2025-2026学年高一上学期化学人教版必修第一册 基础知识点

该高中化学知识清单系统梳理了高一上学期核心内容，涵盖物质分类及转化、离子反应、氧化还原反应、钠氯铁铝等元素化合物、原子结构与化学键、元素周期表与周期律六大知识范畴，搭建从基础概念到反应规律再到物质应用的递进式学习架构。 清单采用“考点分级+对比表格+易错提醒”整合知识体系，如用表格对比碳酸钠与碳酸氢钠性质，“★”标注氧化物分类等重难点，培养化学观念与科学思维。设计“离子方程式书写步骤”“实验装置分析模板”等工具，不同学生可高效掌握，教师可据此精准教学，提升复习针对性与课堂实效。

高一上学期化学基础知识点 专题01 物质的分类及转化 考点01 物质的分类 考点02 分散系 胶体 考点03 酸、碱、盐、氧化物的性质 考点04 物质的转化关系 ▉考点01 物质的分类 一、元素、物质及微粒 1．元素的存在形态： ①游离态 元素以 单质　形式存在的状态。 ②化合态 元素以 化合物 　形式存在的状态。 2．元素、微粒及物质间的关系图 ①宏观上 物质由 元素　组成 ②微观上 物质由 分子　、 原子　或 离子　构成。 3．同素异形体 同素异形体 定义 同种元素形成的不同单质。如：金刚石与石墨；O2与O3；白磷与红磷； 形成方式 ①分子中原子个数不同 ②原子排列方式不同 性质差异 物理性质不同；化学性质相似。 转化 属于化学变化 二、物质的分类 1．分类的定义：把事物按照 事先设定的标准　进行归类分组的一种方法。 2．物质的分类方法 ①交叉分类法 根据不同的分类标准对同一事物进行分类的一种分类方法。如： ②树状分类法 简单地说，是将被分类对象按照从属关系逐级进行(不同层次)分类的一种分类方法，其陈列式的形状像树。 A．明确分类标准是对物质正确树状分类的关键 B．树状分类法在无机化合物分类中的应用 3．氧化物的分类 （1）非金属氧化物和氧化物性质的关系 ①大多数非金属氧化物是酸性氧化物，CO、NO、NO2除外 ②非金属氧化物一定不是碱性氧化物 （2）金属氧化物和氧化物性质的关系 ①大多数金属氧化物是碱性氧化物，Na2O2、Al2O3除外 ②少数金属氧化物是酸性氧化物：如Mn2O7（HMnO4的酸酐） ③少数金属氧化物是两性氧化物，如Al2O3 ④碱性氧化物一定是金属氧化物 ★易错提醒 ①金属氧化物不一定是碱性氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物，Al2O3是两性氧化物。 ②非金属氧化物不一定是酸性氧化物，如NO、CO是不成盐氧化物。 ③酸性氧化物不一定是非金属氧化物，如Mn2O7是金属氧化物。 ④碱性氧化物都是金属氧化物。 ⑤酸性氧化物、碱性氧化物不一定能与水反应生成相应的酸或碱，如SiO2、Fe2O3都不溶于水，也不与水反应。 ⑥与碱反应生成盐和水的氧化物不一定是酸性氧化物，如2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O，NO2不是酸性氧化物。 ⑦既能与酸反应又能与碱反应且均生成盐和水的氧化物为两性氧化物，如Al2O3。 ⑧只含一种元素的物质不一定是纯净物，如O2和O3组成的混合气体，金刚石和石墨等。 ▉考点02 分散系 胶体 一、分散系及分类 1．分散系： 把一种(或多种)物质分散在另一种(或多种)物质中所得到的体系。 分散质：分散系中 被分散　的物质； 分散剂：分散系中 容纳分散质　的物质。 常见分散系各自的分散质、分散剂，比较分散质、分散剂的存在状态。 分散系 分散质 分散剂 烟 微小尘埃(固) 空气(气) 雾 微小液滴(液) 空气(气) 碘酒 碘(固) 酒精(液) 食盐水 食盐(固) 水(液) 有色玻璃 金属氧化物(固) 玻璃(固) 2．分散系的分类 (1)依据分散质和分散剂的状态，用交叉分类法对分散系进行分类，分散系可分为9类，如图所示： (2)依据分散质粒子的直径大小，分散系可分为三类。 图示： 3．三类分散系的比较 分散系 溶液 胶体 浊液 分散质粒子的直径 <1 nm 1～100 nm >100 nm 分散质 粒子的种类 单个小分 子或离子 多分子(离子)集合体或高分子 巨大数目分子或离子集合体(固体小颗粒或小液滴) 性质 外观特征 均一、透明 均一、透明 不均一、不透明 稳定性 稳定 较稳定 不稳定 能否透过 滤纸 能 能 不能 能否透过 半透膜 能 不能 不能 实例 食盐水 豆浆 泥水 二、胶体的性质、制备及用途 1．制备Fe(OH)3胶体的实验 (1)操作图示 (2)制备过程： 将烧杯中的蒸馏水加热至沸腾，向沸水中逐滴加入5～6滴 FeCl3饱和溶液，继续煮沸至液体呈红褐色，停止加热，即制得Fe(OH)3胶体。 (3)化学方程式： FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl。 2．胶体的分类 按分散 剂状态 气溶胶 雾、云、烟 液溶胶 Fe(OH)3胶体、蛋白质溶液 固溶胶 烟水晶、有色玻璃 按分散质 粒子胶体 分散质粒子是很多小分子或离子的集合体，如Fe(OH)3胶体 分子胶体 分散质粒子是高分子化合物，如淀粉溶液、蛋白质溶液 3．胶体的性质及应用 丁达尔 效应 可见光束通过胶体时，会出现一条光亮的“通路”的现象(应用：鉴别溶液和胶体) 聚沉 胶体粒子聚集成较大颗粒，形成沉淀从分散剂里析出的过程。使胶体聚沉的方法：①加入电解质；②加入与胶粒带相反电荷的胶体；③加热(应用：三角洲的形成；明矾、铁盐溶液净水；盐卤制豆腐) 电泳 在电场作用下，胶体粒子在分散剂中作定向移动的现象。如带正电荷的Fe(OH)3胶体粒子向阴极移动(应用：工厂静电除尘) 渗析 胶体粒子不能透过半透膜，而溶液中的溶质分子或离子可以透过半透膜的现象(应用：除去胶体中的电解质) ★易错提醒 (1)胶体具有介稳性的主要原因是胶体粒子可以通过吸附带电粒子而带有电荷，且同种电荷相互排斥，不易聚集成较大的颗粒。 (2)胶体粒子的直径决定了胶体的性质，如因胶体粒子较大不能透过半透膜，可用渗析法提纯胶体。 (3)丁达尔效应是物理变化而不是化学变化。 (4)胶体不带电，胶体中的胶粒能够吸附体系中的带电粒子而使胶粒带电荷，但整个分散系仍呈电中性。 (5)胶体聚沉属于物理变化，如蛋白质的盐析就属于胶体聚沉现象。但蛋白质的变性不属于胶体的聚沉，此过程属于化学变化。 (6)不是所有胶体都有电泳现象，如淀粉胶体粒子不带电荷。有电泳现象的胶体是因为胶粒吸附带电的粒子而带电。 (7)书写制备Fe(OH)3胶体的化学方程式时，要注明“胶体”，不能用“↓”符号。 (8)Fe(OH)3胶体中的1个胶体粒子不是1个Fe(OH)3分子(粒子直径<1 nm)，而是很多个Fe(OH)3分子聚集在一起形成的粒子直径在1～100 nm的集合体。 ▉考点03 酸、碱、盐、氧化物的性质 一、酸、碱、盐的化学通性 1．酸的化学通性 酸 2．碱的化学通性 碱 3．盐的化学通性 盐 二、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 ★易错提醒 ①酸的元数是根据酸电离出H＋的个数，而不是分子中氢原子的个数，如CH3COOH是一元酸而不是四元酸。 ②误认为溶液呈酸性的物质一定是酸，溶液呈碱性的物质一定是碱。 ③误认为能与酸反应生成盐和水的氧化物就是碱性氧化物，如Na2O2不属于碱性氧化物。 ④能溶于水的含氧酸，对应的酸性氧化物一般能与H2O反应生成相应的含氧酸，如H2SO4：SO3＋H2O===H2SO4。 ⑤能溶于水的碱(NH3·H2O除外)，对应的碱性氧化物一般能与H2O反应生成相应的碱，如NaOH：Na2O＋H2O===2NaOH。 ⑥有盐和水生成的反应不一定是中和反应，如酸性氧化物与碱反应、碱性氧化物与酸反应均有盐和水生成，但不是中和反应。 ▉考点04 物质的转化关系 一、单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系 1．转化图示 ★易错提醒 ①上述转化关系并非包含所有反应，如H2、CO、C还原CuO或Fe2O3，CuSO4＋5H2O===CuSO4·5H2O等反应均未包含。 ②上述转化关系表示的是一般的共性，但学习时还要关注特殊性。例如，金属＋酸―→盐＋氢气，但铜与盐酸就不反应。 ③有盐和水生成的反应不一定是中和反应，如酸性氧化物与碱反应、碱性氧化物与酸反应均有盐和水生成，但不是中和反应。 2．金属单质及其化合物的转化： 金属单质碱性氧化物碱盐 如：NaNa2ONaOHNa2SO4 符合上述转化关系的常见金属有Na、K、Ca、Ba等，但Mg、Fe、Al、Cu不符合上述转化。 3．非金属单质及其化合物的转化： 非金属单质酸性氧化物酸盐 如：SSO2H2SO3Na2SO3 符合上述转化关系的常见非金属有C、S等，但Si等不符合上述转化。 4．特殊转化： ABC 如：Na2CO3NaHCO3CO2 ABC 如：CO2NaHCO3Na2CO3 二、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。 ★易错提醒 （1）金属与浓、稀硝酸反应均不生成氢气，而是生成氮氧化物。 （2）金属+酸=盐+氢气，这里的“金属”是指氢前的活泼金属，但氢后的不活泼金属，如铜与盐酸就不反应。 （3）钾、钙、钠等特别活泼金属不能从盐溶液中置换出比它们活泼性弱的金属。 （4）酸（碱）性氧化物与水发生化合反应，对产物要求：生成可溶性的酸或碱，Al2O3、Fe2O3、CuO、SiO2不能和水反应。 （5）Fe与H+(非氧化性酸)、Cu2+、S、I2反应不能直接生成Fe3+。 三、无机基本反应类型 1．化合反应：A＋B＋……―→C； 2．分解反应：A―→B＋C＋……； 3．置换反应：A＋BC―→AC＋B； 4．复分解反应：AB＋CD―→AD＋CB。 ★易错提醒 ①常见的置换反应有a.金属与酸、盐的置换反应；b.H2还原某些金属氧化物(如CuO)；c.碳与H2O(g)反应制取水煤气等。 ②复分解反应一般是酸、碱、盐之间的反应。 四、不能一步实现的反应 1．不能一步生成的氧化物 ①H2S（或S）不能一步转化为SO3 ②N2（或NH3）不能一步转化为NO2 ③Fe（OH）2不能一步生成Fe2O3 ④Fe不能一步生成Fe2O3 2．不能一步生成的酸或碱：难溶性酸或碱 ①可溶性碱：KOH、NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2和NH3·H2O ②Fe2O3、Al2O3、CuO与水不能反应生成相应的碱 ③SiO2不能与水一步反应生成H2SiO3 3．不能一步生成的硫化物或氯化物 ①Cu和S反应不能生成CuS ②Fe和Cl2反应不能生成FeCl2 ③Fe和I2反应不能生成FeI3 4．电解法制备物质 ①不能用电解熔融的AlCl3制备金属铝 ②不能用电解熔融的MgO或MgCl2溶液制备金属镁 ③不能用电解NaCl溶液制备金属钠 专题02 离子反应 考点01 电解质和非电解质 考点02 电解质溶液或熔融电解质导电的原因 考点03 从电离的角度认识酸、碱、盐 考点04 电离方程式的书写 考点05 离子反应发生的条件和本质 考点06 离子方程式的书写及正误判断 考点07 离子共存判断 考点08 离子检验 考点09 离子推断 ▉考点01 电解质和非电解质 1．电解质及其分类 【答案】①水溶液　②熔融　③电离　④强电解质　⑤弱电解质　⑥强酸　⑦强碱　⑧弱酸　⑨弱碱 2．电解质和非电解质的比较 电解质 非电解质 概念 在水溶液或熔融状态下能导电的 化合物 在水溶液和熔融状态下均不能导电的化合物 关键词 “或、化合物” “和、化合物” 满足条件 导电 不导电 实质 自身电离出离子 自身不能电离出离子 注意 用“自身”能否电离可确定是否为电解质 物质类别 酸、碱、盐、水、金属氧化物 非金属氧化物、氨气、绝大多数有机物 3．电解质的种类 种类 导电条件 酸 水溶液中 碱 水溶液中(难溶物除外)或熔融状态下(NH3·H2O除外) 盐 水溶液中(难溶物除外)或熔融状态下 金属氧化物 熔融状态下 水 液态 4．判断物质是是否电解质(或强、弱电解质)的解答思路 ★易错提醒 (1)不是电解质的物质不一定是非电解质 电解质和非电解质的基本前提是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。 (2)电解质不一定同时具备以下两个条件 ①在水溶液里能导电； ②在熔融状态下能导电。 化合物只要具备其中一个条件即为电解质。如HCl在熔融状态时不导电，但在水溶液里能导电，所以HCl属于电解质。 (3)电解质不一定能导电，如固态NaCl、液态HCl等；能导电的物质不一定是电解质。 ①Fe、Cu等金属在熔融状态下也能够导电，但它们都是单质，不是电解质； ②稀盐酸能导电，但不能说稀盐酸是电解质，应该说HCl是电解质，因为稀盐酸是混合物。 (4)难溶性的物质不一定不是电解质 BaSO4、CaCO3等难溶于水的盐，其水溶液的导电能力也很弱，但熔融状态下导电，因而它们属于电解质。 (5)电解质和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；如Cu、NaCl溶液。 (6)电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物。有些化合物的水溶液虽然能导电，但溶液中导电的离子不是其自身电离产生的，故这些化合物不属于电解质，而属于非电解质，如CO2、SO2、NH3、SO3等为非电解质。它们与水反应生成的产物H2CO3、H2SO3、NH3·H2O、H2SO4自身能电离，是电解质。 ▉考点02 电解质溶液或熔融电解质导电的原因 1．以NaCl为例： 电解质阴、阳离子定向移动―→导电 (1)干燥的NaCl固体 不 导电。NaCl属于电解质，固体中含有带电微粒Na＋、Cl－，但这些离子 不能 自由移动，故氯化钠固体不 导电。 (2)电解质导电必须具备的条件：有 自由移动 的离子。 (3)NaCl固体溶于水时，在 水分子 的作用下，Na＋、Cl－进入水中，形成了能够 自由移动 的带电粒子，故NaCl溶液 可 导电。 (4)氯化钠固体受热熔化时，离子的运动随__温度升高__而加快，克服了离子间的相互作用，产生了能够自由移动的 Na＋ 和 Cl－ ，故熔融NaCl也能导电。 比较项目 NaCl固体 NaCl溶液 熔融NaCl 宏观 不导电 导电 导电 微观 含有微粒及能否自由移动 Na＋、Cl－ 水合钠离子、水合氯离子 Na＋、Cl－ 不能自由移动 能自由移动 原因 带相反电荷的离子间的相互作用，Na＋和Cl－按一定规则紧密地排列 在水分子作用下，Na＋、Cl－脱离NaCl固体的表面，进入水中，成为能够自由移动的水合钠离子和水合氯离子 受热熔化时，离子运动随温度升高而加快，克服了离子间的相互作用 2．电解质溶液的导电原理 ①电解质电离出的阴、阳离子在外加电场的作用下，发生定向移动实现导电过程，一般情况下，自由移动离子的浓度越大，所带的电荷数越多，电解质溶液的导电能力越强。 ②同一温度下，强电解质溶液(a)、弱电解质溶液(b)、金属导体(c)的导电能力相同，若升高温度，它们的导电能力大小顺序为b>a>c。 3．电解质溶液的导电能力 (1)电解质溶液的导电能力与单位体积内电解质电离的离子数目及相应离子所带电荷多少有关，单位体积内电解质电离的离子数目越大，相应离子所带电荷越多，导电能力越强。 (2)判断电解质是否导电，关键要看电解质是否发生电离产生了自由移动的离子，还要看单位体积内电解质电离的离子数目的多少，如CaCO3在水中的溶解度很小，故认为其水溶液导电能力很弱。 4．外加电解质对原电解质溶液导电能力的影响 (1)若未发生离子反应，则导电能力增强。如NaCl溶液中加入KNO3固体，导电能力增强。 (2)若发生离子反应，则根据溶液中离子浓度和所带电荷数目的变化来判断导电能力的变化。 ①如100 mL 0.1 mol·l－1 HCl溶液中加入0.005 mol KOH(s) Cl－浓度不变，K＋代替了部分H＋，导电能力不变。 ②若加入0.1 mol KOH(s)二者反应生成强电解质KCl，但KOH过量，溶液导电能力增强。 ③稀氨水中加入少量冰醋酸，溶液的导电能力增强，因为它们相互反应，生成强电解质CH3COONH4。 ④向100 mL 0.1 mol·L－1 Ba(OH)2溶液中逐渐加入0.005 mol CuSO4(s)，由于两者反应生成BaSO4沉淀和Cu(OH)2沉淀，溶液的导电能力减弱。 ▉考点03 从电离的角度认识酸、碱、盐 1．酸 （1）定义：电离时生成的阳离子全部是__H＋__的化合物是酸。 （2）实例。 2．碱 （1）定义：电离时生成的阴离子全部是__OH－__的化合物是碱。 （2）实例。 3．盐 （1）定义：电离时生成金属阳离子(或铵根离子)和__酸根阴离子__ 的化合物是盐。 （2）实例。 （3）常见盐的分类 ①正盐：NaCl、K2SO4； ②酸式盐：NaHCO3、NaHSO4 ③碱式盐：Cu2(OH)2CO3 ④复盐：KAl(SO4)2`·12H2O ▉考点04电离方程式的书写 电离方程式书写的思维流程 1．强电解质：完全电离，用“===”连接。 2．弱电解质：部分电离，用“” 连接。 （1）多元弱酸(如H2CO3、H2SO3、H2S等均为二元弱酸)分步电离，且电离程度逐步减弱，酸性由 第一步电离决定， 如H2CO3的电离方程式为 H2CO3H＋＋HCO 、 HCOH＋＋CO 。 （2）多元弱碱[如Cu(OH)2、Mg(OH)2、Fe(OH)3等]分步电离，但一步写出， 如Fe(OH)3的电离方程式为 Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－ 。 （3）酸式盐的电离：多元强酸酸式盐与多元弱酸酸式盐的阴离子电离方式不同， 如NaHSO4溶于水中： NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO ， 在熔融状态下： NaHSO4===Na＋＋HSO ； NaHCO3溶于水中： NaHCO3===Na＋＋HCO ， HCO H＋＋CO 。 3．书写电离方程式的注意要点： （1）方程式左边书写化学式，表示电解质还未电离时的状态；右边书写离子符号，表示电解质电离产生的离子。 （2）原子与电荷必须要守恒 （3）原子团不能拆开写 （4）构成物质的原子或原子团的个数在书写成离子时为系数 （5）强电解质的电离写“==”，弱电解质的电离写“” （6）书写电离方程式必须以事实为依据，不能主观臆造。 ▉考点05 离子反应发生的条件和本质 离子反应 概念 有离子参加或有离子生成的反应 本质 溶液中某些离子的种类或浓度改变。 离子反应的类型 复分解反应型 在溶液中离子间发生互换生成沉淀、气体或难电离物质（水、弱酸、弱碱） Ag++Cl－AgCl↓ CO32－+2H+H2O+CO2↑ NH4++OH－NH3·H2O 盐类水解反应型 在溶液中盐电离出的离子与水电离出的H+或OH－结合生成弱电解质 Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+ SO32－+H2OHSO3－+OH－ 络合反应型 离子间通过配位键结合成络合物（或配合物）或络离子 Fe3++3SCN－Fe(SCN)3 Cu2++4NH3·H2OCu(NH3)42++4H2O 氧化还原反应型 离子或物质间发生电子转移生成新的离子或物质 Fe+Cu2+Fe2++Cu 2Fe2++2H++H2O22Fe3++2H2O 电化学反应型 实质为氧化还原反应，但需要添加电解或通电条件 2Cl－+2H2O2OH－+Cl2↑+H2↑ 2Cu2++2H2O2Cu+O2↑+4H+ ▉考点06 离子方程式的书写及正误判断 一、离子方程式 （1）定义：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。 （2）离子方程式的意义 ①表示某一个具体的化学反应 ②表示同一类型的离子反应，揭示了这类化学反应的本质。 （3）离子方程式的书写步骤(以CaCO3与盐酸的反应为例) 二、书写离子方程式时电解质的“拆”分原则 (1)易溶的强电解质(强酸、强碱、大多数可溶性盐)写离子形式。 ①常见的强酸、弱酸 强酸 HNO3、H2SO4、HClO4、HCl、HBr、HI 弱酸 H2CO3、H2SiO3、CH3COOH、H2C2O4、HClO、HF、H2S、H2SO3 [注意]　浓盐酸、浓硝酸在离子方程式中可拆，浓硫酸一般不拆。 ②常见的强碱、弱碱 强碱 NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2 弱碱 NH3·H2O、Mg(OH)2、Fe(OH)3 ③酸式盐 a.强酸的酸式酸根离子(如HSO)在水溶液中写成拆分形式，如NaHSO4应写成Na＋、H＋和SO；而在熔融状态下HSO不能拆开，应写成Na＋和HSO； b.弱酸的酸式酸根离子不能拆开，如HCO、HS－、HSO等。 (2)固体之间的反应、浓硫酸(或浓磷酸)与固体之间的反应，不能电离出自由移动的离子，所以不写离子方程式。如：Ca(OH)2(s)＋2NH4Cl(s)CaCl2(s)＋2NH3↑＋2H2O↑ 三、与量有关离子方程式的书写 1．反应连续型离子方程式书写 (1)反应特点：反应生成的离子因又能与过量的反应物继续反应而导致其离子方程式与用量有关。 (2)书写技巧：首先分析判断出物质过量与否，再根据原理书写。 (3)可溶性多元弱酸(或其酸酐)与碱溶液反应。如SO2通入NaOH溶液中： 碱过量：SO2＋2OH－===SO＋H2O； 碱不足：SO2＋OH－===HSO 2．反应先后型离子方程式书写 (1)反应特点：某种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟另一种反应物的组成离子反应，但因反应顺序不同而跟用量有关，又称为竞争型。 (2)书写技巧：依据“竞争反应，强者优先”的规律，解决离子反应的先后顺序问题，解答时先确定出反应先后的离子，再分步书写出离子方程式。 (3)NH4HSO4溶液与NaOH溶液的反应： NaOH不足：H＋＋OH－===H2O　； NaOH过量：NH＋H＋＋2OH－===NH3·H2O＋H2O。 3．物质配比型离子方程式书写 书写技巧：“少定多变”法，又称“定1法”。 “定1法”书写酸式盐与碱反应的离子方程式 (1)将少量物质定为“1 mol”，若少量物质有两种或两种以上离子参加反应，则参加反应离子的物质的量之比与物质组成之比相符。 (2)依据少量物质中离子的物质的量，确定过量物质中实际参加反应的离子的物质的量。 (3)依据“先中和后沉淀”的思路书写。 如少量NaHCO3与足量Ca(OH)2溶液的反应： “少定”——即定HCO的物质的量为1 mol。 “多变”——1 mol HCO能与1 mol OH－发生反应，得到1 mol H2O 和1 mol CO，1 mol CO再与1 mol Ca2＋结合生成CaCO3沉淀。离子方程式为HCO＋Ca2＋＋OH－===CaCO3↓＋H2O。 (4)Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液反应 Ca(HCO3)2不足：Ca2＋＋2OH－＋2HCO===CaCO3↓＋CO＋2H2O　； Ca(HCO3)2过量：HCO＋OH－＋Ca2＋===CaCO3↓＋H2O。 　 四、离子方程式正误判断 1．离子方程式正误判断的思维流程 设错方式 示例 正解 错写生成物 稀硫酸与铁反应：2Fe＋6H＋＝2Fe3＋＋3H2↑ Fe＋2H＋＝Fe2＋＋H2↑ 错拆物质 盐酸与氨水反应：H＋＋OH－＝H2O H＋＋NH3·H2O＝NH＋H2O 电荷不守恒 铜与硝酸银反应：Cu＋Ag＋＝Cu2＋＋Ag Cu＋2Ag＋＝Cu2＋＋2Ag 漏写反应 硫酸铁与氢氧化钡：SO42－＋Ba2＋＝BaSO4↓ 2Fe3＋＋3SO42－＋3Ba2＋＋6OH－ ＝3BaSO4↓＋2Fe(OH)3↓ 错约计量数 硫酸与氢氧化钡： H＋＋SO42－＋Ba2＋＋OH－＝BaSO4↓＋H2O 2H＋＋SO42－＋Ba2＋＋2OH－ ＝BaSO4↓＋2H2O 反应物的用量 过量CO2通入澄清石灰水： CO2＋Ca2＋＋2OH－＝CaCO3↓＋H2O CO2＋OH－＝HCO3－ 2．离子方程式的正误判断“七查” (1)“一查”是否符合客观事实。 如2Fe+6H+2Fe3++3H2↑是错误的,因为H+不能把Fe氧化成Fe3+,而只能氧化成Fe2+。 (2)“二查”“”“”“↑”“↓”是否使用恰当。 ①用饱和FeCl3溶液制备胶体:若离子方程式写成Fe3++3H2OFe(OH)3↓+3H+是错误的,原因是Fe(OH)3胶体不是沉淀,不能标“↓”,只注明“胶体”即可。 ②NaHCO3溶液因水解呈碱性:若离子方程式写为HC+H2OH2CO3+OH-是错误的,原因是HC水解过程很微弱,应用“”表示而不能用“”。 (3)“三查”拆分是否正确。 只有易溶于水的强电解质能拆写成离子,其他物质均不能拆写。如Ca(HCO3)2+2H+Ca2++2CO2↑+2H2O是错误的,原因是未将Ca(HCO3)2拆分成Ca2+和HC。 (4)“四查”是否“漏写”离子反应。 如稀硫酸与氢氧化钡溶液反应的离子方程式写成Ba2++SBaSO4↓是错误的,原因是忽略了氢离子和氢氧根离子的反应。 (5)“五查”反应物的“量”——过量、少量、足量等。 如把过量的NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液混合的离子方程式写成HC+Ca2++OH-CaCO3↓+H2O是错误的,原因是未考虑反应物中量的关系,正确的离子方程式为2HC+Ca2++2OH-CaCO3↓+2H2O+C。 (6)“六查”是否符合三个守恒。 ①质量守恒: 如Na+H2ONa++OH-+H2↑是错误的,原因是反应前后氢原子的数目不相等。 ②电荷守恒: 如Fe3++CuFe2++Cu2+是错误的,原因是电荷不守恒。 ③得失电子守恒:氧化还原反应型的离子方程式要符合得失电子守恒。 如将氯化亚铁溶液和稀硝酸混合发生反应的离子方程式写成Fe2++4H++NFe3++2H2O+NO↑是错误的,原因是氧化剂得到电子总数与还原剂失去电子总数不相等。 (7)查看是否忽略隐含的反应。 如将少量SO2通入漂白粉溶液中发生反应的离子方程式写成Ca2++2ClO-+SO2+H2OCaSO3↓+2HClO是错误的,原因是忽略了HClO可以将亚硫酸盐氧化。 ▉考点07 离子共存判断 判断离子能否大量共存，实际上是看离子之间能否反应，若反应，则不共存；若不反应，则大量共存。 生成难溶性或微溶性物质的离子不能大量共存 生成难溶性的盐 如Ca2＋与CO，Ba2＋与CO、SO，Ag＋与Cl－等 生成难溶性的碱 如OH－与Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Mg2＋、Al3＋等 生成气体的离子不能大量共存 如H＋与CO、HCO等 生成水或其他难电离物质的离子不能大量共存 如H＋与OH－、CH3COO－等 ★易错提醒 解答离子共存类试题要审清题目要求的关键词语，除注意“一定大量共存”“可能大量共存”或“不能大量共存”等字眼外，还要注意以下5点： 1．无色溶液 不能存在五种有色离子：MnO(紫)、Cu2＋(蓝)、Fe2＋(浅绿)、Fe3＋(黄)、[Fe(SCN)2]＋(红)。 [注意]　“透明溶液”并不代表溶液无色，溶液也可以有色。 2．酸性溶液 ①常温下，pH<7的溶液；②使pH试纸变红的溶液；③使甲基橙呈红色的溶液；④与镁粉反应放出氢气的溶液；⑤c(OH－)＝1×10－14 mol·L－1的溶液。 3．碱性溶液 ①常温下pH>7的溶液；②使pH试纸变蓝的溶液；③使酚酞溶液变红的溶液；④c(H＋)＝1×10－14 mol·L－1的溶液。 4．酸性或碱性溶液 ①与铝粉反应放出氢气的溶液；②常温下水电离出的c(OH－)＝1×10－12 mol·L－1的溶液；③与NH4HCO3反应能产生气体的溶液。 5．发生氧化还原反应 因为发生氧化还原反应不能大量共存，则常见的氧化性离子和还原性离子不能大量共存。 提醒：ClO－在酸性、碱性、中性溶液中都具有氧化性。 ▉考点08 离子检验 1．检验离子的“四种方法” (1)生成气体，如NH4+、CO的检验 (2)生成沉淀，如Cl−、SO的检验 (3)显现特殊颜色，如Fe3+、苯酚的检验 (4)焰色反应：金属或金属离子的检验 2．离子检验实验操作的答题模板 操作　　　 ⇒　现象　　　⇒　　结论 取样，加入……⇒有……生成　⇒……的是…… 以SO的检验为例：取少量溶液于试管中，加入足量稀盐酸，无明显现象，再加入BaCl2溶液，若有白色沉淀产生，则证明有SO 3．常见阳离子的检验与推断依据 (1)H+ ①紫色石蕊溶液：变红色 ②甲基橙溶液：变红色 ③pH试纸：变红色 (2)NH ①试剂：浓NaOH溶液(加热)和湿润的红色石蕊试纸 ②实验现象(证据)：加入NaOH浓溶液并加热，放出能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体 ③离子方程式：NH＋OH－NH3↑＋H2O (3)Fe3+ ①观察法：溶液呈棕黄色 ②KSCN溶液：加入KSCN或其它可溶性硫氰化物溶液，溶液呈红色 离子方程式：Fe3+＋3SCN－===Fe(SCN)3 (红色溶液) ③NaOH溶液：加入NaOH溶液或通入氨气或加入氨水，产生红褐色沉淀 离子方程式：Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓(红褐色沉淀) ④苯酚溶液：加入苯酚溶液，溶液呈紫色 离子方程式：Fe3+＋6C6H5OH6H+＋[Fe(C6H5O)6]3－(紫色溶液) (4)Fe2+ ①观察法：溶液呈浅绿色 ②K3[Fe(CN)6](铁氰化钾)溶液：加入铁氰化钾溶液，有蓝色沉淀生成 离子方程式：3Fe2+＋2Fe(CN)63－===Fe3[Fe(CN)6]2↓(蓝色沉淀) ③NaOH溶液：加NaOH溶液生成白色沉淀，在空气中迅速变为灰绿色，最后变为红褐色 离子方程式：Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓(白色沉淀) 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3(红褐色沉淀) ④KSCN溶液、氯水：加KSCN后无颜色变化，再滴加氯水溶液变成血红色 离子方程式：2Fe2+＋Cl2===2Cl−+2Fe3+ Fe3+＋3SCN－===Fe(SCN)3(红色) ⑤KMnO4法：分别加入少量酸性KMnO4溶液，能使KMnO4溶液的紫红色变浅 离子方程式：5Fe2+＋MnO4－＋8H+===5Fe3+＋Mn2+＋4H2O (5)Na+ Pt(Fe)丝和稀盐酸，用焰色反应来检验时，火焰呈黄色 ①试剂或方法：Pt(Fe)丝和稀盐酸，焰色反应 ②实验现象(证据)：火焰呈黄色 (6)K+ ①试剂或方法：Pt(Fe)丝和稀盐酸，焰色反应 ②实验现象(证据)：火焰呈浅紫色 (K＋要透过蓝色钴玻璃片观察焰色，滤去钠黄色的光) (7)Al3+ ①试剂：NaOH溶液 ②实验现象(证据)：生成白色沉淀，NaOH过量后沉淀逐渐溶解 ③离子方程式：Al3+＋3OH－===Al(OH)3↓(白色) Al(OH)3↓＋OH−===AlO2－+2H2O (8)Mg2+ ①试剂：NaOH溶液 ②实验现象(证据)：生成白色沉淀，NaOH过量，沉淀不溶解 ③离子方程式：Mg2+＋2OH−===Mg(OH)2↓(白色) (9)Ba2+ ①试剂：稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液 ②实验现象(证据)：先加稀盐酸，不产生沉淀，然后加稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液生成白色沉淀 ③离子方程式：Ba2+＋SO42－===BaSO4↓ (白色) (10)Ag+：稀盐酸或可溶性盐酸盐 ①盐酸(或氯化物溶液)、稀硝酸：生成不溶于稀硝酸的白色沉淀 离子方程式：Ag+＋Cl−===AgCl↓ (白色) ②氨水：先生成白色沉淀，若氨水过量，沉淀逐渐溶解 离子方程式：AgNO3＋NH3·H2O===AgOH↓＋NH4NO3 AgOH＋2NH3·H2O===Ag(NH3)2OH＋2H2O (11)Cu2+ ①观察法：溶液呈蓝色 ②NaOH溶液：加NaOH溶液，有蓝色沉淀生成，若加热则沉淀变黑 离子方程式：Cu2+＋2OH−===Cu(OH)2↓(蓝色) Cu(OH)2CuO(黑色)+H2O ③H2S(或Na2S溶液)：生成黑色沉淀 离子方程式：Cu2+＋H2S===2H+＋CuS↓(黑色) 4．常见阴离子的检验与推断依据 (1)OH－ ①无色酚酞溶液：变为红色 ②紫色石蕊溶液：变为蓝色 (2)Cl－ ①试剂：AgNO3溶液、稀硝酸 ②实验现象(证据)：加入硝酸酸化的硝酸银溶液，有白色沉淀生成 ③离子方程式：Ag+＋Cl−===AgCl↓ (白色) (3)Br－ ①AgNO3溶液、稀硝酸：加入硝酸酸化的硝酸银溶液，有淡黄色沉淀生成 离子方程式：Ag+＋Br−===AgBr↓ (淡黄色) ②氯水、CCl4(或苯)：加入新制的饱和氯水，再加入CCl4(或苯)，溶液分层，下层(或上层)呈橙红色 离子方程式：Cl2＋2Br−===Cl−＋Br2 (4)I－ ①AgNO3溶液、稀硝酸：加入硝酸酸化的硝酸银溶液，有黄色沉淀生成 离子方程式：Ag+＋I−===AgI↓ (黄色) ②氯水、CCl4(或苯)：加入新制的饱和氯水，再加入CCl4(或苯)，溶液分层，下层(或上层)呈紫红色 离子方程式：Cl2＋2I−===Cl−＋I2 ③氯水、淀粉溶液：加入新制的饱和氯水(或双氧水)，再加入淀粉溶液，溶液变蓝 离子方程式：Cl2＋2I−===Cl−＋I2 H2O2＋2I－＋2H+===I2＋2H2O (5)SO ①试剂：稀盐酸和BaCl2溶液 [必须先用稀盐酸酸化] ②实验现象(证据)：加入足量稀盐酸，无明显现象，再加入BaCl2溶液，若有白色沉淀产生 (6)CO ①试剂：BaCl2(或CaCl2)溶液和硝酸(或盐酸) ②实验现象(证据)：加入BaCl2(或CaCl2)溶液反应，生成白色沉淀，再加稀硝酸(或盐酸)后白色沉淀溶解，产生无色无味气体 ③离子方程式：Ba2+＋CO===BaCO3↓ BaCO3＋2H+===Ba2+＋CO2↑＋H2O (7)HCO ①试剂：BaCl2(或CaCl2)溶液和硝酸(或盐酸) ②实验现象(证据)：加入BaCl2(或CaCl2)溶液反应，无白色沉淀产生，再加稀硝酸(或盐酸)后，产生无色无味气体 ③离子方程式：HCO3－＋H+===CO2↑＋H2O ▉考点09 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．离子推断的四项基本原则 3.离子推断的步骤 (1)根据实验现象推断溶液中肯定存在或肯定不存在的离子。 (2)结合离子共存规律，根据肯定存在的离子，排除与它们不共存的离子。 (3)结合溶液呈电中性原则和题目中已知的数量关系，确定某些离子是否存在。 (4)注意实验过程中生成或加入的离子对后续实验可能造成的影响。 4．离子推断中常见的特殊现象 （1）焰色试验呈紫色：K+，焰色试验呈黄色：Na+ （2）与碱溶液共热产生使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体：NH4+ （3）通入足量氨气产生白色沉淀，溶液中一定不含Ag+，可能含Mg2+和Al3+ （4）加入足量盐酸产生白色沉淀，溶液中可能含Cl－和SiO32－ （5）加入足量盐酸产生浅黄色沉淀，溶液中可能含S2O32－或S2－和SO32－ （6）通入足量二氧化碳产生白色沉淀，溶液中可能含SiO32－和[Al(OH)4]－ （7）通入足量二氧化硫产生白色沉淀，沉淀可能为H2SiO3或BaSO4，溶液中可能含SiO32－或Ba2+与MnO4－（H+）、ClO－、NO3－（H+）、Fe3+等氧化性离子的混合离子 专题03 氧化还原反应 考点01 氧化还原反应的认识 考点02 氧化还原反应的表示方法 考点03 物质的氧化性、还原性 考点04 氧化性、还原性强弱比较 考点05 氧化还原反应的规律 考点06 氧化还原反应的配平 考点07 新情景条件下氧化还原反应的书写 考点08 氧化还原反应的计算 ▉考点01 氧化还原反应的认识 1．氧化还原反应 氧化还原反应 特征 反应前后元素的化合价是否发生了变化 氧化还原反应 反应前后元素的化合价变化 非氧化还原反应 反应前后元素的化合价不变 本质 反应过程中有电子的转移，包括电子的得失或偏移 和四种基本反应类型的关系 置换反应一定是氧化还原反应 复分解反应一定不是氧化还原反应 有单质参加的化合反应是氧化还原反应； 有单质生成的分解反应是氧化还原反应 2．氧化还原反应基本概念 含“氧”概念 含“还”概念 氧化剂 氧化 反应 氧化 产物 被氧化 氧化性 还原剂 还原 反应 还原 产物 被还原 还原性 得到电子，化合价降低的反应物 化合价升高的反应 化合价升高得到的生成物 化合价升高的过程 化合价降低过程表现的性质 失去电子，化合价升高的反应物 化合价降低的反应 化合价降低得到的生成物 化合价降低的过程 化合价升高过程表现的性质 3．氧化还原反应概念之间的关系 ▉考点02 氧化还原反应的表示方法 1.双线桥法 表示反应前后同一元素原子间电子转移的情况，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。 双线桥法的基本写法思路： 如： 2.单线桥法 表示反应前后不同元素原子间电子的转移情况。 单线桥法的基本写法思路： 如： ★易错提醒 1.双线桥：①箭头指向反应前后有元素化合价变化的同种元素的原子，且需注明“得到”或“失去”；②箭头的方向不代表电子转移的方向，仅表示电子转移前后的变化；③失去电子的总数等于得到电子的总数。 2.单线桥：①箭头从失电子元素的原子指向得电子元素的原子。②不标“得到”或“失去”，只标明电子转移的总数。③线桥只出现在反应物中。 ▉考点03 物质的氧化性、还原性 1．化合价和氧化性、还原性的关系 （1） 最高价态——只有 氧化性　，如Fe3＋、H2SO4、KMnO4等； 最低价态——只有 还原性　，如金属单质、Cl－、S2－等； 中间价态——既有 氧化性　又有 还原性　，如Fe2＋、S、Cl2等。 （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 ⑦C+2H2SO4(浓) CO2↑+2SO2↑+2H2O，浓硫酸只表现为氧化性。 3．氧化还原反应中H2O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+ （2）常见的还原剂及产物预测 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+） ★易错提醒 1．氧化性还原性的判断 （1）某元素由化合态变为游离态时，该元素一定被还原 某元素由化合态变为游离态时，该元素可能被还原，也可能被氧化。因为元素处于化合态时，其化合价可能为正，也可能为负。若元素由负价变为0价，则其被氧化，若元素由正价变为0价，则其被还原。 （2）在氧化还原反应中，非金属单质一定只作氧化剂 在氧化还原反应中，非金属单质不一定只作氧化剂，大部分非金属单质往往既具有氧化性又具有还原性，只是以氧化性为主。如在反应Cl2＋H2O=HCl＋HClO中，Cl2既表现氧化性又表现还原性。 （3）在氧化还原反应中，若有一种元素被氧化，则一定有另一种元素被还原 在氧化还原反应中，一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原，有许多反应是一种元素既被氧化又被还原。如在反应2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑中，Na2O2中氧元素的化合价既升高又降低。 2．有关氧化性、还原性的易错点 （1）具有氧化性的物质不一定是氧化剂，具有还原性的物质不一定是还原剂，应视具体反应而定。 （2）对同一元素而言，一般价态越高，氧化性越强，如Fe3＋>Fe2＋>Fe；价态越低，氧化性越弱，如S2－<S<SO2。 （3）在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂可以是不同反应物，也可以是同一反应物，氧化产物、还原产物可以是不同产物，也可以是同一种产物。 （4）由于有些氧化还原反应中，氧化剂或还原剂并没有全部发生氧化还原反应，因此在求氧化剂或还原剂的质量或两者的比例时易发生错误。 （5）并非价态越高氧化性越强，在HClO中氯元素的化合价为＋1价，在HClO4中氯元素的化合价为＋7价，事实上HClO的氧化性比HClO4强，HClO有强氧化性；再如浓硫酸和Na2SO4溶液中，硫元素均为＋6价，但浓硫酸具有强氧化性，而Na2SO4溶液无氧化性；再如HNO3、KNO3溶液中，氮元素均为＋5价，但HNO3溶液有强氧化性，而KNO3溶液无氧化性。 3．判断变化中是否一定需加氧化剂或还原剂 （1）变价元素处于最高价：必须加入还原剂 （2）变价元素处于最低价：必须加入氧化剂 （3）变价元素处于中间价：可能发生自身的氧化还原反应，不一定加入氧化剂或还原剂 （4）判断 ①Cl2→HClO（NaClO）：不一定 ②NO2→HNO3：不一定 ③S→SO32－：不一定 ④KClO3→KCl：不一定 ⑤Na2O2→O2：不一定 ⑥CO2→C：必须加入还原剂 ⑦NH4+→N2：必须加入氧化剂 ▉考点04 氧化性、还原性的比较 1.依据反应原理判断 氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物 比什么性，找什么剂，产物之性小于剂。 2.依据“三表”判断 (1)元素周期表 同主族元素对应单质的氧化性从上到下逐渐减弱，对应阴离子的还原性逐渐增强。 同周期元素对应单质的还原性从左到右逐渐减弱，氧化性逐渐增强。 (2)金属活动顺序表 (3)根据非金属活动性顺序表判断 3.依据产物中元素价态的高低判断 (1)相同条件下，不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的其氧化性强。例如： (2)相同条件下，不同还原剂作用于同一种氧化剂，还原产物价态低的其还原性强。例如： 4.依据反应条件判断 (1)浓度：同一种物质，浓度越大，氧化性(或还原性)越强。如氧化性：浓H2SO4>稀H2SO4，浓HNO3>稀HNO3；还原性：浓HCl>稀HCl。 (2)温度：同一种物质，温度越高其氧化性越强。如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。 (3)酸碱度：同一种物质，所处环境酸(碱)性越强其氧化性(还原性)越强。如：氧化性为KMnO4(酸性)>KMnO4(中性)>KMnO4(碱性)。 (4)反应的剧烈程度： → F2＋H22HF Cl2＋H22HCl ★易错提醒 (1)物质氧化性、还原性的相对强弱取决于物质本身得失电子的难易程度，而不取决于一个原子得失电子数目的多少。 (2)对同一元素而言，一般价态越高，氧化性越强，如Fe3＋>Fe2＋>Fe；价态越低，氧化性越弱，如S2－<S<SO2。 (3)氧化性或还原性的强弱与元素的化合价高低无必然关系。如HClO的氧化性高于HClO4。 (4)氧化性或还原性的强弱与得失电子数多少无必然关系。如铝在反应中失去3个电子，钠失去1个电子，但是那的还原性比铝的强 (5)具有氧化性的物质和具有还原性的物质不一定都能发生化学反应。如SO2具有还原性，浓硫酸具有氧化性，但二者不发生氧化还原反应。 ▉考点05 氧化还原反应的规律 1．电子守恒规律： 氧化剂得电子物质的量＝还原剂失电子物质的量。 守恒规律常用于氧化还原反应中的计算问题以及方程式的配平问题。 如某氧化还原反应中反应物和生成物共有6种：NO、FeSO4、Fe(NO3)3、H2O、HNO3和Fe2(SO4)3。已知HNO3为反应物，则该氧化还原反应中还原剂是 FeSO4　，还原产物是 NO　。当有1 mol HNO3被还原，转移 3　mol电子，消耗还原剂 3　mol。 2．价态规律： 氧化还原反应中，化合价有升必有降，升降总值相等。 元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性。如Fe3＋、Cu2＋只有氧化性，S2－、I－只有还原性，Cl2、Fe2＋既有氧化性又有还原性。物质若含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。如HCl，既有氧化性(由氢元素表现出的性质)，又有还原性(由氯元素表现出的性质)。 3．强弱规律： 较强氧化性的氧化剂跟较强还原性的还原剂反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物，即“由强生弱”。如根据反应Cl2＋S2－===S↓＋2Cl－，可以确定氧化性 Cl2> S，还原性 S2－> Cl－。 4．先后规律： 在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂(氧化剂)，加入同种氧化剂(还原剂)，则还原性(氧化性)强的物质首先被氧化(被还原)。如FeBr2溶液中通入少量Cl2，因为还原性 Fe2＋> Br－，所以 Fe2＋先被Cl2氧化；在含有Fe3＋、Cu2＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性 Fe3＋> Cu2＋，因此铁粉先与 Fe3＋反应。 5．歧化反应规律： “中间价→高价＋低价”。某元素的中间价态在适宜条件下同时向较高和较低的价态转化。如Cl2与NaOH溶液反应为歧化反应，反应中1 mol Cl2反应时转移电子数为 NA。具有多种价态的元素(如Cl、S、N、P等)均可发生歧化反应。 6．价态归中规律： ①同种元素的高价态氧化低价态的时候，遵循的规律可简单概括为：“高到高，低到低，只靠拢，不交叉”。如在反应H2S＋H2SO4(浓)===S↓＋SO2＋2H2O中，氧化产物是S，还原产物是SO2，1 mol H2S反应时转移电子数是2NA。 ②同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应；当存在中间价态时，同种元素的高价态物质和低价态物质才有可能发生反应，若无中间价态则不能反应，如浓硫酸和SO2不能反应。 ▉考点06 氧化还原反应的配平 一、氧化还原方程式配平的一般步骤——化合价升降法 二、常见氧化还原反应类型及其配平技巧 1．完全氧化还原型 技巧：可从反应物或者生成物进行配平 关键：符合一般的配平步骤 实例：1＋2H2O4(浓)O2↑＋O2↑＋H2O 　　　　↑4×1↓2×2 或＋H2 O4(浓)O2↑＋O2↑＋H2O 　　　　　　　　　　　↑4×1↓2×2 C＋2H2SO4(浓)CO2↑＋2SO2↑＋2H2O 2．歧化反应 技巧：从生成物进行配平 关键：确定氧化产物和还原产物的化学计量数 实例：O2＋H2O―→2H O3＋1O 　　　　　　　　　　　↑1×2↓2×1 3NO2＋H2O===2HNO3＋NO 3．部分氧化还原型 技巧：从生成物进行配平 关键：确定氧化产物和还原产物的化学计量数 实例：nO2＋Hl(浓)1nCl2＋1l2＋H2O 　　　　　　　　　　　　　　↓2×1　↑1×2×1 MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 4．归中反应 技巧：从反应物进行配平 关键：确定氧化剂和还原剂的化学计量数 实例：1 O2＋2H2 ―→H2O＋ 　　　　↓4×1 ↑2×2 SO2＋2H2S===2H2O＋3S↓ 三、缺项型氧化还原反应方程式的补项原则和组合方式 1．补项原则 介质 多一个氧原子 少一个氧原子 酸性 ＋2H＋结合1个O→H2O ＋H2O提供1个O→2H＋ 中性 ＋H2O结合1个O→2OH－ ＋H2O提供1个O→2H＋ 碱性 ＋H2O结合1个O→2OH－ ＋2OH－提供1个O→H2O 2．组合方式 反应物 生成物 使用条件 组合一 H＋ H2O 酸性溶液 组合二 H2O H＋ 酸性或中性溶液 组合三 OH－ H2O 碱性溶液 组合四 H2O OH－ 碱性或中性溶液 ▉考点07 新情景条件下氧化还原反应的书写 一、氧化还原反应方程式的书写一般在填空题中出现较多，常结合化工生产流程及实验探究中考查，越来越注重结合新信息书写陌生的化学方程式（离子方程式）。要求考生要有效地接受、吸收、整合题目的信息，推断物质，利用守恒规律加以书写，充分体现出学科核心素养。 二、新情景条件下氧化还原反应方程式的书写三种形式 新情景条件 归纳总结 1.工艺流程中的氧化还原方程式的书写 （1）细读题干寻找提纯对象，结合工艺流程示意图分析被提纯元素的存在形式及杂质的去除情况。 （2）确定未知反应的反应物和生成物，根据题意分析溶液环境，配平氧化还原方程式。 2.实验探究中的氧化还原方程式的书写 （1）细读题干寻找实验目的，通读题目中从实验步骤中了解操作步骤，结合装置分析实验过程，与实验目的相对应。 （2）根据题意确定反应物和生成物，结合溶液环境配平方程式，注意质量守恒、电子守恒、电荷守恒。 3.电化学试题中氧化还原反应方程式的书写 （1）有关原电池原理的电极方程式的书写，负极失去电子，发生氧化反应；氧化剂在正极上得到电子，发生还原反应。根据得失电子相等，从而配平电极方程式。 （2）有关电解原理的电极方程式的书写，还原剂在阳极上失去电子，发生氧化反应；氧化剂在阴极上得到电子，发生还原反应。再根据得失电子相等，从而配平电极反应式。 ▉考点08 氧化还原反应的计算 1．氧化还原反应计算的常用方法——得失电子守恒法 得失电子守恒是指在发生氧化还原反应时，氧化剂得到的电子总数一定等于还原剂失去的电子总数。得失电子守恒法常用于氧化还原反应中氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的有关计算及电解过程中电极产物的有关计算等。 2．应用电子守恒解题的一般步骤——“一、二、三、四”。 “一找各物质”：找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物。 “二定得失数”：确定一个原子或离子得失电子数(注意化学式中原子的个数)。 “三列出等式”：根据题中物质的物质的量和电子守恒列出等式。 n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值＝n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值。 “四找关系式”：多步连续进行的氧化还原反应的有关计算，对于多步连续进行的氧化还原反应，只要中间各步反应过程中电子没有损耗，可直接找出起始物和最终产物，删去中间产物，建立二者之间的电子守恒关系，快速求解。应用以上方法解答有关氧化还原反应的计算题时，可化难为易，化繁为简。 专题04 钠及其化合物 考点01 钠 考点02 氧化钠和过氧化钠 考点03 碳酸钠与碳酸氢钠 考点04 侯氏制碱法 考点05 焰色试验 考点06 钠及其重要化合物的性质和转化关系 ▉考点01 钠 1．钠的物理性质 颜色 密度 熔点 硬度 银白色，有 金属光泽 ρ(水)大于ρ(钠) 大于ρ(煤油) 小于100 ℃ 质地柔软 2．从钠原子的结构认识钠的化学性质——还原性 3．钠与非金属单质的反应 4．钠与水、酸及盐溶液的反应规律 (1)钠与水的反应 离子方程式：2Na＋2H2O===2Na＋＋2OH－＋H2↑，还原剂：Na，氧化剂：H2O。 (2)钠与酸溶液的反应 (3)钠与盐溶液的反应 在没有H2O存在时，在一定条件下，Na与盐反应也可以置换出某些盐；在无水时，4Na＋TiCl4Ti＋4NaCl。 5．钠露置于空气中的变化 金属钠长期露置于空气中最终完全转变为Na2CO3粉末，此过程中的主要变化与现象： 发生主要变化的化学方程式为 ①4Na＋O2===2Na2O ②Na2O＋H2O===2NaOH ④2NaOH＋CO2===Na2CO3＋H2O， Na2CO3＋10H2O===Na2CO3·10H2O ⑤Na2CO3·10H2O===Na2CO3＋10H2O 6．钠的重要用途 (1)钾钠合金用于原子反应堆，作导热剂。 (2)制备Na2O2。 (3)作电光源：高压钠灯。 (4)冶炼稀有金属，如冶炼金属钛：4Na＋TiCl4Ti＋4NaCl。 ★易错提醒 (1)Na与O2反应时，温度不同，反应产物不同，常温生成Na2O，加热生成Na2O2。 (2)Na在空气中燃烧的现象主要有四点：一是Na先熔化后燃烧；二是燃烧剧烈；三是发出黄色火焰；四是生成淡黄色固体。 (3)Na与O2反应，不论生成Na2O还是Na2O2，每个Na原子都是失去1个电子变为Na＋，因此，只要发生反应的Na的量一定，电子转移数就是一定的。 (4)钠与CuSO4溶液反应不能置换出铜。 (5)钠与水、酸反应的实质都是与H+的反应。 (6)若涉及少量钠与盐酸反应产生氢气的计算问题时,要注意产生氢气的量一般与盐酸中HCl的量无关,只根据钠的物质的量计算即可。 ▉考点02 氧化钠和过氧化钠 氧化钠和过氧化钠的比较 物质 氧化钠(Na2O) 过氧化钠(Na2O2) 组成结构 由Na＋与O2－构成，Na＋与O2－数目比为 2∶1 由Na＋与O构成，Na＋与O数目比为2∶1 氧元素化合价 －2 －1 类别 碱性氧化物 过氧化物 色、态 白色固体 淡黄色固体 生成条件 Na与O2在常温下反应 Na与O2在加热条件下反应 热稳定性 不稳定，易转化为Na2O2 较稳定 与H2O反应 Na2O＋H2O===2NaOH 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ 与CO2反应 Na2O＋CO2===Na2CO3 2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2 与H＋反应 Na2O＋2H＋===2Na＋＋H2O 2Na2O2＋4H＋===4Na＋＋2H2O＋O2↑ 用途 用于制备NaOH等 可作漂白剂(漂白织物等)、强氧化剂、供氧剂(用于呼吸面具和潜水艇中氧气的来源) 联系 加热时可发生反应：2Na2O＋O22Na2O2 过氧化钠与CO2、H2O反应中的定量关系 物质的 量关系 无论是CO2或H2O的单一物质还是二者的混合物,与足量的Na2O2反应时,反应的CO2或H2O与放出O2的物质的量之比均为2∶1 气体体 积关系 若CO2和水蒸气的混合气体(或单一气体)与足量的Na2O2反应时,气体体积的减小量或反应的气体体积的即为生成氧气的体积 固体质 量关系 相当于固体Na2O2只吸收了CO2中的“CO”和H2O中的“H2”;可以看作发生相应的反应:Na2O2+CONa2CO3,Na2O2+H22NaOH(实际上这两个反应都不能发生)。由此可推出凡分子组成符合(CO)m·(H2)n的物质,Wg该物质在O2中完全燃烧,将其产物(CO2和水蒸气)与足量的Na2O2反应后,固体增重必为Wg。或是由C、H、O三种元素组成的物质,只要C、O原子个数比为1∶1,完全燃烧后的产物与Na2O2发生反应,均满足上述质量关系 电子转 移关系 当Na2O2与CO2、H2O反应时,物质的量的关系为2Na2O2~O2~2e- 先后顺 序关系 一定量的Na2O2与一定量的CO2和H2O(g)的混合物反应,可看成Na2O2先与CO2反应,待CO2反应完全后,Na2O2再与H2O(g)发生反应 ★易错提醒 ①氧化钠、过氧化钠都属于氧化物,氧化钠是碱性氧化物; ②Na2O2具有强氧化性,但Na2O2与水、CO2反应时,因为水中的氢与CO2中的碳都处于最高价态,不能被氧化,所以反应为Na2O2自身的氧化还原反应。 ③Na2O2阴、阳离子个数比1:2 ▉考点03 碳酸钠与碳酸氢钠 1．碳酸钠和碳酸氢钠性质比较 名称 碳酸钠(Na2CO3) 碳酸氢钠(NaHCO3) 俗名 纯碱或苏打 小苏打 主要性质 水溶性 易溶于水，溶液呈碱性 易溶于水(但比Na2CO3溶解度小)，溶液呈碱性 稳定性 稳定，但结晶碳酸钠(Na2CO3·10H2O)易风化 受热易分解，其分解反应的方程式为： _2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O__ 主要反应 与H＋反应 CO＋2H＋===CO2↑＋H2O HCO＋H＋===CO2↑＋H2O 与碱 Ca(OH)2 反应 与OH－不反应，但Ca2＋＋CO===CaCO3↓ Ca2＋＋OH－＋HCO===CaCO3↓＋H2O(碱过量) Ca2＋＋2OH－＋2HCO===CaCO3↓＋CO＋2H2O(碱不足) 与盐反应 CaCl2 Ca2＋＋CO===CaCO3↓ 不反应 硫酸 铝 2Al3＋＋3CO＋3H2O===2Al(OH)3↓＋3CO2↑ 3HCO＋Al3＋===Al(OH)3↓＋3CO2↑ 主要用途 制玻璃、造纸、制皂、洗涤 发酵、医药、灭火器 2．Na2CO3和NaHCO3性质的应用 (1)Na2CO3、NaHCO3的鉴别 ①固体的鉴别用加热法：产生使澄清石灰水变浑浊的气体的是NaHCO3固体。 ②溶液的鉴别可用沉淀法、气体法和测pH法。 a．沉淀法：加入BaCl2溶液或CaCl2溶液，产生沉淀的是Na2CO3溶液。 b．气体法：滴入稀盐酸，立即产生气泡的是NaHCO3溶液。 c．测pH法：用pH试纸测相同浓度的稀溶液，pH大的是Na2CO3溶液。 (2)Na2CO3、NaHCO3的除杂 序号 混合物(括号内为杂质) 除杂方法 ① Na2CO3(s)(NaHCO3) 加热法 ② NaHCO3(aq)(Na2CO3) 通入足量CO2 ③ Na2CO3(aq)(NaHCO3) 滴加适量NaOH溶液 2．Na2CO3、NaHCO3、NaOH及其混合物与盐酸反应的图像。 实验操作 反应图像 向Na2CO3溶液中逐滴加入盐酸 向NaHCO3溶液中逐滴加入盐酸 向等物质的量的NaOH、Na2CO3的混合溶液中逐滴加入盐酸 向等物质的量的Na2CO3、NaHCO3的混合溶液中逐滴加入盐酸 ★易错提醒 1．碳酸氢钠作胃酸中和剂，碳酸钠不能作胃酸中和剂。 2．盐酸加入Na2CO3溶液中分两步反应：CO32－＋H＋＝HCO3－、HCO3－＋H＋＝CO2↑＋H2O。 3．不能用Ca(OH)2[或Ba(OH)2]溶液检验Na2CO3和NaHCO3，因为都有白色沉淀生成。 4．一支小试管套在大试管里，且通入澄清的石灰水中，在大试管处加热，碳酸钠和碳酸氢钠应分别放在大、小试管中，才能更有说服力地证明Na2CO3更稳定。 ▉考点04 侯氏制碱法 1．路布兰制碱法——首次实现了碳酸钠的工业生产 (1)原料：食盐、焦炭和石灰石等。 2．索尔维制碱法(氨碱法) (1)原料：食盐、氨、二氧化碳等。 (3)生产原理流程 (4)索尔维制碱法具有原料易获取，价格便宜，损失少，实现了连续性生产等优点。 3．侯氏(联合)制碱法 (1)原料：氨、氯化钠。 (3)生产原理流程 (4)优点：①提高了食盐的转化率；②缩短了生产流程；③减少了对环境的污染等。 ★易错提醒 侯氏制碱法常用下列三步反应表示： (1)NH3＋H2O＋CO2===NH4HCO3(先通入NH3，再通入CO2)； (2)NH4HCO3＋NaCl===NH4Cl＋NaHCO3↓(NaHCO3的溶解度较小，结晶析出)； (3)2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O(NaHCO3的热稳定性差，受热易分解)。 低温时NH4Cl的溶解度比NaCl的小，可以在低温状态下向(2)中的溶液加入NaCl，则NH4Cl析出，得到化肥，提高了NaCl的利用率。 原料 NH3 CO2 饱和食盐水 原理 NH3＋CO2＋NaCl＋H2O＝NH4Cl＋NaHCO3↓或NH3＋CO2＋H2O＝NH4HCO3，NH4HCO3＋NaCl＝NH4Cl＋NaHCO3↓ 2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O 生产流程 设计Ⅰ的循环，可使原料氯化钠的利用率从70%提高到90%以上 绿色化学思想 循环使用的物质为：NaCl、CO2 ▉考点05 焰色试验 1．实验图示 2．操作顺序 3．图解操作 5．产生原因：灼烧时，基态电子吸收能量跃迁到激发态，由激发态跃迁回基态时，释放的能量以可见光形式呈现 ★易错提醒 （1）焰色试验体现的是元素的性质，无论元素是游离态还是化合态，同一元素均具有相同的焰色。 （2）焰色试验发生的是物理变化。 （3）在观察钾元素的焰色时，应透过蓝色的钴玻璃片观察，蓝色钴玻璃可以将黄光过滤掉，避免钠元素的干扰。 ①若肉眼看不到紫色火焰，则样品中可能含钾元素 ②若肉眼看到紫色火焰，则样品中一定不含钠元素 （4）洗涤做焰色反应的铂丝，可选用稀盐酸，不能用稀硫酸。选用稀盐酸，生成的金属氯化物在高温时可挥发，不能选择稀硫酸，硫酸不挥发。 ▉考点06 钠及其重要化合物的性质和转化关系 1．掌握一条知识主线 Na→Na2O→Na2O2→NaOH→Na2CO3→NaHCO3 2．明确转化关系 ①离子方程式：2Na＋2H2O===2Na＋＋2OH－＋H2↑； ②化学方程式：2Na＋O2Na2O2； ③离子方程式：2Na2O2＋2H2O===4Na＋＋4OH－＋O2↑； ④化学方程式：2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2； ⑤化学方程式：2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O； ⑥离子方程式：2OH－＋CO2===CO＋H2O； ⑦离子方程式：CO2＋OH－===HCO； ⑧化学方程式：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑； ⑨化学方程式：NaCl＋NH3＋CO2＋H2O===NaHCO3＋NH4Cl。 专题05 氯及其化合物 考点01 氯气 考点02 次氯酸与氯水 考点03 次氯酸盐 考点04 氯气的实验室制取 考点05 Cl-的检验 考点06 氯气性质的探究 考点07 氯及其化合物的转化关系 ▉考点01 氯气 1.氯及其化合物转化图 2.氯气的物理性质 颜色 状态 气味 密度 毒性 溶解性 黄绿色 气体 刺激性 比空气大 有毒 1体积水溶解约2体积Cl2 3.从氯的原子结构认识氯气的化学性质——氧化性 (1)与金属反应：与变价金属反应生成高价金属氯化物。 ①与铁反应：2Fe＋3Cl22FeCl3。 ②与铜反应：Cu＋Cl2CuCl2。 (2)与非金属反应 与H2反应：H2＋Cl22HCl。 现象— (3)与还原性无机化合物反应： ①与碘化钾溶液反应：Cl2＋2KI===2KCl＋I2。 ②与SO2水溶液反应：Cl2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HCl。 ③与FeCl2溶液反应：Cl2＋2FeCl2===2FeCl3。 4.从化合价的角度认识Cl2的化学性质——歧化反应 氯气与水或碱反应，氯的化合价既有升高又有降低，因而氯气既表现氧化性又表现还原性。 (1)与水反应 氯气与水反应的化学方程式：Cl2＋H2OHCl＋HClO。 (2)与碱反应(完成下列反应的化学方程式) ①与烧碱反应：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。 ②制取漂白粉：2Cl2＋2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。 漂白粉的主要成分是Ca(ClO)2、CaCl2，有效成分是Ca(ClO)2。 ★易错提醒 (1)Cl2是具有强氧化性的非金属单质，与变价金属反应时，生成高价态的金属氯化物，如与Fe反应生成FeCl3而不是FeCl2，Cu与Cl2反应生成的是CuCl2而不是CuCl(氯化亚铜)。 (2)任何发光、发热的剧烈的氧化还原反应都称为燃烧。 (3)描述现象时，固体小颗粒分散在空气中形成“烟”，液体小液滴分散在空气中形成“雾”。 ▉考点02次氯酸与氯水 1．新制氯水的性质 在不同的反应中，新制氯水中起作用的成分不同 2．液氯、新制氯水和久置氯水的比较 物质 液氯 新制氯水 久置氯水 成分 Cl2 Cl2、HClO、H2O、H＋、Cl－、ClO－、OH－ H＋、Cl－、OH－、H2O 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 保存方法 特制钢瓶 棕色试剂瓶盛装，置于阴凉处，一般现配现用 置于普通试剂瓶，玻璃塞即可(会腐蚀橡胶) 3．次氯酸的性质 ①弱酸性：是一元弱酸，属于弱电解质，酸性弱于碳酸。 ②不稳定性：2HClO2HCl+O2↑，由于HClO的分解，是Cl2和水逐渐反应，直至氯水失效，氯水久置将变成稀盐酸，因此氯水要现用现制，保存在棕色试剂瓶中。 ③强氧化性：HClO能氧化很多物质，如Fe2+、S2-、SO；还能够杀菌消毒。 ④漂白性：能使有色布条等有色物质褪色，其原理主要是利用其强氧化性。 4．次氯酸的漂白作用 漂白剂 有效成分 漂白原理 反应过程 紫色石蕊试液 氯水 HClO 氧化漂白 化学变化 先变红，后褪色 过氧化钠 Na2O2 氧化漂白 化学变化 先变红，后褪色 漂白粉 Ca(ClO)2 氧化漂白 化学变化 褪色 漂白液 NaClO 氧化漂白 化学变化 褪色 活性炭 吸附漂白 物理变化 褪色 ★易错提醒 (1)实验室中氯水需现用现配。保存氯水时，应避免光照、受热，实验室通常将氯水置于棕色试剂瓶中密封保存。 (2)光照氯水，浅黄绿色逐渐褪去，溶液的pH逐渐减小(HClO能转化为强酸HCl)：2HClO2HCl＋O2↑。 (3)Cl2可使湿润的蓝色石蕊试纸先变红后褪色，其原因是Cl2与水反应生成的HCl使蓝色石蕊试纸变红，具有强氧化性的HClO又将变色后的石蕊试纸氧化褪色(漂白)。 ▉考点03 次氯酸盐 1．84消毒液 （1）制备 ①常规制备：Cl2+2NaOHNaCl+NaClO+H2O ②电解制备：NaCl+H2ONaClO+H2↑ （2）主要成分：NaClO和NaCl，有效成分NaClO （3）消毒原理：NaClO+H2O+CO2NaHCO3+HClO （4）ClO－的强氧化性 2．漂白粉 （1）制备 ①化学反应：2Cl2+2Ca（OH）2CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O ②离子反应：2Cl2+2Ca（OH）2CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O （2）主要成分：CaCl2和Ca（ClO）2，有效成分：Ca（ClO）2 （3）漂白原理：Ca（ClO）2+H2O+CO2CaCO3↓+2HClO （4）变质 ①变质过程：Ca(ClO)2HClOHCl ②最终产物：在空气中长期放置最终生成的固体是CaCO3 ③检验变质：取固体药品，加入稀盐酸，有气泡产生 ★易错提醒 （1）NaClO、Ca(ClO)2没有漂白性，起漂白作用的是它们与酸性物质反应生成的次氯酸。 （2）漂白粉属于混合物，其主要成分是Ca（ClO）2和CaCl2。 （3）制漂白粉的原料的氯气和石灰乳，该反应不是在水溶液中进行的，不能写成离子方程式形式。 （4）漂白粉溶液能使有色物质褪色，不能用pH试纸测其pH。 （5）Ca（ClO）2具有强氧化性，能够将浓盐酸氧化成Cl2；但与稀盐酸只发生复分解反应生成HClO和CaCl2。 ▉考点04 氯气的实验室制取 一、氯气的实验制法 1.反应原理：MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O （1）MnO2：MnO2在反应中做氧化剂，还可选排KMnO4、KC1O3等强氧化剂.16HCl(浓)＋2KMnO4===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑、6HCl(浓)＋KClO3===KCl＋3H2O＋3Cl2↑。 （2）盐酸：在此反应中选用的是浓盐酸，但是随着反应的进行，盐酸的浓度降低，稀盐酸的氧化性很弱，不能再被MnO2，氧化，因此要制得一定量的氯气需用过量的浓盐酸。 HCl中氯元素没有完余发生化会价的变化，因此在反应中盐酿体现了还原性和酸性。 （3）反应条件：加热，若选择其他强氧化剂后可以不用加热。 2.装置：固体＋液体气体。 3.净化方法：用饱和食盐水除去HCl，再用浓H2SO4除去水蒸气。 4.收集方法：向上排空气法或排饱和食盐水法。 5.尾气吸收(离子方程式)：Cl2＋2OH－===Cl－＋ClO－＋H2O。 6.验满方法 a．将湿润的淀粉碘化钾试纸靠近盛Cl2的瓶口，观察到试纸立即变蓝，则证明已集满。 b．将湿润的蓝色石蕊试纸靠近盛Cl2的瓶口，观察到试纸先变红后褪色，则证明已集满。 c．实验室制取Cl2时，常常根据氯气的颜色判断是否收集满。 7.其它制备氯气的反应原理 ①14HCl＋K2Cr2O7===2KCl＋2CrCl3＋7H2O＋3Cl2↑ ②16HCl＋2KMnO4===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑ ③6HCl(浓)＋KClO3===KCl＋3H2O＋3Cl2↑ ④4HCl＋Ca(ClO)2===CaCl2＋2H2O＋2Cl2↑ 其中，使用稀盐酸就可以发生反应①②④产生氯气；在需要浓盐酸的反应中，如不用浓盐酸，亦可用NaCl(固体)跟浓硫酸来代替，如：2NaCl＋MnO2＋3H2SO4(浓)2NaHSO4＋MnSO4＋Cl2↑＋2H2O。含氯气的尾气处理通常用NaOH溶液吸收。 8.若选择其他强氧化剂后反应装置可发生变化，如KMnO4，氧化浓盐酸，不需要加热，可选择： 二、实验室制取氯气装置的改进 装置 装置图 说明 制取 装置 ①用KMnO4代替MnO2，常温下即可反应，故不需要酒精灯加热，反应原理为2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O ②图中橡皮管a的作用是使分液漏斗和圆底烧瓶中的气压相等，便于分液漏斗的液体流下 除杂 装置 ①装置中长颈漏斗的作用除用于检查装置气密性外还可以检查整套装置是否发生堵塞(若装置某一位置堵塞，则长颈漏斗中的液面会迅速上升)②该装置的作用之一是观察气体的生成速率 干燥 装置 ①用固体干燥剂CaCl2或P2O5同样能吸收Cl2中的水蒸气，但不能使用碱石灰作干燥剂，原因是Cl2能与之反应 ②若用干燥管代替U形管(见下图) 则要求气体的流向为a管进气，b管出气 尾气 处理 ①对于极易溶于水的气体(如NH3、HCl、HBr、HI等)，要设置防倒吸装置 ②该防倒吸装置中的倒扣漏斗边缘要刚好浸入到液面下，不能将整个漏斗都浸入到液面内 ★易错提醒 (1)实验室用MnO2和盐酸制Cl2，盐酸必须为浓盐酸，随着反应的进行，盐酸的浓度逐渐减小，变成稀盐酸时，反应停止。 (2)在MnO2和浓盐酸的反应中，浓盐酸既起还原剂的作用，又起酸的作用，体现了还原性和酸性。 (3)为了减少制得的Cl2中HCl的含量，加热温度不宜过高，以减少HCl的挥发。 (4)实验结束后，先使反应停止并排出残留的Cl2后，再拆卸装置，避免污染空气。 (5)尾气吸收时，用NaOH溶液吸收Cl2，不能用澄清石灰水吸收，因为溶液中含Ca(OH)2的量少，吸收不完全。 (6)MnO2在该反应中作氧化剂，也可用KMnO4代替，故酸化高锰酸时不可用盐酸酸化； (7)随着盐酸浓度变稀，不能再反应生成氯气，也就是说MnO2过量，盐酸也不会反应完全。 ▉考点05 Cl-的检验 一、氯离子的检验 1.试剂：硝酸银溶液和稀硝酸。 2.原理：Ag++Cl-=AgCl↓，AgCl不溶于稀硝酸。 3.方法：向待测溶液中先加人硝酸银溶液，然后加入稀硝酸。 4.结论：若按上述方法操作，最终得到白色沉淀，则被检液中含有Cl-” 5.应用：在进行离子或某物质检验时要注意产生其他离子或物质的干扰，如若在Na2CO3，溶液中加入AgNO3溶液也会产生白色沉淀，但此沉淀能溶于HNO3，所以在用AgNO3溶液检验溶液中的Cl-的存在时要先加入稀HNO3。酸化以排除CO的干扰；在检验SO时要先加入HCl进行酸化以排除其他离子的干扰等。如检验NaHCO3中是否混有Na2CO3，所加试剂只能是钡盐或钙盐，不能是Ba(OH)2，Ca(OH)2，以防NaHCO3对Na2CO3的检验产生干扰。 ★易错提醒 (1)检验时要加稀硝酸，以排除CO等离子的干扰，不能用稀硫酸，因为Ag2SO4微溶，会干扰实验，更不能用盐酸，因为盐酸中含有Cl－。 (2)若被检液中含有SO，需先用Ba(NO3)2溶液除去SO，然后再加入稀硝酸酸化的AgNO3溶液，检验Cl－的存在。 ▉考点06 氯气性质的探究 一、聚焦Cl2性质探究实验及实验目的分析 A B C H D L G F I E K J 装置 试剂 实验现象 实验目的 A 饱和NaCl溶液 —— 除HCl气体 B 浓硫酸 —— 验证干燥的氯气无漂白作用，湿润的氯气(含HClO)有漂白作用 C 干燥红色布条 无明显变化 D 湿润红色布条 红色布条褪色 E 石蕊溶液 先变红后褪色 与H2O反应生成HCl和HClO F 硝酸酸化的AgNO3溶液 生成白色沉淀 溶液中有Cl-存在 G 含SO2的BaCl溶液 生成白色沉淀 验证氯气具有强氧化性，可与金属及还原性化合物反应 H Na2S溶液 有浅黄色沉淀生成 I 淀粉KI溶液 溶液变蓝 J FeBr2溶液 浅绿色→棕黄色→深红棕色 K Mg或Na 燃烧剧烈，有白色固体生成 L NaOH溶液 —— 吸收多余的氯气 ▉考点07 氯及其化合物的转化关系 1．理清知识主线 H ―→2―→HO―→HO2―→HO3―→HO4 2．明确转化关系 3．几个重要反应 ①MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋2H2O＋Cl2↑； ②Cl2＋H2OHCl＋HClO； ③Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O； ④2Cl2＋2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O； ⑤Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2； ⑥X2＋SO2＋2H2O===2HX＋H2SO4(X：Cl、Br、I)； ⑦ClO－＋Cl－＋2H＋===Cl2↑＋H2O(“84”消毒液与洁厕剂不能混合使用)； ⑧3Br2＋3Na2CO3===5NaBr＋NaBrO3＋3CO2(工业上吸收尾气溴)。 6 铁、铝及其化合物 金属材料 考点01 铁的性质 考点02 铁的氧化物和氢氧化物 考点03 亚铁盐、铁盐、高铁盐 考点04 Fe2+、Fe3+的检验和除杂 考点05 铁及其化合物的转化关系 考点06 铝及其化合物 考点07 合金 ▉考点01 铁的性质 1．铁的物理性质 物质 状态 密度 熔点 沸点 金属共性 特性 银白色，有 金属光泽 固体 7.86 g/cm3 1 535 ℃ 2 750 ℃ 导热、导电、延展性好 能被磁体 吸引 2．化学性质 铁元素性质活泼，有较强的还原性，主要化合价为＋2价和＋3价。 ①与非金属单质的反应 O2 常温下：铁被腐蚀生成铁锈，其主要成分为Fe2O3 点燃时：3Fe＋2O2Fe3O4 Cl2 2Fe＋3Cl22FeCl3 S Fe＋SFeS ②铁与水蒸气的反应 实验装置 装置1 装置2 操作及现象 用小试管收集一试管气体，点燃，听到轻微“噗”声，产生淡蓝色火焰，证明生成了H2 用火柴点燃肥皂泡，听到爆鸣声，证明生成了H2 实验 结论 铁能与水蒸气反应，并有H2生成，反应的化学方程式为3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2 实验 说明 ①湿棉花的作用是在受热时提供反应所需的水蒸气； ②加热铁粉酒精灯的火焰用防风罩套住，可以使加热效果更好； ③肥皂液在该实验中可以起到“收集”氢气的作用 ③与酸的反应 酸 化学方程式或现象 稀H2SO4 Fe＋H2SO4===FeSO4＋H2↑ 稀HNO3 Fe不足 Fe＋4HNO3===Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O Fe过量 3Fe＋8HNO3===3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 浓HNO3、浓H2SO4 常温下钝化 ④与某些盐溶液CuSO4、FeCl3的反应 与CuSO4溶液反应的离子方程式为Fe＋Cu2＋===Fe2＋＋Cu。 与FeCl3溶液反应的离子方程式为2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋。 3．铁与稀硝酸反应产物的判断： ①当HNO3过量时： 反应原理：Fe＋4HNO3===Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O，铁元素的存在形式为Fe3＋，铁元素的价态为＋3价。 ②当Fe过量时： 反应原理：3Fe＋8HNO3===3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O，铁元素的存在形式为Fe2＋，铁元素的价态为＋2价。 ③当<<时： 铁元素的存在形式为Fe2＋和Fe3＋，铁元素的价态为＋2、＋3价。 用数轴表示： ④解题时需注意量的范围： 产物 结论 ≤ Fe(NO3)3 HNO3可能有剩余 ≥ Fe(NO3)2 Fe可能有剩余 在～之间 Fe(NO3)3和Fe(NO3)2 Fe和HNO3都反应完全 ★易错提醒 (1)Fe与冷水、热水不反应，Fe与H2O(g)高温下反应的产物是Fe3O4，而不是Fe2O3。 (2)铁在潮湿的空气中生成铁锈的主要成分是Fe2O3，而铁在纯氧中燃烧的产物是Fe3O4。 (3)Fe与Cl2反应生成FeCl3而不是FeCl2；Fe与S反应生成FeS而不是Fe2S3；Fe与盐酸反应生成FeCl2而不是FeCl3；Fe与I2反应生成FeI2而不是FeI3。 (4)铁遇冷的浓硫酸或浓硝酸，表面会形成一层致密的氧化膜而发生钝化。铝遇冷的浓硝酸或浓硫酸也会发生钝化。钝化可阻止内部金属继续与浓酸发生反应，从而表现出较强的化学稳定性和耐腐蚀性。 ▉考点02 铁的氧化物和氢氧化物 1．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 铁的化合价 ＋2 ＋3 ＋2，＋3 稳定性 不稳定 稳定 稳定 与H＋反应的离子方程式 FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O Fe2O3＋6H＋===2Fe3＋＋3H2O Fe3O4＋8H＋===Fe2＋＋2Fe3＋＋4H2O 2．铁的氢氧化物 化学式 Fe(OH)2 Fe(OH)3 色态 白色固体 红褐色固体 与盐酸反应 Fe(OH)2＋2H＋===Fe2＋＋2H2O Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O 受热分解 2Fe(OH)3Fe2O3＋3H2O 制法 可溶性亚铁盐与碱溶液反应 Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓ 可溶性铁盐与碱溶液反应 Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓ 二者的关系 在空气中，Fe(OH)2能够非常迅速地被氧气氧化成Fe(OH)3，现象是白色絮状沉淀迅速变成灰绿色，最后变成红褐色，化学方程式为4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3 3．成功制备Fe(OH)2的关键 Fe(OH)2具有很强的还原性，易被氧化为Fe(OH)3。在实验室中制备Fe(OH)2，并使Fe(OH)2长时间保持白色沉淀状态，成功的关键有以下两点： ①溶液中不含Fe3＋和O2等氧化性物质； ②制备过程中，保证生成的Fe(OH)2在密闭的隔绝空气的体系中。 4．制备Fe(OH)2常用的3种方法 方法1：有机覆盖层法 将吸有NaOH溶液的胶头滴管插到液面以下，并在液面上覆盖一层苯或煤油(不能用CCl4)，以防止空气与Fe(OH)2接触发生反应，如图所示 方法2：还原性气体保护法　 用H2将装置内的空气排尽后，再将亚铁盐与NaOH溶液混合，这样可长时间观察到白色沉淀，如图所示 方法3：电解法 用铁作阳极，电解NaCl(或NaOH)溶液，并在液面上覆盖苯或煤油，如图所示 ★易错提醒 (1)Fe3O4不属于碱性氧化物，FeO、Fe2O3属于碱性氧化物。 (2)Fe3O4的组成可用FeO·Fe2O3表示，但不表示Fe3O4是由FeO和Fe2O3组成的混合物，Fe3O4有固定的组成，是一种纯净物。 ▉考点03 亚铁盐、铁盐、高铁盐 一、亚铁盐和铁盐 1. Fe2＋盐 Fe2＋ 盐 溶 液 配制 保存 NaOH溶液 还原性 氧化性 颜色 配制亚铁溶液时常加少量相应的酸抑制Fe2＋的水解， 加少量铁屑防止Fe2＋被氧化。 Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓(白色沉淀) 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ == 5Fe3+ + Mn2+ 4H2O 3Fe2＋＋4H＋＋NO===3Fe3＋＋NO↑＋2H2O 2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O Zn＋Fe2＋===Fe＋Zn2＋ 浅绿色 2. Fe3＋盐 Fe3＋ 盐 溶 液 配制 NaOH溶液 氧化性 颜色 配制Fe3＋的溶液时常加少量相应的酸抑制Fe3＋的水解 Fe3＋＋3OH－==Fe(OH)3↓(红褐色沉淀) 2Fe3+ + SO+ H2O == 2Fe2+ + + 2 H＋ 腐蚀印刷电路版：2Fe3＋＋Cu ===2Fe2＋＋Cu2+ 2Fe3＋＋S2－===2Fe2＋＋S↓ 棕黄色 S2－、I－、SO、Cu 水解 Fe3＋的水解：Fe3＋＋3H2O ⇌ Fe(OH)3(胶体)＋3H＋ 氢氧化铁胶体制备：FeCl3＋3H2O Fe(OH)3(胶体)＋3HCl 双水解：Fe3+ + 3HCO3- == Fe(OH)3↓ + 3CO2↑ 工业上常用调节pH方法除去溶液中的Fe3＋离子 2. 高铁酸盐 高铁酸钾 K2FeO4中的Fe呈＋6价，K2FeO4具有强氧化性，可用于水体的杀菌、消毒；K2FeO4与水生成Fe(OH)3胶体，吸附水体中的悬浮物，起到净水的作用 ▉考点04 Fe2+、Fe3+的检验和除杂 1．Fe2＋、Fe3＋的检验 (1)Fe2＋的检验 样 品 溶 液 K3[Fe(CN)6]溶液 颜色 氯水或 双氧水 KSCN溶液 浅绿色：可能为Fe2＋ 无现象 溶液变红色，证明含有Fe2＋ NaOH溶液 白色沉淀，迅速变成灰绿色，最终变为红褐色，证明有Fe2＋ 生成Fe3[Fe(CN)6]2蓝色沉淀，证明有Fe2＋ (2)Fe3＋的检验 样 品 溶 液 苯酚溶液 颜色 KSCN溶液 棕黄色：可能为Fe3＋ 溶液变红色，证明含有Fe3＋ NaOH溶液 产生红褐色沉淀，证明有Fe3＋存在 溶液呈紫色，证明有Fe3＋ (3)含Fe2＋、Fe3＋的混合溶液中Fe3＋、Fe2＋的检验 酸性 KMnO4溶液 K3[Fe(CN)6]溶液 混合溶 液 溴水 淀粉KI试纸 试纸变蓝色，说明含有Fe3＋ 溶液变红色，证明含有Fe3＋ 酸性KMnO4溶液紫红色褪去，说明含有Fe2＋ 溴水褪色，说明含有Fe2＋ KSCN溶液 生成KFe[Fe(CN)6]蓝色沉淀，说明含有Fe2＋ 2.有关Fe2＋、Fe3＋的除杂 溶 液 除 杂 FeCl3溶液中含有少量FeCl2 氯水 或H2O2 FeCl3溶液，2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－ FeCl2溶液中含有少量FeCl3 FeCl2溶液中含有少量CuCl2 过量铁粉 过滤 过量铁粉 过滤 FeCl2溶液，2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋ FeCl2溶液，Cu2＋＋Fe==Cu＋Fe2＋ 3．混合溶液中Fe3＋、Fe2＋的除去 混合溶 液 除 杂 Mg2＋溶液 中含有Fe3＋ 氧化剂 如H2O2 加入Mg、MgO、MgCO3、Mg(OH)2中之一，调pH Fe(OH)3↓ 过滤 Mg2＋溶液 Cu2＋溶液 中含有Fe3＋ 加入CuO、CuCO3、Cu2(OH)2CO3中之一，调pH Fe(OH)3↓ 过滤 Cu2＋溶液 Mg2＋溶液 中含有Fe2＋ Cu2＋溶液 中含有Fe2＋ 氧化剂 如H2O2 加入Mg、MgO、MgCO3、Mg(OH)2中之一，调pH 加入CuO、CuCO3、Cu2(OH)2CO3中之一，调pH Fe(OH)3↓ Fe(OH)3↓ 过滤 过滤 Mg2＋溶液 Cu2＋溶液 ★易错提醒 除杂问题(括号内物质为杂质) ①FeCl3溶液(FeCl2)：加足量氯水或通入足量Cl2。 ②FeCl2溶液(FeCl3)：加足量铁粉，充分反应后过滤。 ③FeSO4溶液(CuSO4)：加足量铁粉，充分反应后过滤。 ④除去废水中Fe2＋，先将废水中的Fe2＋氧化为Fe3＋(如通入Cl2或加入H2O2)，再调节溶液的pH，使Fe3＋转化为红褐色的Fe(OH)3沉淀过滤除去。 ▉考点05 铁及其化合物的转化关系 1．“铁三角”中的转化关系 (1)将H2S气体通入FeCl3溶液中产生淡黄色沉淀： H2S＋2Fe3＋===S↓＋2Fe2＋＋2H＋。 (2)将FeCl3溶液滴入KI淀粉溶液，溶液变蓝： 2I－＋2Fe3＋===I2＋2Fe2＋。 (3)用FeCl3溶液腐蚀废旧线路板上的铜箔： Cu＋2Fe3＋===Cu2＋＋2Fe2＋。 (4)将H2O2滴入到酸性FeCl2溶液中： 2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O。 (5)将FeCl2溶液滴入到HNO3溶液中，有无色气体放出： 。 2．“铁三角”的重要应用： (1)除杂。 主要物质 杂质 除杂方法 Fe2＋ Fe3＋ 加过量铁屑后过滤 FeCl3 FeCl2 加氯水或H2O2 Fe2＋ Cu2＋ 加过量铁屑后过滤 (2)判断离子能否共存。 Fe2＋NO(H＋)、ClO－、MnO(H＋) Fe3＋S2－、I－、SO Fe2＋、Fe3＋HCO、CO等发生水解相互促进 (3)盐溶液的配制与保存。 (4)物质的制备。 ▉考点06 铝及其化合物 1．铝 结构示意图 地壳含量 存在形式 含量最多的金属元素 化合态 化学性质 通性 与非金属单质反应：4Al＋3O2＝2Al2O3 与非氧化性酸反应：2Al＋6H＋＝2Al3＋＋3H2↑ 与盐反应：2Al＋3Cu2＋＝2Al3＋＋3Cu 特性 与氧化性酸反应：常温下，遇浓硫酸、浓硝酸发生钝化 与碱反应：2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑ 2．氧化铝和氢氧化铝 物理性质 化学性质 氧化铝 白色不溶于水的固体，熔点高 与酸反应：Al2O3＋6H＋＝2Al3＋＋3H2O 与碱反应：Al2O3＋2OH－＝2AlO2－＋H2O 氢氧化铝 白色不溶于水的固体，其胶体有强的吸附性 与酸反应：Al(OH)3＋3H＋＝Al3＋＋3H2O 与碱反应：Al(OH)3＋OH－＝AlO2－＋2H2O 3．常见含铝物质的用途 物质 铝合金 镁铝合金 氧化铝 氢氧化铝 明矾 用途 门窗等材料 飞机、导弹材料 耐高温材料 胃酸中和剂 净水剂 ★易错提醒 1．含铝物质在酸性条件和碱性条件下的产物 2．2Al＋2NaOH＋6H2O＝2Na[Al(OH)₄]＋3H2↑反应中的氧化剂是H2O。 3．Al2O3与H2O不发生反应，即反应Al2O3＋3H2O＝2Al(OH)3不能进行。 4．AlCl3与过量NaOH溶液依次发生反应：Al3＋＋3OH－＝Al(OH)3↓、Al(OH)3＋OH－＝[Al(OH)₄]－，总反应式为：Al3＋＋4OH－＝[Al(OH)₄]－。 ▉考点07 合金 一．合金 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。 1.合金的概念：由纯金属(或金属与非金属)制得的金属材料。 2.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。 二．铁合金 铁合金的两大类型——生铁和钢 1．生铁和钢是含碳量不同的两种铁碳合金，由于含碳量不同，钢(含碳量为0.03%～2%)和生铁(含碳量为2%～4.3%)在性能上有很大差异。钢是用量最大、用途最广的合金，根据其化学成分，可分为两大类：碳素钢和合金钢。根据含碳量不同，碳素钢又可分为高碳钢、中碳钢和低碳钢。生铁和钢的主要组成元素、特性和用途如表所示： 铁合金 主要成分 主要特征 主要用途 生铁 Fe、C(含碳量为2%～4.3%)及Si、Mn、S、P 硬而脆，强度高，可铸不可锻 炼钢，制各种铸件 钢 碳 素 钢 低碳钢 Fe、C(含碳量低于0.3%) 韧性、焊接性好，但强度低 制钢板、钢丝和钢管等 中碳钢 Fe、C(含碳量为0.3%～0.6%) 强度高，韧性及加工性好 制钢轨、车轮和建材等 高碳钢 Fe、C(含碳量高于0.6%) 硬而脆，热处理后弹性好 制器械、弹簧和刀具等 合 金 钢 锰钢 Fe、Mn 韧性好，强 度高 制钢轨、轴承、坦克装甲等 硅钢 Fe、Si 导磁性好 制变压器、发电机的铁芯等 不锈钢 Fe、Cr、Ni 抗腐蚀性好 制医疗器械、炊具、反应釜和容器等 ④常用合金钢 a．不锈钢 合金元素主要是铬(Cr)和镍(Ni)。 性能：大气中比较稳定，不容易生锈，具有很强的抗腐蚀能力。 用途：医疗器材、厨房用具和餐具、地铁列车的车体材质等。 b．超级钢 合金元素：Mn、C、Al、V。 性能：强度很大，在应用时能够实现钢板的轻薄化。 用途：汽车、航空和航天等领域。 2．铝合金 主要组成元素 主要特性 主要用途 铝 合 金 硬 铝 Al、Mg、Cu、Si、Mn等(Mg 0.5%、Cu 4%、Si 0.7%、Mn 0.5%) 密度小，强度和硬度都比纯铝的大，具有较强的抗腐蚀能力 用于汽车、飞机、火箭、船舶等制造业 镁铝 合金 Mg、Al 强度和硬度都比纯铝和纯镁的大 用于火箭、飞机、轮船等制造业 3.新型合金 (1)储氢合金 ①储氢方法 ②含义：一类能够大量吸收H2，并与H2结合成金属氢化物的材料。 ③要求：具有实用价值的储氢合金要求储氢量大，金属氢化物既容易形成，稍稍加热又容易分解，室温下吸、放氢的速率快。 ④实例：Ti­Fe合金、La­Ni合金。 (2)其他几种新型合金 合金名称 主要性质 主要用途 钛合金 熔点高、密度小、可塑性好、易于加工、机械性能好、抗腐蚀性能好等 广泛用于火箭、导弹、航天飞机、船舶、化工和通信设备等 耐热 合金 高温下具有高的抗氧化性、抗蠕变性与持久强度 主要应用于航空、舰艇、火箭等领域 形状记 忆合金 在加热升温后能完全消除其在较低的温度下发生的变形，恢复其变形前的原始形状 在航空航天领域、临床医疗领域等有着广泛的应用，如宇宙飞船的天线、人造骨骼、心脏修补器、手术缝合线等 ★易错提醒 1．合金的组成及性质 (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，没有固定的熔点。 (3)合金具有金属特性，如导电、传热等。 (4)合金形成后会影响各成分金属的物质性质，如合金的熔点一般比成分金属低，而硬度、机械强度一般比成分金属高；但一般来说各成分金属均保持了其原有的化学性质。 2．合金的形成条件 (1)金属与金属形成合金时：合金是金属在熔化状态时相互混合形成的，熔化时的温度需达到成分金属中熔点最高的金属的熔点，但又不能超出成分金属中沸点最低的金属的沸点。一种金属的熔点高于另一种金属的沸点时则不能形成合金。 专题07 原子结构 核素 化学键 考点01 原子结构 考点02 核素与同位素 考点03 原子核外电子排布 考点04 离子键与共价键 考点05 离子化合物与共价化合物 考点06 电子式与结构式 考点07 物质变化过程中化学键的变化 ▉考点01 原子结构 1．原子结构模型的演变 （1）1803年，道尔顿模型：原子是构成物质的基本粒子，是坚实的、不可再分的实心球。 （2）1904年，汤姆生模型：原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多电子，中和了正电荷，从而形成了中性原子。 （3）1911年，卢瑟福原子模型：在原子的中心有一个带正电荷的核，它的质量几乎等于原子的全部质量，电子在它的周围沿着不同的轨道运转，就像行星环绕太阳运转一样。 （4）1913年，玻尔原子模型：电子在原子核外空间的一定轨道上绕核做高速圆周运动。 （5）1926～1935年，电子云模型：电子在原子核外很小的空间内做高速运动，其运动规律与一般物体不同，没有确定的轨道。 2．原子的构成 原子 3．质量数 (1)概念：将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值。 (2)构成原子的粒子间的两个关系 ①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) ②质子数＝核电荷数＝核外电子数 4．原子的表示方法 如作为相对原子质量标准的C表示质子数为6，质量数为12的碳原子。 5．粒子符号()中各数字的含义 6．粒子间三关系 质量关系 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 原子的相对原子质量近似等于质量数 电性关系 电中性微粒(原子或分子) 核电荷数＝核内质子数＝核外电子数 带电离子(质子数≠电子数) 阳离子 (Rm＋) 质子数＞电子数 电子数＝质子数－m 阴离子 (Rm－) 质子数＜电子数 电子数＝质子数＋m 数量关系 原子序数＝质子数 ★易错提醒 (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)在任何微粒中，质子数都等于核电荷数，但质子数与核外电子数不一定相等，如阴离子(如Cl－)的质子数小于其核外电子数，阳离子(如Na＋)的质子数大于其核外电子数。 ▉考点02 核素与同位素 1．核素 概念 具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子 实例 氢的三种核素——氕、氘、氚 应用 C——测定文物的年代、H和H——制造氢弹、U——用于制造原子弹、核发电 2．同位素 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，即同一元素的不同核素互称为同位素 特点 两同 质子数相同，核外电子相同 两不同 质量数不同，中子数不同 性质 同位素在周期表里占据同一位置 同位素的物理性质不同，但化学性质几乎相同 天然存在的同位素，相互间保持一定的比率 （5）同位素的特征“六同三不同”。 ①特点：天然存在的同位素，相互间保持一定的比率 ②结构：核外电子排布完全相同 ③分类：稳定同位素和放射性同位素，用于进行同位素示踪和作为放射源的是放射性同位素。 3．元素、核素、同位素、同素异形体的比较 区别 元素 核素 同位素 同素异形体 本质 质子数相同相同的一类原子总称 质子数、中子数都一定的原子 质子数相同、中子数不同的核素 同种元素形成的 不同单质 范围 同类原子 原子 原子 单质 特性 只有种类 没有个数 化学反应中的 最小微粒 化学性质 几乎完全完全相同 相互相同、性质及组成或结构不同 决定因素 质子数 质子数、中子数 质子数、中子数 组成元素、结构 举例 H、C、O三种元素 H、H、H 三种核素 H、H、H 互称同位素 O2与O3 互为同素异形体 联系 4．“五量”比较 原子质量 原子（核素）的相对原子质量 元素的相对原子质量 元素的近似相对原子质量 质量数 定义 一个原子的真实质量 一个原子的真实质量与一个_C原子质量__的的比值 该元素各种核素原子的相对原子质量与其在自然界中所占原子个数百分比的乘积之和 ①含义：各核素的质量数乘以各核素所占的百分比再求和（平均值） 一个原子核内质子数与_中子数__之和 实例 一个O原子的质量是2.657×10－26 kg O的相对原子质量约为16 Ar＝Ar1a%＋Ar2b%＋……(其中a%＋b%＋……＝1) ②公式：A（X）＝A1×a%+A2×b%+…… O的质量数为18 备注 ①某核素的质量数可视为该核素的近似相对原子质量②一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。③核素的近似相对原子质量＝质量数。 ★易错提醒 1.规避同位素、同素异形体、原子结构概念理解的易错点 (1)同位素研究的对象是原子，同位素的“同位”是指一种元素的几种核素在元素周期表中占同一个位置，即质子数相同，中子数不同；同素异形体研究的对象是单质，同素异形体的“同素”是指元素的种类相同。 (2)原子不一定都有中子,如H。 (3)质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如F与OH-。 (4)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。 (5)不同核素可能具有相同的质子数，如H；也可能具有相同的中子数，如O;也可能具有相同的质量数,如N。 (6)一种元素可以有多种核素，也可能只有一种核素。 (7)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。 (8)同位素是指同一元素的不同核素之间的关系，同素异形体是指同一元素的不同单质间的关系。 (9)由于同位素的存在，核素的种数远大于元素的种类。 (10)同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大；同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变。 ▉考点03 原子核外电子排布 1．电子的运动特征 运动速度很快，与宏观物体的运动有极大不同：不能同时确定速度和位置，不能描绘运动轨迹。 2．电子层的表示方法及能量变化 3．核外电子排布规律 4．核外电子排布的表示方法[原子(或离子)结构示意图] 如Na原子结构示意图： 5．离子结构示意图 ①当主族中的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，形成与少一个电子层的稀有气体元素原子相同的电子层结构 ②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成与电子层数相同的稀有气体元素原子相同的电子层结构 6．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。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。 7．简单离子的结构特点——“阴上阳下稀居中” 8．核外电子数相等的微粒的书写方法 9．等电子微粒 (1)10电子微粒。 (2)18电子微粒。 10．1~20号元素原子核外电子排布的特点 (1)原子核中无中子的原子:H。 (2)最外层只有一个电子的原子:H、Li、Na、K; 最外层有两个电子的原子:He、Be、Mg、Ca。 (3)最外层电子数等于次外层电子数的原子:Be、Ar; 最外层电子数是次外层电子数2倍的原子:C; 最外层电子数是次外层电子数3倍的原子:O。 (4)电子层数与最外层电子数相等的原子:H、Be、Al; 最外层电子数是电子层数2倍的原子:He、C、S; 最外层电子数是电子层数3倍的原子:O。 (5)次外层电子数是最外层电子数2倍的原子:Li、Si。 (6)内层电子总数是最外层电子数2倍的原子:Li、P。 (7)与He原子电子层结构相同的离子:H-、Li+、Be2+。 (8)次外层电子数是其他各层电子总数2倍的原子:Li、Mg。 (9)次外层电子数与其他各层电子总数相等的原子:Be、S。 ▉考点04 离子键与共价键 1．比较离子键与共价键的区别 离子键 共价键 概念 带相反电荷离子之间的静电作用 原子间通过共用电子对所形成的相互作用 成键元素 (一般是)活泼金属元素(或NH)和活泼非金属元素之间 (一般是)非金属元素之间 成键微粒 阴、阳离子 原子 成键条件 一般是活泼金属与活泼非金属化合时，易发生电子的得失形成离子键 一般是非金属元素的原子最外层电子未达到稳定状态，相互间通过共用电子对形成共价键 影响因素 离子的半径越小，所带电荷数越多，离子键越强 原子半径越小，共用电子对数越多，共价键越牢固 形成过程举例 存在范围 只存在于离子化合物中 可存在于非金属单质、共价化合物及部分离子化合物中 2．共价键的分类 3．离子键、共价键的存在 离子键 共价键 活泼金属元素与活泼非金属元素 如NaCl、Na2S 非金属单质 如N2、O2、P4 金属阳离子与含氧酸根 如KNO3 共价化合物 极少数的盐，如AlCl3、FeCl3等 铵根离子与酸根(或酸式酸根) 如NH4Cl 非金属氧化物，如CO2、SiO2 活泼金属的氧化物 如Na2O 非金属氢化物，如NH3、HCl 活泼金属的氧化物 如Na2O2 含氧酸，如HNO3、H2SO4 强碱 如NaOH 部分碱，如NH3·H2O 活泼金属的氢化物 如NaH 大多数的有机物，如乙醇、乙酸 —— —— 某些离子化合物 如NaOH、Na2O2、NH4Cl 4．化学键类型与物质类别的关系 ▉考点05 离子化合物与共价化合物 1．比较 离子化合物 共价化合物 概念 由离子键构成的化合物 以共用电子对形成的化合物 构成粒子 阴、阳离子 原子 粒子间作用 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 熔融态或水溶液导电 熔融态不导电，溶于水有的导电(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，极少数破坏共价键(如SiO2) 2．判断 离子化合物 共价化合物 依据化学键类型 凡是含有离子键的化合物，一定是离子化合物 只含有共价键的化合物，一定是共价化合物 依据化合物类型 大多数碱性氧化物、盐强和碱是离子化合物 非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸都是共价化合物 依据化合物性质 熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，如NaCl、Al2O3 熔、沸点较低的化合物(SiO2、SiC等除外)是共价化合物；熔融状态不导电的化合物是共价化合物，如HCl ★易错提醒 1．共价化合物中一定没有离子键，离子化合物中可能含有共价键。 2．离子化合物中一定含有离子键；含离子键的化合物一定是离子化合物；离子化合物中一定有阴离子和阳离子。 3．共价键与共价化合物中的两个“一定”与“不一定” (1)两个“一定” ①共价化合物中一定只含有共价键； ②共价化合物中一定不含离子键。 (2)两个“不一定” ①含共价键的物质不一定是共价化合物，也可能是单质，如O2、N2、H2、Cl2等； ②含共价键的化合物不一定是共价化合物，也可能是离子化合物，如NaOH中含有O—H共价键，Na2O2中含有O—O共价键，NH4Cl中含有N—H共价键，但它们都是离子化合物。 ▉考点06 电子式与结构式 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 共价分子电子书写步骤 画 标 补 结构式 共用电子对 各原子最外层所缺的电子数 第1步 第2步 第3步 分子 N2 O2 H2S H2O2 HCN SCl2 结构式 N≡N O＝O H－S－H H－O－O－H H－C≡N Cl－S－Cl 电子式 分子 NH3 CH4 CCl4 N2H4 CO2 HClO 结构式 O＝C＝O H－O－Cl 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+ CH3+ NH2－ 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： 离子化合物 用电子式表示离子化合物的形成过程 NaCl MgCl2 Na2O （2）共价化合物的形成 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 共价化合物 用电子式表示共价化合物的形成过程 HCl H2O NH3 CH4 CO2 8．结构式 在化学上，常用一根短线“—”表示一对共用电子，其余电子一律省去，这样的式子叫做结构式。 分子 电子式 结构式 分子结构模型 H2 HH H—H HCl H H—Cl CO2 ··C·· O==C==O H2O HH CH4 ★易错提醒 离子化合物电子式书写的四大错因 (1)阴离子漏标“[　]”，如将O2－的电子式错写为。 (2)阳离子多标电子或“[　]”，如将Al3＋的电子式错写为。 (3)漏标或错标离子的电荷，如S2－的电子式错写为。 (4)将多个相同的离子归在一起，如K2S的电子式错写为。 (5)一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”)的个数即原子的最外层电子数。 (6)同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。 (7)“[　]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。 (8)在化合物中，如果有多个阴、阳离子，阴、阳离子必须是间隔的，即不能将两个阴离子或两个阳离子写在一起，如CaF2要写成，不能写成，也不能写成。 (9)用电子式表示化合物形成过程时，由于不是化学方程式，不能出现“===”。“―→”前是原子的电子式，“―→”后是化合物的电子式。 ▉考点07 物质变化过程中化学键的变化 1．化学键对物质性质的影响 (1)对物理性质的影响 ①金刚石、晶体硅、石英、金刚砂等物质硬度大、熔点高，就是因为其中的共价键很强，破坏时需消耗很多的能量。 ②NaCl等部分离子化合物，也有很强的离子键，故熔点也较高。 (2)对化学性质的影响 ①N2分子中有很强的共价键，故在通常状况下，N2性质很稳定。 ②H2S、HI等分子中的共价键较弱，故它们受热时易分解。 (3)物质熔化、溶解时化学键的变化 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，与水分子作用形成水合离子，从而发生电离，形成阴、阳离子，其分子内的共价键被破坏，如HCl、H2SO4等。 C．某些共价化合物溶于水后，其分子内的共价键不被破坏，如蔗糖(C12H22O11)、酒精(C2H5OH)等。 ③单质的溶解过程 某些活泼的非金属单质溶于水后，能与水反应，其分子内的共价键破坏，如Cl2、F2等。 2．分子间作用力 (1)定义：把分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。 (2)特点 ①分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔点、沸点等物理性质。而化学键主要影响物质的化学性质。 ②分子间作用力存在于由共价键形成的多数共价化合物分子和绝大多数气态、液态、固态非金属单质分子之间。但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质，微粒之间不存在分子间作用力。 (3)变化规律 一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔、沸点也越高_。例如熔、沸点：I2>Br2>Cl2>F2。 3．氢键 (1)定义：分子间存在的一种比范德华力稍强的相互作用，但比化学键弱。 (2)形成条件：除H外，形成氢键的原子通常是N、O、F。 (3)存在：氢键存在广泛，如蛋白质分子、醇、羧酸分子、H2O、NH3、HF等分子之间。分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。这是因为固体熔化或液体汽化时必须破坏分子间的氢键，消耗较多能量。 (4)氢键不属于化学键，其强度比化学键弱得多，但它比分子间作用力稍强，通常把氢键看作是一种较强的分子间作用力。有氢键的物质，分子间也有范德华力，但有范德华力的物质分子间不一定有氢键。 4．化学键、分子间作用力和氢键的对比 相互作用 化学键 分子间作用力 氢键 存在范围 分子内相邻原子(离子)之间 分子之间 含H—F、O—H、N—H键的分子之间 作用力 比较 强 很弱 比化学键弱，比分子间作用力强 影响范围 物质的物理性质及化学性质 物质的物理性质 物质的物理性质 对物质性 质的影响 ①离子键：成键离子半径越小、离子所带电荷越多，离子键越强，离子化合物的熔、沸点越高；②共价键：原子半径越小，共用电子对越多，共价键越强，单质或化合物的稳定性越强 ①影响物质的熔沸点、溶解度等物理性质；②组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增大，物质的熔、沸点逐渐升高 分子间氢键的存在使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔、沸点：H2O>H2S，HF>HCl；乙醇与水混溶 5．化学变化中化学键的变化 化学变化的本质就是反应物中化学键的破坏和生成物中新化学键的形成。因此化学变化中一定有化学键的改变。 6．离子化合物溶解或熔化时化学键的变化 离子化合物电离阴、阳离子 7．共价化合物溶解或熔化时化学键的变化 ①溶解过程 ②熔化过程 共价化合物，若由分子构成如CO2，不破坏共价键(只破坏分子间作用力)；若由原子构成如SiO2，则破坏共价键。 8．单质溶解或熔化时化学键的变化 单质的特点 化学键变化 举例 由分子构成的固体单质 熔化或升华时只破坏分子间作用力，不破坏化学键 P4的熔化、I2的升华 由原子构成的单质(稀有气体除外) 熔化时破坏共价键 金刚石、晶体硅 能与水反应的某些活泼非金属单质 溶于水后，分子内共价键被破坏 Cl2、F2等 9．化学反应的本质 一个化学反应过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。例如，化学反应：H2＋Cl22HCl。 实质为旧键断裂：H—H―→H＋H(吸收能量) Cl—Cl―→Cl＋Cl(吸收能量) 新键形成：H＋Cl―→H—Cl(放出能量) 10．化学键的破坏 (1)化学反应过程中，反应物中的化学键被破坏。 (2)离子化合物的溶解或熔化过程。 离子化合物电离阴、阳离子 (3)共价化合物的溶解或熔化过程。 ①溶解过程： 能与水反应的共价化合物共价键被破坏 属于共价化合物的电解质共价键断裂生成阴、阳离子 部分非电解质共价键不被破坏 ②熔化过程： (4)单质的熔化或溶解过程。 ①由分子构成的固体单质，如I2的升华、P4的熔化只破坏分子间作用力，而不破坏化学键。 ②由原子构成的单质，如金刚石、晶体硅，熔化时破坏共价键。 ③对于某些活泼的非金属单质，溶于水后，能与水反应，其分子内共价键被破坏，如Cl2、F2等。 ★易错提醒 (1)物理变化过程中可能无化学键的变化，若有化学键变化，则旧化学键的断裂和新化学键的形成不会同时发生。如HCl溶于水时，能完全电离，HCl分子中的氯原子和氢原子之间的共价键被破坏，在溶液中以H＋和Cl－的形式存在。发生物理变化的过程中也可能只有化学键的形成，如蒸发饱和KCl溶液析出KCl。 (2)化学反应中，并不是反应物中所有的化学键都被破坏，如(NH4)2SO4＋BaCl2===BaSO4↓＋2NH4Cl，反应中NH中的共价键未被破坏。 专题08 元素周期表与元素周期律 考点01 元素周期表 考点02 碱金属元素 考点03 卤族元素 考点04 元素金属性和非金属性的判据 考点05 元素周期律 考点06 “位、构、性”关系及应用 ▉考点01 元素周期表 1．发展历程 2．原子序数 (1)含义：按照元素在周期表中的顺序给元素编号。 (2)原子序数与元素的原子结构的关系 原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 3．元素周期表的编排原则 4．周期的分类与包含元素 类别 周期序数 行序数 核外电子层数 包含元素种数 起止元素 短周期 1 1 1 2 H～He 2 2 2 8 Li～Ne 3 3 3 8 Na～Ar 长周期 4 4 4 18 K～Kr 5 5 5 18 Rb～Xe 6 6 6 32 Cs～Rn 7 7 7 32 Fr～Og 5．族的分类 16个族分为7个主族、7个副族、1个第Ⅷ族和1个0族。 6．常见族的别称 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 7．元素周期表中的方格中各符号的意义 8．元素周期表记忆口诀 横行叫周期，现有一至七；三四分长短，四长副族现；竖行称作族，总共十六族； Ⅷ族最特殊，三列是一族；二三分主副，先主后副族；镧锕各十五，均属ⅢB族。 9．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 10．元素周期表的应用 （1）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 （2）元素周期表的三大应用 ①科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。 ②寻找新材料 ③用于工农业生产：探矿、研制农药材料等。 11．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 ★易错提醒 (1)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。 (2)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。 (3)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。 (4)113～118号元素的中文名称依次为、、镆、、、。 ▉考点02 碱金属元素 1．碱金属的一般性与特殊性 （1）原子结构与性质 ①相同点：最外层上都只有1个电子 ②不同点：从Li→Cs电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大 （2）化学性质 ①性质的相似性（用R表示碱金属元素） ②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 2．碱金属单质、化合物的特殊性 （1）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）颜色：除了Cs略带金色光泽外，其余的都是银白色有金属光泽的固体 （3）保存 ①一般都保存在煤油或石蜡油中，锂只能保存在石蜡油中 ②试剂瓶中的试剂取出后，一般不能放回原瓶，但金属Na、K等需立即放回原瓶 （4）盐的溶解性 ①一般情况下，碱金属所形成的盐均溶于水，并且在一定温度下，酸式盐比正盐的溶解度大 ②NaHCO3的溶解度比Na2CO3的小 （5）碱金属氢化物（如NaH）：都是离子化合物，其中氢以H－形式存在，是强还原剂 （6）锂与O2反应与钠不同，只生成Li2O，而不生成Li2O2 ▉考点03 卤族元素 一、卤素单质的结构 1．卤族元素：F、Cl、Br、I、At、Ts（，tián） 2．化合价：最高正价为+7（氟无正价），最低负价为－1 3．单质的结构和性质 （1）晶体类型：分子晶体 （2）作用力：范德华力 （3）熔沸点：相对分子质量越大，熔沸点越高 二、卤素单质的物理性质 1．溶解性 （1）水溶性：在水中溶解度较小，得到卤水 （2）易溶于酒精、苯、分馏汽油、四氯化碳等有机溶剂 （3）氯气不溶于饱和氯化钠溶液 2．物理特性：Cl2易液化，Br2易挥发，I2易升华 3．颜色 氯 溴 碘 单质 黄绿色 深红棕色 紫黑色 卤水 浅黄绿色 橙色 褐色 有机溶剂 黄绿色 红棕色 紫红色 4．元素存在：在自然界中全部以化合态存在 5．卤素的保存 （1）液氯：常存放干燥的钢瓶中 （2）卤水：放在棕色瓶中，阴暗处密封保存 （3）溴的保存 ①密封：防止溴挥发出来 ②液封：瓶中加少量水做液封，以减少挥发 ③瓶塞：不能用橡胶塞，而应用玻璃塞 三、卤素单质的化学性质 1．与金属单质反应 （1）NaNaCl，黄色火焰，冒白色烟 （2）FeFeCl3，生成棕红色烟 （3）CuCuCl2，生成棕黄色烟 （4）FeFeBr3；FeFeI2 2．与氢气反应 （1）通式：H2+X22HX （2）氢气和氟气反应的现象：黑暗处剧烈反应，发生爆炸 （3）氢气和氯气反应的现象 ①点燃：安静燃烧，产生苍白色火焰，瓶口有白雾 ②光照：发生爆炸 （4）卤化氢 ①氢卤酸的酸性：HX的水溶液，除HF外，都是强酸 ②还原性：HAt＞HI＞HBr＞HCl＞HF ③熔沸点：HF＞HAt＞HI＞HBr＞HCl 4．与还原性化合物反应 （1）氧化性：Cl2＞Br2＞Fe3+＞I2＞S （2）非金属单质之间的置换 ①Cl2置换Br2、I2、S：Br－Br2，I－I2，H2SS ②Br2置换I2、S：I－I2，H2SS ③I2置换S：Na2SS （3）与SO2反应 ①Cl2+SO2+2H2OH2SO4+2HCl（与还原性漂白剂混合，失去漂白性） ②Br2+SO2+2H2OH2SO4+2HBr（检验或除去SO2） ③I2+SO2+2H2OH2SO4+2HI（定量测定SO2的含量） （4）与Fe2+反应 ①Cl2：2Fe2++Cl22Fe3++2Cl－ ②Br2：2Fe2++Br22Fe3++2Br－ ③I2：不反应 四、卤素离子的检验 1．硝酸银-稀硝酸法 （1）流程：X－有色沉淀 （2）现象 ①白色沉淀含Cl－ ②浅黄色沉淀含Br－ ③黄色沉淀含I－ ★易错提醒 卤素单质及卤化物的特殊性 （1）F2遇水会置换出O2且生成HF。所以F2与其它卤化物溶液不会发生卤素间的置换反应，而先与水反应。 （2）氟可以与稀有气体元素形成化合物。 （3）HF有剧毒，且腐蚀玻璃，氢氟酸应保存在塑料瓶中；制备HF时应用铅皿。 （4）CaF2难溶于水，其它CaX2可溶于水。 （5）溴是唯一的液态非金属，易挥发，少量的液溴保存要用水封。 （6）碘易升华，遇淀粉显蓝色；碘的氧化性较弱，它与变价金属反应时生成低价化合物。 ▉考点04 元素金属性和非金属性的判据 1．判断元素金属性强弱的5种依据 比较元素金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子能力的强弱，越易失去电子，金属性越强。 判断依据 规律 实例 原子结构(元素在周期表中的位置) 同周期元素从左到右，核电荷数越多，越难失去电子，金属性越弱 金属性：Na>Mg>Al 同主族元素从上到下，原子半径越大，越易失去电子，金属性越强 金属性：K>Na>Li 单质与水 或酸反应 金属单质与水或酸(非氧化性酸)反应越剧烈，元素的金属性越强 如Na与冷水反应剧烈，Mg与冷水反应缓慢，则金属性：Na>Mg 金属活动 性顺序 除第ⅠA族、第ⅡA族的金属单质外，前面的金属单质可以把后面的金属单质从其盐溶液中置换出来 如2Al＋3Hg(NO3)2===2Al(NO3)3＋3Hg，则金属性：Al>Hg 金属阳离子 的氧化性强弱 金属(非变价金属)阳离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱 如氧化性：Na＋<Mg2＋，则金属性：Na>Mg 最高价氧化 物对应水化 物的碱性 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强 如碱性：NaOH>Mg(OH)2，则金属性：Na>Mg 2．判断元素非金属性强弱的6种依据 比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子能力的强弱，越易得到电子，非金属性越强。 判断依据 规律 实例 原子结构(元素在周期表中的位置) 同周期元素从左到右，核电荷数越多，越易得到电子，非金属性越强 非金属性：F>O>N 同主族元素从上到下，原子半径越大，越不易得到电子，非金属性越弱 非金属性：F>Cl>I 单质与氢气化合的难易及氢化物的稳定性 单质越易与H2化合，生成的氢化物越稳定，元素的非金属性越强 H2＋F2===2HF，H2＋Cl22HCl，则非金属性：F>Cl。 稳定性：HF>HCl>HBr>HI，则非金属性：F>Cl>Br>I 非金属单质间的置换反应 较活泼的非金属单质可以把较不活泼的非金属单质从其盐溶液中置换出来 如Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2，则非金属性：Cl>Br 单质的氧化性或阴离子的还原性 非金属元素的简单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 还原性：S2－>Cl－，则非金属性：Cl>S 最高价氧化物对应水化物的酸性 最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强 酸性：HClO4(高氯酸)>H2SO4，则非金属性：Cl>S ▉考点05 元素周期律 同周期、同主族元素性质的递变规律 同周期(从左到右) 同主族(自上而下) 化合价 最高价：＋1价→＋7 价(O、F除外)；最低价：－4价→－1价；最低价＝主族序数－8(H除外) 最高价相同(O、F除外)；最低价相同；最高价＝族序数(O、F除外) 得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱 失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强 单质氧化性 逐渐增强 逐渐减弱 单质还原性 逐渐减弱 逐渐增强 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 形成气态氢化物的难易 由难到易 由易到难 简单气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 ★易错提醒 1.同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，具体体现在金属单质与H2O(或H＋)反应置换出H2越来越难，最高价氧化物对应水化物的碱性越来越弱，非金属单质与H2化合越来越容易，气态氢化物越来越稳定，最高价氧化物对应水化物(O、F除外)的酸性越来越强。 2．同一周期从左到右原子半径逐渐减小，阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐减小，且阳离子半径小于上一周期的非金属元素的原子形成的阴离子半径。 3．同一周期从左到右，元素的最高正价由＋1逐渐增至＋7价(O、F除外)。非金属元素的负价由－4增至－1，最后以0价结束；金属无负价。 ▉考点06 “位、构、性”关系及应用 1．“位”“构”“性”关系： 2．明确下列关系式： (1)电子层数＝周期序数。 (2)主族元素的最外层电子数＝主族序数＝价电子数 (3)质子数＝原子序数＝核电荷数＝核外电子数。 (4)主族元素的最高正价＝主族序数。 最低负价＝主族序数－8。 (5)原子序数是奇数(或偶数)的主族元素，其所在主族序数必为奇数(或偶数)。 3．性质与位置的互推： (1)根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置。如同周期元素A、B、C的金属性逐渐增强，则可知A、B、C在同周期中按C、B、A的顺序从左到右排列。 (2)根据元素在周期表中的位置关系，可以推断元素的性质，如A、B、C三种元素在同一主族中从上到下排列，则A、B、C的单质氧化性依次减弱或对应离子的还原性依次增强。 4．结构与性质的互推： (1)若某元素的最外层电子数小于4，则该元素容易失电子；若某元素的最外层电子数大于4，则该元素容易得电子。 (2)若某元素容易得电子，则可推知该元素的最外层电子数大于4；若某元素容易失电子，则可推知该元素的最外层电子数小于4。 5．结构与位置的互推： 由原子序数确定主族元素位置的方法： 只要记住了稀有气体元素的原子序数(He—2、Ne—10、Ar—18、Kr—36、Xe—54、Rn—86)，就可确定主族元素在周期表中的位置。 (1)若比相应的稀有气体元素多1或2，则应处在稀有气体元素所在周期的下一周期的第ⅠA族或第ⅡA族，如88号元素：88－86＝2，则该元素应在第7周期第ⅡA族。 (2)若比相应的稀有气体元素少1～5时，则应处在稀有气体元素所在周期的第ⅢA族～第ⅦA族，如84号元素应在第6周期第ⅥA族。 6．理清“序、层”规律。 (1)若一种阳离子与一种阴离子电子层数相同，则“阴前右，阳后左”，即阴离子在前一周期右侧，阳离子在后一周期左侧，阳离子的原子序数大。如核外电子排布相同的主族元素的相对位置判断方法： 若短周期主族元素的简单离子：A＋、B2＋、C－、D2－具有相同的电子层结构，则A、B、C、D四种元素在元素周期表中的相对位置如下： 故原子序数：B>A>C>D 原子半径：A>B>D>C 离子半径：D2－>C－>A＋>B2＋ (2)同周期元素的简单阳离子与阴离子相比，阴离子原子序数大。 7．熟记“序、价”规律。 在短周期元素中，元素的原子序数与其主要化合价的数值在奇偶性上一般一致，“价奇序奇，价偶序偶”。 8．“位、构、性”三者关系的应用 利用元素在周期表中位置、元素的原子结构、元素性质三者关系，可以比较或推断某些元素的性质，如： (1)比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物对应水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等。 (2)比较同周期元素及其化合物的性质。 (3)比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。 (4)推断一些未学过的元素的某些性质。 ★易错提醒 1．短周期元素原子结构的几个特殊关系 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 2．符合条件的短周期元素 族序数等于周期数的元素 H、Be、Al 族序数是周期数的2倍的元素 C、S 族序数是周期数的3倍的元素 O 周期数是族序数的2倍的元素 Li 周期数是族序数的3倍的元素 Na 最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素 S 最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素 C、Si 1 学科网（北京）股份有限公司 $