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第一章从实验学化学
第一节化学实验基本方法
本节考点（1）了解化学实验常用仪器的主要用途和使用方法。

（2）掌握化学实验的基本操作。

（3）综合运用化学知识对常见的物质（包括气体物质、无机离子）进行分离、提纯和鉴别。

一.化学实验安全常识
在化学实验中，为保证实验的顺利进行和实验者的安全，必须掌握一些基本的实验操作方法和操作技能；为保证实验安全，必须做到：①遵守实验规则；②了解安全措施③掌握正确的操作方法④了解意外事故的紧急处理方法。

如药品的取用与存放，为保证人身安全，要做到“三不”：
不手拿、不口尝、不直闻；
二.混合物的分离和提纯
（二）化学方法提纯和分离物质
用化学方法提纯和分离物质要遵循“四原则”和“三必须”：
(1)“四原则”是：一不增(提纯过程中不增加新的杂质)；二不减(不减少欲被提纯的物质)；三易分离(被提纯物与杂质容易分离)；四易复原(被提纯物质要复原)。

(2)“三必须”是：一除杂试剂必须过量；二过量试剂必须除尽(因为过量试剂带入新的杂质)；三除杂途径选最佳。

第二节化学计量在实验中的应用
本节考点（1）掌握物质的量、摩尔质量、物质的量浓度、气体摩尔体积的涵义。

理解阿伏加德罗常数的涵义，掌握物质的量与微粒（原子、分子、离子等）数目、气体体积（标准状况下）之间的关系。

（2）掌握有关物质的量、气体摩尔体积、物质的量浓度的计算。

一．化学计量涉及的有关概念：
二.以物质的量为中心的各化学量之间的关系：
三.有关物质的量计算四个基本公式与应用条件:
n=
m
M （任何物质适用）可变形为m=n ·M n= A N N （适用于由微粒数求物质的量） 可变形为N=n ·NA
n= V Vm （适用于气体）=22.4/V L mol
（L ）（适用于标况下气体，可变形为V=n ·22.4L/mol ）
n B = C B V （aq ） （适用于溶液）变形为B
B C
n =
或B
V n =
四.一定的物质的量浓度的溶液的配制：
1.步骤：①计算②量取或称量；③溶解；④移液；⑤定容；⑥摇匀⑦贮存、贴标签
2.方法①用固体配溶液如用NaCl 固体配溶液；②用浓溶液配稀溶液，如浓硫酸配稀硫酸； 使用仪器：一定容积的容量瓶、烧杯、托盘天平（或量筒）、玻璃棒、胶头滴管。

容量瓶规格有： 100mL 、250 mL 、500 mL 和1000 mL
3.误差分析：根据公式B
B C V
n =
，不规范实验操作导致的误差（以固体配制溶液为例）：
①移液时溶液不小心溅出，则C 偏小；②未洗涤烧杯和玻璃棒，则C 偏小；
③定容时加水超过刻度线，则C 偏小；④定容时仰视刻度线，则C 偏小； ⑤定容时俯视刻度线，则C 偏大；⑥摇匀后液面下降再加水，则C 偏小； ⑦容量瓶中有少量水，配制前未干燥处理，则C 不变（无影响） 其他公式：1.溶液的稀释公式： C 1V 1=C 2V 2
2.物质的量浓度C 与溶液质量分数W 之间的关系：B=1000W
C M
ρ（其中ρ单位为g/cm 3） 五.阿伏加德罗定律及其重要推论：
阿伏加德罗定律：在同温同压下，相同体积的任何气体具有相同的分子数。

（三同定一同） 阿伏加德罗定律推论（两同，另两量成比例）：
（1）同温同压下，气体的体积之比等于气体的分子数之比，等于其物质的量之比； （2）同温同压下，任何气体的密度之比都等于其摩尔质量之比，也就是其式量之比。

第二章 化学物质及其变化
第一节 物质的分类 一、简单分类法及其应
1、分类的目的：方便人类生活、学习。

2、分类依据：首先设定一个标准。

3、分类方法（1）树状分类法：层次深入，由粗到细；（2）交叉分类法：同一物质从多个角度分类。

（2）常见胶体：Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、有色玻璃、墨水等。

注意：胶体定义很广，只要分散质满足微粒直径1nm ～100nm 之间都可以看作是胶体。

有时，
大气、河水、土壤也可以看成是胶体。

（3）Fe(OH)3胶体的制备方法：在沸水中逐滴滴加1~2mL 饱和FeCl 3溶液，继续煮沸至溶液呈
红褐色，立即停止加热。

（制备反应原理：FeCl 3+3H 2O
Fe(OH)3（胶体）+3HCl ）
（4）胶体的特性：能产生丁达尔效应。

利用这个特性可以区分胶体与其他分散系。

丁达尔效应：当一束光线通过胶体，由于胶体粒子对光线的散射，会看到一条光亮的通路。

（5）胶体的应用（记住）：土壤的保肥作用；制豆腐原理；明矾净水；江河入海口处形成沙洲；静电除尘、两种不同的墨水不能混合使用；医学上不同血型的人不宜相互输血等。

第二节 离子反应 本节考点
（1）理解电解质和非电解质的概念，电解质的电离及离子方程式的意义，强电解质的概念。

（2）理解离子反应的概念 （3）能正确书写离子方程式、电离方程式 一、酸、碱、盐在水溶液中的电离
） 4）
3
化学反应
根据反应前后反应物与生成物的种类多少分：①置换反应②复分解反应③化合反应④分解反应 根据有无电子得失分：①氧化还原反应②非氧化还原反应 根据有无离子参加反应分：离子反应
1.溶液能导电的原因：有可自由移动的离子；溶液导电的能力是由离子浓度的大小决定的。

2. 电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。

如NaCl、H2SO4、NaOH
非电解质：在水溶液和在熔化状态下不导电的化合物。

如酒精、蔗糖
3强电解质：.在溶液中能完全电离成离子的化合物。

强酸、强碱和绝大多数盐都属强电解质。

弱电解质：在溶液中部分（不完全）发生电离成离子的化合物。

如碳酸与醋酸。

4.电解质的电离：（强酸、强碱和盐电离用等号，弱酸、弱碱、水电离用可逆符号）
（1）概念：电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动的离子的过程叫做电离。

（2）电离的条件：溶于水或受热熔化。

（3）电离方程式书写：等号左边写化学式，右边写离子符号。

要注意电荷和质量守恒，且原子团不能拆开。

如：H2SO4==2H++SO42-Ba(OH)2==Ba2++2OH-Al2(SO4)3==2Al3++3SO42-
二、离子反应及其发生条件
（1）离子反应：有离子参加（或生成）的反应。

一般在水中进行的反应均为离子反应
（2）离子反应发生条件：
复分解型离子反应发生的条件：离子间相互结合生成沉淀或放出气体或生成难电离物（如水、弱酸、弱碱）；则能发生离子反应。

注意：除了复分解型离子反应发生的条件，还有两种情况的离子反应：
三、离子方程式的书写：
1.离子方程式：
2.离子方程式的书写的一般步骤：（可概括为“写、拆、删、查”）
①写：写出正确的化学方程式。

一定要注意配平。

②拆：把可溶性强电解质（强酸、强碱、可溶性盐）按电离形式拆成离子形式；
其他物质一律不拆（特例：HSO4—唯一可以拆开的原子团，NaHSO4=Na++H++SO42-）
③删：删除不参加反应的离子（前后价态不变和存在形式不变的离子）。

3.如何判断离子反应方程式正误？
(1)看是否符合电离原理，即看该拆成离子的电解质是否已拆成离子，而不该拆的是否拆了
(2)看是否符合实验事实，例2Fe+6H+=2Fe3++3H2 就不符合实验事实
(3)看原子是否守恒（即看是否配平）(4)看电荷是否守恒(5)看“=”“⇌”“↑”“↓”等是否正确
4.离子方程式表示的意义：
离子方程式不仅可以表示某一个具体的化学反应，而且还可以表示同一类型的离子反应。

离子方程式表示化学反应的实质。

强酸和强碱中和反应的实质：H++OH-==H2O
5、离子共存：
离子间不发生反应。

下列情况的离子间不能大量共存：
（1）发生复分解反应：离子间若反应生成沉淀或气体或弱电解质（弱酸、弱碱和H2O）则不能大量共存；如H+与SiO32-、SO42-与Ba2+、H+与CO32-、H+与OH-等离子间不能大量共存。

（2）氧化还原反应：（强氧化性的离子和强还原性的离子之间因发生氧化还原反应不能大量共存）
强氧化性的离子：Fe3+、MnO4-(H+)、NO3-(H+)、ClO-（次氯酸根）
强还原性的离子：Fe2+、S2-、SO32-、I-（特例Fe3+和Fe2+可以大量共存，它们之间没有中间价态）（3）形成络合离子：Fe3+与SCN-
（4）无色溶液中不存在有色离子：Cu2+（蓝色）Fe3+（黄色）Fe2+（浅绿色）MnO4-（紫红色）（5）、注意挖掘某些隐含离子：
酸性溶液或PH<7溶液中隐含H+，此时OH-、CO32-、HCO3-等与H+反应而都不能大量存在；碱性溶液或PH>7溶液中隐含OH-，此时H+、HCO3-、Mg2+等与OH-反应而都不能大量存在。

（6）HCO3-既不与H+大量共存，也不与OH-大量共存。

HCO3-+H+=H2O+CO2↑
原因：HCO3-+OH-=CO32-+H2O （7）因双水解而不能大量共存：Al3+与AlO2－、Al3+与HCO3－等。

[例1]在pH＝1的无色透明溶液中能大量共存的离子组是( )
A．K+、OH-、SO42-、CO32- B．Cu2+、Na+、Cl-、SO42-
C．H+、Na+、Cl-、NO3－D．MnO4-、HCO3-、K+、NO3-
解析：本题考查离子共存的条件。

做此类题目除了哪些离子能相互反应不能大量共存之外，还要注意挖掘题目的隐含条件，如本题中PH=1，说明此溶液中隐含H+；溶液无色透明不能含有色离子。

A中OH-、CO32-都不能与H+大量共存；B中Cu2+为蓝色的离子，在无色溶液中不能大量存在；C符合题意；D中MnO4-为紫红色的离子，在无色溶液中不能大量存在。

且HCO3-不能与H+大量共存[答案]C
第三节氧化还原反应
本节考点（1）掌握化学反应的四种基本类型：化合、分解、置换、复分解。

（2）理解氧化和还原、氧化性和还原性、氧化剂和还原剂等概念。

能判断氧化还原反应中电子转移的方向和数目。

一、氧化还原反应：
1、定义：一种物质被氧化同时另外一种物质被还原的反应。

2、特征：有元素化合价升降，不一定要有氧参加反应。

3.判断依据：凡是有元素化合价升降的化学反应都属于氧化还原反应。

4.本质：有电子转移（电子的得失或电子对偏移）
5.特点：得失电子总数守恒
二、氧化还原反应相关概念
1.基本概念：
氧化剂：在氧化还原反应中，得到电子（所含元素化合价降低）的物质（反应物）。

还原剂：在氧化还原反应中，失去电子（所含元素化合价升高）的物质（反应物）
氧化产物：由还原剂发生氧化反应（化合价升高）生成的产物。

还原产物：由氧化剂发生还原反应（化合价降低）生成的产物。

氧化反应：物质失去电子、化合价升高、被氧化的反应叫氧化反应。

还原反应：物质得到电子、化合价降低、被还原的反应叫还原反应。

2.相互联系：
氧化剂（具有氧化性）：化合价降低，得到电子被还原，发生还原反应，生成还原产物；
简单记忆为“氧化剂—降得还”
还原剂（具有还原性）：化合价升高，失去电子被氧化，发生氧化反应，生成氧化产物。

简单记忆为“还原剂—升失氧”
注：（1）熟记以上知识，是正确判断出氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物的关键；
（3）氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物可以
是不同物质，也可以是同一物质；关键根据概念
氧化剂 Cl 2 还原剂 Na 氧化产物NaCl 还原产物 NaCl
化合价升高，失2×e -，被氧化
- 0 判断。

3.常见氧化剂和还原剂：
常作氧化剂的物质有：O 2、Cl 2、浓H 2SO 4、HNO 3、 KMnO 4(H +)等。

常作还原剂的有：活泼金属单质如Al 、Fe 、Na ， 及CO 、H 2、C 等。

4.氧化还原反应与四种基本反应类型的关系，如图所示。

三、如何比较物质氧化性（还原性）强弱比较？
1.根据反应式来判断：
氧化剂的氧化性>>还原产物的还原性 2.根据物质活动性顺序比较。

金属活动性顺序（常见元素）：
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag
金属还原性逐渐减弱，对应阳离子的氧化性逐渐增强
四、如何用双线桥法分析氧化还原反应？
双线桥法是用箭头表示氧化还原反应中同一元素的原子或离子得到或失去电子的情况。

目的是为了更清晰地分析氧化还原反应，其步骤： （1）标价态：分析有化合价升降的元素价态；（2）画桥：将反应前后有价态变化的相同元素用桥连接起来，并且由反应物指向生成物；（3）桥上一般要标明三个内容：
①化合价升降情况；②得失电子情况（有时候需要标上得失电子数）③被氧化或被还原
如
【典例类解】
［例1］下列反应中，不属于氧化还原反应的是（ ）
A 、3 2
B 、以MnO 2为催化剂，KClO 3分解放出O 2
C 、铁与稀硫酸反应
D 、2Na + Cl 22NaCl
解析：凡有元素化合价升降的化学反应都属于氧化还原反应。

B 、C 、D 反应中都有化合价升降，
是氧化还原反应，A 反应中化合价不变，不是氧化还原反应。

[答案] A [例2]下列变化需要加入氧化剂才能实现的是（ ） A.HCO 3-→CO 2 B.HCl→Cl 2 C.Cu 2+→Cu D.H +→H 2
解析：此题考查对氧化还原反应的理解及知识应用。

题眼是“加入氧化剂才能实现”，就是使得选项中各物质在氧化剂的条件下“被氧化”，元素化合价升高。

也可以理解为：如果使元素化合价升高，即使它被氧化，要加入氧化剂才能实现；如果使元素化合价降低，即使它被还原，要加入还原剂才能实现；A 中无价态变化；B 中化合价升高，需要加入氧化剂；C 、D 中化合价降低，需要加入还原剂。

[答案] B
[例3] 指出反应3Cu+8HNO 3==3Cu(NO 3)2+2NO↑+4H 2O 中 氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物。

解析：该反应中，元素化合价变化的情况有：Cu 由0价变为+2价，N 元素由+5价变为+2价； Cu 化合价升高，被氧化，Cu 作还原剂，生成的Cu(NO 3)2是还原产物；
HNO 3中的N 化合价降低，被还原，HNO 3作氧化剂，生成的NO 是氧化产物。

[答案] 氧化剂是HNO 3，还原剂是Cu ，氧化产物是NO ，还原产物是Cu(NO 3)2
第三章金属及其化合物
一．钠及其化合物
（一）单质钠1．物理性质：钠质软、银白色、熔点低、密度比水的小但比煤油的大。

2．化学性质①钠与氧气反应
常温下：4Na + O2＝2Na2O（新切开的钠放在空气中容易变暗）
加热时：（钠先熔化后燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体）
②钠与水反应：2Na + 2H2O ＝2NaOH + H2↑
离子方程式：2Na + 2H2O ＝2Na+ + 2OH－+ H2↑
实验现象：浮——钠密度比水小、游——生成氢气、响——反应剧烈、熔——反应放热且钠熔点低、红——生成的NaOH遇酚酞变红（描述现象时必须详细描述绝对不可简化成五个字）
③钠与盐溶液反应：（先水后盐）K、Ca、Na三种金属与盐溶液反应时，先与水反应生成相应的碱，碱再和盐溶液反应如钠与CuSO4溶液反应，应该先是钠与水反应生成NaOH与H2，NaOH 再与CuSO4溶液反应：
有关化学方程式：2Na+2H2O =2NaOH+H2↑CuSO4+2NaOH = Cu(OH)2↓+Na2SO4
离子方程式：2Na+2H2O=2Na++2OH-+H2↑ Cu2++2OH－=Cu(OH)2↓
实验现象：有气体产生，有蓝色沉淀生成。

【思考】钠与FeCl3溶液或Na2CO3溶液反应和现象又如何呢？
④钠与酸反应：2Na + 2HCl =2NaCl + H2↑ 离子方程式2Na + 2H+ = 2Na+ + H2↑
反应比水更剧烈，并且是钠先与酸先反应（因酸电离出的H+比水电离的H+多）
3．钠的存在：以化合态存在，在自然界中主要以NaCl存在。

4．钠的保存：少量钠保存在煤油中，大量钠用石蜡密封。

5．钠的用途：①制Na2O2：②制取Na__K合金。

此合金在室温下呈液态且燃烧时放热，故作原子反应堆的导热剂。

③高压钠灯作光源④利用钠的还原性制取钛等稀有金属。

O
Na
2
2NaCl+H
物。

2NaOH+CO2（少量）=Na2CO3+H2O NaOH+CO2( 过量)=NaHCO3
加热分解
（）2 3 3两者的鉴别
固体: ①加热并把产生的气体通入澄清的石灰水中
溶液: ①CaCl2或BaCl2溶液
（3）.除杂: Na2CO3 固体(NaHCO3) 加热
Na2CO3溶液(NaHCO3) 加入适量NaOH溶液
NaHCO3溶液(Na2CO3)通入二氧化碳
4.焰色反应（1）定义：金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈现特殊颜色的性质。

（2）操作：取一洁净的铂丝（或铁丝）蘸取试样在酒精灯外焰上灼烧，观察火焰颜色。

（3）重要元素的焰色：钠：黄色、
钾：紫色（透过蓝色的钴玻璃观察，以排除钠的焰色的干扰）注意：焰色反应属物理变化。

与元素存在状态（单质、化合物）、物质的聚集状态（气、液、
5.物质的量在化学方程式计算中的应用：（计算题）
①只有纯净物的量才能直接代入方程式进行计算；
②方程式的计量数（系数或内部配比）之比等于各物质的物质的量之比；
③同种物质上下单位要相同，不同种物质左右单位要对应：克对摩对升。

④当两种反应物的量均为已知量时，应先判断谁过量，然后用不过量的物质的量来计算。

【典例类解】
[例1]将6.5gZn加到250ml2mol/L盐酸中计算生成H2的体积。

（标准状况下）
解析1：见量先求摩：n Zn=6.5g÷65g/mol=0.1 mol
n HCl=CV=0.250Lⅹ2mol/L=0.5 mol
Zn + 2HCl= ZnCl2 + H2↑
1 2 1
0.1 mol n HCl n H2
n HCl=0.2 mol<0.5 mol 所以盐酸过量
n (H2)＝0.1 mol
V(H2)=0.1 molⅹ22.4L/ mol=2.24L因此生成H2的体积为2.24L（标准状况下）
[例2]用等质量的金属钠进行下列实验，产生氢气最多的是（）
A．将钠放入足量的稀盐酸中B．将钠放入足量的稀硫酸中
C．将钠放入足量的水中D．将钠用铝箔包好，并刺穿一些小孔，放入足量的水中解析：A、B、C中都是钠与酸（或水）反应，钠与放出的氢气的关系式为2Na～H2；而D 中除了Na与水反应放出H2外，铝还会与生成的NaOH反应放出一定量的H2
二．镁铝
（一）镁及其化合物：
①镁在空气中燃烧：②镁与Cl2：③镁与CO2：
④镁与热水：⑤MgO与稀盐酸：离子方程式：
⑥Mg(OH)2与稀盐酸：离子方程式：
（二）铝及其化合物
1．单质铝（1）物理性质：银白色金属、密度小（属轻金属）、硬度小、熔沸点低。

（2）化学性质①铝与氧气反应：铝常温下能与氧气反应生成致密氧化膜，保护内层金属。

加热铝能与氧气反应生成氧化铝：
②铝在常温下既能与酸反应，又能与强碱溶液反应，也能与某些盐溶液反应：
a．与酸反应：2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑ 离子方程式：2Al + 6H+ =2Al3+ + 3H2↑
（但铝单质常温下遇冷浓硫酸、浓硝酸会被氧化成致密氧化膜而钝化，可用铝制容器盛浓硫酸、浓硝酸。

即因为反应而阻止了反应的进行，因此钝化是化学变化）
b．与强碱溶液反应：2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2↑
离子方程式：2Al + 2OH－+ 2H2O = 2AlO2－+ 3H2↑
c．与盐溶液反应：2Al + 3Cu(NO3)2 =2Al(NO3) 3 + 3Cu
离子方程式：2Al + 3Cu2+ = 2Al3+ + 3Cu
注意：铝制餐具不能用来长时间存放酸性、碱性和咸的食品。

③铝与某些金属氧化物（如V、Cr、Mn、Fe的氧化物）的反应叫做铝热反应
Al 和Fe2O3的混合物叫做铝热剂。

利用铝热反应焊接钢轨。

2．铝的氧化物：Al2O3
（1）物理性质：氧化铝是一种白色难溶物，其熔点很高，可用来制造耐火材料，如坩锅、耐火管等。

（因此氧化铝坩埚不可以加热酸、碱性的物质）（2）化学性质：Al2O3是两性氧化物：既能与强酸反应，又能与强碱反应：
与酸反应：Al2O3+ 6HCl ＝2AlCl3 + 3H2O 离子方程式：Al2O3+6H+ = 2Al3+ + 3H2O 与碱反应：Al2O3+ 2NaOH == 2NaAlO2 +H2O 离子方程式：Al2O3+ 2OH－=2AlO2－+ H2O 3．氢氧化铝Al(OH)3：
（1）物理性质：白色絮状物，不溶于水。

（2）化学性质：①Al(OH)3是两性氢氧化物：既能与强酸反应，又能与强碱反应：
与强酸反应：Al(OH)3 + 3HCl =AlCl3 + 3H2O 离子方程式：Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O 与强碱反应：Al(OH)3 + NaOH =NaAlO2 +2H2O 离子方程式：Al(OH)3 + OH－=AlO2－+ 2H2O
②Al(OH)3受热易分解成Al2O3：（规律：不溶性碱受热均会分解）
③Al(OH)3的制备：实验室用可溶性铝盐和氨水反应来制备Al(OH)3
Al2(SO4)3 + 6NH3·H2O ==2 Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4
离子方程式：Al3+ + 3NH3·H2O＝Al(OH)3↓+3NH4+
因为强碱易与Al(OH)3反应，所以实验室不用强碱制备Al(OH)3，而用氨水。

（3）Al(OH)3的用途①凝聚水中的悬浮物，并能吸附色素。

②治疗胃酸过多。

4.硫酸铝钾【KAl(SO4)2】电离方程式：KAl(SO4)2= K++Al3++2SO42-
十二水硫酸铝钾[KAl(SO4)2·12H2O]俗称明矾，它是无色晶体，可溶于水，在天然水中形成Al(OH)3（胶体），Al(OH)3可以和悬浮在水中的泥沙形成絮状不溶物沉降下来，使水澄清，所以可以作净水剂。

三．铁铜
（一）铁及其化合物：
1．单质铁（1）物理性质：铁片是银白色的，铁粉呈黑色，纯铁不易生锈，但生铁（含碳杂质的铁）在潮湿的空气中易生锈。

（原因：形成了铁碳原电池。

铁锈的主要成分是Fe2O3））。

（2）化学性质：
①铁与氧气反应：（现象：火星四射，生成黑色的固体）
②与酸反应：Fe +2HCl = Fe Cl2+ H2↑ 离子方程式：Fe+ 2H+ = Fe2+ +H2↑
（常温下铝、铁遇浓硫酸或浓硝酸形成致密氧化膜叫钝化。

加热能反应但无氢气放出）
③与盐溶液反应：Fe + CuSO4 =FeSO4 + Cu 离子方程式：Fe + Cu2+ = Fe2+ +Cu
④与水蒸气反应：3Fe + 4H2O(g) △
3
O4 + 4H2（易错方程式之一，同学们要特殊记忆）
2．铁的氧化物FeO（黑色）和Fe2O3（红棕色）是碱性氧化物；Fe3O4（黑色）特殊氧化物铁的氧化物的性质：FeO、Fe2O3都为碱性氧化物，能与强酸反应生成盐和水。

FeO + 2HCl =FeCl2 +H2O 离子方程式：FeO + 2H+ =Fe2+ + H2O（反应后溶液呈浅绿色）Fe2O3 +6HCl =2FeCl3 +3H2O 离子方程式：Fe2O3 + 6H+= 2Fe3+ +3H2O（反应后溶液呈黄色）
3．铁的氢氧化物：
氢氧化亚铁Fe(OH)2（白色）和氢氧化铁Fe(OH)3（红褐色），均不溶于水。

①都能与酸反应生成盐和水：
Fe(OH)2 + 2HCl =FeCl2+ 2H2O 离子方程式：Fe(OH)2 + 2H+ =Fe2+ + 2H2O（溶液为浅绿色）Fe(OH)3 + 6HCl =2FeCl3+ 3H2O 离子方程式：+ =2Fe3+ + 3H2O（溶液为黄色）
②Fe(OH)2可以被空气中的氧气氧化成Fe(OH)3
Fe2+ + 2OH—==Fe(OH)2
4Fe(OH)2 + O2 +2H2O ==4 Fe(OH)3
（现象：首先产生白色沉淀，迅速变成灰绿色，最终变成红褐色沉淀）
③Fe(OH)3受热易分解生成Fe2O3：
4．铁盐：铁盐（铁为+3价）、亚铁盐（铁为+2价）的性质：
①铁盐（铁为+3价）可以被还原剂（如铁、铜等）还原成亚铁盐（铁为+2价）：
2FeCl3+ Fe =3FeCl2 离子方程式：2Fe3+ +Fe =3Fe2+ (价态归中规律)
2FeCl3+Cu = 2FeCl2+ CuCl2 离子方程式：2Fe3+ +Cu =2Fe2++Cu2+（印刷电路板的反应原理）而亚铁盐具有还原性，能被氧化剂（如氯气、氧气、硝酸等）氧化成铁盐
2FeCl2 + Cl2＝2FeCl3离子方程式：2Fe2+ + Cl2 =2Fe3+ +2Cl－
②Fe3+离子的检验：溶液呈黄色；加入KSCN(硫氰化钾)溶液变红色；
加入NaOH溶液生成红褐色沉淀。

Fe2+离子的检验：溶液呈浅绿色；先在溶液中加入KSCN溶液，不变色，再加入氯水，溶液变红色；加入NaOH溶液反应先生成白色沉淀，迅速变成灰绿色沉淀，最后变成红褐色沉淀。

③ Fe3+具有氧化性，在还原剂如Fe Cu的作用下可被还原成Fe2+
Fe2+具有还原性，在氧化剂如Cl2、HNO3的作用下可被氧化成Fe3+
④实验室中硫酸亚铁或氯化亚铁溶液长时间放置将会有什么变化？被氧化成铁盐
如何防止硫酸亚铁或氯化亚铁溶液变质可行的办法是在溶液中加入适量的铁粉（铁粉和对应的酸）
反应方程式2Fe3++Fe=3Fe2+
⑤如何除去FeCl3溶液中的少量FeCl2？滴加新制氯水或通入氯气，
离子方程式2Fe2++Cl2= 2Fe3++2Cl-
如何除去FeCl2溶液中的少量FeCl3？向溶液中加入足量铁粉，离子方程式2Fe3++Fe=3Fe2+（二）铜及其化合物
1.铜：（1）物理性质：颜色:红色(紫红色)金属，质软，热和电的良导体(仅次于Ag)
（2）.化学性质：①与某些非金属单质反应：与氧气反应：2Cu + O22CuO
与硫反应：2Cu + S Cu2S (黑色物质) 与氯气反应：Cu + Cl2CuCl2（棕黄色的烟）②与酸反应：（与非氧化性酸如稀硫酸、稀盐酸不反应）
Cu + 2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O
Cu + 4HNO3(浓) = Cu(NO3)2 + 2 NO2↑ + 2H2O
3Cu + 8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2 + 2 NO ↑ + 4H2O
③、与某些盐反应：Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2 Ag 2FeCl3 + Cu = 2FeCl2 + CuCl2
④、其他的反应：2Cu + O2 + H2O + CO2 = Cu2(OH)2CO3铜锈(铜绿)
2。

铜的氧化物：CuO(黑色)，Cu2O(红色) 都不溶于水，能与酸反应：
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O Cu2O + H2SO4 = CuSO4 + Cu + H2O
3. 铜的氢氧化物：Cu(OH)2: 蓝色物质，不溶性弱碱，
（1）. 与酸反应：Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O
（2）. 受热分解（是难溶碱的共性）Cu(OH)2 CuO + H2O
4. 铜盐(1). 碱式碳酸铜（铜绿）受热分解
(2) 无水CuSO4（白色粉末）加入少量水中，得蓝色溶液。

利用它的这一特性可检验无水酒精中是否含有水。

（3）蓝矾、胆矾：CuSO4·5H2O
四、用途广泛的金属材料
本节考点：金属的分类；合金的定义、特性；铁合金的分类、组成。

（一）金属的分类：纯金属和合金。

（二）合金
1．合金的概念：由两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合而成的具有金属特性的物质。

2．合金的特性：合金与各成分金属相比，具有许多优良的物理、化学或机械的性能。

①合金的硬度一般比它的各成分金属的大②合金的熔点一般比它的各成分金属的低
③保留各成分金属单质的化学性质。

3．合金的分类：
（1）铝合金：常见有铝合金、硬铝等。

硬铝密度小，强度高，具有较强的抗腐蚀能力，是制造飞机和宇宙飞船的理想材料。

（2）铜合金：黄铜、白铜、青铜。

青铜是我国使用最早的合金。

生铁：含碳量高（2%—4.3%）
（3）铁合金碳素钢
钢：含碳量低（
合金钢：制不锈钢、特种钢等（4）新型合金有：钛合金、耐热合金和形状记忆合金等
（三）金属能不能成为一种广泛应用的材料取决于：金属的含量、性能、冶炼成本、市场价格等。

（四）选择材料时，常常要考虑以下几个方面：主要用途、外观、物理性质、化学性质、价格、加工难度、日常维护、对环境影响等。

【难点剖析】
1.合金一定是混合物，合金一定含有金属元素，可能含有非金属元素。

2. 钢铁含碳量高，硬度较大。

含碳量低，韧性较强。

在一般情况下，合金比纯金属硬度大。

虽然金属性质有很多的优点，但实际生活中却使用的最多的是合金，很少使用纯金属
五、金属及其化合物总复习
金属概述：金属元素约占4/5，地壳中含量最多的元素是氧，其次是硅，地壳中含量最多的金属元素是铝，其次为铁，多数金属性质较活泼，在自然界中以化合态存在（铂、金例外）。

（一）金属的共性和特殊性
1.物理性质：a.常温下，汞——液体，其他——固体.b.大多数金属呈银白色（金铜除外）.c.金属粉末多为黑色，铝粉还是银白色.d.大多数金属有延展性，可以被抽成丝或压成片，金的延展性最好。

e.金属一般是电和热的良导体。

银和铜的导电传热性最好。

铝的导电性也很好。

铜和铝常作为输电线。

2.化学性质：金属原子最外层电子数较少，一般易失去电子，作还原剂。

在空气中容易被氧气氧化生成成氧化膜，能与活泼非金属单质如Cl 2、S 反应，能与酸、盐反应。

（二）．金属单质的性质比较
1．金属氧化物：
在自然界多以矿石的形式存在。

多数金属氧化物不溶于水，只有少数金属氧化物能与水反应生成强碱，多数金属氧化物呈白色， Fe 2O 3Cu 2O 呈红色（作颜料），CuO 、FeO 、Fe 3O 4呈黑色。

氧化物的分类
1）酸性氧化物：能跟碱反应生成盐和水的氧化物，如CO 2、SO 2、Mn 2O 7等
2）碱性氧化物：能跟酸反应生成盐和水的氧化物，如Na 2O 、CuO 等
3）两性氧化物：既能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水的氧化物，如Al 2O 3
4）不成盐氧化物：既不跟酸反应，又不跟碱反应的氧化物如CO 、NO 、H 2O 等
5）过氧化物：如Na 2O 2、H 2特别注意下列两种说法：。