-高中化学必修一知识点归纳.doc

.
人教版高一化学必修一知识点必记
第一章 从实验学化学
第一节化学实验基本方法
一．化学实验安全都包括哪些内容？
1． 遵守实验室规则。
2． 了解安全措施。
（1）做有毒气体的实验时，应在通风厨中进行，并注意对尾气进行适当处理（吸收或点燃等）。进行易燃易爆气体的实验时应注意验纯，尾气应燃烧掉或作适当处理。
（2）烫伤宜找医生处理。
（3）浓酸沾在皮肤上，用水冲净然后用稀NaHCO3溶液淋洗，然后请医生处理。
（4）浓碱撒在实验台上，先用稀醋酸中和，然后用水冲擦干净。浓碱沾在皮肤上，宜先用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液。浓碱溅在眼中，用水洗净后再用硼酸溶液淋洗。
（5）钠、磷等失火宜用沙土扑盖。
（6）酒精及其他易燃有机物小面积失火，应迅速用湿抹布扑盖。
3．常用危险化学品的标志有哪些？

二．混合物的分离和提纯的方法有哪些？
1.过滤——适用于不溶性固体和液体的分离。
实验仪器：烧杯，玻璃棒，漏斗，铁架台（带铁圈），装置如右图。
注意事项：
（1）一贴，二低，三靠。一贴，滤纸要紧贴漏斗内壁；二低，
滤纸要低于漏斗边沿，液面要低于滤纸边沿。三靠，玻璃棒紧
靠三层滤纸处，滤纸紧靠漏斗内壁，漏斗尖嘴处紧靠烧杯内壁。
（2）玻璃棒起到引流的作用。
2.蒸发——适用于可溶性固体和液体的分离。
实验仪器：酒精灯，蒸发皿，玻璃棒，铁架台（带铁圈），装置如右图。
注意事项：
（1）在加热蒸发过程中，应用玻璃棒不断搅拌，防止由于液体温度
局部过高造成液滴飞溅；
（2）加热到蒸发皿中有大量晶体析出时应停止加热，用余热蒸干。
（3）热的蒸发皿应用坩埚钳取下，不能直接放在实验台上，以免烫坏实验台或遇水引起蒸发皿破裂。如果确要立即放在实验台上，则要垫上石棉网上。
3.蒸馏——利用互溶的液态混合物中各组分沸点的不同，加热使其某一组分变成蒸汽，经过冷凝后再变成液体，从而跟其他组分分开，目的是将难挥发或不挥发的杂质除去。
实验仪器：温度计，蒸馏烧瓶，石棉网，铁架台，
酒精灯，冷凝管，牛角管，锥形瓶。
注意事项：
①温度计的水银球应在蒸馏烧瓶的支管口处。
②蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片-----防液体暴沸。
③冷凝管中冷却水从下口进，上口出。
④先打开冷凝水，再加热，加热前需垫石棉网。
4．萃取——利用某种物质（溶质）在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一溶剂所组成的溶液里提取出来的方法。
实验仪器： 分液漏斗, 烧杯，铁架台（带铁圈）。
实验步骤：①装液②振荡③静置④分液
注意事项：
（1）分液漏斗使用前要先检查是否漏水。查漏的方法：在分液漏
斗中注入少量水，塞上瓶塞，倒置看是否漏水，若不漏水，把瓶
塞旋转180°，再倒置看是否漏水。
（2）振荡过程中要不断放气，防止内部气压过大将活塞顶开。
（3）分液时活塞和凹槽要对齐，目的是保证内外气压相通，以使
液体顺利流下。上层溶液从上口倒出,下层溶液从下口放出。
（4）萃取剂选择的三个条件：
①萃取剂与原溶剂互不相溶②溶质在萃取剂中的溶解度比原溶剂中要大
③萃取剂与原溶液不发生反应。
三．Cl－和SO42-离子是如何检验的？
1．Cl－检验方法：先加稀HNO3，后加AgNO3溶液，若有白色沉淀生成，说明溶液中含有Cl－。加稀HNO3的目的排除CO32－的干扰。发生反应的离子方程式：Cl－＋Ag+＝AgCl↓。
2．SO42-检验方法：先加稀HCl，后加BaCl2（或Ba(NO3)2）溶液，若有白色沉淀生成，说明溶液中含有SO42-。加稀HCl的目的排除CO32－、SO32－和Ag+的干扰。发生反应的离子方程式：SO42- + Ba2+ = BaSO4↓
四．物质溶解性口诀是什么？
碱：K、Na、Ba溶，Ca微溶
盐：钾盐，钠盐，铵盐，硝酸盐全部溶
氯化物：AgCl不溶
硫酸盐：BaSO4不溶，CaSO4和Ag2SO4微溶
碳酸盐：NH4+、K、Na溶，Mg微溶
在水中不存在：AgOH，Fe2(CO3)3，Al2(CO3)3，CuCO3
五．除杂有哪些原则？
1．除杂原则：
*不增（尽量不引入新杂质）
*不减（尽量不损耗样品）
*易分（容易分离——生成完全不溶物或气体）
*复原（除去各种杂质，还原到目标产物）
2．注意：为了使杂质除尽，加入的试剂不能是“适量”，而应是“过量”；但过量的试剂必须在后续操作中便于除去。
六．粗盐提纯加入除杂试剂的顺序是什么？
1．BaCl2 → NaOH → Na2CO3 → HCl
2．BaCl2 → Na2CO3 → NaOH → HCl
3．NaOH → BaCl2 → Na2CO3 → HCl
注：粗盐中含有的杂质离子有Ca2+、Mg2+、SO42-
1．Na2CO3必须在BaCl2之后加入，目的是除去Ca2+和过量的Ba2+。
2．最后加入的盐酸必须适量，目的是除去过量的OH-和CO32-。
3．加盐酸之前要先进行过滤。
第二节 化学计量在实验中的应用
一．物质的量的定义及制定标准是什么？
1．物质的量——符号（n），表示含有一定数目粒子的集体的物理量。
2．单位——为摩尔（mol）：国际上规定，1mol粒子集体所含的粒子数与0.012Kg 12C所含的碳原子数相同，约为6.02 × 1023。
把含有6.02 × 1023个粒子的任何粒子集体计量为1摩尔。
3．阿伏加德罗常数
把1mol任何粒子的粒子数叫做阿伏加德罗常数，确定为6.02 × 1023mol-1。
4．物质的量 ＝ 物质所含微粒数目／阿伏加德罗常数 n =N／NA
5．物质的量与微观粒子数之间成正比：n1／n2＝N1／N2
使用物质的量应注意事项：
①物质的量这四个字是一个整体，是专用名词，不得简化或增添任何字。
②物质的量只适用于微观粒子，使用摩尔作单位时，所指粒子必须指明粒子的种类，如原子、分子、离子等。且粒子的种类一般都要用化学符号表示。
③物质的量计量的是粒子的集合体，不是单个粒子。
二．摩尔质量（M）定义及公式是什么？
1．定义：单位物质的量的物质所具有的质量叫摩尔质量。
2．单位：g/mol 或 g.mol-1
3．数值：等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量。
4．物质的量=物质的质量／摩尔质量 n = m／M
三．气体摩尔体积的定义及公式是什么？
1．气体摩尔体积（Vm）
（1）定义：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积。
（2）单位：L/mol 或 m3/mol
2．物质的量=气体的体积/气体摩尔体积n=V／Vm
3．标准状况特指0℃ 101KPa ，Vm = 22.4 L/mol。
4．阿伏加德罗定律：
v 同温、同压下，等物质的量的任何气体（含有相同的分子个数）的体积相等.
5．理想气体状态方程(克拉珀龙方程)：PV=nRT
v 推论：
（1）同温、同压下，气体的体积与其物质的量成正 比：V1 ：V2 = n1 ：n2
（2）同温、同体积时，气体的压强与其物质的量成正比：P1 ：P2 = n1 ：n2
（3）同温、同压下，气体的密度之比等于其摩尔质量之比ρ1：ρ2 =M1：M2
四．物质的量在化学实验中的应用
1．物质的量浓度的定义及公式是什么？
（1）定义：以单位体积溶液里所含溶质的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质的物质的浓度。
（2）单位：mol/L，mol/m3
（3）物质的量浓度 ＝ 溶质的物质的量/溶液的体积 C = n／V
2．一定物质的量浓度的配制的步骤包括哪些？
（1）基本原理：根据欲配制溶液的体积和溶质的物质的量浓度，用物质的量浓度计算的方法，求出所需溶质的质量或体积，在烧杯中溶解并在容量瓶内用溶剂稀释为规定的体积，就得欲配制的溶液。
（2）主要操作
所需仪器：托盘天平或量筒、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管。
A．检验是否漏水，方法与分液漏斗查漏相同。
B．配制溶液 ①计算；②称量；③溶解；④转移；⑤洗涤；⑥定容；⑦摇匀；
⑧装瓶贴签。
注意事项：
A．选用与欲配制溶液体积相同的容量瓶。
B．使用前必须检查是否漏水。
C．不能在容量瓶内直接溶解。
D．溶解完的溶液等冷却至室温时再转移。
E．定容时，当液面离刻度线1~2cm时改用滴管，以平视法观察加水至液面最低处与刻度相切为止。
F．误差分析
a、称量产生误差
1）称量时左盘高，右盘低↓
2）称量时称量物放在右盘，而砝码放在左盘 （正常：m=砝码+游码；错误：砝码=m+游码）↓
3）量筒量取液体药品时仰视读数↑
4）量筒量取液体药品时俯视读数↓
b、溶解、转移、洗涤产生误差
5）溶解过程中有少量液体溅出烧杯↓
6）未洗涤溶解用的玻璃棒和烧杯↓
7）洗涤液未转入容量瓶中而倒入废液缸中↓
c、定容误差
8）定容时仰视刻度↓
9）定容时俯视刻度↑
10)定容时液面低于刻度线↑
11）未等溶液冷却就定容↑
12）定容后发现液面高于刻度线后，用滴管吸出少量溶液↓
13)摇匀后发现液面低于刻度再加水↓
14）原容量瓶洗净后未干燥 无影响
15）容量瓶中含有少量的水 无影响
16）往容量瓶中加水时有少量加到瓶外 无影响
3．溶液稀释定律是什么？
C(浓溶液)·V(浓溶液) =C(稀溶液）·V(稀溶液)
4.浓度（C）与溶质的质量分数(ω)的关系式
C= 1000ρω/ M （ρ的单位为g / mL）
第二章 化学物质及其变化
第一节 物质的分类
一．物质的分类的意义是什么？
1．分类是学习和研究化学物质及其变化的一种常用的基本方法，它不仅可以使有关化学物质及其变化的知识系统化，还可以通过分门别类的研究，了解物质及其变化的规律。分类要有一定的标准，根据不同的标准可以对化学物质及其变化进行不同的分类。交叉分类法和树状分类法是常用的两种分类方法。
2．分散系的定义及其分类是什么？
（1）定义：把一种（或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系，叫分散系。被分散的物质称作分散质（可以是气体、液体、固体），起容纳分散质作用的物质称作分散剂（可以是气体、液体、固体）。
（2）分类：按分散质粒子大小来分可以把分散系分成3种：溶液、胶体和浊液。
（3）区别：分散质粒子的大小是胶体区别于溶液、浊液的本质特征。
溶液、胶体、浊液三种分散系的比较：

分散质粒子大小/nm
外观特征
能否通过滤纸
能否通过半透膜
有否丁达尔效应
实例
溶液
小于1nm
均匀、透明、稳定
能
能
没有
NaCl、蔗糖溶液
胶体
在1—100nm之间
均匀、有的透明、较稳定
能
不能
有
Fe(OH)3胶体
浊液
大于100nm
不均匀、不透明、不稳定
不能
不能
没有
泥水
第二节 离子反应
二．离子反应
1．电解质和非电解质的定义以及范围是什么？
电解质：在水溶液中或熔化状态下能够导电的化合物叫电解质。酸、碱、盐、水和部分金属氧化物都是电解质。
酸：电离时生成的阳离子全部是氢离子的化合物
碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。
盐：电离时生成金属离子（或铵根离子）和酸根离子的化合物。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物，叫非电解质。
注意：
① 电解质、非电解质都是化合物，不同之处是在水溶液中或熔融状态下能否导电。
② 电解质的导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔融状态下才能导电。
③ 能导电的物质并不全部是电解质：如铜、铝、石墨、氯化钠溶液等。
④ 溶于水能导电的化合物不一定是电解质。电解质导电必须是化合物本身能电离出自由移动的离子而导电，不能是发生化学反应生成的物质导电。如非金属氧化物（SO2、SO3、CO2）、大部分的有机物为非电解质。
⑤ 某些难溶于水的化合物。如BaSO4、AgCl等，由于它们的溶解度太小，测不出其水溶液的导电性，但它们溶解的部分是完全电离的，所以是电解质。
⑥ 单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
2．强电解质和弱电解质的定义以及范围是什么？
（1）强电解质：在水溶液中或熔融状态下全部电离成离子的电解质。
（2）范围：
强酸（HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HI、HBr）
强碱（NaOH、KOH、Ba(OH)2等）
大多数的盐及金属氧化物
注：一些不溶于水的盐，如BaSO4、CaCO3等，但它溶解的那部分会完全电离成离子，所以像这样的不溶性盐也是强电解质。
（3）弱电解质：只有部分电离成离子的电解质
（4）范围：
弱酸：（H2CO3、CH3COOH等）
弱碱：[NH3·H2O、Fe(OH)3、Cu(OH)2 等]
水
3.电离以及电离方程式的定义是什么？
电离：物质溶于水后或受热熔化时，离解成能够自由移动的离子的过程。
电离方程式：用离子符号表示电解质电离过程的式子，叫做电离方程式。
ß 阴、阳离子拆开写，但原子团不能拆开，如：NO3-、SO42-、OH-、NH4+、CO32-等。
ß 阴、阳离子的个数由化学式决定，带电荷数由化合价决定。
ß 强酸的酸式根（HSO4-)要拆开写，而弱酸的酸式根（HCO3-、HSO3-等）不能拆开。
ß 强电解质用“=”，弱电解质用“ ⇌ ”
ß 多元弱酸分步写，多元弱碱一步写。
4.离子方程式定义以及书写步骤是什么？
离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。它不仅表示一个具体的化学反应，而且表示同一类型的离子反应。
复分解反应这类离子反应发生的条件是：生成沉淀、气体或水。
书写方法：
写：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
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
注：不能拆的5种物质
① 难溶或微溶物质②弱电解质（弱酸、弱碱、水）③氧化物④气体⑤单质
强调：澄清石灰水则应拆；若是石灰乳或石灰浆则不能拆。
5．离子共存的定义以及不能共存的情况是什么？
所谓离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
A．结合生成难溶物质的离子不能大量共存:如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等。注：Fe(OH)3(红褐色)；Cu(OH)2(蓝色)；Fe(OH)2(白色)；CuS(黑色)；AgBr(浅黄色)、AgI(黄色)。
B．结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存：如H+和CO32-，HCO3-，SO32-，OH-和NH4+等。
C．结合生成难电离物质的离子不能大量共存：如H+和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。
D．发生氧化还原反应（如H+、NO3-和Fe2+）、水解反应的离子不能大量共存（待学）。
E．生成络合物，如Fe3+和SCN-等。
F．弱酸的酸式酸根离子在较强的的酸性和碱性环境中都不能大量共存。如HCO3-、HS-、HSO3-、 H2PO4-、HPO42-都不能在酸性和碱性环境中大量共存。
注意：题干中的条件：如无色溶液应排除有色离子：Fe2+（浅绿色）、Fe3+（棕黄色）、Cu2+（蓝色）、MnO4-（紫色）等离子，酸性（或碱性）则应考虑所给离子组外，还有大量的H+（或OH-）。

6.离子方程式正误判断有哪六看？
一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。
二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。
三看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等的书写是否符合事实。
四看离子配比是否正确。
五看原子个数、电荷数是否守恒。
六看与量有关的反应表达式是否正确（过量、适量）。
第三节 氧化还原反应
三、氧化还原反应
1.氧化还原反应概念的发展是什么？

得氧失氧的观点（狭义）
化合价升降观点（广义）
电子转移观点（本质）
氧化反应

得氧的反应

化合价升高的反应
失去（或偏离）电子的反应
还原反应

失氧的反应
化合价降低的反应
得到（或偏向）电子的反应
氧化还原反应

有氧得失的反应
有化合价升降的反应
有电子转移（得失或偏移）的反应
2.氧化还原反应中概念及其相互关系是怎样的？
氧化剂（有氧化性）→得到电子→化合价降低→被还原→发生还原反应→还原产物。
还原剂（有还原性）→失去电子→化合价升高→被氧化→发生氧化反应→氧化产物。
3.四种基本反应类型和氧化还原反应的关系是怎样的？
有单质参加的化合反应和单质生成的分解反应以及置换反应一定属于氧化还原反应，复分解反应一定不属于氧化还原反应。
4.得失电子数目的计算方法：(高价-低价)´系数´下标
5.单双线桥法标电子转移的方向和数目的方法是什么？
单线桥法：箭号起点为还原剂即失电子的元素，终点为氧化剂即得电子的元素，只标电子转移的总数，不标得失。
双线桥法：用两个箭头将反应物与生成物中发生化合价变化的同种元素连起来，箭头从反应物开始指向生成物，化合价升高的标在上面，降低的标在下面，在线桥上标出得失电子的总数目，电子得失守恒。
6.特殊的氧化还原反应有哪几种？
（1）部分氧化还原反应
在氧化还原反应中，如果还原剂只有部分被氧化、或者氧化剂只有部分被还原，这就是部分氧化还原反应。如：MnO2 + 4HCl(浓) ＝ MnCl2 + Cl2­ + 2H2O
（2）歧化反应
同种物质中同种价态的同种元素一部分被氧化、另一部分被还原的反应称为歧化反应（这里的“三同”缺一不可）。如：Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O
（3）归中反应
不同价态的同一元素化合价可升高或降低至某一中间价态。 同种元素不同价态之间发生氧化还原反应遵循以下归中规律：高价＋低价→中间价（注“可靠拢不交叉”）。如：H2SO4(浓) + H2S = SO2↑+ S↓+ 2H2O
7.氧化还原反应的几种规律是什么？
（1）价态规律
元素处于最高价时只具有氧化性，元素处于最低价时只具有还原性，元素处于中间价态时既有氧化性又有还原性.
（2）强弱规律
在同一反应中，氧化性：氧化剂 > 氧化产物；还原性：还原剂 > 还原产物
同种元素，一般情况下，高价的比低价的氧化性更强，如：氧化性：Fe3+ > Fe2+、HClO > Cl2
（3）归中规律
不同价态的同一元素的化合物间反应，遵循：高价降，低价升，只靠拢，不交叉，最多到同价。
（4）守恒规律
还原剂失电子总数 = 氧化剂得电子总数，即：化合价升高总数 = 化合价降低总数。
（5）先后规律
同等条件下，谁强谁先反应(强者先行)
不同的氧化剂与同一还原剂反应，氧化性强的氧化剂先反应
不同的还原剂与同一氧化剂反应，还原性强的还原剂先反应
第三章 金属及其化合物
第一节 金属的化学性质
1．金属的物理通性有哪些？
（1）金属在常温下的状态
除汞是液体外，其他在常温下是固体。
（2）金属的颜色、光泽
绝大多数金属都是银白色，具有金属光泽，少数金属是特殊颜色如铜是紫红色，金是金黄色。
（3）良好的导电、导热性。
（4）延展性
延性：拉成细丝的性质。展性：压成薄片的性质。
2．化学通性有哪些？
（1）化合态金属元素只有正化合价
（2）金属单质易失电子，表现还原性
（3）易与氧气反应，得到氧化物
（4）活动性排在氢前的金属元素与酸反应得到盐和氢气
（5）与盐反应，置换出活动性弱的金属单质
3.金属钠的性质有哪些？
（1）物理性质有哪些？
①为银白色的固体②质软(硬度小)③密度比煤油大
（2）化学性质有哪些？
①很活泼，常温下能与氧气反应.
4Na + O2 = 2Na2O
②加热条件下与氧气反应
现象：先熔化成小球，后燃烧产生黄色火焰，生成淡黄色固体
2Na+O2 Na2O2
③钠与水的反应
概括
现象
性质
浮
钠浮在水面上
密度比水小
熔
立刻熔成一个小球
反应放热，熔点低
游、响
在水面上四处游动，发出“嘶嘶”的声音
产生气体
红
反应后溶液变红
生成碱性物质
反应方程式：2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
离子方程式：2Na + 2H2O = 2Na+ + 2OH- + H2↑
知识拓展：
a：将钠放入硫酸铜溶液中，能否置换出铜单质？
不能，2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + Na2SO4
b：将钠放入盐酸中，钠将先和H2O反应，还是先和HCl反应？
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2↑
钠与酸反应时，如酸过量则钠只与酸反应，如酸不足量则钠先与酸反应再与水反应。
一般规律：
钠与酸溶液反应时，钠直接与溶液中的酸反应，但当钠与其它溶液反应时，一般是钠先与水反应生成氢氧化钠和氢气，然后再看生成的氢氧化钠是否与原溶液中的溶质反应！
（3）钠的保存方法是什么？
①钠必须保存在隔绝空气环境中，实验室将钠保存在煤油或石蜡中。
②钠着火的处理？用干燥的砂土扑灭
4.铁与水蒸气的反应的现象和方程式是什么？
现象：加热时试管内铁粉红热，点燃肥皂泡可听到爆鸣声。
实验装置：
反应方程式：
3Fe＋4H2O(g) Fe3O4＋4H2
5.金属铝的性质有哪些？
（1）铝与氧气的反应
加热铝箔的现象和解释是什么？
现象：铝箔熔化，表面失去光泽，熔化的
铝并不滴落。
现象解释：
因为铝表面有一层氧化膜保护了铝。即使打磨过的铝箔，在空气中也会很快生成新的氧化膜。铝与空气形成了一层致密的氧化膜，阻止内层金属继续与氧气发生反应。
Fe形成的氧化膜疏松，不能保护内层金属。Mg和Al形成的氧化膜致密，能保护内层金属不被继续氧化。
(2)铝的两性体现在哪里？
①铝与稀盐酸的反应
化学方程式为：2Al + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2↑
离子方程式为：2Al + 6H+ == 2Al3+ + 3H2↑
②铝与氢氧化钠溶液的反应
化学方程式为：2Al + 2NaOH + 2H2O == 2NaAlO2 + 3H2↑
离子方程式为：2Al + 2OH- + 2H2O == 2AlO2- + 3H2↑
反应可以看成两步进行：
第一步：2Al + 6H2O == 2Al(OH)3↓ + 3H2↑
第二步：Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
所以在这个反应中Al做还原剂，H2O水做氧化剂。
铝既能与强酸反应，又能与强碱反应，是两性金属。
6.物质的量在化学方程式计算中的应用规律和步骤是什么？
（1）化学计量数之比等于物质的量之比，横（量）相当，竖（单位）相同
（2）根据化学方程式进行计算的基本步骤 ：
①根据题意写出相关反应的化学方程式
②找出相关物质的计量数之比
③对应计量系数，找出相关物质的物质的量
（要求的量用n(B)或设未知数x、y等代表）
④根据计量关系进行计算。
第二节 几种重要的金属化合物
1.钠的重要化合物有哪些？
（1）Na2O 和Na2O2 有哪些性质？
①氧化钠是白色固体，过氧化钠是淡黄色固体。
②碱性氧化物有哪些性质？
碱性氧化物+水→碱 Na2O + H2O = 2NaOH
碱性氧化物+酸性氧化物→含氧酸盐 Na2O + CO2 = Na2CO3
碱性氧化物+酸→盐+水 Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O
Na2O属于典型的碱性氧化物。
③Na2O2与H2O的反应
实验现象：产生气泡，试管壁发烫，溶液先变红，后褪色。
化学反应方程式：2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2↑
离子反应方程式：2Na2O2 + 2H2O = 4Na+ + 4OH- + O2↑
实质：Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2 2H2O2 = 2H2O + O2↑
④Na2O2与CO2的反应
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
Na2O2与H2O、CO2的反应中，Na2O2既是氧化剂又是还原剂，这两个反应是典型的歧化反应。Na2O2不属于碱性氧化物。
⑤Na2O2的用途
可做漂白剂 （强氧化性漂白），呼吸面具或潜艇中的供氧剂。
⑥）Na2O和Na2O2性质比较

Na2O
Na2O2
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
－2
－1
生成条件
4Na+O2==2Na2O
2Na+O2Na2O2
与水反应
Na2O+H2O==2NaOH
2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2 ↑
与酸性氧化物反应
Na2O+CO2=Na2CO3
2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2
与酸反应
Na2O+2HCl=2NaCl+H2O
2Na2O2+4HCl=4NaCl+O2↑+2H2O
稳定性

不稳定
2Na2O+O22Na2O2
稳定

（2）Na2CO3和NaHCO3的性质有哪些？
①碳酸钠俗名纯碱，也叫苏打，为白色粉末状固体，碳酸氢钠俗名小苏打，为白色细小晶体。碳酸钠晶体的化学式是Na2CO3·10H2O，碳酸钠晶体在干燥的空气中容易失去结晶水变成碳酸钠粉末。
②与酸反应(HCl)
a、Na2CO3 + 2HCl ==2NaCl + CO2 ↑ + H2O
CO32- + 2H+ == CO2 ↑ + H2O
b、NaHCO3 + HCl ==NaCl + CO2↑ + H2O
HCO3- + H+ == CO2 ↑ + H2O
结论：碳酸钠和碳酸氢钠都易与酸反应，但是碳酸氢钠与酸反应比碳酸钠更剧烈。
碳酸钠与酸反应之所以缓慢是因为：
Na2CO3 + HCl =NaCl + NaHCO3
NaHCO3 + HCl = NaCl + CO2↑ + H2O
③与盐反应(BaCl2和CaCl2)
Na2CO3与可溶性的钙盐、钡盐反应生成沉淀
Na2CO3 + CaCl2 = CaCO3↓ + 2NaCl CO32- + Ca2+ = CaCO3↓
Na2CO3 + BaCl2 = BaCO3↓ + 2NaCl CO32- + Ba2+ = BaCO3↓
NaHCO3可与NaHSO4反应
NaHCO3 + NaHSO4 = Na2SO4 + H2O + CO2 ↑
HCO3- + H+ = H2O + CO2 ↑
应用：利用能否与可溶性的钙盐、钡盐反应生成沉淀来来鉴别Na2CO3与NaHCO3
④与碱反应(Ca(OH)2和Ba(OH)2 )
Na2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3↓ + 2NaOH CO32- + Ca2+ = CaCO3↓
Na2CO3 + Ba(OH)2 = BaCO3↓ + 2NaOH CO32- + Ba2+ = BaCO3↓
NaHCO3与 Ca(OH)2(或Ba(OH)2 )反应遵循“以少定多”的原则
当NaHCO3少量时，NaHCO3+ Ca(OH)2= CaCO3↓ + NaOH + H2O
HCO3- + Ca2+ + OH- = CaCO3↓ + H2O
当Ca(OH)2少量时，2NaHCO3 + Ca(OH)2= CaCO3↓ + Na2CO3 + 2H2O
2HCO3- + Ca2+ + 2OH- = CaCO3↓ + 2H2O + CO32-
Na2CO3易与Ba2+、Ca2+的碱反应生成碳酸盐沉淀和NaOH
NaHCO3能与所有可溶碱反应生成碳酸正盐和水
例如：NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O
HCO3- + OH- = CO32- + H2O
⑤热稳定性
碳酸钠受热不分解，碳酸氢钠不稳定，受热易分解
2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2↑
结论：加热时，碳酸钠不分解，而碳酸氢钠则分解。即：碳酸钠比碳酸氢钠更稳定。
所以利用它们对热的稳定性来鉴别它们。
⑥a2CO3与NaHCO3的相互转化：
a、CO2+H2O
Na2CO3 NaHCO3
b、固体加热c、氢氧化钠溶液
a、Na2CO3 + H2O + CO2 == 2NaHCO3 CO32- + H2O + CO2 = 2HCO3-
b、2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2↑
c、NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O HCO3- + OH- = CO32- + H2O
⑦碳酸钠和碳酸氢钠性质比较
名称
碳酸钠
碳酸氢钠
化学式
Na2CO3
NaHCO3
俗名
苏打、纯碱
小苏打
色、态
白色粉末
白色细小晶体
溶解度大小
溶解度：Na2CO3 ＞NaHCO3
水溶液碱性
碱性（同浓度）：Na2CO3＞NaHCO3
与酸反应离子方程式

NaHCO3比Na2CO3快
CO32- ＋ 2H＋= H2O+CO2↑
HCO3- ＋ H＋= H2O +CO2↑
热稳定性

热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3
2NaHCO3 Na2CO3＋H2O＋CO2↑
与CaCl2反应
Na2CO3+CaCl2=CaCO3↓+2NaCl
NaHCO3+CaCl2不反应
相互转化

a、CO2+H2O
Na2CO3 NaHCO3
b、固体加热c、氢氧化钠溶液
⑧如何区别Na2CO3和NaHCO3?
a、加热
加热固体，产生能使澄清石灰水变浑浊的气体的是NaHCO3
b、滴入CaCl2或BaCl2溶液
产生白色沉淀的是Na2CO3
c、逐滴滴入稀盐酸
反应较剧烈的是NaHCO3
2.焰色反应的概念和实验步骤是什么？
（1）概念：
金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈现特殊的颜色，这在化学上叫焰色反应。
（2）焰色反应是物理变化，反映的是元素的性质。元素原子发射一定波长的光而产生各种颜色。
（3）钠的焰色是黄色，钾透过蓝色的钴玻璃焰色是紫色。
（4）实验步骤
①将铂丝（或光洁无锈的铁丝）放在酒精灯外焰上灼烧至火焰颜色与原来相同；
②用铂丝蘸取待测碳酸钠溶液放在外焰上灼烧，观察火焰颜色；
③用盐酸洗净铂丝，在外焰上灼烧至火焰无色后，再蘸取碳酸钾溶液在外焰上灼烧，透过蓝色的钴玻璃观察火焰的颜色。
（5）节日燃放的五彩缤纷的烟花，就是碱金属、以及锶、钡等金属化合物所呈现的各种艳丽的色彩。
3.铝的重要化合物有哪些？
（1）氧化铝（Al2O3）有哪些性质？
①物理性质：Al2O3是一种白色难熔的固体，不溶于水，可作耐火材料(熔点2050℃)
(天然产物称作刚玉)
②氧化铝的天然存在形式有两种，铝土矿由氧化铝的水合物和少量的氧化铁和二氧化硅杂质组成；刚玉氧化铝的天然晶体，硬度大小仅次于金刚石、金刚砂（SiC）(蓝宝石、红宝石是刚玉的一种）
③化学性质——两性氧化物
与盐酸反应：Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 6H+ = 2Al3+ + 3H2O
与氢氧化钠反应：Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
Al2O3 + 2OH¯= 2AlO2- + H2O
既能和强酸又能和强碱反应生成盐和水的氧化物。但不与弱碱氨水（NH3·H2O）反应。
（2）氢氧化铝(Al(OH)3 ) ——两性氢氧化物的性质有哪些？
①物理性质：氢氧化铝是几乎不溶于水的白色固体。在水溶液中新生成的氢氧化铝呈胶状，能凝聚水中悬浮物，又有吸附色素的性能。
②用途：氢氧化铝胶体可用作净水剂、色素吸附剂等。胃舒平又名复方氢氧化铝，
能治疗胃酸过多。
③实验室制备氢氧化铝——氨水（NH3·H2O）与铝盐反应
现象：生成白色胶状沉淀
Al2(SO4)3 + 6NH3·H2O＝2Al(OH)3↓ + 3(NH4)2SO4
Al3+ + 3NH3·H2O ＝ Al(OH)3↓ + 3NH4+
④AlCl3与NaOH的反应
AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl Al3+ + 3OH- = Al(OH)3↓
AlCl3 + 4NaOH = NaAlO2 + 3NaCl + 2H2O Al3+ + 4OH = AlO2- + 2H2O
⑤Al(OH)3的化学性质
a、不稳定性：
2Al(OH)3 Al2O3 + 3H2O
b、与盐酸反应：Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O
c、与氢氧化钠反应：Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
Al(OH)3 + OH¯ = AlO2- + 2H2O
既能和强酸又能和强碱反应生成盐和水的氢氧化物。但不与弱碱氨水（NH3·H2O）反应。
（3）NaAlO2的化学性质有哪些？
①NaAlO2与盐酸的反应
盐酸少量时：NaAlO2 + HCl + H2O = Al(OH)3↓ + NaCl
AlO2- + H+ + H2O = Al(OH)3↓
盐酸过量时：NaAlO2 + 4HCl = AlCl3 + NaCl + 2H2O
AlO2- + 4H+ = Al3+ + 2H2O
②NaAlO2与CO2的反应
CO2少量时：2NaAlO2 + CO2 + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + Na2CO3
2AlO2- + CO2 + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + CO32-
CO2过量时：NaAlO2 + CO2 + 2H2O = Al(OH)3↓ + NaHCO3
AlO2- + CO2 + 2H2O = Al(OH)3↓ + HCO3-
（4）硫酸铝钾{ KAl(SO4)2 }是如何净水的？
KAl(SO4)2·12H2O俗名明矾或白矾，无色晶体、易溶于水，是一种复盐，常用作净水剂。
电离方程式：KAl(SO4)2 == K+ + Al3+ + 2SO42-
净水原理：Al3+ + 3H2O ⇌ Al(OH)3 + 3H+
4.铁的重要化合物有哪些？（胶体）
（1）铁的氧化物（FeO、Fe2O3、Fe3O4）的性质有哪些？
①物质性质
FeO是一种黑色粉末，不稳定，在空气里会迅速被氧化为Fe3O4。
Fe2O3是一种红棕色粉末，俗称铁红。
Fe3O4是一种复杂的化合物，是具有磁性的黑色晶体，俗称磁性氧化铁，是磁铁矿的主要成分。
FeO、Fe2O3、Fe3O4的比较

氧化亚铁
氧化铁
四氧化三铁
分子式
FeO
Fe2O3
Fe3O4
俗名
无
铁红
磁性氧化铁
色、态
黑色粉末
红棕色粉末
黑色晶体
铁的化合价
+2