第三章 铁金属材料
一、铁的单质
1.概述
在一定条件下 ， 铁作为还原剂能与某些非金属单质、酸和盐溶液反应 。 铁与氧化性较弱的氧化剂反应时 ， 生成+2价铁的化合物；铁与氧化性较强的氧化剂反应时 ， 生成+3价铁的化合物 。
2.化学性质
(1)Fe与Cl2反应：2Fe＋3Cl2==点燃==2FeCl3
(2)Fe与S反应：Fe＋S==加热==FeS
(3)Fe与水蒸气反应：3Fe＋4H2O(g)==高温==Fe3O4＋4H2
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(4)Fe与FeCl3溶液反应：Fe＋2FeCl3==点燃==3FeCl2
(5)Fe与O2反应：3Fe＋2O2Fe3O4
二、铁的重要化合物
1.铁的氧化物
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2.铁的氢氧化物
(1)在FeSO4溶液中加入氢氧化钠溶液时 ， 会先生成白色絮状Fe(OH)2沉淀 ， Fe(OH)2易被空气中的氧气氧化生成Fe(OH)3 ， 所以沉淀会迅速变成灰绿色 ， 最后变为红褐色 ， 方程式为4Fe(OH)2＋O2＋2H2O====4Fe(OH)3 。
(2)Fe(OH)3是红褐色、难溶于水的固体 ， 加热时能失水生成红棕色氧化铁粉末 ， 方程式为2Fe(OH)3==加热==Fe2O3＋3H2O 。
3.铁盐和亚铁盐
(1)性质
Fe2＋的溶液呈浅绿色 ， Fe2＋处于铁的中间价态 ， 既有氧化性 ， 又有还原性；
Fe3＋的溶液呈棕黄色 ， Fe3＋处于铁的高价态 ， 遇Fe、Cu、H2S等还原剂时表现为氧化性 。
(2)鉴别
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(3)转化
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三、铁合金
1.合金
合金是指两种或两种以上的金属(或金属与非金属)熔合而成的具有金属特性的物质 。 合金的熔点一般比它的成分金属低 ， 但硬度和强度一般比它的成分金属大 。
2.铁碳合金
(1)生铁和钢是含碳量不同的两种铁碳合金 。 生铁的含碳量为2%~4.3% ， 钢的含碳量为0.03%~2% 。
(2)钢是用量最大、用途最广的合金 。
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(3)不锈钢的主要合金元素是铬和镍 。
四、铝和铝合金
1.铝单质
(1)铝是地壳中含量最多的金属元素 。 铝是一种活泼金属 ， 在常温下就能与空气中的氧气发生反应 ， 表面生成一层致密的氧化铝薄膜 。
(2)铝是两性金属 ， 与酸或者强碱都能发生反应：
2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑
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2.氧化铝
氧化铝是两性氧化物 ， 与酸或者强碱都能发生反应生成盐和水：
Al2O3＋6H＋===2Al3＋＋3H2O
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3.氢氧化铝
氢氧化铝是两性氢氧化物 ， 能与酸反应生成铝离子 ， 或者与碱反应生成偏铝酸根离子：
Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
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五、新型合金
1.储氢合金
是一类能够大量吸收H2 ， 并与H2结合成金属氢化物的材料 。 具有使用价值的储氢合金要求储氢量大 ， 金属氢化物既容易形成 ， 稍稍加热又容易分解 ， 室温下吸、放氢的速率快 。
2.钛合金
钛合金强度高、耐蚀性好、耐热性高 。 主要用于制作飞机发动机压气机部件 ， 以及火箭、导弹和高速飞机的结构件 ， 还可以用于制造耐压球 。
第四章 物质结构元素周期律
一、原子结构
1.原子的构成
(1)原子的定义：原子是化学变化中的最小微粒 。
(2)构成微粒及作用
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2.数量关系
质量数(A )＝质子数(Z )＋中子数(N )
3.微粒符号及其意义
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4.核外电子排布规律
(1)电子先从内层排起 ， 一层充满后再填充下一层；
(2)第n层最多能容纳的电子数为2n2；
(3)最外层电子数最多为8个（K层只有2个） 。
二、元素周期表
1.原子序数
(1)定义：按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号 。
(2)数量关系：原子序数＝核电荷数＝核外电子数＝质子数 。
2.元素周期表的编排原则
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3.元素周期表的结构
(1)周期(7个横行 ， 7个周期)
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(2)族(18个纵列 ， 16个族)
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三、核素
1.元素、核素、同位素
具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素 ， 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素（同一元素的不同核素互称同位素） 。
2.同位素的性质
化学性质几乎完全相同 ， 但物理性质不同 。
3.重要核素的应用
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4. 核素和元素的相对原子质量
(1)原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与12C质量的1/12的比值 。 一种元素有几种同位素 ， 就有几种不同核素的相对原子质量 。
(2)元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值 。 如：Ar(Cl)＝Ar(35Cl)×a %＋Ar(37Cl)×b % 。
四、原子结构与元素的性质
1.碱金属元素
(1)在周期表中的位置：第ⅠA族
(2)相似性
碱金属元素原子的最外层都有1个电子 ， 很容易失去 ， 因此碱金属元素的最高正价为＋1价 ， 最高价氧化物对应的水化物均为强碱(LiOH除外) 。
(3)递变性
从Li到Cs ， 随着电子层数的增加 ， 原子半径递增 ， 碱金属元素原子的失电子能力递增 ， 元素的金属性递增 ， 单质的还原性递增 ， 单质与氧气或水反应的剧烈程度递增 ， 最高价氧化物对应的水化物的碱性递增 。
(4)物理性质
碱金属单质都有银白色的金属光泽(铯略带金色光泽)、硬度小、密度小、熔沸点较低 ， 良好的导电、导热性 ， 有延展性 。
2.卤族元素
(1)在周期表中的位置：第ⅦA族
(2)相似性
卤素原子的最外层都有7个电子 ， 很容易得到一个电子 ， 因此卤素原子的最低负价为-1价 ， 最高正价为＋7价（氟元素除外） 。 卤素单质均具有氧化性 ， 氢化物都是强酸（HF除外） 。
(3)递变性
从F到I ， 随着电子层数的增加 ， 原子半径递增 ， 卤素原子的得电子能力递减 ， 元素的非金属性递减 ， 单质的氧化性递减 ， 离子的还原性递增 。 与氢气反应的剧烈程度递增 ， 气态氢化物的稳定性递减 ， 氢化物溶液的酸性递增 ， 最高价氧化物对应的水化物的酸性递减 。
(4)卤素单质间的置换反应
2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2
2KI＋Cl2===2KCl＋I2
2KI＋Br2===2KBr＋I2
(5)物理性质
卤素单质都有颜色 ， 有毒 ， 在水中溶解度不大 ， 易溶于苯、汽油、四氯化碳、酒精等有机溶剂 。 从F2到I2 ， 颜色逐渐加深 ， 熔、沸点逐渐升高 ， 密度逐渐增大 ， 在水中的溶解度逐渐减小 。
五、元素性质的周期性变化规律
1.元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化 。
2.同周期元素性质递变规律
在同一周期中 ， 从左到右 ， 核电荷数逐渐增加 ， 原子半径逐渐减小 ， 失电子能力逐渐减弱 ， 得电子能力逐渐增强 。 元素的金属性逐渐减弱 ， 非金属性逐渐增强 。 单质的还原性逐渐减弱 ， 氧化性逐渐增强 。 气态氢化物的热稳定性逐渐增强 。 最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强 ， 碱性逐渐减弱 。
3.同族元素性质递变规律
在同一族中 ， 从上到下 ， 核电荷数逐渐增加 ， 原子半径逐渐增大 ， 失电子能力逐渐增强 ， 得电子能力逐渐减弱 。 元素的金属性逐渐增强 ， 非金属性逐渐减弱 。 单质的还原性逐渐增强 ， 氧化性逐渐减弱 。 气态氢化物的热稳定性逐渐减弱 。 最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐减弱 ， 碱性逐渐增强 。
六、元素周期表和与元素周期律的应用
1.元素周期表的分区
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2.元素化合价与位置的关系
(1)主族元素的最高正化合价等于它所处的族序数；
(2)非金属元素的最高正化合价 ， 等于原子所能失去或偏移的最外层电子数（O、F除外）；而最低负化合价等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数 。
(3)非金属元素的最高正化合价和它的最低负化合价的绝对值之和等于8 。
3.元素周期律的应用
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七、化学键
1.概念：相邻原子之间强烈的相互作用 。
2.分类
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3.比较
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4.类型判断
(1)从物质构成角度判断
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(2)从物质类别角度判断
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5.电子式
(1)概念：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子的式子 。
(2)书写方法
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(3)用电子式表示化合物的形成过程
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6.离子化合物与共价化合物
【必修|干货丨化学人教版【必修一】第三、四章知识点总结】
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