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抢分法宝 回归教材用心看（一）
必读教材基础知识
目 录
《第一章 物质及其变化》回看索引
《第一章 物质及其变化》重点知识总结
《第二章 海水中的重要元素——钠和氯》回看索引
《第二章 海水中的重要元素——钠和氯》重点知识总结
《第三章 铁 金属材料》回看索引
《第三章 铁 金属材料》重点知识总结
《第四章 物质结构 元素周期律》回看索引
《第四章 物质结构 元素周期律》重点知识总结
《必修第一册》回看测试
《第一章 物质及其变化》回看索引
P2：图1 近代化学发展的几个重要里程碑
P3：材料的分类
P6：同素异形体
P7：酸性氧化物、碱性氧化物，特别注意：NO、CO为不成盐氧化物，NO2溶于水生成HNO3，但HNO3的酸酐为N2O5。酸酐不一定都是氧化物，如醋酸酐。酸性氧化物、碱性氧化物不一定都与水反应生成对应的酸和碱。SiO2能和强碱反应，也能和HF反应，但不是两性氧化物。1mol H3PO4最多和3molNaOH，说明H3PO4为三元酸；1mol H3PO3最多和2molNaOH反应，说明H3PO3为二元酸，NaHPO3为正盐；1mol H3PO2最多和1molNaOH反应，说明H3PO2为一元酸，NaH2PO3为正盐。
P7：方法导引——分类
P8：分散系、分散质、分散剂
P8：乳浊液、悬浊液
P8：胶体、液溶胶、气溶胶、固溶胶 胶体粒子不能透过半透膜，能透过滤纸。常见的胶体有：Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、硅酸胶体、淀粉溶液、蛋白质溶液、血液。
P8：【实验1-1】 Fe(OH)3胶体的制备及鉴别　FeCl3溶液呈棕黄色，制备Fe(OH)3胶体的操作方法是：在沸水中滴加饱和FeCl3溶液，继续煮沸至红褐色，停止加热。将0.1mol FeCl3制成胶体，所得的胶粒数小于0.1NA，Fe(OH)3胶体不带电，Fe(OH)3胶粒带正电。
P9：丁达尔效应 FeCl3溶液和Fe(OH)3胶体最本质的区别是胶体粒子大小在1nm-100nm之间，区别这两种分散系最简单的方法是丁达尔效应。
P10：思考与讨论 反应类型
P11：图1-7 单质到盐的一种转化关系
P11：化学与职业——化学科研工作者
P13：实验1-2 电解质的导电性
P13：电解质 纯净的酸、碱、盐、金属氧化物、水是电解质；其它纯净的化合物一般是非电解质；淀粉、盐酸、氨水、单质铜既不是电解质，也不是非电解质（前三者为混和物、后者不是化合物）。BaSO4的水溶液不易导电，但BaSO4是强电解质。一水合氨是弱电解质。NaHSO4在熔化状态下的电离方程式为NaHSO4=Na++ HSO4-。证明某化合物为离子化合物最简单的方法是：在熔化状态下是否导电，若导电则为离子化合物。
P13：蒸馏水也能导电，只是导电能力非常弱，用上述实验装置不能测出。
P14：电流
P15：电离
P15：电离的角度认识酸和碱的本质
P16：电离模型：电解质溶于水会自动地解离成离子，而不是当时流行的说法——离子是通电后才产生的。
P16：实验1-3 硫酸钠溶液与氯化钡溶液反应
P17：能拆写成离子形式的物质：易溶于水且易电离的物质（强酸、强碱和大部分可溶性盐），难溶的物质、气体和水等仍用化学式表示。
P18：复分解反应发生的条件
P19：T9、T10
P21：氧化还原反应的特征
P22：氧化还原反应的本质
P23：科学史话——氧化还原反应概念的发展
P23：氧化剂、还原剂、氧化性、还原性、常见的氧化剂、常见的还原剂
P24：生产生活中广泛存在的氧化还原反应
补充：物理变化和化学变化：化学变化过程中有旧化学键的断裂，同时又有新化学键的形成，但有化学键断裂的变化未必就是化学变化，如NaCl晶体熔化、SiO2晶体的熔化，分别破坏了离子键、共价键，但属于物理变化。一种原子变为另一种原子涉及原子核的变化，不属于化学变化。CuSO4等电解质溶液的导电属于化学变化。煤的气化、液化、煤的干馏、裂化、裂解为化学变化。石油的分馏为物理变化。
P25：T1、T3
P26：T9、T12
P29：T2、T3、T4、T5、
P30：T10、T12、T13
《第一章 物质及其变化》重点知识总结
一、物质的分类
1、六大强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4
2、四大强碱：KOH、Ca(OH)2（澄清时）、NaOH、Ba(OH)2
3、酸性氧化物：能跟碱反应生成相应价态盐跟水的氧化物，一般为非金属氧化物（特例：Mn2O7），常见酸性氧化物：CO2、SO2、SO3、SiO2、P2O5等。
4、碱性氧化物：能跟碱反应生成相应价态盐跟水的氧化物。一般为金属氧化物。
5、酸性氧化物的性质：
①酸性氧化物+水→酸；②酸性氧化物+碱性氧化物→含氧酸盐；③酸性氧化物+碱→盐+水。
6、碱性氧化物的性质：
①碱性氧化物+水→碱；②碱性氧化物+酸性氧化物→含氧酸盐；③碱性氧化物+酸→盐+水；
7、关于氧化物的易错点：
（1）金属氧化物不一定是碱性氧化物，如：Al2O3、Mn2O7等。
（2）非金属氧化物不一定是酸性氧化物，如：CO、NO等。
（3）酸性氧化物不一定是非金属氧化物，如：Mn2O7等。
（4）碱性氧化物一定是金属氧化物。
8、同素异形体：同种元素形成的不同单质互称为同素异形体。如：O2和O3；金刚石和石墨等。
9、溶解性：钾钠铵硝盐易溶；盐酸盐除氯化银；硫酸盐除钙钡银；碳酸盐都不溶；碱类溶钾钠铵钡。
10、分散系(混合物)：一种（或多种）物质分散到另一种（或多种）物质中所得的体系，叫做分散系。
被分散的物质称为分散质，起容纳分散质作用的物质称为分散剂。
11、本质区别：分散质粒子直径大小是胶体区别于溶液、浊液的本质特征。
12、溶液、胶体、浊液三种分散系的比较：
分散质粒子大小/nm 外观特征 能否通过滤纸 能否通过半透膜 有无丁达尔效应 实例
溶液 小于1nm 均匀、透明、稳定 能 能 无 NaCl、蔗糖溶液
胶体 在1—100nm之间 均匀、有的透明、较稳定 能 不能 有 Fe(OH)3胶体
浊液 大于100nm 不均匀、不透明、不稳定 不能 不能 无 泥水
13、丁达尔效应(胶体的特性）：用一束强光照射胶体，有一条光亮的通路。(区别胶体和溶液)
14、Fe(OH)3胶体的制备方法：将饱和FeCl3溶液滴入沸水中，继续加热至体系呈红褐色，停止加热，得到Fe(OH)3胶体。制备胶体Fe(OH)3胶体的方程式：FeCl3＋3H2O==Fe(OH)3(胶体)+3HCl
二、物质的转化
15、酸、碱、盐的化学通性
（1）酸的通性
性质 反应实例 反应类型
与指示剂反应 使紫色石蕊试剂变红，不能使酚酞试剂变色 ——
与活泼金属反应 Zn＋H2SO4＝ZnSO4＋H2↑ 置换反应
与金属氧化物反应 CuO＋H2SO4＝CuSO4＋H2O 复分解反应
与碱反应 2NaOH＋H2SO4＝Na2SO4＋2H2O 复分解反应
与某些盐反应 CuCO3＋H2SO4＝CuSO4＋H2O＋CO2↑ 复分解反应
（2）碱的通性
性质 反应实例 反应类型
与指示剂反应 使紫色石蕊变蓝，无色酚酞变红 ——
与酸性氧化物反应 2NaOH＋SiO2＝Na2SiO3＋H2O 复分解反应
与酸反应 2NaOH＋H2SO4＝Na2SO4＋2H2O 复分解反应
与某些盐反应 2NaOH＋MgSO4＝Na2SO4＋Mg(OH)2↓ 复分解反应
（3）盐的通性
性质 反应实例 反应类型
与金属反应 CuSO4＋Zn＝ZnSO4＋Cu 置换反应
与酸反应 CaCO3＋2HCl＝CaCl2＋H2O＋CO2↑ 复分解反
与碱反应 MgCl2＋2NaOH＝2NaCl＋Mg(OH)2↓ 复分解反应
与盐反应 BaCl2＋MgSO4＝MgCl2＋BaSO4↓ 复分解反应
16、单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系
三、离子反应
17、物质导电原因分析：
①金属铜导电的原因是：铜内有自由移动的电子。
②NaCl固体、KNO3固体不导电的原因是：固体中尽管有阴、阳离子，但这些离子不能自由移动。
③NaCl溶液、KNO3溶液、稀盐酸导电的原因是溶液中有自由移动的离子。
④蔗糖溶液、乙醇溶液不导电的原因是：蔗糖、乙醇都是由分子构成，在水中不能形成自由移动的带电荷的粒子。
⑤注意：H2SO4、HNO3、HCl等化合物在液态条件下都不导电（没有自由移动的离子）。
18、电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物，常见电解质：酸、碱、盐、水、金属氧化物。
19、非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，常见非电解质：非金属氧化物、非金属氢化物(NH3)、大多数有机物(酒精、葡萄糖、蔗糖等)。
20、强电解质：在水溶液中完全电离的电解质（强酸、强碱、大部分盐、金属氧化物）
21、弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质（弱酸、弱碱、水）
22、导电条件及原因：固体电解质不导电，只有在水溶液里或熔融状态下才能导电，因为电解质在水溶液里或熔融状态下解离出了自由移动的阴、阳离子，阴、阳离子在电场的作用下发生定向移动。
23、易错提醒：
①电解质、非电解质都是化合物，不同之处是在水溶液中或熔融状态下能否导电。
②电解质的导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔融状态下才能导电。
③能导电的物质并不全部是电解质：如铜、铝、石墨、氯化钠溶液等。
④溶于水能导电的化合物不一定是电解质。电解质导电必须是化合物本身能电离出自由移动的离子而导电，不能是发生化学反应生成的物质导电。如非金属氧化物（SO2、SO3、CO2）、大部分的有机物为非电解质。
⑤某些难溶于水的化合物。如BaSO4、AgCl等，由于它们的溶解度太小，测不出其水溶液的导电性，但它们溶解的部分是完全电离的，所以是电解质。
⑥单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
24、溶液导电性强弱判断：溶液中自由移动离子浓度的大小。
25、电离：电解质溶于水或受热熔融时，形成自由移动的离子的过程。
26、电离方程式书写：
①左边写化学式，右边写离子符号；
②强酸的酸式酸根拆，弱酸的酸式酸根不能拆；（例如：NaHSO4(aq)=Na++H++SO42-，NaHCO3=Na++HCO3-）
③强电解质写“=”，弱电解质写“ ” 注意：NaHSO4(熔融)=Na++HSO4-
27、电离方程式应符合原子守恒、电荷守恒定律。
28、从电离的角度认识酸、碱、盐
①酸：电离时阳离子全部为H+（如HCl）。
②碱：电离时阴离子全部为OH-（如NaOH）。
③盐：由金属阳离子（或NH4+）和酸根组成（如NaCl）。
29、离子反应：电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应，这样的反应属于离子反应。
30、离子反应方程式及意义：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。它不仅表示一个具体的化学反应，而且表示同一类型的离子反应。
31、离子反应方程式书写步骤：
①写：正确写出反应的化学方程式；
②拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式；
不拆:单质、氧化物、气体、沉淀、水、弱酸、弱碱、浓硫酸等。
③删：将不参加反应的离子从方程式两端删去；
④查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等；
32、易错提醒：
①凡不是在溶液中进行的反应不能写离子方程式；
②微溶物作为反应物时，若为澄清溶液拆成离子形式，若为悬浊液写化学式；
若为生成物一般写化学式，并且加沉淀符号；
③多元弱酸的酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写；
而强酸盐的酸根离子在离子方程式中要拆开写。
33、离子方程式正误判断(六看)
①看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确；
②看能否写出离子方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式；
③看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等的书写是否符合事实；
④看离子配比是否正确，看是否拆正确；
⑤看原子个数、电荷数是否守恒；
⑥看与量有关的反应表达式是否正确(过量、适量)；
34、离子共存问题：离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；
若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
①结合生成难溶物的离子不能大量共存:如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等；
②结合生成易挥发物质的离子不能大量共存:如H+和CO32-、HCO3-；OH-和CO32-、SO32-和NH4+等
③结合生成难电离物质(水)的离子不能大量共存：如H+和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。
35、易错提醒：题干中的条件：
①如无色溶液应排除有色离子：Fe2+(浅绿色)、Fe3+(黄色)、Cu2+(蓝色)、MnO4-(紫色)等离子；
②强碱性溶液或pH大于7的溶液或使酚酞试纸变红的溶液，都含有大量OH-，其中肯定不存在能与OH-反应的离子，如：NH4+、HS-、HSO3-、HCO3-、Fe3+、Al3+、Fe2+、Cu2+、Mg2+等（即H+、弱碱根等）。
③强酸性溶液或pH小于7的溶液、加入锌粒生成H2或使石蕊试纸变红的溶液，都含有大量H+，其中肯定不存在能与H+反应的离子，如：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-、F-、ClO-、CH3COO-、CO32-、HCO3-、SiO32-等（即OH-、弱酸根、弱酸的酸式酸根等）。
四、氧化还原反应
36、概念：凡是有元素化合价升降的化学反应。
37、氧化反应：物质所含元素化合价升高的反应。还原反应：物质所含元素化合价降低的反应。氧化反应和还原反应同时发生！
38、氧化剂：在反应中得到电子(化合价降低)的反应物-----表现出氧化性；
还原剂：在反应中失去电子(化合价升高)的反应物-----表现出还原性。
39、氧化产物：失电子被氧化后得到的产物-----具有氧化性
还原产物：得电子被还原后得到的产物-----具有还原性
40、易错提醒：
①氧化剂还原剂可以是不同物质，也可以是同种物质；
②氧化产物、还原产物可以是不同物质，也可以是同种物质
③物质的氧化性（或还原性）是指物质得到（或失去）电子的能力，
与物质得失电子数目的多少无关
41、氧化还原反应的判断依据：有无元素化合价的变化。
42、氧化还原反应的相关概念之间的关系
可概括为“氧、氧、得、降、还、还、还”。
43、常见的氧化剂(元素处于最高价时或中间价态)及产物预测
氧化剂 还原产物
KMnO4 Mn2+（酸性）；MnO2（中性）；MnO42－（碱性）
K2Cr2O7（酸性） Cr3+
浓硝酸 NO2
稀硝酸 NO
X2（卤素单质） X－
H2O2 OH－（碱性）；H2O（酸性）
Na2O2 NaOH（或Na2CO3等）
NaClO（或ClO－） Cl－、Cl2
NaClO3 Cl2、ClO2等
PbO2 Pb2+
44、常见的还原剂(元素处于最低价时或中间价态)及产物预测
还原剂 氧化产物
Fe2+ Fe3+（酸性）；Fe（OH）3（碱性）
SO2（或H2SO3、SO32－） SO42－
S2－（或H2S） S、SO2（或SO32－）、SO42－
H2C2O4 CO2（酸性）；CO32－（碱性）
H2O2 O2
I－（或HI） I2、IO3－
CO CO2（酸性）；CO32－（碱性）
金属单质（Zn、Fe、Cu等） Zn2+、Fe2+（与强氧化剂反应生成Fe3+） Cu2+（与弱氧化剂反应生成Cu+）
45、氧化还原反应的本质：电子的转移（得失或偏移）。
46、电子转移的表示方法
（1）双线桥法：①标变价　②画箭头(反应物指向生成物)　③算数目　④说变化。如铜和稀硝酸反应：
（2）单线桥法：①标变价　②画箭头(由失电子原子指向得电子原子)　③算数目（线桥上只标电子转移的总数目，不标“得”“失”字样），如铜和稀硝酸反应：
47、氧化还原反应的基本规律
①价态规律：同种元素，处于最高价态时只具有氧化性。处于最低价态时只具有还原性。处于中间价态时既有氧化性又有还原性。
②歧化和归中规律：同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，价态的变化“只靠拢，可相交，不相叉”。
③反应先后规律：多种氧化剂与一种还原剂相遇，氧化性强的首先得电子被还原；多种还原剂与一种氧化剂相遇，还原性强的首先失电子被氧化。
④守恒规律：a.质量守恒：反应前后元素的种类和质量不变。
b.电子守恒：即氧化剂得电子的总数等于还原剂失电子的总数，这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。
c.电荷守恒：离子方程式中，反应物中各离子的电荷总数与产物中各离子的电荷总数相等。书写氧化还原反应的离子方程式时要注意满足电荷守恒，如Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋(错误)，2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋(正确)。
48、氧化性与还原性的强弱判断规律：
（1）根据氧化还原反应方程式的判断：
氧化性：氧化剂＞氧化产物
还原性：还原剂＞还原产物
（2）根据金属活动性顺序判断：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
从左向右还原性逐渐减弱，对应离子的氧化性逐渐增强
根据非金属活动性顺序判断：F2 Cl2 Br2 I2 S
从左向右氧化性逐渐减弱，对应离子的还原性逐渐增强
（3）根据反应条件和反应的剧烈程度：
反应条件要求越低，反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强。
49、氧化还原反应方程式的配平步骤：
①标变价元素化合价；
②找出变价元素化合价升降(得失电子)总数；
③求得失电子数的最小公倍数；
④配系数；
⑤细检查(原子守恒、电荷守恒)
《第二章 海水中的重要元素——钠和氯》回看索引
P32：【实验2-1】钠的取用 图2-2观察钠的真面目是银白色，用小刀切割后很快变暗，是因为氧化成了Na2O。
P33：【实验2-2】钠与氧气反应 如果点燃金属属钠，产物为Na2O2，实验3-2中，加热金属钠用坩埚，不用蒸发皿，坩埚放在泥三角上。Na2O2呈淡黄色。钠保存在石蜡油或煤油中，钠着火不能用水灭火，只能用干燥的沙土来灭火。
P34：探究——钠与水的反应 钠与水反应时钠在水面上，钠与乙醇反应时钠在乙醇下面，二者相比较，钠与水反应快，这说明水中的氢比醇羟基中的氢活泼。
P35：【实验2-3】 过氧化钠与水的反应 向Na2O2与水反应后的溶液中滴入酚酞，现象是：先变红，后褪色。与水反应先生成H2O2，再分解成H2O和O2。图2-5氧气检验。过氧化钠用作呼吸面具或潜水艇中的氧气来源的原因。Na2O2与H2O和CO2反应，转移电子数与Na2O2的物质的量相等。
P36：【实验2-4】 碳酸氢钠和碳酸钠溶于水 碳酸钠和碳酸氢钠溶解后，用手摸试管底部，溶解碳酸钠的试管温度明显升高。水解虽然是吸热的，形成水合离子的过程是放热的。
P37：碳酸钠水合物
P37：【实验2-5】碳酸氢钠和碳酸钠受热分解 仔细观察图2-7，试管底略高于试管底，酒精灯火焰的位置。该实验证明Na2CO3和NaHCO3稳定性差的是NaHCO3。所以除去Na2CO3固体中有少量NaHCO3常用加热法，Na2CO3和酸反应可以看成先生成NaHCO3，再继续反应生成CO2。Na2CO3和NaHCO3溶解性相对较小的是NaHCO3，向饱和的Na2CO3溶液中通足量的CO2现象是有晶体析出，化学方程式为Na2CO3 （饱和）+ H2O + CO2 == 2 NaHCO3↓。所以除去NaHCO3溶液中有少量Na2CO3方法通入过量的CO2。分别取Na2CO3溶液和NaHCO3溶液两种试液分别滴加少量的澄清石灰水，均有白色沉淀，发生的离子反应方程式分别为Ca2++CO32-=CaCO3↓、2HCO3-+Ca2++2OH-= CaCO3↓+2H2O+CO32-。
P37：侯德榜和侯氏制碱法 侯氏制碱法中的碱是指Na2CO3。向氨化的饱和食盐水中通CO2有晶体析出(一定先通NH3再通CO2)。过滤，将所得的晶体加热得Na2CO3。有关反应为：NH3+CO2+NaCl=NH4Cl+NaHCO3↓， 2NaHCO3 Na2CO3+H2O+CO2↑。
P38：实验2-6 焰色试验 焰色试验不属于化学变化。焰色反应是金属或其化合物，如钠的焰色为黄色，是指钠的单质或化合物在火焰上灼烧焰色都是黄色。每次焰色反应前铂丝都要用盐酸洗净，在外焰上灼烧到没有颜色时，再蘸取待检测物质。节日燃放的烟花，就是碱金属的焰色试验。
P38：蓝色钴玻璃的作用 观察K的焰色要用蓝色钴玻璃，其作用是滤去黄色的光。
P40：T5、T6
P42：【实验2-7】氯气与氢气反应 Cl2是一种黄绿色有强烈剌激性气味的有毒气体。铁在氯气中燃烧产生棕色的烟（2Fe+3Cl22FeCl3），氢气在氯气中燃烧(H2+Cl22HCl)产生苍白色火焰（图4-16）。说明燃烧不一定要有氧气参加。
P43：自来水消毒剂 很多自来水厂用氯气杀菌、消毒。是由于氯气溶于水生成的HClO有强氧化性。HClO是一元弱酸，其酸性比H2CO3弱，HClO不稳定，在光照条件下分解为盐酸和O2、氯水保存在棕色试剂瓶中。
P43：【实验2-8】氯气（干燥、湿润）与有色布条和有色鲜花
P43：干燥的氯气使有色鲜花变色 干燥的氯气无漂白作用。氯气溶于水的化学方程式为H2O+Cl2≒HCl+HClO，标况下，2.24L氯气溶于水，转移电子数小于0.1NA，酸性条件下，Cl-和ClO-不能共存，将Cl2通入紫色石蕊溶液现象是先变红，后褪色。
P44：制备漂白液的反应原理、制备漂白粉的反应原理、漂粉精
工业上制漂白粉的反应为：2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O，漂白粉有主要成份是CaCl2和Ca(ClO)2，有效成份是Ca(ClO)2，漂白粉空气中失效相关的化学方程式为Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝CaCO3＋2HClO，2HClO=2HCl+O2↑。漂白液是以NaClO为有效成分的溶液，又叫“84”消毒液，因水解而略呈碱性，它不能和洁厕精共用，原因是NaClO＋2HCl=NaCl+Cl2↑＋H2O。漂白液、漂白粉和漂粉精可用漂白棉、麻、纸张的漂白剂，又可以用作游泳池及环境的消毒剂。
P45：氯气的实验室制法
图2-17实验室制氯气的装置示意图，烧瓶中发生的化学反应方程式为：MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O，若用KMnO4代替MnO2，发生的化学反应方程式2KMnO4+16HCl(浓)=2MnCl2+2KCl+5Cl2↑+8H2O，氯气中混有的HCl可用饱和食盐水除去，原因是饱和食盐水可以溶解HCl同时可降低氯气在水中的溶解度。除去氯气中混有的水蒸气可用盛有浓硫酸的洗气瓶，也可以用装有装P2O5或CaCl2的干燥管。收集方法为向上排空气法，烧杯盛装NaOH溶液的作用是除去多余的氯气，防止空气污染。
P46：方法导引——实验室中制取气体装置的设计 各装置的连接顺序。
P46：实验2-9 氯离子的检验
P47：T3
P48：物质的量
P51：摩尔质量
P52：气体摩尔体积
P53：物质的量浓度
P54：资料卡片——容量瓶的使用
P55：【实验2-10】配制一定物质的量浓度的NaCl溶液的步骤和装置 配制一定物质的量浓度的溶液。重点注意步骤、图示、注解、注意事项、思考与讨论等。称量固体时托盘天平只保留一位，量筒量取液体时也只保留一位。容量瓶使用的第一步操作：检查是否漏水(简称“查漏”)。“查漏”的方法：向容量瓶中加入适量水，盖好瓶塞，左手食指顶住瓶塞，右手托住瓶底，将容量瓶倒转过来看瓶口处是否有水渗出，若没有，将容量瓶正立，将瓶塞旋转180度，重复上述操作，如果瓶口处仍无水渗出，则此容量瓶不漏水。若漏水，可以在瓶塞处涂凡士林。常见容量瓶的规格有50 mL、100 mL、250 mL、500 mL、1000 mL 几种。如配制溶液时明确知道所需容量瓶规格，则需将容量瓶规格一并答上。如图所示：用玻璃棒引流时，玻璃棒末端应插入到刻度线以下，且玻璃棒靠近容量瓶口处且不能接触瓶口。定容时，胶头滴管不能伸入容量瓶。配制一定物质的量浓度的溶液所需要的实验仪器：托盘天平、量筒、玻璃棒、容量瓶（容量一定要指明）、胶头滴管、烧杯、药匙。重要的实验步骤：计算→称量(量取)→溶解(稀释)→转移（轻摇）→定容→摇匀→倒出装瓶。定容时视线与凹液面最低处相平，直到液面与刻度线相切。
P56：浓溶液配制稀溶液的原理
P59：T2、T5、T7
P60：T8、T10、T11
P61：实验活动1——配制一定物质的量浓度的溶液
《第二章 海水中的重要元素——钠和氯》重点知识总结
一、活泼金属单质----钠
1、钠元素的存在：在自然界中以化合物(化合态)的形式存在，如：NaCl、Na2CO3、Na2SO4等。
2、金属钠的物理性质：银白色带金属光泽、质软、熔点低、密度比水小但比煤油大的固体。
3、金属钠的保存：少量钠保存在煤油或石蜡油中，大量钠保存在固体石蜡中。
4、钠与氧气反应：
①很活泼，常温下：4Na + O2＝2Na2O(白色) ★（新切开的钠放在空气中容易变暗）
②加热条件下：2Na+O2 Na2O2(淡黄色)
现象：（在坩埚中进行）先熔化成小球，后剧烈燃烧，产生黄色火焰，生成淡黄色固体。
6、钠在空气中的变化过程：Na→Na2O→NaOH→Na2CO3·10H2O（结晶）→Na2CO3（风化），
即：一小块钠置露在空气中的现象：银白色的钠很快变暗（生成Na2O），跟着变成白色固体(NaOH)，然后在固体表面出现小液滴（NaOH易潮解），最终变成白色粉未（最终产物是Na2CO3）。
7、钠与H2O的反应(反应剧烈，切绿豆大小即可)：2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑
★离子方程式：2Na＋＋2H2O＝2Na＋＋2OH－＋H2↑（注意配平）
实验现象 分析与结论
浮在水面上 钠的密度比水小
熔成小球 反应放热，且钠的熔点低
四处游动 有气体生成，推动小球迅速游动
发出嘶嘶的响声 有气体生成，反应剧烈
加入酚酞溶液由无色变红色 生成碱性物质生成
8、足量钠与酸反应：“先酸后水”：2Na + 2H+ = 2Na+ + H2↑
9、足量钠与盐溶液反应：“先水后盐”(K、Ca、Na均如此)，如：将钠放入硫酸铜溶液中，不能置换出铜单质
①2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
②2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + Na2SO4
实验现象：钠熔成小球，在液面上四处游动，有蓝色沉淀生成，有气泡放出
10、钠着火的处理：用干燥的沙土盖灭。
11、工业制钠：电解熔融的NaCl：2NaCl(熔融)====2Na + Cl2↑
12、钠的氧化物性质
Na2O Na2O2
色态 白色固体 淡黄色固体
物质种类 碱性氧化物 过氧化物
氧元素价态 －2 －1
生成条件 4Na+O2==2Na2O 2Na+O2Na2O2
与水反应 Na2O+H2O==2NaOH 2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2 ↑★
与酸性氧化物反应 Na2O+CO2=Na2CO3 2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2★
与酸反应 Na2O+2HCl=2NaCl+H2O 2Na2O2+4HCl=4NaCl+O2↑+2H2O
稳定性 不稳定 2Na2O+O22Na2O2 稳定
13、易错提醒：
①Na2O2与H2O的离子反应方程式：2Na2O2 + 2H2O = 4Na+ + 4OH- + O2↑
②反应实质：Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2 2H2O2 = 2H2O + O2↑
③实验现象：产生气泡，试管壁发烫，溶液(滴加酚酞)先变红，后褪色；
④与H2O、CO2的反应，Na2O2可用作呼吸面具的供氧剂；
⑤与H2O、CO2的反应，Na2O2既是氧化剂又是还原剂，是过氧化物；
14、含钠元素的两种盐：Na2CO3和NaHCO3的性质
名称 碳酸钠 碳酸氢钠
化学式 Na2CO3 NaHCO3
俗名 苏打、纯碱 小苏打
色、态 白色粉末 白色细小晶体
用途 洗涤剂，玻璃、肥皂、造纸、纺织等工业 发酵粉、灭火剂、治疗胃酸过多（有胃溃疡时不能用）
溶解度大小 溶解度：Na2CO3 ＞NaHCO3
水溶液碱性 碱性（同浓度）：Na2CO3＞NaHCO3
与酸反应方程式 NaHCO3比Na2CO3快
CO32- ＋ 2H＋= H2O+CO2↑ Na2CO3 + 2HCl ==2NaCl + CO2 ↑ + H2O HCO3- ＋ H＋= H2O +CO2↑ NaHCO3+HCl==NaCl + CO2↑+H2O
热稳定性 热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3
2NaHCO3 Na2CO3＋H2O＋CO2↑
与CaCl2反应 Na2CO3+CaCl2=CaCO3↓+2NaCl（白色沉淀） NaHCO3+CaCl2不反应
与澄清石灰水反应 Na2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3↓ + 2NaOH CO32- + Ca2+ = CaCO3↓ 白色沉淀生成（量不同产物不同）
15、易错提醒：①碳酸钠和碳酸氢钠与同浓度的酸反应时，碳酸氢钠中先产生气泡。
CO32-＋H＋= HCO3-（无气泡产生）
HCO3- ＋ H＋= H2O +CO2↑（有气泡）
②Na2CO3易与含Ba2+、Ca2+的碱反应生成碳酸盐沉淀和NaOH，
而NaHCO3能与所有可溶碱反应生成碳酸正盐和水
③Na2CO3与NaHCO3的相互转化：
16、鉴别Na2CO3和NaHCO3
①加热：加热固体，产生能使澄清石灰水变浑浊的气体的是NaHCO3，如上图；
②滴入CaCl2或BaCl2溶液：产生白色沉淀的是Na2CO3；
③逐滴滴入稀盐酸：反应较剧烈的是NaHCO3；
17、焰色试验：金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈现特殊的颜色，这在化学上叫焰色试验。
18、焰色试验操作步骤：
①将铂丝（或光洁无锈的铁丝）用稀盐酸洗涤后放在酒精灯外焰上灼烧至火焰颜色与原来相同；
②用铂丝蘸取待测碳酸钠溶液放在外焰上灼烧，观察火焰颜色；
③用盐酸洗净铂丝，在外焰上灼烧至火焰无色后，
再蘸取碳酸钾溶液做同样的实验，透过蓝色的钴玻璃观察火焰的颜色。
19、焰色试验易错提醒：①焰色试验是物理变化，并非所有含金属元素的化学物质灼烧时都有特征颜色。
②钠的焰色是黄色，钾透过蓝色的钴玻璃焰色是紫色。
二、氯气
20、氯元素在自然界中以化合态存在。
21、氯气的物理性质：黄绿色有刺激性气味的有毒气体，可溶于水（1体积水大约溶解2体积的氯气），易液化，加压和降温条件下可变为液态(液氯)和固态。
22、与金属反应
①钠与氯气反应 2Na+Cl2 2NaCl 产生大量白烟
②铁与氯气反应 2Fe+3Cl2 2FeCl3 产生棕红色的烟
③铜与氯气反应 Cu + Cl2 CuCl2 产生棕黄色的烟
规律：氯气与变价金属（如Fe、Cu）发生反应，把变价金属氧化成高价的金属氯化物。
23、与非金属反应
H2 + Cl2 2HCl （在点燃或光照下氯气均能与氢气反应）
现象：氢气在氯气中安静燃烧，发出苍白色火焰，瓶口呈白雾状。
24、燃烧：燃烧不一定有氧气参加，物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。燃烧的本质是剧烈的氧化还原反应，所有发光放热的剧烈化学反应都称为燃烧。
25、氯气与水的反应 Cl2＋H2O HCl＋HClO
注意：在该反应中，Cl2既是氧化剂于是还原剂，转移的电子数为e-。
26、氯水：氯气溶于水形成的溶液，因为有氯气所以为浅黄绿色。
27、新制液氯、氯水、久置氯水的比较
液氯 新制氯水 久置氯水
粒子种类 Cl2 H2O、Cl2、HClO、H＋、Cl－、ClO－、OH－ H2O、H＋、Cl－、OH－
分类 纯净物 混合物 混合物
颜色 黄绿色 浅黄绿色 无色
性质 强氧化性 酸性、强氧化性、漂白性 酸性
28、次氯酸的性质：
①不稳定性：次氯酸分解反应的化学方程式为2HClO2HCl＋O2↑，氯水要现用现配，且保存在棕色试剂瓶中，并置于冷暗处。
②强氧化性
a.能将有机有色物质氧化为无色物质，作漂白剂。
b.杀菌、消毒。
③弱酸性：向NaClO溶液中通入少量CO2，离子方程式为ClO-＋CO2＋H2O===HCO3-＋HClO。
④次氯酸的漂白原理、特点及应用范围
29、氯气与碱的反应：
①漂白液的制取： 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O
漂白液的主要成分是NaClO+NaCl，有效成分是NaClO
②漂白粉和漂粉精的制取：2 Ca(OH)2 + 2Cl2==Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O
漂白粉和漂粉精的主要成分是Ca(ClO)2+CaCl2，有效成分是Ca(ClO)2
③漂白粉的漂白原理： Ca(ClO)2 + CO2+H2O==CaCO3↓+ 2HClO
④漂白粉失效原理 2HClO 2HCl + O2↑
30、氯气的实验室制法
（1）制取原理：MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
（2）制备装置类型：固体＋液体气体
（3）净化方法：用饱和食盐水除去HCl，再用浓硫酸除去水蒸气。
（4）收集方法：①氯气的密度比空气大，可用向上排空气法收集②氯气在饱和食盐中的溶解度较小，可用排饱和食盐水法收集。
（5）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；③根据氯气的颜色，装置充满了黄绿色气体，则证明已集满。
（6）尾气吸收：用强碱溶液(如NaOH溶液)吸收。
31、其他制备Cl2的方法
①2KMnO4+16HCl(浓) =2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
②KClO3+6HCl(浓) =KCl+3Cl2↑+3H2O
③Ca(ClO)2+4HCl(浓) =CaCl2+2Cl2↑+2H2O(利用漂白粉制取氯气)
32、检验Cl-时要先加稀硝酸酸化，以排除CO32 等离子的干扰，不能用稀硫酸酸化，因为再加入AgNO3溶液后生成Ag2SO4白色沉淀，会干扰实验，更不能用盐酸酸化，因为盐酸中含有Cl-。
三、物质的量
33、物质的量——符号（n），表示含有一定数目粒子的集体的物理量。
34、单位——为摩尔（mol）：国际上规定，1mol粒子集体所含的粒子数与0.012Kg 12C所含的碳原子数相同，约为6.02 × 1023。
35、把含有6.02 × 1023个粒子的任何粒子集体计量为1摩尔。
36、阿伏加德罗常数：把1mol任何粒子的粒子数叫做阿伏加德罗常数，确定为6.02 × 1023mol-1。
37、物质的量 ＝ 物质所含微粒数目／阿伏加德罗常数 n =N／NA
38、物质的量与微观粒子数之间成正比：n1／n2＝N1／N2
39、易错提醒：
①物质的量这四个字是一个整体，是专用名词，不得简化或增添任何字。
②物质的量只适用于微观粒子，使用摩尔作单位时，所指粒子必须指明粒子的种类，
如原子、分子、离子等。且粒子的种类一般都要用化学符号表示。
③物质的量计量的是粒子的集合体，不是单个粒子。
40、摩尔质量（M）：单位物质的量的物质所具有的质量叫摩尔质量。
单位：g/mol 或 g.mol-1
数值：等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量。
41、物质的量=物质的质量／摩尔质量 n = m／M
42、气体摩尔体积（Vm）：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积。
单位：L/mol 或 m3/mol
43、物质的量=气体的体积/气体摩尔体积n=V／Vm
44、标准状况：特指0℃ 101KPa ，Vm = 22.4 L/mol。
45、阿伏加德罗定律： 同温、同压下，等物质的量的任何气体（含有相同的分子个数）的体积相等.
46、理想气体状态方程(克拉珀龙方程)：PV=nRT
推论：
（1）同温、同压下，气体的体积与其物质的量成正 比：V1 ：V2 = n1 ：n2
（2）同温、同体积时，气体的压强与其物质的量成正比：P1 ：P2 = n1 ：n2
（3）同温、同压下，气体的密度之比等于其摩尔质量之比ρ1：ρ2 =M1：M2
47、物质的量浓度：以单位体积溶液里所含溶质的物质的量，叫做溶质的物质的浓度。
单位：mol/L，mol/m3
48、物质的量浓度 ＝ 溶质的物质的量/溶液的体积 C = n／V
49、若已知溶质的摩尔质量为M，溶液的密度为ρ(单位:g·cm-3)，溶液中溶质的质量分数为w，
则物质的量浓度c=1000ρw/M。
50、一定物质的量浓度的配制的步骤：
①计算；②称量；③溶解；④转移；⑤洗涤；⑥定容；⑦摇匀；⑧装瓶贴签。
以配制500 mL 1.0 mol·L－1 NaCl溶液为例：
51、易错提醒：
①选多大容量瓶，计算溶质的量时，代多大值，容量瓶选择时“大而近”的原则；
②容量瓶规格：50、100、250、500、1000mL；
③标注:温度、容积、刻度线。
④使用容量瓶注意“五不”:不能溶解固体；不能稀释浓溶液；不能加热；
不能作反应容器；不能长期贮存溶液。
⑤容量瓶先检漏再洗；
⑥溶解完的溶液等冷却至室温时再转移；
⑦定容时，当液面离刻度线1~2cm时改用滴管，以平视法观察加水至液面最低处与刻度相切为止。
52、误差分析：分析一定物质的量浓度溶液配制的误差时，依据“c=n/V=m/MV”进行判断，分析m或V的变化对c产生的影响，若m减小，则c偏低；若V偏小，则c偏高。
53、溶液稀释 C(浓溶液)·V(浓溶液) =C(稀溶液）·V(稀溶液)
《第三章 铁 金属材料》回看索引
P64：人类最早使用的铁，是来自太空的陨铁（以单质形态存在）。
P64：我国目前发现最早的人工冶铁制品是甘肃灵台出土的春秋初年秦国的铜柄铁剑。
P66：图3-5 铁粉与水蒸气反应 铁粉与水蒸气反应的实验中，湿棉花的作用是提供反应所需要的水蒸气。检验有氢气生成的实验现操作是：点燃肥皂泡，有尖锐的爆鸣声。特别注意反应方程式的书写66。
补充：铁中含有碳等杂质，使铁的熔点降低，在常温下浓硫酸和浓硝酸使铁钝化。
P67：铁的氧化物（FeO、Fe2O3、Fe3O4）的性质及用途
P67：【实验3-1】铁的氢氧化物的制备 在制备Fe(OH)2时可以加热到沸腾除水中的氧，冷却后再配溶液，也可以加比水轻，不溶于水的有机溶剂（苯）封住液面，加NaOH溶液时胶头滴管要伸入到溶液中接近试管底，防止Fe2+被氧化，可以加入铁粉，Fe(OH)2氧化成Fe(OH)3的现象为白色絮状沉淀迅速变成灰绿色，最后红褐色，化学方程式4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3。
P68：【实验3-2】Fe3+和Fe2+的检验
检验Fe2+通常有以下几种方法：①加KSCN溶液，无明显变化，再加氯水，溶液变血红色。Fe3++3SCN-≒Fe（SCN）3。②加氢氧化钠溶液，出现白色絮状沉淀迅速变成灰绿色，最后红褐色。4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3。
③加溶K3Fe(CN)6溶液，生成蓝色沉淀。3Fe2++2[ Fe(CN)6]3-=Fe3[ Fe(CN)6]2↓
检验Fe3+通常有以下几种方法：①直接观察溶液是棕黄色；②滴加氢氧化钠溶液，出现红褐色沉淀；③滴加KSCN溶液，有血红色溶液出现；④加入苯酚溶液，呈紫色。
P68：【实验3-3】Fe3+和Fe2+的相互转化 图3-9、图3-10 Fe2+和Fe3+相互转化的现象。
P69：方法导引——认识元素及其化合物性质的视角
P70：探究——利用覆铜板制作图案的步骤及反应原理 FeCl3溶液作为刻制印刷电路时的“腐蚀液”，其离子方程式为：Cu +2 Fe3+ == 2Fe2++Cu2+。
P71：检验食品（以菠菜为例）中的铁元素
P72：T6
P73：合金 合金的硬度大于它的纯金属成分，合金的熔点低于它的成分金属。合金硬度变大的原因
P73：铁合金：生铁、钢
P74：碳素钢、特种钢、不锈钢 钢是用量最大、用途最广的合金。根据其化学成分，可以分为碳素钢和合金钢。
P75：科学技术社会——超级钢
P76：资料卡片——铝制品的表面处理
P76：【实验3-4】铝与盐酸反应
P76：【实验3-5】铝与氢氧化钠溶液变化 P77：下面的注解中四羟基合铝酸钠，属于配位化合物。铝和NaOH溶液的反应也可以写成：2Al+2NaOH+6H2O==2Na[Al(OH)4]+3H2↑
P77：两性氧化物，铝制餐具不宜用来蒸煮或长时间存放酸性或碱性食物
P77：铝合金：硬铝
P77：新型合金——储氢合金
P78：稀土金属
P80：T1、T3、T4、T8、T9
P82：T9、T10、T11
P84：实验活动2——铁及其化合物的性质
《第三章 铁 金属材料》重点知识总结
一、铁及其化合物
1、铁元素的存在：地壳中：O、Si、Al、Fe，单质(游离态)和化合物(化合态)。
2、高炉炼铁：
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、铁的物理性质：
颜色 熔点/℃ 沸点/℃ 密度/(g·cm-3) 延展性 导热性 导电性 导磁性
银白色 (粉末：黑色) 1535 2750 7.86 良好 良好 良好 良好
4、铁的化学性质：
①点燃：3Fe＋2O2Fe3O4；现象：剧烈燃烧，火星四射。
常温：铁在潮湿的空气中易被腐蚀，生成铁锈，其主要成分为Fe2O3·xH2O。
②与Cl2反应(化学方程式)：2Fe＋3Cl22FeCl3；现象：剧烈燃烧，棕红色烟。
注意：铁在氯气中燃烧，只生成FeCl3，与反应物量比无关。
③与S反应(化学方程式)：Fe＋SFeS。
氧化性：Cl2>S，铁与Cl2反应被氧化为＋3价，与S反应被氧化为＋2价。
④与水蒸气反应
实验装置
操作现象 点燃肥皂液，听到爆鸣声，证明生成了H2，实验中湿棉花的作用是提供水蒸气。
实验结论 在高温下，铁能与水蒸气反应生成H2，3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2。
⑤与酸反应
与非氧化性酸，如盐酸、稀硫酸，反应的离子方程式：Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑。
⑥与盐溶液反应
置换反应：与CuSO4溶液反应(离子方程式)：Fe＋Cu2＋===Fe2＋＋Cu。
5、铁的氧化物
化学式 FeO Fe2O3 Fe3O4
俗名 － 铁红 磁性氧化铁
颜色状态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体(有磁性)
溶解性 难溶于水 难溶于水 难溶于水
铁元素的化合价 ＋2 ＋3 ＋2，＋3
稳定性 不稳定 稳定 稳定
类别 碱性氧化物 碱性氧化物 特殊氧化物
与H＋反应的 离子方程式 FeO＋2H＋==Fe2＋＋H2O Fe2O3＋6H＋==2Fe3＋＋3H2O Fe3O4＋8H＋== Fe2＋＋2Fe3＋＋4H2O
6、Fe(OH)2和Fe(OH)3性质的比较
化学式 Fe(OH)2 Fe(OH)3
色态 白色固体 红褐色固体
溶解性 难溶于水 难溶于水
与H+反应 Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2O Fe(OH)3+3H+=Fe3++3H2O
不稳定性 分解产物很复杂 2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O
7、铁的氢氧化物的制备
实验操作 实验现象 离子方程式 (或化学方程式)
试管中有红褐色沉淀生成 Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓
试管中先有白色絮状沉淀生成，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色 Fe2＋＋3OH－===Fe(OH)2↓ 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O==4Fe(OH)3
8、氢氧化亚铁的制备(隔绝氧气)
注意：制备纯净Fe(OH)2的关键是：隔绝空气，防止被氧化，可采取的措施如下:
①亚铁盐溶液要新配制，并加入铁粉，防止Fe2+被氧化为Fe3+；
②将溶液加热煮沸，为除去NaOH溶液中溶解的O2；
③胶头滴管的末端插入试管内的液面以下，在亚铁盐溶液底部产生Fe(OH)2沉淀；
④可在反应液面上用植物油或者苯进行液封，以隔绝空气。
9、Fe2+和Fe3+的性质比较
方法 Fe3+Fe2+
观察溶液颜色 (棕)黄色 浅绿色
沉淀法 (如加NaO溶液) 现象 红褐色沉淀 白色沉淀→灰绿色沉淀→红褐色沉淀
离子 方程式 Fe3++3OH-=Fe(OH)3↓ Fe2++2OH-=Fe(OH)2↓ 4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3
显色法 (加KSCN溶液) 现象 显红色(常用方法) 无明显现象，再加氯水显红色
离子 方程式 Fe3++3SCN-=Fe(SCN)3 2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl- Fe3++3SCN-=Fe(SCN)3
氧化法(加酸 性KMnO4溶液) 无明显现象 紫红色褪去
注意：利用酸性KMnO4溶液检验溶液中的Fe2+时，溶液中不能含有Cl-等还原性离子，其原因是Cl-等还原性离子也能使酸性KMnO4溶液褪色。
10、“铁三角”的认知模型:
①单质铁中Fe元素显0价，处于
最低价，故Fe只有还原性。
②Fe2+中Fe元素显+2价，处于中间价态，
故Fe2+既有氧化性又有还原性，以还原性为主。
含有Fe3＋的溶液呈 黄 色，Fe3＋处于铁的高价态，遇Fe、Cu、HI、H2S等均表现 氧化性 。
（1）Fe3＋与S2－、I－、HS－、SO32－等具有较强还原性的离子不能大量共存。
（2）Fe3＋可腐蚀印刷电路板上的铜箔，反应的离子方程式为 Cu＋2Fe3＋===Cu2＋＋2Fe2＋ 。
三、亚铁盐
11、Fe2+的检验：先加入KSCN溶液，无明显现象，再加氯水，溶液变红色。
【易错提醒】鉴别Fe2+时，不能先加氯水，再加KSCN溶液，原因是无法排除亚铁离子的干扰。
12、Fe2+的氧化性和还原性
含有Fe2＋的溶液呈浅绿色，Fe2＋处于铁的中间价态，既有氧化性，又有还原性，其中以还原性为主，
如遇Br2、Cl2、H2O2、NO3-(H＋)等均表现还原性。
Fe2＋的酸性溶液与H2O2反应的离子方程式：2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O。
四、合金
13、金属材料包括纯金属和它们的合金，日常使用的金属材料，大多数属于合金。
14、合金的概念：由纯金属(或金属与非金属)制得的金属材料。
15、合金的一般性质
（1）硬度：合金的硬度及机械加工性能一般高于各成分金属。
（2）熔点：合金的熔点一般低于各成分金属。
16、铁合金：生铁和钢是含碳量不同的两种铁碳合金。
17、铝与氧化铝(铝是地壳中含量最多的金属元素)
（1）Al与O2反应：常温下能与空气中的O2发生反应，表面形成一层致密的氧化铝薄膜。
其反应方程式为：4Al＋3O2===2Al2O3。
（2）Al、Al2O3与酸反应
Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O， 2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑ 。
（3）Al、Al2O3与强碱的反应
（4）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叫做两性氧化物，如Al2O3。
18、氢氧化铝
（1）物理性质：Al(OH)3是白色固体，几乎不溶于水，但能凝聚水中的悬浮物，并能吸附色素。
（2）化学性质
①Al(OH)3是典型两性氢氧化物，在强酸与强碱溶液里都能溶解。
a．与强酸反应：Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
b．与强碱反应：Al(OH)3＋OH－===Al(OH)4－
②氢氧化铝的热稳定性：Al(OH)3的热稳定性较差，将Al(OH)3加热后，可分解为Al2O3和H2O。
2Al(OH)3Al2O3＋3H2O
（3）主要用途：用于汽车、飞机、火箭、船舶制造及建筑用门窗，工业上广泛使用，使用量仅次于钢。
《第四章 物质结构 元素周期律》回看索引
P86：质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
P87：原子核外电子排布规律
P88：科学史话——原子结构模型的演变
P88：原子序数
P90：注解②原子符号的表示方法。
P90-91：核素、同位素 一种核素就是一种原子，氢元素有三种核素，这三种核素互称同位素。P10最后一自然段，考古时用146C测定一些文物的年代。21H、31H用于制造氢弹。
P92：科学史话——元素周期表的发展
P93：金属的原子半径指固态金属单质中2个相邻原子核间距离的一半
P94：探究——碱金属化学性质的比较 锂与O2生成Li2O，钠生成Na2O和Na2O2，越活泼产物越复杂。仔细观察泥三角，三角架，坩埚。IA（碱金属）族从上到下，金属性越来越强，单质的还原性越来越强，跟水或酸反应越来越容易，最高价氧化物水化物的碱性越来越强。
P95：表4-2 碱金属单质的主要物理性质
P95：判断元素的金属性强弱的依据
P96：表4-3 卤素单质的主要物理性质
P97：表4-4 卤素单质与氢气的反应
P97：判断元素的非金属强弱的依据
P98：实验4-1 卤素单质建的置换
VIIA（卤素）族从上到下，非金属性越来越弱，单质的氧化性越来越弱，跟H2反应越来越难，氢化物（HX）的稳定性越来越弱，最高价氧化物对应水化物（HXO4）的酸性越来越弱。卤素中的F无正价。F2能置换水H2O中的氧（2F2+2H2O=4HF+O2）。
P100：T3
P101：稀有气体元素的原子半径测定与相邻非金属元素的测定依据不同
P103：探究——第三周期元素性质的递变 镁与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，铝与沸水不反应。三周期中钠、镁、铝从左到右，金属性越来越弱，单质的还原性越来越弱，跟水或酸反应越来越难，最高价氧化物水化物的碱性越来越弱[NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3]。硅、磷、硫、氯从左到右非金属性越来越强，单质的氧化性越来越强，跟H2反应越来越容易，氢化物的稳定性越来越强（SiH4P104：元素周期律
P104：图4-13 元素金属性和非金属性的递变
P105：第三自然段。在周期表中金属与非金属的分界外，可以找到半导体材料。在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。通常制造的农药，所含有的氟、氯、硫、磷等在周期表中的位置靠近，在一定的区域内。
P105：科学史话——门捷列夫的预言
P105：注解①价电子
P106：T6、T8
P107：资料卡片——电子式
P107：离子键、离子化合物、用电子式表示离子化合物的形成过程
P108：共价键、共价化合物、用电子式表示共价化合物的形成过程
①含离子键的化合物肯定是离子化合物，离子化合物中一定含有离子键，也可能含有共价键，如NaOH。
②金属元素和非金属元素的原子可以形成共价键(AlCl3)，非金属元素原子之间可以形成离子键(NH4Cl等铵盐)。
P109：极性键、非极性键
P109：负电性、正电性
P109：化学键、化学反应的本质是旧化学键断裂和新化学键形成的过程
P110：资料卡片——分子间作用力
P113：T4、T5
P115：实验活动3——同周期、同主族元素性质的递变
P116：附录Ⅰ——实验室突发事件的应对措施和常见废弃物的处理方法
P117-118：附录II——常见危险化学品的标志，主要知道常见物质的性质与标志相对应。如酒精为易燃液体、高锰酸钾为氧化剂、浓硫酸为腐蚀品、KCN为剧毒品。
P120：附录IV——部分酸、碱和盐的溶解性表
《第四章 物质结构 元素周期律》重点知识总结
一、原子构成
1、构成原子的微粒及作用
（1）构成原子的微粒：原子是由居于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的核外电子构成的。原子核由质子和中子构成。
（2）构成原子的微粒的作用
原子(X)
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)；
③阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数；
④阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数。
（3）原子构成的表示方法：用X表示，A表示质量数，Z表示核电荷数。
【特别提醒】①并不是所有的原子都是由质子、中子和电子构成，如H原子核内无中子。
②在原子中，质子数一定等于核外电子数，但不一定等于中子数。如Cl中的质子数为17，中子数为18。
3、微粒符号周围数字的含义
二、核外电子排布
4、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。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
如图为电子层模型示意图：
5、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
6、核外电子排布规律
核电荷数 元素名称 元素符号 各电子层的电子数
K L M N O P
2 氦 He 2
10 氖 Ne 2 8
18 氩 Ar 2 8 8
36 氪 Kr 2 8 18 8
54 氙 Xe 2 8 18 18 8
86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8
（1）能量规律：离核由近到远，电子能量由低到高，电子一般总是先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。
（2）数量规律
①原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
②原子最外层电子数不能超过8(K层为最外层时不能超过2)，次外层电子数不能超过18，倒数第三层电子数不能超过32。
③次外层最多能容纳的电子数不超过18个。
【特别提醒】①核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当M层不是最外层时，最多可排18个电子，而当它是最外层时，最多排8个电子。
②核外电子排布的规律是互相联系的，不能孤立地理解。如钙原子由于受最外层电子数不超过8个的限制，其原子结构示意图为而不是。
7、核外电子排布的表示方法——原子结构示意图
（1）原子结构示意图
①用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核和核电荷数。 如钠的原子结构示意图：
②用弧线表示电子层。
③弧线上的数字表示该电子层上的电子数。
④原子结构示意图中，核内质子数＝核外电子数。
（2）离子结构示意图
①金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层。
如MgMg2＋
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，电子层数不变。
如FF－
8、核外电子排布与元素性质的关系
①金属元素原子的最外层电子数一般小于4，较易失去电子，形成阳离子，表现出还原性，在化合物中显正化合价。
②非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，较易得到电子，活泼非金属原子易形成阴离子，表现出氧化性，在化合物中主要显负化合价。
③稀有气体元素的原子最外层为8电子(氦为2电子)稳定结构，不易失去或得到电子，通常表现为0价。
9、1～18号元素原子结构的特殊关系
特殊关系 对应元素
最外层电子数等于次外层电子数的一半 Li、Si
最外层电子数等于次外层电子数 Be、Ar
最外层电子数等于次外层电子数的2倍 C
最外层电子数等于次外层电子数的3倍 O
最外层电子数等于次外层电子数的4倍 Ne
最外层电子数等于电子层数 H、Be、Al
最外层有1个电子 H、Li、Na
最外层有2个电子 He、Be、Mg
10、常见“10电子”“18电子”微粒
①“10电子”的微粒：
分子 离子
一核10电子 Ne N3－、O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋
二核10电子 HF OH－
三核10电子 H2O NH
四核10电子 NH3 H3O＋
五核10电子 CH4 NH
②常见的“18电子”的微粒：
分子 阳离子 阴离子
Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4 K＋、Ca2＋ P3－、S2－、HS－、Cl－
③其他等电子数的粒子
a.“2电子”的粒子：He、H－、Li＋、Be2＋、H2。
b.“9电子”的粒子：—F、—OH、—NH2。
c.“14电子”的粒子：Si、N2、CO、CN－。
d.“16电子”的粒子：S、O2。
④质子数及核外电子总数均相等的粒子
a.Na＋、NH、H3O＋；
b.HS－、Cl－；
c.F－、OH－、NH；d.N2、CO等。
三、元素周期表的概念
11、元素周期表的概念：元素周期表是一种将所有已知的化学元素按照原子序数和电子排布排列的表格，它能够反映出元素的周期性规律和族性特征。
12、原子序数：
（1）定义：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
（2）元素周期表中原子序数的有关规律
①同主族、邻周期元素的原子序数差：
a.元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目；
b.元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目。
②同周期的ⅡA和ⅢA的原子序数差可能为1，11，25。
③应用关系：
a．电子层数＝周期序数。
b．质子数＝原子序数。
c．最外层电子数＝主族序数。
d．主族元素的最高正价＝最外层电子数。最低负价＝－|8－最外层电子数|。
13、编排原则
（1）周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。
（2）族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。
四、周期表的结构
14、周期
（1）概念：元素周期表每一个横行，叫做一个周期，共7个周期，除第一周期外，其余各周期均从碱金属开始过渡到卤素，最后以稀有气体元素结束。
（2）与原子结构的关系：周期序数＝电子层数。
（3）分类：
①短周期：包括第1、2、3周期，分别有2、8、8种元素。
②长周期：包括第4、5、6、7周期，分别有18、18、32、32种元素。
15、族:周期表中有十八个纵行，但第8、9、10三个纵行为一族，所以共十六个族。7个主族，7个副族，1个第Ⅷ族，1个0族。
（1）周期表中族的特点和划分
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ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA
副族 共有8个，包括ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB，第Ⅷ族，第Ⅷ族包括第8、9、10三个纵列
0族 占据元素周期表的第18纵行，最外层电子数为8(He是2)
（2）常见族的特别名称
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
16、过渡元素
（1）元素周期表中部从第IIIB族第IIB族10个纵列共六十多种元素，过渡元素都是金属元素。
（2）过渡元素——镧系与锕系
①镧系元素：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
②锕系元素：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
17、元素周期表中方格里的符号的意义
【易混易错提醒】
（1）主族和副族的区分：主族是由长周期元素和短周期元素共同构成的族，但由长周期和短周期构成的族也不一定是主族元素，如0族元素。只由长周期元素构成的族为副族和第Ⅷ族。
（2）最外层只有1个电子的元素，不一定是lA族元素、可能是副族元素，如Cu，也不一定是金属元素，如H.最外层电子数有2个电子的元素不一定是主族元素，如He、Fe等。最外层电子是3~7个电子的元素一定是主族元素。
（3）过渡元素：元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族为过渡元素，这些元素都是金属元素，所以又称它们为过渡金属。
（4）镧系元素：元素周期表第六周期第ⅢB族中，从57号元素镧到71号元素镥共有15种元素，统称为镧系元素，它们的化学性质相似。
（5）锕系元素：元素周期表第七周期第ⅢB族中，从89号元素锕到103号元素铹共有15种元素，统称为锕系元素，它们的化学性质相似。
（6）113～118号元素的中文名称依次为、、镆、、、。
18、元素在周期表中的位置与原子结构的相互推断
（1）元素的位置与原子结构的关系
（2）短周期元素原子结构与位置的关系
①族序数等于周期序数的元素有H、Be、Al。
②族序数是周期序数的2倍的元素有C、S。
③族序数是周期序数的3倍的元素是O。
④周期序数是族序数的2倍的元素是Li。
⑤周期序数是族序数的3倍的元素是Na。
19、由元素的原子序数推断元素在周期表中的位置——常用0族元素定位法：
（1）明确0族元素信息
0族元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og
所在周期序数 1 2 3 4 5 6 7
原子序数 2 10 18 36 54 86 118
（2）比大小定周期：比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。
（3）求差值定族数：若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的ⅠA族或ⅡA族。
五、元素、核素、同位素
20、概念：
①元素：具有相同质子数(核电荷数)的一类原子的总称，一种元素可有多种核素。
②核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素，表示方法X。
③同位素:质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素互称为同位素（即同一元素的不同核素互称为同位素）。
21、元素、核素、同位素的联系与区别
①现行元素周期表已发现的元素有118种，由于同位素的存在，故核素的种数远大于118种。
②不同核素可能具有相同的质子数，如H、H；也可能具有相同的中子数，如C、O；也可能具有相同的质量数，如C、N。
③同位素之间的转化，既不是物理变化也不是化学变化，是核反应。
④同位素之间可形成不同的同位素单质。如氢的三种同位素形成的单质有六种：H2、D2、T2、HD、HT、DT，他们的物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全相同。
⑤同位素之间可形成不同的同位素化合物。如水分子有H2O(普通水)、D2O(重水)、T2O(超重水)等。他们的相对分子质量不同，物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全相同。
22、同位素的特征
①“同位”指的是在同期表中的位置相同（核外电子排布一样）
② 相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全相同，物理性质不同。同位素的“六同三不同”
③ 天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数(丰度)一般不变。
23、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。
24、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
【特别提醒】①核素界定的是一种原子，它由质子数和中子数共同确定，即原子核内质子数相同、中子数也相同的原子才是同一种核素。如H、H、H、C、C、C各为一种核素。
②除少数元素只有一种核素外，大多数元素有多种核素，即一种元素可以有多种核素，因此核素种数多于元素种数。
③在辨析同位素和同素异形体时，通常只根据二者研究的范畴不同即可作出判断。
六、四种相对原子质量
25、原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与一个12C质量的的比值。一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。
26、元素的相对原子质量：是根据该元素各种天然同位素的相对原子质量按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。即：Ar(E)＝Ar1×a%＋Ar2×b%＋Ar3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…=1。
27、核素的近似相对原子质量＝该核素的质量数。
28、元素的近似相对原子质量：是根据该元素各种天然同位素的质量数按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。即：Ar(E)＝A1×a%＋A2×b%＋A3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…=1。
28、常见的核反应方程
①卢瑟福发现质子：N＋He→O＋H
②查德威克发现中子：Be＋H→C＋n
③铀核裂变反应：U＋n→Kr＋Ba＋3n
④氘核与氚核聚变反应：H＋H→He＋n
七、元素的金属性与非金属性及其强弱判断
29、元素的金属性与非金属性的概念
（1）元素的金属性：元素的金属性是指该元素的气态原子失去电子的能力。具体表现为元素在化学反应中倾向于失去电子，形成正离子 。
（2）元素的非金属性：元素的非金属性是指元素的原子得到电子的能力。具体表现为元素在化学反应中倾向于获得电子，形成负离子 。
30、元素的金属性和非金属性与元素周期表中的位置关系
在元素周期表中，元素的金属性和非金属性呈现出一定的规律性变化：
（1） 同一周期 ：从左到右，随着原子序数的增加，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的引力增强，导致金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
（2） 同一主族 ：从上到下，随着电子层数的增加，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子更容易失去电子，表现出金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
31、元素的金属性与非金属性强弱判断
三表 元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强”
金属活动性顺序表：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性逐渐减弱(其中Pb>Sn)
非金属活动性顺序表：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性逐渐减弱
三反应 置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属
与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强
与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强
氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应单质的金属性越强
还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越强
32、元素化学性质与原子结构的关系
原子 最外层电子数特点 得失电子情况 化学性质
稀有气体元素 都为8(氦为2) 不易得失 稳定
金属元素 一般＜4 易失去 不稳定
非金属元素 一般≥4 易得到 不稳定
由上表可知，原子结构决定元素的化学性质。
八、碱金属元素
33、碱金属元素原子结构与元素性质的关系
元素名称 锂 钠 钾 铷 铯
元素符号 Li Na K Rb Cs
电子层结构
原子半径变化趋势/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265
从Li到Cs随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径越来越大
相同点 最外层均有1个电子，均易失电子，有较强还原性，因此碱金属元素的化学性质具有相似性
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
34、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
35、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 4Li+O22Li2O 2Na＋O2Na2O2 K+O2KO2
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 2Li+2H2O=2LiOH+H2? 2Na+2H2O=2NaOH+H2 2K+2H2O=2KOH+H2
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
36、碱金属元素单质物理性质的相似性和递变性
37、碱金属元素单质的特殊性
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。
九、卤族元素
38、卤素包括F、Cl、Bｒ、I、Aｔ五种元素，其单质均为双原子分子，主要研究F、Cl、Bｒ、I。
39、卤素的原子结构
元素名称 氟 氯 溴 碘
元素符号 F Cl Br I
原子结构示意图
原子半径/nm 0.071 0.099 1.12 1.32
①结构相似性:最外层都是7个电子，易得电子形成8电子稳定结构的阴离子X－，故都具有较强的氧化性，其最低价为-1价。最高价为+7价（F例外）。
②结构递变性:从F到I，随核电荷数的增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。卤素原子得电子能力越来越弱，其元素的非金属性越来越弱。
40、卤素单质分子结构与物理性质
①分子结构：
相同点：均为双原子分子，其结构式为X－X，卤素单质分子为非极性分子，其晶体均为分子晶体
不同点：相对分子质量不同，从F2到I2依次增大，分子间力依次增强。
②卤素单质的物理性质：
单质 颜色 状态（常态） 密度 溶解度（100g水中） 毒性
F2 淡黄绿色 气体 1.69g/L -219.6 -188.1 与水反应 剧毒
Cl2 黄绿色 气体 3.214g/L -101 -34.6 226cm3 有毒
Br2 深红棕色 液体 3.119g/cm3 -7.2 58.78 4.16g 有毒
I2 紫黑色 固体 4.93g/cm3 113.5 184.4 0.029g 有毒
a.相同点：由于卤素单质分子为非极性分子，所以卤素单质均易溶于有机溶剂；由于卤素单质的晶体均为分子晶体，所以它们的熔沸点都较低（其中氯气易液化，液溴易挥发，碘易升华）。
b.卤素单质物理性质的递变性
单质 颜色变化 密度变化 熔点变化 沸点变化 溶解度变化
F2
Cl2
Br2
I2
c.卤素单质在不同溶剂中的颜色
水中 CCl4 汽油 C2H5OH
F2 强烈反应 反应 反应 反应
Cl2 黄绿色 黄绿色 黄绿色 黄绿色
Br2 黄→橙 橙→橙红 橙→橙红 橙→橙红
I2 深黄→褐 紫→深紫 浅紫红→紫红 褐色
d.卤素单质物理特性
（1）液溴易挥发，应密闭保存，试剂瓶中的溴常加水液封，盛溴的试剂瓶不可选用橡胶塞。常温下唯一的液态非金属。
（2）碘易升华，这是物理变化。可用于分离提纯I2。
（3）卤素单质不易溶于水，易溶于酒精、汽油、四氯化碳等有机溶剂。
（4）氟（F2）：氟是最活泼的非金属元素（氟元素只有0价、－1价，无正价，科学家在冰末表面发现的氟元素的含氧酸——次氟酸（HFO），其中氟仍为－1价），F2单质是氧化性最强的单质。
41、卤素化学性质的相似性和递变性
（1）卤素是典型的非金属元素，其元素的非金属性强弱顺序为：F＞Cl＞Br＞I。
（2）卤素单质均是氧化剂，其氧化能力强弱顺序为：F2＞Cl2＞Br2＞I2。
（3）卤离子均具有还原性，其还原性强弱顺序为：I-＞Br-＞Cl-＞F-。
（4）卤素单质均能与氢化合，但反应条件不同，生成的气态氢化物稳定性亦不同。气态氢化物稳定性大小顺序为：HF＞HCl＞HBr＞HI。
卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性
F2 在暗处剧烈化合并发生爆炸 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，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。
（5）卤素单质均可与水反应，但反应难易程度不同。
2F2+2H2O=4HF+O2(剧烈反应)
Cl2+H2O=HCl+HClO(反应较慢) 2HClO2HCl+O2↑
Br2+H2OH=Br+HBrO(反应微弱)
I2与H2O只有很微弱的反应。
（6）卤素单质可与碱溶液发生自身氧化还原反应生成-1价卤化物和+1价或+5价卤酸盐。
Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O
2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2（漂白粉）+2H2O
3Br2+6NaOH5NaBr+NaBrO3+3H2O
（7）AgX除AgF外均不溶于水，不溶于酸。
（8）AgCl、AgBr、AgI均不稳定，见光发生分解反应，生成卤素单质及银2AgX2Ag+X2。
(9)氢卤酸的水溶液均呈酸性，除HF是弱酸外，其余均为强酸，其酸性相对强弱顺序为：HI＞HBr＞HCl＞HF。
42、卤素离子的检验方法
（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，表明有I－
十、原子结构的周期性变化规律
43、核外电子排布的变化规律
原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数
1～2 1 1→2 2
3～10 2 1→8 8
11～18 3 1→8 8
结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化
44、原子半径的变化规律
3～10号元素 Li Be B C
原子半径/nm 0.152 0.089 0.082 0.077
3～10号元素 N O F Ne
原子半径/nm 0.075 0.074 0.071 -
11～18号元素 Na Mg Al Si
原子半径/nm 0.186 0.160 0.143 0.117
11～18号元素 P S Cl Ar
原子半径/nm 0.110 0.102 0.099 -
变化趋势 同周期内自左至右逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现周期性变化
45、元素主要化合价的变化规律
原子序数 主要化合价的变化
1～2 +1→0
3～10 +1→+5　-4→-1→0
11～18 +1→+7　-4→-1→0
结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化
46、原子结构的周期性变化规律结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。
47、同周期元素性质变化规律（以第三周期为例）
1）钠、镁、铝的金属性比较
（1）预测：钠、镁、铝同属于第三周期，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引力逐渐增强，将会导致失电子能力减弱，金属性逐渐减弱。
2）硅、磷、硫、氯的非金属性的递变
（1）最高价含氧酸酸性强弱的比较
非金属元素 Si P S Cl
最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性强弱 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4强酸(酸性比H2SO4强)
酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3
（2）结论：Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。
3）结论：同周期从左到右，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强；元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，即：
项目 同周期(左→右)
原子结构 核电荷数 逐渐增大
电子层数 相同
原子半径 逐渐减小
离子半径 阳离子逐渐减小 阴离子逐渐减小，r(阴离子)＞r(阳离子)
性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数)
元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱
气态氢化物的稳定性 逐渐增强
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强
48、同主族元素的性质变化规律
项目 同主族(上→下)
原子结构 核电荷数 逐渐增大
电子层数 逐渐增多
原子半径 逐渐增大
离子半径 逐渐增大
性质 化合价 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
元素的金属性和非金属性 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐减弱，阴离子还原性逐渐增强
非金属气态氢化物形成的难易程度和热稳定性 形成由易到难，热稳定性逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
十一、元素周期律
49、元素周期律含义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
50、元素周期律实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
51、元素周期律意义：元素周期律不仅揭示了自然界中所有已知元素间的内在联系与规律，还体现了元素性质随原子序数递增呈现出的周期性变化，元素周期表是连接微观世界与宏观现象的桥梁，指引科学家们预测新元素性质、探索未知宇宙奥秘的重要工具。
52、粒子半径大小的比较方法
类型 方法 实例
同周期——“序大径小” 周期，从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小 r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)
同主族——“序大径大” 同主族，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大 r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs) r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)
同元素 原子和离子—“阴大阳小” 某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。 如r(Na＋)＜r(Na)；r(Cl－)＞r(Cl)
不同价态的阳离子—“数大径小” 带电荷数越多，粒子半径越小 r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)＜r(Fe)
同结构——“序大径小” 电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小 r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)
十二、金属元素与非金属元素在周期表中的分布及性质规律
53、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：同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
54、元素周期表的金属区和非金属区
（1）金属性强的元素在周期表的左下方，最强的是Cs(放射性元素除外)；非金属性强的元素在周期表的右上方(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，故元素的金属性与非金属性之间没有严格的界线。
55、元素化合价与元素在周期表中位置的关系
（1）价电子
①定义：指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子，为原子核外跟元素化合价有关的电子。
②具体内容：主族元素的价电子＝最外层电子数，过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。
（2）化合价规律
①主族元素：
最高正化合价＝主族族序数＝最外层电子数(O、F除外)。
②非金属主族元素化合价一般规律：
最低负价＝主族序数－8(H除外)；最高正价＋|最低负价|＝8。
56、元素周期表和元素周期律的应用
（1）根据元素周期表中的位置寻找未知元素
（2）预测元素的性质(由递变规律推测)
①比较不同周期、不同主族元素的性质
如：金属性：Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性：Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2，则Ca(OH)2＞Al(OH)3(填“＞”“＜”或“＝”)。
②推测未知元素的某些性质
如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。
（3）启发人们在一定区域内寻找新物质
①金属与非金属分界线半导体材料，如Si、Ge、Ga等。
②过渡元素催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素，如Fe、Ni、Pt、Pd等。
③周期表右上角(氟、氯、硫、磷、砷等元素)制造农药的元素。
（4）依据元素在周期表中的位置，确定其化合物的化学式
知道元素在周期表中的主族序数后，根据化合价规律即可写出其化合物的化学式(以R代表元素)
ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
氢化物 RH4 RH3 H2R HR
最高价氧化物 RO2 R2O5 RO3 R2O7
最高价含氧酸 H4RO4或H2RO3 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4
十三、元素“位—构—性”的关系
57、元素“位—构—性”的关系的含义：元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。
结构与位置的关系 结构位置
结构与性质的关系 结构性质
位置、结构和性质的关系 同周期(左→右)―→最外层电子数递增―→非金属性增强、金属性减弱 同主放(上→下)―→电子层数递增―→非金属性减弱、金属性增强
58、“位—构—性”推断关系在解题中的应用
（1）结构与位置的互推
①明确四个关系式
a．电子层数＝周期序数。
b．质子数＝原子序数。
c．最外层电子数＝主族序数。
d．主族元素的最高正价＝最外层电子数。最低负价＝－|8－最外层电子数|。
②熟悉掌握周期表中的一些特殊规律
a．各周期所能容纳元素种数。
b．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置，若一种阳离子和阴离子的电子层结构相同，则“阴前右”“阳后左”，即阴离子对应元素在前一周期右侧，阳离子对应元素在后一周期左侧。
c．同族上下相邻元素原子序数的关系。
（2）性质与位置互推
熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。主要包括：
①元素的金属性、非金属性。
②气态氢化物的稳定性。
③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。
④金属与H2O或酸反应的难易程度。
59、结构和性质的互推
（1）最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要因素。
（2）原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。
（3）同主族元素最外层电子数相同，性质相似。
十四、离子键
59、氯化钠的形成过程
（1）钠在氯气中燃烧的化学方程式为：2Na＋Cl22NaCl
（2）用原子结构知识解释：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－，带相反电荷的Na＋和Cl－通过静电作用结合在一起，形成新物质氯化钠。
60、离子键
（1）定义： 阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键。
（2）成键微粒：阴、阳离子。
（3）相互作用：静电作用（静电引力和斥力）。
（4）成键过程：阴阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥达到平衡，就形成了离子键。
（5）离子键强弱影响因素：
① 离子电荷 ：阴、阳离子所带的电荷越多，静电作用越强，离子键越强。
② 离子半径 ：离子半径越小，离子键就越强。
（6）存在：离子键存在于大多数强碱、盐及活泼金属氧化物中。
十五、离子化合物
61、离子化合物概念：含有离子键的化合物 。
62、离子化合物形成条件：一般情况下，活泼金属元素与活泼非金属元素易形成离子化合物。
63、离子化合物形成过程
（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。常见的粒子的电子式如下表：
原子 化学式 H Na O Cl
电子式
离子 化学式 Na+ Mg2+ S2- F-
电子式 Na+ Mg2+
物质 化学式 NaCl MgCl2 N2 CO2
电子式
【特别提醒】①简单阳离子的电子式：简单阳离子的电子式就是其离子符号。如Na＋、Mg2＋、Al3＋等。
②阴离子和复杂阳离子的电子式：阴离子的电子式要将原子的最外层电子和得到的电子标在元素符号周围，并将元素符号用“[ ]”括上，右上角标出所带的电荷数。如Cl－的电子式为[∶∶]－。
③离子化合物的电子式：离子化合物的电子式由阴、阳离子的电子式组成，相同的离子不能合并，阴阳离子间隔排列。
（2）电子式表示离子化合物的形成过程：
①反应物是原子的电子式；
②生成物是离子化合物的电子式；
③不同反应物之间用“”表示电子转移；
④反应物和生成物之间用“―→”连接。
、。
注意: 用弧形箭头表示电子转移的方向。
64、离子化合物的类别
①活泼的金属（IA、IIA）和活泼的非金属元素（VIA、VIIA）之间的化合物。(如：Na2O）
②大部分盐，包括铵盐。(如：NH4Cl，NaNO3)
③强碱
65、离子化合物的判断方法
①根据化学键的类型判断：含有离子键的化合物。
②化合物的性质判断：熔融状态下能导电的化合物。
66、离子化合物的性质
① 熔点和 沸点较高 ：离子化合物的熔点和沸点通常较高，例如NaCl的熔点约为800摄氏度，MgO的熔点约为2800摄氏度。
② 硬度较大 ：由于离子键的作用力强，离子化合物通常具有较大的硬度。
③ 常温下为固体 ：离子化合物在常温下通常为固体，硬度大且质脆，不导电。
④ 熔融状态下导电 ：离子化合物在熔融状态下可以导电，因为熔融状态会破坏离子键，使离子可以自由移动。
⑤ 水溶液中导电 ：离子化合物在水溶液中也可以导电，因为它们可以在水中电离出自由移动的离子
【特别提醒】 （1）三个“一定”：①含有离子键的化合物一定是离子化合物；②离子化合物一定含有离子键；③离子化合物一定含有阴、阳离子。
（2）两个“不一定”：①离子化合物不一定含有金属元素， 如NH4Cl、（NH4)2SO4；②含有金属元素和非金属元素的化合物不一定是离子化合物， 如AlCl3。
十六、共价键及共价物质
67、Cl2的形成：氯原子的最外层有7个电子，要达到8电子稳定结构，都需要获得1个电子，所以氯原子间难以发生电子的得失。如果2个氯原子各提供1个电子，形成共用电子对，2个氯原子就都形成了8电子稳定结构，从而形成氯分子。
68、共价键
（1）概念：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
（2）成键粒子：原子。
（3）共价键实质：共用电子对与两原子核的相互吸引力，两原子核间及电子层间的斥力，当引力和斥力达到平衡时就形成了稳定的共价键。
（4）形成条件：同种或不同种非金属元素的原子相结合时，一般形成共价键。
（5）成键原因：通过共用电子对，各原子最外层电子数一般达到“2”或“8”的稳定结构，两原子核都吸引共用电子对，使之处于平衡状态，体系总能量降低。
（6）共价键的表示方法（以氢氯共价键为例）
①电子式：∶∶
②结构式：H-Cl
③球棍模型：
④空间填充模型：
（7）共价键的存在
①只含共价键的物质：非金属氢化物、非金属氧化物、酸、过氧化氢、大部分有机物、非金属元素的多原子单质（如H2、O2、N2）。
②既含共价键，又含离子键的物质：活泼金属氢氧化物、活泼金属过氧化物、金属的含氧酸盐、铵盐等，NaOH、Na2CO3、NH4Cl(以上答案均不唯一)。
③原子团(根)中，如OH－、SO42－、NH等
（7）共价键的分类：
①非极性共价键（非极性键）：A-A（同种元素的原子），共用电子对不偏移，成键原子不显电性。
②极性共价键（极性键）：A-B（同种元素的原子），共用电子对偏移，成键原子显电性。
69、共价物质：
①概念：以共用电子对形成分子的物质。
②常见类型
a.共价单质:非金属元素形成的多原子单质分子，如H2、O2、N2、P4等。
b.共价化合物
十七、共价分子结构的表示方法
70、分子具有一定的空间结构
如CO2是直线形，H2O呈V形，CH4呈四面体形等。
71、共价物质的电子式、结构式、分子结构模型
（1）共价分子电子式的书写
将结构式中短线“—”改为共用电子对，并补齐“8”电子稳定结构[H为“2”电子稳定]，如H∶H、∶∶∶、H∶∶H、H∶∶∶H、∶∶C∶∶。
（2）共价分子结构式
①概念：结构式是表示用元素符号和短线表示化合物（或单质）分子中原子的排列和结合方式的化学组成式。它不仅能表明分子中个元素原子的数目，还表明这些原子的连接方式。
②在结构式中，化学键的表示方法有几种不同的符号：“-”表示单键（共价键）；“=” 表示双键；“≡” 表示三键；“→” 表示配位键，箭头符号左方是提供孤电子对的一方，右方是具有空轨道、接受电子的一方。
（3）共价分子球棍模型：球棍模型是用球代表原子，棍代表化学键的一种式子，但实际上，在成键的时候并不是棍状的，球棍模型描述的是物质的空间结构以及成键的数量的一个模型，如HCl表示为：。
（4）共价分子填充模型：填充模型就是原子紧密连起的，只能反映原子大小，不反应化学键的一种大致的排列方式的式子，如HCl表示为：。
72、共价物质的形成过程：
①反应物是原子的电子式
②生成物是共价物质的电子式
③中间用“→”连接
如：
氯化氢分子的形成过程：；
氯气分子的形成过程：；
水分子的形成过程：；
二氧化碳分子的形成过程：。
73、常见共价物质的电子式、结构式、分子结构模型
共价分子 电子式 结构式 分子结构模型
H2 ∶ H-H
HCl ∶∶ H-Cl
CO2 ∶∶C∶∶ O=C=O
H2O H∶∶H
CH4
十八、离子键和共价键的比较及离子化合物和共价化合物的比较
74、离子键和共价键的比较
离子键 共价键
定义 阴、阳离子之间的相互作用 原子之间通过共用电子对形成的相互作用
成键微粒 阴、阳离子 原子
本质 阴、阳离子之间的静电作用 共用电子与成键原子之间的静电作用
形成条件 一般活泼金属元素原子与活泼非金属元素原子间易形成离子键 一般非金属元素原子之间易形成共价键
存在 离子化合物(绝大多数盐、强碱、活泼金属氧化物等) 非金属单质、共价化合物、某些离子化合物
75、离子化合物和共价化合物的比较
离子化合物 共价化合物
概念 含有离子键的化合物 只含有共价键的化合物
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 熔融态或水溶液中导电 熔融态时，不导电。溶于水时，有的导电(如硫酸)，有的不导电(如蔗糖)
熔化时 破坏的作用力 离子键 一般不破坏共价键，极少部分破坏共价键(如SiO2)
实例 强碱、大多数盐、活泼金属氧化物 酸、非金属氢化物、非金属氧化物、绝大多数有机物
十九、化学键
76、化学键定义：使离子或原子相结合的强烈作用力即为化学键，即相邻原子或离子间强烈的相互作用。
77、化学键类型
（1）原子间价电子的转移——离子键。
（2）原子间价电子的共用——共价键。
78、化学反应的本质：一个化学反应的发生，本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
79、化学键与物质类别间的关系：
（1）只含有极性共价键的物质一般是不同种非金属元素形成的共价化合物，如SiO2、HCl、CH4等。
（2）只含有非极性共价键的物质是同种非金属元素形成的单质，如Cl2、P4、金刚石等。
（3）既有极性键又有非极性键的共价化合物一般由多个原子组成，如H2O2、C2H4等。
（4）只含离子键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CaCl2、NaCl等。
（5）既有离子键又有极性共价键的物质，如NaOH、K2SO4等；既有离子键又有非极性共价键的物质，如Na2O2等。
（6）仅由非金属元素形成的离子化合物，如NH4Cl、NH4NO3等。
（7）金属元素和非金属元素间可能存在共价键，如AlCl3等。
80、物质溶解或熔化时化学键的变化
①离子化合物的溶解或熔化过程
离子化合物溶于水或熔化后均电离成自由移动的阴、阳离子，离子键被破坏。
②共价化合物的溶解过程
A．有些共价化合物溶于水后，能与水反应，其分子内共价键被破坏，如CO2和SO2等。
B．有些共价化合物溶于水后，与水分子作用

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