高中化学学业水平考试会考知识点总结文科生用

必修1知识点

主题1 认识化学科学

一化学科学发展史

1 分析空气成分的第一位科学家——拉瓦锡； 2 近代原子学说的创立者——道尔顿（英国）； 3 提出分子概念——何伏加德罗（意大利）；

4 候氏制碱法——候德榜（1926年所制的“红三角”牌纯碱获美国费城万国博览会金奖）； 5金属钾的发现者——戴维（英国）； 6 Cl2的发现者——舍勒（瑞典）；

7在元素相对原子量的测定上作出了卓越贡献的我国化学家——张青莲； 8元素周期表的创立者——门捷列夫（俄国）；

9 1828年首次用无机物氰酸铵合成了有机物尿素的化学家——维勒（德国）； 10苯是在1825年由英国科学家——法拉第首先发现，德国化学家——凯库勒定为单双键相间的六边形结构，简称凯库勒式； 11镭的发现人——居里夫人。

12人类使用和制造第一种材料是——陶瓷 二 化学基本概念

1.分子:分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。

2.原子:原子是化学变化中的最小微粒。确切地说，在化学反应中原子核不变，只有核外电 子发生变化。

（1）原子是组成某些物质（如金刚石、晶体硅、二氧化硅等）和分子的基本微粒。 （2）原子是由原子核（中子、质子）和核外电子构成的。 3.离子:离子是指带电荷的原子或原子团。

++ - -（1）离子可分为阳离子:Li 、Na 阴离子:Cl 、OH

（2）存在离子的物质:①离子化合物中:NaCl、CaCl2 、Na2SO 4 ? ②电解质溶液中:盐酸、NaOH溶液等

4.元素:元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称。

（1）元素与物质、分子、原子的区别与联系:从宏观看物质是由元素组成的; 从微观看物 质是由分子、原子或离子构成的。

（2）某些元素可以形成不同的单质（性质、结构不同）———同素异形体。

5.同位素:是指同一元素不同核素之间互称同位素，即具有相同质子数，不同中子数的同

123

一类原子互称同位素。如H有三种同位素: 1H、 1H、 1H（氕、氘、氚）。 6.核素:核素是具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 ? 同种元素可以有若干种不同的核素。（2）同一种元素的各种核素尽管中子数不同，但

它们的质子数和电子数相同。核外电子排布相同，因而它们的化学性质几乎是相同的 7.原子团:原子团是指由多个原子结合成的集体，在许多反应中，原子团作为一个集体参加反应。原子团包括： 复杂离子如：酸根离子，有机基团。 8.物理变化和化学变化

物理变化:没有生成其他物质的变化，仅是物质形态的变化。化学变化:变化时有其他物质生成。又叫化学反应。化学变化的特征有新物质生成 ，伴有放热、发光、变色等现象 变化本质:旧键断裂和新键生成或转移电子等。二者的区别是:前者无新物质生成，仅是物质形态、状态的变化。

9.混合物:由两种或多种物质混合而成的物质叫混合物，一般没有固定的熔沸点;

1

10.纯净物:由一种物质组成的物质叫纯净物。它可以是单质或化合物。 由同素异形体组成的物质为混合物， 如红磷和白磷。由不同的同位素原子组成同一分子的物质是纯净物，如H2O与D2O混合为纯净物。

11.单质:由同种元素组成的纯净物叫单质。单质分为金属单质与非金属单质两种。 12.化合物:由不同种元素组成的纯净物叫化合物。

从不同的分类角度,化合物可分为多种类型，如：离子化合物和共价化合物; 电解质和非电解质;无机化合物和有机化合物;酸、碱、盐和氧化物等。

+

13.酸:电离理论认为:电解质电离出的阳离子全部是H的化合物叫做酸。 常见强酸如:HClO4 、H 2SO 4 、HCl、HBr、HI、HNO3 ?

常见弱酸如:H2SO3 、H 3PO4 、HF、HNO2、 CH3COOH、 HClO、H2CO3 、H2SiO3 、HAlO2?

-14.碱:电离理论认为，电解质电离时产生的阴离子全部是OH的化合物叫碱。 常见强碱如:NaOH、KOH、Ca(OH)2 、Ba(OH)2 ?

常见弱碱如:NH3.H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3 、Fe(OH)3 ?

+

15.盐:电离时生成金属阳离子（或NH4 ）和酸根离子的化合物叫做盐。盐的分类①正盐 ②酸式盐③碱式盐④复盐（电离后生成两种或两种以上的金属阳离子或铵根的盐） 16.氧化物:由两种元素组成，其中一种是氧元素的化合物叫氧化物，氧化物的分类方法， 按组成分：金属氧化物、非金属氧化物， 按性质分：不成盐氧化物、成盐氧化物、 酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物、过氧化物等

17.同素异形体:由同种元素所形成的不同的单质为同素异形体。（1）常见同素异形体: 红磷与白磷;O2与O3；金刚石与石墨。 （2）同素异形体之间可以相互转化，属于 化学变化但不属于氧化还原反应。

18同系物：化学上，把结构相似，分子组成上相差1个或者若干个CH2原子团的化合物互 称为同系物。

19 同分异构体：简单地说，化合物具有相同分子式，但具有不同结构的现象，叫做同分异构现象；具有相同分子式而结构不同的化合物互为同分异构体。在中学阶段主要指下列三种情况：?碳链异构 ?官能团位置异构?官能团异类异构 三 正确使用化学用语

化学用语是指化学学科中专门使用的符号，它包括以下几种:

①元素符号 ②离子符号 ③电子式 ④原子结构示意图 ⑤分子式（化学式） ⑥结构式和结构简式 ⑦化学方程式 ⑧热化学方程式 ⑨离子方程式 ⑩电离方程式 1.几种符号

元素符号:①表示一种元素。②表示一种元素的一个原子。离子符号:在元素符号右上角标电

2+27

符数及正负号“1”省略不写，如:Ca。 核素符号:如 13Al左上角为质量数，左下角为质子数。 2.化合价

化合价是指一种元素一定数目的原子跟其他元素一定数目的原子化合的性质。①在离子化合物中，阳离子为正价，阴离子为负价。②在共价化合物中，电子对偏向哪种原子，哪种原子就显负价;偏离哪种原子、哪种原子就显正价。③单质分子中元素的化合价为零。④化合物中各元素的化合价代数和为零 3.电子式:

电子式是元素符号用小黑点（或×）来表示原子的最外层电子排布的式子。用电子式可以表示以下内容:

①原子的电子式②离子的电子式: 阴离子、复杂阳离子要用中括号。 ③共价化合物的电子式④离子化合物的电子式

2

4.原子结构示意图的书写

原子结构示意图是表示原子的电子层结构的图示。 要求熟练掌握1～18号元素的原子结构示意图。 5.分子式（化学式）结构式，结构简式。

用元素符号表示单质分子或化合物分子组成的式子是分子式（分子晶体）在离子晶体和原子晶体中，用元素符号表示其物质组成的式子称为化学式，不表示分子组成。用短线表示一对共用电子对的图示，用以表示分子中所含原子的结合方程和排列顺序（不表示空间结构），叫作结构式。一般用来表示有机物。 结构简式是简化碳氢键和碳碳单键突出官能团的式子。如:CH2=CH2、CH3CH2OH 6.质量守恒定律。

在化学反应中，参加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，这个规律叫质量守恒定律。

①一切化学反应都遵循质量守恒，原子个数守恒。

②氧化还原反应还遵循得失电子守恒，化合价升降总数相等。

③电解质溶液中阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数，即离子电荷守恒。 7.离子反应方程式

用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子叫作离子方程式

8.热化学方程式：表明反应所放出或吸收的热量的方程式，叫作热化学方程式。

说明 ①、酸性氧化物不一定都是非金属氧化物,非金属氧化物也不一定都是酸性氧化物。

②、碱性氧化物全部是金属氧化物，而金属氧化物不一定是碱性氧化物。能与酸反应的氧化物不一定就是碱性氧化物。 ③. 判断是否为纯净物的标准：（1）有固定组成(即相同的分子但不是相同的原子或

相同的元素)

（2）有固定熔沸点（3）结晶水合物都是纯净物。

④．常见混合物：高分子化合物、分散系都是混合物、碱石灰（NaOH+CaO）、草木灰（主要成分K2CO3）、大理石(主要CaCO3)、电石(主要CaC2)、铝热剂(Al粉和某些金属氧化物)、 玻璃、水泥、陶瓷、泡花碱（水玻璃，即硅酸钠的水溶液）、黑火药(2KNO3、S、3C)、普钙（CaSO4+Ca(H2PO4)2即过磷酸钙）、王水（体积比：浓HCl/浓HNO3＝3：1）、漂白粉、生铁、水煤气（CO+H2）、天然气（主要成分是甲烷）、液化石油气（丙烷、丁烷）、福尔马林、油脂、石油、煤油、汽油、凡士林等

四 、物质的量

1 物质的量和摩尔质量 （1）物质的量是用于表示含一定数目粒子的集体的物理量。单位是摩尔，简称摩，符号mol。

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科学规定：0.012kgC中所含C原子的数目定义为1mol；表示1mol物质所含基本单元（粒

-1

子）数的物理量叫做阿伏加德罗常数，符号NA，单位：mol 阿伏加德罗常数是一个精确值，

23-1

但在具体计算时常用近似值6.02×10mol。使用时应该在单位“摩尔”或“mol”后面用化学式指明粒子的种类, 习惯上也可以说：1mol氢气（即1molH2）、1mol氯化钠（即1molNaCl），但不能讲1mol氯元素。物质的量及其单位摩尔计量的对象不是宏观物体，它只适于表示微观粒子如：分子、原子、离子、质子、电子、中子等微粒及这些微粒的特定组合 n(mol)＝

（2）摩尔质量（符号M）:单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量。单位：g/mol或kg/mol。 任何物质的摩尔质量，以g/mol为单位时，在数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量。

3

（3）有关物质的量、摩尔质量的计算

①物质的量、物质的质量、摩尔质量三者之间的关系 摩尔质量(M)=m／n ②摩尔质量和阿伏加德罗常数的关系

已知阿伏加德罗常数（NA）和一个某粒子的质量（ma），则有：M＝NA·ma ③化学计量数与物质的量之间的关系

化学方程式中化学计量数（系数）之比，等于对应物质的物质的量之比 (4)．几个概念的辨析

23-1

①阿伏加德罗常数与6.02×10mol区别：

-1

阿伏加德罗常数是表示1mol任何物质所含基本单元粒子的物理量，其单位为mol；

23-1

而6.02×10mol是阿伏加德罗常数的近似值，在计算中常用此近似值。

② 物质的质量与摩尔质量区别：质量数值是任意的，单位通常是g或kg；摩尔质量的

数 值是该物质的相对分子质量（或相对原子质量),不同物质的摩尔质量一般是不同的

-1

同一物质的摩尔质量是固定不变的；摩尔质量的单位是g·mol。 ③ 摩尔质量与平均摩尔质量

摩尔质量通常是针对单一组分而言，若涉及的是多组分的混合物，则用混合物的平均摩尔质量

平均摩尔质量(

)＝

2 气体摩尔体积和阿伏加德罗定律： 气体摩尔体积

?．定义：单位物质的量的气体所占的体积叫气体摩尔体积。(符号为Vm，单位：L/mol) ? .影响因素:温度和压强。①温度越高体积越大②压强越大体积越小

?. 在标准状况下(即0℃和101.325 kPa)，1mol任何气体所占的体积都约是22.4L。 即: 标准状况下, Vm约为22.4 L/mol 标况时气体与物质的量的关系： 气体的物质的量（mol）=

标况时气体体积?L?

22.4(L/mol)阿佛加德罗定律：(根据PV=nRT的气态方程可得知)

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。 推论： (1)在同温同压下，气体的密度之比等于其相对分子量之比（或摩尔质量之比） ρ1/ρ2=M1/M2 (2)在同温同体积下，气体的压强之比等于其物质的量之比。P1/P2=n1/n2 3 相对分子质量的相关计算方法

?．通过化学式，根据组成物质的各元素的相对原子质量，直接计算相对分子质量。

-1-1

?．已知标准状况下气体的密度，求气体的式量：M=22.4(L·mol)×p(g·L) ?．根据化学方程式计算

4 物质的量浓度溶液的计算及溶液的配制 计算公式 ?、c?1000??nmNC? ??MVMVNAV=CV1?C2V2 (忽略混合时溶液体积变化，否则混合后的

V1?V2?、稀释过程中溶质不变：C1V1=C2V2。 ?、同溶质的稀溶液相互混合：C

混

体积要根据混合溶液的密度来计算,V=m÷ρ单位是ml),

4

溶液的配制 配制一定物质的量浓度的溶液 （配制前要检查容量瓶是否漏水） 计算：算出固体溶质的质量或液体溶质的体积。（注意几种常见规格的容量瓶） 称量：用托盘天平称取固体溶质质量，用量简量取所需液体溶质的体积。

溶解：将固体或液体溶质倒入烧杯中，加入适量的蒸馏水（约为所配溶液体积的1/6），用

玻璃棒搅拌使之溶解，冷却到室温后，将溶液引流注入容量瓶里。 洗涤（转移）：用适量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2－3次，将洗涤液注入容量瓶。然后振荡，

使溶液混合均匀。

定容：继续往容量瓶中小心地加水，直到液面接近刻度2－3mm处，改用胶头滴管加水，使

溶液凹面恰好与刻度相切。把容量瓶盖紧，再振荡摇匀后装入指定的容器中且贴好标签。（配制过程示意图见必修1 P16）

一算二称量，溶、洗、转移忙；滴管来定容，摇匀把液装。

所需主要仪器：烧杯、胶头滴管、量筒、托盘天平、玻璃棒、一定规格的容量瓶 误差分析 ： 基本思路：按计算公式:C=n/v 来分析

①称好后的药品放入烧杯时，有少量撒在烧杯外。（n偏低，c偏低） ②溶解搅拌时有部分液体溅出。（n偏低，c偏低） ③转移时有部分液体溅出。 （n偏低，c偏低） ④未洗涤烧杯和玻璃棒2～3次 （n偏低，c偏低）

⑤在定容时，仰视读数 （v偏高，c偏低） 俯视读数（v偏低，c偏高）

主题2 化学实验基础

一、常见物质的分离、提纯和鉴别

1．常用的物理方法——根据物质的物理性质上差异来分离。 混合物的物理分离方法 固+液 方法 蒸发 结晶 固+固 升华 适用范围 易溶固体与液体分开 溶解度差别大的溶质分开 能升华固体与不升华物分开 易溶物与难溶物分开 主要仪器 酒精灯、蒸发皿、玻璃棒 酒精灯 注意事项 ①不断搅拌；②最后用余热加热；③液体不超过容积2/3 实例 NaCl（H2O） NaCl（NaNO3） I2（NaCl） NaCl（CaCO3） 从溴水中提取Br2 固+液 过滤 ①一角、二低、三漏斗、烧杯 碰；②沉淀要洗涤； ①先查漏；②对萃取剂的要求；③使漏斗内外大气相通;④上层液体从上口倒出，下层液体从漏斗口放出 萃取 溶质在互不相溶的溶剂里，溶解度的不同，分液漏斗 把溶质分离出来 分离互不相溶液体 分液漏斗 蒸馏烧瓶、冷凝管、温度计、牛角管 洗气瓶 U形管 5

液+液 分液 蒸馏 分离沸点不同混合溶液 易溶气与难溶气分开 沸点不同气分开 ①温度计水银球位于支管处；②冷乙醇和水、I2凝水从下口通入；和CCl4 ③加碎瓷片 长进短出 常用冰水 CO2（HCl） NO2（N2O4） 气+气

洗气 液化

i、蒸发和结晶

蒸发是将溶液浓缩、溶剂气化使溶质以晶体形式析出的方法。

结晶是溶质从溶液中析出晶体的过程，可以用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物。 加热蒸发皿使溶液蒸发时、要用玻璃棒不断搅动溶液，防止由于局部温度过高，造成液滴飞溅。当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热，例如用结晶的方法分离NaCl和KNO3混合物。

ii、蒸馏蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。用蒸馏原理进行多种混合液体的分离，叫分馏。 iii、分液和萃取

分液是把两种互不相溶、密度也不相同的液体分离开的方法。萃取是利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法。

选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶、不反应；对溶质的溶解度要远大于原溶剂。

2、化学方法分离和提纯物质

对物质的分离可一般先用化学方法对物质进行处理，然后再根据混合物的特点用恰当的分离方法进行分离。

用化学方法分离和提纯物质时要注意：

①最好不引入新的杂质；②不能损耗或减少被提纯物质的质量

③实验操作要简便，不能繁杂。用化学方法除去溶液中的杂质时，要使被分离的物质或离子尽可能除净，需要加入过量的分离试剂，在多步分离过程中，后加的试剂应能够把前面所加入的无关物质或离子除去。 常见物质除杂方法 序号 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16

6

原物 N2 CO CO2 CO2 SO2 Cl2 CO2 炭粉 Fe2O3 SiO2 NaCl溶液 FeCl3溶液 FeCl2溶液 NaCl晶体 KNO3晶体 所含杂质 O2 CO2 CO HCl HCl HCl SO2 MnO2 Al2O3 Al2O3 NaHCO3 FeCl2 FeCl3 NH4Cl NaCl 除杂质试剂 灼热的铜丝网 NaOH溶液 灼热CuO 饱和的NaHCO3 饱和的NaHSO3 饱和的食盐水 饱和的NaHCO3 浓盐酸（需加热） NaOH溶液 HCl溶液 CO2 HCl Cl2 Fe -------- 蒸馏水 主要操作方法 用固体转化气体 洗气 用固体转化气体 洗气 洗气 洗气 洗气 过滤 过滤 过滤， 加酸转化法 加酸转化法 加氧化剂转化法 加还原剂转化法 加热分解 重结晶. NaHCO3溶液 Na2CO3

3、物质的鉴别 ①常见气体的检验 常见气体 氢气 氧气 氯气 二氧化硫 氨气 二氧化氮 一氧化氮 二氧化碳 检验方法 纯净的氢气在空气中燃烧呈淡蓝色火焰，混合空气点燃有爆鸣声，生成物只有水。不是只有氢气才产生爆鸣声；可点燃的气体不一定是氢气 可使带火星的木条复燃 黄绿色，能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝（O3、NO2也能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝） 无色有刺激性气味的气体。能使品红溶液褪色，加热后又显红色。能使酸性高锰酸钾溶液褪色。 无色有刺激性气味，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时能生成白烟。 红棕色气体，通入水中生成无色的溶液并产生无色气体，水溶液显酸性。 无色气体，在空气中立即变成红棕色 能使澄清石灰水变浑浊；能使燃着的木条熄灭。SO2气体也能使澄清的石灰水变混浊，N2等气体也能使燃着的木条熄灭。 ②几种重要阳离子的检验 （l）H+能使紫色石蕊试液变为红色。

（2）Na+、K+用焰色反应来检验时，它们的火焰分别呈黄色、浅紫色（通过蓝色钴玻片）。 （3）Ba2+与稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。 （4）Al3+与适量的NaOH溶液反应生成白色Al(OH)3絮状沉淀，该沉淀能溶于盐酸或 过量的NaOH溶液。

（5）Ag+与稀盐酸或可溶性盐酸盐反应，生成白色AgCl沉淀，不溶于稀 HNO3

（6）NH4+与NaOH浓溶液反应，并加热，放出使湿润的红色石蓝试纸变蓝的有刺激性气味

NH3气体。

（7）Fe2+与少量NaOH溶液反应，先生成白色Fe(OH)2沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成

红褐色Fe(OH)3沉淀。或向亚铁盐的溶液里加入KSCN溶液，不显红色，加入少量新制

－

的氯水后，立即显红色。2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl

（8） Fe3+与 KSCN溶液反应，变成血红色 Fe(SCN)3溶液，或与 NaOH溶液反应，生成

红褐色Fe(OH)3沉淀。 ③几种重要的阴离子的检验

－

（1）OH能使无色酚酞、紫色石蕊、等指示剂分别变为红色、蓝色。

－

（2）Cl与硝酸银反应，生成白色的AgCl沉淀，沉淀不溶于稀硝酸

－

（3）SO42先用盐酸酸化，再与含Ba2+溶液反应，生成白色BaSO4沉淀。

－

（4）SO32与盐酸反应，产生无色有刺激性气味的SO2气体，该气体能使品红溶液褪色。

－

（5）CO32与盐酸反应，生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的CO2气体。 二识别化学品安全使用标识（必修1P4）

主题3 常见无机物及其应用

一、物质的分类（简单分类法：交叉分类法、树状分类法）

7

金属：Na、Mg、Al

单质

非金属：S、O、N（包括稀有气体）

酸性氧化物：SO3、SO2、P2O5等

氧化物碱性氧化物：Na2O、CaO、Fe2O3

两性氧化物：Al2O3等

纯不成盐氧化物：CO、NO等 净含氧酸：HNO3、H2SO4等 物按酸根分 无氧酸：HCl

强酸：HNO3、H2SO4、HCl

酸按强弱分

弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH

化一元酸：HCl、HNO3

合按电离出的H+数分二元酸：H2SO4、H2SO3 物多元酸：H3PO4

强碱：NaOH、Ba(OH)2

物按强弱分 质弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)3

碱

一元碱：NaOH、

按电离出的OH-数分二元碱：Ba(OH)2

多元碱：Fe(OH)3

正盐：Na2CO3

盐酸式盐：NaHCO3

碱式盐：Cu2(OH)2CO3

溶液：NaCl溶液、稀H2SO4等 混悬浊液：泥水混合物等 合乳浊液：油水混合物

物胶体：Fe(OH)3胶体、淀粉溶液、烟、雾、有色玻璃等

二、分散系及其分类

1. 分散系：一种物质（或几种物质）以粒子形式分散到另一种物质里所形成的混合物，

统称为分散系。分散质：分散系中分散成粒子的物质。分散剂：分散质分散在其中的物质。

2、分散系的分类：当分散剂是水或其他液体时，如果按照分散质粒子的大小来分类，可以把分散系分为：溶液、胶体和浊液。分散质粒子直径小于1nm的分散系叫溶液，在1nm～100nm之间的分散系称为胶体，而分散质粒子直径大于100nm的分散系叫做浊液。

下面比较几种分散系的不同： 分散系 分散质的直径 分散质粒子 溶 液 ＜1nm（粒子直径小于10-9m） 单个小分子或离子 胶 体 1nm－100nm（粒子直径在10-9 ~ 10-7m） 许多小分子集合体或高分子 8

浊 液 ＞100nm（粒子直径大于10-7m） 巨大数目的分子集合体

实例 外观 性 稳定性 能否透过滤纸 质 能否透过半透膜 鉴别 溶液酒精、氯化钠等 均一、透明 稳定 能 能 无丁达尔效应 淀粉胶体、氢氧化铁胶体等 均一、透明 较稳定 能 不能 有丁达尔效应 石灰乳、油水等 不均一、不透明 不稳定 不能 不能 静置分层 注意：三种分散系的本质区别：分散质粒子的大小不同。 三、胶体

1、胶体的定义：分散质粒子直径大小在10-9~10-7m之间的分散系。 2、胶体的性质：(均为物理性质)

①丁达尔效应——丁达尔效应是粒子对光散射作用的结果，是一种物理现象。溶液和浊液无丁达尔现象，所以丁达尔效应常用于鉴别胶体和其他分散系。 ②布朗运动③电泳 ④聚沉（必修1 P16） 四、离子反应

1、电离电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。 2、电离方程式书写

H2SO4 = 2H+ + SO42- HCl = H+ + Cl-

＋＋

KCl == K + Cl- Na2SO4 == 2 Na +SO42-

＋＋＋

NaHSO4 == Na + H +SO42- NaHCO3 == Na + HCO3- 注意：

1、HCO3-、OH-、SO42-等原子团不能拆开

2、HSO4-在水溶液中拆开写，在熔融状态下不拆开写。 3、电解质与非电解质

①电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物，如酸、碱、盐等。 ②非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，如蔗糖、酒精等。 4、电解质与电解质溶液的区别： 电解质是纯净物，电解质溶液是混合物。无论电解质还是非电解质的导电都是指本身，而不是说只要在水溶液或者是熔化能导电就是电解质。 5、强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

6、弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。 特别提醒：

①．SO2、NH3、CO2的水溶液虽然能导电，但它们仍属于非电解质. 通常非金属氧化物、某些非金属氢化物、绝大多数有机物等属于非电解质， 酸、碱、盐、水、典型金属氧化物、某些非金属氢化物等属于电解质，电解质和非电解质属于化合物的范畴，水溶液和单质不在此范畴。

②．电解质强弱的判断，关键是看电解质在水溶液中是否完全电离。电解质电离程度与溶解度无直接关系，通常强电解质为：强酸、强碱、绝大多数盐、活泼金属氧化物；弱电解质通常为：弱酸、弱碱、极少数盐如Pb(Ac)2、水。 7、离子方程式的书写

第一步：写（基础）写出正确的化学方程式 第二步：拆（关键）

把易溶、易电离的物质拆成离子形式（难溶、难电离的以及气体等仍用化学式表示） 第三步：删（途径）删去两边不参加反应

第四步：查（保证）检查（质量守恒、电荷守恒） ※离子方程式的书写注意事项:

1.非电解质、弱电解质、难溶于水的物质，气体、.氧化物、单质在反应物、生成物中出现，

9

均写成化学式或分子式。HAc＋OH=Ac＋H2O

2.浓H2SO4作为反应物和固体反应时，浓H2SO4写成化学式。 3.H3PO4中强酸，在写离子方程式时按弱酸处理，写成化学式。

4微溶物作为反应物时,处于澄清溶液中时写成离子形式;处于浊液或固体时写成化学式。微溶物作为生成物的一律写化学式如条件是澄清石灰水，则应拆成离子；若给的是石灰乳或浑浊石灰水则不能拆，写成化学式。

5 非水溶液中发生的离子反应，不写离子方程式。

常见的错误：(1)违背反应客观事实：主要是写错、漏写等

+3+

如：Fe2O3与氢碘酸：Fe2O3＋6H＝2 Fe＋3H2O

(2)违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失守恒

2+3+－

如：FeCl2溶液中通Cl2 ：Fe＋Cl2＝Fe＋2Cl

(3)混淆化学式（分子式）和离子书写形式，乱拆写。

－－

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：酸性环境不能生成OH

－+-－

如：次氯酸钠中加浓HCl：ClO＋H＋Cl＝OH＋Cl2↑错因：强酸制得强碱

(5)“＝”“?”“↑”“↓”符号运用不当

8、离子共存问题

凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中水解相互促进的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般规律是：

＋－

1）、凡相互结合生成难溶或微溶性盐的离子（熟记常见的难溶、微溶盐）:Ag只能与NO3、

－2-2-2-2-+＋＋+＋+ －F共存，CO3、SiO3、SO3、S只能与K、Na、NH4共存; K、Na、NH4 、NO3、

－－

HCO3、CH3COO形成的盐溶于水 2）、与H+不能大量共存的离子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根离子： 氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-卤族有：F-、ClO- 碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO3-、SiO32- 3）、与OH-不能大量共存的离子有：

NH4+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳离子（比如：

Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等） 4）、能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存： 常见还原性较强的离子有:Fe2+、S2-、I-、SO32-。

氧化性较强的离子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-（H+） 五、氧化还原反应

①、氧化反应：元素化合价升高的反应还原反应：元素化合价降低的反应 氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应。 ②、氧化还原反应的判断依据-----有元素化合价变化失电子总数=得电子总数 ③、氧化还原反应的实质------电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移

口诀：失电子，化合价升高，被氧化（氧化反应），还原剂； ．．．

得电子，化合价降低，被还原（还原反应），氧化剂； ．．．

④氧化剂和还原剂(反应物)

氧化剂：得电子(或电子对偏向)的物质------具有氧化性 还原剂：失电子(或电子对偏离)的物质------具有还原性

氧化产物：还原剂被氧化后的生成物还原产物：氧化剂被还原后的生成物。

－－

10

⑤常见的氧化剂与还原剂

氧 化 剂 活泼非金属单质：X2、O2、S 还 原 剂 活泼金属单质：Na、Mg、Al、Zn、Fe 某些非金属单质： C、H2、S 低价金属离子：Fe、Sn、非金属的阴离子2---及其化合物：S、H2S、I 、HI、NH3、Cl、-HCl、Br、HBr 2+2+高价金属离子：Fe、Sn、Cu、Ag ＋其它：［Ag(NH3)2］、新制Cu(OH)2 3+4+2++含氧化合物：NO2、MnO2、Na2O2、H2O2、HClO、低价含氧化合物：CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、含HNO3、浓H2SO4、NaClO、Ca(ClO)2、KClO3、 -CHO的有机物：醛、葡萄糖、麦芽糖等 KMnO4、王水、O3、 既可作氧化剂又可作还原剂的有：S、SO3、HSO3、H2SO3、SO2、NO2、Fe等 ⑥氧化还原反应和四种基本反应类型的关系

置换反应一定是氧化反应；有单质参加的化合反应是氧化还原反应；有单质生成的分解反应是氧化还原反应；复分解反应一定不是氧化还原反应。

2－－－2+六 、金属及其化合物

钠及其化合物： （一）、钠

1． Na的主要物理性质以及钠与水反应的现象和方程式：钠具有银白色的金属光泽。硬度

小，可以用小刀切割。钠是热和电的良导体。钠的密度是0.97g/cm3，比水的密度小，钠的熔点是97.81℃（较低）。钠单质还具有良好的延展性。

+－

2Na + 2H2O ＝ 2Na + 2OH + H2↑(浮、熔、游、响、红)

2． Na的保存：放于煤油中而不能放于水中，也不能放于汽油中；实验完毕后，要放回原

瓶，不要放到指定的容器内。钠长期放置在空气中的变化：Na→ Na2O→ NaOH → Na2CO3。xH2O →Na2CO3。钠在空气中燃烧生成过氧化钠。

3． Na、K失火的处理：不能用水和CO2灭火，必须用干燥的沙土灭火。

4． Na、K的焰色反应：颜色分别黄色、紫色，易作为推断题的推破口。注意做钾的焰色

反应实验时，要透过蓝色的钴玻璃，避免黄光的干扰。钠在空气中点燃时生成过氧化钠（Na2O2），过氧化钠比氧化钠稳定 （二）、过氧化钠和氧化钠 性质 颜色状态 与水反应 与酸溶液 其他 Na2O 碱性氧化物，氧为-2价 白色固体 Na2O+H2O=2NaOH Na2O2 过氧化物，氧为-1价 淡黄色固体 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ Na2O+2HCl=2NaCl+H2O（溶液无色） 2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑ Na2O+CO2=Na2CO3 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2

1． 过氧化钠：非碱性氧化物，但也可与酸、二氧化碳、水反应(按顺序优先)

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2． 过氧化钠中微粒的组成：1mol过氧化钠中所含有离子的数目为3NA，或说它们的微粒个

数之比为2：1。过氧化钠的电子式的书写。

3． 过氧化钠与水、CO2的反应：一是过氧化钠既是氧化剂也是还原剂，水既不是氧化剂也

不是还原剂；二是考查电子转移的数目（以氧气的量为依据，生成1mol O2转移2mol电子）。三是强氧化性有漂白作用。过氧化钠的用途：可将它用作供氧剂，还可以用于消毒、杀菌和漂白等。 （三）、碳酸钠与碳酸氢钠 溶解度 溶液碱性 Na2CO3 （纯碱、苏打） 较大 使酚酞变红，溶液呈碱性。 NaHCO3 （小苏打） 较小 使酚酞变淡粉色，溶液呈较弱的碱性。 反应更迅速 NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑ 与酸反应 反应迅速Na2CO3+2HCl=2NaCl+2H2O+CO2↑ 与碱反应 稳定性 Na2CO3+Ca(OH)2=2NaOH+CaCO3↓ 稳定，加热不分解。 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O 固体NaHCO3 ： △ 2NaHCO3 == Na2CO3+H2O+CO2↑ 相互转化 Na2CO3溶液中通入大量CO2 Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3 其他 溶液中：Na2CO3+Ca(OH)2=2NaOH+CaCO3↓ 用途 用于玻璃、肥皂、造纸工业等 固体NaHCO3 2NaHCO3 == Na2CO3+H2O+CO2↑ 溶液中：NaHCO3+Ca(OH)2=NaOH+CaCO3↓+H2O 中和胃酸、制糕点发酵等 △ 注意

1． 除杂：CO2（HCl）：通入饱和的NaHCO3溶液而不是饱和Na2CO3溶液。 2. NaHCO3（少量与过量）与石灰水的反应：

2+－－2－

NaHCO3过量：Ca+2OH+2HCO3=CaCO3↓+CO3+2H2O

－－2+

NaHCO3少量：HCO3+OH+ Ca=CaCO3↓+H2O

3 .鉴别：①用BaCl2、CaCl2 产生白色沉淀的为Na2CO3 （不能用石灰水）。

②加热固体，产生气体，并使澄清石灰水变浑浊的为NaHCO3 铝及其化合物： （一）、铝

1、铝与NaOH溶液的反应：因它是中学化学中唯一能与碱反应的金属，具有代表性，主要

--涉及除杂问题和原电池反应。离子反应：2Al+2OH+2H2O＝2AlO2+3H2↑

2、铝箔的燃烧：现象是铝箔熔化，失去光泽，但不滴落。原因是铝表面的氧化膜保护了铝，氧化铝的熔点（2050℃）远远高于铝（660℃）的熔点。

3、铝、铁钝化：常温下，与浓硫酸、浓硝酸发生钝化（发生化学反应）不是不反应，因生成了致密的氧化膜。但在加热条件下，则能继续反应、溶解。

＋-4．离子共存：加入铝能产生氢气的溶液，说明此溶液含有大量的H或OH，但酸溶液中不

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能含有NO3，溶液中一旦有了NO3，溶液就成了HNO3，它与铝将不再产生氢气； （二）、氧化铝

1．熔点高：作耐火坩埚，耐火管和耐高温的实验验仪器等。

2．两性氧化物：因它是中学化学中唯一的两性氧化物，特别与碱的反应:

Al2O3+2NaOH＝2NaAlO2+H2O 3．工业制备铝：2Al2O3(熔融)

4Al+3O2↑（用冰晶石Na3AlF6作助熔剂来降低熔点）

--

（三）、氢氧化铝

3++

1．制备原理:强调用氨水。离子方程式是：Al+3NH3.H2O=Al(OH)3+3H

2．两性氢氧化物：因它是化学中唯一的两性氢氧化物，溶解在强酸、强碱中，特别与碱反

－－

应，更应引起重视。Al(OH)3＋OH＝AlO2＋H2O

3．氢氧化铝用于治疗胃酸过多：因其碱性不强，不会对胃壁产生强剌激作用，但可与胃酸

（盐酸）反应，不能用强碱

4．明矾净水原理：因溶液中的铝离子发生水解，生成Al(OH)3胶体，它可以和悬浮水中的泥沙形成不溶物沉降下来，故明矾可用作净水剂。

3+－

5、Al、AlO2、Al(OH)3的相互转化 3+＋

①Al+3NH3·H2O＝Al(OH)3↓＋3NH4

3+－

⑥ Al＋3OH＝Al(OH)3↓ －

3+ AlO2 Al－－

②Al(OH)3＋OH＝AlO2＋H2O ③ 3＋－－

③Al＋4OH＝AlO2＋2H2O ② ①

－+④ ⑤ ④AlO2＋H＋H2O＝Al(OH)3↓ －2－

Al(OH)3 2AlO2+3H2O+CO2＝2Al(OH)3↓+CO3

+3+

⑤Al(OH)3＋3H＝Al＋3H2O

铁及其化合物： －+3+

⑥AlO2＋4H＝Al＋2H2O

（一）、铁

高温 1．铁的物理性质以及与水蒸气的反应： 3Fe+4H2O(g)Fe3O4+4H2↑ 2．铁的生锈：纯铁不易生锈，生铁放在潮湿的环境中易生锈，原理是发生吸氧腐蚀。 3．铁与氯气、盐酸反应：产物分别为FeCl3、 FeCl2，且它们之间的相互转化，在推断题和实验题的除杂中经常出现。2FeCl3+Fe＝3FeCl2 ；2FeCl2+Cl2＝2FeCl3 （二）、氧化物

铁的氧化物：废铁屑的主要成分Fe2O3；铁锈的主要成分为Fe2O3. nH2O；Fe2O3红棕色粉未，俗称铁红，作红色油漆和涂料，是碱性氧化物，赤铁矿的主要成分为Fe2O3，它是炼铁的原料。Fe3O4黑色晶体、俗称磁性氧化铁;铁在氧气燃烧与铁与水蒸气反应的产物都是Fe3O4。FeO黑色粉末，是碱性氧化物。它们都与酸或CO反应：

Fe3O4+8HCl(浓)

△ FeCl2+2FeCl3+4H2O FexOy+yCO

高温 xFe + y CO2

（三）、氢氧化物 1．实验室制备Fe(OH)2，现象：白色沉淀→灰绿色→红褐色沉淀。为较长时间的看到Fe(OH)2白色沉淀，采取的防护措施：一是煮沸，二是将胶头滴管插入液面以下，三是加一层油膜，如苯、汽油等。写出化学方程式。 2．Fe(OH)3的受热分解：2Fe(OH)3

Fe2O3+3H2O，与此相似的还有Cu(OH)2、Al(OH)3。

3．氢氧化铁的制备：写出化学方程式。 （四）、铁盐与亚铁盐

2＋3＋

1．Fe、Fe的检验：

13

(1)Fe：一是碱液法：先生成白色沉淀，又迅速转变成灰绿色，最后变成红褐色沉淀

4Fe(OH)2+O2+2H2O＝4Fe(OH)3

二是先加入KSCN溶液，不变色，再加入氯水后，出现血红色。 3＋

(2)Fe：一碱液法：加入碱液，出现红褐色沉淀。

3+－

二是加入KSCN溶液，出现血红色，离子方程式为：Fe+3SCN=Fe(SCN)3

铁盐溶液常呈黄色，亚铁盐溶液常呈浅绿色 2．亚铁盐与铁盐的相互转化

铁盐与还原性物质反应可转化为亚铁盐，例如：金属活动性顺序表中铜以前的金属（Cu）、

2-—

还原性很强的阴离子(S、I)、某些氧化物（SO2）、某些氢化物（H2S、HI）都可以与铁

3+2+2+

盐反应。例如：制印刷电路板常用FeCl3作腐蚀液：2Fe+Cu＝2Fe+Cu

亚铁盐与氧化性物质反应可转化为铁盐：某些非金属单质（O2、Cl2，但I2不能氧化）、某

些酸（HNO3）、某些化合物（KMnO4、H2O2）

2++---3+

3．离子共存：不能与Fe共存的离子：（H、NO3）、（MnO4）、(ClO)；不能与Fe共存的离

-2-2--2+3+

子有：I、S、SO3、SCN。主要是对Fe的还原性、Fe的氧化性的考查。 4 铁盐和Na2FeO4(高铁酸钠)可作净水剂。 铜及其化合物

1．纯净的铜为紫红色，属有色金属。焰色反应呈绿色。铜与其他金属能够形成合金，铜合金的主要种类有：Cu～Sn合金称青铜，青铜是我国最早使用的合金； Cu～Zn合金称黄铜；Cu～Ni 合金称白铜。

2．铜与浓硫酸反应：铜与浓硫酸在加热的条件下发生反应，不加热不反应；铜与稀硫酸在加热条件下也不反应，但在有氧化剂存在的条件下发生反应，如通入O2（加热）或加入H2O2，对应的化学方程式为：2Cu+O2+H2SO42CuSO4+2H2O, Cu+2H2O2+H2SO4=CuSO4+4H2O 3．制备CuSO4方案的选择：方法如下：一是Cu→CuO→CuSO4, 二是用铜和浓硫酸的反应。方案的选择主要从绿色化学概念角度进行，选择方法一好些，与之相同的是制硝酸铜。 金属部分其他知识

1 常见合金材料：铁合金、铜合金、硬铝等

(1)合金的定义：合金是由两种或两种以上的金属(或金属与非金属)熔合而成的具有金属特性的物质。

(2)合金的优点：①一般情况下，合金比纯金属硬度大、更坚固。②多数合金的熔点比各成分金属的低。 (3)铁合金：

含碳量：2% ～4.3%

生铁 性质：生铁硬度大，抗压，性脆，

用途：可以铸造成型，是制造机座、管道的重要材料 铁碳合金

碳素钢（低碳钢、中碳钢、高碳钢）含碳量：0.03% ～2% 钢 性质：良好的延展性，机械性 合金钢（不锈钢） 用途：用于制造机械和交通工具 2 焰色反应:Na的焰色反应是黄色的K透过蓝色钴玻璃看是紫色的

3 既跟酸反应又跟碱反应的物质小结

. 金属铝两性氧化物(氧化铝)两性氢氧化物(氢氧化铝)

弱酸的酸式盐(如NaHCO3)弱酸弱碱盐(如：(NH4)2S；NH4HCO3等)氨基酸、蛋白质

14

2＋

4.金属的物理共性:有金属光泽，导电、导热性强，有延展性。

七 、 非金属及其化合物 （一） 氯气的性质

1 氯气的物理性质：黄绿色有刺激性气味的有毒气体，溶于水。

2 氯气与水反应：Cl2+H2O＝HCl+HClO；氯水的多重性质(Cl2的强氧化性、次氯酸的强氧化性：HClO+H2SO3＝H2SO4+HCl、次氯酸的不稳定性：2HClO＝2HCl+O2↑(见光或受热分解)、盐酸的酸性、次氯酸的酸性)

新制氯水的组成： “3+4” Cl2、HClO、H2O； H、Cl、ClO、OH [讨论]：

（1） 液氯、久置氯水与新制氯水的区别。 氯水（混合物） 新制（浅黄绿色） 久置（无色） 成份 氯气、水、盐酸、次氯酸 水、盐酸 性质 有酸性，强氧化性能漂白，消毒、光照酸性，无漂白、消毒作用 时次氯酸分解。 （2）自来水的杀菌消毒与净化。 ①液氯、漂白粉对自来水杀菌消毒：HClO的强氧化性，类似的物质还有O3、H2O2等。 ②使用KAl(SO4)2·12H2O或FeCl3对水进行净化。 ③Na2FeO4，新型自来水消毒净化剂，功能二合一。

(3)将氯水滴入紫色石蕊试液中，会有什么样的现象—先变红后褪色。 [小结]：HClO不稳定的一元强氧化性弱酸。HClO的电子式： H O Cl 3 氯气与碱的反应

（1）氯气与烧碱溶液的反应 ： Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O （2）制取漂白粉的化学反应方程式：2Cl2 + 2Ca(OH)2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O 4 氯气的氧化性：与NaBr溶液、KI溶液、FeCl2溶液、SO2等的反应。

——2+3+-（1） Cl2+2Br = 2Cl+Br2 2Fe+Cl2 = 2Fe + 2Cl

（2）、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） （3）、氯气与氢气反应Cl2 +H2 ＝2HCl (光照或点燃)(纯净氢气在氯气中安静燃烧发出

苍白色火焰；混合气体光照爆炸； 卤素单质的活泼程度比较、工业制取盐酸的方法） （4）、氯气与二氧化硫溶液反应: Cl2+SO2 +2H2O＝H2SO4 +2HCl （6）、氯气的检验方法——淀粉碘化钾试纸Cl2 +2NaI ＝2NaCl+I2

6 氯气的实验室制法：

反应原理:MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2↑+2H2O(加热)

+

—

—

—

净化：饱和的食盐水 干燥：浓 H2SO4

收集:用向上排空气法或用排饱和NaCl溶液。氯气有毒，尾气用NaOH溶液吸收 （ 二 ） 硫及其化合物

一硫单质（非金属性弱于卤素、氧和氮）

15

1． 硫与氧气反应:S+O2

点燃 SO2（空气中点燃淡蓝色火焰，纯氧中为蓝紫色）

△ 2． 硫与铜反应（生成+1价铜化合物，即硫化亚铜）S+2CuCu2S

3． 硫与铁反应，（生成+2价铁化合物，即硫化亚铁）S+Fe

△ FeS

4． 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） 5 物质性质：俗称硫磺，淡黄色固体，不溶于水，熔点低。 二二氧化硫 物理性质

无色、有刺激性气味的有毒气体；密度比空气大；易溶于水（1∶40）；（可用于进行喷泉实验，如SO2、HCl、NH3）易液化（－10℃） 化学性质

1、酸性氧化物：能和碱反应生成盐和水：SO2+2NaOH===Na2SO3+H2O

能与水反应生成相应的酸：SO2+H2O===H2SO3（二氧化硫的水溶液使紫色石蕊试液变红） 二氧化硫溶于水形成的亚硫酸只能存在于溶液中，它很不稳定，容易分解成水和二氧化硫，故二氧化硫溶于水的反应是可逆反应。SO2+H2O2、氧化性：

SO2气体通过氢硫酸，溶液变浑浊，有淡黄色不溶物出现。 SO2＋2H 2S=3S↓＋2H 2O 3、还原性：SO2使溴水和高锰酸钾溶液褪色

SO2＋Br2＋2H 2O=== H2SO4＋2HBr2SO2＋O2 2 SO3 4、漂白性：SO2使品红溶液褪色

SO2能使某些有色物质褪色，是由于二氧化硫可跟某些有色物质化合成无色物质，而化合成的无色物质却是不稳定的，易分解而恢复原来有色物质的颜色。 漂白性的比较

物质 HClO、O3、H2O2、Na2O2 具有漂白性的物质 SO2 与有色物质结合生成无色物质 非氧化还原反应 暂时性 可漂白某些有色物质，不能使石蕊试液褪色 木炭 将有色物质的分子吸附在其表面 物理吸附 暂时性 可吸附某些有色物质的分子 H2SO3

原理 将有色物质氧化分解 实质 效果 氧化还原反应 永久性 可漂白大多数有色物质，能范围 使紫色石蕊褪色 5 SO2与CO2的相互鉴别

鉴别SO2气体的常用方法是用品红溶液，看能否使其褪色，有时还需再加热看能否再复原。鉴别CO2气体的常用方法是用澄清石灰水，看能否使其变浑浊，足量时再变澄清。 当CO2中混有SO2时会干扰CO2的鉴别，应先除去SO2后再用澄清石灰水鉴别CO2气体。 除去CO2中的SO2，常用方法是使混合气体先通过足量溴水或酸性KMnO4溶液或饱和

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NaHCO3溶液(吸收SO2)，再通过品红溶液(检验SO2是否被除尽)。 三硫酸性质 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）（4）、与活泼金属反应（制氢气） 2． 浓硫酸的吸水性 （作气体干燥剂可以干燥：O2、H2、Cl2、N2、CO、CO2、SO2

不干燥：碱性：NH3 还原性：H2S、HI、HBr气体；与结晶水合物反应）

3． 浓硫酸的脱水性 （使木条、纸片、蔗糖等炭化；乙醇脱水制乙烯） 4． 浓硫酸的强氧化性 （1）、室温或冷的条件下使铁、铝等金属钝化 （2）、与不活泼金属铜反应（加热）: 2H2SO4(浓)+Cu

△ △ CuSO4+SO2↑+2H2O

（3）、与木炭反应:2H2SO4(浓)+C CO2↑+2SO2↑+2H2O

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。

2-5. SO4检验：在中学化学里常常先用盐酸把溶液酸化，再加入BaCl2溶液，根据是否有白

2-色沉淀出现来阐明原溶液中是否有SO4存在。

6.浓硫酸的物理性质：纯的硫酸为无色油状粘稠液体，能与水以任意比互溶（稀释浓硫酸要规范操作：注酸入水且不断搅拌）。不挥发，沸点高，密度比水大。

（三）硅及其化合物 硅

1．硅元素在地壳中的含量排第二，在自然界中没有游离态的硅， 2．熔点高，硬度大，常温下，化学性质不活泼。常温下能与碱反应： Si+2NaOH+H2O＝Na2SiO3+2H2↑

3．用途：太阳能电池、计算机芯片以及良好的半导体材料等。 二氧化硅（SiO2）：

1SiO2的空间结构：SiO2直接由原子构成，二氧化硅为原子晶体,不存在单个SiO2分子。 2物理性质：熔点高，硬度大

3化学性质：SiO2常温下化学性质很不活泼，不与水、酸反应（氢氟酸除外），能与强碱溶

液、氢氟酸反应，高温条件下可以与碱性氧化物反应。

①与强碱反应：生成的硅酸钠，具有粘性，所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避免Na2SiO3将瓶塞和试剂瓶粘住，打不开，应用橡皮塞）。 SiO2+2NaOH＝Na2SiO3+H2O

②与氢氟酸反应(SiO2的特性)：（利用此反应，氢氟酸能雕刻玻璃；氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放，应用塑料瓶）。4HF+SiO2＝SiF4↑+2H2O

③高温下与碱性氧化物或盐反应：

高温 高温 高温 SiO2+CaOCaSiONaCaSiO3+CO2↑ 3SiO2+Na2CO32SiO3+CO2↑SiO2+CaCO3

（4）用途：光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。 硅酸（H2SiO3）：

1物理性质：不溶于水的白色胶状物，能形成硅胶，吸附水分能力强。

2化学性质：H2SiO3是一种弱酸，酸性比碳酸还要弱，但SiO2不溶于水，故不能直接由

SiO2溶于水制得而用可溶性硅酸盐与酸反应制取：Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3↓ 硅酸盐

17

硅酸盐：硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类很多，大多数难溶于水，最常见的可溶性硅酸盐是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗称水玻璃，又称泡花碱，是一种无色粘稠的液体，可以作黏胶剂和木材防火剂。硅酸钠水溶液久置在空气中容易 变质 Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3↓

传统硅酸盐工业三大产品有：玻璃、陶瓷、水泥。

硅酸盐由于组成比较复杂，常用氧化物的形式表示：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物

→二氧化硅→水。

正长石（KAlSi3O8)的组成的表示: K2O.Al2O3.3SiO2 （四） 氮及其化合物

一、氮的氧化物：NO2和NO

N2＋O2======== 2NO，生成的一氧化氮很不稳定： 2NO＋O2 == 2NO2

一氧化氮：无色气体，有毒，能与人血液中的血红蛋白结合而使人中毒（与CO中毒原理相

同），难溶于水，是空气中的污染物。

二氧化氮：红棕色气体（与溴蒸气颜色相同）、有刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，

与水反应：

3NO2＋H2O＝2HNO3＋NO，或 4NO2＋O2＋2H2O ＝4HNO3、 4NO＋3O2＋2H2O ＝4HNO3 这几个关系式是氮的氧化物与氧气的混合气体溶于水计算的基础。(注意分析剩余气体的成分) 二、 硝酸

1．硝酸是强酸，具有酸的通性；

2．浓、稀硝酸都有强的氧化性，浓度越大，氧化性越强。如稀HNO3可使石蕊试变红，而 浓HNO3可使 石蕊试液先变红后褪色。

3．硝酸属于挥发性酸，浓度越大，挥发性越强（浓度为98%以上叫发烟硝酸），

4．硝酸不太稳定，光照或受热时会分解（长期放置时变黄色的原因、保存：棕色瓶冷暗处）； 4HNO3＝4NO2↑+O2↑+2H2O

5．硝酸有强烈的腐蚀性，不但腐蚀肌肤，也腐蚀橡胶等，

6．硝酸可与大多数金属反应，通常生成硝酸盐。8HNO3+3Cu＝3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O

7．浓硝酸可氧化硫、磷、碳等非金属成高价的酸或相应的氧化物，本身还原为二氧化氮。 C+4HNO3(浓) = CO2↑+4NO2↑+2H2O S+6HNO3(浓) =H2SO4+6NO2↑+3H2O 硝酸与金属反应的“特殊性”及规律

1．浓硝酸与铁、铝的钝化现象（原因及应用：钝化。常温可以用铝罐车或铁罐车运硝酸）（表现了浓硝酸的强氧化性）

2．与金属反应时硝酸的主要还原产物： （1）、与铜、银等不活泼金属反应，浓硝酸生成NO2，而稀硝酸生成NO

Cu+4HNO3(浓) = Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O3Cu+8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O （2）、浓、稀硝酸与金属反应中的作用：表现出——酸性、强氧化性

－＋

3.注意硝酸盐（NO3）和H可以形成隐性稀硝酸：在离子共存和计算题中要特别注意。 4．当浓硝酸与浓盐酸按体积比为1：3混合时，就配制成“王水”溶液，王水的氧化性比浓硝酸强，可以溶解金。铂等不溶于硝酸的金属。 三 、氨气（NH3）

（1）氨气的物理性质：极易溶于水，有刺激性气味，易液化。

18

高温或放电

（2）氨气的化学性质：

a.溶于水溶液呈弱碱性：NH3＋H2O

NH3·H2O

NH4＋OH

＋－

生成的一水合氨NH3·H2O是一种弱碱，很不稳定，受热会分解：

NH3·H2O

△ NH3 ↑＋H2O

－

＋

＋

氨水中的微粒：H2O、NH3·H2O、NH3、OH、NH4、H

喷泉实验的原理：是利用气体极易被一种液体吸收而形成压强差，使容器内气体压强降低，外界大气压把液体压入气体容器内，在玻璃导管尖嘴处形成美丽的“喷泉”。 喷泉实验成功的关键：（1）气体在吸收液中被吸收得既快又多，如NH3、HCl、HBr、HI用水吸收，CO2、SO2，Cl2、H2S等用NaOH溶液吸收等。（2）装置的气密性要好。（3）烧瓶内的气体纯度要大。 b.氨气可以与酸反应生成盐：

①NH3＋HCl＝NH4Cl ②NH3＋HNO3＝NH4NO3 ③ 2NH3＋H2SO4＝(NH4)2SO4

因NH3溶于水呈碱性，所以可以用湿润的红色石蕊试纸检验氨气的存在，因浓盐酸有挥发性，所以也可以用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近集气瓶口，如果有大量白烟生成，可以证明有NH3存在。

催化剂 c强还原性：8NH3+3Cl2＝N2+6NH4Cl4NH3+5O2△ 4NO+6H2O

（3）氨气的实验室制法：

①原理：2NH4Cl+Ca(OH)2 2NH3 ↑+ CaCl2 + 2H2O

???②装置特点：固＋固?气体，与制O2相同。 ③收集：向下排空气法。

④检验：能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时能生成白烟。 ⑤ 干燥：用碱石灰（NaOH与CaO的混合物）或生石灰在干燥管或U型管中干燥。不能用CaCl2、P2O5、浓硫酸作干燥剂，因为NH3能与CaCl2反应生成CaCl2·8NH3。P2O5、浓硫酸均能与NH3反应，生成相应的盐。所以NH3通常用碱石灰干燥。 四、铵盐铵盐均易溶于水，且都为白色晶体（很多化肥都是铵盐）。

(1)受热易分解，放出氨气：NH4HCO3＝NH3+H2O+CO2

(2)干燥的铵盐能与碱固体混合加热反应生成氨气，利用这个性质可以制备氨气： (3)NH4的检验：样品加碱混合加热，放出的气体能使湿的红色石蕊试纸变蓝，则证明该物质会有NH4。

＋

＋

△

必修2知识点

主题1 物质结构基础

一、元素周期表 1.编排原则：

①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数＝原子的电子层数） ．．．．．．．．③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。 ．．．．．．．．．．

(主族序数＝原子最外层电子数)

19

2.结构特点：

核外电子层数 元素种类

第一周期 1 2种元素

短周期 第二周期 2 8种元素

周期 第三周期 3 8种元素

元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素 素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素 周 长周期 第六周期 6 32种元素

期 第七周期 7 未填满（已有26种元素） 表 主族：ⅠA～ⅦA共7个主族

族 副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族

（18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（第8、9、10三个纵行） （16个族） 零族：稀有气体（第18纵行） 二、元素周期律

1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电．．．．．．．．．．子排布的周期性变化的必然结果。 ．．．．．．．．．

2.同周期元素性质递变规律 第三周期元素 (1)电子排布 (2)原子半径 (3)主要化合价 (4)金属性、非金属性 (5)单质与水或酸置换难易 (6)氢化物的化学式 (7)与H2化合的难易 8)氢化物的稳定性 (9)最高价氧化物的化学式 最高价氧化物对应水化物 (10)化学式 (11)酸碱性 (12)变化规律 Na2O NaOH Mg(OH)2 强 碱 中强碱 两性氢 氧化物 弱酸 中强 酸 强酸 很强 的酸 — — 冷水 剧烈 ＋1 ＋2 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 电子层数相同，最外层电子数依次增加 原子半径依次减小 ＋3 ＋4 －4 ＋5 －3 ＋6 －2 ＋7 －1 — — — — HCl — — — Cl2O7 HClO4 — — 金属性减弱，非金属性增加 热水与 酸快 —— —— —— MgO Al2O3 SiO2 与酸反 应慢 SiH4 —— PH3 H2S 由难到易 稳定性增强 P2O5 SO3 H2SO4 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 碱性减弱，酸性增强 元素性质的递变规律 同周期由左至右：金属性减弱，非金属性增强；最高价氧化物对应水化物酸性增强，碱性

减弱；气态氢化物稳定性增强。

20

同主族由上至下：最高价氧化物的水化物酸性减弱、碱性增强；气态氢化物稳定性减弱还

原性增强；金属性增强非金属性减弱。 3 判断金属性或非金属性的强弱的依据 金属性强弱 最高价氧化物水化物碱性强弱 与水或酸反应，置换出H2的易难 活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属 阳离子氧化性强的为不活泼金属，氧化性弱的为活泼金属 原电池中负极为活泼金属，正极为不活泼金属 非金属性强弱 最高价氧化物水化物酸性强弱 与H2化合的易难及生成氢化物稳定性 活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质 阴离子还原性强的为非金属性弱，还原性弱的为非金属性强 将金属氧化成高价的为非金属性强的单质，氧化成低价的为非金属性弱的单质 4 比较粒子半径的大小 比较微粒半径大小时只需考虑核电荷数、核外电子层数、核外电子数的情况. （1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。（2）电子层数相同时，再比较核电荷数， 核电荷数多的半径反而小。（3）电子层数和核电荷数相同时，核外电子数多半径大。

－

（1）同种元素：阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径如: Na+＜Na；Cl＜Cl (2）具有相同电子层结构的微粒， 核电荷数越大，则半径越小．如：

2－－+2+3+

与Ne电子层结构相同的微粒： O＞F＞Na＞Mg＞Al

2－－+2+

与Ar电子层结构相同的微粒: S＞Cl＞K＞Ca (3). 电子数和核电荷数都不同的微粒：

同主族的元素，无论是金属还是非金属，无论是原子半径还是离子半径从上到下递增. 同周期：原子半径从左到右递减.如Na＞Cl

如既不是同周期,又不是同主族,比较原子半径时,要寻找到合适的中间者. 5 元素周期表与原子结构的关系 周期序数=原子的电子层数。

主族序数=原子最外层电子数 =元素的最高正价数 主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数 6 10电子粒子和18电子粒子

(1)．10电子构型 电子总数为10的粒子：

－－

Ne、CH4、NH3、H2O、HF、Na+、Mg2+、Al3+、N3-、O2-、F、OH、H3O+、NH4+

－

(2)、18电子粒子：Ar、F2、SiH4、PH3、H2S、HCl、H2O2、K+、Ca2+、HS、S2-、Cl-、O22- 三 原子结构和1--20号元素原子结构的特殊性

质子（Z个）

原子核 注意：

中子（N个） ① 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)

A 原子（ Z X ） ②原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数

核外电子（Z个） ③1--20号元素原子结构示意图的书写

元素、核素、同位素的相互关系

① 元素具有相同质子数的同一类原子的总称，元素是宏观概念，只表示种类，没有数

量含义。

1

② 核素具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。如：氕（1H）、

23

氘(1H或D)、氚（1H或T）是氢元素的三种核素。

③ 同位素具有相同质子数和不同中子数的同一元素的原子互称同位素。 注意：原子的相对原子质量近似等于原子的质量数。

★熟背前20号元素的元素符号(铁、铜在表中的位置)，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca

21

原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容

2

纳的电子数是2n；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个。

电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： K L M N O P Q 四、化学键

1．化学键：在原子结合成分子时，相邻的原子之间强烈的相互作用。 2．离子键和共价键

（1）离子键：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键。

常见的离子化合物：大多数盐、强碱、典型金属氧化物

（2）共价键：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键

非极性键（A—A型）和极性键（A—B型）： 3 .离子键与共价键的比较 键型 概念 成键方式 成键粒子 成键元素 离子键 阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键 通过得失电子达到稳定结构 阴、阳离子 活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键） 共价键 原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键 通过形成共用电子对达到稳定结构 原子 非金属元素之间 离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（一定有离子键，可能有共价键） 共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键）

极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。

共价键 非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。 4.电子式： 常见的电子式 H2 H H N2 O2 O O Cl2 Cl Cl H2O H O H N N H2O2 H O O H CO2 O C O HCl H Cl HClO H O Cl H H Cl Cl NH3 H N H PCl3 Cl P Cl CH4 H C H CCl4 Cl C Cl

H Cl - 2-+ NaOH Na+ O Na2O2 Na+ O MgCl2 Cl -Mg2+ Cl - H O Na5 化学键的问题 （1）化学键与组成元素的关系：活泼金属与活泼非金属元素一般形成离子键（AlCl3除外）；非金属与非金属元素一般形成共价键 (但铵盐为离子化合物)；同种非金属元素形成非极性键；不同种非金属元素形成极性键。 （2）离子化合物与共价化合物的判断:

常见的离子化合物：大多数盐、强碱、典型金属氧化物、类盐等

常见的共价化合物：只含非金属元素的化合物（除铵盐）非金属氢化物、含氧酸、非金属

氧化物、大多数有机物

（3）化学键的断裂：①发生化学反应②电解质发生电离③离子晶体等的熔化或气化

主题2化学反应与能量

22

第一节化学能与热能

一、化学键与化学反应中能量变化的关系 1、化学反应的实质：化学键的断裂和形成

2、旧键的断裂需要吸收能量，新键的生成需要放出能量。所以说，化学键的断裂和形成是物质在化学反应中能量变化的主要原因，物质的化学反应与体系的能量变化是同时发生的。

3、从化学反应的热效应来分类：化学反应可以分为：吸热反应与放热反应。

4、从反应物与生成物的总能量高低分析吸热反应与放热反应：放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0

?H＝∑E（生成物的总能量）－∑E（反应物的总能量）

二、化学能与热能的相互转换

1、化学反应必须遵循的两条基本的自然定律：质量守恒定律与能量守恒定律

2、因为反应物的总能量与生成物的总能量不等，所以任何化学反应都伴随着能量的变化。化学反应中的能量变化通常主要表现为热量的变化。

3、常见的吸热反应：例如：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气

的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应

4、常见的放热反应：例如：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化

合反应缓慢氧化。

5、吸热反应、放热反应与加热之间的关系：需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应

．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。

如C（石墨，s）=== C（金刚石，s）△H= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石能量高，石墨比金属石稳定。（能量越低越稳定）

6、中和热：中和热是指酸、碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol水所放出的热量。

第二节化学能与电能

一、能源分类：关于能源问题，应了解下面的几个问题：

（1）能源的分类：一次能源（直接从自然界取得的能源）和二次能源（一次能源经过加工

转化得到的能源）；常规能源（可再生能源，如水等，非再生能源，如煤、石油、天然气等）；新能源（可再生能源，如太阳能、风能、生物能；非再生能源，如核聚变燃料） （2）新能源的开发；①太阳能、②生物能、③风能、④地球能、海洋能 二 、原电池的工作原理

1．将化学能转变为电能的装置叫做原电池，它的原理是将氧化还原反应中还原剂失去的电子经过导线传给氧化剂，使氧化还原反应分别在两极上进行。 2．原电池的形成条件：

（1）活泼性不同的电极材料（2）电解质溶液

（3）构成闭合电路（4）自发进行的氧化还原反应 3．判断原电池正负极常用的方法

负极：一般为较活泼金属，发生氧化反应；是电子流出的一极，电流流入的一极；或阴离

子定向移动的极。

正极：一般为较不活泼金属，能导电的非金属；发生还原反应；电子流入一极，电流流出

一极；或阳离子定向移向的极。 三、原电池原理的应用

（1）设计原电池，写出简单原电池的正、负极反应式。

（2）加快了化学反应速率：形成原电池后，氧化还原反应分别在两极进行，使反应速率增

23

大，例如：实验室用粗锌与稀硫酸反应制取氢气；在锌与稀硫酸反应时加入少量的CuSO4溶液，能使产生H2的速率加快 （3）进行金属活动性强弱的比较

（4）电化学保护法：即金属作为原电池的正极而受到保护，如在铁器表面镀锌 （5）从理论上解释钢铁腐蚀的主要原因 五、发展中的化学电源 A. 干电池（锌锰电池）

a. 负极：Zn －2e -＝ Zn 2+ b. 参与正极反应的是MnO2和NH4+ B. 充电电池铅蓄电池：

放电时电极反应：负极：Pb + SO42-－2e-＝PbSO4 正极：PbO2 + 4H+ + SO42- + 2e-＝ PbSO4 + 2H2O 放电时总反应：Pb + PbO2 +2H2SO4＝2PbSO4 + 2H2O C 氢氧燃料电池：总反应：2H2 + O2＝2H2O 电极反应为（电解质溶液为KOH溶液）

负极：2H2 + 4OH- - 4e- = 4H2O正极：O2 + 2H2O + 4e- = 4OH-

第三节 化学反应的速率和限度

一、化学反应速率及其简单计算

1．化学反应速率：通常用单位时间内反应物浓度的减小量或生成物浓度的增加量来表示，其数学表达式可表V??c示为单位一般为mol/(L·min)或mol.·L-1·min-1

?t

2．结论：对于一般反应 aA + bB =cC + d D来说有：

VA：VB：VC：VD =△CA：△CB ：△CC：△CD =a ：b ：c ：d 特别提醒：

同一化学反应速率用不同物质表示时可能不同，但是比较反应速率快慢时，要根据反应速率与化学方程式的计量系数的关系换算成同一种物质来表示，看其数值的大小。注意比较时单位要统一。

二、影响化学反应速率的因素

（1）内因：参加反应的物质本身的性质； （2）外因：

a浓度结论：参加反应的物质浓度越大，反应速率越大

b温度结论：其他条件相同的情况下，温度升高，化学反应速率 注意：该结论对放热反应和吸热反应都适用。 c压强：

物理学上，压强与体系的体积成反比，增大压强，体系的体积减小，物质的浓度增大，反应速率增大。若增大压强没有改变反应物的浓度，则反应速率不变。 d催化剂加入催化剂能同等程度地改变反应速率。 特别提醒：

1．改变压强的实质是改变浓度，若反应体系中无气体参加，故对该类的反应速率无影响。 2．恒容时，气体反应体系中充入稀有气体（或无关气体）时，气体总压增大，物质的浓度不变，反应速率不变。

3．恒压时，充入稀有气体，反应体系体积增大，浓度减小，反应速率减慢。 三、化学反应的限度

1. 可逆反应的概念和特点

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2. 绝大多数化学反应都有可逆性，只是不同的化学反应的限度不同；相同的化学反应，

不同的条件下其限度也可能不同 3. 化学反应限度的概念：

一定条件下，当一个可逆反应进行到正反应和逆反应的速率相等，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡，

这就是可逆反应所能达到的限度。

四、化学反应条件的控制：

1、化学反应条件的选择2、燃料燃烧不充分的危害

3、提高燃料燃烧效率的措施 4燃料充分燃烧的条件

主题3化学与可持续发展

一、有机物

1绝大多数含碳的化合物称为有机化合物，简称有机物。像CO、CO2、碳酸、碳酸盐等少数化合物，由于它们的组成和性质跟无机化合物相似，因而一向把它们作为无机化合物。有机物的主要特点是：难溶于水易溶于有机溶剂、不稳定可燃烧、不导电、熔点低、一般为非电解质、相互反应速度慢而且有副反应。

2、烃的定义：仅含碳和氢两种元素的有机物称为碳氢化合物，也称为烃。 3、烃的分类：

饱和烃→烷烃（如：甲烷）

脂肪烃(链状)

烃不饱和烃→烯烃（如：乙烯）

芳香烃(含有苯环)（如：苯）

二甲烷、乙烯和苯的性质比较： 有机物 通式 代表物 结构简式 (官能团) 结构特点 空间结构 物理性质 用途 有机物

烷烃 CnH2n+2 甲烷(CH4) CH4 C－C单键， 链状，饱和烃 正四面体 无色无味的气体，比空气轻，难溶于水 优良燃料，化工原料 烯烃 CnH2n 乙烯(C2H4) CH2＝CH2 C＝C双键， 链状，不饱和烃 六原子共平面 无色稍有气味的气体，比空气略轻，难溶于水 石化工业原料，植物生长调节剂，催熟剂 主要化学性质 苯及其同系物 —— 苯(C6H6) 或 一种介于单键和双键之间的独特的键，环状 平面正六边形 无色有特殊气味的液体，比水轻，难溶于水 有机溶剂，化工原料 ①氧化反应（燃烧）（天然气、沼气、油田气的主要成分） 25

甲烷 CH4+2O2――→CO2+2H2O（淡蓝色火焰） ②取代反应（注意光是反应发生的主要原因，产物有5种） CH4+Cl2―→CH3Cl+HCl CH3Cl +Cl2―→CH2Cl2+HCl CH2Cl2+Cl2―→CHCl3+HCl CHCl3+Cl2―→CCl4+HCl 在光照条件下甲烷还可以跟溴蒸气发生取代反应， 甲烷不能使酸性KMnO4溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。 ①氧化反应（ⅰ）燃烧 C2H4+3O2――→2CO2+2H2O（火焰明亮，有黑烟） （ⅱ）被酸性KMnO4溶液氧化，能使酸性KMnO4溶液褪色。 ②加成反应 CH2＝CH2＋Br2－→CH2Br－CH2Br（能使溴水或溴的四氯化碳溶液褪色） 在一定条件下，乙烯还可以与H2、Cl2、HCl、H2O等发生加成反应 CH2＝CH2＋H2――→CH3CH3 CH2＝CH2＋HCl－→CH3CH2Cl（氯乙烷） CH2＝CH2＋H2O――→CH3CH2OH（制乙醇） ③加聚反应 乙烯能使酸性KMnO4溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。常利用该反应鉴别烷烃和烯烃，如鉴别甲烷和乙烯。 ①氧化反应（燃烧） 2C6H6＋15O2―→12CO2＋6H2O（火焰明亮，有浓烟） ②取代反应 苯环上的氢原子被溴原子、硝基取代。 ＋ Br2――→＋HBr Br 乙烯 苯 ＋ HNO3――→＋H2O —NO2 ③加成反应 ＋3H2――→ 苯不能使酸性KMnO4溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。 注意： CH4的取代反应是逐步完成的，除了HCl外，还依次生成4种有机物：____________________其中____是气态，_____是高效灭火剂,___是有机溶剂，CH2Cl2__ (有或无)同分异构体。甲烷与空气或氧气按一定比例混合后点燃会发生爆炸，因此点燃甲烷前须检验纯度。

三同系物、同分异构体、同素异形体、同位素比较。 概念 同系物 同分异构体 同素异形体 定义 结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质 分子式相同而结构式不同的化合物的互称 26

同位素 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子的互称 由同种元素组成的不同单质的互称

分子式 不同 相同 元素符号表示相同，分子式可不同 不同 单质 —— 结构 研究对象 相似 化合物 不同 化合物 —— 原子 写出C4H10、C5H12的同分异构体· 四 烷烃的命名：

普通命名法：把烷烃泛称为“某烷”，某是指烷烃中碳原子的数目。1－10用甲，乙，丙，丁，戊，已，庚，辛，壬，癸；11起汉文数字表示。区别同分异构体，用“正”，“异”，“新”。如：正丁烷，异丁烷；正戊烷，异戊烷，新戊烷。 五、乙醇和乙酸的性质比较 有机物 通式 代表物 结构简式 官能团 物理性质 无色、有特殊香味的液体，俗名酒精，与水互溶，易挥发 （非电解质） 用途 作燃料、饮料、化工原料；用于医疗消毒，乙醇溶液的质量分数为75％ 有机物 乙醇 ①与Na的反应 2CH3CH2OH+2Na―→2CH3CH2ONa+H2↑ 乙醇与Na的反应（与水比较）：①相同点：都生成氢气，反应都放热 ②不同点：比钠与水的反应要缓慢 结论：乙醇分子羟基中的氢原子比烷烃分子中的氢原子活泼，但没有水分子中的氢原子活泼。 ②氧化反应（ⅰ）燃烧 CH3CH2OH+3O2―→2CO2+3H2O （ⅱ）在铜或银催化条件下：可以被O2氧化成乙醛（CH3CHO） 2CH3CH2OH+O2――→2CH3CHO+2H2O （ⅲ）被酸性KMnO4溶液或重铬酸钾溶液氧化，直接生成乙酸。 ③消去反应 CH3CH2OH――→CH2＝CH2↑+H2O 乙酸 ①具有酸的通性：CH3COOH≒CH3COO＋H 使紫色石蕊试液变红；与活泼金属，碱，弱酸盐反应，如CaCO3、Na2CO3 酸性比较：CH3COOH > H2CO3 2CH3COOH＋CaCO3＝2(CH3COO)2Ca＋CO2↑＋H2O（强制弱） －＋饱和一元醇 CnH2n+1OH 乙醇 CH3CH2OH 或 C2H5OH 羟基：－OH 饱和一元羧酸 CnH2n+1COOH 乙酸 CH3COOH 羧基：－COOH 有强烈刺激性气味的无色液体，俗称醋酸，易溶于水和乙醇，无水醋酸又称冰醋酸。 有机化工原料，可制得醋酸纤维、合成纤维、香料、燃料等，是食醋的主要成分 主要化学性质 27

②酯化反应 酸脱羟基醇脱氢 强调：1 酯化反应的实验： 试剂加入顺序：乙醇(3mL)→浓硫酸(2mL，边加边摇动试管)→醋酸(2mL)。

饱和碳酸钠溶液作用：一是降低酯在水中的溶解度，二是吸收挥发的乙酸蒸气，三是使挥

发的乙醇部分溶解在饱和Na2CO3溶液中

为什么出气导管口不能插入碳酸钠液面下：防止发生倒吸现象

浓硫酸在酯化反应过程中的作用有两个：一是起催化剂作用，二是吸水性 2 官能团的概念：官能团，是决定有机化合物的化学性质的原子或原子团

六基本营养物质

食物中的营养物质包括：糖类、油脂、蛋白质、维生素、无机盐和水。人们习惯称糖类、油脂、蛋白质为动物性和植物性食物中的基本营养物质。 种类 糖类 单糖 双糖 多糖 元素组成 代表物 葡萄糖 果糖 蔗糖 麦芽糖 淀粉 纤维素 代表物分子 C6H12O6 C12H22O11 葡萄糖和果糖互为同分异构体 单糖不能发生水解反应 蔗糖和麦芽糖互为同分异构体 能发生水解反应生成单糖 淀粉、纤维素由于n值不同，所以分子式不同，不能互称同分异构体，能发生水解反应 含有C＝C键，能发生加成反应， 能发生水解反应 C－C键， 能发生水解反应 能发生水解反应 C H O C H O C H O (C6H10O5)n 不饱和高级脂肪酸甘油酯 油脂 油 脂 C H O C H O 植物油 动物脂肪 饱和高级脂肪酸甘油酯 蛋白质 葡萄糖 C H O 酶、肌肉、 氨基酸连接成N S P等 毛发等 的高分子 主要化学性质 结构简式：CH2OH－CHOH－CHOH－CHOH－CHOH－CHO 或CH2OH(CHOH)4CHO （含有羟基和醛基） 醛基：①使新制的Cu(OH)2产生砖红色沉淀－测定糖尿病患者病情 ②与银氨溶液反应产生银镜－工业制镜和玻璃瓶瓶胆 羟基：与羧酸发生酯化反应生成酯 水解反应：生成葡萄糖和果糖（麦芽糖水解只生成葡萄糖） 淀粉、纤维素水解反应：生成葡萄糖 淀粉特性：淀粉遇碘单质变蓝 水解反应：生成高级脂肪酸（或高级脂肪酸盐）和甘油 水解反应：最终产物为氨基酸 颜色反应：蛋白质遇浓HNO3变黄（鉴别部分蛋白质） 灼烧蛋白质有烧焦羽毛的味道（鉴别蛋白质） 蔗糖 淀粉 纤维素 油脂 蛋白质 七 有机反应的类型 (1)取代反应

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定义：有机物分子里的某些原子或原子团被其它原子或原子团所代替的反应 ① 卤代反应：

② 硝化反应:苯与浓硝酸，浓硫酸在50～60℃共热 ③酯化反应:乙酸和乙醇在浓硫酸催化下反应 (2)加成反应

定义：有机分子里的不饱和碳原子跟其它原子或原子团直接结合生成别的物质的反应。 ① 与氢加成：乙烯和氢气 ② 苯和氢气

③与卤化氢：乙烯和氯化氢 (3)其它反应类型

①氧化反应：有机物的燃烧，及使高锰酸钾溶液褪色的反应 乙醇的燃烧 乙醇的催化氧化

②加聚反应：制备聚乙烯

八开发利用金属矿物和海水资源

（一）、金属矿物的开发利用 1、金属的存在：

游离态：如金、铂等不活泼金属；化合态：绝大多数金属，如：Na、K、Ca、Mg等。 2、金属矿物的冶炼步骤：(1)矿石的富集 (2)冶炼：利用氧化还原反应原理，在一定条件下，用还原剂把金属从其矿石中还原出来，得到金属单质（粗）。(3)精炼

3、金属冶炼原理：利用还原的方法，使金属化合物中的金属离子得到电子变成金属原子。 4、金属冶炼的一般方法：

①热分解法： 适用于一些不活泼的金属。

2HgO

△ 2Hg＋O2↑2Ag2O

△ 4Ag＋O2↑

②热还原法：高温条件下，用适当的还原剂将金属从化合物中还原出来。例如： CO还原Fe2O3：C还原氧化铜： H2还原WO3 铝热反应：

Fe2O3＋3CO

高温 2Fe＋3CO2↑ ZnO＋C

高温 Zn＋CO↑

常用的还原剂：焦炭、CO、H2等。一些活泼的金属也可作还原剂，如Al，

Fe2O3＋2Al

高温 2Fe＋Al2O3（铝热反应）

③电解法：电解Al2O3制取金属铝：熔融的NaCl电解制取金属钠：

2NaCl（熔融）

电解 2Na＋Cl2MgCl2（熔融）

电解 Mg＋Cl22Al2O3（熔融）

电解 4Al＋3O2↑

5、金属的回收和资源保护

（1）有效地使用金属产品、材料；（2）提高矿物利用率； （3）用其他材料代替金属材料；（4）加强金属资源的回收和再利用； （二）、海水资源的开发利用 1、水资源的利用

海水是一个远未开发的巨大化学资源宝库 ，海水中含有80多种元素。 海水淡化的方法：a、蒸馏法； b、电渗析法； c、离子交换法

海水制盐：利用浓缩、沉淀、过滤、结晶、重结晶等分离方法制备得到各种盐。 2、制备化工产品

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（1）海水中可提取溴：（2）海带中含I2

九化学与资源综合利用、环境保护

（一）、煤和石油

1、煤的组成：煤是由有机物和少量无机物组成的复杂混合物，主要含碳元素，还含有少量的氢、氧、氮、硫等元素。

2、煤的综合利用：煤的干馏、煤的气化、煤的液化。

煤的干馏是指将煤在隔绝空气的条件下加强使其分解的过程，也叫煤的焦化。煤干馏得到焦炭、煤焦油、焦炉气等。注意：上述三种过程是物理过程还是化

3、石油的组成：石油主要是多种烷烃、环烷烃和芳香烃多种碳氢化合物的混合物，没有固定的沸点。

4、石油的加工：石油的分馏、催化裂化、裂解。

a、裂化的目的：裂化的目的是为了提高轻质液体燃料（汽油，煤油，柴油等）的产量，特别是提高汽油的产量。催化裂化还可以得到高质量的汽油。方法：热裂化和催化裂化 b、裂解：石油的深度裂化目的：裂解是深度裂化以获得短链不饱和烃为主要成分的石油 5 、聚乙烯和高分子化合物

聚合反应：由低分子化合物生成高分子化合物的反应。例如：由乙烯制取聚乙烯： 高聚物的特征：性质稳定，无固定的熔沸点，是混合物。 几种常见高分子材料的合成反应（加聚反应）。 （二）、天然气

1、组成：气态烃，主要为CH4

2、综合利用：a、清洁燃料；b、化工原料：合成氨，生产甲醇及合成分子内含两个或两个以上C的有机化合物。 十、环境保护和绿色化学

环境问题主要是指由于人类不合理地开发和利用自然资源而造成的生态环境破坏，以及工农业生产和人类生活所造成的环境污染。 1、环境污染 （1）大气污染

大气污染物：颗粒物（粉尘）、硫的氧化物（SO2和SO3）、氮的氧化物（NO和NO2）、

CO、碳氢化合物，以及氟氯代烷等。

（2）水污染

＋＋

水污染物：重金属（Ba2、Pb2等）、酸、碱、盐等无机物，耗氧物质，石油和难降解

的有机物，洗涤剂等。水污染的防治方法：控制、减少污水的任意排放。

（3）土壤污染

土壤污染物：城市污水、工业废水、生活垃圾、工矿企业固体废弃物、化肥、农药、大气沉降物、牲畜排泄物、生物残体。土壤污染的防治措施：控制、减少污染源的排放。 2、绿色化学

绿色化学的核心就是利用化学原理从源头上减少和消除工业生产对环境的污染。按照绿色化学的原则，最理想的“原子经济”就是反应物的原子全部转化为期望的最终产物（即没有副反应，不生成副产物，更不能产生废弃物），这时原子利用率为100％。一般化合反应、加成反应、加聚反应的原子利用率为100％。

3、近年来，在高考中经常出现一些与环境保护相关的重要词汇。现将它们整理如下： 1） 赤潮：海中的红藻、褐藻由于吸收较多的营养物质（N、P等）而过度繁殖，引起海潮

呈赤色的现象。它会造成海水的严重缺氧。

2） 水华：人为地向水中投入（或排入）生物需要的营养物质（N、P等）后，导致水面上的

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