高考化學複習筆記

　　筆記是最珍貴的課堂記錄，也是最清晰的複習資料。下面是小編為您帶來的，希望對大家有所幫助。

　　：基本概念與基本理論

　　***一*** 物質的組成

　　1、分子和由分子構成的物質

　　⑴分子是構成物質的一種能獨立存在的微粒，它保持著這種物質的化學性質

　　分子有一定的大小和質量;分子間有一定距離;分子在不停地運動著***物理變化是分子運動狀態改變的結果***;分子間有分子間作用***範德華力***。

　　⑵由分子構成的物質***在固態時為分子晶體***。

　　一些非金屬單質***如H2、O2、Cl2、S、惰性氣體等***;氣態氫化物;酸酐***SiO2除外***;酸類和大多數有機物等。

　　2、原子和由原子構成的物質

　　⑴原子是參加化學變化的最小微粒。化學反應的實質是原子的拆分和化合，是原子運動形態的變化

　　原子有一定的種類、大小和質量;由原子構成的物質中原子間也有一定間隔;原子不停地運動著;原子間有一定的作用力。

　　⑵由原子構成的物質***固態時為原子晶體***。

　　金剛石、晶體矽、二氧化矽、碳化矽***SiC***等。

　　3、離子和由離子構成的物質

　　⑴離子是帶有電荷的原子或原子團。帶正電荷的陽離子如Na+、Fe3+、H3O+、NH4+、

　　[Ag***NH3***2]+等;帶負電荷的陰離子如Cl-、S2-、OH-、SO42-、[Fe***CN***6]3- 等。

　　⑵由離子構成的物質***固態時為離子晶體***。

　　絕大多數鹽類***AlCl3等除外***;強鹼類和低價金屬氧化物等是由陽離子和陰離子構成的化合物。

　　【注意】離子和原子的區別和聯絡：離子和原子在結構***電子排布、電性、半徑***和性質***顏色，對某物質的不同反應情況，氧化性或還原性等***上均不相同。

　　陽離子原子陰離子***簡單陽、陰離子***

　　***二*** 物質的分類

　　1、元素

　　⑴元素是具有相同核電荷數***即質子數***的同一類原子的總稱***元素的種類是由核電荷數或質子數決定的***。

　　人們把具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子叫做核素，同一元素的不同核素之間互稱為同位素。

　　⑵元素存在狀態

　　① 遊離態--在單質中的元素

　　由同種元素形成的不同單質--同素異形體，常有下列三種形成方式：

　　組成分子的原子個數不同：如O2、O3;白磷***P4***和紅磷等

　　晶體晶格的原子排列方式不同：如金剛石和石墨

　　晶體晶格的分子排列方式不同：如正交硫和單斜硫

　　② 化合態的元素--在化合物中的元素

　　【注意】元素和原子的區別，可從概念、含義、應用範圍等方面加以區別。

　　***三*** 物質的性質和變化

　　物理變化和化學變化的比較比較物理變化

　　化學變化概念沒有生成其他物質的變化

　　生成了其他物質的變化實質只是分子***原子或離子***間距離變化***聚集狀態***，分子組成、性質不變--分子種類不變

　　分子種類變化，原子重新組合，但原子種類、數目不變

　　伴隨現象

　　物質形狀、狀態改變

　　放熱、發光、變色、放出氣體、生成沉澱等範圍蒸發、冷凝、熔化、液化、汽化、昇華、變形等

　　分解、化合、置換、複分解、燃燒、風化、脫水、氧化、還原等區別無新物質生成

　　有新物質生成

　　相互關係

　　化學變化中同時發生物理變化、物理變化中不一定有化學變化

　　與性質的關係

　　物質的性質決定物質的變化，物質的變化反映物質的性質

　　***四*** 氧化還原反應

　　1、氧化還原反應的特徵：元素化合價有無升降，這是判斷是否是氧化還原反應的依據。

　　2、氧化還原反應各概念間的關係

　　可用以下兩條線掌握概念

　　升失還還氧氧

　　元素化合原子失去物質是還原劑具元素被還原劑的產物

　　價升高電子還原劑有還原性氧化是氧化產物

　　降得氧氧還還

　　元素化合原子得到物質是氧化劑具元素被氧化劑的產物

　　價降低電子氧化劑有氧化性還原是還原產物

　　3、物質有無氧化性或還原性及其強弱的判斷

　　⑴物質有無氧化性或還原性的判斷

　　元素為最高價態時，只具有氧化性，如Fe3+、H2SO4分子中+6價硫元素;元素為最低價態只具有還原性，如Fe、S2-等;元素處於中間價態既有氧化性又具有還原性，如Fe2+、SO2、S等。

　　⑵物質氧化性或還原性相對強弱的判斷

　　① 由元素的金屬性或非金屬性比較

　　金屬陽離子的氧化性隨單質還原性的增強而減弱，如下列四種陽離子的氧化性由強到弱的順序是：Ag+>Cu2+>Al3+>K+。

　　非金屬陰離子的還原性隨單質氧化性的增強而減弱，如下列四種鹵素離子還原性由強到弱的順序是：I->Br->Cl->F-。

　　② 由反應條件的難易比較

　　不同氧化劑與同一還原劑反應，反應條件越易，氧化性越強。如F2和H2混合在暗處就能劇烈化合而爆炸，而I2與H2需在不斷加熱的情況下才能緩慢化合，因而F2的氧化性比I2強。

　　不同還原劑與同一氧化劑反應，反應條件越易，還原性越強，如有兩種金屬M和N均能與水反應，M在常溫下能與水反應產生氫氣，而N需在高溫下才能與水蒸氣反應，由此判斷M的還原性比N強。

　　③由氧化還原反應方向比較

　　還原劑A+氧化劑B氧化產物a+還原產物b，則：

　　氧化性：B>a 還原性：A>b

　　如：由2Fe2++Br2=== 2Fe3++2Br-

　　可知氧化性：Br2>Fe3+;還原性：Fe2+>Br-

　　④當不同的還原劑與同一氧化劑反應時，可根據氧化劑被還原的程度不同來判斷還原劑還原性的強弱。一般規律是氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性越強。同理當不同氧化劑與同一還原劑反應時，還原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越強。如氯氣、硫兩種氧化劑分別與同一還原劑鐵起反應，氯氣可把鐵氧化為FeCl3，而硫只能把鐵氧化為FeS，由此說明氯氣的氧化性比硫強。

　　【注意】還原性的強弱是指物質失電子能力的強弱，與失電子數目無關。如Na的還原性強於Al，而NaNa+，AlAl3+，Al失電子數比Na多。

　　同理，氧化性的強弱是指物質得電子能力的強弱，與得電子數目無關。如氧化性F2>O2，則F22F-，O22O2-，O2得電子數比F2多。

　　4、氧化還原方程式配平

　　原理：氧化劑所含元素的化合價降低***或得電子***的數值與還原劑所含元素的化合價升高***或失電子***的數值相等。

　　步驟Ⅰ：寫出反應物和生成物的分子式，並列出發生氧化還原反應元素的化合價***簡稱標價態***

　　步驟Ⅱ：分別列出元素化合價升高數值***或失電子數***與元素化合價降低數值***或得電子數***。***簡稱定得失***

　　步驟Ⅲ：求化合價升降值***或得失電子數目***的最小公倍數。配平氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的係數。

　　步驟Ⅳ：用觀察法配平其他物質的係數。

　　***五*** 離子反應

　　1、離子反應發生條件

　　離子反應發生條件***即為離子在溶液中不能大量共存的原因***：

　　⑴離子間發生複分解反應

　　① 有沉澱生成。不溶於水的化合物可依據書後物質的溶解性表判斷，還有以下物質不溶於水：CaF2、CaC2O4***草酸鈣***等。

　　② 有氣體生成。如CO32-+2H+ === CO2↑+H2O

　　③ 有弱電解質生成。如弱鹼 NH3·H2O;弱酸 HF、HClO、H2S、H3PO4等;還有水、***CH3COO***2Pb、[Ag***NH3***2]+、[Fe***SCN***]2+等難電離的物質生成。

　　⑵離子間發生氧化還原反應：

　　如：Fe3+與I-在溶液中不能共存，2 Fe3++2I- === 2Fe2++I2

　　S2-、SO32-、H+ 三種離子在溶液中不能共存，2 S2-+SO32-+6H+ === 3S↓+3H2O等

　　2、書寫離子方程式應注意的問題

　　① 沒有自由移動離子參加的反應，不能寫離子方程式。

　　如：Cu+H2SO4***濃***;NH4Cl***固***+Ca***OH***2;C+H2SO4***濃***反應;NaCl***固***+H2SO4***濃***，均因無自由移動離子參加反應，故不可寫離子方程式。

　　②有離子生成的反應可以寫離子方程式，如鈉和水、銅和濃硫酸、SO2通入溴水裡、碳酸鈣溶於乙酸等。

　　③單質、氧化物在離子方程式中一律寫成化學式。

　　如：SO2和NaOH溶液反應：SO2 +2OH- === SO32-+H2O或 SO2+OH-=== HSO3-

　　④酸式鹽的酸根離子在離子方程式中不能拆開寫。如NaHCO3溶液和稀鹽酸反應：

　　HCO3-+H+ === H2O+CO2↑

　　⑤操作順序或反應物相對量不同時離子方程式不同。例如 Ca***OH***2中通入少量CO2，離子方程式為：Ca2++2OH-+CO2=== CaCO3↓+H2O;Ca***OH***2中通入過量CO2，離子方程式為：OH-+CO2=== HCO3-。

　　⑥對於生成物是易溶於水的氣體，要特別注意反應條件。

　　如NaOH溶液和NH4Cl溶液的反應，當濃度不大，又不加熱時，離子方程式為：

　　NH4++OH-=== NH3· H2O;當為濃溶液，又加熱時離子方程式為：NH4++OH- NH3↑+H2O

　　⑦對微溶物***通常指CaSO4、Ca***OH***2、Ag2SO4、MgCO3等***要根據實際情況來判斷。

　　當反應裡有微溶物處於溶液狀態時，應寫成離子，如鹽酸加入澄清石灰水：H++OH-

　　=== H2O;當反應裡有微溶物處於濁液或固態時，應寫化學式，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時，微溶物用化學式表示，如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：2Ag++SO42-=== Ag2SO4↓。對於中強酸***H3PO4、H2SO3等***在離子方程式中寫化學式。

　　⑧具有強氧化性的微粒與強還原性微粒相遇時，首先要考慮氧化--還原反應，不能只簡單地考慮複分解反應。

　　3、離子在溶液中不能大量共存幾種情況

　　⑴H+與所有弱酸陰離子和OH-不能大量共存，因生成弱電解質***弱酸***和水。

　　⑵OH-與所有弱鹼陽離子、H+、弱酸的酸式酸根離子不能大量共存，因生成弱鹼、弱酸鹽和水。

　　⑶能發生複分解反應生成弱電解質、沉澱和氣體者不能大量共存。

　　⑷能發生氧化還原反應的離子不能大量共存，如Fe3+、與S2-，Fe2+與NO3-***H+***，S2-與SO32-***H+***等。

　　⑸某些弱酸根與弱鹼根不能大量共存，如S2-、HCO3-、AlO2-、CO32-與Fe3+、Al3+等不共存。

　　⑹發生絡合反應的離子不能大量共存，如 Fe3+與SCN-、Ag+與NH3· H2O。

　　⑺Al3+與AlO2-、NH4+與AlO2-、NH4+與SiO32-不能大量共存。

　　⑻注意有色離子***有時作為試題附加條件***：Cu2+***藍色***、Fe3+***棕黃色***、MnO4-***紫色***、Fe***SCN***2+***紅色***等。

　　***六*** 化學反應中的能量變化

　　1、熱化學方程式

　　⑴概念：表明反應所放出或吸收熱量的化學方程式，叫做熱化學方程式。

　　⑵書寫熱化學方程式時注意事項。

　　①△H寫在方程式右邊或下邊，兩者之間用";"隔開，放出熱量△H為"-"，吸收熱量△H為"+"。

　　②要註明反應物和生成物的狀態。固體用符號符號"s"表示、液體用符號"l"表示，氣體用符號"g"表示。

　　③熱化學方程各物質前的化學計量數表示物質的量的多少，因此，它可以是整數，也可以是分數。對於相同物質的反應，當化學計量數不同時，△H也不同。

　　2、反應熱的有關計算

　　⑴反應熱=物質的量×1mol物質反應吸收或放出的熱

　　⑵反應熱=反應物的總鍵能-生成物的總鍵能

　　⑶根據蓋斯定律：如果一個反應可以分幾步進行，各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱相同。

　　⑷某種物質的狀態或晶型不同會引起反應熱的差異，根據蓋斯定律，可將熱化學方程式進行"加減"後，根據反應過程的反應熱比較其大小。

　　⑸物質的量不同引起的反應熱差異，可根據反應熱的物質的量之間的正比例關係比較。

　　***七*** 物質的量

　　1、物質的量及其單位--摩爾***mol***

　　⑴物質的量是七個基本的物理量之一。它的物理意義是含一定數目粒子的集體，符號為n。

　　物質的量的單位為摩爾，簡稱摩，符號為mol。物質的量和摩爾的關係正如時間和秒、長度和米、電流和安培的關係，不能混用。

　　⑵使用物質的量及其單位時的注意事項

　　①"物質的量"四個字是一個整體，不能拆開，如"時間"拆開表明的意義也就變了。寫成"物質的質量"、"物質量"、"物質的數量"也都不對。不能理解為物質的數量或質量。

　　②摩爾是用來表示微觀粒子***原子、分子、離子、質子、中子、電子等***或它們特定組合的物質的量的單位，它不能用來表示巨集觀物體，如不能說1mol 蘋果等。

　　③使用摩爾時，應註明粒子的化學式，而不能用該粒子的中文名稱。目的是避免指代不清引起混淆。例如：使用1mol氧就會含義不清，究竟是指1mol O還是 1mol O2呢?

　　2、阿伏加德羅定律及其重要推論

　　⑴決定物質體積大小的因素***1mol***

　　1摩固體、液體體積不同，因為固體、液體裡分子、原子、離子間距離小，其體積主要決定於構成物質的這些微粒的直徑大小，而不同的分子、原子、離子的直徑大小不同，因而所佔體積不同。

　　氣體分子間距離較大，氣體體積主要取決於分子間的平均距離，而這平均距離又主要取決於氣體的壓強與溫度，因此當溫度、壓強相同時，氣體分子間平均距離大致相同，其所佔體積相同。

　　⑵阿伏加德羅定律：在相同溫度、壓強下，同體積的氣體中含有相同分子數

　　定義中的"四個同"，如有"三個同"成立，第四個"同"才能成立。

　　3、阿伏加德羅定律推論：

　　同溫、同壓：

　　同溫、同體積：

　　同溫、同壓、等質量：

　　同溫、同壓、同體積：

　　***八*** 溶液和膠體膠體⑴定義

　　分散質微粒的直徑大小在10-9～10-7 m之間的分散系叫膠體。

　　⑵膠體的型別

　　氣溶膠：煙、雲、霧。

　　液溶膠：AgI水溶膠、Fe***OH***3等。

　　固溶膠：煙水晶、有色玻璃等。⑶滲析　　因膠體粒子不能透過半透膜，所以把混有離子或分子雜質的膠體裝入半透膜的袋裡，並把此袋放在溶劑中，從而使離子或分子從膠體溶液裡分離的操作叫做滲析，常用於精製某些膠體。

　　⑷膠體的製備方法

　　①物理分散法：把難溶於水的物質顆粒分散成1nm～100nm的膠粒溶於水，如研磨分散法。

　　②化學凝聚法：通過複分解反應使產物分子逐步凝聚為膠體。

　　如：AgNO3 +KI ===AgI***膠體***+KNO3

　　FeCl3+3H2OFe***OH***3***膠體***+3HCl 等等

　　⑸膠體的性質

　　①丁達爾效應：讓光線透過膠體時由於膠體微粒對光線有散射作用，所以從入射光的垂直方向***或從側面***可以看到一道光的"通路"，此現象叫丁達爾現象。溶液無此現象，用此法可鑑別膠體和溶液。

　　②布朗運動：在膠體裡由於分散劑分子從各個方向撞擊膠體微粒而形成的不停的、無秩序的運動叫布朗運動。

　　③電泳：在外加電場的作用下膠體裡的微粒在分散劑裡向陰極或陽極做定向移動的現象叫做電泳。電泳證明了膠粒帶電荷，常用於分離膠粒或提純膠體。

　　④聚沉：在一定條件下，使膠粒聚整合較大的顆粒形成沉澱，從分散劑裡析出的過程叫膠體聚沉，其方法有：a、加熱;b、加入強電解質溶液;c、加入帶相反電荷的另一種膠體。

　　⑹膠體微粒所帶的電荷

　　膠體表面積大，具有很強的吸附作用，可吸附膠體中的陰離子或陽離子而帶電。一般來說，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠粒吸附陽離子，膠體微粒帶正電荷;非金屬氧化物、金屬硫化物的膠體微粒吸附陰離子，膠體微粒帶負電荷。同一溶膠微粒帶有同種電荷具有靜電斥力，這是膠體穩定的主要原因，布朗運動是膠體較穩定的次要原因。

　　⑺幾點說明

　　①膠體的電荷是指膠體中膠體微粒帶有的電荷，而不是膠體帶電荷，整個膠體是電中性的。

　　②分子膠體微粒大都不帶電，如澱粉溶液。

　　③書寫膠體制備的反應方程式時生成的不溶物質不寫"↓"符號，這是因為膠粒帶同種電荷相互排斥，沒有凝整合大顆粒而沉澱下來。

　　④製備Fe***OH***3 膠體溶液是向沸水中滴加FeCl3飽和溶液。其離子方程式為：

　　Fe3++3H2O=== Fe***OH***3***膠體***+3H+

　　製備AgI膠體是將8～10滴0.01mol/L的AgNO3溶液滴入10mL 0.01mol/L 的KI溶液中***濃度不能大，否則要產生AgI沉澱***

　　⑸電解質溶液聚沉作用大小除和電解質溶液及電解質離子本性有關外，一般是：離子的電荷數越多，離子半徑越小，聚沉能力越大。

　　如使帶負電荷膠粒聚沉的陽離子Al3+>Fe3+。

　　使帶正電荷膠粒聚沉的陰離子能力[Fe***CN***6]4->[Fe***CN***6]3-，但澱粉膠體微粒因不吸附離子而不帶電荷，所以加入少量電解質不凝聚，也無電泳現象。

　　***九*** 原子組成與結構

　　1、常見等電子體

　　⑴核外電子總數為2個的粒子：He、H-、Li+、Be2+。

　　⑵核外電子總數為10個的粒子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4***分子類***;Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+***陽離子類***;N3-、O2-、F-、OH-、NH2-***陰離子類***。

　　⑶核外電子總數為18個電子的粒子：Ar、HCl、H2S、PH3、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4、CH3NH2、NH2OH、CH3F***分子類***，K+、Ca2+、***陽離子類***;P3-、S2-、Cl-***陰離子類***。

　　2、元素、核素、同位素的比較元素核素同位素概念

　　具有一定核電荷數***質子數***的同類原子的總稱

　　具有相同數目的質子和一定數目的中子的一種原子

　　質子數相同而中子數不同的同一元素的原子或同一元素的不同核素範圍巨集觀概念，對同類原子而言，既有遊離態又有化合態

　　微觀概念，對某種元素的一種原子而言

　　微觀概念，對某種元素的原子而言。因同位素的存在而使原子種類多於元素種類特性主要通過形成的單質或化合的來體現

　　不同的核素可能質子數相同或中子數相同，或質量數相同，或各類數均不相同

　　同位素質量數不同，化學性質相同;天然同位素所佔原子百分含量一般不變;同位素構成的化合物如H2O、D2O、T2O物理性質不同，但化學性質相同例項H、O

　　H、D、T; C、Mg不同核素

　　H、T、D為H的三種同位素

　　***十*** 元素週期表中的主要變化規律專案同週期

　　***左→右***同主族***上→下***原子結構

　　核外荷數

　　逐漸增加增加電子層數相同增多

　　原子半徑

　　逐漸增小

　　逐漸增大

　　最外層電子數

　　逐漸增多相等性質化合價

　　最高正價由+1→+7;負價數=族序數-8

　　最高正價、負價數相同，最高正價=族序數

　　元素的金屬性和非金屬性

　　金屬性逐漸減弱、非金屬性逐漸增強

　　金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱

　　單質的氧化性、還原性

　　還原性減弱、氧化性增強

　　氧化性減弱、還原性增強

　　最高價氧化物對應的水化物的酸鹼性

　　鹼性減弱、酸性增強

　　酸性減弱、鹼性增強

　　氣態氫化物穩定性漸增漸減

　　***十一*** 化學鍵與分子結構

　　1、非極性分子和極性分子

　　⑴非極性分子：分子中正負電荷中心重合，從整體來看電荷分佈是均勻的，對稱的。這樣的分子為非極性分子。當分子中各鍵均為非極性鍵時，分子是非極性分子。當一個分子中各個鍵都相同，均為極性鍵，但該分子的構型是對稱的，則分子內正負電荷中心可以重合。這樣的分子是非極性分子，如CH4、CO2。總之，非極性分子中不一定只含非極性鍵。

　　⑵極性分子：分子中正負電荷中心不能重合，從整個分子來看，電荷的分佈是不均勻的、不對稱的。這樣的分子為極性分子，以極性鍵結合的雙原子分子，必為極性分子，以極性鍵結合的多原子分子，若分子的構型不完全對稱，則分子內正負電荷必然不重合，則為極性分子。總之，極性分子中必定會有極性鍵。但含有極性鍵的分子不一定是極性分子。

　　⑶常見分子的構型及分子極性

　　⑷判斷ABn型分子極性的經驗規律

　　若中心原子A的化合價的絕對值等於該元素所在的主族序數則為非極性分子，若不等則為極性分子。如BH3、BF3、CH4、CCl4、CO2、CS2、PCl5、SO3等均為非極性分子，NH3、PH3、PCl3、H2O、H2S、SO2等均為極性分子。

　　ABn分子內中心原子A若有孤對電子***未參與成鍵的電子對***則分子為極性分子，若無孤對電子則為非極性分子。

　　2、化學鍵與物質類別關係規律

　　⑴只含非極性共價鍵的物質：同種非金屬元素構成的單質，如I2、H2、P4、金剛石、晶體矽等。

　　⑵只含有極性共價鍵的物質：一般是不同非金屬元素構成的共價化合物。如CCl4、NH3、SiO2、CS2等。

　　⑶既有極性鍵又有非極性鍵的物質：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6***苯***等

　　⑷只含有離子鍵的物質：活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等

　　⑸既有離子鍵又有非極性鍵的物質，如Na2O2、Na2Sx、CaC2等

　　⑹由離子鍵、共價鍵、配位鍵構成的物質，如NH4Cl等

　　⑺無化學鍵的物質：稀有氣體***單原子分子***。

　　***十二*** 化學平衡

　　1、影響化學反應速率的因素

　　⑴內因***決定因素***

　　化學反應速率是由參加反應的物質的性質決定的。

　　⑵外因***影響因素***

　　①濃度：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，反應速率加快。

　　注意：增加固體物質或純液體的量，因其濃度是個定值，故不影響反應速率***不考慮表面積的影響***。

　　②壓強：對於有氣體參加的反應，當其他條件不變時，增大壓強，氣體的體積減小，濃度增大，反應速率加快。

　　注意：由於壓強對固體、液體的體積幾乎無影響，因此，對無氣體參加的反應，壓強對反應速率的影響可忽略不計。

　　③溫度：當其他條件不變時，升高溫度，反應速率加快。

　　一般來說，溫度每升高10℃，反應速率增大到原來的2～4倍。

　　④催化劑：催化劑有正負之分。使用正催化劑，反應速率顯著增大;使用負催化劑，反應速率顯著減慢。不特別指明時，指的是正催化劑。

　　2、外界條件同時對V正、V逆的影響

　　⑴增大反應物濃度，V正急劇增大，V逆逐漸增大;減小反應物的濃度，V正急劇減小，

　　V逆逐漸減小

　　⑵加壓對有氣體參加或生成的可逆反應，V正、V逆均增大，氣體分子數大的一側增大的倍數大於氣體分子數小的一側增大的倍數;降壓V正、V逆均減小，氣體分子數大的一側減小的倍數大於氣體分子數小的一側減小的倍數。

　　⑶升溫，V正、V逆一般均加快，吸熱反應增大的倍數大於放熱反應增加的倍數;降溫，V正、V逆一般均減小，吸熱反應減小的倍數大於放熱反應減小的倍數。

　　⑷加催化劑可同倍地改變V正、V逆

　　3、可逆反應達到平衡狀態的標誌

　　⑴V正=V逆，如對反應mA***g***+nB***g*** pC***g***

　　① 生成A的速率與消耗A的速率相等。

　　② 生成A的速率與消耗B的速率之比為m：n。

　　③ 生成B 的速率與生成C的速率之比為n：p。

　　⑵各組成成分的量保持不變

　　這些量包括：各組成成分的物質的量、體積、濃度、體積分數、物質的量分數、反應的轉化率等。

　　⑶混合體系的某些總量保持不變

　　對於反應前後氣體體積發生變化的可逆反應，混合氣體的總壓強、總體積、總物質的量及體系平均相對分子質量、密度等不變。

　　***十三*** 電離平衡

　　1、水的電離和溶液的pH計算

　　⑴水的電離

　　水是極弱的電解質，純水中存在著電離平衡，其電離方程式為：2H2O H3O++OH-，通常簡寫成H2O H++OH-，25℃時，c***H+***=c***OH-***=1×107mol·L-1。

　　⑵水的離子積常數Kw

　　Kw=c***H+*** ·c***OH-***，25℃時，Kw=1×10-14。

　　⑶Kw的意義

　　Kw是一個很重要的常數，它反映了一定溫度下的水中H+濃度和OH-濃度之間的關係。

　　⑷改變條件對水的電離平衡的影響

　　平衡移動方向

　　c***H+***的變化

　　c***OH-***的變化

　　c***H+*** 與c***OH-***的關係Kw溶液的性質

　　升高溫度向右增大增大c***H+*** =c***OH-***增大中性

　　加入少量H2SO4向左增大減小c***H+*** >c***OH-***不變酸性

　　加入少量NaOH向左減小增大c***H+***

　　⑸有關pH計算的主要題型及計算方法

　　根據pH=-lg c***H+***，因此計算溶液的pH的關鍵是計算溶液中H+的濃度。

　　常見的題型有：

　　①有關酸鹼溶液稀釋後pH的計算

　　a、酸稀釋後，先求稀釋後c***H+***，再求pH;鹼稀釋後，先求稀釋後c***OH-***，根據Kw=

　　c***H+*** ·c***OH-***，求出c***H+***，最後再求pH。

　　b、一定濃度的強酸或強鹼溶液用水稀釋10a倍體積，溶液中c***H+*** 或c***OH-***也被稀釋到同樣倍數，濃度變為原來的1/10a，則溶液的pH將增大或減小a個單位。

　　c、一定濃度的弱酸或弱鹼用水稀釋10a倍體積，由於電離程度增大，使得c***H+*** 或

　　c***OH-***減小的不到1/10a，因此pH增大或減小不到a個單位。

　　d、稀酸、稀鹼無限稀釋後，因水的電離已是影響pH的主要因素，因此pH接近於7。即稀酸無限稀釋後，pH不可能大於7，弱鹼無限稀釋後pH不可能小於7。

　　②有關酸鹼混合pH的計算

　　a、兩種強酸混合，先計算混合後c***H+***，再計算pH。混合後

　　b、兩種強鹼混合，先計算混合後c***OH-***，然後計算c***H+***，最後計算pH。混合後

　　pH=-lg c***H+***。

　　c、強酸、強鹼混合後，要發生酸鹼中和反應，因此需判斷後再計算

　　若n ***H+***=n***OH-***，酸鹼恰好完全反應，則pH=7;

　　若n ***H+***>n***OH-***，則酸過量，先求反應後溶液中c***H+***，再計算pH，此時pH<7

　　若n ***H+***7

　　2、鹽類水解方程式的書寫方法

　　⑴由於鹽類水解與酸鹼中和互為可逆過程，所以鹽類水解一般不徹底，書寫離子反應方程式時，只能用""，而不能用""，生成的不溶物不記"↓"，生成的氣態產物也不記"↑"符號，如AlCl3水解的離子方程式為Al3++3H2OAl***OH***3+3H+

　　⑵多元弱酸的電離是分步進行的，多元弱酸形成的鹽水解時也是分步進行的，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較易水解的陽離子如Al3+、Fe3+等，較易水解的陰離子如CO32-***或HCO3-***、AlO2-等，在溶液中雙水解十分強烈，可完全水解，此時應用""並標明"↑"及"↓"符號。

　　Fe3++3HCO3-Fe***OH***3↓+3CO2↑，　2Al3++3S2-+6H2O2Al***OH***3↓+3H2S↑

　　3、守恆法在處理溶液問題的應用

　　在解答電解質溶液中微粒濃度之間的關係的有關問題，特別是等式關係時，經常用到守恆原理。

　　⑴電荷守恆：溶液中陽離子所帶的總正電荷數與陰離子所帶的總負電荷數相等，整個溶液顯電中性。

　　如Na2S溶液中：c***Na+***+c***H+***=2 c***S2-***+c***HS-***+c***OH-***

　　⑵物料守恆：在電解質溶液中，某物質***或微粒***的總濃度等於該物質電離或水解所產生的各物質平衡濃度之和。

　　⑶質守恆：溶液中得質子的微粒得質子的總數與失質子的微粒失去質子的總數相等。

　　質子守恆式一般可由上述電荷守恆式、物料守恆式聯立求得。

　　4、中和滴定誤差分析***以標準鹽酸滴定NaOH溶液為例***編號操作錯誤待測值理由 V2-V1=V***酸***1未用標準鹽酸洗滴定管偏高V***酸***變大2滴定速度過快，未搖勻，指示劑已變色偏高V***酸***變大3滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定後消失偏高V***酸***讀數變大4滴定前讀數正確，滴定後俯視讀數偏低V***酸***讀數變小5滴定前讀數正確，滴定後仰視讀數偏高V***酸***讀數變大6未用待測鹼液洗移液管偏低V***酸***量減小7滴定前，用待測鹼液潤洗錐形瓶偏高V***酸***量增大8快速滴定後，立即讀數偏高V***酸***量增大

　　5、電解時，溶液中陰、陽兩極離子的放電順序

　　電解時兩極的放電順序，與電極材料***非惰性金屬為陽極，陽極本身放電***，電鍍、電解質溶液中離子本身的氧化性、還原性***本性***、離子濃度[電鍍鋅時，因c***Zn2+***比c***H+***大得多，Zn2+放電而H+未放電]等因素有關。若以惰性電極進行電解，其陰陽兩極各離子放電順序在不考慮濃度大小影響時，一般為：

　　陰極***陽離子***放電順序***氧化性***

　　Au3+>Ag+>Hg2+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Ni2+>Fe2+>Zn2+>Mn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

　　陽極***陰離子***放電順序***還原性***

　　S2->I->Br->OH->NO3->SO42->F-

　　6、以惰性電極電解的型別及pH變化規律

　　以惰性電極電解時，按其中OH-、、H+放電情形的不同，電解可分如下幾種型別：

　　⑴OH-、、H+均放電，相當於只電解水。凡含氧酸，可溶性強鹼，活潑金屬的含氧酸鹽等電解均屬於此種類型，其電解方程式均為：2H2O 2H2↑+O2↑。其電解後pH變化規律為：含氧酸，電解後pH變小;強鹼，電解後pH變大;鹽，電解後pH基本不變。

　　⑵只有H+放電，而OH-、不放電，此類因H+放電消耗，會使電解後溶液的pH升高。凡活潑金屬的無氧酸鹽***除氟化物外***均屬此類，如電解NaCl溶液：2NaCl+2H2O 2NaOH+H2↑+Cl2↑。電解鹽酸：2HCl H2↑+Cl2↑等

　　⑶只有OH-、放電，而H+不放電。此類因OH-、放電而消耗，使電解溶液的pH下降，凡不活潑金屬的含氧酸鹽均如此。如電解CuSO4溶液：2CuSO4+2H2O2Cu+O2↑+2H2SO4。

　　⑷OH-、、H+均未放電，相當只電解電解質，凡不活潑金屬無氧酸鹽***除氟化物外***均屬此類，因該類大多水解呈酸性，電解時pH略增大或基本不變，如電解CuCl2溶液：

　　CuCl2Cu+Cl2↑

　　：元素及其化合物概述

　　1、元素化合物知識包括金屬和非金屬兩部分，是高中化學的基礎知識之一。知識特點是作為化學基本概念、原理、實驗和計算的載體，其資訊量大，反應複雜，常作為綜合試題的知識背景或突破思維的解題題眼。

　　2、注意處理好兩個關係，必須先處理好元素化合物知識的內部關係，方法是："抓重點，理關係，用規律，全考慮"。

　　① 抓重點：以每族典型元素為代表，以化學性質為抓手，依次學習其存在、製法、用途、檢驗等"一條龍"知識，做到牽一髮而動全身

　　② 理關係：依據知識內在聯絡，按單質→氧化物→氧化物的水化物→鹽的順序，將零碎的知識編織成網路，建立起完整的知識結構，做到滴水不漏

　　③ 用規律：用好化學反應特有的規律，如以強置弱等規律，弄清物質間相互反應。

　　④ 全考慮：將元素化合物作為一個整體、一個系統理解，從而達到解綜合試題時能將所需的元素化合物知識信手拈來。

　　另一方面是處理好元素化合物知識與本學科理論、計算或跨學科知識間的外部關係，採取的方法是"分析與綜合、抽象與具體"。

　　① 分析：將綜合試題拆分思考。

　　② 綜合：將分散的"點"銜接到已有的元素化合物知識"塊"中。

　　③ 抽象：在分析綜合基礎上，提取相關資訊。

　　④ 具體：將提取出的資訊具體化，銜接到綜合試題中，從而完整解題。

　　***一*** 元素非金屬性的強弱規律

　　⑴常見非金屬元素的非金屬性由強到弱的順序如下：F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H。

　　⑵元素非金屬性與非金屬單質活潑性的區別：

　　元素的非金屬性是元素的原子吸引電子的能力，影響其強弱的結構因素有：①原子半徑：原子半徑越小，吸引電子能力越強;②核電荷數：核電荷數越大，吸引電子能力越強;③最外層電子數：同週期元素，最外層電子越多，吸引電子能力越強。但由於某些非金屬單質是雙原子分子，原子是以強列的共價鍵相結合***如N N等***，當參加化學反應時，必須消耗很大的能量才能形成原子，表現為單質的穩定性。這種現象不一定說明這種元素的非金屬性弱。

　　⑶非金屬性強弱的判斷依據及其應用

　　元素的非金屬性的本質是元素的原子吸引電子的能力。這種能力的大小取決於原子半徑、核電荷數、最外層電子數，題目常通過以下幾方面比較元素的非金屬性。

　　① 非金屬單質與H2化合的條件及難易程度;

　　② 氫化物的穩定性;

　　③ 最高價氧化物對應水化物的酸性;

　　④ 非金屬間的置換反應;

　　⑤ 非金屬單質對應陰離子的還原性;

　　⑥ 與變價金屬反應時，金屬所呈現的化合價;

　　⑦ 元素在化合物中化合價的相對高低***如在HClO中，氯元素顯正價，氧元素顯負價，則說明氧的非金屬性比氯強***等。

　　***二*** 鹵族元素

　　1、鹵族元素主要性質的遞變性***從F→I***

　　⑴單質顏色逐漸變深，熔沸點升高，水中溶解性逐漸減小;

　　⑵元素非金屬性減弱，單質氧化性減弱，滷離子還原性增強;

　　⑶與H2化合，與H2O反應由易到難;

　　⑷氣態氫化物穩定性減弱，還原性增強，水溶液酸性增強;

　　⑸最高價氧化物的水化物酸性減弱;

　　⑹前面元素的單質能把後面元素從它們的化合物中置換出來。

　　2、鹵化氫

　　均為無色有刺激性氣味的氣體，極易溶於水，在空氣中形成酸霧。

　　⑴氟化氫***HF***：很穩定，高溫極難分解，其水溶液是氫氟酸，弱酸，有劇毒，能腐蝕玻璃。

　　⑵氯化氫***HCl***：穩定，在1000℃以上少量分解，其水溶液為氫氯酸，俗稱鹽酸，強酸

　　⑶溴化氫***HBr***：較不穩定，加熱時少量分解，其水溶液為氫溴酸，酸性比鹽酸強，HBr還原性比HCl強，遇濃硫酸被氧化為單質溴***Br2***。

　　⑷碘化氫***HI***：很不穩定，受熱分解，其水溶液為氫碘酸，酸性比氫溴酸強，HI是強還原劑，遇濃硫酸易被氧化為單質硫。

　　3、鹵素及其化合物主要特性

　　⑴氟及其化合物的特殊性質

　　① 鹵素單質Cl2、Br2、I2與H2化合都需要一定條件，惟獨F2在黑暗處就可與H2化合爆炸。

　　② 鹵素單質Cl2、Br2、I2與水反應的通式為：X2 +H2O=== HX+HXO***I2與水反應極弱***，但F2與H2O反應卻是：2F2+2H2O=== 4HF+O2

　　③ 氟無正價，其他都有正價

　　④ HF有毒，其水溶液為弱酸，其他氫鹵酸為強酸，HF能腐蝕玻璃;

　　⑤ CaF2不溶於水，AgF易溶於水，氟可與某些稀有氣體元素形成化合物。

　　⑵溴的特性

　　溴在常溫下為紅棕色液體***惟一的液態非金屬單質***，極易揮發產生紅棕色有毒的溴蒸氣，因而實驗室通常將溴密閉儲存在陰冷處，並在盛有液溴的試劑瓶內常加適量水。盛裝溴的試劑瓶不能用橡皮塞***腐蝕橡膠***。

　　⑶碘是紫黑色固體，具有金屬光澤，易昇華***常用於分離提純碘***，遇澱粉變藍色***常用來檢驗碘的存在***，碘的氧化性較其他鹵素弱，與變價金屬鐵反應生成FeI2而不是FeI3。

　　***三*** 氧族元素

　　1、氧族元素的相似性和遞變性

　　最外層均為6個電子，電子層數依次增加，次外層O為2個，S為8個，Se、Te均為18個電子。氧通常顯-2價，硫、硒、碲常見的化合物為：-2價、+4價、+6價，都能與多數金屬反應。氧化物有兩種RO2和RO3，其對應水化物H2RO3、H2RO4均為含氧酸，具有酸的通性。它們的氫化物除H2O外，其餘的H2S、H2Se、H2Te均為氣體，有惡臭、有毒，溶於水形成無氧酸，都具有還原性。

　　核電荷數增加，電子層數依次增多，原子半徑逐漸增大，核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子得電子能力逐漸減弱，而失電子的能力逐漸增強。單質的狀態由氣態到固態，熔沸點也依次升高，非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強，氧化性依次減弱。含氧酸的酸性依次減弱，氣態氫化物的穩定性逐漸減弱，還原性逐漸增強。

　　2、硫酸根離子的檢驗

　　值得注意的是，檢驗SO42-時會受到許多離子的干擾。

　　⑴Ag+干擾：用BaCl2 溶液或鹽酸酸化時防止Ag+干擾，因為Ag++Cl-=== AgCl↓。

　　⑵CO32-、SO32-、PO43-干擾：因為BaCO3、BaSO3、Ba3***PO4***2也是白色沉澱。與BaSO4白色沉澱所不同的是，這些沉澱溶於強酸中。因此檢驗SO42-時，必須用酸酸化。

　　如：BaCO3+2H+=== H2O+CO2↑+Ba2+　　　　但不能用硝酸酸化，同理所用鋇鹽也不能是Ba***NO3***2溶液，因為在酸性條件下SO32-、HSO3-、SO2等會被溶液中的NO3-氧化為SO42-，從而可使檢驗得出錯誤的結論。

　　為此，檢驗SO42-離子的正確操作為：

　　被檢液取清液有無白色沉澱***有無SO42-***

　　由此可見，濃硫酸和稀硫酸都具有氧化性，但產生氧化性的原因是不同的，因此其氧化能力也有強與弱的差別，被還原產物也不相同。

　　***四*** 氮族元素

　　1、一氧化氮和二氧化氮

　　⑴一氧化氮：無色氣體，難溶於水，有很大毒性，在常溫下極易被氧化成二氧化氮。2NO+O2=== 2NO2

　　⑵二氧化氮：有刺激性氣味的紅棕色氣體，溶於水生成硝酸和一氧化氮。

　　3NO2+H2O=== 2HNO3+NO 4NO2N2O4***無色***

　　注意：關於氮的氧化物溶於水的幾種情況的計算方法。

　　① NO2或NO2與N2***或非O2***的混合氣體溶於水時可依據：3NO2+H2O=== 2HNO3+NO 利用氣體體積變化差值進行計算。

　　② NO2和O2的混合氣體溶於水時，由4NO2+2H2O+O2=== 4HNO3 可知，當體積比為

　　=4：1，恰好完全反應

　　V***NO2***：V***O2*** >4：1，NO2過量，剩餘氣體為NO

　　<4：1，O2過量，乘餘氣體為O2

　　③ NO和O2同時通入水中時，其反應是：2NO+O2=== 2NO2 ，3NO2+H2O=== 2HNO3+NO ，總反應式為：4NO+2H2O+3O2=== 4HNO3 當體積比為

　　=4：3，恰好完全反應

　　V***NO***：V***O2*** >4：3，NO過量，剩餘氣體為NO

　　<4：3，O2過量，乘餘氣體為O2

　　④NO、NO2、O2三種混合氣體通入水中，可先按①求出NO2與H2O反應生成的NO的體積，再加上原混合氣體中的NO的體積即為NO的總體積，再按③方法進行計算。

　　2、硝酸的化學性質

　　①HNO3具有酸的通性。

　　② HNO3具有強氧化性，表現在能與多數金屬、非金屬、某些還原性化合物起反應。要注意，由於硝酸氧化性很強，任何金屬與硝酸反應都不能放出氫氣，在與不活潑金屬如Cu、Ag等反應時，濃硝酸還原產物為NO2，稀硝酸還原產物為NO，***但不能認為稀硝酸的氧化性比濃硝酸強***;

　　③ 在溶液中NO3-幾乎與所有離子能大量共存，但注意，當溶液的酸性較強可形成硝酸溶液，具有還原性的某些離子則不能與其大量共存，如NO3-、H+、Fe2+ 中任意兩者能大量共存，但三者則不能大量共存。

　　即：NO3- 在中性或鹼性溶液中不表現氧化性，而在酸性溶液中表現強氧化性。

　　3、氨氣的實驗室製法

　　反應原理：2NH4Cl+Ca***OH***2CaCl2+2NH3↑+2H2O 不能用NaOH代替Ca***OH***2，因為NaOH吸溼後容易結塊，產生的氣體不易逸出，並且NaOH對玻璃有強烈的腐蝕作用。

　　裝置：制NH3的氣體發生裝置與制O2、CH4的相同。乾燥氨氣不能選用濃H2SO4、P2O5，也不能選用無水CaCl2，應選用鹼石灰。收集NH3應採用向下排空氣法。容器口塞一團棉花***防止空氣進入試管，以保證收集的NH3比較純淨***。檢驗：a、用溼潤的紅色石蕊試紙***變藍***;b、蘸有濃鹽酸的玻璃棒接近瓶口***白煙***。實驗室還常根據濃氨水的強揮發性，向濃氨水中加入NaOH或CaO得到氨氣。NaOH或CaO的作用是吸水和吸水後使溶液溫度顯著升高，二者都能減少氨氣的溶解。

　　***五*** 碳族元素

　　1、碳族元素性質的相似性和遞變性

　　2、碳酸正鹽與酸式鹽性質比較

　　①在水中溶解性：正鹽除K+、Na+、NH4+等易溶於水外，其餘都難溶於水;而只要存在的酸式鹽都易溶於水。

　　一般來說，在相同溫度下酸式鹽的溶解度比正鹽大，如CaCO3難溶於水，Ca***HCO3***2易溶於水，但也有例外，如NaHCO3溶解度比Na2CO3小。

　　②熱穩定性：正鹽中除K+、Na+等受熱難分解外，其餘受熱易分解;酸式鹽在水溶液或固態時加熱都易分解。如 Ca***HCO3***2 CaCO3↓+CO2↑+H2O

　　一般來說，熱穩定性大小順序為：正鹽>酸式鹽>多元鹽***鹽的陽離子相同，成鹽的酸相同***。

　　③可溶性正鹽、酸式鹽都能發生水解，但相同陽離子的相同濃度時溶液中CO32-的水解程度比HCO3-大

　　④都能與酸作用，但相同條件放出CO2的速率酸式鹽比正鹽快。

　　***六*** 鹼金屬

　　1、鹼金屬性質遞變規律

　　結構決定性質，由於鹼金屬的原子結構具有相似性和遞變性，所以其化學性質也具有相似性和遞變性。

　　①相似性：

　　a、都能與氧氣等非金屬反應

　　b、都能與水反應生成氫氧化物和氫氣

　　c、均為強還原劑。

　　②遞變規律***鋰→銫***

　　a、與氧氣反應越來越劇烈，產物結構越來越複雜

　　b、與水反應劇烈程度依次增強

　　c、還原性依次增強，金屬性依次增強

　　2、NaOH的性質

　　①物理性質：俗名苛性鈉、火鹼、燒鹼，是一種白色固體，極易潮解;有強烈的腐蝕性，能腐蝕磨口玻璃瓶，使瓶口與瓶塞粘結。

　　②化學性質

　　a、與酸鹼指示劑作用，使紫色的石蕊溶液變藍，無色的酚酞變紅。

　　b、與酸性氧化物作用，生成鹽和水

　　c、與酸作用，生成鹽和水

　　d、與鹽作用，生成新鹼和新鹽。***要滿足複分解反應發生的條件，同時參加反應的鹼和鹽一般是易溶解的鹼和鹽***

　　e、與一些單質的反應

　　2Al+2NaOH+2H2O===2NaAlO2+3H2↑

　　Cl2+2NaOH=== NaClO+NaCl+H2O

　　Si+2NaOH+H2O=== Na2SiO3+2H2↑

　　③製法：

　　2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

　　Na2CO3+Ca***OH***2=== CaCO3↓+2NaOH

　　***七*** 幾種重要的金屬

　　1、鋁及其化合物間的相互轉化關係、反應

　　現象及圖象分析

　　① 向AlCl3溶液中滴加NaOH 溶液直至過量，如圖所示。

　　② 現象：白色沉澱逐漸增多達最大值，繼續加NaOH溶

　　液沉澱逐漸溶解，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溶液直至過量，如下圖所

　　示。現象：開始時無沉澱，接著產生沉澱。達最大值後

　　不增減。

　　Al3++4OH-=== AlO2―+2H2O

　　3AlO2―+Al3++6H2O=== 4 Al***OH***3↓

　　③向NaAlO2溶液中滴加鹽酸直到過量，

　　如圖所示。現象：先有白色沉澱後完全消失。

　　AlO2―+H++H2O=== Al***OH***3↓

　　Al***OH***3↓+3H+===Al3++3H2O

　　④向鹽酸溶液中滴加NaAlO2溶液，直至過量，

　　如圖所示。現象：開始無沉澱，接著產生白色沉澱。AlO2―+4H+=== Al3++2H2O

　　3AlO2―+Al3++6H2O=== 4 Al***OH***3↓

　　2、鎂及其化合物間的相互轉化關係

　　3、鎂和鋁的氧化物比較MgOAl2O3

　　物質型別

　　鹼性氧化物

　　兩性氧化物

　　物理性質

　　白色粉末，熔點高***2800℃***

　　白色固體，熔點高***2045℃***化學性質

　　跟水反應

　　緩慢溶解於水生成Mg***OH***2

　　MgO+H2O === Mg***OH***2

　　難溶於水

　　跟酸反應

　　MgO+2H+=== Mg2++H2O

　　Al2O3 +6H+=== 2A l 3++3H2O

　　跟鹼反應不反應Al2O3 +2OH-=== 2A O2-+3H2O

　　4、Fe2+與Fe3+的相互轉化

　　⑴Fe2+的還原性：

　　2Fe2++Cl2 === 2Fe3++2Cl-

　　4Fe***OH***2+O2+2H2O=== 4Fe***OH***2

　　12Fe2++3O2+6H2O=== 4Fe***OH***3↓+8Fe3+***Fe2+露置空氣中，易被氧化***

　　酸性條件下：

　　4Fe2++O2+4H+=== 4 Fe3++2H2O

　　4Fe2++H2O2+2H+=== 2 Fe3++2H2O

　　5Fe2++MnO4-+8H+=== 5 Fe3++4H2O+Mn2+

　　⑵Fe3+強氧化性

　　一般氧化性：Cu2+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+水解顯酸性：

　　2Fe3++3H2O Fe***OH***3+3H+

　　所以配製FeSO4溶液時常加入少量鐵粉***或鐵釘***防止氧化，配製Fe2***SO4***3時常加少量H2SO4，抑制水解。

　　5、金屬冶煉的反應原理及方法

　　絕大部分金屬在自然界中以化合態存在，金屬冶煉的實質是用還原的方法使金屬化合中的金屬離子得到電子變成金屬單質。

　　由於金屬的化學活潑性不同，金屬離子得到電子還原成金屬的能力也就不同，按金屬活潑順序對應金屬陽離子氧化性K+→Ag+逐漸增強，金屬冶煉也由難變易。一般有三種冶煉方法：

　　⑴熱分解法：適合於冶煉金屬活潑性較差的金屬。如：

　　2HgO2Hg+O2↑ 2Ag2O4Ag+O2↑

　　⑵熱還原法，用還原劑***CO、C、H2、Al等***還原金屬氧化物，適合於金屬活潑性介於Zn～Cu之間的大多數金屬的冶煉。如

　　Fe2O3+3CO2Fe+3CO2

　　2Al+Cr2O32Cr+Al2O3

　　WO3+3H2W+3H2O

　　⑶電解法：適合冶煉金屬活潑性很強的金屬***一般是在金屬活潑順序表中排在鋁前邊的金屬***。如：

　　2Al2O32Al+3O2↑

　　MgCl2***熔融*** Mg+Cl2↑

　　：有機化學基礎

　　***一*** 同系物和同分異構體

　　1、同位素、同素異形體、同系物、同分異構和同一種物質的比較內涵比較的物件分子式結構性質同位素

　　質子數相同、中子數不同的核素***原子***互稱為同位素

　　核素***原子***

　　符號表示不同，如H、D、T

　　電子排布相同，原子核結構不同

　　物理性質不同、化學性質相同

　　同素異形體

　　同一元素組成的不同單質，稱這種元素的同素異形體單質元素符號表示相同，分子式可不同，如石墨與金剛石、O2與O3

　　單質的組成或結構不同

　　物理性質不同，化學性質相似同系物結構相似，分子組成相差一個或若干個CH2原子團的有機物，互稱為同系物

　　有機化合物不同結構相似，官能團型別與數目相同

　　物理性質不同，化學性質相似

　　同分異構體

　　分子式相同、結構不同的化合物互稱為同分異構體

　　有機化合物相同不同

　　物理性質不同，化學性質不一定相同

　　同一種物質

　　分子式和結構式都相同的物質相同相同相同***二*** 同分異構體的型別及其判定

　　型別：⑴碳鏈異構是指分子中碳原子之間的連線次序不同而產生的異構現象。

　　⑵位置異構是指官能團或取代基在碳鏈或碳環上位置不同而產生的異構現象。

　　⑶官能團異構是指具有相同的化學式，但所含官能團不同的異構現象。包括以下幾種：①環烷烴和烯烴;②二烯烴和炔烴;③醇和醚;④醛和酮;⑤羧酸和酯;⑥氨基酸與硝基化合物等。

　　判定：①分子式相同;②主碳鏈結構或官能團位置不同;③可以同類，也可以不同類;④聯想空間結構

　　***三*** 有機物的化學性質及推斷

　　1、有機反應的重要條件

　　有機反應的條件往往是有機推斷的突破口。

　　⑴能與NaOH反應的有：①鹵代烴水解;②酯水解;③鹵代烴醇溶液消去;④酸;⑤酚;⑥乙酸鈉與NaOH制甲烷

　　⑵濃H2SO4條件：①醇消去;②醇成醚;③苯硝化;④酯化反應

　　⑶稀H2SO4條件：①酯水解;②糖類水解;③蛋白質水解

　　⑷Ni，加熱：適用於所有加氫的加成反應

　　⑸Fe：苯環的滷代

　　⑹光照：烷烴光滷代

　　⑺醇、鹵代烴消去的結構條件：β-C上有氫

　　⑻醇氧化的結構條件：α-C上有氫

　　2、醇、酚、羧酸中羥基的活性比較

　　羥基種類

　　重要代表物

　　與Na反應

　　與NaOH反應

　　與Na2CO3反應醇羥基CH3CH2-OH√××酚羥基√√

　　√　但不放出氣體

　　羧酸羥基√√

　　√　放出CO2

　　3、有機物結構的推斷

　　有機物結構的推斷主要依賴於：①實驗現象;②有機物的性質;③計算等事實，更多的是由性質去推斷。現列出一些性質與有機物結構的關係如下表：

　　有機物性質

　　有機物可能有的結構

　　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、與Na反應放出H2

　　-OH、醇、酚、-COOH

　　4、與Na2CO3 反應放出CO2-COOH5、與新制Cu***OH***2 反應

　　-COOH、-CHO

　　6、與[Ag***NH3***2]+反應

　　-CHO***包括葡萄糖、果糖***

　　7、與H2加成

　　C=C、、-CHO、R-CO-R`、苯環

　　8、遇FeCl3顯紫色酚類9、消去反應

　　醇或鹵代烴***鄰位有H***

　　10、連續4個C原子加Br原子

　　共軛二烯烴類

　　11、能水解

　　鹵代烴、酯、多糖、多肽、蛋白質、醯胺等

　　12、能酯化

　　有-OH或-COOH

　　***四*** 烴及其衍生物的燃燒規律

　　1、烴CxHy完全燃燒的通式：CxHy+***x+y/4*** O2→xCO2+y/2H2O

　　2、有機物每增加1個CH2多耗O2 1.5mol

　　3、若烴分子組成為CnH2n***或衍生物CnH2nO、CnH2nO2***，完全燃燒時生成CO2和H2O的物質的量之比為1：1

　　4、若有機物在足量的氧氣裡完全燃燒、其燃燒所耗氧氣物質的量***或體積***與生成CO2的物質的量***或體積***相等，則有機物分子組成中H、O原子個數比為2：1

　　5、烴燃燒時，決定消耗O2量的因素有：在等物質的量時，分子中碳原子數越多，O2消耗越多***芳烴有例外***。在等質量時，分子中每個碳原子分配的氫原子越多，O2消耗越多。

　　6、最簡式相同的有機物，不論以任何比例混合，只要混合物的質量一定，它們完全燃燒後生成的CO2總量為常數。

　　7、不同的有機物完全燃燒時，若生成的CO2和H2O的質量比相同，則它們的分子中C、H原子個數比相同。

　　8、氣態烴CxHy與O2混合後燃燒或爆炸，恢復原狀態***100℃以上***，1mol氣態烴反應前後總體積變化情況是：

　　y=4 總體積不變，△V=0

　　y<4 總體積減小，△V=1-y/4

　　y>4 總體積增加，△V=y/4-1

　　***五*** 有機物分子組成通式的應用規律

　　1、最簡式相同的有機物，無論多少種，以何種比例混合，混合物中元素質量比值相同。可用於質量比、質量分數的求算。提示：①含n個碳原子的飽和一元醛與含有2n個碳原子的飽和一元羧酸、酯具有相同的最簡式。②含有n個碳原子的炔烴與含有3n個碳原子苯及其同系物具有相同的最簡式。

　　2、具有相同的相對分子質量的有機物為：①含有n個碳原子的飽和一元醇或醚與含有***n-1***個碳原子的飽和一元羧酸或酯。②含有 n 個碳原子的烷烴與***n-1***個碳原子的飽和一元醛。

　　以上規律可用於有機物的推斷。

　　3、由相對分子質量求有機物的分子式

　　設烴的相對分子質量為M。

　　⑴得整數商和餘數，商為可能的最大碳數，餘數為最小的氫原子數。

　　例如某烴相對分子質量為42，則其分子式為：=3......6，即：C3H6 。

　　⑵的餘數為0或碳原子數≥6時，將碳原子數依次減少一個，每減少一個碳原子，就增加12個氫原子，直到飽和為止。

　　例：求相對分子質量為128的烴的分子式=10......8分子式為C10H8或C9H20 。

　　***六*** 葡萄糖***C6H12O6***

　　⑴結構簡式：CH2OH***CHOH***4CHO，特點：多羥基醛。

　　⑵物理性質：白色晶體，有甜味，能溶於水

　　⑶化學性質：

　　①還原性：能發生銀鏡反應和與新制的Cu***OH***2反應

　　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加成反應：與H2加成生成已六醇

　　③酯化反應：與酸發生酯化反應。

　　④發酵反應：***制酒精***

　　C6H12O6 2C2H5OH+2CO2↑

　　⑤生理氧化：***供給熱量***

　　C6H12O6 2C2H5OH+2CO2

　　⑷製法：澱粉水解

　　***C6H10O6***n+nH2On C6H12O6

　　***澱粉*** ***葡萄糖***

　　⑸用途

　　作營養物質和還原劑。

　　***七*** 蛋白質

　　1、蛋白質的組成和結構：⑴蛋白質是由不同氨基酸按不同排列順序相互結合而構成的高分子化合物。⑵蛋白質的成分裡含有碳、氫、氧、氮、硫等元素。⑶蛋白質分子中含有未縮合的羧基和氨基。⑷蛋白質溶液是一種膠體。⑸酶是一種具有生物活性的蛋白質。

　　2、蛋白質的性質

　　⑴水解：天然蛋白質水解的最終產物是α-氨基酸。

　　⑵兩性：具有氨基酸的性質，能與酸和鹼反應。

　　⑶鹽析：***鉀、鈉、銨***鹽的濃溶液，可使蛋白質的溶解度降低，產生鹽析。鹽析是可逆過程，利用這一性質，可以分離和提純蛋白質。

　　⑷變性：在加熱、紫外線、X射線、強酸、強鹼、重金屬鹽及一些有機化合物等條件都能使蛋白質產生凝聚的現象。變性是不可逆的，利用此性質可進行消毒，但也能引起中毒。

　　⑸顏色反應：具有苯環結構的蛋白質遇濃HNO3變性，產生黃色不溶物。可用於鑑別蛋白質。

　　⑹灼燒氣味：灼燒蛋白質產生燒焦羽毛的氣味。可用於鑑別毛料、棉料與化纖。

　　：化學實驗

　　***一*** 化學實驗常用儀器

　　1、可加熱的儀器

　　⑴可直接加熱的儀器。試管、坩堝、蒸發皿、石棉網、燃燒匙、玻璃棒、鉑絲。

　　⑵可間接加熱***加墊石棉網加熱、水浴加熱等***，但不能直接的儀器。燒杯、圓底燒瓶、平底燒瓶、蒸餾燒瓶、錐形瓶。

　　2、用於計量的儀器

　　⑴測量物質質量的儀器

　　A、粗測托盤天平***有砝碼、鑷子與之配套***。

　　B、精測分析天平、電子天平***中學化學實驗不作要求***。

　　⑵測量液體體積的儀器

　　A、粗測量筒、量杯

　　B、精測滴定管***分酸式和鹼式***、容量瓶***限用於配製一定體積濃度準確的溶液中***、移液管。

　　⑶用於物質分離的主要玻璃儀器

　　⑴分液分液漏斗、燒杯

　　⑵過濾過濾漏斗、濾紙、玻璃棒、燒杯

　　⑶液體蒸發蒸發皿***有玻璃質的，也有瓷質的***、玻璃棒、蒸餾燒瓶***必要時要配備溫度計、冷凝管、牛角管***、酒精燈

　　4、物質儲存儀器

　　⑴儲存氣體集氣瓶、儲氣瓶

　　⑵儲存固體廣口試劑瓶，它又分為：無色玻璃瓶和棕色玻璃瓶;磨砂玻璃塞瓶和絲扣塑料塞瓶;塑料瓶;水槽。

　　***二*** 儀器的裝配和拆卸

　　裝配儀器時，首先要根據儀器裝置圖，選擇合適的儀器和附件，然後進行儀器和附件的連線和全套儀器的總裝配。操作規律為：

　　1、"先後"規律

　　⑴"先下後上"：如制Cl2的發生裝置組裝順序是：放鐵架臺→擺酒精燈→固定鐵圈→放石棉網→固定圓底燒瓶。

　　⑵"先左後上"：如制Cl2：發生裝置→洗氣裝置→乾燥裝置→收集裝置→尾氣處理裝置。

　　⑶"先塞後定"：當被固定儀器上連有塞子時，應先塞好塞子，再行固定。

　　⑷"先固後液"：當反應物既有固體又有液體時，應向反應器中先加入固體，後加入液體。

　　⑸"先查後裝"：先檢查氣密性，後裝入藥品和固定裝置。

　　⑹"先吸後幹"：先將氣體通過溶液吸收非水雜質，再行乾燥。

　　⑺"先組後燃"：先組裝好整套裝置並加入試劑，再點燃酒精燈。

　　⑻"先撤後滅"：實驗完畢後，應先從水中撤出導管，後熄滅酒精燈。

　　⑼"先燃後滅"：有多個酒精燈的實驗，開始應先點燃制氣裝置中的酒精燈，後點燃其他裝置中的酒精燈，如用CO還原Fe2O3，應先點燃制CO的酒精燈，後點燃燃燒CO的酒精燈，再點燃熱還原裝置中的酒精燈，實驗完畢後，應相反。

　　⑽"先通氫、後點燈、先滅燈、後停氫"：即用H2還原CuO的操作順序。

　　2、"進出"規律

　　⑴"長進短出"：洗氣瓶的安裝。***或"深入淺出"***

　　⑵"短進長出"：量氣瓶的安裝

　　⑶"粗進細出"：球形乾燥管幹燥氣體時的安裝。

　　⑷"低進高出"：冷凝管中水流方向

　　3、性質實驗和製備實驗中操作順序

　　⑴做Fe絲***在O2中***、Cu絲***在Cl2中***、Mg***在CO2中***等燃燒實驗時，應先在集氣瓶中鋪一層薄細沙或加入少量水，以防熔物炸裂瓶底。

　　⑵製備膠體：如Fe***OH***3溶膠***沸水***加熱至沸;制矽酸溶膠應向過量鹽酸中加入水玻璃。

　　⑶苯的硝化，先加入濃硝酸，再加濃硫酸，冷卻，滴入苯。

　　⑷配銀氨溶液：向AgNO3溶液中滴入稀氨水，產生白色沉澱後繼續加氨水到沉澱剛好消失。

　　***三*** 物質的分離與提純

　　1、物質的分離與提純的含義

　　物質的分離是指將混合物中的物質一一分開;物質的提純是指將物質中的其他物質***也叫雜質***除去，得到較為純淨的物質。

　　物質的提純和分離應遵循以下幾點：被提純或分離物物質，最終不能再引入新的雜質***即除雜不加雜***;儘量不減少被提純和分離的物質;採用的方法應儘量使被提純和分離的物質跟其他物質易分離開;如果在分離操作中，被分離的物質轉變為其他物質，應採用適當方法將其恢復為原物質，可記作：不增;不減;易分;復原。

　　2、物質的分離與提純的常用方法。

　　⑴過濾法

　　液體中混有不溶性固體物質時使用，要點：一角、二低、三接觸。

　　⑵蒸發法

　　將溶液中的溶劑蒸發掉，得到溶質的分離方法

　　⑶結晶法

　　根據兩種可溶性固體物質在同一溶劑中，其溶解度受溫度影響大小的不同，將溶液蒸發溶劑或使高溫飽和溶液降溫得到一種晶體的方法，例如，分離NaCl和KNO3的混合物，結晶之後還要過濾。

　　⑷萃取和分液法

　　分液是把兩種不相混溶的液體分開的操作，使用的主要儀器是分液漏斗

　　萃取是利用溶質在互不相溶的溶劑裡溶解度的不同，用一種溶劑把溶質從它與另一溶劑組成的溶液裡提取出來的方法，應注意，萃取劑跟另一種溶劑的密度應相差較大且互不相溶，以利於靜置時分層。

　　⑸蒸餾法

　　把沸點不同的幾種液體物質的混合物，通過控制溫度加熱再冷凝，先後得到一種或幾種較純淨的物質的方法叫蒸餾，能先後得到幾種分離產物的蒸餾又叫分餾，例如，石油的分餾。