1_2023-2024学年高一上学期化学人教版(2019)必修第一册知识点总结

高一上学期化学必修第一册知识点总结
第一章化学物质及其变化
一、物质的分类
（1）同素异形体;由同一种元素形成几种性质不同的单质
Eg: ①O2,O3; ②金刚石，石墨，C60；③红磷P和白磷P4
注意：由同一种元素组成的物质不一定是单质，还可能是几种同素异形体
Eg: ①O2和O3的混合物
（2）分类方法:
①树状分类法：按统一标准（采用树状形式）对同类事物进行再分类的方法。

特征：同一层次的物质类别间一般相互独立，没有交叉。

②交叉分类法：根据多种不同分类标准对同一事物进行分类的方法。

特征：物质类别间有交叉的部分。

1、分散系
（1）定义：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，叫分散系。

被分散的物质称作分散质（可以是气体、液体、固体），容纳分散质作用的物质称作分散剂（可以是气体、液体、固体）。

（2）区别***：分散质粒子的大小是胶体区别于溶液、浊液的本质特征。

（3）溶液、胶体、浊液三种分散系的比较***： 分散质粒子大小/nm 外观特征 能否通过滤纸 能否通过半透膜 有否丁达尔效应 实例 溶液 小于1nm 均匀、透明、
稳定 能 能 没有 NaCl 、蔗糖溶液 胶体 在1—100nm
之间 均匀、有的透明、较稳定 能 不能 有 Fe(OH)3胶体 浊液
大于100nm
不均匀、不透明、不稳定
不能
不能
没有
泥水
胶体的性质*****:丁达尔效应*，聚沉*，电泳*，渗析*，介稳性。

丁达尔效应**：可见光通过胶体时，可看到一条“光的通路”，是由于胶体粒子
对光的散射形成的。

（鉴别胶体和溶液的物理方法）
聚沉的三方法***：加热，加入电解质，加入带相反电荷胶粒的胶体。

注意*：胶体不带电，胶体微粒带电（Fe(OH)3 胶体微粒带正电） 胶体的分类;
根据分散剂的状态 胶 体
根据分散质的构成
导师指点:
① Fe(OH)3胶体粒子是由许多Fe(OH)3小分子聚集所形成的的微粒，其直径为
1~100nm ，故称为粒子胶体。

② 淀粉属于高分子，其单个分子的直径为1~100nm ，故称为分子胶体。

气溶胶：云、烟、雾
液溶胶：稀豆浆、稀牛奶、碳素墨水 固溶胶：玛瑙，有色玻璃，烟水晶 粒子胶体：Fe(OH)3胶体、AgI 胶体
分子胶体：淀粉胶体、蛋白质胶体
氢氧化铁胶体的制备*** ;
向煮沸的蒸馏水中逐滴滴加饱和的氯化铁（FeCl3）溶液，继续煮沸至溶液呈现血红色，停止加热，得到氢氧化铁胶体。

△
化学反应方程式：FeCl3+3H2O===Fe(OH)3胶体+ 3HCl
导师提醒：
◆制备Fe(OH)3胶体的方法是向沸水中逐滴滴加饱和的氯化铁（FeCl3）溶液，一定不
能用FeCl3与NaOH溶液反应，否则产生的是Fe(OH)3沉淀。

◆制备过程中不能用玻璃棒搅拌，否则会使Fe(OH)3胶体粒子碰撞形成较大颗粒，最
后形成Fe(OH)3沉淀。

◆书写制备胶体化学方程式时，在胶体粒子后面标注“胶体”，而不标注“”
常见的胶体**：云烟雾，豆浆，淀粉溶液，Fe(OH)3胶体，有色玻璃，Al(OH)3胶体
二、物质的化学变化
1、依据一定的标准可以对化学变化进行分类。

(1)根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少可以分为：
A、化合反应(A+B=AB)
B、分解反应(AB=A+B)
C、置换反应(A+BC=AC+B)
D、复分解反应(AB+CD=AD+CB)
(2)离子反应：有离子参加的一类反应。

主要包括：复分解反应和有离子参加的氧化还原反应。

(3)根据反应中是否有电子转移可将反应分为：
A、氧化还原反应：反应中有电子转移(得失或共用电子对偏移)的反应
实质：有电子转移(得失或偏移）----氧化还原反应的本质
特征：反应前后元素的化合价有变化------（氧化还原反应判断方法）
B、非氧化还原反应---反应前后无元素化合价的改变。

2、离子反应
(1)电解质：在水溶液中或熔化状态下能够导电的化合物叫电解质。

酸、碱、盐、H2O，大部分金属氧化物都是电解质。

(2)非电解质：在水溶液中和熔化状态下都不能导电的化合物，叫非电解质。

大部分非金属氧化物，非酸性气态氢化物（NH3），大部分有机物是非电解质(3)酸碱盐的定义***：
酸：电离时生成的阳离子全部是氢离子（H+）的化合物
碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子(OH- )的化合物。

盐：电离时生成金属阳离子（或NH4+）和酸根阴离子的化合物。

常见酸根阴离子：SO42-,CO32-,NO3-,SO32-,Cl-，ClO-，S2-,ClO3-,ClO4-,SiO32-等注意***：
①电解质、非电解质都是化合物，不同之处是在水溶液中或熔融状态下能否导
电。

②电解质的导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔融状态下才能导电。

③能导电的物质并不全部是电解质：如铜、铝、石墨、氯化钠溶液等。

④溶于水能导电的化合物不一定是电解质。

电解质导电必须是化合物本身能电
离出自由移动的离子而导电，不能是发生化学反应生成的物质导电。

如非金属氧化物（SO2、SO3、CO2）、大部分的有机物为非电解质。

⑤某些难溶于水的化合物。

如BaSO4、AgCl等，由于它们的溶解度太小，测不
出其水溶液的导电性，但它们溶解的部分是完全电离的；它们熔融态可以导电，所以是电解质。

⑥单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。

(4)离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。

它不仅表示一个具体的化学反应，而且表示同一类型的离子反应。

复分解反应的离子反应发生的条件是：生成沉淀、气体或水。

离子方程式的书写方法：***
写：写出正确的化学反应方程式
拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式
能拆的物质：强酸，强碱，溶于水的盐.
不拆的物质：单质、难溶于水的盐，氧化物，H2O, 弱酸，弱碱，弱酸根阴离子（HCO3-,HSO3-），浓硫酸。

注意：为什么浓硫酸不能拆？
硫酸的浓度有三种，67%以下的叫稀硫酸，67%到98.3%的叫浓硫酸，大于98.3%的叫发烟硫酸！浓硫酸不能拆，通俗点讲，就是说，硫酸这种物质能与水以任意比例混合，其中，在67%以下时，全部电离，所以稀硫酸与金属、碱、盐反应时要拆成离子；达到67%时，氢离子和硫酸根离子已经饱和了，不能再增加了，但是硫酸还可以继续溶解，所以就会有加入的硫酸不再电离的情况，这时，溶液中不但有氢离子和硫酸根离子，还有硫酸分子出现，因此浓硫酸具有吸水性、脱水性和强氧化性，这些稀硫酸没有的性质。

既然不能全部电离，而且参与反应的是硫酸分子也不是离子，所以不拆！
删：将不参加反应的离子从方程式两端删去（删去等号两边相同的离子）查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等
(5)、离子方程式正误判断(六看)***
1、看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确
2、看能否写出离子方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式
3、看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等的书写是否符合事实
4、看离子配比是否正确，看是否拆正确
5、看原子个数、电荷数是否守恒
6、看与量有关的反应表达式是否正确(过量、适量) (6)、离子共存问题***
所谓离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应;若离子之间能发生反应，则不能大量共存。

A 、结合生成难溶物质的离子不能大量共存:如Ba 2+和SO 42-、Ag +和Cl -、Ca 2+和CO 32-、Mg 2+和OH -等
B 、结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存:如H +和CO 32-、HCO 3-、OH -和CO 32-、SO 32-和NH 4+等
C 、结合生成难电离物质(水)的离子不能大量共存：如H +和OH -、CH 3COO -，OH -和HCO 3-等。

D 、会发生氧化还原反应的离子：如Fe 2+和NO 3-(H +)、Cl -和MnO 4-(H +)、S 2-和ClO - 注意**：题干中的条件：如无色溶液应排除有色离子：Fe 2+(浅绿色)、Fe 3+(黄色)、Cu 2+(蓝色)、MnO 4-(紫色)等离子，酸性(或碱性)则应考虑所给离子组外，还有大量的H +(或OH -)。

★离子反应的运用:分离、物质的提纯、化合物组成分析、物质鉴别、离子检验。

以分离MgCl 、NaCl 为例
Mg
Na +、Cl -、OH - Na +、Cl -
Na +Cl - Mg(OH)2 Mg 2+、Cl -
适量盐酸
适量盐酸
●物质的提纯**** 以粗盐（杂质为Na2SO4、MgCl2和CaCl2）提纯为例●离子检验
3、氧化还原反应2.常见阳离子检验
1.常见阳离子检验
（1)氧化还原反应中概念及其相互关系如下：
失去电子——化合价升高——被氧化(发生氧化反应)——是还原剂(有还原性) 得到电子——化合价降低——被还原(发生还原反应)——是氧化剂(有氧化性)口诀：升失氧，降得还
（2）氧化剂，还原剂、氧化产物、还原产物的定义;
氧化剂: 化合价降低，得到电子的反应物，具有氧化性。

还原剂：化合价升高，失去电子的反应物，具有还原性。

氧化产物：由氧化反应产生的生成物。

还原产物：由还原反应产生的生成物。

（3）氧化性和还原性的判断：
①高价氧化低价还，中间价态两性全
②氧化性强弱：氧化剂>氧化产物。

还原性强弱：还原剂>还原产物
③根据金属活动性顺序表判断：
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au
从左到右，单质的还原性逐渐减弱
K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+ H+Cu2+ Fe3+Hg+Ag+
从左到右，阳离子的氧化性逐渐增强
（4）单线桥和双线桥画法******：
①单线桥画法步骤：
a.写出化学反应方程式。

b.找出变价元素。

c.判断反应物中得失电子的元素。

d.画箭头（反应物指向反应物）----失电子的元素指向得电子的元素。

e.标转移的电子数（不写得失）
Eg：
②双线桥画法：
a.写出化学反应方程式
b.找出变价元素
c.画双线箭头（从反应物指向生成物，且是同一变价元素）
d. 标得失------标出“得到”或者“失去”电子的总数。

（升失氧，降得还） Eg ：
（5）氧化还原反应的配平******：
a. 标价态：标出所有元素的化合价 Eg ：Cu + HNO 3（浓）------ Cu(NO 3)2 + NO 2 + H 2O
b. 找变化：找出变价元素
Eg ：Cu + HNO 3（浓）------ Cu(NO 3)2 + NO 2 + H 2O
c. 电子守恒：配得失电子守恒。

（ 如果守恒，直接进行下一步。

反之如下操作 ）
d. 系数守恒: 反应前后原子个数相同
第二章 海水中的重要元素—钠和氯
1．金属的物理通性有哪些？ （1）金属在常温下的状态
除汞是液体外，其他在常温下是固体。

（2）金属的颜色、光泽
绝大多数金属都是银白色，具有金属光泽，少数金属是特殊颜色如铜是紫红色，金是金黄色。

（3）良好的导电、导热性。

+1 +5 -2
+2 +4 -2
+5 -2
-2
+1 0
+5
+2
+4
（4）延展性
延性：拉成细丝的性质。

展性：压成薄片的性质。

2．化学通性有哪些？
（1）化合态金属元素只有正化合价 （2）金属单质易失电子，表现还原性 （3）易与氧气反应，得到氧化物
（4）活动性排在氢前的金属元素与酸反应得到盐和氢气 （5）与盐反应，置换出活动性弱的金属单质 3.金属钠（Na ）的性质有哪些？ （1）物理性质有哪些？
钠银白色、质软、熔点低、密度比水的小但比煤油的大。

★ （2）化学性质有哪些？
①很活泼，常温下：4Na + O 2＝2Na 2O ★（新切开的钠放在空气中容易变暗） ②加热条件下：2Na+O 2 === Na 2O 2
★（先熔化成小球，后燃烧产生黄色火焰，生成淡黄色固体Na 2O 2。

） 钠在空气中的变化过程：Na ―→Na 2O ―→NaOH ―→Na 2CO 3·10H 2O （结晶）―→Na 2CO 3（风化），最终得到是一种白色粉末。

一小块钠置露在空气中的现象：银白色的钠很快变暗（生成Na 2O ），跟着变成白色固体(NaOH)，然后在固体表面出现小液滴（NaOH 易潮解），最终变成白色粉未（最终产物是Na 2CO 3）。

③钠与水的反应与H 2O 反应 2Na ＋2H 2O ＝=2NaOH ＋H 2↑
＋＋－
知识拓展：
a ：将钠放入硫酸铜溶液中，能否置换出铜单质？
△
O 2
H 2O
CO 2
不能，2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓+ Na2SO4
实验现象：钠熔成小球，在液面上四处游动，有蓝色沉淀生成，有气泡放出注意：K、Ca、Na三种单质与盐溶液反应时，先与水反应生成相应的碱，碱再和盐溶液反应
b：将钠放入盐酸中，钠将先和H2O反应，还是先和HCl反应？
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2↑
一般规律：
钠与酸溶液反应时，钠直接与溶液中的酸反应，酸不足量则钠先与酸反应再与水反应。

但当钠与其它盐溶液反应时，一般是钠先与水反应生成氢氧化钠和氢气，然后再看生成的氢氧化钠是否与原溶液中的溶质反应！
（3）钠的保存方法是什么？
①钠必须保存在隔绝空气环境中，实验室将钠保存在煤油或石蜡中。

②钠着火的处理？-------用干燥的砂土扑灭
3、钠的存在：以化合态存在。

通电
4、工业制钠：电解熔融的NaCl：2NaCl(熔融)==== 2Na + Cl2↑
2.钠的化合物
提示：a、Na2O2与H2O的离子反应方程式:2Na2O2 + 2H2O = 4Na+ + 4OH- + O2↑实质：Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O22H2O2 = 2H2O + O2↑
实验现象：产生气泡，试管壁发烫，溶液(滴加酚酞)先变红，后褪色
与H2O、CO2的反应，Na2O2既是氧化剂又是还原剂，是过氧化物
b、Na2O2的用途：做漂白剂（强氧化性漂白），呼吸面具或潜艇中的供氧剂。

（2）Na2CO3和NaHCO3
①碳酸钠和碳酸氢钠性质比较
②注意：碳酸钠和碳酸氢钠都易与酸反应，但是碳酸氢钠与酸反应比碳酸钠更
剧烈。

Na2CO3 + HCl =NaCl + NaHCO3（无气泡产生）
NaHCO3 + HCl = NaCl + CO2↑+ H2O（有气泡）
③Na2CO3易与Ba2+、Ca2+的碱反应生成碳酸盐沉淀和NaOH
NaHCO3能与所有可溶碱反应生成碳酸正盐和水
例如：NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O HCO3- + OH- = CO32- + H2O
④Na2CO3与NaHCO3的相互转化：
a、CO2+H2O
Na2CO
3
NaHCO3
b、固体加热
c、氢氧化钠溶液
a、Na2CO3 + H2O + CO2 == 2NaHCO3CO32- + H2O + CO2 = 2HCO3-
b、2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2↑
c、NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O HCO3- + OH- = CO32- + H2O
⑤如何区别Na2CO3和NaHCO3?
a、加热----加热固体，产生能使澄清石灰水变浑浊的气体的是NaHCO3
b、滴入CaCl2或BaCl2溶液----产生白色沉淀的是Na2CO3
c、逐滴滴入稀盐酸----反应较剧烈的是NaHCO3
3.焰色试验的概念和实验步骤是什么？
（1）概念：
金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈现特殊的颜色，这在化学上叫焰色试验。

（3）焰色反应是物理变化，反映的是元素的性质。

元素原子发射一定波长的光而产生各种颜色。

（4）钠的焰色是黄色，钾需要透过蓝色钴玻璃观察其焰色为紫色。

（5）实验步骤
①将铂丝（或光洁无锈的铁丝）用稀盐酸洗涤后放在酒精灯外焰上灼烧至火焰颜色与原来相同；
②用铂丝蘸取待测碳酸钠溶液放在外焰上灼烧，观察火焰颜色；
③用盐酸洗净铂丝，在外焰上灼烧至火焰无色后，再蘸取碳酸钾溶液在外焰上灼烧，透过蓝色的钴玻璃观察火焰的颜色。

（6）常见金属离子的焰色现象
二、氯气
1．氯元素位于第三周期第ⅦA族，原子结构：容易得到一个电
子形成氯离子Cl－，为典型的非金属元素，在自然界中以化合态
存在。

2．物理性质
黄绿色气体，有刺激性气味的有毒气体，可溶于水（1体积水大约溶解2体积的
氯气），易液化，加压和降温条件下可变为液态(液氯)和固态。

3．化学性质 （1）与金属反应
①钠与氯气反应 2Na+Cl 2 点燃 2NaCl ②铁与氯气反应 2Fe+3Cl 2 点燃 2FeCl 3 ③铜与氯气反应 Cu + Cl 2 点燃 CuCl 2
规律：氯气与变价金属（如Fe 、Cu ）发生反应，把变价金属氧化成高价的金属氯化物。

（2）与非金属反应
现象：氢气在氯气中安静燃烧，发出苍白色火焰，瓶口呈白雾状。

生成的HCl 极易溶于水，与空气中的水蒸气结合形成的盐酸（氢氯酸）小液滴。

H 2 + Cl 2 2HCl （在点燃（或光照）下氯气均能与氢气反应） 实验证明，在一定条件下，Cl 2还能与P 、S 、C 等非金属直接化合。

2P + 3Cl 2
点燃
2PCl 3 2P + 5Cl 2 点燃 2PCl 5
燃烧：燃烧不一定有氧气参加，物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。

燃烧的本质是剧烈的氧化还原反应，所有发光放热的剧烈化学反应都称为燃烧。

（3）氯气与水的反应 Cl 2＋H 2O == HCl ＋HClO
在该反应中，Cl 2既是氧化剂于是还原剂，转移的电子数为e -。

1体积的水溶解2体积的氯气形成的溶液为氯水，为浅黄绿色。

①次氯酸HClO 有强氧化性和漂泊性，次氯酸有弱酸性（酸性比碳酸还弱）， 作用：杀菌消毒，漂白
不稳定，光照或加热分解，因此久置氯水会失效。

2HClO ===光照
2HCl ＋O 2 ↑ ②新制氯水和久置氯水的区别？
新制氯水：3分子：Cl 2 ，HClO ，H 2O 4离子：H+，OH -，Cl －，ClO － 久置氯水：分子：H 2O 离子：H +，Cl － （4）氯气与碱的反应
①漂白液的制取： 2NaOH + Cl 2 = NaClO + NaCl + H 2O 漂白液的主要成分是NaClO+NaCl ，有效成分是NaClO 离子反应：2OH - + Cl 2 = ClO - + Cl - + H 2O
②漂白粉和漂粉精的制取：2 Ca(OH)2 + 2Cl 2==Ca(ClO)2 + CaCl 2 + 2H 2O 漂白粉和漂粉精的主要成分是Ca(ClO)2+CaCl 2，有效成分是Ca(ClO)2 ③漂白粉的漂白原理： Ca(ClO)2 + CO 2+H 2O==CaCO 3↓+ 2HClO
④漂白粉失效原理 2HClO
光照2HCl + O 2↑
注意;漂白粉的制备中（冷的石灰乳，写离子方程式时不可拆） （5）氯气的实验室制法
MnO 2＋4HCl (浓) ===△
MnCl 2＋2H 2O ＋Cl 2 (氯气在饱和食盐水里的溶解度非常小)
制取氯气 吸收氯气 收集氯气 干燥氯气 除去氯化氢 仪器连接顺序：E →C →D →A →B →H →G →F
氯气的净化：用饱和食盐水除去HCl 。

用浓硫酸除去水蒸气。

三．物质的量
1．物质的量——符号（n ），表示含有一定数目粒子的集体的物理量。

2．单位——为摩尔（mol ）：国际上规定，1mol 粒子集体所含的粒子数与0.012Kg
12
C 所含的碳原子数相同，约为6.02 × 1023。

把含有6.02 × 1023个粒子的任何粒子集体计量为1摩尔。

3．阿伏加德罗常数
把1mol 任何粒子的粒子数叫做阿伏加德罗常数，确定为6.02 × 1023mol -1。

4．物质的量 ＝ 物质所含微粒数目／阿伏加德罗常数 n =N ／N A 5．物质的量与微观粒子数之间成正比：n1／n2＝N1／N2 使用物质的量应注意事项：
①物质的量这四个字是一个整体，是专用名词，不得简化或增添任何字。

②物质的量只适用于微观粒子，使用摩尔作单位时，所指粒子必须指明粒子的种类，如原子、分子、离子等。

且粒子的种类一般都要用化学符号表示。

③物质的量计量的是粒子的集合体，不是单个粒子。

四．摩尔质量（M ）
1．定义：单位物质的量的物质所具有的质量叫摩尔质量。

2．单位：g/mol 或 g.mol -1
3．数值：等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量。

4．物质的量=物质的质量／摩尔质量 n = m ／M 五．气体摩尔体积
1．气体摩尔体积（Vm）
（1）定义：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积。

（2）单位：L/mol 或m3/mol
2．物质的量=气体的体积/气体摩尔体积n=V／V m
3．标准状况特指0℃101KP a，V m = 22.4 L/mol。

4．阿伏加德罗定律：
❖同温、同压下，等物质的量的任何气体（含有相同的分子个数）的体积相等.
5．理想气体状态方程(克拉珀龙方程)：PV=nRT
❖推论：
（1）同温、同压下，气体的体积与其物质的量成正比：V1：V2 = n1：n2（2）同温、同体积时，气体的压强与其物质的量成正比：P1：P2 = n1：n2（3）同温、同压下，气体的密度之比等于其摩尔质量之比ρ1：ρ2 =M1：M2六．物质的量在化学实验中的应用
1．物质的量浓度的定义及公式是什么？
（1）定义：以单位体积溶液里所含溶质的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质的物质的浓度。

（2）单位：mol/L，mol/m3
（3）物质的量浓度＝溶质的物质的量/溶液的体积 C = n／V
2．一定物质的量浓度的配制的步骤包括哪些？
（1）基本原理：根据欲配制溶液的体积和溶质的物质的量浓度，用物质的量浓度计算的方法，求出所需溶质的质量或体积，在烧杯中溶解并在容量瓶内用溶剂稀释为规定的体积，就得欲配制的溶液。

（2）主要操作
所需仪器：托盘天平或量筒、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管。

A．检验是否漏水，方法与分液漏斗查漏相同。

B．配制溶液①计算；②称量；③溶解；④转移；⑤洗涤；⑥定容；⑦摇匀；
⑧装瓶贴签。

（3）注意事项：
A．选用与欲配制溶液体积相同的容量瓶。

B．使用前必须检查是否漏水。

C．不能在容量瓶内直接溶解。

D．溶解完的溶液等冷却至室温时再转移。

E ．定容时，当液面离刻度线1~2cm 时改用滴管，以平视法观察加水至液面最低处与刻度相切为止。

F ．误差分析
3．溶液稀释 C(浓溶液)·V(浓溶液) =C(稀溶液）·V(稀溶液)
第三章
一、铁 Fe
1、单质铁的物理性质：铁片是银白色的，铁粉呈黑色。

2、单质铁的化学性质：
① 与非金属单质反应：3Fe ＋2O 2 Fe 3O 4★（现象：剧烈燃烧，火星四射，生成黑色的固体）
2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3, Fe + S FeS 。

② 与非氧化性酸反应：Fe ＋2HCl ＝FeCl 2＋H 2↑ （ Fe ＋2H ＋＝Fe 2＋＋H 2↑ ）
常温下铝、铁遇浓硫酸或浓硝酸钝化。

加热能反应但无氢气放出。

③ 与盐溶液反应：Fe ＋CuSO 4＝FeSO 4＋Cu （ Fe ＋Cu 2＋＝Fe 2＋＋Cu ）； ④ 铁与水蒸气的反应
反应现象：加热时试管内铁粉红热，点燃肥皂泡可听到爆鸣声。

实验装置：
★反应方程式：：3Fe + 4H 2O(g)
高温
Fe 3O 4 + 4H 2↑
一、.铁的重要化合物
（1）铁的氧化物（FeO 、Fe 2O 3、Fe 3O 4）
点燃
点燃
②化学性质
a、不溶于水也不与水反应
b、与酸反应：氧化亚铁，氧化铁是碱性氧化物
FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O FeO + 2H+ = Fe2+ + H2O
Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O Fe2O3 + 6H+ = 2Fe3++3H2O
Fe3O4 + 8HCl = 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O Fe3O4 + 8H+ = 2Fe3+ + Fe2+ + 4H2O
c、FeO不稳定易氧化
d、均能被CO还原成Fe
（2）铁的氢氧化物（Fe(OH)3和Fe(OH)2）
①Fe(OH)3和Fe(OH)2的制备
a、Fe(OH)3的制备现象：产生红褐色沉淀。

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓+ 3NaCl Fe3+ + 3OH－= Fe(OH)3↓(红褐色沉淀)
b、Fe(OH)2的制备现象：生成白色沉淀，迅速变为灰绿色，最后变成红褐色
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓+ Na2SO4 Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2↓(白色沉淀) 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
②铁的氢氧化物的化学性质：
Fe(OH)2 + 2HCl== FeCl2+ 2H2O；Fe(OH)2 + 2H+ == Fe2+ + 2H2O；
Fe(OH)3 + 3HCl== FeCl3+ 3H2O；Fe(OH)3 + 3H+ == Fe3+ + 3H2O；
2Fe(OH)3 ∆Fe2O3 + 3H2O；
（3）铁盐和亚铁盐是如何让鉴别的？
Fe2+、Fe3+常用的检验方法
①Fe3+的检验：
a.观察颜色：Fe3+的溶液呈棕黄色
b.加碱液：Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3↓(红褐色沉淀)
c.加KSCN溶液（显色反应）：Fe3+ + 3SCN- = Fe(SCN)3（血红色溶液）
②Fe2+的检验：
a.观察颜色：Fe2+的溶液呈浅绿色
b.加碱液：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2↓(白色沉淀)
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3 (红褐色沉淀)
（白色沉淀迅速变为灰绿色，最后变为红褐色）
c.将Fe2+转化为Fe3+检验：
加KSCN溶液加氯水
Fe2+无现象血红色溶液
2+3+
鉴别方法Fe2+Fe3+
直接观色浅绿色棕黄色
利用显色反应与KSCN 不显红色加氯水变红色血红色
加碱溶液白色沉淀→灰绿色→红褐色红褐色沉淀
利用Fe3+的氧化性a与铜片无明显现象Cu被腐蚀溶液变蓝绿色b与淀粉
KI试纸
试纸不变蓝试纸变蓝色
酸性KMnO4溶液褪色不褪色
a与铜片反应离子方程式:2Fe3+ + Cu = 2Fe2+ + Cu2+
b与淀粉KI试纸反应离子方程式:2Fe3+ + 2I- = 2Fe2+ + I2
二、铝
①铝与稀盐酸的反应
2Al + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2↑2Al + 6H+ == 2Al3+ + 3H2↑
②铝与氢氧化钠溶液的反应
2Al + 2NaOH + 2H2O == 2NaAlO2 + 3H2↑
2Al + 2OH- + 2H2O == 2AlO2- + 3H2↑
三、Al2O3
Al2O3是两性氧化物：既能与强酸反应又能与强碱反应生成盐和水的氧化物。

与盐酸反应：Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O Al2O3 + 6H+ = 2Al3+ + 3H2O
与NaOH反应：Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O Al2O3 + 2OH¯= 2AlO2- + H2O
既能和强酸又能和强碱反应生成盐和水的氧化物。

但不与弱碱氨水（NH3·H2O）反应。

四、氢氧化铝(Al(OH)3 ) ——两性氢氧化物的性质有哪些？
①物理性质：氢氧化铝是几乎不溶于水的白色固体。

在水溶液中新生成的氢氧化铝呈胶状，能凝聚水中悬浮物，又有吸附色素的性能。

②用途：氢氧化铝胶体可用作净水剂、色素吸附剂等。

胃舒平又名复方氢氧化铝，能治疗胃酸过多。

③实验室制备氢氧化铝——氨水（NH3·H2O）与铝盐反应
现象：生成白色胶状沉淀
Al2(SO4)3 + 6NH3·H2O＝2Al(OH)3↓+ 3(NH4)2SO4
Al3+ + 3NH3·H2O ＝Al(OH)3↓+ 3NH4+
④AlCl3与NaOH的反应
AlCl3 + 3NaOH（少量）= Al(OH)3↓+ 3NaCl Al3+ + 3OH- = Al(OH)3↓AlCl3 + 4NaOH（过量）= NaAlO2 + 3NaCl + 2H2O
Al3+ + 4OH = AlO2- + 2H2O
AlCl3与水蒸气的反应：AlCl3+H2O(g) === Al(OH)3↓+ 3HCl
⑤Al(OH)3的化学性质
a、不稳定性：加热易分解
2Al(OH)3∆Al2O3 + 3H2O
b、与盐酸反应：Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O
c、与氢氧化钠反应：Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
Al(OH)3 + OH¯= AlO2-+ 2H2O
既能和强酸又能和强碱反应生成盐和水的氢氧化物。

但不与弱碱氨水（NH3·H2O）反应。

是两性氢氧化物。

第四章物质结构元素周期律
一、原子结构
1、质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
质子数＝原子序数＝核电荷数＝核外电子数
2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。

电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号：K L M N O P Q 3.元素、核素、同位素
元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。

核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。

同位素：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。

(对于原子来说) 二、元素周期表 编排原则：
①按原子序数递增的顺序从左到右排列
②将电子层数相同．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．。

（周期序数＝原子的电子层数） ③把最外层电子数相同．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．。

主族序数＝原子最外层电子数 三、元素周期律
1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化．．．．．．．．．．．．．．．．．．．的必然结果。

物律
第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）
第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）
★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：
（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。

（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。

金属性：Na＞Mg＞Al
与酸或水反应：从易→难
碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3非金属性：Si＜P＜S＜Cl
单质与氢气反应：从难→易
氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl
酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）
与酸或水反应：从难→易
碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH 非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）单质与氢气反应：从易→难
氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs ＋非金属性：F＞Cl＞Br＞I
氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2
还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－
酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI
()
（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。

（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。

四、化学键
化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。