高中高考最牛化学资料吐血整理

前面的话：从常见的化学原理，化学定理着手。基本元素及其化合物与化学方程式整理！熟悉元素的性质与基本概念的运用！牢记特殊的现象与物质。化学在于记忆与应用相结合才能游刃有余于考场！平时自己应多归纳整理，思考每一题的考点。牢记特殊题型！

基本的定律与原理

质量守恒定律参加化学反应的各物质的质量总和等于反应后生成的各物质的质量总和。 阿佛加德罗定律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

※ 每有“三同”，必有第四同，此定律又叫“四同定律”

阿佛加德罗定律的推论 同温同压同体积的不同气体，质量比等于分子量之比，等于密度之比，等于相对密度 同温同压不同体积的气体，体积之比等于物质的量之比 同温同压同质量的气体，体积之比等于相对分子质量比的反比

勒沙特列原理如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、温度或压强等），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。 外界条件改变对反应速度和化学平衡的影响 所改变的条件 增大反应物浓度 升高温度 增大压强 加催化剂 原子核外电子排布的规律

泡利不相容原理——在同一个原子里，没有运动状态四个方面完全相同的电子存在

电子层（层） 电子亚层（形）

反应速度 加快 加快 加快 加快 化学平衡 向生成方向移动 向吸热方向移动 向气体分子数目减少的方向移动 不移动 核外电子运动状态的四个方面 电子云的空间伸展方向（伸） 电子的自旋（旋）

能量最低原理在核外电子的排布中，通常状况下电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当这些轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道

洪特规则在同一电子层的某个电子亚层中的各个轨道上，电子的排布尽可能分占不同的轨道，而且自旋方向相同，这样排布整个原子的能量最低。

基本规律

四种晶体比较表

构成晶体的微粒 微粒间相互作用 典型实例 离子晶体 阴、阳离子 离子键 NaCl、CsCl SiO2、SiC 机物、惰气 原子晶体 原子 共价键 金刚石、Si、分子晶体 分子 子 范德华力 干冰、氢气、有钠、镁、铝、铁 金属键 金属晶体 金属阳离子和自由电熔沸点 物 导电性 理 性 质 导热性 机械加工性 硬度 熔点较高、沸点高 固态不导电，熔化或熔沸点高 差 熔沸点低 差 不良 同上 较小 一般较高、部分低 良好 良好 同上 一般较高部分低 溶于水导电 不良 同上 较硬而脆 不良 同上 高硬度 ※注：离子晶体熔化时需克服离子键，原子晶体熔化时破坏了共价键，分子晶体熔化时只消弱分子间作用力，而不破坏化学键。氢键是一种特殊的分子间作用力，存在于H2O, HF, NH3使熔沸点升高！ 物质熔沸点规律

不同晶体：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体（金属晶体较复杂）

原子晶体：原子半径越小，键能越大，熔沸点越高。如金刚石＞单晶硅 离子晶体：组成相似的离子晶体，离子键越强，熔沸点越高 如：NaCl＞KCl

2、同种晶体金属晶体：金属键越强（半径小、价电子多），熔沸点越高 如：Na＜Mg＜Al

分子晶体：组成和结构相似的分子晶体，分子量越大，熔沸点越高 如：F2＜Cl2＜Br2＜I2

在比较不同晶体的熔沸点时，有时需借助常识或记忆有关数据 例：熔点 Na＞CH3COOH＞H2O 易混：金属熔点不一定比非金属高。例如Hg和干冰。有阴离子不一定有阳离子。金属有自由电子但是无阳离子。有阳离子一定有阴离子。化合物中有阴离子一定有阳离子。记忆常见物质的键角。

电子层结构相同的离子，核电荷数越多，离子半径越小；

比较金属性强弱的依据 金属性——金属气态原子失去电子能力的性质 金属活动性——水溶液中，金属原子失去电子能力的性质 同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱 同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强

依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱 碱性愈强，其元素的金属性也愈强

依据金属活动顺序表（极少数例外） 常温下与酸反应的剧烈程度 常温下与水反应的剧烈程度 与盐溶液之间的置换反应 高温下与金属氧化物间的置换反应； 用电化学的方法

注意：金属性与金属活动性并非同一概念，两者有时表现为不一致，诸如Cu与Zn：金属性Cu>Zn，而金属

活动性Zn>Cu。 比较非金属性强弱的依据

同周期中，由左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强 同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱

依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱 酸性愈强，其元素的非金属性也愈强 依据其气态氢化物的稳定性 稳定性愈强，非金属性愈强 与H2化合的条件 越易化合，非金属性越强

与盐溶液之间的置换反应 越易置换，非金属性越强

　?　　　　其它 例：2Cu＋S Cu2S Cu＋Cl2 　 点燃 CuCl2 所以，Cl的非金属性强于Ｓ 氧化剂的氧化能力（还原剂的还原能力）强弱的判定依据

1，根据反应条件来判断：是否加热，温度高低，有无催化剂

不同的氧化剂与同种还原剂（或不同的还原剂与同种氧化剂）的反应可依据以上条件来判断。

催化剂例如，由 2H2SO3＋O2＝2H2SO4 （快） 2Na2SO3＋O2＝2Na2SO4（慢） 2SO2＋O2 2SO3 ?可知还原性：H2SO3＞Na2SO3＞SO2 2、根据反应的剧烈程度来判定：

如 Cu＋4HNO3（浓）＝Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O （较剧烈） 3Cu＋8HNO3（稀）＝3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O （较微弱） 可知氧化性：浓HNO3＞稀HNO3

3、根据氧化—还原反应的传递关系来判断： 氧化剂氧化能力大于氧化产物的氧化能力；

简记作：“左”＞“右”还原剂的还原能力大于还原产物的还原能力。

※一般来说，判断氧化剂的氧化能力时不能简单地看氧化剂被还原成的价态高低，应看氧化剂氧化其它物质的能力。

比如 硝酸越稀，其氧化性越弱，跟同一还原剂反应时，化合价降得越多。KMnO4溶液酸性越强，氧化性越强，跟同一还原剂反应时，化合价降得越多

Na2SO3＋KMnO4(H+)→无色的Mn2+ Na2SO3＋KMnO4(H2O)→褐色的MnO2

－?Na2SO3＋KMnO4(OH)→绿色的MnO 242?２－－－－－ 2+

氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2＞SO2＞S 还原性：S＞SO 3 ＞I＞Fe＞Br＞Cl＞F关于NO2和N2O4平衡移动的讨论

一、结论：将NO2装入注射器内，进行下列操作，现象如下：

缓慢压缩，气体颜色逐渐加深 缓慢扩大体积，气体颜色逐渐变浅

突然压缩，气体颜色先变深，但最终比起如深 突然扩大体积，气体颜色选变浅，后变深，但最终比起始浅。 二、证明：以①为例推论如下：

设原平衡混和气中NO2、N2O4浓度分别为 a 摩/升、b摩/升。压缩至某体积时，NO2、N2O4在新平衡

[N2O4]bd下浓度分别为 c摩/升和d摩/升 ＝＝2慢慢压缩，可以认为气体温度不变，此温度下 [ NO 2 ] 常数，则 a2c2当体积缩小时，平衡2NO2 N2O4右移，[N2O4]增大，即d＞b，则得c2＞a2，所以c＞a，气体颜色加深。

何时考虑盐的水解

1、判断盐溶液酸碱性及能否使指示剂变色时，要考虑到盐的水解。

如CH3COONa溶液呈碱性，因为CH3COO＋H2O CH3COOH＋OH

2、配制某些盐的溶液时，为了防止溶液变浑浊（水解），需加入酸抑制其水解，此时考虑盐的水解。 例：配制CuSO4溶液时需加少量H2SO4，配制FeCl3溶液时需加入少量盐酸（加相应的酸） 3、比较盐溶液中离子浓度大小时，要考虑到水解。如Na3PO4溶液中[Na+]＞3[PO ] 3?4－

－

4、说明盐溶液中离子种类及多少时要考虑到水解。例 Na2S溶液中含有Na、H、S、HS-、OH-，其浓度关系是 [Na+]＋[H+]＝2[S2-]＋[HS-]＋[OH-]

5、某些活泼金属与强酸弱碱盐溶液反应时，需考虑水解。

如 镁插入CuSO4溶液中有H2放出。因为Cu2+＋2H2O Cu(OH)2＋2H Mg＋2H＝Mg2＋H2↑

＋

＋

＋

++2-

6、强酸弱碱盐与强碱弱酸盐溶液相混合，其现象不能复分解反应规律来解释时，要考虑到双水解。

?＝3CO↑＋Al(OH)↓； 例：泡沫灭火器的原理是：3HCO ＋Al3+ 2337、判断溶液中有关离子能否大量共存时要考虑盐的水解（主要是双水解问题）， 如Fe3+和HCO 不能大量共存； 38、施用化肥时需考虑到水解。如：草木灰（K2CO3）不能与铵态氮肥相混用。

2 ?＋HO HCO ＋OH NH ?＋OH因为CO 3324－

??－ NH3·H2O， 随NH3的挥发，氮肥失效。

9、分析某些化学现象时要考虑盐的水解。

如：制备Fe(OH)3胶体、明矾净水及丁达尔现象、FeCl3等溶液长期存放变浑浊，等。

10、判断中和滴定终点时溶液酸碱性，选用酸碱滴定时的指示剂以及当pH＝7时酸（碱）过量情况的判断等问题，要考虑到盐的水解。

如：CH3COOH 与NaOH 刚好反应时 pH＞7，若二者反应后溶液 pH＝7，则CH3COOH过量，因为CH3COO＋H2O CH3COOH＋OH，为此CH3COOH与NaOH互相滴定时，选用酚酞作指示剂。 11、试剂的贮存要考虑到盐的水解。

如贮存Na2CO3溶液不能玻璃塞，因为Na2CO3水解后溶液碱性较强，这样

2?SiO2 ＋2OH＝SiO ＋3H2O，Na2SiO3具有粘性，使瓶颈与瓶塞粘结在一起；

－

－

－

NH4F溶液不能用玻璃瓶盛装，因为水解时产生的氢氟酸腐蚀玻璃，

F＋H2O HF＋OH 4HF＋SiO2＝SiF4↑＋2H2O； 12、制取无水盐晶体时要考虑到盐的水解。

例：不能利用蒸干溶液的办法制FeCl3和AlCl3，也不能在空气中加热 FeCl3·6H2O和AlCl3·6H2O

制无水FeCl3和AlCl3，就是因为水解的缘故。

13、解释某些生活现象应考虑到盐的水解。

? ）双水解的道理；ZnCl和NHCl可作焊药是利用了它们在例：炸油条时利用了Fe3+与HCO （CO 24332?－－

水溶液中水解显弱酸性的道理；家庭中可用热的Na2CO3溶液洗涤餐具或涮便池，利用的是加热

2?可促进CO 的水解使碱性增强，去污能力加大的道理。 3原电池七种 理解原电池正极得到电子，发生还原反应。负极失去电子发生氧化反应

1、普通锌锰电池（“干电池”）

“干电池”是用锌制圆筒形外壳作负极，位于中央的顶盖有铜帽的石墨作正极，在石墨周围填充ZnCl2、NH4Cl和淀粉糊作电解质，还填有MnO2作去极剂（吸收正极放出的H2，防止产生极化现象）。

电极反应为：负极——Zn－2e＝Zn2+

－

?正极——2NH ＋2e4＝2NH3＋H2

－

H2＋MnO2 ＝Mn2O3＋H2O

正极产生的NH3又和ZnCl2作用：Zn2+＋4 NH3＝[Zn(NH3)4]2+ 淀粉糊的作用是提高阴、阳离子在两个电极的迁移速度。

电池总反应式：2Zn＋4NH4Cl＋2MnO2＝[Zn(NH3)4]Cl2＋ZnCl2＋Mn2O3＋H2O “干电池”的电压通常约为1.5伏，不能充电再生。 2、铅蓄电池

2? 铅蓄电池可放电亦可充电，具双重功能。它是用硬橡胶或透明塑料制成的长方形外壳，在正极板上有一4层棕褐色PbO2，负极板是海绵状金属铅，两极均浸在一定浓度的硫酸溶液中，且两极间用微孔胶或微孔塑料隔开。 蓄电池放电时的电极反应为：负极——Pb＋SO －2e＝PbSO4

+

正极——PbO2＋4H＋SO

－

?＋2e＝2PbSO4＋2H2O 4－

当放电进行到硫酸浓度降低，溶液密度达1.18时即停止放电，而需将蓄电池进行充电；

? 阳极——PbSO4 ＋2H2O－2e－＝PbO2＋4H+＋SO 2

阴极—— PbSO4 ＋2e＝ Pb ＋SO4 当溶液密度增加至1.28时，应停止充电 蓄电池充电和放电的总反应式为：PbO2＋Pb＋2H2SO4 PbSO4＋2H2O

目前，有一种形似于“干电池”的充电电池，它实际是一种银锌蓄电池（电解液为KOH）。 电池反应为Zn＋Ag2O＋H2O Zn(OH)2＋2Ag 3、纽扣式电池

常见的钮扣式电池为银锌电池，它用不锈钢制成一个正极壳和负极盖组成的小圆盒，盒内靠正极壳一端填充由Ag2O和少量石墨组成的正极活性材料，负极盖一端填充锌汞合金作负极活性材料，电解质溶液为浓KOH，溶液两边用羧甲基纤维素作隔膜，将电极与电解质溶液隔开。

电极反应为：负极——Zn＋2OH－2e＝ZnO＋H2O 正极——Ag2O＋H2O＋2e＝2Ag＋2OH 电池总反应式为：Ag2O＋Zn＝2Ag＋ZnO 4、氢氧燃料电池

氢氧燃料电池是一种高效低污染的新型电池，主要用于航天领域。它的电极材料一般为活化电极，具有很强的催化活性，如铂电极、活性炭电极等。电解质溶液一般为40%的KOH溶液。 电极反应式为：负极：2H2 4H 4H ＋4OH－4e＝2H2O 正极：O2＋2H2O＋4e＝4OH

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2?4放电充电放电充电　催化剂　　－－

电池总反应式为：2H2＋O2＝2H2O

5、微型电池

常用于心脏起博器和火箭的一种微型电池叫锂电池，它是用金属锂作负极、石墨作正极，电解质溶液由四氯化铝锂（LiAlCl4）溶解在亚硫酰氯（SOCl2）中组成 电池总反应式为：8Li＋3SOCl2＝6LiCl＋Li2SO4＋2S

这种电池容量大，电压很稳，能在—56.7℃～71.1℃温度范围内工作。 6、海水电池

1991年，我国首创以铝—空气—海水为能源的新型电池，用作水标志灯已研制成功。该电池以取之不尽的海水为电解液，靠空气中的氧使铝不断氧化而产生电流。

电极反应式为：负极：4Al－12e＝4Al3+ 正极：3O2＋6H2O＋12 e＝12OH

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－

电池总反应式为：4Al＋3O2＋6H2O＝4Al(OH)3 这种电池的能量比“干电池”高20～50倍 7、燃料电池

该电池用金属铂片插入KOH溶液中作电极，又在两极上分别通甲烷和氧气

电极反应式为：负极：CH4＋10 OH－8 e＝CO 3 ＋7H2O 正极：2O2＋4H2O＋8 e＝8OH

电池总反应式为：CH4＋O2＋2KOH＝K2CO3＋3H2O

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2?－－

酸、碱、盐的电解规律表

※首先应熟记“阴、阳离子的放电顺序” 阴离子的放电顺序：S2－＞I－＞Br－＞OH－＞NO3－＞SO42－＞F－

阳离子的放电顺序：金属单质＞Ag＞Hg2＞Cu2＞H＞Pb2＞Sn2＞Ni2＞Fe2＞Zn2＞Mn2＞Al

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３＋

＞

Mg2＞Na＞Ca2＞K

＋

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＋

盐（酸、碱） 活泼金属的含氧酸盐Na2CO3、NaH2PO4 不活泼金属含氧酸盐CuSO4、AgNO3 电解方程式 2H2O 2H2↑＋O2↑电解pH值 Na2CO3变小 NaH2PO4变大 pH值变小 pH值变大 CuCl2：pH值变大 CuBr2：pH值变小 pH值变小 pH值变大 pH值变大 相当于电解何物 电解水 水和电解质 水和电解质 电解 Cu2+＋2H2O 2Cu＋O2↑＋4H+电解活泼金属的无氧酸盐 2＋H2↑＋2OH－2Cl－＋2H2O ClNaCl、KI 不活泼金属的无氧酸盐 CuCl2、CuBr2 电解 Cu2+＋2Cl－ 　 Cu＋Cl2Cu2+＋2Br－ 　 Cu＋Br2 2H2O 2H2↑＋O2↑ 电解电解电解质本身 含氧酸H2SO4、HNO3 无氧酸HCl、HI 强碱 NaOH、KOH 熔融态物质 电解水 电解质本身 电解水 电解质本身 2H+＋2Cl－ 　 H2↑＋Cl2 2↑＋O2↑2H2O 2H 电解 电解

电解2Na+＋2Cl－ (熔融) 　 2Na＋Cl2 电解4Na+＋4OH－ (熔融) 　　　　4Na＋O2↑＋2H2O 电解3+2－4Al＋6O (熔融) 4Al＋3O2↑注意：一定要区分开原电池和电解池的反应原理和本质。电解池中有阳极与阴极之分！同时要注意二者的联系，在充放电的过程中反应机理以及电解池溶液的还原问题，电子转移得失问题等等。平时练习要注意

NaCl NaOH Al2O3 元素化合物知识总结

生成氧气的方程式小结

2KClO3 　 ? 　　 2KCl＋3O2↑ 2KMnO4 　 ? 　　 K2MnO4＋MnO2＋O2↑ 　?　　2H2O 　 通电 　　2H2↑＋O2↑ 2HgO 2Hg＋O2↑ 　 光照或?　　4HNO3 4NO2↑＋O2↑＋2H2O

　?　　 2KNO3 2KNO2＋O2↑

2Cu(NO3)2 　 ? 　　 CuO＋4NO2↑＋O2↑ 2AgNO3 2Ag＋2NO2↑＋O2↑ 2HClO 　 光照 　　 2HCl＋O2↑ 2Al2O3（熔融）　　　　　　　 电解 4Al＋3O2↑

冰晶石作熔剂　?　　2F2 ＋2H2O＝4HF＋O2↑ 2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑

MnO　22H2O2 2H2O＋O2↑2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2 4NaOH（熔融） 　 电解 　　 4Na＋O2↑＋2H2O

氮的氧化物小结

N2O NO N2O3 NO2 N2O4 N2O5 氮元素化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 俗称 笑气 亚硝酐 主要性质 无色气体，易溶于水，中性，具有氧化性，也具有还原性 无色气体，难溶于水，易被空气O2氧化成NO2，具有氧化性，也具有还原性 暗蓝色气体，极不稳定，易分解为NO和NO2，酸性，具有氧化性，也具有还原性 红棕色气体，与水反应生HNO3和NO，但它不是酸酐，具有强氧化性 无色气体（低于21℃成液体） 白色固体，具有强氧化性 化合作用 SO2 可逆 吸附作用 活性炭 物理变化 ＋5 氧化作用 硝酐 具有漂白作用的物质 注意从本质上把握漂白原理问题

Cl2、O2、Na2O2、浓HNO3 化学变化 不可逆 能被活性炭吸附的物质 有毒气体（NO2、Cl2、NO等）——有毒 色素——漂白 水中有臭味的物质——净化

生成氢气的方程式小结 Fe（活泼金属）＋2HCl＝FeCl2＋H2↑ 2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑ Si＋2NaOH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑ 3Fe＋4H2O(气) Fe3O4＋4H2(此处条件必须为高温）

　?　　　?　　　 ?C+ H2O(气) CO＋H2 CO+ H2O(气) 　　 CO2＋H2 2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑

Mg＋2H2O 　 ? 　　Mg(OH)2＋H2↑ 2NaCl＋2H2O 2NaOH＋Cl2↑＋H2↑

　电解　　　　 电解H2S ? 　　H2＋S 2HI H2＋I2 2H2O 　　 2H2↑＋O2↑ 原电池的析氢腐蚀

　℃以上?2C2H5OH＋2Na（K、Mg、Al?）? ? 2C2H5ONa＋H2↑ CH4 1000 C（炭黑）＋2H2↑

　?　　水参与的反应小结

1、水的电离：H2O H+＋OH 或 2H2O H3O+＋OH

－

－

2、水与氧化—还原的关系

2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑

　 ?水作氧化剂 3Fe＋4H2O(气) 　　 Fe3O4＋4H2

　 C+ H2O(气) ? 　　 CO＋H2 水作还原剂 2F2＋2H2O＝4HF＋O2

水既作氧化剂，又作还原剂 2H2O 2H2↑＋O2↑ Cl2＋H2O＝HCl＋HclO

水既不作氧化剂，又不作还原剂 2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑

3NO2＋H2O＝2HNO3＋NO

3、水化：CH2＝CH2＋2H2O? 一定条件下 ? ? ? ? 　 CH3CH2OH CO(NH2)2＋2H2O 微生物 ? ? 　 (NH4)2CO3 ?????4、水合：NH3＋H2O NH3·H2O CuSO4＋5H2O＝CuSO4·5 H2O 5、水解

?盐类的水解 AlO2＋2 H2O Al(OH)3＋OH

－

－

　电解　　{?氮化镁的水解 Mg3N2＋6H2O＝3Mg(OH)2↓＋2NH3↑ ?醇钠的水解 C2H5ONa＋H2O C2H5OH＋NaOH

?酚钠的水解 C6H5ONa＋H2O C6H5OH＋NaOH

NaOH　?卤化烃的水解 C2H5Cl＋H2O ? ? ? ? C2H5OH＋HCl

无机酸或碱?酯的水解：CH3COOC2H5＋H2O C2H5OH＋CH3COOH

△ （7）油脂的水解：

OCH2－O－C－C17H35 CH2－OHCH－O－C－C17H35 ＋3NaOH CH－OH ＋3C17H35COONaCH2－O－C－C17H35 CH2－OHOHSO?糖的水解 (C6H10O5)n＋nH2O ? H 2 SO ? 4 ? nC6H12O6 (C6H10O5)n＋nH2O ? 2 ? ? 4 ? nC6H12O6 ???? 淀粉 葡萄糖 纤维素 葡萄糖

?H2SO4?2(C6H10O5)n＋nH2O 淀粉酶 ? nC12H22O11 C12H22O11＋nH2O ? ? ? ? C6H12O6＋C6H12O6 ???? 淀粉 麦芽糖 蔗糖 葡萄糖 果糖

H2SO4 C12H22O11＋nH2O ? ? ? 2C6H12O6 ? ? 麦芽糖 葡萄糖

?蛋白质的水解：蛋白质 胃蛋白酶或胰蛋白酶 ? ? ? ? ? ? ? ? ? ? 各种α—氨基酸 ?6、双水解：此类反应发生的条件：必有一盐水解呈碱性，另一盐水解显酸性；

水解生成的酸、碱相互之间不反应（或按复分解模式发生，有一盐不存在）。

3+2+3+2+

——AlO ?、NH4+ 等）均可发生双水解反应 2 跟几乎所有水解显酸性的阳离子（Fe、Fe、Al、Cu、

关于气体的全面总结

1、常见气体的制取和检验

MnO2?氧气

制取原理——含氧化合物自身分解 制取方程式——2KClO3 ————- 2KCl＋3O2↑ △装置——略微向下倾斜的大试管、加热 检验——带火星木条，复燃 收集——排水法或向上排气法 ?氢气 制取原理——活泼金属与弱氧化性酸的置换 制取方程式——Zn＋H2SO4 ＝＝＝ H2SO4＋H2↑

装置——启普发生器 检验——点燃，淡蓝色火焰，在容器壁上有水珠 收集——排水法或向下排气法 ?氯气 制取原理——强氧化剂氧化含氧化合物 装置——分液漏斗、圆底烧瓶、加热

制取方程式——MnO2＋4HCl（浓）MnCl2＋Cl2↑＋2H2O

检验——能使湿润的蓝色石蕊试纸先变红后褪色； 收集——排饱和食盐水法或向上排气法 除杂质——先通入饱和食盐水（除HCl），再通入浓H2SO4（除水蒸气） 尾气回收——Cl2＋2NaOH＝＝＝ NaCl＋NaClO＋H2O

?硫化氢 制取原理——强酸与强碱的复分解反应 制取方程式——FeS＋2HCl＝＝＝ FeCl2＋H2S↑ 装置——启普发生器 检验——能使湿润的醋酸铅试纸变黑 收集——向上排气法 除杂质——先通入饱和NaHS溶液（除HCl），再通入固体CaCl2（或P2O5）（除水蒸气） 尾气回收——H2S＋2NaOH＝＝＝ Na2S＋H2O或H2S＋NaOH＝＝＝ NaHS＋H2O

?二氧化硫 制取原理——稳定性强酸与不稳定性弱酸盐的复分解 装置——分液漏斗、圆底烧瓶 制取方程式——Na2SO3＋H2SO4＝＝＝ Na2SO4＋SO2↑＋H2O 除杂质——通入浓H2SO4（除水蒸气） 检验——先通入品红试液，褪色，后加热又恢复原红色； 收集——向上排气法 尾气回收——SO2＋2NaOH＝＝＝ Na2SO3＋H2O

?二氧化碳 制取原理——稳定性强酸与不稳定性弱酸盐的复分解 装置——启普发生器 制取方程式——CaCO3＋2HClCaCl2＋CO2↑＋H2O 检验——通入澄清石灰水，变浑浊 除杂质——通入饱和NaHCO3溶液（除HCl），再通入浓H2SO4（除水蒸气）收集——排水法或向上排气法 氨气制取方程式——Ca(OH)2＋2NH4ClCaCl2＋NH3↑＋2H2O 收集——向下排气法 制取原理——固体铵盐与固体强碱的复分解 装置——略微向下倾斜的大试管、加热 检验——湿润的红色石蕊试纸，变蓝 除杂质——通入碱石灰（除水蒸气） ?氯化氢 制取原理——高沸点酸与金属氯化物的复分解 收集——向上排气法

制取方程式——NaCl＋H2SO4Na2SO4＋2HCl↑ 装置——分液漏斗、圆底烧瓶、加热

检验——通入AgNO3溶液，产生白色沉淀，再加稀HNO3沉淀不溶 除杂质——通入浓硫酸（除水蒸气） ?二氧化氮 制取原理——不活泼金属与浓硝酸的氧化—还原； 制取方程式——Cu＋4HNO3＝＝＝Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O 收集——向上排气法 装置——分液漏斗、圆底烧瓶（或用大试管、锥形瓶）

检验——红棕色气体，通入AgNO3溶液颜色变浅，但无沉淀生成 尾气处理——3NO2＋H2O＝＝＝2HNO3＋NO NO＋NO2＋2NaOH＝＝＝2NaNO2＋H2O ⑩一氧化氮 制取原理——不活泼金属与稀硝酸的氧化—还原； 收集——排水法 制取方程式——Cu＋8HNO3（稀）＝＝＝3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O

装置——分液漏斗、圆底烧瓶（或用大试管、锥形瓶） 检验——无色气体，暴露于空气中立即变红棕色

△△△浓硫酸⑾一氧化碳 制取原理——浓硫酸对有机物的脱水作用 制取方程式——HCOOHCO↑＋H2O 装置——分液漏斗、圆底烧瓶 检验——燃烧，蓝色火焰，无水珠，产生气体能使澄清石灰水变浑浊 除杂质——通入浓硫酸（除水蒸气） 收集——排水法 ⑿甲烷制取方程式——CH3COONa＋NaOH CaO CH4↑＋Na2CO3 装置——略微向下倾斜的大试管、加热 △ 收集——排水法或向下排空气法 ⒀乙烯 制取原理——浓硫酸对有机物的脱水作用

浓硫酸制取方程式——CH3CH2OH CH2＝CH2↑＋H2O 装置——分液漏斗、圆底烧瓶、加热 170℃除杂质——通入NaOH溶液（除SO2、CO2）、通入浓硫酸（除水蒸气） 收集——排水法

乙炔 制取原理——电石强烈吸水作用

＝＝制取方程式——CaC2＋2H2OCa(OH)2＋CH CH↑

装置——分液漏斗、圆底烧瓶（或用大试管、锥形瓶） 收集——排水法或向下排气法 检验——无色气体、能燃烧，产生明亮的火焰，并冒出浓的黑烟 除杂质——通入硫酸铜溶液（除H2S、PH3），通入浓硫酸（除水蒸气）

常见气体的溶解性 极易溶——NH3（1：700） 易 溶——HX、HCHO、SO2（1：40） 能溶或可溶——CO2（1：1）、Cl2（1：2）、H2S（1：2.6） 与水反应的——F2、NO2 微溶——C2H2 难溶或不溶——O2、H2、、CO、NO、CH4、CH3Cl、C2H4、C2H6 常见气体的制取装置

固－液不加热型 固－液（液－液）加热型 固－固（固）加热型

能用启普发生器制取的——CO2、H2、H2S

能用加略向下倾斜的大试管装置制取的——O2、NH3、CH4

能用分液漏斗、圆底烧瓶的装置制取的——Cl2、HCl、SO2、CO、NO、NO2、C2H4 有颜色的——F2（淡黄绿色）、Cl2（黄绿色）、NO2（红棕色）、Br2（红棕色）

具有刺激性气味的——F2、Cl2、Br2(气)、HX、SO2、NO2、NH3、HCHO 臭鸡蛋气味的——H2S 稍有甜味的——C2H4 能用排水法收集的——H2、O2、CO、NO、CH4、CH3Cl、C2H6、C2H4、C2H2 不能用排气法收集的——CO、N2、C2H4、NO、C2H6 易液化的气体——Cl2、SO2、NH3 有毒的气体——Cl2、F2、H2S、SO2、NO2、CO、NO 只能在纯氧中燃烧的——NH3

能在空气中燃烧的——H2、CO、H2S、CH4、C2H6、C2H4、C2H2 能使品红试液褪色的——Cl2、SO2、NO2 制备过程中发生氧化—还原反应的——Cl2、H2、O2、NO、NO2

能用浓H2SO4制取的——HF、HCl、CO、C2H4 能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的——NH3 制备时不需加热的—— H2S、CO2、H2、SO2、NO、C2H2 不能用CaCl2干燥的——NH3 能使湿润的蓝色石蕊试纸变红的是——HX、SO2、H2S、CO2

能使酸性KMnO4溶液褪色的是——H2S、SO2、HBr、HI、C2H4、C2H2 能使湿润的醋酸铅试纸变黑的——H2S 不能用浓H2SO4干燥的——H2S、HBr、HI、NH3 不能用碱石灰干燥的——Cl2、HX、SO2、H2S、CO2、NO2 有机代表物质的物理性质

气味 无味——甲烷、乙炔（常因混有PH3、H2S和AsH3而带有臭味）； 稍有气味——乙烯 特殊气味——苯及同系物、萘、石油、苯酚

刺激性——甲醛、甲酸、乙酸、乙醛 甜味——乙二醇、丙三醇、蔗糖、葡萄糖、麦芽糖 香味——乙醇、低级酯 苦杏仁味——硝基苯

密度 比水轻的——苯及其同系物、一氯代烃、乙醇、乙醛、低级酯、汽油

比水重的——硝基苯、溴苯、乙二醇、丙三醇、CCl4、氯仿、溴代烃、碘代烃、二硫化碳 挥发性 乙醇、乙酸、乙醛

水溶性 不溶：高级脂肪酸、酯、硝基苯、溴苯、甲烷、乙烯、苯及同系物、萘、蒽、石油、卤代烃、TNT 微溶：苯酚、乙炔、苯甲酸 易溶：甲醛、乙酸、乙二醇、苯磺酸 与水混溶：乙醇、苯酚（70℃以上）、乙醛、甲酸、丙三醇

易混淆概念 酸酐不一定是酸性氧化物：如乙酸酐酐(CH3CO)2O等;酸性氧化物一定是酸酐。

非金属氧化物不一定是酸性氧化物：如NO、CO、NO2、N2O4、H2O 酸性氧化物不一定是非金属氧化物：如Mn2O7、CrO3

金属氧化物不一定是碱性氧化物：如Al2O3、ZnO(两性)，Mn2O7、CrO3(酸性氧化物) 碱性氧化物一定是金属氧化物

NO2因与碱反应不仅生成盐和水，还有NO，因而不是酸性氧化物。 Na2O2因与酸反应不仅生成盐和水，还有O2，因而不是碱性氧化物。

++

混合物：氨水(分子：NH3、H2O、NH3·H2O；离子：NH4、OH￣、H

氯水(分子：Cl2、H2O、HClO；离子：H+、Cl￣、ClO￣、OH￣) 王水(浓HNO3∶浓HCl=1∶3溶质的体积比)

高中化学知识点总结

氢离子的氧化性属于酸的通性，即任何可溶性酸有氧化性

不是所有的物质都有化学键结合。如：稀有气体。 电解质溶液导电，电解抛光，等都是化学变化。 不是所有的正四面体结构的物质键角为109。28， 如：白磷。 常见气体溶解度大小：NH3.>HCl>SO2>H2S>Cl2>CO2

相对分子质量相近且等电子数，分子的极性越强，熔点沸点越高。如：CO>N2 有单质参加或生成的反应不一定为氧化还原反应。如：氧气与臭氧的转化。

CO2,SO2、SO3,NH3的水溶液可以导电，但是非电解质。 AlCl3是共价化合物，熔化不能导电。 全部由非金属元素组成的物质可以是离子化合物。如：NH4Cl。

-3-2--2-----2-2-常见的阴离子在水溶液中的失去电子顺序： F

金属从盐溶液中置换出单质，这个单质可以是金属，也可以是非金属。 如：Fe+CuSO4=, Fe+KHSO4= 金属氧化物不一定为碱性氧化物，如锰的氧化物；非金属氧化物不一定为酸性氧化物，如NO等 Cl2 ,SO2,Na2O2都有漂白作用，但与石蕊反应现象不同： SO2使溶液变红，Cl2则先红后褪色，Na2O2则先蓝后褪色。 氮气分子的键能是所有双原子分子键能中最大的。 发烟硝酸和发烟硫酸的“发烟”原理是不相同的。发烟硝酸发出的烟是HNO3与水蒸气形成的酸雾 。发烟硫酸的烟是SO3 镁和强酸的铵盐溶液反应得到氨气和氢气。 在金属铝的冶炼中，冰晶石起溶剂作用，要不断补充碳块和氯化铝。 液氨，乙二醇，丙三醇可作制冷剂。光纤的主要原料为SiO2。

常温下，将铁，铝，铬等金属投入浓硝酸、浓硫酸中，发生了化学反应，钝化。 钻石不是最坚硬的物质，C3N4的硬度比钻石还大。

在相同的条件下，同一弱电解质，溶液越稀，电离度越大，溶液中离子浓度未必增大，溶液的导电性未必

-增大。 浓稀的硝酸都具有氧化性，但NO3不一定有氧化性。如：Fe(过量)+ Fe(NO3)3

纯白磷是无色透明晶体，遇光逐渐变为黄色。白磷也叫黄磷。 非金属氧化物不一定为酸酐。如：NO2 一般情况下，反应物浓度越大，反应速率越大； 但在常温下，铁遇浓硝酸会钝化，反应不如稀硝酸快。 能和碱反应生成盐的不一定为酸酐。如：CO+NaOH (=HCOONa)(高温,高压)

少数的盐是弱电解质。如：Pb（AC）2,HgCl2 弱酸可以制备强酸。如：H2S+Cu（NO4）2 铅的稳定价态是+2价，其他碳族元素为+4价，铅的金属活动性比锡弱。（反常） 无机物也具有同分异构现象。如：一些配合物。 Na3ALF6不是复盐。 判断酸碱性强弱的经验公式：(好象符合有氧的情况)

m=A(主族)+x（化合价）-n（周期数） m越大，酸性越强；m越小，碱性越强。 m>7强酸,m=7中强酸,m=4~6弱酸 m=2~3两性,m=1弱酸,m=0中强碱,m<0强碱 条件相同时，物质的沸点不一定高于熔点。如：乙炔。

有机物不一定能燃烧。如：聚四氟乙烯。 量筒没有零刻度线 有机物可以是难溶解于有机物，而易溶解于水。如：苯磺酸。

硅烷(SiH4)中的H是－1价,CH4中的H显+1价. Si的电负性比H小. 有机物里叫酸的不一定是有机酸,如:石炭酸.

分子中有双键的有机物不一定能使酸性高锰酸钾溶液褪色.如:乙酸. 羧酸和碱不一定发生中和反应.如: HCOOH+Cu(OH)2 == (加热) 离子晶体的熔点不一定低于原子晶体.如:MgO >SiO2

歧化反应非金属单质和化合物发生歧化反应,生成非金属的负价的元素化合物和最低稳定正化合价的化合物.

实验中胶头滴管要伸入液面下的有制取Fe(OH)2,温度计要伸入液面下的有乙醇的催化氧化.以乙醇制取乙烯. 不能伸到液面下的有石油的分馏.

C7H8O的同分异构体有5种，3种酚，1种醇，1种醚。（记住这个结论对做选择题有帮助)

一般情况下,酸与酸,碱与碱之间不发生反应, 但也有例外如:氧化性酸和还原性酸(HNO4+H2S)等; AgOH+NH4.OH等

一般情况下,金属活动性顺序表中H后面的元素不能和酸反应发出氢气； 但也有例外如：Cu+H2S==CuS(沉淀)+H2（气体）等~

相同条件下通常碳酸盐的溶解度小于相应的碳酸氢盐溶解度。但也有例外如：Na2CO3>NaHCO3, 另外，Na2CO3+HCl为放热反应;NaHCO3+HCL为吸热反应

弱酸能制强酸在复分解反应的规律中，一般只能由强酸制弱酸。但向 溶液中滴加氢硫酸可制盐酸： ，此反应为弱酸制强酸的反常规情况。其原因为 难溶于强酸中。同理用 与 反应可制 ，因为 常温下难与 反应。

还原性弱的物质可制还原性强的物质氧化还原反应中氧化性还原性的强弱比较的基本规律如下： 氧化性强弱为：氧化剂>氧化产物 还原性强弱为：还原剂>还原产物

但工业制硅反应中： 还原性弱的碳能制还原性强的硅，原因是上述规则只适用于溶液中，而此反应为高温下的气相反应。又如钾的还原性比钠强，但工业上可用 制K： ，原因是K的沸点比Na低，有利于K的分离使反应向正方向进行。

氢后面的金属也能与酸发生置换反应一般只有氢前面的金属才能置换出酸或水中的氢。但Cu和Ag能发生如下反应：原因是溶解度极小，有利于化学反应向正方向移动。

锡铅活动性反常 根据元素周期律知识可知：同主族元素的金属性从上至下逐渐增强，即 。但金属活动顺序表中 。原因是比较的条件不同，前者指气态原子失电子时铅比锡容易，而后者则是指在溶液中单质锡比单质铅失电子容易。

溶液中活泼金属单质不能置换不活泼金属一般情况下，在溶液中活泼金属单质能置换不活泼金属。但Na、K等非常活泼的金属却不能把相对不活泼的金属从其盐溶液中置换出来。如K和CuSO4溶液反应不能置换出Cu，原因

原子活泼，其单质不活泼 一般情况为原子越活泼，其单质也越活泼。但对于少数非金属原子及其单质活泼性则表现出不匹配的关系。如非金属性 ，但 分子比 分子稳定，N的非金属性比P强，但N2比磷单质稳定得多，N2甚至可代替稀有气体作用，原因是单质分子中化学键结合程度影响分子的性质。

Hg、Ag与O2、S反应反常一般为氧化性或还原性越强，反应越强烈，条件越容易。例如：O2、S分别与金属反应时，一般O2更容易些。但它们与Hg、Ag反应时出现反常，且硫在常温下就能发生如下反应：

卤素及其化合物有关特性卤素单质与水反应通式为： ，而F2与水的反应放出O2， 难溶于水且有感光性，而AgF溶于水无感光性， 易溶于水，而 难溶于水，F没有正价而不能形成含氧酸。

硅的反常性质硅在常温下很稳定，但自然界中没有游离态的硅而只有化合态，原因是硅以化合态存在更稳定。一般只有氢前面活泼金属才能置换酸或水中的氢。而非金属硅却与强碱溶液反应产生H2。原因是硅表现出一定的金属性，在碱作用下还原水电离的H+而生成H2。

铁、铝与浓硫酸、浓硝酸发生钝化常温下，铁、铝分别与稀硫酸和稀硝酸反应，而浓硫酸或浓硝酸却能使铁铝钝化，原因是浓硫酸、浓硝酸具有强氧化性，使它们表面生成了一层致密的氧化膜。

酸性氧化物与酸反应一般情况下，酸性氧化物不与酸反应，但下面反应却反常：前者是发生氧化还原反应，后者是生成气体 ，有利于反应进行。

酸可与酸反应一般情况下，酸不与酸反应，但氧化性酸与还原性酸能反应。例如：硝酸、浓硫酸可与氢碘酸、氢溴酸及氢硫酸等反应。 碱可与碱反应一般情况下，碱与碱不反应，但络合能力较强的一些难溶性碱却可能溶解在弱碱氨水中。如 溶于氨水生成 溶于氨水生成 。

改变气体压强平衡不移动对于反应体系中有气体参与的可逆反应，改变压强，平衡移动应符合勒夏特列原理。例如对于气体系数不相等的反应， 反应达到平衡后，在恒温恒容下，充入稀有气体时，压强增大，但平衡不移动，因为稀有气体不参与反应， 的平衡浓度并没有改变。

强碱弱酸盐溶液显酸性盐类水解后溶液的酸碱性判断方法为：谁弱谁水解，谁强显谁性，强碱弱酸盐水解后一般显碱性。但 和 溶液却显酸性，原因是 和 的电离程度大于它们的水解程度。

原电池电极反常原电池中，一般负极为相对活泼金属。但Mg、Al电极与NaOH溶液组成的原电池中，负极应为Al而不是Mg，因为Mg与NaOH不反应。

有机物中不饱和键难加成有机物中若含有不饱和键，如 时，可以发生加成反应，但酯类或羧酸中， 一般很稳定而难加成。

稀有气体也可以发生化学反应稀有气体结构稳定，性质极不活泼，但在特殊条件下也能发生化学反应，目前世界上已合成多种含稀有气体元素的化合物。 物质的物理性质反常

物质熔点反常 VA主族的元素中，从上至下，单质的熔点有升高的趋势，但铋的熔点比锑低； IVA主族的元素中，锡铅的熔点反常；

过渡元素金属单质通常熔点较高，而Hg在常温下是液态，是所有金属中熔点最低的。 沸点反常 IVA主族元素中，硅、锗沸点反常；VA主族元素中，锑、铋沸点反常。

氢化物沸点反常，对于结构相似，相对分子质量越大，沸点越高，但在同系列氢化物中HF、H2O、NH3沸点反常，原因是它们易形成氢键。

密度反常 碱金属单质从上至下密度有增大的趋势，但钠钾反常；碳族元素单质中，金刚石和晶体硅密度反常。

导电性反常一般非金属导电性差，但石墨是良导体，C60可做超导材料。

物质溶解度有反常 相同温度下，一般正盐的溶解度小于其对应的酸式盐。 化学实验中反常规情况

使用指示剂时，应将指示剂配成溶液，但使用pH试纸则不能用水润湿，因为润湿过程会稀释溶液，影响溶

液pH值的测定。胶头滴管操作应将它垂直于试管口上方 1～2cm处，否则容易弄脏滴管而污染试剂。但向 溶液中滴加 溶液时，应将滴管伸入液面以下，防止带入氧气 而使生成物氧化。使用温度计时，温度计一般应插入液面以下，但蒸馏时，温度计不插入液面下而应在支管口附近，以便测量馏分温度。 五同的区别 同位素：(相同的中子数，不同的质子数，是微观微粒) 同素异形体：（同一种元素不同的单质，是宏观物质） 同分异构体：（相同的分子式，不同的结构） 同系物：（组成的元素相同，同一类的有机物，相差一个或若干个的CH2） 同一种的物质（氯仿和三氯甲烷，异丁烷和2-甲基丙烷等 10电子‖、―18电子‖的微粒小结

“10电子”的微粒： 一核10电子的 Ne N3?、O2?、F?、Na+、Mg2+、Al3+ 二核10电子的 HF OH?、 三核10电子的 H2O NH2? 四核10电子的 NH3 H3O+ 五核10电子的 CH4 NH4+

“18电子”的微粒 一核18电子的 Ar、K+、Ca2+、Cl￣、S2? 二核18电子的 F2、HCl HS? 三核18电子的 H2S

四核18电子的 PH3、H2O2 五核18电子的 SiH4、CH3F 六核18电子的 N2H4、CH3OH 注：其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。

具有漂白作用的物质氧化作用：Cl2、O3、Na2O2、浓HNO3 化合作用：SO2 吸附作用：活性炭， 其中能氧化指示剂而使指示剂褪色的主要有Cl2(HClO)和浓HNO3及Na2O2 滴加顺序不同，现象不同 1．AgNO3与NH3?H2O：

AgNO3向NH3?H2O中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀 NH3?H2O向AgNO3中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失 2．NaOH与AlCl3：

NaOH向AlCl3中滴加——开始有 白色沉淀，后白色沉淀消失 AlCl3向NaOH中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀 3．HCl与NaAlO2：

HCl向NaAlO2中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失 NaAlO2向HCl中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀 4．Na2CO3与盐酸：

Na2CO3向盐酸中滴加——开始有气泡，后不产生气泡 盐酸向Na2CO3中滴加——开始无气泡，后产生气泡

周期表中特殊位置的元素

①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al、Ge ②族序数等于周期数2倍的元素：C、S ③族序数等于周期数3倍的元素：O ④周期数是族序数2倍的元素：Li、Ca ⑤周期数是族序数3倍的元素：Na、Ba ⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C ⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S ⑧除H外，原子半径最小的元素：F ⑨短周期中离子半径最大的元素：P 常见元素及其化合物的特性

①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C

②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。

③地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O ④最轻的单质的元素：H ；最轻的金属单质的元素：Li ⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br ；金属元素：Hg

⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al、Zn

⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：N；能起氧化还原反应的元素：S ⑧元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：S ⑨元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F ⑩常见的能形成同素异形体的元素：C、P、O、S

（1） 2P＋3Cl2点燃===2PCl3(Cl2不足) Fe＋HNO3(冷、浓)→(钝化)

2P＋5Cl2点燃===2 PCl5(Cl2充足) （10）、Fe＋6HNO3(热、浓)Fe不足==Fe(NO3)3＋（2）、2H2S＋3O2点燃===2H2O＋2SO2(O2充足) ； 3NO2↑＋3H2O

2H2S＋O2点燃===2H2O＋2S(O2不足) Fe＋4HNO3(热、浓)Fe过量==Fe(NO3)2＋2NO2↑＋

2H2O （3）4Na＋O2缓慢氧化=2Na2O

（11）、Fe＋4HNO3(稀)Fe不足==Fe(NO3)3＋NO↑2Na＋O2点燃===Na2O2、

＋2H2O （4）、Ca(OH)2＋CO2适量==CaCO3↓＋H2O ；

3Fe＋8HNO3(稀) Fe过量==3Fe(NO3)3＋2NO↑＋Ca(OH)2＋2CO2 足量 ==Ca(HCO3)2

4H2O （5）、C＋O2点燃===CO2(O2充足)

（12）C2H5OH （浓硫酸170oC） → CH2=CH2↑2 C＋O2点燃===2CO (O2不充足)、

＋H2O （6）、8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋

C2H5OH（浓硫酸140OC→ C2H5－O－C2H5＋H2O4H2O

（13）C2H5Cl＋NaOH(H2O溶液)→ C2H5OH＋4HNO3(浓)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O

NaCl （7）、AlCl3＋3NaOH==Al(OH)3↓＋3NaCl ；

C2H5Cl＋NaOH（醇）→CH2＝CH2↑＋NaCl＋H2O AlCl3＋4NaOH(过量)==NaAlO2＋2H2O

（14）、6FeBr2＋3Cl2（不足）==4FeBr3＋2FeCl3 （8）、NaAlO2＋4HCl(过量)==NaCl＋2H2O＋

2FeBr2＋3Cl2（过量）==2Br2＋2FeCl3 AlCl3

NaAlO2＋HCl少＋H2O==NaCl＋Al(OH)3↓

（9）、Fe＋6HNO3(热、浓)==Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O

晶体的熔点：原子晶体 >离子晶体 >分子晶体 中学学到的原子晶体有：Si、SiC 、SiO2=和金刚石。原子晶体的熔点的比较是以原子半径为依据的： 金刚石 > SiC > Si （因为原子半径：Si> C> O）.

分子晶体的熔、沸点：组成和结构相似的物质，分子量越大熔、沸点越高。 胶体的带电：一般说来，金属氢氧化物、金属氧化物的胶体粒子带正电，非金属氧化物、金属硫化物的胶体粒子带负电。胶体本身呈电中性，只是胶粒带电！ 化学键与物质类别关系规律

?只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质，如I2、H2、P4、金刚石、晶体硅等。

?只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物。如CCl4、NH3、SiO2、CS2等。 ?既有极性键又有非极性键的物质：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6（苯）等

?只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等 ?既有离子键又有非极性键的物质，如Na2O2、Na2Sx、CaC2等

?由离子键、共价键、配位键构成的物质，如NH4Cl等 ?无化学键的物质：稀有气体（单原子分子）。 胶体的制备方法

①物理分散法：把难溶于水的物质颗粒分散成1nm～100nm的胶粒溶于水，如研磨分散法。 ②化学凝聚法：通过复分解反应使产物分子逐步凝聚为胶体。

如：AgNO3 ＋KI ＝＝＝AgI(胶体)＋KNO3 FeCl3＋3H2OＦe(OH)3(胶体)＋3HCl 等等 ?胶体的性质

①丁达尔效应：让光线透过胶体时由于胶体微粒对光线有散射作用，所以从入射光的垂直方向（或从侧面）可以看到一道光的“通路”，此现象叫丁达尔现象。溶液无此现象，用此法可鉴别胶体和溶液。

②布朗运动：在胶体里由于分散剂分子从各个方向撞击胶体微粒而形成的不停的、无秩序的运动叫布朗运动。

③电泳：在外加电场的作用下胶体里的微粒在分散剂里向阴极或阳极做定向移动的现象叫做电泳。电泳证明了胶粒带电荷，常用于分离胶粒或提纯胶体。

④聚沉：在一定条件下，使胶粒聚集成较大的颗粒形成沉淀，从分散剂里析出的过程叫胶体聚沉，其方法有：a、加热；b、加入强电解质溶液；c、加入带相反电荷的另一种胶体。

?胶体微粒所带的电荷：胶体表面积大，具有很强的吸附作用，可吸附胶体中的阴离子或阳离子而带电。一般来说，金属氢氧化物、金属氧化物的胶粒吸附阳离子，胶体微粒带正电荷；非金属氧化物、金属硫化物的胶体微粒吸附阴离子，胶体微粒带负电荷。同一溶胶微粒带有同种电荷具有静电斥力，这是胶体稳定的主要原因，布朗运动是胶体较稳定的次要原因。 ?几点说明

①胶体的电荷是指胶体中胶体微粒带有的电荷，而不是胶体带电荷，整个胶体是电中性的。 ②分子胶体微粒大都不带电，如淀粉溶液。

③书写胶体制备的反应方程式时生成的不溶物质不写“↓”符号，这是因为胶粒带同种电荷相互排斥，没有凝集成大颗粒而沉淀下来。

④制备Fe(OH)3 胶体溶液是向沸水中滴加FeCl3饱和溶液。其离子方程式为： 3＋＋ Fe＋3H2O＝＝＝ Fe(OH)3(胶体)＋3H制备AgI胶体是将8～10滴0.01mol/L的AgNO3溶液滴入10mL

△0.01mol/L 的KI溶液中（浓度不能大，否则要产生AgI沉淀）

?电解质溶液聚沉作用大小除和电解质溶液及电解质离子本性有关外，一般是：离子的电荷数越多，离子

3＋3＋

半径越小，聚沉能力越大。 如使带负电荷胶粒聚沉的阳离子Al＞Fe。 使带正电荷胶粒聚沉的阴离子

4－3－

能力[Fe(CN)6]＞[Fe(CN)6]，但淀粉胶体微粒因不吸附离子而不带电荷，所以加入少量电解质不凝聚，也无电泳现象。

含有Fe3+的溶液一般呈酸性。 能形成氢键的物质：H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。

氨水（乙醇溶液一样）的密度小于1，浓度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，浓度越大，密度越大，98%的浓硫酸的密度为：1.84g/cm3。

地壳中：含量最多的金属元素是— Al 含量最多的非金属元素是—O HClO4(高氯酸)—是最强的酸 熔点最低的金属是Hg (-38.9C),；熔点最高的是W（钨3410c）；密度最小（常见）的是K；密度最大（常见）是Pt。 有机酸酸性的强弱：乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 >碳酸 >苯酚 >HCO3- 取代反应包括：卤代、硝化、磺化、卤代烃水解、酯的水解、酯化反应等

最简式相同的有机物，不论以何种比例混合，只要混和物总质量一定，完全燃烧生成的CO2、H2O及耗O2的量是不变的。恒等于单一成分该质量时产生的CO2、H2O和耗O2量。 “三角转化”

受热分解产生2种或3种气体的反应：

??NH4HCO3[(NH4)2CO3]???NH3??CO2??H2O铵盐 ??NH4HSO3[(NH4)2SO3]???NH3??SO2??H2O?

?? NHHS[(NH)S]???NH3??H2S?442?。

???2CuO?4NO2??O2??2Cu(NO3)2?硝酸盐 ??? ?2AgNO???2Ag?2NO2??O2?3?

网络特征

O2O2H2ONH（气体）???NO???NO????HNO332O2O22OH2S（气体）???SO2???SO3?H???H2SO4

O2O22OH2S（气体）???SO2???SO3?H???H2SO4O2O22OC（固体）???CO???CO2?H???H2CO3O2O22ONa（固体）???Na2O???Na2O2?H???NaOH

A为弱酸的铵盐：(NH4)2CO3或NH4HCO3；

强酸???气体B???A— ?强碱???气体C???

(NH4)2S或NH4HS；(NH4)2SO3或NH4HSO3

无机框图中常用到催化剂的反应:

2，?2KClO3?MnO????2KCl?3O2?22H2O2?MnO???2H2O?O2??2SO2?O2?催化剂，????2SO3?4NH3?5O2?催化剂，????4NO?6H2O?N2?3H2?催化剂，????2NH3既可作氧化剂又可作还原剂的有：S、SO3、HSO3、H2SO3、SO2、NO2、Fe等，及含-CHO的有机物

浓度：可能导致反应能否进行或产物不同

8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O S+6HNO3(浓)===H2SO4+6NO2↑+2H2O

3S+4 HNO3(稀)===3SO2+4NO↑+2H2O

4HNO3(浓)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O

．温度：可能导致反应能否进行或产物不同

冷、稀4

Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O

高温 3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O

溶液酸碱性. 2S2- ＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O 5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2O S2-、SO32-，Cl-、ClO3-在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存.

Fe2+与NO3-共存,但当酸化后即可反应.3Fe2+＋NO3-＋4H+＝3Fe3+＋NO↑＋2H2O

一般含氧酸盐作氧化剂时,在酸性条件下,氧化性比在中性及碱性环境中强.故酸性KMnO4溶液氧化性较强.

离子共存问题

离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种类的离子（包括氧化一还原反应）.

一般可从以下几方面考虑 注意大量共存与共存的区别H+与OH-能共存但不能大量共存

弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中.如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均与OH-不能大量共存. 弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。如CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、 AlO2-均与H+不能大量共存.

弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存.它们遇强酸（H+）会生成弱酸分子；遇强碱（OH-）生成正盐和水. 如：HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等

若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，则不能大量共存.如：Ba2+、Ca2+与CO32-、SO32-、PO43-、SO42-等；Ag+与Cl-、Br-、I- 等；Ca2+与F-，C2O42- 等

若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存.如：Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32-等。 Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等；NH4+与AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等

若阴、阳离子能发生氧化一还原反应则不能大量共存.如：Fe3+与I-、S2-；MnO4-（H+）与I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等；NO3-（H+）与上述阴离子； S2-、SO32-、H+

因络合反应或其它反应而不能大量共存如：Fe3+与F-、CN-、SCN-等； H2PO4-与PO43-会生成HPO42-，故两者不共存.

离子方程式判断常见错误及原因分析 1．离子方程式书写的基本规律要求：（写、拆、删、查四个步骤来写） （1）合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。（2）式正确：化学式与离子符号使用正确合理。 （3）号实际：“=”“”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。

（4）两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂

失电子总数要相等）。 （5）明类型：分清类型，注意少量、过量等。 （6）检查细：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。 例如：(1)违背反应客观事实

如：Fe2O3与氢碘酸：Fe2O3＋6H+＝2 Fe3+＋3H2O错因：忽视了Fe3+与I-发生氧化一还原反应 (2)违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡

如：FeCl2溶液中通Cl2 ：Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋2Cl- 错因：电子得失不相等，离子电荷不守恒 (3)混淆化学式（分子式）和离子书写形式

如：NaOH溶液中通入HI：OH-＋HI＝H2O＋I-错因：HI误认为弱酸.

(4)反应条件或环境不分： 如：次氯酸钠中加浓HCl：ClO-＋H+＋Cl-＝OH-＋Cl2↑错因：强酸制得强碱 (5)忽视一种物质中阴、阳离子配比.如：H2SO4 溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2+＋OH-＋H+＋SO42-＝BaSO4↓＋H2O 正确：Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O (6)“＝”“ ”“↑”“↓”符号运用不当

2---2+

如：Al3+＋3H2O＝Al(OH)3↓＋3H+注意：盐的水解一般是可逆的，Al(OH)3量少，故不能打“↓” 2.判断离子共存时，审题一定要注意题中给出的附加条件。

＋-＋

?酸性溶液（H）、碱性溶液（OH）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H或

--a-3+2+2+2+--OH=1×10mol/L(a>7或a<7)的溶液等。?有色离子MnO4,Fe,Fe,Cu,Fe(SCN)。 ?MnO4,NO3等在酸

2-2-+

性条件下具有强氧化性。 ?S2O3在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O3+2H=S↓+SO2↑+H2O ?注意题目要求“一定大量共存”还是“可能大量共存”；“不能大量共存”还是“一定不能大量共存”。 ．．．．．． ?看是否符合题设条件和要求，如“过量”、“少量”、“适量”、“等物质的量”、“任意量”以及滴加试剂的先后顺序对反应的影响等。

能够做喷泉实验的气体 NH3、HCl、HBr、HI等极易溶于水的气体均可做喷泉实验。 CO2、Cl2、SO2与氢氧化钠溶液； C2H2、C2H4与溴水反应 ‘粒半径的比较：

1．判断的依据 电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大。 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。 具体规律：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 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+ 实验中水的妙用

1．水封：在中学化学实验中，液溴需要水封，少量白磷放入盛有冷水的广口瓶中保存，通过水的覆盖，既可隔绝空气防止白磷蒸气逸出，又可使其保持在燃点之下；液溴极易 挥发有剧毒，它在水中溶解度较小，比水重，所以亦可进行水封减少其挥发。

2．水浴：酚醛树脂的制备(沸水浴)；硝基苯的制备(50—60℃)、乙酸乙酯的水解(70～80℃)、蔗糖的水解(70～80℃)、硝酸钾溶解度的测定(室温～100℃)需用温度计来控制温度；银镜反应需用温水浴加热即可。 3．水集：排水集气法可以收集难溶或不溶于水的气体，中学阶段有02， H2，C2H4，C2H2，CH4，NO。有些气体在水中有一定溶解度，但可以在水中加入某物质降低其溶解度，如：可用排饱和食盐水法收集氯气。

4．水洗：用水洗的方法可除去某些难溶气体中的易溶杂质，如除去NO气体中的N02杂质。

5．鉴别：可利用一些物质在水中溶解度或密度的不同进行物质鉴别，如：苯、乙醇 溴乙烷三瓶未有标签的无色液体，用水鉴别时浮在水上的是苯，溶在水中的是乙醇，沉于水下的是溴乙烷。利用溶解性溶解热鉴别，如：氢氧化钠、硝酸铵、氯化钠、碳酸钙，仅用水可资鉴别。

6．检漏：气体发生装置连好后，应用热胀冷缩原理，可用水检查其是否漏气。

盐类水解水被弱解；有弱才水解，无弱不水解；越弱越水解，都弱双水解；谁强呈谁性，同强呈中性。 电解质溶液中的守恒关系 ?电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3

＋＋＋+-2---2-溶液中：n(Na)＋n(H)＝n(HCO3)＋2n(CO3)＋n(OH)推出：[Na]＋[H]＝[HCO3]＋2[CO3]＋[OH-]

?物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子

＋＋

中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中：n(Na)：n(c)＝1:1，推出：c(Na)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3)

＋

?质子守恒：(不一定掌握)电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H）的物质的量应相等。例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。

水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH-在25℃（常温）时，纯水中[H+]＝[OH-]＝1×10-7mol/L。在一定温度下，[H+]与[OH-]的乘积是一个常数：水的离子积Kw＝[H+]·[OH-]，在25℃时，Kw＝1×10-14。温度越高,水的电离程度越大;酸碱:抑制水的电离;能水解的盐类:促进水电离.(任何溶液中,由水电离的H+和OH-相等)。有关PH的计算：关键：显酸性抓住氢离子进行计算！显碱性抓住氢氧根离子离子进行计算！ pH=-lgC（H+） 常见的题型有：

①有关酸碱溶液稀释后pH的计算

＋－

a、酸稀释后，先求稀释后c(H)，再求pH；碱稀释后，先求稀释后c(OH)，根据Kw＝

＋－＋

c(H) ·c(OH)，求出c(H)，最后再求pH。

a＋－

b、一定浓度的强酸或强碱溶液用水稀释10倍体积，溶液中c(H) 或c(OH)也被稀释到同样倍数，浓度变

a

为原来的1/10，则溶液的pH将增大或减小a个单位。

a＋

c、一定浓度的弱酸或弱碱用水稀释10倍体积，由于电离程度增大，使得c(H) 或

－a

c(OH)减小的不到1/10，因此pH增大或减小不到a个单位。

d、稀酸、稀碱无限稀释后，因水的电离已是影响pH的主要因素，因此pH接近于7。即稀酸无限稀释后，pH不可能大于7，弱碱无限稀释后pH不可能小于7。

②有关酸碱混合pH的计算

＋

a、 两种强酸混合，先计算混合后c(H)，再计算pH。混合后

c(H＋)＝c1(H＋)·V1＋c2(H＋)·V2V1＋V2－

＋

b、 两种强碱混合，先计算混合后c(OH)，然后计算c(H)，最后计算pH。混合后

c(OH－)＝c1(OH－)·V1＋c2(OH－)·V2V1＋V2＋

pH＝—lg c(H)。

c、 强酸、强碱混合后，要发生酸碱中和反应，因此需判断后再计算

＋－

若n (H)＝n(OH)，酸碱恰好完全反应，则pH＝7；

＋－＋

若n (H)＞n(OH)，则酸过量，先求反应后溶液中c(H)，再计算pH，此时pH＜7

＋－－＋

若n (H)＜n(OH)，则碱过量，先求反应后溶液中c(OH)，再求出c(H)，然后计算pH，此时pH＞7 原电池、电解原理及应用

原电池 （1）正负极的判断。负极--失电子发生氧化反应的电极（电子流出）；正极—得电子发生还原反应的电极（电子流入）

（2）溶液中离子的移动方向。 凡参加反应的离子，阳离子--正极 阴离子--负极 (3)电极方程式的书写：注意电解质是否参加两个电极的电极反应 电解原理

(1)判断阴阳两极的产物—关键:放电顺序

惰性电极电解时 阳离子在阴极上放电：Ag＋＞Hg2＋＞Fe3+＞Cu2＋＞(H+)＞Fe2＋＞Zn2＋；

阴离子在阳极放电：S2－＞I－＞Br－＞Cl－＞(F－、NO3－、SO42-等

金属电极电解时—阳极溶解,阴极保护. (2)阴阳两极得失电子相等（计算）

(3)补充由阴阳两所得产物构成的化合物可使电解质溶液还原.如惰性电极电解CuSO4溶液时:若补充CuO可使电解质溶液还原,则电解产物为Cu和O2;补充Cu(OH)2可使电解质溶液还原,则电解产物为Cu 、H2 、O2(即CuSO4电解完后还电解了水H2O

(4)中学化学中电解过程中产生的气体有三种. 阳极:O2 、 Cl2 阴极:H2 热化学方程式正误判断——“三查” 1．检查是否标明聚集状态：固（s）、液（l）、气（g） 2．检查△H的“+”“－”是否与吸热、放热一致。(注意△H的“+”与“－”，放热反应为“－”，吸热反应为“+”) 3．检查△H的数值是否与反应物或生成物的物质的量相匹配（成比例） 注意：?要注明反应温度和压强，若反应在298K和1.013×105Pa条件下进行，可不予注明； ?要注明反应物和生成物的聚集状态，常用s、l、g分别表示固体、液体和气体；

?△H与化学计量系数有关，注意不要弄错。方程式与△H应用分号隔开，一定要写明“+”、“-”数值和单位。计量系数以“mol”为单位，可以是小数或分数。 ?一定要区别比较“反应热”、“中和热”、“燃烧热”等概念的异同。 浓硫酸“五性”

酸性、强氧化性、吸水性、脱水性、难挥发性

化合价不变只显酸性

化合价半变既显酸性又显强氧化性 化合价全变只显强氧化性

浓硝酸“四性”

酸性、强氧化性、不稳定性、挥发性 化合价不变只显酸性

化合价半变既显酸性又显强氧化性 化合价全变只显强氧化性

KWc(H＋)＝c(OH－)1．Cl的电子式为： Cl -

O H 2．-OH： O H OH-电子式：

2+ 3．Na2S + 2– MgCl2

Cl MgCl NaS Na+

CaC2、 Na2O2 H 2– + 2– + 2+ 2– O H NaH N O CaH C C NaS

Cl H H 4． H N NH4Cl (NH4)2S H

H H N H

H

5．

CO2

写结构式

O C O

共用电子对代共价键

O C O

补孤电子对

O C O

结构式 电子式 6．MgCl2形成过程： + Mg +

Cl Cl

Cl Mg2+ Cl

等效平衡的分类 （1）定温（T）、定容（V）条件下的等效平衡

Ⅰ类：对于一般可逆反应，在定T、V条件下，只改变起始加入情况，只要通过可逆反应的化学计量数比换算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量与原平衡相同，则二平衡等效。

Ⅱ类：在定T、V情况下，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，则二平衡等效。 ① 2 4 0 2a ② 1 0.5a 0 0.5 ③ m g（g≥2m） 2（g-2m） （g-m）?a （2）定T、P下的等效平衡（例4： 与例3的相似。如将反应换成合成氨反应）

Ⅲ类：在T、P相同的条件下，改变起始加入情况，只要按化学计量数换算成平衡式左右两边同一边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。 元素的一些特殊性质

1．周期表中特殊位置的元素 ①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al、Ge。 ②族序数等于周期数2倍的元素：C、S。 ③族序数等于周期数3倍的元素：O。 ④周期数是族序数2倍的元素：Li、Ca。 ⑤周期数是族序数3倍的元素：Na、Ba。 ⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C。⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S。 ⑧除H外，原子半径最小的元素：F。 ⑨短周期中离子半径最大的元素：P。 2．常见元素及其化合物的特性 ①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。 ②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。 ③地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。 ④最轻的单质的元素：H ；最轻的金属单质的元素：Li 。 ⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br ；金属元素：Hg 。 ⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al、Zn。 ⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：N；能起氧化还原反应的元素：S。 ⑧元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：S。 ⑨元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。 ⑩常见的能形成同素异形体的元素：C、P、O、S。 化学计算

（一）有关化学式的计算

1．通过化学式，根据组成物质的各元素的原子量，直接计算分子量。 2．已知标准状况下气体的密度，求气体的式量：M=22.4ρ。 3．根据相对密度求式量：M=MˊD。?D4．混合物的平均分子量：

M?物质的总质量(克)?MA?a%?MBb%???

混合物物质的量总数??????? ????5．相对原子质量

① 原子的相对原子质量=

一个原子的质量1一个C原子的质量?12126

A1、A2表示同位素相对原子质量，a1%、a2%表示原子的摩尔分数

② 元素近似相对原子质量：

A?A1a1%?A2a2%???

(二) 溶液计算

1、c?nmN??VMVNAV

C?1000??M

2、稀释过程中溶质不变：C1V1=C2V2。 3、同溶质的稀溶液相互混合：C混=4、溶质的质量分数。

①a%?②a%?m质m液?100%?m质m质?m剂?100%

CV1?C2V2 (忽略混合时溶液体积变化不计)

V1?V2S?100%（饱和溶液，S代表溶质该条件下的溶解度） 100?S③混合：m1a1%+m2a2%=(m1+m2)a%混 ④稀释：m1a1%=m2a2%

以NA为桥梁的的考查有规律

“设NA表示阿伏加德罗常数，下列说法正确（或错误）的是??” 是高考中的必考题.请注意以下情况 (1)气体摩尔体积的定义: 标况下,--1mol--气体--22.4L (2)考查某些物质分子中的原子个数。稀有气体（单原子），臭氧（O3），白磷（P4）等。 (3)一些物质结构中化学键数目。常见有SiO2(1molSi对应4mol共价键)，C(1molC对应2mol共价键)，CH4，P4(一分子有6个共价键)。

(4) 特殊物质的摩尔质量。D2O， T2O， 18O2 ，14CO2等。(摩尔质量单位:g/mol)

(5)较复杂氧化还原反应中，求算电子转移数目。如Na2O2+H2O(1mol Na2O2电子转移数目1mol) (6)某些离子或原子团在水中能发生水解反应，离子数目要改变

(7)“不定体系”。如“NO和NO2混合气”，“NO2气体有时应考虑隐反应2NO2＝N2O4”等 (8)可逆反应与热效应(注意可逆反应反应物不能完全转化的特点!) 硅及其化合物十“反常”

1、硅的还原性比碳强，而碳在高温下却能从二氧化硅中还原出硅。SiO2＋2C=Si＋2CO↑ 2、非金属单质一般不与弱氧化性酸反应，而硅不但能与HF反应，而且还有H2生成。Si＋4HF=SiF4↑＋2H2↑ 3、非金属单质与强碱溶液反应一般不生成氢气，而硅却不然。Si＋2NaOH＋H2O==Na2SiO3＋2 H2↑

4、虽然SiO2是硅酸的酸酐，但却不能用SiO2与水反应制备硅酸，只能用可溶性硅酸盐跟酸作用来制备。 5、酸性氧化物一般不与酸反应(除氧化还原反应外)，而二氧化硅却能与氢氟酸反应。

6、非金属氧化物一般是分子晶体，而二氧化硅却是原子晶体。 7、无机酸一般易溶于水，而硅酸和原硅酸却难溶于水。 8、通常所说的某酸盐为一种酸根的盐，而硅酸盐却是多种硅酸(H2SiO3、H4SiO4、H2Si2O5、H6Si2O7等)的盐的总称。

9、较强的酸能把较弱的酸从其盐溶液中制取出来，这是复分解反应的一般规律，由此对于反应Na2SiO3＋CO2＋H2O==Na2CO3＋H4SiO4↓的发生是不难理解的，而反应Na2CO3＋SiO2=Na2SiO3＋CO2↑居然也能进行。 10、硅酸钠的水溶液俗称水玻璃，但它和玻璃的化学成分并不相同。硅酸钠也叫泡花碱，但它是盐而不是碱。钢化玻璃与普通玻璃成分相同，水晶玻璃与玻璃成分不同。 碱金属元素具体知识的一般与特殊

1、Na、K均保存在煤油中，防止氧化，但锂单质不能保存在煤油中，因锂单质密度小于煤油，浮于煤油液面，达不到隔绝空气的目的，应保存太平石蜡中。

2、碱金属单质的密度一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度却比钠小。

3、碱金属单质在空气中燃烧大部分生成过氧化物或超氧化物，但锂单质特殊，燃烧后的产物只是普通氧化物。

4、碱金属单质和水反应时，碱金属一般熔点较低，会熔化成小球。但锂的熔点高，不会熔成小球。生成的LiOH溶解度较小，覆盖在锂的表面，使锂和水的反应不易连续进行。

5、碱金属单质和水反应时，碱金属单质一般浮于水面上，但铷、铯等单质和水反应时沉入水底，因铷、铯单质的密度比水大。

6、钠盐的溶解度受温度的变化影响一般都较大，但NaCl的溶解度受温度变化的影响却很小。 7、碱金属的盐一般均易溶于水，但Li2CO3却微溶于水。 8、焰色反应称为“反应”，但却是元素的一种物理性质。 3+

Fe的颜色变化

1、向FeCl3溶液中加几滴KSCN溶液呈红色；2、FeCl3溶液与NaOH溶液反应，生成红褐色沉淀； 3、向FeCl3溶液溶液中通入H2S气体，生成淡黄色沉淀；

4、向FeCl3溶液中加入几滴Na2S溶液，生成淡黄色沉淀；当加入的Na2S溶液过量时，又生成黑色沉淀； 5、向FeCl3溶液中加入过量Fe粉时，溶液变浅绿色；

6、向FeCl3溶液中加入过量Cu粉，溶液变蓝绿色； 7、将FeCl3溶液滴入淀粉KI溶液中，溶液变蓝色； 8、向FeCl3溶液中滴入苯酚溶液，溶液变紫色； 2+3+

Fe与Fe的鉴别方法

Fe与Fe的性质不同而又可以相互转化。中学化学中可用以下几种方法加以鉴别。

3+2+

1.观察法：其溶液呈棕黄色者是Fe，呈浅绿色者是Fe。

3+2+3+2+

2.H2S法：通往H2S气体或加入氢硫酸，有浅黄色沉淀析出者是Fe，而Fe溶液 不反应。2Fe＋H2S==2Fe

+

＋2H＋S↓

3+2+

3.KSCN法：加入KSCN或其它可溶性硫氰化物溶液，呈血红色者是Fe溶液，而Fe的溶液无此现象。这是

3+2+3+2+

鉴别鉴别Fe与Fe最常用、最灵敏的方法。Fe＋SCN?==［Fe(SCN)］

3+

4.苯酚法：分别加入苯酚溶液，显透明紫色的是Fe3+溶液，无此现象的是Fe2+的溶液。Fe＋6C6H5OH→

3?+

［Fe(C6H5O)6］＋6H（了解）

5.碱液法：取两种溶液分别通入氨气或碱液，生成红褐色沉淀的是Fe3+溶液，生成白色沉淀并迅速变为灰

2+3++

绿色、最终变成红褐色的是Fe溶液。 Fe＋3NH3·H2O==Fe(OH)3↓＋3NH4；

3+2++

Fe＋3OH￣== Fe(OH)3↓ Fe＋2 NH3·H2O==Fe(OH)2↓＋2NH4 ；4 Fe(OH)2＋2H2O＋O2==4 Fe(OH)3

3+3+3+2+

6.淀粉KI试纸法：能使淀粉KI试纸变蓝的是Fe溶液，无变化的是Fe溶液。2 Fe＋2I￣==2 Fe＋I2

3+2+

7.铜片法：分别加入铜片，铜片溶解且溶液渐渐变为蓝色的是Fe溶液，无明显现象的是Fe溶液。

3+2+2+

2 Fe＋Cu==2 Fe＋Cu

2+

8.KMnO4法：分别加入少量酸性KMnO4溶液，振荡，能使KMnO4溶液紫红色变浅的是Fe溶液，颜色不变浅的

3+2+?+3+2+

是Fe溶液。5 Fe＋MnO4＋8H==5 Fe＋Mn＋4H2O

“黑色金属” 化学上把铁、铬、锰三种金属和铁基合金统称为“黑色金属”

金属的冶炼规律

1.活泼金属的冶炼 钠、镁、铝等活泼金属，采用电解其熔融态的卤化物的方法冶炼(通直流电)。 例如：2NaCl(熔融) → 2Na＋Cl2↑ MgCl2熔融)→ Mg＋Cl2↑ 2Al2O3(熔融)→ 4Al＋3O2↑(加入Na3AlF6作熔剂)

注：这里为何不电解熔融态铝的氯化物而须电解其熔融态的氧化物，读者应掌握AlCl3为共价化合物，熔融态时不电离，而Al2O3为离子化合物，熔融态时可发生电离的道理。

2.中等活泼的金属的冶炼 锌、铁、锡、铅等中等活泼的金属采用还原剂还原它们的氧化物的方法冶炼。 例如：ZnO＋C →Zn＋CO↑ Fe2O3＋3CO→2Fe＋3CO2 WO3＋3H2→W＋3H2O

Cr2O3＋2Al→2Cr＋Al2O3 条件均为高温！注意标注

3.不活泼金属的冶炼 银、铂、金等不活泼金属在自然界可以游离态存在，直接采用物理方法(如淘金等)冶炼，而铜、汞等不活泼金属可用还原剂还原法或热分解法冶炼。例如：2HgO 2Hg＋O2↑ 镁在哪些气体中能燃烧

1.镁在空气(氧气)中燃烧：2Mg＋O2 →2MgO 现象：产生白烟，发出耀眼的强光。 2．镁在氯气中燃烧：Mg＋Cl2→MgCl2 现象：产生白烟。 3．镁在氮气中燃烧：3Mg＋N2→Mg3N2 现象：产生灰黄色烟。

4．镁在CO2气体中燃烧：2Mg＋CO2→2MgO＋C现象：产生白烟，瓶壁上有少许淡黄色物质。 (三)火焰颜色小结：

H2在空气中燃烧（淡蓝色）；CH4在空气中燃烧（淡蓝色）；C2H4在空气中燃烧（火焰明亮，黑烟） C2H2在空气中燃烧（浓烈的黑烟）；H2S在空气中燃烧（淡蓝色）；C2H5OH在空气中燃烧（淡蓝色） S在空气中燃烧（淡蓝色）；S在纯氧中燃烧（蓝紫色）；CO在空气中燃烧（淡蓝色） H2在Cl2中燃烧（苍白色）

此外：含钠元素的物质焰色呈黄色；含钾元素的物质焰色呈紫色(透过蓝色钴玻璃片) 主要原料、化工生产原理与设备

接触法制硫酸 主要原料:硫铁矿、空气、98.3%的浓H2SO4

化工生产原理:增大反应物的浓度、逆流、增大反应物间的接触面积 设备:沸腾炉、接触室、吸收塔 硝酸的工业制法 主要原料:氨、水、空气

化工生产原理:反应物的循环操作、增大反应物的浓度、逆流 设备:氧化炉、吸收塔 制玻璃 主要原料:石灰石、纯碱和石英 设备:玻璃熔炉 制水泥 主要原料:石灰石和粘土 设备:水泥回转窑 化工生产原理及环境污染问题

生产名称 反应方程式 环境污染有关内容 接触法制硫酸4FeS2＋11O2 = 2Fe2O3＋8SO2 (高温) 产生的SO2形成“酸雨” 2SO2＋O2 = 2SO3(V2O5、△) 造成污染。用氨水吸收① SO3＋H2O=H2SO4

硝酸的工业制法 4NH3＋5O2=4NO＋6H2O(Pt、△) 产生的NO、NO2

2NO＋O2=2NO2(放电) 造成污染，用碱液吸收② 3NO2+H2O=2HNO3＋NO

制玻璃 Na2CO3＋SiO2= Na2SiO3＋CO2(高温) CaCO3＋SiO2 = CaSiO3＋CO2(高温) 制水泥 是化学变化，方程式不掌握

注：①SO2＋NH3＋H2O==NH4HSO3 ②NO＋NO2＋2NaOH==2NaNO2＋H2O

玻璃成分Na2SiO3 、 CaSiO3、SiO2 水泥成分2CaO·SiO2 、3CaO·SiO2 、3CaO·Al2O3

2+3+

?

一氧化氮和二氧化氮

?一氧化氮：无色气体，难溶于水，有很大毒性，在常温下极易被氧化成二氧化氮。2NO＋O2＝＝＝ 2NO2 ?二氧化氮：有刺激性气味的红棕色气体，溶于水生成硝酸和一氧化氮。 3NO2＋H2O＝＝＝ 2HNO3＋NO 4NO2N2O4（无色）注意：关于氮的氧化物溶于水的几种情况的计算方法。 ① NO2或NO2与N2（或非O2）的混合气体溶于水时可依据：3NO2＋H2O＝＝＝ 2HNO3＋NO 利用气体体积变化差

值进行计算。

② NO2和O2的混合气体溶于水时，由4NO2＋2H2O＋O2＝＝＝ 4HNO3 可知，当体积比为 ＝4：1，恰好完全反应 V(NO2)：V(O2) ＞4：1，NO2过量，剩余气体为NO ＜4：1，O2过量，乘余气体为O2 ③ NO和O2同时通入水中时，其反应是：2NO＋O2＝＝＝ 2NO2 ，3NO2＋H2O＝＝＝ 2HNO3＋NO ，总反应式为：4NO

＋2H2O＋3O2＝＝＝ 4HNO3 当体积比为

＝4：3，恰好完全反应 V(NO)：V(O2) ＞4：3，NO过量，剩余气体为NO ＜4：3，O2过量，乘余气体为O2

④NO、NO2、O2三种混合气体通入水中，可先按①求出NO2与H2O反应生成的NO的体积，再加上原混合气体中的NO的体积即为NO的总体积，再按③方法进行计算。 硝酸的化学性质

①HNO3具有酸的通性。

① HNO3具有强氧化性，表现在能与多数金属、非金属、某些还原性化合物起反应。要注意，由于硝酸氧

化性很强，任何金属与硝酸反应都不能放出氢气，在与不活泼金属如Cu、Ag等反应时，浓硝酸还原产物为NO2，稀硝酸还原产物为NO，（但不能认为稀硝酸的氧化性比浓硝酸强）；

—

② 在溶液中NO3几乎与所有离子能大量共存，但注意，当溶液的酸性较强可形成硝酸溶液，具有还原性

—＋2＋

的某些离子则不能与其大量共存，如NO3、H、Fe中任意两者能大量共存，但三者则不能大量共存。

—

即：NO3在中性或碱性溶液中不表现氧化性，而在酸性溶液中表现强氧化性。 氨气的实验室制法 反应原理：2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O 不能用NaOH代替Ca(OH)2，因为NaOH吸湿后容易结块，产生的气体不易逸出，并且NaOH对玻璃有强烈的腐蚀作用。

装置：制NH3的气体发生装置与制O2、CH4的相同。干燥氨气不能选用浓H2SO4、P2O5，也不能选用无水CaCl2，应选用碱石灰。收集NH3应采用向下排空气法。容器口塞一团棉花（防止空气进入试管，以保证收集的NH3比较纯净）。检验：a、用湿润的红色石蕊试纸（变蓝）；b、蘸有浓盐酸的玻璃棒接近瓶口（白烟）。实验室还常根据浓氨水的强挥发性，向浓氨水中加入NaOH或CaO得到氨气。NaOH或CaO的作用是吸水和吸水后使溶液温度显著升高，二者都能减少氨气的溶解。

△氮及化合物知识网络

?

氧族元素的相似性和递变性 最外层均为6个电子，电子层数依次增加，次外层O为2个，S为8个，Se、Te均为18个电子。氧通常显－2价，硫、硒、碲常见的化合物为：－2价、＋4价、＋6价，都能与多数金属反应。氧化物有两种RO2和RO3，其对应水化物H2RO3、H2RO4均为含氧酸，具有酸的通性。它们的氢化物除H2O外，其余的H2S、H2Se、H2Te均为气体，有恶臭、有毒，溶于水形成无氧酸，都具有还原性。 核电荷数增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，而失电子的能力逐渐增强。单质的状态由气态到固态，熔沸点也依次升高，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，氧化性依次减弱。含氧酸的酸性依次减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。

2－

硫酸根离子的检验 值得注意的是，检验SO4时会受到许多离子的干扰。

＋＋＋－

?Ag干扰：用BaCl2 溶液或盐酸酸化时防止Ag干扰，因为Ag＋Cl＝＝＝ AgCl↓。

2－2－3－

?CO3、SO3、PO4干扰：因为BaCO3、BaSO3、Ba3(PO4)2也是白色沉淀。与BaSO4白色沉淀所不同的是，这

2—＋2＋

些沉淀溶于强酸中。因此检验SO4时，必须用酸酸化。如：BaCO3＋2H＝＝＝ H2O＋CO2↑＋Ba但不能用

2－—

硝酸酸化，同理所用钡盐也不能是Ba(NO3)2溶液，因为在酸性条件下SO3、HSO3、SO2等会被溶液中的NO3—2－2－

氧化为SO4，从而可使检验得出错误的结论。为此，检验SO4离子的正确操作为：

加足量的盐酸酸化滴加BaCl2溶液2－

被检液取清液有无白色沉淀（有无SO4） 由此可见，浓硫酸和稀硫酸都具有氧化性，但产生氧化性的原因是不同的，因此其氧化能力也有强与弱的差别，被还原产物也不相同。

硫及化合物知识网络

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卤族元素主要性质的递变性（从F→I） ?单质颜色逐渐变深，熔沸点升高，水中溶解性逐渐减小； ?元素非金属性减弱，单质氧化性减弱，卤离子还原性增强； ?与H2化合，与H2O反应由易到难； ?气态氢化物稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强； ?最高价氧化物的水化物酸性减弱； ?前面元素的单质能把后面元素从它们的化合物中置换出来。

卤化氢 均为无色有刺激性气味的气体，极易溶于水，在空气中形成酸雾。 ?氟化氢（HF）：很稳定，高温极难分解，其水溶液是氢氟酸，弱酸，有剧毒，能腐蚀玻璃。 ?氯化氢（HCl）：稳定，在1000℃以上少量分解，其水溶液为氢氯酸，俗称盐酸，强酸 ?溴化氢（HBr）：较不稳定，加热时少量分解，其水溶液为氢溴酸，酸性比盐酸强，HBr还原性比HCl强，遇浓硫酸被氧化为单质溴（Br2）。 ?碘化氢（HI）：很不稳定，受热分解，其水溶液为氢碘酸，酸性比氢溴酸强，HI是强还原剂，遇浓硫酸易被氧化为单质硫。 卤素及其化合物主要特性 ?氟及其化合物的特殊性质

① 卤素单质Cl2、Br2、I2与H2化合都需要一定条件，惟独F2在黑暗处就可与H2化合爆炸。

② 卤素单质Cl2、Br2、I2与水反应的通式为：X2 ＋H2O＝＝＝ HX＋HXO（I2与水反应极弱），但F2与H2O反应

却是：2F2＋2H2O＝＝＝ 4HF＋O2 氟无正价，其他都有正价

③ HF有毒，其水溶液为弱酸，其他氢卤酸为强酸，HF能腐蚀玻璃；

④ CaF2不溶于水，AgF易溶于水，氟可与某些稀有气体元素形成化合物。 溴的特性 溴在常温下为红棕色液体（惟一的液态非金属单质），极易挥发产生红棕色有毒的溴蒸气，因而实验室通常将溴密闭保存在阴冷处，并在盛有液溴的试剂瓶内常加适量水。盛装溴的试剂瓶不能用橡皮塞（腐蚀橡胶）。

?碘是紫黑色固体，具有金属光泽，易升华（常用于分离提纯碘），遇淀粉变蓝色（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。

氯及化合物知识网络

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