用CCl4萃取碘水中的碘时，溶液分为两层，上层液体几乎无色，下层液体显紫红色。
用苯萃取碘水中的碘时，溶液分为两层，上层液体为紫红色；下层液体几乎无色。
四、离子的检验：
①SO42－：
[用BaCl2溶液、稀盐酸检验]先加稀盐酸无沉淀，再加BaCl2溶液有白色沉淀，原溶液中一定含有SO42－。
Ba2＋＋SO42－＝BaSO4↓
②Cl－（用AgNO3溶液、稀硝酸检验）加AgNO3溶液有白色沉淀生成，再加稀硝酸沉淀不溶解，原溶液中一定含有Cl－；或先加稀硝酸酸化，再加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，则原溶液中一定含有Cl－。
Ag＋＋Cl－＝AgCl↓。
③CO32－：
（用BaCl2溶液、稀盐酸检验）先加BaCl2溶液生成白色沉淀，再加稀盐酸，沉淀溶解，并生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的气体，则原溶液中一定含有CO32－。
④NH4＋：
（用NaOH溶液检验）加入NaOH溶液，加热，放出使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体（NH3），则原溶液中有NH4＋。
NH4＋＋OH－＝＝NH3↑＋H2O
第2节化学计量在实验中的应用
1、物质的量（n）是国际单位制中7个基本物理量之一。
2、五个新的化学符号：
概念、符号
定义
注意事项
物质的量：
n
衡量一定数目粒子集体的物理量
①摩尔（mol）是物质的量的单位，只能用来衡量微观粒子：
原子、分子、离子、原子团、电子、质子、中子等。
②用物质的量表示微粒时，要指明粒子的种类。
阿伏加德罗常数：
NA
1mol任何物质所含粒子数。
NA有单位：
mol－1或/mol，读作每摩尔，
NA≈6.02×1023mol－1。
摩尔质量：
M
单位物质的量物质所具有的质量
①一种物质的摩尔质量以g/mol为单位时，在数值上与其相对原子或相对分子质量相等。
②一种物质的摩尔质量不随其物质的量变化而变
在标准状况下，气体摩尔体积：
Vm=22.4L/mol
单位物质的量气体所具有的体积
①满足条件：
在标准状况下（0℃，101KPa）、气体
物质的量浓度：
C
单位体积溶液所含某溶质物质的量。
①公式中的V必须是溶液的体积，单位：
L。
②某溶质的物质的量浓度不随所取溶液体积多少而变化
3、各个量之间的关系：
①
②任意条件下，任何状态（气、液、固）的物质：
n1/n2=N1/N2
③同温同压下，任何气体物质：
N1/N2=n1/n2=V1/V2
4、溶液稀释公式：
C浓V浓＝C稀V稀（根据溶液稀释前后，溶液中溶质的物质的量不变）
5、溶液中溶质浓度可以用两种方法表示：
①质量分数ω%=m（溶质）/m（溶液）×100%
②物质的量浓度C=n（溶质）/V（溶液）
6、一定物质的量浓度溶液的配制
（1）配制使用的仪器：
托盘天平（固体溶质）、量筒（液体溶质）、一定容积的容量瓶（使用前要检验容量瓶是否漏水：
加水→塞瓶塞→倒立→查漏→正立瓶塞旋转180°→倒立→查漏。
）、烧杯、玻璃棒、胶头滴管。
（2）配制的步骤：
①计算溶质的量（若为固体溶质计算所需质量，若为溶液计算所需溶液的体积）②称取（或量取）③溶解（静置冷却）④转移（注入蒸馏水）⑤洗涤⑥定容⑦摇匀⑧装试剂瓶
例如：
配制500mL1mol／L的Na2CO3溶液：
（1）计算：
需无水Na2CO353g或Na2CO3•10H2O143g。
（2）称量：
用托盘天平称量无水Na2CO35.3g或Na2CO3•10H2O143g。
（3）溶解：
所需仪器烧杯、玻璃棒。
（4）转移：
将烧杯中的溶液沿玻璃棒小心地引流到500mL容量瓶中。
（5）定容：
当往容量瓶里加蒸馏水时，距刻度线2－3cm处停止，为避免加水的体积过多，
改用胶头滴管加蒸馏水到溶液的凹液面正好与刻度线相切，这个操作叫做定容。
（6）不能配制任意体积的一定物质的量浓度的溶液，这是因为容量瓶的容积是固定的，没有任意体积规格的容量瓶，应配制稍大一点整数体积的溶液。
（7）溶液注入容量瓶前需恢复到室温，这是因为容量瓶受热易炸裂，同时溶液温度过高会使容量瓶膨胀影响溶液配制的精确度。
（8）用胶头滴管定容后再振荡，出现液面底于刻度线时不要再加水，这是因为振荡时有少量溶液粘在瓶颈上还没完全回流，故液面暂时低于刻度线，若此时又加水会使所配制溶液的浓度偏低。
（9）如果加水定容时超出了刻度线，不能将超出部分再吸走，必须应重新配制。
（10）如果摇匀时不小心洒出几滴，不能再加水至刻度，必须重新配制，这是因为所洒出的几滴溶液中含有溶质，会使所配制溶液的浓度偏低。
（11）溶质溶解后转移至容量瓶时，必须用少量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2—3次，并将洗涤液一并倒入容量瓶，这是因为烧杯及玻璃棒会粘有少量溶质，只有这样才能尽可能地把溶质全部转移到容量瓶中。
（12）几种常见的操作误差（填“偏大”、“偏小”）
配制步骤
错误操作
nB
V
cB
称量
少量NaCl沾在滤纸上
溶解
部分氯化钠末溶解，留在烧杯底部
转移
不小心溶液洒在容量瓶外面
洗涤
未洗涤或洗涤液未注入容量瓶
定容
仰视
俯视
超过刻度线，吸出一部分水
摇匀
摇匀后液面下降，补充水
第二章化学物质及其变化
第1节物质的分类
1、掌握两种常见的分类方法：
交叉分类法和树状分类法。
2、分散系及其分类：
（1）分散系组成：
分散剂和分散质，按照分散质和分散剂所处的状态，分散系可以有多种组合方式。
（2）当分散剂为液体时，根据分散质粒子大小可以将分散系分为溶液、胶体、浊液。
分散系
溶液
胶体
（悬、乳）浊液
分散粒子直径
＜1nm
1～100nm
＞100nm
外观
均一,透明,稳定
均一,透明,介稳体系
不均一,不透明,不稳定
能否透过滤纸
能
能
不能
能否透过半透膜
能
不能
不能
实例
食盐水
Fe（OH）3胶体
泥浆水
3、胶体：
（1）常见胶体：
Fe（OH）3胶体、Al（OH）3胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、有色玻璃、墨水等。
（2）胶体的特性：
能产生丁达尔效应。
区别胶体与其他分散系常用方法丁达尔效应。
胶体与其他分散系的本质区别是分散质粒子大小。
第2节离子反应
一、电解质和非电解质
电解质：
在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。
1、化合物
非电解质：
在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。
[如：
酒精（乙醇）、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非电解质。
]
（1）电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
（2）酸、碱、盐和金属氧化物（包括水）都是电解质（特殊：
盐酸是电解质溶液）。
（3）能导电的物质不一定是电解质。
能导电的物质：
电解质溶液、熔融的碱和盐、金属单质和石墨。
电解质需在水溶液里或熔融状态下才能导电。
固态电解质（如：
NaCl晶体）不导电，液态酸（如：
液态HCl）不导电，熔融状态下的NaCl导电。
2、溶液能够导电的原因：
有能够自由移动的离子。
3、电离方程式：
要配平，原子个数、电荷数都要守恒。
如：
Al2（SO4）3＝2Al3＋＋3SO42－
二、离子反应：
1、离子反应发生的条件：
①复分解型离子反应发生条件：
生成沉淀、生成气体、生成弱电解质（如水、弱酸、弱碱）。
②氧化还原型离子反应发生条件：
离子的价态发生变化。
（如Fe放入FeCl3溶液中发生反应的离子方程式为：
Fe＋2Fe3＋＝3Fe2＋。
）
2、离子方程式的书写或正误判断：
（写、拆、删、查）
①写：
写出正确的化学方程式。
（产物要正确、注意配平。
）
②拆：
把易溶于水，易电离的物质写成离子形式。
★常见易溶于水易电离的物质：
六大强酸（H2SO4、HNO3、HClO4、HCl、HBr、HI），四大强碱[KOH、Ca（OH）2、NaOH、Ba（OH）2]，可溶性盐，这些物质拆成离子形式，其他物质[八大沉淀（AgCl、BaSO4、BaCO3、CaCO3、Mg（OH）2、Al（OH）3、Fe（OH）3、Cu（OH）2）、CH3COOH、NH3•H2O、HClO、氧化物、H2O）一律保留化学式（不拆分）。
③删：
删除不参加反应的离子（等式两边相同的离子）
④查：
检查书写离子方程式等式两边是否原子个数守恒、电荷数守恒。
3、离子共存问题
（1）由于发生复分解反应[生成沉淀或气体或弱电解质（CH3COOH、NH3•H2O、HClO、H2O）]的离子不能大量共存：
生成沉淀：
AgCl、BaSO4、BaCO3、CaCO3、Mg（OH）2、Al（OH）3、Fe（OH）3、Cu（OH）2等。
生成气体：
CO32－、HCO3－、SO32－、HSO3－等易挥发的弱酸的酸根与H＋不能大量共存。
生成弱电解质：
①H＋和OH－生成H2O。
②CH3COO－和H＋生成CH3COOH（弱酸）、H＋和ClO－生成HClO（弱酸）、
NH4＋和OH－生成NH3·H2O（弱碱）等。
③酸式酸根离子如HCO3－、HSO3－等既不能和H＋共存，也不能和OH－共存。
如：
HCO3－＋H＋＝H2O＋CO2↑，HCO3－＋OH－＝H2O＋CO32－
（2）由于发生氧化还原反应的离子不能共存。
当溶液中有H＋和NO3－时，相当于溶液中含HNO3，此时，因为硝酸具有强氧化性，使得具有强还原性的离子如Fe2＋、S2－、SO32－、I－（通常是这几种）因发生氧化还原反应而不能大量共存；
氧化性离子（H＋+NO3－、MnO4－、Fe3＋、ClO－）
还原性离子（Fe2＋、S2－、SO32－、I－）
（3）审题时应注意题中给出的附加条件。
①无色溶液中不存在有色离子：
Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO4－（常见这四种有色离子）。
②注意挖掘某些隐含离子：
酸性溶液（或pH＜7）中隐含有H＋，碱性溶液（或pH＞7）中隐含有OH－。
③注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。
第3节氧化还原反应
一、氧化还原反应
1、氧化还原反应的本质：
有电子转移（包括电子的得失或偏移）。
2、氧化还原反应的特征：
有元素化合价升降。
3、判断氧化还原反应的依据：
凡是有元素化合价升降即有电子转移的化学反应都属于氧化还原反应。
4、氧化还原反应相关概念：
还原剂（具有还原性）：
升（化合价升高）→失（失电子）→氧（被氧化、发生氧化反应、生成氧化产物）。
氧化剂（具有氧化性）：
降（化合价降低）→得（得电子）→还（被还原、发生还原反应、生成还原产物）。
★（注：
一定要熟记以上内容，以便能正确判断出一个氧化还原反应中的氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物；氧化剂、还原剂在反应物中找；氧化产物和还原产物在生成物中找。
）
化合价升高失电子被氧化
氧化剂＋还原剂＝还原产物＋氧化产物
化合价降低得电子被还原
二、氧化还原反应的规律及其应用
1.性质强弱的规律
在“氧化剂＋还原剂→还原产物＋氧化产物”中，氧化性强弱顺序是：
氧化剂＞氧化产物；还原性
强弱顺序是：
还原剂＞还原产物。
2.守恒规律
化合价有升必有降，电子有得必有失．对于一个完整的氧化还原反应，化合价升高总数与降低总数相等，失电子总数（或共用电子对偏离）与得电子总数（或共用电子对偏向）相等。
3.价态表现性质的规律
元素处于最高价，只有氧化性；元素处于最低价，只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性，但主要呈现一种性质；物质若含有多种元素，其性质是这些元素性质的综合体现。
简单表述为“高价氧化低价还，中间价态两头转”
4.转化规律
氧化还原反应中，以元素相邻价态间的转化最容易；同种元素不同价态之间的氧化反应，化合价的变化遵循“只靠拢，不交叉”（即价态归中）；同种元素相邻价态间不发生氧化还原反应。
即是:
歧化律——处于中间价态的元素同时升降;归中律——同种元素不同价态反应时，化合价向中间靠拢，且一般符合邻位转化和互不换位规律。
5.反应先后的一般规律
在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧剂，则它首先与溶液中还原性最强的还原剂作用；同理，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中氧化性最强的氧化剂作用。
说明:
越易失电子的物质，失后就越难得电子；越易得电子的物质，得后就越难失电子。
三、常见氧化剂及还原剂所对应的产物
常见氧化剂
对应还原产物
常见还原剂
对应氧化产物
KMnO4（H+）
C
K2Cr2O7（H+）
CO
Cl2/Br2/I2
Cl-/Br-/I-
ClO-/ClO3-
SO32-
浓H2SO4
SO2
Fe3+
Fe2+
浓HNO3
H2S
稀HNO3
H2O2/Na2O2（H+）
H2O2
O2（H+）
含氧有机物（如C2H5OH、H2C2O4）
第三章金属及其化合物
第1节金属的化学性质
一、钠Na
1、单质钠的物理性质：
钠质软、银白色、熔点低、密度比水的小但比煤油的大。
2、单质钠的化学性质：
①钠与O2反应
常温下：
4Na+O2＝2Na2O（新切开的钠放在空气中容易变暗）
加热时：
2Na+O2
Na2O2（钠先熔化后燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体Na2O2。
）
Na2O2中氧元素为－1价，Na2O2既有氧化性又有还原性。
2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2
Na2O2是呼吸面具、潜水艇的供氧剂，Na2O2具有强氧化性能漂白。
②钠与H2O反应
2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑
离子方程式：
2Na＋＋2H2O＝2Na＋＋2OH－＋H2↑（注意配平）
实验现象：
“浮——钠密度比水小；游——生成氢气；响——反应剧烈；
熔——钠熔点低；红——生成的NaOH遇酚酞变红”。
③钠与盐溶液反应
如钠与CuSO4溶液反应，应该先是钠与H2O反应生成NaOH与H2，再和CuSO4溶液反应，有关化学方程式：
2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑
CuSO4＋2NaOH＝Cu（OH）2↓＋Na2SO4
总的方程式：
2Na＋2H2O＋CuSO4＝Cu（OH）2↓＋Na2SO4＋H2↑
实验现象：
有蓝色沉淀生成，有气泡放出
K、Ca、Na三种单质与盐溶液反应时，先与水反应生成相应的碱，碱再和盐溶液反应
④钠与酸反应：
2Na＋2HCl＝2NaCl＋H2↑（反应剧烈）
离子方程式：
2Na＋2H＋＝2Na＋＋H2↑
3、钠的存在：
以化合态存在。
4、钠的保存：
保存在煤油或石蜡中。
5、钠在空气中的变化过程：
Na――－→Na2O―――→NaOH―――→Na2CO3―――→
Na2CO3·10H2O（结晶）――－→Na2CO3（风化），最终得到是一种白色粉末。
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（NaOH），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）。
二、铝Al
1、单质铝的物理性质：
银白色金属、密度小（属轻金属）、硬度小、熔沸点低。
2、单质铝的化学性质
①铝与O2反应：
常温下铝能与O2反应生成致密氧化膜，保护内层金属。
加热条件下铝能与O2反应生成氧化铝：
4Al＋3O2
2Al2O3
②常温下Al既能与强酸反应，又能与强碱溶液反应，均有H2生成，也能与不活泼的金属盐溶液反应：
2Al＋6HCl＝2AlCl3＋3H2↑
离子方程式：
2Al＋6H＋＝2Al3＋＋3H2↑
2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑
离子方程式：
2Al＋2OH－＋2H2O＝2AlO2－＋3H2↑
2Al＋3Cu（NO3）2＝2Al（NO3）3＋3Cu
离子方程式：
2Al＋3Cu2＋＝2Al3＋＋3Cu
注意：
铝制餐具不能用来长时间存放酸性、碱性和咸的食品。
③铝与某些金属氧化物的反应（如V、Cr、Mn、Fe的氧化物）叫做铝热反应。
方程式：
Fe2O3＋2Al
2Fe＋Al2O3，Al和Fe2O3的混合物叫做铝热剂。
利用铝热反应焊接钢轨。
三、铁
1、单质铁的物理性质：
纯铁是银白色的，铁粉呈黑色，纯铁不易生锈，但生铁（含碳杂质的铁）在潮湿的空气中易生锈。
（原因：
形成了铁碳原电池。
铁锈的主要成分是Fe2O3）。
2、单质铁的化学性质：
①铁与氧气反应：
3Fe＋2O2
Fe3O4
（现象：
剧烈燃烧，火星四射，生成黑色的固体）
②与非氧化性酸反应：
Fe＋2HCl＝FeCl2＋H2↑
离子方程式：
Fe＋2H＋＝Fe2＋＋H2↑
常温下铝、铁遇浓硫酸或浓硝酸钝化（化学变化）。
加热能反应但无氢气放出。
③与盐溶液反应：
Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu离子方程式：
Fe＋Cu2＋＝Fe2＋＋Cu
④与水蒸气反应：
3Fe＋4H2O（g）
Fe3O4＋4H2
第2节几种重要的金属化合物
一、氧化物
1、Al2O3的性质：
氧化铝是一种白色难溶物，其熔点很高，可用来制造耐火材料如坩锅、耐火管、耐高温的实验仪器等。
Al2O3是两性氧化物：
既能与强酸反应，又能与强碱反应：
Al2O3+6HCl＝2AlCl3+3H2O（Al2O3＋6H＋＝2Al3＋＋3H2O）
Al2O3+2NaOH==2NaAlO2+H2O（Al2O3＋2OH－＝2AlO2－＋H2O）
2、铁的氧化物的性质：
FeO、Fe2O3都为碱性氧化物，能与强酸反应生成盐和水。
FeO＋2HCl=FeCl2+H2OFe2O3＋6HCl＝2FeCl3＋3H2O
二、氢氧化物
1、氢氧化铝Al（OH）3
①Al（OH）3是两性氢氧化物，在常温下它既能与强酸，又能与强碱反应：
Al（OH）3＋3HCl＝AlCl3＋3H2OAl（OH）3＋3H＋＝Al3＋＋3H2O
Al（OH）3＋NaOH＝NaAlO2＋2H2OAl（OH）3＋OH－＝AlO2－＋2H2O
②Al（OH）3受热易分解：
2Al（OH）3
Al2O3＋3H2O（规律：
不溶性碱受热均会分解）
③Al（OH）3的制备：
实验室用可溶性铝盐和氨水反应来制备Al（OH）3
Al2（SO4）3＋6NH3·H2O＝2Al（OH）3↓＋3（NH4）2SO4
离子方程式：
Al3＋＋3NH3·H2O＝Al（OH）3↓＋3NH4＋
因为强碱（如NaOH）易与Al（OH）3反应，所以实验室不用强碱制备Al（OH）3，而用氨水。
2、铁的氢氧化物：
氢氧化亚铁Fe（OH）2（白色）和氢氧化铁Fe（OH）3（红褐色）
①都能与酸反应生成盐和水：
Fe（OH）2＋2HCl＝FeCl2＋2H2OFe（OH）2＋2H＋＝Fe2＋＋2H2O
Fe（OH）3＋6HCl＝2FeCl3＋3H2OFe（OH）3＋3H＋＝2Fe3＋＋3H2O
②Fe（OH）2可以被空气中的氧气氧化成Fe（OH）3
4Fe（OH）2＋O2＋2H2O＝4Fe（OH）3（现象：
白色沉淀→立即变为灰绿色→最后变为红褐色）
③Fe（OH）3受热易分解生成Fe2O3：
2Fe（OH）3
Fe2O3＋3H2O
3、氢氧化钠NaOH：
俗称烧碱、火碱、苛性钠，易潮解，有强腐蚀性，具有碱的通性。
三、盐
1、铁盐（铁为+3价）、亚铁盐（铁为+2价）的性质：
①铁盐（铁为+3价）具有氧化性，可以被还原剂（如铁、铜等）还原成亚铁盐：
2FeCl3＋Fe＝3FeCl2（2Fe3＋＋Fe＝3Fe2＋）（价态归中规律）
2FeCl3＋Cu＝2FeCl2＋CuCl2（2Fe3＋＋Cu＝2Fe2＋＋Cu2＋）（制印刷电路板的反应原理）
亚铁盐（铁为+2价）具有还原性，能被氧化剂（如氯气、氧气、硝酸等）氧化成铁盐
2FeCl2＋Cl2＝2FeCl3离子方程式：
2Fe2＋＋Cl2＝2Fe3＋＋2Cl－
②Fe3＋离子的检验：
a.加入KSCN（硫氰化钾）溶液变红色；b.加入NaOH溶液反应生成红褐色沉淀[Fe（OH）3]。
Fe2+离子的检验：
a.先在溶液中加入KSCN溶液，不变色，再加入氯水（或H2O2），溶液变红色；
b.加入NaOH溶液反应先生成白色沉淀，迅速变成灰绿色沉淀，最后变成红褐色沉淀。
c.在溶液中滴入几滴酸性KMnO4溶液，紫色溶液褪色。
2、钠盐：
Na2CO3与NaHCO3的性质比较
Na2CO3
NaHCO3
俗称
纯碱、苏打
小苏打
水溶性比较
Na2CO3>NaHCO3
溶液酸碱性
碱性
碱性
与酸反应剧烈程度
较
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