资源简介

新教材人教版化学必修第一册知识点梳理
目录
第一章 物质及其变化
　　第一节 物质的分类及转化
　　第二节 离子反应
　　第三节 氧化还原反应
第二章 海水中的重要元素——钠和氯
　　第一节 钠及其化合物
　　第二节 氯及其化合物
　　第三节 物质的量
第三章 铁 金属材料
　　第一节 铁及其化合物
　　第二节 金属材料
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
　　第二节 元素周期律
　　第三节 化学键
第一章 物质及其变化
第一节 物质的分类及转化
一、常见的分类方法
1. 交叉分类法
2. 树状分类法
二、根据物质的组成和性质分类
1. 混合物（固液气）
2. 纯净物（单质、化合物）
（1）单质（金属单质、非金属单质）
同素异形体:由一种元素形成的几种性质不同的单质,叫做这种元素的同素异形体(金刚石、石墨、)
（2）化合物（有机化合物、无机化合物：氧化物、酸、碱、盐、电解质、非电解质……）
①氧化物：
金属氧化物：
非金属氧化物：
酸性氧化物：
碱性氧化物：
两性氧化物：
不成盐氧化物：
②酸（）：
强酸：
中强酸：
弱酸：
一元酸：
二元酸：
多元酸：
③碱（）：
强碱：
弱碱：
可溶碱：
难溶碱：
一元碱：
二元碱：
多元碱：
④盐：
正盐：NaCl、AgNO3、CuSO4、Na2CO3
酸式盐：NaHCO3、NaHSO4
碱式盐：Ca2(OH)2CO3
三、分散系及其分类
1. 定义：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，叫分散系
①分散质：被分散的物质
②分散剂：起容纳作用的物质
2. 分散系分类
（1）按聚集状态（固液气）来分，有9类
（2）按分散质微粒直径大小分：（1nm=10-9m）
①溶液：d＜1nm（NaCl溶液）
②胶体：1nm＜d＜100nm（Fe(OH)3胶体）
③浊液：d＞100nm（悬浊液、乳浊液）
四、胶体
1. 定义：分散质粒子直径介于1~100nm之间的分散系
2. 分类：固溶胶、液溶胶、气溶胶
3. 性质：
（1）丁达尔效应（区分溶液和胶体）
（2）介稳定性
（3）渗析（分离溶液和胶体）
（4）电泳现象(在外加电场的作用下，胶体粒子在分散剂中向阴极（或阳极）做定向移动)
（5）布朗运动
4. 胶体的聚沉：在胶体中加入少量的电解质溶液，使胶体粒子形成沉淀，从分散剂中析出的过程。
5. Fe(OH)3胶体的制备和提纯
（1）原理：
（2）实验装置
（3）操作：在沸水中逐滴加入1~2ml饱和溶液，继续煮沸至液体呈红褐色，停止加热，即可制得。
第二节 离子反应
一、电解质与非电解质
1. 电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物（纯净物、单质、混合物不是电解质）
（1）强电解质
（2）弱电解质
（3）酸、碱、盐、金属氧化物
2. 非电解质：在水溶液里或熔融状态下不能导电的化合物
（1）绝大多数有机物（酒精、蔗糖等）
（2）非金属氧化物（CO2、SO2等）
（3）NH3
二、电离
1. 定义：电解质在水溶液里或熔融状态下解离成自由移动的离子的过程。
2. 电离方程式：
（1）强电解质：
（2）弱电解质：、
3. 从电离的角度认识酸碱盐
（1）酸：电离时生成的阳离子全部是的化合物
（2）碱：电离时生成的阴离子全部是的化合物
（3）盐：电离时能生成金属阳离子（或）和 酸根离子的化合物
三、离子反应
1. 定义：有离子参加或生成的反应叫离子反应
2. 发生的条件
（1）生成难溶物质：、
、、氨水等
（2）生成挥发性的物质
（3）生成难电离物质：弱酸、弱碱、水
3. 离子方程式
（1）定义：用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子叫离子方程式
（2）书写步骤
①写：化学反应方程式
②拆：强酸、强碱、可溶性盐拆成离子
③删：删去两边不参加反应的离子
④查：原子个数、电荷电数是否守恒
（3）意义：离子方程式不仅可以表示某一个具体的化学反应，而且还可以表示同类型的离子反应。
4. 离子反应发生的类型
（1）置换反应：
（2）复分解反应：
5. “可拆”物质：强酸、强碱、可溶性盐
6. “不可拆”物质：单质、气体、氧化物、弱酸、弱碱、难溶物、水
7. 离子共存问题
（1）离子共存：离子之间不发生任何反应
（2）离子不能共存：
①：、、、、、、、
②：、、、、、、
③能产生沉淀的离子
8. 双水解反应
、：与绝大多数弱酸根、弱酸的酸式盐酸根离子不共存。（、、、、、、、）
9. 络合反应
（1）血红色：
（2）银氨：
（3）紫色：与苯酚
10. 离子方程式的正误判断
(1)看反应是否符合客观事实
看反应能否发生，是否符合物质的性质，如铁与稀盐酸反应生成Fe2+，若写成Fe3+就违背了客观事实
(2)看“”“ ”“↑”“↓”等符号的使用是否正确
(3)看参加反应的离子是否有遗漏
有的离子反应，不仅是两种离子间的反应，可能有多种离子参加反应，写离子方程式时要分析全面。
如CuSO4溶液与Ba(OH)2溶液混合，应该写成Cu2++S+Ba2++2OH- BaSO4↓+Cu(OH)2↓，
如果只写Cu2++2OH-Cu(OH)2↓或Ba2++SBaSO4↓就不正确。
(4)看化学式的拆分是否正确
a. 强酸、强碱和大部分可溶性盐写成离子形式。
b. 微溶物作为生成物，写化学式；作为反应物，若为澄清溶液写离子形式，若为悬浊液写化学式。
c. 可溶性多元弱酸酸式盐的酸式酸根离子保留酸式酸根离子形式。如在水溶液中HC写成H++C的形式是不对的。
(5)看是否遵循原子守恒和电荷守恒
如Na2CO3与稀硫酸反应：C+H+CO2↑+H2O(错)，不符合原子守恒和电荷守恒，正确的离子方程式应为C+2H+CO2↑+H2O；
Cu加入AgNO3溶液中：Cu+Ag+Cu2++Ag(错)，不符合电荷守恒，正确的离子方程式应为Cu+2Ag+Cu2++2Ag。
(6)看是否符合阴、阳离子的配比
离子方程式中阴、阳离子的配比要正确，且各离子配比应为最简比。
如Ba(OH)2溶液和稀硫酸反应：Ba2++OH-+H++SBaSO4↓+H2O(错)，离子配比不正确，正确的离子方程式应为Ba2++2OH-+2H++SBaSO4↓+2H2O；
NaOH溶液与稀硫酸反应：2OH-+2H+2H2O(错)，不是最简比，正确的离子方程式应为OH-+H+H2O。
(7)看是否符合反应物用量条件
相同的反应物，如果试剂用量不同，对应的离子方程式可能不相同。如向澄清石灰水中通入少量CO2(生成CaCO3)，其离子方程式为Ca2++2OH-+CO2CaCO3↓+H2O；通入过量CO2[生成Ca(HCO3)2]，其离子方程式为OH-+CO2HC。
11. 子方程式书写的方法(以CaCO3与盐酸的反应为例)
四、离子反应的应用
1. 离子共存：几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生反应，若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
(1)离子间发生反应而不能大量共存的类型
类型 示例
生成难溶物 ①Ca2+与C，Ba2+与C、S，Ag+与Cl-等； ②OH-与Fe3+、Cu2+等
生成气体 H+与C、HC等
生成难电离物质 ①H+与OH-、CH3COO-； ②OH-与N等
(2)限定或隐含条件
①无色溶液中，不能存在在溶液中呈现某种颜色的离子，如Cu2+(蓝色)、Fe3+(棕黄色)、Fe2+(浅绿色)、Mn (紫色)等。
②使紫色石蕊溶液变红、常温下pH<7的溶液，均呈酸性，即溶液中有较多H+，能与H+反应的OH-、C等均不能大量存在。
③使紫色石蕊溶液变蓝、无色酚酞溶液变红、常温下pH>7的溶液，均呈碱性，即溶液中有较多OH-，能与OH-反应的H+、Fe3+等均不能大量存在。
2. 离子推断
(1)常见离子推断的注意事项
①注意有颜色的离子与溶液的颜色是否一致。
②根据某现象推断出含有某种离子，注意该离子是溶液原有的还是实验操作引入的。
③注意离子共存问题。
(2)坚持“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。
②互斥性原则：在肯定某些离子存在的同时，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、与铁反应产生H2等)。
③电中性原则：溶液呈电中性，溶液中一定既有阳离子，又有阴离子，且溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等；利用这一原则可确定一些隐含的离子。
④进出性原则：通常是指在实验过程中反应生成的离子或引入的离子对后续实验的干扰。
3. 检验某种(或某些)离子是否存在
(1)检验Cl-的一般方法：向未知溶液中滴加AgNO3溶液有白色沉淀产生，再加稀硝酸，白色沉淀不溶解，说明有Cl-存在。
(2)检验S的一般方法：向未知溶液中先加入盐酸酸化，没有明显现象，再加入BaCl2溶液，有白色沉淀产生，说明有S存在。
4. 进行物质的除杂和分离
五、电解质的电离与导电的关系
1. 不同电解质导电的原因
电解质种类 导电原因
酸 气态、固态或液态时只有分子，没有自由移动的离子，不能导电；在水溶液中受水分子的作用，电离出自由移动的离子，能够导电
碱和盐 固态时没有自由移动的离子，不能导电；在水溶液里或熔融状态下能电离出自由移动的离子，能够导电
活泼金属 氧化物 在熔融状态下，自身电离出阴、阳离子能够导电；在水溶液中能和水反应生成新电解质而导电。如Na2O熔融时电离出Na+、O2-而导电，在水溶液里与水反应生成NaOH，NaOH发生电离产生Na+和OH-而导电
2. 电解质溶液导电的实质
电解质在水溶液中发生电离，产生能够自由移动的离子，离子带正、负电荷，在外加电场作用下发生定向移动，从而导电。
3. 电解质溶液导电能力的影响因素
六、利用离子反应除去杂质
1. 溶液中可溶性杂质的除去原则
(1)不增：提纯过程中不能引入新的杂质。
(2)不减：不减少欲提纯的物质。
(3)易分：被提纯的物质与杂质转化后的物质易分离。
(4)复原：被提纯的物质容易恢复原状。
2. 检验杂质离子是否除尽的方法
取净化后的溶液少许于洁净的试管中，继续加入沉淀剂，看是否有沉淀生成，若有，说明杂质离子未除尽。
第三节 氧化还原反应
一、氧化还原反应
1. 概念：有元素化合价升降的化学反应
2. 实质：电子的转移（电子的得失或电子对的偏移）
3. 特征：元素化合价发生变化（升和降）
4. 氧化反应：物质得到氧原子、元素化合价升高的反应
5. 还原反应：物质失去氧原子、元素化合价降低的反应
6. 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，复分解反应一定不是氧化还原反应。
(2)有单质参加的化合反应是氧化还原反应；有单质生成的分解反应是氧化还原反应。
二、电子转移的表示方法
1. 双线桥法：表示同一元素的原子或离子得失电子的结果
2. 单线桥法：表示不同种元素的电子转移情况
3. 基本步骤
（1）用双线桥法表示的基本步骤 （2）用单线桥法表示的基本步骤
三、氧化剂和还原剂
1. 概念
（1）氧化剂：得电子（化合物降低）的反应物
（2）还原剂：失电子（化合物升高）的反应物
2. 方程式：
3. 常见的氧化剂
物质类别 举例 常见还原产物
部分非金属单质 Cl2 Cl-
O2 H2O
某些氧化物 MnO2 Mn2+
某些含氧酸 浓硫酸 SO2
HNO3 NO、NO2
元素处于高价态的化合物 KMnO4 MnO2、Mn2+
4. 常见还原剂
物质类别 举例 常见氧化产物
活泼的金属单质 Zn Zn2+
某些非金属单质 H2 H+
C CO2、CO
元素处于低价态的化合物 氧化物 CO CO2
SO2 SO3
酸 H2S S、SO2
HI I2
盐 S S
Fe2+ Fe3+
(3)既有氧化性又有还原性的物质
元素处于中间价态的物质 Fe2+ SO2、S、H2SO3 H2O2
氧化产物 Fe3+ SO3、S、H2SO4 O2
还原产物 Fe S H2O、OH-
主要表现的性质 还原性 还原性 氧化性
四、氧化性和还原性
1. 氧化性：得电子的能力（氧化剂＞氧化产物）
2. 还原性：失电子的能力（还原剂＞还原产物）
3. 强弱规律
（1）元素周期表判断
（2）金属活动顺序表
五、氧化还原反应的应用
1. 研究物质的性质
(1)根据物质得电子或失电子的能力判断其所具有的性质，比如Na失电子能力较强，在发生氧化还原反应时常做还原剂，具有还原性。
(2)元素价态与氧化性、还原性的关系：最高价态——只有氧化性，如浓H2SO4、KMnO4等；最低价态——只有还原性，如Fe、Cl-等；中间价态——既有氧化性又有还原性，如Fe2+、SO2等(一般以其中一种性质为主)。
(3)物质氧化性或还原性强弱的比较
a. 根据氧化还原反应判断：一般而言，氧化还原反应总是朝着强氧化性物质与强还原性物质反应生成弱氧化性物质与弱还原性物质的方向进行。
氧化性：氧化剂>氧化产物；
还原性：还原剂>还原产物。
b. 根据活动性顺序判断
(1)根据金属活动性顺序
(2)根据非金属活动性顺序
c. 根据反应条件判断
　　不同的氧化剂(还原剂)与同一还原剂(氧化剂)反应时，反应条件要求越低，则对应的氧化剂(还原剂)的氧化性(还原性)越强，反之越弱。例如：
MnO2+4HCl(浓) MnCl2+Cl2↑+2H2O
2KMnO4+16HCl(浓) 2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
4HCl+O2 2Cl2+2H2O
从反应条件可以看出氧化剂的氧化性：KMnO4>MnO2>O2。
d. 根据反应的程度判断
(1)同一物质在相同条件下，被不同氧化剂氧化的程度越大，氧化剂的氧化性越强。
如根据Fe+SFeS、2Fe+3Cl22FeCl3可知，氧化性：Cl2>S。
(2)同一物质在相同的条件下，被不同还原剂还原的程度越大，还原剂的还原性越强。
如根据Cu(足量)+2Fe3+Cu2++2Fe2+、3Zn(足量)+2Fe3+3Zn2++2Fe可知，还原性：Zn>Cu。
2. 实现物质转化与获得能量
(1)人们利用氧化还原反应实现物质的转化，例如金属的冶炼。
①热分解法：适用于冶炼Hg和Ag。
②电解法：适用于冶炼活泼金属，如Na、Mg、Al，一般通过电解熔融的氯化钠、氯化镁来冶炼Na、Mg，电解熔融的氧化铝来冶炼Al。
③热还原法：适用于冶炼较不活泼的金属，如Zn、Fe、Sn、Pb、Cu，常用的还原剂有C、CO、H2等。
(2)人们利用氧化还原反应获得能量。
六、氧化还原反应中相关概念间的联系
1. 基本概念间的联系
可简单记：失升氧还、得降还氧(即反应中失去电子、元素化合价升高的物质，发生氧化反应，做还原剂；反应中得到电子、元素化合价降低的物质，发生还原反应，做氧化剂)。
2. 分析相关概念的注意事项
(1)正确标出反应前后变价元素的化合价。
(2)找出化合价变化(升、降)情况与氧化还原反应中各概念之间的对应关系。
(3)在分析电子转移总数时，不能将得电子总数和失电子总数相加作为转移电子总数。
如 反应中，4 mol Na反应时转移电子总数是4NA，不是8NA。
七、氧化还原反应方程式的书写与配平
1. 配平依据
(1)得失电子守恒：氧化剂得到电子总数和还原剂失去电子总数相等；氧化剂中所含元素化合价降低总数和还原剂中所含元素化合价升高总数相等。
(2)原子守恒：反应前后各元素的原子种类和数目不变。
(3)电荷守恒：在氧化还原反应的离子方程式中，反应前各离子所带电荷代数和等于反应后各离子所带电荷代数和。
2. 配平步骤：
八、氧化还原反应的基本规律及应用
1. 守恒规律
(1)规律：还原剂失电子总数=氧化剂得电子总数=还原剂化合价升高总数=氧化剂化合价降低总数=转移电子总数。
(2)应用：氧化还原反应方程式的配平和相关计算。
2. 强弱规律
(1)规律：氧化剂(较强氧化性)+还原剂(较强还原性)还原产物(较弱还原性)+氧化产物(较弱氧化性)
(2)应用：比较物质的氧化性或还原性强弱；判断氧化还原反应能否发生。
3. 先后规律
(1)规律：多种还原剂与一种氧化剂作用时，还原性强的优先被氧化；多种氧化剂与一种还原剂作用时，氧化性强的优先被还原。
(2)应用：判断氧化还原反应发生的先后顺序。
4. 价态规律
(1)规律
(2)应用：对氧化还原反应中的氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物进行分析和判断。
5. 转化规律
(1)规律
①同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。
②归中规律：同种元素不同价态之间发生氧化还原反应，元素的化合价“只向中间靠拢不出现交叉”
如：
(正确)； (错误)。
③歧化规律：歧化规律是指同一元素在适宜条件发生氧化还原反应生成不同价态的物质时，该元素的价态变化一定遵循“中间价态→高价态+低价态”，不会出现“一边倒”的现象，即生成物中该元素的价态不能都比反应物中该元素价态高，或都比反应物中该元素价态低。具有多种价态的元素
(如Cl、S、N和P等)均可发生歧化反应，如Cl2+2NaOHNaCl+NaClO+H2O。
(2)应用：确定氧化产物和还原产物及电子转移的情况，判断氧化还原反应能否发生。
第二章 海水中的重要元素——钠和氯
第一节 钠及其化合物
一、钠
1. 物理性质：银白色金属固体、具有延展性、导电、导热性、硬度小、熔点低、密度比水小，比煤油大（在煤油中保存）
2. 原子结构： ，易失电子为
3. 化学性质
（1）与氧气反应
①常温下：（白色固体、表面变暗）
②点燃/加热：（剧烈燃烧，黄色火焰，生成淡黄色固体）
（2）与水反应
①原理：
②现象：
浮：钠的密度比水小
熔：钠熔点低，且且钠与水反应放热
游：产生的气体推动小球游动
响：与水反应剧烈
红：产生碱性物质
（3）与酸溶液反应：钠投入酸溶液中先与酸中的反应，当酸完全反应完后再与水反应。
（4）与碱溶液反应：只与水发生反应（实质）
（5）与盐溶液反应：先与水发生反应，后与盐反应
二、和
1. ：白色固体，碱性氧化物
（1）与水反应：
（2）与反应：
（3）与反应：
2. ：
（1）性质：淡黄色固体、过氧化物、具有漂白性、强氧化剂、漂白剂、供养剂
（2）与水反应： 放热（试管口放带火星木条会复燃，滴加酚酞溶液后溶液先变红后褪色）
（3）与反应： 放热
（4）与反应：
（5）保存：密封保存
三、碳酸钠和碳酸氢钠
1. 物理性质
名称 碳酸钠 碳酸氢钠
化学式
俗名 纯碱、苏打 小苏打
色态 白色粉末 细小白色晶体
溶解性 易溶 部分溶解
碱性
热稳定性 加热不分解 加热易分解
2. 化学性质
（1）热稳定性： 不稳定，受热易分解，受热不分解
（2）与酸反应：与酸反应剧烈
①
②
（3）与盐反应：
（4）与反应
①
②不反应
（5）与反应
①
②
（6）与和水反应：两者互相转化
①不反应
②
四、焰色实验
1. 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
2. 焰色
（1）锂：紫红色
（2）钠：黄色
（3）钾：紫色（观察钾元素的焰色要透过蓝色钴玻璃）
（4）钙：砖红色
（5）铜：绿色
五、和混合物的除杂
1. 固体（）：加热至恒重
2. 溶液（）：通入足量气体
3. 溶液（）：加入适量溶液
第二节 氯及其化合物
一、氯气的性质
1. 物理性质：黄绿色、有刺激性气味，有毒气体，能溶于水，密度比空气大，易液化。
2. 化学性质：活泼非金属单质，具有很强的氧化性
（1）氯气和金属反应
产生白烟
产生棕褐色火焰
产生棕褐色火焰
（2）氯气和非金属单质反应
产生苍白色火焰
发生爆炸产生白雾
（3）与水反应
二、次氯酸
1. 性质：
（1）强氧化性：用作消毒剂，漂白剂
（2）弱酸性：酸性弱于碳酸
（3）不稳定性：见光分解
2. 制漂白液：
3. 制漂白粉：
①漂白粉的漂白原理：
②漂白粉的失效原理
三、卤素
1. 氧化性：
2. 卤素置换： 、
3. 与水反应：
四、氯气的实验
1. 反应原理：实验室常用强氧化剂（如、等）氧化来制取氯气
（1）
（2）
（3）
2. 仪器装置
（1）发生装置
（2）净化装置：
饱和食盐水：除去氯气中少量的HCI气体、浓硫酸：干燥氯气（或除去氯气中的水蒸气）
（3）收集装置：收集
（4）尾气处理：溶液
3. 收集方法：向上排空气法、排饱和食盐水法
4. 验满方法：
（1）湿润的碘化钾试纸靠近盛氯气的瓶口，试纸变蓝
（2）湿润的蓝色石蕊试纸靠近盛氯气的瓶口，试纸先变红后褪色
五、的检验
1. 原理：
2. 方法：先加稀排除等离子的干扰，再加入溶液，产生白色沉淀
第三节 物质的量
一、物质的量
1. 定义：表示含有一定数目粒子的集合体
2. 符号：n
3. 单位：摩尔。简称摩，用mol表示
4. 适用对象：微观粒子
5. 七个基本的物理量之一
6. 1mol粒子集合体所含的粒子数与0.012中所含的碳原子数相同，约6.02×个
二、阿伏伽德罗常数
1. 定义：1mol任何粒子的粒子数叫阿伏伽德罗常数
2. 符号：
3. 单位：
4. 转化关系： （物质的量=）
5. 数值：约为6.02×
三、摩尔质量
1. 定义：单位质量的量的物质所具有的质量
2. 符号：M
3. 单位：（或）
4. 公式：（质量=物质的量摩尔质量）
5. 摩尔质量以为单位时，在数值上等于其相对原子质量或相对分子质量
四、气体摩尔体积
1. 影响质量体积大小的主要因素：粒子的大小、粒子的数目、粒子的间距
2. 气体摩尔体积
（1）含义：单位物质的量的气体所占的体积
（2）符号：
（3）单位：（或）
（4）基本表达式：（气体摩尔体积=）
（5）标准状况是指温度为，压强为101kPa，此时
五、阿伏伽德罗定律
1. 内容：同温、同压、同体积的任何气体，具有相同的分子数
2. 推论
（1）同T同P下：
（2）同T同V下：
（3）同T同P下：
六、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，叫做溶液B的物质的量浓度
2. 单位：（或）
3. 符号：
4. 表达式：（物质的量浓度=）
5. 公式：V=（体积=）
6. 运用电荷守恒时，离子浓度要乘以每个离子所带电荷的数值
7. 公式：（溶质的物质的量浓度=）
8. 一定物质的量浓度溶液的配置
（1）实验步骤：计算→称量→溶解→移液→洗涤→定容→摇匀→装瓶
（2）误差分析原理：
9. 溶液的混合与稀释
七、气体的摩尔质量的计算方法
1. 由单个分子的真实质量求算：M=m0×NA，其中m0是单个分子的质量。
2. 由气体摩尔体积和密度求算：M=Vm·ρ标(标准状况下Vm=22. 4 L·mol-1，ρ标的单位为g·L-1)。
3. 由相对密度求算：在同温同压下，若A气体相对B气体的密度为D，即=D，
则 ==D，MA=D·MB
4. 由摩尔质量定义式求算：M= ，对于混合气体： = 。
5. 由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：
= ==M1a1%+M2a2%+……+Miai%，其中ai%=×100%，表示混合气体中某一组分的物质的量分数。由于同温同压下，气体的体积之比等于物质的量之比，故混合气体中某一组分的物质的量分数等于该组分的体积分数。
第三章 铁 金属材料
第一节 铁及其化合物
一、铁元素在自然界中的存在
1. 铁元素在地壳中的含量：铁元素在地壳中的含量居第四位，仅次于氧、硅和铝元素。
2. 铁元素的存在形态
(1)游离态：存在于陨铁中。
(2)化合态
①主要化合价：+2价、+3价。
②主要存在于矿石中，如黄铁矿(主要成分为FeS2)、赤铁矿(主要成分为Fe2O3)、磁铁矿(主要成分为Fe3O4)等。
3. 物理性质：银白色、有金属光泽，固体，具有导电性、导热性、延展性
4. 化学性质
（1）非金属反应：
（2）与酸反应：
（3）与盐溶液反应：
（4）与水蒸气反应： (黑色晶体)
二、亚铁盐和铁盐
1. 常见的亚铁盐和铁盐
(1)亚铁盐是组成中含有Fe2+的盐，常见的可溶性的亚铁盐有FeCl2、FeSO4、Fe(NO3)2等。
(2)铁盐是组成中含有Fe3+的盐，常见的可溶性的铁盐有Fe2(SO4)3、FeCl3、Fe(NO3)3等。
2. 亚铁盐和铁盐的化学性质
(1)亚铁盐的化学性质
①与碱反应：Fe2++2OH-Fe(OH)2↓。
②还原性：2Fe2++Cl22Fe3++2Cl-。
③氧化性：Fe2++ZnFe+Zn2+。
(2)铁盐的性质
①与碱反应：Fe3++3OH-Fe(OH)3↓。
②氧化性：2Fe3++2I-2Fe2++I2、2Fe3++Cu2Fe2++Cu2+。
3. Fe3+、Fe2+的检验
4. 研究物质性质的基本角度
在研究物质的性质时，可以从物质类别、物质所含核心元素的化合价这两个角度去预测物质可能具有的性质，再通过实验进行验证。
三、铁、铁的氧化物和铁的氢氧化物
1. 铁的性质
(1)物理性质：纯净的铁为光亮的银白色金属，密度较大，有良好的延展性和导热性，导电性比铜、铝差，能被磁铁吸引。
(2)化学性质：
①与非金属单质反应：3Fe+2O2Fe3O4、2Fe+3Cl22FeCl3、Fe+SFeS。
②与水蒸气反应：3Fe+4H2O(g)Fe3O4+4H2。
③与非氧化性酸反应：Fe+2H+Fe2++H2↑。
④与盐溶液反应：Fe+Cu2+Cu+Fe2+、Fe+2Fe3+3Fe2+。
⑤铝热反应：2Al+Fe2O32Fe+Al2O3。
2. 铁的氧化物
化学式 FeO Fe2O3 Fe3O4
俗称 — 铁红 磁性氧化铁
颜色和状态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色固体
水溶性 不溶 不溶 不溶
铁元素化合价 +2价 +3价 +2价、+3价
与CO反应 FeO+COFe+CO2 Fe2O3+3CO2Fe+3CO2 Fe3O4+4CO3Fe+4CO2
与稀硫酸反应 FeO+H2SO4FeSO4+H2O Fe2O3+3H2SO4Fe2(SO4)3+3H2O Fe3O4+4H2SO4FeSO4+ Fe2(SO4)3+4H2O
用途 用作色素 常用作油漆、涂料、油墨的红色颜料 常用的磁性材料
与HCl反应：
（1）
（2）
（3）
3. 铁的氢氧化物
化学式 Fe(OH)2 Fe(OH)3
颜色和状态 白色固体 红褐色固体
水溶性 难溶 难溶
与盐酸反应 Fe(OH)2+2HClFeCl2+2H2O Fe(OH)3+3HClFeCl3+3H2O
稳定性 在空气中易转化为Fe(OH)3 2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O
制备 Fe2++2OH-Fe(OH)2↓ Fe3++3OH-Fe(OH)3↓
二者的关系 在空气中，Fe(OH)2能够非常迅速地被氧气氧化成Fe(OH)3，现象是白色絮状沉淀迅速变成灰绿色，最后变成红褐色，反应的化学方程式为4Fe(OH)2+O2+2H2O4Fe(OH)3
四、Fe、Fe2+、Fe3+间的相互转化——“铁三角”
1. Fe只具有还原性，可以被氧化剂氧化为Fe2+、Fe3+
如：Fe+SFeS，Fe+2H+Fe2++H2↑，Fe+Cu2+Cu+Fe2+；2Fe+3Cl22FeCl3；
3Fe+4H2O(g) Fe3O4+4H2。
2. Fe2+既具有氧化性又具有还原性
如：2Fe2++Cl22Fe3++2Cl-；Zn+Fe2+Zn2++Fe，FeO+COFe+CO2。
3. Fe3+具有较强氧化性，可被还原为Fe2+或Fe
如：2Fe3++Cu2Fe2++Cu2+；Fe2O3+3CO2Fe+3CO2，Fe2O3+2Al2Fe+Al2O3。
4. 与的转化
（1）实验现象：足量铁粉的溶液由棕黄色变为浅绿色→滴加KSCN溶液→溶液无明显变化→滴加氨水→溶液变成红色
（2）离子反应：、、
5. 含、的除杂问题
（1）Fe（Fe）：加入氨水或
（2）Fe（Fe）：加过量铁粉后过滤
五、Fe(OH)2的制备
1. 制备Fe(OH)2的实验装置
　
①　　　　　　　　　　 ② ③
2. Fe(OH)2制备实验的四个关键点
(1)Fe2+极易被氧化，所以FeSO4溶液要现用现配。
(2)为了防止Fe2+被氧化，配制FeSO4溶液所用的蒸馏水和制备Fe(OH)2所用的NaOH溶液都要煮沸，尽可能除去O2。
(3)为了防止滴加NaOH溶液时带入空气，可将吸有NaOH溶液的长胶头滴管伸入FeSO4溶液的液面以下，再挤出NaOH溶液。
(4)为防止Fe2+被氧化，还可以向盛有FeSO4溶液的试管中加入少量的煤油或其他密度小于水且不溶于水的有机物(如苯)，以隔绝空气。
六、Fe2+、Fe3+的检验
1. 观察溶液颜色
2. Fe3+的检验方法
①：红褐色沉淀
②：加入溶液变为红色
3. Fe2+的检验方法
①：白色沉淀迅速→灰绿色→红褐色沉淀
、
②：加入溶液无明显现象，再滴入氯水变成红色溶液
、
4. 同时含有Fe2+、Fe3+的检验方法
5. 检验Fe2+、Fe3+需要注意的问题
(1)检验Fe3+的方法很多，但在没有特殊要求的条件下，优先选择KSCN溶液。
(2)检验Fe2+的最佳方法：先加KSCN溶液，无明显现象，然后加新制氯水，溶液变成红色，试剂顺序不能颠倒，若先滴入新制氯水，再加入KSCN溶液，溶液显红色，不能排除Fe3+的干扰。
(3)若溶液中同时含有Fe3+、Fe2+(不含Cl-)，为避免Fe3+对Fe2+的检验造成干扰，通常取少量溶液于试管中，向溶液中滴加适量酸性KMnO4溶液，若溶液紫红色褪去，说明原溶液中含有Fe2+；另取少量溶液于试管中加入KSCN溶液，若溶液显红色，说明原溶液中含有Fe3+
第二节 金属材料
一、合金
1. 定义：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. 常见合金：铁合金、铝合金、新型合金
二、铝
1. 物理性质：银白色金属，硬度小，具有延展性，导电，导热性良好
2. 化学性质
（1）与反应：
（2）与反应：
（3）与反应：
三、氧化铝（）
1. 物理性质：难溶于水，熔点高
冶炼金属铝：
2. 化学性质
（1）与反应：
（2）与反应：
四、氢氧化铝（）
1. 的制备：可溶性铝盐与弱碱氨水制氧化铝
2. 与酸反应：
3. 与碱反应：
4. 不稳定性：
五、偏铝酸钠（）
1. 中滴加强酸至过量：先产生白色沉淀，后溶解至消失
（1）
（2）
2. 中吹入：
3. 明矾净水剂：
六、化学方程式中化学计量数与各化学计量间的关系
质量之比 46g : 36g : 80g : 2g
化学计量之比 2 : 2 : 2 : 1
扩大倍 2 : 2 : 2 :
物质的量之比 2mol : 2mol : 2mol : 1mol
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
一、原子结构
1. 构成：原子
2. 质子数
（1）定义：原子的质量主要集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得数值叫做质量数。
（2）微粒间的关系：质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
①原子中：质子数(Z)=核电荷数=核外电子数
②阳离子中：核外电子数=质子数-所带电荷数
③阴离子中：核外电子数=质子数+所带电荷数
3. 核外电子排布
（1）电子层：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，人们把不同的区域简化为不连续的壳层，称之为电子层n
（2）电子层：1 2 3 4 5 6 7
字 母：K L M N O P Q
（3）能量规律：由内向外逐步升高
（4）数量规律：每层最多个电子，最外层最多8个，此外层不超过18个
二、元素周期表
1. 原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素的编号
2. 原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
3. 编排原则
（1）横：电子层数相同，原子序数递增
（2）纵：最外层电子数相同，电子层数递增
三、元素、核素、同位素
1. 元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称
2. 核素：具有一定数目的质子和中子的一种原子（）
3. 同位素：质子数相同，中子数不同的同一种元素的不同原子的互称
4. 相对原子质量：一个原子的质量与质量的的比值
四、碱金属元素
1. 碱金属元素：Li、Na、K、Rb、Cs（锂、钠、钾、铷、铯）
2. 原子结构特点：最外层电子数都是1;核电荷数逐渐增加,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增加
3. 碱金属单质的物理性质
（1）除Cs外都呈银白色，较柔软，密度较小，熔点较低
（2）密度依次增大，熔点依次降低，沸点依次降低
4. 碱金属的化学性质
（1）钠、钾与氧气反应的剧烈程度：Na＜K，金属的活泼型K＞Na
（2）钠、钾与水反应的剧烈程度：K＞Na
、
五、卤族元素
1. 卤族元素：F、Cl、Br、I（第七主族元素）是典型的非金属元素，它们在自然界都以化合态存在
2. 原子结构：最外层都有7个电子，核电荷数递增，电子层数递增，原子半径逐渐增大
3. 物理性质：、、、都是单质，熔沸点较低，颜色逐渐加深，状态由气态到液态再到固态，密度逐渐增大，熔沸点逐渐升高
4. 化学性质
（1）与氢气反应：所需条件逐渐升高，反应剧烈程度依次减弱，产物稳定性依次减弱
、 、 、
（2）卤素单质之间的置换反应
① 无色变橙黄色
② 无色变黄褐色
③ 无色变褐色
（3）、、、氧化性逐渐减弱，、、、还原性逐渐增强
（4）、、溶于各溶剂后的颜色
溶质
溶剂 水 水 水
溶液颜色 淡黄绿 黄绿 橙 橙红 黄褐 紫红
第二节 元素周期律
一、元素周期表
1. 结构
（1）周期表共7个横行，18个纵列
（2）每一横行叫一个周期，分为短周期(一、二、三)和长周期(四、五、六、七)；每一纵列叫一个族，由短周期和长周期元素共同组成的族叫主族，完全由长周期元素组成的族叫副族，稀有气体元素为零族，第八，九，十列叫做第Ⅷ族
2.
二、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变化
2. 性质：元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布呈周期性变化的必然结果
3. 元素周期表中的主要变化规律
同周期（从左到右） 同主族（从上到下）
核电荷数 逐渐增大 逐渐增大
电子层数 相同 逐渐增多
最外层电子数 逐渐增大 相同
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
主要化合价 最高正价由+1→+7（O、F除外） 最低负价=主族序数-8 最高正价=主族序数（O、F除外） 最高正价、最低负价相同
元素金属性和非金属性 金属性↓，非金属性↑ 金属性↑，非金属性↓
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性减弱，酸性增强 碱性增强，酸性减弱
气态氢化物的热稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
4. 金属元素和非金属元素
三、元素性质比较
1. Na、Mg、Al金属性的变化规律（Na＞Mg＞Al）
(1)与水反应程度（↓）
① 冷水反应剧烈
② 冷水反应缓慢，沸水反应迅速
③与沸水不反应
(2)最高价氧化物对应的水化物碱性强弱(↓):NaOH强碱、中强碱、两性氢氧化物
(3)金属性逐渐减弱，失电子能力逐渐减弱
2. Si、P、S、Cl非金属性的变化规律
（1）与反应的条件（↓）：高温、磷蒸汽与氢气、加热、光照或点燃
（2）气态氢化物的稳定性（↑）：、、
（3）最高价氧化物对应的水化物的酸性（↑）：
（4）非金属性逐渐增强、得电子能力逐渐增强
3. 元素金属性强弱判断
（1）金属与水或酸反应越容易，金属性越强
（2）最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强
（3）金属单质与某些盐溶液反应置换另一种非金属（前＞后）
4. 元素非金属性强弱判断
（1）非金属性与反应越容易，非金属性越强
（2）气态氢化物越稳定，非金属性越强
（3）最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性越强，非金属性越强
（4）非金属与某些盐溶液反应置换另一种非金属（前＞后）
第三节 化学键
一、离子键
1. NaCl的形成过程
（1）实验探究
①现象：钠在氯气中剧烈燃烧，产生黄色火焰，有白烟生成，生成氯化钠
②化学方程式：
（2）NaCl形成过程的微观解释
①Na原子失去1个电子达到8电子稳定结构，成为
②Cl原子得到1个电子达到8电子稳定结构，成为
带相反电荷的离子通过静电作用结合在一起形成NaCl
（3）利用原子结构解释
静电作用既有阴、阳离子之间的静电吸引，也有原子核与原子核，核外电子与核外电子之间的静电排斥
2. 离子键
（1）定义：人们把带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键
（2）成键微粒：阴离子、阳离子
（3）成键实质：静电作用
（4）成键元素：一般是活泼金属元素和活泼非金属元素
3. 离子化合物
（1）定义：由阴、阳离子之间通过离子键构成的化合物
（2）组成微粒：阴、阳离子
（3）存在：强碱、大多数盐、活泼金属氧化物等
二、共价键
1. HCl的形成过程
（1）图示:
（2）分析
①H易得到1个电子成为2电子稳定结构
②Cl易得到1个电子成为8电子稳定结构
③相遇时，在氢原子和氯原子之间围绕电子的得失会有一个相互作用的过程
④氢氯原子形成一对共用电子对，两个原子均达到稳定结构
2. 共价键
（1）定义：原子间通过公用电子对所形成的相互作用
（2）实质：共用电子对对两原子的电性作用
（3）成键微粒：原子
（4）成键元素：一般是同种或不同种非金属元素
（5）形成条件：同种或不同种非金属元素原子相遇，使最外层电子排布达到稳定状态
3. 共价键的分类
（1）非极性键
①成键特点：电子对不偏向任何一个原子
②构成元素：同种元素原子间成键
③成键电子不显电性
（2）极性键
①成键特点：电子对偏向吸引电子能力强的原子
②构成元素：不同种元素原子间成键
③一方显正电性，一方显负点性
4. 共价化合物：以共同电子对形成分子的化合物叫共价化合物
5. 常见共价型分子空间构型：（直线型）、（V型）、（正四面体）、（三角锥型）
三、化学键
1. 概念：相邻的原子之间强烈的相互作用称为化学键
2. 形成类别
①离子键：原子的价电子间的转移
②共价键：原子的价电子间的共用
3. 意义：形成性质各异的微粒和物质
4. 化学反应的本质：旧化学键断裂和新化学键形成的过程
① 旧化学键断裂（吸收能量），新化学键形成（放出能量）
②物理变化（溶解、熔化）过程中可能无化学键的变化
③化学反应中，并不是反应物中所有的化学键都被破坏
④由阴离子和阳离子反应生成的化合物不一定是离子化合物
四、化学键的表示方法——电子式
1. 电子式：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
2. 电子式的书写方法
（1）原子：①示例： 、 、 、
②规范：一般将原子的最外层电子写在元素符号的上下左右四个位置上
（2）简单的阳离子：①示例：
②规范：电子式就是其阳离子符号
（3）简单阴离子：
①示例：
②规范：在元素符号周围标出电子，用[ ]括起来，并在右上角注明带电荷数及电性
3. 用电子式表示物质的形成过程
（1）离子化合物：
（2）共价化合物：
五、分子间作用力
1.范德华力
（1）定义：把分子聚集在一起的作用力叫做分子间作用力，最初也将分子间作用力称作范德华力
（2）规律：一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，物质的熔沸点也就越高
（3）氢键：如、、中分子之间存在的一种比范德华力稍强的相互作用叫氢键。氢键不是化学键，可看做一种较强的分子间作用力

展开更多......

收起↑