文档文本内容
第一章实验化学
知识体系：
章节概述：
本章包括两节内容，第一节“化学实验基础知识”从物质的分离、提纯、检验、
鉴别，气体相关实验和实验设计方案三大角度梳理高中实验化学相关知识点。
第二节“化学计量在实验中的应用”则是将化学基本概念与化学实验相结合进行
综合性学习，既考查了化学计量的运算关系，又考查了配制一定物质的量浓度溶
液的实验。
这一章节内容会贯穿整个高中体系，对高中化学的学习起着重要的指导作用。
知识清单：
化学实验基础知识
一、物质的分离和提纯：
1.物质的分离
将混合物中的各组分分离开来，获得几种纯净物的过程。
2.物质的提纯
将混合物中的杂质除去而得到纯净物的过程，又叫物质的净化或除杂。
3.物质分离、提纯：物理方法
(1)如图1，所采用的操作方法的名称：过滤。
①适用范围：把不溶性固体与液体进行分离。
②注意事项：
a.一贴：滤纸紧贴漏斗内壁；二低：滤纸边缘低于漏斗边缘，过滤时液面低于滤
纸边缘；三靠：烧杯紧靠玻璃棒，玻璃棒轻靠三层滤纸处，漏斗下端紧靠烧杯内
壁。
b.若滤液浑浊，需更换滤纸，重新过滤。浑浊的原因可能是滤纸破损、滤液超过
滤纸边缘。
(2)结晶是晶体从饱和溶液中析出的过程，对溶解度受温度变化影响不大的固态
溶质，采用蒸发结晶的方法，而对溶解度受温度变化影响大的固态溶质，采用冷
却结晶（或重结晶）的方法。
如图2，所采用的操作方法的名称：蒸发结晶。
①适用范围：溶解度随温度变化较小的物质。
②注意事项：
a.玻璃棒的作用：搅拌，防止液体或晶体局部过热而飞溅；
b.当有大量晶体析出时，停止加热，利用余热蒸干，而不能直接蒸干。
(3)如图3，所采用的操作方法的名称：萃取、分液。
①适用范围：
a.萃取：利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与
另一种溶剂组成的溶液里提取出来。
b.分液：两种液体互不相溶且易分层。
②注意事项：
a.溶质在萃取剂中的溶解度比在原溶剂中大；
b.萃取剂与原溶剂不反应、不相溶；
c.萃取剂与溶质不反应。
(4)如图4，所采用的操作方法的名称：蒸馏。
①适用范围：沸点相差较大的液体混合物。
②注意事项：
a.温度计的水银球放在蒸馏烧瓶的支管口处；
b.蒸馏烧瓶内要加沸石；
c.冷凝管水流方向应为“逆流”。
(5)如图5，所采用的操作方法的名称：升华。
适用范围：某种组分易升华的混合物，利用物质升华的性质在加热条件下分离的
方法。
(6)如图6，所采用的操作方法的名称：渗析。
①适用范围：用半透膜使离子或小分子从胶体中分离出来，如除去淀粉胶体中的
NaCl。
②注意事项：将要提纯的胶体装入半透膜袋中，将半透膜袋系好，浸入蒸馏水中，
并不断更换蒸馏水，渗析的时间要充分。
4.物质分离、提纯：化学方法
表1 物质分离、提纯的化学方法
方法
原理
杂质成分
沉淀法
将杂质离子转化为沉淀
Cl−、SO4
2−、CO3
2−及能形成沉淀的弱碱
阳离子等
气化法
将杂质离子转化为气体
CO3
2−、HCO3
−、SO3
2−、HSO3
−、S2−、NH4
+
等
氧化还原法
用氧化剂（还原剂）除
去具有还原性（氧化性）
的杂质
如用酸性KMnO4除去CO2中的SO2，用热
的铜粉除去N2中的O2等
热分解法
加热使不稳定的物质
分解除去
如除去NaCl 中的NH4Cl 等
酸碱溶解法
利用物质与酸或碱溶液
混合后的差异进行分离
如用过量的NaOH 溶液可除去Fe2O3中
的Al2O3等
电解法
利用电解原理除去杂质
含杂质的金属(M)作阳极、纯金属(M)作
阴极，含M 的盐溶液作电解质溶液
调pH 法
加入试剂调节溶液pH
使溶液中某种成分生成
沉淀而分离
如向含有Cu2+和Fe3+的溶液中加入
CuO、Cu OH 2或Cu2 OH 2CO3等调节pH
使Fe3+转化为Fe OH 3而除去
二、常见物质的检验：
1.常见阳离子检验：
①H+、②Fe3+、③Fe2+、④Al3+、⑤NH4
+、⑥Cu2+、⑦Na+、⑧K+、⑨Ag+
将上述符合相应现象的离子的代号填入下表：
2.常见阴离子的检验：
①OH−、②Cl−、③Br−、④I−、⑤SO4
2−、⑥SO3
2−、⑦CO3
2−、⑧HCO3
−、
⑨SiO3
2−、⑩AlO2
−
将上述符合相应现象的离子的代号填入下表：
表2 常见阳离子检验
试剂与方法
现象
被检离子
NaOH 溶液
产生红褐色沉淀
②
产生白色沉淀→变为灰绿色→最后变为红褐色
③
开始生成白色沉淀→加至过量沉淀溶解
④
生成蓝色沉淀
⑥
NaOH 溶液并加热
生成可使湿润红色石蕊试纸变蓝的气体
⑤
KSCN 溶液
溶液呈红色
②
KSCN 溶液→氯水
开始无明显现象，再加氯水时溶液呈红色
③
盐酸→稀硝酸
生成白色沉淀，且不溶于稀硝酸
⑨
石蕊试液
溶液呈红色
①
焰色反应
火焰呈黄色
⑦
火焰呈浅紫色（透过蓝色钴玻璃）
⑧
表3-1 常见阴离子检验
试剂与方法
现象
被检离子
先加氯化钡
溶液，再加
稀盐酸，生
成的气体分
别通入
品红溶液
先产生沉淀，后溶解，生成的气体能使
品红溶液褪色
⑥
品红溶液，
澄清石灰水
先产生沉淀，后溶解，生成的气体不能
使品红溶液褪色，但能使澄清石灰水变
浑浊
⑦
澄清石灰水
无沉淀生成，生成的气体能使澄清石灰
水变浑浊
⑧
先加稀盐酸，再加
氯化钡溶液
加稀盐酸无沉淀生成，后产生白色沉淀
⑤
硝酸银溶液和稀硝酸
产生白色沉淀，且不溶于稀硝酸
②
产生浅黄色沉淀，且不溶于稀硝酸
③
产生黄色沉淀，且不溶于稀硝酸
④
表3-2 常见阴离子检验
3.常见气体的检验
(1)可燃性气体的检验
(2)酸性气体的检验
(3)碱性气体（NH3）的检验
(4)强氧化性气体的检验
试剂与方法
现象
被检离子
氯水，四氯化碳
下层呈橙色
③
下层呈紫红色
④
酸碱指示剂
石蕊试液
变蓝色
①
酚酞试液
变红色
稀盐酸
生成白色胶状沉淀
⑨
生成白色絮状沉淀，盐酸过量时溶解
⑩
(5)NO 的检验——无色气体，与空气接触后立即变为红棕色。
三、常见物质的鉴别：
1.概念：鉴别是指对两种或两种以上的物质进行定性辨认。
2.物质鉴别的一般类型和方法
四、常见气体制备：
1.常见气体制备的反应原理
表4 物质鉴别的一般类型和方法
分类
鉴别方法
不用
试剂
①先依据外观特征，鉴别出其中的一种或几种，然后再利用它或它们
去鉴别其他几种物质
②若均无明显外观特征，可考虑能否用加热或焰色反应等方法鉴别出
一种或几种物质
③若以上两种方法都不能鉴别时，可考虑两两混合或相互滴加，记录
反应现象，分析确定
只用
一种
试剂
①先分析被鉴别物质的水溶性、密度、颜色等，初步将被鉴别物质确
定或分组
②在鉴别多种酸、碱、盐的溶液时，可依据“相反原理”确定试剂进
行鉴别。即被鉴别的溶液多数呈酸性时，可选用碱或水解呈碱性的盐
溶液作试剂；若被鉴别的溶液多数呈碱性时，可选用酸或水解呈酸性
的盐溶液作试剂
③可考虑用已检出的物质为试剂做后续鉴别
任选
或限
选试
剂
此类题目不限制所加试剂的种类或在指定范围内选择试剂，可有多种
解法，题目考查的形式往往是从众多的鉴别方案中选择最佳方案，其
要求是操作步骤简单，试剂选用最少，现象最明显
(1)O2：2KClO3 =
△
MnO22KCl + 3O2 ↑或2H2O2 =
MnO22H2O + O2 ↑或2KMnO4=
△K2MnO4 +
MnO2 + O2 ↑
(2)H2：Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 ↑
(3)NH3：2NH4Cl + Ca OH 2=
△CaCl2 + 2H2O + 2NH3 ↑
(4)CO2：CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2 ↑
(5)Cl2：MnO2 + 4HCl 浓=
△MnCl2 + Cl2 ↑+ 2H2O
(6)SO2：Na2SO3 + H2SO4 浓= Na2SO4 + H2O + SO2 ↑
(7)NO：3Cu + 8HNO3 稀= 3Cu NO3 2 + 2NO ↑+ 4H2O
(8)NO2：Cu + 4HNO3 浓= Cu NO3 2 + 2NO2 ↑+ 2H2O
2.常见气体制备的发生装置
选择发生装置一般需从反应物的状态、溶解性和反应条件确定制气装置类型，具
体如下表中所示：
3.气体的收集方法
表5 常见气体制备的发生装置
装置类型
装置图
适用气体
操作注意事项
固、固
加热型
O2、
NH3等
①试管要干燥
②试管口略低于试管底
③加热时先预热再固定加热
④用KMnO4制取O2时，需在
试管口处塞一小团棉花
固、液
加热型
或
液、液
加热型
Cl2等
①加热烧瓶时要垫石棉网
②反应物均为液体时，烧瓶
内要加碎瓷片
固、液
不加热型
O2、
H2、CO2、
SO2、NO、
NO2等
①使用长颈漏斗时，要使漏
斗下端插入液面以下
②启普发生器只适用于块状
固体和液体反应，且气体不
溶于水
③使用分液漏斗既可以增强
气密性，又可控制液体流速
和用量
4.气体的净化
(1)常见气体的净化方法
净化方法：可分为物理方法和化学方法。
遵循的原则：不损失原来气体，不引入新的杂质。
①物理方法
a.液化法：利用沸点不同从空气中分离出N2和O2。
b.水洗法：利用溶解度不同从N2和NH3的混合气体中除去NH3。
②化学方法
a.氧化还原法：如通过灼热的铜丝网除去混合气体中的O2；通过灼热的CuO 除去
H2、CO 等。
b.酸碱法：如将NH3和CO2的混合气体通过碱石灰除去CO2。
c.沉淀法：如除去CO2中的H2S 可利用CuSO4溶液，反应方程式为H2S + CuSO4 =
CuS ↓+ H2SO4。
(2)常见净化装置
①a 装置为加热固态试剂以除去气体中杂质的装置，为防止固体“流动”，两端
用石棉或玻璃棉堵住，但要使气流通畅。
②b 装置一般盛液体试剂，用于洗气。
③c 装置一般盛固体试剂，用于气体除杂和定量计算。
表6 气体的收集方法
收集方法
排水法
向上排空气法
向下排空气法
收集原理
收集的气体不与水
反应且难溶于水
收集的气体密度比
空气大，且与空气密
度相差较大，不与空
气中成分反应
收集的气体密度比
空气小，且与空气密
度相差较大，不与空
气中成分反应
收集装置
适用的气体
H2、O2、NO、CH4
Cl2、CO2、NO2、SO2
H2、NH3
(3)常见干燥剂
5.尾气处理
(1)转化处理
对有毒、有害的气体必须用适当的方法予以吸收或点燃变为无毒、无害的气体，
再排放到空气中。实验室中常见有毒气体的处理方法如下表所示：
(2)直接排入空气中：主要是针对无毒、无害气体的处理。如N2、O2、CO2等。
(3)尾气处理装置
①在水中溶解度较小的有毒气体，多数可通入烧杯中的溶液中，用某些试剂吸收
除去（如图甲），如Cl2、NO2均可通入NaOH 溶液中除去。
②对于溶解度很大吸收速率很快的气体，吸收时应防止倒吸，典型装置如图乙。
③某些可燃性气体可用点燃（如图丙）或转化的方法除去，如CO、H2可点燃或
通过灼热的CuO 除去。
④收集法：尾气处理也可以采用收集的方法除去（如图丁），如CH4、C2H4、H2、
CO 等。
七、化学实验方案设计：
1.实验方案设计的五项基本原则
表7 常见干燥剂
干燥剂类型
液态干燥剂
固态干燥剂
装置
常见干燥剂
浓硫酸
（酸性、强氧化性）
无水氯化钙
（中性）
碱石灰
（碱性）
不可干燥的
气体
NH3、H2S、HBr、HI
等
NH3
Cl2、H2S、HCl、SO2、
CO2等
表8 常见有毒气体的处理方法
Cl2
SO2
NO2
H2S
HCl
NH3
CO
NO
通入NaOH 溶
液
通入CuSO4溶液
或NaOH 溶液
通入水
通入水或
H2SO4溶液
点
燃
与O2混合后通
入NaOH 溶液
2.实验方案设计的基本思路
根据实验目的和原理及所选用的药品和仪器，设计合理的实验方案，并且从几种
方案中分析选择出最佳方案。
3.实验方案设计示例
设计实验证明氯酸钾中含有氯元素。
(1)实验原理
2KClO3 =
△
MnO22KCl + 3O2 ↑，Ag+ + Cl−= AgCl ↓
(2)实验试剂：氯酸钾固体、MnO2、AgNO3溶液、稀硝酸。
(3)操作步骤
①将氯酸钾和MnO2混合共热。
②冷却至室温，加水充分溶解后过滤。
③取少量滤液于一洁净试管中，加入几滴稀硝酸酸化的AgNO3溶液，观察到有白
色沉淀生成，证明氯酸钾中含有氯元素。
4.实验方案设计中的安全问题
(1)防爆炸：点燃可燃性气体（如H2、CO、CH4、C2H4）或用CO、H2还原Fe2O3、
CuO 之前，要检验气体的纯度。
(2)防暴沸：配制硫酸的水溶液或硫酸的酒精溶液时，要将密度大的浓硫酸缓慢
倒入水中或酒精中；加热液体混合物时要加沸石或碎瓷片。
(3)防中毒：制取有毒气体（如Cl2、CO、SO2、H2S、NO2、NO）时，应在通风橱
中进行，且进行尾气处理。
(4)防倒吸：加热法制取并用排水法收集气体或吸收溶解度较大的气体（如NH3、
HCl）时，要注意熄灯顺序或加装安全瓶。
5.实验方案创新设计的几个方面
(1)尾气处理装置的设计
在设计尾气处理装置时，要充分考虑装置是否符合以下几点：能充分吸收气体、
不能倒吸、尾气处理装置应与大气相通。
例如：下列吸收氨气的装置（未标出的液体为水）中，A、C、E、F、G 装置均
能防止倒吸。
(2)防污染安全装置的设计
例如：下列尾气处理装置中，A 装置可吸收有毒的尾气（如Cl2等），B 和C 装
置可吸收易溶的尾气（如HCl、NH3等），D 装置可用于除去CO 等可燃性气体，
E 装置可用于收集所有气体。
(3)量气装置的设计
例如：下列装置中，A 装置是常规的量气装置，B、C、D 装置是改进后的装置，
而E 装置则不能测量气体体积。
(4)启普发生器具有随开随用、随关随停的特点，是气体制备的常用装置。实验
室中没有启普发生器时，可以根据启普发生器的原理设计出简易制气装置，如下
图所示的装置。
八、化学实验方案的评价：
1.实验方案评价题的解题要点
(1)理论上要科学。
(2)操作上要简单可行。
(3)原料用量要节约。
(4)要环保，符合绿色化学原则。
2.实验方案评价题的常见考查角度
(1)可行性方面
①分析实验方案是否科学可行；
②实验操作是否安全合理；
③实验步骤是否简单方便；
④实验效果是否明显。
(2)绿色化学方面
①实验过程中是否造成环境污染；
②原料是否无毒、安全、易得；
③原料利用率是否较高；
④反应速率是否较快。
(3)安全性方面
化学实验从安全角度常考虑的主要因素如下：
①净化、吸收气体及熄灭酒精灯时要防止液体倒吸；
②进行某些易燃易爆实验时要防爆炸；
③防氧化；
④污染性的气体要进行尾气处理；有粉末状态物质参加的反应，要注意防止导气
管堵塞；
⑤防吸水。
(4)规范性方面
①冷凝回流：有些反应中，为减少易挥发液体反应物的损耗和充分利用原料，需
在反应装置上加装冷凝回流装置，如长玻璃管、竖装的干燥管及冷凝管等；
②易挥发液体产物（导出时可为蒸气）的及时冷却；
③仪器拆卸与组装顺序相反，按照从右向左，从高到低的顺序；
④其他，如实验操作顺序、试剂加入顺序、实验方法使用顺序等。
(5)最佳方案的选择
几个实验方案都能达到目的，选出一个最佳方案。所谓最佳，就是装置最简单，
药品容易取得、价格低廉，现象明显，干扰小，无污染。
九、化学定量实验题解题策略：
1.定量测定数据的方法和过程分析
(1)沉淀法
先将某种成分转化为沉淀，然后称量纯净、干燥的沉淀的质量，再进行相关计算。
(2)测气体体积法
对于产生气体的反应，可以通过测定气体体积的方法测定样品纯度。
(3)测气体质量法
将生成的气体通入足量的吸收剂中，通过称量实验前后吸收剂的质量，求得所吸
收气体的质量，然后进行相关计算。
(4)滴定法
即利用滴定操作原理，通过酸碱中和滴定、沉淀滴定和氧化还原滴定等获得相应
数据后再进行相关计算。
2.实验数据的处理分析
(1)数据的表格化
①根据实验原理确定应记录的项目：所测的物理量。
②应注意数据的有效数字及单位和必要的注释。
③设计的表格要便于数据的查找、比较，便于数据的计算和进一步处理，便于反
映数据间的联系。
(2)数据的图像化
图像化是用直线图或曲线图对化学实验结果加以处理的一种简明化形式。它适用
于一个量的变化引起另一个量的变化的情况。图像化的最大特点是鲜明、直观、
简单、明了。
知识清单：
化学计量在实验中的应用
一、物质的量：
1.定义：是一个物理量，它表示含有一定数目粒子的集合体，符号为n。物质的
量的单位为摩尔，简称摩，符号为mol。
2.注意：
(1)物质的量是一个专有名词，不能拆分，不可拆成“物质量”或者“质量”等。
(2)物质的量只适用于表达微观粒子的集合体，微观粒子包含分子、原子、离子、
质子、中子、电子、原子团。
(3)用摩尔描述微粒时，一定要指明微粒种类，可以用“名称”、“符号”或者
“化学式”。
(4)用物质的量表达微粒个数之间的关系时，要先清楚单个分子中所含原子、质
子、中子、电子个数，再对应去计算微粒总数。
二、阿伏伽德罗常数：
1.定义：国际上规定，1mol 粒子集体所含有的粒子数与0.012kg 12C 中所含的碳
原子数相同，数值约为6.02×1023，把1mol 任何粒子的粒子数叫做阿伏伽德罗常
数。符号为NA。
2.公式：微粒总数=物质的量×阿伏伽德罗常数
N = n × NA
三、摩尔质量：
1.定义：单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量，符号为M。常用的单
位为g/mol（或g∙mol-1）。
2.取值：任何微粒的摩尔质量都与该粒子的相对原子质量或相对分子质量在数值
上相等。
3.公式:物质总质量=物质的量×摩尔质量m = n × M
四、影响气体体积的因素：
1.影响物质体积三因素：粒子大小、粒子数目、粒子间距
2.对于固体和纯液体，影响体积的主要因素为：粒子大小、粒子数目
3.对于气体，影响气体体积的主要因素为：粒子数目、粒子间距
五、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 或L·mol-1。
2.适用对象：任何气体（单一气体、混合气体）
3.特殊情况：标准状况（0℃，101kPa）时，Vm ≈22.4 L/mol
4.公式：气体总体积=物质的量×气体摩尔体积
V = n × Vm
六、阿伏伽德罗定律及其推论：
1.理想气体状态方程式：PV = nRT
P 表示压强、V 表示气体体积、n 表示物质的量、T 表示绝对温度、R 表示气体
常数。所有的推论都可以根据“PV = nRT”进行推导。
2.在相同的温度和压强下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子数。
(1)同温同压下，
V1
V2 =
n1
n2
(2)同温同体积时，
P1
P2 =
n1
n2 =
N1
N2
(3)同温同压等质量时，
V1
V2 =
M2
M1
(4)同温同压时，
ρ1
ρ2 =
M1
M2
七、物质的量浓度：
1.定义：单位体积溶液里所含溶质B 的物质的量，符号cB，单位：mol/L
或mol·L-1。
2.表达式：cB =
nB
V 。如1 L 溶液中含有1 mol 溶质，溶质的物质的量浓度就是
1 mol·L-1。
3.有关物质的量浓度计算的四大类型
(1)标准状况下，气体溶液的物质的量浓度的计算
溶质的物质的量n =
V气体
22.4 L· mol−1
溶液的体积V =
m
ρ =
m气体+m水
ρ
溶液的浓度c =
n
V
(2)溶液中溶质的质量分数与物质的量浓度的换算
①计算公式：c =
1000ρω
M
（c 为溶质的物质的量浓度，单位mol·L-1，ρ为溶液密
度，单位g·cm-3，ω为溶质的质量分数，M 为溶质的摩尔质量，单位g·mol-1）
当溶液为饱和溶液时，因为ω =
S
S+100，可得c =
1000ρS
M 100+S 。
②公式的推导：
c =
n
V =
1000ρ×V×ω
M×V
=
1000ρω
M
或ω =
m 溶质
m 溶液
=
V×c×M
V×1000ρ =
cM
1000ρ
(3)溶液稀释和同种溶质的溶液混合的计算
①溶液稀释
a.溶质的质量在稀释前后保持不变，即m1ω1 = m2ω2。
b.溶质的物质的量在稀释前后保持不变，即c1V1 = c2V2。
c.溶液质量守恒，即m 稀= m 浓+ m 水（体积一般不守恒）
②溶液混合
a.混合前后溶质的物质的量保持不变，即c1V1 + c2V2 = c混V混。
b.混合前后溶质的质量保持不变，即m1ω1 + m2ω2 = m混ω混。
(4)应用电荷守恒式进行未知离子的浓度计算
溶液中所有阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。
例如：CH3COONa 和CH3COOH 的混合溶液中存在：c CH3COO−+ c OH−=
c Na+ + c H+ 。
八、一定物质的量浓度溶液的配制：
1.主要仪器
(1)托盘天平：可精确至0.1 g，称量前先调零，称量时物品放在左盘，砝码放在
右盘。
(2)容量瓶：配制溶液的专用精确容器，主要规格有100mL、250mL、500mL、
1000mL。
(3)其他仪器：量筒、烧杯、玻璃棒、胶头滴管等。
2.配制过程
(1)计算：计算所需溶质质量。
(2)称量：用托盘天平称量药品。
(3)溶解：将称量好的药品放入烧杯中，用适量蒸馏水溶解。
(4)移液：待烧杯中的溶液冷却至室温后，用玻璃棒引流将溶液注入容量瓶。
溶解过程是在烧杯中进行的，烧杯无法确定溶液体积，故需要转移到容量瓶确定
溶液体积。
(5)洗涤：用少量蒸馏水洗涤烧杯内壁和玻璃棒2～3 次，洗涤液全部注入容量瓶。
轻轻摇动容量瓶，使溶液混合均匀。转移的时候必须确保称量的溶质必须进入容
量瓶中，故需要洗涤。
(6)定容：将蒸馏水注入容量瓶，当液面距瓶颈刻度线1～2 cm 时，改用胶头滴
管，滴加蒸馏水至凹液面与刻度线相切。配制一定物质的量浓度的溶液，一是要
确定物质的物质的量，二是要确定溶液的体积，溶液的体积就是由定容确定的，
容量瓶定容的体积精密，而不能通过量筒确定体积。
(7)摇匀：盖好瓶塞，反复上下颠倒，摇匀。
(8)贴标签。
3.误差分析
表9 配制一定物质的量浓度溶液的误差分析
步骤
可能引起误差的原因
因变量
c
n
V
称量
需要使用游码且物质、砝码位置颠倒
偏小
—
偏低
称量NaOH 时使用滤纸
偏小
—
偏低
量取
用量筒量取浓溶液时仰视
偏大
—
偏高
用量筒量取浓溶液时俯视
偏小
—
偏低
将量取浓溶液所用量筒洗涤，并将洗涤液
注入容量瓶中
偏大
—
偏高
溶解
不慎将溶液溅到烧杯外面
偏小
—
偏低
冷却
转移
未冷却至室温就转入容量瓶中
—
偏小
偏高
转移前，容量瓶内有少量蒸馏水
—
—
无影响
转移时有少量溶液流到容量瓶外
偏小
—
偏低
洗涤
未洗涤或只洗涤了1 次烧杯和玻璃棒
偏小
—
偏低
定容
定容时仰视刻度线
—
偏大
偏低
定容时俯视刻度线
—
偏小
偏高
定容时液面超过刻度线，立即用吸管吸出
偏小
—
偏低
定容摇匀后液面低于刻度线，又加蒸馏水
至刻度线
—
偏大
偏低
第二章化学物质及其变化
知识体系：
章节概述：
本章包括三节内容，两个大的分类，从化学物质的分类来看，纯净物的分类在初
中已初步介绍过，这里主要是通过复习进一步系统化。分散系和胶体及其主要性
质是高中化学的新知识。胶体的性质表现在很多方面，这里只是从胶体与溶液区
分的角度，涉及到胶体的丁达尔效应。
从化学反应的分类来看，涉及到化学反应分类的3 个标准：（1）反应物和生成
物的类别以及反应前后物质种类的多少，按此标准划分，就是在初中已经学习过
的四大基本反应，这里主要是通过复习进一步系统化；（2）反应中是否有离子
参加；（3）反应中是否有电子转移。后两种分类是高中化学的新知识。离子反
应和氧化还原反应在高中化学学习中将大量涉及，是本章的重点内容。
知识清单：
物质的分类
一、物质分类方法：
1.单一分类法：单一分类法就是对被分类的对象只用一种标准进行分别归类的分
类方法。
2.交叉分类法：交叉分类法就是将被分类的对象按多种不同的分类标准进行分类
的方法。
3.树状分类法：根据被分类对象的整体与分支的类型之间的关系，以陈列式的形
状（树）来定义。
二、分散系：
1.分散系：一种物质（或几种物质）以粒子形式分散到另一种物质里所形成的混
合物，统称为分散系。
2.分散质：分散系中分散成粒子的物质。
3.分散剂：分散质分散在其中的物质。
4.分散系的分类
(1)按照分散质粒子直径的大小
注意：三种分散系的本质区别：分散质粒子的大小不同。
(2)按照分散质和分散剂的状态
三、胶体：
1.定义：分散质粒子直径在1-100 nm 之间的分散系。
2.本质特征：分散质粒子直径在1-100 nm 之间。
3.Fe OH 3胶体的制备
(1)原理：FeCl3 + 3H2O=
△Fe OH 3 胶体+ 3HCl
(2)实验装置和操作：
向沸水中逐滴加入1-2 mL FeCl3饱和溶液，继续煮沸至溶液呈红褐色，停止加
热，即制得Fe OH 3胶体（红褐色透明的液体）
4.胶体的性质
(1)溶液是稳定体系，不论存放的时间有多长，在一般情况下溶质都不会自动与
溶剂分离；浊液是不稳定体系，分散质在重力作用下沉降下来，与分散剂相互分
离（形成沉淀或溶液分层）；胶体属于介稳体系，在一定条件下能稳定存在。
(2)丁达尔效应
①概念：当一束可见光通过胶体时，可以看到一条光亮的“通路”。这条光亮的
“通路”是由于胶体粒子对光线散射（光波偏离原来方向而分散传播）形成的，
叫作丁达尔效应。
②应用：胶体的丁达尔效应是区别溶液与胶体的一种常用的物理方法。
(3)电泳
由于胶体粒子带有电荷，在电场的作用下，胶体粒子在分散系里作定向移动，这
种现象叫作电泳。例如：Fe OH 3胶体粒子带正电，在电场作用下，带正电的红
褐色的Fe OH 3胶体粒子向阴极移动。
(4)聚沉
一定条件下，中和或减弱了胶粒的电荷，胶粒就会聚集成较大颗粒而析出，这种
性质叫胶体的聚沉。通常聚沉的方法有如下三种：加热、加电解质、加含异电性
胶粒的胶体。
5.胶体的应用：
(1)长江入海口的三角洲就是泥沙胶体遇到海水（食盐电解质）后，由于食盐中
和了胶粒的电荷，减弱了胶粒之间的排斥力，从而使胶粒聚集成更大的颗粒而聚
沉、逐渐形成的岛屿。
(2)在制Fe OH 3胶体时，不向FeCl3溶液中滴加NaOH 是因为FeCl3与NaOH 溶液
反应容易生成较大的Fe OH 3颗粒，且加入的NaOH 是电解质，容易中和Fe OH 3
胶粒的电荷，使其聚沉。
(3)俗语说：“卤水点豆腐，一物降一物”，就是指在豆浆（蛋白质胶体）中加
入卤水（主要成分是Ca2+、Mg2+、Cl−、SO4
2−），使胶体聚沉，成为豆腐。
(4)FeCl3溶液可用于伤口止血，就是由于电解质FeCl3使血液胶体凝聚。
(5)明矾KAl SO4 2· 12H2O 之所以有净水作用，就是因为明矾中的Al3+形成的
Al OH 3胶粒（带正电）与泥沙胶粒（带负电）互相中和，使胶粒都不带电，共
同聚沉，达到了净水的目的。
(6)不同牌子的墨水不能混用，就是因为不同的墨水，其胶粒所带电荷可能不同，
若混用，就可能出现聚沉现象，堵塞笔的下水小孔，写不出字来。
知识清单：
离子反应
一、电解质及其电离
1.电解质和非电解质对比
2.电解质的电离
(1)电离：电解质在水溶液里或熔融状态下产生自由移动离子的过程。
(2)从电离角度认识酸、碱、盐
注意：酸都能电离出H+，但能电离出H+的化合物不一定是酸，如：NaHSO4。
3.强电解质和弱电解质的对比
表1 电解质和非电解质
项目
电解质
非电解质
概念
在水溶液或熔融状态下能导电
的化合物
在水溶液和熔融状态下都不导电
的化合物
所含
物质
类型
①酸：H2SO4、HCl、H2CO3、
CH3COOH 等
②碱：NaOH、NH3· H2O、
Fe OH 3、Cu OH 2等
③盐：NaCl、KNO3、NaHSO4、
CaCO3等
④部分金属氧化物：Na2O、Al2O3
（熔融状态下导电）等
①非金属氧化物：SO2、SO3、CO2
等
②非酸性气态氢化物：NH3等
③有机物：蔗糖、酒精、CH4等
相同点
均为化合物
不同点
在水溶液里或熔融状态下能导
电，能导电的原因是电离产生
自由移动的离子
在水溶液里和熔融状态下都不导
电。不导电的原因是物质以分子
形式存在，不发生电离，没有自
由移动的离子
本质
区别
自身能发生电离
自身不能发生电离
表2 从电离角度认识酸、碱、盐
分类
电离特征
实例
酸
电离时，生成的阳离子全部是H+的化合物
H2SO4、HNO3
碱
电离时，生成的阴离子全部是OH−的化合物
NaOH、Ba OH 2
盐
电离时，能生成金属阳离子（或NH4
+）和酸根
离子的化合物
NaCl、NH4Cl
4.电离方程式的书写
(1)定义：表示物质电离过程的式子。
(2)强电解质完全电离：用“=”连接；弱电解质部分电离：用“⇌”连接。
(3)多元弱酸分步电离，且电离程度逐步减弱，以第一步电离为主。如H2S 的电离
方程式为H2S ⇌H+ + HS−、HS−⇌H+ + S2−。
(4)强酸的酸式盐在受热熔化时只能电离成金属阳离子和酸式酸根离子，如
NaHSO4 = Na+ + HSO4
−；在水溶液中可以完全电离成3 种离子，如NaHSO4 =
Na+ + H+ + SO4
2−。
(5)弱酸的酸式盐在水溶液中既有完全电离又有部分电离，如NaHCO3 = Na+ +
HCO3
−、HCO3
−⇌H+ + CO3
2−。
(6)溶液的导电能力
自由离子的浓度越大，离子所带的电荷越多，溶液的导电能力越强。
表3 强电解质和弱电解质
项目
强电解质
弱电解质
概念
在水溶液中完全电离的电解质
在水溶液中只能部分电离的电解质
所含
物质
类型
①强酸：H2SO4、HCl、HNO3等
②强碱：NaOH、KOH、Ca OH 2、
Ba OH 2等
③大多数盐：NaCl、BaSO4、
NaHCO3、KNO3、NH4 2CO3等
④大多数金属氧化物：Na2O、
Al2O3等
①弱酸：H2CO3、CH3COOH、HClO
等
②弱碱：NH3· H2O、Mg OH 2等
③少数盐：醋酸铅[ CH3COO 2Pb]
等
④少数氧化物：如H2O 等
相同点
都能电离，都属于电解质，都属于化合物
不同点
电离程度不同，溶质存在形式不同：强电解质溶液中只有电离出的阴、
阳离子，不存在电解质分子；弱电解质溶液中既有电离出的阴、阳离
子，又有电解质分子
电离
方程式
用“=”表示，如：
KNO3 = K+ + NO3
−
用“⇌”表示，如：
CH3COOH ⇌CH3COO−+ H+
二、离子反应及离子方程式：
1.离子反应
(1)概念：有离子参加或有离子生成的反应统称为离子反应。
(2)离子反应的条件：①生成难溶的物质、②生成难电离的物质、③生成易挥发
的物质、④发生氧化还原反应。
2.离子方程式
(1)概念：用实际参与反应的离子符号来表示反应的式子。
(2)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。
(3)书写步骤：写、拆、删、查。
①写：写化学方程式，必须根据客观事实。
②拆：反应物和生成物，将易溶、易电离的物质改写成离子形式。
③删：删等式两边相同的离子。
④查：
a.检查离子方程式是否为最简式；
b.检查离子方程式是否符合原子守恒和电荷守恒，反应条件、沉淀符号、气体符
号等。
3.与量有关的离子方程式的书写
(1)连续反应型：指反应生成的离子因又能跟剩余（过量）的反应物继续反应而
跟用量有关。
①可溶性多元弱酸（或其酸酐）与碱溶液反应
如CO2通入NaOH 溶液中：
碱过量：CO2 + 2OH−= CO3
2−+ H2O
碱不足：CO2 + OH−= HCO3
−
②多元弱酸（或其酸酐）与更弱的酸的盐溶液反应
如CO2通入NaAlO2溶液中：
NaAlO2过量：2AlO2
−+ CO2 + 3H2O = 2Al OH 3 ↓+ CO3
2−
NaAlO2不足：AlO2
−+ CO2 + 2H2O = Al OH 3 ↓+ HCO3
−
③多元弱酸盐与强酸反应
如Na2CO3溶液与稀盐酸：
盐酸不足：CO3
2−+ H+ = HCO3
−
盐酸过量：CO3
2−+ 2H+ = CO2 ↑+ H2O
④铝盐溶液与强碱溶液反应
铝盐过量：Al3+ + 3OH−= Al OH 3 ↓
强碱过量：Al3+ + 4OH−= AlO2
−+ 2H2O
⑤NaAlO2溶液与强酸溶液反应
NaAlO2过量：AlO2
−+ H+ + H2O = Al OH 3 ↓
强酸过量：AlO2
−+ 4H+ = Al3+ + 2H2O
⑥Fe 与稀HNO3溶液：
Fe 过量：3Fe + 2NO3
−+ 8H+ = 3Fe2+ + 2NO ↑+ 4H2O
HNO3过量：Fe + NO3
−+ 4H+ = Fe3+ + NO ↑+ 2H2O
(2)先后反应型：一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟另一种反应
物的组成离子反应，但因反应次序不同而跟用量有关。又可称为竞争型。
①NH4HSO4溶液与NaOH 溶液的反应
NaOH 不足：H+ + OH−= H2O
NaOH 过量：NH4
+ + H+ + 2OH−= NH3· H2O + H2O
②将Fe NO3 3溶液与HI 混合
HI 不足：8H+ + 2NO3
−+ 6I−= 4H2O + 3I2 + 2NO ↑
HI 过量：Fe3+ + 12H+ + 3NO3
−+ 10I−= Fe2+ + 5I2 + 6H2O + 3NO ↑
(3)离子配比型：当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其
组成比例不协调（一般为复盐或酸式盐），当一种组成离子恰好完全反应时，另
一种组成离子不能恰好完全反应（有剩余或不足）而跟用量有关。
①Ca HCO3 2溶液与NaOH 溶液反应
NaOH 不足：Ca2+ + HCO3
−+ OH−= CaCO3 ↓+ H2O
NaOH 过量：Ca2+ + 2HCO3
−+ 2OH−= CaCO3 ↓+ 2H2O + CO3
2−
②NaHCO3溶液与Ca OH 2溶液反应
NaHCO3不足：HCO3
−+ OH−+ Ca2+ = CaCO3 ↓+ H2O
NaHCO3过量：Ca2+ + 2OH−+ 2HCO3
−= CaCO3 ↓+ CO3
2−+ 2H2O
③NaHSO4溶液与Ba OH 2溶液反应
反应后溶液呈中性：2H+ + SO4
2−+ 2OH−+ Ba2+ = BaSO4 ↓+ 2H2O；若向该溶液
中再加Ba OH 2溶液，离子方程式为Ba2+ + SO4
2−= BaSO4 ↓
SO4
2−完全沉淀：H+ + SO4
2−+ Ba2+ + OH−= H2O + BaSO4 ↓
4.离子方程式的正误判断
(1)看电解质拆分是否正确
①强酸、强碱和可溶性盐写成离子，弱电解质、沉淀、氧化物、单质一律保留化
学式。
②对于微溶性的强电解质，在反应物中视情况而定，若为澄清溶液则拆，浊液则
不拆。如澄清石灰水中Ca OH 2以Ca2+、OH−存在，可拆成离子形式；若为石灰
乳，则写作Ca OH 2。在生成物中，微溶物则看作沉淀，不能拆。
③可溶性多元弱酸酸式盐的酸根一律保留酸根形式，如在水溶液中HCO3
−不能写
成H++CO3
2−。
(2)看配平是否正确
电荷是否守恒；若为氧化还原型的离子反应还要注意化合价升降是否相等；若是
与量有关的离子反应要注意离子配比是否符合条件。
如FeCl3溶液与Cu 反应，不能写成Fe3+ + Cu = Fe2+ + Cu2+，而应写成2Fe3+ +
Cu = 2Fe2+ + Cu2+。
(3)看符号运用是否合理：“=”“⇌”“↑”“↓”及必要条件是否正确、齐全。
(4)看离子反应是否符合客观事实。
如铁与稀硫酸反应生成Fe2+而不生成Fe3+。再如将少量SO2通入漂白粉溶液中：
H2O + SO2 + Ca2+ + 2ClO−= CaSO3 ↓+ 2HClO 错在忽略了HClO 可以将＋4 价的
硫氧化，且反应条件为碱性，应为Ca2+ + ClO−+ SO2 + 2OH−= CaSO4 ↓+ Cl−+
H2O。
三、离子共存：
1.离子共存
离子共存问题是离子反应条件和本质的最直接应用，所谓几种离子在同一溶液中
能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能
大量共存。
2.常见离子的性质
注意：“两性离子”指既能与强酸反应又能与强碱反应的离子，一般为多元弱酸
的酸式酸根离子。
3.常见溶液酸、碱性的判断
(1)酸性溶液
pH＜7（常温）；能使pH 试纸呈红色的溶液；能使甲基橙呈红色或橙色的溶液；
能使石蕊试液呈红色的溶液。
(2)碱性溶液
pH＞7（常温）；能使pH 试纸呈蓝色的溶液；能使石蕊试液呈蓝色的溶液；能
使酚酞试液呈红色的溶液。
(3)呈酸性或碱性的溶液
和Al 反应放出H2的溶液（HNO3除外）；能使甲基橙呈黄色的溶液；常温下，c水H+
或c水OH−等于10-a mol/L（a＞7）的溶液。
表4 常见离子的性质
氧化性
ClO−、MnO4
−、NO3
−H+ 、Fe3+、Cr2O7
2−
还原性
S2−（HS−）、SO3
2−（HSO3
−）、I−、Br−、Cl−、Fe2+
水解显酸性
NH4
+、Mg2+、Al3+、Cu2+、Fe2+、Fe3+
水解显碱性
AlO2
−、S2−、SO3
2−、CO3
2−、SiO3
2−、ClO−、CH3COO−
两性离子
HCO3
−、HS−、HSO3
−、HPO4
2−、H2PO4
−
知识清单：
氧化还原反应
一、氧化还原反应的的相关概念及表示方法：
1.概念
(1)定义：有化合价变化的反应就叫做氧化还原反应。（判断的依据）
(2)本质：有电子转移（得失或偏移）。
2.氧化还原反应与四种基本反应类型的关系
3.氧化还原反应的两剂两产
还原剂（具有还原性）→失电子（升价）→被氧化→发生氧化反应→氧化产物
氧化剂（具有氧化性）→得电子（降价）→被还原→发生还原反应→还原产物
口诀：升失氧，降得还，若说剂，两相反
4.氧化还原反应的表示方法
(1)双线桥
(2)单线桥
5.常见的氧化剂和还原剂
(1)常见的氧化剂：包括某些非金属单质、含有高价态元素的化合物、过氧化物
等。
(2)常见的还原剂：包括活泼的金属单质、非金属离子及低价态化合物、低价金
属阳离子、非金属单质及其氢化物等。
(3)具有中间价态的物质既有氧化性又有还原性，如Fe2+、SO3
2−、H2O2等。
二、物质的氧化性、还原性强弱比较：
1.氧化性是指物质得电子的性质（或能力）；还原性是指物质失电子的性质（或
能力）。
2.氧化性、还原性强弱的比较方法
(1)依据反应原理
氧化性：氧化剂＞氧化产物；
还原性：还原剂＞还原产物。
(2)依据金属活动性顺序
(3)依据非金属活动性顺序
(4)依据元素周期表
(5)依据电化学原理
①原电池：一般情况下，两种不同的金属构成原电池的两极，其还原性：负极>
正极。
②电解池：用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化性较强，
在阳极先放电的阴离子的还原性较强。
(6)依据反应条件及反应的剧烈程度
反应条件要求越低，反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强，如是否加热、
反应温度高低、有无催化剂和反应物浓度大小等。例如，根据
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 ↑，Mg + 2H2O=
△Mg OH 2 + H2 ↑，可以推知还原性Na
＞Mg。
(7)依据氧化还原反应的程度
相同条件下，不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的其对应氧化
剂的氧化性强。例如，根据2Fe + 3Cl2 =
点燃
2FeCl3，Fe + S =
高温
FeS 可以推知氧化性：
Cl2＞S。
三、氧化还原反应的基本规律及其应用：
1.守恒规律
(1)含义
电子守恒：氧化还原反应中，氧化剂得到电子的总数等于还原剂失去电子的总数。
(2)应用：运用“守恒规律”可进行氧化还原反应方程式的配平，直接计算反应
物与产物或转移电子的数量关系。
2.价态规律
(1)归中规律
①含义：含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化
遵循“高价＋低价→中间价”，而不会出现交叉现象。可总结为价态相邻能共存，
价态相间能归中，归中价态不交叉，价升价降只靠拢。
例如：H2S 与浓硫酸的反应：
②应用：根据化合价判断氧化还原反应体系中的氧化剂、还原剂和氧化产物、还
原产物及电子转移的数目，判断同种元素不同价态的物质之间反应的可能性。
(2)歧化规律
“中间价→高价＋低价”。
具有多种价态的元素（如氯、硫、氮和磷元素等）均可发生歧化反应。如Cl2 +
2NaOH = NaCl + NaClO + H2O。
3.强弱规律
(1)含义：具有较强氧化性的氧化剂跟具有较强还原性的还原剂反应，生成具有
较弱还原性的还原产物和具有较弱氧化性的氧化产物。
在浓度相差不大的溶液中：
①同时含有几种还原剂时
→
加入氧化剂
将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。
如在FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性：Fe2+ > Br−，所以Fe2+先与Cl2
反应。
②同时含有几种氧化剂时
→
加入还原剂
将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。
如在含有Fe3+、Cu2+、H+的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe3+>Cu2+>H+，所以
铁粉先与Fe3+反应，然后依次为Cu2+、H+。
(2)应用：判断物质发生氧化还原反应的先后顺序；判断氧化还原反应中氧化性、
还原性的相对强弱；判断某氧化还原反应能否发生。
4.先后规律
(1)含义：越易失去电子的物质，失去后就越难得到电子；越易得到电子的物质，
得到后就越难失去电子。一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，与还原性最强的
优先发生反应；同理，一种还原剂同时与多种氧化剂相遇时，与氧化性最强的优
先发生反应。如FeBr2溶液中缓缓通入Cl2时，发生离子反应的先后顺序为2Fe2+ +
Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl−，2Br−+ Cl2 = Br2 + 2Cl−。
(2)应用：判断物质的稳定性及反应顺序。
四、氧化还原反应方程式的配平及计算：
1.配平原理
在氧化还原反应中，从现象看是元素化合价升降总数相等，从本质看是电子得失
总数相等。对离子方程式进行配平时，除满足上述要求外，还要注意电荷守恒。
2.氧化还原配平五步法
(1)标变价
标明反应前后化合价的变化。
(2)求总数
通过求最小公倍数使化合价升降总数相等。
(3)配系数
确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量数，观察法配平其他物质
的化学计量数。
(4)查守恒
检查质量、电荷、电子是否守恒。
3.计算电子转移守恒的公式
n(氧化剂)×氧化剂化学式中变价原子个数×价差＝n(还原剂)×还原剂化学式中变
价原子个数×价差
第三章金属及其化合物
知识体系：
章节概述：
本章主要分为四节内容，按知识内容可分为单质、化合物和金属材料三大板块。
在第一章实验化学和第二章化学物质及其变化学习的基础上，以金属元素为起始
介绍元素化合物的具体知识。对金属元素及化合物这块内容可分成四部分来理解。
第一部分是钠及其化合物；第二部分是镁、铝及其化合物；第三部分是铁及其化
合物；最后一部分讲解其它金属元素（如铜元素）及金属矿物的开发和利用。除
了金属的通性，也强调物质的一些特性反应。如钠与水的反应、铝的两性、三价
铁和二价铁的氧化还原性等。
每年的化学高考试题中往往都要考查到典型金属。近几年的实验试题中也考查以
金属元素及其化合物为重点的实验题和元素推断题，题目内容新颖、多样，考查
学生的灵活做题能力。
知识清单：
钠及其化合物
一、钠的性质及应用：
1.钠的物理性质
银白色，熔点低，硬度小，导电、导热性良好，ρ H2O > ρ Na > ρ 煤油
2.钠的化学性质
(1)与非金属单质反应
①氧气
常温：4Na + O2 = 2Na2O
点燃：2Na + O2 =
点燃
Na2O2
②氯气
2Na + Cl2 =
点燃
2NaCl
(2)与水反应
①反应方程式：2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 ↑
②与含有酚酞的水溶液反应的实验现象及解释
浮：密度比水小
熔：反应放热，钠的熔点低
游：产生气体，推动钠游动
响：反应剧烈
红：生成了强碱NaOH
(3)与酸（如HCl）反应
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2 ↑
(4)与盐溶液（如CuSO4溶液）反应
2Na + CuSO4 + 2H2O = Cu OH 2 ↓+ Na2SO4 + H2 ↑
3.钠的保存
实验室中通常将少量钠保存在煤油中，目的是防止钠与空气中的氧气和水发生反
应。
4.钠的用途
(1)工业上用钠作强还原剂，用于冶炼金属，如4Na + TiCl4 =
熔融
Ti + 4NaCl
(2)钠钾合金（液态）用作原子反应堆的导热剂。
(3)高压钠灯。
二、氧化钠和过氧化钠：
1.氧化钠和过氧化钠性质对比
三、碳酸钠和碳酸氢钠：
1.碳酸钠和碳酸氢钠性质对比
表1 氧化钠和过氧化钠性质对比
物质
氧化钠
过氧化钠
化学式
Na2O
Na2O2
氧元素
化合价
-2
-1
电子式
类别
碱性氧化物
过氧化物
颜色
状态
白色固体
淡黄色固体
与H2O
反应
Na2O + H2O = 2NaOH
2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2 ↑
与CO2
反应
Na2O + CO2 = Na2CO3
2Na2O2 + CO2 = 2Na2CO3 + O2
与HCl
反应
Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O
2Na2O2 + 4HCl = 4NaCl + 2H2O + O2 ↑
转化
2Na2O + O2=
△2Na2O2
用途
用于制备氢氧化钠等
可作漂白剂（漂白织物等）、强氧化剂、
供氧剂（用于呼吸面具和潜水艇中产生
氧气）
表2-1 碳酸钠和碳酸氢钠性质对比
物质
碳酸钠
碳酸氢钠
化学式
Na2CO3
NaHCO3
俗名
纯碱、苏打
小苏打
颜色状态
白色粉末
细小白色晶体
溶解性
均易溶于水，且Na2CO3比NaHCO3的溶解度大
碱性
Na2CO3、NaHCO3溶液均呈碱性，
且Na2CO3溶液的碱性比NaHCO3溶液强
热稳定性
稳定，加热时不易分解
2NaHCO3=
△Na2CO3 + H2O + CO2 ↑
四、焰色反应：
1.概念：很多金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现特殊的颜色，这在化
学上叫作焰色反应。
2.实验步骤：洗—烧—蘸—洗—烧
3.几种常见金属元素焰色反应的颜色
注意：
(1)焰色反应是元素的性质，而不是单质或某种化合物的性质。
(2)焰色反应可用来鉴别一些金属元素，这种方法属于物理方法不是化学方法。
表2-2 碳酸钠和碳酸氢钠性质对比
物质
碳酸钠
碳酸氢钠
与NaOH
溶液反应
—
NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O
与
Ca OH 2
溶液反应
Ca OH 2 + Na2CO3 =
CaCO3 ↓+ 2NaOH
Ca OH 2 + NaHCO3 少量=
CaCO3 ↓+ NaOH + H2O
Ca OH 2 + 2NaHCO3 足量=
CaCO3 ↓+ Na2CO3 + 2H2O
与CO2
反应
Na2CO3 + H2O +
CO2 = 2NaHCO3
—
与盐酸
反应
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl +
H2O + CO2 ↑
NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2 ↑
与CaCl2
溶液反应
Ca2+ + CO3
2−= CaCO3 ↓
无明显现象
用途
用于玻璃、肥皂、洗涤剂、
造纸、纺织等工业
发酵剂、灭火器，医疗上用于
治胃酸过多
表3 几种常见金属元素焰色反应的颜色
金属
钠
钾
锂
钙
锶
钡
铜
颜色
黄色
紫色（透过蓝色钴
玻璃）
紫红色
砖红色
洋红色
黄绿色
绿色
知识清单：
镁、铝及其化合物
一、铝的性质及应用：
1.铝的结构和存在形式
铝位于元素周期表的第三周期ⅢA 族，原子结构示意图为
铝是地壳中含量最多的金属元素，自然界中的铝全部以化合态的形式存在。
2.铝的物理性质
铝是银白色、具有金属光泽的固体，硬度较小，具有良好的导电性、导热性和延
展性。
3.铝的化学性质
(1)与非金属单质反应
①氧气
常温：形成致密的氧化膜
加热：4Al + 3O2=
△2Al2O3
②氯气
2Al + 3Cl2=
△2AlCl3
(2)与酸反应
①氧化性酸：遇冷的浓硫酸或浓硝酸钝化
②非氧化性酸
2Al + 6H+ = 2Al3+ + 3H2 ↑
(3)与碱反应
2Al + 2OH−+ 2H2O = 2AlO2
−+ 3H2 ↑
(4)铝热反应
2Al + Fe2O3 =
高温
Al2O3 + 2Fe
4.铝的用途：纯铝用作导线，铝合金用于制造汽车、飞机、生活用品等。
二、镁的性质及应用：
1.镁的性质
(1)物理性质：具有银白色金属光泽的固体，密度、硬度均较小，熔点较低，有
良好的导电、导热和延展性。
(2)化学性质
①与非金属单质反应
a.与O2反应
2Mg + O2=
△2MgO（产生强烈白光）
b.与Cl2反应
Mg + Cl2 =
点燃
MgCl2
c.与N2反应
3Mg + N2 =
点燃
Mg3N2
②与CO2反应
2Mg + CO2 =
点燃
2MgO + C
③与H2O 反应
Mg + 2H2O=
△Mg OH 2 + H2 ↑
④与H+反应
Mg + 2H+ = Mg2+ + H2 ↑
2.海水提镁
3.镁的用途
生产合金，冶金工业上用作还原剂和脱氧剂。
4.镁的重要化合物
注意：Mg 在CO2中能够燃烧，所以Mg 着火时不能用二氧化碳灭火器和泡沫灭火
器灭火。
三、铝的重要化合物：
1.氧化铝
(1) 物理性质
白色固体，难溶于水，熔点很高（2050℃），也很坚固，是一种比较好的耐火材
料。（用途）
表4 镁的重要化合物
物质
主要性质
氧化镁
碱性氧化物
MgO + 2H+ = Mg2+ + H2O
氢氧化镁
中强碱
Mg OH 2 + 2H+ = Mg2+ + 2H2O
难溶于水
Mg2+ + 2OH−= Mg OH 2 ↓
溶解度小于碳酸镁
MgCO3 + H2O=
△Mg OH 2 + CO2 ↑
(2)化学性质：氧化铝是典型的两性氧化物，能与酸或强碱反应生成盐和水。
①与酸反应：Al2O3 + 6H+ = 2Al3+ + 3H2O
②与强碱反应：Al2O3 + 2OH−= 2AlO2
−+ H2O
2.氢氧化铝
(1)物理性质
白色胶状固体，几乎不溶于水，但能凝聚水中的悬浮物，并能吸附色素。
(2)化学性质
①氢氧化铝是典型两性氢氧化物，在酸或强碱溶液里都能溶解。
a.与酸反应：Al OH 3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O
b.与强碱反应：Al OH 3 + OH−= AlO2
−+ 2H2O
②受热分解
2Al OH 3=
△Al2O3 + 3H2O
(3)制备
①实验室制法
用铝盐或偏铝酸盐制Al OH 3时，都不能用强碱或强酸，因为Al OH 3可溶于强
酸、强碱，制备时常用弱碱NH3· H2O 或弱酸碳酸。
②工业制法
向NaAlO2溶液中通人CO2：NaAlO2 + CO2 足量+ 2H2O = NaHCO3 + Al OH 3 ↓
(4)氢氧化铝的用途
①Al OH 3能聚集水中的悬浮物形成絮状不溶物沉降下来，并能吸附色素，因此
可以用于水的净化。[明矾可作净水剂的原因是明巩溶于水生成Al OH 3胶体]。
②Al OH 3是医用胃酸中和剂中的一种，它的碱性不强，不至于对胃壁产生强烈
的刺激或腐蚀作用，但却可以与酸反应，使胃液酸度降低，起到中和过多胃酸的
作用。
四、“铝三角”转化关系及应用：
1.Al3+、Al OH 3、AlO2
−之间的转化关系
写出上述转化的离子方程式：
(1)①Al3+ + 3NH3· H2O = Al OH 3 ↓+ 3NH4
+
②Al3+ + 3AlO2
−+ 6H2O = 4Al OH 3 ↓
③Al3+ + 3OH−= Al OH 3 ↓
表5 氢氧化铝的实验室制法
实验步骤
实验现象
实验结论
取一支试管，加入10mL
0.5mol/L Al2 SO4 3溶液，
然后滴加氨水至过量
生成白色胶状沉
淀，当氨水过量
时，沉淀不减少
Al2 SO4 3 + 6NH3· H2O =
2Al OH 3 ↓+ 3 NH4 2SO4
(2)Al OH 3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O
(3)Al3+ + 4OH−= AlO2
−+ 2H2O
(4)AlO2
−+ 4H+ = Al3+ + 2H2O
(5)①AlO2
−+ CO2 + 2H2O = Al OH 3 ↓+ HCO3
−（CO2过量）
②AlO2
−+ H+ + H2O = Al OH 3 ↓
(6)Al OH 3 + OH−= AlO2
−+ 2H2O
2.Al3+、Al OH 3、AlO2
−之间的定性分析和定量计算
(1)把NaOH 溶液逐滴加入到AlCl3溶液中至过量
①定性分析
a.现象：先有白色沉淀产生，然后沉淀逐渐溶解。
b.原理：Al3+ + 3OH−= Al OH 3 ↓、Al OH 3 + OH−= AlO2
−+ 2H2O。
c.图像
②定量计算
a.根据AlCl3（设为a mol）与NaOH（设为b mol）计算生成Al OH 3沉淀的量
b.根据AlCl3（设为a mol）和Al OH 3（设为b mol）计算需要NaOH 的量
当NaOH 不足时，n NaOH = 3b；
当NaOH 过量时，n NaOH = 4a −b。
(2)把AlCl3溶液逐滴加入到NaOH 溶液中至过量
①现象：开始时无明显现象，然后逐渐产生大量的白色沉淀。
②原理：Al3+ + 4OH−= AlO2
−+ 2H2O、Al3+ + 3AlO2
−+ 6H2O = 4Al OH 3 ↓
③图像：
(3)向NaAlO2溶液种逐滴加盐酸至过量
①现象：先生成白色沉淀，随后沉淀逐渐溶解。
②原理：AlO2
−+ H+ + H2O = Al OH 3 ↓、Al OH 3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O
③图像：
(4)向HCl 溶液逐滴加入到NaAlO2溶液中至过量
①现象：开始无明显现象，反应一段时间后逐渐产生大量的白色沉淀。
②原理：4H+ + AlO2
−= Al3+ + 2H2O、Al3+ + 3AlO2
−+ 6H2O = 4Al OH 3 ↓
③图像：
知识清单：
铁及其化合物
一、铁及其重要化合物：
1.铁的物理性质
纯铁具有金属的共性，如具有银白色金属光泽，具有导电、导热和延展性，具有
能被磁铁吸引的特征。
2.铁的化学性质
铁单质性质活泼，有较强的还原性，主要化合价为＋2 价和＋3 价。
(1)与非金属单质的反应
①与O2的反应
常温：铁被腐蚀生成铁锈，其主要成分为Fe2O3。
点燃：3Fe + 2O2 =
点燃
Fe3O4。
②与Cl2的反应：2Fe + 3Cl2 =
点燃
2FeCl3。
③与S 的反应：Fe + S=
△FeS。
(2)与水的反应：常温下铁与水不反应，在高温条件下与水蒸气反应：
3Fe + 4H2O g =
高温
Fe3O4 + 4H2。
(3)与酸的反应
①与非氧化性酸反应的离子方程式：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑。
②与氧化性酸反应：遇冷的浓硫酸或浓硝酸发生钝化，与稀硝酸或在加热条件下
与浓硫酸、浓硝酸反应，但无H2产生。
(4)与盐溶液的反应
①与CuSO4溶液反应的离子方程式：Fe + Cu2+ = Fe2+ + Cu。
②与FeCl3溶液反应的离子方程式：Fe + 2Fe3+ = 3Fe2+。
3.铁的氧化物
表6-1 铁的氧化物
化学式
FeO
Fe2O3
Fe3O4
俗名
无
铁红
磁性氧化铁
4.铁的氢氧化物
5.亚铁盐和铁盐
(1)亚铁盐
含有Fe2+的溶液呈浅绿色，Fe2+既有氧化性，又有还原性，Fe2+与Zn、Cl2反应
的离子方程式分别为Zn + Fe2+ = Zn2+ + Fe、2Fe2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl−。
(2)铁盐
①氧化性：含有Fe3+的溶液呈棕黄色，Fe3+具有氧化性，Fe3+与Cu 反应的离子
方程式为2Fe3+ + Cu = 2Fe2+ + Cu2+。
②特性：含有Fe3+的盐溶液遇到KSCN 时变成红色
③易水解：FeCl3滴入沸水中的化学方程式：FeCl3 + 3H2O=
△Fe OH 3 胶体+
3HCl。
颜色状态
黑色粉末
红棕色粉末
黑色晶体
溶解性
难溶于水
难溶于水
难溶于水
表6-2 铁的氧化物
化学式
FeO
Fe2O3
Fe3O4
铁的化合价
+2
+3
+2、+3
稳定性
不稳定
稳定
稳定
与H+反应
FeO + 2H+ =
Fe2+ + H2O
Fe2O3 + 6H+ =
2Fe3+ + 3H2O
Fe3O4 + 8H+ = Fe2+
+2Fe3+ + 4H2O
表7 铁的氢氧化物
化学式
Fe OH 2
Fe OH 3
色态
白色固体
红褐色固体
与盐酸反应
Fe OH 2 + 2H+ = Fe2+ + 2H2O
Fe OH 3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O
受热分解
—
2Fe OH 3=
△Fe2O3 + 3H2O
制法
Fe2+ + 2OH−= Fe OH 2 ↓
Fe3+ + 3OH−= Fe OH 3 ↓
二者的关系
在空气中，Fe OH 2能够非常迅速地被氧气氧化成Fe OH 3，现象
是白色絮状沉淀迅速变成灰绿色，最后变成红褐色，反应方程式为
4Fe OH 2 + O2 + 2H2O = 4Fe OH 3
二、“铁三角”及Fe2+、Fe3+的检验：
1.“铁三角”的转化关系
(1)Fe2+与强氧化剂（O2、Cl2、Br2、H2O2、Na2O2、KMnO4、浓硫酸、HNO3、NO2、
K2Cr2O7等）反应时，被氧化为Fe3+。例如：6Fe2+ + Cr2O7
2−+ 14H+ = 2Cr3+ +
6Fe3+ + 7H2O。
(2)Fe3+与Fe、Cu、S2−（H2S）、I−（HI）等还原剂反应时生成Fe2+。例如：2Fe3+ +
Cu = 2Fe2+ + Cu2+（三价铁盐腐蚀印刷电路板）。
2.“铁三角”的重要应用
(1)判断离子共存
Fe2+ —
不共存
NO3
−H+ 、ClO−、MnO4
−H+ ；
Fe3+ —
不共存
S2−、I−、SO3
2−；
Fe2+、Fe3+ —
不共存
HCO3
−、CO3
2−等水解相互促进的离子。
(2)除杂
(3)盐溶液的配制与保存
(4)物质制备
表8 除杂方法
溶液
杂质
除杂方法
FeCl2
FeCl3
加过量铁粉后过滤
FeCl3
FeCl2
加氯水或H2O2
FeCl2
CuCl2
加过量铁粉后过滤
3.检验Fe2+、Fe3+的常用方法
(1)Fe3+的检验
①样品溶液
→
滴加KSCN 溶液
溶液变红色，证明含有Fe3+。
②样品溶液
→
滴加氢氧化钠溶液
产生红褐色沉淀，证明有Fe3+存在。
(2)Fe2+的检验
①样品溶液
→
滴加KSCN 溶液
无现象
→
滴加氯水或双氧水
溶液变红色，证明含有Fe2+。
②样品溶液
→
滴加氢氧化钠溶液
产生白色絮状沉淀，迅速变成灰绿色，最终变为红褐色，
证明有Fe2+。
③样品溶液
→
滴加K3 Fe CN 6 溶液
生成蓝色沉淀，证明有Fe2+。
(3)含Fe3+、Fe2+的混合溶液中Fe3+、Fe2+的检验（应分两次分别检验）
混合溶液
→
滴加KSCN 溶液
溶液变红色，说明含有Fe3+。
混合溶液
→
滴加酸性KMnO4溶液
KMnO4溶液紫红色褪去，说明含有Fe2+。
知识清单：
用途广泛的金属材料及开发利用金属矿物
一、铜及其重要化合物：
1.铜
(1)物理性质：紫红色固体，具有良好的延展性、导热性和导电性。
(2)化学性质
2.氧化铜和氧化亚铜
表9 铜的化学性质
反应物
化学方程式
非金属单质
O2
①潮湿的空气中：2Cu + O2 + CO2 + H2O =
Cu2 OH 2CO3（碱式碳酸铜，绿色）
②2Cu + O2=
△2CuO（黑色固体）
Cl2
Cu + Cl2 =
点燃
CuCl2
S
2Cu + S=
△Cu2S
氧化性酸
浓硫酸
Cu + 2H2SO4 浓=
△CuSO4 + SO2 ↑+ 2H2O
浓硝酸
Cu + 4HNO3 浓= Cu NO3 2 + 2NO2 ↑+ 2H2O
稀硝酸
3Cu + 8HNO3 稀= 3Cu NO3 2 + 2NO ↑+ 4H2O
盐
AgNO3
Cu + 2AgNO3 = Cu NO3 2 + 2Ag
FeCl3
Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2
表10 氧化铜和氧化亚铜
名称
氧化铜
氧化亚铜
颜色
黑色
砖红色
水溶性
不溶
不溶
与酸反应（H+）CuO + 2H+ = Cu2+ + H2O
Cu2O + 2H+ = Cu2+ + Cu + H2O
与H2反应
CuO + H2=
△Cu + H2O
Cu2O + H2=
△2Cu + H2O
3.氢氧化铜
(1)物理性质：蓝色不溶于水的固体。
(2)化学性质及应用
4.铜盐
(1)碱式碳酸铜
Cu2 OH 2CO3的名称为碱式碳酸铜，是铜绿的成分，它是铜在潮湿的空气中被锈
蚀的结果，受热易分解：Cu2 OH 2CO3=
△2CuO + H2O + CO2 ↑。
(2)硫酸铜
①CuSO4· 5H2O 为蓝色晶体，俗称蓝矾、胆矾。
②无水CuSO4为白色粉末，遇水变蓝色（生成CuSO4· 5H2O），可作为水的检验
依据。
(3)铜盐的毒性
铜盐溶液有毒，是因为铜离子能使蛋白质变性失去生理活性，故可利用胆矾、熟
石灰、水配成波尔多液，用来杀灭植物的病毒。
二、金属矿物的开发及利用：
1.金属在自然界中的存在形态
除了金、铂等极少数金属外，绝大多数金属以化合态的形式存在于自然界中。在
这些金属化合物中，金属元素都显正化合价。
2.金属的冶炼
(1)实质：把金属从化合态还原为游离态。
(2)一般步骤
转化关系
4CuO + H2 =
高温
2Cu2O + O2 ↑
(3)方法：
3.合金
(1)概念：是指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)性能：合金具有不同于各成分金属的物理、化学性能或机械性能。
①熔点：一般比它的各成分金属都低；
②硬度和强度：一般比它的各成分金属都大。
4.常见金属材料
(1)重要的黑色金属材料——钢
钢是用量最大、用途最广的合金。
表11 金属冶炼的方法
方法名称
主要反应原理（举例）
热分解法
2HgO=
△2Hg + O2 ↑
2Ag2O=
△4Ag + O2 ↑
热还原法
C 作还原剂
2ZnO + C =
高温
2Zn + CO2 ↑
CO 作还原剂
Fe2O3 + 3CO =
高温
2Fe + 3CO2（高炉炼铁）
H2作还原剂
WO3 + 3H2=
△W + 3H2O
活泼金属作还原剂
3MnO2 + 4Al =
高温
3Mn + 2Al2O3
电解法
2Al2O3 熔融
=
冰晶石
电解
4Al + 3O2 ↑
MgCl2 熔融
=
电解
Mg + Cl2 ↑
2NaCl 熔融
=
电解
2Na + Cl2 ↑
(2)几种有色金属材料
第四章非金属及其化合物
知识体系：
章节概述：
本章主要分为四节内容，主要学习了存在和用途十分广泛的元素碳、硅及其化合
物、典型的非金属元素氯及其化合物，同时将与当代环境关系联系十分密切的硫、
氮及其化合物这四大非金属元素合节编写。
性质与用途紧密联系，深化对元素化合物知识的理解和应用，元素化合物知识是
中学化学的基础知识，也是学生今后在工作和生活中经常要接触、需要了解和应
用的基本知识。这些知识既可以为前面的实验和理论知识补充感性认识的材料，
又可以为必修二介绍的物质结构、元素周期律、化学反应与能量等理论知识打下
重要的基础。
知识清单：
碳、硅及无机非金属材料
一、碳、硅单质及其重要化合物的性质：
1.碳、硅的单质
(1)存在：自然界中碳元素既有游离态，又有化合态，而硅元素因有亲氧性，所
以仅有化合态。碳单质主要有金刚石、石墨、C60等同素异形体，硅单质主要有
晶体硅和无定形硅两大类。
(2)碳、硅单质的结构、物理性质与用途的比较
(3)碳、硅单质的化学性质
碳、硅在参与化学反应时，一般表现还原性。
①与O2反应
C + O2 足量
=
点燃
CO2
2C + O2 不足
=
点燃
2CO
②与氧化物反应
CuO：2CuO + C =
高温
2Cu + CO2 ↑（冶炼金属）
SiO2：SiO2 + 2C =
高温
Si + 2CO ↑（制取粗硅）
H2O：C + H2O g =
高温
CO + H2（制取水煤气）
③与强氧化性酸反应
浓H2SO4：C + 2H2SO4 浓=
△CO2 ↑+ 2SO2 ↑+ 2H2O
浓HNO3：C + 4HNO3 浓=
△CO2 ↑+ 4NO2 ↑+ 2H2O
2.碳、硅的氧化物
(1)CO 的性质
表1 碳、硅单质的结构、物理性质与用途的比较
碳
硅
结构
金刚石：空间网状结构；
石墨：层状结构
晶体硅：与金刚石类似的空间网
状结构
物理性质
金刚石熔点高、硬度大；
石墨熔点高、质软，有滑腻感
晶体硅为灰黑色固体，有金属光
泽，硬度大、熔点高
用途
金刚石用作切割刀具；
石墨用作电极、铅笔芯
晶体硅用作半导体材料、硅芯片
和太阳能电池
①物理性质：无色无味的气体，难溶于水。能使人中毒的原因是其与人体中血红
蛋白相结合，因缺氧而中毒。
②化学性质
a.可燃性：2CO + O2 =
点燃
2CO2
b.还原性：CO 还原Fe2O3的反应为Fe2O3 + 3CO =
高温
2Fe + 3CO2
(2)二氧化碳与二氧化硅的比较
①物理性质
a.熔、沸点：CO2的熔、沸点比SiO2的熔、沸点低。
b.溶解性：CO2可溶于水，SiO2不溶于水
②化学性质
③主要用途
CO2：化工原料、灭火剂。干冰用作制冷剂，人工降雨。
SiO2：制光学仪器、石英玻璃。水晶可制作饰品，常用来制造通讯材料光导纤维。
二、硅酸盐及无机非金属材料：
1.硅酸和硅酸钠
(1)硅酸（H2SiO3）
硅酸不溶于水，其酸性比碳酸弱，不能使紫色石蕊试液变红色。
表2 二氧化碳和二氧化硅化学性质对比
物质
二氧化碳
二氧化硅
与水反应
CO2 + H2O ⇌H2CO3
不反应
与酸反应
不反应
氢氟酸用于刻蚀玻璃：
SiO2 + 4HF = SiF4 ↑+ 2H2O
与碱反应
（如NaOH）
CO2 + 2NaOH = Na2CO3
+ H2O 或CO2 + NaOH =
NaHCO3
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3
+ H2O（盛碱液的试剂瓶不能用
玻璃塞）
与盐反应
（如Na2CO3）
CO2 + Na2CO3 + H2O =
2NaHCO3
SiO2 + Na2CO3 =
高温
Na2SiO3
+ CO2 ↑
与碱性氧化物
反应
与Na2O 反应：
CO2 + Na2O = Na2CO3
与CaO 反应：
SiO2 + CaO =
高温
CaSiO3
与碳反应
C + CO2 =
高温
2CO
2C + SiO2 =
高温
Si + 2CO ↑
①硅酸不稳定，受热易分解：H2SiO3=
△SiO2 + H2O。
②硅酸能与碱溶液反应，如与NaOH 溶液反应的化学方程式为H2SiO3 +
2NaOH = Na2SiO3 + 2H2O。
③硅酸在水中易聚合形成胶体。硅胶吸附水分能力强，常用作干燥剂。
(2)硅酸钠（Na2SiO3）
①白色、可溶于水的粉末状固体，其水溶液俗称水玻璃（或泡花碱），有黏性，
水溶液显碱性。
②它能与酸性较硅酸强的酸反应，Na2SiO3溶液与下列两种物质反应的化学方程
式分别为
与盐酸反应：Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3 ↓。
与CO2（少量）反应：Na2SiO3 + CO2 + H2O = H2SiO3 ↓+ Na2CO3。
③用途：粘合剂（矿物胶），耐火阻燃材料。
2.硅酸盐和无机非金属材料
(1)硅酸盐
①由硅、氧和金属元素组成的化合物的总称，是构成地壳岩石的主要成分。
②硅酸盐组成的表示
通常用二氧化硅和金属氧化物的组合形式表示硅酸盐的组成，如硅酸钠（Na2SiO3）
可表示为Na2O· SiO2，钾长石（KAlSi3O8）可表示为K2O· Al2O3· 6SiO2。
(2)无机非金属材料
①传统无机非金属材料，如水泥、玻璃、陶瓷等硅酸盐材料。
a.常见硅酸盐材料比较
b.玻璃生产中的两个重要反应：Na2CO3 + SiO2 =
高温
Na2SiO3 + CO2 ↑；CaCO3 +
SiO2 =
高温
CaSiO3 + CO2 ↑。
②新型无机非金属材料，如高温结构陶瓷、光导纤维、生物陶瓷、压电陶瓷等。
表4 常见硅酸盐材料比较
水泥
玻璃
陶瓷
生产原料
石灰石、黏土
纯碱、石灰石、石英砂
黏土
主要设备
水泥回转窑
玻璃窑
陶瓷窑
知识清单：
氯及其化合物
一、氯单质及其重要化合物的性质及应用：
1.氯气
(1)物理性质
①色、味、态：黄绿色有刺激性气味的气体。
②水溶性：能溶于水。
③毒性：有毒。
(2)化学性质
①与金属反应
2Fe + 3Cl2 =
点燃
2FeCl3（产生红棕色的烟）
Cu + Cl2 =
点燃
CuCl2（产生棕黄色的烟）
②与非金属反应
H2 + Cl2 =
光照
2HCl（现象：发生爆炸）
H2 + Cl2 =
点燃
2HCl（现象：安静的燃烧，发出苍白色火焰，瓶口有白雾）
③与水反应：H2O + Cl2 ⇌HCl + HClO
④与碱液反应
2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O
2Ca OH 2 + 2Cl2 = CaCl2 + Ca ClO 2 + 2H2O
⑤与还原性物质反应
Cl2 + 2I−= I2 + 2Cl−
2Fe2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl−
SO2 + 2H2O + Cl2 = H2SO4 + 2HCl
2.氯的重要化合物
(1)次氯酸
①不稳定性：2HClO
=
光（或加热）
2HCl + O2 ↑
氯水须现用现配，保存在棕色试剂瓶中，置于冷暗处。
②强氧化性
a.能将有色物质氧化为无色物质，有漂白性。
b.可用于杀菌、消毒。
③弱酸性
NaClO 溶液中通入CO2，化学方程式为NaClO + CO2 + H2O = NaHCO3 + HClO。
(2)漂白粉
①成分
a.主要成分：Ca ClO 2、CaCl2
b.有效成分：Ca ClO 2
②制取原理：2Ca OH 2 + 2Cl2 = CaCl2 + Ca ClO 2 + 2H2O
③化学性质：水解呈碱性，具有强氧化性
④漂白原理：Ca ClO 2 + CO2 + H2O = CaCO3 ↓+ 2HClO，必须密封保存。
二、氯气的实验室制法：
1.实验室制取、收集干燥纯净氯气的装置
(1)反应原理：用强氧化剂MnO2和浓盐酸反应，化学方程式为MnO2 +
4HCl 浓=
△MnCl2 + Cl2 ↑+ 2H2O
(2)制备装置类型：固体+液体→
△气体
(3)净化方法：用饱和食盐水除去HCl，再用浓H2SO4除去水蒸气
(4)收集方法：向上排空气法或排饱和食盐水法
(5)尾气吸收：用强碱溶液（如NaOH 溶液）吸收
2.验满方法
(1)将湿润的淀粉-碘化钾试纸靠近收集Cl2的瓶口，观察到试纸立即变蓝，则证明
已集满。
(2)将湿润的蓝色石蕊试纸靠近收集Cl2的瓶口，观察到试纸立即发生先变红后褪
色的变化，则证明已集满。
三、卤素的性质及X−的检验：
1.卤素的提取
(1)氯的提取——氯碱工业
化学方程式为：2NaCl + 2H2O =
电解
2NaOH + H2 ↑+ Cl2 ↑。
(2)海水中提取溴
①流程
②发生反应的化学方程式
a.2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2；
b.Br2 + SO2 + 2H2O = 2HBr + H2SO4；
c.2HBr + Cl2 = 2HCl + Br2。
(3)海带中提取碘
①流程
②发生反应的离子方程式：Cl2 + 2I−= I2 + 2Cl−。
2.卤素的性质
(1)溴、碘单质物理性质比较
(2)氯、溴、碘单质化学性质比较
①与碱溶液反应：
如与NaOH 溶液反应的化学方程式为2NaOH + X2 = NaX + NaXO + H2O X =
Cl、Br、I 。
②氧化性
a.都能与金属反应生成金属卤化物，如与钠反应的化学方程式2Na + X2 =
2NaX X = Cl、Br、I 。
b.氯、溴、碘单质的氧化性强弱顺序是Cl2 > Br2 > I2，阴离子的还原性强弱顺序
是Cl−< Br−< I−。
Cl2能从Br−的溶液中置换出Br2，其离子方程式为Cl2 + 2Br−= 2Cl−+ Br2；同理，
Br2能置换I2，其离子方程式为Br2 + 2I−= 2Br−+ I2。
表5 溴、碘单质物理性质比较
性质
Br2
I2
颜色
深红棕色
紫黑色
状态
液体
固体
溶解性
水中
溶解度不大
溶解度不大
有机溶剂中
易溶
易溶
特性
易挥发
1
易升华；②使淀粉变蓝
c.与一些还原性离子反应，如Br2与SO3
2−、Fe2+反应的离子方程式分别为Br2 +
SO3
2−+ H2O = 2Br−+ SO4
2−+ 2H+，2Fe2+ + Br2 = 2Fe3+ + 2Br−。
3.卤素离子的检验
(1)AgNO3溶液——沉淀法
(2)置换——萃取法
(3)氧化——淀粉法检验I−
知识清单：
硫及其化合物
一、硫及其氧化物的性质及应用：
1.硫单质
(1)自然界中硫的存在形态
(2)物理性质
①颜色状态：黄色晶体。
②溶解性：水中不溶，酒精中微溶，CS2中易溶。
(3)化学性质
①与金属
Fe + S=
△FeS
2Cu + S=
△Cu2S
②与非金属
S + O2 =
点燃
SO2
S + H2=
△H2S
③与热的强碱
3S + 6NaOH=
△3Na2S + Na2SO3 + 3H2O
2.硫的氧化物
(1)二氧化硫
①物理性质
色、味、态：无色、有刺激性气味的气体；水溶性：易溶于水；毒性：有毒。
②化学性质
a.酸性氧化物的通性
i.SO2能使紫色石蕊试液变红色
ii.与H2O 反应：SO2 + H2O ⇌H2SO3
iii.与碱反应：
NaOH 足量：SO2 + 2OH−= SO3
2−+ H2O
NaOH 少量：SO2 + OH−= HSO3
−
iv.与碱性氧化物反应：CaO + SO2 = CaSO3
b.氧化性（如与H2S 溶液反应）：SO2 + 2H2S = 3S ↓+ 2H2O（生成淡黄色沉淀）
c.还原性
i.与O2反应：2SO2 + O2 ⇌
△
催化剂
2SO3
ii.使溴水褪色：SO2 + Br2 + 2H2O = H2SO4 + 2HBr
iii.使酸性KMnO4溶液褪色：5SO2 + 2MnO4
−+ 2H2O = 5SO4
2−+ 2Mn2+ + 4H+
iv.与FeCl3溶液反应：SO2 + 2Fe3+ + 2H2O = SO4
2−+ 2Fe2+ + 4H+
v.与H2O2溶液反应：SO2 + H2O2 = H2SO4
d.漂白性：SO2可使品红溶液褪色，加热后，溶液由无色变为红色。
(2)三氧化硫
①物理性质
在标准状况下，SO3为无色晶体。
②化学性质：酸性氧化物的通性
a.与H2O 反应：SO3 + H2O = H2SO4
b.与碱性氧化物反应：CaO + SO3 = CaSO4
c.与碱反应：SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
(3)硫的氧化物对大气的污染
①来源：含硫化石燃料的燃烧及金属矿物的冶炼等。
②危害：危害人体健康，形成酸雨（pH 小于5.6）。
③治理：燃煤脱硫，改进燃烧技术。
④硫酸型酸雨的形成途径有两个：
途径1：2SO2 + O2 ⇌
△
催化剂
2SO3、SO3 + H2O = H2SO4。
途径2：SO2 + H2O2 = H2SO4、2H2SO3 + O2 = 2H2SO4。
二、H2SO4的性质及SO4
2−的检验：
1.浓硫酸的物理性质及腐蚀性
(1)挥发性：难挥发。
(2)溶解性：浓H2SO4与水以任意比互溶，溶解时可放出大量的热；浓H2SO4稀释
的方法是将浓H2SO4沿烧杯内壁缓缓倒入水中，并不断用玻璃棒搅拌。
(3)浓硫酸对人体皮肤有强烈的腐蚀作用。如果不慎在皮肤上沾上少量浓硫酸时，
处理方法是立即用大量水冲洗，然后涂上NaHCO3溶液。
2.硫酸是强电解质，写出稀硫酸与下列物质反应的离子方程式：
(1)铁：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 ↑
(2)MgO：MgO + 2H+ = Mg2+ + H2O
(3)Ba OH 2：Ba2+ + 2OH−+ 2H+ + SO4
2−= BaSO4 ↓+ 2H2O
(4)Na2SO3：SO3
2−+ 2H+ = H2O + SO2 ↑
(5)BaCl2：Ba2+ + SO4
2−= BaSO4 ↓
3.浓H2SO4的特性
(1)填写下表
(2)分别写出浓硫酸与Cu、C 反应的化学方程式：
Cu + 2H2SO4 浓=
△CuSO4 + SO2 ↑+ 2H2O、C + 2H2SO4 浓=
△CO2 ↑+ 2SO2 ↑+
2H2O。
(3)常温下，铁、铝遇浓H2SO4发生钝化，可用铝槽车运输浓H2SO4。
4.SO4
2−的检验
检验SO4
2−的正确操作方法：被检液
→
加足量盐酸酸化
取清液
→
滴加BaCl2溶液
观察有无白色
沉淀产生（判断有无SO4
2−）
三、硫及其化合物的相互转化：
1.含硫物质间的转化
2.含硫物质的连续氧化
3.从氧化还原反应的角度定位硫及其化合物间的转化
(1)相邻价态的同种元素的微粒间不发生氧化还原反应，如S 和H2S、S 和SO2、SO2
和浓硫酸之间不发生氧化还原反应。
(2)当硫元素的化合价升高或降低时，一般升高或降低到其相邻的价态，即台阶
式升降。可用如图表示：
表6 浓H2SO4的特性
实验
实验现象
浓硫酸的性质
少量胆矾加入浓硫酸中
蓝色固体变白
吸水性
用玻璃棒蘸取浓硫酸滴
在滤纸
沾有浓H2SO4的滤纸变黑
脱水性
将铜片加入盛有浓硫酸
的试管中加热
铜片逐渐溶解，产生无色、有
刺激性气味的气体
酸性、强氧化性
(3)相同价态硫的转化是通过酸、碱反应实现的，如：
(4)典型的归中反应
2H2S + SO2 = 3S ↓+ 2H2O；
2Na2S + Na2SO3 + 3H2SO4 = 3Na2SO4 + 3S ↓+ 3H2O。
知识清单：
氮及其化合物
一、氮气及氮的氧化物：
1.氮气
写出有关化学方程式：
①3Mg + N2 =
点燃
Mg3N2；
②N2 + 3H2
⇌
催化剂
高温高压
2NH3；
③N2 + O2
=
放电或高温
2NO。
2.氮的氧化物
氮有多种价态的氧化物：N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5等
3.氮氧化物对环境的污染及防治
(1)常见的污染类型
①光化学烟雾：NOx 在紫外线作用下，与碳氢化合物发生一系列光化学反应，
产生一种有毒的烟雾。
②酸雨：NOx 排入大气中后，与水反应生成HNO3和HNO2，随雨雪降到地面。
③破坏臭氧层：NO2可使平流层中的臭氧减少，导致地面紫外线辐射量增加。
④NO 与血红蛋白结合使人中毒。
表7 NO 和NO2的比较
NO
NO2
物理
性质
颜色
无色
红棕色
毒性
有毒
有毒
溶解性
不溶
能溶
化学
性质
与O2反应
2NO + O2 = 2NO2
—
与H2O 反
应
—
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
(2)常见的NOx 尾气处理方法
①碱液吸收法
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
NO2 + NO + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O
NO2、NO 的混合气体能被足量烧碱溶液完全吸收的条件是n NO2 ⩾n NO ，一般
适合工业尾气中NOx 的处理。
②催化转化法
在催化剂、加热条件下，氨可将氮氧化物转化为无毒气体（N2）或NOx 与CO
在一定温度下催化转化为无毒气体（N2和CO2，一般适用于汽车尾气的处理）。
二、氨和铵盐：
1.氨气
(1)氨的分子结构和物理性质
(2)化学性质
①与H2O 反应
NH3 + H2O ⇌NH3· H2O
②与盐酸反应
NH3 + HCl = NH4Cl
③催化氧化
4NH3 + 5O2 =
△
催化剂
4NO + 6H2O
(3)实验室制取
①反应原理：2NH4Cl + Ca OH 2=
△CaCl2 + 2H2O + 2NH3 ↑
②反应装置：固体+固体→
△气体
③净化装置：用碱石灰干燥
④收集装置：向下排空气法
表8 氨的分子结构和物理性质
电子式
密度
气味
水溶性
比空气小
强烈刺激性气味
极易溶于水（1:700）
⑤验满方法：
a.用湿润的红色石蕊试纸置于试管口，试纸变蓝色；
b.将蘸有浓盐酸的玻璃棒置于试管口，有白烟产生。
⑥尾气装置：收集时，一般在管口塞一团棉花，可减小NH3与空气的对流速度，
收集到纯净的NH3。
(4)氨的用途
化工原料，用于制硝酸、铵盐、纯碱、尿素，用作制冷剂。
2.铵盐
(1)铵盐
①受热分解
NH4Cl=
△NH3 ↑+ HCl ↑
NH4HCO3=
△NH3 ↑+ CO2 ↑+ H2O
②与NaOH 反应
NH4
+ + OH−=
△NH3 ↑+ H2O
(2)NH4
+的检验
三、硝酸的性质及应用：
1.物理性质
无色、有刺激性气味的液体，易挥发，与水以任意比互溶；发烟硝酸：质量分数
在98%以上的硝酸。
2.化学性质
(1)不稳定性：4HNO3 =
或光照
△4NO2 ↑+ O2 ↑+ 2H2O。
(2)强氧化性
①与金属反应
a.与除Au、Pt 外大部分金属反应
浓硝酸与铜反应：Cu + 4HNO3 浓= Cu NO3 2 + 2NO2 ↑+ 2H2O；
稀硝酸与铜反应：3Cu + 8HNO3 稀= 3Cu NO3 2 + 2NO ↑+ 4H2O。
b.常温下浓硝酸使Fe、Al 钝化
②与非金属反应
浓硝酸与碳反应：C + 4HNO3 浓=
△CO2 ↑+ 4NO2 ↑+ 2H2O。
③与某些还原性化合物（如Fe2+、SO3
2−等形成的化合物）反应
(3)与有机物反应
①硝化反应（与C6H6反应）：C6H6 + HNO3
→
△
浓H2SO4
C6H5NO2 + H2O。
②颜色反应：某些蛋白质遇到浓硝酸时变黄色。
四、氮及其化合物性质的综合运用：
1.氮及其化合物的转化
2.含氮物质的化合价变化及规律
(1)氮元素间的歧化和归中
歧化——同一元素的化合价在同一反应中既升高又降低。
归中——同一元素高价态和低价态生成中间价态。
(2)含氮物质的连续氧化
第五章物质结构元素周期律
知识体系：
章节概述：
本章主要分为三节内容，第一节原子结构中主要考察原子结构、原子核外电子排
布排布及等电子粒子；第二节元素周期表、元素周期律中主要考查金属性、非金
属性、气态氢化物稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸碱性、原（离）子半径
等的比较。第三节化学键中主要考察离子键、共价键、分子间作用力和氢键的概
念和区别。元素周期表中涉及的知识内容丰富，规律性强。命题多以推断题形式
出现，解题时要以元素及其化合物的性质为载体，探究元素周期表中的奥秘。
在每年高考中“位构型”是考查的重点题型之一：“位”——元素在周期表中的位置、
“构”——原子结构、“性”——元素性质以探究三者之间的关系进行命题。
知识清单：
原子结构
一、原子结构：
1.原子的构成
2.微粒关系
(1)原子内的等量关系
①质子数＝核电荷数＝核外电子数。
②质量数＝质子数＋中子数。
(2)离子内的等量关系
①阳离子的核外电子数＝质子数－电荷数。
②阴离子的核外电子数＝质子数＋电荷数。
3.元素符号周围数字的意义
4.“三素”（元素、核素、同位素）的概念及相互关系
5.“四量”比较
二、原子核外电子排布：
1.核外电子排布规律
2.原子结构示意图
3.等电子微粒
(1)“18 电子”微粒
表1 “四量”比较
类别
定义
实例
原子质量
某元素某种核素的一个
原子的真实质量
一个8
16O的原子质量是2.657×10-26kg
原子的相对
原子质量
一个原子的质量与一个
6
12C原子质量的
1
12的比值
8
16O的相对原子质量约为16
元素的相对
原子质量
元素的各种天然同位素
的相对原子质量与其在
自然界中所占的物质的
量分数计算出的平均值
Ar = Ar A · a% + Ar B · b% + …
其中a% + b% + … = 1
质量数
某原子核内质子数与中
子数之和
8
18O的质量数为18
备注
某核素的质量数可视为该核素的近似相对原子质量
(2)“10 电子”微粒
(3)“9 电子”微粒：−F、−OH、−NH2、−CH3（甲基）。
(4)“14 电子”微粒：Si、N2、CO、C2H2。
(5)“2 电子”微粒：He、H−、Li+、Be2+、H2。
知识清单：
元素周期表元素周期律
一、元素周期表：
1.原子序数
原子序数=核电荷数=核外电子数=质子数
2.编排原则
周期（横行）：元素原子的电子层数相同，左→右：原子序数递增；
族（纵行）：元素原子的最外层电子数相同，上→下：电子层数递增。
3.结构
(1)周期（7 个横行，7 个周期）
(2)族（18 个纵行，16 个族）
4.元素周期表中的特殊位置
(1)分区
①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画
一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
(2)过渡元素：元素周期表中部从ⅢB 族到ⅡB 族10 个纵行共六十多种元素，这
些元素都是金属元素。
(3)镧系：元素周期表第六周期中，57 号元素镧到71 号元素镥共15 种元素。
(4)锕系：元素周期表第七周期中，89 号元素锕到103 号元素铹共15 种元素。
(5)超铀元素：在锕系元素中92 号元素铀(U)以后的各种元素。
二、元素周期律：
表2 元素周期表的周期
短周期
长周期
周期序数
一
二
三
四
五
六
七
元素种数
2
8
8
18
18
32
32
0 族元素原子序数
2
10
18
36
54
86
118
表3 元素周期表的族
主族
列序
1
2
13
14
15
16
17
族序
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
副族
列序
3
4
5
6
7
11
12
族序
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
ⅠB
ⅡB
Ⅷ族
第8、9、10 共3 个纵行
0 族
第18 纵行
1.定义：元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
2.元素周期律的实质：元素原子核外电子排布周期性变化的结果。
3.元素周期律的具体表现形式
4.元素金属性强弱的比较
(1)结构比较法：最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强。
(2)位置比较法：
①同周期：从左到右，元素金属性逐渐减弱。
②同主族：从上到下，元素金属性逐渐增强。
③左下右上位：左下方元素金属性较强。
(3)实验比较法
①最高价氧化物对应水化物碱性强弱比较：碱性强的对应元素金属性强。
②与水、酸反应的难易程度：越易反应或反应越剧烈，对应元素金属性越强。
③单质的还原性：还原性越强，对应元素的金属性越强。
④阳离子的氧化性的强弱：氧化性越弱，对应元素的金属性越强。
⑤单质与同一物质反应的难易程度：越易进行反应，对应元素的金属性越强。
⑥原电池正负极：一般来说，作负极的金属对应元素的金属性强。
⑦置换反应：金属性强的金属能把金属性弱的金属从其盐溶液中置换出来（K、
Ca、Na 等除外）。
表4 元素周期律的具体表现形式
项目
同周期（左→右）
同主族（上→下）
原
子
结
构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
相同
逐渐增多
原子半径
逐渐减小
（稀有气体元素除外）
逐渐增大
离子半径
阳离子半径逐渐减小
阴离子半径逐渐减小
r(阴离子)>r(阳离子)
逐渐增大
性
质
化合价
最高正化合价由+1→+7
（O、F 除外）
最低负化合价＝－(8－
主族序数)
（金属元素除外）
相同，最高正化合价＝
主族序数（O、F 除外）
元素的金属性和
非金属性
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
离子的氧化性、
还原性
阳离子氧化性逐渐增强
阴离子还原性逐渐减弱
阳离子氧化性逐渐减弱
阴离子还原性逐渐增强
气态氢化物稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
最高价氧化物对应
水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
5.元素非金属性强弱的比较
(1)结构比较法：最外层电子数越多，电子层数越少，元素非金属性越强。
(2)位置比较法：
①同周期：从左到右，元素非金属性逐渐增强。
②同主族：从上到下，元素非金属性逐渐减弱。
③左下右上位：右上方元素非金属性较强。
(3)实验比较法
①最高价氧化物对应水化物酸性强弱比较：酸性强的对应元素非金属性强。
②与H2反应的难易或剧烈程度：越易反应或反应越剧烈，对应元素非金属性越
强。
③单质的氧化性强弱：氧化性越强，对应元素的非金属性越强。
④简单阴离子的还原性的强弱：还原性越弱，对应元素的非金属性越强。
⑤单质与同一物质反应的难易程度：越易进行反应，对应元素的非金属性越强。
⑥置换反应：非金属较强的元素单质能置换出非金属性较弱的单质。
6.元素周期表、元素周期律的应用
(1)根据元素周期表中的位置寻找未知元素
(2)预测元素的性质（由递变规律推测）
①比较不同周期、不同主族元素的性质，如金属性Mg > Al、Ca > Mg，则碱性：
Mg OH 2 > Al OH 3、Ca OH 2 > Mg OH 2。
②推测未知元素的某些性质
如：已知Ca OH 2微溶，Mg OH 2难溶，可推知Be OH 2难溶。
再如：根据卤族元素的性质递变规律，可推知不常见元素砹(At)应为黑色固体，
与氢难化合，HAt 不稳定，水溶液呈酸性，AgAt 难溶于水。
(3)启发人们在一定区域内寻找新物质
①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga 等。
②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As 等。
③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、
Pd 等。
7.元素“位-构-性”的关系
(1)性质与位置的互推
①根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置，如同周期主族元素A、B、
C 的金属性逐渐增强，则可知A、B、C 在同周期中按C、B、A 的顺序从左向右
排列。
②根据元素在周期表中的位置关系可以推断元素的性质，如A、B、C 三元素在
同一主族中从上往下排列，则A、B、C 的单质氧化性依次减弱或还原性依次增
强。
(2)结构与性质的互推
①若某主族元素的最外层电子数小于4，则该元素容易失电子；若该元素的最外
层电子数大于4，则该元素容易得电子。
②若某主族元素容易得电子，则可推知该元素的最外层电子数大于4；若该元素
容易失电子，则可推知该元素的最外层电子数小于4。
(3)结构与位置的互推
由原子序数确定主族元素位置方法：只要记住了稀有气体元素的原子序数
（He—2、Ne—10、Ar—18、Kr—36、Xe—54、Rn—86），就可确定主族元素
的位置。
①若比相应的稀有气体元素多1 或2，则应处在下周期的第ⅠA 族或第ⅡA 族，
如88 号元素：88－86＝2，则应在第七周期第ⅡA 族；
②若比相应的稀有气体元素少1～5 时，则应处在同周期的ⅢA 族～ⅦA 族，如
84 号元素应在第六周期第ⅥA 族。
知识清单：
化学键
一、化学键：
1.概念：使离子相结合或原子相结合的作用力
2.离子键与共价键的比较
3.电子式
(1)概念：在元素符号周围用“•”或“×”来代表原子的最外层电子（价电子）
的式子。
(2)书写
①原子：把原子的最外层电子全部排列在元素符号周围。
②金属阳离子：金属阳离子的电子式就是其离子符号。
③非金属阴离子：将得到的电子也都标在元素符号周围，并将符号用“[
]”括
上，右上角标出所带的电荷数。
④共价化合物（或单质）：书写时将共用电子对画在两原子之间，每个原子的未
成键电子也应画出。
⑤离子化合物：分别画出阴、阳离子的电子式，同种离子不相邻。
(3)用电子式表示物质的形成过程
①离子化合物：左边是原子电子式，右边是离子化合物电子式，中间用“→”连
接，相同的原子或离子不合并。
Na2S：
②共价化合物：左边是原子的电子式，右边是共价化合物的电子式，中间用“→”
连接
CO2：
表5 离子键与共价键的比较
键型
离子键
共价键
非极性键
极性键
特点
阴阳离子间的相
互作用
共用电子对不发生
偏移
共用电子对偏向吸引
能力强的原子一方
成键粒子
阴、阳离子
原子
成键
活泼金属元素和
活泼非金属元素
同种元素的原子
不同种元素的原子
存在
离子化合物
非金属单质、某些化
合物
共价化合物、某些离子
化合物
二、化学键与物质类别、物质变化的关系
1.化学键与物质类别
(1)化学键的存在
(2)化学键与物质类别的关系
①只含有共价键的物质
a.同种非金属元素构成的单质，如I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。
b.不同非金属元素构成的共价化合物，如HCl、NH3、SiO2、CS2等
②只含有离子键的物质
活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH 等。
③既含有离子键又含有共价键的物质
如Na2O2、NH4Cl、NaOH、Na2SO4等。
④无化学键的物质
稀有气体（单原子分子），如氩气、氦气等。
2.物质的溶解或熔化与化学键变化的关系
(1)离子化合物的溶解或熔化过程
离子化合物溶于水或熔化后均电离成自由移动的阴、阳离子，离子键被破坏。
(2)共价化合物的溶解过程
①有些共价化合物溶于水后，能与水反应，发生电离，其分子内共价键被破坏，
如CO2和SO2等。
②有些共价化合物溶于水后，发生电离，其分子内的共价键被破坏，如HCl、H2SO4
等。
③某些共价化合物溶于水后，其分子内的化学键不被破坏，如蔗糖（C12H22O11）、
酒精（C2H5OH）等。
(3)单质的溶解过程
某些活泼的非金属单质溶于水后，能与水反应，其分子内的共价键被破坏，如Cl2、
F2等。
3.化学键与化学反应
旧化学键的断裂和新化学键的形成是化学反应的本质，是反应中能量变化的根本。
4.化学键对物质性质的影响
(1)对物理性质的影响
金刚石、晶体硅、石英、金刚砂等物质硬度大、熔点高，就是因为其中的共价键
很强，破坏时需消耗很多的能量。NaCl 等部分离子化合物，也有很强的离子键，
故熔点也较高。
(2)对化学性质的影响
N2分子中有很强的共价键，故在通常状况下，N2很稳定；H2S、HI 等分子中的共
价键较弱，故它们受热时易分解。
三、分子间作用力和氢键：
1.分子间作用力
(1)概念：分子之间存在一种把分子聚集在一起的作用力叫分子作用力。
(2)特点：
①分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理
性质，而化学键主要影响物质的化学性质。
②分子间作用力存在于由共价键形成的多数化合物分子之间和绝大多数气态非
金属单质分子之间。但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质的微粒之间不
存在分子间作用力
(3)变化规律
一般来说，对于组成和结构相似的由分子构成的物质，相对分子质量越大，分子
间作用力越大，物质的熔、沸点越高，例如，熔、沸点：I2 > Br2 > Cl2 > F2。
2.氢键
(1)概念：已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的
原子之间的作用力。
(2)形成条件：除H 原子外，形成氢键的原子通常是N、O、F。
(3)存在作用：分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。
