2011年高考化学基础知识复习（高三）

树德中学高2011届高考化学基础知识复习总纲

一、复习关键----掌握25条必要知识点 1、 热 点（重 点）知 识 化学史、环境保护、石油及煤化工 物质的量、摩尔质量、微粒数、体积比、密度比 阿氏常数 热化学方程式 核外电子排布，推导化学式 氧化性、还原性、稳定性、活泼性的比较 氧化性还原方程式的书写及配平原子量，化合价 原子量、分子量，化合价 离子共存 离子的鉴别 判断离子方程式的正误 溶液浓度、离子浓度的比较及计算 pH值的计算 溶液的浓度、溶解度 化学反应速率、化学平衡 盐类的水解 电化学知识 化学键，晶体类型及性质 Cl、S、N、C、P、Na、Mg、Al、Fe等元素单质及化合物 完成有机反应的化学方程式 同分异构体 有机物的聚合及单体的推断 有机物的合成 有机物的燃烧规律 混合物的计算 重现次数 10 10 9 7 10 10 9 8 10 8 10 10 10 6 9 10 10 7 10 9 10 7 10 6 9 重现率 100% 100% 90% 70% 100% 100% 90% 80% 100% 80% 100% 100% 100% 60% 90% 100% 100% 70% 100% 90% 100% 70% 100% 60% 90% 2、 1．阿伏加德罗常数（物质的量、气体摩尔体积、阿伏加法罗定律及推论） 2．氧化还原反应概念及应用 3．离子反应、离子方程式 4．电解质溶液（溶液浓度、、中和滴定及PH计算、胶体的知识） 5．“位—构—性”（金属性、非金属性强弱判断原理及应用、同周期、同主族元素性质递变） 6．化学键与晶体及其特点 7．化学反应速率与化学平衡 8．等效平衡思想的应用

9．弱电解质电离平衡（溶液中微粒间的关系（物料平衡和电荷守恒）盐类的水解、弱电解离子浓度与大小比较）

11．离子的鉴定、共存与转化 12．、热化学方程式及反应热计算

1 13．原电池与电解池原理及应用

14．典型元素常见单质及其化合物的重要性质及相互转化关系 15．官能团、官能团的确定、同分异构和同系物 16．有机反应类型 17．有机合成推断

18．有机新信息题有机聚合体 19．阴阳离子的鉴别与鉴定

20．物质的除杂、净化、分离和鉴定 21．实验仪器使用与连接和基本操作 22．实验设计与评价 23．混合物的计算

24．化学史、环境保护、能源 25．信息和新情景题的模仿思想

3、复习备考的小专题40个

1．化学实验仪器及其使用 2．化学实验装置与基本操作 3．常见物质的分离、提纯和鉴别 4．常见气体的制备方法 5．常用的加热方法与操作 6．实验设计和实验评价 7．有机物燃烧的规律 8．有机反应与判断 9．有机代表物的相互衍变 10．有机物的鉴别 11．既能与强酸反应又能与强碱反应的物质的小结 12．分解产物为两种或三种的物质 13．碳酸与碳酸的盐的相互转化

14．铝三角 15．铁三角 16．中学里可以和水反应的物质 17．中学中的图像小结 18．离子反应与离子方程式

19．氧化还原反应 20．无机反应小结 21．阿伏加德罗常数 22．阿伏加德罗定律 23．原子结构

24．元素周期律和元素周期表 25．化学键、分子结构和晶体结构 26．化学反应速率

27．化学平衡的应用（化学平衡、溶解平衡、电离平衡） 28．盐类的水解

29．原电池 30．电解池 31．几个定量实验

32．离子共存、离子浓度大小的比较 33．溶液的酸碱性与pH计算 34．多步反应变一步计算

35．溶解度、溶液的浓度及相关计算 36．混合物的计算

37．化学计算中的巧妙方法小结

38．无机化工 39．有机合成 40．能源与环保

2 二、第一轮基础理论

化学反应及能量变化

实质：有电子转移（得失与偏移） 特征：反应前后元素的化合价有变化

还原性 化合价升高 弱氧化性 ↑ ↑ 还原剂 变化 氧化反应 氧化产物

反应物→ →产物 氧化剂 变化 还原反应 还原产物 ↓ ↓ 氧化性 化合价降低 弱还原性

氧化还原反应有元素化合价升降的化学反应是氧化还原反应。 有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应。

概念： 氧化剂：反应中得到电子（或电子对偏向）的物质（反应中所含元素

化合价降低物）

还原剂：反应中失去电子（或电子对偏离）的物质（反应中所含元素

化合价升高物）

氧化产物：还原剂被氧化所得生成物； 还原产物：氧化剂被还原所得生成物。

失电子，化合价升高，被氧化

双线桥：

氧化剂 + 还原剂 = 还原产物 + 氧化产物

概念及转化关系 氧化还原反应

得电子，化合价降低，被还原

电子转移表示方法 单线桥：电子

还原剂 + 氧化剂 = 还原产物 + 氧化产物

二者的主 表示意义、箭号起止 要区别： 电子数目等

依据原则：氧化剂化合价降低总数=还原剂化合价升高总数

找出价态变化，看两剂分子式，确定升降总数；

方法步骤：求最小公倍数，得出两剂系数，观察配平其它。

有关计算：关键是依据氧化剂得电子数与还原剂失电子数相等，列出守恒关系式

配平

3 ①、由元素的金属性或非金属性比较；（金属活动性顺序表，元素周期律）

②、由反应条件的难易比较； 强弱③、由氧化还原反应方向比较；（氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还比原剂>还原产物） 较氧④、根据（氧化剂、还原剂）元素的价态与氧化还原性关系比较。 化剂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。 还原 剂 ① 活泼的非金属，如Cl2、Br2、O2 等

氧②、元素（如Mn等）处于高化合价的氧化物，如MnO2、KMnO4等 化 剂 ③、元素（如S、N等）处于高化合价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3 等

④、元素（如Mn、Cl、Fe等）处于高化合价时的盐，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7 ⑤、过氧化物，如Na2O2、H2O2等。

①、活泼的金属，如Na、Al、Zn、Fe 等；

还②、元素（如C、S等）处于低化合价的氧化物，如CO、SO2等

原 ③、元素（如Cl、S等）处于低化合价时的酸，如浓HCl、H2S等

剂④、元素（如S、Fe等）处于低化合价时的盐，如Na2SO3、FeSO4等 ⑤、某些非金属单质，如H2 、C、Si等。

概念：在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或生成的反应。

离子互换反应

离子非氧化还原反应 碱性氧化物与酸的反应 类型 酸性氧化物与碱的反应

离子型氧化还原反应 置换反应

一般离子氧化还原反应

化学方程式：用参加反应的有关物质的化学式表示化学反应的式子。 表用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。 示 方 写：写出反应的化学方程式；

离离子反应 法 子 拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式； 方程 书写方法 删：将不参加反应的离子从方程式两端删去； 式查：检查方程式两端各元素原子种类、个数、电荷数是否相等。

意义：不仅表示一定物质间的某个反应；还能表示同一类型的反应。 本质：反应物的某些离子浓度的减小。

金属、非金属氧化物（Al2O3、SiO2）

中学常见的难溶物 碱：Mg(OH)2、Al(OH)3、

Cu(OH)2、Fe(OH)3

生成难溶的物质： Cu2++OH-=Cu(OH)2↓ 盐：AgCl、AgBr、AgI、

CaCO3、BaCO3 发生生成微溶物的离子反应：2Ag++SO42-=Ag2SO4↓ 条 由微溶物生成难溶物：Ca(OH)2+CO32-=CaCO3↓+2OH- 件生成难电离的物质：常见的难电离的物质有H2O、CH3COOH、H2CO3、

4 NH3·H2O

生成挥发性的物质：常见易挥发性物质有CO2、SO2、NH3等

发生氧化还原反应：遵循氧化还原反应发生的条件。 定义：在化学反应过程中放出或吸收的热量； 符号：△H

单位：一般采用kJ·mol-1 测量：可用量热计测量

研究对象：一定压强下在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。

反应热： 表示方法：放热反应△H<0，用“-”表示；吸热反应△H>0，用“+”表示。

燃烧热：在101KPa下，1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热

量。

中和热 定义：在稀溶液中，酸跟碱发生反应生成1molH2O时的反应热。 强酸和强碱反应的中和热：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l); △H=-57.3KJ·mol- 弱酸弱碱电离要消耗能量，中和热 |△H|<57.3KJ·mol-1

原理：断键吸热，成键放热。

反应热的微观 解释：反应热=生成物分子形成时释放的总能量-反应物分子

断裂时所吸收的总能量

定义：表明所放出或吸收热量的化学方程式。

意义：既表明化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。

热化学 ①、要注明反应的温度和压强，若反应是在298K，1atm可不注明；

书方程式 写 ②、要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型；

方③、△H与方程式计量数有关，注意方程式与△H对应，△H以法KJ·mol-1单位，化学计量数可以是整数或分数。

④、在所写化学反应方程式后写下△H的“+”或“-”数值和单位，方程式与△H之间用“；”分开。

盖斯定律：一定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分几步完成，反应的总热效

应相同。

化合反应 A+B=AB

按物质类别 分解反应 AB=A+B 和种数分类 置换反应 A+BC=C+AB

复分解反 AB+CD=AC+BD

按化合价有氧化还原反应 概念、特征、本质、分析表示方法、应用

化学反应： 无变化分类 非氧化还原反应

按实际反应离子反应本质、特点、分类、发生的条件 的微粒分类 分子反应 反应热与物质能量的关系 按反应中的 放热反应 热化学反应方程式 能量变化分 吸热反应 燃烧热 中和热

化学反应的能量变化

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物质的量

①、定义：表示含有一定数目粒子的集体。 ②、符号：n

物质的量 ③、单位：摩尔、摩、符号mol

④、1mol任何粒子（分、原、离、电、质、中子）数与0.012kg12C中所含碳原子数相同。

⑤、架起微观粒子与宏观物质之间联系的桥梁。

①、定义：1mol任何粒子的粒子数叫阿伏加德罗常数。

阿伏加德罗常数：②、符号NA

③、近似值：6.02×1023

基①、定义：单位物质的量气体所占的体积叫~ 本概 气体摩尔体积： ②、符号：Vm 念③ 单位：L·mol-1

①、定义：单位物质的量物质所具有的质量叫~

摩尔质量： ②、符号：M ③、单位：g·mol-1或kg·mol-1

④、若以g·mol-1为单位，数值上与该物质相对原子质量或相对

分子质量相等。 ①、定义：单位体积溶液中所含溶质B的物质的量来表示溶

液组成的物理量叫溶质B的物质的量浓度。

物质的量浓度 ②、符号：c(B)

③、单位：mol·L-1

①、定律：在相同温度和压强下，相同体积的作何气体都含有相同数目的分

子。

同温同压下：

②、推论： 同温同压下：

阿伏加德 罗定律及 其推论： 物质的量 V1nN=1=1 V2n2N2ρ1M1Mr1 ==ρ2M2Mr2P1nN=1=1 P2n2N2同温同体积下：

Ⅰ、气体休的密度和相对密度： 标况下：ρ(气体)=MMr=g?L

22.4L?mol-122.4A气体对B气体的相对密度：D(B)=③、运用 ——ρ(A)M(A) =ρ(B)M(B)Ⅱ、摩尔质量M（或平均摩尔质量M） M=22.4L·mol-1×ρ，M=—n(A)?M(A)+n(B)?M(B)+???

n(A)+n(B)+???M=M(A)ф(A)+M(B)ф(B)+··· ф为体积分数。

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①、以物质的量为中心的有关物理量的换算关系： 物质所含粒子数N 电解质电离出离子的“物质的量” 物质的质量（m） ×M ÷化合价 物 -1 ÷96500C·mol 质×V(22.4L/mol) m电量（C） 的 气体的体积（标准状况） -1 ×96500C·mol÷Vm(22.4L/mol) 量 n ×Vm ×△H ×N÷N×化合价 A A ÷M 物质的量的相关计算关系及其它V气体体积（非标准状况） ÷ V 反应中放出或吸收的热量（KJ） m÷△H ×V(溶液) ÷V（溶液） 溶液的物质的量浓度CA） ②、物质的量与其它量之间的换算恒等式： n=mV(g)NQm(溶液）S=====c?V(溶液） MVmNAΔHM(100+S)③、理想气体状态方程（克拉伯龙方程）： PV=nRT 或 PV=mK） RT （R=8.314J/mol·M ⑤、溶液浓度换算式 S=④、影响物质体积大小的因素： 微粒的大小 决定于 1mol固、液体的体积 物质体积 决定于 微粒的个数 1mol物质的决定于 体积 微粒之间距离 1mol气体的体积 ①、溶液稀释定律：溶质的量不变，m(浓)·w(浓)= m(稀)·w(稀)；c(浓)·V(浓)=c(稀)·V(稀) ②、溶解度与溶质质量分数w换算式：100?wS w=×100% 1—w100+S③、溶解度与物质的量浓度的换算：c=1000?ρ?s1000cM S= M(100+s)1000d—cM1000?ρ?wcM w= M1000ρ④、质量分数与物质的量浓度的换算：c=⑥、一定物质的量浓度 主要仪器：量筒、托盘天平（砝码）、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、容量瓶 溶液的配配制： 方法步骤：计算→称量→溶解→转移→洗涤→振荡→定容→摇匀→装瓶

识差分析：关键看溶质或溶液体积的量的变化。依据

c=nm来判断。 =VMV

7 物质结构 元素周期律

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(A子呈电中性 ZX)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

决定

义。

排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图

随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化

元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化

③、元素主要化合价呈周期性变化

元④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 素周①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；

具期 编 体 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 律排表和 依 现 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个元据形纵行。 素式周①、短周期（一、二、三周期） 期周期（7个横行）②、长周期（四、五、六周期） 表周期表结构 ③、不完全周期（第七周期）

①、主族（ⅠA～ⅦA共7个）

元素周期表 族（18个纵行 ②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）

③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体）

同周期同主族元素性质的递变规律

①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径

性质递变 ③、主要化合价

④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性

⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性

决定原子种类

三长三短一不全 七主七副零和八

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电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。

判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

最外层电子数 相同条件下最外层电子数越多，半径越大。

微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小

（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.

2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：

Li

具体规律：3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：

F--

4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F->

Na+>Mg2+>Al3+ 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如

Fe>Fe2+>Fe3+

①与水反应置换氢的难易

②最高价氧化物的水化物碱性强弱

金属性强弱 ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电

子的先后）

④互相置换反应

依据： ⑤原电池反应中正负极

①与H2化合的难易及氢化物的稳定性

元素的 非金属性强弱 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱 金属性或非金属 ③单质的氧化性或离子的还原性 性强弱的判断 ④互相置换反应

①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;

非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Si

规律： ②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：

LiCl>Br>I。 ③、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au

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）单位为一，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Cl2分子的m(Cl2)=2.657×10-26kg。

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，如35Cl为34.969,37Cl为36.966。

相对原子质量 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

百分比算出的平均值。如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a%

9 + 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

原子质量与其丰度的乘积之和。

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。

定义：核电荷数相同，中子数不同的核素，互称为同位素。（即：同种元素的不同

原子或核素）

同位素 ①、结构上，质子数相同而中子数不同；

特点：②、性质上，化学性质几乎完全相同只是某些物理性质略有不同；

③、存在上，在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素的原子（个数不是质量）百分含量一般是不变的（即丰度一定）。

1、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。

①、定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键

离子键 ②、存在：离子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）；离子晶体。 ①、定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。

②、存在：共价化合物，非金属单质、离子化合物中（如：NaOH、

不同原子间 Na2O2）；

共价键 分子、原子、离子晶体。

2、分类 共用电子对是否偏移 极性键 共价化合物 化学键 非极性键 非金属单质

③、分类： 相同原子间

共用电子对的来源 双方提供：共价键 （孤对电子） 单方提供：配位键 如：NH4+、H3O+

金属键：金属阳离子与自由电子之间的相互作用。存在于金属单质、金属晶体中。

存在 分子的极性

键能 分子的稳定

3、键参数 键长 决定 决定

分子的空间构型 分子的极性

键角

4、表示方式：电子式、结构式、结构简式（后两者适用于共价键）

定义：把分子聚集在一起的作用力

分子间作用力（范德瓦尔斯力）： 影响因素：大小与相对分子质量有关。

作用：对物质的熔点、沸点等有影响。

①、定义：分子之间的一种比较强的相互作用。

分子间相互作用 ②、形成条件：第二周期的吸引电子能力强的N、O、F与H之间（NH3、

H2O）

③、对物质性质的影响：使物质熔沸点升高。 ④、氢键的形成及表示方式：F-—H···F-—H···F-—H···←代表氢键。 氢键 O O H H H H O H H ⑤、说明：氢键是一种分子间静电作用；它比化学键弱得多，但比分

子间作用力稍强；是一种较强的分子间作用力。

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定义：从整个分子看，分子里电荷分布是对称的（正负电荷中心能重合）

的分子。

非极性分子 双原子分子： 只含非极性键的双原子分子如：O2、H2、Cl2等。

举例： 只含非极性键的多原子分子如：O3、P4等

分子极性 多原子分子：含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极

性分子

如：CO2、CS2（直线型）、CH4、CCl4（正四面体型）

极性分子： 定义：从整个分子看，分子里电荷分布是不对称的（正负电荷中

心不能重合）

举例 双原子分子：含极性键的双原子分子如：HCl、NO、CO等

多原子分子： 含极性键的多原子分子若几何结构不对称

则为极性分子

如：NH3(三角锥型)、H2O（折线型或V型）、H2O2

非晶体 离子晶体

固体物质 ①构成晶体粒子种类 分子晶体

晶体： 原子晶体 ②粒子之间的相互作用金属晶体

①构成微粒：离子

②微粒之间的相互作用：离子键

③举例：CaF2、KNO3、CsCl、NaCl、Na2O等

NaCl型晶体：每个Na+同时吸引6个Cl-离子，每个Cl-同

结构特点 时吸引6个Na+；Na+与Cl-以离子键结合，

个数比为1：1。

④微粒空间

排列特点：CsCl型晶体：每个Cs+同时吸引8个Cl-离子，每个

Cl-同时吸引8个Cs+；Cs+与Cl-以离子键结合，个数比为1：1。

离子晶体 ⑤说明：离子晶体中不存在单个分子，化学式表示离子个数比的式子。

①、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点；

性质特点 ②、离子晶体固态时一般不导电，但在受热熔化或溶于水时可以

导电； ③ 溶解性：（参见溶解性表）

11 ④晶体晶胞中微粒个数的计算：顶点，占1/8；棱上，占1/4；面心，占1/2；体心，占1

①、构成微粒：分子

结构特点 ②、微粒之间的相互作用：分子间作用力

③、空间排列：（CO2如右图）

分子晶体： ④、举例：SO2、S、CO2、Cl2等

①、硬度小，熔点和沸点低，分子间作用力越大，熔沸点越高；

性质特点 ②、固态及熔化状态时均不导电；

③、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非极性物质一般易溶于非极性分子溶剂，极性分子易溶于极性分子溶剂。 ①构成微粒：原子

②微粒之间的相互作用：共价键 ③举例：SiC、Si、SiO2、C(金刚石)等

Ⅰ、金刚石：（最小的环为非平面6元环）

结构特点 每个C被相邻4个碳包围，处于4个C原

子的中心

④微粒空间排列特点： Ⅱ、SiO2相当于金刚石晶体中C换成Si，Si

与Si间间插O

原子晶体 ⑤说明：原子晶体中不存在单个分子，化学式表示原子个数比的式子。

①、硬度大，难于压缩，具有较高熔点和沸点；

性质特点 ②、一般不导电；

③、溶解性：难溶于一般的溶剂。

①、构成微粒：金属阳离子，自由电子；

结构特点 ②、微粒之间的相互作用：金属键

③、空间排列：

金属晶体： ④、举例：Cu、Au、Na等

①、良好的导电性；

性质特点 ②、良好的导热性；

③、良好的延展性和具有金属光泽。

①、层状结构

结构： ②、层内C——C之间为共价键；层与层之间为分子间

作用力；

过渡型晶体（石墨）： ③、空间排列：（如图）

性质：熔沸点高；容易滑动；硬度小；能导电。

12 化学反应速率、化学平衡 意义：表示化学反应进行快慢的量。

定性：根据反应物消耗，生成物产生的快慢（用气体、沉淀等可见现

象）来粗略比较

定量：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增大来表示。

表示方法： ①、单位：mol/(L·min)或mol/(L·s )

②、同一反应，速率用不同物质浓度变化表示时，数值可能不同，但数值之比等于方程式中各物质的化学计量

说明 化学 反应速率 对于方程式：aA+bB cC+dD 则有数比。如： v(A):v(B):v(c):v(D)=a:b:c:d 1111v(A)=v(B)=v(C)=v(D)abcd

③、一般不能用固体和纯液体物质表示浓度（因为ρ不变）

④、对于没有达到化学平衡状态的可逆反应：v正≠v逆

内因（主要因素）：参加反应物质的性质。

①、结论：在其它条件不变时，增大浓度，反应速率加

快，反之浓度： 则慢。

②、说明：只对气体参加的反应或溶液中发生反应速率

产生影响；与反应物总量无关。

影响因素 ①、结论：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速

率加快，压强： 反之则慢 ②、说明：当改变容器内压强而有关反应的气体浓度无

变化时，则反应速率不变；如：向密闭容器中通入惰性气体。

①、结论：其它条件不变时，升高温度反应速率加快，反

之则慢。

温度： a、对任何反应都产生影响，无论是放热还是吸

热反应；

外因： ②说明 b、对于可逆反应能同时改变正逆反应速率但程

度不同；

c、一般温度每升高10℃，反应速率增大2～4倍,有些反应只有在一定温度范围内升温才能加快。

①、结论：使用催化剂能改变化学反应速率。

催化剂 a、具有选择性；

②、说明： b、对于可逆反应，使用催化剂可同等程度

地改变正、逆反应速率；

c、使用正催化剂，反应速率加快，使用负催化剂，反应速率减慢。

原因：碰撞理论（有效碰撞、碰撞的取向及活化分子等）

其它因素：光、电磁波、超声波、反应物颗粒的大小、溶剂的性质等。

13

化学平衡状态： 指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，

反应混合中各组分的百分含量保持不变的状态。 逆：研究的对象是可逆反应

动：是指动态平衡，反应达到平衡状态时，反应没有停止。

平衡状态特征：等：平衡时正反应速率等于逆反应速率，但不等于零。

定：反应混合物中各组分的百分含量保持一个定值。 变：外界条件改变，原平衡破坏，建立新的平衡。 原因：反应条件改变引起：v正≠v逆

化学平衡： 结果：速率、各组分百分含量与原平衡比较均发生变化。

化学平衡移动： v(正)>v(逆) 向右（正向）移

方向 v(正)=v(逆) 平衡不移动

v(正)

注意：其它条件不变，只改变影响平衡的一个条件才能使用。

①、浓度：增大反应物浓度或减少生成物浓度，平衡

向正反应方向移动；反之向逆反应方向移动 结论：增大压强，平衡向缩小体积方向移动；

减小压强，平衡向扩大体积的方向移动。

②、压强： Ⅰ、反应前后气态物质总体积没有变化的反应，压强改变不能改变化学平衡状态；

影响化学平衡移动的因素： 说明： Ⅱ、压强的改变对浓度无影响时，不

能改变化学平衡状态，如向密闭容器中充入惰性气体。

Ⅲ、对没有气体参加的反应无影响。

③、温度：升高温度，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。

勒沙特列原理：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强、温度等）平衡就向能减弱这种改变的方向移动。

概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），对同一可逆反应，只要起始时

加入物质的物质的量不同，而达到化学平衡时，同种物质的含量相同，这样的平衡称为等效平衡。

等效平衡 （1）、定温、定容：

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。

规律： 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。

（2）、定温、定压： 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，则达平衡后与原平衡等效。

14 电解质溶液 非电解质：无论在水溶液或熔融状态都不导电的化合物

定义：凡是在水溶液或熔融状态能够导电的化合物

化合物 强碱

强电解质水溶液中全部电离的电解质 大多数盐离子化合物

金属氧化物

分类 强酸 →强极性化合物

弱酸

电解质和 电解质 弱电解质→水溶液中部分电离的电解质 弱碱 弱极性化合物 电解质溶液 水 溶于 水①、（强）一步电离与（弱）分步电离

表示：电离方程式 ②、（强）完全电离与（弱）可逆电离

③、质量守恒与电荷守恒

能否导电：有自由移动离子，溶液能导电；

电解质溶液 混合物←电解质溶液

导电能力：相同条件下，离子浓度越大，则导

电能力越强。

意义：一定条件下，弱电解质离子化速率与分子化速率相等时，则建立平衡。

动：动态平衡，v(电离)=v（结合）≠0

弱电解质的 特征： 定：条件一定，分子、离子浓度一定

电离平衡 变：条件改变，平衡被破坏，发生移动 如：H2CO3

H2CO3 HCO3-+H+

表示：电离方程式，可逆符号， 多元弱酸分步书写；

HCO3- CO32-+H+

而多元弱碱不需分步写，如：Cu(OH)2 Cu(OH)2 Cu2++2OH-

影响因素： 温度越高，电离程度越大；

浓度越小，电离程度越大

水是极弱电解质：H2O H+ + OH-

①、c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol-1

纯水常温下数据： ②、Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-14

③、pH=-lgc(H+)=7

水的电离： c(H+)>c(OH-) 酸性 PH<7

水溶液的酸碱性： c(H+)=c(OH-) 中性 PH=7

c(H+)7 抑制电离：加入酸或碱

影响水电离的因素 加入活泼金属，如Na、K等；

促进电离 加入易水解的盐，如NaAc、NH4Cl等；升

高温度

15

表示方法：p H=—lg(H)

-适用范围：浓度小于1mol·L的稀酸或稀碱溶液。

pH试纸：用干净的玻璃棒分别蘸取少量的待测溶液点在试纸上，观察

试纸颜色变化并跟比色卡比较，确定该溶液的PH值。

石蕊： （红） 5.0 （紫） 8.0 （蓝）

测定方法： 酸碱指示剂 酚酞：（无） 8.2 （粉红） 10.0 （红）

及其变色范围 甲基橙： （红） 3.1 （橙） 4.4 （黄）

甲基红： （红） 4.4 （橙） 6.2 （黄）

pH计：精确测定

pH=-lgc(H+) pH +

c(H)

c(H+)=10-pH

溶液的pH 换算关系：C(H +)·c(OH-)=Kw pH+pOH=pKw

pOH=-lgc(OH-)

- c(OH) pOH --pOH c(OH)=10

两强酸混合：c(H)混-+

+c(H+)1V1+c(H+)2V2=→pH

V1+V2c(OH)1V1+c(OH)2V2V1+V2-

混合： 两强碱混合： c(OH)混=

+

→

c(H)混=Kw/c(OH)混 →pH

强酸强碱混合：|c(H+)酸?V酸—c(OH-)碱?V碱|V酸+V碱+

强酸 HnA c(H)=n·c(HnA)

--强碱 B（OH）n c(OH)=n·c{B(OH)n}

+pH值 单一：

弱酸 HnA c(H)=c(HnA)·α（HnA）

---计算： 弱碱 B（OH）n c(OH)= c{B(OH)n}·α{B(OH)n}

混合前 混合后 条件

pH1>pH2 两强等体积 pH1+pH2?15 pH1-0.3

混合（近似） pH1+pH2=14 pH= 7

速算规律： pH1+pH2?13 pH2+0.3

pH1>pH2

pH之和为14的一强一弱等体积相混 结果：谁强显谁的性质。

16

实质：盐中弱（弱酸根或弱碱阳离子）离子与水电离出的H或OH结合生成难电离

的分子或离子，破坏水的电离平衡。

条件：①、盐中必有弱离子 ②、盐必须能溶于水

①、谁弱谁水解、谁强显谁性；都弱均水解、不弱不水解。 规律：②、弱的程度越大，水解的能力越强。

③、盐的浓度越小，水解程度越大。 ④、温度越高，水解程度越大。

①、属可逆反应，其逆反应为酸碱中和（符合化学平衡规律）； 特征：

②、水解程度一般微弱，且吸热。

内因：盐类本身的性质 相同条件下，同浓度的 Na2CO3>NaHCO3 (碱

性) Na2CO3 >NaAc (碱性)

影响因素： ①、温度的影响：升高温度，水解程度变大；

外因 ②、浓度的影响：稀释可促进盐类的水解，浓度越低水解程度

越大；

++

③、pH的影响： NH4+H2O NH3·H2O +H

加酸抑制，加碱促进。

--

NaAc Ac+H2O HAc + OH2---强碱弱酸盐：Na2SO3 (分步) SO3+H2O HSO3+OH

--单水解： HSO3+H2O H2SO3 +OH

盐类的水解 强酸弱碱盐：NH4Cl NH4Cl +H2O HCl +NH3·H2O

3++

AlCl3 (应分步但简为一步) Al+3H2O Al(OH)3+3H 分类 ①、常见易双水解的离子组合：

3+2--2---Al与CO3、HCO3、S、HS、AlO2 3+2---2--Fe与CO3、HCO3、AlO2、(S、HS主要发生氧化还原) +-2-双水解： NH4与AlO2、SO3

能进行到底不用可逆号，用等号，沉淀、气体一般要标出： 3+2-表示： 如：2Al+2CO3+3H2O =2Al(OH)3↓+3CO2↑

3+-②、表示：Al+3AlO2+6H2O= 4Al(OH)3↓

一般不用“=”，用“ ”的如：

+-NH4+Ac+H2O NH3·H2O +HAc +2--NH4+CO3+H2O NH3·H2O +HCO3

①、首先指出弱酸阴离子或弱碱阳离子，再决定如何水解；

说明： ②、某种盐溶液只有一种离子水解，水解程度小，一般用可逆号，

不用↑或↓；

③、多无弱酸阴离子分步水解，多元弱碱阳离子只看作一步水解。

正盐：弱酸强碱盐（碱性）、弱碱强酸盐（酸性）、 弱酸弱碱盐（视相对强弱）

盐溶液的 强酸的酸式盐，不水解如NaHSO4显酸性；

酸碱性： 酸式盐 弱酸的酸式盐，既水解又能电离，酸碱性视电离

和水解的相对强弱

应用： 酸性：NaH2PO4、NaHSO3 ；碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4。

判断弱电解质的相对强弱： 碱性 Na2CO3>NaAc → 酸性HAc>H2CO3 酸性 NH4Cl Al(OH)3

17 +

-

解释在生活中的应用：①、明矾净水②、纯碱去污③、泡沫灭火器④、FeCl3溶液配制。

电荷守恒 正负电荷相等

++2---c(H)+c(Na)=2c(CO3)+c(HCO3)+c(OH)

+2--相等关系： 物料守恒 c(Na)=2c(CO3)+2c(HCO3)+2c(H2CO3) C原子守恒 -+-+

（以Na2CO3）质子守恒 c(OH)=c(H)+c(HCO3)+2c(H2CO3) H离子守恒

+-2-3-离子浓度比较： ①多元弱酸 H3PO4 c(H)>c(H2PO4)>c(HPO4)>c(PO4)

②多元弱酸形成的正盐 Na2CO3

+2---+

c(Na)>c(CO3)>c(OH)>c(HCO3)>c(H)

大小关系：③不同溶液中同一离子浓度 浓度0.1mol/L的①、NH4Cl

+

②、CH3COONH4③、NH4HSO4 则c(NH4) ③>①>②

④混合溶液中各离子浓度 0.1mol/LNH4Cl与0.1mol/LNH3混合

+--+

则：c(NH4)>c(Cl)>c(OH)>c(H)

①、用于精确地放出一定体积溶液的容器； ②、内径均匀，带有刻度的细长玻璃管，下部有控制液体流量的玻璃活塞（或

由橡皮管、玻璃球组成的阀）

概述：③、规格有25ml、50ml，估读到0.01ml；

④、分为酸式滴定管（不能盛碱液，HF以及Na2SiO3、Na2CO3等碱性溶液）

碱式滴定管（不能盛放酸性和强氧化性溶液）

滴定管： 使用方法：①检漏→②润洗→③注液→④排气→⑤调零→⑥放液→⑦读数→⑧记

录 ①、滴定管在装入酸或碱溶液后，要排净滴定管尖嘴内空气使尖嘴内充满液

体而无气泡。

方法： 酸式滴定管 碱式滴定管

注意：②、调整刻度时，应使液面在“0”或“0”以下，但不能太往下以免液体不

足。

③、控制滴液速度，使得液体逐滴流出。

④、读数时等液面稳定后，视线与凹液面相切的刻度水平，并估读到

0.01ml的精确度。

定义：用已制浓度的酸（或碱）来测定未知浓度的碱（或酸）的实验方法 +-中和实质：H+OH=H2O 原理：酸碱中和反应的物质的量之比等于它们的化学计量数之比：cB=νBcAVA?νAVB 关键：①准确测定参加反应的两种溶液的体积；②准确判断中和反应是否恰好完全。 仪器：滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等。 作用：通过指示剂颜色的变化来确定终点； 中和滴定 指示剂： 选择：变色要灵敏、明显（终点尽可能与变色范围一致） ①、中和滴定，一般不用石蕊作指示剂，颜色变化不明显； 说明： ②、酸滴碱，一般选甲基橙 终点由黄色 → 橙色； ③、碱滴酸，一般选酚酞 终点由无色 → 红色； 准备：滴定管（锥形瓶）洗涤→滴定管查漏→滴定管的润洗→注液→排气→调零→读数→记录 18 操作： 移取待测液，加入指示剂2~3滴，然后滴定，判断终点，读数。

滴定：左手操管、右手旋瓶、目视瓶中、滴滴入瓶、突变暂停、半分定终、重复两次、求均值。

计算：取两次或多次消耗标准溶液体积平均值然后求c待 ①、滴定管的“0”刻度在上端，刻度值由上往下增大； ②、读数时视线与凹液面相切；

体积： ③、滴定管测量液体，有两次读数

（初、末）两数值之差为液体体积；

④、中和滴定体积测量，有待测液和标准液两方面。

原理：C测=C?V测标V 误差分析方法是分别判断C标、V标和V测的误差变化而对C测的影响。

测①、装标准液的滴定管在尖嘴内有气泡，滴定后气泡消失；

②、装标准液的滴定管在水洗后没润洗，就装标准液；

中和滴定 偏 ③、锥形瓶用待测液润洗；

误差分析 高 ④、滴定后滴定管尖嘴处挂有液滴；

⑤、滴定后仰视读数（前正常）；

举例 ⑥、滴定前俯视读数（后正常）；

①、用滴定管取待测液时，没有润洗就取待测液； 偏 ②、滴定时待测液溅出； 低 ③、滴定后俯视读数；

④、滴定前仰视

说明：由于指示剂的变色范围引起的误差，一般可忽略不计

电化学 装置特点：化学能转化为电能。

①、两个活泼性不同的电极；

形成条件：②、电解质溶液（一般与活泼性强的电极发生氧化还原反应）； 原 ③、形成闭合回路（或在溶液中接触）

电 负极：用还原性较强的物质作负极，负极向外电路提供电子；

发生氧化反应。

池 基本概念： 正极：用氧化性较强的物质正极，正极从外电路得到电子，发

生还原反应。

原 电极反应方程式：电极反应、总反应。 理 -失e,沿导线传递，有电流产生

氧化反应 负极 铜锌原电池 正极 还原反应

反应原理：Zn-2e-=Zn2+ 2H++2e-=2H2↑

不溶阳移 断解离子向 电解质溶液 电极反应： 负极（锌筒）Zn-2e-=Zn2+

正极（石墨）2NH4++2e-=2NH3+H2↑

19 ①、普通锌——锰干电池 总反应：Zn+2NH4+=Zn2++2NH3+H2↑

干电池： 电解质溶液：糊状的NH4Cl

特点：电量小，放电过程易发生气涨和溶液

②、碱性锌——锰干电池 电极：负极由锌改锌粉（反应面积增

大，放电电流增加）；

电解液：由中性变为碱性（离子导电性好）。

正极（PbO2） PbO2+SO42-+4H++2e-=PbSO4+2H2O 负极（Pb） Pb+SO42--2e-=PbSO放电 4

铅蓄电池：总反应：PbO2+Pb+2H2SO4 2PbSO4+2H2O 充电 33

电解液：1.25g/cm~1.28g/cm的H2SO4 溶液

蓄电池 特点：电压稳定。 化Ⅰ、镍——镉（Ni——Cd）可充电电池； 学放电

电其它蓄电池 Cd+2NiO(OH)+2H2O Cd(OH)2+2Ni(OH)2 充电` 源简Ⅱ、银锌蓄电池 介锂电池

①、燃料电池与普通电池的区别 不是把还原剂、氧化剂物质全部贮藏在电池内，而是工作时不断从外界输入，同时

燃料 电极反应产物不断排出电池。

电池 ②、原料：除氢气和氧气外，也可以是CH4、煤气、燃料、空气、

氯气等氧化剂。

负极：2H2+2OH--4e-=4H2O ；正极：O2+2H2O+4e-=4OH- ③、氢氧燃料电池： 总反应：O2 +2H2 =2H2O 特点：转化率高，持续使用，无污染。

废旧电池的危害：旧电池中含有重金属（Hg2+）酸碱等物质回收金属，防止污染。

腐蚀概念：金属或合金与周围接触到的气体或液体进行化学反应而

腐蚀损耗的过程。

概述： 腐蚀危害：

腐蚀的本质：M-ne-→Mn+(氧化反应)

分类： 化学腐蚀（金属与接触到的物质直接发生化学反应而引起

的腐蚀）、电化腐蚀

定义：因发生原电池反应，而使金属腐蚀的形式。

金负极（Fe）：Fe-2e-=Fe2+；正极（C）：O2+2H2O+4e-=4OH- 属的电化 吸氧腐蚀： 总反应：2Fe+O2+2H2O=Fe(OH)2 腐4Fe(OH)2 +O2 +2H2O =4Fe(OH)3 蚀腐蚀 后继反应：△与钢铁的腐蚀： 2Fe(OH)3 Fe2O3 +3H2O 防护负极（Fe）：Fe-2e-=Fe2+；

析氢腐蚀： 正极（C）：2H++2e-=H2↑

总反应：Fe+2H+=Fe2++H2↑

影响腐蚀的因素：金属本性、介质。

金属的防护： ①、改变金属的内部组织结构；

保护方法：②、在金属表面覆盖保护层；

③、电化学保护法（牺牲阳极的阴极保护法）

定义：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。

20

装置特点：电能转化为化学能。

①、与电源本连的两个电极；

形成条件 ②、电解质溶液（或熔化的电解质）

③、形成闭合回路。

电极 阳极：与直流电源正极相连的叫阳极。

电概念 阴极：与直流电源负极相连的叫阴极。 解池电极反应： 原原理：谁还原性或氧化性强谁先放电（发生氧化还原反应） 理离子放电顺序阳极：阴离子还原性 S2->I->Br->Cl->OH->SO42-（含氧酸根）>F-

阴极：阳离子氧化性 +

Ag>Fe3+>Cu2+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+>Al3+>Mg2+>Na+ 电子流向 e- e-

氧化反应 阳极 阴极 还原反应

阴移子阳移子向反应原理：4OH--4e-=2H2O +O2 离 离 Cu2++2e-=Cu 向 粗铜板作阳极，与直流电源正极相连；

①、装置 纯铜作阴极，与直流电源负极相连；

用CuSO4 (加一定量H2SO4)作电解液。

2+-阴极：Cu+2e=Cu -2+-2+

电解精炼铜 阳极：Cu-2e=Cu、Zn-2e=Zn

-2+

②、原理： Ni-2e=Ni

阳极泥：含Ag、Au等贵重金属； 电解液：溶液中CuSO4浓度基本不变

③、电解铜的特点：纯度高、导电性好。 ①、概念：利用电解原理在某些金属的表面镀上一薄层其它金属或合金的过程。

将待镀金属与电源负极相连作阴极；

②、方法：镀层金属与电源正极相连作阳极；

电镀： 用含镀层金属离子的电解质溶液配成电镀液。

-2+ 2+-电③、原理：阳极 Cu-2e=Cu；Cu+2e=Cu

解④、装置： 的应⑤、电镀工业：镀件预处理→电镀液添加剂→ 用装置：（如图）

现象 ①、阴极上有气泡；②、阳极有刺激性气体产，能使湿

润的淀粉KI变蓝；

电解食盐水 ③、阴极区附近溶液变红，有碱生成

+-+-原理： 通电前： NaCl =Na+Cl H2O H+OH

+++- 阴极（Fe）:Na,H移向阴极；2H+2e=H2↑(还原反应) ----通电后：阳极（C）：Cl、OH移向阳极；2Cl-2e=Cl2↑(氧化反应)

电解

总反应：2NaCl +2H2O 2NaOH +Cl2↑+H2↑

电解质溶液 电解结果：在两极上有新物质生成。

电解

总反应：2CuSO4+2H2O 2Cu+2H2SO4+O2↑

21 氯碱 工业

阳极、阴极、离子交换膜、电解槽、导电铜棒等 ①、组成：阳极：金属钛网（涂有钌氧化物）；阴极：碳钢网

（涂有Ni涂层）

阳离子交换膜：只允许阳离子通过，阻止阴离子和空气通过；

②、装置：

食盐 湿氯气 氯气 离子交换膜③、生成流程： 淡盐水 氢气 法制烧碱： NaOH溶液 →NaOH固体 精制食盐水 + — 纯水（含少量NaOH） 粗盐水（含泥沙、Cu2+、Mg2+、Ba2+、SO42-等） 阳离子交换树脂：除Cu2+、Mg2+等 加BaCl2，Ba2++SO42-=BaSO4↓

④、粗盐水精制： 加Na2CO3：Ca2++CO32-=CaCO3↓;Ba2++CO32-=BaCO3↓

加NaOH：Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓；Fe3++3OH-=Fe(OH)3↓

分散系——胶体

<10m 溶液

液溶胶 如：Fe(OH)3、AgI等胶体；

分散质微粒直径 按分散剂 固溶胶： 烟水晶、有色玻璃等；

分散质 组成

分散系 10-9m~10-7m 气溶胶 如烟、云、雾等。 分散剂

（胶体） 分子胶体：（高分子胶体）如蛋白质胶 按分散质体 淀粉胶体；

粒子胶体：如Fe(OH)3胶体，AgI胶体 -7

>10m 浊液(悬浊液、乳浊液)

①、微粒特征：直径在10-9m~10-7m，表面积大。 ②、鉴别胶体的方法：丁达尔现象 ③、净化和精制：渗析

Fe(OH)3胶体：将1~2mlFeCl3饱和溶液滴入20ml沸水溶液 显红褐色 FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(体)+3HCl Ⅰ、将0.01mol·L-AgNO3溶液8~10逐滴滴加到-9

22 10ml0.01mol/LKI溶液中边滴加边用力振荡

④、胶体的制备： Ⅱ、AgNO3+KI=AgI（胶体）+KNO3

AgI胶体 Ⅲ、说明：滴加顺序不同AgI胶体带电不同，本

法KI过量，AgI胶体吸附I-带负电反之带正电（Ag+）

硅酸胶体：将1ml水玻璃加到5~10ml 1mol/L盐酸中边滴加边振荡。

Na2SiO3+2HCl=H2SiO3（胶体）+2NaCl

胶体 Ⅰ、丁达尔现象： 定义：光束通过胶体，形成光亮的“通路”

的现象。

原因：胶粒对光的散射而形成的。

Ⅱ、布朗运动

ⅰ、在外电场作用下，胶体粒子在分散剂里向电极（阴或阴极）作定向移动现象。

⑤、胶体的性质：Ⅲ、电泳：ⅱ、原因：表面积大，吸附强，胶粒带电。

ⅲ、吸附规律： 带正电：金属氢氧化物、金属氧化物的胶体； 带负电：非金属氧化物、金属硫化物胶体。 ⅳ、应用：除尘。

原因：使胶体粒子从分散剂中析出的过程。

Ⅳ、胶体的聚沉：方法：加入带相反电荷胶粒的胶体；加入电解质；加热等。

①、土壤的保肥作用：土壤胶体一般带负电，可吸附带正电的肥料；

⑥、应用 ②、制豆腐的化学原理；

③、江河入海口处形成三角洲； ④、明矾净水原理。

意义：在一定温度下固体物质在液态溶剂里当溶解速率和结晶速率相

等形成饱和溶

溶解平衡： 液的状态（动态平衡）

2+-表示 Mg(OH)2(S) Mg(ag)+2OH(ag)

注意：溶解方程式与电离方程式的不同点。

固体的溶解度=

固体 饱和溶液中溶质的质量(g)×100g（溶剂）

饱和溶液中溶剂的质量(g)大多数固体溶解度随温度的升高而增大，如KNO3；

影响因素温度：只有少数物质的溶解度影响很小，如NaCl；溶解度 极少数物质的溶解度随温度升高而减小，如Ca(OH)2。

5

概念：在1.01×10Pa和一定温度下，1体积水所溶解气体的体积；

溶液 气体 表示方法：非标况下气体的体积换算成标况下的体积；

影响因素：气体的溶解度随温度的升高而减小，随压强增大而增大。

溶质的质量分数=

浓度

溶质的质量(g)×100%

溶液的质量(g)-

物质的量浓度（mol·L）=

其它

溶质的物质的量(mol)

溶液的体积(L)结晶方法：蒸发溶剂结晶；蒸发后冷却。结晶水合物：含有结晶水的化合物。风化：在室温下结晶水合物失去一部分或全部结晶水的现象。潮解：晶体在空气中吸收水蒸气，在其表面逐渐形成溶液的现象。

23 三、基础知识网络图

第一部分：物质的组成、分类、性质和变化 游离态 分子晶体 分子 单 质 物质：元素 ※表示原子或元素的化学用语：元素符号、 离子符号、电子式、原子结构示意图； 原子晶体 化合物 原子 化合态 相对原子质量、相对分子质量 离子晶体 离子 构成物质的微粒 单质：金属 、非金属 、稀有气体 氢化物：非金属氢化物、金属氢化物 纯 净 物 氧化物：酸性氧化物、碱性氧化物、两性 无机 物 氧化物、不成盐氧化物、过氧化物 分类 混 合 物 化合 物 酸：无氧酸 、含氧酸 、强酸 、弱酸 碱：强碱 、弱碱 有机 物 盐：正盐 、酸式盐 、碱式盐 、复盐 、络盐 ※表示单质或化合物的化学用语：化学式、结构式、结构简式、电子式等 物理性质：色、态、熔点、密度、溶解性等 性质 物质 化学性质：金属性、非金属性、氧化性、还原性、酸性、碱性、稳定性、可燃性 物理变化 基本反应类型：化合、分解、置换、复分解 变化 电子转移：氧化还原、非氧化还原 离子参加：离子反应、非离子反应 物理变化 反应程度：可逆、不可逆 热效应：放热、吸热 ※表示物质变化的化学用语：化学方程式、热化学方程式、离子方程式、电极反应式、电离方程式 阿伏加德罗常数：N=N/n 物质的量 摩尔质量：M=m/n 计量 (mol) 气体摩尔体积：V =22.4 n(标准状况) 溶液的浓度：C=n/V 浊液：悬浊液、乳浊液 分散系 胶体：分散质微粒直径10～10m 溶液：溶解平衡、溶解度 基 本 概 念（一） A-9-7

24 金属性、非金属性 色、态、味 溶解度、熔点、沸点 氧化性、还原性 酸性、碱性 密度、硬度、导电性 导热性、塑性 稳定性、可燃性 金属 非金属化学性质 物理性质单质游离态 稀有气体 纯净物单质宏观 化合物元素 化合物 组分类 无机物 有机物 化合态 性质 金属氢化物酸性 氢化物 大多数有机物 物质 稀有气体酸 非金属氢化物成盐氧化物 分子晶体 分子碱性 两性 特殊 氧化物 变化 气态及挥发性物质原子晶体 不成盐氧化物 含氧酸、无氧酸 酸 石墨（混合晶体） 强酸、弱酸子微观 金属晶体强碱、弱碱 碱 大多数盐 可溶碱、难容碱 强碱 离子晶体 离 正盐子 碱性氧化物 酸式盐 部分过氧化物 盐 碱式盐 复盐；络盐 混合物 潮解、分馏 有机、无机 升华、萃取 物理变化 化学变化 化合、分解、置换、复分解 风化、干馏 氧化还原；非氧化还原 溶解、盐析裂化、裂解 分子、离子 吸热、放热 基 本 概 念（二） 可逆、不可逆 原

25

第二部分：基本理论（物质结构、化学反应速率、化学平衡、电解质溶液）

物质结构 质量数 同位素 中子 分子 原子

核电荷数 元素 分分分 子子子核外电子 原子核 化性的的间 学质子质规形极作键律 运原子序数 变 成性用分排化动力层布

状（ 规态范元德 律共离金素华价子属周 非极力键键键期特性极） 律殊最次各能性分 性外外层量子分层层最最共离金 子不不多低表现形式 价子属容超超原 化化单电过过纳理元合合质 子影素物物及云个 响周合个个实物期金

质理律 性质

表 元元元核示晶素编素归素外方 体决周制周纳性定电法结构简图 类 期质子表期型律的排 的表周布结电子式 构期周性期 金分原离性属子子子

晶晶晶晶 横：周期 元素种类 体体体体起止序号 n=1 2 1～2 短周期 n=2 8 元素性质 3～10

n=3 8 周11～18 原 期子18 n=4 19～36 表 结n=5 18 长周期 位37～54 构 置32 n=6 55～86 21 不完全周期 87～111 n=7 纵：族 主族： A～ⅦA Ⅰ 副族： B～ⅦB、ⅠB ⅡB Ⅲ Ⅷ族 0族

( ) 8182n2

26

比较 类型 离子晶体 构成晶体微阴、阳离子 粒 形成晶体作用离子键 力 熔沸点 较高 硬度 硬而脆 导电性 熔融 .导电 水溶液 原子晶体 原子 共价键 分子晶体 分子 范德华力 物理性质 不良 传热性 不良 延展性 不良 易溶于极性溶解性 溶剂 NaCl，KBr 典型实例

很高 低 大 小 绝缘体(半导不良 体) 不良 不良 不良 不良 不溶于任何溶相似相溶 剂 质：H2、O2 单质：金刚石、单物：冰、SiC、Si、SiO2 化合干冰 化学反应速率表示方法 ：vA=△cA/△t单位：mol/L·s(min或h ) 是平均速率，均取正值 特点 计算 影响因素 应用 同一反应选用不同的物质表示速率，数值可能不同 各物质表示的速率比 等于该反应方程式的系数比 内因(主) 反应物的结构、性质 浓度 压强 温度 催化剂 其他条件 光、超声 波、激光、放射线? 定 等 动 变 浓度 影响化学平衡因素 压强 温度 平衡移动原理 (勒沙特列原理) 各成分百分含量保持不变 v正=v逆≠0 动态平衡 条件改变，平衡状态改变 和化学平衡化学反应速率化学反应化学平衡条件的选择合成氨适于 外因（辅） 化学平衡、化学 反应速率 可逆反应 化学平衡建立的条 件：v正=v逆≠0 化学平衡的特征 (平衡标志的判断) 27

电 解质 化 合物

装置

质非

电

解

强电解质（完全电离 ）AB A-+B- 已电离的弱电解质分子数 ×100%) （(电离度α= 电离度的定义 --弱电解质的分子总数 弱部电离平衡AB A+B 电分电离度平衡的移动 解电质离水的离子积KW=1×10-14(25℃) ）水的电离平衡HO H++OH- 2溶液的酸碱性：PH=-log[H+] 实质 发生条件 表示方式－离子方程式 离子反应 盐类的水解 类型 规律（酸碱性性判断） 能量转化学能→电能 换 （两极分别发生氧化还原反应产生（实质） 电流） 装置装置特外电路无电源；两极为活泼性不同 比较 点 （或其中之一为能导电的非金属）的金属 电极名负极（－）——较活泼 称 正极（＋）较不活泼 e 电子流负极（－）→正极（＋） 氧化 向 负极：M－ne→Mn+活泼金属失去电子 被氧化、被溶解、被腐蚀。 还原 +＋2e→H2↑(酸性电解质溶电极反正极：2H还原 应 液) 或M n+＋ne→M（不活泼金属的盐溶液） H2O＋O2＋4e→4OH-(中性、弱酸性 条件下的吸氧腐蚀) 影响因素 复分解反应 非氧化还原 水解反应 常见类型 络合反应 氧化还原 原理 置换反应 溶液中氧化还原反应 蓄电池 化学能与电应用 电源 干电池 能高能电池 原电池 的 电能 转化学能电解池换氯碱工业（电解饱和食盐水） 原理 ：电镀 应用 电解精练（精练铜） 电冶炼金属（冶炼铝） 电解质溶液 原电池 电解池 电能→化学能 （在电流作用下两极分别发生氧化还原反应） 外电路必须有直流电源；两极材料均 能导电即可 阴极——连接电源负极 阳极——连接电源正极 e e 电源负极→阴极 电源正极→阳极 还原 还原 阴极：2H+＋2e→H2↑或M n+＋ne→M 氧化 惰性电极（石墨或铂）Rn-－ne→R （例2Cl-—2e Cl2↑） 或4OH-—4e H2O＋O2↑ 金属电极做阳极，电极本身被氧化 氧化 M－ne→Mn+

28

第三部分：元素化合物转化关系

N2 煅烧 Mg3N2 Na2S Na2O NaOH NaCl H2O H2O O2 CO2 MgCO3 Mg(OH) 2MgO Mg MgO △ HCl △ Na Na2O2 Na2CO3 HCl NaOH H2O H2O Cl2 HCl Mg(OH)2 或

-CO 2 C2H5ONa OH NaHCO 3CH3COONa NaCl HCl X 电解 2 Mg(HCO3)2 MgCl2 MgX2 Na2CO3 CO2＋H2O CaCO3 CaHCO3 CaCl2 HCl △ 3+ HCl AlCl3(Al) NaOH HCl Cl2或 HCl CO2 HCl HCl HCl HCl HPO O2 电解 34NaOH HO HO(沸腾) Al2O3 Al(OH)3 CaO 2Ca(OH)2 CaHPO4 Al 2 Ca O2 CO2 NaOH 或HCl CO2 NaOH C(电炉) NaOH H2O NaAl O 2 H2O CaC2 Ca(ClO)2 Na2S HCl

S HCl FeCl2 Fe FeS O2 CO H2SO4 Cl2 Fe CO Na2S H2SO4 O2 等 浓 稀 O2 Cl2、HNO3 H2SO4 KSCN HCl Fe(SO) FeCl Fe(SCN)3 FeSO2433FeO FeO4 23

NaOH HCl KSCN NaOH H2SO4 Fe3O4 Fe(SCN)3 Fe(OH)2 Fe(OH)3 O2和H2O

Cu2O

O2 NH3H2O S 2+[Cu(NH)] CuO Cu(OH)CuS 342 Cu 2 CO、Al、H H+ H+ △ NaOH HNO3或H2SO4(浓)

Cu2+(NO3-、SO42-) CuS NaS 2

按照单质 氧化物 氢氧化物 盐为线索进行搜罗寻找关系

2金属部分：

29 NH4Cl CH3CH2OH NH3 FeS2 Na2SO3 BaSO3 PCl3 P PCl5 Na3PO4 CaHPO4

H2SO4 Zn CH4 KClO3 HgO KMnO4 FeCl3 CuCl2 CH3Cl HBr Cl AgBr Na2O2 NaBr FeCl2 Br2 Cl2 I2 HCl CO2l NaCll CuCl2 H2 NaI CH2=CHCl H2 H2O O2 CH3COOH PCl3、PCl5 NaClO O2 HClO Cu Ca(OH)2 Fe3O4 SO2 CO2+H2O Ca(ClO)2 CH2ClCH2Cl HI AgI FeS PbS Na2S Mg3N2 N2 NO NO2 N2O4 S H2S CuS NH4Cl SO2 SO3 Na2SO4 NH3 NaNO3 HNO3 Cu(NO3)2 NO2 [Ag (NH3)2] H2SO3 H2SO4 BaSO4 +NH3·H2O NO2 或 (C6H7O2) NO2 NO2 n P2O5 HPO3 CaSiO3 SiH4 SiF4 CO H2CO3 Ca(HCO3) 2 Ca3(PO4)2 H3PO4 H2SiO3 SiO2 Si C CO2 CaCO3 Ca (H2PO4)2 H4SiO4 Na2SiO3 SiCl4 CaC2 Ca(OH)2 CaO 非金属：按照化合价寻找各类物质，主要有氢化物、单质、氧化物、含氧酸、及其盐

30

第四部分：有机化学 有 机 化合 物链烃

（脂肪烃）

饱和链烃 不饱和链烃 烷烃：CnH2n+2(n?1)R—CH3 烯烃：CnH2n (n?2) R—CH=CH2

二烯烃：CnH2n-2(n?4)R—CH=CH—CH=CH2 炔烃：CnH2n-2(n?2) R—C≡CH

R

烃

环烃 环烷烃CnH2n (n?3)

芳香烃（苯和苯的同系物）CnH2n-6(n?6)

卤代烃（官能团：—X）：饱和一卤代烃CnH2n+1X(n?1)R—X

烃的衍生物

醇 （官能团：—OH）：饱和一元醇CnH2n+1OH(n?1)R—OH 醚 CnH2n+2O (n?2)R—O—R 酚（苯酚）（官能团：—OH）CnH2n-6O (n?2) OH 醛 （官能团：—CHO）CnH2nO (n?1)R—CHO 酮 （官能团：—CO—）CnH2nO (n?3)R—CO—R’ 羧酸 （官能团：—COOH）：饱和一元羧酸 CnH2n+1O2 (n?1)R—COOH 酯 （官能团：—COO—R）：饱和一元羧酸和饱和一元醇形成的酯 CnH2nO2 (n?2)R—COOR’ 硝基化合物（官能团—NO2）R—NO2 胺（官能团—NH2）R—NH2

官能团的性质有机抓住 高分子化合物 合成塑料 合成高分子 合成橡胶

合成纤维 四、典型无机物小结 有关水的反应小结 一. 水在氧化还原反应中的作用 ? 水作氧化剂:

水与钠、其它碱金属、镁、等金属在一定温度下反应生成氢气和相应碱 水与铁在高温下反应生成氢气和铁的氧化物（四氧化三铁） 水与碳在高温下反应生成“水煤气”。 铝与强碱溶液反应 *硅与强碱溶液反应

? 水作还原剂： 水与单质氟反应 ? 水电解

? 水既不作氧化剂也不作还原剂： 水与氯气反应生成次氯酸和盐酸

水与过氧化钠反应生成氢氧化钠和氧气

水与二氧化氮反应生成硝酸和一氧化氮 二。水参与的非氧化还原反应：

? 水合、水化：

水与二氧化硫、三氧化硫、二氧化碳、五氧化二磷等酸性氧化物化合成酸。（能 与二氧化硅化合吗？）

水与氧化钠、氧化钙等碱性氧化物化合成碱。(氧化铝、氧化铁等与水化合吗？) 氨的水合

无水硫酸铜水合 （变色，可检验液态有机物中是否含水）

（喀斯特地貌的形成 ，氨碱法制纯碱等与上述CO2水合，NH3水合有关；

糖 和—COOH） 蛋白质：多肽、氨基酸（官能团：—NH2

单糖：葡萄糖、果糖C6H12O6(互为同分异构)

二糖：蔗糖、麦芽糖C12H22O11(互为同分异构) 多糖：淀粉、纤维素(C6H12O6)n (n值不同)

天然高分子：橡胶（聚异戊二烯）、多糖、蛋白质

31 浓硫酸吸水，用硝酸镁吸水浓缩稀硝酸等也与相关物质的水合有关；工业酒精用生石灰吸水以制无水酒精） 乙烯水化成乙醇 *乙炔水化制乙醛 ? 水解:

乙酸乙酯水解

油脂水解(酸性水解或皂化反应) 水与电石反应制乙炔 名称中带“水”的物质 （一）与氢的同位素或氧的价态有关的“水”。

蒸馏水—H2O 重水—D2O 超重水—T2O 双氧水—H2O2

（二）水溶液

氨水—（含分子：NH3，H2O，NH3·H2O，含离子：NH4+，OH-，H+） 氯水—（含分子：Cl2，H2O，HClO，含离子：H+，Cl-，ClO-，OH-） 卤水—常指海水晒盐后的母液或粗盐潮解所得溶液，含NaCl、MgCl2、NaBr等

王水—浓硝酸和浓盐酸的混合物（1：3） 硬水—含有校多Ca2+，Mg2+的水

软水—不含或只含少量Ca2+、Mg2+的水 生理盐水—0.9%的NaCl溶液 水玻璃—Na2SiO3溶液 （三）其它 水银--Hg 水晶--SiO2 水泥—2CaO·SiO2、 3CaO·SiO2、 3CaO·Al2O3

铁水—一般指熔融的生铁，含Fe、C、Mn、Si、P等 水煤气—CO 、H2的混合气

生成氧气的反应小结 （1）氯酸钾热分解（二氧化锰催化） （2）高锰酸钾热分解

*（3）过氧化氢分解（二氧化锰催化） （4）电解水

（5）氧化汞热分解 （6）浓硝酸分解

（7）次氯酸分解（光） （8）氟与水置换反应 （9）过氧化钠与水反应

（10）过氧化钠与二氧化碳反应

*（11）光合作用 以上1~3适合实验室制取氧气，但一般所谓“实验室制取氧气”是指1、2两 种方法。工业用氧气主要来自分离液态空气。 生成氢气反应小结 （1） 锌、镁、铁等金属与非氧化性酸反应

32 （2）铝与氢氧化钠溶液反应 *（3）硅与氢氧化钠溶液反应

（4）钠、镁、铁等金属在一定的温度下与水反应 （5）钠（钾、镁、铝）与醇类反应 *（6）苯酚与钠反应 （7）焦碳与水高温反应

*（8）一氧化碳与水催化反应 （9）碘化氢热分解 （10）硫化氢热分解 （11）电解水

（12）甲烷高温分解 其中（1）、（2）适用于实验室等少量氢气的制取；（7）、（8）、（12）可用于工业制氢；（11）可能是未来清洁能源的来源。 氯气的反应小结 （1） 氯气与大多数金属反应。（与铁、铜等变价金属反应时，生成高价氯化物）

（2） 氯气与磷反应 3Cl2+2P==2PCl3 PCl3+Cl2==PCl5 (白色烟雾;哪种生成物制敌百虫?)

（3） 氯气与氢气反应(纯净氢气在氯气中燃烧；混合气爆炸； 卤素的活泼程度比较)

（4） 氯气与水反应(跟其它卤素比较：氟的特殊性;溴,碘与水反应的程度) （5） 氯气与氢氧化钠溶液反应(用氢氧化钠溶液吸收残余氯气) （6） 氯气与氢氧化钙反应 (制漂白粉) （7） 氯气与溴化钠溶液反应

（8） 氯气与碘化钾溶液反应(卤素相互置换的规律如何?氟置换其它卤素有何特殊?)

（9） 氯气与甲烷取代反应(条件?) （10） 氯气与乙烯的反应(反应类别?)(乙烯通入溴水使溴水褪色) （11） 氯气与苯的取代反应(条件?) （12） 氯气与氯化亚铁溶液反应 （13） *氯气与硫化氢溶液反应(现象?) （14） *氯气与二氧化硫溶液反应(溶液酸性变化?漂白作用的变化?) （15） 氯气的检验方法---淀粉碘化钾试纸（单质碘的检验方法如何？） 氯化氢、盐酸、卤化物小结 （1） 浓盐酸被二氧化锰氧化（实验室制氯气）

（2） 氯化钠与浓硫酸反应（用于实验室制氯化氢；温度的影响；溴化氢及碘化氢制取的不同点）

（3） 盐酸、氯化钠等分别与硝酸银溶液的反应（盐酸及氯化物溶液的检验；溴化物、碘化物的检验） （4） 盐酸与碱反应

（5） 盐酸与碱性氧化物反应 （6） 盐酸与锌等活泼金属反应

（7） 盐酸与弱酸盐如碳酸钠、硫化亚铁反应 （8） 盐酸与苯酚钠溶液反应

33 （9） 稀盐酸与漂白粉反应 （10） 氯化氢与乙烯加成反应 （11） 氯化氢与乙炔加成反应（制聚氯乙烯） （12） 浓盐酸与乙醇取代反应 （13） 漂白粉与空气中的二氧化碳反应 （14） HF，HCl，HBr，HI酸性的比较 （15） HF对玻璃的特殊作用，如何保存氢氟酸？ （16） 溴化银的感光性 （17） 用于人工降雨的物质有哪些？ （18） 氟化钠在农业上有何用途？ 氯水性质的多重性 1． 氯水的多重性质 （1）Cl2的强氧化性

（2）次氯酸的强氧化性 （3）次氯酸的不稳定性

（4）盐酸的酸性，次氯酸的酸性 2． 氯水反应时反应物的处理。

（1） 作氧化剂时，如果Cl2能发生反应则主要是Cl2反应，氯气不能发生的反应则认为是次氯酸的作用。

（A）氯水与碘化钾、溴化钠、硫化钠等溶液反应是Cl2反应 （B）氯水与氯化亚铁反应是Cl2的反应 （C）氯水与SO2溶液反应是Cl2的作用 （D）氯水的漂白作用是次氯酸的作用。

（2） 氯水中加AgNO3是盐酸的作用（即Cl-）的作用。

（3） 氯水与强碱（足量）反应时，盐酸和次氯酸共同作用生成氯化物和次氯酸盐 硫及其化合物的反应 （一） 硫单质的反应（非金属性弱于卤素、氧和氮） 1． 硫与氧气反应（只生成二氧化硫，不生成三氧化硫） 2． 硫与氢气反应（可逆反应）

3． 硫与铜反应（生成+1价铜化合物，即硫化亚铜） 4． 硫与铁反应，（生成+2价铁化合物，即硫化亚铁） 5． 硫与钠、铝等反应生成相应的硫化物

6． *硫与汞常温反应，生成HgS（撒落后无法收集的汞珠应撒上硫粉，防止汞蒸气中毒）

7． *硫与强碱溶液反应生成硫化物和亚硫酸盐（试管上粘附的硫除了可用CS2洗涤以外，还可以用NaOH溶液来洗）

（二） 硫化氢的反应 （不稳定性、强还原性、酸性） 1． 受热分解

2． 燃烧（充分燃烧与不充分燃烧产物不同） 3． 与卤素单质如Br2反应，硫被置换

4． *与醋酸铅反应生成黑色醋酸铅（可用醋酸铅试纸或者硝酸铅试纸检验硫化氢）

5． 与硫酸铜或氯化铜反应生成黑色硫化铜沉淀（但不能与亚铁盐溶液

34 发生类似反应）

6． 与氯化铁溶液反应，硫化氢可被氧化成单质硫 7． 被浓硫酸氧化（通常氧化成单质硫） 8． 被二氧化硫氧化

9． 氢硫酸在空气中被氧气氧化而浑浊

（三）二氧化硫或亚硫酸的反应 (弱氧化性,强还原性,酸性氧化物) 1.氧化硫化氢

2.被氧气氧化（工业制硫酸时用催化剂；空气中的二氧化硫在某些悬浮尘埃和阳光作用

下被氧气氧化成三氧化硫，并溶解于雨雪中成为酸性降水。） 3被卤素氧化SO2+Cl2+2H2O==H2SO4+2HCl 4。*被硝酸氧化 5．与水反应

6．与碱性氧化物反应 7．与碱反应

8． 有漂白性 （与有机色质化合成无色物质，生成的无色物质不太稳定，受热或时日一久便返色） 硫酸性质用途小结 1． 强酸性 （1）与碱反应

（2）与碱性氧化物反应（除锈；制硫酸铜等盐）

（3）与弱酸盐反应（制某些弱酸或酸式盐如制磷酸，制过磷酸钙） （4）与活泼金属反应（制氢气）

2． 浓硫酸的吸水性 （作气体干燥剂、硝酸浓缩时的吸水剂；） 3． 浓硫酸的脱水性 （使木条、硬纸板等炭化；乙醇脱水制乙烯） 4． 浓硫酸的强氧化性 （1）使铁、铝等金属纯化；

（2）与不活泼金属铜反应（加热） （3）与木炭反应（加热）

（4）制乙烯时使反应混合液变黑

（5）不适宜用于实验室制碘化氢或溴化氢，因其能氧化它们 5． 高沸点（不挥发性）（制挥发性酸）

A。制氯化氢气体、氟化氢气体（HCl和HF都易溶，用浓硫酸） B。制硝酸 （HNO3易溶，用浓硫酸）

C。制硫化氢气体（H2S溶解度不大，且浓硫酸能氧化H2S，故应用稀硫酸）

D。制二氧化硫 （二氧化硫溶解度较大，用较浓的硫酸）

实验室制二氧化碳一般不用硫酸，因另一反应物通常用块状石灰石，反应生成的硫酸钙溶解度小易裹在表面阻碍反应的进一步进行。 6． 有机反应中常用作催化剂 （1）乙醇脱水制乙烯（或制乙醚）（作催化剂兼作脱水剂，用多量浓硫酸） （2）苯的硝化反应（硫酸作催化剂也起吸水作用，用浓硫酸） （3）酯化反应（硫酸作催化剂和吸水剂，用浓硫酸） （4）酯水解（硫酸作催化剂，用稀硫酸）

35

具有漂白作用的物质 物质 原理 生成物稳定性 Cl2 、氯水 、漂白粉 （真正作用的都是次氯酸） 把色质氧化 稳定 O3 Na2O2 H2O2 SO2 与色质化合 不太稳定 碳的还原性 1． 与氧气反应（燃烧）

2． 与石英砂高温反应（工业应用：制硅单质）

3． 与金属氧化物反应如氧化铜、氧化铁（冶炼铁用焦炭，实际的还原剂主要是什么？）

4． 被热的浓硫酸氧化 5． 被热的浓硝酸氧化

6． 高温下被二氧化碳氧化。 *高温下被水氧化生成水煤气。 碳酸盐小结 1． 一些碳酸盐的存在、俗称或用途。

大理石、石灰石、白垩、方解石、蛋壳、贝壳、钟乳石—CaCO3； 纯碱、苏打—Na2CO3； 小苏打—NaHCO3 （可用于食品发泡，治疗胃酸过多症） 菱镁矿—MgCO3（制MgO）； 菱铁矿—FeCO3 ； 碳铵—NH4HCO3；（氮肥） 草木灰的主要成分—K2CO3；（钾肥）暂时硬水的成分—Ca(HCO3)2和Mg(HCO3)2 ； 锅垢的主要成分—CaCO3和Mg(OH)2； 炼铁的 “熔剂”—CaCO3 (炼钢的造渣剂是生石灰)

制普通玻璃原料—石灰石、纯碱、石英 ； 制水泥的原料—石灰石、粘土 2.碳酸的正盐和酸式盐

(1)相互转化: 碳酸钙和碳酸氢钙的转化 (实验现象; 石灰岩洞和钟乳石形成)

碳酸钠和碳酸氢钠的转化 (碳酸钠溶液跟盐酸反应不如碳酸氢钠剧 烈; 除去碳酸氢钠溶液中的碳酸钠杂质; 除去碳酸钠中碳酸氢钠杂质; 除去二氧化碳中的氯化氢杂质为什么不用碳酸钠溶液而用碳酸氢钠溶液等问题)

(2)共同性质: 都能跟酸(比碳酸强的酸)反应生成二氧化碳气体. (碳酸盐的检验) (3)稳定性比较: 正盐比酸式盐稳定 [稳定性: 酸<酸式盐<正盐,是一个比较普遍的现象 如HClO

(4)溶解性比较 碱金属碳酸盐: 酸式盐的溶解性弱于正盐. 如NaHCO3CaCO3 (5)碳酸氢钠与碳酸钠某些反应的异同

? 都有碳酸盐的通性—-与盐酸反应生成二氧化碳 (要注意熟悉反应时耗酸量及生成气体量的各种情况下的比较.) ? 跟石灰水或氢氧化钡溶液都生成白色沉淀

? 碳酸氢钠能跟氢氧化钠等碱反应而碳酸钠不反应;

? 碳酸钠跟氯化钙或氯化钡溶液易生成碳酸盐沉淀,而碳酸氢

36 钠跟盐类稀溶液不易生成沉淀.

钠及其化合物的重要性质 (一)钠的反应 1. 钠跟氧气常温下一般认为生成氧化钠,加热(燃烧)生成过氧化钠. (钠的保存) 2. 钠跟硫能剧烈反应,甚至爆炸 3. 钠跟水反应(现象?)

4．*钠跟硫酸铜溶液反应（现象？） 5. 钠跟乙醇反应(与跟水的反应比较;)

（有机物中的醇羟基、酚羟基、羧基都跟钠反应生成氢气。） (二)氧化钠和过氧化钠

1. 都是固态物,颜色不同.氧化钠是白色,过氧化钠是淡黄色;

2. 氧化钠是典型的碱性氧化物,跟酸、酸性氧化物、水反应都符合碱性氧化物的通性；

3..过氧化钠不属于碱性氧化物。 过氧化钠与水反应

过氧化钠与二氧化碳反应 (用作供氧剂) 过氧化钠有漂白作用（强氧化性） (三)氢氧化钠的性质

1. 白色固体,易潮解,溶解放热,强腐蚀性 （使用中注意安全）

2. 强碱,具有碱的通性: 跟酸中和;跟酸性氧化物反应;跟某些盐反应生成沉淀；跟铵盐反应生成氨气(实验中制取氨气用消石灰)

3. 氢氧化钠跟两性氧化物（Al2O3）反应；跟两性氢氧化物[Al(OH)3]反应 4. 氢氧化钠与金属铝反应生成氢气和偏铝酸钠. 5. *氢氧化钠跟单质硅反应生成氢气和硅酸钠

6. 腐蚀玻璃、陶瓷等硅酸盐制品，特别是熔融态的氢氧化钠强腐蚀性。（保存中注意避免在有玻璃塞、玻璃活塞的容器中时间过长；制甲烷时加生石灰的作用；熔化氢氧化钠的容器选择等）

7. 氢氧化钠跟氯气等非金属单质反应 （用NaOH溶液吸收残余氯气） 实验室制得的溴苯有红褐色，可用氢氧化钠除去。 *粘在试管上的硫可以用热的氢氧化钠溶液洗去。 8. 氢氧化钠跟无水醋酸钠反应（制甲烷）

9. 氢氧化钠跟苯酚反应（用于苯酚与苯等有机物的分离）（醇没有酸性，不与氢氧化钠反应）

10. 酯的碱性水解；油脂的皂化反应（制肥皂） 根据生成沉淀的现象作判断几例 ? 加氢氧化钠生成白色沉淀，继续加氢氧化钠沉淀不消失—可能是镁盐 ? 加氢氧化钠生成白色沉淀，继续加，白色沉淀逐渐消失—常见为铝盐 ? 加氢氧化钠生成白色沉淀，沉淀迅速变灰绿色，最后变成红褐色—亚铁盐

? 加盐酸（或硫酸）生成白色沉淀，继续加，沉淀逐渐消失—偏铝酸钠 ? 加盐酸，生成白色沉淀，继续加，沉淀不消失—可能是硝酸银或硅酸钠或苯酚钠

? 加氨水生成白色沉淀氢氧化银（或黑褐色沉淀—氧化银）继续加，沉淀消失—硝酸银（制银氨溶液）

37 ? 加氢氧化钠生成红褐色沉淀—铁盐；生成蓝色沉淀—铜盐

? 石灰水中通入气体，能生成沉淀，继续通时沉淀能逐渐消失，气体可能是二氧化碳或二氧化硫。

? 通二氧化碳能生成白色沉淀，继续通，沉淀能逐渐消失的溶液：石灰水，漂白粉溶液，氢氧化钡溶液；继续通二氧化碳时沉淀不消失的有硅酸钠溶液，苯酚钠溶液，饱和碳酸钠溶液。 既跟酸反应又跟碱反应的物质小结 1. 金属铝 2. 两性氧化物(氧化铝,氧化锌) 3. 两性氢氧化物(氢氧化铝) 4. 弱酸的酸式盐(如NaHCO3)

5. 弱酸弱碱盐(如(NH4)2S; NH4HCO3等) 6. *氨基酸

7. 有一些物质与特定酸碱反应如AgNO3与盐酸、强碱反应。 铁及其化合物的性质 （一）铁的反应 1) 铁丝在纯氧中燃烧生成四氧化三铁(现象?) 2) 红热的铁丝在氯气中反应生成氯化铁(三价铁) 3) 铁粉与硫粉混合加热时反应生成硫化亚铁

4) 铁与非氧化性酸(盐酸、稀硫酸、醋酸等)反应生成氢气和亚铁盐 5) 铁与浓硫酸或浓硝酸作用发生“钝化”现象

6) 铁与过量稀硝酸反应生成一氧化氮和硝酸铁（三价），铁与不足量稀硝酸反应可能生成一氧化氮和硝酸亚铁

7) 红热的铁与水蒸气反应生成四氧化三铁和氢气 8) 铁从硫酸铜等盐溶液中置换出金属（条件？） 9) 铁与三价铁离子反应 （二）铁的氧化物

1）种类：氧化亚铁，黑色，不稳定；氧化铁，红色（红色颜料--铁红）；四氧化三铁，黑色（磁性氧化铁）（价态？）

2）跟盐酸反应，生成氯化物，铁的价态不变；跟硝酸反应，二价铁可被氧化。 3）跟CO高温反应，铁被还原（炼铁） （三）铁的盐类

1） Fe2+浅绿色；Fe3+棕黄色

2） Fe2+还原性，被氯气、硝酸等氧化成Fe3+ 3） Fe3+氧化性，一般被还原成Fe2+ Fe3+与Fe反应 *Fe3+与Cu反应

Fe3+跟H2S溶液反应生成浑浊

4） 亚铁盐溶液中加入碱溶液生成白色沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色；

三价铁盐溶液中加入碱溶液，生成红褐色沉淀

5） 三价铁盐溶液中滴加KSCN或NH4SCN，溶液变血红色（检验Fe3+） 二价铁盐溶液滴加KSCN溶液不变红色，如果再加氯水，变红色（检验Fe2+） 6） 三价铁盐与酚类作用显示紫色

38 7） 苯与卤素（Cl2，Br2）反应时加铁屑催化，实质是铁盐起催化作用 金属冶炼方法 1． 还原剂法。用适当的还原剂把金属从化合物中还原出来。适用于中等活泼的金属的冶炼如：用CO还原Fe， 用H2还原W

用Al还原Cr （铝热法）

2． 电解法。适用于很活泼的金属的冶炼。如 电解熔融氯化钠冶炼金属钠 电解氯化镁冶炼金属镁 电解氧化铝冶炼金属铝

3． 加热法。适用于某些不活泼金属，如加热氧化汞生成金属汞

4． 黄金等不活泼金属以单质存在于自然界，可用某些物理方法（淘金）或化学方法使其与杂质分离提取。 置换反应的几种类型 1． 较活泼金属从盐溶液中置换较不活泼的另一种金属（金属活动顺序） 如：锌置换铜；铜置换银（钠、钾等极活泼的金属不能从盐溶液中置换其它金属）

2． 较活泼的非金属从盐溶液或氢化物溶液中置换较不活泼的另一种非金属

如：氯气置换溴、碘、硫；溴置换碘、硫；碘置换硫；氧气置换硫；氟气从水中置换出氧气；（氟气不能从溶液中置换出其它卤素单质） 3． 金属从酸（非氧化性酸）溶液中置换出氢（“氢前”金属） 金属从水中置换出氢（“氢前”金属，温度条件）

金属从醇或酚中置换出氢（很活泼的金属如钠、钾、镁等） 4． 金属与氧化物或盐的高温“干态”置换。

如：2Al+Fe2O3=2Fe+Al2O3（还有其它的铝热剂反应） 2Mg+CO2=C+2MgO

5． 非金属与其它化合物的“干态”置换 如：氢气与氧化铜或氧化铁的反应 硫化氢的不完全燃烧 木炭还原氧化铜

炼钢炉中C+FeO Fe+CO↑ Si+2FeO SiO2+2Fe. 制单质硅 SiO2+2C Si+2CO↑. 因反应条件不同而生成不同产物举例 （一）反应物相对量大小影响产物举例：

1) 多元碱与酸或多元酸与碱反应因相对量的多少有生成酸式盐、正盐、碱式盐的不同

2) 磷与氯气反应,因量的比例不同而分别得三氯化磷或五氯化磷 3) 硫化氢燃烧因反应物量的比例不同而分别得硫单质或二氧化硫

4) 氢氧化钙跟二氧化碳反应,因反应物量的比例不同而得碳酸钙沉淀或碳酸氢钙溶液

5) 碳燃烧因氧气充足与否而生成一氧化碳或二氧化碳

6) 铁与稀硝酸反应因铁的过量或不足生成二价铁盐或三价铁盐 7) 铝盐与氢氧化钠反应据量的不同而生成氢氧化铝或偏铝酸钠

39 8) 偏铝酸钠与盐酸反应,据量的不同而可生成氢氧化铝或氯化铝溶液

9) 硝酸银溶液与氨水反应,因氨水的不足或过量而生成氧化银沉淀或银氨溶液 10) 碳酸钠跟盐酸反应,因滴加的盐酸稀而少或过量,有生成碳酸氢钠或二氧化碳的不同

以上7、8、9、10四条都是溶液间反应,因而有 “滴加顺序不同,现象不同”的实验效果,常用于 “不用其它试剂加以鉴别”的题解. （二）温度不同产物不同举例： 11) 钠与氧气反应因温度不同而产物不同(氧化钠或过氧化钠) 12) 氯化钠与浓硫酸反应除生成氯化氢外，温度不同会生成不同的盐 (微热时为硫酸氢钠,强热时为硫酸钠) 13) 乙醇与浓硫酸共热，140度生成物主要为乙醚，170度主要为乙烯。 （三）浓度不同产物不同举例： 14) 硝酸与铜反应，因硝酸的浓度不同而还原产物不同（浓硝酸还原成NO2， 稀硝酸还原成NO）

（四）催化剂不同反应不同举例

15）甲苯与氯气反应，铁催化时取代反应发生在苯环上，光照时取代反应发生在甲基上。

（五）溶剂不同反应不同举例

16）*卤代烃与氢氧化钠的水溶液共热发生取代反应（水解反应）；与氢氧化钠的醇溶液共热，发生消去反应。 燃烧及火焰的颜色 （一）燃烧的一般条件

1.温度达到该可燃物的着火点

2.有强氧化剂如氧气、氯气、高锰酸钾等存在

3.(爆炸物一般自身具备氧化性条件,如硝化甘油、三硝基甲苯、火药等，只要达到温度条件，可以在封闭状态下急速燃烧而爆炸) （二）镁在哪些气体中可以燃烧？ 1镁在空气或氧气中燃烧 2． 镁在氯气中燃烧 3． 镁在氮气中燃烧 4． 镁在二氧化碳中燃烧

（三）火焰的颜色及生成物表现的现象

? 氢气在空气中燃烧—-淡蓝色火焰

? 氢气在氯气中燃烧---苍白色火焰，瓶口有白雾。 ? 甲烷在空气中燃烧---淡蓝色火焰 ? 酒精在空气中燃烧---淡蓝色火焰

? 硫在空气中燃烧---微弱的淡蓝色火焰，生成强烈剌激性气味的气体。 ? 硫在纯氧中燃烧---明亮的蓝紫色火焰，生成强烈剌激性气味的气体 ? 硫化氢在空气中燃烧---淡蓝色火焰，生成强烈剌激性气味的气体。 ? 一氧化碳在空气中燃烧---蓝色火焰

? 磷在空气中燃烧，白色火焰，有浓厚的白烟 ? 乙烯在空气中燃烧，火焰明亮，有黑烟 ? 乙炔在空气中燃烧，火焰很亮，有浓厚黑烟

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