高中化学总复习知识总汇 60页

第一部分 化学基本概念和基本理论 一．物质的组成、性质和分类：‎ ‎（一）掌握基本概念 ‎ ‎1．分子 分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。‎ ‎（1）分子同原子、离子一样是构成物质的基本微粒．‎ ‎（2）按组成分子的原子个数可分为：‎ 单原子分子如：He、Ne、Ar、Kr… ‎ 双原子分子如：O2、H2、HCl、NO… ‎ 多原子分子如：H2O、P4、C6H12O6…‎ ‎2．原子 原子是化学变化中的最小微粒。确切地说，在化学反应中原子核不变，只有核外电子发生变化。‎ ‎（1）原子是组成某些物质（如金刚石、晶体硅、二氧化硅等原子晶体）和分子的基本微粒。‎ ‎（2）原子是由原子核（中子、质子）和核外电子构成的。 ‎ ‎3．离子 离子是指带电荷的原子或原子团。‎ ‎（1）离子可分为：‎ 阳离子：Li+、Na+、H+、NH4+…‎ 阴离子：Cl–、O2–、OH–、SO42–… ‎ ‎（2）存在离子的物质：‎ ‎①离子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4…‎ ‎②电解质溶液中：盐酸、NaOH溶液…‎ ‎③金属晶体中：钠、铁、钾、铜… ‎ ‎4．元素 元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同—类原子的总称。‎ ‎（1）元素与物质、分子、原子的区别与联系：物质是由元素组成的（宏观看）；物质是由分子、原子或离子构成的（微观看）。 ‎ ‎（2）某些元素可以形成不同的单质（性质、结构不同）—同素异形体。 ‎ ‎（3）各种元素在地壳中的质量分数各不相同，占前五位的依次是：O、Si、Al、Fe、Ca。‎ ‎5．同位素 是指同一元素不同核素之间互称同位素，即具有相同质子数，不同中子数的同一类原子互称同位素。如H有三种同位素：11H、21H、31H（氕、氘、氚）。 ‎ ‎6．核素 核素是具有特定质量数、原子序数和核能态，而且其寿命足以被观察的一类原子。‎ ‎（1）同种元素、可以有若干种不同的核素—同位素。‎ ‎（2）同一种元素的各种核素尽管中子数不同，但它们的质子数和电子数相同。核外电子排布相同，因而它们的化学性质几乎是相同的。‎ ‎7．原子团 原子团是指多个原子结合成的集体，在许多反应中，原子团作为一个集体参加反应。‎ 原子团有几下几种类型：根（如SO42-、OHˉ、CH3COOˉ等）、官能团（有机物分子中能反映物质特殊性质的原子团，如—OH、—NO2、—COOH等）、游离基（又称自由基、具有不成价电子的原子团，如甲基游离基 · CH3）。‎ ‎ 8．基 化合物中具有特殊性质的一部分原子或原子团，或化合物分子中去掉某些原子或原子团后剩下的原子团。‎ ‎（1）有机物的官能团是决定物质主要性质的基，如醇的羟基（—OH）和羧酸的羧基（—COOH）。‎ ‎（2）甲烷（CH4）分子去掉一个氢原子后剩余部分（· CH3）含有未成对的价电子，称甲基或甲基游离基，也包括单原子的游离基（· Cl）。‎ 基（羟基）‎ 根（氢氧根）‎ 电子式 电性 电中性 带负电 存在于 不能独立存在，必须和其他“基”或原子团相结合 能独立存在于溶液或离子化合物中 ‎9．物理性质与化学性质 物理性质 化学性质 概念 ‎（宏观）‎ 物质不需要发生化学变化就能表现出来的性质 物质在发生化学变化时表现出来的性质 实质 ‎（微观）‎ 物质的分子组成和结构没有发生改变时呈现的性质 物质的分子组成和结构发生改变时呈现的性质 性质包 括内容 颜色、状态、气味、味道、密度、熔点、沸点、溶解性、导电性、导热性等 一般指跟氢气、氧气、金属、非金属、氧化物、酸、碱、盐能否发生反应及热稳定性等 ‎ 9．物理变化和化学变化 物理变化：没有生成其他物质的变化，仅是物质形态的变化。‎ 化学变化：变化时有其他物质生成，又叫化学反应。‎ 化学变化的特征：有新物质生成伴有放热、发光、变色等现象 化学变化本质：旧键断裂、新键生成或转移电子等。二者的区别是：前者无新物质生成，仅是物质形态、状态的变化。‎ ‎10．溶解性 指物质在某种溶剂中溶解的能力。例如氯化钠易溶于水，却难溶于无水乙醇、苯等有机溶剂。单质碘在水中溶解性较差，却易溶于乙醇、苯等有机溶剂。苯酚在室温时仅微溶于水，当温度大于‎70℃‎时，却能以任意比与水互溶（苯酚熔点为‎43℃‎，‎70℃‎时苯酚为液态）。利用物质在不同温度或不同溶剂中溶解性的差异，可以分离混合物或进行物质的提纯。‎ 在上述物质溶解过程中，溶质与溶剂的化学组成没有发生变化，利用简单的物理方法可以把溶质与溶剂分离开。还有一种完全不同意义的溶解。例如，石灰石溶于盐酸，铁溶于稀硫酸，氢氧化银溶于氨水等。这样的溶解中，物质的化学组成发生了变化，用简单的物理方法不能把溶解的物质提纯出来。‎ ‎11．液化 指气态物质在降低温度或加大压强的条件下转变成液体的现象。在化学工业生产过程中，为了便于贮存、运输某些气体物质，常将气体物质液化。液化操作是在降温的同时加压，液化使用的设备及容器必须能耐高压，以确保安全。常用的几种气体液化后用途见下表。‎ 气体名称 液化后名称 主要用途 空气 液体空气 分离空气制取氧气、氮气、稀有气体 氮气 液氮 冷冻剂 氯气 液氯 自来水消毒剂，制氯化铁、氯化烷等 氨气 液氨 制冷剂，用于氨制冷机中 二氧化硫 液体二氧化硫 漂白剂 石油气 液化石油气 燃料 ‎12．金属性 元素的金属性通常指元素的原子失去价电子的能力。元素的原子越易失去电子，该元素的金属性越强，它的单质越容易置换出水或酸中的氢成为氢气，它的最高价氧化物的水化物的碱性亦越强。元素的原子半径越大，价电子越少，越容易失去电子。在各种稳定的同位素中，铯元素的金属性最强，氢氧化铯的碱性也最强。除了金属元素表现出不同强弱的金属性，某些非金属元素也表现出一定的金属性，如硼、硅、砷、碲等。‎ ‎13．非金属性 是指元素的原子在反应中得到（吸收）电子的能力。元素的原子在反应中越容易得到电子。元素的非金属性越强，该元素的单质越容易与H2化合，生成的氢化物越稳定，它的最高价氧化物的水化物（含氧酸）的酸性越强（氧元素、氟元素除外）。‎ 已知氟元素是最活泼的非金属元素。它与氢气在黑暗中就能发生剧烈的爆炸反应，氟化氢是最稳定的氢化物。氧元素的非金属性仅次于氟元素，除氟、氧元素外，氯元素的非金属性也很强，它的最高价氧化物（Cl2O7）的水化物—高氯酸（HClO4）是已知含氧酸中最强的一种酸。‎ 金属性强弱 非金属性强弱 最高价氧化物水化物碱性强弱 ‎ 最高价氧化物水化物酸性强弱 ‎ 与水或酸反应，置换出H2的易难 ‎ 与H2化合的易难及生成氢化物稳定性 ‎ 活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属 ‎ 活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质 ‎ 阳离子氧化性强的为不活泼金属，氧化性弱的为活泼金属 阴离子还原性强的为非金属性弱，还原性弱的为非金属性强 原电池中负极为活泼金属，正极为不活泼金属 将金属氧化成高价的为非金属性强的单质，氧化成低价的为非金属性弱的单质 电解时，在阴极先析出的为不活泼金属 电解时，在阳极先产生的为非金属性弱的单质 ‎14．氧化性 物质（单质或化合物）在化学反应中得到（吸引）电子的能力称为物质的氧化性。非金属单质、金属元素高价态的化合物、某些含氧酸及其盐一般有较强的氧化性。‎ 非金属单质的氧化性强弱与元素的非金属性十分相似，元素的非金属性越强，单质的氧化性也越强。氟是氧化性最强的非金属单质。氧化性规律有：①活泼金属阳离子的氧化性弱于不活泼金属阳离子的氧化性，如Na+＜Ag+；②变价金属中，高价态的氧化性强于低价态的氧化性，如Fe3+＞Fe2+，MnO4−＞MnO42−＞MnO2；③同种元素含氧酸的氧化性往往是价态越高，氧化性越强，如HNO3＞HNO2，浓度越大，氧化性也越强，如浓HNO3＞稀HNO3,浓H2SO4＞稀H2SO4。然而，也有例外，如氯元素的含氧酸，它们的氧化性强弱顺序是HClO＞HClO2＞HClO3＞HClO4。‎ ‎15．还原性 物质在化学反应中失去电子的能力称为该物质的还原性。金属单质、大多数非金属单质和含有元素低价态的化合物都有较强的还原性。物质还原性的强弱取决于该物质在化学反应中失去电子能力的大小。‎ 元素的金属性越强，金属单质的还原性也越强，金属单质还原性顺序和金属活动性顺序基本一致。元素的非金属性越弱，非金属单质的还原性越强。元素若有多种价态的物质，一般说来，价态降低，还原性越强。如含硫元素不同价态的物质的还原性：H2S＞S＞SO2；含磷元素物质的还原性PH3＞P4＞PO33−；铁及其盐的还原性：Fe＞Fe2+等。‎ ‎16．挥发性 液态物质在低于沸点的温度条件下转变成气态的能力，以及一些气体溶质从溶液中逸出的能力。具有较强挥发性的物质大多是一些低沸点的液体物质，如乙醇、乙醚、丙酮、氯仿、二硫化碳等。另外氨水、浓盐酸、浓硝酸等都具有很强的挥发性。这些物质贮存时，应密闭保存并远离热源，防止受热加快挥发。‎ ‎17．升华 在加热的条件下，固态物质不经过液态直接变为气态的变化。常见能升华的物质有I2、干冰（固态CO2）、升华硫、红磷、灰砷等。‎ ‎18．稳定性 是物质的化学性质的一种。它反映出物质在一定条件下发生化学反应的难易程度。稳定性可分为热稳定性、光化学稳定性和氧化还原稳定性。‎ 越不活泼的物质，其化学稳定性越好。例如：苯在一般情况下，化学性质比较稳定，所以，常用苯作萃取剂和有机反应的介质。很多反应在水溶液中进行和水作溶剂，都是利用了水的化学稳定性。‎ ‎19．混合物 由两种或多种物质混合而成的物质叫混合物；‎ ‎（1）混合物没有固定的组成，一般没有固定的熔沸点；‎ ‎（2）‎ 常见特殊名称的混合物：氨水、氯水、王水、天然水、硬水、软水、盐酸、浓硫酸、福尔马林、水玻璃；爆鸣气、水煤气、天然气、焦炉气、高炉煤气、石油气、裂解气、空气；合金；过磷酸钙、漂白粉、黑火药、铝热剂、水泥、铁触媒、玻璃；煤、石油；石油、石油的各种馏分。‎ ‎【注意】由同素异形体组成的物质为混合物如红磷和白磷。由同位素原子组成的物质是纯净物如H2O与D2O混合为纯净物。‎ ‎20．单质 由同种元素组成的纯净物叫单质。如O2、Cl2、N2、Ar、金刚石、铁(Fe)等。HD、16O、18O也属于单质，单质分为金属单质与非金属单质两种。‎ ‎21．化合物 由不同种元素组成的纯净物叫化合物。‎ 从不同的分类角度化合物可分为多种类型，如离子化合物和共价化合物；电解质和非电解质；无机化合物和有机化合物；酸、碱、盐和氧化物等。 ‎ ‎22．酸 电离理论认为：电解电离出的阳离子全部是H+的化合物叫做酸。‎ 常见强酸：HCIO4、H2SO4、HCl、HNO3… ‎ ‎ 常见弱酸：H2SO3、H3PO4、HF、HClO、H2CO3、H2SO3、CH3COOH…‎ ‎23．碱 电离理论认为，电解质电离时产生的阴离子全部是OHˉ的化合物叫碱。‎ 常见强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2… ‎ ‎ 常见弱碱：NH3·H2O、Al(OH)3、Fe(OH)3… ‎ ‎24．盐 电离时生成金属阳离子(或NH4+)和酸根离子的化合物叫做盐。‎ 盐的分类：①正盐：如：(NH4)2SO4、Na2SO4… ②酸式盐：如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4…③碱式盐：Cu2(OH)2CO3… ④复盐：KAl(SO4)2·12H2O… ‎ ‎25．氧化物 由两种元素组成，其中一种是氧的化合物叫氧化物。‎ ‎（1）氧化物的分类方法按组成分：‎ 金属氧化物：Na2O、Al2O3、Fe3O4… ‎ 非金属氧化物：NO2、CO、SO2、CO2…‎ ‎（2）按性质分：‎ 不成盐氧化物：CO、NO ‎ 成盐氧化物：酸性氧化物：CO2、SO2…‎ 碱性氧化物：Na2O2、CuO…‎ 两性氧化物：Al2O3、ZnO ‎ 过氧化物：Na2O2‎ 超氧化物：KO2‎ ‎26．同素异形体 由同种元素所形成的不同的单质为同素异形体。‎ ‎（1）常见同素异形体：红磷与白磷；O2与O3；金刚石与石墨。‎ ‎（2）同素异形体之间可以相互转化，属于化学变化但不属于氧化还原反应。‎ ‎（二）正确使用化学用语 ‎ ‎1．四种符号 ‎ ‎（1）元素符号：①表示一种元素（宏观上）。②表示一种元素的一个原子（微观上）。③‎ 表示该元素的相对原子质量。‎ ‎（2）离子符号：在元素符号右上角标电荷数及电性符号（正负号），“l”省略不写如：Ca2+、SO42ˉ、C1ˉ、Na+ … ‎ ‎（3）价标符号：是在元素正上方标正负化合价、正负写在价数前。“l”不能省略。如：、、、、…‎ ‎（4）核素符号：如2713Al、3216S、168O左上角为质量数，左下角为质子数。‎ ‎2．化合价 ‎ 化合价是指一种元素一定数目的原子跟其他元素一定数目的原子化合的性质。‎ ‎①在离子化合物中，失去电子的为正价，失去n个电子即为正n价；得到电子为负价，得到n个电子为负n价。‎ ‎②在共价化合物中，元素化合价的数值就是这种元素的一个原子跟其他元素的原子形成的共用电子对的数目、正负则由共用电子对的偏移来决定，电子对偏向哪种原子，哪种原子就显负价；偏离哪种原子、哪种原子就显正价。‎ ‎③单质分子中元素的化合价为零。 ‎ ‎3．化学式 用元素符号表示单质或化合物的组成的式子成为化学式。根据物质的组成以及结构特点，化学式可以是分子式、实验式、结构简式等。不同的化学式所表示的意义有区别。‎ 离子化合物的化学式表示离子化合物及其元素组成，还表示离子化合物中阴、阳离子最简单的整数比，同时也表示离子化合物的化学式量。例如，氢氧化钡这种物质及其组成元素是钡、氢、氧3种元素，化学式还表示了Ba2+与OH−的个数比是1：2，它的化学式量为171。‎ 过氧化钠的化学式是Na2O2，但不能写成NaO，在过氧化钠中实际存在的离子是O22−离子，且Na+：O22−为2：1，所以，过氧化钠的化学式只能用Na2O2表示。‎ 某些固体非金属单质及所有的金属单质因组成、结构比较复杂，它们的化学式只用元素符号表示。比如红磷的化学式是P。‎ ‎4．分子式 用元素符号表示物质的分子组成的式子。‎ 一般分子式是最简式的整数倍，多数无机物二者是一致的。但也有例外，如最简式为NO2的分子可能是NO2，也可能是N2O4。‎ 有些单质、原子晶体和离子晶体通常情况下不存在简单分子，它的化学式则表示这种晶体中各元素的原子或离子数目的最简整数比，如C、SiO2、CsCl、Na2CO3、2CaSO4·H2O等。‎ 分子式的意义：‎ ‎（1）表示物质的元素组成；‎ ‎（2）表示该物质的一个分子；‎ ‎（3）表示分子中各元素的原子个数；‎ ‎（4）表示该物质的相对分子质量。‎ 例如，硫酸的分子式是H2SO4，它表示硫酸这种物质，也表示了硫酸的一个分子及分子是由2个氢原子、1个硫原子、4个氧原子组成。H2SO4同时也表示它的相对分子质量为 ‎1.008×2+32.07+16.00×4=98.086≈98‎ ‎5．实验式 也称最简式。仅表示化合物中各元素原子个数比的式子。‎ 有机物往往出现不同的化合物具有相同的实验式。如乙炔和苯的实验式是CH，甲醛、乙酸、乳酸和葡萄糖等的实验式是CH2O。已知化合物的最简式和相对分子质量，就可求出它的分子式，如乙酸最简式CH2O，式量为60，(CH2O)n=60，n=2，所以乙酸分子式为C2H4O2。‎ ‎6．电子式 在元素符号周围用“ · ”或“ × ”表示其最外层电子数的式子。‎ ‎（1）用电子式表示阴离子时要用[ ]括起，电荷数写在括号外面的右上角。NH4+、H3O+等复杂阳离子也应如此写。‎ ‎（2）书写简单离子构成的离子化合物的电子式时可以遵循下面几点：‎ ‎①简单阳离子的电子式即是离子符号。‎ ‎②简单阴离子的电子式即是元素符号周围有8个小圆点外加[ ]及电荷数。‎ ‎③阴、阳离子交替排列。如：‎ ‎（3）注意各原子的空间排序及孤对电子、单电子的存在。如：‎ ‎ ‎ ‎（4）用电子式表示某物质形成过程，要注意“左分右合箭头连”的原则。如：‎ ‎（5）另外，各电子式的书写还应注意力求均匀、对称、易识别。‎ ‎7．结构式 用短线将分子中各原子按排列数序和结合方式相互连接起来的式子。书写规律：一共用电子对画一短线，没有成键的电子不画出。‎ 氢气（H2） H—H 氮气（N2） N≡N 氨（NH3） ‎ 次氯酸（HClO） H—O—Cl 用结构式表示有机物的分子结构更具有实用性，并能明确表达同分异构体，例如：‎ 乙酸（C2H4O2） ‎ 甲酸甲酯（C2H4O2） ‎ ‎8．结构简式 它是结构式的简写，一般用于有机物，书写时应将分子中的官能团表示出来，它可以把连接在相同原子的相同结构累加书写，也不需把所有的化学键都表示出来。例如：‎ 乙烷（C2H4O2） CH3CH3‎ 新戊烷（C5H12） C(CH3)4‎ 苯（C6H6） 或 ‎ 乙酸（C2H4O2） CH3COOH ‎9．原子结构示意图 用以表示原子核电荷数和核外电子在各层上排布的简图，如钠原子结构简图为：‎ 表示钠原子核内有11个质子，弧线表示电子层（3个电子层），弧线上数字表示该层电子数（K层2个电子，M层1个电子）。‎ 原子结构示意图也叫原子结构简图，它比较直观，易被初学者接受，但不能把弧线看作核外电子运行的固定轨道。‎ ‎10．电离方程式 ‎ 表示电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动离子过程的式子。‎ ‎ ①强电解质的电离方程式用“=”。弱电解质的电离方程式用“”链接。‎ ‎②弱酸的酸式酸根的电离用“”。‎ HCO3－CO3－ + H+‎ ‎③强酸的酸式酸根的电离用“=”。‎ ‎ HSO4－= SO42－ + H+‎ ‎④多元弱酸的电离分步进行。‎ H3PO4 H2PO4－+ H+‎ H2PO4－ HPO42－+ H+‎ HPO42－ PO43－+ H+‎ ‎⑤多元弱碱的电离认为一步完成。‎ Fe(OH)3Fe3+ + 3OH－‎ ‎11．离子反应方程式的书写规则 用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子叫做离子方程式。‎ 离子方程式书写原则如下： ‎ ‎ ①只能将易溶、易电离的物质写成离子式；如NaCI、Na2SO4、NaNO3、CuSO4…‎ ‎ ②将难溶的（如BaSO4、BaCO3、AgCl…），难电离的（如HClO、HF、CH3COOH、NH3·H2O、H2O），易挥发的气体（如SO2、CO2、H2S…）用化学式表示。‎ ‎③微溶物：若处于混浊态要写成分子式，澄清态改写成离子式。‎ ‎④弱酸的酸式盐酸根不可拆开。如HCO3ˉ、HSO3ˉ、HSˉ。‎ ‎⑤碱性氧化物亦要保留分子式。 ‎ ‎⑥离子方程式除了应遵守质量守恒定律外，离子方程式两边的离子电荷总数一定相等（离子电荷守恒）。‎ ‎12．热化学方程式 ‎ 表明反应所放出或吸收的热量的方程式，叫做热化学分方程 ‎（1）要注明反应的温度和压强，若反应是在298 K和1.013×105 Pa条件下进行，可不予注明。‎ ‎（2）要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型。常用s、l、g、aq分别表示固体、液体、气体、溶液。‎ ‎（3）ΔH与方程式计量系数有关，注意方程式与对应ΔH不要弄错，计量系数以“mol”为单位，可以是小数或分数。‎ ‎（4）在所写化学反应计量方程式后写下ΔH的数值和单位，方程式与ΔH应用分号隔开。‎ ‎（5）当ΔH为“－”或ΔH＜0时，为放热反应，当ΔH为“＋”或ΔH＞0时，为吸热反应。例如：‎ C（石墨）＋O2(g) = CO2(g)；ΔH=－393.6 kJ·mol－1‎ 表示体系在298 K、1.013×105 Pa下，反应发生了1 mol的变化（即1 mol的C与1 mol的O2生成1 mol的CO2）时，相应的热效应为－393.6 kJ·mol－1，即放出393.6 kJ的热。‎ ‎2C‎（石墨）＋2O2(g) = 2CO2(g)；ΔH=－787.2 kJ·mol－1‎ 表示体系中各物质在298 K，1.013×105 Pa下，反应发生了1 mol的变化（即1mol的‎2C与1mol的2O2完全反应生成1mol的2CO2）时的热效应为－787.2 kJ·mol－1，即放出787.2 kJ的热。‎ 二．化学反应与能量 ‎ ‎（一）掌握化学反应的四种基本类型 ‎ ‎1．化合反应 两种或两种以上的物质相互作用，生成一种物质的反应。即 A + B + C…=E ‎ 如：CaO + H2O= Ca(OH)2 4NO2+ O2 + 2H2O =4HNO3 ‎ ‎2．分解反应 一种物质经过反应后生成两种或两种以上物质的反应。即 ‎ AB = C + D …‎ ‎ 如：CaCO3= CaO + CO2↑ 2KMnO4= K2MnO4+ MnO2 + O2↑‎ ‎3．置换反应 一种单质与一种化合物反应，生成另一种单质和另一种化合物的反应。‎ 如：2Mg + CO2= 2MgO + C ‎ ‎4．复分解反应 两种化合物相互交换成分，生成另外两种化合物的反应。‎ 如：AgNO3 + HCI=AgCl ↓+ HNO3 ‎ ‎（二）氧化还原反应：氧化剂、还原剂 ‎ ‎1．基本概念 ‎ ‎①氧化反应：物质失去电子（化合价升高）的反应。‎ 还原反应：物质得到电子（化合价降低）的反应。 ‎ ‎②被氧化：物质失去电子被氧化。（所含元素化合价升高）。‎ 被还原：物质得到电子被还原。（所含元素化合价降低）。 ‎ ‎③氧化剂：得到电子的物质。‎ 还原剂：失去电子的物质。 ‎ ‎④氧化性：物质得电子的能力。‎ 还原性：物质失电子的能力。 ‎ ‎⑤氧化产物：氧化反应得到的产物。‎ 还原产物：还原反应得到的产物。 ‎ ‎⑥氧化还原反应：有电子转移（电子得失或共用电子对偏移）的反应，实质是电子的转移，特征是化合价的升降。‎ ‎2．概念间的关系 ‎3．氧化还原反应的一般规律 ‎ ‎①表现性质规律 同种元素具有多种价态时，一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。‎ ‎②性质强弱规律 氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物 氧化剂得电子 → 还原产物 还原剂失电子 → 氧化产物 氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物 ‎③反应先后规律 在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则它首先与溶液中最强的还原剂作用；同理，在浓度相差不大的溶液中，同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。例如，向含有FeBr2溶液中通入Cl2，首先被氧化的是Fe2+‎ ‎④价态归中规律 含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价→中间价”的规律。‎ ‎　　⑤电子守恒规律 在任何氧化—还原反应中，氧化剂得电子（或共用电子对偏向）总数与还原剂失电子（或共用电子对偏离）总数一定相等。‎ ‎ 4．氧化性、还原性大小的比较 ‎（1）由元素的金属性或非金属性比较 a、金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱 b、非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱 ‎ ‎（2）由反应条件的难易比较 不同的氧化剂与同一还原剂反应时，反应条件越易，其氧化剂的氧化性越强。如：‎ ‎2KMnO4+ 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O（常温）‎ MnO2 + 4HCl（浓）= MnCl2 + Cl2↑ +2H2O （加热）‎ 前者比后者容易发生反应，可判断氧化性：KMnO4＞MnO2。同理，不同的还原剂与同一氧化剂反应时，反应条件越易，其还原剂的还原性越强。‎ ‎（3）根据被氧化或被还原的程度不同进行比较 当不同的氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。如：‎ ‎2Fe + 3Cl22FeCl3，S + Fe FeS ，‎ 根据铁被氧化程度的不同（Fe3+、Fe2+），可判断氧化性：Cl2＞S。同理，当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性就越强。‎ ‎（4）根据反应方程式进行比较 氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物 氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物 ‎ 简记：左＞右 ‎（5）根据元素周期律进行比较 一般地，氧化性：上＞下，右＞左；还原性：下＞上，左＞右。‎ ‎（6）某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关：‎ 温度：如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。‎ 浓度：如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。‎ 酸碱性：如中性环境中NO3－不显氧化性,酸性环境中NO3－显氧化性；又如KMnO4溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。‎ 注意：物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易，与得失电子的多少无关。‎ ‎【注意】：中学化学中提及的“化”名目繁多．要判别它们分属何种变化，必须了解其过程.请你根据下列知识来指出每一种“化”发生的是物理变化还是化学变化。‎ ‎1．风化 结晶水合物在室温和干燥的空气里失去部分或全部结晶水的过程。‎ ‎2．催化 能改变反应速度，本身一般参与反应但质量和化学性质不变。应了解中学里哪些反应需用催化剂。‎ ‎ 3．岐化 ‎ 同一种物质中同一元素且为同一价态原子间发生的氧化还原反应。如：2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + H2O ‎ 4．酸化 向某物质中加入稀酸使之呈酸性的过程。比如KMnO4溶液用H2SO4酸化，AgNO3溶液用HNO3酸化。‎ ‎ 5．钝化 ‎ 块状的铝、铁单质表面在冷的浓硫酸或浓硝酸中被氧化成一层致密的氧化物保护膜，阻止内层金属与酸继续反应。‎ ‎ 6．硬水软化 ‎ 通过物理、化学方法除去硬水中较多的Ca2+、Mg2+的过程。‎ ‎ 7．水化 烯、炔与水发生加成反应生成新的有机物。‎ 如：乙烯水化法：CH2＝CH2 + H2O CH3CH2OH 乙炔水化法：CH≡CH + H2OCH3CHO ‎8．氢化（硬化）‎ 液态油在一定条件下与H2发生加成反应生成固态脂肪的过程。‎ 植物油转变成硬化油后，性质稳定，不易变质，便于运输等。‎ ‎9．皂化 油脂在碱性条件下发生水解反应的过程。‎ 产物：高级脂肪酸钠 + 甘油 ‎10．老化 橡胶、塑料等制品露置于空气中，因受空气氧化、日光照射而使之变硬发脆的过程。‎ ‎11．硫化 向橡胶中加硫，以改变其结构（双键变单键）来改善橡胶的性能，减缓其老化速度的过程。‎ ‎12．裂化 在一定条件下，分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程。目的：提高汽油的质量和产量。比如石油裂化。‎ ‎13．酯化 醇与酸生成酯和水的过程。‎ ‎14.硝化（磺化）‎ 苯环上的H被—NO2或—SO3H取代的过程。‎ ‎（三）化学反应中的能量变化 ‎ ‎1．化学反应中的能量变化，通常表现为热量的变化： ‎ ‎（1）吸热反应：化学上把吸收热量的化学反应称为吸热反应。如C+CO22CO为吸热反应。‎ ‎（2）放热反应：化学上把放出热量的化学反应称为放热反应。如2H2+O22H2O为放热反应。 ‎ ‎2．化学反应中能量变化的本质原因 化学反应中的能量变化与反应物和生成物所具有的总能量有关。如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时放出热量；如果反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量，在发生化学反应时吸收热量。‎ ‎3．反应热、燃烧热、中和热、热化学方程式 ‎（1）反应熟：在化学反应中放出或吸收的热量，通常叫反应热用△H表示。单位：kJ·mol–1‎ ‎（2）燃烧热：在101kPa时1mol H2物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的能量，叫该物质的燃烧热。如：101kPa时lmol H2完全燃烧生成液态水，放出285.5 kJ·mol–1的热量，这就是H2的燃烧热。 ‎ H2(g)+12 O2 (g) =H2O(l)；△H=–285．5kJ·mol–1‎ ‎（3）中和热：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫做中和热。‎ ‎ H+(aq)+OH–(aq)=H2O(1)；△H=–57.3kJ·mol–1‎ ‎【注意】：化学反应的几种分类方法：‎ ‎1．根据反应物和生成物的类别及反应前后物质种类的多少分为：化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。 ‎ ‎2．根据反应中物质是否有电子转移分为：氧化还原反应、非氧化还原反应。‎ ‎3．根据反应是否有离子参加或生成分为：离子反应、非离子反应。‎ ‎4．根据反应的热效应分为：放热反应、吸热反应。‎ ‎5．根据反应进行的程度分为：可逆反应、不可逆反应。‎ 三．化学中常用计量 ‎1．同位素相对原子质量 以‎12C的一个原子质量的1/12作为标准，其他元素的一种同位素原子的质量和它相比较所得的数值为该同位素相对原子质量，单位是“一”，一般不写。‎ ‎2．元素相对原子质量（即平均相对原子质量）‎ 由于同位素的存在，同一种元素有若干种原子，所以元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占的一定百分比计算出来的平均值，即按各同位素的相对原子质量与各天然同位素原子百分比乘积和计算平均相对原子质量。 ‎ ‎3．相对分子质量 ‎ 一个分子中各原子的相对原子质量×原子个数的总和称为相对分子质量。 ‎ ‎4．物质的量的单位——摩尔 物质的量是国际单位制（SI）的7个基本单位之一，符号是n。用来计量原子、分子或离子等微观粒子的多少。 ‎ 摩尔是物质的量的单位。简称摩，用mol表示 ‎ ‎①使用摩尔时，必须指明粒子的种类：原子、分子、离子、电子或其他微观粒子。‎ ‎②1mol任何粒子的粒子数叫做阿伏加德罗常数。阿伏加德罗常数符号N A，通常用6.02 ×1023 molˉ1这个近似值。‎ ‎③物质的量，阿伏加德罗常数，粒子数（N）有如下关系：n=N·NA ‎ ‎5．摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量。用M表示，单位：g·molˉ1或kg·molˉ1。‎ ‎①任何物质的摩尔质量以g·molˉ1为单位时，其数值上与该物质的式量相等。‎ ‎②物质的量(n)、物质的质量（m）、摩尔质量（M）之间的关系如下：M=m · n ‎6．气体摩尔体积：单位物质的量气体所占的体积叫做气体摩尔体积。‎ 用Vm表示，Vm=V÷n。常用单位L·molˉ1‎ ‎①标准状况下，气体摩尔体积约为‎22.4 L·molˉ1。‎ 阿伏加德罗定律及推论：‎ 定律：同温同压下，相同体积的任何气体都会有相同数目的分子。‎ 理想气体状态方程为： PV=nRT（R为常数）‎ 由理想气体状态方程可得下列结论：‎ ‎①同温同压下，V1：V2=n1：n2‎ ‎②同温同压下，P1：P2=Ml：M2‎ ‎③同温同体积时，nl：n2=Pl：P2 ‎ ‎… … …‎ ‎7．物质的量浓度 ‎ 以单位体积里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的量浓度。符号CB。‎ CB=nB(mol)／V(L) （nB是溶质B的物质的量，V是溶液体积），单位是mol·Lˉ1。‎ 物质的量浓度与质量分数的换算公式： ‎ 四．物质结构、元素周期律 ‎ ‎（一）原子结构 ‎ ‎1．原子（AZX）中有质子（带正电）：Z个，中子（不显电性）：（A—Z）个，电子（带负电）：Z个。‎ ‎2．原子中各微粒间的关系： ‎ ‎①A=N+Z（A：质量数，N：中子数，Z：质量数）‎ ‎②Z=核电荷数=核外电子数=原子序数 ‎③MZ ≈ MN≈1836 Meˉ（质量关系） ‎ ‎3．原子中各微粒的作用 ‎（1）原子核 几乎集中源自的全部质量，但其体积却占整个体积的千亿分之一。其中质子、中子通过强烈的相互作用集合在一起，使原子核十分“坚固”，在化学反应时不会发生变化。另外原子核中蕴含着巨大的能量——原子能（即核能）。‎ ‎（2）质子 带一个单位正电荷。质量为1.6726×10‎-27kg，相对质量1.007。质子数决定元素的种类。‎ ‎（3）中子 不带电荷。质量为1.6748×10‎-27kg，相对质量1.008。中子数决定同位素的种类。‎ ‎（4）电子 带1个单位负电荷。质量很小，约为11836×1.6726×10‎-27kg。与原子的化学性质密切相关，特别是最外层电数数及排布决定了原子的化学性质。‎ ‎4．原子核外电子排布规律 ‎（1）能量最低原理：核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里，即依次：‎ K→L→M→N→O→P→Q顺序排列。‎ ‎（2）各电子层最多容纳电子数为2n2个，即K层2个，L层8个，M层18个，N层32个等。‎ ‎（3）最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个 ‎【注意】以上三条规律是相互联系的，不能孤立理解其中某条。如M层不是最外层时，其电子数最多为18个，当其是最外层时，其中的电子数最多为8个。‎ ‎（二）元素周期律、元素周期表 ‎1．原子序数：人们按电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。（原子序数=质子数=核电荷数）‎ ‎2．元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素周期律。‎ 具体内容如下：‎ 随着原子序数的递增，‎ ‎①原子核外电子层排布的周期性变化：最外层电子数从1→8个的周期性变化。‎ ‎②原子半径的周期性变化：同周期元素、随着原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。‎ ‎③元素主要化合价的周期性变化：正价+1→+7，负价－4→－1的周期性变化。‎ ‎④元素的金属性、非金属性的周期性变化：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变化。‎ ‎【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化的本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。‎ ‎3．元素周期表 ‎（1）元素周期表的结构：横七竖十八 ‎ 第一周期 2种元素 ‎ 短周期 第二周期 8种元素 ‎ 第三周期 8种元素 周期 第四周期 18种元素 ‎（横向） 长周期 第五周期 18种元素 ‎ 第六周期 32种元素 ‎ 不完全周期：第七周期 26种元素 ‎ 主族(A)：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA ‎ 族 副族(B)：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB ‎（纵向） 第VIII 族：三个纵行，位于ⅦB族与ⅠB族中间 零族：稀有气体元素 ‎【注意】表中各族的顺序：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、VIII、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0‎ ‎（2）原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律：‎ ‎①原子序数=核内质子数 ‎②电子层数=周期数（电子层数决定周期数）‎ ‎③主族元素最外层电子数=主族序数=最高正价数 ‎④负价绝对值=8－主族序数（限ⅣA～ⅦA）‎ ‎⑤同一周期，从左到右：原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，则非金属元素单质的氧化性增强，形成的气态氧化物越稳定，形成的最高价氧化物对应水化物的酸性增强，其离子还原性减弱。‎ ‎⑥同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。则金属元素单质的还原性增强，形成的最高价氧化物对应的水化物的碱性增强，其离子的氧化性减弱。‎ ‎（3）元素周期表中“位、构、性”的三角关系 ‎（4）判断微粒大小的方法 ‎①同周期元素的原子或最高价离子半径从左到右逐渐减小（稀有气体元素除外），如：Na＞Mg＞Al；Na+＞Mg2+＞Al3+。‎ ‎②同主族元素的原子半径或离子半径从上到下逐渐增大，如：O＜S＜Se，F－＜Cl－＜Br-。‎ ‎③电子层数相同，核电荷数越大半径越小，如：K+＞Ca 2+。‎ ‎④核电荷数相同，电子数越多半径越大，如：Fe2+＞Fe3+。‎ ‎⑤电子数和核电荷数都不同的，一般通过一种参照物进行比较，如：比较Al3+与S2-的半径大小，可找出与Al3+电子数相同，与S2－同一主族元素的O2-比较，Al3+＜O2－、O2－＜S2－、故Al3+＜S2－。‎ ‎⑥具有相同电子层结构的离子，一般是原子序数越大，离子半径越小，如：rS2－＞rCl－＞rK+＞rCa2+‎ ‎（5）电子数相同的微粒组 ‎①核外有10个电子的微粒组：‎ 原子：Ne；‎ 分子：CH4、NH3、H2O、HF；‎ 阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；‎ 阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH2－。‎ ‎②核外有18个电子的微粒：‎ 原子：Ar；‎ 分子：SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2；‎ 阳离子：K+、Ca2+；‎ 阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－、O22－。‎ ‎（三）化学键和晶体结构 ‎1．化学键：相邻原子间强烈的相互作用叫作化学键。包括离子键和共价键（金属键）。‎ ‎2．离子建 ‎（1）定义：使阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键。‎ ‎（2）成键元素：活泼金属（或NH4+）与活泼的非金属（或酸根，OH－）‎ ‎（3）静电作用：指静电吸引和静电排斥的平衡。‎ ‎3．共价键 ‎（1）定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫作共价键。‎ ‎（2）成键元素：一般来说同种非金属元素的原子或不同种非金属元素的原子间形成共用电子对达到稳定结构。‎ ‎（3）共价键分类：‎ ‎①非极性键：由同种元素的原子间的原子间形成的共价键（共用电子对不偏移）。如在某些非金属单质（H2、Cl2、O2、P4…）共价化合物（H2O2、多碳化合物）、离子化合物（Na2O2、CaC2）中存在。‎ ‎②极性键：由不同元素的原子间形成的共价键（共用电子对偏向吸引电子能力强的一方）。如在共价化合物（HCl、H2O、CO2、NH3、H2SO4、SiO2）某些离子化合物（NaOH、Na2SO4、NH4Cl）中存在。‎ ‎4．非极性分子和极性分子 ‎（1）非极性分子中整个分子电荷分布是均匀的、对称的。极性分子中整个分子的电荷分布不均匀，不对称。‎ ‎（2）判断依据：键的极性和分子的空间构型两方面因素决定。双原子分子极性键→极性分子，如：HCl、NO、CO。‎ 非极性键→非极性分子，如：H2、Cl2、N2、O2。‎ 多原子分子，都是非极性键→非极性分子，如P4、S8 。‎ 有极性键几何结构对称→非极性分子，如：CO2、CS2、CH4、Cl4。‎ 几何结构不对称→极性分子，如H2O2、NH3、H2O。‎ ‎5．分之间作用力和氢键 ‎（1）分子间作用力 把分子聚集在一起的作用力叫作分子间作用力。又称范德华力。‎ ‎①分子间作用力比化学键弱得多，它对物质的熔点、沸点等有影响。‎ ‎②一般的对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔点、沸点也越高。‎ ‎（2）氢键 某些物质的分子间H核与非金属强的原子的静电吸引作用。氢键不是化学键，它比化学键弱得多，但比范德华力稍强。‎ 氢键主要存在于HF、H2O、NH3、CH3CH2OH分子间。如HF分子间氢键如下：‎ 故HF、H2O、NH3的沸点分别与同族氢化物沸点相比反常的高。‎ ‎6．晶体 ‎①分子晶体 分子间的分子间作用力相结合的晶体叫作分子晶体。‎ ‎②原子晶体 相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体叫原子晶体。‎ ‎③离子晶体 离子间通过离子键结合而成的晶体叫作离子晶体。‎ ‎④金属晶体 通过金属离子与自由电子间的较强作用（金属键）形成的单质晶体叫作金属晶体。‎ ‎7．四种晶体类型与性质比较 晶体类型 离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体 组成晶体的粒子 阳离子和阴离子 原子 分子 金属阳离子和自由电子 组成晶体粒子间的相互作用 离子键 共价键 范德华力（有的还有氢键）‎ 金属键 典型实例 NaCl 金刚石、‎ 晶体硅、SiO2、SiC 冰、干冰 金属单质 熔点沸点 熔点较高、沸点高 熔、沸点高 熔、沸点低 熔沸点高 晶体的物理特性 导热性 不良 不良 不良 良 差 差 导电 导电性 固态不导电，熔化或溶于水能导电 延展性 不良 不良 不良 良 硬度 略硬而脆 高硬度 较小 较大 ‎ 8．物质熔点、沸点高低的比较 ‎ （1）不同晶体类型的物质：原子晶体>离子晶体>分子晶体 ‎ （2）同种晶体类型的物质：晶体内微粒间的作用力越大，溶、沸点越高。‎ ‎①原子晶体要比较共价键的强弱（比较键能和鍵长），一般地说原子半径越小，键能越大，鍵长越短，共价键越牢固，晶体的溶沸点越高。如：‎ 熔点：金刚石>水晶>金刚砂>晶体硅 ‎②离子晶体要比较离子键的强弱，一般地说阴阳离子电荷数越多，离子半径越小，则离子间作用力越大，离子键越强，溶沸点越高。如：‎ 熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl ‎③分子晶体：‎ a．组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高。‎ b．组成和结构不相似的物质，极性大则熔沸点高（如CO>N2）。‎ c．有些还与分子的形状有关。如有机同分异构体中，一般线性分子的熔沸点比带支链的高，如正戊烷>异戊烷>新戊烷。‎ d．有些与分子中含有的碳碳双键的多少有关。组成结构相似的有机物，一般含碳碳双键多的熔沸点低，如油酸甘油酯（油）的熔点比硬脂酸甘油酯（脂肪）的低。‎ 五．溶液 ‎（一）分散系 ‎1．分散系 化学上把一种或几种物质分散成很小的微粒分布在另一种物质中所组成的体系。分散成粒子的物质叫分散质，另一种物质叫分散剂。分散质、分散剂均可以是气态、液态或固态。‎ ‎2．四种分散系比较 溶液 胶体 浊液 微粒直径 ‎<10‎‎-9 m ‎10-9~10‎‎-7 m ‎>10‎‎-7 m 微粒组成 分子或离子 分子的集合体或高分子 小液滴或固体小颗粒 特点 均一、稳定、透明 均一、稳定、透明 不均一、不稳定、不透明 能否通过滤纸 能 能 不能 能否通过半透膜 能 不能 不能 无 有 无 是否具有丁达尔现象 实例 蔗糖水 食盐水 蛋白溶液 淀粉溶液 石灰乳、油水 ‎（二）溶液 ‎1．溶液：一种或几种物质分散到另一种物质里所形成的均一稳定的混合物叫作溶液。特征是均一、稳定、透明。‎ ‎2．饱和溶液、溶解度 ‎（1）饱和溶液和不饱和溶液：在一定温度下，在一定量的溶剂里，不能再溶解某种溶质的溶液，叫作这种溶质的饱和溶液；还能继续溶解某种溶质的溶液，叫作不饱和溶液。‎ ‎（2）溶解度：在一定温度下，某固体物质在‎100克溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫作这种物质在这种物质在这种溶剂里的溶解度。常用s表示。质量分数ω=S(100+s)×100%‎ ‎（3）温度对溶解度的影响 固体物质的溶解度，一般随温度升高而增大（食盐溶解度变化不大；Ca(OH)2溶解度随温度升高而减小）。气体物质溶解度，随温度升高而减小，随压强增大而增大。‎ ‎（4）溶解度曲线：用纵坐标表示溶解度。横坐标表示温度。根据某溶质在不同温度时溶解度，可以画出该物质溶解度随温度变化曲线，称之为溶解度曲线。‎ ‎3．了解几个概念：结晶、结晶水、结晶水合物、风化、潮解 ‎（1）结晶：从溶液中析出晶体的过程。‎ ‎（2）结晶水：以分子形式结合在晶体中的水，叫结晶水，它较容易分解出来，如：Na2CO3·10H2O=Na2CO3+10H2O，‎ CuSO4·5H2O=CuSO4+5H2O ‎（3）结晶水合物：含有结晶水的化合物叫结晶水合物。结晶水合物容易失去结晶水。常见的结晶水合物有：Na2CO3·10H2O（纯碱），CuSO4·5H2O（胆矾、蓝矾），FeSO4·7H2O（绿矾），ZnSO4·7H2O（皓矾），MgCl2·KCl·6H2O（光卤石），KAl(SO4)2·12H2O或K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O（明矾），CaSO4·2H2O（石灰膏），H‎2C2O4·H2O（草酸）。‎ ‎（4）风化：结晶水在常温和较干燥的空气里失去部分或全部结晶水的现象叫风干。‎ ‎（5）风化本质：结晶水合物分解Na2CO3·10H2O（无色晶体）=Na2CO3·H2O（白色粉末）+9H2O ‎（6）风化现象：由晶体状逐渐变成粉末。因此凡具有此现象的自然过程过程都可称为风化，如岩石的风化，它显然不属于结晶水合物失去结晶水的过程。‎ ‎（7）潮解：某些易溶于水的物质吸收空气中的水蒸汽，在晶体表面逐渐形成溶液或全部溶解的现象叫潮解。‎ ‎（8）易潮解的物质有：CaCl2、MgCl2、NaOH等。‎ ‎（9）粗盐易潮解，而精盐不易潮解。这是因为粗盐中含有少量MgCl2杂质的缘故。‎ ‎4．胶体 ‎（1）定义：分散质的微粒在1nm～100nm之间分散系，叫作胶体。‎ ‎（2）分类：按分散剂的状态分为液溶胶：Fe(OH)3胶体、淀粉溶液、固溶胶、有色玻璃、气溶胶：烟、云、雾。‎ ‎（3）性质：①丁达尔现象（可用来鉴别胶体和溶液） ②布朗运动 ③电泳现象 ④胶体聚沉（加入电解质、加入带异种电荷的胶体、加热，均可使胶体聚沉）。‎ ‎5．胶体的应用（解释问题）‎ ‎①沙洲的形成 ‎ ‎②卤水点豆腐 ‎ ‎③明矾（或FeCl3） 净水 ‎④工业制皂的盐析 ‎ ‎⑤冶金工业电泳除尘 六．化学反应速率、化学平衡 ‎（一）化学反应速率 ‎1．定义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。单位：mol/(L·min)或mol/(L·s) v=△c·△t ‎2．规律：同一反应里用不同物质来表示的反应速率数值可以是不同的，但这些数值，都表示同一反应速率。且不同物质的速率比值等于其化学方程式中的化学计量数之比。如反应mA+nB=pC+qD 的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q ‎3．影响反应速率的因素 ‎ 内因：参加反应的物质的结构和性质是影响化学反应速率的决定性因素。例如H2、F2混合后，黑暗处都发生爆炸反应，化学反应速率极快，是不可逆反应。而H2、N2在高温、高压和催化剂存在下才能发生反应，化学反应速率较慢，由于是可逆反应，反应不能进行到底。‎ 外因：‎ ‎①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，单位体积发生反应的分子数增加，反应速率加快。‎ ‎②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增加压强，气体体积缩小，浓度增大，反应速率加快。‎ ‎③温度：升高温度时，分子运动速率加快，有效碰撞次数增加，反应速率加快，一般来说，温度每升高‎10℃‎反应速率增大到原来的2～4倍。‎ ‎④催化剂：可以同等程度增大逆反应速率。‎ ‎⑤其他因素：增大固体表面积（粉碎），光照也可增大某些反应的速率，此外，超声波、电磁波、溶剂也对反应速率有影响。‎ ‎【注意】：①改变外界条件时，若正反应速率增大，逆反应速率也一定增大，增大的倍数可能不同，但不可能正反应速率增大，逆反应速率减小。‎ ‎②固体、纯液体浓度视为常数，不能用其表示反应速率，它们的量的变化不会引起反应速率的变化，但其颗粒的大小可影响反应速率。‎ ‎③增大压强或浓度，是增大了分子之间的碰撞几率，因此增大了化学反应速率；升高温度或使用催化剂，提高了活化分子百分数，增大了有效碰撞次数，使反应速率增大。‎ ‎（二）化学平衡 ‎1．化学平衡状态：指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度不变的状态。‎ ‎2．化学平衡状态的特征 ‎（1）“等”即 V正=V逆>0。‎ ‎（2）“动”即是动态平衡，平衡时反应仍在进行。‎ ‎（3）“定”即反应混合物中各组分百分含量不变。‎ ‎（4）“变”即条件改变，平衡被打破，并在新的条件下建立新的化学平衡。‎ ‎（5）与途径无关，外界条件不变，可逆反应无论是从正反应开始，还是从逆反应开始，都可建立同一平衡状态（等效）。‎ ‎3．化学平衡状态的标志 化学平衡状态的判断（以mA+nBxC+yD为例），可从以下几方面分析：‎ ‎①v(B耗)=v(B生)‎ ‎②v(C耗):v(D生)=x : y ‎③c(C)、C%、n(C)%等不变 ‎④若A、B、C、D为气体，且m+n≠x+y，压强恒定 ‎⑤体系颜色不变 ‎⑥单位时间内某物质内化学键的断裂量等于形成量 ‎⑦体系平均式量恒定（m+n ≠ x+y）等 ‎4．影响化学平衡的条件 ‎（1）可逆反应中旧化学键的破坏，新化学键的建立过程叫作化学平衡移动。‎ ‎（2）化学平衡移动规律——勒沙特列原理 如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。‎ ‎①浓度：增大反应物（或减小生成物）浓度，平衡向正反应方向移动。‎ ‎②压强：增大压强平衡向气体体积减小的方向移动。减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。‎ ‎③温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动。降低温度，平衡向放热反应方向移动。‎ ‎④催化剂：不能影响平衡移动。‎ ‎ 5．等效平衡 在条件不变时，可逆反应不论采取何种途径，即由正反应开始或由逆反应开始，最后所处的平衡状态是相同；一次投料或分步投料，最后所处平衡状态是相同的。某一可逆反应的平衡状态只与反应条件（物质的量浓度、温度、压强或体积）有关，而与反应途径（正向或逆向）无关。‎ ‎（1）等温等容条件下等效平衡。对于某一可逆反应，在一定T、V条件下，只要反应物和生成物的量相当（即根据系数比换算成生成物或换算成反应物时与原起始量相同），则无论从反应物开始，还是从生成物开始，二者平衡等效。‎ ‎（2）等温、等压条件下的等效平衡。反应前后分子数不变或有改变同一可逆反应，由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同，则达到平衡后两平衡等效。‎ ‎（3）在定温、定容情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比值与原平衡相同，两平衡等效。 ‎ ‎6．化学平衡计算时常用的2个率 ‎（1）反应物转化率=转化浓度÷起始浓度×100%=转化物质的量÷起始物质的量×100%。‎ ‎（2）产品的产率=实际生成产物的物质的量÷理论上可得到产物的物质的量×100%。‎ ‎7．催化剂 ‎ 能改变其他物质的化学反应速率，本身在反应前后质量和性质都不变的物质。通常说的催化剂是指能加快化学反应速率的正催化剂，也有减慢化学反应速率的负催化剂或阻催化剂。在反应中加负催化剂能大大延缓反应速率，使人们不需要的化学反应如金属的锈蚀，食物的腐烂，塑料的老化尽可能慢地发生。‎ ‎ ‎ ‎ 催化剂的催化作用具有很强的选择性，某种催化剂往往只能催化某一种反应或某一类反应。使用生物酶制剂时的选择性更为突出。‎ ‎ 常用的催化剂及催化反应 ‎ 二氧化锰 氯酸钾分解制氧气；过氧化氢分解成水和氧气。‎ ‎ 五氧化二钒 二氧化硫催化氧化成三氧化硫。‎ ‎ 铁触媒 合成氨。‎ ‎ 铂或铂铑合金 氨的催化氧化。‎ ‎ 硫酸汞 乙炔水化制乙醛。‎ ‎ 醋酸锰 乙醛氧化制乙酸。‎ ‎ 镍 不饱和烃及其他不饱和有机物与氢气的加成反应。‎ ‎ 三溴化铁 笨的溴化制溴苯。‎ ‎ … …‎ ‎ 使用催化剂进行催化反应时，要注意对反应物的净化，避免带入的某些杂质使催化剂丧失催化功能，这种作用称作催化剂中毒。‎ 七．电解质溶液 ‎（一）电解质和非电解质、强电解质和弱电解质 ‎1．电解质 ‎ 凡是水溶液里或熔融状态时能电离进而能导电的化合物叫做电解质。电解质溶于水或熔融时能电离出自由移动的阴、阳离子，在外电场作用下，自由移动的阴、阳离子分别向两极运动，并在两极发生氧化还原反应。所以说，电解质溶液或熔融状态时导电是化学变化。‎ ‎ 2．分类 ‎ （1）强电解质：是指在水溶液里几乎能完全电离的电解质。‎ ‎ （2）弱电解质：是指在水溶液中只能部分电离的电解质。‎ ‎ 3．强电解质和弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 定义 水溶液里完全电离的电解质 水溶液里部分电离的电解质 化学键种类 离子键、强极性键 极性键 电离过程 完全电离 部分电离 表示方法 用等号“=”‎ 用可逆号“”‎ 代表物 强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2‎ 绝大多数盐：NaCl、BaSO4‎ 弱酸：H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH 弱碱：NH3·H2O 个别盐：HgCl2、‎ Pb(CH3COO)2‎ ‎ 4．非电解质 凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物。‎ 常见的非电解质 非金属氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5‎ 某些非金属氢化物：CH4、NH3‎ 大多数有机物：苯、甘油、葡萄糖 ‎（二）弱电解质的电离平衡 ‎1．弱电解质的电离特点 ‎（1）微弱：弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小，分子、离子共同存在。 ‎ ‎（2）可逆：弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。因此，弱电解质的电离是可逆的。 ‎ ‎（3）能量变化：弱电解质的电离过程是吸热的。 ‎ ‎（4）平衡：在一定条件下最终达到电离平衡。‎ ‎2．电离平衡：当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时，弱电解质的电离就处于电离平衡状态。电离平衡是化学平衡的一种，同样具有化学平衡的特征。条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。 ‎ ‎（三）水的电离和溶液的pH值 ‎ ‎1．水的电离和水的离子积常数 H2O是一种极弱电解质，能够发生微弱电离H2OH+ + OH–‎ ‎25℃‎时 c(H+)=c(OH–)=10–7 mol·L–1‎ 水的离子积Kw=c(H+)·c(OH–)=10–14（‎25℃‎）‎ ‎①Kw只与温度有关，温度升高，Kw增大。如：‎100℃‎ Kw=10–12‎ ‎②Kw适用于纯水或稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。 ‎ ‎2．溶液的pH ‎（1）pH：pH=–lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小时，用pH来表示溶液的酸碱度。‎ ‎（2）含义：pH越大，c(H+)越小，c(OH–)越大，酸性越弱，碱性越强。pH越小c(H+)。c(OH–)越小，酸性越强，碱性越弱。‎ ‎（3）范围：0～14 ‎ ‎（四）盐类水解 ‎ ‎1．盐类水解定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH–结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。‎ ‎2．盐类水解规律 ‎（1）谁弱谁水解，谁强显谁性，越弱越水解，都弱都水解，两强不水解。‎ ‎（2）多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，故可只考虑第一步水解。‎ ‎（3）水解是吸热反应，升温水解程度增大。 ‎ ‎（4）单离子水解程度都很小，故书写水解离子方程式时要用“”，不能用“↑”或“↓”符号。‎ ‎3．盐类水解的类型 ‎ （1）单向水解：强酸和弱碱生成的盐，溶液呈酸性；强碱和弱酸生成的盐，溶液显碱性。如NH4Cl溶于水：‎ NH4+ + H2O NH3·H2O + H+‎ ‎ CH3COONa溶于水：CH3COO- + H2O CH3COOH + ‎OH-‎ ‎（2）互相促进水解：弱酸和弱碱生成的盐溶于水，电离产生弱酸的阴离子和弱碱的阳离子，二者分别结合水电离产生的H+和OH-发生水解，而水溶液的离子积不变，因此促进水的电离使反应进行的程度较大。溶液的酸碱性取决于生成的弱电解质的相对强弱。如CH3COONH4溶于水：‎ ‎ CH3COO- + NH4+ CH3COOH + NH3·H2O ‎（3）互相抑制水解：能电离产生两种以上的弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐溶于水，弱酸的阴离子或弱碱的阳离子均发生水解，但是互相抑制，所以这一类的水解程度较小。如(NH4)2Fe(SO4)2溶于水：‎ NH4+ + H2O NH3·H2O + H+‎ Fe2+ + 2H2O Fe(OH)2 + H+‎ NH4+水解产生的H+对Fe2+的水解起到抑制作用，反之也成立。‎ ‎（五）电化学 ‎ ‎1．原电池 ‎ ‎（1）概念：将化学能转化为电能的装置。 ‎ ‎（2）实质：化学能转化为电能。 ‎ ‎（3）构成前提：能自发地发生氧化还原反应。‎ ‎（4）构成条件：①两个电极 ②电解质溶液 ③“两极“一液”联成回路 ④能自发地发生氧化还原反应。‎ ‎（5）电极构成：‎ 负极：还原性相对较强的材料。‎ 正极：还原性相对较弱的材料。‎ ‎（6）电极反应：‎ 负极：失去电子，氧化反应。‎ 正极：得到电子，还原反应。‎ ‎ 2．化学电源 电池名称 负极 正极 电解质溶液 电极反应 干电池 Zn C(NH4+)‎ NH4Cl和淀粉糊 负极：Zn-2e-= Zn2+‎ 正极：2NH4++2e-=2NH3+H2↑‎ 银锌电池 Zn Ag2O KOH 负极：Zn-2OH--2e-= ZnO+H2O 正极：Ag2O+H2O+2e-=2Ag+‎OH-‎ 铅蓄电池（放电）‎ Pb PbO2‎ H2SO4‎ 负极：Pb +SO42--2e-= PbSO4‎ 正极：PbO2+4H++SO42-‎ ‎+2e-= PbO4+2H2O 氢氧燃料电池 Pt ‎(H2)‎ Pt(O2)‎ KOH 负极：2H2+4OH--4e-=4H2O 正极：O2+ 2H2O+4e- =4OH-‎ ‎3．金属的腐蚀与防护 ‎ ‎（1）定义：金属单质被空气中的成分或其他氧化剂氧化而变质的现象叫做金属腐蚀。 ‎ ‎（2）金属腐蚀的种类分为化学腐蚀、电化学腐蚀两种。 ‎ ‎（3）金属防护 ‎ ‎①涂保护层。如涂油、电镀、表面处理等。‎ ‎②保持干燥。 ‎ ‎③改变金属的内部结构，使其稳定，如不锈钢。 ‎ ‎④牺牲阳极的阴极保护法即用一种更为活泼的金属与要保护的金属构成原电池。 ‎ ‎⑤外加电源法。将被保护的金属与电源负极相连，电源向该金属提供电子，该金属就不失电子而得以保护。 ‎ ‎4．电解原理及其应用 ‎ ‎（1）电解定义：使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应过程明电解。‎ ‎（2）装置：电解池（或电解槽） ‎ 特点：把电能转化为化学能。形成条件①与电源相连的两个电极②电解质溶液或熔化电解质⑨形成闭合回路。‎ ‎（3）电解原理：‎ 与电源正极相连 ‎↓‎ 阴离子移向→阳极←发生氧化反应 阳离子移向→阴极←发生还原反应 ‎↑‎ 与电源负极相连 ‎（4）电解时电极产物的判断 ‎①阳极产物的判断 首先看电极，如果是活性电极（金属活动顺序表Ag以前），则电极材料失电子，电极溶解。如果是惰性电极（Pt、Au、石墨），则要再看溶液中的离子的失电子能力。阴离子放电顺序如下：‎ S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞OH-＞SO42-＞NO3-＞F-‎ ‎②阴极产物的判断 ‎ 直接根据阳离子放电顺序进行判断，阳离子放电顺序：‎ Ag+＞Hg2+＞Fe3+＞Cu2+＞H+＞Pb2+＞Sn2+＞Fe2+＞Zn2+＞(H+)＞Al3+＞Mg2+＞Na+＞Ca+＞K+‎ ‎（5）电解应用：‎ ‎①铜的粗炼 阳极（粗铜）：Cu–2e–=Cu2+‎ 阴极（纯铜）：Cu2++2e–=Cu 电解质溶液：CuSO4（含H2SO4）‎ ‎②氯碱工业 阳极（钛网）：2Cl––2e–=Cl2↑‎ 阴极（碳钢网）：2H++2e–=H2↑‎ 电解质溶液：饱和食盐水 总反应：2NaCl+H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑‎ ‎③镀铜 阳极（铜）：Cu–2e–=Cu2+‎ 阴极（铁或其他镀件）：Cu2++2e–=Cu ‎ 电镀液：CuSO4溶液 第二部分 常见元素的单质 及其重要化合物 一．非金属元素及其化合物 ‎ ‎（一）非金属元素概论 ‎ ‎1．非金属元素在周期表中的位置 ‎ 在目前已知的112种元素中，非金属元素有22种，除H外非金属元素都位于周期表的右上方（H在左上方）。F是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，最外层电子数较多，次外层都是饱和结构（2、8或18电子结构）。 ‎ ‎（2）与同周期的金属原子相比较，非金属元素原子核电荷数多，原子半径小，化学反应中易得到电子，表现氧化性。‎ ‎（3）最高正价等于主族序数（O、F无+6、+7价）‘对应负价以绝对值等于8–主族序数。如S、N、C1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、O2、Cl2、H2、Br2等，多原子分子的P4、S8、C60、O3等原子晶体的金刚石，晶体硅等。同一元素形成的不同单质常见的有O2、O3；红磷、白磷；金刚石、石墨等。‎ ‎（2）聚集状态及晶体类型 ‎ 常温下有气态（H2、O2、Cl2、N2…），液态（Br2）、固态（I2、磷、碳、硅…）。常温下是气钵，液态的非金属单质及部分固体单质，固态时是分子晶体，少量的像硅、金刚石为原子晶体，石墨“混合型”晶体。‎ ‎4．非金属的氢化物 ‎ ‎（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）非金属气态氢化物的稳定性 一般的，非金属元素的非金属性越强，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。‎ ‎（3）非金属氢化物具有一定的还原性 如：NH3：H2S可被O2氧化HBr、HI可被Cl2、浓H2 SO4氧化等等。‎ ‎5．最高价氧化物对应水化物（含氧酸）的组成和酸性。‎ 元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，故非金属元素的最高价含氧酸的酸性也是非金属性强弱的重要标志之一。‎ ‎（二）卤族元素 ‎ ‎1．氯气 ‎ ‎（1）分子式Cl2电子式结构式Cl—Cl ‎（2）物理性质：黄绿色有刺激性气味、有毒、易液化能溶于水（1：2）。‎ ‎（3）化学性质： ‎ ‎①与金属反应将金属氧化成高价态Cu+Cl2=CuCl2（棕黄色烟） ‎ ‎②与非金属反应 H2+Cl2=2HCl（苍白色火焰，工业上制HCl），‎ H2+Cl2=2HCl（爆炸）‎ ‎③与水反应 Cl2+H2O=HCl+HClO，HCIO是一种弱酸（HClO=H++ClO–），具有强氧化性，可进行漂白、消毒杀菌等，在光照下易分解：2HClO=2HCl+O2↑‎ ‎④与碱反应 ‎ Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O（用于吸收多余Cl2）‎ ‎2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2漂白粉（混合物）+2H2O 漂白粉的有效成分为Ca(ClO)2在空气中易失效变质：‎ Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO ‎⑤与还原性物质反应 ‎ Cl2+2Br –=2Cl–+Br2Cl2+H2S=2HCl+S↓‎ ‎（4）制法：‎ ‎①实验室制法 ‎ MnO2+4HCl（浓）=MnCl2+Cl2↑+2H2O ‎②业制法 ‎ ‎2NaCl+2H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑‎ ‎2NaCl（熔融）=2Na+Cl2↑ ‎ ‎2．卤族元素 ‎ ‎（1）卤族元素性质的通性及递变性 ‎①元素周期表中的位置：第ⅦA族 ‎②原子结构相同点：最外层电子数均为7个同点：电子层数不同 ‎ ‎③主要性质的相似性：单质均为双原子非极性分子；主要化合价为−l价，最高正价为+7价（F除外）；单质具有强氧化性。‎ ‎④主要性质的递变性。（从F到I）原子半径和离子半径逐渐增大；非金属性及单质氧化性逐渐减弱，即氧化性F2＞Cl2＞Br2＞I2；与H2化合生成HX的反应由易至难，且氢化物的稳定性由强到弱，即稳定性HF＞HCl＞HBr＞HI；最高价氧化物的承化物的酸性逐渐减弱；卤离的还原性增强，前面元素的单质能把后面的元素置换出来。单质的颜色变深，熔沸点升高。‎ ‎（2）卤素及其化合物特性归纳 ‎①Cl2、Br2、I2与水反应类型相同，可用通式X2+H2O=HX+HXO，而F2特殊F2+2H2O=4HF+O2，由此得出它们与碱反应Cl2、Br2、I2相同，F2不同。‎ ‎②F2、Cl2、Br2与Fe作用得+3价铁，而I2+Fe=FeI2。 ‎ ‎③Cl–、Br –、I–跟AgNO3分别产生白色沉淀、浅黄色沉淀、黄色沉淀；而AgF可溶于水，无色溶液。 ‎ ‎④氯水具有漂白性，但溴水、碘水中HBrO和HIO很少，漂白性很差。‎ ‎⑤碘与淀粉变蓝，但淀粉碘化钾试纸投入氯水中不变蓝，因为氯水过量，发生下列反应I2+5Cl2+6H2O=2HIO3+10HCl。‎ ‎⑥氢氛酸为弱酸，余者为强酸，旦酸性逐渐增强；氢氟酸腐蚀玻璃，其他氢卤酸没有此性质。‎ ‎（3）卤离子（X–）的检验（X=Cl、Br、I）‎ 在含有卤离子（X–）的溶滚中，加入：HNO3酸化的AgNO3溶液。Cl–+Ag+=AgCl↓（白），Br –+Ag+=AgI↓（黄色），‎ ‎ Br−+Ag+=AgBr↓（淡黄色），I–+Ag+=AgI↓（黄色）‎ ‎ 3．卤素单质及化合物的特殊性 ‎①F只显-1价，一般无含氧酸，氟气能跟稀有气体反应，氢氟酸是弱酸，但能腐蚀玻璃，CaF2难溶于水。而AgF易溶于水 ‎②溴是常温下惟一呈液态的非金属，易挥发。‎ ‎③碘易升华，碘遇淀粉反应生成蓝色物质。‎ ‎④Cl2、Br2、I2溶解性 ‎ ‎ Cl2‎ Br2‎ ‎ I2‎ 水中 黄(溶)‎ 橙(溶) ‎ 黄褐(微溶)‎ CCl4‎ 黄(易溶)‎ 橙红(易溶)‎ 紫红(易溶)‎ ‎4．知识框架 ‎（三）氧族元素 ‎ 1．氧族元素概述 ‎（1）包括：氧（8O）、硫（16 S）、硒（34 Se）、碲（52 Te）、钋（84 Po）等几种元素。‎ ‎（2）周期表中位置：VIA族；2—6周期。‎ ‎（3）最外层电子数：6e。‎ ‎（4）化合价：–2，0，+4，+6（O一般无正价）。 ‎ ‎（5）原子半径：随核电荷数增大而增大，即rO＜r S＜r Se＜r Te。‎ ‎（6）元素非金属性：从O→Te由强→弱。‎ ‎2．氧族元素性质的相似性及递变性 ‎（1）相似性 ‎ ‎①最外层电子都有6个电子，均能获得2个电子，而达到稳定结构。‎ ‎②在气态氢化物中均显2价，分子式为H2R。‎ ‎③在最高价氧化物中均+6价，分子式为RO3。‎ ‎④最高价氧化物对应水化物的分子式为H2 RO4。‎ ‎（2）递变性（O 、S、 Se、 Te）‎ ‎①单质的溶沸点升高，氧化性减弱。‎ ‎②气态氢化物热稳定性减小，还原性增强。‎ ‎③最高价氧化物的水化物酸性减弱。 ‎ ‎3．二氧化硫 ‎ ‎（1）二氧化硫的物理性质：无色有刺激性气味，有毒，密度比空气大，易液化、易溶于水（与H2O化合生成H2 SO3，SO2+H2O =H2SO3）‎ ‎（2）二氧化硫的化学性质：‎ ‎①具有酸性氧化物通性 ‎②还原性：SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl 2SO2+O2=2SO3‎ ‎③弱氧化性：SO2+2H2S=3S+2H2O ‎④漂白性：SO3可使品红褪色（可逆，加热又恢复红色） ‎ ‎（3）二氧化硫的污染 ‎ ‎①SO2是污染大气的主要有害物质之一，直接危害是引起呼吸道疾病。‎ ‎②形成酸雨pH＜5、6，破坏农作物、森林、草原、使土壤酸性增强等等。‎ ‎③含SO2的工业废气必须经过净化处理才能排放到空气中。‎ ‎4．硫酸工业和硫酸 ‎（1）接触法制硫酸 反应原理：①造气：4FeS2+11O2(g)=2Fe2O3+8SO2‎ ‎ ②氧化：2SO2+O2=2SO3‎ ‎③吸收：SO3+H2O=H2SO4‎ 分别对应的设备：①沸腾炉 ②接触室 ③吸收塔 具体措施：粉碎矿石、过量空气、热交换、催化氧化、逆流、循环、浓H2 SO4吸收SO3（防止形成酸雾）、尾气处理（用氨水吸收SO2，生成(NH4)2SO3，再用H2SO4处理，便又可生成SO2）。‎ ‎（2）浓硫酸（98.3％）的特性 ‎①吸水性：H2SO4易与H2O结合，并放出大量热，所以浓硫酸常做酸性气体的干燥剂(不可干燥H2S)。‎ ‎②脱水性：浓H2SO4遇见某些有机化合物，可将其中氢、氧原子个数按2:1比例脱去，即为脱水性，C12H22O11‎12C＋11H2O(浓H2SO4脱水性)‎ ‎③强氧化性：浓H2SO4与金属、与非金属、与具有还原性物质发生氧化-还原反应，如：‎ Cu＋2H2SO4(浓)=CuSO4+SO2↑+2H2O C＋2H2SO4(浓)=CO2↑+2SO2↑+2H2O H2S+H2SO4(浓)=S＋SO2↑+2H2O ‎2NaI＋2H2SO4(浓)= Na2SO4+SO2↑+I2+2H2O 与还原剂反应浓H2SO4的还原产物都为SO2。‎ 常温下，浓H2SO4使Fe、Al表面发生钝化(生成致密氧化膜)，而不发生产生气体的反应。‎ ‎（四）碳族元素 ‎1．碳及其重要化合物 ‎（1）一氧化碳和二氧化碳 ‎（2）活性炭的吸附作用及其应用 木材干馏所得的固态产物是木炭，木炭由于它的孔隙被干馏时产生的油脂等物质所覆盖，吸附能力较弱，经活化处理增加表面积后就有高的吸附能方。这种具有高吸收能力的碳，称为活性炭。活性炭的孔隙多，内表面积大，一般为500rn2/g～l‎000m2‎/g。活性炭属于非极性吸附剂，因此易吸附非极性或弱极性物质。常见的易被活性炭吸附的物质及应用如下： ‎ ‎①有毒的气体（或蒸汽）：NO、NO2、Cl2、Br2、C6H6（苯）。活性炭用于去毒、防毒。‎ ‎②色素。活性炭用于溶液脱色（漂白），如制造白糖工业中可用活性炭做脱色剂。‎ ‎③水中有臭味的物质。活性炭用于水的除臭净化。 ‎ ‎（3）碳及其重要化合物 ‎2．硅及其重要化合物 ‎ ‎（1）硅的存在：自然界中以化合态存在，含量仅次于氧，排第二位，是构成矿物和岩石的主要成分。‎ ‎（2）硅岛单质：有晶体硅和无定形硅两种同素异形体，晶体硅是原子晶体，类似于金刚石，熔沸点高、硬度大，是良好的半导体。‎ ‎（3）硅的性质：性质稳定不易与其他物质发生化学反应 ‎ ‎①Si+O2=SiO2 ‎ ‎②Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑‎ ‎（4）硅的制备及提纯：SiO2+‎2C=Si+CO↑ ， Si+2Cl2=SiCl4 SiCl4+2H2=Si+4HCl ‎（5）硅的氧化物SiO2：‎ ‎①原子晶体，熔点高、硬度大 ‎②酸性氧化物：但不溶于水，也不与水反应 ‎ SiO2+CaOCaSiO3 SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O ‎③与氢氟酸反应：SiO2+4HF=SiF4 ↑+2H2O ‎④光导纤维的主要原抖，制造石英玻璃等。‎ ‎（6）硅及其重要化合物 ‎（五）氨族元素 ‎ ‎ 1．氦族元素概述 ‎ ‎（1）周期表中的位置：第VA族（N、P、As、Sb、Bi）2—6周期 ‎（2）原子结构特点相同点：最外层电子数均为5个不同点：电子层数不同 ‎（3）主要性质：‎ ‎①相似性：a．最高正价均为+5，负价为–3；（Sb、Bi无负价）b．最高价氧化物的水化物（HRO3或H3RO 4）呈酸性 ‎②逆变性（按N→Bi）原子半径由小到大；气态氢化物稳定性减弱；最高价含氧酸的酸性减弱（HNO3＞H3PO4）；与同周期卤素、氧族比非金属性要弱。‎ ‎2．氮及其重要化合物 ‎ ‎（1）氮的化学性质：常温时，N2不活泼，可代替稀有气体作保护气，但在点燃、放电、高温等条件下能与H2、O2、Mg等发生反应：‎ ‎①N2+3H2=2NH3‎ ‎②N2+O2=2NO ‎③N2+3MgMg3N2 （Mg3N2+6H2O=Mg(OH)2 ↓+2NH3 ↑）（2）氮的氧化物：‎ N元素有+l、+2、+3、+4、+5五种价态，分别对应的氧的物为N2O、NO、N2O3、NO2(N2O4)、N2O5 其中N2O3、N2O5。分别是HNO2、HNO3的酸酐，NO是无色还原性较强的有毒气体，易被O2氧化。NO2是红棕色易溶于水的刺激性的有毒气体，氧化性较强，能氧化SO2使湿润的KI一淀粉试纸变蓝。重要反应：2NO+O2=2NO2；3NO2+H2 O=2HNO3+NO ‎（3）氨气的性质及用途 ‎①物理性质：无色有刺激性气味的气体，极易溶于水（1：700）易液化。‎ ‎②化学性质：与水反应：NH3+H2O=NH3·H2O=NH4++‎OH–‎ NH3是惟一能使润湿的红色石蕊试纸交蓝的气体，常用此性质检验NH3。‎ 与酸反应：NH3+HCl=NH4Cl（生成白烟）‎ 与O2反应：4NH3+5O2=4NO+6H2O+Q 与CO2反应（制取尿素）：2NH3+CO2=CO(NH2)2+H2O ‎③氨的制法 ‎ 安验室制法：用铵盐与碱共热。‎ ‎2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3↑+2H2O 工业制法：原料为水、煤和空气N2+3H2=2NH3‎ ‎（4）硝酸（HNO3）‎ 硝酸的化学性质：HNO3为强酸，除具有酸的通性外还具有以下特性：不稳定性：（见光受热易分解），4HNO 3=4NO2↑+O2 ↑+2H2O 强氧化性：无论稀浓HNO3均具有强氧化性，与金属反应时，即使是比氢活泼的金属也不放出氢气。‎ a．与金属反应 Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O ‎3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O ‎ ‎3Ag+4HNO3(稀)=3AgNO3+NO↑+2H2 O（利用此反应可以洗涤附在器皿内壁上的银）‎ 冷浓HNO3可使Al、Fe等金属表面生成一层致密氧化膜而发生钝化，故可用Al、Fe等材料制成的密闭容器盛装浓HNO3。‎ b．与非金属反应 C+4HNO3(浓)=CO2↑+4NO2↑+2H2 O S+6HNO3(浓)=H2SO4+6NO2↑+2H2O ‎ c．与其他还原剂反应 ‎3H2S+2HNO3(稀)=3S↓+2NO↑+4H2O ‎ ‎3SO32–+2NO3–+2H+=3SO42–+2NO↑+H2O d．与有机物反应 硝化反应（如与苯反应）；酯化反应（如与纤维素反应）；颜色反应（如与蛋白质反应）。‎ ‎②硝酸的制法：‎ 实验室制法：硝酸盐与浓H2SO4微热 NaNO3(固)+H2SO4(浓)=NaHSO4+HNO3↑‎ 工业制法：氨的催化氧化法 a．原理：4NH3+5O2=4NO+6H2O ‎ ‎2NO+O2=2NO2 ‎ ‎3NO2+H2O=2HNO3+NO b．尾气处理：用碱液吸收 NO+NO2+2NaOH=2NaNO2+H2O ‎ ‎③硝酸的保存方法：硝酸不稳定，易分解，受热、光照或浓度越大，硝酸越易分解，由于分解生成的NO2溶于硝酸中而使硝酸里黄色，实验室为防止硝酸分解，常将硝酸放在棕色瓶内，贮放在黑暗且温度低的地方。‎ ‎3．磷及其重要化合物 ‎（1）红磷与白磷 名称 白磷 红磷 分子结构 分子式P4、正四面体型、键角60°‎ 分子晶体、结构复杂 颜色状态 白色或黄色固体 暗红色粉末或固体 溶解性 不溶于水，易溶于CS2‎ 不溶于水，不溶于CS2‎ 毒性 剧毒 无毒 着火点 ‎40℃‎ ‎240℃‎ 保存方法 保存在水中 密封 相互转化 ‎（2）磷的化合物的性质 ‎ ‎①P2O5磷酸（H3PO4）偏磷酸（HPO3）的酸酐 P2O5+H2O(冷)=2HPO3(有毒溶于水) ‎ P2O5+3H2O(热)=2H3PO4(无毒、晶体、易溶于水)P2O5吸浸性强可作干燥剂。‎ ‎②磷酸的性质 纯净的磷酸是无色晶体，有吸湿性，藏躲畏水以任意比例混溶。浓H3PO4‎ 为无色黏稠液体，较稳定，不挥发．具有酸的通性。磷酸为三元酸，与碱反应时，当碱的用量不同时可生成不同的盐。磷酸和NaOH反应，1：1生成NaH2PO4；1：2生成Na2HPO4；l：3生成Na3PO4。介于l：1和1：2之间生成NaH2PO4和Na2HPO4的混合物。介于l：2和1：3之间生成Na2HPO4帮Na3PO4的混合物。 ‎ 二．金属元素及其化合物 ‎ ‎（一）金属元素概述 ‎ ‎1．金属元素在周期表中的位置及原予结构特征 ‎ ‎（1）金属元素分布在周期表的左下方，目前已知的112种元素共有90种金属元素。‎ ‎（2）金属元素最外层电子数一般小于4个。（Ge、Sn、Pb 4个Sb、Bi 5个，Po 6个）原子半径较同周期非金属原子半径大。‎ ‎（3）金属元素形成的金属单质固态时全是金属晶体。‎ ‎2．金属的分类 ‎ ‎（1）冶金工业上黑色金属：Fe、Cr、Mn（其主要氧化物呈黑色）。有色金属：除Fe、Cr、Mn以外的所有金属。‎ ‎（2）按密度分 轻金属：ρ＜‎4.5g·cm–3（如Na、Mg、A1）‎ 重金属：ρ＞‎4.5g·cm–3（如Fe、Cu、W）‎ ‎（3）按存在丰度分常见金属：如Fe(4.75％)、Al(7.73％)、Ca(3.45％)等稀有金属：如锆、铪、铌等。 ‎ ‎3．金属的物理性质 ‎ ‎（1）状态：通常情况下，除汞外其他金属都是固态。‎ ‎（2）金属光泽：多数金属具有金属光泽。‎ ‎（3）易导电一导热：由于金属晶体中自由电子的运动，使金属易导电、导热。‎ ‎（4）延展性：可压成薄片，也可抽成细丝。 ‎ ‎（5）熔点及硬度：由金属晶体中金属离子和自由电子的作用强弱决定。最高的是钨（‎3413℃‎），最低的是汞（–‎39℃‎）。‎ ‎4．金属的化学性质 ‎（1）与非金属单质作用 ‎（2）与H2O作用 ‎（3）与酸作用 ‎（4）与碱作用（仅Al、Zn可以）‎ ‎（5）与盐的作用 ‎（6）与某些氧化物作用 ‎5．金属的冶炼 （1）热分解法（适用于不活泼金属） ‎ ‎2HgO=2Hg+O2↑ 2Ag2O=4Ag+O2↑ ‎ ‎（2）热还原法（常用还原剂CO、H2、C活泼金属等）‎ ‎ Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2 Cr2O3+2Al=2Cr+A12O3‎ ‎（3）电解法（适用于非常活泼的金属） ‎ ‎2A‎12O3=4Al+3O2↑ 2NaCl=2Na+Cl2 ↑‎ ‎（二）碱金属元素 ‎1．钠及其化合物 ‎（1）钠的物理性质 ‎ 钠是一种柔软、银白色，有金属光泽的金属，具有良好的导电、导热性，密度比水小，比煤油大，熔点较低。‎ ‎（2）钠的化学性质 ‎①与非金属反应 ‎2Na + Cl22NaCl ‎2Na + O2Na2O2（黄色火焰）‎ ‎4Na+O2=2Na2O（空气中，钠的切面变暗）‎ ‎②与水反应 ‎2Na+2H2O=2NaOH+H2↑‎ 现象及解释：浮在水面上——密度比水小；熔化成小球——钠的熔点低，反应放热；四处游动——生成气体；酚酞变红——生成碱。‎ ‎③与酸反应 ‎2Na+2H+=2Na++H2↑ 钠不足，直接与酸反应；钠过量，先与酸反应再与水反应。‎ ‎④与盐溶液反应 钠与盐溶液反应，先考虑Na与水反应生成NaOH，再考虑NaOH是否与盐反应。‎ a．投入NaCl溶液中，只有H2放出。2Na+2H2O=2NaOH+H2↑‎ b．投入饱和NaCl溶液中，有H2放出，还有NaCl晶体析出（温度不变)）。‎ c．投入NH4Cl溶液中，有H2和NH3逸出。‎ ‎2Na+2NHCl=2NaCl+2NH3↑+H2↑‎ d．投入CuSO4溶液中，有气体放出和蓝色沉淀生成。‎ ‎2Na+H2O+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑‎ ‎（3）钠的保存及用途： ‎ ‎①保存：钠的化学性质非常活泼，易与空气中的O2、H2O等反应，保存在煤油中。‎ ‎②用途：‎ a．工业上用于冶炼金属：4Na+TiCl4=Ti+4NaCl ‎ b．Na—K合金（液态）用作原子反应堆的导热剂 c．制造高压钠灯，作为电光源。‎ ‎2．碱金属元素 ‎（1）周期表中的位置：第IA族（Li、Na、K、Rb、Cs）‎ ‎（2）原子结构特点：最外层电子数均为1。‎ ‎（3）主要性质：‎ ‎①原子半径为同周期最大，易失电子。强还原剂且从Li→Cs金属性增强。‎ ‎②取高价氧化物的水化物呈强碱性，从Li→Cs碱性增强。 ‎ ‎（三）镁、铝、铁及其化合物 ‎1．镁、铝在元素周期表中位置及原子结构镁(Mg)：位于周期表第3周期第IIA原子结构铝(Al)：位于周期表第3周期第IIIA，原子结构Mg、Al均为活泼金属，在化学反应中都易失电子，其性质有相似之处，但由于原子结构不同性质上也有差异。‎ ‎2．镁、铝的物理性质 ‎ ‎①相同点：密度较小，熔点较低、硬度较小、均为银白色。‎ ‎②不同点：铅的硬度比镁稍大，熔沸点比镁高，这是由于镁、铅的金属键的强弱不同。‎ ‎3．镁、铝的化学性质比较：‎ Mg Al 暴露在空气中（与O2反应）‎ 常温下被O2氧化，形成致密氧化膜、因而具有一定抗腐蚀性 很快与O2反应，形成致密氧化膜，抗腐蚀性比镁强 燃烧 空气中点燃，发出耀眼的白光 ‎2Mg + O2 2MgO 在纯氧中或高温下可燃烧 ‎ 4Al + 3O2 2Al2O3‎ 与某些氧化物反应 ‎2Mg +CO2 2MgO + C ‎4Al+3MnO22Al2O3+3Mn ‎2Al+Fe2O3Al2O3+2Fe 与H2O反应 Mg+2H2OMg(OH)2 ↓+H2↑‎ 与沸水只有微弱反应 与非金属反应 ‎3Mg + N2 Mg3N2 ‎ ‎2Al+ 3Cl22AlCl3‎ 与非氧化性酸反应 Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑‎ ‎2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2↑‎ 与氧化性酸反应 能反应，无 H2生成 ‎ 4．氧化铝和氢氧化铝 ‎ A12O3和Al(OH)3是典型的两性化合物，既能与强酸反应。也能与强碱反应生成盐和H2O。‎ Al 2O3+6H+=‎2A13++3H2O A12O3+2OH–=‎2A1O2–+H2O Al(OH)3+3H+=A13++3H2O Al(OH)3+OH–‎=A1O2–+2H2O ‎5．生成Al(OH)3沉淀量的图像分析 ‎（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．铁及其化合物 ‎（1）铁在周期表中的位置及原子结构 铁位于第四周期第Ⅷ族，是过渡金属元素的代表，其原子结构示意图：铁元素是一种变价元素，通常显示+2价、+3价，其化合物及其水溶液往往带有颜色。‎ ‎（2）铁的性质 ‎①与非金属反应 ‎2Fe+3Cl2=2FeCl3（棕黄色的烟）‎ ‎3Fe+2O2=Fe3O4‎ Fe+S=FeS ‎ Fe+I2=FeI2‎ 注：铁与弱氧化性物质反应生成低价铁的化合物 ‎②与酸反应 a．非氧化性酸．Fe+2H+=Fe2++H2↑‎ b．氧化性酸：常温下遇浓H2SO4、浓HNO3会发生钝化，而加热时会剧烈反应。‎ ‎③与水反应：3Fe+4H2O(气)=Fe3O4+4H2‎ ‎④与某些盐熔液反应：Fe+Cu2+=Fe2++Cu，Fe+2Fe3+=3Fe2+‎ ‎（3）铁的存在铁在自然界中分布较广。在地壳中含量约占5％，仅次于铝。分布在地壳中的铁均以化合态存在，游离态的铁只能在陨石中得到。铁矿石的种类较多，重要有：赤铁矿（Fe2O3）、磁铁矿（Fe3O4），褐铁矿（2Fe2O3·3H2O）和菱铁矿（FeCO3）。‎ FeO Fe2O3‎ Fe3O4‎ 俗称 ‎——‎ 铁红 磁性氧化铁 色、态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体 化合价 ‎+2‎ ‎+3‎ ‎+2、+3‎ 水溶性 均难溶于水 稳定性 不稳定 ‎6FeO+O2=2Fe3O4‎ 稳定 稳定 与酸反应 FeO+2H+=Fe2++H2O Fe2O3+6H+=‎ ‎2Fe3++3H2O Fe3O4+8H+=‎ Fe2++2Fe3++ 4H2O 与CO的反应 FexOy+yCO=xFe+yCO2‎ 制取 高温熔融，过量的铁与氧气反应 ‎2Fe+O22FeO Fe(OH)3的分解 ‎2Fe(OH)3‎ Fe2O3+3H2O 铁在氧气中燃烧 ‎3Fe+2O2Fe3O4‎ ‎（4）铁的氧化物和氢氧化物 ‎①铁的氧化物 ‎②铁的氢氧化物 Fe(OH)2‎ Fe(OH)3‎ 物性 白色，难溶于水的固体 红褐色，难溶于水的固体 化性 ‎（1）与非氧化性强酸反应 Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2O ‎（2）与氧化性酸反应 ‎3Fe(OH)2+10HNO3=3Fe(NO3)3‎ ‎+NO↑+8H2O ‎（3）空气中放置被氧化 ‎4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3‎ ‎（1）与酸反应 Fe(OH)3+3H+=Fe3++3H2O ‎（2）受热分解 ‎2Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O 制备 ‎①煮沸蒸馏水，赶走溶解的氧气②煮沸NaOH溶液，赶走溶解的氧气③配制FeSO4溶液，加少量的还原铁粉④用长滴管将NaOH溶液送入FeSO4溶液液面以下 Fe2++2OH-=Fe(OH)2↓‎ 将NaOH溶液滴入Fe2(SO4)3‎ 溶液中 Fe3++3OH-=Fe(OH)3↓‎ ‎（5）Fe2+和Fe3+的性质 ‎①Fe2+具有氧化性，主要表现还原性 ‎4Fe2++O2+4H+=4Fe3++2H2O（Fe2+被氧化）‎ ‎②Fe3+具有较强的氧化性，与S2–、I–、SO32– 等能发生氧化还原反应2Fe3++S2–=2Fe2++S↓ 2Fe3++2I–=2Fe2++I2 ‎ ‎③Fe3+是典型的弱碱阳离子，与HCO3–、AlO2–。等在溶液中发生双水解反应2Fe+3CO32–+3H2O=2Fe(OH)3↓+3CO2↑‎ ‎④Fe3+遇苯酚溶液呈紫色；可用于检验Fe3+‎ ‎⑤亚铁盐、铁盐的存放方法：亚铁盐溶液——加入少量铁屑以防止Fe2+‎ 被氧化，滴入少量相应的酸溶液以防止Fe2+水解。铁盐溶液——加入少量相应的酸溶液以防止Fe3+水解。‎ 第三部分 有机化学基础 一．有机化学中的基本概念 ‎ ‎1．有机化合物 ‎（1）定义：简称有机物，是指含碳元素的化合物（但CO2、CO、碳酸盐仍为无机物）。‎ ‎（2）与无机物相比有如下特点：‎ ‎①元素组成的特点：除碳元素外，还含有H、O、N、P、S及卤素等非金属元素。‎ ‎②结构特点 a．碳碳间以共价键形成碳键，这是有机物结构的基础 b．有机物分子多为非极性分子或弱极性分子 c．有机物分子间通过范德华力结合成分子晶体 ‎③数量特点有机物的种类繁多，达数百万种，其原因是：‎ a．碳原子有4个价电子，能与其他原子形成4个共价键。‎ b．碳链的长度可以不同；碳原子之间的结合方式可有单键、双键、叁键，也可以有长链或环状等。 ‎ c．普遍存在同分异构现象。 ‎ ‎④性质特点（对大多数有机物） ‎ a．难溶于水，易溶于汽油、酒精、苯等有机溶剂 b．多为非电解质，不易导电 c．多数熔沸点较低 ‎ d．多数易燃烧，易分解 ‎⑤有机物反应特点 ‎ 有机反应复杂，速度慢，多需要催化剂，而且副反应多，所以，有机反应常用。“→”代替“=”。‎ ‎2．同系物 ‎ ‎（1）定义：结构相似，在分子组成上，彼此相差若干个CH2原子团的一系列化合物互称为同系物。 ‎ ‎（2）同系物判断：‎ ‎①通式相同 ‎②结构相似 ‎③同一类物质 ‎④组成上相差若干个CH2原子团 ‎（3）同系物的性质 ‎ ‎①物理性质上存在递变性：随碳数增加，状态由气→液→固，熔沸点逐渐升高，密度逐渐增大。‎ ‎②化学性质以相似性为主，也存在差异性。‎ ‎3．同分异构体 ‎（1）化 、芳香醚醛和酮羧酸和酯。‎ ‎4．烃 ‎ ‎（1）仅含C、H两种元素的有机物称为碳、氢化合物，又称烃。‎ ‎（2）碳原子之间都是以碳碳单键结合成链状，碳剩余的价键全部跟氢原子相结合，这样的烃叫做饱和链烃，又称烷烃，通式为CnH2n+2（n≥1）。‎ ‎（3）分子中含有碳碳双键的一类链烃叫做烯烃，单烯烃通式为CnH2n（n≥2）‎ ‎（4）分子中含有碳碳叁键的一类链烃叫做炔烃，炔烃通式为CnH2n+2（n≥2）（只含一个叁键） ‎ ‎（5）分子里含有一个或多个苯环的碳氢化合物，称为芳香烃，其中由一个苯环和饱和烃基组成的芳香烃叫苯的同系物，其通式为CnH2n–6（n≥6） ‎ ‎5．“根”与“基”的比较 ‎ 基(羟基)‎ 根(氢氧根)‎ 电子式 电性 电中性 带负电 存在于 不能独立存在，必须和其他“基”或原子团相结合 能独立存在于溶液或离子化合物中 ‎6．烃的衍生物 ‎（1）从结构上说，可以看成是烃分子里的氢原子被其他原子或原子团取代而衍变成的，因此叫烃的衍生物。 ‎ ‎（2）卤代烃：烃分子中的氢原子被卤原子取代后的产物。‎ ‎（3）醇：醇是分子中含有跟链烃基或苯环侧链上的碳结合的羟基的化合物。R—OH。‎ ‎（4）酚：羟基与苯环上的碳原子直接相连的化合物叫做酚。 ‎ ‎（5）醛：烃基与醛基结合着的化台物叫做醛：R—CHO ‎（6）羧酸：分子由烃基与羧基相连构成的有机化合物：R—COOH ‎（7）酯：羧与醇结合生成的有机物叫做酯：R—COOR′‎ ‎7．蒸馏、分馏和干馏 蒸馏是将液态物质加热到沸腾变为蒸气，又将蒸气冷却为液体这两个过程联合操作。用这一操作可分离、除杂、提纯物质；分馏和蒸馏一样，也是利用混合物中各物质的沸点不同，严格控制温度，进行分离或提纯物质的操作。是多次的蒸馏；干馏，是把固态有机物（或煤炭）放入密闭的容器，隔绝空气加强热使它分解的过程。工业上炼焦就属于干馏。干馏属化学变化，蒸馏与分馏同属物理变化。‎ 二．有机化学反应类型归纳 ‎ ‎1．取代反应 ‎ ‎（1）定义：有机物分子里的某些原子或原子团被其他原子或原子团所代替的反应。‎ ‎（2）能发生取代反应的物质：烷烃、芳香烃、醇、酚、酯、羧酸、卤代烃。‎ ‎（3）典型反应：CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl ‎2．加成反应 ‎（1）定义：有机物分子里不饱和碳原子跟其他原子或原子团直接结合生成别的物质的反应。‎ ‎（2）能发生加成反应的物质：烯烃、炔烃、苯及其同系物。醛、酮、单糖等等。‎ ‎（3）典型反应：CH2=CH2 + Br2 → CH2Br－CH2Br ‎ ‎3．加聚反应 ‎（1）定义：通过加成聚合反应形成高分子化合物。‎ ‎（2）特征：生成物只有高分子化合物，其组成与单体相同。‎ ‎（3）典型反应：‎ ‎4．缩聚反应 ‎（1）定义：通过缩合反应生成高分子化合物，同时还生成小分子。（如H2O、NH3等）的反应。‎ ‎（2）特征：除生成高分子化合物还有小分子生成。‎ ‎（3）典型反应： ‎ ‎5．消去反应：‎ ‎（1）定义：从一个有机物分子中脱去小分子（如H2O、HX等）而生成不饱和化合物（含双键或叁键）的反应。‎ ‎（2）能发生消去反应的物质：醇、卤代烃。‎ ‎（3）典型反应：‎ ‎6．氧化反应 ‎ ‎（1）定义：有机物加O或去H的反应。‎ ‎（2）类型：‎ ‎①在空气中或氧气中燃烧 ‎②催化氧化如：‎ ‎2C‎2H5OH + O2 2 CH3CHO + 2H2O ‎③某些有机物被非O2氧化剂氧化 如：烯、炔、苯的同系物被酸性，KMnO4氧化；醛类，甲酸及甲酸酯葡萄糖被银氢溶液，新制Cu(OH)2氧化：‎ CH3CHO+2Cu(OH)2 → CH3COOH+Cu2O↓+2H2O ‎7．还原反应 ‎（1）定义：有机物加H或去O的反应 ‎（2）典型反应：CH3CHO+H2→ CH3CH2OH（也是加成反应）‎ ‎8．酯化反应：（也属于取代反应）‎ ‎（1）定义：酸与醇起作用、生成酯和水的反应 ‎（2）典型反应： ‎ C2H5OH + CH3COOH CH3COOC2H5 + H2O ‎ ‎9．水解反应（属于取代反应） ‎ ‎（1）反应特征：有水参加，有机物分解成较小分子。‎ ‎（2）能水解的物质：卤代烃、酯、二糖、多糖、蛋白质 ‎（3）典型反应：‎ C2H5－Br + H－OH C2H5－OH + HBr 三．典型有机物性质 ‎ ‎（一）烃 ‎ ‎1．甲烷CH4 ‎ ‎（1）物理性质：通常情况下，是无色无味比空气轻的气体，难溶于水。‎ ‎（2）化学性质 取代反应：光照可生成：CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3、CCl4 ‎ 氧化反应：CH4+O2→CO2+2H2O 隔绝空气、高温可分解CH‎4 C + H2 ‎ ‎2．乙烯C2H4‎ ‎（1）物理性质：通常情况下，乙烯是无色，稍有气味，比空气略轻，难溶于水气体。‎ ‎（2）化学性质 ‎ 乙烯加成反应H2、溴水 ‎ 聚合反应： ‎ 氧化反应：酸性KMnO4褪色 ‎ ‎（3）实验室制备：‎ ‎3．乙炔H—C≡C—H CH≡CH ‎ ‎（1）物性：乙炔俗名电石气、纯乙炔没有颜色、没有臭味的气味、由电石生成的乙炔因混有硫化氢磷化氢等杂质而有特殊难闻的气味，微溶于水。‎ ‎（2）化学性质 乙炔 加成反应 ‎ 氧化反应（酸性KMnO4褪色） ‎ ‎（3）实验室制备：CaC2+2H2O=Ca(OH)2+C2H2↑‎ ‎4．乙烷、乙烯、乙炔的比较 ‎5．苯 ‎（1）物理性质：苯是没有颜色带有特殊气味的液体、有毒，不溶于水，密度比水小，熔点‎5.5℃‎，沸点‎80.1℃‎。‎ ‎（2）化学性质：‎ 取代反应 加成反应 氧化反应 ‎6．甲苯 化学性质：‎ 取代反应 加成反应 氧化反应（酸性KMnO4褪色）‎ ‎（二）烃的衍生物 ‎1．溴乙烷：CH3CH2Br ‎（1）物理性质：无色液体，沸点‎38.4℃‎比水重，不溶于水。‎ ‎（2）化学性质：‎ ‎2．乙醇 物理性质：无色有特殊性香味的液体，比水轻，与水有机物溶剂互溶，能使蛋白质变性，消毒杀菌。‎ 中学化学实验复习 一、新旧教材及新旧大纲的对比和启示 调整的内容 调整前 调整后 性质实验方案的实际 B C 物质检验实验方案的设计 B C 学生实验 金属的化学腐蚀（选做）‎ 金属的电化学腐蚀（必做）‎ 某些药品中氢氧化铝成分的检验 删掉 有机物熔点、沸点的测定 删掉 乙烯的制取和性质 溴乙烷的性质（必做）‎ 溴乙烷的制取（选做）‎ 二、学好考试说明，弄清考试要求 三、化学实验考题中的八个热点 ‎（一）仪器的排列组合 ‎（二）接口的链接 ‎（三）气密性检查 ‎（四）防倒吸 ‎（五）事故处理 ‎（六）实验方案的评价 ‎（七）实验设计 ‎（八）实验结果的分析、数据采取和处理 四、化学实验的复习方法 ‎（一）实验复习中的由点连线 ‎（二）实验复习中的线扩面 针对近几年高考实验题，将实验整理成若干小专题，具体如下 ‎1．常用化学仪器及其使用方法 ‎9．药品的保存、实验安全 ‎2．化学实验的基本要求 ‎10．化学实验装置的选择和评价 ‎3．常见气体的制备和净化 ‎11．物质性质实验设计 ‎4．物质的分离和提纯 ‎12．物质制备实验方案的设计 ‎5．物质的鉴别 ‎13．物质检验实验的设计 ‎6．物质的制备 ‎14．定量实验 实验习题 ‎7．重要定量实验 ‎15．综合实验 ‎8．实验误差 ‎（三）实验复习中的由面到体 ‎1．抓课本演示实验的改进深化、培养创新能力 ‎2．抓定挂实验到定量实验的扩展延伸 ‎[例]基础定量分析实验复习教学设计 ‎（1）布置作业：现有一个‎0.53g的工业纯碱样品（含少量NaCl等不与酸反应、不与CaCl2生成沉淀的杂质），需测定样品中Na2CO3的质量分数，设计初步方案。‎ ‎（2）课堂分小组讨论，小组代表发言、评价补充、完善确定以下几种实验方案：‎ ‎ 方案一：反应原理 ‎ ‎ 2H++CO32–=H2O+CO2↑‎ 基本方法：①配制标准浓度的酸溶液；②将样品溶于水中，用标准酸溶液进行滴定；③测量消耗酸溶液的体积，计算Na2CO3的质量分数。‎ ‎ 方案二：反应原理 ‎2H++CO32–=CaCO3↓‎ 基本方法：①在样品中加入足量的强酸溶液，使CO2气体全部逸出；②用吸收剂吸收逸 出的CO2气体；③根据吸收剂质量的增加，计算Na2CO3的质量分数。‎ ‎ 方案三：反应原理 ‎ ‎ Ca2++CO32–=H2CO3‎ 基本方法：①在样品溶液中加足量的氯化钙溶液，使其沉淀完全；②过滤后，将沉淀进行洗涤、烘干；③称量纯净、干燥的沉淀质量，计算Na2CO3的质量分数。‎ ‎（3）对每一方案引导质疑，形成详案。如方案二，该方案的核心是测量反应中逸出的二氧化碳的质量，请选择主要仪器，设计实验装置。讨论后得出，A—主要反应发生装置：烧瓶和分液漏斗；试剂：样品 和硫酸。B—干燥装置：大试管；试剂：浓H2SO4。C—吸收装置：干燥管、U形管；试剂：碱石灰。质疑：①为什么选用硫酸与样品反应逸出二氧化碳？能否改用盐酸？‎ ‎②二氧化碳气体密度较大，怎样保证硫酸与碳酸钠应完全反应后，二氧化碳气体能够从发生装置中全部逸出。‎ ‎③从经济和取气简便的角度考虑，能否鼓入空气？若鼓入空气，装置是否需要改进？引导学生作答后，用幻灯片映出整套装置图，如右图。④用以上装置进行测量，应如何操作？正确的操作顺序是什么？讨论后，用幻灯片映出正确的操作顺序是：A.检查装置的气密性；B.取刀ng样品装入烧瓶中；C.在干燥管和U型管内填满碱石灰；D.称量U型管质量（m‎1g）；E.缓缓加入稀硫酸至不再产生气体为止；F.打开止水夹a：G.缓缓鼓入空气数分钟；H.关闭止水夹a；L.称量U型管质量（m‎2g）。⑤加入硫酸前，发生装置中存有空气，是否会影响测量的准确 度？如何处理？（在加入硫酸前，先鼓入一定量已除去CO2的空气，使其充满烧瓶）。⑥修改原方案。⑦列出W（Na2CO3）的表达式：×100%。‎ ‎（4）填写每一实验方案的详案，包括实验原理、用品、步骤、装叠图、数据处理、误差分析、问题讨论、变式训练等。‎ ‎（5）定量实验总结，突出数据处理（取平均值问题）和误差分析。（注；有条件的学校最好将方案一、二、三改成学生实验，效果更佳）‎ ‎3．抓学科学知识交汇点的联系研究 ‎[例]现有实验药品：一定质量的锌（分片状和粒状两种）、浓H2SO4（密度1．‎84g·cm-1‎ ‎）、水以及右图装置，图中量气管B是由甲、乙两根玻璃管组成，它们用橡皮管连通，并装适量水，甲管有刻度（0mL～l00mL），甲、乙管可固定在铁架上，供量气用，乙管可上下移动，以调节液面高低，利用此装置可测定锌的相对原子质量。（设锌全部反应，产生的气体不超过50mL）。回答下列问题：‎ ‎①—③略。 ‎ ‎④为了准确地测量H2的体积，在读取反应后甲管中液面的读数时，应注意_________。（答：A，C）‎ A.视线与凹液面最低处相平 ‎ B.等待片刻，待乙管液面不再上升时读数 ‎ C.读数时应上、下移动乙管，使甲、乙两管液面相平 D.读数时不一定使甲、乙两管液面相平 启发学生思考：①能否直接用VmL计算锌的相对原子质量？②如何将VmL换算成标准状况卞体积V0mL？（联系物理课学的理想气体状态方程）③要达到此实验目的，应记录哪些数据？（室温t℃，大气压：1.01×105Pa，锌片质量m g，收集到H2体积VmL）；④数据如何处理？列出计算锌相对原子质量的表达式_________________（22.4×(273+t) m/273V×10-3）‎ 实验知识归纳 一、中学化学实验操作中的七原则 ‎ 掌握下列七个有关操作顺序的原则，就可以正确解答“实验程序判断题。”‎ ‎1．“从下往上”原则。以Cl2实验室制法为例，装配发生装置顺序是：放好铁架台→摆好酒精灯→根据酒精灯位置固定好铁圈→石棉网→固定好圆底烧瓶。‎ ‎2．“从左到右”原则。装配复杂装置应遵循从左到右顺序。如上装置装配顺序为：发生装置→集气瓶→烧杯。‎ ‎3．先“塞”后“定”原则。带导管的塞子在烧瓶固定前塞好，以免烧瓶固定后因不宜用力而塞不紧，由于用力过猛损坏仪器。‎ ‎4．“固体先放”原则。上例中，烧瓶内实际MnO2应在烧瓶固定前装入，以免固体放入时损坏烧瓶。总之固体试剂应在固定前加入相应的容器中。‎ ‎5．“液体后加”原则。液体药品在烧瓶固定后加入。如上例中浓盐酸应在烧杯固定后在分液漏斗中缓慢加入。‎ ‎6．先验气密性（装入药品前进行）原则。‎ ‎7．后点酒精灯（所有装置完毕后再点酒精灯）原则。‎ 二、中学化学实验中温度计的使用分哪三种情况以及哪些实验需要温度计 ‎1．测反应混合物的温度 这种类型的实验需要测出反应混合物的准确度，因此，应将温度计插入混合物中间。‎ ‎①测物质溶解度。 ②实验室制乙烯。‎ ‎2．测蒸汽的温度 这种类型的实验，多用于测量物质的沸点，由于液体在沸腾时，液体和蒸汽的温度相同，所以只要蒸汽的温度。‎ ‎①实验室蒸馏石油。 ②测定乙醇的沸点。‎ ‎3．测水浴温度 这种类型的实验，往往只要使反应物的温度保持相对稳定，所以利用水浴加热，温度计则插入水中。‎ ‎①温度对反应速率影响的反应。 ②苯的硝化反应。‎ 三、常见的需要塞入棉花的实验有那些 需要塞入少量棉花的实验，他们是加热KMnO4制氧气，制乙炔和收集NH3。其作用分别是：防止KMnO4粉末进入导管；防止实验中产生的泡沫涌入导管；防止氨气与空气对流以缩短收集NH3的时间。‎ 四、常见物质分离提纯的10种方法 ‎1．结晶和重结晶 利用物质在溶液中溶解度随温度变化较大，如NaCl，KNO3。‎ ‎2．蒸馏冷却法 在沸点上差值大。乙醇中（水）：加入新制的CaO吸收大部分水再蒸馏。‎ ‎3．过滤法：溶与不溶 ‎4．升华法：SiO2(I2)。‎ ‎5．萃取 如用CCl4来萃取I2水中的I2。‎ ‎6．溶解法 Fe粉（Al粉）：溶解在过量的NaOH溶液里过滤分离。‎ ‎7．增加法：把杂质转化成所需要的物质：CO2(CO)：通过热的CuO；CO2(SO2)：通过NaHCO3溶液。‎ ‎8．吸收法 用做出去混合气体中的杂质，气体杂质必须被药品吸收：N2(O2)：将混合气体通过铜网吸收O2。‎ ‎9．转化法 两种物质难以直接分离，加药品变得容易分离，然后再还原回去：Al(OH)3，Fe(OH)3：先加NaOH溶液把Al(OH)3溶解，过滤，出去Fe(OH)3，再加酸让NaAlO2转化成Al(OH)3。‎ ‎10．纸上层析 五、常用的取除杂质的10种方法 ‎1．欲除去苯中苯酚，可加入氢氧化钠，使苯酚转化为苯酚钠，利用苯酚钠易溶于水，使之与苯分开。‎ 欲除去Na2CO3中的NaHCO3可用加热的方法。‎ ‎2．吸收洗涤法 欲出去二氧化碳中混有的少量氯化氢和水，可使混合气体通过饱和碳酸氢钠溶液后，再通过浓硫酸。‎ ‎3．沉淀过滤法 欲出去硫酸亚铁溶液中混有的少量硫酸铜，加入过量铁粉，待充分反应后，过滤除去不溶物，达到目的。‎ ‎4．加热升华法 欲出去碘中的沙子，可采用此法。‎ ‎5．溶剂萃取法 欲除去水中含有的少量溴，可采用此法。‎ ‎6．溶液结晶法（结晶和重结晶）‎ 欲除去硝酸钠溶液中少量的氯化钠，可利用二者的溶解度不同，降低溶液温度，使硝酸钠结晶析出，得到硝酸钠晶体。‎ ‎7．分蒸馏法 欲除去乙醚中少量的酒精，可采用多次蒸馏的方法。‎ ‎8．分液法 欲将密度不同且又互不相溶的液体混合物分离，可采用此法，如将苯和水分离。‎ ‎9．渗析法 欲除去胶体中的离子，可采用此法，如除去氢氧化铁胶体中的氯离子。‎ ‎10．综合法 欲除去某物质中的杂质，可采用以上各种发放或多种方法综合运用。‎ 六、化学实验基本操作中的“不”15例 ‎1．实验室里的药品，不能用手接触；不要用鼻子凑到容器口去闻气体的气味，更不能尝药品的味道。‎ ‎2．做完实验，用剩的药品不得抛弃，也不要放回原瓶。‎ ‎3．取用液体药品时，把瓶塞打开不要正放在桌面上；瓶上的标签应向着手心，不应向下；放回原处时标签不应向里。‎ ‎4．如果皮肤上不慎洒上浓H2SO4，不得先用水洗，应根据情况迅速用布擦去，再用水冲洗；若万一眼睛里溅进了酸或碱，切不可用手揉眼，应及时想办法处理。‎ ‎5．称量药品时，不能把称量物放在左盘上，也不能把称量物直接放在右盘上；加砝码时不要用手去拿。‎ ‎6．用滴管添加液体时，不要把滴管伸入量筒（试管）或接触筒壁（试管壁）。‎ ‎7．向酒精灯里添加酒精灯时，不得超过酒精灯容积的2/3，也不得少于容积的1/3.‎ ‎8．不得用燃着的酒精灯去对另一支酒精灯。熄灭时不得用嘴去吹。‎ ‎9．给物质加热时不得用酒精灯的内焰和焰心。‎ ‎10．给试管加热时，不要把拇指按在短柄上；切不可使试管口对着自己或旁人；液体的体积一般不超过试管容积的1/3。‎ ‎11．给烧瓶加热时不要忘了垫上石棉网。‎ ‎12．用坩埚或蒸发皿加热完后，不要直接用手去拿，应用坩埚钳夹取。‎ ‎13．使用玻璃容器加热时，不要使玻璃容器的底部跟灯芯接触，以免容器破裂。烧得很热的玻璃容器，不要用冷水冲洗或放在桌面上，以免破裂。‎ ‎14．过滤液体时，漏斗里的液体的液面不要高于滤纸的边缘，以免杂质进入滤液。‎ ‎15．在烧瓶口塞橡皮塞时，切不可把烧瓶放在桌子上再使劲塞进塞子，以免压破烧瓶。‎ 七、化学实验中先后22例 ‎1．加热试管时，应先均匀加热后局部加热。‎ ‎2．用排水法收集气体时，先拿出导管后撤酒精灯。‎ ‎3．制取气体时，先检验气密性后装药品。‎ ‎4．收集气体时，先排净装置中的空气后再收集。‎ ‎5．稀释浓硫酸时，烧杯中先装一定量蒸馏水后再沿壁缓慢注入浓硫酸。‎ ‎6．点燃H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃气体时，先检验纯度再点燃。‎ ‎7．检验卤化烃分子的卤元素时，在水解后的溶液中先加稀HNO3再加AgNO3溶液。‎ ‎8．检验NH3（用红色石蕊试纸）、Cl2（用淀粉KI试纸）、H2S（用Pb(Ac)2等试纸）等气体时，先用蒸馏水润湿试纸后再与气体接触。‎ ‎9．做固体药品之间的反应实验时，先单独研碎后再混合。‎ ‎10．配置FeCl3，SnCl2等易水解的盐溶液时，先溶于少量浓盐酸中，再稀释。‎ ‎11．中和滴定实验时，用蒸馏水洗过的滴定管先用标准液润洗后再装标准液；先用待测液润洗后在移取液体；滴定管读数时先等一二分钟后再读数；观察锥形瓶中溶液颜色的改变时，先等半分钟颜色不变后即为滴定终点。‎ ‎12．焰色反应实验时，每做一次，铂丝先沾上稀酸放在火焰上灼烧到无色时，再做下一次实验。‎ ‎13．用H2还原CuO时，先通氢气流，后加热CuO，反应完毕后先撤酒精灯，冷却后再停止通H2。‎ ‎14．配制物质的量浓度溶液时，先用烧杯加蒸馏水至容量瓶刻度线‎1cm～‎2cm后，再改用交投滴管加水至刻度线。‎ ‎15．安装发生装置时，遵循的原则是：自下而上，先左后右或先下后上，先左后右。‎ ‎16．浓H2SO4不慎洒到皮肤上，先迅速用布擦干，再用水冲洗，最后再涂上3%～5%的NaHCO3溶液。沾上其他酸时，先水洗，后涂NaHCO3溶液。‎ ‎17．碱液沾到皮肤上，先水洗后涂硼酸溶液。‎ ‎18．酸（或碱）流到桌子上，先加NaHCO3溶液（或醋酸）中和，再水洗，最后用布擦。‎ ‎19．检验蔗糖、淀粉、纤维素是否水解时，先在水解后的溶液中加NaOH溶液中和H2SO4，再加银氨溶液或Cu(OH)2悬浊液。‎ ‎20．用pH试纸时，先用玻璃棒沾取待测溶液涂到试纸上，在把试纸显示的颜色跟标准比色卡对比，定出pH。‎ ‎21．配制和保存Fe2+，Sn2+等易水解、易被空气氧化的盐溶液时，先把蒸馏水煮沸（赶走O2，再溶解，并加入少量的相应金属粉末和相应酸）。‎ ‎22．称量药品时，先在盘上各放二张大小、质量相等的纸（腐蚀药品放在烧杯等玻璃器皿中），再放药品。加热后的药品，先冷却，后称量。‎ 八、实验导管和漏斗的位置的放置方法 在许多化学实验中都要用到导管和漏斗，因此，它们在实验装置中的位置正确与否均直接影响到实验的效果，而且在不同的实验中具体要求也不尽相同。下面结合实验和化学课本中的实验图，做一简要的分析和归纳。‎ ‎1．气体发生装置中的导管；在容器内的部分都只能露出橡皮塞少许或与其平行，不然将不利于排气。‎ ‎2．用排空气法（包括向上和向下）收集气体时，导管都必须伸到集气瓶或试管的底部附近。这样利用排尽集气瓶或试管的空气，而收集到较纯净的气体。‎ ‎3．用排水法收集气体时，导管只需伸到集气瓶或试管的口部。原因是：导管伸入集气瓶和试管的多少都不影响气体的收集，但两者比较，前者操作方便。‎ ‎4．进行气体与溶液反应的实验时，导管应伸到所盛溶液容器中下部。这样利于两者接触，充分发生反应。‎ ‎5．点燃H2、CH4等并证明有水生成时，不仅要用大而冷的烧杯，而且导管以伸入烧杯的1 /3为宜。若导管伸入烧杯过多，产生的雾滴则会很快气化，结果观察不到水滴。‎ ‎6．进行一种气体在另一种气体中燃烧的实验时，被点燃的气体的导管应放在盛有另一种气体的集气瓶的中央。不然，若与瓶壁相碰距离得太近，燃烧产生的高温会使集气瓶炸裂。‎ ‎7．用加热法制得的物质蒸气，在试管中冷凝并收集时，导管口都必须与试管中液体的液面始终保持一定的距离，以防止液体经导管倒吸都反应器中。‎ ‎8．若需将HCl、NH3等易溶于水的气体直接通入水中溶解，都必须在导管上倒接一漏斗，并使漏斗边沿稍许浸入水面，以避免水被吸入反应器而导致实验失败。‎ ‎9．洗气瓶中供进气的导管务必插到所盛溶液的中下部，以利杂质气体与溶液充分反应而除尽。供出气的导管务必与塞子齐平或稍长一点，以利排气。‎ ‎10．制H2、CO2、H2S和C2H2‎ 等气体时，为方便添加酸液或水，可在容器的塞子上装一长颈漏斗，且务必使漏斗颈插到液面下，以免漏气。‎ ‎11．制Cl2、HCl、C2H4气体时，为方便添加酸液，也可以在反应器的塞子上装一漏斗。但由于这些反应都需要加热，所以漏斗颈必须置于反应液之上，因而都选用分液漏斗。‎ 九、特殊试剂的存放和取用10例 ‎1．Na、K：隔绝空气；防氧化，保存在煤油中（或液态烷烃中），（Li用石蜡密封保存）。用镊子取，玻片上切，滤纸吸煤油，剩余部分随即放入煤油中。‎ ‎2．白P：保存在水中，防氧化，放冷暗处。镊子取，立即放入水中用长柄小刀切取，滤纸吸干水分。‎ ‎3．液Br2：有毒易挥发，盛于磨口的细口瓶中，并用水封。瓶盖严密。‎ ‎4．I2：易升华，且具有强烈刺激性气味，应保存在棕色瓶中，放在低温处。‎ ‎6．固体烧碱：易潮解，应用于密封的干燥大口瓶保存。瓶口用橡胶塞塞严或用塑料盖盖紧。‎ ‎7．NH3·AgNO3：易挥发，应密封放在低温处。‎ ‎8．C6H6、C6H5—CH3、CH3CH2OH、CH3CH2OCH2CH3：易挥发、易燃，应密封存放低温处，并远离火源。‎ ‎9．Fe2+盐溶液、H2SO3及其盐溶液、氢硫酸及其盐溶液：因易被空气氧化，不宜长期放置，应现用现配。‎ ‎10．卤水、石灰水、银氨溶液、Cu(OH)2悬浊液等，都要随配随用，不能长时间放置。‎ 十、中学化学中与“0”有关的实验问题4例 ‎1．滴定管最上面的刻度是0。‎ ‎2．量筒最下面的刻度是0。‎ ‎3．温度计中间刻度是0。‎ ‎4．托盘天平的标尺中央数值是0。‎ 十一、能够做喷泉实验的气体 NH3、HCl、HBr、HI等极易溶于水的气体均可做喷泉实验。‎ 十二、主要实验操作和实验现象的具体实验80例 ‎1．镁条在空气中燃烧：发出耀眼的强光，放出大量热，生成白烟同时生成一种白色物质。‎ ‎2．木炭在氧气中燃烧：发出白光，放出热量。‎ ‎3．硫在氧气中燃烧：发出明亮的蓝紫色火焰，放出热量，生成一种有刺激性气味的气体。‎ ‎4．铁丝在氧气中燃烧：剧烈燃烧，火星四射，放出热量，生成黑色固体物质。‎ ‎5．加热试管中碳酸氢铵：有刺激性气味气体生成，试管上有液滴生成。‎ ‎6．氢气在空气中燃烧：火焰呈现淡蓝色。‎ ‎7．氢气在氯气中燃烧：发出苍白色火焰，产生大量的热。‎ ‎8．在试管中用氢气还原氧化铜：黑色氧化铜变为红色物质，试管口有液滴生成。‎ ‎9．用木炭粉还原氧化铜粉末，使生成气体通入澄清石灰水，黑色氧化铜变为有光泽的金属颗粒，石灰水变混浊。‎ ‎10．一氧化碳在空气中燃烧：发出蓝色的火焰，放出热量。‎ ‎11．向盛有少量碳酸钾固体的试管中滴加盐酸：有气体生成。‎ ‎12．加热试管中的硫酸铜晶体：蓝色晶体逐渐变为白色粉末，且试管口有液滴生成。‎ ‎13．钠在氯气中燃烧：剧烈燃烧，生成白色固体。‎ ‎14．点燃纯净的氯气，用干冷烧杯罩在火焰上：发出淡蓝色火焰，烧杯内壁有液滴生成。‎ ‎15．向有Cl-的溶液中滴加用硝酸酸化的硝酸银溶液，有白色沉淀生成。‎ ‎16．向含有SO42-的溶液中滴加用硝酸酸化的氯化钡溶液，有白色沉淀生成。‎ ‎17．一带锈铁钉投入盛稀硫酸的试管中并加热：铁锈逐渐溶解，溶液呈浅黄色，并有气体生成。‎ ‎18．在硫酸铜溶液中滴加氢氧化钠溶液：有蓝色絮状沉淀生成。‎ ‎19．将Cl2通入无色KI溶液中，溶液中有褐色的物质产生。‎ ‎20．在三氯化铁溶液中滴加氢氧化钠溶液：有红褐色沉淀生成。‎ ‎21．盛有生石灰的试管里加少量水：反应剧烈，发出大量热。‎ ‎22．将一洁净铁钉浸入硫酸铜溶液中：铁钉表面有红色物质附着，溶液颜色逐渐变浅。‎ ‎23．将铜片插入硝酸汞溶液中：铜片表面有银白色物质附着。‎ ‎24．向盛有石灰水的试管里，注入浓的硫酸钠溶液：有白色沉淀生成。‎ ‎25．细铜丝在氯气中燃烧后加入水：有棕色的烟生成，加水后生成绿色的溶液。‎ ‎26．强光照射氢气、氯气的混合气体：迅速反应发生爆炸。‎ ‎27．红磷在氯气中燃烧：有白色烟雾生成。‎ ‎28．氯气遇到湿的有色布条：有色布条的颜色褪去。‎ ‎29．加热浓盐酸与二氧化锰的混合物：有黄绿色刺激性气味气体生成。‎ ‎30．给氯化钠（固）与硫酸（浓）的混合物加热：有雾生成且有刺激性的气味生成。‎ ‎31．在溴化钠溶液中滴加硝酸银溶液后再加稀硝酸：有浅黄色沉淀生成。‎ ‎32．在碘化钾溶液中滴加硝酸银溶液后再加稀硝酸：有黄色沉淀生成。‎ ‎33．I2遇淀粉，生成蓝色溶液。‎ ‎34．细铜丝在硫蒸汽中燃烧：细铜丝发红后生成黑色物质。‎ ‎35．铁粉与硫粉混合后加热到红热：反应继续进行，放出大量热，生成黑色物质。‎ ‎36．硫化氢气体不完全燃烧（在火焰上罩上蒸发皿）：火焰呈淡蓝色（蒸发皿底部有黄色的粉末）。‎ ‎37．硫化氢气体完全燃烧（在火焰上罩上干冷烧杯）：火焰呈淡蓝色，生成有刺激性气味的气体（烧杯内壁有液滴生成）。‎ ‎38．在集气瓶中混合硫化氢和二氧化硫：瓶内壁有黄色粉末生成。‎ ‎39．二氧化硫气体通入品红溶液后再加热：红色褪去，加热后又恢复原来颜色。‎ ‎40．过量的铜投入盛有浓硫酸的试管，并加热，反应毕，待溶液冷却后加水：有刺激性气味的气体生成，加水后溶液呈天蓝色。‎ ‎41．加热盛有浓硫酸和木炭的试管：有气体生成，且气体有刺激性的气味。‎ ‎42．钠在空气中燃烧：火焰呈黄色，生成淡黄色物质。‎ ‎43．钠投入水中：反应激烈，钠浮在水面，放出大量的热使钠溶成小球在水面上游动，有“嗤嗤”的响声。‎ ‎44．把水滴入盛有过氧化钠固体的试管里，将带火星的木条伸入试管口：木条复燃。‎ ‎45．加热碳酸氢钠固体，使生成气体通入澄清石灰水：澄清石灰水变浑浊。‎ ‎46．氨气与氯化氢相遇，有大量的白烟生成。‎ ‎47．加热氯化铵与氢氧化钠的混合物：有刺激性气味的气体产生。‎ ‎48．加热盛有固体氯化铵的试管：在试管口有白色晶体产生。‎ ‎49．无色试剂瓶内的浓硝酸受到阳光照射：瓶中空间部分显棕色，硝酸呈黄色。‎ ‎50．铜片与浓硝酸反应：反应激烈，有红棕色气体产生。‎ ‎51．铜片与稀硝酸反应：试管下端产生无色气体，气体上升逐渐变成红棕色。‎ ‎52．在硅酸钠溶液中加入稀盐酸，有白色胶状沉淀生成。‎ ‎53．在氢氧化铁胶体中加硫酸镁溶液：胶体变混浊。‎ ‎54．加热氢氧化铁胶体：胶体变混浊。‎ ‎55．将点燃的镁条伸入盛有二氧化碳的集气瓶中：剧烈燃烧，有黑色物质附着于集气瓶内壁。‎ ‎56．向硫酸铝溶液中滴加氨水：生成蓬松的白色絮状物质。‎ ‎57．向硫酸亚铁溶液中滴加氢氧化钠溶液：有白色絮状沉淀生成，立即转变为灰绿色，一会儿又转变为红褐色沉淀。‎ ‎58．向含Fe3+的溶液中滴加KSCN溶液：溶液呈血红色。‎ ‎59．向硫化钠水溶液中滴加氨水：溶液变混浊。S2-+Cl2=2Cl2-+S↓‎ ‎60．向天然气中加入少量肥皂液：泡沫逐渐减少，且有沉淀生成。‎ ‎61．在空气中点燃甲烷，并在火焰上放干冷烧杯：火焰呈淡蓝色，烧杯内壁有液滴生成。‎ ‎62．光照甲烷与氯气的混合气体：黄绿色逐渐变浅，（时间较长容器壁有液滴生成）。‎ ‎63．加热（‎170℃‎）乙醇与浓盐酸的混合物，并使产生的气体通入溴水，通入酸性高锰酸钾溶液：有气体产生，溴水褪色，紫色逐渐变浅。‎ ‎64．在空气中点燃乙烯：火焰明亮，有黑烟产生，放出热量。‎ ‎65．在空气中点燃乙炔：火焰明亮，有浓烟产生，放出热量。‎ ‎66．苯在空气中燃烧：火焰明亮，并带有黑烟。‎ ‎67．乙醇在空气中燃烧：火焰呈淡蓝色。‎ ‎68．将乙炔通入溴水：溴水褪去颜色。‎ ‎69．将乙炔通入酸性高锰酸钾溶液中，振荡：紫色逐渐变浅，直至褪去。‎ ‎70．苯与溴在有铁粉做催化剂的条件下反应：有白雾产生，生成物油状且带有褐色。‎ ‎71．将少量甲苯倒入适量的高锰酸钾溶液中，振荡：溶液紫色褪去。‎ ‎72．将金属钠投入到盛有乙醇的试管中：有气体放出。‎ ‎73．在盛有少量苯酚的试管中滴加过量的浓溴水：有白色沉淀生成。‎ ‎74．在盛有苯酚的试管中滴入几滴三氯化铁溶液，振荡：溶液显紫色。‎ ‎75．乙醛与银氨溶液在试管中反应：洁净的试管壁附着一层光亮如镜的物质。‎ ‎76．在加热沸腾的情况下乙醛与新制的氢氧化铜反应：有红色沉淀生成。‎ ‎77．在适宜条件下乙醇和乙酸反应：有透明的带香味的油状液体生成。‎ ‎78．蛋白质遇到浓HNO3溶液：变成黄色。‎ ‎79．紫色的石蕊试液遇碱：变成蓝色。‎ ‎80．无色酚酞试液遇碱：变成红色。‎ 十三、中学化学实验废气废液处理十五法 ‎1．溶解法 ‎ 在水或其它溶剂中溶解度特别大或比较大的气体，只要找到合适的溶剂，就可以把它们完全或大部分溶解掉。‎ ‎2．燃烧法 ‎ 部分有害的可燃性气体，只需在排放口点火燃烧即可消除污染。。对于化学实验中废弃的有机溶剂，大部分可加以回收利用，少部分可以燃烧处理掉，某些在燃烧时可能产生有害气体的废物，必须用配有洗涤有害废气的装置燃烧。‎ ‎3．中和法：‎ 对于那些酸性或碱性较强的气体，可选用适当的碱或酸进行中和吸收。对于含酸或碱类物质的废液，如浓度较大时，可利用废碱或废酸相互中和，再用pH试纸检验，若废液的pH在5.8～8.6之间，如此废液中不含其它有害物质，则可加水稀释至含盐浓度在5％以下排出。‎ ‎4．吸附法 ‎ 一般说来，选用适当的吸附剂，便可消除一些有害气体的外逸和释放。对于那些毒害不大的气体或剂量小的气体，仅用木炭粉或脱脂棉即可。对于难以燃烧的或可燃性的低浓度有机废液，可选用具有良好吸附性的物质，使废液被充分吸收后，与吸附剂一起焚烧。‎ ‎5．氧化法 ‎ 一些具有还原性或还原性较强的气体物质，可选用适当的氧化剂进行处理。‎ ‎6．配合法 有些气体分子中有与一些金属离子有较强配合能力的配位基，可用适当的金属盐类进行配合性吸收。‎ ‎7．稀释法 ‎ 对于中学实验中产生的大量废液，其中大部分是无毒无害的，可采用稀释的方法理。 ‎ ‎8．密封法 对于某些仅有少量有害气体逸出的实验，只须把体系密封即可，勿需进行专门的吸收处理。‎ ‎9．沉淀法 ‎ 这种方法一般用于处理含有害金属离子的无机类废液。处理方法是：在废液中加入合适的试剂，使金属离子转化为难溶性的沉淀物，然后进行过滤，将滤出的沉淀物妥善保存，检查滤液，确证其中不含有毒物质后，才可排放。‎ ‎10．蒸馏法 ‎ 对于有机溶剂摩液应尽可能采用蒸馏方法加以回收利用。若无法回收，可分批少量加以焚烧处理。切忌直接倒入实验室的水槽中。‎ ‎11．分解法 ‎ 对于含氰化物废液，可采用此法处理。将废液调至成碱性（pH＞10）后，通入氯气和加入次氯酸钠（漂白粉），使氰化物分解成氮气和二氧化碳。‎ ‎12．萃取法 对于含水的低浓度有机废液，用与水不相混的正己烷之类挥发性溶剂进行萃取，分离出溶剂后，把它进行焚烧。再用吹入空气的方法将水层中的溶剂吹出。‎ ‎13．水解法 ‎ 对于有机酸或无机酸的酯类，以及部分有机磷化物等容易发生水解的物质，可加入氢氧化钠或氢氧化钙，在室温或加热条件下进行水解。水解后，若废液无毒时，把它中和，稀释后即可排放。如果含有害物质时，用吸附方法加以处理。‎ ‎14．离子交换法 ‎ 对于某些无机类废液，可采用离子交换法处理。例如，含Pb2+的废液，使用强酸性阳离子交换树脂，几乎能把它们完全除去。若要处理铁的含氰配合物废液，也可采用离子交换法。‎ ‎15．生化法 ‎ 对于含有乙醇、乙酸、动植物性油脂、蛋白质及淀粉等稀溶液，可用活性污泥之类东西并吹入空气进行处理。因为上述物质易被微生物分解，其稀溶液经用水稀释后即可排放。 ‎ 十四、中学化学实验中学生常见的错误 化学是以实验为基础的学科。由于平时学生对化学实验基本操作和基本技能的训练不够，有些学生动手之前也没有好好想一想，因而做化学实验时，就容易犯这样那样的错误。这些错误虽然简单，但易被人忽视，又对实验有相当大的影响。本人做过一段时化学间的实验员，现罗列一些学生常见的错误，以资参考。‎ ‎1．加热固体物质用排水法收集气体时，实验完毕，先移酒精灯，后把导管从水中取出，使水倒流，试管破裂。 ‎ ‎2．把试管里的物质加热，没有将试管夹夹在离管口1/3的位置，而是夹在试管的中部。‎ ‎3．倾倒液体时，掌心没有对着瓶上标签，试剂瓶盖没有倒放在桌子上。．‎ ‎4．用量具（量筒和滴定管等）量取液体时，视线往往在上方，量出液体的体积比实际体积大。没有掌握“量具上的刻线和液体凹面的最低点应在同一水平线上”的读法。‎ ‎5．检查装置气密性时，没有将导管先插入水里，或插入水中太深，气体无法逸出。‎ ‎6．使用滴管时，将滴管口伸入试管并触及试管内壁。‎ ‎7．在做实验时，试剂瓶塞张冠李戴，如将盛氯化钡溶液的滴瓶管放到盛稀硫酸的滴瓶上，或者相反，造成试剂污染。 ．‎ ‎8．药品用量太多，如硝酸与铜反应，铜量太多，生成大量的毒气，既影响健康又浪费药品。‎ ‎9．用玻璃棒蘸取一种溶液后，没有用蒸馏水洗干净就去蘸取另一种溶液；或用药匙取粉末药品时，没有用纸将药匙擦干净，就去取另一种药品，造成严重污染。‎ ‎1 0．试验氨的溶解性时，用湿的试管收集；检验试管或集气瓶是否充满氨气时，红色石蕊试纸没有用水润湿。 ‎ ‎11．做中和滴定实验时，将锥形瓶用蒸馏水洗了后又用待测试液洗，使待测溶液的实际用量大于用移液管所取的量，使所消耗的标准溶液的量增多，造成误差。‎ l 2．用高锰酸钾制取氧气时，没有用棉花堵住试管口，使高锰酸钾进入导管污染水槽。‎ l 3．用排水法收集氧气时，将集气瓶倒置在水中，集气瓶没有灌满水或者根本没有灌水。‎ ‎14．实验结束时，没有将所用玻璃器皿洗干净，桌面也没有整理好，影响下一节课的实验。‎ l 5．给试管里的物质加热，用手拿着酒精灯或者酒精灯的位置不当，不是太高就是太低。 ‘‎ 化学考试规范要求30点 以下指出历次化学考试考生常丢分的地方，希望大家考试时不在这些地方出差错，高标准，严要求，从平时做起，向规范要高分。自己曾经出现过的错误，在阅读时作出标记。‎ ‎1．排列顺序时，分清是“由大到小”还是“由小到大”，类似的，“由强到弱”，“由高到低”，等等。‎ ‎2．书写化学方程式时，分清是“=”还是“”，如一种盐水解方程式一定用“”不能用“=”，其产物也不能标“↓”或“↑”，弱酸、弱碱的电离一定要用“”不能用“=”。‎ ‎3．别忽视题干中“混合物”、“化合物”、“单质”等限制条件。 ‎ ‎4．有单位的要写单位，没有单位的就不要写了。如“溶解度”单位是克，却不写出，“相对分子质量”、“相对原子质量”无单位，却加上“g”或“g．mol”。摩尔质量有单位（g．mo1-1）却不写单位，失分。‎ ‎5．要求写“名称”却写分子式或其他化学式，要求写分子式或结构式却写名称。电子式、原子或离子结构示意图、结构筒式、结构式不看清，张冠李戴。要求写离子方程式而错写成化学方程式。 ‎ ‎6．所有的稀有气体都是单原子分子而误认为双原子分子。‎ ‎7．‎273℃‎与273K(不注意区分，是“标况”还是“非标况”，是“气态”还是“液态”“固态”不分清楚。‎22.4L·mol-1的适用条件。注意三氧化硫、乙烷、己烷、水等物质的状态。区分液态氯化氢和盐酸，液氨和氨水，液氯和氯水。‎ ‎8．计算题中往往出现“将样品分为两等份”（或“从1000mL溶液中取出50mL”），最后求的是“原样品中的有关的量”，你却只求了每份中的有关量。‎ ‎9．请注意选择题“正确的是”，“错误的是”两种不同要求。请注意，做的正确，填卡时却完全填反了，要十分警惕这种情况发生。 ‎ ‎10．求气体的“体积分数”与“质量分数”不看清楚，失分。‎ ‎11．描述实验现象要全面，陆海空全方位观察。‎ ‎12．表示物质的量浓度不写C(HCl)，失分。‎ ‎13．气体溶解度与圆体溶解度表示方法、计算方法混为一谈。（标况下，将‎20L，氨气溶解在‎1L水中，……）‎ ‎14．表示离子电荷与元素化合价混为一谈。‎ ‎15．原电池正负极不清，电解池、电镀池阴阳极不清，电极反应式写反了。‎ ‎16．求“转化率”、“百分含量”混淆不清。‎ ‎17．两种不同体积不同浓度同种溶液混和，总体积是否可以加和，要看题目情景和要求。‎ ‎18．化学计算常犯错误如下：①分子式写错②化学方程式写错或不配平或配平有错③用关系式计算时，物质的量关系式不对，以上情况发生，全扣分④分子量算错⑤讨论题，缺讨论过程，扣相当多的分⑥给出两种反应的量，不考虑一反应物过量（要有判断过程）⑦要求写出计算规范过程：解、设未知量、方程式或关系式，计算比例关系、比例式主要计算过程、答、单位、有的题目还要写出推理过程，不要省略步骤，计算过程要带单位。注意题中对有效数字的隐性要求。‎ ‎19．推断题。请注意根据题意，无机物、有机物均应考虑（全面，综合）。 ‎ ‎20．要注意试题中小括号内的话，专门看。‎ ‎2l‎．回答简答题，一定要避免“简单化”，要涉及原理，应该有因有果，答到“根本”。‎ ‎22．看准相对原子质量，cu是63.5还是64，应按卷首提供的用。‎ ‎23．mA(s)+n B(g)pC(1)+qD(g)这种可逆反应，加压或减压，平衡移动只考虑其中的气态物质(g)的化学计量数。‎ ‎24．配平任何方程式，最后都要进行“系数化简”。书写化学反应方程式，反应条件必须写，而且写正确。氧化—还原反应配平后，得失电子要相等，离子反应电荷要守恒，不搞假配平。有机化学方程式未用“→”热化学反应方程式不漏写物质的聚集状态，不漏写反应热的“+”或“—”，反应热的单位是kJ·mol-1。 ‎ ‎25．有机结构简式中原子间的连结方式表达正确，不要写错位。结构简式有多种，但是碳碳键、官能团不要简化，酯基、羧基的各原子顺序不要乱写，硝基、氨基写时注意碳要连接在N原子上。如，COOHCH2CH2OH（羧基连接错），CH2CHCOOH（少双键）等（强调：在复杂化合物中酯基、羧基最好不要简化）。化学用语中文名称不能写错别字。如，“酯化”不能写成“脂化”，“羧基”不能写成“酸基”。酯化反应的生成物不漏写“水”、缩聚反应的生成物不漏写“小分子”。 ‎ ‎26．遇到做过的类似题，一定不要得意忘形，结果反而出错，一样要镇静、认真解答，不要思维定势；碰到难题决不能一下子“蒙”了，要知道，机会是均等的，要难大家都难。应注意的是，难度大的试题中也有易得分的小题你应该得到这分。‎ ‎27．化学考题难易结合，波浪型发展。决不能认为前面的难，后面的更难!有难有易，难题或较难题中一定有不少可以得分的地方，不可放弃。‎ ‎28、解题时，切莫在某一个“较难”或“难”的考题上花去大量的宝贵时间，一个10分左右的难题，用了30多分钟甚至更多时间去考虑，非常不合算，不合理。如果你觉得考虑了几分钟后还是无多少头绪，请不要紧张、心慌，暂把它放在一边，控制好心态，去解答其他能够得分的考题，先把能解决的考题先解决。再回过头来解决它，找到了感觉，思维活跃了，很可能一下子就想通了，解决了。‎ ‎29．解推断题，实验题。思维一定要开阔、活跃，联想性强。切不可看了后面的文字，把前面的话给忘了，不能老是只从一个方面，一个角度去考虑，应该是多方位、全方位进行考虑。积极地从考题中字字、句句中寻找出“突破口”。‎ ‎30．考试时切忌“反常”，仍然是先易后难，先做一卷，后做二卷。‎ 化学考前秘籍录一绝版珍藏 一、常用分子量 ‎ Na2O2：78 Na2CO3：106 NaHCO3：84 Na2SO4：142‎ ‎ BaSO4：233 Al(OH)3：‎78 C6H12O6：180‎ 常用换算 ‎5.6L‎——0.25 mol ‎2.8L——0.125 mol ‎15.68L——0.7 mol ‎20.16L‎——0.9 mol ‎16.8L——0.75mol 常用反应 Al3++4OH+=AlO2–+2H2O ‎3AlO2–+Al3++6H2O=4Al(OH)3‎ ‎2CO2+2Na2O2=2Na2CO3+O2 △m=‎‎56g ‎2H2O+2Na2O2=4NaOH+O2 △m=‎‎4g AlO2–+CO2+2H2O=Al(OH)3↓+HCO3– ‎ ‎2NaCl+MO2+3H2SO42NaHSO4+MnSO4+Cl2↑+2H2O 特殊反应 ‎2F‎2+2H2O=4HF+O2‎ Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑‎ ‎2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑‎ 常用俗名与分子式 绿矾——FeSO4·7H2O 常用“气”‎ 煤气：CO 水煤气：H2、CO 炉气：SO2、O2、N2‎ 焦炉气：H2、CH4等 高炉煤气：CO、CO2、N2‎ 裂解气：CH2=CH2、CH3CH=CH2、CH2=CH—CH=CH2等 常用电子式 二、（A：NaHCO3、(NH4)CO3、NH4HCO3、NaCl(aq)）‎ A↓（白）+↑（无色）（A：CaC2、AlS3、Mg3N2）‎ ABC（A：S、H2S、N2、Na、醇）‎ A↑（A：铵盐、Al、Si、CH3COONa）‎ A（A：氯化物）‎ CAB（A:Al、(NH4)2CO3、NH4HCO3、NaHCO3、NaHS、(NH4)2S、NH4HS、氨基酸）‎ 中学化学常见气体单质：H2、O2、N2、Cl2、(F2)‎ 固体单质：S、Na、Mg、Al、Fe、Cu 液体单质：Br2‎ 中学化学常见化合物：NaCl、NaOH、Na2CO3、NaHCO3、FeCl2、FeCl3、H2SO4、HCl、CaCO3、SO2、H2O、NO、NO2、HNO3‎ 三、能使溴水褪色的： ‎ 能与氢气加成的：‎ 能与NaOH反应的：‎ 同分异构体：醇—醚 CnH2n+2Ox ‎ 醛—酮—环氧烷（环醚） CnH2nO ‎ 羧酸—酯—羟基醛 CnH2nO2‎ ‎ 氨基酸一硝基烷 四、基本操作 ‎ 高考化学必考知识点总结 作为基础学科知识内容考查的依据，心下所列的知识点在近10年内的化学高考命题中呈现率达90%以上希望同学们在临考的复习中能一一对照未巩固相应的基础，如果某些点的认识不够，建议重温相应的教材和教学资料，确保该内容的高得分率。‎ ‎1．氧化还原相关概念和应用 ‎（1）借用熟悉的H2还原CuO来认识5对相应概念 ‎（2）氧化性、还原性的相互比较 ‎（3）氧化还原方程式的书写及配平 ‎（4）同种元素变价的氧化还原反应（歧化、归中反应）‎ ‎（5）一些特殊价态的微粒如H、Cu、Cl、Fe、S2O32–的氧化还原反应 ‎（6）电化学中的氧化还原反应 ‎2、物质结构、元素周期表的认识 ‎（1）主族元素的阴离子、阳离子、核外电子排布 ‎（2）同周期、同主族原子的半径大小比较 ‎ ‎（3）电子式的正确书写、化学键的形成过程、化学键、分子结构和晶体结构 ‎（4）能画出短周期元素周期表的草表，理解“位—构—性”。‎ ‎3．熟悉阿伏加德罗常数NA常考查的微粒数止中固体、得失电子、中子数等内容。‎ ‎4．热化学方程式的正确表达（状态、计量数、能量关系）‎ ‎5．离子的鉴别、离子共存 ‎（1）离子因结合生成沉淀、气体、难电离的弱电解质面不能大量共存 ‎（2）因相互发生氧化还原而不能大量共存 ‎（3）因双水解、生成络合物而不能大量共存 ‎（4）弱酸的酸式酸根离子不能与强酸、强碱大量共存 ‎（5）题设中的其它条件：“酸碱性、颜色”等 ‎6．溶液浓度、离子浓度的比较及计算 ‎（1）善用微粒的守恒判断（电荷守衡、物料守衡、质子守衡）‎ ‎（2）电荷守恒中的多价态离子处理 ‎7．pH值的计算 ‎（1）遵循定义（公式）规范自己的计算过程 ‎（2）理清题设所问的是“离子”还是“溶液”的浓度 ‎（3）酸过量或碱过量时pH的计算（酸时以H+浓度计算，碱时以OH–计算再换算）‎ ‎8．化学反应速率、化学平衡 ‎ （1）能计算反应速率、理解各物质计量数与反应速率的关系 ‎ （2）理顺“反应速率”的“改变”与“平衡移动”的“辩证关系”‎ ‎ （3）遵循反应方程式规范自己的“化学平衡”相关计算过程 ‎ （4）利用等效平衡”观点来解题 ‎9．电化学 ‎ （1）能正确表明“原电池、电解池、电镀池”及变形装置的电极位置 ‎ （2）能写出各电极的电极反应方程式。‎ ‎ （3）了解常见离子的电化学放电顺序。‎ ‎ （4）能准确利用“得失电子守恒”原则计算电化学中的定量关系 ‎10．盐类的水解 ‎ （1）盐类能发生水解的原因。‎ ‎ （2）不同类型之盐类发生水解的后果（酸碱性、浓度大小等）。‎ ‎ （3）盐类水解的应用或防止（胶体、水净化、溶液制备）。‎ ‎ （4）对能发生水解的盐类溶液加热蒸干、灼烧的后果。‎ ‎ （5）能发生完全双水解的离子反应方程式。‎ ‎11．C、N、O、S、Cl、P、Na、Mg、A1、Fe等元素的单质及化合物 ‎ （1）容易在无机推断题中出现，注意上述元素的特征反应 ‎ （2）注意N中的硝酸与物质的反应，其体现的酸性、氧化性“两作为”是考查的的重点 ‎ （3）有关Al的化合物中则熟悉其两性反应（定性、定量关系）。‎ ‎ （4）有关Fe的化合物则理解Fe2+和Fe3+之间的转化、Fe3+的强氧化性。‎ ‎ （5）物质间三角转化关系。‎ ‎12．有机物的聚合及单体的推断 ‎（1）根据高分子的链节特点准确判断加聚反应或缩聚反应归属 ‎（2）熟悉含C=C双键物质的加聚反应或缩聚反应归属 ‎（3）熟悉含（—COOH、—OH）、（—COOH、—NH2）之间的缩聚反应 ‎13．同分异构体的书写 ‎（1）请按官能团的位置异构、类别异构和条件限制异构顺序一个不漏的找齐 ‎（2）本内容最应该做的是作答后，能主动进行一定的检验 ‎14．有机物的燃烧 ‎ ‎（1）能写出有机物燃烧的通式 ‎（2）燃烧最可能获得的是C和H关系 ‎15．完成有机反应的化学方程式 ‎ ‎（1）有机代表物的相互衍变，往往要求完成相互转化的方程式 ‎（2）注意方程式中要求表示物质的结构简式、表明反应条件、配平方程式 ‎16．有机物化学推断的解答（“乙烯辐射一大片，醇醛酸酯一条线”）‎ ‎（1）一般出现以醇为中心，酯为结尾的推断关系，所以复习时就熟悉有关“醇”和“酯”的性质反应（包括一些含其他官能团的醇类和酯）。‎ ‎（2）反应条件体现了有机化学的特点，请同学们回顾有机化学的一般条件，从中归纳相应信息，可作为一推断有机反应的有利证据。‎ ‎（3）从物质发生反应前后的官能团差别，推导相关物质的结构。‎ ‎17．化学实验装置与基本操作 ‎ ‎（1）常见物质的分离、提纯和鉴别。‎ ‎（2）常见气体的制备方法。‎ ‎（3）实验设计和实验评价。 ‎ ‎18．化学计算 ‎（1）近年来，混合物的计算所占的比例很大（90％），务必熟悉有关混合物计算的一般方式（含讨论的切入点），注意单位与计算的规范。‎ ‎（2）回顾近几次的综合考试，感受“守恒法“在计算题中的暗示和具体计算时的优势。‎ 化学计算中的巧妙方法小结：‎ 得失电子守恒法、元素守恒法、电荷守恒法、最终溶质法、极值法、假设验证法等。‎ 中学化学常见化学反应 化学反应是化学科学的主要研究对象，同时又是是化学学科或理科综合高考的一个重要考点。如何深入地理解和掌握这一知识点是本文所要解决的主要问题。以往对化学反应的分类小结大多集中在对基础知识的整理方面。对高考没有太大的指导意义。要把化学反应的研究上升到指导高考的层面上，除了做到对化学反应纵向的扩展之外，还必须深入研究化学反应在横向层面上的一些规律。‎ ‎1．无机中的化合反应 金属+非金属→无氧酸盐等：3Mg+N2Mg3N2‎ 金属+氧气→金属氧化物：2Mg+O22MgO 非金属+氧气→非金属氧化物：4P+5O22P2O5‎ 非金属+氢气→非金属氢化物：‎ N2+3H22NH3‎ 非金属+其他非金属：‎ ‎2P+3Cl22PCl3；2P+5Cl22PCl5‎ 氧化物+氧气：2SO2+O22SO3‎ 还原性酸或盐+氧气：2Na2SO3+O2=2Na2SO4‎ 碱性氧化物+水→碱：CaO+H2O=Ca(OH)2‎ 酸性氧化物+水→酸：P2O5+3H2O(热)=2H3PO4‎ 氨气+水：NH3+H2O=NH3·H2O 盐+水：CuSO4+5H2O=CuSO4·5H2O 酸性氧化物+碱性氧化物→含氧酸盐：‎ CaO+SiO2=CaSiO3‎ 氨+酸→铵盐：NH3+HCl=NH4Cl 酸性氧化物+碱→酸式盐：CO2+NaOH=NaHCO3‎ 正盐+相应的酸→酸式盐：‎ CaCO3+H2O+CO2Ca(HCO3)2‎ 金属+盐：Fe+2FeCl3=3FeCl2‎ 盐或碱+氧化剂：2FeCl2+Cl2=2FeCl3；4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3‎ 其他化合反应：‎ Na2O2+SO2=Na2SO4；CO2+C2CO ‎2Cu+O2+H2O+CO2=Cu(OH)2CO3‎ ‎4NO2+O2+2H2O=4HNO3‎ Na2SO3+S=Na2S2O3‎ ‎2．有机中的化合反应 本内容在总结规律，以下各反应的条件都已略去。‎ 水化反应：CH2=CH2+H2O→CH3—CH2OH 加成反应：CH2=CH2+Br2→CH2Br—CH2Br 还原反应：R—CHO+H2→R—CH2OH 氧化反应：2CH2=CH2+O2→2CH3CHO；2CH3CHO+O2→2CH3COOH 油脂的硬化：（化学方程式略）‎ 加聚反应：‎ ‎3．中学化学中的分解反应 不溶性碱受热→金属氧化物（或碱性氧化物）+水：‎ ‎2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O 铵盐、氨水分解→氨气：‎ ‎(NH4)2CO32NH3↑+H2O+CO2↑；NH4ClNH3↑+HCl；NH3·H2O2NH3↑+H2O 不稳定性酸分解→酸性氧化物+水 H2SO3=H2O+SO2↑‎ 硝酸、硝酸盐分解→都有氧气放出 ‎4HNO34NO2↑+2H2O+O2↑‎ ‎2KNO32KNO2+O2↑‎ 碳酸盐和碳酸氢盐分解→都放出二氧化碳 CaCO3CaO+CO2↑；2NaHCO3Na2CO3+H2O+CO2↑‎ 不溶性卤化银分解→都生成银和卤素单质：‎ ‎2AgX2Ag+X2 （X=Cl、Br、I）‎ ‎4．其他分类方法 ‎（1）酸分解：如H2SO4、H2CO3、HNO3的分解。‎ ‎（2）碱分解：如Cu(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、NH3·H2O的分解。‎ ‎（3）盐分解 ‎①酸式盐分解：如NH4HCO3、NaHCO3的分解。‎ ‎②碱式盐分解：Cu2(OH)2CO32CuO+H2O+CO2↑‎ ‎③正盐分解：如(NH4)2CO3、NH4Cl、KNO3、Cu(NO3)2、AgNO3、CaCO3、不溶性AgX的分解。‎ ‎④含水盐分解：CuSO4·5H2OCuSO4+5H2O ‎ 蓝色 白色 ‎（4）氧化物分解：2HgO2Hg+O2↑‎ ‎（5）其他 ‎5．需要高温才能发生的反应 以下方程式中的温度条件大多已略去。‎ ‎2C‎+SiO2=Si+2CO↑‎ C(赤热)+H2O(g)=H2+CO CO+H2O=CO2+H2‎ ‎3C‎+2Fe2O3=4Fe+3CO2↑‎ SiO2+2H2=Si+2H2O SiO2+CaO=CaSiO3‎ SiO2+CaCO3=CaSiO2+CO2↑‎ SiO2+Na2CO3=Na2SiO3+CO2↑‎ Fe2O3+Al=Al2O3+2Fe Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2‎ ‎3Fe+4H2O=Fe3O4+4H2‎ ‎4FeS+H2O=2Fe2O3+8SO2‎ CaCO3CaO+CO2‎ N2+3H22NH3‎ Al(OH)3Al3++3OH–：有时还可以为H2AlO3H++AlO2–+H2O 水的电离：H2O+H2OH3O++OH– 简写为H2OH++OH–‎ 液氨的电离：‎ NH3+NH3NH4++NH2+（自偶电离）‎ 盐的水解：（酸根）多元水解一级为主：碱根水解一步写。‎ 如碳酸钠的水解：CO32–+H2OHCO3–+‎OH–‎ 明矾的水解：Al3++3H2OAl(OH)3+3H+‎ 脂的水解：CH3COOC2H5+H2OCH3COOH+C2H5OH 酸性氧化物—水：CO2+H2OH2CO3；SO2+H2OH2SO3‎ 单质—水：Cl2+H2OHCl+HClO 颜色反应：I2(紫色)+H22HI(无色)‎ ‎2NO2(红棕色)N2O4(无色)‎ ‎4FeS+7O22Fe2O3+4SO2‎ 回顾2006年全国统一高考《理科综合测试卷》卷II的第28题我们会发现，它所涉及的3个高温下的反应其实就是本小结的第2、第3、第10个反应。难怪部分学生在高考结束后回学校填报志愿时，兴高采烈地对我说：“老师，简直太爽了，你几乎为我们猜到了1个原题。高考前三天我们都还在写，那几个方程式我们发挥得都相当好。“欣慰之余我感到，那并不是因为我善于猜压高考题，而是由于我不轻易放过每一个规律。‎ ‎6．中学化学中常见的可逆反应 酸的电离，多元弱酸分步写，例如：‎ H3PO4H++H2PO4–‎ H2PO4–H++HPO42–‎ HPO32–H++PO43–‎ 碱的电离，多元弱碱一步写，譬如：‎ FeCl3(浅黄)+3KSCNFe(SCN)3(血红)+3KCl Fe3++nSCN–[Fe(SCN)n]–7–n （n=1～6）‎ 可逆电池，纽扣电池（向右代表放电，相当于原电池：向左代表充电，相当于电解池）‎ Zn+Ag2O+H2OZn(OH)2+2Ag 其他反应：‎ NH3·H2ONH4–+‎OH–‎ N2+3H22NH3‎ SO2+O22SO3‎ ‎3Fe+4H2OFe3O4+4H2‎ 从上述列举不难看出，要想获得对高考的指导性意义，必须对化学反应进行深入的研究。‎