上海高考化学复习提纲

上海高考化学复习提纲

化学复习提纲 一、物质的量 ‎1、物质的量的单位是摩尔(mol)。‎ ‎2、摩尔的基准：科学上以‎12克所含的原子数作为摩尔的基准。即每摩尔物质含有阿伏加德罗常数个微粒，近似值为6.02×1023。1mol任何物质所含微粒数都约是6.02×1023个。‎ 小结：物质的量n（mol）=微粒数/NA 注：不能说1摩氢、1摩氧，因这样说指哪种微粒不明确。‎ ‎3.摩尔质量：1mol物质中，微粒数是确定的，因而其总质量也随之确定。‎ 定义：1mol物质的质量叫该物质的摩尔质量。单位： ‎ 小结：物质的量n（mol）=‎ ‎4.气体摩尔体积：‎ 定义：在标准状况下，1mol的任何气体所占的体积都约是‎22.4升，这个体积叫做气体摩尔体积。单位“升/摩”。‎ 小结：物质的量n（mol）=V/Vm 注：①必须是标况②必须是1mol气体③22.4是个约数。‎ ‎5.阿伏加德罗定律及其应用：‎ 定义：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，这就是阿伏加德罗定律（即三同和一同）。‎ 推论1：同温同压下，气体的体积之比等于其物质的量之比，即。‎ ‎*推论2：同温同体积时，气体的压强之比等于物质的量之比，即。‎ 推论3：同温同压下，同体积的任何气体的质量之比，等于分子量之比，也等于密度之比，‎ 即。‎ 二、电解质和非电解质 ‎　　1.凡是在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物叫做电解质。凡是在水溶液里和熔化状态下都不导电的化合物叫做非电解质。‎ ‎　　理解时注意：①电解质和非电解质都是对化合物而言，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。②化合物在熔化或溶解于水时能否导电，是判断其是否是电解质的依据。但要注意有些物质其水溶液虽能导电，但它们并非电解质。如NH3、SO2溶于水均能导电，但并不是它们本身能电离出自由离子，而是它们与H2O反应的生成物NH3·H2O、H2SO3能电离出离子而导电，所以氨气、二氧化硫都不是电解质。‎ ‎2.强电解质和弱电解质 强电解质 弱电解质 定义 在水溶液中或熔化状态能全部电离成离子的电解质 在水溶液中只有部分电离成离子的电解质 化合物类型 离子化合物，强极性共价化合物 弱极性共价化合物 物质类别 强酸、强碱、大多数盐 弱酸、弱碱 离子浓度 大 小 导电能力 强 弱 电离程度 完全（不可逆）‎ 部分（可逆）‎ 电离平衡 不存在平衡用” “‎ 存在电离平衡用 溶液中溶质微粒 离子 分子（多）、离子（少）‎ 电离方程式 NaOH Na++‎OH-‎ H2SO4 2H++SO42-‎ H2SH++HS-‎ ‎　　HS-H++S2-‎ ‎　　NH3·H2ONH4++OH-‎ ‎　　3.影响电离程度的因素： ‎ ‎　　①内因：电解质的本性。不同的弱电解质由于结构不同，电离度不同。通常在同条件下电解质越弱，电离度越小。‎ ‎　　②外因：溶液的浓度、温度等会影响电离度。‎ 温度越高，电离度越大。因电离过程是一个吸热过程。‎ 溶液越稀，电离平衡向电离方向移动，电离度越大。‎ 对于同一种弱电解质，在不同浓度、不同温度时，电离度不同。由电离度比较不同弱电解质的强弱，只有在相同浓度、相同温度的条件下才能比较。‎ ‎　　4.水的离子积 ‎　　水是极弱的电解质，存在着电离平衡。水的离子积常数KW = [H+］·［OH-］。‎ ‎25℃‎时，KW＝10-14，KW只随温度的升高而增大。‎ 无论是中性、酸性、碱性的稀溶液中都有［H+］·［OH-］＝KW。‎ ‎　　5.盐类的水解 ‎　　①实质：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合成弱电解质而破坏水的电离平衡使溶液中［H+］、［OH-］发生变化使盐溶液显示一定的酸碱性。‎ ‎②规律：无弱不水解，有弱就水解，越弱越水解，都弱双水解。‎ 溶液酸碱性：谁强显谁性，都强显中性。‎ ‎　　③影响因素：‎ ‎　　内因：盐的本性。‎ ‎　　外因：浓度：溶液越稀，水解程度越大。‎ 温度：水解是吸热反应，升温有利于水解。‎ 酸碱度：加酸碱对盐的水解有抑制或促进作用。‎ ‎　6.原电池 ‎　　 (1)原电池是把化学能转变为电能的装置。‎ 原电池中电子流出的一极是负极，通常是活泼性相对较强的金属，电极本身被氧化，如Zn(H2SO4)Cu原电池中的锌片，Zn-2e Zn 2+。电子流入的一极是正极，通常是活泼性相对较弱的金属或非金属导体。电极上发生还原反应。如2H++2e H2。‎ 在原电池中电子从负极流出经过导线流入正极， 与电流的方向相反。‎ ‎　　(2)原电池的构成条件 ‎　　一是有两种活泼性不同的金属(或其中一种非金属导体)作电极。二是用导线连接的两电极与电解质溶液接触并形成闭合回路。三是在电解质溶液中能自发地发生氧化还原反应。‎ ‎(4)金属的腐蚀和防护 ‎　金属腐蚀的本质是金属原子失去电子被氧化：M-ne Mn+‎ ‎　金属腐蚀快慢的判断：‎ ‎　　a.电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防腐蚀措施的腐蚀；‎ ‎　　b.同一种金属的腐蚀：强电解质＞弱电解质＞非电解质 ‎　　④金属的防护方法：‎ ‎　　(1)改变金属的内部结构 ‎　　(2)覆盖保护层 ‎　　(3)电化学保护法 ‎　　9.电解池 ‎　　(1)电解和电解池 ‎　　使电流通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应的过程叫做电解。电解质溶液的导电过程，就是电解质溶液的电解过程。这种把电能转变为化学能的装置叫做电解池。‎ ‎　　(2)电解池两极的确定和电极反应(电解CuCl2溶液)‎ 阳极：接直流电源的正极。较易失去电子的阴离子优先在阳极(惰性)失去电子发生氧化反应 。‎ 如 2Cl--2e Cl2‎ 阴极：接直流电源的负极。较易得到电子的阳离子优先在阴极得到电子发生还原反应。 ‎ 如 Cu2++2e Cu ‎　　电解反应式：Cu2++2Cl- Cu+Cl2‎ ‎　　(3)电解原理的应用 ‎　　①电解饱和食盐水制H2（阴极，还原反应产物）、Cl2(阳极，氧化反应产物)和NaOH溶液。　2NaCl+2H2O2NaOH+H2+Cl2‎ ‎　　‎ ‎　‎ ‎　　　　　三.胶体 ‎　　(1)三种分数系的比较 分散系 溶液 胶体 浊液 分散质微粒直径 ‎＜10‎‎-9m ‎10‎-9m～10‎‎-7m ‎＞10‎‎-7m 外观 均一、透明 较均一、透明 不均一、不透明 分散质微粒 分子、离子 大量分子集合体、高分子 大量分子集合体 能否透过滤纸 能 能 不能 能否透过半透膜 能 不能 不能 稳定性 稳定 较稳定 不稳定 ‎　　(2)胶体的性质 ‎　　①丁达尔现象——用于区别溶液与胶体。‎ ‎　　②布朗运动。‎ ‎　　③电泳现象——用于说明胶体微粒带的电性。‎ ‎　　金属氧化物，金属氢氧化物形成的胶体其胶粒带正电荷，金属硫化物、非金属氧化物、非金属硫化物形成的胶体其胶粒带负电荷。‎ ‎④胶体的凝聚：加热、加少量电解质(与胶体微粒带异性电荷数越高的离子凝聚能力越强 )、加入带相反电荷的胶体等都可以使胶体凝聚。‎ 四、反应速率和平衡 ‎1.影响化学反应速率的因素。‎ 决定化学反应速率的主要因素是反应物的性质。‎ 影响化学反应的速率：‎ ‎(1)浓度：在其它条件不变时，增大反应物浓度，化学反应速率加快；反之则慢。‎ 注意：固体，纯液体的浓度均可视作常数 ‎(2)压强：在其它条件不变时，增大气体反应体系压强，化学反应速率加快；反之则慢。‎ ‎ (3)温度：其它条件不变时，升高温度，反应速率加快。‎ ‎(4)催化剂：使用正催化剂，能加快化学反应速率。反之则反，未特殊指明时，均指正催化剂。‎ ‎3.化学平衡状态 ‎(1)概念：在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的质量分数保持不变的状态。‎ ‎(2)特征：‎ ‎①逆：研究对象可逆反应。‎ ‎②等：V(正)＝V(逆)≠O ‎③动：化学平衡是动态平衡。虽然V(正)＝V(逆)，但正、逆反应仍在进行，其反应速率不等于零。‎ ‎④定：各组分的质量分数一定。‎ ‎⑤变：外界条件改变，平衡也随之改变。‎ ‎4.化学平衡移动 ‎(1)当外界条件改变时，可逆反应从一种平衡状态向另一种平衡状态转化的过程。‎ ‎(2)平衡发生移动的根本原因：V正、V逆发生改变，导致V正≠V逆。‎ ‎(3)平衡发生移动的标志：新平衡与原平衡各物质的百分含量发生了变化。‎ ‎5.外界条件对化学平衡的影响。‎ ‎(1)浓度：其它条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度都会使平衡向正反应方向移动。‎ 改变物质浓度不包括固体和纯液体，即固体或纯液体物质的量的增加和减少，不影响浓度， 从而不影响化学反应速率，也不影响化学平衡。‎ ‎(2)压强：其它条件不变时，增大压强，会使平衡向气体体积缩小的方向移动。‎ 注意：①若反应前后气体体积无变化，改变压强，能同时改变正、逆反应速率，V正＝V逆，平衡不移动。‎ ‎(3)温度：在其它条件不变时，升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动。降低温度，平衡向放热反应方向移动。‎ ‎(4)催化剂：催化剂能同等程度地改变正、逆反应速率，因此不影响化学平衡，但可大大地缩短反应达到平衡所需的时间。‎ ‎(5)勒沙特列原理：如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。‎ 注意：勒沙特列原理的适用范围是：化学平衡，电离平衡，溶解平衡，水解平衡，状态平衡等。‎ ‎7.合成氨的反应原理：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)+92.4KJ 合成氨是一个气体体积缩小的放热可逆反应。‎ 合成氨适宜条件的选择。‎ ‎①选择原则：能加快反应速率；提高原料的利用率；提高单位时间的产量；对设备条件要求不能太高。‎ ‎②合成氨的适宜条件：使用催化剂；‎500℃‎；2×107～5×107Pa。‎ 五、物质结构和元素周期律 ‎1、原子结构及离子结构中各种基本微粒间的关系 原子种类 微粒之间的关系 A Z 原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数 质量数 ‎=质子数+中子数 A n+‎ Z 原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数+n A m-‎ Z 原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数-m ‎2.同位素 同 位 素 定义 具有相同质子数和不同中子数的同一元素的原子互称同位素 特性 1. 同一元素的各种同位素化学性质几乎完全相同.‎ 2. 天然存在的某种元素里,不论是游离态还是化合态,各种同位素的原子含量一般是不变的.‎ 判定 方法 它反映的是同种元素的不同原子间的关系.故单质、化合物间不可能是同位素。如H2和D2及H2O和D2O之间不存在同位素关系。只有质子数相同而中子数不同的原子才是同位素；如168O和188O是同位素，而且‎146C和147N不是同位素。‎ 3. 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。‎ 原 子 结 构 的 表 示 方 法 原子结构示意图和离子结构示意图 要理解图中各符号的含义。例：氯原子，圆圈内表示原子的质子数，要注意正号；弧线表示电子层， 弧线内数字表示该层中的电子数。‎ 离子结构示意图中各符号含意一样，但注意原子结构示意图中质子数等于核外电子数，而离子结构示意图中质子数与核外电子数不相等。如Cl-：‎ 电子式 电子式是在元素符号周围用小黑点或电子式是在元素符号周围用小黑点或“×”的数目表 示该元素原子的 最外层电子数的式子。小黑点或“×”的数目即为该原子的最外层电子数。如、、.. 、 、. .,: . 、::‎ ‎4.元素周期律 含 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 元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果。‎ 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（正相关）和核电荷数（负相关）多少决定。‎ 主要化合价 最高正价由+1递变到+7，从中部开始有负价，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 元素及化合物的性质 金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水化 物的碱性渐弱，酸性 渐强，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。‎ ‎5.简单微粒半径的比较方法 原 子 半 径 ‎1.电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小 例：rNa＞rMg＞rAl＞rSi＞rp＞rs＞rCl ‎2.最外层电子数相同时，随电子层数递增原子半径增大。‎ 例：rLi＜rNa＜rk＜rRb＜rCs 离 子 半 径 ‎.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：rCl-＞rCl，rFe＞rFe2+＞rFe3+‎ 1. 电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小.‎ 例：rO2-＞rF-＞rNa+＞rMg2+＞rAl3+‎ 2. 带相同电荷的离子,电子层越多,半径越大.‎ 例：rLi+＜rNa+＜rK+＜rRb+＜rcs+；rO2-＜rs2-＜rse2-＜rTe2-‎ 3. 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rk+与rMg2+可选rNa+为参照可知rk+＞rNa+＞rMg2+‎ ‎6.元素金属性和非金属性强弱的判断方法 金 属 性 比 较 本质 原子越易失电子，金属性越强。‎ 判 断 依 据 ‎1．在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。‎ ‎2．单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。‎ ‎3．单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。‎ ‎4．最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。‎ ‎5．若xn++yx+ym+ 则y比x金属性强。‎ 非 金 属 性 比 较 本质 原子越易得电子，非金属性越强。‎ 判 断 方 法 ‎1．与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。‎ ‎2．单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。‎ ‎3．最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。‎ ‎4．An-+BBm-+A 则B比A非金属性强。‎ ‎7.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＝原子核外电子层数 ‎2.对同主族(nA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 ‎2‎ 第二周期 ‎8‎ 第三周期 ‎8‎ 长 周 期 第四周期 ‎18‎ 第五周期 ‎18‎ 第六周期 ‎32‎ 第七周期 不完全周期 族 主 族 ⅠA族 ⅡA族 ⅢA族 ⅣA族 ⅤA族 ⅥA族 ⅦA族 由长周期元素和短周期元素共同构成的族。‎ 最外层电子数 主族序数 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 ⅡB族 ⅢB族 ⅣB族 ⅤB族 ⅥB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1～7个。‎ 第Ⅷ族 有三列元素 ‎8.同周期、同主族元素性质的递变规律 同周期（左右）‎ 同主族（上下）‎ 原子结构 核电荷数 逐渐增大 增大 电子层数 相同 增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 化合价 最高正价由+1+7负价数=8-族序数 最高正价和负价数均相同，最高正价数=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。‎ 单质的氧化性和还原性 氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。‎ 氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。‎ 最高价氧化物的水化物的酸碱性 酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。‎ 酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。‎ 气态氢化物的稳定性、还原性，水溶液的酸性。‎ 稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱，酸性逐渐增强。‎ 稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，酸性逐渐减弱。‎ ‎9.元素的原子结构，在周期表中的位置及元素性质之间的关系。‎ ‎10.化学键、离子键的概念 化 学 键 定义 晶体或分子内直接相邻的两个或多个原子之间的强烈相互作用，通常叫做化学键。‎ 离 定义 阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键。‎ 子 键 本质 阴阳离子间的静电作用 形成条件和原因 稳定的阳离子 ‎ ‎ 活泼金属 MMn+‎ 活泼非金属 Xm- 离子键 ‎ ‎ 稳定的阴离子 影响强度的因素及对物质性质的影响 ‎1.离子半径：离子半径越小，作用越强。含有该键的离子化合物的熔沸点就越高。‎ ‎2.离子电荷：离子电荷越多，作用越强。含有该键的离子化合物的熔沸点就越高。‎ ‎11.共价键 定义 原子间通过共用电子对所形成的化学键,叫共价键 形成条件 一般是非金属元素之间形成共价键,成键原子具有未成对电子 本质 成键的两原子核与共用电子对的静电作用.‎ 表示方法 ‎1.电子式:H HH ‎2.结构式 H—Cl H ‎ ‎ ‎ H—N—H ‎ 形成过程 H×+.H ‎12.晶体的结构与性质 类型 离子晶体 原子晶体 分子晶体 结构 构成微粒 阴离子、阳离子 原子 分子 作用力 离子键 共价键 分子间作用力 性 质 硬度 较大 很大 很小 熔沸点 较高 很高 很低 传导 固体不导电，溶化或熔于水后导电 一般不导电，有些是半导体。‎ 固体不导电，有些溶于水后导电 溶解性 易溶于极性溶剂 难溶 相似相溶 实例 盐、强碱等 Si、SiO2、SiC、C（金刚石）‎ 干冰、纯净磷酸 六、卤素 ‎1.卤族元素原子结构、单质性质、制法和用途：‎ 元素名称和符号 氟(F)‎ 氯(Cl)‎ 溴(Br)‎ 碘(I)‎ 原子 结构 原子序数 ‎9‎ ‎17‎ ‎35‎ ‎53‎ 结构示意图 电子式 ‎·∶‎ ‎·∶‎ ‎·∶‎ ‎·∶‎ 主要化合价 ‎-1‎ ‎-1，+1，+3,+5，+7‎ ‎-1，+1，+3,+5‎ ‎-1，+1，+3,+5‎ 相同点 最外层电子数相同，都是7个电子 不同点 原子核外电子层数不同，依次增大 原子半径 ‎————————递增————————→‎ 阴离子半径 ‎————————递增————————→‎ 非金属活动性 ‎————————递减————————→‎ 原子氧化能力 ‎————————递减————————→‎ 阴离子还原能力 ‎————————递增————————→‎ 物 理性 质 颜色和状态 浅黄绿色气体 黄绿色气体 红棕色液体易挥发 紫黑色固体易升华 密度 ‎1.69克‎/升 ‎3.214克‎/升 ‎3.119克‎/厘米3‎ ‎4. ‎93克/厘米3‎ 熔点(℃)‎ ‎————————递增————————→‎ 沸点(℃)‎ ‎————————递增————————→‎ 水中溶解性 ‎————————递减————————→‎ 有机溶剂 ‎———————溶解性增大—————→‎ 化学反应`‎ 与金属反应 nX2+‎2M2MXn 与大多数金属反应 反应快慢F2＞Cl2＞Br2＞I2‎ 与H2反应 X2+H22HX 反应剧烈程度 F2＞Cl2＞Br2＞I2‎ 与H2O反应 Cl2+H2O HCl+HClO ‎(反应较慢)‎ Br2+2H2OHBr ‎+HBrO ‎(反应很慢)‎ I2+H2O HI+HIO ‎(反应不明显)‎ 与NaOH反应 X2+2NaOHNaX+NaXO+H2O ‎(X＝Cl,Br,I)‎ 置换反应 分解水 X2+2Y-2X-+Y2 (Y＝Br,I)置换能力(Cl2＞Br2＞I2)‎ 制法 ‎2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑(工业)‎ MnO2+4HCl(浓)Cl2↑+MnCl2+2H2O(实验室)‎ ‎2NaBr+Cl2 2NaCl+Br2‎ ‎2KI+Cl22KCl+I2‎ 特性与检验：‎ Cl2：本身呈黄绿色，氯水常用于杀菌消毒，与AgNO3反应生成AgCl白色沉淀 Br2：与皮肤接触产生疼痛而难治愈，与AgNO3反应生成淡黄色AgBr沉淀 I2：使淀粉溶液变蓝，与AgNO3溶液反应生成黄色AgI沉淀 用途：‎ 制盐酸、塑料农药、漂白粉 染料工业、制AgBr制溴化物 制碘酒、AgI、碘仿、碘化物 ‎2.卤化氢的结构、性质、制法和用途 元素名称和符号 HF(氟化氢、氢氟酸)‎ HCl(氯化氢、氢氯酸)（水溶液是盐酸）‎ HBr(溴化氢、氢溴酸)‎ HI(碘化氢、氢碘酸)‎ 稳定性 最稳定 稳定 不太稳定 不太稳定 水溶液酸性 弱酸 强酸 强酸 强酸 化学性质 与金属反应 盐+H2‎ 盐+H2‎ 盐+H2‎ 盐+H2‎ 与碱性氧化物反应 盐+H2O 盐+H2O 盐+H2O 盐+H2O 与碱反应 盐+H2O 盐+H2O 盐+H2O 盐+H2O 与AgNO3反应 不反应 Ag++Cl-AgCl↓(白色)‎ Ag++Br-AgBr↓(淡黄)‎ Ag++I-AgI↓(黄色)‎ X-的还原性 很弱 很弱 较强 较强 制法 ‎2NaCl+H2SO4(浓) ‎ Na2SO4+2HCl↑H2+Cl22HCl NaBr+H3PO4(浓) ‎ NaH2PO4+HBr↑‎ H2+Br22HBr NaI+H3PO4(浓) NaH2PO4+HI↑H2+I2HI(难)‎ 检验 Ag++Cl- AgCl↓(白)‎ Ag++Br- AgBr↓(淡黄)‎ Ag++I- AgI↓(黄)‎ ‎3.卤化银的性质 见光分解 ‎2AgBr2Ag+Br2 （用于制感光纸）‎ ‎2AgI2Ag+I2 （用于人工降雨）‎ 七、硫 ‎1.氧族元素原子结构、单质性质 元素名称和符号 氧(O)‎ 硫(S)‎ 原子 结构 原子序数 ‎8‎ ‎16‎ 结构示意图 电子式 ‎··‎ ‎··‎ 主要化合价 ‎-2‎ ‎-2，+4，+6‎ 相同点 最外层电子数相同，都是6个电子 不同点 原子核外电子层数不同，依次增大 原子半径 物 理性 质 颜色和状态 无色无味气体 淡黄固体 密度 熔点(℃)‎ 沸点(℃)‎ 水、有机溶剂溶解度 化学反应 与金属反应 易与金属反应 易与金属反应 与非金属反应 易与H2、C、P、S等反应 能与H2、C、O2反应 与化合物反应 能与许多物质反应 能与氧化性酸 ‎2.硫的氢化物、氧化物及其水化物的结构、性质 类别 氢化物 氧 化 物 氧化物的水化物 分子式 H2S SO2‎ SO3‎ H2SO3‎ H2SO4‎ 物理性质 色、味、态 无色有臭鸡蛋气味的气体 无色有刺激性气味的气体 无色固体 无色有刺激性气味的液体 无色油状液体 毒性 有毒气体是空气污染物 有毒气体，是空气污染物 无毒腐蚀性强 有毒不稳定 无毒，强腐蚀性 化学 性 质 与水反应 溶于水，不与水反应 SO2+H2OH2SO3‎ H2O+SO3H2SO4‎ 溶于水，不与水反应 溶于水 与金属反应 ‎2Na+H2S Na2S+H2↑‎ 不反应 不反应 与较活泼金属反应 反应 稳定性 不稳定 H2S H2+S 较稳定 稳定 不稳定 稳定 酸性强弱 弱酸性 弱酸性 强酸性 弱酸性 强酸性 检验 使含Pb2+的湿润试纸变黑或与Cu2+反应生成CuS沉淀 使品红溶液褪色加热又重新出现红色 与BaCl2 稀现象：生成不溶于稀HNO3的白色沉淀 同SO2‎ 同SO3‎ SO2与Cl2的漂白性比较 Cl2是由于溶于水生成的HClO有强氧化性 ，将有色物质氧化成无色物质，褪色后不能恢复到原来颜色——永久漂白。‎ SO2是由于溶于水生成的H2SO3与有色物质直接结合，形成不稳定的无色化合物，褪色后在一定的条件下又能恢复原来的颜色——暂时漂白。‎ 可逆反应：在同一条件下，同时向正、逆反应方向进行的反应。‎ 如：2H2+O22H2O，2H2O2H2↑+O2↑‎ 这两个反应条件不同，故不能视为可逆反应。‎ 而2SO2+O22SO3，SO2+H2OH2SO 3发生在同一条件下，它们均为可逆反应。‎ 常见气体的制取、收集和净化等知识归纳如下：‎ ‎(1)气体制取装置分为三类。‎ ‎①固+固，可选用图(丙)。可制取O2、NH3、CH4等。‎ ‎②固+液，可选用图(乙)或(丁)。图(乙)可制取H2、CO2、H2S、NO2、C2H2等。图(丁)只可制取H2、CO2、H2S(要注意启普发生器使用的三个条件)。‎ ‎③固(或液)+液，可选用图(甲)。可制取Cl2、HCl、SO2、CO、NO、C2H2等气体。‎ ‎(2)气体收集的三种方法：‎ 硫单质与氢化物、氧化物的性质及化合价关系 ‎ 强还原性 氧化性、还原性 强氧化性 特别注意：中间价态的两类硫既有氧化性，又有还原性，SO2、H2SO3、Na2SO3以 还原性为主。‎ ‎①H2S是具有臭蛋气味的剧毒气体，其水溶液——氢硫酸是一种具有挥发性的二元弱酸，硫化氢、氢硫酸都具有强还原性可被碘水、溴水、氯水、FeCl3溶液、HNO3等氧化。H2S能燃烧，燃烧依反应条件不同而不同。‎ ‎②硫与Fe、Cu反应时，由于其非金属性比氯弱，所以生成低价态的物质FeS、Cu2S。‎ ‎③硫的氧化物有SO2和SO3，其中SO2是一种有刺激气味的气体，易液化，易溶于水——其水溶液叫亚硫酸，是二元弱酸。SO2是重要的大气污染物，防治方法有排烟除硫、燃料脱硫等。‎ 离子反应： 是指在溶液中(或熔化状态)有离子参加或生成的反应。‎ 离子反应发生的条件： 是反应前后至少有二种离子的数目发生了改变。‎ 离子方程式： 表示了反应的实质即所有同一类型的 离子之间的反应。 ‎ 离子方程式书写原则是：可溶性的强电解质写离子形式（多元弱酸的酸式盐写成酸式根形式），其它物质写分子式或化学式。‎ 检查离子方程式是否正确的三个规则：①质量守恒——微粒种类与数目相等。‎ ‎②电荷守恒——方程式两边电荷总数相等。‎ ‎③得失电子相等——属于氧化还原反应的离子反应中得失电子数相等。离子共存问题应转化为离子之间能否反应来考虑。‎ 硫酸的化学性质①不挥发性强酸，如制取HF、HCl、HNO3等 ‎②浓硫酸特性： (ⅰ)脱水性指将有机物中的H、O元素按水的组成(2∶1)比脱去 ‎(ⅱ)吸水性；但不能用浓硫酸干燥NH3、H 2S、HBr、HI等。‎ ‎(ⅲ)强氧化性，但常温下不与Fe、Al等金属反应。‎ 八、氮 氮及其重要化合物的转化关系：‎ 元素 氮 原子序数 ‎７‎ 单质色态 无色气体 熔点（℃）‎ ‎-209.86‎ 化合价 ‎－３，＋１，＋２，＋３，＋４，＋５‎ 最高价氧化物及对应水化物 Ｎ２Ｏ５ 、 HNO3‎ 同Ｈ２化合条件及氢化物稳定性 一定条件直接化合，ＮＨ３很稳定 氮的氧化物性质 氧化物 一氧化氮 二氧化氮 分子式 ＮＯ ＮＯ２‎ 颜色状态 无色气体 红棕色气体 与水作用 不溶于水 ‎３NO２＋H２O２ＨＮＯ３＋ＮＯ 稳定性 易与Ｏ２反应２ＮＯ＋Ｏ２２ＮＯ２‎ 不稳定２ＮＯ２Ｎ２Ｏ４‎ 制法 ‎３Ｃu+8HNO3(稀)3Cu(NO3)2+2NO+4H2O Cu+4HNO3(浓)Cu(NO3)2+2NO2+2H2O 氮的氢化物结构与性质 氢化物的名称 氨气 氢化物分子式 ＮＨ３‎ 电子式 HH 晶体类型 分子晶体 颜色和状态 无色刺激性气味气体 毒性 无毒 与Ｏ２反应 ‎4NH3+5O2 4NO+6H2O 与水反应 NH3+H2ONH3H2ONH+4+‎OH-‎ 与酸反应 NH3+HClNH4Cl 制法 N2+3H22NH3(工业)‎ ‎2NH4Cl+Ca(OH)22NH3+CaCl2+2H2O 硝酸性质 强氧化性（浓、稀硝酸均有）‎ 能氧化Au、Pt外所有金属和部分非金属；常温下，浓硝酸能使Fe、Al钝化 C+4HNO3浓CO2+2H2O+4NO2；Cu+4HNO3浓Cu(NO3)2+2NO2+2H2O 工业制法（氨氧化法）‎ ‎4NH3+5O24NO+6H2O 2NO+O22NO2；3NO2+H2O2HNO3+NO 铵盐的性质与制法 名称与符号 铵（NH+4）‎ 颜色与状态 白色晶体 晶体类型 离子晶体 水溶性 均易溶于水，溶液大多是酸性 化学性质 ① 同碱反应：‎ ‎2NH4Cl+Ca(OH)3CaCl2+2NH3+2H2O; NH+4+OH-iNH3+H2O ② 受热分解 2NH4NO32N2+O2+4H2O ‎③水解NH+4+H2ONH3·H2O+H+‎ 鉴别 与碱混合加热有使石蕊试纸变蓝气体 氧化还原反应：‎ 基 本 概 念 氧化还原反应：有电子转移的反应。（特征元素化合物有变化）‎ 氧化反应：原子或离子失电子反应。化合介升高 还原反应：原子或离子得电子反应。化合价降低 氧化剂（化合价降低）：得电子物质(发生还原反应)。得电子能力越强氧化性越强 还原剂（化合价升高）：失电子物质(发生氧化反应)。失电子能力越强还原性越强 方程式配平 依据原则：氧化剂化合价降低总数（得电子总数）=还原剂化合价升高总数（失电子总数）‎ 九、铝 单质 物理性质：密度小、熔点较高，硬度较小、银白色金属.‎ 化学性质：‎ ‎　　1.跟O2及其它非金属反应：常温下，在空气中因生成氧化膜，具有抗腐蚀能力.‎ ‎　　　4Al+3O22Al2O3　　　2Al+3SAl2S3‎ ‎　　2.跟某些氧化物 ‎　　　2Al+Fe2O32Fe+Al2O3 (铝热反应)‎ ‎　　3.跟水反应 ‎　　　　2Al+6H2O2Al(OH)3+3H2↑(一般不反应，只有氧化膜被破坏后反应)‎ ‎　　4.跟酸的反应 ‎　　　　2Al+6H+3Al3++3H2↑(常温下，在浓H2SO4、浓HNO3中钝化)‎ ‎　　5.跟碱反应 ‎　　2Al+2NaOH+2H2O2NaAlO2+3H2↑‎ 氧化物的主要性质：‎ ‎　　物理性质： 白色固体、熔点高 ‎ 化学性质：Al2O3(两性氧化物) ‎ ‎ 跟酸反应　　Al2O3+6H+ 2Al3++3H2O ‎　 跟碱反应　　Al2O3+2OH- AlO-2+2H2O ‎ ‎　氢氧化物的主要性质 ‎　　　　物理性质： 白色固体，难溶于水 ‎　　 化学性质：Al(OH)3(两性氢氧化物)‎ ‎　 跟酸反应　　Al(OH)3+3H+ Al3++3H2O ‎　 跟碱反应　　Al(OH)3+OH- AlO-2+2H2O ‎　 受热分解 　2Al(OH)3Al2O3+3H2O ‎　　 实验室制法：　可溶性铝盐加氨水 Al3++3NH3·H2OAl(OH)3↓+3NH+4‎ 铝盐溶液与强碱溶液的反应.‎ ‎　　(1)向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液 ‎　　①现象：白色沉淀沉淀增加减少消失 ‎　　②有关反应：　　Al3++3OH-Al(OH)3↓　　Al(OH)3+OH- AlO-2+2H2O ‎　　(2)向NaOH溶液中滴加AlCl3溶液 ‎　　①现象：沉淀立刻消失，沉淀沉淀增加沉淀量不变 ‎　　②有关反应：　　Al3++3OH- Al(OH)3↓　　Al(OH)3+OH-AlO-2+2H2O ‎　　Al3++3AlO-2+6H2O 4Al(OH)3↓‎ 十、铁 ‎1.铁的重要氧化物的比较 铁的氧化物 FeO Fe2O3‎ Fe3O4‎ 色态 黑色粉末 红棕色粉末 铁黑色晶体 铁的价态 ‎+2‎ ‎+3‎ ‎+2，+3‎ 水溶性 不溶 不溶 不溶 与盐酸反应 FeO+2HCl=FeCl2+H2O Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O 铁的氧化物与CO反应 FexOy+yCOxFe+yCO2‎ ‎2.生铁与钢的比较 铁的合金 生铁 钢 含碳量 ‎2%～4.3%‎ ‎0.0390～2%‎ 其它杂质 含硅、锰、硫、磷较多 含硅、锰少量，硫和磷几乎没有 机械性能 硬而脆、无韧性 硬而韧、有弹性 机械加工 可铸不可锻 可铸、可锻、可压延 ‎3.炼铁和炼钢的比较 炼铁 炼钢 原料 铁矿石、焦炭、石灰石、空气 生铁、空气（或纯氧、氧化铁）、生石灰、脱氧剂 化学原理 在高温下用还原剂从铁矿石里还原出来 在高温下用氧化剂把生铁里过多的碳和其它氧化为气体或炉清除去 主要反应 Fe2O3+3CO2Fe+3CO2‎ 主要设备 高炉 转炉 铁在周期表中的位置及结构：铁位于第四周期第族，原子结构示意图为 (1)物理性质：银白色光泽、密度大，熔沸点高，延展性、导电、导热性较好、能被磁铁吸引。化学性质：铁是较活泼的金属，常显+2、+3价，且Fe3+比Fe2+稳定。‎ 铁三角 Fe2+与Fe3+离子的检验；‎ 十一、烃 有机化合物的主要特点：‎ 有机物是以碳元素为基本组成元素的化合物。‎ 碳元素在有机化合物中形成四个共价键， 构成碳链和碳环。‎ 与无机物相比有如下特点：‎ ‎(1)分子结构复杂，种类繁多； (2)多数难溶于水，易溶于有机溶剂；‎ ‎(3)导电性差，多数有机物属于非电解质；(4)多数有机物熔沸点低，易燃烧，受热易分解；‎ ‎(5)有机反应复杂、副反应多，反应速率慢。‎ 各类烃的结构特点及其重要性质 烃 结构特点 重要化学性质 烷烃 链烃、C—C键 稳定、取代（特征反应）、氧化（燃烧）‎ 烯烃 链烃、C=C键 不稳定，加成（特征反应）、被酸性KMnO4溶液氧化、加聚 炔烃 链烃、CC键 不稳定，加成（特征反应）、被酸性KMnO4溶液氧化、加聚 苯 一个苯环 稳定，易取代，能被H2加成，难被酸性KMnO4溶液氧化，‎ 同系物与同分异构体 (1) 同系物：结构相似（官能团得种类和数目均相同），在分子组成上相差一个或几个CH2原子团的物质互称为同系物。‎ ‎ (2)同分异构体：组成(分子式)相同，结构不同的化合物互称为同分异构体。‎ 取代反应的特征：在与卤素单质发生取代反应的过程中，烷烃分子每去掉一个氢原子换上一个卤素原子要消耗 1个卤素分子，另外一个卤素原子则与换下来的氢原子结合生成卤化氢(这一点与加成反应是不同的)。‎ 十二、烃的衍生物 乙醇 类别 醇 分子式和结构简式 C2H6O ‎ 官能团 ‎-OH 结构特点 ‎-OH与链烃基相连 主要化性 （1） 与钠反应（置换反应） ‎ （2） 脱水反应：分子内 或 分子间 （需浓硫酸催化）‎ （3） 氧化反应：红热铜丝插入乙醇中有刺激性气味（生成乙醛）‎ ‎（4）酯化反应：酸脱-OH醇去-H结合生成水（需浓硫酸催化）‎ 红热铜丝插入醇中有刺激性气味（生成醛或铜）‎ 醛、羰酸比较 通式 醛R—CHO 羰酸R—COOH 化学性质 ‎①加氢（还原成醇）‎ ‎②银镜反应（氧化成酸）‎ ‎③与新制氢氧化铜反应（氧化成酸）‎ ‎①酸性 ‎②酯化反应 ‎“四同”分析 研究对象 相同点 不同点 同分异构体 有机物 分子式 结构 同系物 有机物 性质相似 分子组成中相差1个或n个基 同位素 原子 质子数（同种元素）‎ 中子数（不同种原子）‎ 同素异形体 单质 同种元素 不同单质