第第頁人教版（2019）高考化學一輪復習：必修第一、二冊知識點考點提綱匯編必修第一冊物質的分類及轉化一、元素、物質及微粒間的關系（1）宏觀上物質是由元素組成的，微觀上物質是由分子、原子或離子構成的。（2）元素：具有相同核電荷數的一類原子的總稱。元素在自然界的存在形式有游離態和化合態。①游離態：元素以單質形式存在的狀態。②化合態：元素以化合物形式存在的狀態。（3）元素與物質的關系只由一種元素組成的純凈物——單質只由一種元素組成的物質，可以是混合物，也可以是單質，如氧氣與臭氧由多種元素組成的純凈物——化合物由多種元素組成的物質，可以是混合物，也可以是化合物，但絕對不可能是單質（4）同素異形體理解重點：某些單質之間的關系二、物質的分類1、樹狀分類法：根據物質的組成（重點）氧化物：兩種元素組成，其中一種元素為氧元素的純凈物。按照元素種類劃分：金屬氧化物、非金屬氧化物按照氧化物性質劃分：（1）酸性氧化物：CO2，SO2，Mn2O7,N2O5（NO、NO2不是酸性氧化物）（2）堿性氧化物:FeO,Fe2O3,CuO（3）兩性氧化物:Al2O3,MnO2（4）不成鹽氧化物：H2O，CO（5）特殊氧化物:H2O2,Na2O2,Fe3O42、交叉分類法：對同一物質，從不同角度分類的方法（重點）鹽：（1）正鹽：可理解為酸與堿恰好中和產物，如CaCO3，CuSO4·5H2O（2）酸式鹽：可理解為酸與堿中和時，酸過量產物，如NaHCO3（3）堿式鹽：可理解為酸與堿中和時，堿過量產物，如Cu2(OH)2CO3（4）復鹽：組成中，含兩種或兩種以上金屬鹽離子的鹽，如明礬：KAl(SO4)2·12H2O,但NaHSO4，NaAlO2不是復鹽【特別提醒】記住物質分類中的一些特例①純凈物和混合物只含一種元素的物質不一定是純凈物，也可能是混合物。b．結晶水合物屬于純凈物，如CuSO4·5H2O、KAl(SO4)2·12H2O等物質。c．同位素形成的單質或化合物是純凈物，如H2與D2、H2O與D2O。d.分子式為C5H10的物質可能是純凈物，也可能是混合物。②酸性氧化物和堿性氧化物a．酸性氧化物、堿性氧化物不一定都能與水反應生成相應的酸或堿，如SiO2、Fe2O3。b．能與酸反應生成鹽和水的氧化物不一定是堿性氧化物，如Al2O3c．能與堿反應生成鹽和水的氧化物不一定是酸性氧化物，如NO2、Al2O3。d．堿性氧化物都是金屬氧化物，但金屬氧化物不一定是堿性氧化物。e．酸性氧化物不一定是非金屬氧化物，如Mn2O7；非金屬氧化物不一定是酸性氧化物，如CO、NO。三、分散系膠體1、分散系分類：①按照分散質粒子的大小（本質）②按照分散質和分散劑的狀態根據分散劑狀態分類：氣溶膠：如，煙、云、霧、霾液溶膠：如，墨汁、牛奶、血液、豆漿、淀粉溶液、蛋白質溶液固溶膠：如，有色玻璃2、膠體（1）膠體的性質與應用①丁達爾效應：當光束通過膠體時，膠體中的現象為出現一條光亮的“通路”，產生丁達爾效應的原因是膠體粒子對光線有散射作用。可用此性質鑒別溶液和膠體。②介穩性：膠體的穩定性介于溶液與濁液之間，在一定條件下能穩定存在，屬于介穩體系，但改變條件就有可能發生聚沉。③聚沉：在一定條件下，膠體粒子聚集成較大的顆粒，形成沉淀從分散劑中析出。此性質常用于制作豆腐、凈水等。使膠體聚沉的常用方法有：①加入電解質溶液；②加入與膠粒帶相反電荷的膠體；③加熱或攪拌。④電泳：由于膠體粒子帶有電荷，在電場作用下，膠體粒子在分散劑中作定向移動的現象。此性質可用于工業上的靜電除塵。（說明，極少量的膠體粒子是不帶電荷的，如淀粉溶液中的膠粒）（2）Fe(OH)3膠體的制備①制備原理：FeCl3＋3H2Oeq\o(=,\s\up7(△))Fe(OH)3(膠體)＋3HCl離子方程式：Fe3++3H2Oeq\o(=,\s\up7(△))Fe(OH)3(膠體)＋3H+②具體操作：用燒杯取少量蒸餾水，加熱至沸騰；向沸水中逐滴加入適量的飽和FeCl3溶液；繼續煮沸至溶液呈紅褐色，停止加熱，即得Fe(OH)3膠體。（不是加熱時間越長越好，滴加的是氯化鐵，不是硫酸鐵）3、膠體區別溶液、濁液的本質區別溶液膠體濁液本質原因粒子直徑<1nm1nm<粒子直徑<100nm粒子直徑>100nm外觀透明半透明或不透明混濁穩定性穩定介穩性不穩定離子能否透過濾紙能能不能離子能否透過半透膜能不能不能是否具有丁達爾效應沒有有沒有四、物質的轉化（1）同素異形體的轉化(如：O2與O3的相互轉化)，結晶水合物形成(如：CuSO4＋5H2O=CuSO4·5H2O)，結晶水合物失水(如：CuSO4·5H2Oeq\o(=,\s\up7(△))CuSO4＋5H2O)是化學變化；原子核的裂變、聚變不是化學變化。（2）一般酸性氧化物+水——酸酸性氧化物+堿性氧化物——鹽+水酸性氧化物+堿——鹽+水堿性氧化物+水——堿酸性氧化物+堿性氧化物——鹽+水堿性氧化物+酸——鹽+水五、物質間轉化的幾個常見誤區（1）S燃燒不能直接生成SO3而是生成SO2。（2）Al2O3、SiO2、Fe2O3與水不反應，不能直接轉化為Al(OH)3、H2SiO3、Fe(OH)3。（3）Fe分別與Cl2、Br2反應不能生成FeCl2、FeBr2而是生成FeCl3、FeBr3，Fe分別與S、I2反應生成FeS、FeI2，Cu與S反應生成Cu2S。（4）Fe與H＋、Cu2＋反應不能生成Fe3＋。六、對膠體性質的理解（1）膠體具有介穩性的主要原因是膠體粒子可以通過吸附帶電粒子而帶有電荷，且同種電荷相互排斥，不易聚集成較大的顆粒。（2）膠體粒子可以是多個微粒形成的聚集體[如Fe(OH)3膠體粒子]或大分子(如蛋白質膠體粒子、淀粉膠體粒子)。故，1molFeCl3溶液，配置形成Fe(OH)3膠體，膠體粒子沒有1mol。（3）膠體屬于分散系，是混合物，而很多納米級物質的微粒直徑也是在1～100nm之間，但不屬于膠體，屬于純凈物，如納米銅等。（4）丁達爾效應是物理變化而不是化學變化。（5）膠體不帶電，膠體中的膠粒能夠吸附體系中的帶電粒子而使膠粒帶電荷，但整個分散系仍呈電中性。（6）膠體聚沉屬于物理變化，如蛋白質的鹽析就屬于膠體聚沉現象。但蛋白質的變性不屬于膠體的聚沉，此過程屬于化學變化。（7）不是所有膠體都有電泳現象，如淀粉溶液，因其膠體粒子不帶電荷而無電泳現象。有電泳現象的膠體是因為膠粒吸附帶電的粒子而帶電。八、常見凈水劑及作用原理（1）常見的凈水劑：KAl(SO4)2·12H2O、FeCl3·6H2O等。其凈水原理是Al3＋、Fe3＋水解生成Al(OH)3膠體、Fe(OH)3膠體而起到凈化水的目的。（2）明礬不能用作水的消毒劑，因為對水消毒，一定發生氧化還原反應；也不能使海水淡化。離子反應一、電解質與非電解質電解質非電解質相同點均為化合物不同點水溶液或熔融狀態能導電水溶液和熔融狀態都不能導電所含物質類型酸：如H2SO4、HCl、HNO3等非金屬氧化物：SO2、SO3、CO2、CO、P2O5堿：如NaOH、Ca(OH)2等鹽：如NaCl、KNO3、NaHSO4、CaCO3等非酸性氣態氫化物：NH3金屬氧化物：如Na2O、CaO、MgO等水H2O部分有機物：蔗糖、酒精【易錯警示】（1）電解質和非電解質均是化合物，單質和混合物既不是電解質，也不是非電解質。鹽酸、氨水是混合物，不是電解質（2）電解質不一定導電，如固態NaCl、液態HCl等；導電物質不一定是電解質，如鐵等金屬單質。（3）在化合物范圍內，不是電解質的，就屬于非電解質。1、物質導電條件：存在自由電子、或存在自由移動的離子①固體物質：除金屬、合金、石墨、及極少量材料外，都不能導電②氣體物質：一般不能導電③液體物質：液態的金屬氧化物，液態的強堿，能導電，但液態的氯化氫，等，由分子構成的物質不能導電④溶液，不等于液態物質，溶液能否導電，看溶液中是否存在自由移動的離子。2、溶液導電能力的強弱影響因素①離子濃度大小；②離子所帶電荷數大小（4）電解質一定是指自身電離生成離子的化合物，有些化合物的水溶液能導電，但溶液中的離子不是它自身電離產生的，不屬于電解質，如CO2、SO2、NH3、SO3等非電解質。它們與水反應生成的產物H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2SO4自身能電離，是電解質。二、電離與電離方程式的書寫1、電離方程式書寫方法一般格式：左邊化學式==陰、陽離子符號遵守原子守恒、電荷守恒特別強調，離子符號耀書寫正確特別提醒：NaHSO4在水溶液中的電離方程式為NaHSO4=Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)，在熔融狀態下的電離方程式為NaHSO4=Na＋＋HSOeq\o\al(－,4)。2、離子反應（1）概念：在水溶液中，或熔融態下，有離子參加或生成的反應是離子反應。氯化銨固體與氫氧化鈉固體的反應，不是離子反應（2）基本反應類型與離子反應關系①置換反應、化合反應、分解反應，可能是離子反應，也可能不是②復分解反應一定是離子反應3、離子方程式及書寫（1）意義：離子方程式不僅表示一定物質間的某個反應，而且可以表示所有同一類型的離子反應。（2）離子方程式書寫步驟書寫離子方程式按照“一寫、二改、三消、四查”的步驟書寫。應注意的是：第二步“改”是鍵：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式，難溶、難電離、氣體、單質、氧化物等仍用化學式表示【特別提醒】書寫離子方程式的注意事項①微溶物處理方式有三種情況：出現在生成物中寫化學式；作反應物處于溶液狀態寫離子符號，作反應物處于濁液或固態時寫化學式。②NHeq\o\al(＋,4)與OH－在稀溶液中反應生成NH3·H2O，在濃溶液中并加熱時生成NH3(g)和H2O。③濃HCl、濃HNO3在離子方程式中寫離子符號，濃H2SO4不寫離子符號。④HCOeq\o\al(－,3)、HS－、HSOeq\o\al(－,3)等弱酸的酸式酸根離子不能拆開寫。⑤易溶、易電離的物質(可溶性強電解質，包括強酸、強堿、可溶性鹽)以實際參加反應的離子符號表示；非電解質、弱酸、弱堿、氧化物、極少量鹽、沉淀、氣體、單質、氧化物，不能拆成離子，仍用化學式表示。⑥離子方程式要遵循質量守恒、電荷守恒，是氧化還原反應的還要遵循得失電子守恒。三、與“量”有關的離子方程式的書寫1、多元弱酸鹽與強酸反應時，應注意反應物的用量。2、CO2(或SO2)與強堿溶液反應時，應注意CO2(或SO2)是否過量。3、酸式鹽與堿反應時，應注意物質之間“量”的關系。如：NaHSO4溶液與Ba(OH)2溶液的反應，NaHCO3溶液與Ca(OH)2溶液的反應，Ca(HCO3)2溶液與NaOH溶液的反應等。對于這類反應要按照“以少定多”的原則進行書寫，即先假定少量物質的化學計量數為1，根據少量物質的化學式，寫出參加反應的離子數目，然后根據少量物質的離子數目來確定過量物質的離子數目。如：少量的NaHCO3溶液與Ba(OH)2溶液反應的離子方程式為HCOeq\o\al(－,3)＋OH－＋Ba2＋=BaCO3↓＋H2O；若NaHCO3溶液過量，離子方程式為Ba2＋＋2OH－＋2HCOeq\o\al(－,3)=BaCO3↓＋2H2O＋COeq\o\al(2－,3)。4、強氧化劑遇到兩種還原性離子時，應注意氧化劑是否過量。如：將少量的Cl2通入到FeBr2溶液中，離子方程式為：2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl－；若Cl2過量，則離子方程式為：2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2=2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－。四、判斷離子方程式正確與否的方法（1）第一步看化學式拆寫是否正確。這是書寫離子方程式時最關鍵的一步，應注意以下幾點：①易溶、易電離的物質(可溶性強電解質，包括強酸、強堿、可溶性鹽)以實際參加反應的離子符號表示；非電解質、弱酸、弱堿、氧化物、極少量鹽、沉淀、氣體、單質、氧化物，不能拆成離子，仍用化學式表示。②微溶物的處理，分情況處理③可溶性多元弱酸的酸式酸根一律寫成酸式酸根離子的形式(如HCOeq\o\al(－,3))。④非溶液狀態下的反應，一般不用離子方程式表示。（2）第二步看是否遵循原子守恒、電荷守恒和得失電子守恒（即配平）。（3）第三步看事實。①是否符合客觀事實：能否發生反應，反應能否生成物質②是否漏掉離子反應。如Ba(OH)2溶液與CuSO4溶液反應，既要寫Ba2＋與SOeq\o\al(2－,4)生成BaSO4沉淀的反應，又不能漏掉Cu2＋與OH－生成Cu(OH)2沉淀的反應③反應物或產物的配比是否正確。如稀硫酸與Ba(OH)2溶液反應，不能寫成H＋＋OH－＋SOeq\o\al(2－,4)＋Ba2＋=BaSO4↓＋H2O，應寫成2H＋＋2OH－＋SOeq\o\al(2－,4)＋Ba2＋=BaSO4↓＋2H2O。④是否符合題設條件的要求。如過量、少量、等物質的量、適量、任意量以及滴加順序等對反應產物的影響。如向溴化亞鐵溶液中通入少量Cl2的離子方程式為2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl－；向溴化亞鐵溶液中通入過量Cl2的離子方程式為2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2=2Fe3＋＋6Cl－＋2Br2。⑤是否符合共存條件，如，在酸性條件下的反應，產物離子不可能出現OH-（4）看細節：要注意“=”“”“↓”“↑”等符號的正確使用。五、發生下列反應而不能大量共存的情況：1、發生復分解反應。（1）生成難溶物或微溶物：如：Ba2+與COeq\o\al(2－,3)，Ag+與Br-，Ca2+與SOeq\o\al(2－,4)，OH-與Mg2+、Fe3+等不能大量共存。（2）生成氣體或揮發性物質：如：NHeq\o\al(＋,4)與OH－，H+與COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、S2-、HS-、SOeq\o\al(2－,3)、HSO-3等不能大量共存。（3）生成難電離物質：如：H+與CH3COO-、F-生成CH3COOH、HF；CH3COO-與Pb2+生成(CH3COO)2Pb；H+與OH－生成水不能大量共存。特別強調：HCOeq\o\al(－,3)在酸性條件、堿性條件下，都會發生反應。2、發生氧化還原反應：氧化性離子(如Fe3+、NOeq\o\al(－,3)、ClO-、MnOeq\o\al(－,4)(H+)等)與還原性離子(如S2-、I-、Fe2+、SOeq\o\al(2－,3)等)不能大量共存。3、離子間發生水解相互促進不能共存：如Al3+、Fe3+、NHeq\o\al(＋,4)與COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、S2-、HS-、AlOeq\o\al(－,2)等。4、絡合反應：如Fe3+和SCN-。5、其他有條件限制的①即溶液顏色：若限定無色溶液，則Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-、Cr2O72-等有色離子不能存在。②離子共存問題中隱含條件的分析限制條件分析解讀無色溶液有色離子不能大量共存使甲基橙呈紅色或pH＝1溶液顯酸性，無大量的OH－及弱酸的酸根離子遇酚酞呈紅色或pH＝13溶液呈堿性，無大量的H＋及弱堿的陽離子、弱酸的酸式根離子與Al反應放出H2溶液可能顯酸性，也可能顯強堿性，顯酸性時不能含NOeq\o\al(－,3)由水電離出的c(H＋)=1×10－13mol·L－1溶液可能顯酸性，也可能顯堿性通入足量的CO2(或NH3)溶液呈酸性(或堿性)因發生氧化還原反應而不能大量共存能發生氧化還原反應的氧化性離子和還原性離子不能大量共存“一定”“可能”還是“不能”大量共存確定是“可能性”還是“肯定性”加水稀釋，減小說明該溶液呈酸性[稀釋的是溶質，溶質c(H＋)減小，而c(OH－)增大]某溶液的lg＝12該溶液呈酸性③含指定粒溶液（1）含有大量Fe3＋的溶液，隱含溶液呈酸性，并具有較強氧化性。（2）含有大量NOeq\o\al(－,3)的酸性溶液，隱含溶液具有強氧化性。（3）含有大量S2－、SOeq\o\al(2－,3)的溶液，隱含不是酸性溶液。（4）含有大量AlOeq\o\al(－,2)的溶液，隱含是堿性溶液。六、離子推斷、檢驗（1）遵守原則：肯定性原則，互斥性原則，電中性原則（常考查，又隱蔽），進出性原則（2）向某溶液中加入BaCl2溶液后生成白色沉淀，再加入稀鹽酸沉淀不消失，不能判斷原溶液中一定存在SOeq\o\al(2－,4)，若原溶液中存在Ag＋，也有相同的現象。（3）向某溶液中加入Ca(OH)2溶液，有白色沉淀生成，不能判斷原溶液中一定存在COeq\o\al(2－,3)，若原溶液中存在SOeq\o\al(2－,3)、HSOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)等，也有相同的現象。（4）向某溶液中滴入稀鹽酸，產生能使澄清石灰水變渾濁的氣體，不能判斷原溶液中一定存在COeq\o\al(2－,3)，若原溶液中存在HCOeq\o\al(－,3)、SOeq\o\al(2－,3)、HSOeq\o\al(－,3)等，也有相同的現象。（5）向某溶液中滴入BaCl2溶液，產生白色沉淀，再加入稀HNO3，白色沉淀不溶解，不能確定原溶液中一定存在SOeq\o\al(2－,4)，若原溶液中存在SOeq\o\al(2－,3)和Ag＋，也有相同的現象。（6）向某溶液中滴加氯水，再加入KSCN溶液，溶液變紅色，原溶液中不一定存在Fe2＋，檢驗Fe2＋時，應先加KSCN，再加氯水，否則，Fe3＋干擾結果的判斷。（7）做某溶液的焰色反應實驗，火焰呈黃色，溶液中一定存在Na＋，也可能存在K＋，因為鉀的焰色反應必須透過藍色鈷玻璃才能觀察到。氧化還原反應一、氧化還原反應(口訣：還氧失升）1、氧化還原反應的本質和特征（1）氧化還原反應的本質是電子轉移（不是電子的得失）；（2）氧化還原反應的特征反應過程中有化合價的變化。（判斷反應是否為氧化還原反應的方法）2、氧化還原反應的相關概念及其關系【特別提醒】①元素由化合態變為游離態時，該元素不一定被還原。如：Cu2＋→Cu時，銅元素被還原，Cl－→Cl2時，氯元素被氧化。②有單質參與的反應，不一定是氧化還原反應，如氧氣與臭氧之間的轉化3、氧化還原反應中電子轉移的表示方法（1）雙線橋法①標化合價：元素化合價變化的②畫橋：一般為兩橋，連接反應物、生成物中，前后有化合價變化的同種元素箭頭指向生成物方橋要平、直、齊③標“得到”或“失去”④注明轉移數目：格式，m×ne-ne-代表一次性轉移電子數目；m代表轉移次數，或發生轉移電子，原子的數目⑤守恒：原子守恒、電子得失守恒說明：箭頭的方向不代表電子轉移的方向，僅表示電子轉移前后的變化。（2）單線橋法①標化合價：元素化合價變化的②畫橋：單橋，只出現在反應物中，連接反應物中，前后有化合價變化的不同種元素b.箭頭指向反應物中，化合價降低方c.橋要平、直、齊③注明轉移數目：格式，ne-ne-代表轉移電子總數④守恒：原子守恒、電子得失守恒說明：不標“得到”或“失去”，只標明電子轉移的總數；箭頭已經表明電子轉移方向4、氧化還原反應與四種基本反應類型間的關系二、氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物氧化性、還原性的強弱取決于物質得、失電子的難易程度，與得、失電子數目的多少無關。【歸納總結】1、氧化劑、還原劑在反應物，氧化產物、還原產物在生成物2、反應物中，氧化劑、還原劑可以分屬不同種物質，也可同種物質，且反應物中，可以存在不屬于氧化劑、還原劑任何一方的物質。3、同理，氧化產物、還原產物，類似氧化劑、還原劑情況三、氧化還原反應方程式的配平1、配平的基本原則2、氧化還原方程式配平的一般步驟【方法技巧】配平的基本方法（1）全變從左配：氧化劑、還原劑中某元素化合價是全變的，一般從左邊反應物著手配平。（2）自變從右配：自身氧化還原反應(包括分解、歧化)一般從右邊著手配平。（3）缺項配平法：先將得失電子數配平，再觀察兩邊電荷。若反應物這邊缺正電荷，一般加H＋，生成物一邊加水；若反應物這邊缺負電荷，一般加OH－，生成物一邊加水，然后進行兩邊電荷數配平。（4）當方程式中有多個缺項時，應根據化合價的變化找準氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物。（5）整體配平：指某一氧化還原反應中，有三種元素的化合價發生了變化，但其中一種反應物中同時有兩種元素化合價升高或降低，這時要進行整體配平。四、氧化還原反應的規律1、強弱規律（1）氧化性強弱：氧化劑>氧化產物。（2）還原性強弱：還原劑>還原產物。2、守恒規律：氧化還原反應中，氧化劑得電子總數等于還原劑失電子總數。（常用于計算，也是涉及氧化還原反應計算時，必用到的知識）3、價態歸中規律含不同價態的同種元素的物質間發生氧化還原反應時，該元素價態的變化一定遵循“高價＋低價→中間價”，而不會出現交叉現象。簡記為“只靠攏，不交叉”。4、先后規律（1）同時含有幾種還原劑時將按照還原性由強到弱的順序依次反應。如：在FeBr2溶液中通入少量Cl2時，因為還原性：Fe2＋＞Br－，所以Fe2＋先與Cl2反應。（2）同時含有幾種氧化劑時將按照氧化性由強到弱的順序依次反應。如：在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入鐵粉，因為氧化性：Fe3＋＞Cu2＋＞H＋，所以鐵粉先與Fe3＋反應，然后再依次與Cu2＋、H＋反應。5、價態規律元素處于最高價，具有氧化性；元素處于最低價，具有還原性；元素處于中間價態，既有氧化性、也有還原性。但具體表現什么性質，要根據具體化學反應才能體現。鈉及其化合物一、鈉的性質1、鈉的物理性質金屬的通性個性顏色導電性、導熱性熔點硬度密度銀白色良好低小（質軟）比水的小，比煤油的大2、鈉的化學性質——還原性（1）與非金屬單質(如O2、Cl2)的反應4Na+O2==2Na2O 2Na＋O2eq\o(=====,\s\up7(點燃))Na2O2（過氧化鈉淡黃色粉末）2Na＋Cl2eq\o(=====,\s\up7(點燃))2NaCl歸納：連續反應（2）與水反應①離子方程式：2Na＋2H2O===2Na＋＋2OH－＋H2↑。②鈉與水(含酚酞)反應的實驗現象及解釋a．“浮”：將鈉投入水中，鈉浮在水面上。說明鈉的密度比水小。b．“熔”：鈉熔化成小球。說明鈉的熔點低。且該反應是放熱反應。c．“游”：小球在水面上四處游動，并伴有嘶嘶聲。說明有氣體生成。d．“響”：反應劇烈e．“紅”：反應后的溶液能使酚酞變紅。說明反應生成了堿。離子方程式為：2Na＋2H2O=2Na+＋2OH-＋H2↑。其中，Na做還原劑，H2O做氧化劑。【特別提醒】金屬鈉與水的反應，其實質是鈉與水電離出的H＋反應。做實驗時，金屬鈉不慎失火的處理：用干燥的沙土來滅火，不能用水滅火。鈉與水劇烈反應且生成氫氣，會放出大量的熱，甚至能引起氫氣燃燒爆炸。（3）鈉在空氣中的變化過程過程現象反應原理①變暗4Na＋O2==2Na2O②成液Na2O＋H2O==2NaOH③結塊2NaOH＋CO2＋9H2O==Na2CO3·10H2O④變成粉末Na2CO3·10H2O==Na2CO3＋10H2O因此，鈉久置在空氣中，最終變成Na2CO3粉末。（4）Na與鹽反應的原理與熔融鹽與熔融鹽發生置換反應：4Na＋TiCl4eq\o(=====,\s\up7(熔融))4NaCl＋Ti，Na＋KCleq\o(=====,\s\up7(高溫))NaCl＋K↑(Na能夠制取K并不能說明Na的還原性比K強，因為K的沸點比Na低，使K成為蒸氣逸出)與鹽溶液與鹽溶液反應時先與水反應，生成的堿與鹽可能發生復分解反應：如與CuSO4溶液反應：先發生2Na＋2H2O==2NaOH＋H2↑再發生2NaOH＋CuSO4==Cu(OH)2↓＋Na2SO4總反應為2Na＋2H2O＋CuSO4==Cu(OH)2↓＋Na2SO4＋H2↑【特別提醒】Na先與酸反應，再與水反應——先酸后水。3、鈉的制取及保存（1）制取：化學方程式為2NaCl(熔融)eq\o(=====,\s\up7(通電))2Na＋Cl2↑。（2）保存：密封保存，通常保存在石蠟油或煤油中。4、鈉的用途金屬鈉具有強還原性，熔融狀態下可以用于制取金屬，如4Na＋TiCl4eq\o(=====,\s\up7(熔融))4NaCl＋Ti。二、鈉的氧化物與氫氧化物1、氧化鈉與過氧化鈉的比較物質氧化鈉(Na2O)過氧化鈉(Na2O2)色態白色固體淡黃色固體類別堿性氧化物過氧化物氧的價態-2-1離子個數比Na+:O2-=2:1Na+:O22-(過氧根離子)=2:1生成條件常溫加熱或點燃化學性質熱穩定性不穩定(2Na2O＋O2eq\o(=,\s\up7(△))2Na2O2)穩定與水反應Na2O＋H2O=2NaOH2Na2O2＋2H2O=4NaOH＋O2↑與CO2反應Na2O＋CO2=Na2CO32Na2O2＋2CO2=2Na2CO3＋O2與酸反應(鹽酸)Na2O＋2HCl=2NaCl＋H2O2Na2O2＋4HCl=4NaCl＋2H2O＋O2↑主要性質與用途具有堿性氧化物通性強氧化劑、漂白劑、供氧劑、消毒劑，具有強氧化性強調：（1）過氧化鈉與水、CO2反應，氧化劑、還原劑都是過氧化鈉，產生的氧氣，氧元素來源于過氧根離子（2）過氧化鈉具有強氧化性，思考，它與SO2、SO3反應，方程式是如何？2、Na2O2與H2O、CO2反應的有關計算：（1）Na2O2分別與CO2、H2O反應的化學方程式。2Na2O2＋2H2O=4NaOH＋O2↑2Na2O2＋2CO2=2Na2CO3＋O2（2）根據以上兩個反應，探究反應中存在的定量關系。a.固體質量關系：相當于固體(Na2O2)只吸收了CO2中的“CO”或H2O中的“H2”，可看作發生相應反應：凡分子組成符合(CO)m·(H2)n的物質，Wg該物質在O2中完全燃燒，將其產物(CO2和水蒸氣)通過足量的Na2O2后，固體增重必為Wg。或是由C、H、O三種元素組成的物質，只要C、O原子個數比為1∶1，即可滿足該條件。b.先后順序關系：一定量的Na2O2與一定量的CO2和H2O(g)的混合物的反應，可視作Na2O2先與CO2反應，待CO2反應完全后，Na2O2再與H2O發生反應。三、碳酸鈉與碳酸氫鈉1、Na2CO3和NaHCO3的比較名稱碳酸鈉(Na2CO3)碳酸氫鈉(NaHCO3)俗名純堿、蘇打小蘇打、面堿主要性質水溶性易溶于水，溶液呈堿性易溶于水(但比Na2CO3溶解度小)，溶液呈堿性穩定性穩定，但結晶碳酸鈉(Na2CO3·10H2O)易風化受熱易分解，其分解反應的方程式為2NaHCO3eq\o(=====,\s\up7(△))Na2CO3＋CO2↑＋H2O與H＋反應COeq\o\al(2－,3)＋2H＋===H2O＋CO2↑HCOeq\o\al(－,3)＋H＋===H2O＋CO2↑產生CO2氣體的速率Na2CO3<NaHCO3與堿Ca(OH)2反應與OH-不反應，但Ca2＋＋COeq\o\al(2－,3)===CaCO3↓Ca2＋＋OH-＋HCOeq\o\al(－,3)===CaCO3↓＋H2O(堿過量)Ca2＋＋2OH-＋2HCOeq\o\al(－,3)===CaCO3↓＋COeq\o\al(2－,3)＋2H2O(堿不足)與鹽反應CaCl2Ca2＋＋COeq\o\al(2－,3)===CaCO3↓不反應硫酸鋁2Al3＋＋3COeq\o\al(2－,3)＋3H2O===2Al(OH)3↓＋3CO2↑Al3＋＋3HCOeq\o\al(－,3)===Al(OH)3↓＋3CO2↑相互轉化Na2CO3NaHCO3主要用途用于玻璃、肥皂、合成洗滌劑、造紙等工業中滅火器、治療胃酸過多、發酵粉的主要成分之一強調：（1）往碳酸鈉溶液中，逐滴加入鹽酸，直至過量，與在鹽酸溶液中，逐滴加入碳酸鈉溶液，直至過量，反應現象不一樣。（可用于互滴法，區分碳酸鈉、鹽酸）（2）在飽和碳酸鈉溶液充入大量二氧化碳，有沉淀現象發生。方程式：NazaCO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3↓（3）圖像理解A圖，表示，向碳酸鈉溶液中逐滴加入鹽酸，直至過量的圖像B圖，表示，向碳酸氫鈉溶液中逐滴加入鹽酸，直至過量的圖像C圖，表示，向含等物質的量的氫氧化鈉、碳酸鈉溶液中，逐滴加入鹽酸，直至過量的圖像D圖，表示，向含等物質的量的碳酸鈉、碳酸氫鈉溶液中，逐滴加入鹽酸，直至過量的圖像2、侯氏制堿法產生NaHCO3反應：NH3＋NaCl＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl。產生Na2CO3的反應：2NaHCO3eq\o(=====,\s\up7(△))Na2CO3＋CO2↑＋H2O。循環使用的物質：CO2。CO2、NH3加入的先后順序：向飽和食鹽水中，先通入NH3，再通CO2四、焰色試驗（可用于物質的鑒別）1、某些金屬或它們的化合物在灼燒時都會使火焰呈現出特殊的顏色，屬于物理變化，屬于元素的性質。2、操作鉑絲eq\o(→,\s\up11(酒精燈),\s\do4(灼燒))無色eq\o(→,\s\up11(用稀鹽酸),\s\do4(洗滌))eq\o(→,\s\up11(酒精燈),\s\do4(灼燒))無色eq\o(→,\s\up7(蘸取))待測物eq\o(→,\s\up11(酒精燈),\s\do4(灼燒))觀察火焰顏色3、常見元素的焰色鈉元素：黃色；鉀元素：紫色(透過藍色鈷玻璃觀察)；銅元素：綠色；鈣元素：磚紅色氯及其化合物一、氯氣的性質1、氯氣的物理性質顏色氣味毒性密度特性黃綠色刺激性氣味有毒比空氣重易液化2、氯氣的化學性質——氧化性（1）與金屬反應①Fe：2Fe＋3Cl2eq\o(=====,\s\up7(點燃))2FeCl3，棕紅色煙。②Cu：Cu＋Cl2eq\o(=====,\s\up7(點燃))CuCl2，棕黃色煙。比較：3Fe＋2O2eq\o(=====,\s\up7(點燃))Fe3O4Fe＋Seq\o(=====,\s\up7(△))FeS結論：氧化性，Cl2>O2>S（2）與非金屬反應H2＋Cl2eq\o(=====,\s\up7(點燃))2HCl，蒼白色火焰，瓶口產生白霧；H2和Cl2的混合氣體光照時會發生爆炸。（3）與還原性無機化合物反應：①與碘化鉀溶液反應：Cl2＋2KI=2KCl＋I2。（檢驗氯氣的方法，使用濕潤淀粉KI試紙，現象，變藍）②與SO2水溶液反應：Cl2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HCl。③與FeCl2溶液反應：Cl2＋2FeCl2===2FeCl3。3、歧化反應：氯氣與水或堿反應，氯元素化合價有升高有降低，因而氯氣既表現氧化性又表現還原性（1）與水反應，離子方程式：Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO（次氯酸）。（2）與堿反應①與燒堿反應：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。②制取漂白粉：2Cl2＋2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。說明：制取漂白粉，是氯氣與石灰乳作用，所以書寫離子方程式時，氫氧化鈣不能寫離子符號。漂白粉有效成分為Ca(ClO)2，主要成分為Ca(ClO)2與CaCl2的混合物二、次氯酸和次氯酸鹽的性質1、次氯酸（1）不穩定性：次氯酸分解反應的化學方程式為2HClOeq\o(=====,\s\up7(光照))2HCl＋O2↑。（2）強氧化性（具有漂白性）①能將有色物質氧化為無色物質，作漂白劑。②殺菌、消毒。（3）弱酸性：向NaClO溶液中通入少量CO2，離子方程式為：ClO-＋CO2＋H2O===HCOeq\o\al(－,3)＋HClO。2、次氯酸鹽（1）“84”消毒液有效成分為NaClO，它與潔廁靈(主要成分鹽酸)混合立即會產生氯氣，其離子方程式是ClO-＋Cl－＋2H＋===Cl2↑＋H2O。（2）漂白粉①成分：漂白粉的主要成分是CaCl2和Ca(ClO)2，其中有效成分是Ca(ClO)2。②漂白原理：在潮濕的空氣中能吸收CO2，化學方程式為Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===2HClO＋CaCO3↓。【特別提醒】①向Ca(ClO)2溶液中通入少量CO2，發生的反應為Ca2＋＋2ClO-＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO。②向Ca(ClO)2溶液中通入SO2，生成的是CaSO4而不是CaSO3。③次氯酸鹽(ClO-)無論是在酸性、堿性還是中性條件下，均具有強氧化性，均能氧化I－、Fe2＋、SOeq\o\al(2－,3)、S2－等還原性離子。3、氯水的成分和性質【易錯警示】氯水的組成及性質在應用中的常見誤區（1）氯水中因HClO見光分解，隨著HClO的消耗，最后成為鹽酸，故久置氯水酸性增加，無漂白性。因此，氯水要現用現配。（2）制取氯水的反應為Cl2＋H2OHCl＋HClO，反應中Cl2既是氧化劑，又是還原劑，且1molCl2參加反應，轉移電子數為NA，但1molCl2充入水中，轉移電子物質的量<1mol。（3）Cl2盡管有較強的氧化性，但沒有漂白性，氯水具有漂白性是因為Cl2與水反應生成了強氧化性的HClO（4）ClO－與Fe2＋、I-、S2-、HS-、SO32-等在水中因發生氧化還原反應而不能大量共存。4、歸納漂白①活性炭的吸附性，可以使有色溶液褪色，物理性質；②過氧化鈉，等強氧化性物質，能使有色物質褪色，利用其強氧化性；③干燥氯氣，不能使有色物質褪色。但濕潤氯氣可以使有色物質褪色，原因是氯氣與水，生成次氯酸；④漂白粉的漂白性，是由于其溶于水，產生次氯酸，利用次氯酸的作用，而使有色物質褪色。⑤SO2也能使有色物質褪色，其褪色原理，暫不敘述5、氯離子的檢驗方法實驗步驟：向待測溶液中先加入AgNO3溶液，然后加入稀硝酸。干擾離子：CO32-、OH-：它們Ag+反應生成Ag2CO3白色沉淀，但此白色沉淀溶于稀硝酸中。PO43-：也能與Ag+發生反應生成Ag3PO4的黃色沉淀，此沉淀也可溶于稀硝酸。SO42-：由于SO42-可以與Ag+生成白色微溶物Ag2SO4且不溶于稀硝酸，則在檢驗Cl-之前，需先用Ba(NO3)2溶液除去SOeq\o\al(2－,4)，再加入硝酸酸化的AgNO3溶液檢驗Cl-的存在。三、氯氣的實驗室制法1、實驗室制取氣體裝置一般由發生裝置、凈化裝置、收集裝置以及尾氣吸收裝置組成。以Cl2的實驗室制法為例(見下圖)：（1）反應原理：用強氧化劑(如KMnO4、K2Cr2O7、KClO3、MnO2等)氧化濃鹽酸。MnO2＋4HCl(濃)eq\o(=====,\s\up7(△))MnCl2＋Cl2↑＋2H2O（2）凈化方法：用飽和食鹽水除去HCl，再用濃硫酸除去水蒸氣。（3）收集方法：向上排空氣法或排飽和食鹽水法。（4）尾氣吸收：用強堿溶液(如NaOH溶液)吸收，不用Ca(OH)2溶液吸收的原因是Ca(OH)2溶解度小，溶液濃度低，吸收不完全。（5）驗滿方法：將濕潤的淀粉-KI試紙靠近盛Cl2的試劑瓶口，觀察到試紙立即變藍，則證明已集滿；或將濕潤的藍色石蕊試紙靠近盛Cl2的試劑瓶口，觀察到試紙先變紅后退色，則證明已集滿。【特別提醒】實驗室用MnO2和濃鹽酸制取Cl2時應注意以下四點（1）反應物的選擇：必須用濃鹽酸，稀鹽酸與MnO2不反應，且隨著反應的進行，濃鹽酸變為稀鹽酸時，反應停止，故鹽酸中的HCl不可能全部參加反應。（2）加熱溫度：不宜過高，以減少HCl揮發。（3）實驗結束后，先使反應停止并排出殘留的Cl2后，再拆卸裝置，避免污染空氣。（4）尾氣吸收時，用NaOH溶液吸收Cl2，不能用澄清石灰水吸收，因為溶液中含Ca(OH)2的量少，吸收不完全。2、其他制備Cl2的化學反應原理①14HCl(濃)＋K2Cr2O7===2KCl＋2CrCl3＋7H2O＋3Cl2↑②16HCl(濃)＋2KMnO4===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑3、裝置拓展（1）制備裝置橡皮管a的作用：使圓底燒瓶與分液漏斗內氣壓相等，保證液體順利流下。（2）凈化裝置問題：①裝置中長頸漏斗的作用除用于檢查裝置氣密性外，還可以檢查整套裝置是否發生堵塞。若發生堵塞現象為：長頸漏斗中液面上升。②該裝置的作用之一是觀察氣體的生成速率。物質的量氣體摩爾體積一、物質的量摩爾質量1、物質的量理解（1）物質的量描述的是，微觀世界的物質，如分子、原子、離子、質子、中子、電子、原子核，等微粒（2）物質的量，相當于生活中“打”、“盒”、“捆”、“打包”的概念，相當于數學中的“集合”概念（3）物質的量的作用，溝通宏觀（質量、體積、濃度）與微觀（粒子數目）之間的橋梁。可以理解成“抗戰片中，密碼本的作用，通過密碼本，可以將字符信號，轉化為信息；傳遞信息，通過密碼本，輸出字符信號”（4）高中計算問題，都是圍繞物質的量展開的2、物質的量、阿伏加德羅常數（1）單位物質的量，6.02×1023個微粒的集合（打包），就是1mol（2）物質的量的規范表示方法（3）物質的量與粒子數、阿伏加德羅常數之間的關系為n＝N/NA。【特別提醒】（1）摩爾后面應為確切的微粒名稱；如1mol氫(不確切)和1mol大米(宏觀物質)皆為錯誤說法。（2）物質的量是物理量，摩爾是物質的量的單位，不是物理量。（3）6.02×1023是個純數值，沒有任何物理意義，而阿伏加德羅常數(NA)是指1mol任何微粒所含的粒子數，它與0.012kg12C所含的碳原子數相同，數值約為6.02×1023。（4）阿伏伽德羅常數≈6.02×1023mol-1，有單位。阿伏伽德羅常數是準確值，6.02×1023mol-1是近似值。關系，相當于π與3.14的關系3、摩爾質量（1）單位物質的量的物質所具有的質量。常用的單位是g·mol－1。公式：M＝eq\f(m,n)。（2）數值：以g·mol－1為單位時，任何粒子的摩爾質量在數值上都等于該粒子的相對分子(原子)質量。（3）對具體的物質，其摩爾質量是確定的，不隨物質的量的多少而變化，不隨物質的聚集狀態而變化。二、氣體摩爾體積1、影響物質體積的因素（1）微粒的大小(物質的本性)：由原子大小決定的（2）微粒間距的大小(由溫度與壓強共同決定)：同溫、同壓下，微粒間距相等（3）微粒的數目(物質的量的大小)：2、氣體摩爾體積（相同條件下，就是氣體摩爾體積相同，就是氣體分子之間的間距相同）（1）常用單位：L/mol(或L·mol－1)。（2）數值：在標準狀況下(指溫度為0℃，壓強為101kPa)約為22.4L·mol－1。（3）計算公式：Vm＝eq\f(V,n)。（4）影響因素：氣體摩爾體積的數值不是固定不變的，它決定于氣體所處的溫度和壓強。強調：（1）公式Vm＝eq\f(V,n)只適用于氣體，可以是單一氣體，也可以是混合氣體（2）同溫同壓：常溫常壓、標準狀況，是兩種特殊情況下的同溫同壓（3）標準狀況下，公式：V=22.4·n，只能使用在標準條件下的氣體計算。（4）標準狀況下，幾種物質的狀態：H2O固液共存；SO3為固體3、氣體體積的測量D裝置：用于測量混合氣體中被吸收(或不被吸收)的氣體的體積。測量前可先通過調整左右兩管的高度使左管(有刻度)充滿液體，且兩管液面相平。讀數時，球形容器和量氣管液面相平，量氣管內增加的液體的體積等于被反應管吸收后剩余氣體的體積。三、求解氣體摩爾質量“四方法”（1）根據物質的質量(m)和物質的量(n)：M＝eq\f(m,n)。（2）根據一定質量(m)的物質中微粒數目(N)和阿伏加德羅常數(NA)：M＝NA·eq\f(m,N)。（3）根據標準狀況下氣體的密度(ρ)：M＝ρ×22.4(g·mol－1)。（4）根據同溫同壓下氣體的相對密度：eq\f(M1,M2)＝D。四、氣體摩爾體積(22.4L·mol－1)應用的“五大誤區”（1）使用“條件”是標準狀況，即0℃、101kPa，而不是常溫、常壓。（2）使用對象必須是氣體物質，可以是單一氣體，也可以是混合氣體。標準狀況下不是氣體而又常在題中出現的物質有：SO3、乙醇、水、己烷、CCl4等。（3）標準狀況下的氣體摩爾體積約為22.4L·mol－1，其他條件下Vm一般不是22.4L·mol－1。（4）22.4L氣體，在標準狀況下，物質的量是1mol，在非標準狀況下，可能是1mol，可能不是1mol（5）物質的質量、物質的量一定時，所含微粒數與物質處于何種條件無關。如常溫常壓下32gO2所含的原子數目是2NA。注意不要形成定勢思維，看到“常溫常壓”就排除選項。五、阿伏加德羅定律及推論（1）阿伏加德羅定律：在相同的溫度和壓強下，相同體積的任何氣體都含有相同數目的分子。即“三同”(T、p、V)eq\o(――→,\s\up7(定))“一同”(n)。（2）適用范圍：單一氣體或相互不反應的混合氣體。（3）阿伏加德羅定律的推論：ρ為密度，p為壓強，n為物質的量，M為摩爾質量，m為質量，V為體積，T為熱力學溫度。重點強調：理想氣體方程PV=nRT（R是常數），所有的推論，都可以根據理想氣體方程得出。描述關系三正比同溫同壓下，氣體的體積比等于它們的物質的量之比eq\f(V1,V2)＝eq\f(n1,n2)同溫同體積下，氣體的壓強比等于它們的物質的量之比eq\f(p1,p2)＝eq\f(n1,n2)同溫同壓下，氣體的密度比等于它們的摩爾質量之比eq\f(ρ1,ρ2)＝eq\f(M1,M2)【方法技巧】（1）氣體的體積受溫度和壓強影響，和分子大小無關。（2）標準狀況(0℃，101kPa)，水、苯、SO3、HF、CCl4、己烷、CS2、CHCl3、Br2、乙醇等物質不是氣體，慎用22.4L·mol－1。（3）應用阿伏加德羅定律推論時可通過pV＝nRT及n＝eq\f(m,M)、ρ＝eq\f(m,V)導出。物質的量濃度及溶液配制一、物質的量濃度1、物質的量濃度（1）表達式：cB＝eq\f(nB,V)。（2）單位：mol·L－1(或mol/L)。【易錯警示】混淆溶液的體積和溶劑的體積①不能用水的體積代替溶液的體積，尤其是固體、氣體溶于水，一般根據溶液的密度和總質量進行計算：V＝eq\f(m（溶液）,ρ)＝eq\f(m（氣體或固體）＋m（溶劑）,ρ)。②兩溶液混合，溶液的體積并不是兩液體體積的加和，應依據混合溶液的密度進行計算。(若題目說忽略體積變化，則總體積可由混合前體積直接相加)二、物質的量濃度的計算1、氣體溶于水，求溶液中溶質的物質的量濃度的一般思維：(設氣體體積為V1，溶液體積為V2)2、溶液稀釋定律(守恒觀點)（1）溶質的質量在稀釋前后保持不變，即m1w1＝m2w2。（2）溶質的物質的量在稀釋前后保持不變，即c1V1＝c2V2。（3）溶液質量守恒，m(稀)＝m(濃)＋m(水)(體積一般不守恒)。3、同溶質不同物質的量濃度溶液的混合計算（1）混合后溶液體積保持不變時，c1V1＋c2V2＝c混·(V1＋V2)。（2）混合后溶液體積發生改變時，c1V1＋c2V2＝c混V混，其中V混＝eq\f(m混,ρ混)。4、同一溶質、質量分數分別為a%、b%的兩溶液混合。等體積混合①當溶液密度大于1g·cm－3時，必然是溶液濃度越大，密度越大，等體積混合后，質量分數w＞eq\f(1,2)(a%＋b%)(如H2SO4、HNO3、HCl、NaOH等多數溶液)。②當溶液密度小于1g·cm－3時，必然是溶液越濃，密度越小，等體積混合后，質量分數w＜eq\f(1,2)(a%＋b%)(如酒精、氨水溶液)等質量混合兩溶液等質量混合時(無論ρ＞1g·cm－3還是ρ＜1g·cm－3)，則混合后溶液中溶質的質量分數w＝eq\f(1,2)(a%＋b%)5、物質的量濃度與溶質質量分數的換算體積為VmL，密度為ρg·cm－3的溶液，含有摩爾質量為Mg·mol－1的溶質mg，溶質的質量分數為w，則溶質的物質的量濃度c與溶質的質量分數w的關系是：c＝eq\f(n,V)＝eq\f(m,MV)＝eq\f(\a\vs4\al(1000ρwV),MV)＝eq\f(\a\vs4\al(1000ρw),M)，反之，w＝eq\f(cM,1000ρ)。三、一定物質的量濃度溶液的配制1、容量瓶的構造及使用方法eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(結構：細頸、梨形、平底玻璃容器，帶磨,口玻璃塞,標志：溫度、容積和刻度線,規格：100mL、250mL、500mL、1000mL等,用途：配制一定物質的量濃度的溶液))在使用前首先要檢查是否漏水，檢查合格后，用蒸餾水洗滌干凈。具體操作如下：【特別提醒】容量瓶使用的四個“不能”①不能將固體或濃溶液直接在容量瓶中溶解或稀釋；②不能作為反應容器或用來長期貯存溶液；③不能將過冷或過熱的溶液轉移到容量瓶中，(因為容量瓶的容積是在瓶身所標溫度下確定的)；④不能配制任意體積的溶液，只能配制容量瓶上規定容積的溶液。特別強調：（1）如果要配置240ml0.1mol·L-1NaOH溶液，計算時，一定要用體積250ml去計算（2）配置溶液，選用儀器時，選擇容量瓶，一定要填寫容量瓶的容積2、配制流程圖示3、配制溶液的誤差分析技巧（1）誤差分析的思維流程（2）定容時視線引起誤差的分析方法①仰視刻度線[圖(a)]，導致溶液體積偏大，結果偏低。②俯視刻度線[圖(b)]，導致溶液體積偏小，結果偏高。四、一定物質的量濃度溶液的配制誤差分析（1）分析依據：c＝eq\f(n,V)＝eq\f(m,MV)，其中變量為m、V。（2）分析方法：結合實驗操作判斷是“m”還是“V”引起誤差。以配制NaOH溶液為例，分析如下：能引起誤差的一些操作因變量c/(mol·L－1)mV砝碼與物品顛倒(使用游碼)減小—偏低向容量瓶注液時少量濺出減小—未洗滌燒杯和玻璃棒減小—定容時，水多，用滴管吸出減小—定容搖勻后液面下降再加水—增大定容時仰視刻度線—增大砝碼沾有其他物質或已生銹(未脫落)增大—偏高未冷卻至室溫就注入容量瓶定容—減小定容時俯視刻度線—減小定容后經振蕩、搖勻，靜置液面下降——不變鐵及其化合物一、鐵鐵的化學性質1、自然界中鐵的存在，鐵元素在地殼中的含量僅次于氧、硅、鋁元素，居第四位。2、鐵與非金屬單質反應（1）鐵與氯氣反應:2Fe+3Cl2eq\o(=,\s\up7(點燃))2FeCl3Cl2的氧化性較強，生成三價鐵現象：劇烈燃燒，放出大量熱，產生棕黃色煙。（2）鐵與硫反應：Fe+Seq\o(=,\s\up7(△))FeSS的氧化性較弱，生成二價鐵3、鐵與水反應化學方程式為3Fe＋4H2O(g)eq\o(=,\s\up7(高溫))Fe3O4＋4H2（1）實驗結束時，先將導氣管撤出，再移動酒精燈，以防止倒吸。（2）鐵不能與冷水、熱水反應，但高溫下能與水蒸氣反應。（3）鐵與水蒸氣反應的實驗中，濕棉花的作用是加熱時產生水蒸氣。（4）現象為加熱時試管內鐵粉紅熱，點燃從試管中逸出的氣體可聽到爆鳴聲。4、鐵與鹽（溶液）反應（1）與銅鹽：Fe+Cu2+=Fe2＋＋Cu（2）與鐵鹽：Fe+2Fe3＋=3Fe2＋5、鐵的“鈍化”：常溫下，鐵遇到，冷的濃硫酸或濃硝酸，在鐵的表面會生成一層結構致密的氧化膜，從而隔離內部的鐵與濃硫酸或濃硝酸接觸，從而反應終止。鐵的“鈍化”，是一個化學反應。二、鐵的氧化物化學式FeOFe2O3Fe3O4名稱（俗稱）氧化亞鐵氧化鐵（鐵紅）四氧化三鐵（磁性氧化鐵）物質類別堿性氧化物堿性氧化物不是堿性氧化物色態黑色粉末紅棕色粉末黑色晶體溶解性難溶于水難溶于水難溶于水鐵的價態＋2價＋3價＋2價，＋3價與H＋反應的離子方程式FeO＋2H＋Fe2＋＋H2OFe2O3＋6H＋=2Fe3＋＋3H2OFe3O4＋8H＋=Fe2＋＋2Fe3＋＋4H2O共性高溫時，都能被C、CO、H2、Al等還原劑還原，生成單質鐵與CO化碳反應：FexOy＋yCOeq\o(=,\s\up7(高溫))xFe＋yCO2鋁熱反應：3FexOy＋2yAleq\o(=,\s\up7(高溫))3xFe＋yAl2O3三、鐵的氫氧化物化學式Fe(OH)2Fe(OH)3色態白色固體紅褐色固體溶解性難溶于水難溶于水與鹽酸反應Fe(OH)2＋2H＋Fe2＋＋2H2OFe(OH)3＋3H＋Fe3＋＋3H2O受熱分解隔絕空氣，Fe(OH)2eq\o(=,\s\up7(△))FeO＋H2O2Fe(OH)3eq\o(=,\s\up7(△))Fe2O3＋3H2O制法可溶性亞鐵鹽與堿反應：Fe2＋＋2OH－=Fe(OH)2↓可溶性鐵鹽與堿反應：Fe3＋＋3OH－=Fe(OH)3↓二者的關系空氣中，Fe(OH)2能夠非常迅速地被氧氣氧化成Fe(OH)3，現象是白色沉淀迅速變成灰綠色，最后變成紅褐色，化學方程式為4Fe(OH)2＋O2＋2H2O=4Fe(OH)3【特別提醒】①FeO、Fe3O4、Fe(OH)2與HNO3反應時，除考慮與H＋的反應外，還考慮Fe2＋被HNO3氧化成Fe3＋。②Fe2O3、Fe3O4、Fe(OH)3與HI反應時，除考慮與H＋的反應外，還考慮Fe3＋被I－還原為Fe2＋。四、Fe2＋和Fe3＋的檢驗1、亞鐵鹽（1）Fe2＋的氧化性和還原性含有Fe2＋的溶液呈淺綠色，Fe2＋處于鐵的中間價態，既有氧化性，又有還原性，其中以還原性為主，如，遇Br2、Cl2、H2O2、NOeq\o\al(－,3)(H＋)、MnOeq\o\al(－,4)(H＋)等均表現為還原性。Fe2＋的酸性溶液與H2O2反應的離子方程式：2Fe2＋＋2H＋＋H2O2=2Fe3＋＋2H2O向FeCl2溶液中滴加酸性KMnO4溶液，溶液褪色。反應的離子方程式：MnOeq\o\al(－,4)＋5Fe2＋＋8H＋=5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O。亞鐵離子與氯氣的作用：2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl-（2）Fe2＋的鹽(如硫酸亞鐵)溶液因水解呈酸性。2、鐵鹽（1）氧化性：含有Fe3＋的溶液呈黃色，Fe3＋處于鐵的高價態，遇Fe、Cu、HI、H2S等均表現為氧化性。如用FeCl3溶液腐蝕印刷電路板上的銅箔，反應的離子方程式2Fe3＋＋Cu=2Fe3＋＋Cu2＋。（2）易水解：Fe3＋極易水解，只能存在于酸性較強的溶液中。3、亞鐵鹽、鐵鹽性質應用（1）鹽溶液的配制與保存（2）物質的制備（3）判斷離子能否共存Fe2＋eq\f(不共存,)NOeq\o\al(－,3)(H＋)、ClO－、MnOeq\o\al(－,4)(H＋)Fe3＋eq\f(不共存,)S2－、I－、SOeq\o\al(2－,3)Fe3＋eq\f(不共存,)HCOeq\o\al(－,3)、COeq\o\al(2－,3)等水解相互促進的離子五、防止Fe(OH)2被氧化的方法（1）將配制溶液的蒸餾水煮沸，驅除溶液中的氧氣。（2）將盛有NaOH溶液的膠頭滴管尖端插入試管的亞鐵鹽溶液底部，并慢慢擠出NaOH溶液。（3）在亞鐵鹽溶液上面加保護層，如苯、植物油等。六、Fe2＋、Fe3＋的檢驗方法（1）Fe2＋的檢驗方法1eq\a\vs4\al(樣品溶液)eq\o(―――――――→,\s\up7(滴加KSCN溶液))無現象eq\o(―――――――→,\s\up11(滴加氯水),\s\do4(或雙氧水))溶液變紅色，證明含有Fe2＋方法2eq\a\vs4\al(樣品溶液)eq\o(――――――――→,\s\up7(加入NaOH溶液))產生白色絮狀沉淀，迅速變成灰綠色，最終變為紅褐色，證明含有Fe2＋方法3加入K3[Fe(CN)6]，生成藍色沉淀，證明含有Fe2＋（2）Fe3＋的檢驗方法1eq\a\vs4\al(樣品溶液)eq\o(――――――――→,\s\up7(滴加KSCN溶液))溶液變紅色，證明含有Fe3＋方法2eq\a\vs4\al(樣品溶液)eq\o(―――――――→,\s\up7(加入NaOH溶液))產生紅褐色沉淀，證明含有Fe3＋方法3加入苯酚，如果溶液出現紫色，證明含有Fe3＋七、鐵及其化合物的相互轉化1、Fe、Fe2+、Fe3+的相互轉化鐵三角（1）Fe2＋既具有氧化性又具有還原性Fe2＋→Fe3＋(與強氧化劑反應：如O2、Cl2、Br2、H2O2、HNO3、KMnO4(H+)、濃H2SO4、等)2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl-，2Fe2＋＋H2O2＋2H＋=2Fe3＋＋2H2O，5Fe2＋＋MnOeq\o\al(－,4)＋8H＋=5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O3Fe2＋＋4H＋＋NOeq\o\al(－,3)=3Fe3＋＋NO↑＋2H2O（2）Fe3＋具有較強氧化性，可被還原為Fe2＋或Fe①Fe3＋→Fe2＋(與還原劑反應：如Fe、Cu、I-、S2-等)2Fe3＋＋Cu=2Fe2＋＋Cu2＋，2Fe3＋＋H2S=2Fe2＋＋S↓＋2H＋。2Fe3＋＋2I－=I2＋2Fe2＋②Fe3＋→Fe(與還原劑反應：如C、CO、Al等)Fe2O3＋2Aleq\o(=,\s\up7(高溫))2Fe＋Al2O3（鋁熱反應）金屬材料一、鋁鎂的性質及應用1、金屬鋁的化學性質①2Al＋Fe2O3eq\o(=====,\s\up7(高溫))2Fe＋Al2O3(鋁熱反應）②2Al＋2OH－＋6H2O===2[Al(OH)4]－＋3H2↑，或者2Al＋2OH-＋2H2O=2AlO2－＋3H2↑2、鋁的制備和用途（1）制備原理：工業上冶煉Al用電解熔融Al2O3而不用AlCl3的原因，是AlCl3是共價化合物，熔融態不導電。（2）冰晶石的作用：降低氧化鋁的熔點二、鋁的重要化合物1、氧化鋁（剛玉），化學性質（兩性氧化物）與H+反應Al2O3+6H+=2Al3++3H2O?與強堿反應Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O，或者Al2O3+2OH-+3H2O=2[Al(OH)4]－2、氫氧化鋁（1）物理性質：白色膠狀不溶于水的固體，有較強的吸附性。（2）化學性質(兩性氫氧化物)與H+反應Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O?與強堿反應Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O，或者Al(OH)3+OH-=[Al(OH)4]－（3）制備①向鋁鹽中加入氨水，離子方程式為Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NHeq\o\al(＋,4)。②Na[Al(OH)4]溶液中通入足量CO2，離子方程式為[Al(OH)4]－＋CO2===Al(OH)3↓＋HCOeq\o\al(－,3)。③Na[Al(OH)4]溶液與AlCl3溶液混合：3[Al(OH)4]－＋Al3＋===4Al(OH)3↓。3、明礬凈水原理：明礬的化學式為KAl(SO4)2·12H2O，它是無色晶體，可溶于水，水溶液pH＜7。明礬可以凈水，其凈水的原理是Al3＋＋3H2OAl(OH)3(膠體)＋3H＋，Al(OH)3膠體吸附水中雜質形成沉淀而凈水三、銅化學性質反應物化學方程式非金屬單質Cl2Cu＋Cl2eq\o(=====,\s\up7(點燃))CuCl2(棕黃色煙)S2Cu＋Seq\o(=====,\s\up7(△))Cu2S鹽AgNO3、FeCl3Cu＋2AgNO3===Cu(NO3)2＋2Ag、Cu＋2FeCl3===CuCl2＋2FeCl2四、合金（1）性能：合金具有不同于各成分金屬的物理、化學性能或機械性能。①熔點：一般比它的各成分金屬的低；②硬度和強度：一般比它的各成分金屬的大。（2）構成合金的成分不一定是兩種或兩種以上的金屬，也可以是金屬與非金屬，合金中一定含金屬元素。合金一定是混合物。（3）常溫下，多數合金是固態，但鉀、鈉合金呈液態。（4）合金組成條件：組分的沸點一定要高于任何一種組分的熔點五、鋁三角的應用（1）有關離子共存問題①與Al3＋不能大量共存的(陰)離子有：OH－、AlOeq\o\al(－,2)、HS－、SiOeq\o\al(2－,3)、COeq\o\al(2－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、SOeq\o\al(2－,3)等。②與AlOeq\o\al(－,2)不能大量共存的(陽)離子有：H＋、Al3＋、NHeq\o\al(＋,4)、Fe2＋、Fe3＋等。③AlOeq\o\al(－,2)與HCOeq\o\al(－,3)因發生(相對)強酸制弱酸的反應而不能共存。（2）分析離子反應順序①向含有Al3＋、NHeq\o\al(＋,4)、H＋的混合溶液中逐滴加入NaOH溶液，反應順序是：Ⅰ.H＋＋OH－===H2O；Ⅱ.Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓(若先與NHeq\o\al(＋,4)反應，則生成的NH3·H2O又使Al3＋沉淀且生成NHeq\o\al(＋,4))；Ⅲ.NHeq\o\al(＋,4)＋OH－===NH3·H2O[若先溶解Al(OH)3，則產生的AlOeq\o\al(－,2)又與NHeq\o\al(＋,4)反應生成沉淀]；Ⅳ.Al(OH)3＋OH－===AlOeq\o\al(－,2)＋2H2O。②向含有AlOeq\o\al(－,2)、COeq\o\al(2－,3)、OH－的混合溶液中逐滴加入鹽酸，反應順序是：Ⅰ.OH－＋H＋===H2O；Ⅱ.AlOeq\o\al(－,2)＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓(AlOeq\o\al(－,2)比COeq\o\al(2－,3)先反應)；Ⅲ.COeq\o\al(2－,3)＋H＋===HCOeq\o\al(－,3)；Ⅳ.HCOeq\o\al(－,3)＋H＋===CO2↑＋H2O[HCOeq\o\al(－,3)比Al(OH)3先反應]；Ⅴ.Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。六、物質的量在化學方程式中的應用關鍵：化學方程式中，化學計量系數之比，等于物質的量之比原子結構一、原子結構、同位素1、原子結構（1）構成原子或離子的微粒間的數量關系①原子中：質子數(Z)=核電荷數=原子序數=核外電子數。②質量數(A)＝質子數(Z)＋中子數(N)。③陽離子的核外電子數＝質子數－陽離子所帶電荷數。如Mg2＋的核外電子數是10。④陰離子的核外電子數＝質子數＋陰離子所帶電荷數。如Cl－的核外電子數是18。（2）符號中各個字母的含義【特別提醒】①原子中不一定都含有中子，如eq\o\al(1,1)H中沒有中子。②電子排布完全相同的原子不一定是同一種原子，如互為同位素的各原子。③易失去1個電子形成＋1價陽離子的不一定是金屬原子，如氫原子失去1個電子形成H＋。④形成穩定結構的離子最外層不一定是8個電子，如Li＋為2個電子穩定結構。2、核素、同位素（1）概念辨析核數，原子概念，就是一種具體的原子。如，1H氕（H）、2H氘（D）、3H氚（T）、12C、14C、16O、18O同位素，原子之間的關系（2）同位素的特征，相同存在形態的同位素，化學性質幾乎完全相同，物理性質不同。（3）同位素的“六同三不同”（4）元素、核素、同位素的聯系與區別①現行元素周期表已發現的元素有118種，由于同位素的存在，故核素的種數遠大于118種。②不同核素可能具有相同的質子數，如eq\o\al(2,1)H、eq\o\al(3,1)H；也可能具有相同的中子數，如eq\o\al(14,6)C、eq\o\al(16,8)O；也可能具有相同的質量數，如eq\o\al(14,6)C、eq\o\al(14,7)N。③同位素之間的轉化，既不是物理變化也不是化學變化，是核反應。④同位素之間可形成不同的同位素單質。如氫的三種同位素形成的單質有六種：H2、D2、T2、HD、HT、DT，他們的物理性質(如密度)有所不同，但化學性質幾乎完全相同。⑤同位素之間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。他們的相對分子質量不同，物理性質(如密度)有所不同，但化學性質幾乎完全相同。⑥利用同位素原子示蹤法，可用于分析化學反應原理；利用同位素知識，可用于探測文物年代二、核外電子排布規律（1）在同一原子中各電子層之間的關系電子層數(n)1234567符號KLMNOPQ電子層能量的關系從低到高電子層離核遠近的關系從近到遠（2）在含有多個電子的原子里，電子依能量的不同是分層排布的，其主要規律是：①核外電子總是盡先排布在能量較低的電子層，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的電子層；②每個電子層最多容納2n2個電子（n為電子層數）③最外層電子數不能超過8個（K層為最外層時不能超過2個）④次外層電子數目不能超過18個（K層為次外層時不能超過2個）⑤倒數第三層電子數目不能超過32個（K層為倒數第三層時不能超過2個）【特別提醒】核外電子排布的幾條規律是相互聯系的，不能孤立地理解，必須同時滿足各項要求，如M層不是最外層時，最多能容納18個電子，當M層為最外層時，最多容納8個電子。（3）最外層電子數與元素性質的關系①稀有氣體元素原子最外層已排滿8個電子(He排滿2個)，既不易得到電子又不易失去電子，通常表現為0價。所以，稀有氣體為單原子分子。如氦氣，化學式He②金屬元素原子最外層電子數一般小于4，常易失去最外層電子，形成8電子或2電子(如Li＋)穩定結構的陽離子，在化合物中顯正化合價。③非金屬元素原子最外層電子數一般大于或等于4，易得到電子或形成共用電子對，達到最外層8電子穩定結構，在化合物中既顯正價又顯負價(F無正價)。元素周期表一、元素周期表及其應用1、原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數。2、元素周期表的結構（1）周期(7個橫行，7個周期)短周期長周期序號一二三四五六七元素種類288181832320族元素原子序數21018365486118強調：①周期排列的原則：電子層數相同，原子序數依次遞增順序排列②原子電子層數=周期數③短周期元素，就是高中必須強記的1-18號元素；（2）族(18個縱行，16個族)主族列121314151617族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA副族列345671112族ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡBⅧ族第8、9、10，共3個縱行0族第18縱行【特別提醒】①含元素種類最多的族是第ⅢB族，共有32種元素；周期中，含元素最多的為第六、七周期，各32種元素。②過渡元素包括7個副族和第Ⅷ族，全部是金屬元素，原子最外層電子數不超過2個(1～2個)。強調：①族的排列原則：最外層電子數相同，電子層數依次增加的順序；②拉丁字母的書寫規范；③對于主族元素，對外層電子數=族序數④零族，第Ⅷ族，不是主族，也不是副族；過渡元素，包含副族與第Ⅷ族⑤描述某元素在周期表中的位置：周期數，族序數。請注意規范書寫。如：O元素，（第二周期，第ⅥA族）（3）元素周期表中元素的分區①分界線：如圖所示，沿著元素周期表中鋁、鍺、銻、釙與硼、硅、砷、碲、砹的交界處畫一條斜線，即為金屬元素區和非金屬元素區分界線(氫元素除外)。②各區位置：分界線左下方為金屬元素區，分界線右上方為非金屬元素區。③分界線附近元素的性質：既表現金屬元素的性質，又表現非金屬元素的性質。3、元素周期表的應用-尋找新材料二、堿金屬元素1、堿金屬元素（1）堿金屬元素原子結構的特點：①相同點：堿金屬元素原子的最外層都有1個電子，②不同點：堿金屬元素原子的核電荷數和電子層數各不相同。（2）堿金屬元素性質的相似性和遞變性①相似性：由于堿金屬元素原子最外層都只有一個電子，所以都容易失去最外層電子，都表現出很強的金屬性，化合價都是+1價。②遞變性：隨著核電荷數的遞增，堿金屬元素原子的電子層數逐漸增多，原子半徑逐漸增大，原子核對最外層電子的吸引力逐漸減弱，失電子能力逐漸增強，故從鋰到銫，金屬性逐漸增強。2、堿金屬元素單質化學性質的相似性和遞變性（1）相似性(用R表示堿金屬元素)（2）遞變性具體表現如下(按從Li→Cs的順序)①與O2的反應越來越劇烈，產物越來越復雜，如Li與O2反應只能生成Li2O，Na與O2反應還可以生成Na2O2，而K與O2反應能夠生成KO2等。②與H2O的反應越來越劇烈，如K與H2O反應可能會發生輕微爆炸，Rb與Cs遇水發生劇烈爆炸。③最高價氧化物對應水化物的堿性逐漸增強。即堿性：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH（3）堿金屬的一般性與特殊性①一般性相似性遞變性(由Li→Cs)元素性質都具有較強的金屬性，最高正價均為＋1價金屬性逐漸增強單質性質物理性質(除Cs外)都呈銀白色，密度較小，熔、沸點較低密度呈增大趨勢(鉀反常)，熔、沸點逐漸降低化學性質都具有較強的還原性還原性逐漸增強；與O2反應越來越劇烈，產物越來越復雜②特殊性（1）堿金屬的密度一般隨核電荷數的增大而增大，但鉀的密度比鈉的小。（2）堿金屬一般都保存在煤油中，但由于鋰的密度小于煤油的密度而將鋰保存在石蠟中。（3）堿金屬跟氫氣反應生成的堿金屬氫化物都是離子化合物，其中氫以H－形式存在，顯－1價，堿金屬氫化物是強還原劑。3、判斷元素金屬性強弱方法：（1）元素金屬性強弱可