化学必修第一册重点知识梳理
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文档简介
化学必修第一册重点知识梳理(第一章、第二章)
【重点知识梳理】
一、物质的分类
1、以组成为标准对物质进行分类(树状分类法)
2、以在水溶液中或熔融状态能否导电为标准对化合物进行分类(树状分类法)
3、以化学键为标准对化合物进行分类(树状分类法)
4、以分散质粒子大小对分散系分类
(1)三类分散系的比较
分散系 溶液 胶体 浊液
分散质粒子种类 分子、离子 较多分子集合体或大分子 大量分子集合体(固体小颗粒或小液滴)
分散质粒子直径 d<1 nm 1 nm100 nm
外部特征 均一、透明、稳定 均一、透明、较稳定 不均一、不透明、不稳定
稳定性 稳定 介稳体系 不稳定
能否透过滤纸 能 能 不能
能否透过半透膜 能 不能 不能
鉴别方法 无丁达尔效应 有丁达尔效应 静置分层
实例 碘酒、蔗糖溶液、盐酸、酒精溶液 豆浆、云、雾、烟、淀粉溶液、蛋白质溶液 泥浆、油水混合物、氢氧化铁的悬浊液
(2)常见的胶体：氢氧化铁胶体、氢氧化铝胶体、硅酸胶体、淀粉胶体、蛋白质胶体、豆浆、墨水、云、烟、雾、有色玻璃
(3)Fe(OH)3胶体的制备：在小烧杯中加入25 mL 蒸馏水，加热至沸腾，向沸水中慢慢滴入5～6滴氯化铁饱和溶液，继续煮沸至溶液呈红褐色，停止加热。即可得到氢氧化铁胶体：FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl
(4)胶体的性质：丁达尔效应、布朗运动、介稳性、电泳现象、胶体的聚沉
二、离子反应
1、离子反应
(1)概念：有离子参加或有离子生成的反应统称为离子反应
(2)意义：离子方程式不仅可以表示某一个具体的化学反应，还可以表示同一类型的离子反应
(3)不拆物质：单质、氧化物在离子方程式中一律写化学式；弱酸(如：HF、H2S、HClO、H2SO3等)、弱碱(如：NH3·H2O)、水等难电离的物质必须写化学式；难溶于水的物质(如：CaCO3、BaSO3、BaSO4，Fe(OH)3等)必须写化学式，气体、非电解质必须写化学式
(4)少量过量问题
2、判断离子共存的规律
(1)在“无色透明”溶液中，不能存在有色离子，中学常见的有色离子：MnO4—，Fe3＋，Fe2+，Cu２＋、Cr2O
(2)在酸性溶液中(pH＝1、pH＜7、紫色石蕊试液变红的溶液中)不能共存的离子有
OH—、CO32—、S2—、SO32—、ClO—、F—、CH3COO—、HCO3—、HS—、HSO3—
(3)在碱性溶液中(pH＝13、pH＞7、紫色石蕊试液变蓝、酚酞变红的溶液中)不能共存的离子有
H+、NH4+、Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、HCO3—、HS—、HSO3—
(4)弱酸的酸式根离子既不能与H+离子大量共存，又不能与OH—大量共存，如：HCO3—、HS—、HSO3—
(5)离子间反应生成沉淀，不能共存，记住常见沉淀物
(6)离子间反应生成微溶物，不能大量共存，四种微溶物：硫酸银、硫酸钙、碳酸镁、氢氧化钙
(7)发生氧化还原反应的离子不能大量共存：一般情况下，具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存
①常见的氧化性离子：ClO－、MnO(H＋)、NO(H＋)、Fe3＋、Cr2O、FeO
②常见的还原性的离子：Fe2＋(可与Fe3＋共存)、S2－(HS－)、I－、SO(HSO)、S2O32—
(8)由于形成络合离子，离子不能大量共存：如：Fe3＋与SCN－
三、氧化还原反应
1、氧化还原反应的本质和特征
2、氧化还原反应概念之间的联系
口诀：升(化合价升高)失(失电子)氧(被氧化，发生氧化反应)还(作还原剂，本身具有还原性)
降(化合价降低)得(得电子)还(被还原，发生还原反应)氧(作氧化剂，本身具有氧化性)
概括为：升失氧、降得还，剂性一致、其他相反
3、氧化还原反应与四种基本反应类型之间的关系
4、氧化还原反应中电子转移的表示方法
(1)双线桥法：①标变价，②画箭头，③算数目，④说变化
表示方法
实例
微点拨 ①箭头必须由反应物指向生成物，且两端对准同一种元素 ②在“桥”上标明电子的“得”与“失”且得失电子总数相等、化合价的升降、被氧化或被还原 ③得失电子数目的正确表述是a×be—，a表示得或失电子的原子的数目，b表示每个原子失去或得到的电子数（即化合价升高或降低的数目），当a或b为1时，必须省略
(2)单线桥法：箭头由失电子原子指向得电子原子，线桥上只标电子转移的数目，不标“得到”、“失去”字样
表示方法
实例
微点拨 ①箭头必须由还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素 ②箭头方向表明电子转移的方向，“桥”上只标出转移电子的总数，无需注明电子的“得”与“失”
5、氧化性、还原性强弱的比较方法
(1)根据化学方程式判断
氧化还原反应发生规律可用如下式子表示 规律
氧化性强弱：氧化剂>氧化产物 还原性强弱：还原剂>还原产物
(2)根据元素的活动性顺序来判断
规律 特点
上左下右可反应，隔之愈远愈易行
【微点拨】 ①金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱；非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱 ②Fe对应的离子为Fe2+，即氧化性：Cu2+> Fe2+；又由于2FeCl3+Cu===2FeCl2+CuCl2可以发生，则氧化性： Fe3+>Cu2+，因此三种离子的氧化性为：Fe3+>Cu2+> Fe2+
(3)根据反应条件的难易来判断
化学反应 反应条件
2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O 常温
MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 加热
O2＋4HCl(浓)2Cl2＋2H2O 加热、加催化剂
氧化性：KMnO4 > MnO2> O2
【结论】当不同氧化剂作用于同一还原剂时，若氧化产物化合价相同，可根据反应条件的难易来判断。反应越易进行或越剧烈，则氧化剂的氧化性越强；同理，当不同还原剂作用于同一氧化剂时，若还原产物化合价相同，可根据反应条件的难易来判断。反应越易进行或越剧烈，则还原剂的还原性越强
(4)根据反应的剧烈程度来判断
①金属单质与水反应的剧烈程度
Na、Mg、Al分别与水的反应 分析
Na与冷水剧烈反应 Mg与冷水几乎不反应，能与热水反应 Al加热条件下也不明显 还原性：Na>Mg>Al
②非金属单质与H2化合的难易程度
化学反应 反应条件及现象 分析
H2＋F2===2HF 冷暗处剧烈反应而爆炸 氧化性：F2>Cl2>Br2>I2
H2＋Cl22HCl 光照条件下剧烈反应而爆炸
H2＋Br22HBr 加热至500 ℃时才能发生反应
H2＋I22HI 在不断加热的条件下才能缓慢进行，且为可逆反应
(5)根据变价元素被氧化或被还原的程度不同来判断
化学反应 分析
2Fe＋3Cl2 2FeCl3 铁元素被氯气氧化为＋3价，被硫氧化为＋2价，则氧化性：Cl2＞S
Fe＋SFeS
【结论】当变价的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，可由氧化产物中元素化合价的高低来判断氧化剂氧化性的强弱。即：在相同条件下，使还原剂中元素化合价升得越高，则氧化剂的氧化性越强
【微点拨】
①常见的氧化性、还原性顺序
氧化性：KMnO4>Cl2>Br2>Fe3＋>I2>稀H2SO4>S
还原性：Mn2＋②H2O2中氧元素尽管处于中间价态，但H2O2主要表现为氧化性，其还原产物是H2O，故H2O2又被称为绿色氧化剂
6、氧化还原反应的重要规律
(1)价态规律：物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性；物质中元素具有最低价，该元素只有还原性；物质
中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性
(2)价态归中规律(不交叉规律)：同一种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，元素的化合价“只靠近而不交叉”
(3)邻位不反应规律：同种元素，相邻价态之间不发生氧化还原反应
(4)优先规律(强者先行)：同一种还原剂遇到氧化性不同的几种物质时，若均能反应，则按氧化性由强到弱的顺
序依次反应；同理，同一种氧化剂遇到还原性不同的几种物质时，若均能反应，则按还原性由强到弱的顺序依次反应
(5)得失电子守恒规律：氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数，表现为元素化合价升高的总数等于元素化合价降低的总数
四、钠及其化合物
1、熟悉钠及其重要化合物之间的转化关系
写出转化的方程式
2、钠的性质
(1)钠的物理性质：金属钠是一种柔软、银白色、有金属光泽的金属，是热和电的良导体；密度为0.97g·cm—3(比水的密度还小但比煤油的要大)；而且熔点(97.8℃)、沸点(882.9℃)都较低
(2)钠的化学性质：
①与非金属反应
常温下与空气接触缓慢氧化：4Na＋O2===2Na2O (现象：白色固体——新切开的钠断层变暗)
在空气(或氧气)中燃烧：2Na＋O2Na2O2 (现象：发出黄色的火焰，产生淡黄色固体)
钠与硫混合研磨生成Na2S：2Na＋S===Na2S (研磨时容易爆炸)
在氯气中燃烧：2Na＋Cl22NaCl (白烟，火焰为黄色)
与氢气反应生成NaH：2Na＋H22NaH
②与水反应：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ 2Na＋2H2O===2Na＋＋2OH－＋H2↑
【实验探究】Na与H2O(含酚酞)反应的现象及解释
③与酸的反应：2Na＋2HCl===2NaCl＋H2↑ 2Na＋2H+===2Na+＋H2↑ (直接与H+反应)
④钠与盐溶液的反应：钠与盐溶液反应时，首先与水反应生成NaOH，然后NaOH与盐发生复分解反应(若氢氧化钠不与盐反应，则只有钠与水的反应)
与CuSO4溶液反应：2Na＋2H2O＋CuSO4===Na2SO4＋Cu(OH)2↓＋H2↑
Na与Fe2(SO4)3溶液的反应：6Na＋6H2O＋Fe2(SO4)3===3Na2SO4＋2Fe(OH)3↓＋3H2↑
与NH4Cl溶液反应：2Na＋2NH4Cl===2NaCl＋2NH3↑＋H2↑
3、氧化钠和过氧化钠的比较
物质 氧化钠 (Na2O) 过氧化钠 (Na2O2)
组成 Na+与O2-以2：1形成离子化合物 Na+与O(过氧根离子)以2：1形成离子化合物
阴、阳离子数之比 1:2 1:2
颜色状态 白色固体 淡黄色固体
是否为碱性氧化物 是 不是 (过氧化物)
氧元素化合价 －2 (最低价态) －1 (中间价态)
生成条件 常温下与钠反应 加热或点燃金属钠
稳定性 不稳定：2Na2O＋O22Na2O2 较稳定
化 性 热稳定性 不稳定(2Na2O＋O22Na2O2) 稳定
与H2O反 Na2O＋H2O===2NaOH 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑★
与CO2反应 Na2O＋CO2===Na2CO3 2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2★
与酸反应 Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O 2Na2O2＋4HCl===4NaCl＋O2↑＋2H2O★
氧化性 弱氧化剂 强氧化剂
主要用途 用于制取少量Na2O2、烧碱 强氧化剂、漂白剂、供氧剂
保存 干燥、封闭 干燥、封闭
Na2O2的强氧化性与还原性：Na2O2中氧元素为—1价，处于中间价态，既有氧化性又有还原性，主要表现较强的氧化性 (1)在研究Na2O2与其他溶液反应时，要注意Na2O2的强氧化性和其溶液的强碱性。熟记Na2O2表现强氧化性的6个实例 ①Na2O2与SO2的反应：Na2O2＋SO2===Na2SO4 ②Na2O2与Na2SO3溶液的反应：能将SO氧化成SO ③Na2O2与FeCl2溶液的反应：能将Fe2＋氧化成Fe3＋，并得到Fe(OH)3沉淀 ④Na2O2与氢硫酸的反应：能将H2S氧化成单质硫 ⑤Na2O2与品红溶液的反应：能使品红溶液褪色 ⑥Na2O2能使酚酞试液先变红(产生了碱)后褪色(漂白性)，同时产生无色的气泡 (2)遇KMnO4等强氧化剂时，表现出还原性，氧化产物为O2 (3)遇CO2、H2O、H＋则发生自身的氧化还原反应
4、Na2CO3、NaHCO3的性质比较
物质 比较项目 Na2CO3 NaHCO3
俗名 纯碱、苏打 小苏打
色与态 白色粉末 细小白色晶体
水溶性 都易溶于水，Na2CO3的溶解度大于NaHCO3的溶解度
溶液的碱性 显碱性(较强) 显碱性(较弱)
热稳定性 稳定、受热不易分解 不稳定受热分解 2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑
与酸反应 Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋CO2↑ NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑
相同条件下NaHCO3比Na2CO3反应放出气体剧烈
与NaOH反应 不反应 NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O
与Ca(OH)2反应 Na2CO3＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2NaOH 与Ca(OH)2反应存在少量过量问题
与CO2及H2O Na2CO3＋H2O＋CO2===2NaHCO3 不反应
相互转化
用途 玻璃、肥皂、合成洗涤剂、造纸、纺织、石油、冶金等工业 发酵粉的主要成分之一、灭火器、治疗胃酸过多
5、焰色反应
(1)定义：很多金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现特殊的颜色。这在化学上称为焰色反应
(2)操作步骤：洗、烧、蘸、烧、
(3焰色反应是物理变化，是金属元素的性质，既可以是单质，也可以是化合物
(4)观察钾元素的焰色反应时，要透过蓝色的钴玻璃，目的是滤去黄色的光，避免少量的钠元素对鉴别钾元素的干扰
五、氯及其化合物
1、熟悉氯及其重要化合物之间的转化关系
写出转化的方程式
2、氯气的性质和用途
(1)Cl2的物理性质：通常情况下，氯气黄绿色、有刺激性气味的气体，氯气有毒，密度比空气大，易液化，能溶于水(1体积水中能溶解2体积的氯气)。液态的氯称为液氯，其水溶液称为氯水
(2)氯气的化学性质
①Cl2与金属单质的反应：Cl2能与绝大多数金属能反应，且变价金属(如Fe)一般能氧化到最高价
a、与钠反应：2Na＋Cl22NaCl (反应现象：产生大量白烟，火焰为黄色)
b、与铁反应：2Fe＋3Cl22FeCl3 (反应现象：产生大量棕黄色烟)
【微点拨】常温下Fe不能干燥Cl2反应，除非潮湿Cl2。所以，工业上常把干燥的液氯储存在钢瓶中
与铜反应：Cu＋Cl2CuCl2 (反应现象：产生大量棕黄色烟)
②Cl2与非金属单质的反应
a、与氢气反应
H2＋Cl22HCl (反应现象：H2在Cl2中能安静地燃烧，发出苍白色火焰，瓶口有白雾)用于工业制盐酸
H2＋Cl22HCl (反应现象：剧烈反应，会发生爆炸，瓶口有白雾) 不能用于工业制盐酸
b、与磷的反应
2P＋3Cl2 2PCl3 (Cl2不足) (三氯化磷是液体，呈雾状) PCl3＋Cl2PCl5
2P＋5Cl2 2PCl5 (Cl2充足) (五氯化磷是固体，呈白烟状)
反应现象：磷在氯气中剧烈燃烧，在集气瓶口产生大量白色烟雾
【微点拨】磷在Cl2中燃烧中学化学中唯一的烟、雾同时生成的一个反应
c、与硅的反应：Si＋2Cl2 SiCl4
③与水的反应：常温下，氯气能溶于水，其水溶液俗称氯水，溶于水中的部分氯气会与水反应，反应的化学方程式为：Cl2+H2OHCl+HClO，该反应中的氧化剂为Cl2，还原剂为Cl2，为歧化反应。生成物中次氯酸(HClO)具有强氧化性，能杀死水中的病菌，起到消毒作用，目前，很多自来水厂用氯气来杀菌、消毒
氯水的保存：氯水须现用现配，保存在棕色试剂瓶中，置于冷暗处 (2HClO2HCl＋O2↑ )
④Cl2与碱的反应
a、与氢氧化钠溶液反应——制取漂白液：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O (84消毒液)
b、与石灰乳反应——制取漂白粉2Ca(OH)2＋2Cl2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O
⑤Cl2与还原性物质反应
Cl2与FeCl2溶液反应：Cl2＋2FeCl2===2FeCl3 (除去FeCl3中FeCl2)
Cl2与KI溶液反应：Cl2＋2KI===2KCl＋I2 (氯气的检验：湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝)
Cl2与SO2的水溶液反应：Cl2＋SO2＋2H2O===2HCl＋H2SO4
与Na2S反应：Cl2＋Na2S===2NaCl＋S↓ Cl2＋H2S===2HCl＋S↓ (氧化性：Cl2﹥S)
与H2O2反应：Cl2＋H2O2===2HCl＋O2
与NH3反应：8NH3＋3Cl2===N2＋6NH4Cl (检验输氯管道是否发生泄漏)
3、氯气的实验室制法：实验室制取气体装置一般由发生装置、净化装置、收集装置以及尾气吸收装置组成
(1)制取原理：实验室通常用强氧化剂(如KMnO4、K2Cr2O7、KClO3、MnO2等)氧化浓盐酸制取氯气
①用MnO2制取Cl2的方程式：MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
②用KMnO4制取Cl2的方程式：2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O
(2)实验装置
(3)制备装置类型：固体＋液体气体
(4)净化方法：用饱和食盐水除去HCl，再用浓硫酸除去水蒸气
(5)收集方法：向上排空气法或排饱和食盐水法。
(6)尾气吸收：用强碱溶液(如NaOH溶液)吸收，不用Ca(OH)2溶液吸收的原因是Ca(OH)2溶解度小，溶液浓度低，吸收不完全
(7)验满方法
①将湿润的淀粉 KI试纸靠近盛Cl2的试剂瓶口，观察到试纸立即变蓝，则证明已集满
②将湿润的蓝色石蕊试纸靠近盛Cl2的试剂瓶口，观察到试纸先变红后退色，则证明已集满
六、物质的量
1、物质的量与各物理量之间的关系
与物质的量相关的公式 公式
①n＝ ②n＝ ③n＝ ④n＝cV溶液 ⑤c＝
2、阿伏加德罗定律及其推论应用
(1)阿伏加德罗定律：同温同压下，相同体积的任何气体，含有相同数目的分子(或气体的物质的量相同)
(2)阿伏加德罗定律的推论(可通过pV＝nRT及n＝、ρ＝导出)
相同条件 结论
公式 语言叙述
T、p相同 ＝ 同温、同压下，气体的体积与其物质的量成正比
T、V相同 ＝ 温度、体积相同的气体，其压强与其物质的量成正比
T、p相同 ＝ 同温、同压下，气体的密度与其摩尔质量(或相对分子质量)成正比
3、混合气体的平均摩尔质量()或平均相对分子质量：
1混合气体的平均摩尔质量：
2根据混合气体中各组分的物质的量分数或体积分数求混合气体的平均摩尔质量
①＝＝＝M1a1%＋M2a2%＋…＋Miai%
其中ai%＝×100%，是混合气体中某一组分的物质的量分数。
②＝＝＝M1b1%＋M2b2%＋…＋Mibi%
其中bi%＝×100%，是混合气体中某一组分的体积分数
(3)已知混合气体的密度：＝×224
4、一定物质的量浓度溶液的配制
(1)配制过程：①计算 ②称量 ③溶解 ④转移 ⑤洗涤 ⑥振荡 ⑦定容 ⑧摇匀 ⑨装瓶
(2)配制过程示意图
(2)主要仪器
①固体配制溶液 (配制100 mL 1.00 mol/L NaCl溶液)
托盘天平、药匙、烧杯、玻璃棒、100ml容量瓶、胶头滴管、试剂瓶 (不需要量筒)
②浓溶液配制稀溶液 (18.4mol/L的浓H2SO4配制1 mol/L的稀H2SO4100 mL)
量筒、胶头滴管、烧杯、玻璃棒、100ml容量瓶、试剂瓶
(3)配制一定物质的量浓度溶液的误差分析
能引起误差的一些操作 误差分析
天平砝码沾有其他物质或已生锈(没有脱落)
用量筒量取需稀释的液体(浓溶液)时仰视度数
定容时俯视容量瓶刻度线
溶液未冷却立即转入容量瓶进行定容
药品和砝码位置颠倒(使用游码)
砝码破损
用量筒量取稀释的液体(浓溶液)时俯视度数
定容时仰视容量瓶刻度线
溶液转移后，玻璃棒或烧杯内壁未洗涤
溶质中混有其他杂质
定容摇匀后液面下降，再加水
定容时水加多了用吸管吸出
转移时有少量液体渗出容量瓶外
用滤纸称量NaOH
称量NaOH时，时间过长
称量NaOH时，称量前小烧杯中有水
容量瓶中原有少量蒸馏水
定容后摇匀，发现液面低于刻度线，未采取措施
化学必修第一册重点知识梳理(第三章、第四章)
【重点知识梳理】
一、铁及其化合物
1、熟悉铁及其重要化合物之间的转化关系
写出转化的方程式
2、铁的性质
(1)存在：铁在自然界中既可以以单质的形态(陨铁)存在，也可以以化合物的形态存在，其主要化合价有＋2价和＋3价，地壳中铁元素的含量仅次于氧、硅和铝，居第四位
(2)铁的物理性质：纯净的铁是光亮的银白色金属，密度较大，熔点较高，有延展性和导热性。能导电，其导电性比铜、铝差，能被磁体吸引
(3)铁的化学性质：铁是较活泼的金属，发生化学反应时可生成＋2、＋3两种价态的化合物，且Fe3+比Fe2+稳定
①Fe与非金属反应
a、Fe与O2的反应：3Fe＋2O2Fe3O4 (火星四射、剧烈燃烧、放出大量的热、生成黑色的固体)
b、Fe在氯气中燃烧：2Fe＋3Cl22FeCl3 (产生棕黄色的烟)
c、Fe与硫的反应：Fe＋SFeS
②Fe与水蒸气的反应：3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2
③Fe与酸的反应
a、与非氧化性酸(如：稀盐酸、稀硫酸)的反应：Fe＋2HCl===FeCl2＋H2↑ Fe＋2H+===Fe2+＋H2↑
b、与氧化性酸(如：硝酸、浓硫酸)的反应
少量的铁与稀硝酸反应：Fe(少量)＋4HNO3(稀)===Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O
生成的Fe(NO3)3可以和铁继续反应：Fe＋2Fe(NO3)3===3Fe(NO3)2
过量的铁与稀硝酸反应：3Fe(过量)＋8HNO3(稀)===3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
④与盐溶液反应
a、与硫酸铜溶液的反应：Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu Fe＋Cu2+===Fe2+＋Cu
b、与FeCl3溶液的反应：Fe＋2FeCl3===3FeCl2 Fe＋2Fe3+===3Fe2+
3、铁的氧化物
铁的氧化物 FeO Fe2O3 Fe3O4
俗称 —— 铁红 磁性氧化铁
色、态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体(有磁性)
铁的化合价 +2 +3 +2、+3
溶解性 难溶于水 难溶于水 难溶于水
稳定性 不稳定6FeO＋O22Fe3O4 稳定 稳定
与HCl反应 （非氧化性酸） FeO＋2H+===Fe2+＋H2O 碱性氧化物 Fe2O3＋6H+===2Fe3+＋3H2O碱性氧化物 Fe3O4＋8H+===2Fe3+＋Fe2+＋ 4H2O复杂氧化物
与稀HNO3反应 3FeO＋10HNO3===3Fe(NO3)3＋NO↑＋5H2O Fe2O3＋6H+===2Fe3+ ＋3H2O 3Fe3O4＋28HNO3===9Fe(NO3)3＋NO↑＋14H2O
与HI反应 FeO＋2H+===Fe2+＋H2O Fe2O3＋6HI===2FeI2＋I2＋3H2O Fe3O4＋8HI===3FeI2＋I2＋4H2O
与CO反应 FexOy＋yCOxFe＋yCO2、3Fe3O4＋8Al9Fe＋4Al2O3
4、铁的氢氧化物
(1)Fe(OH)2和Fe(OH)3性质的比较
氢氧化物 性质比较 氢氧化亚铁 氢氧化铁
化学式 Fe(OH)2 Fe(OH)3
物质类别 二元弱碱 三元弱碱
颜色状态 白色固体 红褐色固体
溶解性 难溶于水 难溶于水
与HCl反应 Fe(OH)2＋2HCl===FeCl2＋H2O Fe(OH)3＋3HCl===FeCl3＋3H2O
与稀HNO3反应 3Fe(OH)2＋10HNO3===3Fe(NO3)3＋NO↑＋8H2O Fe(OH)3＋3HNO3===Fe(NO3)3＋3H2O
与HI反应 Fe(OH)2＋2HI===FeI2＋H2O 2Fe(OH)3＋6HI===2FeI2＋I2＋6H2O
受热分解 在空气中最终转化为Fe2O3 2Fe(OH)3Fe2O3＋3H2O
还原性 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3 ——
相互转化 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3[常温下，白色沉淀先变成灰绿色，后变为红褐色]
(2)氢氧化亚铁的制备
①原理：可溶性亚铁盐[FeCl2、FeSO4、Fe(NO3)2]与碱(强碱或弱碱)反应
Fe2+＋2OH-Fe(OH)2↓ Fe2+＋2NH3·H2OFe(OH)2↓＋2NH4+
②操作：将吸有NaOH溶液的胶头滴管插入新制备的亚铁盐溶液的液面以下，缓缓挤出NaOH溶液
③注意事项
a、反应要用新制备的亚铁盐溶液，并放入少量的铁粉以防止Fe2+被氧化成Fe3+
b、除去溶液中溶解的O2，其方法是加热煮沸NaOH溶液，赶走溶解的O2
c、滴管末端插入试管内的液面以下
d、必要时可在液面上加植物油或苯进行液封，防止生成的Fe(OH)2与空气中的氧气接触而被氧化
5、Fe2＋、Fe3＋的检验方法
(1)观察法：浅绿色溶液中含有Fe2＋；棕黄色溶液中含有Fe3＋
(2)用NaOH溶液
(3)用KSCN溶液和氯水
(4)KMnO4法：分别加入少量酸性KMnO4溶液，能使KMnO4溶液的紫红色变浅的是Fe2+，无变化的是Fe3+
离子方程式：5Fe2+＋MnO4－＋8H+===5Fe3+＋Mn2+＋4H2O
(5)淀粉KI试纸法：能使淀粉KI试纸变蓝者Fe3+，无明显变化的是Fe2+。 2Fe3+＋2I－===2Fe2+＋I2
(6)铜片法：分别加入铜片，铜片溶解且溶液变为蓝色者是Fe3+，无明显变化的是Fe2+。2Fe3+＋Cu===2Fe2+＋Cu2+
6、“铁三角”——Fe、Fe2＋、Fe3＋的相互转化
(1)常见的转化
①铁粉溶于盐酸中：Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑
②铁粉在氯气中燃烧：2Fe＋3Cl22FeCl3
③将H2S气体通入FeCl3溶液中产生淡黄色沉淀：H2S＋2Fe3＋===S↓＋2Fe2＋＋2H＋
④将FeCl3溶液滴入淀粉 KI溶液，溶液变蓝：2I－＋2Fe3＋===I2＋2Fe2＋
⑤用FeCl3溶液腐蚀废旧线路板上的铜箔：Cu＋2Fe3＋===Cu2＋＋2Fe2＋
⑥将H2O2滴入酸性FeCl2溶液中：2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O
⑦将新制氯水滴入FeCl2溶液中：2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－
⑧硫酸亚铁溶液与锌粉反应：Fe2＋＋Zn===Zn2＋＋Fe
(2)分析除杂问题(括号内物质为杂质)
①FeCl3溶液(FeCl2)：加足量氯水或双氧水或通入足量Cl2
②FeCl2溶液(FeCl3)：加足量铁粉，充分反应后过滤
③FeSO4溶液(CuSO4)：加足量铁粉，充分反应后过滤
(3)盐溶液的配制与保存：在含Fe2＋的溶液中加入铁粉防止被氧化
(4)分析离子共存问题
①Fe2＋与NO(H＋)、ClO－、MnO、H2O2、Cl2、Br2、Cr2O在溶液中均因发生氧化还原反应不能大量共存
②Fe3＋与S2－、I－、HS－、SO、HSO、H2SO3、H2S在溶液中因发生氧化还原反应不能大量共存
③Fe3＋与SCN－发生络合反应不能大量共存
二、金属材料
1、合金
(1)概念：合金是指两种或两种以上的金属(或金属与非金属)熔合而成的具有金属特性的物质
(2)性能：合金具有不同于各成分金属的物理、化学性能或机械性能
①熔点：一般比它的各成分金属的低
②硬度和强度：一般比它的各成分金属的大
2、常见金属材料
金属材料—
(1)铁合金——钢：钢是用量最大、用途最广的合金
钢
(2)铝及铝合金
铝及铝合金
(3)新型合金
①储氢合金：是一类能够大量吸收H2，并与H2结合成金属氢化物的材料。具有使用价值的储氢合金要求储氢量大，金属氢化物既容易形成，稍稍加热又容易分解，室温下吸、放氢的速率快。如Ti-Fe合金和La-Ni合金等，可以用于以H2为燃料的汽车
②钛合金：钛合金强度高、耐蚀性好、耐热性高。主要用于制作飞机发动机压气机部件，以及火箭、导弹和高速飞机的结构件，还可以用于制造耐压球
③耐热合金：由镍、铁、碳、钴组成的镍钴合金可以用于制造发动机叶片，它能承受1100℃的高温。
④形状记忆合金：形状记忆合金是通过热弹性与马氏体相变及其逆变而具有形状记忆效应的由两种以上金属元素所构成的材料。形状记忆合金是目前形状记忆材料中形状记忆性能最好的材料。形状记忆合金由于具有许多优异的性能，因而广泛应用于航空航天、机械电子、生物医疗、桥梁建筑、汽车工业及日常生活等多个领域
⑤泡沫合金：指含有泡沫气孔的特种金属材料。通过其独特的结构特点，泡沫合金拥有密度小、隔热性能好、隔音性能好以及能够吸收电磁波等一系列良好优点，是随着人类科技逐步发展起来的一类新型材料常用于航空航天、石油化工等一系列工业开发上
三、铝及其化合物
1、熟悉铝及其重要化合物之间的转化关系
写出转化的方程式
2、铝的化学性质
(1)存在：铝元素在地壳中含量丰富，是地壳中含量最多的金属元素，仅次于氧、硅。自然界中的铝全部以化合态(铝土矿中)存在
(2)金属铝的物理性质：银白色有金属光泽的固体，有良好的延展性、导电性和传热性等，密度较小，质地柔软
(3)铝的化学性质
①Al与O2的反应：4Al＋3O2===2Al2O3 (常温时); 4Al＋3O22Al2O3 (加热时)
②Al与其它非金属的反应
a、与Cl2反应：2Al＋3Cl22AlCl3
b、与S反应：2Al＋3SAl2S3
③Al与与非氧化性酸(如：稀盐酸、稀硫酸)的反应——铝与盐酸反应：2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑
④Al与碱溶液的反应：2Al＋2H2O＋2NaOH===2NaAlO2＋3H2↑
铝与氢氧化钠溶液反反应的机理：铝先与强碱溶液中的水反应生成H2和Al(OH)3，Al(OH)3可溶于NaOH生成NaAlO2和H2O，反应中Al为还原剂，水为氧化剂
反应过程：2Al＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H 2↑ (属于氧化还原反应)
2Al(OH)3＋2NaOH===2NaAlO2＋4H2O (非氧化还原反应)
双线桥法
单线桥法
⑤Al与盐溶液反应：2Al＋3CuSO4===Al2(SO4)3＋3Cu 2Al＋3Cu2+2Al3+＋3Cu
⑥Al与Fe2O3、MnO2、Cr2O3等金属氧化物发生铝热反应
2Al＋Fe2O3Al2O3＋2Fe 4Al+3MnO23Mn+2Al2O3
3、氧化铝 (Al2O3)
(1)物理性质：白色固体，难溶于水，熔点很高，是优良耐火材料
(2)化学性质：Al2O3是典性的两性氧化物，既能与酸，又能与碱反应
①能与酸反应：Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O Al2O3＋6H＋===2Al3＋＋3H2O
②能与碱反应：Al2O3＋2NaOH===2NaAlO2＋H2O Al2O3＋2OH—===2AlO2—＋H2O
4、氢氧化铝 [Al(OH)3]
(1)物理性质：白色胶状不溶于水的固体，有较强的吸附性
(2)化学性质：Al(OH)3是典型的两性氢氧化物，既能与酸，又能与碱反应
①能与酸反应：Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋3H+ ===Al3+＋3H2O
②能与碱反应：Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O Al(OH)3＋OH—===AlO2—＋2H2O
③热稳定性差：2Al(OH)3Al2O3＋3H2O
(3)制备
①向铝盐中加入氨水，离子方程式为Al3＋＋3NH3·H2O ===Al(OH)3↓＋3NH
②NaAlO2溶液中通入足量CO2，离子方程式为AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO
③NaAlO2溶液与AlCl3溶液混合：3AlO＋Al3＋＋6H2O===4Al(OH)3↓
5、明矾——十二水合硫酸铝钾
(1)化学式：KAl(SO4)2·12H2O (十二水合硫酸铝钾)，电离方程式：KAl(SO4)2==K++Al3++2SO42-
(2)物理性质：无色晶体，可溶于水
(3)用途：作净水剂，原因是其在水中生成氢氧化铝胶体，可以和悬浮在水中的泥沙形成絮状不溶物沉降下来
(4)化学性质：兼有Al3+和SO42-性质
①向明矾中滴入Ba(OH)2溶液，当Al3+恰好完全沉淀时(沉淀的物质的量最大)，化学方程式为：
______________________________________________________________________________
②向明矾中滴入Ba(OH)2溶液，当SO42-完全沉淀时(沉淀的质量最大)，化学方程式为：
_________________________________________________________________________________
6、“铝三角”的转化关系及其应用——Al3＋、Al(OH)3、AlO之间的转化关系
Al3+→Al(OH)3 ①Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH
②Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓
③Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓
Al(OH)3→Al3+ Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
Al3+ →AlO Al3＋＋4OH－===AlO＋2H2O
AlO→Al3+ AlO＋4H＋===Al3＋＋2H2O
AlO→Al(OH)3 ①AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO(CO2过量)
②AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓
Al(OH)3→AlO Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O
7、互滴实验 (试剂的滴加顺序不同而产生的现象不同)
1、NaOH和AlCl3
(1)向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液 (开始时NaOH不足)
先：AlCl3＋3NaOH===Al(OH)3↓＋3NaCl 产生白色沉淀
后：Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O 沉淀溶解
现象：先产生白色沉淀后沉淀消失
(2)向NaOH溶液中逐滴加入AlCl3溶液 (开始时NaOH过量)
先：AlCl3＋4NaOH===NaAlO2＋3NaCl＋2H2O 无白色沉淀产生
后：3NaAlO2＋AlCl3＋6H2O===4Al(OH)3↓＋3NaCl 产生白色沉淀
现象：开始无现象后出现白色沉淀
2、NaAlO2和盐酸
(1)向NaAlO2溶液中逐滴加入盐酸
先：NaAlO2＋HCl＋H2O===Al(OH)3↓＋NaCl 产生白色沉淀
后：Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O 沉淀溶解
现象：先产生白色沉淀后沉淀消失
(2)向盐酸中逐滴加入NaAlO2溶液
先：NaAlO2＋4HCl===NaCl＋AlCl3＋2H2O 无白色沉淀产生
后：3NaAlO2＋AlCl3＋6H2O===4Al(OH)3↓＋3NaCl 产生白色沉淀
现象：开始无现象后出现白色沉淀
3、Na2CO3溶液与盐酸
(1)向Na2CO3溶液中逐滴加入盐酸 (开始时酸不足)
先：Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl 无气体产生
后：NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑ 有气体产生
现象：刚开始无气泡产生，盐酸滴加到一定量后，有气泡产生
(2)向盐酸中逐滴加入Na2CO3溶液 (开始时酸过量)
2HCl＋Na2CO3===2NaCl＋CO2↑＋H2O
现象：立即产生大量的气泡
四、原子结构、核素
1、原子构成
(1)构成原子的微粒及作用
原子(X)
(2)微粒之间的关系
①原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数
②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
2、元素、核素、同位素
(1)元素、核素、同位素的概念及相互关系
(2)同位素的特征
①同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大
②同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变
(3)氢元素的三种核素
H：名称为氕，不含中子；H：用字母D表示，名称为氘或重氢；H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。(4)几种重要核素的用途
核素 U C H H O
用途 核燃料 用于考古断代 制氢弹 示踪原子
3、原子核外电子的排布规律
(1)能量最低原则：核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐升高的电子层里
(2)分层排布原则：
①每层最多容纳的电子数为2n2个
②最外层不超过8个 (K层为最外层时不超过2个)
③次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个
④对于主族元素，除最外层外，每一层的电子数必须为2n2这个数值
【微点拨】核外电子排布的几条规律是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求，如：M层不是最外层时，最多能容纳18个电子，当M层为最外层时，最多容纳8个电子
4、常见“10电子”“18电子”微粒
(1)常见的“10电子”粒子
①分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4 ②阳离子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH、H3O＋ ③阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH
(2)常见的“18电子”粒子
①分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4 ②阳离子：K＋、Ca2＋ ③阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－
五、元素周期表
(1)周期：元素周期表有7个横行，每一横行称为一个周期，元素周期表共有7个周期；根据每一周期所含的元素的种类分为短周期和长周期，第一、二、三周期所含元素种类分别是2、8、8种，称为短周期；第四、五、六、七周期所含元素种类分别是18、18、32、32种，称为长周期
(2)族：现在常用的元素周期表有18个纵行，它们被划分为16个族，包括7个主族，7个副族，1个第Ⅷ族(其中第8、9、10这3个纵行称为第Ⅷ族)，1个0族。详细情况见下图：
(3)特点：周期序数＝该周期元素原子的电子层数；主族元素的族序数＝该主族元素原子的最外层电子数
六、碱金属元素
1、碱金属元素原子结构与元素性质的关系
元素符号 Li Na K Rb Cs
电子层结构
原子半径变化趋势 原子半径越来越大
原子核对核外电子的吸引力的变化趋势 原子核对核外电子吸引力越来越小
原子失去电子难易的变化趋势 原子失去电子越来越容易
元素金属性强弱的变化趋势 元素的金属性越来越强
2、碱金属单质主要物理性质变化的规律
单质名称 锂 钠 钾 铷 铯
主要物理性质变化趋势 密度逐渐增大(钾除外)；熔点逐渐降低，沸点逐渐降低；硬度逐渐减小
3、碱金属的化学性质
碱金属 性质 锂 钠 钾
与 氧 气 反 应 现象 剧烈反应(次于Na)生成固体Li2O 加热剧烈反应，生成淡黄色固体 稍加热剧烈反应，生成固体KO2
化学方程式
小结 碱金属单质在空气中燃烧一般生成过氧化物或超氧化物，Li却只生成Li2O，但与氧气反应的速率是不同的，Li缓慢氧化，Na、K易被氧化，Cs常温下自燃
与 水 反 应 现象 浮在水面，缓慢反应，产生气体 浮在水面上，剧烈反应，熔成小球、迅速游动、产生气体 浮在水面上，剧烈反应且燃烧
化学方 程式
小结 都能与水反应，但剧烈程度不同，从左→右依次增强，都生成碱和H2
4、特殊性
①碱金属的密度一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度比钠的小
②碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在石蜡中
③碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是离子化合物，其中氢以H－形式存在，显－1价，碱金属氢化物是强还原剂
六、卤族元素
1、碱金属元素原子结构与元素性质的关系
元素符号 氟(F) 氯(Cl) 溴(Br) 碘(I)
电子层结构
原子半径变化趋势 原子半径越来越大
原子核对核外电子的吸引力的变化趋势 原子核对核外电子吸引力越来越小
原子失去电子难易的变化趋势 原子得电子越来越难
元素非金属性强弱的变化趋势 元素的非金属性越来越弱
2、卤素单质的物理性质
卤素单质 颜色和状态 密度 熔点/℃ 沸点/℃
F2 淡黄绿色气体 1.69 g·L－1(15 ℃) －219.6 －188.1
Cl2 黄绿色气体 3.214 g·L－1(0 ℃) －101 －34.6
Br2 深红棕色液体 3.119 g·cm－3(20 ℃) －7.2 58.78
I2 紫黑色固体 4.93 g·cm－3 113.5 184.4
(1)相似性：都有颜色，有毒，在水中溶解度不大，易溶于苯、汽油、四氯化碳、酒精等有机溶剂
(2)递变性：从F2到I2，颜色逐渐加深，熔、沸点逐渐升高，密度逐渐增大，在水中的溶解度逐渐减小
【微点拨】
①Cl2、Br2、I2在水中的溶解能力比较小，但较易溶于有机溶有剂(汽油、苯、四氯化碳、酒精)中
水 CCl4 汽油(苯)
Cl2 黄绿色 黄绿色 黄绿色
Br2 橙色 橙红色 橙红色
I2 棕黄色 紫红色 紫红色
②溶液的颜色与溶液的浓稀有关，浓溶液颜色深，稀溶液颜色浅，如：饱和溴水为红棕色，而很稀的溴水则为浅黄色
3、卤素单质的化学性质
(1)卤素单质与H2反应
卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性
F2 暗处 H2＋F2===2HF 很稳定
Cl2 光照或点燃 H2＋Cl22HCl 较稳定
Br2 加热 H2＋Br22HBr 不如氯化氢稳定
I2 不断加热 H2＋I22HI 不稳定
结论 ①与H2反应的难易程度：越来越困难 ②生成气态氢化物的稳定性：依次减弱 ③与H2反应所需要的条件：逐渐升高 ④与H2反应剧烈程度：逐渐减弱 ⑤卤素的非金属性强弱：F＞Cl＞Br＞I)
(2)卤素单质间的置换反应：2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2；2KI＋Br2===2KBr＋I2；2KI＋Cl2===2KCl＋I2
①卤素单质的氧化性由强到弱的顺序是Cl2＞Br2＞I2
②卤素离子的还原性由强到弱的顺序是I－＞Br－＞Cl－
(3)卤素单质与金属反应：F2和所有金属都能反应；Cl2和绝大多数金属反应；Br2和较活泼金属反应；I2只和活泼金属反应
2Na＋X22NaX (X＝F、Cl、Br、I)
2Fe＋3Cl22FeCl3 2Fe＋3Br22FeBr3 Fe＋I2===FeI2 (碘水生烟)
(4)卤素单质与水反应：X2＋H2O===HX＋HXO (X为Cl、Br、I)
2F2＋2H2O===4HF+O2；Cl2＋H2OHCl+HClO；Br2＋H2OHBr+HBrO
(5)卤素单质与碱反应：2NaOH＋X2===NaX＋NaXO＋H2O (X＝Cl、Br、I)
Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O
Br2＋2NaOH===NaBr+NaBrO＋H2O
I2＋2NaOH===NaI＋NaIO＋H2O (也可生成NaI和NaIO3)
(6)卤素单质与Fe2+、SO2、Na2SO3、Na2S等还原性物质反应
①与Fe2+反应：2Fe2＋＋Cl2===2Cl－＋2Fe3＋
2Fe2＋＋Br2===2Br－＋2Fe3＋
I2不能与Fe2+反应 (但I－与Fe3可以反应：2Fe3＋＋2I－===I2＋2Fe2＋)
②与SO2、Na2SO3反应： SO2＋X2＋2H2O===2HX+H2SO4 (X＝Cl、Br、I)
SO＋X2＋H2O===SO＋2X－＋2H＋ (X＝Cl、Br、I)
③与Na2S反应：X2＋S2－===2X－＋S↓ (X＝Cl、Br、I)
5、卤族元素性质的递变性
(1)原子半径和离子半径逐渐增大：F＜Cl＜Br＜I；F－＜Cl－＜Br－＜I－
(2)单质的氧化性逐渐减弱：F2＞Cl2＞Br2＞I2
(3)卤离子还原性逐渐增强：F－＜Cl－＜Br－＜I－
(4)元素的非金属性逐渐减弱：F＞Cl＞Br＞I
(5)与H2化合或水反应由易到难
(6)气态氢化物的稳定性逐渐减弱：HF＞HCl＞HBr＞HI
(7)气态氢化物的还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI
(8)最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱：HClO4＞HBrO4＞HIO4，HClO4是已知含氧酸中酸性最强的酸
(9)前面元素的单质能把后面的元素置换出来
(10)单质颜色变深，熔沸点升高，密度增大，溶解性减小
6、卤素及其化合物的特性
氟 ①无正价，无含氧酸，氧化性最强，F－的还原性最弱 ②2F2＋2H2O===4HF＋O2，与H2反应在暗处即爆炸 ③HF是弱酸，能腐蚀玻璃，故应保存在铅制器皿或塑料瓶中；有毒
溴 ①Br2在常温下是唯一的一种液态非金属单质，红棕色，易挥发 ②Br2易溶于有机溶剂 ③盛溴的试剂瓶中加水，进行水封，保存液溴时不能用橡皮塞
碘 ①I2遇淀粉变蓝色 ②I2加热时易升华 ③I2易溶于有机溶剂 ④食用盐中加入KIO3可防治甲状腺肿大
7、卤素离子的检验
(1)AgNO3溶液——沉淀法
未知液生成
(2)置换——萃取法
未知液有机层呈
(3)氧化——淀粉法检验I－
未知液蓝色溶液，表明含有I
8、卤化氢
(1)物理性质：卤化氢均为无色有刺激性气味的气体，易溶于水，易挥发与空气中水蒸气结合形成白雾
(2)氢化物三大性质比较
①热稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI
②酸性：HF(弱)＜HCl＜HBr＜HI
③还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI
(3)卤化氢的制备——难挥发酸制挥发性酸
①CaF2＋H2SO4(浓)CaSO4＋2HF↑ (萤石和浓硫酸在铅皿中)
②NaCl＋H2SO4(浓)NaHSO4＋HCl↑ 2NaCl＋H2SO4(浓)Na2SO4＋2HCl↑
③NaBr＋H3PO4(浓)NaH2PO4＋HBr↑
④NaI＋H3PO4(浓)NaH2PO4＋HI↑
七、元素周期律——主族元素的周期性变化规律
项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原 子 结 构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大
电子层结构 电子层数相同，最外层电子数增多 电子层数递增，最外层电子数相同
原子半径 逐渐减小 (惰性气体除外) 逐渐增大
离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小 同周期：r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大
性 质 主要化合价 元素的最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外) 非金属元素负价由－4→－１ 非金属元素负化合价== —(8—主族序数) 相同 最高正化合价==主族序数 (O、F除外)
元素的金属性 金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强
元素的非金属性 非金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱
失电子能力 失电子逐渐减弱 失电子逐渐增强
得电子能力 得电子逐渐增强 得电子逐渐减弱
单质的还原性 还原性逐渐减弱 还原性逐渐增强
单质的氧化性 氧化性逐渐增强 氧化性逐渐减弱
阳离子的氧化性 阳离子氧化性逐渐增强 阳离子氧化性逐渐减弱
阴离子的还原性 阴离子还原性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强
非金属元素气态氢化物的形成及稳定性 气态氢化物的形成越来越容易，其稳定性逐渐增强 气态氢化物的形成越来越困难，其稳定性逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱
八、化学键
1、离子键和共价键的比较
离子键 共价键
非极性键 极性键
概念 带相反电荷离子之间的相互作用 原子间通过共用电子对(电子云重叠)而形成的化学键
成键粒子 阴、阳离子 原子
成键实质 阴、阳离子的静电作用 共用电子对不偏向任何一方 共用电子对偏向一方原子
形成条件 活泼金属元素与活泼非金属元素经电子得失，形成离子键 同种元素原子之间成键 不同种元素原子之间成键
形成的物质 离子化合物 非金属单质；某些共价化合物或离子化合物 共价化合物或离子化合物
2、离子化合物与共价化合物的比较
离子化合物 共价化合物
化学键 离子键或离子键与共价键 共价键
概念 由离子键构成的化合物 只含有共价键的化合物
构成微粒 阴、阳离子 原子
构成元素 一般为活泼金属元素与活泼非金属元素 一般为不同种非金属元素
常见类别 ①大多数盐类，②强碱，③金属氧化物 ①非金属氢化物，②非金属氧化物， ③酸， ④大多数有机化合物
九、电子式的书写及分子间作用力
1、电子式的书写
(1)原子的电子式：书写主族元素原子的电子式，直接用“·”或“×”把最外层电子一一表示出来即可
氢原子 氯原子 氮原子 钠原子 氧原子 钙原子
(2)简单阳离子(单核)的电子式：简单阳离子的电子式就是离子符号本身，不需标示最外层电子
钠离子 锂离子 镁离子 铝离子
Na＋ Li＋ Mg2＋ Al3＋
(3)简单阴离子(单核)的电子式：在书写电子式时，不但要表达出最外层所有电子数(包括得到的电子)，而且还应用“[ ]”括起来，并在“[ ]”右上角标出“n－”以表示其所带的电荷
Cl— O2— S2— N3—
(4)原子团的电子式：作为离子的原子团，无论是阴离子，还是阳离子，不仅要画出各原子最外层的电子，而且都应用“[ ]”括起来，并在“[ ]”右上角标明电性和电量
NH4+ H3O+ OH— O22— S22— C22—
(5)离子化合物的电子式：离子化合物的电子式由阳离子的电子式和阴离子的电子式组成的，对于化合物是由多种离子组成的物质，相同离子间要隔开排列，注意相同的离子不能合并
CaO K2S CaF2 NaOH NaH
(6)离子键的形成(离子化合物的形成过程)：离子键的形成用电子式表示式时，前面写出成键原子的电子式，后面写出离子化合物的电子式，中间用一箭头“→”连起来即可，如：
(7)共价化合物的电子式(共价分子)：共价化合物分子是由原子通过共用电子对结合而形成的，书写电子式时，应把共用电子对写在两成键原子之间，然后不要忘记写上未成键电子
结构式：用一根短线表示一对共用电子对的式子叫做结构式。(未成键的电子不用标明)
分子 Cl2 O2 N2 H2O
电子式
结构式
(8)共价键的形成 (共价分子的形成过程)：共价键的形成用电子式表示时，同样是前面写出成键原子的电子式，后面写出共价分子的电子式，中间用一箭头“→”连起来即可，如：
2、分子间作用力与氢键
(1)范德华力及其对物质性质的影响
①定义：把分子聚集在一起的作用力，叫做分子间作用力，又称范德华力
②范德华力对物质性质的影响：范德华力影响物质的物理性质，主要包括熔点、沸点。一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子量越大，范德华力越大，克服范德华力所需消耗的能量越大，物质的熔、沸点就越高
(2)氢键及其对物质性质的影响
①氢键的形成：当氢原子与非金属性很大的F、O、N原子形成H—F、H—O、H—N共价键时，由于F、O、N的非金属性比氢大得多，致使这些共价键的电子对会强烈的偏向F、O、N原子的一边，会使F、O、N原子带有“少量的负电荷”，而氢原子带有“少量的正电荷”
②氢键是比分子间作用力强的分子间作用，但它不是化学键，仍属于分子间作用力的范畴
③氢键对物质性质的影响：分子间有氢键的物质熔化或汽化时，除了要克服纯粹的分子间作用力外，还必须提高温度、额外地提供一份能量来破坏分子间的氢键，所以这些物质的熔、沸点比同系列氢化物的熔、沸点高。如：HF、H2O、NH3沸点反常
(3)化学键、分子间作用力和氢键的比较
相互作用 化学键 分子间作用力 氢键
存在范围 相邻原子(离子)之间 分子之间 某些含强极性键氢化物分子之间(如HF、H2O、NH3等)
作用力比较 强 很弱 比化学键弱，比分子间作用力强
影响范围 物质的物理性质及化学性质 物质的物理性质 物质的物理性质
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【重点知识梳理】
一、物质的分类
1、以组成为标准对物质进行分类(树状分类法)
2、以在水溶液中或熔融状态能否导电为标准对化合物进行分类(树状分类法)
3、以化学键为标准对化合物进行分类(树状分类法)
4、以分散质粒子大小对分散系分类
(1)三类分散系的比较
分散系 溶液 胶体 浊液
分散质粒子种类 分子、离子 较多分子集合体或大分子 大量分子集合体(固体小颗粒或小液滴)
分散质粒子直径 d<1 nm 1 nm
外部特征 均一、透明、稳定 均一、透明、较稳定 不均一、不透明、不稳定
稳定性 稳定 介稳体系 不稳定
能否透过滤纸 能 能 不能
能否透过半透膜 能 不能 不能
鉴别方法 无丁达尔效应 有丁达尔效应 静置分层
实例 碘酒、蔗糖溶液、盐酸、酒精溶液 豆浆、云、雾、烟、淀粉溶液、蛋白质溶液 泥浆、油水混合物、氢氧化铁的悬浊液
(2)常见的胶体：氢氧化铁胶体、氢氧化铝胶体、硅酸胶体、淀粉胶体、蛋白质胶体、豆浆、墨水、云、烟、雾、有色玻璃
(3)Fe(OH)3胶体的制备：在小烧杯中加入25 mL 蒸馏水，加热至沸腾，向沸水中慢慢滴入5～6滴氯化铁饱和溶液，继续煮沸至溶液呈红褐色，停止加热。即可得到氢氧化铁胶体：FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl
(4)胶体的性质：丁达尔效应、布朗运动、介稳性、电泳现象、胶体的聚沉
二、离子反应
1、离子反应
(1)概念：有离子参加或有离子生成的反应统称为离子反应
(2)意义：离子方程式不仅可以表示某一个具体的化学反应，还可以表示同一类型的离子反应
(3)不拆物质：单质、氧化物在离子方程式中一律写化学式；弱酸(如：HF、H2S、HClO、H2SO3等)、弱碱(如：NH3·H2O)、水等难电离的物质必须写化学式；难溶于水的物质(如：CaCO3、BaSO3、BaSO4，Fe(OH)3等)必须写化学式，气体、非电解质必须写化学式
(4)少量过量问题
2、判断离子共存的规律
(1)在“无色透明”溶液中，不能存在有色离子，中学常见的有色离子：MnO4—，Fe3＋，Fe2+，Cu２＋、Cr2O
(2)在酸性溶液中(pH＝1、pH＜7、紫色石蕊试液变红的溶液中)不能共存的离子有
OH—、CO32—、S2—、SO32—、ClO—、F—、CH3COO—、HCO3—、HS—、HSO3—
(3)在碱性溶液中(pH＝13、pH＞7、紫色石蕊试液变蓝、酚酞变红的溶液中)不能共存的离子有
H+、NH4+、Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、HCO3—、HS—、HSO3—
(4)弱酸的酸式根离子既不能与H+离子大量共存，又不能与OH—大量共存，如：HCO3—、HS—、HSO3—
(5)离子间反应生成沉淀，不能共存，记住常见沉淀物
(6)离子间反应生成微溶物，不能大量共存，四种微溶物：硫酸银、硫酸钙、碳酸镁、氢氧化钙
(7)发生氧化还原反应的离子不能大量共存：一般情况下，具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存
①常见的氧化性离子：ClO－、MnO(H＋)、NO(H＋)、Fe3＋、Cr2O、FeO
②常见的还原性的离子：Fe2＋(可与Fe3＋共存)、S2－(HS－)、I－、SO(HSO)、S2O32—
(8)由于形成络合离子，离子不能大量共存：如：Fe3＋与SCN－
三、氧化还原反应
1、氧化还原反应的本质和特征
2、氧化还原反应概念之间的联系
口诀：升(化合价升高)失(失电子)氧(被氧化，发生氧化反应)还(作还原剂，本身具有还原性)
降(化合价降低)得(得电子)还(被还原，发生还原反应)氧(作氧化剂，本身具有氧化性)
概括为：升失氧、降得还，剂性一致、其他相反
3、氧化还原反应与四种基本反应类型之间的关系
4、氧化还原反应中电子转移的表示方法
(1)双线桥法：①标变价，②画箭头，③算数目，④说变化
表示方法
实例
微点拨 ①箭头必须由反应物指向生成物，且两端对准同一种元素 ②在“桥”上标明电子的“得”与“失”且得失电子总数相等、化合价的升降、被氧化或被还原 ③得失电子数目的正确表述是a×be—，a表示得或失电子的原子的数目，b表示每个原子失去或得到的电子数（即化合价升高或降低的数目），当a或b为1时，必须省略
(2)单线桥法：箭头由失电子原子指向得电子原子，线桥上只标电子转移的数目，不标“得到”、“失去”字样
表示方法
实例
微点拨 ①箭头必须由还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素 ②箭头方向表明电子转移的方向，“桥”上只标出转移电子的总数，无需注明电子的“得”与“失”
5、氧化性、还原性强弱的比较方法
(1)根据化学方程式判断
氧化还原反应发生规律可用如下式子表示 规律
氧化性强弱：氧化剂>氧化产物 还原性强弱：还原剂>还原产物
(2)根据元素的活动性顺序来判断
规律 特点
上左下右可反应，隔之愈远愈易行
【微点拨】 ①金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱；非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱 ②Fe对应的离子为Fe2+，即氧化性：Cu2+> Fe2+；又由于2FeCl3+Cu===2FeCl2+CuCl2可以发生，则氧化性： Fe3+>Cu2+，因此三种离子的氧化性为：Fe3+>Cu2+> Fe2+
(3)根据反应条件的难易来判断
化学反应 反应条件
2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O 常温
MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 加热
O2＋4HCl(浓)2Cl2＋2H2O 加热、加催化剂
氧化性：KMnO4 > MnO2> O2
【结论】当不同氧化剂作用于同一还原剂时，若氧化产物化合价相同，可根据反应条件的难易来判断。反应越易进行或越剧烈，则氧化剂的氧化性越强；同理，当不同还原剂作用于同一氧化剂时，若还原产物化合价相同，可根据反应条件的难易来判断。反应越易进行或越剧烈，则还原剂的还原性越强
(4)根据反应的剧烈程度来判断
①金属单质与水反应的剧烈程度
Na、Mg、Al分别与水的反应 分析
Na与冷水剧烈反应 Mg与冷水几乎不反应，能与热水反应 Al加热条件下也不明显 还原性：Na>Mg>Al
②非金属单质与H2化合的难易程度
化学反应 反应条件及现象 分析
H2＋F2===2HF 冷暗处剧烈反应而爆炸 氧化性：F2>Cl2>Br2>I2
H2＋Cl22HCl 光照条件下剧烈反应而爆炸
H2＋Br22HBr 加热至500 ℃时才能发生反应
H2＋I22HI 在不断加热的条件下才能缓慢进行，且为可逆反应
(5)根据变价元素被氧化或被还原的程度不同来判断
化学反应 分析
2Fe＋3Cl2 2FeCl3 铁元素被氯气氧化为＋3价，被硫氧化为＋2价，则氧化性：Cl2＞S
Fe＋SFeS
【结论】当变价的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，可由氧化产物中元素化合价的高低来判断氧化剂氧化性的强弱。即：在相同条件下，使还原剂中元素化合价升得越高，则氧化剂的氧化性越强
【微点拨】
①常见的氧化性、还原性顺序
氧化性：KMnO4>Cl2>Br2>Fe3＋>I2>稀H2SO4>S
还原性：Mn2＋
6、氧化还原反应的重要规律
(1)价态规律：物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性；物质中元素具有最低价，该元素只有还原性；物质
中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性
(2)价态归中规律(不交叉规律)：同一种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，元素的化合价“只靠近而不交叉”
(3)邻位不反应规律：同种元素，相邻价态之间不发生氧化还原反应
(4)优先规律(强者先行)：同一种还原剂遇到氧化性不同的几种物质时，若均能反应，则按氧化性由强到弱的顺
序依次反应；同理，同一种氧化剂遇到还原性不同的几种物质时，若均能反应，则按还原性由强到弱的顺序依次反应
(5)得失电子守恒规律：氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数，表现为元素化合价升高的总数等于元素化合价降低的总数
四、钠及其化合物
1、熟悉钠及其重要化合物之间的转化关系
写出转化的方程式
2、钠的性质
(1)钠的物理性质：金属钠是一种柔软、银白色、有金属光泽的金属，是热和电的良导体；密度为0.97g·cm—3(比水的密度还小但比煤油的要大)；而且熔点(97.8℃)、沸点(882.9℃)都较低
(2)钠的化学性质：
①与非金属反应
常温下与空气接触缓慢氧化：4Na＋O2===2Na2O (现象：白色固体——新切开的钠断层变暗)
在空气(或氧气)中燃烧：2Na＋O2Na2O2 (现象：发出黄色的火焰，产生淡黄色固体)
钠与硫混合研磨生成Na2S：2Na＋S===Na2S (研磨时容易爆炸)
在氯气中燃烧：2Na＋Cl22NaCl (白烟，火焰为黄色)
与氢气反应生成NaH：2Na＋H22NaH
②与水反应：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ 2Na＋2H2O===2Na＋＋2OH－＋H2↑
【实验探究】Na与H2O(含酚酞)反应的现象及解释
③与酸的反应：2Na＋2HCl===2NaCl＋H2↑ 2Na＋2H+===2Na+＋H2↑ (直接与H+反应)
④钠与盐溶液的反应：钠与盐溶液反应时，首先与水反应生成NaOH，然后NaOH与盐发生复分解反应(若氢氧化钠不与盐反应，则只有钠与水的反应)
与CuSO4溶液反应：2Na＋2H2O＋CuSO4===Na2SO4＋Cu(OH)2↓＋H2↑
Na与Fe2(SO4)3溶液的反应：6Na＋6H2O＋Fe2(SO4)3===3Na2SO4＋2Fe(OH)3↓＋3H2↑
与NH4Cl溶液反应：2Na＋2NH4Cl===2NaCl＋2NH3↑＋H2↑
3、氧化钠和过氧化钠的比较
物质 氧化钠 (Na2O) 过氧化钠 (Na2O2)
组成 Na+与O2-以2：1形成离子化合物 Na+与O(过氧根离子)以2：1形成离子化合物
阴、阳离子数之比 1:2 1:2
颜色状态 白色固体 淡黄色固体
是否为碱性氧化物 是 不是 (过氧化物)
氧元素化合价 －2 (最低价态) －1 (中间价态)
生成条件 常温下与钠反应 加热或点燃金属钠
稳定性 不稳定：2Na2O＋O22Na2O2 较稳定
化 性 热稳定性 不稳定(2Na2O＋O22Na2O2) 稳定
与H2O反 Na2O＋H2O===2NaOH 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑★
与CO2反应 Na2O＋CO2===Na2CO3 2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2★
与酸反应 Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O 2Na2O2＋4HCl===4NaCl＋O2↑＋2H2O★
氧化性 弱氧化剂 强氧化剂
主要用途 用于制取少量Na2O2、烧碱 强氧化剂、漂白剂、供氧剂
保存 干燥、封闭 干燥、封闭
Na2O2的强氧化性与还原性：Na2O2中氧元素为—1价，处于中间价态，既有氧化性又有还原性，主要表现较强的氧化性 (1)在研究Na2O2与其他溶液反应时，要注意Na2O2的强氧化性和其溶液的强碱性。熟记Na2O2表现强氧化性的6个实例 ①Na2O2与SO2的反应：Na2O2＋SO2===Na2SO4 ②Na2O2与Na2SO3溶液的反应：能将SO氧化成SO ③Na2O2与FeCl2溶液的反应：能将Fe2＋氧化成Fe3＋，并得到Fe(OH)3沉淀 ④Na2O2与氢硫酸的反应：能将H2S氧化成单质硫 ⑤Na2O2与品红溶液的反应：能使品红溶液褪色 ⑥Na2O2能使酚酞试液先变红(产生了碱)后褪色(漂白性)，同时产生无色的气泡 (2)遇KMnO4等强氧化剂时，表现出还原性，氧化产物为O2 (3)遇CO2、H2O、H＋则发生自身的氧化还原反应
4、Na2CO3、NaHCO3的性质比较
物质 比较项目 Na2CO3 NaHCO3
俗名 纯碱、苏打 小苏打
色与态 白色粉末 细小白色晶体
水溶性 都易溶于水，Na2CO3的溶解度大于NaHCO3的溶解度
溶液的碱性 显碱性(较强) 显碱性(较弱)
热稳定性 稳定、受热不易分解 不稳定受热分解 2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑
与酸反应 Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋CO2↑ NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑
相同条件下NaHCO3比Na2CO3反应放出气体剧烈
与NaOH反应 不反应 NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O
与Ca(OH)2反应 Na2CO3＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2NaOH 与Ca(OH)2反应存在少量过量问题
与CO2及H2O Na2CO3＋H2O＋CO2===2NaHCO3 不反应
相互转化
用途 玻璃、肥皂、合成洗涤剂、造纸、纺织、石油、冶金等工业 发酵粉的主要成分之一、灭火器、治疗胃酸过多
5、焰色反应
(1)定义：很多金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现特殊的颜色。这在化学上称为焰色反应
(2)操作步骤：洗、烧、蘸、烧、
(3焰色反应是物理变化，是金属元素的性质，既可以是单质，也可以是化合物
(4)观察钾元素的焰色反应时，要透过蓝色的钴玻璃，目的是滤去黄色的光，避免少量的钠元素对鉴别钾元素的干扰
五、氯及其化合物
1、熟悉氯及其重要化合物之间的转化关系
写出转化的方程式
2、氯气的性质和用途
(1)Cl2的物理性质：通常情况下，氯气黄绿色、有刺激性气味的气体，氯气有毒，密度比空气大，易液化，能溶于水(1体积水中能溶解2体积的氯气)。液态的氯称为液氯，其水溶液称为氯水
(2)氯气的化学性质
①Cl2与金属单质的反应：Cl2能与绝大多数金属能反应，且变价金属(如Fe)一般能氧化到最高价
a、与钠反应：2Na＋Cl22NaCl (反应现象：产生大量白烟，火焰为黄色)
b、与铁反应：2Fe＋3Cl22FeCl3 (反应现象：产生大量棕黄色烟)
【微点拨】常温下Fe不能干燥Cl2反应，除非潮湿Cl2。所以，工业上常把干燥的液氯储存在钢瓶中
与铜反应：Cu＋Cl2CuCl2 (反应现象：产生大量棕黄色烟)
②Cl2与非金属单质的反应
a、与氢气反应
H2＋Cl22HCl (反应现象：H2在Cl2中能安静地燃烧，发出苍白色火焰，瓶口有白雾)用于工业制盐酸
H2＋Cl22HCl (反应现象：剧烈反应，会发生爆炸，瓶口有白雾) 不能用于工业制盐酸
b、与磷的反应
2P＋3Cl2 2PCl3 (Cl2不足) (三氯化磷是液体，呈雾状) PCl3＋Cl2PCl5
2P＋5Cl2 2PCl5 (Cl2充足) (五氯化磷是固体，呈白烟状)
反应现象：磷在氯气中剧烈燃烧，在集气瓶口产生大量白色烟雾
【微点拨】磷在Cl2中燃烧中学化学中唯一的烟、雾同时生成的一个反应
c、与硅的反应：Si＋2Cl2 SiCl4
③与水的反应：常温下，氯气能溶于水，其水溶液俗称氯水，溶于水中的部分氯气会与水反应，反应的化学方程式为：Cl2+H2OHCl+HClO，该反应中的氧化剂为Cl2，还原剂为Cl2，为歧化反应。生成物中次氯酸(HClO)具有强氧化性，能杀死水中的病菌，起到消毒作用，目前，很多自来水厂用氯气来杀菌、消毒
氯水的保存：氯水须现用现配，保存在棕色试剂瓶中，置于冷暗处 (2HClO2HCl＋O2↑ )
④Cl2与碱的反应
a、与氢氧化钠溶液反应——制取漂白液：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O (84消毒液)
b、与石灰乳反应——制取漂白粉2Ca(OH)2＋2Cl2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O
⑤Cl2与还原性物质反应
Cl2与FeCl2溶液反应：Cl2＋2FeCl2===2FeCl3 (除去FeCl3中FeCl2)
Cl2与KI溶液反应：Cl2＋2KI===2KCl＋I2 (氯气的检验：湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝)
Cl2与SO2的水溶液反应：Cl2＋SO2＋2H2O===2HCl＋H2SO4
与Na2S反应：Cl2＋Na2S===2NaCl＋S↓ Cl2＋H2S===2HCl＋S↓ (氧化性：Cl2﹥S)
与H2O2反应：Cl2＋H2O2===2HCl＋O2
与NH3反应：8NH3＋3Cl2===N2＋6NH4Cl (检验输氯管道是否发生泄漏)
3、氯气的实验室制法：实验室制取气体装置一般由发生装置、净化装置、收集装置以及尾气吸收装置组成
(1)制取原理：实验室通常用强氧化剂(如KMnO4、K2Cr2O7、KClO3、MnO2等)氧化浓盐酸制取氯气
①用MnO2制取Cl2的方程式：MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
②用KMnO4制取Cl2的方程式：2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O
(2)实验装置
(3)制备装置类型：固体＋液体气体
(4)净化方法：用饱和食盐水除去HCl，再用浓硫酸除去水蒸气
(5)收集方法：向上排空气法或排饱和食盐水法。
(6)尾气吸收：用强碱溶液(如NaOH溶液)吸收，不用Ca(OH)2溶液吸收的原因是Ca(OH)2溶解度小，溶液浓度低，吸收不完全
(7)验满方法
①将湿润的淀粉 KI试纸靠近盛Cl2的试剂瓶口，观察到试纸立即变蓝，则证明已集满
②将湿润的蓝色石蕊试纸靠近盛Cl2的试剂瓶口，观察到试纸先变红后退色，则证明已集满
六、物质的量
1、物质的量与各物理量之间的关系
与物质的量相关的公式 公式
①n＝ ②n＝ ③n＝ ④n＝cV溶液 ⑤c＝
2、阿伏加德罗定律及其推论应用
(1)阿伏加德罗定律：同温同压下，相同体积的任何气体，含有相同数目的分子(或气体的物质的量相同)
(2)阿伏加德罗定律的推论(可通过pV＝nRT及n＝、ρ＝导出)
相同条件 结论
公式 语言叙述
T、p相同 ＝ 同温、同压下，气体的体积与其物质的量成正比
T、V相同 ＝ 温度、体积相同的气体，其压强与其物质的量成正比
T、p相同 ＝ 同温、同压下，气体的密度与其摩尔质量(或相对分子质量)成正比
3、混合气体的平均摩尔质量()或平均相对分子质量：
1混合气体的平均摩尔质量：
2根据混合气体中各组分的物质的量分数或体积分数求混合气体的平均摩尔质量
①＝＝＝M1a1%＋M2a2%＋…＋Miai%
其中ai%＝×100%，是混合气体中某一组分的物质的量分数。
②＝＝＝M1b1%＋M2b2%＋…＋Mibi%
其中bi%＝×100%，是混合气体中某一组分的体积分数
(3)已知混合气体的密度：＝×224
4、一定物质的量浓度溶液的配制
(1)配制过程：①计算 ②称量 ③溶解 ④转移 ⑤洗涤 ⑥振荡 ⑦定容 ⑧摇匀 ⑨装瓶
(2)配制过程示意图
(2)主要仪器
①固体配制溶液 (配制100 mL 1.00 mol/L NaCl溶液)
托盘天平、药匙、烧杯、玻璃棒、100ml容量瓶、胶头滴管、试剂瓶 (不需要量筒)
②浓溶液配制稀溶液 (18.4mol/L的浓H2SO4配制1 mol/L的稀H2SO4100 mL)
量筒、胶头滴管、烧杯、玻璃棒、100ml容量瓶、试剂瓶
(3)配制一定物质的量浓度溶液的误差分析
能引起误差的一些操作 误差分析
天平砝码沾有其他物质或已生锈(没有脱落)
用量筒量取需稀释的液体(浓溶液)时仰视度数
定容时俯视容量瓶刻度线
溶液未冷却立即转入容量瓶进行定容
药品和砝码位置颠倒(使用游码)
砝码破损
用量筒量取稀释的液体(浓溶液)时俯视度数
定容时仰视容量瓶刻度线
溶液转移后，玻璃棒或烧杯内壁未洗涤
溶质中混有其他杂质
定容摇匀后液面下降，再加水
定容时水加多了用吸管吸出
转移时有少量液体渗出容量瓶外
用滤纸称量NaOH
称量NaOH时，时间过长
称量NaOH时，称量前小烧杯中有水
容量瓶中原有少量蒸馏水
定容后摇匀，发现液面低于刻度线，未采取措施
化学必修第一册重点知识梳理(第三章、第四章)
【重点知识梳理】
一、铁及其化合物
1、熟悉铁及其重要化合物之间的转化关系
写出转化的方程式
2、铁的性质
(1)存在：铁在自然界中既可以以单质的形态(陨铁)存在，也可以以化合物的形态存在，其主要化合价有＋2价和＋3价，地壳中铁元素的含量仅次于氧、硅和铝，居第四位
(2)铁的物理性质：纯净的铁是光亮的银白色金属，密度较大，熔点较高，有延展性和导热性。能导电，其导电性比铜、铝差，能被磁体吸引
(3)铁的化学性质：铁是较活泼的金属，发生化学反应时可生成＋2、＋3两种价态的化合物，且Fe3+比Fe2+稳定
①Fe与非金属反应
a、Fe与O2的反应：3Fe＋2O2Fe3O4 (火星四射、剧烈燃烧、放出大量的热、生成黑色的固体)
b、Fe在氯气中燃烧：2Fe＋3Cl22FeCl3 (产生棕黄色的烟)
c、Fe与硫的反应：Fe＋SFeS
②Fe与水蒸气的反应：3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2
③Fe与酸的反应
a、与非氧化性酸(如：稀盐酸、稀硫酸)的反应：Fe＋2HCl===FeCl2＋H2↑ Fe＋2H+===Fe2+＋H2↑
b、与氧化性酸(如：硝酸、浓硫酸)的反应
少量的铁与稀硝酸反应：Fe(少量)＋4HNO3(稀)===Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O
生成的Fe(NO3)3可以和铁继续反应：Fe＋2Fe(NO3)3===3Fe(NO3)2
过量的铁与稀硝酸反应：3Fe(过量)＋8HNO3(稀)===3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
④与盐溶液反应
a、与硫酸铜溶液的反应：Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu Fe＋Cu2+===Fe2+＋Cu
b、与FeCl3溶液的反应：Fe＋2FeCl3===3FeCl2 Fe＋2Fe3+===3Fe2+
3、铁的氧化物
铁的氧化物 FeO Fe2O3 Fe3O4
俗称 —— 铁红 磁性氧化铁
色、态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体(有磁性)
铁的化合价 +2 +3 +2、+3
溶解性 难溶于水 难溶于水 难溶于水
稳定性 不稳定6FeO＋O22Fe3O4 稳定 稳定
与HCl反应 （非氧化性酸） FeO＋2H+===Fe2+＋H2O 碱性氧化物 Fe2O3＋6H+===2Fe3+＋3H2O碱性氧化物 Fe3O4＋8H+===2Fe3+＋Fe2+＋ 4H2O复杂氧化物
与稀HNO3反应 3FeO＋10HNO3===3Fe(NO3)3＋NO↑＋5H2O Fe2O3＋6H+===2Fe3+ ＋3H2O 3Fe3O4＋28HNO3===9Fe(NO3)3＋NO↑＋14H2O
与HI反应 FeO＋2H+===Fe2+＋H2O Fe2O3＋6HI===2FeI2＋I2＋3H2O Fe3O4＋8HI===3FeI2＋I2＋4H2O
与CO反应 FexOy＋yCOxFe＋yCO2、3Fe3O4＋8Al9Fe＋4Al2O3
4、铁的氢氧化物
(1)Fe(OH)2和Fe(OH)3性质的比较
氢氧化物 性质比较 氢氧化亚铁 氢氧化铁
化学式 Fe(OH)2 Fe(OH)3
物质类别 二元弱碱 三元弱碱
颜色状态 白色固体 红褐色固体
溶解性 难溶于水 难溶于水
与HCl反应 Fe(OH)2＋2HCl===FeCl2＋H2O Fe(OH)3＋3HCl===FeCl3＋3H2O
与稀HNO3反应 3Fe(OH)2＋10HNO3===3Fe(NO3)3＋NO↑＋8H2O Fe(OH)3＋3HNO3===Fe(NO3)3＋3H2O
与HI反应 Fe(OH)2＋2HI===FeI2＋H2O 2Fe(OH)3＋6HI===2FeI2＋I2＋6H2O
受热分解 在空气中最终转化为Fe2O3 2Fe(OH)3Fe2O3＋3H2O
还原性 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3 ——
相互转化 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3[常温下，白色沉淀先变成灰绿色，后变为红褐色]
(2)氢氧化亚铁的制备
①原理：可溶性亚铁盐[FeCl2、FeSO4、Fe(NO3)2]与碱(强碱或弱碱)反应
Fe2+＋2OH-Fe(OH)2↓ Fe2+＋2NH3·H2OFe(OH)2↓＋2NH4+
②操作：将吸有NaOH溶液的胶头滴管插入新制备的亚铁盐溶液的液面以下，缓缓挤出NaOH溶液
③注意事项
a、反应要用新制备的亚铁盐溶液，并放入少量的铁粉以防止Fe2+被氧化成Fe3+
b、除去溶液中溶解的O2，其方法是加热煮沸NaOH溶液，赶走溶解的O2
c、滴管末端插入试管内的液面以下
d、必要时可在液面上加植物油或苯进行液封，防止生成的Fe(OH)2与空气中的氧气接触而被氧化
5、Fe2＋、Fe3＋的检验方法
(1)观察法：浅绿色溶液中含有Fe2＋；棕黄色溶液中含有Fe3＋
(2)用NaOH溶液
(3)用KSCN溶液和氯水
(4)KMnO4法：分别加入少量酸性KMnO4溶液，能使KMnO4溶液的紫红色变浅的是Fe2+，无变化的是Fe3+
离子方程式：5Fe2+＋MnO4－＋8H+===5Fe3+＋Mn2+＋4H2O
(5)淀粉KI试纸法：能使淀粉KI试纸变蓝者Fe3+，无明显变化的是Fe2+。 2Fe3+＋2I－===2Fe2+＋I2
(6)铜片法：分别加入铜片，铜片溶解且溶液变为蓝色者是Fe3+，无明显变化的是Fe2+。2Fe3+＋Cu===2Fe2+＋Cu2+
6、“铁三角”——Fe、Fe2＋、Fe3＋的相互转化
(1)常见的转化
①铁粉溶于盐酸中：Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑
②铁粉在氯气中燃烧：2Fe＋3Cl22FeCl3
③将H2S气体通入FeCl3溶液中产生淡黄色沉淀：H2S＋2Fe3＋===S↓＋2Fe2＋＋2H＋
④将FeCl3溶液滴入淀粉 KI溶液，溶液变蓝：2I－＋2Fe3＋===I2＋2Fe2＋
⑤用FeCl3溶液腐蚀废旧线路板上的铜箔：Cu＋2Fe3＋===Cu2＋＋2Fe2＋
⑥将H2O2滴入酸性FeCl2溶液中：2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O
⑦将新制氯水滴入FeCl2溶液中：2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－
⑧硫酸亚铁溶液与锌粉反应：Fe2＋＋Zn===Zn2＋＋Fe
(2)分析除杂问题(括号内物质为杂质)
①FeCl3溶液(FeCl2)：加足量氯水或双氧水或通入足量Cl2
②FeCl2溶液(FeCl3)：加足量铁粉，充分反应后过滤
③FeSO4溶液(CuSO4)：加足量铁粉，充分反应后过滤
(3)盐溶液的配制与保存：在含Fe2＋的溶液中加入铁粉防止被氧化
(4)分析离子共存问题
①Fe2＋与NO(H＋)、ClO－、MnO、H2O2、Cl2、Br2、Cr2O在溶液中均因发生氧化还原反应不能大量共存
②Fe3＋与S2－、I－、HS－、SO、HSO、H2SO3、H2S在溶液中因发生氧化还原反应不能大量共存
③Fe3＋与SCN－发生络合反应不能大量共存
二、金属材料
1、合金
(1)概念：合金是指两种或两种以上的金属(或金属与非金属)熔合而成的具有金属特性的物质
(2)性能：合金具有不同于各成分金属的物理、化学性能或机械性能
①熔点：一般比它的各成分金属的低
②硬度和强度：一般比它的各成分金属的大
2、常见金属材料
金属材料—
(1)铁合金——钢：钢是用量最大、用途最广的合金
钢
(2)铝及铝合金
铝及铝合金
(3)新型合金
①储氢合金：是一类能够大量吸收H2，并与H2结合成金属氢化物的材料。具有使用价值的储氢合金要求储氢量大，金属氢化物既容易形成，稍稍加热又容易分解，室温下吸、放氢的速率快。如Ti-Fe合金和La-Ni合金等，可以用于以H2为燃料的汽车
②钛合金：钛合金强度高、耐蚀性好、耐热性高。主要用于制作飞机发动机压气机部件，以及火箭、导弹和高速飞机的结构件，还可以用于制造耐压球
③耐热合金：由镍、铁、碳、钴组成的镍钴合金可以用于制造发动机叶片，它能承受1100℃的高温。
④形状记忆合金：形状记忆合金是通过热弹性与马氏体相变及其逆变而具有形状记忆效应的由两种以上金属元素所构成的材料。形状记忆合金是目前形状记忆材料中形状记忆性能最好的材料。形状记忆合金由于具有许多优异的性能，因而广泛应用于航空航天、机械电子、生物医疗、桥梁建筑、汽车工业及日常生活等多个领域
⑤泡沫合金：指含有泡沫气孔的特种金属材料。通过其独特的结构特点，泡沫合金拥有密度小、隔热性能好、隔音性能好以及能够吸收电磁波等一系列良好优点，是随着人类科技逐步发展起来的一类新型材料常用于航空航天、石油化工等一系列工业开发上
三、铝及其化合物
1、熟悉铝及其重要化合物之间的转化关系
写出转化的方程式
2、铝的化学性质
(1)存在：铝元素在地壳中含量丰富，是地壳中含量最多的金属元素，仅次于氧、硅。自然界中的铝全部以化合态(铝土矿中)存在
(2)金属铝的物理性质：银白色有金属光泽的固体，有良好的延展性、导电性和传热性等，密度较小，质地柔软
(3)铝的化学性质
①Al与O2的反应：4Al＋3O2===2Al2O3 (常温时); 4Al＋3O22Al2O3 (加热时)
②Al与其它非金属的反应
a、与Cl2反应：2Al＋3Cl22AlCl3
b、与S反应：2Al＋3SAl2S3
③Al与与非氧化性酸(如：稀盐酸、稀硫酸)的反应——铝与盐酸反应：2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑
④Al与碱溶液的反应：2Al＋2H2O＋2NaOH===2NaAlO2＋3H2↑
铝与氢氧化钠溶液反反应的机理：铝先与强碱溶液中的水反应生成H2和Al(OH)3，Al(OH)3可溶于NaOH生成NaAlO2和H2O，反应中Al为还原剂，水为氧化剂
反应过程：2Al＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H 2↑ (属于氧化还原反应)
2Al(OH)3＋2NaOH===2NaAlO2＋4H2O (非氧化还原反应)
双线桥法
单线桥法
⑤Al与盐溶液反应：2Al＋3CuSO4===Al2(SO4)3＋3Cu 2Al＋3Cu2+2Al3+＋3Cu
⑥Al与Fe2O3、MnO2、Cr2O3等金属氧化物发生铝热反应
2Al＋Fe2O3Al2O3＋2Fe 4Al+3MnO23Mn+2Al2O3
3、氧化铝 (Al2O3)
(1)物理性质：白色固体，难溶于水，熔点很高，是优良耐火材料
(2)化学性质：Al2O3是典性的两性氧化物，既能与酸，又能与碱反应
①能与酸反应：Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O Al2O3＋6H＋===2Al3＋＋3H2O
②能与碱反应：Al2O3＋2NaOH===2NaAlO2＋H2O Al2O3＋2OH—===2AlO2—＋H2O
4、氢氧化铝 [Al(OH)3]
(1)物理性质：白色胶状不溶于水的固体，有较强的吸附性
(2)化学性质：Al(OH)3是典型的两性氢氧化物，既能与酸，又能与碱反应
①能与酸反应：Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋3H+ ===Al3+＋3H2O
②能与碱反应：Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O Al(OH)3＋OH—===AlO2—＋2H2O
③热稳定性差：2Al(OH)3Al2O3＋3H2O
(3)制备
①向铝盐中加入氨水，离子方程式为Al3＋＋3NH3·H2O ===Al(OH)3↓＋3NH
②NaAlO2溶液中通入足量CO2，离子方程式为AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO
③NaAlO2溶液与AlCl3溶液混合：3AlO＋Al3＋＋6H2O===4Al(OH)3↓
5、明矾——十二水合硫酸铝钾
(1)化学式：KAl(SO4)2·12H2O (十二水合硫酸铝钾)，电离方程式：KAl(SO4)2==K++Al3++2SO42-
(2)物理性质：无色晶体，可溶于水
(3)用途：作净水剂，原因是其在水中生成氢氧化铝胶体，可以和悬浮在水中的泥沙形成絮状不溶物沉降下来
(4)化学性质：兼有Al3+和SO42-性质
①向明矾中滴入Ba(OH)2溶液，当Al3+恰好完全沉淀时(沉淀的物质的量最大)，化学方程式为：
______________________________________________________________________________
②向明矾中滴入Ba(OH)2溶液，当SO42-完全沉淀时(沉淀的质量最大)，化学方程式为：
_________________________________________________________________________________
6、“铝三角”的转化关系及其应用——Al3＋、Al(OH)3、AlO之间的转化关系
Al3+→Al(OH)3 ①Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH
②Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓
③Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓
Al(OH)3→Al3+ Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
Al3+ →AlO Al3＋＋4OH－===AlO＋2H2O
AlO→Al3+ AlO＋4H＋===Al3＋＋2H2O
AlO→Al(OH)3 ①AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO(CO2过量)
②AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓
Al(OH)3→AlO Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O
7、互滴实验 (试剂的滴加顺序不同而产生的现象不同)
1、NaOH和AlCl3
(1)向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液 (开始时NaOH不足)
先：AlCl3＋3NaOH===Al(OH)3↓＋3NaCl 产生白色沉淀
后：Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O 沉淀溶解
现象：先产生白色沉淀后沉淀消失
(2)向NaOH溶液中逐滴加入AlCl3溶液 (开始时NaOH过量)
先：AlCl3＋4NaOH===NaAlO2＋3NaCl＋2H2O 无白色沉淀产生
后：3NaAlO2＋AlCl3＋6H2O===4Al(OH)3↓＋3NaCl 产生白色沉淀
现象：开始无现象后出现白色沉淀
2、NaAlO2和盐酸
(1)向NaAlO2溶液中逐滴加入盐酸
先：NaAlO2＋HCl＋H2O===Al(OH)3↓＋NaCl 产生白色沉淀
后：Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O 沉淀溶解
现象：先产生白色沉淀后沉淀消失
(2)向盐酸中逐滴加入NaAlO2溶液
先：NaAlO2＋4HCl===NaCl＋AlCl3＋2H2O 无白色沉淀产生
后：3NaAlO2＋AlCl3＋6H2O===4Al(OH)3↓＋3NaCl 产生白色沉淀
现象：开始无现象后出现白色沉淀
3、Na2CO3溶液与盐酸
(1)向Na2CO3溶液中逐滴加入盐酸 (开始时酸不足)
先：Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl 无气体产生
后：NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑ 有气体产生
现象：刚开始无气泡产生，盐酸滴加到一定量后，有气泡产生
(2)向盐酸中逐滴加入Na2CO3溶液 (开始时酸过量)
2HCl＋Na2CO3===2NaCl＋CO2↑＋H2O
现象：立即产生大量的气泡
四、原子结构、核素
1、原子构成
(1)构成原子的微粒及作用
原子(X)
(2)微粒之间的关系
①原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数
②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
2、元素、核素、同位素
(1)元素、核素、同位素的概念及相互关系
(2)同位素的特征
①同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大
②同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变
(3)氢元素的三种核素
H：名称为氕，不含中子；H：用字母D表示，名称为氘或重氢；H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。(4)几种重要核素的用途
核素 U C H H O
用途 核燃料 用于考古断代 制氢弹 示踪原子
3、原子核外电子的排布规律
(1)能量最低原则：核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐升高的电子层里
(2)分层排布原则：
①每层最多容纳的电子数为2n2个
②最外层不超过8个 (K层为最外层时不超过2个)
③次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个
④对于主族元素，除最外层外，每一层的电子数必须为2n2这个数值
【微点拨】核外电子排布的几条规律是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求，如：M层不是最外层时，最多能容纳18个电子，当M层为最外层时，最多容纳8个电子
4、常见“10电子”“18电子”微粒
(1)常见的“10电子”粒子
①分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4 ②阳离子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH、H3O＋ ③阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH
(2)常见的“18电子”粒子
①分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4 ②阳离子：K＋、Ca2＋ ③阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－
五、元素周期表
(1)周期：元素周期表有7个横行，每一横行称为一个周期，元素周期表共有7个周期；根据每一周期所含的元素的种类分为短周期和长周期，第一、二、三周期所含元素种类分别是2、8、8种，称为短周期；第四、五、六、七周期所含元素种类分别是18、18、32、32种，称为长周期
(2)族：现在常用的元素周期表有18个纵行，它们被划分为16个族，包括7个主族，7个副族，1个第Ⅷ族(其中第8、9、10这3个纵行称为第Ⅷ族)，1个0族。详细情况见下图：
(3)特点：周期序数＝该周期元素原子的电子层数；主族元素的族序数＝该主族元素原子的最外层电子数
六、碱金属元素
1、碱金属元素原子结构与元素性质的关系
元素符号 Li Na K Rb Cs
电子层结构
原子半径变化趋势 原子半径越来越大
原子核对核外电子的吸引力的变化趋势 原子核对核外电子吸引力越来越小
原子失去电子难易的变化趋势 原子失去电子越来越容易
元素金属性强弱的变化趋势 元素的金属性越来越强
2、碱金属单质主要物理性质变化的规律
单质名称 锂 钠 钾 铷 铯
主要物理性质变化趋势 密度逐渐增大(钾除外)；熔点逐渐降低，沸点逐渐降低；硬度逐渐减小
3、碱金属的化学性质
碱金属 性质 锂 钠 钾
与 氧 气 反 应 现象 剧烈反应(次于Na)生成固体Li2O 加热剧烈反应，生成淡黄色固体 稍加热剧烈反应，生成固体KO2
化学方程式
小结 碱金属单质在空气中燃烧一般生成过氧化物或超氧化物，Li却只生成Li2O，但与氧气反应的速率是不同的，Li缓慢氧化，Na、K易被氧化，Cs常温下自燃
与 水 反 应 现象 浮在水面，缓慢反应，产生气体 浮在水面上，剧烈反应，熔成小球、迅速游动、产生气体 浮在水面上，剧烈反应且燃烧
化学方 程式
小结 都能与水反应，但剧烈程度不同，从左→右依次增强，都生成碱和H2
4、特殊性
①碱金属的密度一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度比钠的小
②碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在石蜡中
③碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是离子化合物，其中氢以H－形式存在，显－1价，碱金属氢化物是强还原剂
六、卤族元素
1、碱金属元素原子结构与元素性质的关系
元素符号 氟(F) 氯(Cl) 溴(Br) 碘(I)
电子层结构
原子半径变化趋势 原子半径越来越大
原子核对核外电子的吸引力的变化趋势 原子核对核外电子吸引力越来越小
原子失去电子难易的变化趋势 原子得电子越来越难
元素非金属性强弱的变化趋势 元素的非金属性越来越弱
2、卤素单质的物理性质
卤素单质 颜色和状态 密度 熔点/℃ 沸点/℃
F2 淡黄绿色气体 1.69 g·L－1(15 ℃) －219.6 －188.1
Cl2 黄绿色气体 3.214 g·L－1(0 ℃) －101 －34.6
Br2 深红棕色液体 3.119 g·cm－3(20 ℃) －7.2 58.78
I2 紫黑色固体 4.93 g·cm－3 113.5 184.4
(1)相似性：都有颜色，有毒，在水中溶解度不大，易溶于苯、汽油、四氯化碳、酒精等有机溶剂
(2)递变性：从F2到I2，颜色逐渐加深，熔、沸点逐渐升高，密度逐渐增大，在水中的溶解度逐渐减小
【微点拨】
①Cl2、Br2、I2在水中的溶解能力比较小，但较易溶于有机溶有剂(汽油、苯、四氯化碳、酒精)中
水 CCl4 汽油(苯)
Cl2 黄绿色 黄绿色 黄绿色
Br2 橙色 橙红色 橙红色
I2 棕黄色 紫红色 紫红色
②溶液的颜色与溶液的浓稀有关，浓溶液颜色深，稀溶液颜色浅，如：饱和溴水为红棕色，而很稀的溴水则为浅黄色
3、卤素单质的化学性质
(1)卤素单质与H2反应
卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性
F2 暗处 H2＋F2===2HF 很稳定
Cl2 光照或点燃 H2＋Cl22HCl 较稳定
Br2 加热 H2＋Br22HBr 不如氯化氢稳定
I2 不断加热 H2＋I22HI 不稳定
结论 ①与H2反应的难易程度：越来越困难 ②生成气态氢化物的稳定性：依次减弱 ③与H2反应所需要的条件：逐渐升高 ④与H2反应剧烈程度：逐渐减弱 ⑤卤素的非金属性强弱：F＞Cl＞Br＞I)
(2)卤素单质间的置换反应：2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2；2KI＋Br2===2KBr＋I2；2KI＋Cl2===2KCl＋I2
①卤素单质的氧化性由强到弱的顺序是Cl2＞Br2＞I2
②卤素离子的还原性由强到弱的顺序是I－＞Br－＞Cl－
(3)卤素单质与金属反应：F2和所有金属都能反应；Cl2和绝大多数金属反应；Br2和较活泼金属反应；I2只和活泼金属反应
2Na＋X22NaX (X＝F、Cl、Br、I)
2Fe＋3Cl22FeCl3 2Fe＋3Br22FeBr3 Fe＋I2===FeI2 (碘水生烟)
(4)卤素单质与水反应：X2＋H2O===HX＋HXO (X为Cl、Br、I)
2F2＋2H2O===4HF+O2；Cl2＋H2OHCl+HClO；Br2＋H2OHBr+HBrO
(5)卤素单质与碱反应：2NaOH＋X2===NaX＋NaXO＋H2O (X＝Cl、Br、I)
Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O
Br2＋2NaOH===NaBr+NaBrO＋H2O
I2＋2NaOH===NaI＋NaIO＋H2O (也可生成NaI和NaIO3)
(6)卤素单质与Fe2+、SO2、Na2SO3、Na2S等还原性物质反应
①与Fe2+反应：2Fe2＋＋Cl2===2Cl－＋2Fe3＋
2Fe2＋＋Br2===2Br－＋2Fe3＋
I2不能与Fe2+反应 (但I－与Fe3可以反应：2Fe3＋＋2I－===I2＋2Fe2＋)
②与SO2、Na2SO3反应： SO2＋X2＋2H2O===2HX+H2SO4 (X＝Cl、Br、I)
SO＋X2＋H2O===SO＋2X－＋2H＋ (X＝Cl、Br、I)
③与Na2S反应：X2＋S2－===2X－＋S↓ (X＝Cl、Br、I)
5、卤族元素性质的递变性
(1)原子半径和离子半径逐渐增大：F＜Cl＜Br＜I；F－＜Cl－＜Br－＜I－
(2)单质的氧化性逐渐减弱：F2＞Cl2＞Br2＞I2
(3)卤离子还原性逐渐增强：F－＜Cl－＜Br－＜I－
(4)元素的非金属性逐渐减弱：F＞Cl＞Br＞I
(5)与H2化合或水反应由易到难
(6)气态氢化物的稳定性逐渐减弱：HF＞HCl＞HBr＞HI
(7)气态氢化物的还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI
(8)最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱：HClO4＞HBrO4＞HIO4，HClO4是已知含氧酸中酸性最强的酸
(9)前面元素的单质能把后面的元素置换出来
(10)单质颜色变深，熔沸点升高，密度增大，溶解性减小
6、卤素及其化合物的特性
氟 ①无正价，无含氧酸，氧化性最强，F－的还原性最弱 ②2F2＋2H2O===4HF＋O2，与H2反应在暗处即爆炸 ③HF是弱酸，能腐蚀玻璃，故应保存在铅制器皿或塑料瓶中；有毒
溴 ①Br2在常温下是唯一的一种液态非金属单质，红棕色，易挥发 ②Br2易溶于有机溶剂 ③盛溴的试剂瓶中加水，进行水封，保存液溴时不能用橡皮塞
碘 ①I2遇淀粉变蓝色 ②I2加热时易升华 ③I2易溶于有机溶剂 ④食用盐中加入KIO3可防治甲状腺肿大
7、卤素离子的检验
(1)AgNO3溶液——沉淀法
未知液生成
(2)置换——萃取法
未知液有机层呈
(3)氧化——淀粉法检验I－
未知液蓝色溶液，表明含有I
8、卤化氢
(1)物理性质：卤化氢均为无色有刺激性气味的气体，易溶于水，易挥发与空气中水蒸气结合形成白雾
(2)氢化物三大性质比较
①热稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI
②酸性：HF(弱)＜HCl＜HBr＜HI
③还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI
(3)卤化氢的制备——难挥发酸制挥发性酸
①CaF2＋H2SO4(浓)CaSO4＋2HF↑ (萤石和浓硫酸在铅皿中)
②NaCl＋H2SO4(浓)NaHSO4＋HCl↑ 2NaCl＋H2SO4(浓)Na2SO4＋2HCl↑
③NaBr＋H3PO4(浓)NaH2PO4＋HBr↑
④NaI＋H3PO4(浓)NaH2PO4＋HI↑
七、元素周期律——主族元素的周期性变化规律
项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原 子 结 构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大
电子层结构 电子层数相同，最外层电子数增多 电子层数递增，最外层电子数相同
原子半径 逐渐减小 (惰性气体除外) 逐渐增大
离子半径 阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小 同周期：r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大
性 质 主要化合价 元素的最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外) 非金属元素负价由－4→－１ 非金属元素负化合价== —(8—主族序数) 相同 最高正化合价==主族序数 (O、F除外)
元素的金属性 金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强
元素的非金属性 非金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱
失电子能力 失电子逐渐减弱 失电子逐渐增强
得电子能力 得电子逐渐增强 得电子逐渐减弱
单质的还原性 还原性逐渐减弱 还原性逐渐增强
单质的氧化性 氧化性逐渐增强 氧化性逐渐减弱
阳离子的氧化性 阳离子氧化性逐渐增强 阳离子氧化性逐渐减弱
阴离子的还原性 阴离子还原性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强
非金属元素气态氢化物的形成及稳定性 气态氢化物的形成越来越容易，其稳定性逐渐增强 气态氢化物的形成越来越困难，其稳定性逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱
八、化学键
1、离子键和共价键的比较
离子键 共价键
非极性键 极性键
概念 带相反电荷离子之间的相互作用 原子间通过共用电子对(电子云重叠)而形成的化学键
成键粒子 阴、阳离子 原子
成键实质 阴、阳离子的静电作用 共用电子对不偏向任何一方 共用电子对偏向一方原子
形成条件 活泼金属元素与活泼非金属元素经电子得失，形成离子键 同种元素原子之间成键 不同种元素原子之间成键
形成的物质 离子化合物 非金属单质；某些共价化合物或离子化合物 共价化合物或离子化合物
2、离子化合物与共价化合物的比较
离子化合物 共价化合物
化学键 离子键或离子键与共价键 共价键
概念 由离子键构成的化合物 只含有共价键的化合物
构成微粒 阴、阳离子 原子
构成元素 一般为活泼金属元素与活泼非金属元素 一般为不同种非金属元素
常见类别 ①大多数盐类，②强碱，③金属氧化物 ①非金属氢化物，②非金属氧化物， ③酸， ④大多数有机化合物
九、电子式的书写及分子间作用力
1、电子式的书写
(1)原子的电子式：书写主族元素原子的电子式，直接用“·”或“×”把最外层电子一一表示出来即可
氢原子 氯原子 氮原子 钠原子 氧原子 钙原子
(2)简单阳离子(单核)的电子式：简单阳离子的电子式就是离子符号本身，不需标示最外层电子
钠离子 锂离子 镁离子 铝离子
Na＋ Li＋ Mg2＋ Al3＋
(3)简单阴离子(单核)的电子式：在书写电子式时，不但要表达出最外层所有电子数(包括得到的电子)，而且还应用“[ ]”括起来，并在“[ ]”右上角标出“n－”以表示其所带的电荷
Cl— O2— S2— N3—
(4)原子团的电子式：作为离子的原子团，无论是阴离子，还是阳离子，不仅要画出各原子最外层的电子，而且都应用“[ ]”括起来，并在“[ ]”右上角标明电性和电量
NH4+ H3O+ OH— O22— S22— C22—
(5)离子化合物的电子式：离子化合物的电子式由阳离子的电子式和阴离子的电子式组成的，对于化合物是由多种离子组成的物质，相同离子间要隔开排列，注意相同的离子不能合并
CaO K2S CaF2 NaOH NaH
(6)离子键的形成(离子化合物的形成过程)：离子键的形成用电子式表示式时，前面写出成键原子的电子式，后面写出离子化合物的电子式，中间用一箭头“→”连起来即可，如：
(7)共价化合物的电子式(共价分子)：共价化合物分子是由原子通过共用电子对结合而形成的，书写电子式时，应把共用电子对写在两成键原子之间，然后不要忘记写上未成键电子
结构式：用一根短线表示一对共用电子对的式子叫做结构式。(未成键的电子不用标明)
分子 Cl2 O2 N2 H2O
电子式
结构式
(8)共价键的形成 (共价分子的形成过程)：共价键的形成用电子式表示时，同样是前面写出成键原子的电子式，后面写出共价分子的电子式，中间用一箭头“→”连起来即可，如：
2、分子间作用力与氢键
(1)范德华力及其对物质性质的影响
①定义：把分子聚集在一起的作用力，叫做分子间作用力，又称范德华力
②范德华力对物质性质的影响：范德华力影响物质的物理性质，主要包括熔点、沸点。一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子量越大，范德华力越大，克服范德华力所需消耗的能量越大，物质的熔、沸点就越高
(2)氢键及其对物质性质的影响
①氢键的形成：当氢原子与非金属性很大的F、O、N原子形成H—F、H—O、H—N共价键时，由于F、O、N的非金属性比氢大得多，致使这些共价键的电子对会强烈的偏向F、O、N原子的一边，会使F、O、N原子带有“少量的负电荷”，而氢原子带有“少量的正电荷”
②氢键是比分子间作用力强的分子间作用，但它不是化学键，仍属于分子间作用力的范畴
③氢键对物质性质的影响：分子间有氢键的物质熔化或汽化时，除了要克服纯粹的分子间作用力外，还必须提高温度、额外地提供一份能量来破坏分子间的氢键，所以这些物质的熔、沸点比同系列氢化物的熔、沸点高。如：HF、H2O、NH3沸点反常
(3)化学键、分子间作用力和氢键的比较
相互作用 化学键 分子间作用力 氢键
存在范围 相邻原子(离子)之间 分子之间 某些含强极性键氢化物分子之间(如HF、H2O、NH3等)
作用力比较 强 很弱 比化学键弱，比分子间作用力强
影响范围 物质的物理性质及化学性质 物质的物理性质 物质的物理性质
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