第1章 认识化学科学
一、钠
1、钠的物理性质
软、亮、轻、低、导（软——质软，硬度小；亮——银白色金属光泽；轻——密度小，比水轻；低——熔点低；导——可导电、导热）
2、钠的化学性质
（1）与O2反应：常温：4Na ＋O2＝2Na2O (白色固体) ；
点燃或加热：2Na ＋O2点燃Na2O2 (淡黄色固体) ；
（2）与Cl2反应：2Na ＋Cl2点燃2NaCl ；
（3
（4）与酸反应：非常剧烈，以致爆炸；
（5）与盐溶液反应：可认为是先与盐溶液中的水反应，然后再发生复分解反应（其实质都是先于溶液中的H ＋反应）。
3、钠的存在与保存
（1）元素在自然界的存在有两种形态：游离态：元素以单质形式存在；化合态：元素以化合物形式存在。钠的化学性质很活泼，在自然界里无游离态，只有化合态（NaCl 、Na2CO3、Na2SO4、NaNO3等）
（2）保存：因为常温下金属钠能跟空气中的氧气反应，还能跟水、水蒸气反应，所以金属钠保存在煤油或石蜡油中，主要是为了隔绝空气和水。
Na2O 和 Na2O2：
Na2O 属于碱性氧化物，可以与酸、酸性氧化物、水反应。如：Na2O ＋H2O ＝2NaOH ； Na2O2属于过氧化物，也可以与酸、酸性氧化物、水等物质反应，所不同的是，在这些反应中一般有氧气生成：
2Na2O2＋2H2O ＝4NaOH ＋O2↑，2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2↑；Na2O2可用与潜艇或宇宙飞船中的供氧剂。
二、氯气
1、Cl2的物理性质
在通常情况下，氯气为黄绿色气体，有刺激性气味的有毒气体. 易液化，能溶于水(1∶2) ，氯水颜色呈淡黄色。闻Cl2时：应距Cl2一尺左右，用手轻轻扇一下集气瓶口上方空气，让少量的Cl2进入鼻孔。
2、Cl2的化学性质
（1）与金属反应
2Na + Cl2点燃2NaCl(白烟) ；
Cu + Cl2点燃 CuCl2(棕黄色烟，加少量水显绿色，冲稀后变蓝色) ；
2Fe + 3Cl2点燃 2FeCl3(棕红色烟，加少量水显棕黄色)
（2）与非金属反应
H2 + Cl2点燃2HCl(白雾) 。纯净的H2可在Cl2中燃烧，发出苍白色火焰。
HCl （溶解度1∶500）溶于水成为盐酸.
（3）与水反应： Cl2 + H2O ＝ HCl + HClO
（4）与碱反应： Cl2 + 2NaOH ＝ NaClO + NaCl + H2O（该反应可用于Cl2的尾气处理）； 工业上用Cl2与石灰乳作用制漂白粉： 2Cl2 + 2Ca(OH)2 ＝ CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
（5）与盐溶液的置换反应：
Cl2 + 2NaI ＝ 2NaCl + I2（该反应常用作Cl2的检验）； Cl2 + 2NaBr ＝ 2NaCl + Br2 氯水的成分和性质
（1）氯水的成分
氯水是氯气的水溶液，通常情况下为浅黄色溶液，氯水中只有部分Cl2与水反应，其化学方程式为：Cl2 + H2O ＝ HCl + HClO
新制的氯水中含Cl2、H2O 、HClO 等分子和H+、Cl-、ClO-、OH-等离子。
（2）氯水的性质
氯水的性质比较复杂，有可能存在多种成分同时作用于一种物质. 在一般情况下，认为是溶液中氯分子的性质。若为盐酸或次氯酸的性质，主要有下面几种情况：
①作为盐酸的性质：当与弱酸的盐或硝酸银溶液作用时，主要作为盐酸性质，例如：氯水与Na2CO3溶液反应以及氯水与AgNO3溶液反应。
②作为次氯酸的性质：氯水用于漂白(与有机化合物色素作用) 、消毒、杀菌等。
③要注意液氯与氯水的区别：液氯是纯净物，成分是Cl2分子，而氯水是混合物。
三、化学中常用的物理量——物质的量
物质的量及其单位——摩尔
1．物质的量：物质的量是表示物质所含微粒多少的物理量，是国际单位制中七个基本物理量之一。物质的量的符号为n 。
注意：（1）这里的微粒是指分子、原子、离子、质子、中子、电子或这些粒子的特定组合等微观粒子，不能指宏观颗粒。
（2）“物质的量”是一个专用名词，不能拆开。例如，不能说“氢气的量、硫酸的量”，而应说“氢气的物质的量、硫酸的物质的量”。
2．阿伏加德罗常数： 0.012kg12C 所含的碳原子数称为阿伏加德罗常数，其近似值为6.02×1023mol －1，符号为NA 。
（1）阿伏加德罗常数带有单位，其单位是mol －1。
（2）阿伏加德罗常数的准确值是0.012 kg 12C中含有碳原子数目，近似值6.02×1023 mol－1。
（3）NA 数值巨大，作用于宏观物质没有实际意义。
3．摩尔：摩尔是物质的量的单位，每摩尔物质含有阿伏加德罗常数个微粒。摩尔简称摩，符号为mol 。
注意：在使用摩尔表示物质的量时，应该用化学式指明粒子的种类，而不使用该粒子的中文名称。例如说“1mol氧”，是指1mol 氧原子，还是指1mol 氧分子，含义就不明确。又如说“1mol碳原子”，是指1mol12C ，还是指1mol13C ，含义也不明确。
粒子集体中可以是原子、分子，也可以是离子、电子等。例如：1mol F，0.5molCO2，1000mol CO32-，amol e-，1.5molNa2CO3·10H2O 等。
4．物质的量与粒子数（N ）的关系： N ＝ n·NA
满足上述关系的粒子是构成物质的基本粒子或它们的特定组合。如：1molCaCl2与阿伏加德罗常数相等的粒子是CaCl2粒子，其中Ca2+为1mol 、Cl-为2mol ，阴阳离子之和为3mol 。
四、摩尔质量和气体摩尔体积
1．摩尔质量
（1）概念：摩尔质量是单位物质的量的物质所具有的质量，符号为M ，单位常用g·mol －1。 注意：①摩尔质量与1 mol粒子的质量含义不同，但有一定的联系。
例如，H2O 的摩尔质量为18 g·mol －1，1 mol H2O的质量是18 g。
②当摩尔质量的单位取“g·mol－1”时，其数值与相对原子质量、相对分子质量或式量数值相
等，但物理意义、单位都不同。在计算或使用时要注意区分。例如，Mr(H2O)＝18，而M(H2O)＝18 g·mol －1。
（2）摩尔质量、质量、物质的量、粒子数之间的关系：
÷M ×N A m N ×M ÷N A
容易看出，在以上转化关系中，物质的量处于核心的地位。可以说，物质的量是联系宏观与微观的桥梁，为我们的科学计算带来了很大的方便。
几个基本符号：物质的量——n ；物质的质量——m ；摩尔质量——M ；粒子数——N ；阿伏加德罗常数——NA ；相对原子质量——Ar ；相对分子质量——Mr ；质量分数——ω
2．气体摩尔体积
（1）概念：一定的温度和压强下，单位物质的量气体所占的体积叫气体摩尔体积。Vm ＝ V/n，单位为L ·mol-1和m3·mol-1。
①标准状况 即0℃、1个大气压（101 kPa），简写为STP
②在相同的温度和压强下，1mol 任何气体所占的体积在数值上近似相等。任何气体包括纯净气体和混合气体。
③标准状况下，气体的摩尔体积约为22.4 L·mol-1。
④气体摩尔体积受温度和压强的影响，不同条件下，气体的摩尔体积可能不同，标况下，约为22.4 L·mol-1，但不是标况时也可能是22.4 L·mol-1(比如温度高于0℃，压强小于101 kPa)。
（2）阿伏加德罗定律（即四同定律）（即同温同压同体积同分子数）
相同温度和压强下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。物质的量浓度
1、 物质的量浓度的概念：
以单位体积溶液里所含溶质B 的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B 的物质的量浓度。其表达式为：n （B ）＝ c （B ）×V
注意：
（1）物质的量浓度和溶液的质量分数w （B ）＝ m （B ）÷m （溶液）× 100％有本质区别。
（2）从一定物质的量浓度的溶液中取出任意体积的溶液，其浓度不变，但所含溶质的量因体积不同而不同。
2．物质的量浓度溶液的配制
（1）认识新仪器——容量瓶
一定物质的量浓度溶液的配制是本节重点之一。配制这种物质的量浓度的溶液，所用的专用仪器——容量瓶的使用要注意以下几点：
①只用于配制溶液，不能用作反应容器；
②溶液注入容量瓶前需恢复到常温。因为溶质在烧杯内稀释或溶解时会吸热或放热，而容量瓶必须在常温下使用；
③用容量瓶不能配制任意体积的一定物质的量浓度的溶液. 这是因为容量瓶的规格是固定的，常用的有50mL 、100mL 、250mL 、500mL 、1000mL 等规格，配制溶液时可据所需溶液的体积选择合适的容量瓶；
④使用前，除洗涤外，还应检验容量瓶是否漏液；
⑤向容量瓶注入液体时，应沿细玻璃棒注入，以防注入操作时液体流出而损失；
⑥容量瓶上只有一个刻度线，正确读数时，要使视线、容量瓶刻度线和瓶内液面的最低点相切。
（2）物质的量浓度溶液的配制步骤：
①计算：求出所配制溶液的溶质的质量。如果是用浓溶液（如浓H2SO4）来配制一定物质的量浓度的稀溶液，则需求算出浓溶液所需用的体积；
②称量：如果溶质是固体，可用天平称量溶质的质量；如果是浓溶液，可用量筒来量取溶液的体积；
③溶解、转移：把称量好的溶质或浓溶液放入烧杯中(如果是浓硫酸，则烧杯中应先加水再加浓硫酸，并边加边搅拌) ，加适量的蒸馏水溶解、搅拌静置冷却到室温下，再用玻璃棒引流，让溶解后的溶液沿玻璃棒注入容量瓶内；
④洗涤、转移：用蒸馏水洗涤烧杯和玻璃棒2～3次，每次洗涤后的溶液都要注入容量瓶内，以确保溶质全部进入容量瓶，防止产生误差，轻轻震荡容量瓶，使溶液充分混合；
⑤定容、摇匀：然后注入蒸馏水直至液面离刻度线1cm ～2cm ，改用胶头滴管逐滴加蒸馏水至溶液的凹液面正好与刻度相切。盖好瓶塞，反复上下颠倒，摇匀。
⑥装瓶、贴签：最后把上面配好的溶液转移至规定的试剂瓶，贴好标签，写明溶液名称和物质量浓度。
配制一定物质的量浓度溶液的误差分析
由c=n/v可知，误差来源的根本原因是：物质的量或溶液体积产生误差，若n 偏大或v 偏小则c 偏大，若n 偏小或v 偏大则c 偏小。
(1) 若称量物错放在托盘天平的右盘上，n 可能偏小使c 偏小，因为称m(左)=m(右)+m(游) 。
(2) 转移过程中有少量溶液或洗涤液洒在容量瓶外，则n 偏小而使c 偏小。
(3) 未洗涤溶解用的烧杯和玻璃棒或洗涤液未转移入容量瓶，配出的溶液浓度偏低，因为溶质的n 少了。
(4) 量简量取计算出的浓溶液体积时仰视刻度，n 偏大使c 偏大。
(5) 除洗涤烧杯和玻璃棒外，还洗涤了量筒，则n 偏大使c 偏大，因为量筒在标定刻度时，没有把附在器壁上的残留液计算在内，用水洗涤反而使溶质的量偏大，造成c 偏大。
(6) 定容时仰视刻度，则v 偏大，使c 偏小。
(7) 定容时俯视刻度，则v 偏小，使c 偏大。
(8) 若容量瓶使用前有少量蒸馏水，则无影响。
(9) 若容量瓶使用前用标准也润洗，则n 偏大而使c 偏大。
全章知识总结
1 基础知识
（1
（2
2 基本概念
（1）化学科学：化学科学就是在原子、分子水平上研究各种各样的物质的组成、结构、性质、变化、制备和应用的自然科学。其特征是认识分子和制造分子。
（2）摩尔：摩尔是表示物质的量的单位，每摩尔物质含有阿伏加德罗常数个微粒。
（3）摩尔质量：1mol 物质的质量叫摩尔质量，摩尔质量在数值上等于该物质的式量。
（4）标准状况下的气体摩尔体积：在标准状况(0℃、101.3kPa) 下，1mol 的任何气体的体积都大约是22.4L 。
（5）物质的量浓度：以1L 溶液中所含溶质物质的量来表示的溶液浓度叫物质的量浓度。 3 基本方法
（1）研究物质性质常用的方法为：观察、实验、分类、比较。
（2）研究物质性质一般的程序为：观察物质的外观性质→运用分类的方法，根据物质所属类别或利用有关反应规律预测物质的性质→实验和观察（验证预测并提出新的预测）→对实验现象进行分析、综合、推论，概括出结论。运用比较的方法，归纳出物质的通性及特性。
（3）配制一定物质的量浓度溶液：对于任何定量实验，操作细则以及实验仪器的选择主要是围绕减小实验误差来考虑。准确配制一定物质的量浓度溶液的关键在于：溶质的计量和转移、溶液体积的计量。其操作步骤为：计算、称量、溶解、转移、洗涤、定容、摇匀、装瓶。 4 基本关系：以物质的量为核心的各物理量间的转化关系
第2章 元素与物质世界
一、元素与物质的分类
1．元素与物质的关系：
从本质看，元素是物质的基本组成成分，物质都是由元素组成的；从数量上看，110多种元素组成了几千万种的物质。
2．元素的组成形式：
（1）单质：同一种元素自身组成的物质叫单质，有金属、非金属、稀有气体。
（2）化合物：不同的元素之间组成的物质叫化合物。
3．元素的存在形态：
（1）游离态：元素以自身形式结合成单质时的存在状态，此时的化合价为零价。
（2）化合态：元素与另外的元素之间结合成化合物时的存在状态，此时的化合价一般为正价或负价。
二、 物质的分类
1．物质分类的方法：
（1）按物质是否由同种物质（分子）组成，将物质分为纯净物和混合物。由同种物质（分子）
组成的物质叫纯净物；由不同物质的分子组成的物质叫混合物。
（2）按组成物质的元素的种类把纯净物分为单质和化合物。
（3）化合物的分类方法很多，如按化合物的性质分类，又把化合物分为酸、碱、盐、氧化物等；若按化合物在水溶液或在融化状态下是否导电，则可以分为电解质和非电解质；若按在化学反应中的表现，则分为氧化剂和还原剂。按混合物中分散质粒度大小可将混合物分为溶液、胶体和浊液等。
2．单质、氧化物、酸、碱和盐之间的相互关系
（2）金属的化学通性：
① 金属+非金属→无氧酸盐 ② 金属+氧气→金属氧化物
③ 较活泼金属+酸（硝酸、浓硫酸除外）→盐+氢气
④ 较活泼金属金属+较不活泼金属的盐溶液→较不活泼金属+较活泼金属的盐溶液
（3）氧化物的化学通性：
① 酸性氧化物+水→含氧酸 ② 酸性氧化物+碱→盐+水
③ 酸性氧化物+碱性氧化物→盐
④ 碱性氧化物+水→碱 ⑤ 碱性氧化物+酸→盐+水
说明：能跟酸反应生成盐和水的氧化物叫碱性氧化物；
能跟碱反应生成盐和水的氧化物叫酸性氧化物。
（4）碱的化学通性：
① 碱+酸碱指示剂：使紫色石蕊试液变蓝色；无色酚酞试液变红色
② 碱+酸性氧化物→盐+水
③ 碱+酸→盐+水 ④ 盐→新碱+新盐
（5）盐的化学通性：
①盐+酸→新盐+新酸 ②盐+碱→新盐+ 新碱 ③盐+盐→新盐+新盐
（6）化学反应的分类
①根据反应形式分：分解反应、化合反应、置换反应和复分解反应。
②根据反应中电子得失分：氧化还原反应和非氧化还原反应。
③根据反应中化学粒子特征分：分子反应和离子反应等。
三、胶体
1．分散系
定义：由一种（或几种）物质分散到另一种物质里形成的混合物统称为分散系。
注意：分散系由分散质（分散成粒子的物质）和分散剂（粒子分布在其中的物质）组成，依据分散质粒子粒度来分类，可分为溶液、浊液和胶体。
2．胶体的性质
（1）丁达尔效应
让光线照射胶体时，从垂直入射光线的方向可以观察到胶体里有一条光亮的“通路”，这种现象叫做丁达尔效应。
产生丁达尔效应的原因是胶体中的分散质粒子对光有散射作用，改变光的传播方向。 溶液没有丁达尔效应．因此，可用丁达尔效应来鉴别溶液和胶体(液溶胶) 。
（2）电泳现象
胶体中的分散质粒子在电场的作用下，做定向移动的现象，叫做电泳现象。
电泳现象证明分散质粒子带有电荷．胶体中的分散质粒子吸附离子而带有电荷是胶体具有稳定性的主要原因．由于同种分散质粒子带同种电荷，在一般情况下，它们之间相互排斥使它们不容易聚集成大于100nm 的大颗粒，故可以稳定存在较长时间。
（3）胶体的聚沉
胶体聚沉就是施加某些条件，使分散质粒子聚集成大于100nm 的大颗粒而成为沉淀．施加条件就是破坏胶体的稳定存在，即克服分散质粒子之间的斥力．使胶体发生聚沉的方法有三种： ①加热 给胶体加热，使胶体粒子的动能增大，胶体粒子之间的斥力被克服，胶体粒子发生聚集而成为沉淀。
②加入酸、碱或盐：往某些胶体里加入少量酸、碱或盐，增大了胶体中离子的总浓度，有利于胶体粒子吸引相反电荷的离子，使原来胶体粒子所带的电荷减少或完全中和，胶体粒子就可因碰撞而结合，发生聚沉。
③加入带相反电荷的胶体 把含有带正电荷胶体粒子的胶体与含有带负电荷胶体粒子的胶体混合，两种胶体粒子互相中和电荷，斥力消失，胶体粒子“同归于尽”，即发生聚集而成为沉淀。
3．胶体的净化——渗析
胶体分散质粒子粒度介于1～100nm ，能透过滤纸，但不能透过半透膜。半透膜具有比滤纸更细小的孔隙，只有分子、离子能够透过，因而可以用它将胶体粒子和分子或离子分开。利用半透膜分离胶体中的杂质分子或离子，提纯、精制胶体的操作称为渗析。渗析的原理在微电子材料制造、化学工程、生物工程、环境工程、海水淡化等方面都有重要应用。
四、电解质
1 电解质的电离
1．酸、碱、盐的电离
（1）电离的概念：物质溶解于水或熔化时，离解成自由移动的离子的过程称为电离。 注意：电离的条件是在水的作用下或受热熔化，绝不能认为是通电。
（2）酸、碱、盐
电离时生成的阳离子全部是H ＋的化合物称为酸；电离时生成的阴离子全部是OH －的化合物称为碱；电离时生成的阳离子是金属阳离子（或NH4+离子）、阴离子全部是酸根离子的化合物称为盐。
（3）电离方程式：用离子符号和化学式来表示电解质电离的式子。如：
H2SO4＝2H+＋SO42－；NaOH ＝Na+＋OH －；NaHCO3＝Na+＋HCO3－
电离的条件是在水溶液中或融化状态下，并不是在通电的条件下。
2．酸、碱、盐是电解质
（1）电解质与非电解质
在水溶液或熔化状态下能导电的化合物称为电解质；
在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物称为非电解质。
说明：①电解质和非电解质都是化合物，单质既不属于电解质，也不属于非电解质。 ②电离是电解质溶液导电的前提。
③能导电的物质不一定是电解质，如石墨等；电解质本身不一定能导电，如食盐晶体。 ④有些化合物的水溶液能导电，但因为这些化合物在水中或熔化状态下本身不能电离，故也不是电解质．如SO2、SO3、NH3、CO2等，它们的水溶液都能导电，是因为跟水反应生成了电解质，它们本身都不是电解质。
⑤电解质溶液中，阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数是相等的，故显电中性，称电荷守恒。
（2）强电解质与弱电解质
根据电解质在水溶液里电离能力的大小又可将电解质分为强电解质和弱电解质．
能完全电离的电解质叫做强电解质，如强酸、强碱和绝大多数盐，
只能部分电离的电解质叫做弱电解质，如弱酸、弱碱和水等。
（3）常见的电解质
①强电解质
强酸：H2SO4、HCl 、HNO3、HClO4、HBr 、HI 。强碱；NaOH 、KOH 、Ca(OH)2、Ba(OH)2。大多数盐：NaNO3、NH4Cl 、MgSO4等
②弱电解质
弱酸：H2CO3、HF 、CH3COOH 、HClO 、H2SO3、H2S 、H3PO4等；弱碱：NH3·H2O 、Cu(OH)2、Fe(OH)3、 Mg(OH)2等；水：H2O
五、电解质在水溶液中的反应
1、电解质在水溶液中反应的实质
（1）离子反应：有离子参加的化学反应称为离子反应。如酸、碱、盐、氧化物之间的复分解反应、溶液中的置换反应等属于离子反应。
（2）实质：电解质在水溶液中的反应实质上都是离子反应。
（3）酸、碱、盐在溶液中发生复分解反应发生的条件：有难溶性物质生成，或有难电离的物质生成，或有易挥发性物质生成。总之，这类反应的特点就是向着降低某些离子的浓度或数目的方向进行。
2、离子方程式
（1）概念：用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子。
（2）意义：①表示化学反应的实质；②表示同一类型的离子反应。
（3）特征：①方程式中出现离子符号；②等号两边电荷总数相等（即电荷守恒）。
（4）离子方程式的书写方法：
①“写”：写出正确的化学方程式。
②“拆”：把易溶且易电离的物质拆写成离子形式，凡是难溶、难电离，以及气体物质均写成化学式。
③“删”：删去反应前后不参加反应的离子。
④“查”：检查离子方程式两边的原子个数是否相等，电荷总数是否相等。
说明：此方法的关键是第二步拆，能否可拆取决于该物质是否是电解质，是否符合电离的条件，是否完全电离，在体系中是否以离子形态大量存在。
注意事项：
①合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。
②式正确：化学式与离子符号使用正确合理。
③号实际：“↑”“↓”等符号符合实际。
④两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。
⑤明类型：依据离子反应原理，分清类型，总结方法技巧。
⑥检查细：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。
3
六、氧化剂和还原剂
化学反应的四种基本类型：
化合反应：两种或两种以上的物质相互作用，生成一种物质的反应。
分解反应：一种物质经过反应后生成两种或两种以上物质的反应。
置换反应：一种单质与一种化合物反应，生成另一种单质和另一种化合物的反应。 复分解反应：两种化合物相互交换成分，生成另外两种化合物的反应。
（一）氧化还原反应
1．元素化合价在化学反应中的变化
（1）化合价：化合价是认识氧化还原的前提与基础。
①规则： ①在化合物中，正负化合价的代数和为零；②单质中，元素的化合价为零。 ②本质：
a 化合价的正与负：失去电子或共用电子对偏离呈正价；得到电子或共用电子对偏向呈负价。 b 化合价的数值：化合价的数值等于得、失电子（或共用电子对）的数目。
c 化合价的变动：元素在氧化还原反应中，得到电子，化合价降低；失去电子，化合价升高。
③有关规律：
a 金属元素一般没有负化合价，除零价外，只显正价，因为在反应中只能失去电子。
b 非金属元素（除氧、氟外）在反应中既可得到电子，亦可失去电子，故既可呈正价，也能显负价。
c 氧、氟的非金属性很强，在反应中一般不失去电子，故一般没有正化合价。
d 显最高化合价的元素，在反应中只能得电子而不能失电子，故发生氧化还原反应化合价只能降低。相反，显最低化合价的元素，在反应中化合价只能升高。
（2）基本概念
①氧化反应和还原反应：反应物所含元素化合价升高（或者说是物质失去电子）的反应称为氧化反应；反应物所含元素化合价降低（或者说是物质得到电子）的反应称为还原反应。 ②氧化还原反应：凡是反应过程中有元素化合价变化（或电子转移）的化学反应叫做氧化还原反应。
说明：氧化反应和还原反应是一对对立的反应，而又统一存在于一个反应中，不能分割，所以人们把这两种同时存在的一个化学反应叫做氧化还原反应。
2．氧化还原反应的实质
研究表明，所有的氧化还原反应中都存在着电子的转移，电子的转移是氧化还原反应的实质。 说明：“转移”包含两方面内容：电子的得到、失去和电子的偏离、偏向。电子的偏离和偏向又统称电子的偏移。
（二） 氧化剂和还原剂
1．基本概念
（1）氧化剂和还原剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价降低（或说得到电子）的反应物叫做氧化剂；而所含元素化合价升高（或说失去电子）的反应物，叫做还原剂。
（2）氧化产物和还原产物：还原剂失去电子被氧化所得的产物叫氧化产物；氧化剂得到电子被还原所得的产物叫还原产物。
氧化剂（具有氧化性）——得电子——被还原——发生还原反应——还原产物；
还原剂（具有还原性）——失电子——被氧化——发生氧化反应——氧化产物。
2．常见的氧化剂和还原剂
常见的氧化剂：
（1）非金属单质X2、O2、S 等；
（2）高价金属阳离子Cu2+、Fe3+；高价或较高价含氧化合物H2SO4(浓) 、MnO2、HClO 、KMnO4、K2Cr2O7、HNO3、HClO3等。
常见的还原剂：
（1）活泼或较活泼的金属K 、Na 、Mg 、Al 、Zn 、Fe 等；2）低价金属阳离子Fe2+；
（3）非金属阴离子Cl －、Br －、I －、S2－等；
（4）含较低价元素的化合物CO 、SO2、H2SO3、Na2SO3、NH3等。
3．氧化还原反应中各个基本概念间的关系
4、氧化还原反应：
①特征：化合价升降；②实质：电子的转移。
③基本规律：
守恒律：化合价升高和降低总数相等，电子得失总数相等。
强弱律：氧化性：氧化剂强于氧化产物；还原性：还原剂强于还原产物。
价态律：元素处于最高价，只有氧化性，元素处于最低价，只有还原性，中间价态的元素既有氧化性又有还原性。
转化律：邻价转化最易。化合价只靠拢，不交错。
（三） 探究铁及其化合物的氧化性和还原性
1、铁元素的存在形态：
游离态：陨铁
化合态：铁主要以＋2价和＋3价的化合态存在。在地壳中的质量分数为4.65％，处于第四位，仅次于氧、硅和铝。
2、按不同标准给铁及其化合物分类
（1）按单质、氧化物、酸、碱、盐给上述物质分类。
单质：铁；氧化物：FeO 、Fe2O3、Fe3O4；碱： Fe(OH)2、Fe(OH)3；盐：FeCl2、FeCl3、FeSO4、Fe2(SO4)3
（2）按铁元素的化合价给上述物质分类。
0价：Fe ；+2价：FeO 、FeCl2、FeSO4、Fe(OH)2；+3价：Fe2O3、FeCl3、Fe2(SO4)3、Fe(OH)3
3
4．铁的氢氧化物——4Fe(OH)2和4Fe(OH)3性质的比较
（1）氢氧化亚铁：
制备：FeCl2＋2NaOH ＝Fe(OH)2↓＋2NaCl
物理性质：白色难溶的弱碱
化学性质：①与强酸反应
②还原性：易被氧化剂所氧化。如：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O ＝4Fe(OH)3
（2）氢氧化铁：
制备：FeCl3＋3NaOH ＝Fe(OH)3↓＋3NaCl
物理性质：红褐色难溶固体
化学性质：与强酸反应。Fe(OH)3＋ 3H2SO4＝ Fe2(SO4)3＋3H2O
Fe2+与Fe3+的鉴别
（1）直接观察颜色：Fe2+的溶液呈浅绿色，Fe3+的溶液呈棕黄色。
（2）利用显色反应：
Fe2+的溶液＋KSCN 或NH4SCN 溶液，溶液不呈红色；Fe3+的溶液+KSCN或NH4SCN 溶液，溶液呈血红色。
有关离子方程式：Fe3+＋SCN －＝［Fe(SCN)］2+
（3）利用铁化合物沉淀的颜色：
Fe2+的溶液＋NaOH 溶液，出现白色沉淀，迅速变为灰绿色，最后变为红褐色；Fe3+的溶液＋NaOH 溶液，出现红褐色沉淀。
有关反应式：Fe2+＋2OH －＝Fe(OH)2↓、4Fe(OH)2＋2H2O ＋O2＝4Fe(OH)3； Fe3+＋3OH －＝Fe(OH)3↓
（4）利用Fe3+的氧化性：
①Fe2+的溶液＋Cu 片，无明显现象；Fe3+的溶液＋Cu 片，铜被腐蚀，溶液变为蓝绿色。 有关离子方程式：2Fe3+＋Cu ＝2Fe2+＝Cu2+
②Fe2+的溶液＋淀粉KI 试纸，试纸不变蓝；Fe3+的溶液＋淀粉KI 试纸，试纸变蓝。 有关离子方程式：2Fe3+＋2I －＝2Fe2+＋I2
（5）利用Fe2+的还原性：
①Fe2+的溶液＋酸性KMnO4溶液，KMnO4溶液紫色褪去；Fe3+的溶液＋酸性KMnO4溶液，KMnO4溶液紫色不褪。
②Fe2+的溶液＋氯水，溶液变为棕黄色；Fe3+的溶液＋氯水，无明显现象。
有关离子反应式：2Fe2+＋Cl2＝2Fe3+＋2Cl －
注意：以上方法以KSCN 溶液鉴别最常用。
全章知识总结
1 基础知识
（1）物质的分类
①按物质是否由同种物质（分子）组成，将物质分为纯净物和混合物。
②按组成物质的元素的种类把纯净物分为单质和化合物。
③化合物的分类方法很多，如按化合物的性质分类，又把化合物分为酸、碱、盐、氧化物等；若按化合物在水溶液或在融化状态下是否导电，则可以分为电解质和非电解质；若按在化学反应中的表现，则分为氧化剂和还原剂。
④按混合物中分散质粒子的直径大小可将混合物分类，分为溶液、胶体和浊液等。
根据研究的需要，我们可以从多种不同的角度对物质进行分类，得到不同的分类结果。 例如：
（2）化学反应的分类
①根据反应形式分：分解反应、化合反应、置换反应和复分解反应。
②根据反应中电子得失分：氧化还原反应和非氧化还原反应。
③根据反应中化学粒子特征分：分子反应和离子反应等。
（3）胶体
①本质特征：胶体粒子粒度在1nm ～100nm 之间。
②重要性质：丁达尔现象、电泳、聚沉。
③胶体的提纯与精制：渗析。
（4）离子方程式的书写
方法：写、改、删、查；
注意事项：
①合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。
②式正确：化学式与离子符号使用正确合理。
③号实际：“↑”“↓”等符号符合实际。
④两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与
还原剂失电子总数要相等）。
⑤明类型：依据离子反应原理，分清类型，总结方法技巧。
⑥检查细：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。
（5）氧化还原反应：
①特征：化合价升降；②实质：电子的转移。
③基本规律：
守恒律：化合价升高和降低总数相等，电子得失总数相等。
强弱律：氧化性：氧化剂强于氧化产物；还原性：还原剂强于还原产物。
价态律：元素处于最高价，只有氧化性，元素处于最低价，只有还原性，中间价态的元素既有氧化性又有还原性。
转化律：邻价转化最易。化合价只靠拢，不交错。
2 基本概念
胶体：分散质粒度介于1~100nm之间的分散系，叫做胶体。
电解质和非电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫电解质；在水溶液或熔融状态下都不导电的化合物叫非电解质。
酸、碱、盐：电离时，生成的阳离子全部是H+的化合物是酸；生成的阴离子全部是OH －的化合物是碱；能生成金属阳离子和酸根阴离子的化合物称为盐。
离子反应：有离子参加的反应。
电离方程式：用来表示电解质在水溶液中电离情况的式子。
离子方程式：用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子。
氧化剂和还原剂：反应中得到电子的反应物是氧化剂；反应中失去电子的反应物是还原剂。 氧化反应和还原反应：物质失去电子的反应叫做氧化反应；物质得到电子的反应叫做还原反应。
氧化性和还原性：氧化剂在反应中获得电子的性质，叫做氧化性；还原剂在反应中失去电子的性质，叫做还原性。
氧化产物和还原产物：还原剂发生氧化反应后的生成物，叫做氧化产物；氧化剂发生还原反应后的生成物，叫做还原产物。
3 基本关系
（1）元素与物质的关系：元素是物质的基本组成成分，物质都是由元素构成的。
（2）酸、碱、盐与电解质的关系：酸、碱、盐属于电解质，电解质包含酸、碱、盐。
（3）单质、氧化物、酸、碱、盐之间的相互关系：
（4）氧化还原反应中各个概念间的关系（同一反应中）：
（5）铁及其化合物的转化关系： 强氧化剂
3+
强还原剂
第1章 认识化学科学
一、钠
1、钠的物理性质
软、亮、轻、低、导（软——质软，硬度小；亮——银白色金属光泽；轻——密度小，比水轻；低——熔点低；导——可导电、导热）
2、钠的化学性质
（1）与O2反应：常温：4Na ＋O2＝2Na2O (白色固体) ；
点燃或加热：2Na ＋O2点燃Na2O2 (淡黄色固体) ；
（2）与Cl2反应：2Na ＋Cl2点燃2NaCl ；
（3
（4）与酸反应：非常剧烈，以致爆炸；
（5）与盐溶液反应：可认为是先与盐溶液中的水反应，然后再发生复分解反应（其实质都是先于溶液中的H ＋反应）。
3、钠的存在与保存
（1）元素在自然界的存在有两种形态：游离态：元素以单质形式存在；化合态：元素以化合物形式存在。钠的化学性质很活泼，在自然界里无游离态，只有化合态（NaCl 、Na2CO3、Na2SO4、NaNO3等）
（2）保存：因为常温下金属钠能跟空气中的氧气反应，还能跟水、水蒸气反应，所以金属钠保存在煤油或石蜡油中，主要是为了隔绝空气和水。
Na2O 和 Na2O2：
Na2O 属于碱性氧化物，可以与酸、酸性氧化物、水反应。如：Na2O ＋H2O ＝2NaOH ； Na2O2属于过氧化物，也可以与酸、酸性氧化物、水等物质反应，所不同的是，在这些反应中一般有氧气生成：
2Na2O2＋2H2O ＝4NaOH ＋O2↑，2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2↑；Na2O2可用与潜艇或宇宙飞船中的供氧剂。
二、氯气
1、Cl2的物理性质
在通常情况下，氯气为黄绿色气体，有刺激性气味的有毒气体. 易液化，能溶于水(1∶2) ，氯水颜色呈淡黄色。闻Cl2时：应距Cl2一尺左右，用手轻轻扇一下集气瓶口上方空气，让少量的Cl2进入鼻孔。
2、Cl2的化学性质
（1）与金属反应
2Na + Cl2点燃2NaCl(白烟) ；
Cu + Cl2点燃 CuCl2(棕黄色烟，加少量水显绿色，冲稀后变蓝色) ；
2Fe + 3Cl2点燃 2FeCl3(棕红色烟，加少量水显棕黄色)
（2）与非金属反应
H2 + Cl2点燃2HCl(白雾) 。纯净的H2可在Cl2中燃烧，发出苍白色火焰。
HCl （溶解度1∶500）溶于水成为盐酸.
（3）与水反应： Cl2 + H2O ＝ HCl + HClO
（4）与碱反应： Cl2 + 2NaOH ＝ NaClO + NaCl + H2O（该反应可用于Cl2的尾气处理）； 工业上用Cl2与石灰乳作用制漂白粉： 2Cl2 + 2Ca(OH)2 ＝ CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
（5）与盐溶液的置换反应：
Cl2 + 2NaI ＝ 2NaCl + I2（该反应常用作Cl2的检验）； Cl2 + 2NaBr ＝ 2NaCl + Br2 氯水的成分和性质
（1）氯水的成分
氯水是氯气的水溶液，通常情况下为浅黄色溶液，氯水中只有部分Cl2与水反应，其化学方程式为：Cl2 + H2O ＝ HCl + HClO
新制的氯水中含Cl2、H2O 、HClO 等分子和H+、Cl-、ClO-、OH-等离子。
（2）氯水的性质
氯水的性质比较复杂，有可能存在多种成分同时作用于一种物质. 在一般情况下，认为是溶液中氯分子的性质。若为盐酸或次氯酸的性质，主要有下面几种情况：
①作为盐酸的性质：当与弱酸的盐或硝酸银溶液作用时，主要作为盐酸性质，例如：氯水与Na2CO3溶液反应以及氯水与AgNO3溶液反应。
②作为次氯酸的性质：氯水用于漂白(与有机化合物色素作用) 、消毒、杀菌等。
③要注意液氯与氯水的区别：液氯是纯净物，成分是Cl2分子，而氯水是混合物。
三、化学中常用的物理量——物质的量
物质的量及其单位——摩尔
1．物质的量：物质的量是表示物质所含微粒多少的物理量，是国际单位制中七个基本物理量之一。物质的量的符号为n 。
注意：（1）这里的微粒是指分子、原子、离子、质子、中子、电子或这些粒子的特定组合等微观粒子，不能指宏观颗粒。
（2）“物质的量”是一个专用名词，不能拆开。例如，不能说“氢气的量、硫酸的量”，而应说“氢气的物质的量、硫酸的物质的量”。
2．阿伏加德罗常数： 0.012kg12C 所含的碳原子数称为阿伏加德罗常数，其近似值为6.02×1023mol －1，符号为NA 。
（1）阿伏加德罗常数带有单位，其单位是mol －1。
（2）阿伏加德罗常数的准确值是0.012 kg 12C中含有碳原子数目，近似值6.02×1023 mol－1。
（3）NA 数值巨大，作用于宏观物质没有实际意义。
3．摩尔：摩尔是物质的量的单位，每摩尔物质含有阿伏加德罗常数个微粒。摩尔简称摩，符号为mol 。
注意：在使用摩尔表示物质的量时，应该用化学式指明粒子的种类，而不使用该粒子的中文名称。例如说“1mol氧”，是指1mol 氧原子，还是指1mol 氧分子，含义就不明确。又如说“1mol碳原子”，是指1mol12C ，还是指1mol13C ，含义也不明确。
粒子集体中可以是原子、分子，也可以是离子、电子等。例如：1mol F，0.5molCO2，1000mol CO32-，amol e-，1.5molNa2CO3·10H2O 等。
4．物质的量与粒子数（N ）的关系： N ＝ n·NA
满足上述关系的粒子是构成物质的基本粒子或它们的特定组合。如：1molCaCl2与阿伏加德罗常数相等的粒子是CaCl2粒子，其中Ca2+为1mol 、Cl-为2mol ，阴阳离子之和为3mol 。
四、摩尔质量和气体摩尔体积
1．摩尔质量
（1）概念：摩尔质量是单位物质的量的物质所具有的质量，符号为M ，单位常用g·mol －1。 注意：①摩尔质量与1 mol粒子的质量含义不同，但有一定的联系。
例如，H2O 的摩尔质量为18 g·mol －1，1 mol H2O的质量是18 g。
②当摩尔质量的单位取“g·mol－1”时，其数值与相对原子质量、相对分子质量或式量数值相
等，但物理意义、单位都不同。在计算或使用时要注意区分。例如，Mr(H2O)＝18，而M(H2O)＝18 g·mol －1。
（2）摩尔质量、质量、物质的量、粒子数之间的关系：
÷M ×N A m N ×M ÷N A
容易看出，在以上转化关系中，物质的量处于核心的地位。可以说，物质的量是联系宏观与微观的桥梁，为我们的科学计算带来了很大的方便。
几个基本符号：物质的量——n ；物质的质量——m ；摩尔质量——M ；粒子数——N ；阿伏加德罗常数——NA ；相对原子质量——Ar ；相对分子质量——Mr ；质量分数——ω
2．气体摩尔体积
（1）概念：一定的温度和压强下，单位物质的量气体所占的体积叫气体摩尔体积。Vm ＝ V/n，单位为L ·mol-1和m3·mol-1。
①标准状况 即0℃、1个大气压（101 kPa），简写为STP
②在相同的温度和压强下，1mol 任何气体所占的体积在数值上近似相等。任何气体包括纯净气体和混合气体。
③标准状况下，气体的摩尔体积约为22.4 L·mol-1。
④气体摩尔体积受温度和压强的影响，不同条件下，气体的摩尔体积可能不同，标况下，约为22.4 L·mol-1，但不是标况时也可能是22.4 L·mol-1(比如温度高于0℃，压强小于101 kPa)。
（2）阿伏加德罗定律（即四同定律）（即同温同压同体积同分子数）
相同温度和压强下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。物质的量浓度
1、 物质的量浓度的概念：
以单位体积溶液里所含溶质B 的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B 的物质的量浓度。其表达式为：n （B ）＝ c （B ）×V
注意：
（1）物质的量浓度和溶液的质量分数w （B ）＝ m （B ）÷m （溶液）× 100％有本质区别。
（2）从一定物质的量浓度的溶液中取出任意体积的溶液，其浓度不变，但所含溶质的量因体积不同而不同。
2．物质的量浓度溶液的配制
（1）认识新仪器——容量瓶
一定物质的量浓度溶液的配制是本节重点之一。配制这种物质的量浓度的溶液，所用的专用仪器——容量瓶的使用要注意以下几点：
①只用于配制溶液，不能用作反应容器；
②溶液注入容量瓶前需恢复到常温。因为溶质在烧杯内稀释或溶解时会吸热或放热，而容量瓶必须在常温下使用；
③用容量瓶不能配制任意体积的一定物质的量浓度的溶液. 这是因为容量瓶的规格是固定的，常用的有50mL 、100mL 、250mL 、500mL 、1000mL 等规格，配制溶液时可据所需溶液的体积选择合适的容量瓶；
④使用前，除洗涤外，还应检验容量瓶是否漏液；
⑤向容量瓶注入液体时，应沿细玻璃棒注入，以防注入操作时液体流出而损失；
⑥容量瓶上只有一个刻度线，正确读数时，要使视线、容量瓶刻度线和瓶内液面的最低点相切。
（2）物质的量浓度溶液的配制步骤：
①计算：求出所配制溶液的溶质的质量。如果是用浓溶液（如浓H2SO4）来配制一定物质的量浓度的稀溶液，则需求算出浓溶液所需用的体积；
②称量：如果溶质是固体，可用天平称量溶质的质量；如果是浓溶液，可用量筒来量取溶液的体积；
③溶解、转移：把称量好的溶质或浓溶液放入烧杯中(如果是浓硫酸，则烧杯中应先加水再加浓硫酸，并边加边搅拌) ，加适量的蒸馏水溶解、搅拌静置冷却到室温下，再用玻璃棒引流，让溶解后的溶液沿玻璃棒注入容量瓶内；
④洗涤、转移：用蒸馏水洗涤烧杯和玻璃棒2～3次，每次洗涤后的溶液都要注入容量瓶内，以确保溶质全部进入容量瓶，防止产生误差，轻轻震荡容量瓶，使溶液充分混合；
⑤定容、摇匀：然后注入蒸馏水直至液面离刻度线1cm ～2cm ，改用胶头滴管逐滴加蒸馏水至溶液的凹液面正好与刻度相切。盖好瓶塞，反复上下颠倒，摇匀。
⑥装瓶、贴签：最后把上面配好的溶液转移至规定的试剂瓶，贴好标签，写明溶液名称和物质量浓度。
配制一定物质的量浓度溶液的误差分析
由c=n/v可知，误差来源的根本原因是：物质的量或溶液体积产生误差，若n 偏大或v 偏小则c 偏大，若n 偏小或v 偏大则c 偏小。
(1) 若称量物错放在托盘天平的右盘上，n 可能偏小使c 偏小，因为称m(左)=m(右)+m(游) 。
(2) 转移过程中有少量溶液或洗涤液洒在容量瓶外，则n 偏小而使c 偏小。
(3) 未洗涤溶解用的烧杯和玻璃棒或洗涤液未转移入容量瓶，配出的溶液浓度偏低，因为溶质的n 少了。
(4) 量简量取计算出的浓溶液体积时仰视刻度，n 偏大使c 偏大。
(5) 除洗涤烧杯和玻璃棒外，还洗涤了量筒，则n 偏大使c 偏大，因为量筒在标定刻度时，没有把附在器壁上的残留液计算在内，用水洗涤反而使溶质的量偏大，造成c 偏大。
(6) 定容时仰视刻度，则v 偏大，使c 偏小。
(7) 定容时俯视刻度，则v 偏小，使c 偏大。
(8) 若容量瓶使用前有少量蒸馏水，则无影响。
(9) 若容量瓶使用前用标准也润洗，则n 偏大而使c 偏大。
全章知识总结
1 基础知识
（1
（2
2 基本概念
（1）化学科学：化学科学就是在原子、分子水平上研究各种各样的物质的组成、结构、性质、变化、制备和应用的自然科学。其特征是认识分子和制造分子。
（2）摩尔：摩尔是表示物质的量的单位，每摩尔物质含有阿伏加德罗常数个微粒。
（3）摩尔质量：1mol 物质的质量叫摩尔质量，摩尔质量在数值上等于该物质的式量。
（4）标准状况下的气体摩尔体积：在标准状况(0℃、101.3kPa) 下，1mol 的任何气体的体积都大约是22.4L 。
（5）物质的量浓度：以1L 溶液中所含溶质物质的量来表示的溶液浓度叫物质的量浓度。 3 基本方法
（1）研究物质性质常用的方法为：观察、实验、分类、比较。
（2）研究物质性质一般的程序为：观察物质的外观性质→运用分类的方法，根据物质所属类别或利用有关反应规律预测物质的性质→实验和观察（验证预测并提出新的预测）→对实验现象进行分析、综合、推论，概括出结论。运用比较的方法，归纳出物质的通性及特性。
（3）配制一定物质的量浓度溶液：对于任何定量实验，操作细则以及实验仪器的选择主要是围绕减小实验误差来考虑。准确配制一定物质的量浓度溶液的关键在于：溶质的计量和转移、溶液体积的计量。其操作步骤为：计算、称量、溶解、转移、洗涤、定容、摇匀、装瓶。 4 基本关系：以物质的量为核心的各物理量间的转化关系
第2章 元素与物质世界
一、元素与物质的分类
1．元素与物质的关系：
从本质看，元素是物质的基本组成成分，物质都是由元素组成的；从数量上看，110多种元素组成了几千万种的物质。
2．元素的组成形式：
（1）单质：同一种元素自身组成的物质叫单质，有金属、非金属、稀有气体。
（2）化合物：不同的元素之间组成的物质叫化合物。
3．元素的存在形态：
（1）游离态：元素以自身形式结合成单质时的存在状态，此时的化合价为零价。
（2）化合态：元素与另外的元素之间结合成化合物时的存在状态，此时的化合价一般为正价或负价。
二、 物质的分类
1．物质分类的方法：
（1）按物质是否由同种物质（分子）组成，将物质分为纯净物和混合物。由同种物质（分子）
组成的物质叫纯净物；由不同物质的分子组成的物质叫混合物。
（2）按组成物质的元素的种类把纯净物分为单质和化合物。
（3）化合物的分类方法很多，如按化合物的性质分类，又把化合物分为酸、碱、盐、氧化物等；若按化合物在水溶液或在融化状态下是否导电，则可以分为电解质和非电解质；若按在化学反应中的表现，则分为氧化剂和还原剂。按混合物中分散质粒度大小可将混合物分为溶液、胶体和浊液等。
2．单质、氧化物、酸、碱和盐之间的相互关系
（2）金属的化学通性：
① 金属+非金属→无氧酸盐 ② 金属+氧气→金属氧化物
③ 较活泼金属+酸（硝酸、浓硫酸除外）→盐+氢气
④ 较活泼金属金属+较不活泼金属的盐溶液→较不活泼金属+较活泼金属的盐溶液
（3）氧化物的化学通性：
① 酸性氧化物+水→含氧酸 ② 酸性氧化物+碱→盐+水
③ 酸性氧化物+碱性氧化物→盐
④ 碱性氧化物+水→碱 ⑤ 碱性氧化物+酸→盐+水
说明：能跟酸反应生成盐和水的氧化物叫碱性氧化物；
能跟碱反应生成盐和水的氧化物叫酸性氧化物。
（4）碱的化学通性：
① 碱+酸碱指示剂：使紫色石蕊试液变蓝色；无色酚酞试液变红色
② 碱+酸性氧化物→盐+水
③ 碱+酸→盐+水 ④ 盐→新碱+新盐
（5）盐的化学通性：
①盐+酸→新盐+新酸 ②盐+碱→新盐+ 新碱 ③盐+盐→新盐+新盐
（6）化学反应的分类
①根据反应形式分：分解反应、化合反应、置换反应和复分解反应。
②根据反应中电子得失分：氧化还原反应和非氧化还原反应。
③根据反应中化学粒子特征分：分子反应和离子反应等。
三、胶体
1．分散系
定义：由一种（或几种）物质分散到另一种物质里形成的混合物统称为分散系。
注意：分散系由分散质（分散成粒子的物质）和分散剂（粒子分布在其中的物质）组成，依据分散质粒子粒度来分类，可分为溶液、浊液和胶体。
2．胶体的性质
（1）丁达尔效应
让光线照射胶体时，从垂直入射光线的方向可以观察到胶体里有一条光亮的“通路”，这种现象叫做丁达尔效应。
产生丁达尔效应的原因是胶体中的分散质粒子对光有散射作用，改变光的传播方向。 溶液没有丁达尔效应．因此，可用丁达尔效应来鉴别溶液和胶体(液溶胶) 。
（2）电泳现象
胶体中的分散质粒子在电场的作用下，做定向移动的现象，叫做电泳现象。
电泳现象证明分散质粒子带有电荷．胶体中的分散质粒子吸附离子而带有电荷是胶体具有稳定性的主要原因．由于同种分散质粒子带同种电荷，在一般情况下，它们之间相互排斥使它们不容易聚集成大于100nm 的大颗粒，故可以稳定存在较长时间。
（3）胶体的聚沉
胶体聚沉就是施加某些条件，使分散质粒子聚集成大于100nm 的大颗粒而成为沉淀．施加条件就是破坏胶体的稳定存在，即克服分散质粒子之间的斥力．使胶体发生聚沉的方法有三种： ①加热 给胶体加热，使胶体粒子的动能增大，胶体粒子之间的斥力被克服，胶体粒子发生聚集而成为沉淀。
②加入酸、碱或盐：往某些胶体里加入少量酸、碱或盐，增大了胶体中离子的总浓度，有利于胶体粒子吸引相反电荷的离子，使原来胶体粒子所带的电荷减少或完全中和，胶体粒子就可因碰撞而结合，发生聚沉。
③加入带相反电荷的胶体 把含有带正电荷胶体粒子的胶体与含有带负电荷胶体粒子的胶体混合，两种胶体粒子互相中和电荷，斥力消失，胶体粒子“同归于尽”，即发生聚集而成为沉淀。
3．胶体的净化——渗析
胶体分散质粒子粒度介于1～100nm ，能透过滤纸，但不能透过半透膜。半透膜具有比滤纸更细小的孔隙，只有分子、离子能够透过，因而可以用它将胶体粒子和分子或离子分开。利用半透膜分离胶体中的杂质分子或离子，提纯、精制胶体的操作称为渗析。渗析的原理在微电子材料制造、化学工程、生物工程、环境工程、海水淡化等方面都有重要应用。
四、电解质
1 电解质的电离
1．酸、碱、盐的电离
（1）电离的概念：物质溶解于水或熔化时，离解成自由移动的离子的过程称为电离。 注意：电离的条件是在水的作用下或受热熔化，绝不能认为是通电。
（2）酸、碱、盐
电离时生成的阳离子全部是H ＋的化合物称为酸；电离时生成的阴离子全部是OH －的化合物称为碱；电离时生成的阳离子是金属阳离子（或NH4+离子）、阴离子全部是酸根离子的化合物称为盐。
（3）电离方程式：用离子符号和化学式来表示电解质电离的式子。如：
H2SO4＝2H+＋SO42－；NaOH ＝Na+＋OH －；NaHCO3＝Na+＋HCO3－
电离的条件是在水溶液中或融化状态下，并不是在通电的条件下。
2．酸、碱、盐是电解质
（1）电解质与非电解质
在水溶液或熔化状态下能导电的化合物称为电解质；
在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物称为非电解质。
说明：①电解质和非电解质都是化合物，单质既不属于电解质，也不属于非电解质。 ②电离是电解质溶液导电的前提。
③能导电的物质不一定是电解质，如石墨等；电解质本身不一定能导电，如食盐晶体。 ④有些化合物的水溶液能导电，但因为这些化合物在水中或熔化状态下本身不能电离，故也不是电解质．如SO2、SO3、NH3、CO2等，它们的水溶液都能导电，是因为跟水反应生成了电解质，它们本身都不是电解质。
⑤电解质溶液中，阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数是相等的，故显电中性，称电荷守恒。
（2）强电解质与弱电解质
根据电解质在水溶液里电离能力的大小又可将电解质分为强电解质和弱电解质．
能完全电离的电解质叫做强电解质，如强酸、强碱和绝大多数盐，
只能部分电离的电解质叫做弱电解质，如弱酸、弱碱和水等。
（3）常见的电解质
①强电解质
强酸：H2SO4、HCl 、HNO3、HClO4、HBr 、HI 。强碱；NaOH 、KOH 、Ca(OH)2、Ba(OH)2。大多数盐：NaNO3、NH4Cl 、MgSO4等
②弱电解质
弱酸：H2CO3、HF 、CH3COOH 、HClO 、H2SO3、H2S 、H3PO4等；弱碱：NH3·H2O 、Cu(OH)2、Fe(OH)3、 Mg(OH)2等；水：H2O
五、电解质在水溶液中的反应
1、电解质在水溶液中反应的实质
（1）离子反应：有离子参加的化学反应称为离子反应。如酸、碱、盐、氧化物之间的复分解反应、溶液中的置换反应等属于离子反应。
（2）实质：电解质在水溶液中的反应实质上都是离子反应。
（3）酸、碱、盐在溶液中发生复分解反应发生的条件：有难溶性物质生成，或有难电离的物质生成，或有易挥发性物质生成。总之，这类反应的特点就是向着降低某些离子的浓度或数目的方向进行。
2、离子方程式
（1）概念：用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子。
（2）意义：①表示化学反应的实质；②表示同一类型的离子反应。
（3）特征：①方程式中出现离子符号；②等号两边电荷总数相等（即电荷守恒）。
（4）离子方程式的书写方法：
①“写”：写出正确的化学方程式。
②“拆”：把易溶且易电离的物质拆写成离子形式，凡是难溶、难电离，以及气体物质均写成化学式。
③“删”：删去反应前后不参加反应的离子。
④“查”：检查离子方程式两边的原子个数是否相等，电荷总数是否相等。
说明：此方法的关键是第二步拆，能否可拆取决于该物质是否是电解质，是否符合电离的条件，是否完全电离，在体系中是否以离子形态大量存在。
注意事项：
①合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。
②式正确：化学式与离子符号使用正确合理。
③号实际：“↑”“↓”等符号符合实际。
④两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。
⑤明类型：依据离子反应原理，分清类型，总结方法技巧。
⑥检查细：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。
3
六、氧化剂和还原剂
化学反应的四种基本类型：
化合反应：两种或两种以上的物质相互作用，生成一种物质的反应。
分解反应：一种物质经过反应后生成两种或两种以上物质的反应。
置换反应：一种单质与一种化合物反应，生成另一种单质和另一种化合物的反应。 复分解反应：两种化合物相互交换成分，生成另外两种化合物的反应。
（一）氧化还原反应
1．元素化合价在化学反应中的变化
（1）化合价：化合价是认识氧化还原的前提与基础。
①规则： ①在化合物中，正负化合价的代数和为零；②单质中，元素的化合价为零。 ②本质：
a 化合价的正与负：失去电子或共用电子对偏离呈正价；得到电子或共用电子对偏向呈负价。 b 化合价的数值：化合价的数值等于得、失电子（或共用电子对）的数目。
c 化合价的变动：元素在氧化还原反应中，得到电子，化合价降低；失去电子，化合价升高。
③有关规律：
a 金属元素一般没有负化合价，除零价外，只显正价，因为在反应中只能失去电子。
b 非金属元素（除氧、氟外）在反应中既可得到电子，亦可失去电子，故既可呈正价，也能显负价。
c 氧、氟的非金属性很强，在反应中一般不失去电子，故一般没有正化合价。
d 显最高化合价的元素，在反应中只能得电子而不能失电子，故发生氧化还原反应化合价只能降低。相反，显最低化合价的元素，在反应中化合价只能升高。
（2）基本概念
①氧化反应和还原反应：反应物所含元素化合价升高（或者说是物质失去电子）的反应称为氧化反应；反应物所含元素化合价降低（或者说是物质得到电子）的反应称为还原反应。 ②氧化还原反应：凡是反应过程中有元素化合价变化（或电子转移）的化学反应叫做氧化还原反应。
说明：氧化反应和还原反应是一对对立的反应，而又统一存在于一个反应中，不能分割，所以人们把这两种同时存在的一个化学反应叫做氧化还原反应。
2．氧化还原反应的实质
研究表明，所有的氧化还原反应中都存在着电子的转移，电子的转移是氧化还原反应的实质。 说明：“转移”包含两方面内容：电子的得到、失去和电子的偏离、偏向。电子的偏离和偏向又统称电子的偏移。
（二） 氧化剂和还原剂
1．基本概念
（1）氧化剂和还原剂：在氧化还原反应中，所含元素的化合价降低（或说得到电子）的反应物叫做氧化剂；而所含元素化合价升高（或说失去电子）的反应物，叫做还原剂。
（2）氧化产物和还原产物：还原剂失去电子被氧化所得的产物叫氧化产物；氧化剂得到电子被还原所得的产物叫还原产物。
氧化剂（具有氧化性）——得电子——被还原——发生还原反应——还原产物；
还原剂（具有还原性）——失电子——被氧化——发生氧化反应——氧化产物。
2．常见的氧化剂和还原剂
常见的氧化剂：
（1）非金属单质X2、O2、S 等；
（2）高价金属阳离子Cu2+、Fe3+；高价或较高价含氧化合物H2SO4(浓) 、MnO2、HClO 、KMnO4、K2Cr2O7、HNO3、HClO3等。
常见的还原剂：
（1）活泼或较活泼的金属K 、Na 、Mg 、Al 、Zn 、Fe 等；2）低价金属阳离子Fe2+；
（3）非金属阴离子Cl －、Br －、I －、S2－等；
（4）含较低价元素的化合物CO 、SO2、H2SO3、Na2SO3、NH3等。
3．氧化还原反应中各个基本概念间的关系
4、氧化还原反应：
①特征：化合价升降；②实质：电子的转移。
③基本规律：
守恒律：化合价升高和降低总数相等，电子得失总数相等。
强弱律：氧化性：氧化剂强于氧化产物；还原性：还原剂强于还原产物。
价态律：元素处于最高价，只有氧化性，元素处于最低价，只有还原性，中间价态的元素既有氧化性又有还原性。
转化律：邻价转化最易。化合价只靠拢，不交错。
（三） 探究铁及其化合物的氧化性和还原性
1、铁元素的存在形态：
游离态：陨铁
化合态：铁主要以＋2价和＋3价的化合态存在。在地壳中的质量分数为4.65％，处于第四位，仅次于氧、硅和铝。
2、按不同标准给铁及其化合物分类
（1）按单质、氧化物、酸、碱、盐给上述物质分类。
单质：铁；氧化物：FeO 、Fe2O3、Fe3O4；碱： Fe(OH)2、Fe(OH)3；盐：FeCl2、FeCl3、FeSO4、Fe2(SO4)3
（2）按铁元素的化合价给上述物质分类。
0价：Fe ；+2价：FeO 、FeCl2、FeSO4、Fe(OH)2；+3价：Fe2O3、FeCl3、Fe2(SO4)3、Fe(OH)3
3
4．铁的氢氧化物——4Fe(OH)2和4Fe(OH)3性质的比较
（1）氢氧化亚铁：
制备：FeCl2＋2NaOH ＝Fe(OH)2↓＋2NaCl
物理性质：白色难溶的弱碱
化学性质：①与强酸反应
②还原性：易被氧化剂所氧化。如：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O ＝4Fe(OH)3
（2）氢氧化铁：
制备：FeCl3＋3NaOH ＝Fe(OH)3↓＋3NaCl
物理性质：红褐色难溶固体
化学性质：与强酸反应。Fe(OH)3＋ 3H2SO4＝ Fe2(SO4)3＋3H2O
Fe2+与Fe3+的鉴别
（1）直接观察颜色：Fe2+的溶液呈浅绿色，Fe3+的溶液呈棕黄色。
（2）利用显色反应：
Fe2+的溶液＋KSCN 或NH4SCN 溶液，溶液不呈红色；Fe3+的溶液+KSCN或NH4SCN 溶液，溶液呈血红色。
有关离子方程式：Fe3+＋SCN －＝［Fe(SCN)］2+
（3）利用铁化合物沉淀的颜色：
Fe2+的溶液＋NaOH 溶液，出现白色沉淀，迅速变为灰绿色，最后变为红褐色；Fe3+的溶液＋NaOH 溶液，出现红褐色沉淀。
有关反应式：Fe2+＋2OH －＝Fe(OH)2↓、4Fe(OH)2＋2H2O ＋O2＝4Fe(OH)3； Fe3+＋3OH －＝Fe(OH)3↓
（4）利用Fe3+的氧化性：
①Fe2+的溶液＋Cu 片，无明显现象；Fe3+的溶液＋Cu 片，铜被腐蚀，溶液变为蓝绿色。 有关离子方程式：2Fe3+＋Cu ＝2Fe2+＝Cu2+
②Fe2+的溶液＋淀粉KI 试纸，试纸不变蓝；Fe3+的溶液＋淀粉KI 试纸，试纸变蓝。 有关离子方程式：2Fe3+＋2I －＝2Fe2+＋I2
（5）利用Fe2+的还原性：
①Fe2+的溶液＋酸性KMnO4溶液，KMnO4溶液紫色褪去；Fe3+的溶液＋酸性KMnO4溶液，KMnO4溶液紫色不褪。
②Fe2+的溶液＋氯水，溶液变为棕黄色；Fe3+的溶液＋氯水，无明显现象。
有关离子反应式：2Fe2+＋Cl2＝2Fe3+＋2Cl －
注意：以上方法以KSCN 溶液鉴别最常用。
全章知识总结
1 基础知识
（1）物质的分类
①按物质是否由同种物质（分子）组成，将物质分为纯净物和混合物。
②按组成物质的元素的种类把纯净物分为单质和化合物。
③化合物的分类方法很多，如按化合物的性质分类，又把化合物分为酸、碱、盐、氧化物等；若按化合物在水溶液或在融化状态下是否导电，则可以分为电解质和非电解质；若按在化学反应中的表现，则分为氧化剂和还原剂。
④按混合物中分散质粒子的直径大小可将混合物分类，分为溶液、胶体和浊液等。
根据研究的需要，我们可以从多种不同的角度对物质进行分类，得到不同的分类结果。 例如：
（2）化学反应的分类
①根据反应形式分：分解反应、化合反应、置换反应和复分解反应。
②根据反应中电子得失分：氧化还原反应和非氧化还原反应。
③根据反应中化学粒子特征分：分子反应和离子反应等。
（3）胶体
①本质特征：胶体粒子粒度在1nm ～100nm 之间。
②重要性质：丁达尔现象、电泳、聚沉。
③胶体的提纯与精制：渗析。
（4）离子方程式的书写
方法：写、改、删、查；
注意事项：
①合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。
②式正确：化学式与离子符号使用正确合理。
③号实际：“↑”“↓”等符号符合实际。
④两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与
还原剂失电子总数要相等）。
⑤明类型：依据离子反应原理，分清类型，总结方法技巧。
⑥检查细：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。
（5）氧化还原反应：
①特征：化合价升降；②实质：电子的转移。
③基本规律：
守恒律：化合价升高和降低总数相等，电子得失总数相等。
强弱律：氧化性：氧化剂强于氧化产物；还原性：还原剂强于还原产物。
价态律：元素处于最高价，只有氧化性，元素处于最低价，只有还原性，中间价态的元素既有氧化性又有还原性。
转化律：邻价转化最易。化合价只靠拢，不交错。
2 基本概念
胶体：分散质粒度介于1~100nm之间的分散系，叫做胶体。
电解质和非电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫电解质；在水溶液或熔融状态下都不导电的化合物叫非电解质。
酸、碱、盐：电离时，生成的阳离子全部是H+的化合物是酸；生成的阴离子全部是OH －的化合物是碱；能生成金属阳离子和酸根阴离子的化合物称为盐。
离子反应：有离子参加的反应。
电离方程式：用来表示电解质在水溶液中电离情况的式子。
离子方程式：用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子。
氧化剂和还原剂：反应中得到电子的反应物是氧化剂；反应中失去电子的反应物是还原剂。 氧化反应和还原反应：物质失去电子的反应叫做氧化反应；物质得到电子的反应叫做还原反应。
氧化性和还原性：氧化剂在反应中获得电子的性质，叫做氧化性；还原剂在反应中失去电子的性质，叫做还原性。
氧化产物和还原产物：还原剂发生氧化反应后的生成物，叫做氧化产物；氧化剂发生还原反应后的生成物，叫做还原产物。
3 基本关系
（1）元素与物质的关系：元素是物质的基本组成成分，物质都是由元素构成的。
（2）酸、碱、盐与电解质的关系：酸、碱、盐属于电解质，电解质包含酸、碱、盐。
（3）单质、氧化物、酸、碱、盐之间的相互关系：
（4）氧化还原反应中各个概念间的关系（同一反应中）：
（5）铁及其化合物的转化关系： 强氧化剂
3+
强还原剂