高考复习化学笔记总结大全 367页

高考化学总复习笔记 高考化学考试重点总结（考试重点模式） 一、俗名 无机部分： 纯碱、苏打、天然碱 、口碱：Ｎa2CO3 小苏打：NaHCO3 石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O 碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3 生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2 芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FeSO4·7H2O 干冰：CO2 明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2 、CaCl2（混和物） 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2 皓矾：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3 铁红、铁矿：Fe2O3 磁铁矿：Fe3O4 黄铁矿、硫铁矿：FeS2 菱铁矿：FeCO3 赤铜矿：Cu2O 波尔多液：Ca (OH)2 和 CuSO4 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2 天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4 水煤气：CO 和 H2 硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2 (SO4)2 溶于水后呈淡 绿色 光化学烟雾：NO2 在光照下产生的一种有毒气体 王水：浓 HNO3 与浓 HCl 按体积比 1：3 混合而成。 铝热剂：Al + Fe2O3 或其它氧化物。 尿素：CO（NH2) 2 有机部分： 氯仿：CHCl3 电石气：C2H2 (乙炔) 酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏 O3 层。 醋酸：冰醋酸、食醋 CH3COOH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、 CO 等。 甘油、丙三醇 ：C3H8O3 焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO 等。 石炭酸：苯酚 蚁醛：甲醛 HCHO 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液 蚁酸：甲酸 HCOOH 葡萄糖：C6H12O6 果糖：C6H12O6 蔗糖：C12H22O11 麦芽糖：C12H22O11 淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH 草酸：乙二酸 HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受 热分解成 CO2 和水，使 KMnO4 酸性溶液褪色。 二、 颜色 铁：铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。 Fe2+— —浅绿色 Fe3O4——黑色晶体 Fe(OH)2——白色沉淀 Fe3+——黄色 Fe (OH)3——红 褐色沉淀 Fe (SCN)3——血红色溶液 FeO——黑色的粉末 Fe2O3——红棕色粉末 FeS ——黑色固体 铜：单质是紫红色 Cu2+ ——蓝色 CuO——黑色 Cu2O——红色 CuSO4（无水）—白色 CuSO4·5H2O ——蓝色 Cu(OH)2——蓝色 BaSO4 、BaCO3 、Ag2CO3 、CaCO3 、AgCl 、Mg (OH)2 、 三溴苯酚均是白色沉淀 Al(OH)3 白色絮状沉淀 H4SiO4（原硅酸）白色胶状沉 淀 Cl2、氯水——黄绿色 F2——淡黄绿色气体 Br2——深红 棕色液体 I2——紫黑色固体 HF、HCl、HBr、HI 均为无色气体，在空气中均形成白雾 CCl4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶 KMnO4-- ——紫色 MnO4-——紫色 Na2O2—淡黄色固体 Ag3PO4—黄色沉淀 S—黄色固体 AgBr—浅黄色沉淀 AgI—黄色沉淀 O3—淡蓝色气体 SO2—无色，有剌激性 气味、有毒的气体 SO3—无色固体（沸点 44.8 0C） 品红溶液——红色 氢氟酸： HF——腐蚀玻璃 N2O4、NO——无色气体 NO2——红棕色气体 NH3——无 色、有剌激性气味气体 三、 现象： 1、铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2 与 NH4Cl 反应是吸热 的； 2、Na 与 H2O（放有酚酞）反应，熔化、浮于水面、转动、 有气体放出；(熔、浮、游、嘶、红) 3、焰色反应：Na 黄色、K 紫色（透过蓝色的钴玻璃）、Cu 绿 色、Ca 砖红、Na+（黄色）、K+（紫色）。 4、Cu 丝在 Cl2 中燃烧产生棕色的烟； 5、H2 在 Cl2 中燃烧 是苍白色的火焰； 6、Na 在 Cl2 中燃烧产生大量的白烟； 7、P 在 Cl2 中燃烧产 生大量的白色烟雾； 8、SO2 通入品红溶液先褪色，加热后恢复原色； 9、NH3 与 HCl 相遇产生大量的白烟； 10、铝箔在氧气中 激烈燃烧产生刺眼的白光； 11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在 CO2 中燃烧生成白 色粉末（MgO），产生黑烟； 12、铁丝在 Cl2 中燃烧，产生棕色的烟； 13、HF 腐蚀玻璃： 4HF + SiO2 ＝ SiF4 + 2H2O 14、Fe(OH)2 在空气中被氧化：由白色变为灰绿最后变为红 褐色； 15、在常温下：Fe、Al 在浓 H2SO4 和浓 HNO3 中钝化； 16、向盛有苯酚溶液的试管中滴入 FeCl3 溶液，溶液呈紫色； 苯酚遇空气呈粉红色。 17、蛋白质遇浓 HNO3 变黄，被灼烧时有烧焦羽毛气味； 18、在空气中燃烧：S——微弱的淡蓝色火焰 H2——淡蓝色 火焰 H2S——淡蓝色火焰 CO——蓝色火焰 CH4——明亮并呈蓝色的火焰 S 在 O2 中燃烧——明亮的蓝紫色火焰。 19．特征反应现象： ])([])([ 32 OHFeOHFe 红褐色白色沉淀 空气 20．浅黄色固体：S 或 Na2O2 或 AgBr 21．使品红溶液褪色的气体：SO2（加热后又恢复红色）、Cl2（加热后不恢复红色） 22．有色溶液：Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、 MnO4-（紫色） 有色固体：红色（Cu、Cu2O、Fe2O3）、红褐色[Fe(OH)3] 黑 色（CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS） 蓝色[Cu(OH)2] 黄色（AgI、Ag3PO4） 白 色[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3]有色气体：Cl2（黄绿色）、NO2（红棕色） 四、 考试中经常用到的规律： 1、溶解性规律——见溶解性表； 2、常用酸、碱指示剂的 变色范围： 指示剂 PH 的变色范围 甲基橙 ＜3.1 红色 3.1——4.4 橙色 >4.4 黄色 酚酞 ＜8.0 无色 8.0——10.0 浅红 色 >10.0 红色 石蕊 ＜5.1 红色 5.1——8.0 紫色 >8.0 蓝色 3、在惰性电极上，各种离子的放电顺序： 阴 极 （ 夺 电 子 的 能 力 ） ： Au3+ >Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al3+>Mg2+ >N a+ >Ca2+ >K+ 阳极（失电子的能力）：S2- >I- >Br– >Cl- >OH- >含氧酸根 注意：若用金属作阳极，电解时阳极本身发生氧化还原反 应（Pt、Au 除外） 4、双水解离子方程式的书写：（1）左边写出水解的离子， 右边写出水解产物； （2）配平：在左边先配平电荷，再在右边配平其它原子；（3） H、O 不平则在那边加水。 例：当 Na2CO3 与 AlCl3 溶液混和时： 3 CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ 5、写电解总反应方程式的方法：（1）分析：反应物、生成 物是什么；（2）配平。 例：电解 KCl 溶液：2KCl + 2H2O == H2↑+ Cl2↑+ 2KOH 配平：2KCl + 2H2O == H2↑+ Cl2↑+ 2KOH 6、将一个化学反应方程式分写成二个电极反应的方法：（1） 按电子得失写出二个半反应式；（2）再考虑反应时的环境 （酸性或碱性）；（3）使二边的原子数、电荷数相等。 例：蓄电池内的反应为：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 试写出作为原电池(放电)时的电极反应。 写出二个半反应： Pb –2e- → PbSO4 PbO2 +2e- → PbSO4 分析：在酸性环境中，补满其它原子： 应为： 负极：Pb + SO42- -2e- = PbSO4 正极： PbO2 + 4H+ + SO42- +2e- = PbSO4 + 2H2O 注意：当是充电时则是电解，电极反应则为以上电极反应 的倒转： 为： 阴极：PbSO4 +2e- = Pb + SO42- 阳极：PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H+ + SO42- 7、在解计算题中常用到的恒等：原子恒等、离子恒等、电 子恒等、电荷恒等、电量恒等，用到的方法有：质量守恒、 差量法、归一法、极限法、关系法、十字交法 和估算法。 （非氧化还原反应：原子守恒、电荷 平衡、物料平衡用得 多，氧化还原反应：电子守恒用得多） 8、电子层结构相同的离子，核电荷数越多，离子半径越小； 9、晶体的熔点：原子晶体 >离子晶体 >分子晶体 中学学到 的原子晶体有： Si、SiC 、SiO2=和金刚石。 原子晶体的 熔点的比较是以原子半径为依据的： 金刚石 > SiC > Si （因为原子半径：Si> C> O）. 10、分子晶体的熔、沸点：组成和结构相似的物质，分子量 越大熔、沸点越高。 11、胶体的带电：一般说来，金属氢氧化物、金属氧化物的 胶体粒子带正电，非金属氧化物、金属硫化物 的胶体粒 子带负电。 12、氧化性：MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S=4(+4 价的 S) 例： I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI 13、含有 Fe3+的溶液一般呈酸性。 14、能形成氢键的物质：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。 15、氨水（乙醇溶液一样）的密度小于 1，浓度越大，密度 越小，硫酸的密度大于 1，浓度越大，密度越大，98%的 浓硫酸的密度为：1.84g/cm3。 16、离子是否共存：（1）是否有沉淀生成、气体放出；（2） 是否有弱电解质生成；（3）是否发生氧化还原反应；（4） 是 否 生 成 络 离 子 [Fe(SCN)2 、 Fe(SCN)3 、 Ag(NH3)+ 、 [Cu(NH3)4]2+ 等]；（5）是否发生双水解。 17、地壳中：含量最多的金属元素是— Al 含量最多的非金 属元素是—O HClO4(高氯酸)—是最强的酸 18、熔点最低的金属是 Hg (-38.9C。),；熔点最高的是 W（钨 3410c）；密度最小（常见）的是 K；密度最大（常见）是 Pt。 19、雨水的 PH 值小于 5.6 时就成为了酸雨。 20、有机酸酸性的强弱：乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 > 碳酸 >苯酚 >HCO3- 21、有机鉴别时，注意用到水和溴水这二种物质。 例：鉴别：乙酸乙酯（不溶于水，浮）、溴苯（不溶于水， 沉）、乙醛（与水互溶），则可用水。 22、取代反应包括：卤代、硝化、磺化、卤代烃水解、酯的 水解、酯化反应等； 23、最简式相同的有机物，不论以何种比例混合，只要混和 物总质量一定，完全燃烧生成的 CO2、H2O 及耗 O2 的量 是不变的。恒等于单一成分该质量时产生的 CO2、H2O 和耗 O2 量。 24、可使溴水褪色的物质如下，但褪色的原因各自不同：烯、 炔等不饱和烃（加成褪色）、苯酚（取代褪色）、乙醇、醛、 甲酸、草酸、葡萄糖等（发生氧化褪色）、有机溶剂[CCl4、 氯仿、溴苯、CS2（密度大于水），烃、苯、苯的同系物、 酯（密度小于水）]发生了萃取而褪色。 25、能发生银镜反应的有：醛、甲酸、甲酸盐、甲酰铵 （HCNH2O）、葡萄溏、果糖、麦芽糖，均可发生银镜反应。 （也可同 Cu(OH)2 反应） 计算时的关系式一般为：—CHO —— 2Ag 注意：当银氨溶液足量时，甲醛的氧化特殊： HCHO — — 4Ag ↓ + H2CO3 反应式为：HCHO +4[Ag(NH3)2]OH = (NH4)2CO3 + 4Ag↓ + 6NH3 ↑+ 2H2O 26、胶体的聚沉方法：（1）加入电解质；（2）加入电性相反 的胶体；（3）加热。 常见的胶体：液溶胶：Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆浆、粥等； 气溶胶：雾、云、烟等；固溶胶：有色玻璃、烟水晶等。 27、污染大气气体：SO2、CO、NO2、NO，其中 SO2、NO2 形成酸雨。 28、环境污染：大气污染、水污染、土壤污染、食品污染、 固体废弃物污染、噪声污染。工业三废：废渣、废水、废 气。 29、在室温（20C。）时溶解度在 10 克以上——易溶；大于 1 克的——可溶；小于 1 克的——微溶；小于 0.01 克的—— 难溶。 30、人体含水约占人体质量的 2/3。地面淡水总量不到总水 量的 1%。当今世界三大矿物燃料是：煤、石油、天然气。 石油主要含 C、H 地元素。 31、生铁的含 C 量在：2%——4.3% 钢的含 C 量在：0.03% ——2% 。粗盐：是 NaCl 中含有 MgCl2 和 CaCl2，因为 MgCl2 吸水，所以粗盐易潮解。浓 HNO3 在空气中形成白雾。 固体 NaOH 在空气中易吸水形成溶液。 32、气体溶解度：在一定的压强和温度下，1 体积水里达到 饱和状态时气体的体积。 五、无机反应中的特征反应 1．与碱反应产生气体 （1） （2）铵盐： OHNHNH 234  碱 2．与酸反应产生气体 （1） （2）       2 3 3 2 2 2 2 3 3 2 H H H CO HCO CO S HS H S SO HSO SO                  化合物 3．Na2S2O3 与酸反应既产生沉淀又产生气体： S2O32-+2H+=S ↓+SO2↑+H2O 4．与水反应产生气体 （1）单质 （2）化合物 5．强烈双水解           2322 222 2 22 32222 HSiONaOHNaOHSi HNaAlOOHNaOHAl HSiAl OH、 单质                                             22 2 22 22 2 2 2 3 42 3 42 3 42 NOSO SOS CONO COSOC NONO SO H HNO SOH HNO SOH HNO SOH HCl 、 、 、 非金属 、 金属 单质 浓 浓 浓 浓 浓      222 22 422 222 OHFOHF HNaOHOHNa                 22222 23232 32223 2222 2 326 233 422 HCOHCaOHCaC SHOHAlOHSAl NHOHMgOHNMg ONaOHOHONa 6．既能酸反应，又能与碱反应 （1）单质：Al （2）化合物：Al2O3、Al(OH)3、弱酸 弱碱盐、弱酸的酸式盐、氨基酸。 7．与 Na2O2 反应 8．2FeCl3+H2S=2FeCl2+S↓+2HCl 9．电解 10．铝热反应：Al+金属氧化物 高温 金属+Al2O3 11． Al3+ Al(OH)3 AlO2- 12．归中反应：2H2S+SO2=3S+2H2O 4NH3+6NO  催化剂 4N2+6H2O 13．置换反应：（1）金属→金属 （2）金属→非金属 （3）非金属→非金属 （4）非金属→金属 14、一些特殊的反应类型： ⑴ 化合物+单质 化合物+化合物 如： Cl2+H2O、H2S+O2、、NH3+O2、CH4+O2、Cl2+FeBr2 ⑵ 化合物+化合物 化合物+单质 NH3+NO、 H2S+SO2 、Na2O2+H2O、NaH+H2O、 Na2O2+CO2、CO+H2O ⑶ 化合物+单质 化合物 PCl3+Cl2 、Na2SO3+O2 、 FeCl3+Fe 、FeCl2+Cl2、CO+O2、Na2O+O2 14．三角转化：                         32 32 2 323 2 3 3 2 2 2 OHAlAlO OHAlSHHSS OHAlCOHCOCO Al OH OH OH 与        NaOHO CONaO OH CO 2 322 2 2           22 232 222 HClNaOHNaCl OAlOAl OHOH 电解 电解 电解 溶液 熔融     铝热反应 盐金属盐金属 .2 .1        CMgOCOMg HFeMgNa OHH 22 2 2 2 点燃 或）、、活泼金属（            ）、（、 高温 高温 HIHBrHClSSHIBrCl HCOOHC COSiSiOC OHFOHF 2)( 22 422 2222 22 2 222        2 22 COC OHH 金属金属氧化物 金属金属氧化物 高温 高温 15．受热分解产生 2 种或 3 种气体的反应： （1）铵盐 （2）硝酸盐 16．特征网络： （1） )(222 酸或碱DCBA OHOO   ① 323 222 HNONONONH OHOO  （气体） ② 42322 222 SOHSOSOSH OHOO  （气体） ③ 322 222 COHCOCOC OHOO  （固体） ④ NaOHONaONaNa OHOO   222 222（固体） （2）A— A 为弱酸的铵盐：(NH4)2CO3 或 NH4HCO3； (NH4)2S 或 NH4HS；(NH4)2SO3 或 NH4HSO3 （3）无机框图中常用到催化剂的反应: 322 223 322 2222 23 23 6454 22 22 322 2 2 NHHN OHNOONH SOOSO OOHOH OKClKClO MnO MnO               催化剂， 催化剂， 催化剂， ， 17.关于反应形式的联想： 1．热分解反应：典型的特征是一种物质加热（1 变 2 或 1 变 3）。 A B+C :不溶性酸和碱受热分解成为相应的酸性氧化物（碱性氧化物）和水。 举例：H4SiO4；Mg（OH）2，Al（OH）3，Cu（OH）2，Fe（OH）3 不溶性碳酸盐受热分解：CaCO3，MgCO3（典型前途是和CO2的性质联系）， NaNO3，KNO3，KClO3受热分解(典型特征是生成单质气体）。 B＋C＋D：属于盐的热稳定性问题。NH4HCO3，MgCl2· 6H2O，AlCl3· 6H2O 硝酸盐的热稳定性：Mg（NO3）2，Cu（NO3）2，AgNO3 KMnO4。FeSO4 NH4I，NH4HS(分解的典型特征是生成两种单质。 H2O2也有稳定性，当浓度低时，主要和催化剂有关系。温度高时 受热也会使它分解。            SHNHSNHHSNH OHSONHSONHHSONH OHCONHCONHHCONH 23244 22332434 22332434 ])[( ])[( ])[(        223 2223 222 42)(2 ONOAgAgNO ONOCuONOCu      C B 气体 气体 强碱 强酸 含有电解熔融的 Al2O3 来制备金属铝、电解熔融的 NaCl 来 制备金属钠。 2.两种物质的加热反应： A＋B C＋D：固体和固体反应的：Al和不活泼的金属氧化物反应。 SiO2和C的反应（但是生成气体）SiO2和碳酸钙以及碳酸钠的反应。 C还原金属氧化物。 固体和液体反应：C和水蒸气的反应：Fe和水蒸气的反应。 气体和液体：CO和水蒸气。 C：固体和固体反应：SiO2和CaO反应；固体和气体C和CO2 C＋D＋E：浓烟酸和MnO2反应制备氯气：浓硫酸和C，Cu，Fe的反应， 浓硝酸和C的反应。实验室制备氨气。 六、常见的重要氧化剂、还原剂 氧化剂 还原剂 活泼非金属单质：X2、O2、 S 活泼金属单质：Na、Mg、Al、Zn、Fe某些非金属单质： C、H2、S 高价金属离子：Fe3+、 Sn4+ 不活泼金属离子：Cu2+、 Ag+ 其它：［Ag(NH3)2］ +、新制 Cu(OH)2 低价金属离子：Fe2+、Sn2+ 非金属的阴离子及其化合物： S2-、H2S、I -、HI、NH3、Cl-、HCl、Br-、 HBr 含氧化合物：NO2、N2O5、 MnO2、Na2O2、H2O2 、 HClO、HNO3、浓 H2SO4、 NaClO、Ca(ClO)2、KClO3、 KMnO4、王水 低价含氧化合物：CO、SO2、H2SO3、 Na2SO3、Na2S2O3、NaNO2、 H2C2O4、含-CHO 的有机物：醛、甲酸、 甲酸盐、甲酸某酯、葡萄糖、麦芽糖等 既作氧化剂又作还原剂的有：S、SO3 2-、HSO3 -、H2SO3、SO2、 NO2 -、Fe2+及含-CHO 的有机物 七、反应条件对氧化－还原反应的影响． 1．浓度：可能导致反应能否进行或产物不同 8HNO3( 稀 ) ＋ 3Cu==2NO↑ ＋ 2Cu(NO3)2 ＋ 4H2O S+6HNO3(浓)===H2SO4+6NO2↑+2H2O 4HNO3( 浓 ) ＋ Cu==2NO2↑ ＋ Cu(NO3)2 ＋ 2H2O 3S+4 HNO3(稀)===3SO2+4NO↑+2H2O 2．温度：可能导致反应能否进行或产物不同 Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O 3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O 3．溶液酸碱性. 2S2- ＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O 5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2O S2-、SO32-，Cl-、ClO3-在酸性条件下均反应而在碱 性条件下共存. Fe2+与 NO3-共存,但当酸化后即可反应.3Fe2+＋ NO3-＋4H+＝3Fe3+＋NO↑＋2H2O一般含氧酸盐作氧化剂,在酸性条件下,氧化性比在中性及 碱性环境中强.故酸性 KMnO4 溶液氧化性较强. 4．条件不同，生成物则不同 1、2P＋3Cl2 点燃=== 2PCl3(Cl2 不足) ； 2P＋ 5Cl2 点燃=== 2 PCl5(Cl2 充足) 2、2H2S＋3O2 点燃=== 2H2O＋2SO2(O2 充足) ； 2H2S＋ O2 点燃=== 2H2O＋2S(O2 不充足) 3、4Na＋O2 缓慢氧化===== 2Na2O 2Na＋ O2 点燃=== Na2O2 4、Ca(OH)2＋CO2 CO2 适量==== CaCO3↓＋H2O ； Ca(OH)2 ＋2CO2(过量)==Ca(HCO3)2 5、C＋O2 点燃=== CO2(O2 充足) ； 2 C＋ O2 点燃=== 2CO (O2 不充足) 冷、稀 4 高温 6 、 8HNO3( 稀 ) ＋ 3Cu==2NO↑ ＋ 2Cu(NO3)2 ＋ 4H2O 4HNO3(浓)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O 7 、 AlCl3 ＋ 3NaOH==Al(OH)3↓ ＋ 3NaCl ； AlCl3＋4NaOH(过量)==NaAlO2＋2H2O 8 、 NaAlO2 ＋ 4HCl( 过 量 )==NaCl ＋ 2H2O ＋ AlCl3 NaAlO2＋HCl＋H2O==NaCl＋Al(OH)3↓ 9、Fe＋6HNO3(热、浓)==Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O Fe ＋HNO3(冷、浓)→(钝化) 10、Fe＋6HNO3(热、浓)Fe 不足==== Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O Fe＋4HNO3(热、浓)Fe 过量==== Fe(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O 11、Fe＋4HNO3(稀)Fe 不足==== Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O 3Fe＋ 8HNO3(稀) Fe 过量==== 3Fe(NO3)3＋2NO↑＋4H2O 12、C2H5OH CH2=CH2↑＋H2O C2H5－OH ＋HO－C2H5 C2H5－O－C2H5＋H2O 13、 ＋ Cl2 Fe→ ＋ HCl ＋3Cl2 光→ （六氯环已烷） 14、C2H5Cl＋NaOHH2O→ C2H5OH＋NaCl C2H5Cl ＋NaOH醇→CH2＝CH2↑＋NaCl＋H2O 15、6FeBr2＋3Cl2（不足）==4FeBr3＋2FeCl3 2FeBr2 浓 H2SO4 170℃ 浓 H2SO4 140℃ Cl Cl l ClCl Cl Cl Cl ＋3Cl2（过量）==2Br2＋2FeCl3 八、离子共存问题 离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶 液酸碱性等综合知识。凡能使溶液中因反应发生使有关离 子浓度显著改变的均不能大量共存。如生成难溶、难电离、 气体物质或能转变成其它种类的离子（包括氧化一还原反 应）.一般可从以下几方面考虑 1．弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中.如 Fe3+、Al3+、 Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均与 OH-不能 大量共存. 2．弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。如 CH3COO-、F-、 CO32-、SO32-、S2-、PO43-、 AlO2-均与 H+ 不能大量共存. 3．弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均 不能大量共存.它们遇强酸（H+）会生成弱 酸分子；遇强碱（OH-）生成正盐和水. 如：HSO3-、 HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等 4．若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐， 则不能大量共存.如：Ba2+、Ca2+与 CO32-、 SO32-、 PO43-、SO42-等；Ag+与 Cl-、Br-、I- 等；Ca2+ 与 F-，C2O42- 等 5．若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共 存.如：Al3+与 HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、 SiO32- 等 Fe3+与 HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O- 等；NH4+与 AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等 6．若阴、阳离子能发生氧化一还原反应则不能大 量共存.如：Fe3+与 I-、S2-；MnO4-（H+）与 I-、Br-、 Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等；NO3-（H+）与上述阴离子； S2-、SO32-、H+ 7．因络合反应或其它反应而不能大量共存 如：Fe3+与 F-、CN-、SCN-等； H2PO4-与 PO43-会生成 HPO42-，故两者不共存. 九、离子方程式判断常见错误及原因分析 1．离子方程式书写的基本规律要求：（写、拆、删、查四个 步骤来写） （1）合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产 物及反应。 （2）式正确：化学式与离子符号使用正确合理。 （3）号实际：“=”“”“ →”“↑”“↓”等符号符合实际。 （4）两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还 原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总 数要相等）。 （5）明类型：分清类型，注意少量、过量等。 （6）细检查：结合书写离子方程式过程中易出现的错误， 细心检查。 例如：(1)违背反应客观事实 如：Fe2O3 与氢碘酸：Fe2O3＋6H+＝2 Fe3+＋3H2O 错因： 忽视了 Fe3+与 I-发生氧化一还原反应 (2)违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡 如：FeCl2 溶液中通 Cl2 ：Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋2Cl- 错因：电 子得失不相等，离子电荷不守恒 (3)混淆化学式（分子式）和离子书写形式 如：NaOH 溶液中通入 HI：OH-＋HI＝H2O＋I-错因：HI误认为弱酸. (4)反应条件或环境不分： 如：次氯酸钠中加浓 HCl：ClO-＋H+＋Cl-＝OH-＋Cl2↑错 因：强酸制得强碱 (5)忽视一种物质中阴、阳离子配比.如：H2SO4 溶液加入 Ba(OH)2 溶液:Ba2+＋OH-＋H+＋ SO42-＝BaSO4↓＋H2O正确：Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O (6)“＝”“  ”“↑”“↓”符号运用不当 如：Al3+＋3H2O＝Al(OH)3↓＋3H+ 注意：盐的水解一般 是可逆的，Al(OH)3 量少，故不能打“↓” 2.判断离子共存时，审题一定要注意题中给出的附加条件。 酸性溶液（H＋）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出可 燃气体的溶液、由水电离出的 H＋或 OH-= 1×10-amol/L(a>7 或 a<7)的溶液等。 有色离子 MnO4 -,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 MnO4 -,NO3 -等在 酸性条件下具有强氧化性。 S2O3 2-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O3 2-+2H+=S↓+SO2 ↑+H2O 注意题目要求“一定．．大量共存”还是“可能．．大量共存”； “不能大量共存”还是“一定．．不能大量共存”。 看是否符合题设条件和要求，如“过量”、“少量”、“适 量”、“等物质的量”、“任意量”以及滴加试剂的先后 顺序对反应的影响等。 十、中学化学实验操作中的七原则 1．“从下往上”原则。2．“从左到右”原则。3．先“塞” 后“定”原则。4．“固体先放”原则，“液体后加”原则。 5．先验气密性(装入药口前进行)原则。6．后点酒精灯(所 有装置装完后再点酒精灯)原则。7．连接导管通气是长进 短出原则。 十一、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，剩余部分随即放人煤油中。 2.白磷：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，应保存在用蜡封 好的瓶中，放置低温处。 5.浓 HNO3，AgNO3：见光易分解，应保存在棕色瓶中， 放在低温避光处。 6.固体烧碱：易潮解，应用易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·H2O：易挥发，应密封放低温处。 8.C6H6、、C6H5—CH3、CH3CH2OH、CH3CH2OCH2CH3： 易挥发、易燃，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。 十二、中学化学中与“0”有关的实验问题 4 例及小数点问 题 1.滴定管最上面的刻度是 0。小数点为两位 2. 量筒最下面的刻度是 0。小数点为一位 3.温度计中间刻度是 0。小数点为一位 4. 托盘天平的标尺中央数值是 0。小数点为一位 十三、能够做喷泉实验的气体 1、NH3、HCl、HBr、HI 等极易溶于水的气体均可做喷泉 实验。 2、CO2、Cl2、SO2 与氢氧化钠溶液； 3、C2H2、C2H2 与溴水反应 十四、比较金属性强弱的依据 金属性：金属气态原子失去电子能力的性质； 金属活动性：水溶液中，金属原子失去电子能力的性 质。 注：金属性与金属活动性并非同一概念，两者有时表现为 不一致， 1、同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属 性减弱； 同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属 性增强； 2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；碱性愈强， 其元素的金属性也愈强； 3、依据金属活动性顺序表（极少数例外）； 4、常温下与酸反应剧烈程度；5、常温下与水反应的剧 烈程度； 6、与盐溶液之间的置换反应；7、高温下与金属氧化物 间的置换反应。 十五、比较非金属性强弱的依据 1、同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，非金属 性增强； 同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性 减弱； 2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：酸性愈强， 其元素的非金属性也愈强； 3、依据其气态氢化物的稳定性：稳定性愈强，非金属 性愈强； 4、与氢气化合的条件； 5、与盐溶液之间的置换反应； 6、其他，例：2Cu＋S Δ===Cu2S Cu＋Cl2 点燃=== CuCl2 所 以，Cl 的非金属性强于 S。 十六、“10 电子”、“18 电子”的微粒小结 1．“10 电子”的微粒： 分子 离子 一核 10 电 子的 Ne N3−、O2−、F−、Na+、Mg2+、 Al3+ 二核 10 电 子的 HF OH−、 三核 10 电 子的 H2O NH2− 四核 10 电 子的 NH3 H3O+ 五核 10 电 子的 CH4 NH4+ 2．“18 电子”的微粒 分子 离子 一核 18 电 子的 Ar K+、Ca2+、Cl‾、S2− 二核 18 电 子的 F2、HCl HS− 三核 18 电 子的 H2S 四核 18 电 子的 PH3、H2O2 五核 18 电 子的 SiH4、CH3F 六核 18 电 子的 N2H4、 CH3OH注：其它诸如 C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为 18 电子的微粒。 十七、微粒半径的比较： 1．判断的依据 电子层数： 相同条件下，电子层 越多，半径越大。 核电荷数： 相同条件下，核电荷数越多， 半径越小。 最外层电子数 相同条件下，最外层 电子数越多，半径越大。 2．具体规律：1、同周期元素的原子半径随核电荷数的 增大而减小（稀有气体除外） 如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而 增大。如：Li Na+>Mg2+>Al3+ 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离 子半径越小。如 Fe>Fe2+>Fe3+ 十八、各种“水”汇集 1．纯净物：重水 D2O；超重水 T2O；蒸馏水 H2O；双氧 水 H2O2；水银 Hg； 水晶 SiO2。 2．混合物：氨水(分子：NH3、H2O、NH3·H2O；离子： NH4+、OH‾、H+) 氯水(分子：Cl2、H2O、HClO；离子：H+、Cl‾、ClO‾、 OH‾) 苏打水(Na2CO3 的溶液) 生理盐水(0.9%的 NaCl 溶液) 水玻璃(Na2SiO3 水溶 液) 水泥(2CaO·SiO2 、3CaO·SiO2 、3CaO·Al2O3) 卤水 (MgCl2、NaCl 及少量 MgSO4) 王水（由浓 HNO3 和浓盐酸以 1∶3 的体积比配制成的 混合物） 十九、具有漂白作用的物质 氧化作用 化合作 用 吸附作 用 Cl2、O3、Na2O2、 浓 HNO3 SO2 活性炭 化学变化 物理变 化不可逆 可逆 其中能氧化指示剂而使指示剂褪色的主要有 Cl2(HClO)和 浓 HNO3 及 Na2O2 二十、各种“气”汇集 1．无机的：爆鸣气(H2 与 O2)； 水煤气或煤气(CO 与 H2)；碳酸气(CO2) 2．有机的：天然气(又叫沼气、坑气，主要成分为 CH4) 液化石油气(以丙烷、丁烷为主) 裂解气(以 CH2=CH2 为 主) 焦炉气(H2、CH4 等) 电石气(CH≡CH，常含有 H2S、PH3 等) 二十一、滴加顺序不同，现象不同 1．AgNO3 与 NH3·H2O： AgNO3 向 NH3·H2O 中滴加——开始无白色沉淀，后产 生白色沉淀 NH3·H2O 向 AgNO3 中滴加——开始有白色沉淀，后白 色沉淀消失 2．NaOH 与 AlCl3： NaOH 向 AlCl3 中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉 淀消失 AlCl3 向 NaOH 中滴加——开始无白色沉淀，后产生白 色沉淀 3．HCl 与 NaAlO2： HCl 向 NaAlO2 中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉 淀消失 NaAlO2 向 HCl 中滴加——开始无白色沉淀，后产生白 色沉淀 4．Na2CO3 与盐酸： Na2CO3 向盐酸中滴加——开始有气泡，后不产生气泡 盐酸向 Na2CO3 中滴加——开始无气泡，后产生气泡 二十二、几个很有必要熟记的相等式量 Ne CaCO3 Fe CuO Ar 20 100 KHCO3 56 CaO 80 SO3 40 Ca HF Mg3N2 KOH Br、NH4NO3 MgO NaOH N2 H2SO4 C3H8 SO2 CuSO4 CH3COOH 28 C2H4 98 44 CO2 64 160 Fe2O3 60 CH3CH2CH2OH CO H3PO4 N2O Cu Br2 HCOOCH3 1．常用相对分子质量 Na2O2：78 Na2CO3：106 NaHCO3：84 Na2SO4：142 BaSO4：233 Al (OH)3：78 C6H12O6：180 2．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——0.75 mol 二十三、规律性的知识归纳 1、能与氢气加成的：苯环结构、C=C 、 、C=O 。 （ 和 中的 C=O 双键 不发生加成） 2、能与 NaOH 反应的：—COOH、 、 。 3、能与 NaHCO3 反应的：—COOH 4、能与 Na 反应的：—COOH、 、 －OH 5、能发生加聚反应的物质 烯烃、二烯烃、乙炔、苯乙烯、烯烃和二烯烃的衍生物。 6、能发生银镜反应的物质 凡是分子中有醛基（－CHO） 的物质均能发生银镜反应。 （1）所有的醛（R－CHO）； （2）甲酸、甲酸盐、甲 酸某酯； O OC O OHC OH O OC C C OH 注：能和新制 Cu(OH)2 反应的——除以上物质外，还有酸 性较强的酸（如甲酸、乙酸、丙酸、盐酸、硫酸、氢氟 酸等），发生中和反应。 7、能与溴水反应而使溴水褪色或变色的物质 （一）有机 1．不饱和烃（烯烃、炔烃、二烯烃、苯乙烯等）； 2．不饱和烃的衍生物（烯醇、烯醛、油酸、油酸盐、 油酸某酯、油等） 3．石油产品（裂化气、裂解气、裂化汽油等）； 4．苯酚及其同系物（因为能与溴水取代而生成三溴酚 类沉淀） 5．含醛基的化合物 6．天然橡胶（聚异戊二烯） CH2=CH－C=CH2 （二）无机 1．－2 价硫（H2S 及硫化物）； CH3 2．＋4 价硫（SO2、H2SO3 及亚硫酸盐）； 3．＋2 价铁： 6FeSO4＋3Br2＝2Fe2(SO4)3＋2FeBr3 6FeCl2＋3Br2＝4FeCl3＋2FeBr3 变色 2FeI2＋3Br2＝2FeBr3＋2I2 4．Zn、Mg 等单质 如 Mg＋Br2 H2O===MgBr2 (此外，其中亦有 Mg 与 H+、Mg 与 HBrO 的反应) 5．－1 价的碘（氢碘酸及碘化物） 变色 6．NaOH 等强碱：Br2＋2OH‾==Br‾＋BrO‾＋H2O 7．AgNO3 8、能使酸性高锰酸钾溶液褪色的物质 （一）有机 1． 不饱和烃（烯烃、炔烃、二烯烃、 苯乙烯等）； 2． 苯的同系物； 3． 不饱和烃的衍生物（烯醇、烯醛、 烯酸、卤代烃、油酸、油酸盐、油酸酯等）； 4． 含醛基的有机物（醛、甲酸、甲 酸盐、甲酸某酯等）； 5． 石油产品（裂解气、裂化气、裂 化汽油等）； 6． 煤产品（煤焦油）； 7． 天然橡胶（聚异戊二烯）。 （二）无机 1． －2 价硫的化合物（H2S、氢硫酸、 硫化物）； 2． ＋4 价硫的化合物（SO2、H2SO3 及亚硫酸盐）； 3． 双氧水（H2O2，其中氧为－1 价） 9、最简式相同的有机物 1．CH：C2H2 和 C6H6 2．CH2：烯烃和环烷烃 3．CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯、葡萄糖 4．CnH2nO：饱和一元醛（或饱和一元酮）与二倍于其碳 原子数和饱和一元羧酸或酯；举一例：乙醛（C2H4O）与 丁酸及其异构体（C4H8O2） 10、同分异构体（几种化合物具有相同的分子式，但具有不 同的结构式） 1、醇—醚 CnH2n+2Ox 2、醛—酮 —环氧烷（环醚） CnH2nO 3、羧酸—酯—羟基醛 CnH2nO2 4、氨基酸 —硝基烷 5、单烯烃—环烷烃 CnH2n 6、二烯烃— 炔烃 CnH2n-2 11、能发生取代反应的物质及反应条件 1．烷烃与卤素单质：卤素蒸汽、光照； 2．苯及苯的同系物与①卤素单质：Fe 作催化剂； ②浓硝酸：50～60℃水浴；浓硫酸作 催化剂 ③浓硫酸：70～80℃水浴； 3．卤代烃水解：NaOH 的水溶液； 4．醇与氢卤酸的反应：新制的氢卤酸(酸性条件)； 5．酯类的水解：无机酸或碱催化； 6．酚与浓溴水 （乙醇与浓硫酸在 140℃时的脱水反应， 事实上也是取代反应。） 二十四、实验中水的妙用 1．水封：在中学化学实验中，液溴需要水封，少量白磷 放入盛有冷水的广口瓶中保存，通过水的覆盖，既可隔绝空 气防止白磷蒸气逸出，又可使其保持在燃点之下；液溴极易 挥发有剧毒，它在水中溶解度较小，比水重，所以亦可进行 水封减少其挥发。 2．水浴：酚醛树脂的制备(沸水浴)；硝基苯的制备 (50—60℃)、乙酸乙酯的水解(70～80℃)、蔗糖的水解(70～ 80℃)、硝酸钾溶解度的测定(室温～100℃)需用温度计来控 制温度；银镜反应需用温水浴加热即可。 3．水集：排水集气法可以收集难溶或不溶于水的气体， 中学阶段有 02， H2，C2H4，C2H2，CH4，NO。有些气体在 水中有一定溶解度，但可以在水中加入某物质降低其溶解 度，如：用排饱和食盐水法收集氯气。 4．水洗：用水洗的方法可除去某些难溶气体中的易溶杂 质，如除去 NO 气体中的 N02 杂质。 5．鉴别：可利用一些物质在水中溶解度或密度的不同进 行物质鉴别，如：苯、乙醇 溴乙烷三瓶未有标签的无色液 体，用水鉴别时浮在水上的是苯，溶在水中的是乙醇，沉于 水下的是溴乙烷。利用溶解性溶解热鉴别，如：氢氧化钠、 硝酸铵、氯化钠、碳酸钙，仅用水可资鉴别。 6．检漏：气体发生装置连好后，应用热胀冷缩原理，可 用水检查其是否漏气。 二十五、有机物的官能团： 1．碳碳双键： C C 2．碳碳叁键： C C 3．卤（氟、氯、溴、碘）原子：—X 4．（醇、酚） 羟基：—OH 5 ． 醛 基 ： —CHO 6 ． 羧 基 ： —COOH 7．酯类的基团： 二十六、各类有机物的通式、及主要化学性质 烷烃 CnH2n+2 仅含 C—C 键 与卤素等发生取代反应、热 分解 、不与高锰酸钾、溴水、强酸强碱反应 烯烃 CnH2n 含 C==C 键 与卤素等发生加成反应、与高锰 酸钾发生氧化反应、聚合反应、加聚反应 炔烃 CnH2n-2 含 C≡C 键 与卤素等发生加成反应、与高锰 酸 钾 发 生 氧 化 反 应 、 聚 合 反 应 苯（芳香烃）CnH2n-6 与卤素等发生取代反应、与氢气等发生 O OC 加成反应 （甲苯、乙苯等苯的同系物可以与高锰酸钾发生 氧化反应）卤代烃：CnH2n+1X 醇：CnH2n+1OH 或 CnH2n+2O 苯 酚 ： 遇 到 FeCl3 溶 液 显 紫 色 醛：CnH2nO 羧酸：CnH2nO2 酯： CnH2nO2 二十七、有机反应类型： 取代反应：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。 加成反应：有机物分子里不饱和的碳原子跟其他原子或原 子团直接结合的反应。 聚合反应：一种单体通过不饱和键相互加成而形成高分子 化合物的反应。 加聚反应：一种或多种单体通过不饱和键相互加成而形成 高分子化合物的反应。 消去反应：从一个分子脱去一个小分子(如水.卤化氢),因而 生 成 不 饱 和 化 合 物 的 反 应 。 氧化反应：有机物得氧或去氢的反应。 还原反应：有机物加氢或去氧的反应。 酯化反应：醇和酸起作用生成酯和水的反应。 水解反应：化合物和水反应生成两种或多种物质的反应(有 卤代烃、酯、糖等) 二十八、有机物燃烧通式 烃： CxHy＋(x＋ 4 y )O2  xCO2＋ 2 y H2O 烃的含氧衍生物： CxHyOz＋(x＋ 4 y － 2 z )O2  xCO2＋ 2 y H2O 二十九、有机合成路线： 补充： 1、 3 3CH -CH -CH 浓硫酸 △ OH 2 3 2CH =CH-CH +H O↑ 2、 3 2 2CH -CH -CH OH +O Cu △ 3CH 2 3 2CH -CH-CHO + 2H O2 3CH 3、 2n CH =CH -CHO 2--CH --CH --- n CHO 4、 2 2CH =CH-CHO +2H Ni △ 3 2 2CH -CH -CH OH 5、 3 2CH -CH -CH -COOH 3CH 3+CH OH 浓硫酸 △ 3 2 3 2CH -CH -CH-COOCH +H O 3CH 6、 2HO -CH -CH -COOH 3CH 浓硫酸 △ 2 2CH -CH O C O OCO CH -- 2CH 3CH 3CH 2+ 2H O 7、 COOH COOH 3+2CH OH 浓硫酸 △ 3COOCH 3COOCH 2+2H O 8、 OOCH +2 NaOH ONa 2+ HCOONa +H O 9、 2 3CH COOCH HO OH 2CH COONa ONaNaO 3 2+CH OH +2H O+3NaOH 10、 CHO 2+4H Ni △ 2CH OH 11、 ONa 2 2+CO +H O OH 3+NaHCO 12、 3 2CH -C=CH -CHO +Br 3CH 3CH -C -CH -CHO 3CH Br Br 13、 3H C 3 2CH +Cl 光照 3H C 2CH Cl +HCl 14、 OH 浓硫酸 △ 2+H O 15、 COOH OH + OH COO OH 2+H O 16、 CHO 2+Cu(OH) △2 COOH 2 2 2+ Cu O +2H O↓ 三十、化学计算 （一）有关化学式的计算 1．通过化学式，根据组成物质的各元素的原子量， 直接计算分子量。 2．已知标准状况下气体的密度，求气体的式量： M=22.4ρ。 3．根据相对密度求式量：M=MˊD。         D 4 ． 混 合 物 的 平 均 分 子 量 ：  %%)( BbA MaMM 混合物物质的量总数 克物质的总质量 5．相对原子质量 1 原子的相对原子质量= 12 112 6 原子的质量一个 一个原子的质量 C A1、A2 表示同位素相对原子质量，a1%、a2%表示原子的 摩尔分数 2 元素近似相对原子质量：  %% 2211 aAaAA (二) 溶液计算 1、 VN N MV m V nc A  1000C M  2、稀释过程中 溶质不变：C1V1=C2V2。 3、同溶质的稀溶液相互混合：C 混= 21 221 VV VCCV   (忽略混合时 溶液体积变化不计) 4、溶质的质量分数。 ① %100%100%    剂质 质 液 质 mm m m ma ② %100100%  S Sa （饱和溶液，S 代表溶质该条件下的溶解度） ③ 混 合 ： m1a1%+m2a2%=(m1+m2)a% 混 ④ 稀 释 ： m1a1%=m2a2% 5、有关 pH 值的计算：酸算 H+，碱算 OH— Ⅰ. pH= —lg[H+] C(H+)=10-pH Ⅱ. KW=[H+][OH—]=10-14（25℃时） ×M ×NA 质 量 物 质 的 量 微 粒 m ÷M n ÷NA N × ÷ 22.4 L/ mol 22.4 L/ mol 气体的体积 （标准状况下） 6、图中的公式：1． A Nn N  2． mn M  3． m Vn V  4． nn V  三十一、阿伏加德罗定律 1．内容：在同温同压下，同体积的气体含有相等的分子数。 即“三同”定“一等”。 2．推论 （1）同温同压下，V1/V2=n1/n2 （2）同温同体积时， p1/p2=n1/n2=N1/N2（3）同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1 （4）同温同压同体 积时，M1/M2=ρ1/ρ2注意：（1）阿伏加德罗定律也适用于混合气体。 （2）考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物 质来迷惑考生，如 H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3、乙醇等。 （3）物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含 有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及 稀有气体 He、Ne 等单原子分子，Cl2、N2、O2、H2 双原子分 子。胶体粒子及晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等 结构。 （4）要用到 22.4L·mol－1 时，必须注意气体是否处于标准状 况下，否则不能用此概念； （5）某些原子或原子团在水溶液中能发生水解反应，使其 数目减少； （6）注意常见的的可逆反应：如 NO2 中存在着 NO2 与 N2O4 的平衡； （7）不要把原子序数当成相对原子质量，也不能把相对原 子质量当相对分子质量。 （8）较复杂的化学反应中，电子转移数的求算一定要细心。 如 Na2O2+H2O；Cl2+NaOH；电解 AgNO3 溶液等。 三十二、氧化还原反应 升失氧还还、降得还氧氧 （氧化剂/还原剂，氧化产物/还原产物，氧化反应/还 原反应） 化合价升高（失 ne—）被氧化 氧化剂 ＋还原剂＝ 还原产物＋氧化产物 化合价降低（得 ne—）被还原 （较强）（较强） （较弱） （较弱） 氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物 三十三、盐类水解 盐类水解，水被弱解；有弱才水解，无弱不水解；越弱越水 解，都弱双水解；谁强呈谁性，同强呈中性。 电解质溶液中的守恒关系 错误！未找到引用源。电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子 所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如 NaHCO3 溶液中：n(Na ＋ )＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋ n(OH-)推出：[Na＋]＋[H＋]＝[HCO3-]＋2[CO32-]＋[OH-] 错误！未找到引用源。物料守恒：电解质溶液中由于电离或 水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子 或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如 NaHCO3 溶液中：n(Na＋)：n(c)＝1:1，推出： C (Na＋)＝c (HCO3-)＋c (CO32-)＋c (H2CO3) 错误！未找到引用源。质子守恒：(不一定掌握)电解质溶液 中分子或离子得到或失去质子（H＋）的物质的量应相等。例 如：在 NH4HCO3 溶液中 H3O+、H2CO3 为得到质子后的产物； NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：c (H3O+)+c (H2CO3)=c (NH3)+c (OH-)+c (CO32-)。 三十四、热化学方程式正误判断——“三查” 1．检查是否标明聚集状态：固（s）、液（l）、气（g） 2．检查△H 的“+”“－”是否与吸热、放热一致。(注 意△H 的“+”与“－”，放热反应为“－”，吸热反应为“+”) 3．检查△H 的数值是否与反应物或生成物的物质的量相 匹配（成比例） 注意：错误！未找到引用源。要注明反应温度和压强，若反 应在 298K 和 1.013×105Pa 条件下进行，可不予注明； 错误！未找到引用源。要注明反应物和生成物的聚集 状态，常用 s、l、g 分别表示固体、液体和气体； 错误！未找到引用源。△H 与化学计量系数有关，注意 不要弄错。方程式与△H 应用分号隔开，一定要写明“+”、 “-”数值和单位。计量系数以“mol”为单位，可以是小 数或分数。 错误！未找到引用源。一定要区别比较“反应热”、“中 和热”、“燃烧热”等概念的异同。 三十五、浓硫酸“五性” 酸性、强氧化性、吸水性、脱水性、难挥发性 化合价不变只显酸性 化合价半变既显酸性又显强氧化性 化合价全变只显强氧化性 三十六、浓硝酸“四性” 酸性、强氧化性、不稳定性、挥发性 化合价不变只显酸性 化合价半变既显酸性又显强氧化性 化合价全变只显强氧化性 三十七、烷烃系统命名法的步骤 ①选主链，称某烷 ②编号位，定支链 ③取代基，写在前，注位置，短线连 ④不同基，简到繁，相同基，合并算 烷烃的系统命名法使用时应遵循两个基本原则：①最简 化原则，②明确化原则，主要表现在一长一近一多一小，即 “一长”是主链要长，“一近”是编号起点离支链要近，“一多”是支链数目要多，“一小”是支链位置号码之和要小，这些原 则在命名时或判断命名的正误时均有重要的指导意义。 三十八、酯化反应的反应机理（酸提供羟基，醇提供氢原子） 所以羧酸分子里的羟基与醇分子中羟基上的氢原了结 合成水，其余部分互相结合成酯。 浓硫酸 CH3COOH+H18OC2H5 CH3CO18OC2H5+H2O三十九、氧化还原反应配平 标价态、列变化、求总数、定系数、后检查 一标出有变的元素化合价； 二列出化合价升降变化 三找出化合价升降的最小公倍数，使化合价升高和降 低的数目相等； 四定出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数； 五平：观察配平其它物质的系数； 六查：检查是否原子守恒、电荷守恒（通常通过检查 氧元素的原子数），画上等号。 四十、"五同的区别"同位素(相同的中子数，不同的质子数，是微观微粒)同素异形体（同一种元素不同的单质，是宏观物质） 同分异构体（相同的分子式，不同的结构） 同系物（组成的元素相同，同一类的有机物，相差一 个或若干个的 CH2） 同一种的物质（氯仿和三氯甲烷，异丁烷和 2-甲基丙 烷等） 四十一、化学平衡图象题的解题步骤一般是： 看图像：一看面（即横纵坐标的意义）； 二看线（即 看线的走向和变化趋势）； 三看点（即曲线的起点、折点、交点、终点），先出现 拐点的则先达到平衡，说明该曲线表示的温度较高或压强较 大，“先拐先平”。 四看辅助线（如等温线、等压线、 平衡线等）；五看量的变化（如温度变化、浓度变化等），“定 一议二”。 四十二、中学常见物质电子式分类书写 1．Cl-的电子式为： 2．-OH： OH-电子式： 3．Na2S MgCl2 CaC2、 Na2O2 4． NH4Cl (NH4)2S 5． Cl O HO H ClMg2+ClS 2– Na+ Na+ H H N H H S 2– H H N H H ClH H N H H Na+ Na+O O 2–2–Ca2+ CC CO2 O OC 写结构式 补孤电子对共用电子对代共价键 O OC O OC 结构式 电子式 6．MgCl2 形成过程： + Mg + Mg2+ 四十三、原电池： 1．原电池形成三条件： “三看”。先看电极：两极为导体且 活泼性不同； 再看溶液：两极插入电解质溶液中；三看回路：形成闭 合回路或两极接触。 2．原理三要点：（1） 相对活泼金属作负极，失去电子，发 生氧化反应.（2） 相对不活泼金属（或碳）作正极，得到 电子，发生还原反应（3） 导线中（接触）有电流通过，使 化学能转变为电能 3．原电池：把化学能转变为电能的装置 4．原电池与电解池的比较 原电池 电解池 （1）定义 化学能转变成电能的装置 电能转变成化学能 的装置 （2）形成条件 合适的电极、合适的电解质溶 液、形成回路 电极、电解质溶液 （或熔融的电解 质）、外接电源、形 成回路 （3）电极名称 负极 正极 阳极 阴极 （4）反应类型 氧化 还原 氧化 还原 Cl Cl Cl Cl （5）外电路电 子流向 负极流出、正极流入 阳极流出、阴极流入 四十四、等效平衡问题及解题思路 1、等效平衡的含义在一定条件（定温、定容或定温、定 压）下，只是起始加入情况不同．．的同一可逆反应达到平 衡后，任何相同组分的分数（体积、物质的量）均相同．．， 这样的化学平衡互称等效平衡。 2、等效平衡的分类 （1）定温（T）、定容（V）条件下的等效平衡 Ⅰ类：对于一般可逆反应，在定 T、V 条件下，只改 变起始加入情况，只要通过可逆反应的化学计量数比换 算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量与原平衡相 同，则二平衡等效。 Ⅱ类：在定 T、V 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 的比例与原平衡相同，则二平衡等效。 （2）定 T、P 下的等效平衡（例 4： 与例 3 的相似。 如将反应换成合成氨反应） Ⅲ类：在 T、P 相同的条件下，改变起始加入情况， 只要按化学计量数换算成平衡式左右两边同一边物质的 物质的量之比与原平衡相同，则达到平衡后与原平衡等 效。 四十五、元素的一些特殊性质 1． 周期表中特殊位置的元素 ①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al、Ge。 ② 族序数等于周期数 2 倍的元素：C、S。 ③族序数等于周期数 3 倍的元素：O。 ④ 周期数是族序数 2 倍的元素：Li、Ca。 ⑤周期数是族序数 3 倍的元素：Na、Ba。 ⑥最高 正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C。 ⑦最高正价是最低负价绝对值 3 倍的短周期元素：S。 ⑧除 H 外，原子半径最小的元素：F。 ⑨短周期中离子半径最大的元素：P。 2．常见元素及其化合物的特性 ①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大 的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素： C。②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱 性的元素：N。③地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸 点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。 ④最轻的单质的元素：H ；最轻的金属单质的元素：Li 。 ⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br ；金属元素： Hg 。⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应， 又能与强碱反应的元素：Be、Al、Zn。⑦元素的气态氢化 物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素： N；能起氧化还原反应的元素：S。⑧元素的气态氢化物能 和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：S。 ⑨元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元 素：Li、Na、F。⑩常见的能形成同素异形体的元素：C、 P、O、S。 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或因用力过猛而损 坏仪器。 4.“固体先放”原则。上例中，烧瓶内试剂 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 浓盐酸应在烧瓶固定后在分液漏斗中缓慢加入。 6.先验气密性(装入药口前进行)原则。 7.后点酒精灯 (所有装置装完后再点酒精灯)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 合物的准确温度，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.测蒸气的温度：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，液体和蒸气的温度相同，所以只 要测蒸气的温度。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，温度计则插入水浴 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哪些需要塞入少量棉花的 实验： 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.萃取法：如用 CCl4 来萃取 I2 水中的 I2。 6.溶解法：Fe 粉(A1 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：除去混合气体中的气体杂质，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，除去 Fe(OH)3，再加酸让 NaAlO2 转化 成 A1(OH)3。 五.常用的去除杂质的方法 10 种 1.杂质转化法:欲除去苯中的苯酚，可加入氢氧化钠，使苯 酚转化为酚钠，利用酚钠易溶于水，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:欲除去二氧化碳中混有的少量氯化氢和水， 可使混合气体先通过饱和碳酸氢钠的溶液后，再通过浓硫 酸。 3.沉淀过滤法:欲除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:欲除去碘中的沙子，可用此法。 5.溶剂萃 取法:欲除去水中含有的少量溴，可用此法。 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，得到硝酸钠纯晶。 7.分馏蒸馏法: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，可采用以上各种方法或 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；不要鼻子凑到容器口 去闻气体的气味，更不能尝结晶的味道。 2.做完实验，用剩的药品不得抛弃，也不要放回原瓶（活 泼金属钠、钾等例外）。 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，不能把称量物直接放在托盘上；也不能把 称量物放在右盘上；加法码时不要用手去拿。 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点另一只酒精灯；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；液体的体积一般不要超过试管容积 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，不要直接用手拿回，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上再使劲塞 进塞子，以免压破烧瓶。 七.化学实验中的先与后 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器壁缓 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 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.配制 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 洗后再装标准掖；先用待测液润洗后再移取液体；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，铂丝应先沾上稀盐酸放在 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 H2 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，再改用胶头滴管加水至刻度线。 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％一 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， 再把试纸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，重量相等的纸(腐 蚀药品放在烧杯等玻璃器皿)，再放药品。加热后的药品， 先冷却，后称量。 八.实验中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。下面拟结合实验和化学 课本中的实验图，作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，导管都必领 伸到集气瓶或试管的底部附近。这样利于排尽集气瓶或 试管内的空气，而收集到较纯净的气体。 3.用排水法收集气体时，导管只需要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 器的中下部。这样利于两者接触，充分反应。 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，若与瓶壁相碰或离得太近，燃烧产生的高温会使集 气瓶炸裂。 7.用加热方法制得的物质蒸气，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到反应器中。 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。供出气的导管则又 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 液面以下，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， 所以漏斗颈都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，剩余部分随即放人煤油中。 2.白磷：保存在水中，防氧化，放冷暗处。镊子取，并立 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，应保存在用蜡封好 的瓶中，放置低温处。 5.浓 HNO3，AgNO3：见光易分解，应保存在棕色瓶中，放在 低温避光处。 6.固体烧碱：易潮解，应用易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•H2O：易挥发，应密封放低温处。 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。 其它气体若能极易溶于某液体中时(如 CO2 易溶于烧碱溶液 中)，亦可做喷泉实验。 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：发出耀眼强光，放出大量的热，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，石灰水变浑浊。 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．向含有 C1-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 SO4 2-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，注入浓的碳酸钠溶液：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：有色布条的颜色退去。 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．细铜丝在硫蒸气中 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：红色退去，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，钠浮于水面，放出大量的热 使钠溶成小球在水面上游动，有“嗤嗤”声。 44．把水滴入盛有过氧化钠固体的试管里，将带火星木条 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：有大量的白烟产生。 47. 加热氯化铵与氢氧化钙的混合物：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，有白色胶状沉淀产生。 53．在氢氧化铁胶体中加硫酸镁溶液：胶体变浑浊。 54．加热氢氧化铁胶体：胶体变浑浊。 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+的溶液中滴入 KSCN 溶液：溶液呈血红色。 59 ． 向 硫 化 钠 水 溶 液 中 滴 加 氯 水 ： 溶 液 变 浑 浊 。 S2-+Cl2=2Cl2-+S↓ 60．向天然水中加入少量肥皂液：泡沫逐渐减少，且有沉 淀产生。 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，烧杯内壁有液滴产生。 62．光照甲烷与氯气的混合气体：黄绿色逐渐变浅，时间 较长，（容器内壁有液滴生成)。 63. 加热(170℃)乙醇与浓硫酸的混合物，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：火焰呈现淡蓝色。 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：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：紫色 褪色。 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入过量的浓溴水：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：洁净的试管内壁附着 一层光亮如镜的物质。 76．在加热至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.有机实验的八项注意 有机实验是中学化学教学的重要内容，是高考会考的常考内 容。对于有机实验的操作及复习必须注意以下八点内容。 １.注意加热方式 有机实验往往需要加热，而不同的实验其加热方式可能不 一样。 ⑴酒精灯加热。 酒精灯的火焰温度一般在 400～500℃， 所以需要温度不太高的实验都可用酒精灯加热。教材中 用酒精灯加热的有机实验是：“乙烯的制备实验”、“乙 酸乙酯的制取实验”“蒸馏石油实验”和“石蜡的催化 裂化实验”。 ⑵酒精喷灯加热。酒精喷灯的火焰温度比酒精灯的火焰温 度要高得多，所以需要较高温度的有机实验可采用酒精 喷灯加热。教材中用酒精喷灯加热的有机实验是：“煤 的干馏实验”。 ⑶水浴加热。水浴加热的温度不超过 100℃。教材中用水 浴加热的有机实验有：“银镜实验（包括醛类、糖类等 的所有的银镜实验）”、“ 硝基苯的制取实验（水浴温度 为 6 0℃）”、“ 酚醛树酯的制取实验（沸水浴）”、“乙酸 乙酯的水解实验（水浴温度为 70℃～80℃）”和“ 糖类 （包括二糖、 淀粉和纤维素等）水解实验（热水浴）”。 ⑷用温度计测温的有机实验有：“硝基苯的制取实验”、“乙 酸乙酯的制取实验”（以上两个实验中的温度计水银球 都是插在反应液外的水浴液中，测定水浴的温度）、“乙 烯的实验室制取实验”（温度计水银球插入反应液中， 测定反应液的温度）和“ 石油的蒸馏实验”（温度计水 银球应插在具支烧瓶支管口处， 测定馏出物的温度）。 ２、注意催化剂的使用 ⑴ 硫酸做催化剂的实验有：“乙烯的制取实验”、 “硝基 苯的制取实验”、“乙酸乙酯的制取实验”、“纤维素硝酸 酯的制取实验”、“糖类（包括二糖、淀粉和纤维素）水 解实验”和“乙酸乙酯的水解实验”。 其中前四个实验的催化剂为浓硫酸，后两个实验的催化 剂为稀硫酸，其中最后一个实验也可以用氢氧化钠溶 液做催化剂 ⑵铁做催化剂的实验有：溴苯的制取实验（实际上起催化 作用的是溴与铁反应后生成的溴化铁）。 ⑶氧化铝做催化剂的实验有：石蜡的催化裂化实验。 ３、注意反应物的量 有机实验要注意严格控制反应物的量及各反应物的比 例，如“乙烯的制备实验”必须注意乙醇和浓硫酸的比例 为１：３，且需要的量不要太多，否则反应物升温太慢， 副反应较多，从而影响了乙烯的产率。 ４、注意冷却 有机实验中的反应物和产物多为挥发性的有害物质，所以 必须注意对挥发出的反应物和产物进行冷却。 ⑴需要冷水（用冷凝管盛装）冷却的实验：“蒸馏水的制 取实验”和“石油的蒸馏实验”。 ⑵用空气冷却（用长玻璃管连接反应装置）的实验：“硝 基苯的制取实验”、“酚醛树酯的制取实验”、“乙酸乙酯 的制取实验”、“石蜡的催化裂化实验”和 “溴苯的制 取实验”。 这些实验需要冷却的目的是减少反应物或生成物的挥发， 既保证了实验的顺利进行，又减少了这些挥发物对人的危 害和对环境的污染。 ５、注意除杂 有机物的实验往往副反应较多，导致产物中的杂质也多， 为了保证产物的纯净，必须注意对产物进行净化除杂。如“乙 烯的制备实验”中乙烯中常含有 CO2 和 SO2 等杂质气体，可将 这种混合气体通入到浓碱液中除去酸性气体；再如“溴苯的 制备实验”和“硝基苯的制备实验”，产物溴苯和硝基苯中 分别含有溴和 NO2，因此， 产物可用浓碱液洗涤。 ６、注意搅拌 注意不断搅拌也是有机实验的一个注意条件。如“浓硫 酸使蔗糖脱水实验”（也称“黑面包”实验）（目的是使浓硫 酸与蔗糖迅速混合，在短时间内急剧反应，以便反应放出的 气体和大量的热使蔗糖炭化生成的炭等固体物质快速膨 胀）、“乙烯制备实验”中醇酸混合液的配制。 ７、注意使用沸石（防止暴沸） 需要使用沸石的有机实验:⑴ 实验室中制取乙烯的实验; ⑵石油蒸馏实验。 ８、注意尾气的处理 有机实验中往往挥发或产生有害气体，因此必须对这种 有害气体的尾气进行无害化处理。 ⑴如甲烷、乙烯、乙炔的制取实验中可将可燃性的尾气燃 烧掉；⑵“溴苯的制取实验”和“硝基苯的制备实验”中可 用冷却的方法将有害挥发物回流。 十四.离子反应 离子共存 离子方程式 电解质在溶液里所起的反应，实质上就是离子之间的相互反 应。离子间的反应是趋向于降低离子浓度的方向进行。离子 反应通常用离子方程式来表示。理解掌握离子反应发生的条 件和正确书写离子方程式是学好离子反应的关键。溶液中离 子共存的问题，取决于离子之间是否发生化学反应，如离子 间能反应，这些离子就不能大量共存于同一溶液中。 (一)． 离子反应发生的条件 1． 离子反应生成微溶物或难溶物。 2． 离子反应生成气体。 3． 离子反应生成弱电解质。 4． 离子反应发生氧化还原反应。 根据化学反应类型，离子反应可分为两类，一是酸碱盐之 间的复分解反应；二是氧化性离子与还原性离子间的氧化还 原反应。离子反应还应注意： 1．微溶物向难溶物转化，如用煮沸法软化暂时硬水 MgHCO3==MgCO3+CO2↑+H2O MgCO3 虽然难溶，但在溶液中溶 解的哪部分是完全电离的，当 Mg2+遇到水溶液里的 OH-时会结 合 生 成 比 MgCO3 溶 解 度 更 小 的 Mg （ OH ） 2 而 沉 淀 析 出 MgCO3+H2O==Mg（OH）2 ↓+ ＣＯ2↑ 2．生成络离子的反应： FeCl3 溶液与 KSCN 溶液的反应：Fe3+ + SCN- ==Fe（SCN）2+ 生 成物既不是沉淀物也不是气体，为什么反应能发生呢？主要 是生成了难电离的 Fe（SCN）2+络离子。 3．优先发生氧化还原反应： 具有强氧化性的离子与强还原性的离子相遇时首先发生氧 化还原反应。例如：Na2S 溶液与 FeCI3 溶液混合，生成 S 和 Fe2+离子，而不是发生双水解生成 Fe（OH）3 沉淀和 H2S 气体。 2Fe3+ + S2- = 2Fe2+ + S ↓ 总之：在水溶液里或在熔融状态下，离子间只要是能发生反 应，总是向着降低离子浓度的方向进行。反之，离子反应不 能发生。 (二)． 离子反应的本质：反应体系中能够生成气、水（难 电离的物质）、沉淀的离子参与反应，其余的成分实际上未 参与反应。 (三)．离子反应方程式的类型 1． 复分解反应的离子方程式。 2． 氧化还原反应的离 子方程式。 3． 盐类水解的离子方程式。 4． 络合反应的离子方 程式。 掌握离子方程式的类型及特征，写好离子方程式，正确书 写离子方程式是学生必须掌握的基本技能。 十五.盐类水解的应用规律 盐的离子跟水电离出来的氢离子或氢氧根离子生成弱电解 质的反应,称为盐类的水解。 其一般规律是:谁弱谁水解,谁强显谁性;两强不水解,两弱 更水解,越弱越水解。 哪么在哪些情况下考虑盐的水解呢? 1.分析判断盐溶液酸碱性时要考虑水解。 2.确定盐溶液中的离子种类和浓度时要考虑盐的水解。 如 Na2S 溶液中含有哪些离子,按浓度由大到小的顺序排列: C(Na+ )>C(S2-)>C(OH-)>C(HS-)>C(H+) 或:C(Na+) +C(H+)=2C(S2-)+C(HS-)+C(OH-) 3.配制某些盐溶液时要考虑盐的水解 如配制 FeCl3,SnCl4 ,Na2SiO3 等盐溶液时应分别将其溶解在 相应的酸或碱溶液中。 4.制备某些盐时要考虑水解 Al2S3 ,MgS,Mg3N2 等物质极易与 水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以制 取这些物质 时,不能用复分解反应的方法在溶液中制取,而只能用干法 制备。 5.某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应,要考虑水解 如 Mg,Al,Zn 等活泼金属与 NH4Cl,CuSO4 ,AlCl3 等溶液反 应.3Mg+2AlCl3 +6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑ 6.判断中和滴定终点时溶液酸碱性,选择指示剂以及当 pH=7 时酸或碱过量的判断等问题时,应考虑到盐的水解.如 CH3COOH 与 NaOH 刚好反应时 pH>7,若二者反应后溶液 pH=7, 则 CH3COOH 过量。指示剂选择的总原则是,所选择指示剂的变 色范围应该与滴定后所得盐溶液的 pH 值范围相一致。即强 酸与弱碱互滴时应选择甲基橙;弱酸与强碱互滴时应选择酚 酞。 7.制备氢氧化铁胶体时要考虑水解.FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(胶 体)+3HCl 8.分析盐与盐反应时要考虑水解.两种盐溶液反应时应分 三个步骤分析考虑: (1)能否发生氧化还原反应; (2)能否发生双水解互促反应; (3)以上两反应均不发生,则考虑能否发生复分解反应. 9.加热蒸发和浓缩盐溶液时,对最后残留物的判断应考虑 盐类的水解 (1)加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质. (2)加热浓缩 Na2CO3 型的盐溶液一般得原物质. (3)加热浓缩 FeCl3 型的盐溶液.最后得到 FeCl3 和 Fe(OH)3 的混合物,灼烧得 Fe2O3 。 (4)加热蒸干(NH4)2CO3 或 NH4HCO3 型的盐溶液时,得不到固 体. (5)加热蒸干 Ca(HCO3)2 型的盐溶液时,最后得相应的正盐. (6)加热 Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最后得到 Mg(OH)2 固体. 10.其它方面 (1)净水剂的选择:如 Al3+ ,FeCl3 等均可作净水剂,应从水解 的角度解释。 (2)化肥的使用时应考虑水解。如草木灰不能与铵态氮肥混 合使用。 (3)小苏打片可治疗胃酸过多。 (4)纯碱液可洗涤油污。 (5)磨口试剂瓶不能盛放 Na2SiO3,Na2CO3 等试剂. 凡此种种,不一而举。学习中要具体情况具体分析,灵活应 用之。 十六.焰色反应全集 (一). 钠离子： 钠的焰色反应本应不难做，但实际做起来最麻烦。因为钠的 焰色为黄色，而酒精灯的火焰因灯头灯芯不干净、酒精不纯 而使火焰大多呈黄色。即使是近乎无色（浅淡蓝色）的火焰， 一根新的铁丝（或镍丝、铂丝）放在外焰上灼烧，开始时火 焰也是黄色的，很难说明焰色是钠离子的还是原来酒精灯的 焰色。要明显看到钠的黄色火焰，可用如下方法。 ⑴方法一（镊子－棉花－酒精法）：用镊子取一小团棉花（脱 脂棉，下同）吸少许酒精（95％乙醇，下同），把棉花上的 酒精挤干，用该棉花沾一些氯化钠或无水碳酸钠粉末（研 细），点燃。 ⑵方法二（铁丝法）：①取一条细铁丝，一端用砂纸擦净， 再在酒精灯外焰上灼烧至无黄色火焰，②用该端铁丝沾一下 水，再沾一些氯化钠或无水碳酸钠粉末，③点燃一盏新的酒 精灯（灯头灯芯干净、酒精纯），④把沾有钠盐粉末的铁丝 放在外焰尖上灼烧，这时外焰尖上有一个小的黄色火焰，那 就是钠焰。以上做法教师演示实验较易做到，但学生实验因 大多数酒精灯都不干净而很难看到焰尖，可改为以下做法： 沾有钠盐的铁丝放在外焰中任一有蓝色火焰的部位灼烧，黄 色火焰覆盖蓝色火焰，就可认为黄色火焰就是钠焰。 (二). 钾离子： ⑴方法一（烧杯－酒精法）： 取一小药匙无水碳酸钠粉末（充分研细）放在一倒置的小 烧杯上，滴加 5～６滴酒精，点燃，可看到明显的浅紫色火 焰，如果隔一钴玻璃片观察，则更明显看到紫色火焰。 ⑵方法二（蒸发皿-酒精法）： 取一药匙无水碳酸钠粉末放在一个小发皿内，加入１毫升 酒精，点燃，燃烧时用玻棒不断搅动，可看到紫色火焰，透 过钴玻璃片观察效果更好，到酒精快烧完时现象更明显。 ⑶方法三（铁丝-棉花-水法）： 取少许碳酸钠粉末放在一小蒸发皿内，加一两滴水调成糊 状；再取一条小铁丝，一端擦净，弯一个小圈，圈内夹一小 团棉花，棉花沾一点水，又把水挤干，把棉花沾满上述糊状 碳酸钠，放在酒精灯外焰上灼烧，透过钴玻璃片可看到明显 的紫色火焰。 ⑷方法四（铁丝法）： 同钠的方法二中的学生实验方法。该法效果不如方法一、 二、三，但接近课本的做法。 观察钾的焰色时，室内光线不要太强，否则浅紫色的钾焰 不明显。 (三). 锂离子： ⑴方法一（镊子-棉花-酒精法）： 用镊子取一团棉花，吸饱酒精，又把酒精挤干，把棉花沾 满 Li2CO3 粉末，点燃。 ⑵方法二（铁丝法）：跟钠的方法二相同。 (四). 钙离子： ⑴方法一（镊子-棉花-酒精法）： 同钠的方法一。 ⑵方法二（烧杯-酒精法）： 取一药匙研细的无水氯化钙粉末（要吸少量水，如果的确 一点水也没有，则让其在空气吸一会儿潮）放在倒置的小烧 杯上，滴加７～８滴酒精，点燃。⑶方法三（药匙法）：用 不锈钢药匙盛少许无水氯化钙（同上）放在酒精灯外焰上灼 烧。 (五). 锶离子： 方法一、二：同碳酸锂的方法一、二。 (六). 钡离子： ⑴方法一（铁丝－棉花－水法）： 取少量研细的氯化钡粉末放在一小蒸发皿内，加入一两滴 水调成糊状，取一小铁丝，一端用砂纸擦净，弯一个小圈， 圈内夹一小团棉花，棉花吸饱水后又挤干，把这棉花沾满上 述糊状氯化钡，放在酒精灯火焰下部的外焰上灼烧，可看到 明显的黄绿色钡焰。 ⑵方法二（棉花－水－烧杯法）： 跟方法一类似，把一小 团棉花沾水后挤干，沾满糊状氯化钡，放在一倒置的烧杯上， 滴加七八滴酒精，点燃。可与棉花＋酒精燃烧比较。 (七). 铜离子： ⑴方法一（铁丝－棉花－水法）：同钡离子的方法一相同。 ⑵方法二（镊子－棉花－酒精法）：同钠离子方法。 ⑶方法三（烧杯－酒精法）：同钾离子的方法一。 ⑷方法四（药匙法）：同钙离子的方法三。 焰色反应现象要明显，火焰焰色要象彗星尾巴才看得清楚， 有的盐的焰色反应之所以盐要加少量水溶解，是为了灼烧时 离子随着水分的蒸发而挥发成彗星尾巴状，现象明显；而有 的离子灼烧时较易挥发成彗星尾巴状，就不用加水溶解了。 十七.“五”同辨析 1.同位素 具有相同质子数和不同中子数的同一元素的不 同原子.如氢有 3 种同位素: H、D、T。 2.同素异形体(又称同素异性体) 由同种元素组成性质不 同的单质,互称同素异形体.如金刚石与石墨、C60 ,白磷与红 磷,O2 与 O3 ,正交硫与单斜硫。 3.同分异构体 具有相同的分子组成而结构不同的一系列 化合物互称同分异构体.同分异构体的种类通常有碳链异 构、位置异构、跨类异构(又称官能团异构)、几何异构(又 称顺反异构)。 ※ 你能说出中学阶段的几种跨类异构吗? 4.同系物 结构相似分子组成上相差一个或若干个 CH2 原子 团的一系列化合物互称同系物。 ※ 请总结出两种化合物互称同系物应具备的最基本条件。 5.同量物 通常是指分子量相同的不同物质。 如 CO2 与 HCHO H2SO4 与 H3PO4 ,NO 与 C2H6。十八.化学史知识 1、 燃烧规律：凡是除了 F,Cl,Br,I,O,N 这六种活泼非金属元素 的单质及其负价元素的化合物（NH3 除外）不能燃烧外，其 他非惰性的非金属元素的单质及其化合物都能燃烧，且燃烧 的火焰颜色与对应单质燃烧的火焰颜色相同或者相似。 2、气味规律：a、凡是可溶于水或者可跟水反应的气体都具 有刺激性难闻气味；如卤化氢 b、凡是有很强的还原性而又溶于水或者能跟水起反应的气 体都具有特别难闻的刺激性气味。如 H2S 3、等效平衡的两个推论： a、定温和定容时，在容积不同的容器进行的同一个可逆反 应，若满足初始时两容器加入的物质的数量之比等于容器的 体积比，则建立的平衡等效。 b、在定温、定容且容积相同的两个容器内进行的同一个可 逆的反应，若满足初始时两容器加入的物质的数量成一定的 倍数，则数量多的容器内的平衡状态相当于对数量少的容器 加压！ 4、离子化合物在常态下都呈固态。 5、一般正 5 价以上的共价化合物（非水化物）在常态下是 固态！如：P2O5,SO3 高中化学学习方法 经过初中的学习，学生对化学这一学科有了基础的了 解。但针对高中有化学学习，在部分学生还 茫然无措。现在就结合高中化学元素的特点，谈谈我对高 中化学的认识和学方法的总结 初中化学来说，知识量更加庞大，内容更加繁杂。但 经过细细的摸索和分析，它仍有规律可循。只要把握好这 些规律，高中化学的学习将会变得比较简单。 首先，牢牢地把握好元素周期律这些规律，就为我 们学习元素打下了艰实的基础，然后结合具体元素的特 殊性，加以补充，这样对元素这部分的学习就显得相当 容易。 其次，紧紧抓住“结构决定性质，性质决定用途” 这条原则 ，切实掌握物质的结构和性质，并与应用结合 起来，这样就能够 从识记的水平提高到运用的水平。这 也是高考考查的能力之一。 还要学会活学活用，通过类比的方法，掌握一系列元素 的性质，一类化学反应的实质。这样就在很大程度上解决了 记忆量大，内容繁多的问题。 下面我谈谈高中化学的课堂学习方法： 考虑到高中学生的素质，切实做好预习是不可能的，但 这并不等于放弃课前预习。要对老师的问题有些了解，为听 课做好准备。 课堂上务必要认真听课，跟着老师的点拨思路走，通过 老老师的引导，最终解决问题。在课堂上一定要慎防发做笔 记代替听课，这样会大大降低听课质量。笔记可以在课后根 据自己的记忆和理解补记。课堂上一定要勤，勤问，勤思， 勤动手。做到以上这些，就会使课堂学习 变得充实而有效。 课后复习也是非常重要的一个环节。要对老师讲过的知 识加以总结，再思考，最后成为自己的东西。 希望同学们根据以上学习方法，结合自身学习状况，形 成一套适合自已的学习方法，以此来提高学习成绩。 重点 氧化还原反应 常见的重要氧化剂、还原剂 实质：有电子转移（得失与偏移） 特征：反应前后元素的化合价有变化 还原性 化合价升 高 弱氧化性 ↑变化 概 念 及 转 化 关 系 ↑ 还原剂 氧化反应 氧化产物 氧化剂 还原反应 还原产物 ↓ ↓ 氧化性 化合价降 低 弱还原性 氧化还原反应有元素化合价升降的化学 反应是氧化还原反应。 有电子转移（得失或偏移）的反应 都是氧化还原反应。 概念：氧化剂：反应中得到电子（或电子对偏向） 的物质（反应中所含元素化合价降 低物） 还原剂：反应中失去电子（或电子对偏离）的 物质（反应中所含元素化合价升高 物） 氧化产物：还原剂被氧化所得生成物； 还原产物：氧化剂被还原所得生成物。 变化 反应物→ 氧 化 还 原 反 应 →产物 失电子，化合 价升高，被氧化 双线桥： 氧化剂 + 还原剂 = 还原 产物 + 氧化产物 得电子，化合价降低，被还原 电子转移表示方法 单线桥：电子 还原剂 + 氧化剂 = 还原 产物 + 氧化产物 二者的主 表示意义、箭号 起止 要区别： 电子数目等 依据原则：氧化剂化合价降低总数=还原剂化 合价升高总数 找出价态变化，看两剂分子式， 确定升降总数； 方法步骤：求最小公倍数，得出两剂系数，观 察配平其它。 有关计算：关键是依据氧化剂得电子数与还原剂失电子数相 配 平 等，列出守恒关系式 ①、由元素的金属性或非金属性比较；（金属活动 性顺序表，元素周期律） ②、由反应条件的难易比较； ③、由氧化还原反应方向比较；（氧化性：氧化剂> 氧化产物；还原性：还原剂>还原产物） ④、根据（氧化剂、还原剂）元素的价态与氧 化还原性关系比较。 元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原 性，处于中间价态既有氧化又有还原性。 1 、 活泼的非金属，如 Cl2、Br2、O2 等 ②、元素（如 Mn 等）处于高化合价的氧化物， 如 MnO2、KMnO4 等 氧化剂： ③、元素（如 S、N 等）处于高化合价时的含氧 酸，如浓 H2SO4、HNO3 等 ④、元素（如 Mn、Cl、Fe 等）处于高化合价时的盐， 如 KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7 ⑤、过氧化物，如 Na2O2、H2O2 等。 ①、活泼的金属，如 Na、Al、Zn、Fe 等； ②、元素（如 C、S 等）处于低化合价的氧化物， 如 CO、SO2 等 强 弱 比 较 氧 化 剂 、 还 原 剂 还原剂： ③、元素（如 Cl、S 等）处于低化合价时的酸， 如浓 HCl、H2S 等 ④、元素（如 S、Fe 等）处于低化合价时的盐， 如 Na2SO3、FeSO4 等 ⑤、某些非金属单质，如 H2 、C、Si 等。 氧化剂 还原剂 活泼非金属单质：X2、O2、S 活泼金属单质：Na、Mg、Al、 Zn、Fe某些非金属单质： C、H2、 S 高价金属离子：Fe3+、 Sn4+ 不活泼金属离子：Cu2+、 Ag+ 其它：［Ag(NH3)2］+、 新制 Cu(OH)2 低价金属离子：Fe2+、 Sn2+ 非金属的阴离子及其化合物： S2-、H2S、I -、HI、NH3、Cl-、 HCl、Br-、HBr 含氧化合物： NO2、N2O5、MnO2、Na2O2、 H2O2 、HClO、 HNO3、浓 H2SO4、NaClO、 Ca(ClO)2、KClO3、 KMnO4、王水 低价含氧化合物： CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、 Na2S2O3、NaNO2、 H2C2O4、含-CHO 的有机物： 醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某 酯、葡萄糖、麦芽糖等 离子反应 离子非氧化还原反应 碱性氧化物与酸 的反应 类型： 酸性氧化物与碱的 反应 离子型氧化还原反应 置换反应 一般离子氧化还原 反应 化学方程式：用参加反应的有关物质的化学式表 示化学反应的式子。 用实际参加反应的离子符号表示 化学反应的式子。 表示方法 写：写出反应的化学 方程式； 离子反应： 拆：把易溶于水、易电离的 物质拆写成离子形式； 离子方程式： 书写方法：删：将不参加反应的离 子从方程式两端删去； 查：检查方程式两端各元素原子 种类、个数、电荷数是否 相等。 意义：不仅表示一定物质间的某个反应；还能表示 同一类型的反应。 本质：反应物的某些离子浓度的减小。 金属、非金属、 氧化物（Al2O3、 SiO2） 中学常见的难溶物 碱： Mg(OH)2、 Al(OH)3、 Cu(OH)2、 Fe(OH)3 生成难溶的物质：Cu2++OH-=Cu(OH)2↓ 盐： AgCl、AgBr、AgI、 CaCO3、BaCO3 生成微溶物的离子反应：2Ag++SO4 2-=Ag2SO4 ↓ 发生条件 由微溶物生成难溶物：Ca(OH)2+CO3 2-=CaCO3 ↓+2OH- 生成难电离的物质：常见的难电离的物质有 H2O、CH3COOH、 H2CO3、NH3·H2O 生成挥发性的物质：常见易挥发性物质有 CO2、SO2、NH3 等 发生氧化还原反应：遵循氧化还原反应发 生的条件。 化学反应速率、化学平衡 意义：表示化学反应进行快慢的量。 定性：根据反应物消耗，生成物产生的快慢 （用气体、沉淀等可见现象）来粗略 比较 定量：用单位时间内反应物浓度的减少或生 成物浓度的增大来表示。 表示方法： ①、单位：mol/(L·min)或 mol/(L·s ) ②、同一反应，速率用不同物质浓度变 化表示时，数值可能不同，但数值 之比等于方程式中各物质的化学 计量数比。如： v(D)d 1=v(C)c 1=v(B)b 1=v(A)a 1 d:c:b:a=v(D):v(c):v(B):v(A) 则有 Dd+cC bB+aA对于方程式： ③、一般不能用固体和纯液体物质表示 浓度（因为ρ不变） ④、对于没有达到化学平衡状态的可逆 反应：v 正≠v 逆 内因（主要因素）：参加反应物质的性质。 ①、结论：在其它条件不变时，增大 浓度，反应速率加快，反 之浓度： 则慢。 ②、说明：只对气体参加的反应或溶 液中发生反应速率产生影 响；与反应物总量无关。 影响因素 ①、结论：对于有气体参加的 反应，增大压强，反 说明： 化学 反应速率 应速率加快，压强： 反之则慢 ②、说明：当改变容器内压强而有关 反应的气体浓度无变化 时，则反应速率不变；如： 向密闭容器中通入惰性气 体。 ①、结论：其它条件不变时，升高温 度反应速率加快，反之则慢。 温度： a、对任何反应都产生影响， 无论是放热还是吸 热反应； 外因： ②说明 b、对于可逆反应能同时改 变正逆反应速率但程度不同； c、一般温度每升高 10℃，反应 速率增大 2～4 倍,有些反应只 有在一定温度范围内升温才 能加快。 ①、结论：使用催化剂能改变化学反 应速率。 催化剂 a、具有选择性； ②、说明： b、对于可逆反应，使用 催化剂可同等程度地 改变正、逆反应速率； c、使用正催化剂，反应速 率加快，使用负催化剂，反 应速率减慢。 原因：碰撞理论（有效碰撞、碰撞的取向及活化分子等） 其它因素：光、电磁波、超声波、反应物颗粒的大小、 溶剂的性质等化学平衡状态： 指 在一定条件下的可逆反应里，正反 应速率和逆反应速率相等，反应混 合中各组分的百分含量保持不变 的状态。 逆：研究的对象是可逆反应 动：是指动态平衡，反应达到平衡状态 时，反应没有停止。 平衡状态特征：等：平衡时正反应速率等于逆反应速 率，但不等于零。 定：反应混合物中各组分的百分含量保持 一个定值。 变：外界条件改变，原平衡破坏，建立新 的平衡。 ① 、 定 义 ： mA(g)+nB(g) }{c(B){c(A)} }{c(D){c(C)}=K nm qp • • pC(g)+qD(g) ②、意义：表示可逆反应的反应进行的程 度。 ③、影响因素：温度（正反应吸热时，温 度升高，K 增大；正反应放热时，化学平 衡常数：温度升高，K 减小），而与反应 物或生成物浓度无关。 用化学平衡常数判断化学 平衡状态。 ④、用途： a、Q=K 时，处于平衡状态， v 正=v 逆； b、Q>K 时，处于未达平衡状态； v 正v 逆 向正向进行。 原因：反应条件改变引起：v 正≠v 逆 化学平衡： 结果：速率、各组分百分含量与原 平衡比较均发生变化。 化学平衡移动： v(正)>v(逆) 向右（正向） 移 方向： v(正)=v(逆) 平衡不移动 v(正)b，离子半径 AD。再将其综合分析，因四种离子具有相同的电子层 结构，故 A、B 位于 C、D 的下一周期，其原子序数为 a>b>d>c， 离子半径 A ① > ③ > ② B．① > ④ > ③ > ② C．① > ② > ③ > ④ D．④ > ③ > ① > ② 方法：溶液 pH 的大小由两种情况决定，一是电解质本身 的电离，二是水的电离，而水的电离程度的大小又决定于盐 类水解程度的大小。此类试题要求准确把握酸碱的相对强 弱，充分依靠水解规律判析。 捷径：四种溶液可分成三组，②NaHSO4，电离显酸性， pH < 7；③NaCl 为强酸强碱的正盐，不水解，溶液呈中性， pH= 7；①④是强碱弱酸盐，水溶液均呈碱性，因 CH3COOH 的 酸性较 C6H5OH 强，故 pH 值应为 ④ > ① ，以此得答案 A。 总结：此类试题解答的一般步骤为：先分组，然后再对 组内物质根据电离与水解程度进行判析。题中溶液除为盐溶 液外，还可能为酸或碱。如等浓度的八种稀溶液：①Na2SO4 ②H2SO4 ③NaHSO4 ④NH4Cl ⑤NaHCO3 ⑥NaCO3 ⑦NaOH ⑧Ba （OH）2 ，其 pH 由小到大的顺序为 ②③④①⑤⑥⑦⑧ 。 例题 2 ：（1991 年全国高考题）已知一种 c(H+)=1× 10-3mol·L－1 的酸和一种 c(OH— )= 1×10-3 mol· L－1 碱溶液 等体积混合后，溶液呈酸性。其原因可能是 （ ） A．浓的强酸和稀的强碱溶液反应 B．浓的弱酸和 稀的强碱溶液反应 C．等浓度的强酸和弱碱溶液反应 D．生成了一种 强酸弱碱盐 方法：酸碱中和后所得溶液的酸碱性主要有两方面因素 制约，①盐的水解，②酸碱用量。解题时既要考虑酸碱的强 弱，又要考虑酸碱用量的多少，两者缺一不可。 捷径：题中两溶液中的 c(H+)= c(OH— )，采用中和假想 法，若是强酸强碱等体积混合，溶液一定呈中性。现溶液呈 酸性，说明酸过量，且必须是弱酸。以此得答案 B。 总结：中和反应后溶液的酸碱性由两方面决定。该题给 出 c(H+)= c(OH—)，故应从酸碱用量考虑。如未理解题意， 极易从盐的水解进行分析，故易错选 C、D。 策略 6 碳族方面试题的解题方法与技巧 金点子： 碳族元素，作为元素化合物部分的重点内容，在近几年 的高考试卷中，巳波及到新型无机非金属材料及锗、锡、铅 三种元素的内容。 此类试题中的常规题，其解法有过量分析、守恒分析、 方程式的合并分析等。 此类试题中的信息题，其解法有迁移类比、现象剖析、 效用比较等。 经典题： 例题 1 ：（1996 年上海高考）某二价金属碳酸盐和碳 酸氢盐的混合物跟足量盐酸反应,消耗 H+和产生 CO2 的物质 的量之比为 6:5, 该混合物中碳酸盐和碳酸氢盐的物质的 量之比为 ( ) A．1:1 B．1:2 C．1:3 D．1:4 方法：利用假想法。将消耗 H+和产生 CO2 的物质的量之 比为 6:5 假想成消耗 6molH+和产生 5molCO2，然后再行分析 求算。 捷径：设二价金属碳酸盐为 RCO3，碳酸氢盐为 R(HCO3)2， 其物质的量分别为 x 和 y。根据题意有：2x + 2y = 6mol ， x + 2y = 5mol 。解得 x = 1mol ，y = 2mol 。混合物中碳 酸盐和碳酸氢盐的物质的量之比为 1：2，选 B。 总结：部分考生在解题时，将混合物中碳酸盐和碳酸氢 盐的物质的量之比理解成 CO3 2-和 HCO3 －，而出现错选 D 选项 的较多。 例题 2 ：（1996 年全国高考）将 1 体积选项中的一种 气体与 10 体积 O2 混和后,依次通过盛有足量浓 NaOH 溶液的 洗气瓶和盛有足量灼热铜屑的管子(假设反应都进行完全， 最后得到的尾气可以是 ( ) A．Cl2 B．CO C．CO2 D．N2 方法：找对气体来源，分析好气体去路。通过剖析来龙 去脉求解。 捷径：A．Cl2 与 O2 混合后，通过 NaOH，Cl2 全部被吸收， 再通过热铜屑，O2 被全部吸收，最后得不到尾气。 B．CO 与 O2 混合后，通过 NaOH 溶液，都不能被吸收，再 通 过 热 铜 屑 ， 发 生 反 应 ： 2Cu+O2 2CuO ， CuO+CO Cu+CO2 最后得到的尾气是 CO2，故 C 选项为最后得到的尾气。 C．CO2 与 O2 混合后，通过 NaOH 溶液，CO2 被吸收，再通 过热铜屑，O2 被全部吸收，最后得不到尾气。 D．N2 与 O2 混合后，通过 NaOH 溶液，都没有被吸收，再 通过热铜屑，O2 被吸收，最后得到尾气 N2，所以 D 选项也为 最后得到的尾气。 故本题答案为 CD。 总结：本题的难点是对题意的理解。有学生误认为选项 中的某种气体混入氧气后，再按题意依次反应后的尾气仍然 是原选项中的气体。这是对题意的片面理解。正确的理解是， 尾气可以是原选项，也可以是其他选项。对于这种设问尽管 比较少见。但只要认真阅读，题中的设问是可以理解明白的。 策略 7 氮族方面试题的解题方法 与技巧 金点子： 氮族元素，作为元素化合物部分的重点内容，在近几年 的高考试卷中所占比例较大。其主要内容有氮族概念的分析 与判断、氮的氧化物的分析与计算、硝酸及硝酸的性质分析 与计算、磷及磷的化合物的分析与应用等。 此类试题中的常规题，其解法有过量分析、守恒分析、 方程式的合并分析、工业生产中的用量比较等。 此类试题中的信息题，其解法有迁移类比、现象剖析、 效用比较等。 经典题： 例题 1 ：（2001 年上海高考综合）金属加工后的废切 削液中含 2% ~ 3%的 NaNO2，它是一种环境污染物。人们用 NH4Cl 溶液来处理废切削液，使 NaNO2 转化为无毒物质，该 反应分两步进行：第一步：NaNO2+NH4Cl = NaCl+NH4NO2 第二步：NH4NO2 N2+2H2O 下列对第二步反应的叙述中正确的是 ①NH4NO2 是氧化剂 ②NH4NO2 是还原剂 ③NH4NO2 发生了 分解反应 ④只有氮元素的化合价发生了变化 ⑤NH4NO2 既 是氧化剂又是还原剂 （ ） A．①③ B．①④ C．②③④ D．③④⑤ 方法：根据方程式，对照叙述，从化合价、反应类型等 方面综合分析。 捷径：NH4NO2==N2+2H2O 这是分解反应，又是氧化还原反 应，NO2 —被 NH4 +还原生成 N2，显然都是氮元素的化合价发生 了变化。以此得答案为 D。 总结：同一元素，如果一种显正价的微粒，另一种显负 价的微粒，若它们发生氧化还原反应，则往往生成该元素的 单质，如 2H2S+SO2==3S+2H2O，NaH+H2O==NaOH+H2 等。 例题 2 ：（1997 年全国高考）某金属单质跟一定浓度 的硝酸反应,假定只产生单一的还原产物。当参加反应的单 质与被还原硝酸的物质的量之比为 2:1 时, 还原产物是 （ ） A．NO2 B．NO C．N2O D．N2 方法：据题可知，2mol 金属失去的电子给了 1mol HNO3。 可采取讨论试算的方法确定选项。 捷径： 令金属为+1 价，失 2 mol 电子，N 被还原后显 +3 价。 令金属为+2 价，失 4 mol 电子，N 被还原后显+1 价。令 金属为+3 价，失 6 mol 电子，N 被还原后显—1 价。选项只 有 C 符合。 总结：金属与 HNO3 反应后的价态，是该题求解的关键。 部分考生因难以确定金属的价态，而造成无法获得结果。 策略 8 氧族方面试题的解题方法与技巧 金点子： 氧族元素包括了初中化学中氧气、水，高中化学中的臭 氧、过氧化氢，硫及硫的化合物等。内容多，知识广，且有 时还可能扩展到硒、碲、钋等元素。因此对其解题方法的掌 握尤其重要。 此类试题中的常规题，其解法有过量分析、守恒分析等。 此类试题中的信息题，其解法有迁移类比、现象剖析、 效用比较等。 由于浓硫酸与稀硫酸的性质不同，故在解题时，还必须注 意，反应进行时浓度变化引起的反应变化。 经典题： 例题 1 ：（1997 年全国高考）向 50mL18mol/L H2SO4 溶液 中加入足量的铜片并加热。充分反应后，被还原的 H2SO4 的物 质的量为 （ ） A．小于 0.45moL B．等于 0.45mol C．在 0.45mol 和 0.90mol D．大于 0.90mol 方法：根据方程式，将参加反应的硫酸分成两部分，一 部分为氧化作用，一部分为酸性作用，然后对其进行分析。 但又要注意随着反应的进行，H2SO4 的浓度越来越稀，稀硫酸 不能与铜片反应，以此被还原的 H2SO4 的物质的量小于依据化 学方程式计算的值。 捷径：浓 H2SO4 与足量的铜反应的化学方程式为：2H2SO4 （浓）+Cu CuSO4 + SO2↑+ 2H2O，从方程式看，被还原 的 H2SO4 应为所给 H2SO4 0.90 mol 的一半，即 0.45mol（中间 值），但由于随着反应的进行，H2SO4 的浓度越来越稀，反应 停止，故不可能等于 0.45mol，一定小于 0.45mol。故答案 为 A。 总结：该题存在着一个隐含信息，即随着反应的进行， 溶液的浓度逐渐降低，反应自行停止。在解题时必须特别注 意此类隐含信息。 例题 2 ：（1995 年上海高考）为方便某些化学计算，有 人将 98%浓硫酸表示成下列形式，其中合理的是 （ ） A ． H2SO4 · H2O B ． H2SO4 · H2O C ． H2SO4 · SO3 D．SO3· H2O 方法：质量假想法。 捷径：假设原 98%硫酸的质量为 100g，则 98%浓 H2SO4 中有纯 H2SO4 98g ，水 2g。 则 H2SO4 与 H2O 的物质的量之比为 ︰ = 1︰ ，可 判断 A 正确，B C 错误。D 项是 A 项略作变形，H2SO4· H2O → SO3·H2O· H2O → SO3· H2O，以此得答案为 A D。 总结：将化合物或混合物按其组成进行拆分，在无机及 有机试题中均有出现。 策略 9 卤族方面试题的解题方法与技巧 金点子： 卤族方面试题的题型主要有：卤素及化合物的性质分析、 气体的实验室制取、应用性试题及新情境试题等。 在解题时，要充分运用守恒法、迁移类比法、方程式合 并法、多步反应一步计算等。 信息给予题(又叫新情境试题)，是近年来推出的一种新 题型，此类试题在高考中占有很大的比重。其基本形式为： 给出全新的情境（最新科研成果等信息）、冗长的题干、频 繁的设问。但题示的新信息具有一定的启发性，经处理后可 迁移或灵活运用。 经典题： 例题 1 ：（1998 年全国高考）氯化碘（ICl）的化学性质 跟 氯 气 相 似 ， 预 计 它 跟 水 反 应 的 最 初 生 成 物 是 （ ） A．HI 和 HClO B．HCl 和 HIO C．HClO3 和 HIO D．HClO 和 HIO 方法：迁移类比法求解，但要考虑到 ICl 中元素的化合 价不为 0。 捷径：ICl 是拟卤素，很多性质与卤素单质相似，但不是 完全相同，因为 Cl 比 I 的得电子能力强，所以在 ICl 中，I 为+1 价，Cl 为—1 价。而 HCl 中，Cl 为—1 价，HIO 中 I 为 +1 价，在 ICl 与水反应后其产物的化合价均不发生改变。故 反应为：ICl+H2O = HCl+HIO，以此答案为 B。 总结：本题着重考查学生对 ICl 和 Cl2 性质的理解能力和 比较能力。Cl2 与水反应生成 HCl 和 HClO，ICl 与 H2O 反应生 成物究竟是 HI 与 HClO，还是 HCl 与 HIO，不少同学未能从 化合价去分析、判断，因而误选 A。通过本题不仅要认识 ICl 与 H2O 反应生成 HCl 与 HIO，还要理解此反应为一非氧化还 原反应。如果将此反应扩展至 ICl 与碱反应，也要知道生成 物为 NaCl 与 NaIO。 例题 2 ：（1997 年全国高考）为实现中国 2000 年消除 碘缺乏病的目标,卫生部规定食盐必须加碘, 其中的碘以 碘酸钾(KIO3)形式存在。已知在溶液中 IO3 - 可和 I- 发生 反应:IO3 － + 5I－ +6H+ = 3I2 + 3H2O，根据此反应，可用试 纸和一些生活中常见的物质进行实验, 证明在食盐中存在 IO3 -。可供选用的物质有：①自来水,②蓝色石蕊试纸,③碘 化钾淀粉试纸,④淀粉,⑤食糖,⑥食醋,⑦白酒。进行上述 实验时必须使用的物质是 ( B ) A．①③ B．③⑥ C．②④⑥ D．①②④⑤⑦ 方法：这是一道无机信息题，利用给定的日常生活中常 见的物质，鉴别食盐中是否含有 IO3 —。要充分理解消化题目 给定的知识——IO3 —可在酸性条件下，将 I—氧化，产生 I2。 捷径：根据鉴别 I2 的方法得 B。 总结：充分利用题目中提供的信息，作为解题的突破口， 这是我们常用的解题方法。本题给了我一个很好的范例。题 中的信息是 IO3 —在酸性条件下发生反应，（即需要酸，从题 中可顺利选出食醋）生成了 I2 单质，检验碘单质需要淀粉。 通过以上分析，我们看到正确理解，充分消化信息的重要性。 策略 10 金属方面试题的解题方法与技巧 金点子： 碱金属内容，是高考必考的知识点。其中有关过氧化物 的分析与计算既是重点，也是难点。在解题时，要在理清题 中关系的基础上，充分运用反应合并、守恒法。对于信息类 试题，如 NaH、超氧化物等，还要注意知识的迁移和化合价 的分析。 经典题： 例题 1 ：（1996 年上海高考）下列灭火剂能用于扑灭金 属钠着火的是 ( B ). A．干冰灭火剂 B．黄砂 C．干粉(含 NaHCO3)灭 火剂 D．泡沫灭火剂 方法： 根据性质分析获解。 捷径： 分析性质，因钠可与干冰灭火剂及干粉灭火剂产 生的 CO2 发生反应，与泡沫灭火剂中的水反应生成氢气，故 不行。而钠与黄砂不能发生反应，故可用黄砂扑灭金属钠着 火。综合后得答案为 B。 总结：将课本中镁与 CO2 的反应迁移到钠，是解答出此题 的重要之点。 例题 2 ：（1994 年全国高考）在一定温度下, 向足量的 饱和 Na2CO3 溶液中加入 1.06 g 无水 Na2CO3,搅拌后静置, 最 终所得晶体的质量 ( ) A．等于 1.06 g B．大于 1.06 g 而小于 2.86 C．等于 2.86 g D．大于 2.86 g 方法：通过假想类比分析(不必计算)。 捷径：在饱和的 Na2CO3 溶液中，加入 1.06 g 无水碳酸钠， 析出晶体（Na2CO3·10H2O） Na2CO3+10H2O===Na2CO3·10H2O 106 286 1.06 2.86 由于饱和溶液中析出晶体，使原溶液中水量减小，减少 溶剂又有晶体析出，导致析出晶体大于 2.86 g，所以选 D。 总结：根据考试说明，对析出含有结晶水的晶体的计算 不作要求，但并不排斥对结晶出来晶体的质量的范围作估 计，或者对溶液质量变化或者溶液的浓度的计算或判断。因 此在复习时注意复习范围。 策略 11 镁铝方面试题的解题方法与技巧 金点子： 镁，铝是重要轻金属，具有较强还原性。镁，铝及其化 合物在工业及生活中有着重要而广泛的用途，特别是铝及其 化合物的两性，在题目中的计算形式方法性和技巧性均较 强，是金属及其化合物知识的重点与难点。代表题型有；天 平平衡判断题，镁的强还原性，铝盐与强碱反应产物的讨论， 含铝化合物沉淀图像题等。 解题关键是：（1）熟悉镁及其化合物的转化关系。（2） 将铝及其化合物的两性与过量计算相结合。（3）结合图像综 合分析。(4)充分利用守恒关系。 经典题： 例题 1 ：（1996 年上海高考）0.1 mol 镁粉分别在足量 的 O2、CO2、N2 中燃烧, 生成固体的质量依次为 W1、W2、W3。 下列关系式正确的是 ( ) A．W2>W1>W3 B．W1=W2>W3 C．W1=W2=W3 D．W3>W2>W1 方法： 将方程式比较后分析。 捷 径 ： 反 应式 依 次为 2Mg+O2 2MgO， 2Mg+2CO2 2MgO+C，3Mg+N2 Mg3N2，根据计算式可求出答案为 A。 总结： W2 中还有碳生成，是固体。如果疏忽这一点就误 选 B。 例题 2 ：（2000 年全国高考）某些化学试剂可用于净水。 水处理中使用的一种无机高分子混凝剂的化学式可表示为 [Al2(OH)nClm·yH2O]，式中 m 等于 （ ） A．3-n B．6-n C．6+n D．3+n 方法：电荷守恒(化合价代数和为 0)。 捷径：根据化合价的代数等于 0 得，2×3=n+m，所以 m ＝６—ｎ。答案为 B。 总结：此题为一易题，如不能运用电荷守恒，也很难获 解。 策略 12 铁方面试题的解题方法与技巧 金点子： 铁是中学化学中的重要变价元素。在高考中有关铁方面 的试题主要类型有：性质分析、实验原理与操作分析、有关 铁方面的计算等。 1．性质分析试题的解题方法 此类试题要求考生从铁及其化合物的反应方面去分析试 题内容。特别是铁的变价问题。 2．实验原理与操作试题的解题方法 此类试题要求考生从实验目的、实验原理、实验操作、 实验注意点等方面对实验内容作较为详实的分析。主要有铁 的性质实验、铁的制取实验、Fe(OH)2 制取实验等。 3．有关铁方面的计算试题的解题方法 此类试题可采用方程式分析或将方程式合并后统一分析 求解。在解题时尽可能利用守恒法求解。 经典题： 例题 1 ：（1993 年全国高考） .a、b、c、d、e 分别是 Cu、Ag、Fe、Al、Mg5 种金属中的一种。已知：(1)a、c 均 能与稀硫酸反应放出气体；(2)b 与 d 的硝酸盐反应, 置换 出单质 d；(3)c 与强碱反应放出气体；(4)c、e 在冷浓硫酸 中 发 生 钝 化 。 由 此 可 判 断 a 、 b 、 c 、 d 、 e 依 次 为 ( ) A．Fe Cu Al Ag Mg B．Al Cu Mg Ag Fe C．Mg Cu Al Ag Fe D．Mg Ag Al Cu Fe 方法： 寻找突破囗，并从突破囗推出其它金属。 捷径： 以 c、e 金属钝化为突破口，由（1）（3）（4）知 c 为 Al，再由（4）知 e 为 Fe。有上述结果和（1）知 a 为 Mg，最后由（2）知 b 为 Cu、d 为 Ag。解此题的关键是确定 c，然后很容易判断出 e、a。得答案为 C。 总结：判断出 c 为 Al，e 为 Fe，就可舍去选项 A、B，由 （2）确定 b 和 d 的活泼性。这样判断可简捷些。 例题 2 ：（1995 年上海高考）等质量的铜片，在酒精灯 上加热后，分别插入下列溶液中，放置片刻，铜片质量增加 的是 （ ） A．硝酸 B．无水乙醇 C．石灰水 D．盐酸 方法：从反应过程进行分析。 捷径：当铜片在酒精灯上加热后，表面生成氧化铜，造 成铜片质量增加。当该铜片插入硝酸中，表面的氧化铜及未 被氧化的铜均能被硝酸溶解。插入无水乙醇中发生反应 CH3CH2OH+CuO CH3CHO+Cu+H2O，铜片又恢复到原来的质 量。若插入盐酸中，表面的 CuO 溶于盐酸中，质量减少。只 有插入石灰水中，铜片不发生反应，表面的氧化铜仍附着在 铜片上，质量增加。以此得答案为 C。 总结：在插入溶液之前，Cｕ片质量就己增加。部分考生 未能理解这一点而造成错选。 策略 13 方程式的巧析巧写技巧 金点子： 化学方程式的分析与书写，在高考试题中经常出现。 有关分析题主要有氧化剂与还原剂的强弱分析、反应用 量分析、反应过程分析等。其方法在于抓住反应的实质，比 较反应前后的关系。 有关方程式的书写主要是信息类方程式。在书写时要在 充分理清题示信息，找出反应物和生成物。特别是对生成物 的判断，切不可依据熟题效应而得出结论，要知道，即使是 同一反应物，条件不同，其产物也有可能不同。 经典题： 例题 1 ：（2002 年全国高考）R、X、Y 和 Z 是四种元素， 其常见化合价均为+2 价，且 X2+与单质 R 不反应；X2+ +Z ＝ X + Z2+ ； Y + Z2+ ＝ Y2+ + Z。这四种离子被还原成 0 价时表现 的氧化性大小符合 ( ) A．R2+>X2+>Z2+>Y2+ B．X2+>R2+>Y2+>Z2+ C．Y2+>Z2+>R2+>X2+ D．Z2+>X2+>R2+>Y2+ 方法：利用“强氧化剂 + 强还原剂 → 弱氧化剂 + 弱 还原剂”的反应原理对题中的离子方程式进行分析。 捷径：根据反应 X2+ +Z ＝ X + Z2+ 知：氧化性 X2+ > Z2+ ； 根据反应 Y + Z2+ ＝ Y2+ + Z 知：氧化性 Z2+ > Y2+ 。又 X2+与单 质 R 不反应，得氧化性 R2+>X2+。以此得结果 R2+>X2+>Z2+>Y2+。 选 A。 总结：对离子氧化性与还原性判断的方法较多，其它如 根据溶液中离子的放电顺序、金属活动顺序表、元素周期 表等。 例题 2 ：（1996 年全国高考）在同温同压下,下列各组 热化学方程式中,Q2>Q1 的是 ( ) A．2H2(气)+O2(气)＝2H2O(气)+Q1 2H2(气)+O2(气)＝ 2H2O(液)+Q2 B．S(气)+O2(气)＝SO2(气)+Q1 S(固)+O2(气)＝ SO2(气)+Q2 C． D．H2(气)+Cl2(气)＝2HCl(气)+Q1 方法：反应放出或吸收热量的多少，跟反应物和生成物 的聚集状态有密切关系。以此解答该题可从热化学方程式的 化学计量数和聚集状态进行分析而获得结果。 捷径：A．由于从气态水到液态水会放热，所以生成液态 水比生成气态水放出的热量多，即 Q2﹥Q1； B．由于从固态硫到气态硫要吸热，所以气态硫燃烧放出 的热量比固态硫燃烧放的热量多，即 Q1﹥Q2； C．由于 O2 与 CO 反应生成 CO2 又放出热量，所以 Q2﹥Q1 D．Q1=2Q2 正确答案即为 AC 。 总结：现行教材中热化学方程式的书写要求已有所改变。 在此是为了保持高考题的原样而列出。 策略 14 无机结构的分析与判断技巧 金点子： 无机结构包括：原子结构、分子结构和晶体结构等。在 解答此类试题时，其主要方法与技巧包括： 1．最外层 8 电子结构的判断技巧 对于 ABn 型分子，如果 A 的化合价的绝对值加最外层电 子数等于 8，即 A 原子的最外层为 8 电子结构，如 NH3、PCl3、 H2S 等。其计算式为： ┃A 的化合价┃+ 最外层电子数 = 8 。 2．非极性分子的判断技巧 对于 ABn 型分子，如果 A 的化合价的绝对值等于最外层 电子数，即为非极性分子。如 CO2、BF3、PCl5 等。其计算式 为：┃A 的化合价┃= 最外层电子数 。 3．分子结构的分析与判断技巧 常见的无机分子结构有直线形分子(如 CO2)、平面三角形 分子(如 BF3)、弯曲形分子(如 H2O)、三角锥形分子(如 NH3) 等。在解题时，要能将常见的分子构形根据电子排布的相似 点，迁移到新的物质中。此类试题主要采用迁移类比法分析。 4．晶体结构的分析与判断技巧 常见的晶体有离子晶体(NaCl 型和 CsCl 型)、分子晶体 (如干冰)、原子晶体(如金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化 硅及新型无机非金属材料)、金属晶体及过渡型晶体(如石 墨)。在解题时，既要能分析其晶体结构，又要能将常见的 晶体结构根据题中叙述，迁移到新的物质中。此类试题主要 采用迁移类比法分析。 经典题： 例题 1 ：(1999 年全国高考)下列各分子中所有原子都满 足最外层为 8 电子结构的是（ ） A．BeCl2 B．PCl3 C．PCl5 D．N2 方法：利用 ABn 型分子中价电子排布规律分析求解。 捷径： 根据金点子中的技法概述 1 知，属 ABn 型分子的 有 BeCl2、PCl3、PCl5，只有 PCl3 分子中的┃P 的化合价+3┃+ 最外层电子数 = 8 。故 PCl3 分子中 P 原子的最外层满足 8 电子结构，又 Cl 原子为-1 价，也满足最外层 8 电子结构， 故 B 符合题设要求。又因 N2 的电子式是 , 所有 原子都满足最外层为 8 电子结构。以此得正确答案为 BD。 总结： BeCl2 中 Be 原子的最外层只有 2 个电子，所以它 不论形成离子化合物还是共价化合物，其最外层电子数都不 可能是 8。PCl3 的电子式可联系到中学阶段所学的 NH3 分子的 结构书写，即为 。 例题 2 ：（1999 年全国高考）关于晶体的下列说法正确 的是 ( ) A．在晶体中只要有阴离子就一定有阳离子 B．在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子 C．原子晶体的熔点一定比金属晶体的高 D．分子晶体的熔点一定比金属晶体的低 方法：从中学范围内四种类型的晶体综合分析。 捷径：在金属晶体中，存在金属阳离子和自由电子，故 B 选项错误；晶体硅的熔点 1410℃，要比金属钨的熔点 （3419℃）低，而金属汞的熔点（常温下是液态）又比蔗糖、 磷等（常温下是固态）低。以此说法正确的只有 A。 总结：部分考生由于对金属晶体理解不深，错误认为： 在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子，而出现误选 B 的现 象较多。 策略 15 常见仪器及实验装置的分析技巧 金点子： 此类试题包括：仪器的使用、仪器的选用、仪器组合成 的简单装置等的分析。 1．仪器的使用分析 仪器的使用分析，要从仪器要求和使用范围上去整体把 握，采用的方法是迁移应用。 2．仪器的选用分析 仪器的选用要从实验原理和实验要求去确定采用何种 仪器。 3．仪器组合成的简单装置的分析 装置依赖于目的、原理和注意点。以此分析装置需从实 验要求出发，采用仪器原理相结合的手段确定实验结果。 经典题： 例题 1 ：（1996 年上海高考）准确量取 25.00 mL 高锰 酸钾溶液, 可选用的仪器是 ( ) A．50 mL 量筒 B．10 mL 量筒 C．50 mL 酸式滴定管 D．50 mL 碱 式滴定管 方法：从所给仪器的精确度分析。 捷径：用量筒取溶液的体积不可能精确到 0.01mL，只能 用滴定管或移液管量取。又因为高锰酸钾溶液能腐蚀橡胶， 故不能用碱式滴定管。所以选 C。 总结：此题为一常规题，主要考查考生对实验仪器精确 度的理解。 例题 2 ：（1996 年全国高考）下列有关使用托盘天平 的叙述不正确的是（填写标号） ( ). A．称量前先调节托盘天平的零点 B．称量时左盘放被称量物,右盘放砝码 C．潮湿的或具有腐蚀性的药品,必须放在玻璃器皿里 称量,其他固体药品可直接放在天平托盘上称量 D．用托盘天平可以准确称量至 0.01 克 E．称量完毕,应把砝码放回砝码盒中 方法：从托盘天平的使用要求分析。 捷径：因为托盘天平的游码刻度为 0.1g，精确度为 0.1g。被称量的药品不能直接放在托盘天平上。腐蚀性药 品及易潮解药品应放在小烧杯中称量。即使没有腐蚀性的 药品也不能直接放在托盘上，而应放在一张洁净的纸上。 故叙述不正确的有 C D。 总结：托盘天平中的质量关系为：左盘质量 = 右盘质 量 + 游码质量。 例题 3 ：（1999 年上海高考）下列叙述仪器“0”刻度 位置正确的是 （ ） A．在量筒的上端 B．在滴定管 上端 C．在托盘天平刻度尺的正中 D．在托盘天 平刻度尺的右边 方法：从具体仪器去分析。 捷径：量筒无“0”刻度，其刻度数下端最小。滴定管 的“0”刻度在上端，托盘天平的“0”刻度在刻度尺的左端。 温度计的“0”刻度因种类不同而不能确定。选 B。 总结：量筒的最下端无刻度，也即无“0”刻度，是有 关“0”刻度方面的重要之点。部分考生由于分不清这一点 而出错。 其原因可能是 （ ） A．浓的强酸和稀的强碱溶液反应 B．浓的弱酸和 稀的强碱溶液反应 C．等浓度的强酸和弱碱溶液反应 D．生成了一种 强酸弱碱盐 方法：酸碱中和后所得溶液的酸碱性主要有两方面因素 制约，①盐的水解，②酸碱用量。解题时既要考虑酸碱的强 弱，又要考虑酸碱用量的多少，两者缺一不可。 捷径：题中两溶液中的 c(H+)= c(OH— )，采用中和假想 法，若是强酸强碱等体积混合，溶液一定呈中性。现溶液呈 酸性，说明酸过量，且必须是弱酸。以此得答案 B。 总结：中和反应后溶液的酸碱性由两方面决定。该题给 出 c(H+)= c(OH—)，故应从酸碱用量考虑。如未理解题意， 极易从盐的水解进行分析，故易错选 C、D。例题 1 ：（1999 年上海高考题）把 0.05 mol NaOH 固体分别加入下列 100 mL 液体中，溶液的导电能力变化最小的是 （ ） A．自来水 B．0.5 mol· L－1 盐酸 C．0.5 mol· L－1 HAc 溶液 D．0.5 mol· L－1 KCl 溶 液 方法：导电性强弱决定于什么？是解答出此类试题的关 键。一般说来，金属的导电性决定于单位体积内自由电子数， 电解质的导电性决定于单位体积内自由移动的离子数，也即 自由离子的浓度。 捷径：溶液的导电能力变化最小，也即自由移动的离子 的浓度变化最小。选项 A、C 均有弱电解质变成强电解质， 离子浓度增大。选项 D 由于加入 NaOH 固体，增大了离子浓 度。B 中 NaOH 与含等物质的量 HCl 的盐酸反应后，溶质由 HCl 变成 NaCl ，离子浓度不变，导电性几乎不变。故选 B。 强弱要分清、浓度是关键。若不注意强弱电解质问题，此题 极易误选答案 C。 总结：导电性问题是生产生活中的常见问题，其导电性 不仅有溶液中的导电，还有金属与非金属（如石墨）的导电。 此类试题一要注意自由电荷的浓度；二要注意两类导电物质 本质不同，金属的导电为物理过程，而电解质溶液的导电实 际上是一电解过程。 例题 2 ：（1992 年全国高考题）相同温度、相同物质的 量浓度的四种溶液：①CH3COONa②NaHSO4 ③NaCl ④C6H5— ONa ， 按 pH 由 大 到 小 的 顺 序 排 列 ， 正 确 的 是 （ ） A．④ > ① > ③ > ② B．① > ④ > ③ > ② C．① > ② > ③ > ④ D．④ > ③ > ① > ② 方法：溶液 pH 的大小由两种情况决定，一是电解质本身 的电离，二是水的电离，而水的电离程度的大小又决定于盐 类水解程度的大小。此类试题要求准确把握酸碱的相对强 弱，充分依靠水解规律判析。 捷径：四种溶液可分成三组，②NaHSO4，电离显酸性， pH < 7；③NaCl 为强酸强碱的正盐，不水解，溶液呈中性， pH= 7；①④是强碱弱酸盐，水溶液均呈碱性，因 CH3COOH 的 酸性较 C6H5OH 强，故 pH 值应为 ④ > ① ，以此得答案 A。 总结：此类试题解答的一般步骤为：先分组，然后再对 组内物质根据电离与水解程度进行判析。题中溶液除为盐溶 液外，还可能为酸或碱。如等浓度的八种稀溶液：①Na2SO4 ②H2SO4 ③NaHSO4 ④NH4Cl ⑤NaHCO3 ⑥NaCO3 ⑦NaOH ⑧Ba （OH）2 ，其 pH 由小到大的顺序为 ②③④①⑤⑥⑦⑧ 。 例题 3 ：（1991 年全国高考题）已知一种 c(H+)=1× 10-3mol·L－1 的酸和一种 c(OH— )= 1×10-3 mol· L－1 碱溶液 等体积混合后，溶液呈酸性。 高考化学知识点总结（知识点模式） 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–、SO4 2–… （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：1 1H、2 1H、3 1H（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 SO4 2-、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 化学性质 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 w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 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 最高价氧化物水 水 化 物 碱 性 强 弱 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−＞MnO4 2−＞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＞PO3 3−；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+、SO4 2ˉ、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 ： 1 H 、 1 Cl 、 1 Na 、 6 S 、 2 O …w.w.w.k.s.5.u.c.o.m （4）核素符号：如 27 13Al、32 16S、16 8O 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 O2 2−离子，且 Na+：O2 2−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 －= SO4 2－ + H+ ④多元弱酸的电离分步进行。 H3PO4 H2PO4 －+ H+ H2PO4 － HPO4 2－+ H+ HPO4 2－ PO4 3－+ H+ ⑤多元弱碱的电离认为一步完成。 Fe(OH)3 Fe3+ + 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）氧化还原反应：氧化剂、还原剂 .w.w.k.s.5.u.c.o.m 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 + H2Ow.w.w.k.s.5.u.c.o.m 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 催化剂 加热、加压 CH3CH2OH 乙炔水化法：CH≡CH + H2O 催化剂 加热、加压 CH3CHO 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+CO2 2CO 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+O2 2H2O 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： Mc %1000   四．物质结构、元素周期律 （一）原子结构 1．原子（A ZX）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 w.w.w.k.s.5.u.c.o.m （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、Ⅶ A 族 副族(B)：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、Ⅶ B （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－、O2 2－。 （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 w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 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 晶 体 的 物 理 特 性 熔 点 沸 点 熔点较 高、沸 点高 熔、沸 点高 熔、 沸点 低 熔沸点 高 导 热 性 不良 不良 不良 良 导 电 性 固态不 导电， 熔化或 差 差 导电 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 w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 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 分子的 小液滴或 或离 子 集合体 或高分 子 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 是否具有 丁达尔现 象 无 有 无 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。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 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+nB xC+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。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 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 弱酸：H2S、 H2CO3、H3PO4、HF、 CH3COOH 强 碱 ： NaOH、KOH、 Ba(OH)2 、 Ca(OH)2 绝大多数 盐 ： NaCl 、 BaSO4 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 H2O H+ + 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。 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，C12H22O11 12C＋ 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+CaO CaSiO3 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+3Mg Mg3N2 （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 3SO3 2–+2NO3 –+2H+=3SO4 2–+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 w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 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 + Cl2 2NaCl 2Na + O2 Na2O2（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+3MnO2 2Al2 O3+3Mn 2Al+Fe2O3 Al2O3 +2Fe 与 H2O 反应 Mg+2H2O Mg(OH )2 ↓+H2↑ 与沸水只有微弱 反应 与非金 属反应 3Mg + N2 Mg3N2 2Al+ 3Cl2 2AlCl3 与非氧 化性酸 反应 Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑ 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2↑ 与氧化 性酸反 能反应，无 H2 生成 应 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）。 （4）铁的氧化 物和氢氧化物 ①铁的氧化物 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++3H2 O Fe3O4+8H+ = Fe2++2Fe3 ++ 4H2O 与 CO FexOy+yCO=xFe+yCO2 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++2 H2O （2）与氧化性酸反 应 3Fe(OH)2+10HNO3=3 Fe(NO3)3 +NO↑+8H2O （3）空气中放置被 （1）与酸反应 Fe(OH)3+3H+=Fe3 ++3H2O （2）受热分解 2Fe(OH)3=Fe2O3+ 3H2O 的 反 应 制 取 高温熔 融，过量 的铁与氧 气反应 2Fe+O2 2FeO Fe(OH)3 的分解 2Fe(OH)3 Fe2O3+3H2 O 铁在氧 气中燃 烧 3Fe+2O2 Fe3O4 氧化 4Fe(OH)2+2H2O+O2=4 Fe(OH)3 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–、SO3 2– 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+3CO3 2–+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）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。 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 NaOH C2H5－OH + HBr 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 实验知识归纳 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 w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 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。 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 w.w.w.k.s.5.u.c.o.m 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 SO4 2-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。 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+3H2SO4 2NaHSO4+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   OH 2 ↓（白）+↑（无色）（A：CaC2、AlS3、Mg3N2） A  2O B  2O C（A：S、H2S、N2、Na、醇） A  NaOH ↑（A：铵盐、Al、Si、CH3COONa） A （A：氯化物） C  lHC A  NaOH B（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 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+N2 Mg3N2 金属+氧气→金属氧化物：2Mg+O2 2MgO 非金属+氧气→非金属氧化物：4P+5O2 2P2O5 非金属+氢气→非金属氢化物： N2+3H2 2NH3 非金属+其他非金属： 2P+3Cl2 2PCl3；2P+5Cl2 2PCl5 氧化物+氧气：2SO2+O2 2SO3 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+CO2 Ca(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+C 2CO 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)3 Fe2O3+3H2O 铵盐、氨水分解→氨气： (NH4)2CO3 2NH3↑+H2O+CO2↑ ； NH4Cl NH3↑+HCl ； NH3·H2O 2NH3↑+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 4HNO3 4NO2↑+2H2O+O2↑ 2KNO3 2KNO2+O2↑ 碳酸盐和碳酸氢盐分解→都放出二氧化碳 CaCO3 CaO+CO2↑；2NaHCO3 Na2CO3+H2O+CO2↑ 不溶性卤化银分解→都生成银和卤素单质： 2AgX 2Ag+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)2CO3 2CuO+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：CuSO4·5H2O CuSO4+5H2O 蓝色 白色 （4）氧化物分解：2HgO 2Hg+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 CaCO3 CaO+CO2 N2+3H2 2NH3 Al(OH)3 Al3++3OH–：有时还可以为 H2AlO3 H++AlO2 –+H2O 水的电离：H2O+H2O H3O++OH– 简写为 H2O H++OH– 液氨的电离： NH3+NH3 NH4 ++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：CO3 2–+H2O HCO3 –+OH– 明矾的水解：Al3++3H2O Al(OH)3+3H+ 脂的水解：CH3COOC2H5+H2O CH3COOH+C2H5OH 酸性氧化物—水：CO2+H2O H2CO3；SO2+H2O H2SO3 单质—水：Cl2+H2O HCl+HClO 颜色反应：I2(紫色)+H2 2HI(无色) 2NO2(红棕色) N2O4(无色) 4FeS+7O2 2Fe2O3+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： H3PO4 H++H2PO4 – H2PO4 – H++HPO4 2– HPO3 2– H++PO4 3– 碱的电离，多元弱碱一步写，譬如： FeCl3(浅黄)+3KSCN Fe(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+H2O Zn(OH)2+2Ag 其他反应： NH3·H2O NH4 –+OH– N2+3H2 2NH3 SO2+O2 2SO3 3Fe+4H2O Fe3O4+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。 高考化学考点总结 （考点-例题-解析模式） 一、物质的量_气体摩尔体积 考点一 物质的量、阿伏加德罗常数、摩尔质量 1.物质的量 （1）物质的量是七个基本物理量之一，其意义是表示含 有一定量数目的粒子的集体。符号为：n ，单位为： 摩尔（mol）。 （2）物质的量的基准（NA）：以 0.012kg12C 所含的碳原子 数即阿伏加德罗常数作为物质的量的基准。阿伏加 德罗常数可以表示为 NA ，其近似值为 6.02×1023 mol-1 2.摩尔质量（M） 1 摩尔物质的质量，就是该物质的摩尔质量，单位是 g/mol 。1mol任何物质均含有阿伏加德罗常数个粒子， 但由于不同粒子的质量不同，因此，1 mol 不同物质 的质量也不同；12C 的相对原子质量为 12，而 12 g 12C 所含的碳原子为阿伏加德罗常数，即 1 mol 12C 的质量 为 12g。同理可推出 1 mol 其他物质的质量。 3.关系式：n ＝ AN N ；n ＝ M m [例 1]下列关于物质的量的叙述中，正确的是（ ） A.1mol 食盐含有 6.02×1023 个分子 B.Mg 的摩尔质量为 24 C.1mol 水 中 含 有 2mol 氢 和 1mol 氧 D.1molNe 含有 6.02×1024 个电子 [解析] NaCl 为离子化合物，其结构中无分子，且食盐为 宏观物质，不可用 mol 来描述，故 A 不正确；Mg 的摩尔质量为 24g/mol，单位不对，故 B 不正确； C 中对 1mol 水的组成的描述不正确，应为：1mol 水中含有 2mol 氢原子和 1mol 氧原子；故答案为 D。 ［答案］D 特别提醒： 1.摩尔只能描述原子、分子、离子、质子、中子和电子等 肉眼看不到、无法直接称量的化学微粒，不能描述宏 观物质。如 1mol 麦粒、1mol 电荷、1mol 元素的描述 都是错误的。 2.使用摩尔作单位时，应该用化学式(符号)指明粒子的种 类。 如 1mol 水（不正确）和 1molH2O（正确）；1mol 食盐（不 正确）和 1molNaCl(正确) 3.语言过于绝对。如 6.02×1023mol-1 就是阿伏加德罗常数； 摩尔质量等于相对原子质量、相对分子质量；1 摩尔任 何物质均含有阿伏加德罗常数个粒子等。 考点二 气体摩尔体积 1.定义：单位物质的量的气体所占的体积，叫做气体摩 尔体积。 2.表示符号：Vm 3.单位：L/mol（或 L·mol-1） 4.标准状况下，气体摩尔体积约为 22.4L/mol 5.数学表达式：气体的摩尔体积＝ 气体的物质的量 气体所占的体积 ， 即 n VVm  [例 2]（2009·广州七区联考）下列有关气体体积的叙 述中，正确的是（ ） A.一定温度和压强下，各种气态物质体积的大小，由 构成气体的分子的大小决定 B.一定温度和压强下，各种气态物质体积的大小，由 构成气体的分子数决定 C.不同的气体若体积不同，则它们所含的分子数也不 同 D.气体摩尔体积是指 1mol 任何气体所占的体积约为 22.4L [解析]决定物质体积的因素有：①微粒数的多少②微粒本 身的大小③微粒间的距离，其中微粒数的多少是决 定物质体积大小的主要因素。对于气体物质，在一 定温度和压强下，其体积的大小主要由分子数的多 少来决定，故 A 不正确，B 正确；气体的体积随温 度和压强的变化而变化。体积不同的气体，在不同 的条件下，其分子数可能相同，也可能不同，是无 法确定的，故 C 不正确；气体摩尔体积是指 1mol 任何气体所占的体积，其大小是不确定的，会随着 温度、压强的变化而变化，22.4L/mol 是标准状况 下的气体摩尔体积，故 D 不正确。 [答案]B 特别提醒： 气体摩尔体积的一个特例就是标准状况下的气体摩尔体 积(V0)。在标准状况下，1mol 任何气体的体积都约等于 22.4 L。在理解标准状况下的气体摩尔体积时，不能简单 地认为“22.4 L 就是气体摩尔体积”，因为这个 22.4 L 是有特定条件的。这些条件就是： ①标准状况，即 0℃和 101.325 kPa，气体的物质的量为 1 mol，只有符合这些条件的气体的体积才约是22.4 L。 因此，22.4 L 是 1 mol 任何气体在标准状况下的体积。 ②这里所说的标准状况指的是气体本身所处的状况，而不 指其他外界条件的状况。例如，“1 mol H2O(g)在标 准状况下的体积为 22.4 L”是不正确的，因为在标准 状况下，我们是无法得到气态水的。 ③1mol 任何气体的体积若为 22.4 L，它所处的状况不一 定就是标准状况。根据温度、压强对气体分子间平均距 离的影响规律知，温度升高一倍或压强降低一半，分子 间距将增大一倍；温度降低一半或压强增大一倍，分子 间距将减小一半。由此可知，1 mol 任何气体在 0℃ 、 101 kPa 条件下的体积与 273℃ 、202kPa 条件下的体 积应相等，都约为 22.4L。 考点三 阿伏加德罗定律及其推论 1.阿伏加德罗定律： 在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即： T1=T2；P1=P2 ；V1=V2  n1 = n2 2.阿伏加德罗定律的推论： (1)三正比： 同温同压下，气体的体积比等于它们的物质的量之 比.V1/V2=n1/n2 同温同体积下，气体的压强比等于它们的物质的量 之比.p1/p2=n1/n2 同温同压下，气体的密度比等于它们的相对分子质 量之比.M1/M2=ρ1/ρ2 (2)二反比： 同温同压下，相同质量的任何气体的体积与它们的相 对分子质量成反比.V1/V2=M2/M1 同温同体积时，相同质 量 的 任 何 气 体 的 压 强 与 它 们 的 摩 尔 质 量 的 反 比.p1/p2=M2/M1。 (3)一连比： 同温同压下，同体积的任何气体的质量比等于它们的 相 对 分 子 质 量 之 比 ， 也 等 于 它 们 的 密 度 之 比 。 m1/m2=M1/M2=ρ1/ρ2 (注：以上用到的符号：ρ为密度，p 为压强，n 为物质的 量，M 为摩尔质量，m 为质量，V 为体积，T 为温度；上 述定律及其推论仅适用于气体，不适用于固体或液体。) [例 3](全国理综 I)在三个密闭容器中分别充入 Ne、H2、 O2 三种气体，当它们的温度和密度都相同时，这三种气 体的压强(p)从大到小的顺序是( ) A.p(Ne)＞p(H2)＞p(O2) B.p(O2)＞ p(Ne)＞p(H2) C.p(H2)＞p(O2)＞p(Ne) D.p(H2)＞ p(Ne)＞p(O2) [解析]根据阿伏加德罗定律，当它们的温度和密度相同 时，摩尔质量与压强成反比，摩尔质量由小到大的 顺序为 H2＜Ne＜O2 [答案]D 考点四 混合气体的平均摩尔质量 1.已知混合物质的总质量 m(混)和总物质的量 n(混)： M(混)＝ 混） 混 ( )( n m 2.已知混合物各成分的摩尔质量和在混合体系内的物 质的量分数或体积分数。 M(混)＝M1×n1%＋M2×n2%＋……＝M1×V1%＋ M2×V2%＋…… 3.已知标准状况下混合气体的密度：M(混)＝22.4ρ(混) 4.已知同温同压下与单一气体 A 的相对密度： ） 混 AM M ( )( ＝ )( )( A  混 [例 4]（2009·山东泰安）已知 NH4HCO3 NH3+H2O+CO2↑， 则 150℃时 NH4HCO3 分解产生的混合气体 A 的密度 是相同条件下 H2 密度的 倍。 A.26.3 B.13.2 C.19.8 D.无法计算 [解析]假设 NH4HCO3 为 1 mol，则其质量为 79 g ，完全 分解产生的气体为 3 mol ，故有：M 混合气体 =79g/3mol =26.3g/mol；又由“相同条件下，气 体的密度比等于其摩尔质量比”，故混合气体 A 的密度是相同条件下 H2 密度的 26.3/2 = 13.2 倍。 [答案]B 二、物质的量浓度 考点一 物质的量浓度 1.定义：以 1L 溶液里所含溶质 B 的物质的量来表示溶 液的浓度叫做物质的量浓度.符号为：cB；单位为： mol﹒L-1 2.表达式：cB= V n (n 为溶质 B 的物质的量，单位为 mol；V 为溶液的体积，单位为 L) [例 1]（2008·黄冈中学）用 1000g 溶剂中所含溶质的 物质的量来表示的溶液浓度叫做质量物质的量浓度，其单位 是 mol/kg。5mol/kg 的硫酸的密度是 1.2894g/cm3，则其物 质的量浓度是（ ） A ． 3.56mol/L B ． 5.23mol/L C．4.33mol/L D．5.00mol/L [解析]设溶剂的质量为 1kg，则硫酸的体积为（5mol× 98g·mol–1+1000g）÷1.2894g/cm3×10–3 L·mL–1≈1.155L， 故硫酸的物质的量浓度 c=5mol/1.155L≈4.33mol/L [答案]C 特别提醒： 1.理解物质的量浓度的物理意义和相关的量。 物质的量浓度是表示溶液组成的物理量，衡量标准是单 位体积溶液里所含溶质的物质的量的多少。这里的溶质可以 是单质、化合物，也可以是离子或其他的特定组合，单位是 mol；体积指溶液的体积而不是溶剂的体积，单位是 L；因此， 物质的量浓度的单位是 mol·L-1。 2.明确溶液中溶质的化学成分。 求物质的量浓度时，对一些特殊情况下溶液的溶质要掌握 清楚，如 NH3 溶于水得 NH3·H2O，但我们习惯上认为氨水的溶 质为 NH3；SO3 溶于水后所得溶液的溶质为 H2SO4；Na、Na2O、 Na2O2 溶于水后所得溶液的溶质为 NaOH；CuSO4·5H2O 溶于水 后所得溶液溶质为 CuSO4 3.熟悉表示溶液组成的其他物理量。 表示溶液组成的物理量除物质的量浓度外，还有溶质的质 量分数、质量物质的量浓度等。它们之间有区别也有一定的 联系，如物质的量浓度（c）与溶质的质量分数（ω）的关 系为 c=ρg·mL-1×1000mL·L-1×ω/Mg·mol-1。 考点二 物质的量浓度溶液的配制 1.物质的量浓度溶液的配制步骤： （1）计算：如溶质为固体时，计算所需固体的质量；如 溶液是液体时，则计算所需液体的体积。 （2）称量：用天平称出所需固体的质量或用量筒量出所 需液体的体积。 （3）溶解：把称量出的溶质放在烧杯中加少量的水溶解， 边加水边震荡。 （4）转移：把所得的溶解液用玻璃棒引流注入容量瓶中。 （5）洗涤：用少量的蒸馏水洗涤烧杯和玻棒 2-3 次，把 每次的洗涤液一并注入容量瓶中。 （6）定容：向容量瓶中缓缓注入蒸馏水至离容量瓶刻度 线 1-2cm 处，再用胶头滴管滴加蒸馏水至凹液面与刻度线相 切。 （7）摇匀：盖好瓶塞，用食指顶住瓶塞，另一只手托住 瓶底，反复上下颠倒摇匀，然后将所配的溶液倒入指定试剂 瓶并贴好标签。 2.误差分析： 根据 c=n/V =m/MV 来判断，看 m、V 是变大还是变小，然 后确定 c 的变化。 [例 2]（2008·广州七区联考）甲乙两位同学分别用不 同的方法配制 100mL 3.6mol/L 的稀硫酸。 （1）若采用 18mol/L 的浓硫酸配制溶液，需要用到浓 硫酸的体积为 。 （2）甲学生：量取浓硫酸，小心地倒入盛有少量水的 烧杯中，搅拌均匀，待冷却至室温后转移到 100 mL 容量瓶 中，用少量的水将烧杯等仪器洗涤 2～3 次，每次洗涤液也 转移到容量瓶中，然后小心地向容量瓶加入水至刻度线定 容，塞好瓶塞，反复上下颠倒摇匀。 ① 将 溶 液 转 移 到 容 量 瓶 中 的 正 确 操 作 是 。 ②洗涤操作中，将洗涤烧杯后的洗液也注入容量瓶， 其目的是__ _______。 ③ 定 容 的 正 确 操 作 是 。 ④用胶头滴管往容量瓶中加水时，不小心液面超过了 刻度，处理的方法是________（填序号）。 A.吸出多余液体，使凹液面与刻度线相切 B.小心加热容量瓶，经蒸发后，使凹液面与刻度线 相切 C.经计算加入一定量的浓盐酸 D.重新配制 （3）乙学生：用 100 mL 量筒量取浓硫酸，并向其中小 心地加入少量水，搅拌均匀，待冷却至室温后，再加入水至 100 mL 刻度线，再搅拌均匀。你认为此法是否正确？若不 正 确 ， 指 出 其 中 错 误 之 处 。 [解析]（1）假设取用的浓硫酸的体积为 V，根据稀释前 后溶质的物质的量不变有： V × 18mol/L = 100mL 3.6mol/L V=20.0mL （2）①②③见答案，④在溶液配制过程中，如不慎损 失了溶质或最后定容时用胶头滴管往容量瓶中加水时不慎 超过了刻度，都是无法补救的，得重新配制。 （3）见答案。 [答案]（1）20.0mL （2）①将玻璃棒插入容量瓶刻度 线以下，使溶液沿玻璃棒慢慢地倒入容量瓶中；②使溶质完 全转移到容量瓶中；③ 加水至离刻度线 1～2cm 时，改用胶 头滴管滴加水至液面与刻度线相切；④ D； （3）不能用量筒配制溶液，不能将水加入到浓硫酸中。 特别提醒：在配制物质的量浓度的溶液时，按操作顺序来讲， 需注意以下几点： 1.计算所用溶质的多少时，以下问题要弄清楚： ①溶质为固体时，分两种情况：溶质是无水固体时， 直接用 cB=n(mol)/V(L)=[m(g)/ M(g·mol–1)]/V(L)公式算 m；溶质是含结晶水的固体时，则 还需将无水固体的质量转化为结晶水合物的质量。 ②溶质为浓溶液时，也分两种情况：如果给定的是浓 溶 液 的 物 质 的 量 浓 度 ， 则 根 据 公 式 c(浓)×V(浓)=c(稀)×V(稀)来求 V(稀)；如果给定的是浓溶 液 的 密 度 (ρ) 和 溶 质 的 质 量 分 数 (ω) ， 则 根 据 c=[ρg·mL-1×V’(mL)×ω/Mg·mol-1]/V(mL) 来 求 V’(mL)。 ③所配溶液的体积与容量瓶的量程不符时：算溶质时 则取与实际体积最接近的量程数据做溶液的体积来求溶质 的多少，不能用实际量。如：实验室需配制 480mL1moL·L-1 的 NaOH 溶液，需取固体 NaOH 的质量应为 20.0g，而不是 19.2g；因为容量瓶只能配制其规定量程体积的溶液，要配 制符合要求的溶液时，选取的容量瓶只能是 500 mL 量程的 容量瓶。故只能先配制 500 mL 溶液，然后再取出 480mL。 2.称、量溶质时，一要注意所测数据的有效性（即精度）。 二要选择恰当的量器，称量易潮解的物质如 NaOH 时，应用 带盖的称量瓶（或小烧杯）快速称量；量取液体时，量器的 量程与实际体积数据相差不能过大，否则易产生较大误差。 3.容量瓶使用前要用蒸馏水洗涤 2～3 次；溶解或稀释溶 质后要冷却溶液至室温；定容、摇匀时，不能用手掌贴住瓶 体，以免引起体积的变化；摇匀后，如果液面降到刻度线下， 不能向容量瓶中再加蒸馏水了，因为瓶塞、瓶口是磨口的， 有少量溶液残留。 4.定容时如果液面超过了刻度线或摇匀时洒出少量溶液， 均须重新配制。 三、原子结构与性质 考点 1 原子结构 1、原子的构成 中 子 N （ 不 带 电 荷 ） 同位素 （核素） 原子核 → 质量数 （A=N+Z） 近似相对原子质量 质 子 Z （ 带 正 电 荷 ） → 核 电 荷 数 元素 → 元素符号 原子结构 最外层电子数决 定 主 族 元 素 的 决 定 原 子 呈 电中性 电子数（Z 个） 化学性质及最高正价和族序数 体积小，运动速率高（近光速）， 无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云（比喻） 小黑点的意义、 小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及 原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子 结构示意图 2、三个基本关系 （1）数量关系：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原 子中） 决定原子种类 决定 X)(A Z （2）电性关系： ①原子中：质子数=核电荷数=核外电子数 ②阳离子中：质子数>核外电子数 或 质子数=核外电 子数+电荷数 ③阴离子中：质子数<核外电子数 或 质子数=核外电 子数-电荷数 （3）质量关系：质量数 = 质子数 + 中子数 [特别提醒] 对于公式：质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N），无 论原子还是离子，该公式均适应。 原子可用 XA Z 表示，质量数 A 写在原子的右上角，质子数 Z 写在原子的左下角，上下两数值的差值即为中子数。原子 周围右上角以及右下角或上面均可出现标注，注意不同位置 标注的含义，右上角为离子的电性和电荷数，写作 n ；右下 角为微粒中所含 X 原子的个数，上面标注的是化合价，写作  n 形式，注意与电荷的标注进行正确区分，如由氧的一种同 位素形成的过氧根离子，可写作 16 8 -1O 2 2 。 [例 1]（2008·茂名一模）一定量的锎（98 252Cf）是有用 的中子源，1mg（98 252Cf）每秒约放出 2. 34xl99 个中子，在医 学上常用作治疗恶性肿瘤的中子源。下列有关锎的说法错误 的是（ ） A.98 252Cf 原子中，中子数为 154 B.98 252Cf 原子 中，质子数为 98 C.98 252Cf 原子中，电子数为 98 D.锎元素的 相对原子质量为 252 [解析]98 252Cf 原子核外有 98 个电子，核内有 98 个质子， 154 个中子，质量数为 252。 [答案]D [规律总结]抓住公式质量数（A）=质子数（Z）+中子数 （N），可迅速解决原子和离子中质子数和中子数的关系。 考点 2 原子核外电子排布规律 核 外 电 子 排 布 规 律 1 各电子层最多能容纳 2n2 个电子 即：电子层序号 1 2 3 4 5 6 7 代表符号 K L M N O P Q 最多电子数 2 8 18 32 50 72 98 2 最外层电子数目不超过 8 个（K 层为最外层时不 超过 2 个）。 3 次外层电子数最多不超过 18 个，倒数第三层不超 过 32 个。 4 核外电子总是尽先排满能量最低、离核最近的电子 层，然后才由里往外，依次排在能量较高，离核较 远的电子层。 注 意 事 项 1.以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必须 同时满足各项要求。 2.上述乃核外电子排布的初步知识，只能解释 1～ 18 号元素的结构问题，若要解释更多问题，有待 进一步学习核外电子排布所遵循的其它规律。 [特别提醒]1-18号元素的原子结构特性： ①原子核中无中子的原子：1 1H。 ②最外层有 1 个电子的元素：H、Li、Na。 [例 2]（2008·广州二模·理基）X 和 Y 属短周期元素， X 原子的最外层电子数是次外层电子数的一半，Y 位于 X 的 前一周期，且最外层上只有一个电子，下列说法正确的是 （ ） A．X 可能是第二周期的非金属元素 B．X 可能 是第三周期的金属元素 C．Y 可能与 X 同主族 D．Y 一定 是金属元素 [解析]根据题意，因“X 原子的最外层电子数是次外层 电子数的一半”，故 X 可能为 Li 或 Si，又“Y 位于 X 的前一 周期，且最外层上只有一个电子”，故若 X 为 Li，则 Y 为 H； 若 X 为 Si，则 Y 为 Li 。 [答案]C 考点 3 相对原子质量 定义：以 12C 原子质量的 1/12（约 1.66×10-27kg） 作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的 值。其国际单位制（SI）单位为 1，符号为 ③最外层有 2 个电子的元素：Be、Mg、He。 ④最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。 ⑤最外层电子数是次外层电子数 2 倍的元素：C；是次外 层电子数 3 倍的元素：O；是次外层电子数 4 倍的元素：Ne。 ⑥电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。 ⑦电子总数为最外层电子数 2 倍的元素：Be。 ⑧次外层电子数是最外层电子数 2 倍的元素：Si。 ⑨内层电子数是最外层电子数 2 倍的元素：Li、P。 1（单位 1 一般不写） 原子质量：指原子的真实质量， 也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。 如：一个氯原子的 m(35Cl)=5.81×10-26kg。 核素的相对原子质量：各核素的质量与 12C 的 质量的 1/12 的比值。 一种元素有几种同位 素，就应有几种不同的 核素的相对原子质量， 相对 诸量 如 35Cl 为 34.969,37Cl 为 36.966。 原子 比较 核素的近似相对原子质量：是对核素 的 相 对 原 子 质 量 取 近 似 整 数 值 ， 数 值 上 与 该 质 量 核素的质量数相等。如：35Cl 为 35,37Cl 为 37。 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 子个数百分比算出的 平 均 值 。 如 ： Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b% 元素的近似相对原子质量：用元素同位素的 质量数代替同位 素相对原子质量 与其原子个数百 分 比 的 乘 积 之 和。 注意 ①、核素相对原子质量不是元素的相对原 子质量。 ②、通常可以用元素近似相对原子质量代替元 素相对原子质量进 行必要的计算。 [例 4]（2008·汕头二模）某元素一种同位素的原子的 质子数为 m，中子数为 n，则下列说法正确的是( ) A.不能由此确定该元素的原子量 B.这种元素的原子量为(m+n) C.若碳原子质量为 w g，此原子的质量为(m+n)w g D.核内中子的总质量小于质子的总质量 [解析]元素的相对原子质量是各同位素相对原子质量 的平均值，所以 A 正确，B 不正确。由相对原子质量的概念， 若设该核素一个原子的质量为 x，并且我们用该核素的质量 数代替核素的相对原子质量时，方有 nmw x  12 ，即 x= 12 )( wnm  ， C 不正确。在原子核内，一个中子的质量比一个质子的质量 略大，但核内的质子数和中子数无法确定，因此 D 不正确。 ［答案］A [规律总结]分清相对原子质量、质量数的有关概念，切 不可用核素的相对原子质量代替元素的相对原子质量。 考点 4 微粒半径的大小比较和 10 电子、18 电子微粒 1．原子半径和离子半径 原 子 1.电子层数相同时（同周期元素），随原子序数递增，原 子半径减小 半 径 例：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl 2.最外层电子数相同时（同主族元素），随电子层数递增 原子半径增大。 例：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 离 子 半 径 1.同种元素的离子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离 子,低价阳离子大于高价阳离子。例：Cl―＞Cl，Fe＞Fe2 ＋＞Fe3＋ 2.电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小。例： O2―＞F―＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋ 3.带相同电荷的离子（同主族元素的离子）,电子层越多, 半径越大。 例：Li＋＜Na＋＜K＋＜Rb＋＜Cs＋；O2―＜S2―＜Se2― 4.带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。 例：比较 K＋与 Mg2＋可选 Na＋或 Ca2＋为参照可知 K＋＞Na＋ （或 Ca2＋）＞Mg2＋ 2．10 电子的微粒： （1）分子： Ne、CH4、NH3、H2O、HF ； （2）离子： Na+、Mg2+、Al3+、NH4 +、NH2 -、H3O+、OH-、O2 -、 F- 。 3．18 电子的微粒：2．（1） （1）分子： Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、CH3CH3、N2H4、 H2O2、F2、CH3OH、CH3F 等； （2）离子： S2-、Cl-、K+、Ca2+、HS- 。 [特别提醒]： 记忆 10 电子微粒的方法：首先找出 10 电子的原子（单 原子分子）Ne，然后向前寻找非金属元素对应的氢化物：CH4～ HF，向后寻找金属形成的阳离子：Na+～Al3+。在氢化物的基 础上增加或减少 H+，可构成一系列的离子。 记忆 18 电子的微粒方法：首先找出 18 电子的原子（单 原子分子）Ar，然后向前寻找非金属元素对应的氢化物： SiH4～HCl，向后寻找金属形成的阳离子：K+～Ca2+。在氢化 物的基础上减少 H+，可构成一系列的离子。还有部分 18 电 子的分子可通过 10 电子的氢化物分析得到，10 电子的氢化 物分子去掉一个 H 得到 9 电子的基团：—CH3、—NH2、—OH、 —F，这些基团两两结合可形成 18 电子的分子。 [例 5]下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大 的是（ ） A.LiI B.NaBr C.KCl D.CsF [解析]离子的电子层数越多，半径越大，卤族离子中， I-的电子层最多，故半径最大，而碱金属中，Li＋半径最小。 [答案]A 四、化学键 考点 1 化学键类型 1.化学键的类型 化学键 类型 离子键 共价键 金属键 概念 阴阳离子间通 过静电引力作 用所形成的化 学键 原子间通过共 用电子对所形 成的化学键 金属阳离子与自由 电子间通过相互作 用而形成的化学键 成键微 粒 阴阳离子 原子 金属阳离子和自由 电子 成键性 质 静电作用 共用电子对 电性作用 形成条 件 活泼金属与活 泼的非金属元 素 非金属与非金 属元素 金属内部 实例 NaCl、MgO HCl、H2SO4 Fe、Mg 特别提醒： 1.离子键一般由活泼的金属元素和不活泼的非金属元素 组成，或者由铵根离子和不活泼的非金属元素组成；共价键 一般由非金属元素组成；而金属键则存在于金属单质内部。 2.离子三特征： 离子所带的电荷：阳离子电荷就是相应原子失去的电子 数；阴离子电荷是相应原子得到的电子数。 离子的电子构型：主族元素形成的简单离子其电子层结 构与在周期表中离它最近的惰性气体原子结构相同。 离子的半径：离子半径大小近似反映了离子的大小。一 般来说，电子层数相同的离子，随着核电荷数的增大，离子 半径减小。 3.共价键三参数 键能：折开 1mol 共价键所吸收的能量(KJ/mol)。键能 越大，键越牢固，含该键的分子越稳定。 键长：两个成键原子核间的(平均)距离。键长越短，键 能越大，键越牢固，含该键的分子越稳定。 键角：分子中两个键轴间的夹角。它决定了分子的空间 构型。 2.共价键的类型 非极性键 极性键 概念 同种元素原子形成的 共价键，共用电子对 没有发生偏移 不同种元素原子形成 的共价键，共用电子对 发生偏移 原子吸引电 子能力 相同 不同 共用电子对 不偏向任何一方 偏向吸引电子能力强 的原子 成键原子电 性 电中性 显电性 形成条件 由同种非金属元素组 成 由不同种非金属元素 组成 特别提醒： 极性共价键参与形成化合价，非极性共价键不参与形成化 合价。共价化合物中，假设共用电子全部转移到非金属性相 对强的一方原子后，成键原子所“得”或所“失”的电子数 就是该元素的合化价。如：H2O2，Na2O2 中 O 为-1 价，FeS2 中 的 S 为-1 价。 [例 1]（2008·梅州模拟）下列物质中，含有非极性共 价键的离子化合物的是 ( ) A.NH4NO3 B.Cl2 C.H2O2 D.Na2O2 [解析]NH4NO3 是含有极性共价键离子化合物，故 A 不正 确；Cl2 属于单质，不是化合物，故 B 不正确；H2O2 中虽然含 有非极性共价键，但它是离子化合物，故 C 不正确；Na2O2 虽 然是离子化合物，但其 O2 2- 内部含有极性共价键（[O-O]2-）， 故 D 正确。 [答案]D 考点 2 极性分子与非极性分子 根据共价分子中电荷分布是否对称，正负电荷重心是否 重合，整个分子电性是否出现“两极”，把分子分为极性分 子和非极性分子。 1.分子内各原子及共价键的空间排布对称，分子内正、 负电荷中心重合的分子为非极性分子；分子内各原子及共价 键的空间排布不对称，分子内正、负电荷中心不重合的分子 为非极性分子。常见分子中，属非极性分子的不多，具体有： ①非金属单质分子。如：稀有气体、H2、Cl2、N2 等。 ②结构对称的直线型分子。如：CO2 ③结构对称的正三角形分子。如：BF3、BCl3 ④结构对称的正四面体型分子。如：CH4、CCl4、P4 而其它大多数分子则为极性分子。如：HCl、H2O、NH3、 CH3Cl 等等。 2.判断 ABn 型分子极性的经验规律：若中心原子 A 的化 合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分 子；若不相等，则为极性分子。如 BF3、CO2 等为非极性分子， NH3、H2O、SO2 等为极性分子。 3.相似相溶原理： 极性分子易溶于极性分子溶剂中（如 HCl 易溶于水中）， 非极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如碘易溶于苯中，白 磷易溶于 CS2 中）。 特别提醒： 1.分子的极性与键的极性没有必然的联系。由极性键形 成的分子不一定是极性分子，如：CO2；由非极性键形成的分 子也不一定是非极性分子，如：H2O2 2.几种常见共价分子的空间构型 ①直线型：Ｏ＝Ｃ＝Ｏ、Ｈ－Ｃl、Ｎ≡Ｎ、CH≡CH ②V 型：Ｈ2Ｏ 键角 (H-O-H)为 104°30´ ③平面型：CH2＝CH2、及苯 C6H6 ④三角锥型：ＮＨ3 键角(H-N-H)为 107°18´ ⑤正四面体：ＣＨ4 和ＣＣl4 及 ＮＨ4 + 键角为 109° 28´；Ｐ4 键角为 60° [例 2]（2008·全国）Q、R、X、Y、Z 为前 20 号元素中 的五种，Q 的低价氧化物与 X 单质分子的电子总数相等，R 与 Q 同族，Y 和 Z 的离子与 Ar 原子的电子结构相同，且 Y 原 子序数小于 Z。 (1)Q 的最高价氧化物，其固态属于 晶体，俗名 叫 ： (2)R 的氢化物分子的空间构型是 ，属 于 分子(填“极性”或“非极性”)；它与 X 形成 的 化 合 物 可 作 为 一 种 重 要 的 陶 瓷 材 料 ， 其 化 学 式 为 ； （3）X 的常见氢化物的空间构型是 ， 它 的 另 一 氢 化 物 X2H4 是 火 箭 燃 料 的 成 分 ， 其 电 子 式 是 ； （4）Q 分别与 Y、Z 形成的共价化合物的化学式是 和 ；Q 与 Y 形成的化合物的电子式为 ，属 于 分子(填“极性”或“非极性”)。 [解析]根据题意，周期表前 20 号元素中的低价氧化物 主要有：CO、N2O、P2O3、Cl2O，由“Q 的低价氧化物与 X 单质 分子的电子总数相等”可推断出 Q 的低价氧化物应为 CO，则 X 单质分子应为 N2，故 Q 为 C，X 为 N；又“R 与 Q 同族”，则 R 为 Si；由“Y 和 Z 的离子与 Ar 原子的电子结构相同，且 Q 能与 Y、Z 形成共价化合物”可推出元素 Y、Z 分别是 S、Cl。 [答案]（1）分子，干冰 （2）正四面体，非极 性 Si3N4 （ 3 ） 三 角 锥 形 ， （ 4 ） CS2 和 CCl4 非极性分子 考点 3 氢键 1.氢键的形成条件 如两个分子中都存在强极性共价键 X-H 或 Y-H ，共中 X、Y 为原子半径较小，非金属性很强的原子 F、O、N。若 两个为同一种分子，X、Y 为同一种原子；若两个是不同的 分子，X、Y 则为不同的原子。当一个分子中的氢与另一个 分子中的 X 或 Y 充分接近，两分子则产生较强的静电吸引 作用。这种由氢原子与另一分子中原子半径较小，非金属性 很强的原子形成的吸引作用称为氢键。可表示为 X－H…Y －H ，可见只有在分子中具有 H－F、H－O、H－N 等结构条 件的分子间才能形成氢键。氢键不属于化学键，其强度比化 学键弱得多，通常归入分子间力（范德华力），但它比分子 间作用力稍强。 2.氢键对物质物理性质的影响 氢键的形成加强了分子间的作用力，使物质的熔沸点较 CS S 没有氢键的同类物质高，如 HF、H2O、NH3 的沸点都比它们各 自同族元素的氢化物高。又如乙醇的沸点（70℃）也比乙烷 的沸点（-86℃）高出很多。此外，如 NH3、C2H5OH、CH3COOH 由 于它们能与水形成氢键，使得它们在水中的溶解度较其它同 类物质大。 [例 3]（2007·广州一模）W、X、Y、Z 四种元素的原子 序数依次增大。其中 Y 原子的 L 电子层中，成对电子与未成 对电子占据的轨道数相等，且无空轨道；X 原子的 L 电子层 中未成对电子数与 Y 相同，但还有空轨道；W、Z 的原子序数 相差 10，且 Z 原子的第一电离能在同周期中最低。 （1）写出下列元素的元素符号：W ，X ， Y ，Z 。 （2）XY 分子中，X 原子与 Y 原子都达到 8 电子稳定结 构，则 XY 分子中 X 和 Y 原子用于成键的电子数目分别 是 ；根据电子云重叠方式的不同，分子里 共价键的主要类型有 。 （3）XY2 与 ZYW 反应时，通过控制反应物的物质的量之 比，可以得到不同的产物，相同条件下，在水中溶解度较小 的产物是 （写化学式），其原因是该化合 物阴离子间可形成二聚离子或多聚链状离子。该化合物阴离 子能够相互缔合的原因是： 。 [解析]根据题意，Y 的电子排布式为：1s2 2s2 2p4 ，为 O 元素；X 的电子排布式为：1s2 2s2 2p2 ，为 C 元素；由“Z 原 子的第一电离能在同周期中最低”可知，Z 为碱金属元素， 再由“W、Z 的原子序数相差 10”、“W、X、Y、Z 四种元素的 原子序数依次增大”可知，W 为 H 元素，Z 为 Na 元素。 [答案]（1）H、C、O、Na （2）2 和 4 ，σ键， π键 （3）NaHCO3（1 分），因为 HCO3 —中含有 O—H 键，相互之间 可通过 O— 五、元素周期律与元素周期表 考点 1 元素周期表的结构 元素周期表的结构 位置与结构的关系 周 期 周期序 数 元素的种数 1.周期序数＝ 电子层数 2.对同主族元素 若 n≤2，则该主族某一元素 的原子序数与上一周期元素 的原子序数的差值为上一周 期的元素种数。 若 n≥3，则该主族某一元素 的原子序数与上一周期元素 的原子序数的差值为该周期 的元素种数。 短 周 期 第一周 期 ① 2 种 第二周 期 ② 8 种 第三周 期 ③ 8 种 长 周 期 第四周 期 ④ 18 种 第五周 期 ⑤ 18 种 第六周 期 ⑥ 32 种 第七周 期 ⑦ 32 种（如 果排满） 族 主 族 ⅠA 族～ ⅦA 族 由 长 周 期 和 短 周 期 元 素 共 同 构 成 的 族 最外层电子数= 主族族数 =价电子数 零 族 最外层电子数均为 8 个（He 为 2 个除外） 副 族 IB 族～ ⅦB 族 只 由 长 周 期 元 素 构 成 的 族 最外层电子数一般不等于族 序数（第ⅠB族、ⅡB族除外）； 最外层电子数只有 1～2 个。 第Ⅷ族 有 三 列 元 素 （ 8、 9、 10 三个纵行） 特别提醒： 掌握元素周期表的结构中各族的排列顺序，结合惰性气 体的原子序数，我们可以推断任意一种元素在周期表中的位 置。记住各周期元素数目，我们可以快速确定惰性气体的原 子序数。各周期元素数目依次为 2、8、8、18、18、32、32 （如果第七周期排满），则惰性气体原子序数依次为 2、 2+8=10 、 10+8=18 、 18+18=36 、 36+18=54 、 54+32=86 、 86+32=108。 [例 1]（2008·深圳一模）甲、乙、丙为二、三周期的 元素，原子序数依次增大，甲和乙同周期，甲和丙同主族， 甲、乙原子序数之和与丙的原子序数相等，甲、丙原子的最 外层电子数之和与乙原子的电子总数相等。下列说法中不正 确的是（ ） A．乙是地壳中含量最多的元素 B．丙的氢化物比甲的氢化物热稳定性强 C．乙与丙形成的化合物可制作光导纤维 D．甲、乙两种元素形成的化合物中一定含有共价键 [解析]二、三周期中，同主族元素相差的电子数为 8， 且最外层电子数相等。根据题意，由“甲和乙同周期，甲和 丙同主族，甲、乙原子序数之和与丙的原子序数相等”可知， 乙为 O；又“甲、丙原子的最外层电子数之和与乙原子的电 子总数相等，且甲、乙、丙的原子序数依次增大”可知甲为 C，丙为 Si。 [答案]B 考点 2 元素周期律 涵 义 元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性 变化。 实 质 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周 期性变化 核外电 子 排布 最外层电子数由 1 递增至 8(若 K 层为最外层则由 1 递增至 2)而呈现周期性变化。 原子半 径 原子半径 由大到小 (稀有气体元素除外)呈周期 性变化。原子半径由电子层数和核电荷数多少决 定，它是反映结构的一个参考数据。 主要 化合价 最高正价由 +1 递变到 +7 ，从中部开始（IVA 族） 有负价，从 -4 递变至 -1 。(稀有气体元素化 合价为零)， 呈周期性变化。元素主要化合价由元 素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系： 最高正价数＝最外层电子数，非金属元素的负价= 特别提醒 作为元素周期律知识的考查，在解题中我们应尽量把它 们体现在元素周期表中进行理解。如 Xm+、Ym-、Z（m+1）+、W（m+1） -四种离子具有相同的电子层排布，要考查四种元素的有关性 质，比如原子序数大小、原子半径大小、离子半径大小、单 质金属性和非金属性强弱等，我们首先可以确定出元素的相 对位置为 ，则问题容易解决。 [例 2]（2008·武汉一模） X、Y、Z 是 3 种短周期元素， 其中 X、Y 位于同一主族，Y、Z 处于同一周期。X 原子的最 外层电子数是其电子层数的 3 倍。Z 原子的核外电子数比 Y 原子少 1。下列说法正确的是（ ） A．元素非金属性由弱到强的顺序为 Z＜Y＜X B．Y 元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为 H3YO4 C．3 种元素的气态氢化物中，Z 的气态氢化物最稳定 D．原子半径由大到小的顺序为 Z＞Y＞X [解析]在解有关周期表的题目时，首先要确定元素在周期 表中的位置，实在推不出具体的位置，推出相对位置也可以。 8-最外层电子数 。 元素及 化合物 的性质 金属性 逐渐减弱 ，非金属性 逐渐增强 ，最高氧 化物对应的水化物的碱性逐渐减弱 ，酸性 逐渐增 强 ，呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元 素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对 外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电 子渐易，故有此变化规律。 因 X 原子的最外层电子数是其电子层数的 3 倍，所以在本题 中的突破口就能推出 X 元素即为 O，而在短周期中能与 O 同 主族的就只有 S 元素，即为 Y,而 Z 原子的核外电子数比 Y 原 子少 1,也就不难得出 Z 元素即为 P 元素，A 选项中三元素非 金属性由弱到强的顺序为 P＜S＜O，S 的最高价氧化物对应 水化物的分子式为 H2YO4，三种元素的气态氢化物中，最稳定 的是 H2O，而不是磷化氢；D 选项中半径大小比较是正确的， 最后本题的答案为 AD。 [答案]AD 考点 3 元素金属性和非金属性强弱的判断方法和规律 1.根据元素周期表的知识进行判断 ①同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素 的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。元素周期表中最活 泼的金属是 Fr，天然存在的最活泼的金属是 Cs；最活泼的 非金属元素是 F。 ②同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素 的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。元素周期表左边为 活泼的金属元素，右边为活泼的非金属元素；中间的第 VIA、 VA 族则是从非金属元素过渡到金属元素的完整的族，它们的 同族相似性甚少，但具有十分明显的递变性。 2.根据元素的单质及其化合物的性质进行判断。 （1）金属性强弱判断原则 ①根据单质与水（或酸）反应，置换出水（或酸）中 的氢的难易程度来判断： 一般地，能与水反应产生氢气的金属元素的金属性比 不能与水反应的金属元素的强，与冷水反应产生氢气的金属 元素的金属性比只能与热水反应产生氢气的金属元素的强。 ②根据元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱 来判断： 一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性越 强，则对应的金属元素的金属性就越强。反之，则越弱。 ③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置 换“弱”。 ④根据金属元素的单质的还原性（或离子的氧化性） 来判断： 一般情况下，金属阳离子的氧化性越强，则对应的金 属单质的还原性越弱，金属元素的金属性也就越弱。 ⑤根据原电池的正、负极及金属腐蚀的难易程度来判 断：一般地，负极为金属性强的元素的单质，容易腐蚀。 （2）非金属性强弱判断原则 ①根据单质与 H2 反应生成气态氢化物的剧烈程度或生 成的气态氢化物的稳定性强弱来判断： 一般地，单质与 H2 反应生成气态氢化物越容易，或反 应生成的气态氢化物越稳定，则对应的非金属元素的非金属 性越强；反之，则越弱。 ②根据元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱来 判断： 一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越 强，则对应的非金属元素的非金属性就越强。反之，则越弱。 ③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置 换“弱”。 ④根据非金属单质的氧化性（或离子的还原性）强弱 来判断： 一般情况下，非金属阴离子的还原性越强，则对应的 非金属单质的氧化性越弱，非金属性元素的非金属性也就越 弱。 ⑤根据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的 化合价的高低进行判断。例如： Cu Cl CuCl 2 2 点燃 ，2Cu＋S＝Cu2S， 即得非金属性：Cl2＞S。 特别提醒 一般来说在氧化还原反应中，单质的氧化性越强（或离 子的还原性越弱），则元素的非金属性越强；单质的还原性 越强（或离子的氧化性越弱），则元素的金属性越强。故元 素的金属性和非金属性的强弱判断方法与单质的氧化性和 还原性的强弱判断方法是相一致的。 [例 3]（2008·北京）下列叙述正确的是（ ） A．IA 族元素的金属性比 IIA 族元素的金属性强 B．VIA 族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最 高 C．同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到 右依次增加 D．第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小 [解析]本题考查元素周期律，元素性质的递变，同一周 期 IA 族元素的金属性比 IIA 族元素的金属性强，但不同周 期不能确定；氢化物的沸点还要考虑氢键；同周期非金属最 高价氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增加；第三周 期元素的阴、阳离子半径从左到右逐渐减小，但阳离子半径 大于阴离子半径，故选 B。 [答案]B 考点 4 元素“位—构—性”之间的关系 特别提醒：元素性质和物质结构的常用的突破口 （1）形成化合物种类最多的元素是碳。 （2）某元素的最高价氧化物的水化物能与其气态氢化物 化合生成盐，该元素是氮。 （3）在地壳中含量最多的元素是氧，在地壳中含量最多 的金属元素是铝。 （4）常温下呈液态的非金属单质是溴，金属单质是汞。 （5）气态氢化物最稳定的元素是氟。 （6）三种元素最高氧化物对应的水化物两两皆能反应， 则必定含有 Al 元素。 （7）焰色反应呈黄色的元素是钠，焰色反应呈紫色的元 素是钾。 （8）最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是氯。 （9）单质的硬度最大的元素是碳。 （10）化学式为 A2B2 形的化合物，则只可能为 Na2O2、H2O2、 C2H2。 [例 4]（2007·江苏）有 X、Y 两种元素，原子序数≤20， X 的原子半径小于 Y，且 X、Y 原子的最外层电子数相同(选 项中 m、n 均为正整数)。下列说法正确的是（ ） A．若 X(OH)n 为强碱，则 Y(OH)n 也一定为强碱 B．若 HnXOm 为强酸，则 X 的氢化物溶于水一定显酸性 C．若 X 元素形成的单质是 X2，则 Y 元素形成的单质 一定是 Y2 D．若 Y 的最高正价为+m，则 X 的最高正价一定为+m [解析]由题目推知，X 位于 Y 的上方，是属于同主族元素， 所以当 X(OH)n 为强碱，则 Y(OH)n 也一定为强碱，A 正确。 若 X 为 N，则 NH3 显碱性，B 不正确。若 X 为 H，则 C 错误。 若 Y 为 Cl，则 X 为 F，而 F 是通常是没有正价。 [答案]A 六、 物质的组成、性质和分类 考点 1 物质的组成 1.元素——宏观概念，说明物质的宏观组成。 元素是质子数相同的一类原子的统称。质子数相同的 微粒不一定是同一种元素，因为微粒的含义要比原子广泛。 2.分子、原子、离子——微观概念，说明物质的微观构 成。 (1)分子是保持物质化学性质的一种微粒。（单原子 分子、双原子分子、多原子分子） (2)原子是化学变化中的最小微粒。（不是构成物质的 最小微粒） (3)离子是带电的原子或原子团。（基：中性原子团） 3. 同位素——具有相同质子数和不同中子数的原子互 称为同位素 同素异形体——同种元素形成的结构不同的单质 特别提醒： 离子 基团 定义 带电的原子或原子 团 化学中对原子团和基的总 称 1.离子与基团： 2.同位素与同素异形体： 同位素 同素异形体 定义 同种元素形成的不 同种原子 同种元素形成的不同种 单质 区别 是一种原子 是一种单质 联系 同位素原子在一定条件下以一定的方式可构成 同素异形体 实例 16O 和 18O ；12C 和 14C O2 和 O3 ；金刚石和石墨 [例 1]（2008·山东潍坊）2006 年 2 月 17 日，新加坡 卫生暑公布，新加坡近期真菌性角膜炎患者激增。去年 5 月 以来，当地主要医院收治的 19 名真菌性角膜炎患者中，18 名曾使用博士伦公司生产的多功能隐形眼镜护理药水。多功 能隐形眼镜护理药水的主要成分是双氧水（H2O2），下列有关 双氧水的说法正确的是（ ） A.它是由氢气和氧气组成 B.它由两个氢元素和两个氧元素组成 C.每个 H2O2 分子是由氢元素和氧元素组成 D.每个 H2O2 分子是由 2 个氢原子和 2 个氧原子构成 [解析]双氧水（H2O2）是分子，分子是由原子构成的； 元素是宏观概念，不能论个数。 区别 带有正电荷或负电 荷 不带电，为缺电子物质，呈 电中性 联系 两者通过得失电子可以互相转化 实例 OH- NO2 - Cl- CH3 + -OH -NO2 -Cl -CH3 [答案]D [知识规律] 物质到底是由分子、原子还是离子构成？这与物质所属 的晶体类型有关。如金刚石(C)、晶体 Si 都属原子晶体,其 晶体中只有原子；NaCl、KClO3 属离子晶体，其晶体中只有阴 阳离子；单质 S、P4 属分子晶体,它们是由原子形成分子，进 而构成晶体的。具体地： （1）由分子构成的物质（分子晶体）： ①非金属单质：如 H2、X2、O2、O3、N2、P4、S、C60、 稀有气体等 ②非金属氢化物：如 HX、H2O、NH3、H2S 等 ③酸酐：如 SO2、CO2、SO3、P2O5、N2O5 等 ④酸类：如 HClO4、HClO、H2SO4、H3PO4、H2SiO3 等 ⑤有机物：如烃类、烃的衍生物、糖类、氨基酸等 ⑥其它：如 NO、N2O4、Al2Cl6 等 （2）由原子直接构成的物质（原子晶体）：稀有气体、 金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅、石墨（混合型晶体） 等； （3）由阴阳离子构成的物质（离子晶体）：绝大多数盐、 强碱、低价金属氧化物。 （4）由阳离子和自由电子构成的物质（金属晶体）：金属 单质、合金 考点二 物理变化和化学变化 1.物理变化和化学变化的比较： （1）特征：有无新物质生成 （2）本质：有无化学键的断裂和形成 （3）现象：物理变化→大小、形状、状态改变 化学变化→发光、发热、变色、析出沉淀 等 （4）典型实例： 物理变化：⑴升华 ⑵萃取 ⑶分液 ⑷蒸馏（分馏） ⑸吸附 ⑹渗析 ⑺盐析 (8)金属导电 (9)焰色反应 等 化学变化：⑴风化 ⑵裂化 ⑶硫化 ⑷老化 ⑸炭 化 ⑹干馏 ⑺脱水 ⑻蛋白质变性 ⑼ 水解 ⑽同素异形体互变 （11）电解 (12) 熔融盐导电 (13)电解质溶液导电等。 2.化学之“化” 风化--结晶水合物在自然条件下失去部分或全部结 晶水的过程。 催化--能改变反应速率，本身参与化学反应，但质量 和性质在反应前后都不改变。 歧化--同一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。 酸化--向某物质中加入稀酸使之呈酸性的过程。(酸 性高锰酸钾应用什么酸酸化？) 钝化--浓硫酸、浓硝酸在 Fe Al 等金属表面氧化生成 一种致密的氧化膜从而起到保护 Fe Al 等金属的现象。 水化--物质与水作用的过程。 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。 皂化--油脂在碱性条件下发生水解反应的过程。 老化--橡胶、塑料等制品露置于空气中，因受空气氧 化、日光照射等作用而变硬发脆的过程。 硫化--向橡胶中加硫，以改变其结构来改善橡胶的性 能，减缓其老化速度的过程。 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。 酯化--醇与酸反应，生成酯和水的过程。 硝化(磺化)--苯环上的 H 被-NO2 或-SO3Ｈ取代的过程。 [例 2]（2008·广东中山）古诗词是古人为我们留下的 宝贵精神财富。下列诗句中只涉及物理变化的是（ ） A.野火烧不尽，春风吹又生 B.千锤万 出凿深山，烈火焚烧若等闲 C.只要工夫深，铁杵磨成针 D.春蚕到 死丝方尽，蜡炬成灰泪始干 [解析]“野火烧不尽，春风吹又生”“ 春蚕到死丝方尽， 蜡炬成灰泪始干”涉及到物质的燃烧，属于化学变化；“千 锤万出凿深山，烈火焚烧若等闲”是指石灰石（CaCO3）受热 分解，属于化学变化。 [答案]C 考点三 物质的分类 1.物质的树状分类： 混合物 化合物 无机化合物 氧化物 氢化物 酸、碱 盐 类：正盐、酸式盐、碱式盐、复盐 纯净物 物 质 单质：金属单质、非金属单质（包括稀有气体） 酸性氧化物 碱性氧化物 两性氧化物 不成盐氧化物 过氧化物 特别提醒： 1.纯净物和混合物 纯净物 混合物 有固定的组成和 结构 无固定的组成和 结构 有一定的熔沸点 无一定的熔沸点 保持一种物质的 性质 保持原有物质各 自性质 （1）常见混合物：①分散系（如溶液、胶体、浊液等）； ②高分子（如蛋白质、纤维素、聚 合物、淀粉等）； （2）常见特殊名称的混合物：石油、石油的各种馏分、 煤、漂粉精、碱石灰、福尔马林、油脂、天然气、水煤气、 钢铁、黄铜（含 Zn）、青铜（含 Sn）、铝热剂、黑火药等。 2.化合物的分类标准有很多，还可以根据化学键的类型分 为离子化合物和共价化合物、依据能否电离分为电解质和非 电解质等。 2.物质的交叉分类（以氧化物为例）： 有机化合物：烃、烃的衍生物等 金属氧化物 非金属氧化物 过氧化物、超氧化物（Na2O2 、KO2） 酸性氧化物（Mn2O7 、CrO3、SiO2） 碱性氧化物（Na2O 、K2O） 两性氧化物（Al2O3 、ZnO） 不成盐氧化物（NO、CO） HO－P—OH H O 特别提醒： 1.酸酐：通常所讲酸酐是针对含氧酸而言的，对于一般的 无机含氧酸来说，酸酐是酸中心元素的等价氧化物，如 H2SO3→SO2；HNO3→N2O5 。对于某些有机酸，其酸酐中还含有 其他元素，如醋酸酐→(CH3CO)2CO；某些金属元素也有相应 的含氧酸，如 HMnO4→Mn2O7 ，H2CrO4→CrO3；难溶性酸的酸酐 一般不能直接与水化合，如 SiO2。 2.非金属氧化物不一定是酸酐，酸酐也不一定是非金属氧 化物。 3.过氧化物不是碱性氧化物（与水反应除了生成碱外还生 成其它物质如 O2） 3.酸和盐的分类 (1)酸：根据分子中最多能够电离出的 H+ 数来分为一元 酸、二元酸、三元酸、多元酸。 如 H3PO3 其分子结构如图，其中只有 2 个 -OH 直接与中心原子成键，最多可电离 2 个 H+， 故为二元酸。 CH3COOH 分子中虽有 4 个 H，但根据-COOH 数确定它为 一元酸。 (2)盐：正盐、酸式盐、碱式盐、复盐 如：H3PO4 是三元酸，其钠盐有正盐（Na3PO4）、酸式 盐（NaH2PO4）、（Na2HPO4）； H3PO3 是二元酸，其钠盐有正盐（Na2HPO3）、酸式 盐（NaH2PO3） [例 3]（2008·湖南雅礼中学）下列物质按不同类别分 组，所得组合最不合理的是（ ） (1)糖类 (2)塑料 (3)石油 (4)蛋白质 (5)合成纤维 (6)棉花 (7)陶瓷 (8)玻璃 (9)天然气 (10)水泥 (11)合成橡胶 (12)煤 (13) 油脂 (14)羊毛 A.(1)、(4)、(13) B.(2)、(5)、 (11) C.(7)、(8)、(10)、(14) D.(3)、 (9)、(12) [解析]A 所涉及的都是基本营养物质，分类合理；B 所 涉及的都是有机合成材料，分类合理；D 所涉及的都是有机 燃料，分类合理。而 C 中(7)、(8)、(10)属于传统型的无机 非金属材料，(14)属于天然有机高分子材料。 [答案]C 七、 水的电离与溶液的酸碱性 考点 1 水的电离平衡概念和影响平衡的因素 1.水的电离平衡和电离平衡常数 H2O + H2O H3O+ + OH- -Q 或者 H2O H+ + OH- -Q ①25℃时：KW= =10-14mol·L-1 ②Kw 随温度升高而 2.水的电离度 对 于 水 c(H2O)=(1000g/L)/(18g/mol) = 55.56mol/L(常数). 常温时 α水=10-7/55.6=1.8×10-9=1.8×10-7% 所以水是 的电解质.比水还难电离的物质通常看 作是非电解质. 3.影响水的电离度大小的因素: (1)温度的影响规律:升高温度,水的电离度 . (2)浓度的影响规律: ①加入酸, c(H+)增大,水的电离平衡向 移动,水的电离 度 。 ②加入碱, c(OH-)增大,水的电离平衡向 移动,水的电 离度。 ③加入因水解而使溶液呈酸性或呈碱性的盐,使水的电离 度 。 ④加入因电离而使溶液呈酸性的酸式盐, 如:NaHSO4、NaHSO3 和 NaH2PO4 等 , 相 当 于 加 入 酸 的 作 用 , 使 水 的 电 离 度 。 [特别提醒]：水的离子积不仅适用于纯水，还适用于稀的 电解质溶液。 ［例 1］向纯水中加入少量的 KHSO4 固体（温度不变）， 则溶液的（ ） A、pH 值升高 B、[H+]和[OH-]的乘积增大 C、酸性增强 D、OH-离子浓度减小 考点 2 溶液的酸碱性和 pH 值 1.溶液 酸性 、中 性或碱 性的 判断 依据是 ：看 和 的相对大小. 在任意温度的溶液中：若 c（H+）>c（OH-） c（H+）=c（OH-） c（OH-）>c（H+） 2.溶液的 pH 值:氢离子浓度的负对数。pH= ； 同理 pOH= [特别提醒]：在标准温度(25℃)和压力下，pH=7 的水 溶液（如：纯水）为中性，水的离子积常数为 1×10-14，且 c(H+)和 c(OH-)都是 1×10-7mol/L。pH 愈小，溶液的酸性愈 强；pH 愈大，溶液的碱性也就愈强。 通常 pH 是一个介于 0 和 14 之间的数,当 pH<7 的时候, 溶液呈酸性,当 pH>7 的时候,溶液呈碱性,当 pH=7 的时候, 溶液呈中性.但在非水溶液或非标准温度和压力的条件下， pH=7 可能并不代表溶液呈中性，这需要通过计算该溶剂在 这种条件下的电离常数来决定 pH 为中性的值。如 373K （100℃）的温度下，pH=6 为中性溶液。 [例 2] (1)某温度下,某溶液的 pH=7,该溶液一定是中性 溶液吗? (2)某温度下纯水的 c（H+）==2.0×10-7mol/L。在此温度下， 某溶液中由水电离出的 c（H+）为 4.0×10-13mol/L，则该溶 液的 pH 值可能是________。 ［解析］在该温度下，kw= c（H+）·c（OH-）=2.0×10-7× 2.0×10-7=4.0×10-14。 c（H+）＝4.0×10-13mol/L，则溶液可能呈酸性或碱性。若酸 性溶液，溶液中的 c（H+ ）=4.0×10-14/4.0×10-13=1.0× 10-1mol/L。所以溶液的 pH 值=－lg c（H+）=－lg（1×10-1） =1；若碱性溶液，则溶液的 pH 值=－lg c（H+）=－lg4.0× 10-13=13－lg4=12.4。 【答案】(1)不一定 (2)该溶液的 pH 值可能为 1 或 12.4。 [规律总结](1)在 25℃时是中性溶液，低于 25℃时是弱 酸性溶液，高于 25℃时是弱碱性溶液。(2)本题的情境转换 成非理想状况，主要考查考生灵活应变的能力。 考点 3 pH 值计算的基本规律 1. 两种强酸溶液混和，先求 c(H+)，再求 pH。 C(H+)= 两种强酸溶液等体积混和，且原溶液 pH 值相差≥2 时，把稀 溶液（pH 较大的）当作水来处理,混和液的 pH 值=小 pH+0.3。 2.两种强碱溶液混和,先求 c(OH-),再通过 求 c(H+),最 后求 pH 值. C(OH-)= 两种强碱溶液等体积混和，且原溶液 pH 值相差≥2 时，把稀 溶液（pH 值较小的）当作水来处理,混和液的 pH=大 pH－0.3。 3.强酸和强碱混和,先确定过量离子的浓度: 若 H+过量 c(H+)=(c(H+)酸 V 酸－c(OH_)碱 V 碱)／(V 酸+V 碱) 若碱过量 c(OH-)=(c(OH-)碱 V 碱 －c(H+)酸 V 酸)／(V 碱+V 酸) 当酸过量时，必须以剩余的氢离子浓度来计算溶液的 PH 值；当碱过量时，必须以剩余的氢氧根离子浓度来计算溶液 的 POH 值,再求 pH 值。 4. 有关酸、碱溶液的稀释 强酸溶液每稀释 10 倍，pH 增大一个单位，弱酸溶液每 稀释 10 倍，pH 增大不到一个单位；强碱溶液每稀释 10 倍， pH 减小一个单位。弱碱溶液每稀释 10 倍，pH 减小不到一个 单位。 [特别提醒]：混和后溶液呈酸性时，一定用 c(H+)计算 pH；呈碱性时，一定用 c(OH-)计算 pH 值。 [例 3] 求下列溶液的 pH： （1）某 H2SO4 溶液的浓度是 0.005mol/L：①求此溶液的 pH； ②用水稀释到原来体积的 100 倍；③再继续稀释至 104 倍 （2）pH=3 的盐酸与 pH=5 的硫酸等体积混合 （3）pH=10 和 pH=12 的两种 NaOH 溶液等体积混合 （4）pH=12 的 NaOH 和 pH =4 的 HCl 等体积混合 [解析]（1）① c（H+）=0.005mol/L×2=0.01 mol/L ，  pH=-lg10-2=2 ② c（H+）=0.01mol/L÷100=10-4 mol/L ， pH=-lg10-4=4 ③ pH=7（强调酸稀释后不会变成碱！） （2）c（H+）= 2 1010 53   =5×10-4,  pH=-lg(5×10-4)=4-lg5=3.3 (强调 10-3 是 10-5 的 100 倍，所以 10-5 可以忽略不计) （3）因为溶液呈碱性 c（OH—）= 2 1010 24   =5×10-3 c（H+） = 3 14 105 10    =2×10-12  pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11.7 （4）NaOH 中 c（OH—）=10-2 mol/L,HCl 中 c（H+）=10-4 mol/L 二者等体积反应，碱过量，反应后溶液呈碱性。所以反应后 c（OH—）= 2 1010 42   =5×10-3  c（H+）= 3 14 105 10    =2×10-12 pH=-lg(2×10-12)=12-lg2=11.7 [规律总结] （1）两强酸等体积混合 混合后的 pH=小的 +0.3 (2)两强碱等体积混合 混合后的 pH=大的—0.3 (3)当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁 大谁过剩，溶液呈谁性。 (4)酸碱等体积混合①pH = 2 某酸与 pH = 12 某碱混合 pH 难定；②pH = 4 某酸与 pH = 10 NaOH 混合 pH≤7；③pH = 4 H2SO4 与 pH = 10 某碱混合 pH≥7；④0.01mol/L pH = 2 一 元酸与 0.1mol/L pH = 12 一元碱混合 pH = 7 (5) pH 减小一个单位，c(H+)扩大为原来的 10 倍。 pH 增 大 2 个单位，c(H+)减为原来的 1/100 (6)稀释规律：分别加水稀释 m 倍时，溶液的物质的量的浓 度均变为原来的 1/m , 强酸中 c（H+）变为原来的 1/m ,但 弱酸中 c（H+）减小 小于 m 倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。 参考答案 考点 1 1. c(H+)•c(OH-) 增大 2. 极弱 3. （1）增大 （2）①逆 减小 ②逆 减小 ③增大 ④减小 考点 2 1. c(H+) c(OH-) 酸性 中性 碱性 2. － lg c（H+） －lg c（OH-） 考点 3 1.（c(H+)1V1+c(H+)2V2）／（V1+V2） 2. Kw （c(OH-)1V1+c(OH-)2V2）／（V1+V2） 考点 4（1）双水解 （2）氧化还原 （3）络合 （4） 复分解 八、 弱电解质的电离 电离平衡 考点 1 电解质、非电解质、强电解质、弱电解质等概念辨 析 (1)电解质与非电解质 电解质是在水溶液中或熔化状态下 的 ， 而非电解质是在上述情况下都 的化合物。电解质与非电解质的相同点是研究对象 都是 ，二者的主要不同是在溶于水或熔化状态下能否 导电。 (2)强电解质与弱电解质 强电解质 弱电解质 相同点 都是电解质，在水溶液中(或熔 融状态下)都能电离，都能导电， 与溶解度无关 不 同 点 键型 离子键或极性 键 极性键 电离程度 电离过程 表示方法 电离方程式用 等号 电离方程式用 可逆号 电解质在溶液中粒 子形式 水合离子 分子、水合离 子 离子方程式中表示 形式离子符号 或化学式 化学式 [特别提醒]：常见的弱电解质 弱酸：如 H2S、H2CO3、CH3COOH、HF、HCN、HClO 等。HF 酸 是具有强极性共价键的弱电解质。H3PO4、H2SO3 从其酸性强弱 看属于中强酸，但仍属于弱电解质。 弱碱：NH3·H2O，多数不溶性的碱[如 Fe(OH)3、Cu(OH)2 等]、两性氢氧化物[如 Al(OH)3、Zn(OH)2 等]。 个别的盐：如 HgCl2，HgBr2 等。 水：是由强极性键构成的极弱的电解质。 [例 1] 下列关于电解质电离的叙述中，不正确的是 （ ） A．电解质的电离过程就是产生自由移动离子的过程 B．碳酸钙在水中的溶解度很小，但被溶解的碳酸钙全 部电离，所以碳酸钙是强电解质 C．氯气和氨气的水溶液导电性都很好，所以它们是强 电解质 D．水难电离，纯水几乎不导电，所以水是弱电解质 [解析]氯气和氨气的水溶液导电是因为生成了 HCl、 NH3·H2O 等电解质，而氯气为单质，氨气为非电解质，故 C 错； 【答案】C [规律总结] 一定要注意：电解质和非电解质的对象是化 合物。高考中也常考查电解质和非电解质的理解，他们不是 一个全集。 考点 2 常见强弱电解质电离方程式的书写 (1)强酸、强碱、正盐（个别情况除外如醋酸铅）在水溶液 中 ，不写可逆符号： 示例：H2SO4 = 2H+ + SO42- Ba（OH）2 = Ba2+ + 2OH- (2)弱酸电离方程式的书写： ，每步可逆 示例：CH3COOH CH3COO- +H+ H3PO4 H+ + H2PO4- H2PO4- H+ + HPO42- HPO42- H+ + PO43- (3)弱碱电离方程式的书写（多元弱碱一步写完）： 示例：NH3·H2O NH4+ + OH- Fe（OH）3 Fe3+ + 3OH- (4)两性氢氧化物电离方程式的书写：双向电离，双向可逆 示例：H++AlO2-+ H2O Al（OH）3 Al3+ +3OH- (5)可溶性酸式盐电离方程式的书写：金属阳离子全部电离且 不可逆，酸式酸根除 HSO4-外全部分步电离，每步可逆 示例：NaHSO4 = Na+ + H+ + SO4- 完全电离； HSO3- H+ + SO3- 分步电离 [特别提醒]：弱电解质的电离书写经常出现在判断离子 方程式书写正误的一个要点，要会识别弱电解质。 [例 2] 下列电离方程式书写正确的是 A. NaHCO3 = Na++ H+ +CO32- B. H2S 2H+ + S2- C. Na2HPO4 = 2Na+ + HPO42- HPO42- H+ + PO43- D. 2 H2O H3O+ + OH- [解析]根据电离方程式的书写规律，NaHCO3 的电离分为 两步，其中第二步是可逆的，而多元弱酸也是分步电离，且 每一步都是可逆的，所以 A、B 都错了。 【答案】C、D [规律总结]电离方程式的书写时，有人要么全部拆开，要么 一步到位，要分清楚。一般强电解质一步电离、完全电离 ； 弱电解质分步电离、可逆电离。 参考答案 考点 1 （1）能导电 化合物 不能导电 化合物 （2）完全电离 部分电离；不可逆 可逆、存在电离平衡； 考点 2 (1) 完全电离； （2）分步电离 九、盐类的水解 考点 1 盐类水解反应的本质 （一） 盐类水解的实质：溶液中盐电离出来的某一种 或多种离子跟 结合生成 ，从 而了水的电离。 （二）盐类水解的条件：盐必须能 ；构成盐的 离子中必须有，如 NH4 +、Al3+、CO3 2-、S2-等。 （三）盐类水解的结果 （1） 了水的电离。 （2）盐溶液呈什么性，取决于形成盐的对应的酸、碱 的相对强弱；如强酸弱碱盐的水溶液显 ，强碱弱酸盐 的水溶液显 ，强酸强碱盐的水溶液显 ，弱酸弱 碱盐的水溶液是 。（3）生成了弱电解质。 (四)特征 （1）水解 ：盐+水 酸 + 碱，ΔH 0 （2）盐类水解的程度一般比较 ，不易产生气体或 沉淀，因此书写水解的离子方程式时一般不标“↓”或“↑”；但 若能相互促进水解，则水解程度一般较大。 [特别提醒]：分析影响盐类水解的主要因素是盐本身的 性质；外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱等因素。 强碱弱酸盐：弱酸根离子与水电离出的 H+结合生成弱酸 或弱酸酸式酸根离子，从而使溶液中 c(H+)减小，c(OH-)增大， 即 c(OH-)>c(H+)。如 Na2CO3,NaHCO3 强酸弱碱盐：弱碱阳离子与水电离出的 OH-结合生成弱 碱，从而使溶液中 c(H+)增大，c(OH-)减小，即 c(OH-)>c(H+)。 NH4Cl,AlCl3 弱碱弱酸盐：弱碱阳离子与水电离出的 OH-结合生成弱 碱，弱酸根离子与水电离出的 H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸 根离子。CH3COONH4 [例 1] 25℃时，相同物质的量浓度下列溶液中，水的电 离程度由大到小排列顺序正确的是（ ） ①KNO3 ②NaOH ③CH3COO NH4 ④NH4Cl A、①>②>③>④ B、④>③>①> ② C、③>④>②>① D、③>④>①> ② [解析]①KNO3 为强酸强碱盐，在水溶液中电离出的 K+和 NO—对水的电离平衡无影响； ②NaOH 为强碱在水溶液中电离出的 OH—对水的电离 起抑制作用，使水的电离程度减小； ③CH3COONH4 为弱酸弱碱盐，在水溶液中电离出的 NH4+和 CH3COO—均可以发生水解生成弱电解质 NH3·H2O 和 CH3COOH，并能相互促进，使水解程度加大从而使水的电 离程度加大。 ④NH4Cl 为强酸弱碱盐，在水溶液中电离出的 NH4+ 可 以发生水解生成弱电解质 NH3·H2O，促进水的电离，但在相 同浓度下其水解程度要小于 CH3COONH4，该溶液中水的电 离程度小于 CH3COONH4 中的水的电离程度。 【答案】D [规律总结]酸、碱对水的电离起抑制作用，盐类的水解 对水的电离起促进作用。 考点 2 溶液中粒子浓度大小的比较规律 1.多元弱酸溶液，根据 电离分析，如在 H3PO4 的溶 液中， 2.多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如 Na2 S 溶液中 c(Na+)＞c(S2-)＞c（OH－）＞c（HS-） 3.不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离 子对其影响的因素。如相同物质的量浓度的下列各溶液中 ①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4,c（NH4 + ）由大到小的顺序 是 。 4.混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析， 如电离因素，水解因素等。 (1)弱酸与含有相应酸根的盐混合，若溶液呈酸性，说 明弱酸的电离程度 相应酸根离子的水解程度。如 CH3COOH 与 CH3COONa 溶液呈 ，说明 CH3COOH 的电度程 度比 CH3COO—的水解程度要大，此时，c(CH3COOH)c(CN—)。 (3)弱碱与含有相应弱碱阳离子的盐的混合的情况，与 (1)、(2)的情况类似。 [特别提醒]理解透水解规律：有弱才水解，越弱越水解， 谁强显谁性。 [例 2] 在 0.1 mol·L－1 的 NH4Cl 和 0.1 mol·L－1 的 氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序。 [答案]c（NH4 +）＞c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H+）。在该溶 液中，NH3·H2O 的电离与 NH4 +的水解互相抑制，NH3·H2O 电离程 度大于 NH4 +的水解程度时，溶液呈碱性：c（OH－）＞c（H+）， 同时 c（NH4 +）＞c（Cl－）。 [规律总结] 要掌握盐类水解的内容这部分知识，一般来 说要注意几个方面：1、盐类水解是一个可逆过程；2、盐类 水解程度一般都不大；3、要利用好守恒原则即电量守恒和 物料守恒(这两个方法在比较离子浓度和相关计算方面有较 多的运用)。 考点 3 盐类水解的应用 1.判断盐溶液的酸碱性和比较盐溶液酸碱性的强弱时， 通常需考虑 。 如：相同条件，相同物质的量浓度的下列八种溶液： Na2CO3、NaClO、CH3COONa、Na2SO4、NaHCO3、NaOH 、(NH4)2SO4、 NaHSO4 等溶液，pH 值由大到小的顺序为： NaOH>NaClO>Na2CO3>NaHCO3>CH3COONa >Na2SO4>(NH4)2SO4>NaHS O4 2.比较盐溶液中各离子浓度的相对大小时，当盐中含有 的离子，需考虑盐的水解。 3.判断溶液中离子能否大量共存。当有 和 之间能发出双水解反应时， 在溶液中大量共存。 如：Al3+、NH4 +与 HCO3 -、CO3 2-、SiO3 2-等，不能在溶液中大 量共存。 4.配制易水解的盐溶液时，需考虑抑制盐的水解，如在 配制强酸弱碱盐溶液时，需滴加几滴 ，来 盐的水解。 5.选择制备盐的途径时，需考虑盐的水解。如制备 Al2S3 时，因无法在溶液中制取（会完全水解），只能由干法直接 反应制取。 加热蒸干 AlCl3、MgCl2、FeCl3 等溶液时，得不到 AlCl3、 MgCl2、FeCl3 晶体，必须在蒸发过程中不断通入 气体， 以抑制 AlCl3、MgCl2、FeCl3 的水解，才能得到其固体。 6.化肥的合理使用，有时需考虑盐的水解。 如：铵态氮肥和草木灰不能混合施用；磷酸二氢钙和草 木灰不能混合施用。因草木灰（有效成分 K2CO3 ）水解 呈 。 7.某些试剂的实验室存放，需要考虑盐的水解。 如 ： Na2CO3 、 Na2SiO3 等 水 解 呈 碱 性 ， 不 能 存 放 在 的试剂瓶中；NH4Ｆ不能存放在玻璃瓶中，应 NH4Ｆ水解应会 产生 HF，腐蚀玻璃 。 8.溶液中，某些离子的除杂，需考虑盐的水解。 9.用盐溶液来代替酸碱 10.明矾能够用来净水的原理 [特别提醒]：盐类水解的应用都是从水解的本质出发的。 会解三类习题：（1）比较大小型，例：比较 PH 值大小；比 较离子数目大小等。（2）实验操作型，例：易水解物质的制 取；中和滴定中指示剂选定等。（3）反应推理型，例：判断 金属与盐溶液的反应产物；判断盐溶液蒸干时的条件；判断 离子方程式的正误；判断离子能否共存等。 [例 3]蒸干 FeCl3水溶液后再强热,得到的固体物质主要是 ( ) A. FeCl3 B. FeCl3·6H2O C. Fe(OH)3 D. Fe2O3 [解析] FeCl3 水中发生水解：FeCl3+3H2O Fe(OH)3 + 3HCl，加热促进水解，由于 HCl 具有挥发性，会从溶液中挥 发出去，从而使 FeCl3 彻底水解生成 Fe(OH)3，Fe(OH)3 为不 溶性碱，受热易分解，最终生成 Fe2O3。 【答案】D [规律总结] 易挥发性酸所生成的盐在加热蒸干时水解 趋于完全不能得到其晶体。例如：AlCl3、FeCl3； 而高沸点酸所生成的盐，加热蒸干时可以得到相应的晶 体，例：CuSO4、NaAlO2。 参考答案 考点 1 （一）水电离出来的 H+或 OH- 弱电解质 促进； （二）溶于水 弱酸的酸根离子或弱碱阳离子 （三）（1）促进； （2）酸性 碱性 中性 谁强 显谁性 (四) （1）吸热 >；（2）小 考点 2 1. 多步 c（H+）＞c（H2PO4 -）＞c（HPO4 2-）＞c（PO4 3-）。 3. ③＞①＞②； 4.（1）大于 酸性 （2）小于 小 考点 3 1. 盐的水解 2. 易水解 3. 弱碱阳离子 弱 酸阴离子 不能 4. 对应的强酸 抑制 5. HCl 6. 碱性 7. 磨口玻璃塞 十、离子反应和离子方程式 考点一 电解质、非电解质、强电解质、弱电解质 1.电解质、非电解质 电解质 非电解质 定 义 在水溶液中或熔融状态 下 能导电的化合物 在水溶液中和熔融状态 下 均不能导电的化合物 本 质 在水溶液中或熔融状态 下 能够电离的化合物 在水溶液中和熔融状态 下 均不能发生电离的化合 物 导电实 质 产生了自由移动的离子 没有产生自由移动的离 子 结构特 点 离子化合物和某些具有 极性键 的共价化合物 某些共价化合物 共同点 均为化合物 注意点 电解质非、电解质的区分与化合物的水溶性无关. 举例 NaCl Ba(OH)2 CH3COOH CH3CH2OH C12H22O11 2.强电解质、弱电解质 强电解质 弱电解质 定义 在水溶液中能全部电离 的电解质 在水溶液中只能部分电 离的电解质 电离程 度 完全 部分 电离平 衡 不存在 存在 溶 液 中 存在微 粒种类 水合离子、水分子 水合离子、水分子 弱电解质分子 电离过 程 不可逆、不存在电离平衡 可逆、存在电离平衡 相互关 系 均为电解质。在相同条件下,强电解质溶液的导电 能力强于弱电解质溶液 电 离 方 程式 书 写 规 律 用等号 HnA=nH++An- 用可逆符号,弱酸分 步电离 HnA H+ +HA(n-1)- HA(n-1)- H+ +H2A(n-2)- 举例 强 酸 ： HCl H2SO4 HNO3 HClO4 HBr HI 强 碱 ： KOH NaOH Ba(OH)2 等. 绝 大 部 分 盐 ： BaSO4 BaCl2. 等 弱 酸 ： CH3COOH HCN H2S H2CO3 等 弱碱：NH3H2O Cu(OH)2 等. H2O 及 小 部 分 盐 ： (CH3COO)2Pb 等. [例 1]下列物质属于电解质的是（ ） A.Na2O B.SO3 C.Cu D.NaCl 溶液 [解析] Na2O 为离子化合物，在熔融条件下能导电，为 电解质，故 A 正确；SO3 为共价化合物，在熔融条件下不能导 电，其水溶液能导电是 SO3 与水反应生成的 H2SO4 导电，故 SO3 为非电解质，B 不正确；Cu 是单质，NaCl 溶液为混合物，它 们既不是电解质，也不是非电解质，故 C、D 都不正确。 [答案]A 特别提醒： 1.电解质是指在水溶液中或熔融状态下能够导电的化 合物。水溶液中或熔融状态下，这两者之间只需满足一者就 行了，但必须强调的是其本身能够导电，而不是反应的生成 物。如 SO2、SO3 的水溶液虽然能导电，但它们都不是电解质， 原因是在溶液中真正起到导电作用的是它们与水反应的生 成物 H2SO3、H2SO4，而不是它们自己本身。Na2O 的水溶液的导 电虽然也是它与水反应生成的 NaOH 导电，但因为其在熔融 状态下本身能够导电，所以 Na2O 是电解质。 2.电解质和非电解质都是化合物，单质它既不是电解 质，也不是非电解质。 3.判断某电解质是强电解质还是弱电解质关键是看它 在水溶液中电离时是完全电离还是部分电离，与其溶解度大 小、导电能力强弱等因素无关。 考点二 离子方程式的书写 1.离子反应：指在溶液中（或熔化状态下）有离子参加 或离子生成的反应。 2.离子方程式：用实际参加反应的离子符号表示化学反 应的式子。 3.离子方程式的书写： （1）书写规则： ①单质、氧化物、不溶物、难电离的物质（弱酸、弱 碱及水等）不能拆开来写。如 Cl2、Na2O 等不可以拆开写成 Cl-、Na+、O2-；BaSO4 不可以拆开写成 Ba2+、SO4 2-形式。 ②易溶于水，易电离的物质的离子符号的改写同电离 方程式中的离子形式。如 NaHCO3 改写 Na+、HCO3 -；NaHSO4 应 改写 Na+,H+,SO4 2- ③微溶物，若出现在反应物中一般改写成离子符号 （悬浊液除外）；若出现在生成物中一般不改写。 ④固体与固体物质反应不写离子方程式。如实验室制 取 NH3 的离子方程式为： 2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3↑+2H2O ⑤浓 H2SO4、浓 H3PO4 一般不拆开写成离子形式；HCl、 HNO3 无论浓稀，均应改写成离子符号。如 Cu 片与浓 H2SO4 反 应的离子方程式为：Cu+2H2SO4（浓）=CuSO4+SO2↑+2H2O （2）书写步骤（以 CuSO4 溶液与 BaCl2 溶液反应为） ① 写 出 反 应 的 化 学 方 程 式 ： CuSO4+BaCl2==CuCl2+BaSO4↓ ②把易溶于水、易电离的物质拆开写成离子形式，难 溶的物质或难电离的物质以及气体等仍用化学式来表示。上 述化学方程式可改写成： Cu2++SO4 2-+Ba2+ +2Cl- =Cu2++2Cl-+BaSO4↓ ③删去方程式两边不参加反应的离子符号：Ba2+ + SO4 2- =BaSO4↓ ④检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总 数是否相等。 特别提醒： 常见离子方程式的书写错误 （1）不配平（一般表现为等式两边原子不守恒或电荷 数不守恒）。如 Fe3++Cu =Cu2++Fe2+； Na+H2O=Na++OH-+H2↑ （2）该改的不改或不该改的改了。如 Na2O 溶于水：O2- + H2O = 2OH-；大理石和稀盐酸反应：CO3 2-+2H+=CO2↑+H2O；醋 酸铵溶液与烧碱溶液共热：CH3COONH4+OH- =CH3COO-+ NH3↑ +H2O ； 乙 醛 做 银 镜 反 应 ： CH3CHO+2[Ag(NH3)2]OH → CH3COO-+NH4 ++2Ag↓+3NH3+H2O 等等…… （3）与反应事实不相符合。如铁片溶于稀 HCl：2Fe+6H+ =2Fe3++ 3H2↑；铝条溶于稀 HNO3：2Al+6H+ = 2Al3++3H2↑ （4）不是离子反应的写离子方程式。离子反应发生在 水溶液中或熔融状态下，否则就不能写离子方程式。如浓硫 酸与食盐共热制 HCl；浓硫酸与 Cu 共热制 SO2；实验室制 CH4 和 NH3 等都无离子方程式。 （5）乱用↑、↓、 、 符号。如 FeCl3 溶液的 水 解 ： Fe3+ + 3H2O = Fe(OH)3 ↓ + 3H+ ； F2 通 入 水 中 ： 2F2+2H2O=4HF+O2↑；Na2CO3 的水解：CO3 2-+H2O=HCO3 -+OH- （6）多步水解或电离的方程式一步完成或水解与电离 方程式分不清楚。如 Na2S 溶于水：S2-+2H2O H2S +2OH- ； H2S 溶于水：H2S 2H+ + S2-。 （7）漏写一种产物。如 CuSO4 溶液与 Ba(OH)2 溶液混合： Ba2++SO4 2-=BaSO4↓；Ba(OH)2 溶液中滴加稀 H2SO4：H+ + OH- = H2O。 （8）随便约简或不约简。如 Ba(OH)2 溶液不断滴加稀 H2SO4：Ba2++H++OH-+SO4 2-=BaSO4↓+ H2O；Al2(SO4)3 溶液中加氨 水：2Al3+ +6NH3·H2O=2Al(OH)3↓+6NH4 + [例 2]（2008·上海）下列离子方程式书写正确的是 （ ） A.AgNO3 溶 液 中 滴 入 少 量 的 Na2S 溶 液 2Ag+ + S2-==Ag2S↓ B. 过 量 CO2 通 入 Ca(ClO)2 溶 液 中 ClO-+CO2+H2O==HCO3 -+HClO C. 向 Na2CO3 溶 液 中 加 入 过 量 CH3COOH 溶 液 CO3 2-+2H+==CO2↑+H2O D. 向 Ba(OH)2 溶 液 中 加 入 少 量 NaHSO3 溶 液 2HSO3 -+Ba2++2OH-==BaSO3↓+SO3 2-+2H2O [解析]CH3COOH 为弱电解质，不可拆开写成离子形式， 故 C 不正确；因加入的 NaHSO3 溶液少量，则在反应中 Ba(OH)2 过量，书写离子方程式时应以少量的 NaHSO3 为主，其离子方 程式应为：HSO3 -+Ba2++OH-==BaSO3↓+ H2O，故 D 不正确。 [答案]A B 考点三 溶液中的离子共存 1.离子共存条件： 同一溶液中若离子间符合下列任意一个条件就会发生 离子反应，它们之间便不能在溶液中大量共存。 ⑴生成难溶物或微溶物：如：Ba2+与 CO3 2-，Ag+与 Br-， Ca2+与 SO4 2-等不能大量共存。 ⑵生成气体或挥发性物质：如：NH4 +与 OH-，H+与 CO3 2-、 HCO3 -、S2-、HS-、SO3 2-、HSO3 -等不能大量共存。 ⑶生成难电离物质：如：H+与 CH3COO-、CO3 2-、S2-、SO3 2- 等因生成弱酸不能大量共存；OH-与 NH4 +因生成的弱碱不能大 量共存；H+与 OH-生成水不能大量共存。 ⑷发生氧化还原反应： 氧化性离子(如 Fe3+、NO3 -、ClO-、MnO4 -(H+)等)与还原性 离子(如 S2-、I-、Fe2+、SO3 2-等)不能大量共存。 2.附加隐含条件的应用规律： ⑴溶液无色透明时，则溶液中一定没有有色离子，如 Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4 - ⑵强碱性溶液中肯定不存在与 OH-反应的离子，如 Fe3+、 Fe2+、HCO3 -、NH4 +、Al3+ ⑶强酸性溶液中肯定不存在与 H+反应的离子,如 HCO3 -、 CO3 2-、S2-、CH3COO-、AlO2 - [例 3](2008·全国理综)在溶液中加入少量 Na2O2 后仍能 大量共存的离子组是（ ） A.NH4 +、Ba2+、Cl-、NO3 - B.K+、AlO2 -、 Cl-、SO4 2- C.Ca2+、Mg2+、NO3 -、HCO3 - D.Na+、Cl-、 CO3 2-、SO3 2- [解析]由题意知，往溶液中加入少量 Na2O2 后，①Na2O2 会与原溶液中的水反应生成 NaOH，使溶液呈碱性，故 NH4 +、 Mg2+、HCO3 -不能与其大量共存，A、C 不正确；②Na2O2 有强氧 化性，会氧化溶液中的一些还原性离子，如 Fe2+、SO3 2-等， 故 D 不正确。 [答案]B 十一、氧化还原反应 考点一 氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原 产物 概念 定义 注意点 氧化反 应 物质失去电子的 反应 物质失去电子的外部表现为化合 价的升高 还原反 应 物质得到电子的 反应 物质得到电子的外部表现为化合 价的降低 被氧化 元素失去电子的 过程 元素失去电子的外部表现为化合 价的升高 被还原 元素得到电子的 过程 元素得到电子的外部表现为化合 价的降低 氧化产 物 通过发生氧化反 应所得的生成物 氧化还原反应中，氧化产物、还原 产物可以是同一种产物，也可以是 不同产物，还可以是两种或两种以 上 的 产 物 。 如 反 应 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 中 ， Fe2O3 和 SO2 均既为氧化产物，又为还原 产物。 还原产 物 通过发生还原反 应所得的生成物 氧化剂 得到电子的反 应物 常见氧化剂：(1)活泼的非金属单 质；如卤素单质(X2)、O2、S 等(2) 高价金属阳离子；如 Fe3+、Cu2+等 (3)高价或较高价含氧化合物；如 MnO2、浓 H2SO4、HNO3、KMnO4 等(4) 过氧化物；如 Na2O2、H2O2 等 还原剂 失去电子的反应 物 常见还原剂：①活泼或较活泼的金 属；如 K、Na、Zn、Fe 等②一些非 金属单质；如 H2、C、Si 等③较低 态的化合物；CO、SO2、H2S、Na2SO3、 FeSO4 氧化性 得到电子的能力 物质的氧化性、还原性的强弱与其 得失电子能力有关，与得失电子的 数目无关。 还原性 失去电子的能力 [例 1]（2008·茂名一模）金属钛（Ti）性能优越，被 称为继铁、铝制后的“第三金属”。工业上以金红石为原料 制取 Ti 的反应为： aTiO2 ＋ bCl2 ＋ cC aTiCl4 ＋ cCO ……反应① TiCl4 ＋ 2Mg Ti ＋ 2MgCl2 ……反应② 关于反应①、②的分析不正确的是（ ） ①TiCl4 在反应①中是还原产物，在反应②中是氧化 剂； ②C、Mg 在反应中均为还原剂，被还原； ③在反应①、②中 Mg 的还原性大于 C，C 的还原性大 于 TiCl4； ④a＝1，b＝c＝2； ⑤ 每 生 成 19.2 g Ti ， 反 应 ① 、 ② 中 共 转 移 4.8 mol e-。 A．①②④ B．②③④ C．③④ D．②⑤ [解析]②中 C、Mg 在反应中均为还原剂，被氧化；经计 算知⑤中每生成 19.2 g Ti，反应①、②中共转移 3.2 mol e- [答案]D [知识规律] 还原性 化合价升高 弱氧化性 ↑ ↑ 还原剂 氧化反应 氧化产物 氧化剂 还原反应 还原产物 ↓ ↓ 氧化性 化合价降低 弱还原性 考点二 物质的氧化性强弱、还原性强弱的比较。 氧化性→得电子性，得到电子越容易→氧化性越强 还原性→失电子性，失去电子越容易→还原性越强 由此，金属原子因其最外层电子数较少，通常都容易失 去电子，表现出还原性，所以，一般来说，金属性也就是还 原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易得到 电子，表现出氧化性，所以，一般来说，非金属性也就是氧 化性。 变化 变化 反应物→ →产物 1.根据金属活动性顺序来判断: 一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越 容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧化性越弱； 反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其 阳离子得电子还原成金属单质越容易，氧化性越强。 2.根据非金属活动性顺序来判断: 一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴 离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性越弱。 3.根据氧化还原反应发生的规律来判断: 氧化还原反 应可用如下式子表示： 规律：反应物中氧化剂的氧化性强于生成物中氧化产物 的氧化性，反应物中还原剂的还原性强于生成物中还原产物 的还原性。 4.根据氧化还原反应发生的条件来判断: 如：Mn02+4HCl(浓) MnCl2+C12↑+2H20 2KMn04+16HCl(浓)=2MnCl2+5C12↑+8H2O 后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性 KMn04>Mn02 5.根据反应速率的大小来判断: 如:2Na2SO3+O2=2Na2SO4（快）， 2H2SO3+O2=2H2SO4（慢）， 322 SO2OSO2 催化剂   ， 其还原性: Na2SO4>H2SO3>SO2 6.根据被氧化或被还原的程度来判断: 如： 22 CuClClCu 点燃  ， SCuSCu2 2  ， 即氧化性: SCl2  。 又如: OH2SOBrSOHHBr2 222)(42  浓 ， OH4SHI4SOHHI8 222)(42  浓 ， 即有还原性: HBrHI  。 7.根据原电池的正负极来判断： 在原电池中，作负极的金属的还原性一般比作正极金属 的还原性强。 8.根据电解池中溶液里阴、阳离子在两极放电顺序来判 断。 如:Cl-失去电子的能力强于 OH-，还原性:   OHCl 。 9.根据元素在周期表中位置判断： (1)对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次 减弱。如 Na、Mg、A1 金属性依次减弱，其还原性也依次减 弱。 (2)对同主族的金属而言，从上到下其金属活泼性依次 增强。如 Li、Na、K、Rb、Cs 金属活泼性依次增强，其还原 性也依次增强。 （3）对同主族的非金属而言，从上到下其非金属活泼性 依次减弱。如 F、Cl、Br、I 非金属活泼性依次减弱，其氧 化性也依次减弱。 10.根据（氧化剂、还原剂）元素的价态进行判断： 元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于 中间价态既有氧化又有还原性。 一般来说，同种元素价越高，氧化性越强；价越低还原性越 强。如氧化性:Fe3+>Fe2+>Fe, S(+6 价)>S(+4 价)等，还原性:H2S>S>SO2，但是，氧化性： HClO4< HClO34< HClO24< HClO。 注意：①物质的氧化性、还原性不是一成不变的。同一 物质在不同的条件下，其氧化能力或还原能力会有所不同。 如：氧化性：HNO3（浓）＞HNO3（稀）；Cu 与浓 H2SO4 常温下 不反应，加热条件下反应；KMnO4 在酸性条件下的氧化性比在 中性、碱性条件下强。 ②原子的氧化性一般都强于分子的氧化性。如：氧化性 222 OOClClFF  、、 等。 [例 2]（2007·聊城二模）常温下，在下列溶液中发生如 下反应 ①16H++10Z-+2XO4 - ＝2x2++5Z2+8H2O ②2A2+ +B2 ＝2A3++2B- ③2B-+Z2＝B2+2Z- 由此判断下列说法错误的是（ ） A.反应 Z2+2A2+＝2A3++2Z-可以进行。 B.Z 元素在①③反应中均被还原 C.氧化性由强到弱的顺序是 XO4 -、Z2、B2、A3+ D.还原性由强到弱的顺序是 A2+、B-、Z-、X2+ [解析]根据上述规律 4 可得：氧化性顺序：XO4 ->Z2>B2>A3+， 还原性顺序：A2+>B->Z->X2+。 [答案]B 考点三 氧化还原反应方程式的配平方法 1.配平原则：电子守恒、原子守恒、电荷守恒 2.配平步骤（以高锰酸钾和浓盐酸反应制氯气为例）： ①标出化合价变化了的元素的化合价。如： +7 -1 +4 0 KMnO4+HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O ②根据元素存在的实际形式调整发生了氧化还原反 应的物质的系数，使之成 1︰1 的关系。如：+7 -1 +4 0 KMnO4+2HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O ③调整系数，使化合价升降总数相等。 化合价↓ 5×② KMnO4+2HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O 化合价↑2×⑤ ④根据化合价升降总数相等确定发生氧化还原反应的 物质的化学计量数。如： 2KMnO4+10HCl==KCl+2MnCl2+5Cl2↑+H2O ⑤利用元素守恒，用观察方法配平没有参加氧化还原 反应的其他物质的系数。如： 2KMnO4+16HCl==2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O ⑥检查方程式两边各原子的个数是否相等，离子方程 式还要检查方程式两边的离子所带的电荷数是否相等。 [例 3]（2008·江西信丰中学）对于反应 KMnO4+HCl→ KCl+MnCl2+Cl2+H2O（未配平），若有 0.1mol KMnO4 参加反应， 下列说法正确的是（ ） A ． 其 转 移 电 子 0.5mol B．生成 Cl20.5mol C ． 参 加 反 应 HCl 为 16mol D．Cl2 是还原产物 [ 解 析 ] 配 平 该 方 程 式 为 ： 2KMnO4+16HCl==2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O ，Mn 由+7→+2，得到 5 电子，则 0.1mol KMnO4 参加反应消耗 HCl 为 1.6mol，转移 的电子为 0.5mol，生成的 Cl2 为 0.25mol，故 A 正确，B、C 不正确；Cl2 是氧化产物，故 D 不正确。 [答案]A 考点四 电子转移守恒应用 电子转移守恒法是依据氧化剂与还原剂得失电子数目 相等这一原则进行计算的。电子转移守恒法是氧化还原反应 计算的最基本的方法。 [例 4]（2007·广州·学业水平测试）在一定条件下， 分别以高锰酸钾、氯酸钾、过氧化氢为原料制取氧气，当制 得同温、同压下相同体积的氧气时，三个反应中转移的电子 数之比为（ ） A．l∶1∶1 B．2∶2∶1 C．2∶3∶1 D．4∶ 3∶2 [解析]用高锰酸钾、氯酸钾制氧气，反应过程中 O 由-2 价转化为 0 价，而用过氧化氢制氧气，O 则由-1 价转化为 0 价。现要制得相同的 O2，所以用过氧化氢制氧气的反应中转 移的电子数只有用高锰酸钾、氯酸钾制取的反应中转移的电 子数的一半。 [答案]B 十二、化学用语 考点一 表示物质组成的化学用语 1.元素符号：人们确定了一套符号来表示各种元素，这种 符号叫做元素符号。如 C 表示碳元素；Ca 表示钙元素 等等。元素符号不仅表示一种元素还可以表示这种元 素的一个原子。 2.离子符号：表示各种离子的符号。如 OH-、SO42-、HCO3-、 NH4+等等。 3.原子结构示意图（以 Cl 为例）： [例 1]（2009·杭州三模）右图是某粒子的结构示意图， 下列说法不正确的是（ ） A.该元素原子的原子核外有 2 个电子层 B.该粒子是阳离子 C.该元素是一种金属元素 D.该粒子具有稳定的结构 [解析]由所给的粒子的结构示意图知，该原子核内有 13 个质子，核外有 10 个电子，为铝离子，结构稳定。 其原子的原子核外有 3 个电子层。 [答案] A [方法技巧] 原子结构示意图和离子结构示意图的比较：以 Cl 和 Cl-,Na 和 Na+为例 Cl Cl- Na Na+ 考点二 表示物质结构的化学用语 1.分子式：用元素符号表示物质分子组成的式子。如乙酸 的分子式为 C2H4O2 ，过氧化氢的分子式为 H2O2。（最 简式）n = 分子式 。 2.化学式：用元素符号表示物质组成的式子。如 CO2， SiO2，KNO3 。 圈内+17 表示 Cl 的原子核内有 17 个带正电荷的质子 弧线表示电子层 弧线上的数字表示该电子层上的电子数 +17 2 8 7Cl: +17 2 8 7 +17 2 8 8 +11 2 8 1 +11 2 8 有些化学式不仅能表示这种物质的组成，同时也能表示这 种物质的分子组成，也叫分子式。如 CO2 3.电子式：用“·”“×”表示原子最外层电子的式子。 4.结构式：表示物质的分子组成及分子中各原子的排列顺 序和结合方式的式子。如过氧化氢的结构式为： H-O-O-H 5.结构简式：结构式的简写。如乙酸的结构简式为： CH3COOH 6.最简式：用元素符号表示物质中原子个数最简单整数比 的式子。如乙酸的最简式为 CH2O，过氧化氢的最简式 为 HO。 7.化合价：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。 特别提醒： 1.对于离子化合物，元素化合价的数值就等于该元素的一 个原子得失电子的数目。化合价的正负与离子所带电荷一 致。 2.对于共价化合物，元素化合价的数值就等于该元素的一 个原子跟其他元素的原子形成的共用电子对的数目。 化合价的正负由共用电子对的偏移来决定的。共用电 子对偏向哪一种原子哪一种元素就显负价，共用电子 对偏离哪一种原子哪一种元素就显正价。 3.单质中元素的化合价为零。 4.化合物中元素正负化合价的代数和为零。 [例 2]下列各项中表达正确的是（ ） A.F-的结构示意图： B.CO2 的分 子模型示意图： C.NaCl 的电子式： D.N2 的结构 式：:N≡N: [解析]F-的核内有 9 个质子，核外有 10 个电子，A 正确； CO2 为直线型分子(O＝C＝O)，NaCl 为离子化合物，电 子式为： ，N2 的结构式为 N≡N，故 B、C、D 均不 正确。 [答案]A [方法技巧] 1.原子的电子式: 原子的最外层有多少个电子就在其元素符号周围画多 少个小黑点“·”或小叉“×”。如：Li×， ︰Cl· 2.离子的电子式: ①阳离子：简单的阳离子（一般指单原子形成的阳离子） 是元素原子失去最外层电子后形成的，此时若原最外层没 有电子，其电子式就是它的离子符号，如钠离子写成 Na+、 钡离子写成 Ba2+；复杂的阳离子是原子团失去一个或几个 电子形成的，其电子式不仅要画出各原子的最外层电子以 及它们的成键关系，而且要用“[ ]”将原子团括起来，并在 其右上角标明所带的正电荷数，电子式中的小黑点和小叉 总数为原子团中各原子最外层电子总数减去原子团所带 的电荷数值。如： [H︰N︰H]+ ②阴离子：简单阴离子，一般最外层是 2 个电子或 8 个电 子的稳定结构，在元素符号周围画出最外层电子，并用 “[ ]”将其括起来，并在右上角标明所带的负电荷数，其中 小黑点和小叉总数为原子的最外层电子数加上所带的电 荷数值的绝对值.如：[H︰]-、[︰Cl︰]- 复杂的阴离子，其电子式要根据各原子的成键关系画出所 有原子的最外层电子，然后用“[ ]”将它们括起来，并在右 上角标明所带的负电荷数，其小黑点和小叉总数为原子团 中 各原子的最外层电子数之和加上所带的电荷数值的绝对值. 如：SO42-写成 [ ]2- 3.单质分子的电子式： 根据原子的最外层电子数和分子的组成判断出成键电 子数和各原子的成键关系，再画出 所有原子的最外层电子。如 H2 写成 H:H ；Cl2 写成︰ H ‥ ‥ H ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ Cl︰Cl︰ 4.化合物的电子式： ①共价化合物是原子间通过共价键形成的化合物，原子 间的单键即为一对共用电子，若 为双键则有两对共用电子，依此类推。一般来说，8 减去 原子的最外层电子数等于该原子的成键数目（H 例外）。 写电子式时，共用电子对写在两成键原子之间，未成键的 最外层 电子，也应在元素符号周围画出。在共价化合物中，各 元素原子最外层一般都达到了 8 电子（或 2 电子）的稳定结构。 如：HCl 写成 H︰Cl ︰，CO2 写成 O ∷C∷ O ；至于 含氧酸的电子式，一般来说先由酸的元数确定其结构中 所含-OH 的数目（一元酸有一个 -OH，n 元酸有 n 个-OH），然后再根据含氧酸的分子组 成来确定其结构式或电子式。如： HClO 写成 H︰O︰ Cl︰ ②离子化合物由阴、阳离子的电子式组成，但相同的离 子不能合并，若有多个阳离子或 多个阴离子，书写时要使每一个离子都与带相反电荷的 离子直接相邻，并注意对称、规 范。如：NaCl 写成 Na+[︰Cl︰]-；MgCl2 写成[︰Cl︰]-Mg2+ [︰Cl︰]-； 5.游离基的电子式： 游离基是由分子失去一个或多个原子所形成的活性基 团，它显电中性，电子式中的小黑 点和小叉总数为各原子的最外层电子数之和。如：-OH 写成·O︰H 6.用电子式表示化合物的形成过程： 共价化合物：如 H2S 的形成，H·+·S·+·H → H︰S︰H 离子化合物：如 CaCl2 的形成，︰Cl·+ ·Ca· +·Cl︰→[︰ Cl︰]-Ca2+[︰Cl︰]- ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ 考点三 表示物质变化的化学用语 1.化学方程式：用化学式来表示化学反应的式子。化学 方程式的书写必须要尊重事实， 要配平（即要遵守质量守恒定律），还要注明反应发生 的条件，有气体生成须注“↑”，溶液中有沉淀生成则须注“↓”。 2.离子方程式：用实际参加反应的离子的符号来表示离子 反应的式子。 要熟练掌握离子方程式的书写规则，书写 时要清楚反应物的量对离子方程式的影响。所写出的离子 方程式必须要符合客观事实，等式两边要遵守质量守恒和 电荷守恒定律，如是氧化还原反应还要遵守电子转移守恒 原理……详见第 4 讲。 3.电离方程式：表示电解质在溶液中或熔化状态下发生电 离的过程的方程式。要能正确理解强、弱电解质的概念； 准确区分强、弱电解质；清楚强、弱电解质的电离方式 是不一样的，有完全电离和部分电离之分，有一步电离 和多步电离之分，书写时要注意可逆符号。详见第 32 讲。 4.热化学方程式：表明反应放出或吸收热量的化学方程 式。书写热化学方程式应注意： （1）需标明反应物、生成物的聚集状态。 （2）反应系数只表示物质的量，不再表示分子个数， 所以可以用分数或倍数。 （3）Q 表示反应热的数值，需注明+或-号，要有单位， 且要与反应系数成比例。 （4）需注明测定的温度和压强，若不注明则指的是温 度为 25℃，压强为 101kPa 5.电极反应式：表示电极上发生氧化反应或还原反应的式 子。要能正确书写原电池的正、负极反应式，总反应 式；电解池的阴、阳极反应式，总反应式。 6.用电子式表示化合物的形成过程。如 HCl 的形成过程： [例 3] (2008·山东)黄铜矿（CuFeS2）是制取铜及其化合物 Cl ···· ····H·+ Cl ···· ····H 的主要原料之一，还可制备硫及铁的化合物。 (1)冶炼铜的反应为： 2 2 2 3 28cuFeS 21O 8Cu+4FeO+2Fe O +16SO 　高温　　 ；若 CuFeS2 中 Fe 的化合价为+2,反应中被还原的元素是 ___________（填元素符号）。 (2)上述冶炼过程产生大量 SO2。下列处理方案中合理的 是________（填代号）。 a.高空排放 b.用 于制备硫酸 c.用纯碱溶液吸收制 Na2SO3 d.用 浓硫酸吸收 (3)过二硫酸钾（K2S2O8）具有强氧化性，可将 I-氧化为 I2 ： 2- - 2 8S O +2I 2- 4 22SO I 通过改变反应途径 Fe3+、Fe2+均可催化上述反应。试用 离子方程式表示 Fe3+对上述反应催化的过程。____ ______ _____（不必配平） (4)利用黄铜矿冶炼铜产生的炉渣（含 Fe2O3、FeO、SiO2、 AI2O3）可制备 Fe2O3。方法为 ①用稀盐酸浸取炉渣，过滤。 ②滤液先氧化，再加入过量 NaOH 溶液，过滤，将沉 淀洗涤、干燥、煅烧得 Fe2O3。 据以上信息回答下列问题： a. 除 去 Al3+ 的 离 子 方 程 式 是 _________ _____。 b.选用提供的试剂，设计实验验证炉渣中含有 FeO。 提 供 的 试 剂 ： 稀 盐 酸 稀 硫 酸 KSCN 溶 液 KMnO4 溶 液 NaOH 溶 液 碘 水 所 选 试 剂 为 _____________。 证 明 炉 渣 中 含 有 FeO 的 实 验 现 象 为 ______ _____。 [解析]（1）由氧化还原反应概念易知，反应中 Cu、O 的化 合价降低，被还原。（2）从能够吸收 SO2 和变废为宝的角度 出发可用 b、c 来回收。（3）Fe3+有氧化性，可氧化 I-，而改 变反应途径；Fe2+有还原性，可被 K2S2O8 氧化而改变反应途 径。（4）Al(OH)3 能溶于 NaOH 溶液，而 Fe(OH)3 不溶，可 加入过量的 NaOH 溶液除去 Al(OH)3 ；利用 Fe2+的还原性， 能使酸性 KMnO4 溶液褪色，可用稀硫酸、KMnO4 溶液来验 证炉渣中含有 FeO。 [答案]（1）Cu、O （2）b、c （ 3 ） 2Fe3++2I- 2Fe2++I2 2- 2+ 2 8S O + 2Fe 2- 3+ 42SO + 2Fe （4）a.Al3+ + 4OH- == AlO2- + 2H2O b.稀硫酸、KMnO4 溶液 ；稀硫酸浸取炉渣所得溶液使 KMnO4 溶液褪色 十三、 金属的腐蚀与防腐 考点 1 了解金属腐蚀的概念和分类 金属的腐蚀：金属单质失去电子成为金属阳离子的过程 化学腐蚀 电化腐蚀 含义 直接与具有腐 蚀性的化学物质接触发 生氧化还原反应而消耗 的过程。 与 接触发生原电池反应 而消耗的过程。 发 生 的 金属 纯金属或合金 不纯金属或合金 氧化 剂 非电解质为主(如 O2、 Cl2、C2H5OH) 电解质溶液中的溶质 条 件 电子得失 金属直接将电子转移给 有氧化性的物质 活泼金属将电子间接 转移给氧化性较强的 物质 电流现象 无电流产生 有微电流产生 腐蚀现象 金属单质 较活泼的金属 相互关系 化学腐蚀与电化腐蚀往往同时存在,以电化腐 蚀为主 特别提醒：化学腐蚀和电化腐蚀的本质区别是有无电流， 即是否能形成原电池 [例 1] （2009 广东省珠海一中等三校第二次联考）下列有 关金属腐蚀的说法正确的是 A.金属腐蚀指不纯金属接触到的电解质溶液进行化学反 应而损耗的过程 B.电化腐蚀指在外加电流的作用下不纯金属发生化学反 应而损耗的过程 C.钢铁腐蚀最普遍的是吸氧腐蚀,负极吸收氧气最终转化 为铁锈 D.金属的电化腐蚀和化学腐蚀本质相同,但电化腐蚀伴有 电流产生 [解析] A 项中不是金属腐蚀的条件，而是电化腐蚀的条件，B 项中在外加电流的作用下不是发生原电池腐蚀，即不是电化 腐蚀，C 项中钢铁腐蚀最普遍的是吸氧腐蚀,但负极是金属单 质失去电子成为金属阳离子（氧化反应），D 项中金属的电化 腐蚀和化学腐蚀本质相同,其主要区别是电化腐蚀伴有电流 产生。 【答案】D。 [规律总结]判断金属的腐蚀是化学腐蚀还是电化腐蚀：(1) 首先看金属：如金属是纯金属,也不与其它金属接触，则发 生的腐蚀可能为 ；若金属不纯或与其它金属接触, 则发生的腐蚀为 。(2)其次看接触的物质：如接触 的物质是干燥的物质、非电解质、气体单质等，金属发生的 腐蚀为化学腐蚀；如接触的物质是电解质溶液，则发生的腐 蚀可能为电化腐蚀。 考点 2 掌握钢铁的吸氧腐蚀和析氢腐蚀的原理 1．钢铁的吸氧腐蚀和析氢腐蚀的比较 吸氧腐蚀 析氢腐蚀 电解液的 性质 中性或弱酸 性 酸性较强 负极反应 式 Fe－2e－=Fe2+ Fe－2e－=Fe2+ 正极反应 式 相互关系 自然现象中吸氧腐蚀和析氢 腐蚀通常是同时存在的，为 吸氧腐蚀为主 特别提醒：吸氧腐蚀有发生条件是金属不纯和覆盖的水膜成 中性或很弱酸性 2．金属腐蚀的一般规律 （1）在同一电解质溶液中， 引起的腐蚀> 引起的腐蚀>化学腐蚀>有防腐措施的腐蚀。 （2）在不同溶液中，金属在电解质溶液中的腐蚀>金属 在非电解质溶液中的腐蚀；金属在强电解质溶液中的腐蚀> 金属在弱电解质溶液中的腐蚀。 （3）有保护措施的条件下，无防护条件的腐蚀>有一般 防护条件下的腐蚀>牺牲阳极的阴极保护法条件下的腐蚀> 外接电源的阴极保护法条件下的腐蚀。 （4）对同一种电解质溶液来说，电解质溶液浓度越大， 腐蚀越快。 （5）由于金属表面一般不会遇到酸性较强的溶液，故 吸氧腐蚀是金属腐蚀的主要形式，只有在金属活动性顺序表 中排在氢以前的金属才可能发生析氢腐蚀，而位于氢之后的 金属腐蚀时只能是吸氧腐蚀。 [例 2] （08 重庆卷）如题图所示， 将紧紧缠绕不同金属的铁钉放 入培养皿中，再加入含有适量酚酞和 NaCl 的琼脂热溶液， 冷却后形成琼胶（离子在琼胶内可以移动），下列叙述正 确的是（ ） A．a 中铁钉附近呈现红色 B．b 中铁钉上发生还原反应 C．a 中铜丝上发生氧化反应 D．b 中铝条附近有气泡产生 [解析] 本题主要考查钢铁腐蚀的基本原理 a、b 均能形成原 电池，其中 a 中 Fe 作负极：Fe－2e－=Fe2＋，发生氧化反应， Cu 作正极发生还原反应，铜丝附近呈现红色；B 中 Al 作负 极：Al＋3e－ ===Al3＋，发生氧化反应，而 Fe 作正极：发生 还原反应。 【答案】B。 考点 3 了解金属的防护 金属的防护目的：防止金属被氧化 金属防护的依据：依据金属腐蚀发生的化学原理和腐蚀 的类型来确定防护方法 金属腐蚀的防护方法 (1)改变金属 (如把钢中加 Cr、Ni 制成不锈钢) (2)在金属表面 以钢铁的防护为例，根据保护层成分的不同，可分为如 下几种： ①在钢铁表面涂矿物性油脂、油漆或覆盖搪瓷、塑料等 物质； ②用电镀、热镀、喷镀的方法，在钢铁表面镀上一层不 易被腐蚀的金属； ③用化学方法使钢铁表面生成一层致密而稳定的氧化膜。 （表面钝化） （3）电化学保护法 ① 的阴极保护法(把被保护的设备与外接电源 的负极相连) 阴极：被保护金属，与电源负极相连 电解装置 阳极：惰性电极，与电源正极相连 ② 的阴极保护法(被保护的设备与活泼的金属 相连接) 正极（阴极）：被保护金属 原电池装置 负极（阳极）：活泼金属（比被保护金 属活泼） [例 3] 下列事实不能用电化学理论解释的是 ( ) A．轮船水线以下的船壳上镶嵌有一定量的锌块 B．镀锌的铁制品比镀锡的铁制品耐用 C．铝片不需要用特殊方法保存 D．锌跟稀硫酸反应时，滴加少量硫酸铜溶液后，反应速 率加快 [解析]金属的腐蚀分三种情况，一是直接的化学腐蚀，即 金属直接与其他物质反应而腐蚀；二是电化学腐蚀，即能形 成原电池的化学腐蚀；三是电解时作阳极的金属的腐蚀。常 见的为前二种情况。A 项是牺牲锌块保护铁的防腐措施。B 项中镀锌铁若镀层破损后，则锌为负极，铁为正极，保护了 铁镀锡的铁镀层破损后，铁为负极铁被腐蚀，锡为正极被保 护。D 项中 Zn 与 CuSO4 溶液反应置换出 Cu，形成 Cu－Zn 原 电池，比直接的化学反应快。 【答案】 C [方法技巧]：从形成原电池的基本条件去分析。 参考答案 考点 1 了解金属腐蚀的概念和分类 1. 金属或合金、不纯金属或合金、电解质溶液 2. 化学腐蚀、电化腐蚀 考点 2 掌握钢铁的吸氧腐蚀和析氢腐蚀的原理 1． O2+2H2O+4e－=4OH－；2H++2e－=H2↑ 2．电解原理、原电池原理 考点 3 了解金属的防护 1．内部结构 2．覆盖保护层 3． 外加电流、牺牲阳极 十四、化学反应速率 考点 1 化学反应速率的概念与系数比规律： 1.通过计算式：v = 来理解其概念： 2.系数比规律 在同一反应中，用不同物质来表示的 反 应 速 率 时 ， 其 比 值 一 定 等 于 化 学 反 应 方 程 式 中 的 。即对于化学反应 mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 的：v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D) = m∶n∶p∶q [例 1] 已知：4NH3(g)+5O2(g) 4NO(g)+6H2O(g)，若反 应速率分别用v (NH3)、v (O2)、v (NO)、v (H2O)[mol/(L·min)] 表示则下列关系正确的是( ) A． )()(5 4 23 OvNHv  B． )()(6 5 22 OHvOv  C． )()(3 2 23 OHvNHv  D． )()(5 4 2 NOvOv  [解析] 系数比规律是指用各个物质所表示的反应速率 之比等于反应式中各个物质的系数之比！可以延伸出一些其 他比法 【答案】 D [规律总结] 考查了系数比规律的基本定义。 考点 2 影响化学反应速率的因素： 1. 决定因素（内因）： 。 2.条件因素（外因）： 改 变 条 件 单位体 积内 分子总数·活 化分子分数= 活化分子数 有效 碰撞 次数 化学反 应速率 增 大 浓 度 增 多 不 变 增 多 增 多 加快 增 大 压 强 增 多 不 变 增 多 增 多 加快 升 高 温 度 不 变 增 大 增 多 增 多 加快 使 用 催 化剂 不 变 增 大 增 多 增 多 加快 其中催化剂对化学反应速率的影响较大，其次是温度 3.记忆规律: ⊙升高温度天经地义要加快反应速率。 ⊙催化剂能 改变(不强调是增大)正逆反应速率。 ⊙压强对速率的影响是通过改变浓度而实现的，只适用于 的化学反应。 [例 2] （08 上海卷）等质量的铁与过量的盐酸在不同的实 验条件下进行反应，测定在不同时间 t 产生气体体积 V 的数据，根据数据绘制得到图 1，则曲线 a、b、c、d 所 对应的实验组别可能是（ ） A．4－3－2－1 B．1－2－3－4C．3－4－2－1 D．1－2－4－3 [解析] 化学反应速率与温度、浓度和固体物质的表面积的大 小有关，实验 1 的盐酸的浓度最小，反应的温度最低，所以 化学反应速率最慢；由于实验 3 的反应温度比实验 2 的反应 温度高，所以反应速率实验 3 大于实验 2；而实验 4 和实验 3 虽然浓度相同，但反应的温度不同，物质的状态也不相同， 所以不能比较。 【答案】A、C [规律总结] 考查了反应速率的影响条件和比较规律和方法。 考点 3 化学反应速率的有关计算及图象 计算反应速率有三大类型 题型Ⅰ：根据化学计量数之比，计算反应速率（见例 3） 题型Ⅱ：以图象形式给出条件，计算反应速率（见能力提高 训练 18） 题型Ⅲ：根据已知的浓度、温度等条件，比较反应速率的大 小（见基础提升训练 14） [特别提醒]：根据系数比规律可以直接用各个物质的反应速 率数据除以系数来快速判断化学反应速率的最大和最小。 （体会例题 3 和限时基础训练卷 1 和 5） [例 3] 反应 N2O4（g） 2NO2（g）；△H= +57 kJ·mol－1， 在温度为 T1、T2 时，平衡体系中 NO2 的体积分数随压强变 化曲线如图所示。下列说法正确的是 A．A、C 两点的反应速率：A>C B．A、C 两点气体的颜色：A 深，C 浅 C．由状态 B 到状态 A，可以用加热的方法 D．A、C 两点气体的平均相对分子质量：A>C [解析]AC 两点温度相同而压强不同，增压平衡逆向移动 NO2 的体积分数减小，但增压也即会增大浓度，反应速率：A