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必修一知识点总结1．Na2O与Na2O2的比较Na2ONa2O2颜色、状态白色固体淡黄色固体属类碱性氧化物过氧化物电子式Na+[]2-Na+Na+[]2-Na+与水反应Na2O＋H2O＝2NaOH2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2与二氧化碳反应Na2O＋CO2＝Na2CO32Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2稳定性不稳定，与O2反应2Na2O＋O2＝2Na2O2相对稳定特性强氧化性、漂白性用途制NaOH作漂白剂和生氧剂(用于潜水、航空)2．Na2CO3与NaHCO3的比较碳酸钠碳酸氢钠化学式Na2CO3NaHCO3颜色状态白色粉末(Na2CO3·10H2O为无色晶体)白色细小晶体俗名纯碱、苏打小苏打溶解性易溶于水溶解度较Na2CO3小热稳定性相对稳定(Na2CO3·10H2O易失水风化)不稳定2NaHCO3＝Na2CO3＋CO2↑＋H2O与酸反应Na2CO3＋2HCl＝2NaCl＋CO2↑＋H2O(向该盐溶液中滴加盐酸，反应分步进行)NaHCO3＋HCl＝NaCl＋CO2↑＋H2O，剧烈与碱反应与石灰水反应，与NaOH不反应与石灰水、NaOH均反应制法2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2ONH3＋NaCl＋CO2＋H2O＝NaHCO3↓＋NH4Cl用途制玻璃、肥皂、造纸、纺织、洗涤等发酵粉、治疗胃病、泡沫灭火器相互转变Na2CO3NaHCO33镁、铝化学性质及用途比较镁铝与非金属反应与X2、O2、S、N2等反应，如：Mg＋SMgS,2Mg＋O22MgO与X2、O2、S等反应，如：2Al＋3SAl2S3，4Al＋3O22Al2O3与酸反应Mg＋2H+＝Mg2+＋H2↑，与氧化性酸浓H2SO4、HNO3反应较为复杂2Al＋6H+＝2Al3+＋3H2↑，室温时，在浓硫酸、浓硝酸中钝化与水反应Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑生成的Mg(OH)2能使酚酞试液变红去掉氧化膜的Al与沸水缓慢反应2Al＋6H2O2Al(OH)3＋3H2↑与碱反应不反应2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑与氧化物反应(干态置换)2Mg＋CO22MgO＋C镁着火，不能用CO2灭之2Al＋Fe2O3Al2O3＋2Fe(铝热反应)用途照明弹，制合金等导线、电缆、炊具、化工、合金2．Al2O3Al2O3是一种白色难熔的物质，不溶于水，是冶炼金属铝的原料，也是一种比较好的耐火材料。是典型的两性氧化物，Al2O3＋6H+＝2Al3+＋3H2O，Al2O3＋2OH-＝2AlO2-＋H2O3．Al(OH)3Al(OH)3是几乎不溶于水的白色胶状物质，能凝聚水中的悬浮物，又能吸附色素，是典型的两性氢氧化物，在酸或强碱中都能溶解4．“铝三角”及其应用――典型复分解关系(1)“铝三角”系指Al3+、Al(OH)3、AlO2-相互依存的三角关系；有关离子方程式为：Al3+＋3OH-＝Al(OH)3↓或Al3+＋3NH3·H2O＝Al(OH)3↓＋3NH4+Al(OH)3＋OH-＝AlO2-＋2H2O，AlO2-＋4H+＝Al3+＋2H2O；Al3+＋4OH-＝AlO2-＋2H2O，AlO2-＋H+＋H2O＝Al(OH)3↓或AlO2-＋CO2＋2H2O＝Al(OH)3＋HCO3-，Al(OH)3＋3H+＝Al3+＋3H2O(2)应用①制取Al(OH)3，最好用铝盐与氨水作用或将CO2通人偏铝酸盐中；②离子共存问题：Al3+与S2-、AlO2-、HCO3-、CO32-因相互促进水解而不能大量共存，AlO2-与H+、NH4+、Al3+、Fe3+等不能大量共存。有关离子方程式如下：Al3++3AlO2-＋6H2O＝4Al(OH)3↓，Al3+＋3HCO3-＝Al(OH)3↓＋CO2↑，2Al3+＋3S2-＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑AlO2-＋NH4+＋H2O＝Al(OH)3↓＋NH3↑，3AlO2-＋Fe3+＋6H2O＝3Al(OH)3↓＋Fe(OH)3↓5．铝的图像(1)向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液直至过量。图1所示。(2)向AlCl3溶液中滴加氨水至过量。图2所示。(3)向NaOH溶液中滴加AlCl3溶液直至过量。图3所示。(4)向NaAlO2溶液中滴加盐酸直至过量。图4所示。(5)向盐酸中滴入NaAlO2溶液直至过量。图5所示。(6)向NaAlO2溶液中通人CO2直至过量。图6所示。6．既能与酸又能与碱反应的物质⑴某些单质如Al、Si等；⑵两性氧化物如Al2O3；⑶两性氢氧化物如Al(OH)3；⑷弱酸的铵盐如CH3COONH4、(NH4)2CO3、(NH4)2S等；⑸多元弱酸的酸式盐如NaHCO3、NaH2PO4等；⑹氨基酸、蛋白质等。7．铁的性质铁位于周期表中第四周期第Ⅷ族，常见的化合价有＋2、＋3价。化学性质比较活泼，能与许多物质发生化学反应：①与非金属反应，3Fe＋2O2Fe3O4、2Fe＋3Cl22FeCl3、Fe＋SFeS；②与水反应，3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2；③与酸反应，Fe＋2H+＝Fe2+＋H2↑，常温下与浓硫酸、浓硝酸发生钝化；④与某些盐溶液的反应，如Fe＋Cu2+＝Fe2+＋Cu。8．铁的重要化合物(1)氧化物，铁南主要氧化物有FeO、Fe2O3、Fe3O4等，其性质见下表：铁的氧化物FeOFe2O3Fe3O4俗名――铁红磁性氧化铁色态黑色粉末红棕色粉末黑色晶体稳定性不稳定稳定稳定水溶性不溶不溶不溶与HCl反应FeO+2HCl=FeCl2+H2OFe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2OFe3O4+8HCl=FeCl2+2FeCl3+4H2O与CO反应FexO2＋yCOyCO2＋xFe与Al反应3FexOy＋2yAlyAl2O3＋3xFe①三种氧化物中Fe3O4最为稳定，Fe3O4在Fe的表面能起到保护作用，防止生锈。②Fe3O4可写成FeO·Fe2O3；③FeO遇到强氧化性的酸如HNO3等发生氧化还原反应。(2)铁的氢氧化物铁的氢氧化物Fe(OH)2弱碱Fe(OH)3弱碱色态白色固体红褐色固体稳定性不稳定，在空气中易被氧化4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝4Fe(OH)3白色→灰绿色→红褐色受热分解2Fe(OH)3Fe2O3＋3H2O与酸反应Fe(OH)2＋2H+=Fe2+＋2H2OFe(OH)3＋3H+=Fe3+＋3H2O制备相应盐与氨水或强碱作用Fe2+＋2OH-＝Fe(OH)2↓相应盐与氨水或强碱作用Fe3+＋3OH-＝Fe(OH)3↓Fe(OH)2在水中稳定存在的寿命只有几秒钟。在实验室制取Fe(OH)2时，一定要用新制的Fe2+盐和NaOH溶液，且滴管末端插入试管的液面下，再滴加NaOH溶液。Fe(OH)2与氧化性酸发生氧化还原反应；Fe2+在水溶液中显浅绿色，Fe3+在水中呈黄色。(3)铁及其化合物间的相互转化――铁三角，典型的氧化还原反应注：①Fe遇到强氧化剂时，直接被氧化成Fe3+，而遇到弱氧化剂时，被氧化成Fe2+，同样Fe2+只有碰到强氧化剂才能被氧化成Fe3+。②常见Fe2+转变为Fe3+的离子方程式有：2Fe2+＋X2＝2Fe3+＋2X-(X＝Cl、Br)4Fe2+＋4H+＋O2＝4Fe3+＋2H2O2Fe2+＋H2O2＋2H+＝2Fe3+＋2H2O3Fe2+＋4H+＋NO3-＝3Fe3+＋2H2O＋NO↑③常见Fe3+转化为Fe2+的离子方程式有：2Fe3+＋Fe＝3Fe2+，2Fe3+＋2I-＝I2＋2Fe2+，2Fe3+＋SO2+2H2O＝2Fe2+＋SO42-＋4H+9．Fe2+、Fe3+的检验方法一：加入强碱或氨水溶液，立即产生红褐色沉淀的为Fe3+，而产生白色沉淀→灰绿色→红褐色沉淀的为Fe2+；方法二：滴入KSCN溶液，溶液变成红色的为Fe3+，而无明显现象的为Fe2+。1．非金属元素在周期表中的位置在目前己知的112种元素中，非金属元素共有22种。除氢外，非金属元素都位于周期表的右上方。H元素在左上方。F为非金属性最强的元素。2．非金属元素的原子结构特征及化合价(1)与同周期的金属原子相比较，非金属元素原子的最外层电子数较多(一般为4～8个，H为1个，He为2个，B为3个)，次外层都是饱和结构(2、8或18电子结构)。(2)与同周期的金属元素原子相比较，非金属元素原子核电荷数多，原子半径较小，化学反应中易得到电子，表现氧化性。(3)最高正价等于族序数，对应最低负价等于族序数减8；S、N、Cl等还呈现变价。3．非金属单质(1)组成与同素异形体非金属单质中，有单原子分子的He、Ne、Ar等稀有气体；双原子分子的H2、N2、O2、X2等；多原子分子的P4、S8、O3、C60等。同一元素形成的不同单质常见的有O2、O3；红磷、白磷；金刚石、石墨、C60等。它们同素异形体。(2)聚集状态及晶体类型常温下有气态(H2、O2、F2、Cl2、He、Ne、Ar等)；液态(Br2)；固态(硫、磷、硅、碳等)。常温下是气态，液态的非金属单质和部分固体单质，固态时为分子晶体；少量固体象硅、金刚石等为原子晶体，石墨为混合晶体。非金属单质的活动性有别于元素的非金属性。元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：①原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强。②核电荷数：同周期时，核电荷数越大，吸引电子能力越强；同主族时，核电荷数越大，吸引电子能力越弱。③最外层电子数：原子半径相近时，最外层电子越多，吸引电子能力越强。但由于某些非金属单质是双原子分子，原子间以强烈的共价键相结合(如NN等)，当参加化学反应时，必须消耗很大的能量才能形成原子，表现为单质的稳定性。这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。如：按元素的非金属性：OCl；NBr，而单质的活泼性：O2Cl2；N2Br2。(3)非金属单质的制备①原理：化合态的非金属有正价态或负价态。②方法：A．氧化剂法：如MnO2+4HCl(浓)MnO2+Cl2↑+2H2O，2Br-Br2，HCl(g)Cl2(地康法制Cl2)B．还原剂法：如SiO2Si，H2SO4(稀)H2↑C．热分解法：如KClO3O2↑，CH4C+H2D．电解法：如电解水制H2、O2，氯碱工业制Cl2。E．物理法：如工业上分离液态空气得N2(先)、O2(后)。4．非金属氢化物(1)非金属氢化物的结构特点①ⅣA—RH4正四面体结构，非极性分子；VA—RH3三角锥形，极性分子；ⅥA—H2R为“V”型，极性分子；ⅦA—HR直线型，极性分子。②固态时均为分子晶体，熔沸点较低，常温下H2O是液体，其余都是气体。(2)非金属氢化物的化学性质①稳定性及水溶液的酸碱性。非金属元素原子跟氢原子通过共价键形成气态氢化物，一般元素的非金属性越强，跟氢化合能力越强，生成的气态氢化物越稳定。因此气态氢化物的稳定性是非金属性强弱的重要标志之一。酸性增强；单质与氢气化合能力增强②还原性A．与O2：NH3→NO，H2S→SO2(或S)，HCl→Cl2B．与Cl2：H2S→S，HBr→Br2，NH3→N2C．与Fe3+：H2S→S，HI→I2D．与氧化性酸：H2S+H2SO4(浓)→SO2+H2O，HBr、HI分别与浓H2SO4及浓(稀)HNO3反应。E．与强氧化剂：H2S、HCl等可与KMnO4(酸化)作用。(3)非金属氢化物的制取①单质与H2化合(工业)：如HCl、NH3等，PH3、SiH4、CH4、H2S等也能通过化合反应生成，但比较困难，一般由其他方法制备。②复分解法(实验室)：如FeSH2S，NH4ClNH3③其他方法：如CH3COONa+NaOHCH4↑+Na2CO3，制C2H2、C2H4等。5．非金属氧化物的通性(1)除SiO2是原子晶体以外，其他非金属氧化物固态时都是分子晶体，所以它们的熔沸点差别较大。(2)许多非金属低价氧化物有毒，如CO、NO、NO2、SO2等都有毒，不能随便排放于大气中。(3)非金属氧化物大都为酸性氧化物--酸酐(NO、CO、NO2不属于酸酐)，除SiO2外，其他酸性氧化物易与水化合生成相应的含氧酸。(4)不成盐氧