2012高考化学重要知识点详细总结

2012高考化学重要知识点详细总结

第一部分 基本概念与基本理论 （一） 物质的组成 1、 分子和由分子构成的物质 ‎⑴分子是构成物质的一种能独立存在的微粒，它保持着这种物质的化学性质 ‎ 分子有一定的大小和质量；分子间有一定距离；分子在不停地运动着（物理变化是分子运动状态改变的结果）；分子间有分子间作用（范德华力）。‎ ‎ ⑵由分子构成的物质（在固态时为分子晶体）。‎ 一些非金属单质（如H2、O2、Cl2、S、惰性气体等）；气态氢化物；酸酐（SiO2除外）；酸类和大多数有机物等。‎ 2、 原子和由原子构成的物质 ‎⑴原子是参加化学变化的最小微粒。化学反应的实质是原子的拆分和化合，是原子运动形态的变化 原子有一定的种类、大小和质量；由原子构成的物质中原子间也有一定间隔；原子不停地运动着；原子间有一定的作用力。‎ ‎⑵由原子构成的物质（固态时为原子晶体）。‎ 金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅（SiC）等。‎ 3、 离子和由离子构成的物质 ‎⑴离子是带有电荷的原子或原子团。带正电荷的阳离子如Na＋、Fe3＋、H3O＋、NH4＋、‎ ‎[Ag(NH3)2]＋等；带负电荷的阴离子如Cl－、S2—、OH—、SO42—、[Fe(CN)6]3— 等。‎ ‎ ⑵由离子构成的物质（固态时为离子晶体）。‎ ‎ 绝大多数盐类（AlCl3等除外）；强碱类和低价金属氧化物等是由阳离子和阴离子构成的化合物。‎ ‎ 【注意】离子和原子的区别和联系：离子和原子在结构（电子排布、电性、半径）和性质（颜色，对某物质的不同反应情况，氧化性或还原性等）上均不相同。‎ ‎ 阳离子 原子 阴离子（简单阳、阴离子）‎ （二） 物质的分类 1、 元素 ‎⑴元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称（元素的种类是由核电荷数或质子数决定的）。‎ 人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素，同一元素的不同核素之间互称为同位素。‎ ‎⑵元素存在状态 ① 游离态——在单质中的元素 由同种元素形成的不同单质——同素异形体，常有下列三种形成方式：‎ 组成分子的原子个数不同：如O2、O3；白磷（P4）和红磷等 晶体晶格的原子排列方式不同：如金刚石和石墨 晶体晶格的分子排列方式不同：如正交硫和单斜硫 ‎ ② 化合态的元素——在化合物中的元素 ‎【注意】元素和原子的区别，可从概念、含义、应用范围等方面加以区别。‎ ‎(三)物质的性质和变化 物理变化和化学变化的比较 比较 物理变化 化学变化 概念 没有生成其他物质的变化 生成了其他物质的变化 实质 只是分子（原子或离子）间距离变化（聚集状态），分子组成、性质不变——分子种类不变 分子种类变化，原子重新组合，但原子种类、数目不变 伴随现象 物质形状、状态改变 放热、发光、变色、放出气体、生成沉淀等 范围 蒸发、冷凝、熔化、液化、汽化、升华、变形等 分解、化合、置换、复分解、燃烧、风化、脱水、氧化、还原等 区别 无新物质生成 有新物质生成 相互关系 化学变化中同时发生物理变化、物理变化中不一定有化学变化 与性质的关系 物质的性质决定物质的变化，物质的变化反映物质的性质 ‎(四)氧化还原反应 ‎1、氧化还原反应的特征：元素化合价有无升降，这是判断是否是氧化还原反应的依据。‎ ‎2、氧化还原反应各概念间的关系 可用以下两条线掌握概念 ‎ 升失 还还氧氧 元素化合 原子失去 物质是 还原剂具 元素被 还原剂的产物 价升高 电子 还原剂 有还原性 氧化 是氧化产物 降得 氧氧还还 元素化合 原子得到 物质是 氧化剂具 元素被 氧化剂的产物 价降低 电子 氧化剂 有氧化性 还原 是还原产物 ‎3、物质有无氧化性或还原性及其强弱的判断 ‎ ⑴物质有无氧化性或还原性的判断 ‎ 元素为最高价态时，只具有氧化性，如Fe3＋、H2SO4分子中＋6价硫元素；元素为最低价态只具有还原性，如Fe、S2—等；元素处于中间价态既有氧化性又具有还原性，如Fe2+、SO2、S等。‎ ‎ ⑵物质氧化性或还原性相对强弱的判断 ① 由元素的金属性或非金属性比较 金属阳离子的氧化性随单质还原性的增强而减弱，如下列四种阳离子的氧化性由强到弱的顺序是：Ag＋＞Cu2＋＞Al3＋＞K＋。‎ 非金属阴离子的还原性随单质氧化性的增强而减弱，如下列四种卤素离子还原性由强到弱的顺序是：I－＞Br－＞Cl－＞F－。‎ ② 由反应条件的难易比较 不同氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越易，氧化性越强。如F2和H2混合在暗处就能剧烈化合而爆炸，而I2与H2需在不断加热的情况下才能缓慢化合，因而F2的氧化性比I2强。‎ 不同还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越易，还原性越强，如有两种金属M和N均能与水反应，M在常温下能与水反应产生氢气，而N需在高温下才能与水蒸气反应，由此判断M的还原性比N强。‎ ‎③由氧化还原反应方向比较 还原剂A＋氧化剂B氧化产物a＋还原产物b，则：‎ 氧化性：B＞a 还原性：A＞b 如：由2Fe2＋＋Br2＝＝＝ 2Fe3＋＋2Br－ ‎ 可知氧化性：Br2＞Fe3＋；还原性：Fe2＋＞Br－‎ ‎④当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，可根据氧化剂被还原的程度不同来判断还原剂还原性的强弱。一般规律是氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。同理当不同氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。如氯气、硫两种氧化剂分别与同一还原剂铁起反应，氯气可把铁氧化为FeCl3，而硫只能把铁氧化为FeS，由此说明氯气的氧化性比硫强。‎ ‎【注意】还原性的强弱是指物质失电子能力的强弱，与失电子数目无关。如Na的还原性强于Al，而NaNa＋，AlAl3＋，Al失电子数比Na多。‎ 同理，氧化性的强弱是指物质得电子能力的强弱，与得电子数目无关。如氧化性F2＞O2，则F22F－，O22O2—，O2得电子数比F2多。‎ 1、 氧化还原方程式配平 原理：氧化剂所含元素的化合价降低（或得电子）的数值与还原剂所含元素的化合价升高（或失电子）的数值相等。‎ 步骤Ⅰ：写出反应物和生成物的分子式，并列出发生氧化还原反应元素的化合价（简称标价态）‎ 步骤Ⅱ：分别列出元素化合价升高数值（或失电子数）与元素化合价降低数值（或得电子数）。（简称定得失）‎ 步骤Ⅲ：求化合价升降值（或得失电子数目）的最小公倍数。配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。‎ 步骤Ⅳ：用观察法配平其他物质的系数。‎ ‎(五)离子反应 ‎1、离子反应发生条件 离子反应发生条件（即为离子在溶液中不能大量共存的原因）：‎ ‎⑴离子间发生复分解反应 ① 有沉淀生成。不溶于水的化合物可依据书后物质的溶解性表判断，还有以下物质不溶于水：CaF2、CaC2O4（草酸钙）等。‎ ② 有气体生成。如CO32－＋2H＋ ＝＝＝ CO2↑＋H2O ③ 有弱电解质生成。如弱碱 NH3·H2O；弱酸 HF、HClO、H2S、H3PO4等；还有水、(CH3COO)2Pb、[Ag(NH3)2]＋、[Fe(SCN)]2＋等难电离的物质生成。‎ ‎⑵离子间发生氧化还原反应：‎ 如：Fe3＋与I－在溶液中不能共存，2 Fe3＋＋2I－ ＝＝＝ 2Fe2＋＋I2‎ S2－、SO32－、H＋ 三种离子在溶液中不能共存，2 S2－＋SO32－＋6H＋ ＝＝＝ 3S↓＋3H2O等 1、 书写离子方程式应注意的问题 ① 没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。‎ 如：Cu＋H2SO4(浓)；NH4Cl（固）＋Ca(OH)2；C＋H2SO4(浓)反应；NaCl（固）＋H2SO4(浓)，均因无自由移动离子参加反应，故不可写离子方程式。‎ ‎②有离子生成的反应可以写离子方程式，如钠和水、铜和浓硫酸、SO2通入溴水里、碳酸钙溶于乙酸等。‎ ‎③单质、氧化物在离子方程式中一律写成化学式。‎ 如：SO2和NaOH溶液反应：SO2 ＋2OH－ ＝＝＝ SO32－＋H2O或 SO2＋OH－＝＝＝ HSO3－‎ ‎④酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。如NaHCO3溶液和稀盐酸反应：‎ HCO3－＋H＋ ＝＝＝ H2O＋CO2↑‎ ‎⑤操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同。例如 Ca(OH)2中通入少量CO2，离子方程式为：Ca2＋＋2OH－＋CO2＝＝＝ CaCO3↓＋H2O；Ca(OH)2中通入过量CO2，离子方程式为：OH－＋CO2＝＝＝ HCO3－。‎ ‎⑥对于生成物是易溶于水的气体，要特别注意反应条件。‎ 如NaOH溶液和NH4Cl溶液的反应，当浓度不大，又不加热时，离子方程式为：‎ NH4＋＋OH－＝＝＝ NH3· H2O；当为浓溶液，又加热时离子方程式为：NH4＋＋OH－ NH3↑＋H2O ‎⑦对微溶物（通常指CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4、MgCO3等）要根据实际情况来判断。‎ 当反应里有微溶物处于溶液状态时，应写成离子，如盐酸加入澄清石灰水：H＋＋OH－　‎ ‎＝＝＝ H2O；当反应里有微溶物处于浊液或固态时，应写化学式，如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：Ca(OH)2＋CO32－ ＝＝＝ CaCO3＋2OH－；在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示，如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：2Ag＋＋SO42－＝＝＝ Ag2SO4↓。对于中强酸（H3PO4、H2SO3等）在离子方程式中写化学式。‎ ‎⑧具有强氧化性的微粒与强还原性微粒相遇时，首先要考虑氧化——还原反应，不能只简单地考虑复分解反应。‎ 1、 离子在溶液中不能大量共存几种情况 ‎⑴H＋与所有弱酸阴离子和OH—不能大量共存，因生成弱电解质（弱酸）和水。‎ ‎⑵OH－与所有弱碱阳离子、H＋、弱酸的酸式酸根离子不能大量共存，因生成弱碱、弱酸盐和水。‎ ‎⑶能发生复分解反应生成弱电解质、沉淀和气体者不能大量共存。‎ ‎⑷能发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如Fe3＋、与S2－，Fe2＋与NO3—（H＋），S2－与SO32－（H＋）等。‎ ‎⑸某些弱酸根与弱碱根不能大量共存，如S2－、HCO3－、AlO2－、CO32－与Fe3＋、Al3＋等不共存。‎ ‎⑹发生络合反应的离子不能大量共存，如 Fe3＋与SCN—、Ag＋与NH3· H2O。‎ ‎⑺Al3＋与AlO2－、NH4+与AlO2－、NH4+与SiO32－不能大量共存。‎ ‎⑻注意有色离子（有时作为试题附加条件）：Cu2＋（蓝色）、Fe3＋（棕黄色）、MnO4－（紫色）、Fe(SCN)2＋（红色）等。‎ ‎(六)化学反应中的能量变化 ‎1、热化学方程式 ‎⑴概念：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式。‎ ‎⑵书写热化学方程式时注意事项。‎ ‎①△H写在方程式右边或下边，两者之间用“；”隔开，放出热量△H为“－”，吸收热量△H为“＋”。‎ ‎②要注明反应物和生成物的状态。固体用符号符号“s”表示、液体用符号“l”表示，气体用符号“g”表示。‎ ‎③热化学方程各物质前的化学计量数表示物质的量的多少，因此，它可以是整数，也可以是分数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，△H也不同。‎ ‎2、反应热的有关计算 ‎⑴反应热＝物质的量×1mol物质反应吸收或放出的热 ‎⑵反应热＝反应物的总键能－生成物的总键能 ‎⑶‎ 根据盖斯定律：如果一个反应可以分几步进行，各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热相同。‎ ‎⑷某种物质的状态或晶型不同会引起反应热的差异，根据盖斯定律，可将热化学方程式进行“加减”后，根据反应过程的反应热比较其大小。‎ ‎⑸物质的量不同引起的反应热差异，可根据反应热的物质的量之间的正比例关系比较。‎ ‎(七)物质的量 ‎1、物质的量及其单位——摩尔（mol）‎ ‎⑴物质的量是七个基本的物理量之一。它的物理意义是含一定数目粒子的集体，符号为n。‎ 物质的量的单位为摩尔，简称摩，符号为mol。物质的量和摩尔的关系正如时间和秒、长度和米、电流和安培的关系，不能混用。‎ ‎⑵使用物质的量及其单位时的注意事项 ‎①“物质的量”四个字是一个整体，不能拆开，如“时间”拆开表明的意义也就变了。写成“物质的质量”、“物质量”、“物质的数量”也都不对。不能理解为物质的数量或质量。‎ ‎②摩尔是用来表示微观粒子（原子、分子、离子、质子、中子、电子等）或它们特定组合的物质的量的单位，它不能用来表示宏观物体，如不能说1mol 苹果等。‎ ‎③使用摩尔时，应注明粒子的化学式，而不能用该粒子的中文名称。目的是避免指代不清引起混淆。例如：使用1mol氧就会含义不清，究竟是指1mol O还是 1mol O2呢？‎ ‎2、阿伏加德罗定律及其重要推论 ‎⑴决定物质体积大小的因素（1mol）‎ ‎1摩固体、液体体积不同，因为固体、液体里分子、原子、离子间距离小，其体积主要决定于构成物质的这些微粒的直径大小，而不同的分子、原子、离子的直径大小不同，因而所占体积不同。‎ 气体分子间距离较大，气体体积主要取决于分子间的平均距离，而这平均距离又主要取决于气体的压强与温度，因此当温度、压强相同时，气体分子间平均距离大致相同，其所占体积相同。‎ ‎⑵阿伏加德罗定律：在相同温度、压强下，同体积的气体中含有相同分子数 定义中的“四个同”，如有“三个同”成立，第四个“同”才能成立。‎ ‎3、阿伏加德罗定律推论：‎ 同温、同压：‎ 同温、同体积：‎ ρ V ‎1‎ V ‎2‎ M ‎2‎ M ‎1‎ ‎2‎ ρ ‎1‎ 同温、同压、等质量：‎ 同温、同压、同体积：‎ ‎(八)溶液和胶体 胶体 ‎⑴定义 分散质微粒的直径大小在10－9～10－7 m之间的分散系叫胶体。‎ ‎⑵胶体的类型 气溶胶：烟、云、雾。‎ 液溶胶：AgI水溶胶、Fe(OH)3等。‎ 固溶胶：烟水晶、有色玻璃等。‎ ‎⑶渗析 因胶体粒子不能透过半透膜，所以把混有离子或分子杂质的胶体装入半透膜的袋里，并把此袋放在溶剂中，从而使离子或分子从胶体溶液里分离的操作叫做渗析，常用于精制某些胶体。‎ ‎⑷胶体的制备方法 ‎①物理分散法：把难溶于水的物质颗粒分散成1nm～100nm的胶粒溶于水，如研磨分散法。‎ ‎②化学凝聚法：通过复分解反应使产物分子逐步凝聚为胶体。‎ 如：AgNO3 ＋KI ＝＝＝AgI(胶体)＋KNO3‎ FeCl3＋3H2OＦe(OH)3(胶体)＋3HCl 等等 ‎⑸胶体的性质 ‎①丁达尔效应：让光线透过胶体时由于胶体微粒对光线有散射作用，所以从入射光的垂直方向（或从侧面）可以看到一道光的“通路”，此现象叫丁达尔现象。溶液无此现象，用此法可鉴别胶体和溶液。‎ ‎②布朗运动：在胶体里由于分散剂分子从各个方向撞击胶体微粒而形成的不停的、无秩序的运动叫布朗运动。‎ ‎③电泳：在外加电场的作用下胶体里的微粒在分散剂里向阴极或阳极做定向移动的现象叫做电泳。电泳证明了胶粒带电荷，常用于分离胶粒或提纯胶体。‎ ‎④聚沉：在一定条件下，使胶粒聚集成较大的颗粒形成沉淀，从分散剂里析出的过程叫胶体聚沉，其方法有：a、加热；b、加入强电解质溶液；c、加入带相反电荷的另一种胶体。‎ ‎⑹胶体微粒所带的电荷 胶体表面积大，具有很强的吸附作用，可吸附胶体中的阴离子或阳离子而带电。一般来说，金属氢氧化物、金属氧化物的胶粒吸附阳离子，胶体微粒带正电荷；非金属氧化物、金属硫化物的胶体微粒吸附阴离子，胶体微粒带负电荷。同一溶胶微粒带有同种电荷具有静电斥力，这是胶体稳定的主要原因，布朗运动是胶体较稳定的次要原因。‎ ‎⑺几点说明 ‎①胶体的电荷是指胶体中胶体微粒带有的电荷，而不是胶体带电荷，整个胶体是电中性的。‎ ‎②分子胶体微粒大都不带电，如淀粉溶液。‎ ‎③书写胶体制备的反应方程式时生成的不溶物质不写“↓”符号，这是因为胶粒带同种电荷相互排斥，没有凝集成大颗粒而沉淀下来。‎ ‎④制备Fe(OH)3 胶体溶液是向沸水中滴加FeCl3饱和溶液。其离子方程式为：‎ Fe3＋＋3H2O＝＝＝ Fe(OH)3(胶体)＋3H＋‎ 制备AgI胶体是将8～10滴0.01mol/L的AgNO3溶液滴入10mL 0.01mol/L 的KI溶液中（浓度不能大，否则要产生AgI沉淀）‎ ‎⑸电解质溶液聚沉作用大小除和电解质溶液及电解质离子本性有关外，一般是：离子的电荷数越多，离子半径越小，聚沉能力越大。‎ 如使带负电荷胶粒聚沉的阳离子Al3＋＞Fe3＋。‎ 使带正电荷胶粒聚沉的阴离子能力[Fe(CN)6]4－＞[Fe(CN)6]3－，但淀粉胶体微粒因不吸附离子而不带电荷，所以加入少量电解质不凝聚，也无电泳现象。‎ ‎(九)原子组成与结构 ‎1、常见等电子体 ‎⑴核外电子总数为2个的粒子：He、H－、Li＋、Be2＋。‎ ‎⑵核外电子总数为10个的粒子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4（分子类）；Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH4＋、H3O＋（阳离子类）；N3－、O2－、F－、OH－、NH2－（阴离子类）。‎ ‎⑶核外电子总数为18个电子的粒子：Ar、HCl、H2S、PH3、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4‎ ‎、CH3NH2、NH2OH、CH3F（分子类），K+、Ca2+、（阳离子类）；P3－、S2－、Cl－（阴离子类）。‎ ‎2、元素、核素、同位素的比较 元素 核素 同位素 概念 具有一定核电荷数（质子数）的同类原子的总称 具有相同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同一元素的原子或同一元素的不同核素 范围 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，对某种元素的一种原子而言 微观概念，对某种元素的原子而言。因同位素的存在而使原子种类多于元素种类 特性 主要通过形成的单质或化合的来体现 不同的核素可能质子数相同或中子数相同，或质量数相同，或各类数均不相同 同位素质量数不同，化学性质相同；天然同位素所占原子百分含量一般不变；同位素构成的化合物如H2O、D2O、T2O物理性质不同，但化学性质相同 实例 H、O H、D、T； C、Mg不同核素 H、T、D为H的三种同位素 ‎(十)元素周期表中的主要变化规律 项目 同周期 ‎（左→右）‎ 同主族 ‎（上→下）‎ 原 子 结 构 核外荷数 逐渐增加 增加 电子层数 相同 增多 原子半径 逐渐增小 逐渐增大 最外层电子数 逐渐增多 相等 性 质 化合价 最高正价由＋1→＋7；负价数＝族序数－8‎ 最高正价、负价数相同，最高正价＝族序数 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱 单质的氧化性、还原性 还原性减弱、氧化性增强 氧化性减弱、还原性增强 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性减弱、酸性增强 酸性减弱、碱性增强 气态氢化物稳定性 渐增 渐减 ‎(十一)化学键与分子结构 ‎1、非极性分子和极性分子 ‎⑴非极性分子：分子中正负电荷中心重合，从整体来看电荷分布是均匀的，对称的。这样的分子为非极性分子。当分子中各键均为非极性键时，分子是非极性分子。当一个分子中各个键都相同，均为极性键，但该分子的构型是对称的，则分子内正负电荷中心可以重合。这样的分子是非极性分子，如CH4、CO2。总之，非极性分子中不一定只含非极性键。‎ ‎⑵极性分子：分子中正负电荷中心不能重合，从整个分子来看，电荷的分布是不均匀的、不对称的。这样的分子为极性分子，以极性键结合的双原子分子，必为极性分子，以极性键结合的多原子分子，若分子的构型不完全对称，则分子内正负电荷必然不重合，则为极性分子。总之，极性分子中必定会有极性键。但含有极性键的分子不一定是极性分子。‎ ‎⑶常见分子的构型及分子极性 ‎⑷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，若不等则为极性分子。如BH3、BF3、CH4、CCl4、CO2、CS2、PCl5、SO3等均为非极性分子，NH3、PH3、PCl3、H2O、H2S、SO2等均为极性分子。‎ ABn分子内中心原子A若有孤对电子（未参与成键的电子对）则分子为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。‎ ‎2、化学键与物质类别关系规律 ‎⑴只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质，如I2、H2、P4、金刚石、晶体硅等。‎ ‎⑵只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物。如CCl4、NH3、SiO2、CS2等。‎ ‎⑶既有极性键又有非极性键的物质：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6（苯）等 ‎⑷只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等 ‎⑸既有离子键又有非极性键的物质，如Na2O2、Na2Sx、CaC2等 ‎⑹由离子键、共价键、配位键构成的物质，如NH4Cl等 ‎⑺无化学键的物质：稀有气体（单原子分子）。‎ ‎(十二)化学平衡 ‎1、影响化学反应速率的因素 ‎⑴内因（决定因素）‎ 化学反应速率是由参加反应的物质的性质决定的。‎ ‎⑵外因（影响因素）‎ ‎①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快。‎ 注意：增加固体物质或纯液体的量，因其浓度是个定值，故不影响反应速率（不考虑表面积的影响）。‎ ‎②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增大压强，气体的体积减小，浓度增大，反应速率加快。‎ 注意：由于压强对固体、液体的体积几乎无影响，因此，对无气体参加的反应，压强对反应速率的影响可忽略不计。‎ ‎③温度：当其他条件不变时，升高温度，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：催化剂有正负之分。使用正催化剂，反应速率显著增大；使用负催化剂，反应速率显著减慢。不特别指明时，指的是正催化剂。‎ ‎2、外界条件同时对V正、V逆的影响 ‎⑴增大反应物浓度，V正急剧增大，V逆逐渐增大；减小反应物的浓度，V正急剧减小，‎ V逆逐渐减小 ‎⑵加压对有气体参加或生成的可逆反应，V正、V逆均增大，气体分子数大的一侧增大的倍数大于气体分子数小的一侧增大的倍数；降压V正、V逆均减小，气体分子数大的一侧减小的倍数大于气体分子数小的一侧减小的倍数。‎ ‎⑶升温，V正、V逆一般均加快，吸热反应增大的倍数大于放热反应增加的倍数；降温，V正、V逆一般均减小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数。‎ ‎⑷加催化剂可同倍地改变V正、V逆 ‎3、可逆反应达到平衡状态的标志 ‎⑴V正＝V逆，如对反应mA(g)＋nB(g) pC(g)‎ ① 生成A的速率与消耗A的速率相等。‎ ② 生成A的速率与消耗B的速率之比为m：n。‎ ③ 生成B 的速率与生成C的速率之比为n：p。‎ ‎⑵各组成成分的量保持不变 这些量包括：各组成成分的物质的量、体积、浓度、体积分数、物质的量分数、反应的转化率等。‎ ‎⑶混合体系的某些总量保持不变 对于反应前后气体体积发生变化的可逆反应，混合气体的总压强、总体积、总物质的量及体系平均相对分子质量、密度等不变。‎ ‎(十三)电离平衡 ‎1、水的电离和溶液的pH计算 ‎⑴水的电离 水是极弱的电解质，纯水中存在着电离平衡，其电离方程式为：2H2O H3O＋＋OH－，通常简写成H2O H＋＋OH－，‎25℃‎时，c(H＋)＝c(OH－)＝1×107mol·L－１。‎ ‎⑵水的离子积常数Kw Kw＝c(H＋) ·c(OH－)，‎25℃‎时，Kw＝1×10－14。‎ ‎⑶Kw的意义 Kw是一个很重要的常数，它反映了一定温度下的水中H＋浓度和OH－浓度之间的关系。‎ ‎⑷改变条件对水的电离平衡的影响 变 化 改 变 平衡移动方向 c(H＋)的变化 c(OH－)的变化 c(H＋) 与c(OH－)的关系 Kw 溶液的性质 升高温度 向右 增大 增大 c(H＋) ＝c(OH－)‎ 增大 中性 加入少量H2SO4‎ 向左 增大 减小 c(H＋) ＞c(OH－)‎ 不变 酸性 加入少量NaOH 向左 减小 增大 c(H＋) ＜c(OH－)‎ 不变 碱性 ‎⑸有关pH计算的主要题型及计算方法 根据pH＝－lg c(H＋)，因此计算溶液的pH的关键是计算溶液中H＋的浓度。‎ 常见的题型有：‎ ‎①有关酸碱溶液稀释后pH的计算 a、酸稀释后，先求稀释后c(H＋)，再求pH；碱稀释后，先求稀释后c(OH－)，根据Kw＝‎ c(H＋) ·c(OH－)，求出c(H＋)，最后再求pH。‎ b、一定浓度的强酸或强碱溶液用水稀释‎10a倍体积，溶液中c(H＋) 或c(OH－)也被稀释到同样倍数，浓度变为原来的1/‎10a，则溶液的pH将增大或减小a个单位。‎ c、一定浓度的弱酸或弱碱用水稀释‎10a倍体积，由于电离程度增大，使得c(H＋) 或 c(OH－)减小的不到1/‎10a，因此pH增大或减小不到a个单位。‎ d、稀酸、稀碱无限稀释后，因水的电离已是影响pH的主要因素，因此pH接近于7。即稀酸无限稀释后，pH不可能大于7，弱碱无限稀释后pH不可能小于7。‎ ‎②有关酸碱混合pH的计算 A. 两种强酸混合，先计算混合后c(H＋)，再计算pH。混合后 A. 两种强碱混合，先计算混合后c(OH－)，然后计算c(H＋)，最后计算pH。混合后 pH＝—lg c(H＋)。‎ B. 强酸、强碱混合后，要发生酸碱中和反应，因此需判断后再计算 若n (H＋)＝n(OH－)，酸碱恰好完全反应，则pH＝7；‎ 若n (H＋)＞n(OH－)，则酸过量，先求反应后溶液中c(H＋)，再计算pH，此时pH＜7‎ 若n (H＋)＜n(OH－)，则碱过量，先求反应后溶液中c(OH－)，再求出c(H＋)，然后计算pH，此时pH＞7‎ ‎2、盐类水解方程式的书写方法 ‎⑴由于盐类水解与酸碱中和互为可逆过程，所以盐类水解一般不彻底，书写离子反应方程式时，只能用“”，而不能用“”，生成的不溶物不记“↓”，生成的气态产物也不记“↑”符号，如AlCl3水解的离子方程式为Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋‎ ‎⑵多元弱酸的电离是分步进行的，多元弱酸形成的盐水解时也是分步进行的，如 H2CO3H+＋HCO3－，而Na2CO3的水解，首先CO32－＋H2O HCO3－＋OH－，生成的HCO3－ 再水解HCO3－＋H2O CO32－＋ OH－。‎ ‎⑶较易水解的阳离子如Al3+、Fe3+等，较易水解的阴离子如CO32－（或HCO3－）、AlO2－等，在溶液中双水解十分强烈，可完全水解，此时应用“”并标明“↑”及“↓”符号。‎ Fe3+＋3HCO3－Fe(OH)3↓＋3CO2↑，　2Al3＋＋3S2－＋6H2O2Al(OH)3↓＋3H2S↑‎ ‎3、守恒法在处理溶液问题的应用 ‎ 在解答电解质溶液中微粒浓度之间的关系的有关问题，特别是等式关系时，经常用到守恒原理。‎ ‎⑴电荷守恒：溶液中阳离子所带的总正电荷数与阴离子所带的总负电荷数相等，整个溶液显电中性。‎ 如Na2S溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝2 c(S2－)＋c(HS－)＋c(OH－)‎ ‎⑵物料守恒：在电解质溶液中，某物质（或微粒）的总浓度等于该物质电离或水解所产生的各物质平衡浓度之和。‎ ‎⑶质守恒：溶液中得质子的微粒得质子的总数与失质子的微粒失去质子的总数相等。‎ 质子守恒式一般可由上述电荷守恒式、物料守恒式联立求得。‎ 1、 中和滴定误差分析（以标准盐酸滴定NaOH溶液为例）‎ 编号 操作错误 待测值 理由 V2－V1＝V（酸）‎ ‎1‎ 未用标准盐酸洗滴定管 偏高 V（酸）变大 ‎2‎ 滴定速度过快，未摇匀，指示剂已变色 偏高 V（酸）变大 ‎3‎ 滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失 偏高 V（酸）读数变大 ‎4‎ 滴定前读数正确，滴定后俯视读数 偏低 V（酸）读数变小 ‎5‎ 滴定前读数正确，滴定后仰视读数 偏高 V（酸）读数变大 ‎6‎ 未用待测碱液洗移液管 偏低 V（酸）量减小 ‎7‎ 滴定前，用待测碱液润洗锥形瓶 偏高 V（酸）量增大 ‎8‎ 快速滴定后，立即读数 偏高 V（酸）量增大 ‎5、电解时，溶液中阴、阳两极离子的放电顺序 ‎ 电解时两极的放电顺序，与电极材料（非惰性金属为阳极，阳极本身放电），电镀、电解质溶液中离子本身的氧化性、还原性（本性）、离子浓度[电镀锌时，因c(Zn2＋)比c(H＋)大得多，Zn2＋放电而H＋未放电]等因素有关。若以惰性电极进行电解，其阴阳两极各离子放电顺序在不考虑浓度大小影响时，一般为：‎ 阴极（阳离子）放电顺序（氧化性）‎ Au3＋＞Ag＋＞Hg2＋＞Cu2＋＞H＋＞Pb2＋＞Sn2＋＞Ni2＋＞Fe2＋＞Zn2＋＞Mn2＋＞Al３＋＞Mg2＋＞Na＋＞Ca2＋＞K＋‎ 阳极（阴离子）放电顺序（还原性）‎ S2－＞I－＞Br－＞OH－＞NO3－＞SO42－＞F－‎ ‎6、以惰性电极电解的类型及pH变化规律 ‎ 以惰性电极电解时，按其中OH－、、H＋放电情形的不同，电解可分如下几种类型：‎ ‎⑴OH－、、H＋均放电，相当于只电解水。凡含氧酸，可溶性强碱，活泼金属的含氧酸盐等电解均属于此种类型，其电解方程式均为：2H2O 2H2↑＋O2↑。其电解后pH变化规律为：含氧酸，电解后pH变小；强碱，电解后pH变大；盐，电解后pH基本不变。‎ ‎⑵只有H＋放电，而OH－、不放电，此类因H＋放电消耗，会使电解后溶液的pH升高。凡活泼金属的无氧酸盐（除氟化物外）均属此类，如电解NaCl溶液：2NaCl＋2H2O 2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。电解盐酸：2HCl H2↑＋Cl2↑等 ‎⑶只有OH－、放电，而H＋不放电。此类因OH－、放电而消耗，使电解溶液的pH下降，凡不活泼金属的含氧酸盐均如此。如电解CuSO4溶液：2CuSO4＋2H2O2Cu＋O2↑＋2H2SO4。‎ ‎⑷OH－、、H＋均未放电，相当只电解电解质，凡不活泼金属无氧酸盐（除氟化物外）均属此类，因该类大多水解呈酸性，电解时pH略增大或基本不变，如电解CuCl2溶液：‎ CuCl2Cu＋Cl2↑‎ 第二部分 元素及其化合物 1、 元素化合物知识包括金属和非金属两部分，是高中化学的基础知识之一。知识特点是作为化学基本概念、原理、实验和计算的载体，其信息量大，反应复杂，常作为综合试题的知识背景或突破思维的解题题眼。‎ 2、 注意处理好两个关系，必须先处理好元素化合物知识的内部关系，方法是：“抓重点，理关系，用规律，全考虑”。‎ ① 抓重点：以每族典型元素为代表，以化学性质为抓手，依次学习其存在、制法、用途、检验等“一条龙”知识，做到牵一发而动全身 ② 理关系：依据知识内在联系，按单质→氧化物→氧化物的水化物→盐的顺序，将零碎的知识编织成网络，建立起完整的知识结构，做到滴水不漏 ③ 用规律：用好化学反应特有的规律，如以强置弱等规律，弄清物质间相互反应。‎ ④ 全考虑：将元素化合物作为一个整体、一个系统理解，从而达到解综合试题时能将所需的元素化合物知识信手拈来。‎ 另一方面是处理好元素化合物知识与本学科理论、计算或跨学科知识间的外部关系，采取的方法是“分析与综合、抽象与具体”。‎ ① 分析：将综合试题拆分思考。‎ ② 综合：将分散的“点”衔接到已有的元素化合物知识“块”中。‎ ③ 抽象：在分析综合基础上，提取相关信息。‎ ④ 具体：将提取出的信息具体化，衔接到综合试题中，从而完整解题。‎ (一) 元素非金属性的强弱规律 ‎⑴常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序如下：F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H。‎ ‎⑵元素非金属性与非金属单质活泼性的区别：‎ 元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：①原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强；②核电荷数：核电荷数越大，吸引电子能力越强；③最外层电子数：同周期元素，最外层电子越多，吸引电子能力越强。但由于某些非金属单质是双原子分子，原子是以强列的共价键相结合（如N N等），当参加化学反应时，必须消耗很大的能量才能形成原子，表现为单质的稳定性。这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。‎ ‎⑶非金属性强弱的判断依据及其应用 元素的非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。这种能力的大小取决于原子半径、 核电荷数、最外层电子数，题目常通过以下几方面比较元素的非金属性。‎ ① 非金属单质与H2化合的条件及难易程度；‎ ② 氢化物的稳定性；‎ ③ 最高价氧化物对应水化物的酸性；‎ ④ 非金属间的置换反应；‎ ⑤ 非金属单质对应阴离子的还原性；‎ ⑥ 与变价金属反应时，金属所呈现的化合价；‎ ⑦ 元素在化合物中化合价的相对高低（如在HClO中，氯元素显正价，氧元素显负价，则说明氧的非金属性比氯强）等。‎ ‎(二)卤族元素 ‎1、卤族元素主要性质的递变性（从F→I）‎ ‎⑴单质颜色逐渐变深，熔沸点升高，水中溶解性逐渐减小；‎ ‎⑵元素非金属性减弱，单质氧化性减弱，卤离子还原性增强；‎ ‎⑶与H2化合，与H2O反应由易到难；‎ ‎⑷气态氢化物稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强；‎ ‎⑸最高价氧化物的水化物酸性减弱；‎ ‎⑹前面元素的单质能把后面元素从它们的化合物中置换出来。‎ ‎2、卤化氢 ‎ 均为无色有刺激性气味的气体，极易溶于水，在空气中形成酸雾。‎ ‎⑴氟化氢（HF）：很稳定，高温极难分解，其水溶液是氢氟酸，弱酸，有剧毒，能腐蚀玻璃。‎ ‎⑵氯化氢（HCl）：稳定，在1000℃以上少量分解，其水溶液为氢氯酸，俗称盐酸，强酸 ‎⑶溴化氢（HBr）：较不稳定，加热时少量分解，其水溶液为氢溴酸，酸性比盐酸强，HBr还原性比HCl强，遇浓硫酸被氧化为单质溴（Br2）。‎ ‎⑷碘化氢（HI）：很不稳定，受热分解，其水溶液为氢碘酸，酸性比氢溴酸强，HI是强还原剂，遇浓硫酸易被氧化为单质硫。‎ ‎3、卤素及其化合物主要特性 ‎⑴氟及其化合物的特殊性质 ① 卤素单质Cl2、Br2、I2与H2化合都需要一定条件，惟独F2在黑暗处就可与H2化合爆炸。‎ ② 卤素单质Cl2、Br2、I2与水反应的通式为：X2 ＋H2O＝＝＝ HX＋HXO（I2与水反应极弱），但F ‎2与H2O反应却是：2F2＋2H2O＝＝＝ 4HF＋O2‎ ① 氟无正价，其他都有正价 ② HF有毒，其水溶液为弱酸，其他氢卤酸为强酸，HF能腐蚀玻璃；‎ ③ CaF2不溶于水，AgF易溶于水，氟可与某些稀有气体元素形成化合物。‎ ‎⑵溴的特性 ‎ 溴在常温下为红棕色液体（惟一的液态非金属单质），极易挥发产生红棕色有毒的溴蒸气，因而实验室通常将溴密闭保存在阴冷处，并在盛有液溴的试剂瓶内常加适量水。盛装溴的试剂瓶不能用橡皮塞（腐蚀橡胶）。‎ ‎⑶碘是紫黑色固体，具有金属光泽，易升华（常用于分离提纯碘），遇淀粉变蓝色（常用来检验碘的存在），碘的氧化性较其他卤素弱，与变价金属铁反应生成FeI2而不是FeI3。‎ ‎(三)氧族元素 ‎1、氧族元素的相似性和递变性 最外层均为6个电子，电子层数依次增加，次外层O为2个，S为8个，Se、Te均为18个电子。氧通常显－2价，硫、硒、碲常见的化合物为：－2价、＋4价、＋6价，都能与多数金属反应。氧化物有两种RO2和RO3，其对应水化物H2RO3、H2RO4均为含氧酸，具有酸的通性。它们的氢化物除H2O外，其余的H2S、H2Se、H2Te均为气体，有恶臭、有毒，溶于水形成无氧酸，都具有还原性。‎ 核电荷数增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，而失电子的能力逐渐增强。单质的状态由气态到固态，熔沸点也依次升高，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，氧化性依次减弱。含氧酸的酸性依次减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。‎ ‎2、硫酸根离子的检验 ‎ 值得注意的是，检验SO42－时会受到许多离子的干扰。‎ ‎⑴Ag＋干扰：用BaCl2 溶液或盐酸酸化时防止Ag＋干扰，因为Ag＋＋Cl－＝＝＝ AgCl↓。‎ ‎⑵CO32－、SO32－、PO43－干扰：因为BaCO3、BaSO3、Ba3(PO4)2也是白色沉淀。与BaSO4白色沉淀所不同的是，这些沉淀溶于强酸中。因此检验SO42—时，必须用酸酸化。‎ 如：BaCO3＋2H＋＝＝＝ H2O＋CO2↑＋Ba2＋　　　　但不能用硝酸酸化，同理所用钡盐也不能是Ba(NO3)2溶液，因为在酸性条件下SO32－、HSO3—、SO2等会被溶液中的NO3—氧化为SO42－，从而可使检验得出错误的结论。‎ 为此，检验SO42－离子的正确操作为：‎ 被检液取清液有无白色沉淀（有无SO42－）‎ 由此可见，浓硫酸和稀硫酸都具有氧化性，但产生氧化性的原因是不同的，因此其氧化能力也有强与弱的差别，被还原产物也不相同。‎ ‎(四)氮族元素 ‎1、一氧化氮和二氧化氮 ‎⑴一氧化氮：无色气体，难溶于水，有很大毒性，在常温下极易被氧化成二氧化氮。2NO＋O2＝＝＝ 2NO2‎ ‎⑵二氧化氮：有刺激性气味的红棕色气体，溶于水生成硝酸和一氧化氮。‎ ‎3NO2＋H2O＝＝＝ 2HNO3＋NO 4NO2N2O4（无色）‎ 注意：关于氮的氧化物溶于水的几种情况的计算方法。‎ ① NO2或NO2与N2（或非O2）的混合气体溶于水时可依据：3NO2＋H2O＝＝＝ 2HNO3＋NO 利用气体体积变化差值进行计算。‎ ② NO2和O2的混合气体溶于水时，由4NO2＋2H2O＋O2＝＝＝ 4HNO3 可知，当体积比为 ‎　　　　　　　　 ＝4：1，恰好完全反应　　　　　　　‎ V(NO2)：V(O2) ＞4：1，NO2过量，剩余气体为NO ‎ ＜4：1，O2过量，乘余气体为O2‎ ① NO和O2同时通入水中时，其反应是：2NO＋O2＝＝＝ 2NO2 ，3NO2＋H2O＝＝＝ 2HNO3＋NO ，总反应式为：4NO＋2H2O＋3O2＝＝＝ 4HNO3 当体积比为 ‎　　　 ＝4：3，恰好完全反应　　　　　　　‎ V(NO)：V(O2) ＞4：3，NO过量，剩余气体为NO ‎ ＜4：3，O2过量，乘余气体为O2‎ ‎④NO、NO2、O2三种混合气体通入水中，可先按①求出NO2与H2O反应生成的NO的体积，再加上原混合气体中的NO的体积即为NO的总体积，再按③方法进行计算。‎ ‎2、硝酸的化学性质 ‎①HNO3具有酸的通性。‎ ① HNO3具有强氧化性，表现在能与多数金属、非金属、某些还原性化合物起反应。要注意，由于硝酸氧化性很强，任何金属与硝酸反应都不能放出氢气，在与不活泼金属如Cu、Ag等反应时，浓硝酸还原产物为NO2，稀硝酸还原产物为NO，（但不能认为稀硝酸的氧化性比浓硝酸强）；‎ ② 在溶液中NO3—几乎与所有离子能大量共存，但注意，当溶液的酸性较强可形成硝酸溶液，具有还原性的某些离子则不能与其大量共存，如NO3—、H＋、Fe2＋ 中任意两者能大量共存，但三者则不能大量共存。‎ 即：NO3— 在中性或碱性溶液中不表现氧化性，而在酸性溶液中表现强氧化性。‎ ‎3、氨气的实验室制法 ‎ 反应原理：2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O 不能用NaOH代替Ca(OH)2，因为NaOH吸湿后容易结块，产生的气体不易逸出，并且NaOH对玻璃有强烈的腐蚀作用。‎ 装置：制NH3的气体发生装置与制O2、CH4的相同。干燥氨气不能选用浓H2SO4、P2O5，也不能选用无水CaCl2，应选用碱石灰。收集NH3应采用向下排空气法。容器口塞一团棉花（防止空气进入试管，以保证收集的NH3比较纯净）。检验：a、用湿润的红色石蕊试纸（变蓝）；b、蘸有浓盐酸的玻璃棒接近瓶口（白烟）。实验室还常根据浓氨水的强挥发性，向浓氨水中加入NaOH或CaO得到氨气。NaOH或CaO的作用是吸水和吸水后使溶液温度显著升高，二者都能减少氨气的溶解。‎ ‎(五)碳族元素 ‎1、碳族元素性质的相似性和递变性 ‎2、碳酸正盐与酸式盐性质比较 ‎ ①在水中溶解性：正盐除K＋、Na＋、NH4＋等易溶于水外，其余都难溶于水；而只要存在的酸式盐都易溶于水。‎ 一般来说，在相同温度下酸式盐的溶解度比正盐大，如CaCO3难溶于水，Ca(HCO3)2易溶于水，但也有例外，如NaHCO3溶解度比Na2CO3小。‎ ‎②热稳定性：正盐中除K＋、Na＋等受热难分解外，其余受热易分解；酸式盐在水溶液或固态时加热都易分解。如 Ca(HCO3)2 CaCO3↓＋CO2↑＋H2O 一般来说，热稳定性大小顺序为：正盐＞酸式盐＞多元盐（盐的阳离子相同，成盐的酸相同）。‎ ‎③可溶性正盐、酸式盐都能发生水解，但相同阳离子的相同浓度时溶液中CO32－的水解程度比HCO3－大 ‎④都能与酸作用，但相同条件放出CO2的速率酸式盐比正盐快。‎ ‎(六)碱金属 ‎1、碱金属性质递变规律 结构决定性质，由于碱金属的原子结构具有相似性和递变性，所以其化学性质也具有相似性和递变性。‎ ‎①相似性：‎ a、都能与氧气等非金属反应 ‎ b、都能与水反应生成氢氧化物和氢气 ‎ c、均为强还原剂。‎ ‎ ②递变规律（锂→铯）‎ a、 与氧气反应越来越剧烈，产物结构越来越复杂 b、 与水反应剧烈程度依次增强 c、 还原性依次增强，金属性依次增强 ‎2、NaOH的性质 ‎①物理性质：俗名苛性钠、火碱、烧碱，是一种白色固体，极易潮解；有强烈的腐蚀性，能腐蚀磨口玻璃瓶，使瓶口与瓶塞粘结。‎ ‎②化学性质 a、 与酸碱指示剂作用，使紫色的石蕊溶液变蓝，无色的酚酞变红。‎ b、 与酸性氧化物作用，生成盐和水 c、 与酸作用，生成盐和水 d、 与盐作用，生成新碱和新盐。（要满足复分解反应发生的条件，同时参加反应的碱和盐一般是易溶解的碱和盐）‎ e、 与一些单质的反应 ‎2Al＋2NaOH＋2H2O＝＝＝2NaAlO2＋3H2↑‎ Cl2＋2NaOH＝＝＝ NaClO＋NaCl＋H2O Si＋2NaOH＋H2O＝＝＝ Na2SiO3＋2H2↑‎ ‎③制法：‎ ‎ 2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑‎ Na2CO3＋Ca(OH)2＝＝＝ CaCO3↓＋2NaOH ‎(七)几种重要的金属 ‎1、铝及其化合物间的相互转化关系、反应 现象及图象分析 ① 向AlCl3溶液中滴加NaOH 溶液直至过量，如图所示。‎ ② 现象：白色沉淀逐渐增多达最大值，继续加NaOH溶 液沉淀逐渐溶解，直至完全消失。‎ Al3＋＋3OH－＝＝＝ Al(OH)3‎ Al(OH)3＋OH―＝＝＝ AlO2―＋2H2O ‎②向NaOH溶液中滴加AlCl3溶液直至过量，如下图所 示。现象：开始时无沉淀，接着产生沉淀。达最大值后 不增减。‎ Al3＋＋4OH－＝＝＝ AlO2―＋2H2O AlCl3‎ ‎3AlO2―＋Al3＋＋6H2O＝＝＝ 4 Al(OH)3↓‎ ‎③向NaAlO2溶液中滴加盐酸直到过量，‎ 如图所示。现象：先有白色沉淀后完全消失。‎ AlO2―＋H＋＋H2O＝＝＝ Al(OH)3↓‎ Al(OH)3↓＋3H＋＝＝＝Al3＋＋3H2O HCl ‎④向盐酸溶液中滴加NaAlO2溶液，直至过量，‎ 如图所示。现象：开始无沉淀，接着产生白色 沉淀。‎ AlO2―＋4H＋＝＝＝ Al3＋＋2H2O ‎3AlO2―＋Al3＋＋6H2O＝＝＝ 4 Al(OH)3↓‎ NaAlO2‎ ‎2、镁及其化合物间的相互转化关系 ‎3、镁和铝的氧化物比较 MgO Al2O3‎ 物质类型 碱性氧化物 两性氧化物 物理性质 白色粉末，熔点高（2800℃）‎ 白色固体，熔点高（2045℃）‎ 化 学 性 质 跟水反应 缓慢溶解于水生成Mg(OH)2‎ MgO＋H2O ＝＝＝ Mg(OH)2‎ 难溶于水 跟酸反应 MgO＋2H＋＝＝＝ Mg2＋＋H2O Al2O3 +6H＋＝＝＝ ‎2A l 3＋＋3H2O 跟碱反应 不反应 Al2O3 +2OH－＝＝＝ ‎2A O2－＋3H2O ‎4、Fe2＋与Fe3＋的相互转化 ‎⑴Fe2＋的还原性：‎ ‎2Fe2＋＋Cl2 ＝＝＝ 2Fe3＋＋2Cl－‎ ‎4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝＝＝ 4Fe(OH)2‎ ‎12Fe2＋＋3O2＋6H2O＝＝＝ 4Fe(OH)3↓＋8Fe3＋（Fe2＋露置空气中，易被氧化）‎ 酸性条件下：‎ ‎4Fe2＋＋O2＋4H＋＝＝＝ 4 Fe3＋＋2H2O ‎4Fe2＋＋H2O2＋2H＋＝＝＝ 2 Fe3＋＋2H2O ‎5Fe2＋＋MnO4－＋8H＋＝＝＝ 5 Fe3＋＋4H2O＋Mn2＋‎ ‎⑵Fe3＋强氧化性 一般氧化性：Cu2＋＜Fe3＋＜Ag＋ Cl2＞Br2＞Fe3＋＞I2＞SO2＞S ‎2Fe3＋＋Cu＝＝＝ 2 Fe2＋＋Cu2＋‎ ‎2Fe3＋＋Fe＝＝＝ 3 Fe2＋‎ ‎2Fe3＋＋2I－＝＝＝ 2 Fe2＋＋I2 ‎ ‎2Fe3＋＋H2S－＝＝＝ 2 Fe2＋＋S↓＋2 H＋‎ Fe3＋水解显酸性：‎ ‎2Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋‎ 所以配制FeSO4溶液时常加入少量铁粉（或铁钉）防止氧化，配制Fe2(SO4)3时常加少量H2SO4，抑制水解。‎ ‎5、金属冶炼的反应原理及方法 ‎ ‎ ‎ 绝大部分金属在自然界中以化合态存在，金属冶炼的实质是用还原的方法使金属化合中的金属离子得到电子变成金属单质。‎ 由于金属的化学活泼性不同，金属离子得到电子还原成金属的能力也就不同 ，按金属活泼顺序对应金属阳离子氧化性K＋→Ag＋逐渐增强，金属冶炼也由难变易。一般有三种冶炼方法：‎ ‎⑴热分解法：适合于冶炼金属活泼性较差的金属。如：‎ ‎2HgO2Hg＋O2↑ 2Ag2O4Ag＋O2↑‎ ‎⑵热还原法，用还原剂（CO、C、H2、Al等）还原金属氧化物，适合于金属活泼性介于Zn～Cu之间的大多数金属的冶炼。如 Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2‎ ‎2Al＋Cr2O32Cr＋Al2O3‎ WO3＋3H2W＋3H2O ‎⑶电解法：适合冶炼金属活泼性很强的金属（一般是在金属活泼顺序表中排在铝前边的金属）。如：‎ ‎2Al2O32Al＋3O2↑‎ MgCl2(熔融) Mg＋Cl2↑‎ ‎ ‎ ‎ 第三部分 有机化学基础 ‎(一)同系物和同分异构体 ‎1、同位素、同素异形体、同系物、同分异构和同一种物质的比较 内涵 比较的对象 分子式 结构 性质 同位素 质子数相同、中子数不同的核素（原子）互称为同位素 核素（原子）‎ 符号表示不同，如H、D、T 电子排布相同，原子核结构不同 物理性质不同、化学性质相同 同素异形体 同一元素组成的不同单质，称这种元素的同素异形体 单质 元素符号表示相同，分子式可不同，如石墨与金刚石、O2与O3‎ 单质的组成或结构不同 物理性质不同，化学性质相似 同系物 结构相似，分子组成相差一个或若干个CH2原子团的有机物，互称为同系物 有机化合物 不同 结构相似，官能团类型与数目相同 物理性质不同，化学性质相似 相同 不同 同分异构体 分子式相同、结构不同的化合物互称为同分异构体 有机化合物 物理性质不同，化学性质不一定相同 同一种物质 分子式和结构式都相同的物质 相同 相同 相同 ‎(二)同分异构体的类型及其判定 类型：⑴碳链异构是指分子中碳原子之间的连接次序不同而产生的异构现象。‎ ‎⑵位置异构是指官能团或取代基在碳链或碳环上位置不同而产生的异构现象。‎ ‎⑶官能团异构是指具有相同的化学式，但所含官能团不同的异构现象。包括以下几种：①环烷烃和烯烃；②二烯烃和炔烃；③醇和醚；④醛和酮；⑤羧酸和酯；⑥氨基酸与硝基化合物等。‎ 判定：①分子式相同；②主碳链结构或官能团位置不同；③可以同类，也可以不同类；④联想空间结构 ‎(三)有机物的化学性质及推断 ‎1、有机反应的重要条件 有机反应的条件往往是有机推断的突破口。‎ ‎⑴能与NaOH反应的有：①卤代烃水解；②酯水解；③卤代烃醇溶液消去；④酸；⑤酚；⑥乙酸钠与NaOH制甲烷 ‎⑵浓H2SO4条件：①醇消去；②醇成醚；③苯硝化；④酯化反应 ‎⑶稀H2SO4条件：①酯水解；②糖类水解；③蛋白质水解 ‎⑷Ni，加热：适用于所有加氢的加成反应 ‎⑸Fe：苯环的卤代 ‎⑹光照：烷烃光卤代 ‎⑺醇、卤代烃消去的结构条件：β－C上有氢 ‎⑻醇氧化的结构条件：α－C上有氢 ‎2、醇、酚、羧酸中羟基的活性比较 羟基种类 重要代表物 与Na反应 与NaOH反应 与Na2CO3反应 醇羟基 CH3CH2－OH ‎√‎ ‎×‎ ‎×‎ 酚羟基 ‎√‎ ‎√‎ ‎√　但不放出气体 羧酸羟基 ‎√‎ ‎√‎ ‎√　放出CO2‎ ‎3、有机物结构的推断 ‎ 有机物结构的推断主要依赖于：①实验现象；②有机物的性质；③计算等事实，更多的是由性质去推断。现列出一些性质与有机物结构的关系如下表：‎ 有机物性质 有机物可能有的结构 ‎1、使溴水褪色 C＝C、 、－CHO　、酚 ‎2、使酸性KMnO4溶液褪色 C＝C、 、－CHO、苯的同系物、某些醇 ‎3、与Na反应放出H2‎ ‎—OH、醇、酚、—COOH ‎4、与Na2CO3 反应放出CO2‎ ‎—COOH ‎5、与新制Cu(OH)2 反应 ‎—COOH、—CHO ‎6、与[Ag(NH3)2]＋反应 ‎—CHO（包括葡萄糖、果糖）‎ ‎7、与H2加成 C＝C、 、－CHO、R—CO—R`、苯环 ‎8、遇FeCl3显紫色 酚类 ‎9、消去反应 醇或卤代烃（邻位有H）‎ ‎10、连续4个C原子加Br原子 共轭二烯烃类 ‎11、能水解 卤代烃、酯、多糖、多肽、蛋白质、酰胺等 ‎12、能酯化 有—OH或—COOH ‎(四)烃及其衍生物的燃烧规律 ‎ 1、烃CxHy完全燃烧的通式：CxHy＋(x+y/4) O2→xCO2＋y/2H2O ‎2、有机物每增加1个CH2多耗O2 1.5mol ‎3、若烃分子组成为CnH2n（或衍生物CnH2nO、CnH2nO2），完全燃烧时生成CO2和H2O的物质的量之比为1：1‎ ‎4、若有机物在足量的氧气里完全燃烧、其燃烧所耗氧气物质的量（或体积）与生成CO2的物质的量（或体积）相等，则有机物分子组成中H、O原子个数比为2：1‎ ‎5、烃燃烧时，决定消耗O2量的因素有：在等物质的量时，分子中碳原子数越多，O2消耗越多（芳烃有例外）。在等质量时，分子中每个碳原子分配的氢原子越多，O2消耗越多。‎ ‎6、最简式相同的有机物，不论以任何比例混合，只要混合物的质量一定，它们完全燃烧后生成的CO2总量为常数。‎ ‎7、不同的有机物完全燃烧时，若生成的CO2和H2O的质量比相同，则它们的分子中C、H原子个数比相同。‎ ‎8、气态烃CxHy与O2混合后燃烧或爆炸，恢复原状态（‎100℃‎以上），1mol气态烃反应前后总体积变化情况是：‎ y＝4 总体积不变，△V＝0‎ y＜4 总体积减小，△V＝1－y/4‎ y＞4 总体积增加，△V＝y/4－1‎ ‎(五)有机物分子组成通式的应用规律 ‎1、最简式相同的有机物，无论多少种，以何种比例混合，混合物中元素质量比值相同。可用于质量比、质量分数的求算。提示：①含n个碳原子的饱和一元醛与含有2n个碳原子的饱和一元羧酸、酯具有相同的最简式。②含有n个碳原子的炔烃与含有3n个碳原子苯及其同系物具有相同的最简式。‎ ‎2、具有相同的相对分子质量的有机物为：①含有n个碳原子的饱和一元醇或醚与含有(n－1)个碳原子的饱和一元羧酸或酯。②含有 n 个碳原子的烷烃与（n—1）个碳原子的饱和一元醛。‎ 以上规律可用于有机物的推断。‎ ‎3、由相对分子质量求有机物的分子式 设烃的相对分子质量为M。‎ ‎⑴得整数商和余数，商为可能的最大碳数，余数为最小的氢原子数。‎ 例如某烃相对分子质量为42，则其分子式为：＝3……6，即：C3H6 。‎ ‎⑵的余数为0或碳原子数≥6时，将碳原子数依次减少一个，每减少一个碳原子，就增加12个氢原子，直到饱和为止。‎ 例：求相对分子质量为128的烃的分子式＝10……8分子式为C10H8或C9H20 。‎ ‎(六)葡萄糖（C6H12O6）‎ ‎⑴结构简式：CH2OH(CHOH)4CHO，特点：多羟基醛。‎ ‎⑵物理性质：白色晶体，有甜味，能溶于水 ‎⑶化学性质：‎ ‎①还原性：能发生银镜反应和与新制的Cu(OH)2反应 CH2OH(CHOH)4CHO＋2[Ag(NH3)2]＋＋2OH－→CH2OH(CHOH)4COOH＋2Ag↓＋H2O＋4NH3‎ CH2OH(CHOH)4CHO＋2Cu(OH)2→CH2OH(CHOH)4COOH＋Cu2O↓＋2H2O ‎②加成反应：与H2加成生成已六醇 ‎③酯化反应：与酸发生酯化反应。‎ ‎④发酵反应：（制酒精）‎ C6H12O6 ‎2C2H5OH＋2CO2↑‎ ‎⑤生理氧化：（供给热量）‎ C6H12O6 ‎2C2H5OH＋2CO2‎ ‎⑷制法：淀粉水解 ‎(C6H10O6)n＋nH2On C6H12O6‎ ‎(淀粉) （葡萄糖）‎ ‎⑸用途 作营养物质和还原剂。‎ ‎(七)蛋白质 ‎1、蛋白质的组成和结构：⑴蛋白质是由不同氨基酸按不同排列顺序相互结合而构成的高分子化合物。⑵蛋白质的成分里含有碳、氢、氧、氮、硫等元素。⑶蛋白质分子中含有未缩合的羧基和氨基。⑷蛋白质溶液是一种胶体。⑸酶是一种具有生物活性的蛋白质。‎ ‎2、蛋白质的性质 ‎⑴水解：天然蛋白质水解的最终产物是α—氨基酸。‎ ‎⑵两性：具有氨基酸的性质，能与酸和碱反应。‎ ‎⑶盐析：（钾、钠、铵）盐的浓溶液，可使蛋白质的溶解度降低，产生盐析。盐析是可逆过程，利用这一性质，可以分离和提纯蛋白质。‎ ‎⑷变性：在加热、紫外线、X射线、强酸、强碱、重金属盐及一些有机化合物等条件都能使蛋白质产生凝聚的现象。变性是不可逆的，利用此性质可进行消毒，但也能引起中毒。‎ ‎⑸颜色反应：具有苯环结构的蛋白质遇浓HNO3变性，产生黄色不溶物。可用于鉴别蛋白质。‎ ‎⑹灼烧气味：灼烧蛋白质产生烧焦羽毛的气味。可用于鉴别毛料、棉料与化纤。‎ 第四部分 化学实验 ‎(一)化学实验常用仪器 ‎1、可加热的仪器 ‎⑴可直接加热的仪器。试管、坩埚、蒸发皿、石棉网、燃烧匙、玻璃棒、铂丝。‎ ‎⑵可间接加热（加垫石棉网加热、水浴加热等），但不能直接的仪器。烧杯、圆底烧瓶、平底烧瓶、蒸馏烧瓶、锥形瓶。‎ ‎2、用于计量的仪器 ‎⑴测量物质质量的仪器 A、粗测 托盘天平（有砝码、镊子与之配套）。‎ B、精测 分析天平、电子天平（中学化学实验不作要求）。‎ ‎⑵测量液体体积的仪器 A、粗测 量筒、量杯 B、精测 滴定管（分酸式和碱式）、容量瓶（限用于配制一定体积浓度准确的溶液中）、移液管。‎ ‎⑶用于物质分离的主要玻璃仪器 ‎⑴分液 分液漏斗、烧杯 ‎⑵过滤 过滤漏斗、滤纸、玻璃棒、烧杯 ‎⑶液体蒸发 蒸发皿（有玻璃质的，也有瓷质的）、玻璃棒、蒸馏烧瓶（必要时要配备温度计、冷凝管、牛角管）、酒精灯 ‎4、物质储存仪器 ‎⑴储存气体 集气瓶、储气瓶 ‎⑵储存固体 广口试剂瓶，它又分为：无色玻璃瓶和棕色玻璃瓶；磨砂玻璃塞瓶和丝扣塑料塞瓶；塑料瓶；水槽。‎ ‎(二)仪器的装配和拆卸 装配仪器时，首先要根据仪器装置图，选择合适的仪器和附件，然后进行仪器和附件的连接和全套仪器的总装配。操作规律为：‎ ‎1、“先后”规律 ‎⑴“先下后上”：如制Cl2的发生装置组装顺序是：放铁架台→摆酒精灯→固定铁圈→放石棉网→固定圆底烧瓶。‎ ‎⑵“先左后上”：如制Cl2：发生装置→洗气装置→干燥装置→收集装置→尾气处理装置。‎ ‎⑶“先塞后定”：当被固定仪器上连有塞子时，应先塞好塞子，再行固定。‎ ‎⑷“先固后液”：当反应物既有固体又有液体时，应向反应器中先加入固体，后加入液体。‎ ‎⑸“先查后装”：先检查气密性，后装入药品和固定装置。‎ ‎⑹“先吸后干”：先将气体通过溶液吸收非水杂质，再行干燥。‎ ‎⑺“先组后燃”：先组装好整套装置并加入试剂，再点燃酒精灯。‎ ‎⑻“先撤后灭”：实验完毕后，应先从水中撤出导管，后熄灭酒精灯。‎ ‎⑼“先燃后灭”：有多个酒精灯的实验，开始应先点燃制气装置中的酒精灯，后点燃其他装置中的酒精灯，如用CO还原Fe2O3，应先点燃制CO的酒精灯，后点燃燃烧CO的酒精灯，再点燃热还原装置中的酒精灯，实验完毕后，应相反。‎ ‎⑽“先通氢、后点灯、先灭灯、后停氢”：即用H2还原CuO的操作顺序。‎ ‎2、“进出”规律 ‎⑴“长进短出”：洗气瓶的安装。（或“深入浅出”）‎ ‎⑵“短进长出”：量气瓶的安装 ‎⑶“粗进细出”：球形干燥管干燥气体时的安装。‎ ‎⑷“低进高出”：冷凝管中水流方向 ‎3、性质实验和制备实验中操作顺序 ‎⑴做Fe丝（在O2中）、Cu丝（在Cl2中）、Mg（在CO2中）等燃烧实验时，应先在集气瓶中铺一层薄细沙或加入少量水，以防熔物炸裂瓶底。‎ ‎⑵制备胶体：如Fe(OH)3溶胶（沸水）加热至沸；制硅酸溶胶应向过量盐酸中加入水玻璃。‎ ‎⑶苯的硝化，先加入浓硝酸，再加浓硫酸，冷却，滴入苯。‎ ‎⑷配银氨溶液：向AgNO3溶液中滴入稀氨水，产生白色沉淀后继续加氨水到沉淀刚好消失。‎ ‎(三)物质的分离与提纯 ‎1、物质的分离与提纯的含义 物质的分离是指将混合物中的物质一一分开；物质的提纯是指将物质中的其他物质（也叫杂质）除去，得到较为纯净的物质。‎ 物质的提纯和分离应遵循以下几点：被提纯或分离物物质，最终不能再引入新的杂质（即除杂不加杂）；尽量不减少被提纯和分离的物质；采用的方法应尽量使被提纯和分离的物质跟其他物质易分离开；如果在分离操作中，被分离的物质转变为其他物质，应采用适当方法将其恢复为原物质，可记作：不增；不减；易分；复原。‎ ‎2、物质的分离与提纯的常用方法。‎ ‎⑴过滤法 ‎ 液体中混有不溶性固体物质时使用，要点：一角、二低、三接触。‎ ‎⑵蒸发法 ‎ 将溶液中的溶剂蒸发掉，得到溶质的分离方法 ‎⑶结晶法 ‎ 根据两种可溶性固体物质在同一溶剂中，其溶解度受温度影响大小的不同，将溶液蒸发溶剂或使高温饱和溶液降温得到一种晶体的方法，例如，分离NaCl和KNO3的混合物，结晶之后还要过滤。‎ ‎⑷萃取和分液法 分液是把两种不相混溶的液体分开的操作，使用的主要仪器是分液漏斗 萃取是利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一溶剂组成的溶液里提取出来的方法，应注意，萃取剂跟另一种溶剂的密度应相差较大且互不相溶，以利于静置时分层。‎ ‎⑸蒸馏法 把沸点不同的几种液体物质的混合物，通过控制温度加热再冷凝，先后得到一种或几种较纯净的物质的方法叫蒸馏，能先后得到几种分离产物的蒸馏又叫分馏，例如，石油的分馏。‎ ‎⑹渗析法 把混有离子或小分子杂质的胶体溶液装入半透膜的袋里，并把这个袋放在溶剂中，从而使离子或小分子从胶体溶液里分离出来的操作叫渗析。‎ ‎⑺升华法 固体混合物中有某种物质具有升华特性时，可用加热升华再凝华的方法加以分离，如NaCl中混有I2，就可用升华法分离。‎ ‎⑻洗气瓶内除杂法 ‎ 此方法适应于气体的除杂，如将不干燥的H2通过洗气瓶中的浓H2SO4可除去H2O蒸气，将SO2、CO2的混合气体通过洗气瓶中的NaHCO3溶液可除去SO2等等，常用的洗气瓶为自制简易洗气瓶。‎ ‎⑼干燥管内的除杂法 此方法适用于气体的除杂，如将不干燥的CH4通过干燥管中的碱石灰可使CH4干燥，将CO2、O2的混合气体通过干燥管中的Na2O2可除去CO2等等。‎ ‎⑽直接加热法 混合物中混有热稳定性差的物质时，可直接加热，使热稳定性差的物质分解而分离出去，有时受热后转变为被提纯物质。例：食盐中混有氯化铵，氯化钾中混有氯酸钾，纯碱中混有小苏打等。‎ ‎⑾高温管内转化法 ‎ 该方法适合于气体的除杂，如将N2、O2的混和气体通过高温管中的Cu网时，可除去O2。‎ ‎⑿酸化法 ‎ 即使杂质与酸反应而转化为非杂质成分或转化为易挥发的气体而除杂的方法。如向Na2CO3与NaHCO3的混合溶液中通入过量的CO2气体，可使Na2CO3转化为NaHCO3。‎ ‎(四)化学实验设计与评价 ‎1、化学实验方案设计的基本要求 ‎⑴科学性：所谓科学性是指实验原理、实验操作程序和方法必须正确。例如，鉴别Na2SO4和NaI，在试剂的选择上就不宜选用HNO3等具有氧化性的酸。在操作程序的设计上，应取少量固体先溶解，然后再取少量配成的溶液并再加入试剂，而不能将样品全部溶解或在溶解后的全部溶液中加入试剂。‎ ‎⑵安全性：实验设计应尽量避免使用有毒药品和进行具有一定危险性的实验操作。‎ ‎⑶可行性：实验设计应切实可行，所选用的化学药品、仪器、设备和方法等在中学现有的实验条件下能够得到满足。‎ ‎⑷简约性：实验设计应尽可能简单易行，应采用简单的实验装置，用较少的实验步骤和实验药品，并能在较短的时间内完成实验。‎ ‎2、化学实验设计的基本思路 ‎ ⑴明确目的的原理：首先必须认真审题，明确实验的目的要求，弄清题目有哪些新的信息，综合已学过的知识，通过类比、迁移、分析，从而明确实验原理。‎ ‎⑵选择仪器药品：根据实验的目的和原理以及反应物和生成物的性质、反应条件，如反应和生成物的状态、能否腐蚀仪器和橡皮、反应是否加热 及温度是否控制在一定范围等，从而选择合理的化学仪器和药品。‎ ‎ ⑶设计装置步骤：根据上述实验目的和原理，以及所选用的实验仪器和药品，设计出合理的实验装置和实验操作步骤，学生应具备识别和绘制典型的实验仪器装置图的能力，实验步骤应完整而又简明。‎ ‎⑷记录现象数据：根据观察，全面准确地记录实验过程中的现象和数据。‎ ‎⑸分析得出结论：根据实验观察的现象和记录的数据，通过分析、计算、图表、推理等处理，得出正确的结论。‎ ‎3、评价确定最佳实验方案 ‎⑴优化思路 ‎ 实验设计就是要求学生利用化学知识，设计实验完成预期目的。设计时一定要有目的性，设计周密、可行、优化的方案。‎ 例如：如何以还原性铁粉为原料制备 Fe(OH)2，并观察它在空气中的氧化过程。‎ 应分为三步：‎ 在⑴中，用②比①好，因过量铁防止 Fe2＋被氧化；因⑵中，应减少O2存在对Fe(OH)2生成的影响，最佳方案用刚好生成的FeSO4与NaOH反应，NaOH溶液应煮沸，且用长滴管伸入FeSO4溶液中。在⑶中应把试管倾斜使之与O2接触。反应环境的选择对设计也有影响。‎ ‎⑵优化药品 ‎ 在均能达到实验目的的前提下，考虑用价格便宜的原料，提高经济效益。如MgCl2中含有FeCl2，如何除去？现提供信息如下：‎ 试剂 漂液（含NaClO）25.2%‎ 双氧水（30%）‎ NaOH Na2CO3‎ 卤块（MgCl230%）‎ 价格 ‎（元/吨）‎ ‎450‎ ‎2400‎ ‎2100‎ ‎600‎ ‎310‎ 前两者可除去Fe2＋，考虑价格应选用漂液。其次要考虑所加药品不能引进新的杂质，否则也不能达到实验目的要求。‎ ‎⑶优化装置 ‎ 在设计装置中，要求仪器简单、操作方便、安全合理，突破思维定势，开发仪器功能。如洗气瓶的多种用途，组装一套简单的启普发生器等，需要学生在不违背仪器使用方法的前提下，大胆动脑，合理拓展思维，使实验设计方案在现有仪器前提下能得以实现。‎ ‎⑷优化实验顺序 ① 仪器的安装顺序：先竖向：从下至上；后横向：从左至右 ② 装置图的连接：整套装置大体的连接顺序是：制取→除杂→干燥→主体实验→尾气处理。而就单个装置的连接要注意：“五进五出”：气体的流向通常是左进右出；洗气瓶作洗气用时长（管）进短（管）出；洗气瓶作量气（制出的气体从洗气瓶中把压到量筒中）用时短（管）进长（管）出；干燥管干燥气体粗（端）进细（端）出；冷凝管用的水下进上出（逆流原理）。‎ ③ 气体的干燥顺序：需收集的气体，经过系列洗气除杂后再干燥、收集，不能干燥后又洗气。需要某气体进行加热反应（如CO、H2与CuO、Fe2O3的反应）时，先干燥再反应。‎ ④ 加热的先后顺序：同一实验中有几处需要加热时，通常先加热制气装置，待产生的气体把系统内的空气排净后再加热反应的部分。停止加热时，先停反应的部分再停制气的部分，使产生的气体继续通一会儿使生成物冷却，防止又被氧化（如CO还原Fe2O3的实验）‎ ⑤ 操作的一般顺序：程序设计→连接仪器→检查气密性→装入药品→实验及现象观察→装置拆除→仪器清洗。‎ ‎⑸优化实验安全措施 为使实验安全可靠，要注意以下几个问题。‎ ① 有毒气体的尾气必须处理。通常将H2S、SO2、Cl2、HCl、NO2等用水或NaOH溶液吸改，将CO点燃烧掉。‎ ② 易燃气体如H2、CO、CH4、C2H4、C2H2等点燃这前必须要验纯。‎ ③ 用H2、CO还原CuO、Fe2O3等实验，应先通气，等体系内的空气排净后再加热，若先加热后通气可能会发生爆炸事故。‎ ① 加热制取的气体用排气法收集完毕，应先将导气管移出水面，再熄灭酒精灯，防止水倒吸入热试管而使试管破裂。‎ 一、物质的组成、性质和分类 ‎1、物质的分类 物质 混合物（多种化学组成）‎ ‎（由不同种物质混合而成，各物质仍保持其原有性质）‎ 纯净物（单一化学组成）‎ ‎（由同种物质组成，具有固定组成、固定的熔沸点）‎ 化 合 物 ‎（多元素）‎ 单 质 ‎（单一元素）‎ 离子化合物 共价化合物 络合物 电解质 非电解质 强电解质 弱电解质 有机化合物 无机化合物 金属 非金属 稀有气体 无机物 机械混合 三种分散系 溶液：NaCl溶液等（d＜10－9m）‎ 胶体：粒子胶体：AgI胶体、Fe(OH)3胶体 分子胶体：蛋白质、淀粉 ‎（10－9m＜d＜ 10－7m ）‎ 浊液 悬浊液：石灰水 乳浊液：敌敌畏乳液 ‎（d＞10－9m）‎ 化合物 非金属氢化物（常态的气态氢化物）‎ 氧化物 酸 碱 盐 不成盐氧化物：CO、NO等 成盐氧化物 酸性氧化物：CO2、SiO2 等 碱性氧化物：Na2O、CaO等 两性氧化物：Al2O3等 过氧化物：Na2O2等 超氧化物：KO2等 臭氧化物：RbO3等 ‎ ‎ ‎2、物质的组成 微观（粒子）‎ 宏观（成份）‎ 分子—— 分子是保持物质化学性质的一种粒子 原子—— 是化学变化中的最小粒子 离子—— 带有电荷的原子（或原子团）‎ ‎ —— 原子团各原子以共价键相结合，不易分开 元素—— 具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称 同位素—— 具有相同质子数和不同中子数的不同原子的互称 同素异形体—— 同种元素组成的不同种单质 同分异构体—— 同分子式、同化学组成、不同结构的有机物 同系物—— 结构相似、组成上相差一个或若干个“—CH2”原子团的物质的互称。‎ 金属与非金属的比较（偏旁部首分）‎ 状态 光泽 导电、导热性 延展性 金属 固 有光泽 良好 良好 非金属 固、液、气 无 不具有 质脆、易碎（不绝对）‎ ‎3、物质的变化 ‎ 物理变化：‎ ‎ 化学变化（反应）：本质—— 旧化学键破坏，新的化学键形成 化合、分解、置换、复分解反应 ‎ 基本反应类型： 氧化还原反应、非氧化还原反应 ‎ 放热反应、吸热反应 ‎4、酸、碱、盐的概念及分类 ‎⑴酸：在溶液中电离时阳离子全部是H＋的化合物 ‎ ‎含氧酸：H2SO4、HNO3等 无氧酸：HCl、HBr等 强酸：（完全电离）H2SO4、HNO3、HCl、HBr等 中强酸：（部分电离）H2SO3、H3PO4等 弱酸：（部分电离）HF、H2CO3、H2S等 都是弱酸 酸 常见弱酸酸性顺序：H2SO3＞H3PO4＞HF＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO＞H2SiO3‎ 氧化性酸：浓H2SO4、浓（稀）HNO3、HClO 非氧化性酸：稀H2SO4、盐酸、H3PO4‎ 一元酸：HCl、HNO3、CH3COOH 二元酸：H2SO4、HOOC—COOH（乙二酸，又称草酸）‎ 多元酸：H3PO4‎ ‎§酸的特殊性质 难挥发性酸：H2SO4、H3PO4‎ 易挥发性酸：HCl、HNO3、H2S 易分解的酸：HClO、H2SO3、H2CO3、HNO3‎ 还原性酸：H2S、浓HCl、HBr、HI、H2SO3‎ ‎§下列弱酸不能使指示剂变色 ‎ 、H2SiO3、高级脂肪酸、HClO（漂白）‎ ‎§酸的通性（以CH3COOH为例）‎ a、 遇石蕊试液变红 b、 Cu(OH)2＋2CH3COOH＝(CH3COO)2Cu＋2H2O c、 CuO＋2CH3COOH＝(CH3COO)2Cu＋H2O d、 Zn＋2CH3COOH＝(CH3COO)2Zn＋H2↑‎ e、 NaHCO3＋CH3COOH＝CH3COONa＋H2O＋CO2↑‎ ‎☆硝酸例外，不论是稀硝酸还是浓硝酸，金属是否活泼，硝酸与金属一般不放出氢气。‎ 可溶性碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、NH3·H2O 难溶性碱：Cu(OH)2、Fe(OH)3‎ 强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2‎ 弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)2‎ 两性氢氧化物：Al(OH)3、Zn(OH)2‎ 一元碱：NaOH 二元碱：Ca(OH)2‎ 三元碱：Fe(OH)3‎ 碱 ‎⑵碱——在溶液中电离时，阴离子全部是OH—的化合物 碱的通性：a、遇石蕊变蓝，遇酚酞变红 ‎ b、与酸性氧化物反应：SO2＋Ca(OH)2＝CaSO3↓＋H2O SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O ‎ c、Ca(OH)2＋2HCl＝CaCl2＋2H2O d、Ca(OH)2＋Na2CO3＝CaCO3↓＋2NaOH ‎⑶盐：由金属离子（或NH）和酸根离子构成的化合物 正盐：Na2CO3、Na3PO4、Ca3(PO4)2‎ 酸式盐：NaHSO3、NaH2PO4、Na2HPO4‎ 碱式盐：Cu2(OH)2CO3‎ 复盐：KAl(SO4)3·12H2O、KCl·MgCl2·6H2O 络盐：Na3AlF6、[Fe(SCN)]Cl2‎ 盐的通性：a、BaCO3＋2H＋＝Ba2＋＋H2O＋SO2↑‎ b、MgCl2＋2NH3·H2O＝Mg(OH2↓＋2NH Cu2＋＋SO＋Ba2＋＋2OH－＝Cu(OH)2↓＋BaSO4↓‎ c、CuSO4＋BaCl2＝BaSO4↓＋CuCl2‎ d、Zn＋CuSO4＝Cu＋ZnSO4‎ ‎ 盐的特性：盐的水解 ‎5、常见的既能与酸又能与碱反应的物质 ‎⑴金属：Al、Zn ‎⑵非金属：Si（Si ＋3HCl SiHCl3＋H2↑）‎ ‎ S（3S＋6NaOH 2Na2S＋Na2SO3＋3H2O）‎ ‎⑶两性氧化物：Al2O3、ZnO ‎⑷两性氢氧化物：Al(OH)3、Zn(OH)2‎ ‎⑸弱酸的铵盐：(NH4)2S、(NH4)2SO3、CH3COONH4‎ ‎⑹弱酸的酸式盐：NaHCO3、NaHS、K2HPO4‎ ‎⑺还原性酸：H2S、HI ‎⑻强氧化性酸：浓H2SO4、HNO3‎ ‎⑼个别的酸性氧化物：SiO2（SiO2＋4HF＝SiF4↑＋2H2O）‎ ‎⑽一些盐类物质：Na2CO3、CuSO4、AgNO3‎ ‎⑾某些有机物： ‎ ‎ 、 、 ‎ 二、化学用语 ‎⑴元素符号的意义：a、表示一种元素 ‎ b、表示这种元素的一个原子 ‎ c、表示这种元素的相对原子质量 ‎⑵离子符号和价标符号：‎ ‎ 离子符号：Na＋、Ca2＋、SO、ClO－‎ ‎ 价标符号：‎ ‎⑶化合价的含义、规律、应用 ‎ 定义：一种元素一定数目的原子跟一定数目其他元素的原子化合的性质。‎ ‎ ——化合价是元素的一种重要的性质。跟元素的原子结构有着非常密切的、直接的关系。‎ ‎ ——在化合物里，正负化合价的代数和为零。[单质分子里元素的化合价（规定）为零]‎ ‎ ——对于二价元素与奇数价或偶数价元素化合时，化学式是不同的。n为奇数价，化学式为M2(SO4)n；若为偶数，其为M(SO4) ‎ ‎⑷电子式 H ‎ ①原子的电子式：‎ H ‎ ②离子的电子式：H＋、Na＋、Mg2＋、‎ ‎ ③区分共价化合物与离子化合物 → 重点与难点 ‎※活泼金属与活泼非金属化合时，形成离子键，生成离子化合物。‎ 如：‎ ‎※同种或不同种非金属元素化合时，它们的原子之间形成共价键，生成共价单质或共价化合物。如 ‎※金属和非金属组成的化合物也有可能是共价化合物。如AlCl3、FeCl3‎ ‎④表示形成过程：‎ ‎5、原子（离子）结构示意图（或称原子、离子结构简图）‎ ‎6、分子式、结构式、结构简式 化学式——表示其物质组成的式子 化学式 结构式 结构简式 最简式 氢氧化钠 NaOH 水 H2O H－O—H H2O 双氧水 H2O2‎ H－O－O－H HO 乙烯 C2H4‎ CH2＝CH2‎ CH2‎ 乙炔 C2H2‎ CH 苯 C6H6‎ CH ‎7、中学阶段常用的方程式 ‎※质量守恒定律：在化学反应中，参加反应的各物质的质量总和，等于反应后生成的各物质的质量总和。‎ 理解：①原子个数守恒 ②化合价升降总数守恒 ③电荷守恒 ‎§对这一定律的理解是进行化学计算的重要依据。也是常用的解题方法。运用守恒法解题可以简化解题步骤，快速解题。‎ ‎⑴化学方程式：（依据客观事实，遵循质量守恒定律，注明反应条件及生成物为气体“↑”、沉淀“↓”等）‎ ‎⑵热化学方程式：2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)；△H＝－483.6kJ/mol ‎⑶离子方程式：理解离子方程式的意义（不一定反映本质）‎ 复习其书写方法（步骤）‎ ‎ 拆→强酸、强碱、可溶性盐 ‎⑷电离方程式：分清强、弱电解质 NaCl＝Na＋＋Cl－ BaSO4＝Ba2＋＋SO H3PO4 H＋＋H2PO ‎⑸电极反应方程式：‎ ‎ a、分清类型（首先弄清是原电池，还是电解池）‎ ‎ b、分清极称（搞清氧化——还原情况）‎ 三、化学中常用计量 ‎ 1、相对原子质量的涵义及相关的说法 ‎①定义：以12C原子的质量的 作为标准。其他原子的质量跟它相比较所得的数值。‎ ‎②相对原子质量、相对分子质量 ‎ 2、物质的量：——国际单位制的基本物理量 ‎——衍生概念 ‎①阿佛加德罗常数：12g12C中所含的碳原子数。NA为近似值，为6.02×1023 mol－1‎ ‎②阿佛加德罗定律：同温同压下，同体积的任何气体都含有相同数目的分子。‎ ‎ 推论： ＝ ＝ ＝‎ ‎③物质的量计算：n＝ n＝ n＝ n＝C·V（溶液）‎ ‎④物质的量浓度、溶质质量分数、溶解度之间的关系：‎ ‎（以1升溶液做为基准）‎ a%＝×100% （a＜s）‎ a%＝×100% C＝‎ ‎3、化学反应与能量 ‎⑴掌握化学反应的四种基本定型：化合、分解、置换、复分解 ‎⑵理解氧化还原反应。了解氧化剂和还原剂等概念。掌握重要氧化剂、还原剂之间的常见反应。能判断氧化还原反应中电子转移的方向和数目，并能配平反应方程式 ‎⑶了解化学反应中的能量变化、吸热反应、放热反应、反应热、燃烧热和中和热等概念。‎ ‎⑷氧化性、还原性强弱判断方法　‎ 第一节 根据反应条件来判断 第二节 根据反应的剧烈程度来判断 第三节 根据氧化还原反应的传递关系来判断（最可靠）‎ 第四节 根据化合价及还原产物（最不可靠）‎ ‎4、金属活动性顺序在化学反应中的应用 ‎※金属的化学性质与金属活动性的关系（附表见后）‎ ‎⑴金属与酸反应：K Ca Na Mg A l Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au ‎ ‎ a、氢以前的金属能置换非氧化性酸中的氢：2Al＋3H2SO4＝Al2(SO4)3＋3H2↑‎ b、氢以后的金属不能跟非氧化酸反应。只能与强氧化性酸反应：‎ ‎ 3Cu＋8HNO3（稀）＝3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O c、氢以前的金属与氧化性酸反应的产物与金属活泼性、酸的浓度、温度等多种因素有关。‎ d、Fe、Al在冷、浓H2SO4、HNO3中钝化。‎ ‎⑵金属与盐溶液反应 a、除活泼金属（K、Ca、Na、Ba等），Na＋CuSO4＋H2O→‎ b、后面的金属可与前面金属发生非置换反应：‎ ‎2FeCl3＋Cu＝2FeCl2＋CuCl2‎ c、其他情况：3Zn＋2FeCl3＋6H2O＝2Fe(OH)3↓＋3ZnCl2＋3H2↑‎ ‎⑶金属与水反应 a、K、Ca、Na遇冷水迅速放出H2（有O2存在，K发火）‎ b、Mg在冷水中缓慢，在沸水中快 Al在冷水中不反应，在沸水反应微弱 c、Zn、Fe、Sn、Pb能在红热条件下与水蒸气反应，产生H2‎ ‎3Fe＋4H2O、Fe3O4＋4H2‎ 第五节 氢以后金属不与H2O反应 第一节 金属活动顺序 K、Ca、Na Mg、Al、Zn Fe、Sn、Pb H Cu、Hg、Ag Pt、Au 与氢反应 常温下易被氧化 常温能被氧化 常温干燥空气中不被氧化 加热被氧化 不能被氧化 与水反应 常温能置换水中的氢 加热与水蒸气反应能置换水中的氢 不能置换水中的氢 与稀酸反应 能置换稀酸中的H＋‎ 与HNO3、浓H2SO4反应 与王水反应 与盐反应 前面的金属能把位于后面的金属从盐溶液中置换出来 存在状态 仅呈化合态 化合态、游离态 游离态 碱 溶、强热时分解 不溶、加热分解、由难到易 碳酸盐 溶、强热时分解 不溶、加热分解、由难到易 硝酸盐 溶，加热分解，由难到易 冶炼方法 电解熔化物 还原剂法 加热法 物理富集 失电子能力 强→弱 得最子能力（离子）‎ 弱→强 ‎⑷判断原电池的电极和电极反应式 相对活泼的金属作负术、失电子，发生氧化反应 ‎⑸判断电解时阳离子放电顺序 ‎——与金属活泼性顺序相反 Ag＋＞Fe3＋＞Hg2＋＞Cu2＋＞H＋＞Pb2＋＞Sn2＋＞Fe2＋＞Zn2＋＞(H＋)＞Al3＋＞Mg2＋＞Na＋‎ ‎⑹硝酸盐热分解 K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb Cu Hg Ag ‎ MNO2＋O2 MO＋NO2＋O‎2 M＋NO2＋O2‎ ‎⑺判断金属原子还原性和金属离子氧化性强弱 原理同⑸⑹ 金属原子还原性 K Au ‎ 金属离子氧化性 K+ Ag+‎ ‎⑻金属冶炼方法 a、K→Al：熔融电解（KCl＋Na NaCl＋K）‎ b、Zn→Cu：用还原剂C、CO、H2或溶液电解 c、Hg→Ag：加热等 d、Pt、Au：物理方法 ‎⑼不溶性碱热稳定性 金属越活泼，其氢氧化物越不易分解 a、 Mg→Cu：酒精灯加热 b、 Ag、Hg：常温下分解 ‎⑽判断可溶性碱的强弱 金属越活泼（金属性越强），其氢氧化物碱性就越强 ‎⑾判断单质能否与O2反应及其产物 K→Na：常温下易被氧化 4Li ＋O2＝2Li2O Mg→Fe：常温下可氧化，加热时易被氧化 Sn→Ag：高温下能被氧化 Pt、Au：不能被氧化 ‎⑿金属元素在自然界中的存在状态 K→Pb：化合态 Cu、Hg、Ag 化合态和游离态 Pt、Au：游离态 ‎⒀判断金属硫化物的颜色 K2S→ZnS：白色或无色 FeS、PbS、CuS、Cu2S、HgS、Ag2S 黑色 ‎⒁金属氧化物的水化 K→Mg：能与水作用 Al→Ag：不作用 四、溶液 ‎1、学习目标：‎ a、了解溶液的涵义 b、了解溶液的组成，理解溶液中溶质的质量分数的概念 c、了解饱和溶液、不饱和溶液的概念。了解溶液度的概念。了解温度对溶解度的影响及溶解度曲线 d、了解胶体的概念及重要性质的应用 e、初步了解结晶、结晶水、结晶不合物、风华、潮解的概念 ‎2、四种分散系的比较 ‎ 溶液、胶体、悬浊液、乳浊液 ‎ △比组成、分散质微粒状态及大小，主要特征及实例来认识和比较 ‎ △胶体的制取、分离、凝聚方法和性质 溶液中中分子或离子和胶体的胶粒分离 ‎ 胶体 Fe(OH)3胶体、H2SiO3胶体、AgI胶体 ‎ 加入少量电解质溶液、加热、加相反电荷胶体 丁达尔现象、布朗运动、电泳、胶体的稳定性 ‎3、溶液的组成及形成过程 a、溶液的组成：溶质和溶剂 ‎ ——质量为真、体积为假（质量、密度）‎ b、溶液的形成过程（物理——化学过程）‎ A、物理过程 B、化学过程 ‎ c、固体溶解性和溶解度的划分（‎20℃‎）‎ ‎ ①易溶：S＞‎10g ②可溶：‎1g＜S＜‎‎10g ‎③微溶：0.01g＜S＜1g ④难溶：S＜0.01克 ‎ d、重要物质溶于水时的吸热、放热问题 ‎ 吸热：绝大多数硝酸盐、铵盐、KNO3、NH4NO3‎ 溶于水 ‎ 放热：NaOH、熟石灰、浓H2SO4‎ ‎ 热量变化不大：NaCl、蔗糖 ‎4、温度对溶解度的影响及溶解度曲线 ‎ a、固体的溶解度，一般随温度升高而增大 ‎ b、受温度变化影响较大：KNO3、CuSO4‎ ‎ c、受温度变化较小：NaCl ‎ d、随温度升高反而减小：Ca(OH)2‎ 气体溶解度：在一定温度下（0℃），该气体（1个大气压）在1体积溶剂（水）中所溶解的最多体积数（L）。‎ ‎△气体溶解度随温度升高而减小，随压强增大而增大 ‎△溶解度曲线：正确理解溶解度曲线图中点、线、面的含义 三点规律：①同一物质在不同温度时的溶解度；‎ ‎ ②不同物质在同一温度时的溶解度；‎ ‎ ③物质的溶解度受温度变化影响的大小。‎ 五、金属概论 ‎1、金属在周期表中的位置和原子结构 ‎ 易失去电子形成阳离子，具有还原性（只显正价）‎ 结构特点 ‎ 最外层电子数目少 ‎ 电子层数较多，原子半径较大 ‎2、金属的性质 解释 ‎ a、物理性质：金属晶体 → 共性 ‎ ‎ → 个性 ‎ b、化学性质：金属活动性顺序的运用（见前）‎ ‎ ——金属性的定义及其表现 ‎3、金属冶炼 ‎ a、电解法：Na、Mg、Al等 2Al2O34Al ＋3O2↑‎ ‎ b、还原法：Zn、Fe、Sn、Pb、Cu等（用C、CO、H2、Al还原）‎ ‎ 如：WO3＋3H2W＋3H2O 2CuO＋C2Cu＋CO2↑‎ ‎ TiCl4＋4NaTi ＋ 4NaCl ‎ c、加热法：Ag、Hg HgS＋O2Hg＋SO2↑‎ ‎4、金属的锈蚀及防护 a、锈蚀：①化学腐蚀——直接发生氧化还原反应 ‎ ②电化腐蚀——发生（电化学）原电池反应 b、防护：——消除电化腐蚀发生的条件 六、非金属概论 ‎ 1、非金属元素在周期表中的位置（右上角）‎ ‎2、原子结构的特点：（最外层电子数越多，原子半径越小）‎ ‎3、单质的物理性质 ‎ ——分类解释，看属于哪类晶体 ‎4、化学性质 ‎ a、 氧化性（显负价）‎ ‎ b、还原性（显正价）‎ ‎ c、非金属性的定义及表现 ‎ 5、制备方法 ‎ a、热分解法：2KClO3 2KCl＋3O2↑ ‎ ‎ CH‎4 ‎C＋2H2‎ ‎ b、还原法：SiO2＋‎2C Si＋2CO SiCl4＋2H2 Si＋4HCl c、氧化法：2KMnO4＋16HCl＝2MnCl2＋5Cl2↑＋2KCl＋8H2O ‎ 2Br－ ＋Cl2 ＝Br2＋Cl－‎ e、电解法：2NaCl＋2H2O 2NaOH＋H2↑＋Cl2↑‎ MgCl2 Mg＋Cl2↑‎ ‎ ‎ 如何调整自己复习迎考的心理状态 ‎（核心内容是增强考试信心）‎ ‎1、学会发自内心的微笑；——勇敢要表现出来，表现有脸上 ‎2、走路挺胸抬头——雄纠纠、气昂昂；男同学要象拳击手，女同学要象女兵 ‎3、运用积极的暗示；（学会自己对自己发号施令）‎ ‎——我行，我能行，我一定能成功（相信自己）‎ ‎——要看到自己的长处与优点；守住自己的看家本领 ‎4、加强计划性，提高效率 ‎——每天都要有计划；列出序列，优先完成最重要的一项 ‎——再急也没有用 ‎5、调整生物钟 ‎——学会控制自己的兴奋与抑制；（深呼吸法，肌体疲劳法），要逐步把自已的兴奋点调整到上午9：00～11：30，下午3：00～5：00这两个时段。‎ ‎6、顽强的意志品质 ‎——胜利是拚出来的；自信心是通过和困难做斗争建立起来的。‎ ‎——敢于竞争，敢于拼搏，敢于胜利 ‎——拥有斗志，即是拥有希望，便是拥有胜利 ‎7、不要和其他人肓目攀比 ‎——每个人有每个人自己的情况，考出了自已的实力与水平就是最好的 ‎——超越了自已，也就超越了别人 ‎8、全面开放自己，不要跟自已过不去 ‎——多和同学、老师、家长交流 ‎——积极参加各项活动 ‎——善待自己，帮助别人，助人既是助已 ‎9、正确定位，降低期望值（忌过高、过低）‎ ‎——越是考学有希望的同学，越要重视基础知识，重视基本方法（收网）‎ ‎——得八进二（主抓80%的基础题和中档题，拼20%的较难题）‎ ‎——注意细节，重视细节，才会成功；自已要认真，仔细地体会 ‎10、增强学习实力 ‎——艺高人胆大，胆大艺更高（正诱导）‎ ‎——方法：①抓综合；②努力减少A类错误（非智力因素造成的失误）：心态平衡、看题、审题不认真，表达表述不准确（需高度重视）；c、查漏补缺。‎ 各章重要基础知识概要 一、卤素、氧化还原反应 HCl Cl2 HClO NaClO、Ca(ClO)2‎ 氯元素转化关系图 Br2、I2都难溶于水，易溶于有机溶剂 ‎⑴在水溶液中的颜色。Br2：黄色 I2：棕黄色 ‎⑵在有机溶剂（苯、汽油、CCl4）中的颜色为。Br2：橙色或橙红色 I2：紫红色 CaF2 ＋H2SO4（浓）＝CaSO4＋2HF↑‎ ‎2F‎2＋2H2O＝4HF＋O2‎ KClO3＋6HCl（浓） KCl＋3Cl2↑＋3H2O ‎(ClO＋5Cl－＋6H＋ 3Cl2↑＋3H2O)‎ ‎2KMnO4＋16HCl＝2KCl＋MnCl2＋5 Cl2↑＋8H2O MnO2＋4NaCl＋4H2SO4（浓） MnCl2＋4NaHSO4＋Cl2↑＋2H2O ‎3Cl2＋6KOH　　 KClO3＋5KCl＋3H2O Cl2＋2NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O（吸收余氯）‎ ‎2Cl2＋2Ca(OH)2＝CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O（制漂白粉）‎ ‎ 漂白粉 [Ca(ClO)2是漂白粉的有效成分]‎ Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝CaCO3＋2HClO（漂白粉的使用原理）‎ Cl2＋H2O＝HCl＋HClO（2HClO 2HCl＋O2↑）‎ 光 Cl2＋　　　 　　 C6H5Cl ＋HCl ‎3Cl2＋ C6H6Cl6‎ ‎2NaCl ＋H2SO4（浓）Na2SO4＋2HCl↑‎ NaCl＋H2SO4（浓）NaHSO4＋HCl↑‎ NaCl＋NaHSO4 Na2SO4　＋HCl　‎ ‎2AgX2Ag＋X2 （X＝Cl、Br、I）‎ ‎ ‎ 氧化还原反应 ‎ 实质：电子转移 ‎ 标志：元素化合价的升降 氧化反应：物质失去电子的反应 氧化剂：在反应中获得电子的物质 氧化产物：被氧化得到的物质 强氧化剂＋强还原剂 弱氧化剂＋弱还原剂 ‎（Cl2＋2KI＝2KCl＋I2）‎ 二、物质的量 反应热 物质的量：以摩尔为单位表示物质所含微粒多少的物理量 ‎ 国际单位制（SI制）的基本物理量 摩尔：表示物质的量单位，某物质如果含有阿佛加德罗常数个微粒，这种物质的“物质的量”就是1mol ‎ ‎ 阿伏加德罗常数：0.012Kg 12C 所含碳原子数 阿伏加德罗定律：‎ ‎ 同温同压下，同分子数目的气体具有相同的体积 ‎ 推论1：1摩尔任何气体在相同的温度和压力下，占有相同的体积 ‎ 推论2：气体的体积比＝分子数目比＝物质的量之比 定义：在化学反应过程中吸收或放出的热量 ‎ ‎ 燃烧热：101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物放出的热量 吸热反应：△H＞０‎ 放热反应：△H＜０‎ 类型：‎ 中和热：稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1molH2O时的反应热 反应热 表示方法：热化学方程式 单位：kJ/mol 如：CO(g)＋O2(g)＝CO2(g) △H＝－28.2kJ/mol 意义：1mol CO和0.5molO2起反应生成CO2时，放出282.8kJ的热 ‎ ——所有的水解和电离过程都是吸热的 ‎ ——大多数的分解反应都是吸热的 ‎ ——大多数的化合反应都是放热的。但也在例外 应掌握：‎ ‎ H2(g)＋I2(g) 2HI(g) △H＞０‎ ‎ N2(g)＋O2(g ) 2NO(g) △H＞０‎ CO2(g)＋C(s) 2CO(g) △H＞０‎ 重点记忆：C(s) ＋H2O(g) CO(g) ＋H2(g) △H＞０‎ 热化学方程式：表明反应放出或吸收热量的化学方程式 注意：1、注明反应的温度和压强 ‎ 2、反应热用符号“△H”表示，放热用“－”，吸热用“＋”‎ ‎ 3、注明反应和生成物的状态 ‎ 4、化学式前的化学计量数可以是整数，也可以是分数 盖斯定律：化学反应不管一步完成，还是分几步完成，其反应热相同 反应热与键能的关系：‎ 键能：破坏1mol该键所吸收的能量或生成1mol该键所放出的能量 反应热（△H）=生成物键能总和－反应物键能总和 ‎ ‎ 三、氧族元素 离子反应 H2S←S→SO2、SO3→H2SO3、H2SO4→Na2SO3、Na2SO4‎ 硫及其化合物转化关系图 臭氧（O3）：O2的同素异形体，主要分布在距地面10—‎50km的臭氧层中。‎ 制备：3O2 2O3‎ 性质：极强氧化剂，能漂白，能使KI淀粉试纸变蓝 ‎2Ag＋S＝Ag2S（黑） Hg＋S HgS（黑）‎ ‎2Cu＋S Cu2S 3S＋6KOH 2K2S＋K2SO3＋3H2O HgS（黑或红色）＋O2 Hg（蒸气）＋SO2 ‎ H2S＋H2SO4(浓)＝S↓＋SO2↑＋2H2O H2S＋2FeCl3＝2FeCl2＋2HCl＋S↓ 2 H2S＋O2＋4Ag＝2H2O＋2Ag2S C＋2H2SO4(浓) CO2↑＋2SO2↑＋2H2O ‎ ‎2Na2SO3＋O2＝2Na2SO4 2H2SO3＋O2＝2H2SO4‎ SO2＋X2＋2H2O＝H2SO4＋2HCl （X2＝Cl2、Br2、I2）‎ ‎2Fe3+＋SO2＋2H2O＝2Fe2+＋SO＋4H+‎ Na2SO3＋Cl2＋H2O＝Na2SO4＋2HCl S2O＋2H+＝S↓＋SO2↑＋H2O H2S＋H2SO4(浓)＝S↓＋SO2↑＋2H2O ‎2CaSO4·2H2O 2CaSO4·H2O＋3H2O Na2SO3＋S Na2S2O3‎ 离子反应：在水溶液中进行的，有离子参加或有离子生成的反应。‎ 离子方程式书步骤：1、写 ；2、拆；3、删；4、查 ‎——关键是拆，拆的时候要三问，问：‎ a、 是不是强酸？强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4等 b、 是不是强碱？强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2（澄清溶液）等 c、 是不是可溶性盐？ 钾钠铵和硝酸 ‎ 盐酸盐，银（亚）汞铅 ‎ 银亚汞，钙钡铅。——硫酸盐 ‎ 醋酸盐可溶 d、 ‎——除强酸、强碱、可溶性盐要拆外，其余的皆不拆 四、碱金属 Na→Na2O、Na2O2→NaOH→Na2CO3、NaHCO3‎ ‎4Na＋O2＝2Na2O(白) 2Na＋O2　　　Na2O2(淡黄色)‎ ‎2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑ 2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2‎ ‎2NaOH＋2Al＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑‎ ‎2NaOH＋Si＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑‎ ‎2NaOH＋SiO2＝Na2SiO3＋H2O NaOH＋CH3COONa Na2CO3 ＋CH4↑‎ NaOH＋NaHCO3＝Na2CO3＋H2O ‎2NaHCO3　　　　　　Na2CO3＋CO2↑＋H2O　 Na2CO3＋Ca(OH)2 ＝CaCO3↓＋NaOH ‎ Na2CO3＋Ba(OH)2 ＝BaCO3↓＋2NaOH Na2CO3＋＋CO2＋H2O＝2NaHCO3‎ 焰色反应：钠——黄色 钾——浅紫色 ‎(一)元素周期律知识网络图 ‎(二)元素及其化合物知识点按下图格式联想复习 元素周期表 原子结构 元素化合物的性质 元素化合物的结构 五、物质结构 元素周期律 ‎1、原子结构 组成 X ‎ ‎ H（氕原子）例外 质量数=原子的近似相对原子质量=质子数＋中子数 ‎10电子微粒 分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4‎ 离子：N3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+‎ ‎ OH-、NH 、H3O+、NH ‎18电子微粒：‎ 分子：Ar、F2、HCl、H2S、PH3、H2O2、SiH4、N2H4、NH2－OH、CH3CH3、CH3OH、CH3F 离子：K+、Ca2+、Cl-、S2-、HS-‎ 1、 元素周期表、元素周期律 元素周期律：元素性质随着原子序数的递增，呈现周期性变化 元素的性质 ‎——原子结构与元素在周期表中的位置关系规律 1. 核外电子层数＝周期数 2. 主族元素的最外层电子数＝族序数 3. 质子数＝原子序数＝原子核外电子数 4. 主族元素的最高正价＝族序数，负价的绝对值＝８－族序数 ‎——熟记稀有气体的原子序数 ‎2He、10Ne、18Ar、36Kr、54Xe、86Rn 根据某元素原子与相近的稀有气体元素原子序数的差，可确定某位置（哪一族），反之亦然。‎ ‎——元素性质、存在、用途的特殊性 ‎⑴形成化合物种类最多的元素；或单质是自然界中硬度最大的元素；或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素——碳元素（C）‎ ‎⑵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是——氮元素（N）‎ ‎⑶地壳中含量最多的元素，或气态氢化物的沸点最高的元素是O ‎⑷地壳中含量最多的金属元素是Al ‎⑸最活泼的非金属，或无含氧酸的非金属元素为F ‎⑹最活泼的金属是Cs ‎⑺最强的酸为HClO4‎ ‎⑻最易着火的非金属单质为P4‎ ‎⑼最轻的单质为H2，最轻的金属为Li ‎⑽常温下呈液态的金属单质为汞（Hg）‎ ‎⑾常温下呈液态的非金属单质为Br2‎ ‎⑿一般没有正价的元素为O、F ‎⒀没有负价的元素为金属元素 ‎⒁最高价氧化物及其水化物显两性的元素有Be、Al、Zn ‎⒂常见的能形成同素异形体的元素有C、P、O、S 化学键 相邻原子间的强烈相互作用 共价键的形成条件：‎ ‎ 非金属元素原子的电子配对成键 ‎——AlCl3、FeCl3、部分醋酸盐等中的化学键也属共价键 离子键的形成条件：活泼金属和活泼非金属通过得失电子形成离子键 ‎——共价键的键参数 1、 键能：拆开1摩尔共价键所消耗的能量（kJ/mol）‎ ‎ 键能越大，共价键越牢固，含有该键的分子越稳定 2、 键长：成键原子的核间距 ‎ 键长越短，键就越强，越牢固 3、 键与键之间的夹角。‎ 键角可反映分子的空间构型，可进一步帮助我们判断分子的极性。‎ ‎ ——键角小结 ‎ 分子 P4 H2S NH3 水 ‎ 键角 60° 略90° 107°18′ 104.5°‎ ‎ 分子 CH2＝CH2 BF‎3 C6H6（苯）‎ ‎ 键角 120°‎ ‎ 微粒 （NH4+） 甲烷 CC4 金刚石 单晶硅 CO2 CS‎2 C2H2‎ ‎ 109°28′ 180°‎ ‎ ——sp3杂化 109°28′； sp2杂化 120° sp杂化 180°‎ ‎ （此项还可帮助判断有机分子的原子是否共面）‎ ‎ 应掌握的极性分子、非极性分子 非极性分子的两种判据：中心原子化合价法和受力分析法 ‎1、中心原子化合价法 ‎ 组成为ABn型化合物（分子），若中心原子A的化合价等于族的序数，则该化合物的分子为非极性分子。如CH4、CCl4、SO3、PCl5等 ‎2、受力分析法 ‎ 若已知键角（或空间结构），可进行受力分析，合力为零者为非极性分子。‎ ‎ ‎ 如O＝C＝O 等 极性分子 非极性分子 双原子分子 HX、CO、NO……‎ Cl2、H2、O2、N2……‎ 三原子分子 H2O、H2S、NO2、SO2‎ CO2、CS2‎ 四原子分子 NH3、H2O2‎ BF3、P4、C2H2、SO3‎ 五原子分子 CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3……‎ CH4、CCl4、SiF4……‎ 其它 CH3CH2OH C2H4、C6H6（苯）、汽油、PCl5‎ ‎——同位素（同质子数而不同中子数的同一元素的原子互称同位素）‎ ‎①只有同位素原子才可标示质量数；‎ ‎②许多元素都有同位素；‎ ‎③同位素的化学性质几乎相同；‎ ‎④自然界中（天然）各同位素占的原子百分含量一定 ‎——物质的物理性质是各种晶体类型判别的最有力的判据 ‎——对于组成和结构相似的物质，分子量越大，分子间作用力越大，物质的熔沸点越高。‎ ‎——极性相似者相溶。‎ 六、氮族 ‎2‎ NH4Cl←NH3←N2→ → →‎ 氮族元素知识网络 N2 ＋O2 2NO N2＋3Mg　　　　　Mg3N2‎ ‎△‎ ‎4NH3＋5O2  4NO＋6H2O ‎ ‎4NH3＋3O2（纯） 2N2＋6H2O ‎2NO＋O2＝2NO2 2NO2 N2O4‎ ‎3NO2＋H2O＝2HNO3＋NO 4NO2＋O2＋2H2O＝4HNO3‎ NO＋NO2＋2NaOH＝2NaNO2＋H2O NaNO3＋H2SO4（浓） NaHSO4＋HNO3↑‎ C＋4HNO3（浓）　 CO2↑＋4NO2↑＋2H2O S＋2HNO3（稀） H2SO4 ＋2NO↑‎ Ag+ ＋2NH3＝[Ag(NH3)2]+‎ Mg3N2＋6H2O＝3Mg(OH)2↓＋2NH3↑‎ 硝酸盐的热解规律 ‎3P（白磷）＋5HNO3＋2H2O 3H3PO4＋5NO ↑（制高纯度的磷酸）‎ P2O5＋H2O　　　　　2HPO3 P2O5＋3H2O　　　　　2H3PO4‎ Ca3(PO4)2＋2H2SO4＝Ca(H2PO4)2＋2 CaSO4 （普钙）‎ Ca3(PO4)2＋3H2SO4　 2H3PO4＋3CaSO4（磷酸的工业制法，强酸制弱酸）‎ Ca3(PO4)2＋4H3PO4＝3 Ca(H2PO4)2 （重钙）‎ ‎11P(白磷)＋15CuSO4＋24H2O＝5Cu3P＋15H2SO4＋6H3PO4（此反应用于除去白磷的毒性）‎ ‎——P2O5（实际上是P4O10）是白色粉末状固体，有很强的吸水性，在空气中很快潮解，是一种很强的干燥剂。‎ ‎——硝酸盐在高温、酸性环境条件下，表现出强氧化性。‎ a、 黑火药反应：S＋2KNO3＋3C＝K2S↑＋3CO2↑＋N2↑‎ b、 NO 、H+ 等效于HNO3‎ ‎——强碱的磷酸盐溶液：正盐只是水解呈强碱性（如Na3PO4）‎ ‎ 二氢盐即电离又水解，电离强于水解呈弱酸性（如NaH2PO4）‎ ‎——一氢盐水解强于电离呈弱碱性（如Na2HPO4）‎ 氧及其化合物相互关系 H2‎ H2O H2O2‎ 过氧化物 O2‎ O3‎ 具有强氧化性 跟多种单质反应生成氧化物 使多种物质燃烧 氧化某些化合物如亚硫酸盐、亚铁盐、碘化物、苯酚等 表现还原性 ‎（跟KMnO4等反应）‎ 表现氧化性（跟亚铁盐 、‎ 亚硫酸盐等反应）‎ 应）‎ 漂白作用 ‎（使品红、酚酞等褪色）‎ ‎ ‎ 硫及其化合物相互联系 七、碳族 CH4←C→CO、CO2→H2CO3→CaCO3→Ca(HCO3)2‎ SiH4←Si→SiO2→H2SiO3→Na2SiO3‎ 碳、硅及化合物联系脉络 ‎ C＋O2CO2 ‎2C＋SiO2Si＋2CO↑ 　　 C＋H2O(g) CO＋H2‎ ‎ ‎2C＋O2CO ‎3C＋Fe2O32Fe＋3CO↑ 　 CO＋H2O(g) CO2＋H2‎ Si＋O2SiO2 Si＋2Cl2SiCl‎4 C＋2SCS2‎ SiCl4＋2H2Si＋4HCl SiO2＋‎2CSi＋2CO↑ Si ＋FeOSiO2＋Fe CaO＋‎3CCaC2＋CO↑ CaCO3＋CO2＋H2O＝Ca(HCO3)2 MgCO3MgO＋CO2↑Ca(HCO3)2 CaCO3＋CO2↑＋H2O SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O SiO2＋‎3CSiC＋2CO↑ SiO2＋4HF＝SiF4↑＋2H2O Na2SiO3＋2HCl＋H2O＝H4SiO4↓＋2NaCl H4SiO4＝H2SiO3＋H2O Na2SiO3＋CO2＋H2O＝H2SiO3↓＋Na2CO3 H2SiO3SiO2＋H2O Mg(HCO3)2Mg(OH)2↓＋2CO2↑（水解）‎ 常见金属　Mg、Al、Ｆe、Cu 镁及其化合物知识网络 铝及其化合物知识网络 ‎3Mg＋N2Mg3N2 2Mg＋CO22MgO＋C ‎2Mg＋SO22MgO＋S Mg＋2H2O Mg(OH)2 ＋H2↑（酚酞变粉红）‎ Mg＋‎2C2H5OH (C2H5O)2Mg＋H2↑ MgCO3＋H2O Mg(OH)2＋CO2↑‎ MgCO3 MgO＋CO2↑ MgCl2（熔融）Mg＋Cl2↑‎ Mg(HCO3)2＋2Ca(OH)2＝Mg(OH)2↓＋2CaCO3↓＋H2O Mg(OH)2MgO＋H2O MgO＋H2O＝Mg(OH)2 （缓慢） Mg3N2＋6H2O＝3Mg(OH)2↓＋2NH3↑‎ ‎4Al＋3O22Al2O3 4Al＋3MnO23Mn＋2Al2O3‎ ‎2Al＋Fe2O32Fe＋Al2O3 2Al＋3FeO3Fe＋Al2O3 (炼钢脱氧)‎ ‎2Al＋‎6C2H5OH2(C2H5O)3Al＋3H2↑‎ ‎2Al2O3 （熔融） 4Al＋3O2↑ Al2O3＋2OH－＝2AlO2－＋H2O Al(OH)3＋3H＋＝Al3＋＋3H2O Al3＋＋3NH3·H2O＝Al(OH)3↓＋3NH4+‎ Al(OH)3＋OH－＝AlO2－＋2H2O Al3＋＋3H2OAl(OH)3＋3H＋‎ AlO2－＋2H2O Al(OH)3＋OH－ AlO2－＋H＋＋H2O＝Al(OH)3↓‎ AlO2－＋CO2＋2H2O＝Al(OH)3↓＋HCO3－　　　　　2Al＋3SAl2S3‎ AlO2－＋CO2＋3H2O＝Al(OH)3↓＋CO32－ Al2S3＋6H2O＝Al(OH)3↓＋H2S↑‎ AlO2－＋Al3+＋6H2O＝4 Al(OH)3↓ Al3+＋3 HCO3－＝Al(OH)3↓＋3CO2↑‎ AlO2－＋NH4+＋H2O＝Al(OH)3↓＋NH3↑ 2Al3+＋3 CO32－＋3H2O＝2 Al(OH)3↓＋3CO2↑‎ ‎2Al3+＋3S2-＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑ 2NH4+＋SiO32-＋2H2O＝H2SiO3↓＋2NH3·H2O Al3+＋3HS-＋3H2O＝Al(OH)3↓＋3H2S↑‎ 说明：Al(OH)3可写成H3AlO3。 做为碱，为三元碱；做为酸，为一元酸。‎ ‎3Fe＋2O2Fe3O4 2Fe＋3Cl22FeCl3 Fe＋I2＝FeI2‎ ‎3Fe＋4H2OFe3O4＋4H2 3FeO＋10HNO3＝3Fe(NO3)3＋5H2O＋NO↑‎ ‎2Fe2＋＋Cl2＝2Fe3＋＋2Cl－ 2Fe3＋＋Fe＝3Fe2＋ Fe3＋＋SCN－＝［Fe(SCN)］2＋‎ ‎2Fe3+＋2I－＝2Fe2+＋I2 2FeBr2＋3Cl2（足量或过量）＝2FeCl3＋2Br2‎ ‎2FeCl3＋Cu＝2FeCl2＋CuCl2 Fe3＋＋3H2OFe(OH)3 ＋3H＋‎ ‎2FeCl3＋H2S＝2FeCl2＋S↓＋2HCl FeCl3＋3H2OFe(OH)3 ＋3HCl ‎2Fe3+（6Cl－）+SO2＋2H2O ＝2Fe2+＋SO42-＋4H+（6Cl－）‎ ‎3Fe3O4 ＋8Al9Fe＋4Al2O3 4FeS＋11O24Fe2O3＋8SO2‎ ‎2Fe＋O22FeO（O2不足） 2FeO＋Si2Fe＋SiO2‎ FeO＋CFe＋CO↑ FeO＋Mn2Fe＋MnO ‎2Fe(OH)3Fe2O3＋3H2O 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝4Fe(OH)3‎ ‎4Fe＋3O2＝2Fe2O3（O２充足，高温） Fe3O4＋4H2＝3Fe＋4H2O ‎4Fe3O4＋O2＝6Fe2O3（高温） 6FeO＋O2＝2Fe3O4（高温）‎ MnO4－＋5Fe2＋＋8H＋＝Mn2＋＋5Fe3＋＋4H2O ‎ ‎2Cu＋O22Cu2O 4CuO2Cu2O＋O2↑ ‎ ‎ Cu(OH)2CuO＋H2O 4Cu(OH)22Cu2O＋O2↑＋4H2O Cu2(OH)2CO32CuO＋CO2↑＋H2O ‎2Cu＋O2＋CO2＋H2O＝Cu2(OH)2CO3（铜绿）‎ ‎4HCl＋PbO2＝PbCl2＋Cl2↑＋2H2O 2HCl＋PbO＝PbCl2＋H2O ‎8HCl＋Pb3O4＝3PbCl2＋Cl2↑＋4H2O ‎ ‎2KClO3 2KCl＋3O2↑ （NH4HCO3NH3↑＋H2O＋CO2↑）‎ ‎2KMnO4K2MnO4＋MnO2＋O2↑ 2H2O22H2O＋O2↑‎ 无机知识归纳总结 反应途径结构网络图：‎ 特征现象：‎ 1、 浅黄色固体：S或Na2O2或AgBr 2、 有色溶液：Fe2+（浅绿色），Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、MnO4—（紫红色）‎ 3、 有色固体：红色（Cu、Cu2O、Fe2O3）　 红褐色：Fe(OH)3 　蓝色：Cu(OH)2 ‎ 黑色：CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS 黄色：AgI、Ag3PO4 ‎ 白色：Fe(OH)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3‎ 4、 有色气体：F2（浅黄绿色）、Cl2（黄绿色）　NO2、Br2(蒸气)（红棕色）‎ 反应现象结构网络图 ‎⑴黄色：含钠元素的物质在火焰上燃烧 ‎⑵浅紫色（透过蓝色钴玻璃）：含钾元素的物质在火焰上灼烧 焰色反应 ‎（物理变化）‎ 燃烧反应 ‎（化学变化）‎ ‎⑴苍白色：H2在Cl2中燃烧 ‎⑵蓝色：CO在空气中燃烧 ‎⑶蓝紫色：S在纯氧中燃烧 ‎⑷注意乙烯、苯等在空气中燃烧的现象 火焰焰色归纳 反应现象 中和滴定指示剂的选择 酚酞或甲基橙 常用试纸 ‎⑴pH试纸 ‎⑵红色石蕊试纸 ‎⑶蓝色石蕊试纸 ‎⑷酚酞试纸 ‎⑸淀粉—KI试纸 特殊实验现象 有关未知物化学式的推断 无机框图推断 常见阴离子的检验 常见阳离子的检验 特征反应现象 ‎①遇酚酞变红的气体必是氨气。‎ ‎②在空气中迅速由无色变为红棕色的气体是NO。‎ ‎③向一溶液中加入碱液，产生白色沉淀，进而变成灰绿色最后变成红褐色，该溶液中必含Fe2+。‎ ‎④遇SCN－ 显红色或遇OH－ 生成红褐色沉淀，或遇苯酚显紫色的离子是 Fe3+。‎ ‎⑤遇BaCl2生成不溶于稀硝酸的白色沉淀的溶液可能含有Ag+ 、SO32- 或SO42－。‎ ‎⑥遇HCl生成沉淀的溶液中可能含有Ag+、SiO32－、S2O32－。‎ ‎⑦具有臭鸡蛋气味的气体是H2S、与H2S反应生成淡黄色沉淀的气体可能是Cl2、O2、SO2、NO2等。‎ ‎⑧电解电解质溶液时阳极气态产物一般是Cl2或O2，阴极产物是H2。‎ ‎⑨使品红溶液褪色的气体可能是Cl2（加热后不恢复红色）或SO2（加热后又恢复红色），物质可能是次氯酸盐NaClO、Ca(ClO)2、氯水，Na2O2等。‎ ‎⑩在Cl2中燃烧生成白色烟雾的是磷。‎ 反应物的浓度不同导致反应原理不同 ‎ MnO2＋4HCl（浓）MnCl2＋Cl2↑＋2H2O ‎ MnO2＋HCl（稀）不反应 ‎ Ca(ClO)2＋2HCl（稀）＝CaCl2＋2HClO ‎ Ca(ClO)2＋4HCl（浓）＝CaCl2＋2Cl2↑＋2H2O ‎ CH4＋Br2(g) CH3Br＋HBr ‎ CH4＋溴水 不反应 ‎ ＋Br2（液） ＋HBr ‎ ‎＋ 溴水不反应 反应过程中需浓H2SO4的反应 制H3PO4：Ca3(PO4)2＋3H2SO4（浓）2H3PO4 ＋3CaSO4‎ 制亚硫酸酐：Na2SO3＋H2SO4（中等浓度）Na2SO4＋H2O＋SO2↑‎ 制HCl：NaCl（固）＋H2SO4（浓）NaHSO4＋HCl↑‎ ‎ NaHSO4＋H2SO4（浓）Na2SO4＋HCl↑‎ 制C2H4：CH3CH2OH CH2＝CH2↑＋H2O 制葡萄糖：(C6H10O5)n（纤维素）＋nH2O nC6H12O6‎ 制硝基苯： ＋HNO3（浓） ＋H2O 制乙酸乙酯：CH3COOH＋CH3CH2OH CH3COOCH2CH3＋H2O 制硝酸纤维：[C6H7O2(OH)3]n＋3nHNO3 [C6H7O2(ONO2)3]n＋3nH2O 制TNT： ＋3HNO3 ＋3H2O 制苯磺酸： ＋H2SO4（浓）　　　　　　＋H2O ‎（浓硫酸的还原产物是SO2，稀硫酸的为H2）‎ Zn＋2H2SO4（浓）＝ZnSO4＋SO2↑＋2H2O；Zn＋H2SO4（稀）＝ZnSO4＋H2↑‎ Cu＋2H2SO4（浓）CuSO4＋SO2↑＋2H2O；Cu＋2H2SO4（稀）不反应 ‎2Al＋6H2SO4（浓）Al2(SO4)3＋3SO2↑＋6H2O； Al在H2SO4（冷，浓）中钝化 ‎2Al＋6H2SO4＝Al2(SO4)3＋3H2↑‎ ‎2Fe＋6H2SO4（浓）Fe2(SO4)3＋3SO2↑＋6H2O Fe在H2SO4（冷，浓）中钝化 Fe＋H2SO4（稀）＝FeSO4＋H2↑‎ C＋2H2SO4（浓）CO2↑＋2SO2↑＋2H2O C＋H2SO4（稀）不反应 反应过程中需稀硫酸的反应 制H2：Zn＋H2SO4＝ZnSO4＋H2↑‎ 糖类水解：C12H22O11（蔗糖）＋H2O　　　　　C6H12O6（果糖）＋　C6H12O6（葡萄糖）‎ 酯水解：CH3COOCH2CH3＋H2O CH3COOH＋C2H5OH ‎（浓硝酸的还原产物常为NO2，稀硝酸的还原产物为NO，金属和硝酸的反应不考虑氢气的生成）‎ Cu＋4HNO3(浓) Cu(NO3)2＋2NO2↑ ＋2H2O ‎3Cu＋8HNO3（稀）3Cu(NO3)2＋2NO↑ ＋4H2O C＋4HNO3(浓) CO2↑＋4NO2↑ ＋2H2O Al、Fe在冷的浓硝酸、浓硫酸中钝化 Al＋6HNO3(浓) Al(NO3)3＋3NO2↑ ＋3H2O Al＋4HNO3(稀) Al(NO3)3＋NO↑ ＋3H2O 过量的铁和浓、稀硝酸的反应的分析 ‎ Fe＋6HNO3(浓) Fe(NO3)3＋3NO2↑ ＋3H2O ‎ Fe＋4HNO3(稀) ＝Fe(NO3)3＋NO↑ ＋2H2O ‎ Fe＋2 Fe(NO3)3＝3Fe(NO3)2‎ 其他 ‎2NaCl(熔融) 2Na＋Cl2↑‎ ‎2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑‎ NaCl(饱和)＋CO2＋NH3＋H2O＝NaHCO3 ↓＋NH4Cl 无机框图题题眼归纳 （一） 特征反应：‎ OH－‎ ‎1、与碱反应产生气体：‎ ‎ ⑴单质Al、Si H2↑ ‎ ‎⑵铵盐：NH4+ NH3↑＋H2O ‎ ‎2、与酸反应产生气体：‎ ‎⑴‎ ‎ CO32-（HCO3-） CO2↑‎ ‎⑵化合物 S2-（HS-） H2S↑‎ ‎ SO32-（HSO3-） SO2↑‎ ‎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：‎ ‎ ⑴单质：‎ ‎ 2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑‎ ‎ ‎2F2＋2H2O＝4HF＋O2↑‎ ‎ ⑵化合物:‎ ‎ 2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑‎ Mg3N2＋3H2O＝3Mg(OH)2↓＋2NH3↑‎ Al2S3＋6H2O＝2Al(OH)3↓＋3H2S↑‎ CaC2＋2H2O＝Ca(OH)2＋C2H2↑‎ ‎5、强烈双水解 Al3+＋CO32- CO2↑＋ Al(OH)3↓‎ Al3+＋S2－（HS-） Al(OH)3↓＋H2S↑‎ Al3+＋AlO2- Al(OH)3↓‎ ‎6、铝热反应：‎ ‎ Al＋金属氧化物 金属＋Al2O3‎ ‎7、既能与酸反应，又能与碱反应 ‎⑴单质：Al、Be、Zn ‎⑵化合物：Al2O3、Al(OH)3、BeO、Be(OH)2、ZnO、Zn(OH)2、‎ 弱酸弱碱盐、弱酸的酸式盐、氨基酸 ‎8、与Na2O2反应：‎ ‎2Na2O2 ＋2CO2＝2Na2CO3＋O2 2Na2O2 ＋2H2O＝4NaOH＋O2↑‎ ‎9、2FeCl3＋H2S＝2FeCl2＋S↓＋2HCl ‎10、电解 ‎2H2OH2↑＋O2↑ 2Al2O34Al＋3O2↑‎ ‎2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑‎ ‎11、 ‎ ‎12、归中反应：2H2S＋SO2＝3S＋2H2O 4NH3＋6NO 5N2＋6H2O ‎13、受热分解产生2种或3种气体的反应：‎ ‎ NH4HCO3[(NH4)2CO3] NH3↑＋CO2↑＋H2O ‎ 铵盐 NH4HSO3[(NH4)2SO3] NH3↑＋SO2↑＋H2O ‎ NH4HS[(NH4)2S] NH3↑＋H2S↑ ‎ ‎14、特征网络 ‎ ①NH3（气体） NO NO2 HNO3‎ ‎②H2S（气体） SO2 SO3 H2SO4‎ ‎③C（固体） CO CO2 H2CO3‎ ‎④Na（固体） Na2O Na2O2 NaOH ‎⑵‎ ‎ A为弱酸的铵盐：(NH4)2CO3 或 NH4HCO3；(NH4)2S 或 NH4HS；(NH4)2SO3 或 NH4HSO3‎ ‎⑶无机框图题中常用到催化剂的反应 ‎2‎ ‎ ‎ ‎ ‎ 中学常见的混合物和纯净物（无机部分）‎ 一、 混合物 名称 主要成分的化学式 名称 主要成分的化学式 黑火药 S、KNO3、C 金刚砂 SiC 工业盐酸 HCl(FeCl3)、H2O 硅 胶 SiO2·nH2O 漂白粉 Ca(ClO)2、CaCl2‎ 泡花碱 Na2SiO3、H2O 碱石灰 CaO、NaOH 玻 璃 Na2SiO3、CaSiO3、SiO2‎ 草木灰 K2CO3‎ 普 钙 Ca(H2PO4)2、CaSO4‎ 石英 SiO2‎ 硫铁矿 FeS2‎ 石英砂 SiO2‎ 黄铜矿 CuFeS2‎ 脉石 SiO2‎ 菱镁矿 MgCO3‎ 硅石 SiO2‎ 菱铁矿 FeCO3‎ 石灰石 CaCO3‎ 磁铁矿 Fe3O4‎ 大理石 CaCO3‎ 褐铁矿 ‎2Fe2O3·3H2O 硝石 KNO3‎ 方铅矿 PbS 方解石 CaCO3‎ 焊 锡 Sn、Pb 钟乳石 CaCO3‎ 锡石矿 SnO2‎ 磷矿石 Ca3(PO4)2‎ 无定形碳 焦炭、炭黑、活性炭 萤石 CaF2‎ 铝热剂 Al和金属氧化物 重晶石 BaSO4‎ 铜 绿 Cu2(OH)2CO3‎ 冰晶石 Na3AlF6‎ 纯净盐酸 HCl、H2O 光卤石 KCl·MgCl2·6H2O 马口铁 Sn、Fe（Sn作镀层）‎ 白铁 Zn、Fe（Zn做镀层）‎ 铁锈 Fe2O3·nH2O 铝钒土 Al2O3·H2O、Al2O3·H2O、Fe2O3、SiO2‎ 水泥 ‎2CaO·SiO2、3CaO·SiO2、‎ ‎3CaO·Al2O3‎ 一、 纯净物 名 称 主要成分的化学式 名 称 主要成分的化学式 面碱、洗涤碱 Na2CO3·10H2O 液氨 NH3‎ 纯碱（苏打）‎ Na2CO3‎ 重钙 Ca(H2PO4)2‎ 烧（火）碱 NaOH 蓝（胆）矾 CuSO4·5H2O 硫 磺 S 绿矾 FeSO4·7H2O 小苏打（面启子）‎ NaHCO3‎ 明（白）矾 KAl(SO4)2·12H2O 大苏打（海波）‎ Na2S2O3·5H2O 皓矾 ZnSO4·7H2O 生石灰 CaO 金刚石 C 消（熟）石灰 Ca(OH)2‎ 石墨 C 石膏 CaSO4·2H2O 水银 Hg 熟石膏 ‎2CaSO4·H2O 水晶 SiO2‎ 干冰 CO2‎ 芒硝 Na2SO4·10H2O 铁红 Fe2O3‎ 尿素 CO(NH2)2‎ 磁性氧化铁 Fe3O4‎ 碳酐 CO2‎ 碳铵 NH4HCO3‎ 硫酐 SO3‎ 硫铵 ‎(NH4)2SO4‎ 硝酐 N2O5‎ 硝铵 NH4NO3‎ 磷酐 P2O5‎ 泻盐 MgSO4·7H2O 有机化学 有机物：指含碳化合物 ‎——但要注意有些含碳化合物如：CO2、CO、CaCO3、H2CO3、CaC2、KSCN等，它们的结构与性质和无机物相似，通常仍把它们列为无机物范围。‎ 有机物的特点：①多数难溶于水，易溶于有机溶剂 ‎ ②多数受热易分解且易燃烧 ‎ ③多数是非电解质，不易导电，且为分子晶体，熔点低 ‎ ④有机物所参与的反应比较复杂，常伴有副反应，且一般反应速率较慢 ‎——以上4条均有例外 ‎ ⑤有机物种类繁多 ‎ ——有机物种繁多的原因：（二千多万种）‎ a、 碳的四价 b、 碳原子的构造形式多种多样，碳链可以形成很大的规模 c、 普遍存在同分异构现象 d、 烃：仅由碳氢两种元素组成的化合物 烷烃（CnH2n+2，n≥1），稳定，可发生取代、氧化、裂化等反应 ‎——代表物：CH4‎ 烯烃（CnH2n，n≥2），可发生加成、加聚、氧化等反应 ‎——代表物：C2H4‎ 炔烃（CnH2n－2，n≥2），可发生加成、加聚、氧化等反应 ‎——代表物：CH CH 炔烃的聚合一般为低聚 环烷烃（CnH2n，n≥3），与烷烃性质相似 ‎——代表物：C6H12（环已烷）键角约为109°28′‎ 芳香烃（苯及其同系物）通式CnH2n－6 n≥3）可发生取代、加成、氧化等反应 ‎——代表物：C6H6（苯）及C7H8（甲苯）。一般不起典型的加成反应（如不与溴水反应）‎ 烃的衍生物 ‎——从结构上说，都可以看作是由烃衍生而来的（即都可以看作是烃分子中氢原子被其它原子或原子团所取代）的有机化合物。除C外，还可以有H，并必有O、N、S、P、X（卤素）等中的一种或几种。‎ ‎——官能团：能够决定有机化合物化学特性的原子或原子团。‎ ‎ 常见的官能团有：—X、—OH、—CHO、—COOH、—NH2、—NO2、—CO—等 卤代烃：R—X，CnH2n+1X，CH3CH2Br 典型物性：不溶于水 水解：C2H5Cl＋H2O　 　　 C2H5OH＋HCl 消去（醇解）：CH3—CH2Br＋KOH　 　　　CH2＝CH2↑＋KBr＋H2O 醇：R—OH、CnH2n+1OH（CnH2n+2O）、CH3OH、C2H5OH [醇羟基（—OH）为亲水基]‎ 典型物性：与水混溶，熔沸点较高 a、与钠反应（Mg、Al）：2CH3CH2OH＋2Na 2CH3CH2ONa＋H2↑‎ b、取代反应：CH3CH2OH＋HBr C2H5Br＋H2O c、消去反应：CH3CH2OH＋HBr CH2＝CH2↑＋H2O d、分子间脱水：CH3CH2OH＋CH3CH2OH C2H5OC2H5 ＋H2O e、氧化反应：2 CH3CH2OH 2CH3CHO＋2H2O R—CH2—OH可被氧化成R—CHO， ‎ ‎ 不会被氧化 醇在消去时，可和相邻碳原子上的氢消去，生成水，但下列情况下不能被消去：‎ f、酯化反应：HCOOH＋HO－C2H5 HCOOC2H5＋H2O ‎ 酚：‎ ‎、CnH2n－6O 典型物性：无色晶体；特殊气味；常温时，在水中溶解度不大。‎ a、 弱酸性：‎ b、 取代反应：‎ ‎↓‎ c、 缩聚反应：‎ n n d、 显色反应：遇FeCl3溶液显紫色 易被氧化，露置在空气中显粉红色，且随氧化程度的加深而颜色加深。‎ 醛：‎ ‎ CnH2nO2 HCHO CH3CHO 典型物性：有刺激性气味；易溶于水。‎ ‎ a、还原反应：CH3CHO＋H2 CH3CH2OH ‎ b、氧化反应：2CH3CHO＋2Cu(OH)2CH3COOH＋Cu2O↓＋2H2O CH3CHO＋2[Ag(NH3)2]+＋2OH－ CH3COO－＋NH4+＋2Ag↓＋H2O＋3NH3↑‎ a、 聚合反应（加聚）‎ 羧酸：‎ R—COOH CnH2nO2 HCOOH CH3COOH 典型物性：具有强烈刺激性（熔点 ‎16.6℃‎，沸点 ‎117.9℃‎），易溶于水 a、酸性：2CH3COOH＋Na2CO3＝2CH3COONa＋H2O＋CO2↑‎ b、酯化：‎ a、 脱羧：‎ 酯：‎ ‎ RCOOR` CH3COOC2H5 典型物性：难溶于水；有芳香气味；油状液体 ‎ 组成通式：CnH2nO2‎ ‎ 水解：CH3COOC2H5＋H2OCH3COOH＋C2H5OH ‎ R—COOR`＋NaOHR—COONa＋R`－OH 油脂属酯类，为高级脂肪酸的甘油酯。‎ 硬脂酸：C17H35COOH（固）　　软脂酸：C15H31COOH （固）　　油酸：C17H33COOH（液）‎ 糖类：‎ ‎ 糖是多羟基醛或多羧基酮，以及水解能生成它们的化合物。‎ ‎ 单糖：不能再水解的糖 代表物：葡萄糖 CH2OH—(CHOH)４－CHO 典型物性：易溶于水有甜味 由于含有醇羟基（—OH），故能发生酯化反应 含有醛基（—CHO），具有醛的性质（如氧化成酸，还原为醇）‎ 其它反应：C6H12O62CH3CH2OH＋2CO2↑‎ ‎ C6H12O6 2CH3CH(OH)COOH ‎ C6H12O6＋6O26CO2＋6H2O △H＜0‎ ‎ 低聚糖（二糖）‎ ‎ 代表物：蔗糖（无醛基）、麦芽糖（含醛基），溶于水，有甜味 ‎ 水解：C12H22O11（蔗糖）C6H12O6（葡萄糖）＋C6H12O6（果糖）‎ ‎　　　　　C12H22O11（麦芽糖）2C6H12O6（葡萄糖）‎ 多糖：‎ 由很多个单糖分子按照一定的方式；通过分子间脱去水分子，结合而成的糖。一般不溶于水，没有甜味，没有还原性。‎ 重要的多糖有淀粉、纤维素，属于天然高分子化合物 淀粉：(C6H10O5)n ，淀粉的溶液是胶体，具有胶体的性质，但不能产生电泳现象 ‎ 性质：a、与碘（I2）作用呈蓝色 ‎ b、在催化剂作用下水解成低聚糖或单糖 纤维素：(C6H10O5)n ， （含有醇羟基）‎ ‎ ‎ ‎ 性质：a、水解 ‎ b、酯化：‎ ‎△‎ 蛋白质（属天然高分子）‎ 蛋白质由C、H、O、N、S等元素组成，分子量很大有几万至几千万，蛋白质水解的最终产物是氨基酸，天然蛋白质水解的最终产物全部是α－氨基酸 蛋白质的性质 ‎①水解生成氨基酸 ‎②蛋白质的两性 ‎③蛋白质溶液属于胶体，具有胶体的某些性质，如盐析：‎ 多 加水溶解 盐析是可逆物理过程，利用这个性质可以分离提纯蛋白质 ‎④蛋白质的变性（不可逆过程）‎ ‎ 在热、酸、碱、重金属盐（Pb2+、Hg2+、Cu2+等）、紫外线、醛类、酚类等物质的作用下，蛋白质发生性质上的改变，而凝结（凝固），这种现象叫蛋白质的变性，变性后的蛋白质失去原有的生理作用。‎ ‎⑤颜色反应 蛋白质（含苯环）＋浓HNO3变黄色（用于检验蛋白质的存在）‎ ‎⑥蛋白质在灼烧时产生具有烧焦羽毛的气味（可区分化纤和毛织品）‎ ‎ 酶的特性（酶比较“娇嫩”）‎ ‎ 酶是具有特殊生物催化作用的蛋白质，具有蛋白质的性质，又有它的催化特性：‎ ‎ 催化条件温和；催化效率高反应快；催化作用具有专一性 氨基酸的结构和性质 氨基酸属含氮有机物，分子里含有羧基（—COOH）具有酸性，又含有氨基（—NH2）具有碱性，是一种两性物质。‎ 氨基酸溶于水 几种重要的氨基酸：‎ 甘氨酸（氨基乙酸） （最简单的氨基酸）‎ 丙氨酸（α－氨基丙酸） ‎ 苯丙氨酸（α－氨基－β－苯基丙酸）‎ 谷氨酸 （α－氨基戊二酸）‎ 肽键 二肽 三肽 有机物之间的相互转化关系 ‎2CH3CH2CH2CH3 ＋5O2 4CH3COOH＋2H2O 示例：‎ 有机化学的基本反应类型 ㈠取代反应 ‎ 有机物分子里某些原子或原子团被其他原子或原子团所代替的反应 ‎ CH3－CH＝CH2＋Cl2 CH2Cl－CH＝CH2＋HCl ‎ 制TNT： ＋3HNO3 ＋3H2O ㈡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生成别的物质的反应 ‎　　　‎ ‎　　　　CH3CHO＋HCN ‎　　　‎ ‎ CH2＝CH2＋H2O CH3－CH2OH ㈢加聚反应 ‎ 不饱和的单体通过加成反应的方式聚合成高分子化合物的反应 ‎ nCH2＝CH－CN ‎　　　（低聚，三聚）‎ ‎ ‎ ‎ ‎ ㈣缩聚反应 ‎ 单体间相互反应生成高分子化合物，同时还生成小分子（如水、氨等）的反应 n n ‎ ‎ ‎ ‎ ㈤消去反应 有机化合物在适当条件下，从一个分子脱去一个小分子（如水、卤代烃），而生成不饱和（双键或叁键）化合物的反应 CH3－CH2－CH2－Br ＋ NaOH CH3—CH＝CH2＋NaBr＋H2O CH3－CH2－OH　 　　　　　CH2＝CH2↑＋H2O ㈥酯化反应 酸和醇作用，生成酯和水的反应 C2H5OH＋H2SO4CH3CH2OSO2OH＋H2O C2H5OH＋HO－NO‎2‎C2H5O－NO2＋H2O ㈦水解反应 ‎ 化合物与水作用，生成几种物质的反应 a、 盐的水解 b、 氮化物水解：Mg3N2＋6H2O＝3Mg(OH)2↓＋2NH3‎ c、 碳化物水解：Al4C3＋12H2O3CH4↑＋4Al(OH)3↓‎ d、 卤代烃水解：‎ e、 酯的水解 ‎ ‎ ‎ f、糖类的水解：(C6H10O5)n（淀粉）＋nH2OnC6H12O6‎ g、蛋白质（多肽）的水解 ㈧氧化反应 有机物的燃烧及有机物在一定条件下得氧或失氢的反应，都属氧化反应 CxHy ＋(x＋y/4)O2xCO2＋y/2H2O 橡胶的老化；‎ ‎2CH3CH2CH2CH3＋5O2 4CH3COOH＋2H2O ‎ ㈨还原反应 有机物失氧或得氢的反应属于还原反应 ㈩裂化、裂解 C16H‎34‎C8H18＋C8H‎16 C4H10CH4＋C3H6‎ 同系物：结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质互相称为同系物。（同系物一定要有系差）‎ 同系列原理：a、因为结构相似，故化学性质相似 b、组成和结构相似的物质，分子量越大，分子间作用力就越大，其熔沸点就越高 对于烃，碳原子小于或等于４以下的均为气态 有机物中，甲烷的分子量最小，且含氢量最大，密度最小 同分异构现象 １、 碳干异构 ２、 位置异构 ３、 官能团（类别）异构 第一种情况：如CH3－CH2－CH2—CH3　与　　　　　　　　‎ ‎　‎ 第二种情况：CH3－CH2－CH2－OH 　与 ‎ ‎ 、、、‎ 第三种情况：‎ a、 同碳原子的烯烃和环烷烃 b、 同碳原子的二烯烃和炔烃　变化：一环一烯等同于二环，二烯等同于一个叁键 c、 同碳原子的醇、酚、醚（须为芳香族化合物）‎ d、 同碳原子的醇、醚 e、 同碳原子的醛、酮、烯醇 f、 同碳原子的羧酸和酯　　变化：羟醛、羟酮、醚酮（烯醇）‎ g、 同碳原子的硝基化合物、氨基酸 举例见下表：‎ 有机物通式 实 例 CnH2n+2O CH3CH2CH2OH、CH3－O－CH2CH3、‎ CnH2nO CH3CH2CHO、 、CH2＝CHCH2OH、‎ ‎ ‎ CnH2n+2O2‎ CH3CH2COOH、CH3COOCH3、HCOOCH2CH3、CH3COCH2OH HOCH2CH2CHO、‎ CnH2n-6O ‎、、、‎ ‎、‎ CnH2n+1NO2‎ CH3CH2NO2、H2N－CH2－COOH Cn(H2O)m C6H12O6、 、‎ C12H22O11（蔗糖、麦芽糖）‎ 高分子·合成材料的专题复习 高考大纲要求 1、 初步了解重要合成材料的主要品种的主要性质和和用途 2、 理解由单体进行加聚和缩聚的简单原理和过程 3、 了解根据高分子化合物推单体的方法 一、基本概念 ‎1、低分子化合物（小分子） 相对分子质量小于10000的化合物，如脂肪 ‎2、高分子化合物（大分子） 相对分子质量大于10000的化合物，如淀粉 ‎3、链节 高分子中多次重复的结构单元 ‎4、聚合度 高分子的结构单元重复的次数 ‎5、单体 形成高分子化合物的小分子化合物 高分子化合物 聚氯乙烯 淀粉（C6H10O5）n 链节 ‎—C6H10O5—‎ 聚合度 n（几百～几千）‎ n（几百～几千）‎ 单体 氯乙烯 CH2＝CHCl 葡萄糖 C6H12O6‎ 二、高分子化合物的分类 按材料来源分 天然高分子 如：蛋白质、多糖（淀粉、纤维）‎ ‎ 合成高分子（合成材料） 如：三大合成材料 按形成过程特点分 加聚高分子（加聚物）和缩聚高分子（缩聚物）‎ 按材料结构分 线型高分子和体型高分子 合成材料 传统合成材料（三大合成材料：合成树脂和塑料·合成纤维·合成橡胶 ‎ 新型高分子材料（功能高分子材料·复合材料）‎ 三、新高分子材料的种类 a、新型无机非金属材料 b、新型有机非金属材料 c、功能高分子材料 d、复合材料 四、高分子的聚合特征 聚合反应包括加聚反应和缩聚反应（缩合反应），是有机化学中两类重要的化学反应 加聚特征 单体 聚合物 单烯加聚 共轭二烯加聚 共聚 开 环 加 聚 环醚开环 环酯开环 内酰胺开环 缩聚特征 单体官能团的缩合 ‎ 主链特征 副产物 ‎1、羟—羟缩合 ‎—O—‎ ‎（醚氧链）‎ H2O ‎2、羧—羟缩合 ‎（酯链）‎ H2O ‎3、羟—胺缩合 ‎（肽键）‎ H2O ‎4、酚—醛缩合 H2O 五、加聚反应和缩聚反应的比较 加聚反应 缩聚反应 定义 相对分子质量小的化合物（单体）分子相互加成聚合成相对分子质量很大的化合物（高分子）的反应 单体间相互反应生成高分子化合物同时还生成小分子化合物的反应。‎ 单体结构特点 1、 单体中含有碳碳双键或碳碳叁键的不饱和化合物（烃或烃的衍生物）‎ 2、 单体含可开环的环状小分子化合物 I. 单体小分子化合物含两个或两个以上相同或不同的能反应的官能团 II. 酚类和醛类等 链节特征 链节一般为碳链 开环加聚的链节一般含N、O等 链节不但有碳原子，同时含有N、O原子 反应特征 反应中仅有高分子化合物生成 反应中除有高分子化合物生成外还有小分子化合物生成。‎ 化学实验方案的设计 高考目标要求 1、 掌握常见气体、无机物、有机物的制备原理、方法 2、 了解化学实验方案的设计的程序、原则及多方案的比较 3、 理解实验方案设计的思路和一般方法 4、 理解化学实验方案设计的科学性、安全性、可行性、简约性 5、 按要求设计完整的实验方案；对实验方案能进行分析、评价、评测其优缺点 突破标准 一个相对完整的化学实验方案一般包括七部分：①实验名称；②实验目的；③实验原理；④实验用品；⑤实验步骤；⑥现象与结果；⑦‎ 问题与讨论。化学实验方案设计者必须熟记这七部分，在设计方案时，做到按序思考，综合考虑。‎ ㈠常见气体的制备、收集和净化 ‎1、常见气体的制备反应原理（方程式）‎ O2： NO2： ‎ H2： NO： ‎ CO2： NH3： ‎ Cl2： C2H4： ‎ SO2： C2H2： ‎ 气体发生装置选择的依据：① ‎ ‎ ② ‎ 常见的三类典型装置：①固＋固 气，如制O2、NH3‎ ‎ ②固＋液体 气，如制H2、H2S、C2H2、CO2、NO2‎ ‎ ③固（或液）＋液 气，如制Cl2、C2H4、CO、NO、SO2等 I. 气体的收集装置 选择气体收集装置的依据（如密度大小、溶解性等）‎ 常见的气体收集方法：排液法（如排水法，排饱和食盐水等法）‎ ‎ 排气法（如向上排空气法、向下排空气法）‎ ‎4、气体的净化和干燥 干燥剂与干燥装置的选择依据、洗气瓶、干燥管的选择等 ‎5、气体的检验 ‎6、尾气的吸收 ‎7、仪器装置、操作的创意与设计 ‎8、气体的制备原理的拓展 ‎9、测量气体体积常用的方法 ㈡化学实验设计应遵循的原则 1、 科学性原则——实验原理，实验操作方法和程序正确 2、 安全性原则——防爆、防燃、防中毒、防污染、防倒吸、防泄漏 3、 可行性原则——所选用的化学药品、仪器、设备和方法等在中学实验室现有条件下切实可行 1、 简约性原则——简单易行，采用简单的实验装置，用较少的实验步骤和实验药品，并能在较短的时间内完成实验，并获得较佳的实验结果。‎ ‎（经济性原则和环保性原则）‎ 学习练习：拟用右图装置制取表中的四种干燥纯净的气体 ‎（图中铁架台、铁夹、加热及气体收集装置均已略去；必要 时可以加热，a、b、c、d表示相应仪器中加入的试剂）‎ 气体 a b c d C2H4‎ 乙醇 浓硫酸 NaOH溶液 浓硫酸 Cl2‎ 浓HCl MnO2‎ NaOH溶液 浓硫酸 NH3‎ 饱和NH4Cl溶液 消石灰 H2O NaOH固体 NO 稀硝酸 铜屑 H2O P2O5‎ ① 上述方法中可以得到干燥、纯净的气体是 ‎ ② 指出不能用上述方法制取的气体，并说明理由 ‎ 九、化学反应速率 化学平衡 一、化学反应速率（化学反应的快慢程度）‎ a、意义：表示化学反应进行快慢的物理量。常依据反应物消失或生成物产生的快慢 （如气泡的产生，沉淀的生成，颜色的消褪等）来粗略地比较反应速率的大小 ‎——对不可逆反应，比较的是反应从开始到完成的所需时间的长短 ‎——对可逆反应，比较的是反应从开始至平衡建立所需时间的多少。在未达平衡时，V正≠V逆，其微观表现为正、逆反应都在进行；其宏观物料变化为：反应物逐渐减少，生成物逐渐增加。当反应物与生成物的量都不再起变化时，反应“终止”（即达到了化学平衡）‎ b、表示方法 ‎ 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 V＝ （计算公式；单位：mol·(L·min)－1或 mol·(L·s)－1……）‎ ‎——同一反应的化学反应速率用不同物质浓度变化表示时，其数值之比等于其化学方程式系数比 ‎——一般不能用固体物质表示 c、影响化学反应速率的因素 内因：参加反应物质的性质（主要因素）‎ 外因（条件）：‎ 浓度——在其它条件不变时，增大反应物浓度，可以增大反应速率；减少反应物浓度，化学反应速率减慢 压强——只影响有气体参加的化学反应的速率 其它条件不变时，增大压强（体积缩小，浓度增大），反应速率增大 ‎ 减小压强（体积增大，浓度减小），反应速率减慢 温度——其它条件不变时，升高温度，化学反应速率加快 ‎ 降低温度，化学反应速率减慢 催化剂——可以（极大地）加快化学反应速率 ‎——此外，光、激光、超声波、放射线、电磁波、反应物颗粒大小、溶剂等均可影响速率 ‎——外界影响化学反应速率大小规律一般为：催化剂＞温度＞浓度（压强）‎ 二、化学平衡（化学反应进行的程度）‎ ‎——化学平衡研究的对象是可逆反应，不可逆反应不存在程度问题 ‎——化学平衡主要是研究可逆反应的规律，如反应进行的程度以及各种条件对反应进行情况的影响等 化学平衡状态 ‎ 在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应速率相等，反应混合物中各组成成分的含量保持不变的状态 ‎——当一个可逆反应在一定条件下处于化学平衡状态时，我们就说这个反应达到了化学平衡 ‎——化学平衡状态的建立与反应途径无关，从正反应或逆反应开始都可以建立（等效平衡）‎ 化学平衡的特征：（三大特征）亦可称为化学平衡状态的标志 ‎“动”：V正＝V逆≠0，动态平衡（简称“等”）‎ ‎“定”：外界条件一定，各组分百分含量一定（浓度不再改变）（简称“定”）‎ ‎“变”：外界条件改变，平衡被破坏，发生移动而建立新平衡（化学平衡移动）‎ 化学平衡移动：原因——反应条件改变引起V正≠V逆 ‎ 结果——速率、各组分百分含量与原平衡比较均发生变化 方向：V正＞V逆 向右移动；V正＜V逆，向左；V正＝V逆，原平衡不移动 影响化学平衡移动的条件 浓度：增大反应物（或减小生成物）浓度，化学平衡正向移动。反之亦然。‎ 压强：增大（或减小）压强，平衡向气体体积缩小（或扩大）的方向移动 温度：升高（或降低）温度，平衡向吸热（或放热）反应方向移动。‎ ‎——催化剂对化学平衡状态无影响 分析化学平衡移动的一般思路（所有的平衡问题都是由速率问题解释的）‎ 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（如浓度、压强、温度），化学平衡就会向着能够减弱这种改变的方向移动。（不能改变这种改变）‎ ‎——勒沙特列原理（亦称平衡移动原理）适合于一切平衡体系。‎ ‎ ‎ 平衡理论知识网络图 ‎——所有平衡问题都是速率问题来解释的。（分析讨论条件改变对正逆反应速率的影响，确定平衡是否移动）‎ ‎——若为速率问题，讨论的问题主要有四项（浓度、压强、温度、催化剂）‎ ‎——若为平衡问题，讨论的问题只有浓度、压强、温度三项。‎ 等效平衡举例：‎ 等温等容 2SO3 2SO2＋O2‎ ‎ a、0.2 1.8 0.9‎ ‎ b、1.0 1.0 0.5‎ ‎ c、2 0 0‎ ‎ d、0 2 1‎ 等温等压 N2＋3H2　　　　　 　　2NH3‎ ‎　　 　a、1 3 2‎ ‎ b、2 6 0‎ ‎ c、0 0 4‎ ‎ c、n 3n 0‎ ‎ d、0 ‎‎0 m 等温、等压或等容2HI H2＋I2‎ ‎　　 　a、2 0 0‎ ‎ b、0 1 1‎ ‎ c、m 0 0‎ ‎ d、0 n n 十、电解质溶液　　　胶体 电解质：凡是在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物。‎ 非电解质：凡是在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物。‎ ‎——电解质和非电解质都是在化合物的范筹里讨论的。混合物（包括溶液和单质）既不是电解质，也不是非电解质。‎ ‎——酸、碱、盐都是电解质（离子化合物必为电解质）‎ ‎——CO2、SO2、NH3等在水中不能直接电离，因而它们不是电解质，属非电解质 ‎2、 强电解质——在水溶液里全部电离为离子。HI＝H+＋I－‎ 弱电解质——在水溶液里只有部分电离为离子。CH3COOH CH3COO－＋H+‎ ‎——判定电解质的强弱，看其在水溶液中的表现。‎ ‎——在弱电解质溶液中同时存在弱电解质的电离和离子重新结合生成的电解质分子这两种过程 ‎——升温、促进电离（因弱电解质的电离为吸热过程）；稀释（浓度越小），促进电离。无限稀释，电离度为100%‎ 强电解质和弱电解质的比较 电解质 化学键 电离程度 有否电离平衡 电解质在溶液中的存在形式 强电解质 离子键或某些具有极性键共价化合物（NaCl、HBr）‎ 完全电离 为不可逆过程 无 NaCl＝Na+ ＋Cl－‎ 水合离子 ‎（Na+ 、Cl－）‎ 弱电解质 具有极性键的共价化合（H2S、HF）‎ 部分电离 可逆过程 有 HF H+＋F－‎ 分子、水合离子 HF、H+、、F－‎ ‎——弱电解质的电离平衡是在一定条件（浓度、温度）下的平衡，适应于勒沙特列原理。‎ ‎——电解质溶液之所以能够导电，是由于溶液里有能够自由移动的离子存在。‎ 导电性的强弱主要跟单位体积溶液里能自由移动的离子的多少即自由移动离子的浓度有关（还与离子所带的电荷多少有关），而溶液里离子的浓度又跟电解质的电离程度有关。‎ ‎——溶液导电性的不同 溶液里自由移动的离子的浓度不同 电解质的电离程度不同 电解质有强弱之分，这与电解质的化学键有密切关系。‎ ‎3、水的电离、溶液的pH值 ‎ 水的电离 2H2O H3O+ ＋OH— H2O H+＋OH— （水为极弱电解质）‎ ‎ 水的离子积（‎25℃‎） Kw＝[H+][OH－]＝1×10-7×1×10-7＝1×10-14‎ ‎——水的离子积随温度的变化而变化 ‎——只要在水溶液里，总是有Kw＝[H+][OH－]＝定值（25℃时，Kw＝1×10-14）‎ ‎ 溶液的酸碱性——取决于溶液[H+]与[OH－]的相对大小 ‎ C(H+)＞C(OH－) 酸性 C(H+)＜C(OH－) 碱性 C(H+)＝C(OH－) 中性 无限稀释时，pH＝7‎ 表示方法：pH＝－lgC(H+) （适用范围：稀溶液）‎ 测定方法：pH试纸（整数值） 酸碱指示剂（pH范围） pH计（精确值）‎ 溶液的pH值 换算关系 ‎ 常用酸碱指示剂及其变色范围 石 蕊 ＜5 红色 5～8 紫色 ＞8蓝色 甲基橙 ＜3.1 红色 3.1～4.4 橙色 ＞4.4 黄色 酚 酞 ＜8 无色 8.2～10 浅红 ＞10 红色 ‎※酸碱的强弱和溶液酸碱性的强弱是两个不同的概念 强酸、强碱溶液两两混合pH值的计算规律 混合情况 混合前溶液pH值的关系 混和后溶液的pH值 A、B都是酸 pHA＜pHB pHA＋0.3‎ A、B都是碱 pHA＜pHB pHB－0.3‎ ‎ pHA＋pHB＝14　　　　　　　　　 7‎ A是酸 pHA＋pHB＜14（中和后，酸有剩） pHA＋0.3‎ B是碱 pHA＋pHB＞14（中和后，碱有剩） pHB－0.3‎ 1、 盐的水解 ‎——在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH－生成弱电解质的反应，叫盐的水解 ‎——哪些离子？弱碱阳离子：NH 、Fe3+、Fe2+、Al3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等 ‎ 弱酸根阴离子：CH3COO－、HCOO－、HS－、S2－、HCO 、CO 等 ‎“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性”‎ 强酸弱碱盐——酸性 强酸强碱盐——中性 强碱弱酸盐——碱性 弱酸弱碱盐——看相对强弱 影响盐类水解的因素：（水解平衡遵循勒沙特列原理）‎ ‎ 内因——盐的本性（越弱越水解）‎ 外因——⑴浓度 ① ‎ 溶液越稀，水解程度越大 ② 改变溶液H+或OH－浓度的大小，可以影响水解平衡（促进或抑制水解）‎ ‎⑵温度 水解是吸热反应（中和反应的逆反应），所以温度越高水解程度越大。‎ ‎——一般盐类水解的程度很小，通常不生成沉淀或气体，生成的物质也不会分解；盐类的水解是可逆反应，盐类水解的离子方程式中一般不写等号而写可逆符号（用可逆符号“ ”表示）‎ ‎ NaHCO3＋H2O　　　　　H2CO3＋NaOH （HCO ＋H2O H2CO3＋OH－）‎ ‎　CuCl2＋2H2O Cu(OH)2＋2HCl [Cu2+＋2H2O Cu(OH)2＋2H+]‎ 多元弱酸根的水解是分步进行的，第一步水解趋势远远大于第二步、第三步水解。因此多元弱酸根的水解离子方程式一般只需要写离子的第一步水解。‎ ‎——电离大于水解酸式根只有两种：HSO3—、H2PO4－；故NaHSO3、NaH2PO4的水溶液显酸性。‎ ‎——盐类水解促进水的电离；酸或碱均抑制水的电离。‎ ‎——配制易水解的盐的溶液时，应先加入酸或碱，后加水。‎ ‎　　　　　　（抑制在先，而不是水解后再“治”）‎ ‎ CuSO4(H2SO4) AgNO3（HNO3） FeCl3（HCl） Na3PO4（NaOH）‎ ‎——想一想：CuSO4溶液、FeCl3溶液、AlCl3溶液、CH3COONa溶液分别加热蒸发至干的情形。‎ A、 电荷守恒——在酸、碱、盐的水溶液里，阳离子所带的正电荷数等于阴离子所带负电荷数。‎ B、 物料守恒——在水溶液中某离子的物质的量的起始量等于该离子以各种形式存在的物质的量之和。‎ 例 0.1mol/L Na2S溶液中：　C(Na+)＝0.2mol/L ‎ ‎ C(S2-)＋C(HS-)＋C(H2S)＝0.1mol/L＝1/‎2 C(Na+)‎ C(Na+)＋C(H+)＝‎2 C(S2-)＋C(HS-)＋C(OH-)‎ ‎5、酸碱中和滴定（举一反三）‎ ‎ 原理：H+＋OH－＝H2O n酸C酸V酸＝n碱C碱V碱 ‎ 酸式滴定管（不能盛放碱液、氢氟酸）‎ 仪器 碱式滴定管（不能盛放酸液和强氧化性溶液）‎ ‎ 锥形瓶、铁架台、滴定管夹（移液管、吸球）‎ 关键 ‎ 准确测定参加反应的两种溶液的体积 ‎ 准确判断中和反应是否恰好完全反应 （靠指示剂）‎ ‎ ‎ ‎( ‎ ‎ ‎ ‎“左手控活塞，右手执锥开瓶，液流要成滴，锥瓶要摇匀，衬纸观色变，终点要看清”‎ 误差分析 ‎ ‎ ‎ 从计算公式上看，由于计算时 为定值，所有能引起V标偏大的操作，均能使测定结果偏高；所有能引起起V标偏少的操作，将使测定结果偏低。‎ ‎——如何确定用液最大量 ‎6、胶体、分散系 ‎①几种液体分散系的比较 分散系 溶液 浊液 胶体 分散质微粒的直径 ‎＜10－9m ‎＞10－7m ‎10－‎9m～10－‎‎7m 分散质微粒 单个小分子或离子 巨大数目分子集合体 许多分子集合成高分子 实例 酒精、NaCl溶液 石灰乳、油水 Fe(OH)3胶体、淀粉溶胶 性 质 外观 均一、透明 不均一、不透明 均一、透明 稳定性 稳定 不稳定 较稳定 能否透过滤纸 能 不能 能 能否透过半透膜 能 不能 不能 鉴别 无丁达尔现象 静置分层 丁达尔现象 ‎②胶体 a、 能透过滤纸而不能透过半透膜（渗析——可用于胶体的分离与提纯）‎ b、 对光散射具有丁达尔现象 c、 受水分子从各方向大小不同的撞击作布朗运动 d、 在外加电场作用下胶粒定向移动产生电泳现象 e、 电荷中和（加入电解质或电性相反的胶体）或受热胶粒发生凝聚 ‎——胶体具有上述性质，其本质原因均为——胶体微粒直径大小（10-9～10-7m）‎ ‎——电泳现象证明胶粒是带有电荷的（吸附阴阳离子）‎ ‎——同种胶粒吸附同一种离子（胶体稳定存在的主要原因之一）带有同种电荷 ‎ FeCl3＋3H2O　　　Fe(OH)3（胶体）＋3HCl ‎ KI ＋AgNO3＝AgI（胶体）＋KNO3‎ ‎ Na2SiO3＋2HCl＝H2SiO3（胶体）+2NaCl ‎③溶液 物质的溶解是一个复杂的物理化学变化过程 溶解平衡：在一定温度下固体物质在液态溶剂里当溶解的速率和结晶的速率相等时形成饱和溶液时的状态（动态平衡）。遵循勒沙特列原理 溶解方程式与电离方程式的区别：NaCl Na+＋Cl－　　　NaCl＝Na+＋Cl－‎ 溶解度：‎ ‎ 固体溶解度＝‎ ‎——大多数固体的溶解度随温度的升高而增大；只有少数物质的溶解度受温度影响很小，如NaCl；另有极少数物质的溶解度随温度的升高而减小，如消石灰 [Ca(OH)2]‎ 气体的溶解度：1.01×105Pa和一定温度下，1体积水所溶解气体的体积。‎ ‎——气体的溶解度随温度的升高而减小，随压强的增大而增大 溶解浓度：溶液的质量分数＝‎ 物质的量浓度（mol·L－1）＝‎ ‎ 溶质的质量分数＝‎ 数 ‎ 物质的量浓度＝ ‎ ‎——饱和溶液不一定是浓溶液，不饱和溶液不一定是稀溶液 ‎7、电化学 ‎①原电池 ——把化学能转变为电能的装置叫原电池 必要条件：必须能自发地发生氧化还原反应（亦是判断标志）‎ ‎ 负极：Cu ‎ 电极反应：Cu－2e-＝Cu2+‎ ‎ 正极：C ‎ 电极反应：2Fe3+＋2e-＝2Fe2+‎ ‎ 总反应方程式：Cu＋2Fe3+＝Cu2+＋2Fe2+‎ ‎——原电池电极的确定：‎ ‎（最准确的电极判断方法）‎ 金属的腐蚀与防护 金属的腐蚀：金属或合金跟周围接触到的气体或液体发生化学反应而腐蚀损耗的过程。‎ 化学腐蚀 电化腐蚀 条件 金属跟非电解质等直接接触 不纯金属或合金跟电解质后溶液接触 现象 无电流产生 有微弱的电流产生 本质 金属被氧化的过程 较活泼的金属被氧化的过程 相互联系 化学腐蚀与电化腐蚀往往同时发生 析氢腐蚀 吸氧腐蚀 条件 水膜酸性较强 水膜酸性很弱或者呈中性 正极反应 ‎2H+＋2e-＝H2↑‎ ‎2H2O＋O2＋４e-＝4OH－‎ 负极反应 Fe—2e-＝Fe2+‎ ‎——金属及其合金的腐蚀主要是吸氧腐蚀 金属的防护方法：‎ a、 改变金属的内部组织结构 b、 在金属表面覆盖保护层 c、 电化学保护法 ‎——金属的腐蚀的原因主要是发生了电化腐蚀（吸氧腐蚀），因此金属的防护主要是要消除电化腐蚀（吸氧腐蚀）发生的条件。‎ ‎②电解：‎ ‎——使电流通过电解质溶液（或熔化的电解质）而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程，叫做电解。‎ ‎——电离是电解的前提条件 ‎——电解质溶液的导电过程就是电解过程 ‎——检验熔融的电解质是否导电，可以判断其是否为离子化合物 电解池：把电解转变为化学能的装置 ‎ 阴极：Fe 电极反应：2H+＋2e－＝H2↑（还原）‎ ‎ 阳极：C 电极反应：2Cl－－2e－＝Cl2↑ （氧化）‎ ‎　　　　　　　　　　　　　　　　总反应方程式：‎ ‎ 2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑‎ ‎ 　　　　‎ 阴阳极判断 ‎　　　　　　　　　　　　　　　　必要条件：通电强制性地引起氧化还原反应 ‎　　　　　　　　　　　　　　　　标志：外接电源 电解时电极产物的判断 ‎⑴‎ 阳极产物的判断：首先看电极，如果是活性（金属）电极，则电极材料失电子，电极被溶解，溶液中的阴离子不能失电子。如果是惰性电极（Pt、C）则要看溶液中的离子的失电子能力（还原性），根据阴离子放电顺序加以判断。‎ ‎（阴离子放电顺序：S2－＞I－＞Br－＞OH－＞NO3－＞SO42－＞F－）‎ ‎⑵阴极产物的判断：直接根据阳离子放电顺序进行判断，阳离子放电顺序：‎ Ag＋＞Hg2＋＞Cu2＋＞H＋＞Pb2＋＞Sn2＋＞Ni2＋＞Fe2＋＞Zn2＋＞Mn2＋＞Al３＋＞Mg2＋＞Na＋＞Ca2＋＞K＋‎ ‎——Al３＋、Mg2＋、Na＋、Ca2＋、K＋在水溶液中不放电 ‎——Pb2＋、Sn2＋、Ni2＋、Fe2＋、Zn2＋当浓度较大时，比H+先放电 分析解决电解应用问题的主要方法思路：‎ a、绘出草图 ‎ b、确定电极 ‎ c、分析通电前电解质溶液的电离过程（电解质和水）‎ d、分析通电后的离子的移动方向，放电能力，电极反应、电解结果（两极现象、水的电离平衡、离子浓度、溶液酸碱性，pH值变化等），最后归纳到题目所需解答的问题上。‎ 原电池 电解池 电镀池 定义 将化学能转变成电解的装置 将电能转变成化学能的装置 应用电解原理在某些金属表面镀上一层其它金属的装置 装置举例 形成条件 ‎①活动性不同的两电极（连接）‎ ‎②电解质溶液（电极插入其中并与电极自发反应）‎ ‎③形成闭合回路 ‎①两电极接直流电源 ‎②两电极插入电解质溶液 ‎③形成闭合回路 ‎①镀层金属接电源正极，待镀金属接电源负极 ‎②电镀液必须含有镀层金属的离子 电极名称 负极：较活动金属 阳极：与电源正极相连的极 阴极：与电源负极相连的极 名称同电解，但有限制条件 阳极：必须是镀层金属 阴极：镀件 正极：较不活动金属（或能导电的非金属）‎ 电极反应 负极：氧化反应、金属失电子 正极：还原反应，溶液中的阳离子得电子 阳极：氧化反应，溶液中的阴离子失电子，或电极金属失电子 阴极：还原反应，溶液中的阳离子得电子 阳极：金属电极失电子 阴极：电镀液中阳离子得电子 电子流向 同电解池 用惰性电极进行溶液中的电解时各种变化情况简析 类型 电极反应特点 实例 电解对象 电解浓度质 pH值 电解质溶液复原 电解水型 ‎ 阴：2H+＋2e-＝H2‎ 阳：4OH－－4 e-＝H2O＋O2‎ NaOH 水 增大 增大 水 H2SO4‎ 水 增大 减小 水 Na2SO4‎ 水 增大 不变 水 分解电解质型 电解质电离出的阴阳离子分别在两极放电 HCl 电解质 减小 增大 氯化氢 CuCl2‎ 电解质 减小 氯化铜 放H2生碱型 阴极：H2O放H2生碱 阳极：电解质阴离子放电 NaCl 电解质和水 生成新电解质 增大 氯化氢 放O2生酸型 阴极：电解质阳离子放电 阳极：H2O放O2生酸 CuSO4‎ 电解质和水 生成新电解质 减小 氯化铜 氧化剂的氧化能力（还原剂的还原能力）强弱的判定依据 ‎1、根据反应条件来判断：是否加热，温度高低，有无催化剂 ‎ 不同的氧化剂与同种还原剂（或不同的还原剂与同种氧化剂）的反应可依据以上条件来判断。‎ 例如，由 2H2SO3＋O2＝2H2SO4 （快） 2Na2SO3＋O2＝2Na2SO4（慢）‎ ‎2SO2＋O2 　　　　　　　　2SO3 ‎ 可知还原性：H2SO3＞Na2SO3＞SO2‎ ‎2、根据反应的剧烈程度来判定：‎ ‎ 如 Cu＋4HNO3（浓）＝Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O （较剧烈）‎ ‎3Cu＋8HNO3（稀）＝3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O （较微弱）‎ 可知氧化性：浓HNO3＞稀HNO3‎ ‎3、根据氧化—还原反应的传递关系来判断：‎ 氧化剂氧化能力大于氧化产物的氧化能力；‎ 还原剂的还原能力大于还原产物的还原能力。‎ ‎※一般来说，判断氧化剂的氧化能力时不能简单地看氧化剂被还原成的价态高低，应看氧化剂氧化其它物质的能力。‎ 比如 硝酸越稀，其氧化性越弱，跟同一还原剂反应时，化合价降得越多。KMnO4溶液酸性越强，氧化性越强，跟同一还原剂反应时，化合价降得越多 ‎ Na2SO3＋KMnO4(H+)→无色的Mn2+‎ Na2SO3＋KMnO4(H2O)→褐色的MnO2‎ Na2SO3＋KMnO4(OH－)→绿色的MnO ‎ 氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2＞SO2＞S 还原性：S２－＞SO ＞I－＞Fe2+＞Br－＞Cl－＞F－‎ 基本的定律、原理 ‎1、质量守恒定律 ‎ 参加化学反应的各物质的质量总和等于反应后生成的各物质的质量总和。‎ 又名“物质不灭定律”‎ ‎2、阿佛加德罗定律 ‎ 在相同的温度和压强下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子 ※ 每有“三同”，必有第四同，此定律又叫“四同定律”‎ 阿佛加德罗定律的推论 ① 同温同压同体积的不同气体，质量比等于分子量之比，等于密度之比，等于相对密度 ② 同温同压不同体积的气体，体积之比等于物质的量之比 ③ 同温同压同质量的气体，体积之比等于相对分子质量比的反比 ‎3、勒沙特列原理 ‎ 如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、温度或压强等），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。‎ 外界条件改变对反应速度和化学平衡的影响 所改变的条件 反应速度 化学平衡 增大反应物浓度 加快 向生成方向移动 升高温度 加快 向吸热方向移动 增大压强 加快 向气体分子数目减少的方向移动 加催化剂 加快 不移动 ‎4、原子核外电子排布的规律 ‎ ①泡利不相容原理——‎ 在同一个原子里，没有运动状态四个方面完全相同的电子存在 ‎ 电子层（层）‎ ‎ 电子亚层（形）‎ ‎ 电子云的空间伸展方向（伸）‎ ‎ 电子的自旋（旋）‎ ‎②能量最低原理 在核外电子的排布中，通常状况下电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当这些轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道 ‎③洪特规则 在同一电子层的某个电子亚层中的各个轨道上，电子的排布尽可能分占不同的轨道，而且自旋方向相同，这样排布整个原子的能量最低。‎ 四种晶体比较表 离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体 构成晶体的微粒 阴、阳离子 原子 分子 金属阳离子和自由电子 微粒间相互作用 离子键 共价键 范德华力 金属键 典型实例 NaCl、CsCl 金刚石、Si、SiO2、SiC 干冰、氢气、有机物、惰气 钠、镁、铝、铁 物 理 性 质 熔沸点 熔点较高、沸点高 熔沸点高 熔沸点低 一般较高、部分低 导电性 固态不导电，熔化或溶于水导电 差 差 良好 导热性 不良 不良 不良 良好 机械加工性 同上 同上 同上 同上 硬度 较硬而脆 高硬度 较小 一般较高部分低 ‎※注：离子晶体熔化时需克服离子键，原子晶体熔化时破坏了共价键，分子晶体熔化时只消弱分子间作用力，而不破坏化学键。‎ 物质熔沸点规律 ‎1、不同晶体：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体（金属晶体较复杂）‎ 原子晶体：原子半径越小，键能越大，熔沸点越高。如金刚石＞单晶硅 离子晶体：组成相似的离子晶体，离子键越强，熔沸点越高 如：NaCl＞KCl 金属晶体：金属键越强（半径小、价电子多），熔沸点越高 如：Na＜Mg＜Al 分子晶体：组成和结构相似的分子晶体，分子量越大，熔沸点越高 如：F2＜Cl2＜Br2＜I2‎ ‎3、在比较不同晶体的熔沸点时，有时需借助常识或记忆有关数据 例：熔点 Na＞CH3COOH＞H2O 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 ‎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 1、 依据金属活动顺序表（极少数例外）‎ 2、 常温下与酸反应的剧烈程度 3、 常温下与水反应的剧烈程度 4、 与盐溶液之间的置换反应 5、 高温下与金属氧化物间的置换反应；‎ 6、 用电化学的方法 比较非金属性强弱的依据 ‎1、同周期中，由左到右，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H2化合的条件 ‎5、与盐溶液之间的置换反应 ‎6、其它 例：2Cu＋S Cu2S Cu＋Cl2　　　　　　　　　CuCl2‎ 所以，Cl的非金属性强于Ｓ 关于NO2和N2O4平衡移动的讨论 一、结论：‎ 将NO2装入注射器内，进行下列操作，现象如下：‎ ① 缓慢压缩，气体颜色逐渐加深 ② 缓慢扩大体积，气体颜色逐渐变浅 ③ 突然压缩，气体颜色先变深，但最终比起如深 ④ 突然扩大体积，气体颜色选变浅，后变深，但最终比起始浅。‎ 二、证明：以①为例推论如下：‎ 设原平衡混和气中NO2、N2O4浓度分别为 a 摩/升、b摩/升。压缩至某体积时，NO2、N2O4在新平衡下浓度分别为 c摩/升和d摩/升 慢慢压缩，可以认为气体温度不变，此温度下 常数，则 当体积缩小时，平衡2NO2 N2O4右移，[N2O4]增大，即d＞b，则得c2＞a2，所以c＞a，气体颜色加深。‎ 何时考虑盐的水解 ‎1、判断盐溶液酸碱性及能否使指示剂变色时，要考虑到盐的水解。‎ 如CH3COONa溶液呈碱性，因为CH3COO－＋H2O CH3COOH＋OH－‎ ‎2、配制某些盐的溶液时，为了防止溶液变浑浊（水解），需加入酸抑制其水解，此时考虑盐的水解。‎ 例：配制CuSO4溶液时需加少量H2SO4，配制FeCl3溶液时需加入少量盐酸（加相应的酸）‎ ‎3、比较盐溶液中离子浓度大小时，要考虑到水解。‎ 如Na3PO4溶液中[Na+]＞3[PO ]‎ ‎4、说明盐溶液中离子种类及多少时要考虑到水解。‎ 例 Na2S溶液中含有Na+、H+、S2-、HS-、OH-，其浓度关系是[Na+]＋[H+]＝2[S2-]＋[HS-]＋[OH-]‎ ‎5、某些活泼金属与强酸弱碱盐溶液反应时，需考虑水解。‎ 如 镁插入CuSO4溶液中有H2放出。因为Cu2+＋2H2O Cu(OH)2＋2H＋ ‎ Mg＋2H＋＝Mg2＋＋H2↑‎ ‎6、强酸弱碱盐与强碱弱酸盐溶液相混合，其现象不能复分解反应规律来解释时，要考虑到双水解。‎ 例：泡沫灭火器的原理是：3HCO ＋Al3+ ＝3CO2↑＋Al(OH)3↓；‎ ‎7、判断溶液中有关离子能否大量共存时要考虑盐的水解（主要是双水解问题），‎ 如Fe3+和HCO 不能大量共存；‎ ‎8、施用化肥时需考虑到水解。‎ 如：草木灰（K2CO3）不能与铵态氮肥相混用。‎ 因为CO ＋H2O HCO ＋OH－ NH ＋OH－　　　　　　　　NH3·H2O，‎ 随NH3的挥发，氮肥失效。‎ ‎9、分析某些化学现象时要考虑盐的水解。‎ 如：制备Fe(OH)3胶体、明矾净水及丁达尔现象、FeCl3等溶液长期存放变浑浊，等。‎ ‎10、判断中和滴定终点时溶液酸碱性，选用酸碱滴定时的指示剂以及当pH＝7时酸（碱）过量情况的判断等问题，要考虑到盐的水解。‎ ‎ 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，因为CH3COO－＋H2O 　　　 CH3COOH＋OH－，为此CH3COOH与NaOH互相滴定时，选用酚酞作指示剂。‎ ‎11、试剂的贮存要考虑到盐的水解。‎ 如贮存Na2CO3溶液不能玻璃塞，因为Na2CO3水解后溶液碱性较强，这样 ‎ SiO2 ＋2OH－＝SiO ＋H2O，Na2SiO3具有粘性，使瓶颈与瓶塞粘结在一起；‎ NH‎4F溶液不能用玻璃瓶盛装，因为水解时产生的氢氟酸腐蚀玻璃，‎ F－＋H2O HF＋OH－　4HF＋SiO2＝SiF4↑＋2H2O；‎ ‎12、制取无水盐晶体时要考虑到盐的水解。‎ 例：不能利用蒸干溶液的办法制FeCl3和AlCl3，也不能在空气中加热 FeCl3·6H2O和AlCl3·6H2O制无水FeCl3和AlCl3，就是因为水解的缘故。‎ ‎13、解释某些生活现象应考虑到盐的水解。‎ 例：炸油条时利用了Fe3+与HCO （CO ）双水解的道理；ZnCl2和NH4‎ Cl可作焊药是利用了它们在水溶液中水解显弱酸性的道理；家庭中可用热的Na2CO3溶液洗涤餐具或涮便池，利用的是加热可促进CO 的水解使碱性增强，去污能力加大的道理。‎ 原电池七种 ‎1、普通锌锰电池（“干电池”）‎ ‎ “干电池”是用锌制圆筒形外壳作负极，位于中央的顶盖有铜帽的石墨作正极，在石墨周围填充ZnCl2、NH4Cl和淀粉糊作电解质，还填有MnO2作去极剂（吸收正极放出的H2，防止产生极化现象）。‎ 电极反应为：负极——Zn－2e－＝Zn2+‎ ‎ 正极——2NH ＋2e－＝2NH3＋H2‎ ‎ H2＋MnO2 ＝Mn2O3＋H2O 正极产生的NH3又和ZnCl2作用：Zn2+＋4 NH3＝[Zn(NH3)4]2+ ‎ 淀粉糊的作用是提高阴、阳离子在两个电极的迁移速度。‎ 电池总反应式：2Zn＋4NH4Cl＋2MnO2＝[Zn(NH3)4]Cl2＋ZnCl2＋Mn2O3＋H2O ‎“干电池”的电压通常约为1.5伏，不能充电再生。‎ ‎2、铅蓄电池 ‎ 铅蓄电池可放电亦可充电，具双重功能。它是用硬橡胶或透明塑料制成的长方形外壳，在正极板上有一层棕褐色PbO2，负极板是海绵状金属铅，两极均浸在一定浓度的硫酸溶液中，且两极间用微孔胶或微孔塑料隔开。‎ ‎ 蓄电池放电时的电极反应为：负极——Pb＋SO －2e－＝PbSO4‎ ‎ 正极——PbO2＋4H+＋SO　＋2e－＝PbSO4＋2H2O 当放电进行到硫酸浓度降低，溶液密度达1.18时即停止放电，而需将蓄电池进行充电；‎ 阳极——PbSO4 ＋2H2O－2e－＝PbO2＋4H+＋SO ‎ 阴极—— PbSO4 ＋2e－＝ Pb ＋SO　 ‎ 当溶液密度增加至1.28时，应停止充电 蓄电池充电和放电的总反应式为：PbO2＋Pb＋2H2SO4 PbSO4＋2H2O 目前，有一种形似于“干电池”的充电电池，它实际是一种银锌蓄电池（电解液为KOH）。电池反应为Zn＋Ag2O＋H2O Zn(OH)2＋2Ag ‎3、纽扣式电池 ‎ 常见的钮扣式电池为银锌电池，它用不锈钢制成一个正极壳和负极盖组成的小圆盒，盒内靠正极壳一端填充由Ag2O和少量石墨组成的正极活性材料，负极盖一端填充锌汞合金作负极活性材料，电解质溶液为浓KOH，溶液两边用羧甲基纤维素作隔膜，将电极与电解质溶液隔开。‎ 电极反应为：负极——Zn＋2OH－－2e－＝ZnO＋H2O ‎ 正极——Ag2O＋H2O＋2e－＝2Ag＋2OH－‎ 电池总反应式为：Ag2O＋Zn＝2Ag＋ZnO 一粒钮扣电池的电压达1.59伏，安装在电子表里可使用两年之久。‎ ‎4、氢氧燃料电池 ‎ 氢氧燃料电池是一种高效低污染的新型电池，主要用于航天领域。它的电极材料一般为活化电极，具有很强的催化活性，如铂电极、活性炭电极等。电解质溶液一般为40%的KOH溶液。‎ 电极反应式为：负极：2H2 4H ‎　　　　　　 　　4H ＋4OH－－4e－＝2H2O ‎　　　　　　　正极：O2＋2H2O＋4e－＝4OH－‎ ‎ 电池总反应式为：2H2＋O2＝2H2O ‎5、微型电池 ‎ 常用于心脏起博器和火箭的一种微型电池叫锂电池，它是用金属锂作负极、石墨作正极，电解质溶液由四氯化铝锂（LiAlCl4）溶解在亚硫酰氯（SOCl2）中组成 ‎ 电池总反应式为：8Li＋3SOCl2＝6LiCl＋Li2SO4＋2S 这种电池容量大，电压很稳，能在—56.7℃～71.1℃温度范围内工作。‎ ‎6、海水电池 ‎ 1991年，我国首创以铝—空气—海水为能源的新型电池，用作水标志灯已研制成功。该电池以取之不尽的海水为电解液，靠空气中的氧使铝不断氧化而产生电流。‎ ‎ 电极反应式为：负极：4Al－12e－＝4Al3+‎ ‎ 正极：3O2＋6H2O＋12 e－＝12OH－‎ 电池总反应式为：4Al＋3O2＋6H2O＝4Al(OH)3‎ 这种电池的能量比“干电池”高20～50倍 ‎7、燃料电池 ‎ 该电池用金属铂片插入KOH溶液中作电极，又在两极上分别通甲烷和氧气 电极反应式为：负极：CH4＋10 OH－－8 e－＝CO ＋7H2O ‎ 正极：2O2＋4H2O＋8 e－＝8OH－‎ ‎ 电池总反应式为：CH4＋O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O 酸、碱、盐的电解规律表 ‎※首先应熟记“阴、阳离子的放电顺序”‎ 阴离子的放电顺序：S2－＞I－＞Br－＞OH－＞NO3－＞SO42－＞F－‎ 阳离子的放电顺序： 金属单质＞Ag＋＞Hg2＋＞Cu2＋＞H＋＞Pb2＋＞Sn2＋＞Ni2＋＞Fe2＋＞Zn2＋＞Mn2＋＞Al３＋＞Mg2＋＞Na＋＞Ca2＋＞K＋‎ 盐（酸、碱）‎ 电解方程式 pH值 相当于电解何物 活泼金属的含氧酸盐Na2CO3、NaH2PO4‎ Na2CO3变小 NaH2PO4变大 电解水 不活泼金属含氧酸盐CuSO4、AgNO3‎ pH值变小 水和电解质 活泼金属的无氧酸盐 NaCl、KI pH值变大 水和电解质 不活泼金属的无氧酸盐 CuCl2、CuBr2‎ CuCl2：pH值变大 CuBr2‎ 电解质本身 ‎：pH值变小 含氧酸H2SO4、HNO3‎ pH值变小 电解水 无氧酸HCl、HI pH值变大 电解质本身 强碱 NaOH、KOH pH值变大 电解水 熔融态物质 NaCl NaOH Al2O3‎ 电解质本身 元素化合物知识 生成氧气的方程式小结 ‎⑴2KClO3 2KCl＋3O2↑‎ ‎⑵2KMnO4 K2MnO4＋MnO2＋O2↑‎ ‎⑶2H2O　　 2H2↑＋O2↑‎ ‎⑷2HgO 2Hg＋O2↑‎ ‎⑸4HNO3　　　　　　4NO2↑＋O2↑＋2H2O ‎ ‎⑹2KNO3 2KNO2＋O2↑‎ ‎⑺2Cu(NO3)2 CuO＋4NO2↑＋O2↑‎ ‎⑻2AgNO3 2Ag＋2NO2↑＋O2↑‎ ‎⑼2HClO 2HCl＋O2↑ ‎ ‎⑽2Al2O3（熔融） 4Al＋3O2↑‎ ‎⑾2F2 ＋2H2O＝4HF＋O2↑‎ ‎⑿2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑‎ ‎⒀2H2O2 2 H2O＋O2↑‎ ‎⒁2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2‎ ‎⒂4NaOH（熔融） 4Na＋O2↑＋2H2O 氮的氧化物小结 氮元素化合价 俗称 主要性质 N2O ‎＋1‎ 笑气 无色气体，易溶于水，中性，具有氧化性，也具有还原性 NO ‎＋2‎ 无色气体，难溶于水，易被空气O2氧化成NO2，具有氧化性，也具有还原性 N2O3‎ ‎＋3‎ 亚硝酐 暗蓝色气体，极不稳定，易分解为NO和NO2，酸性，具有氧化性，也具有还原性 NO2‎ ‎＋4‎ 红棕色气体，与水反应生HNO3和NO，但它不是酸酐，具有强氧化性 N2O4‎ 无色气体（低于21℃成液体）‎ N2O5‎ ‎＋5‎ 硝酐 白色固体，具有强氧化性 具有漂白作用的物质 氧化作用 化合作用 吸附作用 Cl2、O2、Na2O2、浓HNO3‎ SO2‎ 活性炭 化学变化 物理变化 不可逆 可逆 能被活性炭吸附的物质 1、 有毒气体（NO2、Cl2、NO等）——有毒 2、 色素——漂白 3、 水中有臭味的物质——净化 生成氢气的方程式小结 ‎⑴Fe（活泼金属）＋2HCl＝FeCl2＋H2↑‎ ‎⑵2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑‎ ‎⑶Si＋2NaOH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑‎ ‎⑷3Fe＋4H2O(气) Fe3O4＋4H2‎ ‎⑸C+ H2O(气) CO＋H2‎ ‎⑹CO+ H2O(气) CO2＋H2‎ ‎⑺2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑‎ ‎⑻Mg＋2H2O Mg(OH)2＋H2↑‎ ‎⑼2NaCl＋2H2O 2NaOH＋Cl2↑＋H2↑‎ ‎⑽H2S H2＋S ‎⑾2HI H2＋I2‎ ‎⑿2H2O 2H2↑＋O2↑‎ ‎⒀‎2C2H5OH＋2Na（K、Mg、Al） ‎2C2H5ONa＋H2↑‎ ‎⒁CH4 C（炭黑）＋2H2↑‎ ‎⒂原电池的析氢腐蚀 水参与的反应小结 ‎1、水的电离：H2O H+＋OH－ 或 2H2O H3O+＋OH－‎ ‎2、水与氧化—还原的关系 ‎ 2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑‎ ‎ 水作氧化剂 3Fe＋4H2O(气) Fe3O4＋4H2‎ C+ H2O(气) CO＋H2‎ ‎ 水作还原剂 ‎2F2＋2H2O＝4HF＋O2‎ 水既作氧化剂，又作还原剂 2H2O 2H2↑＋O2↑‎ ‎ 　　Cl2＋H2O＝HCl＋HclO 水既不作氧化剂，又不作还原剂　　2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑‎ ‎　　　　　　　　　　　　　　　　3NO2＋H2O＝2HNO3＋NO ‎3、水化：CH2＝CH2＋2H2O　　　　　　　CH3CH2OH ‎ CO(NH2)2＋2H2O　 (NH4)2CO3‎ ‎4、水合：NH3＋H2O NH3·H2O ‎ ‎ CuSO4＋5H2O＝CuSO4·5 H2O ‎5、水解 ‎⑴盐类的水解 AlO2－＋2 H2O Al(OH)3＋OH－‎ ‎⑵氮化镁的水解 Mg3N2＋6H2O＝3Mg(OH)2↓＋2NH3↑‎ ‎⑶醇钠的水解 C2H5ONa＋H2O　　　　　C2H5OH＋NaOH ‎⑷酚钠的水解 C6H5ONa＋H2O　　　　　C6H5OH＋NaOH 卤化烃的水解 C2H5Cl＋H2O C2H5OH＋HCl ‎△‎ ‎⑹酯的水解：CH3COOC2H5＋H2O C2H5OH＋CH3COOH ‎⑺油脂的水解：‎ ‎⑻糖的水解 ‎ (C6H10O5)n＋nH2O nC6H12O6 ‎ ‎ 淀粉 葡萄糖 ‎(C6H10O5)n＋nH2O nC6H12O6 ‎ ‎ 纤维素 葡萄糖 ‎2(C6H10O5)n＋nH2O nC12H22O11 ‎ ‎ 淀粉 麦芽糖 ‎ C12H22O11＋nH2O C6H12O6＋C6H12O6‎ ‎ 蔗糖 葡萄糖 果糖 ‎ C12H22O11＋nH2O ‎2C6H12O6‎ ‎ 麦芽糖 葡萄糖 ‎⑼蛋白质的水解：蛋白质 各种α—氨基酸 ‎6、双水解：‎ ‎ 此类反应发生的条件：‎ a、必有一盐水解呈碱性，另一盐水解显酸性；‎ b、水解生成的酸、碱相互之间不反应（或按复分解模式发生，有一盐不存在）。‎ ‎——AlO 跟几乎所有水解显酸性的阳离子（Fe3+、Fe2+、Al3+、Cu2+、、NH4+ 等）均可发生双水解反应 关于气体的全面总结 ‎1、常见气体的制取和检验 ‎⑴氧气 a) 制取原理——含氧化合物自身分解 b) 制取方程式——2KClO3 2KCl＋3O2↑‎ c) 装置——略微向下倾斜的大试管、加热 d) 检验——带火星木条，复燃 e) 收集——排水法或向上排气法 ‎⑵氢气 ① 制取原理——活泼金属与弱氧化性酸的置换 ② 制取方程式——Zn＋H2SO4 ＝＝＝ H2SO4＋H2↑‎ ③ 装置——启普发生器 ④ 检验——点燃，淡蓝色火焰，在容器壁上有水珠 ⑤ 收集——排水法或向下排气法 ‎⑶氯气 ① 制取原理——强氧化剂氧化含氧化合物 ② 制取方程式——MnO2＋4HCl（浓）MnCl2＋Cl2↑＋2H2O ③ 装置——分液漏斗、圆底烧瓶、加热 ④ 检验——能使湿润的蓝色石蕊试纸先变红后褪色；‎ ⑤ 除杂质——先通入饱和食盐水（除HCl），再通入浓H2SO4（除水蒸气）‎ ⑥ 收集——排饱和食盐水法或向上排气法 ⑦ 尾气回收——Cl2＋2NaOH＝＝＝ NaCl＋NaClO＋H2O ‎⑷硫化氢 ‎①制取原理——强酸与强碱的复分解反应 ‎②制取方程式——FeS＋2HCl＝＝＝ FeCl2＋H2S↑‎ ‎③装置——启普发生器 ‎④检验——能使湿润的醋酸铅试纸变黑 ‎⑤除杂质——先通入饱和NaHS溶液（除HCl），再通入固体CaCl2（或P2O5）（除水蒸气）‎ ‎⑥收集——向上排气法 ‎⑦尾气回收——H2S＋2NaOH＝＝＝ Na2S＋H2O或H2S＋NaOH＝＝＝ NaHS＋H2O ‎⑸二氧化硫 ‎①制取原理——稳定性强酸与不稳定性弱酸盐的复分解 ‎②制取方程式——Na2SO3＋H2SO4＝＝＝ Na2SO4＋SO2↑＋H2O ‎③装置——分液漏斗、圆底烧瓶 ‎④检验——先通入品红试液，褪色，后加热又恢复原红色；‎ ‎⑤除杂质——通入浓H2SO4（除水蒸气）‎ ‎⑥收集——向上排气法 ‎⑦尾气回收——SO2＋2NaOH＝＝＝ Na2SO3＋H2O ‎⑹二氧化碳 ‎①制取原理——稳定性强酸与不稳定性弱酸盐的复分解 ‎②制取方程式——CaCO3＋2HClCaCl2＋CO2↑＋H2O ‎③装置——启普发生器 ‎④检验——通入澄清石灰水，变浑浊 ‎⑤除杂质——通入饱和NaHCO3溶液（除HCl），再通入浓H2SO4（除水蒸气）‎ ‎⑥收集——排水法或向上排气法 ‎⑺氨气 ‎①制取原理——固体铵盐与固体强碱的复分解 ‎②制取方程式——Ca(OH)2＋2NH4ClCaCl2＋NH3↑＋2H2O ‎③装置——略微向下倾斜的大试管、加热 ‎④检验——湿润的红色石蕊试纸，变蓝 ‎⑤除杂质——通入碱石灰（除水蒸气）‎ ① 收集——向下排气法 ‎⑻氯化氢 ‎ ①制取原理——高沸点酸与金属氯化物的复分解 ‎②制取方程式——NaCl＋H2SO4Na2SO4＋2HCl↑‎ ‎③装置——分液漏斗、圆底烧瓶、加热 ‎④检验——通入AgNO3溶液，产生白色沉淀，再加稀HNO3沉淀不溶 ‎⑤除杂质——通入浓硫酸（除水蒸气）‎ ‎⑥收集——向上排气法 ‎⑼二氧化氮 ‎①制取原理——不活泼金属与浓硝酸的氧化—还原；‎ ‎②制取方程式——Cu＋4HNO3＝＝＝Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O ‎③装置——分液漏斗、圆底烧瓶（或用大试管、锥形瓶）‎ ‎④检验——红棕色气体，通入AgNO3溶液颜色变浅，但无沉淀生成 ‎⑤收集——向上排气法 ‎⑥尾气处理——3NO2＋H2O＝＝＝2HNO3＋NO ‎ NO＋NO2＋2NaOH＝＝＝2NaNO2＋H2O ‎⑩一氧化氮 ‎①制取原理——不活泼金属与稀硝酸的氧化—还原；‎ ‎②制取方程式——Cu＋8HNO3（稀）＝＝＝3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O ‎③装置——分液漏斗、圆底烧瓶（或用大试管、锥形瓶）‎ ‎④检验——无色气体，暴露于空气中立即变红棕色 ‎⑤收集——排水法 ‎⑾一氧化碳 ‎①制取原理——浓硫酸对有机物的脱水作用 ‎②制取方程式——HCOOHCO↑＋H2O ‎③装置——分液漏斗、圆底烧瓶 ‎④检验——燃烧，蓝色火焰，无水珠，产生气体能使澄清石灰水变浑浊 ‎⑤除杂质——通入浓硫酸（除水蒸气）‎ ‎⑥收集——排水法 ‎⑿甲烷 ‎①制取方程式——CH3COONa＋NaOH CH4↑＋Na2CO3‎ ‎②装置——略微向下倾斜的大试管、加热 ‎③收集——排水法或向下排空气法 ‎⒀乙烯 ‎①制取原理——浓硫酸对有机物的脱水作用 ‎②制取方程式——CH3CH2OH CH2＝CH2↑＋H2O ‎③装置——分液漏斗、圆底烧瓶、加热 ‎④除杂质——通入NaOH溶液（除SO2、CO2）、通入浓硫酸（除水蒸气）‎ ① 收集——排水法 ‎⒁乙炔 ‎①制取原理——电石强烈吸水作用 ‎②制取方程式——CaC2＋2H2OCa(OH)2＋CH CH↑‎ ‎③装置——分液漏斗、圆底烧瓶（或用大试管、锥形瓶）‎ ‎④检验——无色气体、能燃烧，产生明亮的火焰，并冒出浓的黑烟 ‎⑤除杂质——通入硫酸铜溶液（除H2S、PH3），通入浓硫酸（除水蒸气）‎ ② 收集——排水法或向下排气法 ‎2、常见气体的溶解性 极易溶——NH3（1：700）‎ 易 溶——HX、HCHO、SO2（1：40）‎ 能溶或可溶——CO2（1：1）、Cl2（1：2）、H2S（1：2.6）‎ 微溶——C2H2‎ 难溶或不溶——O2、H2、、CO、NO、CH4、CH3Cl、C2H4、C2H6‎ 与水反应的——F2、NO2‎ 1、 常见气体的制取装置 ‎ ‎ ‎ ‎ ‎ 固－液不加热型 固－液（液－液）加热型 固－固（固）加热型 能用启普发生器制取的——CO2、H2、H2S 能用加略向下倾斜的大试管装置制取的——O2、NH3、CH4‎ 能用分液漏斗、圆底烧瓶的装置制取的——Cl2、HCl、SO2、CO、NO、NO2、C2H4‎ 1、 有颜色的——F2（淡黄绿色）、Cl2（黄绿色）、NO2（红棕色）、Br2（红棕色）‎ 2、 具有刺激性气味的——F2、Cl2、Br2(气)、HX、SO2、NO2、NH3、HCHO 臭鸡蛋气味的——H2S 稍有甜味的——C2H4‎ 3、 能用排水法收集的——H2、O2、CO、NO、CH4、CH3Cl、C2H6、C2H4、C2H2‎ 4、 不能用排气法收集的——CO、N2、C2H4、NO、C2H6‎ 5、 易液化的气体——Cl2、SO2、NH3‎ ‎10、有毒的气体——Cl2、F2、H2S、SO2、NO2、CO、NO ‎10、能在空气中燃烧的——H2、CO、H2S、CH4、C2H6、C2H4、C2H2‎ ‎11、只能在纯氧中燃烧的——NH3‎ ‎12、制备过程中发生氧化—还原反应的——Cl2、H2、O2、NO、NO2‎ ‎13、能用浓H2SO4制取的——HF、HCl、CO、C2H4‎ ‎14、制备时不需加热的—— H2S、CO2、H2、SO2、NO、C2H2‎ ‎15、能使品红试液褪色的——Cl2、SO2、NO2‎ ‎16、能使湿润的蓝色石蕊试纸变红的是——HX、SO2、H2S、CO2‎ ‎17、能使酸性KMnO4溶液褪色的是——H2S、SO2、HBr、HI、C2H4、C2H2‎ ‎18、能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的——NH3‎ ‎19、能使湿润的醋酸铅试纸变黑的——H2S ‎20、不能用浓H2SO4干燥的——H2S、HBr、HI、NH3‎ ‎21、不能用碱石灰干燥的——Cl2、HX、SO2、H2S、CO2、NO2‎ ‎22、不能用CaCl2干燥的——NH3‎ 有机代表物质的物理性质 ‎1、状态 固态——饱和高级脂肪酸、脂肪、TNT、萘、蒽、葡萄糖、果糖、麦芽糖、淀粉、纤维素、醋酸（16.6℃以下）、针状的TNT；‎ 气态——C4以下烷、烯、炔、甲醛、一氯甲烷 液态—— 油状——硝基苯、溴乙烷、乙酸乙酯、油酸 ‎ 粘稠状——石油、乙二醇、丙三醇 ‎2、气味 无味——甲烷、乙炔（常因混有PH3、H2S和AsH3而带有臭味）；‎ 稍有气味——乙烯 特殊气味——苯及同系物、萘、石油、苯酚 刺激性——甲醛、甲酸、乙酸、乙醛 甜味——乙二醇、丙三醇、蔗糖、葡萄糖、麦芽糖 香味——乙醇、低级酯 苦杏仁味——硝基苯 ‎3、颜色 ‎ 白色——葡萄糖、多糖 ‎ 淡黄色——TNT、不纯的硝基苯 ‎ 黑色或深棕色——石油 ‎4、密度 ‎ 比水轻的——苯及其同系物、一氯代烃、乙醇、乙醛、低级酯、汽油 比水重的——硝基苯、溴苯、乙二醇、丙三醇、CCl4、氯仿、溴代烃、碘代烃、二硫化碳 ‎5、挥发性 ‎ 乙醇、乙酸、乙醛 ‎6、升华性 ‎ 萘、蒽 ‎7、水溶性 ‎ 不溶：高级脂肪酸、酯、硝基苯、溴苯、甲烷、乙烯、苯及同系物、萘、蒽、石油、卤代烃、TNT ‎ 微溶：苯酚、乙炔、苯甲酸 ‎ 易溶：甲醛、乙酸、乙二醇、苯磺酸 ‎ 与水混溶：乙醇、苯酚（‎70℃‎以上）、乙醛、甲酸、丙三醇 ‎ ‎