搶分法寶回歸教材用心看（一）必讀教材基礎知識目錄《第一章物質及其變化》回看索引《第一章物質及其變化》重點知識總結《第二章海水中的重要元素——鈉和氯》回看索引《第二章海水中的重要元素——鈉和氯》重點知識總結《第三章鐵金屬材料》回看索引《第三章鐵金屬材料》重點知識總結《第四章物質結構元素周期律》回看索引《第四章物質結構元素周期律》重點知識總結《必修第一冊》回看測試《第一章物質及其變化》回看索引P2：圖1近代化學發展的幾個重要里程碑P3：材料的分類P6：同素異形體P7：酸性氧化物、堿性氧化物，特別注意：NO、CO為不成鹽氧化物，NO2溶于水生成HNO3，但HNO3的酸酐為N2O5。酸酐不一定都是氧化物，如醋酸酐。酸性氧化物、堿性氧化物不一定都與水反應生成對應的酸和堿。SiO2能和強堿反應，也能和HF反應，但不是兩性氧化物。1molH3PO4最多和3molNaOH，說明H3PO4為三元酸；1molH3PO3最多和2molNaOH反應，說明H3PO3為二元酸，NaHPO3為正鹽；1molH3PO2最多和1molNaOH反應，說明H3PO2為一元酸，NaH2PO3為正鹽。P7：方法導引——分類P8：分散系、分散質、分散劑P8：乳濁液、懸濁液P8：膠體、液溶膠、氣溶膠、固溶膠膠體粒子不能透過半透膜，能透過濾紙。常見的膠體有：Fe(OH)3膠體、Al(OH)3膠體、硅酸膠體、淀粉溶液、蛋白質溶液、血液。P8：【實驗1-1】Fe(OH)3膠體的制備及鑒別FeCl3溶液呈棕黃色，制備Fe(OH)3膠體的操作方法是：在沸水中滴加飽和FeCl3溶液，繼續煮沸至紅褐色，停止加熱。將0.1molFeCl3制成膠體，所得的膠粒數小于0.1NA，Fe(OH)3膠體不帶電，Fe(OH)3膠粒帶正電。P9：丁達爾效應FeCl3溶液和Fe(OH)3膠體最本質的區別是膠體粒子大小在1nm-100nm之間，區別這兩種分散系最簡單的方法是丁達爾效應。P10：思考與討論反應類型P11：圖1-7單質到鹽的一種轉化關系P11：化學與職業——化學科研工作者P13：實驗1-2電解質的導電性P13：電解質純凈的酸、堿、鹽、金屬氧化物、水是電解質；其它純凈的化合物一般是非電解質；淀粉、鹽酸、氨水、單質銅既不是電解質，也不是非電解質（前三者為混和物、后者不是化合物）。BaSO4的水溶液不易導電，但BaSO4是強電解質。一水合氨是弱電解質。NaHSO4在熔化狀態下的電離方程式為NaHSO4=Na++HSO4-。證明某化合物為離子化合物最簡單的方法是：在熔化狀態下是否導電，若導電則為離子化合物。P13：蒸餾水也能導電，只是導電能力非常弱，用上述實驗裝置不能測出。P14：電流P15：電離P15：電離的角度認識酸和堿的本質P16：電離模型：電解質溶于水會自動地解離成離子，而不是當時流行的說法——離子是通電后才產生的。P16：實驗1-3硫酸鈉溶液與氯化鋇溶液反應P17：能拆寫成離子形式的物質：易溶于水且易電離的物質（強酸、強堿和大部分可溶性鹽），難溶的物質、氣體和水等仍用化學式表示。P18：復分解反應發生的條件P19：T9、T10P21：氧化還原反應的特征P22：氧化還原反應的本質P23：科學史話——氧化還原反應概念的發展P23：氧化劑、還原劑、氧化性、還原性、常見的氧化劑、常見的還原劑P24：生產生活中廣泛存在的氧化還原反應補充：物理變化和化學變化：化學變化過程中有舊化學鍵的斷裂，同時又有新化學鍵的形成，但有化學鍵斷裂的變化未必就是化學變化，如NaCl晶體熔化、SiO2晶體的熔化，分別破壞了離子鍵、共價鍵，但屬于物理變化。一種原子變為另一種原子涉及原子核的變化，不屬于化學變化。CuSO4等電解質溶液的導電屬于化學變化。煤的氣化、液化、煤的干餾、裂化、裂解為化學變化。石油的分餾為物理變化。P25：T1、T3P26：T9、T12P29：T2、T3、T4、T5、P30：T10、T12、T13《第一章物質及其變化》重點知識總結一、物質的分類1、六大強酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO42、四大強堿：KOH、Ca(OH)2（澄清時）、NaOH、Ba(OH)23、酸性氧化物：能跟堿反應生成相應價態鹽跟水的氧化物，一般為非金屬氧化物（特例：Mn2O7），常見酸性氧化物：CO2、SO2、SO3、SiO2、P2O5等。4、堿性氧化物：能跟堿反應生成相應價態鹽跟水的氧化物。一般為金屬氧化物。5、酸性氧化物的性質：①酸性氧化物+水→酸；②酸性氧化物+堿性氧化物→含氧酸鹽；③酸性氧化物+堿→鹽+水。6、堿性氧化物的性質：①堿性氧化物+水→堿；②堿性氧化物+酸性氧化物→含氧酸鹽；③堿性氧化物+酸→鹽+水；7、關于氧化物的易錯點：（1）金屬氧化物不一定是堿性氧化物，如：Al2O3、Mn2O7等。（2）非金屬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屬氧化物，如：Mn2O7等。（4）堿性氧化物一定是金屬氧化物。8、同素異形體：同種元素形成的不同單質互稱為同素異形體。如：O2和O3；金剛石和石墨等。9、溶解性：鉀鈉銨硝鹽易溶；鹽酸鹽除氯化銀；硫酸鹽除鈣鋇銀；碳酸鹽都不溶；堿類溶鉀鈉銨鋇。10、分散系(混合物)：一種（或多種）物質分散到另一種（或多種）物質中所得的體系，叫做分散系。被分散的物質稱為分散質，起容納分散質作用的物質稱為分散劑。11、本質區別：分散質粒子直徑大小是膠體區別于溶液、濁液的本質特征。12、溶液、膠體、濁液三種分散系的比較：分散質粒子大小/nm外觀特征能否通過濾紙能否通過半透膜有無丁達爾效應實例溶液小于1nm均勻、透明、穩定能能無NaCl、蔗糖溶液膠體在1—100nm之間均勻、有的透明、較穩定能不能有Fe(OH)3膠體濁液大于100nm不均勻、不透明、不穩定不能不能無泥水13、丁達爾效應(膠體的特性）：用一束強光照射膠體，有一條光亮的通路。(區別膠體和溶液)14、Fe(OH)3膠體的制備方法：將飽和FeCl3溶液滴入沸水中，繼續加熱至體系呈紅褐色，停止加熱，得到Fe(OH)3膠體。制備膠體Fe(OH)3膠體的方程式：FeCl3＋3H2O==Fe(OH)3(膠體)+3HCl二、物質的轉化15、酸、堿、鹽的化學通性（1）酸的通性性質反應實例反應類型與指示劑反應使紫色石蕊試劑變紅，不能使酚酞試劑變色——與活潑金屬反應Zn＋H2SO4ZnSO4＋H2↑置換反應與金屬氧化物反應CuO＋H2SO4CuSO4＋H2O復分解反應與堿反應2NaOH＋H2SO4Na2SO4＋2H2O復分解反應與某些鹽反應CuCO3＋H2SO4CuSO4＋H2O＋CO2↑復分解反應（2）堿的通性性質反應實例反應類型與指示劑反應使紫色石蕊變藍，無色酚酞變紅——與酸性氧化物反應2NaOH＋SiO2Na2SiO3＋H2O復分解反應與酸反應2NaOH＋H2SO4Na2SO4＋2H2O復分解反應與某些鹽反應2NaOH＋MgSO4Na2SO4＋Mg(OH)2↓復分解反應（3）鹽的通性性質反應實例反應類型與金屬反應CuSO4＋ZnZnSO4＋Cu置換反應與酸反應CaCO3＋2HClCaCl2＋H2O＋CO2↑復分解反與堿反應MgCl2＋2NaOH2NaCl＋Mg(OH)2↓復分解反應與鹽反應BaCl2＋MgSO4MgCl2＋BaSO4↓復分解反應16、單質、氧化物、酸、堿、鹽之間的轉化關系三、離子反應17、物質導電原因分析：①金屬銅導電的原因是：銅內有自由移動的電子。②NaCl固體、KNO3固體不導電的原因是：固體中盡管有陰、陽離子，但這些離子不能自由移動。③NaCl溶液、KNO3溶液、稀鹽酸導電的原因是溶液中有自由移動的離子。④蔗糖溶液、乙醇溶液不導電的原因是：蔗糖、乙醇都是由分子構成，在水中不能形成自由移動的帶電荷的粒子。⑤注意：H2SO4、HNO3、HCl等化合物在液態條件下都不導電（沒有自由移動的離子）。18、電解質：在水溶液里或熔融狀態下能夠導電的化合物，常見電解質：酸、堿、鹽、水、金屬氧化物。19、非電解質：在水溶液里和熔融狀態下都不導電的化合物，常見非電解質：非金屬氧化物、非金屬氫化物(NH3)、大多數有機物(酒精、葡萄糖、蔗糖等)。20、強電解質：在水溶液中完全電離的電解質（強酸、強堿、大部分鹽、金屬氧化物）21、弱電解質：在水溶液中部分電離的電解質（弱酸、弱堿、水）22、導電條件及原因：固體電解質不導電，只有在水溶液里或熔融狀態下才能導電，因為電解質在水溶液里或熔融狀態下解離出了自由移動的陰、陽離子，陰、陽離子在電場的作用下發生定向移動。23、易錯提醒：①電解質、非電解質都是化合物，不同之處是在水溶液中或熔融狀態下能否導電。②電解質的導電是有條件的：電解質必須在水溶液中或熔融狀態下才能導電。③能導電的物質并不全部是電解質：如銅、鋁、石墨、氯化鈉溶液等。④溶于水能導電的化合物不一定是電解質。電解質導電必須是化合物本身能電離出自由移動的離子而導電，不能是發生化學反應生成的物質導電。如非金屬氧化物（SO2、SO3、CO2）、大部分的有機物為非電解質。⑤某些難溶于水的化合物。如BaSO4、AgCl等，由于它們的溶解度太小，測不出其水溶液的導電性，但它們溶解的部分是完全電離的，所以是電解質。⑥單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。24、溶液導電性強弱判斷：溶液中自由移動離子濃度的大小。25、電離：電解質溶于水或受熱熔融時，形成自由移動的離子的過程。26、電離方程式書寫：①左邊寫化學式，右邊寫離子符號；②強酸的酸式酸根拆，弱酸的酸式酸根不能拆；（例如：NaHSO4(aq)=Na++H++SO42-，NaHCO3=Na++HCO3-）③強電解質寫“=”，弱電解質寫“?”注意：NaHSO4(熔融)=Na++HSO4-27、電離方程式應符合原子守恒、電荷守恒定律。28、從電離的角度認識酸、堿、鹽①酸：電離時陽離子全部為H+（如HCl）。②堿：電離時陰離子全部為OH-（如NaOH）。③鹽：由金屬陽離子（或NH4+）和酸根組成（如NaCl）。29、離子反應：電解質在溶液中的反應實質上是離子之間的反應，這樣的反應屬于離子反應。30、離子反應方程式及意義：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。31、離子反應方程式書寫步驟：①寫：正確寫出反應的化學方程式；②拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式；不拆:單質、氧化物、氣體、沉淀、水、弱酸、弱堿、濃硫酸等。③刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去；④查：查方程式兩端原子個數和電荷數是否相等；32、易錯提醒：①凡不是在溶液中進行的反應不能寫離子方程式；②微溶物作為反應物時，若為澄清溶液拆成離子形式，若為懸濁液寫化學式；若為生成物一般寫化學式，并且加沉淀符號；③多元弱酸的酸式鹽的酸根離子在離子方程式中不能拆開寫；而強酸鹽的酸根離子在離子方程式中要拆開寫。33、離子方程式正誤判斷(六看)①看反應是否符合事實：主要看反應能否進行或反應產物是否正確；②看能否寫出離子方程式：純固體之間的反應不能寫離子方程式；③看化學用語是否正確：化學式、離子符號、沉淀、氣體符號、等號等的書寫是否符合事實；④看離子配比是否正確，看是否拆正確；⑤看原子個數、電荷數是否守恒；⑥看與量有關的反應表達式是否正確(過量、適量)；34、離子共存問題：離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生任何反應；若離子之間能發生反應，則不能大量共存。①結合生成難溶物的離子不能大量共存:如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等；②結合生成易揮發物質的離子不能大量共存:如H+和CO32-、HCO3-；OH-和CO32-、SO32-和NH4+等③結合生成難電離物質(水)的離子不能大量共存：如H+和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。35、易錯提醒：題干中的條件：①如無色溶液應排除有色離子：Fe2+(淺綠色)、Fe3+(黃色)、Cu2+(藍色)、MnO4-(紫色)等離子；②強堿性溶液或pH大于7的溶液或使酚酞試紙變紅的溶液，都含有大量OH-，其中肯定不存在能與OH-反應的離子，如：NH4+、HS-、HSO3-、HCO3-、Fe3+、Al3+、Fe2+、Cu2+、Mg2+等（即H+、弱堿根等）。③強酸性溶液或pH小于7的溶液、加入鋅粒生成H2或使石蕊試紙變紅的溶液，都含有大量H+，其中肯定不存在能與H+反應的離子，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、氧化還原反應36、概念：凡是有元素化合價升降的化學反應。37、氧化反應：物質所含元素化合價升高的反應。還原反應：物質所含元素化合價降低的反應。氧化反應和還原反應同時發生！38、氧化劑：在反應中得到電子(化合價降低)的反應物-----表現出氧化性；還原劑：在反應中失去電子(化合價升高)的反應物-----表現出還原性。39、氧化產物：失電子被氧化后得到的產物-----具有氧化性還原產物：得電子被還原后得到的產物-----具有還原性40、易錯提醒：①氧化劑還原劑可以是不同物質，也可以是同種物質；②氧化產物、還原產物可以是不同物質，也可以是同種物質③物質的氧化性（或還原性）是指物質得到（或失去）電子的能力，與物質得失電子數目的多少無關41、氧化還原反應的判斷依據：有無元素化合價的變化。42、氧化還原反應的相關概念之間的關系可概括為“氧、氧、得、降、還、還、還”。43、常見的氧化劑(元素處于最高價時或中間價態)及產物預測氧化劑還原產物KMnO4Mn2+（酸性）；MnO2（中性）；MnO42－（堿性）K2Cr2O7（酸性）Cr3+濃硝酸NO2稀硝酸NOX2（鹵素單質）X－H2O2OH－（堿性）；H2O（酸性）Na2O2NaOH（或Na2CO3等）NaClO（或ClO－）Cl－、Cl2NaClO3Cl2、ClO2等PbO2Pb2+44、常見的還原劑(元素處于最低價時或中間價態)及產物預測還原劑氧化產物Fe2+Fe3+（酸性）；Fe（OH）3（堿性）SO2（或H2SO3、SO32－）SO42－S2－（或H2S）S、SO2（或SO32－）、SO42－H2C2O4CO2（酸性）；CO32－（堿性）H2O2O2I－（或HI）I2、IO3－COCO2（酸性）；CO32－（堿性）金屬單質（Zn、Fe、Cu等）Zn2+、Fe2+（與強氧化劑反應生成Fe3+）Cu2+（與弱氧化劑反應生成Cu+）45、氧化還原反應的本質：電子的轉移（得失或偏移）。46、電子轉移的表示方法（1）雙線橋法：①標變價②畫箭頭(反應物指向生成物)③算數目④說變化。如銅和稀硝酸反應：（2）單線橋法：①標變價②畫箭頭(由失電子原子指向得電子原子)③算數目（線橋上只標電子轉移的總數目，不標“得”“失”字樣），如銅和稀硝酸反應：47、氧化還原反應的基本規律①價態規律：同種元素，處于最高價態時只具有氧化性。處于最低價態時只具有還原性。處于中間價態時既有氧化性又有還原性。②歧化和歸中規律：同種元素不同價態之間發生氧化還原反應時，價態的變化“只靠攏，可相交，不相叉”。③反應先后規律：多種氧化劑與一種還原劑相遇，氧化性強的首先得電子被還原；多種還原劑與一種氧化劑相遇，還原性強的首先失電子被氧化。④守恒規律：a.質量守恒：反應前后元素的種類和質量不變。b.電子守恒：即氧化劑得電子的總數等于還原劑失電子的總數，這是配平氧化還原反應方程式的依據，也是有關氧化還原反應計算的依據。c.電荷守恒：離子方程式中，反應物中各離子的電荷總數與產物中各離子的電荷總數相等。書寫氧化還原反應的離子方程式時要注意滿足電荷守恒，如Fe3＋＋Cu=Fe2＋＋Cu2＋(錯誤)，2Fe3＋＋Cu=2Fe2＋＋Cu2＋(正確)。48、氧化性與還原性的強弱判斷規律：（1）根據氧化還原反應方程式的判斷：氧化性：氧化劑＞氧化產物還原性：還原劑＞還原產物（2）根據金屬活動性順序判斷：KCaNaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu從左向右還原性逐漸減弱，對應離子的氧化性逐漸增強根據非金屬活動性順序判斷：F2Cl2Br2I2S從左向右氧化性逐漸減弱，對應離子的還原性逐漸增強（3）根據反應條件和反應的劇烈程度：反應條件要求越低，反應越劇烈，對應物質的氧化性或還原性越強。49、氧化還原反應方程式的配平步驟：①標變價元素化合價；②找出變價元素化合價升降(得失電子)總數；③求得失電子數的最小公倍數；④配系數；⑤細檢查(原子守恒、電荷守恒)《第二章海水中的重要元素——鈉和氯》回看索引P32：【實驗2-1】鈉的取用圖2-2觀察鈉的真面目是銀白色，用小刀切割后很快變暗，是因為氧化成了Na2O。P33：【實驗2-2】鈉與氧氣反應如果點燃金屬屬鈉，產物為Na2O2，實驗3-2中，加熱金屬鈉用坩堝，不用蒸發皿，坩堝放在泥三角上。Na2O2呈淡黃色。鈉保存在石蠟油或煤油中，鈉著火不能用水滅火，只能用干燥的沙土來滅火。P34：探究——鈉與水的反應鈉與水反應時鈉在水面上，鈉與乙醇反應時鈉在乙醇下面，二者相比較，鈉與水反應快，這說明水中的氫比醇羥基中的氫活潑。P35：【實驗2-3】過氧化鈉與水的反應向Na2O2與水反應后的溶液中滴入酚酞，現象是：先變紅，后褪色。與水反應先生成H2O2，再分解成H2O和O2。圖2-5氧氣檢驗。過氧化鈉用作呼吸面具或潛水艇中的氧氣來源的原因。Na2O2與H2O和CO2反應，轉移電子數與Na2O2的物質的量相等。P36：【實驗2-4】碳酸氫鈉和碳酸鈉溶于水碳酸鈉和碳酸氫鈉溶解后，用手摸試管底部，溶解碳酸鈉的試管溫度明顯升高。水解雖然是吸熱的，形成水合離子的過程是放熱的。P37：碳酸鈉水合物P37：【實驗2-5】碳酸氫鈉和碳酸鈉受熱分解仔細觀察圖2-7，試管底略高于試管底，酒精燈火焰的位置。該實驗證明Na2CO3和NaHCO3穩定性差的是NaHCO3。所以除去Na2CO3固體中有少量NaHCO3常用加熱法，Na2CO3和酸反應可以看成先生成NaHCO3，再繼續反應生成CO2。Na2CO3和NaHCO3溶解性相對較小的是NaHCO3，向飽和的Na2CO3溶液中通足量的CO2現象是有晶體析出，化學方程式為Na2CO3（飽和）+H2O+CO2AUTOTEXT====2NaHCO3↓。所以除去NaHCO3溶液中有少量Na2CO3方法通入過量的CO2。分別取Na2CO3溶液和NaHCO3溶液兩種試液分別滴加少量的澄清石灰水，均有白色沉淀，發生的離子反應方程式分別為Ca2++CO32-=CaCO3↓、2HCO3-+Ca2++2OH-=CaCO3↓+2H2O+CO32-。P37：侯德榜和侯氏制堿法侯氏制堿法中的堿是指Na2CO3。向氨化的飽和食鹽水中通CO2有晶體析出(一定先通NH3再通CO2)。過濾，將所得的晶體加熱得Na2CO3。有關反應為：NH3+CO2+NaCl=NH4Cl+NaHCO3↓，2NaHCO3Na2CO3+H2O+CO2↑。P38：實驗2-6焰色試驗焰色試驗不屬于化學變化。焰色反應是金屬或其化合物，如鈉的焰色為黃色，是指鈉的單質或化合物在火焰上灼燒焰色都是黃色。每次焰色反應前鉑絲都要用鹽酸洗凈，在外焰上灼燒到沒有顏色時，再蘸取待檢測物質。節日燃放的煙花，就是堿金屬的焰色試驗。P38：藍色鈷玻璃的作用觀察K的焰色要用藍色鈷玻璃，其作用是濾去黃色的光。P40：T5、T6P42：【實驗2-7】氯氣與氫氣反應Cl2是一種黃綠色有強烈剌激性氣味的有毒氣體。鐵在氯氣中燃燒產生棕色的煙（2Fe+3Cl22FeCl3），氫氣在氯氣中燃燒(H2+Cl22HCl)產生蒼白色火焰（圖4-16）。說明燃燒不一定要有氧氣參加。P43：自來水消毒劑很多自來水廠用氯氣殺菌、消毒。是由于氯氣溶于水生成的HClO有強氧化性。HClO是一元弱酸，其酸性比H2CO3弱，HClO不穩定，在光照條件下分解為鹽酸和O2、氯水保存在棕色試劑瓶中。P43：【實驗2-8】氯氣（干燥、濕潤）與有色布條和有色鮮花P43：干燥的氯氣使有色鮮花變色干燥的氯氣無漂白作用。氯氣溶于水的化學方程式為H2O+Cl2≒HCl+HClO，標況下，2.24L氯氣溶于水，轉移電子數小于0.1NA，酸性條件下，Cl-和ClO-不能共存，將Cl2通入紫色石蕊溶液現象是先變紅，后褪色。P44：制備漂白液的反應原理、制備漂白粉的反應原理、漂粉精工業上制漂白粉的反應為：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，漂白粉空氣中失效相關的化學方程式為Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝CaCO3＋2HClO，2HClO=2HCl+O2↑。漂白液是以NaClO為有效成分的溶液，又叫“84”消毒液，因水解而略呈堿性，它不能和潔廁精共用，原因是NaClO＋2HCl=NaCl+Cl2↑＋H2O。漂白液、漂白粉和漂粉精可用漂白棉、麻、紙張的漂白劑，又可以用作游泳池及環境的消毒劑。P45：氯氣的實驗室制法圖2-17實驗室制氯氣的裝置示意圖，燒瓶中發生的化學反應方程式為：MnO2+4HCl(濃)MnCl2+Cl2↑+2H2O，若用KMnO4代替MnO2，發生的化學反應方程式2KMnO4+16HCl(濃)=2MnCl2+2KCl+5Cl2↑+8H2O，氯氣中混有的HCl可用飽和食鹽水除去，原因是飽和食鹽水可以溶解HCl同時可降低氯氣在水中的溶解度。除去氯氣中混有的水蒸氣可用盛有濃硫酸的洗氣瓶，也可以用裝有裝P2O5或CaCl2的干燥管。收集方法為向上排空氣法，燒杯盛裝NaOH溶液的作用是除去多余的氯氣，防止空氣污染。P46：方法導引——實驗室中制取氣體裝置的設計各裝置的連接順序。P46：實驗2-9氯離子的檢驗P47：T3P48：物質的量P51：摩爾質量P52：氣體摩爾體積P53：物質的量濃度P54：資料卡片——容量瓶的使用P55：【實驗2-10】配制一定物質的量濃度的NaCl溶液的步驟和裝置配制一定物質的量濃度的溶液。重點注意步驟、圖示、注解、注意事項、思考與討論等。稱量固體時托盤天平只保留一位，量筒量取液體時也只保留一位。容量瓶使用的第一步操作：檢查是否漏水(簡稱“查漏”)。“查漏”的方法：向容量瓶中加入適量水，蓋好瓶塞，左手食指頂住瓶塞，右手托住瓶底，將容量瓶倒轉過來看瓶口處是否有水滲出，若沒有，將容量瓶正立，將瓶塞旋轉180度，重復上述操作，如果瓶口處仍無水滲出，則此容量瓶不漏水。若漏水，可以在瓶塞處涂凡士林。常見容量瓶的規格有50mL、100mL、250mL、500mL、1000mL幾種。如配制溶液時明確知道所需容量瓶規格，則需將容量瓶規格一并答上。如圖所示：用玻璃棒引流時，玻璃棒末端應插入到刻度線以下，且玻璃棒靠近容量瓶口處且不能接觸瓶口。定容時，膠頭滴管不能伸入容量瓶。配制一定物質的量濃度的溶液所需要的實驗儀器：托盤天平、量筒、玻璃棒、容量瓶（容量一定要指明）、膠頭滴管、燒杯、藥匙。重要的實驗步驟：計算→稱量(量取)→溶解(稀釋)→轉移（輕搖）→定容→搖勻→倒出裝瓶。定容時視線與凹液面最低處相平，直到液面與刻度線相切。P56：濃溶液配制稀溶液的原理P59：T2、T5、T7P60：T8、T10、T11P61：實驗活動1——配制一定物質的量濃度的溶液《第二章海水中的重要元素——鈉和氯》重點知識總結一、活潑金屬單質----鈉1、鈉元素的存在：在自然界中以化合物(化合態)的形式存在，如：NaCl、Na2CO3、Na2SO4等。2、金屬鈉的物理性質：銀白色帶金屬光澤、質軟、熔點低、密度比水小但比煤油大的固體。3、金屬鈉的保存：少量鈉保存在煤油或石蠟油中，大量鈉保存在固體石蠟中。4、鈉與氧氣反應：①很活潑，常溫下：4Na+O2＝2Na2O(白色)★（新切開的鈉放在空氣中容易變暗）②加熱條件下：2Na+O2Na2O2(淡黃色)現象：（在坩堝中進行）先熔化成小球，后劇烈燃燒，產生黃色火焰，生成淡黃色固體。6、鈉在空氣中的變化過程：Na→Na2O→NaOH→Na2CO3·10H2O（結晶）→Na2CO3（風化），即：一小塊鈉置露在空氣中的現象：銀白色的鈉很快變暗（生成Na2O），跟著變成白色固體(NaOH)，然后在固體表面出現小液滴（NaOH易潮解），最終變成白色粉未（最終產物是Na2CO3）。7、鈉與H2O的反應(反應劇烈，切綠豆大小即可)：2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑★離子方程式：2Na＋＋2H2O＝2Na＋＋2OH－＋H2↑（注意配平）實驗現象分析與結論浮在水面上鈉的密度比水小熔成小球反應放熱，且鈉的熔點低四處游動有氣體生成，推動小球迅速游動發出嘶嘶的響聲有氣體生成，反應劇烈加入酚酞溶液由無色變紅色生成堿性物質生成8、足量鈉與酸反應：“先酸后水”：2Na+2H+=2Na++H2↑9、足量鈉與鹽溶液反應：“先水后鹽”(K、Ca、Na均如此)，如：將鈉放入硫酸銅溶液中，不能置換出銅單質①2Na+2H2O=2NaOH+H2↑②2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4實驗現象：鈉熔成小球，在液面上四處游動，有藍色沉淀生成，有氣泡放出通電10、鈉著火的處理：用干燥的沙土蓋滅。通電11、工業制鈉：電解熔融的NaCl：2NaCl(熔融)====2Na+Cl2↑12、鈉的氧化物性質Na2ONa2O2色態白色固體淡黃色固體物質種類堿性氧化物過氧化物氧元素價態－2－1生成條件4Na+O2==2Na2O2Na+O2Na2O2與水反應Na2O+H2O==2NaOH2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2↑★與酸性氧化物反應Na2O+CO2=Na2CO32Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2★與酸反應Na2O+2HCl=2NaCl+H2O2Na2O2+4HCl=4NaCl+O2↑+2H2O穩定性不穩定2Na2O+O22Na2O2穩定13、易錯提醒：①Na2O2與H2O的離子反應方程式：2Na2O2+2H2O=4Na++4OH-+O2↑②反應實質：Na2O2+2H2O=2NaOH+H2O22H2O2=2H2O+O2↑③實驗現象：產生氣泡，試管壁發燙，溶液(滴加酚酞)先變紅，后褪色；④與H2O、CO2的反應，Na2O2可用作呼吸面具的供氧劑；⑤與H2O、CO2的反應，Na2O2既是氧化劑又是還原劑，是過氧化物；14、含鈉元素的兩種鹽：Na2CO3和NaHCO3的性質名稱碳酸鈉碳酸氫鈉化學式Na2CO3NaHCO3俗名蘇打、純堿小蘇打色、態白色粉末白色細小晶體用途洗滌劑，玻璃、肥皂、造紙、紡織等工業發酵粉、滅火劑、治療胃酸過多（有胃潰瘍時不能用）溶解度大小溶解度：Na2CO3＞NaHCO3水溶液堿性堿性（同濃度）：Na2CO3＞NaHCO3與酸反應方程式NaHCO3比Na2CO3快CO32-＋2H＋=H2O+CO2↑Na2CO3+2HCl==2NaCl+CO2↑+H2OHCO3-＋H＋=H2O+CO2↑NaHCO3+HCl==NaCl+CO2↑+H2O熱穩定性熱穩定性：Na2CO3＞NaHCO32NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑與CaCl2反應Na2CO3+CaCl2=CaCO3↓+2NaCl（白色沉淀）NaHCO3+CaCl2不反應與澄清石灰水反應Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOHCO32-+Ca2+=CaCO3↓白色沉淀生成（量不同產物不同）15、易錯提醒：①碳酸鈉和碳酸氫鈉與同濃度的酸反應時，碳酸氫鈉中先產生氣泡。CO32-＋H＋=HCO3-（無氣泡產生）HCO3-＋H＋=H2O+CO2↑（有氣泡）②Na2CO3易與含Ba2+、Ca2+的堿反應生成碳酸鹽沉淀和NaOH，而NaHCO3能與所有可溶堿反應生成碳酸正鹽和水③Na2CO3與NaHCO3的相互轉化：16、鑒別Na2CO3和NaHCO3①加熱：加熱固體，產生能使澄清石灰水變渾濁的氣體的是NaHCO3，如上圖；②滴入CaCl2或BaCl2溶液：產生白色沉淀的是Na2CO3；③逐滴滴入稀鹽酸：反應較劇烈的是NaHCO3；17、焰色試驗：金屬或它們的化合物在灼燒時使火焰呈現特殊的顏色，這在化學上叫焰色試驗。18、焰色試驗操作步驟：①將鉑絲（或光潔無銹的鐵絲）用稀鹽酸洗滌后放在酒精燈外焰上灼燒至火焰顏色與原來相同；②用鉑絲蘸取待測碳酸鈉溶液放在外焰上灼燒，觀察火焰顏色；③用鹽酸洗凈鉑絲，在外焰上灼燒至火焰無色后，再蘸取碳酸鉀溶液做同樣的實驗，透過藍色的鈷玻璃觀察火焰的顏色。19、焰色試驗易錯提醒：①焰色試驗是物理變化，并非所有含金屬元素的化學物質灼燒時都有特征顏色。②鈉的焰色是黃色，鉀透過藍色的鈷玻璃焰色是紫色。二、氯氣20、氯元素在自然界中以化合態存在。21、氯氣的物理性質：黃綠色有刺激性氣味的有毒氣體，可溶于水（1體積水大約溶解2體積的氯氣），易液化，加壓和降溫條件下可變為液態(液氯)和固態。22、與金屬反應①鈉與氯氣反應2Na+Cl22NaCl產生大量白煙②鐵與氯氣反應2Fe+3Cl22FeCl3產生棕紅色的煙③銅與氯氣反應Cu+Cl2CuCl2產生棕黃色的煙規律：氯氣與變價金屬（如Fe、Cu）發生反應，把變價金屬氧化成高價的金屬氯化物。23、與非金屬反應H2+Cl22HCl（在點燃或光照下氯氣均能與氫氣反應）現象：氫氣在氯氣中安靜燃燒，發出蒼白色火焰，瓶口呈白霧狀。24、燃燒：燃燒不一定有氧氣參加，物質并不是只有在氧氣中才可以燃燒。燃燒的本質是劇烈的氧化還原反應，所有發光放熱的劇烈化學反應都稱為燃燒。25、氯氣與水的反應Cl2＋H2O?HCl＋HClO注意：在該反應中，Cl2既是氧化劑于是還原劑，轉移的電子數為e-。26、氯水：氯氣溶于水形成的溶液，因為有氯氣所以為淺黃綠色。27、新制液氯、氯水、久置氯水的比較液氯新制氯水久置氯水粒子種類Cl2H2O、Cl2、HClO、H＋、Cl－、ClO－、OH－H2O、H＋、Cl－、OH－分類純凈物混合物混合物顏色黃綠色淺黃綠色無色性質強氧化性酸性、強氧化性、漂白性酸性28、次氯酸的性質：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↑，氯水要現用現配，且保存在棕色試劑瓶中，并置于冷暗處。②強氧化性a.能將有機有色物質氧化為無色物質，作漂白劑。b.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===HCO3-＋HClO。④次氯酸的漂白原理、特點及應用范圍29、氯氣與堿的反應：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NaClO②漂白粉和漂粉精的制取：2Ca(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)2③漂白粉的漂白原理：Ca(ClO)2+CO2+H2O==CaCO3↓+2HClO④漂白粉失效原理2HClO2HCl+O2↑30、氯氣的實驗室制法（1）制取原理：MnO2＋4HCl(濃)eq\o(=,\s\up9(△))MnCl2＋Cl2↑＋2H2O（2）制備裝置類型：固體＋液體eq\o(――→,\s\up7(△))氣體（3）凈化方法：用飽和食鹽水除去HCl，再用濃硫酸除去水蒸氣。（4）收集方法：①氯氣的密度比空氣大，可用向上排空氣法收集②氯氣在飽和食鹽中的溶解度較小，可用排飽和食鹽水法收集。（5）驗滿方法：①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；②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；③根據氯氣的顏色，裝置充滿了黃綠色氣體，則證明已集滿。（6）尾氣吸收：用強堿溶液(如NaOH溶液)吸收。31、其他制備Cl2的方法①2KMnO4+16HCl(濃)=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O②KClO3+6HCl(濃)=KCl+3Cl2↑+3H2O③Ca(ClO)2+4HCl(濃)=CaCl2+2Cl2↑+2H2O(利用漂白粉制取氯氣)32、檢驗Cl-時要先加稀硝酸酸化，以排除CO32?等離子的干擾，不能用稀硫酸酸化，因為再加入AgNO3溶液后生成Ag2SO4白色沉淀，會干擾實驗，更不能用鹽酸酸化，因為鹽酸中含有Cl-。三、物質的量33、物質的量——符號（n），表示含有一定數目粒子的集體的物理量。34、單位——為摩爾（mol）：國際上規定，1mol粒子集體所含的粒子數與0.012Kg12C所含的碳原子數相同，約為6.02×1023。35、把含有6.02×1023個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。36、阿伏加德羅常數：把1mol任何粒子的粒子數叫做阿伏加德羅常數，確定為6.02×1023mol-1。37、物質的量＝物質所含微粒數目／阿伏加德羅常數n=N／NA38、物質的量與微觀粒子數之間成正比：n1／n2＝N1／N239、易錯提醒：①物質的量這四個字是一個整體，是專用名詞，不得簡化或增添任何字。②物質的量只適用于微觀粒子，使用摩爾作單位時，所指粒子必須指明粒子的種類，如原子、分子、離子等。且粒子的種類一般都要用化學符號表示。③物質的量計量的是粒子的集合體，不是單個粒子。40、摩爾質量（M）：單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量。單位：g/mol或g.mol-1數值：等于該粒子的相對原子質量或相對分子質量。41、物質的量=物質的質量／摩爾質量n=m／M42、氣體摩爾體積（Vm）：單位物質的量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積。單位：L/mol或m3/mol43、物質的量=氣體的體積/氣體摩爾體積n=V／Vm44、標準狀況：特指0℃101KPa，Vm=22.4L/mol。45、阿伏加德羅定律：同溫、同壓下，等物質的量的任何氣體（含有相同的分子個數）的體積相等.46、理想氣體狀態方程(克拉珀龍方程)：PV=nRT推論：（1）同溫、同壓下，氣體的體積與其物質的量成正比：V1：V2=n1：n2（2）同溫、同體積時，氣體的壓強與其物質的量成正比：P1：P2=n1：n2（3）同溫、同壓下，氣體的密度之比等于其摩爾質量之比ρ1：ρ2=M1：M247、物質的量濃度：以單位體積溶液里所含溶質的物質的量，叫做溶質的物質的濃度。單位：mol/L，mol/m348、物質的量濃度＝溶質的物質的量/溶液的體積C=n／V49、若已知溶質的摩爾質量為M，溶液的密度為ρ(單位:g·cm-3)，溶液中溶質的質量分數為w，則物質的量濃度c=1000ρw/M。50、一定物質的量濃度的配制的步驟：①計算；②稱量；③溶解；④轉移；⑤洗滌；⑥定容；⑦搖勻；⑧裝瓶貼簽。以配制500mL1.0mol·L－1NaCl溶液為例：51、易錯提醒：①選多大容量瓶，計算溶質的量時，代多大值，容量瓶選擇時“大而近”的原則；②容量瓶規格：50、100、250、500、1000mL；③標注:溫度、容積、刻度線。④使用容量瓶注意“五不”:不能溶解固體；不能稀釋濃溶液；不能加熱；不能作反應容器；不能長期貯存溶液。⑤容量瓶先檢漏再洗；⑥溶解完的溶液等冷卻至室溫時再轉移；⑦定容時，當液面離刻度線1~2cm時改用滴管，以平視法觀察加水至液面最低處與刻度相切為止。52、誤差分析：分析一定物質的量濃度溶液配制的誤差時，依據“c=n/V=m/MV”進行判斷，分析m或V的變化對c產生的影響，若m減小，則c偏低；若V偏小，則c偏高。53、溶液稀釋C(濃溶液)·V(濃溶液)=C(稀溶液）·V(稀溶液)《第三章鐵金屬材料》回看索引P64：人類最早使用的鐵，是來自太空的隕鐵（以單質形態存在）。P64：我國目前發現最早的人工冶鐵制品是甘肅靈臺出土的春秋初年秦國的銅柄鐵劍。P66：圖3-5鐵粉與水蒸氣反應鐵粉與水蒸氣反應的實驗中，濕棉花的作用是提供反應所需要的水蒸氣。檢驗有氫氣生成的實驗現操作是：點燃肥皂泡，有尖銳的爆鳴聲。特別注意反應方程式的書寫66。補充：鐵中含有碳等雜質，使鐵的熔點降低，在常溫下濃硫酸和濃硝酸使鐵鈍化。P67：鐵的氧化物（FeO、Fe2O3、Fe3O4）的性質及用途P67：【實驗3-1】鐵的氫氧化物的制備在制備Fe(OH)2時可以加熱到沸騰除水中的氧，冷卻后再配溶液，也可以加比水輕，不溶于水的有機溶劑（苯）封住液面，加NaOH溶液時膠頭滴管要伸入到溶液中接近試管底，防止Fe2+被氧化，可以加入鐵粉，Fe(OH)2氧化成Fe(OH)3的現象為白色絮狀沉淀迅速變成灰綠色，最后紅褐色，化學方程式4Fe(OH)2+O2+2H2OAUTOTEXT====4Fe(OH)3。P68：【實驗3-2】Fe3+和Fe2+的檢驗檢驗Fe2+通常有以下幾種方法：=1\*GB3①加KSCN溶液，無明顯變化，再加氯水，溶液變血紅色。Fe3++3SCN-≒Fe（SCN）3。=2\*GB3②加氫氧化鈉溶液，出現白色絮狀沉淀迅速變成灰綠色，最后紅褐色。4Fe(OH)2+O2+2H2OAUTOTEXT====4Fe(OH)3。=3\*GB3③加溶K3Fe(CN)6溶液，生成藍色沉淀。3Fe2++2[Fe(CN)6]3-=Fe3[Fe(CN)6]2↓檢驗Fe3+通常有以下幾種方法：=1\*GB3①直接觀察溶液是棕黃色；=2\*GB3②滴加氫氧化鈉溶液，出現紅褐色沉淀；=3\*GB3③滴加KSCN溶液，有血紅色溶液出現；④加入苯酚溶液，呈紫色。P68：【實驗3-3】Fe3+和Fe2+的相互轉化圖3-9、圖3-10Fe2+和Fe3+相互轉化的現象。P69：方法導引——認識元素及其化合物性質的視角P70：探究——利用覆銅板制作圖案的步驟及反應原理FeCl3溶液作為刻制印刷電路時的“腐蝕液”，其離子方程式為：Cu+2Fe3+AUTOTEXT====2Fe2++Cu2+。P71：檢驗食品（以菠菜為例）中的鐵元素P72：T6P73：合金合金的硬度大于它的純金屬成分，合金的熔點低于它的成分金屬。合金硬度變大的原因P73：鐵合金：生鐵、鋼P74：碳素鋼、特種鋼、不銹鋼鋼是用量最大、用途最廣的合金。根據其化學成分，可以分為碳素鋼和合金鋼。P75：科學技術社會——超級鋼P76：資料卡片——鋁制品的表面處理P76：【實驗3-4】鋁與鹽酸反應P76：【實驗3-5】鋁與氫氧化鈉溶液變化P77：下面的注解中四羥基合鋁酸鈉，屬于配位化合物。鋁和NaOH溶液的反應也可以寫成：2Al+2NaOH+6H2O==2Na[Al(OH)4]+3H2↑P77：兩性氧化物，鋁制餐具不宜用來蒸煮或長時間存放酸性或堿性食物P77：鋁合金：硬鋁P77：新型合金——儲氫合金P78：稀土金屬P80：T1、T3、T4、T8、T9P82：T9、T10、T11P84：實驗活動2——鐵及其化合物的性質《第三章鐵金屬材料》重點知識總結一、鐵及其化合物1、鐵元素的存在：地殼中：O、Si、Al、Fe，單質(游離態)和化合物(化合態)。2、高爐煉鐵：①還原劑的生成：a．生成CO2：C＋O2eq\o(=====,\s\up15(高溫))CO2b．生成CO：CO2＋Ceq\o(=====,\s\up15(高溫))2CO②鐵的生成：Fe2O3＋3COeq\o(=====,\s\up15(高溫))2Fe＋3CO23、鐵的物理性質：顏色熔點/℃沸點/℃密度/(g·cm-3)延展性導熱性導電性導磁性銀白色(粉末：黑色)153527507.86良好良好良好良好4、鐵的化學性質：①點燃：3Fe＋2O2Fe3O4；現象：劇烈燃燒，火星四射。常溫：鐵在潮濕的空氣中易被腐蝕，生成鐵銹，其主要成分為Fe2O3·xH2O。②與Cl2反應(化學方程式)：2Fe＋3Cl22FeCl3；現象：劇烈燃燒，棕紅色煙。注意：鐵在氯氣中燃燒，只生成FeCl3，與反應物量比無關。③與S反應(化學方程式)：Fe＋SFeS。氧化性：Cl2>S，鐵與Cl2反應被氧化為＋3價，與S反應被氧化為＋2價。④與水蒸氣反應實驗裝置鐵水入模具前不能有水鐵水入模具前不能有水操作現象點燃肥皂液，聽到爆鳴聲，證明生成了H2，實驗中濕棉花的作用是提供水蒸氣。實驗結論在高溫下，鐵能與水蒸氣反應生成H2，3Fe＋4H2O(g)eq\o(=====,\s\up7(高溫))Fe3O4＋4H2。⑤與酸反應與非氧化性酸，如鹽酸、稀硫酸，反應的離子方程式：Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑。⑥與鹽溶液反應置換反應：與CuSO4溶液反應(離子方程式)：Fe＋Cu2＋===Fe2＋＋Cu。5、鐵的氧化物化學式FeOFe2O3Fe3O4俗名－鐵紅磁性氧化鐵顏色狀態黑色粉末紅棕色粉末黑色晶體(有磁性)溶解性難溶于水難溶于水難溶于水鐵元素的化合價＋2＋3＋2，＋3穩定性不穩定穩定穩定類別堿性氧化物堿性氧化物特殊氧化物與H＋反應的離子方程式FeO＋2H＋==Fe2＋＋H2OFe2O3＋6H＋==2Fe3＋＋3H2OFe3O4＋8H＋==Fe2＋＋2Fe3＋＋4H2O6、Fe(OH)2和Fe(OH)3性質的比較化學式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H+反應Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2OFe(OH)3+3H+=Fe3++3H2O不穩定性分解產物很復雜2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O7、鐵的氫氧化物的制備實驗操作實驗現象離子方程式

(或化學方程式)試管中有紅褐色沉淀生成Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓試管中先有白色絮狀沉淀生成，迅速變成灰綠色，最后變成紅褐色Fe2＋＋3OH－===Fe(OH)2↓4Fe(OH)2＋O2＋2H2O==4Fe(OH)3用H2將裝置內的空氣排盡后，再將亞鐵鹽與NaOH溶液混合，用H2將裝置內的空氣排盡后，再將亞鐵鹽與NaOH溶液混合，這樣可長時間觀察到白色沉淀將吸有NaOH溶液的膠頭滴管插到液面以下，并在液面上覆蓋一層苯或煤油(不能用CCl4)，以防止空氣與Fe(OH)2接觸發生反應注意：制備純凈Fe(OH)2的關鍵是：隔絕空氣，防止被氧化，可采取的措施如下:①亞鐵鹽溶液要新配制，并加入鐵粉，防止Fe2+被氧化為Fe3+；②將溶液加熱煮沸，為除去NaOH溶液中溶解的O2；③膠頭滴管的末端插入試管內的液面以下，在亞鐵鹽溶液底部產生Fe(OH)2沉淀；④可在反應液面上用植物油或者苯進行液封，以隔絕空氣。9、Fe2+和Fe3+的性質比較方法Fe3+Fe2+觀察溶液顏色(棕)黃色淺綠色沉淀法(如加NaO溶液)現象紅褐色沉淀白色沉淀→灰綠色沉淀→紅褐色沉淀離子方程式Fe3++3OH-=Fe(OH)3↓Fe2++2OH-=Fe(OH)2↓4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3顯色法(加KSCN溶液)現象顯紅色(常用方法)無明顯現象，再加氯水顯紅色離子方程式Fe3++3SCN-=Fe(SCN)32Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-Fe3++3SCN-=Fe(SCN)3氧化法(加酸性KMnO4溶液)無明顯現象紫紅色褪去注意：利用酸性KMnO4溶液檢驗溶液中的Fe2+時，溶液中不能含有Cl-等還原性離子，其原因是Cl-等還原性離子也能使酸性KMnO4溶液褪色。10、“鐵三角”的認知模型:①單質鐵中Fe元素顯0價，處于最低價，故Fe只有還原性。③③Fe3+中Fe元素顯+3價，處于高價態，一般表現氧化性，可被弱還原劑(Cu等)還原為Fe2+，可被強還原劑(Al、CO等)還原為Fe。②Fe2+中Fe元素顯+2價，處于中間價態，故Fe2+既有氧化性又有還原性，以還原性為主。含有Fe3＋的溶液呈黃色，Fe3＋處于鐵的高價態，遇Fe、Cu、HI、H2S等均表現氧化性。（1）Fe3＋與S2－、I－、HS－、SO32－等具有較強還原性的離子不能大量共存。（2）Fe3＋可腐蝕印刷電路板上的銅箔，反應的離子方程式為Cu＋2Fe3＋===Cu2＋＋2Fe2＋。三、亞鐵鹽11、Fe2+的檢驗：先加入KSCN溶液，無明顯現象，再加氯水，溶液變紅色。【易錯提醒】鑒別Fe2+時，不能先加氯水，再加KSCN溶液，原因是無法排除亞鐵離子的干擾。12、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、NO3-(H＋)等均表現還原性。Fe2＋的酸性溶液與H2O2反應的離子方程式：2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O。四、合金13、金屬材料包括純金屬和它們的合金，日常使用的金屬材料，大多數屬于合金。14、合金的概念：由純金屬(或金屬與非金屬)制得的金屬材料。15、合金的一般性質（1）硬度：合金的硬度及機械加工性能一般高于各成分金屬。（2）熔點：合金的熔點一般低于各成分金屬。16、鐵合金：生鐵和鋼是含碳量不同的兩種鐵碳合金。17、鋁與氧化鋁(鋁是地殼中含量最多的金屬元素)（1）Al與O2反應：常溫下能與空氣中的O2發生反應，表面形成一層致密的氧化鋁薄膜。其反應方程式為：4Al＋3O2===2Al2O3。（2）Al、Al2O3與酸反應Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O，2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑。（3）Al、Al2O3與強堿的反應（4）兩性氧化物：既能與酸反應生成鹽和水，又能與堿反應生成鹽和水的氧化物叫做兩性氧化物，如Al2O3。18、氫氧化鋁（1）物理性質：Al(OH)3是白色固體，幾乎不溶于水，但能凝聚水中的懸浮物，并能吸附色素。（2）化學性質①Al(OH)3是典型兩性氫氧化物，在強酸與強堿溶液里都能溶解。a．與強酸反應：Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2Ob．與強堿反應：Al(OH)3＋OH－===Al(OH)4－②氫氧化鋁的熱穩定性：Al(OH)3的熱穩定性較差，將Al(OH)3加熱后，可分解為Al2O3和H2O。2Al(OH)3eq\o(==,\s\up9(△))Al2O3＋3H2O（3）主要用途：用于汽車、飛機、火箭、船舶制造及建筑用門窗，工業上廣泛使用，使用量僅次于鋼。《第四章物質結構元素周期律》回看索引P86：質量數（A）=質子數（Z）+中子數（N）P87：原子核外電子排布規律P88：科學史話——原子結構模型的演變P88：原子序數P90：注解②原子符號的表示方法。P90-91：核素、同位素一種核素就是一種原子，氫元素有三種核素，這三種核素互稱同位素。P10最后一自然段，考古時用146C測定一些文物的年代。21H、31H用于制造氫彈。P92：科學史話——元素周期表的發展P93：金屬的原子半徑指固態金屬單質中2個相鄰原子核間距離的一半P94：探究——堿金屬化學性質的比較鋰與O2生成Li2O，鈉生成Na2O和Na2O2，越活潑產物越復雜。仔細觀察泥三角，三角架，坩堝。=1\*ROMANIA（堿金屬）族從上到下，金屬性越來越強，單質的還原性越來越強，跟水或酸反應越來越容易，最高價氧化物水化物的堿性越來越強。P95：表4-2堿金屬單質的主要物理性質P95：判斷元素的金屬性強弱的依據P96：表4-3鹵素單質的主要物理性質P97：表4-4鹵素單質與氫氣的反應P97：判斷元素的非金屬強弱的依據P98：實驗4-1鹵素單質建的置換=7\*ROMANVIIA（鹵素）族從上到下，非金屬性越來越弱，單質的氧化性越來越弱，跟H2反應越來越難，氫化物（HX）的穩定性越來越弱，最高價氧化物對應水化物（HXO4）的酸性越來越弱。鹵素中的F無正價。F2能置換水H2O中的氧（2F2+2H2O=4HF+O2）。P100：T3P101：稀有氣體元素的原子半徑測定與相鄰非金屬元素的測定依據不同P103：探究——第三周期元素性質的遞變鎂與冷水反應緩慢，與沸水迅速反應，鋁與沸水不反應。三周期中鈉、鎂、鋁從左到右，金屬性越來越弱，單質的還原性越來越弱，跟水或酸反應越來越難，最高價氧化物水化物的堿性越來越弱[NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3]。硅、磷、硫、氯從左到右非金屬性越來越強，單質的氧化性越來越強，跟H2反應越來越容易，氫化物的穩定性越來越強（SiH4<PH3<H2S<HCl），最高價氧化物對應水化物的酸性越來越（H2SiO3<H3PO4<H2SO4<HClO4）。P104：元素周期律P104：圖4-13元素金屬性和非金屬性的遞變P105：第三自然段。在周期表中金屬與非金屬的分界外，可以找到半導體材料。在過渡元素中尋找催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料。通常制造的農藥，所含有的氟、氯、硫、磷等在周期表中的位置靠近，在一定的區域內。P105：科學史話——門捷列夫的預言P105：注解①價電子P106：T6、T8P107：資料卡片——電子式P107：離子鍵、離子化合物、用電子式表示離子化合物的形成過程P108：共價鍵、共價化合物、用電子式表示共價化合物的形成過程=1\*GB3①含離子鍵的化合物肯定是離子化合物，離子化合物中一定含有離子鍵，也可能含有共價鍵，如NaOH。=2\*GB3②金屬元素和非金屬元素的原子可以形成共價鍵(AlCl3)，非金屬元素原子之間可以形成離子鍵(NH4Cl等銨鹽)。P109：極性鍵、非極性鍵P109：負電性、正電性P109：化學鍵、化學反應的本質是舊化學鍵斷裂和新化學鍵形成的過程P110：資料卡片——分子間作用力P113：T4、T5P115：實驗活動3——同周期、同主族元素性質的遞變P116：附錄Ⅰ——實驗室突發事件的應對措施和常見廢棄物的處理方法P117-118：附錄II——常見危險化學品的標志，主要知道常見物質的性質與標志相對應。如酒精為易燃液體、高錳酸鉀為氧化劑、濃硫酸為腐蝕品、KCN為劇毒品。P120：附錄IV——部分酸、堿和鹽的溶解性表《第四章物質結構元素周期律》重點知識總結一、原子構成1、構成原子的微粒及作用（1）構成原子的微粒：原子是由居于原子中心的帶正電的原子核和核外帶負電的核外電子構成的。原子核由質子和中子構成。（2）構成原子的微粒的作用原子(eq\o\al(A,Z)X)eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(原子核\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(質子Z個——決定元素的種類,中子[A－Z個]\f(在質子數確定后,決定原子種類)同位素)),核外電子Z個——最外層電子數決定元素的化學性質))2、質量數：（1）概念：將原子核內所有質子和中子的相對質量取近似整數值相加，所得的數值叫做質量數，常用A表示。（2）構成原子的粒子間的關系①原子中：質子數(Z)＝核電荷數＝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－陽離子所帶的電荷數；④陰離子的核外電子數＝質子數＋陰離子所帶的電荷數。（3）原子構成的表示方法：用eq\o\al(A,Z)X表示，A表示質量數，Z表示核電荷數。【特別提醒】①并不是所有的原子都是由質子、中子和電子構成，如eq\o\al(1,1)H原子核內無中子。②在原子中，質子數一定等于核外電子數，但不一定等于中子數。如eq\o(\s\up11(35),\s\do4(17))Cl中的質子數為17，中子數為18。3、微粒符號周圍數字的含義二、核外電子排布4、電子層：在含有多個電子的原子里，電子分別在能量不同的區域內運動。我們把不同的區域簡化為不連續的殼層，也稱作電子層。如圖為電子層模型示意圖：5、不同電子層的表示及能量關系各電子層由內到外電子層數1234567字母代號KLMNOPQ離核遠近由近到遠能量高低由低到高6、核外電子排布規律核電荷數元素名稱元素符號各電子層的電子數KLMNOP2氦He210氖Ne2818氬Ar28836氪Kr2818854氙Xe281818886氡Rn281832188（1）能量規律：離核由近到遠，電子能量由低到高，電子一般總是先從內層排起，當一層充滿后再填充下一層。（2）數量規律①原子核外各電子層最多容納2n2個電子。②原子最外層電子數不能超過8(K層為最外層時不能超過2)，次外層電子數不能超過18，倒數第三層電子數不能超過32。③次外層最多能容納的電子數不超過18個。【特別提醒】①核外電子排布的規律是相互聯系的，不能孤立地理解，如當M層不是最外層時，最多可排18個電子，而當它是最外層時，最多排8個電子。②核外電子排布的規律是互相聯系的，不能孤立地理解。如鈣原子由于受最外層電子數不超過8個的限制，其原子結構示意圖為而不是。7、核外電子排布的表示方法——原子結構示意圖（1）原子結構示意圖①用小圓圈和圓圈內的符號及數字表示原子核和核電荷數。如鈉的原子結構示意圖：②用弧線表示電子層。③弧線上的數字表示該電子層上的電子數。④原子結構示意圖中，核內質子數＝核外電子數。（2）離子結構示意圖①金屬元素原子失去最外層所有電子變為離子時，電子層數減少一層。如Mgeq\o(→,\s\up7(－2e－))Mg2＋②非金屬元素的原子得電子形成簡單離子時，電子層數不變。如Feq\o(→,\s\up7(＋e－))F－8、核外電子排布與元素性質的關系①金屬元素原子的最外層電子數一般小于4，較易失去電子，形成陽離子，表現出還原性，在化合物中顯正化合價。②非金屬元素原子的最外層電子數一般大于或等于4，較易得到電子，活潑非金屬原子易形成陰離子，表現出氧化性，在化合物中主要顯負化合價。③稀有氣體元素的原子最外層為8電子(氦為2電子)穩定結構，不易失去或得到電子，通常表現為0價。9、1～18號元素原子結構的特殊關系特殊關系對應元素最外層電子數等于次外層電子數的一半Li、Si最外層電子數等于次外層電子數Be、Ar最外層電子數等于次外層電子數的2倍C最外層電子數等于次外層電子數的3倍O最外層電子數等于次外層電子數的4倍Ne最外層電子數等于電子層數H、Be、Al最外層有1個電子H、Li、Na最外層有2個電子He、Be、Mg10、常見“10電子”“18電子”微粒①“10電子”的微粒：分子離子一核10電子NeN3－、O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋二核10電子HFOH－三核10電子H2ONHeq\o\al(－,2)四核10電子NH3H3O＋五核10電子CH4NHeq\o\al(＋,4)②常見的“18電子”的微粒：分子陽離子陰離子Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4K＋、Ca2＋P3－、S2－、HS－、Cl－③其他等電子數的粒子a.“2電子”的粒子：He、H－、Li＋、Be2＋、H2。b.“9電子”的粒子：—F、—OH、—NH2。c.“14電子”的粒子：Si、N2、CO、CN－。d.“16電子”的粒子：S、O2。④質子數及核外電子總數均相等的粒子a.Na＋、NHeq\o\al(＋,4)、H3O＋；b.HS－、Cl－；c.F－、OH－、NHeq\o\al(－,2)；d.N2、CO等。三、元素周期表的概念11、元素周期表的概念：元素周期表是一種將所有已知的化學元素按照原子序數和電子排布排列的表格，它能夠反映出元素的周期性規律和族性特征。12、原子序數：（1）定義：按照元素在周期表中的順序給元素編號，稱之為原子序數，原子序數＝核電荷數＝質子數＝核外電子數。（2）元素周期表中原子序數的有關規律①同主族、鄰周期元素的原子序數差：a.元素周期表中左側元素(ⅠA、ⅡA族)：同主族相鄰兩元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素種類數目；b.元素周期表中右側元素(ⅢA～ⅦA族)：同主族相鄰兩元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素種類數目。②同周期的ⅡA和ⅢA的原子序數差可能為1，11，25。③應用關系：a．電子層數＝周期序數。b．質子數＝原子序數。c．最外層電子數＝主族序數。d．主族元素的最高正價＝最外層電子數。最低負價＝－|8－最外層電子數|。13、編排原則（1）周期：把電子層數相同的元素，按原子序數遞增的順序，從左至右排成的橫行。（2）族：把最外層電子數相同的元素，按電子層數遞增的順序，從上至下排成的縱行。四、周期表的結構14、周期（1）概念：元素周期表每一個橫行，叫做一個周期，共7個周期，除第一周期外，其余各周期均從堿金屬開始過渡到鹵素，最后以稀有氣體元素結束。（2）與原子結構的關系：周期序數＝電子層數。（3）分類：①短周期：包括第1、2、3周期，分別有2、8、8種元素。②長周期：包括第4、5、6、7周期，分別有18、18、32、32種元素。15、族:周期表中有十八個縱行，但第8、9、10三個縱行為一族，所以共十六個族。7個主族，7個副族，1個第Ⅷ族，1個0族。（1）周期表中族的特點和劃分個數元素周期表中有18個縱列，共有16個族特點主族元素的族序數＝最外層電子數分類主族共有7個，包括ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA副族共有8個，包括ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB，第Ⅷ族，第Ⅷ族包括第8、9、10三個縱列0族占據元素周期表的第18縱行，最外層電子數為8(He是2)（2）常見族的特別名稱族別名第ⅠA族(除氫外)堿金屬元素第ⅦA族鹵族元素0族稀有氣體元素16、過渡元素（1）元素周期表中部從第IIIB族第IIB族10個縱列共六十多種元素，過渡元素都是金屬元素。（2）過渡元素——鑭系與錒系①鑭系元素：元素周期表第六周期中，57號元素鑭到71號元素镥共15種元素。②錒系元素：元素周期表第七周期中，89號元素錒到103號元素鐒共15種元素。17、元素周期表中方格里的符號的意義【易混易錯提醒】（1）主族和副族的區分：主族是由長周期元素和短周期元素共同構成的族，但由長周期和短周期構成的族也不一定是主族元素，如0族元素。只由長周期元素構成的族為副族和第Ⅷ族。（2）最外層只有1個電子的元素，不一定是lA族元素、可能是副族元素，如Cu，也不一定是金屬元素，如H.最外層電子數有2個電子的元素不一定是主族元素，如He、Fe等。最外層電子是3~7個電子的元素一定是主族元素。（3）過渡元素：元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族為過渡元素，這些元素都是金屬元素，所以又稱它們為過渡金屬。（4）鑭系元素：元素周期表第六周期第ⅢB族中，從57號元素鑭到71號元素镥共有15種元素，統稱為鑭系元素，它們的化學性質相似。（5）錒系元素：元素周期表第七周期第ⅢB族中，從89號元素錒到103號元素鐒共有15種元素，統稱為錒系元素，它們的化學性質相似。（6）113～118號元素的中文名稱依次為、、鏌、、、。18、元素在周期表中的位置與原子結構的相互推斷（1）元素的位置與原子結構的關系（2）短周期元素原子結構與位置的關系①族序數等于周期序數的元素有H、Be、Al。②族序數是周期序數的2倍的元素有C、S。③族序數是周期序數的3倍的元素是O。④周期序數是族序數的2倍的元素是Li。⑤周期序數是族序數的3倍的元素是Na。19、由元素的原子序數推斷元素在周期表中的位置——常用0族元素定位法：（1）明確0族元素信息0族元素HeNeArKrXeRnOg所在周期序數1234567原子序數21018365486118（2）比大小定周期：比較該元素的原子序數與0族元素的原子序數大小，找出與其相鄰近的0族元素，那么該元素就和序數大的0族元素處于同一周期。（3）求差值定族數：若某元素原子序數比相應的0族元素多1或2，則該元素應處在該0族元素所在周期的下一個周期的ⅠA族或ⅡA族。五、元素、核素、同位素20、概念：①元素：具有相同質子數(核電荷數)的一類原子的總稱，一種元素可有多種核素。②核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子叫做核素，表示方法eq\o\al(A,Z)X。③同位素:質子數相同而中子數不同的同一元素的不同核素互稱為同位素（即同一元素的不同核素互稱為同位素）。21、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。22、同位素的特征①“同位”指的是在同期表中的位置相同（核外電子排布一樣）②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。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數(豐度)一般不變。23、氫元素的三種核素eq\o\al(1,1)H：名稱為氕，不含中子；eq\o\al(2,1)H：用字母D表示，名稱為氘或重氫；eq\o\al(3,1)H：用字母T表示，名稱為氚或超重氫。24、幾種重要核素的用途核素eq\o\al(235,92)Ueq\o\al(14,6)Ceq\o\al(2,1)Heq\o\al(3,1)Heq\o\al(18,8)O用途核燃料用于考古斷代制氫彈示蹤原子【特別提醒】①核素界定的是一種原子，它由質子數和中子數共同確定，即原子核內質子數相同、中子數也相同的原子才是同一種核素。如eq\o\al(1,1)H、eq\o\al(2,1)H、eq\o\al(3,1)H、eq\o\al(12,6)C、eq\o\al(13,6)C、eq\o\al(14,6)C各為一種核素。②除少數元素只有一種核素外，大多數元素有多種核素，即一種元素可以有多種核素，因此核素種數多于元素種數。③在辨析同位素和同素異形體時，通常只根據二者研究的范疇不同即可作出判斷。六、四種相對原子質量25、原子(即核素)的相對原子質量：一個原子(即核素)的質量與一個12C質量的eq\f(1,12)的比值。一種元素有幾種同位素，就有幾種不同核素的相對原子質量。26、元素的相對原子質量：是根據該元素各種天然同位素的相對原子質量按該元素各種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、核素的近似相對原子質量＝該核素的質量數。28、元素的近似相對原子質量：是根據該元素各種天然同位素的質量數按該元素各種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、常見的核反應方程①盧瑟福發現質子：eq\o\al(14,7)N＋eq\o\al(4,2)He→eq