高一上学期化学人教版（2019）必修第一册++知识点总结.doc

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1、第一章 化学物质及其变化一、物质的分类1、六大强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO42、四大强碱：KOH、Ca(OH)2、NaOH、Ba(OH)23、酸性氧化物：能跟碱反应生成相应价态盐跟水的氧化物。一般为非金属氧化物。特例：Mn2O74、常见酸性氧化物：CO2、SO2、SO3、SiO2、P2O5等。5、碱性氧化物：能跟碱反应生成相应价态盐跟水的氧化物。一般为金属氧化物。6、酸性氧化物的性质：酸性氧化物+水酸；酸性氧化物+碱性氧化物含氧酸盐；酸性氧化物+碱盐+水。7、碱性氧化物的性质：碱性氧化物+水碱；碱性氧化物+酸性氧化物含氧酸盐；碱性氧化物+酸盐+水；8、关于氧化物的

2、注意点：(1)金属氧化物不一定是碱性氧化物，如：Al2O3、Mn2O7等。(2)非金属氧化物不一定是酸性氧化物，如：CO、NO等。(3)酸性氧化物不一定是非金属氧化物，如：Mn2O7等。(4)碱性氧化物一定是金属氧化物。9、同素异形体：同种元素形成的不同单质互称为同素异形体。如：O2和O3；金刚石和石墨等。10、溶解性：钾钠铵硝盐易溶；盐酸盐除氯化银；硫酸盐除钙钡银；碳酸盐都不溶；碱类溶钾钠铵钡。11、常见物质的俗名：碱石灰(混合物)：CaO、NaOH物质俗名物质俗名Na2CO3纯碱、苏打KOH苛性钾NaHCO3小苏打NaOH烧碱、火碱、苛性钠CuSO45H2O胆矾Na2SiO3的水溶液水玻璃

3、FeSO47H2O绿矾CH4天然气、沼气KAl(SO4)212H2O明矾CH3CH2OH酒精CaCO3石灰石C6H12O6葡萄糖或果糖CaO生石灰C12H22O11蔗糖或麦芽糖Ca(OH)2熟石灰、消石灰(C6H10O5)n淀粉或纤维素NaCl食盐CO(NH2)2尿素CaSO42H2O生石膏2CaSO4H2O熟石膏12、分散系(混合物)：一种（或多种）物质分散到另一种（或多种）物质中所得的体系，叫做分散系。被分散的物质称为分散质，起容纳分散质作用的物质称为分散剂。13、本质区别：分散质粒子直径大小是胶体区别于溶液、浊液的本质特征。14、溶液、胶体、浊液三种分散系的比较：分散质粒子大小/nm外观

4、特征能否通过滤纸能否通过半透膜有无丁达尔效应实例溶液小于1nm均匀、透明、稳定能能无NaCl、蔗糖溶液胶体在1100nm之间均匀、有的透明、较稳定能不能有Fe(OH)3胶体浊液大于100nm不均匀、不透明、不稳定不能不能无泥水15、丁达尔效应(胶体的特性）：用一束强光照射胶体，有一条光亮的通路。(区别胶体和溶液)16、Fe(OH)3胶体的制备方法：将饱和FeCl3溶液滴入沸水中，继续加热至体系呈红褐色，停止加热，得到Fe(OH)3胶体。17、制备胶体的方程式：FeCl33H2O=Fe(OH)3(胶体)+3HCl二、物质的转化（2）碱的化学通性碱18、酸、碱、盐的化学通性（1）酸的化学通性酸（3

5、）盐的化学通性盐19、单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系三、离子反应20、物质导电原因分析：金属铜导电的原因是：铜内有自由移动的电子。NaCl固体、KNO3固体不导电的原因是：固体中尽管有阴、阳离子，但这些离子不能自由移动。NaCl溶液、KNO3溶液、稀盐酸导电的原因是溶液中有自由移动的离子。蔗糖溶液、乙醇溶液不导电的原因是：蔗糖、乙醇都是由分子构成，在水中不能形成自由移动的带电荷的粒子。注意：H2SO4、HNO3、HCl等化合物在液态条件下都不导电（没有自由移动的离子）。21、电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。22、常见电解质：酸、碱、盐、水、金属氧化物。23、非电解质：在

6、水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物。24、常见非电解质：非金属氧化物、非金属氢化物(NH3)、大多数有机物(酒精、葡萄糖、蔗糖等)。25、强电解质：在水溶液中完全电离的电解质（强酸、强碱、大部分盐、金属氧化物）26、弱电解质：在水溶液中部分电离的电解质（弱酸、弱碱、水）27、导电条件及原因：固体电解质不导电，只有在水溶液里或熔融状态下才能导电，因为电解质在水溶液里或熔融状态下解离出了自由移动的阴、阳离子，阴、阳离子在电场的作用下发生定向移动。28、注意：电解质、非电解质都是化合物，不同之处是在水溶液中或熔融状态下能否导电。电解质的导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔融状态下才能导电。能导

7、电的物质并不全部是电解质：如铜、铝、石墨、氯化钠溶液等。溶于水能导电的化合物不一定是电解质。电解质导电必须是化合物本身能电离出自由移动的离子而导电，不能是发生化学反应生成的物质导电。如非金属氧化物（SO2、SO3、CO2）、大部分的有机物为非电解质。某些难溶于水的化合物。如BaSO4、AgCl等，由于它们的溶解度太小，测不出其水溶液的导电性，但它们溶解的部分是完全电离的，所以是电解质。单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。29、溶液导电性强弱判断：溶液中自由移动离子浓度的大小。30、电离：电解质溶于水或受热熔融时，形成自由移动的离子的过程。31、电离方程式书写：左边写化学式，右边写离子符号；

8、强酸的酸式酸根拆，弱酸的酸式酸根不能拆；（例如：NaHSO4(aq)=Na+H+SO42-,NaHCO3=Na+HCO3-）强电解质写“=”，弱电解质写“” 注意：NaHSO4(熔融)=Na+HSO4-32、电离方程式应符合原子守恒、电荷守恒定律。33、从电离的角度认识酸、碱、盐34、离子反应：电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应，这样的反应属于离子反应。35、离子反应方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。它不仅表示一个具体的化学反应，而且表示同一类型的离子反应。36、离子反应方程式书写步骤：写：正确写出反应的化学方程式；拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式；不拆:单质

9、、氧化物、气体、沉淀、水、弱酸、弱碱、浓硫酸等。删：将不参加反应的离子从方程式两端删去；查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等；37、注意：凡不是在溶液中进行的反应不能写离子方程式；微溶物作为反应物时，若为澄清溶液拆成离子形式，若为悬浊液写化学式；若为生成物一般写化学式，并且加沉淀符号；多元弱酸的酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写；而强酸盐的酸根离子在离子方程式中要拆开写。38、离子方程式正误判断(六看)看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确；看能否写出离子方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式；看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等的书写是否

10、符合事实；看离子配比是否正确，看是否拆正确；看原子个数、电荷数是否守恒；看与量有关的反应表达式是否正确(过量、适量)；39、 离子共存问题：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。结合生成难溶物的离子不能大量共存:如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等；结合生成易挥发物质的离子不能大量共存:如H+和CO32-、HCO3-；OH-和CO32-、SO32-和NH4+等结合生成难电离物质(水)的离子不能大量共存：如H+和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。40、 注意：题干中的条件：如无色溶液

11、应排除有色离子：Fe2+(浅绿色)、Fe3+(黄色)、Cu2+(蓝色)、MnO4-(紫色)等离子；强碱性溶液或pH大于7的溶液或使酚酞试纸变红的溶液，都含有大量OH-，其中肯定不存在能与OH-反应的离子，如：NH4+、HS-、HSO3-、HCO3-、Fe3+、Al3+、Fe2+、Cu2+、Mg2+等（即H+、弱碱根等）。强酸性溶液或pH小于7的溶液、加入锌粒生成H2或使石蕊试纸变红的溶液，都含有大量H+，其中肯定不存在能与H+反应的离子，如：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-、F-、ClO-、CH3COO-、CO32-、HCO3-、SiO32-等（即OH-、弱酸根、弱酸的酸式酸根等

12、）。四、氧化还原反应41、定义：凡是有元素化合价升降的化学反应。42、氧化反应：物质所含元素化合价升高的反应。还原反应：物质所含元素化合价降低的反应。43、氧化反应和还原反应同时发生！44、氧化剂：在反应中得到电子(化合价降低)的反应物-表现出氧化性；还原剂：在反应中失去电子(化合价升高)的反应物-表现出还原性。45、氧化产物：失电子被氧化后得到的产物-具有氧化性还原产物：得电子被还原后得到的产物-具有还原性46、注意：氧化剂还原剂可以是不同物质，也可以是同种物质；氧化产物、还原产物可以是不同物质，也可以是同种物质物质的氧化性（或还原性）是指物质得到（或失去）电子的能力，与物质得失电子数目的多

13、少无关47、氧化还原反应的判断依据：有无元素化合价的变化。48、各个概念之间的关系：失去电子化合价升高被氧化(发生氧化反应)是还原剂(有还原性) 升失氧得到电子化合价降低被还原(发生还原反应)是氧化剂(有氧化性) 降得还49、常见的氧化剂(元素处于最高价时或中间价态)活泼非金属单质，如F2、Cl2、Br2、O2等。元素处于高价时的氧化物、高价含氧酸及高价含氧化酸盐等，如MnO2，NO2；浓H2SO4，HNO3；KMnO4，KClO3，FeCl3等。过氧化物，如Na2O2，H2O2等。50、重要的还原剂(元素处于最低价时或中间价态)金属单质，如Na，K，Zn，Fe等。某些非金属单质，如H2，C，

14、Si等。元素处于低化合价时的氧化物，如CO，SO2等。元素处于低化合价时的酸，如HCl（浓），HBr，HI，H2S等。元素处于低化合价时的盐，如Na2SO3，FeSO4等。51、氧化还原反应的本质：电子的转移（得失或偏移）。52、电子转移的表示方法（1）双线桥法：两条线分别从反应物中变价元素指向生成物中相应变价元素，一上一下，线上标注：“得/失abe-”，【a指参与变价的原子个数；b指每个原子得失电子数目（化合价变化数目）】。（2）单线桥法：一条线从反应物中化合价升高的元素(失电子元素)指向反应物中化合价降低的元素(得电子元素)，线上标注：转移“ne-”，【n指转移电子总数：得e- = 失e-

15、 = 转移e-】。53、氧化还原反应的基本规律价态规律：同种元素，处于最高价态时只具有氧化性。处于最低价态时只具有还原性。处于中间价态时既有氧化性又有还原性。歧化和归中规律：同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，价态的变化“只靠拢，可相交，不相叉”。反应先后规律：多种氧化剂与一种还原剂相遇，氧化性强的首先得电子被还原；多种还原剂与一种氧化剂相遇，还原性强的首先失电子被氧化。守恒规律：在任何氧化还原反应中：化合价升高总数 = 化合价降低总数，还原剂失电子总数 = 氧化剂得电子总数。54、 氧化性与还原性的强弱判断规律：（1）根据氧化还原反应方程式的判断：氧化性：氧化剂氧化产物还原性：还原剂还原

16、产物（2）根据金属活动性顺序判断：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au从左向右还原性逐渐减弱，对应离子的氧化性逐渐增强根据非金属活动性顺序判断：F2 Cl2 Br2 I2 S从左向右氧化性逐渐减弱，对应离子的还原性逐渐增强（3）根据反应条件和反应的剧烈程度：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。55、氧化还原反应方程式的配平步骤：标变价元素化合价；找出变价元素化合价升降(得失电子)总数；求得失电子数的最小公倍数；配系数；细检查(原子守恒、电荷守恒)第二章 海水中的重要元素钠和氯一、活泼金属单质-钠1、钠元素的存在：在自然

17、界中以化合物(化合态)的形式存在。2、金属钠的物理性质：银白色带金属光泽、质软、熔点低、密度比水小但比煤油大的固体。3、金属钠的保存：少量钠保存在煤油或石蜡油中，大量钠保存在固体石蜡中。4、钠与氧气反应：很活泼，常温下：4Na + O22Na2O(白色) （新切开的钠放在空气中容易变暗）加热条件下：2Na+O2 Na2O2(淡黄色)现象：（在坩埚中进行）先熔化成小球，后剧烈燃烧，产生黄色火焰，生成淡黄色固体。5、 钠在空气中的变化过程：NaNa2ONaOHNa2CO310H2O（结晶）Na2CO3（风化），即：一小块钠置露在空气中的现象：银白色的钠很快变暗（生成Na2O），跟着变成白色固体(N

18、aOH)，然后在固体表面出现小液滴（NaOH易潮解），最终变成白色粉未（最终产物是Na2CO3）。6、钠与H2O的反应(反应剧烈，切绿豆大小即可)：2Na2H2O2NaOHH2 离子方程式：2Na2H2O2Na2OHH2（注意配平）实验现象分析与结论浮在水面上钠的密度比水小熔成小球反应放热，且钠的熔点低四处游动有气体生成，推动小球迅速游动发出嘶嘶的响声有气体生成，反应剧烈加入酚酞溶液由无色变红色生成碱性物质生成6、 足量钠与酸反应：“先酸后水”2Na + 2H+ = 2Na+ + H27、 足量钠与盐溶液反应：“先水后盐”(K、Ca、Na均如此) 如：将钠放入硫酸铜溶液中，不能置换出铜单质2N

19、a + 2H2O = 2NaOH + H22NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4 实验现象：钠熔成小球，在液面上四处游动，有蓝色沉淀生成，有气泡放出通电8、钠着火的处理：用干燥的沙土盖灭。9、工业制钠：电解熔融的NaCl：2NaCl(熔融)=2Na + Cl210、钠的氧化物性质Na2ONa2O2色态白色固体淡黄色固体 物质种类碱性氧化物过氧化物氧元素价态21生成条件4Na+O2=2Na2O2Na+O2Na2O2与水反应Na2O+H2O=2NaOH2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2 与酸性氧化物反应Na2O+CO2=Na2CO32Na2O2+2CO2=2Na2C

20、O3+O2与酸反应Na2O+2HCl=2NaCl+H2O2Na2O2+4HCl=4NaCl+O2+2H2O稳定性不稳定2Na2O+O22Na2O2稳定11、注意：Na2O2与H2O的离子反应方程式：2Na2O2 + 2H2O = 4Na+ + 4OH- + O2反应实质：Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2 2H2O2 = 2H2O + O2实验现象：产生气泡，试管壁发烫，溶液(滴加酚酞)先变红，后褪色；与H2O、CO2的反应，Na2O2可用作呼吸面具的供氧剂；与H2O、CO2的反应，Na2O2既是氧化剂又是还原剂，是过氧化物；12、含钠元素的两种盐：Na2CO3和NaHCO

21、3的性质名称碳酸钠碳酸氢钠化学式Na2CO3NaHCO3俗名苏打、纯碱小苏打色、态白色粉末白色细小晶体用途洗涤剂，玻璃、肥皂、造纸、纺织等工业发酵粉、灭火剂、治疗胃酸过多（有胃溃疡时不能用）溶解度大小溶解度：Na2CO3 NaHCO3水溶液碱性碱性（同浓度）：Na2CO3NaHCO3与酸反应方程式NaHCO3比Na2CO3快CO32- 2H= H2O+CO2Na2CO3 + 2HCl =2NaCl + CO2 + H2OHCO3- H= H2O +CO2NaHCO3+HCl=NaCl + CO2+H2O热稳定性热稳定性：Na2CO3NaHCO32NaHCO3 Na2CO3H2OCO2与CaCl

22、2反应Na2CO3+CaCl2=CaCO3+2NaCl（白色沉淀）NaHCO3+CaCl2不反应与澄清石灰水反应Na2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3 + 2NaOH CO32- + Ca2+ = CaCO3白色沉淀生成（量不同产物不同）13、 注意：碳酸钠和碳酸氢钠与同浓度的酸反应时，碳酸氢钠中先产生气泡。CO32- H= HCO3-（无气泡产生）HCO3- H= H2O +CO2（有气泡）Na2CO3易与含Ba2+、Ca2+的碱反应生成碳酸盐沉淀和NaOH， 而NaHCO3能与所有可溶碱反应生成碳酸正盐和水Na2CO3与NaHCO3的相互转化：CO2+H2ONa2CO3 NaHC

23、O3Na2CO3NaHCO3固体加热/氢氧化钠溶液Na2CO3 + H2O + CO2 = 2NaHCO3 2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O 14、鉴别Na2CO3和NaHCO3加热：加热固体，产生能使澄清石灰水变浑浊的气体的是NaHCO3，如上图；滴入CaCl2或BaCl2溶液：产生白色沉淀的是Na2CO3；逐滴滴入稀盐酸：反应较剧烈的是NaHCO3；15、焰色试验：金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈现特殊的颜色，这在化学上叫焰色试验。16、注意：焰色试验是物理变化，并非所有含金属元素的化学物质灼烧时都有特征颜色。钠

24、的焰色是黄色，钾透过蓝色的钴玻璃焰色是紫色。17、 焰色试验操作步骤：将铂丝（或光洁无锈的铁丝）用稀盐酸洗涤后放在酒精灯外焰上灼烧至火焰颜色与原来相同；用铂丝蘸取待测碳酸钠溶液放在外焰上灼烧，观察火焰颜色；用盐酸洗净铂丝，在外焰上灼烧至火焰无色后，再蘸取碳酸钾溶液做同样的实验，透过蓝色的钴玻璃观察火焰的颜色。二、氯气18、氯元素在自然界中以化合态存在。19、氯气的物理性质：黄绿色有刺激性气味的有毒气体，可溶于水（1体积水大约溶解2体积的氯气），易液化，加压和降温条件下可变为液态(液氯)和固态。20、与金属反应钠与氯气反应 2Na+Cl2 2NaCl 产生大量白烟铁与氯气反应 2Fe+3Cl2

25、2FeCl3 产生棕红色的烟铜与氯气反应 Cu + Cl2 CuCl2 产生棕黄色的烟规律：氯气与变价金属（如Fe、Cu）发生反应，把变价金属氧化成高价的金属氯化物。21、 与非金属反应 H2 + Cl2 2HCl （在点燃或光照下氯气均能与氢气反应）现象：氢气在氯气中安静燃烧，发出苍白色火焰，瓶口呈白雾状。22、 燃烧：燃烧不一定有氧气参加，物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。燃烧的本质是剧烈的氧化还原反应，所有发光放热的剧烈化学反应都称为燃烧。23、氯气与水的反应 Cl2H2O HClHClO 注意：在该反应中，Cl2既是氧化剂于是还原剂，转移的电子数为e-。24、氯水：氯气溶于水形成的溶液

26、，因为有氯气所以为浅黄绿色。25、新制氯水与久置氯水区别：液氯新制氯水(三分四离)久置氯水(一分三离)成分Cl2Cl2、HClO、H2O、H+、Cl-、ClO-、OH-H+、Cl-、H2O、OH-分类纯净物混合物混合物颜色黄绿色浅黄绿色无色性质氧化性酸性、氧化性、漂白性酸性26、次氯酸的性质：弱2HCl+O2杀菌、消毒27、氯气与碱的反应：漂白液的制取： 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O 漂白液的主要成分是NaClO+NaCl，有效成分是NaClO漂白粉和漂粉精的制取：2 Ca(OH)2 + 2Cl2=Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O漂白粉和漂粉精

27、的主要成分是Ca(ClO)2+CaCl2，有效成分是Ca(ClO)2漂白粉的漂白原理： Ca(ClO)2 + CO2+H2O=CaCO3+ 2HClO漂白粉失效原理 2HClO 2HCl + O2MnO2+4H+2Cl- Mn2+Cl2+2H2OMnO2+4HCl(浓) MnCl2+Cl2+2H2O28、 氯气的实验室制法注意：(1)选用MnO2时必须用浓盐酸,MnO2与稀盐酸不反应。(2)不能用蒸馏水代替饱和食盐水除去HCl气体。(3)吸收Cl2用氢氧化钠溶液,不用氢氧化钙溶液,因氢氧化钙的溶解度很小, 吸收效果不好。(4)验满：将湿润的淀粉KI试纸(或湿润紫色石蕊试纸)放在瓶口,观察试纸是

28、否变蓝(或先变红后褪色)。29、其他制备Cl2的方法2KMnO4+16HCl(浓) =2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2OKClO3+6HCl(浓) =KCl+3Cl2+3H2OCa(ClO)2+4HCl(浓) =CaCl2+2Cl2+2H2O(利用漂白粉制取氯气)30、检验Cl-时要先加稀硝酸酸化,以排除CO32等离子的干扰,不能用稀硫酸酸化,因为再加入AgNO3溶液后生成Ag2SO4白色沉淀,会干扰实验,更不能用盐酸酸化,因为盐酸中含有Cl-。三、物质的量31、物质的量符号（n），表示含有一定数目粒子的集体的物理量。32、单位为摩尔（mol）：国际上规定，1mol粒子集体所含的粒子数

29、与0.012Kg 12C所含的碳原子数相同，约为6.02 1023。33、把含有6.02 1023个粒子的任何粒子集体计量为1摩尔。34、阿伏加德罗常数：把1mol任何粒子的粒子数叫做阿伏加德罗常数，确定为6.02 1023mol-1。35、物质的量 物质所含微粒数目阿伏加德罗常数 n =NNA36、物质的量与微观粒子数之间成正比：n1n2N1N237、注意：物质的量这四个字是一个整体，是专用名词，不得简化或增添任何字。物质的量只适用于微观粒子，使用摩尔作单位时，所指粒子必须指明粒子的种类，如原子、分子、离子等。且粒子的种类一般都要用化学符号表示。物质的量计量的是粒子的集合体，不是单个粒子。3

30、8、摩尔质量（M）：单位物质的量的物质所具有的质量叫摩尔质量。单位：g/mol 或 g.mol-1数值：等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量。39、物质的量=物质的质量摩尔质量 n = mM 40、气体摩尔体积（Vm）：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积。单位：L/mol 或 m3/mol41、物质的量=气体的体积/气体摩尔体积n=VVm42、标准状况：特指0 101KPa ，Vm = 22.4 L/mol。43、阿伏加德罗定律： 同温、同压下，等物质的量的任何气体（含有相同的分子个数）的体积相等. 44、理想气体状态方程(克拉珀龙方程)：PV=nRT推论：（1）同温、同压下，气体

31、的体积与其物质的量成正 比：V1 ：V2 = n1 ：n2 （2）同温、同体积时，气体的压强与其物质的量成正比：P1 ：P2 = n1 ：n2（3）同温、同压下，气体的密度之比等于其摩尔质量之比1：2 =M1：M245、物质的量浓度：以单位体积溶液里所含溶质的物质的量，叫做溶质的物质的浓度。单位：mol/L，mol/m346、物质的量浓度 溶质的物质的量/溶液的体积 C = nV47、若已知溶质的摩尔质量为M,溶液的密度为(单位:gcm-3),溶液中溶质的质量分数为w,则物质的量浓度c=1000w/M。48、一定物质的量浓度的配制的步骤：计算；称量；溶解；转移；洗涤；定容；摇匀；装瓶贴签。例：

32、配制98 mL 1.00 molL-1 NaCl溶液玻璃棒烧杯钥匙托盘天平5.9g10010-358.5=5.85g100mL容量瓶玻璃棒23100mL容量瓶12cm凹液面与刻度线相切胶头滴管49、注意：选多大容量瓶，计算溶质的量时，代多大值，容量瓶选择时“大而近”的原则；容量瓶规格：50、100、250、500、1000mL；标注:温度、容积、刻度线。使用容量瓶注意“五不”:不能溶解固体;不能稀释浓溶液;不能加热;不能作反应容器;不能长期贮存溶液。容量瓶先检漏再洗；溶解完的溶液等冷却至室温时再转移； 定容时，当液面离刻度线12cm时改用滴管，以平视法观察加水至液面最低处与刻度相切为止。50、

33、 分析一定物质的量浓度溶液配制的误差时,依据“c=n/V=m/MV”进行判断,分析m或V的变化对c产生的影响,若m减小,则c偏低;若V偏小,则c偏高。例:以配制一定物质的量浓度的NaOH溶液为例可能引起误差的一些操作过程分析对c的影响mV称量过程误差分析称量时间过长减小-偏低用滤纸称NaOH固体减小-偏低物质、砝码位置放反(使用了游码)减小-偏低可能引起误差的一些操作过程分析对c的影响mV配制过程误差分析转移溶液前容量瓶内有少量水不变不变无影响转移液体时有少量溅出减小-偏低未洗涤烧杯内壁和玻璃棒减小-偏低未冷却到室温就移液定容-减小偏高定容时水加多后用胶头滴管吸出减小-偏低定容摇匀后液面下降再

34、加水-增大偏低定容时俯视刻度线-减小偏高定容时仰视刻度线-增大偏低51、溶液稀释 C(浓溶液)V(浓溶液) =C(稀溶液）V(稀溶液)第三章 铁 金属材料一、铁及其化合物1、铁元素的存在：地壳中：O、Si、Al、Fe，单质(游离态)和化合物(化合态)。2、高炉炼铁：还原剂的生成：a生成CO2：CO2CO2 b生成CO：CO2C2CO铁的生成：Fe2O33CO2Fe3CO23、铁的物理性质：颜色熔点/沸点/密度/(gcm-3)延展性导热性导电性导磁性银白色(粉末：黑色)153527507.86良好良好良好良好4、铁的化学性质：点燃：3Fe2O2Fe3O4；现象：剧烈燃烧，火星四射。常温：铁在潮湿

35、的空气中易被腐蚀，生成铁锈，其主要成分为Fe2O3xH2O。与Cl2反应(化学方程式)：2Fe3Cl22FeCl3；现象：剧烈燃烧，棕红色烟。注意：铁在氯气中燃烧，只生成FeCl3，与反应物量比无关。与S反应(化学方程式)：FeSFeS。氧化性：Cl2S，铁与Cl2反应被氧化为3价，与S反应被氧化为2价。与水蒸气反应实验装置铁水入模具前不能有水操作现象点燃肥皂液，听到爆鸣声，证明生成了H2，实验中湿棉花的作用是提供水蒸气。实验结论在高温下，铁能与水蒸气反应生成H2，3Fe4H2O(g)Fe3O44H2。与酸反应与非氧化性酸，如盐酸、稀硫酸，反应的离子方程式：Fe2H=Fe2H2。与盐溶液反应置

36、换反应：与CuSO4溶液反应(离子方程式)：FeCu2=Fe2Cu。5、铁的氧化物化学式FeOFe2O3Fe3O4俗名铁红磁性氧化铁颜色状态黑色粉末红棕色粉末黑色晶体(有磁性)溶解性难溶于水难溶于水难溶于水铁元素的化合价232，3稳定性不稳定稳定稳定类别碱性氧化物碱性氧化物特殊氧化物与H反应的离子方程式FeO2H=Fe2H2OFe2O36H=2Fe33H2OFe3O48H=Fe22Fe34H2O6、Fe(OH)2和Fe(OH)3性质的比较化学式Fe(OH)2Fe(OH)3色态白色固体红褐色固体溶解性难溶于水难溶于水与H+反应Fe(OH)2+2H+=Fe2+2H2OFe(OH)3+3H+=Fe3

37、+3H2O不稳定性分解产物很复杂2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O7、铁的氢氧化物的制备实验操作实验现象离子方程式(或化学方程式)试管中有红褐色沉淀生成Fe33OH=Fe(OH)3试管中先有白色絮状沉淀生成,迅速变成灰绿色,最后变成红褐色Fe23OH=Fe(OH)24Fe(OH)2O22H2O=4Fe(OH)3用H2将装置内的空气排尽后,再将亚铁盐与NaOH溶液混合,这样可长时间观察到白色沉淀将吸有NaOH溶液的胶头滴管插到液面以下,并在液面上覆盖一层苯或煤油(不能用CCl4),以防止空气与Fe(OH)2接触发生反应8、氢氧化亚铁的制备(隔绝氧气)注意：制备纯净Fe(OH)2的关键是：隔绝空

38、气,防止被氧化,可采取的措施如下:亚铁盐溶液要新配制,并加入铁粉,防止Fe2+被氧化为Fe3+;将溶液加热煮沸,为除去NaOH溶液中溶解的O2;胶头滴管的末端插入试管内的液面以下,在亚铁盐溶液底部产生Fe(OH)2沉淀;可在反应液面上用植物油或者苯进行液封,以隔绝空气。9、Fe2+和Fe3+的性质比较方法Fe3+Fe2+观察溶液颜色(棕)黄色浅绿色沉淀法(如加NaO溶液)现象红褐色沉淀白色沉淀灰绿色沉淀红褐色沉淀离子方程式Fe3+3OH-=Fe(OH)3Fe2+2OH-=Fe(OH)24Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3显色法(加KSCN溶液)现象显红色(常用方法)无明显现象,再

39、加氯水显红色离子方程式Fe3+3SCN-=Fe(SCN)32Fe2+Cl2=2Fe3+2Cl-Fe3+3SCN-=Fe(SCN)3氧化法(加酸性KMnO4溶液)无明显现象紫红色褪去注意：利用酸性KMnO4溶液检验溶液中的Fe2+时,溶液中不能含有Cl-等还原性离子,其原因是Cl-等还原性离子也能使酸性KMnO4溶液褪色。10、“铁三角”的认知模型:单质铁中Fe元素显0价,处于最低价,故Fe只有还原性。Fe3+中Fe元素显+3价,处于高价态,一般表现氧化性,可被弱还原剂(Cu等)还原为Fe2+,可被强还原剂(Al、CO等)还原为Fe。Fe2+中Fe元素显+2价,处于中间价态,故Fe2+既有氧化性

40、又有还原性,以还原性为主。含有Fe3的溶液呈 黄 色，Fe3处于铁的高价态，遇Fe、Cu、HI、H2S等均表现 氧化性 。(1)Fe3与S2、I、HS、SO32等具有较强还原性的离子不能大量共存。(2)Fe3可腐蚀印刷电路板上的铜箔，反应的离子方程式为 Cu2Fe3=Cu22Fe2 。三.亚铁盐1.Fe2+的检验：先加入KSCN溶液，无明显现象，再加氯水，溶液变红色。【思考】鉴别Fe2+时， 不能 （填“能”或“不能”）先加氯水，再加KSCN溶液，原因是 无法排除亚铁离子的干扰 。2.Fe2+的氧化性和还原性含有Fe2的溶液呈 浅绿 色，Fe2处于铁的中间价态，既有氧化性，又有还原性，其中以

41、还原性 为主，如遇Br2、Cl2、H2O2、NO(H)等均表现 还原性 。Fe2的酸性溶液与H2O2反应的离子方程式：2Fe2H2O22H=2Fe32H2O。考点3 金属材料一合金金属材料包括纯金属和它们的合金，日常使用的金属材料，大多数属于合金。1.合金的概念：由纯金属(或金属与非金属)制得的金属材料。2.合金的一般性质（1）硬度：合金的硬度及机械加工性能一般高于各成分金属。（2）熔点：合金的熔点一般低于各成分金属。二铁合金铁合金：生铁和钢是含碳量不同的两种铁碳合金。三铝和铝合金1铝与氧化铝(铝是地壳中含量最多的金属元素)(1)Al与O2反应：常温下能与空气中的O2发生反应，表面形成一层致密

42、的氧化铝薄膜。其反应方程式为：4Al3O2=2Al2O3。(2)Al、Al2O3与酸反应Al2O36HCl=2AlCl33H2O, 2Al6HCl=2AlCl33H2 。(3)Al、Al2O3与强碱的反应(4)两性氧化物：既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水的氧化物叫做两性氧化物，如Al2O3。2氢氧化铝（1）物理性质：Al(OH)3是白色固体，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Al(OH)3是典型两性氢氧化物，在强酸与强碱溶液里都能溶解。a与强酸反应：Al(OH)33H=Al33H2Ob与强碱反应：Al(OH)3OH=AlO2H2O氢氧化铝的热稳定性：Al(OH)3的热稳定性较差，将Al(OH)3加热后，可分解为Al2O3和H2O。2Al(OH)3Al2O33H2O（3）主要用途：用于汽车、飞机、火箭、船舶制造及建筑用门窗，工业上广泛使用，使用量仅次于钢。第四章 物质结构 元素周期律考点1