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F2、Cl2、Br2、I2、O2、S等

②含有较高价态元素的物质：

KMnO4、K2Cr2O7、KClO3、HNO3、MnO2、H2SO4（浓）

③某些金属性较弱的高价态离子：

Cu2+、Fe3+、Ag+等

④某些过氧化物：

H2O2、Na2O2等

2．常见还原剂

①所有金属单质：

Fe、Cu、Ag、Al、Mg、Zn、Na等

②非金属阴离子及低价化合物：

Cl—、I—、Br—、S2—、CO、SO2、Na2CO3等

③某些非金属单质及氢化物：

H2、C、S、H2S、HI、HBr等

六、氧化还原反应的类型

1．不同物质不同元素之间的氧化还原反应例：

3MnO2+6KOH+KClO3==3K2MnO4+KCl+3H2O

2．不同物质相同元素之间的氧化还原反应（即归中反应）例：

KClO3+6HCl==KCl+3Cl2+3H2O

3．相同物质不同元素之间的氧化还原反应例：

2KClO3==2KCl+3O2

4．相同物质相同元素的不同价态例：

5NH4NO3==2HNO3+4N2+9H2O

5．相同物质相同元素同一价态（即歧化反应）例：

3Cl2+6KOH==5KCl+KClO3+H2O

七、氧化还原反应中的基本规律及应用

1．物质氧化性、还原性强弱的判断【强弱规律】

①根据同种元素的化合价判断：

一般来说，元素化合价越高，其物质的氧化性越强，还原性越弱。

特例：

氧化性HClO＞HClO3＞HClO4

②根据元素的活动性判断

1）根据金属活动性判断

KCaNaMgAlZnFeSiPb（H）CuHgAgPtAu

2）根据非金属性判断

FClBrI（非金属性减弱）

③根据化学方程式判断：

氧化剂+还原剂==氧化产物+还原产物【即强制弱规律】

氧化性比较：

氧化剂＞氧化产物

还原性比较：

还原剂＞还原产物

④根据反应的条件判断

如下列三个反应方程式：

2KMnO4+16HCl===2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2OMnO2+4HCl===MnCl2+Cl2↑+2H2O

O2+4HCl===Cl2↑+H2O

☆结论：

氧化性KMnO4＞MnO2＞O2

☆归纳：

（1）同一种氧化剂作用于不同的还原剂，反应条件越高，氧化剂氧化性就越弱。

（2）同一种还原剂作用于不同的氧化剂，反应条件越高，还原剂还原性就越弱。

⑤根据氧化、还原的程度判断

如下列两个反应方程式：

3Cl2+2Fe===2FeCl3S+Fe===FeS

Fe：

0价→+3价0价→+2价

→→氧化性：

Cl2＞S

⑥外界条件对氧化性、还原性的影响

（1）浓度：

浓度越大，氧化性或还原性就越强。

如：

浓H2SO4＞稀H2SO4

（2）酸碱性：

酸性越强，氧化性就越强；

碱性越强，还原性就越强。

（3）温度：

温度越高，氧化性或还原性就越强。

2．互不交叉规律

反应前的高价反应物只能对应生成反应后的高价生成物；

反应前的低价反应物只能对应生成反应后的低价生成物。

图示：

反应前反应后

高价高价（可以相等，但决不能相交）

低价低价（可以相等，但决不能相交）

3．先后规律

①一种还原剂作用于含有多种氧化剂的体系中，首先还原氧化性强的；

②一种氧化剂作用于含有多种还原剂的体系中，首先氧化还原性强的。

例：

FeH+＜Cu2+＜Fe3+Cl2I—＞Fe2+＞Br—

4．电子守恒规律及其应用

①规律：

氧化还原反应中，氧化剂得电子总数（化合价降低的总数）等于还原剂失去电子的总数（化合价升高的总数）。

②规律的应用

Ⅰ用于氧化还原反应的计算

基本思路：

1）指出两组对应关系：

氧化剂—氧化产物，还原剂—还原产物；

2）找出两个变化：

1个（mol）氧化剂化合价的变化值（△M①）；

1个（mol）还原剂化合价的变化值（△M②）；

3）找出两个量：

氧化剂的分子个数（物质的量）N①，还原剂的分子个数（物质的量）N②；

4）建立等式：

N①×

△M①==N②×

△M②

Ⅱ用于氧化还原反应方程式的配平

1．配平的原则：

电子守恒和质量守恒

2．配平方法

A．普通配平法步骤：

例：

3Cu+8HNO3==3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O

①正确写出反应物和生成物；

②标出化合价发生了变化的元素的化合价；

③找出化合价的变化值；

④通过求最小公倍数使化合价升降总数相等；

⑤用观察法配平其他物质，并进行检验。

B．零价配平法

适用范围：

适用于两种元素组成的化合物，且其中一种元素的化合价未知或不常见。

配平方法：

假设该化合物中每种元素的化合价均为0，再利用普通配平法进行配平。

FeC3+HNO3==Fe（NO3）3+CO2↑+H2O+NO2

C．逆向配平法

适用于歧化反应，或者氧化剂（或还原剂）有多种的反应

假设氧化产物就是氧化剂，还原产物就是还原剂，从方程右边向左边配平

Cl2+KOH==KCl+KClO3+H2O

第二节离子反应

一、电解质与非电解质

1．基本概念

◇电解质：

在水溶液中或在熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质

◇非电解质：

在水溶液中或在熔融状态下都不能导电的化合物叫做电解质

◇强电解质：

在水溶液中完全电离成离子的电解质

◇弱电解质：

在水溶液中部分电离成离子的电解质

2．常见的电解质和非电解质

大多数酸、碱、盐及金属氧化物

非金属氧化物、绝大多数有机物、部分氢化物（NH3、PH3）

3．常见的强电解质和弱电解质

①强电解质

强酸：

HCl、H2SO4、HNO3、HI、HBr、HClO3、HClO4、HIO3、HIO4

强碱：

NaOH、KOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2

绝大多数盐：

NaCl、NaHCO3、NH4Cl〖Pb（CH3COO）2除外〗

活泼金属的氧化物：

Na2O、Al2O3、MgO

②弱电解质

弱酸：

H2CO3、CH3COOH、HClO、HF、H2S、H2SO3、H3PO4、H2SiO3

弱碱：

NH3·

H2O，所有不溶性的碱

其他：

H2O

4．电解质的电离

1）电离的定义：

电离是指电解质在水分子作用下离解成为自由移动的离子的过程

2）强电解质的电离：

完全电离，用“==”连接

NaCl==Na++Cl—NaHCO3==Na++HCO3—

NaHSO4==Na++H++SO42—（水溶液）NaHSO4==Na++HSO4—

3）弱电解质的电离：

部分电离，用“”连接

H2CO3

H++HCO3—，HCO3—

H++CO32—【多元弱酸电离应分步写】

Al（OH）3

Al3++3OH—

二、离子反应

1．定义：

凡是有离子参加或者生成的反应都叫做离子反应

2．实质：

总是有某种离子的浓度发生改变

3．离子反应的类型及发生的条件

①复分解反应型（离子互换型）如：

CuSO4+BaCl2==CaCl2+BaSO4↓Ba2++SO42—==BaSO4↓

发生的条件：

A．有难溶物生成B．有弱电解质生成C．有易挥发的物质或气体生成

②氧化还原反应型：

遵循强弱规律如：

Zn+HCl==ZnCl2+H2↑Zn+2H+==Zn2++H2↑

4．离子方程式

1）定义：

用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的方程式

2）意义：

①体现了离子反应的实质；

②体现了化学反应的质量守恒、电荷守恒；

③体现了同一种类型的反应的规律。

3）离子方程式基本书写步骤

①正确写出化学式

②改写化学式：

a、将易溶于水的强电解质改写成离子；

b、单质、气体、氧化物、难溶物和弱电解质均保留化学式③④

③删去方程式两边相同的离子

④检查电荷、质量是否守恒

三、常见离子的检验

离子符号

检验试剂及方法

现象及结论

OH—

pH试纸、紫色石蕊试剂

pH试纸变蓝、石蕊试剂变蓝

Cl—

加入硝酸银溶液和稀硝酸

生成白色沉淀，不溶于稀硝酸

CO32—

先加入氯化钡溶液，再加入稀盐酸

生成白色沉淀；

溶于稀盐酸

HCO3—

同上

无沉淀生成；

溶液与稀盐酸反应生成CO2

SO42—

先加入稀盐酸，再加入氯化钡溶液

无明显现象；

有白色沉淀生成

SO32—

加入稀盐酸

产生有刺激性气味的气体

H+

均变红

Mg2+

氢氧化钠

生成白色沉淀

Cu2+

生成蓝色沉淀

Fe3+

生成红褐色沉淀

Fe2+

生成白色絮状沉淀，后迅速变为灰绿色，最后变成红褐色

NH4+

产生有刺激性气味的气体，该气体可以使湿润的红色石蕊试剂变蓝

四、写离子方程式时对微溶物的处理

五、有关过量问题

1．氧化还原反应中，已知还原性：

I—＞Fe2+＞Br—

①在FeI2溶液中通入少量Cl2

②在FeI2溶液中通入过量Cl2

③在FeBr2溶液中通入少量Cl2

④在FeBr2溶液中通入过量Cl2

⑤当FeBr2溶液中有一半Br—变成Br2时

2．CO2（或SO2）通入Ca（OH）2

①将少量的CO2（或SO2）通入Ca（OH）2溶液中

②将过量的CO2（或SO2）通入Ca（OH）2溶液中

3．酸式盐与碱的反应

①在NaHCO3溶液中滴入少量的Ca（OH）2溶液

②在NaHCO3溶液中滴入过量的Ca（OH）2溶液

③在NaHSO4溶液中滴入Ba（OH）2溶液至中性，继续滴加Ba（OH）2溶液至过量。

④在NaHSO4溶液中滴入Ba（OH）2溶液至SO42—刚好完全沉淀

六、关于离子共存问题

1．解题要求：

认真阅读题干，注意“无色”“酸性”“碱性”“共存”“不共存”及限定条件。

2．离子不共存的几种类型

①离子间生成沉淀、气体或弱电解质时，不能共存

②无色溶液中不能存在有色离子

常见有色离子：

MnO4—（紫红色）、Cu2+（蓝色）、Fe3+（黄色）、Fe2+（浅绿色）

③离子间因发生氧化还原反应而不能共存

氧化性离子：

MnO4—、Cr2O72—、ClO—、NO3—（H+）、ClO3—（H+）、Fe3+

还原性离子：

I—、S2—、HS—、SO32—、HSO3—、Fe2+

④酸性溶液中氢氧根、弱碱根、弱酸根和弱酸酸式根不能存在

⑤强碱性溶液中弱碱离子、多元弱酸的酸式离子不能存在

弱碱离子：

酸式离子：

⑥离子间反应生成络合离子时不能共存，如Fe3+与SCN—反应生成血红色络合离子

3．溶解性巧记口诀

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。

第三节化学反应中的能量变化

一、放热反应与吸热反应

①放热反应：

反应中向外界体系放出热量的反应。

②吸热反应：

反应中从外界体系吸收热量的反应。

2．两种反应中的能量变化

放热：

反应物总能量＞生成物总能量。

吸热：

反应物总能量＜生成物总能量

3．常见的吸热、放热反应

A．放热反应

（1）金属与酸的反应，如：

2Al+6HCl==2AlCl3+3H2

（2）酸碱中和反应，如：

2NaOH+H2SO4==Na2SO4+2H2O

（3）所有的燃烧反应，如：

2CO+O2==2CO2

B．吸热反应

（1）碳与二氧化碳反应、碳与水蒸气反应：

C+CO2==2CO；

C+H2O（g）==CO+H2（水煤气）

（2）常见的分解反应，如：

NH4HCO3NH3+CO2+H2O

二、燃料的充分燃烧

1．能源的分类：

①不可再生能源：

煤、石油、天然气、太阳能；

②可再生能源：

水能、风能、地热能、潮汐能。

2．燃料充分燃烧的条件：

①燃烧时要有适当过量的空气；

②燃料与空气要有足够大的接触面。

第二章硷金属

第一节钠

一、钠的物理性质

银白色，质软，有金属光泽；

密度比水小，比煤油大；

熔点、沸点较低；

是热和电的良导体。

二、钠的化学性质

1．与非金属反应

①钠与氧气反应：

4Na+O2==2Na2O?

（白色固体）?

2Na2O+O2====?

Na2O2

4Na+2O2==?

2Na2O2（淡黄色粉末；

现象：

黄色火焰，产生黄色的烟）

②钠与氯气反应：

Cl2+2Na==2NaCl?

（现象：

黄色火焰，产生白烟）

③钠与硫单质反应：

2Na+S==Na2S（爆炸）

④钠与氢气反应：

2Na+H2==2NaH

2．与水反应

（1）反应原理：

2Na+2H2O==2NaOH+H2↑

（2）现象及解释

现象

解释

钠浮在水面上

钠的密度比水小

钠块迅速熔化成光亮的小球

反应放热；

钠的熔点低

小球不停地游动

反应产生气体推动其游动

滴加酚酞试剂后变成红色

反应生成氢氧化钠，使溶液显碱性

3．与盐反应

①钠与盐溶液的反应：

钠先与水反应，生成的氢氧化钠再与盐反应

②钠与熔化状态下的盐反应

4．与酸反应：

直接考虑钠与H+的反应

三、钠在自然界的存在和主要用途

1．钠的存在：

仅以化合态存在，如：

NaCl、Na2CO3、Na2SO4等

2．钠的主要用途：

①用来制取过氧化钠等化合物

②钠和钾的合金在常温下呈液态，是原子反应堆的导热剂

③利用其还原性冶炼金属（钛、锆、铌等）

④应用于电光源，如用于强照明的高压钠灯

3．钠的制备：

2NaCl（熔）==2Na+Cl2↑

第二节钠的化合物

一、氧化钠和过氧化钠

氧化钠

过氧化钠

化学式

Na2O

氧素化合价

－2

－1

类别

碱性氧化物

过氧化物

色、态

白色固体

淡黄色粉末

与水反应

Na2O+H2O==2NaOH?

?

2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2↑

与CO2反应

Na2O+CO2==Na2CO3

2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2

与盐酸反应

Na2O+2HCl==2NaCl+H2O

2Na2O2+4HCl==4NaCl+O2↑+2H2O

过氧化钠的用途：

①做供氧剂：

2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2（潜水艇制氧原理）

②做强氧化剂：

Na2O2+SO2==Na2SO4Na2O2+SO32—+H2O==2Na++SO42—+2OH—

③做漂白剂

二、氢氧化钠

1．物理性质：

白色易潮解的固体；

极易溶于水，溶于水放出大量热。

2．化学性质

（1）使指示剂变色（碱的通性）：

使酚酞试剂变红，使石蕊试剂变蓝

（2）与酸发生中和反应，生成盐和水：

（3）与酸性氧化物反应生成盐和水：

CO2+2NaOH==Na2CO3+H2O

（4）与某些盐反应：

①碱+弱碱盐==弱碱+强碱盐，如：

NaOH+NH4Cl==NaCl+NH3·

②碱+酸式盐==正盐+水，如：

NaOH+NaHCO3==Na2CO3+H2O

3．氢氧化钠的保存：

应密封保存在塑料瓶中，短期可保存在玻璃瓶中，不能用玻璃塞，应用橡胶塞。

三、碳酸钠和碳酸氢钠

物质名称

碳酸钠

碳酸氢钠

Na2CO3

NaHCO3

俗名

纯碱、苏打

小苏打

颜色、状态

白色、固体粉末

白色细小晶体

溶解性

易溶于水

较易溶于水

与酸

反应

反应快慢

产生速度慢，生成的CO2少

产生速度快，生成的CO2多

方程式

2H++CO32-==H2O+CO2↑

H++HCO3—==H2O+CO2↑

Na2CO3+H2O+CO2==2NaHCO3

与碱反应

Ca（OH）2

Na2CO3+Ca（OH）2==2NaOH+CaCO3

NaHCO3+Ca（OH）2==NaOH+CaCO3+H2O

NaOH

不反应

NaHCO3+NaOH==Na2CO3+H2O

与盐反应【CaCl2】

Na2CO3+CaCl2==2NaCl+CaCO3

相互转化

2NaHCO3==Na2CO3+H2O+CO2

热稳定性

稳定，不易分解

受热易分解

☆◇☆碳酸钠和碳酸氢钠的鉴别

固体：

加热，若有使澄清石灰水变浑浊的气体生成，则是碳酸氢钠；

溶液：

①取等量的碳酸钠和碳酸氢钠溶于水，滴加入等质量、等浓度的盐酸，观察反应速率，反应速度快的是碳酸氢钠，慢的是碳酸钠；

②向溶液里加入CaCl2溶液，若有沉淀生成，则是碳酸钠，反之则是碳酸氢钠。

第三节碱金属元素

碱金属元素包括：

锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr）

一、碱金属的物理性质

相似性：

①颜色：

银白色（除铯略带金色光泽）②硬度：

质软，取用时用小刀即可切取

递变性：

①密度：

锂＜钾＜钠＜铷＜铯②熔沸点：

锂＞钠＞钾＞铷＞铯

原子结构：

①相同点：

最外层电子数只有一个→碱金属元素在化合物中总显+1价

②不同点：

电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大

二、碱金属的化学性质

1．与氧气反应

2Na+O2==Na2O2（过氧化钠）

4Li+O2=2Li2O（氧化锂）

K+O2==KO2（超氧化钾）

2Rb+3O2==2RbO3（臭氧化铷）

2．与水反应：

2R+2H2O==2ROH+H2（通用模式）

3．与酸反应：

2R+2HCl==2RCl+H2（通用模式）

三、碱金属的焰色反应

1．焰色反应的定义：

很多金属或它们的某些化合物在灼烧时会使火焰呈现出特殊的颜色，这就叫做焰色反应

2．焰色反应的性质：

焰色反应是物理变化所产生的现象

3．焰色反应实验的操作步骤：

洗（用稀盐酸洗涤）——烧——蘸——烧——观——洗——烧

4．各种金属的焰色：

钾—紫色（透过蓝色钴玻璃观察）；

钠—黄色；

铜—绿色；

钡—黄绿色；

锶—洋红色；

钙—砖红色；

锂—紫红色

第三章物质的量

第一节物质的量

一、物质的量

物质的量是表示物质所含微粒多少的一个物理量

☆注意：

①“物质的量”是一个整体名词，不可分开；

②微粒包括：

原子、分子、离子、电子、质子、中子或它们的特定组合

2．符号：

n

3．单位：

摩尔，简称摩，符号为mol

4．一摩尔的规定：

如果在一定量的微粒集合中所含有的粒子数目与12C中所含碳原子数相同，我们就说它的物质的量为一摩尔。

二、阿伏加德罗常数

1．真实值：

0.012Kg12C中含有的碳原子数目；

近似值：

6.02×

1023

NA

3．微粒数（N）、物质的量（n）与阿伏加德罗常数（NA）之间的关系

n=

N=n×

NANA=

4．注意：

用摩尔表示物质的量时，应该用化学式指明粒子的种类，如0.5molO、1.2molH2O

三、摩尔质量

单位物质的量的物质所具有的质量，符号为M

2．单位：

g/mol或g·

mol—1

3．摩尔质量与化学式量（相对分子质量或相对原子质量）的关系：

☆当摩尔质量以g/mol为单位时，在数值上等于其化学式量。

4．摩尔质量（M）、物质的量（n）与质量（m）之间的关系

M=

m=M×

nn=

5．摩尔质量的应用：

（1）利用摩尔质量可以求一定质量的物质所具有的物质的量；

（2）利用摩尔质量可以求一定物质的量的物质所具有的质量；

（3）利用摩尔质量可以求一个分子或原子的质量。

总结：

本节各物理量之间的转化关系

mnN

第二节气体摩尔体积

一、决定物质体积的因素

①微粒数目的多少（由物质的量决定）

②微粒本身的大小（气体物质忽略本身的大小）

③微粒之间的距离

二、气体摩尔体积（Vm）

在一定的温度和压强下，单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积。

Vm

L/mol或L·

4．气体摩尔体积（Vm）与物质的量（n）、气体体积（V）之间的关系

Vm=

V=n×

Vmn=

三、标准状况下的气体摩尔体积

1．标准状况：

指0℃（或273K），101KPa（或1个大气压）的状况

2．标准状况下的气体摩尔体积：

在标准状况下，单位物质的量的任何气体所占的体积都约为22.4L/mol，即V标=22.4L/mol。

3．应用：

1）建立质量、体积、物质的量、微粒数目之间的关系网络

如右图：

2）可以求标准状况下气体的密度：

（g/L）

3）可以用于方程式的计算

四、阿伏伽德罗定律及其推论

1．阿伏伽德罗定律内容：

同温同压下，相同体积的任何气体含有相同的分子数。

即：

同温、同压、同体积→同物质的量、同分子数

2．克拉伯龙方程：

PV=nRT（注意：

T只能带入开式温度；

R为常数）

3．推论：

①同温同压下，气体体积之比等于物质的量之比：

②同温等体积条件下，气体的压强与物质的量成正比：

③同温同压等体积条件下，气体质量与摩尔质量成正比：

④同温同压等质量条件下，气体体积与摩尔质量成反比：

⑤同温同压条件下，气体密度与摩尔质量成正比：

==D1→2（1对于2的相对密度）

五、平均摩尔质量（）

　　=

=

推导：

由于m1=n1×

M1m2=n2×

M2m3=n3×

M3~~~

　　所以：

阿伏加德罗定律的变形：

平均摩尔质量=混合物中各组分的摩尔质量×

该组分的物质的量分数（若是气体组分可