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高中化学必修第一册全册知识点汇总
第一章 物质及其变化 2
第一节 物质的分类及转化 2
第一课时　物质的分类 2
第二课时　物质的转化 9
第二节 离子反应 14
第一课时　电解质的电离 14
第二课时　离子反应 18
第三节 氧化还原反应 23
第一课时　氧化还原反应 23
第二课时　氧化剂和还原剂 27
重点难点突破 33
第二章 海水中的重要元素——钠和氯 38
第一节 钠及其化合物 38
第一课时　活泼的金属单质—— 钠 38
第二课时　钠的几种化合物　焰色试验 41
第二节 氯及其化合物 49
第一课时　氯气的性质 49
第二课时　氯气的实验室制法　氯离子的检验 54
第三节 物质的量 59
第一课时　物质的量 59
第二课时　气体摩尔体积 63
第三课时　物质的量浓度 66
重点难点突破 73
第三章 铁金属材料 78
第一节 铁及其化合物 78
第一课时　铁的单质 78
第二课时　铁的重要化合物 80
第二节 金属材料 87
第一课时　金属材料 87
第二课时　物质的量在化学方程式计算中的应用 90
重点难点突破 95
第四章 物质结构元素周期律 100
第一节 原子结构与元素周期表 100
第一课时　原子结构 100
第二课时　元素周期表　核素 105
第三课时　元素的性质与原子结构 111
第二节 元素周期律 115
第一课时　元素周期律 115
第二课时　元素周期表和元素周期律的应用 119
第三节 化学键 124
第一课时　离子键 124
第二课时　共价键 126
重点难点突破 131
第一章 物质及其变化
第一节 物质的分类及转化
第一课时　物质的分类
知识点一同素异形体
同一种元素可形成不同单质，这些单质互称为这种元素的同素异形体。
(1)产生同素异形体的原因
①组成分子的原子数目和成键方式不同，如氧气(O2)和臭氧(O3)。
②原子的排列方式不同，如金刚石和石墨。
(2)研究对象
①同素异形体是指单质，不是指化合物。
②互为同素异形体的不同单质是由同一种元素组成的，构成它们的原子的核电荷数相同。
(3)同素异形体的“同”“异”的含义
①“同”——指元素相同；
②“异”——指形成单质不同，结构不同，性质有差异。
(4)同素异形体的“结构决定性质”
①同素异形体的结构不同，性质存在差异。
②物理性质不同，化学性质有的相似，有的相差较大。
【典例1】　清晨，松树林中的空气特别清新，是因为有极少量的氧气变成了臭氧，反应的方程式为3O22O3。下列说法中正确的是(　　)
A．这是一个化合反应
B．由氧元素构成的物质是纯净物
C．产生的臭氧与氧气是氧元素的同素异形体
D．这个反应属于物理变化
[思路启迪]　解答该题时一定要注意以下关键点：(1)同素异形体的物理性质不同，化学性质有的相似，有的相差较大，同素异形体间的转化是化学变化。
(2)由同种元素组成的物质可能是纯净物中的单质，也可能是同素异形体组成的混合物。
[解析]　氧气与臭氧的转化只有一种反应物，所以不属于化合反应，A项错误；由氧元素可形成O2、O3两种单质，当O2与O3混合时不属于纯净物，B项错误；O2、O3均为氧元素的同素异形体，C项正确；O2与O3属于不同物质，所以该过程为化学变化，D项错误。
[答案]　C
规律总结
对同素异形体概念的理解
(1)组成元素：只含有一种元素。
(2)物质类别：互为同素异形体的只能是单质。
(3)性质关系：同素异形体之间的物理性质有差异，但化学性质相似。
(4)相互转化：同素异形体之间的转化属于化学变化。
(5)同素异形体之间的转化既有单质参加，又有单质生成，但没有涉及化合价的变化。
知识点二物质的分类
1.交叉分类法：对物质依据不同标准进行分类。如：
2．树状分类法：对同类事物按照某种属性进行再分类。如：物质的分类(依据组成和性质)
【典例2】　下列关于物质分类的正确组合是(　　)
选项 碱 酸 盐 碱性氧化物 酸性氧化物
A 纯碱 盐酸 烧碱 氧化钠 二氧化碳
B 烧碱 硫酸 食盐 氧化镁 一氧化碳
C 苛性钾 醋酸 食盐 氧化铝 二氧化硫
D 苛性钠 硫酸 纯碱 氧化钠 二氧化硫
[思路启迪]　解答分类题型时一定要准确理解概念中的关键点：酸：电离出的阳离子只有H＋的化合物；碱：电离出的阴离子只有OH－的化合物；盐：由金属阳离子(或NH)与酸根组成的化合物；氧化物：由两种元素组成，其中一种是氧元素。酸性氧化物：能够与碱反应生成盐和水。碱性氧化物：能与酸反应生成盐和水。
[解析]　A中纯碱是碳酸钠，不是碱而属于盐；B中一氧化碳不是酸性氧化物是不成盐氧化物；C中氧化铝不是碱性氧化物而是两性氧化物；D中各物质所属类别正确。
[答案]　D
规律总结
(1)氧化物按组成元素可分为金属氧化物和非金属氧化物。从性质上可分为酸性氧化物(如CO2、SO2等)、碱性氧化物(如CaO、MgO等)、两性氧化物(如Al2O3)、不成盐氧化物(如CO、NO等)。金属氧化物不一定都是碱性氧化物，如Al2O3是两性氧化物，而Mn2O7属于酸性氧化物。
(2)酸性氧化物可能是非金属氧化物(如CO2)，也可能是金属氧化物(如Mn2O7)。非金属氧化物不一定就是酸性氧化物(如CO、NO等)。
(3)碱性氧化物一定是金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物(如Na2O2、Mn2O7等)。
知识点三分散系及其分类
1.分散系
(1)概念：由一种或几种物质(称分散质)分散到另一种物质(称分散剂)中形成的混合体系。
(2)组成
(3)分类
①标准：分散质粒子直径的大小。
分类：溶液、胶体和浊液，如图：
②标准：分散质或分散剂的状态。
分类：9种分散系，如图：
举例：烟属于固气分散系；雾属于液气分散系；悬浊液属于固液分散系。
2．几种液体分散系的比较
3.区分胶体和溶液的方法
(1)分散质粒子的大小，分散质微粒直径介于10－9～10－7 m之间的分散系称为胶体，小于10－9 m的分散系为溶液。
(2)根据丁达尔效应区分，胶体具有丁达尔效应，而溶液无丁达尔效应。下列几个方面不能用来区分胶体和溶液：①是否均一、透明，因为胶体和溶液通常都是均一、透明的分散系。②是否通过滤纸，因为胶体和溶液的分散质粒子都很小，其分散质均能通过滤纸。
【典例3】　下列叙述中正确的是(　　)
A．FeCl3溶液、Fe(OH)3胶体与Fe(OH)3沉淀的本质区别是有没有丁达尔效应
B．根据分散系的稳定性大小将混合物分为胶体、溶液和浊液
C．根据是否具有丁达尔效应，将分散系分为溶液、浊液和胶体
D．胶体、分散系、混合物概念间的从属关系可用下图表示
[思路启迪]　解答该题的关键点是清楚几种不同分散系的本质区别是分散质粒子直径大小不同。
[解析]　胶体和溶液、浊液的本质区别在于分散质微粒直径大小不同，A项错误；分散系分为胶体、溶液和浊液的依据是分散质粒子直径大小不同，B、C项错误；从物质分类角度看，D项正确。
[答案]　D
规律总结
(1)分散系是混合物，纯净物不可能是分散系。
(2)胶体与其他分散系的本质区别是分散质粒子直径的大小，而不是有无丁达尔效应，但丁达尔效应可用来鉴别胶体。
知识点四胶体的制备、性质及应用
1.Fe(OH)3胶体的制备
(1)实验操作
(2)实验现象：烧杯中液体呈红褐色。
(3)化学方程式：FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl。
(4)注意事项
①用蒸馏水而不能用自来水；
②用饱和FeCl3溶液不能用稀溶液；
③蒸馏水要加热至沸腾。
2．性质
(1)丁达尔效应
①现象：当光束通过胶体时，可以看到光亮的“通路”。
②形成原因：胶体粒子对光线的散射作用。
③应用：鉴别溶液与胶体。
(2)胶体的分散质能透过滤纸的孔隙。
(3)布朗运动：胶体粒子在作不停地、无规则地运动。
(4)介稳性
①原因
a．胶体粒子吸附电性相同的电荷，电荷相互排斥，而不易聚沉。
b．胶体粒子做布朗运动。
②应用：制涂料、颜料、墨水、洗涤剂、喷雾剂等。
(5)聚沉
①概念：胶体粒子聚集成为较大的颗粒形成沉淀，从分散剂里析出的过程。
②方法
③应用：静电除尘、石膏点豆腐、明矾净水等。
(6)电泳现象
①概念：由于胶体粒子带有电荷，在外加电场的作用下，胶体粒子在分散剂里作定向移动。
②实验现象：Fe(OH)3胶体粒子带正电荷，在电流作用下，向阴极移动，因此阴极附近的颜色变深，阳极附近的颜色变浅。
3．胶体的应用
(1)农业生产方面：土壤保肥。
(2)医疗卫生方面：血液透析；特制的胶体还能黏合伤口，有效止血。
(3)日常生活方面：制豆腐、豆浆、牛奶、粥；明矾净水。
(4)自然地理方面：江河入海口处形成三角洲。
(5)工业生产方面：制有色玻璃，冶金工业利用电泳原理选矿、进行电泳电镀；电泳除尘。
(6)科技领域：纳米材料与胶体粒子的大小相近，可用胶体的制备方法来制备纳米材料。
【典例4】　下列说法正确的是(　　)
A．用Fe(OH)3胶体作电泳实验，阴极附近颜色变深，说明Fe(OH)3胶体带正电荷
B．将饱和FeCl3溶液直接加热至沸腾可制得Fe(OH)3胶体
C．用滤纸可以分离胶体和悬浊液
D．胶体与溶液的本质区别为是否具有丁达尔效应
[思路启迪]　解答此题的关键是准确理解胶体的概念，掌握胶体的本质、性质及分离方法；Fe(OH)3胶体的制备过程中应特别注意：FeCl3饱和溶液的加入要在水沸腾之后，并且要逐滴加入而不是倒入。
[解析]　A项，胶体不带电，错误；B项，Fe(OH)3胶体制备过程是向沸水中逐滴加入饱和FeCl3溶液并加热至
出现红褐色液体，错误；C项正确；D项，胶体与溶液的本质区别是分散质粒子直径的大小不同。
[答案]　C
规律总结
(1)利用丁达尔效应可以快速鉴别溶液与胶体，但胶体区别于其他分散系的本质特征是胶体粒子的直径介于1～100 nm之间，而不是丁达尔效应。
(2)三种分散系中溶液和胶体均能透过滤纸。
(3)胶体不带电，胶体中的胶体粒子能够吸附体系中的带电粒子而使胶体粒子带电荷，但整个分散系仍是电中性的。淀粉胶体的胶体粒子不带电荷。
第二课时　物质的转化
知识点一酸、碱、盐的性质
1.金属的化学通性
2．氧化物的通性
3．酸的通性
4．碱的通性
5．盐的通性
【典例1】　从H、O、S、K四种元素中选择合适的元素，组成属于表中第一栏类型的物质，将其化学式填在表中相应的空格内(只要求举一例)。
类型 酸性氧化物 碱性氧化物 含氧酸 碱 含氧酸盐
化学式
用上表中所填的物质写出符合要求的化学方程式：
(1)酸性氧化物＋碱性氧化物：___________________________________________________________________。
(2)酸性氧化物＋足量的碱：____________________________________________________________________。
(3)碱性氧化物＋足量的酸：___________________________________________________________________。
[思路启迪]　书写有关化学反应时注意题给酸性氧化物、碱性氧化物、酸、碱、盐的通性，对有关反应产物进行判断，解题时注意化合价、化学式及化学方程式的配平。
[解析]　由题给4种元素形成的氧化物有H2O、H2O2、SO3、SO2、K2O、K2O2(过氧化物不属于碱性氧化物)等，其中属于酸性氧化物的有SO3、SO2；属于碱性氧化物的有K2O；形成的含氧酸有H2SO4、H2SO3；形成的碱有KOH；形成的含氧酸盐有K2SO4(正盐)、K2SO3(正盐)、KHSO4(酸式盐)、KHSO3(酸式盐)。(1)酸性氧化物和碱性氧化物反应生成盐，如SO3＋K2O===K2SO4，SO2＋K2O===K2SO3；(2)酸性氧化物和足量碱反应生成正盐和水，如SO3＋2KOH===K2SO4＋H2O，SO2＋2KOH===K2SO3＋H2O；(3)碱性氧化物和足量的酸反应生成酸式盐和水，如K2O＋2H2SO3===2KHSO3＋H2O，K2O＋2H2SO4===2KHSO4＋H2O。
[答案]　
类型 酸性氧化物 碱性氧化物 含氧酸 碱 含氧酸盐
化学式 SO3 K2O H2SO4 KOH K2SO4
(1)SO3＋K2O===K2SO4
(2)SO3＋2KOH===K2SO4＋H2O
(3)K2O＋2H2SO4===2KHSO4＋H2O
规律总结
氧化物涉及到的转化过程
(1)酸性氧化物＋H2O―→含氧酸
(2)酸性氧化物＋碱―→盐＋水
(3)酸性氧化物＋碱性氧化物―→盐
(4)碱性氧化物＋H2O―→碱
(5)碱性氧化物＋酸―→盐＋水
知识点二物质的转化
　单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系图
图示解读：
(1)金属单质―→碱性氧化物，如4Na＋O2===2Na2O；
(2)碱性氧化物―→碱，如CaO＋H2O===Ca(OH)2；
(3)金属单质―→盐，如Zn＋H2SO4===ZnSO4＋H2↑；
(4)碱性氧化物―→盐，如CaO＋2HCl===CaCl2＋H2O；
(5)碱―→盐，如Ca(OH)2＋2HCl===CaCl2＋2H2O；
(6)非金属单质―→酸性氧化物，如S＋O2SO2；
(7)酸性氧化物―→酸，如CO2＋H2O===H2CO3；
(8)非金属单质―→盐，如2Na＋Cl22NaCl；
(9)酸性氧化物―→盐，如CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O
(10)酸―→盐，如HCl＋NaOH===NaCl＋H2O。
【典例2】　如图中，“——”表示相连的物质间在一定条件下可以反应，“―→”表示丁在一定条件下通过置换反应可以转化为乙。下面四组选项中，符合图示要求的是(　　)
选项 甲 乙 丙 丁
A H2SO4 Na2SO4 NaOH NaCl
B BaCl2 K2CO3 HCl KOH
C O2 CO CuO C
D Fe CuCl2 Zn HCl
[思路启迪]　解答此类转化问题时，首先要准确理解各类反应发生的条件，记住酸、碱、盐的溶解性；其次要注意选择合适的解题方法。本题宜采用排除法，任选每个选项中的两种物质，看是否满足题目要求。若不符合，则其他物质不需分析，但对正确选项则需要逐一验证。
[解析]　H2SO4和Na2SO4、Na2SO4和NaOH、NaOH和NaCl不反应，A错误；BaCl2和KOH不反应，B错误；Cu与HCl不发生置换反应生成CuCl2，D错误；故选C。
[答案]　C
规律总结
(1)置换反应的规律与条件
(2)复分解反应的规律与条件
第二节 离子反应
第一课时　电解质的电离
知识点一电解质的概念与判断
1.电解质与非电解质
2.电解质的判断方法
(1)从物质分类角度：电解质与非电解质都属于化合物。单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。
(2)从导电性角度：能导电的物质不一定是电解质，如金属、石墨、盐酸等。
(3)从物质性质角度：电解质导电的条件是电解质溶于水或熔融状态下能自身电离的化合物，二者具备其一即可。
①有些电解质溶于水导电，但熔融状态下不导电，如HCl气体。
②有些电解质只在熔融状态下才能导电，如BaSO4。
③SO2、CO2、NH3等与水反应生成的产物能电离而导电，但SO2、CO2、NH3等不属于电解质。
④某化合物是否是电解质与溶解性无关。如蔗糖溶于水，但是蔗糖是非电解质；难溶于水的盐，如BaSO4、AgCl在熔融状态下完全电离，是电解质。
【典例1】　下列有关电解质的说法正确的是(　　)
①NaOH固体溶于水能导电，所以NaOH是电解质
②CO2的水溶液能够导电，所以CO2是电解质
③液态铜的导电能力很强，所以铜是电解质
④FeCl3溶液能够导电，所以FeCl3是电解质
⑤C2H5OH(乙醇)是化合物，所以它是电解质
⑥BaSO4、CaCO3都是难溶物，其水溶液不导电，故它们不是电解质
A．①② B．①④
C．①③⑤ D．②④⑥
[思路启迪]　解答电解质和非电解质的相关问题时，注意把握概念中的关键点：单质和混合物既不是电解质也不是非电解质；物质导电与电解质的关系：能导电的物质不一定是电解质，电解质不一定任何状态下都能导电；电解质是自身可电离出离子的化合物，电解质与非电解质与物质的溶解性无关。
[解析]　①NaOH固体溶于水能导电，则NaOH是电解质；②CO2水溶液导电的原因是CO2与H2O反应生成的H2CO3能电离出自由移动的离子，所以CO2是非电解质；③铜是单质，既不是电解质，也不是非电解质；④FeCl3是电解质；⑤C2H5OH属于非电解质，因为它在水溶液里和熔融状态下都不导电，且为化合物，符合非电解质的定义；⑥虽然BaSO4和CaCO3的水溶液都不导电，但它们在熔融状态下都能导电，故它们都是电解质。
[答案]　B
规律总结
电解质、非电解质的判断方法
知识点二电解质的电离与电离方程式的书写
1.电解质的电离及表示方法
(1)电离的概念：电解质在水溶液中或熔融状态下解离成自由移动离子的过程。
(2)电离条件
酸的电离条件是溶于水；碱和盐的电离条件是溶于水或熔融。
(3)表示方法——电离方程式
①强酸、强碱和绝大部分盐书写时用“===”连接，如H2SO4===2H＋＋SO、NaOH===Na＋＋OH－、NaCl===Na＋＋Cl－。
②酸式盐的电离方程式
a．强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，如NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
b．弱酸的酸式盐在溶液中完全电离，生成酸式酸根离子和阳离子，如NaHCO3===Na＋＋HCO。
③电离方程式书写注意事项
a．符合客观事实，不能随意书写离子符号，离子所带电荷数必须等于该元素或原子团在该化合物中的化合价。
b．质量守恒：电离方程式左右两侧元素的种类、原子或原子团的个数相等。
c．电荷守恒：电离方程式左右两侧的正负电荷数相等，溶液呈电中性。
2．从电离角度认识酸、碱、盐
3．电解质溶液导电能力的影响因素
(1)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。
(2)判断电解质是否导电，关键要看电解质是否发生电离产生了自由移动的离子，还要看电离产生的离子浓度的大小，如CaCO3在水中的溶解度很小，溶于水电离产生的离子浓度很小，故认为其水溶液不导电。
【典例2】　填写下表(类别填“酸”“碱”或“盐”)
物质名称 化学式 类别 电离方程式
硝酸
Al2(SO4)3
熟石灰
NaHSO4
[思路启迪]　准确掌握酸、碱、盐的概念关键点，并依据电离方程式书写要求准确作答。
[解析]　HNO3电离出的阳离子全部是H＋，属于酸类；Al2(SO4)3由金属阳离子和酸根离子组成，属于盐类；熟石灰的成分是Ca(OH)2，电离出的阴离子全部是OH－，属于碱类；NaHSO4电离出Na＋、H＋、SO，阳离子既有H＋又有Na＋，应为盐类。
[答案]　
物质名称 化学式 类别 电离方程式
硝酸 HNO3 酸 HNO3===H＋＋NO
硫酸铝 Al2(SO4)3 盐 Al2(SO4)3===2Al3＋＋3SO
熟石灰 Ca(OH)2 碱 Ca(OH)2===Ca2＋＋2OH－
硫酸氢钠 NaHSO4 盐 NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO
规律总结
电离方程式的书写原则与要求
(1)电离方程式左边书写化学式，右边书写离子符号。
(2)要遵循质量守恒定律，即在电离方程式两边原子的种类和数目相同。
(3)要遵循电荷守恒定律，即在电离方程式右边，阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数，这是因为电解质溶液总是显电中性的。
第二课时　离子反应
知识点一离子反应与离子方程式
1.强电解质与弱电解质
(1)强电解质：在水溶液能够完全电离的电解质。包括：强酸、强碱和绝大多数盐。电离方程式中用“===”连接。
(2)弱电解质：在水溶液中不能完全电离的电解质。包括：弱酸、弱碱和水。电离方程式中用“”连接。
2．离子反应
(1)概念：电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应。
(2)实质：溶液中某些离子浓度减小。
3．离子方程式
(1)概念：用实际参加反应的离子来表示反应的式子。
(2)离子方程式的书写步骤(以CaCO3与盐酸的反应为例)
(3)离子方程式的意义
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，如氢氧化钠溶液和盐酸反应、氢氧化钙溶液和硝酸反应的离子方程式，都可用H＋＋OH－===H2O来表示。
(4)书写离子方程式的拆分原则
①拆成离子的物质：易溶且易电离的物质，如强酸、强碱、可溶性盐。
②书写化学式：单质、气体、氧化物、难溶物、难电离的物质、非电解质、浓硫酸。
③多元弱酸的酸式酸根：不能拆写成离子形式，如NaHCO3不能拆写成“Na＋＋H＋＋CO”，应写作“Na＋＋HCO”。
④微溶物[如Ca(OH)2]：当作反应物时澄清溶液写成离子，悬浊液写成化学式；当作生成物时写成化学式。
⑤氨水：作反应物：写成NH3·H2O；作生成物：稀溶液写成NH3·H2O，浓溶液或加热写成NH3↑。
(5)离子方程式正误判断“六看”
①看是否符合反应的客观事实
如铁与稀硫酸反应：
②看反应是否符合拆写原则
如氢氧化铜与盐酸反应：
4．离子反应发生的条件
【典例1】　下列离子方程式书写正确的是(　　)
A．碳酸钙与盐酸反应：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O
B．硫酸钠和氯化钡溶液反应：Ba2＋＋SO===BaSO4↓
C．澄清石灰水中通入足量CO2：2OH－＋CO2===CO＋H2O
D．铁钉放入硫酸铜溶液中：2Fe＋3Cu2＋===2Fe3＋＋3Cu
[思路启迪]　解答离子方程式正误的题型，关键在“查”：查“化学式”拆分是否正确，查元素、电荷是否守恒，查是否符合反应事实，查是否漏写离子反应，查化学计量数是否化为最简。
[解析]　碳酸钙与盐酸反应，碳酸钙难溶于水，应写化学式，A错误；硫酸钠和氯化钡溶液反应的离子方程式为Ba2＋＋SO===BaSO4↓，B正确；澄清石灰水中通入足量CO2无沉淀，产物是可溶的碳酸氢钙，C错误；铁钉放入硫酸铜溶液中，铁的氧化产物是Fe2＋，D错误。
[答案]　B
规律总结
判断离子方程式正误的方法
知识点二离子共存
1.离子共存
所谓几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不能发生离子反应；若离子之间能发生离子反应，则不能大量共存。
2．常见的离子不共存归纳
(1)若阴、阳离子能相互结合生成难溶物或微溶性盐，则不能大量共存。如Ba2＋、Ca2＋与CO、SO、SO等；Ag＋与Cl－、Br－、I－、CO等。
(2)弱碱的阳离子不能与OH－大量共存。如Fe3＋、Cu2＋、NH、Ag＋、Mg2＋、Al3＋、Fe2＋、Zn2＋与OH－不能大量共存。
(3)弱酸根阴离子不能与H＋大量共存。如F－、CO、SO、S2－、PO、CH3COO－等与H＋不能大量共存。
(4)弱酸的酸式酸根阴离子与H＋和OH－均不能大量共存。如HCO、HSO、HS－、H2PO、HPO既不能与H＋大量共存，又不能与OH－大量共存。
(5)还需注意隐含条件
①“无色透明”溶液不存在有色离子，如：
②酸性溶液中不能大量存在与H＋反应的离子：
“酸性”溶液的不同描述：
a．酸性溶液。
b．pH<7的溶液。
c．使石蕊溶液变红的溶液。
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：
a．碱性溶液。
b．pH>7的溶液。
c．使石蕊溶液变蓝的溶液。
3．离子共存问题审题技巧
(1)注意判断离子共存的情况：“能、不能”，“一定、可能、一定不能”。
(2)注意题干中提示的溶液酸碱性：酸性溶液应考虑H＋的存在，碱性溶液应考虑OH－的存在。
(3)注意题干中提示的溶液颜色：溶液无色时，有色离子不能存在。
(4)注意正确理解“透明溶液”，如：NaCl溶液、KOH溶液为无色透明溶液，CuSO4溶液、FeCl3溶液是有色透明溶液，不能认为“有色”就不透明。
【典例2】　在强酸性溶液中能大量共存并且溶液为无色透明的离子组是(　　)
A．Ba2＋、Na＋、NO、SO
B．Mg2＋、Cl－、Al3＋、SO
C．K＋、Cl－、CO、NO
D．Ca2＋、Na＋、Fe3＋、NO
[思路启迪]　解答离子共存问题时，一定要认真审查题干信息，尤其审清是否有隐含限制条件，如碱性、酸性、无色等。这些问题较易忽视，故放在第一步。其次准确把握复分解反应发生的条件，逐一分析，尤其要注意一些无现象的复分解反应，如：H＋＋CH3COO－===CH3COOH。
[解析]　A项Ba2＋与SO生成BaSO4沉淀；C项H＋与CO反应产生CO2气体；D项Fe3＋的水溶液呈棕黄色。
[答案]　B
规律总结
解答离子共存问题的方法
(1)看是否有隐含限制条件，如碱性、酸性、无色等。这些问题较易忽视，故放在第一步。
(2)看能否发生复分解反应。可分三步进行：
①查H＋，主要看是否有弱酸根离子和酸式酸根离子等；
②查OH－，主要看是否有NH、酸式酸根离子和金属离子；
③查金属离子，主要看是否与酸根产生难溶性盐(包括微溶性盐)。
第三节 氧化还原反应
第一课时　氧化还原反应
知识点一氧化还原反应的概念及判断
1.氧化还原反应的本质和特征
3．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系
(1)置换反应一定是氧化还原反应。
(2)复分解反应一定不是氧化还原反应。
(3)有单质参加的化合反应是氧化还原反应。
(4)有单质生成的分解反应是氧化还原反应。
【典例1】　下列说法正确的是(　　)
A．有单质参加的化学反应都是氧化还原反应
B．只有所有元素化合价都发生变化的化学反应才是氧化还原反应
C．氧化还原反应中金属元素的化合价一定升高
D．某些氧化还原反应中，仅有一种元素的化合价发生了变化
[思路启迪]　解答概念分析题时，一定要准确理解概念的关键点，把握概念的内涵和外延，氧化还原反应的特征是：反应前后元素的化合价发生变化(升高和降低)；氧化还原反应的本质是：电子转移(电子的得失或共用电子对的偏移)；有单质参加或生成的反应不一定是氧化还原反应，如：3O22O3，无化合价变化，不属于氧化还原反应。
[解析]　A项，有单质参加的反应不一定是氧化还原反应；B项，只要有一种元素的化合价发生变化，该反应就是氧化还原反应，错误；C项，在KMnO4受热分解的反应中，Mn元素的化合价从＋7价分别降到＋6价和＋4价，错误；D项，反应H2S＋H2SO4(浓)===SO2↑＋S↓＋2H2O中，只有S元素的化合价发生了变化，正确。
[答案]　D
规律总结
(1)有单质参加的化合反应与有单质生成的分解反应均属于氧化还原反应。
(2)在氧化还原反应中，并不是所有元素的化合价都发生改变。
(3)氧化还原反应中金属元素在单质中化合价一定升高，在化合物中化合价可不变，可变，可升可降。
(4)化合价升降可以发生在不同元素间，也可以发生在同种元素间。
知识点二氧化还原反应中电子转移的表示方法
1.双线桥法
表明一种元素反应前后的电子转移情况。
(1)双线桥法的基本步骤
(2)注意事项
①箭头必须由反应物指向生成物中的同种元素。
②在“桥”上标明电子“得到”与“失去”，且得到与失去的电子总数必须相等。
③采用“a×be－”形式表示得失电子数，a为得失电子的原子总数，b为每个原子得失电子数，当a或b是“1”时省略“1”。
2．单线桥法
表明反应中不同元素原子间的电子转移情况。
(1)单线桥法的基本步骤
(2)注意事项
①单线桥从还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素，表示氧化剂和还原剂中变价元素原子间电子的转移情况。
②箭头已标明电子转移的方向，因此不需再标明“得”或“失”，只标明电子转移数目。
【典例2】　下列氧化还原反应中，电子转移的方向和数目均正确的是(　　)
[思路启迪]　分析电子转移表示方法的题目时，首先要明确双线桥表示电子转移时的书写要点，其次检查化合价的升降及得失电子是否守恒。
[解析]　A项中应转移12e－；C项中得失电子标反了；D项单线桥上不用注明“得到”或“失去”。
[答案]　B
规律总结
标双线桥的注意事项
(1)箭头、箭尾必须对应化合价变化的同种元素；
(2)必须注明“得”“失”，但不得标反；
(3)氧化剂和还原剂得、失电子要守恒。
第二课时　氧化剂和还原剂
知识点一氧化剂、还原剂
1.从电子转移角度认识氧化剂、还原剂
―→―→―→―→
―→―→―→―→
2．常见的氧化剂、还原剂
氧化剂 还原剂
单质 O2、Cl2、Br2 Na、Mg、Al、H2、C
化 合 物 氧化物 MnO2、CO2、Na2O2 CO、SO2
盐 FeCl3、KMnO4、KClO3 FeSO4、Na2SO3
含氧酸 HNO3、浓H2SO4 H2SO3
无氧酸 HCl HCl、H2S、HBr
3.相应关系
【典例1】　实验室制取少量的氮气，常利用的反应是NaNO2＋NH4ClNaCl＋N2↑＋2H2O。
关于该反应说法正确的是(　　)
A．NaNO2是还原剂
B．N2只是氧化产物
C．NH4Cl中的氮元素被氧化
D．N2既是氧化剂又是还原剂
[思路启迪]　解决此类问题时，要准确理解氧化还原反应的相关概念。
[解析]　“化合价变化”如下：
NaO2＋H4ClNaCl＋2↑＋2H2O
据概念可知：NaNO2是氧化剂、NH4Cl是还原剂、N2既是氧化产物又是还原产物。
[答案]　C
规律总结
元素化合价变化是分析一切氧化还原反应问题的前提和基础，正确标出各元素的化合价是分析氧化还原反应的关键和突破口。具体方法是找变价，判类型；分升降，定其他。
知识点二氧化性和还原性
1.氧化性、还原性的概念
(1)氧化性：氧化剂所表现出得电子的性质。
(2)还原性：还原剂所表现出失电子的性质。
注：(1)氧化性、还原性的强弱只与该元素原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。
(2)一种反应物不一定只表现出一种性质。如反应2KMnO4K2MnO4＋MnO2＋O2↑中，参加反应的KMnO4既表现了还原性，又表现了氧化性。
2．氧化性、还原性和元素化合价之间的关系
注：元素的化合价处于最高(最低)价态时，具有氧化(还原)性，但不一定具有强氧化(还原)性，如Na＋(F－)。
3．氧化性、还原性强弱的判断方法
(1)根据氧化还原反应方程式判断
氧化性：氧化剂>氧化产物
还原性：还原剂>还原产物
特点：比什么性，找什么剂，产物之性小于剂。
(2)根据元素的活动性顺序判断
特点：上左下右可反应，隔之愈远愈易行。
(3)根据反应条件判断
当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如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。
如：4HCl(浓)＋MnO2MnCl2＋2H2O＋Cl2↑
16HCl(浓)＋2KMnO4===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑
氧化性：KMnO4>MnO2。
判断还原剂还原性的原理与此类似。
(4)根据氧化产物的化合价高低判断
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。
如：2Fe＋3Cl22FeCl3　Fe＋SFeS
氧化性：Cl2>S。
判断还原剂还原性的原理与此类似。
【典例2】　根据反应式：①2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2，②Br2＋2Fe2＋===2Br－＋2Fe3＋，可判断离子的还原性从强到弱的顺序是(　　)
A．Br－、Fe2＋、I－　　　　 B．I－、Fe2＋、Br－
C．Br－、I－、Fe2＋ D．Fe2＋、I－、Br－
[思路启迪]　解决此类问题时，一定要清楚氧化还原反应中氧化性、还原性强弱比较口诀：“比什么性，找什么剂，产物之性小于剂，联合对比自成序”。
[解析]　反应①中还原剂是I－，还原产物是Fe2＋，故还原性：I－>Fe2＋；反应②中还原剂是Fe2＋，还原产物是Br－，故还原性：Fe2＋>Br－，所以还原性从强到弱的顺序为I－>Fe2＋>Br－。
[答案]　B
规律总结
在同一个氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。同时要注意，氧化性、还原性的强弱只与得失电子的难易程度有关，与得失电子的数目没有关系。
知识点三氧化还原反应的规律及其应用
1.氧化还原反应的规律
(1)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。
(2)价态规律
“高价氧化、低价还原、中间价态两头兼”即最高价时只有氧化性，最低价时只有还原性，中间价态时既有氧化性又有还原性。
(3)先强后弱规律
①同时含有几种还原剂时将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。如在FeBr2溶液中(还原性Fe2＋>Br－)通入Cl2时，Fe2＋先与Cl2反应。
②同时含有几种氧化剂时将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。如在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入Fe粉，Fe粉先与Fe3＋反应，然后依次为Cu2＋、H＋。
(4)价态归中规律
同种元素在不同的反应物中有两种不同的价态(高价、低价)，反应后转化成中间价态，即其产物的价态既不相互交换，也不交错。例如：H2S和浓硫酸作用，H2S不可能被氧化成H2SO4，同样浓硫酸的还原产物也不可能为H2S。
此反应中S为氧化产物，SO2为还原产物，两者不可能互换。
相邻价态之间不发生氧化还原反应，如S与SO2、SO2与H2SO4、H2S与S之间均不反应。
2．氧化还原反应方程式的配平
(1)配平原则
(2)常用方法——化合价升降法
【典例3】　在含有Cu(NO3)2、Mg(NO3)2、AgNO3的溶液中加入适量锌粉，首先置换出的是(　　)
A．Mg　　　B．Cu　　　C．Ag　　　D．H2
[思路启迪]　解答此类问题时首先要特别注意多种氧化剂之间氧化性强弱的顺序，其次要考虑到氧化还原反应的先后规律。
[解析]　由金属活动性顺序可知，Cu2＋、Mg2＋、Ag＋、H＋的氧化性由强到弱的顺序为Ag＋>Cu2＋>H＋>Mg2＋，故混合液与锌粉反应时，首先置换出Ag。
[答案]　C
规律总结
(1)当溶液中同时含有几种还原剂时，反应顺序按还原性从强到弱的先后顺序发生反应。
(2)当溶液中同时含有几种氧化剂时反应顺序按氧化性从强到弱的先后顺序发生反应。
重点难点突破
突破点一　电解质中的“是与非”
【典例1】　掌握电解质和非电解质的概念，能熟练判断一种物质是否是电解质是认识电解质的性质、研究离子反应的前提。以下有10种物质：①铜　②稀硫酸　③氯化氢　④氨气　⑤空气　⑥二氧化碳　⑦金属汞(俗称水银)　⑧氯化钠　⑨硫酸钡　⑩氯气
按照表中提示的信息，把符合左栏条件的物质的名称填入右栏相应的位置。
序号 符合的条件 物质的名称
(1) 混合物
(2) 电解质，但难溶于水
(3) 非电解质
(4) 既不是电解质，也不是非电解质，但本身能导电
[思路启迪]　(1)切入点：判断一种物质是否为电解质的经验规则：酸、碱、盐都是电解质。要注意这里的酸、碱、盐都是指纯净物，而不是指其水溶液。如可以说“H2SO4”是电解质，但不能说“稀硫酸”是电解质。
(2)关键点：①物质范畴：化合物。②导电条件：水溶液或熔融状态。③导电本质：自身发生电离。
[解析]　10种物质中稀硫酸和空气属于混合物。BaSO4是难溶性电解质。而NH3、CO2的水溶液虽然能导电，但不是它们本身发生了电离，而是它们与水发生了反应，生成了电解质NH3·H2O和H2CO3，故它们属于非电解质。铜和金属汞属于单质，不是化合物，故既不是电解质也不是非电解质，但能导电；稀硫酸是混合物，既不是电解质也不是非电解质，但能导电。
[答案]　(1)稀硫酸、空气　(2)硫酸钡　(3)氨气、二氧化碳　(4)铜、金属汞、稀硫酸
规律总结
(1)电解质、非电解质的相同之处在于它们都是化合物，单质和混合物既不属于电解质，又不属于非电解质；电解质、非电解质的不同之处是在水溶液里或熔融状态下能否导电。
(2)电解质概念中的“或”，指两种情况满足一种即可；非电解质中的“无论”和“都”，指两种情况必须同时满足。
(3)从物质类别上把握概念更清晰明了。如：酸、碱、金属氧化物、大多数盐以及H2O为电解质。酒精、蔗糖和大多数非金属氧化物是非电解质。
(4)能导电的物质不一定是电解质，如石墨等；电解质本身不一定能导电，如食盐晶体。
(5)NH3、SO2溶于水均能导电，但并非它们本身能电离出自由离子，而是它们与水反应的生成物NH3·H2O、H2SO3能电离出离子，所以NH3、SO2都是非电解质。
突破点二　溶液中离子能否共存的判断
【典例2】　下列有关溶液组成的描述正确的是(　　)
A．在无色溶液中可能大量存在NH、Cu2＋、Cl－、SO
B．在酸性溶液中可能大量存在K＋、NH、SO、Br－
C．在碱性溶液中可能大量存在Na＋、K＋、Cl－、HCO
D．在Ca(OH)2的悬浊液中可能大量存在Na＋、K＋、NO、CO
[思路启迪]　(1)切入点：解此类题目时要注意抓住限制条件。常见的限制条件：无色透明、酸性、碱性、加入某物质有什么现象等。
(2)关键点：①弄懂这些限制条件的含义。
②解答问题时，遵循一定的思路，掌握一定的技巧。
③熟记溶解性口诀。
钾、钠、铵盐硝酸盐，都能溶在水中间；碳酸、磷酸两种盐，溶者只有钾、钠、铵；盐酸难溶银、亚汞，硫酸难溶是钡、铅；碱溶钾、钠、铵和钡，注意钙盐常是微溶。
[解析]　Cu2＋在溶液中显蓝色，与无色溶液矛盾，A项错误；碱性溶液中HCO不能大量存在，C项错误；Ca(OH)2与CO生成CaCO3沉淀，D项错误。
[答案]　B
规律总结
(1)典型的离子共存问题
(2)判断离子不共存的理由
突破点三　溶液所含离子的综合推断
【典例3】　某兴趣小组在课外活动中，对某溶液进行了多次检测，其中三次检测结果如下表所示，请回答：
检测次数 溶液中检测出的物质
第一次 KCl、K2SO4、Na2CO3、NaCl
第二次 KCl、BaCl2、Na2SO4、K2CO3
第三次 Na2SO4、KCl、K2CO3、NaCl
(1)三次检测结果中第________次检测结果不正确。
(2)在检测时，为了确定溶液中是否存在硫酸根离子、碳酸根离子和氯离子(提示：Ag2SO4微溶于水)，该小组进行了如下操作：
第一步　向溶液中滴加过量的________(填化学式)溶液，其目的是检验CO并将其除去；
第二步　加入过量的Ba(NO3)2溶液，其目的是___________；
第三步　过滤，再向滤液中加入________(填化学式)溶液，发生反应的离子方程式为______________________。
[思路启迪]　(1)切入点：离子推断可以把实验操作、离子反应、离子共存、离子检验、电荷守恒等知识综合起来考查，是综合性较强的题目。其一般解题思路：根据反应操作及反应现象判断一定含有的离子―→根据离子共存判断一定不含有的离子―→根据电荷守恒判断含有的其他离子―→最后确定可能含有的离子。
(2)关键点：①所加试剂引入的离子对后续实验的影响；②运用电荷守恒判断溶液中含有的其他离子时要将定性与定量的方法相结合。
[解析]　(1)溶液中，BaCl2可分别与Na2SO4、K2CO3反应生成BaSO4、BaCO3沉淀，故第二次检测结果不正确。(2)SO的检验可用硝酸钡溶液，产生白色沉淀，CO可产生干扰，后面还要检验Cl－，故用硝酸检验CO并将其除去；Cl－的检验用硝酸银溶液，产生白色沉淀，SO会对Cl－的检验产生干扰，故应先检验SO并将其除去。
[答案]　(1)二　(2)HNO3　检验SO，并将其除去　AgNO3　Ag＋＋Cl－===AgCl↓
规律总结
解答溶液中所含离子问题的“四项基本原则”
(1)肯定性原则：根据实验现象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的离子(熟记几种常见的有色离子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO、CrO、Cr2O)。
(2)互斥性原则：在肯定某些离子存在的同时，结合离子共存规律，否定一些离子的存在(要注意题目中的隐含条件，如酸性、碱性、指示剂的变化、水的电离情况等)。
(3)电中性原则：溶液呈电中性，溶液中一定既含有阳离子，又含有阴离子，且正电荷总数与负电荷总数相等(这一原则可帮助我们确定一些隐含的离子)。
(4)进出性原则：通常在实验过程中使用，是指在实验过程中生成的离子或引入的离子对后续实验的干扰。
突破点四　氧化还原反应的规律及应用
【典例4】　根据下列反应判断有关物质还原性由强到弱的顺序是(　　)
H2SO3＋I2＋H2O===2HI＋H2SO4；
2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋2HCl＋I2；
3FeCl2＋4HNO3===2FeCl3＋NO↑＋2H2O＋Fe(NO3)3。
A．H2SO3>I－>Fe2＋>NO
B．I－>Fe2＋>H2SO3>NO
C．Fe2＋>I－>H2SO3>NO
D．NO>Fe2＋>H2SO3>I－
[思路启迪]　(1)切入点：解此类题目时要注意该题考查物质的哪个性质。
(2)关键点：找准参与比较的物质，再进行比较。
[解析]　先确定各反应的还原剂(分别为H2SO3、HI、FeCl2)和还原产物(分别为HI、FeCl2、NO)，根据还原性：还原剂>还原产物，故有H2SO3>HI，HI>FeCl2，FeCl2>NO。
[答案]　A
规律总结
氧化还原反应的基本规律
(1)守恒规律
化合价有升必有降，电子有得必有失。对于一个完整的氧化还原反应，化合价升降总数相等，得失电子总数相等。
应用：计算和配平氧化还原反应方程式。
(2)强弱规律
相对较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。
应用：在适宜条件下，用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质，或用还原性较强的物质制备还原性较弱的物质，亦可用于比较物质间氧化性或还原性的强弱。
(3)价态规律
元素处于最高价态，只有氧化性；元素处于最低价态，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要表现其中一种性质。
应用：判断物质氧化性、还原性及反应的可能性。
(4)转化规律
氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最易；同种元素不同价态之间若发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。
应用：分析判断氧化还原反应能否发生，元素化合价如何变化。
(5)难易规律
越易失电子的物质，失电子后就越难得电子，越易得电子的物质，得电子后就越难失去电子；一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，优先与还原性最强的还原剂发生反应；同理，一种还原剂遇到多种氧化剂时，与氧化性最强的氧化剂优先反应。
应用：判断物质的稳定性及反应顺序。
第二章 海水中的重要元素——钠和氯
第一节 钠及其化合物
第一课时　活泼的金属单质——钠
知识点一钠
1.钠与氧气的反应
(1)实验探究
(2)金属钠露置于空气中的主要变化
金属钠长期露置于空气中最终完全转变为Na2CO3粉末，此过程中的主要变化与现象有：
发生的主要变化的化学方程式为
①4Na＋O2===2Na2O；
②Na2O＋H2O===2NaOH；
④2NaOH＋CO2===Na2CO3＋H2O，
Na2CO3＋10H2O===Na2CO3·10H2O；
⑤Na2CO3·10H2O===Na2CO3＋10H2O。
2．钠与水的反应
(1)实验探究
(2)钠与水、酸溶液、碱溶液和盐溶液的反应
①钠与水的反应
化学方程式：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑，还原剂：Na，氧化剂：H2O。
②钠与酸溶液的反应
a．钠与酸溶液反应时先与酸反应生成H2。
b．如果钠过量，钠把酸消耗尽之后，再与水反应。
③钠与碱溶液的反应实质就是钠与水的反应。
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)。例如：
a．Na与Fe2(SO4)3溶液的反应
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑，
6NaOH＋Fe2(SO4)3===2Fe(OH)3↓＋3Na2SO4。
b．Na与K2SO4溶液的反应
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑(仅此一步反应)。
3．结合实验探究总结金属钠的物理性质
状态 颜色 硬度 密度 熔点
固态 银白色 质软 ρ(煤油)<ρ(钠)<ρ(水) <100℃
4.金属钠的保存
钠的化学性质非常活泼，所以自然界不存在游离态的钠；在实验室里，金属钠保存在煤油或石蜡里。
【典例】　将一块银白色的金属钠放在空气中会发生一系列的变化，下列有关叙述正确的是(　　)
A．表面迅速变暗是因为钠与空气中的氧气反应生成了过氧化钠
B．表面“出汗”是因为生成的氢氧化钠吸收空气中的CO2在表面形成了溶液
C．最后变成碳酸钠粉末
D．该过程的所有化学反应均为氧化还原反应
[思路启迪]　解决此题的关键是掌握钠暴露在空气中所发生的一系列反应及其反应类型。
[解析]　钠露置在空气中迅速变暗，是因为Na与O2反应生成了Na2O，Na2O与水反应生成NaOH，NaOH又吸收空气中的H2O和CO2，生成Na2CO3·10H2O，Na2CO3·10H2O逐渐风化脱水，最后变成Na2CO3粉末，只有钠与氧气的反应是氧化还原反应，其他反应不属于氧化还原反应，故只有C项正确。
[答案]　C
第二课时　钠的几种化合物　焰色试验
知识点一氧化钠和过氧化钠
1.氧化钠与过氧化钠的比较
注：(1)Na2O是碱性氧化物，Na2O2是非碱性氧化物。(因其与酸反应时除生成盐和水外，还有O2生成)。
(2)Na2O2中阴离子是O，阴、阳离子个数比是1∶2而不是1∶1。
(3)Na2O2中氧元素的化合价是－1价，Na2O中氧元素的化合价是－2价，Na2O2与水、CO2反应中，Na2O2既是氧化剂又是还原剂。
(4)Na2O2具有强氧化性，可以使有机色素褪色而呈现漂白性。
(5)Na2O2与其他物质反应时不一定都产生O2，如：Na2O2＋SO2===Na2SO4。
2．Na2O2与H2O、CO2的反应
(1)实验探究
反应原理：
写出过氧化钠与水反应的化学方程式(用双线桥法标出电子转移的方向和数目)；
氧化剂是Na2O2，还原剂是Na2O2。
(2)Na2O2与H2O、CO2反应的先后顺序
2H2O＋2Na2O2===4NaOH＋O2↑；
CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O；
总式为2CO2＋2Na2O2===2Na2CO3＋O2。
所以一定量的Na2O2与一定量CO2和H2O(g)的混合物的反应，可视为Na2O2先与CO2反应，待CO2反应完全后，Na2O2再与H2O(g)发生反应。
【典例1】　CO和H2的混合气体21.2 g，与足量O2反应后，通过足量Na2O2，固体质量增加(　　)
A．21.2 g　　　　　　　 B．14 g
C．6.78 g D．不能确定
[思路启迪]　解答本题的关键是掌握过氧化钠与CO2、H2O反应的本质，尤其是要注意固体实际增重的来源。
[解析]　已知有关反应：2H2＋O22H2O,2CO＋O22CO2,2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑，2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2。
将上述化学方程式合并可得：Na2O2＋H2===2NaOH，Na2O2＋CO===Na2CO3即反应结果相当于CO、H2恰好被Na2O2吸收，固体增加的质量就是CO和H2的总质量。
[答案]　A
规律总结
CO2、H2O与Na2CO3固体发生反应，会使固体质量增加，其增重质量相当于CO2中的CO、H2O中H2的质量。
知识点二Na2CO3和NaHCO3
1.实验探究
(1)碳酸钠、碳酸氢钠的水溶性及酸碱性探究
①按表中要求完成各步实验，将其实验现象填入下表：
②实验结论
a．碳酸钠易与水结合形成晶体，并放出热量。
b．水溶性：Na2CO3和NaHCO3都能溶于水，溶解度大小比较：Na2CO3溶解度大于NaHCO3。
c．水溶液酸碱性：Na2CO3、NaHCO3水溶液都呈碱性。
(2)碳酸钠和碳酸氢钠的热稳定性比较
①利用下图装置探究碳酸钠和碳酸氢钠的热稳定性，其中小试管内有沾有白色无水硫酸铜粉末的棉花球。
点燃酒精灯加热，能观察到的实验现象是小试管中棉花球变蓝色，B烧杯中澄清石灰水变浑浊，A中有少量气泡冒出，A烧杯中澄清石灰水不变浑浊。
②实验结论：Na2CO3受热不分解；NaHCO3受热易分解，生成物中含有CO2和H2O。由此可知，Na2CO3的热稳定性比NaHCO3强。
(3)碳酸钠、碳酸氢钠与盐酸的反应
①按图中要求完成实验：在两支试管中分别加入3 mL稀盐酸，将两个各装有少量等质量的Na2CO3、NaHCO3粉末的小气球分别套在两支试管口。将气球内的Na2CO3和NaHCO3同时倒入试管中。观察到的实验现象是两个气球体积均膨胀；碳酸氢钠与盐酸混合比碳酸钠与盐酸混合气球膨胀得快且大。
②实验结论：碳酸氢钠与盐酸反应产生气体比碳酸钠与盐酸反应产生气体剧烈得多。
③碳酸钠与盐酸反应的化学方程式是Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋CO2↑，离子方程式是CO＋2H＋===H2O＋CO2↑；碳酸氢钠与盐酸反应的化学方程式是NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑，离子方程式是HCO＋H＋===H2O＋CO2↑。
2．碳酸钠与碳酸氢钠的性质比较
注：(1)NaHCO3固体受热易分解，但在溶液中NaHCO3受热不分解。
(2)碳酸钠和碳酸氢钠都与氢氧化钙溶液反应产生白色沉淀，故无法使用氢氧化钙溶液鉴别两者。
(3)碳酸氢钠与盐酸反应的离子方程式中HCO不能拆开写，因为HCO属于弱酸酸式酸根。
(4)CO2中混有HCl时，可将气体通过盛饱和碳酸氢钠溶液的洗气瓶而非饱和碳酸钠溶液。
(5)Na2CO3溶液中逐滴加入盐酸时，反应分两步进行。
先：Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl　无气体产生
后：NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑　有气体产生
3．鉴别方法及原理
4．Na2CO3与NaHCO3的除杂
混合物(括号内的为杂质) 除杂方法或所用试剂
Na2CO3固体(NaHCO3) 加热
NaHCO3溶液(Na2CO3) 通入足量CO2
Na2CO3溶液(NaHCO3) 加入适量的NaOH溶液
【典例2】　有两试管分别装有Na2CO3和NaHCO3溶液，下列操作或判断正确的是(　　)
选项 操作 判断
A 分别加入澄清石灰水 产生沉淀者为Na2CO3
B 分别加入等浓度的稀盐酸 反应较剧烈者为Na2CO3
C 分别加入CaCl2溶液 产生沉淀者为Na2CO3
D 逐滴加入等浓度的盐酸 立即产生气泡者为Na2CO3
[思路启迪]　解决该问题时要准确区分CO与HCO的性质差异，尤其要注意HCO遇碱溶液(HCO＋OH－===CO＋H2O)可转化为CO，以及Na2CO3与盐酸互滴时反应现象的不同点。
[解析]　A项中发生的反应分别为Na2CO3＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2NaOH,2NaHCO3＋Ca(OH)2===
CaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O，两者现象相同均产生白色沉淀；B项滴加等浓度的稀盐酸时，NaHCO3溶液反应更剧烈；C项Na2CO3与CaCl2发生反应：Na2CO3＋CaCl2===CaCO3↓＋2NaCl，产生白色沉淀，NaHCO3与CaCl2不反应；D项逐滴加入盐酸时，NaHCO3立即产生气泡，Na2CO3开始无气泡产生，过一会儿才产生气泡。
[答案]　C
规律总结
Na2CO3溶液与盐酸互滴时反应现象的不同点
(1)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。
(2)向Na2CO3溶液中逐滴加入盐酸(开始时酸不足)
HCl＋Na2CO3===NaCl＋NaHCO3
HCl＋NaHCO3===NaCl＋CO2↑＋H2O
现象：刚开始无气泡产生，盐酸滴加到一定量后，有气泡产生。
结论：不同的滴加顺序产生不同的现象，这也是不用其他试剂就可鉴别Na2CO3溶液和盐酸的原理。
知识点三焰色试验
1.焰色试验是部分金属元素的性质，无论是单质还是化合物，只要含有该元素，就具有该性质。
2．焰色试验与气体物质燃烧时产生的各色火焰有本质的区别。焰色试验是金属的原子或离子的外围电子被激发跃迁而产生各种焰色光的过程，为物理变化。
3．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。
【典例3】　某物质灼烧时焰色试验为黄色，下列判断正确的是(　　)
A．该物质一定是钠的化合物
B．该物质一定含钠元素
C．该物质一定是金属钠
D．该物质中一定含钠离子
[思路启迪]　解决有关焰色试验问题时要熟练掌握并记忆焰色试验是部分金属元素的性质，只要含有钠元素焰色均为黄色。
[解析]　焰色试验是钠元素的性质，单质钠和钠的化合物的焰色试验为黄色，故B正确。
[答案]　B
规律总结
(1)焰色试验是元素的性质，不是单质或某种化合物的性质。
(2)焰色试验属于物理变化，而不是化学变化。
第二节 氯及其化合物
第一课时　氯气的性质
知识点一氯气的性质
1.Cl2的物理性质
(1)氯气在通常条件下呈黄绿色，是一种有强烈刺激性气味的有毒气体。25℃时，1体积水可溶解约2体积氯气。
(2)氯气易液化，在低温和加压的条件下可以转变为液态和固态，二者都是纯净物。
(3)氯气的密度比空气密度大，实验室制取的氯气可用向上排空气法收集。
2．Cl2的化学性质
(1)与金属单质的反应
氯气具有很强的氧化性，能与大多数金属反应，把变价金属(如Fe、Cu)氧化到最高价态(FeCl3、CuCl2)。
(2)与非金属单质反应
Cl2除了能与H2化合，还可跟P、S、C等非金属直接化合，都体现了Cl2的氧化性。
注：(1)燃烧是指发热发光的剧烈的化学反应。它强调的是：①发光时也要发热；②反应剧烈；③实质是剧烈的氧化还原反应；④不一定要有氧气的参加。
(2)描述现象时，固体小颗粒，分散在空气中形成烟；液体小液滴，分散在空气中形成雾。
(3)与还原性物质的反应
Cl2与FeCl2溶液反应：Cl2＋2FeCl2===2FeCl3；
Cl2与KI溶液反应：Cl2＋2KI===2KCl＋I2；
Cl2与SO2的水溶液反应：Cl2＋SO2＋2H2O===2HCl＋H2SO4。
【典例1】　下列氯化物既可由金属和氯气直接反应制得，也可由金属和盐酸反应制得的是(　　)
A．CuCl2　　　B．FeCl3　　　C．FeCl2　　　D．AlCl3
[思路启迪]　解决金属氯化物制备时，要抓住以下两点：(1)Cl2是非常活泼的非金属单质，具有强氧化性，变价金属与Cl2反应生成高价态氯化物。
(2)盐酸是非氧化性酸，与变价金属反应生成低价态氯化物。
[解析]　Cu和氯气直接化合制得CuCl2，但Cu与盐酸不反应，与题意不符，故A错误；Fe和氯气直接化合制得FeCl3，Fe与稀盐酸反应生成FeCl2，与题意不符，故B错误；Fe和氯气直接化合制得FeCl3，得不到FeCl2，与题意不符，故C错误；Al和氯气直接化合制得AlCl3，且Al与盐酸反应制得AlCl3，与题意相符，故D正确；故选D。
[答案]　D
规律总结
(1)氯气与金属反应时表现出强氧化性，与变价金属(如Fe)反应时得到FeCl3；氯气不但能与活泼金属反应，也能与某些不活泼金属发生反应。
(2)只有活泼金属才能与盐酸发生反应，生成对应的氯化物和H2。
知识点二氯水及其性质
1.氯气与水反应的原理
(1)氯气与水反应的化学方程式：Cl2＋H2OHCl＋HClO。
离子方程式为Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO。
(2)氯水中的成分
“三分子”是：H2O、Cl2、HClO。
“四离子”是：H＋、OH－、Cl－、ClO－。
2．氯水性质的多样性
在氯水中含有多种微粒，因此在与不同物质发生反应时，表现出不同微粒的性质，现列表如下：
3.次氯酸(HClO)的性质与应用
(1)次氯酸的三大性质
(2)次氯酸的漂白作用
4．新制氯水、久置氯水、液氯的比较
【典例2】　下列对氯水的描述正确的是(　　)
A．氯水中不含氯气分子，因此没有颜色
B．向氯水中滴加紫色石蕊试液，溶液会先变红后褪为无色
C．向氯水中加入硝酸银溶液会产生淡黄色沉淀
D．由于次氯酸很稳定，因此氯水长时间保存也不会变质
[思路启迪]　解答有关氯水性质问题的关键是清楚氯水中的各成分及其性质：Cl2决定了氯水的颜色，HClO决定了氯水的漂白性和不稳定性，H＋决定了氯水的酸性，Cl－遇Ag＋会生成白色沉淀AgCl。
[解析]　氯水中含有未反应的氯气分子，因此氯水呈浅黄绿色，故A错误；氯水中含有HCl和次氯酸，向氯水中滴加紫色石蕊试液，溶液会先变红，后褪为无色，故B正确；向氯水中加入硝酸银溶液会产生白色沉淀，故C错误；由于次氯酸很不稳定，因此氯水很容易变质，故D错误。
[答案]　B
规律总结
氯水成分的多样性决定了其性质的多重性：
知识点三漂白粉及其性质
1.反应原理
(1)与NaOH反应——制漂白液
化学方程式：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。漂白液的有效成分为NaClO。
(2)与石灰乳Ca(OH)2反应——制漂白粉
化学方程式：2Cl2＋2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。
漂白粉的成分为Ca(ClO)2、CaCl2，有效成分是Ca(ClO)2。
2．漂白粉的漂白原理：漂白液、漂白粉的漂白、消毒原理相同，都是在酸性条件下生成具有漂白、消毒作用的次氯酸(HClO)。
Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO(家用漂白、消毒)
Ca(ClO)2＋2HCl===CaCl2＋2HClO(工业漂白)
3．漂白粉长期露置于空气中，最终会生成CaCl2而失效，其反应原理为
Ca(ClO)2＋H2O＋CO2===CaCO3↓＋2HClO
2HClO2HCl＋O2↑
CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑
【典例3】　在抗震救灾中要用大量漂白粉和漂白液杀菌消毒，下列说法正确的是(　　)
A．漂白粉是纯净物，漂白液是混合物
B．漂白粉的有效成分是Ca(ClO)2、CaCl2
C．工业上将氯气通入澄清石灰水中制取漂白粉
D．使用漂白粉漂白衣物时让衣物在漂白粉溶液中浸泡一段时间是为了让漂白粉与水及空气中的二氧化碳充分反应生成次氯酸
[思路启迪]　此题是考查各类漂白剂的制备原理及成分，漂白液是Cl2与NaOH溶液反应生成的混合物，其有效成分为NaClO；漂白粉是Cl2与石灰乳Ca(OH)2反应生成的混合物，其有效成分为次氯酸钙Ca(ClO)2。
[解析]　因漂白粉的主要成分是氯化钙和次氯酸钙，是混合物；漂白液的主要成分是氯化钠和次氯酸钠，是混合物，故A错误；因漂白粉的主要成分：氯化钙和次氯酸钙，有效成分是次氯酸钙，所以B选项是错误的；因为澄清石灰水中氢氧化钙浓度太低成本较高，工业上通常用石灰乳与氯气反应制取漂白粉，故C错误；利用HClO的酸性弱于碳酸，浸泡一段时间，让CO2、H2O与Ca(ClO)2反应生成HClO，D项正确。
[答案]　D
规律总结
漂白液有效成分为次氯酸钠(NaClO)；漂白粉有效成分为次氯酸钙[Ca(ClO)2]，含有效氯约为35%；漂粉精有效成分为次氯酸钙[Ca(ClO)2]，含有效氯约为70%。
第二课时　氯气的实验室制法　氯离子的检验
知识点一氯气的制备
1.试剂的选择
选取试剂的主要依据是制取气体的性质。氯气具有强氧化性，常用氧化其Cl－的方法来制取，因此要选用含有Cl－的物质(如盐酸)和具有强氧化性的物质(如MnO2、KMnO4、KClO3等)来制取。如
MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O
2．发生装置
选取发生装置的依据是制取气体所用试剂的状态和反应条件(加热与否)。以此分析可知，实验室制取氯气是加热固体与液体的混合物，所以应选用固液加热制气发生装置。如图所示：
3．收集方法
选用收集方法的主要依据是气体的密度和水溶性。因为氯气能溶于水，密度比空气大，所以收集氯气时，不能用排水法，应该用向上排空气法。Cl2在饱和食盐水中的溶解度较小，也可用排饱和食盐水法收集Cl2。
4．干燥剂的选择
选择气体干燥剂的主要依据是被干燥气体不能与干燥剂反应。如氯气能与碱反应，所以不能用碱石灰进行干燥，常用浓硫酸、五氧化二磷等进行干燥。
5．吸收装置
氯气有毒，实验室制取氯气时应在密闭系统或通风橱中进行，通常在收集装置的后面连接盛有NaOH溶液的吸收装置。
6．验满
常用湿润的淀粉KI试纸或湿润的蓝色石蕊试纸检验Cl2。方法是将湿润的淀粉KI试纸靠近集气瓶瓶口，试纸变蓝，或将湿润的蓝色石蕊试纸靠近集气瓶瓶口，试纸先变红后褪色，则可证明Cl2已收集满。
【典例1】　在实验室中用二氧化锰跟浓盐酸反应制备干燥纯净的氯气。进行此实验，所用仪器如图：
(1)连接上述仪器的正确顺序(填各接口处的字母)：
________接________；________接________；________接________；________接________。
(2)装置中，饱和食盐水的作用是__________________________；
NaOH溶液的作用是__________________________。
(3)化学实验中常用湿润的淀粉－KI试纸检验是否有Cl2产生。如果有Cl2产生，可观察到________，反应化学方程式为__________。
(4)写出下列化学反应的化学方程式：
①气体发生装置中进行的反应：_____________________________________________。
②NaOH溶液中发生的反应：_______________________________________________。
[思路启迪]　分析制备实验题目时，首先要掌握气体制备的流程：发生装置→净化装置→→尾气吸收装置；其次要根据反应原理和气体的性质分析实验装置各部分的作用，并根据题干信息及要求对实验进行改进和优化。
[解析]　(1)按照制备气体的“反应装置→净化装置→收集装置→尾气处理装置”的顺序可确定仪器连接的正确顺序。
(2)上述装置中饱和食盐水的作用是除去Cl2中的HCl杂质；浓H2SO4的作用是除去Cl2中的水分；NaOH溶液的作用是吸收过量的Cl2。
(3)湿润的淀粉－KI试纸遇Cl2时发生反应：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，I2遇淀粉变蓝。
[答案]　(1)E　C　D　A　B　H　G　F
(2)除去氯气中的HCl杂质　吸收过量的氯气
(3)试纸变蓝　2KI＋Cl2===2KCl＋I2
(4)①MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
②2NaOH＋Cl2===NaCl＋NaClO＋H2O
规律总结
知识点二Cl－的检验
1.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，再分别加入少量稀硝酸，观察现象，如下表所示：
2．检验Cl－的方法
【典例2】　检验某未知溶液中是否含有氯离子(Cl－)，正确的操作是(　　)
A．向未知溶液中加入AgNO3溶液，有白色沉淀产生
B．向未知溶液中加入AgNO3溶液，有白色沉淀产生，加入盐酸，沉淀不消失
C．向未知溶液中加入稀硝酸酸化后，再加入AgNO3溶液，有白色沉淀产生
D．向未知溶液中加入稀盐酸酸化后，再加入AgNO3溶液，有白色沉淀产生
[思路启迪]　Cl－检验时，首先要排除杂质离子的干扰，其次要注意加入试剂的顺序：先滴加AgNO3溶液后滴加少量稀HNO3，或滴加用稀HNO3酸化的AgNO3溶液。
[解析]　A操作不正确，它不能排除CO等的干扰；B操作不正确，因为Ag2CO3跟HCl反应时，生成的AgCl仍是白色沉淀；D操作不正确，用盐酸酸化，加入了Cl－。
[答案]　C
规律总结
解氯离子检验类题的注意事项
(1)加入稀硝酸的目的是排除其他与Ag＋反应产生白色沉淀的离子(如CO、SO)的干扰。
(2)不能用稀盐酸酸化，因为会引入Cl－。
(3)如果SO、CO和Cl－可能同时存在，可以先检验SO是否存在[用Ba(NO3)2溶液]，然后再检验CO和Cl－是否存在。
第三节 物质的量
第一课时　物质的量
知识点一物质的量
1.物质的量及其单位
(1)物质的量是表示含有一定数目粒子的集合体的物理量，用符号n表示。
(2)物质的量的单位——摩尔(mol)。
(3)计量标准：1 mol任何粒子集合体所含粒子数目与0.012 kg12C中所含的原子数相同，约为6.02×1023。
2．阿伏加德罗常数——“三量”
(1)基准量：0.012 kg12C中所含的碳原子数。
(2)准确量：是一个物理量，用NA表示，单位是mol－1。
(3)近似量：6.02×1023 mol－1。
注意：(1)使用物质的量时，必须指明微粒的种类，表述要确切。
如：“1 mol O”表示1 mol氧原子，“1 mol O2”表示1 mol氧分子，“1 mol O2－”表示1 mol氧离子，而不能说“1 mol氧”。因为“氧”是元素名称，而不是微粒名称。
(2)用“摩尔”可以计量所有的微观粒子(包括原子、分子、离子、质子、中子、电子、原子团等)，但不能表示宏观物质，如不能说“1 mol大米”。
(3)NA指1 mol任何微粒的微粒数，一定要明确指出是何种微粒，如1 mol CH4含有的分子数为NA，原子总数为5NA。
(4)涉及稀有气体时要注意He、Ne、Ar为单原子分子，O2、N2、H2等为双原子分子，臭氧(O3)为三原子分子等。
【典例1】　下列说法中正确的是(　　)
A．1 mol任何物质都约含有6.02×1023个原子
B．阿伏加德罗常数个粒子的集合体就是1 mol,0.012 kg12C中约含有6.02×1023个12C
C．摩尔是一个基本物理量
D．1 mol水中含有2 mol氢和1 mol氧
[思路启迪]　抓准“n”“mol”的概念中的关键点和适用对象，掌握规范的表达方法。
[解析]　物质不都是由原子构成的，构成物质的粒子还可能为分子、离子等，且1 mol任何物质都约含有6.02×1023个粒子，如1 mol O2中约含有6.02×1023个氧分子，约含有2×6.02×1023个氧原子，A项错误；根据规定，1 mol粒子集合体所含的粒子数与0.012 kg12C中所含的碳原子数相同，即阿伏加德罗常数个，约为6.02×1023个，B项正确；物质的量是基本物理量，摩尔是它的单位，C项错误；在使用摩尔作为物质的量的单位时，必须指明粒子的种类，表示水的组成时，应为1 mol水中含有2 mol氢原子和1 mol氧原子，D项错误。
[答案]　B
规律总结
(1)粒子集合体中的“粒子”指微观粒子，包括分子、原子、离子、原子团、电子、质子、中子等，不指宏观物体。
(2)某微粒的物质的量，用“n(微粒符号)”表示。例如：n(O2)、n(H2O)、n(Na＋)等。
(3)表述微观粒子的物质的量时，必须指明微观粒子的种类，例如：1 mol H、1 mol H2或1 mol H＋都正确；但1 mol氢因为未指明微观粒子种类而错误。
(4)根据摩尔的基准规定，0.012 kg12C中所含的碳原子数就是1 mol，即摩尔这个单位是以0.012 kg12C中所含碳原子的个数为标准，来衡量其他物质中所含微粒数目的多少。
知识点二摩尔质量
1.概念：单位物质的量的物质所具有的质量，符号：M，单位：g·mol－1。
2．数值：当微粒的摩尔质量以g·mol－1为单位时，在数值上等于该微粒的相对分子(或原子)质量。
3．关系：物质的量(n)、物质的质量(m)与摩尔质量(M)之间存在的关系为n＝m/M。
4．摩尔质量的计算方法
(1)M＝。
(2)Mr＝，M＝Mr(g·mol－1)(确定化学式)。
(3)M＝m(粒子)·NA。
(4)＝M1·n1%＋M2·n2%＋M3·n3%＋…(其中n1%、n2%…表示物质的量的分数)＝。
(5)M1＝D×M2(D为相对密度)
注意：(1)质量的单位是g，摩尔质量的单位是g/mol，相对原子(分子)质量的单位是1，进行概念辨析时要注意相应的单位。
(2)对具体的物质而言，其摩尔质量是确定的，不随物质的量的变化而变化，也不随物质状态的变化而变化。
【典例2】　下列说法正确的是(　　)
A．NaOH的摩尔质量为40 g
B．1 mol O2的质量与它的相对分子质量相等
C．1 mol OH－的质量为17 g·mol－1
D．氖气的摩尔质量(单位为g·mol－1)在数值上等于它的相对原子质量
[思路启迪]　注意区分摩尔质量(M)与1 mol物质的质量(m)以及物质的相对分子质量(Mr)的关系：即数值近似相等但单位不同。
[解析]　摩尔质量单位是g·mol－1，A错误；质量与相对原子质量单位不同，B错误；质量单位为g，C错误；物质的摩尔质量以g·mol－1为单位时，在数值上与它的相对分子质量或相对原子质量相等，D正确。
[答案]　D
规律总结
(1)质量单位是g。
(2)摩尔质量单位是g·mol－1。
(3)以g·mol－1为单位时，摩尔质量在数值上与相对分子质量相等，而与物质的量多少无关。
知识点三以物质的量为核心的定量计算
　n、m、M、N、NA之间的关系：＝n＝。
注意：
(1)n＝
(2)n＝
(3)＝
【典例3】　下列有关阿伏加德罗常数(NA)的说法错误的是(　　)
A．32 g O2所含的原子数目为NA
B．0.5 mol H2O含有的原子数目为1.5NA
C．1 mol H2O含有的H2O分子数目为NA
D．0.5NA个氯气分子的物质的量是0.5 mol
[思路启迪]　解答有关微粒数目比较类题目时要留心“陷阱”，要在认真审题的基础上利用自己掌握的概念仔细分析、比较，尤其要注意物质的组成及计算的对象，正确解答。
[解析]　32 g O2为1 mol，氧原子数为2NA，A错误；0.5 mol H2O中原子数为0.5×3×NA，B正确；1 mol H2O中含有H2O分子数为NA，C正确；0.5NA个Cl2分子的物质的量为0.5 mol，D正确。
[答案]　A
规律总结
根据两公式n＝，n＝进行计算时，首先要找到其核心物理量——物质的量，其次根据题目要求解其他物理量。
第二课时　气体摩尔体积
知识点一气体摩尔体积
1.影响气体体积的因素
(1)粒子间的距离只受温度和压强的影响(即同温同压下任何气体粒子间的距离是相等的)。
(2)同温同压下，相同粒子数目的任何气体都含有相同体积。
2．气体摩尔体积
(1)定义
单位物质的量的气体所占的体积，符号：Vm，单位：L·mol－1或L/mol。
(2)特例
标准状况下的1 mol任何气体所占的体积约为22.4 L。
①标准状况：温度为0℃，压强为101 kPa。
②气体摩尔体积：约为22.4 L/mol。
注意：(1)气体摩尔体积只适用于气态物质，对于固态物质和液态物质来讲是不适用的，气体可以为相互不反应的混合气体。
(2)气体摩尔体积与气体的种类无关。
(3)气体摩尔体积并不都约等于22.4 L·mol－1,22.4 L·mol－1只是气体摩尔体积在标准状况下的一个特例。
(4)气体摩尔体积受温度和压强的影响，若温度和压强保持一定，那么气体摩尔体积也保持不变。
(5)同温同压下，气体的体积只由气体的分子数决定。
3．标准状况下气体体积的计算
①气体的物质的量n＝；
②气体的分子数N＝n·NA＝·NA；
③气体的质量m＝n·M＝·M；
④气体的密度ρ＝＝＝；
⑤气体的摩尔质量M＝Vm·ρ＝ρ×22.4 L/mol(标准状况)。
4．摩尔质量M的常用计算方法
(1)根据物质的质量(m)和物质的量(n)：M＝。
(2)根据一个粒子的质量(m)和阿伏加德罗常数(NA)：M＝NA·m。
(3)MMr(相对原子质量)＝。
(4)根据标准状况下气体的密度ρ：M＝ρ×22.4 L·mol－1。
(5)根据气体的相对密度(D＝ρ1/ρ2)：＝D。
【典例1】　设NA表示阿伏加德罗常数的值，下列叙述中正确的是(　　)
A．常温常压下，11.2 L CO2所含的原子数为1.5NA
B．常温常压下，48 g O3含有的氧原子数为3NA
C．标准状况下，22.4 L H2O所含分子数为NA
D．标准状况下，22.4 L H2所含原子数为NA
[思路启迪]　涉及Vm≈22.4 L·mol－1的问题时，先看条件是否为标准状况，再看研究对象在标准状况下是否是气体，最后利用公式进行定量计算。
[解析]　常温、常压(非标准状况)下11.2 L CO2的物质的量不是0.5 mol，所含原子数不是1.5NA；48 g O3的物质的量为1 mol，所含氧原子数为3NA；标准状况下H2O为液态，不能应用气体摩尔体积计算其物质的量；标准状况下22.4 L H2的物质的量为1 mol，所含氢原子数为2NA。
[答案]　B
规律总结
使用“22.4 L·mol－1”要“三看”
(1)看所处条件：必须为标准状况。非标准状况下，1 mol气体的体积不一定是22.4 L。
(2)看物质状态：必须为气态。如标准状况下水、酒精、四氯化碳等为非气体物质。
(3)看数值单位：单位是L·mol－1，而不是L；数值“22.4”为近似值。
知识点二阿伏加德罗定律及推论
1.定律内容：同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同数目的粒子。
注意：(1)阿伏加德罗定律适用于任何气体，包括混合气体，不适用于非气体；
(2)同温、同压、同体积、同分子数，共同存在，相互制约，且“三同定一同”；
(3)标准状况下的气体摩尔体积是阿伏加德罗定律的一个特例。
2．有关推论
(1)同温同压下，气体的体积之比等于其物质的量之比；
(2)同温同体积时，气体的压强之比等于其物质的量之比；
(3)同温同压下，气体的密度之比等于其摩尔质量之比；
(4)同温同压下，同体积的任何气体的质量之比等于其摩尔质量之比。
【典例2】　下列叙述正确的是(　　)
A．同温同压下，相同体积的物质，其物质的量必然相等
B．任何条件下，等物质的量的氧气和一氧化碳所含的分子数必然相等
C．1 L一氧化碳气体一定比1 L氧气的质量小
D．同温同压下，等体积的物质所含的分子数一定相等
[思路启迪]　熟练掌握阿伏加德罗定律的概念及适用对象，灵活运用相关推论和物理量间的相互转化，得出结论。
[解析]　只有气体物质才符合阿伏加德罗定律——在同温同压下，具有相同体积的气体的物质的量相等。具有相同物质的量的两种由分子构成的物质具有相同的分子数。因温度、压强不能确定，故1 L CO和1 L O2的物质的量大小也不能确定，即二者的质量大小无法比较。
[答案]　B
规律总结
(1)阿伏加德罗定律仅适用于气体，可以是单一气体，也可以是混合气体。
(2)阿伏加德罗定律的条件是“三同”定“一同”，即同温、同压、同体积决定同分子数。
第三课时　物质的量浓度
知识点一物质的量浓度及相关计算
1.物质的量浓度
(1)在公式cB＝中
①溶质用物质的量表示，而不是质量。如给出的条件是溶质的质量或气体的体积等，应根据有关公式换算为物质的量。
②V表示溶液的体积，而不是溶剂的体积，单位一般用“L”，也可用其他单位，但要注意单位的换算和统一。
(2)对于一定物质的量浓度的溶液来说，从中取出任意体积的溶液，物质的量浓度不变，但其中所含溶质的物质的量与所取体积有关。
(3)整体与部分的关系：如0.1 mol·L－1 AlCl3溶液中，c(Al3＋)＝0.1 mol·L－1，c(Cl－)＝0.3 mol·L－1。
(4)带有结晶水的物质作为溶质时，其“物质的量”的计算：用带有结晶水的物质的质量除以带有结晶水的物质的摩尔质量。如a g胆矾(CuSO4·5H2O)溶于水得到V L溶液，其物质的量浓度为c(CuSO4)＝＝ mol·L－1。
2．物质的量浓度相关计算
(1)由溶液中溶质的质量或微粒数，计算物质的量浓度
①若已知溶质质量
(2)由标准状况下气体的体积计算其溶于水后物质的量浓度
①若已知溶液的体积
②若已知溶液的密度
假定气体的摩尔质量为M g·mol－1，V L(标准状况下)该气体溶于1 L水中所得溶液的密度为ρ g·cm－3。
计算过程：
1)先计算溶质的物质的量：n＝ mol；
2)再计算溶液的体积：
V＝
＝×1×10－3 L·mL－1
＝ L；
3)后计算溶质的物质的量浓度：
c＝＝＝ mol·L－1。
(3)溶液的稀释与混合
①稀释时
溶质质量不变：m1w1＝m2w2；
溶质的物质的量不变：
c(浓)·V(浓)＝c(稀)·V(稀)。
②混合时：c(混)·V(混)＝c1V1＋c2V2。
(4)物质的量浓度与溶质质量分数之间的换算
cB＝＝＝＝(ρ以g·mL－1为单位)
(5)溶液中离子浓度的有关计算
①单一溶质溶液中溶质组成计算
根据组成规律求算：在溶液中，阴离子与阳离子浓度之比等于化学组成中阴、阳离子个数之比。
如K2SO4溶液中：c(K＋)＝2c(SO)＝2c(K2SO4)。
②混合溶液中电荷守恒计算
根据电荷守恒，溶质所有阳离子带正电荷总数与阴离子带负电荷总数相等。
如在Na2SO4、NaCl混合溶液中，c(Na＋)＝2c(SO)＋c(Cl－)，c(Na＋)、c(Cl－)分别为7 mol/L、3 mol/L，则c(SO)＝ mol/L＝2 mol/L。
【典例1】　(1)用14.2 g无水硫酸钠配制成500 mL溶液，其物质的量浓度为________mol·L－1。
(2)若从中取出50 mL溶液，其物质的量浓度为________mol·L－1；溶质的质量为________g。
(3)若将这50 mL溶液用水稀释到100 mL，所得溶液中Na＋的物质的量浓度为________mol·L－1，SO的物质的量浓度为________mol·L－1。
[思路启迪]　熟练掌握物质的量浓度相关计算环节的计算要点，利用各物理量间的转化进行计算。
[解析]　(1)n(Na2SO4)＝＝0.1 mol，
c(Na2SO4)＝＝0.2 mol·L－1。
(2)从中取出50 mL溶液，浓度仍为0.2 mol·L－1，溶质的质量为m＝n·M＝c·V·M＝0.2 mol·L－1×0.05 L×142 g·mol－1＝1.42 g。
(3)50 mL溶液用水稀释到100 mL，据c(浓)·V(浓)＝c(稀)·V(稀)，溶液中Na2SO4物质的量浓度变为原来的，即0.1 mol·L－1，故溶液中Na＋的物质的量浓度为0.2 mol·L－1，SO的物质的量浓度为0.1 mol·L－1。
[答案]　(1)0.2　(2)0.2　1.42　(3)0.2　0.1
规律总结
(1)根据物质的量浓度的表达式cB＝，欲求cB，先求nB和V。
计算溶质的物质的量浓度的关键是从已知条件中找出溶质的物质的量(mol)和溶液的体积(L)，据此求出溶质的物质的量浓度cB。
(2)从溶液中取出部分溶液时，改变的是溶液体积，不变的是溶液的浓度。
(3)将溶液稀释时始终保持不变的是溶质的物质的量nB。
知识点二一定物质的量浓度溶液的配制
1.容量瓶的结构与规格
2．容量瓶的使用和注意事项
(1)容量瓶的查漏方法
使用容量瓶的第一步操作是检查是否漏水。
①关键词：
注水→盖塞→倒立→观察→正立→旋180°→倒立→观察。
②准确描述：
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。
(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某溶液应选择500 mL容量瓶来配制溶液。
3．溶液的配制步骤及仪器
4．溶液配制中的误差分析
以配制100 mL 1.0 mol·L－1的NaCl溶液为例，判断下列操作对溶液浓度的影响。
根据cB＝＝可知，MB(溶质的摩尔质量)为定值，实验过程中不规范的操作会导致mB、V的值发生变化，从而使所配制溶液的物质的量浓度产生误差。若实验操作导致mB偏大，则cB偏大；若实验操作导致V偏大，则cB偏小。
　仰视或俯视刻度线图解
(1)仰视刻度线(图1)。由于操作时是以刻度线为基准加水，液面超过刻度线，故加水量偏多，导致溶液体积偏大，浓度偏小。
(2)俯视刻度线(图2)。与仰视刻度线恰好相反，液面低于刻度线，故加水量偏少，导致溶液体积偏小，浓度偏大。
【典例2】　实验室配制500 mL 0.2 mol·L－1的Na2SO4溶液，实验操作步骤有：
A．在天平上称出14.2 g硫酸钠固体，把它放在烧杯中，用适量蒸馏水使它完全溶解并冷却至室温；
B．把制得的溶液小心转移至容量瓶中；
C．继续向容量瓶中加蒸馏水至液面距刻度线1～2 cm处，改用胶头滴管小心滴加蒸馏水至凹液面与刻度线相切；
D．用少量蒸馏水洗涤烧杯和玻璃棒2～3次，每次洗涤的液体都小心注入容量瓶，并轻轻振荡；
E．将容量瓶瓶塞塞紧，充分摇匀。
请填写下列空白：
(1)操作步骤的正确顺序为________(填字母)。
(2)本实验用到的基本仪器已有烧杯、天平(带砝码)、镊子、玻璃棒，还缺少的仪器是________、________、________。
(3)下列情况会使所配溶液浓度偏高的是________(填字母)。
a．某同学观察液面的情况如图所示
b．没有进行上述操作步骤D
c．加蒸馏水时，不慎超过了刻度线
d．砝码上沾有杂质
e．容量瓶使用前内壁沾有水珠
[思路启迪]　熟练掌握一定物质的量的浓度的配制步骤，尤其注意：容量瓶选取遵循“大而近”原则，且计算时要以选取容量瓶的体积进行计算。另外答题规范性方面注意：“V mL容量瓶”。
[解析]　(1)配制一定物质的量浓度溶液的步骤为计算、称量、溶解、转移、洗涤、定容、摇匀。
(2)配制一定物质的量浓度溶液使用的仪器有一定规格的容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、托盘天平、药匙。
(3)根据c＝＝进行判断。a.俯视使V减小，故使c偏高；b.未进行洗涤，使n减小，故使c偏低；c.V增大，故使c偏低；d.m增大，故使c偏高；e.无影响。
[答案]　(1)ABDCE
(2)药匙　胶头滴管　500 mL容量瓶　(3)ad
规律总结
(1)配制一定物质的量浓度溶液计算溶质的量时，固体溶质求质量，液体溶质求体积。
(2)选择实验仪器，要依据实验的具体步骤。即要明确实验的每一步操作是什么，所用的仪器是什么，有什么注意事项等，这样就不会漏下仪器或选错仪器了。
(3)进行误差分析时要注意通过c＝结合题给条件判断。
凡是使n增大的因素，使c偏大。
凡是使n减小的因素，使c偏小。
凡是使V增大的因素，使c偏小。
凡是使V减小的因素，使c偏大。
重点难点突破
突破点一　Na2O2的性质及应用
【典例1】　将O2、CH4、Na2O2置于密闭容器中，用电火花引燃，恰好完全反应，容器中无气体剩余，由此得出原混合物中O2、CH4、Na2O2的质量之比为(　　)
A．1∶2∶6　　　　　　　 B．2∶1∶6
C．8∶8∶117 D．117∶4∶4
[思路启迪]　(1)切入点：三种物质都恰好完全反应，容器内没有氧气剩余，则剩余固体为Na2CO3和NaOH。
(2)关键点：根据甲烷的组成可以知道生成的Na2CO3和NaOH物质的量之比为1∶4。
[解析]　
CH4＋O2→
6Na2O2＋2CH4＋O2===8NaOH＋2Na2CO3
6×78 2×16 32
117 g8 g8 g
[答案]　C
规律总结
(1)金属与酸反应的定量规律(只考虑生成氢气的情况)
①金属与酸反应，金属失去电子的物质的量等于酸得到电子的物质的量。
②1 mol a价金属与足量酸反应，可生成 mol氢气。
③当参加反应的金属与产生氢气的质量差相等时，则反应后两溶液增加的质量相等。
④相同物质的量的金属与足量的酸反应产生氢气的量之比等于反应后对应金属呈现的化合价之比。
⑤特别注意，在钠等极活泼金属与酸反应时，金属过量时还会跟水反应产生氢气。
(2)摩尔电子质量和平均摩尔电子质量
①摩尔电子质量：某物质在反应中转移1 mol电子时该物质的质量，如Mg的摩尔电子质量为 g·mol－1＝12 g·mol－1，Al的摩尔电子质量为 g·mol－1＝9 g·mol－1。
②平均摩尔电子质量：两种或两种以上物质的混合物在反应中转移1 mol电子时混合物的质量，如2 g金属混合物生成2.24 L H2(标准状况)，则平均摩尔电子质量为＝10 g·mol－1。
突破点二　碳酸钠和碳酸氢钠的鉴别
【典例2】　有两支试管，分别装有Na2CO3和NaHCO3溶液，下列方案中判断正确的是(　　)
[思路启迪]　(1)切入点：熟练掌握Na2CO3和NaHCO3的性质差异及常用的鉴别方法。
(2)关键点：HCO可以和OH－反应转化为CO，所以NaHCO3与Ca(OH)2反应也可生成CaCO3↓；Na2CO3滴加盐酸时分步进行的反应原理。
[解析]　Na2CO3、NaHCO3与Ca(OH)2反应均生成CaCO3↓，A项错误；Na2CO3、NaHCO3中加HCl、NaHCO3反应较剧烈；Na2CO3与HCl反应先生成NaHCO3和NaCl，B、D项错误；Na2CO3与CaCl2反应生成CaCO3↓，NaHCO3与CaCl2不反应，C项正确。
[答案]　C
规律总结
鉴别Na2CO3与NaHCO3常用的方法
(1)固体加热，若有气体产生，且该气体能使澄清石灰水变浑浊，证明是NaHCO3。
(2)加CaCl2或BaCl2溶液，能产生白色沉淀的是Na2CO3。
(3)向其溶液中滴加盐酸，均会产生气泡，其中反应比较剧烈的是NaHCO3。
(4)测同物质的量浓度溶液的pH，pH较大的是Na2CO3。
突破点三　新制氯水成分和性质的多样性
【典例3】　下列实验现象，与新制氯水中的某些成分(括号内物质)没有关系的是(　　)
A．将NaHCO3固体加入新制氯水，有无色气泡产生(H＋)
B．新制氯水使红色布条褪色(HCl)
C．向FeCl2溶液中滴加新制氯水，再滴加KSCN溶液，发现溶液呈红色(Cl2)
D．向AgNO3溶液中滴加新制氯水，生成白色沉淀(Cl－)
[思路启迪]　(1)切入点：熟练掌握氯水中各微粒成分。
(2)关键点：能灵活运用氯水中各成分的化学性质。
[解析]　A项，新制氯水中存在H＋，与NaHCO3反应产生CO2；B项，新制氯水能使红色布条褪色是因为新制氯水中存在HClO，具有漂白作用；C项，新制氯水中存在Cl2，能够将Fe2＋氧化为Fe3＋，故滴加KSCN溶液，溶液呈红色；D项，新制氯水中存在Cl－，能与AgNO3溶液反应生成白色沉淀。
[答案]　B
规律总结
在不同反应中，新制氯水中起作用的成分不同：
突破点四　对阿伏加德罗定律及其推论的理解
【典例4】　NA表示阿伏加德罗常数的值，下列说法正确的是(　　)
A．在标准状况下，11.2 L SO3含有的分子数为0.5NA
B．在常温常压下，22.4 L O2含有的原子数为2NA
C．在标准状况下，11.2 L氩气所含的原子数目为0.5NA
D．在同温同压下，相同体积的任何气体单质所含的原子数相同
[思路启迪]　(1)切入点：从条件、物质的状态、分子的构成等入手分析。
(2)关键点：弄清物质的量、阿伏加德罗常数、摩尔质量、气体摩尔体积等概念的辨析与应用以及与微观粒子之间的关系。
[解析]　A项中，标准状况下SO3是固体，而不是气体，知道体积无法求出物质的量；B项是已知气体在非标准状况下的体积，不能直接用标准状况下的气体摩尔体积进行计算。故A、B选项错误。C项中，在标准状况下，11.2 L氩气为＝0.5 mol，氩气为单原子分子，故所含原子的数目为0.5NA，C正确。D项，由阿伏加德罗定律知在同温同压时，相同体积的任何气体单质所含的分子数相同，当气体单质分子中所含原子数不同时，相同体积的上述气体所含原子数就不相同，D错误。
[答案]　C
规律总结
阿伏加德罗定律的理解与应用
(1)阿伏加德罗定律的适用条件不仅仅是标准状况，也可以是其他任何条件，只要物质的存在状态是气态即可。
(2)同温、同压、同体积和同分子数，共同存在，相互制约，只要“三同”成立，第四“同”必定成立。
(3)注意分析分子的构成。如Ar是单原子分子，O2是双原子分子，O3是三原子分子。
第三章 铁金属材料
第一节 铁及其化合物
第一课时　铁的单质
知识点铁
1.铁的性质
(1)物理性质
色泽 导电性 导热性 延展性 特性
银白色，有金属光泽 良好 良好 良好 能被磁铁吸引
(2)化学性质
Fe只有还原性，可以被氧化成Fe2＋或Fe3＋。
①FeFe2＋
②Fe―→Fe3O4
③FeFe3＋
2Fe＋3X22FeX3(X代表F、Cl、Br)
Fe常温下被浓H2SO4、浓硝酸钝化，但加热条件下可被氧化为Fe3＋。
2．铁的冶炼
(1)设备：炼铁高炉。
(2)原料：铁矿石、焦炭、空气、石灰石等。
(3)主要反应
①还原剂的生成。
a．生成CO2：C＋O2CO2，
b．生成CO：CO2＋C2CO。
②铁的生成：Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2。
③炉渣的形成：a.CaCO3CaO＋CO2↑，
b．CaO＋SiO2CaSiO3。
【典例】　某学习小组进行了下图所示的实验，实验后组员之间的交流不合理的是(　　)
A．甲同学认为试管b中收集到的气体可点燃，且产生淡蓝色火焰
B．乙同学认为试管a中生成的黑色固体可能为四氧化三铁
C．丙同学认为将少量还原性铁粉放入试管中，加适量的水，加热也可实现该反应
D．丁同学认为用盐酸溶解固体生成所得溶液有颜色
[思路启迪]　解决铁与水蒸气反应时要准确把握铁的典型性质，铁不与冷、热水反应，铁只能与水蒸气在高温条件下反应生成Fe3O4和H2。
[解析]　铁与H2O(g)在高温条件下反应生成Fe3O4和H2；Fe3O4与HCl反应生成FeCl3(棕黄色)和FeCl2(浅绿色)。
[答案]　C
规律总结
Fe与H2O的反应规律
(1)Fe不与冷水、热水反应，在常温下Fe暴露在空气中产生铁锈(Fe2O3·xH2O)。
(2)Fe与水蒸气在高温时发生反应3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2。
第二课时　铁的重要化合物
知识点一铁的氧化物和氢氧化物
1.铁的氧化物
(1)Fe的常见化合价只有＋2价和＋3价，Fe3O4是黑色具有磁性的晶体，可以看成由FeO和Fe2O3按物质的量之比1∶1组合而成的复杂氧化物，通常也可写成FeO·Fe2O3的形式。
(2)FeO、Fe2O3属于碱性氧化物，Fe3O4不属于碱性氧化物，均不溶于水。
(3)Fe3O4与盐酸反应可分别看作Fe2O3、FeO与盐酸反应，然后把两个反应式相加。
Fe3O4＋8HCl===2FeCl3＋FeCl2＋4H2O
(4)从价态分析，FeO有还原性，Fe2O3有氧化性，Fe3O4既有氧化性又有还原性。但FeO与Fe2O3中Fe元素价态相邻，两者不会反应。FeO、Fe3O4遇氧化性酸(如HNO3)发生氧化还原反应，＋2价的铁均被氧化成＋3价。
2．氢氧化物
(1)Fe(OH)3红褐色，Fe(OH)2白色，均不溶于水。
(2)Fe(OH)2具有强还原性，易被空气中的O2氧化生成Fe(OH)3。
①转化过程中的特殊现象是：白色沉淀迅速变成灰绿色，最终变成红褐色。
②转化方程式：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3
反应类型属于化合反应。
(3)Fe(OH)2、Fe(OH)3受热均分解生成同价态的氧化物。
【典

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