高考化学考试说明解读 9页

高考化学考试说明解读 ‎ 高三化学组 ‎ ‎（一）必考内容及要求 ‎1、化学科学的特点 ‎（1）了解化学的主要特点是咋原子、分子、水平上认识物质。了解化学可以识别、改变和创造分子。‎ ‎（2）了解科学、技术、社会的相互关系（如化学与生活、材料、能源、环境、生命过程、信息技术的关系）‎ ‎【考纲说明】STSE题目 ‎1、三聚氰胺和荧光蛋白：‎ ‎2、绿色奥运：合金材料 Q460 、ETFE塑料、火炬燃料 ‎ ‎3、南方雪灾：融雪剂 ‎4、5.12地震：消毒液（84消毒液、CH3COOOH、ClO2等）水的净化（漂白粉、明矾净水、Na2FeO4等）‎ ‎5、神七发射：燃料（N2H4和NO2）、材料（防高温材料）‎ ‎6、白色污染 ‎ ‎7、水的富营养化 ‎8、手口足病：可用含氯的消毒液浸泡，不宜浸泡的物品可放在日光下曝晒。碘伏：本品为碘与聚醇醚复合而成的广谱消毒剂、能杀死病毒、细菌、芽孢、真菌、原虫。‎ ‎9、甲型流感（猪流感） 达菲 ‎ ‎10、能源问题：燃料电池、太阳能、乙醇汽油等。‎ ‎11、食品安全：塑料袋、食品添加剂 ‎（3）了解在化工生产中遵循“绿色化学”思想的重要性。‎ ‎【考纲说明】绿色化学是指:在制造和应用化学产品时应有效利用(最好可再生)原料,消除废物和避免使用有毒的和危险的试剂和溶剂。 今天的绿色化学是指能够保护环境的化学技术.它可通过使用自然能源,避免给环境造成负担、避免排放有害物质.利用太阳能为目的的光触媒和氢能源的制造和储藏技术的开发,并考虑节能、节省资源、减少废弃物排放量 绿色化学又称环境友好化学、环境无害化学、清洁化学，是用化学的技术和方法去减少或消除有害物质的生产和使用。‎ 绿色化学的核心是：‎ 利用化学原理从源头上减少和消除工业生产对环境的污染。‎ 按照绿色化学的原则、在理想的化工生产方式是：‎ 反应物的原子全部转化为期望的最终产物。‎ 绿色化学的主要特点是：‎ ‎1．充分利用资源和能源，采用无毒、无害的原料；‎ ‎2．在无毒、无害的条件下进行反应，以减少向环境排放废物；‎ ‎3．提高原子的利用率，力图使所有作为原料的原子都被产品所消纳，实现“零排放”；‎ ‎4．生产出有利于环境保护、社区安全和人体健康的环境友好的产品。‎ ‎2、化学研究的基本方法 ‎（1）了解定量研究的方法是化学发展为一门科学的重要标志，掌握化学常用计量方法。‎ ‎①理解物质的量的含义，并能用于进行简单的化学计算。‎ ‎【考纲说明】1、物质的量是衡量物质所含微粒多少的一个物理量。2、简单相关计算。计算时注意基本定义式的应用。‎ ‎②了解物质的量的单位—摩尔，摩尔质量、气体摩尔体积、物质的量浓度、阿伏伽德罗常数的含义。‎ ‎【考纲说明】摩尔是物质的量的单位；1mol物质的质量叫该物质的摩尔质量，单位为g/mol，其数值等于相对原子质量或相对分子质量；1mol气体的体积叫气体摩尔体积，单位为L/mol，与压强和温度有关，标准状况下的气体摩尔体积为22.4L/mol，计算时注意；1L溶液所溶解的溶质的物质的量叫该溶质的物质的量浓度，单位为mol/L；0.012Kg12C所含有碳原子的个数叫阿伏伽德罗常数，单位mol-1,常用数据为6.02×1023mol-1；‎ 阿伏伽德罗常数考察题型：解题时要特别注意所给的条件,求什么粒子数,审题要仔细,这种题型高考年年考,但失分者依然较多,主要失误在审题不够仔细.审题时还应注意如下细节: (1)物质的状态:水在标准状况下时为液态或固态;SO3在标准状况下为固态,常温常压下为液态;在标准状况下,碳原子数大于4而小于16的烃为液态,大于等于16的烃为固态.‎ 阿佛加德罗常数 ‎(2)某些物质的分子中的原子个数,如惰性气体,臭氧(O3),白磷(P4)等. (3)一些物质结构中化学键的数目,如SiO2,Si,CH4,P4等. (4)特别物质的摩尔质量,如D2O,T2O,18O2等.‎ ‎ (5)较复杂的氧化还原反应中,求算转移电子数,‎ 电子数=一个原子得失电子×发生这种变化的原子数 特殊：Cl2+2NaOH =NaCl+NaClO+H2O 1mol电子 ‎ 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ 2mol电子 Cu Fe变价元素 O3作氧化剂时，只一个氧原子改变，同时生成一个O2‎ ‎(6)要用到气体摩尔体积‎22.4L/mol时,必须注意气体是否处于标准状况下.‎ ‎(7)某些离子或原子团水溶液中能发生水解反应,离子数目要改变.‎ ‎③根据物质的量与微粒（原子、分子、离子等）数目、气体体积（标况）之间的相互关系进行有关计算。（参考2、（1）①计算关系图）‎ ‎④了解相对原子质量、相对分子质量的含义，并能进行有关计算。‎ ‎【考纲说明】相对原子质量 ‎1、含义：以‎12C质量的1/12为标准，其它原子的质量与之相比所得到的数值叫相对原子质量。‎ ‎2、数值上与该原子的摩尔质量（以g/mol为单位）相等，但单位不同。‎ ‎3、原子的质量数与相对原子质量近似相等。‎ ‎4、元素的相对原子质量是一个平均值。‎ ‎ 元素的相对原子质量 =∑同位素的相对原子质量×该同位素的丰度 ‎⑤能运用化学方程式和离子方程式进行有关计算。‎ ‎（2）认识化学是以实验为基础的一门科学。了解有关化学实验的基础知识，理解化学实验在化学研究中的重要应用，综合应用化学实验基础知识基本技能解决一些化学问题。‎ ‎①了解化学实验室常用仪器的主要用途和使用方法。‎ ‎【考纲说明】常用仪器 量筒：上面标明温度、规格；读数时读到小数点后一位；用于量取体积，准确量取一定体积时，最后用胶头滴管准确量取；量筒可以量取气体体积装置如图：‎ 读数时注意：①先冷却到室温 ‎②使量筒和集气瓶（或水槽）液面相齐再读数 ‎③视线与凹液面相齐再读数 ‎ ④读数到小数点后一位 酸式滴定管、碱式滴定管：上面标有温度、规格，用于量取 一定体积的液体，读到小数点后2位，酸式滴定管可以盛放酸性溶液或氧化性的溶液，不能盛放碱性溶液，因为碱性溶液可以腐蚀玻璃旋塞；碱式滴定管可以盛放碱性溶液，不能盛放酸性或氧化性的溶液，酸性或氧化性溶液能腐蚀碱式滴定管的橡胶管。‎ 托盘天平：读数读到小数点后一位；左物右码；一般试剂要用称量纸或滤纸，碱性药品要放到玻璃仪器中称量。‎ 容量瓶：上面标有温度、容积和刻度线；使用时要标明容积；容量瓶只能用于配制溶液，不能用于盛放溶液。‎ 玻璃棒：可以用于搅拌、加速溶解；引流。‎ 漏斗、长颈漏斗、分液漏斗：（注意区分仪器）一般漏斗用于过滤、添加溶液；长颈漏斗可以用于启普发生器简单装置（如右图）分液漏斗用于添加药品、萃取分液；‎ 表面皿 坩埚、坩埚钳 干燥管 ‎1、可以用于防止防止倒吸；‎ ‎2、可以用于简易启普发生器。‎ ‎②掌握化学实验的基本操作。能够识别化学安全使用标志，了解实验室一般事故的预防和处理方法。‎ ‎【考纲说明】‎ ‎1、基本操作 过滤 萃取（分液） 蒸馏 蒸发 结晶： 蒸发结晶、冷却结晶（蒸发浓缩，冷却结晶）‎ 渗析 盐析 升华 ‎2、安全标志 ‎3、实验室中一般事故的处理 • 受酸腐蚀致伤：先用大量水冲洗，再用饱和碳酸氢钠溶液(或稀氨水、肥皂水)洗，最后再用水冲洗。如果酸液溅入眼内，用大量水冲洗后，送校医院诊治。 ‎ • 受碱腐蚀致伤：先用大量水冲洗，再用2％醋酸溶液或饱和硼酸溶液洗，最后再用水冲洗。如果碱溅入眼中，用硼酸溶液洗。 ‎ • 受溴腐蚀致伤：用苯或甘油洗濯伤口，再用水洗。‎ • 火灾：钠、镁着火，沙子覆盖，使之熄灭。酒精引起火灾，用湿摸布盖灭。 ‎ • 吸入刺激性或有毒气体：吸入氯气、氯化氢气体时，可吸入少量酒精和乙醚的混合蒸气使之解毒。吸入硫化氢或一氧化碳气体而感不适时，应立即到室外呼吸新鲜空气。但应注意氯气、溴中毒不可进行人工呼吸，一氧化碳中毒不可施用兴奋剂。‎ ‎③掌握常见气体的实验室制法（包括所用试剂、仪器、反应原理和收集方法）。‎ ‎1、固固加热制取气体2、固液加热制取气体3、固液不加热制取气体4、颗粒、块状难溶于水与溶液制取气体 实验室制取的气体 ‎1、H2 Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑(可用稀硫酸，不用硝酸） ‎ ‎△‎ ‎2、O2 △ △ MnO2‎ ‎2KClO3=2KCl+3O2 ↑ 2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2 ↑ 2H2O2===2H2O+O2↑‎ ‎△‎ ‎3、NH3 △ ‎ ‎ 2NH4Cl+Ca(OH)2 ==2NH3↑+CaCl2+2H2O NH3·H2O+Ca(OH)2==Ca(OH)2+NH3↑‎ 浓氨水和NaOH固体：NH3+H2O NH3·H2O 2NH3↑+CaCl2+2H2O ‎ MnO2‎ ‎4、Cl2 MnO 2 +4 HCl=MnCl 2 + Cl 2 ↑+2 H 2 O(加热)‎ ‎5、SO2 Cu + H 2 SO 4 (浓）=CuSO 4 + SO 2 ↑ +2 H 2 O（加热）‎ ‎6、NO3 Cu +8 HNO 3 =3Cu(NO 3 ) 2 +2 NO ↑+4 H 2 O ‎7、NO2 Cu +4 HNO 3 (浓） =Cu(NO 3 ) 2 +2 NO 2 ↑+2 H 2 O ‎8、CO2 CaCO 3 +2 HCl=CaCl 2 + CO 2 ↑+ H 2 O ‎9、C2H4 CH 3 CH 2 OH → CH 2=CH 2 ↑+ H 2 O（ 浓硫酸，‎170℃‎）‎ ‎10、C2H2 CaC 2 +2 H 2 O→ C 2 H 2 ↑+ Ca(OH) 2‎ ‎11、H2S FeS + H 2 SO 4 =H 2 S + FeSO 4‎ 收集方法：（1）易溶或与水反应的气体：排空气法 ‎（2）与空气成分反应或与空气密度相近的气体：排水（液）法 ‎（3）难溶性气体考虑用排液法 ‎（4）两种方法皆可用时，排水法收集的气体较纯。‎ ‎④能对常见的物质进行检验、分离和提纯，了解常见离子的检验方法，能够根据要求配制溶液（如配制一定溶质的质量分数、物质的量浓度溶液）‎ ‎【考纲说明】1、常见离子的检验方法（注意叙述时的格式：操作——现象——结论）‎ Na+:用洁净的铂丝蘸待测液，在酒精灯火焰上灼烧，火焰显黄色 K+:用洁净的铂丝蘸待测液，在酒精灯火焰上灼烧，透过蓝色钴玻璃，火焰显紫色 NH4+:取少量样品，与NaOH溶液混合加热，产生使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体。‎ Al3+:取少量溶液，加入NaOH溶液，先出现白色沉淀，然后沉淀又逐渐消失 Cu2+:取少量溶液，加入NaOH溶液，得到蓝色沉淀 Fe2+:①取少量溶液，加入NaOH溶液，得白色沉淀，迅速变为灰绿色，最终变为红褐色沉淀。‎ ‎②取少量溶液，加入KSCN溶液，无现象，加入HNO3溶液，溶液变为血红色。‎ Fe3+:①取少量溶液，加入NaOH溶液，最终变为红褐色沉淀。‎ ‎②取少量溶液，加入KSCN溶液，溶液变为血红色。‎ X- (Cl-、Br-、I-):取少量溶液，加入稀硝酸，再加入硝酸银溶液，如果产生白色沉淀，为Cl-；如果产生浅黄色沉淀，为Br -;如果产生黄色沉淀，为I-。‎ SO42-：取少量溶液，加入盐酸，无现象，加入BaCl2溶液，有白色沉淀。‎ NO3-：取少量溶液，加入Cu和稀硫酸，产生无色气体，遇空气变为红棕色，说明含有NO3-。‎ CO32-：取少量溶液，加入CaCl2，得到白色沉淀，向沉淀中加入盐酸，产生使澄清石灰水的无色无味气体，说明是CO32-。‎ HCO3-：取少量溶液，加入CaCl2，没有沉淀，再向溶液中加入盐酸，产生使澄清石灰水的无色无味气体，说明是HCO3-。‎ SO32-：取少量溶液，加入CaCl2，得到白色沉淀，加入盐酸，产生使品红溶液褪色的无色刺激性气味的气体，说明是SO32-。‎ ‎2、一定溶质质量分数的配制 ‎1、步骤：计算、称量、量取、溶解、装瓶存放。 ‎ ‎2、仪器：托盘天平、药匙、量筒、胶头滴管、烧杯、玻璃棒。 ‎ ‎【例题】配制 50g 5% 的NaCl溶液。‎ ‎1.溶质的质量分数= ×100%‎ ‎2.浓溶液用水稀释时：‎ ‎（1）浓溶液中溶质的质量 稀溶液中溶质的质量（填 >、<、= ）‎ ‎（2）所用水的质量= ‎ ‎3.配制 ‎50g 5% 的NaCl溶液时：‎ ‎（1）经计算，在 上称量 gNaCl并倒入干燥洁净的烧杯里，然后用 量取 ml蒸馏水倒入装有NaCl的烧杯里，并用 不断搅拌，使NaCl完全溶解，即得所需溶液。（水的密度约为1g/ml）‎ ‎（2）称量一定质量的NaCl时，应先放 ，后放 ，砝码放在 ，NaCl放在 ，且在托盘两边各放一张 。天平接近平衡时，为使药品不过量，添加药品的技巧是用手轻拍手腕，让少量固体落到纸片上。（5g以下用游码）‎ ‎（3）量筒使用时，量筒必须放 ，视线要与量筒内 保持水平，快接近刻度线时，改用 加液体。‎ 答案：溶质质量/溶液质量 = 50g×(1-5℅)=47.5g 托盘天平 2.5 量筒 47.5‎ 玻璃棒 砝码 NaCl 右盘 左盘 相同纸片 平 凹液面 胶头滴管 ‎3、一定物质的量浓度溶液的配制 其操作步骤为：计算、称量、溶解、转移、洗涤、（振荡、）定容、摇匀、装瓶。‎ ‎(1、各个步骤应该注意哪些问题。2、每步需要用到哪些仪器？） ‎ 例题：下图为配制0.2mol·L-1Na2CO3溶液250mL示意图。（见《高三化学高考辅导》）‎ 回答下列问题：‎ ‎（1）①中称得Na2CO3_____________g。‎ ‎（2）玻璃棒在②、③两步中的作用分别是 _____________、_____________。‎ ‎（3）若出现如下情况，对所配溶液浓度有何影响?（填“偏高”、“偏低”或“无影响”）‎ A．某同学在第⑧步观察液面时俯视_____________；‎ B．没有进行操作步骤④和⑤_____________；‎ C．在第⑤步不慎有少量液体流到容量瓶外__________。 ‎ ‎【答案】5.3 搅拌，加速溶解 引流 偏高 偏低 偏低 误差分析：下列操作对所配制溶液的物质的量浓度有何影响？‎ ‎○使用托盘天平称2.3g溶质固体时,左码右物(1g以下用游码)‎ ‎○配制NaOH溶液时,NaOH固体在纸上称量 ○容量瓶在转入溶液前有蒸馏水 ‎○配制NaCl溶液时,在转入溶液前,容量瓶中有少量NaCl溶液 ‎○烧杯玻璃棒没有洗涤,或洗涤液没有转入容量瓶 ○定容时溶液凹液面超过刻度线 ‎○定容摇匀后,发现液面低于刻度线,再加水至刻度线 ‎○用量筒量取浓硫酸后,用水洗涤量筒2~3次,洗涤液转入烧杯中 ‎○配制稀硫酸溶液时，用量筒量取5.5mL浓硫酸，结束时仰视 ‎○定容时，俯视刻度线 ‎ ‎【答案】偏低 偏低 无影响 偏高 偏低 偏低 偏低 偏高 偏高 偏高 ‎⑤能根据实验试题要求做到：设计、评价或改进方案；了解控制实验条件的方法；分析或处理数据，得出合理结论。绘制和识别典型的实验仪器装置图。‎ ‎（3）了解科学探究的基本过程，并运用以实验和推理为基础的科学探究方法解决有关问题。‎ ‎（4）认识化学用语是化学研究中重要的表征手段，熟练运用化学用语进行表达。‎ ‎①熟记并正确书写常见元素的名称、符号、离子符号以及常见物质的名称、化学式。‎ ‎ （审题时注意要求）‎ ‎②熟悉常见元素的化合价。能根据化合价正确书写化学式（分子式），或根据化学式判断化合价。‎ ‎③了解原子结构示意图、分子式、结构式和结构简式的表示方法。（审题时注意要求）‎ ‎④能够正确书写书写化学方程式、离子方程式、热化学方程式以及电极反应和电池反应方程式。‎ ‎（1、审题时注意要求；2、写完后用各种守恒检验）‎ ‎3、化学基本概念和基本理论 ‎（1）物质的分类 ‎①理解混合物和纯净物、单质和化合物、金属和非金属的概念。‎ ‎【考纲说明】混合物是由两种及两种以上纯净物混合而成的物质。无固定组成和性质,混合物可以用物理方法将所含物质加以分离，混合物的分离有不同的方法，常用的包括过滤、蒸馏、分馏、萃取、重结晶等。‎ 纯净物：由单一物质组成的物质称为纯净物 。纯净物包括单质和化合物，组成固定,有固定的物理性质和化学性质。‎ 注意：1、如果某纯净物中含有某元素的同位素（例如“水”中既有H2O，又有D2O，16O2与18O2 ），那么此物依然是纯净物。‎ ‎2、判断物质是否属纯净物时，不要只看表面字眼“纯”或“混”，而要看实质。如冰水混合物，实为纯净物。纯盐酸”，则是混合物而不是纯净物。 ‎ ‎3、由同种元素形成的物质不一定是纯净物。如同素异形体、同分异构体等。‎ ‎4、结晶水合物为纯净物。‎ 单质：由同种元素形成的纯净物叫单质。‎ 注意：1、元素在单质中存在时称为元素的游离态。‎ ‎2、由同位素形成的物质，如HD应该为单质。‎ ‎3、同种元素构成的是单质 ，这句话是错误的。‎ 化合物由两种或两种以上元素的原子（指不同元素的原子种类）组成的纯净物。‎ 注意：‎ ‎1、化合物中元素以化合态存在。‎ ‎2、混合物没有固定的组成，一般没有固定的熔沸点; ‎ 金属和非金属 金属是一种具有光泽(即对可见光强烈反射)、富有延展性、容易导电、传热等性质的物质。 ‎ ‎1、金属中延展性最好的是Au，导电好的依次是 ‎ ‎ Ag、Cu、Au、Al； 2、金属有几种分类方法：‎ 冶金工业分类法：黑色金属：铁、铬、锰三种 有色金属：铁、铬、锰以外的全部金属根据密度分类法：‎ 轻金属：（密度小于4.5g/cm3）：钾、钠、钙、镁、铝等 重金属：（密度大于4.5g/cm3）：锌、铁、锡、铅、铜等 ‎ 还可以把金属分为：常见金属：如铁、铝、铜、锌等 　　稀有金属：如锆、铪、铌、钽等； 3、金属活动性顺序 钾钙钠镁铝锌铁锡铅（氢）铜汞银铂金 ‎①活泼性强的金属可以置换出活泼性差的金属②对应阳离子的氧化性依次增强 ‎③钾钙钠镁铝等活泼金属用电解熔融的盐或氧化物制取；锌铁锡铅（氢）铜等用置换法（干法和湿法）制取；汞银用加热法；铂金有游离态单质用富集法；④O2、Cl2能够氧化银之前的金属⑤镁元素之后的氢氧化物都是沉淀。 非金属：通常条件下为气体或没有金属特性的脆性固体或液体，如元素周期表右上部15个元素和氢元素，零族元素的单质。大部分非金属原子有价电子数一般大于等于4，可以形成双原子分子气体或骨架状，链状或层状大分子的晶体结构。‎ ‎②理解酸、碱、盐、氧化物的概念及其相互关系。‎ ‎【考纲说明】酸、碱、盐、氧化物的概念 酸：在水溶液中电离时生成的阳离子全部是氢离子（H+）的化合物叫做酸 。‎ 碱：在水溶液中在水溶液中电离出的阴离子全部是OH- 的化合物。‎ 盐：酸与碱中和的产物(中和反应)，由金属离子（包括铵根离子）与酸根离子构成。可以分为正盐、酸式盐、碱式盐等。‎ 氧化物：元素与氧化合生成的化合物叫做氧化物(有且只有两种元素组成）。根据化学性质不同,氧化物按照是否与水生成盐及生成的盐的类型可分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物和不成盐氧化物四大类. 另外还有很多复杂的氧化物。 【思考】酸性氧化物都是非金属氧化物（X），如M2O7为酸性氧化物但是金属氧化物；非金属氧化物都是酸性氧化物（X），如CO为不成盐氧化物；金属氧化物都是碱性氧化物（X），如M2O7‎ 为酸性氧化物；碱性氧化物都是金属氧化物（√）。‎ 酸、碱、盐、氧化物之间关系 ‎③了解电解质的概念。了解强电解质和弱电解质的概念。‎ ‎【考纲说明】电解质：在水溶液中或熔融状态能够导电的化合物叫电解质。‎ 理解：1、在水溶液或熔融状态满足其一。‎ ‎2、是化合物、纯净物。Cu导电，但不是化合物，不是电解质；盐酸导电，但是混合物，不是电解质。‎ ‎3、本身电离出离子导电。如NH3、CO2、SO2等溶于水导电，但不是电解质。‎ 强电解质：在水溶液中能够完全电离的电解质。‎ 弱电解质：在水溶液中不能完全电离的电解质。‎ 例题：‎ 下列物质：NH3·H2O、CaCO3、NaOH、CH3COOH、盐酸、Cl2、BaSO4、SO3，‎ 强电解质有 ，弱电解质有 ，非电解质有 。‎ ‎【答案】CaCO3、NaOH、 BaSO4 NH3·H2O、CH3COOH SO3‎ ‎（解答时要紧扣定义）‎ ‎④了解浊液、溶液和胶体都是常见的分散系。‎ 浊液、溶液、胶体之间的本质区别：分散质粒度的大小。‎ ‎ 1nm 100nm 溶液 胶体 浊液 沉淀不能透过滤纸，溶液和胶体可以透过滤纸，胶体不能透过半透膜，溶液可以透过半透膜 了解溶液的含义，了解溶解度、饱和溶液的概念。‎ ‎【考纲说明】溶解度和饱和溶液 溶解度：溶解度是指在一定的温度下，某物质在100克溶剂里达到饱和状态时所溶解的克数,用字母s表示，其单位是“g/100g水”。在未注明的情况下，通常溶解度指的是物质在水里的溶解度。‎ 注意：1、大部分固体随温度升高溶解度增大，如硝酸钾。‎ ‎2、少部分固体溶解度受温度影响不大，如食盐（氯化钠） 。‎ ‎3、极少数物质溶解度随温度升高反而减小，如氢氧化钙、气体等。 ‎ 溶解度的相关计算公式：S/100=m（溶质）/m（溶剂）S/（100+S)=m（溶质）/m（溶液）‎ 饱和溶液的质量分数：ω = s/(s+100) ×100℅‎ 饱和溶液:在一定温度下，溶质在溶剂中溶解的量达到最大时的溶液叫做这种溶质饱和溶液 。‎ ‎【思考】如何使不饱和溶液变为饱和溶液（大多数溶剂可以这样）‎ 方法1增加溶质 方法2减少溶剂（可用蒸发法） 方法3降低溶剂温度 注：少部分溶剂则相反，它们溶剂温度越高溶解度越低 ‎【思考】如何使饱和溶液变为不饱和溶液？‎ 方法1升高溶剂温度 方法2增加溶剂 如何判断饱和溶液（在一定温度下）？1.有固体剩余物2.取一定量溶质加入该溶液搅拌后不再溶解 了解溶液的组成。理解溶液中溶质的质量分数的概念，并进行有关计算。‎ ‎【考纲说明】溶液的组成 溶液：分散质的粒子直径＜1nm（10-9m）的分散系。分散质是分子或离子，具有透明、均匀、稳定的宏观特征。由溶质和溶剂组成。‎ 溶液的计算：溶液质量=溶质质量 + 溶剂质量 溶质的质量分数=溶质质量/溶液质量 × 100%‎ ‎ 溶质质量=溶液质量 × 溶质的质量分数 溶液的质量分数与物质的量浓度之间关系：‎ C=1000ρω / M ω= C M/1000ρ（注意基本定义式的应用）‎ ‎1‎ ‎2‎ ‎3‎ ‎4‎ ‎5‎ ‎6‎ ‎7‎ ‎ ‎ 了解胶体的性质（如丁达尔效应、聚沉以及电泳等），并能利用胶体的性质解释一些与胶体有关的简单问题。（不要求识记胶体粒子的带电情况。）‎ ‎【考纲说明】胶体的性质：⑴丁达尔效应：用于鉴别溶液和胶体。⑵聚沉。 聚沉的条件：①加入电解质溶液②加热 ③加入相反电性的胶粒⑶电泳：可以由此来判断胶粒的带电情况。‎ ‎【例题】加入下列溶液，能使氢氧化铁胶体先沉淀后溶解的是：（ ）‎ ‎ A.盐酸 B. MgCl2溶液 C.硅酸胶体D.NaOH溶液 ‎（2）物质结构和元素周期律 ‎① 了解元素、核素和同位素的含义。‎ 元素 核素 同位素 概念 ‎ ‎ 对象 特征 实例 H2O 、CO2中均含氧元素 ‎12C‎、‎13C、‎14C是碳元素的三种核素 ‎1H、2H 、3H互为同位素 ‎【答案】有相同核电荷数的同一类原子的总称 具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子 质子数相同而中子数不同的的同一元素的不同核素互称同位素 宏观概念，对同类原子而言；既有游离态又有化合态 微观概念，指元素的具体的某个原子 微观概念，对某种元素的原子而言，因为有同位素，所以原子的种类多于元素的种类 以单质或化合物的形式存在，性质通过形成单质或化合物来体现 具有真实的质量，不同核素的质量不同 同位素化学性质几乎相同，因为质量数不同，物理性质不同。天然存在的各种同位素所占的原子百分数一般不变 ‎②了解原子结构。了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的关系。了解原子、离子等概念的含义。‎ ‎【考纲说明】原子构成：原子(不带电荷）由原子核和核外电子(带负电荷）构成，原子核由质子(带正电荷）和中子(不带电荷）构成中子；‎ ‎【疑问：、】是否所有的原子都是由质子、中子和电子构成？不是；H。‎ 等式关系 对原子：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 质量数=质子数+中子数 对阳离子：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 + 离子电荷数 对阴离子：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数—离子电荷数 ‎③了解原子核外电子排布。‎ ‎【考纲说明】各层最多容纳 ，最外层不超过 ，次外层不超过 倒数第三层不超过 。‎ ‎【答案】2n2 8 18 32 ‎ ‎④掌握元素周期律的实质。了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。‎ ‎1、元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律。‎ 元素周期律的实质：元素性质周期性变化的原因是核外电子排布的周期性变化的结果。‎ ‎2、元素周期表 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ‎ ⅦA ‎0‎ ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ Ⅷ Ⅷ ⅠB ⅡB ‎　‎ ‎　‎ ‎　‎ ‎　‎ ‎　‎ ‎　‎ ‎　‎ ‎　‎ ‎　‎ ‎　‎ ‎　‎ ‎　‎ ‎　‎ ‎　‎ ‎　‎ ‎　‎ ‎　‎ ‎　‎ ‎1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18‎ 注意列与族之间的对应关系、行与周期之间的关系；会由原子序数推元素在周期表中位置，并由位置推测元素的性质；‎ ‎⑤以第三周期元素为例，掌握同一周期元素性质的递变规律及其与原子结构的关系。‎ ‎【考纲说明】同一周期内元素性质的递变规律及其与原子结构的关系：‎ 随原子序数的递增，原子半径 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ，金属单质的还原性逐渐 ，金属阳离子的氧化性逐渐 ，金属元素氢氧化物的碱性逐渐 ；非金属单质氧化性逐渐 ，阴离子的还原性逐渐 ，非金属氢化物的稳定性逐渐 ，非金属最高价氧化物的水化物的酸性逐渐 。‎ ‎【答案】减小 ，减小，增加，增强，增强，减弱，增强，减弱，增强，减弱，增强，增强 ‎ ⑥以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族元素性质递变规律及其与原子结构的关系。‎ ‎【考纲说明】同一主族内元素性质的递变规律及其与原子结构的关系：‎ 随原子序数的递增，原子半径 ，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ，金属单质的还原性逐渐 ，金属阳离子的氧化性逐渐 ，金属元素氢氧化物的碱性逐渐 ；非金属单质氧化性逐渐 ，阴离子的还原性逐渐 ，非金属氢化物的稳定性逐渐 ，非金属最高价氧化物的水化物的酸性逐渐 。‎ ‎【答案】增大，增强，减弱，增强，减弱，增强，减弱，增强，减弱，减弱。‎ ‎⑦了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其递变的规律。‎ ‎⑧了解化学键的含义。了解离子键、共价键。‎ ‎【考纲说明】化学键：形成分子的原子间强烈的相互作用叫化学键，化学键包括离子键、共价键等；离子键：阴阳离子之间强烈的静电作用。共价键：原子之间通过共用电子对形成的强烈相互作用。‎ 离子化合物和共价化合物的判断：‎ ‎1、由元素区分。一般由活泼金属形成的为离子化合物；由非金属元素或不活泼金属易形成共价化合物。‎ ‎2、由熔融状态能否导电区分。熔融状态能够导电的为离子化合物；熔融状态不能导电的为共价化合物。‎ 简单说明：1、共价化合物的电子式不能写[ ]，不写电荷，一般满足稳定结构。先写共用电子对，后补齐电子，达稳定结构。‎ ‎2、离子化合物写电子式时，阴离子和复杂阳离子需要加[ ]和电荷，简单阳离子就用离子符号，相同的离子不能合并书写。‎ ‎⑨了解分子的含义。了解原子团的含义。‎ ‎【考纲说明】分子：分子是能单独存在、并保持纯物质的化学性质的最小粒子。‎ 一个分子是由多个原子在共价键中透过共用电子连接一起而形成。 ‎ 说明：什么样的物质不含有分子？‎ 离子化合物、金属、空间延伸结构的物质（如金刚石、石墨、SiO2等）没有分子。‎ 原子团：在许多化学反应里，作为一个整体参加反应，好像一个原子一样，一般情况下不会分开，这样的原子集团叫做原子团。如SO42-、NH4+等） ‎ ‎⑩了解物质的组成、结构和性质的关系。‎ ‎（3）物质变化与能量变化 ①了解化学反应的本质，理解物理变化与化学变化的区别与联系。‎ ‎【考纲说明】1、化学反应的本质是旧键的断裂和新键的生成。‎ ‎2、物理变化和化学变化 ‎ ‎ 物理变化 化学变化 ‎ 概念 ‎ 区别 答案 没有新物质生成的变化 新物质生成的变化 形状、状态发生变化，但没有新物质生成，可能有化学键的断裂，但没有新化学键的生成。‎ ‎1、化学反应都是化学变化；2、有旧键的断裂和新键生成；3、同素异形体之间的转化是化学变化；‎ ‎4、结晶水合物失去结晶水是化学变化。‎ ‎【说明】一定伴随着物理变化，但物理变化不一定伴随着化学变化。‎ ‎②了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。‎ ‎【考纲说明】离子反应的条件 ‎1、生成易挥发的物质。2、生成难溶于水的物质。3、生成难电离的物质。4、发生氧化还原反应。‎ ‎【例题】1、已知：向AgCl浊液中加入KI溶液，得到黄色沉淀；向PbSO4浊液中加入Na2S溶液，得到黑色沉淀，两个反应之所以发生的原因为 。‎ ‎2、已知PbSO4能溶于CH3COOH生成 (CH3COO)2Pb，而(CH3COO)2Pb和H2S反应得到黑色沉淀，写出该反应的离子方程式 。‎ ‎【答案】1、生成更难溶于水的沉淀2、 (CH3COO)2Pb+H2S=PbS↓+2CH3COOH ‎ （离子共存、离子方程式书写判断问题见高考指导） ‎ ‎③了解氧化还原反应的有关概念及其本质。了解常见的氧化还原反应。‎ 氧化还原反应 ‎1.氧化还原反应的基本概念及其关系 ‎ 注意：分析氧化还原反应时，把每种元素的化合价变化都要分析到。‎ 例：2NH4ClO4=N2+O2+Cl2+4H2O（ ）元素被氧化，（ ）元素被还原，（ ）是氧化产物，（ ）是还原产物，生成1molH2O时转移总数为（ ）。 ‎ N、O Cl Cl2 N2、O2 3.5NA ‎ ‎2.氧化还原反应实质的表示方法 ‎(1)双线桥法（常用于分析氧化还原反应）注意箭头的指向不代表电子转移的方向！‎ ‎(2)单线桥法（常用于表示电子转移的实际情况）注意箭头的指向！‎ ‎3.反应物和生成物的推断和配平 Na2Cr2O7＋ KI＋ HCl→ CrCl3＋ NaCl ＋ KCl＋ I2＋ ( )‎ Na2Cr2O7＋6KI＋14HCl=CrCl3＋ 2NaCl ＋6KCl＋3I2＋7 ( H2O )‎ ‎4.氧化还原反应的一般规律 ‎(1)得失电子守恒规律(2)价态与表现性质规律：最高价、最低价、中间价 ‎(3)性质强弱规律：氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。‎ 如：2FeCl3＋Cu====2FeCl2＋CuCl2，‎ 氧化性： Fe3＋＞Cu2＋，还原性：Cu＞Fe2＋。‎ ‎(4)反应先后规律：如：把Cl2通入FeBr2溶液中，由于还原性Fe2+>Br—，当通入有限量Cl2时，根据先后规律，Cl2首先将Fe2+氧化；当Cl2足量时，方可把Fe2+、Br—一并氧化。‎ ‎（5）同种元素不同化合价之间氧化还原反应，只生成中间价，同时符合就近原则。‎ 如：KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2↑+ 3H2O ‎ 常见氧化剂：‎ KMnO4:1、酸性条件下被还原成Mn2+；中性条件下被还原成MnO2；碱性条件下生成MnO42-。‎ ‎2、酸性条件下能够将Fe2+、S2-、SO32-、I-、Br-、Cl-等氧化。‎ H2O2：分解时既表现氧化性又表现还原性；当遇到强氧化剂时（如KMnO4），只表现还原性；当遇到还原剂时（如Fe2+)，表现氧化性。‎ O3：做氧化剂时，生成一个O2，只有一个O原子化合价降低。‎ 氯水：常用氯水代替氯气做氧化剂。‎ HNO3：1、一般，浓硝酸被还原成NO2，稀硝酸被还原成NO。‎ ‎2、硝酸可以将Fe2+、S2-、SO32-、I-、Br-氧化3、注意酸性下的（H+）NO3-具有强氧化性。‎ 浓硫酸、浓硝酸使铁、铝钝化，生成致密氧化膜，阻止进一步反应，不能说不反应。‎ 其它：Fe3+、ClO-等。‎ ‎④理解质量守恒定律的含义。‎ ‎⑤了解化学反应中能量转化的原因以及能量变化的规律，能说出常见的能量转化形式，了解能源是人类生存和社会发展的重要基础。了解化学在解决能源危机中的重要作用。‎ ‎⑥了解化学能与热能的相互转化。了解吸热反应、放热反应、反应热的含义。了解热化学方程式的含义，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。‎ ‎【考纲说明】热化学方程式：既体现了物质的变化又体现了能量的变化。书写时注意：‎ ‎1、标明各个物质的状态。‎ ‎2、标明“+”、“-”号，吸热反应用“+”，放热反应用“-”。 “+”可以不写。‎ ‎3、反应热的单位是kJ·mol-1，书写时必须写上。‎ ‎4、反应热和热化学方程式中的系数（只代表物质的量）成正比，计算时注意。当方程式、温度、压强一定时， △H为一个定值。‎ ‎5、比较反应热时，应该带着“+”、“-”进行比较，如：△H=-10kJ/mol大于△H=-20kJ/mol。‎ ‎6、注意盖斯定律的理解和应用。‎ ‎⑦了解原电池和电解池的工作原理。了解常见化学电源的种类及其工作原理。‎ ‎ 原电池 ‎ 电解池 定义 装置举例 形成条件 电极名称 电极反应 电流方向 将化学能转变成电能的装置 将电能转化成化学能的装置 负极：氧化反应，失电子；正极：还原反应，得电子 阳极：氧化反应，失电子；阴极：还原反应，得电子 活泼性不同电极；电解质溶液；闭合回路。‎ 直流电源；电解质溶液；电极；闭合回路。‎ 负极：活泼或与电解质反应的电极；正极：不活泼或不与电解质反应 阳极：与电源正极相连阴极：与电源负极相连 外电路：电子由负极到正极，溶液内阳离子移向正极，阴离子移向负极 外电路：电子由阳极到电源正极，由负极移向阴极，溶液内阳离子移向阴极，阴离子移向阳极 常见化学电源分类 化学电池 一次电池 二次电池 燃料电池 定义 例子 ‎【答案】电池中的反应物质进行一次氧化还原反应并放电之后，就不能再次利用．‎ 又称充电电池或蓄电池在放电后经充电可使电池中的活性物质获得重生，恢复工作能力，可多次重复使用．‎ 是一种连续地将燃料和氧化剂的化学能直接转化成电能的化学电源，又称连续电池．‎ 干电池：电池中的电解质溶液制成胶体，不流动，故称干电池．‎ 铅蓄电池、锌银蓄电池、镍镉电池、锂离子电池 氢气、甲醇、天然气、煤气与氧气组成燃料电池。‎ 如：普通锌锰电池、碱性锌锰电池、锌银纽扣电池 ‎【说明】一次电池——干电池 负极 Zn）：Zn →Zn2+ +2e-‎ 正极（（MnO2和C）2NH4++2e-→2NH3↑+H2↑‎ 碱性锌-锰干电池 负极：Zn + 2OH- = Zn(OH)2 +2e- ‎ 正极：2MnO2+H2O+2e-=Mn2O3+2OH-‎ 电池反应：Zn+2MnO2+H2O=Mn2O3+Zn(OH)2‎ 电解质：KOH 二次电池——铅蓄电池 放电时总反应：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O 负极：Pb-2e-+SO42-=PbSO4‎ 正极：PbO2+2e-+4H++SO42-=PbSO4+2H2O 燃料电池 燃料电池是一种连续地将燃料和氧化剂的化学能直接转换成电能的化学电池。 ‎ 氢氧燃料电池 ‎ 酸性电解质：负极: 2H2+4OH- → 4H2O +4e-正极: O2+2H2O+4e- → 4OH-总反应: 2H2+O2 =2H2O 碱性电解质负极：2H2→4H++4e-正极： O2+4H++4e-→2H2O 总反应：2H2+O2 = 2H2O ‎⑧理解金属发生电化学腐蚀的原因，金属腐蚀的危害，防止金属腐蚀的措施。‎ ‎【考纲说明】金属的腐蚀分化学腐蚀和电化学腐蚀（主要原因），电化学腐蚀又可以分吸氧腐蚀（水膜酸性较弱或呈中性 、碱性）和析氢腐蚀（酸性条件下金属需能与H+ 反应），吸氧腐蚀又可以分酸性条件和碱性条件。‎ 如：银首饰在空气中变黑：2Ag+H2S=Ag2S+H2为化学腐蚀；‎ 正极：O2+2H2O+4e- →4OH-‎ 酸性条件下吸氧腐蚀正极：O2+4H++4e- →2H2O碱性条件下吸氧腐蚀正极：2H++2e- →H2↑‎ 金属腐蚀的本质：金属原子失电子而被氧化:M →Mn+ + ne- ‎ 金属防腐的措施：1、物理防腐；2、牺牲阳极保护法3、阴极电保护法（外加电流阴极保护法）；‎ ‎4、电化学钝化；5、添加缓蚀剂。‎ ‎（4）化学反应速率和化学平衡 ‎①交接化学反应速率的概念、反应速率的定量表示方法。理解外界条件（浓度、压强、温度、催化剂等）对反应速率的影响。‎ ‎【考纲说明】化学反应速率 ‎ ‎1、含义：是表示化学反应进行的快慢程度的物理量，通常用单位时间反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。 ‎ ‎2、表达式：△v（A）=△c(A)/△t 3、单位：mol/(L·s)或mol/(L·min) 对于下列反应:　mA+nB=pC+qD有v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q ‎4、影响化学反应速率的因素：‎ 浓度：增加浓度，反应速率增加；减小浓度，反应速率降低。‎ 注意：增加固体和纯溶液的量，对反应速率无影响。‎ 压强：此处压强影响指的是体积改变引起的压强影响，加压，体积减小，浓度变大，反应速率增加；减压，体积增加，浓度减小，反应速率降低。压强对无气体参加的反应无影响。‎ 温度：温度升高，反应速率增加；温度降低，反应速率降低。‎ 催化剂 ：加入催化剂，改变反应速率。一般指的是正催化剂。‎ ‎②了解化学反应的可逆性。‎ ‎③了解化学平衡建立的过程。理解外界条件（浓度、压强、温度、催化剂等）化学平衡的影响，认识其一般规律。‎ ‎【考纲说明】外界条件对化学平衡的影响 浓度：增加反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动；增加生产物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动。‎ 压强：加压，平衡向体积减小的方向移动；减压，平衡向体积增加的方向移动。注意：1、压强对平衡的影响实质是浓度的影响。2、压强只对有气体参加的反应有影响3、改变压强对前后气体系数相同的反应平衡不移动。4、改变压强，正逆反应速率变化趋势相同。‎ 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。注意：改变温度，正逆反应速率变化趋势相同。‎ 催化剂：改变反应速率，但平衡不移动。‎ ‎④理解化学平衡常数的含义，能够利用化学平衡常数进行简单的计算。‎ ‎【考纲说明】化学平衡常数 ‎<1>化学平衡常数的涵义和计算式的表示（纯固体、 溶剂不写入平衡常数表达式）。[H2O]的问题？‎ ‎（1）平衡常数的所描述的状态是平衡状态，计算用量是平衡浓度。‎ ‎（2）平衡常数与温度有关，与浓度无关。‎ ‎（3）化学平衡常数的变化与反应的热效应的关系。‎ ‎<2>化学平衡常数判断化学平衡移动的方向及化学反应的程度。1）判断化学反应的程度。2）判断化学平衡移动的方向。Q与K之间关系Q>K,逆向；Q=K,平衡；Q化学平衡常数的简单计算，与转化率的相互转化。‎ ‎⑤了解化学反应速率和化学平衡的调控在生活、生产和科学研究领域中的重要作用。了解催化剂在生活、生产和科学研究领域中的重要作用。‎ ‎（5）电解质溶液 ‎①了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。‎ ‎【考纲说明】电解质 电解质是在固体状态下不能导电，但溶于水溶液中或在熔融状态下就能够导电(解离成阳离子与阴离子)并产生化学变化的化合物。‎ 强电解质一般有：强酸强碱，大多数盐；弱电解质一般有：（水中只能部分电离的化合物）弱酸,弱碱。另外，水是极弱电解质。 ‎ 电解质的强弱与导电性强弱、溶解度无关，只与溶于水部分是否完全电离有关。‎ 强电解质完全电离，用“=”，弱电解质不完全电离，用“ ”，多元弱酸分步电离，第一步电离程度远大于第二、三步电离。‎ 弱电解质浓度越大，电离程度越小；弱电解质浓度越小，电离程度越大。‎ 电解质导电性与自由离子浓度和离子所带电荷数有关。 ‎ ‎②了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。‎ ‎【考纲说明】如何证明弱电解质的电离平衡的存在？‎ ‎③了解水的电离，离子积常数 ‎【考纲说明】水的电离 水电离的方程式：H2O≒H++OH-或 H2O+ H2O ≒H3O ++OH-‎ 水的电离常数：KW=[H+][OH-]‎ 常温，KW=[H+][OH-]=1.0×10-14mol2/L2‎ 注意：1、水的离子积只与温度有关；2、计算时，使用相应温度下的水的离子积进行计算。‎ ‎[H+]水 、[OH-]水问题： [H+]水 =[OH-]水 ‎0.1mol/LHCl [H+]水 =?; pH= 4NH4Cl [H+]水 =?; 0.1mol/LNaOH [OH-]水=?,pH=11CH3COONa, [OH-]水=?‎ ‎【答案】10-13 mol/L；10-4 mol/L；10-13 mol/L；10-3 mol/Lmol/L ‎④了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法，能进行pH 的简单计算。‎ ‎【考纲说明】pH pH实际上是水溶液中酸碱度的一种表示方法。 pH的计算公式如下：pH =-lgc(H+ ), 碱性溶液中 pH =14-lgc(OH-)‎ 测定溶液pH的方法：水中pH值的检测经常使用pH试纸，也有用仪器测定的，如pH测定仪。 ‎ pH试纸的使用：将pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒蘸取待测液，点在pH试纸中间，与标准比色卡对比，读出数据。 pH试纸的使用范围：1~14，只能读出整数。 ‎ pH的计算：注意碱性溶液的计算方式。‎ ‎⑤了解盐类水解的原理、影响水解程度的主要因素、盐类水解的应用。‎ ‎【考纲说明】盐类水解 定义：在溶液中,盐电离出的离子跟水所电离出来的氢离子或氢氧离子根结合生成弱电解质的反应叫做盐类的水解 实质：弱电解质的生成，破坏了水的电离，促进水的电离平衡的过程。‎ 规律：有弱才水解、都弱都水解、越弱越水解、谁强显谁性。‎ 说明：浓度越大，水解程度越小；浓度越小，水解程度越大。‎ 影响盐类水解的因素：影响水解平衡进行程度最主要因素是盐本身的性质。外界条件对平衡移动也有影响，①.温度：水解反应为吸热反应，升温平衡右移。②.浓度：改变平衡体系中每一种物质的浓度，都可使平衡移动。盐的浓度越小，水解程度越大。③溶液的酸碱度：加入酸或碱能促进或抑制盐类的水解。‎ 盐类水解的应用：‎ ‎1、水解盐配制时要抑制水解；2、溶液中除去Fe3+；3、双水解的应用：泡沫灭火器；‎ ‎4、判断溶液的酸碱性；5、比较溶液中离子种类或浓度的大小；‎ ‎6、FeCl3、KAl (SO4)2·12H2O等可作净水剂 ‎7、某些化学肥料不能混合使用，如铵态(NH4＋)氮肥与草木灰(主要成分K2CO3)混合使用 ‎ ‎8、热的纯碱液去油污效果好9、在NH4Cl溶液中加入Mg粉,为何有H2放出? ⑥了解难溶电解质的沉淀溶解平衡及沉淀转化的本质。‎ ‎【考纲说明】沉淀溶解平衡 ‎1.难溶电解质在水中会建立沉淀溶解平衡；‎ ‎2. Ksp表示沉淀溶解平衡的平衡常数，对沉淀AnBm，其沉淀溶度积常数表达式为：‎ Ksp=[Am+]n[Bn+]m ‎3.可以用Ksp来定量描述难溶电解质的溶解能力；当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时， Ksp数值越大的溶解能力越强。‎ ‎4.可以用Q、Ksp的相对大小来判断，是否溶解。‎ 当Q>Ksp时，平衡向生成沉淀的方向移动。当Q=Ksp时，沉淀溶解达到平衡。当Q