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（2019版）高中化学必修一章节知识点清单
物质及其变化
知识点一、根据物质组成和性质分类
1．同素异形体
（1）概念：由同种元素形成的不同单质，互称为同素异形体 如：金刚石、石墨和C60、红磷和白磷
（2）特点：同素异形体的物理性质不同，化学性质不同
2．根据物质组成分类
（1）交叉分类法
根据不同的分类标准，对同一事物进行多种分类的一种分类方法
Na2CO3 钠盐
Na2SO4 钾盐
K2CO3 硫酸盐
K2SO4 碳酸盐
（2）树状分类法
对同类事物按照某些属性进行再分类的分类法
知识点二、分散系及其分类
1．分散系
概念：把一种(或多种)物质以粒子形式分散到另一种(或多种)物质中所形成的混合物
（2）组成
分散质：被分散的物质
分散剂：起容纳作用的物质
（3）分散系的分类
①按分散质或分散剂所处的状态，它们之间可以组成9种分散系
分散剂 分散质 气 液 固
气 空气 泡沫 泡沫塑料
液 雾 酒精溶液 珍珠（包含水的碳酸钙）
固 烟、灰尘 食盐水 有色玻璃、合金
②按分散质粒子直径的大小
（4）溶液、胶体、浊液的比较
分散系 溶液 胶体 浊液
实例 食盐水、碘酒 牛奶、淀粉溶液 泥水、油水混合物
性 质 外观 均一、透明 均一 不均一、不透明
稳定性 稳定 较稳定 不稳定
能否透过滤纸 能 能 否
能否透过半透膜 能 否 否
鉴别 无丁达尔效应 有丁达尔效应 静置分层
★2．胶体的制备和特征
（1） Fe(OH)3胶体的制备
①制备原理：
②制备操作
往烧杯中注入40 mL蒸馏水，将烧杯中的蒸馏水加热至沸腾，向沸水中逐滴加入5～6滴FeCl3饱和溶液，继续煮沸至溶液呈红褐色，停止加热。
（2）胶体特性——丁达尔效应
当平行光束通过胶体时，可以看到一条光亮的“通路”，这是由于胶体粒子对光线散射形成的，叫做丁达尔效应，可用来区分胶体和溶液。
（3）胶体的其他性质和应用
性质 内容 应用
介稳性 胶体在一定条件下能稳定存在。原因：①同种胶体粒子电性相同，相互排斥；②胶体粒子不断作无规则运动 涂料、颜料和墨水的制造
电泳 带电的胶体粒子在外加电场的作用下，做定向移动。如Fe(OH)3胶体粒子带正电荷，在电场作用下向阴极移动 静电除尘
聚沉 加热、加电解质、加入的胶体中含有与胶体粒子带相反电荷的胶粒等会导致胶体粒子聚集，从而形成沉淀析出 卤水点豆腐、入海口形成沙洲
渗析 由于胶体粒子不能通过过半透膜，而离子、小分子可通过，用此方法可提纯胶体 血液透析
知识点三、物质的转化
1．酸碱盐的性质
化学性质 反应实例(写出化学方程式) 基本反应类型
酸的主要化学性质 与活泼金属反应 H2SO4+Mg=MgSO4+H2↑ 置换反应
与碱性氧化物反应 H2SO4+CuO=CuSO4+H2O 复分解反应
与碱反应 H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O 复分解反应
与某些盐反应 2HCl+CaCO3=CaCl2+H2O+CO2↑ 复分解反应
化学性质 反应实例(写出化学方程式) 基本反应类型
碱的主要化学性质 与酸反应 NaOH+HCl=NaCl+H2O 复分解反应
与酸性氧化物反应 2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O ——
与某些盐反应 H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O 复分解反应
与某些盐反应 Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH 复分解反应
化学性质 反应实例(写出化学方程式) 基本反应类型
盐的主要化学性质 与较活泼金属反应 CuSO4+Zn=ZnSO4+Cu 复分解反应
与某些酸反应 2HCl+CaCO3=CaCl2+H2O+CO2↑ ——
与某些碱反应 Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH 复分解反应
与某些盐反应 AgNO3+NaCl=AgCl↓+NaNO3 复分解反应
2．物质的转化
第二节　离子反应
知识点1：电解质与非电解质
概念
电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物
非电解质：在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物
2．常见的电解质和非电解质
(1)常见的电解质
酸、碱、盐、水、金属氧化物、少数有机物（如醋酸）等
(2)常见的非电解质
非金属氧化物（除水）、NH3等、大多数有机物（如蔗糖、酒精）
【注意】　
电解质一定是化合物，如盐酸是混合物，虽能导电但不是电解质
电解质不一定能导电，如NaCl固体、HCl气体，电解质需要在水溶液或熔融状态中才能导电。
溶于水能导电的化合物不一定是电解质，如CO2、SO2、SO3、NH3的水溶液能导电，但因为不是自身电离所以不是电解质。
CaCO3、BaSO4等难溶电解质，其水溶液几乎不导电，但在熔融状态下能导电，所以是电解质。
知识点2：强弱电解质
分类 强电解质 弱电解质
概念 能全部电离的电解质 只能部分电离的电解质
所含 物质 类型 ①强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4 ②强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 ③大多数盐：KCl、Al2(SO4)3、CaCO3、CH3COONa ④大多数金属氧化物：Na2O、CaO、Al2O3 ①弱酸：CH3COOH、H2CO3、 ②弱碱：NH3·H2O、Mg(OH)2 ③水 ④少数盐
相同点 都能电离，都属于电解质，都属于化合物
不同点 电离程度不同，强电解质溶液中只有电离出的阴、阳离子，无电解质分子(浓硫酸特殊)； 弱电解质溶液中既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子
知识点3：电解质的电离
概念：电解质在水溶液里或熔融状态下离解成自由移动离子的过程。
NaCl固体加入水中时，在水分子作用下，Na＋和Cl－脱离固体表面进入水中，形成能够自由移动的水合钠离子和水合氯离子。
NaCl固体受热融化时，离子的运动随温度升高而加快，克服了离子间的相互作用，产生自由移动的Na＋和Cl－，因而NaCl在熔融状态下也能导电。
2．表示方法——电离方程式
左边为电解质的化学式，中间用“＝”或者“”连接，右边为电离生成的离子
(1)强电解质在水溶液中全部电离，用“＝”连接，如：
H2SO4＝2H＋＋SO NaOH＝Na＋＋OH－ Na2SO4＝2Na＋＋SO
(2)弱电解质在水溶液中部分电离，用“”连接，如：
CH3COOHCH3COO－＋H＋
[特别提醒] NaHSO4在水溶液中电离产生Na＋、H＋和SO，但在熔融状态下电离产生Na＋和HSO4－
3．从电离的角度认识酸、碱、盐
4．电解质的导电能力
电解质溶液的导电能力与溶液中自由移动离子浓度及离子所带电荷多少有关，离子浓度越大，离子所带电荷越多，导电能力越强。
[特别提醒]强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强（比较可自由移动离子的浓度）
第2课时　离子反应和方程式
知识点1：离子反应
1．离子反应
(1)实验探究
操作
现象 无明显现象 产生白色沉淀
反应前溶液中微粒 Na＋、SO、K＋、Cl－ Na＋、SO、Ba2＋、Cl－
混合液中微粒 Na＋、SO、K＋、Cl－ BaSO4、Na＋、Cl－
反应的实质 无反应 Ba2＋与SO反应生成BaSO4沉淀
(2)概念：有离子参加或有离子生成的化学反应。
(3)实质：反应物的某些离子的浓度减小。
(4)复分解型离子反应发生的条件
2．离子方程式
(1)概念：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
(2)书写步骤：
以Na2SO4溶液和BaCl2溶液反应为例。
①写：正确书写反应的化学方程式(Na2SO4＋BaCl2＝BaSO4↓＋2NaCl)。
②拆：把易溶于水且易电离的物质拆写成离子的形式：(2Na＋＋SO＋Ba2＋＋2Cl－＝BaSO4＋2Na＋＋2Cl－)。
③删：等数量的删去方程式两边不参加反应的离子(SO＋Ba2＋＝BaSO4)。
④查：检查方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。
(3)意义：
①表示某一个具体的化学反应。
如反应AgNO3＋NaCl＝AgCl↓＋NaNO3可表示为Ag＋＋Cl－＝AgCl↓。
②表示同一类型的离子反应。
如“H＋＋OH－＝H2O”可表示可溶性强酸和可溶性强碱生成水和可溶性盐的反应。
H2SO4＋2KOH＝K2SO4＋2H2O Ba(OH)2＋2HNO3＝Ba(NO3)2＋2H2O
[特别提醒]　正确书写离子方程式的关键在于拆分是否正确
(1)易溶于水的强电解质能拆写成离子，气体、沉淀、氧化物和弱电解质仍用化学式表示
(2)微溶物作为反应物，若是澄清溶液写离子符号，若是悬浊液写化学式。微溶物作为生成物，一般写化学式，如石灰水和石灰乳：石灰水写成离子形式，而石灰乳则写化学式。
(3)氨水作反应物可写作NH3·H2O；作生成物，若有加热条件或浓度很大时，可写作NH3(标“↑”)和水。
(4)固体之间反应不能写离子方程式，如氯化铵与氢氧化钙的反应；浓硫酸与固体反应不能写离子方程式。
(5)多元弱酸的酸式酸根离子如HCO，在离子方程式中不拆，强酸的酸式酸根离子(如HSO4－)则可拆
★3．离子方程式正误判断——“六看”（将正确书写下来）
(1)看离子反应是否符合客观事实。如：
Fe与盐酸反应：2Fe＋6H＋＝2Fe3＋＋3H2↑（×）
铜与稀硫酸反应：Cu＋ 2H＋＝ Cu2＋＋H2↑（×）
(2)看各物质的化学式的拆写是否正确。如：
碳酸钙和醋酸反应：CO32－＋2CH3COOH＝2CH3COO－＋CO2↑＋H2O（×）
(3)看是否漏写参加反应的离子。如：
硫酸铜溶液和氢氧化钡溶液混合：SO＋Ba2＋＝BaSO4↓（×）
(4)看原子和电荷是否守恒。如：
Cu与AgNO3溶液反应：Cu＋Ag＋＝Cu2＋＋Ag（×）
钾和水反应：K＋H2O＝ K＋＋OH－＋H2↑（×）
(5)看反应物或生成物的配比是否正确。
如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应：H＋＋OH－＋SO＋Ba2＋＝BaSO4↓＋H2O（×）
(6)看是否符合题设条件及要求，“过量”、“少量”以及滴加顺序等对离子方程式的影响。如：
向澄清石灰水中通过量CO2反应：Ca2＋＋2OH－＋CO2＝CaCO3↓＋H2O（×）
向Na2CO3溶液中滴加少量稀盐酸：CO32－＋ 2H＋＝H2O＋CO2↑（×） （生成HCO）
向Ca(HCO3)2溶液中加入过量NaOH溶液：Ca2＋＋HCO＋OH－＝CaCO3↓＋H2O（×）
（Ca2＋＋2HCO＋2OH－＝CaCO3↓＋2H2O+CO32－）
知识点2：离子共存
判断离子能否共存实际上是看离子之间能否反应，若反应，则不共存。
1．离子不能大量共存的三种情况
(1)生成难溶性或微溶性物质的离子不能大量共存：
①生成难溶性的盐：如Ca2＋与CO，Ba2＋与CO、SO，Ag＋与Cl－等。
②生成难溶性的碱：如OH－与Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Mg2＋、Al3＋等。
(2)生成气体的离子不能大量共存：如H＋与CO、HCO等。
(3)生成水或其他难电离物质的离子不能大量共存：如H＋与OH－、CH3COO－，OH－与NH等。
2．判断离子能否大量共存的“隐含条件”
(1)“无色透明”溶液不存在有色离子，如：Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO
(2)酸性溶液中不能大量存在与H＋反应的离子。
“酸性”溶液的描述：①酸性溶液。②pH<7的溶液。③使石蕊溶液变红色的溶液。
(3)碱性溶液中不能大量存在与OH－反应的离子。
“碱性”溶液的不同描述：①碱性溶液。②pH>7的溶液。③使石蕊溶液变蓝的溶液。
氧化还原反应
第1课时　氧化还原反应基本概念
知识点一、氧化还原反应的概念
1．特征：反应前后元素的________发生变化
2．本质：电子_______（电子得失或共用电子对偏移
知识点二、氧化还原反应与四大基本反应
知识点三、氧化还原反应的相关概念
1．氧化剂与还原剂及其产物
氧化剂：在反应中_______电子，化合价______体现________性，
→被_________→发生_________反应，得到_________产物
还原剂：在反应中_______电子，化合价______体现________性
→被_________→发生_________反应，得到_________产物
第2课时　氧化还原反应的规律
知识点一、价态律
（1）元素处于最高价态时，只能______电子，只有_________，如_______________
（2）元素处于最低价态时，只能______电子，只有_________，如_______________
【总结】“高氧低还中兼有”
知识点二、强弱律
由氧化还原反应“氧化剂+还原剂=氧化产物+还原产物”可判断出
氧化性强弱顺序：氧化剂______氧化产物； 还原性强弱顺序：还原剂______还原产物
→金属单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱
→非金属单质的氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱
【总结】“单质氧化性（还原性）越强对应的阳离子还原性（氧化性）越弱”
知识点三、先后律
（1）多种还原剂与一种氧化剂作用时，还原性强的先反应，如：
已知还原性，当把氯气通入、溶液时，I-优先被氧化
（2）多种氧化剂与一种还原剂作用时，氧化性强的先反应如：
已知氧化性：，向含、、H+的溶液中加铁粉，Fe3+先反应
总结：“强强联合，强者优先”
知识点四、归中律
含不同价态的同种元素的物质之间发生氧化还原反应时，元素的化合价只向中间靠拢，而不跨越价态
（×）
（×）
知识点五、守恒律
（1）反应前后各元素的原子个数守恒；（元素守恒）
（2）氧化还原反应前后，化合价有升有降，且化合价升降总数相等，得失（或偏移）电子总数相等（得失电子守恒）
（3）在属于离子反应的氧化还原反应中，离子方程式两边的电荷数一定相等（电荷守恒）第3课时　氧化还原反应方程式的配平
氧化还原反应中电子转移的表示方法
双线桥法
含义：表明氧化还原反应前后同一种元素原子或离子间的电子转移情况
步骤
①标变价
②连双线
将不同价态的同种元素用桥线相连，箭头从氧化剂（还原剂）指向还原产物（氧化产物）（注意：箭头的起止对准元素）
③写得失：在桥线上标出得失电子数，格式为“得到（失去）a×b e-”
其中a表示发生氧化还原反应的原子个数，b表示每个原子得到或失去的电子数（看化合价），当a=1或b=1时，将1省略。也可直接用转移电子的总数表示a×b。
④查守恒：检查得失电子是否守恒
单线桥法
含义：表明反应前后氧化剂和还原剂之间的电子转移情况
步骤：
① 标变价
② 连单线：箭头从化合价升高的元素指向化合价降低的元素
③ 写数目：在桥线上标出电子转移总数（注：不写得失，只写“n e-”）
知识点二、氧化还原反应方程式的配平
1．方法：利用双线桥法配平
2．步骤
（1）标变价
（2）连双线
（3）写得失（注意下标）
（4）定数目：通过最小公倍数使得失电子守恒
（5）查收恒：再根据原子守恒和电荷守恒（适用于离子方程式）配平剩余不变价的物质，最后检查元素守恒
第二章 海水中的重要元素——钠和氯
第一节 钠及其化合物
第1课时　活泼的金属单质——钠
知识点一、钠的存在、取用和保存
1．钠元素在自然界中的存在
钠元素在自然界中只以化合态形式存在，在海水、盐湖中储量极为丰富
2．钠的保存
钠的原子结构为 ，钠原子易失去最外层电子，化学性质非常活泼，因此钠单质通常保存在煤油或石蜡油中，以隔绝空气和水
3．钠的安全取用
用镊子从煤油中取出一小块钠，用滤纸吸干表面的煤油，放在玻璃片上或表面皿中，用小刀切下一小块钠用作实验，剩下的钠迅速放回原试剂瓶中
【注】实验室中，为防止污染试剂，一般不能再将取出后的试剂放回原瓶，但取用金属钠时剩余的钠要放回原试剂瓶中，不能随便丢弃
4．活泼金属着火时的灭火方法
当钠等活泼金属着火，或火灾现场有大量活泼金属时，不能用水或泡沫灭火器灭火，需要用干燥的沙土来灭火
知识点二、钠的性质
1．钠的物理性质
颜色 光泽 状态 熔点 沸点 硬度 密度 导电、导热性
银白色 有金属光泽 固体 97.8℃ 883℃ 小 0.971g·cm-3，比水小，比煤油大 良好
2．钠的化学性质
（1）与氧气的反应
实验操作
切一块绿豆大的钠迅速投到坩埚中，继续加热片刻，待钠熔化后立即撤掉酒精灯
实验现象 切开后，看到钠具有银白色的金属光泽，银白色的切面很快_________ 熔化后着火燃烧，发出______色火焰，生成一种_________色固体
实验结论 钠的化学性质活泼 钠质软，能被小刀切割；常温下极易与氧气反应： ______________________ 加热时钠与O2反应： ______________________
（2）钠与其他非金属反应
点燃时与Cl2反应生成NaCl，在研磨时与S反应生成Na2S
（3）钠与水反应
实验操作 实验现象 结论或解释
①浮：钠浮在水面上 钠的密度比水的小
②熔：钠熔化成光亮的小球 钠与水反应放出热量，钠的熔点低
③游：小球在水面上迅速游动 反应产生的气体推动钠球在水面上游动
④响：发出“嘶嘶”的声响，且钠很快消失 钠与水剧烈反应
⑤红：加了酚酞的溶液变红 反应后得到的溶液显碱性
方程式：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑、2Na+2H2O=2Na+ +2OH- +H2↑
（4）钠与酸、碱、盐溶液的反应（遇酸先与氢离子、遇碱消耗水饱和析出碱、遇盐先与水）
①将钠投入酸溶液中，Na先与______电离的H+反应，比Na与纯水反应更_________
②将钠投入碱溶液中，Na与________反应。如将钠投入饱和石灰水中，会导致Ca(OH)2
过饱和析出，溶液变浑浊
③将钠投入盐溶液中，Na先与______反应，生成的_________再与盐（如CuSO4、FeCl3等）反应
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2↓+2H2O
总2Na+2H2O+CuSO4=Na2SO4 +Cu(OH)2↓+H2 ↑
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 3NaOH+FeCl3=Fe(OH)3↓+3NaCl
总6Na+6H2O+2FeCl3=6NaCl+2Fe(OH)3↓+3H2↑
知识点三、钠的制备和用途
1．钠的制备
2．钠的用途
①工业上用钠作强还原剂，用于冶炼金属，如 4Na+TiCl4 Ti+4NaCl
②Na—K合金（液态）用作原子反应堆的导热剂
③在电光源上，用钠制造高压钠灯，因为黄光透雾能力强
知识点四、钠露置在空气中的变化
Na→Na2O→NaOH→Na2CO3(溶液)→Na2CO3·10H2O(结晶)Na2CO3(粉末)，最终得到白色粉末。有关反应方程式如下：4Na＋O2=2Na2O，Na2O＋H2O=2NaOH，2NaOH＋CO2=Na2CO3＋H2O
第2课时　钠的化合物
知识点一、氧化钠和过氧化钠
Na2O Na2O2
颜色、状态 白色固体 淡黄色固体
构成粒子 Na+和O2-(阴阳离子个数比为1:2) Na+和O22-(阴阳离子个数比为1:2)
物质类别 碱性氧化物 过氧化物(不属碱性氧化物)
热稳定性 不稳定（加热时被空气氧化→Na2O2） 相对稳定
与H2O反应 Na2O+H2O=2NaOH 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑（反应放热）
与CO2反应 Na2O+CO2=Na2CO3 2Na2O2+2CO2=Na2CO3+O2
与HCl反应 Na2O+2HCl=2NaCl+H2O 2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑
用途 可制烧碱 漂白剂、消毒剂、供氧剂
【注】
（1）Na2O2与H2O、CO2和酸反应时，Na2O2既是氧化剂又是还原剂，每份Na2O2转移1个e-
（2）过氧化钠可作漂白剂，若向紫色石蕊溶液中加入过量 Na2O2粉末，振荡，溶液先变蓝色后褪色，若向酚酞溶液，中加入过量 Na2O2粉末，振荡，则先变红色后褪色
（3）计算技巧
①足量过氧化钠与H2、CO和O2点燃混合物反应计算中。可认为Na2O2＋H2==2NaOH、Na2O2＋CO===Na2CO3、2Na2O2＋CO＋H2===Na2CO3＋2NaOH （实际上述反应均不能发生）
②a g通式符合(CO)m(H2)n(m＝0,1,2…；n＝0,1,2…)的物质在氧气中燃烧，将其产物通过足量的Na2O2固体，反应完毕，固体增重a g
知识点二、碳酸钠和碳酸氢钠
碳酸钠 碳酸氢钠
俗名 纯碱、苏打 小苏打
性状 白色粉末 细小的白色晶体
溶解性 易溶于水，比NaHCO3的溶解度大 易溶于水
酸碱性 水溶液均呈碱性，同浓度下，Na2CO3溶液的碱性更强
热稳定性 稳定，受热不易分解 不稳定，受热易分解
与酸反应 ①CO32-+H+=HCO3- ②HCO3-＋H＋=CO2↑＋H２O HCO3-＋H＋= CO2↑＋H２O （比Na2CO3与酸反应快）
与NaOH 溶液反应 不反应 HCO3-＋OH- =CO２↑＋H２O
与澄清石 灰水反应 CO32-+Ca2+=CaCO3↓ HCO3-(少)+Ca2+ +OH- =CaCO3↓+H2O 2HCO3-(过)+Ca2+ +2OH- =CaCO3↓+2H2O
与钙盐、钡盐溶液反应 CO32-+Ca2+=CaCO3↓ 不反应
制法 2NaHCO3Na2CO3+CO２↑+H2O NaCl+H2O+NH3+CO2=NaHCO3↓+NH4Cl
用途 制玻璃、肥皂、造纸、纺织，去油污 作发酵粉、治疗胃酸过多、灭火器成分
相互转化
1．鉴别碳酸钠和碳酸氢钠
（1）加热法：NaHCO3分解且能产生使澄清石灰水变浑浊的CO2，Na2CO3不分解
（2）沉淀法： 滴加 BaCl2、CaCl2等溶液， NaHCO3不沉淀，Na2CO3沉淀
（3）与酸反应速率比较：NaHCO3 —较快，Na2CO3 —较慢
2．Na2CO3和NaHCO3 混合物的除杂
（1）Na2CO3固体粉末中混有NaHCO3，用加热法
（2）Na2CO3溶液中混有NaHCO3，滴加适量 NaOH溶液
（3）NaHCO3溶液中混有 Na2CO3，通入过量的CO2气体
3．Na2CO3和NaHCO3混合物中组分质量分数的测定
（1）加热法：加热NaHCO3和Na2CO3的固体混合物至恒重，根据固体质量的减轻可计算m(NaHCO3)
（2）气体法：将样品与足量酸反应，根据m(CO2)可计算m(Na2CO3)
（3）沉淀法：将样品与足量 BaCl2溶液反应后，过滤、洗涤、烘干，根据沉淀质量，可计算m(Na2CO3)
（4）蒸干法：将样品与足量酸反应后，加热、蒸干，根据m(NaCl) 可计算m(Na2CO3)
知识点三、焰色反应
1．概念：多种金属或它们的化合物在燃烧时使火焰呈特殊的颜色，叫焰色反应（物理性质）
2．用品：铂丝（或铁、铬、镍、钨等）、酒精灯（或煤气灯）、试剂
3．焰色反应步骤：
4．几种金属的焰色
钠——黄色 钾——紫色（透过蓝色钴玻璃） 铜——绿色
应用
用于检验金属元素的存在，如鉴别NaCl和KCl溶液、制节日烟火
第二节 氯及其化合物
第1课时　氯气的性质
知识点一、氯的存在和使用
1．氯元素的存在形式
Cl的原子结构示意图为 ，易得电子形成离子，因此氯气化学性质很活泼，自然界中氯元素只以化合态形式存在，主要以NaCl、MgCl2、CaCl2等存在于海水和陆地的盐矿中，氯是一种重要的“成盐元素”
2．氯气的储运
氯气易液化，通常将氯气加压液化后储存于钢瓶中运输，储运液氯的钢瓶必须是干燥的（常温无水条件下，液氯不与铁反应）
3．氯气的安全使用
氯气有毒，使用时要注意安全。实验室制取氯气时，应在通风橱中进行闻Cl2的气味时应用手在瓶口轻轻扇动，仅使极少量的气体飘进鼻孔
知识点二、氯气的性质
1．氯气的物理性质
颜色 状态 气味 溶解性 密度 沸点
黄绿色 气体 刺激性 可溶于水（1：2） 比空气大 -34.6℃，易液化
2．氯气的化学性质
（1）与金属单质的反应
氯气体现氧化性，将变价金属被氧化到最高价
Na Fe Cu
实验现象 燃烧，火焰呈黄色，有白烟 燃烧，产生棕褐色烟 燃烧，产生棕黄色烟
方程式
（2）与非金属单质的反应
①与H2反应
现象：安静燃烧，发出苍白色火焰，瓶口有白雾产生
化学方程式为：
【注】氢气与氯气光照时，会发生爆炸，也生成HCl
②与磷反应
2P＋3Cl2 2PCl3（氯气不足，产生白雾） 2P＋5Cl2 2PCl5（氯气充足，产生白烟）
（3）与水的反应
氯气能溶于水，其水溶液称为氯水（混合物），溶解于水中的部分Cl2与水反应
Cl2+H2O=HCl+HClO Cl2+H2O=H++Cl- + HClO
（4）与碱的反应
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）与其他还原剂（如FeCl2、H2S、SO2、NaBr、KI等溶液）反应
Cl2+2FeCl2=2FeCl3、 Cl2+H2S=S↓+2HCl、 Cl2+SO2+2H2O=2HCl+H2SO4、
Cl2+2NaBr=Br2+2NaCl、 Cl2+2KI=I2+2KCl（可用湿润的淀粉-KI试纸检验氯气）
知识点三、氯水的性质
氯水的成分
新制氯水为黄绿色溶液，Cl2大部分以分子形式存在于水中，有少部分氯分子与水反应生成盐酸和次氯酸（HClO），所以氯水中的微粒有：
2．氯水的性质
（1）强氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，实验室常用氯水代替氯气，如氯水中的氯气能与 KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物质反应；此外HClO也有强氧化性
（2）漂白性：氯水中的HClO有强氧化性，能将有色物质氧化成无色物质，用于漂白和消毒，漂白过程不可逆
实验操作 实验现象 实验结论
有色布条不褪色 干燥的Cl2无漂白作用
有色布条褪色 氯水有漂白作用
有色鲜花褪色 干燥的Cl2与鲜花中的水反应生成了有漂白性的物质
（3）酸性：氯水中含有HCl（强酸）和HClO（弱酸），可与碱发生中和反应，与盐如NaHCO3、CaCO3
等反应
（4）不稳定性：HClO光照易分解，2HClO 2HCl+O2↑，因此久置氯水会变成盐酸，失去漂白性
（5）沉淀反应：氯水中含有Cl－，加入AgNO3溶液有白色沉淀生成
3．氯水的应用
氯水可用于自来水的杀菌消毒，用自来水配制如KI、 KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液会变质
4．漂白粉与漂白液的漂白原理
漂白粉露置在空气中，发生反应Ca(ClO)2＋CO2＋H2O = CaCO3↓＋2HClO，若通入过量CO2则发生反应：Ca(ClO)2＋2CO2＋2H2O = Ca(HCO3)2＋2HClO，生成的HClO有漂白性。若HClO光照分解，则漂白粉失效，所以漂白粉应密封保存于干燥处
第2课时　氯气的制法 氯离子的检验
知识点一、氯气的实验室制法
药品：二氧化锰和浓盐酸
【注】反应物中的盐酸一定要用浓盐酸，浓盐酸一旦变成稀盐酸，反应将不再进行
反应原理：MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O
离子方程式为：MnO2+4H++2Cl-Mn2++Cl2↑+2H2O
实验装置
净化装置
用饱和食盐水除去Cl2中混有的HCl，用浓硫酸干燥，不能使用碱性干燥剂（如生石灰、碱石灰）
收集装置
用向上排空气法或排饱和食盐水法收集氯气
6．检验和验满
用湿润的蓝色石蕊试纸或湿润的淀粉—KI试纸检验氯气（验满时放瓶口）
7．尾气处理
氯气有毒，会污染空气，需要用NaOH溶液吸收，不能用澄清石灰水或饱和石灰水来吸收Cl2，原因是Ca(OH)2在水中的溶解度很小，不能将Cl2吸收完全
【注】实验室制氯气也常用KMnO4、KClO3、Ca(ClO)2、PbO2等氧化剂代替MnO2，如把浓盐酸滴到KMnO4固体上即发生反应2KMnO4+16HCl（浓）=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O（反应无需加热）
知识点二、氯离子的检验
1．氯离子检验的实验探究
在3支试管中分别加入2～3 mL稀盐酸、NaCl溶液、Na2CO3溶液，然后各滴入几滴AgNO3溶液，观察现象。然后再分别加入少量稀硝酸，观察现象。
实验现象 离子方程式
加入AgNO3溶液后 加入稀硝酸后
稀盐酸 出现白色沉淀 沉淀不溶解 Ag++Cl- =AgCl↓
NaCl溶液 出现白色沉淀 沉淀不溶解 Ag++Cl- =AgCl↓
Na2CO3溶液 出现白色沉淀 沉淀溶解并产生气泡 2Ag++CO32-=Ag2CO3↓ Ag2CO3+2H+=2Ag++H2O+CO2↑
2．氯离子检验的一般步骤
某溶液无现象白色沉淀，则证明原溶液中含Cl－。
【注】
①Cl－的检验步骤也可表述为在待测液中直接加入硝酸酸化的AgNO3溶液，若产生白色沉淀，则证明溶液中含有Cl－
②用稀硝酸酸化，主要是排除CO32-的干扰，不能用稀盐酸酸化，因为盐酸会引入Cl－
【思考】如何检验Na2CO3固体中是否混入了少量的NaCl杂质？
取少量Na2CO3固体，加水溶解，制成溶液。向该溶液中加入稀硝酸至没有气泡冒出为止，再加入AgNO3溶液，产生白色沉淀，说明原Na2CO3固体中有NaCl；若没有白色沉淀产生，说明原Na2CO3固体中无NaCl
第三节 物质的量
第1课时　物质的量和摩尔质量
知识点一、物质的量
概念：表示一定数目粒子的集合体的物理量，用符号n表示
【注】物质的量是国际单位制中7个基本物理量之一
2．单位：摩尔（mol），简称摩
3．计量标准：国际上规定，1mol粒子集合体所含的粒子数约为6.02×1023
4．适用范围：微观粒子，如分子、原子、离子、质子、中子、电子
5．表示方法：“数值+单位+粒子化学式或名称”，如1mol氧分子或1mol O2
知识点二、阿伏加德罗常数
1．概念：1mol任何粒子的粒子数，符号为NA
2．单位：每摩尔（mol－1）
3．数值：与0.012 kg 12C所含碳原子数相同，约为6.02×1023
4．相关计算：n＝
知识点三、摩尔质量
1．概念：单位物质的量的物质所具有的质量称为摩尔质量，符号为M
2．单位：克每摩尔（g/mol）
3．数值：以g/mol为单位时，摩尔质量在 数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量
4．相关计算：n＝
第2课时　气体摩尔体积
知识点一、影响物质体积的因素
1．思考
化学方程式的意义
宏观 36克水 4g氢气 32g氧气
微观 2个水分子 2个氢分子 1个氧分子
物质的量 2mol水分子 2mol氢分子 1mol氧分子
体积比 2：2：1？（错误）
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物质的体积 7.12 10 18.04 53.35 1mol气体的体积 22.42 22.39
结论
相同条件下，等物质的量（如1mol ）固体或液体的体积一般不同，但气体的体积却几乎完全相同，且温度压强相同时，气体的物质的量之比等于体积之比。
物质体积大小的影响因素
物质体积的大小取决于：粒子大小、粒子数目、粒子间距。
（1）由于构成固体和液体的微观粒子间距较小
→所以微观粒子数目相同时，物质的体积主要取决于微观粒子的大小。
（2）由于构成气体的微观粒子间距较大
→微观粒子的大小对物质体积的影响可忽略不计，所以微观粒子数目相同时，物质体积主要取决于粒子间距。
温度越高，气体的粒子间距越大，压强越大，气体的粒子间距越小。
同温同压下，气体的粒子间距相同。
知识点二、阿伏加德罗定律及其推论
1．阿伏加德罗定律
同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同的分子数。
2．依据
阿伏伽德罗定律及其推论都可由理想气体状态方程（PV＝nRT）及其变形推出。
3．推论
（1）同温同压下，气体的体积之比=其物质的量之比=其分子数之比，即
（2）同温同压下，气体的密度之比=其摩尔质量之比，即。
（3）同温同体积下，气体的压强之比=其物质的量之比，即。
（4）同温、同体积、同质量下，气体的体积与其摩尔质量成反比。
（5）同温时，等物质的量的气体的压强与体积成反比。
知识点三、气体摩尔体积
1．定义：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积，用符号Vm表示。
2．单位：升每摩尔（L/mol）。
3．相关公式：n=。
4．注意事项
（1）Vm的数值与温度和压强有关。
（2）温度压强一定时，Vm是定值。
标准状况（0℃，101 kPa）下，Vm约为22.4 L/mol。→标况下，1mol任何气体的体积约为22.4 L。
（3）用“22.4L/mol”作为气体摩尔体积进行计算时，必须确保是气体，且在标况下。
第3课时　物质的量浓度
知识点一、物质的量浓度
1．定义：单位体积溶液里所含溶质B的物质的量，符号为cB
2．单位：mol/L或mol·L－1
3．表达式：物质的量浓度(cB)＝ 即：cB＝。如1 L溶液中含有1 mol溶质，溶质的物质的量浓度就是1 mol·L－1。
知识点二、物质的量浓度与溶质质量分数的关系
cB＝ mol·L－1
ρ：溶液密度(单位：g·mL－1或g/cm3)；
w为溶质的质量分数
M：溶质B的摩尔质量(单位：g·mol－1)
四、配制一定浓度的溶液
1．主要仪器：容量瓶。
（1）构造：细颈、梨形、平底玻璃瓶，瓶口配有磨口塞或塑料塞。
（2）特点：容量瓶上标有温度、容量和刻度线。
（3）常用规格：100ml，250ml，500ml，1000ml（只能配制相应体积的溶液）。
（4）注意事项
①使用容量瓶的第一步操作是检查是否漏水
检漏方法：向容量瓶中注入一定量水，盖好瓶塞。用食指摁住瓶塞，另一只手托住瓶底，把瓶倒立，观察是否漏水。如不漏水，将瓶正立并将塞子旋转180°后塞紧，再检查是否漏水。如不漏水，该容量瓶才能使用【即：注水→盖塞→倒立→观察→正立→旋180°→倒立→观察】
②选择容量瓶的原则——“大而近”原则
选择容量瓶遵循“大而近”原则：所配溶液的体积等于或略小于容量瓶的容积
如：需用480 mL某溶液应选500 mL容量瓶
③使用容量瓶注意“四不能”
a.不能将固体或浓溶液直接在容量瓶中溶解或稀释； b.不能作为反应容器或长期贮存溶液的容器；
c.不能加入过冷或过热的液体； d.不能配制任意体积的溶液
2．实验：配制100mL 2 mol/L的NaCl溶液
（1）仪器：烧杯、玻璃棒、量筒、100mL容量瓶、胶头滴管、药匙、托盘天平。
（2）试剂：NaCl固体、蒸馏水。
（3）步骤：八字方针
①计算：需要NaCl固体的质量为m＝c×V×M=2mol/L×0.1 L×58.5g/mol =11.7g。
②称量：用托盘天平称量氯化钠。
③溶解：在烧杯中用适量蒸馏水溶解。
④转移：将烧杯中的溶液小心沿玻璃棒注入到容量瓶中。
⑤洗涤振荡：将烧杯内壁洗涤2~3次，洗涤液也注入容量瓶中，轻轻振荡容量瓶，使溶液充分混合。
⑥定容：继续加水至刻度线下1 cm~2 cm，改用胶头滴管加水至溶液的凹液面恰好与刻线相切。
⑦摇匀：将瓶塞盖好，反复上下颠倒，摇匀。
⑧装贴：将配制好的溶液转移到试剂瓶中，贴好标签。
3．误差分析
判断依据：cB＝
误差来源 操作 直接影响 对浓度的影响
称量 量取 称量时托盘天平左盘高，右盘低 n偏小 偏小
称量时左盘放砝码，右盘放药品（使用了游码） n偏小 偏小
天平的砝码沾有其他物质或已生锈 n偏大 偏大
能潮解或吸水的物质称量时间过长 n偏小 偏小
用量筒量取液体药品时，仰视读数 n偏大 偏大
转移 定容 摇匀 溶解过程中有少量液体溅出烧杯 n偏小 偏小
转移溶液前容量瓶中含有少量的水 无影响 无影响
未洗涤溶解用的玻璃棒和烧杯 n偏小 偏小
洗涤液未转入容量瓶中 n偏小 偏小
定容时仰视刻度 V偏大 偏小
未等溶液冷却就定容 V偏小 偏大
定容超过刻度线，用滴管吸出少量溶液 n偏小 偏小
摇匀后发现液面低于刻度再加水 V偏大 偏小
配好的溶液转入试剂瓶时，不慎溅出部分溶液 无影响 无影响
第三章 铁 金属材料
第一节 铁及其化合物
第1课时　铁单质和铁的氧化物
知识点一、铁的存在和冶炼
1．铁元素在自然界中的存在
铁元素在地壳中的含量低于氧、硅、铝，居第四位，在自然界中的形态有游离态和化合态，即
常见的铁矿石及其主要成分如下表：
矿石名称 磁铁矿 赤铁矿 褐铁矿 菱铁矿 硫铁矿
主要成分 Fe3O4 Fe2O3 Fe2O3·nH2O FeCO3 FeS2
2．铁的冶炼
工业上炼铁的主要反应：
、
知识点二、铁单质的性质
1．铁的物理性质
颜色 光泽 熔点 沸点 质地 密度 导电、导热性 延展性
银白色 金属光泽 1535℃ 2750℃ 软 大(7.86 g·cm-3) 良好 好
【注】铁能被磁铁吸引
2．铁的化学性质
（1）铁与非金属单质反应
①在O2中燃烧
现象：剧烈燃烧，火星四射，放出大量的热，生成黑色固体
化学方程式：3Fe＋2O2Fe3O4
【注】常温下，铁在潮湿的空气中被被锈蚀，铁锈的主要成分为Fe2O3·xH2O
②与Cl2反应
现象：产生棕褐色烟
化学方程式：2Fe＋3Cl22FeCl3
③与S反应：Fe＋SFeS
（2）铁与酸的反应
①与盐酸、稀硫酸反应：Fe＋H2SO4=FeSO4＋H2↑
②与强氧化性酸反应
常温下，铁遇浓硫酸、浓硝酸会钝化，表面生成致密氧化膜。铁与稀硝酸在常温下能反应但不产生氢气
（3）铁与铜盐、铁盐等溶液的反应
Fe+CuSO4=Cu+FeSO4 Fe+2FeCl3=3FeCl2
【结论】Fe在反应中作还原剂，遇到较强的氧化剂(如Cl2等)生成＋3价铁的化合物，遇到较弱的氧化剂(如稀硫酸等)生成＋2价铁的化合物。
（4）铁与水蒸气的反应
【实验探究】
实验装 置图
实验 操作 在如图所示装置的试管中依次放入湿棉花和还原铁粉，加热。把生成的气体通入蒸发皿中的肥皂液中。一段时间后，用坩埚钳夹取燃着的火柴点燃肥皂泡，观察现象。实验结束时，应先从肥皂液中撤出导管，再移走燃着的酒精灯
实验 现象 红热的铁与水蒸气反应放出气体，蒸发皿中产生大量肥皂泡，用火柴点燃肥皂泡，能燃烧或发生爆鸣。反应后，试管中固体仍呈黑色
化学方程式 3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2
【思考】
①湿棉花的作用是什么
在受热时提供反应所需的水蒸气
②实验中肥皂泡的作用是什么
肥皂泡是为了储存氢气，当点火时就会有爆鸣声,以此证明生成了氢气，方便检验产物
③将试管中铁粉与水蒸气加热，肥皂液冒泡，能说明铁与水蒸气在加热条件下发生了反应吗
因试管中气体受热膨胀，也会导致肥皂液冒泡，故不能说明Fe与水蒸气发生了反应
④实验结束时，应先从肥皂液中撤出导管，再移走酒精灯，为什么
为了防止产生倒吸
知识点三、铁的氧化物
物质 氧化亚铁(FeO) 氧化铁(Fe2O3) 四氧化三铁(Fe3O4)
俗称 铁红 磁性氧化铁
颜色、状态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体
与盐酸反应 FeO+2H＋=Fe2＋+H2O 6H＋+Fe2O3=2Fe3＋+3H2O Fe3O4+8H＋=2Fe3＋+Fe2＋+4H2O （Fe3O4中Fe有＋2、＋3两种价态，可表示成FeO·Fe2O3形式）
稳定性 6FeO＋O22Fe3O4 稳定 稳定
共性 不溶于水，与CO、C、H2反应生成单质铁
用途 Fe2O3常用作红色油漆与涂料，赤铁矿(主要成分是Fe2O3)是炼铁的原料
第2课时　铁的氢氧化物和盐
知识点一、铁的氢氧化物
1．铁的氢氧化物的制备
①图甲实验中观察到的现象是有红褐色沉淀生成，反应的离子方程式是Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓。
②图乙实验中先观察到有白色沉淀生成，在空气中迅速变成灰绿色，最后变成红褐色，有关反应的离子方程式是Fe2＋＋2OH－=Fe(OH)2↓(白色)；4Fe(OH)2＋O2＋2H2O=4Fe(OH)3。
2．Fe(OH)2和Fe(OH)3性质的比较
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 不溶于水 不溶于水
与盐酸反应 Fe(OH)2＋2H＋= Fe2＋＋2H2O Fe(OH)3＋3H＋=Fe3＋＋3H2O
稳定性 Fe(OH)2FeO＋H2O (隔绝空气) 2Fe(OH)3 Fe2O3＋3H2O
特点 易被氧化，如被氧气氧化 易被还原，如被I-氧化
3．成功制备氢氧化铁的方法
（1）前提条件
①溶液中不含Fe3+和O2等氧化性物质，具体措施如下：
新配制FeSO4溶液且加入少量铁粉（防止Fe2+被氧化）
配制FeSO4溶液的蒸馏水、NaOH溶液均需煮沸（除去其中的溶解氧）
②在制备过程中要保证生成的Fe(OH)2处在隔绝空气的体系中
（2）常用方法
①有机物覆盖层法
在FeSO4溶液的液面上覆盖一层苯或煤油（密度小于水且不溶于水，不能用CCl4），将吸有NaOH溶液的胶头滴管插到液面下
②还原性气体保护法
如图所示，具体操作是：先打开弹簧夹a，A中产生H2，将装置内空气排出，待对B出口处收集到的H2验纯后夹紧a，H2将A中的FeSO4，溶液压入B中，便会产生白色沉淀
知识点二、铁盐和亚铁盐
1．Fe3+和Fe2+的检验
Fe2＋ Fe3＋
观察溶液的颜色 浅绿色 黄色
滴加NaOH溶液 白色沉淀→灰绿色→红褐色 出现红褐色沉淀
滴加KSCN溶液 无明显现象 滴加氯水后溶液变红 溶液变红色 Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3
【注】Fe2＋和Fe3＋的混合溶液中检验Fe2＋的方法为： 向溶液中滴加适量酸性KMnO4溶液，溶液紫红色褪去说明含有Fe2＋ （特别提醒：Cl－也能使酸性KMnO4溶液褪色）
2．Fe、Fe2+、Fe3+之间的转化关系（铁三角）
①Fe只具有还原性，可被弱氧化剂（如H＋、S等）和Fe3＋氧化成Fe2＋，被强氧化剂（如Cl2等）氧化成Fe3＋
Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑；
2Fe＋3Cl22FeCl3。
②Fe2＋既有氧化性又有还原性，可被强氧化剂（如Cl2、KMnO4/H＋等）氧化为Fe3＋；可被还原剂（如CO、C等）还原为Fe
2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－；
FeO＋COFe＋CO2。
③Fe3＋只具有氧化性，可被弱还原剂（如Cu等）和Fe还原为Fe2＋，被强还原剂（如Al、Zn、CO等）还原为Fe
2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋； Fe2O3＋3CO2Fe＋3C
第二节 金属材料
第1课时　常见的合金及应用
知识点一、合金
1．合金的概念
由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．合金的性能
一般合金的熔点低于各成分金属，硬度大于各成分金属。
合金的性能可以通过所添加的合金元素种类、含量和生成合金的条件等来加以调节。与纯金属相比，合金具有优良的物理、化学或机械性能，如强度大、耐腐蚀等。
3．铁合金
知识点二、铝和铝合金
1．铝和氧化铝的性质
（1）铝、氧化铝与稀盐酸反应
实验操作
实验现象 铝片逐渐溶解，有无色气泡冒出，将点燃的木条放在试管口有爆鸣声
化学方程式 Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O、2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
离子方程式 Al2O3+6H＋=Al3＋+3H2O、2Al+6H＋=2Al3＋+3H2↑
（2）铝、氧化铝与NaOH溶液反应
实验操作
实验现象 试管①中一开始无气泡产生，一段时间后，铝片溶解，有无色气泡冒出，试管②中铝片溶解，立即产生无色气泡，将点燃的木条放在试管口，都有爆鸣声
化学方程式 Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O、2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑
离子方程式 Al2O3+2OH－=2AlO＋H2O、2Al+2OH－+2H2O=2AlO+3H2↑
（3）实验结论
①铝既能与稀盐酸反应又能与NaOH溶液反应，都生成盐和氢气。
②氧化铝既能与稀盐酸反应又能与NaOH溶液反应，都生成盐和水。
（4）两性氧化物、两性氢氧化物的概念
①两性氧化物：既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水的氧化物，如Al2O3。
②两性氢氧化物：既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水的氢氧化物，如Al(OH)3。
Al(OH)3溶于盐酸：Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O。
Al(OH)3溶于NaOH溶液：Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O。
2．氧化铝的用途
氧化铝熔点高，可作耐火材料；氧化铝可用于冶炼铝。
3．铝合金
铝合金是目前用途广泛的合金之一，硬铝是在铝中添加了一定比例的Cu、Mg、Mn、Si，密度小，强度高，具有较强抗腐蚀能力，是制造飞机和宇宙飞船的理想材料。
【注】常温下铝与氧气反应，在铝制品表面形成致密的氧化铝薄膜，所以铝的抗腐蚀性较好
知识点三、新型合金
1．储氢合金
一类能够大量吸收H2，并与H2结合成金属氢化物的材料。如Ti Fe合金、La Ni合金，为氢气作为能源的实际应用起到重要的推动作用。
2．其他新型合金
钛合金、耐热合金和形状记忆合金等新型合金广泛应用于航空航天、生物工程和电子工业等领域。
3．稀土金属
（1）镧系元素(57～71号元素)及钇和钪，共17种元素为稀土元素。
我国拥有丰富的稀土资源，现已查明的世界稀土资源中，80%分布在我国，并且品种齐全。
（2）稀土金属有着广泛的用途，它既可以单独使用，也可用于生产合金。在合金中加入适量稀土金属，能大大改善合金的性能。因而，稀土元素又被称为“冶金工业的维生素”。
（3）稀土金属可用于制造引火合金、永磁材料、超导材料和发光材料等。稀土金属除广泛应用在冶金、石油化工、材料工业、医药及农业领域外，还逐渐深入到许多现代科技领域。
第2课时　物质的量在化学方程式计算中的应用
知识点一、化学方程式中化学计量数与相关物理量的关系
1．举例
　　　　 2CO　＋　O2 2CO2
化学计量数 2 1 2
扩大NA倍 2NA NA 2NA
物质的量 2 mol 1 mol 2 mol
质量 56 g 32 g 88 g
标况下气体体积 44.8 L 22.4 L 44.8 L
2．结论：
（1）化学方程式中各物质的化学计量数之比等于其粒子数目之比，等于其物质的量之比。
（2）对于有气体参加的反应，在同温同压下各气体的化学计量数之比等于其体积之比。
知识点二、物质的量应用于化学方程式计算的基本步骤
（1）已知量、未知量均以物质的量计算
【例1】5.4 g铝与足量NaOH溶液反应生成的氢气在标准状况的体积是多少？
答案　设：生成标准状况下氢气的物质的量为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：生成标准状况下氢气的体积是6.72 L。
（2）已知量、未知量单位不一致的计算
【例2】医疗上颇为流行的“理疗特效热”，就是利用铁缓慢氧化放出均匀、稳定的热，使患处保持温热状态。若56 g铁粉完全氧化成氧化铁，则需要消耗标况下氧气的体积为多少？
答案　设：需要消耗标况下氧气的体积为V(O2)
4Fe　 ＋　3O2===2Fe2O3
4×56 g　 3×22.4 L
56 g　 V(O2)
则＝ V(O2)＝＝16.8 L。
答：需要消耗标况下氧气的体积为16.8 L。
【注意事项】
（1）书写格式规范化：根据化学方程式计算的过程中，各物理量、物质名称、公式等尽量用符号表示，且数据的运算要公式化并带单位。
（2）单位运用对应化：根据化学方程式计算时，如果题目所给的两个量单位不一致，要注意两个量的单位要“上下一致，左右相当”。
（3）如果两种反应物的量都是已知的，求解某种产物的量时，必须先判断哪种物质过量，然后根据不足量的物质进行计算。
知识点三、化学计算中的常用方法
1．关系式法
当已知量和未知量之间是靠多个反应来联系时，只需直接确定已知量和未知量之间的比例关系，即“关系式”。
（1）根据化学方程式确定关系式
写出发生反应的化学方程式，根据量的关系写出关系式。
根据原子守恒确定关系式
【例3】把一定量的CO还原Fe2O3生成的CO2通入到澄清石灰水中，得10 g沉淀，那么参加反应的CO的质量是 g。
答案　2.8
解析　（1）根据化学方程式确定关系：
3CO＋Fe2O32Fe＋3CO2 CO2＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋H2O
则关系式为3CO～3CO2～3CaCO3，即CO～CaCO3
（2）利用关系式进行计算
CO　～　CaCO3
28 100
m(CO) 10 g
则＝
m(CO)＝2.8 g。
2．守恒法
（1）反应前后元素种类、质量、原子个数不变。
【例4】4.6 g钠在空气中久置，最终得到Na2CO3的质量是 g。
答案　10.6
解析　钠在空气中最终转化为Na2CO3的过程中钠的原子个数不变，可得关系式：
2Na　　～　　Na2CO3
2×23 106
4.6 g m(Na2CO3)
则＝
m(Na2CO3)＝＝10.6 g。
（2）还原剂失电子总数＝氧化剂得电子总数
【例5】用1 mol·L－1的Na2SO3溶液30 mL恰好将2×10－2 mol的XO还原，已知氧化产物为SO，则元素X在还原产物中的化合价为 。
答案　＋4
解析　氧化还原反应中得失电子总数相等，设元素X在还原产物中的化合价为x，则有：
1 mol·L－1×0.03 L×(6－4)＝2×10－2 mol×(7－x)，解得x＝＋4。
3．差量法
根据化学反应前后物质的有关物理量发生的变化，找出所谓的“理论差量”，如反应前后的质量差、物质的量差、气体体积差等，该差量与反应物的有关量成正比。差量法就是借助这种比例关系求解的方法。
【例6】把铁棒插入CuSO4溶液，一段时间后取出，铁棒质量增加了4 g，参加反应的Fe的质量为 。
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
则＝，m(Fe)＝28 g。
4．方程组法
一般方程组法用于解决两种物质的混合物计算，一般读题时能找到两个已知量时，均可以利用二元一次方程组进行求算未知量。
【例7】把1.1 g铁、铝混合物溶于200 mL 5 mol·L－1盐酸中，反应后盐酸的浓度变为4.6 mol·L－1(溶液体积变化忽略不计)。求：
(1)反应中消耗HCl的物质的量。
(2)该混合物中铝、铁的物质的量。
答案　(1)消耗HCl的物质的量：0.2 L×5 mol·L－1－0.2 L×4.6 mol·L－1＝0.08 mol。
(2)设Al、Fe的物质的量分别为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 物质结构 元素周期律
第一节 原子结构与元素周期表
第1课时　原子结构　元素周期表
知识点一、原子结构
1．原子的构成
原子
2．质量数
（1）概念：将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数，常用A表示。
（2）构成原子的粒子间的两个关系
①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) ②质子数＝核电荷数＝核外电子数
3．粒子符号周围数字的含义
知识点二、原子核外电子的排布
1．电子层
（1）概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。这种电子层模型也被称为洋葱式结构。
（2）不同电子层的表示及能量关系
各电子层由内到外 电子层数 1 2 3 4 5 6 7
字母代号 K L M N O P Q
离核远近 由近到远
能量高低 由低到高
2．核外电子排布规律
（1）能量规律：核外电子优先排在能量较低的电子层，由内向外。
（2）数量规律
①各电子层最多容纳2n2个电子
②最外层电子数不超过8个电子（K为最外层时不超过2个）
③次外层电子数不超过8个电子（K为次外层时不超过2个）
④倒数第三层电子数不超过18个电子
（3）原子结构示意图
以钠原子为例：
知识点三、元素周期表
1．元素周期表的发展历程
2．元素周期表的编排原则
（1）原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编的序号，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
（2）横行原则：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。
（3）纵列原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。
3．元素周期表的结构
（1）周期
（2）族
个数 元素周期表中有18个纵列，共有16个族
特点 主族元素的族序数＝最外层电子数
分类 主族 共有7个，包括第ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族
副族 共有7个，包括第ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB族
Ⅷ族 包括第8、9、10三个纵列
0族 占据元素周期表的第18纵列，最外层电子数为8(He为2)
（3）常见族的别称
族 别名
第ⅠA族(除氢外) 碱金属元素
第ⅦA族 卤族元素
0族 稀有气体元素
4．元素周期表方格中的符号的意义
第2课时　核素　原子结构与元素的性质
知识点一、核素、同位素
1．元素
（1）概念：具有相同质子数(核电荷数)的一类原子的总称。
（2）决定元素种类的是质子数。
2．核素
（1）概念：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
（2）表示方法——原子符号
（3）实例
①质子数为19，中子数为20的核素为K；
②质子数为6，中子数为6的核素为C；
③核素C的质子数为6，中子数为8。
（4）决定原子（核素）种类的是质子数和中子数。
3．同位素
（1）概念：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素（即同一元素的不同核素互称为同位素）。“同位”是指核素的质子数相同，在元素周期表中占有相同的位置。
（2）氢元素的三种核素互为同位素
H H H
名称 氕 氘（重氢） 氚（超重氢）
符号 H D T
质子数 1 1 1
中子数 0 1 2
（3）同位素的特征
①同一种元素的各种同位素的化学性质几乎相同；物理性质略有差异。
②在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素相互之间保持一定的比率。
（4）常见同位素的用途（同位素与用途之间连线）
知识点二、碱金属元素
1．碱金属元素的原子结构
元素名称 锂 钠 钾 铷 铯
元素符号 Li Na K Rb Cs
核电荷数 3 11 19 37 55
原子结构 示意图
原子半径/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265
相同点 最外层均有1个电子，均有较强还原性
递变性 从Li到Cs随核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大
2．碱金属单质的化学性质
（1）钠、钾与氧气反应
①实验现象：都能在空气中燃烧，钠产生黄色火焰，钾产生紫色火焰，
钾燃烧更剧烈。
②反应的化学方程式
2Na＋O2Na2O2、K＋O2KO2。
③实验结论：金属的活泼性：K＞Na。
（2）钠、钾与水反应
①实验现象
相同点：金属浮在水面；金属熔成闪亮的小球；小球四处游动；发出嘶嘶的响声；反应后溶液呈红色。
不同点：钾与水的反应有轻微爆炸声并着火燃烧。
②化学方程式
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑；2K＋2H2O===2KOH＋H2↑。
③实验结论
与水反应剧烈程度：K＞Na；金属的活泼性：K＞Na。
3．碱金属单质性质规律
（1）物理性质规律
银白色（铯金黄色），有金属光泽、硬度较小、密度较小、熔点较低、有较好的导电性、导热性和延展性。
（2）化学性质的相似性和递变性
①相似性
与氧气反应 生成氧化物，如Li2O、Na2O、Na2O2等
与氯气反应 生成氯化物，如NaCl、KCl等
与水反应 通式为2R＋2H2O===2ROH＋H2↑
与酸反应 通式为2R＋2H+===2R+＋H2↑
②递变性
从锂到铯，单质还原性逐渐减弱，离子的氧化性逐渐增强。
【原因】随着核电荷数递增，核外电子层数逐渐增大，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，元素的金属性增强。
a．与氧气反应
从Li→Cs，与氧气反应越来越剧烈，产物越来越复杂。如Li在氧气中燃烧只生成Li2O，Na在氧气中燃烧生成Na2O2，K在氧气中燃烧生成更复杂的氧化物：KO2。
b．与H2O（或酸）反应
从Li→Cs，与H2O(或酸)反应越来越剧烈。如K与H2O反应能发生轻微爆炸，则Rb、Cs遇水会发生剧烈爆炸。生成的LiOH、NaOH、KOH、RbOH、CsOH碱性越来越强。
知识点三、卤族元素
1．卤族元素的原子结构及其特点
卤族元素包括：F、Cl、Br、I、At(写元素符号)。前4种元素的原子结构示意图依次是：
F、Cl、Br、I
原子结构特点如下：
（1）相似性：最外层电子数都是7。
（2）递变性：F→I，核电荷数依次增大，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大。
2．卤素单质的物理性质
F2 Cl2 Br2 I2
颜色、状态 淡黄绿色气体 黄绿色气体 深红棕色液体 紫黑色固体
密度 逐渐增大
熔、沸点 逐渐升高
溶解性 在水中溶解度小(F2与H2O反应)，在有机溶剂中溶解度大
3．卤素单质的化学性质
（1）卤素单质与氢气反应
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＋I2 2HI 不稳定，同一条件下同时分解
结论 从F2到I2，与H2化合越来越难，生成的氢化物稳定性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱
（2）卤素单质间的置换反应的实验探究
实验操作 实验现象 离子方程式 结论
振荡静置后，溶液由无色变为橙黄色 2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－ 氧化性：Cl2>Br2>I2
振荡静置后，溶液由无色变为褐色 2I－＋Cl2===I2＋2Cl－
振荡静置后，溶液由无色变为褐色 2I－＋Br2===I2＋2Br－
4．卤素单质化学性质规律
（1）相似性
与氢气反应 通式为X2＋H2===2HX
与水反应 通式为X2＋H2O HX＋HXO（注2F2＋2H2O===4HF＋O2）
（2）递变性
①与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱。
②Cl2、Br2、I2与H2O反应越来越微弱。
③从氟气到碘，单质氧化性逐渐减弱，离子的还原性逐渐增强。
（3）卤素的特殊性
①在常温下Br2是唯一的液态非金属单质，易挥发。
②碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝。
③氟是最活泼的非金属，没有正化合价，氟单质与盐溶液反应时，先与水反应产生HF和O2。
第二节 元素周期律
第1课时　元素性质的周期性变化规律
知识点一、1～18号元素性质的周期性变化规律
原子最外层电子排布变化规律
【结论】同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加
【规律】随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
2．原子半径的变化规律(稀有气体除外)
【结论】同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体)
【规律】随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化
注意：粒子半径大小比较“四同”
3．元素的主要化合价
周期序号 原子序数 主要化合价 结论
第一周期 1→2 ＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O和F无最高正价)； ②元素的最低负价由ⅣA族的－4价逐渐升高至ⅦA族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8
第二周期 3→9 最高价＋1→＋5 最低价－4→－1
第三周期 11→17 最高价＋1→＋7 最低价－4→－1
规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化
知识点二、元素金属性和非金属性的强弱比较
1．元素金属性强弱的比较
（1）单质与水(或酸)反应置换出氢越容易，金属性越强。
（2）元素最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性越强。
（3）元素原子对应的阳离子氧化性越强，金属性越弱。
（4）金属间的置换反应，被置换出的金属元素的金属性较弱。
2．元素非金属性强弱的比较
（1）单质与氢气反应越容易，非金属性越强。
（2）气态氢化物的稳定性越强，非金属性越强。
（3）最高价氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强。
（4）元素原子对应的阴离子或氢化物还原性越强，非金属性越弱。
（5）单质间的置换反应，被置换出的非金属元素的非金属性较弱。
（6）单质氧化性越强，非金属性一般越强。
知识点三、同周期元素金属性和非金属性的递变规律
以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。第三周期元素电子层数相同，由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加，原子半径依次减小，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强，预测它们的金属性依次减弱，非金属性依次增强。
1．钠、镁、铝元素金属性的递变规律
（1）钠、镁元素金属性强弱的实验探究
①原理：金属与水反应置换出H2的难易
②实验操作：
③现象：加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。
④结论：镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑。
结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na>Mg。
（2）镁、铝元素金属性强弱的实验探究
Al Mg
原理 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
实验操作
沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解
相关反应的化学方程式　　 Al(OH)3＋3HCl =AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH =NaAlO2＋2H2O Mg(OH)2＋2HCl =MgCl2＋2H2O
实验结论 金属性：Mg>Al
（3）钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
分类 强碱 中强碱 两性氢氧化物
碱性强弱 NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
结论 金属性：Na>Mg>Al
2．硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律
Si P S Cl
最高价氧化物对应水化物的酸性 H2SiO3：弱酸 H3PO4：中强酸 H2SO4：强酸 HClO4：强酸
酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3
结论 Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强
3．同周期元素性质递变规律
同一周期从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
4．元素周期律
（1）内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
（2）实质：元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果
第2课时　元素周期表和元素周期律的应用
知识点一、元素在周期表中的分布及性质规律
元素周期表与元素周期律的关系
（1）元素周期表是元素周期律的具体表现形式，反映了元素之间的内在联系。
（2）元素周期表中元素的金属性和非金属性变化的规律。
同周期元素由左向右金属性减弱，非金属性增强；同主族元素由上向下金属性增强，非金属性减弱。
2．元素周期表的金属区和非金属区
★
（1）金属性强的在周期表的左下方，最强的是Cs(放射性元素除外)，非金属性强的在周期表的右上方(稀有气体除外)，最强的是F。
（2）分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，故元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线。
3．元素化合价与元素在周期表中位置的关系
（1）同主族元素的最高正价和最低负价相同(O、F除外)。
（2）主族元素最高正化合价＝主族序数＝最外层电子数。
（3）非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8(H最低价为－1，O、F除外)。
知识点二、元素周期表和周期律的应用
1．预测元素及其化合物的性质
（1）比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物对应水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等。
碱性：Ra(OH)2＞Ba(OH)2； 气态氢化物稳定性：CH4＞SiH4
（2）比较同周期元素及其化合物的性质。
酸性：HClO4＞H2SO4； 稳定性：HCl＞H2S
（3）比较不同周期、不同主族元素性质（找参照物），如碱性：Mg(OH)2＜KOH
（4）推断一些未学过的元素的某些性质。如：Be(OH)2的溶解性为难溶于水
根据元素周期表和元素周期律，互相交流讨论，填写下表：
元素名称及符号 溴(Br) 原子序数 35
是金属还是非金属 非金属 原子结构示意图
最高正价 ＋7 最低负价 －1
中间价 ＋1、＋3、＋5 预测依据 氯元素有＋1、＋3、＋5的化合物
最高价氧化物 Br2O7 最高价氧化物的水化物 HBrO4
酸性 HClO4>HBrO4> H2SeO4
稳定性 H2Se还原性 Se2－>Br－>Cl－
2．指导新元素的发现及预测它们的原子结构和性质
3．寻找有特殊用途的新物质
（1）在金属与非金属交界处寻找半导体材料，如：硅Si、锗Ge、镓Ga等。
（2）在过渡元素中寻找优良催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料，如：Fe、Ni等。
（3）在周期表右上方如：F、Cl、P、S等元素中寻找研制农药的材料。
第三节 化学键
第1课时　离子键
知识点一、离子键
1．从微观角度理解氯化钠的形成过程
不稳定的钠原子和氯原子通过得失电子后最外层都达到8电子稳定结构，分别形成Na＋和Cl－，两种带相反电荷的离子通过静电作用结合在一起，形成新物质氯化钠。
2．离子键和离子化合物
（1）定义：阴阳离子之间的相互作用
（2）成键微粒：金属阳离子或铵根离子和阴离子
（3）成键实质：静电作用，包括静电引力和静电斥力
（4）成键元素：一般是活泼金属和活泼非金属（注：铵盐中也含离子键）
3．离子化合物
（1）定义：由离子键构成的化合物
（2）常见类型：强碱、大多数盐、活泼金属氧化物等
（3）关系：离子化合物一定含有离子键，含离子键的化合物一定是离子化合物
知识点二、电子式
1．电子式的定义
在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)的式子叫做电子式。
2．电子式的书写
（1）原子的电子式（以第三周期元素为例）
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】每个方向最多一对电子（两个电子）
（2）简单阳离子的电子式
简单阳离子是由金属原子失电子形成的，原子的最外层已无电子，故用阳离子的符号表示，如：Na＋、Li＋、Mg2＋、Al3＋等
（3）简单阴离子的电子式
画出最外层电子数，用“[　]”括起来，并在右上角标出“”以表示其所带的电荷。如：
氯离子、硫离子
（4）离子化合物的电子式
将阴离子和阳离子的电子式组合起来，注意相同离子不合并，分列在另一离子的周围。如：
氧化钙：、硫化钾
3．用电子式表示下列物质的形成过程
左边写原子的电子式，右边写离子化合物的电子式，中间用“→”连接，如：
（1）NaCl：
（2）MgBr2：
第2课时　共价键
知识点一、共价键
1．从微观角度理解氯气的形成过程
→→→
用电子式表示其形成过程为：
2．共价键
（1）定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键
（2）成键微粒：原子
（3）成键实质：共用电子对与成键原子的静电作用
（4）成键元素：一般是同种或不同种的非金属元素（注：部分金属原子和非金属原子间也可形成共价键，如AlCl3）
（5）分类
①极性共价键：不同种原子间（如H—Cl）形成的共价键，共用电子对发生偏移，成键原子一方显正电性，一方显负电性
②非极性共价键：同种原子间（如H—H）形成的共价键，共用电子对不发生偏移，成键原子不显电性
3．共价化合物
（1）定义：以共用电子对形成分子的化合物
（2）常见类型：非金属氢化物、非金属氧化物、酸、大多数有机物和少数盐（如AlCl3）等
（3）关系：共价化合物一定不含离子键，离子化合物中可能含离子键
知识点二、共价分子结构的表示方法
1．电子式
H2：HH N2：N N NH3：
2．结构式
用短线（“—”）代表1对共用电子对，有几对共用电子对画几条短线，略去所有的电子和电子对。这种表示分子里各直接相连的原子的成键情况的式子称为结构式。如氯分子可表示为“Cl—Cl”
3．分子结构模型
分子具有一定的空间结构，反映分子空间结构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（常用不同颜色和大小的球来区别不同的原子），用棍表示共价键（单键、双键、三键），通过球和棍连接反映分子结构的模型称为球棍模型
比例模型
按照合适的比例，以不同大小的球代表不同的原子，真实地表示原子的空间位置关系和分子结构的模型称为比例模型
球棍模型和比例模型中，球的大小与原子半径的大小比例相一致
分子 电子式 结构式 球棍模型 比例模型 空间结构 结构相似的分子
HCl H—Cl 双原子分子都是直线形 H2、HF
Cl2 Cl—Cl
CO2 直线形 CS2、BeCl2
H2O V形 H2S
NH3 三角锥形 PH3、PCl3
CH4 正四面体形 CCl4、SiF4
知识点三、化学键及分类
1．化学键
化学反应的本质：一个化学反应过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程
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
概念 由离子键构成的化合物 以共用电子对形成分子的化合物
构成粒子 阴、阳离子 原子
粒子间的作用 离子键 共价键
熔、沸点 较高 一般较低，少部分很高(如SiO2)
导电性 熔融状态或水溶液导电 熔融状态不导电，溶于水有的导电（如硫酸），有的不导电（如蔗糖）
3．分子间作用力
（1）概念：分子之间存在着一种把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力
（2）特点：分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质
（3）变化规律
对于组成和结构相似的由分子构成的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越强，物质的熔沸点越高
4．氢键
（1）概念：像NH3、H2O、HF这样的分子之间存在的一种比化学键弱、比范德华力稍强的相互作用称为氢键。分子中与H原子形成共价键的非金属原子，如果吸引电子的能力很强，原子半径又很小，则使氢原子带部分正电荷，分子之间氢核与带部分负电荷的非金属原子之间相互吸引，这种静电作用就是氢键
（2）形成条件：通常含有N—H、O—H、F—H的分子间易形成
氢键，常见的化合物有NH3、H2O、HF、醇类等
（3）对物质性质的影响
①分子间形成氢键使物质的熔点和沸点升高，因为熔化或汽化时必须破坏分子间的氢键，消耗较多的能量
②分子间的氢键对物质的水溶性也有影响，如NH3极易溶于水
③冰中水分子间形成氢键使冰的结构中有空隙，造成体积膨胀，因此冰的密度比水小

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