2017高考高中化学基础知识总结 14页

‎2017高考化学基础知识整理 Ⅰ、基本概念与基础理论：‎ 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同的分子数。即“三同”定“一同”。‎ ‎2．推论 ‎（1）同温同压下，V1/V2=n1/n2 同温同压下，M1/M2=ρ1/ρ2‎ 注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。‎ ‎3、阿伏加德罗常这类题的解法：‎ ‎①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01×105Pa、25℃时等。‎ ‎②物质状态：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）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。‎ 二、离子共存 ‎1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存。‎ ‎（1）有气体产生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。‎ ‎（2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。‎ ‎（3）有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。‎ ‎（4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。‎ ‎2．由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。‎ ‎（1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。‎ ‎（2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。‎ ‎3．能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）。‎ 例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。‎ ‎4．溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。‎ 如Fe2+、Fe3+与SCN-不能大量共存；Fe3+与不能大量共存。‎ ‎5、审题时应注意题中给出的附加条件。‎ ‎ ①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-=1×10-10mol/L的溶液等。‎ ‎②有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。 ‎ ‎③MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。‎ ‎④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O ‎⑤注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。‎ ‎6、审题时还应特别注意以下几点：‎ ‎（1）注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。如：Fe2+与NO3-能共存，但在强酸性条件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不能共存；S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存，但在酸性条件下则不能共存。‎ ‎（2）酸式盐的含氢弱酸根离子不能与强碱（OH-）、强酸（H+）共存。‎ ‎ 如HCO3-+OH-=CO32-+H2O（HCO3-遇碱时进一步电离）；HCO3-+H+=CO2↑+H2O 三、氧化性、还原性强弱的判断 ‎（1）根据元素的化合价 物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性；物质中元素具有最低价，该元素只有还原性；物质中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性。对于同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其还原性就越强。‎ ‎（2）根据氧化还原反应方程式 在同一氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物 ‎ 还原性：还原剂>还原产物 氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。‎ ‎（3）根据反应的难易程度 ‎ 注意：①氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。‎ ‎②同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。‎ 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、常温下与酸反应煌剧烈程度；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。‎ 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＋SCu2S Cu＋Cl2CuCl2 所以，Cl的非金属性强于S。‎ 六、“10电子”、“18电子”的微粒小结 ‎(一)“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+‎ ‎(二)“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。‎ 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+‎ 八、物质溶沸点的比较 ‎（1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体 ‎（2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。‎ ‎①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。‎ ‎②分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。HF、H2O、NH3等物质分子间存在氢键。‎ ‎③原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。‎ ‎（3）常温常压下状态 ‎①熔点：固态物质>液态物质 ‎②沸点：液态物质>气态物质 九、分子间作用力及分子极性 定义：把分子聚集在一起的作用力 分子间作用力（范德瓦尔斯力）：影响因素：大小与相对分子质量有关。‎ 作用：对物质的熔点、沸点等有影响。‎ ‎①、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。‎ 分子间相互作用 ②、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N、O、F与H之间（NH3、H2O）‎ ‎③、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。‎ ‎④、氢键的形成及表示方式：F-—H···F-—H···F-—H···←代表氢键。‎ 氢键 O O H H H H ‎ O ‎ H H ‎⑤、说明：氢键是一种分子间静电作用；它比化学键弱得多，但比分子间作用力稍强；是一种较强的分子间作用力。‎ 定义：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的（正负电荷中心能重合）的分子。‎ 非极性分子 双原子分子：只含非极性键的双原子分子如：O2、H2、Cl2等。‎ 举例： 只含非极性键的多原子分子如：O3、P4等 分子极性 多原子分子： 含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子 如：CO2、CS2（直线型）、CH4、CCl4（正四面体型）‎ 极性分子： 定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的（正负电荷中心不能重合）的。‎ 举例 双原子分子：含极性键的双原子分子如：HCl、NO、CO等 多原子分子： 含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子 如：NH3(三角锥型)、H2O（折线型或V型）、H2O2‎ 十、化学反应的能量变化 定义：在化学反应过程中放出或吸收的热量；‎ 符号：△H 单位：一般采用KJ·mol-1‎ 测量：可用量热计测量 研究对象：一定压强下在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。‎ 反应热： 表示方法：放热反应△H<0，用“-”表示；吸热反应△H>0，用“+”表示。‎ 燃烧热：在101KPa下，1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。‎ 定义：在稀溶液中，酸跟碱发生反应生成1molH2O时的反应热。‎ 中和热：强酸和强碱反应的中和热：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l); △H=-57.3KJ·mol-‎ 弱酸弱碱电离要消耗能量，中和热 |△H|<57.3KJ·mol-1‎ 原理：断键吸热，成键放热。‎ 化学反应的能量变化 反应热的微观解释：反应热=生成物分子形成时释放的总能量-反应物分子断裂时所吸收的总能量 定义：表明所放出或吸收热量的化学方程式。‎ 意义：既表明化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。‎ 热化学 ①、要注明反应的温度和压强，若反应是在298K，1atm可不注明；‎ 方程式 ②、要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型；‎ 书写方法 ③、△H与方程式计量数有关，注意方程式与△H对应，△H以KJ·mol-1单位，化学计量数可以是整数或分数。‎ ‎④、在所写化学反应方程式后写下△H的“+”或“-”数值和单位，方程式与△H 之间用“；”分开。‎ 盖斯定律：一定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分几步完成，反应的总热效应相同。‎ 十一、影响化学反应速率的因素及其影响结果 ‎ 内因:反应物的性质 ‎ 外因 浓度↗ v↗ 压强↗ v↗(气体)‎ ‎ 温度↗ v↗ 催化剂 v↗(正催化剂)‎ ‎ 其它(光,超声波,激光,放射线,电磁波,反应物颗粒大小,扩散速率,溶剂等) ‎ 十二、影响化学平衡的的条件:‎ ‎ (1)浓度:在其它条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减小生成物的浓度,平衡向正反应方向移动;反之向逆反应方向移动;‎ ‎ (2)压强:在其它条件不变的情况下,增大压强会使平衡向气体体积缩小的方向移动;减小压强平衡向气体体积增大的方向移动;注意:①对于气体体积相同的反应来说,增减压强平衡不移动; ②若平衡混合物都是固体或液体,增减压强平衡也不移动; ③压强变化必须改变了浓度才有可能使平衡移动.‎ ‎ (3)温度:在其它条件下,升高温度平衡向吸热方向移动;降低温度平衡向放热方向移动.(温度改变时,平衡一般都要移动)注意:催化剂同等倍数加快或减慢正逆反应的速率,故加入催化剂不影响平衡,但可缩短达到平衡的时间.‎ 十三、勒沙特列原理(平衡移动原理)‎ 如果改变影响平衡的一个条件(浓度,温度,压强等)平衡就向减弱这种改变的方向移动.‎ 十四、充入稀有气体对化学平衡的影响:‎ ‎(1)恒压下通稀有气体,平衡移动方向相当于直接减压(也同于稀释对溶液中反应的影响);‎ ‎(2)恒容下通稀有气体,平衡不移动. 注意:只要与平衡混合物的物质不反应的气体都可称”稀有”气体 Ⅱ、元素及其化合物 ‎1、各种“水”汇集 ‎(一)纯净物：重水D2O；超重水T2O；蒸馏水H2O；双氧水H2O2；水银Hg； 水晶SiO2。‎ ‎(二)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) 卤水(MgCl2、NaCl及少量MgSO4)‎ ‎ 水泥(2CaO·SiO2、3CaO·SiO2、3CaO·Al2O3) 王水（由浓HNO3和浓盐酸以1∶3的体积比配制成的混合物）‎ ‎2、各种“气”汇集 ‎(一)无机的：爆鸣气(H2与O2)； 水煤气或煤气(CO与H2)；碳酸气(CO2) ‎ ‎(二)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)‎ ‎3、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 ‎4、能升华的物质 I2、干冰(固态CO2)、升华硫、红磷，萘。(蒽和苯甲酸作一般了解)。‎ ‎5、Fe3+的颜色变化 ‎1、向FeCl3溶液中加几滴KSCN溶液呈红色；‎ ‎2、FeCl3溶液与NaOH溶液反应，生成红褐色沉淀；‎ ‎3、向FeCl3溶液溶液中通入H2S气体，生成淡黄色沉淀；‎ ‎4、向FeCl3溶液中加入几滴Na2S溶液，生成淡黄色沉淀；‎ ‎ 当加入的Na2S溶液过量时，又生成黑色沉淀；‎ ‎5、向FeCl3溶液中加入过量Fe粉时，溶液变浅绿色；‎ ‎6、向FeCl3溶液中加入过量Cu粉，溶液变蓝绿色；‎ ‎7、将FeCl3溶液滴入淀粉KI溶液中，溶液变蓝色；‎ ‎8、向FeCl3溶液中滴入苯酚溶液，溶液变紫色 ‎6、“置换反应”有哪些？‎ ‎1、较活泼金属单质与不活泼金属阳离子间置换 ‎ 如：Zn＋Cu2+==Zn2+＋Cu Cu＋2Ag+=2Ag ‎2、活泼非金属单质与不活泼非金属阴离子间置换 ‎ Cl2＋2Br‾==2Cl‾＋Br2 I2＋S2−==2I‾＋S ‎2F2＋2H2O==4HF＋O2‎ ‎3、活泼金属与弱氧化性酸中H+置换 ‎ 2Al＋6H+==2Al3−＋3H2↑ Zn＋2CH3COOH==Zn2+＋2CH3COO‾＋H2↑‎ ‎4、金属单质与其它化合物间置换 ‎ 2Mg＋CO22MgO＋C 2Mg＋SO22 MgO＋S ‎ 2Na＋2H2O==2Na+＋2OH‾＋H2↑‎ ‎ 2Na＋‎2C6H5OH(熔融)→‎2C6H5ONa＋H2↑ ‎ ‎2Na＋‎2C2H5OH→‎2C2H5ONa＋H2↑‎ ‎10Al＋3V2O55Al2O3＋6V 8Al＋3Fe3O44 Al2O3＋9Fe ‎ 2FeBr2＋3Cl2==2FeCl3＋2Br2 2 FeI2＋3Br2==2FeBr3＋2I2‎ ‎ Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑ 3Fe＋4H2O(气)Fe3O4＋4 H2↑‎ ‎5、非金属单质与其它化合物间置换 ‎ H2S＋X2==S↓＋2H+＋2X‾ 2H2S＋O2(不足)2S＋2H2O ‎ CuO＋CCu＋CO↑ CuO＋H2Cu＋H2O SiO2＋‎2CSi＋2CO↑ ‎ ‎3Cl2＋8NH3==6NH4Cl＋N2‎ ‎3Cl2＋2NH3==6HCl＋N2‎ ‎7、条件不同，生成物则不同 ‎1、2P＋3Cl22PCl3(Cl2不足) ；2P＋5Cl22 PCl5(Cl2充足)‎ ‎2、2H2S＋3O22H2O＋2SO2(O2充足) ；2H2S＋O22H2O＋2S(O2不充足)‎ ‎3、4Na＋O22Na2O 2Na＋O2Na2O2‎ ‎4、Ca(OH)2＋CO2CaCO3↓＋H2O ；Ca(OH)2＋2CO2(过量)==Ca(HCO3)2↓‎ ‎5、2Cl2＋2 Ca(OH)2==Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O ‎ 6Cl2＋6 Ca(OH)2Ca(ClO3)2＋5CaCl2＋6H2O ‎6、C＋O2CO2(O2充足) ；‎2 C＋O22CO (O2不充足)‎ ‎7、8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O ‎ 4HNO3(浓)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O ‎10、AlCl3＋3NaOH==Al(OH)3↓＋3NaCl ；‎ AlCl3＋4NaOH(过量)==NaAlO2＋2H2O ‎11、NaAlO2＋4HCl(过量)==NaCl＋2H2O＋AlCl3‎ ‎ NaAlO2＋HCl＋H2O==NaCl＋Al(OH)3↓‎ ‎12、Fe＋6HNO3(热、浓)==Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O ‎ Fe＋HNO3(冷、浓)→(钝化)‎ ‎13、Fe＋6HNO3(热、浓)Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O ‎ Fe＋4HNO3(热、浓)Fe(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O ‎14、Fe＋4HNO3(稀)Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O 浓H2SO4‎ ‎ 3Fe＋8HNO3(稀) 3Fe(NO3)3＋2NO↑＋4H2O ‎170℃‎ ‎15、C2H5OH CH2=CH2↑＋H2O 浓H2SO4‎ ‎140℃‎ C2H5－OH＋HO－C2H‎5‎‎ ‎C2H5－O－C2H5＋H2O Cl Cl Cl Cl Cl Cl Cl ‎16、 ＋Cl2 ＋HCl ‎＋3Cl2 （六氯环已烷）‎ ‎17、C2H5Cl＋NaOH C2H5OH＋NaCl C2H5Cl＋NaOHCH2＝CH2↑＋NaCl＋H2O ‎18、6FeBr2＋3Cl2（不足）==4FeBr3＋2FeCl3 2FeBr2＋3Cl2（过量）==2Br2＋2FeCl3‎ ‎8、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、Ca(OH)2与H3PO4(多元弱酸与强碱反应均有此情况)：‎ ‎ Ca(OH)2向H3PO4中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀 ‎ H3PO4向Ca(OH)2中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失 ‎3、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 ‎4、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 ‎5、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 ‎9、常用反应 ‎ Al3+ + 4OH- = AlO2- +2H2O ‎ 3AlO2- + Al3+ + 6H2O = 4 Al (OH)3‎ ‎ 2CO2 + 2Na2O2 = 2Na2CO3 + O2 △m = ‎‎56g ‎ 2H2O + 2Na2O2 = 4NaOH + O2 △m = ‎4g ‎ ‎ AlO2- + CO2 + 2H2O = Al (OH)3↓+ HCO3- ‎ ‎ 2NaCl + MnO2 + 3H2SO4 2NaHSO4 + MnSO4 + Cl2↑+ 2H2O ‎10、特殊反应 ‎ ‎2F2 + 2H2O = 4HF + O2‎ ‎ Si +2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2↑‎ ‎ 2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2↑‎ 二、 （A：NaHCO3、(NH4)2CO3、NH4HCO3、NaCl (aq) ） ‎ A ↓（白）+ ↑（无色） （A：CaC2、Al2S3、Mg3N2）‎ ‎ ‎ ‎（A：S、H2S、N2、Na、醇）‎ ‎（A：铵盐、Al、Si、CH3COONa）‎ ‎ （A：氯化物）‎ ‎ （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 化学工业 制备的物质 反应原理 设备 分离液态空气 漂白粉和漂粉精 玻璃 玻璃熔炉 合成氨 合成塔 氧化炉、吸收塔 沸腾炉、接触室、吸收塔 炼铁 高炉 氯碱工业 电解槽 炼铝 电解槽 精炼铜 阳极 阴极 电镀铜 阳极 阴极 Ⅲ、有机化学 最简式相同的有机物 1． CH：C2H2和C6H6‎ 1． CH2：烯烃和环烷烃 2． CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯 3． 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）‎ 同分异构体 ‎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 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；‎ 5． 酯类的水解：无机酸或碱催化；‎ 6． 酚与浓溴水或浓硝酸：（乙醇与浓硫酸在140℃时的脱水反应，事实上也是取代反应。）‎ 能发生加成反应的物质 1． 烯烃的加成：卤素、H2、卤化氢、水 2． 炔烃的加成：卤素、H2、卤化氢、水 3． 二烯烃的加成：卤素、H2、卤化氢、水 4． 苯及苯的同系物的加成：H2、Cl2‎ 5． 苯乙烯的加成：H2、卤化氢、水、卤素单质 6． 不饱和烃的衍生物的加成：（包括卤代烯烃、卤代炔烃、烯醇、烯醛、烯酸、烯酸酯、烯酸盐等）‎ 7． 含醛基的化合物的加成：H2、HCN等 8． 酮类物质的加成：H2‎ 9． 油酸、油酸盐、油酸某酯、油（不饱和高级脂肪酸甘油酯）的加成。‎ 能与氢气加成的： 、C=C、 、C=O ‎ ‎ ‎ ‎ ‎（ 和 中的C=O双键不发生加成）‎ ‎ ‎ 能与NaOH反应的：—COOH、 、 、‎ 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。‎ 能发生缩聚反应的物质 1． 苯酚和甲醛：浓盐酸作催化剂、水浴加热 2． 二元醇和二元羧酸等 缩合聚合（简称缩聚）：单体之间通过脱去小分子（如H2O等）生成高分子的反应。例如：‎ 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）；‎ 1． 甲酸、甲酸盐、甲酸某酯；‎ 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。‎ 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）‎ ‎（二）无机 1． ‎－2价硫（H2S及硫化物）；‎ 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＋Br2MgBr2‎ ‎ (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．Na2CO3等盐：Br2＋H2O==HBr＋HBrO 2HBr＋Na2CO3==2NaBr＋CO2↑＋H2O HBrO＋Na2CO3==NaBrO＋NaHCO3‎ ‎8．AgNO3‎ 能萃取溴而使溴水褪色的物质 上层变无色的（ρ>1）：卤代烃（CCl4、氯仿、溴苯等）、CS2；‎ 下层变无色的（ρ<1）：直馏汽油、煤焦油、苯及苯的同系物、液态环烷烃、低级酯、液态饱和烃（如已烷等）等 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． 酚类 6． 石油产品（裂解气、裂化气、裂化汽油等）；‎ 7． 煤产品（煤焦油）；‎ 8． 天然橡胶（聚异戊二烯）。‎ ‎（二）无机 1． 氢卤酸及卤化物（氢溴酸、氢碘酸、浓盐酸、溴化物、碘化物）；‎ 2． 亚铁盐及氢氧化亚铁；‎ 3． ‎－2价硫的化合物（H2S、氢硫酸、硫化物）；‎ 1． ‎＋4价硫的化合物（SO2、H2SO3及亚硫酸盐）；‎ 2． 双氧水（H2O2，其中氧为－1价）‎ ‎※注：苯的同系物被KMnO4（H+）溶液氧化的规律：‎ 侧链上与苯环直接相连的碳原子被氧化成羧基，其他碳原子则被氧化成CO2。‎ 倘若侧链中与苯环直接相连的碳原子上没有氢，则不能被氧化。‎ CH2CH3‎ KMnO4（H+）‎ COOH C(CH3)3‎ C(CH3)3‎ CH3‎ KMnO4（H+）‎ COOH 如：‎ Ⅳ、化学实验：‎ 不宜长期暴露空气中的物质 ‎1．由于空气中CO2的作用：生石灰、NaOH、Ca(OH)2溶液、Ba(OH)2溶液、NaAlO2溶液、水玻璃、碱石灰、漂白粉、苯酚钠溶液、Na2O、Na2O2；‎ ‎2．由于空气中H2O的作用：浓H2SO4、P2O5、硅胶、CaCl2、碱石灰等干燥剂、浓H3PO4、无水硫酸铜、CaC2、面碱、NaOH固体、生石灰；‎ ‎3．由于空气中O2的氧化作用：钠、钾、白磷和红磷、NO、天然橡胶、苯酚、－2价硫（氢硫酸或硫化物水溶液）、＋4价硫（SO2水溶液或亚硫酸盐）、亚铁盐溶液、Fe(OH)2。‎ ‎4．由于挥发或自身分解作用：AgNO3、浓HNO3、H2O2、液溴、浓氨水、浓HCl、Cu(OH)2。‎ 化学实验设计思维模型：‎ 实验中水的妙用 一、水封：在中学化学实验中，白磷、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。‎ 二、水浴：酚醛树脂的制备、纤维素的水解需用沸水浴；硝基苯的制备(50—60℃)、乙酸乙 酯的水解(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。‎ 三、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，N：，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：可用排饱和食盐水法收集氯气。‎ 四、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。‎ 五、物质鉴别剂：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。‎ 六、查漏：气体发生装置连好后，可用水检查其是否漏气。‎ Ⅴ、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。‎ ‎ 4．由气态方程求式量：M=‎ ‎ 5．混合物的平均分子量：‎ ‎ ‎ ‎ 6．原子量 ① 原子的原子量=‎ ② 质量数=质子数+中子数 ③ 元素原子量：‎ A1、A2表示同位素原子量，a1%、a2%表示原子的摩尔分数 ④ 元素近似原子量：‎ A1、A2表示同位素原子量，a1%、a2%表示原子的摩尔分数 ‎ ②对气体使用体积时注意条件（温度及压强），否则气体体积无意义 ‎(二) 溶液计算 基本公式及关系：‎ ‎ （1）物质的量浓度：‎ ‎①。‎ ‎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=‎ ‎④质量分数换算为物质的量浓度：C=‎ ‎ （2）溶质的质量分数。‎ ‎ ①‎ ‎②（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%‎ ‎(3)有关溶解度的计算：‎ ① S=（饱和溶液：一定温度下）‎ ② S=（a%：饱和溶液质量分数）‎ ① 有关pH值的计算：酸算H+，碱算OH—‎ Ⅰ. pH= —lg[H+]‎ Ⅱ. KW=[H+][OH-]=10-14（25℃下）‎ 考试注意：‎ 1． 要抓住关键字在题目的问题中，通常出现如下词：正确与错误、大与小、强与弱、能与否，由强到弱或由弱到强，名称与符号，分子式、结构简式、电子式，化学方程式与离子方程式等，即使题目会做，由于不注意上述词语，就有可能造成失分。 ‎ 2． 注意各量的单位物质的量浓度（mol/L），摩尔质量（g/mol），深解度（g）、百分数、浓度互换时的体积易错等。 ‎ 3． 题目中隐含性的限制条件如（1）酸性的无色透明溶液，（2）PH=0的溶液（3）水电离出的[OH-]=10-14mol/L的溶液等 ‎ 4． 注意常见符号的应用如"="，可逆符号、"△H>0"、"△H<0"、沉淀、气体符号，电荷与价标、写电子式时"[ ]"的应用、物质的聚集状态、特殊的反应条件等等。 ‎ 5． 实验填空题或简答题，注意文字要准确（1）不要用错别字：如脂与酯、铵与氨、坩与甘、蘸与粘、蓝与兰、褪与退、溶与熔、戊与戌、催与崔、苯与笨等。（2） 不用俗语：如a、打开分液漏斗的开关（活塞），b、将气体通进（入）盛溴水的洗气瓶，c、酸遇石蕊变红色（酸使石蕊呈红色）等。‎