2025-2026学年高一上学期人教版化学必修第一册期末知识整理 复习资料

该高中化学知识清单系统整合了物质分类及转化、元素化合物、物质结构与周期律等核心模块，构建了从基础概念（如单质、化合物）到反应规律（离子反应、氧化还原）再到元素应用（钠、氯、铁、铝）的递进式学习支架。 清单通过分类对比表格（如钠与氯的化合物性质）、重难点标注（六大强酸、四大强碱）及记忆技巧（“滚铁桶”巧记氧化性顺序）呈现知识体系，培养科学思维与探究能力。设计实验操作指导（如Fe(OH)2制备隔绝氧气）和易混概念辨析（如离子键与共价键），助力学生自主梳理，教师可据此优化教学，提升复习效率。

第一章 物质及其变化 物质的分类及转化 1、 物质的分类及转化 1、单质：由同种元素组成的纯净物 2、化合物：由两种或两种以上元素组成的纯净物 3、同素异形体：由同一种元素形成的几种性质不同的单质，叫做这种元素的同素异形体。如：金刚石、石墨和 C60 是碳元素的同素异形体 4、根据元素组成进行分类 5、酸和碱分类，重点掌握： （1）六大常见强酸：HCl H2SO4 HNO3 HI HBr HClO4 ； （2）四大常见强碱：Ca(OH)2 Ba(OH)2 NaOH KOH （根据元素周期律还可以判断一些诸如氢氧化铯的强碱性，后续会继续补充） （3）可溶碱：Ca(OH)2 Ba(OH)2 NaOH KOH NH3·H2O，其余常见碱为难溶碱，不常见的碱，需要根据元素周期律进行推断判断 （4）难溶酸：H2SiO3,其余常见酸均为可溶酸 （5）氧化性酸：浓硝酸、稀硝酸、浓硫酸、 次氯酸 HClO、氯酸 HClO3、亚氯酸 HClO2、高氯酸 HClO4 等在化学反应中体现强氧化性的酸 6、盐的分类，重点掌握： （1）正盐：既不能电离出 H+，也不能电离出 OH-的盐，如 Na2CO3、CuSO4（2）酸式盐：酸根能电离出 H+的盐，如 NaHCO3、NaHSO4 （3）碱式盐：能电离出 OH-的盐，如 Cu2(OH)2CO3 （4）复盐：是由两种或两种以上简单盐所组成的具有特定性质的化合物。明矾（硫酸 铝钾） KAl(SO4)2·12H2O，莫尔盐（硫酸亚铁铵） (NH4)2Fe(SO4)2·6H2O 7、氧化物，重点掌握： （1）酸性氧化物：与碱反应只生成一种盐和水。如 CO2、SO2、SiO2 等 （2）碱性氧化物：与碱反应只生成一种盐和水。如 Fe2O3、CaO、FeO 等(注意：Fe3O4不是碱性氧化物) （3）两性氧化物：既能与酸反应又能与碱反应。如 Al2O3 （4）不成盐氧化物：既不与酸反应也不与碱反应。如 NO、CO 等 2、 分散系及其分类 1、分散系：由一种或几种物质(分散质)分散到另一种或多种物质(分散剂)中形成的混合物 2、根据分散质粒子直径的大小分散系可以分为溶液、胶体和浊液 3、胶体：分散质粒子直径为 1~100nm（1×10-9m~1×10-7m）的分散系是胶体 （胶体与其他分散质的本质区别） 4、常见的胶体： （1）气溶胶：云、雾、烟； （2）固溶胶：有色玻璃、烟水晶 （3）液溶胶：Fe(OH)3 胶体、墨水、淀粉溶液、牛奶、豆浆、血液、蛋白质溶液5、Fe(OH)3 胶体的制备 向沸水中逐滴加入 5～6 滴饱和 FeCl3 溶液，继续煮沸至溶液呈红褐色 立即停止加热，即得到 Fe(OH)3 胶体 6、丁达尔效应：是由胶体粒子对光线散射而形成的，可用于鉴别溶液和胶体 3、 物质的转化 1、酸碱盐氧化物的性质总结： 酸+碱=盐+水 酸+盐=酸+盐 酸+金属氧化物=盐+水 酸+活泼金属=盐+氢气碱+盐=碱+盐 碱+酸性氧化物=盐+水 酸性氧化物+碱性氧化物=盐盐+盐=盐+盐 部分酸性氧化物+水=酸活泼碱性氧化物+水=碱 注：碱和盐，盐和盐的反应需要满足反应物都可溶 离子反应 4、 电解质与非电解质 1、电解质：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。如：酸、碱、盐、金属氧化物、水 2、非电解质：在水溶液和熔融状态下均不能导电的化合物。如：蔗糖、乙醇、非金属氧化物、氢化物等 3、物质导电的原因： 有自由移动的带电荷的粒子 （1）金属能够导电是因为金属中存在自由移动的电子，电子在外电场的作用下，定向移动形成电流而导电 （2）固体电解质不导电，只有在水溶液里或受热熔化时才能导电 （3）以氯化钠为例，氯化钠溶液中存在自由移动的水合钠离子、水合氯离子；熔融态氯化钠中存在能够自由移动的 Na+、Cl- 4、不同类型电解质的导电状态 熔融态 水溶液 酸 不导电 导电 可溶碱或盐 导电 导电 难溶碱或盐 导电 几乎不导电 金属氧化物 导电 可能转化为其他物质 水 微弱导电 5、电离：电解质在水溶液中或熔融状态下，解离成自由移动的离子的过程，电离不需要通电 6、强电解质弱电解质 （1）强电解质：电解质在水中全部电离的电解质（强酸、强碱、盐） 注意：难溶盐如 BaSO4 也是强电解质，即它溶于水的微量的部分是完全电离的（2）弱电解质：电解质在水中部分电离的电解质（弱酸、弱碱、水） 7、电离方程式的书写，重点掌握：强电解质：全部电离，用 = 表示弱电解质：部分电离，用 ⇌ 表示 多元弱酸：分步电离 ，且电离程度逐步减弱，以第一步电离为主。如 H2S 的电离方程式为 H2S ⇌ H＋＋HS－；HS－⇌ H＋＋S2－ 8、酸式盐的电离： （ 1 ） 在 溶 液 中 第 一 步 完 全 电 离 ， 其 余 部 分 电 离 ： ① ② （2） 在熔融态只发生第一步电离： （3）但是强酸的酸式盐除外： 在熔融态只发生第一步电离：；在溶液中也只发生一步电离： 5、 离子方程式书写 1、有离子参加的化学反应称为离子反应2、离子方程式表示反应的本质 3、离子反应方程式的书写步骤：写、拆、删、查 （1）重点掌握水溶液中的拆：把易溶于水、易电离的物质拆成离子，即可溶性的强电解质可以拆开，具体来说：强酸、强碱、可溶盐 （2）难溶的物质、气体和水等仍用化学式表示4、离子反应方程式满足元素原子守恒、电荷守恒 5、离子方程式不仅可以表示某个具体的化学反应，还可以表示同一类型的离子反应，如， 可以表示：可溶性强酸与可溶性强碱反应生成可溶性盐和水的一类反应 氧化还原反应 6、 氧化还原反应 1、氧化还原反应的本质：电子的转移；特征：反应前后元素化合价变化2、氧还中的概念辨析：以 Fe+CuSO4=FeSO4+Cu 为例 Fe:还原剂，化合价升高，失电子，发生氧化反应，被氧化，生成氧化产物(FeSO4) CuSO4:氧化剂，化合价降低，得电子，发生还原反应，被还原，生成还原产物(Cu) 3、双线桥：由反应物指向生成物的同种元素，线桥上标出得/失 ne- 单线桥：画在反应物一边，由失电子的元素指向得电子的元素 4、常见的氧化剂还原剂 （1）常见的氧化剂及其还原产物： 氧化剂 常见还原产物 X2(卤素单质) MnO2 浓硫酸 SO2 HNO3 NO 、NO2 KMnO4 K2Cr2O7 （2）常见的还原剂： 还原剂 常见还原产物 金属单质 M C CO2 、CO CO CO2 SO2 H2S S HI I2 注：有些题目中的氧化产物或者还原产物需要根据题目给出的信息得出，没有信息的时候写常见的氧化产物或还原产物即可 7、 氧化性、还原性强弱的判断方法 1、根据反应方程式判断 氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物2、根据金属的活动性顺序判断 沿金属活动顺序表， 单质还原性逐渐减弱；对应阳离子的氧化性逐渐增强 注：氧化性在金属活动顺序表的位置； 的氧化性介于 和 之间（巧记：滚铁桶） 3、根据卤族元素顺序判断 氧化性；F2>Cl2>Br2>I2 还原性： 4、根据氧化还原反应进行的难易程度(反应条件)判断 反应的条件越简单，反应就越容易发生，说明物质氧化性(或还原性)越强。例如： MnO2＋4HCl(浓) MnCl2＋Cl2↑＋2H2O， 2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O 从反应条件可以看出氧化性：KMnO4>MnO2 5、根据变价元素被氧化或被还原的程度判断 学科网（北京）股份有限公司 加热 例如：Cu+Cl2 = CuCl2 加热 2Cu+S= Cu2S， 可以判断出氧化性 Cl2>S 第二章 海水中的重要元素——钠和氯 钠及其化合物 1、 钠的性质 1、钠的物理性质：银白色、金属光泽、质软、熔点低、密度比水小但比煤油大的固体2、金属钠的保存：少量钠保存在煤油或石蜡油中 3、实验操作时，多余的金属钠要放回原试剂瓶，白磷、钾也要及时放回试剂瓶4、钠与氧气反应： （1）很活泼，常温下：4Na + O2＝2Na2O(白色) 加热 （2）加热条件下：2Na+O2 = Na2O2(淡黄色)注：此反应为放热反应 4、钠与水反应 2Na＋2H2O = 2NaOH＋H2↑ 2Na＋2H2O＝2Na＋＋2OH－＋H2↑（注意配平）实验现象：浮、游、熔、响、红 注意：红是因为水溶液中滴有酚酞，反应生成了碱使得酚酞变红5、钠着火的处理：用干燥的沙土盖灭，不能用水灭火 2、 钠的氧化物和过氧化物 Na2O Na2O2 色态 白色固体 淡黄色固体 物质种类 碱性氧化物 过氧化物 氧元素价态 －2 －1 与水反应 Na2O+H2O==2NaOH 2Na2O2+2H2O =4NaOH+O2 ↑ 与酸性氧化物反应 Na2O+CO2=Na2CO3 2Na2O2+2CO2 =2Na2CO3+O2 相互转化  2Na2O+O2 2Na2O2 1、Na2O2 与 H2O 反应现象：产生气泡，能使得带火星木条复燃，试管壁发烫2、Na2O2 加入到滴加酚酞的溶液，先变红因为生成碱；后褪色，因为漂白作用3、Na2O 和 Na2O2 中的阴阳离子个数比均为 1:2 4、金属钠暴露在空气中，最终生成碳酸钠 3、 碳酸钠与碳酸氢钠 化学式 Na2CO3 NaHCO3 俗名 苏打、纯碱 小苏打 溶解度大小 同温下溶解度：Na2CO3 ＞NaHCO3 溶解热 放热 吸热 水溶液碱性 碱性（同浓度）：Na2CO3＞NaHCO3 热稳定性 热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3 2NaHCO3=Na2CO3＋H2O＋CO2↑ 与 CaCl2 反应 Na2CO3+CaCl2=CaCO3↓+2NaCl NaHCO3+CaCl2 不反应 与澄清石灰水 反应 Na2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3↓ + 2NaOH 白色沉淀生成（量不同产物不 同） 1、鉴别 Na2CO3 和 NaHCO3 ①加热：加热固体，产生能使澄清石灰水变浑浊的气体的是 NaHCO3 ②滴入 CaCl2 或 BaCl2 溶液：产生白色沉淀的是 Na2CO3（不能用澄清石灰水）③逐滴滴入稀盐酸：反应较剧烈的是 NaHCO3 ④碳酸氢钠溶于水吸热；碳酸钠溶于水放热 2、Na2CO3·10H2O 在干燥的空气里逐渐失去结晶水变成 Na2CO3 称为风化，这是化学变化 3、侯氏制碱法中用到的方程式：（先通入 NH3 营造碱性环境，再通 CO2） NH3＋CO2＋H2O＋NaCl(饱和)＝NaHCO3↓＋NH4Cl 4、焰色试验 （1）某些金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现出特殊的颜色，这是元素的性质 （2）钠的焰色是黄色，钾焰色是紫色，需透过蓝色的钴玻璃观察 （3）焰色试验不能证明物质的种类（如碱还是盐），只能确认元素的种类（4）焰色试验操作注意事项： ①用铂丝或光洁的铁丝蘸取待测液，不能用玻璃棒或者其他有焰色的金属②清洗铂丝用盐酸而不用硫酸 氯及其化合物 1、 氯气的性质 1、氯气是黄绿色有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，常温下 1 体积水约溶解 2 体积氯气，在饱和氯化钠中的溶解度较小，故可用排饱和食盐水的方法收集氯气2、氯气易液化，加压变成液氯 ，液氯是纯净物，氯水是混合物 3、氯气可以与金属反应生成相应的氯化物，其中与变价金属反应，金属被氧化成高价态 △ （1）2Na＋Cl2 = 2NaCl（产生黄色火焰，冒白烟） △ （2）Cu＋Cl2 = CuCl2（产生棕黄色的烟，溶于水后溶液呈蓝绿色） △ （3）2Fe＋3Cl2 = 2FeCl3（产生棕褐色的烟，溶于水后溶液呈棕黄色） 注意：常温下干燥的氯气或液氯不与铁反应，所以液氯通常储存在钢瓶中4、与氢气的反应 （1）点燃：H2+Cl2 2HCl， 注意：氢气在氯气中燃烧；而不是氯气在氢气中燃烧 （2）产生苍白色火焰，瓶口有白雾，可用于工业制盐酸（3）在光照条件下发生爆炸 5、氯气与水的反应 氯气能溶于水，且能与水反应：Cl2+H2O ⇌ HCl+HClO，氯水是混合物 2、 氯水 1、氯水中存在三个平衡 ①Cl2＋H2O ⇌ HCl＋HClO ② ③H2O ⇌ H＋＋OH－ 2、在新制的氯水：三种分子（H2O、Cl2、HClO）、四种离子（）；久置氯水则几乎是盐酸溶液 3、氯气不具有漂白性，但是氯气溶于水生成的 HClO 具有漂白性4、氯水具有多重性质： ①Cl2 的强氧化性；②HCl 的强酸性；③HClO 的强氧化性、弱酸性；④的性质5、液氯、新制氯水、久置氯水的比较 液氯 新制氯水 久置氯水 分类 纯净物 混合物 混合物 颜色 黄绿色 浅黄绿色 无色 性质 氧化性 酸性、氧化性、漂白性 酸性 粒子种类 Cl2 Cl2、HClO、H2O、 H2O、 6、与碱反应 Cl2＋2NaOH = NaCl＋NaClO＋H2O（用于除去多余的氯气）2Cl2＋2Ca(OH)2 = Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O（用于制漂白粉） 3、 次氯酸和次氯酸盐的性质 1、HClO 是一元弱酸，酸性比 H2CO3 还弱 2、HClO 见光易分解，2HClO 光 2HCl + O2↑，要保存在棕色试剂瓶中 3、HClO 和 ClO-都具有强氧化性，无论酸性、碱性条件下都可以跟 Fe2+、I-、S2-等发生氧化还原反应 4、漂白粉和漂白液的漂白原理（强酸制弱酸） NaClO+H2O+CO2 = NaHCO3+HClO（注意：无论 CO2 过量还是少量，都生成 NaHCO3）Ca(ClO)2+CO2+H2O＝CaCO3↓+2HClO（注意：若 CO2 过量，则生成 Ca(HCO3)2） 5、漂白粉溶液能使有色物质褪色，故不能用 pH 试纸测其 pH 6、漂白粉是固体物质，制取原料是石灰乳而不是石灰水 7、 几种不同的漂白剂 类型 原理 特点 举例 氧化 型 漂白剂本身是氧化剂，利用其氧化 性氧化有色物质，使其褪色 加热时不能恢复原有的颜色 Ca(ClO)2、HClO、H2O2、 Na2O2、O3 等 化合 型 漂白剂与有色物质结合生成新的无 色物质，使之失去原来的颜色 加热时能恢复 原来的颜色 SO2 等 吸附 型 有些固体物质疏松、多孔，具有较 大的比表面积 吸附剂可以重 复使用 活性炭 4、 氯气实验室制法 1、原料：含有 Cl－的物质(如 HCl)和强氧化剂(如 MnO2) 2、反应原理：MnO2 + 4HCl(浓)=MnCl2 + 2H2O + Cl2↑ （1）反应必须用浓盐酸（浓字不能丢），反应条件为加热（易考） （2）MnO2 与稀盐酸不反应，随着反应的进行，浓盐酸变为稀盐酸反应停止，故盐酸中的 HCl 不可能全部参加反应 （3）为了减少制得的 Cl2 中 HCl 的含量，加热的温度不宜过高，因为浓盐酸易挥发（4）饱和食盐水的作用是除去 Cl2 中混有的 HCl 气体 注意：除去 CO2 中的 HCl 用的是饱和 NaHCO3 溶液 （5）尾气吸收时，用 NaOH 溶液吸收 Cl2，不能用澄清石灰水吸收，因为澄清石灰水中含 Ca(OH)2 的量少，吸收不充分 3、如果没有 MnO2，可用其他强氧化剂如 KClO3、Ca(ClO)2、KMnO4 等代替，如 KClO3＋6HCl(浓) =KCl＋3Cl2↑＋3H2O Ca(ClO)2+4HCl(浓) = CaCl2+2Cl2↑+2H2O 2KMnO4+16HCl(浓) = 2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O这些反应不需要加热即可发生 4、若无浓盐酸，可用 NaCl 和浓 H2SO4 代替： △ MnO2+2NaCl+3H2SO4(浓) = MnSO4+2NaHSO4+Cl2↑+2H2O 物质的量 1、 物质的量 1、 概念：表示含有一定数目粒子的集合体的基本物理量，符号为 n，它是国际单位制中的七个基本物理量之一 2、微观粒子：包括原子、分子、离子、原子团、电子、质子、中子等3、国际上规定，1mol 粒子集合体所含的粒子数约为 6.02×1023 4、阿伏伽德罗常数：1mol 任何粒子集合体所含的粒子数约为：6.02×1023，符号为 NA， 通常用 6.02×1023 mol-1 表示，注意：有单位 5、 物质的量(n)、阿伏加德罗常数(NA)与微粒数目(N)的关系 2、 摩尔质量 1、概念：单位物质的量的物质所具有的质量，符号 M，单位：g·moll－1 2、摩尔质量以 g·mol－1 为单位时，在数值上等于该微粒的相对原子质量（或相对分子 质量） 3、物质的量、质量和摩尔质量之间的关系 4、摩尔质量的两种常用计算方法①已知任意状态物质的质量时：M＝m/n (定义式)②已知一个分子的质量时： 3、 气体摩尔体积 1、对于气体来说，粒子之间的平均距离远远大于粒子本身的直径，当粒子数相同时，气体的体积主要取决于气体粒子之间的距离 2、气体分子之间的距离主要受温度 T 和压强 P 的影响，温度越高分子间距离越大；压强越大，分子间距离越小 3、阿伏伽德罗定律：在相同的温度(T) 和压强(P)下，相同体积(V)的任何气体都含有相同数目的分子 4、理想气体状态方程：pV = nRT，用于描述理想气体的状态 5、阿伏加德罗定律推论：依据理想气态方程 pV = nRT，n＝pV /RT，推出 PM=ρRT，利用这个两个方程可以得出一系列的阿伏伽德罗定律的推论 6、气体摩尔体积：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积，符号为 Vm，常用单位是 L/mol（或 L·mol-1）， 7、气体摩尔体积的数值不是固定不变的，和温度压强相关 8、标况（0℃或 273.15K，101kPa）下，气体摩尔体积约为 22.4L/mol 4、 物质的量浓度 1、概念：表示单位体积的溶液里所含溶质 B 的物质的量，也称为 B 物质的量浓度，符号 cB 2、物质的量浓度与物质的量与体积的关系 3、容量瓶的使用 （1）容量瓶的规格：50mL、100mL、250mL、500mL、1000mL（2）摇匀或检漏时，要用指腹托住瓶底，不能用手掌 （3）容量瓶不能加热，不能用来溶解或稀释，不能长期存放溶液，不能作反应容器，不能盛装热的溶液 （4）如果没有所配溶液体积规格的容量瓶，选用容积比所配溶液体积大且最接近的容量瓶 （如配 248mL 溶液，选择 250mL 容量瓶） 4、配制一定物质的量浓度的溶液（以配制 100mL 1.00mol/L NaCl 溶液）①计算 ②称量 ③溶解冷却 ④转移 ⑤洗涤 ⑥定容 ⑦摇匀 ⑧装瓶贴签5、溶液稀释过程中，溶质的物质的量相等： c(浓溶液)·V(浓溶液) =c(稀溶液）·V(稀溶液) 6、误差分析 根据 cB == nb/V来进行分析，其中 MB(溶质的摩尔质量)为定值 操作 对结果的影响 n V c 称量时，砝码生锈 偏大 - 偏高 溶解时，不慎将溶液溅到烧杯外面 偏小 - 偏低 溶解放热未冷却到室温就转移到容量瓶定容 - 偏小 偏高 转移前，发现容量瓶内有少量蒸馏水 - - 无影响 转移时少量溶液流到容量瓶外 偏小 - 偏低 未洗涤烧杯玻璃棒 偏小 - 偏低 定容时，仰视 - 偏大 偏低 第三章 铁金属材料 1、 铁的性质 1、铁在自然界中存在单质(陨铁)和以＋2、＋3 价存在的化合态2、铁是银白色金属，但铁粉是黑色的 3、铁的化学性质： （1）与非金属单质反应 ①Fe 在纯氧中点燃生成 Fe3O4；铁在潮湿的空气中易被腐蚀，生成铁锈，其主要成分为 Fe2O3·xH2O，故我们常说铁锈主要成分是 Fe2O3 ②与 Cl2 反应：铁在氯气中燃烧，只生成 FeCl3，与反应氯气的量无关（易错） ③与 S 反应：Fe＋S 点燃FeS 氧化性：Cl2>S，铁与 Cl2 反应被氧化为＋3 价，与 S 反应被氧化为＋2 价 高温（2）与 H2O 反应 3Fe＋4H2O(g) ===== Fe3O4＋4H2 注意：铁与水蒸汽在高温下反应，但铁与冷水和热水均不反应（3）与酸反应 酸 离子方程式或现象 稀 H2SO4、HCl Fe+2H+ = Fe2++H2↑ 稀 HNO3 Fe 不足 Fe+4H++NO3- = Fe3++NO↑+2H2O Fe 过量 3Fe+8H++2NO3- = Fe2++2NO↑+4H2O 浓 HNO3、浓 H2SO4 常温下钝化 与硝酸反应铁过量时，发生反应 Fe+2Fe3+ = 3Fe2+，故最终生成的都是二价铁 2、 铁的氧化物 化学式 FeO 氧化亚铁 Fe2O3 氧化铁 Fe3O4 俗名 － 铁红 磁性氧化铁 铁的化合价 ＋2 ＋3 ＋2，＋3 类别 碱性氧化物 碱性氧化物 特殊氧化物 与 H＋反应的 离子方程式 FeO＋2H＋==Fe2＋＋ H2O Fe2O3＋6H＋==2Fe3＋ ＋3H2O Fe3O4＋8H＋== Fe2＋＋2Fe3＋＋4H2O 注意： FeO 不稳定，在空气里受热迅速被氧化为 Fe3O4 3、 氢氧化亚铁的制备(隔绝氧气) 1、制备纯净 Fe(OH)2 的关键是隔绝空气，防止被氧化。可采取如下措施: （1）亚铁盐溶液要新配制，并加入铁粉，防止 Fe2＋被氧化为Fe3+（2）将 NaOH 溶液加热煮沸,为除去 NaOH 溶液中溶解的 O2 （3）胶头滴管的末端插入试管内的液面以下,在亚铁盐溶液底部产生 Fe(OH)2 沉淀 注意：一般使用胶头滴管垂直悬空滴加，本实验中需要伸入液面下（4）可在反应液面上用植物油或者苯进行液封,以隔绝空气 2、制备氢氧化亚铁实验的改进 ①先打开 a，用 H2 将装置内的空气排尽；②再关闭 a，液体被压入 B 中，亚铁盐与 NaOH溶液混合,这样可长时间观察到白色沉淀 4、 铁盐和亚铁盐1、Fe2+和 Fe3+的检验 Fe3+ Fe2＋ 直接观察 棕黄色 浅绿色 加入氢氧化钠 红褐色沉淀 白色沉淀→灰绿色沉淀→红褐色沉淀 加入 KSCN 溶液 红色（络合物） 无明显现象,再加氯水显红色 加入酸性 KMnO4 溶液 无明显现象 紫红色褪去 2、铁元素有三种价态：0 价、＋2 价和＋3 价，这三种价态的铁在一定条件下可相互转化，我们称之为“铁三角” Fe 只有还原性，可以被氧化成＋2 价或＋3 价铁 Fe 能被 Fe3＋、Cu2＋、H＋、S 等较弱氧化剂氧化为 Cu2＋ Fe 能被 Cl2、Br2、HNO3、浓 H2SO4 等强氧化剂氧化为 Fe3＋ Fe2＋既有氧化性又有还原性，主 要表现还原性 还原性：Fe2＋能被 Cl2、O2、HNO3、H2O2、KMnO4(H＋)等氧化 氧化性：Fe2＋能被 Zn、Al、CO、H2 等还原为 Fe Fe3＋具有氧化性 能被 Fe、Cu、S2-(H2S)、I－(HI)、SO2 还原成 Fe2＋ 能被 C、CO、H2、Zn 等还原成 Fe 注意：很多同学容易忽略在二价铁溶液中是可以被锌铝等金属还原的 5、 铝的性质 1、铝是活泼金属，铝片表面覆盖了一层致密的 Al2O3 薄膜，这层膜起着保护内部金属的作用 2、铝除了具有金属的通性外，还有自己的特性 （1）钝化：室温下，铝在浓硫酸、浓硝酸中，表面形成一层致密的氧化物，保护内部的金属不再与酸反应 （2）与碱反应：2Al＋2OH－＋6H2O = 2[Al(OH)4]－＋3H2↑ 铝与氢氧化钠溶液反应的实质是：铝先与强碱溶液中的水反应生成 H2 和 Al(OH)3，然后 Al(OH)3 再与 NaOH 反应生成 H2O 和 Na[Al(OH)4]， 2Al＋6H2O = 2Al(OH)3＋3H2↑2Al(OH)3＋2OH－ = 2[Al(OH)4]－ 反应中铝做还原剂，水做氧化剂，NaOH 无电子得失 高温 3、铝热反应：2Al＋Fe2O3 = Al2O3＋2Fe，可用于焊接铁轨 4、铝的制备：工业上主要从铝土矿中获取金属铝，铝土矿主要成分是 Al2O3 工业制铝的反应为： 6、 氧化铝 1、氧化铝是两性氧化物(既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水) 2、物理性质：白色固体，难溶于水，硬度大，熔点很高可以做耐高温材料，是优良耐火材料 3、红宝石、蓝宝石、刚玉的主要成分都是氧化铝 4、与盐酸溶液反应的离子方程式为：Al2O3＋6H＋ = 2Al3＋＋3H2O 与 NaOH 溶液反应的离子方程式为：Al2O3＋2OH－＋3H2O = 2[Al(OH)4]－ 易错：单质铝、氧化铝与氢氧化钠溶液反应都生成的是[Al(OH)4]－，不能生成 Al(OH)3 7、 氢氧化铝 1、两性氢氧化物——既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水的氢氧化物， 称为两性氢氧化物 2、与盐酸溶液反应的离子方程式为：Al(OH)3＋3H＋ = Al3＋＋3H2O 3、与 NaOH 溶液反应的离子方程式为：Al(OH)3＋OH－ = [Al(OH)4]－4、氢氧化铝的制备 ①实验室常用铝盐与足量氨水反应制 Al(OH)3，其离子方程式为： Al3＋＋3NH3·H2O =Al(OH)3↓＋3NH4+ ②偏铝酸盐与足量 CO2 反应的离子方程式为： [Al(OH)4]－＋CO2 = Al(OH)3↓＋HCO3－（这个反应可理解为强酸制弱酸，不是双水解）5、Al3＋、Al(OH)3、[Al(OH)4]－之间的转化关系 （1）Al3+与氨水或适量的强碱反应生成 Al(OH)3,与过量强碱反应生成[Al(OH)4]－ （2）[Al(OH)4]－与碳酸或适量的强酸反应生成 Al(OH)3，与过量的强酸反应生成 Al3＋ 第四章 物质结构 元素周期律 1、 原子的构成 1、构成原子的微粒 原子 原子核 质子：相对质量近似为 1，带 1 个单位正电荷 中子：相对质量近似为 1，不带电 核外电子（-）：带一个单位负电荷，质量很小，可忽略不计 2、原子核的构成一定有质子，有质子的微粒不一定有中子，如 1H；有质子的微粒不一定有电子，如 H+ 3、一般用符号表示核素，X 用元素符号表示，A 表示质量数，Z 表示质子数 4、电子的质量远远小于质子和中子，原子的质量主要集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似等于 1，若忽略电子的质量，则有质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 5、含多个电子的原子里，电子的能量不同，运动区域离核的远近不同 电子层序数 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q 电子离核距离 由近及远 电子能量 由低到高 6、核外电子排布规律 （1）核外电子总是先排布在能量最低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层 （2）原子核外各电子层最多容纳 2n2 个电子 （3）原子最外层电子数不能超过 8 个(K 层为最外层时不能超过 2 个) （4）原子核外次外层电子数不超过 18 个(当 K 层或 L 层为次外层时分别为 2 个和 8 个)（5）倒数第三层电子最多不超过 32 个 2、 元素周期表编排与结构 1、把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行，称作一个周期 2、把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行，称作一族 3、元素周期表有七个横行，18 纵列，分为 7 个周期，16 个族4、周期 周期分类 短周期 长周期 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种类 2 8 8 18 18 32 32 周期序数＝电子层数 5、族 （1）从左到右族序数依次为ⅠA，ⅡA，ⅢB，ⅣB，ⅤB，ⅥB，ⅦB，Ⅷ，ⅢA，ⅣA，ⅤA，ⅥA，ⅦA，0 族 （2）主族用 A 表示，副族用 B 表示，其中第 VIII 副族，只用 VIII 表示即可（3）主族序数=原子最外层电子数 6、几种常见的相对原子质量的辨析 （1）原子的相对原子质量是一种核素的一个原子的实际质量与一个 12C 原子质量的1/12 的比值 （2）元素的相对原子质量是按照该元素的各种同位素的相对原子质量和它们所占的原子个数百分比（丰度）计算出来的平均值 ②计算公式 Mr＝A·a%＋B·b%＋C·c%＋.. 其中 A、B、C 分别为该元素的各种同位素的相对原子质量，a%、b%、c%分别为自然界中该元素的各种同位素所占的原子个数百分比 3、 核素和同位素 1、元素：具有相同质子数(或核电荷数)的同一类原子的总称，其种类由质子数决定2、核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子，其种类由质子数、中子数决定 3、同位素：质子数相同，而中子数不同的同一种元素的不同核素互称为同位素 4、同位素有天然存在的，也有人工制造的，有放射性的，也有非放射性的；同位素的物理性质不同，化学性质几乎相同 5、天然存在的同位素相互间保持一定的比例 4、 碱金属元素 1、碱金属元素的结构特点 元素名称 锂 钠 钾 铷 铯 元素符号 Li Na K Rb Cs 原子结构 示意图 原子半径 /nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265 2、相似性 最外层都有 1 个电子，易失去 1 个电子，单质具有强还原性，都以化合态存在①碱金属单质都能与氧气等非金属单质反应 ②碱金属单质都能与水反应，其通式为 2R＋2H2O===2ROH＋H2↑ 3、递变性(Li→Cs) 元素原子半径逐渐增大，元素失电子能力逐渐增强，单质的还原性逐渐增强，对应阳离子氧化性逐渐减弱 ①与 O2 的反应越来越剧烈②与 H2O 的反应越来越剧烈 ③最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强 4、元素金属性强弱的判断标准 金属性比较 本质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关) 判断 方法 ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强 ②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强 ③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强 ⑤若 Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则 Y 比 X 的金属性强 ⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强 5、 卤族元素 1、原子结构 元素名称 氟 氯 溴 碘 元素符号 F Cl Br I 原子结构示意图 原子半径/nm 依次增大 2、卤族元素性质的相似性（F→I） 最外层都有 7 个电子→易得到 1 个电子→单质具有氧化性，都以化合态存在①卤素单质都能与氢气化合 ②卤素单质都能与水反应，其通式为 Cl2＋H2O = HCl＋HClO 3、卤族元素性质的递变性（F→I） 元素原子半径逐渐增大，元素得电子能力逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强 ①与 H2 化合的能力越来越弱 ②生成氢化物的稳定性越来越弱 ③最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱 4、元素非金属性强弱的判断标准 非金属 性比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关) 判断 方法 ①与 H2 化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 ②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强 ④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强 6、 同周期元素金属性和非金属性的变化规律（以第三周期为例） 1、金属性和非金属性是元素都具有的性质，金属主要体现金属性，非金属主要体现非金属性 2、Na、Mg、Al 的比较 实验 Na Mg Al 与水反应 与冷水反应 剧烈 缓慢 几乎不反应 与热水反应 —— 较快 缓慢 与同浓度盐酸反应 —— 快 较快 最高价氧化物水化物的碱性 强碱 中强碱 两性氢氧化物 3、Si、P、S、Cl 的比较 非金属元素 Si P S Cl 最高价氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物对应的含氧酸的酸性强弱 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 强酸（比 H2SO4 酸性强） 与氢气化合能力 —— 磷蒸汽与氢气反应生成气态氢化物 硫在加热时与氢气反应 氯气与氢气在光照或点燃条件下反应 对应氢化物稳 定性 —— PH3 高于 500℃分 解为磷和氢 H2S 在较高温度 下分解 HCl 很稳定 7、 元素性质的周期性变化规律 1、元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化 2、随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现 1～8 的周期性变化(第一周期除外) 3、随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化4、随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即同周期： 最高正价：＋1→＋7(O、F 无正价)，负价：－4→－1 5、同一周期，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 6、同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数依次增多，最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小，越容易得到电子形成稳定结构，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱 8、 元素周期律和元素周期表的应用 1、金属元素在分界线的左侧，但分界线的左侧并不都是金属元素，如氢元素属于非金属元素 2、元素周期表的左下方元素的金属性最强，右上方元素的(稀有气体元素除外)非金属性最强 3、由于元素的金属性和非金属性没有严格的界限，因此，位于分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性 4、主族元素最高化合价=最外层电子数=主族序数5、非金属元素：最高正价+|最低负化合价|=8 6、元素周期表中位置靠近的元素性质相近，利用这一点，可以在一定的区域内寻找元素、发现物质的新用途 半导体材料：金属和非金属分界处，如硅、锗、镓 制造农药：氟、氯、硫、磷、砷等 催化剂、耐高温、耐腐蚀合金元素：过渡元素 7、元素的“位—构—性”之间的关系 9、 化学键 1、化学键：相邻的原子之间强烈的相互作用叫做化学键，化学键包括离子键、共价键、金属键 2、离子键：带相反电荷离子之间的相互作用叫做离子键。一般是活泼的金属和活泼的非金属之间可以形成离子键 3、离子键的本质是阴、阳离子之间的静电作用，既包括静电吸引也包括静电排斥。4、共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。一般是同种或不同种的非金属元素之间形成共价键 5、非极性共价键：由同种元素形成的共价键，共用电子对不偏向任何一个原子，成键的原子不显电性 6、极性共价键：不同元素形成共价键时，共用电子对偏向吸引电子能力强的一方，吸电子能力强的一方显负电性 7、化学反应的本质是旧化学键的断裂和新化学键的形成 10、 离子化合物与共价化合物 1、共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物注意：Cl2、H2 等由共价键构成，但是它们属于单质 2、常见的共价化合物包括：含氧酸、非金属氢化物、非金属氧化物、大多数有机化合物 3、离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物 4、常见的离子化合物包括：强碱、大多数盐、活泼金属氧化物属于离子化合物等5、存在离子键的化合物一定是离子化合物 6、离子化合物中一定存在离子键，可能存在共价键，如 NaOH、Na2O2、（NH4）2SO4 等 7、共价化合物中只有共价键，一定没有离子键 8、熔融状态能导电的化合物一定是离子化合物；证明某化合物是离子化合物的实验方法,将化合物加热至熔融状态，检测其导电性。如果能导电，证明是离子化合物；否则不是离子化合物。溶解时能导电的化合物，不能判定其类别 9、全部由非金属元素组成的化合物也可能是离子化合物，如铵盐。由金属元素和非金属元素形成的化合物也可能是共价化合物，如 AlCl3 10、非金属单质中只有共价键（稀有气体除外） 十、电子式、结构式、分子结构模型 1、电子式：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子排布的式子2、结构式：用一根短线“—”表示 1 对共用电子，这种图示叫做结构式 注意：结构式一般用来表示由共价键构成的物质 3、电子式的书写 粒子（物质） 电子式的表示方法（举例） 原子 简单阳离子 简单阴离子 复杂阳离子 非金属单质 共价化合物 离子化合物 4、用电子式表示化合物的形成过程离子化合物，如 NaCl：共价化合物，如 5、以共价键形成的分子的表示方法 分子 电子式 结构式 分子结构模型 分子空间构型 H2 直线形 HCl 直线形 CO2 直线形 H2O V 形 CH4 正四面体形 $