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
(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
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
(3)转化
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。
(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↑
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
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
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
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
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
3.元素周期表的结构
(1)周期(7个横行，7个周期)
(2)族(18个纵列，16个族)
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
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
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
七、化学键
1.概念：相邻原子之间强烈的相互作用。
2.分类
3.比较
4.类型判断
(1)从物质构成角度判断
(2)从物质类别角度判断
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
(3)用电子式表示化合物的形成过程
6.离子化合物与共价化合物
