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第一章 物质及其变化
考点一 化学科学的发展——也不考，不读了！
1．化学科的概念：在原子、分子水平上研究物质的组成、结构、性质、转化及其应用的基础自然科学
2．近代化学发展的5个里程碑
（1）1661年英国化学家波义耳提出元素的概念，标志着近代化学的诞生。
（2）1774年法国化学家拉瓦锡提出燃烧的氧化学说，使近代化学取得了革命性的进展。
（3）1803年英国科学家道尔顿提出原子学说，为近代化学的发展奠定了坚实的基础。
（4）1811年意大利科学家阿伏伽德罗提出分子学说，使人们对物质结构的认识发展到一个新的阶段。
（5）1869年俄国化学家门捷列夫发现元素周期律，使化学的研究变得有规律可循。
2．中国在化学上的成就
（1）我国是世界上发明陶瓷、冶金、火药、造纸、酿造和印染等较早的国家。
（2）1943年，侯德榜发明了联合制碱法，为我国化学工业发展和技术创新做出来重要贡献。
（3）1965年，我国科学家合成了结晶牛胰岛素，是世界上第一次用化学方法合成具有生物活性的蛋白质。
（4）20世纪80年代，我国在世界上首次用人工方法合成具有与天然分子相同化学结构和完整生物活性的核糖核酸，为人类揭开生命的奥秘做出来贡献。
考点二 物质的分类及转化
一、根据元素的组成对物质进行分类
1．根据元素的组成对物质进行分类
（1）单质：仅由一种元素组成的纯净物。
①金属单质：由金属元素组成的单质
②非金属单质：由非金属元素组成的单质
（2）化合物：由两种或两种以上元素组成的纯净物。
2．同素异形体
（1）概念：由同一种元素形成的几种性质不同的单质。
（2）常见元素的同素异形体
①碳元素：金刚石、石墨、C60
②氧元素：氧气和臭氧
③磷元素：红磷和白磷
（3）性质：物理性质不同，化学性质相似
（4）转化：同素异形体之间的转化属于化学变化，属于非氧化还原反应。
3．两种分类方法
（1）树状分类法：对同类物质按照某种标准再进行分类。
（2）交叉分类法：对同一物质按照不同的标准分类。如：
二、根据物质的性质对物质进行分类
1．碱性氧化物
（1）定义：与酸反应只生成盐和水的氧化物
（2）判断：大多数金属氧化物，Na2O2和Al2O3除外
2．酸性氧化物
（1）定义：与碱反应只生成盐和水的氧化物
（2）判断：大多数非金属氧化物，CO和NO除外
3．对氧化物的理解
（1）酸性氧化物不一定是非金属氧化物，如Mn2O7。
（2）非金属氧化物不一定都是酸性氧化物，如CO、NO。
（3）碱性氧化物一定是金属氧化物。
（4）金属氧化物不一定是碱性氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物。
常见的混合物举例：
①气体混合物
水煤气 爆鸣气 天然气 焦炉气 高炉煤气 石油气
主要成分 CO、H2 H2、O2 CH4 H2、CH4等 CO、CO2、N2等 丙烷、H2等
②液体混合物
氨水 王水 硬水 水玻璃 福尔马林 汽油
主要成分 NH3·H2ONH3、H2O 盐酸、硝酸 含Ca2＋、Mg2＋较多的水 Na2SiO3、H2O 甲醛、H2O C5～C11的烃
③固体混合物
碱石灰 漂白粉 玻璃 水泥 铝热剂
主要成分 CaO、NaOH Ca(ClO)2、CaCl2 Na2O·CaO·6SiO2 3CaO·SiO2、2CaO·SiO2、3CaO·Al2O3 Al、金属氧化物
常见物质的俗名：
物质 俗名 物质 俗名
Na2CO3 纯碱、苏打 KOH 苛性钾
NaHCO3 小苏打 NaOH 烧碱、火碱、苛性钠
CuSO4·5H2O 胆矾 Na2SiO3的水溶液 水玻璃
FeSO4·7H2O 绿矾 CH4 天然气、沼气
KAl(SO4)2·12H2O 明矾 CH3CH2OH 酒精
CaCO3 石灰石 C6H12O6 葡萄糖或果糖
CaO 生石灰 C12H22O11 蔗糖或麦芽糖
Ca(OH)2 熟石灰、消石灰 (C6H10O5)n 淀粉或纤维素
NaCl 食盐 CO(NH2)2 尿素
CaSO4·2H2O 生石膏 2CaSO4·H2O 熟石膏
三、分散系及分类
1．分散系
2．溶液、胶体、浊液的比较
分散系 溶液 胶体 浊液
分散质粒子的直径 d＜1nm 1nm＜d＜100nm d＞100nm
外观特征 均一、透明、稳定 较均一、较透明、较稳定 不均一、不透明、不稳定
分散质粒子 分子、离子 较多分子集合体或大分子 大量分子集合体（固体小颗粒或小液滴）
能否透过滤纸 能 能 不能
能否透过半透膜 能 不能 不能
鉴别方法 无丁达尔效应 有丁达尔效应 静置分层
【特别提醒】
（1）分散系中至少含有两种物质，都属于混合物，蒸馏水不属于分散系。
（2）透明不代表无色，如CuSO4溶液为蓝色溶液，Fe（OH）3胶体为红褐色液体。
（3）胶体不一定都呈液体，胶体除了液溶胶还有气溶胶和固溶胶。
3．胶体的性质和应用
（1）丁达尔效应
①定义：可见光束通过胶体时，在入射光侧面可观察到光亮的“通路”
②原因：胶体中分散质微粒对可见光散射而形成的
③应用：鉴别溶液和胶体
（2）电泳
①定义：在外电场的作用下胶体微粒发生定向移动
②原因：胶体微粒比表面积大，吸附能力强，吸附了带电离子而带电荷。
③规律：带正电荷的胶粒向阴极移动，带负电荷的胶粒向阳极移动
（3）聚沉
①定义：在一定条件下胶体形成沉淀析出
②条件：加入电解质溶液；加热、搅拌、加入带相反电荷胶粒的胶体
4．Fe（OH）3胶体的制备
（1）制备图示
（2）制备原理和操作
①操作：向沸水中滴加饱和FeCl3溶液，至液体呈透明的红褐色，停止加热
②反应：FeCl3+3H2OFe（OH）3（胶体）+3HCl
5．胶体与悬浊液、胶体与溶液的分离：
分离物质 胶体和悬浊液 胶体和溶液
方法 过滤 渗析
使用仪器
铁架台（带铁圈）、烧杯、玻璃棒、漏斗、滤纸 烧杯、玻璃棒、半透膜
操作要领 一贴：滤纸紧贴漏斗内壁二低：①滤纸边缘要低于漏斗边缘；②液面要低于滤纸边缘三靠：①烧杯嘴紧靠倾斜的玻璃棒；②玻璃棒下端靠在三层滤纸处；③漏斗的下端紧靠接收器内壁 ①半透膜不能破损，且袋口要扎紧；②半透膜浸入流动的蒸馏水中或频繁更换
原理 悬浊液中的分散质微粒不能透过滤纸，而胶体分散质微粒可以透过滤纸 胶体分散质微粒不能透过半透膜，溶液中的溶质微粒能透过半透膜
胶体 操作方法 制备原理
氢氧化铁胶体 ①将烧杯中的蒸馏水加热至 沸腾 ②向沸水中逐滴加入5~6滴　饱和FeCl3溶液 ③继续煮沸至液体呈 红褐 色,停止加热 FeCl3＋3H2OFe(OH)3（胶体）＋3HCl
碘化银胶体 向稀KI溶液中滴加稀硝酸银溶液，边滴加边振荡 KI+AgNO3AgI（胶体）+KNO3
6．胶体在生产和生活中的应用
（1）胶体的聚沉
①卤水点豆腐
②河海交界处容易形成三角洲
③FeCl3溶液常用作凝血剂
（2）胶体的吸附性
①明矾、Fe2（SO4）3溶液净水
②Al(OH)3胶体作漂白剂
（3）胶体的丁达尔现象
①清晨阳光穿过茂密树木枝叶产生的美丽光线
②电影院光柱
③海市蜃楼
【误区警示】
（1）丁达尔效应是物理变化而不是化学变化。
（2）明矾作净水剂是利用明矾溶于水生成Al（OH）3胶体，胶体具有吸附性；但胶体没有杀菌消毒的作用。
（3）胶体呈电中性，不带电荷。而胶粒可能带正电荷或负电荷或不带电荷。
考点三 物质的转化
1．物质间的转化关系
2．各类物质的化学通性
（1）酸的化学通性
酸
（2）碱的化学通性
碱
（3）盐的化学通性
盐
3、氧化物的化学通性
（1）酸性氧化物的化学通性
酸性氧化物
（2）碱性氧化物的化学通性
碱性氧化物
4、单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系
5、金属(或非金属)单质→盐的转化关系
（1）金属单质(Ca)→盐的转化关系
CaCaOCa(OH)2CaCO3CaCl2
① 2Ca＋O22CaO；
② CaO＋H2O===Ca(OH)2；
③ Ca(OH)2＋CO2===CaCO3↓＋H2O；
④ CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。
（2）非金属单质(C)→盐的转化关系
CCO2H2CO3Na2CO3
① C＋O2CO2；
② CO2＋H2O===H2CO3；
③ H2CO3＋2NaOH===Na2CO3＋2H2O。
6、物质转化的应用
（1）化学反应遵循质量守恒定律，故通过物质间的转化可以合成物质，如由单质可以得到盐，且有多条途径：
（2）在实际生产中，通过物质的转化制备具体物质时，除了要考虑反应进行的可能性，还需要考虑原料来源、成本高低和设备要求等因素。例如，NaOH可以用Na2O和H2O反应制取，化学方程式：Na2O＋H2O===2NaOH，但Na2O来源少、成本高，故工业上通常用电解饱和食盐水的方法来制取NaOH。
考点四 电解质
一、电解质和非电解质
1．电解质
（1）概念：在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
（2）常见物质
①酸：HCl、H2SO4、HNO3、H2CO3、H2SO3、CH3COOH等
②碱：NaOH、Ba（OH）2、KOH、NH3·H2O、Fe（OH）3等
③盐：NaCl、CaCO3、NaHSO4等
④金属氧化物：Na2O、CaO、Al2O3等
⑤个别非金属氧化物：H2O
2．非电解质
（1）概念：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。
（2）常见物质
①大多数非金属氧化物：SO2、SO3、CO2、CO、P2O5等
②大多数非金属氢化物：NH3、CH4等
③大部分有机物：蔗糖（C12H22O11）、酒精（CH3CH2OH）等
3．电解质的判断
（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，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气体等。
②有些电解质只在熔融状态下才能导电，如BaSO4等。
（3）判断物质是否为电解质的方法：
4．电解质的电离
（1）概念：电解质自由移动离子的过程
（2）变化类型：电离过程发生物理变化
（3）电离方程式：表示电解质电离的式子，如KClO3K++ClO3－
①H2SO4：H2SO42H++SO42－
②Ba（OH）2：Ba（OH）2Ba2++2OH－
③Fe2（SO4）3：Fe2（SO4）32Fe3++3SO42－
④NaHCO3：NaHCO3Na++HCO3－
⑤NaHSO4：水溶液NaHSO4Na++H++SO42－，熔融NaHSO4Na++HSO4－
5．电解质溶液的导电性
（1）导电前提：水溶液或熔融状态
①盐中含有离子，但固态时离子不能自由移动，故固态盐不导电；而盐在熔融状态或水溶液中因发生了电离，产生了自由移动的离子，故导电。
②酸只有在水溶液中能电离，故液态酸不导电。
③类似于NaOH、KOH等强碱，在熔融状态或水溶液中均能电离产生自由移动的离子而导电。
④金属氧化物在熔融状态下能够导电
（2）决定因素：自由离子浓度越大，溶液的导电性越强
①电解质溶液的导电性与电解质的强弱没有必然关系
②电解质溶液的导电性与电解质的溶解度没有必然关系
电解质与非电解质的比较
— 电解质 非电解质
相同点 均为化合物
不同点 在水溶液里或熔融状态下能导电 在水溶液里和熔融状态下都不导电
本质区别 在水溶液里或熔融状态下自身能发生电离 在水溶液里和熔融状态下自身不发生电离
所含物质类型 酸：H2SO4、H2CO3等；碱：NaOH、NH3·H2O等；盐：NaCl、CaCO3等；活泼金属氧化物：Na2O、CaO等；水 非金属氧化物：SO2、SO3、CO2等；非酸性气态氢化物：NH3；部分有机物：蔗糖、乙醇、CH4、CCl4等
考点五 离子反应
一、离子反应
1．离子反应
（1）概念：在溶液中有离子参加或生成参加或生成的化学反应
（2）实质：离子浓度的降低
（3）反应前提：在水溶液或熔融状态下进行
（4）离子互换型离子反应发生的条件
①生成难溶性物质：如BaSO4、Mg（OH）2等
②生成难电离物质：如弱酸、弱碱、水等
③生成易挥发物质：如CO2、SO2、H2S等
2．离子方程式
（1）概念：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子
（2）离子方程式的书写（以氯化钡溶液和硫酸钠溶液反应为例）
（3）意义
①表示某一个具体的化学反应的实质
Na2CO3+CaCl2CaCO3↓+2NaCl反应的实质：Ca2++CO32－＝CaCO3↓
②表示同一类型的离子反应
NaOH分别和HCl、H2SO4、HNO3反应的离子方程式均为H++OH－H2O
实验 实验一 实验二
实验操作
实验现象 无明显现象 有白色沉淀
3．离子方程式中的拆分规则
（1）可拆写成离子形式的物质
①强酸：HCl、H2SO4、HNO3等。
②强碱：KOH、NaOH、Ba（OH）2等。
③可溶性盐：NaCl、K2SO4、NaNO3等。
（2）特殊物质的拆分
①Ca（OH）2作为反应物时，若是澄清溶液，写离子形式；若是悬浊液，保留化学式。
②弱酸的酸式盐，不能将酸式酸根离子拆开，如NaHCO3拆写成Na+、HCO3－形式。
③NaHSO4在溶液中要拆写成Na+、H+、SO42－形式，在熔融状态下要拆写成Na+、HSO4形式。
④浓硫酸要保留化学式形式。
4．“六看”判断离子方程式的正误
（1）看是否符合反应的客观事实，如铁与稀硫酸反应。
2Fe+6H+＝2Fe3++3H2↑（×）
Fe+2H+＝Fe2++H2↑（√）
（2）看是否符合拆写原则，如碳酸钙与盐酸反应。
CO32－+2H+＝CO2↑+H2O（×）
CaCO3+2H+＝Ca2++CO2↑+H2O（√）
（3）看是否符合质量守恒，如钠与水的反应。
2Na+H2O＝2Na++2OH－+H2↑（×）
2Na+2H2O＝2Na++2OH－+H2↑（√）
（4）看是否符合电荷守恒，如铝和盐酸反应。
Al+2H+＝Al3++H2↑（×）
2Al+6H+＝2Al3++3H2↑（√）
（5）看是否漏掉离子反应，如CuSO4和Ba（OH）2的反应。
Ba2++SO42－＝BaSO4↓（×）
Ba2++SO42－+Cu2++2OH－＝BaSO4↓+Cu（OH）2↓（√）
（6）看是否符合阴、阳离子配比，如氢氧化钡溶液与稀硫酸反应。
Ba2++OH－+H++SO42－＝BaSO4↓+H2O（×）
Ba2++2OH－+2H++SO42－＝BaSO4↓+2H2O（√）
二、离子大量共存问题
1．注意审题
（1）看清题目要求
①不能大量共存：离子组中有能够相互反应的离子
②能大量共存：离子组中所有离子相互都不反应
③可能大量共存：有多种可能的情况，其中一种离子组中所有离子相互都不反应即可
④一定不能大量共存：有多种可能的情况，所有情况下离子组中都有能够相互反应的离子
（2）“无色透明”溶液不存在有色离子。
Cu2+ Fe3+ Fe2+ MnO4－
蓝色 棕黄色 浅绿色 紫红色
（3）注意溶液的酸碱性限制
2．离子共存判断的“四种类型”
（1）离子之间反应生成沉淀
①Cl－能与Ag+反应生成沉淀
②SO42－能与Ba2+、Pb2+、Ca2+、Ag+反应生成沉淀
③OH－能与除K+、Na+、Ba2+外的其他金属阳离子反应生成沉淀
④CO32－能与除K+、Na+、NH4+外的其他金属阳离子反应生成沉淀
⑤PO43－能与除K+、Na+、NH4+外的其他金属阳离子反应生成沉淀
（2）离子之间反应生成气体：
①H+能够与CO32－、HCO3－、SO32－、HSO3－、S2－、HS－等弱酸阴离子生成气体
②OH－在加热条件下能与NH4+反应生成氨气
（3）离子之间反应生成弱电解质：
①H+能够与ClO－、CH3COO－反应生成弱酸
②OH－能够与H+及HCO3－、HSO3－、HS－等酸式酸根离子反应生成水
③OH－在常温条件下能与NH4+反应生成弱碱（NH3·H2O）
④Fe3+能够与SCN－反应生成弱电解质［Fe（SCN）3］
（4）离子之间发生氧化还原反应
①MnO4－（H+）和ClO－（H+）能够将S2－、HS－、SO32－、HSO3－、I－、Fe2+、Br－、Cl－氧化
②ClO－能够将S2－、HS－、SO32－、HSO3－、I－、Fe2+、Br－氧化
③NO3－（H+）：能够将S2－、HS－、SO32－、HSO3－、I－、Fe2+氧化
④Fe3+能够将S2－、HS－、SO32－、HSO3－、I－氧化
3．离子推断
（1）依据：离子反应所表现出的某“唯一性”的特征性质及现象。
（2）离子推断要坚持“四项原则”
①肯定性原则：据现象推断肯定存在或肯定不存在的离子。
②互斥性原则：如溶液中含有Ba2+，则不存在大量的CO32－、SO42－。
③进出性原则：要注意所加试剂引入什么离子，是否造成干扰。
④守恒原则（电中性原则）：阳离子和阴离子同时存在于溶液中且正、负电荷总量相等。
考点六 氧化还原反应
一、氧化还原反应的特征和本质
1．特征：反应前后元素的化合价是否发生了变化
（1）氧化还原反应：反应前后元素的化合价变化
（2）非氧化还原反应：反应前后元素的化合价不变
2．本质：反应过程中有电子的得失或偏移
3．氧化还原反应和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。
【特别提醒】（1）有单质参加或生成的反应不一定是氧化还原反应，如3O2＝2O3。
（2）没有单质参加的化合反应也可能是是氧化还原反应，如H2O2+SO2＝H2SO4。
考点七 氧化还原反应的基本概念
1．氧化剂和还原剂
（1）氧化剂
①氧化还原反应中得到电子的反应物
②氧化还原反应中化合价降低的反应物
（2）还原剂
①氧化还原反应中失去电子的反应物
②氧化还原反应中化合价升高的反应物
2．氧化性和还原性
（1）氧化性：氧化剂具有的性质
①氧化还原反应中得到电子的性质
②氧化还原反应中化合价降低的性质
（2）还原性
①氧化还原反应中失去电子的性质
②氧化还原反应中化合价升高的性质
3．氧化产物和还原产物
（1）氧化产物
①物质失去电子后生成的物质
②所含元素化合价升高后生成的物质
（2）还原产物
①物质得到电子后生成的物质
②所含元素化合价降低后生成的物质
4．氧化反应和还原反应
（1）氧化反应
①物质失去电子时发生的反应
②物质所含元素化合价升高时发生的反应
（2）还原反应
①物质得到电子时发生的反应
②物质所含元素化合价降低时发生的反应
5．被氧化和被还原
（1）被氧化
①氧化还原反应中失去电子的过程
②氧化还原反应中化合价升高的过程
（2）被还原
①氧化还原反应中得到电子的过程
②氧化还原反应中化合价降低的过程
6．氧化还原反应概念之间的关系
【特别提醒】
（1）氧化反应和还原反应存在于在同一个反应中，它们同时发生、同时存在，是相互对立统一的。
（2）氧化剂和还原剂可以是不同的物质，也可以是同种物质
①2KMnO4K2MnO4+MnO2+O2↑
②2F2+2H2OO2+4HF
（3）氧化产物和还原产物可以是不同的物质，也可以是同种物质
①3S+6NaOHNa2SO3+2Na2S+3H2O
②NO+NO2+2NaOH2NaNO2+H2O
（4）被氧化的元素和被还原的元素可以是不同的元素，也可以是同种元素
①4HCl（浓）+MnO2MnCl2+Cl2↑+2H2O
②2H2S+SO22H2O+3S
（5）可能有多种元素同时被氧化或被还原
①3Cu2S+22HNO36Cu（NO3）2+10NO↑+3H2SO4+8H2O
②2KNO3+S+3CK2S+N2↑+3CO2↑
（6）方程式中的系数与实际参加反应的氧化剂或还原剂的量不一定一致
①C+2H2SO4CO2↑+2SO2↑+2H2O，氧化剂∶还原剂＝2∶1
②Cu+2H2SO4CuSO4+SO2↑+2H2O，氧化剂∶还原剂＝1∶1
考点八 物质的氧化性和还原性
1．化合价和氧化性、还原性的关系
（1）相互关系
①金属单质只有还原性
②非金属单质既有氧化性又有还原性，F2除外
③从理论上讲任何一种化合物既有氧化性又有还原性
（2）常见元素的最高价态和最低价态
元素 Cl S N C H
最高价 +7 +6 +5 +4 +1
最低价 －1 －2 －3 －4 －1
2．氧化还原反应中酸或碱的作用
（1）氧化性：所含元素的化合价降低
（2）还原性：所含元素的化合价升高
（3）酸或碱性：所含元素的化合价不变，有相应的盐生成
（4）具体反应分析
①Zn+2HClZnCl2+H2↑，盐酸表现酸性和氧化性
②CuO+2HClCuCl2+H2O，盐酸表现酸性
③MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O，盐酸表现酸性和还原性
④2HClH2↑+Cl2↑，盐酸表现氧化性和还原性
⑤3Cl2+8NH3N2+6NH4Cl，NH3表现碱性和还原性
⑥Cu2O+6HNO3（浓）2Cu（NO3）2+2NO2↑+3H2O，硝酸表现酸性和氧化性
3．氧化还原反应中水的作用
（1）氧化性：有H2产生
（2）还原性：有O2产生
（3）氧化性和还原性：同时有H2和O2产生
（4）具体反应分析
①2F2+2H2O4HF+O2，水表现还原性
②3Fe+4H2OFe3O4+4H2，水表现氧化性
③2Na+2H2O2NaOH+H2↑，水表现氧化性
④2H2OO2↑+2H2↑，水表现还原性和氧化性
⑤2Na2O2+2H2O4NaOH+O2↑，水既不表现氧化性又不表现还原性
⑥Cl2+H2OHCl+HClO，水既不表现氧化性又不表现还原性
⑦3NO2+H2O2HNO3+NO，水既不表现氧化性又不表现还原性
4．常见的氧化剂和还原剂
（1）常见的氧化剂及还原产物
氧化剂 还原产物
含较高价态元素的含氧酸 浓硝酸、浓硫酸、稀HNO3 NO2、SO2、NO
含较高价态元素的盐 KMnO4、KClO3、FeCl3 Mn2+、Cl－、Fe2+
含高价态元素的氧化物 MnO2 Mn2+
（2）常见还原剂及氧化产物
还原剂 氧化产物
活泼金属单质 Al、Fe、Zn Al3+、Fe2+、Zn2+
某些非金属单质 H2、C H2O、CO2
考点九 氧化性、还原性的强弱比较
1．判断的本质依据：得失电子的难易程度
（1）氧化性或还原性的强弱与元素的化合价高低无必然关系
（2）氧化性或还原性的强弱与得失电子数多少无必然关系
2．根据元素的活动性顺序比较
（1）根据金属元素的活动性顺序比较
（2）根据非金属元素的活动性顺序比较
3．根据氧化还原反应的方向判断
（1）氧化性：氧化剂＞氧化产物
（2）还原性：还原剂＞还原产物
4．根据反应条件来判断
当不同的氧化剂（或还原剂）与同一还原剂（或氧化剂）反应时，反应越易进行，则对应的氧化剂（或还原剂）的氧化性（或还原性）越强，反之越弱。如：
（1）比较KMnO4和MnO2氧化性强弱：KMnO4＞MnO2
①MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O
②2KMnO4+16HCl（浓）2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
（2）比较Na、Mg、Al的还原性强弱：Na＞Mg＞Al
①Na与冷水剧烈反应
②Mg与水加热才反应
③Al与水加热条件下也难反应
5．根据氧化产物的价态高低判断
（1）方法：同种物质被不同氧化剂氧化的价态越高，氧化剂的氧化性越强。
（2）实例：2Fe+3Cl22FeCl3，Fe+SFeS，氧化性：Cl2＞S。
6．强弱规律的两个应用
（1）氧化还原反应发生的先后顺序：强者优先
①向含多种还原剂的溶液中加入一种氧化剂时，还原性强的还原剂（离子）先被氧化
②向含多种氧化剂的溶液中，加入一种还原剂时，氧化性强的氧化剂（离子）先被还原
（2）判断氧化还原反应方向：强制弱原理
强氧化剂+强还原剂→弱还原剂+弱氧化剂
考点十 氧化还原反应的计算
1．氧化还原反应中电子转移的表示方法
项目 双线桥法 单线桥法
表示 表示的是同一元素在反应物转化为生成物时电子转移的结果 表示的是被氧化的元素与被还原的元素之间电子转移的结果
含义 反映了化学反应的本质及参加反应的各物质间的氧化还原关系 反映的是氧化剂和还原剂之间电子转移的关系
基本步骤 ①标出有化合价变化的元素的化合价；②在反应物到生成物之间画一个箭头，箭头出发和指向的是有化合价变化的同一元素；③分析化合价的变化，找出反应中得失电子情况（写成“a×be－”形式，a代表原子个数，b代表一个原子得失电子的个数）；④将转移电子数标在线上 ①标出有化合价变化的元素的化合价；②在被氧化的元素和被还原的元素之间画一个箭头，箭头出发是失电子的元素，指向得电子的元素；③求出电子转移的总数；④将转移电子总数标在线上
举例
（1）氧化还原反应中电子转移的数目＝氧化剂得到电子的数目＝还原剂失去电子的数目，而不是得失电子数的和。
（2）氧化还原反应中实际转移的电子数与其相应的化学计量数成正比。
2．氧化还原反应中转化规律
（1）5NH4NO32HNO3+4N2↑+9H2O
（2）2KClO3+6HCl（浓）KCl+3Cl2↑+3H2O
（3）H2S+H2SO4（浓）S↓+SO2↑+2H2O
3．电子守恒规律
（1）规律：氧化还原反应中得电子总数与失电子总数相等（即电子转移守恒），表现为元素化合价降低总数与升高总数相等。
（2）应用：运用电子守恒进行氧化还原反应的相关计算。
第二章 海水中的重要元素——钠和氯知识清单
考点一 钠及其化合物
1．钠的结构
（1）原子结构示意图，离子结构示意图。
（2）结构和性质的关系：容易失去最外层的1个电子形成最外层8电子稳定结构，表现强还原性
2．钠的物理性质
（1）颜色状态：银白色固体
（2）硬度：很小，可以用小刀切，剩余的钠要放回原瓶
（3）密度：比水的小，而比煤油的大
（4）熔点：比较低
3．化学性质
（1）钠和氧气反应：条件不同，产物不同，现象不同
①常温：4Na+O22Na2O（表面变暗）
②加热或点燃：2Na+O2Na2O2（产生黄色火焰；生成淡黄色固体）
（2）钠和水反应
①现象及原因
②反应：2Na+2H2O2NaOH+H2↑
（3）钠与盐溶液反应（以CuSO4为例）
①现象：有气泡产生，产生蓝色沉淀
②反应：2Na+CuSO4+2H2OCu（OH）2↓+Na2SO4+H2↑
【特别提醒】
（1）钠与熔融的盐直接发生置换反应。
（2）钠与酸溶液反应，直接与酸反应，剩余的钠再和水反应。
4．钠的自然存在和保存
（1）存在：钠在自然界中全部以化合态形式存在
（2）保存：钠通常保存在煤油中或石蜡油中。
5．钠的氧化物
（1）氧化钠和过氧化钠的比较
物质 氧化钠 过氧化钠
氧的价态 －2价 －1价
化学式 Na2O Na2O2
所含离子 2个Na+和1个O2－ 2个Na+和1个O22－
颜色状态 白色固体 淡黄色固体
氧化物类别 碱性氧化物 过氧化物（不属碱性氧化物）
与氧气反应 2Na2O+O22Na2O2 不反应，稳定性强
与水反应 Na2O+H2O＝2NaOH 2Na2O2+2H2O＝4NaOH+O2↑
与CO2反应 Na2O+CO2＝Na2CO3 2Na2O2+2CO2＝2Na2CO3+O2
与HCl反应 Na2O+2HCl＝2NaCl+H2O 2Na2O2+4HCl＝4NaCl+O2↑+2H2O
漂白性 无漂白性 强氧化性漂白
用途 制NaOH 漂白剂、消毒剂、供氧剂
保存 都容易吸收空气中的CO2和水蒸气而变质，所以都应密封保存；对于Na2O2还要远离易燃物。
（2）钠的氧化物和盐溶液反应
①反应原理：钠的氧化物先和水反应，生成的NaOH再和盐发生复分解反应
②Na2O2与CuCl2溶液反应：2Na2O2+2H2O＝4NaOH+O2↑，2NaOH+CuCl2Cu（OH）2↓+2NaCl
（3）过氧化钠和指示剂溶液反应
①向石蕊试液中加入过氧化钠，溶液先变蓝后褪色，并有气泡产生
②向酚酞试液中加入过氧化钠，溶液先变红后褪色，并有气泡产生
（4）过氧化钠自身的氧化还原反应
①转移电子的关系：2Na2O2~O2~2e－
②氧化剂是Na2O2，还原剂是Na2O2
【特别提醒】金属钠着火时，不能用常见的灭火器扑灭，而应用沙土盖灭。
6．碳酸钠和碳酸氢钠
（1）碳酸钠和碳酸氢钠性质的比较
名称 碳酸钠 碳酸氢钠
化学式 Na2CO3 NaHCO3
俗名 纯碱或苏打 小苏打
水溶液酸碱性 碱性 碱性，比相同浓度的Na2CO3的弱
颜色、状态 白色粉末状固体 白色细小的晶体
水溶性 易溶于水 可溶于水，溶解度比Na2CO3的小
与盐酸反应及反应速率 Na2CO3+2HCl2NaCl+H2O+CO2↑NaHCO3+HClNaCl+H2O+CO2↑相同条件下反应速率：NaHCO3比Na2CO3快
与NaOH反应 不反应 NaHCO3+NaOHNa2CO3+H2O
与足量Ca（OH）2反应 Na2CO3+Ca（OH）2CaCO3↓+2NaOH NaHCO3+Ca（OH）2CaCO3↓+NaOH+H2O
与CaCl2反应 Na2CO3+CaCl2CaCO3↓+2NaCl 不反应
热稳定性 受热难分解 2NaHCO3Na2CO3+H2O+CO2↑
用途 化工原料、洗涤剂 食品发酵、治疗胃酸过多、灭火剂
相互转化
（2）碳酸钠和碳酸氢钠与等浓度盐酸反应的规律
放出CO2快慢 NaHCO3＞Na2CO3
混合物反应先后顺序 因CO32－结合H+更容易，所以Na2CO3先反应生成NaHCO3，然后NaHCO3与H+再反应
与足量盐酸反应耗酸量 等质量的Na2CO3和NaHCO3，前者耗酸量多；等物质的量的Na2CO3和NaHCO3，前者耗酸量多。
与足量盐酸反应生成CO2的量 等质量的Na2CO3和NaHCO3，后者生成CO2量多；等物质的量的Na2CO3和NaHCO3，两者生成CO2量一样多。
（3）Na2CO3、NaHCO3固体的鉴别
①加热法：产生使澄清石灰水变浑浊的气体的是NaHCO3固体。
②气体法：滴入稀盐酸，产生气泡速率快的是NaHCO3固体。
（4）Na2CO3、NaHCO3溶液的鉴别
①沉淀法：加入BaCl2溶液或CaCl2溶液，产生沉淀的是Na2CO3溶液。
②测pH法：用pH试纸测相同浓度的稀溶液，pH大的是Na2CO3溶液。
（5）Na2CO3、NaHCO3固体的鉴别
7．Na2CO3和NaHCO3的检验
（1）步骤
①向溶液中加入足量的BaCl2溶液或CaCl2溶液，过滤
②分别向沉淀和滤液中加入足量的稀盐酸
③将产生的气体依次通过品红溶液和澄清石灰水
（2）现象及结论：品红溶液不褪色，澄清石灰水变浑浊
①沉淀上产生该现象：原溶液中含有Na2CO3
②滤液中产生该现象：原溶液中含有NaHCO3
③同时产生该现象：原溶液中含有Na2CO3和NaHCO3
【技巧与方法】鉴别Na2CO3和NaHCO3的易错点
（1）Na2CO3和盐酸可以用互滴法鉴别，但NaHCO3和盐酸不可以用互滴法鉴别。
（2）不能用Ca（OH）2或Ba（OH）2鉴别NaHCO3和Na2CO3，因为都能产生白色沉淀。
8．焰色试验
（1）仪器图示
（2）操作顺序
（3）实例
①钠和钾的焰色
②其他金属的焰色
元素 锂 钙 锶 钡 铜 铷
焰色 紫红色 砖红色 洋红色 黄绿色 绿色 紫色
（4）注意问题：
①焰色试验是某些金属元素的性质，与元素的存在形态无关
②焰色试验过程发生物理变化
（5）黄色火焰能够遮盖紫色火焰
①蓝色钴玻璃可以将黄光过滤掉，避免钠元素的干扰
②若肉眼看不到紫色火焰，则样品中可能含钾元素
③若肉眼看到紫色火焰，则样品中一定不含钠元素
考点二 氯及其化合物
1．氯气的发现过程
（1）发现者：18世纪70年代，瑞典化学家舍勒将软锰矿和浓盐酸混合加热制得氯气
（2）确定者：1810年英国化学家戴维确认该气体为氯气
2．氯的结构
（1）原子结构示意图，离子结构示意图。
（2）结构和性质的关系：容易得到1个电子形成最外层8电子稳定结构，表现强氧化性
3．氯气的物理性质
（1）色味态：黄绿色有刺激性气味的有毒气体
（2）溶解性
①能溶于水，常温下1体积水约溶解2体积氯气，得到氯水
②不溶于饱和NaCl溶液
（3）密度：比空气的大
（4）熔沸点：熔点－101℃，沸点－34.6℃，沸点相对较高
（5）物理特性：易液化，加压条件下变成液氯
4．氯气的化学性质
（1）与金属单质反应：表现强氧化性，将变价金属氧化成高价金属氯化物
①Na：2Na+Cl22NaCl，产生黄色火焰，冒白烟
②Fe：2Fe+3Cl22FeCl3，产生棕红色烟
③Cu；Cu+Cl2CuCl2，产生棕黄色烟
（2）与氢气反应，条件不同，产物相同，现象不同
①点燃：H2+Cl22HCl，安静燃烧，产生苍白色火焰，瓶口有白雾
②光照：H2+Cl22HCl，发生爆炸
（3）与水反应：Cl2+H2OHCl+HClO
（4）与某些还原性化合物反应
①亚铁盐：2Fe2++Cl22Fe3++2Cl－
②溴化物：Cl2+2Br－2Cl－+Br2
③碘化物：Cl2+2I－2Cl－+I2
3．次氯酸的性质
（1）漂白性：能使染料等有机色素褪色
①原理：氧化性漂白，永久性漂白
②局限：不能漂白墨汁等无机色素
（2）不稳定性：在光照或加热条件下易分解
①反应：2HClO2HCl+O2↑
②现象：氯水黄绿色逐渐消失，有气泡产生
③保存：盛放在棕色瓶中放在阴暗处密封保存
（3）弱酸性：酸性比碳酸的弱
4．次氯酸盐的性质
（1）漂白液、84消毒液
①制备反应：Cl2+2NaOHNaCl+NaClO+H2O
②主要成分：NaCl和NaClO，有效成分为NaClO。
（2）漂白粉
①制备反应：2Ca（OH）2+2Cl2＝CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O
②主要成分：Ca（ClO）2和CaCl2，有效成分为Ca（ClO）2，漂粉精的主要成分Ca（ClO）2
③漂白原理：Ca（ClO）2+CO2+H2O＝CaCO3↓+2HClO
④失效原因：Ca（ClO）2+CO2+H2O＝CaCO3↓+2HClO、2HClO2HCl+O2↑
（3）强氧化性
①－1价的氯：2H++Cl－+ClO－H2O+Cl2↑
②－2价的硫：ClO－+S2－+2H+S↓+H2O+Cl－
③＋4价的硫：SO32－+ClO－SO42－+Cl－
④＋2价的铁：2Fe2++2H++ClO－2Fe3+ +H2O+Cl－
⑤－1价的碘：ClO－+2I－+2H+I2+H2O+Cl－
⑥－1价的溴：ClO－+2Br－+2H+Br2+H2O+Cl－
5．氯水的成分和多重性质
（1）三平衡
①氯气的化学平衡：Cl2+H2OH++Cl－+HClO
②次氯酸电离平衡：HClOH++ClO－
③溶质水电离平衡：H2OH++OH－
（2）三分子、四离子
（3）新制氯水的多重性质
（4）液氯、新制氯水、久置氯水的比较
液氯 新制氯水 久置氯水
分类 纯净物 混合物 混合物
颜色 黄绿色 浅黄绿色 无色
性质 氧化性 酸性、氧化性、漂白性 酸性
粒子种类 Cl2 Cl2、HClO、H2O、H+、Cl－、ClO－、OH－ H2O、H+、Cl－、OH－
6．实验室制氯气
（1）反应原理：MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O
①装置类型：固体+液体气体
②主要仪器：圆底烧瓶、分液漏斗、酒精灯、集气瓶、铁架台、石棉网、烧杯
（2）净化装置
①试剂：先用饱和食盐水除去HCl，再用浓硫酸除去水蒸气。
②装置：洗气瓶，导气管口长进短出
（3）收集装置
①排空气法：向上排空气法，导气管口长进短出
②排液体法：排饱和食盐水法，导气管口短进长出
（4）尾气吸收
①目的：吸收多余的氯气，防止污染空气
②药品：一般用饱和氢氧化钠溶液吸收
③原理：Cl2+2NaOHNaCl+NaClO+H2O
（5）检验方法
①最佳方法：用湿润的淀粉碘化钾试纸，现象是变蓝
②可用方法：用湿润的蓝色石蕊试纸，现象是先变红后褪色
7．氯离子的检验
（1）加入试剂的顺序：先加稀硝酸，再加AgNO3溶液
（2）现象：产生不溶于稀硝酸的白色沉淀
（3）离子方程式：Ag++Cl－AgCl↓
（4）干扰反应及除干扰反应
①2Ag++CO32－Ag2CO3↓
②Ag2CO3+2H+2Ag++CO2↑+H2O
考点三 物质的量
1．物质的量
（1）概念：表示含有一定数目粒子的集合体的物理量。
（2）意义：联系物质的宏观量（如质量、体积）和微观量（如原子、分子、离子）的中间量
（3）单位：摩尔，简称：摩，符号mol。
①计量标准：1mol微粒集体所含的粒子数与0.012 kg 12C中所含的碳原子数相同，约为6.02×1023。
②计量对象：分子、原子、离子、原子团、电子、质子、中子等所有微观粒子。
（4）符号：n。
2．阿伏伽德罗常数
（1）概念：1mol任何微粒所含有的粒子数叫做阿伏加德罗常数。
（2）符号：NA，数值及单位：6.02×1023 mol－1。
（3）物质的量、阿伏加德罗常数与粒子数（N）的关系：n＝。
3．摩尔质量
（1）概念：单位物质的量的物质所具有的质量
（2）符号：M，单位：g/mol
（3）物质的量、质量和摩尔质量之间的关系：n＝
（4）摩尔质量——“三性”
①等值性：摩尔质量只有以g·mol－1作单位时，在数值上与其相对分子质量或相对原子质量相等。
②近似性：由于电子的质量非常微小，所以离子的摩尔质量以g·mol－1为单位时，其数值近似等于相对分子质量或相对原子质量，如Na和Na+的摩尔质量都为23 g·mol－1。
③确定性：对于指定的物质来说，其摩尔质量的值是一个定值，不随物质的物质的量多少而改变。
（5）混合物的平均摩尔质量：＝
4．气体摩尔体积
（1）概念：一定温度和压强下，单位物质的量的气体所占的体积
（2）符号及单位：符号Vm，单位L/mol或m3/mol
（3）计算公式：Vm＝
（4）影响因素：温度和压强
①升高温度：气体摩尔体积增大
②增大压强：气体摩尔体积减小
（5）特例：标准状况下，1mol任何气体的体积都约为22.4L
①标准状况：温度0℃，压强为101kPa
②标准状况下Vm＝22.4 L·mol－1
5．阿伏加德罗定律
（1）定律：同温同压下，相同体积的任何气体具有相同的分子数
（2）推论
①同温、同压：气体的体积与物质的量成正比；
②同温、同压：气体的密度与摩尔质量成正比；
③同温、同体积：气体的压强之比与其物质的量成正比；
④同温、同压、同体积：气体的质量与摩尔质量成正比。
（3）适用范围：任何气体，包括单一气体（如N2）及混合气体（如N2和O2的混合气体）。
6．物质的量浓度
（1）概念：以单位体积溶液中所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量
（2）符号及单位：符号为cB，单位为mol·L－1或mmol·L－1或mol·m－3。
（3）表达式：cB＝。
（4）两个重要的关系
①离子浓度＝分子浓度×化学式中离子个数
②溶液具有均一性，同一溶液中各组分的浓度与溶液体积无关
考点四 物质的量的浓度的有关计算
1．物质的量的浓度的简单计算
（1）基本公式：cB＝
（2）辅助公式：n＝＝＝＝（STP）
2．溶液稀释或浓缩的有关计算
（1）依据：稀释或浓缩前后溶质的质量或物质的量不变
（2）公式：m1ω1＝m2ω2或c1V1＝c2V2
①m表示溶液质量，ω表示溶质质量分数
②V1、V2的体积单位一致即可
3．溶液混合的计算
（1）依据：混合前后溶质的总质量或总物质的量不变
（2）公式：m1ω1+m2ω2＝m混ω混或c1V1+c2V2＝c混V混
4．物质的量浓度和溶质的质量分数之间的关系
（1）基本公式：c＝
（2）辅助公式
①溶质质量分数：ω＝×100%＝×100%
②溶质质量分数和饱和溶液溶解度间的关系：ω＝×100%
③溶液的密度：＝
考点五 配制一定物质的量浓度的溶液
1．主要仪器
（1）容量瓶
①结构与用途
②使用注意事项
a．使用前要检查瓶塞是否漏水。
b．定容时要使液体的凹液面的最低点与刻度线相平。
c．容量瓶的使用“六忌”：一忌用容量瓶溶解固体；二忌用容量瓶稀释浓溶液；三忌把容量瓶加热；四忌把容量瓶当作反应容器；五忌用容量瓶长期存放溶液；六忌瓶塞互换。
（2）其他仪器：量筒、托盘天平、烧杯、玻璃棒、胶头滴管等。
2．配制过程：以配制1000mL 0.5mol·L－1 NaCl溶液为例。
3．实验图示
4．配制溶液时的注意事项
（1）溶解或稀释时，必须待溶液温度恢复到室温后才能转移到容量瓶中。
（2）转移溶液时必须用玻璃棒引流。
（3）溶解用的烧杯和玻璃棒一定要洗涤2～3次，洗涤液也要转移到容量瓶中。
（4）移液后要先振荡均匀再定容。
（5）定容时一定要用胶头滴管小心操作，万一加水过多，则必须重新配制。
（6）定容时观察刻度要平视，液体的凹液面与刻度线相切。
5．溶液配制时的误差分析
可能引起误差的一些操作 因变量 c
n V
称量 称量前小烧杯内有水 不变 —— 无影响
称量前天平指针偏右，称量后天平平衡 偏大 —— 偏高
称量时砝码和药品位置颠倒，而且使用了游码 偏小 —— 偏低
称量时砝码不干净，有铁锈或污迹 偏大 —— 偏高
称量NaOH固体时间过长 偏小 —— 偏低
用滤纸称量NaOH固体 偏小 —— 偏低
洗涤 未洗涤烧杯和玻璃棒或洗涤不干净 偏小 —— 偏低
用量筒量取液体溶质后，用蒸馏水洗涤量筒，将洗涤液体全部转移到容量瓶中 偏大 —— 偏高
配制溶液前，容量瓶中有少量蒸馏水 —— —— 无影响
配制溶液前，容量瓶用待配制液洗涤 偏大 —— 偏高
移液 移液时有少量溶液溅出 偏小 —— 偏低
定容 定容时加水超过刻度线 —— 偏大 偏低
定容后倒转容量瓶几次，发现液面低于刻度线，又补充了几滴水至刻度线 —— 偏大 偏低
定容时加水超过刻度线，又用胶头滴管吸出一部分液体达到刻度线 偏小 —— 偏低
溶液未冷却到室温就移入容量瓶定容 —— 偏小 偏高
定容时一直用手握住容量瓶的粗大部分 —— 偏小 偏高
容量瓶塞上瓶塞后，立即倒转，发现有液体漏出 —— 偏小 偏高
定容后经振荡、摇匀、静置，液面下降 —— —— 无影响
读数 定容时俯视刻度线 —— 偏小 偏高
定容时仰视刻度线 —— 偏大 偏低
用量筒取用一定体积液体溶质时俯视刻度 偏小 —— 偏低
用量筒取用一定体积液体溶质时仰视刻度 偏大 —— 偏高
6．容量瓶仰视或俯视刻度线的图解
（1）仰视刻度线（图1）。由于操作时是以刻度线为基准加水，从下向上看，最先看见的是刻度线，刻度线低于液面的实际刻度，故加水量偏多，导致溶液体积偏大，结果偏低。
（2）俯视刻度线（图2）。恰好相反，刻度线高于液面的实际读数，使得加水量偏少，结果偏高。
第三章 铁 金属材料知识清单
考点一 铁及其化合物
一、单质铁的性质
1．铁元素的存在
（1）存在形态
①游离态：存在于陨铁中
②化合态：存在于各种铁矿石中
（2）地壳含量：仅次于氧、硅、铝，居第四位
2．铁的物理性质
（1）金属三性：延展性、导热性和导电性良好
（2）物理特性：能够被磁体吸引
3．铁的还原性
（1）与弱氧化剂反应生成Fe2+
①S：Fe+SFeS，产生黑色固体
②H+：Fe+2H+Fe2++H2↑，铁逐渐溶解，溶液变成浅绿色，有无色无味气体产生
③Cu2+：Fe+Cu2+Fe2++Cu，铁上析出红色固体，溶液变成浅绿色
④Ag+：Fe+2Ag+Fe2++2Ag，铁上析出银白色固体，溶液变成浅绿色
⑤I2：Fe+I22FeI2
（2）与强氧化剂反应生成Fe3+
①Cl2：2Fe+3Cl22FeCl3，产生棕红色烟
②Br2：2Fe+3Br22FeBr3
③稀硝酸：Fe+4HNO3（稀）Fe（NO3）3+NO↑+2H2O
（3）与O2、水蒸气反应生成Fe3O4
①O2：3Fe+2O2Fe3O4
②水蒸气：3Fe+4H2O（g）Fe3O4+4H2
3．铁和水蒸气反应实验
（1）实验装置图
（2）注意事项
①铁不能与冷水、热水反应，但高温下能与水蒸气反应。
②加热仪器不能用酒精灯，而应用酒精喷灯
③该实验中，圆底烧瓶中水的作用是提供反应需要的水蒸气。
④圆底烧瓶中要加入少量沸石或碎瓷片，以防止水剧烈沸腾
⑤实验结束时，先熄灭酒精喷灯，再熄灭酒精灯，以防止空气倒吸
⑥干燥管中盛有碱石灰或无水氯化钙，吸收氢气中的水蒸气
二、铁的氧化物的性质
1．物理性质和用途
名称 氧化亚铁 四氧化三铁 氧化铁
化学式 FeO Fe3O4 Fe2O3
铁的化合价 +2 +2、+3 +3
氧化物类型 碱性氧化物 非碱性氧化物 碱性氧化物
颜色状态 黑色粉末 黑色晶体 红棕色粉末
俗 名 磁性氧化铁 铁红、铁锈
用 途 磁性材料 油漆颜料
2．化学性质
（1）稳定性
①FeO：不稳定，易被氧化，6FeO+O22Fe3O4
②Fe2O3和Fe3O4：比较稳定
（2）与非氧化性酸（如稀盐酸）发生复分解反应
①FeO：FeO+2H+Fe2++H2O
②Fe3O4：Fe3O4+8H+Fe2++2Fe3++4H2O
③Fe2O3：Fe2O3+6H+2Fe3++3H2O
（3）与氧化性酸（如稀硝酸）发生复分解反应或氧化还原反应
①FeO：3FeO+10H++NO3－3Fe3++NO↑+5H2O
②Fe3O4：3Fe3O4+28H++NO3－9Fe3++NO↑+14H2O
③Fe2O3：Fe2O3+6H+2Fe3++3H2O
（4）与还原性酸（如氢碘酸）发生复分解反应或氧化还原反应
①FeO：FeO+2H+Fe2++H2O
②Fe3O4：Fe3O4+8H++2I－3Fe2++I2+4H2O
③Fe2O3：Fe2O3+6H++2I－2Fe2++I2+3H2O
（5）能够被某些还原剂还原
①H2：FeO+H2Fe+H2O
②CO：Fe2O3+3CO2Fe+3CO2（高炉炼铁的主反应）
③C：Fe3O4+2C3Fe+2CO2↑
④Al：2Al+Fe2O32Fe+Al2O3（铝热反应）
三、铁的氢氧化物的性质
1．物理性质和制备
Fe（OH）2 Fe（OH）3
颜色状态 白色固体 红褐色固体
水溶性 难溶于水 难溶于水
制备 Fe3++3OH－Fe（OH）3↓ Fe2++2OH－Fe（OH）2↓
转化 4Fe(OH)2+O2+2H2O4Fe(OH)3↓
2．化学性质
（1）热不稳定性
①Fe（OH）3：2Fe（OH）3Fe2O3+3H2O
②Fe(OH)2：Fe（OH）2FeO+H2O（隔绝空气）
（2）与稀盐酸反应
①Fe（OH）3：Fe（OH）3+3H+Fe3++3H2O
②Fe(OH)2：Fe(OH)2+2H+Fe2++2H2O
（3）与稀硝酸反应
①Fe（OH）3：Fe（OH）3+3H+Fe3++3H2O
②Fe(OH)2：3Fe（OH）2+10H++NO3－3Fe3++NO↑+8H2O
（4）与氢碘酸反应
①Fe（OH）3：2Fe（OH）3+6H++2I－2Fe2++I2↓+6H2O
②Fe(OH)2：Fe(OH)2+2H+Fe2++2H2O
四、亚铁盐的性质
1．弱氧化性
（1）Mg、Al、Zn与亚铁盐溶液发生置换反应
①Fe2++ZnFe+Zn2+
②Fe2++MgFe+Mg2+
③3Fe2++3Al3Fe+2Al3+
（2）K、Ca、Na与亚铁盐溶液反应
①先与水反应：2Na+2H2O2NaOH+H2↑
②碱与亚铁盐反应：Fe2++2OH－Fe（OH）2↓
2．强还原性
（1）能够被Cl2、Br2氧化
①除FeCl3溶液中的FeCl2溶液：2Fe2++Cl22Fe3++2Cl－
②Br2：2Fe2++Br22Fe3++2Br－
（2）能够被O2氧化
①反应：12Fe2++O2+6H2O8Fe3++4Fe（OH）3↓
②保存：密封保存，防止O2将Fe2+氧化；加少量铁将Fe3+还原成Fe2+
（3）能够被酸性的H2O2氧化
①反应：2Fe2++2H++H2O22Fe3++2H2O
②应用：除去Fe3+中Fe2+的最佳方法
（4）与酸性条件下的MnO4－、NO3－、ClO－等离子不能大量共存
①酸性MnO4－：5Fe2++MnO4－+8H+5Fe3++Mn2++4H2O
②酸性NO3－：3Fe2++NO3－+4H+3Fe3++NO↑+2H2O
③酸性ClO－：2Fe2++2H++ClO－2Fe3++H2O+Cl－
（5）还原性：I－＞Fe2+＞Br－
①向FeBr2溶液通入Cl2，先氧化Fe2+，后氧化Br－
②向FeI2溶液通入Cl2，先氧化I－，后氧化Fe2+
3．与碱溶液反应
（1）离子反应
①烧碱：Fe2++2OH－Fe（OH）2↓
②氨水：Fe2++2NH3·H2OFe(OH)2↓+2NH4+
（2）制备纯净的Fe(OH)2沉淀
①水煮沸：除去水中溶解的氧气
②管入水：胶头滴管插入液面以下，防止滴加过程中带入氧气
③加油膜：液面上滴加几滴植物油、苯、汽油等，以隔绝空气
五、铁盐的性质
1．与碱溶液反应
（1）烧碱：Fe3++3OH－Fe（OH）3↓
（2）氨水：Fe3++3NH3·H2OFe（OH）3↓+3NH4+
2．与KSCN溶液反应
（1）反应：Fe3++3SCN－Fe（SCN）3
（2）现象：产生血红色溶液
（3）应用：检验Fe3+的最佳方法
3．强氧化性
（1）与Fe反应
①反应：2Fe3++Fe3Fe2+
②应用：除去Fe2+中的Fe3+
（2）与Cu反应
①反应：2Fe3++Cu2Fe2++Cu2+
②应用：电子工业上腐蚀铜印刷电路板
（3）Mg、Al、Zn等活泼金属
①少量锌：2Fe3++Zn2Fe2++Zn2+
②过量锌：2Fe3++3Zn2Fe+3Zn2+
（4）与KI溶液反应
①反应：2Fe3++2I－2Fe2++I2（FeI3不存在的原因）
②应用：溶液颜色变化不明显，产生紫黑色沉淀
（5）与H2S反应
①反应：2Fe3++H2S2Fe2++S↓+2H+
②应用：溶液由棕黄色变成浅绿色，产生黄色沉淀
（6）与SO2反应
①反应：2Fe3++SO2+2H2O2Fe2++SO42－+4H+
②应用：溶液由棕黄色变成浅绿色
4．从铜电路板腐蚀废液中回收铜和氯化铁流程
六、铁离子和亚铁离子的检验
1．Fe3+的检验
（1）试液血红色溶液（最佳方法）
（2）试液产生红褐色沉淀
2．Fe2+的检验
（1）试液无现象血红色溶液
（2）溶液先产生白色沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色
（3）铁氰化钾K3[Fe(CN)6]法
①反应：3Fe2++2[Fe(CN)6]3－＝Fe3[Fe(CN)6]2↓
②现象：产生蓝色沉淀
3．Fe3+和Fe2+混合液
（1）检验Fe2+
①试液高锰酸钾溶液紫红色褪去（用稀硫酸酸化）
②试液溴水褪色
③试液蓝色沉淀
（2）检验Fe3+
①试液血红色溶液
②试液试纸变蓝
【特别提醒】检验FeCl3溶液中是否含FeCl2溶液，不能用酸性高锰酸钾溶液，因为Cl－也能使其褪色，应该用铁氰化钾K3[Fe(CN)6]溶液。
考点二 金属材料 合金
一、合金的组成
1．金属材料：包括纯金属及其合金
2．合金的组成和性能
（1）组成
①合金中一定含有金属元素，可能含有非金属元素。
②合金是混合物，不是化合物。
③在合金中各组成成分元素的化合价都为0价
（2）形成：所有成分在一定温度范围内都是液体
（3）合金具有金属特性，如导电、传热等。
（4）合金的特点
①合金具有许多优良的物理、化学或机械性能，如合金的硬度、熔点不同于其成分金属。
②调节合金的性能：调节所添加的合金元素的种类、含量和生成合金的条件
（5）合金硬度变大的原因：改变了金属原子有规则的层状排列，使原子层间的相对滑动变得困难。
二、铁合金
1．合金元素：主要是铁和碳
2．铁合金分类：根据含碳的不同分类
（1）生铁：含碳量2%~4.3%，硬度大，抗压、性脆、韧性差
（2）钢：含碳量0.03%~2%，硬度小，延展性好、韧性好、机械性能好
3．钢的分类
（1）碳素钢
①低碳钢：韧性、焊接性好，但硬度低，用于制造钢板、钢丝和钢管等
②中碳钢：硬度高，韧性及加工性好，用于制造钢轨、车轮和建材等
③高碳钢：硬而脆，热处理后弹性好，用于制造器械、弹簧和刀具等
（2）合金钢（特种钢）
①形成：在碳素钢中适量加入合金元素，使钢的组织机构发生变化
②性能：强度、硬度大，可塑性、韧性好，耐磨，耐腐蚀等
③不锈钢：合金元素主要是铬（Cr）和镍（Ni）
三、铝合金和新型合金
1．硬铝
（1）合金元素：Cu、Mg、Si、Mn
（2）性能：密度小、强度高，具有较强的抗腐蚀能力
（3）用途：制造飞机和宇宙飞船的理想材料
2．储氢合金
（1）概念：能够大量吸收氢气，并与氢气结合成金属氢化物的材料
（2）实用性要求
①储氢量大
②金属氢化物容易形成，稍微加热容易分解
③室温下吸、放氢速率快
（3）代表物：Ti-Fe合金，La-Ni合金
3．其他新型合金：钛合金、耐热合金、形状记忆合金等
考点三 铝及其化合物
一、单质铝
1．铝和氧气反应：条件不同，产物相同，现象不同
（1）常温：铝具有抗腐蚀性
①原因：铝表面生成一层致密的氧化物薄膜，起到保护内部金属的作用
②反应：4Al+3O22Al2O3
（2）加热或点燃
①现象：剧烈燃烧，放出大量的热，发出耀眼的白光
②反应：4Al+3O22Al2O3
2．铝与酸溶液反应
（1）氧化性酸
①Al钝化
②Al剧烈反应，分别放NO2和SO2气体
③Al放NO气体
（2）非氧化性酸：AlH2↑
①标度：与酸性比碳酸强的非氧化性酸反应放氢气
②反应：2Al+6H+2Al3++3H2↑
3．铝与碱溶液反应
（1）标度：铝只能与强碱溶液反应，不能与氨水等弱碱溶液反应
（2）反应
①化学：2Al+2NaOH+2H2O2NaAlO2+3H2↑
②离子：2Al+2OH－+2H2O2AlO2－+3H2↑
3．铝与不活泼金属盐溶液的反置换应
（1）CuSO4：3Cu2++2Al2Al3++3Cu
（2）AgNO3：3Ag++AlAl3++3Ag
二、氧化铝的性质
1．氧化物类别：两性氧化物
2．与酸性比碳酸强的酸溶液反应
（1）盐酸
①化学：Al2O3+6HCl2AlCl3+3H2O
②离子：Al2O3+6H+2Al3++3H2O
（2）硫酸
①化学：Al2O3+3H2SO4Al2（SO4）3+3H2O
②离子：Al2O3+6H+2Al3++3H2O
3．与碱性比氨水强的碱溶液反应
（1）NaOH溶液
①化学：Al2O3+2NaOH2NaAlO2+H2O
②离子：Al2O3+2OH－2AlO2－+H2O
（2）Ba（OH）2溶液
①化学：Al2O3+Ba（OH）2Ba（AlO2）2+H2O
②离子：Al2O3+2OH－2AlO2－+H2O
三、氢氧化铝的性质
1．物质类别：两性氢氧化物
2．与酸性比碳酸强的酸溶液反应
（1）盐酸
①化学：Al（OH）3+3HClAlCl3+3H2O
②离子：Al（OH）3+3H+Al3++3H2O
（2）硫酸
①化学：2Al（OH）3+3H2SO4Al2（SO4）3+6H2O
②离子：Al（OH）3+3H+Al3++3H2O
3．与碱性比氨水强的碱溶液反应
（1）NaOH溶液
①化学：Al（OH）3+NaOHNaAlO2+2H2O
②离子：Al（OH）3+OH－AlO2－+2H2O
（2）Ba（OH）2溶液
①化学：2Al（OH）3+Ba（OH）2Ba（AlO2）2+4H2O
②离子：Al（OH）3+OH－AlO2－+2H2O
4．热不稳定性：2Al（OH）3Al2O3+3H2O
5．氢氧化铝的用途
（1）Al（OH）3作治疗胃酸过多的内服药
（2）Al（OH）3胶体做净水剂
四、铝盐的性质
1．Al3+和氨水反应：量不同，反应相同
（1）反应：Al3++3NH3·H2OAl（OH）3↓+3NH4+
（2）现象：产生白色沉淀
（3）应用：实验室制取沉淀Al（OH）3
2．Al3+和烧碱溶液反应
（1）量不同，反应不同
①少量烧碱：Al3++3OH－Al（OH）3↓
②过量烧碱：Al3++4OH－AlO2－+2H2O
（2）向铝盐溶液中滴加强碱溶液至过量
①现象：先产生白色沉淀，后沉淀逐渐溶解
②图像：
AB段反应：Al3++3OH－Al（OH）3↓
BD段反应：Al（OH）3+OH－AlO2－+2H2O
3．明矾
（1）化学式：KAl（SO4）2·12H2O
（2）电离方程式：KAl（SO4）2K++Al3++2SO42－
（3）用途：Al3+水解产生Al（OH）3胶体，具有吸附性，常用做净水剂
（4）明矾溶液和氢氧化钡溶液反应
①滴加Ba（OH）2溶液至SO42－沉淀完全
KAl（SO4）2+2Ba（OH）2KAlO2+2BaSO4↓+2H2O
②滴加Ba（OH）2溶液至Al3+沉淀完全
2KAl（SO4）2+3Ba（OH）2K2SO4+3BaSO4↓+2Al（OH）3↓
第四章 物质结构 元素周期律知识清单
考点一 原子结构
一、原子的构成粒子及其定量关系
1．原子构成
（1）原子的质量主要集中在原子核上；
（2）原子中既有正电荷，又有负电荷，但整个原子不显电性；
（3）原子在化学变化中不可再分，但在其他变化中仍然可以再分；
2．质量数：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
3．核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
（1）符号：X，Z表示质子数，A代表质量数
（2）原子的构成微粒间的数目关系
①电中性原子
②带电原子——离子的电子数目计算
（3）核素之间的转化不属于物理变化，也不属于化学变化，而属于核变化
（4）微粒符号及意义
（5）常见的重要核素及其应用
U C C H（D） H（T）
核燃料 用于考古断代 相对原子质量的标准阿伏伽德罗常数基准 制氢弹
4．同位素
（1）概念：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
（2）同位素的比较
①原子中一定含质子和电子，不一定都含有中子，如H中没有中子。
②电子排布完全相同的原子不一定是同一种原子，如互为同位素的各原子。
（3）特点：天然存在的同位素，相互间保持一定的比率
5．元素的相对原子质量
（1）含义：各核素相对原子质量乘以各核素所占的百分比再求和
（2）公式：＝M1a%+M2b%+M3c%+…（a%+b%+c%+…＝1）
二、微粒中“三子”数的计算
1．没有特别说明，所给原子为普通原子
原子 H C N O Cl
符号 H C N O Cl
2．常用的计算关系
（1）质量数＝质子数+中子数≈原子的近似相对原子质量
（2）质子数＝各微粒质子数之和
（3）中子数＝各微粒中子数之和
（4）电子数＝各微粒质子数之和±电荷数
①原子：核外电子数＝质子数＝核电荷数，如N原子：。
②阳离子：核外电子数＝质子数－所带电荷数，如Na+：。
③阴离子：核外电子数＝质子数+所带电荷数，如S2－：。
2．常见的等电子微粒
（1）常见的“10电子”粒子
（2）常见的“18电子”粒子
考点二 原子核外电子排布的规律
一、核外电子排布
1．电子层
（1）含义：电子运动在能量不同的区域，简化为不连续的壳层，也称作电子层。
（2）特点：各电子层之间没有明显的界限
（3）不同电子层的表示及能量关系
各电子层由内到外 电子层数 1 2 3 4 5 6 7
字母代号 K L M N O P Q
离核远近 由近到远
能量高低 由低到高
2．原子核外电子排布规律及其之间的关系
（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，最多可以排布18个电子，而当它是最外层时，最多可以排布8个电子。
（2）电子不一定排满M层才排N层，如Ca的核外电子排布情况为。
3．原子核外电子排布的表示方法
（1）原子结构示意图
（2）离子结构示意图
①阳离子结构示意图：与上周期的稀有气体排布相同
②阴离子结构示意图：与同周期的稀有气体排布相同
4．具有相同电子层排布的微粒
（1）与He原子具有相同电子层排布的微粒（2电子微粒）
阴离子 原子 阳离子 电子层排布
H－ He Li+ Be2+
（2）与Ne原子具有相同电子层排布的微粒（10电子微粒）
阴离子 原子 阳离子 电子层排布
N3－ O2－ F－ Ne Na+ Mg2+ Al3+
（3）与Ar原子具有相同电子层排布的微粒（18电子微粒）
阴离子 原子 阳离子 电子层排布
P3－ S2－ Cl－ Ne K+ Ca2+
（4）特点
①结构特点：电子层数相同，电子总数相同
②位置特点：阴前阳后稀中间，负电多前正多后
③半径特点：原子序数越大，微粒半径越小
5．1~18号元素原子核外电子排布的特点
（1）电子层排布： x 或2，x或2，8，x
（2）次外层电子数为2或8；内层电子数为2或10
（3）简单离子的最外层电子数为0或2或8
（4）1～20号元素原子结构的特殊关系
特殊关系 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、K
最外层有2个电子 He、Be、Mg、Ca
内层电子数之和是最外层电子数2倍的元素 Li、P
电子总数为最外层电子数2倍的元素 Be
6．原子结构与元素的性质
（1）原子结构与元素的性质的关系
元素 最外层电子数 得失电子能力 化学性质 主要化合价
稀有气体元素 8（He为2） 一般不易得失电子 较稳定，一般不参与化学反应 0
金属元素 ＜4 易失电子 金属性 只有正价，一般是+1→+3
非金属元素 ≥4 易得电子 非金属性 既有正价又有负价
（2）碱金属元素
①碱金属元素性质的相似性（用R表示碱金属元素）
②碱金属元素性质的递变性
③性质的具体体现
元素 Li Na K Rb Cs
与氧气反应 反应越来越剧烈，产物越来越复杂
Li2O Na2O、Na2O2 K2O、K2O2、KO2 更复杂氧化物
与水反应 反应越来越剧烈
反应缓慢 反应剧烈 轻微爆炸 剧烈爆炸
氢氧化物 碱性强弱：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH
（3）卤族元素
①卤素单质的物理性质
F2 Cl2 Br2 I2
颜色、状态 淡黄绿色气体 黄绿色气体 深红棕色液体 紫黑色固体
密度 逐渐增大
熔、沸点 逐渐升高
②卤素单质之间的置换反应
实验操作 实验现象 化学方程式
氯水滴入KBr溶液中 静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈橙红色 Cl2+2KBr＝2KCl+Br2
氯水滴入KI溶液中 静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈紫红色 Cl2+2KI＝2KCl+I2
溴水滴入KI溶液中 静置后，液体分层，上层接近无色，下层呈紫红色 Br2+2KI＝2KBr+I2
③卤素单质性质的相似性（用X表示卤族元素）
④卤素单质的氧化性及卤素离子的还原性递变规律
⑤具体表现
物质 性质
单质 F2、Cl2、Br2、I2与H2反应越来越难
与变价金属反应：F2、Cl2、Br2生成高价金属卤化物，I2生成低价金属碘化物
氢化物 稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI
还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI
考点三 元素周期表
一、元素周期表的编排原则
1．元素周期表的出现与演变
（1）首创者：1869年，俄国化学家门捷列夫
（2）编排顺序：按照元素的相对原子质量由小到大排列
2．元素周期表的编排原则
（1）横行原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。
（2）纵列原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。
二、元素周期表的结构
（1）周期：周期序数＝电子层数
周期分类 短周期 长周期
周期序数 1 2 3 4 5 6 7
元素种类 2 8 8 18 18 32 32
（2）族：主族序数＝原子的最外层电子数，过渡元素的族序数一般不等
族分类 主族 副族 第Ⅷ族 0族 总数
族数目 7 7 1 1 16
列数目 7 7 3 1 18
（3）过渡元素：副族和第第Ⅷ族族
①镧系元素：第6周期ⅢB族，共15种
②锕系元素：第7周期ⅢB族，共15种
③应用：找耐高温、耐腐蚀、催化剂和超导材料
2．族序数与列数的关系
（1）2、3周期IIA和IIIA相邻，原子序数相差1
（2）4、5周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，原子序数相差11
（3）6、7周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，还额外多出镧系和锕系，原子序数相差25
3．推测元素在周期表中的位置
（1）根据原子序数确定元素在元素周期表中的位置
（2）0族定位法确定元素的位置
①0族元素的周期序数和原子序数
周期 1 2 3 4 5 6 7
元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og
原子序数 2 10 18 36 54 86 118
②推断方法
（3）根据112号和118号元素的位置推测
原子序数 112 113 114 115 116 117 118 119 120
族序数 IIB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 ⅠA ⅡA
周期 7 7 7 7 7 7 7 8 8
4．金属和非金属的分界线
（1）元素属性：上方为非金属元素，下方为金属元素
（2）分界线处元素，可能具有两性，寻找半导体材料
（3）全部是金属的族：ⅡA族、副族和第Ⅷ族
（4）全部是非金属的族：ⅦA族和0族
5．周期表中的元素
（1）元素种类最多的族：ⅢB族，共32种元素
（2）元素种类最多的主族：ⅠA族，共7种元素
（3）元素种类最多的周期：7周期，共32种元素
（4）在短周期中非金属元素多，在周期表中金属元素多。
（5）全部是气体的族：0族
（6）同时含固体、液体和气体的族：ⅦA族
考点四 元素周期律
一、元素周期律
1．元素周期律内容和实质
2．元素的金属性、非金属性强弱判断规律
（1）金属性强弱的判断依据
①金属单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。
②金属的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性越强。
③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，则A的金属性强于B。
④在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。
⑤金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱（注：Fe的阳离子仅指Fe2+）。
（2）非金属性强弱的判断依据
①非金属单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。
②非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。
③非金属元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强，则其非金属性越强。
④非金属单质与盐溶液的置换反应，若A置换出B且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。
⑤非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。
3．微粒半径的比较
（1）同周期——“序大径小”
①规律：同周期，原子半径越大，原子半径越小。
②举例：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）。
（2）同主族——“序大径大”
①规律：同主族，原子半径越大，原子（或离子）半径越大。
②举例：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb），r（Li+）＜r（Na+）＜r（K+）＜r（Rb+）
（3）同元素——“电多径大”
①规律：同种元素的不同微粒，核外电子数越多，微粒半径越大
②举例：r（Na+）＜r（Na）；r（Cl－）＞r（Cl）；r（Fe3+）＜r（Fe2+）＜r（Fe）
（4）同结构——“序大径小”
①规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。
②举例：r（O2－）＞r（F－）＞r（Na+）＞r（Mg2+）＞r（Al3+）
4．化合价规律
（1）常用等量关系
①主族元素最高正价＝最外层电子数＝主族序数＝价电子数
②主族元素的最高正价+|最低负价|＝8或2（氢）
（2）化合价的范围：+1≤最高价≤+7，－4≤最低价≤－1
（3）化合价的特殊点
①氟元素没有正化合价
②氧元素有正化合价，但是没有所在族的最高正化合价
（4）最高正化合价与其最低负化合价代数和
①等于0的短周期元素：氢、碳、硅
②等于2的短周期元素：氮、磷
③等于4的短周期元素：硫
④等于6的短周期元素：氯
二、短周期元素推断的一些突破口
1．序差关系：短周期同主族相邻元素除了H和Li差2外，其余都差8
Z－8X
Z－1Y ZW Z+1M
2．短周期元素的含量、物理性质和用途
叙述 元素或物质
含量 地壳中含量最丰富的元素 氧
宇宙中含量最丰富的元素 氢
地壳中含量最丰富的金属元素 铝
空气中含量最多的元素 氮
自然界形成化合物种类最多的元素 碳
组成岩石和矿物的主要元素 硅
密度 质量最轻的单质 氢气
质量最轻的金属单质 锂
硬度 自然界中硬度最大的物质 金刚石
用途 可与钾的合金用作原子反应堆导热剂 钠
单质常被用作自来水的杀菌消毒剂 氯
同位素可以用来制造核武器 氢
同位素可以用来考古断代 碳
单质被用来制透雾能力强、射程远的路灯 钠
3．短周期元素的性质
叙述 元素或物质
单质的性质 氧化性（得电子能力）最强的单质 F2
还原性（失电子能力）最强的单质 Na
与水反应最剧烈的金属单质 Na
与水反应最剧烈的非金属单质 F2
单质可与热水发生置换反应 Mg
在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸的单质 F2
常温下不溶于浓硫酸或浓硝酸的金属 Al
既能与酸反应又能与碱反应生成氢气的单质 Al
常温下与水反应生成两种酸的单质 Cl2
氧化物的性质 自然中含氧量最多的氧化物 H2O
既能和酸又能和某些碱发生非氧化还原反应的氧化物 Al2O3
既能和某些酸性氧化物又能和某些碱性氧化物反应的氧化物 H2O
简单气态氢化物的性质 水溶液酸性最强的气态氢化物 HCl
稳定性最强的气态氢化物 HF
呈碱性的气态氢化物 NH3
常温下为液态的气态氢化物 H2O
还原性最弱的气态氢化物 HF
还原性最强的气态氢化物 SiH4
酸和碱的性质 最高正价氧化物的水溶液酸性最强 HClO4
最高正价氧化物的水溶液碱性最强 NaOH
酸性最强的无氧酸 HCl
还原性最强的无氧酸 H2S
需要保存在棕色瓶中的含氧酸 HClO、HNO3
考点五 化学键
一、化学键
1．化学键
（1）概念：相邻原子之间的强烈的相互作用
（2）相互作用：包括静电引力和静电斥力
（3）稀有气体分子中无化学键
2．化学反应的微观解释
（1）表面上：反应物中的原子重新组合为产物分子的一种过程。
（2）本质上：旧化学键的断裂和新化学键的形成的过程
二、化学键和化合物类型
1．离子键及离子化合物
（1）离子键
①定义：带相反电荷离子之间的相互作用
②成键微粒：阴、阳离子
③成键元素：一般是活泼的金属和活泼的非金属
（2）离子化合物
①概念：由离子键构成的化合物。
②特例物质：AlCl3除外
③实验判据：熔融状态下能够导电的化合物
2．共价键及共价化合物
（1）共价键
①定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
②成键微粒：原子
③成键元素：一般是非金属和非金属
（2）共价化合物
①概念：以共用电子对形成分子的化合物。
②特例物质：NH4Cl等铵盐除外
③实验判据：熔融状态下不能导电的化合物
（3）极性共价键和非极性共价键
①极性共价键：不同种元素形成的共价键，如H－Cl
②非极性共价键：同种元素形成的共价键，如H－H
3．化学键和化合物类型的关系
（1）共价化合物中只含共价键，一定不含离子键
（2）离子化合物中一定含离子键，可能含所有类型的共价键
①Na2O2：离子键和非极性键
②NaOH：离子键和极性键
③NH4NO3：离子键、极性键
③CH3COONH4：离子键、极性键、非极性键
三、电子式的书写
1．原子的电子式：按照“上下左右”的顺序排最外层电子
原子 H Mg B C N O F Ne
电子式
2．简单阳离子的电子式：离子符号即为其电子式
3．简单的阴离子的电子式：最外层一般为8电子，通式为
原子 H－ N3－ O2－ F－
电子式
4．共价分子的电子式的书写
（1）画：结构式
（2）标：共用电子对
（3）补：各原子最外层所缺的电子数
分子 N2 O2 H2S H2O2
结构式 N≡N O＝O H－S－H H－O－O－H
电子式
分子 HCN SCl2 O＝C＝O HClO
结构式 H－C≡N Cl－S－Cl CO2 H－O－Cl
电子式
分子 NH3 CH4 CCl4 N2H4
结构式
电子式
5．复杂的阴离子和阳离子（共价型离子），中心原子一般为8个电子
离子 NH4+ H3O+ NH2－ CH3+
电子式
离子 OH－ O22－ CN－ C22－
电子式 ［］2－
6．离子化合物的电子式：阴阳离子交替排列，不可合并
离子 Na2O MgCl2 Na2O2 KHS
电子式
离子 NaOH Na3N NH4Cl NaClO
电子式
7．用电子式表示化合物的形成过程
（1）离子化合物的形成
①表现形式：原子的电子式→离子化合物的电子式
②电子得失：用弯箭头表示电子的得失
③实例：
（2）共价键化合物的形成
①表现形式：原子的电子式→共价化合物的电子式
②电子得失：不用画弯箭头表示
③实例

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