第三章 鐵金屬材料

一、鐵的單質

1.概述

在一定條件下，鐵作為還原劑能與某些非金屬單質、酸和鹽溶液反應。鐵與氧化性較弱的氧化劑反應時，生成 2價鐵的化合物；鐵與氧化性較強的氧化劑反應時，生成 3價鐵的化合物。

2.化學性質

(1)Fe與Cl2反應：2Fe＋3Cl2==點燃==2FeCl3

(2)Fe與S反應：Fe＋S==加熱==FeS

(3)Fe與水蒸氣反應：3Fe＋4H2O(g)==高溫==Fe3O4＋4H2

(4)Fe與FeCl3溶液反應：Fe＋2FeCl3==點燃==3FeCl2

(5)Fe與O2反應：3Fe＋2O2Fe3O4

二、鐵的重要化合物

1.鐵的氧化物

2.鐵的氫氧化物

(1)在FeSO4溶液中加入氫氧化鈉溶液時，會先生成白色絮狀Fe(OH)2沉澱，Fe(OH)2易被空氣中的氧氣氧化生成Fe(OH)3，所以沉澱會迅速變成灰綠色，最後變為紅褐色，方程式為4Fe(OH)2＋O2＋2H2O====4Fe(OH)3。

(2)Fe(OH)3是紅褐色、難溶于水的固體，加熱時能失水生成紅棕色氧化鐵粉末，方程式為2Fe(OH)3==加熱==Fe2O3＋3H2O。

3.鐵鹽和亞鐵鹽

(1)性質

Fe2＋的溶液呈淺綠色，Fe2＋處于鐵的中間價态，既有氧化性，又有還原性；

Fe3＋的溶液呈棕黃色，Fe3＋處于鐵的高價态，遇Fe、Cu、H2S等還原劑時表現為氧化性。

(2)鑒别

(3)轉化

三、鐵合金

1.合金

合金是指兩種或兩種以上的金屬(或金屬與非金屬)熔合而成的具有金屬特性的物質。合金的熔點一般比它的成分金屬低，但硬度和強度一般比它的成分金屬大。

2.鐵碳合金

(1)生鐵和鋼是含碳量不同的兩種鐵碳合金。生鐵的含碳量為2%~4.3%，鋼的含碳量為0.03%~2%。

(2)鋼是用量最大、用途最廣的合金。

(3)不鏽鋼的主要合金元素是鉻和鎳。

四、鋁和鋁合金

1.鋁單質

(1)鋁是地殼中含量最多的金屬元素。鋁是一種活潑金屬，在常溫下就能與空氣中的氧氣發生反應，表面生成一層緻密的氧化鋁薄膜。

(2)鋁是兩性金屬，與酸或者強堿都能發生反應：

2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑

2.氧化鋁

氧化鋁是兩性氧化物，與酸或者強堿都能發生反應生成鹽和水：

Al2O3＋6H＋===2Al3＋＋3H2O

3.氫氧化鋁

氫氧化鋁是兩性氫氧化物，能與酸反應生成鋁離子，或者與堿反應生成偏鋁酸根離子：

Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O

五、新型合金

1.儲氫合金

是一類能夠大量吸收H2，并與H2結合成金屬氫化物的材料。具有使用價值的儲氫合金要求儲氫量大，金屬氫化物既容易形成，稍稍加熱又容易分解，室溫下吸、放氫的速率快。

2.钛合金

钛合金強度高、耐蝕性好、耐熱性高。主要用于制作飛機發動機壓氣機部件，以及火箭、導彈和高速飛機的結構件，還可以用于制造耐壓球。

第四章 物質結構元素周期律

一、原子結構

1.原子的構成

(1)原子的定義：原子是化學變化中的最小微粒。

(2)構成微粒及作用

2.數量關系

質量數(A )＝質子數(Z )＋中子數(N )

3.微粒符号及其意義

4.核外電子排布規律

(1)電子先從内層排起，一層充滿後再填充下一層；

(2)第n層最多能容納的電子數為2n2；

(3)最外層電子數最多為8個（K層隻有2個）。

二、元素周期表

1.原子序數

(1)定義：按照元素在周期表中的順序給元素所編的序号。

(2)數量關系：原子序數＝核電荷數＝核外電子數＝質子數。

2.元素周期表的編排原則

3.元素周期表的結構

(1)周期(7個橫行，7個周期)

(2)族(18個縱列，16個族)

三、核素

1.元素、核素、同位素

具有一定數目質子和一定數目中子的一種原子叫做核素，質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱同位素（同一元素的不同核素互稱同位素）。

2.同位素的性質

化學性質幾乎完全相同，但物理性質不同。

3.重要核素的應用

4. 核素和元素的相對原子質量

(1)原子(即核素)的相對原子質量：一個原子(即核素)的質量與12C質量的1/12的比值。一種元素有幾種同位素，就有幾種不同核素的相對原子質量。

(2)元素的相對原子質量：是按該元素各種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、原子結構與元素的性質

1.堿金屬元素

(1)在周期表中的位置：第ⅠA族

(2)相似性

堿金屬元素原子的最外層都有1個電子，很容易失去，因此堿金屬元素的最高正價為＋1價，最高價氧化物對應的水化物均為強堿(LiOH除外)。

(3)遞變性

從Li到Cs，随着電子層數的增加，原子半徑遞增，堿金屬元素原子的失電子能力遞增，元素的金屬性遞增，單質的還原性遞增，單質與氧氣或水反應的劇烈程度遞增，最高價氧化物對應的水化物的堿性遞增。

(4)物理性質

堿金屬單質都有銀白色的金屬光澤(铯略帶金色光澤)、硬度小、密度小、熔沸點較低，良好的導電、導熱性，有延展性。

2.鹵族元素

(1)在周期表中的位置：第ⅦA族

(2)相似性

鹵素原子的最外層都有7個電子，很容易得到一個電子，因此鹵素原子的最低負價為-1價，最高正價為＋7價（氟元素除外）。鹵素單質均具有氧化性，氫化物都是強酸（HF除外）。

(3)遞變性

從F到I，随着電子層數的增加，原子半徑遞增，鹵素原子的得電子能力遞減，元素的非金屬性遞減，單質的氧化性遞減，離子的還原性遞增。與氫氣反應的劇烈程度遞增，氣态氫化物的穩定性遞減，氫化物溶液的酸性遞增，最高價氧化物對應的水化物的酸性遞減。

(4)鹵素單質間的置換反應

2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2

2KI＋Cl2===2KCl＋I2

2KI＋Br2===2KBr＋I2

(5)物理性質

鹵素單質都有顔色，有毒，在水中溶解度不大，易溶于苯、汽油、四氯化碳、酒精等有機溶劑。從F2到I2，顔色逐漸加深，熔、沸點逐漸升高，密度逐漸增大，在水中的溶解度逐漸減小。

五、元素性質的周期性變化規律

1.元素周期律

元素的性質随着原子序數的遞增呈現周期性的變化。

2.同周期元素性質遞變規律

在同一周期中，從左到右，核電荷數逐漸增加，原子半徑逐漸減小，失電子能力逐漸減弱，得電子能力逐漸增強。元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。單質的還原性逐漸減弱，氧化性逐漸增強。氣态氫化物的熱穩定性逐漸增強。最高價氧化物對應的水化物的酸性逐漸增強，堿性逐漸減弱。

3.同族元素性質遞變規律

在同一族中，從上到下，核電荷數逐漸增加，原子半徑逐漸增大，失電子能力逐漸增強，得電子能力逐漸減弱。元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。單質的還原性逐漸增強，氧化性逐漸減弱。氣态氫化物的熱穩定性逐漸減弱。最高價氧化物對應的水化物的酸性逐漸減弱，堿性逐漸增強。

六、元素周期表和與元素周期律的應用

1.元素周期表的分區

2.元素化合價與位置的關系

(1)主族元素的最高正化合價等于它所處的族序數；

(2)非金屬元素的最高正化合價，等于原子所能失去或偏移的最外層電子數（O、F除外）；而最低負化合價等于使原子達到8電子穩定結構所需得到的電子數。

(3)非金屬元素的最高正化合價和它的最低負化合價的絕對值之和等于8。

3.元素周期律的應用

七、化學鍵

1.概念：相鄰原子之間強烈的相互作用。

2.分類

3.比較

4.類型判斷

(1)從物質構成角度判斷

(2)從物質類别角度判斷

5.電子式

(1)概念：在元素符号周圍用“·”或“×”來表示原子的最外層電子的式子。

(2)書寫方法

(3)用電子式表示化合物的形成過程

6.離子化合物與共價化合物

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