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1、高中化学必修一第二章复习知识点第二章第1 节元素与物质世界一、元素与物质的关系1、元素与物质的关系（1）物质都是由元素 组成的。（2）每一种 元素都能 自身 组成 单质 ，绝大多数 元素 与其他 种类的元素可组成化合物， 相同的几种 元素 也可以 组成不同的 化合物 ，如 CO 和 CO2、H2O 和 H2O2等。2、元素的存在形态（1）游离态 ：元素以 单质 形式存在的状态，如金属铁中的铁元素。（2）化合态 ：元素以 化合物 形式存在的状态，如Fe2O3中的铁元素。3、元素的化合价（1）一种元素可以有多种化合价，金属 元素只有 0 价和正化合价，非金属 元素 可以 有 0 价、正价或负价 。
2、（2）化合物中各元素的化合价的代数和等于0。二、物质的分类1、物质分类的依据金属单质 （如： Na、Mg、Al ）单质纯净物非金属单质 （如： O2、O3、N2、S、Cl2、He、Ar ）酸（如：HCl 、H2SO4、H2CO3、H3PO4）碱（如： NaOH、Al(OH)3、 NH3.H2O）酸式盐NaH CO3化合物盐碱式盐Cu2(OH)2CO3正盐NaClNH4NO3物质酸性氧化物SO2、 SO3、 CO2碱性氧化物Na2O、CaO 氧化物两性氧化物Al2O3 、BeO 不成盐氧化物CO、 NO 过氧化物Na2O2、H2O2 溶液 （如： NaCl 溶液、 CuSO4 溶液）悬浊液 （如
3、：泥水、石灰浆）混合物浊液乳浊液 （如：油水、油漆）胶体 （如：烟、云、雾、三角洲、Fe(OH)3胶体、淀粉溶液、有机玻璃、烟水晶等）【相关定义】精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 1 页，共 12 页（1）酸性氧化物：能和碱反应（不能跟酸反应），只生成盐和水的氧化物。（判断酸性氧化物时，看面相，大多数非金属氧化物属于酸性氧化物，例外的见注意部分）（2）碱性氧化物：能和酸反应（不能跟碱反应），只生成盐和水的氧化物。（判断碱性氧化物时，也看面相，大多数金属氧化物属于碱性氧化物，例外的见注意部分）（3）两性氧化物：既能和酸又能和碱反应的氧化
4、物。（只需要记住Al2O3这个例子）（4）不成盐氧化物：不能与酸或碱反应生成相应价态的盐和水的氧化物叫做不成盐氧化物。（只需要记住CO、 NO、NO2这几个例子）（5）过氧化物： 含有 过氧根 O22-的化合物。（只需要记住H2O2、Na2O2这两个例子）（6）酸式盐： 电离时，生成的阳离子除金属离子（或NH4+）外 ,还有氢离子，阴离子全部为酸根离子的盐。（7）碱式盐： 电离时，生成的阴离子除酸根离子外还有氢氧根离子，阳离子全部为金属离子（或 NH4+ ）的盐。（8）正盐： 电离时，生成的阳离子只有金属离子（或 NH4+ ） ，阴离子只有酸根离子的盐。注意：本部分，做题技巧为记反例。如：（1
5、）碱性氧化物全是金属氧化物，但金属氧化物不一定都是碱性氧化物。如： Mn2O7酸性氧化物、Al2O3两性氧化物、Na2O2过氧化物（2）酸性氧化物大多数是非金属氧化物，但非金属氧化物不一定是酸性氧化物。如： CO、NO 不成盐氧化物，NO2属于成盐氧化物但不属于酸性氧化物2、根据物质类别研究物质性质（1）金属单质通性非金属金属+非金属 =盐（或金属氧化物）（化合反应）金属酸活泼金属 +酸=盐+H2 （置换反应，金属的活动性要在H 之前）3 条盐金属 1+盐 1=金属 2+盐 2（置换反应，要求金属1 活动性在金属2 之前）（2）非金属单质通性非金属非金属 +非金属 =非金属 化合物（化合反应）
6、非金属2 条金属非金属 +金属 =金属 化合物（化合反应）（3）酸通性碱酸 +碱=盐+H2O （中和反应）碱性氧化物酸 +碱性氧化物 =盐+H2O （复分解反应）酸活泼金属酸 +活泼金属 =盐 +H2（置换反应）5 条盐酸 1+盐 1=酸 2+盐 2 （复分解反应）指示剂酸+指示剂 会变色（如：石蕊遇酸变红，酚酞遇酸 不变色 ）（4）碱通性酸碱 +酸=盐+H2O （中和反应）酸性氧化物碱 +酸性氧化物 =盐+H2O （复分解反应）碱盐碱 1+盐 1=碱 2+盐 2 （复分解反应）4 条指示剂碱+指示剂 会变色（如：石蕊遇碱变蓝，酚酞遇碱变红）精选学习资料 - - - - - - - - - 名
7、师归纳总结 - - - - - - -第 2 页，共 12 页（5）盐通性酸盐 1+酸 1=盐 2+酸 2 （复分解反应）碱盐 1+碱 1=盐 2+碱 2 （复分解反应）盐盐盐 1+盐 2=盐 3+盐 4 （复分解反应）4条金属盐 1+ 金属 1 =盐 2+金属 2 （置换反应，要求金属 1 的活动性比金属2 强）（6）酸性氧化物通性碱酸性氧化物 +碱=盐+H2O（复分解反应）酸性氧化物碱性氧化物酸性氧化物 +碱性氧化物 =盐（化合反应）3 条H2O酸性氧化物 +H2O=酸（化合反应）（7）碱性氧化物通性酸碱性氧化物 +酸=盐+H2O（复分解反应）碱性氧化物酸性氧化物碱性氧化物 +酸性氧化物
8、=盐（化合反应）3 条H2O碱性氧化物 +H2O=碱（化合反应）三、一种重要的混合物胶体混合物 分为： 溶液、胶体、浊液（三者 本质区别 为： 分散之微粒直径大小）1、胶体分类（1）按分散剂状态分气溶胶（如：烟、云、雾、清晨或傍晚的光束）液溶胶（如：Fe(OH)3胶体、淀粉溶液、硅酸胶体等）固溶胶（如：有色玻璃、烟水晶等）（2）按分散质的构成微粒分粒子胶体：多个微粒的集合体（如：Fe(OH)3胶体）分子胶体：一个大分子的直径就在1nm100nm 之间（如：淀粉溶液、蛋白质溶液）2、胶体的性质（1）丁达尔现象定义：当 可见光束 通过胶体时，在入射光侧面可观察到明亮的通路 。产生原因： 胶粒 对可
9、见光发生光的散射 。应用：鉴别 溶液 和胶体 ；清晨的光束或傍晚的霞光也属于丁达尔现象。（2）聚沉（仅用于液溶胶）定义：使 胶体微粒 聚集成较大的微粒，在重力 作用下形成 沉淀 析出。方法：加入可溶性 酸 、碱、盐加入带相 反电荷胶粒的胶体加热 或搅拌应用：向豆浆中加入CaSO4，使蛋白质聚沉，制得豆腐 。（3）电泳定义：在 外电场 作用下，胶体中的微粒 发生 定向移动 的现象。应用：高压除尘，电泳电镀等。【注意】不是所有的胶体都能发生电泳，如淀粉胶体中的胶粒不带点，不能发生电泳（4）渗析精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 3 页，共
10、12 页定义：用 半透膜 把胶体中的 小分子或离子分离除去的方法叫渗析。原理： 胶体 不能透过半透膜，溶液中的小分子或离子能透过半透膜。应用：膜分离，提纯 、精制 胶体（5）介稳性（即胶体比较稳定）3、制备原理： Fe + 3H2O =加热 = Fe(OH)3(胶体 ) + 3HCl制备方法： 用烧杯取少量 蒸馏水 ， 用酒精灯加热至沸腾 ， 向烧杯中 逐滴 加入 1 mol L-1 FeCl3溶液，加热至液体呈透明的红褐 色。【注意】不能搅拌；加热时间不能过长，当溶液中出现红褐色时停止加热。都是防止聚沉。三种混合物的区别分散系溶液胶体浊液悬浊液乳浊液分散质粒子大小100nm 分散质粒子结构分
11、子、离子大量分子的集合体或大分子大量分子聚集成的固体小颗粒大量分子聚集成的液体小液滴特点均一、透明多数均一、透明、较稳定不均一、不透明、久置沉淀不均一、不透明久置分层稳定性稳定较稳定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、蔗糖溶液Fe(OH)3胶体、淀粉溶液泥水、石灰乳油漆第二章第2 节电解质一、电解质及其电离1、电解质和非电解质（1）电解质定义：在 水溶液 中或者 熔融 状态下能导电的化合物5 种主要类别：酸、碱、盐、金属氧化物、H2O （2）非电解质定义：在 水溶液 中和 熔融 状态下都不能导电的化合物3 种主要类别：大部分的有机物（例外如：醋酸属于电解质）、非金属氧
12、化物、NH32、电解质的电离（1）电离实质：形成自由移动的离子（2）电离定义：溶于水 或受热熔融 时，离解成 自由移动离子的过程（3）酸、碱、盐定义及电离条件酸：电离时，生成的阳离子全部是H+的化合物酸只有 溶于水 时发生电离（即能导电），晶体或熔融态时都以分子 形式存在，不精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 4 页，共 12 页导电碱：电离时，生成的阴离子全部是OH-的化合物强碱在 溶于水 或熔融 时均能发生电离（即能导电），固体 状态虽然以 离子 形态存在，但由于 静电作用 ，不能自由移动，不导电盐：电离时，生成金属阳离子 （或 N
13、H4+）和 酸根阴离子 的化合物盐在 溶于水 或熔融 时均能发生电离（即能导电），固体 状态虽然以 离子 形态存在，但由于 静电作用 ，不能自由移动，不导电（4）电离方程式定义：表示电解质发生电离的方程式（注意：强电解质中间用“=”，弱电解质中间用“”）硫酸 :H2SO4=2H+SO42-醋酸 :CH3COOHCH3COO-+ H+碳酸 :H2CO3H+HCO3- HCO3-H+CO32-氢氧化钾 :KOH=K+OH-氢氧化钙 :Ca(OH)2=Ca2+2OH-氢氧化钡 :Ba(OH)2=Ba2+2OH-氢氧化铝 :Al(OH)3Al3+3OH-一水合氨 :NH3.H2ONH4+OH-氯化钡
14、:BaCl2=Ba2+2Cl-硫酸铁 :Fe2(SO4)3=2Fe3+3SO42- 碳酸氢钙： Ca(HCO3)2=Ca2+2HCO3-硫酸氢钾： KHSO4=K+H+SO42-水： H2O H+OH-（5）强电解质与弱电解质强电解质定义：在 水溶液 中完全 电离的电解质4 种主要类别：强酸（ 6 大强酸： HCl 、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr 、HI ）、强碱（ 4 大强碱： KOH 、Ca(OH)2、NaOH 、Ba(OH)2）、大部分盐(除了 (CH3COO)2Pb、HgCl2等属于弱电解质)、活泼金属氧化物（如：Na2O、CaO 等）弱电解质定义：在 水溶液 中只有 部分
15、 电离的电解质3 种主要类别： 弱酸（如： CH3COOH 、H2CO3、H2SO3等）、 弱碱（如： NH3.H2O、Al(OH)3、Fe(OH)3等）、 H2O 【跟踪训练】下列物质中 (1)NaCl 晶体(2)BaSO4 (3)熔融K2SO4(4)Na2CO3溶液(5)CH3COONH4(6)CH3COOH (7)液态氯化氢(8)盐酸(9)硫酸(10)NaOH溶液(11) NH3 . H2O (12)Al(OH)3 (13)Ca(OH)2 (14) 酒精(15)蔗糖(16) CO2 (17)CaO (18) 铁(19)石墨(20)汞（ Hg） (21) 水(22)Cl2请将序号分别填入下
16、面的横线处其中能导电的物质有：(3) (4) (8) (10) (18) (19) (20) （21）属于电解质的是：(1) (2) (3) (5) (6) (7) (9) (11) (12) (13) (17) (21) 属于非电解质的是：(14) (15) (16) 属于强电解质的是：(1) (2) (3) (5) (7) (9) (13) (17) 属于弱电解质的是：(6) (11) (12) (21) 精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 5 页，共 12 页【习题小结】导电的物质有2类： 1、金属单质和石墨2、溶于水或熔融态的电
17、解质判断电解质、非电解质、强电解质、弱电解质的做题步骤：1、排除单质和混合物2、看分类电解质 5 类：酸、碱、盐、某些金属氧化物、H2O 非电解质3 类：大部分有机物（醋酸属于电解质）、非金属氧化物、NH3 强电解质4 类：强酸（ H2SO4、HNO3、HCl 、HClO4、HBr 、HI ）、强碱（ KOH 、Ca(OH)2、NaOH 、 Ba(OH)2）大部分的盐（(CH3COO)2Pb、HgCl2等除外）、某些金属氧化物弱电解质3 类：弱酸（如：CH3COOH 、H2CO3等）弱碱（如：Al(OH)3、NH3.H2O 等）、H2O 【拓展延伸】影响电解质溶液导电能力的因素：1、 离子浓度
18、（如：同 T、 P 下，100mol/LHCl比 1mol/LHCl导电能力强）2、离子所带电荷数（如：同T、P 下， 1mol/LH2SO4比1mol/LHCl 导电能力强）注：导电能力强弱与是否为强电解质没有直接关系（如：同T、P 下， 100mol/LCH3COOH可能比 0.01mol/LHCl 导电能力强）二、电解质在水溶液中的反应1、离子反应定义：在溶液中有离子参加的化学反应注意：固体 +固体，固体 +气体，气体 +气体，浓H2SO4+固体或气体、浓H3PO4+固体或气体等都不能写出离子反应方程式常见类型：水溶液中的（1）复分解反应（2）置换反应（3）某些氧化还原反应复分解反应发生
19、的条件：（1）生成 难溶物或微溶物（即 沉淀 ）如： BaSO4、 CaCO3、AgCl 等（ 2）生成 易挥发性物质（即 气体 ）如： H2、CO2等（ 3）生成 难电离的物质 （即 弱电解质 ）如： CH3COOH 、NH3.H2O、 H2O 等离子反应发生的实质：使溶液中的离子浓度降低2、离子方程式定义：用实际参加反应的离子的符号，来表示离子反应的式子（反应前后无变化的离子不写入其中）书写步骤：一写写出化学方程式；注意方程式的配平问题二拆将可溶性强电解质拆成离子；可溶性强电解质：即强酸、强碱、可溶性盐三删删去不参与反应的离子和能约去的系数；四查电荷守恒，原子守恒。【盐溶解性口诀】精选学习
20、资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 6 页，共 12 页钾钠铵硝皆可溶，盐酸不溶银、亚汞，硫酸不溶钡和铅，碳酸只溶钾钠铵，钾钙钠钡碱可溶，六大强酸皆易溶。对微溶物的处理（如：Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等）： 1、作为反应物澄清状态或未注明：拆1浑浊状态或为糊状物：不拆2、作为生成物：均不拆【相关练习见背面】3、离子检验（1）Cl-检验：加入AgNO3有白色沉淀，且再滴加HNO3沉淀不溶解（2）SO42-检验：加入HCl 没有现象，再加BaCl2或 Ba(NO3)2出现 白色沉淀4、离子共存（1）离子不能共存的4 种情况
21、生成难溶物 或微溶物 （如： AgCl 、CaSO4 等）生成 易挥发性物质 （如： CO2、H2等）生成 弱电解质 （如： H2O、CH3COOH 、NH3.H2O 等）离子间能发生氧化还原 反应（如： Fe2+H+NO-三者不共存）（2）注意题目中的隐含条件：如溶液的酸性、碱性和离子的颜色无色溶液不能有：Cu2+(蓝色 )、Fe3+(黄色 )、Fe2+(浅绿色 )、MnO4-(紫红色 ) 酸性溶液（即大量存在H+）碱性溶液（即大量存在OH-）此处空出记笔记高中化学必修一第二章复习知识点第二章第3 节氧化剂和还原剂一、氧化还原反应（一）化学反应与元素化合价的变化根据化学反应前后各物质化合价是
22、否变化，将反应分为氧化还原反应（化合价变化的反应）和非氧化还原反应（化合价不变的反应）【知识拓展】各元素常用化合价金属 元素易判断，只有0 和正价态 ，以下是个金属元素在化合物中的常用价态+1： Li+、Na+、K+、Ag+ +2:Mg2+、Ca2+、 Ba2+、 Zn2+ +3:Al3+ 变价金属： Fe2+/Fe3+;Cu2+/Cu+ 非金属 元素价态多 ，0价 、正 价、负 价 都可能有 ，以下是非金属的常用价态H+（除金属氢化物中为-1 价，如： NaH 、CaH2等）O2-（除过氧化物中为-1 价，如： Na2O2、H2O2，OF2中为 +2）C、Si:-4 +4 N 、P:-3 +
23、5 S:-2 +6 Cl、Br、I ：-1 +7 F化合物中只有-1 价1、氧化还原反应定义：反应过程中有 元素化合价变化的化学反应叫氧化还原反应2、与四大基本反映类型的关系所有的置换反应都是 （都是或都不是）氧化还原反应有些分解反应是氧化还原反应（有单质 生成的 分解反应 一定是）有些化合反应是氧化还原反应（有单质 参加的 化合反应 的一定是所有的复分解反应都不是 （都是或都不是）氧化还原反应精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 7 页，共 12 页3、氧化反应和还原反应氧化反应定义：氧化还原反应中，反应物 所含某种或某些元素化合价升高
24、 的反应。还原反应定义：氧化还原反应中，反应物 所含某种或某些元素化合价降低 的反应。氧化反应和还原反应的关系：一个氧化还原反应必然同时包含氧化反应与还原反应，两者相互依存于同一个反应体系之中。（二）氧化还原反应的实质1、氧化还原反应的实质： 电子的转移氧化还原反应的外在表现： 化合价变化氧化还原反应中电子转移和化合价升降的关系：电子转移总数=化合价升高或降低的总数2、双线桥和单线桥法双线桥法： 在反应物和生成物之间用一线桥来表示同一元素电子得失的方法步骤：一标变价：标出方程式中化合价变化 的元素二画线桥： 在反应物和生成物之间用一条线连接化合价变化的同一元素 ， 箭头指向生成物三注得失：用a
25、*b e-的形式表示出得失电子总数（a 为变价原子数目，b 为每个原子化合价升高或降低的数目）单线侨法： 在反应物中 用线桥来表示电子转移的方向和数目的方法步骤：线桥 只在反应物中标出，箭头指向 得电子 元素 (即化合价降低元素)，只标 明电子转移总数【注意】电子转移总数=得电子总数 =失电子总数，不要误认为 是得电子总数 +失电子总数二、氧化剂和还原剂1、定义氧化剂： 所含某种元素化合价降低 （升高或降低）的反应物 （反应物或生成物）。还原剂： 所含某种元素化合价升高 （升高或降低）的反应物 （反应物或生成物）。氧化性： 得电子的能力还原性： 失电子的能力还原产物： 氧化剂 剂被 还原 对应
26、的产物称还原产物。（还原产物具有还原 性）氧化产物： 还原剂 剂被 氧化 对应的产物称氧化产物。（氧化产物具有氧化性 性）【知识整合】化合价 升高失电子发生 氧化反应被 氧化生成 氧化 产物 （具有氧化 性）做还原 剂（具有 还原 性）化合价 降低得电子发生 还原反应被 还原生成 还原 产物 （具有还原性）做氧化 剂（具有 氧化 性）口诀：升失氧，降得还，若说剂，恰相反。精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 8 页，共 12 页2、物质具有氧化性或还原性与元素化合价的关系元素处于最高价，化合价只能降低 （升高或降低），只具有氧化性 （氧化
27、性或还原性）元素处于最低价，化合价只能升高 （升高或降低），只具有还原性 （氧化性或还原性）元素处于最中间价，化合价既能降低 又能 升高 （高或降低），既具有氧化性 又具有还原性 （氧化性或还原性）3、常用的强氧化剂和强还原剂强氧化剂（化合价降低 ）（1）活泼的非金属单质，如O2、Cl2等。（2）含有较高价态元素的含氧酸，如HNO3、浓 H2SO4等。（3）含有较高价态元素的盐，如KMnO4、KClO3、FeCl3等。强还原剂（化合价升高 ）（1）活泼的金属单质，如Na、Mg 等。（2）某些非金属单质，如C、H2等。（3）含有较低价态元素的氧化物和盐，如CO 、SO2、KI 、Na2SO3、F
28、eSO4等4、物质氧化性、还原性强弱比较方法（1）根据活动性顺序金属单质只具有还原 性（化合价只能升高 ）K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au （从左往右，金属单质还原性逐渐减弱 ）K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+Zn2+ Fe2+Sn2+ Pb2+(H) Cu2+ (Fe3+)Hg2+ Ag+ （从左往右，金属相应离子氧化性逐渐增强 ）非金属往往体现氧化 性（化合价容易降低 ）F2O2Cl2Br2I2S(从左到右，非金属单质氧化性逐渐减弱 )F-H2O Cl-Br-I-S2-（从左到右，非金属对应离子氧化性逐渐增强 ）（2）根据氧
29、化还原反应方程式氧化性： 氧化剂 氧化产物还原性： 还原剂 还原产物（3）根据反应结果判断（产物的价态）同一物质，在相同条件下，被不同氧化剂氧化程度越大，氧化剂的氧化性越强，如：则，氧化性： Cl2S 三、探究铁及其化合物的氧化性或还原性（一）存在精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 9 页，共 12 页铁元素在地壳中质量分数排第四（前四位分别为O、Si、Al、Fe），在自然界中主要以化合态态存在，只有在陨石 中以 游离 态存在。（二）物理性质纯净的铁是 银白 色金属，密度较大 ，熔沸点较 高，有良好的 延展 性和 导热 性， 导电 性比
30、铜、铝差，能被 磁铁 吸引。（三）金属铁的化学性质金属单质能与：非金属单质、酸、盐反应1、与非金属单质Fe 与 Cl2 Fe+3Cl2=点燃 =2FeCl3Fe与 S Fe+S=加热 =FeSFe 与 O2 3Fe+2O2=点燃 =Fe3O4Fe 高温下与H2O(g) 3Fe+4H2O(g)=高温 =Fe3O4+4H22、与酸Fe 与 HCl 、稀 H2SO4等非氧化性强酸与 HCl 化学反应方程式Fe+2HCl=FeCl2+H2离子反应方程式Fe+2H+=Fe2+H2与稀 H2SO4化学反应方程式Fe+H2SO4=FeSO4+H2离子反应方程式Fe+2H+=Fe2+H2Fe 与稀 HNO3
31、稀 HNO3过量 化学反应方程式Fe+4HNO3 = Fe(NO3)3+NO +2H2O 离子反应方程式Fe+4H+NO3-= Fe3+ +NO +2H2OFe 粉过量 化学反应方程式3Fe+8HNO3=3Fe(NO3)2+2NO +4H2O 离子反应方程式3Fe+8H+6NO3-= Fe2+ +2NO +4H2O 常温下， Fe 与浓 HNO3或浓 H2SO4 会发生 钝化（属于化学反应），金属表面形成一层致密的氧化膜，组织内部金属与酸继续反应3、与盐溶液与 CuSO4溶液 化学反应方程式Fe+CuSO4=FeSO4+Cu 离子反应方程式Fe+Cu2+=Fe2+Cu与 FeCl3溶液 化学反
32、应方程式Fe+2FeCl3=3FeCl2离子反应方程式Fe+2Fe3+=3Fe2+（四）铁的氧化物名称氧化亚铁氧化铁（三氧化二铁）四氧化三铁俗称- 铁红磁性氧化铁化学式FeO Fe2O3Fe3O4颜色状态黑色粉末红棕色粉末黑色晶体铁元素的化合价+2 +3 +2、+3 水溶性难溶于水所属类型碱性氧化物碱性氧化物特殊氧化物与 HCl 、与稀 H2SO4FeO+2HCl=FeCl2+H2O FeO+2H+=Fe2+H2O F2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O Fe2O3+6H+=2Fe3+3H2O Fe3O4+8HCl=FeCl2+2FeCl3+4H2O Fe3O4+8H+=Fe2+2Fe3+
33、4H2O FeO+H2SO4=FeSO4+H2O FeO+2H+=Fe2+H2O Fe2O3+3H2SO4=Fe2(SO4)3+3H2O Fe2O3+6H+=2Fe3+3H2O Fe3O4+4H2SO4=FeSO4+Fe2(SO4)3+4H2O Fe3O4+8H+=Fe2+2Fe3+4H2O 氧化性（化合价 降低 ）高温下均易被CO、H2、C、Al 、Si 等还原剂还原与 C FeO+C= 高温 =Fe+CO 与 CO FeO+CO= 高温 =Fe+CO2与 C Fe2O3+3C=高温 =2Fe+3CO 与 CO Fe2O3+3CO= 高温 =2Fe+3CO2与 C Fe3O4+4C= 高温
34、=3Fe+4CO 与 CO Fe3O4+4CO= 高温 =3Fe+4CO2精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 10 页，共 12 页与 H2 FeO+H2=高温 =Fe+H2O 与 H2 Fe2O3+3H2=高温 =2Fe+3H2O 与 H2 Fe3O4+4H2=高温 =3Fe+4H2O 还原性（化合价 升高 ）FeO 生成 Fe2O34FeO+O2=高温 =2Fe2O3Fe 元素处于最高价，不具有还原性具有一定的还原性，但一般不体现（五）铁的氢氧化物名称氢氧化亚铁氢氧化铁化学式Fe(OH)2Fe(OH)3颜色状态白色固体红褐色固体水溶
35、性均难溶于水热稳定性难溶性的碱均受热易分解，越难溶越易分解Fe(OH)2=隔绝空气 =FeO+H2O 加热2Fe(OH)3=加热 =Fe2O3+3H2O 与 O24Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3 - 与 HCl 与稀 H2SO4Fe(OH)2+2HCl=FeCl2+2H2O Fe(OH)2+2H+=Fe2+2H2O Fe(OH)3+3HCl=FeCl3+3H2O Fe(OH)3+3H+=Fe3+3H2O Fe(OH)2+H2SO4=FeSO4+2H2O Fe(OH)2+2H+=Fe2+2H2O 2Fe(OH)3+3H2SO4=Fe2(SO4)3+6H2O Fe(OH)3+3H
36、+=Fe3+3H2O 制备FeCl2+2NaOH=Fe(OH) 2+2NaCl Fe2+2OH-=Fe(OH)2FeCl3+3NaOH=Fe(OH)3+3NaCl Fe3+3OH-=Fe(OH)3（六）不同价态铁之间的相互转化1、Fe：处于最 低价，只具有 还原性 性Fe Fe2+ 加弱氧化剂Fe 与稀 H2SO4 Fe+2HCl=FeCl2+H2Fe+H2SO4=FeSO4+H2Fe 与 CuSO4Fe+CuSO4=FeSO4+Cu Fe 与 S Fe+S=加热 =FeSFe 与 I2 Fe+I2=加热 =FeI2Fe Fe3+加强氧化剂Fe 与 Cl22Fe+3Cl2=点燃 =2FeCl3
37、Fe 与 Br22Fe+3Br2=加热 =2FeBr3Fe 与稀 HNO3（足量） Fe+4HNO3=Fe(NO3)3+NO+2H2O Fe 与浓 H2SO4加热 2Fe+6H2SO4=加热 =Fe2(SO4)3+3SO2(g)+6H2O ?2、Fe3+:处于最 高价，只具有 氧化性 性Fe3+Fe2+ 加弱还原剂FeCl3与 Fe 2FeCl3+Fe=3FeCl2FeCl3与 Cu/Zn 2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2 2FeCl3+Zn=2FeCl2+ZnCl2FeCl3与 H2S 2FeCl3+H2S(少)=2FeCl2+S+2HClFeCl3与 KI 2FeCl3+2KI
38、=2FeCl2+I2+2KClFe3+Fe 加强还原剂Fe2O3与 Al Fe2O3+Al= 高温 =Fe+Al2O3Fe2O3与 C Fe2O3+3C= 高温 =2Fe+3CO Fe2O3与 CO Fe2O3+3CO= 高温 =2Fe+3CO2Fe2O3与 H2Fe2O3+3H2=高温 =2Fe+3H2O3、Fe2+处于 中间 价，即有 氧化性 性，又有 还原性 性精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 11 页，共 12 页Fe2+Fe3+ 加强氧化剂FeCl2溶液与氯水2FeCl2+Cl2=2FeCl3FeO 与 O2 4FeO+O2
39、=高温 =2Fe2O3Fe2+与 HNO3浓 H2SO4酸性 KMnO4溶液等Fe2+ Fe 加还原剂FeO 与 AlZn 3FeO+2Al= 高温 =3Fe+Al2O3 / FeO+Zn= 高温 =Fe+ZnOFeO 与 C FeO+C= 高温 =Fe+CO FeO 与 CO FeO+CO= 高温 =Fe+CO2FeO 与 H2 FeO+H2=高温 =Fe+H2OFe2+Fe3+Cl2、 Br2、 HNO3、 H2O2、 KMnO4等 强 氧化剂金属单质（Zn 到 Cu ）、H2S、 S2-、 I-等 强 还原剂Fe铁三角（七） Fe3+与 Fe2+离子的检验Fe2+Fe3+观察溶液颜色浅绿色黄色加 NaOH 溶液，观察现象生成白色沉淀，迅速变成灰绿色最终变成红褐色生成红褐色沉淀加 KSCN 加入 KSCN 溶液，溶液 不变色，再加入氯水或通入氯气，溶液变成血红色加入 KSCN 溶液，溶液 变成血红色精选学习资料 - - - - - - - - - 名师归纳总结 - - - - - - -第 12 页，共 12 页
