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人教版必修一化学总复习资料

化学必修Ⅰ总复习资料

第一章从实验到化学

知识体系1

1、化学实验安全(A)

实验室规则

实验室安全守则

药品安全存放

药品安全取用

实验操作的安全

意外事故的处理

化学火灾的扑救

如何正确的完成实验操作

①常用仪器的使用

容器与反应器:

能直接加热的仪器:

试管、坩锅、蒸发皿、燃烧匙;

需垫石棉网加热的仪器:

烧杯、烧瓶、锥形瓶;

不能加热的仪器:

集气瓶、试剂瓶、启普发生器及常见的计量仪器。

例:

量筒、容量瓶及滴定管等。

计量仪器:

温度计、天平、滴定管、量筒、容量瓶(注:

量器不可加热和用做反应器。

酒精灯的使用

试纸的使用

②加热方法:

直接加热、水浴加热

③气体收集及尾气处理

气体收集:

排水法、排气法

尾气处理:

吸收式、燃烧式、收集式

P4图标的识别

2、几种混合物的分离和提纯方法(C)

过滤

原理:

除去液体中的不溶性固体

主要仪器:

漏斗,滤纸,玻璃棒,烧杯,铁架台(带铁圈)

操作要领及注意事项:

一贴:

将滤纸折叠好放入漏斗,加少量蒸馏水润湿,使滤纸紧贴漏斗内壁。

二低:

滤纸边缘应略低于漏斗边缘,滤液应略低于滤纸的边缘。

三靠:

向漏斗中倾倒液体时,烧杯的夹嘴应靠在玻璃棒上;

玻璃棒的底端应靠在三层滤纸一边;漏斗颈的末端应靠在烧杯上。

滤液仍浑浊的原因和处理方法.

蒸发

原理:

加热使溶剂挥发而得到溶质

主要仪器:

蒸发皿,玻璃棒,酒精灯,铁架台(带铁圈),石棉网,坩埚钳

操作要领及注意事项:

液体的量不得超过蒸发皿容量的2/3。

加热过程中,用玻璃棒不断搅拌液体,以免液体局部过热而使液体飞溅。

液体近干时,停止加热。

注意:

何时开始搅拌?

何时转移蒸发皿?

蒸馏

原理:

利用加热将溶液中不同沸点的组分分离。

主要仪器:

蒸馏烧瓶,酒精灯,冷凝管,接受器,铁架台

操作要领及注意事项:

①蒸馏烧瓶保持干燥,加热需垫石棉网。

②在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片,防止液体暴沸。

③蒸馏烧瓶中所盛放液体占总体积的l/3到1/2,最多不超过2/3。

④温度计感温炮应与支管口相平。

⑤冷凝管中冷却水从下口进,从上口出。

加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点,例如用分馏的方法进行石油的分馏。

萃取

原理:

利用同一溶质在两种互不相溶的溶剂中溶解度的差异来分离物质。

主要仪器:

分液漏斗

操作要领及注意事项:

①检漏

将要萃取的溶液和萃取溶剂依次从上口倒入分液

漏斗,其量不能超过漏斗容积的2/3,塞好塞子进行振荡。

两个溶剂互不相溶、存在密度差且不发生化学反应。

④静置分层。

⑤分液

分液:

分离互不相溶的良种液体。

3、几种离子的检验(D)

SO42-:

向待测溶液中加入稀HNO3后,再加入BaCl2溶液,生成白色沉淀。

Ba2++SO42-===BaSO4↓

Cl-:

向待测溶液中加入稀HNO3后,再加入AgNO3溶液,生成白色沉淀。

Ag++Cl—==AgCl↓

CO32-:

向待测溶液中加入BaCl2溶液,生成白色沉淀,再加入稀盐酸或稀HNO3后,生成的气体使澄清石灰水变浑浊。

Ba2++CO32-===BaCO3↓BaCO3+2HNO3==Ba(NO3)2+CO2↑+H2O

4、多种离子共存时,如何逐一除尽,应把握什么原则(B)

分离提纯时,先考虑物理方法(一看,二嗅),再考虑化学方法(三实验),后综合考虑。

三个必须:

加试剂必须过量;过量试剂必须除去;必须最佳实验方案。

四个原则:

不增(新杂质);不减(被提纯物);

易分(被提纯物与杂质);复原(被提纯物)。

除杂要注意:

为使杂质除尽,加入的试剂不能是“适量”,而应是“过量”,但“过量”的试剂必须在后续的操作中便于除去。

知识体系2

5、物质的量、气体摩尔体积和物质的量浓度

物质的量(n)的单位是摩尔(mol)。

把含有阿伏加德罗常数(约6.02×1023)个粒子的集体定义为1摩尔(1mol)。

①阿伏加德罗常数(NA)与物质的量(n)的关系:

※N==n·NA(N:

微粒数)

②摩尔质量(M)与物质的量(n)的关系:

※m==n·M(m:

物质的质量)

气体摩尔体积(Vm):

单位物质的量的任何气体在相同条件下占有的体积。

单位是L/mol。

①单位物质的量的任何气体在相同条件下占有的体积相等。

推论1在标况下,任何气体1mol所占有的体积相等,约为22.4L。

推论2在相同条件下,任何等物质的量的气体所占有的体积相等,但不一定是22.4L。

②气体摩尔体积(Vm)与物质的量(n)的关系:

※V==n·Vm(V:

气体的体积)

⑶阿伏加德罗定律及应用

①定义:

在同温同压下,同体积的任何气体都含有相同数目的分子,这就是阿伏加德罗定律。

②阿伏加德罗定律的应用

同温同压下,任何气体的体积比等于气体的物质的量之比,即V1/V2==n1/n2

同温、定容时,任何气体的压强比等于气体的物质的量之比,即P1/P2==n1/n2

同温同压下,任何气体的密度比等于它们的相对分子质量之比,即ρ1/ρ2==M1/M2

同温同压下,等质量的任何气体的物质的量比等于它们的相对分子质量之倒数比,即n1/n2=M2/M1

同温、同压下,等质量的任何气体的体积比等于等于它们的相对分子质量之倒数比:

V1/V2=M2/M1

⑷物质的量浓度(c)

即※cB==nB/V

注意:

⑴物质的量的科学表达,它的计算对象是微观粒子。

⑵概念要清晰,分清楚物质的量、物质的质量、摩尔质量。

⑶注意物理量的单位别混淆。

⑷气体摩尔体积22.4L/mol是适用于标准状况下的气体。

 

6、配制一定物质的量浓度的溶液(C)

配制步骤

a、计算:

算出固体溶质的质量或液体溶质的体积。

b、称量、量取:

用托盘天平称取固体溶质质量,用量简量取所需液体溶质的体积。

c、溶解:

将固体或液体溶质倒入烧杯中,加入适量的蒸馏水(约为所配溶液体积的1/6),用玻璃棒搅拌使之溶解,冷却到室温后,将溶液引流注入容量瓶里。

d、洗涤(转移):

用适量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2-3次,将洗涤液注入容量瓶。

振荡,使溶液混合均匀。

e、定容:

继续往容量瓶中小心地加水,直到液面接近刻度2-3m处,改用胶头滴管加水,使溶液凹面恰好与刻度相切。

把容量瓶盖紧,再振荡摇匀。

f、装瓶

g、贴签

①称量②溶解③转移

④洗涤转移⑤定容⑥摇匀

④洗涤转移⑤定容⑥摇匀

误差分析

能引起误差的一些操作

因变量

c(mol/L)

m(溶质)

V(溶液)

天平

1.天平的砝码沾有其他物质或已生锈

增大

——

偏大

2.调整天平零点时,游码放在刻度线的右端

减小

——

偏小

3.药品、砝码左右位置颠倒

减小

——

偏小

4.称量易潮解的物质(如NaOH)时间过长

减小

——

偏小

5.用滤纸称易潮解的物质(如NaOH)

减小

——

偏小

6.溶质含有其他杂质

减小

——

偏小

7.用量筒量取液体(溶质)时,仰视读数

增大

——

偏大

8.用量筒量取液体(溶质)时,俯视读数

减小

——

偏小

烧杯

及玻

璃棒

9.溶解前烧杯内有水

——

——

无影响

10.搅拌时部分液体溅出

减小

——

偏小

11.移液后未洗烧杯和玻璃棒

减小

——

偏小

 

12.为冷却到室温就注入容量瓶定容

——

减小

偏大

13.向容量瓶转移溶液时有少量液体流出

减小

——

偏小

14.定容时,水加多了,用滴管吸出

减小

——

偏小

15.定容后,经振荡、摇匀、静置,液面下降再加水

——

增大

偏小

16.定容时,仰视读刻度数

——

减小

偏大

17.定容时,俯视读刻度数

——

增大

偏小

18.配好的溶液装入干净的试剂瓶时,不慎溅出部分溶液

——

——

无影响

还有其他的影响因素,请大家自行总结。

7.溶液的稀释:

溶质在稀释前后其物质的量不变。

c1V1=c2V2(c1、c2为稀释前后的摩尔浓度,V1、V2为稀释前后溶液的体积)

第二章化学物质及其变化

知识体系1

1.简单分类法及其应用(A)

⑴物质分类的方法

①纯净物与混合物的区别

纯净物

混合物

有固定的组成和结构

有一定的熔、沸点

保持一种物质的性质

无固定组成和结构

无一定的熔、沸点

保持原有物质各自的化学性质

②物质分类的多种角度

 

⑵化学反应分类的方法

①四种基本反应类型

反应类型

举例

表示式

化合反应

C+O2

CO2

A+B==AB

分解反应

CaCO3

CaO+CO2↑

AB==A+B

置换反应

C+CuO

Cu+CO↑

A+BC==AC+B

复分解反应

AgNO3+NaCl==AgCl↓+NaNO3

AB+CD==AD+CB

②根据化合价是否变化——氧化还原反应和非氧化还原反应

③四种基本反应类型与氧化还原反应(或非氧化还原反应)的关系

④根据反应中是否有离子参与——离子反应和分子反应

2.分散系及其分类(B)

分散系

⑴定义:

一种(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。

⑵组成:

分散质——被分散成微粒的物质

分散剂——微粒分散在其中的物质

⑶分类:

分散系

溶液

胶体

悬(乳)浊液

分散系粒子的直径

<1nm

1nm~100nm

>100nm

分散质粒子的组成

小分子或离子

大分子或分子集合体

许多分子的集合体

外观

均一、透明

大多均一、透明

不均一、不透明

能否透过滤纸

一般不能

能否透过半透膜

不能

不能

实例

食盐水、糖水

淀粉胶体、Fe(OH)3胶体

泥水

⑷胶体

①胶体的本质特征:

分散质微粒的直径在1nm~100nm之间。

胶体是以分散质粒子大小为特征的,它只是物质的一种存在形式,如NaCl溶于水形成溶液,如果分散在酒精中可形成胶体。

可见,同种分散质在不同的分散剂中可以得到不同的分散系。

②胶体的性质

现象

定义

解释

应用

丁达尔现象

光束通过胶体时,形成光亮的通路的现象

胶体分散质的粒子比溶液中溶质的微粒大,使光波发生散射

区别溶液和胶体

布朗运动

在超显微镜下可观察到胶体粒子在做不停的、无秩序的运动,叫做布朗运动

水分子从各个方向撞击胶体粒子,而每一瞬间胶体粒子在不同方向受的力是不相同的

——

电泳现象

在外加电场的作用下,胶体粒子在分散剂里向电极做定向移动的现象

胶体粒子具有相对较大的表面积,能吸附离子而带电荷

分离蛋白质、氨基酸;血清电泳用于诊断疾病;电泳电镀

聚沉

中和胶体粒子所带的电荷,使胶体粒子聚集长大,形成颗粒较大的沉淀从分散剂里析出的过程

胶体粒子带电,加电解质或带相反电荷的胶体,中和了胶体粒子所带的电荷,从而使分散质聚集成较大的微粒,在重力作用下沉淀析出

制豆腐、果冻等

③胶体的分类

类型

分散剂状态

实例

固溶胶

固态

有色玻璃、烟水晶

液溶胶

液态

淀粉溶液、Fe(OH)3胶体

气溶胶

气态

烟、云、雾

④胶体稳定存在的原因

胶体粒子具有相对较大的表面积,能吸附离子而带电荷,所以胶体粒子带电。

同种胶体粒子带同种电荷,互相排斥而稳定存在。

一般说来,金属的氢氧化物、金属氧化物的胶体粒子带正电荷;非金属氧化物、金属硫化物、硅酸胶体的胶体粒子带负电荷。

⑤净化胶体的方法——渗析法

将胶体放入半透膜袋里,再将此袋放入水中,胶粒不能透过半透膜,而分子、离子可以透过半透膜,从而使杂质分子或离子进入水中而除去。

⑥胶体的应用:

土壤的保肥作用、制豆腐的化学原理、江河入海口处形成三角洲、明矾净水等。

注意:

①胶体中的分散质——可以是单个分子或离子或分子集合体

②胶体聚沉后一般情况下都生成沉淀,但有些胶体聚沉后,胶体粒子和分散剂凝聚在一起,成为不流动的冻状物,这类物质叫凝胶。

③电泳现象是由于胶体能带有电荷,在外加电场作用下能向阳极或阴极移动。

而有些胶体如淀粉溶液,胶粒为中性分子,无电泳现象。

知识体系2

1.酸、碱、盐在水溶液中的电离(B)

⑴.电离、电离方程式

①电离:

酸、碱、盐等溶于水或受热熔化时,离解成能够自由移动的离子的过程。

②电离方程式:

表示电解质电离的化学方程式。

⑵.电解质与非电解质的区别

电解质

非电解质

定义

在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物

在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物

化合物类型

离子化合物(强碱、盐),强极性共价化合物

非极性共价化合物、弱极性共价化合物、大多数有机物

能否直接电离

溶于水或熔融时,直接能电离

溶于水或熔融时,不能直接导电

通电时的现象

溶于水或熔融时能导电

溶于水或熔融时不能导电

实例

H2SO4、HF、CaO等

SO3、NH3、CH4等

⑶.强弱电解质的区别

强电解质

弱电解质

相同点

都是电解质,在水溶液中都能电离,都能导电,与溶解度无关

电离程度

完全电离

部分电离

电离过程

不可逆过程

可逆过程,存在电离平衡

表示方法

电离方程式用“==”

电离方程式用“

水溶液中微粒存在形式

电离出的阴、阳离子,不存在电解质分子

既有电离出的阴、阳离子,又有电解质分子

实例

绝大多数盐:

NaCl、BaSO4等。

强酸:

H2SO4、HCl、HClO4等。

强碱:

Ba(OH)2、Ca(OH)2等。

弱酸:

H2CO3、CH3COOH等。

弱碱:

NH3·H2O、Cu(OH)2等。

极少数盐。

2.离子反应及其发生的条件(B)

⑴.电解质在水溶液中反应的实质

多种电解质在水溶液中发生电离,产生能够自由移动的离子,不同离子之间发生反应生成沉淀、气体、水等。

①离子反应:

在溶液中或熔融状态时自由移动的离子之间的反应。

②离子反应发生的条件(离子不能大量共存的规律)——物质之间能发生复分解反应

生成难溶物或微溶物:

如Ba2+与CO32-、Ag+与Br-、Ca2+与SO42-、Ca2+与OH-、Mg2+与CO32-、OH-等之间发生离子反应。

生成气体或挥发性物质:

如NH4+与OH-,H+与OH-、CO32-、HCO3-、S2-、HS-、HSO3-、SO32-等之间发生离子反应。

生成弱电解质:

如H+与CH3COO-、CO32-、S2-、SO32-、F-等生成弱酸;OH-与NH4+、Cu2+、Fe3+等生成弱碱;H+与OH-生成水(水也是种弱电解质)。

⑵.离子方程式

①书写离子方程式的步骤

写:

写出正确的化学方程式;

拆:

将化学方程式中易溶解于水且能完全电离的物质拆写成阴、阳离子符号;而难溶于水的物质、气态物质和水仍用化学式表示;

删:

删去方程式等号两边重复的离子;

查:

检查是否满足元素原子守恒、反应前后电荷守恒等。

②书写离子方程式的方法

化学式与离子符号使用要正确,其规律是:

一般易溶于水的强酸(H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI)、强碱(NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2)、大多数可溶性盐均写成离子符号(拆);而单质、氧化物、弱电解质、非电解质极难溶于水的物质均写成化学式(不拆)。

微溶物有时拆,有时不拆。

例:

稀H2SO4与Ba(OH)2溶液反应

H++OH-===H2O(错误)

Ba2++SO42-===BaSO4↓(错误)

H++OH-+Ba2++SO42-===BaSO4↓+H2O(错误,不符合反应实际)

Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O(正确)

判断离子方程式书写是否正确,注意两守恒:

方程式两边的原子数、电子数必须守恒。

若是氧化还原反应,还须遵守得失电子守恒。

例:

铁与FeCl3溶液反应

Fe+Fe3+===2Fe2+(错误,电荷未平)

Fe+2Fe3+===3Fe2+(正确)

Ⅰ、离子反应是在溶液中或熔融状态时进行的反应,凡非溶液中进行的反应一般不能写离子方程式,亦即没有自由移动离子参加的反应,不能写离子方程式。

例:

NH4Cl固体和Ca(OH)2固体混合加热,虽然也有离子和离子反应,但不能写成离子方程式,只能写化学方程式。

OH—+2NH4+

H2O+NH3↑(错误,反应物是固体,虽是强电解质不能拆)

Ca(OH)2+2NH4Cl

CaCl2+2H2O+2NH3↑(正确)

Ⅱ、单质、氧化物在离子方程式中一律写化学式;弱酸(HF、H2S、HClO、H2SO3等)、弱碱(如NH3·H2O)等难电离的物质必须写化学式;难溶于水的物质(如CaCO3、BaSO4、FeS、PbS、BaSO3、Fe(OH)3等)必须写化学式。

例:

碳酸钙与乙酸反应(弱电解质、难溶物不能拆)

CaCO3+2CH3COO—+H+==Ca2++2CH3COO-+H2O+CO2↑(错误,弱电解质不能拆)

CO32—+2CH3COOH==2CH3COO-+H2O+CO2↑(错误,难溶物不能拆)

CaCO3+2CH3COOH==Ca2++2CH3COO-+H2O+CO2↑(正确)

例:

氯气与水反应

Cl2+H2O===2H++Cl-+ClO-(错误,弱酸不能拆)

Cl2+H2O===H++Cl-+HClO(正确)

Ⅲ、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;强酸的酸式根在离子方程式中要拆开写。

例:

NaHSO3溶液和稀硫酸反应为:

HSO3-+H+=SO2↑+H2O;

NaHSO4溶液和NaOH溶液反应的离子方程式为:

H++OH-==H2O。

例:

NaHCO3溶液与NaOH溶液反应

H++OH-===H2O(错误,HCO3—酸式弱酸根不能再拆)

HCO3—+OH—===CO32—+H2O(正确)

Ⅳ、对于微溶物的处理有三种情况:

在生成物中有微溶物[如Ag2SO4、CaSO4、Ca(OH)2]析出时,微溶物用化学式表示;当反应物里有微溶物处于溶液状态(稀溶液),应写成离子的形式。

当反应物里有微溶物处于浊液或固态时,应写成化学式。

例:

CO2气体通人澄清石灰水中:

CO2+Ca2++2OH-=CaCO3↓+H2O;

在石灰乳中加入Na2CO3溶液:

Ca(OH)2+CO32-==CaCO3↓+2OH-。

⑶与量有关的复杂的离子方程式

①NaOH溶液与少量Ca(HCO3)2溶液反应:

2OH-+Ca2++2HCO3-===CaCO3↓+2H2O+CO32—

NaOH溶液加入过量Ca(HCO3)2溶液反应:

OH-+Ca2++HCO3-===CaCO3↓+2H2O

②NaHSO4溶液中加入过量的Ba(OH)2溶液

H++OH-+Ba2++SO42===BaSO4↓+H2O

NaHSO4溶液中加入少量的Ba(OH)2溶液

2H++SO42+2OH-+Ba2+===BaSO4↓+2H2O

③FeBr2溶液通入过量氯水

2Fe2++4Br—+3Cl2===2Fe3++2Br2+6Cl-

FeBr2溶液通入少量氯水

2Fe2++Cl2===2Fe3++2Cl—

3.物质溶解性规律:

(A)

CO32-、SO32-、PO43—、HPO42—的盐的溶解性基本相同,只有它们的钾钠铵盐可溶。

CH3COO-、HCO3-、H2PO4—的盐一般可溶。

4.离子共存题易错点:

(B)

⑴在题目中告知是无色溶液,应排除具有颜色的离子

Fe2+(浅绿色)、Fe3+(黄色)、Cu2+(蓝色)、MnO4—(紫色)等离子。

⑵忽视因发生氧化还原而不能共存

如:

ClO—与I—、SO32—、S2—,酸性条件下ClO—与Cl—,酸性条件下NO3—与Fe2+,酸性条件下SO32—与S2—,酸性条件下MnO4—与Cl—。

⑶多元弱酸的酸式酸根离子不能与H+、OH—大量共存

HCO3—、HSO3-、

知识体系3

1.元素化合价在化学反应中的变化(B)

⑴氧化还原反应:

凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应。

氧化反应:

在氧化还原反应中,反应物所含元素化合价升高的反应称为氧化反应;

还原反应:

在氧化还原反应中,反应物所含元素化合价降低的反应称为还原反应。

非氧化还原反应:

凡没有元素化合价升降的化学反应,就是非氧化还原反应。

⑵氧化还原反应特征(判别方法):

化合价发生变化。

2.氧化还原反应的实质(B)

⑴元素化合价升降的实质:

化合价升高,该元素原子在反应中失去电子;化合价降低,该元素原子在反应中得到电子。

⑵氧化还原反应的本质:

反应过程中有电子得失(或偏移)。

3.氧化剂和还原剂(C)

⑴定义:

①从化合价角度定义:

在氧化还原反应中,所含元素的化合价降低的反应物,称为氧化剂;在氧化还原反应中,所含元素的化合价升高的反应物,称为还原剂。

②从电子转移角度定义:

在氧化还原反应中,得到电子(或电子偏近)的反应物,称为氧化剂;在氧化还原反应中,失去电子(或电子偏离)的反应物,称为还原剂。

⑵常见的氧化剂和还原剂

⑶价态与氧化剂、还原剂的关系:

①元素为最低价态时,只具有还原性。

I-,S2-等。

②元素为最高价态时,只具有氧化性。

Fe3+,H+,S+6等。

③元素处于中间价态时,既具有氧化性,又具有还原性。

如S、SO2,Fe2+,I2,H2O2。

⑷一般来说,氧化性:

氧化剂>氧化产物;还原性:

还原剂>还原产物。

⑸酸性对氧化性的影响

影响氧化性的强弱。

如:

常温下,NO3—SO32—,在酸性下有氧化性,在中性或碱性下无氧化性,需要酸化才能表现出氧化性。

又如:

ClO—在酸性下比在碱性下氧化性更强。

⑹温度影响氧化性。

如:

常温下,SO42—无氧化性,加热时可以表现出氧化性。

⑺最高价元素未必有氧化性。

如:

常温下,稀硫酸、碳酸、硅酸、磷酸及相对应的盐无氧化性。

⑻氧化剂的氧化性越强,其对应的还原产物还原性越弱。

⑼氧化还原反应产物的价态有时与反应物的量有关。

 

 

第三章金属及其化合物

知识体系1

1.钠及其重要化合物的性质(B)

⑴位置和原子结构示意图:

第3周期第ⅠA族。

⑵钠的物理性质:

银白色、有金属光泽的固体;密度小,ρ(Na)=0.97g/cm3,比水的密度小;熔点和沸点低,熔点97.81℃,沸点882.

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