　　3
0.2 mol　　　　　　　　　　　 n(H2)
＝ ∴n(H2)＝0.3 mol
∴V(H2)＝n(H2)·Vm＝0.3 mol×22.4 L·mol－1＝6.72 L
答：生成標準狀況下氫氣的體積是6.72 L。
（2）已知量、未知量單位不一致的計算
【例2】醫(yī)療上頗為流行的“理療特效熱”，就是利用鐵緩慢氧化放出均勻、穩(wěn)定的熱，使患處保持溫熱狀態(tài)。若56 g鐵粉完全氧化成氧化鐵，則需要消耗標況下氧氣的體積為多少？
答案　設：需要消耗標況下氧氣的體積為V(O2)
4Fe　 ＋　3O2===2Fe2O3
4×56 g　 3×22.4 L
56 g　 V(O2)
則＝ V(O2)＝＝16.8 L。
答：需要消耗標況下氧氣的體積為16.8 L。
【注意事項】
（1）書寫格式規(guī)范化：根據(jù)化學方程式計算的過程中，各物理量、物質名稱、公式等盡量用符號表示，且數(shù)據(jù)的運算要公式化并帶單位。
（2）單位運用對應化：根據(jù)化學方程式計算時，如果題目所給的兩個量單位不一致，要注意兩個量的單位要“上下一致，左右相當”。
（3）如果兩種反應物的量都是已知的，求解某種產物的量時，必須先判斷哪種物質過量，然后根據(jù)不足量的物質進行計算。
知識點三、化學計算中的常用方法
1．關系式法
當已知量和未知量之間是靠多個反應來聯(lián)系時，只需直接確定已知量和未知量之間的比例關系，即“關系式”。
（1）根據(jù)化學方程式確定關系式
寫出發(fā)生反應的化學方程式，根據(jù)量的關系寫出關系式。
根據(jù)原子守恒確定關系式
【例3】把一定量的CO還原Fe2O3生成的CO2通入到澄清石灰水中，得10 g沉淀，那么參加反應的CO的質量是 g。
答案　2.8
解析　（1）根據(jù)化學方程式確定關系：
3CO＋Fe2O32Fe＋3CO2 CO2＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋H2O
則關系式為3CO～3CO2～3CaCO3，即CO～CaCO3
（2）利用關系式進行計算
CO　～　CaCO3
28 100
m(CO) 10 g
則＝
m(CO)＝2.8 g。
2．守恒法
（1）反應前后元素種類、質量、原子個數(shù)不變。
【例4】4.6 g鈉在空氣中久置，最終得到Na2CO3的質量是 g。
答案　10.6
解析　鈉在空氣中最終轉化為Na2CO3的過程中鈉的原子個數(shù)不變，可得關系式：
2Na　　～　　Na2CO3
2×23 106
4.6 g m(Na2CO3)
則＝
m(Na2CO3)＝＝10.6 g。
（2）還原劑失電子總數(shù)＝氧化劑得電子總數(shù)
【例5】用1 mol·L－1的Na2SO3溶液30 mL恰好將2×10－2 mol的XO還原，已知氧化產物為SO，則元素X在還原產物中的化合價為 。
答案　＋4
解析　氧化還原反應中得失電子總數(shù)相等，設元素X在還原產物中的化合價為x，則有：
1 mol·L－1×0.03 L×(6－4)＝2×10－2 mol×(7－x)，解得x＝＋4。
3．差量法
根據(jù)化學反應前后物質的有關物理量發(fā)生的變化，找出所謂的“理論差量”，如反應前后的質量差、物質的量差、氣體體積差等，該差量與反應物的有關量成正比。差量法就是借助這種比例關系求解的方法。
【例6】把鐵棒插入CuSO4溶液，一段時間后取出，鐵棒質量增加了4 g，參加反應的Fe的質量為 。
答案　28 g
解析　Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu　　　　Δm
　 56 g　　　　　　　 64 g　　64 g－56 g＝8 g
　 m(Fe)　　　　　　 　 　　　　　4 g
則＝，m(Fe)＝28 g。
4．方程組法
一般方程組法用于解決兩種物質的混合物計算，一般讀題時能找到兩個已知量時，均可以利用二元一次方程組進行求算未知量。
【例7】把1.1 g鐵、鋁混合物溶于200 mL 5 mol·L－1鹽酸中，反應后鹽酸的濃度變?yōu)?.6 mol·L－1(溶液體積變化忽略不計)。求：
(1)反應中消耗HCl的物質的量。
(2)該混合物中鋁、鐵的物質的量。
答案　(1)消耗HCl的物質的量：0.2 L×5 mol·L－1－0.2 L×4.6 mol·L－1＝0.08 mol。
(2)設Al、Fe的物質的量分別為x、y。
2Al　　＋　6HCl===2AlCl3＋3H2↑
2　　　　　6
x　　 　　 3x
Fe　　＋　2HCl===FeCl2＋H2↑
1　　　　　2
y　　　　　2y
解得：x＝0.02 mol，y＝0.01 mol。
即n(Al)＝0.02 mol；n(Fe)＝0.01 mol。
第四章 物質結構 元素周期律
第一節(jié) 原子結構與元素周期表
第1課時　原子結構　元素周期表
知識點一、原子結構
1．原子的構成
原子
2．質量數(shù)
（1）概念：將原子核內所有質子和中子的相對質量取近似整數(shù)值相加，所得的數(shù)值叫做質量數(shù)，常用A表示。
（2）構成原子的粒子間的兩個關系
①質量數(shù)(A)＝質子數(shù)(Z)＋中子數(shù)(N) ②質子數(shù)＝核電荷數(shù)＝核外電子數(shù)
3．粒子符號周圍數(shù)字的含義
知識點二、原子核外電子的排布
1．電子層
（1）概念：在含有多個電子的原子里，電子分別在能量不同的區(qū)域內運動。我們把不同的區(qū)域簡化為不連續(xù)的殼層，也稱作電子層。這種電子層模型也被稱為洋蔥式結構。
（2）不同電子層的表示及能量關系
各電子層由內到外 電子層數(shù) 1 2 3 4 5 6 7
字母代號 K L M N O P Q
離核遠近 由近到遠
能量高低 由低到高
2．核外電子排布規(guī)律
（1）能量規(guī)律：核外電子優(yōu)先排在能量較低的電子層，由內向外。
（2）數(shù)量規(guī)律
①各電子層最多容納2n2個電子
②最外層電子數(shù)不超過8個電子（K為最外層時不超過2個）
③次外層電子數(shù)不超過8個電子（K為次外層時不超過2個）
④倒數(shù)第三層電子數(shù)不超過18個電子
（3）原子結構示意圖
以鈉原子為例：
知識點三、元素周期表
1．元素周期表的發(fā)展歷程
2．元素周期表的編排原則
（1）原子序數(shù)：按照元素在周期表中的順序給元素編的序號，原子序數(shù)＝核電荷數(shù)＝質子數(shù)＝核外電子數(shù)。
（2）橫行原則：把電子層數(shù)目相同的元素，按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列。
（3）縱列原則：把不同橫行中最外層電子數(shù)相同的元素，按電子層數(shù)遞增的順序由上而下排列。
3．元素周期表的結構
（1）周期
（2）族
個數(shù) 元素周期表中有18個縱列，共有16個族
特點 主族元素的族序數(shù)＝最外層電子數(shù)
分類 主族 共有7個，包括第ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族
副族 共有7個，包括第ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB族
Ⅷ族 包括第8、9、10三個縱列
0族 占據(jù)元素周期表的第18縱列，最外層電子數(shù)為8(He為2)
（3）常見族的別稱
族 別名
第ⅠA族(除氫外) 堿金屬元素
第ⅦA族 鹵族元素
0族 稀有氣體元素
4．元素周期表方格中的符號的意義
第2課時　核素　原子結構與元素的性質
知識點一、核素、同位素
1．元素
（1）概念：具有相同質子數(shù)(核電荷數(shù))的一類原子的總稱。
（2）決定元素種類的是質子數(shù)。
2．核素
（1）概念：具有一定數(shù)目質子和一定數(shù)目中子的一種原子。
（2）表示方法——原子符號
（3）實例
①質子數(shù)為19，中子數(shù)為20的核素為K；
②質子數(shù)為6，中子數(shù)為6的核素為C；
③核素C的質子數(shù)為6，中子數(shù)為8。
（4）決定原子（核素）種類的是質子數(shù)和中子數(shù)。
3．同位素
（1）概念：質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素（即同一元素的不同核素互稱為同位素）。“同位”是指核素的質子數(shù)相同，在元素周期表中占有相同的位置。
（2）氫元素的三種核素互為同位素
H H H
名稱 氕 氘（重氫） 氚（超重氫）
符號 H D T
質子數(shù) 1 1 1
中子數(shù) 0 1 2
（3）同位素的特征
①同一種元素的各種同位素的化學性質幾乎相同；物理性質略有差異。
②在天然存在的某種元素里，不論是游離態(tài)還是化合態(tài)，同位素相互之間保持一定的比率。
（4）常見同位素的用途（同位素與用途之間連線）
知識點二、堿金屬元素
1．堿金屬元素的原子結構
元素名稱 鋰 鈉 鉀 銣 銫
元素符號 Li Na K Rb Cs
核電荷數(shù) 3 11 19 37 55
原子結構 示意圖
原子半徑/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265
相同點 最外層均有1個電子，均有較強還原性
遞變性 從Li到Cs隨核電荷數(shù)的增加，電子層數(shù)增多，原子半徑增大
2．堿金屬單質的化學性質
（1）鈉、鉀與氧氣反應
①實驗現(xiàn)象：都能在空氣中燃燒，鈉產生黃色火焰，鉀產生紫色火焰，
鉀燃燒更劇烈。
②反應的化學方程式
2Na＋O2Na2O2、K＋O2KO2。
③實驗結論：金屬的活潑性：K＞Na。
（2）鈉、鉀與水反應
①實驗現(xiàn)象
相同點：金屬浮在水面；金屬熔成閃亮的小球；小球四處游動；發(fā)出嘶嘶的響聲；反應后溶液呈紅色。
不同點：鉀與水的反應有輕微爆炸聲并著火燃燒。
②化學方程式
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑；2K＋2H2O===2KOH＋H2↑。
③實驗結論
與水反應劇烈程度：K＞Na；金屬的活潑性：K＞Na。
3．堿金屬單質性質規(guī)律
（1）物理性質規(guī)律
銀白色（銫金黃色），有金屬光澤、硬度較小、密度較小、熔點較低、有較好的導電性、導熱性和延展性。
（2）化學性質的相似性和遞變性
①相似性
與氧氣反應 生成氧化物，如Li2O、Na2O、Na2O2等
與氯氣反應 生成氯化物，如NaCl、KCl等
與水反應 通式為2R＋2H2O===2ROH＋H2↑
與酸反應 通式為2R＋2H+===2R+＋H2↑
②遞變性
從鋰到銫，單質還原性逐漸減弱，離子的氧化性逐漸增強。
【原因】隨著核電荷數(shù)遞增，核外電子層數(shù)逐漸增大，原子半徑逐漸增大，原子核對最外層電子的引力逐漸減弱，失電子能力逐漸增強，元素的金屬性增強。
a．與氧氣反應
從Li→Cs，與氧氣反應越來越劇烈，產物越來越復雜。如Li在氧氣中燃燒只生成Li2O，Na在氧氣中燃燒生成Na2O2，K在氧氣中燃燒生成更復雜的氧化物：KO2。
b．與H2O（或酸）反應
從Li→Cs，與H2O(或酸)反應越來越劇烈。如K與H2O反應能發(fā)生輕微爆炸，則Rb、Cs遇水會發(fā)生劇烈爆炸。生成的LiOH、NaOH、KOH、RbOH、CsOH堿性越來越強。
知識點三、鹵族元素
1．鹵族元素的原子結構及其特點
鹵族元素包括：F、Cl、Br、I、At(寫元素符號)。前4種元素的原子結構示意圖依次是：
F、Cl、Br、I
原子結構特點如下：
（1）相似性：最外層電子數(shù)都是7。
（2）遞變性：F→I，核電荷數(shù)依次增大，電子層數(shù)依次增多，原子半徑逐漸增大。
2．鹵素單質的物理性質
F2 Cl2 Br2 I2
顏色、狀態(tài) 淡黃綠色氣體 黃綠色氣體 深紅棕色液體 紫黑色固體
密度 逐漸增大
熔、沸點 逐漸升高
溶解性 在水中溶解度小(F2與H2O反應)，在有機溶劑中溶解度大
3．鹵素單質的化學性質
（1）鹵素單質與氫氣反應
鹵素單質 反應條件 化學方程式 產物穩(wěn)定性
F2 暗處 H2＋F2===2HF 很穩(wěn)定
Cl2 光照或點燃 H2＋Cl22HCl 較穩(wěn)定
Br2 加熱 H2＋Br22HBr 不如氯化氫穩(wěn)定
I2 不斷加熱 H2＋I2 2HI 不穩(wěn)定，同一條件下同時分解
結論 從F2到I2，與H2化合越來越難，生成的氫化物穩(wěn)定性逐漸減弱，元素的非金屬性逐漸減弱
（2）鹵素單質間的置換反應的實驗探究
實驗操作 實驗現(xiàn)象 離子方程式 結論
振蕩靜置后，溶液由無色變?yōu)槌赛S色 2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－ 氧化性：Cl2>Br2>I2
振蕩靜置后，溶液由無色變?yōu)楹稚?2I－＋Cl2===I2＋2Cl－
振蕩靜置后，溶液由無色變?yōu)楹稚?2I－＋Br2===I2＋2Br－
4．鹵素單質化學性質規(guī)律
（1）相似性
與氫氣反應 通式為X2＋H2===2HX
與水反應 通式為X2＋H2O HX＋HXO（注2F2＋2H2O===4HF＋O2）
（2）遞變性
①與H2反應越來越難，對應氫化物的穩(wěn)定性逐漸減弱。
②Cl2、Br2、I2與H2O反應越來越微弱。
③從氟氣到碘，單質氧化性逐漸減弱，離子的還原性逐漸增強。
（3）鹵素的特殊性
①在常溫下Br2是唯一的液態(tài)非金屬單質，易揮發(fā)。
②碘為紫黑色固體，易升華，淀粉遇I2變藍。
③氟是最活潑的非金屬，沒有正化合價，氟單質與鹽溶液反應時，先與水反應產生HF和O2。
第二節(jié) 元素周期律
第1課時　元素性質的周期性變化規(guī)律
知識點一、1～18號元素性質的周期性變化規(guī)律
原子最外層電子排布變化規(guī)律
【結論】同周期由左向右元素的原子最外層電子數(shù)逐漸增加
【規(guī)律】隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子的核外電子排布呈現(xiàn)周期性變化
2．原子半徑的變化規(guī)律(稀有氣體除外)
【結論】同周期由左向右元素的原子半徑逐漸減小(不包括稀有氣體)
【規(guī)律】隨著原子序數(shù)的遞增，元素的原子半徑呈現(xiàn)周期性變化
注意：粒子半徑大小比較“四同”
3．元素的主要化合價
周期序號 原子序數(shù) 主要化合價 結論
第一周期 1→2 ＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正價逐漸升高(＋1→＋7，O和F無最高正價)； ②元素的最低負價由ⅣA族的－4價逐漸升高至ⅦA族的－1價； ③最高正價＋|最低負價|＝8
第二周期 3→9 最高價＋1→＋5 最低價－4→－1
第三周期 11→17 最高價＋1→＋7 最低價－4→－1
規(guī)律：隨著原子序數(shù)的遞增，元素的主要化合價呈現(xiàn)周期性變化
知識點二、元素金屬性和非金屬性的強弱比較
1．元素金屬性強弱的比較
（1）單質與水(或酸)反應置換出氫越容易，金屬性越強。
（2）元素最高價氧化物對應的水化物堿性越強，金屬性越強。
（3）元素原子對應的陽離子氧化性越強，金屬性越弱。
（4）金屬間的置換反應，被置換出的金屬元素的金屬性較弱。
2．元素非金屬性強弱的比較
（1）單質與氫氣反應越容易，非金屬性越強。
（2）氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性越強，非金屬性越強。
（3）最高價氧化物對應的水化物酸性越強，非金屬性越強。
（4）元素原子對應的陰離子或氫化物還原性越強，非金屬性越弱。
（5）單質間的置換反應，被置換出的非金屬元素的非金屬性較弱。
（6）單質氧化性越強，非金屬性一般越強。
知識點三、同周期元素金屬性和非金屬性的遞變規(guī)律
以第三周期元素為例探究元素性質的遞變規(guī)律。第三周期元素電子層數(shù)相同，由左向右元素的原子最外層電子數(shù)逐漸增加，原子半徑依次減小，失電子的能力依次減弱，得電子的能力依次增強，預測它們的金屬性依次減弱，非金屬性依次增強。
1．鈉、鎂、鋁元素金屬性的遞變規(guī)律
（1）鈉、鎂元素金屬性強弱的實驗探究
①原理：金屬與水反應置換出H2的難易
②實驗操作：
③現(xiàn)象：加熱前，鎂條表面附著了少量無色氣泡，加熱至沸騰后，有較多的無色氣泡冒出，滴加酚酞溶液變?yōu)榉奂t色。
④結論：鎂與冷水幾乎不反應，能與熱水反應，反應的化學方程式為Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑。
結合前面所學鈉與水的反應，可得出金屬性：Na>Mg。
（2）鎂、鋁元素金屬性強弱的實驗探究
Al Mg
原理 最高價氧化物對應水化物的堿性強弱
實驗操作
沉淀溶解情況 沉淀逐漸溶解 沉淀逐漸溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解
相關反應的化學方程式　　 Al(OH)3＋3HCl =AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH =NaAlO2＋2H2O Mg(OH)2＋2HCl =MgCl2＋2H2O
實驗結論 金屬性：Mg>Al
（3）鈉、鎂、鋁的最高價氧化物對應水化物的堿性
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
分類 強堿 中強堿 兩性氫氧化物
堿性強弱 NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
結論 金屬性：Na>Mg>Al
2．硅、磷、硫、氯的非金屬性的遞變規(guī)律
Si P S Cl
最高價氧化物對應水化物的酸性 H2SiO3：弱酸 H3PO4：中強酸 H2SO4：強酸 HClO4：強酸
酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3
結論 Si、P、S、Cl的非金屬性逐漸增強
3．同周期元素性質遞變規(guī)律
同一周期從左到右，元素金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。
4．元素周期律
（1）內容：元素的性質隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性的變化。
（2）實質：元素性質的周期性變化是原子的核外電子排布的周期性變化的必然結果
第2課時　元素周期表和元素周期律的應用
知識點一、元素在周期表中的分布及性質規(guī)律
元素周期表與元素周期律的關系
（1）元素周期表是元素周期律的具體表現(xiàn)形式，反映了元素之間的內在聯(lián)系。
（2）元素周期表中元素的金屬性和非金屬性變化的規(guī)律。
同周期元素由左向右金屬性減弱，非金屬性增強；同主族元素由上向下金屬性增強，非金屬性減弱。
2．元素周期表的金屬區(qū)和非金屬區(qū)
★
（1）金屬性強的在周期表的左下方，最強的是Cs(放射性元素除外)，非金屬性強的在周期表的右上方(稀有氣體除外)，最強的是F。
（2）分界線附近的元素，既能表現(xiàn)出一定的金屬性，又能表現(xiàn)出一定的非金屬性，故元素的金屬性和非金屬性之間沒有嚴格的界線。
3．元素化合價與元素在周期表中位置的關系
（1）同主族元素的最高正價和最低負價相同(O、F除外)。
（2）主族元素最高正化合價＝主族序數(shù)＝最外層電子數(shù)。
（3）非金屬元素的最高正價和最低負價的絕對值之和等于8(H最低價為－1，O、F除外)。
知識點二、元素周期表和周期律的應用
1．預測元素及其化合物的性質
（1）比較同主族元素的金屬性、非金屬性、最高價氧化物對應水化物的酸堿性、氫化物的穩(wěn)定性等。
堿性：Ra(OH)2＞Ba(OH)2； 氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性：CH4＞SiH4
（2）比較同周期元素及其化合物的性質。
酸性：HClO4＞H2SO4； 穩(wěn)定性：HCl＞H2S
（3）比較不同周期、不同主族元素性質（找參照物），如堿性：Mg(OH)2＜KOH
（4）推斷一些未學過的元素的某些性質。如：Be(OH)2的溶解性為難溶于水
根據(jù)元素周期表和元素周期律，互相交流討論，填寫下表：
元素名稱及符號 溴(Br) 原子序數(shù) 35
是金屬還是非金屬 非金屬 原子結構示意圖
最高正價 ＋7 最低負價 －1
中間價 ＋1、＋3、＋5 預測依據(jù) 氯元素有＋1、＋3、＋5的化合物
最高價氧化物 Br2O7 最高價氧化物的水化物 HBrO4
酸性 HClO4>HBrO4> H2SeO4
穩(wěn)定性 H2Se還原性 Se2－>Br－>Cl－
2．指導新元素的發(fā)現(xiàn)及預測它們的原子結構和性質
3．尋找有特殊用途的新物質
（1）在金屬與非金屬交界處尋找半導體材料，如：硅Si、鍺Ge、鎵Ga等。
（2）在過渡元素中尋找優(yōu)良催化劑和耐高溫、耐腐蝕合金材料，如：Fe、Ni等。
（3）在周期表右上方如：F、Cl、P、S等元素中尋找研制農藥的材料。
第三節(jié) 化學鍵
第1課時　離子鍵
知識點一、離子鍵
1．從微觀角度理解氯化鈉的形成過程
不穩(wěn)定的鈉原子和氯原子通過得失電子后最外層都達到8電子穩(wěn)定結構，分別形成Na＋和Cl－，兩種帶相反電荷的離子通過靜電作用結合在一起，形成新物質氯化鈉。
2．離子鍵和離子化合物
（1）定義：陰陽離子之間的相互作用
（2）成鍵微粒：金屬陽離子或銨根離子和陰離子
（3）成鍵實質：靜電作用，包括靜電引力和靜電斥力
（4）成鍵元素：一般是活潑金屬和活潑非金屬（注：銨鹽中也含離子鍵）
3．離子化合物
（1）定義：由離子鍵構成的化合物
（2）常見類型：強堿、大多數(shù)鹽、活潑金屬氧化物等
（3）關系：離子化合物一定含有離子鍵，含離子鍵的化合物一定是離子化合物
知識點二、電子式
1．電子式的定義
在元素符號周圍用“·”或“×”來表示原子的最外層電子(價電子)的式子叫做電子式。
2．電子式的書寫
（1）原子的電子式（以第三周期元素為例）
Na原子：Na· Mg原子：·Mg· Al原子：或··
Si原子：·· P原子：· S原子：··
Cl原子：· Ar原子：
【注】每個方向最多一對電子（兩個電子）
（2）簡單陽離子的電子式
簡單陽離子是由金屬原子失電子形成的，原子的最外層已無電子，故用陽離子的符號表示，如：Na＋、Li＋、Mg2＋、Al3＋等
（3）簡單陰離子的電子式
畫出最外層電子數(shù)，用“[　]”括起來，并在右上角標出“”以表示其所帶的電荷。如：
氯離子、硫離子
（4）離子化合物的電子式
將陰離子和陽離子的電子式組合起來，注意相同離子不合并，分列在另一離子的周圍。如：
氧化鈣：、硫化鉀
3．用電子式表示下列物質的形成過程
左邊寫原子的電子式，右邊寫離子化合物的電子式，中間用“→”連接，如：
（1）NaCl：
（2）MgBr2：
第2課時　共價鍵
知識點一、共價鍵
1．從微觀角度理解氯氣的形成過程
→→→
用電子式表示其形成過程為：
2．共價鍵
（1）定義：原子間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵
（2）成鍵微粒：原子
（3）成鍵實質：共用電子對與成鍵原子的靜電作用
（4）成鍵元素：一般是同種或不同種的非金屬元素（注：部分金屬原子和非金屬原子間也可形成共價鍵，如AlCl3）
（5）分類
①極性共價鍵：不同種原子間（如H—Cl）形成的共價鍵，共用電子對發(fā)生偏移，成鍵原子一方顯正電性，一方顯負電性
②非極性共價鍵：同種原子間（如H—H）形成的共價鍵，共用電子對不發(fā)生偏移，成鍵原子不顯電性
3．共價化合物
（1）定義：以共用電子對形成分子的化合物
（2）常見類型：非金屬氫化物、非金屬氧化物、酸、大多數(shù)有機物和少數(shù)鹽（如AlCl3）等
（3）關系：共價化合物一定不含離子鍵，離子化合物中可能含離子鍵
知識點二、共價分子結構的表示方法
1．電子式
H2：HH N2：N N NH3：
2．結構式
用短線（“—”）代表1對共用電子對，有幾對共用電子對畫幾條短線，略去所有的電子和電子對。這種表示分子里各直接相連的原子的成鍵情況的式子稱為結構式。如氯分子可表示為“Cl—Cl”
3．分子結構模型
分子具有一定的空間結構，反映分子空間結構的模型通常有球棍模型和比例模型
球棍模型
用小球代表原子（常用不同顏色和大小的球來區(qū)別不同的原子），用棍表示共價鍵（單鍵、雙鍵、三鍵），通過球和棍連接反映分子結構的模型稱為球棍模型
比例模型
按照合適的比例，以不同大小的球代表不同的原子，真實地表示原子的空間位置關系和分子結構的模型稱為比例模型
球棍模型和比例模型中，球的大小與原子半徑的大小比例相一致
分子 電子式 結構式 球棍模型 比例模型 空間結構 結構相似的分子
HCl H—Cl 雙原子分子都是直線形 H2、HF
Cl2 Cl—Cl
CO2 直線形 CS2、BeCl2
H2O V形 H2S
NH3 三角錐形 PH3、PCl3
CH4 正四面體形 CCl4、SiF4
知識點三、化學鍵及分類
1．化學鍵
化學反應的本質：一個化學反應過程，本質上就是舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成過程
2．離子化合物與共價化合物的比較
離子化合物 共價化合物
概念 由離子鍵構成的化合物 以共用電子對形成分子的化合物
構成粒子 陰、陽離子 原子
粒子間的作用 離子鍵 共價鍵
熔、沸點 較高 一般較低，少部分很高(如SiO2)
導電性 熔融狀態(tài)或水溶液導電 熔融狀態(tài)不導電，溶于水有的導電（如硫酸），有的不導電（如蔗糖）
3．分子間作用力
（1）概念：分子之間存在著一種把分子聚集在一起的作用力，又稱范德華力
（2）特點：分子間作用力比化學鍵弱得多，它主要影響物質的熔點、沸點、溶解性等物理性質
（3）變化規(guī)律
對于組成和結構相似的由分子構成的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越強，物質的熔沸點越高
4．氫鍵
（1）概念：像NH3、H2O、HF這樣的分子之間存在的一種比化學鍵弱、比范德華力稍強的相互作用稱為氫鍵。分子中與H原子形成共價鍵的非金屬原子，如果吸引電子的能力很強，原子半徑又很小，則使氫原子帶部分正電荷，分子之間氫核與帶部分負電荷的非金屬原子之間相互吸引，這種靜電作用就是氫鍵
（2）形成條件：通常含有N—H、O—H、F—H的分子間易形成
氫鍵，常見的化合物有NH3、H2O、HF、醇類等
（3）對物質性質的影響
①分子間形成氫鍵使物質的熔點和沸點升高，因為熔化或汽化時必須破壞分子間的氫鍵，消耗較多的能量
②分子間的氫鍵對物質的水溶性也有影響，如NH3極易溶于水
③冰中水分子間形成氫鍵使冰的結構中有空隙，造成體積膨脹，因此冰的密度比水小

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