文档文本内容
高中化学必修第一册全册知识点汇总
第一章 物质及其变化.......................................................................................................................2
第一节 物质的分类及转化.......................................................................................................2
第一课时 物质的分类....................................................................................................2
第二课时 物质的转化....................................................................................................9
第二节 离子反应.....................................................................................................................14
第一课时 电解质的电离..............................................................................................14
第二课时 离子反应.......................................................................................................18
第三节 氧化还原反应.............................................................................................................23
第一课时 氧化还原反应..............................................................................................23
第二课时 氧化剂和还原剂..........................................................................................27
重点难点突破...........................................................................................................................33
第二章 海水中的重要元素——钠和氯........................................................................................38
第一节 钠及其化合物.............................................................................................................38
第一课时 活泼的金属单质——钠..............................................................................38
第二课时 钠的几种化合物 焰色试验......................................................................41
第二节 氯及其化合物.............................................................................................................49
第一课时 氯气的性质..................................................................................................49
第二课时 氯气的实验室制法 氯离子的检验..........................................................54
第三节 物质的量.....................................................................................................................59
第一课时 物质的量.......................................................................................................59
第二课时 气体摩尔体积..............................................................................................63
第三课时 物质的量浓度..............................................................................................66
重点难点突破...........................................................................................................................73
第三章 铁金属材料.........................................................................................................................78
第一节 铁及其化合物.............................................................................................................78
第一课时 铁的单质.......................................................................................................78
第二课时 铁的重要化合物..........................................................................................80
第二节 金属材料.....................................................................................................................87
第一课时 金属材料.......................................................................................................87
第二课时 物质的量在化学方程式计算中的应用......................................................90
重点难点突破...........................................................................................................................95
第四章 物质结构元素周期律.......................................................................................................100
第一节 原子结构与元素周期表..........................................................................................100
第一课时 原子结构....................................................................................................100
第二课时 元素周期表 核素....................................................................................105
第三课时 元素的性质与原子结构.............................................................................111
第二节 元素周期律...............................................................................................................115
第一课时 元素周期律.................................................................................................115
第二课时 元素周期表和元素周期律的应用............................................................119
第三节 化学键.......................................................................................................................124
第一课时 离子键.........................................................................................................124
第二课时 共价键.........................................................................................................126
重点难点突破.........................................................................................................................131
第一章 物质及其变化
第一节 物质的分类及转化
第一课时 物质的分类
知识点一同素异形体
同一种元素可形成不同单质，这些单质互称为这种元素的同素异形体。
(1)产生同素异形体的原因
①组成分子的原子数目和成键方式不同，如氧气(O2)和臭氧(O3)。
②原子的排列方式不同，如金刚石和石墨。
(2)研究对象
①同素异形体是指单质，不是指化合物。
②互为同素异形体的不同单质是由同一种元素组成的，构成它们的原子的
核电荷数相同。
(3)同素异形体的“同”“异”的含义
①“同”——指元素相同；
②“异”——指形成单质不同，结构不同，性质有差异。
(4)同素异形体的“结构决定性质”
①同素异形体的结构不同，性质存在差异。
②物理性质不同，化学性质有的相似，有的相差较大。
【典例1】 清晨，松树林中的空气特别清新，是因为有极少量的氧气变成
了臭氧，反应的方程式为3O22O3。下列说法中正确的是( )
A．这是一个化合反应
B．由氧元素构成的物质是纯净物
C．产生的臭氧与氧气是氧元素的同素异形体
D．这个反应属于物理变化
[思路启迪] 解答该题时一定要注意以下关键点：(1)同素异形体的物理性
质不同，化学性质有的相似，有的相差较大，同素异形体间的转化是化学变化。
(2)由同种元素组成的物质可能是纯净物中的单质，也可能是同素异形体组
成的混合物。
[解析] 氧气与臭氧的转化只有一种反应物，所以不属于化合反应，A 项错
误；由氧元素可形成O2、O3两种单质，当O2与O3混合时不属于纯净物，B 项错
误；O2、O3均为氧元素的同素异形体，C 项正确；O2与O3属于不同物质，所以该
过程为化学变化，D 项错误。
[答案] C
规律总结
对同素异形体概念的理解
(1)组成元素：只含有一种元素。
(2)物质类别：互为同素异形体的只能是单质。
(3)性质关系：同素异形体之间的物理性质有差异，但化学性质相似。
(4)相互转化：同素异形体之间的转化属于化学变化。
(5)同素异形体之间的转化既有单质参加，又有单质生成，但没有涉及化合
价的变化。
知识点二物质的分类
1.交叉分类法：对物质依据不同标准进行分类。如：
2．树状分类法：对同类事物按照某种属性进行再分类。如：物质的分类
(依据组成和性质)
【典例2】 下列关于物质分类的正确组合是( )
选项
碱
酸
盐
碱性氧化物
酸性氧化物
A
纯碱
盐酸
烧碱
氧化钠
二氧化碳
B
烧碱
硫酸
食盐
氧化镁
一氧化碳
C
苛性钾
醋酸
食盐
氧化铝
二氧化硫
D
苛性钠
硫酸
纯碱
氧化钠
二氧化硫
[思路启迪] 解答分类题型时一定要准确理解概念中的关键点：酸：电离
出的阳离子只有H＋的化合物；碱：电离出的阴离子只有OH－的化合物；盐：由
金属阳离子(或NH)与酸根组成的化合物；氧化物：由两种元素组成，其中一种
是氧元素。酸性氧化物：能够与碱反应生成盐和水。碱性氧化物：能与酸反应
生成盐和水。
[解析] A 中纯碱是碳酸钠，不是碱而属于盐；B 中一氧化碳不是酸性氧化
物是不成盐氧化物；C 中氧化铝不是碱性氧化物而是两性氧化物；D 中各物质所
属类别正确。
[答案] D
规律总结
(1)氧化物按组成元素可分为金属氧化物和非金属氧化物。从性质上可分为
酸性氧化物(如CO2、SO2 等)、碱性氧化物(如CaO、MgO 等)、两性氧化物(如
Al2O3)、不成盐氧化物(如CO、NO 等)。金属氧化物不一定都是碱性氧化物，如
Al2O3是两性氧化物，而Mn2O7属于酸性氧化物。
(2)酸性氧化物可能是非金属氧化物(如CO2)，也可能是金属氧化物(如
Mn2O7)。非金属氧化物不一定就是酸性氧化物(如CO、NO 等)。
(3)碱性氧化物一定是金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物(如
Na2O2、Mn2O7等)。
知识点三分散系及其分类
1.分散系
(1)概念：由一种或几种物质(称分散质)分散到另一种物质(称分散剂)中形
成的混合体系。
(2)组成
(3)分类
①标准：分散质粒子直径的大小。
分类：溶液、胶体和浊液，如图：
②标准：分散质或分散剂的状态。
分类：9 种分散系，如图：
举例：烟属于固气分散系；雾属于液气分散系；悬浊液属于固液分散系。
2．几种液体分散系的比较
3.区分胶体和溶液的方法
(1)分散质粒子的大小，分散质微粒直径介于10－9～10－7 m 之间的分散系称
为胶体，小于10－9 m 的分散系为溶液。
(2)根据丁达尔效应区分，胶体具有丁达尔效应，而溶液无丁达尔效应。下
列几个方面不能用来区分胶体和溶液：①是否均一、透明，因为胶体和溶液通
常都是均一、透明的分散系。②是否通过滤纸，因为胶体和溶液的分散质粒子
都很小，其分散质均能通过滤纸。
【典例3】 下列叙述中正确的是( )
A．FeCl3溶液、Fe(OH)3胶体与Fe(OH)3沉淀的本质区别是有没有丁达尔效
应
B．根据分散系的稳定性大小将混合物分为胶体、溶液和浊液
C．根据是否具有丁达尔效应，将分散系分为溶液、浊液和胶体
D．胶体、分散系、混合物概念间的从属关系可用下图表示
[思路启迪] 解答该题的关键点是清楚几种不同分散系的本质区别是分散
质粒子直径大小不同。
[解析] 胶体和溶液、浊液的本质区别在于分散质微粒直径大小不同，A 项
错误；分散系分为胶体、溶液和浊液的依据是分散质粒子直径大小不同，B、C
项错误；从物质分类角度看，D 项正确。
[答案] D
规律总结
(1)分散系是混合物，纯净物不可能是分散系。
(2)胶体与其他分散系的本质区别是分散质粒子直径的大小，而不是有无丁
达尔效应，但丁达尔效应可用来鉴别胶体。
知识点四胶体的制备、性质及应用
1.Fe(OH)3胶体的制备
(1)实验操作
(2)实验现象：烧杯中液体呈红褐色。
(3)化学方程式：FeCl3＋3H2O=====Fe(OH)3(胶体)＋3HCl。
(4)注意事项
①用蒸馏水而不能用自来水；
②用饱和FeCl3溶液不能用稀溶液；
③蒸馏水要加热至沸腾。
2．性质
(1)丁达尔效应
①现象：当光束通过胶体时，可以看到光亮的“通路”。
②形成原因：胶体粒子对光线的散射作用。
③应用：鉴别溶液与胶体。
(2)胶体的分散质能透过滤纸的孔隙。
(3)布朗运动：胶体粒子在作不停地、无规则地运动。
(4)介稳性
①原因
a．胶体粒子吸附电性相同的电荷，电荷相互排斥，而不易聚沉。
b．胶体粒子做布朗运动。
②应用：制涂料、颜料、墨水、洗涤剂、喷雾剂等。
(5)聚沉
①概念：胶体粒子聚集成为较大的颗粒形成沉淀，从分散剂里析出的过程。
②方法
③应用：静电除尘、石膏点豆腐、明矾净水等。
(6)电泳现象
①概念：由于胶体粒子带有电荷，在外加电场的作用下，胶体粒子在分散
剂里作定向移动。
②实验现象：Fe(OH)3胶体粒子带正电荷，在电流作用下，向阴极移动，因
此阴极附近的颜色变深，阳极附近的颜色变浅。
3．胶体的应用
(1)农业生产方面：土壤保肥。
(2)医疗卫生方面：血液透析；特制的胶体还能黏合伤口，有效止血。
(3)日常生活方面：制豆腐、豆浆、牛奶、粥；明矾净水。
(4)自然地理方面：江河入海口处形成三角洲。
(5)工业生产方面：制有色玻璃，冶金工业利用电泳原理选矿、进行电泳电
镀；电泳除尘。
(6)科技领域：纳米材料与胶体粒子的大小相近，可用胶体的制备方法来制
备纳米材料。
【典例4】 下列说法正确的是( )
A．用Fe(OH)3胶体作电泳实验，阴极附近颜色变深，说明Fe(OH)3胶体带正
电荷
B．将饱和FeCl3溶液直接加热至沸腾可制得Fe(OH)3胶体
C．用滤纸可以分离胶体和悬浊液
D．胶体与溶液的本质区别为是否具有丁达尔效应
[思路启迪] 解答此题的关键是准确理解胶体的概念，掌握胶体的本质、
性质及分离方法；Fe(OH)3胶体的制备过程中应特别注意：FeCl3饱和溶液的加
入要在水沸腾之后，并且要逐滴加入而不是倒入。
[解析] A 项，胶体不带电，错误；B 项，Fe(OH)3胶体制备过程是向沸水中
逐滴加入饱和FeCl3溶液并加热至
出现红褐色液体，错误；C 项正确；D 项，胶体与溶液的本质区别是分散质
粒子直径的大小不同。
[答案] C
规律总结
(1)利用丁达尔效应可以快速鉴别溶液与胶体，但胶体区别于其他分散系的
本质特征是胶体粒子的直径介于1～100 nm 之间，而不是丁达尔效应。
(2)三种分散系中溶液和胶体均能透过滤纸。
(3)胶体不带电，胶体中的胶体粒子能够吸附体系中的带电粒子而使胶体粒
子带电荷，但整个分散系仍是电中性的。淀粉胶体的胶体粒子不带电荷。
第二课时 物质的转化
知识点一酸、碱、盐的性质
1.金属的化学通性
2．氧化物的通性
3．酸的通性
4．碱的通性
5．盐的通性
【典例1】 从H、O、S、K 四种元素中选择合适的元素，组成属于表中第
一栏类型的物质，将其化学式填在表中相应的空格内(只要求举一例)。
类型
酸性氧化物
碱性氧化物
含氧酸
碱
含氧酸盐
化学式
用上表中所填的物质写出符合要求的化学方程式：
(1)酸性氧化物＋碱性氧化物：
___________________________________________________________________。
(2)酸性氧化物＋足量的碱：
____________________________________________________________________。
(3)碱性氧化物＋足量的酸：
___________________________________________________________________。
[思路启迪] 书写有关化学反应时注意题给酸性氧化物、碱性氧化物、酸、
碱、盐的通性，对有关反应产物进行判断，解题时注意化合价、化学式及化学
方程式的配平。
[解析] 由题给4 种元素形成的氧化物有H2O、H2O2、SO3、SO2、K2O、
K2O2(过氧化物不属于碱性氧化物)等，其中属于酸性氧化物的有SO3、SO2；属于
碱性氧化物的有K2O；形成的含氧酸有H2SO4、H2SO3；形成的碱有KOH；形成的含
氧酸盐有K2SO4(正盐)、K2SO3(正盐)、KHSO4(酸式盐)、KHSO3(酸式盐)。(1)酸性
氧化物和碱性氧化物反应生成盐，如SO3＋K2O===K2SO4，SO2＋K2O===K2SO3；(2)
酸性氧化物和足量碱反应生成正盐和水，如SO3＋2KOH===K2SO4＋H2O，SO2＋
2KOH===K2SO3＋H2O；(3)碱性氧化物和足量的酸反应生成酸式盐和水，如K2O＋
2H2SO3===2KHSO3＋H2O，K2O＋2H2SO4===2KHSO4＋H2O。
[答案]
类型
酸性氧化物
碱性氧化物
含氧酸
碱
含氧酸盐
化学式
SO3
K2O
H2SO4
KOH
K2SO4
(1)SO3＋K2O===K2SO4
(2)SO3＋2KOH===K2SO4＋H2O
(3)K2O＋2H2SO4===2KHSO4＋H2O
规律总结
氧化物涉及到的转化过程
(1)酸性氧化物＋H2O―→含氧酸
(2)酸性氧化物＋碱―→盐＋水
(3)酸性氧化物＋碱性氧化物―→盐
(4)碱性氧化物＋H2O―→碱
(5)碱性氧化物＋酸―→盐＋水
知识点二物质的转化
单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系图
图示解读：
(1)金属单质―→碱性氧化物，如4Na＋O2===2Na2O；
(2)碱性氧化物―→碱，如CaO＋H2O===Ca(OH)2；
(3)金属单质―→盐，如Zn＋H2SO4===ZnSO4＋H2↑；
(4)碱性氧化物―→盐，如CaO＋2HCl===CaCl2＋H2O；
(5)碱―→盐，如Ca(OH)2＋2HCl===CaCl2＋2H2O；
(6)非金属单质―→酸性氧化物，如S＋O2=====SO2；
(7)酸性氧化物―→酸，如CO2＋H2O===H2CO3；
(8)非金属单质―→盐，如2Na＋Cl2=====2NaCl；
(9)酸性氧化物―→盐，如CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O
(10)酸―→盐，如HCl＋NaOH===NaCl＋H2O。
【典例2】 如图中，“——”表示相连的物质间在一定条件下可以反应，
“―→”表示丁在一定条件下通过置换反应可以转化为乙。下面四组选项中，
符合图示要求的是( )
选项
甲
乙
丙
丁
A
H2SO4
Na2SO4
NaOH
NaCl
B
BaCl2
K2CO3
HCl
KOH
C
O2
CO
CuO
C
D
Fe
CuCl2
Zn
HCl
[思路启迪] 解答此类转化问题时，首先要准确理解各类反应发生的条件，
记住酸、碱、盐的溶解性；其次要注意选择合适的解题方法。本题宜采用排除
法，任选每个选项中的两种物质，看是否满足题目要求。若不符合，则其他物
质不需分析，但对正确选项则需要逐一验证。
[解析] H2SO4 和Na2SO4、Na2SO4 和NaOH、NaOH 和NaCl 不反应，A 错误；
BaCl2和KOH 不反应，B 错误；Cu 与HCl 不发生置换反应生成CuCl2，D 错误；故
选C。
[答案] C
规律总结
(1)置换反应的规律与条件
(2)复分解反应的规律与条件
第二节 离子反应
第一课时 电解质的电离
知识点一电解质的概念与判断
1.电解质与非电解质
2.电解质的判断方法
(1)从物质分类角度：电解质与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。
(2)从导电性角度：能导电的物质不一定是电解质，如金属、石墨、盐酸等。
(3)从物质性质角度：电解质导电的条件是电解质溶于水或熔融状态下能自
身电离的化合物，二者具备其一即可。
①有些电解质溶于水导电，但熔融状态下不导电，如HCl 气体。
②有些电解质只在熔融状态下才能导电，如BaSO4。
③SO2、CO2、NH3等与水反应生成的产物能电离而导电，但SO2、CO2、NH3等
不属于电解质。
④某化合物是否是电解质与溶解性无关。如蔗糖溶于水，但是蔗糖是非电
解质；难溶于水的盐，如BaSO4、AgCl 在熔融状态下完全电离，是电解质。
【典例1】 下列有关电解质的说法正确的是( )
①NaOH 固体溶于水能导电，所以NaOH 是电解质
②CO2的水溶液能够导电，所以CO2是电解质
③液态铜的导电能力很强，所以铜是电解质
④FeCl3溶液能够导电，所以FeCl3是电解质
⑤C2H5OH(乙醇)是化合物，所以它是电解质
⑥BaSO4、CaCO3都是难溶物，其水溶液不导电，故它们不是电解质
A．①②
B．①④
C．①③⑤
D．②④⑥
[思路启迪] 解答电解质和非电解质的相关问题时，注意把握概念中的关
键点：单质和混合物既不是电解质也不是非电解质；物质导电与电解质的关系：
能导电的物质不一定是电解质，电解质不一定任何状态下都能导电；电解质是
自身可电离出离子的化合物，电解质与非电解质与物质的溶解性无关。
[解析] ①NaOH 固体溶于水能导电，则NaOH 是电解质；②CO2水溶液导电
的原因是CO2与H2O 反应生成的H2CO3能电离出自由移动的离子，所以CO2是非电
解质；③铜是单质，既不是电解质，也不是非电解质；④FeCl3 是电解质；
⑤C2H5OH 属于非电解质，因为它在水溶液里和熔融状态下都不导电，且为化合
物，符合非电解质的定义；⑥虽然BaSO4和CaCO3的水溶液都不导电，但它们在
熔融状态下都能导电，故它们都是电解质。
[答案] B
规律总结
电解质、非电解质的判断方法
知识点二电解质的电离与电离方程式的书写
1.电解质的电离及表示方法
(1)电离的概念：电解质在水溶液中或熔融状态下解离成自由移动离子的过
程。
(2)电离条件
酸的电离条件是溶于水；碱和盐的电离条件是溶于水或熔融。
(3)表示方法——电离方程式
①强酸、强碱和绝大部分盐书写时用“===”连接，如H2SO4===2H＋＋SO、
NaOH===Na＋＋OH－、NaCl===Na＋＋Cl－。
②酸式盐的电离方程式
a．强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，如NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
b．弱酸的酸式盐在溶液中完全电离，生成酸式酸根离子和阳离子，如
NaHCO3===Na＋＋HCO。
③电离方程式书写注意事项
a．符合客观事实，不能随意书写离子符号，离子所带电荷数必须等于该元
素或原子团在该化合物中的化合价。
b．质量守恒：电离方程式左右两侧元素的种类、原子或原子团的个数相等。
c．电荷守恒：电离方程式左右两侧的正负电荷数相等，溶液呈电中性。
2．从电离角度认识酸、碱、盐
3．电解质溶液导电能力的影响因素
(1)电解质溶液的导电能力与溶液中自由移动离子浓度及离子所带电荷多少
有关，离子浓度越大，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，还要看电离产生的离子浓度的大小，如CaCO3在水中的溶解度很小，溶于
水电离产生的离子浓度很小，故认为其水溶液不导电。
【典例2】 填写下表(类别填“酸”“碱”或“盐”)
物质名称
化学式
类别
电离方程式
硝酸
Al2(SO4)3
熟石灰
NaHSO4
[思路启迪] 准确掌握酸、碱、盐的概念关键点，并依据电离方程式书写
要求准确作答。
[解析] HNO3电离出的阳离子全部是H＋，属于酸类；Al2(SO4)3由金属阳离
子和酸根离子组成，属于盐类；熟石灰的成分是Ca(OH)2，电离出的阴离子全部
是OH－，属于碱类；NaHSO4电离出Na＋、H＋、SO，阳离子既有H＋又有Na＋，应为
盐类。
[答案]
物质名称
化学式
类别
电离方程式
硝酸
HNO3
酸
HNO3===H＋＋NO
硫酸铝
Al2(SO4)3
盐
Al2(SO4)3===2Al3＋＋3SO
熟石灰
Ca(OH)2
碱
Ca(OH)2===Ca2＋＋2OH－
硫酸氢钠
NaHSO4
盐
NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO
规律总结
电离方程式的书写原则与要求
(1)电离方程式左边书写化学式，右边书写离子符号。
(2)要遵循质量守恒定律，即在电离方程式两边原子的种类和数目相同。
(3)要遵循电荷守恒定律，即在电离方程式右边，阳离子所带的正电荷总数
等于阴离子所带的负电荷总数，这是因为电解质溶液总是显电中性的。
第二课时 离子反应
知识点一离子反应与离子方程式
1.强电解质与弱电解质
(1)强电解质：在水溶液能够完全电离的电解质。包括：强酸、强碱和绝大
多数盐。电离方程式中用“===”连接。
(2)弱电解质：在水溶液中不能完全电离的电解质。包括：弱酸、弱碱和水。
电离方程式中用“”连接。
2．离子反应
(1)概念：电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应。
(2)实质：溶液中某些离子浓度减小。
3．离子方程式
(1)概念：用实际参加反应的离子来表示反应的式子。
(2)离子方程式的书写步骤(以CaCO3与盐酸的反应为例)
(3)离子方程式的意义
离子方程式不仅可以表示某一个具体的化学反应，还可以表示同一类型的
离子反应，如氢氧化钠溶液和盐酸反应、氢氧化钙溶液和硝酸反应的离子方程
式，都可用H＋＋OH－===H2O 来表示。
(4)书写离子方程式的拆分原则
①拆成离子的物质：易溶且易电离的物质，如强酸、强碱、可溶性盐。
②书写化学式：单质、气体、氧化物、难溶物、难电离的物质、非电解质、
浓硫酸。
③多元弱酸的酸式酸根：不能拆写成离子形式，如NaHCO3不能拆写成“Na＋
＋H＋＋CO”，应写作“Na＋＋HCO”。
④微溶物[如Ca(OH)2]：当作反应物时澄清溶液写成离子，悬浊液写成化学
式；当作生成物时写成化学式。
⑤氨水：作反应物：写成NH3·H2O；作生成物：稀溶液写成NH3·H2O，浓溶
液或加热写成NH3↑。
(5)离子方程式正误判断“六看”
①看是否符合反应的客观事实
如铁与稀硫酸反应：
②看反应是否符合拆写原则
如氢氧化铜与盐酸反应：
4．离子反应发生的条件
【典例1】 下列离子方程式书写正确的是( )
A．碳酸钙与盐酸反应：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O
B．硫酸钠和氯化钡溶液反应：Ba2＋＋SO===BaSO4↓
C．澄清石灰水中通入足量CO2：2OH－＋CO2===CO＋H2O
D．铁钉放入硫酸铜溶液中：2Fe＋3Cu2＋===2Fe3＋＋3Cu
[思路启迪] 解答离子方程式正误的题型，关键在“查”：查“化学式”
拆分是否正确，查元素、电荷是否守恒，查是否符合反应事实，查是否漏写离
子反应，查化学计量数是否化为最简。
[解析] 碳酸钙与盐酸反应，碳酸钙难溶于水，应写化学式，A 错误；硫酸
钠和氯化钡溶液反应的离子方程式为Ba2＋＋SO===BaSO4↓，B 正确；澄清石灰水
中通入足量CO2无沉淀，产物是可溶的碳酸氢钙，C 错误；铁钉放入硫酸铜溶液
中，铁的氧化产物是Fe2＋，D 错误。
[答案] B
规律总结
判断离子方程式正误的方法
知识点二离子共存
1.离子共存
所谓几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不能发生离子反
应；若离子之间能发生离子反应，则不能大量共存。
2．常见的离子不共存归纳
(1)若阴、阳离子能相互结合生成难溶物或微溶性盐，则不能大量共存。如
Ba2＋、Ca2＋与CO、SO、SO 等；Ag＋与Cl－、Br－、I－、CO 等。
(2)弱碱的阳离子不能与OH－大量共存。如Fe3＋、Cu2＋、NH、Ag＋、Mg2＋、
Al3＋、Fe2＋、Zn2＋与OH－不能大量共存。
(3)弱酸根阴离子不能与H＋大量共存。如F－、CO、SO、S2－、PO、CH3COO－等
与H＋不能大量共存。
(4)弱酸的酸式酸根阴离子与H＋和OH－均不能大量共存。如HCO、HSO、HS
－、H2PO、HPO 既不能与H＋大量共存，又不能与OH－大量共存。
(5)还需注意隐含条件
①“无色透明”溶液不存在有色离子，如：
②酸性溶液中不能大量存在与H＋反应的离子：
“酸性”溶液的不同描述：
a．酸性溶液。
b．pH<7 的溶液。
c．使石蕊溶液变红的溶液。
③碱性溶液中不能大量存在与OH－反应的离子：
“碱性”溶液的不同描述：
a．碱性溶液。
b．pH>7 的溶液。
c．使石蕊溶液变蓝的溶液。
3．离子共存问题审题技巧
(1)注意判断离子共存的情况：“能、不能”，“一定、可能、一定不能”。
(2)注意题干中提示的溶液酸碱性：酸性溶液应考虑H＋的存在，碱性溶液应
考虑OH－的存在。
(3)注意题干中提示的溶液颜色：溶液无色时，有色离子不能存在。
(4)注意正确理解“透明溶液”，如：NaCl 溶液、KOH 溶液为无色透明溶液，
CuSO4溶液、FeCl3溶液是有色透明溶液，不能认为“有色”就不透明。
【典例2】 在强酸性溶液中能大量共存并且溶液为无色透明的离子组是(
)
A．Ba2＋、Na＋、NO、SO
B．Mg2＋、Cl－、Al3＋、SO
C．K＋、Cl－、CO、NO
D．Ca2＋、Na＋、Fe3＋、NO
[思路启迪] 解答离子共存问题时，一定要认真审查题干信息，尤其审清
是否有隐含限制条件，如碱性、酸性、无色等。这些问题较易忽视，故放在第
一步。其次准确把握复分解反应发生的条件，逐一分析，尤其要注意一些无现
象的复分解反应，如：H＋＋CH3COO－===CH3COOH。
[解析] A 项Ba2＋与SO 生成BaSO4沉淀；C 项H＋与CO 反应产生CO2气体；D
项Fe3＋的水溶液呈棕黄色。
[答案] B
规律总结
解答离子共存问题的方法
(1)看是否有隐含限制条件，如碱性、酸性、无色等。这些问题较易忽视，
故放在第一步。
(2)看能否发生复分解反应。可分三步进行：
①查H＋，主要看是否有弱酸根离子和酸式酸根离子等；
②查OH－，主要看是否有NH、酸式酸根离子和金属离子；
③查金属离子，主要看是否与酸根产生难溶性盐(包括微溶性盐)。
第三节 氧化还原反应
第一课时 氧化还原反应
知识点一氧化还原反应的概念及判断
1.氧化还原反应的本质和特征
3．氧化还原反应与四种基本反应类型的关系
(1)置换反应一定是氧化还原反应。
(2)复分解反应一定不是氧化还原反应。
(3)有单质参加的化合反应是氧化还原反应。
(4)有单质生成的分解反应是氧化还原反应。
【典例1】 下列说法正确的是( )
A．有单质参加的化学反应都是氧化还原反应
B．只有所有元素化合价都发生变化的化学反应才是氧化还原反应
C．氧化还原反应中金属元素的化合价一定升高
D．某些氧化还原反应中，仅有一种元素的化合价发生了变化
[思路启迪] 解答概念分析题时，一定要准确理解概念的关键点，把握概
念的内涵和外延，氧化还原反应的特征是：反应前后元素的化合价发生变化(升
高和降低)；氧化还原反应的本质是：电子转移(电子的得失或共用电子对的偏
移)；有单质参加或生成的反应不一定是氧化还原反应，如：3O2=====2O3，无化
合价变化，不属于氧化还原反应。
[解析] A 项，有单质参加的反应不一定是氧化还原反应；B 项，只要有一
种元素的化合价发生变化，该反应就是氧化还原反应，错误；C 项，在KMnO4受
热分解的反应中，Mn 元素的化合价从＋7 价分别降到＋6 价和＋4 价，错误；D
项，反应H2S＋H2SO4(浓)===SO2↑＋S↓＋2H2O 中，只有S 元素的化合价发生了
变化，正确。
[答案] D
规律总结
(1)有单质参加的化合反应与有单质生成的分解反应均属于氧化还原反应。
(2)在氧化还原反应中，并不是所有元素的化合价都发生改变。
(3)氧化还原反应中金属元素在单质中化合价一定升高，在化合物中化合价
可不变，可变，可升可降。
(4)化合价升降可以发生在不同元素间，也可以发生在同种元素间。
知识点二氧化还原反应中电子转移的表示方法
1.双线桥法
表明一种元素反应前后的电子转移情况。
(1)双线桥法的基本步骤
(2)注意事项
①箭头必须由反应物指向生成物中的同种元素。
②在“桥”上标明电子“得到”与“失去”，且得到与失去的电子总数必
须相等。
③采用“a×be－”形式表示得失电子数，a 为得失电子的原子总数，b 为每
个原子得失电子数，当a 或b 是“1”时省略“1”。
2．单线桥法
表明反应中不同元素原子间的电子转移情况。
(1)单线桥法的基本步骤
(2)注意事项
①单线桥从还原剂中失电子的元素指向氧化剂中得电子的元素，表示氧化
剂和还原剂中变价元素原子间电子的转移情况。
②箭头已标明电子转移的方向，因此不需再标明“得”或“失”，只标明
电子转移数目。
【典例2】 下列氧化还原反应中，电子转移的方向和数目均正确的是(
)
[思路启迪] 分析电子转移表示方法的题目时，首先要明确双线桥表示电
子转移时的书写要点，其次检查化合价的升降及得失电子是否守恒。
[解析] A 项中应转移12e－；C 项中得失电子标反了；D 项单线桥上不用注
明“得到”或“失去”。
[答案] B
规律总结
标双线桥的注意事项
(1)箭头、箭尾必须对应化合价变化的同种元素；
(2)必须注明“得”“失”，但不得标反；
(3)氧化剂和还原剂得、失电子要守恒。
第二课时 氧化剂和还原剂
知识点一氧化剂、还原剂
1.从电子转移角度认识氧化剂、还原剂
―→―→―→―→
―→―→―→―→
2．常见的氧化剂、还原剂
氧化剂
还原剂
单质
O2、Cl2、Br2
Na、Mg、Al、H2、C
化
合
物
氧化物
MnO2、CO2、Na2O2
CO、SO2
盐
FeCl3、KMnO4、KClO3
FeSO4、Na2SO3
含氧酸
HNO3、浓H2SO4
H2SO3
无氧酸
HCl
HCl、H2S、HBr
3.相应关系
【典例1 】 实验室制取少量的氮气，常利用的反应是NaNO2 ＋
NH4Cl=====NaCl＋N2↑＋2H2O。
关于该反应说法正确的是( )
A．NaNO2是还原剂
B．N2只是氧化产物
C．NH4Cl 中的氮元素被氧化
D．N2既是氧化剂又是还原剂
[思路启迪] 解决此类问题时，要准确理解氧化还原反应的相关概念。
[解析] “化合价变化”如下：
NaNO2＋NH4Cl=====NaCl＋N2↑＋2H2O
据概念可知：NaNO2是氧化剂、NH4Cl 是还原剂、N2既是氧化产物又是还原产
物。
[答案] C
规律总结
元素化合价变化是分析一切氧化还原反应问题的前提和基础，正确标出各
元素的化合价是分析氧化还原反应的关键和突破口。具体方法是找变价，判类
型；分升降，定其他。
知识点二氧化性和还原性
1.氧化性、还原性的概念
(1)氧化性：氧化剂所表现出得电子的性质。
(2)还原性：还原剂所表现出失电子的性质。
注：(1)氧化性、还原性的强弱只与该元素原子得失电子的难易程度有关，
而与得失电子数目的多少无关。得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能
力越强，其还原性就越强。
(2)一种反应物不一定只表现出一种性质。如反应2KMnO4=====K2MnO4＋MnO2
＋O2↑中，参加反应的KMnO4既表现了还原性，又表现了氧化性。
2．氧化性、还原性和元素化合价之间的关系
注：元素的化合价处于最高(最低)价态时，具有氧化(还原)性，但不一定
具有强氧化(还原)性，如Na＋(F－)。
3．氧化性、还原性强弱的判断方法
(1)根据氧化还原反应方程式判断
氧化性：氧化剂>氧化产物
还原性：还原剂>还原产物
特点：比什么性，找什么剂，产物之性小于剂。
(2)根据元素的活动性顺序判断
特点：上左下右可反应，隔之愈远愈易行。
(3)根据反应条件判断
当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物化合价相同，可根据反应
条件的难易来判断。反应越易进行或越剧烈，则氧化剂的氧化性越强。
如：4HCl(浓)＋MnO2=====MnCl2＋2H2O＋Cl2↑
16HCl(浓)＋2KMnO4===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑
氧化性：KMnO4>MnO2。
判断还原剂还原性的原理与此类似。
(4)根据氧化产物的化合价高低判断
当变价的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，可由氧化产物中
元素化合价的高低来判断氧化剂氧化性的强弱。即在相同条件下，使还原剂中
元素化合价升得越高，则氧化剂的氧化性越强。
如：2Fe＋3Cl2=====2FeCl3 Fe＋S=====FeS
氧化性：Cl2>S。
判断还原剂还原性的原理与此类似。
【典例2】 根据反应式：①2Fe3 ＋＋2I －===2Fe2＋＋I2，②Br2＋2Fe2＋
===2Br－＋2Fe3＋，可判断离子的还原性从强到弱的顺序是( )
A．Br－、Fe2＋、I－
B．I－、Fe2＋、Br－
C．Br－、I－、Fe2＋
D．Fe2＋、I－、Br－
[思路启迪] 解决此类问题时，一定要清楚氧化还原反应中氧化性、还原
性强弱比较口诀：“比什么性，找什么剂，产物之性小于剂，联合对比自成
序”。
[解析] 反应①中还原剂是I－，还原产物是Fe2＋，故还原性：I－>Fe2＋；反
应②中还原剂是Fe2＋，还原产物是Br－，故还原性：Fe2＋>Br－，所以还原性从
强到弱的顺序为I－>Fe2＋>Br－。
[答案] B
规律总结
在同一个氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>
还原产物。同时要注意，氧化性、还原性的强弱只与得失电子的难易程度有关，
与得失电子的数目没有关系。
知识点三氧化还原反应的规律及其应用
1.氧化还原反应的规律
(1)得失电子守恒规律
氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数，表
现为元素化合价升高的总数等于元素化合价降低的总数。
(2)价态规律
“高价氧化、低价还原、中间价态两头兼”即最高价时只有氧化性，最低
价时只有还原性，中间价态时既有氧化性又有还原性。
(3)先强后弱规律
①同时含有几种还原剂时――→将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。
如在FeBr2溶液中(还原性Fe2＋>Br－)通入Cl2时，Fe2＋先与Cl2反应。
②同时含有几种氧化剂时――→将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。
如在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入Fe 粉，Fe 粉先与Fe3＋反应，然后依次
为Cu2＋、H＋。
(4)价态归中规律
同种元素在不同的反应物中有两种不同的价态(高价、低价)，反应后转化
成中间价态，即其产物的价态既不相互交换，也不交错。例如：H2S 和浓硫酸作
用，H2S 不可能被氧化成H2SO4，同样浓硫酸的还原产物也不可能为H2S。
此反应中S 为氧化产物，SO2为还原产物，两者不可能互换。
相邻价态之间不发生氧化还原反应，如S 与SO2、SO2与H2SO4、H2S 与S 之间
均不反应。
2．氧化还原反应方程式的配平
(1)配平原则
(2)常用方法——化合价升降法
【典例3】 在含有Cu(NO3)2、Mg(NO3)2、AgNO3的溶液中加入适量锌粉，首
先置换出的是( )
A．Mg B．Cu C．Ag D．H2
[思路启迪] 解答此类问题时首先要特别注意多种氧化剂之间氧化性强弱
的顺序，其次要考虑到氧化还原反应的先后规律。
[解析] 由金属活动性顺序可知，Cu2＋、Mg2＋、Ag＋、H＋的氧化性由强到弱
的顺序为Ag＋>Cu2＋>H＋>Mg2＋，故混合液与锌粉反应时，首先置换出Ag。
[答案] C
规律总结
(1)当溶液中同时含有几种还原剂时――→，反应顺序按还原性从强到弱的
先后顺序发生反应。
(2)当溶液中同时含有几种氧化剂时――→反应顺序按氧化性从强到弱的先
后顺序发生反应。
重点难点突破
突破点一 电解质中的“是与非”
【典例1】 掌握电解质和非电解质的概念，能熟练判断一种物质是否是电
解质是认识电解质的性质、研究离子反应的前提。以下有10 种物质：①铜 ②
稀硫酸 ③氯化氢 ④氨气 ⑤空气 ⑥二氧化碳 ⑦金属汞(俗称水银) ⑧
氯化钠 ⑨硫酸钡 ⑩氯气
按照表中提示的信息，把符合左栏条件的物质的名称填入右栏相应的位置。
序号
符合的条件
物质的名称
(1)
混合物
(2)
电解质，但难溶于水
(3)
非电解质
(4)
既不是电解质，也不是非电解质，但本身能导电
[思路启迪] (1)切入点：判断一种物质是否为电解质的经验规则：酸、碱、
盐都是电解质。要注意这里的酸、碱、盐都是指纯净物，而不是指其水溶液。
如可以说“H2SO4”是电解质，但不能说“稀硫酸”是电解质。
(2)关键点：①物质范畴：化合物。②导电条件：水溶液或熔融状态。③导
电本质：自身发生电离。
[解析] 10 种物质中稀硫酸和空气属于混合物。BaSO4是难溶性电解质。而
NH3、CO2的水溶液虽然能导电，但不是它们本身发生了电离，而是它们与水发
生了反应，生成了电解质NH3·H2O 和H2CO3，故它们属于非电解质。铜和金属汞
属于单质，不是化合物，故既不是电解质也不是非电解质，但能导电；稀硫酸
是混合物，既不是电解质也不是非电解质，但能导电。
[答案] (1)稀硫酸、空气 (2)硫酸钡 (3)氨气、二氧化碳 (4)铜、金
属汞、稀硫酸
规律总结
(1)电解质、非电解质的相同之处在于它们都是化合物，单质和混合物既不
属于电解质，又不属于非电解质；电解质、非电解质的不同之处是在水溶液里
或熔融状态下能否导电。
(2)电解质概念中的“或”，指两种情况满足一种即可；非电解质中的“无
论”和“都”，指两种情况必须同时满足。
(3)从物质类别上把握概念更清晰明了。如：酸、碱、金属氧化物、大多数
盐以及H2O 为电解质。酒精、蔗糖和大多数非金属氧化物是非电解质。
(4)能导电的物质不一定是电解质，如石墨等；电解质本身不一定能导电，
如食盐晶体。
(5)NH3、SO2溶于水均能导电，但并非它们本身能电离出自由离子，而是它
们与水反应的生成物NH3·H2O、H2SO3能电离出离子，所以NH3、SO2都是非电解
质。
突破点二 溶液中离子能否共存的判断
【典例2】 下列有关溶液组成的描述正确的是( )
A．在无色溶液中可能大量存在NH、Cu2＋、Cl－、SO
B．在酸性溶液中可能大量存在K＋、NH、SO、Br－
C．在碱性溶液中可能大量存在Na＋、K＋、Cl－、HCO
D．在Ca(OH)2的悬浊液中可能大量存在Na＋、K＋、NO、CO
[思路启迪] (1)切入点：解此类题目时要注意抓住限制条件。常见的限制
条件：无色透明、酸性、碱性、加入某物质有什么现象等。
(2)关键点：①弄懂这些限制条件的含义。
②解答问题时，遵循一定的思路，掌握一定的技巧。
③熟记溶解性口诀。
钾、钠、铵盐硝酸盐，都能溶在水中间；碳酸、磷酸两种盐，溶者只有钾、
钠、铵；盐酸难溶银、亚汞，硫酸难溶是钡、铅；碱溶钾、钠、铵和钡，注意
钙盐常是微溶。
[解析] Cu2＋在溶液中显蓝色，与无色溶液矛盾，A 项错误；碱性溶液中
HCO 不能大量存在，C 项错误；Ca(OH)2与CO 生成CaCO3沉淀，D 项错误。
[答案] B
规律总结
(1)典型的离子共存问题
(2)判断离子不共存的理由
突破点三 溶液所含离子的综合推断
【典例3】 某兴趣小组在课外活动中，对某溶液进行了多次检测，其中三
次检测结果如下表所示，请回答：
检测次数
溶液中检测出的物质
第一次
KCl、K2SO4、Na2CO3、NaCl
第二次
KCl、BaCl2、Na2SO4、K2CO3
第三次
Na2SO4、KCl、K2CO3、NaCl
(1)三次检测结果中第________次检测结果不正确。
(2)在检测时，为了确定溶液中是否存在硫酸根离子、碳酸根离子和氯离子
(提示：Ag2SO4微溶于水)，该小组进行了如下操作：
第一步 向溶液中滴加过量的________(填化学式)溶液，其目的是检验CO
并将其除去；
第二步 加入过量的Ba(NO3)2溶液，其目的是___________；
第三步 过滤，再向滤液中加入________(填化学式)溶液，发生反应的离
子方程式为______________________。
[思路启迪] (1)切入点：离子推断可以把实验操作、离子反应、离子共存、
离子检验、电荷守恒等知识综合起来考查，是综合性较强的题目。其一般解题
思路：根据反应操作及反应现象判断一定含有的离子―→根据离子共存判断一
定不含有的离子―→根据电荷守恒判断含有的其他离子―→最后确定可能含有
的离子。
(2)关键点：①所加试剂引入的离子对后续实验的影响；②运用电荷守恒判
断溶液中含有的其他离子时要将定性与定量的方法相结合。
[解析] (1)溶液中，BaCl2可分别与Na2SO4、K2CO3反应生成BaSO4、BaCO3沉
淀，故第二次检测结果不正确。(2)SO 的检验可用硝酸钡溶液，产生白色沉淀，
CO 可产生干扰，后面还要检验Cl－，故用硝酸检验CO 并将其除去；Cl－的检验
用硝酸银溶液，产生白色沉淀，SO 会对Cl－的检验产生干扰，故应先检验SO 并
将其除去。
[答案] (1)二 (2)HNO3 检验SO，并将其除去 AgNO3 Ag ＋＋Cl －
===AgCl↓
规律总结
解答溶液中所含离子问题的“四项基本原则”
(1)肯定性原则：根据实验现象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的离子
(熟记几种常见的有色离子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO、CrO、Cr2O)。
(2)互斥性原则：在肯定某些离子存在的同时，结合离子共存规律，否定一
些离子的存在(要注意题目中的隐含条件，如酸性、碱性、指示剂的变化、水的
电离情况等)。
(3)电中性原则：溶液呈电中性，溶液中一定既含有阳离子，又含有阴离子，
且正电荷总数与负电荷总数相等(这一原则可帮助我们确定一些隐含的离子)。
(4)进出性原则：通常在实验过程中使用，是指在实验过程中生成的离子或
引入的离子对后续实验的干扰。
突破点四 氧化还原反应的规律及应用
【典例4】 根据下列反应判断有关物质还原性由强到弱的顺序是( )
H2SO3＋I2＋H2O===2HI＋H2SO4；
2FeCl3＋2HI===2FeCl2＋2HCl＋I2；
3FeCl2＋4HNO3===2FeCl3＋NO↑＋2H2O＋Fe(NO3)3。
A．H2SO3>I－>Fe2＋>NO
B．I－>Fe2＋>H2SO3>NO
C．Fe2＋>I－>H2SO3>NO
D．NO>Fe2＋>H2SO3>I－
[思路启迪] (1)切入点：解此类题目时要注意该题考查物质的哪个性质。
(2)关键点：找准参与比较的物质，再进行比较。
[解析] 先确定各反应的还原剂(分别为H2SO3、HI、FeCl2)和还原产物(分
别为HI、FeCl2、NO)，根据还原性：还原剂>还原产物，故有H2SO3>HI，
HI>FeCl2，FeCl2>NO。
[答案] A
规律总结
氧化还原反应的基本规律
(1)守恒规律
化合价有升必有降，电子有得必有失。对于一个完整的氧化还原反应，化
合价升降总数相等，得失电子总数相等。
应用：计算和配平氧化还原反应方程式。
(2)强弱规律
相对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。
应用：在适宜条件下，用氧化性较强的物质制备氧化性较弱的物质，或用
还原性较强的物质制备还原性较弱的物质，亦可用于比较物质间氧化性或还原
性的强弱。
(3)价态规律
元素处于最高价态，只有氧化性；元素处于最低价态，只有还原性；元素
处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要表现其中一种性质。
应用：判断物质氧化性、还原性及反应的可能性。
(4)转化规律
氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最易；同种元素不同价态之间
若发生反应，元素的化合价只靠近而不交叉；同种元素相邻价态间不发生氧化
还原反应。
应用：分析判断氧化还原反应能否发生，元素化合价如何变化。
(5)难易规律
越易失电子的物质，失电子后就越难得电子，越易得电子的物质，得电子
后就越难失去电子；一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，优先与还原性最强
的还原剂发生反应；同理，一种还原剂遇到多种氧化剂时，与氧化性最强的氧
化剂优先反应。
应用：判断物质的稳定性及反应顺序。
第二章 海水中的重要元素——钠和氯
第一节 钠及其化合物
第一课时 活泼的金属单质——钠
知识点一钠
1.钠与氧气的反应
(1)实验探究
(2)金属钠露置于空气中的主要变化
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
化与现象有：
――→――→――→――→――→
发生的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。
2．钠与水的反应
(1)实验探究
(2)钠与水、酸溶液、碱溶液和盐溶液的反应
①钠与水的反应
化学方程式：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑，还原剂：Na，氧化剂：H2O。
②钠与酸溶液的反应
a．钠与酸溶液反应时先与酸反应生成H2。
b．如果钠过量，钠把酸消耗尽之后，再与水反应。
③钠与碱溶液的反应实质就是钠与水的反应。
④钠与盐溶液的反应
钠与盐溶液反应时，首先与水反应生成NaOH，然后NaOH 与盐发生复分解反
应(若氢氧化钠不与盐反应，则只有钠与水的反应)。例如：
a．Na 与Fe2(SO4)3溶液的反应
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑，
6NaOH＋Fe2(SO4)3===2Fe(OH)3↓＋3Na2SO4。
b．Na 与K2SO4溶液的反应
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑(仅此一步反应)。
3．结合实验探究总结金属钠的物理性质
状态
颜色
硬度
密度
熔点
固态
银白色
质软
ρ(煤油)<ρ(钠)<ρ(水)
<100℃
4.金属钠的保存
钠的化学性质非常活泼，所以自然界不存在游离态的钠；在实验室里，金
属钠保存在煤油或石蜡里。
【典例】 将一块银白色的金属钠放在空气中会发生一系列的变化，下列
有关叙述正确的是( )
A．表面迅速变暗是因为钠与空气中的氧气反应生成了过氧化钠
B．表面“出汗”是因为生成的氢氧化钠吸收空气中的CO2在表面形成了溶
液
C．最后变成碳酸钠粉末
D．该过程的所有化学反应均为氧化还原反应
[思路启迪] 解决此题的关键是掌握钠暴露在空气中所发生的一系列反应
及其反应类型。
[解析] 钠露置在空气中迅速变暗，是因为Na 与O2反应生成了Na2O，Na2O
与水反应生成NaOH，NaOH 又吸收空气中的H2O 和CO2，生成Na2CO3·10H2O，
Na2CO3·10H2O 逐渐风化脱水，最后变成Na2CO3粉末，只有钠与氧气的反应是氧
化还原反应，其他反应不属于氧化还原反应，故只有C 项正确。
[答案] C
第二课时 钠的几种化合物 焰色试验
知识点一氧化钠和过氧化钠
1.氧化钠与过氧化钠的比较
注：(1)Na2O 是碱性氧化物，Na2O2是非碱性氧化物。(因其与酸反应时除生
成盐和水外，还有O2生成)。
(2)Na2O2中阴离子是O，阴、阳离子个数比是1∶2 而不是1∶1。
(3)Na2O2 中氧元素的化合价是－1 价，Na2O 中氧元素的化合价是－2 价，
Na2O2与水、CO2反应中，Na2O2既是氧化剂又是还原剂。
(4)Na2O2具有强氧化性，可以使有机色素褪色而呈现漂白性。
(5)Na2O2与其他物质反应时不一定都产生O2，如：Na2O2＋SO2===Na2SO4。
2．Na2O2与H2O、CO2的反应
(1)实验探究
反应原理：
写出过氧化钠与水反应的化学方程式(用双线桥法标出电子转移的方向和数
目)；
氧化剂是Na2O2，还原剂是Na2O2。
(2)Na2O2与H2O、CO2反应的先后顺序
2H2O＋2Na2O2===4NaOH＋O2↑；
CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O；
总式为2CO2＋2Na2O2===2Na2CO3＋O2。
所以一定量的Na2O2与一定量CO2和H2O(g)的混合物的反应，可视为Na2O2先
与CO2反应，待CO2反应完全后，Na2O2再与H2O(g)发生反应。
【典例1】 CO 和H2 的混合气体21.2 g，与足量O2 反应后，通过足量
Na2O2，固体质量增加( )
A．21.2 g
B．14 g
C．6.78 g
D．不能确定
[思路启迪] 解答本题的关键是掌握过氧化钠与CO2、H2O 反应的本质，尤
其是要注意固体实际增重的来源。
[解析] 已知有关反应：2H2＋O22H2O,2CO＋O22CO2,2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋
O2↑，2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2。
将上述化学方程式合并可得：Na2O2＋H2===2NaOH，Na2O2＋CO===Na2CO3即反
应结果相当于CO、H2恰好被Na2O2吸收，固体增加的质量就是CO 和H2的总质量。
[答案] A
规律总结
CO2、H2O 与Na2CO3 固体发生反应，会使固体质量增加，其增重质量相当于
CO2中的CO、H2O 中H2的质量。
知识点二Na2CO3和NaHCO3
1.实验探究
(1)碳酸钠、碳酸氢钠的水溶性及酸碱性探究
①按表中要求完成各步实验，将其实验现象填入下表：
②实验结论
a．碳酸钠易与水结合形成晶体，并放出热量。
b．水溶性：Na2CO3和NaHCO3都能溶于水，溶解度大小比较：Na2CO3溶解度
大于NaHCO3。
c．水溶液酸碱性：Na2CO3、NaHCO3水溶液都呈碱性。
(2)碳酸钠和碳酸氢钠的热稳定性比较
①利用下图装置探究碳酸钠和碳酸氢钠的热稳定性，其中小试管内有沾有
白色无水硫酸铜粉末的棉花球。
点燃酒精灯加热，能观察到的实验现象是小试管中棉花球变蓝色，B 烧杯中
澄清石灰水变浑浊，A 中有少量气泡冒出，A 烧杯中澄清石灰水不变浑浊。
②实验结论：Na2CO3受热不分解；NaHCO3受热易分解，生成物中含有CO2和
H2O。由此可知，Na2CO3的热稳定性比NaHCO3强。
(3)碳酸钠、碳酸氢钠与盐酸的反应
①按图中要求完成实验：在两支试管中分别加入3 mL 稀盐酸，将两个各装
有少量等质量的Na2CO3、NaHCO3粉末的小气球分别套在两支试管口。将气球内
的Na2CO3和NaHCO3同时倒入试管中。观察到的实验现象是两个气球体积均膨胀
碳酸氢钠与盐酸混合比碳酸钠与盐酸混合气球膨胀得快且大。
②实验结论：碳酸氢钠与盐酸反应产生气体比碳酸钠与盐酸反应产生气体
剧烈得多。
③碳酸钠与盐酸反应的化学方程式是Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋CO2↑，
离子方程式是CO＋2H＋===H2O＋CO2↑；碳酸氢钠与盐酸反应的化学方程式是
NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑，离子方程式是HCO＋H＋===H2O＋CO2↑。
2．碳酸钠与碳酸氢钠的性质比较
注：(1)NaHCO3固体受热易分解，但在溶液中NaHCO3受热不分解。
(2)碳酸钠和碳酸氢钠都与氢氧化钙溶液反应产生白色沉淀，故无法使用氢
氧化钙溶液鉴别两者。
(3)碳酸氢钠与盐酸反应的离子方程式中HCO 不能拆开写，因为HCO 属于弱
酸酸式酸根。
(4)CO2中混有HCl 时，可将气体通过盛饱和碳酸氢钠溶液的洗气瓶而非饱和
碳酸钠溶液。
(5)Na2CO3溶液中逐滴加入盐酸时，反应分两步进行。
先：Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl 无气体产生
后：NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑ 有气体产生
3．鉴别方法及原理
4．Na2CO3与NaHCO3的除杂
混合物(括号内的为杂质)
除杂方法或所用试剂
Na2CO3固体(NaHCO3)
加热
NaHCO3溶液(Na2CO3)
通入足量CO2
Na2CO3溶液(NaHCO3)
加入适量的NaOH 溶液
【典例2】 有两试管分别装有Na2CO3和NaHCO3溶液，下列操作或判断正确
的是( )
选项
操作
判断
A
分别加入澄清石灰水
产生沉淀者为Na2CO3
B
分别加入等浓度的稀盐酸
反应较剧烈者为Na2CO3
C
分别加入CaCl2溶液
产生沉淀者为Na2CO3
D
逐滴加入等浓度的盐酸
立即产生气泡者为Na2CO3
[思路启迪] 解决该问题时要准确区分CO 与HCO 的性质差异，尤其要注意
HCO 遇碱溶液(HCO＋OH－===CO＋H2O)可转化为CO，以及Na2CO3与盐酸互滴时反应
现象的不同点。
[ 解析] A 项中发生的反应分别为Na2CO3 ＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋
2NaOH,2NaHCO3＋Ca(OH)2===
CaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O，两者现象相同均产生白色沉淀；B 项滴加等浓度的
稀盐酸时，NaHCO3 溶液反应更剧烈；C 项Na2CO3 与CaCl2 发生反应：Na2CO3＋
CaCl2===CaCO3↓＋2NaCl，产生白色沉淀，NaHCO3与CaCl2不反应；D 项逐滴加
入盐酸时，NaHCO3立即产生气泡，Na2CO3开始无气泡产生，过一会儿才产生气泡。
[答案] C
规律总结
Na2CO3溶液与盐酸互滴时反应现象的不同点
(1)向盐酸中逐滴加入Na2CO3溶液(开始时酸过量)
2HCl＋Na2CO3===2NaCl＋CO2↑＋H2O
现象：立即产生大量的气泡。
(2)向Na2CO3溶液中逐滴加入盐酸(开始时酸不足)
HCl＋Na2CO3===NaCl＋NaHCO3
HCl＋NaHCO3===NaCl＋CO2↑＋H2O
现象：刚开始无气泡产生，盐酸滴加到一定量后，有气泡产生。
结论：不同的滴加顺序产生不同的现象，这也是不用其他试剂就可鉴别
Na2CO3溶液和盐酸的原理。
知识点三焰色试验
1.焰色试验是部分金属元素的性质，无论是单质还是化合物，只要含有该
元素，就具有该性质。
2．焰色试验与气体物质燃烧时产生的各色火焰有本质的区别。焰色试验是
金属的原子或离子的外围电子被激发跃迁而产生各种焰色光的过程，为物理变
化。
3．观察钾元素的焰色反应时，要透过蓝色的钴玻璃，目的是滤去黄色的光，
避免少量的钠元素对鉴别钾元素的干扰。
【典例3】 某物质灼烧时焰色试验为黄色，下列判断正确的是( )
A．该物质一定是钠的化合物
B．该物质一定含钠元素
C．该物质一定是金属钠
D．该物质中一定含钠离子
[思路启迪] 解决有关焰色试验问题时要熟练掌握并记忆焰色试验是部分
金属元素的性质，只要含有钠元素焰色均为黄色。
[解析] 焰色试验是钠元素的性质，单质钠和钠的化合物的焰色试验为黄
色，故B 正确。
[答案] B
规律总结
(1)焰色试验是元素的性质，不是单质或某种化合物的性质。
(2)焰色试验属于物理变化，而不是化学变化。
第二节 氯及其化合物
第一课时 氯气的性质
知识点一氯气的性质
1.Cl2的物理性质
(1)氯气在通常条件下呈黄绿色，是一种有强烈刺激性气味的有毒气体。
25℃时，1 体积水可溶解约2 体积氯气。
(2)氯气易液化，在低温和加压的条件下可以转变为液态和固态，二者都是
纯净物。
(3)氯气的密度比空气密度大，实验室制取的氯气可用向上排空气法收集。
2．Cl2的化学性质
(1)与金属单质的反应
氯气具有很强的氧化性，能与大多数金属反应，把变价金属(如Fe、Cu)氧
化到最高价态(FeCl3、CuCl2)。
(2)与非金属单质反应
Cl2除了能与H2化合，还可跟P、S、C 等非金属直接化合，都体现了Cl2的
氧化性。
注：(1)燃烧是指发热发光的剧烈的化学反应。它强调的是：①发光时也要
发热；②反应剧烈；③实质是剧烈的氧化还原反应；④不一定要有氧气的参加。
(2)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。
(3)与还原性物质的反应
Cl2与FeCl2溶液反应：Cl2＋2FeCl2===2FeCl3；
Cl2与KI 溶液反应：Cl2＋2KI===2KCl＋I2；
Cl2与SO2的水溶液反应：Cl2＋SO2＋2H2O===2HCl＋H2SO4。
【典例1】 下列氯化物既可由金属和氯气直接反应制得，也可由金属和盐
酸反应制得的是( )
A．CuCl2 B．FeCl3 C．FeCl2 D．AlCl3
[思路启迪] 解决金属氯化物制备时，要抓住以下两点：(1)Cl2是非常活
泼的非金属单质，具有强氧化性，变价金属与Cl2反应生成高价态氯化物。
(2)盐酸是非氧化性酸，与变价金属反应生成低价态氯化物。
[解析] Cu 和氯气直接化合制得CuCl2，但Cu 与盐酸不反应，与题意不符
故A 错误；Fe 和氯气直接化合制得FeCl3，Fe 与稀盐酸反应生成FeCl2，与题意
不符，故B 错误；Fe 和氯气直接化合制得FeCl3，得不到FeCl2，与题意不符，
故C 错误；Al 和氯气直接化合制得AlCl3，且Al 与盐酸反应制得AlCl3，与题意
相符，故D 正确；故选D。
[答案] D
规律总结
(1)氯气与金属反应时表现出强氧化性，与变价金属(如Fe)反应时得到
FeCl3；氯气不但能与活泼金属反应，也能与某些不活泼金属发生反应。
(2)只有活泼金属才能与盐酸发生反应，生成对应的氯化物和H2。
知识点二氯水及其性质
1.氯气与水反应的原理
(1)氯气与水反应的化学方程式：Cl2＋H2OHCl＋HClO。
离子方程式为Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO。
(2)氯水中的成分
“三分子”是：H2O、Cl2、HClO。
“四离子”是：H＋、OH－、Cl－、ClO－。
2．氯水性质的多样性
在氯水中含有多种微粒，因此在与不同物质发生反应时，表现出不同微粒
的性质，现列表如下：
3.次氯酸(HClO)的性质与应用
(1)次氯酸的三大性质
(2)次氯酸的漂白作用
4．新制氯水、久置氯水、液氯的比较
【典例2】 下列对氯水的描述正确的是( )
A．氯水中不含氯气分子，因此没有颜色
B．向氯水中滴加紫色石蕊试液，溶液会先变红后褪为无色
C．向氯水中加入硝酸银溶液会产生淡黄色沉淀
D．由于次氯酸很稳定，因此氯水长时间保存也不会变质
[思路启迪] 解答有关氯水性质问题的关键是清楚氯水中的各成分及其性
质：Cl2决定了氯水的颜色，HClO 决定了氯水的漂白性和不稳定性，H＋决定了
氯水的酸性，Cl－遇Ag＋会生成白色沉淀AgCl。
[解析] 氯水中含有未反应的氯气分子，因此氯水呈浅黄绿色，故A 错误
氯水中含有HCl 和次氯酸，向氯水中滴加紫色石蕊试液，溶液会先变红，后褪
为无色，故B 正确；向氯水中加入硝酸银溶液会产生白色沉淀，故C 错误；由
于次氯酸很不稳定，因此氯水很容易变质，故D 错误。
[答案] B
规律总结
氯水成分的多样性决定了其性质的多重性：
知识点三漂白粉及其性质
1.反应原理
(1)与NaOH 反应——制漂白液
化学方程式：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。漂白液的有效成分为
NaClO。
(2)与石灰乳Ca(OH)2反应——制漂白粉
化学方程式：2Cl2＋2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。
漂白粉的成分为Ca(ClO)2、CaCl2，有效成分是Ca(ClO)2。
2．漂白粉的漂白原理：漂白液、漂白粉的漂白、消毒原理相同，都是在酸
性条件下生成具有漂白、消毒作用的次氯酸(HClO)。
Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO(家用漂白、消毒)
Ca(ClO)2＋2HCl===CaCl2＋2HClO(工业漂白)
3．漂白粉长期露置于空气中，最终会生成CaCl2而失效，其反应原理为
Ca(ClO)2＋H2O＋CO2===CaCO3↓＋2HClO
2HClO2HCl＋O2↑
CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑
【典例3】 在抗震救灾中要用大量漂白粉和漂白液杀菌消毒，下列说法正
确的是( )
A．漂白粉是纯净物，漂白液是混合物
B．漂白粉的有效成分是Ca(ClO)2、CaCl2
C．工业上将氯气通入澄清石灰水中制取漂白粉
D．使用漂白粉漂白衣物时让衣物在漂白粉溶液中浸泡一段时间是为了让漂
白粉与水及空气中的二氧化碳充分反应生成次氯酸
[思路启迪] 此题是考查各类漂白剂的制备原理及成分，漂白液是Cl2与
NaOH 溶液反应生成的混合物，其有效成分为NaClO；漂白粉是Cl2 与石灰乳
Ca(OH)2反应生成的混合物，其有效成分为次氯酸钙Ca(ClO)2。
[解析] 因漂白粉的主要成分是氯化钙和次氯酸钙，是混合物；漂白液的
主要成分是氯化钠和次氯酸钠，是混合物，故A 错误；因漂白粉的主要成分：
氯化钙和次氯酸钙，有效成分是次氯酸钙，所以B 选项是错误的；因为澄清石
灰水中氢氧化钙浓度太低成本较高，工业上通常用石灰乳与氯气反应制取漂白
粉，故C 错误；利用HClO 的酸性弱于碳酸，浸泡一段时间，让CO2、H2O 与
Ca(ClO)2反应生成HClO，D 项正确。
[答案] D
规律总结
漂白液有效成分为次氯酸钠(NaClO) ；漂白粉有效成分为次氯酸钙
[Ca(ClO)2]，含有效氯约为35%；漂粉精有效成分为次氯酸钙[Ca(ClO)2]，含有
效氯约为70%。
第二课时 氯气的实验室制法 氯离子的检验
知识点一氯气的制备
1.试剂的选择
选取试剂的主要依据是制取气体的性质。氯气具有强氧化性，常用氧化其
Cl－的方法来制取，因此要选用含有Cl－的物质(如盐酸)和具有强氧化性的物质
(如MnO2、KMnO4、KClO3等)来制取。如
MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
2KMnO4＋16HCl===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O
2．发生装置
选取发生装置的依据是制取气体所用试剂的状态和反应条件(加热与否)。
以此分析可知，实验室制取氯气是加热固体与液体的混合物，所以应选用固液
加热制气发生装置。如图所示：
3．收集方法
选用收集方法的主要依据是气体的密度和水溶性。因为氯气能溶于水，密
度比空气大，所以收集氯气时，不能用排水法，应该用向上排空气法。Cl2在饱
和食盐水中的溶解度较小，也可用排饱和食盐水法收集Cl2。
4．干燥剂的选择
选择气体干燥剂的主要依据是被干燥气体不能与干燥剂反应。如氯气能与
碱反应，所以不能用碱石灰进行干燥，常用浓硫酸、五氧化二磷等进行干燥。
5．吸收装置
氯气有毒，实验室制取氯气时应在密闭系统或通风橱中进行，通常在收集
装置的后面连接盛有NaOH 溶液的吸收装置。
6．验满
常用湿润的淀粉KI 试纸或湿润的蓝色石蕊试纸检验Cl2。方法是将湿润的淀
粉KI 试纸靠近集气瓶瓶口，试纸变蓝，或将湿润的蓝色石蕊试纸靠近集气瓶瓶
口，试纸先变红后褪色，则可证明Cl2已收集满。
【典例1】 在实验室中用二氧化锰跟浓盐酸反应制备干燥纯净的氯气。进
行此实验，所用仪器如图：
(1)连接上述仪器的正确顺序(填各接口处的字母)：
________ 接________ ；________ 接________ ；________ 接________ ；
________接________。
(2)装置中，饱和食盐水的作用是__________________________；
NaOH 溶液的作用是__________________________。
(3)化学实验中常用湿润的淀粉－KI 试纸检验是否有Cl2产生。如果有Cl2
产生，可观察到________，反应化学方程式为__________。
(4)写出下列化学反应的化学方程式：
①气体发生装置中进行的反应：
_____________________________________________。
②NaOH 溶液中发生的反应：
_______________________________________________。
[思路启迪] 分析制备实验题目时，首先要掌握气体制备的流程：发生装
置→净化装置→→尾气吸收装置；其次要根据反应原理和气体的性质分析实验
装置各部分的作用，并根据题干信息及要求对实验进行改进和优化。
[解析] (1)按照制备气体的“反应装置→净化装置→收集装置→尾气处理
装置”的顺序可确定仪器连接的正确顺序。
(2)上述装置中饱和食盐水的作用是除去Cl2中的HCl 杂质；浓H2SO4的作用
是除去Cl2中的水分；NaOH 溶液的作用是吸收过量的Cl2。
(3)湿润的淀粉－KI 试纸遇Cl2时发生反应：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，I2遇淀
粉变蓝。
[答案] (1)E C D A B H G F
(2)除去氯气中的HCl 杂质 吸收过量的氯气
(3)试纸变蓝 2KI＋Cl2===2KCl＋I2
(4)①MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
②2NaOH＋Cl2===NaCl＋NaClO＋H2O
规律总结
知识点二Cl－的检验
1.实验探究
在3 支试管中分别加入2～3 mL 稀盐酸、NaCl 溶液、Na2CO3溶液，然后各滴
入几滴AgNO3溶液，再分别加入少量稀硝酸，观察现象，如下表所示：
2．检验Cl－的方法
【典例2】 检验某未知溶液中是否含有氯离子(Cl－)，正确的操作是(
)
A．向未知溶液中加入AgNO3溶液，有白色沉淀产生
B．向未知溶液中加入AgNO3溶液，有白色沉淀产生，加入盐酸，沉淀不消
失
C．向未知溶液中加入稀硝酸酸化后，再加入AgNO3溶液，有白色沉淀产生
D．向未知溶液中加入稀盐酸酸化后，再加入AgNO3溶液，有白色沉淀产生
[思路启迪] Cl－检验时，首先要排除杂质离子的干扰，其次要注意加入试
剂的顺序：先滴加AgNO3溶液后滴加少量稀HNO3，或滴加用稀HNO3酸化的AgNO3
溶液。
[解析] A 操作不正确，它不能排除CO 等的干扰；B 操作不正确，因为
Ag2CO3跟HCl 反应时，生成的AgCl 仍是白色沉淀；D 操作不正确，用盐酸酸化，
加入了Cl－。
[答案] C
规律总结
解氯离子检验类题的注意事项
(1)加入稀硝酸的目的是排除其他与Ag＋反应产生白色沉淀的离子(如CO、
SO)的干扰。
(2)不能用稀盐酸酸化，因为会引入Cl－。
(3)如果SO、CO 和Cl－可能同时存在，可以先检验SO 是否存在[用Ba(NO3)2
溶液]，然后再检验CO 和Cl－是否存在。
第三节 物质的量
第一课时 物质的量
知识点一物质的量
1.物质的量及其单位
(1)物质的量是表示含有一定数目粒子的集合体的物理量，用符号n 表示。
(2)物质的量的单位——摩尔(mol)。
(3)计量标准：1 mol 任何粒子集合体所含粒子数目与0.012 kg12C 中所含的
原子数相同，约为6.02×1023。
2．阿伏加德罗常数——“三量”
(1)基准量：0.012 kg12C 中所含的碳原子数。
(2)准确量：是一个物理量，用NA表示，单位是mol－1。
(3)近似量：6.02×1023 mol－1。
注意：(1)使用物质的量时，必须指明微粒的种类，表述要确切。
如：“1 mol O”表示1 mol 氧原子，“1 mol O2”表示1 mol 氧分子，“1
mol O2－”表示1 mol 氧离子，而不能说“1 mol 氧”。因为“氧”是元素名称，
而不是微粒名称。
(2)用“摩尔”可以计量所有的微观粒子(包括原子、分子、离子、质子、
中子、电子、原子团等)，但不能表示宏观物质，如不能说“1 mol 大米”。
(3)NA指1 mol 任何微粒的微粒数，一定要明确指出是何种微粒，如1 mol
CH4含有的分子数为NA，原子总数为5NA。
(4)涉及稀有气体时要注意He、Ne、Ar 为单原子分子，O2、N2、H2等为双原
子分子，臭氧(O3)为三原子分子等。
【典例1】 下列说法中正确的是( )
A．1 mol 任何物质都约含有6.02×1023个原子
B．阿伏加德罗常数个粒子的集合体就是1 mol,0.012 kg12C 中约含有
6.02×1023个12C
C．摩尔是一个基本物理量
D．1 mol 水中含有2 mol 氢和1 mol 氧
[思路启迪] 抓准“n”“mol”的概念中的关键点和适用对象，掌握规范
的表达方法。
[解析] 物质不都是由原子构成的，构成物质的粒子还可能为分子、离子
等，且1 mol 任何物质都约含有6.02×1023 个粒子，如1 mol O2 中约含有
6.02×1023个氧分子，约含有2×6.02×1023个氧原子，A 项错误；根据规定，1
mol 粒子集合体所含的粒子数与0.012 kg12C 中所含的碳原子数相同，即阿伏加
德罗常数个，约为6.02×1023个，B 项正确；物质的量是基本物理量，摩尔是它
的单位，C 项错误；在使用摩尔作为物质的量的单位时，必须指明粒子的种类，
表示水的组成时，应为1 mol 水中含有2 mol 氢原子和1 mol 氧原子，D 项错误。
[答案] B
规律总结
(1)粒子集合体中的“粒子”指微观粒子，包括分子、原子、离子、原子
团、电子、质子、中子等，不指宏观物体。
(2)某微粒的物质的量，用“n(微粒符号)”表示。例如：n(O2)、n(H2O)、
n(Na＋)等。
(3)表述微观粒子的物质的量时，必须指明微观粒子的种类，例如：1 mol
H、1 mol H2或1 mol H＋都正确；但1 mol 氢因为未指明微观粒子种类而错误。
(4)根据摩尔的基准规定，0.012 kg12C 中所含的碳原子数就是1 mol，即摩
尔这个单位是以0.012 kg12C 中所含碳原子的个数为标准，来衡量其他物质中所
含微粒数目的多少。
知识点二摩尔质量
1.概念：单位物质的量的物质所具有的质量，符号：M，单位：g·mol－1。
2．数值：当微粒的摩尔质量以g·mol－1为单位时，在数值上等于该微粒的
相对分子(或原子)质量。
3．关系：物质的量(n)、物质的质量(m)与摩尔质量(M)之间存在的关系为n
＝m/M。
4．摩尔质量的计算方法
(1)M＝。
(2)Mr＝，M＝Mr(g·mol－1)(确定化学式)。
(3)M＝m(粒子)·NA。
(4)＝M1·n1%＋M2·n2%＋M3·n3%＋…(其中n1%、n2%…表示物质的量的分数)
＝。
(5)M1＝D×M2(D 为相对密度)
注意：(1)质量的单位是g，摩尔质量的单位是g/mol，相对原子(分子)质
量的单位是1，进行概念辨析时要注意相应的单位。
(2)对具体的物质而言，其摩尔质量是确定的，不随物质的量的变化而变化，
也不随物质状态的变化而变化。
【典例2】 下列说法正确的是( )
A．NaOH 的摩尔质量为40 g
B．1 mol O2的质量与它的相对分子质量相等
C．1 mol OH－的质量为17 g·mol－1
D．氖气的摩尔质量(单位为g·mol－1)在数值上等于它的相对原子质量
[思路启迪] 注意区分摩尔质量(M)与1 mol 物质的质量(m)以及物质的相
对分子质量(Mr)的关系：即数值近似相等但单位不同。
[解析] 摩尔质量单位是g·mol－1，A 错误；质量与相对原子质量单位不同，
B 错误；质量单位为g，C 错误；物质的摩尔质量以g·mol－1为单位时，在数值
上与它的相对分子质量或相对原子质量相等，D 正确。
[答案] D
规律总结
(1)质量单位是g。
(2)摩尔质量单位是g·mol－1。
(3)以g·mol－1为单位时，摩尔质量在数值上与相对分子质量相等，而与物
质的量多少无关。
知识点三以物质的量为核心的定量计算
n、m、M、N、NA之间的关系：＝n＝。
注意：
(1)n＝
(2)n＝
(3)＝
【典例3】 下列有关阿伏加德罗常数(NA)的说法错误的是( )
A．32 g O2所含的原子数目为NA
B．0.5 mol H2O 含有的原子数目为1.5NA
C．1 mol H2O 含有的H2O 分子数目为NA
D．0.5NA个氯气分子的物质的量是0.5 mol
[思路启迪] 解答有关微粒数目比较类题目时要留心“陷阱”，要在认真
审题的基础上利用自己掌握的概念仔细分析、比较，尤其要注意物质的组成及
计算的对象，正确解答。
[解析] 32 g O2为1 mol，氧原子数为2NA，A 错误；0.5 mol H2O 中原子数
为0.5×3×NA，B 正确；1 mol H2O 中含有H2O 分子数为NA，C 正确；0.5NA个Cl2
分子的物质的量为0.5 mol，D 正确。
[答案] A
规律总结
根据两公式n＝，n＝进行计算时，首先要找到其核心物理量——物质的量，
其次根据题目要求解其他物理量。
第二课时 气体摩尔体积
知识点一气体摩尔体积
1.影响气体体积的因素
(1)粒子间的距离只受温度和压强的影响(即同温同压下任何气体粒子间的
距离是相等的)。
(2)同温同压下，相同粒子数目的任何气体都含有相同体积。
2．气体摩尔体积
(1)定义
单位物质的量的气体所占的体积，符号：Vm，单位：L·mol－1或L/mol。
(2)特例
标准状况下的1 mol 任何气体所占的体积约为22.4 L。
①标准状况：温度为0℃，压强为101 kPa。
②气体摩尔体积：约为22.4 L/mol。
注意：(1)气体摩尔体积只适用于气态物质，对于固态物质和液态物质来讲
是不适用的，气体可以为相互不反应的混合气体。
(2)气体摩尔体积与气体的种类无关。
(3)气体摩尔体积并不都约等于22.4 L·mol－1,22.4 L·mol－1只是气体摩尔
体积在标准状况下的一个特例。
(4)气体摩尔体积受温度和压强的影响，若温度和压强保持一定，那么气体
摩尔体积也保持不变。
(5)同温同压下，气体的体积只由气体的分子数决定。
3．标准状况下气体体积的计算
①气体的物质的量n＝；
②气体的分子数N＝n·NA＝·NA；
③气体的质量m＝n·M＝·M；
④气体的密度ρ＝＝＝；
⑤气体的摩尔质量M＝Vm·ρ＝ρ×22.4 L/mol(标准状况)。
4．摩尔质量M 的常用计算方法
(1)根据物质的质量(m)和物质的量(n)：M＝。
(2)根据一个粒子的质量(m)和阿伏加德罗常数(NA)：M＝NA·m。
(3)MMr(相对原子质量)＝。
(4)根据标准状况下气体的密度ρ：M＝ρ×22.4 L·mol－1。
(5)根据气体的相对密度(D＝ρ1/ρ2)：＝D。
【典例1】 设NA表示阿伏加德罗常数的值，下列叙述中正确的是( )
A．常温常压下，11.2 L CO2所含的原子数为1.5NA
B．常温常压下，48 g O3含有的氧原子数为3NA
C．标准状况下，22.4 L H2O 所含分子数为NA
D．标准状况下，22.4 L H2所含原子数为NA
[思路启迪] 涉及Vm≈22.4 L·mol－1的问题时，先看条件是否为标准状况，
再看研究对象在标准状况下是否是气体，最后利用公式进行定量计算。
[解析] 常温、常压(非标准状况)下11.2 L CO2的物质的量不是0.5 mol，
所含原子数不是1.5NA；48 g O3的物质的量为1 mol，所含氧原子数为3NA；标
准状况下H2O 为液态，不能应用气体摩尔体积计算其物质的量；标准状况下
22.4 L H2的物质的量为1 mol，所含氢原子数为2NA。
[答案] B
规律总结
使用“22.4 L·mol－1”要“三看”
(1)看所处条件：必须为标准状况。非标准状况下，1 mol 气体的体积不一
定是22.4 L。
(2)看物质状态：必须为气态。如标准状况下水、酒精、四氯化碳等为非气
体物质。
(3)看数值单位：单位是L·mol－1，而不是L；数值“22.4”为近似值。
知识点二阿伏加德罗定律及推论
1.定律内容：同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同数目的粒子。
注意：(1)阿伏加德罗定律适用于任何气体，包括混合气体，不适用于非气
体；
(2)同温、同压、同体积、同分子数，共同存在，相互制约，且“三同定一
同”；
(3)标准状况下的气体摩尔体积是阿伏加德罗定律的一个特例。
2．有关推论
(1)同温同压下，气体的体积之比等于其物质的量之比；
(2)同温同体积时，气体的压强之比等于其物质的量之比；
(3)同温同压下，气体的密度之比等于其摩尔质量之比；
(4)同温同压下，同体积的任何气体的质量之比等于其摩尔质量之比。
【典例2】 下列叙述正确的是( )
A．同温同压下，相同体积的物质，其物质的量必然相等
B．任何条件下，等物质的量的氧气和一氧化碳所含的分子数必然相等
C．1 L 一氧化碳气体一定比1 L 氧气的质量小
D．同温同压下，等体积的物质所含的分子数一定相等
[思路启迪] 熟练掌握阿伏加德罗定律的概念及适用对象，灵活运用相关
推论和物理量间的相互转化，得出结论。
[解析] 只有气体物质才符合阿伏加德罗定律——在同温同压下，具有相
同体积的气体的物质的量相等。具有相同物质的量的两种由分子构成的物质具
有相同的分子数。因温度、压强不能确定，故1 L CO 和1 L O2的物质的量大小
也不能确定，即二者的质量大小无法比较。
[答案] B
规律总结
(1)阿伏加德罗定律仅适用于气体，可以是单一气体，也可以是混合气体。
(2)阿伏加德罗定律的条件是“三同”定“一同”，即同温、同压、同体积
决定同分子数。
第三课时 物质的量浓度
知识点一物质的量浓度及相关计算
1.物质的量浓度
(1)在公式cB＝中
①溶质用物质的量表示，而不是质量。如给出的条件是溶质的质量或气体
的体积等，应根据有关公式换算为物质的量。
②V 表示溶液的体积，而不是溶剂的体积，单位一般用“L”，也可用其他
单位，但要注意单位的换算和统一。
(2)对于一定物质的量浓度的溶液来说，从中取出任意体积的溶液，物质的
量浓度不变，但其中所含溶质的物质的量与所取体积有关。
(3)整体与部分的关系：如0.1 mol·L －1 AlCl3 溶液中，c(Al3 ＋)＝0.1
mol·L－1，c(Cl－)＝0.3 mol·L－1。
(4)带有结晶水的物质作为溶质时，其“物质的量”的计算：用带有结晶水
的物质的质量除以带有结晶水的物质的摩尔质量。如a g 胆矾(CuSO4·5H2O)溶
于水得到V L 溶液，其物质的量浓度为c(CuSO4)＝＝ mol·L－1。
2．物质的量浓度相关计算
(1)由溶液中溶质的质量或微粒数，计算物质的量浓度
①若已知溶质质量
(2)由标准状况下气体的体积计算其溶于水后物质的量浓度
①若已知溶液的体积
②若已知溶液的密度
假定气体的摩尔质量为M g·mol－1，V L(标准状况下)该气体溶于1 L 水中
所得溶液的密度为ρ g·cm－3。
计算过程：
1)先计算溶质的物质的量：n＝ mol；
2)再计算溶液的体积：
V＝
＝×1×10－3 L·mL－1
＝ L；
3)后计算溶质的物质的量浓度：
c＝＝＝ mol·L－1。
(3)溶液的稀释与混合
①稀释时
溶质质量不变：m1w1＝m2w2；
溶质的物质的量不变：
c(浓)·V(浓)＝c(稀)·V(稀)。
②混合时：c(混)·V(混)＝c1V1＋c2V2。
(4)物质的量浓度与溶质质量分数之间的换算
cB＝＝＝＝(ρ 以g·mL－1为单位)
(5)溶液中离子浓度的有关计算
①单一溶质溶液中溶质组成计算
根据组成规律求算：在溶液中，阴离子与阳离子浓度之比等于化学组成中
阴、阳离子个数之比。
如K2SO4溶液中：c(K＋)＝2c(SO)＝2c(K2SO4)。
②混合溶液中电荷守恒计算
根据电荷守恒，溶质所有阳离子带正电荷总数与阴离子带负电荷总数相等。
如在Na2SO4、NaCl 混合溶液中，c(Na＋)＝2c(SO)＋c(Cl－)，c(Na＋)、c(Cl
－)分别为7 mol/L、3 mol/L，则c(SO)＝ mol/L＝2 mol/L。
【典例1】 (1)用14.2 g 无水硫酸钠配制成500 mL 溶液，其物质的量浓
度为________mol·L－1。
(2)若从中取出50 mL 溶液，其物质的量浓度为________mol·L－1；溶质的
质量为________g。
(3)若将这50 mL 溶液用水稀释到100 mL，所得溶液中Na＋的物质的量浓度
为________mol·L－1，SO 的物质的量浓度为________mol·L－1。
[思路启迪] 熟练掌握物质的量浓度相关计算环节的计算要点，利用各物
理量间的转化进行计算。
[解析] (1)n(Na2SO4)＝＝0.1 mol，
c(Na2SO4)＝＝0.2 mol·L－1。
(2)从中取出50 mL 溶液，浓度仍为0.2 mol·L－1，溶质的质量为m＝n·M
＝c·V·M＝0.2 mol·L－1×0.05 L×142 g·mol－1＝1.42 g。
(3)50 mL 溶液用水稀释到100 mL，据c(浓)·V(浓)＝c(稀)·V(稀)，溶液
中Na2SO4物质的量浓度变为原来的，即0.1 mol·L－1，故溶液中Na＋的物质的
量浓度为0.2 mol·L－1，SO 的物质的量浓度为0.1 mol·L－1。
[答案] (1)0.2 (2)0.2 1.42 (3)0.2 0.1
规律总结
(1)根据物质的量浓度的表达式cB＝，欲求cB，先求nB和V。
计算溶质的物质的量浓度的关键是从已知条件中找出溶质的物质的量(mol)
和溶液的体积(L)，据此求出溶质的物质的量浓度cB。
(2)从溶液中取出部分溶液时，改变的是溶液体积，不变的是溶液的浓度。
(3)将溶液稀释时始终保持不变的是溶质的物质的量nB。
知识点二一定物质的量浓度溶液的配制
1.容量瓶的结构与规格
2．容量瓶的使用和注意事项
(1)容量瓶的查漏方法
使用容量瓶的第一步操作是检查是否漏水。
①关键词：
注水→盖塞→倒立→观察→正立→旋180°→倒立→观察。
②准确描述：
向容量瓶中注入一定量水，盖好瓶塞。用食指摁住瓶塞，另一只手托住瓶
底，把瓶倒立，观察是否漏水。如不漏水，将瓶正立并将塞子旋转180°后塞
紧，再检查是否漏水。如不漏水，该容量瓶才能使用。
(2)选择容量瓶的原则——“大而近”原则
选择容量瓶遵循“大而近”原则：所配溶液的体积等于或略小于容量瓶的
容积。如：需用480 mL 某溶液应选择500 mL 容量瓶来配制溶液。
3．溶液的配制步骤及仪器
4．溶液配制中的误差分析
以配制100 mL 1.0 mol·L－1的NaCl 溶液为例，判断下列操作对溶液浓度
的影响。
根据cB＝＝可知，MB(溶质的摩尔质量)为定值，实验过程中不规范的操作会
导致mB、V 的值发生变化，从而使所配制溶液的物质的量浓度产生误差。若实
验操作导致mB偏大，则cB偏大；若实验操作导致V 偏大，则cB偏小。
仰视或俯视刻度线图解
(1)仰视刻度线(图1)。由于操作时是以刻度线为基准加水，液面超过刻度
线，故加水量偏多，导致溶液体积偏大，浓度偏小。
(2)俯视刻度线(图2)。与仰视刻度线恰好相反，液面低于刻度线，故加水
量偏少，导致溶液体积偏小，浓度偏大。
【典例2】 实验室配制500 mL 0.2 mol·L－1的Na2SO4溶液，实验操作步
骤有：
A．在天平上称出14.2 g 硫酸钠固体，把它放在烧杯中，用适量蒸馏水使
它完全溶解并冷却至室温；
B．把制得的溶液小心转移至容量瓶中；
C．继续向容量瓶中加蒸馏水至液面距刻度线1～2 cm 处，改用胶头滴管小
心滴加蒸馏水至凹液面与刻度线相切；
D．用少量蒸馏水洗涤烧杯和玻璃棒2～3 次，每次洗涤的液体都小心注入
容量瓶，并轻轻振荡；
E．将容量瓶瓶塞塞紧，充分摇匀。
请填写下列空白：
(1)操作步骤的正确顺序为________(填字母)。
(2)本实验用到的基本仪器已有烧杯、天平(带砝码)、镊子、玻璃棒，还缺
少的仪器是________、________、________。
(3)下列情况会使所配溶液浓度偏高的是________(填字母)。
a．某同学观察液面的情况如图所示
b．没有进行上述操作步骤D
c．加蒸馏水时，不慎超过了刻度线
d．砝码上沾有杂质
e．容量瓶使用前内壁沾有水珠
[思路启迪] 熟练掌握一定物质的量的浓度的配制步骤，尤其注意：容量
瓶选取遵循“大而近”原则，且计算时要以选取容量瓶的体积进行计算。另外
答题规范性方面注意：“V mL 容量瓶”。
[解析] (1)配制一定物质的量浓度溶液的步骤为计算、称量、溶解、转移、
洗涤、定容、摇匀。
(2)配制一定物质的量浓度溶液使用的仪器有一定规格的容量瓶、烧杯、玻
璃棒、胶头滴管、托盘天平、药匙。
(3)根据c＝＝进行判断。a.俯视使V 减小，故使c 偏高；b.未进行洗涤，
使n 减小，故使c 偏低；c.V 增大，故使c 偏低；d.m 增大，故使c 偏高；e.无
影响。
[答案] (1)ABDCE
(2)药匙 胶头滴管 500 mL 容量瓶 (3)ad
规律总结
(1)配制一定物质的量浓度溶液计算溶质的量时，固体溶质求质量，液体
溶质求体积。
(2)选择实验仪器，要依据实验的具体步骤。即要明确实验的每一步操作是
什么，所用的仪器是什么，有什么注意事项等，这样就不会漏下仪器或选错仪
器了。
(3)进行误差分析时要注意通过c＝结合题给条件判断。
凡是使n 增大的因素，使c 偏大。
凡是使n 减小的因素，使c 偏小。
凡是使V 增大的因素，使c 偏小。
凡是使V 减小的因素，使c 偏大。
重点难点突破
突破点一 Na2O2的性质及应用
【典例1】 将O2、CH4、Na2O2置于密闭容器中，用电火花引燃，恰好完全
反应，容器中无气体剩余，由此得出原混合物中O2、CH4、Na2O2的质量之比为(
)
A．1∶2∶6
B．2∶1∶6
C．8∶8∶117
D．117∶4∶4
[思路启迪] (1)切入点：三种物质都恰好完全反应，容器内没有氧气剩余，
则剩余固体为Na2CO3和NaOH。
(2)关键点：根据甲烷的组成可以知道生成的Na2CO3和NaOH 物质的量之比为
1∶4。
[解析]
CH4＋O2→
6Na2O2＋2CH4＋O2===8NaOH＋2Na2CO3
6×78 2×16 32
117 g8 g8 g
[答案] C
规律总结
(1)金属与酸反应的定量规律(只考虑生成氢气的情况)
①金属与酸反应，金属失去电子的物质的量等于酸得到电子的物质的量。
②1 mol a 价金属与足量酸反应，可生成 mol 氢气。
③当参加反应的金属与产生氢气的质量差相等时，则反应后两溶液增加的
质量相等。
④相同物质的量的金属与足量的酸反应产生氢气的量之比等于反应后对应
金属呈现的化合价之比。
⑤特别注意，在钠等极活泼金属与酸反应时，金属过量时还会跟水反应产
生氢气。
(2)摩尔电子质量和平均摩尔电子质量
①摩尔电子质量：某物质在反应中转移1 mol 电子时该物质的质量，如Mg
的摩尔电子质量为 g·mol－1＝12 g·mol－1，Al 的摩尔电子质量为 g·mol－1＝
9 g·mol－1。
②平均摩尔电子质量：两种或两种以上物质的混合物在反应中转移1 mol
电子时混合物的质量，如2 g 金属混合物生成2.24 L H2(标准状况)，则平均摩
尔电子质量为＝10 g·mol－1。
突破点二 碳酸钠和碳酸氢钠的鉴别
【典例2】 有两支试管，分别装有Na2CO3和NaHCO3溶液，下列方案中判断
正确的是( )
[思路启迪] (1)切入点：熟练掌握Na2CO3和NaHCO3的性质差异及常用的鉴
别方法。
(2)关键点：HCO 可以和OH－反应转化为CO，所以NaHCO3与Ca(OH)2反应也
可生成CaCO3↓；Na2CO3滴加盐酸时分步进行的反应原理。
[解析] Na2CO3、NaHCO3与Ca(OH)2反应均生成CaCO3↓，A 项错误；Na2CO3、
NaHCO3中加HCl、NaHCO3反应较剧烈；Na2CO3与HCl 反应先生成NaHCO3和NaCl，
B、D 项错误；Na2CO3与CaCl2反应生成CaCO3↓，NaHCO3与CaCl2不反应，C 项正
确。
[答案] C
规律总结
鉴别Na2CO3与NaHCO3常用的方法
(1)固体加热，若有气体产生，且该气体能使澄清石灰水变浑浊，证明是
NaHCO3。
(2)加CaCl2或BaCl2溶液，能产生白色沉淀的是Na2CO3。
(3)向其溶液中滴加盐酸，均会产生气泡，其中反应比较剧烈的是NaHCO3。
(4)测同物质的量浓度溶液的pH，pH 较大的是Na2CO3。
突破点三 新制氯水成分和性质的多样性
【典例3】 下列实验现象，与新制氯水中的某些成分(括号内物质)没有关
系的是( )
A．将NaHCO3固体加入新制氯水，有无色气泡产生(H＋)
B．新制氯水使红色布条褪色(HCl)
C．向FeCl2溶液中滴加新制氯水，再滴加KSCN 溶液，发现溶液呈红色(Cl2)
D．向AgNO3溶液中滴加新制氯水，生成白色沉淀(Cl－)
[思路启迪] (1)切入点：熟练掌握氯水中各微粒成分。
(2)关键点：能灵活运用氯水中各成分的化学性质。
[解析] A 项，新制氯水中存在H＋，与NaHCO3反应产生CO2；B 项，新制氯
水能使红色布条褪色是因为新制氯水中存在HClO，具有漂白作用；C 项，新制
氯水中存在Cl2，能够将Fe2＋氧化为Fe3＋，故滴加KSCN 溶液，溶液呈红色；D
项，新制氯水中存在Cl－，能与AgNO3溶液反应生成白色沉淀。
[答案] B
规律总结
在不同反应中，新制氯水中起作用的成分不同：
突破点四 对阿伏加德罗定律及其推论的理解
【典例4】 NA表示阿伏加德罗常数的值，下列说法正确的是( )
A．在标准状况下，11.2 L SO3含有的分子数为0.5NA
B．在常温常压下，22.4 L O2含有的原子数为2NA
C．在标准状况下，11.2 L 氩气所含的原子数目为0.5NA
D．在同温同压下，相同体积的任何气体单质所含的原子数相同
[思路启迪] (1)切入点：从条件、物质的状态、分子的构成等入手分析。
(2)关键点：弄清物质的量、阿伏加德罗常数、摩尔质量、气体摩尔体积等
概念的辨析与应用以及与微观粒子之间的关系。
[解析] A 项中，标准状况下SO3是固体，而不是气体，知道体积无法求出
物质的量；B 项是已知气体在非标准状况下的体积，不能直接用标准状况下的
气体摩尔体积进行计算。故A、B 选项错误。C 项中，在标准状况下，11.2 L 氩
气为＝0.5 mol，氩气为单原子分子，故所含原子的数目为0.5NA，C 正确。D 项，
由阿伏加德罗定律知在同温同压时，相同体积的任何气体单质所含的分子数相
同，当气体单质分子中所含原子数不同时，相同体积的上述气体所含原子数就
不相同，D 错误。
[答案] C
规律总结
阿伏加德罗定律的理解与应用
(1)阿伏加德罗定律的适用条件不仅仅是标准状况，也可以是其他任何条件，
只要物质的存在状态是气态即可。
(2)同温、同压、同体积和同分子数，共同存在，相互制约，只要“三同”
成立，第四“同”必定成立。
(3)注意分析分子的构成。如Ar 是单原子分子，O2是双原子分子，O3是三原
子分子。
第三章 铁金属材料
第一节 铁及其化合物
第一课时 铁的单质
知识点铁
1.铁的性质
(1)物理性质
色泽
导电性
导热性
延展性
特性
银白色，有金
属光泽
良好
良好
良好
能被磁铁吸引
(2)化学性质
Fe 只有还原性，可以被氧化成Fe2＋或Fe3＋。
①Fe――→Fe2＋
②Fe―→Fe3O4
③Fe――→Fe3＋
2Fe＋3X2=====2FeX3(X 代表F、Cl、Br)
Fe 常温下被浓H2SO4、浓硝酸钝化，但加热条件下可被氧化为Fe3＋。
2．铁的冶炼
(1)设备：炼铁高炉。
(2)原料：铁矿石、焦炭、空气、石灰石等。
(3)主要反应
①还原剂的生成。
a．生成CO2：C＋O2=====CO2，
b．生成CO：CO2＋C=====2CO。
②铁的生成：Fe2O3＋3CO=====2Fe＋3CO2。
③炉渣的形成：a.CaCO3=====CaO＋CO2↑，
b．CaO＋SiO2=====CaSiO3。
【典例】 某学习小组进行了下图所示的实验，实验后组员之间的交流不
合理的是( )
A．甲同学认为试管b 中收集到的气体可点燃，且产生淡蓝色火焰
B．乙同学认为试管a 中生成的黑色固体可能为四氧化三铁
C．丙同学认为将少量还原性铁粉放入试管中，加适量的水，加热也可实现
该反应
D．丁同学认为用盐酸溶解固体生成所得溶液有颜色
[思路启迪] 解决铁与水蒸气反应时要准确把握铁的典型性质，铁不与冷、
热水反应，铁只能与水蒸气在高温条件下反应生成Fe3O4和H2。
[解析] 铁与H2O(g)在高温条件下反应生成Fe3O4和H2；Fe3O4与HCl 反应生
成FeCl3(棕黄色)和FeCl2(浅绿色)。
[答案] C
规律总结
Fe 与H2O 的反应规律
(1)Fe 不与冷水、热水反应，在常温下Fe 暴露在空气中产生铁锈
(Fe2O3·xH2O)。
(2)Fe 与水蒸气在高温时发生反应3Fe＋4H2O(g)=====Fe3O4＋4H2。
第二课时 铁的重要化合物
知识点一铁的氧化物和氢氧化物
1.铁的氧化物
(1)Fe 的常见化合价只有＋2 价和＋3 价，Fe3O4是黑色具有磁性的晶体，可
以看成由FeO 和Fe2O3按物质的量之比1∶1 组合而成的复杂氧化物，通常也可
写成FeO·Fe2O3的形式。
(2)FeO、Fe2O3属于碱性氧化物，Fe3O4不属于碱性氧化物，均不溶于水。
(3)Fe3O4与盐酸反应可分别看作Fe2O3、FeO 与盐酸反应，然后把两个反应式
相加。
Fe3O4＋8HCl===2FeCl3＋FeCl2＋4H2O
(4)从价态分析，FeO 有还原性，Fe2O3有氧化性，Fe3O4既有氧化性又有还原
性。但FeO 与Fe2O3中Fe 元素价态相邻，两者不会反应。FeO、Fe3O4遇氧化性酸
(如HNO3)发生氧化还原反应，＋2 价的铁均被氧化成＋3 价。
2．氢氧化物
(1)Fe(OH)3红褐色，Fe(OH)2白色，均不溶于水。
(2)Fe(OH)2具有强还原性，易被空气中的O2氧化生成Fe(OH)3。
①转化过程中的特殊现象是：白色沉淀迅速变成灰绿色，最终变成红褐色。
②转化方程式：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3
反应类型属于化合反应。
(3)Fe(OH)2、Fe(OH)3受热均分解生成同价态的氧化物。
【典例1】 用足量的CO 还原32.0 g 某种氧化物，将生成的气体通入足量
的澄清石灰水中，得到60 g 沉淀，则该氧化物是( )
A．FeO
B．Fe2O3
C．CuO
D．Fe3O4
[思路启迪] 解决本题的关键是准确把握氧化还原反应过程的元素守恒，
并灵活运用n1/n2＝N1/N2确定化学式。
[解析] 由生成CaCO360 g 可得反应掉CO 为0.6 mol，即32 g 金属氧化物
中含氧原子为0.6 mol，铁原子：＝0.4 mol，N(Fe)∶N(O)＝0.4∶0.6＝
2∶3，即氧化物为Fe2O3。
[答案] B
规律总结
灵活运用守恒思想：
由CO――→CO2――→CaCO3
可知n(CaCO3)＝n(氧化物中氧原子)。
知识点二Fe(OH)2的制备
1.操作
将吸有NaOH 溶液的胶头滴管插入新制备的亚铁盐(以FeSO4为例)溶液的液
面以下，缓慢挤出NaOH 溶液。
2．原理：Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓
3．注意事项
(1)Fe2＋必须是新制的并加入Fe 粉，以防Fe2＋被氧化成Fe3＋；(2)除去溶液
中溶解的O2，其方法是加热煮沸NaOH 溶液；(3)滴管末端插入试管内的液面以
下；(4)必要时可在液面上加植物油或苯进行液封。
4．改进方法
为了防止Fe(OH)2被O2氧化，在制备Fe(OH)2时，一般从两个角度考虑，一
是反应试剂，二是反应环境。
(1)反应试剂
取用最新配制的FeSO4溶液；NaOH 溶液加热煮沸并冷却后使用，以驱除溶液
中溶解的O2。
(2)反应环境
方法1：装置如图所示。在试管中加入适量的5% FeSO4溶液，并覆盖一层苯，
再用长滴管注入不含O2的1 mol·L－1NaOH 溶液。由于苯的液封作用，防止了生
成的Fe(OH)2被氧化，因而可较长时间观察到白色的Fe(OH)2沉淀。
方法2：装置如下图所示。实验时，先打开弹簧夹K，再将分液漏斗的旋塞
打开，使稀硫酸与铁粉作用，用产生的H2排出装置中的空气；然后关闭K，使
生成的H2将试管中的FeSO4溶液压入NaOH 溶液中，则可较长时间观察到生成的
白色Fe(OH)2沉淀。若拔去广口瓶上的橡皮塞，则白色沉淀迅速变成灰绿色，最
后变成红褐色。
【典例2】 下列各图中能较长时间看到Fe(OH)2白色沉淀的是( )
A．①③
B．①②
C．①②③
D．②③
[思路启迪] 制备纯净的Fe(OH)2的关键点就是给反应体系制造一个无氧气
的环境，从而防止Fe(OH)2被O2氧化为Fe(OH)3，另外为保证实验成功，Fe2＋不
能长时间放置，而应随时制备。
[解析] 要较长时间看到Fe(OH)2沉淀，必须在制取过程中尽可能减少和空
气接触。对比3 个实验可以发现：①中盛有氢氧化钠溶液的滴管伸入放有还原
性铁粉的硫酸亚铁溶液中，可以较长时间观察到Fe(OH)2白色沉淀；②中生成的
氢氧化亚铁能够与空气中氧气发生反应：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3，导致
不能长时间观察到氢氧化亚铁白色沉淀。③中加入有机物作隔离层，和空气接
触少，能较长时间观察到Fe(OH)2白色沉淀。
[答案] A
规律总结
制备纯净的Fe(OH)2时制造无氧气的环境可采用以下几种方法：
(1)加热煮沸NaOH 溶液；
(2)长胶头滴管末端插入试管内的液面以下；
(3)在FeSO4溶液液面上加植物油或苯进行液封；
(4)改进实验装置，排尽装置内空气。
知识点三铁盐和亚铁盐
1.“铁三角”
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”。
(1)Fe 只有还原性，可以被氧化成＋2 价或＋3 价的铁
Fe—
如：Fe＋2H＋===H2↑＋Fe2＋，
2Fe＋3Cl2=====2FeCl3，
3Fe＋4H2O(g)=====Fe3O4＋4H2。
(2)Fe2＋既有氧化性又有还原性
Fe2＋—
如：2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－，
Zn＋Fe2＋===Fe＋Zn2＋。
(3)Fe3＋具有较强的氧化性，可被还原为＋2 价或0 价的铁
Fe3＋—
如：2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋，
3CO＋Fe2O3=====2Fe＋3CO2。
注：“铁三角”转化关系的两个应用
(1)判断离子共存
Fe2＋――→NO(H＋)、ClO－(次氯酸根)、MnO(H＋)；
Fe3＋――→S2－、I－、SO。
(2)除杂
溶液
杂质
除杂方法
FeCl2
FeCl3
加过量铁粉后过滤
FeCl3
FeCl2
通Cl2或加氯水或加H2O2
FeCl2
CuCl2
加过量铁粉后过滤
2.Fe3＋和Fe2＋的检验
(1)Fe3＋的检验方法
—
(2)Fe2＋的检验方法
—
【典例3】 欲证明某溶液中含有Fe2＋不含Fe3＋，进行如下实验操作时最佳
顺序为( )
①加入少量氯水 ②加入少量KMnO4溶液 ③加入少量KSCN 溶液
A．①③ B．③② C．③① D．①②③
[思路启迪] 在分析Fe2＋、Fe3＋检验题型时，既要熟悉各自的检验方法，
又要注意二者因性质差异而导致的相互干扰，结合题干信息选择正确的试剂。
[解析] Fe3＋与KSCN 溶液反应变红色，Fe2＋与KSCN 溶液不反应，但加入氧
化剂后Fe2＋被氧化成Fe3＋，使KSCN 变红色。所以，应先加入KSCN，如果溶液
不变色，再加入氯水，溶液变成红色，则可证明溶液中含有Fe2＋不含Fe3＋。
[答案] C
规律总结
(1)Fe2＋既有氧化性又有还原性。可被强氧化剂[Cl2、KMnO4(H＋)等]氧化为
Fe3＋。
(2)Fe3＋只具有氧化性，可被弱还原剂(Fe、Cu 等)还原为Fe2＋。
(3)只有Fe3＋能与SCN－结合形成血红色物质，Fe2＋遇到SCN－不会产生血红
色物质。
第二节 金属材料
第一课时 金属材料
知识点一铁合金
1.合金的定义
合金是指两种或两种以上的金属(或金属跟非金属)熔合而成的具有金属特
性的物质。
2．合金的性质
(1)合金的硬度一般高于成分金属。
(2)合金的熔点多数低于成分金属。
3．合金性能的易错辨析
(1)合金属于混合物而非纯净物，具有金属的特性。
(2)合金一定含有金属元素，可能含有非金属元素。
(3)合金中各成分金属的化学性质不变。
(4)合金具有许多优良的物理、化学和机械性能，在许多方面不同于各成分
金属，不是简单加合；但在化学性质上，一般认为合金体现的是各成分金属的
化学性质。
(5)并非所有的金属都能形成合金，两种金属形成合金，其前提是两种金属
在同一温度范围内都能熔化，若一种金属的熔点高于另一金属的沸点，则二者
不能形成合金。
【典例1】 下列有关铁和铁合金的说法错误的是( )
A．生铁比铁软
B．铁有良好的导热性
C．钢是铁的合金
D．生铁在潮湿的空气中容易生锈
[思路启迪] 解决合金问题的关键是熟练掌握合金的性能：熔点比成分金
属低，但机械强度比成分金属都大。
[解析] 生铁为铁的合金，其硬度比铁的大。
[答案] A
规律总结
合金的性质
(1)熔点比每种成分都低。
(2)硬度比每种成分都大。
(3)合金中各成分化学性质与单质时相似。
知识点二铝及铝合金
1.铝的化学性质
(1)铝与氧气的反应
①常温时，与空气中的氧气反应生成致密的氧化膜并牢固地覆盖在铝表面，
防止铝进一步被氧化，因此铝在空气中表现出良好的抗腐蚀性。
②加热时，铝粉可在空气中燃烧，放出大量热，化学方程式为4Al＋
3O2=====2Al2O3。
(2)铝与酸的反应
①与盐酸、稀H2SO4反应
离子方程式：2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑。
②常温下，遇浓硝酸、浓H2SO4时，在表面生成致密的氧化膜而发生钝化。
(3)铝与强碱溶液的反应
与NaOH 溶液反应
离子方程式：2Al＋2OH－＋2H2O===2AlO＋3H2↑。
2．氧化铝的化学性质
(1)与H2SO4反应的化学方程式：Al2O3＋3H2SO4===Al2(SO4)3＋3H2O。
(2)与NaOH 反应的化学方程式：Al2O3＋2NaOH===2NaAlO2＋H2O。
(3)两性氧化物：既可以与酸反应又可以与碱反应生成盐和水的氧化物。
3．铝及其合金的用途
(1)与其他金属(或非金属)熔合形成铝合金，铝的合金具有密度小、强度高、
塑性好、制造工艺简单、成本低、抗腐蚀能力强等特点，主要用于建筑业、交
通运输业以及电子行业。铝合金可做建筑外墙材料及房屋的门窗，可制成汽车
车轮骨架和飞机构件，还可用于制造电子元件等。
(2)利用其导电性，制造电线、电器元件等。
(3)利用其强的还原性，冶炼熔点高的金属、焊接钢轨等。
4．使用铝制品应注意的问题
(1)铝制品耐用是因为表面有致密的氧化铝保护膜，Al2O3是两性氧化物，既
可以与酸反应又可以与碱反应，所以铝制品不宜盛放显酸性或碱性的物质。
(2)含氯化钠的物质不能用铝制品盛放。这是因为铝制品表面虽然有致密的
氧化膜保护层，但若遇到氯化钠溶液，其中的氯离子会破坏氧化膜的结构，加
速铝制品的腐蚀。因此，铝制品不宜用来长时间盛放咸菜等腌制食品。
【典例2】 等体积、等物质的量浓度的盐酸、氢氧化钠溶液分别放在甲、
乙两烧杯中，各加等质量的铝，生成氢气的体积之比为5∶7，则甲、乙两烧杯
中的反应情况可能分别是( )
A．甲、乙中都是铝过量
B．甲中铝过量，乙中碱过量
C．甲中酸过量，乙中铝过量
D．甲中酸过量，乙中碱过量
[思路启迪] 解决铝的定量分析题目的前提是：熟练书写铝与盐酸、氢氧
化钠溶液反应的化学方程式(或离子方程式)或准确写出相应的关系式。其次要
注意反应间的定量关系，无论是铝与酸反应还是与碱反应，Al 和H2的关系都是
2Al～3H2。最后综合分析题中相关条件判断是否存在过量以及谁过量，然后计
算得出数值。
[解析] 因为等量的铝分别与足量的盐酸和氢氧化钠溶液反应，产生H2的
体积比为1∶1，足量的铝分别与等物质的量浓度、等体积的盐酸和氢氧化钠溶
液反应，产生H2的体积比为1∶3，本题产生H2的体积比为<<，所以反应的情况
为甲中铝过量，盐酸不足；乙中铝不足，氢氧化钠过量。
[答案] B
规律总结
一定量的铝分别和含等物质的量溶质的盐酸和氢氧化钠溶液反应，若产生
氢气的体积比为<<1，则必定是：
(1)铝与盐酸反应时，铝过量而盐酸不足；
(2)铝与氢氧化钠溶液反应时，铝不足而氢氧化钠过量。
第二课时 物质的量在化学方程式计算中的应用
知识点一物质的量在化学方程式中计算的基本步骤
1.化学方程式中化学计量数与相关物理量的关系
2CO ＋ O2===== 2CO2
化学计量数 2 1 2
扩大NA倍2NANA 2NA
物质的量 2 mol 1 mol 2 mol
质量56 g32 g88 g
\s\up7(标准状况下)44.8 L22.4 L44.8 L
结论：(1)化学方程式中各物质的化学计量数之比等于其粒子数目之比，等
于其物质的量之比。
(2)对于有气体参加的反应，在同温同压下各气体的化学计量数之比等于其
体积之比。
2．物质的量应用于化学方程式计算的基本步骤
注：(1)各种符号的书写要规范。要注意字母的大、小写，如“M”表示摩
尔质量，而“m”表示质量；“N”表示微粒数，而“n”表示物质的量。
(2)如果是离子反应，可以根据离子方程式进行计算。如果是氧化还原反应，
也可以利用电子转移关系进行有关计算。
(3)单位运用对应化：根据化学方程式计算时，如果题目所给的两个量单位
不一致，要注意两个量的单位要“上下一致，左右相当”。
(4)过量计算
给出了两种反应物的量，求解某产物的量。
方法：按照化学方程式中量的关系判断哪一种物质过量，然后根据量不足
的物质进行求解。
【典例1】 向500 mL NaOH 溶液中投入10.8 g Al，二者恰好完全反应后，
2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑。则：
(1)Al 的物质的量为________。
(2)参加反应的NaOH 的物质的量为________，NaOH 溶液的物质的量浓度为
________。
(3)生成标准状况下H2的体积为________。
[思路启迪] 在解决此类定量分析题目时，首先明确化学方程式中化学计
量数体现的定量关系，然后整合题干中的定量信息判断是否存在物质过量，最
后按少量的物质进行定量计算，得出结果。
[解析] (1)n(Al)＝＝0.4 mol。
(2)设参加反应的NaOH 物质的量是n。
则2Al ＋ 2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑
2 2
0．4 mol n
则＝，n＝0.4 mol，
c(NaOH)＝＝0.8 mol/L。
(3)设生成标准状况下H2的体积是V。
2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑
2 mol 3×22.4 L
0．4 mol V
V＝＝13.44 L。
[答案] (1)0.4 mol (2)0.4 mol 0.8 mol/L
(3)13.44 L
规律总结
(1)根据化学方程式进行计算时，已知的物质的其他物理量可换算成物质的
量，再根据化学方程式中化学计量数之比等于其物质的量之比，列比例式。
(2)各物理量及单位、公式等尽量用符号表示。各物理量要注明所表示的物
质(或粒子)的符号，如参加反应的NaOH 的物质的量表示为n(NaOH)。
(3)设未知量可直接用各物理量符号表示，如设参加反应的HCl 的物质的量
为n(HCl)，不带单位。
(4)把已知量代入比例式计算时，都要代入单位。
(5)根据化学方程式计算时，已知物理量和被求物理量，只要满足“上下一
致，左右相当”即可进行求算。
知识点二化学计算中常用的解题方法
1.关系式法
当已知物和未知物之间是靠多个反应来联系时，只需直接确定已知量和未
知量之间的比例关系即“关系式”，就可求得未知量。
示例：把CO 还原Fe2O3生成的CO2通入澄清石灰水中，求生成沉淀的质量。
分析：(1)写出反应方程式：
3CO＋Fe2O3=====2Fe＋3CO2，
CO2＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋H2O
(2)列关系式
3CO～3CO2～3CaCO3，即CO～CaCO3，以上关系也可根据C 原子守恒直接确定
关系式。
2．守恒法
化学反应中的守恒关系有：质量守恒、得失电子守恒、电荷守恒。
(1)质量守恒
①宏观特征：反应前后质量守恒；
②微观特征：反应前后各元素的原子个数守恒。
(2)得失电子守恒
氧化还原反应中，氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。
(3)电荷守恒
①电解质溶液中，阴离子所带负电荷总数等于阳离子所带正电荷总数；
②离子方程式中，反应物所带电荷总数与生成物所带电荷总数相等且电性
相同。
3．差量法
根据化学反应前后物质的有关物理量发生的变化，找出所谓的“理论差
量”，如反应前后的质量差、物质的量的差、气体体积差等。该差量与反应物
的有关量成正比。差量法就是借助这种比例关系求解的方法。
如：把一铁棒插入CuSO4 溶液后，过一段时间取出，铁棒的质量增加了4
g，据此可求参加反应的Fe 的质量。
Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu Δm
56 64 64－56＝8→理论差量
m(Fe) 4 g →实际差量
＝，
所以m(Fe)＝28 g。
【典例2】 已知：①碳酸钠高温不分解；②碳酸氢钠受热发生分解反应
2NaHCO3=====Na2CO3＋H2O↑＋CO2↑。充分加热碳酸钠和碳酸氢钠的混合物19
g，完全反应后固体质量减轻了3.1 g，求：
(1)原混合物中碳酸钠的质量是________g。
(2)将剩余固体溶于水配成300mL 溶液，其中c(Na＋)是________。
(3)在剩余固体中，加入过量盐酸，反应后放出二氧化碳的体积(标准状况)
是________L。
[思路启迪] “差量法”解题的关键在于寻求差量与物质之间的比例关系，
以差量作为解题的突破口。
[解析] (1)设混合物中NaHCO3的质量为m，则：
则Na2CO3的质量为19 g－8.4 g＝10.6 g。
(2)剩余固体为Na2CO3，质量为19 g－3.1 g＝15.9 g，
物质的量为＝0.15 mol，
则n(Na＋)＝0.3 mol，所以c(Na＋)＝＝1 mol·L－1。
(3)设生成CO2的物质的量为x，则
Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋H2O＋CO2↑
1 1
0.15 mol x
＝⇒x＝0.15 mol，
所以V(CO2)＝n·Vm＝0.15 mol·22.4 L·mol－1
＝3.36 L。
[答案] (1)10.6 (2)1 mol·L－1 (3)3.36
规律总结
化学计算中常用的三种方法
(1)守恒法
①质量守恒。
②得失电子守恒，应用于氧化还原反应中。
③电荷守恒，应用于离子反应中。
三种守恒方法有时可同时采用。
(2)关系式法一般用于多步反应中。
(3)差量法
①体积差量法(气体体系中)
②物质的量差量法(所有体系)
③固体差量法(固体体系中)
重点难点突破
突破点一 Fe3＋、Fe2＋、Cu、Fe 之间的转化
【典例1】 已知Cu＋2Fe3＋===Cu2＋＋2Fe2＋，Zn＋2Fe3＋===Zn2＋＋2Fe2＋，
现把等物质的量的CuSO4、FeCl3和Zn 三种物质置于盛有水的容器中，充分反应
后，容器中除SO、Cl－外还有( )
A．Zn2＋、Cu、Fe2＋
B．Zn2＋、Cu2＋、Fe、Fe2＋
C．Zn2＋、Cu2＋、Fe2＋
D．Zn2＋、Cu2＋、Cu、Fe2＋
[思路启迪] (1)切入点：要考虑到一种金属与多种阳离子发生反应时，阳
离子按氧化性由强到弱的顺序发生反应。按发生反应的先后排序，结合题中的
“量”推算反应的最终产物。
(2)关键点：正确分析反应的先后顺序。在同一溶液中，当发生氧化还原反
应时，一定是氧化性最强的物质先与还原剂反应。另外在求解过程中还要考虑
各反应物之间量的关系。
[解析] 设CuSO4、FeCl3和Zn 的物质的量均为1 mol，由题中所给的反应
式可得出氧化性：Fe3＋>Cu2＋，所以Zn 先与Fe3＋反应，1 mol Fe3＋消耗0.5 mol
Zn；剩余的0.5 mol Zn 能置换出0.5 mol Cu，溶液中还剩余0.5 mol Cu2＋，
即充分反应后，容器中还含有Fe2＋、Zn2＋、Cu2＋、Cu。
[答案] D
规律总结
判断化学反应先后顺序的方法
(1)一种氧化剂与多种还原剂反应，还原性强的还原剂优先发生反应。如向
含等物质的量浓度的碘化亚铁、溴化亚铁溶液中缓慢通入氯气，发生反应的先
后顺序为I－、Fe2＋、Br－。
(2)一种还原剂与多种氧化剂反应，氧化性强的氧化剂优先发生反应。如在
含等物质的量浓度的H＋、Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋的溶液中加入镁粉，反应的
先后顺序为Fe3＋、Cu2＋、H＋、Fe2＋、Zn2＋。
(3)一种碱与多种阳离子反应，生成物越难电离，越先发生反应。如在含等
物质的量浓度的H＋、Fe3＋、NH 的溶液中滴加氢氧化钠溶液，发生反应的先后顺
序为H＋、Fe3＋、NH。
突破点二 Fe(OH)2的制备
【典例2】 用下面两种方法可以制得白色的Fe(OH)2沉淀。
方法一：用FeSO4溶液与不含O2的蒸馏水配制的NaOH 溶液反应制备。
(1)除去蒸馏水中溶解的O2常采用________的方法。
(2)生成白色Fe(OH)2沉淀的操作是用长滴管吸取不含O2的NaOH 溶液，插入
FeSO4 溶液液面下，再挤出NaOH 溶液。这样操作的理由是
_____________________________________。
方法二：在如图所示装置中，用不含O2的NaOH 溶液、铁屑和稀硫酸制备。
(1)在试管Ⅰ里加入的试剂是________。
(2)在试管Ⅱ里加入的试剂是________。
(3)为了制得白色Fe(OH)2沉淀，在试管Ⅰ和试管Ⅱ中加入试剂，打开止水
夹，塞紧塞子后的实验步骤是________。
(4) 这样生成的Fe(OH)2 沉淀能较长时间保持白色，其理由是
_________________________________。
[ 思路启迪] (1) 切入点：熟悉Fe(OH)2 的制备原理是Fe2 ＋＋2OH －
===Fe(OH)2↓。
(2)关键点：要特别注意Fe(OH)2在空气中极易被氧化为Fe(OH)3，所以制备
时一定要保证为无氧环境。
[解析] 方法一：
(1)气体的溶解度是随温度升高而降低的，所以煮沸后的蒸馏水中溶解的O2
变少。
(2)避免生成的Fe(OH)2被空气(氧气)氧化。
方法二：
试管Ⅱ是开口式，无法利用产生的气体将溶液压入试管Ⅰ中，所以制取
FeSO4应在试管Ⅰ中进行，而在试管Ⅱ中应加入不含O2的NaOH 溶液。当把Fe 与
稀硫酸放入试管Ⅰ后，产生的H2可通过试管Ⅰ内的短导管排出试管Ⅰ内的空气，
然后经过止水夹进入试管Ⅱ中，再排尽试管Ⅱ内的空气，最后关闭止水夹，试
管Ⅰ内产生的H2无法逸出，H2产生的压强将试管Ⅰ内生成的FeSO4溶液通过长导
管压入试管Ⅱ内，在此过程中，液体都处于H2环境中，从而避免了空气中的O2
将反应生成的Fe(OH)2氧化成Fe(OH)3。
[答案] 方法一：(1)煮沸 (2)避免生成的Fe(OH)2沉淀接触O2而被氧化
方法二：(1)稀硫酸、铁屑 (2)NaOH 溶液
(3)检验试管Ⅱ出口处排出的H2的纯度，当排出的H2纯净时，再夹紧止水夹
(4)试管Ⅰ中反应生成的H2充满了试管Ⅰ和试管Ⅱ，且外界空气不容易进入
装置
规律总结
(1)Fe2＋极易被氧化，所以FeSO4溶液要现用现配。
(2)为了防止Fe2＋被氧化，配制FeSO4溶液的蒸馏水和NaOH 溶液要煮沸，尽
可能除去O2。
(3)为了防止滴加NaOH 溶液时带入空气，可将吸有NaOH 溶液的长滴管伸入
FeSO4溶液的液面下，再挤出NaOH 溶液。
(4)为防止Fe2＋被氧化，还可以向盛有FeSO4溶液的试管中加入少量的煤油
或其他密度小于水而不溶于水的有机物，以隔绝空气。
突破点三 有关铝与酸反应的相关计算
【典例3】 将盛有等质量等浓度稀盐酸的甲、乙两个烧杯分别放在托盘天
平的两边，调节天平，使天平达到平衡。然后在甲、乙烧杯中分别投入a mol
Mg 和b mol Al，充分反应。
(1) 若甲、乙两烧杯中酸均过量，则甲、乙两烧杯中净增量分别为
________g，________g。
(2)若甲、乙两烧杯中酸均用完，金属均过量，且天平仍保持平衡，则甲、
乙两烧杯中产生H2的质量________(填“相等”或“不相等”)，由此推出a∶b
＝________。
[思路启迪] (1)切入点：要考虑到金属镁、铝均能与盐酸发生反应，且使
溶液质量增加。
(2)关键点：依据反应方程式能灵活运用差量法进行相关计算，尤其注意反
应物过量问题。
[解析] (1)酸过量时金属完全反应，则：
甲烧杯中 Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑ Δm1
24 2 22
24a g 22a g
乙烧杯中 2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑ Δm2
54 6 48
27b g 24b g
则充分反应后甲增重22a g，乙增重24b g。
(2)两烧杯中金属均过量，酸均反应完，则产生H2的量相等，天平保持平衡，
则加入的Mg 和Al 的质量也相等，故24a＝27b，a∶b＝9∶8。
[答案] (1)22a 24b (2)相等 9∶8
规律总结
解答铝与酸反应题的常用守恒法
包括原子守恒、电荷守恒、得失电子守恒等。如根据得失电子守恒，1 mol
Al 不论与酸还是与碱反应失去的电子都是3 mol，生成的H2均为 mol，即n(H2)
＝n(e－)＝n(金属)×化合价。反过来，生成11.2 L(标准状况)H2，一定转移1
mol 电子。
突破点四 守恒法、差量法等在计算题中的应用
【典例4】 现有两种Na2CO3与NaHCO3的混合物X 和Y。已知Na2CO3受热难
分解，而NaHCO3受热易分解：
2NaHCO3=====Na2CO3＋CO2↑＋H2O。
(1)现取5.00 g 混合物X，充分加热后混合物质量减少了0.31 g，则原混合
物中碳酸钠的质量为________。
(2)现取5.00 g 混合物Y，充分加热至恒重，把放出的气体通入足量澄清石
灰水中，生成2.00 g 沉淀，则原混合物中碳酸氢钠的质量分数为________。
[思路启迪] (1)切入点：要考虑到两种盐对热稳定性不同，NaHCO3受热分
解，但Na2CO3受热不分解。
(2)关键点：正确分析混合物受热时固体质量减少量为CO2和H2O 之和，再依
据方程式求解。
[解析]
(1)2NaHCO3=====Na2CO3＋H2O＋CO2↑ Δm
2×84 g 62 g
m(NaHCO3) 0.31 g
＝
解得m(NaHCO3)＝0.84 g，原混合物中Na2CO3 的质量为5.00 g－0.84 g＝
4.16 g。
(2)2NaHCO3=====Na2CO3＋H2O＋CO2↑，Ca(OH)2＋CO2===H2O＋CaCO3↓，由此
得关系式：
2NaHCO3～CO2～CaCO3
＝
解得w(NaHCO3)＝67.2%。
[答案] (1)4.16 g (2)67.2%
特别提醒
根据化学反应前后物质的有关物理量发生的变化，找出所谓的“理论差
量”，如反应前后的质量差、物质的量的差、气体体积差等，该差量与反应物
的有关量成正比。差量法就是借助这种比例关系求解的方法。
第四章 物质结构元素周期律
第一节 原子结构与元素周期表
第一课时 原子结构
知识点一原子的构成 质量数
1.原子的构成微粒
2．有关粒子间的关系
(1)质量关系
①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
②原子的相对原子质量近似等于质量数。
(2)电性关系
①电中性微粒(原子或分子)：
核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。
②带电离子：
质子数≠电子数，具体如下表：
阳离子(Rm＋)
质子数>电子数
质子数＝电子数＋m
阴离子(Rm－)
质子数<电子数
质子数＝电子数－m
(3)数量关系：原子序数＝质子数。
3．符号X中各个字母的含义：
【典例1】 已知R2＋核外有a 个电子，b 个中子。表示R 原子符号正确的是
( )
A.R
B.R
C.R
D.R
[思路启迪] 解决此类问题应熟练掌握微粒各种物理量之间的定量关系及
微粒的表示方法：A＝Z＋N；阳离子(Z)＝电子数＋电荷数。
[解析] R2＋核外有a 个电子，则R 原子核外有(a＋2)个电子，即核内有(a
＋2)个质子，R 的质量数为a＋2＋b。
[答案] C
规律总结
组成原子、离子的各种微粒及相互关系
知识点二原子核外电子的排布规律
1.原子核外电子的排布规律
2．核外电子排布的表示方法——结构示意图
(1)原子结构示意图
①用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核和核电荷数。
②用弧线表示电子层。
③弧线上的数字表示该电子层上的电子数。
④原子结构示意图中，核内质子数＝核外电子数。如钠的原子结构示意图：
(2)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，形成与上一周期稀有气体元素原子相同的电子层结构(电子层数相同，
每层上所排布的电子数也相同)。如Mg：
――→Mg2＋：
。
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期稀有气体元素
原子相同的电子层结构。
如F：
――→F－：
③离子结构示意图中，阳离子核内质子数大于核外电子数，阴离子核内质
子数小于核外电子数，且差值为离子所带电荷数。
④单个原子形成简单离子时，其最外层可形成8 电子稳定结构(K 层为最外
层时可形成2 电子稳定结构)。
【典例2】 下列说法正确的是( )
A．原子核外各层电子数相等的元素是非金属元素
B．原子最外层只有1 个电子的元素一定是金属元素
C．最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期
D．某元素的离子最外层电子数与次外层电子数相同，该元素一定位于第三
周期
[思路启迪] 熟练掌握1～20 号元素原子的核外电子排布，找出符合上述
要求的元素，从而判断选项是否正确。
[解析] 原子核外各层电子数相等的不一定是非金属元素，如铍元素原子
有两个电子层，每层上都是2 个电子，但铍元素是金属元素，故A 错误；B 中原
子最外层只有1 个电子的元素不一定是金属元素，如H。D 中如K＋最外层电子数
与次外层电子数相同，但K 位于第四周期，故A、B、D 错误。
[答案] C
规律总结
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
知识点三常见的等电子微粒
1.常见的“10 电子”粒子
分子
离子
一核10 电子
Ne
N3－、O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋
二核10 电子
HF
OH－
三核10 电子
H2O
NH
四核10 电子
NH3
H3O＋
五核10 电子
CH4
NH
2.常见的“18 电子”粒子
(1)分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4等。
(2)阳离子：K＋、Ca2＋。
(3)阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－。
【典例3】 A＋、B＋、C－、D、E 五种粒子(分子或离子)，它们都分别含有
10 个电子，已知它们有如下转化关系：
①A＋＋C－――→D＋E↑
②B＋＋C－―→2D
(1)写出①的离子方程式：_____________________；
写出②的离子方程式：_______________________。
(2)除D、E 外，请再写出两种含10 个电子的分子：________。
(3)除A＋、B＋外，请再写出两种含10 个电子的阳离子：
_________________________________________________。
[思路启迪] 解决涉及“10 电子”微粒的相关题目时，既要熟练记忆常见
的“10 电子”微粒，又要重点掌握相互间发生的反应，最后结合题干信息做出
准确判断。
[解析] 先列出常见的10 电子粒子，对照分析找出其转化关系。
①分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4
②阳离子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH、H3O＋
③阴离子：F－、O2－、OH－、N3－、NH。
其中发生题给模式的反应分别为NH＋OH －=====NH3↑＋H2O，H3O ＋＋OH －
===2H2O，故A＋为NH，B＋为H3O＋，C－为OH－，D 为H2O，E 为NH3。
[答案] (1)NH＋OH－=====H2O＋NH3↑
H3O＋＋OH－===2H2O
(2)Ne、CH4(合理即可)
(3)Na＋、Mg2＋(合理即可)
规律总结
A、B、C、D 均为10 电子粒子，其转化关系如下：
该转化一定为NH＋OH－===NH3＋H2O，即A 为NH、B 为OH－、C 为NH3、D 为
H2O。
第二课时 元素周期表 核素
知识点一元素周期表的结构
1.周期
(1)结构
(2)同周期相邻主族元素的原子序数差的关系
①同周期相邻主族元素的原子序数之差一般为1。
②同周期第ⅡA 族和第ⅢA 族元素原子序数的差值取决于它们所在的周期数，
具体如下：
周期数
第二或第三周期
第四或第五周期
第六或第七周期
差值
1
11
25
2.族
(1)结构
(2)同主族元素的原子序数差的关系
①位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅠA 族、ⅡA 族，同主族、邻周期元素
原子序数之差为上一周期元素的种数。
②位于过渡元素右侧的主族元素，即ⅢA 族～ⅦA 族，同主族、邻周期元素
原子序数之差为下一周期元素的种数。例如，氯和溴的原子序数之差为35－17
＝18(溴所在第四周期所含元素的种数)。
3．金属元素与非金属元素的分界线
【典例1】 下列说法正确的是( )
A．原子序数之差为2 的两种元素不可能位于同一主族
B．D－核外有36 个电子，则元素D 位于第四周期第ⅦA 族
C．位于同一主族相邻的甲、乙两种元素，甲的原子序数为x，则乙的原子
序数可能为x＋4
D．位于同一周期的甲、乙两种元素，甲位于第ⅠA 族，原子序数为x，乙
位于第ⅢA 族，则乙原子序数可能为x＋19
[思路启迪] 解答本题的关键是总结元素周期表中同周期相邻主族元素和
同主族相邻周期元素的原子序数差值的规律。
[解析] 氢和锂两种元素的原子序数之差为2，却同位于第ⅠA 族，A 错误；
简单阴离子的核外电子与同周期的稀有气体相同，D－核外有36 个电子，即与第
四周期的0 族元素Kr 处于同一周期，且D 比Kr 少一个电子，即在第ⅦA 族，B
正确；甲、乙同主族，若甲的原子序数为x，则根据元素周期表结构可知乙的
原子序数可能为x＋2 或x＋8 或x＋18 或x＋32，C 错误；同一周期的第ⅠA 族
和第ⅢA 族的元素的原子序数之差分为三种情况：①第二、三周期为2；②第四、
五周期为2＋10；③第六、七周期为2＋24，D 错误。
[答案] B
规律总结
同主族相邻元素原子序数的差值为周期所包含的元素种数，所以可能为
2,8,18 或32；根据第ⅡA 族和第ⅢA 族的位置关系及元素周期表的结构推断出
同周期第ⅡA 族和第ⅢA 族元素的原子序数之差为1,11 或25。
知识点二元素周期表的应用
1.根据原子序数确定元素在元素周期表中的位置
元素的位置与原子结构的关系
依据原子序数确定元素在元素周期表中的位置。如已知某元素原子序数为
7，则确定其在周期表中位置的方法是先画出该元素的原子结构示意图
，
由其电子层数为2，确定其处于第二周期，由其最外层有5 个电子确定其处在第
ⅤA 族。
2．0 族定位法确定元素的位置
(1)0 族元素的周期序数和原子序数
0 族元素
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
周期序数
一
二
三
四
五
六
原子序数
2
10
18
36
54
86
(2)比大小定周期
比较该元素的原子序数与0 族元素的序数大小，找出与其相邻近的0 族元素，
那么该元素就和序数大的0 族元素处于同一周期。
(3)求差值定族数
①若某元素原子序数比相应的0 族元素多1 或2，则该元素应处在0 族元素
所在周期的下一个周期的第ⅠA 族或第ⅡA 族。
②若比相应的0 族元素少1～5 时，则应处在同周期的第ⅦA～第ⅢA 族。
【典例2】 核反应不仅能发电也能制造元素。2016 年初国际上确认，利
用原子核间的撞击已制造出原子序数分别为113、115、117 和118 的四种新元
素，填补了目前元素周期表的空白，其中113 号元素与Al 元素处于同一主族。
下列说法正确的是( )
A．核反应发电实现了化学能到电能的转化
B．115 号元素一定是处于ⅤA 族的非金属元素
C．117 号元素与F、Cl、Br、I 均处于ⅦA 族
D．四种新元素位于元素周期表中的不同周期
[思路启迪] 此类题目是考查元素周期表的结构，首先要熟练掌握0 族元
素的位置及原子序数的推算方法，确定各族稀有气体的原子序数；其次要准确
掌握各纵行和族的对应关系，整合题干信息得出正确的结论。
[解析] 核反应发电是核能转化成电能，故A 错误；115 号元素是位于第七
周期第ⅤA 族的金属元素，故B 错误；117 号元素是位于第七周期第ⅦA 族的元
素，故C 正确；四种新元素都在第七周期，故D 错误。
[答案] C
规律总结
(1)元素周期表中列数与族的对应关系如表所示：
(2)各周期0 族元素的原子序数
0 族元素
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Og
原子序数
2
10
18
36
54
86
118
知识点三核素 同位素
1.元素、核素、同位素、同素异形体的比较
(1)区别
(2)联系
2．元素、核素、同位素的判断方法
(1)判断元素、核素和同位素时，要抓住各种粒子的本质。质子数相同的原
子就是同种元素；质子数和中子数均相同的就是同种原子，也称为核素，同种
元素的不同核素互称同位素。
(2)分析原子表示符号的几组数字。X，只要Z 相同，就是同种元素；Z 和A
均相同，是同种核素；Z 相同，A 不相同的互称同位素；Z 不相同的不论A 是否
相同，均不是同种元素，更不能称为同位素。
3．原子结构与同位素的认识误区
(1)原子不一定都有中子，如H。
(2)质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如F 与OH－。
(3)核外电子数相同的微粒，其质子数不一定相同，如Al3＋和Na＋、F－等，
NH 与OH－等。
(4)同位素的物理性质不同，但化学性质几乎相同。
4．原子和元素的相对原子质量
(1)原子(或核素)的相对原子质量：以一个12C 原子质量的作为标准，X 原子
的质量跟它相比所得的数值即为X 的相对原子质量。
M(核素)＝
(2)元素的相对原子质量：是该元素的各种核素的原子数百分比与其相对原
子质量的乘积所得的平均值。
如A、B、C…为某元素的不同核素，其原子数百分比分别为a%、b%、c%…
则该元素的相对原子质量为MA·a%＋MB·b%＋MC·c%＋…其中MA、MB、MC…分别
表示核素A、B、C…的相对原子质量。
(3)元素的近似相对原子质量：可根据各种核素的质量数按(2)方法计算。
【典例3】 下列说法错误的是( )
A.H、H、H＋和H2是氢元素的四种不同粒子
B.Ca 和Ca、石墨和金刚石均为同位素
C.H 和H 是不同的核素
D．12C 和14C 互为同位素，物理性质不同，但化学性质几乎完全相同
[思路启迪] 解决概念分析题目时即要准确把握概念的内涵，又要关注概
念间的关联点和差异性。
[解析] 四种微粒是氢元素的四种不同粒子，A 正确；H 和H 是质子数均为
1，中子数不相等的不同氢原子，它们是不同的核素，C 正确；12C 和14C 由于其
质子数均为6，而中子数分别为6 和8，故它们互为同位素，其物理性质不同但
化学性质却相同，D 正确；金刚石与石墨是由碳元素组成的不同单质，它们互
为同素异形体，B 错误。
[答案] B
规律总结
元素、核素、同位素的辨析
(1)元素是宏观概念，原子是微观概念，所以质量数是指某一原子的质量数，
而不能说是某一元素的质量数，元素没有质量数。元素只讲种类不讲个数，而
原子既可说种类也可说个数。例如：三种元素的说法是正确的而三个元素的说
法就是错误的，三种原子或三个原子均正确。
(2)一种元素可能有多种核素，也可能只有一种核素。
(3)有多少种核素就有多少种原子。
(4)同位素中的“位”即核素的位置相同，在元素周期表中占同一个位置。
第三课时 元素的性质与原子结构
知识点一碱金属元素的结构
1.碱金属元素性质的相似性和递变性
(1)碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性
②递变性
a．与O2 的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li 与O2 反应只能生成
Li2O，Na 与O2反应还可以生成Na2O2，而K 与O2反应能够生成KO2等。
b．与H2O 的反应越来越剧烈，如K 与H2O 反应可能会发生轻微爆炸，Rb 与
Cs 遇水发生剧烈爆炸。
③最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强。即碱性：
LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH
(2)从原子结构角度认识碱金属元素性质的递变规律
2．元素金属性强弱的判断依据
依据
结论
根据单质与水(或酸)反应置换出氢气的
难易程度
越易者金属性越强
根据最高价氧化物对应水化物的碱性强
弱
碱性越强者金属性越强
根据金属之间的置换反应
活动性强的金属能把活动性弱的金属从
其盐溶液中置换出来
【典例1】 下列对碱金属性质的叙述中，正确的是( )
A．碱金属元素的单质具有强还原性，可置换出硫酸铜溶液中的铜单质
B．单质在空气中燃烧生成的都是过氧化物
C．碱金属单质与水反应生成碱和氢气
D．单质熔、沸点随着原子序数递增而升高
[思路启迪] 在分析碱金属单质及其化合物性质的有关题目时，既要注意
应用碱金属单质的相似性、递变性，还要注意其个体差异。
[解析] A 项中碱金属元素的单质具有强还原性，但活泼的金属易与H2O 反
应，故不能从盐溶液中置换出不活泼的金属，A 项错；锂在空气中燃烧生成的
是氧化锂，而不是过氧化锂，B 项错；碱金属单质的熔、沸点随着原子序数的
递增而降低，D 项错；碱金属都能与水反应生成对应的碱和氢气，只是反应越
来越剧烈，C 项正确。
[答案] C
规律总结
碱金属单质易与O2、H2O 反应，存放时应隔绝空气密闭存放。如实验室中
Na、K 一般都保存在煤油中，锂保存在石蜡中。
知识点二卤族元素的结构与性质
1.卤族元素性质的相似性和递变性
(1)卤素元素单质化学性质的相似性和递变性
①相似性(用X 代表卤族元素)
②递变性
具体表现如下：
a．与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，
其水溶液的酸性逐渐增强，即：
稳定性：HF>HCl>HBr>HI；
还原性：HF<HCl<HBr<HI；
酸性：HF<HCl<HBr<HI。
b．最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，即HClO4>HBrO4>HIO4。
(2)从原子结构角度认识卤族元素性质的递变规律
2．元素非金属性强弱的判断依据
依据
结论
根据单质与氢气化合的难易程度或生成
氢化物的稳定性
越易与氢气化合，氢化物越稳定者非金
属性越强
根据最高价氧化物对应水化物的酸性强
弱
酸性越强者非金属性越强
根据非金属单质间的置换反应
活动性强的能够置换出活动性弱的
【典例2】 下列关于卤素(用X 表示)的叙述中，正确的是( )
A．卤素单质与水反应均可用X2＋H2O===HXO＋HX 表示
B．HX 的热稳定性随卤素核电荷数增加而增强
C．卤素单质的颜色F2→I2随相对分子质量增大而加深
D．卤素单质越活泼，其熔点和沸点就越高
[思路启迪] 解决此类问题在熟练掌握卤族元素单质及其化合物性质的同
时，既要注意应用卤族元素单质的相似性、递变性，还要注意个体性质差异。
[解析] F2 与H2O 反应方程式为2F2＋2H2O===4HF＋O2，A 项错误；从F 到
I，非金属性逐渐减弱，故HX 的热稳定性逐渐减弱，B 项错误；卤素单质从F2
到I2的颜色为：淡黄绿色→黄绿色→深红棕色→紫黑色，C 项正确；卤素单质
的活泼性由F2→Cl2→Br2→I2逐渐减弱，熔、沸点依次升高，D 错误。
[答案] C
规律总结
对于非金属元素，一般情况下，同一主族元素，从上到下非金属性逐渐减
弱，与H2反应越来越难，生成气态氢化物的稳定性越来越差；随着相对原子质
量的递增，它们的溶、沸点逐渐升高。
第二节 元素周期律
第一课时 元素周期律
知识点一元素原子结构的周期性变化
粒子半径大小的比较方法
(1)同周期——“序大径小”
①方法：同周期，从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小。
②实例：11～17 号元素
r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
(2)同主族——“序大径大”
①方法：同主族，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大。
②实例：
r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)，
r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)。
(3)同元素
①同种元素的原子和离子半径比较规律——“阴大阳小”。某原子与其离
子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。
如r(Na＋)<r(Na)；r(Cl－)>r(Cl)。
②同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。
带电荷数越多，粒子半径越小。
如r(Fe3＋)<r(Fe2＋)<r(Fe)。
(4)同结构——“序大径小”
①方法：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。
②实例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
【典例1】 下列粒子半径大小比较正确的是( )
A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－
B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋
C．Na<Mg<Al<S
D．Cs<Rb<K<Na
[思路启迪] 根据粒子半径大小的比较方法进行归类，从而进行判断。
[解析] A 项，4 种离子电子层结构相同，随着核电荷数增多，离子半径依
次减小，“序小径大”，即Al3＋<Mg2＋<Na＋<O2－，A 错误；C 项，Na、Mg、Al、S
的原子半径依次减小，C 错误；Na、K、Rb、Cs 同属于第ⅠA 族，其原子半径：
r(Cs)>r(Rb)>r(K)>r(Na)，D 错误；S2－和Cl－核外电子数相同，但核电荷数
Cl>S，故离子半径r(S2－)>r(Cl－)；Na＋和Al3＋核外电子数相同，且核电荷数
Al>Na，则离子半径，r(Na＋)>r(Al3＋)，B 项正确。
[答案] B
规律总结
“三看”法比较简单微粒的半径大小
(1)“一看”电子层数：当电子层数不同时，一般地，电子层数越多，半径
越大。
(2)“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
(3)“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越
多，半径越大。
知识点二元素性质的周期性变化
1.元素主要化合价呈现周期性变化
(1)金属元素无负价(除金属单质为零价外，在化合物中只显正价)，非金属
元素(O、F 和稀有气体元素除外)既有正价又有负价；
(2)元素的最高正价等于原子的最外层电子数。
2．元素的金属性和非金属性强弱的判断方法
(1)判断金属性强弱的5 种依据
(2)判断非金属性强弱的7 种依据
【典例2】 X、Y 两元素是同周期的非金属主族元素，如果X 原子半径比Y
的大，下面说法正确的是( )
A．最高价氧化物对应水化物的酸性，X 的比Y 的强
B．X 的非金属性比Y 的强
C．X 的阴离子比Y 的阴离子还原性强
D．X 的气态氢化物比Y 的稳定
[思路启迪] 根据题干信息，首先由同元素的原子半径大小确定元素的位
置，再根据元素非金属性强弱的判断依据综合分析。尤其注意比较酸性时认真
审题“最高价氧化物对应水化物”。
[解析] X 原子半径比Y 的大，说明X 在Y 的左边，原子序数X 比Y 小，X
的非金属性比Y 的弱，因此最高价氧化物对应水化物的酸性X 比Y 的弱，X 的阴
离子比Y 的阴离子还原性强，X 的气态氢化物不如Y 的稳定。
[答案] C
规律总结
同周期元素从左到右：
(1)原子半径逐渐减小。
(2)非金属性逐渐增强，其阴离子的还原性逐渐减弱。
(3)气态氢化物的稳定性逐渐增强。
(4)最高价氧化物对应水化的酸性逐渐增强。
第二课时 元素周期表和元素周期律的应用
知识点一元素周期表的区分及应用
1.元素周期表的金属区和非金属区
(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。
2．元素化合价与其在周期表中位置的关系
(1)O、F 原子半径小，原子核对外层电子的吸引能力强，F 无正化合价，O
无最高正价。
(2)元素的最高正价和最低负价的绝对值之差与族序数的关系。
最高正价－|最低负价|
6
4
2
0
主族族序数
ⅦA
ⅥA
ⅤA
ⅣA
【典例1】 短周期元素R、T、Q、W 在元素周期表中的相对位置如图所示，
其中T 所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确的是( )
A．最简单气态氢化物的热稳定性：R>Q
B．最高价氧化物对应水化物的酸性：Q<W
C．原子半径：T>Q>R
D．单质T 与NaOH 溶液不反应
[思路启迪] 根据题干信息以及给出的四种元素的相对位置，结合短周期
元素原子核外电子排布情况，推断出具体的元素，然后再对各选项进行一一判
断。
[解析] 短周期元素中周期序数与族序数相等的元素是H、Be 和Al，根据T
在周期表中的相对位置，它只能是第三周期的Al，据此可以判断出其他元素如
表所示：
R(N)
T(Al)
Q(Si)
W(S)
氮元素的非金属性比硅元素的强，所以NH3比SiH4稳定，A 正确；硫元素的
非金属性比硅元素的强，所以H2SO4比H2SiO3的酸性强，B 正确；同一周期随着
原子序数的递增，原子半径逐渐减小，所以原子半径：Al>Si>P，同一主族随着
原子序数的递增，原子半径逐渐增大，所以原子半径：P>N，即Al>Si>P>N，C
正确；Al 既能与酸反应，又能与NaOH 溶液反应，D 错误。
[答案] D
规律总结
陌生元素的性质的推断
(1)与同周期前、后元素相比较，依据同周期元素性质的递变规律推测元素
的性质。
(2)与同主族上、下元素相比较，依据同主族元素性质的递变规律推测元素
的性质。
(3)比较不同周期，不同主族元素性质时，可借助“三角”规律进行推断。
若A、B、C 三种元素位于元素周期表中如图所示位置，有关元素的各种性
质均可排出顺序(但D 不能参与排列)。如原子半径：C>A>B；金属性：C>A>B；
非金属性：B>A>C。
知识点二“位—构—性”关系及应用
1.元素的“位—构—性”之间的关系
同一元素的“位—构—性”关系可表示如下：
具体表现为：
(1)结构与位置的关系
结构位置
(2)结构与性质的关系
结构性质
(3)位置、结构和性质的关系
2．元素“位—构—性”规律中的特例
(1)绝大多数原子的原子核是由质子和中子构成的，只有氕(H)无中子。
(2)元素周期表中的周期一般是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢
元素开始。
(3)所有元素中，碳元素形成的化合物种类最多。
(4)非金属单质一般不导电，但石墨是导体，晶体硅是半导体。
(5)氟无正价，氧无最高正价；在Na2O2中氧显－1 价；在NaH 中氢显－1 价。
【典例2】 W、X、Y、Z 是四种常见的短周期元素，其原子半径随原子序
数的变化如图。已知W 的一种核素的质量数为18，中子数为10；X 和Ne 原子的
核外电子数相差1；Y 的单质是一种常见的半导体材料；Z 的非金属性在同周期
元素中最强。下列说法不正确的是 ( )
A．对应的简单离子的半径：X<W
B．对应的简单气态氢化物的稳定性：Y<Z
C．元素X、Z 和W 能形成多种化合物
D．Y 的最高价氧化物对应的水化物具有强酸性
[思路启迪] 一是抓住短周期元素；二是结合题给信息及周期表的部分结
构、元素原子序数关系，推断出图中的
元素的种类，并将具体元素符号填入相应字母符号旁；三是运用元素周期
律的知识分析、判断题给各选项的正误。
[解析] 根据题目所给信息可推出W 为O，X 为Na，Y 为Si，Z 为Cl。核外
电子数相同的简单离子，原子序数越大，半径越小，可知对应的简单离子的半
径：Na＋<O2－，A 项正确；元素的非金属性越强，其简单气态氢化物越稳定，故
HCl 的稳定性强于SiH4，B 项正确；Na、Cl、O 三种元素可以形成NaClO、
NaClO3、NaClO4等多种化合物，C 项正确；H2SiO3具有弱酸性，D 项错误。
[答案] D
规律总结
元素推断的方法
(1)已知元素原子或离子的核外电子排布
先由电子层数和最外层电子数确定元素在周期表中的位置(周期和族)，再
由元素周期律推断其单质及化合物的性质。
(2)已知元素单质或化合物的性质(特性)
由元素单质及化合物的特性可确定元素的名称，根据其原子结构可确定其
在周期表中的位置。
(3)已知元素在周期表中的位置
第三节 化学键
第一课时 离子键
知识点一离子键与离子化合物
1.离子键的形成和存在
(1)形成离子键的本质原因
活泼金属原子失去电子后形成阳离子和活泼非金属原子得到电子后形成阴
离子而达到稳定结构，两种离子以静电作用结合成化合物，可用图示表示如下：
――→离子键
(2)离子键的存在
①第ⅠA 族、第ⅡA 族的金属元素的单质与第ⅥA 族、第ⅦA 族的非金属元
素的单质发生反应时，一般通过离子键形成离子化合物。
②金属阳离子与某些原子团(如NO、CO、SO、OH－等)之间，通过离子键形成
离子化合物。
③铵根离子与酸根(或酸式酸根)离子之间形成离子键，构成离子化合物。
④活泼金属的氧化物、过氧化物(如Na2O2)中存在离子键。
【典例1】 下列关于离子键和离子化合物的说法正确的是( )
A．阴、阳离子间通过静电引力形成离子键
B．阴、阳离子间通过离子键一定能形成离子化合物
C．离子化合物一定能导电
D．只有活泼金属元素和活泼非金属元素化合时，才能形成离子键
[思路启迪] (1)活泼金属(如第ⅠA、ⅡA 族的金属)与活泼的非金属(如第
ⅥA、ⅦA 族的非金属)原子之间通常形成离子键。
(2)金属阳离子与某些带负电荷的原子团之间(如Na＋与OH－、SO 等)形成离
子键。
(3)铵根离子与酸根离子之间形成离子键。
[解析] A 项，离子键是指阴、阳离子间的静电作用，它包括静电引力和静
电斥力；B 项，通过离子键形成的化合物只能是离子化合物；C 项，离子化合物
在水溶液或熔融状态下才能导电；D 项，NH 与酸根离子之间也能形成离子键。
[答案] B
规律总结
离子键的三个“一定”和两个“不一定”
(1)三个“一定”
①离子化合物中一定含有离子键；
②含有离子键的物质一定是离子化合物；
③离子化合物中一定含有阴离子和阳离子。
(2)两个“不一定”
①离子化合物中不一定含有金属元素，如NH4Cl、NH4NO3等；
②含有金属元素的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3为共价化合物。
知识点二电子式的书写
1.原子的电子式
将其最外层电子用小黑点“·”或小叉“×”来表示，如
Na、S、C。
2．离子的电子式
(1)简单阴离子：既写出最外层所有电子数(包括得到的电子)，又要用方括
号“[ ]”括起来，并在右上角注明负电荷数。如[Cl]－、[OH]－；
(2)单核阳离子：即是离子符号，如Na＋、Mg2＋；
(3)多核阳离子：既要写出最外层电子数目，又要用方括号“[ ]”括起来，
并在右上角注明正电荷数。如铵根离子的电子式较为复杂：
。
3．离子化合物电子式
将离子化合物中的阴、阳离子的电子式按一定顺序排列在一起就是离子化
合物的电子式。如Na＋[Cl]－、[Cl]－Mg2＋[Cl]－。
【典例2】 下列离子化合物的电子式书写正确的是( )
A．Ca2＋[Cl]
B．Na＋[S]－2Na＋
C．[Mg2＋][O]2－
D．K＋[F]－
[思路启迪] 首先判断阴、阳离子书写的是否正确，再根据离子化合物电
子式的书写方法进行判断。
[解析] 书写离子化合物的电子式时，每个离子要单独写，不能将角码合
并写在一起表示，A 项错误，应改为[Cl]－Ca2＋[Cl]－；离子电荷表示法(如
R2－)与化合价(如R)不同，“2－”表示带两个单位负电荷，而“－2”则表示化
合价为－2 价，另外，化合价应写在元素符号的正上方，B 项错误，应改为Na＋
[S]2－Na＋；在简单阳离子符号周围不用方括号，只用简单离子符号表示即可，C
项错误，应改为Mg2＋[O]2－。
[答案] D
规律总结
离子化合物电子式书写的注意事项
(1)明确离子化合物的构成微粒是阴、阳离子，这是书写离子化合物电子式
的第一步，如把MgO 的电子式写成MgO肯定错误。
(2)离子化合物中相同的离子不能合并，如AB2 型，应写为[B]－A2＋
[B]－，不能写成A2＋[B]或A2＋[B]－[B]－；同理，A2B 型应写为
A＋[B]2－A＋。
第二课时 共价键
知识点一共价键和共价化合物
1.共价键的形成、分类及存在
(1)形成：相邻的原子――→共价键
(2)分类
(3)共价键的存在
2．离子化合物和共价化合物的判断方法
(1)根据构成物质粒子间的成键类型判断
一般来说，活泼的金属原子和活泼的非金属原子间易形成离子键，同种或
不同种非金属原子间形成共价键。
①含有离子键的化合物一定是离子化合物，但离子化合物中也可能含有共
价键，如NH4NO3、Na2SO4等。
②只含共价键的化合物是共价化合物，共价化合物中一定没有离子键。
③离子化合物中一般既含金属元素又含非金属元素(铵盐除外)；共价化合
物中一般只含非金属元素(有些共价化合物中也含金属元素，如AlCl3等)。
(2)根据化合物的类型判断
大多数碱性氧化物、强碱和绝大多数盐属于离子化合物；非金属氢化物、
非金属氧化物、含氧酸、绝大多数有机化合物属于共价化合物。
(3)根据化合物的性质判断
①熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，不能导电的化合物为共价化
合物。
②熔、沸点较低的化合物(SiO2、SiC 除外)一般为共价化合物，熔、沸点较
高的化合物是离子化合物。
【典例1】 下列叙述正确的是( )
①两种原子构成的共价化合物分子中的化学键都是极性键
②两种不同非金属元素原子间形成的化学键都是极性键
③含有非极性键的化合物一定是共价化合物
④只要是离子化合物，其熔点就比共价化合物的熔点高
⑤难失去电子的原子，易形成阴离子
⑥单质分子中不存在化学键，化合物的分子中才存在化学键
⑦离子化合物中一定含有离子键
A．只有②⑦
B．只有①⑦
C．只有⑦
D．只有①⑤⑦
[思路启迪] 解答离子键和共价键问题，一定要准确理解概念，把握概念
的内涵和外延，全面思考。有时可以采用举反例的方法解题，只要能举出一个
反例则说明结论错误。
[解析] H2O2、N2H4、C2H6等都含有非极性共价键，①错；过氧化钠中含有非
极性键，它是离子化合物，③错；二氧化硅、碳化硅、氮化硅等都是共价化合
物，它们的熔点高于很多离子化合物，④错；稀有气体元素原子既难失电子，
又难得到电子，⑤错；除稀有气体外，氮气、氧气、氯气、S8等单质都含非极
性共价键，⑥错。
[答案] A
规律总结
(1)含有共价键的分子不一定是共价化合物。例如H2、O2等单质。
(2)含有共价键的化合物不一定是共价化合物。例如NaOH、Na2O2。
(3)离子化合物中可能含有共价键，共价化合物中一定不含离子键，只有共
价键。
知识点二化学键、分子间作用力和氢键
1.化学键、分子间作用力、氢键的比较
2.物质变化过程中化学键的变化
(1)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。
(2)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
(3)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
(4)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
熔化时破坏共价键
金刚石、晶体硅
体除外)
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
【典例2】 下列变化不需要破坏化学键的是( )
A．加热氯化铵
B．干冰升华
C．水通电分解
D．氯化氢溶于水
[思路启迪] 准确掌握化学变化的实质是旧化学键断裂的同时有新化学键
形成的过程。有化学键破坏的变化不一定是化学变化。
[解析] A 项，加热NH4Cl 破坏了NH4Cl 内的离子键和共价键；C 项，水通电
分解破坏了水分子内的共价键；D 项，HCl 溶于水，破坏了HCl 分子内的共价键；
B 项，干冰升华没有化学键的破坏。
[答案] B
规律总结
化学键被破坏的几种情况
(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)部分共价化合物溶于水后，与水作用形成水合离子，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。
(4)部分共价分子溶于水后，能与水反应，其分子内共价键被破坏，如
Cl2、CO2和SO2等。
重点难点突破
突破点一 元素周期表和元素周期律
【典例1】 四种短周期主族元素W、X、Y、Z 的原子序数依次增大，W、X
的简单离子具有相同电子层结构，X 的原子半径是短周期主族元素原子中最大
的，W 与Y 同族，Z 与X 形成的离子化合物的水溶液呈中性。下列说法正确的是
( )
A．简单离子半径：W<X<Z
B．W 与X 形成的化合物溶于水后溶液呈碱性
C．气态氢化物的热稳定性：W<Y
D．最高价氧化物的水化物的酸性：Y>Z
[思路启迪] (1)切入点：短周期主族元素原子中半径最大的元素是钠，确
定出X 元素，从而再确定其他元素。(2)关键点：熟练掌握同周期、同主族元素
非金属性强弱的递变规律以及比较微粒半径的方法。
[解析] 四种短周期主族元素的原子序数依次增大，X 的原子半径是短周期
主族元素原子中最大的，则X 为Na 元素；Z 与X(Na)形成的离子化合物的水溶
液呈中性，则Z 为Cl 元素；因W 与X 的简单离子电子层结构相同，且W 与Y 同
族，则W 可能为N(或O)元素、Y 可能为P(或S)元素。A 项，Na＋与N3－(或O2－)
电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，电子层数越多离子半径越大，
故离子半径：Na＋<N3－(或O2－)<Cl－。B 项，W 与X 形成的化合物Na2O、Na2O2(或：
Na3N)溶于水后的溶液均为NaOH 溶液(或NaOH 和NH3的混合溶液)，呈碱性。C 项，
元素的非金属性越强，其气态氢化物的热稳定性越强，故热稳定性：W>Y。D 项，
最高价氧化物对应的水化物中HClO4是最强的无机酸。
[答案] B
规律总结
要正确解答本题，一是要熟记比较微粒半径的几种情况并能确定题目中考
查的是哪种；二是要知道比较气态氢化物的稳定性及最高价氧化物的水化物的
酸性其实是比较元素的非金属性强弱。
突破点二 元素周期表中“位—构—性”的关系
【典例2】 短周期元素X、Y、Z、W 在元素周期表中的相对位置如图所示，
其中W 原子的质子数是其最外层电子数的3 倍。下列说法不正确的是( )
A．原子半径：W>Z>Y>X
B．最高价氧化物对应水化物的酸性：X>W>Z
C．最简单气态氢化物的热稳定性：Y>X>W>Z
D．元素X、Z、W 的最高化合价分别与其主族序数相等
[思路启迪] (1)切入点：根据周期表结构推断X、Y 为第二周期元素，Z、
W 为第三周期元素，并根据已知条件确定W 元素。
(2)关键点：熟练掌握元素周期表中同周期、同主族性质的递变规律。
[解析] 根据题目中所给周期表短周期的一部分可知，X、Y 是第二周期元
素，Z、W 为第三周期元素，又因为W 质子数是最外层电子数的3 倍，可推出W
是P，根据位置关系，X、Y、Z 分别为N、O、Si。A 选项中，原子半径大小关系
是：Si>P>N>O，故A 错误。B 选项，非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的
酸性越强，非金属性：O>N>P>Si，故B 正确。C 选项中，非金属性越强，简单氢
化物的热稳定性越强，故C 正确。D 选项中，主族元素的最高正化合价等于主族
序数(O、F 除外)，故D 正确。
[答案] A
规律总结
元素综合推断的思维方法
在以上基础上，针对题目按以下具体方法进行推断：
突破点三 原子结构与化学键
【典例3】 短周期主族元素X、Y、Z、W 的原子序数依次增大，X 原子核外
最外层电子数是其电子层数的2 倍，X、Y 的核电荷数之比为3∶4。W－的最外层
为8 电子结构。金属单质Z 在空气中燃烧生成的化合物可与水发生氧化还原反
应。下列说法正确的是( )
A．X 与Y 能形成多种化合物，一般条件下都能与Z 的最高价氧化物的水化
物发生反应
B．原子半径大小：X<Y，Z>W
C．化合物Z2Y 和ZWY3都只存在离子键
D．Y、W 的某些单质或两元素之间形成的某些化合物可作水的消毒剂
[思路启迪] (1)切入点：由核外电子排布推断X 元素、W 元素；由单质及
化合物性质推断Z 元素。
(2)关键点：由已知化合物能判断含有的化学键的类型，并且熟练掌握主族
元素单质及化合物的性质。
[解析] 短周期主族元素X、Y、Z、W 原子序数依次增大，X 原子核外最外
层电子数是其电子层数的2 倍，则X 是C，由题意推知Y 的核电荷数是8，则Y
是O，Z 的单质在氧气中燃烧生成的化合物可与水发生氧化还原反应，则Z 是
Na，W－最外层为8 电子结构，且X、Y、Z、W 的原子序数依次增大，则W 是Cl。
X 与Y 形成的化合物有CO、CO2，但CO 不与NaOH 反应，A 项错误；原子半径大小：
C>O，Na>Cl，B 项错误；化合物Na2O 中只含离子键，NaClO3中既有离子键也有
共价键，C 项错误；O3、Cl2、ClO2等有强氧化性的物质可作水的消毒剂，D 项正
确。
[答案] D
规律总结
对于化学键的考查，主要涉及化学用语的正确使用、离子键和共价键的存
在以及离子化合物和共价化合物的判断等。顺利解答该类题目需要透彻理解概
念，把握概念的内涵和外延，明确概念的区别和联系。
