- 2021-07-06 发布 |
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文档介绍
高中化学复习提纲
真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 1 高中化学课本知识大纲 第一部分：必修一 第一章 第一节 化学实验的基本方法（其他实验知识在选修六） 考点一 物质的分离与提纯 1．过滤：适用于分离一种组分可溶，另一种不溶的固态混合物。如：粗盐的提纯。 2．蒸发结晶：适用于混合物中各组分物质在溶剂中溶解性的差异不同。 3．蒸馏法：适用于分离各组分互溶，但沸点不同的液态混合物。如：酒精与水的分离。主要仪器： 酒精灯、 石棉网、蒸馏烧瓶、温度计、冷凝器、牛角管、锥形瓶等。 4．分液：适用于分离互不相容的两种液体。 5．萃取：适用于溶质在互不相溶的溶剂里溶解度不同。如：用 CCl4 萃取溴和水的混合物。分层：上层无色， 下层橙红色。注：不用酒精萃取。 第二节 化学计量在实验中的应用 考点一 物质的量、阿伏加德罗常数、摩尔质量 1.物质的量 （1）物质的量是七个基本物理量之一，其意义是表示含有一定量数目的粒子的集体。符号为：n ，单位为： 摩尔（mol）。 （2）物质的量的基准（NA）：以 0.012kg12C 所含的碳原子数即阿伏加德罗常数作为物质的量的基准。阿伏加 德罗常数可以表示为 NA，其近似值为 6.02×1023 mol-1 2.摩尔质量（M） 1 摩尔物质的质量，就是该物质的摩尔质量，单位是 g/mol 。1mol 任何物质均含有阿伏加德罗常数个粒子， 但由于不同粒子的质量不同，因此，1 mol 不同物质的质量也不同；12C 的相对原子质量为 12，而 12 g 12C 所 含的碳原子为阿伏加德罗常数，即 1 mol 12C 的质量为 12g。同理可推出 1 mol 其他物质的质量。 3.关系式：n ＝ AN N ；n ＝ M m 特别提醒： 1.摩尔只能描述原子、分子、离子、质子、中子和电子等肉眼看不到、无法直接称量的化学微粒，不能描述 宏观物质。如 1mol 麦粒、1mol 电荷、1mol 元素的描述都是错误的。 2.使用摩尔作单位时，应该用化学式(符号)指明粒子的种类。 如 1mol 水（不正确）和 1molH2O（正确）；1mol 食盐（不正确）和 1molNaCl(正确) 3.语言过于绝对。如 6.02×1023mol-1 就是阿伏加德罗常数；摩尔质量等于相对原子质量、相对分子质量；1 摩尔任何物质均含有阿伏加德罗常数个粒子等。 考点二 气体摩尔体积 1.定义：单位物质的量的气体所占的体积，叫做气体摩尔体积。 2.表示符号：Vm 3.单位：L/mol（或 L·mol-1） 4.标准状况下，气体摩尔体积约为 22.4L/mol 5.数学表达式：气体的摩尔体积＝ 气体的物质的量 气体所占的体积 ， 即 n VVm 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 2 特别提醒： 气体摩尔体积的一个特例就是标准状况下的气体摩尔体积(V0)。在标准状况下，1mol 任何气体的体积都约等 于 22.4 L。在理解标准状况下的气体摩尔体积时，不能简单地认为“22.4 L 就是气体摩尔体积”，因为这个 22.4 L 是有特定条件的。这些条件就是： ①标准状况，即 0℃和 101.325 kPa，气体的物质的量为 1 mol，只有符合这些条件的气体的体积才约是 22.4 L。因此，22.4 L 是 1 mol 任何气体在标准状况下的体积。 ②这里所说的标准状况指的是气体本身所处的状况，而不指其他外界条件的状况。例如，“1 mol H2O(g)在 标准状况下的体积为 22.4 L”是不正确的，因为在标准状况下，我们是无法得到气态水的。 ③1mol 任何气体的体积若为 22.4 L，它所处的状况不一定就是标准状况。根据温度、压强对气体分子间平均 距离的影响规律知，温度升高一倍或压强降低一半，分子间距将增大一倍；温度降低一半或压强增大一倍， 分子间距将减小一半。由此可知，1 mol 任何气体在 0℃ 、101 kPa 条件下的体积与 273℃ 、202kPa 条件下 的体积应相等，都约为 22.4L。 考点三 阿伏加德罗定律及其推论 1.阿伏加德罗定律： 在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即：T1=T2；P1=P2 ；V1=V2 n1 = n2 2.阿伏加德罗定律的推论：PV == n RT 用此公式去推成正比还是成反比就可以了。 另：同温同压下，同体积的任何气体的质量比等于它们的相对分子质量之比，也等于它们的密度之比。 m1/m2=M1/M2=ρ1/ρ2 (注：以上用到的符号：ρ为密度，p 为压强，n 为物质的量，M 为摩尔质量，m 为质量，V 为体积，T 为温 度；上述定律及其推论仅适用于气体，不适用于固体或液体。) 考点四 混合气体的平均摩尔质量 1.已知混合物质的总质量 m(混)和总物质的量 n(混)：M(混)＝ 混） 混 ( )( n m 2.已知混合物各成分的摩尔质量和在混合体系内的物质的量分数或体积分数。 M(混)＝M1×n1%＋M2×n2%＋……＝M1×V1%＋M2×V2%＋…… 3.已知标准状况下混合气体的密度：M(混)＝22.4ρ(混) 4.已知同温同压下与单一气体 A 的相对密度： ） 混 AM M ( )( ＝ )( )( A 混 考点五 物质的量浓度 1.定义：以 1L 溶液里所含溶质 B 的物质的量来表示溶液的浓度叫做物质的量浓度.符号为：cB；单位为： mol ﹒L-1 2.表达式：cB= V n (n 为溶质 B 的物质的量，单位为 mol；V 为溶液的体积，单位为 L) 特别提醒： 1.理解物质的量浓度的物理意义和相关的量。 物质的量浓度是表示溶液组成的物理量，衡量标准是单位体积溶液里所含溶质的物质的量的多少。这里的溶 质可以是单质、化合物，也可以是离子或其他的特定组合，单位是 mol；体积指溶液的体积而不是溶剂的体 积，单位是 L；因此，物质的量浓度的单位是 mol·L-1。 2.明确溶液中溶质的化学成分。 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 3 求物质的量浓度时，对一些特殊情况下溶液的溶质要掌握清楚，如 NH3 溶于水得 NH3·H2O，但我们习惯上认为 氨水的溶质为 NH3；SO3 溶于水后所得溶液的溶质为 H2SO4；Na、Na2O、Na2O2 溶于水后所得溶液的溶质为 NaOH； CuSO4·5H2O 溶于水后所得溶液溶质为 CuSO4 3.熟悉表示溶液组成的其他物理量。 表示溶液组成的物理量除物质的量浓度外，还有溶质的质量分数、质量物质的量浓度等。它们之间有区别也 有一定的联系，如物质的量浓度（c）与溶质的质量分数（ω）的关系为c=ρg·mL-1×1000mL·L-1×ω/Mg·mol-1。 考点六 物质的量浓度溶液的配制 1.物质的量浓度溶液的配制步骤： （1）计算：如溶质为固体时，计算所需固体的质量；如溶液是液体时，则计算所需液体的体积。 （2）称量：用天平称出所需固体的质量或用量筒量出所需液体的体积。 （3）溶解：把称量出的溶质放在烧杯中加少量的水溶解，边加水边震荡。 （4）转移：把所得的溶解液用玻璃棒引流注入容量瓶中。 （5）洗涤：用少量的蒸馏水洗涤烧杯和玻棒 2-3 次，把每次的洗涤液一并注入容量瓶中。 （6）定容：向容量瓶中缓缓注入蒸馏水至离容量瓶刻度线 1-2cm 处，再用胶头滴管滴加蒸馏水至凹液面与刻 度线相切。 （7）摇匀：盖好瓶塞，用食指顶住瓶塞，另一只手托住瓶底，反复上下颠倒摇匀，然后将所配的溶液倒入指 定试剂瓶并贴好标签。 2.误差分析： 根据 c=n/V =m/MV 来判断，看 m、V 是变大还是变小，然后确定 c 的变化。 特别提醒：在配制物质的量浓度的溶液时，按操作顺序来讲，需注意以下几点： 1.计算所用溶质的多少时，以下问题要弄清楚： ①溶质为固体时，分两种情况：溶质是无水固体时，直接用 cB=n(mol)/V(L)=[m(g)/ M(g·mol–1)]/V(L)公式算 m；溶质是含结晶水的固体时，则还需将无水固体的质量转化为结晶水合物的质量。 ② 溶 质 为 浓 溶 液 时 ， 也 分 两 种 情 况 ： 如 果 给 定 的 是 浓 溶 液 的 物 质 的 量 浓 度 ， 则 根 据 公 式 c(浓)×V(浓)=c(稀)×V(稀)来求 V(稀)；如果给定的是浓溶液的密度(ρ)和溶质的质量分数(ω)，则根据 c=[ρg·mL-1×V’(mL)×ω/Mg·mol-1]/V(mL)来求 V’(mL)。 ③所配溶液的体积与容量瓶的量程不符时：算溶质时则取与实际体积最接近的量程数据做溶液的体积来求溶 质的多少，不能用实际量。如：实验室需配制 480mL1moL·L-1 的 NaOH 溶液，需取固体 NaOH 的质量应为 20.0g， 而不是 19.2g；因为容量瓶只能配制其规定量程体积的溶液，要配制符合要求的溶液时，选取的容量瓶只能 是 500 mL 量程的容量瓶。故只能先配制 500 mL 溶液，然后再取出 480mL。 2.称、量溶质时，一要注意所测数据的有效性（即精度）。二要选择恰当的量器，称量易潮解的物质如 NaOH 时，应用带盖的称量瓶（或小烧杯）快速称量；量取液体时，量器的量程与实际体积数据相差不能过大，否 则易产生较大误差。 3.容量瓶使用前要用蒸馏水洗涤 2～3 次；溶解或稀释溶质后要冷却溶液至室温；定容、摇匀时，不能用手掌 贴住瓶体，以免引起体积的变化；摇匀后，如果液面降到刻度线下，不能向容量瓶中再加蒸馏水了，因为瓶 塞、瓶口是磨口的，有少量溶液残留。 4.定容时如果液面超过了刻度线或摇匀时洒出少量溶液，均须重新配制。 第二章 化学物质及其变化 第一节 物质分类 考点一 物质的组成 1.元素——宏观概念，说明物质的宏观组成。 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 4 元素是质子数相同的一类原子的统称。质子数相同的微粒不一定是同一种元素，因为微粒的含义要比 原子广泛。 2.分子、原子、离子——微观概念，说明物质的微观构成。 (1)分子是保持物质化学性质的一种微粒。（单原子分子、双原子分子、多原子分子） (2)原子是化学变化中的最小微粒。（不是构成物质的最小微粒） (3)离子是带电的原子或原子团。（基：中性原子团） 3.核素——具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子 同位素——具有相同质子数和不同中子数的原子互称为同位素 同素异形体——同种元素形成的结构不同的单质 特别提醒： 1.离子与基团： 2.同位素与同素异形体： 同位素 同素异形体 定义 同种元素形成的不同种原子 同种元素形成的不同种单质 区别 是一种原子 是一种单质 联系 同位素原子在一定条件下以一定的方式可构成同素异形体 实例 16O 和 18O ；12C 和 14C O2 和 O3 ；金刚石和石墨 [知识规律] 物质到底是由分子、原子还是离子构成？这与物质所属的晶体类型有关。如金刚石(C)、晶体 Si 都属原 子晶体,其晶体中只有原子；NaCl、KClO3 属离子晶体，其晶体中只有阴阳离子；单质 S、P4 属分子晶体,它们 是由原子形成分子，进而构成晶体的。具体地： （1）由分子构成的物质（分子晶体）： ①非金属单质：如 H2、X2、O2、O3、N2、P4、S、C60、稀有气体等 ②非金属氢化物：如 HX、H2O、NH3、H2S 等 ③酸酐：如 SO2、CO2、SO3、P2O5、N2O5 等 ④酸类：如 HClO4、HClO、H2SO4、H3PO4、H2SiO3 等 ⑤有机物：如烃类、烃的衍生物、糖类、氨基酸等 ⑥其它：如 NO、N2O4、Al2Cl6 等 （2）由原子直接构成的物质（原子晶体）：稀有气体、金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅、石墨（混合型 晶体）等； （3）由阴阳离子构成的物质（离子晶体）：绝大多数盐、强碱、低价金属氧化物。 （4）由阳离子和自由电子构成的物质（金属晶体）：金属单质、合金 考点二 物理变化和化学变化 1.物理变化和化学变化的比较： （1）特征：有无新物质生成 （2）本质：有无化学键的断裂和形成 （3）现象：物理变化→大小、形状、状态改变 化学变化→发光、发热、变色、析出沉淀等 离子 基团 定义 带电的原子或原子团 化学中对原子团和基的总称 区别 带有正电荷或负电荷 不带电，为缺电子物质，呈电中性 联系 两者通过得失电子可以互相转化 实例 OH- NO2 - Cl- CH3 + -OH -NO2 -Cl -CH3 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 5 （4）典型实例： 物理变化：⑴升华 ⑵萃取 ⑶分液 ⑷蒸馏（分馏） ⑸吸附 ⑹渗析 ⑺盐析⑻胶体聚沉 ⑼ 电泳 ⑽金属导电 (11)焰色反应 （12）电离等 化学变化：⑴风化 ⑵裂化 ⑶硫化 ⑷老化 ⑸炭化 ⑹干馏 ⑺脱水 ⑻蛋白质变性 ⑼水解 ⑽同素 异形体互变 （11）电解 (12)熔融盐导电 (13)电解质溶液导电 (14)水泥硬化等。 2.化学之“化” 风化--结晶水合物在自然条件下失去部分或全部结晶水的过程。 催化--能改变反应速率，本身参与化学反应，但质量和性质在反应前后都不改变。 歧化--同一物质中同一元素且为同一价态原子间发生的氧化还原反应。 酸化--向某物质中加入稀酸使之呈酸性的过程。(酸性高锰酸钾应用什么酸酸化？) 钝化--浓硫酸、浓硝酸在 Fe Al 等金属表面氧化生成一种致密的氧化膜从而起到保护 Fe Al 等金属的现象。 水化--物质与水作用的过程。 氢化（硬化）--液态油在一定条件下与 H2 发生加成反应生成固态脂肪的过程。 皂化--油脂在碱性条件下发生水解反应的过程。 老化--橡胶、塑料等制品露置于空气中，因受空气氧化、日光照射等作用而变硬发脆的过程。 硫化--向橡胶中加硫，以改变其结构来改善橡胶的性能，减缓其老化速度的过程。 裂化--在一定条件下，分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程。 酯化--醇与酸反应，生成酯和水的过程。 硝化(磺化)--苯环上的 H 被-NO2 或-SO3Ｈ取代的过程。 考点三 物质的分类 1.物质的树状分类：（注意每一概念的定义） 混合物 特别提醒： 1.纯净物和混合物 纯净物 混合物 有固定的组成和结构 无固定的组成和结构 有一定的熔沸点 无一定的熔沸点 保持一种物质的性质 保持原有物质各自性质 （1）常见混合物：①分散系（如溶液、胶体、浊液等）； ②高分子（如蛋白质、纤维素、聚合物、淀粉等）； （2）常见特殊名称的混合物：石油、石油的各种馏分、煤、漂粉精、碱石灰、福尔马 林、油脂、天然气、水煤气、钢铁、黄铜（含 Zn）、青铜（含 Sn）、铝热剂、黑火药等。 2.化合物的分类标准有很多，还可以根据化学键的类型分为离子化合物和共价化合物、依 据能否电离分为电解质和非电解质等。 化合物 无机化合物 有机化合物：烃、烃的衍生物等 氧化物 氢化物 酸、碱 盐 类：正盐、酸式盐、碱式盐、复盐 纯净物 物 质 单质：金属单质、非金属单质（包括稀有气体） 酸性氧化物 碱性氧化物 两性氧化物 不成盐氧化物 过氧化物 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 6 HO－P—OH H O 2.物质的交叉分类（以氧化物为例）： 特别提醒： 1.酸酐：通常所讲酸酐是针对含氧酸而言的，对于一般的无机含氧酸来说，酸酐是酸中心 元素的等价氧化物，如 H2SO3→SO2；HNO3→N2O5 。对于某些有机酸，其酸酐中还含有其他元素， 如醋酸酐→(CH3CO)2CO；某些金属元素也有相应的含氧酸，如 HMnO4→Mn2O7 ，H2CrO4→CrO3； 难溶性酸的酸酐一般不能直接与水化合，如 SiO2。 2.非金属氧化物不一定是酸酐，酸酐也不一定是非金属氧化物。 3.过氧化物不是碱性氧化物（与水反应除了生成碱外还生成其它物质如 O2） 3.酸和盐的分类 (1)酸：根据分子中最多能够电离出的 H+ 数来分为一元酸、二元酸、 三元酸、多元酸。 如 H3PO3 其分子结构如图，其中只有 2 个-OH 直接与中心原子成键， 最多可电离 2 个 H+，故为二元酸。 CH3COOH 分子中虽有 4 个 H，但根据-COOH 数确定它为一元酸。 (2)盐：正盐、酸式盐、碱式盐、复盐 如：H3PO4 是三元酸，其钠盐有正盐（Na3PO4）、酸式盐（NaH2PO4）、（Na2HPO4）； H3PO3 是二元酸，其钠盐有正盐（Na2HPO3）、酸式盐（NaH2PO3） 考点四 溶液、饱和溶液、不饱和溶液 1.溶液的概念：一种或几种物质分散到另一种物质里形成的均一、稳定的混合物。 2.溶液的组成:溶液=溶质+熔剂 溶质：被分散的物质。如食盐水中的 NaCl；氨水中的 NH3；碘酒中的 I2 溶剂：溶质分散其中的物质。如食盐水、氨水中的水；碘酒中的酒精 3.溶解过程：溶质分散到溶剂里形成溶液的过程叫溶解。物质溶解时，同时发生两个过程： 溶解是一个物理、化学过程，并伴随着能量变化，溶解时溶液的温度是升高还是降低，取决于上述两个 过程中放出和吸收热量的相对大小。如：浓硫酸稀释溶液温度升高，NH4NO3 溶于水溶液温度降低。 4.溶解平衡 在一定条件下，溶解速率等于结晶速率的状态叫溶解平衡。溶解平衡是动态平衡，溶解和结 晶仍在进行。达到溶解平衡的溶液是饱和溶液，它的浓度一定，未达到溶解平衡的溶液是不饱和溶液，通过 金属氧化物 非金属氧化物 过氧化物、超氧化物（Na2O2 、KO2） 酸性氧化物（Mn2O7 、CrO3、SiO2） 碱性氧化物（Na2O 、K2O） 两性氧化物（Al2O3 、ZnO） 不成盐氧化物（NO、CO） 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 7 陡升型(KNO3) 缓升型(NaCl) 下降型(Ca(OH)2) S/g T/℃ 加入溶质、蒸发溶剂、改变温度等方法可使不饱和溶液成为饱和溶液。未溶解的固体溶质 溶液中的 溶质 考点五 溶解度、溶质的质量分数 1.固体的溶解度 (1)定义：在一定温度下，某固态物质在 100g 溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这 种溶剂里的溶解度。 注意点：①一定温度 ②100g 溶剂 ③达到溶解平衡状态（饱和状态）④单位是克(g) (2)有关关系式：S(溶解度)= )(100 gm m 溶剂 溶质 100100 S mm S m 溶液溶剂溶质 (3)溶解度曲线： 溶解度曲线是溶解度随温度变化的一种 表示方法。溶解度曲线可表示： ①同一物质在不同温度时的不同溶解度； ②不同物质在同一温度时不同溶解度； ③物质溶解度受温度变化影响的大小； ④比较不同物质的溶解度的大小。 2.气体的溶解度 在一定温度和 1.01×105Pa 时，1 体积溶剂里达到溶解平衡时溶解的气体体积数（要换算成标准状况时的 气体体积）。气体溶解度随温度的升高而减小，随压强的增大而增大。 3.溶质质量分数（a%） 溶质质量分数= %100/ / g g 溶液的质量 溶质的质量 考点六 胶体及其性质 1.胶体的本质特征：分散质粒子的直径大小在 1nm～100nm 之间 2.胶体的分类 气溶胶——雾、云、烟 按分散剂状态分 液溶胶——Fe(OH)3 胶体、蛋白质溶液 胶体 固溶胶——烟水晶、有色玻璃 按分散质分 粒子胶体—分散质微粒是很多分子或离子的集合体，如 Fe(OH)3 胶体 分子胶体—分散质微粒是高分子，如淀粉溶液，蛋白质溶液 3.胶体的重要性质 ①丁达尔现象：光通过胶体时所产生的光亮的通路的现象。胶体的丁达尔现象是由于胶体微粒对光线的 散射而形成的，溶液无此现象，故可用此法区别溶液和溶胶。 ②布朗运动：胶体粒子所作的无规则的、杂乱无章的运动。布朗运动是分子运动的体现。 ③电泳现象：在外加电场的作用下，胶粒在分散剂里向阴极或阳极作定向移动的现象。工业生产中可利 用电泳现象来分离提纯物质。 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 8 胶体微粒 吸附的离子 胶粒带的电荷 在电场中胶粒移动方向 金属氢氧化物、金属氧化物 阳离子 正电荷 阴极 非金属氧化物、金属硫化物 阴离子 负电荷 阳极 例如：在电泳实验中，Fe(OH)3 胶体微粒向阴极移动，使阴极附近颜色加深，呈深红褐色。 ④胶体的聚沉：一定条件下，使胶体粒子凝结而产生沉淀。胶体聚沉的方法主要有三种：a.加入电解质 b. 加入与胶粒带相反电荷的另一种胶体 c.加热。如：制皂工业生产中的盐析，江河入海口三角洲的形成等等。 ⑤渗析：依据分散系中分散质粒子的直径大小不同，利用半透膜把溶胶中的离子、分子与胶粒分离开来 的方法。利用渗析可提纯胶体。 第二节 离子反应 考点一 电解质、非电解质、强电解质、弱电解质 1.电解质、非电解质 电解质 非电解质 定义 在水溶液中或熔融状态下 能导电的化合物 在水溶液中和熔融状态下 均不能导电的化合物 本质 在水溶液中或熔融状态下 能够电离的化合物 在水溶液中和熔融状态下 均不能发生电离的化合物 导电实质 产生了自由移动的离子 没有产生自由移动的离子 结构特点 离子化合物和某些具有极性键 的共价化合物 某些共价化合物 共同点 均为化合物 注意点 电解质非、电解质的区分与化合物的水溶性无关. 举例 NaCl Ba(OH)2 CH3COOH CH3CH2OH C12H22O11 2.强电解质、弱电解质 强电解质 弱电解质 定义 在水溶液中能全部电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 电离程度 完全 部分 电离平衡 不存在 存在 溶液中存在微 粒种类 水合离子、水分子 水合离子、水分子 弱电解质分子 电离过程 不可逆、不存在电离平衡 可逆、存在电离平衡 相互关系 均为电解质。在相同条件下,强电解质溶液的导电能力强于弱电解质溶液 电离方程式 书写规律 用等号 HnA=nH++An- 用可逆符号,弱酸分步电离 HnA H+ +HA(n-1)- HA(n-1)- H+ +H2A(n-2)- 举例 强酸：HCl H2SO4 HNO3 HClO4 HBr HI 强碱：KOH NaOH Ba(OH)2 等. 绝大部分盐：BaSO4 BaCl2. 等 弱酸：CH3COOH HCN H2S H2CO3 等 弱碱：NH3H2O Cu(OH)2 等. H2O 及小部分盐：(CH3COO)2Pb 等. 特别提醒： 1.电解质是指在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。水溶液中或熔融状态下，这两者之间只需满足一 者就行了，但必须强调的是其本身能够导电，而不是反应的生成物。如 SO2、SO3 的水溶液虽然能导电，但它 们都不是电解质，原因是在溶液中真正起到导电作用的是它们与水反应的生成物 H2SO3、H2SO4，而不是它们自 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 9 己本身。Na2O 的水溶液的导电虽然也是它与水反应生成的 NaOH 导电，但因为其在熔融状态下本身能够导电， 所以 Na2O 是电解质。 2.电解质和非电解质都是化合物，单质它既不是电解质，也不是非电解质。 3.判断某电解质是强电解质还是弱电解质关键是看它在水溶液中电离时是完全电离还是部分电离，与其溶解 度大小、导电能力强弱等因素无关。 考点二 离子方程式的书写 1.离子反应：指在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或离子生成的反应。 2.离子方程式：用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。 3.离子方程式的书写： （1）书写规则： ①单质、氧化物、不溶物、难电离的物质（弱酸、弱碱及水等）不能拆开来写。如 Cl2、Na2O 等不可以 拆开写成 Cl-、Na+、O2-；BaSO4 不可以拆开写成 Ba2+、SO4 2-形式。 ②易溶于水，易电离的物质的离子符号的改写同电离方程式中的离子形式。如 NaHCO3 改写 Na+、HCO3 -； NaHSO4 应改写 Na+,H+,SO4 2- ③微溶物，若出现在反应物中一般改写成离子符号（悬浊液除外）；若出现在生成物中一般不改写。 ④固体与固体物质反应不写离子方程式。如实验室制取 NH3 的离子方程式为： 2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3↑+2H2O ⑤浓 H2SO4、浓 H3PO4 一般不拆开写成离子形式；HCl、HNO3 无论浓稀，均应改写成离子符号。如 Cu 片与 浓 H2SO4 反应的离子方程式为：Cu+2H2SO4（浓）=CuSO4+SO2↑+2H2O （2）书写步骤（以 CuSO4 溶液与 BaCl2 溶液反应为） ①写出反应的化学方程式：CuSO4+BaCl2==CuCl2+BaSO4↓ ②把易溶于水、易电离的物质拆开写成离子形式，难溶的物质或难电离的物质以及气体等仍用化学式 来表示。上述化学方程式可改写成： Cu2++SO4 2-+Ba2+ +2Cl- =Cu2++2Cl-+BaSO4↓ ③删去方程式两边不参加反应的离子符号：Ba2+ + SO4 2- =BaSO4↓ ④检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。 特别提醒： 常见离子方程式的书写错误 （1）不配平（一般表现为等式两边原子不守恒或电荷数不守恒）。如 Fe3++Cu =Cu2++Fe2+； Na+H2O=Na++OH-+H2 ↑ （2）该改的不改或不该改的改了。如 Na2O 溶于水：O2- + H2O = 2OH-；大理石和稀盐酸反应：CO3 2-+2H+=CO2↑ +H2O；醋酸铵溶液与烧碱溶液共热：CH3COONH4+OH- =CH3COO-+ NH3↑+H2O；乙醛做银镜反应：CH3CHO+2[Ag(NH3)2]OH →CH3COO-+NH4 ++2Ag↓+3NH3+H2O 等等…… （3）与反应事实不相符合。如铁片溶于稀 HCl：2Fe+6H+ =2Fe3++ 3H2↑；铝条溶于稀 HNO3：2Al+6H+ = 2Al3++3H2 ↑ （4）不是离子反应的写离子方程式。离子反应发生在水溶液中或熔融状态下，否则就不能写离子方程式。如 浓硫酸与食盐共热制 HCl；浓硫酸与 Cu 共热制 SO2；实验室制 CH4 和 NH3 等都无离子方程式。 （5）乱用↑、↓、 符号。如 FeCl3 溶液的水解：Fe3+ + 3H2O = Fe(OH)3↓+ 3H+；F2 通入水中：2F2+2H2O=4HF+O2 ↑；Na2CO3 的水解：CO3 2-+H2O=HCO3 -+OH- （6）多步水解或电离的方程式一步完成或水解与电离方程式分不清楚。如 Na2S 溶于水：S2-+2H2O H2S +2OH- ； H2S 溶于水：H2S 2H+ + S2-。 （7）漏写一种产物。如 CuSO4 溶液与 Ba(OH)2 溶液混合：Ba2++SO4 2-=BaSO4↓；Ba(OH)2 溶液中滴加稀 H2SO4：H+ + OH- = H2O。 （8）随便约简或不约简。如 Ba(OH)2 溶液不断滴加稀 H2SO4：Ba2++H++OH-+SO4 2-=BaSO4↓+ H2O；Al2(SO4)3 溶液中 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 10 加氨水：2Al3+ +6NH3·H2O=2Al(OH)3↓+6NH4 + 考点三 溶液中的离子共存 1.离子共存条件： 同一溶液中若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应，它们之间便不能在溶液中大量共存。 ⑴生成难溶物或微溶物：如：Ba2+与 CO3 2-，Ag+与 Br-，Ca2+与 SO4 2-等不能大量共存。 ⑵生成气体或挥发性物质：如：NH4 +与 OH-，H+与 CO3 2-、HCO3 -、S2-、HS-、SO3 2-、HSO3 -等不能大量共存。 ⑶生成难电离物质：如：H+与 CH3COO-、CO3 2-、S2-、SO3 2-等因生成弱酸不能大量共存；OH-与 NH4 +因生成的弱碱不 能大量共存；H+与 OH-生成水不能大量共存。 ⑷发生氧化还原反应： 氧化性离子(如 Fe3+、NO3 -、ClO-、MnO4 -(H+)等)与还原性离子(如 S2-、I-、Fe2+、SO3 2-等)不能大量共存。 2.附加隐含条件的应用规律： ⑴溶液无色透明时，则溶液中一定没有有色离子，如 Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4 - ⑵强碱性溶液中肯定不存在与 OH-反应的离子，如 Fe3+、 Fe2+、HCO3 -、NH4 +、Al3+ ⑶强酸性溶液中肯定不存在与 H+反应的离子,如 HCO3 -、CO3 2-、S2-、CH3COO-、AlO2 - 第三节 氧化还原反应 考点一 氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物 概念 定义 注意点 氧化反应 物质失去电子的反应 物质失去电子的外部表现为化合价的升高 还原反应 物质得到电子的反应 物质得到电子的外部表现为化合价的降低 被氧化 元素失去电子的过程 元素失去电子的外部表现为化合价的升高 被还原 元素得到电子的过程 元素得到电子的外部表现为化合价的降低 氧化产物 通过发生氧化反应所得 的生成物 氧化还原反应中，氧化产物、还原产物可以是同一 种产物，也可以是不同产物，还可以是两种或两种 以上的产物。如反应 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 中，Fe2O3 和 SO2 均既为氧化产物，又为还原产物。还原产物 通过发生还原反应所得 的生成物 氧化剂 得到电子的反应物 常见氧化剂：(1)活泼的非金属单质；如卤素单质 (X2)、O2、S 等(2)高价金属阳离子；如 Fe3+、Cu2+等(3) 高价或较高价含氧化合物；如 MnO2、浓 H2SO4、HNO3、 KMnO4 等(4)过氧化物；如 Na2O2、H2O2 等 还原剂 失去电子的反应物 常见还原剂：①活泼或较活泼的金属；如 K、Na、 Zn、Fe 等②一些非金属单质；如 H2、C、Si 等③较 低态的化合物；CO、SO2、H2S、Na2SO3、FeSO4 氧化性 得到电子的能力 物质的氧化性、还原性的强弱与其得失电子能力有 关，与得失电子的数目无关。还原性 失去电子的能力 [知识规律] 还原性 化合价升高 弱氧化性 ↑ ↑ 还原剂 氧化反应 氧化产物 氧化剂 还原反应 还原产物 ↓ ↓ 氧化性 化合价降低 弱还原性 变化 变化 反应物→ →产物 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 11 考点二 物质的氧化性强弱、还原性强弱的比较。 氧化性→得电子性，得到电子越容易→氧化性越强 还原性→失电子性，失去电子越容易→还原性越强 由此，金属原子因其最外层电子数较少，通常都容易失去电子，表现出还原性，所以，一般来说，金属 性也就是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易得到电子，表现出氧化性，所以，一般来 说，非金属性也就是氧化性。 1.根据金属活动性顺序来判断: 一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电子还原成金属单质越难，氧 化性越弱；反之，越不活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越难，其阳离子得电子还原成金属单质越容易， 氧化性越强。 2.根据非金属活动性顺序来判断: 一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难， 还原性越弱。 3.根据氧化还原反应发生的规律来判断: 氧化还原反应可用如下式子表示： 规律：反应物中氧化剂的氧化性强于生成物中氧化产物的氧化性，反应物中还原剂的还原性强于生成物 中还原产物的还原性。 4.根据氧化还原反应发生的条件来判断: 如：Mn02+4HCl(浓) MnCl2+C12↑+2H20 2KMn04+16HCl(浓)=2MnCl2+5C12↑+8H2O 后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性 KMn04>Mn02 5.根据反应速率的大小来判断: 如:2Na2SO3+O2=2Na2SO4（快）， 2H2SO3+O2=2H2SO4（慢）， 322 SO2OSO2 催化剂 ， 其还原性: Na2SO4>H2SO3>SO2 6.根据被氧化或被还原的程度来判断: 如： 22 CuClClCu 点燃 ， SCuSCu2 2 ， 即氧化性: SCl2 。 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 12 又如: OH2SOBrSOHHBr2 222)(42 浓 ， OH4SHI4SOHHI8 222)(42 浓 ， 即有还原性: HBrHI 。 7.根据原电池的正负极来判断： 在原电池中，作负极的金属的还原性一般比作正极金属的还原性强。 8.根据电解池中溶液里阴、阳离子在两极放电顺序来判断。 如:Cl-失去电子的能力强于 OH-，还原性: OHCl 。 9.根据元素在周期表中位置判断： (1)对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。如 Na、Mg、A1 金属性依次减弱，其还原性 也依次减弱。 (2)对同主族的金属而言，从上到下其金属活泼性依次增强。如 Li、Na、K、Rb、Cs 金属活泼性依次增强， 其还原性也依次增强。 （3）对同主族的非金属而言，从上到下其非金属活泼性依次减弱。如 F、Cl、Br、I 非金属活泼性依次减 弱，其氧化性也依次减弱。 10.根据（氧化剂、还原剂）元素的价态进行判断： 元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态既有氧化又有还原性。 一般来说，同种元素价越高，氧化性越强；价越低还原性越强。如氧化性:Fe3+>Fe2+>Fe, S(+6 价)>S(+4 价)等，还原性:H2S>S>SO2，但是，氧化性：HClO4< HClO34< HClO24< HClO。 注意：①物质的氧化性、还原性不是一成不变的。同一物质在不同的条件下，其氧化能力或还原能力会 有所不同。如：氧化性：HNO3（浓）＞HNO3（稀）；Cu 与浓 H2SO4 常温下不反应，加热条件下反应；KMnO4 在酸 性条件下的氧化性比在中性、碱性条件下强。 ②原子的氧化性一般都强于分子的氧化性。如：氧化性 222 OOClClFF 、、 等。 考点三 氧化还原反应方程式的配平方法 1.配平原则：电子守恒、原子守恒、电荷守恒 2.配平步骤（以高锰酸钾和浓盐酸反应制氯气为例）： ①标出化合价变化了的元素的化合价。如： +7 -1 +4 0 KMnO4+HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O ②根据元素存在的实际形式调整发生了氧化还原反应的物质的系数，使之成 1︰1 的关系。如：+7 -1 +4 0 KMnO4+2HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O ③调整系数，使化合价升降总数相等。 化合价↓ 5×② KMnO4+2HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O 化合价↑2×⑤ ④根据化合价升降总数相等确定发生氧化还原反应的物质的化学计量数。如： 2KMnO4+10HCl==KCl+2MnCl2+5Cl2↑+H2O ⑤利用元素守恒，用观察方法配平没有参加氧化还原反应的其他物质的系数。如： 2KMnO4+16HCl==2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O ⑥检查方程式两边各原子的个数是否相等，离子方程式还要检查方程式两边的离子所带的电荷数是否 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 13 相等。 考点四 电子转移守恒应用 电子转移守恒法是依据氧化剂与还原剂得失电子数目相等这一原则进行计算的。电子转移守恒法是氧化 还原反应计算的最基本的方法。 转移的电子数与化学方程式计量数成比例。 表示方法： 单线桥： 双线桥： 2e- 失去 2xe- -1 0 -1 0 0 -1 2 KBr + Cl2====Br2+2KCl 2 KBr + Cl2 ==== Br2+2KCl 得到 2xe- 第三章 金属及其化合物 第一节 钠及其化合物 考点一 钠 1．钠的物理性质：银白色、有金属光泽的固体，热、电的良好导体，质软、密度比水小、熔点低。 2．钠的化学性质 ⑴钠与水反应： 现象及解释：①浮（说明钠的密度比水的密度小）；②熔（说明钠的熔点低；该反应为放热反应）；③游（说 明有气体产生）；④响（说明反应剧烈）；⑤红（溶液中滴入酚酞显红色；说明生成的溶液显碱性）。化学 方程式为： 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑；离子方程式为：2Na+2H2O=2Na+ +2OH-+H2↑。 ⑵与氧气反应：4Na+O2==2Na2O；2Na+O2 Na2O2。 3．钠的用途：①制取纳的重要化合物；②作为中子反应堆的热交换剂；③冶炼钛、铌、锆、钒等金属；④钠 光源。 考点二 氧化钠及过氧化钠 氧化钠与水反应：Na2O+H2O==2NaOH 氧化钠与二氧化碳反应：Na2O+CO2=Na2CO3 过氧化钠与水反应：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ （固体增重质量为 H 的质量） 过氧化钠与二氧化碳反应：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2（固体增重的质量为 CO 的质量） 考点三 碳酸钠与碳酸氢钠的比较 名称 碳酸钠 碳酸氢钠 化学式 Na2CO3 NaHCO3 俗名 纯碱 苏打 小苏打 颜色、状态 白色固体 白色晶体 溶解性 易溶于水 易溶于水，溶解度比碳酸钠小 热稳定性 较稳定，受热难分解 2NaHCO3 Na2CO3 +H2O+CO2↑ 与盐酸反应 Na2CO3+2HCl==2NaCl+H2O+CO2↑ 比 Na2CO3 剧烈 NaHCO3+HCl==NaCl+H2O+CO2↑ 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 14 与 NaOH 反应 ——— NaHCO3+NaOH== Na2CO3+H2O 相互转化 除杂：Na2CO3 固体（NaHCO3）【充分加热】；Na2CO3 溶液（NaHCO3）【NaOH 溶液】。 鉴别碳酸钠和碳酸氢钠两种固体的方法：加热出现气体是碳酸氢钠；加酸先出现气体的是碳酸氢钠，开始没 气体后出现气体的是碳酸钠。但不能用澄清石灰水鉴别。 第二节 铝及其化合物 考点一 铝 铝是地壳中含量最多的金属元素，主要是以化合态存在，铝土矿主要成分是：Al2O3。 （1）物理性质：银白色金属固体，密度 2．70g/cm3 较强的韧性、有良好的延展性、导热、导电性。 （2）化学性质：铝是比较活泼的金属，具有较强的还原性。 ①与氧气反应 常温下与空气中的氧气反应生成坚固的氧化膜，所以铝有良好的抗腐蚀能力：4Al+3O2====2Al2O3。 ②与非氧化性酸反应 2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑；2Al+3H2SO4==Al2（SO4）3+3H2↑ 常温下铝、铁与浓硫酸、浓硝酸钝化。 ③与强碱反应 2Al + 2 NaOH + 2H2O===2NaAlO2+3H2↑ ④铝热反应：2Al+ Fe2O3 2Fe + Al2O3 焊接铁轨,制难熔金属。 考点二 铝的化合物 1．Al2O3 （两性氧化物） 与硫酸反：Al2O3+3H2SO4==Al2(SO4)3+3H2O；离子反应方程式：Al2O3+6H+==2 Al3++3H2O 与氢氧化钠反应：Al2O3+2NaOH==2NaAlO2+H2O；离子反应方程式：Al2O3+2OH-==2AlO2 -+H2O 2．Al(OH)3 （两性氢氧化物） 与盐酸反应：Al（OH）3+3HCl==AlCl3+3H2O；离子反应方程式: Al(OH)3 +3H+==Al3++3H2O 与氢氧化钠反应：Al(OH)3 +NaOH==NaAlO2+2H2O；离子反应方程式: Al(OH)3 +OH-==AlO2 -+2H2O 受热分解 2 Al(OH)3 Al2O3+3H2O Al(OH)3 实验室制取：常用铝盐与足量氨水反应 化学反应方程式：AlCl3+ 3(NH3·H2O)== Al(OH)3↓ +3NH4Cl 离子反应方程式：Al3++ 3(NH3·H2O)== Al(OH)3↓+3NH4 + 3．明矾：十二水合硫酸铝钾[KAl(SO4)2·12H2O] 易溶于水，溶于水后显酸性，是因为：Al3++3H2O==Al(OH)3+3H+， 因此明矾常用作净水剂，是因为铝离子水解生成氢氧化铝、而氢氧化铝具有吸附性，吸附水中的悬浮物而使 其下沉。 考点三 铝及铝的化合物之间的转化关系 过量氨水/少量 NaOH HCl AlCl3 Al(OH)3 Al2O3 电解 Al HCl NaOH 过量 CO2 O2 NaOH 或少量 HCl NaAlO2 第三节 铁 铜及其重要化合物 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 15 考点一 “铁三角”及其应用 由于 Fe 是变价元素，在反应中可以失去 2 个电子，也可以失去 3 个电子，所以呈不同的价态。铁遇弱氧化剂(如 S、H+、Cu2+、 I2 等)时，铁只能失去最外层的 2 个 电子，而生成 +2 价铁的 化合物，当遇到强氧化剂(如 Cl2、Br2、HNO3 等)时，铁原子可以 再失去次外层上的 3 个电子而生成 +3 价铁的化合物。并且 +3 价比 +2 价稳定。 铁三角”指的是 Fe、Fe2+、Fe3+三者相互转化的三角关系，具体应用有以下几个方面： 1．共存问题 （1）Fe2+在酸性条件下不能与强氧化性离子共存，如：NO3、MnO4、ClO 等。不能与发生复分解和双水解 反应的离子共存，如：OH、CO32、HCO3、S2、SO32等。 （2）Fe3+：不能与还原性离子共存，如：I、S2、SO32等。不能与发生复分解和双水解反应的离子共存，如： OH、CO32、HCO3、AlO2等；不能与 SCN共存；不能与苯酚共存。 2．分离与提纯 （1）FeCl2（杂质 FeCl3），加入铁钉或铁粉后过滤。 （2）FeCl3（杂质 FeCl2），通入 Cl2 或滴加氯水或加入“绿色”氧化剂 H2O2：2Fe2++H2O2+2H+ 2 Fe3++2H2O 3．制备物质 （1）工业冶炼铁，如：Fe3O4+4CO 3Fe+4CO2 （2）制取氢氧化亚铁 实验原理：FeSO4 + 2NaOH Fe(OH)2↓+ Na2SO4 实验现象：生成灰白色沉淀，迅速转化为灰绿色，最后变成红褐色。 要制得白色的 Fe(OH)2 沉淀，要注意以下几点： ①硫酸亚铁溶液中不能含有 Fe3+，因此，硫酸亚铁溶液应是 新制备的 。 ②实验用的氢氧化钠溶液，溶解亚铁盐的蒸馏水应煮沸，以除去溶解在水中的氧气。 ③实验时，用长胶头滴管吸取氢氧化钠溶液后，把滴管插入硫酸亚铁溶液的底部，再轻轻挤胶头滴管的胶头， 逐滴加入氢氧化钠溶液，这时就会析出 FeOH2 白色絮状沉淀。 [特别提醒]：Fe(OH)2 制备的方法很多，核心问题两点，一是溶液中的溶解氧必须除去，二是反应过程必须与 O2 隔绝。 考点二 金、银、铜等金属材料 1．物理性质 ①特性：金是 黄 色金属；银是 白 色金属；铜是 紫红 色金属。 ②共性：硬度较小，熔点较高，密度较大，有金属光泽、良好的延展性、导电和导热性。 2．化学性质：金、银、铜都属于 不活泼 金属，相对而言，其活泼程度依次 增强 。 ①金：金是最稳定的金属之一，在高温下 也不能 与氧气反应， 不能 被硝酸等强氧化性酸氧化。 但金 能 溶解在王水中。 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 16 ②银：银虽然不能与盐酸、稀硫酸反应，但却能溶解在硝酸等强氧化性酸中： Ag＋2HNO3 (浓)＝AgNO3＋NO2↑＋H2O；3Ag＋4HNO3 (稀)＝3AgNO3＋NO↑＋2H2O ③铜：a．与非金属单质反应：2Cu＋O2 2CuO；2Cu＋S Cu2S；Cu＋Cl2 CuCl2 b．与酸反应：与银相似，铜不能与盐酸、稀硫酸反应，但却能溶解在硝酸等强氧化性 酸中：Cu＋2H2SO4(浓) CuSO4＋SO2↑＋2H2O Cu＋4HNO3(浓)＝Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O。 c．与盐溶液反应：Cu＋2FeCl3＝CuCl2＋2FeCl2 d．铜的锈蚀：铜在干燥空气中性质稳定，但在潮湿空气中会被腐蚀，在其表面逐渐形 成一层绿色的铜锈：2Cu＋O2＋H2O＋CO2＝Cu 2 (OH ) 2 CO 3 3．铜的常见化合物颜色、溶解性：CuO—黑色、难溶；Cu2O—红色、难溶；Cu2S— 黑色、难溶；CuSO4— 白 色、易溶；CuSO4·5H2O— 蓝 色、易溶； Cu2(OH)2CO3— 绿 色、难溶；Cu(OH)2— 蓝 色、难溶。 第四章 非金属及其化合物 第一节 碳族元素 考点一 碳族元素 1．碳族元素的化合价 碳族元素常见化合价为+2 和+4，其中碳、硅、锗、锡的+4 价化合物较稳定，而铅的+2 价化合物稳定。 由氧化还原反应的化合价升降来研究碳族元素的物质，其性质规律如下： （1）碳族元素的单质以 还原性 为主，如碳、硅都被氧气氧化。碳作还原剂，温度越高，还原性 越强 ， 高温时碳可还原氧化铜。锡、铅都能与盐酸反应置换出氢气等。 （2） +2 价化合物有还原性。如 CO 高温时能还原某些金属氧化物（Fe2O3、CuO 等）。 （3） +4 价化合物有氧化性。如 CO2 和碳高温下反应生成 CO，PbO2 在化学反应中是强氧化剂等。 2．除去 CO、CO2 气体中混有的杂质（括号内为杂质） （1）CO(CO2) ：通过盛有的 澄清石灰水 洗气瓶。 （2）CO2(CO)：通过盛放 灼热 CuO 的硬质玻璃官。 （3）CO2(O2)：通过盛放 灼热铜网 的硬质玻璃管。 （4）CO2(SO2)：通过 饱和 NaHCO3 溶液 或 酸性 KMnO4 溶液 。 （5）CO2(HCl)：通过 饱和 NaHCO3 溶液 。 （6）CO2(H2S)：通过 CuSO4 溶液 。 考点二 碳酸盐性质的一般规律 1．溶解性规律：碱金属的正盐溶解度 大于 酸式盐（如：Na2CO3＞NaHCO3）；碱土金属（第ⅡA 族） 的正盐溶解度 小于 酸式盐〔如：CaCO3＜Ca(HCO3)2〕。 2．稳定性：难溶性的碳酸盐、(NH4)2CO3 及酸式盐受热 易分解 ；可溶性的碳酸盐较稳定，受热 难 分解 ；一般来说：稳定性大小顺序为正盐 ＞ 酸式盐。 3．酸式盐与碱反应时的产物要根据相对用量判断。如在 Ca(HCO3)2 溶液中滴加 NaOH 溶液： Ca(HCO3)2+NaOH CaCO3↓+NaHCO3+H2O（NaOH 少量） Ca(HCO3)2+2NaOH CaCO3↓+Na2CO3+2H2O（NaOH 过量） 4．CO32和 HCO3的检验 （1）CO32的检验方法：向待检溶液中滴加过量的 CaCl2 溶液，生成 白色沉淀 ，再加入 稀盐酸或稀 硝酸 ，白色沉淀又溶解，且生成无色、无味的气体，则检得溶液中有 CO32。 （2）HCO3的检验方法：向待检溶液中滴加足量的 Ca2+或 Ba2+ 的可溶性盐溶液，若无明显现 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 17 象，再向溶液中加入足量的 酸 （如 盐酸、硝酸、醋酸 等）溶液，溶液中逸出无色、无味的气体，则 待检溶液中有 HCO3。 [特别提醒]：①检验 CO32：试剂 CaCl2 溶液也可用 Ca(NO3)2、BaCl2、Ba(NO3)2 等的溶液代替，但不可用 Ca(OH)2溶液或Ba(OH)2溶液，原因是无法排除HCO3的干扰。②检验HCO3：Ca2+或Ba2+的溶液不可用Ca(OH)2 溶液或 Ba(OH)2 溶液，原因是 OH将 HCO3转化为 CO32；加酸后要通过气体的气味排除 HSO3的干扰。 考点三 硅及其化合物的特性 1．Si 的还原性大于 C，但 C 却能在高温下还原出 Si：2C＋SiO2 Si＋2CO↑ 2．非金属单质跟碱液作用一般无 H2 放出，但 Si 却放出 H2： Si＋2Na2OH＋H2O＝ Na2SiO3＋2H2↑ 3．非金属单质一般不跟非氧化性酸作用，但 Si 能与 HF 作用：Si+4HF＝SiF4↑+H2↑ 4．非金属单质一般为非导体，但 Si 为 半导体 。（石墨是导体） 5．SiO2 是 H2SiO3 的酸酐，但它不溶于水，不能直接将它与水作用制备 H2SiO3。 6．非金属氧化物的熔沸点一般较低，但 SiO2 的熔沸点却 很高 。 7．酸性氧化物一般不与酸作用，但 SiO2 能跟 HF 作用：SiO2＋4HF＝SiF4↑＋H2O 8．无机酸一般易溶于水，H2SiO3 却难溶于水。 9．因碳酸的酸性强于硅酸，所以在 Na2SiO3 溶液中通入 CO2 能发生下列反应：Na2SiO3 +CO2+H2O＝Na2CO3+H2SiO3↓，但在高温下 2Na2CO3+SiO2 Na2SiO3+CO2↑也能发生。 10．Na2SiO3 的水溶液称水玻璃，但它与玻璃的成分大不相同，硅酸钠水溶液（即水玻璃）俗称 泡花碱 ， 但它却是 盐 的溶液，并不是 碱 溶液。 考点四 无机非金属材料 1．传统无机非金属材料——水泥和玻璃的生产方法 硅酸盐产品 水泥 玻璃 主要设备 水泥回转窑 玻璃窑 原料 石灰石和粘土 纯碱、石灰石、石英(过量) 反应原理 复杂的物理-化学变化 Na2CO3+SiO2 Na2SiO3+CO2↑ CaCO3+SiO2 CaSiO3+CO2↑ 主要成份 3CaO·SiO2 、 2 CaO·SiO2 、 3CaO·Al2O3 Na2SiO3、CaSiO3、SiO2 反应条件 高温 高温 2．新型无机非金属材料 新开发利用的无机非金属材料主要有氮化硅（Si3N4)、刚玉（Al2O3）等陶瓷，碳化硼、光导纤维(主要成 分是 SiO2)等，这些材料具有特殊结构、特殊功能。 传统非金属材料具有抗腐蚀、耐高温等许多优点，但质脆，耐热冲击差。 新型非金属材料继承了传统非金属材料的优点，并克服了缺点，主要具有以下特性：① 能承受高温 ；② 具有电学特性 ；③ 具有光学特性 ；④ 具有生物功能 。 [特别提醒]：复杂硅酸盐可以看成碱性氧化物和酸性氧化物所组成的复杂化合物，因此 可以改写为 aMxOy·bSiO2·cH2O 的方式（具体顺序是：碱性氧化物·两性氧化物·酸性氧化 物·水），如硅酸钙：3CaO·SiO2、铝酸三钙：3CaO·Al2O3；高岭土：Al2O3·2SiO2·2H2O。 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 18 第二节 氯及卤族元素 考点一 氯水的成分的复杂性和多样性 1．氯水的成分和性质 成分 表现的性质 反应实例 Cl2 ①呈黄绿色 ②强氧化性 ③加成反应 Cl2+Mg MgCl2 Cl2+2KI 2KCl+I2 Cl2+H2SO3+H2O H2SO4+2HCl Cl2+CH2=CH2→ CH2Cl—CH2Cl H+ 强酸性 2H++CaCO3 Ca2++CO2↑+H2O 滴入紫色石蕊试液先 变红 ，后 褪色HClO ①弱酸性 ②强氧化性 HClO+OH ClO+H2O 漂白、杀菌、消毒 Cl 沉淀反应 Cl+Ag+ AgCl↓ 2．Cl2+H2O H++Cl+HClO 平衡移动的应用 向氯水中加入 的物质 浓度变化 平衡移动 的方向 应 用 可溶性氯化物 c(Cl) 增大 左移 ①用饱和食盐水除 Cl2 中的 HCl②用 排饱和食盐水法收集 Cl2 盐酸 c(H+)和 c(Cl)增大 左移 次氯酸与浓盐酸反应制 Cl2 NaOH c(H+) 减小 右移 用 NaOH 溶液吸收多余的 Cl2 Ca(OH)2 c(H+) 减小 右移 制漂白粉 CaCO3 c(H+) 减小 右移 制高浓度 HClO 溶液 光照 c(HClO) 减小 右移 氯水闭光保存或现用现配 [特别提醒]：Cl2+H2O H++Cl+HClO 平衡移动的各种情况均可归结到勒夏特列原 理，故掌握知识要“以不变应万变”。 考点二 氯气的制法 1．实验室制法 （1）反应原理： 4HCl(浓)+MnO2 MnC12 +2H2O+C12↑ 说明：①若没有浓盐酸时，可用 浓硫酸和固体食盐 代替； ②若没有MnO2时可用KMnO4代替，此时可 不加热。另外KClO3、K2Cr2O7、Ca(ClO)2、PbO2等也可代替MnO2；③加热温度不宜过高，否则制得的Cl2中 HCl气体杂质较多。 （2）发生装置：用分液漏斗、圆底烧瓶等组装的典型固液加热制气装置。 （3）气体的净化与干燥：C12的净化用 水 或 饱和食盐水 洗气，除去混在C12中的HCl气体；用 浓 硫酸 干燥。 （4）收集： 向上排空气 法或排 饱和食盐水 法（饱和食盐水可除去Cl2中的HCl气体）。 （5）气体的检验：用 湿润的淀粉KI试纸 检验。 （6）尾气处理：用 NaOH溶液 吸收多余的Cl2，以防Cl2污染大气。 2.工业制法：电解饱和食盐水： 阳极阴极 电解 222 ClHNaOH2OH2NaCl2 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 19 [特别提醒]：本实验中盐酸要过量，因随着反应的进行，盐酸的浓度降低，而 MnO2 与稀盐酸不反应，则反 应中盐酸不可能完全消耗。 【规律总结】实验室制取气体方法及装置的选择依据 （1）选取试剂的主要依据是制取气体的性质，如氯气具有氧化性，常用氧化其离子的方法来制取，因此 要选用含有氯离子的物质（如盐酸）和具有氧化性的物质（如 MnO2、KMnO4 等）来制取。 （2）选取发生装置的依据是制取气体所用试剂的状态和反应条件（加热与否）。如实验室用： 2NaCl+3H2SO4+MnO2 2NaHSO4+MnSO4+2H2O+C12↑法制取氯气，也是加热固体与液体的混合物，以此分 析可知，所以它们的发生装置相同。 考点三 卤素及化合物的特性与卤素的检验 1．卤素及化合物的特性 卤族元素是最外层电子数最多的主族元素，卤族是唯一全部由非金属元素构成的元素族，卤素的非金属 性比同周期其他元素都强。 （1）氟是 最活泼 的非金属，单质的氧化性 最强 ，氟离子（Ｆ）很难被氧化。氟元素在化合物 中化合价只有 -1 价 ， 没有 正价，常温下氟气与水剧烈反应且 不同于 其他卤素(产物不同，原理不同)， 且不能 从其他卤化物的水溶液中置换出其他卤素(先与水发生置换反应)，能与稀有气体反应(常见的产物均 为白色)。 （2）溴在常温下为 红棕 色液体(唯一液态非金属单质)，极易挥发产生红棕色且有毒的溴蒸气。实验 室通常将溴密闭保存在 阴冷 处，且在试剂瓶中加 适量水 进行液封，不能用 橡皮塞 。 （3）碘是 紫黑 色固体，具有金属光泽，易升华(常用于 分离提纯碘 )、易吸潮(遇铁在水催化下易反 应，故盛碘的瓶子不能用铁盖)，使淀粉变 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 。 （4）氢氟酸为 弱 酸，有剧毒， 能 腐蚀玻璃，实验室中常用 铅皿或塑料 容器保存。AgＦ易溶 于水，无感光性，其他卤化银难溶于水，具有感光性。 2．卤素的检验 （1）氯气为黄绿色，有刺激性气味，并可使某些潮湿的有色物质褪色。氯气具有强氧化性，可使湿润 KI 淀粉试纸呈现 蓝 色，因此可用于检验氯气的存在。 （2）利用碘单质能与淀粉溶液呈现 蓝 色的性质可用于检验碘单质的存在。 （3）AgCl、AgBr、AgI 都不溶于稀 HNO3，且颜色逐渐加深，分别为 白 色、 浅黄 色、 黄 色，所以，可用 HNO3 酸化的 AgNO3 溶液来检验 Cl、Br、I的存在。 （4）也可以用卤素单质间的置换反应和有机溶剂萃取的方法来检验卤素单质。 [特别提醒]：检验 X时，要先加稀 HNO3 酸化，以排除 CO32、PO43等离子的干扰。 第三节 硫及其化合物 考点一 硫的性质 1.物理性质 硫有 多种 同素异形体。如单斜硫、斜方硫、弹性硫等。常温为 淡黄 色晶体（淡黄色固体有： Na2O2、 AgBr、黄铁矿、TNT 等）。 2.化学性质 硫原子最外层 6 个电子，较易得电子，表现较强的氧化性。 （1）与金属反应：2Na+S Na2S （剧烈反应并发生爆炸） 2Al+3S Al2S3（制取 Al2S3 的唯一途径） Fe+S FeS（黑色，不溶于水但溶于酸。） （2）与非金属的反应：S+O2 SO2 S+H2 H2S （3）与化合物的反应 S+6HNO3（浓） H2SO4+6NO2↑+2H2O S+2H2SO4（浓） 2SO2↑+2H2O S+NaOH Na2S+Na2SO3+H2O 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 20 [特别提醒]：①在溶液中通过化学反应生成少量硫时，有时称乳白色。②硫的溶解性： 不溶于水，微溶于酒精，易溶于 CS2。因此用物理方法洗去试管壁上的硫，只能用 CS2 作溶 剂。③由硫能溶于热碱溶液可知，用热碱溶液可洗去试管壁上的硫，由于 NaOH 碱性强， 腐蚀玻璃，故实验室常用热 Ca(OH)2 溶液而不用热 NaOH 溶液除去试管内的硫。 考点二 二氧化碳和二氧化硫性质的异同 1．物理性质 相同点：常温下，都是 无 色气体，密度都 大于 空气。 不同点：CO2 没有气味，SO2 有 刺激性 气味；CO2 无 毒，SO2 有毒；CO2 能溶于水（1 体积水大约溶解 1 体积气体），SO2 易溶于水（1 体积水大约溶解 40 体积气体）；SO2 易液化。 2．化学性质 相同点：都是 酸性 氧化物。 ①都能和水反应，生成的酸 不 稳定，只能存在于溶液中 CO2+H2O H2CO3； SO2+H2O H2SO3。 ②都能与碱反应，用量比不同，可以生成两种盐。 SO2、CO2 气体通入澄清石灰水中，都是先生成沉淀，当 SO2、CO2 过量时又溶解。 Ca(OH)2+SO2 CaSO3↓+H2O CaSO3+SO2+H2O Ca(HSO3)2 Ca(OH)2+CO2 CaCO3↓+H2O CaCO3+CO2+H2O Ca(HCO3) 不同点： ①SO2 常表现 还原 性：2SO2+O2 2SO3 CO2 表现 弱氧化 性：CO2+C 2CO SO2 被高锰酸钾、氯水、溴水、碘水等氧化剂氧化，CO2 不能。 ②SO2 具有漂白性，能漂白某些有色物质，CO2 不能。 ③造成环境破坏的原因不同：SO2 形成 酸雨 ，CO2 引起 温室效应 。 [特别提醒]：①能使品红溶液腿色的物质有：SO2 、Cl2、O3、H2O2、Na2O2、活性碳等。 ②SO2 使氯水、溴水、酸性 KMnO4 溶液腿色，不是由于其漂白性，而是因为其还原性。③ 干燥的 SO2 气体无漂白作用。④等物质的量 SO2 和 Cl2 混合后通入品红溶液中，不能使之腿 色。原因是 SO2 和 Cl2 发生反应生成了无漂白性的盐酸和硫酸。 【规律总结】 SO2 和 CO2 都能使澄清的石灰水变浑浊，若通入的气体过量，则沉淀都可消失。所以不能 用澄清的石灰水鉴别 SO2 和 CO2。通常可用以下方法： ①用品红溶液，使品红溶液褪色的是 SO2，不能使品红溶液褪色的是 CO2。 ②用氢硫酸，出现浑浊的是 SO2，无明显现象的是 CO2。2H2S+SO2 2H2O+3S↓ ③用高锰酸钾溶液，紫色褪去的是 SO2，无明显现象的是 CO2。 2KMnO4+5SO2+2H2O K2SO4+2MnSO4+2H2SO4 ④用溴水，使橙色褪去的是 SO2，无明显现象的是 CO2。Br2+2H2O+SO2 2HBr+H2SO4 ⑤用硝酸酸化的硝酸钡溶液，产生白色沉淀的是 SO2，无明显现象的是 CO2。 2H2O+2HNO3+3SO2 3H2SO4+2NO Ba(NO3)2+H2SO4 BaSO4↓+2HNO3 ⑥用 FeCl3 溶液，使棕黄色颜色变浅的是 SO2，无明显现象的是 CO2。 2FeCl3+SO2+2H2O FeCl2+FeSO4+4HCl 考点三 浓硫酸和稀硫酸氧化性比较 比较项目 浓硫酸 稀硫酸 氧化性强弱 强 氧化性（S） 弱 氧化性（H+） 氧化性的原因 分子中＋6 价的硫元素 电离出来的 H+ 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 21 还原产物 一般是 SO2，可以是硫单质 H2 与金属单质的反应 在常温下，使铁、铝钝化，因加热条件下 可以反应。规律：金属＋H2SO4→硫酸盐 ＋SO2↑＋H2O 能与排在金属活动顺 序表氢之前的金属发 生置换反应。 与非金属单质的反应 加热条件下可以和某些非金属单质反应 不能反应 与 H2S 等还原性物质反应 能够反应 不能反应 【规律总结】 浓硫酸的吸水 性：吸收物质 中由水分子组 成的的水蒸气 或结晶水。可用作干燥剂，但一般不能干燥碱性和还原性气体。脱水性：将某些化合物中（主要是有机化合 物）中 H、O 两原子按水的组成比 2∶1 脱去。（浓硫酸可用作有机反应的催化剂和脱水剂） 浓硫酸使湿润的石蕊试纸先变红（酸性引起），后变黑（脱水性引起）；而稀硫酸则只能使湿润的石蕊 试纸变红，不能使之变黑或褪色。 考点四 溶液中 SO42的检验 1．原理：利用 Ba2++SO42 BaSO4↓（白色），BaSO4 不溶于盐酸、硝酸的特性。 2．试剂：可溶性钡盐〔BaCl2 或 Ba(NO3)2 溶液〕、盐酸。 3．检验的误区 干扰检验的离子：Ag+能与 SO42离子反应生成难溶于水的白色沉淀 Ag 2SO4；Ag+还能与 Cl反应生成难 溶于水的白色沉淀 AgCl；SO32、CO32、SiO32、PO43等能与 Ba2+反应生成难溶于水的白色沉淀。但这些白 色沉淀溶于强酸中。 4．检验步骤 ①在待测溶液中加入 稀盐酸 ，排除 Ag+、SO32、CO32、SiO32、PO43等离子的干扰。注意一般不用稀 HNO3，因为稀 HNO3 能将 SO32-氧化成 SO42- 而被漏检。 ②在排除干扰后的溶液中加入①稀盐酸 ②氯化钡溶液，产生的白色沉淀一定是 BaSO4，则此溶液中一定 含有 SO42。 [特别提醒]：检验 SO42的关键是既要注意试剂的选择，又要注意操作顺序的优化，方 能排除干扰离子的误导，要全面考虑，综合分析，正确推导。 【误区警示】SO42检验的误区： ①只加可溶性钡盐，不酸化。误将 CO32、PO43、SO32、Ag+等干扰离子判成 SO42，此时上述离子同样 会产生 BaCO3、Ba3(PO4)2、BaSO3、AgCl 的白色沉淀。 ②误将 Ag+、Pb2+判成 SO42。如向待测液中滴加 BaCl2 溶液，再加盐酸有白色沉淀便断定含 SO42。其错 误是未注意溶液中不含 SO42而含 Ag+或 Pb2+也会有同样现象。 因为 Ag++Cl AgCl↓（白色） Pb2++2Cl PbCl2↓（白色） ③误将 SO32判成 SO42。如向待测液中滴加用盐酸酸化的 Ba(NO3)2 溶液生成白色沉淀，便误以为有 SO42。 该错误是未注意 NO3具有强氧化性，在酸性环境中发生反应：Ba2++ SO32 BaSO3↓（白色），3BaSO3+2H++2NO3 3BaSO4↓（白色）+2NO↑+H2O 再如向待测液中滴加用硝酸酸化的 BaCl2 溶液产生白色沉淀便错误认定一定含 SO42，也同样是落入干扰 离子转化为 SO42从而生成 BaSO4 的陷阱中。 第四节 含氮化合物 考点一 氮气和氨气 1．N2 电子式： ，N2 含有三键，所以比较稳定。 N2+O2（电火花）===2NO [特别提醒]：①硫酸的性质取决于硫酸的浓度。②98.3%的浓 H2SO4 密度为 1.84 g·cm3， 比水的密度大；硫酸的浓度越大，密度越大，如将 50%的 H2SO4 溶液和 10%的 H2SO4 溶液 等体积混合，则所得溶液的质量分数大于 30%；浓 H2SO4 或密度小于浓硫酸的溶液被稀释 或与浓 H2SO4 混合时，都是将浓 H2SO4 沿玻璃棒注入其中，并不断搅拌，使其散热。 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 22 2．氨气的性质（唯一显碱性的气体） （1）与水反应 氨溶于水时，大部分氨分子和水形成一水合氨（NH3·H2O），NH3·H2O 不稳定，受热分解为氨气和水 NH3+H2O NH3·H2O NH4 ++OH- NH3·H2O NH3↑+H2O 氨水中有 分子：NH3、H2O、NH3·H2O 离子：NH4 +、OH-、少量 H+。 氨气能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。 （2）氨可以与酸（硫酸，硝酸，盐酸）反应生成盐 2NH3+H2SO4==(NH4)2SO4；NH3+HNO3==NH4NO3（白烟）；NH3+HCl==NH4Cl（白烟）； 离子方程式：NH3+H+==NH4 +。 考点二 氮氧化合物的产生及转化 1、NO 和 NO2 的生成：N2 + O2 （电火花）===2NO 2NO + O2== 2NO2 实验室制法：Cu+4HNO3(浓)==Cu (N O 3 ) 2 +2NO2 ↑+2H2O 3Cu+8HNO3(稀)==3Cu (N O 3 ) 2 +2NO↑+4H2O 2、物理性质：NO 是一种无色、无味、难溶于水的有毒气体。 NO2 是一种红棕色、有剌激性气味的有毒气体，密度比空气大，易液化，易溶于水 3、化学性质（1）NO 与氧气反应：2NO＋O2＝＝2NO2 (2) NO2 的聚合反应：2NO2 N2O4 (3) NO2 与水反应：3NO2+H2O==2HNO3+NO 4NO2+O2+2H2O==4HNO3 4NO + 3O2+2H2O==4HNO3 三、NO2、NO 和 O2 的混合气体跟 H2O 反应的相关计算 1、NO2 溶于水的问题 2、NO 和 O2 的混合气体通入 H2O 3、NO2 和 O2 的混合气体通入 H2O 先考虑氮氧化物与氧气反应后谁有剩余，再考虑剩余物质是否与水反应。 考点三 铵盐 铵盐：铵盐易溶解于水。 （1）受热易分解 NH4Cl NH3↑+HCl↑ NH4HCO3 NH3↑+H2O+CO2↑ （2）铵盐与碱反应放出氨气（用于实验室制氨气及 NH4 +的检验）： NH4Cl+NaOH NaCl+NH3↑+H2O ★NH4 + 检验：加入 NaOH 加热产生的气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。 考点四 硝酸 硝酸的制备与性质： 工业制取：（1）氨在催化剂的作用下与氧气发生反应，生成 NO：4NH3 + 5O2 4NO+6H2O （2）NO 与氧气反应生成 NO2：2NO+O2=== 2NO2（3）用水吸收 NO2 生成 HNO3：3NO2 +H2O==2HNO3+NO 性质：Cu+4HNO3(浓)=== Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O 3Cu+8HNO3(稀)==3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O C+4HNO3(浓)=== CO2↑+2NO2↑+2H2O 铝 、铁在常温下可以盛放浓硝酸或浓硫酸，因为发生钝化。 特别提醒：凡是考到硝酸的计算，一般要用守恒法来求，如：电子守恒，质量守恒。 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 23 第二部分 必修二 第一章 物质结构 元素周期律 第一节 元素周期表元素周期律 考点一 元素周期表的结构 元素周期表的结构 位置与结构的关系 周 期 周期序数 元素的种数 1.周期序数＝ 电子层数 2.对同主族元素 若 n≤2，则该主族某一元素的原子序数与 上一周期元素的原子序数的差值为上一周 期的元素种数。 若 n≥3，则该主族某一元素的原子序数与 上一周期元素的原子序数的差值为该周期 的元素种数。 短 周 期 第一周期 ① 2 种 第二周期 ② 8 种 第三周期 ③ 8 种 长 周 期 第四周期 ④ 18 种 第五周期 ⑤ 18 种 第六周期 ⑥ 32 种 第七周期 ⑦ 32 种（如果排满） 族 主 族 ⅠA 族～ ⅦA 族 由长周期和短周期 元素共同构成的族 最外层电子数= 主族族数 =价电子数 零 族 最外层电子数均为 8 个（He 为 2 个除外） 副 族 IB 族～ ⅦB 族 只由长周期元素构 成的族 最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB 族、 ⅡB 族除外）；最外层电子数只有 1～2 个。 第Ⅷ族 有三列元素（8、9、 10 三个纵行） 特别提醒：掌握元素周期表的结构中各族的排列顺序，结合惰性气体的原子序数，我们可以推断任意一种元 素在周期表中的位置。记住各周期元素数目，我们可以快速确定惰性气体的原子序数。各周期元素数目依次 为 2、8、8、18、18、32、32（如果第七周期排满），则惰性气体原子序数依次为 2、2+8=10、10+8=18、18+18=36、 36+18=54、54+32=86、86+32=108。 考点二 元素周期律 涵 义 元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。 实 质 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化 核外电子 排布 最外层电子数由 1 递增至 8(若 K 层为最外层则由 1 递增至 2)而呈现周期性变 化。 原子半径 原子半径 由大到小 (稀有气体元素除外)呈周期性变化。原子半径由电子层 数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。 主要 化合价 最高正价由 +1 递变到 +7 ，从中部开始（IVA 族）有负价，从 -4 递变至 -1 。(稀有气体元素化合价为零)， 呈周期性变化。元素主要化合价由元素 原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：最高正价数＝最外层电子数， 非金属元素的负价= 8-最外层电子数 。 元素及化合 物的性质 金属性 逐渐减弱 ，非金属性 逐渐增强 ，最高氧化物对应的水化物的碱性 逐渐减弱 ，酸性 逐渐增强 ，呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元素， 电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原 子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律。 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 24 特别提醒：作为元素周期律知识的考查，在解题中我们应尽量把它们体现在元素周期表中进行理解。如 Xm+、 Ym-、Z（m+1）+、W（m+1）-四种离子具有相同的电子层排布，要考查四种元素的有关性质，比如原子序数大小、原子 半径大小、离子半径大小、单质金属性和非金属性强弱等，我们首先可以确定出元素的相对位置为 ，则 问题容易解决。 考点三 元素金属性和非金属性强弱的判断方法和规律 1.根据元素周期表的知识进行判断 ①同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。元素周期表中 最活泼的金属是 Fr，天然存在的最活泼的金属是 Cs；最活泼的非金属元素是 F。 ②同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。元素周期表左 边为活泼的金属元素，右边为活泼的非金属元素；中间的第 VIA、VA 族则是从非金属元素过渡到金属元素的 完整的族，它们的同族相似性甚少，但具有十分明显的递变性。 2.根据元素的单质及其化合物的性质进行判断。 （1）金属性强弱判断原则 ①根据单质与水（或酸）反应，置换出水（或酸）中的氢的难易程度来判断： 一般地，能与水反应产生氢气的金属元素的金属性比不能与水反应的金属元素的强，与冷水反应产生氢 气的金属元素的金属性比只能与热水反应产生氢气的金属元素的强。 ②根据元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱来判断： 一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则对应的金属元素的金属性就越强。反之，则 越弱。 ③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置换“弱”。 ④根据金属元素的单质的还原性（或离子的氧化性）来判断： 一般情况下，金属阳离子的氧化性越强，则对应的金属单质的还原性越弱，金属元素的金属性也就越弱。 ⑤根据原电池的正、负极及金属腐蚀的难易程度来判断：一般地，负极为金属性强的元素的单质，容易腐蚀。 （2）非金属性强弱判断原则 ①根据单质与 H2 反应生成气态氢化物的剧烈程度或生成的气态氢化物的稳定性强弱来判断： 一般地，单质与 H2 反应生成气态氢化物越容易，或反应生成的气态氢化物越稳定，则对应的非金属元素 的非金属性越强；反之，则越弱。 ②根据元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱来判断： 一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则对应的非金属元素的非金属性就越强。反之， 则越弱。 ③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置换“弱”。 ④根据非金属单质的氧化性（或离子的还原性）强弱来判断： 一般情况下，非金属阴离子的还原性越强，则对应的非金属单质的氧化性越弱，非金属性元素的非金属 性也就越弱。 ⑤根据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。例如：Cu Cl CuCl 2 2 点燃 ，2Cu＋ S＝Cu2S，即得非金属性：Cl2＞S。 特别提醒：一般来说在氧化还原反应中，单质的氧化性越强（或离子的还原性越弱），则元素的非金属性越 强；单质的还原性越强（或离子的氧化性越弱），则元素的金属性越强。故元素的金属性和非金属性的强弱 判断方法与单质的氧化性和还原性的强弱判断方法是相一致的。 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 25 考点四 元素“位—构—性”之间的关系 特别提醒：元素性质和物质结构的常用的突破口 （1）形成化合物种类最多的元素是碳。 （2）某元素的最高价氧化物的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，该元素是氮。 （3）在地壳中含量最多的元素是氧，在地壳中含量最多的金属元素是铝。 （4）常温下呈液态的非金属单质是溴，金属单质是汞。 （5）气态氢化物最稳定的元素是氟。 （6）三种元素最高氧化物对应的水化物两两皆能反应，则必定含有 Al 元素。 （7）焰色反应呈黄色的元素是钠，焰色反应呈紫色的元素是钾。 （8）最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是氯。 （9）单质的硬度最大的元素是碳。 （10）化学式为 A2B2 形的化合物，则只可能为 Na2O2、H2O2、C2H2。 第二节 原子结构与性质 考点一 原子结构 1、 原子的构成 中子 N（不带电荷） 同位素 （核素） 原子核 → 质量数（A=N+Z） 近似相对原子质量 质子 Z（带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号 原子结构 最外层电子数决定主族元素的 决定原子呈电中性 电子数（Z 个） 化学性质及最高正价和族序数 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 决定原子种类 决定 X)(A Z 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 26 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 2、三个基本关系 （1）数量关系：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中） （2）电性关系：①原子中：质子数=核电荷数=核外电子数 ②阳离子中：质子数>核外电子数 或 质子数=核外电子数+电荷数 ③阴离子中：质子数<核外电子数 或 质子数=核外电子数-电荷数 （3）质量关系：质量数 = 质子数 + 中子数 [特别提醒] 对于公式：质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N），无论原子还是离子，该公式均适应。 原子可用 XA Z 表示，质量数 A 写在原子的右上角，质子数 Z 写在原子的左下角，上下两 数值的差值即为中子数。原子周围右上角以及右下角或上面均可出现标注，注意不同位置标 注的含义，右上角为离子的电性和电荷数，写作 n ；右下角为微粒中所含 X 原子的个数， 上面标注的是化合价，写作 n 形式，注意与电荷的标注进行正确区分，如由氧的一种同位 素形成的过氧根离子，可写作 16 8 -1O 2 2 。 考点二 原子核外电子排布规律 核 外 电 子 排 布 规 律 1 各电子层最多能容纳 2n2 个电子 即：电子层序号 1 2 3 4 5 6 7 代表符号 K L M N O P Q 最多电子数 2 8 18 32 50 72 98 2 最外层电子数目不超过 8 个（K 层为最外层时不超过 2 个）。 3 次外层电子数最多不超过 18 个，倒数第三层不超过 32 个。 4 核外电子总是尽先排满能量最低、离核最近的电子层，然后才由里往外，依 次排在能量较高，离核较远的电子层。 注意 事项 1.以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求。 2.上述乃核外电子排布的初步知识，只能解释 1～18 号元素的结构问题，若 要解释更多问题，有待进一步学习核外电子排布所遵循的其它规律。 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 27 考点三 相对原子质量 定义：以 12C 原子质量的 1/12（约 1.66×10-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位 制（SI）单位为 1，符号为 1（单位 1 一般不写） 原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。 如：一个氯原子的 m(35Cl)=5.81×10-26kg。 核素的相对原子质量：各核素的质量与 12C 的质量的 1/12 的比值。一种元素有几种同位素，就应有几 种不同的核素的相对原子质量， 相对 诸量 如 35Cl 为 34.969,37Cl 为 36.966。 原子 比较 核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该质量 核素的质量数相等。如：35Cl 为 35,37Cl 为 37。 元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子个数百分比算出的平均值。如： Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b% 元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其原子个数百分比的 乘积之和。 注意 ①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。 ②、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。 [规律总结]分清相对原子质量、质量数的有关概念，切不可用核素的相对原子质量代替元素的相对原子 质量。 考点四 微粒半径的大小比较和 10 电子、18 电子微粒 1．原子半径和离子半径 原 子 半 径 1.电子层数相同时（同周期元素），随原子序数递增，原子半径减小 例：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl 2.最外层电子数相同时（同主族元素），随电子层数递增原子半径增大。 例：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 离 子 半 径 1.同种元素的离子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价阳离子大于高价阳离子。例：Cl―＞Cl， Fe＞Fe2＋＞Fe3＋ 2.电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小。例：O2―＞F―＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋ 3.带相同电荷的离子（同主族元素的离子）,电子层越多,半径越大。 例：Li＋＜Na＋＜K＋＜Rb＋＜Cs＋；O2―＜S2―＜Se2― [特别提醒]1-18号元素的原子结构特性： ①原子核中无中子的原子：1 1H。 ②最外层有 1 个电子的元素：H、Li、Na。 ③最外层有 2 个电子的元素：Be、Mg、He。 ④最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。 ⑤最外层电子数是次外层电子数 2 倍的元素：C；是次外层电子数 3 倍的元素：O；是 次外层电子数 4 倍的元素：Ne。 ⑥电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。 ⑦电子总数为最外层电子数 2 倍的元素：Be。 ⑧次外层电子数是最外层电子数 2 倍的元素：Si。 ⑨内层电子数是最外层电子数 2 倍的元素：Li、P。 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 28 4.带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。 例：比较 K＋与 Mg2＋可选 Na＋或 Ca2＋为参照可知 K＋＞Na＋（或 Ca2＋）＞Mg2＋ 2．10 电子的微粒： （1）分子： Ne、CH4、NH3、H2O、HF ； （2）离子： Na+、Mg2+、Al3+、NH4 +、NH2 -、H3O+、OH-、O2 -、F- 。 3．18 电子的微粒：2．（1） （1）分子： Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、CH3CH3、N2H4、H2O2、F2、CH3OH、CH3F 等； （2）离子： S2-、Cl-、K+、Ca2+、HS- 。 [特别提醒]： 记忆 10 电子微粒的方法：首先找出 10 电子的原子（单原子分子）Ne，然后向前寻找非金属元素对应的 氢化物：CH4～HF，向后寻找金属形成的阳离子：Na+～Al3+。在氢化物的基础上增加或减少 H+，可构成一系列 的离子。 记忆 18 电子的微粒方法：首先找出 18 电子的原子（单原子分子）Ar，然后向前寻找非金属元素对应的 氢化物：SiH4～HCl，向后寻找金属形成的阳离子：K+～Ca2+。在氢化物的基础上减少 H+，可构成一系列的离子。 还有部分 18 电子的分子可通过 10 电子的氢化物分析得到，10 电子的氢化物分子去掉一个 H 得到 9 电子的基 团：—CH3、—NH2、—OH、—F，这些基团两两结合可形成 18 电子的分子。 第三节 化学键 考点一 化学键类型 1.化学键的类型 化学键 类型 离子键 共价键 金属键 概念 阴阳离子间通过静电引 力作用所形成的化学键 原子间通过共用电子 对所形成的化学键 金属阳离子与自由电子间通 过相互作用而形成的化学键 成键微粒 阴阳离子 原子 金属阳离子和自由电子 成键性质 静电作用 共用电子对 电性作用 形成条件 活泼金属与活泼的非金 属元素 非金属与非金属元素 金属内部 实例 NaCl、MgO HCl、H2SO4 Fe、Mg 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 29 特别提醒： 1.离子键一般由活泼的金属元素和不活泼的非金属元素组成，或者由铵根离子和不活泼的非金属元 素组成；共价键一般由非金属元素组成；而金属键则存在于金属单质内部。 2.离子三特征： 离子所带的电荷：阳离子电荷就是相应原子失去的电子数；阴离子电荷是相应原子得到的电子 数。 离子的电子构型：主族元素形成的简单离子其电子层结构与在周期表中离它最近的惰性气体原 子结构相同。 离子的半径：离子半径大小近似反映了离子的大小。一般来说，电子层数相同的离子，随着核 电荷数的增大，离子半径减小。 3.共价键三参数 键能：折开 1mol 共价键所吸收的能量(KJ/mol)。键能越大，键越牢固，含该键的分子越稳定。 键长：两个成键原子核间的(平均)距离。键长越短，键能越大，键越牢固，含该键的分子越稳 定。 键角：分子中两个键轴间的夹角。它决定了分子的空间构型。 2.共价键的类型 非极性键 极性键 概念 同种元素原子形成的共价键，共用 电子对没有发生偏移 不同种元素原子形成的共价键，共用 电子对发生偏移 原子吸引电子能力 相同 不同 共用电子对 不偏向任何一方 偏向吸引电子能力强的原子 成键原子电性 电中性 显电性 形成条件 由同种非金属元素组成 由不同种非金属元素组成 特别提醒： 极性共价键参与形成化合价，非极性共价键不参与形成化合价。共价化合物中，假设共用电 子全部转移到非金属性相对强的一方原子后，成键原子所“得”或所“失”的电子数就是该元素 的合化价。如：H2O2，Na2O2 中 O 为-1 价，FeS2 中的 S 为-1 价。 考点二 电子式（在后面附加‘化学用语’中） 考点三 氢键 1.氢键的形成条件 如两个分子中都存在强极性共价键 X-H 或 Y-H ，共中 X、Y 为原子半径较小，非金属性很强的原子 F、 O、N。若两个为同一种分子，X、Y 为同一种原子；若两个是不同的分子，X、Y 则为不同的原子。当一个分 子中的氢与另一个分子中的 X 或 Y 充分接近，两分子则产生较强的静电吸引作用。这种由氢原子与另一分 子中原子半径较小，非金属性很强的原子形成的吸引作用称为氢键。可表示为 X－H…Y－H ，可见只有在分 子中具有 H－F、H－O、H－N 等结构条件的分子间才能形成氢键。氢键不属于化学键，其强度比化学键弱得 多，通常归入分子间力（范德华力），但它比分子间作用力稍强。 2.氢键对物质物理性质的影响 氢键的形成加强了分子间的作用力，使物质的熔沸点较没有氢键的同类物质高，如 HF、H2O、NH3 的沸 点都比它们各自同族元素的氢化物高。又如乙醇的沸点（70℃）也比乙烷的沸点（-86℃）高出很多。此外， 如 NH3、C2H5OH、CH3COOH 由于它们能与水形成氢键，使得它们在水中的溶解度较其它同类物质大。 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 30 第二章 化学与自然资源的开发利用（其他两章内容在选修四和选修五中） 考点一 金属矿物的开发利用 1、常见金属的冶炼：①加热分解法（Hg 后）：②加热还原法（Zn 到 Cu）：③电解法（K 到 Al）： 2、金属活动顺序与金属冶炼的关系：金属活动性序表中，位置越靠后，越容易被还原，用一般的还原方 法就能使金属还原；金属的位置越靠前，越难被还原，最活泼金属只能用最强的还原手段来还原。（离子） 考点二 海水资源的开发利用 1、海水的组成：含八十多种元素。其中，H、O、Cl、Na、K、Mg、Ca、S、C、F、B、Br、Sr 等总量占 99% 以上，其余为微量元素；特点是总储量大而浓度小，以无机物或有机物的形式溶解或悬浮在海水中。总矿物 储量约 5 亿亿吨，有“液体矿山”之称。堆积在陆地上可使地面平均上升 153 米。如：金元素的总储量约为 5×107 吨，而浓度仅为 4×10-6g/吨。另有金属结核约 3 万亿吨，海底石油 1350 亿吨，天然气 140 万亿米 3。 2、海水资源的利用：（1）海水淡化： ①蒸馏法；②电渗析法； ③离子交换法； ④反渗透法等。（2） 海水制盐：利用浓缩、沉淀、过滤、结晶、重结晶等分离方法制备得到各种盐。 考点三 环境保护与绿色化学 1．环境污染： 环境污染的分类：按环境要素：分大气污染、水体污染、土壤污染 按人类活动分：工业环境污染、城市环境污染、农业环境污染 按造成污染的性质、来源分：化学污染、生物污染、物理污染（噪声、放射性、热、电磁波等）、固体废物 污染、能源污染 2．大气污染：主要污染物：颗粒物、硫的氧化物（SO2 和 SO3）、氮的氧化物（NO 和 NO2）、CO、碳氢 化合物、氟氯代烷 3．三大环境问题：（1）酸雨：pH 小于 5.6 的降水。 形成酸雨的主要物质及来源：SO2 ：来源于化石燃料的燃烧和含硫矿石的冶炼； NOx(氮氧化物)：来源于汽车尾气。 酸雨形成主要的反应原理： SO2 + H2O == H2SO3 2H2SO3 +O2 === 2H2SO4 2NO + O2 ＝ 2NO2 3NO2 + H2O ＝ 2HNO3 + NO 酸雨的防治：A、酸雨控制的根本途径：减少酸性物质向大气的排放 B、酸雨防治中的化学方法 a、石灰石脱硫 2CaCO3 ＋ O2 ＋ 2 SO2 ===== 2CaSO4 ＋ 2 CO2 b、Na2SO3 吸收法 Na2SO3+SO2+H2O ==== 2NaHSO3 ⑵臭氧层受损 ①破坏臭氧层的主要物质：氟氯烃（氟里昂）和含溴的卤代烷烃（哈龙） CCl4、 CH4 、N2O、NO 以及大气中的核爆炸产物等也会破坏臭氧层。 ②防治方案：减少并逐步停止氟氯代烷的生产和使用；研制开发新型的制冷剂。 ⑶温室效应 ①温室气体：主要是 CO2，还要 CH4、N2O、氟氯代烷 ②危害：海水变暧膨胀，冰川熔化，海平面升高；自然灾害（如台风、暴雨、酷热等）濒濒发生 4．水体污染的危害：水中的污染物种类繁多，如耗氧有机物，难降解有机物，重金属，植物营养物质，酸、 碱和盐，石油，农药和病原体等。 植物营养素污染：水中 N、P 等营养元素含量过多引起的污染叫水体富营养化，可能引起 “水华”或“赤潮”。 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 31 含磷洗衣粉的使用是造成水体富营养化的重要原因之一。 改善水质：根本措施是控制工业废水和生活污水的排放。 处理污水的方法很多，一般将物理法、生物法和化学法配合使用。 污水处理中的主要化学方法及其原理：⑴混凝法是利用胶体的凝聚作用，除去污水中细小的悬浮颗粒；⑵中 和法是利用中和反应调节废水的 pH；⑶沉淀法是利用化学反应使污水中的某些重金属离子生成沉淀而除去； ⑷氧化还原法是利用氧化还原反应将废水中的有害物质转化为无毒物质、难溶物质或易除去的物质。 5．白色污染：难降解的有机物质（塑料）的危害。 治理：主要从减少使用开始，即要求做到废塑料的减量化、再利用、再循环。 6．绿色化学理念（预防优于治理） 核心：利用化学原理从源头上减少和消除工业生产对环境造成的污染。又称为“环境无害化学”、“环境友 好化学”、“清洁化学”。 从学科观点看：是化学基础内容的更新。（改变反应历程） 从环境观点看：强调从源头上消除污染。（从一开始就避免污染物的产生） 从经济观点看：它提倡合理利用资源和能源，降低生产成本。（尽可能提高原子利用率） 热点：原子经济性——反应物原子全部转化为最终的期望产物，原子利用率为 100% 第三部分 选修四 化学反应原理 第一章 化学反应与能量 考点一 放热反应与吸热反应 类型 比较 放热反应 吸热反应 定义 有热量 放出 的化学反应 吸收 热量的化学反应 形成原因 反应物具有的总能量大于生成物 具有的总能量 反应物具有的总能量小于生成物具 有的总能量 与化学键强弱的关系 生成物分子成键时释放出的总能 量 大于 反应物分子断裂时吸 收的总能量 生成物分子成键时释放的总能量 小于 反应物分子断裂时吸收的总 能量 表示方法 ΔH < 0 ΔH > 0 实例 2H2(g)+O2(g)====2H2O(g)；Δ H=-483 .6 kJ·mol-1 C(s)+H2O(g)====CO(g)+H2(g);Δ H=+131.3 kJ·mol-1 常见类型 燃烧反应、中和反应等大多数反 应 电离、水解过程，大多数分解反应 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 32 考点考查的重点在于能否准确理解放热反应、吸热反应等概念并对其原因加以分析和应用。 燃烧热：1mol 可燃物完全燃烧生成稳定化合物放出的热量。 中和热：稀酸和稀碱溶液反应生成 1mol 水放出的热量。 特别提醒：判断放热反应和吸热反应的方法有二：由反应物与生成物的总能量的相对大小或反应物分子断裂 时吸收的总能量与生成物分子成键时释放出的总能量相对大小比较 考点二 热化学方程式书写正误判断 1．定义：表示参加反应物质的量与反应热关系的化学方程式，叫做热化学方程式。 2．书写热化学方程式的注意事项： (1)需注明反应的温度和压强；因反应的温度和压强不同时，其△H不同。 (2)要注明反应物和生成物聚集状态。 (3)热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，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，其△H也不同。 3．热化学方程式书写正误判断方法是： (1)检查是否标明聚集状态； (2)检查ΔH 的 符号 是否与吸热、放热一致； (3)检查ΔH 的数值是否与反应物或生成物的 物质的量 相对应(成比例)。 本考点考查较多的是热化学方程式的书写与正误判断，以及由热化学方程式判断物质的稳定性或比较反应 热的大小。 [规律总结]:放热为“+”吸热为“—”,但是焓变△H 表达是“+”表示吸热,“—”表示放热. 考点三 使用化石燃料的利弊及新能源的开发 (1)重要的化石燃料： 煤、石油、天然气 。 (2)煤作燃料的利弊问题。 (3)燃料充分燃烧的条件：①要有足够的 空气 。②跟空气有足够大的 接触面积 。 (4)新能源的开发：①调整和优化能源结构，降低 化石燃料 在能源结构中的比率。 ②最有希望的新能源是核能、太阳能、燃料电池、风能和氢能、潮汐能、地热能等。这些新能源的特点是资 源丰富，且有些可以再生，为再生性能源，对环境没有污染或污染少。 考点四 盖斯定律及其应用 1.盖斯定律的涵义： 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，而与反应的 途径 无关。即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时的反应热是相同的。 2.盖斯定律的应用 盖斯定律在科学研究中具有重要意义。因为有些反应进行的很慢，有些反应不容易直接发生，有些反应的 产品不纯（有副反应发生），这给测定反应热造成了困难。此时如果应用盖斯定律，就可以间接的把它们的 反应热计算出来。 第二章 化学反应速率和化学平衡 第一节 化学反应速率 考点一 化学反应速率的概念与系数比规律： 1.通过计算式： v =Δc /Δt 来理解其概念： 2.系数比规律 在同一反应中，用不同物质来表示的反应速率时，其比值一定等于化学反应方程式中的 化学计量数之比．．．．．．．。即对于化学反应 mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 的：v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D) = m∶ n∶p∶q 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 33 考点二 影响化学反应速率的因素： 1. 决定因素（内因）：反应物本身的性质。 2.条件因素（外因）：温度、浓度、压强、催化剂等（还有固体表面积、形成原电池、其他能量供给等） 改 变 条 件 单位体积内分子总数·活化分子分数=活化分子数 有效碰撞次数 化学反应 速率 增 大 浓 度 增多 不变 增多 增 多 加快 增 大 压 强 增多 不变 增多 增 多 加快 升 高 温 度 不变 增大 增多 增 多 加快 使 用 催 化剂 不变 增大 增多 增 多 加快 其中催化剂对化学反应速率的影响较大，其次是温度 3.记忆规律: ⊙升高温度天经地义要加快反应速率。 ⊙催化剂能 同等程度 改变(不强调是增大)正逆反应速率。 ⊙压强对速率的影响是通过改变浓度而实现的，只适用于 有气体参加 的化学反应。 考点三 化学反应速率图像分析 第二节 化学平衡 考点一 化学平衡的理解及平衡的判定 1. 定义：是指在一定条件下的 可逆反应 里，正反应和逆反应的 速率 相等．．，反应体系中所有参加反应 的物质的质量或浓度 保持恒定 的状态。 2. 化学平衡的特征： （1）化学平衡研究的对象是可逆反应；(逆) （2）达到平衡时正反应速率等于逆反应速率；(等) （3）达到平衡时反应混合物中各组分的浓度 不再随时间改变 ；(定) （4）由于化学平衡状态时反应仍在进行，故是一种 动态平衡 ; (动) （5）条件改变平衡会发生移动.(变) 3.化学平衡状态的判定 例 举 反 应 m A(g) + n B(g) p C(g) + q D(g) 混合物体系中各 成分的含量 各物质的 物质的量或各物质的质量分数一定 平衡 各物质的质量或物质的质量分数一定 平衡 各气体的体积或体积分数一定 平衡 总体积、总压强、总物质的量一定 不一定平衡 正、逆反应速率 相等 在单位时间内消耗了 m mol A，同时也生成了 m mol A，即 v(正)=v(逆) 平衡 在单位时间内消耗了 n mol B，同时也消耗了 p mol C，即 v(正)=v(逆) 平衡 v(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 在单位时间内生成了 n mol B，同时也消耗了 p mol C，因均指 v(逆) 不一定平衡 压强 m + n ≠ p + q 时，总压强一定（其他条件一定） 平衡 m + n = p + q 时，总压强一定（其他条件一定） 不一定平衡 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 34 混合气体的平均 相对分子质量 M r M r 一定时，且 m + n ≠ p + q 时（非气体的不算） 平衡 M r 一定时，且 m + n = p + q 时（非气体的不算） 不一定平衡 温度 任何化学反应都伴有能量的变化，当体系温度一定时（其他不变） 平衡 气体的密度 密度一定 不一定平衡 颜色 反应体系内有色物质的颜色稳定不变 平衡 考点二 化学平衡的影响因素及勒沙特列原理 1.影响化学平衡的条件 主要有 温度、压强、浓度 和间接条件等。 要注意的是：使用催化剂可以改变反应速率但是不能使化学平衡移动。因为催化剂能同等程度的改变正、 逆反应的反应速率，始终有 v（正）=v（逆），故不会影响化学平衡移动，但可以大大提高反应速率，缩 短达到平衡的时间，从而提高生成物的产率。 2.勒沙特列原理 如果改变平衡的一个条件（如浓度、温度、压强等），平衡就会向能够减弱这种改变的方向移动。 特别提醒：改变固体或纯液体的量．化学平衡不移动；恒温、恒容时，通入稀有气体，化学平衡不移动；恒 温、恒压时，通入稀有气体，化学平衡向着气体分子数增大的方向移动；加入一种反应物后另一种反应物的 转化率会增大，其本身的转化率反而减小；对于等体积反应，改变体系压强对化学平衡无影响。 考点三 化学平衡图象 解平衡图象要注意识图方法，总的来说有以下几点： 一看面（即横坐标和纵坐标）； 二看线（即看线的走向、变化的趋势）； 三看点（看线是否通过原点，两条线的交点及线的拐点）（重点理解）； 四看辅（要不要作辅助线，如等温线、等压线）； 五看数 （定量图像中有关数值的多少大小）。 [方法技巧]化学平衡经常会以图像来考查，不仅要掌握影响化学平衡的因素及勒沙特列原理，同时还要掌握 识图的方法和一些规律，如“先拐先平数值大”和“定一议二”等原则。 考点四 等效平衡规律 1．在定温（T）、定容（V）条件下的等效平衡 ① 在定 T、V 条件下，对于反应前后气体分子数改变的可逆反应只改变起始时加入物质的物质的量，如通过 可逆反应的化学计量数比换算成同一半边的物质的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。 ②在定 T、V 条件下，对于反应前后气体分子数不改变的可逆反应只改变起始时加入物质的物质的量，只要 反应物（或生成物）的物质的量的比值与原平衡相同，则两平衡等效。 2．在 同温同压 下，改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学计量数换算成同一半边的物质的物质的 量之比与原平衡相同，则达到平衡后与原平衡等效。 [规律总结]定温、定容时：①、对于一般的可逆反应只改变起始时加入物质的物质的量，如通过可逆反应的 化学计量数比换算成同一半边的物质的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。②、对于反应前后气体分子 数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡相同，两平衡等效。 考点五 化学平衡计算和化学平衡常数 （1）“起”、“转”、“平”三步骤计算的技巧（一般表示如下：） mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) “起”始浓度： a b c d “转”化浓度： mx nx px qx “平”衡浓度： a－mx b－nx c+px d+qx 此三种浓度中，只有“转”化浓度之比等于计量数之比（其他浓度比不一定等于计量数比），常常要用平衡 时候的数据求其他的值： 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 35 (1)如求 A 物质的平衡转化率α(A) α(A)＝ %100 a mx (2) 在恒温、等容的条件下，反应前后的压强比等于物质的量比。 (3) 求 B 物质平衡时的体积分数 (B)， (B)＝ %100 qxpxnxmxdcba nxb （2）化学平衡常数的计算和判断 一定温度下，对于可逆反应，mA(g)+nB(g) pC(g)+qDg) K＝ (B)c(A)c (D)c(C)c nm qp 了解：●平衡常数 K 只与 温度 有关；温度一定 K 一定 ●平衡常数 K 的大小可以表示反应进行的程度； ●平衡常数 K 表达式中均为物质的量浓度，反应式不同 K 不同 。 第三章 水溶液中的离子平衡 第一节 弱电解质的电离 考点一 电解质、非电解质、强电解质、弱电解质等概念辨析 (1)电解质与非电解质 电解质是在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物，而非电解质是在上述情况下都不能导电的化合物。电解 质与非电解质的相同点是研究对象都是 化合物 ，二者的主要不同是在溶于水或熔化状态下能否导电。 (2)强电解质与弱电解质 强电解质 弱电解质 相同点 都是电解质，在水溶液中(或熔融状态下)都能电离，都能导电， 与溶解度无关 不 同 点 键型 离子键或极性键 极性键 电离程度 完全电离 部分电离 电离过程 不可逆 可逆、存在电离平衡 表示方法 电离方程式用等号 电离方程式用可逆号 电解质在溶液中粒子形式 水合离子 分子、水合离子 离子方程式中表示 形式离子符号或化学式 化学式 考点二 常见强弱电解质电离方程式的书写 [特别提醒]：常见的弱电解质 弱酸：如 H2S、H2CO3、CH3COOH、HF、HCN、HClO 等。HF 酸是具有强极性共价键的弱电解质。H3PO4、H2SO3 从其酸性强弱看属于中强酸，但仍属于弱电解质。 弱碱：NH3·H2O，多数不溶性的碱[如 Fe(OH)3、Cu(OH)2 等]、两性氢氧化物[如 Al(OH)3、Zn(OH)2 等]。 个别的盐：如 HgCl2，HgBr2 等。 水：是由强极性键构成的极弱的电解质。 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 36 (1)强酸、强碱、正盐（个别情况除外如醋酸铅）在水溶液中 完全电离 ，不写可逆符号：示例：H2SO4 = 2H+ + SO42- Ba（OH）2 = Ba2+ + 2OH- (2)弱酸电离方程式的书写： 分步进行 ，每步可逆 示例：CH3COOH CH3COO- +H+ H3PO4 H+ + H2PO4- H2PO4- H+ + HPO42- HPO42- H+ + PO43- (3)弱碱电离方程式的书写（多元弱碱一步写完）： 示例：NH3·H2O NH4+ + OH- Fe（OH）3 Fe3+ + 3OH- (4)两性氢氧化物电离方程式的书写：双向电离，双向可逆 示例：H++AlO2-+ H2O Al（OH）3 Al3+ +3OH- (5)可溶性酸式盐电离方程式的书写：金属阳离子全部电离且不可逆，酸式酸根除 HSO4-外全部分步电离，每 步可逆 示例：NaHSO4 = Na+ + H+ + SO4- 完全电离； HSO3- H+ + SO3- 分步电离 第二节 水的电离和溶液酸碱性 考点一 水的电离平衡概念和影响平衡的因素 1.水的电离平衡和电离平衡常数 H2O + H2O H3O+ + OH- ΔH>0 或者 H2O H+ + OH- ΔH>0 ①25℃时：KW= c(H+)•c(OH-)=10-14mol·L-1 ②Kw 随温度升高而 增大 2.水的电离度 对于水 c(H2O)=(1000g/L)/(18g/mol) = 55.56mol/L(常数). 常温时 α水=10-7/55.6=1.8×10-9=1.8×10-7% 所以水是 极弱 的电解质.比水还难电离的物质通常看作是非电解质. 3.影响水的电离度大小的因素: (1)温度的影响规律:升高温度,水的电离度 增大 . (2)浓度的影响规律: ①加入酸, c(H+)增大,水的电离平衡向 逆 移动,水的电离度 减小 。 ②加入碱, c(OH-)增大,水的电离平衡向 逆 移动,水的电离度 减小 。 ③加入因水解而使溶液呈酸性或呈碱性的盐,使水的电离度 增大 。 ④加入因电离而使溶液呈酸性的酸式盐, 如:NaHSO4、NaHSO3 和 NaH2PO4 等,相当于加入酸的作用,使水的电离度 减小 。 [特别提醒]：水的离子积不仅适用于纯水，还适用于稀的电解质溶液。 考点二 溶液的酸碱性和 pH 值 1. 溶液酸性、中性或碱性的判断依据是：看 c(H+)和 c(OH-)的相对大小. 在任意温度的溶液中：若 c（H+）>c（OH-） 酸性 c（H+）=c（OH-） 中性 c（OH-）>c（H+） 碱性 2. 溶液的 pH 值:氢离子浓度的负对数。pH=－lg c（H+）；同理 pOH=－lg c（OH-） 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 37 [特别提醒]：在标准温度(25℃)和压力下，pH=7 的水溶液（如：纯水）为中性，水的离子积常 数为 1×10-14，且 c(H+)和 c(OH-)都是 1×10-7mol/L。pH 愈小，溶液的酸性愈强；pH 愈大，溶液的碱 性也就愈强。 通常 pH 是一个介于 0 和 14 之间的数,当 pH<7 的时候,溶液呈酸性,当 pH>7 的时候,溶液呈碱性, 当 pH=7 的时候,溶液呈中性.但在非水溶液或非标准温度和压力的条件下，pH=7 可能并不代表溶液呈 中性，这需要通过计算该溶剂在这种条件下的电离常数来决定 pH 为中性的值。如 373K（100℃）的 温度下，pH=6 为中性溶液。 考点三 pH 值计算的基本规律 1. 两种强酸溶液混和，先求 c(H+)，再求 pH。 C(H+)=（c(H+)1V1+c(H+)2V2）／（V1+V2） 两种强酸溶液等体积混和，且原溶液 pH 值相差≥2 时，把稀溶液（pH 较大的）当作水来处理,混和液的 pH 值 =小 pH+0.3。 2.两种强碱溶液混和,先求 c(OH-),再通过 Kw 求 c(H+),最后求 pH 值. C(OH-)=（c(OH-)1V1+c(OH-)2V2）／（V1+V2） 两种强碱溶液等体积混和，且原溶液 pH 值相差≥2 时，把稀溶液（pH 值较小的）当作水来处理,混和液的 pH= 大 pH－0.3。 3.强酸和强碱混和,先确定过量离子的浓度: 若 H+过量 c(H+)=(c(H+)酸 V 酸－c(OH_)碱 V 碱)／(V 酸+V 碱) 若碱过量 c(OH-)=(c(OH-)碱 V 碱 －c(H+)酸 V 酸)／(V 碱+V 酸) 当酸过量时，必须以剩余的氢离子浓度来计算溶液的 PH 值；当碱过量时，必须以剩余的氢氧根离子浓度来 计算溶液的 POH 值,再求 pH 值。 4. 有关酸、碱溶液的稀释 强酸溶液每稀释 10 倍，pH 增大一个单位，弱酸溶液每稀释 10 倍，pH 增大不到一个单位；强碱溶液每 稀释 10 倍，pH 减小一个单位。弱碱溶液每稀释 10 倍，pH 减小不到一个单位。 [特别提醒]：混和后溶液呈酸性时，一定用 c(H+)计算 pH；呈碱性时，一定用 c(OH-)计算 pH 值。 [规律总结] （1）两强酸等体积混合 混合后的 pH=小的+0.3 (2)两强碱等体积混合 混合后的 pH=大的—0.3 (3)当按所给反应物质的量之比计算时，酸碱不论强弱，谁大谁过剩，溶液呈谁性。 (4)酸碱等体积混合①pH = 2 某酸与 pH = 12 某碱混合 pH 难定；②pH = 4 某酸与 pH = 10 NaOH 混合 pH≤ 7；③pH = 4 H2SO4 与 pH = 10 某碱混合 pH≥7；④0.01mol/L pH = 2 一元酸与 0.1mol/L pH = 12 一元碱混 合 pH = 7 (5) pH 减小一个单位，c(H+)扩大为原来的 10 倍。 pH 增大 2 个单位，c(H+)减为原来的 1/100 (6)稀释规律：分别加水稀释 m 倍时，溶液的物质的量的浓度均变为原来的 1/m , 强酸中 c（H+）变为原来的 1/m ,但弱酸中 c（H+）减小 小于 m 倍，故稀释后弱酸酸性强于强酸。 第三节 盐类的水解 考点一 盐类水解反应的本质 （一） 盐类水解的实质：溶液中盐电离出来的某一种或多种离子跟水电离出来的 H+或 OH-结合生成 弱电解 质 ，从而促进了水的电离。 （二）盐类水解的条件：盐必须能 溶于水；构成盐的离子中必须有弱酸的酸根离子或弱碱阳离子，如 NH4 +、 Al3+、CO3 2-、S2-等。 （三）盐类水解的结果 （1） 促进 了水的电离。 （2）盐溶液呈什么性，取决于形成盐的对应的酸、碱的相对强弱；如强酸弱碱盐的水溶液显 酸性 ，强 真正的价值并不在人生的舞台上,而在我们扮演的角色中。 38 碱弱酸盐的水溶液显 碱性 ，强酸强碱盐的水溶液显 中性 ，弱酸弱碱盐的水溶液是 谁强显谁 性 。（3）生成了弱电解质。 (四)特征 （1）水解 吸热 ：盐+水 酸 + 碱，ΔH > 0 （2）盐类水解的程度一般比较 小 ，不易产生气体或沉淀，因此书写水解的离子方程式时一般不标“↓”或 “↑”；但若能相互促进水解，则水解程度一般较大。 [特别提醒]：分析影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质；外界因素主要有温度、浓度及外加酸碱 等因素。 强碱弱酸盐：弱酸根离子与水电离出的 H+结合生成弱酸或弱酸酸式酸根离子，从而使溶液中 c(H+)减 小，c(OH-)增大，即 c(OH-)>c(H+)。如 Na2CO3,NaHCO3 强酸弱碱盐：弱碱阳离子与水电离出的 OH-结合生成弱碱，从而使溶液中 c(H+)增大，c(OH-)减小，即 c(OH-)>c(H+)。NH4Cl,AlCl3 弱碱弱酸盐：弱碱阳离子与水电离出的 OH-结合生成弱碱，弱酸根离子与水电离出的 H+结合生成弱酸 或弱酸酸式酸根离子。CH3COONH4 考点二 溶液中粒子浓度大小的比较规律 1.多元弱酸溶液，根据 多不 电离分析，如在 H3PO4 的溶液中，c（H+）＞c（H2PO4 -）＞c（HPO4 2-）＞c （PO4 3-）。 2.多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如 Na2 S 溶液中 c(Na+)＞c(S2-)＞c（OH－）＞c（HS-） 3.不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响的因素。如相同物质的量浓度的下列 各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4,c（NH4 +）由大到小的顺序是③＞①＞②。 4.混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素，水解因素等。 (1)弱酸与含有相应酸根的盐混合，若溶液呈酸性，说明弱酸的电离程度 大于 相应酸根离子的水解 程度。如 CH3COOH 与 CH3COONa 溶液呈 酸性 ，说明 CH3COOH 的电度程度比 CH3COO—的水解程度要大，此 时，c(CH3COOH)查看更多