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文档介绍
高中化学笔记
第一章 从实验学化学与物质分类 一．化学实验安全 1.确保实验安全需注意的问题：（1）遵守实验室规则；（2）了解安全措施；（3）掌握正确的操作方法；（4）重视并逐步熟悉污染物和废弃物的处理方法。 2.需要注意的问题：（1）没有特殊说明时，液体药品取1~2ml，固体药品只需盖满试管底部；（2）给液体加热时，液体体积不要超过试管容积的1/3；（3）做有毒气体的实验时，应在通风橱中进行，并注意对尾气进行适当处理（吸收或点燃等）。进行易燃易爆气体的实验时应注意验纯，尾气应燃烧掉或作适当处理；（4）可直接加热的仪器：试管、坩埚、蒸发皿、燃烧匙。需隔石棉网加热的仪器：烧杯、烧瓶、锥形瓶；（5）酸性试剂选用玻璃塞或软木塞，碱性试剂选用橡胶塞；（6）浓酸撒在实验台上，先用Na2CO3（或NaHCO3）中和，后用水冲擦干净。浓酸沾在皮肤上，宜先用干抹布拭去，再用水冲净。浓酸溅在眼中应先用稀NaHCO3溶液淋洗，然后请医生处理；（7）浓碱撒在实验台上，先用稀醋酸中和，然后用水冲擦干净。浓碱沾在皮肤上，宜先用大量水冲洗，再涂上硼酸溶液。浓碱溅在眼中，用水洗净后再用硼酸溶液淋洗；（8）划伤后先用双氧水清洗伤口再涂上红汞水或碘酒；（9）烫伤或烧伤用药棉浸75%~95%的酒精轻涂伤处，也可用3%~5%的KMnO4溶液；（10）钠、磷等失火宜用沙土扑盖；（11）酒精及其他易燃有机物小面积失火，应迅速用湿抹布扑盖。 二．化学计量在实验中的应用 1.阿伏加德罗常数：把1mol任何粒子的粒子数叫做阿伏加德罗常数，符号为NA，通常用6.02×1023mol-1表示。 2.摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量叫摩尔质量，符号为M，常用单位g/mol（g·mol-1）。在数值上等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量。 3.气体摩尔体积：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积，符号为Vm，常用单位L/mol（L·mol-1)。 4.物质的量浓度：用物质的量浓度来表示单位体积溶液里所含溶质B的物质的量，也称为B的物质的量浓度，符号为cB，常用单位mol/L（mol·L-1）。 5.化学计量之间的关系：（1）物质的量＝粒子数/阿伏加德罗常数，即n=N/NA； （2）物质的量=质量/摩尔质量，即(n=m/M)； （3）物质的量=气体的体积/气体摩尔体积，即n=V/Vm； （4）物质的量浓度＝溶质的物质的量/溶液的体积，即cB=nB/V。 6.标况（0°，101KPa），1mol任何气体体积约22.4L。 7.配制溶液的步骤：试漏，计算，称量，溶解，（冷却），转移，定容。常用容量瓶规格：100ml，250ml，500ml，1000ml。容量瓶上标注容积和温度。 三．物质的分类 1.物质分类的方法：交叉分类法和树状分类法。 31 2.分散系：把一种（或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系，叫分散系。被分散的物质称作分散质，起容纳分散质作用的物质称作分散剂。 3.溶液：分散质粒子小于1nm，均匀、透明、稳定，能通过滤纸，能通过半透膜。 4.胶体：分散质粒子大小在1—100nm之间，均匀、有的透明、较稳定，能通过滤纸，不能通过半透膜，有丁达尔效应，包括液溶胶，气溶胶和固溶胶。 5.浊液：分散质粒子大于100nm，不均匀、不透明、不稳定，不能通过滤纸。 6.制备Fe（OH）3胶体：向沸腾的蒸馏水中逐滴加入FeCl3饱和溶液，继续煮沸至溶液呈红褐色，停止加热。 7.丁达尔效应：胶体粒子对光散射（光波偏离原来方向而分散传播）形成光亮的通路，叫做丁达尔效应。 8.电泳：由于胶体粒子带有电荷，在电场作用下，胶体粒子在分散剂里做定向移动，这种现象称为电泳。电泳现象说明胶体带电荷。 9.Fe（OH）3的电泳现象：Fe（OH）3胶体粒子带正电荷，在电流作用下向阴极移动，致使阴极附近颜色逐渐变深，阳极附近颜色逐渐变浅。 10.布朗运动：液溶胶中胶粒做无规则的运动，布朗运动是水分子无规则运动的结果。 11.胶体聚沉：使胶体聚沉的原理是中和胶粒的电性，有加入电解质（高价离子比低价离子效率大），加入相反电荷的胶体，加热。 12.胶体带电性：有的胶体带电，有的胶体不带电。一般地，金属氧化物、金属氢氧化物的胶粒带有正电荷；非金属氧化物、金属硫化物、土壤胶粒带负电荷。 13.胶体的应用：涂料、颜料、墨水的制造，洗涤剂、喷雾剂的应用，静电除尘器除尘，制豆腐，明矾净水，土壤保肥，三角洲形成，血液透析，血清纸上电泳等。 第二章 常见的无机物 1.钠 一．钠的性质：钠很活泼，易失一个电子，在自然界以化合态存在，质软，带有银白色金属光泽，密度小于水，熔点低。钠要保存在石蜡油或煤油中，火灾现场有大量钠时，要用干燥沙土来灭火。 二．关于钠的反应： 1.钠与氧气常温：4Na+O2====2Na2O，生成氧化钠，白色固体，碱性氧化物。 2.钠与氧气加热：2Na+O2Na2O2，先熔化成小球，后剧烈燃烧，产生黄色火焰，生成过氧化钠，黄色固体，即非碱性氧化物亦非酸性氧化物。 3.钠与水：2Na+2H2O====2NaOH+H2↑，红师（嘶）傅（浮）游泳（熔）；溶液变红，发出嘶嘶的声音，钠浮于水面，四处游动，熔成小球。 4.过氧化钠与水：2Na2O2+2H2O====4NaOH+O2↑ 5.过氧化钠与二氧化碳：2Na2O2+2CO2====2Na2CO3+O2，供养剂，呼吸面具。 6.钠与硫酸铜：2Na+CuSO4+2H2O====Cu（OH）2↓+H2↑+Na2SO4. 三．碳酸钠与碳酸氢钠：碳酸钠比碳酸氢钠碱性强，溶解度大，热稳定性好。 四．焰色反应 1.焰色反应：很多金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现特殊颜色，称为焰色反应。 31 2.焰色反应的检验：把焊在玻璃棒上的铂丝（或用光洁无锈的铁丝）放在酒精灯上（最好用煤气灯）外焰里灼烧，至与原来的火焰颜色相同时为止，用铂丝（或铁丝）蘸取待测液，在外焰上灼烧，观察火焰颜色，将铂丝（或铁丝）用盐酸洗净后，在外焰上灼烧至没有颜色。 3.部分金属的焰色：锂—紫红，锶—洋红，钠—黄，钾—紫（透过蓝色钴玻璃），钙—砖红，钡—黄绿，铜—绿。 2.铝 一．铝、氧化铝和氢氧化铝的性质 1.铝：遇浓硫酸、浓硝酸钝化。 2.氧化铝：两性氧化物，铝加热后熔化但不滴落，就是因为表面生成了一层致密而坚固的氧化膜。 3.氢氧化铝：两性氢氧化物，白色胶状沉淀，可用作胃酸中和剂。 4.明矾：十二水合硫酸铝钾，KAl（SO4）2·12H2O，无色晶体，水解生成氢氧化铝胶体，可以和悬浮于水中的泥沙形成絮状不溶物沉降下来，因此可做净水剂。 二．与铝有关的反应 1.2Al+2NaOH+2H2O====2NaAlO2+3H2↑. 2.Al2O3+6H+====2Al3++3H2O. 3.Al2O3+2OH-====2AlO2-+H2O. 4.2Al（OH）3Al2O3+3H2O. 5.Al3++3OH-====Al（OH）3↓. 6.Al（OH）3+OH-====AlO2-+2H2O. 7.Al3++4OH-====AlO2-+2H2O. 8.Al3++3NH3·H2O====Al（OH）3↓+3NH+.（氨水不能使Al（OH）3变成AlO2-） 9.AlO2-+H++H2O====Al（OH）3↓. 10.Al（OH）3+3H+====Al3++3H2O. 11.AlO2-+4H+====Al3++2H2O. 12.2AlO2-+CO2+3H2O====2Al（OH）3↓+CO32-.（碳酸不能使Al（OH）3变成Al3+） 13.3AlO2-+Al3++6H2O====4Al（OH）3↓. 3.铁 一．铁与铁的氧化物 1.氧化亚铁：FeO，黑色粉末，不稳定。 2.氧化铁：Fe2O3，红棕色粉末，俗称铁红，常用作红色油漆和涂料。赤铁矿，主要成分为Fe2O3，是炼铁的原料。 3.四氧化三铁：Fe3O4，有磁性的黑色晶体，俗称磁性氧化铁。 4.铁的性质：遇浓硫酸，浓硝酸钝化。 二．关于铁的反应 1.Fe+2H+====Fe2++H2↑. 2.2Fe+3Cl22FeCl3. 3.Fe+SFeS. 4.3Fe+4H2O（g）Fe3O4+4H2. 5.2Fe3++Fe====3Fe2+. 6.2Fe2++Cl2====2Fe3++2Cl-. 7.FeO+2H+====Fe2++H2O. 31 8.Fe2O3+6H+====2Fe3++3H2O. 9.Fe2O3+3CO2Fe+3CO2（高炉炼铁）. 10.4Fe（OH）2+O2+2H2O====4Fe（OH）3（白色絮状沉淀变灰绿色，后变红褐色）. 11.2Fe（OH）2Fe2O3++3H2O. 三． Fe3+、Fe2+的检验：Fe3+：加入硫氰化钾（KSCN），溶液变成血红色；Fe2+：加入硫氰化钾（KSCN），溶液无现象，通氯气后，溶液变成血红色。 4. 其他金属 一． 地球上含量前五位的元素：氧、硅、铝、铁、钙。 二． 金属通性：有金属光泽，易导电，易导热，有延展性。 三． 镁 1. 镁与水反应：与冷水反应缓慢，与沸水反应快。 2. 2Mg+CO22MgO+C. 四． 铜 1.2Cu+SCu2S 2.Cu+Cl2CuCl2.（生成棕黄色固体） 3.2Cu+CO2+O2+2H2O====Cu2（OH）2CO3 4.铜盐溶液都有毒，因为铜属于重金属，铜离子能与蛋白质作用，使蛋白质变性，所以可用硫酸铜制波尔多液。 5.合金 一．合金：由两种或两种以上金属（或金属和非金属）熔合而成的具有金属特性的物质。 二．合金通性：硬度大于各成分，熔点低于各成分。 三．炼铁的原理：在高温条件下，用氧气或铁的氧化物把生铁中所含的过量的碳和其它杂质变为气体和炉渣而除去。 四．钢 五．铜合金 1. 青铜：主要含铜和锡，有良好的强度和塑性、耐磨、耐腐蚀，主要用于制造机器零件如轴承、齿轮等。 2. 黄铜：主要含铜和锌，有良好的强度和塑性、易加工、耐腐蚀，用于制机器零件、仪表和日用品。 31 1. 白铜：主要含铜和镍，它不易生铜绿，常被用来制造精密仪器和装饰品。白铜导电、导热性能很差，是电阻箱等电工仪器上理想材料。 六．选择材料的原则：主要用途、外观、物理性质（密度、硬度、强度、导电性、导热性）、化学性质（对水的作用、耐腐蚀性）、价格、加工难度、日常维护、对环境影响… 七．有色金属与黑色金属：金属材料分为黑色金属材料和有色金属材料。黑色金属包括铁、锰、铬以及它们的合金；除黑色金属外的金属和合金都称为有色金属，又可分为轻金属、重金属、高熔点金属、稀土金属和贵金属等。 6.硅 一．二氧化硅 1.二氧化硅：SiO2，酸性氧化物，酸酐，难溶于水，存在形态有结晶型和无定型两大类，统称硅石。 2.SiO2+Na2CO3Na2SiO3+CO2↑（原理：高沸点酸酐制低沸点酸酐。生成硅酸钠，可溶于水，是唯一可溶于水的硅酸盐，其水溶液俗称水玻璃，是制备硅胶和木材防火剂等的原料，具有粘性，故NaOH不可用带玻璃塞的试剂瓶盛装） 3.SiO2+4HF====SiF4↑+2H2O（雕刻玻璃原理） 4.SiO2+CaOCaSiO3+H2O. 5.SiO2+2NaOH====Na2SiO3+H2O. 6.自然界中的二氧化硅：石英、水晶、玛瑙、沙子。 7.二氧化硅的用途：建筑材料（沙子），饰品，光导纤维。 二．硅酸 1.硅酸：H2SiO3，比碳酸还弱的酸，白色胶状沉淀，通过可溶性硅酸盐与其它酸反应制得。硅酸浓度较大时，形成软而透明的胶冻状的硅酸凝胶，硅酸凝胶经干燥脱水后得到多孔的硅酸干凝胶，称为硅胶，常用作实验室和袋装食品、瓶装药品等的干燥剂，也可用作催化剂的载体。 2.H2SiO3H2O+SiO2。 3.H4SiO4（原硅酸）H2O+H2SiO3。 4.Na2SiO3+2HCl====H2SiO3（胶体/↓）+H2O. 5.SiO32-的检验：往待测液中加稀硝酸有白色胶状沉淀。 三．硅酸盐 1.常见硅酸盐：硅酸钠：Na2O·SiO2；石棉：CaO·3MgO·4SiO2；长石：K2O·Al2O3·6SiO2；普通玻璃：Na2O·CaO·6SiO2；水泥：3CaO·SiO2,2CaO·SiO2,3CaO·Al2O3；黏土：Al2O3·2SiO2·2H2O。 2.三大硅酸盐产品： 原料 反应条件 陶瓷 黏土 高温烧结 普通玻璃 纯碱，石灰石，石英 玻璃窑中熔融 水泥 黏土，石灰石 研磨，混合后在水泥回转窑中煅烧，再加入适量石膏，研成细粉 3. 其他含硅的物质：①碳化硅：SiC，俗称金刚砂，具有金刚石结构，硬度很大，可用做砂纸、砂轮的磨料；②含4%硅的硅钢具有很高的导磁性，主要用作变压器铁芯；③人工合成的硅橡胶是目前最好的既耐高温又耐低温的橡胶，在-60～250℃ 31 仍能保持良好的弹性，用于制造火箭、导弹、飞机的零件和绝缘材料等；④人工制造的分子筛（一种具有均匀微孔结构的铝硅酸盐），主要用作吸附剂和催化剂。 3. 新型陶瓷 品种 主要性能 主要用途 高温结构陶瓷（工程陶瓷） 耐高温，耐氧化，耐腐蚀 耐高温材料，洲际导弹的端头，火箭发动机的尾管及燃烧室，汽车发动机，喷气发动机 压电陶瓷 实现机械能与电能的相互转化 电波滤波器，通话器，声呐探伤器，点火器 透明陶瓷 优异的光学性能，耐高温，绝缘性好 制高压钠灯的灯管，防弹玻璃 超导陶瓷 超导性 超导材料 四． 硅单质 1. 硅：有晶体和无定型两种，晶体硅是带有金属光泽的灰黑色固体，熔点高，硬度大，有脆性，在常温下化学性质不活泼。 2. 硅的制取与提纯：SiO2+2CSi+2CO↑；Si+2Cl2SiCl4；SiCl4+2H2Si+4HCl 3. 硅的应用：制芯片，太阳能电池。 7.氯 一．氯气 1.氯气：活泼的黄绿色气体，易液化，具有强烈的刺激性气味，有毒，具有很强的氧化性。 2.氯气与金属：2Fe+3Cl22FeCl3；Cu+Cl2CuCl2. 3.实验室制氯气：MnO2+4HCl（浓）MnCl2+Cl2↑+2H2O.也可用KMnO4、KClO3、Ca（ClO）2，但不需加热。收集氯气可采用向上排空气法或排饱和食盐水法，看湿润的淀粉KI试纸是否变蓝来验满。最后用NaOH溶液除尾气。 4.H2+Cl22HCl，安静地燃烧，苍白色火焰，当反应条件为光照时，会爆炸。 5.氯水：浅黄绿色，一体积水可溶解两体积氯气，Cl2+H2O====HCl+HClO，可用来给水消毒，但对人体有害。新型自来水消毒剂有二氧化氯，臭氧等。含有的粒子：H2O、Cl2、HClO、H+、Cl-、ClO-、OH-。 6.次氯酸：极弱的酸，不稳定，只存在于水溶液中，光照易分解，2HClO2HCl+O2↑，具有强氧化性，能杀死水中病菌，起到消毒的作用，能漂白（不可逆）。 7.漂白液：有效成分为次氯酸钠（漂白粉有效成分为次氯酸钙），Cl2+2NaOH====NaCl+NaClO+H2O，2NaClO+H2O+CO2====2HClO+Na2CO3.（3Cl2+6NaOH5NaCl+NaClO3+3H2O） 8.Cl-的检验：加硝酸酸化的硝酸银，有白色沉淀（如果是Br-则有淡黄色沉淀，如果是I-则有黄色沉淀） 8.硫 一．硫 1.硫的存在形式：有游离态和化合态两种，游离态的硫存在于火山喷口附近或地壳的岩层里，化合态的硫主要以硫化物和硫酸盐的形式存在。 2.硫：俗称硫磺，黄色晶体，质脆，易研成粉末，不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳。 3.Fe+SFeS，2Cu+SCu2S。 31 4.硫的常见化合价：-2，0，+4，+6. 二．硫的氧化物 1.S+O2SO2，在空气中生成淡蓝色火焰，在纯氧中生成蓝紫色火焰。 2.二氧化硫：无色，有刺激性气味气体，有毒，密度大于空气，容易液化，易溶于水。 3.二氧化硫的漂白性：二氧化硫能使品红溶液褪色，加热后会恢复原色，但不能使石蕊试剂褪色。因为它能与某些有色物质生成不稳定的无色物质。 4.SO2+H2OH2SO3. 5.2SO2+O22SO3 6. 三氧化硫：无色固体，硫酸酸酐。 7. SO3+H2O====H2SO4. 8.SO3+CaO====CaSO4. 9.SO3+Ca（OH）2====CaSO4+H2O. 10.SO2+Cl2+2H2O====H2SO4+2HCL. 11.SO2+2H2S====3S↓+2H2O. 三．硫酸 1.浓硫酸具有很强的腐蚀性，能脱去有机物中的氢、氧元素。 2.2H2SO4（浓）+CuCuSO4+2H2O+SO2↑. 3.2H2SO4（浓）+CCO2↑+2H2O+2SO2↑. 4.硫酸的用途：精炼石油，金属加工前的酸洗以及制取各种挥发性酸。 9.氮 一．氮的氧化物 1.氮的固定：将游离态的氮转化成化合态的氮。 2.N2+O22NO. 3.一氧化氮：无色气体，有毒，不溶于水，在常温下很容易与空气中的氧气化合。 4.2NO+O2====2NO2. 5.二氧化氮：红棕色，有刺激性气味气体，有毒，密度比空气大，易液化，易溶于水。 6.3NO2+H2O====2HNO3+NO. 7.4NO2+O2+2H2O====4HNO3. 8.氮的常见化合价：+4，+3，+2，+1,0，-3. 二． 氨 1. 工业上氮的固定（合成氨）：N2+3H22NH3. 2. 氨：无色，有刺激性气味气体，700:1溶解于水，水溶液叫做氨水，氨气溶于水后，大部分与水结合生成一水合氨。氨水呈碱性。 3.NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH-. 4.氨气的检验：①湿润的红色石蕊试纸变蓝；②靠近蘸有浓盐酸的玻璃棒，有白烟（NH3+HCl====NH4Cl）。（检验NH4+需加NaOH溶液，加热，然后重复上面步骤） 5.铵盐：都易溶于水，受热易分解，与碱反应放出氨气。 NH4ClNH3↑+HCl↑；NH4HCO3NH3↑+H2O↑+CO2↑；NH4NO3+NaOHNaNO3+H2O+NH3↑. 6.4NH3+5O24NO+6H2O. 31 7. 氨的用途：氮肥工业、有机合成工业及制造硝酸、铵盐和纯碱的原料。液氨汽化吸收大量热，可用氨做制冷剂。 8. 氨的实验室制法：2NH4Cl+Ca（OH）2CaCl2+2H2O+2NH3↑.（产生气体可用CaO干燥，并用向下排空气法收集） 三． 硝酸 1.4HNO3（浓）+Cu====Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O. 2.8HNO3（稀）+3Cu====3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O. 第三章 物质结构 元素周期律 一．元素周期表 1.元素周期表：俄国化学家门捷列夫将元素按照相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵行，制出第一张元素周期表。后来元素周期表中元素的排序依据改为原子的核电荷数。 2.原子位置与元素的原子结构的关系：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数；周期序数＝电子层数；主族序数＝最外层电子数＝元素的最高正价数；主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数。 3.元素周期表的结构：七个横行叫做七个周期，其中一、二、三周期叫做短周期，其他周期叫做长周期，每一周期中元素电子层数相同。纵行叫做族，族分主族和副族，共有七个主族，主族元素的族序数后标A；有七个副族，副族元素的族序数后标B。此外还有第Ⅷ族（含三个纵行）和0族（最外层电子数为8）。 4.有些族的特别名称：第ⅠA族（除氢）：碱金属元素；第ⅦA族：卤族元素；0族：稀有气体元素。 二．碱金属元素 1.碱金属元素：锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）。 2.物理性质：除铯外均为银白色，柔软固体（铯略带金色光泽），密度逐渐增大（锂、钠、钾小于水），熔沸点逐渐降低，此外，还具有延展性，导电性，导热性。 3.化学性质（金属性）：由弱到强（电子层数逐渐增加，原子核对最外层电子的吸引力减小，更易失电子），氢氧化物碱性由弱到强，目前铯是还原性最强的元素。 4.碱金属的存放：锂需要放在石蜡里，钠和钾需要放在煤油或石蜡油里，用时擦干煤油。 5.关于碱金属的氧化反应：4Li+O22Li2O;2Na+O2Na2O2;4Na+O2==2Na2O;K+O2KO2. 三．卤族元素 1.卤族元素：氟（F2）、氯（Cl2）、溴（Br2）、碘（I2）. 2.物理性质：氟（浅黄绿色气体）、氯（黄绿色气体）、溴（深红棕色液体）、碘（紫黑色固体），密度逐渐增大，熔沸点逐渐升高。 3.化学性质：最高价含氧酸酸性逐渐减弱，气态氢化物稳定性逐渐减弱，氧化性逐渐减弱，氢化物酸性逐渐增强，离子还原性逐渐增强，氟是氧化性最强的元素。 4.卤素与氢气反应：剧烈程度逐渐减弱，产物稳定性逐渐减弱。 四．核素 1.元素：具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称。 2.核素：把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素。 3.同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子（同一元素的不同核素）互称同位素 31 4.核素的表示：，其中质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）。 5.同位素的应用：在考古工作中用于测定文物的年代；用于制造原子弹、核发电站；、用于制造氢弹；利用放射性同位素释放的射线育种、治疗癌症和肿瘤等。 五．元素周期律 1.原子核外电子的排布：电子层由内到外：K、L、M、N、O、P、Q，能量逐渐升高；各核外电子层最多容纳的电子数目是2n2个；最外层电子数目不超过8个、次外层不超过18个、倒数第三层不超过32个；同一周期由左到右原子半径由大到小，而稀有气体原子半径最大，离子半径由大到小。 2.元素周期律：元素的性质随原子序数的递增而呈周期性的变化，叫做元素周期律。 3.氢化物熔沸点：同一族的元素中，相对原子质量越大，氢化物熔沸点越高，但N、O、F的熔沸点为同族最高，因为有氢键。 4.元素周期律的应用：在元素周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体元素，如：硅、锗；过渡元素中可以找到催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料；元素周期表的右上面可以找到制农药的元素。 六．特殊粒子 1.10电子粒子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+、N3-、O2-、F-、OH-、NH2-、Ne、HF、H2O、NH3、CH4。 2.18电子粒子：K+、Ca2+、P3-、S2-、HS-、Cl-、Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2。 七． 离子键 1. 离子键：带相反电荷粒子之间的相互作用称为离子键。 2. 离子化合物：含离子键的化合物叫做离子化合物。离子化合物熔融状态能导电。 3. 成键本质：静电作用，包括阴、阳离子间的静电吸引作用和电子与电子之间、原子核与原子核之间的静电排斥作用。体系的总能量减低。 4. 成键条件：活泼金属（ⅠA族、ⅡA族）或NH4++活泼非金属或酸根离子键。 5. 存在范围：大多数强碱、盐及金属氧化物中。 6. 电子式：在元素符号周围用小黑点或叉表示原子或离子的最外层电子的式子叫做电子式。 7. 电子式的书写： 8. 用电子式表示离子化合物的形成： 八． 共价键 1.共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。 2.成键本质：共用电子对对两原子的电性作用。体系总能量降低。 3.分类：不同种非金属元素形成的叫极性共价键，共用电子对发生偏移；同种非金属元素形成的叫非极性共价键，共用电子对不发生偏移。 4.共价化合物：只含有共价键的化合物叫做共价化合物。 5.特殊的共价化合物：AlCl3.强碱是离子化合物，弱碱是共价化合物；活泼金属氧化物、过氧化物是离子化合物，其他氧化物是共价化合物；活泼金属氢化物是离子化合物，其他氢化物是共价化合物。 6.化学键：使离子相结合或原子相结合的作用力。 九．分子间作用力 31 1.分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力，叫做分子间作用力，又称范德华力。 2.分子间作用力的特点：（1）分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔点、沸点、溶解性等物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质；（2）在离子化合物中只存在化学键，不存在分子间作用力，分子间作用力只存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数非金属单质分子之间，及稀有气体分子之间，像二氧化硅、金刚石等不存在分子间作用力；（3）分子间作用力的范围很小，只有分子充分接近时才有相互间作用力；（4）一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力较大，物质的熔点、沸点也越高。 十．氢键：（1）氢键不是化学键，通常把氢键看做一种较强的分子间作用力。氢键比化学键弱得多，比分子间作用力稍强；（2）分子间形成的氢键会使物质的熔点和沸点升高，这是因为固体熔化或液体汽化时必须破坏分子间的氢键，从而需要消耗更多的能量；（3）分子间形成氢键对物质的水溶性、硬度等也有影响；（4）常见易形成氢化物的化合物H2O、HF、NH3、CH3OH；（5）氢键用“X···H”表示。 十一．钠与氯气反应：剧烈燃烧，黄色火焰，产生白烟。 第四章 化学反应与能量 一、焓变 反应热 1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量。 2．焓变(H)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应 （1）符号： H（2）单位： kJ/mol（或kJ·mol-1）。 3.ΔH=生成物总能量-反应物总能量 4.产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热 5.吸热与放热：放热：H 为“-”或H <0； 吸热：H 为“+”或H >0。 6.常见的放热反应：①所有的燃烧反应；②酸碱中和反应；③大多数的化合反应；④金属与酸或水的反应；⑤生石灰和水反应；⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解；⑦氧化等。 常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl（晶体的反应）；②大多数的分解反应；③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应；④铵盐溶解；⑤水解；⑥电离；⑦氮气与氧气等。 二、热化学方程式 1.热化学方程式：能表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。 2.书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化；②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）；③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强（对于25℃、101kPa 时进行的反应，可以不注明）；④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数，表示的是物质的量；⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。 三、燃烧热 1．燃烧热：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。单位为kJ/mol。 2.一些物质的燃烧热 名称 化学式 H/（ kJ·mol-1） 名称 化学式 H/（ kJ·mol-1） 31 石墨 C(s) -393.5 乙烷 C2H6(g) -1559.8 金刚石 C(s) -395.0 乙烯 C2H4(g) -1411.0 氢气 H2(g) -285.8 乙炔 C2H2(g) -1299.6 一氧化碳 CO(g) -283.0 乙醇 C2H5OH(l) -1366.8 甲烷 CH4(g) -890.31 丙烷 C3H8(g) -2219.9 甲醇 CH3OH(l) -726.51 苯 C6H6(l) -3267.5 四、中和热 1．中和热：在稀溶液中，酸碱发生中和反应生成1mol液态水所放出的热量。 2．强酸与强碱中和反应的实质是：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) H=－57.3kJ/mol。 3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。 五、中和反应反应热的测定 1.实验用品：大烧杯（500 mL）、小烧杯（100 mL）、温度计、量筒（50 mL）两个、泡沫塑料或纸条、泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个小孔）、环形玻璃搅拌棒、0.50 mol/L 盐酸、0.55 mol/L NaOH溶液。 2.实验步骤： （1）在大烧杯底部垫泡沫塑料（或纸条），使放入的小 烧杯杯口与大烧杯杯口相平。然后再在大、小烧杯 之间填满碎泡沫塑料（或纸条），大烧杯上用泡沫 塑料板（或硬纸板）作盖板，在板中间开两个小孔， 正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过，已达到保温、 隔热、减少实验过程中热量损失的目的，该实验也 可在保温杯中进行。如下图所示。 （2）用一个量筒最取50 mL 0.50 mol/L盐酸，倒入小烧 杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记入下表。然后把温度计上的酸用水冲洗干净。 （3）用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度，记入表中。 （4）把套有盖板的温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯（注意不要洒到外面），盖好盖板。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记为终止温度，记入表中。重复实验步骤2～4三次。 3.具体问题 （1）大、小烧杯放置时，为何要使两杯口相平？填碎纸条的作用是什么？对此装置，你有何更好的建议？ 答案：两杯口相平，可使盖板把杯口尽量盖严，从而减少热量损失；填碎纸条的作用是为了达到保温隔热、减少实验过程中热量损失的目的。若换用隔热、密封性能更好的装置（如保温杯）会使实验结果更准确。 （2）温度计上的酸为何要用水冲洗干净？冲洗后的溶液能否倒入小烧杯？为什么？ 答案：因为该温度计还要用来测碱液的温度，若不冲洗，温度计上的酸会和碱发生中和反应而使热量散失，故要冲洗干净；冲洗后的溶液不能倒入小烧杯，若倒入，会使总溶液的质量增加，而导致实验结果误差。 （3）实验中所用HCl和NaOH的物质的量比为何不是1∶1而是NaOH过量？若用HCl过量行吗？ 答案：为了保证0.50 mol/L的盐酸完全被NaOH中和，采用0.55 mol/L 31 NaOH溶液，使碱稍稍过量。若使盐酸过量，亦可。 （4）酸、碱混合时，为何要把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯而不能缓缓倒入？ 答案：因为本实验的关键是测反应的反应热，若动作迟缓，将会使热量损失而使误差增大。 （5）你所测得的数据是否为57.3 kJ/mol，若不是，分析产生误差的原因。 答案：可能的原因有： ①量取溶液的体积有误差（测量结果是按50 mL的酸、碱进行计算，若实际量取时，多于50 mL或小于50 mL都会造成误差）； ②温度计的读数有误； ③实验过程中有液体洒在外面； ④混合酸、碱溶液时，动作缓慢，导致实验误差； ⑤隔热操作不到位，致使实验过程中热量损失而导致误差； ⑥测了酸后的温度计未用水清洗而便立即去测碱的温度，致使热量损失而引起误差。 （6）本实验中若把50 mL 0.50 mol/L的盐酸改为50 mL 0.50 mol/L醋酸，所测结果是否会有所变化？为什么？ 答案：会有所变化。因为醋酸为弱电解质，其电离时要吸热，故将使测得结果偏小。 （7）若改用100 mL 0.50 mol/L的盐酸和100 mL 0.55 mol/L的NaOH溶液，所测中和热的数值是否约为本实验结果的二倍（假定各步操作没有失误）？ 答案：否。因中和热是指酸与碱发生中和反应生成1 mol H2O时放出的热量，其数值与反应物的量的多少无关，故所测结果应基本和本次实验结果相同（若所有操作都准确无误，且无热量损失，则二者结果相同）。 六、盖斯定律：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。 第五章 化学反应速率和化学平衡 一、化学反应速率 1.化学反应速率：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化。 2.表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 3.计算公式：v=c/t（v：平均速率，c：浓度变化，t：时间）或v= (n:物质的量的变化，v:体积的变化)，单位：mol/（L·s）或mol/（L·min）。 4.影响因素：内因：反应物的性质（决定因素）；外因：反应所处的条件。 二.影响化学反应速率的因素 31 1.有效碰撞：能发生反应的碰撞叫有效碰撞。 2.活化分子：能发生有效碰撞的分子叫活化分子。 3.催化剂的反应原理：降低物质活化能。 4.注意：（1）参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。 （2）惰性气体对于速率的影响：恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变； 恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢。 二、化学平衡 1.可逆反应：在一定条件下，正、逆反应同时进行的反应。 2.可逆反应的特点：反应物与生成物同时存在。 3.化学平衡体系：反应物与生成物同时存在的体系。 4.化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，组成成分的质量和浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。 5.化学平衡的特征：逆（研究前提是可逆反应） 等（同一物质的正逆反应速率相等） 动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化） 判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据 例举反应 mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g) 混合物体系中 各成分的含量 ①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定 平衡 ②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡 ③各气体的体积或体积分数一定 平衡 ④总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡 正、逆反应 速率的关系 ①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆) 平衡 31 ②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆) 平衡 ③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡 ④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆) 不一定平衡 压强 ①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定） 平衡 ②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡 混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时 平衡 ②Mr一定时，但m+n=p+q时 不一定平衡 温度 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变） 平衡 体系的密度 密度一定 不一定平衡 其他 如体系颜色不再变化等 平衡 6.影响化学平衡移动的因素 （1）浓度对化学平衡移动的影响：①影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的 浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动；②增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动；③在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小， 生成物浓度也减小，v正减小，v逆也减小，但减小程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。 （2）温度对化学平衡移动的影响：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。 （3）压强对化学平衡移动的影响：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。 注意：①改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动； ②气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似。 （4）催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。 7.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，以及参加反应的化学物质的浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。 三、化学平衡常数 1.化学平衡常数：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），用符号K表示。 2.对于反应：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，K=（cp(C)·cq(D)）/(cm(A)·cn(B)). 3.关于K应注意的问题：（1）表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量；（2）K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关；（3）反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。 4.稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。 5.K的应用:（1）化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。一般地，K>105 31 时，该反应就进行得基本完全了。 6.利用K值判断可逆反应是否平衡（Q：浓度积）：Q查看更多